结构化学 选修3知识点总结(人教版)全国卷适用

一、考纲考点展示

《选修3：物质的结构与性质》高考试题中9种常考点

普通高等学校招生全国统一考试理科综合（化学部分）考试大纲的说明（节选）

必修2：物质结构和元素周期律

①了解元素、核素和同位素的含义。

②了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

③了解原子核外电子排布。

④掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。

⑤以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

⑥以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

⑦了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。

⑧了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。

选修3：物质结构与性质

1．原子结构与元素的性质

⑴了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电

子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。

⑵了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

⑶了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

⑷了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

2．化学键与物质的性质

⑴理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

⑵了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。

⑶了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。

⑷理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。

⑸了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）

⑹能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。

3．分子间作用力与物质的性质

⑴了解化学键和分子间作用力的区别。

⑵了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。

⑶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。

⑷能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。

二、考点逐项过关

考点1﹒电子排布式和电子轨道示意图

1．能层、能级和最多容纳电子数之间的关系

图1

（1）轨道形状：①s电子的原子轨道呈球形。②p电子的原子轨道呈纺锤形。

（2）能量关系：①相同能层上原子轨道能量的高低：n s

②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…

③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道如n p x、n p y、n p z的能量相等。

3．原子核外电子的排布规律

三个原理：

①能量最低原理：原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。构造原理示意图如上图1。

②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反。

③洪特规则：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，而且自旋状态相同。

4．电子的跃迁与原子光谱

（1）电子的跃迁：

①基态→激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级_，变成激发态原子。

②激发态→基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

（2）原子光谱：

射光谱，总称原子光谱。

基态原子核外电子排布的表示方法

【过关练习】

1．【2011新课标卷】基态B原子的电子排布式为_________________________________ 2．【2011福建卷】基态氮原子的价电子排布式是_________________________________ 3．【2012福建卷】基态Mn2＋的核外电子排布式为________________________________ 4．【2012新课标卷】Se的其核外M层电子的排布式为____________________________ 5．【2013新课标全国Ⅱ】Ni2＋的价层电子排布图为________________________________ 6．【2014浙江卷】基态镓（Ga）原子的电子排布式为_____________________________ 7．【2014新课标全国Ⅰ】三价铁离子的电子排布式为______________________________ 8．【2014新课标全国Ⅱ】Cu的价层电子轨道示意图为_____________________________ 9．【2015新课标全国Ⅱ】P原子的核外电子排布式为_______________________________

答案：1．1s22s22p1 2．2s22p3 3．1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 4．3s23p63d10 5．6．1s22s22p63s23p63d104s24p1

考点2﹒电负性和第一电离能大小比较

元素第一电离能的递变性

ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。

（1）特例

当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：第一电离能，Be ＞B；Mg＞Al；N＞O；P＞S。

（2）应用

①判断元素金属性的强弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价。如果某元素的I n＋1?I n，则该元素的常见化合价为＋n，如铝元素I4?I3，所以铝元素的化合价为＋3。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。

元素电负性的递变性

（1）规律

（2

①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；

②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）；

③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；

电离能与电子的分层排布

一般来说，对于一个原子I1

因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不相同。有的增大的多，

Na，I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了近百倍。这说明I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。

Mg，按照上面的分析，I2比I1增大不到一倍、I4比I3增大不到一倍，但I3比I2却增大了好几倍。因此可认为有两个电子能量较高，在离核较远的区域运动，另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。

至于Al元素，请同学自己分析一下。通过分析电离能的数据，我们也可以看到I4比I3增大了好几倍，在多电子原子中，电子是分层排布的。

金属活动顺序与电离能大小顺序不一致的原因

我们知道金属活动顺序中Ca元素排在Na元素的前面，而我们查的第一电离能的数据发现，钠元素的I1＝496kJ/mol，钙元素的I1＝590kJ/mol；I2＝1145kJ/mol。为什么第一电离能表现出来的金属性顺序与金属活动性顺序表现出来的不一样呢？其实，这是因为两个概念表达的内容不同并且测量的手段也不一样，金属活动性顺序指的是水溶液中金属单质中的原子失去电子的难易程度。而电离能指的是气态的金属原子失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时的活泼型量度。二者所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。由此可以知道，我们在分析某个问题时，一定要注意具体的条件。

对角线规则

Li与Mg，Be与Al，B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处，这种相似性称为对角线规则。

Li与Mg的相似性

★锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物

★锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物

★锂、镁与水反应均较缓慢

★锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水

★锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳

★锂、镁的氯化物均能溶于有机溶剂中，表现出共价特性

值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧化镁为中强碱，锂与水反应平缓不剧烈，镁则缓慢，氢氧化锂易溶，20度是溶解度12.8g，氢氧化镁难溶20度时溶解度0.00095g Be与Al的相似性

★铍、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱

★铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化

★铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质

★铍和铝的氢氧化物Be(OH)2>Al(OH)3，都是两性氢氧化物，而且都难溶于水

B与Si的相似性

★硼与硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔

★单质的制备，与酸碱的作用，氢化物的制备与性质等都相似

★硼和硅的卤化物水解性也相似SiCl4+4H2O＝H4SiO4+4HC1、BC13+3H2O＝H3BO3+3HC1

【过关练习】

1﹒试用“>”、“<”、“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：（用元素符号表示，下同）（1）第一电离能：___________________________________

（2）电负性：_______________________________________

（3）非金属性：_____________________________________

2﹒比较大小

（1）第一电离能C、N、O、Si____________________ He、N、P、F____________________

（2）电负性Na、Mg、Al_____________________ O、S、P____________________

答案：1﹒（1）N>O>C>Si （2）O>N>C>Si （3）O>N>C>Si

2﹒（1）Si＜C＜O＜N P＜N＜F＜He （2）Na＜Mg＜Al P＜S＜O

考点3﹒杂化方式、键角、构型、分子中σ键数的判断

分子或离子的空间构型及杂化方式的判断方法

一、价层电子对互斥理论

分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关；价层电子对＝成键电子对+孤对电子对；价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。

