高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)

1、1高中化學(xué)選修高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)知識(shí)點(diǎn)總結(jié)二、復(fù)習(xí)要點(diǎn)1、原子結(jié)構(gòu)2、元素周期表和元素周期律3、共價(jià)鍵4、分子的空間構(gòu)型5、分子的性質(zhì)6、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)（一）原子結(jié)構(gòu)1、能層和能級(jí)（1）能層和能級(jí)的劃分①在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。②同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。③任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、

2、7……的兩倍。⑤能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。（2）能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2（n：能層的序數(shù)）。2、構(gòu)造原理（1）構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。（2）構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。3元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)

3、、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律同周期（左右）同主族（上下）核電荷數(shù)逐漸增大增大能層（電子層）數(shù)相同增多原子結(jié)構(gòu)原子半徑逐漸減小逐漸增大化合價(jià)最高正價(jià)由17負(fù)價(jià)數(shù)=（8—族序數(shù)）最高正價(jià)和負(fù)價(jià)數(shù)均相同，最高正價(jià)數(shù)=族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱第一電離能呈增大趨勢(shì)（注意

4、反常點(diǎn)：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）逐漸減小元素性質(zhì)電負(fù)性逐漸增大逐漸減?。?）微粒半徑的比較方法①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。②同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如：NaMgAlSiPSCl③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。如：LiNaMg2Al3（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷

5、方法本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強(qiáng)。1.在金屬活動(dòng)順序表中越靠前，金屬性越強(qiáng)2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng)3.單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)（電解中在陰極上得電子的先后）4.最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)5.若xnyxym則y比x金屬性強(qiáng)6.原電池反應(yīng)中負(fù)極的金屬性強(qiáng)7.與同種氧化劑反應(yīng)，先反應(yīng)的金屬性強(qiáng)金屬性比較判斷依據(jù)8.失去相同數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強(qiáng)（4）非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法本