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选修三知识点
原子构造及性质
1能级及能层
⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道〔能级〕，叫做构造原理。
能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期
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ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族及第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
〔2〕主族元素价电子数=族序数，副族元素IIIB--VIII族价电子数=族序数 IB，IIB价电子的最外层数=族序数
〔3〕各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
S区ns1-2 p区ns2np1-6 、d区〔n-1〕d1-9 ns1-2、 ds区〔n-1〕d10ns1-2
元素周期律
电离能、电负性
电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。〔Be，N,P,Mg除外〕 同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性的应用
①判断元素的金属性与非金属性及其强弱 ②，，而位于非金属三角区边界的“类金属〞(如锗、锑等)，它们既有金属性，又有非金属性。
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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同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
电离能的应用
①根据电离能数据确定元素核外电子的排布如： ②确定元素在化合物中的化合价 ③判断元素金属性强弱
原子构造及元素性质的递变规律
对角线规那么
在元素周期表中，某些主族元素及右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
分子构造及性质
共价键
共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱与性与方向性。
共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键与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。
键参数
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
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②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，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．
等电子原理：原子总数一样、价电子总数一样的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。 常见的等电子体： CO与N2
分子的立体构型
分子构型及杂化轨道理论
杂化轨道的要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成及原轨道数相等且能量一样的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同
2分子构型及价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
配位化合物 〔1〕配位键及极性键、非极性键的比拟：都属共价键
配位化合物
①定义：金属离子(或原子)及某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42-
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配合物内界稳定不电离参加化学反响，外界电离后参加反响
分子的性质
分子间作用力的比拟
分子的极性
极性分子：正电中心与负电中心不重合的分子。
非极性分子：正电中心与负电中心重合的分子。
溶解性
“相似相溶〞规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂， 极性溶质一般能溶于极性溶剂．假设存在氢键，那么溶剂与溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
“相似相溶〞还适用于分子构造的相似性，如乙醇与