【人教版】高中化学选修3知识点总结[1]-3
高中化学选修三(人教版)知识要点
高中化学选修三(人教版)知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点】开天辟地现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。
氢与氦共占宇宙元素总量的99.7%。
【知识点】能层和能级一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。
说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用K、L、M…等表示。
二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。
1、每一能层的能级都从s开始；依次为s，p，d，f；说明：①同一能层中能级的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；④不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。
2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有1个s能级。
3、能层不同的各能级容纳电子数目为s －2，p－6，d－10，f－14。
各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。
4、每一能层最多容纳电子数目为2n2。
【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。
而是按照一定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。
这个规三、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。
说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。
【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则一、自旋自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。
每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。
这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。
二、泡利原理在一个原子轨道中，最多可以容纳2个电子，而且其自旋状态相反。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第一篇：【人教版】高中化学选修3知识点总结：第三章晶体结构与性质第三章晶体结构与性质课标要求1.了解化学键和分子间作用力的区别。
2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
要点精讲一.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1/n属于这个晶胞。
中学中常见的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。
化学选修三知识点总结3
化学选修三知识点总结3化学选修三是高中化学课程中的一部分，主要涉及溶液与溶解度、酸碱中和反应、氧化还原反应、电化学等内容。
这些知识点是化学学习的重要组成部分，对于理解化学世界中的许多现象和反应机理具有重要意义。
下面将对化学选修三中的知识点进行总结和介绍。
一、溶液与溶解度1. 溶液的概念溶液是由溶质和溶剂混合均匀后形成的一种统一的物质。
溶质是指能够溶解在溶剂中的物质，溶剂是指能够溶解其他物质的物质。
溶解的过程取决于溶质和溶剂的相互作用力，通常溶解过程可以用热力学的角度进行解释。
2. 溶解度溶解度是指在一定温度和压力下，单位量的溶剂中最多能溶解的溶质的量。
通常情况下，溶解度与温度有一定的关系，随着温度的升高，溶解度会增大，反之则减小。
3. 影响溶解度的因素影响溶解度的因素有温度、溶质和溶剂的特性等。
对于不同的溶质和溶剂，其溶解度可能有显著的差异。
溶解度的变化对于实际生产和化学反应有着重要的意义。
二、酸碱中和反应1. 酸碱的定义根据不同的定义，酸和碱可以分为不同的种类，如布朗斯特里定义的酸碱、劳里尔定义的酸碱。
在布朗斯特里定义的酸碱中，酸是能够给出质子的物质，碱是能够接受质子的物质。
在劳里尔定义的酸碱中，酸是指能够给出氢离子的物质，碱是指能够接受氢离子的物质。
2. pH值pH值是一种表示溶液酸碱性强弱的指标，通常情况下，pH值小于7的溶液为酸性，pH值大于7的溶液为碱性，pH值等于7的溶液为中性。
pH值的计算需要用到负性对数的概念，它可以用来分析溶液中的酸碱性质。
3. 酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱在一定的条件下相互反应，生成盐和水的过程。
在这种反应中，酸和碱失去了其原有的性质，生成新的物质。
酸碱中和反应在生活和工业中有着广泛的应用，如在水处理中、制备盐等方面。
三、氧化还原反应1. 氧化还原反应的概念氧化还原反应是指氧化剂和还原剂相互作用，进行电子的转移而产生新物质的化学反应。
