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1，化學選修3學什么

http://wenwen.sogou.com/z/q710395656.htm"> 人教版的化學選修3《物質(zhì)結構與性質(zhì)》

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2，化學選修三要學嗎詳細的

舊高考地區(qū)的選修三（物質(zhì)結構與性質(zhì)）和選修五（有機化學基礎）是二選一的選考模塊，考生從中選擇一道題來作答，學了選修五之后可以不學選修三，具體學不學、學什么取決于所在中學的安排。如果你在的學校不教這本而你覺得有興趣的話可以買課本和練習冊自學。從高考角度來說，這兩部分的難度是一致的，都不難。但是不同人會有不同的偏好，可能有些人更喜歡有機、有些人更喜歡物構。新高考地區(qū)（包括3+3和3+1+2）這兩部分是都要學的，都是必考。

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3，高中化學選修三

鉛屬于金屬，最外層電子P軌道易失去，成+2價，不要與碳弄混淆，它們差不多不是一個世界的了........ 至于收縮效應，這應該是物理上的吧，和選修3有什么關系？謝謝采納。

高中化學選修三

4，人教版高中化學選修三知識點

故有知識的人，道義上有為后者代言的義務。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個正面例子。下面我給大家分享一些人教版高中化學選修三知識，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀! 人教版高中化學選修三知識1 原子結構與性質(zhì) 1、電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小。 2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q. 3、原子軌道(能級即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為1、3、5、7。 4、原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子。 5、原子核外電子排布原理： (1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道; (2)泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子; (3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1 6、根據(jù)構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。根據(jù)構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高;在同一能級組內(nèi)，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。 7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。 (1)原子核外電子排布的周期性隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化. (2)元素第一電離能的周期性變化隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化: ★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小; ★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。說明： ①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P ②元素第一電離能的運用： a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證 b.用來比較元素的金屬性的強弱。I1越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱。 (3)元素電負性的周期性變化元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。電負性的運用: a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。 b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價鍵)。 c.判斷元素價態(tài)正負(電負性大的為負價，小的為正價)。 d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強弱)。 8、化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用?；瘜W鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 9、離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大。離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體。典型的離子晶體結構：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有6個氯離子，每個氯離子周圍有6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有4個鈉離子和4個氯離子;氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有8個氯離子，每個氯離子周圍有8個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有1個銫離子和1個氯離子. 人教版高中化學選修三知識2 原子核外電子排布原理 1.能層、能級與原子軌道 (1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。 (2)能級：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)<e(p)<e(d)<e(f)。< p=""> (3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。【特別提示】 (1)任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)。 (2)以s、p、d、f……排序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構造原理中存在著能級交錯現(xiàn)象。由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時，卻先失4s軌道上的電子。 (4)前四周期的能級排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級;第二能層(L)，有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級。 (5)當出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時，仍把(n-1)d放在ns前。 (6)在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+價電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號)。 2.基態(tài)原子的核外電子排布 (1)能量最低原理電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。 (2)泡利原理每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。 (3)洪特規(guī)則當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低。 3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖 (1)電子的躍遷 ①基態(tài)→激發(fā)態(tài) 當基態(tài)原子的電子吸收能量后，會從低能級躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。 ②激發(fā)態(tài)→基態(tài) 激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級躍遷到低能級時會釋放出能量。 (2)原子光譜不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。人教版高中化學選修三知識3 原子結構與元素性質(zhì) 1 . 原子結構與元素周期表 (1)原子結構與元素周期表 (2)每族元素的價層電子排布特點 ①主族 ②0族：He：1s2;其他ns2np6。 ③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。 (3)元素周期表的分區(qū) ①根據(jù)核外電子排布 a.分區(qū) b.各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點 ②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準金屬，但不能叫兩性非金屬。【特別提示】 “外圍電子排布”即“價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。 2 . 對角線規(guī)則在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。 3 . 元素周期律 (1)原子半徑 ①影響因素能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。 ②變化規(guī)律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。 (2)電離能 ①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ/mol。 ②規(guī)律 a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢。 b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。 c.同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<i2<i3…)。< p=""> (3)電負性 ①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。 ②標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。 ③變化規(guī)律金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。 4 . 電離能、電負性的應用 (1)電離能的應用 ①判斷元素金屬性的強弱電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強;反之越弱。 ②判斷元素的化合價(I1、I2……表示各級電離能) 如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為+1。 ③判斷核外電子的分層排布情況多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，有一定的規(guī)律性。當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。 ④反映元素原子的核外電子排布特點同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時，第一電離能就會反常的大。人教版高中化學選修三知識4 共價鍵 1.本質(zhì) 在原子之間形成共用電子對(電子云的重疊)。 2.特征具有飽和性和方向性。 3.分類【特別提示】 (1)只有兩原子的電負性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當兩原子的電負性相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。 (2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。 (3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學鍵，如稀有氣體分子。 (4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。 (5)通過物質(zhì)的結構式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目;判斷成鍵方式時，需掌握：共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。 4.鍵參數(shù) (1)概念 (2)鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。 5.等電子原理原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，物理性質(zhì)相近，但化學性質(zhì)不同。常見的等電子體人教版高中化學選修三知識5 分子的立體結構 1.價層電子對互斥理論 (1)價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。 (2)孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。 (3)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型的關鍵是判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)。其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結合的原子數(shù)。 (4)價層電子對互斥理論與分子構型 2 . 雜化軌道理論當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結構不同。 3.配位鍵 (1)孤電子對分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。 (2)配位鍵 ①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成共價鍵。 ②配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個N—H鍵形成過程與其他3個N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。人教版高中化學選修三知識點相關文章： ★ 高中化學選修3知識點總結與解題策略 ★ 人教版高二化學選修3知識點學習 ★ 高中化學選修三知識點 ★ 選修三結構化學知識點總結 ★ 高二化學選修3必備知識點 ★ 高中化學選修三基礎知識點 ★ 高二化學選修3第一章知識點 ★ 高二化學選修3知識點總結 ★ 高二化學選修3知識點 ★ 高二化學選修3目錄

