结构化学 选修3知识点总结(人教版)全国卷适用
【人教版】高中化学选修3知识点总结(同名11419)
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结构原理：跟着核电荷数递加，大部分元素的电中性基态原子的电子按右图次序填入核外电子运动轨道（能级），叫做结构原理。
能级交织：由结构原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这类现象叫能级交织。
说明：结构原理其实不是说4s 能级比 3d 能级能量低（实质上4s 能级比 3d 能级能量高），而是指这样顺序填补电子能够使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不可以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明，原子的电子排布按照结构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。
结构原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不限制于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不行能同时存在 4 个量子数完整同样的电子。
换言之，一个轨道里最多只好容纳两个电子，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一样轨道（能量同样）时，老是优先独自占有一个轨道，而且自旋方向同样，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 轨道填补的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳固的状态。
即 p0 、 d0、f0、 p3、d5、f7、 p6、 d10、 f14 时，是较稳固状态。
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。
【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。
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。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结
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。
(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。
最新结构化学知识点总结(人教版)全国卷适用演示教学
结构化学选修3知识点总结(人教版)全国卷适用一、考纲考点展示《选修3：物质的结构与性质》高考试题中9种常考点1普通高等学校招生全国统一考试理科综合（化学部分）考试大纲的说明（节选）必修2：物质结构和元素周期律①了解元素、核素和同位素的含义。
②了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
③了解原子核外电子排布。
④掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
⑤以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
⑥以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
⑦了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
⑧了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成。
选修3：物质结构与性质1．原子结构与元素的性质⑴了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子、价电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
⑵了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
⑶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。
⑷了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
2．化学键与物质的性质⑴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。
⑵了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
⑶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。
⑷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。
了解金属晶体常见的堆积方式。
⑸了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）⑹能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质⑴了解化学键和分子间作用力的区别。
⑵了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。
⑶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。
化学选修三,人教版知识点总结
第一章原子结构与性质 1能级与能层J 尺电子的厢子轨迺旦球够对《= 代h 电子的障子物逍呈班恰彤屮桥:级上1个 «P 能级上玉个 善能彼上的嫌子轨済数目^加能级上庚亍斗你纵卜"个同龍层上掠干啟迢沱樓的隔低: MS 呻 /*<■ rtl② 形狀轿I 的的專亍抽道能复的咼低’ |賢、2s- Js-@11 一鹿以内形获抽何HiH 申廣方向 不剛的廉子執追的能JRI9零.如 2归・2丹*2p.tt.aU 的能華相等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。
<5£>■(JS). Ccr)_* * _、 '_ -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。
（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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电 旋方向相反（用“fj”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。
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。
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选修三知识点第一章原子构造与性质1能级与能层⑴构造原理：随着核电荷数递加，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图序次填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交叉：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交叉。
说明：构造原理其实不是说 4s 能级比 3d 能级能量低（本质上 4s 能级比 3d 能级能量高），而是指这样序次填充电子能够使整个原子的能量最低。
