高中化学选修 3 知识点
第一章 原子结构与性质
一.原子结构
1.能级与能层
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴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顺序填
入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：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
错。
说明：构造原理并不是说 4s 能级比 3d 能级能量低（实际上 4s 能级比 3d 能级能量高），
而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 也就是说，整个原子的能量不能机
械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理
现代物质结构理论证实，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高低，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，不可能同时存在 4 个量子数完全相同
的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），
这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）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。比如，p3 的轨道式为
或 ，而不是 。
洪特规则特例：当 p、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较
稳定的状态。即 p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14 时，是较稳定状态。
前 36 号元素中，全空状态的有 4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态
的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有
10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法
(1)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：
1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免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]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)
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.原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为 ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布
式除 He 为 1s2 外，其余为 ns2np6。He 核外只有 2 个电子，只有 1 个 s 轨道，还未出现 p
轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)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。但一个能级组不
一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
(1)根据核外电子排布
↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判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ⅥA 族元素。即最大能层为
其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ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(镧系、锕系除外)。
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去 1 个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中
性基态原子失去 1 个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，
原子越容易失去 1 个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA 族)第一电离能最小，稀
有气体(或 0 族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第
一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性
为 4.0，锂的电负性为 1.0 作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为
判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于
1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在 1.8 左右。它们既有金属性，又有非金
属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界
的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越
活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
3.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如
第二章 分子结构与性质
课标要求
1.了解共价键的主要类型 键和 键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质
2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），能用价层电子对互斥理论或者
杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。
3.了解简单配合物的成键情况。
4.了解化学键合分子间作用力的区别。
5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。
要点精讲
一.共价键
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云
具有镜像对称性。
3.键参数
①键能：气态基态原子形成 1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过 2 的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理[来源:学§科§网]
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
二.分子的立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2 分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对
空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键的比较
（2）配位化合物
①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为 Ag＋，配体为 NH3，配位数为 2。
三.分子的性质
1.分子间作用力的比较
2．分子的极性
(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。
(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。
3．溶解性
(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，
极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性
越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互
溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．
4．手性
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不
能重叠的现象。
5．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素 R 相同，则 n 值越大，R 的正电性越高，使
R—O—H 中 O 的电子向 R 偏移，在水分子的作用下越易电离出 H＋，酸性越强，如 HClO
＜HClO2＜HClO3＜HClO4
第三章 晶体结构与性质
一.晶体常识
1.晶体与非晶体比较
2.获得晶体的三条途径
①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）。③溶质从溶液中析
出。
3.晶胞
晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。
4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法
如某个粒子为 n 个晶胞所共有，则该粒子有 1/n 属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为
立方晶胞
立方晶胞中微粒数的计算方法如下：
注意：在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状
二.四种晶体的比较
2．晶体熔、沸点高低的比较方法
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子
晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
（2）原子晶体
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔
点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体
一般地说， 阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，相应
的晶格能大，其晶体的熔、沸点就越高。
（4）分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。
三.几种典型的晶体模型
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