(完整word版)高中化学选修三《物质结构及性质》复习提纲及高考分析.docx
最全面高中化学选修3-物质结构与性质-全册超详细知识点总结
名师归纳总结高中化学选修 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）。
名师归纳总结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；最2n 2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）。
（word完整版）高中化学选修3物质结构与性质习题附答案
（word完整版）⾼中化学选修3物质结构与性质习题附答案《物质结构与性质》同步复习第1讲原⼦结构1题⾯（1）34．969是表⽰__________；（2）35．453是表⽰__________；（3）35是表⽰_______________；（4）35．485是表⽰__________；（5）24．23％是表⽰__________；答案：（1）34．969是表⽰同位素35Cl 的相对原⼦质量；（2）35．453是表⽰氯元素的相对原⼦质量；（3）35是表⽰35Cl 原⼦的质量数；（4）35．485是表⽰氯元素的近似相对原⼦质量；（5）24．23％是表⽰同位素37Cl 在⾃然界存在的氯元素中所占的原⼦个数百分⽐。
5题⾯已知A 、B 、C 、D 和E 5种分⼦所含原⼦数⽬依次为1、2、3、4和6，且都含有18个电⼦。
⼜知B 、C 和D 是由两种元素的原⼦组成。
请回答：（1）组成A 分⼦的原⼦的核外电⼦排布式是；（2）B 和C 的分⼦式分别是和；C 分⼦的⽴体结构呈型，该分⼦属于分⼦（填“极性”或“⾮极性”）；（3）若向D 的稀溶液中加⼊少量⼆氧化锰，有⽆⾊⽓体⽣成。
则D 的分⼦式是，该反应的化学⽅程式为；（4）若将1mol E 在氧⽓中完全燃烧，只⽣成1mol CO 2和2molH 2O ，则E 的分⼦式是。
答案：（1）1s 22s 22p 63s 23p 6 （2）HCl H 2S V 极性（3）H 2O 2 2H 2O22H 2O+O 2↑（4）CH 4O1题⾯答案：①1s 22s 22p 63s 23p 5 ②3s 23p 5 ③3 ④ⅦA ⑤10 ⑥2s 22p 6 ⑦2 ⑧0 ⑨24 ⑩1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1 ⑾4 2题⾯(1)砷原⼦的最外层电⼦排布式是4s 24p 3，在元素周期表中，砷元素位于_______周期族；最⾼价氧化物的化学式为，砷酸钠的化学式是。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结(精华版)
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物质结构与性质》》教材分析
高中化学 <<选修3物质结构与性质>>教材分析
物质结构理论是现代化学的重要组成部分，也是医学、生命科学，材料科学、环境科学、能源科学、信息科学的重要基础。
它揭示了物质构成的奥秘。
物质结构与性质的关系，有助于人们理解物质变化的本质，预测物质的性质，为分子设计提供科学依据
在本课程模块中，我们将从原子、分子水平上认识物质构成的规律，以微粒之间不同的作用力为线索，侧重研究不同类型物质的有关性质，帮助高中学生进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力。
一、模块的功能
高中化学选修3是在在必修课程基础上为满足学生的不同需要而设置的。
我省理工方向的学生必须选修本模块，它是学业水平考试和高考的内容。
本模块选修课程旨在让学生了解人类探索物质结构的重要意义和基本方法，研究物质构成的奥秘，认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
二、模块的课程目标
通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：
1．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
2．进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系；
3．能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质；
4．在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
三、模块的内容标准及学习要求
学习要求分为基本要求和发展要求：
基本要求：全体学生应在本节学习时掌握。
发展要求：有条件的学生可在选修3结束时掌握。
节。
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高中化学vv选修3物质结构与性质>>教材分析
物质结构理论是现代化学的重要组成部分，也是医学、生命科学，材料科学、环境科学、能源科学、信息科学的重要基础。
它揭示了物质构成的奥秘。
物质结构与性质的关系，有助于人们理解物质变化的本质，预测物质的性质，为分子设计提供科学依据
在本课程模块中，我们将从原子、分子水平上认识物质构成的规律，以微粒之间不同的作用力为线索，侧重研究不同类型物质的有关性质，帮助高中学生进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力。
一、模块的功能
高中化学选修3是在在必修课程基础上为满足学生的不同需要而设置的。
我省理工方向的学生必须选修本模块，它是学业水平考试和高考的内容。
本模块选修课程旨在让学生了解人类探索物质结构的重要意义和基本方法，研究物质构成的奥秘，认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
二、模块的课程目标
通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：
1从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
2•进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系；
