高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
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高中化学 选修 3 知识点总结
主要知识要点：
1、原子结构
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、晶体的结构和性质
（一）原子结构
1、能层和能级
（1）能层和能级的划分
①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级 s、p、d、f，能量
由低到高依次为 s、p、d、f。
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能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系
每能层所容纳的最多电子数是： 2n2（n：能层的序数）。
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2、构造原理
（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，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依据，也是绘制基态原子轨道表示式
的主要依据之一。
（3）不同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 2n2 ；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。处于 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）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃
迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激
发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱
（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
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。
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（2）原子轨道： 不同能级上的电子出现 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， np 能级各有 3 个原子轨道，相互垂直（用 px、py、pz 表示）； nd 能级各有
5 个原子轨道； nf 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，优先占据不同的轨道，且自
旋方向相同。
（4）洪特规则的特例：电子排布在 p、d、f 等能级时，当其处于全空 、半充满或
全充满时，即 p0、d0、f 0、p3、d5、f 7、p6、d10、f 14，整个原子的能量最低，最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，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“整个原子处于能量最低状态”。
（5）（ n-1） d 能级上电子数等于 10 时，副族元素的族序数 =ns 能级电子数
（二）元素周期表和元素周期律
1、元素周期表的结构
元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，
原子的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）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行
元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，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
族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的
一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ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分成 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后填入电子的能级的符号。
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2、元素周期律
元素的性质随着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
主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、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 右） 同主族（上 下）
原子
结构
核电荷数 逐渐增大 增大
能层（电子层）数 相同 增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
元素
性质
化合价 最高正价由 +1 +7 负价数 =（8
—族序数）
最高正价和负价数均相
同，最高正价数 =族序数
元素的金属性和非
金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐
增强
金属性逐渐增强，非金属
性逐渐减弱
第一电离能 呈增大趋势（注意反常点：Ⅱ A
族和Ⅲ A 族、Ⅴ A 族和Ⅵ A 族）
逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
（2）微粒半径的比较方法
①同一元素： 一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径， 阳离子
的离子半径小于相应原子的原子半径。
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+>Mg 2+>Al 3+
（3）元素金属性强弱的判断方法
本质 原子越易失电子，金属性越强。
判断
依据
1. 在金属活动顺序表中越靠前，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
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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
上得电子的先后）
4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
5. 若 x n++y x+y m+ 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. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强
（4）非金属性强弱的判断方法
本质 原子越易得电子，非金属性越强
判断
方法
1. 与 H2 化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
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
上得电子的先后 ）
3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强
4. A n-+B 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. 得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强
（三）共价键
1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反
