人教版高中化學選修三知識點
故有知識的人，道義上有為后者代言的義務(wù)。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面小編給大家分享一些人教版高中化學選修三知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!
人教版高中化學選修三知識1
原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1、電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小。
2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應(yīng)的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.
3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7。
4、原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子。
5、原子核外電子排布原理：
(1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道;
(2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子;
(3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1
6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。
根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。
7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化.
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:
★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小;
★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。
說明：
①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P
②元素第一電離能的運用：
a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證
b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。
(3)元素電負性的周期性變化
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。
隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。
電負性的運用:
a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。
b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。
c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價)。
d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱)。
8、化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用?；瘜W鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵
離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。
離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。
離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體。
典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子.
人教版高中化學選修三知識2
原子核外電子排布原理
1.能層、能級與原子軌道
(1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)<e(p)<e(d)<e(f)。< p="">
(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。
【特別提示】
(1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。
(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級交錯現(xiàn)象。由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。
(4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級;第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級。
(5)當出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。
(6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。
2.基態(tài)原子的核外電子排布
(1)能量最低原理
電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。
注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。
(2)泡利原理
每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。
(3)洪特規(guī)則
當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。
洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低。
3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖
(1)電子的躍遷
①基態(tài)→激發(fā)態(tài)
當基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。
②激發(fā)態(tài)→基態(tài)
激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。
(2)原子光譜
不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。
人教版高中化學選修三知識3
原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)
1 . 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表
(1)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表
(2)每族元素的價層電子排布特點
①主族
②0族：He：1s2;其他ns2np6。
③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分區(qū)
①根據(jù)核外電子排布
a.分區(qū)
b.各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點
②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。
【特別提示】
“外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。
2 . 對角線規(guī)則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。
3 . 元素周期律
(1)原子半徑
①影響因素
能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。
核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。
②變化規(guī)律
元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。
(2)電離能
①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ/mol。
②規(guī)律
a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢。
b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。
c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<i2<i3…)。< p="">
(3)電負性
①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。
②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。
③變化規(guī)律
金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。
在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。
4 . 電離能、電負性的應(yīng)用
(1)電離能的應(yīng)用
①判斷元素金屬性的強弱
電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強;反之越弱。
②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能)
如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。
③判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。
④反映元素原子的核外電子排布特點
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。
人教版高中化學選修三知識4
共價鍵
1.本質(zhì)
在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。
2.特征
具有飽和性和方向性。
3.分類
【特別提示】
(1)只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。
(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。
(3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。
(4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。
(5)通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目;判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。
4.鍵參數(shù)
(1)概念
(2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響
鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。
5.等電子原理
原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，物理性質(zhì)相近，但化學性質(zhì)不同。
常見的等電子體
人教版高中化學選修三知識5
分子的立體結(jié)構(gòu)
1.價層電子對互斥理論
(1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。
(2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。
(3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。
其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結(jié)合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。
(4)價層電子對互斥理論與分子構(gòu)型
2 . 雜化軌道理論
當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。
3.配位鍵
(1)孤電子對
分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。
(2)配位鍵
①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。
②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。