化学选修三物质结构与性质知识重点总结(精华版)
高中化学选修三 物质结构与性质知识点总结
《选修三物质结构与性质》知识点总结第一节原子结构与性质知识点一原子核外电子排布原理1．能层和能级(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
(3)能层一二三四五……符号K L M N O……能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p……最多电子数2 2 6 2 6 10 2 61014 2 6……电子离核远近近→远电子能量高低低→高2．电子云与原子轨道(1)电子云①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道原子轨道⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎧轨道形状⎩⎪⎨⎪⎧s电子的原子轨道呈球形对称p电子的原子轨道呈哑铃形各能级上的原子轨道数目⎩⎪⎨⎪⎧s能级 1 个p能级 3 个d能级5个f能级7个……能量关系⎩⎪⎨⎪⎧①相同能层上原子轨道能量的高低：n s＜n p＜n d＜n f②形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2p x、2p y、2p z轨道的能量相等3．基态原子核外电子排布(1)排布原则[提醒] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)填充顺序——构造原理(3)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电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式3s23p44．电子的跃迁与原子光谱(1)电子的跃迁(2)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。
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）。
选修三物质结构和性质常考重要知识点总结
物质结构与性质（选修）第一讲原子结构与性质考点1原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道之间的关系2.原子轨道的能量关系轨道形状(1)①s电子的原子轨道呈球形。
电子的原子轨道呈哑铃形。
②p 能量关系(2) 。
d<nn fs<①相同能层上原子轨道能量的高低：nn p< ……②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s 轨道的能p n、n、pp③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 zxy量相等。
．3．基态原子核外电子排布的三个原理能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原(1)即原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低子的能量处于最低状态。
状态。
如图为构造原理示意图：个电子，并且它们的自旋状态相反。
(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2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(3)一个轨道，而且自旋状态相同。
0057361014(p和全空)半满)、(p、、fd、、fd洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满、(p、d165022264s3p2pf3d)状态时，体系的能量最低，如：的电子排布式为Cr1s3s2s 。
24 )((离子)核外电子排布式图的书写4．原子核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标(1)110622264s3p2s3d2p3s，其简化电子排布式为：1s明该能级上排布的电子数的式子。
如Cu1104s[Ar]3d 。
2662622624s3d3s4sFe(2)价电子排布式：如原子的电子排布式为1s2s3p2p。
，价电子排布式为3d 价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结(同名10287)
高中化学选修3知识点总结主要知重点：1、原子构2、元素周期表和元素周期律3、共价4、分子的空构型5、分子的性6、晶体的构和性（一）原子构1、能和能（ 1）能和能的区分①在同一个原子中，离核越近能能量越低。
②同一个能的子，能量也可能不一样，能够把它分红能 s、p、d、f，能量由低到高挨次 s、p、 d、 f。
③任一能，能数等于能序数。
④s、 p、 d、 f⋯⋯可容的子数挨次是 1、 3、 5、7⋯⋯的两倍。
⑤能不一样能相同，所容的最多子数相同。
（ 2）能、能、原子道之的关系每能所容的最多子数是：2n2（ n：能的序数）。
2、结构原理（1）结构原理是电子排入轨道的次序，结构原理揭露了原子核外电子的能级散布。
（2）结构原理是书写基态原子电子排布式的依照，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依照之一。
（3）不一样能层的能级有交织现象，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量对应着每个周期的元素数量。
依据结构原理，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；最外层不超出8 个电子；次外层不超出18 个电子；倒数第三层不超出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）。
基态原子的电子汲取能量后，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：不一样元素的原子发生电子跃迁时会汲取（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不一样的能量（主假如光能），产生不一样的光谱——原子光谱（汲取光谱和发射光谱）。
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物质结构与性质全册知识点总结
高中化学选修3知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f”可容纳的电子数依次是1、3、5、7”的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n:能层的序数）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〔_ ) L A U〉(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 v( n-2)f v ( n-1) d v叩(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(基态一激发态)和放出(激发态一较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱一一原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳及易错点归纳
高中化学选修3物质结构与性质重点知识归纳及易错点归纳第一章重点知识归纳一、原子结构1.能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示,能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高,即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域,这种电子云轮廓图称为原子轨道。