的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。
2、共价键类型：
（1） σ键和 π 键
σ键 π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
成键判断规律 单键是 σ键；双键有一个是 σ键，另一个是 π键；三
键中一个是 σ键，另两个为 π键。
（2）极性键和非极性键
非 极 性 键 极 性 键
定义
由同种元素的原子形成的共价
键，共用电子对不发生偏移
由不同种元素的原子形成的
共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力 相同 不同
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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
断依据 不显电性 显电性
举例 单质分子（如 H2、Cl 2）和某
些化合物（如 Na2O2、H2O2）
气态氢化物，非金属氧化物、
酸根和氢氧根等
（3）配位键：一类特殊的共价键，一个原子提供空轨道，另一个原子提供一对电
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化合物。 如：Cu( H2O) 4SO4、
Cu( NH 3) 4( OH) 2、Ag( NH3)2OH 、Fe( SCN) 3 等。
②配位化合物的组成：
3、共价键的三个键参数
概念 对分子的影响
键长
分子中两个成键原子核间距
离（米）
键长越短， 化学键越强， 形成的分
子越稳定
键能
对于气态双原子分子 AB ，拆
开 1molA-B 键所需的能量
键能越大，化学键越强，越牢固，
形成的分子越稳定
键角 键与键之间的夹角 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－反应物键能总和
（四）分子的空间构型
1、等电子原理
原子总数相同、 价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征， 许多性质是相似的，
此原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的
构成上， 微粒所含价电子数目相同； 在微粒的结构上， 微粒中原子的空间排列方式相同。
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（ 等 电 子 的 推 断 常 用 转 换 法 ， 如 CO 2=CO+O=N 2+O=N 2O=N 2+N — =N 3
— 或
SO2=O+O 2=O 3=N —
+O2= NO 2
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）
（ 2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预
测分子空间的构型和性质。
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，主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。
（2）AB n 型分子价层电子对的计算方法：
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，
如： PCl5 中
②O、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
如： NH 4
+： ；SO4
2- ：
3、杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论的基本要点：
①能量相近的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 σ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杂化轨道能量相同，成分相同，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。
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（2）s、p 杂化轨道和简单分子几何构型的关系
杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3 不等性杂化
轨道夹角 180 o 120 o 109o28′
中心原子位置 ⅡA，Ⅱ B ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
中心原子孤对电子数 0 0 0 1 2 3
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
实例 BeCl 2、HgCl 2 BF3 CH 4、SiCl 4 NH 3、PH3 H 2O、H 2S HCl
（3）杂化轨道的应用范围：杂化轨道只应用于形成 σ键或者用来容纳未参加成键
的孤对电子。
（4）中心原子杂化方式的判断方法： 看中心原子有没有形成双键或叁键， 如果有 1
个叁键，则其中有 2 个π键，用去了 2 个 p 轨道，形成的是 sp 杂化；如果有 1 个双键
则其中有 1 个 π键，形成的是 sp2 杂化；如果全部是单键，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
价电子对
杂化
类型
VSEPR
模型
分子空间构
型
键角 分子
极性
CO2 2 sp 直线 直线形 180 o 非
SO2 3 sp2 平面三角 V 字形 极
H2O、OF2 3 sp3 平面三角 V 字形 —— 极
HCN 2 sp 直线 直线形 180 o 极
NH 3 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18′ 极
BF 3、SO3 3 sp2 平面三角 平面三角形 120 o 非
H3O+ 4 sp3 正四面体 三角锥形 107 o18′ ——
CH 4、CCl4 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非
NH 4
+ 4 sp3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非
HCHO 、COCl 2 3 sp2 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 相邻原子间强烈的相互作用 分子间微弱的相互作用
范围 分子内或某些晶体内 分子间
能量 键能一般为 120～800kJ·mol － 1 约几到几十 kJ ·mol － 1
性质影响 主要影响物质的化学性质（稳定性） 主要影响物质的物理性质（熔沸点）
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（2）范德华力与氢键的比较
范德华力 氢键
概念
物质分子间存在的微弱相
互作用
分子间（内）电负性较大的成键原子通过 H
原子而形成的静电作用
存在范围 分子间 分子中含有与 H 原子相结合的原子半径小、
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
影响因素
随分子极性和相对分子质
量的增大而增大
性质影响
随范德华力的增大， 物质的
熔沸点升高、溶解度增大
分子间氢键使物质熔沸点升高硬度增大、水
中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降
低、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： H2、Cl 2、 N2 等；②只由极性键构成，空间构型对称
的多原子分子： CO2、CS2、BF3、CH 4、CCl4 等；③极性键非极性键都有的： CH 2=CH 2、
CH≡ CH、 。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。如：①不同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 NH 3 等。
（2）共价键的极性和分子极性的关系：
两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身；两
