高中化学必修3知识点总结

中学化学必修3学问点总结

（学习（方法））千千万，牢记学问第一条。大家在学习化学的时候

有没有因为各种各样的方程以及困难的化学关系弄的源头转向呢，下面就

来在跟着一起来复习中学化学必修3学问点（总结）吧。

中学化学必修3学问点总结

第一章原子结构与性质.

一、相识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子

轨道（能级）的含义.

1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大

小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大;

离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.

电子层（能层）：依据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电

子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、

M、N、0、P、Q.

原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在

不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形态的轨道，s

轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较困难.各轨道的伸展方向

个数依次为1、3、5、7.

2.（构造原理）

了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表

示1-36号元素原子核外电子的排布.

(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方

一直进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的

两个电子.

(2).原子核外电子排布原理.

①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨

道.

②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.

③・洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨

道，且自旋状态相同.

洪特规则的特例:在等价轨道的全充溢(p6、dl0,fl4)>半充溢(p3、d5、

f7)、全空时(pO、dO、fO)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr

Ar]3d54sl>29CuAr]3dl04sl.

(3).驾驭能级交织图和1-36号元素的核外电子排布式.

①依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图团箭头所示的依次。

②依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图团所示,

由下而上表示七个能级组，其能量依次上升;在同一能级组内，从左到右能

量依次上升。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的依次依次排布。

3.元素电离能和元素电负性

第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正

离子所须要的能量叫做第一电离能。常用符号II表示，单位为kJ/mol。

(1).原子核外电子排布的周期性.

随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的改变:每

隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从nsl到ns2np6

的周期性改变.

（2）.元素第一电离能的周期性改变.

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性改变：

团同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，稀有气体的第一

电离能最大，碱金属的第一电离能最小；

团同主族从上到下，第一电离能有渐渐减小的趋势.

说明：

①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为

全满、半满时较相邻元素要大即第团A族、第回A族元素的第一电离能分

别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一电离能的运用：

a.电离能是原子核外电子分层排布的试验验证.

b.用来比较元素的金属性的强弱.11越小，金属性越强，表征原子失电

子实力强弱.

（3）.元素电负性的周期性改变.

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的实力叫做该元素的

电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性改变：同周期从左到右，

主族元素电负性渐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.

电负性的运用：

a.确定元素类型（一般1.8,非金属元素;1.8,金属元素）.

b.确定化学键类型（两元素电负性差值1.7,离子键;1.7,共价键）.

c.推断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.

d.电负性是推断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子

实力强弱).

例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能渐渐上升

的依次排列的是

A.K、Na、LiB.N、0、CC.CLS、PD.AI、Mg、Na

例9.已知X、Y元素同周期，且电负性XY,下列说法错误的是

A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价

B.第一电离能可能Y小于X

C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性

D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

二.化学键与物质的性质.

内容：离子键一一离子晶体

1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCI型和CsCI型离

子晶体的结构特征，能用晶格能说明离子化合物的物理性质.

(1).化学键：相邻原子之间剧烈的相互作用.化学键包括离子键、共价

键和金属键.

(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.

离子键强弱的推断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强,

离子晶体的熔沸点越高.

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开Imol离

子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所汲取的能量.晶格能越大，离子晶体

的熔点越高、硬度越大.

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.

典型的离子晶体结构：NaCI型和CsCI型.氯化钠晶体中，每个钠离子

四周有6个氯离子，每个氯离子四周有.6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含

有4个钠离子和4个氯离子;氯化钠晶体中，每个钠离子四周有8个氯离子,

每个氯离子四周有8个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有1个钠离子和1个

氯离子.

(3).晶胞中粒子数的计算方法-均摊法.

2.了解共价键的主要类型。键和71键，能用键能、键长、键角等数据

说明简洁分子的某些性质(对o键和n键之间相对强弱的比较不作要求).

(1).共价键的分类和推断：a键("头碰头"重叠)和n键("肩碰肩"重叠)、

极性键和非极性键，还有一类特别的共价键-配位键.

(2).共价键三参数.

共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=全部反应物键能总和-全

部生成物键能总和.

3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差

异.

⑴共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.

(2)键的极性：

极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的实力不

同，共用电子对发生偏移.

非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的实力相

同，共用电子对不发生偏移.

⑶分子的极性：

①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.

非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.

