(完整版)高中化学选修3知识点总结资料(可编辑修改word版)
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有很多需要记忆的知识点,高中化学分为选修和必修,下面小编给大家整理了关于高中化学选修3知识点归纳总结的内容，欢迎阅读，内容仅供参考!高中化学选修3知识点归纳总结(1)极性分子和非极性分子<1>非极性分子：从整个分子看，分子里电荷的分布是对称的。
如：①只由非极性键构成的同种元素的双原子分子：H2、Cl2、N2等;②只由极性键构成，空间构型对称的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等;③极性键非极性键都有的：CH2=CH2、CH≡CH。
<2>极性分子：整个分子电荷分布不对称。
如：①不同元素的双原子分子如：HCl，HF等。
②折线型分子，如H2O、H2S等。
③三角锥形分子如NH3等。
(2)共价键的极性和分子极性的关系：两者研究对象不同，键的极性研究的是原子，而分子的极性研究的是分子本身;两者研究的方向不同，键的极性研究的什用电子对的偏离与偏向，而分子的极性研究的是分子中电荷分布是否均匀。
非极性分子中，可能含有极性键，也可能含有非极性键，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有极性键，非金属单质F2、N2、P4、S8等只含有非极性键，C2H6、C2H4、C2H2等既含有极性键又含有非极性键;极性分子中，一定含有极性键，可能含有非极性键，如HCl、H2S、H2O2等。
3)分子极性的判断方法①单原子分子：分子中不存在化学键，故没有极性分子或非极性分子之说，如He、Ne等。
②双原子分子：若含极性键，就是极性分子，如HCl、HBr等;若含非极性键，就是非极性分子，如O2、I2等。
③以极性键结合的多原子分子，主要由分子中各键在空间的排列位置决定分子的极性。
若分子中的电荷分布均匀，即排列位置对称，则为非极性分子，如BF3、CH4等。
若分子中的电荷分布不均匀，即排列位置不对称，则为极性分子，如NH3、SO2等。
④根据ABn的中心原子A的最外层价电子是否全部参与形成了同样的共价键。
化学选修3知识点总结
化学选修3知识点总结第一章：溶液和溶解度1.1 溶液的概念及分类溶液是指将溶质溶解在溶剂中形成的均匀的稀释的混合物。
根据溶剂的性质，溶液可以分为气体溶液、固体溶液和液体溶液。
1.2 溶解度的概念及影响因素溶解度是指在一定温度下，单位量溶剂中能溶解最大量溶质的质量。
影响溶解度的因素包括温度、压力、溶质种类和溶剂种类等。
1.3 晶体生长和溶解过程晶体生长是指在溶液中溶质从溶解状态转变为晶体状态的过程。
溶解过程是指固体溶解成溶液的过程。
1.4 溶液的稀释和浓缩溶液的稀释是指在一定量的溶液中加入适量的溶剂，使得溶质浓度减小。
溶液的浓缩是指通过去除部分溶剂或者加入相同种类的溶质，使得溶质浓度增大。
第二章：电解质2.1 电解质的概念及分类电解质是指在溶液或者熔融状态下能够导电的物质。
根据电离度的不同，电解质可以分为强电解质和弱电解质。
2.2 电离度和电离平衡常数电离度是指溶液中电离物质的浓度与总溶液物质浓度的比值。
电离平衡常数是指在电离平衡时，电离物质的浓度的平方和除以未电离物质的浓度的乘积。
2.3 Alberty模型Alberty模型是用来描述电解质在溶液中的电离过程的模型，其公式为lnK = -ΔH/RT +ΔS/R，其中K为电解质的电离平衡常数，ΔH为反应焓变，ΔS为反应熵变。
第三章：溶液的物理性质3.1 溶液的导电性溶液的导电性是指溶液中电荷载体的移动。
强电解质的溶液中，电荷载体的浓度较高，因此导电性较强。
3.2 溶液的冰点和沸点溶液的冰点和沸点分别是指在溶质的影响下，溶剂的冰点和沸点降低的现象。
这主要是由于溶质分子与溶剂分子之间形成了混合物，使得溶液的冰点和沸点相对纯溶剂降低。
3.3 溶液的密度和黏度溶液的密度和黏度是指溶液的密度和流动性。
一般来说，溶剂的密度和黏度随着溶质的浓度增大而增大。
第四章：离子反应的基本原理4.1 离子反应的基本理论离子反应是指在溶液中，离子和分子之间发生的一种化学反应。
化学选修3知识点总结
化学选修3知识点总结原子结构与性质：能层与能级：能层即电子层，用K、L、M、N、O、P、Q表示。
每个能层分为不同的能级，能级符号用s、p、d、f表示，分别对应1、3、5、7个轨道。
能级数等于能层序数。
原子轨道：描述了电子在原子中的可能运动状态。
原子核外电子排布规律：遵循构造原理，即电子按特定顺序填入核外电子运动轨道（能级）。
同时，泡利原理指出，基态多电子原子中，每个能级最多容纳的电子数有一定限制，如ns^2np^6。
分子结构与性质：共价键：涉及电子的共享，形成稳定的分子结构。
分子的立体结构：涉及价层电子对互斥理论、杂化轨道理论等，决定了分子的形状和性质。
分子的性质：包括分子的极性、分子间的相互作用力等，对物质的物理和化学性质有重要影响。
元素周期律与周期表：元素周期表的结构：包括周期（短周期和长周期）和族（主族、副族、Ⅷ族、0族）以及分区（s、p、d、ds、f）。
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性质相似。
能量与电子排布：基态与激发态：电子在原子中的不同能量状态，涉及能量变化和电子排布的变化。
电子云：描述电子在原子或分子中的空间分布。
化学键与分子间作用力：共价键、离子键的判断：涉及电子的共享和转移。
键参数对物质性质的影响：如键长、键能等。
分子间作用力：包括范德华力、氢键等，影响物质的物理性质。
配合物与配位键：配合物的形成和性质：涉及中心原子的杂化方式、配位键的形成等。
常见配合物的实验：如硫酸四氨合铜、银氨溶液等。
其他知识点：极性键、非极性键的判断：涉及电子的共享程度和空间分布。
极性分子、非极性分子的判断：涉及分子中正负电荷中心的相对位置。
晶体与非晶体的本质区别：涉及原子或分子的排列方式和相互作用力。
氢键及其对物质性质的影响：如冰的熔点高等。
相似相溶原理：涉及溶质和溶剂之间的相互作用力。
这些知识点是化学选修3的主要内容，涵盖了原子结构、分子结构、元素周期律、能量与电子排布、化学键与分子间作用力、配合物与配位键等多个方面。
(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。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
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。
(完整版)高中化学选修3知识点全部归纳