3 •能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质；
4•在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
三、模块的内容标准及学习要求
学习要求分为基本要求和发展要求：
基本要求：全体学生应在本节学习时掌握。
发展要求：有条件的学生可在选修3结束时掌握。
第二章分子结构与性质
第三章晶体结构与性质
节。
选修3+物质结构与性质复习提纲最新
选修3 《物质结构与性质》复习提纲（最新）第一章原子结构与性质第一节原子结构一、按要求完成下表原子序数元素符号和名称元素的位置基态原子核外电子排布式简化形式价层电子排布式价层电子排布图（轨道表示式）原子结构示意图1 H（氢）一、IA1s11s1 23456789101112131415161718192021222324 [Ar]3d54s12526272829 [Ar]3d104s1303132333435 1s22s22p63s23p63d104s24p536常见考试题眼：见元素推断。
如：一种运动状态即一个电子。
第二节原子结构与元素的性质一、请前四周期元素补充完整，并画出金属与非金属的分界线。
二、元素周期律1、电离能：①概念：第一电离能I1；态电性基态原子失去个电子，转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。
从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。
这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
第一电离能越小，越易失电子，金属活动性越。
因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
②递变规律：周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈增大趋势。
特例：Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。
镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？Mg：1s22s22p63s2P:1s22s22p63s23p3那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。
(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 。
高中化学选修3物质结构及性质知识点总结计划
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，认识电子云、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绘电子在原子核外空间出现的时机大小所得的图形叫电子云图. 离核越近，电子出现的时机大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的时机小，电子云密度越小.电子层（能层）：依据电子的能量差别和主要运动地区的不一样，核外电子分别处于不一样的电子层. 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，也能够在不一样种类的原子轨道上运动，分别用s、 p、 d、f 表示不一样形状的轨道， 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挨次为1、3、 5、 7.2.(结构原理）认识多电子原子中核外电子分层排布按照的原理，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点能够用电子层、原子轨道( 亚层 ) 和自旋方素来进行描绘. 在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完整相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①. 能量最低原理: 电子先占有能量低的轨道，再挨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一样的电子.③. 洪特规则 : 在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不一样的轨道，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、f 14）、半充满（ p3、d5、f 7）、全空时 (p 0、 d0、f 0) 的状态，拥有较低的能量和较大的稳固性 . 如24Cr [Ar]3d 54s1、29Cu [Ar]3d 104s1.(3).掌握能级交织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掉 1 个电子，转变为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳
高中化学选修3物质结构与性质重点知识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）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。
(4)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轨道上的电子排布为,不能表示为。
因为每个原子轨道最多只能容纳2个电子且自旋方向相反,所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。
高中化学选修3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)：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。
3。
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。
（1）。
原子核外电子排布的周期性。
