高中化學選修3-物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)-全冊知識點總結(jié)

高中化學選修3知識點總結(jié)

主要知識要點：

1、原子構(gòu)造

2、元素周期表和元素周期律

3、共價鍵

4、分子的空間構(gòu)型

5、分子的性質(zhì)

6、晶體的構(gòu)造和性質(zhì)

(一)原子構(gòu)造

1、能層和能級

(1)能層和能級的劃分

①在同一個原子中，離核越近能層能量越低。

②同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級s、p、d、f,能量

由低到高依次為s、p、d、fo

③任一能層，能級數(shù)等于能層序數(shù)。

④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。

⑤能層不同能級一樣，所容納的最多電子數(shù)一樣。

(2)能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系

每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù))。

2、構(gòu)造原理

(1)構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理提醒了原子核外電子的能級分布。

(2)構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式

的主要依據(jù)之一。

(3)不同能層的能級有交織現(xiàn)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(guān)系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

(4)能級組序數(shù)對應著元素周期表的周期序數(shù)，能級組原子軌道所容納電子數(shù)目

對應著每個周期的元素數(shù)目。

根據(jù)構(gòu)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(shù)為；最

外層不超過8個電子；次外層不超過18個電子；倒數(shù)第三層不超過32個電子。

(5)基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)(相對基態(tài)而言)?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍

遷至較高能級時的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時會吸收(基態(tài)一激發(fā)態(tài))和放出(激

發(fā)態(tài)一較低激發(fā)態(tài)或基態(tài))不同的能量(主要是光能)，產(chǎn)生不同的光譜一一原子光譜

(吸收光譜和發(fā)射光譜)。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。

3、電子云與原子軌道

(1)電子云：電子在核外空間做高速運動，沒有確定的軌道。因此，人們用“電

子云〃模型來描述核外電子的運動。“電子云”描述了電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度

分布，是核外電子運動狀態(tài)的形象化描述。

(2)原子軌道：不同能級上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原

子軌道。s電子的原子軌道呈球形對稱，ns能級各有1個原子軌道；p電子的原子軌道

呈紡錘形，叩能級各有3個原子軌道，相互垂直(用口、p二表示)；”d能級各有5

個原子軌道；〃f能級各有7個原子軌道。

4、核外電子排布規(guī)律

(1)能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級里，然后排

布在能量逐漸升高的能級里。

(2)泡利原理：1個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋方向相反。

(3)洪特規(guī)則：電子排布在同一能級的各個軌道時，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自

旋方向一樣。

(4)洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級時，當其處于全空、半充滿或

全充滿時，即P°、d°、f°、p3、d\f\p6、d'\",整個原子的能量最低，最穩(wěn)定。

能量最低原理表述的是“整個原子處于能量最低狀態(tài)"，而不是說電子填充到能量

最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個原子處于能量最低狀態(tài)"。

(5)d能級上電子數(shù)等于10時，副族元素的族序數(shù)="S能級電子數(shù)

(二)元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的構(gòu)造

元素在周期表中的位置由原子構(gòu)造決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，

原子的價電子總數(shù)決定元素所在的族。

（1）原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分

周期是指能層（電子層〕一樣，按照最高能級組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行

元素。即元素周期表中的一個橫行為一個周期，周期表共有七個周期。同周期元素從左

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(gòu)型和族的劃分

族是指價電子數(shù)一樣（外圍電子排布一樣），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的

一列元素。即元素周期表中的一個列為一個族（第vm族除外）。共有十八個列，十六個

族。同主族周期元素從上到下，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(gòu)型和元素的分區(qū)

按電子排布可把周期表里的元素劃分成5個區(qū)，分別為S區(qū)、P區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和

ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號。

2、元素周期律

元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律

主要表達在核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性、第一電離能、

電負性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。

（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

同周期（左—右）同主族（上一下）

核電荷數(shù)逐漸增大增大

原子

能層（電子層）數(shù)一樣增多

構(gòu)造

原子半徑逐漸減小逐漸增大

最高正價由+1T+7負價數(shù)=（8最高正價和負價數(shù)均一

化合價

一族序數(shù)）樣，最高正價數(shù)=族序數(shù)

元素的金屬性和非金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸金屬性逐漸增強，非金屬

元素金屬性增強性逐漸減弱

性質(zhì)呈增大趨勢（注意反常點：UA

第一電離能逐漸減小

族和IIIA族、VA族和VIA族）

電負性逐漸增大逐漸減小

（2）微粒半徑的比較方法

①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應原子的原子半徑，陽離子

的離子半徑小于相應原子的原子半徑。

②同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減

小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次

增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs,F<Cl<Br<r

④同電子層構(gòu)造（陽離子的電子層構(gòu)造與上一周期0族元素原子具有一樣的電子層

構(gòu)造，陰離子與同周期0族元素原子具有一樣的電子層構(gòu)造）：隨核電荷數(shù)增大，微粒

半徑依次減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強弱的判斷方法

本質(zhì)原子越易失電子，金屬性越強。

1.在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強

2.單質(zhì)與水或非氧化性酸反響越劇烈，金屬性越強

3.單質(zhì)復原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強（電解中在陰極

上得電子的先后）

判斷4.最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強

依據(jù)

5.假設x、yTx+ym+則y比x金屬性強

6.原電池反響中負極的金屬性強

7.與同種氧化劑反響，先反響的金屬性強

8.失去一樣數(shù)目的電子，吸收能量少的金屬性強

（4）非金屬性強弱的判斷方法

本質(zhì)原子越易得電子，非金屬性越強

1.與H2化合越易，氣態(tài)氨化物越穩(wěn)定，非金屬性越強

2.單質(zhì)氧化性越強，陰離子復原性越弱，非金屬性越強（電解中在陽極

上得電子的先后）

判斷3.最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強

方法

4.An+B->Bm+A則B比A非金屬性強

5.與同種復原劑反響，先反響的非金屬性強

6.得到一樣數(shù)目的電子，放出能量多的非金屬性強

（三）共價鍵

1、共價鍵的成鍵本質(zhì)：成鍵原子相互接近時，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反

的未成對電子形成共用電子對，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。

2、共價鍵類型:

m。鍵和"鍵

。鍵n鍵

成鍵方向沿鍵軸方向“頭碰頭”平行或“肩并肩"

電子云形狀軸對稱鏡像對稱

結(jié)實程度強度大，不易斷裂強度小，易斷裂

單鍵是◎鍵；雙鍵有一個是。鍵，另一個是兀鍵；三

成鍵判斷規(guī)律

鍵中一個是。鍵，另兩個為兀鍵。

(2)極性鍵和非極性鍵

非極性鍵極性鍵

由同種元素的原子形成的共價由不同種元素的原子形成的

定義

鍵，共用電子對不發(fā)生偏移共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移

原子吸引電子能力一樣不同

共用電子對位置不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的一方

成鍵原子的電性判

不顯電性顯電性

斷依據(jù)

單質(zhì)分子(如Hz、C12)和某氣態(tài)氫化物，非金屬氧化物、

舉例

些化合物〔如Na2O2、H2O2)酸根和氫氧根等

(3)配位鍵：一類特殊的共價鍵，一個原子提供空軌道，另一個原子提供一對電

子所形成的共價鍵。

①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如:CU(H2O)4SO4、

CU(NH3)4(OH)2>Ag(NH3)2OH、Fe(SCN)3等。

②配位化合物的組成：

3、共價鍵的三個鍵參數(shù)

