苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点
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。
④ s、 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）。
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。
④ s、 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）。
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。
④ s、 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 苏教版 知识点归纳
[温故知新必修2 专题1] 微观结构与物质的多样性部分内容元素周期表（the periodic table of elements）中，将原子核外电子层数相同的元素列为同一周期（period），将原子最外层电子数相同的元素列为同一族（group）。
元素周期表中共有7个周期，1~3周期为短周期，4~7周期为长周期，第7周期又称为不完全周期；元素周期表中共有18个族，ⅠA~ⅦA族为主族，主族与0族由短周期、长周期共同构成，ⅠB~ⅦB 族为副族，副族与Ⅷ族完全由长周期构成。
元素周期律（the periodic law of elements）的主得的加权平均数。
通常地，主族元素的最高正化合价在数值上等于其最外层电子数，最低负化合价与其最高正化合价绝对值之和等于8，金属元素没有负化合价。
以下是短周期元素的最高正化合价及最低负化合价：同种元素的原子或离子，随核外电子数的递增半径递增；同周期的主族元素的原子，随核电荷数的递增半径递减；同主族的元素原子或带相同电荷的离子，随核电荷数的递增半径递增；核外电子排布相同的离子，随核电荷数的递增半径递减。
以下是短周期元素的原子半径（单位：pm）：元素周期表中，位置相近的元素性质相似，且在金属和非金属分界线附近的元素既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
*一些元素的性质呈现出“对角线”相似性，如元素周期表中的Li与Mg、Be与Al及B与Si。
同种元素形成不同单质的现象称为同素异形现象（allotropism），这些单质互称为该元素的同素异形体（allotrope）。
相同分子式的化合物结构不同的现象称为同分异构现象（isomerism），这些化合物互称为同分异构体（isomer）。
[新知] 选修3 物质结构与性质1913年，丹麦物理学家N. Bohr在Rutherford行星式原子模型的基础上，提出了新的原子结构理论：（1）原子核外电子在有确定半径和能量的特定的原子轨道上运动，电子在运动时并不辐射能量；（2）不同的原子轨道能量不同，原子轨道的能量变化不连续；（3）电子可在能量不同的轨道上发生跃迁。
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。
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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第二单元 离子键 离子晶体
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第二单元 元素性质的递变规律
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专题3 微粒间作用力与物质的 性质
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第一单元 金属键 金属晶体
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0002页 0066页 0091页 0167页 0Байду номын сангаас01页 0344页
专题1 揭示物质结构的奥秘 第一单元 原子核外电子的运动 专题3 微粒间作用力与物质的性质 第二单元 离子键 离子晶体 第四单元 分子间作用力分子晶体 第二单元 配合物的形成和应用
专题1 揭示物质结构的奥秘
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专题2 原子结构与元素的性质
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第一单元 原子核外电子的运动
苏教版高中化学选修3物质结构与性质
物质结构与性质一、原子结构1、实物微粒（分子、原子、质子、中子、电子等）的运动特征----波粒二象性实物微粒没有同时确定的坐标和动量，不可能分辨出各个粒子的轨迹，能量只能处于某些确定的状态，能量的改变不能取任意的连续变化的数值，需用量子力学描述其运动规律。
2、原子核外电子运动的状态用波函数ψ描述，称之为原子轨道。
2ψ表示原子核外空间某点电子出现的概率密度，即单位体积内电子出现的概率（亦称为电子云）。
