化学选修三点总结(高中化学选修3总结)

1.高中化学选修3总结

原子结构与元素的性质（第1课时） 知识与技能 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系 2、知道外围电子排布和价电子层的涵义 3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律 4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系 教 学过程 〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？ 〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、铯基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。

一、原子结构与周期表 1、周期系： 随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。

例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。

2、周期表 我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？ 说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型（教材p15页）到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。

首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。

〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？ 阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。

〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子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。 〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，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。

s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区、d区和ds区的元素都是金属？ 元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？ [基础要点]分析图1-16 s区 p 区 d 区 ds 区 f 区 分区原则 纵列数 是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。

[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？ 〖归纳〗S区元素价电子特征排布为nS1~2，价电子数等于族序数。

d区元素价电子排布特征为（n-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为 （n-1）d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。

原子核外电子总数决定所在周期数 周期数=最大能层数（钯除外） 46Pd [Kr]4d10，最大能层数是4，但是在第五周期。 （1） 外围电子总数决定排在哪一族 如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。

元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。 〖课堂练习〗 1、下列说法正确的有（ ） A.26 号元素铁属于d 区 B.主族族序数=其价电子数=最外层电子数 C.在周期表中，元素周期数=原子核外电子层数 D.最外层电子数=8的都是稀有气体元素 E.主族共有7列，副族共有7列 F.元素周期表中第四周期第VA主族的元素与第三周期IIA元素核电荷数相差13 2、在元素周期表中存在着许多的规律。

同一主族元素的原子序数之间也有一定的规律，填写下列问题：第一、二、三、四周期中包含的元素数目分别为 ， 卤族元素中F、Cl、Br的原子序数分别为 ，碱金属元素中Li、Na、K的原子序数分别为 ；体会上述数字之间的关系，找出同族元素原子序数与周期中元素数目之间的关系。 。

3、门捷列夫当年提出的元素周期律是 ，和现在的元素周期律比较，其主要的区别是 。到元素周期表中找一个与门捷列夫元素周期律不符合的元素 。

4、根据外围电子排布的不同，元素周期表也可以 分成不同的区域，右图是元素周期表的区域分 布示意图。请说出这样划分的依据，同时写出 S区、d区和p区的外围电子排布式。

5、用电子排布式表示Al、Cr（原子序数为24）、Fe。

2.高中化学选修三的知识点

第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构 1. 什么叫能层 能级 2. 能层中能级符号顺序 3. 能级数与能层序数的关系 4. 画出构造原理图 5. 练习写出1-36号元素原子基态电子排布式 6. 练习简化电子排布式的写法（铁 硅） 7. 能量最低原理 8. 基态 激发态 9. 可见光产生的原因 10. 电子云 原子轨道 11. S .P原子轨道的形状 12. 练习画基态原子的 电子排布图 13. 泡利原理 洪特规则的内容 14. 原子排布规律 第二节 原子结构与元素的性质 1. 画出前36号元素在周期表中的位置 2. 什么叫价电子 3. 周期表中的5个区 4. 电离能 电负性的概念及应用 .电离能 ， 电负性最大的原子 5. 元素周期律的具体内容（原子半径，得失电子能力，氧化性，还原性，化合价，金属性，非金属性，气态氢化物的稳定性。

最高价氧化物对应的水化物的酸碱性，第一电离能，电负性） 6. 对角线规则的 含义 7. 惰性气体的相对稳定性 第二章 分子结构与性质 第一节 共价键 1. 什么叫化学键 离子键 共价键 电子式 2. 运用电子云 原子轨道怎样理解共价键 3. 怎样判断化学键的类型 4. 键能 键长 键角（应用） 5. 共价键的特性 6. 西戈马键 派键的特征及比较 7. 等电子原理 第二节 分子的立体结构 1. 分析分子的结构（三原子，四原子，五原子） 2. CO2 H2O CH2O NH3 CH4的立体结构 3. 价层电子对互斥模型理论 A 中心原子都用于形成共价键 B中心原子上有孤对电 4. 理解杂化轨道理论（SP,SP2,SP3）及应用 5. 什么叫配位键 中心离子 配位体 配位数 配位化合物（举例） 6. 向硫酸铜溶液中逐滴加入氨水的实验现象 离子方程式 7. 向氯化铁溶液中加入硫氰化钾溶液的现象 离子方程式（指出中心离子 配位体） 8. 用配位键表示四氨合铜络离子 第三节 分子的性质 1. 共价键的分类 2. 怎样区分极性分子 非极性分子 3. 什么叫范德华力 4. 范德华力对分子晶体的熔沸点有怎样的影响 5. 对结构相似的分子晶体怎样判断范德华力的大小 6. 什么叫氢键 易形成氢键的原子有那些 氢键是否属于化学键 7. 分子内形成氢键 分子间形成氢键有什么不同 8. 影响物质的溶解性的因素有那些 9. 什么叫手性原子 手性分子 10. 怎样比较无机含氧酸的酸性 第三章 晶体结构与性质 1. 晶体的分类 2. 晶体与非晶体的区别 3. 形成晶体的方法 4. 什么叫晶胞 5. 平行六面体晶胞中微粒个数的算法 6. 什么叫分子晶体 7. 特征 8. 典型的分子晶体 9. 干冰的密度为什么比冰高 10. 什么叫原子晶体 11. 原子晶体特征 12. 典型原子晶体 13. 什么叫金属键 14. 电子气理论 15. 用电子气理论解释金属的延展性 导电性 16. 金属原子在二维平面放置的方式 配位数都是多少 17. 金属原子的三维堆积方式有几种 18. 什么叫离子晶体 19. NaCl CsCl CaF2中各离子的配位数是多少 20. 离子晶体的特征 21. 同族元素的碳酸盐稳定性怎样判断 22. 什么叫晶格能 23. 影响晶格能的因素 24. 晶格能的应用。