氧化是指物质失去电子，还原是指物质得到电子，氧化还原反应总是同时进行的。
高中化学选修3知识点归纳总结
高中化学选修3知识点归纳总结高中化学选修3是高中化学课程的一部分，它主要讲解了物质的结构、性质和变化内在的原理，涉及化学反应、化学平衡、化学动力学、氧化还原反应、配位化学、有机化学等方面知识。
下面是高中化学选修3知识点的归纳总结。
一、化学反应1. 化学反应的基本概念和类型化学反应指的是物质之间由于电子重新组合而产生的化学变化。
化学反应的类型包括酸碱反应、氧化还原反应、置换反应、加和反应等。
2. 化学反应中的能量变化吸热反应和放热反应是化学反应中的能量变化表现形式。
化学反应的反应热和平衡常数与反应速率有密切关系。
3. 化学反应的平衡化学反应达到平衡的条件包括浓度、温度、压力等因素。
受影响的因素越多，化学反应就越难达到平衡状态。
二、化学平衡1. 化学平衡的基本概念和例子化学平衡指的是相反反应速率相等，各物质浓度不再发生变化的状态。
酸碱平衡、水解平衡、溶解度平衡等均为化学平衡。
2. 平衡常数和酸碱解离常数平衡常数代表了在平衡状态下各反应物和生成物的浓度比值。
酸碱解离常数代表了在平衡状态下酸或碱解离程度大小的测度，两者具有密切关系。
3. 影响化学平衡的因素温度、浓度、压力、催化剂等因素均可影响化学平衡的位置和速率。
三、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念氧化还原反应就是电子转移的反应，还原剂失去电子，氧化剂得到电子。
氧化还原反应是很多反应的基础，应用很广泛。
2. 电化学反应中的重要参数电浓度、电位、电解质浓度、电流密度等是电化学反应中需要考虑的重要参数。
3. 氧化还原反应中的应用氧化还原反应可以应用于生产过程、电池技术、防腐蚀等多个领域，其广泛应用给工业生产带来了新的创新和方便。
四、配位化学1. 配位化学的基本概念化学配位指分子间的元素、分子、离子配合成化合物的情况，如水合物、络合物等。
配体对中心离子的配位形式、配位数、形成常数等是配位化学中的关键概念。
2. 配位化合物的性质配位化合物具有很多特殊性质，如光谱学、磁性、反应性等，为化学研究提供了很多重要实验数据。
高中化学选修3全册知识点总结
高中化学选修3全册知识点总结高中化学选修3全册知识点总结本文将对高中化学选修3全册的知识点进行总结，帮助大家更好地掌握这些内容。
该册教材主要涉及原子结构、分子结构、化学反应原理等方面的知识，是高中化学选修课程中的重要部分。
一、知识点概述1、原子结构：包括原子核、电子云、原子轨道等概念，以及原子光谱、元素周期表等知识点。
2、分子结构：主要讲解分子键、分子间作用力、氢键等概念，介绍了共价键、离子键、金属键等类型，并介绍了分子模型、晶体结构等内容。
3、化学反应原理：包括化学反应速率、化学平衡、酸碱中和反应、氧化还原反应等知识点，阐述了反应机理、化学热力学等基本原理。
二、详细知识点介绍1、原子结构1、原子核：质子、中子组成原子核，质子数等于电子数。
2、电子云：描述电子在原子核外空间的概率分布。
3、原子轨道：描述电子在原子核外空间的运动状态。
4、原子光谱：不同能级之间的跃迁产生光谱，据此可以进行元素的定性、定量分析。
5、元素周期表：根据元素原子结构和性质排列成的表格，分为s、p、d、f等区。
2、分子结构1、分子键：共价键、离子键、金属键等，其中共价键是最常见的分子键。
2、分子间作用力：范德华力、氢键等，是分子间相互作用的重要方式。
3、共价键：通过共享一对电子形成的化学键，主要存在于有机化合物中。
4、离子键：通过正负电荷的相互作用形成的化学键，主要存在于盐、碱中。
5、金属键：通过金属阳离子与电子之间的相互作用形成的化学键，主要存在于金属中。
6、分子模型：球棍模型、比例模型等，用于描述分子的空间构型。
7、晶体结构：通过晶格结构阐述晶体内部原子的排列方式。
3、化学反应原理1、化学反应速率：反应速率方程、反应速率常数等概念，用于描述化学反应的快慢。
2、化学平衡：动态平衡概念，用于描述可逆反应达到平衡时的状态。
3、酸碱中和反应：通过酸碱中和生成盐和水的反应，是酸碱反应的重要类型。
4、氧化还原反应：通过电子转移实现的反应，其中氧化剂和还原剂的概念尤为重要。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结高中化学选修3是化学课程的一部分，主要涵盖了有机化学、化学计量学、化学反应动力学、电化学等内容。
本文将对这些知识点进行总结，以帮助学生更好地理解和掌握相关知识。
一、有机化学有机化学是化学的一个重要分支，研究有机化合物的结构、性质和合成方法。
其中，有机化合物的命名和结构是重要的基础，学生需要掌握命名的规则和构建分子式的方法。
此外，有机化学还包括了官能团的性质以及与它们相关的反应。
比如，醇类的性质和反应、醛、酮的命名和性质等。
二、化学计量学化学计量学是研究化学反应中物质间的定量关系的学科。
其中，最常见的就是化学反应的化学方程式与反应物质的摩尔比之间的关系。
学生需要了解如何根据化学方程式确定反应物质的摩尔比，以及如何利用摩尔比、质量关系和气体摩尔体积关系解决化学计算问题。
此外，化学计量学还涉及到固体和液体溶液的浓度计算。
三、化学反应动力学化学反应动力学是研究化学反应速率以及影响速率的因素的学科。
学生需要了解化学反应速率的定义和计算方法，以及了解影响化学反应速率的因素，如温度、浓度、催化剂等。
学生还需要学习如何用实验数据绘制反应速率与浓度的关系曲线，以及如何从实验数据中判断反应的级数和速率常数。
