结构化学 选修3知识点总结(人教版)全国卷适用
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。
(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。
【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。
人教版高二年级化学选修三知识点总结
(1)原子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)原子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)。
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全册知识点总结
高中化学选修3全册知识点总结高中化学选修3全册知识点总结本文将对高中化学选修3全册的知识点进行总结，帮助大家更好地掌握这些内容。
该册教材主要涉及原子结构、分子结构、化学反应原理等方面的知识，是高中化学选修课程中的重要部分。
一、知识点概述1、原子结构：包括原子核、电子云、原子轨道等概念，以及原子光谱、元素周期表等知识点。
2、分子结构：主要讲解分子键、分子间作用力、氢键等概念，介绍了共价键、离子键、金属键等类型，并介绍了分子模型、晶体结构等内容。
3、化学反应原理：包括化学反应速率、化学平衡、酸碱中和反应、氧化还原反应等知识点，阐述了反应机理、化学热力学等基本原理。
二、详细知识点介绍1、原子结构1、原子核：质子、中子组成原子核，质子数等于电子数。
2、电子云：描述电子在原子核外空间的概率分布。
3、原子轨道：描述电子在原子核外空间的运动状态。
4、原子光谱：不同能级之间的跃迁产生光谱，据此可以进行元素的定性、定量分析。
5、元素周期表：根据元素原子结构和性质排列成的表格，分为s、p、d、f等区。
2、分子结构1、分子键：共价键、离子键、金属键等，其中共价键是最常见的分子键。
2、分子间作用力：范德华力、氢键等，是分子间相互作用的重要方式。
3、共价键：通过共享一对电子形成的化学键，主要存在于有机化合物中。
4、离子键：通过正负电荷的相互作用形成的化学键，主要存在于盐、碱中。
5、金属键：通过金属阳离子与电子之间的相互作用形成的化学键，主要存在于金属中。
6、分子模型：球棍模型、比例模型等，用于描述分子的空间构型。
7、晶体结构：通过晶格结构阐述晶体内部原子的排列方式。
3、化学反应原理1、化学反应速率：反应速率方程、反应速率常数等概念，用于描述化学反应的快慢。
2、化学平衡：动态平衡概念，用于描述可逆反应达到平衡时的状态。
3、酸碱中和反应：通过酸碱中和生成盐和水的反应，是酸碱反应的重要类型。
4、氧化还原反应：通过电子转移实现的反应，其中氧化剂和还原剂的概念尤为重要。
完整版化学选修三,人教版知识点总结
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。
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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 （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。
②为了避免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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)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.原子结构与元素周期表 1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
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。
人教版高中化学选修3 知识点总结(全册经典版)
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。
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。
人教版高中化学选修三知识点总结
人教版高中化学选修三知识点总结人教版高中化学选修三知识1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。
结构化学-选修3知识点总结(人教版)全国卷适用
一、考纲考点展现《选修 3：物质的结构与性质》高考试题中9 种常考点序号1 2 3 4考点观察内容【2011 新课标卷】 B 原子电子排布式【2012 新课标卷】 Se 原子 M 层电子排布式电子排布式【 2013 新课标Ⅱ卷】 Ni 2+价层电子排布式电子轨道【 2014 新课标Ⅰ卷】 Fe3+电子排布式【 2015 新课标Ⅱ卷】 P 电子排布式【 2014 新课标Ⅱ卷】 Cu 价层电子轨道【 2011 新课标卷】比较 B 与 N 电负性【 2013 新课标Ⅱ卷】 F、 Fe、 Ni 、K 电负性最大的是电负性大小【 2015 新课标Ⅱ卷】 O、 Na、 P、 Cl 电负性最大的是第一电离能大小【 2012 新课标卷】 O、S、 Se 第一电离能由大到小排序【 2013 新课标Ⅱ卷】 F、 Fe、 Ni 、K 第一电离能最小的是【 2014 新课标Ⅱ卷】 N、 O、 S 第一电离能最大的是【 2011 新课标卷】 BF 3杂化方式【 2012 新课标卷】 S2－构型8 杂化方式，SeO3 构型、SO3【 2013 新课标Ⅰ卷】 SiO44－杂化方式杂化方式、键角、构型的判断【 2014 新课标Ⅰ卷】 CH3CHO 碳杂化方式分子中σ键数【 2014 新课标Ⅱ卷】 SO 2－构型， NH3杂化方式3【 2015 新课标Ⅰ卷】 CS2杂化方式【 2015 新课标Ⅱ卷】 Cl 2O 构型， PCl3构型和杂化方式【 2014 新课标Ⅰ卷】 1molCH 3CHO 分子中σ键数【 2011 新课标卷】金刚石型晶体BN 密度计算【 2012 新课标卷】金刚石型晶体ZnS 密度计算晶体密度计算【 2013 新课标Ⅱ卷】 K4NiF 8晶体密度计算【 2014 新课标Ⅰ卷】面心立方Al 晶体密度计算【 2015 新课标Ⅱ卷】 Na2O 晶体密度计算5氢化物酸性比较【 2012 新课标卷】 H 2Se 与 H 2S 酸性比较含氧酸的酸性比较及解说【 2012 新课标卷】 H 2SeO4比 H2SeO3酸性强解说【 2013 新课标Ⅱ卷】 K2NiF 4晶体中 Ni 配位数6配位数【 2014 新课标Ⅰ卷】面心立方Al 晶体配位数【 2015新课标Ⅱ卷】金刚石型晶体Na2O 中 O 的配位数7熔沸点比较【 2014新课标Ⅰ卷】解说乙酸比乙醛沸点高8等电子体【 2015新课标Ⅰ卷】写出两个CS2的等电子体9石墨和金刚石结构【 2015新课标Ⅰ卷】石墨每个 C 连结几个环，每个环据有几个C 金刚石晶体中每个 C 连结几个环，每个环最多几个 C 共面。
人教版化学选修3知识点总复习
选修3 物质结构与性质第一章原子结构与性质一、原子结构1.能级与能层2.原子轨道电子规律3.基态与激发态原子能量稳定称为基态，当原子得失能量而诱发电子得失或跃迁时，称为激发态，一般多指离子4.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。
也可以记成：1223343、4545645（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：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，p3的轨道式为或，而不是。
洪特规则特例：当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。
5. 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。
①为了避免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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)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注意：1、考试的时候看清楚是问排布式还是排布图2、看清问的是外层还是价层（主族元素价层是最外层，副族价层是3d4s层）3、看清问的是原子还是离子（离子得失电子顺序是由外向里，逐渐得失）二、原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