概念對分子的影響

分子中兩個成鍵原子核間距鍵長越短，化學鍵越強，形成的分

鍵長

離(米)子越穩(wěn)定

對于氣態(tài)雙原子分子AB,拆鍵能越大，化學鍵越強，越結(jié)實，

鍵能

開ImolA-B鍵所需的能量形成的分子越穩(wěn)定

鍵角鍵與鍵之間的夾角鍵角決定分子空間構(gòu)型

(1)鍵長、鍵能決定共價鍵的強弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分

子的極性。

(2)鍵能與反響熱：反響熱=生成物鍵能總和一反響物鍵能總和

(四)分子的空間構(gòu)型

1、等電子原理

原子總數(shù)一樣、價電子總數(shù)一樣的分子具有相似的化學鍵特征，許多性質(zhì)是相似的,

此原理稱為等電子原理。

(1)等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目一樣；在微粒的

構(gòu)成上，微粒所含價電子數(shù)目一樣；在微粒的構(gòu)造上，微粒中原子的空間排列方式一樣。

(等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3一或

SO2=O+O2=C)3=N+O2=NO2)

(2)等電子原理的應用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型一樣，可運用來預

測分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。

2、價電子互斥理論

(1)價電子互斥理論的基本要點：ABn型分子(離子)中中心原子A周圍的價

電子對的幾何構(gòu)型，主要取決于價電子對數(shù)(n),價電子對盡量遠離，使它們之間斥

力最小。

(2)ABn型分子價層電子對的計算方法：

①對于主族元素，中心原子價電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價電子數(shù)計算,

5+1x5.

如：pck中”一5-?

②0、S作為配位原子時按不提供價電子計算，作中心原子時價電子數(shù)為6；

③離子的價電子對數(shù)計算

+

如：NH4：；S0Z：--

3、雜化軌道理論

(1)雜化軌道理論的基本要點：

①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

②雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方

向重疊，形成。鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價鍵比原有原子軌道形成的共

價鍵穩(wěn)定。

③雜化軌道能量一樣，成分一樣，如：每個sp3雜化軌道占有1個S軌道、3個p軌道。

④雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。

(2)s、p雜化軌道和簡單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系

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雜化類型spsp-spsp3不等性雜化

軌道夾角180°120°109°28,

中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤對電子數(shù)000123

分子幾何構(gòu)型直線形三角形正四面體三角錐形V字形直線形

實例、NH3、

BeCbHgCl2BF3CH4>SiCUPH3H2O>H2SHC1

（3）雜化軌道的應用范圍：雜化軌道只應用于形成。鍵或者用來容納未參加成鍵

的孤對電子。

（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1

個叁鍵，則其中有2個“鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵

則其中有1個n鍵，形成的是sp?雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp?雜化。

4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系

分子（離子）中心原子雜化VSEPR分子空間構(gòu)鍵角分子

價電子對類型模型型極性

CO22sp直線直線形180°非

sp2平面三角字形極

so23V

平面三角—極

H2O、OF23spV字形

HCN2sp直線直線形180°極

NH34sp3正四面體三角錐形107。18’極

BF3、SO33sp-2平面三角平面三角形120°非

H3O+4sp3正四面體三角錐形107"18'—

CH4、CC144Sp3正四面體正四面體形109°28,非

+4sp3正四面體正四面體形109028,非

NH4

2平面三角平面三角形—極

HCHO>COCI23sp

（五）分子的性質(zhì)

1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）

（1）分子間作用力和化學鍵的比較

化學鍵分子間作用力

概念相鄰原子間強烈的相互作用分子間微弱的相互作用

范圍分子內(nèi)或某些晶體內(nèi)分子間

能量鍵能一般為120~800kJmol1約幾到幾十kJ-mol1

性質(zhì)影響主要影響物質(zhì)的化學性質(zhì)（穩(wěn)定性）主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)（熔沸點）

（2）范德華力與氫鍵的比較

范德華力氫鍵

物質(zhì)分子間存在的微弱相分子間(內(nèi))電負性較大的成鍵原子通過H

概念

互作用原子而形成的靜電作用

分子中含有與H原子相結(jié)合的原子半徑小、

存在范圍分子間

電負性大、有孤對電子的F、0、N原子

強度比較比化學鍵弱得多比化學鍵弱得多，比范德華力稍強

隨分子極性和相對分子質(zhì)