1．杂化轨道类型的判断方法

（1）看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。

（2）由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4个杂化轨道应呈四面体形，为sp3杂化。

（3）价电子法：对于AB m型分子，若A原子的价电子数目有x个，B原子的价电子数目有y个，则杂化轨道数目＝（x＋my）/2。例如CH4杂化轨道数目＝（4＋4×1）/2＝4，则碳原子为sp3杂化。使用这个公式计算杂化轨道数目时：当O和S元素作为中心原子时提供6个电子，作为配位原子时提供0个电子；而F、Cl、Br、I等原子作为中心原子时提供7个电子，而作为配位原子时提供1个电子。例如：CO2中中心碳原子的杂化轨道数目＝（4＋0×2）/2＝2，则为sp杂化；又如BF3中中心硼原子的杂化轨道数目＝（3＋3×1）/2＝3，则硼原子为sp2杂化。

（4）公式法：多原子的离子也可使用这个公式计算。需要对阳离子（或阴离子）减去（或加上）所带电荷。例如NH＋4中N原子的杂化轨道数目＝（5＋4×1－1）/2＝4，则N原子的杂化方式为sp3杂化；又如H3O＋中。原子的杂化轨道数目＝（6＋1×3－1）/2＝4，则O原子的杂化方式为sp3杂化；再如SO2－4中S 原子的杂化轨道数目＝（6＋0＋2）/2＝4，则S原子的杂化方式为sp3杂化。

2．价层电子对的空间构型

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，于是价层电子对的空间构型与

3．分子空间构型

价层电子对有成键电子对和孤对电子对之分，中心原子周围配位原子（或原子团）数，即AB n中n值就是成键对数，价层电子对的总数减去成键对数，得孤对电子对数。若孤对电子对＝0：分子的构型等于电

注意：如果在价层电子对中出现孤对电子对时，价层电子对空间构型还与下列斥力顺序相关：孤对－孤对>孤对－键对>键对－键对。因此价层电子对空间构型为正三角形和正四面体时，孤对电子对对成键电子对斥力较大，使成键电子对夹角变小，所以SnBr2的键角应小于120°，NH3、H2O分子的键角应小于109.5°。

对于分子中有双键、三键等多重键时，使用价层电子对理论判断其分子构型时，双键的两对电子和三键的三对电子只能作为一对电子来处理，或者说在确定中心原子的价电子层电子对总数时，不包括π键电子。

二、杂化轨道理论

1．杂化轨道理论的基本要点

同一原子中不同的类型的能量相近的原子轨道在成键时，互相混合，重新组合成一组新的原子轨道的过程叫做轨道的杂化，所形成的一组新轨道叫做杂化轨道。（1）有几条原子轨道参与杂化就能形成几条杂化轨道；（2）杂化轨道分等性杂化（无孤对电子对）与不等性杂化（有孤对电子对）轨道；（3）杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理，与其他成σ键或被孤对电子对占有。

2

3．s－p杂化轨道和简单分子几何构型的关系

（1）对AB n类型的分子来说，当中心原子无孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道的空间构型相

（2）对两中心或多中心的分子来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。

C2H2每个中心原子C形成2条σ键，无孤对电子对，共需要2个杂化轨道，则采用sp杂化；

C2H4每个中心原子C形成3条σ键，无孤对电子对，共需要3个杂化轨道，则采用sp2杂化；

N2H4每个中心原子N形成3条σ键，有1对孤对电子对，共需要4个杂化轨道，则采用sp3杂化。

（3）对给定结构的微粒来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。

金刚石每个C与另外4个C形成4条σ键，无孤对电子对，则C采用sp3杂化；

石墨每个C与另外3个C形成3条σ键，无孤对电子对，则C采用sp2杂化。

【过关练习】

1

2．按要求填空

（1）HCHO中心原子的杂化方式_____，其空间构型为__________，σ键和π键个数比_____ （2）C2H2中心原子的杂化方式_____，其空间构型为_____，σ键和π键个数比_____

（3）HCN中心原子的杂化方式_____，其空间构型为_____，σ键和π键个数比_____

（4）CH2＝CH－C≡C－CN，C原子的杂化方式是_____，σ键和π键个数比_____

（5）N2H4中心原子的杂化方式_____，σ键数_____

（6）H3O+中O原子采用_____杂化。H3O+中H－O－H键角比H2O中H－O－H键角大，因为：______________________________________________________________________________。

答案：

1

2．按要求填空

（1）sp2平面三角形3:1 （2）sp 直线形3:2 （3）sp 直线形1:1

（4）sp和sp28:5 （5）sp3 5

（6）sp3H O中O原子有2对孤对电子，而H O+中O原子有1对孤对电子，排斥力小。

考点4﹒晶体密度计算

对于立方晶胞，无论是求其晶体密度、还是晶胞体积、边长等，都可建立如下思维途径：

获得关系式：ρ＝n ×M

a 3×N A ，再根据题目已知条件代入数据，移项、化简即可。

【特别提醒】晶胞中微粒的计算方法－－均摊法 ①长方体晶胞中粒子对晶胞的贡献顶角占

18，棱上占14，面上占1

2

，内部1。 图示：

②非长方体（非正方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成

六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：

熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目

A ．NaCl （含4个Na ＋

，4个Cl －

） B ．干冰（含4个CO 2）

C ．CaF 2（含4个Ca 2＋，8个F －

）

D ．金刚石（含8个C ）

E ．体心立方（含2个原子）

F ．面心立方（含4个原子） 【过关练习】

1．NaCl 晶胞边长为a cm ，NaCl 的密度为_____________________________________

2．离子化合物CaF 2晶体的密度为ag·cm －

3，则晶胞的体积是（写出表达式即可）_________________

3．化合物DB （摩尔质量为b g·mol －

1）晶胞结构与金刚石相似，晶胞的边长为a cm 。该晶体的密度为

_____________________g·cm －

3。

4．若铜原子半径为a cm ，则铜单质晶体（面心立方最密堆积）的密度为________g·cm －

3（只列出计算式）。

答案：1．ρ＝4×58.5a 3N A

g·cm －3 2．

1

3231

4786.0210g mol ag cm mol ---?????3．4b

N A ·a 3 4

考点5﹒氢化物和含氧酸的酸性比较

酸性强弱与分子结构的关系

一、含氧酸的酸性与分子结构的关系

含氧酸的分子中，原子的排列顺序是H－O－R，（有的含氧酸有配位键H－O－R→O）。含氧酸的酸性强弱主要取决于结构中的两个因素：

1．比较中心原子跟氧的化学键的极性和氢氧键的极性，如果R－O键的极性越小，对于氢氧键来说极性就越大，就越容易发生H－O键的断裂，酸性就越强。我们知道，同周期元素中，随R的电荷数的增大，半径变得越小，R－O键的极性就越小，R－O间的引力加大，含氧酸的酸性就越强。因此，Si、P、S、Cl 的电荷数从4到7，而原子半径减小，所以H4SiO4

