化学选修3复习
高中化学选修3知识点归纳总结
高中化学选修3知识点归纳总结高中化学有很多需要记忆的知识点,高中化学分为选修和必修,下面小编给大家整理了关于高中化学选修3知识点归纳总结的内容，欢迎阅读，内容仅供参考!高中化学选修3知识点归纳总结(1)极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。
如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。
如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。
②折线型分子，如H2O、H2S等。
③三角锥形分子如NH3等。
(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同，键的极性研究的什用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。
非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。
3)分子极性的判断方法①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。
②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等;若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。
若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。
④根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
人教版化学选修3知识点总复习
选修3 物质结构与性质第一章原子结构与性质一、原子结构1.能级与能层2.原子轨道电子规律3.基态与激发态原子能量稳定称为基态，当原子得失能量而诱发电子得失或跃迁时，称为激发态，一般多指离子4.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。
也可以记成：1223343、4545645（2）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）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，这个规则叫洪特规则。
比如，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当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。
5. 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。
①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。
(2)电子排布图(轨道表示式)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注意：1、考试的时候看清楚是问排布式还是排布图2、看清问的是外层还是价层（主族元素价层是最外层，副族价层是3d4s层）3、看清问的是原子还是离子（离子得失电子顺序是由外向里，逐渐得失）二、原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
高中化学《选修3》基础知识复习提纲.doc
选修3基础知识1.P6-7：构造原理、电子排布式、价电子或外围电子排布式2.P14：元素周期表的分区3.P17-18：元素第一电离能的变化规律（P18图1.21）如N>0P18学与问：元素的电离能与化合价的关系4.P18-19：元素电负性的变化规律5.P20：对角线规则例：写出被的氢氧化物和NaOH溶液反应的方程式6.P29：共价键中6键、JI键个数的判断例：判断甲醛分子中6键、JI键个数之比7.P30-31：键参数——键能、键长与键角例：金刚石和晶体硅的熔沸点比较，C-C键的键长比Si.Si键短, 键能更大，熔沸点更高8.P32-33：等电子体原理例：写出与CO2互为等电子体的分子——CS2、N2O9.P35： CO2、足0、CH2O、NH3等常见分子的空间构型P36图2-12形形色色的分子：白磷正四面体键角60。