影響因素

量的增大而增大

隨范德華力的增大,物質(zhì)的分子間氫鍵使物質(zhì)熔沸點升高硬度增大、水

性質(zhì)影響熔沸點升高、溶解度增大中溶解度增大；分子內(nèi)氫鍵使物質(zhì)熔沸點降

低、硬度減小

2、極性分子和非極性分子

(1)極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個分子看，分子里電荷的分布是對稱的。如：①只由非極性

鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：出、C12、N2等；②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對稱

的多原子分子：C02、CS2、BF3、CH4>CC14等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2>

CH三CH、d

<2>極性分子：整個分子電荷分布不對稱。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(guān)系：

兩者研究對象不同，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

是分子中電荷分布是否均勻。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(zhì)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HC1、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：假設含極性鍵，就是極性分子，如HC1、HBr等；假設含非極性鍵，

就是非極性分子，如02、L等。

③以極性鍵結(jié)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。假設分子中的電荷分布均勻，即排列位置對稱，則為非極性分子，如BF3、CE等。

假設分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對稱，則為極性分子，如NH3、S02等。

④根據(jù)AB”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：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍：“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(zhì)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(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

3、有機物分子的手性和無機含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全一樣的組成和原子排列的一對分子，如同左手與右手一樣互

為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對映異構(gòu)體、光學異構(gòu)體）。

含有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。

②手性分子的判斷方法：判斷一種有機物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳

原子是否連有四個不同的原子或原子團，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性

碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團必須不同。

〔2〕無機含氧酸分子的酸性

①酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些

氫原子不是連在氧原子上）

②含氧酸可表示為：（HO）mRQ”酸的強度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越

大，酸性越強。

n=0弱酸n=l中強酸n=2強酸n=3超強酸

（六）晶體的構(gòu)造和性質(zhì)

1、四大晶體的比較

晶體類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體

構(gòu)成晶體微粒陰、陽離子原子分子金屬陽離子、自由電子

粒子間作用力離子鍵共價鍵范德華力微粒間的靜電作用

物熔沸點較高很高低有高、有低

理硬度硬而脆大小有高、有低

性

不良（熔融或水絕緣、半導

質(zhì)導電性不良良導體

溶液中導電）體

傳熱性不良不良不良良

延展性不良不良不良良

易溶于極性溶極性分子易溶于極一般不溶于溶劑，鈉等

不溶于任

溶解性齊1」，難溶于有機性溶劑;非極性分子可與水、醇類、酸類反

何溶劑

溶劑易溶于非極性溶劑響

典型實例

NaOH、NaCl金剛石p4＞干冰、硫鈉、鋁、鐵

2、典型晶體的構(gòu)造特征

（1）NaCl

屬于離子晶體。晶胞中每個Na+周圍吸引著6個C「，這些C「構(gòu)成的幾何圖形是正

八面體，每個C1周圍吸引著6個Na+,Na\Cl個數(shù)比為1：1,每個Na,與12個Na.

等距離相鄰，每個氯化鈉晶胞含有4個Na+和4個C「。

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個C「（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或

C1）共有8個，這幾個Cs+（或C1）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個Cs+周

圍距離相等且最近的Cs+共有6個，這幾個Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一

個氯化鈉晶胞含有1個Cs+和1個Clo

（3）金剛石（空間網(wǎng)狀構(gòu)造）

屬于原子晶體。晶體中每個C原子和4個C原子形成4個共價鍵，成為正四面體構(gòu)

造，C原子與碳碳鍵個數(shù)比為1：2,最小環(huán)由6個C原子組成，每個C原子被12個最

小環(huán)所共用；每個最小環(huán)含有1/2個C原子。

⑷SiO2

屬于原子晶體。晶體中每個Si原子周圍吸引著4個0原子，每個O原子周圍吸引