2．含氧酸分子中未被氢化的氧原子数越多，含氧酸的酸性就越强。因为，未被氢化的氧原子数越多，因氧的电负性大，中心原子电子向未被氢化的氧原子转移，中心原子从O－H键中吸引的电子也就越多，更易离解出H+。所以，酸性HClO4> HClO3> HClO，因为HClO4分子中有三个未被氢化的氧原子，而次氯酸分子中没有未被氢化的氧原子。

二、无氧酸的酸性强度

无氧酸的酸性强度是指氢化物水溶液的酸性强度。同主族元素的氢化物水溶液的酸性自上而下增强。如酸性HF

在HF、HCl、HBr、HI分子中，HF分子的化学键极性最强，离解能特别大，说明吸热多，虽然F原子的电子亲合能和F离子水合能也稍大，但总的热效应仍以离解能为主，因此，HF更难电离，酸性也在同类中最弱。

在H2O与HF、H2S与HCl的比较中，由于X原子的电子亲合能和离子水合能的影响大于离解能的影响，HF的离解能虽然比H2O大，HCl的离解能也比H2S大，但因电子亲合能和离子水合能的关系，总的效应还是放热多，因此HF比H2O容易电离，HCl比H2S容易电离，所以酸性HF比H2O强、HCl比H2S 强。

【过关练习】

1．【2012新课标卷】（1）H2Se的酸性比H2S_____（填“强”或“弱”）。

（2）H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10－3和2.5×10－8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1.2×10－2，请根据结构与性质的关系解释：①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因：___________________________________________________________________________；

②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：______________________________________________

___________________________________________________________________________。

答案：（1）强（2）①第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子；②H2SeO3和H2SeO4可表示成(HO)2SeO和(HO)2SeO2。H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致Se－O－H中O的电子更向Se偏移，越易电离出H+。

考点6﹒配位数的确定

配位数确定中常见的误区

NaCl晶体中阴离子的配位数为6，而Cl－按面心立方堆积的配位数是12。怎么都是配位数一会儿是6，一会儿又是12，这怎么理解？

氯离子按面心立方堆积是没错，但那不是真正的配位数，因为氯离子是同号离子，是相互斥的；同理，钠离子也是按面心立方堆积的，这两种离子形成的面心立方堆积都产生八面体空穴，彼此进入对方八面体空穴中就对了，此时异号离子之间的接触才算配位数，这样配位数就是真正的配位数，即6。

面心立方堆积如果是金属原子，则其配位数是12，因为周围的原子都与该原子形成金属

配位数含义

我们在提到配位数时应当注意晶体学和配位化学中的配位数含义不同的。

晶体学中，一个粒子周围最近

．．邻的粒子数称为配位数。（离子晶体中，指一个离子周围最近的异电性

．．．离子的数目。）

配位化学中，配位数指化合物中中心原子周围的配位原子个数。

2．配位化合物中的配位数问题

配合物是“配位化合物”的简称，曾经也称为“络合物”。最初这一类的化合物都是由稳定的简单化合物进一步合成得到的，如CoCl3?6NH3、PtCl2?2NH3等。后来发现绝大多数的无机化合物，包括盐类的水合晶体，都是以配合物形式存在的。

（1）配合物的定义

金属原子或金属离子与其他分子或离子以配位键结合而形成的复杂离子或化合物，称为配离子或配合物。

（2）配合物的组成

①中心离子（或原子）

配离子中心位置的离子（或原子），通常把它叫做中心离子（或原子），如[Cu(NH3)4]2+和[Fe(CO)5]中的Cu2+和Fe原子。中心离子（或原子）的特征是，必须具有可以接受孤电子对的空轨道，一般为带正电荷的阳离子，常见的为过渡元素离子（或原子）。

②配体和配位原子

在配合物中和中心离子（或原子）结合的分子或离子称为配体。如[Cu(NH3)4]2+中的NH3分子和[Fe(SCN)6]中的SCN－。提供配体的物质称为配位剂。配体中与中心离子（或原子）成键的原子称为配位原子，如[Cu(NH3)4]2+中的N原子和[Fe(SCN)6]中的S原子。配位原子提供孤电子对给中心离子（或原子）的空轨道，从而形成配位键。通常，配位原子是电负性较大的非金属原子，如O、S、N、P、C、F、Cl、Br、I等。

③配位数

在配合物中和中心离子（或原子）结合的配位原子总数，称为该中心离子（或原子）配位数。在[Cu(NH3)4]2+中，Cu2+配位数为4；[Fe(CO)5]中，Fe原子的配位数为5等。目前已证实的配合物中，中心离子的配位数可以从1?12，其中最常见的是4、6。

④配合物的内界和外界

根据外界离子的电荷总数来确定配离子的电荷数。

例如，K3[Fe(CN)6]和K4[Fe(CN)6]中，可由外界确定配离子所带电荷分别为－3和－4，进而可以确定二者中铁元素的化合价为+3和+2。

综上所述，关于配合物的组成，以[Cu(NH3)4]SO4和K4[Fe(CN)6]为例，图示如下：

若配合物为中性分子，如[CoCl3(NH3)3]、[Ni(CO)4]等，则没有外界。

【过关练习】

1．NaCl晶体中Na+的配位数是_____，CsCl晶体中Cs+的配位数是_____

CaF2晶体中Ca2+的配位数是_____，F－的配位数是_____。

2．写出硫酸铜溶液与过量氨水反应的离子方程式______________________________________________ ______________________________________________________________所形的络合离子的结构简式