2020届高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结(Word版)
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。
高考复习资料——选修3物质结构与性质
第一章原子结构与性质本章说明一、教学目标1. 了解原子结构的构造原理,知道原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布.2. 了解能量最低原理,知道基态与激发态,知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱.3. 了解原子核外电子的运动状态,知道电子云和原子轨道.4. 认识原子结构与元素周期系的关系,了解元素周期系的应用价值.5. 能说出元素电离能、电负性的涵义,能应用元素的电离能说明元素的某些性质.6. 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法,在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观.二、内容分析1. 地位与功能本章是在学生已有原子结构知识的基础上,进一步深入地研究原子的结构,从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等,并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上,介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律. 总之,本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质,为后续章节内容的学习奠定基础. 尽管本章内容比较抽象,是学习难点,但作为本书的第一章,教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣,重视培养学生的科学素养,有利于增强学生学习化学的兴趣.通过本章的学习,学生能够比较系统地掌握原子结构的知识,在原子水平上认识物质构成的规律,并能运用原子结构知识解释一些化学现象.2. 内容的选择与呈现根据课程标准对“物质结构与性质”模块的要求,本章依据本模块的“主题 1 原子结构与元素的性质”的要求进行内容的选取,充分考虑了初中化学和化学2中的原子结构知识的基础,注意知识的衔接与深化.在第一节“原子结构”中,在学生已有知识的基础上,教科书不再重复建立原子结构的概念,而是直接建立核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）的概念,给出每一能层有几个能级,每个能级最多可以容纳几个电子,教科书没有介绍原子核的组成；有了能层和能级的概念,直接给出构造原理,并根据构造原理进行核外电子排布；有了构造原理,又由构造原理引出了能量最低原理,并同时引出了基态和激发态的概念,以及原子光谱；由于在第二章介绍共价键时需要涉及电子云和原子轨道等概念,该节在描述原子核外电子的运动状态时介绍了这两个概念,有了原子轨道的概念,结合原子核外电子的轨道排布式,简单介绍了泡利原理和洪特规则. 本节内容在陈述方式上可以说是一种倒叙式,即直接给出知识而不加以理论上解释,如把构造原理看作是一个经验规律,直接给出了原子核外电子排布的次序. 但随着学习的不断深入,前面直接给出的一些结论性的知识也不断地得到了解释.在第二节“原子结构与元素的性质”中,首先由原子核外电子排布的变化规律引出元素周期系,接着介绍了元素周期表,由于学生对元素周期表的结构已有一定的了解,为了避免重复,教科书设计了一个“科学探究”,要求学生从更高的视角来进一步认识元素周期表的结构；元素周期律的内涵比较广泛,教科书重点讨论了原子半径、电离能和电负性的周期性变化,而对于学生已知同周期的主族元素的最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的周期性变化,教科书设计了一个“学与问”；在本节的最后设计了一个“科学探究”,结合元素周期表与元素的电负性简单介绍了对角线规则. 本节在呈现方式上,充分体现了学生自主学习,设计了两个“科学探究”和三个“学与问”,以及两个“科学史话”；另外,教科书还使用了多样化的图表.除学科知识外,本章内容的选取也注意了对学生进行科学方法、科学态度的教育,如“科学史话”中提供的素材,既有利于对学生进行科学方法、科学态度的教育,也有利于激发学生的学习兴趣.关于章图和节背景图的说明：①本章章图由一幅主图、一幅组图和一小图组成,主图为原子隧道扫描显微镜的探测器正检测原子存储的信息；组图包含七幅小图,描述了人类认识原子结构的发展史；另一小图是在固体表面操纵原子写出的“原子”两字. ②节背景图是用隧道扫描显微镜获得的铜原子的图像.3. 内容结构三、课时建议第一节原子结构3课时第二节原子结构与元素的性质 3课时复习与机动 2课时第一节原子结构一、教学设计本节从介绍原子的诞生（宇宙大爆炸）入手,在介绍能层、能级的概念后,直接给出构造原理并根据构造原理进行原子的核外电子排布；在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；根据电子云与原子轨道等概念,进一步介绍核外电子的运动状态,并导出泡利原理和洪特规则. 本节内容比较抽象,教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力.教学重点：1. 根据构造原理写出1~36号元素原子的电子排布式；2. 核外电子的运动状态,电子云与原子轨道；3. 泡利原理、洪特规则.教学难点：1. 电子云与原子轨道；2. 基态、激发态与光谱.具体教学建议：1. 结合本章章图可以课前安排学生收集有关原子结构理论发展史的材料,课上组织交流讨论. 通过活动使学生了解原子结构理论发展史中各种理论的要点和相关科学家的重要贡献,体会人类对原子结构的认识是一个逐步深入的过程,科学理论的发展是一个逐步完善的过程. 在活动中使学生感悟科学家献身科学的精神和进行科学探索中所具有的科学态度.2. 在介绍能层与能级时,可以通过思考“电子是怎样在核外空间排布的？”,引发学生对核外电子分层排布的复习. 根据学生已有的核外电子分层排布的知识进一步明确核外电子是按照能量的不同分成不同的能层及能级. 