3、在解原子Schr ödinger 方程的过程中，引入了三个量子数n,l,m ，三者之间关系为m l l n ≥+≥,1，n,l,m 的取值分别为：n=1, 2, 3, 4⋅ ⋅ ⋅ ⋅电子层: K L M Nl =0, 1, 2, 3, ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ n-1, n 个值亚层: s, p, d, f ⋅ ⋅ ⋅ ⋅m=0, ±1, ± 2, ± 3 ⋅ ⋅ ± l (2l +1)4、电子的自旋运动用自旋量子数ms 描述，取值为21±=s m 5、周期表中每一周期元素原子最外层的电子排布从ns1到ns2np6，呈现出周期性重复。
题一、某一周期的稀有气体原子最外层电子构型为4s24p6，该周期有四种元素A,B,C,D ，已知它们最外层电子数分别为2，2，1，7，A,C 的次外层电子数为8，B,D 的次外层电子数为18，则A Ca B Zn C K D Br .题二、1999年是人造元素丰收年，一年间得到第114、116和118号三个新元素。
按已知的原子结构规律，118号元素应是第 七 周期第_零_族元素，它的单质在常温常压下最可能呈现的状态是_气_（气、液、固选一填入）态。
近日传闻俄国合成了第166号元素，若已知原子结构规律不变，该元素应是第_八_周期第VIA 族元素。
题三、试根据原子结构理论预测：（1）第八周期将包含多少种元素？ 50（2）原子核外出现第一个5g 电子的元素的原子序数是多少？ 121（3）根据电子排布规律，推断原子序数为114号新元素的外围电子构型，并指出它可能与哪个已知元素的性质最为相似。
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。
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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。
人教版与苏教版高中化学选修3《物质结构与性质》知识点精编
⼈教版与苏教版⾼中化学选修3《物质结构与性质》知识点精编⼀、原⼦核外电⼦排布原理1）、能层（电⼦层n）、能级（s、p、d、f等）、原⼦轨道、电⼦的⾃旋⽅向A、能层：在多电⼦原⼦中，核外电⼦按能量差异分别在核外空间不同的区域⾼速运动，这些不同的区域就是电⼦层，即能层，⽤符号n表⽰，从原⼦核往外随能量升⾼分别为第⼀⾄第七层（即：按K、L、M、N、O、P、Q的顺序能量依次升⾼）B、能级：同能层上的电⼦按能量差异分成不同的能级（电⼦亚层）：通常⽤s、p、d、f等表⽰，同能层各能级的能量按照s、p、d、f等依次升⾼。
C、原⼦轨道：同能层、同能级上的电⼦能量相同，这些电⼦的电⼦云在空间往往有不同的伸展⽅向和形状，如s、p、d、f能级上电⼦的电⼦云在空间分别有1、3、5、7个伸展⽅向（可分别⽤x、y、z等表⽰），每个伸展⽅向都是⼀个运动区域，称为⼀个原⼦轨道，即s、p、d、f能级上分别有1、3、5、7个原⼦轨道，s能级上电⼦（简称s电⼦，以下同）的原⼦轨道呈球形对称，p能级上电⼦的原⼦轨道呈纺锤形或哑铃形，其他能级上电⼦的原⼦轨道较复杂，⾼中阶段不要求。
原⼦轨道通常⽤ns、np、np x p y p z等表⽰D、电⼦的⾃旋⽅向：每个原⼦轨道最多容纳两个⾃旋⽅向相反的电⼦。
注意：描述⼀个电⼦的运动状态需要上⾯四个量，每个电⼦的运动状态都不相同，⼀个粒⼦中有⼏个电⼦就有⼏种电⼦的运动状态。
2）、能层、能级与原⼦轨道的关系：第n层有n个能级、n2个原⼦轨道、2n2个电⼦。
3）、基态原⼦核外电⼦排布的三个原理A、能量最低原理：电⼦尽先占有能量低的轨道，然后依次进⼊能量较⾼的轨道，使整个原⼦的能量处于最低状态。
原⼦的电⼦排布按照下列构造原理（能级图）中第⼀到第七能级组的能级顺序依次进⼊各个原⼦轨道：1s 2s2p 3s3p4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p 。
（注意其中的能级交错现象）。
1⾄7能级组可以概括为：ns（n-2）f（n-1）d np 其中只有n-2>=4才有f电⼦，只有n-1>=3才有d电⼦，只有n>=2才有p电⼦。
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。
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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 。
高三化学选修3 物质结构与性质(苏教版)
04
专题4 分子空间结构与物质性质
专题4 分子空间结 构与物质性质
第一单元 分子构型与物质的性质 第二单元 配合物的形成和应用
05
专题5 物质结构的探索无止境
专题5 物质结构的探索无止 境
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02
专题2 原子结构与元素的性质
专题2 原子结构与 元素的性质
第一单元 原子核外电子的运动 第二单元 元素性质的递变规律
03
专题3 微粒间作用力与物质的性质
专题3 微粒间作用力与物质的 性质
第一单元 金属键 金属晶体 第二单元 离子键 离子晶体 第三单元 共价键 原子晶体 第四单元 分子间作用力分子晶体
高三化学选修3 物质结构与性质(苏教 版)
演讲人 202X-06-08
目录
01. 专题1 揭示物质结构的奥秘
02. 专题2 原子结构与元素的性质
03.