，1mol该离子含有的σ键数_____。

3．配合物K3[Co(CN)6]中的中心离子_____、配位体_____、其配位数_____，1mol该配合物中的络合离子的σ键数_____。

答案：1．6 8 8 4

2．Cu2++2NH3·H2O＝Cu(OH)2 ↓+2NH4+Cu(OH)2 +4 NH3·H2O＝[Cu(NH3)4]2++2OH－+4H2O

16N A

3．Co3＋CN－ 6 12 N A

考点7﹒熔沸点比较

1．氢键对物质性质的影响

比较VIIA族和VIA族元素氢化物的沸点，人们发现H2O和HF的沸点比相应的同族元素氢化物沸点反常的高。这说明分子间的作用力很强，以至分子间发生了缔合。这种缔合是由氢键造成的。

我们以水分子为例，加以说明。由于氧元素的电负性比氢元素的电负性大得多，因此水分子中O－H 键的极性很强。共用电子对强烈的偏向于氧原子的一端，结果氧原子带部分负电荷，而氢原子带部分正电荷，几乎为裸露的质子。当两个水分子充分靠近时，带部分正电荷的氢原子与另一分子中含有孤电子对、带部分负电荷的氧原子产生相互吸引，这种特殊的分子间力称为分子间的氢键。

（1）氢键的表示

氢键通常用…表示，如X－H…Y，其中X，Y可以是同种元素的原子，也可以是不同种元素的原子。一般的，氢键中的X，Y原子－般是电负性大、半径小的F，N，O等，这样的氢键较强。氢键可分为分子内氢键和分子间氢键，图示如下：

邻硝基苯酚分子内氢键邻羟基苯甲醛分子内氢键碳酸氢根离子间氢键

水中的分子间氢键冰中的分子间氢键CuSO4·5H2O晶体内的氢键（2）氢键的特点

氢键的具有方向性和饱和性。方向性是指，X－H…Y中，Y与X－H键形成氢键时，X－H…Y位于一条直线上，这样可以使X和Y原子相距最远，两原子斥力最小，体系稳定。饱和性是指，每一个X－H 最多只能和一个Y形成氢键。氢键的这一特点，可以解释为什么冰的密度比水小。

（3）氢键对物质性质的影响

①氢键对化合物熔沸点的影响

分子间形成氢键时，化合物的熔沸点显著升高。因此，像NH3、H2O、HF等氢化物，由于其分子间氢键的存在，要使其固体熔化或液体气化，必须给予额外的能量破坏分子间氢键，所以它们的熔沸点比同主族其他元素的氢化物都要高。

值得注意的是，能够形成分子内氢键的物质，其分子间氢键将被削弱，因此他们的熔沸点不如只形成

低沸点无机强酸。前面举例中的邻硝基苯酚和邻羟基苯甲醛，其熔点远低于它的同分异构体对硝基苯酚和对羟基苯甲醛。

②氢键对溶解度的影响

在极性溶剂里，如果溶质分子与溶剂分子间可以生成氢键，则溶质的溶解度增大。例如HF和NH3在水中的溶解度比较大，就是这个缘故。如果溶质分子内形成氢键，则在极性溶剂里的溶解度减小。例如，对硝基苯酚中羟基，能同水分子中的氧原子缔合成氢键，促使它在水中溶解，因此溶解度大。但邻硝基苯酚的羟基，通过氢原子能与其邻位上硝基的氧原子形成分子内氢键，即不能再同水的氢原子形成氢键，因此溶解度减小。

另外，像NaHCO3的溶解度小于其对应正盐Na2CO3的溶解度也是由于其阴离子可以形成离子间氢键形成二聚体。

3．物质熔沸点高低比较规律

（1）一般情况下，不同类型晶体的熔沸点高低规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如：金刚石＞NaCl＞Cl2；金属晶体＞分子晶体，如：Na＞Cl2（金属晶体熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等）。

（2）形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：金刚石＞石英＞碳化硅＞晶体硅。

（3）形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如：MgO ＞NaCl＞CsCl。

（4）金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔沸点就越高，如Al＞Mg＞Na。

（5）分子晶体的熔沸点比较规律：

①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如：HI＞HBr＞HCl；

②组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如：CO＞N2；

③同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；

④同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物＞间位取代物＞对位取代物，如：邻二甲苯＞间二甲苯＞对二甲苯。

【过关练习】

1﹒比较下列物质熔沸点

CH4、NH3、H2O、HF：_______________________ 金刚石、晶体硅、碳化硅：_______________________ NaCl、KCl、MgO：_______________________ CO2、NaCl、Si3N4：_______________________ 2﹒的沸点比_______，原因是______________________________________

3﹒冰的结构模型中，每个水分子与相邻的____个水分子以氢键相连接，1 mol 冰中，有____mol“氢键”。4﹒用氢键表示式写出HF水溶液中存在的所有氢键：_____________________________________。