在理解能层与能级之间的关系时,可利用教科书中的形象比喻：“能层是楼层,能级是楼梯的阶级”.3. 对于构造原理的教学,重点应放在应用上. 构造原理给出了电子的排布次序,教学时要求学生会应用构造原理写出基态原子的电子排布式,不要求学生深究构造原理中能级次序的原因.4. 对于电子云与原子轨道的教学,可以运用电脑模拟或制作原子轨道模型等手段帮助学生理解电子云与原子轨道的概念.教学方案参考【方案Ⅰ】问题探究学习能层、能级和构造原理创设问题情景：从宇宙大爆炸、原子的诞生等素材引发学生探索原子奥秘的兴趣.提出问题：组织学生交流课前收集的有关原子结构理论发展的历史资料,结合本章章图中人类认识原子结构理论发展的图示,形成对现代原子结构理论的初步认识,进而提出问题——核外电子是怎样排布的？问题探究：（1）学生根据已有的核外电子分层排布的知识,结合“学与问”的三个问题,阅读教科书,形成对能层、能级的认识；（2）让学生带着问题去分析构造原理（教科书中的图12）,探究其中的规律.讨论与交流：根据上述问题学生发表自己的见解,并相互交流补充.总结评价：引导学生总结核外电子排布所遵循的规律和方法. （1）根据构造原理给出的电子排布次序,可以写出基态原子的电子排布式；（2）对于处在不同能层的英文字母不同的能级,电子排布的先后次序为：(n －2)f、(n－1)d、ns.应用反馈：通过练习书写一些元素（如N、Cl、K、Fe等）原子的核外电子排布式,进一步掌握构造原理.【方案Ⅱ】问题解决学习原子基态、激发态与光谱创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象,如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等.提出问题：这些光现象是怎样产生的？问题探究：指导学生阅读教科书,引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因.问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理,理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念,并利用这些概念解释光谱产生的原因.应用反馈：举例说明光谱分析的应用,如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦,化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量,还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面.【方案Ⅲ】问题探究学习电子云、原子轨道、泡利原理及洪特规则提出问题：组织学生从质量、运动速度、运动范围等方面对比核外电子运动和宏观物体运动的区别,得出不能用描述宏观物体运动的方法来描述微观粒子运动的结论,并提出问题——如何描述电子在原子核外的运动？问题探究：（1）指导学生阅读教科书的相关内容,分析理解电子在原子核外空间出现概率的方式来描述电子的运动. 通过电脑动画演示电子云的形成过程、用模型直观地展示原子轨道等手段认识电子云和原子轨道的概念；（2）根据教科书中“科学探究”给出的第二周期基态原子的电子排布图,组织学生讨论电子在同一能级上排布的规律.讨论与交流：让学生发表自己的见解,并相互交流补充.总结评价：引导学生总结核外电子在同一能级上排布时所遵循的规律. （1）一个轨道上最多只能容纳2个电子且自旋方向相反即泡利原理；（2）电子在同一能级上排布时,总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同,即洪特规则.应用反馈：通过练习一些元素（如N、O、Mg、Si等）原子的电子排布图,加深对泡利原理和洪特规则的理解.二、活动建议【科学探究】1. 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子.2. 当电子排布在同一能级时,总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同.教科书在此设计一个科学探究,具有承上启下的作用,一方面把刚介绍的原子轨道图形用方框来代表,有了方框表示法就有了元素基态原子的电子排布的轨道表示式；通过探究第二周期元素基态原子的电子排布的轨道表示式,引出了泡利原理和洪特规则. 在引导学生进行探究活动的过程中,要注意引导学生观察,既要观察每种元素基态原子的电子排布图,也要观察整个第二周期元素基态原子的电子排布的特点. 在全面观察的基础上,要注意引导学生发现规律,并组织学生把发现的规律进行交流.三、问题交流【学与问】1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2.2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）.3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同.【思考与交流】1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理.2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同.O：［He］2s22p4Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2四、习题参考答案1. A、D2. D3. B4. C5. C6. C是Mg的基态原子的电子排布式,而A、B、D都不是基态原子的电子排布.第二节原子结构与元素的性质一、教学设计本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上,从原子核外电子排布的特点出发,结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系. 第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上,进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律. 