人教化学选修3知识点总结(复习用)
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。
高中化学选修三(人教版)知识要点
高中化学选修三(人教版)知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点】开天辟地现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。
氢与氦共占宇宙元素总量的99.7%。
【知识点】能层和能级一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。
说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用K、L、M…等表示。
二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。
1、每一能层的能级都从s开始；依次为s，p，d，f；说明：①同一能层中能级的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；④不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。
2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有1个s能级。
3、能层不同的各能级容纳电子数目为s －2，p－6，d－10，f－14。
各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。
4、每一能层最多容纳电子数目为2n2。
【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。
而是按照一定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。
这个规三、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。
说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。
【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则一、自旋自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。
每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。
这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。
二、泡利原理在一个原子轨道中，最多可以容纳2个电子，而且其自旋状态相反。
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3知识点总结：第三章晶体结构与性质
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。
2.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。
3.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。
4.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。
5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
要点精讲一.晶体常识 1.晶体与非晶体比较2.获得晶体的三条途径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.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。
晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。
中学中常见的晶胞为立方晶胞立方晶胞中微粒数的计算方法如下：注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状二.四种晶体的比较2．晶体熔、沸点高低的比较方法（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
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）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅（3）离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
选修三化学知识点
选修三化学知识点选修三化学知识点笔记1.碱性物质：①碱性：NaOH、NH3·H2O、NaHCO3、Na2CO3、NaAlO2、Na2SiO3等②碱性+氧化性：Na2O2、NaClO、NaNO2、Fe(OH)3等③碱性+还原性：Na2SO3、Na2S、Fe(OH)2等2.酸性物质：①酸性：HCl(稀)、H2SO4(稀)、H2CO3、NaHSO4、AlCl3、NH4Cl等②酸性+氧化性：HNO3、H2SO4(浓)、HClO、FeCl3、CuSO4等③酸性+还原性：H2S、H2SO3、HI、FeSO4等3.中性物质：①中性：Na2SO4、CaCl2、Ba(NO3)2等②中性+还原性：NaI、KBr等如果反应物都是碱性物质，它们若不发生复分解反应，仅是发生氧化还原反应，我们只需要依据氧化还原反应的规律就可以完成方程式的书写。
例如：Na2O2+Na2S+2H2O=4NaOH+S↓同理，如果反应物都是酸性物质，若不发生复分解反应，仅发生氧化还原反应。
只需要依据氧化还原反应的规律就可以完成方程式的书写。
例如：2FeCl3+2HI=2FeCl2+2HCl+I2当然，如果是酸、碱性物质与中性物质反应时，可能有以下两种情况：(1)发生生成沉淀的复分解反应;例如：CaCl2+Na2CO3=2NaCl+BaCO3↓H2SO4+Ba(NO3)2=BaSO4↓+2HNO3(2)发生氧化还原反应。
例如：2NaI+Na2O2+2H2O=4NaOH+I22NaI+2FeCl3=2FeCl2+2NaCl+I2在高中涉及的反应中，难度较大的是以下两类反应：①既有酸性又有氧化性的物质与既有碱性又有还原性的物质之间的反应;②既有酸性又有还原性的物质与既有碱性又有氧化性的物质之间的反应。
这两类反应我们既要考虑复分解反应又要考虑氧化还原反应。
书写时应该考虑氧化还原反应优先原则，再考虑复分解反应。
例如：⑴2FeCl3+Na2S=2FeCl2+2NaCl+S↓⑵H2S+NaClO=NaCl+S↓+H2O⑶10HNO3+3Fe(OH)2=3Fe(NO3)3+NO↑+8H2O⑷6HI+2Fe(OH)3=2FeI2+I2+6H2O高三选修三化学知识点总结1.仪器的洗涤玻璃仪器洗净的标准是：内壁上附着的水膜均匀，既不聚成水滴，也不成股流下。
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。
化学选修三主要知识点总结
化学选修三主要知识点总结化学选修三是高中化学课程中的一部分，主要包括溶液、电化学和化学动力学等内容。
这一部分内容在高中化学课程中具有较高的难度，涉及的知识点较为复杂，需要认真学习和理解。
本文将对化学选修三的主要知识点进行总结，帮助学生更好地掌握这一部分内容。
一、溶液1. 溶解度和溶解度曲线溶解度是指单位温度下溶液中能溶解的物质的最大量。
在一定温度下，不同物质的溶解度是不同的，可以用溶解度曲线来表示。
溶解度曲线是指以溶解度为纵坐标，温度为横坐标所作的曲线图。
通过溶解度曲线，可以分析出在不同温度下物质的溶解度变化规律。
2. 饱和溶液、过饱和溶液和不饱和溶液饱和溶液是指在一定温度下，溶液中已经溶解了最大量的溶质的溶液。
过饱和溶液是指在一定温度下，溶液中含有比其溶解度更多的溶质的溶液。
不饱和溶液是指在一定温度下，溶液中还可以溶解更多的溶质的溶液。
3. 影响溶解度的因素影响溶解度的因素有温度、压力和溶剂种类等。
温度越高，溶解度越大；压力对溶解度的影响较小；不同溶质在不同溶剂中的溶解度也会有所差异。
4. 致密度和溶解度当溶质的离子半径与溶剂中的溶剂分子的半径相近时，致密度现象会发生。
