最新化学选修三知识总结归纳-专题总结
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳高中化学选修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:每个轨道最多包容两个自旋状况分歧的电子.③.XXX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 [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(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守图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，能够将各能级按能量的差别分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在统一能级组内，从左到右能量依次升高。
高中化学选修3知识点归纳总结
高中化学选修3知识点归纳总结高中化学有很多需要记忆的知识点,高中化学分为选修和必修,下面小编给大家整理了关于高中化学选修3知识点归纳总结的内容，欢迎阅读，内容仅供参考!高中化学选修3知识点归纳总结(1)极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。
如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。
如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。
②折线型分子，如H2O、H2S等。
③三角锥形分子如NH3等。
(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同，键的极性研究的什用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。
非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。
3)分子极性的判断方法①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。
②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等;若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。
若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。
④根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识一、化学平衡弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等问题都涉及化学平衡的理念，基于此，研究这类问题，我们要从平衡的角度出发，运用化学平衡的观念分析问题。
化学平衡的研究对象是一定条件下的可逆反应，而弱电解质的电离、盐类的水解、难溶电解质的溶解等都是可逆反应，在水溶液中的行为都表现为一种动态的平衡，这些平衡可看作化学平衡中的一种特例(水溶液中的化学平衡)，因此它们有化学平衡的共性，也有其鲜明的个性。
1.弱电解质的电离(以CH3COOH的电离为例)(1)弱电解质的电离：CH3COOHCH3COO—+H+。
(2)电离平衡常数：用K表示，CH3COOH的电离平衡常数可表示为K(CH3COOH)=[c(H+)·c(CH3COO—)]/c(CH3COOH)。
注意：电离平衡常数只随温度的变化而改变，不随参与电离平衡的分子和各离子的浓度变化而变化。
K电离表达式中的各浓度指平衡时的浓度。
通常都用在25℃的电离常数来讨论室温下各种弱电解质溶液的平衡状态。
多元弱酸是分步电离的，它的每一步电离都有相应的.电离常数，通常用K1、K2、K3等表示，其大小关系为K1>K2>K3，一般都要相差104～105倍。
(3)弱电解质电离的特点：①共性特点：动(动态平衡)、定(各微粒的含量保持不变)、等(电离的速率等于离子结合成分子的速率)、变(条件改变，平衡发生移动)。
②个性特点：电离过程吸热;电离程度较小。
(4)外界条件对电离平衡的影响：①浓度：增大弱电解质的浓度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度减小;增大离子的浓度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
②温度：升高温度，电离平衡向右移动，溶质分子的电离程度增大;降低温度，电离平衡向左移动，溶质分子的电离程度减小。
注意：区分电离平衡移动与电离程度变化的关系，电离平衡移动的方向利用化学平衡移动原理来分析，而电离程度是一个相对值，即使电离平衡向右移动，电离程度也不一定增大。
化学选修三有机物知识点总结
化学选修三有机物知识点总结一、有机物的结构特点。
1. 碳原子的成键特点。
- 碳原子最外层有4个电子，不易失去或得到电子，可与其他原子形成4个共价键。
- 碳原子间可以形成单键（如烷烃中的C - C键）、双键（如烯烃中的C = C 键）、三键（如炔烃中的C≡C键）。
- 碳原子间可以形成链状结构，也可以形成环状结构。
2. 有机物分子的空间构型。
- 甲烷（CH₄）：正四面体结构，碳原子位于正四面体的中心，4个氢原子位于正四面体的四个顶点，键角为109°28′。
- 乙烯（C₂H₄）：平面结构，分子中的6个原子都在同一平面内，碳碳双键键角约为120°。
- 乙炔（C₂H₂）：直线型结构，分子中的4个原子在同一直线上，碳碳三键键角为180°。
- 苯（C₆H₆）：平面正六边形结构，12个原子都在同一平面内，碳碳键角为120°。
二、有机物的分类。
1. 按碳骨架分类。
- 链状有机物：分子中的碳原子相互连接成链状，如烷烃、烯烃、炔烃等脂肪族化合物。
- 环状有机物。
