2023年高中化学选修物质结构与性质全册知识点总结

高中化学选修3知识点总结

重要知识要点：

1、原子构造

2、元素周期表和元素周期律

3、共价键

4、分子的空间构型

5、分子的性质

6、晶体的构造和性质

（一）原子构造

1、能层和能级

（1）能层和能级的划分

能层—能级

1K1s

h

2L2sj2|»j

3_M3sj31Tr3<i

4N4s4,.|5-<»1<i

5O5s

6P6sJnJ6<l6r

7-、："<l

Q■-

Ki子轨道*1357

句容的电子数：261O14

①在同一种原子中，离核越近能层能量越低。

②同一种能层的电子，能量也也许不一样，还可以把它们提成能级s、p、d、f,能

量由低到高依次为s、p、d、fo

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不一样能级相似，所容纳的最多电子数相似。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系

能摩口1234

*于KLMN

SSPPdPdf

扎遍蒙11313S1357

我多求玷2262610261014

的电子费2818322n2

每能层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)。

2、构造原理

OCA0C3

C4^0

(s><s>、0

(S).

(1)构造原理是电子排入轨道的次序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的根据，也是绘制基态原子轨道表达式

的重要根据之一。

(3)不一样能层的能级有交错现象，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

子轨道的J能量关系是：ns<(n-2)f<(n-1)d<np

(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目

对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2〃2；最

外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

(5)基态和激发态

①基态：最低能量状态。处在最低能量状态的原子称为基态原子。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸取能量后，电子跃

迁至较高能级时的状态。处在激发态的原子称为激发态原子。

③原子光谱：不一样元素的原子发生电子跃迁时会吸取（基态一激发态）和放出（激

发态一较低激发态或基态）不一样的能量（重要是光能），产生不一样的光谱一一原子

光谱（吸取光谱和发射光谱）。运用光谱分析可以发现新元素或运用特性谱线鉴定元素。

3、电子云与原子轨道

（1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电

子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度

分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

（2）原子轨道：不一样能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称

为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子

轨道呈纺锤形，”p能级各有3个原子轨道，互相垂直（用小、p”）表达）；能级各

有5个原子轨道；wf能级各有7个原子轨道。

4、核外电子排布规律

（1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排

布在能量逐渐升高的能级里。

（2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。

（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不一样的轨道，且

自旋方向相似。

（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处在全空、半充斥或

全充斥时，即p°、d。、f0、p\d\f\p6、d2f14,整个原子的能量最低,最稳定。

能量最低原理表述的是“整个原子处在能量最低状态”，而不是说电子填充到能量

最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处在能量最低状态”。

（5）（小1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=〃s能级电子数

（二）元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的构造

元素在周期表中的位置由原子构造决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，

原子日勺价电子总数决定元素所在的族。

（1）原子的电子层构型和周期的划分

周期是指能层（电子层）相似，按照最高能级组电子数依次增多的次序排列的一行

元素。即元素周期表中日勺一种横行为一种周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左

到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（2）原子的电子构型和族的划分

族是指价电子数相似（外围电子排布相似），按照电子层数依次增长的次序排列的

一列元素。即元素周期表中的一种列为一种族（第VDI族除外）。共有十八个列，十六个

族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（3）原子的电子构型和元素的分区

按电子排布可把周期表里的元素划提成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和

ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最终填入电子的能级的符号。

2、元素周期律

元素的性质伴随核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。元素周期律

重要体目前核外电子排布、原子半径、重要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、

电负性等的周期性变化。元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。

（1）同周期、同主族元素性质的递变规律

同周期（左T右）同主族（上r下）

核电荷数逐渐增大增大

原子

能层（电子层）数相似增多

构造

原子半径逐渐减小逐渐增大

元素最高正价由+11+7负价数=（8最高正价和负价数均相

化合价

性质一族序数）似，最高正价数=族序数

元素的金属性和非金属性逐渐减弱，非金属性逐渐金属性逐渐增强，非金属

金属性增强性逐渐减弱

呈增大趋势（注意反常点：IIA

第一电离能逐渐减小

族和IIIA族、VA族和VIA族）

电负性逐渐增大逐渐减小

（2）微粒半径的比较措施

①同一元素：一般状况下元素阴离子的离子半径不小于对应原子的原子半径，阳离

子的离子半径不不小于对应原子的原子半径。

②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减

小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次

增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs,F<Cl<Br<I

④同电子层构造（阳离子的电子层构造与上一周期0族元素原子具有相似的电子层

构造，阴离子与同周期0族元素原子具有相似的电子层构造）：随核电荷数增大，微粒

半径依次减小。如：F>Na+>Mg2+>Al3+

（3）元素金属性强弱的判断措施

本质原子越易失电子，金属性越强。

1.在金属活动次序表中越靠前，金属性越强

2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极

上得电子时先后）

判断4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

根据

5,若xn++y->x+ym+则y比x金属性强

6.原电池反应中负极的金属性强

7.与同种氧化剂反应，先反应的金属性强

8.失去相似数目日勺电子，吸取能量少的金属性强

（4）非金属性强弱的判断措施

本质原子越易得电子，非金属性越强

判断1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

措施2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极

上得电子时先后）

3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强

4.An-+B一Bm-A则B比A非金属性强

5.与同种还原剂反应，先反应的非金属性强

6.得到相似数目的电子，放出能量多的非金属性强

（三）共价键

1、共价键的成键本质：成键原子互相靠近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反

时未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增长，体系能量减少。

2、共价键类型：

（1）。键和口键

O键冗键

成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”

