高中化学选修3知识点.pptx

高中化学选修3知识点汇报人：18

目录02分子结构与性质01原子结构与元素性质03晶体结构与性质04化学反应速率与化学平衡05弱电解质的电离平衡06难溶电解质的溶解平衡

01原子结构与元素性质Chapter

泡利不相容原理每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋相反的电子。能量最低原理电子总是优先排布在能量最低的轨道上。洪特规则在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。构造原理电子填充轨道的顺序为ns、(n-2)f、(n-1)d、np，其中n为电子层数。原子核外电子排布规律

元素周期表的结构及应用周期表排列01元素按原子序数递增顺序排列，具有相似的化学性质的元素放在同一族。元素分区02周期表分为s区、p区、d区和f区，分别对应不同的价电子构型和化学性质。元素性质递变规律03同一周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一族内，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素周期表在化学中的应用04预测未知元素的性质、寻找新元素、合成新物质等。

原子结构与元素性质关系电离能电离能是指气态基态原子失去电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。同一周期内，随着原子序数的增加，第一电离能总体呈增大趋势；同一族内，从上到下第一电离能逐渐减小。电负性电负性是衡量原子在化合物中吸引电子能力的标度。同一周期内，随着原子序数的增加，电负性逐渐增强；同一族内，从上到下电负性逐渐减弱。原子半径同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。030201

同周期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。原子半径比较同周期元素从左到右第一电离能总体呈增大趋势，但存在反常现象；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。电离能比较同周期元素从左到右电负性逐渐增强，同主族元素从上到下电负性逐渐减弱。电负性比较原子半径、电离能、电负性比较

02分子结构与性质Chapter

共价键类型及特点由不同种非金属元素形成的共价键，共用电子对偏向吸引电子能力强的一方。极性共价键由同种非金属元素形成的共价键，共用电子对不偏向任何一方。非极性共价键一种特殊的共价键，共用电子对由其中一方单独供应，通常是由有孤电子对的原子与有空轨道的原子形成。配位键

价层电子对互斥理论通过原子轨道的杂化，形成特定的杂化轨道，再根据杂化轨道的成键能力和空间排布确定分子空间构型。杂化轨道理论分子构型判断公式利用VSEPR理论，通过计算中心原子的价层电子对数来确定分子构型。根据中心原子的价层电子对数确定分子空间构型。分子空间构型判断方法

范德华力存在于分子间的一种较弱的电性吸引力，包括取向力、诱导力和色散力。氢键一种特殊的分子间作用力，存在于氢原子与电负性较大、半径较小的原子（如氟、氧、氮）之间，具有方向性和饱和性。疏水作用非极性分子间的相互作用力，使非极性分子在水溶液中相互聚集，从而减小与水分子的接触面积。分子间作用力和氢键

分子极性由分子内正负电荷中心不重合所产生的电偶极矩决定，极性分子在电场中会发生定向排列。溶解性分子在溶剂中的分散能力，相似相溶原理指出，极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。极性分子与非极性分子的判断根据分子内正负电荷中心的相对位置以及分子的空间构型来判断分子的极性。分子的极性和溶解性

03晶体结构与性质Chapter

常见晶体类型及特点由正负离子通过离子键结合形成，具有高熔点、高硬度、脆性等特点，溶于水时易断裂离子键而导电。离子晶体由分子通过分子间作用力（范德华力）结合形成，熔点低、硬度小、易挥发，溶解时分子间作用力被破坏，不导电。由金属原子和自由电子通过金属键结合形成，具有良好的导电性、导热性和延展性，通常具有金属光泽。分子晶体由原子通过共价键结合形成，具有高熔点、高硬度、不导电等特点，通常不溶于水，熔融状态下可导电。原子晶属晶体

晶体中微粒间作用力比较离子晶体微粒间作用力为离子键，较强，且存在库仑力。分子晶体微粒间作用力为范德华力，较弱，包括取向力、诱导力和色散力。原子晶体微粒间作用力为共价键，很强，难以破坏。金属晶体微粒间作用力为金属键，介于离子键与共价键之间，具有良好的导电性和导热性。

熔沸点高低与离子键强弱有关，离子电荷越高、半径越小，熔沸点越高。熔沸点高低与分子间作用力大小有关，相对分子质量越大、分子极性越强，熔沸点越高。熔沸点高低与共价键强弱有关，共价键越强，熔沸点越高。熔沸点高低与金属键强弱有关，金属原子半径越小、价电子数越多，金属键越强，熔沸点越高。晶体熔沸点高低判断方法离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体

分子晶体模型如干冰（CO2）晶体，由CO2分子通过分子间作用力排列形成面心立方结构。金属晶体模型如铜（Cu）晶体，由Cu原子通过金属