选修三化学，化学选修3学什么

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http://wenwen.sogou.com/z/q710395656.htm"> 人教版的化学选修3《物质结构与性质》

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旧高考地区的选修三（物质结构与性质）和选修五（有机化学基础）是二选一的选考模块，考生从中选择一道题来作答，学了选修五之后可以不学选修三，具体学不学、学什么取决于所在中学的安排。如果你在的学校不教这本而你觉得有兴趣的话可以买课本和练习册自学。从高考角度来说，这两部分的难度是一致的，都不难。但是不同人会有不同的偏好，可能有些人更喜欢有机、有些人更喜欢物构。新高考地区（包括3+3和3+1+2）这两部分是都要学的，都是必考。

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铅属于金属，最外层电子P轨道易失去，成+2价，不要与碳弄混淆，它们差不多不是一个世界的了........ 至于收缩效应，这应该是物理上的吧，和选修3有什么关系？谢谢采纳。

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故有知识的人，道义上有为后者代言的义务。人最容易丧失的是同情心，而杜甫就是一个正面例子。下面我给大家分享一些人教版高中化学选修三知识，希望能够帮助大家，欢迎阅读! 人教版高中化学选修三知识1 原子结构与性质 1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。 2、电子层(能层)：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 3、原子轨道(能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。 4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。 5、原子核外电子排布原理： (1)能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道; (2)泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子; (3)洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。洪特规则的特例:在等价轨道的全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1 6、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高;在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 7、第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. (2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小; ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。说明： ①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P ②元素第一电离能的运用： a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证 b.用来比较元素的金属性的强弱。I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱。 (3)元素电负性的周期性变化元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。电负性的运用: a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素;<1.8，金属元素)。 b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键;<1.7，共价键)。 c.判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。 d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱)。 8、化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。 9、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。离子晶体:通过离子键作用形成的晶体。典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子. 人教版高中化学选修三知识2 原子核外电子排布原理 1.能层、能级与原子轨道 (1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。 (2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)<e(p)<e(d)<e(f)。< p=""> (3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。【特别提示】 (1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。 (2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。(3)构造原理中存在着能级交错现象。由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。 (4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只有s能级;第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量;第三能层(M)，有s、p、d三种能级。 (5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n-1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前。 (6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]+价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。 2.基态原子的核外电子排布 (1)能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。 (2)泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。 (3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。 3.基态、激发态及光谱示意图 (1)电子的跃迁 ①基态→激发态当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。 ②激发态→基态激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。 (2)原子光谱不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。人教版高中化学选修三知识3 原子结构与元素性质 1 . 原子结构与元素周期表 (1)原子结构与元素周期表 (2)每族元素的价层电子排布特点 ①主族 ②0族：He：1s2;其他ns2np6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。 (3)元素周期表的分区 ①根据核外电子排布 a.分区 b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。【特别提示】 “外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。 2 . 对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。 3 . 元素周期律 (1)原子半径 ①影响因素能层数：能层数越多，原子半径越大。核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小。 ②变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小;同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)电离能 ①第一电离能：气态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要的最低能量，符号：I1，单位：kJ/mol。 ②规律 a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 c.同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<i2<i3…)。< p=""> (3)电负性 ①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 ②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 ③变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 4 . 电离能、电负性的应用 (1)电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强;反之越弱。 ②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能) 如果某元素的In+1?In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为+1。 ③判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 ④反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。人教版高中化学选修三知识4 共价键 1.本质在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 2.特征具有饱和性和方向性。 3.分类【特别提示】 (1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。 (2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。 (3)在分子中，有的只存在极性键，如HCl、NH3等，有的只存在非极性键，如N2、H2等，有的既存在极性键又存在非极性键，如H2O2、C2H4等;有的不存在化学键，如稀有气体分子。 (4)在离子化合物中，一定存在离子键，有的存在极性共价键，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非极性键，如Na2O2、CaC2等。 (5)通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目;判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。 4.键参数 (1)概念 (2)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。 5.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，物理性质相近，但化学性质不同。常见的等电子体人教版高中化学选修三知识5 分子的立体结构 1.价层电子对互斥理论 (1)价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 (2)孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (3)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中中心原子上的价层电子对数。其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。 (4)价层电子对互斥理论与分子构型 2 . 杂化轨道理论当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 3.配位键 (1)孤电子对分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。 (2)配位键 ①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。 ②配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。人教版高中化学选修三知识点相关文章： ★ 高中化学选修3知识点总结与解题策略 ★ 人教版高二化学选修3知识点学习 ★ 高中化学选修三知识点 ★ 选修三结构化学知识点总结 ★ 高二化学选修3必备知识点 ★ 高中化学选修三基础知识点 ★ 高二化学选修3第一章知识点 ★ 高二化学选修3知识点总结 ★ 高二化学选修3知识点 ★ 高二化学选修3目录