教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点,以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解.教学重点：1. 元素的原子结构与元素周期表结构的关系；2. 电离能、电负性与元素性质的关系；3. 原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化.教学难点：1. 元素周期表的分区；2. 电离能、电负性.具体教学建议：1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识,引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系.2. 对于电离能和电负性概念的教学,应突出电离能、电负性与元素性质间的关系. 在了解电离能概念和概念要点的基础上,重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系. 通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值,讨论元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系. 通过“学与问”表格中所列的Na、Mg、Al的逐级电离能的数据引导学生寻找其中的规律并分析：Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大？Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变？这与它们的化合价有何关系？等等. 从而加深学生对电离能与元素性质关系的理解.电负性概念的教学,可以通过引导学生对教科书中图123所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究,使学生认识到：金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小,元素的金属性越强,元素的电负性越大,元素的非金属性越强,电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度.3. 可利用数据、图表进行教学,如利用教科书中图120引导学生推出原子半径的变化规律：同一周期元素从左到右,原子半径逐渐减小；同一主族元素从上到下,原子半径逐渐增大. 利用教科书中图121探索元素的第一电离能的变化规律. 利用教科书中图123探究电负性周期性变化的规律：同一周期的元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族的元素的电负性从上到下逐渐减小.教学方案参考【方案Ⅰ】问题探究学习原子结构与元素周期表的关系回忆复习：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化有什么特点？（2）元素周期表的结构如何？（3）元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？提出问题：元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系是怎样的？进而引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系.讨论与思考：结合上述问题开展课堂讨论,复习相关的原子结构与元素周期表知识,引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步思考原子结构与元素在周期表中位置的关系.问题探究与讨论：结合教科书中的“科学探究”引导学生进行问题探究,并在探究的基础上进一步讨论下列问题：（1）为什么元素周期系中的周期不是单调的？试用构造原理加以解释；（2）将元素周期表分成s 区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？（3）元素周期表中的区与族存在着什么样的关系？总结评价：在学生讨论交流的基础上,总结归纳出元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系；元素原子的核外电子排布与元素在周期表中的位置、元素性质三者间的关系.【方案Ⅱ】问题解决学习原子半径、电离能和电负性周期性变化的规律回忆复习：随着元素原子的核电荷数的递增,核外电子排布、化合价、金属性和非金属性等发生周期性的变化.提出问题：元素的原子半径、电离能、电负性等随着元素原子的核电荷数的递增是否也呈现周期性变化？问题解决：（1）指导学生分析教科书中的图120,找出主族元素原子半径在同一周期、同一主族中的变化规律,并分析发生这种变化的原因；（2）指导学生阅读教科书相关内容,了解电离能的概念,理解“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等要点. 通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值,找出元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系,以及元素第一电离能发生周期性变化的规律；（3）根据教科书中的图1-23,找出元素电负性发生周期性变化的规律,以及元素的电负性与元素性质间的关系.讨论与交流：通过上述解决问题的学习活动后,组织学生参与课堂讨论与交流互补,得出规律或结论.总结评价：在分析讨论的基础上,引导学生总结原子半径、第一电离能、电负性发生周期性变化的规律；总结利用数据和图表探索规律的思想方法.二、活动建议【科学探究1】1. 元素周期表共有7个周期,每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期. 每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1,结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6. 