化學選修3原子結構

❶ 高二化學選修三知識點總結

高中化學有很多需要記憶的知識點，高中化學分為選修和必修，為了方便大家學習，下面我給大家分享一些 高二化學 選修三知識點 總結 ，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀!

高二化學選修三知識點1

(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。

(3)不同能層的能級有交錯現象，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。原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

(4)能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。

(5)基態和激發態

①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱為基態原子。

②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑒定元素。

高二化學選修三知識點2

1、元素周期表的結構

元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把周期表裡的元素劃分成5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。

2、元素周期律

元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源於原子外電子層構型的周期性。

高二化學選修三知識點3

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

(3)分子極性的判斷 方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍：「相似相溶」中「相似」指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

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★ 高中化學必備的基礎知識點歸納

❷ 幫我說下高一化學26號元素的原子結構示意圖。

26號元素是鐵，屬副族元素。
原子結構2、8、14、2

❸ 化學選修三的內容

選修3
第一章 原子結構與性質
本章說明
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
教學資源1
教學資源2
第二章 分子結構與性質單元
本章說明
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
教學資源1
教學資源2
教學資源3
第三章 晶體結構與性質
本章說明
第一節 晶體的常識
第二節 分子晶體與原子晶體
第三節 金屬晶體
第四節 離子晶體
教學資源1
教學資源2
第一章 原子結構與性質
本章說明
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
教學資源1
教學資源2
第二章 分子結構與性質單元
本章說明
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
教學資源1
教學資源2
教學資源3
第三章 晶體結構與性質
本章說明
第一節 晶體的常識
第二節 分子晶體與原子晶體
第三節 金屬晶體
第四節 離子晶體

❹ 高中化學原子結構是哪本書

高中化學原子結構是高中化學選修三這本書。
高中化學第一冊主要學習-氧化還原反應、鹼金屬、物質的量、物質的量的濃度、鹵素、元素周期律、氧族元素、碳族元素。
高中第二冊主要學習-氮族元素、化學平衡、溶液的電離平衡、pH、幾種重要的金屬（鋁、鎂）、鹽類的水解、有機物、糖、蛋白質。
高中第三冊主要學習-晶體的分類、膠體、化學反應的本質、熱化學能量變化、電解、化學實驗方案設計、化學計算。
(4)化學選修3原子結構擴展閱讀：
高中化學必考知識點歸納
1、相對分子質量最小的氧化物是水
2、單質與水反應最劇烈的非金屬元素是F
3、其最高價氧化物的水化物酸性最強的元素是Cl
4、其單質是最易液化的氣體的元素是Cl
5、其氫化物沸點最高的非金屬元素是O
6、其單質是最輕的金屬元素是Li
7、常溫下其單質呈液態的非金屬元素是Br
8、熔點最小的金屬是Hg
9、其氣態氫化物最易溶於水的元素是N
10、導電性最強的金屬是Ag
高中化學必考知識點歸納
1、相對原子質量最小的原子是H
2、人體中含量手則最多的元素悔薯首是O
3、日常生活中應用最廣泛的金屬是Fe
4、組成化合物種類最多的元素是C
5、天然存在最硬的物質是金剛石
6、金屬活動順序表中活動性最強的金屬是K
7、地殼中含量最多的金屬元素是Al
8、地殼中含量最多的非金屬元素是O
9、空氣中含量最多的物質是氮氣
10、最簡單的有機物是甲烷
11、相同條件下密度最小的氣體是碧數氫氣

❺ 高中化學選修3知識點總結

高中化學有很多需要記憶的知識點，高中化學分為選修和必修，為了方便大家學習，接下來我為大家整理了高中化學選修3知識點，希望能幫助到大家。

高中化學選修3知識點 總結 (一)

(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。

(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪制基態原子軌道表示式的主要依據之一。

(3)不同能層的能級有交錯現象

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。

原子軌道的能量關系是：ns<(n-2)f<(n-1)d

(4)能級組序數對應著元素周期表的周期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個周期的元素數目。

根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。

(5)基態和激發態

①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱為基態原子。

②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子。

③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要殊能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑒定元素。