- 脂环化合物：分子中含有碳环，但性质与脂肪族化合物相似，如环己烷。
- 芳香化合物：分子中含有苯环的有机物，如苯、甲苯等。
2. 按官能团分类。
- 烷烃（CₙH₂ₙ₊₂）：官能团为碳碳单键（C - C），是饱和烃，如甲烷（CH ₄）、乙烷（C₂H₆）等。
- 烯烃（CₙH₂ₙ）：官能团为碳碳双键（C = C），如乙烯（C₂H₄）、丙烯（C₃H₆）等。
- 炔烃（CₙH₂ₙ - ₂）：官能团为碳碳三键（C≡C），如乙炔（C₂H₂）、丙炔（C₃H₄）等。
- 卤代烃（R - X）：官能团为卤素原子（-X，X = F、Cl、Br、I），如氯乙烷（C₂H₅Cl）。
- 醇（R - OH）：官能团为羟基（-OH），如乙醇（C₂H₅OH）、甲醇（CH₃OH）等。
- 酚：羟基直接连在苯环上的有机物，官能团为酚羟基，如苯酚（C₆H₅OH）。
- 醛（R - CHO）：官能团为醛基（-CHO），如乙醛（CH₃CHO）。
高中化学选修三知识点总结
高中化学选修三知识点总结一、原子结构与元素周期表1、能层与能级能层即电子层，按能量高低分为 K、L、M、N、O、P、Q 等。
能级则是在同一能层中，能量不同的电子亚层，如 s、p、d、f 等。
能层越高，能级的能量越高。
2、构造原理与电子排布式构造原理揭示了电子在原子核外的排布规律。
电子按照能级顺序填充，遵循能量最低原理。
电子排布式能清晰表示原子核外电子的排布情况，如钠原子的电子排布式为 1s²2s²2p⁶3s¹。
3、原子轨道s 轨道呈球形，p 轨道呈哑铃形。
s 轨道只有一个，p 轨道有三个相互垂直的伸展方向。
4、元素周期表的结构元素周期表有 7 个周期，18 个纵列分为 16 个族。
周期分为短周期（1、2、3 周期）和长周期（4、5、6、7 周期）。
族分为主族（A 族）、副族（B 族）、第Ⅷ族和 0 族。
5、元素周期表的分区根据原子的价电子排布，可将元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括ⅠA 和ⅡA 族，p 区包括ⅢA 至ⅦA 族和 0 族，d区包括ⅢB 至ⅦB 族和Ⅷ族，ds 区包括ⅠB 和ⅡB 族，f 区为镧系和锕系元素。
二、共价键1、共价键的本质与特征共价键的本质是原子之间通过共用电子对形成的相互作用。
其特征具有饱和性和方向性。
2、σ键和π键σ键是头碰头重叠形成的，可沿键轴旋转，强度较大；π键是肩并肩重叠形成的，不能旋转，强度较小。
双键中含一个σ键和一个π键，三键中含一个σ键和两个π键。
3、键参数键能、键长和键角是描述共价键的重要参数。
键能越大，化学键越稳定；键长越短，键能通常越大；键角决定分子的空间构型。
4、等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征和空间构型，如 CO 和 N₂是等电子体。
三、分子的空间构型1、价层电子对互斥理论中心原子的价层电子对包括成键电子对和孤电子对。
价层电子对之间相互排斥，从而决定分子的空间构型。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3主要涵盖了物质变化与能量变化、化学平衡与电化学等内容。
以下是对这些内容的知识点总结。
一、物质变化与能量变化1. 化学反应的热效应：焓变、焓变反应图、热化学方程式的热效应计算。
2. 化学反应的速率与反应机理：反应速率与浓度的关系、速率常数和速率方程、反应级数、反应速率的影响因素、活化能和反应机理。
3. 化学平衡与化学势：化学平衡条件、平衡常数、平衡常数的计算、化学势概念、化学平衡与化学势的关系。
二、化学平衡与电化学1. 氧化还原反应：氧化还原反应的基本概念和特征、氧化态的确定、电子转移与电子转移反应方程的构建。
2. 电化学反应：电解和电池反应、电解质溶液的导电性、电解质溶液的电解和析出反应规律、电化学方程的构建和电子平衡。
3. 电化学平衡与电解过程：电化学平衡常数和自由能变化、电解质溶液中的溶解度平衡、电池电动势和电动势的计算、电流与电解质变化的差异。
三、其他知识点1. 化学计量与化学反应：化学计量的基本概念、反应物和生成物之间的化学计量关系、反应物的限量与溢量、理论与实际收率。
2. 气体的性质与变化：理想气体状态方程、气体的离子化程度、气体的溶解度和溶解度规律、气体的扩散和离子迁移速率。
3. 化学能与化学动力学：活化能与反应速率的关系、反应速率与反应机理的关系、催化剂的作用机理。
在学习高中化学选修3时，理解和掌握这些基本知识点是非常重要的，通过深入学习这些知识点，可以帮助我们更好地理解化学反应和化学平衡的本质，并且对电化学等领域的研究有进一步的认识。
同时，抓住这些知识点的核心概念和计算方法，能够更好地解决化学问题和拓宽化学思维，为日后的学习和研究打下扎实的基础。
高中化学选修3全册知识点总结
高中化学选修3全册知识点总结高中化学选修3全册知识点总结本文将对高中化学选修3全册的知识点进行总结，帮助大家更好地掌握这些内容。
该册教材主要涉及原子结构、分子结构、化学反应原理等方面的知识，是高中化学选修课程中的重要部分。
一、知识点概述1、原子结构：包括原子核、电子云、原子轨道等概念，以及原子光谱、元素周期表等知识点。
2、分子结构：主要讲解分子键、分子间作用力、氢键等概念，介绍了共价键、离子键、金属键等类型，并介绍了分子模型、晶体结构等内容。
3、化学反应原理：包括化学反应速率、化学平衡、酸碱中和反应、氧化还原反应等知识点，阐述了反应机理、化学热力学等基本原理。
二、详细知识点介绍1、原子结构1、原子核：质子、中子组成原子核，质子数等于电子数。
2、电子云：描述电子在原子核外空间的概率分布。
3、原子轨道：描述电子在原子核外空间的运动状态。
4、原子光谱：不同能级之间的跃迁产生光谱，据此可以进行元素的定性、定量分析。
5、元素周期表：根据元素原子结构和性质排列成的表格，分为s、p、d、f等区。
2、分子结构1、分子键：共价键、离子键、金属键等，其中共价键是最常见的分子键。
2、分子间作用力：范德华力、氢键等，是分子间相互作用的重要方式。
3、共价键：通过共享一对电子形成的化学键，主要存在于有机化合物中。