3.化学选修3知识点 帮我整理下啊 谢了哥哥们

选修三，新增添，看似繁，实不难，

说理想，说成绩，盼学子，多努力。

大爆炸，原子生，少量氦，大量氢，

原子中，看电子，能量差，分七层，

能层中，分能级，数轨道，电子添，

泡利理，两个反，洪特则，单独占，

构造理，排电子，铬和铜，皆不从，

一个半，一个全，为特例，能量低，

激发态，变基态，电子迁，光呈现，

光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴，

电子行，无规律，电子云，是几率，

百九十，不同形，S 球，P 哑铃。

基原子，电子排，去0族，价电来，

价电子，看规律，周期表，分五区，

ds ,d 紧连，s p，守两边，

f 区，不重要，含镧锕，须知道，

周期律，看变化，电离能，电负性，

比半径，两因素，数能层，电荷数。

共价键，结分子，电子对，为共用，

电子云，球哑铃，据重叠，分键型，

西格玛，头碰头，重叠大，键稳定，

P P л， 肩并肩，要出现，键二三，

键参数，能长角，稳不稳，能大小，

键越长，能越小，分子形，看键角，

价原同，等电体，性质似，新原理。

分子多，形不同，价层斥，求稳定，

A B n ，看中原，键全成，n 定形，

分子内，存杂化，孤电对，西格玛，

配合物，新化键，浓与稀，颜色变，

配离子，金属成，主族少，过渡丰。

溶不溶，看极性，非极性，电归中，

分子间，力两面，范德华，和氢键，

手性碳，四键连，皆不同，始为然，

含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。

非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶，

得晶体，三途径，析结晶，两种凝，

自范性，多面体，能衍射，各向异，

多晶胞，六面体，需并置，且无隙。

分子晶，很常见，多为气，五类判，

配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。

原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。

电子气，金属晶，导热电，延展性，

简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。

混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。

离子晶，晶格能，看电荷，比半径，

一几何，二电荷，两因素，配位数。

乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，

有志者，事竟成，学与思，贵以恒。

4.化学选修三物质结构与性质上各章知识点及考点

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.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、P②.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. b.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.（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.电负性的运用：a.确定元素类型（一般>1.8，非金属元素；1.7，离子键；。

5.人教版化学必修3知识点总结

没有化学必修3 人教版化学 必修1必修2 选修1-6 共8本 化学选修3考点（与课标对应） 一1.了解原子核外电子的运动状态。

电子云理论、原子轨道理论。（1） 机率 （2）轮廓 （2） 杂化 一2.了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1~36号）原子核外电子的排布。

能级的能层区别与联系； 构造原理： ns < (n-2)f <(n-1)d 1.7 ，离子键 拓展应用：（1）最高价含氧酸酸性或最高价碱的碱性比较. （2）解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明。

例：已知AlCl3是共价化合物，则BeCl2预测为何种化合物。为什么？一4.知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

焰色反应是电子跃迁的一个重要应用 一5.讨论：元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律 s区、p区、d区、ds区、f区 多少个元素 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 第七周期 常考点拓展：元素周期表中的位置关系 一6.讨论：主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。（1）总体规律：依次升高 （2）特别的：第IIA和IIIA主族元素的不同 NaAl C<N 二1、化学键的分类 表4-2离子键、共价键和金属键的比较 化学键类型 离子键 共价键 金属键 概念 阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对所形成的化学键 金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键 成键微粒 阴阳离子 原子 金属阳离子和自由电子 成键性质 静电作用 共用电子对 电性作用 形成条件 活泼金属与活泼的非金属元素 非金属与非金属元素 金属内部 实例 NaCl、MgO HCl、H2SO4 Fe、Mg 二2.了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。

（1） 离子键长 （2） 离子电荷 例：MgCl2和NaCl、KCl 熔点比较 二3.知道共价键的主要类型，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。（1）键参数的应用：键能、键长、键角 （2）非极性键和极性键的比较 非极性键 极性键 概念 同种元素原子形成的共价键 不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子 成键原子电性 电中性 显电性 形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 （3）配位键的判断：二4.分子的极性 非极性分子和极性分子的比较 非极性分子 极性分子 形成原因 整个分子的电荷分布均匀，对称 整个分子的电荷分布不均匀、不对称 存在的共价键 非极性键或极性键 极性键 分子内原子排列 对称 不对称1. 认识共价分子结构的多样性和复杂性，能根据有关理论判断简单分子或离子的构型，能说明简单配合物 的成键情况。

