高中化學必修3知識點總結(jié)

中學化學必修3學問點總結(jié)

（學習（方法））千千萬，牢記學問第一條。大家在學習化學的時候

有沒有因為各種各樣的方程以及困難的化學關(guān)系弄的源頭轉(zhuǎn)向呢，下面就

來在跟著一起來復習中學化學必修3學問點（總結(jié)）吧。

中學化學必修3學問點總結(jié)

第一章原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì).

一、相識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子

軌道（能級）的含義.

1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大

小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大;

離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.

電子層（能層）：依據(jù)電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電

子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、

M、N、0、P、Q.

原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在

不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形態(tài)的軌道，s

軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較困難.各軌道的伸展方向

個數(shù)依次為1、3、5、7.

2.（構(gòu)造原理）

了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表

示1-36號元素原子核外電子的排布.

(1).原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方

一直進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的

兩個電子.

(2).原子核外電子排布原理.

①.能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進入能量高的軌

道.

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

③?洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌

道，且自旋狀態(tài)相同.

洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充溢(p6、dl0,fl4)>半充溢(p3、d5、

f7)、全空時(pO、dO、fO)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr

Ar]3d54sl>29CuAr]3dl04sl.

(3).駕馭能級交織圖和1-36號元素的核外電子排布式.

①依據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖團箭頭所示的依次。

②依據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖團所示,

由下而上表示七個能級組，其能量依次上升;在同一能級組內(nèi)，從左到右能

量依次上升?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的依次依次排布。

3.元素電離能和元素電負性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正

離子所須要的能量叫做第一電離能。常用符號II表示，單位為kJ/mol。

(1).原子核外電子排布的周期性.

隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的改變:每

隔肯定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從nsl到ns2np6

的周期性改變.

（2）.元素第一電離能的周期性改變.

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性改變：

團同周期從左到右，第一電離能有漸漸增大的趨勢，稀有氣體的第一

電離能最大，堿金屬的第一電離能最??；

團同主族從上到下，第一電離能有漸漸減小的趨勢.

說明：

①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為

全滿、半滿時較相鄰元素要大即第團A族、第回A族元素的第一電離能分

別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：

a.電離能是原子核外電子分層排布的試驗驗證.

b.用來比較元素的金屬性的強弱.11越小，金屬性越強，表征原子失電

子實力強弱.

（3）.元素電負性的周期性改變.

元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的實力叫做該元素的

電負性。

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性改變：同周期從左到右，

主族元素電負性漸漸增大;同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.

電負性的運用：

a.確定元素類型（一般1.8,非金屬元素;1.8,金屬元素）.

b.確定化學鍵類型（兩元素電負性差值1.7,離子鍵;1.7,共價鍵）.

c.推斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，小的為正價）.

d.電負性是推斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)(表征原子得電子

實力強弱).

例8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能漸漸上升

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，且電負性XY,下列說法錯誤的是

A.X與Y形成化合物時，X顯負價，Y顯正價

B.第一電離能可能Y小于X

C.最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱于Y對應的酸性

D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于HmX

二.化學鍵與物質(zhì)的性質(zhì).

內(nèi)容：離子鍵一一離子晶體

1.理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解NaCI型和CsCI型離

子晶體的結(jié)構(gòu)特征，能用晶格能說明離子化合物的物理性質(zhì).

(1).化學鍵：相鄰原子之間劇烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價

鍵和金屬鍵.

(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.

離子鍵強弱的推斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強,

離子晶體的熔沸點越高.

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開Imol離

子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所汲取的能量.晶格能越大，離子晶體

的熔點越高、硬度越大.

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCI型和CsCI型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子

四周有6個氯離子，每個氯離子四周有.6個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含

有4個鈉離子和4個氯離子;氯化鈉晶體中，每個鈉離子四周有8個氯離子,

每個氯離子四周有8個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有1個鈉離子和1個

氯離子.

(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法-均攤法.

2.了解共價鍵的主要類型。鍵和71鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據(jù)

說明簡潔分子的某些性質(zhì)(對o鍵和n鍵之間相對強弱的比較不作要求).

(1).共價鍵的分類和推斷：a鍵("頭碰頭"重疊)和n鍵("肩碰肩"重疊)、

極性鍵和非極性鍵，還有一類特別的共價鍵-配位鍵.

(2).共價鍵三參數(shù).

共價鍵的鍵能與化學反應熱的關(guān)系:反應熱=全部反應物鍵能總和-全

部生成物鍵能總和.

3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質(zhì)的差

異.

⑴共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.

(2)鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的實力不

同，共用電子對發(fā)生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的實力相

同，共用電子對不發(fā)生偏移.

⑶分子的極性：

①極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.

非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.

②分子極性的推斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構(gòu)型

兩個方面共同確定.

非極性分子和極性分子的比較

4.分子的空間立體結(jié)構(gòu)(記住)

常見分子的類型與形態(tài)比較

5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)

與性質(zhì)的關(guān)系.

(1).原子晶體：全部原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以

共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體.

(2),典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2).

金剛石是正四面體的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每

個碳原子與四周四個碳原子形成四個共價鍵;晶體硅的結(jié)構(gòu)與金剛石相像;

二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子,

每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵.