4、离子键：通过正负电荷的相互作用形成的化学键，主要存在于盐、碱中。
5、金属键：通过金属阳离子与电子之间的相互作用形成的化学键，主要存在于金属中。
6、分子模型：球棍模型、比例模型等，用于描述分子的空间构型。
7、晶体结构：通过晶格结构阐述晶体内部原子的排列方式。
3、化学反应原理1、化学反应速率：反应速率方程、反应速率常数等概念，用于描述化学反应的快慢。
2、化学平衡：动态平衡概念，用于描述可逆反应达到平衡时的状态。
3、酸碱中和反应：通过酸碱中和生成盐和水的反应，是酸碱反应的重要类型。
4、氧化还原反应：通过电子转移实现的反应，其中氧化剂和还原剂的概念尤为重要。
选修三化学知识点总结大全
选修三化学知识点总结大全本文主要包括选修三化学的知识点，主要内容包括化学平衡、电化学、化学热力学、化学动力学四个部分，由浅入深，循序渐进地进行介绍。
一、化学平衡1. 化学平衡的概念化学平衡是指当化学反应达到一定条件时，反应物和生成物的浓度或物质的化学性质不再发生明显变化，达到一种动态平衡状态。
2. 平衡常数平衡常数K是一个表示在特定温度下反应达到平衡时，生成物和反应物浓度的比例的量，它是反应物浓度和生成物浓度的乘积的比值。
3. 影响平衡位置的因素影响平衡位置的因素主要包括温度、浓度或压力、表面积等。
4. 平衡常数与温度的关系平衡常数与温度之间的关系可以通过热力学公式推导得出。
5. 反应物的浓度对平衡位置的影响反应物浓度对平衡位置的影响主要取决于反应物的化学式以及反应物的浓度。
6. 压力对平衡位置的影响平衡位置还可以通过压力来控制，通过改变压力可以改变平衡位置。
7. 平衡常数的改变平衡常数可以通过改变温度、浓度或压力等来改变。
二、电化学1. 电解质与非电解质电解质是指在水溶液中能够导电的化合物，非电解质则是指在水溶液中不能导电的化合物。
2. 电解电解是指在外加电场作用下，使电解质中的离子发生移动而产生化学变化的过程。
3. 电化学电池电化学电池是利用化学能、光能等能量转换为电能的设备，常见的电化学电池有原电池、干电池、蓄电池等。
4. 水解水解是指化合物与水发生反应，将化合物分解为离子的过程。
5. 电导率电导率是指单位长度内，单位截面积的溶液中任意两点之间导通单位电流所需的电压，通常用于表示电解质的导电性。
6. 电解质导电性的影响因素电解质导电性的影响因素主要包括浓度、温度、电场强度等。
7. 原电池的构成原电池主要由正极、负极和电解液三部分组成。
8. 电解质的输运过程电解质的输运过程主要包括扩散、迁移、传递等过程。
9. 基本电化学方程式基本电化学方程式主要包括氢氧离子在水中的电离、金属在电解质中的溶出和析出等。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3是化学课程的一部分，主要涵盖了有机化学、化学计量学、化学反应动力学、电化学等内容。
本文将对这些知识点进行总结，以帮助学生更好地理解和掌握相关知识。
一、有机化学有机化学是化学的一个重要分支，研究有机化合物的结构、性质和合成方法。
其中，有机化合物的命名和结构是重要的基础，学生需要掌握命名的规则和构建分子式的方法。
此外，有机化学还包括了官能团的性质以及与它们相关的反应。
比如，醇类的性质和反应、醛、酮的命名和性质等。
二、化学计量学化学计量学是研究化学反应中物质间的定量关系的学科。
其中，最常见的就是化学反应的化学方程式与反应物质的摩尔比之间的关系。
学生需要了解如何根据化学方程式确定反应物质的摩尔比，以及如何利用摩尔比、质量关系和气体摩尔体积关系解决化学计算问题。
此外，化学计量学还涉及到固体和液体溶液的浓度计算。
三、化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率以及影响速率的因素的学科。
学生需要了解化学反应速率的定义和计算方法，以及了解影响化学反应速率的因素，如温度、浓度、催化剂等。
学生还需要学习如何用实验数据绘制反应速率与浓度的关系曲线，以及如何从实验数据中判断反应的级数和速率常数。
四、电化学电化学是研究电流与化学反应之间相互关系的学科。
学生需要理解电池的构成和工作原理，包括不同类型电池的构造、正负极的材料以及电池的电动势、标准电极电势等。
此外，学生还需了解溶液中的电导和导电性质，以及如何用电解法进行物质的电转化。
总结起来，高中化学选修3主要包括有机化学、化学计量学、化学反应动力学和电化学。
学生需要掌握有机化合物的命名和结构、化学反应的化学计量关系、化学反应速率计算和影响因素、电池的构造和工作原理，以及电解法和物质的电转化等知识点。
通过系统地学习和实践，学生可以更好地理解和应用这些知识，为进一步学习化学或相关学科打下坚实基础。
（完整版）高中化学选修3知识点总结资料（最新整理）
（完整版）⾼中化学选修3知识点总结资料（最新整理）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）。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结1. 元素周期表的扩展- 主族元素：位于周期表的1A至7A族，具有相似的化学性质。
主族元素：位于周期表的1A至7A族，具有相似的化学性质。
- 过渡元素：位于B族区域，具有可变化的氧化态和复合价。
过渡元素：位于B族区域，具有可变化的氧化态和复合价。
- 稀有元素：位于周期表的8A族或称为稀有气体，一般无法与其他元素形成化合物。
稀有元素：位于周期表的8A族或称为稀有气体，一般无法与其他元素形成化合物。
- 超稀有元素：指周期表中放置在最后一横列的元素，具有稀有元素的特性，但比稀有元素更加稳定。
超稀有元素：指周期表中放置在最后一横列的元素，具有稀有元素的特性，但比稀有元素更加稳定。
- 内过渡元素：指放置在周期表的下方的两行元素，包括镧系和锕系元素。
内过渡元素：指放置在周期表的下方的两行元素，包括镧系和锕系元素。
2. 化学键的种类- 离子键：由阳离子和阴离子之间的静电吸引力形成，通常在金属和非金属之间形成。
离子键：由阳离子和阴离子之间的静电吸引力形成，通常在金属和非金属之间形成。
- 共价键：由共享电子对而形成的化学键，通常发生在非金属之间。