2.常见分子的类型与形状（考虑杂化的影响） （1）杂化轨道数的判断： 中心原子所连原子数+孤对电子数 （2）SP直线型 SP2 正三角型 SP3正四面体型 表4-5常见分子的类型与形状比较 分子类型 分子形状 键角 键的极性 分子极性 代表物 A 球形 非极性 He、Ne A2 直线形 非极性 非极性 H2、O2 AB 直线形 极性 极性 HCl、NO ABA 直线形 180° 极性 非极性 CO2、CS2 ABA 角形 ≠180° 极性 极性 H2O、SO2 A4 正四面体形 60° 非极性 非极性 P4 AB3 平面三角形 120° 极性 非极性 BF3、SO3 AB3 三角锥形 ≠120° 极性 极性 NH3、NCl3 AB4 正四面体形 109°28′ 极性 非极性 CH4、CCl4 AB3C 四面体形 ≠109°28′ 极性 极性 CH3Cl、CHCl3 AB2C2 四面体形 ≠109°28′ 极性 极性 CH2Cl23 分子极性判断：正负电中心是否重合 ○1只含有非极性键的单质分子是非极性分子。○2含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。

○3含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为极性分子。注意：判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子（未参与成键的电子对）则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

二5.手性C原子的判断（1）标准：连接的四个原子或原子团都不相同，则其为手性C原子（2）例题：如在葡萄糖分子中有几个手性碳原子，与氢气加成后还有几个手性碳原子？二6.结合实例说明“等电子原理”的应用。 查阅N2 、CO的有关数据并进行比较（等电子体）。

三1、化学键与分子间作用力 表4-1化学键与分子间作用力的比较 化学键 分子间作用力 概念 相邻的原子间强烈的相互作用叫化学键 把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力 作用范围 分子或晶体内 分子之间 作用力强弱 较强 与化学键相比弱得多 影响的性质 主要影响化学。

6.急

1.常用的方法是选择溴水、或者是酸性高锰酸钾溶液

常考的是甲烷、乙烯、乙炔，除了上述方法外

还可以选择在空气中点燃

甲烷：淡蓝色火焰

乙烯：明亮火焰，有黑烟

乙炔：明亮火焰，浓烈黑烟

6.含氢键无机物在高中阶段常见的就是 NH3 H2O HF

bp由高到低的顺序是H2O>HF>NH3 （可以看人教新课标选修2 的24页，选修3的55页）

7.高中主要从三个方面来考虑：是否有分子间氢键、是否发生反应、相似相溶

如果能与水分子之间形成分子间氢键，那么溶解度应该很大

如果溶剂和溶质极性（或非极性）相同，那么根据相似相容原理，两者易互溶。如HCI和H2O、CCI4和I2

8.原理是正负电荷中心是否重合，但这只能用来做简答题。

方法一般有两种。

(1)看分子的空间构型 空间构型中心对称 非极性分子

空间构型不是中心对称 极性分子

如，CO2 BF3 CH4 等都是中心对称，非极性分子

NH3 H2O 等不是中心对称，极性分子

(2)ABn型分子 A的化合价 = A的最高正价 非极性分子

A的化合价 不等于 A的最高正价 极性分子

+4 +3 +4

如：CO2 BF3 CH4

9.第一步，比较晶体类型，一般：原子晶体 &gt； 离子晶体 &gt； 分子晶体

特例：熔点 MgO > SiO2 石墨&gt；金刚石

第二步，同类型比较

原子晶体：由共价键的键能决定，共价键键能越大，熔沸点越高。键长（核间距，即原子半径）越长，键能越小。也就是说，原子半径的和越长，原子晶体的熔沸点越低。

如 熔沸点金刚石&gt；晶体硅

离子晶体：由晶格能决定，也可以说是由离子键决定，可看成阴阳离子间的吸引力（只是看作，这样简单）

根据库仑定律，可得： 阴阳离子所带电荷越多，阴阳离子半径越小，作用力越大，离子键越强，离子晶体熔沸点越高

分子晶体：由分子间氢键、范德华力决定

先看是否含有分子间氢键，含有，熔沸点就高，如果不含，就看范德华力

影响范德华力的因素：组成和结构相似时，看相对原子质量，还有分子的极性

金属晶体：金属键决定 也可以用库仑定律解决（参见上面的，只不过是只有阳离子了）

熔沸点是物理性质，稳定性是化学性质。

稳定性：看键能大小

我觉得你这个题想问的是氢化物的。

熔沸点：参见上文的分子晶体

稳定性：学了选修2，就用中心元素非金属性（选修2的9页注释）；学了选修3，就用中心元素的电负性（选修3的19页）。

解决问题是一样的。

就说这些吧，打字太累了。有问题你再问我。

选修3你教材好好读一下，都在上面。