致密度现象会导致溶质在溶剂中溶解度增加，使溶解度曲线呈现出不同于一般情况的特殊形状。
5. 离子产生溶解度一些化合物在溶液中会产生离子，而溶质的溶解度与其产生的离子有关。
离子产生溶解度会影响溶质的溶解度和溶解度曲线的形状。
6. 固体溶液的结构和性质固体溶液是指固体溶质溶解在固体溶剂中所形成的溶液。
固体溶液的结构和性质与其组成物质的种类、数量和相互间的相互作用有关。
7. 气体溶液的性质气体溶液是指气体溶质溶解在液体溶剂中所形成的溶液。
气体溶液的性质与溶质的种类、数量、温度和压力等有关，可以用亨利定律和亨利定律方程式来描述。
8. 溶解度规律溶解度规律是指物质在溶剂中的溶解度与溶质的性质、溶剂的性质以及温度等因素之间的关系。
溶解度规律可以用来预测溶质在溶剂中的溶解度，并对化学实验和工业生产中的溶解过程提供理论依据。
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。
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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、构造原理不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）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。
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。
“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，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f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、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、p6、d10，整个原子的能量最低，最稳定。
（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：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。
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。
同周期（左右）同主族（上下）原子结构核电荷数逐渐增大增大能层（电子层）数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大元素性质化合价最高正价由+1+7负价数=（8—族序数）最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱第一电离能呈增大趋势（注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小①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。
②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>Cl③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-④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，微粒半径依次减小。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。
判断依据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子的先后）4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强5. 若x n++y x+y m+则y比x金属性强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。
非极性键极性键定义由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移由不同种元素的原子形成的共价键，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断依据不显电性显电性举例单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强判断方法1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强4. A n-+B B m-+A 则B比A非金属性强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（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。
①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（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN）3等。
②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1molA-B键所需的能量键能越大，化学键越强，越牢固，形成的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（（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1、等电子原理 :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：微粒所含原子数目相同；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CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N—= N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）（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：A B n型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对的几何构型，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 n型分子价层电子对的计算方法：37页3、杂化轨道理论（1）杂化轨道理论的基本要点：①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②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sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。
④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
（4）中心原子杂化方式的判断方法：看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp 2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp 3杂化。
（五）分子的性质1、分子间作用力（范德华力和氢键）范德华力氢键概念物质分子间存在的微弱相互作用分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用存在范围分子间分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多，比范德华力稍强影响因素随分子极性和相对分子质量的增大而增大性质影响随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小（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，键的极性研究的是共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。