二、複習要點
1、原子結構
2、元素週期表和元素週期律
3、共價鍵
4、分子的空間構型
5、分子的性質
6、晶體的結構和性質
（一）原子結構
1、能層和能級
（1）能層和能級的劃分
①在同乙個原子中，離核越近能層能量越低。
②同乙個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。
③任一能層，能級數等於能層序數。
④s、p、d、f……可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍。
⑤能層不同能級相同，所容納的最多電子數相同。
（2）能層、能級、原子軌道之間的關係
每能層所容納的最多電子數是：2n2（n：能層的序數）。
2、構造原理
（1）構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。
（2）構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪製基態原子軌道表示式的主要依據之一。
（3）不同能層的能級有交錯現象，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。原子軌道的能量關係是：ns＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np
（4）能級組序數對應著元素週期表的週期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個週期的元素數目。
根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ；最外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數第三層不超過32個電子。
（5）基態和激發態
①基態：最低能量狀態。處於最低能量狀態的原子稱為基態原子 。
②激發態：較高能量狀態（相對基態而言）。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子 。
③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收（基態→激發態）和放出（激發態→較低激發態或基態）不同的能量（主要是光能），產生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發射光譜）。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑑定元素。
3、電子雲與原子軌道
（1）電子雲：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用「電子雲」模型來描述核外電子的運動。
「電子雲」描述了電子在原子核外出現的概率密度分布，是核外電子運動狀態的形象化描述。
（2）原子軌道：不同能級上的電子出現概率約為90%的電子雲空間輪廓圖稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級各有3個原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級各有5個原子軌道；nf能級各有7個原子軌道。
4、核外電子排布規律
（1）能量最低原理：在基態原子裡，電子優先排布在能量最低的能級裡，然後排布在能量逐漸公升高的能級裡。
（2）泡利原理：1個原子軌道裡最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。
（3）洪特規則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優先佔據不同的軌道，且自旋方向相同。
（4）洪特規則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處於全空 、半充滿或全充滿時，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個原子的能量最低，最穩定。
能量最低原理表述的是「整個原子處於能量最低狀態」，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規則都使「整個原子處於能量最低狀態」。
電子數（5）（n-1）d能級上電子數等於10時，副族元素的族序數=ns能級電子數
（二）元素週期表和元素週期律
1、元素週期表的結構
元素在週期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的週期，原子的價電子總數決定元素所在的族。
（1）原子的電子層構型和週期的劃分
週期是指能層（電子層）相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素週期表中的乙個橫行為乙個週期，週期表共有七個週期。同週期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強。
（2）原子的電子構型和族的劃分
族是指價電子數相同（外圍電子排布相同），按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素週期表中的乙個列為乙個族（第ⅷ族除外）。共有十八個列，十六個族。
同主族週期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
（3）原子的電子構型和元素的分割槽
按電子排布可把週期表裡的元素劃分成 5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。
2、元素週期律
元素的性質隨著核電荷數的遞增發生週期性的遞變，叫做元素週期律。元素週期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的週期性變化。元素性質的週期性**於原子外電子層構型的週期性。
（1）同週期、同主族元素性質的遞變規律
（2）微粒半徑的比較方法
①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大於相應原子的原子半徑，陽離子的離子半徑小於相應原子的原子半徑。
②同週期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次減小。如：na>mg>al>si>p>s>cl
③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數的增大，原子的原子半徑依次增大。如：
li④同電子層結構（陽離子的電子層結構與上一週期0族元素原子具有相同的電子層結構，陰離子與同週期0族元素原子具有相同的電子層結構）：隨核電荷數增大，微粒半徑依次減小。如：
f-> na+>mg2+>al3+
（3）元素金屬性強弱的判斷方法
（4）非金屬性強弱的判斷方法
（三）共價鍵
1、共價鍵的成鍵本質：成鍵原子相互接近時，原子軌道發生重疊，自旋方向相反的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子雲密度增加，體系能量降低。
2、共價鍵型別：
（1）σ鍵和π鍵
（2）極性鍵和非極性鍵
（3）配位鍵：一類特殊的共價鍵，乙個原子提供空軌道，另乙個原子提供一對電子所形成的共價鍵。
①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：cu（h2o）4so4、cu（nh3）4（oh）2、ag（nh3）2oh 、fe（scn） 3等。
②配位化合物的組成：
3、共價鍵的三個鍵引數
（1）鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩定性，鍵角決定分子空間構型和分子的極性。
（2）鍵能與反應熱：反應熱＝生成物鍵能總和－反應物鍵能總和
（四）分子的空間構型
1、等電子原理
原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特徵，許多性質是相似的，此原理稱為等電子原理。
（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數目相同；在微粒的構成上，微粒所含價電子數目相同；在微粒的結構上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉換法，如co2=co+o=n2+o= n2o= n2+ n—= n3—或so2=o+o2=o3=n—+o2= no2—）
（2）等電子原理的應用：利用等電子體的性質相似，空間構型相同，可運用來**分子空間的構型和性質。
2、價電子互斥理論：
（1）價電子互斥理論的基本要點：abn型分子（離子）中中心原子a周圍的價電子對的幾何構型，主要取決於價電子對數（n），價電子對盡量遠離，使它們之間斥力最小。
（2）abn型分子價層電子對的計算方法：
①對於主族元素，中心原子價電子數=最外層電子數，配位原子按提供的價電子數計算，如：pcl5中
②o、s作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數為6；
③離子的價電子對數計算
如：nh4+：；so42- ：
3、雜化軌道理論
（1）雜化軌道理論的基本要點：
①能量相近的原子軌道才能參與雜化。
②雜化後的軌道一頭大，一頭小，電子雲密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成σ鍵；由於雜化後原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共價鍵穩定。
③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個sp3雜化軌道占有1個s軌道、3個p軌道。
④雜化軌道總數等於參與雜化的原子軌道數目之和。
（2）s、p雜化軌道和簡單分子幾何構型的關係
（3）雜化軌道的應用範圍：雜化軌道只應用於形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對電子。
高中化學選修3知識點總結
二 複習要點 1 原子結構2 元素週期表和元素週期律3 共價鍵4 分子的空間構型5 分子的性質6 晶體的結構和性質 一 原子結構 1 能層和能級 1 能層和能級的劃分 在同乙個原子中，離核越近能層能量越低。同乙個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s p d f，能量由低到高依次為s p...
高中化學選修3知識點總結
2 元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小於1.8，非金屬的電負性一般大於1.8，而位於非金屬三角區邊界的 類金屬 的電負性在1.8...
人教版高中化學選修3知識點總結
第一章原子結構與性質 一.原子結構 1.能級與能層 2.原子軌道 3.原子核外電子排布規律 構造原理 隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道 能級 叫做構造原理。能級交錯 由構造原理可知，電子先進入4s軌道，後進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。說明 構造原理...