【人教版】高中化学选修3知识点总结：第二章分子结构与性质(精华版)

第二章分子结构与性质（知识点集锦）一、共价键非金属元素原子之间以共用电子对形式形成的化学键叫做共价键。

它具有饱和性和方向性。

通过以前的学习我们知道共价键可以分为极性共价键和非极性共价键。

按电子云重叠的方式，共价键又可以分为键和键。

两个原子的电子云以“头碰头”的方式重叠形成的共价键是键，其电子云图像为轴对称图形。

键强度较大，不易断裂。

两个原子的电子云以“肩并肩”的方式重叠形成的共价键是键，其电子云图像为镜面对称图形。

键强度较小，不牢固，易断裂。

s 电子云形式为圆球形，p 电子云为哑铃形。

所以s 电子云只能形成键，p 电子云既能形成键又能形成键。

判断键和键的一般规律是：共价单键是键；双键中有一个键和一个键；三键中有一个键和两个键。

二、键参数——键能、键长与键角键能越大，化学键越稳定，越不容易被打断。

键长越短，键能越大，化学键越稳定，键的长短往往与原子半径的大小有关。

键角是两个共价键之间的夹角。

2CO 为直线形分子，键角为0180；2H O 为V 形，键角为0105；3NH 为三角锥形，键角为0'10718；4CH 和4CCl 为正四面体形，键角为0'10928；白磷（4P ）也为正四面体形，键角为060。

三、等电子体原子总数相同，价电子总数也相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多化学性质是相似的。

如CO 和2N 就是等电子体。

2N 的结构式是，所以CO 的结构式是。

四、几种常见共价化合物的形成过程及立体构型(重点记忆)为什么以上五种分子会有不同的立体构型呢？为了解释这一现象，提出了价层电子对互斥理论。

五、价层电子对互斥理论（VSERP theory ）价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括键电子对和中心原子上的孤电子对。

我们可利用中心原子上键的总数与孤电子对的总数和来推测分子或离子的价层电子对互斥模型（VSERP 模型）。

两者和为2，则VSERP 模型为直线形；和为3，则为平面三角形；和为4，则为四面体形。

人教版高三化学选修三第二章知识点：分子
的性质（人教版）
(1)分子质量和体积都很小。

(2)分子总是在不断运动着的。

温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。

(3)分子之间有间隔。

一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。

气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。

(4)同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。

我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。

精品小编为大家提供的人教版高三化学选修三第二章知识点，大家仔细阅读了吗?最后祝同学们学习进步。

人教版高三化学选修3第一轮复习重点：第二节原子结构与元素的性质
高三化学复习知识点：一元弱酸的判断。

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）。

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。

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）。

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。

高中化学学习材料唐玲出品第二章分子结构与性质第二节分子间作用力1 根据人们的实践经验，一般说来，极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂。

试判断下列叙述是否正确。

（1）氯化氢易溶于水，不易溶于苯（非极性分子）。

（2）碘易溶于CCl4（非极性分子），也易溶于水。

（3）食盐易溶于水，不易溶于汽油（非极性分子的混合物）。

2 H2O与H2S结构相似，都是V型的极性分子，但是H2O的沸点是100℃，H2S的沸点是—60.7℃。

引起这种差异的主要原因是A.范德华力B.共价键C.氢键D.相对分子质量3 下列叙述正确的是A.分子晶体中都存在共价键B.F2、C12、Br2、I2的熔沸点逐渐升高与分子间作用力有关C.含有极性键的化合物分子一定不含非极性键D.只要是离子化合物，其熔点一定比共价化合物的熔点高4 下列各组物质的熔沸点高低只与范德华力有关的是A. HI HBr HCl HFB. Li Na K RbC. LiCl HCl HBr RbClD. F2 Cl2 Br2 I25 在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与键能无关的变化规律是A.HF、HCl、HBr、HI的热稳性依次减弱B.金刚石的硬度大于硅，其熔、沸点也高于硅C.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低D.F2、Cl2、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高6 有下列两组命题B组中命题正确，且能用A组命题加以正确解释的是A.Ⅰ① B．Ⅱ② C．Ⅲ③ D．Ⅳ④A组B组Ⅰ．H—I键键能大于 H—Cl键键能①HI比HCI稳定Ⅱ．H—I键键能小于H—C1键键能②HCl比HI稳定Ⅲ．HI分子间作用力大于HCl分子间作用力③HI沸点比HCl高Ⅳ．HI分子间作用力小于HCl分子间作用力④HI沸点比HCl低7 自然界中往往存在许多有趣也十分有意义的现象，下表列出了若干化合物的结构简式、化学式、相对分子质量和沸点。

a hingsintheirbei 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）。

t h i ng si nt he i rb ei n ga re go od fo rs 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2n 2；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 。