高中化學選修3知識點總結(二)

1、元素周期表的結構

元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。

(1)原子的電子層構型和周期的劃分

周期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

(2)原子的電子構型和族的劃分

族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

(3)原子的電子構型和元素的分區

按電子排布可把周期表裡的元素劃分成5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。

(4)元素周期律

元素的性質隨著核電荷數的遞增發生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的周期性變化。元素性質的周期性來源於原子外電子層構型的周期性。

高中化學選修3知識點總結(三)

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。

如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;

②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;

③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。

如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。

②折線型分子，如H2O、H2S等。

③三角錐形分子如NH3等。

(2)共價鍵的極性和分子極性的關系：

兩者研究對象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的什用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。

3)分子極性的判斷 方法

①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍：「相似相溶」中「相似」指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

元素推斷題大題解題策略

元素或物質推斷類試題

該類題主要以元素周期律、元素周期表知識或物質之間的轉化關系為命題點，採用提供周期表、文字描述元素性質或框圖轉化的形式來展現題干，然後設計一系列書寫化學用語、離子半徑大小比較、金屬性或非金屬性強弱判斷、溶液中離子濃度大小判斷及相關簡單計算等問題。此類推斷題的完整形式是：推斷元素或物質、寫用語、判性質。

化學元素推斷題大題解題策略

元素推斷題，一般可先在草稿紙上畫出只含短周期元素的周期表，然後對照此表進行推斷。

(1)對有突破口的元素推斷題，可利用題目暗示的突破口，聯系其他條件，順藤摸瓜，各個擊破，推出結論;

(2)對無明顯突破口的元素推斷題，可利用題示條件的限定，逐漸縮小推求范圍，並充分考慮各元素的相互關系予以推斷;

(3)有時限定條件不足，則可進行討論，得出合理結論，有時答案不止一組，只要能合理解釋都可以。若題目只要求一組結論，則選擇自己最熟悉、最有把握的。有時需要運用直覺，大膽嘗試、假設，再根據題給條件進行驗證也可。

化學元素推斷題的一般思路

化學元素推斷題解題的一般思路和方法：讀圖審題→找准"突破口"→邏輯推理→檢驗驗證→規范答題。解答的關鍵是迅速找到突破口，一般從物質特殊的顏色、特殊性質或結構、特殊反應、特殊轉化關系、特殊反應條件等角度思考。突破口不易尋找時，也可從常見的物質中進行大膽猜測，然後代入驗證即可，盡量避免從不太熟悉的物質或教材上沒有出現過的物質角度考慮，盲目驗證。

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❻ 化學原子結構是選修幾

本節課是人教版化學選修3第一章第二節的教學內容，是在必修2第一章辯汪《物質結構 元素周好陪期律》， 選修3第一章第一節《原子結構》基礎上進一步認識原子結構與元素性質的關系友灶蠢。

❼ 2018高一年級化學必修一知識點總結

【 #高一# 導語】仰望天空時，什麼都比你高，你會自卑;俯視大地時，什麼都比你低，你會自負;只有放寬視野，把天空和大地盡收眼底，才能在蒼穹沃土之間找到你真正的位置。無需自卑，不要自負，堅持自信。 考 網高一頻道為你整理了《2018高一年級化學必修一知識點總結》希望你對你的學習有所幫助！

【篇一】

1.學習方法

2.研究一種

物質的性質

的程序

3.觀察法

4.金屬鈉的

物理性質

5、金屬與水

的反應第三章金屬及其化合物-1-金屬的化學性質

觀察物理性質預測化學性質驗證或探究預測的性質分析現象並解釋分類、比較、歸納、概括同類物質的性質（1）含義：是一種有計劃、有目的地用感官考察研究對象的方法（2）內容：可以直接用肉眼觀察物質的顏色、狀態，用鼻子聞物質的氣味，也可以藉助一些儀器來進行觀察，提高觀察的靈敏度。人們既在觀察過程中，不僅要用感官去搜集信息，還要積極地進行思考，及時儲存和處理所搜集的信息。觀察要有明確而具體的目的，要對觀察到的現象進行分析和綜合。金屬鈉是一種銀白色的金屬；熔點低、密度小、硬度小、展性好。查表或看書可知金屬鈉熔點為97.81。C,沸點為882.9。C；密度為0.97g·cm—32Na＋2H2O====2NaOH+H2