答案：

1﹒CH4＜NH3＜HF＜H2O 晶体硅＜碳化硅＜金刚石KCl＜NaCl＜MgO CO2＜NaCl＜Si3N4

2﹒高形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用

力增大。

3﹒4 2

4﹒F－H…F、F－H…O、O－H…F、O－H…O

考点8﹒等电子体

定义：所谓等电子体是指一类分子或离子，组成它们的原子数相同，而且所含的价层电子数相同，则它们互称为等电子体。

例子：10个电子的等电子体：N2和CO和NO+，HCN和C2H2；它们具有相似的结构，都有三键：氮氮三键、碳碳三键、碳氧三键、碳氮三键。

记忆：等电子体的记忆必须掌握两个技巧：“上下替换”，“左右移动”。

“上下替换”：同主族的元素可以替换。例如O3的等电子体，可以把其中一个O换成同主族的S于是得到SO2；

“左右移动”：将某原子加减电子换成其他粒子再返回。例如：O3的等电子体，可以把其中的一个O换成N－得到NO2－。

C可以换成N+于是CH4和NH4+、CO2和NO2+互为等电子体；

O既可以换成S又可以换成N－于是O3和SO2、NO2－互为等电子体；

S可以换成O，然后O可以换成C2－、N－于是SO3和CO32－、NO3－互为等电子体；

P3－、S2－、Cl－三者互换于是PO33－、SO32－、ClO3－互为等电子体；PO43－、SO42－、ClO4－互为等电子体。【考点过关】

1﹒写出下列微粒的等电子体（写三种）

（1）N2_________________________ （2）CO2 _________________________

（3）ClO4－_________________________ （4）NO3－________________________

2﹒写出下列微粒的空间构型

NH4+空间构型__________ CO32－空间构型__________ ClO4－空间构型__________

NO3－空间构型__________ PO43－空间构型__________ SO32－空间构型__________

答案：1﹒（1）CO C2２－CN－（2）CS2 N2O BeCl2

（3）CCl4 SO42－PO43－（4）CO32－SO3BF3

考点9﹒石墨和金刚石结构

从不同角度认识金刚石：

实物（钻石）空间结构结构和晶胞晶胞晶胞中最小单元金刚石、晶体硅、二氧化硅晶体对比：

石墨、石墨烯、碳纳米管：

1mol金刚石有2molC–C键，金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，最小的环是6元环。

1mol石墨晶体有1.5molC__C键，石墨晶体中碳原子数与共价键数之比为2:3，石墨层状晶体中，层与层之间的作用是范德华力，C原子采取的杂化方式是sp2。

1mol SiO2晶体有4mol Si__O键，SiO2晶体中，每个Si原子与4个O成键，每个O原子与2个硅原子成键，最小的环是12元环。

【过关练习】

1﹒【2015新课标全国Ⅰ】碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：

石墨烯晶体金刚石晶体

①在石墨烯晶体中，每个C原子连接______个六元环，每个六元环占有_______个C原子。

②在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接____个六元环，六元环中最多有______个C原子在同一平面。

答案：①3 2 ②12（提示：以一个C原子为标准，一个C和4个C相连，则它必然在4个环上，这4

化学选修三,人教版知识点总结

选修三知识点 第一章原子结构与性质 1能级与能层 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。 （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 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。 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（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)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

高中物理选修3-3知识点整理

选修3—3考点汇编 1、物质是由大量分子组成的 （2）1mol 任何物质含有的微粒数相同2316.0210A N mol -=? （3）对微观量的估算 ①分子的两种模型：球形和立方体（固体液体通常看成球形，空气分子占据的空间看成立方体） ②利用阿伏伽德罗常数联系宏观量与微观量 a.分子质量：mol A M m N = b.分子体积：mol A V v N = c.分子数量：A A A A mol mol mol mol M v M v n N N N N M M V V ρρ= === 2、分子永不停息的做无规则的热运动（布朗运动 扩散现象） （1）扩散现象：不同物质能够彼此进入对方的现象，说明了物质分子在不停地运动，同时还说明分子间有间隙，温度越高扩散越快 （2）布朗运动：它是悬浮在液体中的固体微粒的无规则运动，是在显微镜下观察到的。 ①布朗运动的三个主要特点：永不停息地无规则运动；颗粒越小，布朗运动越明显；温度越高，布朗运动越明显。 ②产生布朗运动的原因：它是由于液体分子无规则运动对固体微小颗粒各个方向撞击的不均匀性造成的。 ③布朗运动间接地反映了液体分子的无规则运动，布朗运动、扩散现象都有力地说明物体内大量的分子都在永不停息地做无规则运动。 （3）热运动：分子的无规则运动与温度有关，简称热运动，温度 越高，运动越剧烈 3、分子间的相互作用力 分子之间的引力和斥力都随分子间距离增大而减小。但是分子 间斥力随分子间距离加大而减小得更快些，如图1中两条虚线 所示。分子间同时存在引力和斥力，两种力的合力又叫做分子 力。在图1图象中实线曲线表示引力和斥力的合力(即分子力) 随距离变化的情况。当两个分子间距在图象横坐标0r 距离时， 分子间的引力与斥力平衡，分子间作用力为零，0r 的数量级为 1010-m ，相当于0r 位置叫做平衡位置。当分子距离的数量级大于 m 时，分子间的作用力变得十 分微弱，可以忽略不计了 4、温度