共价键：由共享电子对而形成的化学键，通常发生在非金属之间。
- 金属键：金属原子之间的键，形成金属晶格，电子可自由移动。
金属键：金属原子之间的键，形成金属晶格，电子可自由移动。
- 氢键：由氢原子与较电负的原子形成的弱键，如氢与氟、氧、氮等原子之间形成。
氢键：由氢原子与较电负的原子形成的弱键，如氢与氟、氧、氮等原子之间形成。
3. 离子的化学平衡- 溶解度：指一种物质在单位温度和单位压力下在水中能溶解的最大量。
溶解度：指一种物质在单位温度和单位压力下在水中能溶解的最大量。
- 溶液：由溶质和溶剂组成的混合物。
溶液：由溶质和溶剂组成的混合物。
- 酸碱指示剂：用于确定或指示溶液是酸性、碱性还是中性的物质。
酸碱指示剂：用于确定或指示溶液是酸性、碱性还是中性的物质。
完整版)化学选修三知识点总结
完整版)化学选修三知识点总结化学选修三知识点总结第一章：原子结构与性质一、电子云、电子层、原子轨道的含义电子云是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。
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）是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）是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、7.二、构造原理和能级交错图多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理可以用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
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。
原子核外电子排布原理包括能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
能量最低原理是指电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道。
泡利不相容原理是指每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。
洪特规则是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。
洪特规则的特例是在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p、d、f)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。
能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式可以用来掌握能级的分布和元素的核外电子排布顺序。
三、元素电离能和元素电负性第一电离能是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。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
原子核外电子排布的周期性可以用元素周期表来表示。
元素电离能和元素电负性都具有周期性，具体可以参考元素周期表。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结一、化学反应速率与化学平衡1. 化学反应速率的定义和表示方法- 定义：单位时间内反应物质的消耗量或生成量- 表示方法：反应速率方程2. 影响化学反应速率的因素- 浓度- 温度- 催化剂- 表面积- 光、电、磁场等外界条件3. 化学平衡的概念- 动态平衡：正逆反应同时进行，速率相等- 化学平衡常数：描述平衡状态下各物质浓度关系的常数4. 化学平衡的移动- 勒夏特列原理：平衡系统对外界条件变化的响应二、溶液与电解质1. 溶液的分类和性质- 按浓度分类：稀溶液、浓溶液- 按电导性分类：电解质溶液和非电解质溶液2. 电解质的强弱与电离平衡- 强电解质：完全电离- 弱电解质：部分电离，存在电离平衡3. pH值的概念和计算- pH定义：溶液中氢离子浓度的负对数 - pH计算：根据氢离子浓度计算pH值4. 缓冲溶液- 定义：能够抵抗pH变化的溶液- 组成：弱酸及其盐或弱碱及其盐三、有机化学基础1. 有机化合物的分类- 烃：只含C和H的化合物- 卤代烃：含卤素的烃- 醇、酚、醚：含氧的有机化合物2. 有机反应类型- 取代反应- 加成反应- 消除反应- 氧化还原反应3. 有机分子的结构和性质- 碳的杂化轨道- 分子的几何形状- 同分异构体4. 有机合成- 逆合成分析法- 合成路线的设计四、化学实验技能1. 常见化学实验操作- 溶液的配制- 滴定操作- 蒸馏和分馏2. 实验安全与事故处理- 实验室安全规则- 常见化学事故的预防和处理3. 实验数据的处理- 误差分析- 有效数字的计算请根据以上内容在Word文档中创建一个格式化的文档，确保包含所有必要的合同元素，例如条款、条件、义务和权利，并采用适合打印和复制的格式。
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化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结化学选修三通常指的是高中化学课程中的有机化学部分，它包含了有机化合物的结构、性质、反应机制以及合成方法等内容。
以下是对化学选修三知识点的总结。
一、有机化合物的基本概念有机化合物是指含有碳元素的化合物，它们是生命活动的基础。
有机化学是研究有机化合物的结构、性质、反应及其合成的科学。
二、有机化合物的命名有机化合物的命名遵循国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）的规则。
命名时需要考虑化合物的母体、取代基、位置编号等因素。
三、有机化合物的结构有机化合物的结构包括碳链、环状结构和立体化学。