②分子极性的推断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型

两个方面共同确定.

非极性分子和极性分子的比较

4.分子的空间立体结构(记住)

常见分子的类型与形态比较

5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构

与性质的关系.

(1).原子晶体：全部原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以

共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.

(2),典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2).

金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每

个碳原子与四周四个碳原子形成四个共价键;晶体硅的结构与金刚石相像;

二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,

每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.

(3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的推断：原子半径越小，形成

共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚

石碳化硅晶体硅.

6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论说明金属的一些物

理性质.知道金属晶体的基本积累方式，了解常见金属晶体的晶胞结构(晶

体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求).

(1).金属键:金属离子和自由电子之间剧烈的相互作用.

请运用自由电子理论说明金属晶体的导电性、导热性和延展性.

（2）①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.

②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的改变规律:阳离子所带电荷越多、

半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：NaNaKRbCs.金属键的强弱可

以用金属的原子

7.了解简洁协作物的成键状况（协作物的空间构型和中心原子的杂化

类型不作要求）.

⑴配位键：一个原子供应一对电子与另一个接受电子的原子形成的共

价键.即成键的两个原子一方供应孤对电子，一方供应空轨道而形成的共价

键.

⑵①.协作物：由供应孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子

（或离子）以配位键形成的化合物称协作物,又称络合物.

②形成条件：a.中心原子（或离子）必需存在空轨道.b.配位体具有供应

孤电子对的原子.

③协作物的组成.

④协作物的性质：协作物具有肯定的稳定性.协作物中配位键越强，

协作物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，协作物的稳定性与配体

的性质有关.

三.分子间作用力与物质的性质.

1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区分.

分子间作用力:把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电

作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.

范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.

2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性

质的影响.

(1).分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.

典型的有冰、干冰.

(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的推断：组成和结构相

像的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物

质熔化和气化就须要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的

熔沸点往往反常地高.

3.了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对强弱的比较不作要

求).

NH3、H20、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族(其它)元

素氢化物的沸点反常地高.

影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性

表示方法：X-H......Y(NOF)一般都是氢化物中存在.

4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒

间作用力的区分.

四、几种比较

1、离子键、共价键和金属键的比较

2、非极性键和极性键的比较

3.物质溶沸点的比较(重点)

⑴不同类晶体：一般状况下，原子晶体离子晶体分子晶体

(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高,反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点

就越高。

②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

⑶常温常压下状态

①熔点：固态物质液态物质

②沸点：液态物质气态物质

中学化学必修三学问点总结：原子结构与性质1能级与能层

团构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电

子按右图依次填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道,

这种现象叫能级交织。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低

（事实上4s能级比3d能级能量高），而是指这样依次填充电子可以使整个

原子的能量最低。

（2）能量最低原理现代物质结构理论证明，原子的电子排布遵循构造原

理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。构造原理和能

量最低原理是从整体角度考虑原子的能量凹凸，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳

两个电子，且电旋方向相反（用"个表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。

⑷洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是

优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则

洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充溢或全充

溢时，原子处于较稳定的状态。

4.基态原子核外电子排布的表示方法

⑴电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电

子数，这就是电子排布式，例如K：Is22s22p63s23p64slo

②为了避开电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元

素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：

[Ar]4slo

③外围电子排布式（价电子排布式）

⑵电子排布图（轨道表示式）是指将过渡元素原子的电子排布式中符合

上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族

元素的内层电子排布省略后剩下的式子。每个方框或圆圈代表一个原子轨

道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为

二.原子结构与元素周期表

1.一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类

2n2。但一个能级组不肯定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2.元素周期表的分区

⑴依据核外电子排布

确定元素在周期表中位置的方法

?若已知元素序数Z,找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R,

先确定其周期数。再根究Z-R的值，确定元素所在的列，依照周期表的

结构数出所在列对应的族序数。

③若已知元素的外围电子排布，可干脆推断该元素在周期表中的位

置。如：某元素的外围电子排布为4s24P4,由此可知，该元素位于p区,

为第四周期团A族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序

数，但应留意过渡元素（副族与第回族）的最大能层为其周期数，外围电子数

应为其纵列数而不是其族序数胸系、钢系除外）。

⑵主族元素价电子数=族序数，副族元素IHB-VIII族价电子数=族序数

IB,IIB价电子的最外层数=族序数