高中化学第一章《原子结构与性质》知识归纳新人教版选修3

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高中化学第一章原子结构与性质章末归纳整合课件新人教版选修3

单质氧化性、还原氧化性逐渐增强还氧化性逐渐减弱还
性
原性逐渐减弱
原性逐渐增强
最高价氧化物对应碱性逐渐减弱酸性碱性逐渐增强酸性
水化物的酸碱性逐渐增强
逐渐减弱
非金属气态氢化物生成由难到易，稳生成由易到难，稳
的稳定性
定性逐渐增强
定性逐渐减弱
p性强弱的方法提示元素金属性强弱的实验标志 (1)与水或酸反应置换出氢气的难易：金属单质与水或酸 (非氧化性酸)置换出氢气的速率越快(反应越剧烈)，表明元素金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。 (3)置换反应：一种金属元素能把另一种金属元素从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出来的金属元素的金属性较弱。
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(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，表明元素非金属性越强。 (4)置换反应：对于特定的置换反应，一种非金属单质能把另一种非金属单质从它的盐溶液或酸溶液里置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的非金属元素非金属性较弱。 (5)电离能越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强 (稀有气体元素除外)。 (6)电负性越大，原子越易得电子，元素的非金属性越强。
章末归纳整合
请分别用一句话表达下列关键词：电子云能量最低原理泡利原理洪特规则电离能电负性提示电子云：电子云是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为：
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(7)能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
(8)能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si、S。 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑； Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O； Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑； 3S＋6NaOH(浓)===2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。 (9)既能在 CO2 中燃烧又能在 N2 中燃烧的金属单质是 Mg(CO2＋2Mg=点==燃==C＋2MgO，N2＋3Mg=点==燃==Mg3N2)。

最全面化学选修三第一章《原子结构与性质》重点知识点及全套练习题含答案解析2021

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（1）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。

）（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：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，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。

高中化学选修三-物质结构与性质-全套课件

nd能级的电子云轮廓图：多纺锤形
b.电子云扩展程度
同类电子云能层序数n越大，电子能量越大，活动范围越大电子云越向外扩张
2、原子轨道
①定义
电子在原子核外的一个空间运动状态
②原子轨道与能级
ns能级 ns轨道
npx轨道简
np能级 npy轨道 npz轨道
并轨道
nd能级
ndz2轨道
ndx2—y2轨道
从K至Q ，能层离核越远，能层能量越大每层最多容纳电子的数量：2n2
2、能级
同一个能层中电子的能量相同的电子亚层
能级名称：s、p、d、f、g、h…… 能级符号：ns、np、nd、nf…… n代表能层最多容纳电子的数量 s:2 p:6 d:10 f:14
能层: 一二
三
KL
M
四…… N ……
能级： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f
全满规则半满规则
四、电子云与原子轨道
1、电子云以量子力学为基础
①电子云处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述
小黑点：概率密度单位体积内出现的概率小黑点越密概率密度越大
小黑点不是电子！
②电子云轮廓图电子出现的概率约为90%的空间即精简版电子云
③电子云轮廓图特点 a.形状 ns能级的电子云轮廓图：球形 np能级的电子云轮廓图：双纺锤形
2s
2p
F ↑↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑
原子结构的表示方法原子结构示意图
电子排布式 O原子：1s2 2s2 2p4
电子排布图
1s2 2s2
2p4
O原子
六、能量最低原理、基态与激发态、光谱
1、能量最低原理

人教版高中化学选修三第一章原子结构与性质复习知识清单

第一单元：《原子结构与性质》知识清单第一节原子结构1、原子结构理论发展我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。

大爆炸后约两小时，诞生了大量的、少量的以及极少量的锂。

氢、氦等发生原子核的熔合反应合成其他元素。

H、He宇宙中的主要元素。

地球上绝大多数是金属元素，非金属（包括稀有气体）仅22种。

核外电子排布规律：(1)核外电子总是尽量先排布在能量较的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层（能层）最多容纳个电子。

(3)原于最外层电子数目不能超过个(K层为最外层时不能超过个电子)(4)次外层电子数目不能超过个(K层为次外层时不超过个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。

例如；当M层是最外层时，最多可排个电子；当M层不是最外层时，最多可排个电子2、能层与能级2n2。

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，如同一能层的电子可分为、、、能级)，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。

任一能层的能级总是从能级开始的，而且能级数等于该序数。

s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

能级的表示方法、符号和所能容纳的最多电子数如下：能层 K L M N ……能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……3、构造原理（能级图）与电子排布式（1）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的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。