地理选修3知识点总结

第一章旅游资源的内涵及特点 第一节旅游资源的内涵及特点 1 旅游资源：指对旅游者具有吸引力的自然存在和历史文化遗产，以及直接用于旅游目的的人工创造物。（可以是自然风景、文物古迹，也可以是民俗风情） 2 旅游资源的内涵：1）能够吸引旅游者并直接用于欣赏、消遣，一般不包括为旅游者提供服务的设施；2）能够被旅游业开发利用；3）能够产生社会效益、经济效益和环境效益。 3 旅游资源的特点：1）内容与形式上的多样性；2）空间上的地域性；3）季节上的变化性；4）美学上的观赏性；5）吸引力的定向性；6）利用的永续性和易损性。 4 在对旅游资源开发利用时，尤其要重视对旅游资源和环境的保护，这是旅游资源存在和发展的基础。 第二节旅游资源的类型 1 自然旅游资源是自然赋予的，能使人们产生美感的自然环境或物象的组合，如地貌、水文、气候、生物、宇宙等自然要素及其互相组合的自然景观。（自然旅游资源的分类：地文景观类、气象气候类、水域风光类、生物景观类和宇宙类） 2 人文旅游资源是古今人类社会活动、文化艺术和科技创造的载体和轨迹，如文物古迹、文化艺术活动、科技与建筑成就、文化娱乐活动等人文景观。（人文旅游资源的分类：古迹和古建筑类、现代建筑成就类、消闲、求知、健身类、购物类） 第三节中国的世界遗产 1世界遗产：是全人类共同继承和拥有的具有突出的普遍价值的的共同财富。它是指人类共同继承的文化及自然遗产。 2 根据《保护世界文化和自然遗产公约》，世界遗产可分为：文化遗产、自然遗产、自然与文化遗产。 3 世界文化遗产：（略） 4 世界自然遗产：九寨沟风景名胜区、黄龙风景名胜区、武陵源风景名胜区、云南三江并流保护区、四川大熊猫栖息地和中国南方喀斯特。 5 世界文化与自然遗产：泰山、黄山、峨眉山-乐山大佛、武夷山 6 人类口述和非物质遗产代表作：昆曲、中国古琴、新疆维吾尔族木卡姆艺术和蒙古族的长调民歌 7 认识和研究世界遗产价值的必要性：一方面可提高和深化公众对世界遗产的认知程度和主动保护意识；另一方面可提高旅游业管理者与从业人员的职业道德和专业知识水平。 8 世界遗产具有科学价值、历史文化价值、美学价值和经济价值。 对保护世界遗产的“三个负责”态度：第一，对历史负责，对创造人类高度价值和文明的祖先负责；第二，对当代人负责，不仅是中国人，也包括全世界人民；第三，对未来负责，要把它完整的交给子孙后代。 9中国的十大旅游胜地 自然旅游资源有：长江三峡（湖北、重庆）；桂林山水（广西）；黄山（安徽）；杭州西湖（浙江）；日月潭（台湾）。人文旅游资源有：故宫（北京）；八达岭长城（北京）；苏州园林（江苏）；承德避暑山庄（河北）；秦陵兵马俑（陕西）。 10 四大佛教名山：山西的五台山、四川的峨眉山、安徽的九华山、浙江的普陀山。 第二章旅游资源的综合评价 第一节旅游景观的观赏 1 旅游景观的观赏要注意：1）了解景观特点；2）精选观赏点位；3）把握观赏时机；4)洞悉景观的文化定位；5）提高审美素质。 2 如何了解景观特点：1）了解景观内容；有哪些景点、分布状况、介绍景观的形成原理、了解其美学价值和历史文化内涵；2）了解景观布局的节奏和韵律：路线的设计有其序幕、发展、高潮和结束。 3 园林的构景手法：主配、层次、框景、借景。 4 自然美的表现形式：形象美、朦胧美、色彩美、动态美、声音美。 5 自然景观位置选择的一般方法: 6 把握景观的观赏时机 第二节著名旅游景区景观的特点及其成因（参考名师伴你行） 一黄山 1位置：位于安徽省东南部。 2 特点：号称天下第一奇山，是以自然景观为特色的山地旅游风景名胜区，有天下名景集黄山之赞语。“奇松、怪石、云海、温泉”，被称为黄山四绝。是我国南方珍贵的植物宝库和天然生物园。 3 成因：黄山美丽的自然风光是由地质、地貌、气候等多种自然因素共同造成的。（黄山典型的花岗岩和断层构造，使黄山成为一座花岗岩断块山，但是由于前山的岩体中节理长而深，大而稀；后山节理密集，长短深浅不一，形成前山雄伟，后山秀丽的自然风光）（黄山地处温暖湿润的北亚热带地区，降水丰富，植被茂密，化学风化和生物风化作用都比较显著。由于海拔高、空气湿度大，所以经常出现云海飘渺、烟雾朦胧的壮丽景观） 二夏威夷 1 特点：以热带风情和火山景观闻名于世；多种文化汇集交融的大熔炉。 2 成因：1）热带风情——地处热带，但受海洋环抱，气候适宜，雨量丰富；2）火山景观——较频繁而宁静的火山喷发活动，没有强烈的爆炸过程；3）多种文化汇集交融的大熔炉——种族多样，民族构成多样。 三长城 1 长城西起嘉峪关，东至鸭绿江西岸的虎山，全长6300千米。它因建筑年代之久、规模之大、历史价值之高成为中华民族的象征和世界著名的奇观，是中国十大风景名胜之一，长城（八达岭、山海关、嘉峪关）被列为世界文化遗产。 2 长城的特点：1）我国古代最伟大的军事防御建筑体系；2）长城的构筑体现了因地制宜的思想；3）重视气候、水

生物选修3知识归纳 填空含答案

专题1 基因工程 1．基因工程又叫做或。就是按照人们的愿望，把一种生物的某种基因提取出来，加以，然后放到另一种生物的细胞里，改造生物的。 2．基因工程是在上进行的设计施工，基本工具是：基因的剪刀(分子手术刀)——；基因的针线(分子缝合针)——；基因的(分子运输车)——。 终止子也是一段有特殊结构的，位于基因的，其作用是使下来；标记基因的作用是为了，从而将含有目的基因的细胞出来，最常用的标记基因是。 16．将目的基因导入植物细胞最常用的方法是，另外还有和等。 17．农杆菌是一种生活在土壤中的，能在自然条件下感染，而对大多数没有

感染能力。当植物体受到损伤，伤口处的细胞会分泌大量的，吸引农杆菌移向这些细胞，这时农杆菌中的上的(可转移的DNA)可转移至受体细胞，并且到受体细胞上。 18．农杆菌转化法是将目的基因插入到上，通过农杆菌的作用，使目的基因进入植物细胞并插入到植物细胞中上，使目的基因的遗传特性得以；基因枪法是利用压缩气体产生的动力，将包裹在金属颗粒表面的打入受体细胞中，使目的基因与其整合并表达的方法，是 →→) 30．蛋白质工程成功难度很大，主要是因为蛋白质发挥功能必须依赖于正确的，而目前科学家对大多数蛋白质的的了解还很不够。

专题4 生物技术的安全性和伦理问题 31．对于转基因生物，公众在安全、安全和安全方面产生了争论。安全主要是指公众担心转基因生物会产生出蛋白或蛋白；安全是担心转基因生物可能会影响到；安全是指转基因生物可能对环境造成或。 32．担忧转基因生物安全性的原因：对、以及等了解有限；转移的基因虽然功能已知，但不少是的基因；外源基因插入宿主基因组的部位往往是。 后用冲洗；实验中要强调所用器械的和实验人员的 ，因为污染杂菌后杂菌会并；外植体最好切取含有的部分，原因是这部分细胞。 45．植物体细胞杂交技术：将不同种的植物，在一定条件下融合成，并把它培

高中化学选修4-第三章知识点归纳(很不错)

第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物, 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 ！ 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、影响电离平衡的因素： A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 4、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb 表示碱。 ） — 表示方法：AB A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 6、影响因素： a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H +]·c[OH -] 25℃时, [H +]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 1*10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定 ; 物质 单质 @ 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2 O …… 混和物 纯净物

高中化学选修三知识点总结

高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 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。 4、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。 5、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]3d104s1 6、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。 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。 7、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 随着原子序数的增加,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.