同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如n p x、n p y、n p z轨道的能量相等。
2.原子核外电子的排布规律(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道,然后进入能量高的轨道,使整个原子的能量处于最低状态,所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
下图为构造原理示意图,即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图,由构造原理可知,从第三能层开始各能级不完全遵循能层顺序,产生了能级交错排列,即产生“能级交错”现象,能级交错指电子层数较大的某些能级的能量反而低于电子层数较小的某些能级的能量的现象,如：4s＜3d、6s＜4f ＜5d,一般规律为n s＜(n－2)f＜(n－1)d＜n p。
注意排电子时先排4s轨道再排3d轨道,而失电子时,却先失4s轨道上的电子。
(2)泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为,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。
如氟原子的电子排布可表示为1s22s22p2x2p2y2p1z,由于各原子轨道中的电子自旋方向相反,所以9个电子的运动状态互不相同。
(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。
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。
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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2每能层所容纳的最多电子数是：2n （ n：能层的序数）。
（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）。
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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。
高中化学选修三知识点物质的结构与性质归纳
高中化学选修三知识点物质的结构与性质归纳第一章 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.第 1 页共11 页洪特规则的特例: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A 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。
选修3-物质结构与性质知识点总结
物质结构与性质知识点总结2021.05一.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。
(版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
——高中化学选修3知识点总结主要知要点：1、原子构2、元素周期表和元素周期律3、共价4、分子的空构型5、分子的性6、晶体的构和性〔一〕原子构1、能和能〔1〕能和能的划分①在同一个原子中，离核越近能能量越低。
②同一个能的子，能量也可能不同，可以把它分成能s、p、d、f，能量由低到高依次s、p、d、f。
③任一能，能数等于能序数。
s、p、d、f⋯⋯可容的子数依次是1、3、5、7⋯⋯的两倍。
⑤能不同能相同，所容的最多子数相同。
〔2〕能、能、原子道之的关系每能所容的最多子数是：2n2〔n：能的序数〕。
———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〕、E5d〕＞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＜np4〕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。
（3、电子云与原子轨道（1〕电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。
(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-物质结构与性质-全册知识点总结
中学化学选修3学问点总结主要学问要点：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依次，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织现象，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。
依据构造原理，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）。
基态原子的电子汲取能量后，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汲取（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（汲取光谱和放射光谱）。
利用光谱分析可以发觉新元素或利用特征谱线鉴定元素。
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异核多原子分子
分子中各键的向量和 为零 分子中各键的向量和 不为零
重合 不重合
非极性分子 极性分子
CO2、 BF3 、CH 4 H 2O、 NH 3、 CH 3Cl
③ .相似相溶原理 :极性分子易溶于极性分子溶剂中 （如 HCl 易溶于水中） ，非极性分子易溶于非极性分子溶
剂中（如 CO 2 易溶于 CS2 中） .
.
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法： X — H …… Y(N O F) 一般都是氢化物中存在
4.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
.
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
粒子
原子
粒子间作 共价键
用（力）
熔沸点
很高
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
.即成键的两个原子一方提供孤
(2).① .配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子 物 ,又称络合物 .
(或离子 )以配位键形成的化合物称配合
② .形成条件： a.中心原子 (或离子 )必须存在空轨道 . b.配位体具有提供孤电子对的原子 .
③ .配合物的组成 .
5/8
④ .配合物的性质：配合物具有一定的稳定性 .配合物中配位键越强，配合物越稳定 .当作为中心原子的金属
.
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
4.分子的空间立体结构（记住）
常见分子的类型与形状比较
分子类型 分子形状
键角
键的极性 分子极性 代表物
A A2 AB ABA ABA
球形 直线形 直线形 直线形 V形
180° ≠180°
非极性 极性 极性 极性
非极性 非极性 极性 非极性 极性
He、 Ne H2、 O2 HCl 、 NO CO 2、 CS2 H2O、 SO2
形成原因
非极性分子
极性分子
整个分子的电荷分布均匀， 对称 整个分子的电荷分布不均匀、不对称
存在的共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
举例说明：
不对称
分子
分子中正负
共价键的极性
结论
举例
电荷中心
同核双原子分子
非极性键
重合
非极性分子
H 2、 N2、 O 2
异核双原子分子
极性键
不重合
极性分子
CO、 HF 、 HCl
.
