最新人教++化学++选修3++知识点总结复习用名师优秀教案
化学选修3知识点总结
化学选修3知识点总结第一章：溶液和溶解度1.1 溶液的概念及分类溶液是指将溶质溶解在溶剂中形成的均匀的稀释的混合物。
根据溶剂的性质，溶液可以分为气体溶液、固体溶液和液体溶液。
1.2 溶解度的概念及影响因素溶解度是指在一定温度下，单位量溶剂中能溶解最大量溶质的质量。
影响溶解度的因素包括温度、压力、溶质种类和溶剂种类等。
1.3 晶体生长和溶解过程晶体生长是指在溶液中溶质从溶解状态转变为晶体状态的过程。
溶解过程是指固体溶解成溶液的过程。
1.4 溶液的稀释和浓缩溶液的稀释是指在一定量的溶液中加入适量的溶剂，使得溶质浓度减小。
溶液的浓缩是指通过去除部分溶剂或者加入相同种类的溶质，使得溶质浓度增大。
第二章：电解质2.1 电解质的概念及分类电解质是指在溶液或者熔融状态下能够导电的物质。
根据电离度的不同，电解质可以分为强电解质和弱电解质。
2.2 电离度和电离平衡常数电离度是指溶液中电离物质的浓度与总溶液物质浓度的比值。
电离平衡常数是指在电离平衡时，电离物质的浓度的平方和除以未电离物质的浓度的乘积。
2.3 Alberty模型Alberty模型是用来描述电解质在溶液中的电离过程的模型，其公式为lnK = -ΔH/RT +ΔS/R，其中K为电解质的电离平衡常数，ΔH为反应焓变，ΔS为反应熵变。
第三章：溶液的物理性质3.1 溶液的导电性溶液的导电性是指溶液中电荷载体的移动。
强电解质的溶液中，电荷载体的浓度较高，因此导电性较强。
3.2 溶液的冰点和沸点溶液的冰点和沸点分别是指在溶质的影响下，溶剂的冰点和沸点降低的现象。
这主要是由于溶质分子与溶剂分子之间形成了混合物，使得溶液的冰点和沸点相对纯溶剂降低。
3.3 溶液的密度和黏度溶液的密度和黏度是指溶液的密度和流动性。
一般来说，溶剂的密度和黏度随着溶质的浓度增大而增大。
第四章：离子反应的基本原理4.1 离子反应的基本理论离子反应是指在溶液中，离子和分子之间发生的一种化学反应。
人教版高二年级化学选修三知识点总结
丹青不知老将至，贫贱于我如浮云。
——杜甫人教版高二年级化学选修三知识点总结【导语】不管此时的你是学霸级别还是学渣分子，不管此时的你成功还是失意，不管此时的你迷茫还是有方向，请你认识自己，好好爱自己。
再怎么敬慕别人的钱包，身份，地位。
那都不是自己的。
收起你的假装愚昧，好好地做自己，记住自己在糟糕也是自己，请善待自己。
作者为你整理了《人教版高二年级化学选修三知识点总结》，学习路上，作者为你加油！【一】(1)原子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散布。
(2)原子构造原理是书写基态原子电子排布式的根据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要根据之一。
(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(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)。
基态原子的电子吸取能量后，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。
其身正，不令而行；其身不正，虽令不从。
——《论语》人不知而不愠，不亦君子乎？——《论语》③原子光谱：不同元素的原子产生电子跃迁时会吸取(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(吸取光谱和发射光谱)。
利用光谱分析可以发觉新元素或利用特点谱线鉴定元素。
【二】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。
人教版高中化学选修三知识点总结
人教版高中化学选修三知识点总结人教版高中化学选修三，即《化学与能源》是高中化学课程的一部分，是高中化学学习中的一种选修课程。
本课程重点掌握化学与能源的关系，包括化学能量、热力学、电化学等内容。
下面将对该课程中重要的知识点做一个总结。
一、化学能量1. 化学能量的定义：化学反应中，由于化学键的形成和断裂，分子内能和静电势能的变化所引起的能量变化，称为化学反应的能量变化，即化学能量。
2. 化学反应热：反应物与反应产物之间能量的变化量，称为化学反应热，通常用ΔH表示。
3. 燃烧热：单位物质完全燃烧放出的热量称为燃烧热。
4. 热量的计算：热量是能量的一种，单位是焦耳(J)或卡路里(cal)。
二、热力学1. 热力学第一定律：能量守恒定律，能量不能创造也不能消灭，只能从一种形式转化为另一种形式。
2. 热力学第二定律：热不会从低温物体自动转移到高温物体，热永远自发地从高温物体向低温物体流动。
3. 热力学第三定律：温度为0K时，所有物质的熵均为0。
4. 熵的定义：熵是度量分子混乱程度的物理量。
5. 自由能：一个体系在一定条件下能产生的做功，称为自由能，通常用ΔG表示。
三、电化学1. 电解质：能在溶液中导电的化合物。
2. 电极：将电解质溶液中的金属或非金属固定在一个导体上，形成电极。
3. 电位：金属电极与标准氢电极之间电势的差值，称为电位，通常用E表示。
4. 电解池：由两个电极和介质（电解质溶液）组成的系统称为电解池。
5. 电解反应：电解池中，在电极上发生的化学反应称为电解反应。
以上就是人教版高中化学选修三中较为重要的知识点的总结。
对于该课程的学习，理论知识的掌握十分重要，同时也需要进行大量的练习，培养学生的实际能力。
(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知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3主要涵盖了物质变化与能量变化、化学平衡与电化学等内容。
