高中化学选修3知识点总结.doc

文档介绍：高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结
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高中化学选修3知识点总结
二、复****要点
1、原子结构
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。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最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。
（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
核电荷数
逐渐增大
增大
子
能层（电子层）数
相同
增多
结
构
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
化合价
最高正价由+1
+7负价
最高正价和负价数均相同，
最高
元
数=（8—族序数）
正价数=族序数
素
元素的金属性和非
金属性逐渐减弱，非金属性
金属性逐渐增强，非金属性逐渐
性
金属性
逐渐增强
减弱
质
第一电离能
呈增大趋势（注意反常点：
逐渐减小
ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和
ⅥA族）
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。
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②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
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-
④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构）：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+
（3）元素金属性强弱的判断方法
本质
原子越易失电子，金属性越强。
1.
在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
2.
单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
金
3.
单质还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
属
判
子的先后）
性
断
4.
最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
比
依
5.
若xn++y
x+ym+则y比x金属性强
较
据
6.
原电池反应中负极的金属性强
7.
与同种氧化剂反应，先反应的金属性强
8.
失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强
（4）非金属性强弱的判断方法
本质
原子越易得电子，非金属性越强
非
1.
与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
金
2.
单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极
属
判
上得电子的先后）
性
断
3.
最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强
方
比
-+BBm-+A则B比A非金属性强
较
法
5.
与同种还原剂反应，先反应的非金属性强
6.
得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强
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（三）共价键
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1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，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。
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
牢固程度
强度大，不易断裂
强度小，易断裂
成键判断规律
单键是σ键；