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p 0、d 0、f 0、p 3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时,是较稳定状态;前36号元素中,全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；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：Ar4s1;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,锂的电负性为作为相对标准,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,非金属的电负性一般大于,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在左右;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,非金属的电负性一般大于,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σ键和π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AgNH32OH,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HOmROn,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。

第二章分子结构与性质第三节分子的性质第1课时分子的性质（1）知识归纳一、键的极性和分子的极性1．键的极性共价键分类极性共价键非极性共价键成键原子不同种元素的原子同种元素的原子电子对发生偏移_________________成键原子的电性一个原子呈正电性(δ+)，一个原子呈负电性(δ—)电中性示例-、H2、O2、Cl22．分子的极性分子有极性分子和非极性分子之分。

分子产生极性是由于分子中的原子对共用电子对的吸引能力不同导致的。

（1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心_____________，使分子的某一部分呈正电性（δ+）,另一部分呈负电性(δ−），这样的分子是极性分子。

如H2O、CH3Cl分子等。

（2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心________,这样的分子是非极性分子。

如P4、CO2分子等.3．键的极性与分子的极性关系分子的极性是分子中化学键的极性的____________。

由非极性键形成的双原子或多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。

例如H2、N2、C60、P4等。

含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性的向量和是否等于零而定。

当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子,如CO2、BF3、CH4等；当分子中各个键的极性的向量和不等于零时，是极性分子,如HCl、H2O、H2O2、NH3等.可见，只含有非极性键的分子一定是非极性分子,含有极性键的分子不一定是极性分子。

在进行有关分子极性的判断时，一定要具体情况具体分析.4．分子极性的判断由于极性分子、非极性分子的概念比较抽象，下面介绍几种简单的判断分子极性的经验规则：(1）一般情况下,单质分子为非极性分子(但O3为极性分子），而AB型的分子均为极性分子。

（2）若分子结构呈几何空间对称，为正某某图形，则为非极性分子.二、范德华力及其对物质性质的影响1．范德华力对气体加压降温,可使其液化；对液体降温时，可使其凝固,这表明分子之间存在着相互作用力。

人教版化学选修三《物质结构》知识总结第二章分子结构与性质第一节共价键一、共价键1共价键的本质和特征1）本质：原子之间形成共用电子对。

2）特征：饱和性、方向性。

2．共价键的形成条件同种非金属原子或不同种非金属原子之间、不活泼的金属原子与非金属原子之间形成共价键（其成键原子的最外层电子排布不一定具有与稀有气体相同的稳定结构，即最外层电子不一定达到饱和状态）。

（1）共价键的成键微粒为原子，形成共价键的两种原子对应元素的电负性相差较小。

（2）AlCl3的组成元素均为较活泼的元素，但AlCl3为共价化合物。

类似的还有BeCl2等，也为共价化合物。

（3）共价键可分为极性共价键和非极性共价键。

3、共价键的类型1）σ键形成成键原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠而形成类型s­s型s­p型p ­p型特征①以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变，这种特征称为轴对称。

②σ键的强度较大。

2 π键形成由两个原子的p轨道、“肩并肩”重叠形成的p­p型特征①每个π键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称。

②π键不能旋转，不如σ键牢固，较易断裂3 σ键与π键的比较共价键类型σ键π键电子云重叠方式沿键轴方向相对重叠沿键轴方向平行重叠电子云重叠部位两原子核之间，在键轴处键轴上方和下方，键轴处为零电子云重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是σ键；共价双键中一个是σ键，一个是π键；共价三键中一个是σ键，两个是π键1）所有的共价键都有饱和性，但不是所有的共价键都有方向性，如两个1s轨道H原子与H 原子重叠形成的s­s σ键没有方向性。

2）共价分子中可以只存在σ键但不能只存在π键，因为两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键(也就是说π键必须与σ键共存)。

高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.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顺序填入核外电子运动轨道，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。

（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。

（4）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。

2.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数。

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。

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，碱金属第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。

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b键和n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。

分子构型杂化轨道理杂化类型桑优轨道鼓目棊化轨道间空间构型实例sp2180*直缕孫BeC!2512Q4平面三第形BF3邨4 3 2計正四面库CH4斑能讎长分子的性殛3.配位化合物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, 空间构型，不包括孤对电子。

⑴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。