2021版化学选修三物质结构与性质知识总结(精华背诵版)
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）。
物质结构与性质(选修三)知识点总结3
物质结构与性质（选修三）知识点总结
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.
2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.
(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.
(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.
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）. NH3、H2O、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.
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.。
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《选修三物质结构与性质》知识归纳
高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。
本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。
下面是关于该教材的知识归纳。
第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。
2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。
3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。
第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。
2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。
3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。
4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。
第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。
2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。
4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。
第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。
2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。
3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。
4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。
第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。
2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。
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。
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物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。
2.相变的概念及其条件。
3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。
4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。
二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。
2.分子的极性与非极性。
3.分子的键型及其特点。
4.共价键的键能和键长的关系。
三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。
2.键能的概念及其在化学反应中的表现。
3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。
4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。
四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。
2.物质的热分解与热合成的条件和特点。
3.确定物质的热分解和热合成的方法。
五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。
2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。
3.强电解质和弱电解质的区别和举例。
六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。
2.确定分子和离子的产生与存在的条件。
七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。
2.氢键的性质和应用。
3.离子键的特点和举例。
4.离子键的性质和应用。
八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。
2.确定离子晶体的特性和存在的条件。
3.共价晶体的特点和举例。
4.确定共价晶体的特性和存在的条件。
九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。
2.方向性杂化的概念和应用。
3.确定方向性杂化的条件和特点。
十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。
2.确定分子结构的仪器。
3.确定分子结构的实验步骤和原理。
综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。
通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。
希望对你的学习有所帮助！。
高中化学选修3-物质结构和性质-全册知识点总结
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
高中化学选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。
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高中化学选修 3 知识点全部归纳（物质的构造与性质第一章原子构造与性质.一、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.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遇大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机遇大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机遇小，电子云密度越小 .电子层（能层）：依照电子的能量差异和主要运动地域的不同样，核外电子分别处于不同样的电子层 .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，也可以在不同样种类的原子轨道上运动，分别用 s、 p、 d、f 表示不同样形状的轨道， s 轨道呈球形、 p 轨道呈纺锤形，和f 轨道较复杂 .各轨道的伸展方向个数依次为 1、3、 5、 7.d 轨道2.(构造原理）认识多电子原子中核外电子分层排布依照的原理，外电子的排布.能用电子排布式表示1～ 36 号元素原子核(1). 原子核外电子的运动特色可以用电子层、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，不存在运动状态完满同样的两个电子.(2). 原子核外电子排布原理.① .能量最低原理:电子先据有能量低的轨道，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样的电子.③ .洪特规则 :在能量同样的轨道上排布时，电子尽可能分占不同样的轨道，且自旋状态同样.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，拥有较低的能量和较大的牢固性.如 24Cr [Ar]3d54s1 、29Cu [Ar]3d104s1. (3). 掌握能级交叉图和 1-36 号元素的核外电子排布式 . ①依照构造原理，基态原子核外电子的排布依照图⑴箭头所示的序次。
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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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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。
(2021年整理)高中化学选修3 物质结构与性质 全册知识点总结
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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。
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：物质结构与性质-知识点总结
选修三物质结构与性质总结一.原子结构与性质.1、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式.ns<(n-2)f<(n-1)d<np3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
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键角决定了分子的空间构型
★共价键的键能与反应热的关系：反应热ΔH=所有反应物键能总和－所有生成物键能总和。
2．分子的立体结构
价层电子对互斥理论
价层电子对数=中心原子形成σ键的电子对数+中心原子的孤电子对数
对于ABx型分子：形成σ键的电子对数=x；中心原子上的孤电子对数= (a－xb)。
选修三物质结构与性质知识总结（精华背诵版）
重要资料 注意保存 基础不牢 地动山摇
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。
逐级电离能：对同种元素来说，逐级电离能增大。如果某元素的In＋1≫In，则该元素位于第n主族，常见化合价为＋n。
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。氟的电负性最大。
同主族元素从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明：同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。原子轨道结构为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期左右相邻元素。如I1：N>O>C。
元素第一电离能的运用：
电离能是原子核外电子分层排布的实验验证。
用来比较元素的金属性的强弱，I1越小，金属性越强，基态原子失电子能力越强。
★熟练书写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
原子核外电子排布的周期性。
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
★熟练书写1~36号元素的价层电子（特征电子、外围电子）排布式。
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
2．构造原理：
原子核外电子的运动特征可以用能层、能级、原子轨道和自旋状态来进行描述。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，原子有多少个核外电子，就有多少种运动状态。
原子核外电子排布原理。
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：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s……一般说来：ns<(n-2)f<(n-1)d<np。
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。
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。
•a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；对于阳离子，a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；对于阴离子，a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数（绝对值）；
•x为与中心原子结合的原子数；
•b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。
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轨道呈哑铃型形，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。同一能级上的电子，能量相同，所以原子核外有多少个能级，就有多少种能量不同的电子。
3．杂化轨道理论
杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数之和。
杂化轨道的类型与分子立体构型
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
极性键和非极性键：同种元素的原子形成非极性键；不同元素的原子形成极性键。
共价键具有方向性和饱和性。
共价键的强弱影响所形成分子的稳定性影响
键能
拆开1mol共价键所吸收的能量
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键的两个原子核间的平均距离
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
元素第一电离能的周期性变化
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。
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，同周期稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；氦的第一电离能最大。
电负性的运用
确定元素类型：一般电负性>1.8为非金属元素；电负性<1.8为金属元素；
确定化学键类型：两元素电负性差值>1.7，形成离子键；两元素电负性差值<1.7，形成共价键；
判断元素价态正负：电负性大的显负价，电负性小的显正价。
二、分子结构与性质
1．共价键
共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）。单键全是σ键；双键一个σ键，一个π键；三键一个σ键，两个π键。
价层电子对互斥模型（VSEPR模型）与分子立体构型的关系
价层电子对数
成键电子对数
孤电子对数
VSEPR模型
分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
CO2
3
3
0
平面三角形
平面三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
说明：价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。