3高中化学选修知识点全部归纳（物质的结构与性质）(2011-01-09 17:59:01)转载▼化学学习标签：分类：洪特共价键电离能原子电子对杂谈.原子结构第一章与性质外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含一、认识原子核.义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电子云：1.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，电子图..云密度越小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电子层（能层）：Q.PN、O、、L子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、、M、也可以在不同类型的原子轨道处于同一电子层的原子核外电子，原子轨道（能级即亚层）：轨道ds轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，7. 3、5、和、f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1 2.(构造原理）号元素原子～36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核外电子的排布.在含有(亚层)和自旋方向来进行描述.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道. 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..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②. 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:③.057146103、）、全空时、f:洪特规则的特例在等价轨道的全充满（p、df、(p）、半充满（p、d5110001. Cr [Ar]3d.如4s4s、Cu [Ar]3dfd、)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性2924(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。
高中化学选修3重要知识点总结
高中化学选修3重要知识点总结关于高中化学选修3重要知识点总结高中的化学课本包括必修和选修，选修课本的知识通常是一些重点难点知识的拓展，我们现在学习化学的时候，选修三的内容是不能轻视的。
下面是店铺为大家整理的高中化学必备的知识点，希望对大家有用!高中化学选修3重要知识点总结1(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(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)。
(完整word版)高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修 3 知识点全部归纳（物质的构造与性质第一章原子构造与性质.一、认识原子核外电子运动状态，认识电子云、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遇大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机遇大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机遇小，电子云密度越小 .电子层（能层）：依照电子的能量差异和主要运动地域的不同样，核外电子分别处于不同样的电子层 .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，也可以在不同样种类的原子轨道上运动，分别用 s、 p、 d、f 表示不同样形状的轨道， s 轨道呈球形、 p 轨道呈纺锤形，和f 轨道较复杂 .各轨道的伸展方向个数依次为 1、3、 5、 7.d 轨道2.(构造原理）认识多电子原子中核外电子分层排布依照的原理，外电子的排布.能用电子排布式表示1～ 36 号元素原子核(1). 原子核外电子的运动特色可以用电子层、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，不存在运动状态完满同样的两个电子.(2). 原子核外电子排布原理.① .能量最低原理:电子先据有能量低的轨道，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样的电子.③ .洪特规则 :在能量同样的轨道上排布时，电子尽可能分占不同样的轨道，且自旋状态同样.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，拥有较低的能量和较大的牢固性.如 24Cr [Ar]3d54s1 、29Cu [Ar]3d104s1. (3). 掌握能级交叉图和 1-36 号元素的核外电子排布式 . ①依照构造原理，基态原子核外电子的排布依照图⑴箭头所示的序次。
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（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）。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结第一章：化学反应速率与化学平衡化学反应速率是指化学反应中物质转化的快慢程度。
影响化学反应速率的因素有温度、浓度、催化剂等。
其中，温度的升高会加快反应速率，浓度的增加也会提高反应速率。
催化剂可以降低反应活化能，从而加快反应速率。
化学平衡是指反应物与生成物浓度之间达到一定比例时，反应速率前后保持不变的状态。
在化学平衡中，正向反应和逆向反应速率相等，但反应物和生成物浓度并不相等。
化学平衡可以通过改变温度、压力和浓度等条件来调节。
第二章：溶液的性质与溶解平衡溶液是由溶剂和溶质组成的一种混合物。
溶液的性质包括浓度、溶解度和溶液的物理性质等。
浓度是指单位体积溶液中溶质的质量或摩尔数。
溶解度是指在一定温度下溶质在溶剂中的最大溶解量。
溶解平衡是指溶质在溶剂中溶解和析出之间达到动态平衡的状态。
溶解平衡可以通过溶解度积来描述。
溶解度积是溶解度与溶剂浓度的乘积，当溶解度积大于溶解度时，溶液呈饱和状态；当溶解度积小于溶解度时，溶液呈不饱和状态；当溶解度积等于溶解度时，溶液呈临界饱和状态。