电子云形状轴对称镜像对称

牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂

单键是◎键；双键有一种是◎键，另一种是兀键；三

成键判断规律

键中一种是◎键，另两个为兀键。

（2）极性键和非极性键

非极性键极性键

由不一样种元素的原子形成

由同种元素的原子形成的共价

定义的共价键，共用电子对发生偏

键，共用电子对不发生偏移

移

原子吸引电子能力相似不一样

共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的一方

成键原子的电性判

不显电性显电性

断根据

单质分子（如H2、Cl）和某气态氢化物，非金属氧化物、

举例2

些化合物（如Na2C>2、H2O2）酸根和氢氧根等

（3）配位键：一类特殊的共价键，一种原子提供空轨道，另一种原子提供一对电

子所形成的共价键。

①配位化合物:金属离子与配位体之间通过配位键形成的I化合物。如:Cu（H2O）4SO4

CU（NH3）4（OH）2.Ag（NH3）2OH、Fe（SCN）3等。

②配位化合物的构成：

配位原子（提供孤对电子）

I配位体

中心原子、一―

（提供空轨道[[@（瓯12口S0

内界外界配位数

3、共价键的三个键参数

概念对分子的影响

分子中两个成键原子核间距键长越短，化学键越强，形成的分

键长

离（米）子越稳定

对于气态双原子分子AB,拆键能越大，化学键越强，越牢固，

键能

开ImolA-B键所需的能量形成的分子越稳定

键角键与键之间日勺夹角键角决定分子空间构型

（1）键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性，键角决定分子空间构型和分

子的极性。

（2）键能与反应热：反应热=生成物键能总和一反应物键能总和

（四）分子的空间构型

1、等电子原理

原子总数相似、价电子总数相似日勺分子具有相似的化学键特性，许多性质是相似日勺,

此原理称为等电子原理。

（1）等电子体的判断措施：在微粒的构成上，微粒所含原子数目相似；在微粒的

构成上，微粒所含价电子数目相似；在微粒日勺构造上，微粒中原子的空间排列方式相似。

（等电子时推断常用转换法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3一或

SO2=O+O2=O3=N+O2=NO2）

（2）等电子原理的应用：运用等电子体的性质相似，空间构型相似，可运用来预

测分子空间的J构型和性质。

2、价电子互斥理论

(1)价电子互斥理论的基本要点：ABn型分子(离子)中中心原子A周围的价电

子对的几何构型，重要取决于价电子对数(n),价电子对尽量远离，使它们之间斥力

最小。

n234

jtwwwr

1800INCP18廿

/7

O'

(2)AB。型分子价层电子对的计算措施：

八r~切〜、中心原子力的价电子数+配位原子B提供的价电子数XB

价层电子对数目X)=-------------------------------

2

①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算,

5+1x5,

如：PC15中"一^-'

②0、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6；

③离子的价电子对数计算

+；2

如：NH4：T；SO4-："■

3、杂化轨道理论

(1)杂化轨道理论的基本要点：

①能量相近日勺原子轨道才能参与杂化。

②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方

向重叠，形成。键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共

价键稳定。

③杂化轨道能量相似，成分相似，如：每个sp3杂化轨道占有1个S轨道、3个p轨道。

④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。

(2)s、p杂化轨道和简朴分子几何构型的关系

3

杂化类型spsp2spsp3不等性杂化

轨道夹角180°120°109°28,

中心原子位置IIA,IIBIIIAIVAVAVIAVDA

中心原子孤对电子数000123

分子几何构型直线形三角形正四面体三角锥形V字形直线形

NHPHHOHS

实例BeCl2>HgCbBF3CH4>SiCl43>32>2HC1

(3)杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成。键或者用来容纳未参与成键

的孤对电子。

(4)中心原子杂化方式的判断措施：看中心原子有无形成双键或叁键，假如有1

个叁键，则其中有2个n键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；假如有1个双键

则其中有1个n键，形成的是sp2杂化；假如所有是单键，则形成的是sp3杂化。

4、分子空间构型、中心原子杂化类型和分子极性的关系

分子(离子)中心原子杂化VSEPR分子空间构键角分子

价电子对类型模型型极性

co22sp直线直线形180°非

Sp?平面三角极

so23V字形

3

H2O、OF23sp平面三角V字形—极

HCN2sp直线直线形180°极

3正四面体三角锥形,极

NH34sp107°18

BF3、SO33Sp?平面三角平面三角形120°非

3

H3O+4sp正四面体三角锥形107°18,—

3正四面体形/

CH4>CCI44sp正四面体109°28非

+3正四面体正四面体形109°28'非

NH44sp

HCHO、COCI23Sp?平面三角平面三角形—极

(五)分子的性质

1、分子间作用力(范德华力和氢键)