碳原子通常以sp3、sp2和sp杂化形式存在，形成不同的化学键。
四、有机化合物的物理性质有机化合物的物理性质如熔点、沸点、溶解性等，与其分子结构和分子间作用力密切相关。
例如，分子间存在氢键的化合物通常具有较高的沸点。
五、有机反应的类型有机反应类型包括加成反应、取代反应、消除反应和重排反应等。
这些反应类型是理解有机化学合成和转化的基础。
六、有机反应的机理了解有机反应的机理对于预测反应的进程和结果至关重要。
反应机理涉及到反应物分子中化学键的断裂和形成，以及中间体的生成。
七、有机合成的策略有机合成是有机化学中的一个重要领域，它涉及到从简单原料出发，通过一系列反应合成目标分子。
合成策略包括逆合成分析、保护基团的使用等。
八、有机化合物的光谱分析有机化合物的光谱分析是鉴定其结构的重要手段。
常用的光谱方法有红外光谱（IR）、核磁共振（NMR）、紫外-可见光谱（UV-Vis）和质谱（MS）等。
九、有机化合物的生物合成生物合成是指生物体内通过酶催化的有机反应合成有机化合物的过程。
例如，植物通过光合作用合成葡萄糖，动物通过代谢途径合成氨基酸和脂肪酸。
十、有机化合物在医药中的应用许多有机化合物具有生物活性，被广泛用于医药领域。
例如，抗生素、止痛药、抗抑郁药等都是有机化合物。
十一、有机化合物在材料科学中的应用有机化合物在材料科学中也有重要应用，如塑料、橡胶、纤维和涂料等。
高中化学选修三的知识点总结
高中化学选修三知识点总结一、原子结构与性质1.能层和能级：（1）能层：离核越近的能层能量越低，能级数等于能层序数。
例如，第一能层只有 1 个能级（1s），第二能层有 2 个能级（2s、2p）等。
（2）能级：能量由低到高依次为 s、p、d、f 等，各能级可容纳的电子数为其轨道数的两倍，即 s 能级可容纳 2 个电子，p 能级 6 个电子，d 能级 10 个电子，f 能级 14 个电子。
2.构造原理：电子排入轨道的顺序，是书写基态原子电子排布式的依据。
比如，按照构造原理，电子会先填充能量较低的轨道，再填充能量较高的轨道。
存在能级交错现象，E(3d）如＞E（4s) 、E(4f）＞E(5p)等。
3.电子云与原子轨道：（1）电子云：是核外电子运动状态的形象化描述，电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道，电子云描述了电子在原子核外出现的概率密度分布。
（2）原子轨道：不同能级上电子出现概率约为 90% 的电子云空间轮廓图。
s 电子的原子轨道呈球形对称，p 电子的原子轨道呈纺锤形，且 np 能级各有 3 个相互垂直的原子轨道（用、、表示），nd 能级有 5 个轨道，nf 能级有 7 个轨道。
4.核外电子排布规律：（1）能量最低原理：电子优先排布在能量最低的能级里，然后再排布在能量逐渐升高的能级里。
（2）泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋方向相反。
（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同；当电子排布在 p、d、f 等能级时，处于全空、半充满或全充满状态时，整个原子的能量最低，最稳定。
5.原子结构与元素周期表：（1）周期：原子核外的能层数决定元素所在的周期，周期表共有七个周期，同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）族：原子的价电子总数决定元素所在的族（除Ⅷ族外），共有十六个族。
同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
选修三化学知识点总结
选修三化学知识点总结一、化学动力学1. 化学反应速率化学反应速率指的是单位时间内，反应物消耗或生成物增加的物质量或物质浓度。
其表示式为：-R = ΔC/Δt其中R为反应速率，ΔC为反应物浓度或生成物浓度的变化量，Δt为时间变化量。
2. 反应速率的影响因素-温度-浓度-催化剂3. 化学反应速率规律-速率定律-反应级数-速率常数-反应速率与浓度关系二、化学平衡1. 化学平衡的条件-当反应物与生成物的浓度变化达到一定范围内均保持不变时，称之为化学平衡。
平衡条件可用平衡常数表示。
2. 平衡常数-平衡常数K，在不同温度下有不同的数值。
当温度不变时，K值也不变。
K值越大，反应趋向生成物的浓度越大。
3. 平衡常数与反应物质浓度、温度的关系-根据Le Chatelier原理，如果改变系统的某个条件，系统将往平衡的反方向变化，以抵消这种改变。
4. 平衡态的移动-加入反应物或生成物会使得平衡态移向反方向，以抵消浓度变化-改变温度也会影响平衡态的移动5. 平衡常数的测定-可以通过实验测定反应物质的浓度与时间的关系来得到平衡常数。
三、电化学1. 化学电池-化学电池由正负两极组成，通过化学反应来转化化学能为电能，从而进行电子传导。
2. 电解-电解是指利用电能将电解质溶液进行电解反应，从而使正负离子分开。
3. 半电池及电极反应-半电池包含阳极和阴极，电极的电势可以通过金属电极的标准电极电势表来计算。
4. 电化学反应动力学-电极电势可以通过反应物质浓度与时间的关系来计算。
5. 电解质溶液的电导与电解质浓度-溶液的电导率与溶液中电解质的浓度成正比。
6. 电解质溶液的电导与温度-电解质溶液的电导率与温度呈正相关，温度升高时电导率也会升高。
四、化学原理及工业实践1. 分子量与质量分数-分子量是化合物相对于碳-12的原子质量，质量分数是物质的质量与溶液总质量的比值。
2. 反应的摩尔计算-反应物质之间的化学反应是以化学方程式为依据的，在计算时需要根据摩尔比来计算物质的质量、体积或浓度。
选修三化学总结(实用4篇)
选修三化学总结第1篇1、硫酸铜中加入过量氨水，可生成[Cu(NH₃)₄]²⁺配离子。
已知NF₃与NH₃的空间构型都是三角锥形，但NF₃不易与Cu²⁺形成配离子，其原因是什么？答：F的电负性比N 大，在NF₃_用电子对偏向氟原子，NF₃中N原子核对其孤对电子的吸引能力增强难以形成配位键，故NF₃不易与Cu²⁺形成配离子。