完整版)化学选修三知识点总结
完整版)化学选修三知识点总结化学选修三知识点总结第一章：原子结构与性质一、电子云、电子层、原子轨道的含义电子云是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。
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）是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）是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、构造原理和能级交错图多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理可以用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
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。
原子核外电子排布原理包括能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
能量最低原理是指电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道。
泡利不相容原理是指每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。
洪特规则是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。
洪特规则的特例是在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p、d、f)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。
能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式可以用来掌握能级的分布和元素的核外电子排布顺序。
三、元素电离能和元素电负性第一电离能是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。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
原子核外电子排布的周期性可以用元素周期表来表示。
元素电离能和元素电负性都具有周期性，具体可以参考元素周期表。
(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。
人教版高中化学选修三知识点汇总
化学选修3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。
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]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s13.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：1s2s2p 3s3p4s3d4p5s4d5p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——最高能级组上的电子S区：ns1～2P区：n s2n p1～6d区：(n－1)d1～10n s1～2ds区：(n－1)d10n s1～2 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。
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。
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选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1 .能级与能层能层(n)—二三四五六七符号K L N0p Q能级(1)Is2s2p3s3p3d4s斗p4d4f5s♦••最多电子数226261026101斗2■■2818322n22.原子轨道s电子的原子轨道呈球形对称]>电子的原子轨道呈哑铃形加能级上1个np能级上3个各能级上的原子轨道数目次1能级上5个能级上“个'①相同能层上原子轨道能量的高低:HS<7IP<JHI< 7/f②形状相同的原子轨道能量的高低:能量关系< ls<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2归、2]»、2p軌道的能量相等3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，人多数元索的电屮性基'态原子的电子按右图顺序填入核外电了运动轨道(能级)，叫做构造原理。
J©、⑥、⑥、@ ▼⑥⑥、® @、■⑥、、⑥砒点'能级交错：山构造原理可知，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轨道形扌记忆方法有哪些?电了可以使整个原了的能量最低。
•也就是说，整个原了的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能最之和。
（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，简称能量故•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：基态多电了原了中，一个轨道里最多只能容纳两个电了，且电旋方向相反（用“ t ! ”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，而且口旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
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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 最多容纳电子数图1序数 符号 符号 原子轨道数各能级 各能层 一 K 1s 1 2 2 二L2s 1 2 82p 3 6 三M3s1 2 18 3p 3 6 3d 5 10 四N4s1 2 32 4p 3 6 4d 5 10 4f7 14 … … … … … … n…………2n 2（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：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如n p x 、n p y 、n p 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表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4[稀有气体]＋价层电子价电子排布式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]3d5 4．3s23p63d10 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 －钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌1.36 1.54 1.63 1.66 1.55 1.83 1.88 1.91 1.9 1.65（2①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：I（kJ/mol）I112I3I4I5I6I7Na 496 4562 6912 9543 13353 16610 20114Mg 738 1451 7733 10540 13630 17995 21703Al 578 1817 2745 11575 14830 18376 23293 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。