人教化学选修3知识点总结(复习用)模板.doc

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、 分子空间构型
5、 分子性质 6、 晶体结构和性质
 二、 复习关键点
（一）原子结构
1、 能层和能级
（1）能层和能级划分
    ①在同一个原子中, 离核越近能层能量越低。
②同一个能层电子, 能量也可能不一样, 还能够把它们分成能级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……可容纳电子数依次是1、 3、 5、 7……两倍。
⑤能层不一样能级相同, 所容纳最多电子数相同。
（2）能层、 能级、 原子轨道之间关系
每能层所容纳最多电子数是: 2n2（n: 能层序数）。
2、 结构原理
不一样能层能级有交错现象, 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元素数目。 依据结构原理, 在多电子原子电子排布中: 各能层最多容纳电子数为2n2 ; 最外层不超出8个电子; 次外层不超出18个电子; 倒数第三层不超出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）。 基态原子电子吸收能量后, 电子跃迁至较高能级时状态。 处于激发态原子称为激发态原子 。
③原子光谱: 不一样元素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）不一样能量（关键是光能）, 产生不一样光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。 利用光谱分析能够发觉新元素或利用特征谱线判定元素。
3、 电子云和原子轨道
（1）电子云: 电子在核外空间做高速运动, 没有确定轨道。 “电子云”描述了电子在原子核外出现概率密度分布, 是核外电子运动状态形象化描述。
（2）原子轨道: 不一样能级上电子出现概率约为90%电子云空间轮廓图称为原子轨道。 s电子原子轨道呈球形对称, ns能级各有1个原子轨道; p电子原子轨道呈纺锤形, np能级各有3个原子轨道, 相互垂直（用px、 py、 pz表示）; nd能级各有5个原子轨道; 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能级里, 然后排布在能量逐步升高能级里。
（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各个轨道时, 优先占据不一样轨道, 且自旋方向相同。
（4）洪特规则特例: 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、 元素周期表结构
元素在周期表中位置: 原子核外能层数决定元素所在周期, 原子价电子总数决定元素所在族。
按电子排布可把周期表里元素划分成 5个区, 分别为s区、 p区、 d区、 f区和ds区, 除ds区外, 区名称来自按结构原理最终填入电子能级符号。
2、 元素周期律 元素性质伴随核电荷数递增发生周期性递变, 叫做元素周期律。 元素周期律关键表现在核外电子排布、 原子半径、 关键化合价、 金属性、 非金属性、 第一电离能、 电负性等周期性改变。
（1）同周期、 同主族元素性质递变规律
 
 
同周期（左右）
同主族（上下）
原子结构
核电荷数
逐步增大
增大
能层（电子层）数
相同
增多
原子半径
逐步减小
逐步增大
 
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
元素金属性和非金属性
金属性逐步减弱, 非金属性逐步增强
金属性逐步增强, 非金属性逐步减弱
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）
逐步减小
电负性
逐步增大
逐步减小
（2）微粒半径比较方法
①同一元素: 通常情况下元素阴离子离子半径大于对应原子原子半径, 阳离子离子半径小于对应原子原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）: 随原子序数增大, 原子原子半径依次减小。 如: Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素（比较原子和离子半径）: 随原子序数增大, 原子原子半径依次增大。 如: Li<Na<K<Rb<Cs, F-<Cl