四、电化学电化学是研究电流与化学反应之间相互关系的学科。
学生需要理解电池的构成和工作原理，包括不同类型电池的构造、正负极的材料以及电池的电动势、标准电极电势等。
此外，学生还需了解溶液中的电导和导电性质，以及如何用电解法进行物质的电转化。
总结起来，高中化学选修3主要包括有机化学、化学计量学、化学反应动力学和电化学。
学生需要掌握有机化合物的命名和结构、化学反应的化学计量关系、化学反应速率计算和影响因素、电池的构造和工作原理，以及电解法和物质的电转化等知识点。
通过系统地学习和实践，学生可以更好地理解和应用这些知识，为进一步学习化学或相关学科打下坚实基础。
(完整版)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。
人教版高中化学选修3知识点总结(20201218161721)
大于 1、 8，而位于非金属三角区边界得 “类金属 ”得电负性在 1、8 左右。它们既有金属性，
又有非金属性。
（ 3）电负性得应用
①判断元素得金属性与非金属性及其强弱
②金属得电负性一般小于 1、8，非金属得电负性一般大于 1、8，而位于非金属三角区
边界得“类金属” (如锗、锑等 )得电负性则在 1、8 左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ③金属元素得电负性越小， 金属元素越活泼； 非金属元素得电负性越大， 非金属元素越
(2)一个能级组最多所容纳得电子数等于一个周期所包含得元素种类。但一个能级组不 一定全部就是能量相同得能级，而就是能量相近得能级。
2、元素周期表得分区
(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若已知元素得外围电子排布， 可直接判断该元素在周期表中得位置。 如：某元素得外
一、共价键
第二章 分子结构与性质
1、共价键得本质及特征 共价键得本质就是在原子之间形成共用电子对，其特征就是具有饱与性与方向性。
2、共价键得类型
①按成键原子间共用电子对得数目分为单键、双键、三键。 ②按共用电子对就是否偏移分为极性键、非极性键。
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：构造原理并不就是说 4s 能级比 3d 能级能量低 （实际上 4s 能级比 3d 能级能量高） ，
而就是指这样顺序填充电子可以使整个原子得能量最低。
也就就是说，整个原子得能量不
能机械地瞧做就是各电子所处轨道得能量之与。
（ 2）能量最低原理 现代物质结构理论证实， 原子得电子排布遵循构造原理能使整个原子得能量处于最低状 态，简称能量最 低原理。 构造原理与能量最低原理就是从整体角度考虑原子得能量高低，而不局限于某个能级。
人教版高中化学选修3 知识点总结(全册经典版)
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。
高考化学选修三知识点总结
高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）▼第一章原子结构与性质.一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
(完整版)高中化学选修3知识点总结.docx
高中化学选修 3 知识点总结一、原子构1、能和能（ 1）能和能的划分①在同一个原子中，离核越近能能量越低。
②同一个能的子，能量也可能不同，可以把它分成能s、p、d、f ，能量由低到高依次s、p、 d、 f 。
③任一能，能数等于能序数。
④s、p、 d、 f ⋯⋯可容的子数依次是 1、 3、5、 7⋯⋯的两倍。
⑤能不同能相同，所容的最多子数相同。
（2）能、能、原子道之的关系2每能所容的最多子数是：2n （ n：能的序数）。
（1）构造原理是子排入道的序，构造原理揭示了原子核外子的能分布。
（2）构造原理是写基原子子排布式的依据，也是制基原子道表示式的主要依据之一。
（3）不同能的能有交象，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。
原子道的能量关系是： ns＜（ n-2 ） f ＜（ n-1 ）d ＜np（4）能序数着元素周期表的周期序数，能原子道所容子数目着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多子原子的子排布中：各能最多容的子数2n2；最外不超 8 个子；次外不超18 个子；倒数第三不超32 个子。
（ 5）基和激①基：最低能量状。
于最低能量状的原子称基原子。
②激：高能量状（相基而言）。
基原子的子吸收能量后，子迁至高能的状。
于激的原子称激原子。
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。
（完整版）高中化学选修3知识点总结资料（最新整理）
（完整版）⾼中化学选修3知识点总结资料（最新整理）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）。
高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结1. 元素周期表的扩展- 主族元素：位于周期表的1A至7A族，具有相似的化学性质。
主族元素：位于周期表的1A至7A族，具有相似的化学性质。
- 过渡元素：位于B族区域，具有可变化的氧化态和复合价。
过渡元素：位于B族区域，具有可变化的氧化态和复合价。
