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高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结化学选修三的内容主要涉及物质的结构与性质，包括原子结构、分子结构和晶体结构的相关知识。
下面将对这些重点知识进行总结，并探讨它们在化学领域中的应用。
一、原子结构原子是物质的基本单位，它包含有质子、中子和电子三种基本粒子。
质子带正电荷，是原子核的组成部分；中子没有电荷，与质子一起组成原子核；电子带负电荷，围绕原子核旋转。
原子的结构可以用质子数（即原子序数）和中子数来描述。
在原子结构方面，我们需要了解的重点知识包括：原子序数、质子数、中子数以及电子排布规则。
比如，氢的原子序数为1，它的原子核中只有一个质子，没有中子，电子的排布规则遵循来自于泡利不相容原理、安培右手定则和洪特规则。
原子结构的理解对于进一步研究分子结构和反应机理非常重要，它可以帮助我们预测化学性质和物理性质，从而指导实验操作和化学反应的发展。
二、分子结构分子是由两个或多个原子通过共享电子形成的稳定结构。
分子结构包括键长、键角和分子形状等方面的特征。
在研究分子结构时，我们需要了解以下几个重点知识。
1. 共价键共价键是由两个原子之间共享电子形成的。
共价键可以进一步划分为单键、双键和三键。
单键的键能较小，稳定性较弱，而双键和三键的键能更高，稳定性更强。
2. 极性键与非极性键极性键是由两个成键原子的电负性差引起的，它会导致电子在分子中不均匀分布，使分子具有极性。
非极性键是电负性相近的原子形成的，其电子分布均匀，使分子无极性。
3. 分子形状分子的形状决定了其性质和化学反应的方式。
常见的分子形状包括线性、三角形、四面体等。
分子形状的确定可以通过VSEPR理论来推导。
分子结构与化学性质密切相关，通过研究分子结构，我们可以预测分子的稳定性、反应性和物理性质。
三、晶体结构晶体是由具有规则排列的原子、分子或离子组成的固体。
晶体结构的确定对于研究物质的性质和特性非常重要。
以下是晶体结构的重点知识。
1. 晶体结构类型晶体结构可以分为离子晶体、共价晶体和金属晶体等类型。
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
高中化学选修3物质结构与性质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vv选修3物质结构与性质>>教材分析
物质结构理论是现代化学的重要组成部分，也是医学、生命科学，材料科学、环境科学、能源科学、信息科学的重要基础。
它揭示了物质构成的奥秘。
物质结构与性质的关系，有助于人们理解物质变化的本质，预测物质的性质，为分子设计提供科学依据
在本课程模块中，我们将从原子、分子水平上认识物质构成的规律，以微粒之间不同的作用力为线索，侧重研究不同类型物质的有关性质，帮助高中学生进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力。
一、模块的功能
高中化学选修3是在在必修课程基础上为满足学生的不同需要而设置的。
我省理工方向的学生必须选修本模块，它是学业水平考试和高考的内容。
本模块选修课程旨在让学生了解人类探索物质结构的重要意义和基本方法，研究物质构成的奥秘，认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
二、模块的课程目标
通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：
1从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
2•进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系；
3 •能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质；
4•在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
三、模块的内容标准及学习要求
学习要求分为基本要求和发展要求：
基本要求：全体学生应在本节学习时掌握。
发展要求：有条件的学生可在选修3结束时掌握。
第二章分子结构与性质
第三章晶体结构与性质
节。
物质结构与性质一. 学习内容：分子结构与晶体结构二. 学习目标了解化学键的含义，理解并掌握共价键的主要类型及特点，共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响。
能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型，了解等电子体的含义。
了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征，掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力，掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素。
三. 学习重点、难点分子结构与晶体结构的特点，影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素四. 学习过程（一）化学键与分子结构：1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。
三种化学键的比较：离子键共价键金属键形成过程阴阳离子间的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用金属阳离子与自由电子间的相互作用构成元素典型金属（含NH4+）和典型非金属、含氧酸根非金属金属实例离子化合物，如典型金属氧化物、强碱、大多数盐多原子非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸等金属配位键：配位键属于共价键，它是由一方提供孤对电子，另一方提供空轨道所形成的共价键，例如：NH4+的形成在NH4+中，虽然有一个N－H键形成过程与其它3个N－H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
共价键的三个键参数概念意义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键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性：原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。
共价键的极性极性键非极性键共用电子对偏移程度偏移不偏移构成元素不同种非金属元素同种非金属元素实例HCl、H2O、CO2、H2SO4H2、N2、Cl2共价键按成键形式可分为σ键和π键两种，σ键主要存在于单键中，π键主要存在于双键、叁键以及环状化合物中。
专题13 物质结构与性质（选修3）
一、原子结构与性质
1.电子在原子轨道上的填充顺序—轨道原理
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
2.当能量相同的原子轨道在全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）体系的能量最低，这一点违反了洪德规则，如Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1
