高中化學選修3的知識點(一)
(1)原子構造原理是電子排入軌道的順序，構造原理揭示了原子核外電子的能級分佈。
(2)原子構造原理是書寫基態原子電子排布式的依據，也是繪製基態原子軌道表示式的主要依據之一。
(3)不同能層的能級有交錯現象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子軌道的能量關係是：ns<(n-2)f < (n-1)d<np< p="">
(4)能級組序數對應著元素週期表的週期序數，能級組原子軌道所容納電子數目對應著每個週期的元素數目。
根據構造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數為2n2 ;最外層不超過8個電子;次外層不超過18個電子;倒數第三層不超過32個電子。
(5)基態和激發態
①基態：最低能量狀態。處於 最低能量狀態 的原子稱為 基態原子 。
②激發態：較高能量狀態(相對基態而言)。基態原子的電子吸收能量後，電子躍遷至較高能級時的狀態。處於激發態的原子稱為激發態原子 。
③原子光譜：不同元素的原子發生電子躍遷時會吸收(基態→激發態)和放出(激發態→較低激發態或基態)不同的能量(主要是光能)，產生不同的光譜——原子光譜(吸收光譜和發射光譜)。利用光譜分析可以發現新元素或利用特徵譜線鑑定元素。
高中化學選修3的知識點(二)
1、元素週期表的結構
元素在週期表中的位置由原子結構決定：原子核外的能層數決定元素所在的週期，原子的價電子總數決定元素所在的'族。
(1)原子的電子層構型和週期的劃分
週期是指能層(電子層)相同，按照最高能級組電子數依次增多的順序排列的一行元素。即元素週期表中的一個橫行為一個週期，週期表共有七個週期。同週期元素從左到右(除稀有氣體外)，元素的金屬性逐漸減弱， 非金屬性逐漸增強。
(2)原子的電子構型和族的劃分
族是指價電子數相同(外圍電子排布相同)，按照電子層數依次增加的順序排列的一列元素。即元素週期表中的一個列為一個族(第Ⅷ族除外)。共有十八個列，十六個族。同主族週期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
(3)原子的電子構型和元素的分割槽
按電子排布可把週期表裡的元素劃分成 5個區，分別為s區、p區、d區、f區和ds區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。
2、元素週期律
元素的性質隨著核電荷數的遞增發生週期性的遞變，叫做元素週期律。元素週期律主要體現在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負性等的週期性變化。元素性質的週期性來源於原子外電子層構型的週期性。
高中化學選修3的知識點(三)
(1)極性分子和非極性分子
<1>非極性分子：從整個分子看，分子裡電荷的分佈是對稱的。如：①只由非極性鍵構成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由極性鍵構成，空間構型對稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>極性分子：整個分子電荷分佈不對稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。
(2)共價鍵的極性和分子極性的關係：
兩者研究物件不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身;兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分佈是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵;極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2O2等。
(3)分子極性的判斷方法
①單原子分子：分子中不存在化學鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。
②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等;若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。
③以極性鍵結合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分佈均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分佈不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。
④根據ABn的中心原子A的最外層價電子是否全部參與形成了同樣的共價鍵。(或A是否達最高價)
(4)相似相溶原理
①相似相溶原理：極性分子易溶於極性溶劑，非極性分子易溶於非極性溶劑。
②相似相溶原理的適用範圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。
③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。