2、乙二胺（H₂NCH₂CH₂NH₂）能与Mg²⁺、Cu²⁺等金属离子形成稳定环状离子，其原因是：NH₂中的N原子有孤对电子，金属离子有空轨道。
其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是Cu²⁺（填“Mg²⁺”或“Cu²⁺”)，因为：Cu²⁺的半径大且含有的空轨道多，与配体的电子云重叠程度更大，键更牢固。
选修三化学总结第2篇1、不同类型晶体熔、沸点的比较不同类型晶体熔沸点高低的一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔沸点差别很大，如钨、铂等熔沸点很高，汞、铯等熔沸点很低。
2、同种类型晶体熔沸点的比较①金属晶体：取决于金属键的强弱，金属离子半径越小，离子所带电荷越多，其金属键越强，熔、沸点就越高。
如熔、沸点：Na < Mg < Al②离子晶体：阴阳离子半径越小和带电荷数越多，晶格能越大，熔沸点越高。
熔点：MgO > MgCl₂ > NaCl > CsCl。
③原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高熔点：金刚石＞碳化硅＞硅；④分子晶体：先看氢键：分子间氢键提升熔沸点，分子内氢键降低熔沸点。
若氢键种类、数目相同，再看xxx力：分子量大的，xxx力强，熔沸点高。
若分子量也相同，最后看极性：极性强的分子，熔沸点高。
（有机化学中，分子量相等时，支链多的熔沸点低。
如熔沸点：正戊烷 > 异戊烷 >新戊烷）1、已知GaF₃的沸点为℃，GaCl₃的沸点为℃，GaBr₃的沸点为292℃，造成熔点差异的部原因是什么？答：GaF₃、GaCl₃、GaBr₃均是分子晶体，且相对分子质量依次增大，分子间作用力越大，熔沸点依次升高。
高中化学选修三知识点归纳
高中化学选修三知识点归纳一、原子结构。
1. 能层与能级。
- 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能层，能层用符号K、L、M、N、O、P、Q表示，能量依次升高。
- 能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，如s、p、d、f等能级，各能级的能量顺序为ns < np < nd < nf（n为能层序数）。
2. 构造原理与电子排布式。
- 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顺序填入核外电子运动轨道，这个顺序被称为构造原理。
- 电子排布式：如铁（Fe）的电子排布式为1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2。
为了简化，还可以写成[Ar]3d^64s^2（其中[Ar]表示氩原子的核外电子排布结构）。
3. 基态与激发态、光谱。
- 基态原子：处于最低能量的原子。
- 激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
- 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
原子光谱是线状光谱，可用于元素的定性分析。
二、分子结构与性质。
1. 共价键。
- 共价键的类型。
- σ键：原子轨道以“头碰头”方式重叠形成的共价键，如H - H键，s - s 重叠；H - Cl键，s - p重叠等。
- π键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠形成的共价键，如N≡ N中，除了一个σ键外，还有两个π键。
- 共价键的参数。
- 键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
键能越大，化学键越稳定。
- 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。
键长越短，键能越大，共价键越稳定。
- 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
键角是描述分子立体结构的重要参数，如CO_2分子中键角为180^∘，为直线形分子；H_2O分子中键角为104.5^∘，为V形分子。
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。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.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顺序填入核外电子运动轨道，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。
（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。
（4）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。
2.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数。
二.原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。
He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
三.元素周期律1.电离能、电负性（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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最低能量。
第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中，碱金属第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
