高中化學選修3知識點總結同學們在學習高中化學選修3時，往往會感到這部分內(nèi)容與之前所學的知識差異較大，它更側(cè)重于從微觀層面揭示物質(zhì)的構成和性質(zhì)之間的內(nèi)在聯(lián)系。這需要我們建立起微觀粒子的空間想象能力，并理解其中蘊含的化學原理。下面，我將對選修3的核心知識點進行梳理，希望能幫助大家構建清晰的知識網(wǎng)絡，深化理解。一、原子結構與性質(zhì)物質(zhì)的性質(zhì)歸根結底是由其內(nèi)部結構決定的，而原子結構是物質(zhì)結構的基礎。這一章節(jié)我們將深入原子內(nèi)部，探索核外電子的運動狀態(tài)和排布規(guī)律，并以此為基礎理解元素的性質(zhì)及其周期性變化。（一）能層與能級在多電子原子中，電子的能量是不相同的。我們將原子核外電子按能量的差異分成不同的能層，用符號K、L、M、N、O、P、Q……表示，能量依次升高。在同一個能層中，電子的能量也可能存在微小的差異，因此能層又可以進一步劃分為不同的能級，常用s、p、d、f等符號表示。各能層所包含的能級種類和數(shù)量與能層序數(shù)（n）有關，第一能層（K）只有s能級，第二能層（L）有s、p能級，第三能層（M）有s、p、d能級，依此類推。不同能級所能容納的最多電子數(shù)也不同，s能級最多容納2個電子，p能級最多容納6個電子，d能級最多容納10個電子，f能級最多容納14個電子。（二）核外電子排布規(guī)律核外電子的排布遵循三個基本原理：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則。能量最低原理指的是電子在排布時，總是優(yōu)先占據(jù)能量較低的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。泡利不相容原理則表明，在一個原子軌道中，最多只能容納兩個電子，且這兩個電子的自旋狀態(tài)必須相反。洪特規(guī)則指出，當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同。理解這些規(guī)則，有助于我們正確書寫元素的核外電子排布式和軌道表示式，這對于分析元素的化學性質(zhì)至關重要。（三）元素周期律元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化，這就是元素周期律。這種周期性變化的本質(zhì)是核外電子排布的周期性變化。我們主要關注原子半徑、電離能、電負性等性質(zhì)的周期性變化。原子半徑的大小取決于核電荷數(shù)和電子層數(shù)。同周期元素從左到右，原子半徑逐漸減?。ㄏ∮袣怏w元素除外），因為核電荷數(shù)增加，對核外電子的吸引力增強；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大，因為電子層數(shù)增多，電子間的排斥作用增大。第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。同周期元素從左到右，第一電離能總體上呈增大趨勢，但也存在一些反?，F(xiàn)象，例如ⅡA族元素的第一電離能大于ⅢA族元素，ⅤA族元素的第一電離能大于ⅥA族元素，這與它們的電子排布處于全滿或半滿的穩(wěn)定狀態(tài)有關。同主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。電負性是用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越強。同周期元素從左到右，電負性逐漸增大；同主族元素從上到下，電負性逐漸減小。電負性的大小可以用來判斷元素的金屬性和非金屬性強弱，以及化學鍵的類型。二、分子結構與性質(zhì)原子通過化學鍵結合形成分子，分子的結構決定了分子的性質(zhì)。這一章節(jié)我們將探討化學鍵的類型、分子的空間構型以及分子間作用力等內(nèi)容。（一）化學鍵化學鍵是分子或晶體中相鄰原子之間強烈的相互作用。主要包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。離子鍵是陰、陽離子之間通過靜電作用形成的化學鍵，通常由活潑金屬與活潑非金屬元素的原子之間形成。離子鍵沒有方向性和飽和性。共價鍵是原子之間通過共用電子對形成的化學鍵，通常存在于非金屬元素原子之間。共價鍵具有方向性和飽和性。根據(jù)原子軌道重疊方式的不同，共價鍵可以分為σ鍵和π鍵。σ鍵的原子軌道重疊程度較大，鍵能較高，穩(wěn)定性較強；π鍵的重疊程度較小，鍵能較低，一般不如σ鍵穩(wěn)定。