以下是对这些内容的知识点总结。
一、物质变化与能量变化1. 化学反应的热效应：焓变、焓变反应图、热化学方程式的热效应计算。
2. 化学反应的速率与反应机理：反应速率与浓度的关系、速率常数和速率方程、反应级数、反应速率的影响因素、活化能和反应机理。
3. 化学平衡与化学势：化学平衡条件、平衡常数、平衡常数的计算、化学势概念、化学平衡与化学势的关系。
二、化学平衡与电化学1. 氧化还原反应：氧化还原反应的基本概念和特征、氧化态的确定、电子转移与电子转移反应方程的构建。
2. 电化学反应：电解和电池反应、电解质溶液的导电性、电解质溶液的电解和析出反应规律、电化学方程的构建和电子平衡。
3. 电化学平衡与电解过程：电化学平衡常数和自由能变化、电解质溶液中的溶解度平衡、电池电动势和电动势的计算、电流与电解质变化的差异。
三、其他知识点1. 化学计量与化学反应：化学计量的基本概念、反应物和生成物之间的化学计量关系、反应物的限量与溢量、理论与实际收率。
2. 气体的性质与变化：理想气体状态方程、气体的离子化程度、气体的溶解度和溶解度规律、气体的扩散和离子迁移速率。
3. 化学能与化学动力学：活化能与反应速率的关系、反应速率与反应机理的关系、催化剂的作用机理。
在学习高中化学选修3时，理解和掌握这些基本知识点是非常重要的，通过深入学习这些知识点，可以帮助我们更好地理解化学反应和化学平衡的本质，并且对电化学等领域的研究有进一步的认识。
同时，抓住这些知识点的核心概念和计算方法，能够更好地解决化学问题和拓宽化学思维，为日后的学习和研究打下扎实的基础。
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。
人教版高中化学选修3知识点总结(20201218161721)
大于 1、 8，而位于非金属三角区边界得 “类金属 ”得电负性在 1、8 左右。它们既有金属性，
又有非金属性。
（ 3）电负性得应用
①判断元素得金属性与非金属性及其强弱
②金属得电负性一般小于 1、8，非金属得电负性一般大于 1、8，而位于非金属三角区
边界得“类金属” (如锗、锑等 )得电负性则在 1、8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ③金属元素得电负性越小， 金属元素越活泼； 非金属元素得电负性越大， 非金属元素越
(2)一个能级组最多所容纳得电子数等于一个周期所包含得元素种类。但一个能级组不 一定全部就是能量相同得能级，而就是能量相近得能级。
2、元素周期表得分区
(1)根据核外电子排布
①
分
区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素得外围电子排布， 可直接判断该元素在周期表中得位置。 如：某元素得外
一、共价键
第二章 分子结构与性质
1、共价键得本质及特征 共价键得本质就是在原子之间形成共用电子对，其特征就是具有饱与性与方向性。
2、共价键得类型
①按成键原子间共用电子对得数目分为单键、双键、三键。 ②按共用电子对就是否偏移分为极性键、非极性键。
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：构造原理并不就是说 4s 能级比 3d 能级能量低 （实际上 4s 能级比 3d 能级能量高） ，
而就是指这样顺序填充电子可以使整个原子得能量最低。
也就就是说，整个原子得能量不
能机械地瞧做就是各电子所处轨道得能量之与。
（ 2）能量最低原理 现代物质结构理论证实， 原子得电子排布遵循构造原理能使整个原子得能量处于最低状 态，简称能量最 低原理。 构造原理与能量最低原理就是从整体角度考虑原子得能量高低，而不局限于某个能级。
人教版高中化学选修三知识点总结
人教版高中化学选修三知识点总结人教版高中化学选修三知识1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]3d104s16、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。
高二化学选修三知识点总结人教版 高二化学重点知识点总结(模板8篇)
高二化学选修三知识点总结人教版 高二化学重点知识点总结(模板8篇)每个人可以根据自己的需求和习惯来进行知识点总结。
接下来是一些值得一读的知识点总结，希望能够帮助大家更好地掌握所学的知识。
高二化学选修三知识点总结人教版篇一1、化学反应是怎样进行的(1)基元反应：能够一步完成的反应称为基元反应，大多数化学反应都是分几步完成的。
(2)反应历程：平时写的化学方程式是由几个基元反应组成的总反应。
总反应中用基元反应构成的反应序列称为反应历程，又称反应机理。
(3)不同反应的反应历程不同。
同一反应在不同条件下的反应历程也可能不同，反应历程的差别又造成了反应速率的不同。
2、化学反应速率(1)概念：单位时间内反应物的减小量或生成物的增加量可以表示反应的快慢，即反应的速率，用符号v表示。
(2)表达式：(3)特点对某一具体反应，用不同物质表示化学反应速率时所得的数值可能不同，但各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中各物质的系数之比。
3、浓度对反应速率的影响(1)反应速率常数(k)反应速率常数(k)表示单位浓度下的化学反应速率，通常，反应速率常数越大，反应进行得越快。
反应速率常数与浓度无关，受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。
(2)浓度对反应速率的影响增大反应物浓度，正反应速率增大，减小反应物浓度，正反应速率减小。
增大生成物浓度，逆反应速率增大，减小生成物浓度，逆反应速率减小。