（2）能量最低原理现代物质构造理论证明，原子的电子排布依照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，而不限制于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，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相同轨道（能量相同）时，总是优先单独据有一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则洪特规则特例：当 p、d、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较牢固的状态。
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示该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，比方 K ： 1s22s22p63s23p64s1。
②为了防备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构造的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，比方K： [Ar]4s1 。
③ 外面电子排布式（价电子排布式）(2)电子排布图 (轨道表示式 )是指将过渡元素原子的电子排布式中吻合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0 族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。
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二.原子构造与元素周期表1.一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包括的元素种类2n2。
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。
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选修三：物质结构与性质知识点总结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、7.二、（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]3d 54s1、29Cu [Ar]3d 104s1.3、掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循的顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p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。
三、元素周期律1、周期表中的5个区：s、p、d、ds、f2、外围电子-――价电子s与p区-――最外层上的电子d 与ds区一一最高能级组上的电子3、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。
【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
【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【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。
人教版化学选修III知识点汇总
1.1---原子结构 Atomic structure一、开天辟地--原子的诞生1.现代大爆炸理论The Big Bang Theory在宇宙的最早期，距今大约137亿年前，今天所观测到的全部物质世界统统集中在一个很小的 范围内，温度极高、密度极大、体积极小的物质迅速膨胀，犹如一次规模及其巨大的爆炸. 大爆 炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的Li.其后，经过或长或短的发展过程， H 、He 等发生原子核的融合反应，分期分批地合成其他元素.2.宇宙的组成与各元素的含量氢(H)---约占宇宙原子总数的88.6%； 氦(He)---约为氢原子数的81； 其他90多种天然元素的原子总数加起来不足1%；3.地球上元素的种类非金属元素：22种(包括稀有气体)；金属元素：绝大多数是金属元素；元素 O Si Al Fe Ca Na K Mg H 其他含量 48.6% 26.3% 7.73% 4.75% 3.45% 2.74% 2.47% 2% 0.76% 1.2%二、能层与能级1.能层shell-----又称主量子数(principal quantum number )，用n 表示①原子核外的电子是分层排布的：根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层，从内到外依次为1、2、3、4、5、6、7…能层，依次用符号K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q…表示；②每一能层最多容纳的电子数不同：最多容纳的电子数为2n 2(n 为能层序数)个；③离核越近的能层具有的能量越低；④能层的表示方法及每一能层所能容纳的最多电子数见下表：能层n 1 2 3 4 5 6 7 …符号 K L M N O P Q… 电子≤2n 2 2 8 18 32 50 … … …离核远近 近→远能量高低 低→高2.能级level-----又称角量子数(azimuthal quantum number )，用l 表示①能级的表示方法见下表：能层 K L M N O… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d … … …各能级最多容纳的电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 … … …各能层最多容纳的电子数2 8 18 32 50 …最多容纳的电子数为2n 2(n 为能层序数)个②在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同.不同能量的电子可分为不同的能级，如同一能层的电子可分为s、p、d、f…能级；③在第n能层中，各能级能量的大小顺序是：E ns<E np<E nd<E nf；④任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数，即第n能层就有n个能级；三、构造原理与电子排布式1.多电子原子核外电子的排布顺序在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序是：电子最先排布在能量低的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上；2.构造原理aufbau principle随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素原子的核外电子是按照如图所示的能级顺序填充的，填满一个能量低的能级后，再填一个能量高的新能级，这种规律称为构造原理；3.能级交错现象energy level overlap phenomenon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；【产生原因：钻穿效应、屏蔽效应】【H原子由于核外只有一个电子，没有屏蔽效应，不存在能级交错，所以能级的能量高低只取决于主量子数.对于3d、4s、4p，显然3d小于4s等于4p.】4.电子排布electronic configuration①根据构造原理可以表示出一些元素原子的电子排布式，先按能量由低到高的顺序依次写出能级符号，再用数字在能级符号右上角表明各能级上排布的电子数，这就是原子的电子排布式；【在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，例如钪Sc的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d14s2，而不能按照填充顺序先写4s2后写3d1.】