专题3 微粒间作用力与物质的性质
04.
专题4 分子空间结构与物质性质
05. 专题5 物质结构的探索无止境
01
专题1 揭示物质结构的奥秘
专题1 揭示物质结 构的奥秘
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）。
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。
物质结构与性质(选修3)
考点一 原子结构与性质 题组一 原子结构及表示方法 4 个未 1．(2014·高考新课标卷ⅠT37(2))基态Fe原子有____ 1s22s22p63s23p63d5 。 成对电子，Fe3＋的电子排布式为_______________________ 2．(2014·高考江苏卷21(A)(1))Cu＋基态核外电子排布式 [Ar]3d10 或 1s22s22p63s23p63d10 为________________________________________________ 。 1 个 3．(2013·高考上海卷改编)氯元素原子的M层上有____ 未成对的p电子。 4．(2013·高考新课标卷)基态Si原子中，电子占据的最 高能层符号____ 9 、电子 M ，该能层具有的原子轨道数为___ 数为___ 4 。
考点二 共价键与分子空间构型 题组二 分子空间构型与杂化轨道
5．(2013·高考福建卷，31(3)②)[H3O]＋ 三角锥形 ，阴离子的中心原子轨 中阳离子的空间构型为__________ sp3 杂化。 道采用____
6．(2013·高考山东卷，32(3))BCl3和NCl3中心原子的 sp2 和_____ sp3 。 杂化方式分别为_____
7．(2013·高考新课标卷Ⅱ，37(1))Ni2＋的价电子排布图 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 为____________________________。
34 ， 8．(2012·高考新课标卷，37(3))Se原子序数为________ 3s23p63d10 其核外M层电子的排布式为__________________ 。 9．(2012·高考江苏卷，21(A)－(1)①)Mn2＋基态的电子 [Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5 。 排布式可表示为___________________________________
（完整版）苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点
（完整版）苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点第⼀单元⾦属键⾦属晶体⾦属键与⾦属特性[基础·初探]1.⾦属键(1)概念：⾦属离⼦与⾃由电⼦之间强烈的相互作⽤称为⾦属键。
(2)特征：⽆饱和性也⽆⽅向性。
(3)⾦属键的强弱①主要影响因素：⾦属元素的原⼦半径、单位体积内⾃由电⼦的数⽬等。
②与⾦属键强弱有关的性质：⾦属的硬度、熔点、沸点等(⾄少列举三种物理性质)。
2.⾦属特性特性解释导电性在外电场作⽤下，⾃由电⼦在⾦属内部发⽣定向移动，形成电流导热性通过⾃由电⼦的运动把能量从温度⾼的区域传到温度低的区域，从⽽使整块⾦属达到同样的温度延展性由于⾦属键⽆⽅向性，在外⼒作⽤下，⾦属原⼦之间发⽣相对滑动时，各层⾦属原⼦之间仍保持⾦属键的作⽤[核⼼·突破]1.⾦属键成键粒⼦：⾦属离⼦和⾃由电⼦成键本质：⾦属离⼦和⾃由电⼦间的静电作⽤成键特征：没有饱和性和⽅向性存在于：⾦属和合⾦中2.⾦属晶体的性质3.⾦属键的强弱对⾦属物理性质的影响(1)⾦属键的强弱⽐较：⾦属键的强度主要取决于⾦属元素的原⼦半径和外围电⼦数，原⼦半径越⼤，外围电⼦数越少，⾦属键越弱。
(2)⾦属键对⾦属性质的影响①⾦属键越强，⾦属熔、沸点越⾼。
②⾦属键越强，⾦属硬度越⼤。
③⾦属键越强，⾦属越难失电⼦。
如Na的⾦属键强于K，则Na⽐K难失电⼦，⾦属性Na⽐K弱。
【温馨提醒】1.并⾮所有⾦属的熔点都较⾼，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱⾦属元素的熔点都较低，K-Na合⾦在常温下为液态。
2.合⾦的熔点低于其成分⾦属。
3.⾦属晶体中有阳离⼦，⽆阴离⼦。
4.主族⾦属元素原⼦单位体积内⾃由电⼦数多少，可通过价电⼦数的多少进⾏⽐较。
⾦属晶体[基础·初探]1.晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位。
2.⾦属晶体(1)概念：⾦属阳离⼦和⾃由电⼦之间通过⾦属键结合⽽形成的晶体叫⾦属晶体。
(2)构成微粒：⾦属阳离⼦和⾃由电⼦。
苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点精编版
第一单元 金属键 金属晶体金 属 键 与 金 属 特 性[基础·初探]1.金属键(1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。
(2)特征：无饱和性也无方向性。
(3)金属键的强弱①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。
②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。
2.金属特性[核心·突破]1.金属键⎩⎪⎨⎪⎧成键粒子：金属离子和自由电子成键本质：金属离子和自由电子间的静电作用成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中2.金属晶体的性质3.金属键的强弱对金属物理性质的影响(1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。
(2)金属键对金属性质的影响①金属键越强，金属熔、沸点越高。
②金属键越强，金属硬度越大。
③金属键越强，金属越难失电子。
如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。
【温馨提醒】1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。
2.合金的熔点低于其成分金属。
3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。
4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。
金属晶体[基础·初探]1.晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位。
2.金属晶体(1)概念：金属阳离子和自由电子之间通过金属键结合而形成的晶体叫金属晶体。
(2)构成微粒：金属阳离子和自由电子。
(3)微粒间的作用：金属键。
(4)常见堆积方式①平面内金属原子在平面上(二维空间)紧密放置，可有两种排列方式。
其中方式a称为非密置层，方式b称为密置层。
②三维空间内金属原子在三维空间按一定的规律堆积，有4种基本堆积方式。
(1)定义一种金属与另一种或几种金属(或非金属)的融合体。
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专题3微粒间作用力与物质性质第一单元金属键金属晶体金属键与金属特性［基础初探］1•金属键(1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。
(2)特征：无饱和性也无方向性。
(3)金属键的强弱①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。
②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。
2.金属特性［核心突破］成键粒子：金属离子和自由电子成键本质：金属离子和自由电子间1.金属键的静电作用成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中2. 金属晶体的性质当金届受到外力作用时，晶体中的 各原子层就会发生相对滑动」旦排 列方式不变*金属晶体中的化学键 没有被破坏.所以金属有口好的延 展性“自由电子”在运动时会与金厲离 子不断发生碰撞*从而引起两者能 呈的交换3. 金属键的强弱对金属物理性质的影响(1) 金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外 围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。
(2) 金属键对金属性质的影响① 金属键越强，金属熔、沸点越高。
② 金属键越强，金属硬度越大。
③ 金属键越强，金属越难失电子。
如 Na 的金属键强于K ，则Na 比K 难失 电子，金属性Na 比K 弱。
【温馨提醒】1•并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为- 38.9 C ;碱金属元素的熔点都较低，K-Na 合金在常温下为液态。
2. 合金的熔点低于其成分金属。
3. 金属晶体中有阳离子，无阴离子。
4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进 行比较金属晶体 ［基础初探］1•晶胞：反映晶体结构特征的基本重复单位 2. 金属晶体⑴概念:金属阳离子和自由电子之间通过金属键结合而形成的晶体叫金属 晶体。
