高中化学选修三原子结构与性质知识总结
高中化学选修三 物质结构与性质知识点总结
《选修三物质结构与性质》知识点总结
第一节原子结构与性质
知识点一原子核外电子排布原理
1．能层和能级
(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
(3)
能层一二三四五……
符号K L M N O……
能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p……
最多
电子数
2 2 6 2 6 10 2 61014 2 6……
电子离
核远近
近→远
电子能
量高低
低→高
2．电子云与原子轨道
(1)电子云
①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道
原子轨道
⎩⎪
⎪
⎪
⎪
⎪
⎨
⎪
⎪
⎪
⎪
⎪⎧轨道形状⎩⎪⎨⎪⎧s电子的原子轨道呈球形对称
p电子的原子轨道呈哑铃形
各能级上的原子轨道数目
⎩⎪
⎨
⎪⎧s能级 1 个
p能级 3 个
d能级5个
f能级7个
……
能量关系
⎩
⎪
⎨
⎪
⎧①相同能层上原子轨道能量的高低：
n s＜n p＜n d＜n f
②形状相同的原子轨道能量的高低：
1s＜2s＜3s＜4s……
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原
子轨道的能量相等，如2p x、2p y、2p z轨道的
能量相等
3．基态原子核外电子排布
(1)排布原则
[提醒] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，
如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
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
第一章 原子结构与性质
课标要求
1。了解原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2。了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质
3。了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用.
4.了解电负性的概念,知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲
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。
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子结构与性质
一 原子结构 1、原子的构成
中子N
（核素）
原子核 近似相对原子质量
质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）
化学性质及最高正价和族序数
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子 运动特征
电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
2、三个基本关系
（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：
①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数
②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数
二 原子核外电子排布规律
决定 X)
(A Z
三相对原子质量
定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）
原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应
有几种不同的核素的相对原子质量，
相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量
核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：
高中化学 第一章 《原子结构与性质》知识归纳 新人教版选修3
第一章原子结构与性质知识归纳
二、知识归纳
（一）原子结构
1、电子在核外空间运动状态的描述--------电子云
S电子云：球形，一个轨道
P电子云：哑铃形，三个轨道（P x、P y、P z）
2、能层、能级、轨道
（1）能层
①符号：K、L、M、N、O、P、Q
②电子排布规律：各能层最多容纳2n2个电子；最外层电子数不能8个；( K层为最外层时不超过2个)；次外层不超过18个，倒数第三层不能超过32个。
（2）能级
①符号：ns、np、nd、nf；各能级最多容纳电子数依次为：
②电子填入各能级的顺序：遵循能量最低原理（即构造原理）（见书6页）
1s→→6p
（能量：低高）
（3）轨道
① s、p、d、f的轨道数目依次为：
②电子填入轨道的规则：泡利原理和洪特规则
泡利原理：每个轨道中最多只能容纳个电子，且自旋方向。
洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先轨道，且自旋
方向 。
3、基态、激发态、光谱
（1）基态原子：只要原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理、洪特规则，其能量处于 状态，这样的原子称为基态原子。
（2）激发态：基态原子的电子从 能级跃迁到 能级，得到的原子就是激发态原子。
4
、核外电子排布的表示式----------有多种 （注意区别） （请以碳原子为例，填空）
碳原子结构示意图： 碳原子电子排布式：
碳原子简化的电子排布式：
碳原子电子排布图（轨道表示式）： 碳原子（外围电子排布式）： 练习：
(二)元素周期表
1、周期周期序数 = 原子的电子层
2、族主族
．．序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳及易错点归纳
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳及易错点归纳
第一章重点知识归纳
一、原子结构
1.能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示,能量依次升高。
(2)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,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域,这种电子云轮廓图称为原子轨道。同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。
2.原子核外电子的排布规律
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道,然后进入能量高的轨道,使整个原子
的能量处于最低状态,所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。下图为构造原理示意图,即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图,由构造原理可知,从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序,产生了能级交错排列,即产生“能级交错”现象,能级交错指电子层数较
大的某些能级的能量反而低于电子层数较小的某些能级的能量的现象,如：4s＜3d、6s＜4f ＜5d,一般规律为n s＜(n－2)f＜(n－1)d＜n p。注意排电子时先排4s轨道再排3d轨道,而失电子时,却先失4s轨道上的电子。
(2)泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相反。如2s轨道上的电子
高中化学选修三原子结构与性质
原子结构与性质
一、核外电子的运动状态
电子云与原子轨道
电子云形象地表示了电子在核外某处单位微体积内出现的概率
二、能层与能级
1.