S8分子中S原子杂化类型：sp3杂化10.P37-39：价层电子对互斥理论如SO2 VSEPR模型为平面三角形，空间构型为V形11.P39-41：杂化轨道理论如足0、玦0+中心原子的杂化类型均为sp3杂化12.P41-43：配合物理论P41 天蓝色的[C U(H2O)4]2+P42深蓝色的[C U(NH3)4]2+配位键的表示方法P42实验2-2加入乙醇的作用：降低[C U(NH3)4]SO4的溶解度，便于析出晶体常见配合物：[C U(NH3)4]SO4 Ag(NH3)2OH Fe(SCN)3常见配离子：H3O+ NH「[Ag(NH3)2 ]+[C U(NH3)4]2+[C U(H2O)4]2+13.P45：键的极性和分子的极性如CH4是非极性分子，H20> NH3是极性分子14.P46：科学视野肥皂和洗涤剂的去污原理(注意与热碱溶液去污的区别)15.P48-49：氢键对物质性质的影响P48：如接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而缔合形成缔合分子；图2-31图2-32分子内氢键和分子间氢键对物质沸点的影响16.P50：溶解性如NR极易溶于水的原因(1)相似相溶：H20> NH3都是是极性分子(2)氢键的作用：NR与玦。
(完整版)高中化学选修3知识点总结
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。
高中化学选修3全册知识点总结
高中化学选修3全册知识点总结高中化学选修3全册知识点总结本文将对高中化学选修3全册的知识点进行总结，帮助大家更好地掌握这些内容。
该册教材主要涉及原子结构、分子结构、化学反应原理等方面的知识，是高中化学选修课程中的重要部分。
一、知识点概述1、原子结构：包括原子核、电子云、原子轨道等概念，以及原子光谱、元素周期表等知识点。
2、分子结构：主要讲解分子键、分子间作用力、氢键等概念，介绍了共价键、离子键、金属键等类型，并介绍了分子模型、晶体结构等内容。
3、化学反应原理：包括化学反应速率、化学平衡、酸碱中和反应、氧化还原反应等知识点，阐述了反应机理、化学热力学等基本原理。
二、详细知识点介绍1、原子结构1、原子核：质子、中子组成原子核，质子数等于电子数。
2、电子云：描述电子在原子核外空间的概率分布。
3、原子轨道：描述电子在原子核外空间的运动状态。
4、原子光谱：不同能级之间的跃迁产生光谱，据此可以进行元素的定性、定量分析。
5、元素周期表：根据元素原子结构和性质排列成的表格，分为s、p、d、f等区。
2、分子结构1、分子键：共价键、离子键、金属键等，其中共价键是最常见的分子键。
2、分子间作用力：范德华力、氢键等，是分子间相互作用的重要方式。
3、共价键：通过共享一对电子形成的化学键，主要存在于有机化合物中。
4、离子键：通过正负电荷的相互作用形成的化学键，主要存在于盐、碱中。
5、金属键：通过金属阳离子与电子之间的相互作用形成的化学键，主要存在于金属中。
6、分子模型：球棍模型、比例模型等，用于描述分子的空间构型。
7、晶体结构：通过晶格结构阐述晶体内部原子的排列方式。
3、化学反应原理1、化学反应速率：反应速率方程、反应速率常数等概念，用于描述化学反应的快慢。
2、化学平衡：动态平衡概念，用于描述可逆反应达到平衡时的状态。
3、酸碱中和反应：通过酸碱中和生成盐和水的反应，是酸碱反应的重要类型。
4、氧化还原反应：通过电子转移实现的反应，其中氧化剂和还原剂的概念尤为重要。
高中化学选修三第二章《烃》复习题
一、选择题1．《化学教育》报道了数起因食用有“瘦肉精”的猪肉和内脏，而发生急性中毒的恶性事件。
这足以说明，目前由于奸商的违法经营，已使“瘦肉精”变成了“害人精”。
“瘦肉精”的结构可表示如图，下列关于“瘦肉精”的说法中正确的是A．摩尔质量为313.5g B．属于芳香烃C．不能发生加成反应D．分子式为C12H19C l3N2O答案：D解析：A．“瘦肉精”摩尔质量为313.5g/mol，故A错误；B．有机物中含有氧元素、氯元素、氮元素，是芳香烃的衍生物，故B错误；C．“瘦肉精”中含有苯环，可以和氢气发生加成反应，故C错误；C H Cl N O，故D正确。
D．根据结构简式得分子式为：121932故选：D。
2．下列关于的说法正确的是A．含有5种不同化学环境的氢B．所有原子都可能在同一平面上C．最多有5个碳原子在同一直线上D．该物质与萘()互为同系物答案：C【分析】该有机物的结构为，据此可以看出，该有机物中最多有5个碳原子在同一条直线上，所有的碳原子（11个）都可能在同一平面上，而-CH3上的氢原子最多只有1个在此平面上。
解析：A．根据有机物的结构简式可知，该有机物中有6种不同化学环境的氢原子，故A 错误；B ．有机物中含有甲基，甲基为四面体构型，则所有原子不可能在同一平面上，故B 错误；C ．根据分析可知，该有机物中最多有5个碳原子在同一直线上，故C 正确；D ．该有机物与萘的结构不相似，二者不互为同系物，故D 错误。
故选：C 。
3．已知某种烯烃经臭氧氧化后，在Zn 存在下水解，可得到醛和酮。