杓理性K延展性 导电忤 导热性⑵构成微粒：金属阳离子和自由电子。
⑶微粒间的作用：金属键。
(4)常见堆积方式①平面内金属原子在平面上(二维空间)紧密放置，可有两种排列方式其中方式a称为非密置层，方式b称为密置层。
②三维空间内金属原子在三维空间按一定的规律堆积，有4种基本堆积方式3. ⑴定义一种金属与另一种或几种金属(或非金属)的融合体。
⑵性能① 合金的熔点比各成分金属都要低；② 合金比各成分金属具有更好的硬度、强度和机械加工性能晶胞中粒子数目的计算方法探究 ——均摊法1. 长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算［核心突破］1•晶胞的特点(1) 习惯采用的晶胞是平行六面体，其三条边的长度不一定相等，也不一定 互相垂直。
晶胞的形状和大小由具体晶体的结构所决定。
(2) 整个晶体就是晶胞按其周期性在三维空间重复排列而成。
每个晶胞上下 左右前后无隙并置地排列着与其一样的无数晶胞， 决定了晶胞的8个顶角、平行的面以及平行的棱完全相同。
2•晶胞粒子数计算的原则⑴对于平行六面体晶胞；每个晶胞的上、下、左、右、前、后共有六个与同为世个肘腕所具右.同为*牛晶劇祈曲桁*4同为g 个晶削所失TE 土粒子风于爆品驰* 一整亍粒子都Krii 晶胞1之共面的晶胞。
如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有n属于这个晶胞。
（2）非长方体（正方体）晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原1 子排成六边形，其顶点（1个碳原子）被三个六边形共有，则每个六边形占£【规律方法】晶胞的一般计算公式已知：晶体密度（p、）晶胞体积（V）、晶胞含有的组成个数（n）和N A的有关计pV-算公式：—N A = M如NaCI 晶体：^N A = 58.5。
4第二单兀离子键离子晶体离子键的形成［基础初探］1•形成过程离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，而阴、阳离子的核外电子之间，阴、阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。
当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最彳低状态。
2.定义阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
3.特征阴、阳离子电荷分布呈魁对称「离子键堂有啓方向性和饱阴、阳离子在空间各个方向上」和性的静电作用相同［核心突破］1•离子键(1)成键微粒：带正电荷的阳离子和带负电荷的阴离子。
(2)离子键的存在：离子晶体中。
(3)成键的本质：阴、阳离子之间的静电作用。
2.离子化合物的形成条件(1)活泼金属(指第I A和U A族的金属元素)与活泼的非金属元素(指第切A 和％A族的元素)之间形成的化合物。
(2)金属元素与酸根离子之间形成的化合物(酸根离子如硫酸根离子、硝酸根离子、碳酸根离子等)。
(3)铵根离子(NH：)和酸根离子之间，或铵根离子与非金属元素之间形成的盐。
【温馨提醒】1•离子晶体不一定都含有金属元素，如NH4CI。
2.离子晶体中除含离子键外，还可能含有其他化学键，如NaOH、Na2O2中均含有共价键。
3.金属元素与非金属元素构成的键不一定是离子键，如AICI3含有共价键。
4.熔化后能导电的化合物不一定是离子化合物，如金属等。
离子晶体［基础初探］1.概念：由阴、阳离子通过离子键结合成的晶体。
2.物理性质(1)离子晶体具有较高的熔、沸点，难挥发。
(2)离子晶体硬而脆，离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现了较强的硬度。
(3)离子晶体在固态时不导电，熔融状态或溶于水后能导电。
(4)大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非极性溶剂(如汽油、煤油)中。
3.晶格能(1) 定义：拆开1_moL离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸耳—的能量。
用符号U表示，单位为kJ mol^1。
(2) 彩响因素离子昕带电荷越多r—卜晶格育遨大离子半径越"一1_(3) 村晶休物理性质的影哨讐能*T离子晶体严点越渔越大越生丨硬度越主4.常见的两种结构类型5.影响离子晶体配位数的因素+r离子晶体中离子配位数的多少与阴、阳离子的半径比一有关。
r［合作探究］两种常见离子晶体的阴、阳离子的空间排列探究I.NaCI型(如图)(1)Na+和C「的配位数(一种离子周围紧邻的带相反电荷的离子数目)分别为多少?•Mr 0C|-【提示】6,6。