第三章：酸碱平衡与溶液的pH值酸碱平衡是指酸和碱在溶液中发生反应生成盐和水的化学反应。
酸的特征是能够释放出H+离子，碱的特征是能够释放出OH-离子。
酸碱反应的平衡可以通过酸碱中和反应来描述。
溶液的pH值是衡量溶液酸碱性强弱的指标。
pH值的计算公式为pH=-log[H+]，其中[H+]表示溶液中的氢离子浓度。
pH值越低，溶液越酸；pH值越高，溶液越碱；pH值为7时，溶液为中性。
总结：化学选修三涵盖了化学反应速率与化学平衡、溶液的性质与溶解平衡、酸碱平衡与溶液的pH值等知识点。
理解这些知识对于深入了解化学反应和溶液的性质具有重要意义。
通过掌握化学反应速率与化学平衡的关系、溶液的浓度和溶解度的计算、酸碱反应和溶液的pH值的计算等内容，可以更好地理解和解释化学现象，为实验设计和控制提供指导。
在学习过程中，需要注意理论与实践的结合，通过实验验证理论，加深对化学知识的理解。
选修3化学知识点总结
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【高中化学】选修三知识点全归纳
【高中化学】选修三知识点全归纳！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]3d 54s1、29Cu[Ar]3d 104s16、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。
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第一章原子结构与性质•原子结构原子轨道加：也瓦子的总十轨ift 呈哦讳醪mW L1+ wpFfe 詆上各隐级上的廉「孰直養Elhm 睡緘丄宇牛佩址」一-牛⑴相同题上㈱子執坦能量的高低;MS 畀卩«d 曲『② 形状相R 的尙子報说能卡的髙低: lh 2令加靭……③ 同橋层内用状相同而伸屛方向 不同的廉了蜿ifi 的昶章和专'如 即“ 2i 如即勘道仰能楚4A 零3.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 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,态原子的电子按右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，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、dO 、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。
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。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结化学选修三通常指的是高中化学课程中的有机化学部分，它包含了有机化合物的结构、性质、反应机制以及合成方法等内容。
以下是对化学选修三知识点的总结。
一、有机化合物的基本概念有机化合物是指含有碳元素的化合物，它们是生命活动的基础。
有机化学是研究有机化合物的结构、性质、反应及其合成的科学。
二、有机化合物的命名有机化合物的命名遵循国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）的规则。
命名时需要考虑化合物的母体、取代基、位置编号等因素。
三、有机化合物的结构有机化合物的结构包括碳链、环状结构和立体化学。
碳原子通常以sp3、sp2和sp杂化形式存在，形成不同的化学键。
四、有机化合物的物理性质有机化合物的物理性质如熔点、沸点、溶解性等，与其分子结构和分子间作用力密切相关。
例如，分子间存在氢键的化合物通常具有较高的沸点。
五、有机反应的类型有机反应类型包括加成反应、取代反应、消除反应和重排反应等。
这些反应类型是理解有机化学合成和转化的基础。
六、有机反应的机理了解有机反应的机理对于预测反应的进程和结果至关重要。
反应机理涉及到反应物分子中化学键的断裂和形成，以及中间体的生成。
七、有机合成的策略有机合成是有机化学中的一个重要领域，它涉及到从简单原料出发，通过一系列反应合成目标分子。
合成策略包括逆合成分析、保护基团的使用等。
八、有机化合物的光谱分析有机化合物的光谱分析是鉴定其结构的重要手段。
常用的光谱方法有红外光谱（IR）、核磁共振（NMR）、紫外-可见光谱（UV-Vis）和质谱（MS）等。
九、有机化合物的生物合成生物合成是指生物体内通过酶催化的有机反应合成有机化合物的过程。
例如，植物通过光合作用合成葡萄糖，动物通过代谢途径合成氨基酸和脂肪酸。
十、有机化合物在医药中的应用许多有机化合物具有生物活性，被广泛用于医药领域。
例如，抗生素、止痛药、抗抑郁药等都是有机化合物。
十一、有机化合物在材料科学中的应用有机化合物在材料科学中也有重要应用，如塑料、橡胶、纤维和涂料等。
高中化学选修三知识点归纳
高中化学选修三知识点归纳一、原子结构。
1. 能层与能级。
- 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能层，能层用符号K、L、M、N、O、P、Q表示，能量依次升高。
- 能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，如s、p、d、f等能级，各能级的能量顺序为ns < np < nd < nf（n为能层序数）。
2. 构造原理与电子排布式。
- 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，这个顺序被称为构造原理。
- 电子排布式：如铁（Fe）的电子排布式为1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2。
为了简化，还可以写成[Ar]3d^64s^2（其中[Ar]表示氩原子的核外电子排布结构）。
3. 基态与激发态、光谱。
- 基态原子：处于最低能量的原子。
- 激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
- 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
原子光谱是线状光谱，可用于元素的定性分析。
二、分子结构与性质。
1. 共价键。
- 共价键的类型。
- σ键：原子轨道以“头碰头”方式重叠形成的共价键，如H - H键，s - s 重叠；H - Cl键，s - p重叠等。
- π键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠形成的共价键，如N≡ N中，除了一个σ键外，还有两个π键。