（2）电子排布遵循构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循的排布顺序如下图所示：（3）“能量交错”现象：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，如：3p 4s 3d、4p 5s 4d等。

新课标高中化学人教版选择性必修123册教材解读〖第一章--原子结构与性质——说明〗全篇

可编辑修改精选全文完整版第一章原子结构与性质本章说明本章在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入研究了原子结构，简述了构造原理及运用构造原理进行原子核外电子排布；运用电子云的概念，图文并茂地描述了原子轨道。

在比较系统而深入介绍原子结构知识的基础上，使学生比较容易理解元素周期表的结构及元素周期律的知识，为后续章节内容的学习奠定了基础。

本章内容比较抽象，易成为学习难点。

作为本书的第一章，教材从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，注重培养学生的化学学科核心素养。

一、教材分析本章教材充分考虑了初中化学和高中化学（必修）中的原子结构知识的基础，注意知识的衔接与深化。

本章内容包括原子结构、元素周期表和元素周期律等知识，教材以原子结构为基础，并在此基础上推演元素的性质。

本章的内容结构如下图所示。

在第一节“原子结构”中，在学生已有原子结构知识的基础上，直接给出核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）两个概念，给出每一能层有几个能级，每个能级最多可以容纳的电子数，并在能级的基础上引出原子的基态和激发态，以及原子光谱。

有了能层和能级的概念，教材直接给出构造原理，并根据构造原理进行核外电子排布。

这样一来，教材中没有出现四个量子数的概念，降低了学习难度。

构造原理是一个经验规律，构造原理直接给出了原子核外电子排布的次序。

该节在描述原子核外电子的运动状态时，借助电子云的概念，形象地引出了原子轨道。

有了原子轨道的概念，运用原子轨道对原子核外电子的排布作进一步研究，进而介绍了泡利原理和洪特规则，以及能量最低原理。

在第二节“原子结构与元素的性质”中，首先，从元素周期律、元素周期系的角度说起元素周期表，然后，根据构造原理得出的核外电子排布，解释了元素周期系的基本结构，再通过“探究”栏目要求学生进一步认识元素周期表的结构。

关于元素周期律，教材重点讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。

另外，多样化的图表是本章在呈现方式上的特点。

【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。

选修3第一章第二节原子结构与元素的性质

《高中化学》选修3
第一章原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。
（二）电离能
1、概念
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能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子核外电子排布的周期性变化．
（一）原子半径
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？

【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。

选修3第一章原子结构与性质知识总结

第一章原子结构与性质知识点归纳1．原子结构2．位、构、性关系的图解、表解与例析(1)元素在周期表中的位置、元素的性质、元素原子结构之间存在如下关系：(2)元素及化合物性质递变规律表解同周期：从左到右同主族：从上到下核电荷数逐渐增多逐渐增多电子层结构电子层数相同，最外层电子数递增电子层数递增，最外层电子数相同原子核对外层电子的吸引力逐渐增强逐渐减弱主要化合价正价+1到+7 负价-4到-1 最高正价等于族序数（F、O除外）元素性质金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强电离能增大，电负性增大金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强碱性减弱酸性减弱碱性增强非金属气态氢化物的形成和热稳定性气态氢化物形成由难到易，稳定性逐渐增强气态氢化物形成由易到难，稳定性逐渐减弱决定整个原子不显电性各层电子数最外层电子数决定主族元素的化学性质原子的电子式原子Z A X原子核质子中子核电荷数决定元素种类决定原子种类质量数近似相对原子质量同位素（两个特性）核外电子电子数电子排布电子层原子结构示意图元素性质同周期：从左到右递变性同主族：从上到下相似性递变性主族：最外层电子数=最高正价=8- 负价原子半径原子得失最外层电子数电子的能力位置原子序数=质子数主族序数=最外层电子数周期数=电子层数原子结构3．元素的结构和性质的递变规律4．核外电子构成原理(1)核外电子是分能层排布的，每个能层又分为不同的能级。