如：32(1)O (2)Zn/H O −−−−→R 〞CHO+现有化学式为714C H 的某烯烃，它与2H 加成后生成2，3－二甲基戊烷，它经臭氧氧化后，在Zn 存在下水解得到乙醛和一种酮，据此推知该烯烃的结构简式为A ．B ．C ．D ．答案：C【分析】该烯烃为单烯烃，与氢气的加成产物2，3－二甲基戊烷的结构简式为；该烯烃经臭氧氧化后，在Zn 存在下水解得到乙醛和一种酮，说明该烯烃中含有R |3CH CH C R '-=-结构，进行分析；解析：A ．该有机物与氢气发生加成反应，得到产物是，名称为2，4－二甲基戊烷，故A 不符合题意；B ．该有机物与氢气加成的产物是，名称为3－甲基己烷，故B 不符合题意；C ．该有机物与氢气加成后的产物是，名称为2，3－二甲基戊烷，根据题中所给信息，经臭氧氧化，然后在Zn 作用下生成的产物是CH3CHO和，故C符合题意；D．该有机物与氢气发生加成反应，得到，名称为2，3－二甲基戊烷，根据题中信息，经臭氧氧化，再在Zn的作用下得到和，不符合题中所说的乙醛和一种酮，故D不符合题意；答案为C。
化学选修3知识点整理
化学选修3知识点整理
化学选修3知识点整理:
1. 化学平衡：平衡定律、JNC效应、酸碱电解质的酸碱性、溶液的中和反应、溶液的电离程度、酸碱平衡等
2. 化学热力学：反应焓、热力学第一、第二定律、温度和熵的变化、热力学量的计算等
3. 化学动力学：速率定律、反应机理、反应速率与温度的关系、催化剂的作用等
4. 化学分析：氧化还原滴定、络合滴定、酸碱滴定、光度法、荧光法、红外光谱法等
5. 化学工业：氨的制备、烯烃的制备、丙烯酸的生产、聚合反应、有机合成、材料的制备等
6. 有机化学：烃、芳香族化合物、醇、醛、酮、羧酸、酯、胺等有机化学基础知识
7. 高分子化学：高分子合成、高分子的物理性质、高分子的应用等
8. 生物化学：生物大分子、生物催化作用、生物化学反应、生物能量转化等
9. 分子生物学：DNA的复制、转录、翻译、基因表达控制、生物技术应用及社会伦理等
10. 化学与环境：大气污染、水污染、土壤污染及其防治、绿色化学等。
以上是化学选修3中的重点知识点。
高三化学选修三的必背必掌握知识点
高三化学选修三的必背必掌握知识点（经典版）编制人：__________________审核人：__________________审批人：__________________编制单位：__________________编制时间：____年____月____日序言下载提示：该文档是本店铺精心编制而成的，希望大家下载后，能够帮助大家解决实际问题。
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化学选修3复习_2023年学习资料
⑤电子排布图（轨道表示式）-表示方法：用方框表示原子轨道，用箭头表示电子。-1s-2s-2p-N:-↑↑↑ 6外围电子排布式（价电子排布式）-指将过渡元素简化电子排布式中的原子实省略剩下的-式子或将主族、0族元素的 层电子排布省略后剩下的-式子。-Fe:3d64s2-Br:4s24p5-☐
元素周期表的分区简图-IA-0-1-&-ⅢA-NA-VA-VIA-2-3-ⅢB-IB-VB-g-VIB-Ⅷ ⅡB-4-5-s区-p区-d区-ds区-6-7-镧系-f区-锕系-口
常见杂化轨道类型与分子构型规律-参加杂化的原-子轨道-示例-一个s轨道，一-C02、BeCl2-sp-个p 道-直线形-HgCl2-sp2-平面三角形-BF3、BCl3-二个p轨道-CH,O-sp3-一个s轨道，三 CH4、CCl4-正四面体-NH-具体情况不-NH三角锥-同-形、HS、-H20V形
能层、能级、原子轨道之间的哭系：-能层n-1-2-3-4-符号-K-L-M-N-S-p-d-轨道数-131-57-6-10-14-最多容纳-的电子数-8-18-32-2n2
构造原理-关键点：-一定要记住电子排入轨道的顺-序，这是本章最重要的内容。-6d-从第四能层开始，该能层的 ns与np能级之间插入了n-1-层的d能级，第六能层开始还-插入n-2f,其能量关系是-ns<n-2f < -1d <np
几种表示核外电子排布的式子-1原子结构示意图-2电子式-在元素符号周围用小黑点或“×”来表示最外层电子的子。-3结构式与结构简式-用一根短线表示一对共用电子对，其他电子一律省去。
4电子排布式-Fe:1s22s22p63s23p63d64s2-在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边 不能-按填充顺序写。-简化电子排布式：Fe:[Ar]3d64s2-该元素前一个周期的惰性气体原子的周期：-a.从左到右递增趋势-最小的是第一种元素（氢和碱金属，最大的是稀有气体 素：-b.第ⅡA元素>ⅢA的元素；第VA元素>IA元素-IA是全充满的电子构型、VA是半充满的电子构型。同主族：自上而下依次减小。
高考化学复习 选修3第三讲晶体结构与性质
高考化学复习第三讲晶体结构与性质1.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。
2．了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。