⑵NaCI晶胞包含的Na*和C「分别为多少?【提示】4,4。
(3)NaCI晶体中每个Na*周围等距离最近的Na*有几个?【提示】12。
(4)Na*周围的6个C「围成的几何构型是什么？【提示】正八面体。
2.CSCI型(如图)(1)Cs*和C「的配位数分别为多少？为什么与NaCI的离子配位数不同。
【提示】8,8; Cs*的半径比Na*的半径大，可吸引较多的CL。
⑵CsCI晶胞含有的Cs*和C「分别有几个？【提示】1,1。
(3)Cs*周围的8个C「构成的几何构型是什么？【提示】立方体。
⑷CsCI晶体中每个Cs*周围最近等距离的Cs*有几个？【提示】6。
［核心突破］1•离子晶体的性质(1)熔、沸点①离子晶体中，阴、阳离子间有强烈的相互作用(离子键)，要克服离子间的相互作用使物质熔化和沸腾，就需要较多的能量。
因此，离子晶体具有较高的熔、沸点和难挥发的性质。
②一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，如Al2O3>MgO, NaCI>CsCI等。
(2)硬度离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现出较高的硬度。
当晶体受到冲击力作用时，部分离子键发生断裂，导致晶体破碎。
(3)导电性离子晶体中，离子键较强，离子不能自由移动，即晶体中无自由移动离子，因此，离子晶体不导电。
当升高温度时，阴、阳离子获得足够能量克服离子间的相互作用，成为自由移动的离子，在外界电场作用下，离子定向移动而导电。
离子化合物溶于水时，阴、阳离子受到水分子作用变成了自由移动的离子(或水合离子)，在外界电场作用下，阴、阳离子定向移动而导电。
难溶于水的强电解质如BaSO4、CaCO3 等溶于水，由于浓度极小，故导电性极差，通常情况下，我们说它们的水溶液不导电。
(4)溶解性大多数离子晶体易溶于极性溶剂(如水)中，难溶于非极性溶剂(如苯、CCl4) 中。
当把离子晶体放在水中时，极性水分子对离子晶体中的离子产生吸引，使晶体中的离子克服离子间的相互作用而离开晶体，变成在水中自由移动的离子。
【注意】具有导电性的晶体不一定是离子晶体，如石墨为混合晶体；溶于水能导电的晶体也不一定是离子晶体，如HCl 、CO2。
2.离子晶体的判断方法(1)依据晶体微粒判断：由阴、阳离子构成的晶体，一定是离子晶体。
(2)依据物质类别判断：金属氧化物、强碱和大部分盐类，是离子晶体。
(3)依据导电性判断：离子晶体在固体状态下不导电，而熔融状态下可以导电。
(4)依据熔点判断：离子晶体熔点较高，常在数百至一千摄氏度。
(5)依据硬度和机械性能判断：离子晶体硬度较大，但较脆。
第三单元共价键原子晶体第1课时共价键［基础初探］教材整理共价键的形成与特征1•共价键的定义原子之间通过共用电子对形成的强烈的相互作用，叫做共价键。
共价键的成键微粒是原子。
2.共价键的形成过程（1）形成共价键的条件同种（电负性相同）或不同种非金属元素（电负性相差较小），且原子的最外层电子未达饱和状态,当它们的距离适当，引力和斥力达到平衡时，则原子间通过共用电子对形成共价键。
+ V V *H ' + €1 : ― HP :-（2）用电子式表示共价键的形成过程（以HCI为例）3.共价键的本质当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠,自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电子密度增加，体系的能量降低。
4.共价键的特征⑴饱和性成键过程中，每种元素的原子有几个未成对电子，通常就只能和几个自旋方向相反的电子形成共价键。
故在共价分子中，每个原子形成共价键的数目是一定的。
(2)方向性成键时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠成键，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会越多，体系的能量就下降越多，形成的共价键越牢固。
［核心突破］1•共价键的饱和性因为每个原子所能提供的未成对电子的数目是一定的，因此在共价键的形成过程中，一个原子中的一个未成对电子与另一个原子中的一个未成对电子配对成键后，一般来说就不能再与其他原子的未成对电子配对成键了，即每个原子所能形成共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，所以共价键具有饱和性。
2.共价键的方向性除s轨道是球形对称的外，其他的原子轨道在空间上都具有一定的分布特点。
在形成共价键时，原子轨道重叠的愈多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性。
共价键的分类［基础初探］1.C键和n键(1)分类依据：成键原子的原子轨道重叠方式。