人教版高中化学选修3知识点总结(供参考)
高中化学选修三基础知识点总结
高中化学选修三基础知识点总结高中化学选修三是一门高级课程，也是求学者走向化学学术道路的必经之路，因为它对于化学的基础概念和理论的理解至关重要，如果没有牢固的化学基础，就无法掌握化学的高级内容。
投入大量时间和精力学习选修三，就意味着未来走向化学学科的路上，越走越顺，学习越来越快。
在这篇文档中，我们将总结关于高中化学选修三的基础知识点。
这些知识点是一些基础的、重要的和必须掌握的内容，有助于你更好地理解化学的原理和概念。
1. 晶体结构晶体结构是选修三中的一项基础知识，它是指晶体中所具有的排列方式和空间结构。
晶体由多个原子或分子按照一定的规律排列而成的有序物质，晶体结构对于晶体的性质、应用和制备极为重要。
选修三需要掌握五种晶体结构：简单立方晶体结构，面心立方晶体结构，体心立方晶体结构，六方密堆积晶体结构和钻石晶体结构。
2. 化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率和反应机理的科学，它包含了反应速率方程、活化能、反应机理、催化剂等内容。
学习反应动力学，需要了解化学反应过程的速率规律及其影响因素、反应动力学实验的方法和基本原理，以及理解反应速率方程，掌握活化能的概念。
3. 电解质的溶液及配合物化学电解质的溶液及配合物化学主要包括五个方面的内容：离子的水解，酸碱平衡，配合物的结构与性质，氧化还原反应中离子电子转移及电子转移的催化。
在这些方面的内容中，需要掌握的基本概念有：酸、碱、浓度、酸碱度、离子强度、pH 值、配体、中心离子、配合物结构及其稳定性等。
4. 分子结构与化学性质分子结构与化学性质是选修三的重点内容之一，分子结构是由原子团的排列和形状所决定的，而分子结构的特征则决定了它的化学性质，分子结构与化学性质这个部分还与生命有关，是生命体系理论化工组成的基本单位，所以学习这个部分的核心内容就是理解分子的性质与化学性质之间的关系、分子构造与物理性质之间的关系、分子间作用力以及分子的力场分析等重要内容。
5. 光化学光化学是研究光和物质的相互作用和光引起的化学反应的科学。
高中化学选修三(人教版)知识要点
高中化学选修三(人教版)知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点】开天辟地现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。
氢与氦共占宇宙元素总量的99.7%。
【知识点】能层和能级一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。
说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用K、L、M…等表示。
二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。
1、每一能层的能级都从s开始；依次为s，p，d，f；说明：①同一能层中能级的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；④不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。
2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有1个s能级。
3、能层不同的各能级容纳电子数目为s －2，p－6，d－10，f－14。
各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。
4、每一能层最多容纳电子数目为2n2。
【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。
而是按照一定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。
这个规三、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。
说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。
【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则一、自旋自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。
每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。
这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。
二、泡利原理在一个原子轨道中，最多可以容纳2个电子，而且其自旋状态相反。
高中化学-第二章《分子结构与性质》知识点总结-新人教版选修3
化学选修3《第二章分子结构与性质》知识点总结一．共价键1．共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2．共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者电子云具有镜像对称性。
3．键参数①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．4．等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
如CO和N2、CO2和N2O。
二．分子的立体构型1．分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2．分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3．配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较（2）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组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。
三．分子的性质1．分子间作用力的比较2．分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．溶解性(1)“相似相溶”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．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(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。
高中化学第二章《分子结构与性质》知识点总结新人教版选修3
化学选修3《第二章分子结构与性质》知识点总结一．共价键1．共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2．共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者电子云具有镜像对称性。
3．键参数①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．4．等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
如CO和N2、CO2和N2O。
二．分子的立体构型1．分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2．分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3．配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较（2）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组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。