人教版高中生物选修三知识点总结(详细)知识分享

人教版高中生物选修三知识点总结(详细)

选修3 基因工程的概念 基因工程是指按照人们的愿望，进行严格的设计，通过体外DNA重组和转基因技术，赋予生物以新的遗传特性，创造出更符合人们需要的新的生物类型和生物产品。基因工程是在DNA分子水平上进行设计和施工的，又叫做DNA重组技术。 操作水平：DNA分子水平 原理：基因重组 优点：1.突破物种界限 2.定向改造生物的遗传特性 （一）基因工程的基本工具 1.“分子手术刀”——限制性核酸内切酶（限制酶） （1）来源：主要是从原核生物中分离纯化出来的。 （2）功能：能够识别特定的核苷酸序列，并在特定的切点切割，因此具有专一性。 （3）作用的化学键：切割磷酸二酯键 (4)结果：经限制酶切割产生的DNA片段末端通常有两种形式：黏性末端和平末端。 2.“分子缝合针”——DNA连接酶 (1)作用：将两个具有相同粘性末端的DNA片段连接起来，形成重组DNA （2）连接的化学键：磷酸二酯键 （3）与DNA聚合酶作用的异同: DNA聚合酶只能将单个核苷酸加到已有的核苷酸片段的末端，形成磷酸二酯键。 DNA连接酶是连接两个DNA片段的末端，形成磷酸二酯键。 （1）载体具备的条件：①能在受体细胞中复制并稳定保存。 ②具有一至多个限制酶切点，供外源DNA片段插入。 ③具有标记基因，供重组DNA的鉴定和选择。 （2）最常用的载体是质粒,它是一种环状DNA分子。 （3）其它载体：噬菌体、动植物病毒 (二)基因工程的基本操作程序 第一步：目的基因的获取 1.从基因文库中获取（不知道目的基因的核苷酸序列的情况下采用） 2.人工合成。常用方法有：（1）反转录法（已经获得mRNA的情况下采用） （2）化学合成法（知道目的基因的核苷酸序列、基因比较小的情况下采用）

高考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]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. 随着原子序数的增加,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，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.

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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。 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。 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。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后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。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律

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第一章基因工程 一、工具酶的发现和基因工程的诞生 1、基因工程的概念： （1）广义的遗传工程：泛指把一种生物的遗传物质（细胞核、染色体脱氧核糖核酸等）移到另一种生物的细胞中去，并使这种遗传物质所带的遗传信息在受体细胞中表达。（2）基因工程： 就是把一种生物的基因转入另一种生物体中，使其产生我们需要的基因产物，或者让它获得新的遗传性状。基因工程的核心是构建重组DNA分子。由于基因工程是在DNA分子水平上进行设计和施工的，因此又叫做DNA重组技术。 （3）基因工程诞生的理论基础： DNA是遗传物质的发现过程、DNA双螺旋结构的确立、遗传信息传递方式的认定。 2、基因工程的基本工具 （1）“分子手术刀”——限制性核酸内切酶（限制酶） ①来源：主要是从原核生物中分离纯化出来的。 ②功能：能够识别双链DNA分子的某种特定的核苷酸序列，并能切割（使每一条链中特定部位的两个核苷酸之间的磷酸二酯键断开），因此具有专一性。 例如：某种限制性核酸内切酶能识别的序列是GAATTC,能在G和A之间切割DNA，如下图所示。 黏性末端 黏性末端 ③结果：能将DNA分子切割成许多不同的片段。 备注：不同DNA分子用同一种限制性核酸内切酶切割形成的黏性末端都相同；同一个DNA分子用不同限制性核酸内切酶切割，产生的黏性末端一般不相同。 （2）“分子缝合针”——DNA连接酶 ①作用：将具有末端碱基互补的2个DNA片段连接在一起（缝合磷酸二酯键）形成的D NA分子称为重组DNA分子。 因此，DNA连接酶具有缝合DNA片段的作用，可以将外源基因和载体DNA连接在一起。 （3）“分子运输车”——载体——质粒