(3).共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的推斷：原子半徑越小，形成

共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛

石碳化硅晶體硅.

6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論說明金屬的一些物

理性質(zhì).知道金屬晶體的基本積累方式，了解常見金屬晶體的晶胞結(jié)構(gòu)(晶

體內(nèi)部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結(jié)構(gòu)參數(shù)相關(guān)的計算不作要求).

(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間劇烈的相互作用.

請運用自由電子理論說明金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.

（2）①金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的改變規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、

半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：NaNaKRbCs.金屬鍵的強弱可

以用金屬的原子

7.了解簡潔協(xié)作物的成鍵狀況（協(xié)作物的空間構(gòu)型和中心原子的雜化

類型不作要求）.

⑴配位鍵：一個原子供應一對電子與另一個接受電子的原子形成的共

價鍵.即成鍵的兩個原子一方供應孤對電子，一方供應空軌道而形成的共價

鍵.

⑵①.協(xié)作物：由供應孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子

（或離子）以配位鍵形成的化合物稱協(xié)作物,又稱絡合物.

②形成條件：a.中心原子（或離子）必需存在空軌道.b.配位體具有供應

孤電子對的原子.

③協(xié)作物的組成.

④協(xié)作物的性質(zhì)：協(xié)作物具有肯定的穩(wěn)定性.協(xié)作物中配位鍵越強，

協(xié)作物越穩(wěn)定.當作為中心原子的金屬離子相同時，協(xié)作物的穩(wěn)定性與配體

的性質(zhì)有關(guān).

三.分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì).

1.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)分.

分子間作用力:把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電

作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.

范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

2.知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質(zhì)某些物理性

質(zhì)的影響.

(1).分子晶體:分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體.

典型的有冰、干冰.

(2).分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的推斷：組成和結(jié)構(gòu)相

像的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物

質(zhì)熔化和氣化就須要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的

熔沸點往往反常地高.

3.了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響(對氫鍵相對強弱的比較不作要

求).

NH3、H20、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族(其它)元

素氫化物的沸點反常地高.

影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大溶沸點，增大溶解性

表示方法：X-H......Y(NOF)一般都是氫化物中存在.

4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒

間作用力的區(qū)分.

四、幾種比較

1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較

2、非極性鍵和極性鍵的比較

3.物質(zhì)溶沸點的比較(重點)

⑴不同類晶體：一般狀況下，原子晶體離子晶體分子晶體

(2)同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點間的作用大，則熔沸點高,反之則小。

①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點

就越高。

②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。

⑶常溫常壓下狀態(tài)

①熔點：固態(tài)物質(zhì)液態(tài)物質(zhì)

②沸點：液態(tài)物質(zhì)氣態(tài)物質(zhì)

中學化學必修三學問點總結(jié)：原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)1能級與能層

團構(gòu)造原理：隨著核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電

子按右圖依次填入核外電子運動軌道（能級），叫做構(gòu)造原理。

能級交織：由構(gòu)造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道,

這種現(xiàn)象叫能級交織。說明：構(gòu)造原理并不是說4s能級比3d能級能量低

（事實上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣依次填充電子可以使整個

原子的能量最低。

（2）能量最低原理現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證明，原子的電子排布遵循構(gòu)造原

理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。構(gòu)造原理和能

量最低原理是從整體角度考慮原子的能量凹凸，而不局限于某個能級。

（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，一個軌道里最多只能容納

兩個電子，且電旋方向相反（用"個表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

⑷洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是

優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則

洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數(shù)為全空、半充溢或全充

溢時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。

4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

⑴電子排布式①用數(shù)字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電

子數(shù)，這就是電子排布式，例如K：Is22s22p63s23p64slo

②為了避開電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元

素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：

[Ar]4slo

③外圍電子排布式（價電子排布式）

⑵電子排布圖（軌道表示式）是指將過渡元素原子的電子排布式中符合

上一周期稀有氣體的原子的電子排布式的部分（原子實）或主族元素、0族

元素的內(nèi)層電子排布省略后剩下的式子。每個方框或圓圈代表一個原子軌

道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

二.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

1.一個能級組最多所容納的電子數(shù)等于一個周期所包含的元素種類

2n2。但一個能級組不肯定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區(qū)

⑴依據(jù)核外電子排布

確定元素在周期表中位置的方法

?若已知元素序數(shù)Z,找出與之相近上一周期的惰性氣體的原子序數(shù)R,

先確定其周期數(shù)。再根究Z-R的值，確定元素所在的列，依照周期表的

結(jié)構(gòu)數(shù)出所在列對應的族序數(shù)。

③若已知元素的外圍電子排布，可干脆推斷該元素在周期表中的位

置。如：某元素的外圍電子排布為4s24P4,由此可知，該元素位于p區(qū),

為第四周期團A族元素。即最大能層為其周期數(shù)，最外層電子數(shù)為其族序

數(shù)，但應留意過渡元素（副族與第回族）的最大能層為其周期數(shù)，外圍電子數(shù)

應為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)胸系、鋼系除外）。

⑵主族元素價電子數(shù)=族序數(shù)，副族元素IHB-VIII族價電子數(shù)=族序數(shù)

IB,IIB價電子的最外層數(shù)=族序數(shù)