(3)压强对反应速率的影响压强只影响气体，对只涉及固体、液体的反应，压强的改变对反应速率几乎无影响。
压强对反应速率的影响，实际上是浓度对反应速率的影响，因为压强的改变是通过改变容器容积引起的。
压缩容器容积，气体压强增大，气体物质的浓度都增大，正、逆反应速率都增加;增大容器容积，气体压强减小;气体物质的浓度都减小，正、逆反应速率都减小。
4、温度对化学反应速率的影响(1)经验公式阿伦尼乌斯总结出了反应速率常数与温度之间关系的经验公式：式中a为比例系数，e为自然对数的底，r为摩尔气体常数量，ea 为活化能。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质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。
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人教化学选修3 知识点总结(复习用) 高中化学选修3期末复习刚要 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、晶体的结构和性质二、复习要点(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分?在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
?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。
?任一能层，能级数等于能层序数。
?s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
?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2每能层所容纳的最多电子数是:2n(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。
2 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2n;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?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。
?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。
?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p、p、p表示);nd能级各有5个原子xyz轨道;nf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(00035761014满时，即p、d、f、p、d、f、p、d、f，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=ns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?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、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。
元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。
元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。
(1)同周期、同主族元素性质的递变规律同周期(左右) 同主族(上下) 原核电荷数逐渐增大增大子能层(电子层)数相同增多结原子半径逐渐减小逐渐增大构化合价最高正价和负价数均相同，最高最高正价由+1+7负价元数=(8—族序数) 正价数=族序数素元素的金属性和非金属性逐渐减弱，非金属性金属性逐渐增强，非金属性逐渐性金属性逐渐增强减弱质第一电离能呈增大趋势(注意反常点:逐渐减小?A族和?A族、?A族和?A族)电负性逐渐增大逐渐减小 (2)微粒半径的比较方法?同一元素:一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
?同周期元素(只能比较原子半径):随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。
如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl?同主族元素(比较原子和离子半径):随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。
----如:Li<Na<K<Rb<Cs，F<Cl<Br<I?同电子层结构(阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构):随核电荷数增大，微粒半径依-+2+3+次减小。
如:F> Na>Mg>Al(3)元素金属性强弱的判断方法本质原子越易失电子，金属性越强。
