高二化学选修三知识点总结

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，为了方便大家学习，下面我给大家分享一些 高二化学 选修三知识点 总结 ，希望能够帮助大家，欢迎阅读!

化学选修3知识点整理 化学选修三知识归纳

高二化学选修三知识点1

(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分布。

(2)原子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

(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：各能层多容纳的电子数为2n2;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：能量状态。处于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。

高二化学选修三知识点2

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Ⅷ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。

高二化学选修三知识点3

(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、、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的外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或A是否达价)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。

③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

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化学选修3晶体结构与性质知识点

晶体的特点为有规则的几何构型、有固定的熔点、各向异性。晶胞是晶体结构的基本单位，有晶胞可确定化学式。下面是我为你整理的化学选修3晶体结构与性质知识点，一起来看看吧。

晶体结构与性质知识点

一、晶体

固体可以分为两种存在形式：晶体和非晶体。

晶体的分布非常广泛，自然界的固体物质中，绝大多数是晶体。气体、液体和非晶体在一定条件下也可转变为晶体。

晶体是经过结晶过程而形成的具有规则的几何外形的固体。晶体中原子或分子在空间按一定规律周期性重复的排列，从而使晶体内部各个部分的宏观性质是相同的，而且具有固定的熔点和规则的几何外形。

二、晶体结构

1.几种晶体的结构、性质比较

2.几种典型的晶体结构：

(1)NaCl晶体(如图1)：每个Na+周围有6个Cl-，每个Cl-周围有6个Na+，离子个数比为1：1。

(2)CsCl晶体(如图2)：每个Cl-周围有8个Cs+，每个Cs+周围有8个Cl-;距离Cs+近的且距离相等的Cs+有6个，距离每个Cl-近的且距离相等的Cl-也有6个，Cs+和Cl-的离子个数比为1：1。

(3)金刚石(如图3)：每个碳原子都被相邻的四个碳原子包围，以共价键结合成为正四面体结构并向空间发展，键角都是109o28'，小的碳环上有六个碳原子。

(4)石墨(如图4、5)：层状结构，每一层内，碳原子以正六边形排列成平面的网状结构，每个正六边形平均拥有两个碳原子。片层间存在范德华力，是混合型晶体。熔点比金刚石高。

(5)干冰(如图6)：分子晶体，每个CO2分子周围紧邻其他12个CO2分子。

晶体结构与性质习题

1.要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键，金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键的强弱，由此判断下列说确的是()

A.金属镁的熔点高于金属铝

B.碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs是逐渐升高的

C.金属镁的硬度小于

D.金属铝的硬度大于

【答案】D

【解析】

试题分析：A.因为镁离子所带2个正电荷，而铝离子带3个正电荷，所以镁的金属键比铝弱，所以镁的熔点低于金属铝，故A错误;B.碱金属都属于金属晶体，从Li到Cs金属阳离子半径增大，对外层电子束缚能力减弱，金属键减弱，所以熔沸点降低，故B错误;C.因为镁离子的半径比钙离子小，所以镁的金属键比钙强，则镁的硬度大于，故C错误;D.因为镁离子所带2个正电荷，而钠离子带1个正电荷，所以镁的金属键比钠强，则铝的硬度大于，故D正确;故选D。

考点：考查金属晶体熔、沸点高低和硬度大小与金属键的强弱的关系。

下列关于晶体的叙述中，不正确的是……()

A、金刚石网状结构中，由共价键形成的碳原子环其中小环有6个碳原子

B、在氯化钠的晶体中，每个Na+Cl-的周围都紧邻6个Cl-Na+

C、在氯化铯晶体中，每个Cs+8个Cl-Cl-周围也紧邻8个Cs+

D、在干冰的晶体中，每个CO24个CO2

【答案】D

【解析】从二氧化碳的基本结构可以知道，若以其中一个为中心，与其紧邻的二氧化碳分子有12个(3×8÷2=12)，且相距均为边长的二分之根下二倍。

3.关于晶体的下列说确的是()

A.化学键都具有饱和性和方向性

B.晶体中只要有阴离子，就一定有阳离子

C.氢键具有方向性和饱和性，也属于一种化学键

D.金属键由于无法描述其键长、键角，故不属于化学键

【答案】B

【解析】

试题分析：A、共价键具有饱和性和方向性，A不正确;B、晶体中只要有阴离子，就一定有阳离子，B正确;C、氢键不是化学键，C不正确;D、金属键属于化学键，D不正确，答案选B。

考点：考查化学键和晶体结构的有关判断

关于晶体的下列说确的是 ()

A任何晶体中，若含有阳离子就一定有阴离子。

B原子晶体中只含有共价键。

C原子晶体的熔点一定比金属晶体的高。

D.离子晶体中只含有离子键，不含有共价键。

【解析】

试题分析：A. 在金属晶体中，含有阳离子但是无阴离子，错误;B. 原子晶体中只含有共价键。正确;C. 原子晶体的熔点可能比金属晶体的高，也可能比金属晶体低，错误;D.离子晶体中一定含有离子键，可能含有共价键，错误。

