高中化学选修三个知识点:原子结构和性质

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总结高中化学选修三个知识点：原子结构和性质

一、原子结构

1.能级和能层

2.原子轨道

3.原子核外电子排布规则

⑴结构原理：随着核电荷的增加，大多数元素的电中性基态原子电子按右图填充核外电子运动轨道（能级），称为结构原理。

能级交错:根据结构原理，电子先进进入4s轨道，然后进入3d轨道。这种现象称为能级交错。

说明：结构原理并不意味着4s能量水平低于3d能量水平（实际上4s能量水平高于3d能量水平），而是意味着按顺序填充电子可以降低整个原子的能量。换句话说，整个原子的能量不能机械地被视为每个电子轨道的能量之和。

(2)低能原理

现代物质结构理论证实，原子的电子排列遵循结构原理，可以使整个原子的能量处于较低状态，简称能量较低原理。

构造原理和低能量原理是从整体角度考虑原子的能量水平，而不局限于一定的能量水平。

（3）泡沫利润（不兼容）原理：在基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换句话说，一条轨道最多只能容纳两个电子，电旋方向相反（使用”↑↓“表示)，这个原则叫泡利（Pauli）原理。

(4)洪特规则:当电子排列在同一水平的不同轨道(能量相同)时，总是优先单独占据一条轨道，自旋方向相同。这个规则叫洪特（Hund）规则。

洪特规则特例：当p、d、当电子数量为全空、半充或全充时，原子处于相对稳定的状态。也就是说，p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、F14时，处于相对稳定的状态。

在前36号元素中，4Be2s22p0的全空状态、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充满状态有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；10ne2s222p6充满状态、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

4.基态原子核外电子排列的表达方法

(1)电子排布式

①用数字在能级符号的右上角表示能级上排列的电子数，即电子排列，如K：1s22s22p63s23p64s1。

②为了避免电子布局书写过于繁琐，用相应稀有气体元素符号加方括号表示内部电子达到稀有气体元素原子结构的部分，如K：[Ar]4s1。

(2)电子排布图(轨道表示式)

每个方框或圆圈代表原子轨道，每个箭头代表电子轨道。

如果基态硫原子的轨道表示为

总结高中化学选修三个知识点：原子结构和元素周期表

1.原子的电子结构与周期的关系

(1)每个周期主要元素的最外层电子排列为ns1。每个周期结束元素的最外层电子排列是ns2np6，除了He是1s2。He核外只有两个电子，只有一个s轨道，没有p轨道，所以主要周期结束元素的电子排列不同于其他周期。

(2)一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期中包含的元素类型。但一个能级组并不一定都是能量相同的能级，而是能量相似的能级。

2.元素周期表的分区

(1)根据核外电子布置

①分区

②各区元素的化学性质和原子最外层的电子布局

③如果已知元素的外围电子排列，可以直接判断元素在周期表中的位置。例如，某一元素的外围电子排列为4s24p4，可以看出该元素位于p区，是第四周期ⅥA族元素。也就是说，最大能层是其周期数，最外层的电子数是其族序数，但应注意过渡元素(副族和第Ⅷ族)的最大能层是它的周期数，外围电子数应该是它的纵列数，而不是它的族序数。

三、元素周期律

1.电离能，电负

（1）电离能是指气态原子或离子失去一个电子所需的较低能量。主要电离能是指电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的较低能量。首先，电离能值越小，原子就越容易失去一个电子。碱金属(或第)在同一周期元素中ⅠA族)主要电离能最小，稀有气体(或0族)主要电离能最大，从左到右呈增大趋势。主要电离可以从上到下逐渐减少同一主族元素。同一原子的第二电离能大于主电离能

(2)元素的电负性用于描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。电负的大小也可以作为判断金属和非金属强度的尺度。金属的电负一般小于1.8，非金属的电负一般大于1.8，而位于非金属三角边界的“类金属”的电负约为1.8。它们既有金属性，又有非金属性。

(3)电负性应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强度

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性约为1.8，既有金属性又有非金属性。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同一周期从左到右，电负逐渐增加，同主族自上而下，电负逐渐减少。