1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强(电解中在阴极上得电金子的先后) 属判性 4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强断n+m+比依 5. 若x+yx+y 则y比x金属性强较据 6. 原电池反应中负极的金属性强7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强(4)非金属性强弱的判断方法本质原子越易得电子，非金属性越强非 1. 与H化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 2判金 2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强(电解中在阳极断属上得电子的先后) 方性 3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强法比 n-m-4.A+BB+A 则B比A非金属性强较 5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强6. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强(三)共价键1、共价键的成键本质:成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。
2、共价键类型:(1)σ键和π键σ键π键成键方向沿键轴方向“头碰头” 平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键判断规律单键是σ键;双键有一个是σ键，另一个是π键;三键中一个是σ键，另两个为π键。
(2)极性键和非极性键非极性键极性键定义由同种元素的原子形成的共由不同种元素的原子形成的共价价键，共用电子对不发生偏移键，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位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方成键原子的电性判不显电性显电性断依据举例单质分子(如H、Cl)和某气态氢化物，非金属氧化物、酸根22些化合物(如NaO、HO)和氢氧根中都含有极性键 2222中含有非极性键(3)配位键:一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。
?配位化合物:金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。
如:Cu(HO)SO、244Cu(NH)(OH)、Ag(NH)OH 、Fe(SCN)等。
34232 3 ?配位化合物的组成:3、共价键的三个键参数概念对分子的影响键长分子中两个成键原子核间距离(米) 键长越短，化学键越强，形成的分子越稳定键能对于气态双原子分子AB，拆开键能越大，化学键越强，越牢固，形成的1molA-B键所需的能量分子越稳定键角键与键之间的夹角键角决定分子空间构型 (1)键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分子的极性。
(2)键能与反应热:反应热,生成物键能总和,反应物键能总和(四)分子的空间构型、等电子原理 1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，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。
(1)等电子体的判断方法:在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同;在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同;在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。
(等——电子的推断常用转换法，如CO=CO+O=N+O= NO= N+ N= N或SO=O+O=O=N22223223——+O= NO) 22(2)等电子原理的应用:利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质。
2、价电子互斥理论:(1)价电子互斥理论的基本要点:AB型分子(离子)中中心原子A周围的价电子对n的几何构型，主要取决于价电子对数(n)，价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
(2)AB型分子价层电子对的计算方法: n?对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如:PCl中 5?O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6;?离子的价电子对数计算+2- 如:NH:;SO : 443、杂化轨道理论(1)杂化轨道理论的基本要点:?能量相近的原子轨道才能参与杂化。
?杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成σ键;由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。
3?杂化轨道能量相同，成分相同，如:每个sp杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。
?杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
(2)s、p杂化轨道和简单分子几何构型的关系3 2 3杂化类型 sp不等性杂化 sp sp spo o o轨道夹角10928′ 180 120中心原子位置 ?A，?B ?A ?A ?A ?A ?A中心原子孤对电子数 0 0 0 1 2 3分子几何构型直线形平面三角形正四面三角锥形 V字形直线形体形实例 BeCl、Hg Cl CH、SiCl NH、PH HO、HS BF HCl 224433223(3)杂化轨道的应用范围:杂化轨道只应用于形成σ键或者用来容纳未参加成键的孤对电子。