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(完整word版)化学选修三第一章归纳总结和练习题
选修3 第一章原子结构与性质知识梳理一.核外电子排布：1、能层：原子核外电子按______大小______排布，从内到外分为____、____、____、____、____、____、____七层，能量依次_____。
各能层所能容纳的电子个数为______。
2、能级：各能层电子的能量_______（填“相同”或“不相同”），不同能量的电子分别排布在____、____、____、____能级上，各能层的能级个数与__________相等，各能级上所能容纳的电子数分别为_____、____、____、____。
3、原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。
原子轨道轨道形状轨道个数spdf4.能层、能级、原子轨道及其最多容纳电子数的关系能层n一二三四五…n 符号K ……能级1s ………原子轨道1 ………最多容纳电子数2 2•能级数=能层序数•S、p、d、f能级分别有1、3、5、7个原子轨道，最多容纳电子数分别是2、6、10、14 •各能层(n)原子轨道数目=•各能层(n)最多容纳的电子数=5、原子轨道能量高低规律●同能层：ns np nd nf●形状相同的原子轨道：1s 2s 3s 4s, 2p 3p 4p 5p●同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道：2p x=2p y=2p z练习.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)2s______3s (2) 2s______3d (3)3p______3s(4) 4f______6f (5) 3d______4s二．核外电子排布的规律：1核外电子排布遵守原理，原理和原理。
（1）.能量最低原理：内容：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
构造原理电子的排布先后顺序为：1s_______________________________________________________________。
(完整版)高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结二、复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
化学选修三,人教版知识点总结
第一章原子结构与性质 1能级与能层J 尺电子的厢子轨迺旦球够对《= 代h 电子的障子物逍呈班恰彤屮桥:级上1个 «P 能级上玉个 善能彼上的嫌子轨済数目^加能级上庚亍斗你纵卜"个同龍层上掠干啟迢沱樓的隔低: MS 呻 /*<■ rtl② 形狀轿I 的的專亍抽道能复的咼低’ |賢、2s- Js-@11 一鹿以内形获抽何HiH 申廣方向 不剛的廉子執追的能JRI9零.如 2归・2丹*2p.tt.aU 的能華相等⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外 电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
<5£>■(JS). Ccr)_* * _、 '_ -能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说 4s 能级比3d 能级能量低（实际上 4s 能级比3d 能级能量高），而 是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
（2） 能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3） 泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电 旋方向相反（用“fj”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4） 洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一 个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定 的状态。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法 （1）电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 K : 1s22s22p63s23p64s1。
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高中化学选修3知识点总结二、复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质〔一〕原子结构1、能层和能级〔1〕能层和能级的划分（①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
（②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
（③任一能层，能级数等于能层序数。
（s、p、d、f可容纳的电子数依次是1、3、5、7的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（〔2〕能层、能级、原子轨道之间的关系（（（（（（（（每能层所容纳的最多电子数是：2n2〔n：能层的序数〕。
（2、构造原理（（（（（（（（（1〕构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2〕构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3〕不同能层的能级有交错现象，如E〔3d〕＞E〔4s〕、E〔4d〕＞E〔5s〕、E〔5d〕（＞E〔6s〕、E〔6d〕＞E〔7s〕、E〔4f〕＞E〔5p〕、E〔4f〕＞E 〔6s〕等。
原子轨道的能量关系是：ns＜〔n-2〕f＜〔n-1〕d＜np（4〕能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
1(版)高中化学选修3知识点总结资料根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
〔5〕基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态〔相对基态而言〕。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收〔基态→激发态〕和放出〔激发态→较低激发态或基态〕不同的能量〔主要是光能〕，产生不同的光谱——原子光谱〔吸收光谱和发射光谱〕。