考点：考查关于晶体的组成和结构的知识。

()

AB.晶体中只要有阳离子就一定有阴离子

C.原子晶体的熔点一定比金属晶体的高

D.分子晶体的熔点一定比金属晶体的低

【答案】A

【解析】

试题分析：B选项错误，金属晶体含有组成微粒为阳离子和电子;C选项错误，原子晶体熔点不一定比金属晶体高如金属钨熔点3000°C以上。D选项错误。分子晶体熔点不一定比金属晶体低，如分子晶体硫是固体，金属汞是液体。

考点：化学键与晶体结构

、80MPa下合成出金刚石，具有深远意义。下列说法不正确的是()

C.钠被氧化终生成碳酸钠 D.金刚石属于原子晶体

【答案】B

【解析】

试题分析：有新物质生成的反应是化学反应，A正确;质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素，由同一种元素形成的不同单质，互称为同素异形体，所以金刚石和石墨互为同素异形体，B错误;CD都是正确的，答案选B。

考点：考查物质变化、同位素、同素异形体、晶体类型的判断

点评：该题是高考中的常见题型，属于中等难度的试题。试题基础性强，侧重对学生基础知识的巩固和训练，旨在考查学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑推理能力和应试能力。

7.已知NaCl、CsCl晶体结构中离子配位数分别为6和8，其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构示意图是()

A.和 B.和 C.只有 D.只有

【答案】B

【解析】

试题分析：由于在NaCl晶体中，每个Na+周围同时吸引着近的等距离的6个Cl-同样每个Cl-周围同时吸引着近的等距离的6个Na+，图(1)中符合条件，图(4)中选取其中一个离子，然后沿X、Y、Z三轴切割得到6个等距离的且近的带相反电荷的离子，所以其配位数也是6，故符合条件，故选B。

考点：考查常见晶体的空间构型

8.下列各组物质中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是()

A.CH4和 H2O B.KCl 和 HCl C.Cl2 和 KCl D.SiO2 和 CO2

【答案】

【解析】A、CH4化学键是碳氢共价键，晶体类型是分子晶体，而H2O是氢氧共价键，晶体类型是分子晶体，所以化学键类型相同，晶体类型也相同，故A正确;

B、KCl是钾离子与氯离子之间是离子键，晶体类型是离子晶体，而HCl学键是氢氯共价键，晶体类型是分子晶体，所以化学键类型与晶体类型都不同，故B错误;

C、Cl2是氯氯之间形成非极性共价键，晶体类型是分子晶体;而KCl是钾离子与氯离子之间是离子键，晶体类型是离子晶体，所以化学键类型与晶体类型都不同，故C错误;

D、固体CO2是分子晶体，二氧化硅是原子晶体，二氧化硅、二氧化碳都只含共价键，故D错误;

点评本题考察了化学键类型和晶体类型的关系，判断依据为：离子晶体中阴阳离子以离子键结合，原子晶体中原子以共价键结合，分子晶体中分子之间以范德华力结合，分子内部存在化学键.

9.下列说确的是()

A.能与酸反应的氧化物，一定是碱性氧化物

B.SiO2晶体中，1个Si原子与2个O原子形成两个共价键

C.分子晶体中分子间作用力越大，其分子越稳定

D. 分子晶体溶于水时，分子中的化学键可能被破坏

【答案】

【解析】A.性氧化物

B.SiO2晶体中，1个Si原子与个O原子形成个共价键

C.分子间作用力

D. 分子晶体溶于水时，分子中的化学键可能被破坏

10.有关晶体的下列说法中正确的是( )

A、分子晶体价键越强，熔点越高

B、原子晶体中分子间作用力越强，熔点越高

C、氯化钠晶体熔化时离子键发生断裂

D、金属晶体熔化时金属键未发生断裂

【答案】C

【解析】

试题分析：分子晶体中分子间作用力越强，熔点越高，A错误;原子晶体价键越强，熔点越高，B错误;氯化钠晶体含有离子键，熔化时离子键发生断裂，C;金属晶体熔化时金属键发生断裂，D错误。

高中化学选修3知识点总结

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，为了方便大家学习，接下来我为大家整理了高中化学选修3知识点，希望能帮助到大家。

高中化学选修3知识点 总结 (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分布。

(2)原子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

(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：各能层多容纳的电子数为2n2;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：能量状态。处于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(主要殊能)，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(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。

(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Ⅷ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后填入电子的能级的符号。

(4)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。

高中化学选修3知识点总结(三)

(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、、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的外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。(或A是否达价)

(4)相似相溶原理

①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

②相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。

③如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

元素推断题大题解题策略

元素或物质推断类试题

该类题主要以元素周期律、元素周期表知识或物质之间的转化关系为命题点，采用提供周期表、文字描述元素性质或框图转化的形式来展现题干，然后设计一系列书写化学用语、离子半径大小比较、金属性或非金属性强弱判断、溶液中离子浓度大小判断及相关简单计算等问题。此类推断题的完整形式是：推断元素或物质、写用语、判性质。