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选修3知识点复习 专题1 基因工程 （一）基因工程又叫基因拼接技术或DNA重组技术。原理是基因重组，操作水平是分子水平。优点：打破物种界限；定向地改造生物的遗传性状。 （二）基因工程的基本工具1.“分子手术刀”——限制性核酸内切酶（限制酶） （1）来源：主要从原核生物中分离纯化出来。 （2）功能：使每一条链中特定部位的两个核苷酸之间的磷酸二酯键断开（3）特点具有专一（特异）性。 （4）结果：经限制酶切割产生的DNA片段末端通常有两种形式：黏性末端和平末端。 2.“分子缝合针”——DNA连接酶 （1）两种DNA连接酶（E·coliDNA连接酶和T4-DNA连接酶）的比较： ①相同点：都缝合磷酸二酯键。②区别：E·coliDNA连接酶只能连接黏性末端；而T4DNA连接酶能缝合两种末端，但连接平末端的之间的效率较低。 （2）与DNA聚合酶作用的异同：DNA聚合酶只能将单个脱氧核苷酸加到已有的脱氧核苷酸片段的末端，形成磷酸二酯键。DNA连接酶是连接两个DNA片段的末端，形成磷酸二酯键。 3.“分子运输车”——载体（1）载体具备的条件：①能够稳定保存并复制；②有一至多个限制酶酶切位点③含有标记基因，便于筛选。④对受体细胞无害。 （2）最常用的载体是质粒，化学本质是DNA分子。（3）其它载体：λ噬菌体的衍生物、动植物病毒 （三）基因工程的基本操作程序第一步：目的基因的获取 1.目的基因主要是指编码蛋白质的结构基因。 3.人工合成目的基因的两个条件：基因比较小；核苷酸序列已知。 4.PCR技术扩增目的基因 （1）PCR是多聚酶链式反应的缩写，原理DNA双链复制。 （2）过程：第一步变性：加热至90～95℃，DNA解链，不需要解旋酶；第二步复性：冷却到55～60℃，引物结合到互补DNA链。变性和复性利用了DNA的热变性原理；第三步延伸：加热至70～75℃，热稳定DNA聚合酶从引物起始互补链的合成。 第二步：基因表达载体的构建基因表达载体的组成：除了目的基因外，还必须有启动子、终止子、标记基因等。启动子是RNA聚合酶识别和结合的部位。标记基因的作用：是为了鉴定受体细胞中是否含有目的基因，从而将含有目的基因的细胞筛选出来。常用的标记基因是抗生素基因。 第三步：将目的基因导入受体细胞常用的导入方法：将目的基因导入植物细胞：采用最多的方法是农杆菌转化法，其次还有基因枪法和花粉管通道法等。将目的基因导入动物细胞：最常用的方法是显微注射法。此方法的受体细胞多是受精卵。将目的基因导入微生物细胞：原核生物作为受体细胞的原因是繁殖快、多为单细胞、遗传物质相对较少，最常用的原核细胞是大肠杆菌，其转化方法是：先用Ca2+处理细胞，使其成为感受态细胞，再将重组表达载体DNA分子溶于缓冲液中与感受态细胞混合，在一定的温度下促进感受态细胞吸收DNA分子，完成转化过程。 第四步：目的基因的检测和鉴定 1.首先要检测转基因生物的染色体DNA上是否插入了目的基因，方法是采用DNA分子杂交技术。 2.其次还要检测目的基因是否转录出了mRNA，方法是分子杂交技术。 3.最后检测目的基因是否翻译成蛋白质，方法是从转基因生物中提取蛋白质，用相应的抗体进行抗原－抗体杂交。 4.有时还需进行个体生物学水平的鉴定。如：转基因抗虫植物是否出现抗虫性状。 （四）基因工程的应用 1.植物基因工程：抗虫、抗病、抗逆转基因植物，利用转基因改良植物的品质。 2.动物基因工程：提高动物生长速度；改善畜产品品质；用转基因动物生产药物：如乳腺生物反应器和膀胱生物反应器，方法是将目的基因导入哺乳动物的受精卵中，使其发育成转基因动物。 3.基因治疗是把正常基因导入病人的体内，使该基因的表达产物发挥功能，从而达到治疗的目的，这是治疗遗传病最有效的手段。 （五）蛋白质工程的概念：基因工程在原则上只能生产自然界已存在的蛋白质，蛋白质工程师在基因工程的基础上，延伸出来的第二代基因工程。基本途径是：从预期的蛋白质功能出发→设计预期的蛋白质结构→推测应有的氨基酸序列→找到相对应的脱氧核苷酸序列。 专题2 细胞工程 （一）植物细胞工程 1.植物组织培养技术（1）原理：植物细胞的全能性 （2）过程：离体的植物器官、组织或细胞脱分化愈伤组织再分化植物体

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、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]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.

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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。 3、电子云与原子轨道

人教部编版高中生物选修三必考知识点总结

人教部编版高中生物选修三必考知识点总结 专题1 基因工程 基因工程：是指按照人们的愿望，进行严格的设计，通过体外DNA重组和转基因技术，赋予生物以新的遗传特性，创造出更符合人们需要的新的生物类型和生物产品。基因工程是在DNA分子水平上进行设计和施工的，又叫做DNA 重组技术。 （一）基因工程的基本工具 1. “分子手术刀”——限制性核酸内切酶（限制酶） （1）来源：主要是从原核生物中分离纯化出来的。 （2）功能：能够识别双链DNA分子的某种特定的核苷酸序列，并且使每一条链中特定部位的两个核苷酸之间的磷酸二酯键断开，因此具有专一性。 （3）结果： 经限制酶切割产生的DNA片段末端通常有两种形式：黏性末端和平末端。 2. “分子缝合针”——DNA连接酶 （1）两种DNA连接酶（E·coliDNA连接酶和T4-DNA 连接酶）的比较： ①相同点：都缝合磷酸二酯键。 ②区别：E·coliDNA连接酶来源于大肠杆菌，只能将双

链DNA片段互补的黏性末端之间的磷酸二酯键连接起来；而T4DNA连接酶能缝合两种末端，但连接平末端的之间的效率较低。 （2）与DNA聚合酶作用的异同： DNA聚合酶只能将单个核苷酸加到已有的核苷酸片段的末端，形成磷酸二酯键。DNA连接酶是连接两个DNA片段的末端，形成磷酸二酯键。 DNA连接酶DNA聚合酶 不同点连接的 DNA 双链单链 模板不要模板要模板 连接的 对象 2个DNA片 段 单个脱氧核苷酸加到 已存在的单链DNA 片段上 相同点作用实 质 形成磷酸二酯键化学本 质 蛋白质 3. “分子运输车”——载体（1）载体具备的条件： ①能在受体细胞中复制并稳定保存。

江苏高考化学复习期末必看——高中化学选修三知识点全归纳：第二章

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。常见的等电子体：CO和N2 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：都属共价键（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。 电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42- 配合物内界稳定不电离参加化学反应，外界电离后参加反应

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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)

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）：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]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. 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. 随着原子序数的增加,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，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★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、P ②.元素电离能的运用： a. 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. b .电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. 分析原子核外电子层结构，如某元素的I n＋1?I n，则该元素的最外层电子数为n。 (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.

高中化学选修3知识点总结

高中化学选像口识籍 —、原子结构 1 \冃匕层和冃匕级 （1） 能层和能级的划 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，还可以把它匍能级 S 、p 、d 、f,能量 由低到高依次詢P 、d 、f 。 ③ 任一能层，能级数等于能层序数。 ④ 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、原子轨道之的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n 2 5 ：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茹。 （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歸（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為 2 ；最外层 不超过卜电子；次外层不超过个电子；倒数第三层不超过个电子。 （5）基态和激发态 ① 基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称塞态原子。 1 2 3 4 K L M N s P 1 P d 1 P d r 1 1 3 1 3 S 1 3 S 7 2 2 6 2 6 10 2 6 10 M 2 8 18 32 2rP ■ 0?