选修3第一章原子结构与性质知识总结
高中化学选修3知识点全部归纳
高中化学选修3知识点全部归纳高中化学选修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:每个轨道最多包容两个自旋状况分歧的电子.③.XXX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守图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，能够将各能级按能量的差别分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在统一能级组内，从左到右能量依次升高。
化学选修三第一章笔记
化学选修三第一章笔记以下是一份化学选修三第一章的笔记，供您参考：化学选修三第一章：原子结构与元素周期律一、原子结构1. 原子的构成：原子由原子核和核外电子组成，原子核由质子和中子组成。
2. 电子排布：根据能量高低，电子分布在不同的能层上，能层序数即为电子层数。
同一能层中，电子的能量还不同，又可分为不同的能级。
3. 电子排布规律：（1）电子排布顺序：按照能层序数由低到高、能级符号由低到高的顺序。
（2）泡利原理：一个原子轨道上最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。
（3）洪特规则：在等价能级上排布的电子将尽可能分占不同的能级，且自旋方向相同。
4. 元素性质与原子结构的关系：原子序数在数值上等于核电荷数，原子核电荷数等于质子数，质子数加中子数等于质量数。
二、元素周期律1. 元素周期表的结构：周期、族、区。
周期序数等于元素原子的电子层数，族序数等于最外层电子数，根据价电子构型将元素分为s区、p区、d区和ds区等区域。
2. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化规律。
3. 元素周期表的意义：预测新元素及其性质，指导元素的发现、合成和开发，指导新材料的研发与应用等。
三、化学键与分子间作用力1. 离子键：由阳离子和阴离子通过静电作用形成的化学键。
离子键的强弱与离子半径和离子电荷有关。
2. 共价键：原子之间通过共用电子对形成的化学键。
根据共用电子对的偏移程度，可分为极性共价键和非极性共价键。
3. 金属键：金属原子之间通过自由电子形成的化学键。
金属键的强弱与金属原子的半径和价电子数有关。
4. 分子间作用力：分子之间的相互作用力，包括范德华力和氢键等。
范德华力主要与分子之间的距离和分子极性有关，氢键则与分子之间的特殊结构有关。
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。
高中化学选修三 原子结构与性质知识总结
原子结构与性质一 原子结构 1、原子的构成中子N（核素）原子核质子Z → 元素符号原子结构 决定原子呈电中性电子数（Z 个）体积小，运动速率高(近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图2、三个基本关系（1）数量关系:质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系：①原子中:质子数=核电荷数=核外电子数②阳离子中：质子数〉核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中:质子数〈核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 (3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数决定定义：以12C原子质量的1/12(约1。
66×10—27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI)单位为1,符号为1（单位1一般不写）原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
如：一个氯原子的m（35Cl）=5。
81×10—26kg。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值.一种元素有几种同位素,就应有几种不同的核素的相对原子质量，相对诸量如35Cl为34。
969,37Cl为36.966。
原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量核素的质量数相等。
如：35Cl为35，37Cl为37。
元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。
如：Ar（Cl）=Ar（35Cl）×a% + Ar(37Cl)×b％元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百分比的乘积之和。
注意①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
人教版高中化学选择性必修第3册 本章总结1
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第一章 原子结构与性质
1/10＝(1＋4y)/25，解得y＝6。 又因为烃完全燃烧时，需氧气过量或适量，则必须满足10(x＋y/4) ≤50，即x≤3.5，B正确。
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第一章 原子结构与性质
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第一章 原子结构与性质
3．有机化合物结构与有机化合物的特征性质 利用有机化合物波谱法测量的结果或根据有机化合物的一些具有特 殊现象的反应可推测出物质的结构特征，常见特征反应与对应官能团关 系如下。
(1)反应使溴水褪色的物质：含有 结构。
或C≡C、—CHO、酚类
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第一章 原子结构与性质
(2)能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质：含有
或C≡C、
—OH、—CHO、酚类结构及苯环上有侧链的物质。
(3)能与钠反应放出H2的物质：含有—OH、—COOH。
(4)能与Na2CO3或NaHCO3反应放出CO2的物质可能含有—COOH。
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第一章 原子结构与性质
【解析】三聚氰胺的相对分子质量为63×2＝126，故1 mol三聚氰
胺分子中含C原子、H原子、N原子的物质的量分别为：
n(C)＝1
mol×126 12
gg··mmooll－－11×28.57%≈3
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。
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。
选修3第一章第二节原子结构与元素的性质
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？
高中化学选修3知识点总结归纳
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。
人教版高中化学选修三第一章知识点汇总
人教版高中化学选修三第一章知识点汇总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。
洪特规则（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 。
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。
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核外电子分别处于不同的电子同，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」子（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，且自旋状态相同一.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24C r[Ar]3d 54sl 29C U —（3） .掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式ns<（n-2）fv（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。
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。
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。
原子结构与性质知识点总结
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，简称能量说明：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、30Zn3d104s2、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。
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第一章 原子结构与性质知识点归纳
2．位、构、性关系的图解、表解与例析
同位素（两个特性）
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
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） 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
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 如果价层电子对中有未成键的孤对电子，则几何构型发生相应的变化，用价层电子对理论解释。
7．等电子原理
等电子原理是指原子数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，其性质相近。
如CO 和N 2，都为二原子十价电子分子，二者的物理性质如熔点、沸点、水中溶解度等 方面都非常接近，但化学性质差异较大，如CO 有还原性和可燃性，而N 2还原性很弱，且不具有可燃性。
等电子原理不只局限于无机物，在有机物中也存在，如苯(C
6H 6)和硼氮苯 (B 3N 3C 6)，二者都为十二原子三十价电子分子，其性质相近。
定义：原子形成分子时，能量相近的轨道混合重新组合成一组新轨道
sp 杂化 sp 2
杂化
sp 3杂化 分类 构型解释： 杂化理论
sp 杂化：直线型
sp 2杂化：平面三角形
sp 3杂化：四面体型
杂化轨道理论 价电子理论 实验测定 理论推测 构型判断 分 子 构 型
共价键的极性
分子空间构型
决定因素
由非极性键结合而成的分子时非极性分子（O 3除外）,由极性键组成的非对称型分子一般是极性分子，由极性键组成的完全对称型分子为非极性分子。
对于AB n 型分子，若中心原子A 化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，否则为非极性分子
极 性 判 断
相似相溶规则：极性分子构成的物质易溶于极性溶剂，
非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂
分 子 极 性
手性分子：概念 手性原子：概念
分
子。