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。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
第一章 原子结构与性质
课标要求
1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质
3.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。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲
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。
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。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（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。
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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
（1）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。 2
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）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，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。
（2）、核外电子排布规律
①能量最低原理： 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。 3
②泡利（不相容）原理：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），这个原理称为泡利原理。
③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，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为，而不是。
第 讲 物质的结构与性质
知识必备
一、原子的结构与性质
1、能层与能级
能层：电子层
能级：s、p、d、f、g
能级交错：1s
2、核外电子排布遵循原理
（1）能量最低原理
（2）泡利不相容原理
（3）洪特规则
3、前36号元素原子的基态电子排布式和电子排布图。
4、元素周期表
（1）结构
（2）分区
①根据元素的金属性和非金属性，分为金属元素区和非金属元素区
②根据核外电子排布分为s、p、d、ds、f区
5、元素基本性质与元素周期律
①原子半径：同周期元素从左往右，半径减小；同主族从上往下，半径增大。
②化合价
③金属性和非金属性：同周期从左往右，金属性减弱，非金属性增强；同主族从上往下，金属性增强，非金属性减弱。
6、电离能：元素的第一电离能是气态原子失去一个电子所需要的能量。
①电离能越小，越容易失去电子
②电离能比较：非金属性越强，电离能越大
【特别提醒】
半满和全满时，电离能要偏高。
7、电负性：描述原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越强。
①电负性越大，对电子对的吸引力越大
②电负性比较：非金属性越强，电负性越大。
二、分子的结构与性质
1、共价键
（1）共价键的分类
①按键的极性分为极性共价键和非极性共价键
②按成建的形式可分为δ键和π键
（2）共价键的参数：键长、键能、键角
①成键原子的半径越小，键长越短，键能越大
②键能越大，键越稳定
2、物质的电子式
（1）电子式的书写
（2）判断共价物8电子稳定结构
3、分子的结构
（1）常见分子的构型
（2）价层电子互斥模型预测分子的立体构型
n的计算 中心原子的孤对电子数 n 分子的构型 杂化方式
配原子的个数+孤对电子对数 2）Bx–A（，式中A为中心原子的最外层电子数，B为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x为中心原子结合的原子数 2 直线 sp
3 平面 Sp2
4 四面体
Sp3
（3）分子的极性