3.第一电离能的递变规律①同元素：I1 < I2 < I3②同一周期，从左→右，元素的第一电离能整体上虽呈现递增趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族比同周期相邻元素的I1都高。
③同一主族，从上而下，元素第一电离能逐渐减小。
4.元素电负性的递变规律①除稀有气体外，同一周期元素，从左→右，元素的电负性递增
②同主族元素，元素的电负性递减。
5.电离能的运用①判断元素的金属性、非金属性强弱，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
②根据电离能数据，确定元素在化合物中蝗化合价。
如k：I1《I2 < I3，表明k原子易失去1个电子形成+1价。
6.电负性的运用①判断元素的金属性与非金属性的相对强弱，金属的电负性一般小于1.8，电负值越小，金属越活泼；非金属的电负性一般大于1.8，电负值越大，非金属越活泼。
②判断元素在化合物中的价态：电负性大的易呈现负价，电负性小的易呈现正价。
③判断化学键类型：电负性差值大于1.7形成的化学键主要是离子键；电负性差值小于1.7形成的化学键主要是共价键
④解释付角线规则：某些主族元素与其右下方的主族元素的性质相似（原因是电负性相近）
7.元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系
s区ns1～2
p区ns2np1～6
d区(n-1)d1～9ns1～2
ds (n-1)d10ns1～2
f区(n-2)f0～14 (n-1)d0～2ns2
二、分子结构与性质
1.共价键的特征①饱和性②方向性
2.共价键的分类①单键、双键、三键②极性键、非极性键③σ键、π键
3.键长、键能决定了分子的稳定性；键长、键角决定分子的空间构型。
4.等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，许多性质相近。
5.杂化轨道理论预测分子的立体构型
杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角立体构型
SP 2 180º直线型
SP2 3 120º平面三角形
SP3 4 109º28´四面体形
6.价层电子对互斥模型
7.范德华力很弱，其主要特征有①广泛存在于分子之间②只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力；③主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。
8.氢键不是化学键，其强弱介于范德华力和化学键之间。
9.通常用X—H……Y表示氢键，其中X—H表示H与X以共价键相结合，用？？表示，用“……”表示形成的氢键。
10.氢键可分为分子内氢键和分子间氢键。
11.能形成氢键的元素为N、O、F，分子中氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大
12.用元素的含氧酸而言，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强，如HNO3 > HNO2 > HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
13.配位化合物的形成条件①配体有孤电子对②中心离子有空轨道
14.在配合物中，中心离子与配体的配位原子间以配位键相结合，配合物的内界与外界之间以离子键相结合。
15.在水溶液中，配合物易电离出外界离子，而配离子难电离；配合物中配位键越强，配合物越稳定。
三、晶体的结构与性质
1.原子晶体
概念：原子间以共价键相结合的晶体
构成晶体微粒：原子
微粒间作用力：共价键
物性：高熔点、高硬度、高沸点
2 典例：金刚石、晶体硅、二氧化硅
①金刚石1´每个C与相邻C以共价键连接，形成正四面体
2´键角为109´28´
3´最小碳环由6个C组成，且6个C原子不再同一平面内
4´每个C参与4条C-C键形成，C原子数量与C-C键之比为1：2
②二氧化硅1´每个Si与4个O相结合，Si原子在正四面体中心
2´键角109´28´
3´每个正四面体有1个Si,4个½O原子，故Si、O原子个数比为1：2
4´最小环有12个原子，即6个Si，6 个O
3. 分子晶体
概念：分子间以分子间作用力相结合而形成的晶体
构成晶体微粒：分子
微粒间作用力：分子间作用力
物性：熔沸点低、硬度小
4 典例：大多数非金属单质、非金属氧化物、所有非金属氢化物、绝大多数有机物
①干冰1´每个CO2分子周围等距离且紧邻的CO2有12个
2´每8个CO2构成立方体，且在6个面心又各占据1个CO2
5.金属晶体
概念：原子之间以金属键相结合而形成的单质晶体
构成晶体微粒：金属阳离子、自由电子
微粒间作用力：金属键
物性：熔沸点有的高，有的低，硬度有的高，有的低
6典例
①简单立方堆积（Po）空间利用率为52%，配位数为6。
②体心立方堆积（钾型、A2型）空间利用率为68%，配位数为8。
③面心立方堆积（铜型、A1型）空间利用率为74%，配位数为12。
④立方最密堆积（镁型、A3型）空间利用率为74%，配位数为12。
7.离子晶体
概念：通过离子键相结合而形成的晶体
构成晶体微粒：阴阳离子
微粒间作用力：离子键
物性：熔沸点高，硬而脆
8.典例：
①CsCl型1´每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-
2´每个Cs+周围等距离且紧邻的Cl- 有8个；每个Cs+（Cl-）周围等距
离且紧邻的Cs+（Cl-）有6个
②NaCl型1´每个晶胞中含4个Na+、4个Cl-
2´每个Na+周围等距离紧邻的Na+有12个；每4个Na+（Cl-）周围等距
离且紧邻的Cl-（Na+）有6个
③CaF2型1´与每个Ca2+等距离紧邻的F-有8个，每个F-等距离紧邻的Ca2+有4个
2´与每个Ca2+等距离紧邻的Ca2+有12个，与每个F-等距离紧邻的F-有6
个
四物质熔沸点高低的比较
1.不同类型的物质熔沸点高低顺序一般是原子晶体> 离子晶体> 金属晶体> 分子晶体
2.原子晶体
原子半径越小→键长越短→ 键能越大→ 熔沸点越高
如：金刚石> 碳化硅> 硅
3.离子晶体
①衡量离子晶体的稳定性是晶格能；晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
②一般地说，离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间作用力越强，离子晶体的熔沸点越高。
如：熔点：MgO > MgCl2>Nacl>CsCl
4.金属晶体
金属晶体中离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属的熔沸点越高。
如沸点：Al>Mg>Na
5.分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；能形成氢键的分子晶体使熔沸点反常。
如：H2O>H2Te>H2Se>H2S
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高。
如：HI>HBr>HCl
③组成和结构不相似的物质（M相近），分子的极性越大，熔沸点越高。
④同分异构体，支链越多，熔沸点越低。
CH3
|
如：CH3CH2CH2CH3 > CH3CHCH2CH3 > CH3-C-CH3
| |
CH3CH。