2.原子结构和元素性质的递变规律

3.对角线规则

在元素周期表中，一些主族元素与右下方的主族元素相似，如

总结高中化学选修三个知识点：分子结构和性质

一.共价键

1.共价键的本质和特征

共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，具有饱和性和方向性。

2.共价键的类型

①按成键原子间共用电子对数分为单键、双键和三键。

②根据共用电子是否偏移分为极性键和非极性键。

③根据原子轨道的重叠分为原子轨道σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

3.键参数

①键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的较低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：两个原子之间形成共价键的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定．

4.等电子原理

原子总数相同，价格电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，其中许多性质相似。

总结高中化学选修三个知识点：分子的三维结构

1．分子构型与杂化轨道理论

杂化轨道的要点

当原子成键时，原子价格的电子轨道相互混合，形成与原轨道数量相等、能量相同的杂化轨道。不同的杂化轨道数量、不同的轨道夹角和不同的分子空间形状。

2分子构型和价层电子相互排斥模型

价格层电子对互斥模型表示价格层电子对空间结构，分子空间结构是指成键电子对空间结构，不包括孤立对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型是一致的；

(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

三、配位化合物

(1)配位键与极性键、非极性键的比较

(2)配位化合物

①定义:金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键组合形成的化合物。

②组成：如[Ag(NH3)2]OH，Ag是中心离子＋，配位为NH3，配位为2。

总结高中化学选修三个知识点：分子的性质

1.分子间作用力的比较

2．分子的极性

(1)极性分子:正电中心与负电中心不重叠的分子。

(2)非极性分子:正电中心与负电中心重叠的分子。

3．溶解性

(1)“相似相溶”规律:非极性溶质一般可溶于非极性溶剂，

极性溶剂一般可溶于极性溶剂．如果有氢键，溶剂与溶质之间的氢键作用力越大，溶解度越好。

(2)“相似相溶”也适用于分子结构的相似性，如乙醇和水相互作用

溶解，戊醇在水中的溶解度显著降低．

4．手性

一对组成和原子排列完全相同的分子，如左手和右手，在三维空间中不能重叠。

5．酸性无机含氧酸分子

可以写成无机含氧酸(HO)mROn，如果成酸元素R相同，n值越大，R的正电性越高，R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下更容易电离H＋，酸性越强，如HClo＜HClO2＜HClO3＜HClO4

总结高中化学选修三个知识点：晶体结构和性质

一、晶体常识

1.晶体与非晶体的比较

2.获得晶体的三种方式

①熔融物质凝固。②没有液体直接凝固(凝华)的气体物质冷却。③溶质从溶液中沉淀。

3.晶胞

晶细胞是描述晶体结构的基本单元。晶细胞在晶体中的排列是“无缝并置”。

4.晶胞中颗粒数的计算方法-均摊法

如果一个粒子由n个晶胞共有，则该粒子的1/n属于该晶胞。中学常见的晶胞是立方晶胞

立方晶胞中微粒数的计算方法如下：

注：使用“均摊法”计算晶胞中粒子的数量时，应注意晶胞的形状

总结高中化学选修三个知识点：四种晶体的比较

2．晶体熔和沸点的比较方法

(1)不同类型晶体的熔化和沸点一般规律:原子晶体＞离子

晶体＞分子晶体。

金属晶体的熔化和沸点差异很大，如钨、铂等熔化，沸点很高，汞、铌等熔化和沸点很低。

(2)原子晶体

在由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长度大，键能大，晶体熔化，沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅

(3)离子晶体

一般来说，阴阳离子的电荷越多，离子半径越小，离子之间的力越强，相应的晶格越大，晶体的熔化和沸点越高。

(4)分子晶体

①分子间作用力越大，物质熔化和沸点越高；氢键分子晶体熔化和沸点异常高。

②与分子质量相比，分子晶体的组成和结构相似，熔化和沸点越高。

③成分和结构不相似的物质(相对于分子质量相近)，分子的极性越大，熔化和沸点越高。

④支链越多，熔化和沸点越低。

(5)金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷越多，金属键越强，金属熔化和沸点越高。

三、几种典型的晶体模型

以上是对高中化学选修三个知识点的总结，供参考。更多高中化学知识点请关注学好网。