化學(xué)必修三期末考試總復(fù)習(xí)提綱

化學(xué)必修三期末考試總復(fù)習(xí)提綱”表示)，這個原理稱為泡利(Pauli)原理。

(4)洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道(能量相同)時，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特(Hund)規(guī)則

洪特規(guī)則特例：當(dāng)p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。

4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

(1)電子排布式①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達(dá)到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

③外圍電子排布式(價電子排布式)

(2)電子排布圖(軌道表示式)是指將過渡元素原子的電子排布式中符合上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的部分(原子實)或主族元素、0族元素的內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子。每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

1.一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類2n2。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區(qū)

(1)根據(jù)核外電子排布

確定元素在周期表中位置的方法

?若已知元素序數(shù)Z，找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)R，先確定其周期數(shù)。再根究Z—R的值，確定元素所在的列，依照周期表的結(jié)構(gòu)數(shù)出所在列對應(yīng)的族序數(shù)。

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序數(shù)，但應(yīng)注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。

(2)主族元素價電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素IIIB--VIII族價電子數(shù)=族序數(shù)IB，IIB價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)

(3)各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)

S區(qū)ns1-2p區(qū)ns2np1-6、d區(qū)(n-1)d1-9ns1-2、ds區(qū)(n-1)d10ns1-2

三.元素周期律

1.電離能、電負(fù)性

(1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數(shù)值越小，

原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能，同周期，從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢。(Be，N,P,Mg除外)同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

(2)元素的電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。

(3)電負(fù)性的應(yīng)用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強(qiáng)弱②金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)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(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。③金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑;非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族自上而下，電負(fù)性逐漸減小。

(4)電離能的應(yīng)用

①根據(jù)電離能數(shù)據(jù)確定元素核外電子的排布如：②確定元素在化合物中的化合價③判斷元素金屬性強(qiáng)弱

2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

3.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。

【分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)】

一.共價鍵

1.共價鍵的本質(zhì)及特征

共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。

2.共價鍵的類型

①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。

②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。

3.鍵參數(shù)

①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。

③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。

④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.

4.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(xué)鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。常見的等電子體：CO和N2

二.分子的立體構(gòu)型

1.分子構(gòu)型與雜化軌道理論

雜化軌道的要點(diǎn)當(dāng)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，形成分子的空間形狀不同

2分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型

價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤對電子。

(1)當(dāng)中心原子無孤對電子時，兩者的構(gòu)型一致;

(2)當(dāng)中心原子有孤對電子時，兩者的構(gòu)型不一致。

3.配位化合物(1)配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較：都屬共價鍵

(2)配位化合物

①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。

電離方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++SO42-

配合物內(nèi)界穩(wěn)定不電離參加化學(xué)反應(yīng)，外界電離后參加反應(yīng)

三.分子的性質(zhì)

1.分子間作用力的比較

2.分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。

(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。

3.溶解性

(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑.若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。

(2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。

怎樣學(xué)好高中化學(xué)方法技巧

認(rèn)真聽課

做好筆記好的筆記是教科書知識的濃縮、補(bǔ)充和深化，是思維過程的展現(xiàn)與提煉。由于化學(xué)學(xué)科知識點(diǎn)既多又零碎、分散，所以，課堂上除了認(rèn)真聽課，積極思考外，還要在理解的基礎(chǔ)上，用自己的語言記下老師講的重點(diǎn)、難點(diǎn)知識，以及思路和疑難點(diǎn)，便于今后復(fù)習(xí)。

及時復(fù)習(xí)

復(fù)習(xí)并不僅僅是對知識的簡單回顧，而是在自己的大腦中考慮新舊知識的相互聯(lián)系，并進(jìn)行重整，形成新的知識體系。所以，課后要及時對聽課內(nèi)容進(jìn)行復(fù)習(xí)，做好知識的整理和歸納，這樣才能使知識融會貫通，避免出現(xiàn)越學(xué)越亂的現(xiàn)象。比如學(xué)習(xí)了SO2的漂白性就跟氯水的漂白性進(jìn)行比較，找出兩者的不同之處。

化學(xué)快速提分方法與技巧

化學(xué)科目考試說明只對參考樣題進(jìn)行了局部調(diào)整和更換，樣題變化帶來哪些信號?

希望考生通過樣題來理解命題專家在命題思路上的變化。

第一、側(cè)重考查主干知識的基礎(chǔ)性和關(guān)聯(lián)性。重視對考生基本能力和基礎(chǔ)素養(yǎng)的檢測，關(guān)注學(xué)生基礎(chǔ)能力的全面發(fā)展。

第二、側(cè)重考查化學(xué)知識在實際中的靈活應(yīng)用，突出學(xué)以致用，切身感受化學(xué)可以讓生活更美好，傳遞化學(xué)正能量。將化學(xué)知識與生產(chǎn)、生活實際以及科技發(fā)展的學(xué)科思想