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高中化学选修3知识点全部归纳〔物质的结构与性质〕▼第一章原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层〔能层〕、原子轨道〔能级〕的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的时机大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的时机大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的时机小，电子云密度越小.电子层〔能层〕：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为 K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道〔能级即亚层〕：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理〕了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规那么:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规那么的特例:在等价轨道的全充满〔p6、d10、f14〕、半充满〔p3、d5、f7〕、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1 、29Cu[Ar]3d104s1.第1页共11页(3).掌握能级交错图和1-36 号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点全部归纳物质的结构与性质第一章与性质.一、认识外电子运动状态,了解电子云、电子层能层、原子轨道能级的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近,电子出现的机会大,电子云密度越大；离核越远,电子出现的机会小,电子云密度越小.电子层能层：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同,核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道能级即亚层：处于同一电子层的原子核外电子,也可以在不同类型的原子轨道上运动,分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道,s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形,d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.构造原理了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理,能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.1.原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道亚层和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中,不存在运动状态完全相同的两个电子.2.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道,再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满p6、d10、f14、半充满p3、d5、f7、全空时p0、d0、f0的状态,具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d54s1、29Cu Ar3d104s1.3.掌握能级交错图和1-36号元素的式.①根据构造原理,基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序;②根据构造原理,可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示,由下而上表示七个能级组,其能量依次升高；在同一能级组内,从左到右能量依次升高;基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布;3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子,转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能;常用符号I1表示,单位为kJ/mol;1.原子核外电子排布的周期性.随着的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.2.元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,的第一电离能最大,的第一电离能最小；★同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：①同周期元素,从左往右第一电离能呈增大趋势;电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素;Be、N、Mg、P②.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小,金属性越强,表征原子失电子能力强弱.3.元素电负性的周期性变化.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性;随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下,元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a.确定元素类型一般>,非；<,金属元素.b.确定类型两元素电负性差值>,；<,.c.判断元素价态正负电负性大的为负价,小的为正价.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数表征原子得电子能力强弱.例8.下列各组元素,按依次减小,元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期,且电负性X＞Y,下列说法错误的是A．