②电子排布式的简化写法为了避免电子排布式过于繁琐，可以把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应的稀有气体元素符号外加方括号表示，例如：K的电子排布式可表示为：[Ar]4s1，其中[Ar] 叫做原子实(atomic kernel)，4s1叫做价电子(valence electron)；四、能量最低原理、基态与激发态、光谱1.能量最低原理lowest energy principle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的状态，简称能量最低原理.多电子原子的核外电子要先占据能量低的能层，在能量低的能层中又优先占据能量低的能级，然后再依次进入能量较高的能层；2.基态与激发态处于最低能量的原子叫做基态原子(ground state atom)，基态是原子最基本的状态，是稳定的状态.当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子(excitedatom).激发态原子不稳定，电子又会跃迁到能量较低的能级，并释放能量.转化关系如下：光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一，在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、激光、焰火……都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关；3.光谱spectrum①原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，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；②发射光谱(emission spectrum )是暗色背景的明亮谱线，吸收光谱(absorption spectrum )则是 明亮背景的暗色谱线，两者谱线一一对应(因为两个能级之间电子跃迁，吸收的能量和释 放的能量相同)；③原子光谱的应用不同元素产生不同的原子光谱，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素， 称为光谱分析(spectrum analysis )，历史上，利用光谱分析也曾发现了许多新元素；五、电子云与原子轨道 electron cloud & atomic orbital1.核外电子运动的特点核外电子质量非常小(m e =9.10953×10-31kg)，且运动速度快，不能同时准确地测定它的位置和 速度，更无法确定具有一定空间运动状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处；2.核外电子运动状态的描述---电子云(electron cloud ).①电子云的定义虽然无法确定核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，但可以确定它出现在原子核外各处的概率，如图所示就是氢原子的1s 电子在原子核外出现的概率密度(probability density )分布图.小黑点越密，表明概率密度越大，表示电子在那里出现的概率越大；小黑点稀疏的地方，表明概率密度小，表示电子在那里出现的概率小.这种形象描述电子在空间出现的 概率大小的图像称为电子云(electron cloud ).【概率密度通常用P/V 表示，P 表示电子在某处出现的概率，V 表示该处的体积】②电子云轮廓图电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图.绘制电子云轮廓图的目的是表示 电子云轮廓的形状，对核外电子的空间状态有一个形象化的简便描述.绘制时只需注意不同 空间状态的电子云轮廓图的标准一致即可.一般情况下，把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来即可；③不同空间状态的电子云轮廓图A.s 电子的电子云轮廓图B.p 电子的电子云轮廓图3.原子轨道atomic orbital①concept ：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道；原子的电子云轮廓图可以表示电子在原子核外的一个空间运动状态，也叫做原子轨道(atomic orbital )； ②原子轨道的空间伸展方向s 电子的原子轨道为球形对称；ns能级只有一个轨道，可以表示为： ；p 电子的原子轨道 是哑铃状的，在空间中有x 、y 、z 三个伸展方向，所以np 能级有p x 、p y 、p z 3个轨道，可表 示为： ；nd 能级有5个轨道，可表示为： ；nf 能级有7个轨道， 可表示为： ；③各原子轨道的能量高低多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：A.相同能层上原子轨道能量的高低顺序为：ns<np<nd<nf……；B.形状相同的原子轨道能量的高低顺序为：1s<2s<3s<4s……；C.能层和形状相同的原子轨道的能量相同，如2p x、2p y、2p x轨道的能量是相等的，同理，同能层d能级的5个轨道的能量相同，同能层f能级的7个轨道的能量也相同；【同一能层中的同一能级中所有轨道能量相同】六、泡利原理和洪特规则1.原子核外电子的排布规律①能量最低原理lowest energy principle原子核外电子先占有能量低的轨道，然后再依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态，原子轨道能量的高低依据构造原理来判断；②泡利原理Pauli exclusion principle每个原子轨道中最多容纳2个电子，通常称为电子对.量子力学告诉我们，电子除了空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋.电子自旋可比喻成地球的自转.电子的自旋有顺时针和逆时针两种相反的状态，常用上下箭头“↓”“↑”表示；在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这个原理由泡利首先提出，称为泡利原理.【电子自旋(spin of the electron)是电子的基本性质之一，属于量子物理学科.电子自旋先由实验上发现，然后才由狄拉克(Dirac)方程从理论上导出的】③洪特规则Hund’s rule当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同，这个规则是由洪特首先提出的，称为洪特规则Hund’s rule，这样整个原子的能量最低；④洪特规则的特例在等价轨道(同一能级)上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，具有较低的能量和较大的稳定性，可以理解为洪特规则的特例；例如：铬(24Cr)：[Ar]3d54s1正确，[Ar]3d44s2错误；铜(29Cu)：[Ar]3d104s1正确，[Ar]3d94s2错误；2.电子排布图原子核外电子排布可利用电子排布图来表示，这是用方框和箭头表明核外电子排布的另一种方法，也叫轨道表示式；每一个方框表示一个轨道，能量相同的轨道连在一起，与电子排布式相比，它具有轨道上自旋方向和成键时电子变化明晰的特点，但是稍微麻烦些，书写时先写元素符号，再根据能量最低原理、泡利原理、洪特规则等书写，例如：1.2原子结构与元素性质 Atomic structure & the properties of the elements一、原子结构与元素周期表1.元素周期系the periodic system of the elements①元素周期系的形成随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外 层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体，这样形成一个周期，循环往复形 成周期系.②元素周期系的周期发展元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复.