高中化学选修三原子结构与性质知识总结
高中化学物质结构与性质专题知识点总结
高中化学选修 3 知识点总结一、原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分! 在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
"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 。
# 任一能层，能级数等于能层序数。
$ s 、p 、d 、f ⋯⋯可容纳的电子数依次是 1、3、5、7⋯⋯的两倍。
% 能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
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2n 2 ；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 。
" 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 。
# 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 →&'()*(+*,-./0123456()7892:;<-=>?5&@&A5@?()2B ='C5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： 原子结构与性质知识归纳
高中化学：原子结构与性质知识归纳
原子的结构和性质是关于原子的核心概念。
原子是微小的，不可分解的物质组成单位，它是一切物质的基本单位。
原子内部以电子为主要结构物。
电子位于原子核以外在显影期间环绕原子核往复运动着，各种元素的原子通过差异的电子构成，而形成了物质的不同性质。
原子的内部构造也影响着其外在的性质。
在原子核内，核子和中子构成了原子核，它
们就犹如原子小宇宙的基本因素。
核子质量质子用来表示物质化学性质，随着原子引力而
紧紧地结合，这也决定了一种物质的形剂及其在物理性质上的表现。
原子性质可以分为理论性质和实验性质。
理论性质包括原子结构、原子直径、原子电
荷和原子时间等；实验性质包括原子的光谱和吸收光谱、元素的结核量和同位素离子化等。
实际上，性质的研究是在研究原子的内部结构的基础上进行的，研究原子结构有助于
了解原子各种性质，比如化学反应、化学溶解等都与原子结构有关，从而明确了原子各种
性质从而影响物质的行为。
总之，原子的结构和性质对探究物质的本质和应用具有重要意义，因此研究原子的构
造及其性质是物理、化学研究的基础。
只有通过对原子的性质有深入的研究，才能更好地
理解物质的本质，从而发现物质的新的应用，发展包括物理、化学等各个领域。
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳
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。
高中化学选修三第一章原子结构与性质讲义及习题含答案
第一章 原子构造及性质一.原子构造1、能级及能层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下图依次填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交织。
（PS ：构造原理并非4s 能级比3d 能级能量低，而是指这样依次填充电子可以使整个原子的能量最低。
）（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态，简称能量最低原理。
（3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能包容两个电子，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（能量一样）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向一样，这个规则叫洪特规则。
比方，p3的轨道式为，而不是。
洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充溢或全充溢时，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 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充溢状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充溢状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。
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说明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避开电子排布式书写过于繁琐，把内层电子到达稀有气体元素原子构造的局部以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(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。
(完整版)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。
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。
高中化学选知识点总结
高中化学选知识点总结高中化学选知识点总结化学选修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。
高中化学原子结构知识点
高中化学原子结构知识点原子结构是化学中一个非常重要的概念，它揭示了物质的微观世界，为我们理解物质的性质和变化提供了重要的依据。
在高中化学学习中，原子结构知识是基础中的基础，下面就来系统地总结一下高中化学中关于原子结构的知识点。
一、原子的组成原子由原子核和核外电子组成。
原子核由质子和中子构成，质子带正电荷，中子不带电荷，所以原子核带正电荷。
核外电子围绕原子核运动，负电子的电荷数目与正电子的电荷数目相等，因此原子是电中性的。
二、质子数与电子数在稳定原子中，质子数和电子数相等，即原子序数（Z）等于电子数，也等于质子数。
例如，氢的原子序数为1，氢原子中有一个质子和一个电子。
氦的原子序数为2，氦原子中有两个质子和两个电子。
三、原子的量子结构根据量子力学理论，原子的电子围绕原子核运动的轨道是不连续的，称为能级或壳层。
能级的内层能量较低，外层能量较高。
第一层最多容纳2个电子，第二层最多容纳8个电子，第三层最多容纳18个电子。
四、原子序数和周期表原子序数是元素在周期表中的位置，它代表了元素中质子的数目。
根据原子序数的增加规律，元素的性质也呈现出周期性变化。
元素周期表是根据元素的原子序数和原子结构排列的，它反映了元素性质的周期性规律。
五、同位素具有相同原子序数（即相同的质子数）但质量数不同的原子称为同位素。
同位素在化学性质上基本相同，在物理性质上有些微差异。
同位素在许多领域都有重要应用，比如放射性同位素用于医学诊断和治疗，稳定同位素用于示踪和标记等。
六、原子核的结构原子核由质子和中子组成，质子数和中子数的总和称为质子数。
核外电子对核的作用力是库仑引力，核内质子之间的排斥力来自短程作用力。
原子核的直径约为10^-15米，占整个原子体积的小部分，但质子和中子的质量几乎占据了整个原子质量。
七、原子核的稳定性原子核的稳定性取决于核内质子和中子的比例，质子数和中子数适当平衡时，原子核更加稳定。
如果原子核过于不稳定，可能发生放射性衰变，放出辐射而转变为其他核。
【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。
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。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
第一章原子结构与性质
第二节 原子结构与 元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期 第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期 第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径 的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。 （3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半 径越大。
（二）电离能
1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气 态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱 酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（ 核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子 核外电子排布 的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的 同周期主族元素从左 到右，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？周期 表中的同主族元素从 上到下，原子半径的 变化趋势如何？应如 何理解这种趋势？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上 角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金属。为什么？
物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结一.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。
高中化学选修三知识点总结
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.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。