X与Y形成化合物时,X显负价,Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX二.化学键与物质的性质.内容：离子键――离子晶体1.理解离子键的含义,能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征,能用晶格能解释离子化合物的.1.化学键：相邻原子之间强烈的.化学键包括离子键、共价键和金属键.2.离子键：阴、通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断:离子半径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,离子晶体的熔沸点越高. 离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态和阳离子所吸收的能量.晶格能越大,离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子：NaCl型和CsCl型.晶体中,每个钠离子周围有6个氯离子,每个氯离子周围有6个钠离子,每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中,每个铯离子周围有8个氯离子,每个氯离子周围有8个铯离子,每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.3.晶胞中粒子数的--均摊法.2.了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求.1.共价键的分类和判断：σ键“头碰头”重叠和π键“肩碰肩”重叠、和非极性键,还有一类特殊的共价键-配位键.2.共价键三参数.共价键的键能与热的关系:= 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.3.了解极性键和非极性键,了解和及其性质的差异.1共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.2键的极性：极性键：不同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力不同,共用电子对发生偏移. 非极性键：同种原子之间形成的共价键,成键原子吸引电子的能力相同,共用电子对不发生偏移.3分子的极性：①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较4.分子的空间立体结构记住常见分子的类型与形状比较5.了解的特征,能描述金刚石、等原子晶体的结构与性质的关系.1.原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.2.典型的原子晶体有金刚石C、晶体硅Si、二氧化硅SiO２.金刚石是正四面体的空间网状结构,最小的碳环中有6个碳原子,每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构,最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,每个硅原子与4个氧原子成键,每个氧原子与2个硅原子成键.3.共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小,形成共价键的键长越短,共价键的键能越大,其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>>晶体硅.6.理解金属键的含义,能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式,了解常见金属晶体的晶胞结构晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求.1.金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.2①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小,金属键越强,熔沸点越高.如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键的强弱可以用金属的原子7.了解简单配合物的成键情况配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求.1配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子,一方提供空轨道而形成的共价键.2①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子或离子以配位键形成的化合物称配合物,又称.②形成条件：a.中心原子或离子必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.③配合物的组成.④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强,配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时,配合物的稳定性与配体的性质有关.三.分子间作用力与物质的性质.1.知道分子间作用力的含义,了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用,比化学键弱得多,包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性,而氢键则有饱和性和方向性.2.知道的含义,了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.1.分子晶体:分子间以分子间作用力范德华力、氢键相结合的晶体.典型的有冰、干冰.2.分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量,熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.3.了解氢键的存在对物质性质的影响对氢键相对强弱的比较不作要求.NH3、H2O、HF中由于存在氢键,使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高. 影响物质的性质方面：增大溶沸点,增大溶解性表示方法：X—H……YN O F 一般都是氢化物中存在.4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.四、几种比较1、离子键、共价键和金属键的比较2、非极性键和极性键的比较3．物质溶沸点的比较重点1不同类晶体：一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体2同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小;①离子晶体：离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高;②分子晶体：对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高;③原子晶体：键长越小、键能越大,则熔沸点越高;3常温常压下状态①熔点：固态物质>液态物质②沸点：液态物质>气态物质。