随着核电荷数的递 增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元 素的数目并不总是一样多，而是随着周期序号的递增逐渐增多.2.元素周期表the periodic table of the elements①元素周期表的周期和族※周期(period )：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列成的一个横行； ※族(group )：周期表中有18纵列，除第8、9、10三个纵列叫第VIII 族外，其余15个纵 列每一个纵列称作一族；②元素周期表的结构元 素周 期 表 7个周期 (共7个横行) 短周期 short period 第一周期：2种元素 第二周期：8种元素 第三周期：8种元素 长周期long period第四周期：18种元素 第五周期：18种元素 第六周期：32种元素第七周期：32种元素16个族(共18纵列) 主族main group 7个(IA~VIIA)副族subgroup 7个(IIIB~VIIB ，IB~IIB) VIII 族 1个(第8，9，10纵列)0族 1个(稀有气体元素族)③元素周期表的结构与原子结构的关系※周期数=电子层数；※主族数=最外层电子数；3.元素周期表的分区①根据原子的外层电子结构特征分区 ②根据金属元素和非金属元素分区【由于金属性、非金属性没有严格的界限，位于分界线附近的元素，既表现某些非金属元素 的性质，又表现某些金属元素的性质】二、元素周期律periodic law of elements1.元素周期律periodic law of elements元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律；元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，也就是说，由于原子结构上的周期性变化，引起了元素性质上的周期性变化；【核外电子排布、元素化合价、金属性、非金属性、原子半径、电离能、电负性也存在周期性变化.】2.原子半径atomic radius①影响原子半径大小的因素原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个因素是核电荷数.电子的能层数越多，电子之间的负电排斥将使原子的半径增大；而核电荷数越大，核对电子的引力也就越大，将使原子的半径缩小；这两个因素综合的结果使各种原子的半径发生周期性的递变；②同一周期中原子半径的变化同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小.这是因为在同一周期中，随原子序数增加，电子依次填充在同一能层，而同一能层中电子间的相互屏蔽作用较小，所以，随着原子序数的增加，有效核电荷数增加，核对电子的引力增大，导致原子半径逐渐减小；③同一族中原子半径的变化同一主族中，原子半径由上到下依次增大.这是因为同族元素原子由上到下电子层逐渐增多，尽管核电荷数依次增加，但由于内层电子对外层电子的屏蔽作用大，有效核电荷数增加使半径缩小的趋势不如因电子层数增加而使半径增大的趋势大；3.判断微粒半径大小的规律(求同比异法)①层多半径大：最外层电子数相同的微粒，电子层数越多，半径越大；如：r(H)<r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)<r(Fr)；②核大半径小：电子层数相同的微粒，核电荷数越大，核对核外电子引力越强，其半径越小；如：r(Cl)<r(S)<r(P)<r(Si)<r(Al)<r(Mg)<r(Na)；r(Al3+)<r(Mg2+)<r(Na+)<r(F－)<r(O2－)<r(N3－)；③电多半径大：核电荷数相同的微粒，核外电子数越多，核外电子间排斥力越大，半径越大；如：r(Cl)<r(Cl－)；r(Na+)<r(Na)；r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)；三、电离能Ionization energy1.concept：基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最低能量称为电离能；2.significance：电离能用来表示原子或离子失去电子的难易程度.电离能越大，表示原子或离子越难失去电子；反之，越容易失去电子；3.符号及单位：电离能常用符号I表示，单位kJ/mol；4.影响电离能的因素①核电荷数、原子半径对电离能的影响同一周期的元素原子具有相同的电子层数，从左到右核电荷数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力增大，因此，原子序数越大，越不易失去电子，电离能越大.同一族的元素电子层数不同，最外层电子数相同，从上到下原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的引力逐渐减小，越易失去电子，电离能越小；②电子构型对电离能的影响具有全充满、半充满和全空状态的电子构型的元素稳定性较高，其电离能数值较大；如稀有气体元素的电离能在同周期中最大，N为半充满[N>O>C]，Mg为全充满状态[Mg>Al>Na]，其电离能均比同周期的相邻元素大；5.元素的第一电离能the first ionization energy①concept：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最低能量；②significance：第一电离能可以衡量原子失去一个电子的难易程度.第一电离能越大，表示原子越难失去一个电子；反之，越容易失去一个电子；③元素第一电离能的周期性变化※同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小(except rare gas)，原子核对核外电子的吸引力越来越强，元素的原子越来越难失去电子，因此元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势.即同一周期内，氢和碱金属的第一电离能最小，rare gas的第一电离能最大；※同一主族内，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力越来越弱，元素的原子越来越容易失去电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小；④第一电离能与原子核外电子排布的关系※第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关，通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)、和全充满(p6、d10、f14) 状态时，元素原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能，如P的第一电离能比S大[P>S>Si]，Mg的第一电离能比Al大[Mg>Al>Na]；※第三周期元素的第一电离能的大小关系为：I1(Ar)>I1(Cl)>I1(P)>I1(S)>I1(Si)>I1(Mg)>I1(Al)>I1(Na)；※一般来说，在同周期内，稀有气体元素的I1最大；金属越活泼，金属的I1越小；非金属越活泼，非金属的I1越大；6.元素的第二电离能the second ionization energy从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的最低能量称为该元素的第二电离能(I2).第三、四电离能以此类推，且同一元素的电离能：I1<I2<I3……由于原子失去电子必须消耗能量来克服原子核对外层电子的引力，所以电离能总为正值.通常不特别说明时，指的是第一电离能；7.电离能的应用①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：I1<<I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，且最外层只有一个电子；②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1<<I2<I3，表明K原子容易失去1个电子形成+1价阳离子；③判断元素的金属性、非金属强弱：I1越大，元素的非金属性越强；反之，金属性越强；四、电负性electronegativity1.