二 .化学键与物质的性质 .
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 .
分子间作用力
复杂的静电作用
离子键
很低
一般较高，少部分低
较高
硬度
很硬
一般较软
一般较硬，少部分软
较硬
溶解性 导电情况
难溶解 不导电 （除硅）
相似相溶 一般不导电
难溶（ Na 等与水反应） 易溶于极性溶剂
良导体
固体不导电，熔 化或溶于水后导电
实例
金 刚 石 、 水 干冰、 冰、纯硫 晶、碳化硅等 酸、 H 2(S)
沸点越高 .但存在氢键时分子晶
体的熔沸点往往反常地高 .
例 33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于
A. 分子晶体
B. 原子晶体
C.离子晶体
D.何种晶体无法判断
3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）
.
NH 3、H 2O、 HF 中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高
4/8
A4 AB 3 AB 3 AB 4 AB 3C AB 2C2
正四面体形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 四面体形 四面体形
60°
非极性
120°
极性
≠120°
极性
109° 28′ 极性
≠109° 28′ 极性
≠109° 28′ 极性
非极性 非极性 极性 非极性 极性 极性
P4 BF 3、 SO3 NH 3、 NCl 3 CH 4、 CCl 4 CH 3Cl 、 CHCl 3 CH 2Cl 2
.
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移
.
(3). 分子的极性：
① .极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子
.
非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子
.
② .分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定
.
非极性分子和极性分子的比较
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 电子排布重复出现从 ns1 到 ns2np6 的周期性变化 .
: 每隔一定数目的元素，元素原子的外围
(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
离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关
.
三 .分子间作用力与物质的性质 .
1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别
.
分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力 .分子间作用力是一种静电作用，
比化学键弱得多， 包括范德华
力和氢键 .范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性
一 .原子结构与性质 .
选修三 物质结构与性质总结
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
族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 .
电负性的运用 :
a.确定元素类型 (一般 >1.8，非金属元素； <1.8，金属元素 ).
b.确定化学键类型 (两元素电负性差值 >1.7，离子键； <1.7，共价键 ).
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）
.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）
(2).共价键三参数 .
概念
键能
拆开 1mol 共价键所吸收的能量（单 位： kJ/mol ）
键长
成键的两个原子核间的平均距离（单 位： 10-10 米）
键角 分子中相邻键之间的夹角 (单位：度）
对分子的影响
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳 定 键角决定了分子的空间构型
直线
三角形
V形
四面体
三角锥
V 形 H2O
5.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
.
(1).原子晶体： 所有 原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结
构的晶体 .
(2). 典型的原子晶体有金刚石（ C）、晶体硅 (Si) 、二氧化硅（合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）
.
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提
A
B
其中一个原子必须提供孤对电子，
供给另一原子共用所形成的共价
电子对给予体 电子对接受体
另一原子必须能接受孤对电子的
键。
轨道。
(1). 配位键： 一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键 对电子，一方提供空轨道而形成的共价键 .
金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有
6 个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个
共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有
6 个硅原子和 6 个氧
原子，每个硅原子与 4 个氧原子成键，每个氧原子与 2 个硅原子成键 .
(3). 共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越 大，其晶体熔沸点越高 .如熔点：金刚石 >碳化硅 >晶体硅 .
NaCl 型晶体
CsCl 型晶体
每个 Na+离子周围被 6 个 C1 —离子所包围， 同样每个 C1—也被 6 个 Na+所包围。
每个正离子被 8 个负离子包围着，同时每个负离子 也被 8 个正离子所包围。
(3).晶胞中粒子数的计算方法 --均摊法 .
位置
顶点
棱边
贡献
1/8
1/4
面心 1/2
体心 1
共价键的键能与化学反应热的关系 :反应热 = 所有反应物键能总和－所有生成物键能总和 .
3.了解 极性键和非极性键 ，了解 极性分子和非极性分子 及其性质的差异 .
3/8
(1).共价键 :原子间通过共用电子对形成的化学键 .