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高中化学选修 3 知识点总结一、原子构1、能和能（ 1）能和能的划分①在同一个原子中，离核越近能能量越低。
②同一个能的子，能量也可能不同，可以把它分成能s、p、d、f ，能量由低到高依次s、p、 d、 f 。
③任一能，能数等于能序数。
④s、p、 d、 f ⋯⋯可容的子数依次是 1、 3、5、 7⋯⋯的两倍。
⑤能不同能相同，所容的最多子数相同。
（2）能、能、原子道之的关系2每能所容的最多子数是：2n （ n：能的序数）。
（1）构造原理是子排入道的序，构造原理揭示了原子核外子的能分布。
（2）构造原理是写基原子子排布式的依据，也是制基原子道表示式的主要依据之一。
（3）不同能的能有交象，如E（ 3d）＞E（ 4s）、E（ 4d）＞E（ 5s）、E（ 5d）＞E（6s）、 E（6d）＞E（7s）、 E（4f）＞ E（5p）、 E（4f）＞ E（6s）等。
原子道的能量关系是： ns＜（ n-2 ） f ＜（ n-1 ）d ＜np（4）能序数着元素周期表的周期序数，能原子道所容子数目着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多子原子的子排布中：各能最多容的子数2n2；最外不超 8 个子；次外不超18 个子；倒数第三不超32 个子。
（ 5）基和激①基：最低能量状。
于最低能量状的原子称基原子。
②激：高能量状（相基而言）。
基原子的子吸收能量后，子迁至高能的状。
于激的原子称激原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
3、电子云与原子轨道（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。
“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。
（ 2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结一、化学反应原理1. 化学反应的类型- 合成反应- 分解反应- 置换反应- 还原-氧化反应2. 化学方程式的书写与平衡- 书写化学方程式的原则- 平衡化学方程式的方法- 利用质量守恒定律进行方程式平衡3. 反应热与焓变- 反应热的定义- 焓变的计算- 热化学方程式4. 化学动力学- 反应速率的定义- 影响反应速率的因素- 速率定律与速率常数二、溶液与化学平衡1. 溶液的基本概念- 溶液的定义与分类- 浓度的表示方法- 溶液的物理性质2. 化学平衡- 可逆反应的特征- 化学平衡常数- Le Chatelier原理3. 酸碱平衡- 酸与碱的定义- pH与pOH的概念- 酸碱中和反应4. 沉淀-溶解平衡- 溶解度积（Ksp）- 沉淀的形成与溶解三、电化学1. 氧化还原反应- 氧化数的确定- 氧化还原反应的特征 - 电子守恒原理2. 伏打电堆与电池- 伏打电堆的原理- 电池的工作原理- 标准电极电势3. 电化学系列- 金属的电化学活性- 电化学系列表4. 电化学腐蚀与防护- 腐蚀的类型与机理- 防护措施四、有机化学基础1. 有机化合物的特征与分类- 有机化合物的定义- 基本有机化合物类型（烃、醇、酮、酸、酯等）2. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化与还原反应3. 有机分子的结构与性质- 碳的杂化轨道- 分子的几何形状- 同分异构体4. 有机化学在生活中的应用- 有机合成材料- 生物体内的有机反应- 有机污染物的处理五、实验技能与安全1. 基本实验操作- 实验器材的使用- 常见化学实验操作2. 实验安全与事故处理- 实验室安全规则- 化学品的妥善处理- 紧急情况的应对措施3. 实验数据的处理与分析- 数据记录- 误差分析- 实验报告的撰写请根据实际教学内容和要求，对上述框架进行调整和补充。
每个部分都应详细列出相关的知识点，确保内容的完整性和准确性。
此外，为了便于学生复习和教师教学，建议在每个章节后附上相应的习题和案例分析。
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高中化学选修三知识总结第一章原子结构与性质一、原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p 0、d 0、f 0、p 3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。
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高中化学修三极整理
第一部分原子构
原子构常模型:心球模型、瑟福模型、道模型、子云模型
原子基本构 :原子核（中子、子）核外子
原子道（描述核外子运状）:
主量子数（能，即子，用n 表示，各个子用字母表示K、L、M 、N、O、P、Q，思考什么不存在R 子？）。
角量子数（能，即子，用l 表示， l＜ n；有 s、 p、 d、 f 四个能）；
磁量子数（用m 表示 ,|m| ≤ l）；
自旋量子数（用mz 表示， mz=0，± 1/2）
能交象 :E（ n-1） s＜End[n=4 、5]
E（ n-2） f＜ E（ n-1） d＜ Ens[n=6、 7]
道形状 :s 道球形p 道 :形 d 道 :花瓣形
子排布式（表达核外子排布情况的式子）:
普通表示法 :1s22s22p6⋯⋯（所有子排布情况全部表示出来）
如Mg 1s22s22p63s2[ 适用于短周期元素 ]
表示法 :[ 稀有气体 ]最外子
如Na:[Ar]3s1[ 适用于周期元素 ]
子排布遵循的几个原:
能量最低原（能量最低构越定）
泡利不相容原理（每个道只能容一自旋相反的子）
洪特（子填充先填充一个自旋方向一致的子在每个道上）
道定的情况:全、全空、半
每个道所能容的最大子数:
s 道 :2 p 道 :6 d 道 :10 f 道 :14
每个子所能容最大子数:2n 2