键合电子和孤电子元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子，也称成键电子；元素相互化合时，原子的价电子中没有参加形成化学键的电子称为孤电子；2.电负性electronegativity①concept：电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的；②significance：元素的电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力，元素的电负性越大，对键合电子的吸引能力越强；反之，吸引越弱；③standard：以F的电负性为4.0作为相对标准，在元素周期表中，F的电负性数值最大，Cs的电负性最小，为0.7(放射性元素除外)；3.元素电负性的周期性变化①同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径递减(除稀有气体外)，元素的电负性递增；②同一主族内，随着原子序数的增加，原子半径递增，元素的电负性递减；4电负性数据H 2.20He 4.16Li 0.98Be1.57B2.04C2.55N3.04O3.44F3.98Ne4.79Na 0.93 Mg1.31Al1.61Si1.98P2.19S2.58Cl3.16Ar3.24K 0.82Ca1.01Sc1.36Ti1.54V1.63Cr1.66Mn1.55Fe1.83Co1.88Ni1.92Cu1.90Zn1.65Ga1.81Ge2.01As2.18Se2.55Br2.96Kr3.00Rb 0.82Sr0.95Y1.22Zr1.33Nb1.59Mo2.16Tc1.91Ru2.20Rh2.28Pd2.20Ag1.93Cd1.69In1.78Sn1.96Sb2.05Te2.12I2.66Xe2.60Cs 0.79Ba0.89*Hf1.32Ta1.51W2.36Re1.93Os2.18Ir2.20Pt2.28Au2.54Hg2.00Tl1.62Pb2.33Bi2.02Po1.99At2.22Rn2.43Fr 0.71Ra0.92** 无数据5.电负性的应用①判断元素的金属性和非金属性的强弱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”(锗、锑等)的电负性则在1.8左右，他们既有非金属性，又有金属性；②判断化学键的类型一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；反之，通常形成共价键；③判断化合物中元素化合价的正负电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小，进而确定该元素在此化合物中的化合价正负，例如NaH中，Na的电负性为0.9，H为2.1，H的电负性数值大于Na 的电负性数值，故在NaH中，Na显正价，H显负价；6.对角线规则diagonal element rule处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两种元素，如Li与Mg、Be与Al，由于电荷数和半径的影响恰好相反，它们的电负性比较相近，从而使它们的化学性质有许多相似之处，这是从有关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律，即对角线规则；※原子半径：C>A>B；C>D>B；※金属性：C>A>B；C>D>B；※处在对角线上的两种元素化学性质相似；※同主族元素性质相似，相邻元素性质递变；※对角线规则一般只适用于第二、三周期元素.【铍与铝的相似性】①铍、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱；②铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化；③铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质；④铍和铝的氧化物，氢氧化物都呈两性，而且氢氧化物都难溶于水；⑤铍和铝的氟化物都能与碱金属的氟化物形成配合物，如Na2[BeF4]，Na3[AlF6]；它们的氯化物、溴化物、碘化物都易溶于水，高价阴离子盐都难溶；氯化物都是共价型化合物，气态下易生成双聚体，易升华，易聚合，易溶于有机溶剂；五、化合价valence1.由电离能确定元素的化合价(两数据相差5倍以上为界)Na Mg Al电离能kJ/mol496 738 578 4 562 1 454 1 817 6 912 7 733 2 745 9 543 10 540 11 575 13 353 13 630 14 830 16 610 17 995 18 376 20 114 21 703 23 293Na：I2>>I1,说明Na原子很容易失去1个电子成为+1价阳离子，形成Na+：1s22s2sp6稳定结构后，核对外层电子的有效吸引作用变得更强.因此钠元素常见价态为+1价.一般情况下，钠原子不能形成+2价阳离子；Mg：I3>>I2,说明Mg原子通常形成+2价阳离子；Al：I3>>I2,说明Al原子通常形成+3价阳离子；2.由核外电子排布确定元素的化合价①元素的最高正化合价=族序数=价电子数(不包括0族和VIII族的某些元素)；元素Sc Ti V Cr Mn 家电子排布3d14s23d24s23d34s2 3d54s13d54s2最高正化合价+3 +4 +5 +6 +7②|最低负价|+最高正价=8(H除外)；③稀有气体元素原子的电子层结构都是全充满的稳定结构，既不易得电子，也不易失电子，化合价通常为0；④金属元素在化合物中通常只显正价；⑤过渡金属的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如Mn元素的化合价为+2~+7；⑥F没有正价，O无最高正价(+6)；⑦同主族元素的最高正价或最低负价一般相同(O、F除外)；⑧多数非金属元素中，得电子能力强得元素显负价，得电子能力弱的元素显正价，如HCl.※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※※【periodic law of elements】元素的性质随着核电荷数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原子核外电子排布、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.1.核外电子排布的周期性变化随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化，除1、2号元素外，最外层电子数重复出现从1递增到8的变化；2.金属性强弱的比较①根据原子结构，原子半径(电子层数)越大，最外层电子数越少，金属性越强，反之越弱；②同主族，自上而下金属性增强；同周期，从左到右，金属性减弱；③最高价氧化物对应的水化物碱性越强的，其金属性越强，反之越弱；④原电池中一般作负极的金属其金属性越强；(Al、Mg与NaOH反应的例外)⑤金属性强得元素可以将金属性弱的金属从其盐溶液中置换来；3.主要化合价的周期性变化同一周期中，元素的化合价随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1，呈现出周期性变化规律；同一主族中元素的化合价相似；(个别例外)4.原子半径的周期性变化原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数.同主族元素随着原子序数的增加，电子能层逐渐增多，原子半径逐渐增大；同周期元素电子能层数相同，从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小；5.