(1)分子间作用力和化学键的比较

化学键分子间作用力

概念相邻原子间强烈的互相作用分子间微弱的互相作用

范围分子内或某些晶体内分子间

能量键能一般为120〜800kJ-mo「i约几到几十kJ-mol-1

性质影响重要影响物质的化学性质（稳定性）重要影响物质的物理性质（熔沸点）

（2）范德华力与氢键的比较

范德华力氢键

物质分子间存在的微弱互分子间（内）电负性较大的成键原子通过H

概念

相作用原子而形成的静电作用

分子中具有与H原子相结合的原子半径小、

存在范围分子间

电负性大、有孤对电子的F、O、N原子

强度比较比化学键弱得多比化学键弱得多，比范德华力稍强

随分子极性和相对分子质

影响原因

量的增大而增大

随范德华力的增大,物质的分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水

性质影响熔沸点升高、溶解度增大中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点减

少、硬度减小

2、极性分子和非极性分子

（1）极性分子和非极性分子

<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。如：①只由非极性

键构成的同种元素的双原子分子：氏、CL、N2等；②只由极性键构成，空间构型对称

的多原子分子：C02、CS2、BF3、CH4、CC14等；③极性键非极性键均有血CH2=CH2、

CH三CH、dX

<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不一样元素的双原子分子如：HCL

HF等。②折线型分子，如H2O、H2s等。③三角锥形分子如NH3等。

（2）共价键的极性和分子极性的关系：

两者研究对象不一样，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子自身；

两者研究的方向不一样，键的极性研究时是共用电子对时偏离与偏向，而分子的极性研

究的是分子中电荷分布与否均匀。非极性分子中，也许具有极性键，也也许具有非极性

键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只具有极性键，非金属单质F2、N2、P4、

S8等只具有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既具有极性键又具有非极性键；极性分子

中，一定具有极性键，也许具有非极性键，如HC1、H2S>a。2等。

（3）分子极性的判断措施

①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、

Ne等。

②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HC1、HBr等；若含非极性键，就

是非极性分子，如02、L等。

③以极性键结合的多原子分子，重要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极

性。若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH’等。

若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如Nth、SCh等。

④根据ABn的中心原子A的最外层价电子与否所有参与形成了同样的共价键。（或

A与否达最高价）

（4）相似相溶原理

①相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

②相似相溶原理的合用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。

③假如存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢

键互相作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。

3、有机物分子的手性和无机含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全相似的构成和原子排列的一对分子，如同左手与右手同样互

为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体（又称对映异构体、光学异构体）。

具有手性异构体日勺分子叫做手性分子。

②手性分子的判断措施：判断一种有机物与否具有手性异构体，可以看其具有的碳

原子与否连有四个不一样的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。手

性碳原子必须是饱和碳原子，饱和碳原子所连有的原子和原子团必须不一样。

（2）无机含氧酸分子的酸性

①酸的元数=酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些

氢原子不是连在氧原子上）

②含氧酸可表达为：（HO）mROn,酸时强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越

大，酸性越强。

n=0弱酸n=l中强酸n=2强酸n=3超强酸

（六）晶体的构造和性质

1、四大晶体的比较

晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体

构成晶体微粒阴、阳离子原子分子金属阳离子、自由电子

粒子间作用力离子键共价键范德华力微粒间日勺静电作用

熔沸点较高很高低有高、有低

硬度硬而脆大小有高、有低

不良（熔融或水绝缘、半导

物导电性不良良导体

溶液中导电）体

理

传热性不良不良不良良

性

质延展性不良不良不良良

易溶于极性溶极性分子易溶于极一般不溶于溶剂，钠等

不溶于任

溶解性剂，难溶于有机性溶剂;非极性分子可与水、醇类、酸类反

何溶剂

溶剂易溶于非极性溶剂应

经典实例NaOH、NaCl金刚石p4＞干冰、硫钠、铝、铁

2、经典晶体的构造特性

（1）NaCl

属于离子晶体。晶胞中每个Na+周围吸引着6个C「，这些CF构成的几何图形

是正八面体，每个C「周围吸引着6个Na+,Na\C「个数比为1：1,每个Na卡与12个

Na+等距离相邻，每个氯化钠晶胞具有4个Na+和4个C1,

（2）CsCl

属于离子晶体。晶胞中每个C「（或Cs+）周围与之最靠近且距离相等的Cs+（或

CD共有8个，这几种Cs+（或C「）在空间构成的几何构型为立方体，在每个Cs+周

围距离相等且近来的Cs+共有6个，这几种Cs+在空间构成的几何构