3．了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
4．了解分子晶体结构与性质的关系。
5．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。
6．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。
7．了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
2016，卷甲37T(3)(4)；2016，卷乙37T(6)；2016，卷丙37T(4)(5)；2015，卷Ⅰ 37T(4)(5)；2015，卷Ⅱ 37T(2)(5)；2014，卷Ⅰ 37T(1)(3)(4)；2014，卷Ⅱ 37T(4)(5)晶体晶体的结构与性质[学生用书P270][知识梳理]一、晶体1．晶体与非晶体晶体非晶体结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列性质特征自范性有无熔点固定不固定2.得到晶体的途径(1)熔融态物质凝固。
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。
(3)溶质从溶液中析出。
3．晶胞(1)概念：描述晶体结构的基本单元。
(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。
②并置：所有晶胞都是平行排列、取向相同。
4．晶格能(1)定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。
(2)影响因素①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。
②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。
二、四种晶体类型的比较三、晶体熔、沸点的比较1．不同类型晶体熔、沸点的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
2．同种晶体类型熔、沸点的比较(1)原子晶体原子半径越小―→键长越短―→键能越大―→熔、沸点越高。
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s区和p区的共同特点是：最后1个电
子都排布在 最外层，除零族外，最外层电
子的总数等于该元素的 族。序除数零族外，
s区和p区的元素都是
。主族元素
.
d区元 素
它们的价层电子排布是 (n－1)d，1～最8n后s2 1 个电子基本都是填充在 轨(道n－上1，)d位于 长周期的中部。这些元素都是 ，常有 可变金化属合价，为过渡元素。它包括 族 元素。 ⅢB～Ⅷ
电负性的意义：
1） 电负性的大小可以判断金属性和非金属性强弱
2）在化合物中，可以根据电负性的差值大小， 估计化学键的类型。 3）判断元素的化合价的正、负。
.
元素的金属性与非金属性
①与水反应置换氢的难易
金属 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱
性强 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极
判 断 依
弱 上得电子的先后） ④互相置换反应 ⑤原电池反应中正负极
.
ds区，排充最满布外是层轨道上有，1即～次2外个层电d子轨。 它区们，既它不包同括于s区Ⅰ，B也族和不，Ⅱ同处B 于于d周金区期属，表称d为区d和sp 区之间。它们都是 ，也属过渡元素。
.
电子层数：相同条件下，电子层数越多，半径越大。 判
断 核电荷数: 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
高中《化学》新人教版 选修3
物质结构与性质
.
第一章知识网络
.
能层 构造 表示 方法
分区
粒子 半径 电负性 电离能
能层、能级、原子轨道之间的关系：
能层n 1
2
3
4
符号 K
L
M
N
能级 s s p s p d s p d f
轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7
2 最多容纳 的电子数
2
2 6 2 6 10 2 6 10 14
据 非金 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 属性 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应
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第二章知识网络
杂化
.
第二章知识网络
.