6.分類法

7.比較法

8.實驗法

9、金屬和氧氣的反應

10、Na2O2與H2O反應的化學原理：

11．鈉的保存

12、鋁與氫氧化鈉溶液的反應

1、鈉的鹽—碳酸鈉、碳酸氫鈉在研究物質性質時，運用分類的方法，分門別類地對物質及其變化進行研究，可以總結出各類物質的通性和特性；反之，知道某物質的類別，我們就可推知該物質的一般性質。運用比較的方法，可以找出物質性質間的異同，認識物質性質間的內在聯系，對物質的性質進行歸納和概括。（1）含義：通過實驗來驗證對物質性質的預測或探究純拿物質未知的性質的方法。（2）注意的問題：在進行實驗時，要注意控制溫度、壓強、溶液的濃度等條件，這是因為同樣的反應物質在不同的條件下可能會發生不同的反應。（3）實驗法的步驟：實驗前，要明確實驗的目的要求、實驗用品和實驗步驟等；實驗中，要仔細研究實驗現象，並做好實驗記錄；實驗後，要寫好實驗報告，並對實驗結果進緩褲咐行分析。4Na＋O2====2Na2O2Na＋O2====2Na2O2屬於自身氧化還原反應；-1價的氧元素具有強氧化性，所以能使色質褪色。表現漂白性。4.鋁箔熔化，失去光澤，但熔化的鋁箔並不滴落，好像有一層膜兜著。這是因為鋁表面的氧化膜保護了鋁，構成薄膜的氧化鋁的熔點（2050℃）高於鋁的熔點（660℃），包在鋁的外面，所以熔化了的液態鋁不會滴落下來。熔化的鋁仍不會滴落，因為鋁很活潑，磨去原來的氧化膜後，在空氣中又會很快的生成一層新的氧化膜。這也正是性質活潑的鋁在空氣中能穩定存在的原因。由於鈉的化學性質非常活潑，易與空氣中的O2和H2O等反應，所以金屬鈉保存在煤油之中。金屬鈉在空氣中變質的過程可以表示為：銀白色的金屬鈉表面變暗（生成Na2O）出現白色固體（NaOH）表面變成粘稠狀（NaOH潮解）白色塊狀固體（Na2CO3·10H2O）風化為白色粉未狀物質（Na2CO3）鋁和強鹼溶液反應，不是鋁直接和鹼反應，而是鋁先和強鹼溶液中的水反應生成氫氧化鋁，然後再和強鹼反應生成偏鋁酸鹽：2Al+6H2O=2Al(OH)3+3H2↑Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O總反應：（標電子轉移時就必須清楚地理解鋁和NaOH溶液反應的實質）簡寫為：2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑第二節幾種重要的金屬化合物碳酸鈉（Na2CO3）碳酸氫鈉（NaHCO3）分類正鹽酸式鹽俗稱純鹼、蘇打小蘇打色態白色粉末細小的白色晶體

化學性質與酸反應

二．鋁的化合

物Na2CO3+HCl=NaCl+NaHCO3(CO32-+H+=HCO3-)NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑(HCO3-+H+=H2O+CO2↑)開始無外觀現象（因為首先生成HCO3-），隨後出現氣泡。（若向足量HCl中分別滴入Na2CO3或NaHCO3，則均會立擾純刻出現氣泡。）NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑(HCO3-+H+=H2O+CO2↑)滴入鹽酸後，即刻出現氣泡。與鹼反應Na2CO3不反應：NaHCO3+NaOH=H2O+Na2CO3與Ca(OH)2反應：Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH反應的本質是：CO32-+Ca2+=CaCO3↓NaHCO3與少量石灰水的反應為：2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O2HCO3-+Ca2++2OH-=CaCO3↓+CO32-+2H2O若石灰水過量，則新生成的Na2CO3可與Ca(OH)2繼續反應，即：Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH∴過量石灰水中NaHCO3與Ca(OH)2的反應為：NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+NaOH+H2OHCO3-+Ca2++OH-=CaCO3↓+H2O熱穩定性(運用此性質可除去Na2CO3中的NaHCO3)很穩定受熱不分解（分解溫度851℃，酒精燈溫度達不到）不很穩定，受熱易分解。2NaHCO加熱3Na2CO3+H2O+CO2↑（分解溫度150℃）二者之間相互轉化注意：將以上知識要靈活應用於識別、除雜及計算中。（一）氧化鋁（Al2O3）1、物理性質：白色難熔固體、不溶於水。2、化學性質：Al2O3是典型的兩性氧化物，既能與酸反應又能與強鹼溶液反應。與強酸：Al2O3+6H+=2Al3++3H2O與強鹼：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O3、用途：耐火材料、製取鋁的原料（二）氫氧化鋁[Al(OH)3]