元素周期表分排布:按元素分（金属区、非金属区）按族分（主族、副族）按周期分
（短周期、周期）按最外道分（s 区、 p 区、 d 区、 f 区）
元素周期律 :同周期元素从左至右元素非金属性增强，同主族元素从上至下元素金属性增强。
电负性 :原子对共用电子对的吸引能力一般而言，用鲍林电负性数值去表示，元素非金属性
越强电负性越强。
第一电离能 :原子失去一个电子变成正一价阳离子所需能量称之为第一电离能。
正一价阳离
子继续失去一个电子变成正二价阳离子所需能量称之为第二电离能，以此类推，一般而言元素的金属性越强，其第一电离能越低，特例 :对于周期元素而言 IIA 族＞ IIIA 族； V 族＞ VIA 族用途 :（ 1）判断元素金属性强弱（ 2）判断元素化合价大小
第一电子亲和能:原子得到一个电子变成负一价阴离子所放出的能量，得到第二个电子变成
负二价离子所需能量）称之为第二电子亲和能，以此类推，一般来说，非金属性越强，第一
电子亲和能越强。
例外 :对于 VI 族和 VIIA 族而言第二周期元素＜第三周期元素
第二部分化学键与分子结构
一、化学键（化合物分子内部各原子之间的作用力）分类: 离子键（阴阳离子静电引力）共
价键（共用电子对）金属键（金属离子与核外电子）
范德华力（分子间作用力），范德华力不属于化学键
注意 :破坏范德华力只能发生物理变化；破坏化学键则会发生化学变化
1、离子键与共价键判断的一般规则:元素电负性之差是否小于等于 1.7，小于等于则为离子键，大于则为共价键。
特例:NaH（离子化合物，电负性之差为 1.9）
2、共价键:（ 1）饱和性:原子轨道所能容纳的最大共用电子对的数目。
一般与其最外层电子
数相等
（2）共价键分类:σ键与π键；
σ键 :原子之间沿键轴方向头碰头重叠，σ键一般在s 轨道与 px 轨道上成键
π键 :原子之间沿垂直于键轴方向肩并肩重叠，π 键一般在py 与 pz 轨道上成键
最大重叠原理 :共价键成键满足轨道重叠程度最大，这样成键化学键稳定。
一般而言 :化学键的稳定性σ 键＞π 键（特例N2）
配位键 :一个原子提供空轨道另一个原子提供孤对电子形成的化学键。
配位键是一种特殊的
共价键（σ键）
关于 :σ键和π键的判断，一般而言，一个单键含有一个σ 键，一个双键含有一个
σ 键一个π键，一个三键含有一个σ 键两个π 键。
二、分子结构
1、决定分子结构的三要素:键长、键角、键能[ 键长键角决定分子空间构型；键长和键能决
定分子稳定性 ] 一般规律 :键长越短化学键越稳定；键能越高化学键越稳定。
2、杂化轨道理论 :中心原子电子激发到高能态后，剩余能量相近的空轨道线性组合变成相等
数目能量完全相同新的轨道。
3、价成电子对互斥理论（VSEPR）: 分子内部各个共用电子对会收到彼此之间的相互排斥力，
当彼此之间受力平衡时，分子到达稳定结构。
一般判断步骤 :①、计算价电子对数目，
价电子对数目 =（中心原子最外层电子数 +配位原子的价电子数×配位原子数） /2[若为离子则还应减去 (阳离子 )或加上 (阴离子 )对应的电荷数 ]
②、判断价电子对数目以及中心原子杂化方式
③、得出空间构型
一般规律 :价电子数目杂化方式空间构型
2 sp 直线型；
3 sp2 平面三角形；
4 sp3 四面体型；
5 sp3d 三角双锥；
6 sp3d2 八面体；
7 sp3d3 五角双锥
注意 :判断分子结构时一定要去掉孤对电子。
3、现代价键理论
利用薛定谔方程的近似解描述各个电子运动状态，这种方法也叫电子配对。
4、等电子体 :原子数目相同、价电子数目也相同的一类粒子，等电子体之间空间构型相同
5、极性分子与非极性分子判定:价成电子对数目等于配位原子数目，空间结构完全对称的分
子为非极性分子；反之则为极性分子。
6、相似相溶原理 :极性分子易溶于由极性分子之间组成的溶剂；非极性分子易溶于非极性分
子之间组成的溶剂。
三、氢键 :电负性较强的原子对氢原子的吸引力。
形如:H— X··· H（ X 为氮氧氟），氢键的强
度数目在一定程度上影响物质的溶沸点、溶解度高低，一般而言氢键强度较强和数目较多的分
子，其溶沸点更高。
四、配合物
以配位键形成的化合物称之为配位化合物
如[C（ B） m]A 或 A[C（ B） m] 两种
命名方法 :[A（ B） m]C 命名为 :A 化 mB 合 C
A[C（ B） m] 命名为 :mB 合 C 酸 A
配合物分为内界和外界两部分: 内界即中括号里的部分，包括中心原子（C）与配位原子 (B)，以σ键形式成键同时配体对配位原子形成反馈π 键。
外界(A)则为阴阳离子，内外界以离子
键形式成键（外界阳离子为氢离子时以共价键形式成键）。
特别提醒 :能形成配位化合物的离子之间不能共存，如Al3+与 F-；Fe3+与 SCN-
第三部分晶体计算
一、晶体的有关概
晶体 :大量物质分（原子）子在空间有序排列组合成一个有规则的几何图形，这样的结构称
之为晶体。
如果是不规则的几何图形称之为非晶体，介于二者之间即成为准晶体。
区别三者可以使用 X 射线衍射法。
点阵 :这是说明晶体有关周期性的概念，空间里的可以找一个已知点作为原点，在这个空间
里存在一系列的点与已知点所处环境相同，这一系列点便可在空间平移重复，这一系列环境相同
的点组成一个最简单的结构单元即晶胞。
晶格能 :晶体转变为气态原子，或者气态原子结合变成晶体所需的能量。
它决定了晶体溶沸
点高低、化学性质的稳定性。
一般来说晶格能越高晶体越稳定。
晶体分类 :按照化学键类型分为原子晶体、离子晶体、金属晶体、分子晶体
晶体溶沸点大小规律:
原子晶体＞离子晶体或金属晶体＞分子晶体
二、高中化学常见的晶体类型
1、立方最密堆积（一般为长方体或正方体）
分为面心立方配位数 :12 空间利用率 :74%
常见金属 :Cu、 Al、 Ag、 Au、 Ni 等
体心立方（ CsCl型）配位数为 8 空间利用率 :68%
常见金属 :碱金属、 Fe、Cr 等
简单立方堆积配位数为 6 空间利用率为52％
各点对于晶体贡献值，顶点:1/8 棱心 :1/4 面心 :1/2 体心 :1
2、六方最密堆积（一般为直正六棱柱）
配位数 :12 空间利用率 :74%
常见金属 :Mg 、 Zn、 Ti 等
各点对于晶胞贡献值 :顶点 :1/6 棱心 1/3 面心 :1/2 体心 :1
三、空间利用率、晶胞密度、原子半径、晶胞原子坐标的有关计算
空间利用率 =晶胞内所含原子（均摊后均为该晶胞所占有上）的总体积/ 晶胞所占体积
晶胞密度 :
ρ=N× m/V[N 为晶胞中的原（分）子数，m 为原（分）子的质量m=M/NA ，M 为摩尔质量，NA 为阿伏伽德罗常数， V 为晶胞体积 ]
晶胞原子半径
面心立方 :4r=√ 2a[面对角线长 ]
体心立方 :4r=√ 3a[体对角线长 ]
a 为正方体晶胞的棱长
晶胞原子坐标 :
确定原点，利用右手法则建立空间直角坐标系，以晶胞棱长作为一个单位长度，计算，写下坐标即可。