5，高中化学选修3的几个问题一元素的第一电离能越小其金属性越

你好！第一电离能力是什么？如有疑问，请追问。

3，一般看半径就可以，原子半径越小，第一电离能越大，不过有几个元素是例外，好像23 56主族特殊来着。 4，共价件有极性键和非极性键吧。这些课本上都有，看看课本就知道答案了

6，化学选修3知识点帮我整理下啊谢了哥哥们

化学反应原理？

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，能量差，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，s p，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，有志者，事竟成，学与思，贵以恒。

你好！化学选修3是物质的结构吧这个涉及到大学里无机化学的知识点主要是原子结构能层能级电子越前等等涉及到的原理是能量最低原则洪特规则和泡利原理如果对你有帮助，望采纳。

7，求高中化学选修三难一点的大题带答案

有机还是不好得分的，应该化学与技术好得分，复习时间还不用太多，所以建议学习化学与技术备考。

(2011?四川宜宾高中高三一诊)三氟化氮是一种无色、无味、无毒且不可燃的气体，在半导体加工，太阳能电池制造和液晶显示器制造中得到广泛应用。NF3是一种三角锥型分子，键角102 °，沸点－129 ℃；可在铜的催化作用下由F2和过量NH3反应得到。（1）写出制备 NF3的化学反应方程式：。（2）NF3的沸点比NH3的沸点（-33 ℃)低得多的主要原因是。（3）与铜属于同一周期，且未成对价电子数最多的元素基态原子核外电子排布式为。（4）理论上HF、NaAlO2和NaCl按6∶1∶2的物质的量之比恰好反应生成HCl、H2O和一种微溶于水的重要原料，该物质含有三种元素，则该物质的化学式为____其中心离子是，配位数为。（5）根据下列五种元素的第一至第四电离能数据（单位：kJ?mol-1 ），回答下面各题：元素代号 I1 I2 I3 I4Q 2080 4000 6100 9400R 500 4600 6900 9500S[来源:] 740[来源:学,科,网] 1500 7700 10500T 580 1800 2700 11600U 420 3100 4400 5900①在周期表中，最可能处于同一族的是和。②T元素最可能是区元素。若T为第二周期元素，E是第三周期元素中原子半径最小的元素，则T、E形成化合物的空间构型为，其中心原子的杂化方式为。【答案】（1）4NH3＋3F2＝NF3＋3NH4F（2分）（2）NH3能形成氢键，NF3只有范德华力（2分）（3）1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar] 3d54s1）（2分）（4）Na3AlF6 （2分） Al（1分） 6（1分）（5）① R （1分） U （1分） ② P （1分）平面正三角形（1分） sp2 （1分）A、B、C、D 、E、F为原子序数依次增大的短周期主族元素。A、F原子的最外层电子数均等于其周期序数，F原子的电子层数是A的3倍；B原子核外电子分处3个不同能级，且每个能级上排布的电子数相同；A与C形成的最简单分子为三角锥形；D原子p轨道上成对电子数等于未成对电子数；E原子核外每个原子轨道上的电子都已成对，E的电负性小于F。（1）写出B的基态原子的核外电子排布式______________ 。（2）A、C形成的最简单分子极易溶于水其主要原因是________ ____与该最简单分子互为等电子体的阳离子为________________。（3）比较E、F的第一电离能：E__________F（选填“>”或“＜”）。（4）BD2在高温高压下所形成的晶胞如右图所示。该晶体的类型属于 _________（选填“分子”、“原子”、“离子”或“金属”）晶体，该晶体中B原子的杂化形式为______________。（5）光谱证实单质F与强碱性溶液反应有[F（OH）4]－生成，[F（OH）4]－中存在______ ____。a、共价键 b、非极性键 c、配位键 d、σ键 e、π键【答案】（1）1s2 2s2 2p2（2）NH3与H2O间能形成氢键 H3O＋（或NH4＋）（3）> （4）原子 SP3 （5）acd