因为第一周期元素只有一个1s 能级,其结尾元素的电子排布式为1s2,跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同.2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等.3. s区有2个纵列,d区有8个纵列,p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出,s区、d区和ds 区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子,呈现金属性,所以s区、d区和ds区的元素都是金属.4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知,副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间,处于由金属元素向非金属元素过渡的区域,因此,把副族元素又称为过渡元素.5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的,在元素周期表中,同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出非金属性.6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线,处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性,又能表现出一定的金属性,因此,这些元素常被称为半金属或准金属.【科学探究2】1. （略）2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧,不形成过氧化物,只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近,都是弱酸. 教科书上几对处于对角的元素在性质上相似,可以粗略认为它们的电负性相近的缘故.三、问题交流【学与问1】同周期的主族元素从左到右,元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.【学与问2】同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小. 其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势.同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大. 其主要原因是由于电子能层增加,电子间的斥力使原子的半径增大.【学与问3】1. 第一电离能越小,越易失电子,金属的活泼性就越强. 因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越强.2. 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叫做第一电离能（用I1表示）,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示）,依次类推,可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的. 这是因为随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多.Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子.四、习题参考答案1. 能层数最外层电子数最外层电子数能层数2. 碱金属稀有气体3.4. （1）三ⅦA 1s22s22p63s23p5 Cl HClO4（2）四ⅡA 1s22s22p63s23p64s2 Ca Ca(OH)25. 主族元素的核外电子排布最后填入的能级是s或p,而副族元素的核外电子排布最后填入的能级为d或f；主族元素的价电子层为最外层的s、p能级,都不包含d能级,而副族元素的价电子层除最外层的s、p能级外,还包含次外层的d能级及倒数第三层的f能级.6. 氢原子核外只有一个电子（1s1）,既可以失去这一个电子变成+1价,又可以获得一个电子变成-1价,与稀有气体He的核外电子排布相同. 根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在ⅠA,又可以放在ⅦA.7. 元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化,在同一周期中,从左到右元素的金属性递减非金属性递增. 例如,第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难,以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性递减,说明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、Cl形成氢化物越来越容易,且生成的氢化物稳定性依次增强,以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增,说明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强.8. 金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越小,其金属性越强；非金属元素越容易得电子,对键合电子的吸引能力越大,电负性越大,其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱.9. 元素原子的最外层电子数随原子的核电荷数递增呈现周期性的变化,由于原子的最外层电子数决定了元素的化合价,所以元素的化合价就会随着原子的核电荷数递增呈现周期性变化.*10. 第八周期总共应有50种元素.*11. （略）复习题参考答案。
选修三 物质结构与性质复习
课堂延伸
1、空间利用率
【例题】计算金刚石晶胞中原子的空间利用率
（保留两位有效数字）。
34%
金刚石
2、表面利用率
【例题】纳米材料的表面微粒数占总微粒数的比
例极大，这是它具有许多特殊性质的原因。假设
某氯化钠纳米颗粒的大小和形状恰好与氯化钠晶
胞的大小和形状（如下图所示）
相同，则这种纳米颗粒的表面微 粒数占总微粒数的分数为（ ）