(2)核外电子排布遵循的三个原理：a ．能量最低原理b ．泡利原理c ．洪特规则及洪特规则特例(3)原子核外电子排布表示式：a ．原子结构简图b ．电子排布式c ．轨道表示式5．原子核外电子运动状态的描述：电子云6．确定元素性质的方法第二章分子结构与性质复习能层1 2 3 45 K LM N O 最多容纳电子数（2n 2）28 1832 50离核远近距离原子核由远及近能量具有能量由低及高能级s sp spd spdf …最多容纳电子数22 62 6 102 6 10 14能量ns<(n-2)f<(n-1)d<np随着原子序数递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属形呈周期性变化⑤元素原子的第一电离能呈周期性变化⑥元素的电负性呈周期性变化元素周期律排列原则①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素（个别除外），排成一个纵行周期（7个横行）①短周期（第一、二、三周期）②长周期（第四、五、六周期）③不完全周期（第七周期）性质递变原子半径主要化合价元素性质金属性强弱判断实验标志非金属性强弱判断实验标志元素周期表族（18 个纵行）①主族（第ⅠA 族—第ⅦA 族共七个）②副族（第ⅠB 族—第ⅦB 族共七个）③第Ⅷ族（第8—10纵行）④零族（稀有气体）结构1、微粒间的相互作用（2）共价键的知识结构2．分子构型与物质性质（1）微粒间的相互作用σ键π键按成键电子云的重叠方式极性键非极性键一般共价键配位键离子键共价键金属键按成键原子的电子转移方式化学键范德华力氢键分子间作用力本质：原子之间形成共用电子对（或电子云重叠）特征：具有方向性和饱和性σ键特征电子云呈轴对称（如s —s σ键、s —p σ键、p —p σ键)π键特征电子云分布的界面对通过键轴的一个平面对称（如p —p π键）成键方式共价单键—σ键共价双键—1个σ键、1个π键共价叁键—1个σ键、2个π键规律键能：键能越大，共价键越稳定键长：键长越短，共价键越稳定键角：描述分子空间结构的重要参数用于衡量共价键的稳定性键参数共价键3．配合物的结构和性质4．杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子杂化类型一般构型常见分子sp 直线型BeCl 2、HgCl 2、BeH 2等sp 2 平面三角型BF 3、BCl 3sp 3四面体CH 4、CCl 4、NH 3（三角锥）、H 2O （V 型）5．价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则，中心原子的价层电子对数与分子的几何构型有密切联系，对AB m 型化合物，A 的价层电子对数=周围原子数+孤对电子数价层电子对数与几何构型的关系。

人教高中化学选修三第一章第一节原子结构知识点

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。

①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个）元素周期表族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行）④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe>Fe 2+>Fe 3+ 1--36号元素电子排布式氢 H ：1s 1 氦 He ：1s 2锂 Li ：1s 22s 1 铍 Be ：1s 22s 2硼 B ：1s 22s 22p 1 碳 C ：1s 22s 22p 2氮 N ：1s 22s 22p 3 （第一电离能比氧大）氧 O ：1s 22s 22p 4氟 F ：1s 22s 22p 5 氖 Ne ：1s 22s 22p 6 编排依据具体表现形式七主七副零和八三长三短一不全钠Na：1s22s22p63s1 镁Mg：1s22s22p63s2铝Al ：1s22s22p63s23p1 硅Si ：1s22s22p63s23p2磷P ：1s22s22p63s23p3硫S ：1s22s22p63s23p4氯Cl：1s22s22p63s23p5氩Ar：1s22s22p63s23p6钾K ：1s22s22p63s23p64s1钙Ca：1s22s22p63s23p64s2钪Se：1s22s22p63s23p63d14s2钛Ti ：1s22s22p63s23p63d24s2矾V ：1s22s22p63s23p63d34s2铬Cr：1s22s22p63s23p63d54s1锰Mn：1s22s22p63s23p63d54s2铁Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 钴Co：1s22s22p63s23p63d74s2镍Ni：1s22s22p63s23p63d84s2铜Cu：1s22s22p63s23p63d104s1锌Zn：1s22s22p63s23p63d104s2镓Ga：1s22s22p63s23p63d104s24p1亚铁离子1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 锗Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2砷As：1s22s22p63s23p63d104s24p3硒Se：1s22s22p63s23p63d104s24p4溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6①与水反应置换氢的难易②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）④互相置换反应依据：⑤原电池反应中正负极①与H2化合的难易及氢化物的稳定性元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性性强弱的判断④互相置换反应①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si<P<S<Cl。

高中化学人教版《选修3》知识点总结

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]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.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——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。