- 稀有元素：位于周期表的8A族或称为稀有气体，一般无法与其他元素形成化合物。
稀有元素：位于周期表的8A族或称为稀有气体，一般无法与其他元素形成化合物。
- 超稀有元素：指周期表中放置在最后一横列的元素，具有稀有元素的特性，但比稀有元素更加稳定。
超稀有元素：指周期表中放置在最后一横列的元素，具有稀有元素的特性，但比稀有元素更加稳定。
- 内过渡元素：指放置在周期表的下方的两行元素，包括镧系和锕系元素。
内过渡元素：指放置在周期表的下方的两行元素，包括镧系和锕系元素。
2. 化学键的种类- 离子键：由阳离子和阴离子之间的静电吸引力形成，通常在金属和非金属之间形成。
离子键：由阳离子和阴离子之间的静电吸引力形成，通常在金属和非金属之间形成。
- 共价键：由共享电子对而形成的化学键，通常发生在非金属之间。
共价键：由共享电子对而形成的化学键，通常发生在非金属之间。
- 金属键：金属原子之间的键，形成金属晶格，电子可自由移动。
金属键：金属原子之间的键，形成金属晶格，电子可自由移动。
- 氢键：由氢原子与较电负的原子形成的弱键，如氢与氟、氧、氮等原子之间形成。
氢键：由氢原子与较电负的原子形成的弱键，如氢与氟、氧、氮等原子之间形成。
3. 离子的化学平衡- 溶解度：指一种物质在单位温度和单位压力下在水中能溶解的最大量。
溶解度：指一种物质在单位温度和单位压力下在水中能溶解的最大量。
- 溶液：由溶质和溶剂组成的混合物。
溶液：由溶质和溶剂组成的混合物。
- 酸碱指示剂：用于确定或指示溶液是酸性、碱性还是中性的物质。
酸碱指示剂：用于确定或指示溶液是酸性、碱性还是中性的物质。
【人教版】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.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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；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。
化学选修3知识点总结
化学选修3知识点总结化学选修3是高中化学课程的一部分，主要涵盖了有机化学、无机化学和物理化学等方面的内容。
本文将对化学选修3中的主要知识点进行详细介绍。
一、有机化学1. 有机化合物的分类：根据它们的结构、化学性质和功能分子的不同，有机化合物可以分为烃类、醇类、醛类、酮类、羧酸类和酯类等。
2. 化学键的构成：有机化合物中的化学键主要由共价键组成，共价键是通过电子的共享而形成的。
3. 碳的立体化学：碳原子能够与其他碳原子形成单键、双键或三键，并且碳原子还具有手性，即存在左右手的异构体。
4. 共轭体系：共轭体系是指相邻碳原子之间存在多个π键，可以通过共轭体系的存在来调控有机化合物的光学性质和电子性质。
5. 异构体：同一种分子式的有机化合物，其结构和化学性质可能不同，这种现象称为异构体。
6. 醇的性质：醇是一类含有羟基（-OH）的有机化合物，它们具有溶解性好、酸碱中性等特点，并且可以被氧化为醛、酮或酸。
7. 酮的性质：酮是一类含有羰基的有机化合物，它们具有中性或酸性，可以被还原为醇或氧化为羧酸。
二、无机化学1. 元素周期表：元素周期表是按照元素的原子序数、化学性质和电子结构等规律排列的化学元素表格。
2. 键的类型：无机化合物的键主要包括离子键、共价键和金属键三种类型，它们分别通过离子间的电荷吸引力、电子的共享和金属离子与自由电子之间的相互作用而形成。
3. 配位化学：配位化学是研究配位键的形成、理论和应用的科学，可以通过配位键的性质来预测化合物的性质和反应。
4. 配位数和配位体：配位数是指一个中心离子或原子周围与其形成配位键的配位体的个数，配位体是指通过配位键与中心离子或原子结合的物质。
5. 配位键的强弱：配位键的强弱可以通过一系列因素来判断，包括金属离子的电荷、配位体的大小和电荷以及配位键的几何构型等。
6. 配位化合物的色彩：配位化合物往往具有特殊的颜色，这是由于配位体的吸收和散射光谱导致的，可以通过观察其颜色来推断配位物中金属离子的氧化态和配体的结构。
高中化学 第一章《原子结构与性质》知识点总结 新人教版选修3
化学选修3《第一章原子结构与性质》知识点总结一．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（1）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，这个规则叫洪特规则。
比如，p 3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：7N2s 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 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。
化学选修3知识点
化学选修3知识点
1. 化学平衡：反应速率、化学平衡常数、配位化学平衡、Le Chatelier原理、酸碱弱电解质的离解平衡、氧化还原反应的平
衡
2. 电化学：电解和电池原理、电极电势、电解质溶液的电导性、氧化还原反应中的电位、电解质与金属的中和反应、电沉积、电荷传递反应、电化学能量与电化学合成反应
3. 有机化学：有机物的命名和结构、立体化学、有机反应机理、四氢呋喃合成、酯化反应、烷基化反应、烷烃的加氢、取代反应、酰胺合成、酸催化的反应、烯烃反应、芳香族化合物制备、生物有机化学