1、Al(OH)3的物理性質：Al(OH)3是不溶於水的白色膠狀沉澱，是典型的兩性氫氧化物，能凝聚水中的懸浮物，又有吸附色素的性能。

2、Al(OH)3的兩性：

H++AlO2-+H2O=Al(OH)3Al3++3OH-=Al(OH)3

一．鐵的化合

物

酸式電離鹼式電離當與強酸反應：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O當與強鹼溶液作用：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O3、Al(OH)3的製取：（1）鋁鹽與鹼反應：用鋁鹽與可溶性弱鹼氨水反應制Al(OH)3：Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+說明：製取Al(OH)3也可用鋁鹽與強鹼作用，但應嚴格控制加入鹼的量，因為強鹼過量會使製得的Al(OH)3轉化為偏鋁酸鹽：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。所以，實驗室一般不採用這種方法制Al(OH)34、Al(OH)3的用途：凈水。Al(OH)3膠體中膠粒有吸附水中懸浮雜質的作用，使其質量增大，沉降水底，達到凈化水的目的。第三節用途廣泛的金屬材料（一）鐵的氧化物名稱氧化亞鐵氧化鐵四氧化三鐵俗稱—————鐵紅磁性氧化鐵化學式FeOFe2O3Fe3O4色態黑色粉末紅棕色粉末黑色晶體化合價+2還原性為主+3隻有氧化性+2，+3水溶性不溶不溶不溶類型鹼性氧化物————共性與酸都能與酸反應如Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O與還原劑都能被還原如Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2(高溫條件下反應)（二）氫氧化物名稱氫氧化亞鐵氫氧化鐵化學式Fe(OH)2Fe(OH)3分類鹼鹼性質色態白色固體紅褐色固體水溶性不溶於水不溶於水與酸反應Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2OFe(OH)3+3H+==Fe3++3H2O還原性穩定性4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)32Fe(OH)3=Fe2O3＋3H2O（受熱分解）製法原理Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓現象白色絮狀沉澱紅褐色沉澱（三）鐵鹽與亞鐵鹽鐵鹽（Fe3+）亞鐵鹽（Fe2+）顏色黃色淡綠色與鹼反應Fe3++3OH—==Fe（OH）3↓，Fe2++2OH—=Fe（OH）2↓