非金属性的比较①根据原子结构，原子半径(电子层数)越小，最外层电子数越多，金属性越强，反之越弱；②同主族，自上而下非金属性减弱；同周期，从左到右，非金属性增强；③最高价氧化物对应的水化物酸性越强，其非金属性越强；④非金属性强得元素可以将非金属性弱的非金属从其盐溶液中置换来；⑤与氢气化合的难易程度及其氢化物的稳定性来判断；6.第一电离能的周期性变化同周期，从左到右第一电离能逐渐变大；同主族，从上到下第一电离能逐渐减小；第IIA族、第V A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素；【洪特规则的特例】7.电负性的周期性变化同周期，从左到右电负性逐渐变大；同主族，从上到下电负性逐渐减小；金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性；8.元素的单质及化合物的性质递变规律：①IA族(碱金属元素单质)：从上到下，核电荷数逐渐增大，熔沸点逐渐降低；②VIIA族(卤素单质)：从上到下，核电荷数递增，颜色加深，熔沸点逐渐升高，密度递增；③VIIA族(卤素化合物AgX)：颜色加深，水中溶解度降低，见光逐渐易分解(特例AgF).【元素周期律中的特例】A.一般原子的原子核是由质子和中子构成的，但是核素氕无中子；B.元素周期表中一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始；C.大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未能发现稳定的同位素；D.在所有元素中，只有碳元素形成的化合物种类最多，在ⅣA族中出现常见的原子晶体，如金刚石、晶体硅、SiC、SiO2、Si3N4等；E.元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如Ar--39.95，K--39.10；F.活泼金属和活泼非金属一般形成离子晶体，但是AlCl3、FeCl3却是共价化合物；G.一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N却相反，N的非金属活泼性大于P，但是N2比白磷、红磷稳定；H.离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但是在气态时有单个分子存在；I.非金属元素之间一般形成共价化合物，但是铵盐却是离子化合物；J.含有非极性共价键的化合物也可能是离子化合物，如Na2O2、FeS2；含极性共价键的化合物也可能是非极性分子，如CH4、CO2；K.非金属单质一般不导电，但是石墨导电；L.非金属氧化物一般是酸性氧化物，但CO、NO不是酸性氧化物而是不成盐氧化物；M.金属氧化物一般为碱性氧化物，但是Al2O3为两性氧化物，Mn2O7为酸性氧化物；N.含阳离子的晶体不一定含有阴离子，如金属晶体中有阳离子却无阴离子；O.F是ⅦA族元素，只有-1价，无正价；O一般显-2价，但是在OF2中显+2价，在Na2O2中显-1；氢一般显+1，但在NaH中显-1价；P.难失去电子的元素不一定得电子能力就强，如稀有气体元素；Q.有金属光泽且能导电的单质不一定是金属，如石墨、硅.。
(完整版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
a hingsintheirbei 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）。
t h i ng si nt he i rb ei n ga re go od fo rs 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 。
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 。
人教版高中化学选修三知识点
人教版高中化学选修三知识点人教版高中化学选修三学问点第一篇(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外常常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特殊提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍。
(3)构造原理中存在着能级交叉现象。
由于能级交叉，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，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。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
第一能层(K)，只有s能级;第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量;第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n-1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前。
(6)在书写简化的电子排布式时，并不是全部的都是[X]+价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
基态原子的核外电子排布(1)能量最低原理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。
如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。
留意：全部电子排布规则都需要满足能量最低原理。
(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。
(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。
基态、激发态及光谱示意图(1)电子的跃迁①基态→激发态当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。
②激发态→基态激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。
化学选修三,人教版知识点总结
第一章原子结构与性质 1能级与能层J 尺电子的厢子轨迺旦球够对《= 代h 电子的障子物逍呈班恰彤屮桥:级上1个 «P 能级上玉个 善能彼上的嫌子轨済数目^加能级上庚亍斗你纵卜"个同龍层上掠干啟迢沱樓的隔低: MS 呻 /*<■ rtl② 形狀轿I 的的專亍抽道能复的咼低’ |賢、2s- Js-@11 一鹿以内形获抽何HiH 申廣方向 不剛的廉子執追的能JRI9零.如 2归・2丹* 2p.tt.aU 的能華相等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。
<5£>■(JS). Ccr)_* * _、 '_ -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。
（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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电 旋方向相反（用“fj”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（Hu nd ）规则洪特规则特例：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。
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。
(完整word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,文档
第一章原子构造与性质课标要求1.认识原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常有元素的〔1~36 号〕原子核外电子的排布。