能层一二三四五
符号K L M N O
能级s p d f …
原子轨道数 1 3 5 7 …
最多电子数 2 6 10 14 …
能层一二三四五
符号K L M N O
能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p …
轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 1 3 …最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 …能层电子数 2 8 18 32
和2p），依次类推
2.原子轨道能级图
①s能级的原子轨道是球形对称的（原子核位于球心），能层序数n越大，原子轨道半径越大
S能级的原子轨道图
②P能级的原子轨道是纺锤形的,每个P能级有3个原子轨道,它们相互垂直,分
别以P
x ,P
y
,P
z
表示
P能级的原子轨道图
3.能量大小关系
①不同能层中同一能级，能层序数越大能量越高如：
E(1s)
②同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s
③能层和形状都相同的原子轨道的能量相等如：E(2p
x )=E(2p
y
)=E(2p
z
)
三、基态原子核外电子排布的表示
1.基态原子：处于最低能量的原子
激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁到较高能级
电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时会释放能量，光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一
日常生活中看见的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关
2.光谱与光谱分析
光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或放出不同的光，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
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化学选修3篇一：【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↑ ↑
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。
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结
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。
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
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：
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第一章原子结构与性质
. 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↑
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、f 0、p3、d5、f 7、p6、d10、f 14时，是较稳定状态。
前36 号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg3 s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s 24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s 23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s 24p6。
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第一章原子结构与性质
课标要求
1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质
3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲
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。
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原子结构与性质 了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质 了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 .原子结构 能级与能层 原子轨道 原子核外电子排布规律 态原子的电子按右图顺序填，叫做构造原理。 4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交 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），也就是说，整个原子的能量不能机 2）能量最低原理 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低原理。 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），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Hund）规则。比如，p3的轨道式为，而不是。 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p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。 36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 基态原子核外电子排布的表示方法 电子排布式 这就是电子排布式，例如K：。 把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ K：[Ar]4s1。 电子排布图(轨道表示式) .原子结构与元素周期表 原子的电子构型与周期的关系 )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 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 元素周期表的分区 根据核外电子排布 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(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周(镧系、锕系除外)。 .元素周期律 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，(或0族)第一电离能最大，
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【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
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第一章原子结构与性质
课标要求
1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质
3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。要点精讲一.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↑
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结(精选.)
原子结构与性质
一 原子结构 1、原子的构成
中子N
（核素）
原子核 近似相对原子质量
质子Z → 元素符号
原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子 运动特征
电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
2、三个基本关系
（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：
①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数
②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数
二 原子核外电子排布规律
决定 X)
(A Z
三相对原子质量
定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）
原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应
有几种不同的核素的相对原子质量，
相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量
核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：
高中化学选修三知识点总结
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
高中化学选修三知识点总结
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.
a.离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
b.分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
c.原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
③常温常压下状态
a.熔点：固态物质>液态物质
b.沸点：液态物质>气态物质
自由电子在外加电场的作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
20、金属晶体:通过金属键作用形成的晶体。
21、金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子
18、共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
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原子结构与性质
一 原子结构 1、原子的构成
中子N
（核素）
原子核 近似相对原子质量
质子Z → 元素符号
原子结构 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
核外电子 运动特征
电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图
2、三个基本关系
（1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：
①原子中：质子数=核电荷数=核外电子数
②阳离子中：质子数>核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数
二 原子核外电子排布规律
决定 X)
(A Z
三相对原子质量
定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写）
原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应
有几种不同的核素的相对原子质量，
相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量
核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：
Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%
元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比
的乘积之和。
注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
四微粒半径的大小比较和10电子、18电子微粒
1．原子半径和离子半径
1.电子层数相同时（同周期元素），随原子序数递增，原子半径减小
例：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl
2.最外层电子数相同时（同主族元素），随电子层数递增原子半径增大。
例：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
（1）分子：Ne、CH4、NH3、H2O、HF ；
（2）离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、NH2-、H3O+、OH-、O2-、F-。
3．18电子的微粒：2．（1）
（1）分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、CH3CH3、N2H4、H2O2、F2、CH3OH、CH3F 等；
（2）离子：S2-、Cl-、K+、Ca2+、HS-。
记忆10电子微粒的方法：首先找出10电子的原子（单原子分子）Ne ，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：CH 4～HF ，向后寻找金属形成的阳离子：Na +～Al 3+。在氢化物的基础上增加或减少H +，可构成一系列的离子。
记忆18电子的微粒方法：首先找出18电子的原子（单原子分子）Ar ，然后向前寻找非金属元素对应的氢化物：SiH 4～HCl ，向后寻找金属形成的阳离子：K +～Ca 2+。在氢化物的基础上减少H +，可构成一系列的离子。还有部分18电子的分子可通过10电子的氢化物分析得到，10电子的氢化物分子去掉一个H 得到9电子的基团：—CH 3、—NH 2、—OH 、—F ，这些基团两两结合可形成18电子的分子。
元素周期律与元素周期表
一 元素周期表的结构
元素周期表的结构
位置与结构的关系
周 期
周期序数 元素的种数 1.周期序数＝ 电子层数 2.对同主族元素
若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短 周 期 第一周期 ① 2种 第二周期 ② 8种 第三周期 ③ 8种 长 周 期 第四周期 ④ 18种 第五周期 ⑤ 18种 第六周期 ⑥ 32种 第七周期 ⑦ 32种（如果排满） 族
主 族
ⅠA 族～ ⅦA 族 由长周期和短周期元素共同构成的族 最外层电子数= 主族族数 =价电子数 零 族
最外层电子数均为8个（He 为2个除外）
副 族 IB 族～ ⅦB 族
只由长周期元素构成的族
最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB 族、ⅡB 族除外）；最外层电子数只有1～2个。
第Ⅷ族
有三列元素（8、9、10三个纵行）
特别提醒：
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。
二 元素周期律
特别提醒
作为元素周期律知识的考查，在解题中我们应尽量把它们体现在元素周期表中进行理解。如X m+、Y m-、Z
（m+1）+
、W
（m+1）
-四种离子具有相同的电子层排布，要考查四种元素的有关性质，比如原子序数大小、原子半径大小、离子半径大小、单质
金属性和非金属性强弱等，我们首先可以确定出元素的相对位置为，则问题容易解决。
涵 义 元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 实 质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化
核外电子 排布 最外层电子数由1递增至8(若K 层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径 原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要 化合价 最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IV A 族）有负价，从 -4 递变至 -1 。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数，非金属元素的负价= 8-最外层电子数 。
元素及化合物的性质
金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱 ，酸性 逐渐增强 ，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。