分子极性 等电子体
几种分子或离子的立体构型
.
常见杂化轨道类型与分子构型规律
杂化轨 道类型 sp
sp2
sp3
参加杂化的原 子轨道
ⅠA
0
1
Ⅱ A
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB
Ⅵ B
ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB
4
5 s区
6
p区
d区
ds区
7
镧系 锕系
f区
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s区元素
ns 子侧成的，最排包后或布括1左个是电价和子或离填子n充族s。1在+，，Ⅰ1位容An于易轨s2失周道+2Ⅱ去期上A电表，子的价形电
.
p区元 素
最后1个电子填充在 n轨p道上，价 电子排布是 ns，2n位p1～于6 周期表 侧右， 包括 ⅢA～族Ⅶ元A素、零。族大部分为 元 素。 非金属
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第三章知识网络
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第三章知识网络
.
NaCl型
CsCl型 离 典型晶胞
子
ZnS型
晶 体
CaF2型
几何因素
影响配位数的因素
电荷因素
键性因素
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1.晶体的分类及性质
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体
粒子 阴、阳离子
离子键 粒子间 （还可能有 作用力 共价键）
b.第ⅡA元素＞ ⅢA的元素；第ⅤA元素＞ ⅥA元素 ⅡA是全充满的电子构型 、 ⅤA是半充满的电子构型。
2）同主族：自上而下依次减小。
.
电负性的规律
➢同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大。
表明吸引电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。
➢同一主族，从上到下呈现减小的趋势。
表明吸引电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。
8
18
.
32
2n2
构造原理
关键点： 一定要记住电子排入轨道的顺 序，这是本章最重要的内容。 从第四能层开始，该能层的 ns与np能级之间插入了(n-1) 层的d能级，第六能层开始还 插入（n-2）f，其能量关系是： ns＜(n-2)f ＜(n-1)d ＜np
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几种表示核外电子排布的式子
(1) 原子结构示意图
(2) 电子式 在元素符号周围用小黑点或“×” 来 表示最外层电子的
式子。 (3) 结构式与结构简式 用一根短线表示一对共用电子对，其他电子一律省去。
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(4) 电子排布式 Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2
在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能 按填充顺序写。
简化电子排布式： Fe：[Ar]3d64s2 该元素前一个周期的惰性气体原子的电子排布结构， 称为“原子实”。
分子构型
一个s轨道，一 个p轨道
直线形
一个s轨道， 二个p轨道
平面三角形
一个s轨道，三 个p轨道
正四面体
具体情况不 同
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示例
CO2、BeCl2、 HgCl2 BF3、BCl3、 CH2O CH4、CCl4、 NH4+ NH3(三角锥 形)、H2S、 H2O(V形)
键的极性和分子极性的关系：
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常见的等电子体：
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(5) 电子排布图（轨道表示式） 表示方法：用方框表示原子轨道，用箭头表示电子。
1s 2s 2p
N：
(6)外围电子排布式（价电子排布式）
指将过渡元素简化电子排布式中的原子实省略剩下的 式子或将主族、0族元素的内层电子排布省略后剩下的 式子。
Fe：3d64s2
Br：4s24p5
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元素周期表的分区简图
律 如：F--<Cl--<Br--<I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减
小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径
越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
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第一电离能的变化规律：
1）同周期： a.从左到右递增趋势
最小的是第一种元素（氢和碱金属），最大的是稀有气体元素；
微 的 核外电子数:核电荷数相同条件下，核外电子数越多
粒 依 ，半径越大。
半 据 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（
径
稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
的 比 较
具 体 规
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。 如：Li<Na<K<Rb<Cs 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
二原子10电子 三原子16电子 三原子18电子 四原子8电子 四原子24电子 五原子8电子 五原子32电子
N2
CO
C22- CN－
CO2 N2O CS2 AlO2- BeCl2 O3 SO2 NO2-
NH3 H3O+ SO3 BF3 NO3- CO32- SiO32CH4 NH4+
CCl4 SiF4 SO42- PO43-