认识原子核外电子的运动状态。
2.认识元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.认识原子核外电子在必然条件下会发生跃迁，认识其简单应用。
4.认识电负性的看法，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子构造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：随着核电荷数递加，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图序次填入核外电子运动轨道〔能级〕，叫做构造原理。
能级交叉：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交叉。
说明：构造原理其实不是说4s 能级比 3d 能级能量低〔实质上4s 能级比 3d 能级能量高〕，而是指这样序次填充电子能够使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能够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构造理论证明，原子的电子排布依照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上下，而不限制于某个能级。
〔3〕泡利〔不相容〕原理：基态多电子原子中，不能能同时存在 4 个量子数完满相同的电子。
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〕洪特规那么：当电子排布在同一能级的不相同轨道〔能量相同〕时，总是优先单独据有一个轨道，而且自旋方向相同，这个规那么叫洪特〔 Hund 〕规那么。
比如， p3 的轨道式为↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓ ↑。
洪特规那么特例：当 p、 d、 f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较牢固的状态。
即p0、 d0、f0、 p3、 d5、 f7、p6、 d10、 f14 时，是较牢固状态。
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。
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一、考纲考点展示《选修3：物质的结构与性质》高考试题中9种常考点本统计只包含全国卷，不包含地方卷。
普通高等学校招生全国统一考试理科综合（化学部分）考试大纲的说明（节选）必修2：物质结构和元素周期律①了解元素、核素和同位素的含义。
②了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
③了解原子核外电子排布。
④掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
⑤以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
⑥以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
⑦了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
⑧了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成。
选修3：物质结构与性质1．原子结构与元素的性质⑴了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子、价电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
⑵了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
⑶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。
⑷了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
2．化学键与物质的性质⑴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。
⑵了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
⑶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。
⑷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。
了解金属晶体常见的堆积方式。
⑸了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）⑹能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质⑴了解化学键和分子间作用力的区别。
⑵了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。
⑶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。
⑷能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
⑸了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。
二、考点逐项过关考点1﹒电子排布式和电子轨道示意图1．能层、能级和最多容纳电子数之间的关系能层（n）能级最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数各能级各能层一K1s122二L 2s128 2p36三M 3s1218 3p363d510（1）轨道形状：①s电子的原子轨道呈球形。
②p电子的原子轨道呈纺锤形。
（2）能量关系：①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。
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如np x、np y、np z的能量相等。
3．原子核外电子的排布规律三个原理：①能量最低原理：原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。
构造原理示意图如上图1。
②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反。
③洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。
4．电子的跃迁与原子光谱（1）电子的跃迁：①基态→激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级_，变成激发态原子。
②激发态→基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。
（2）原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