三．分子的性质1．分子间作用力的比较2．分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．溶解性(1)“相似相溶”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．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：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。
人教版高中化学选修3 知识点总结(全册经典版)
高中化学选修3知识点总结主要知识要点：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。
高中化学选修3重要知识点总结
高中化学选修3重要知识点总结关于高中化学选修3重要知识点总结高中的化学课本包括必修和选修，选修课本的知识通常是一些重点难点知识的拓展，我们现在学习化学的时候，选修三的内容是不能轻视的。
下面是店铺为大家整理的高中化学必备的知识点，希望对大家有用!高中化学选修3重要知识点总结1(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(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)。
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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。
(最新最全)人教版高中化学选修3知识点梳理详解总结(最新最全)
选修3知识点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。
记忆方法有哪些？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（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“↑↓”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。
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 ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。
↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑↑ ↑②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
③外围电子排布式(2)电子排布图是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为二.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。
化学选修3知识点总结
化学选修3知识点总结化学选修3是高中化学课程的一部分，主要涵盖了有机化学、无机化学和物理化学等方面的内容。
本文将对化学选修3中的主要知识点进行详细介绍。
一、有机化学1. 有机化合物的分类：根据它们的结构、化学性质和功能分子的不同，有机化合物可以分为烃类、醇类、醛类、酮类、羧酸类和酯类等。
2. 化学键的构成：有机化合物中的化学键主要由共价键组成，共价键是通过电子的共享而形成的。
3. 碳的立体化学：碳原子能够与其他碳原子形成单键、双键或三键，并且碳原子还具有手性，即存在左右手的异构体。
4. 共轭体系：共轭体系是指相邻碳原子之间存在多个π键，可以通过共轭体系的存在来调控有机化合物的光学性质和电子性质。
5. 异构体：同一种分子式的有机化合物，其结构和化学性质可能不同，这种现象称为异构体。
6. 醇的性质：醇是一类含有羟基（-OH）的有机化合物，它们具有溶解性好、酸碱中性等特点，并且可以被氧化为醛、酮或酸。
7. 酮的性质：酮是一类含有羰基的有机化合物，它们具有中性或酸性，可以被还原为醇或氧化为羧酸。
二、无机化学1. 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数、化学性质和电子结构等规律排列的化学元素表格。
2. 键的类型：无机化合物的键主要包括离子键、共价键和金属键三种类型，它们分别通过离子间的电荷吸引力、电子的共享和金属离子与自由电子之间的相互作用而形成。
3. 配位化学：配位化学是研究配位键的形成、理论和应用的科学，可以通过配位键的性质来预测化合物的性质和反应。
4. 配位数和配位体：配位数是指一个中心离子或原子周围与其形成配位键的配位体的个数，配位体是指通过配位键与中心离子或原子结合的物质。
5. 配位键的强弱：配位键的强弱可以通过一系列因素来判断，包括金属离子的电荷、配位体的大小和电荷以及配位键的几何构型等。
6. 配位化合物的色彩：配位化合物往往具有特殊的颜色，这是由于配位体的吸收和散射光谱导致的，可以通过观察其颜色来推断配位物中金属离子的氧化态和配体的结构。
人教版高中化学选修三知识点汇总
化学选修3知识点总结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。
2.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。
3.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。
二、(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[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s13.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循的顺序：1s2s2p 3s3p4s3d4p5s4d5p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。
三、元素周期律1.周期表中的5个区：s、p、d、ds、f2.外围电子-——价电子s与p区-——最外层上的电子d与ds区——最高能级组上的电子S区：ns1～2P区：n s2n p1～6d区：(n－1)d1～10n s1～2ds区：(n－1)d10n s1～2 3.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。
化学选修3知识点
化学选修3知识点
1. 化学平衡：反应速率、化学平衡常数、配位化学平衡、Le Chatelier原理、酸碱弱电解质的离解平衡、氧化还原反应的平
衡
2. 电化学：电解和电池原理、电极电势、电解质溶液的电导性、氧化还原反应中的电位、电解质与金属的中和反应、电沉积、电荷传递反应、电化学能量与电化学合成反应
3. 有机化学：有机物的命名和结构、立体化学、有机反应机理、四氢呋喃合成、酯化反应、烷基化反应、烷烃的加氢、取代反应、酰胺合成、酸催化的反应、烯烃反应、芳香族化合物制备、生物有机化学
4. 化学分析：质谱分析、核磁共振分析、红外线分析、紫外线可见分析、光电类分析、色谱分析、电化学分析、荧光分析、拉曼光谱分析、电子自旋共振分析等
5. 材料化学：化学制备材料、材料微观结构与性质、材料表面化学、功能材料制备及性能优化、新型纳米材料合成及性能等。
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。
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是高中化学课程中的重要组成部分，主要涉及原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质等方面的知识。
下面让我们来详细梳理一下这些知识点。
