文档介绍：高中化学选修3知识点总结
 
二、复****要点
1、原子构造
2、元素周期表和元素周期律
3、共价键
4、分子的空间构型
5、分子的性质
6、晶体的构造和性质
（一）原子构造
1、能层和能级
（1)能层和能级的划 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最后填入电子的能级的符号.（精品文档请下载）
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。元素周期律主要表达在核外电子排布、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。（精品文档请下载）
(1）同周期、同主族元素性质的递变规律
 
 
同周期（左右）
同主族(上下)
原子构造
核电荷数
逐渐增大
增大
能层(电子层）数
一样
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
 
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一样,最高正价数=族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
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）
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
（2）微粒半径的比较方法
①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。（精品文档请下载）
②同周期元素（只能比较原子半径）:随原子序数的增大，:Na〉Mg〉Al〉Si〉P〉S>Cl（精品文档请下载）
③同主族元素（比较原子和离子半径)：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如:Li〈Na<K<Rb<Cs，F—〈Cl-<Br-〈I—（精品文档请下载）
④同电子层构造（阳离子的电子层构造和上一周期0族元素原子具有一样的电子层构造，阴离子和同周期0族元素原子具有一样的电子层构造)：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。如：F—> Na+〉Mg2+〉Al3+（精品文档请下载）
（3）元素金属性强弱的判断方法
 
金
属
性
比
较
本质
原子越易失电子，金属性越强。
 
判
断
依
1。 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
据
2. 单质和水或非氧化性酸反响越剧烈，金属性越强
3。 单质复原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强(电解中在阴极上得电子的先后）
4。 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
5. 假设xn++yx+ym+ 那么y比x金属性强
6. 原电池反响中负极的金属性强
7. 和同种氧化剂反响，先反响的金属性强
8。 失去一样数目的电子,吸收能量少的金属性强
（4）非金属性强弱的判断方法
 
非
金
属
性
比
较
本质
原子越易得电子，非金属性越强
判
断
方
法
1. 和H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
2. 单质氧化性越强，阴离子复原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）
3。 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强
4. An-+BBm-+A 那么B比A非金属性强
5。 和同种复原剂反响，先反响的非金属性强
6。 得到一样数目的电子，放出能量多的非金属性强
 
（三）共价键
1、共价键的成键本质：成键原子互相接近时，原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。（精品文档请下载）
2、共价键类型：
（1）σ键和π键
 
σ键
π键
成键方向
沿键轴方向“头碰头”
平行或“肩并肩"
电子云形状
轴对称
镜像对称
结实程度
强度大，不易断裂
强度小，易断裂
成键判断规律
单键是σ键；双键有一个是σ键,另一个是π键；三键中一个是σ键,另两个为π键。
（2）极性键和非极性键
 
非 极 性 键
极 性 键
定义
由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移
由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子才能
一样
不同
共用电子对位置
不偏向任何一方
偏向吸引电子才能强的原子一方
成键原子的电性判断根据
不显电性
显电性
举例
单质分子(如H2、Cl2）和某些化合物（如
气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键
Na2O2、H2O2)中含有非极性键
(3)配位键:一类特殊的共价键,一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电子所形成的共价键。
①配位化合物：金属离子和配位体之间通过配位键形成的化合物