基态原子核外电子排布的表示方法价电子排布式3s23p4电子排布图（或轨道表示式）价电子轨道表示式S的原子结构示意图【过关练习】1．【2011新课标卷】基态B原子的电子排布式为_________________________________2．【2011福建卷】基态氮原子的价电子排布式是_________________________________3．【2012福建卷】基态Mn2＋的核外电子排布式为________________________________4．【2012新课标卷】Se的其核外M层电子的排布式为____________________________5．【2013新课标全国Ⅱ】Ni2＋的价层电子排布图为________________________________6．【2014浙江卷】基态镓（Ga）原子的电子排布式为_____________________________7．【2014新课标全国Ⅰ】三价铁离子的电子排布式为______________________________8．【2014新课标全国Ⅱ】Cu的价层电子轨道示意图为_____________________________9．【2015新课标全国Ⅱ】P原子的核外电子排布式为_______________________________答案：1．1s22s22p1 2．2s22p3 3．1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d54．3s23p63d10 5．6．1s22s22p63s23p63d104s24p17．1s22s22p63s23p63d5 8．9．1s22s22p63s23p3（或[Ne] 3s23p3）考点2﹒电负性和第一电离能大小比较元素第一电离能的递变性第一电离能同周期从左到右增大趋势．．减小。
．．（注意ⅡA、ⅤA的特殊性）；同主族（自上而下）依次ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。
（1）特例当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：第一电离能，Be ＞B；Mg＞Al；N＞O；P＞S。
（2）应用①判断元素金属性的强弱。
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价。
如果某元素的I n＋1≫I n，则该元素的常见化合价为＋n，如铝元素I4≫I3，所以铝元素的化合价为＋3。
而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。
元素电负性的递变性（1）规律①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。
氢氦2.1－锂铍硼碳氮氧氟氖1.0 1.52.0 2.53.0 3.54.0－钠镁铝硅磷硫氯氩0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0－钾钙镓锗砷硒溴氪0.8 1.0 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8－（2）应用①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）；③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。
电离能与电子的分层排布一般来说，对于一个原子I1<I2<I3<……这很容易理解，因为从正一价的气态阳离子中去掉一个电子需克服的电性引力比从中性原子中掉一个电子要大，消耗的能量就更多。
因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不相同。
有的增大的多，有的增大的很多（逐级递增，存在突跃）。
我们结合下表说明：Na，I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了近百倍。
这说明I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。
另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。
Mg，按照上面的分析，I2比I1增大不到一倍、I4比I3增大不到一倍，但I3比I2却增大了好几倍。
因此可认为有两个电子能量较高，在离核较远的区域运动，另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。
至于Al元素，请同学自己分析一下。
通过分析电离能的数据，我们也可以看到I4比I3增大了好几倍，在多电子原子中，电子是分层排布的。
金属活动顺序与电离能大小顺序不一致的原因我们知道金属活动顺序中Ca元素排在Na元素的前面，而我们查的第一电离能的数据发现，钠元素的I1＝496kJ/mol，钙元素的I1＝590kJ/mol；I2＝1145kJ/mol。
为什么第一电离能表现出来的金属性顺序与金属活动性顺序表现出来的不一样呢？其实，这是因为两个概念表达的内容不同并且测量的手段也不一样，金属活动性顺序指的是水溶液中金属单质中的原子失去电子的难易程度。
而电离能指的是气态的金属原子失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时的活泼型量度。
二者所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。
由此可以知道，我们在分析某个问题时，一定要注意具体的条件。
对角线规则Li与Mg，Be与Al，B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处，这种相似性称为对角线规则。
Li与Mg的相似性★锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物★锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物★锂、镁与水反应均较缓慢★锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水★锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳★锂、镁的氯化物均能溶于有机溶剂中，表现出共价特性值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧化镁为中强碱，锂与水反应平缓不剧烈，镁则缓慢，氢氧化锂易溶，20度是溶解度12.8g，氢氧化镁难溶20度时溶解度0.00095g Be与Al的相似性★铍、铝都是两性金属，既能溶于酸，也能溶于强碱★铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化★铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质★铍和铝的氢氧化物Be(OH)2>Al(OH)3，都是两性氢氧化物，而且都难溶于水B与Si的相似性★硼与硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔★单质的制备，与酸碱的作用，氢化物的制备与性质等都相似★硼和硅的卤化物水解性也相似SiCl4+4H2O＝H4SiO4+4HC1、BC13+3H2O＝H3BO3+3HC1【过关练习】1﹒试用“>”、“<”、“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：（用元素符号表示，下同）（1）第一电离能：___________________________________（2）电负性：_______________________________________（3）非金属性：_____________________________________2﹒比较大小（1）第一电离能C、N、O、Si____________________ He、N、P、F____________________（2）电负性Na、Mg、Al_____________________ O、S、P____________________答案：1﹒（1）N>O>C>Si （2）O>N>C>Si （3）O>N>C>Si2﹒（1）Si＜C＜O＜N P＜N＜F＜He （2）Na＜Mg＜Al P＜S＜O考点3﹒杂化方式、键角、构型、分子中σ键数的判断分子或离子的空间构型及杂化方式的判断方法一、价层电子对互斥理论分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关；价层电子对＝成键电子对+孤对电子对；价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。