一、知识主线
原子结构与性质 物 质 结 构 与 性 质
原子结构
原子结构与元素的性质 共价键
分子结构与性质
分子的立体构型
分子的性质
晶体的常识 晶体结构与性质 分子晶体与原子晶体 金属晶体 离子晶体
结构 原子核的组成和核外电子排布
原子 性质 相对原子质量，主要化合价，金属性 和非金属性，第一电离能，电负性 分子 结构 分子的空间结构 （两种理论） 性质 分子的极性，溶解性，熔、沸点， 含氧酸酸性，分子的手性 结构 晶胞
Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原 子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有 16 个铜原子。 ______
（4）Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数 a=0.405nm，晶胞中铝原子的配位数为______ 。列 12 式表示Al单质的密度______g.cm-3（不必计算出结
果）。
杂化类型
杂化轨 道数目
杂化轨 道夹角
空间构型
实例
sp
sp2
2
3
180°
120°
直线形
平面三角形
BeCl2
BF3
sp3
4
109°28′
正四面体形
CH4
（3）VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型对比 （P41）
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高中化学选修三《物质结构及性质》复习提纲及高考分析归纳整理：索会锋2016.元月前言：《物质结构与性质》这门课虽然是选修课程，但是在高考中作为选考题之一，占得分值和《有机化学基础》《化学工艺》一样多，但内容比另两门选修课程要少，题型单一易解，所以复习方便，得分容易，是高考复习中对于基础较差的学生复习的捷径之选，所以经郭校长和高三化学组研究决定，特归纳整理了有关该课程的知识点及高考题型分析，便于同学们寒假回家自我复习，请同学们给予重视。
高三化学组索会锋一 . 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、f 14）、半充满（ p3、d5、f 7）、全空时 (p0、d0、f 0)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.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。
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。
3. 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 。
(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126ns到 ns np 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.说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。
电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第Ⅱ A族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
Be、 N、 Mg、P②.元素第一电离能的运用：a. 电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b. 用来比较元素的金属性的强弱.I 1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.(3).元素电负性的周期性变化.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a. 确定元素型( 一般 >1.8 ，非金属元素；<1.8 ，金属元素 ) .b. 确定化学型( 两元素性差>1.7 ，离子； <1.7 ，共价 ) .c. 判断元素价正（性大的价，小的正价）.d. 性是判断金属性和非金属性弱的重要参数（表征原子得子能力弱）.例 8.下列各元素，按原子半径依次减小，元素第一离能逐升高的序排列的是A ． K 、 Na、 Li B． N 、O、C C． Cl 、S、 P D ．Al 、 Mg 、Na例 9.已知 X 、 Y 元素同周期，且性X ＞ Y ，下列法的是．．A ． X 与 Y 形成化合物，X 价， Y 正价B ．第一离能可能Y 小于 XC．最高价含氧酸的酸性：X 的酸性弱于Y 的酸性D ．气化物的定性：H m Y 小于 H m X例 10. 气中性原子失去一个子化气正离子所需要的最低能量叫做第一离能（ I 1），气正离子失去子所需最低能量依次称第二离能（I 2）、第三离能（ I 3）⋯⋯下表是第三周期部分元素的离能［位：eV（子伏特）］数据 .元素I 1/eV I 2/eV I 3/eV甲 5.747.471.8乙7.715.180.3丙13.023.940.0丁15.727.640.7下列法正确的是A. 甲的金属性比乙B.乙的化合价＋ 1 价C. 丙一定非金属元素D.丁一定是金属元素例 11.在下面的子构中,第一离能最小的原子可能是A.ns 2np3B.ns2np5C.ns2np4D.ns2np6例12.第一离能 I 1是指气原子 X（ g）于基，失去一个子成气阳离子X +（ g）所需的能量 .下是部分元素原子的第一离能I1随原子序数化的曲 .请回答以下问题：(1).认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na—— Ar 之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像 .(2).从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I 1变化规律是 ______________；(3).上图中 5 号元素在周期表中的位置是________________________________________ ；(4).