高中化学选修三第一章原子结构与性质知识归纳课件

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核外电子排布规律
①能量最低理
②泡利理：
③洪特规则：
（1）
。
（2）
。
以上使得原子核外电子排布最外层不超过8
个电子，次外层最多不超过18个电子等。
基态与激发态：
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四、核外电子排布规律
用轨道表示式表示出铁原子的核外电子排布
原子结构与性质知识归纳
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本章知识网络
原子本结章构知识网络元素周期律
结构电子层
能层与能级
电子云与原子轨道能量最低原理
构造原理
核外电子排布规律泡利原理
洪特规则
基态与激发态原子半径电离能电负性对角线规则各周期元素数目元素的金属性与非金属性
径
稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
的比较
具体规
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
律如：F--<Cl--<Br--<I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减
小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
与元素周期表中每个周期所容纳的元素个数有
何关系？
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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。

化学人教选修三第1章第2节原子结构与元素性质

元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
(4)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：
高考真题演练
1．(1)[2019·高考全国卷Ⅱ，35(3)]比较离子半径：F－_____O2－ (填“大于”“等于”或“小于”)。 (2)[2018·高考全国卷Ⅰ，35(2)]Li＋与 H－具有相同的电子构型，r(Li ＋)小于 r(H－)，原因是_________________________。 (3)(2017·高考江苏卷)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。 (4) 第三周期所有元素的第一电离能 (I1) 大小顺序为 ___________________ (用元素符号表示)。 (5)F、Cl、Br、I 的第一电离能大小顺序为________________，电负性大小顺序为__________________。
(2)周期 ①具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
②元素周期表共 7 个周期：元素周期表中的 7 个周期分别对应 7 个能级组，一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期包含的元素总数。
短周期第第一二周周期期：：28种种元元素素
第三周期：8种元素
③周期
例题 (2019·景德镇模拟)根据下列五种元素的第一至第四电离
能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 0
R
500

人教版选修3 第一章原子结构与性质归纳与整理课件 (共20张PPT)

锰
（填“＞”、 “＝”或“＜”），原因是
______________________________
考情解码
智能提升
题型突破
练习：
1、{P75[题型训练1] (2016·全国Ⅱ卷)} (3) 元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol–1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是
例2(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为____________。
电负性大小判断方法小结：
@《创新设计》
1、按规律
2、化合价及物质类别
考情解码
智能提升
题型突破
练习：
1、M所含非金属元素的电负性由大到小的顺序
为
（用元素符号表示）。
【归纳与整理】
1.元素性质的递变规律
2.元素性质递变规律的应用 (1)元素第一电离能的应用 ①用来比较元素的金属性的强弱:I1越小,金属性越强。 ②验证原子核外电子分层排布。 (2)元素的电负性应用 ①判断元素的类型: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” (如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性又有非金属性。
@《创新设
1、[P71 5．(2016·全国Ⅰ卷，节选)] (1)基态Ge原子的核外电计子》排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。
2、[P153 4.（2017·课标全国Ⅱ，35）]（1）氮原子价层电子对
的轨道表达式（电子排布图）为
。
3、[ P71 4． (2017·课标全国Ⅰ，35)](3)基态K原子中，核外电子
考情解码

第一章《原子结构与性质》知识点归纳

第一章《原子结构与性质》知识点归纳一、原子的诞生宇宙大爆炸之后，逐渐形成了氢、氦等轻元素。

随着恒星的演化和核聚变反应，产生了更多的元素。

二、能层与能级能层：根据多电子原子的核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层，分别用 K、L、M、N、O、P、Q 表示，离核越近，能量越低。

能级：在同一能层中，电子的能量也有所不同，又分为不同的能级。

例如，K 能层只有 1 个能级 s，L 能层有 2 个能级 s、p，M 能层有 3 个能级 s、p、d 等。

三、构造原理与电子排布式构造原理：随着核电荷数递增，电子按照能级顺序填充，遵循能量最低原理。

电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。

例如，钠原子的电子排布式为 1s²2s²2p⁶3s¹。

四、能量最低原理、泡利原理和洪特规则能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。

泡利原理：一个原子轨道最多只能容纳2 个电子，且自旋方向相反。

洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。

五、原子结构与元素周期表周期：周期数等于能层数。

族：主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数与价电子排布有关。

分区：根据价电子排布，可将元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。

六、元素周期律原子半径：同周期从左到右原子半径逐渐减小，同主族从上到下原子半径逐渐增大。

电离能：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。

同周期从左到右电离能逐渐增大，同主族从上到下电离能逐渐减小。

电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小。

七、原子轨道s 轨道：呈球形，只有 1 个伸展方向。

p 轨道：呈哑铃形，有 3 个伸展方向。

d 轨道：有 5 个伸展方向。

八、电子云电子云是电子在核外空间出现概率的形象化描述。