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原子结构和性质一、原子结构1.能层、能级和最多容纳电子数之间的关系2.原子轨道的形状及能量关系3．基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：(2)泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3的电子排布为，不能表示为或。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，结构稳定，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
4．基态、激发态及光谱示意图核外电子排布的表示方法二、原子结构与性质1.原子结构与周期表的关系每族元素的电子排布特点①主族②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
④元素周期表的分区根据核外电子排布分区2．元素周期律(1)原子半径①影响因素⎩⎪⎨⎪⎧能层数：能层数越多，原子半径越大核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小②变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
(2)电离能①含义电离能：气态电中性基态原子失去电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号I ，单位kJ·mol －1。
第一电离能：气态电中性基态原子失去第一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
I 1 第二电离能：气态电中性基态原子失去第二个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。
I 2 ②规律a ．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
一般排布顺序：IA<IIIA<IIA<IVA<VIA<VA<VIIA<0族。
b ．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c ．同种原子：逐级电离能越来越大(即I 1<I 2<I 3…)。
③应用a ．判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
b ．判断元素的化合价(I 1、I 2……表示各级电离能)；如果某元素的I n ＋1≫I n （I n ＋1/I n ≥5），则该元素的常见化合价为＋n 。
如钠元素I 2≫I 1，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋1。
(3)电负性①含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。
③变化规律a ．金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于金属与非金属交界处的元素的电负性则在1.8左右。
b ．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
c ．共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
相差大于1.7形成离子键，相差小于1.7形成共价键。
氢与金属元素都形成离子键。
④常见元素的电负性氢-2.0 碳-2.5 氧-3.5 氯-3.0 氟-4.0分子结构和性质一、共价键1.共价键的本质与特征本质：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。
特征：具有饱和性和方向性。
2．共价键的分类(1)σ键与π键的判断①由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为σ键，σ键的特征：电子云为轴对称，即是以形成化学键的两个原子核的连线为轴作旋转操作，σ键电子云的图形不变。
例如利用电子云描述σ键的形成过程“肩并肩”重叠为π键。
π键的特征：a．π键电子云为镜像对称，即每个π键的电子云由两块组成，分别位于由两个原子核构成的平面的两侧。
b．π键重叠程度较小，不稳定,容易断裂。
若原子半径大，原子间形成的σ键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键②由物质的结构式判断通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。
共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。
③由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
σ键数目=微粒（离子或分子）中原子数减去1 π键数目=共价键数目减去σ键数目 (2)极性键与非极性键的判断看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。
3.键参数(1)概念 (2)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。
3.配位键和配合物(1)配位键 由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用电子对。
属于共价键，多数属于σ键。
(2)配位键的表示方法 用A→B 表示，其中A 表示提供孤对电子的原子，B 表示接受共用电子对的原子。
(3)配位化合物①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