上图中 4、5、6 三种元素的气态氢化物的沸点均比同主族上一周期的元素气态氢化物低很多，原因是： __________________________________.例 12.(1). 见上图（右）(2). 从上到下依次减小(3).第三周期，Ⅴ A族(4).因同主族上一周期的元素的氢化物分子间存在氢键例 13.1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念. 电负性 ( 用 X 表示 ) 也是元素的一种重要性质，若 x 越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方 . 下面是某些短周期元素的x值：元素符号Li Be B C O F Na Al Si P S Clx 值0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.980.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16⑴. 通过分析x 值变化规律，确定N、Mg的 x 值范围：＜ x (N)＜，＜x (Mg)＜.⑵. 推测x值与原子半径的关系是；根据短周期元素的x 值变化特点，体现了元素性质的变化规律 .⑶. 某有机化合物结构中含S－N 键，其共用电子对偏向（写原子名称） .⑷. 经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值△x＞1.7时，一般为离子键，当△ x＜1.7时，一般为共价键. 试推断 AlBr 3中化学键类型是.⑸. 预测周期表中，x 值最小的元素位于周期族 . （放射性元素除外）例 13.(1).2.55 3.440.93 1.57(2). 电负性随原子半径减小而增大，周期性 (3). 氮 (4).共价键(5).6， IA『综合模拟训练』1．【 2008 珠海一模】 已知 A 、 B 、 C 、 D 和 E 五种分子所含原子的数目依次为1、 2、 3、 4和 6，且都含有 18 个电子，又知 B 、C 和 D 是由两种元素的原子组成，且 D 分子中两种原子个数比为 1： 1。
请回答：(1) 组成 A 分子的原子的核外电子排布式是；(2) B 和 C 的分子式分别是和 ；C 分子的立体结构呈 形，该分子属于 分子（填“极性”或“非极性” ）；(3) 向 D 的稀溶液中加入少量氯化铁溶液现象是 ，该反应的化学方程式为(4) 若将 1molE 在氧气中完全燃烧，只生成1molCO 2 和 2molH O ，则E 的分子式2是。
（1） 1S 22S 22P 63S 2 3P 6（ 2） HCl ， H 2S ， V 形（或角形或其他合理答案），极性分子。
FeCl 3（3）有无色气体产生2H 2O 2＝＝＝ 2H 2O+O 2↑ （ 4）CH 4O 。
2 【 2008 茂名一模】 Al 和 Si 、 Ge 和 As 在元素周期表金属和非金属过渡位置上，在其单质和化合物在建筑业、电子工业和石油化工等方面应用广泛。
请回答下列问题：(1) As 的价层电子构型为(2) AlCl 3 是化工生产中的常用催化剂， 熔点为 192.6 ℃，熔融状态以二聚体 A12C16 形式存在，其中铝原子与氯原子的成键类型是 (3 ）超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝（ AlN ）在绝缘材料中的应用广泛，AlN 晶体与金刚石类似， 每个 Al 原子与个 N 原子相连， 与同一个 Al 原子相连的 N 原子构成的空间构型为。
在四大晶体类型中， AlN 属于晶体。
(4)Si 和 C 同主族， Si 、 C 和 0 成键情况如下：在 C 和 0 之间可以形成双键形成CO 分子，而 Si 和 O 则不能和碳那样形成有限分子原因是2(5)SiCl 4(l ）常用作烟雾剂，原因Si 存在 3d 轨道，能同 H 20 (l ）配位而剧烈水解，在潮湿的空气中发烟，试用化学方程式表示其原理(l) 4s24p 3( l分） (2 ）共价键（或σ键） (l分）(3) 4 (l分）正四面体（ l 分）原子（ 2 分） (4) Si 一 0 大于 C 一 0 的键， C=0 的键能大于 Si=O 的键能，所以 Si 和 O 成单键，而 C 和 O 以双键形成稳定分子（ 2 分）(5)SiCl 4（ l) + 3H O (l) = H 2Si0 3(s) + 4HCl(aq) ( 2 分）2二 . 化学键与物质的性质 .内容：离子键――离子晶体1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成 . 了解 NaCl 型和 CsCl 型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用. 化学键包括离子键、共价键和金属键.(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断 : 离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高 .离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量. 晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体 : 通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCl 型和 CsCl 型 . 氯化钠晶体中，每个钠离子周围有 6 个氯离子，每个氯离子周围有 6 个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4 个钠离子和 4 个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8 个氯离子，每个氯离子周围有8 个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有 1 个铯离子和 1 个氯离子 .NaCl 型晶体CsCl 型晶体每个 Na +离子周围被 6 个 C1 —离子所包围，每个正离子被8 个负离子包围着，同时每个负同样每个C1 —也被 6 个 Na +所包围。