一、原子结构与性质1、能层与能级能层即电子层，按能量由低到高依次为 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，例如 s、p、d、f 等。
能级的能量顺序为：ns ＜（n 2)f ＜（n 1)d ＜ np。
2、构造原理与电子排布式构造原理揭示了原子的核外电子排布规律。
电子排布式能准确表示出原子核外电子的排布情况，例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。
每个能级中的原子轨道数分别为：s 能级 1 个，p 能级 3 个，d 能级 5 个，f 能级 7 个。
4、泡利原理和洪特规则泡利原理指出一个原子轨道最多容纳 2 个电子，且自旋方向相反。
洪特规则则表明电子在能量相同的轨道上排布时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
5、元素的性质包括原子半径、电离能、电负性等。
同周期从左到右，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大，电负性逐渐增大；同主族从上到下，原子半径逐渐增大，电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
二、分子结构与性质1、共价键共价键具有饱和性和方向性。
根据原子轨道的重叠方式，分为σ 键和π 键。
σ 键头碰头重叠，稳定性较高；π 键肩并肩重叠，稳定性相对较低。
2、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，键越稳定；键长越短，键越稳定；键角决定了分子的空间构型。
3、价层电子对互斥理论用于预测分子的空间构型。
中心原子的价层电子对数等于σ 键电子对数与孤电子对数之和。
4、杂化轨道理论常见的杂化类型有 sp、sp²、sp³等。
杂化轨道的形成使得原子的成键能力增强，分子的空间构型更加稳定。
5、分子的极性分子的极性取决于分子的空间构型和键的极性。
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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（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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
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。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为二.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。
如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
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(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。
它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如第二章分子结构与性质一.共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
3.键参数①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．4.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
二.分子的立体构型1．分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较（2）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组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。
三.分子的性质1.分子间作用力的比较2．分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．溶解性(1)“相似相溶”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．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．4．手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
5．无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O 的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4第三章晶体结构与性质一.晶体常识1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径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.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：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）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
三.几种典型的晶体模型五、几种典型晶体空间结构1.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是 6 ，即每个Na+紧邻 6 个Cl-,这些Cl-构成的几何图形是正八面体；每个Na+与12个Na+等距离相邻。
平均每个氯化钠晶胞含有(4)个Na+和( 4 ) 个Cl-。
2.在氯化铯晶体中，每个Cl-(或Cs+)周围与之最接近且距离相等的Cs+(或Cl-)共有8个，这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为立方体；在每个Cs+周围距离相等且最近的Cs+共有6个，这几个Cs+(或Cl-)在空间构成的几何构型为正八面体；一个氯化铯晶胞含有（1）个Cs+和（1）个Cl- 。
3.干冰晶体(1)二氧化碳分子的位置：（2）每个晶胞含二氧化碳分子的个数（3）与每个二氧化碳分子等距离且最近的二氧化碳分子有几个？4.金刚石属于原子晶体,这种晶体的特点是空间网状，无单个分子.金刚石中每个C原子与4个C原子紧邻，由共价键构成最小环状结构中有6 个C原子.晶体中C原子个数与C-C键数之比为：1∶(4×1/2)=1∶25.二氧化硅中每个Si与 4 个O原子形成共价键,每个O与2个Si原子形成共价键。
在晶体中Si与O原子个数比为1︰2,.平均每n mol SiO2晶体中含有Si-O键最接近_4nmol。
6.石墨属于混合晶体,是层状结构, C原子呈sp2杂化；晶体中每个C原子被3个六边形共用,平均每个环占有2个碳原子。
晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2:1:3。
晶体中存在的作用有：共价键、金属键和范德华力7.白磷的键角为多少？Wg白磷中磷磷单键的数目为多少？60°,(W/124) ×6 ×NA六、用均摊法确定晶胞所含粒子数和晶体的化学式⑴处于顶点的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子有( )属于晶胞；⑵处于棱上的粒子，每个粒子有( )属于晶胞。
⑶处于面上的粒子，每个粒子有( )属于晶胞。
⑷处于内部的粒子，( )属于晶胞。
2.几种金属晶体的晶胞简单立方(钋) 体心立方(钾型) 镁型面心立方(铜型)配位数 6 8 12 12晶胞平均所 1 2 2 4含的粒子数。