高中化学选修3知识点总结复习过程
高 中 化 学 选 修 3 知 识
点 总 结
高中化学选修 3 知识点总结
二、复习要点
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）。
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。
（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、f14，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”。
电子数
（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。
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
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
质 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+>Mg2+>Al 3+
（3）元素金属性强弱的判断方法
金
属
性
比
较
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
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 xn++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
非
金
属
性
比
较
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
共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子一方
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 H 2、Cl 2）和某
些化合物（如 Na2O2、
H2O2）中含有非极性键
气态氢化物，非金属氧化物、酸
根和氢氧根中都含有极性键
（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（NH 3）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。（等电子的推断常用转换法，如 CO 2=CO+O=N 2+O= N 2O=
N2+ N — = N 3
—
或 SO2=O+O 2=O3=N — +O2= NO 2
—
）
（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： NH4+： ；SO42- ：
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。
（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 Ⅱ A，Ⅱ B Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A ⅥA Ⅶ A
中心原子孤对电子数 0 0 0 1 2 3
分子几何构型 直线形 平面三角形 正四面
体形
三角锥形 V 字形 直线形
实例 BeCl 2、 Hg BF3 CH 4、 NH 3、 PH3 H2O、 HCl
Cl 2 SiCl 4 H2S
（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 sp 2 杂化；如果全部是单键，则形成
的是 sp
3 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 分子的极性
CO2 2 sp 直线 直线形 180 o 非
SO2 3 sp 2 平面三角 V 字形 极
H 2O、 OF2、 3 sp 3 平面三角 V 字形 —— 极
HCN 2 sp 直线 直线形 180 o 极
NH 3 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ 极
BF 3、 SO3 3 sp 2 平面三角 平面三角形 120 o 非
H 3O+ 4 sp 3 正四面体 三角锥形 107 o18′ ——
CH4、 CCl4 4 sp 3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非
NH 4+ 4 sp 3 正四面体 正四面体形 109o28′ 非
HCHO、COCl 2 3 sp 2 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）
（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、Cl2、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、CH4、CCl4 等；③极性键非极
性键都有的： CH2=CH2、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。
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、I2 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、CH4 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
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
类型
比较 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
形成晶体作用力 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
极性溶剂中
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
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。
（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、Cl2、Br2、I2 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。