4. 化学分析：质谱分析、核磁共振分析、红外线分析、紫外线可见分析、光电类分析、色谱分析、电化学分析、荧光分析、拉曼光谱分析、电子自旋共振分析等
5. 材料化学：化学制备材料、材料微观结构与性质、材料表面化学、功能材料制备及性能优化、新型纳米材料合成及性能等。
【人教版】高中化学选修3知识点总结精选
第一章原子结构与性质1、电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。
离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。
2、电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.3、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子。
5、原子核外电子排布原理：（1）能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；（2）泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；（3）洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
7、第一电离能：气态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能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
选修三知识点汇编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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；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：[Ar]4s1。
(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(3)电子云：电子云图，仅代表电子在这个区域内出现的概率分布，不能代表电子数目的多少。
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,同周期的主族元素第一电离能递变规律，ⅠA<ⅢA<ⅡA<ⅣA<ⅥA<ⅤA<ⅦA。
同一原子的电离能变化规律可以根据突变情况判断它属于哪个族的元素。
（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4.0，锂的电负性为1.0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1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8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1.8，非金属的电负性一般大于1.8，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1.8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，但不是所有的共价键都具有方向性，如H2分子中的s-sσ键不具有方向性。
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（s-s、s-p、p-p头碰头）和π键（p-p肩并肩），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（价层电子对互斥理论）。
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，它们的许多物理性质相近。
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[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag（提供空轨道）＋配体为NH3（提供孤对电子），配位数为2。
三.分子的性质1．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。
判断分子分子极性经验规律：1、An型分子：非极性分子；2、AB型分子：极性分子；3、ABn型分子：若中心原子A的化合价的绝对值等于其族序数则为非极性分子，反之，则为极性分子。
2．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．3．无机含氧酸分子的酸性（记忆解释酸性强弱）无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则非羟基氧数目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1/n属于这个晶胞。
中学中常见的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。
但熔点判断还需结合常识，物质在常温下的状态。
如P4和H2O的熔点，P4大于H2O。
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。