5，高中化學選修3的幾個問題一元素的第一電離能越小其金屬性越

你好！第一電離能力是什么？如有疑問，請追問。

3，一般看半徑就可以，原子半徑越小，第一電離能越大，不過有幾個元素是例外，好像23 56主族特殊來著。 4，共價件有極性鍵和非極性鍵吧。這些課本上都有，看看課本就知道答案了

6，化學選修3知識點幫我整理下啊謝了哥哥們

化學反應原理？

選修三，新增添，看似繁，實不難，說理想，說成績，盼學子，多努力。大爆炸，原子生，少量氦，大量氫，原子中，看電子，能量差，分七層，能層中，分能級，數(shù)軌道，電子添，泡利理，兩個反，洪特則，單獨占，構造理，排電子，鉻和銅，皆不從，一個半，一個全，為特例，能量低，激發(fā)態(tài)，變基態(tài)，電子遷，光呈現(xiàn)，光譜儀，吸和放，現(xiàn)新素，舊素鑒，電子行，無規(guī)律，電子云，是幾率，百九十，不同形，S 球，P 啞鈴。基原子，電子排，去0族，價電來,價電子，看規(guī)律，周期表，分五區(qū)，ds ，d 緊連，s p，守兩邊，f 區(qū)，不重要，含鑭錒，須知道，周期律，看變化，電離能，電負性，比半徑，兩因素，數(shù)能層，電荷數(shù)。共價鍵，結分子，電子對，為共用，電子云，球啞鈴，據(jù)重疊，分鍵型，西格瑪，頭碰頭，重疊大，鍵穩(wěn)定，P P л, 肩并肩，要出現(xiàn)，鍵二三，鍵參數(shù)，能長角，穩(wěn)不穩(wěn)，能大小，鍵越長，能越小，分子形，看鍵角，價原同，等電體，性質(zhì)似，新原理。分子多，形不同，價層斥，求穩(wěn)定，A B n ，看中原，鍵全成，n 定形，分子內(nèi)，存雜化，孤電對，西格瑪，配合物，新化鍵，濃與稀，顏色變，配離子，金屬成，主族少，過渡豐。溶不溶，看極性，非極性，電歸中，分子間，力兩面，范德華，和氫鍵，手性碳，四鍵連，皆不同，始為然，含氧酸，比酸性，非羥基，氧減氫。非晶體，量很少，有玻璃，和橡膠，得晶體，三途徑，析結晶，兩種凝，自范性，多面體，能衍射，各向異，多晶胞，六面體，需并置，且無隙。分子晶，很常見，多為氣，五類判，配位高，密堆積，硬度小，熔沸低。原子晶，共價鍵，熔沸高，硬度好。電子氣，金屬晶，導熱電，延展性，簡單立，和K型，密堆積，Mg和Cu。混合晶，為石墨，碳異形，兼三性。離子晶，晶格能，看電荷，比半徑，一幾何，二電荷，兩因素，配位數(shù)。乘長風，破激浪，積跬步，高峰上，有志者，事竟成，學與思，貴以恒。