②形成条件：⎩⎨⎧配位体有孤电子对⎩⎪⎨⎪⎧中性分子，如H 2O 、NH 3和CO 等离子，如F －、Cl －、CN －等中心原子有空轨道，如Fe 3＋、Cu 2＋、Zn 2＋、Ag＋等③组成： [Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为④判断存在 某个原子的价电子数小于共价键数目，该原子存在共价键 二、分子的立体结构1.价层电子对互斥理论（VSEPR ）①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②价层电子对排斥力度比较：孤电子对间>孤电子对与成键电子>成键电子间。
孤电子对越多，对成键电子对排斥力越强，键角越小。
（2）判断分子或离子立体构型“三步曲”--------针对AB n型分子或离子第一步：确定中心原子上的价层电子对数价层电子对数=孤电子对数+σ键a为中心原子的价电子数减去离子所带正电荷数或加上所带负电荷，b为周围原子达到8电子或2电子稳定结构时需要的电子数，x为周围原子个数。
如NH＋4的中心原子为N，a＝5－1，b＝1，x＝4，所以中心原子孤电子对数＝12(a－xb)＝12×(4－4×1)＝0。
第二步：确定价层电子对的立体构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定VSEPR构型的立体构型。
再根据成键电子对数和孤电子对数，可以确定相应的较稳定的分子立体构型。
2.杂化轨道理论(1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。
每个轨道都是有1/2s轨道和1/2p轨道构成每个轨道都是有1/3s轨道和2/3p轨道构成每个轨道都是有1/4s轨道和3/4p轨道构成（2）杂化轨道判断方法无机物：中心原子的价成电子对数为2就是sp，为3就是sp2，为4就是sp3；④书写方法选择其中一个或多个原子进行在元素周期表上的位置移动左移转换元素符号，并在加上移动格数的负电荷，右移转换元素符号，并在加上移动格数的正电荷；上下移动只是转换元素符号，没有电荷的加减。
2、分子间作用力(1)概念物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。
(2)分类分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。
(3)强弱范德华力<氢键<化学键。
(4)范德华力范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。
范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。
一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。
(5)氢键①形成已经与N或O或F原子形成共价键的氢原子与另一个分子中的N或O或F原子之间的作用力，称为氢键。
即含有-NH-、-NH2、-OH结构的分子和HF分子，这些分子可以形成氢键②表示方法 A—H…B③特征具有一定的方向性和饱和性。
④分类氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。
⑤分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。
3．分子的极性分子的共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：4、分子的溶解性①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。
若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。
②随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小。
如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
5、分子的手性①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
②手性分子：具有手性异构体的分子。
③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。
含有手性碳原子的分子是手性分子，如6、无机含氧酸分子的酸性：①比较：无机含氧酸的通式可写成(HO)m RO n，如果成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。
②解释原因：无机含氧酸的通式可写成(HO)m RO n，如果成酸元素R相同，R的正电性（化合价）越高，使R—O—H 中O的电子向R偏移，在水分子的作用下-OH越易电离出H＋，酸性越强。
类型非极性分子极性分子形成原因正电几何中心和负电几何中心重合的分子正电几何中心和负电几何中心不重合的分子存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键分子内原子排列对称不对称晶体一、晶体的基本知识及常见四种晶体1.晶体(1)晶体与非晶体的比较(2)得到晶体的三条途径①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。
③溶质从溶液中析出。
(3)晶体的基本常识①概念：描述晶体结构的基本单元。
②晶体中晶胞的排列——无隙并置a．无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。
b．并置：所有晶胞平行排列、取向相同。
2．四种晶体类型的比较表3.晶体熔沸点的比较方法(1)不同类型晶体熔、沸点的比较①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
(2)离子晶体：一般熔沸点在700℃~1200℃。
一般情况，相对分子质量大的分子，范德华力大，熔沸点高。
如果存在分子间氢键，熔沸点高，氢键越多，熔(5)原子晶体一般熔沸点在1200℃以上原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高。