合金：

合金的特點

1.硅元素：

2、二氧化硅

（SiO2）

3、硅酸

（H2SiO3）

4、硅酸鹽氧化性、還原性氧化性2Fe3++Fe=3Fe2+氧化性：Fe2++Zn==Zn2++Fe還原性：2Fe2++Cl—2=2Fe3++2Cl（四）Fe2+、Fe3+的檢驗鑒別方法Fe2+Fe3+直接觀色：淡綠色，黃色與KSCN：不顯紅色，血紅色與OH-作用：白色↓→灰綠↓→紅褐色↓紅褐色沉澱兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合在一起而形成的具有金屬特性的物質硬度一般比成分金屬大而熔點比成分金屬低，用途比純金屬要廣泛。第四章非金屬及其化合物第一節無機非金屬材料的主角——硅無機非金屬材料中的主角，在地殼中含量26.3％，次於氧。是一種親氧元素，以熔點很高的氧化物及硅酸鹽形式存在於岩石、沙子和土壤中，佔地殼質量90％以上。位於第3周期，第ⅣA族碳的下方。天然存在的二氧化硅稱為硅石，包括結晶形和無定形。石英是常見的結晶形二氧化硅，其中無色透明的就是水晶，具有彩色環帶狀或層狀的是瑪瑙。二氧化硅晶體為立體網狀結構，基本單元是[SiO4]，因此有良好的物理和化學性質被廣泛應用。（瑪瑙飾物，石英坩堝，光導纖維）物理：熔點高、硬度大、不溶於水、潔凈的SiO2無色透光性好化學：化學穩定性好、除HF外一般不與其他酸反應，可以與強鹼（NaOH）反應，是酸性氧化物，在一定的條件下能與鹼性氧化物反應SiO2＋4HF==SiF4↑＋2H2OSiO2＋CaO===(高溫)CaSiO3SiO2＋2NaOH==Na2SiO3＋H2O不能用玻璃瓶裝HF，裝鹼性溶液的試劑瓶應用木塞或膠塞。酸性很弱（弱於碳酸）溶解度很小，由於SiO2不溶於水，硅酸應用可溶性硅酸鹽和其他酸性比硅酸強的酸反應製得。Na2SiO3＋2HCl==H2SiO3↓＋2NaCl硅膠多孔疏鬆，可作乾燥劑，催化劑的載體。硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱，分布廣，結構復雜化學性質穩定。一般不溶於水。（Na2SiO3、K2SiO3除外）最典型的代表是硅酸鈉Na2SiO3：可溶，

其水溶液稱作水玻璃和泡花鹼，可作肥皂填料、木材防火劑和黏膠劑。常用硅酸鹽產品：玻璃、陶瓷、水泥

5、硅單質

1、氯元素：

2.氯氣

1、二氧化硫與碳相似，有晶體和無定形兩種。晶體硅結構類似於金剛石，有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高（1410℃），硬度大，較脆，常溫下化學性質不活潑。是良好的半導體，應用：半導體晶體管及晶元、光電池第二節富集在海水中的元素——氯位於第三周期第ⅦA族，原子結構：容易得到一個電子形成氯離子Cl－,為典型的非金屬元素，在自然界中以化合態存在。物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶於水、加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。製法:MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋2H2O＋Cl2聞法:用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔。化學性質：很活潑，有毒，有氧化性，能與大多數金屬化合生成金屬氯化物（鹽）。也能與非金屬反應：2Na＋Cl2===(點燃)2NaCl2Fe＋3Cl2===(點燃)2FeCl3Cu＋Cl2===(點燃)CuCl2Cl2＋H2===(點燃)2HCl現象：發出蒼白色火焰，生成大量白霧。燃燒不一定有氧氣參加，物質並不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。Cl2的用途：①自來水殺菌消毒Cl2＋H2O==HCl＋HClO2HClO===(光照)2HCl＋O2↑1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效。②制漂白液、漂白粉和漂粉精製漂白液Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，其有效成分NaClO比HClO穩定多,可長期存放制漂白粉(有效氯35％)和漂粉精(充分反應有效氯70％)2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O③與有機物反應，是重要的化學工業物質。④用於提純Si、Ge、Ti等半導體和鈦⑤有機化工：合成塑料、橡膠、人造纖維、農葯、染料和葯品氯離子的檢驗使用硝酸銀溶液，並用稀硝酸排除干擾離子（CO32－、SO32－）HCl＋AgNO3==AgCl↓＋HNO3NaCl＋AgNO3==AgCl↓＋NaNO3Na2CO3＋2AgNO3==Ag2CO?3↓＋2NaNO3Ag2CO?3＋2HNO3==2AgNO3＋CO2↑＋H2OCl－＋Ag＋==AgCl↓第三節硫和氮的氧化物製法（形成）：硫黃或含硫的燃料燃燒得到（硫俗稱硫磺，是黃色粉末）S＋O2===(點燃)SO2物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶於水（1：40體積比）化學性質：有毒，溶於水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，