你好！化學選修3是物質(zhì)的結構吧這個涉及到大學里無機化學的知識點主要是原子結構能層能級電子越前等等涉及到的原理是能量最低原則洪特規(guī)則和泡利原理如果對你有幫助，望采納。

7，求高中化學選修三難一點的大題帶答案

有機還是不好得分的，應該化學與技術好得分，復習時間還不用太多，所以建議學習化學與技術備考。

(2011?四川宜賓高中高三一診)三氟化氮是一種無色、無味、無毒且不可燃的氣體，在半導體加工，太陽能電池制造和液晶顯示器制造中得到廣泛應用。NF3是一種三角錐型分子，鍵角102 °，沸點－129 ℃；可在銅的催化作用下由F2和過量NH3反應得到。（1）寫出制備 NF3的化學反應方程式：。（2）NF3的沸點比NH3的沸點（-33 ℃)低得多的主要原因是。（3）與銅屬于同一周期，且未成對價電子數(shù)最多的元素基態(tài)原子核外電子排布式為。（4）理論上HF、NaAlO2和NaCl按6∶1∶2的物質(zhì)的量之比恰好反應生成HCl、H2O和一種微溶于水的重要原料，該物質(zhì)含有三種元素，則該物質(zhì)的化學式為____其中心離子是，配位數(shù)為。（5）根據(jù)下列五種元素的第一至第四電離能數(shù)據(jù)（單位：kJ?mol-1 ），回答下面各題：元素代號 I1 I2 I3 I4Q 2080 4000 6100 9400R 500 4600 6900 9500S[來源:] 740[來源:學,科,網(wǎng)] 1500 7700 10500T 580 1800 2700 11600U 420 3100 4400 5900①在周期表中，最可能處于同一族的是和。②T元素最可能是區(qū)元素。若T為第二周期元素，E是第三周期元素中原子半徑最小的元素，則T、E形成化合物的空間構型為，其中心原子的雜化方式為 ?！敬鸢浮浚?）4NH3＋3F2＝NF3＋3NH4F（2分）（2）NH3能形成氫鍵，NF3只有范德華力（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為原子序數(shù)依次增大的短周期主族元素。A、F原子的最外層電子數(shù)均等于其周期序數(shù)，F(xiàn)原子的電子層數(shù)是A的3倍；B原子核外電子分處3個不同能級，且每個能級上排布的電子數(shù)相同；A與C形成的最簡單分子為三角錐形；D原子p軌道上成對電子數(shù)等于未成對電子數(shù)；E原子核外每個原子軌道上的電子都已成對，E的電負性小于F。（1）寫出B的基態(tài)原子的核外電子排布式______________ 。（2）A、C形成的最簡單分子極易溶于水其主要原因是________ ____與該最簡單分子互為等電子體的陽離子為________________。（3）比較E、F的第一電離能：E__________F（選填“>”或“＜”）。（4）BD2在高溫高壓下所形成的晶胞如右圖所示。該晶體的類型屬于 _________（選填“分子”、“原子”、“離子”或“金屬”）晶體，該晶體中B原子的雜化形式為______________。（5）光譜證實單質(zhì)F與強堿性溶液反應有[F（OH）4]－生成，[F（OH）4]－中存在______ ____。a、共價鍵 b、非極性鍵 c、配位鍵 d、σ鍵 e、π鍵【答案】（1）1s2 2s2 2p2（2）NH3與H2O間能形成氫鍵 H3O＋（或NH4＋）（3）> （4）原子 SP3 （5）acd