我們還可以用鍵能、鍵長、鍵角等鍵參數(shù)來描述共價鍵的性質(zhì)，這些參數(shù)與分子的穩(wěn)定性和空間構型密切相關。（二）分子的立體構型分子的立體構型是指分子中原子的空間排布方式。價層電子對互斥理論（VSEPR理論）是預測分子立體構型的有效方法。該理論認為，分子的立體構型是由中心原子的價層電子對相互排斥所決定的。價層電子對包括成鍵電子對和孤電子對。孤電子對由于只受中心原子原子核的吸引，電子云比較“肥大”，對相鄰成鍵電子對的排斥作用較強。根據(jù)中心原子價層電子對數(shù)的不同，可以預測出不同的理想構型，如直線形、平面三角形、四面體、三角雙錐、八面體等。雜化軌道理論則從原子軌道的雜化角度解釋了分子的成鍵和構型。在形成分子時，中心原子的若干不同類型的原子軌道會重新組合，形成一組新的軌道，即雜化軌道。雜化軌道的形狀和能量發(fā)生了改變，更有利于與其他原子的原子軌道發(fā)生最大程度的重疊，從而形成穩(wěn)定的化學鍵。常見的雜化類型有sp、sp2、sp3雜化等，分別對應直線形、平面三角形和四面體的構型。（三）分子的極性與分子間作用力分子中正負電荷中心是否重合，決定了分子是否具有極性。非極性分子的正負電荷中心重合，極性分子的正負電荷中心不重合。分子的極性與分子的構型密切相關。分子間作用力是指分子之間存在的一種較弱的相互作用，主要包括范德華力和氫鍵。范德華力普遍存在于分子之間，其強度遠小于化學鍵。對于組成和結構相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，物質(zhì)的熔沸點通常越高。氫鍵是一種特殊的分子間作用力，它是由已經(jīng)與電負性很大的原子（如N、O、F）形成共價鍵的氫原子，與另一個電負性很大的原子之間的作用力。氫鍵的存在會使物質(zhì)的熔沸點反常升高，也會影響物質(zhì)的溶解性等性質(zhì)。（四）配合物的成鍵情況配位化合物（簡稱配合物）是由中心離子（或原子）與一定數(shù)目的配體通過配位鍵結合而成的復雜化合物。中心離子通常是過渡金屬離子，它們具有空的價電子軌道。配體則是含有孤電子對的分子或離子，如NH?、H?O、Cl?等。配位鍵的本質(zhì)是配體提供孤電子對，中心離子提供空軌道，二者形成的一種特殊的共價鍵。配合物具有一定的組成和空間構型，其性質(zhì)也與組成它的簡單離子有所不同。三、晶體結構與性質(zhì)晶體是內(nèi)部微粒（原子、離子或分子）在空間按一定規(guī)律做周期性重復排列構成的固體物質(zhì)。晶體具有規(guī)則的幾何外形、固定的熔點和各向異性等特征。根據(jù)構成晶體的微粒種類和微粒間作用力的不同，晶體可以分為分子晶體、原子晶體、離子晶體和金屬晶體。（一）分子晶體分子晶體是由分子構成的，分子間通過分子間作用力（范德華力或氫鍵）相結合。由于分子間作用力較弱，分子晶體通常具有較低的熔沸點和較小的硬度，多數(shù)晶體在固態(tài)和熔融狀態(tài)下不導電。常見的分子晶體包括多數(shù)非金屬單質(zhì)（如鹵素單質(zhì)、氧氣、氮氣等）、非金屬氫化物、多數(shù)非金屬氧化物、含氧酸和絕大多數(shù)有機物的晶體。（二）原子晶體原子晶體是由原子通過共價鍵結合而成的，整塊晶體是一個三維的共價鍵網(wǎng)狀結構。共價鍵的鍵能較大，因此原子晶體具有很高的熔沸點和很大的硬度，一般不導電，難溶于常見溶劑。金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等都是典型的原子晶體。（三）離子晶體離子晶體是由陰、陽離子通過離子鍵結合而成的晶體。離子鍵的強度較大，因此離子晶體通常具有較高的熔沸點和較大的硬度，在熔融狀態(tài)或溶于水時能導電。氯化鈉、氯化銫、氧化鎂等都是常見的離子晶體。離子晶體的結構可以用晶胞來描述，我們需要了解幾種典型的離子晶體結構模型，如NaCl型和CsCl型。（四）金屬晶體金屬晶體是由金屬陽離子和自由電子通過金屬鍵結合而成的晶體。金屬鍵沒有方向性和飽和性，自由電子可以在整個晶體中自由移動，這使得金屬晶體具有良好的導電性、導熱性和延展性。金屬晶體的熔沸點和硬度差異較大，這與金屬鍵的強弱有關，而金屬鍵的強弱又與金屬陽離子所帶電荷數(shù)和離子半徑有關。（五）晶胞晶胞是描述晶體結構的基本單元，晶體可以看作是無數(shù)個晶胞在空間周期性重復排列而成。晶胞通常是一個平行六面體，我們可以通過分析晶胞中微粒的種類、數(shù)目和位置來確定晶體的組成。在計算晶胞中微粒的數(shù)目時，通常采用“均攤法”，即根據(jù)微粒在晶胞中的位置（頂點、棱上、面上、內(nèi)部）來確定其對一個晶胞的貢獻份額。結語高中化學選修3的內(nèi)容，從原子的核外電子排布，到分子