高中化学物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结一、原子结构与周期表1. 原子结构原子是由质子、中子和电子组成的基本粒子。
质子和中子构成原子核，电子绕核运动。
质子带正电，中子不带电，电子带负电。
原子核的直径约为10^-15米，电子的轨道半径约为10^-10米，原子核的质量占整个原子的绝大部分。
2. 周期表周期表是根据元素的原子序数和元素周期律排列而成。
元素的周期表位置可以推测出该元素的原子结构和性质。
周期表也反映了不同元素之间的相似性和规律性。
二、分子结构与键1. 共价键共价键是化学键的一种，是由两个原子共享电子而形成的化学键。
共价键可以分为极性共价键和非极性共价键。
极性共价键是由两个不同电负性的原子间形成，使电子本身更倾向于位于电负性较高的原子周围，非极性共价键是由两个相同电负性的原子间形成。
2. 离子键离子键是由离子间的静电作用而形成的化学键。
通常由金属和非金属元素间形成。
3. 金属键金属键是金属元素间形成的化学键。
金属元素通常以离子形式排列，金属中的电子可以自由移动。
4. 其他键还有氢键、范德华力等其它类型的键。
三、物质的性质1. 物态物质可以存在于固态、液态和气态。
当温度或压力改变时，物质的物态也会发生改变。
2. 燃烧性燃烧性是物质在氧气中发生氧化反应并释放能量的性质。
3. 反应性物质在化学反应中的性质叫做反应性，可以通过物质的物态、颜色等来观察。
4. 溶解性溶解性是物质溶解于溶剂的能力，可以分为易溶性、难溶性和不溶性。
5. 导电性导电性是物质导电的能力，受物质的结构和性质影响。
6. 光学性物质在光线的照射下会发生反射、折射等光学现象。
7. 导热性导热性是物质传递热能的能力，受物质的结构和性质影响。
四、分子结构与物质性质的关系1. 结构与性质的关系分子的结构影响其化学物性。
分子之间的键合方式、原子间的电子分布等结构因素直接影响物质的性质。
2. 形成分子模型使用Lewis结构、VSEPR理论等模型对分子结构进行描述，可以预测其性质。
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》知识归纳一、能层与能级1、能层(电子层：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。
由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。
各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低2、能级：同一能层里的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的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)①K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级②每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍④同一能级容纳的电子数相同3、电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。
电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。
即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子多少4、原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道(1)原子轨道的形状①s电子的原子轨道都是球形的，每个s能级各有1个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大；能量：E1s＜E2s＜E3s,随着能层序数的增大，电子在离核更远的区域出现的概率减小，电子云越来越向更大的空间扩展②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)，每个p能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z为符号。
p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级s(球形)p(纺锤形)d f原子轨道1357容纳的电子数261014二、基态原子的核外电子排布式1、构造原理：多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。
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<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。
高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结
选修三物质结构与性质总结一.原子结构与性质.1、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. 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1-36号元素的核外电子排布式.ns<(n-2)f<(n-1)d<np3.元素电离能和元素电负性第一电离能：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。
高中化学知识点全部归纳(物质的结构与性质)
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。
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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＞Cl2.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。
三 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律1.根据元素周期表的知识进行判断①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表中最活泼的金属是Fr ，天然存在的最活泼的金属是Cs ；最活泼的非金属元素是F 。
②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA 、V A 族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
2.根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。
（1）金属性强弱判断原则①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断：一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就越弱。
⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质，容易腐蚀。
（2）非金属性强弱判断原则①根据单质与H 2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断： 一般地，单质与H 2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。
反之，则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。
④根据非金属单质的氧化性（或离子的还原性）强弱来判断：一般情况下，非金属阴离子的还原性越强，则对应的非金属单质的氧化性越弱，非金属性元素的非金属性也就越弱。
⑤根据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进行判断。
例如：Cu Cl CuCl 22点燃，2Cu ＋S ＝Cu 2S ，即得非金属性：Cl 2＞S 。
四元素“位—构—性”之间的关系特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口（1）形成化合物种类最多的元素是碳。
（2）某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。
（3）在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。
（4）常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。
（5）气态氢化物最稳定的元素是氟。
（6）三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有Al元素。
（7）焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。
（8）最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。
（9）单质的硬度最大的元素是碳。
（10）化学式为A2B2形的化合物，则只可能为Na2O2、H2O2、C2H2。
化学键一化学键类型1.化学键的类型化学键类型离子键共价键金属键概念阴阳离子间通过静电引力作用所形成的化学键原子间通过共用电子对所形成的化学键金属阳离子与自由电子间通过相互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非金属元素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgO HCl、H2SO4Fe、Mg特别提醒：1.离子键一般由活泼的金属元素和不活泼的非金属元素组成，或者由铵根离子和不活泼的非金属元素组成；共价键一般由非金属元素组成；而金属键则存在于金属单质内部。
2.离子三特征：离子所带的电荷：阳离子电荷就是相应原子失去的电子数；阴离子电荷是相应原子得到的电子数。
离子的电子构型：主族元素形成的简单离子其电子层结构与在周期表中离它最近的惰性气体原子结构相同。
离子的半径：离子半径大小近似反映了离子的大小。
一般来说，电子层数相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小。