- 共价键的参数。
- 键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
键能越大，化学键越稳定。
- 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。
键长越短，键能越大，共价键越稳定。
- 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
键角是描述分子立体结构的重要参数，如CO_2分子中键角为180^∘，为直线形分子；H_2O分子中键角为104.5^∘，为V形分子。
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质）(2011-01-09 17:59:01)转载▼分类：化学学习标签：洪特共价键电离能原子电子对杂谈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。
化学选修三知识点总结
化学选修三知识点总结化学选修三是高中化学课程中的重要组成部分，主要涉及原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质等方面的知识。
下面让我们来详细梳理一下这些知识点。
一、原子结构与性质1、能层与能级能层即电子层，按能量由低到高依次为 K、L、M、N、O、P、Q 等。
能级则是在同一能层中，能量不同的电子亚层，例如 s、p、d、f 等。
能级的能量顺序为：ns ＜（n 2)f ＜（n 1)d ＜ np。
2、构造原理与电子排布式构造原理揭示了原子的核外电子排布规律。
电子排布式能准确表示出原子核外电子的排布情况，例如钠原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s¹。
3、原子轨道s 轨道呈球形，p 轨道呈哑铃形。
每个能级中的原子轨道数分别为：s 能级 1 个，p 能级 3 个，d 能级 5 个，f 能级 7 个。
4、泡利原理和洪特规则泡利原理指出一个原子轨道最多容纳 2 个电子，且自旋方向相反。
洪特规则则表明电子在能量相同的轨道上排布时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
5、元素的性质包括原子半径、电离能、电负性等。
同周期从左到右，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大，电负性逐渐增大；同主族从上到下，原子半径逐渐增大，电离能逐渐减小，电负性逐渐减小。
二、分子结构与性质1、共价键共价键具有饱和性和方向性。
根据原子轨道的重叠方式，分为σ 键和π 键。
σ 键头碰头重叠，稳定性较高；π 键肩并肩重叠，稳定性相对较低。
2、键参数键能、键长和键角是描述共价键的重要参数。
键能越大，键越稳定；键长越短，键越稳定；键角决定了分子的空间构型。
3、价层电子对互斥理论用于预测分子的空间构型。
中心原子的价层电子对数等于σ 键电子对数与孤电子对数之和。
4、杂化轨道理论常见的杂化类型有 sp、sp²、sp³等。
杂化轨道的形成使得原子的成键能力增强，分子的空间构型更加稳定。
5、分子的极性分子的极性取决于分子的空间构型和键的极性。
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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。
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。
s 电子的原子轨道呈球形对称，ns 能级各有1 个原子轨道；p 电子的原子轨道呈纺锤形，n p 能级各有3 个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d 能级各有5 个原子轨道；n f 能级各有7 个原子轨道。
4、核外电子排布规律（1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。
（2）泡利原理：1 个原子轨道里最多只能容纳2 个电子，且自旋方向相反。
（3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。
（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f 等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。
能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
电子数（5）（n-1）d 能级上电子数等于10 时，副族元素的族序数=n s 能级电子数（二）元素周期表和元素周期律1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
（1）原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。
即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。
同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。
即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。
共有十八个列，十六个族。
同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成 5 个区，分别为s 区、p 区、d 区、f 区和ds 区，除ds 区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
2、元素周期律元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变，叫做元素周期律。
元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化。
元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性。