者研究的方向不同， 键的极性研究的是共用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的
是分子中电荷分布是否均匀。非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，
如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质 F2、N2、P4、S8
等只含有非极性键， C2H6、C2H4、C2H2 等既含有极性键又含有非极性键；极性分子中，
一定含有极性键，可能含有非极性键，如 HCl、H2S、 H2Ｏ2 等。
（3）分子极性的判断方法
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。
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②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如 HCl 、HBr 等；若含非极性键，就
是非极性分子，如 O2、I 2 等。
③以极性键结合的多原子分子， 主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 4 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 NH 3、SO2 等。
④根据 AB n 的中心原子 A 的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。 （或
A 是否达最高价）
（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相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。
③如果存在氢键，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
键相互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： 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互
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） 。
含有手性异构体的分子叫做手性分子。
②手性分子的判断方法： 判断一种有机物是否具有手性异构体， 可以看其含有的碳
原子是否连有四个不同的原子或原子团，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同。
（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含氧酸可表示为：（ HO） mROn,酸的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=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸
（六）晶体的结构和性质
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
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2、典型晶体的结构特征
（1） NaCl
属于离子晶体。晶胞中每个 Na+周围吸引着 6 个 Cl－ ，这些 Cl －构成的几何图形
是正八面体，每个 Cl －周围吸引着 6 个 Na+，Na+、Cl－个数比为 1：1，每个 Na+与 12 个
Na+等距离相邻，每个氯化钠晶胞含有 4 个 Na+和 4 个 Cl －。
（2） CsCl
属于离子晶体。晶胞中每个 Cl—（或 Cs+）周围与之最接近且距离相等的 Cs+（或
Cl—）共有 8 个，这几个 Cs+（或 Cl —）在空间构成的几何构型为立方体，在每个 Cs+周
围距离相等且最近的 Cs+共有 6 个，这几个 Cs+在空间构成的几何构型为正八面体，一
个氯化铯晶胞含有 1 个 Cs+和 1 个 Cl—
。
（3）金刚石（空间网状结构）
属于原子晶体。晶体中每个 C 原子和 4 个 C 原子形成 4 个共价键 ,成为正四面体结
构， C 原子与碳碳键个数比为 1：2，最小环由 6 个 C 原子组成，每个 C 原子被 12 个最
小环所共用；每个最小环含有 1/2 个 C 原子。
（4） SiO2
属于原子晶体。晶体中每个 Si 原子周围吸引着 4 个 O 原子，每个 O 原子周围吸引
着 2 个 Si 原子， Si、O 原子个数比为 1：2， Si 原子与 Si—O 键个数比为 1：4，O 原子
与 Si—O 键个数比为 1：2，最小环由 12 个原子组成。
（5）干冰
属于分子晶体。晶胞中每个 CO2 分子周围最近且等距离的 CO2 有 12 个。 1 个晶胞
中含有 4 个 CO2。
粒子间作用力 离子键 共价键 范德华力 微粒间的静电作用
物
理
性
质
熔沸点 较高 很高 低 有高、有低
硬度 硬而脆 大 小 有高、有低
导电性
不良（熔融或水
溶液中导电）
绝缘、 半导
体
不良 良导体
传热性 不良 不良 不良 良
延展性 不良 不良 不良 良
溶解性
易 溶 于 极 性 溶
剂，难溶于有机
溶剂
不 溶 于 任
何溶剂
极性分子易溶于极
性溶剂； 非极性分子
易溶于非极性溶剂
一般不溶于溶剂， 钠等
可与水、 醇类、 酸类反
应
典型实例 NaOH 、 NaCl 金刚石 P4、干冰、硫 钠、铝、铁
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（6）石墨
属于过渡性晶体。是分层的平面网状结构，层内 C 原子以共价键与周围的 3 个 C
原子结合，层间为范德华力。晶体中每个 C 原子被 3 个六边形共用 ,平均每个环占有 2
个碳原子。晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为 2：3。
（7）金属晶体
金属 Po（钋）中金属原子堆积方式是简单立方堆积，原子的配位数为 6，一个晶胞
中含有 1 个原子。金属 Na、K、Cr、Mo（钼）、 W 等中金属原子堆积方式是体心立方
堆积，原子的配位数为 8，一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Mg、 Zn、Ti 等中金属原子
堆积方式是六方堆积，原子的配位数为 12，一个晶胞中含有 2 个原子。金属 Au、Ag、
Cu、Al 等中金属原子堆积方式是面心立方堆积，原子的配位数为 12，一个晶胞中含有
4 个原子。
3、物质熔沸点高低的判断
（1）不同类晶体：一般情况下，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力大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体： 结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中离子半径小（或
阴、阳离子半径之和越小的），键能越强的，熔、沸点就越高。如 NaCl 、NaBr、Nal；
NaCl、KCl 、RbCl 等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如： MgO 熔
点高于 NaCl 。
②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，式量大的，分子间作用力就大，熔
点也高。如： F2、Cl 2、Br2、I 2 和 HCl 、HBr 、HI 等均随式量增大。熔、沸点升高。但结
构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚
石、金刚砂（碳化硅）、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。
④金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就
越高。如Ⅲ A 的 Al ，Ⅱ A 的 Mg ，IA 的 Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，
金属原子半径越小的，其熔沸点越高。