遇熱會變回原來顏色。這是因為H2SO3不穩定，會分解回水和SO2

SO2＋H2OH2SO3因此這個化合和分解的過程可以同時進行，為可逆反應。

可逆反應——在同一條件下，既可以往正反應方向發生，又可以向逆反應方向發生的化學反應稱作可逆反應，用可逆箭頭符號連接。

2.一氧化氮

和二氧化氮

3.大氣污染

1.硫酸

2.硝酸

3.氨氣及銨

鹽一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2＋O2========(高溫或放電)2NO，生成的一氧化氮很不穩定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮：2NO＋O2==2NO2一氧化氮的介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶於水，並與水反應：3NO2＋H2O==2HNO3＋NO這是工業制硝酸的方法。SO2、NO2溶於雨水形成酸雨。防治措施：①從燃料燃燒入手。②從立法管理入手。③從能源利用和開發入手。④從廢氣回收利用，化害為利入手。(2SO2＋O22SO3SO3＋H2O=H2SO4)第四節氨硝酸硫酸物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發，沸點高，密度比水大。化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。C12H22O11======(濃H2SO4)12C＋11H2O放熱2H2SO4(濃)＋CCO2↑＋2H2O＋SO2↑還能氧化排在氫後面的金屬，但不放出氫氣。2H2SO4(濃)＋CuCuSO4＋2H2O＋SO2↑稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2，使酸鹼指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與鹼性氧化物反應，與鹼中和物理性質：無色液體，易揮發，沸點較低，密度比水大。化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫後面的金屬，但不放出氫氣。4HNO3(濃)＋Cu==Cu(NO3)2＋2NO2↑＋4H2O8HNO3(稀)＋3Cu3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同，可以有以下產物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2,N(-3)H3△硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬（如鐵和鋁）使表面生成一層緻密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用於制化肥、農葯、炸葯、染料、鹽類等。硫酸還用於精煉石油、金屬加工前的酸洗及製取各種揮發性酸。氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小於空氣、極易溶於水（且快）1：700體積比。溶於水發生以下反應使水溶液呈鹼性：NH3＋H2ONH3?H2ONH4＋＋OH－可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱鹼，很不穩定，會分解，受熱更不穩定：NH3?H2O===(△)NH3↑＋H2O

濃氨水易揮發除氨氣，有刺激難聞的氣味。

氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3＋HCl==NH4Cl(晶體)

氨是重要的化工產品，氮肥工業、有機合成工業及製造硝酸、銨鹽和純鹼都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作製冷劑。銨鹽的性質：易溶於水（很多化肥都是銨鹽），受熱易分解，放出氨氣：NH4ClNH3↑＋HCl↑

NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑

可以用於實驗室製取氨氣：（乾燥銨鹽與和鹼固體混合加熱）

NH4NO3＋NaOHNaNO3＋H2O＋NH3↑

2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。

【篇二】

【課標要求】

1.了解原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素的（1~36號）原子核外電子的排布。(］了解原子核外電子的運動狀態。

2.了解元素電離能的含義，並能用以說明元素的某種性質

3.了解原子核外電子在一定條件下會發生躍遷，了解其簡單應用。

4.了解電負性的概念，知道元素的性質與電負性的關系。

要點精講

一.原子結構

1.能級與能層

2.原子軌道

3.原子核外電子排布規律⑴構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。

能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，後進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。

說明：構造原理並不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），

原子結構與性質【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質

而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。(）也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

（2）能量最低原理

現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處於最低狀態，簡稱能量最低原理。

構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限於某個能級。

（3）泡利（不相容）原理：基態多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多隻能容納兩個電子，且電旋方向相反（用「↑↓」表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

（4）洪特規則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優先單獨占

據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則叫洪特（Hund）規則。比如，p3的軌道式為↓↑

洪特規則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處於較穩定的狀態。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩定狀態。

前36號元素中，全空狀態的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充滿狀態的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充滿狀態的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

4.基態原子核外電子排布的表示方法

(1)電子排布式

①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式，例如K：2262611s2s2p3s3p4s。

②為了避免電子排布式書寫過於繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括弧表示，例如K：[Ar]4s1。

(2)電子排布圖(軌道表示式)