化学元素推断题大题解题策略

元素推断题，一般可先在草稿纸上画出只含短周期元素的周期表，然后对照此表进行推断。

(1)对有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论;

(2)对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断;

(3)有时限定条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能合理解释都可以。若题目只要求一组结论，则选择自己熟悉、有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证也可。

化学元素推断题的一般思路

化学元素推断题解题的一般思路和方法：读图审题→找准"突破口"→逻辑推理→检验验证→规范答题。解答的关键是迅速找到突破口，一般从物质特殊的颜色、特殊性质或结构、特殊反应、特殊转化关系、特殊反应条件等角度思考。突破口不易寻找时，也可从常见的物质中进行大胆猜测，然后代入验证即可，尽量避免从不太熟悉的物质或教材上没有出现过的物质角度考虑，盲目验证。

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选修三结构化学知识点总结

结构化学是在原子- 分子水平上研究物质分子构型与组成的相互关系以及结构和各种运动的相互影响的化学分支学科。接下来我为你整理了选修三结构化学知识点总结，一起来看看吧。

选修三结构化学知识点：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

(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：各能层多容纳的电子数为2n2 ;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：能量状态。处于 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。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)能量原理：在基态原子里，电子优先排布在能量的能级里，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、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量，稳定。

能量原理表述的是“整个原子处于能量状态”，而不是说电子填充到能量的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量状态”。

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

选修三结构化学知识点：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Ⅷ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后填入电子的能级的符号。

选修三结构化学知识三字经

选修三，新增添，看似繁，实不难，

说理想，说成绩，盼学子，多努力。

大爆炸，原子生，少量氦，大量氢，

原子中，看电子，能量，分七层，

能层中，分能级，数轨道，电子添，

泡利理，两个反，洪特则，单独占，

构造理，排电子，铬和铜，皆不从，

一个半，一个全，为特例，能量低，

激发态，变基态，电子迁，光呈现，

光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴，

电子行，无规律，电子云，是几率，

百九十，不同形，S球，P 哑铃。

基原子，电子排，去0族，价电来,

价电子，看规律，周期表，分五区，

ds，d 紧连，sp，守两边，

f区，不重要，含镧锕，须知道，

周期律，看变化，电离能，电负性，

比半径，两因素，数能层，电荷数。

共价键，结分子，电子对，为共用，

电子云，球哑铃，据重叠，分键型，

西格玛，头碰头，重叠大，键稳定，

P P л, 肩并肩，要出现，键二三，

键参数，能长角，稳不稳，能大小，

键越长，能越小，分子形，看键角，

价原同，等电体，性质似，新原理。

分子多，形不同，价层斥，求稳定，

A B n ，看中原，键全成，n 定形，

分子内，存杂化，孤电对，西格玛，

配合物，新化键，浓与稀，颜色变，

配离子，金属成，主族少，过渡丰。

溶不溶，看极性，非极性，电归中，

分子间，力两面，范德华，和氢键，

手性碳，四键连，皆不同，始为然，

含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。

非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶，

得晶体，三途径，析结晶，两种凝，

自范性，多面体，能衍射，各向异，

多晶胞，六面体，需并置，且无隙。

分子晶，很常见，多为气，五类判，

配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。

原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。

电子气，金属晶，导热电，延展性，

简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。

混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。

离子晶，晶格能，看电荷，比半径，

一几何，二电荷，两因素，配位数。

乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，

高二化学选修三知识点笔记

【 #高二# 导语】知识点是网络课程中信息传递的基本单元，研究知识点的表示与关联对提高网络课程的学习导航具有重要的作用。 为各位同学整理了《高二化学选修三知识点笔记》，希望对你的学习有所帮助！

1.高二化学选修三知识点笔记 篇一

化学反应的反应热

(1)反应热的概念：

当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。

(2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。

Q>0时，反应为吸热反应;QE(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

高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）

第一章 原子结构与性质第一节 原子结构1. 什么叫能层 能级 2. 能层中能级符号顺序 3. 能级数与能层序数的关系 4. 画出构造原理图 5. 练习写出1-36号元素原子基态电子排布式 6. 练习简化电子排布式的写法（铁 硅） 7. 能量原理 8. 基态 激发态 9. 可见光产生的原因 10. 电子云 原子轨道 11. S .P原子轨道的形状 12. 练习画基态原子的 电子排布图 13. 泡利原理 洪特规则的内容 14. 原子排布规律 第二节 原子结构与元素的性质1. 画出前36号元素在周期表中的位置 2. 什么叫价电子 3. 周期表中的5个区 4. 电离能 电负性的概念及应用 .电离能 ， 电负性的原子 5. 元素周期律的具体内容（原子半径，得失电子能力，氧化性，还原性，化合价，金属性，非金属性，气态氢化物的稳定性。价氧化物对应的水化物的酸碱性，第一电离能，电负性） 6. 对角线规则的 含义 7. 惰性气体的相对稳定性

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