同周期（左右）同主族（上下）原子结构核电荷数逐渐增大增大能层（电子层）数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大元素性质化合价最高正价由+1 +7 负价数=（8—族序数）最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱第一电离能呈增大趋势（注意反常点：ⅡA 族和ⅢA 族、ⅤA 族和ⅥA 族）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小（2）①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs，F-<Cl-<Br-<I-④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0 族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期0 族元素原子具有相同的电子层结构）：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强。
判断依据1. 在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强2. 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强3. 单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后）4. 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强5. 若x n++y x+y m+ 则y 比x 金属性强6. 原电池反应中负极的金属性强7. 与同种氧化剂反应，先反应的金属性强8. 失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强判断方法1. 与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强2. 单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）3. 最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强4. A n-+B B m-+A 则B 比A 非金属性强5. 与同种还原剂反应，先反应的非金属性强6.得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强（三）共价键1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。
2、共价键类型：σ键π键成键方向沿键轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度强度大，不易断裂强度小，易断裂成键判断规律单键是σ键；双键有一个是σ键，另一个是π键；三键中一个是σ键，另两个为π键。
非极性键极性键定义由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移原子吸引电子能力相同不同共用电子对位置不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子一方成键原子的电性判断依据不显电性显电性举例单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键（3）形成的共价键。
①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。
如：Cu（H2O）4SO4、Cu （NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN）3等。
②配位化合物的组成：3、共价键的三个键参数概念对分子的影响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（1）极性。
（2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和（四）分子的空间构型1、等电子原理4 4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，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。
（1） 等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。
（等电 子 的 推 断 常 用 转 换 法 ， 如 CO 2=CO+O=N 2+O= N 2O= N 2+ N —= N 3— 或 SO 2=O+O 2=O 3=N — +O 2= NO 2— ）（2） ） 等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质。
2、价电子互斥理论： （1） 价电子互斥理论的基本要点：A B n 型分子（离子）中中心原子 A 周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n ），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
（2） AB n 型分子价层电子对的计算方法：①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算， 如：PCl 5 中②O 、S 作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为 6； ③离子的价电子对数计算如：NH +： ；SO 2- ： 3、杂化轨道理论 （1） 杂化轨道理论的基本要点：①能量相近的原子轨道才能参与杂化。
②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成σ键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。
③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个 sp 3 杂化轨道占有 1 个 s 轨道、3 个 p 轨道。
④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
杂化类型 sp sp 2 sp 3 sp 3 不等性杂化轨道夹角 180 o 120 o 109o 28′中心原子位置 ⅡA ，ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 中心原子孤对电子数 0 0123 分子几何构型直线形平面三角形 正 四 面体形三角锥形 V 字形直线形实例BeCl 2 、 Hg Cl 2BF 3 CH 4、SiCl 4 NH 3、PH 3 H 2O 、H 2S HCl（3） 对电子。