每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。

如基態硫原子的軌道表示式為

二.原子結構與元素周期表

1.原子的電子構型與周期的關系

(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除

226He為1s外，其餘為nsnp。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。

(2)一個能級組最多所容納的電子數等於一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區

(1)根據核外電子排布

①分區

原子結構與性質【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質

②各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。（）如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位於p區，為第四周期ⅥA族元素。即能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數(鑭系、錒系除外)。

三.元素周期律

1.電離能、電負性

（1）電離能是指氣態原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態原子失去1個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，鹼金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能，從左到右總體呈現增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標准,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

（3）電負性的應用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱

②金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「類金屬」(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

原子結構與性質【人教版】高中化學選修3知識點總結：第一章原子結構與性質

③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。(］

④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。

2.原子結構與元素性質的遞變規律

❽ 人教版高中化學選修三知識點

故有知識的人，道義上有為後者代言的義務。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面我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

原子結構與性質

1、電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖。離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大;離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小。

2、電子層(能層)：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由里向外對應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)：處於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軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7。

4、原子核外電子的運動特徵可以用電子層、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:電子先佔據能量低的軌道，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不同的電子;

(3)洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則的特例: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，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1

6、根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。

根據構造原理，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，從左到右能量依次升高。基態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：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態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

隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從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，鹼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。電子亞層結構為全滿、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於同周期相鄰元素。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，表徵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(表徵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。化學鍵包括離子鍵、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。

典型的離子晶體結構：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：電子雲輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區域。這種電子雲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，而且能級數等於該能層序數。

(2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構造原理中存在著能級交錯現象。由於能級交錯，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，並不是所有的都是[X]+價電子排布式(註：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。

2.基態原子的核外電子排布

(1)能量最低原理

電子盡可能地先佔有能量低的軌道，然後進入能量高的軌道，使整個原子的能量處於最低狀態。如圖為構造原理示意圖，即基態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隻能容納2個電子，且自旋狀態相反。

(3)洪特規則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態原子中的電子總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同。

洪特規則特例：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)狀態時，體系的能量最低。

3.基態、激發態及光譜示意圖

(1)電子的躍遷

①基態→激發態

當基態原子的電子吸收能量後，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發態原子。

②激發態→基態

激發態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

原子結構與元素性質

1 . 原子結構與元素周期表

(1)原子結構與元素周期表

(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

①根據核外電子排布

a.分區

b.各區元素化學性質及原子最外層電子排布特點

②根據元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區和非金屬元素區(如下圖)，處於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，又稱為半金屬或准金屬，但不能叫兩性非金屬。

【特別提示】

「外圍電子排布」即「價電子層」，對於主族元素，價電子層就是最外電子層，而對於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是相似的。

3 . 元素周期律

(1)原子半徑

①影響因素

能層數：能層數越多，原子半徑越大。

核電荷數：能層數相同，核電荷數越大，原子半徑越小。

②變化規律

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：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ/mol。

②規律

a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最後一種元素的第一電離能最大，總體呈現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標准：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標准，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規律

金屬元素的電負性一般小於1.8，非金屬元素的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的「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、電負性的應用

(1)電離能的應用

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，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就可能發生變化。

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，元素的第一電離能並不是逐漸增大的，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

在原子之間形成共用電子對(電子雲的重疊)。

2.特徵

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(大於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)通過物質的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數目;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

(1)概念

(2)鍵參數對分子性質的影響

鍵能越大，鍵長越短，分子越穩定。

5.等電子原理

原子總數相同，價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特徵，物理性質相近，但化學性質不同。

常見的等電子體

人教版高中化學選修三知識5

分子的立體結構

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型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數。

其中：a是中心原子的價電子數(陽離子要減去電荷數、陰離子要加上電荷數)，b是1個與中心原子結合的原子提供的價電子數，x是與中心原子結合的原子數。

(4)價層電子對互斥理論與分子構型

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，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。

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，但是一旦形成之後，4個共價鍵就完全相同。

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❾ 高中化學選修3原子結構難學嗎

這個屬於化學里最抽象的內容 ,挺難學的 多看書多理解 不會的勤問老師同學~祝你學習順利