人教版高中化学选修知识点总结第一章原子结构与性质
《原子结构》人教版高中化学ppt课件1
⑶、Be的第一电离能大于B，N的第一电 离能大于O，Mg的第一电离能大于Al， Zn的第一电离能大于Ga？
Be有价电子排布为2s2，是全充满结构， 比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、 比Be不稳定，因此失去第一个电子B比 Be容易，第一电离能小
人教版选修三 1.2《原子结构与元素的性质》(共31 张PPT)
第一章 原子结构与性质
第二节 《原子结构与元素
的性质》
一、原子结构与元素周期表
知识回顾：
1、回忆元素周期表的基本结构
2、什么叫周期？共有几个周期？每一周期的 元素原子结构有何共同特点？
3、什么叫族？共有几族？每一族的 元素原子结构有何共同特点？
科学探究：
根据核外电子构造原理，分析
1、每周期的元素种类有多少？为什么？
2）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所 能容纳的电子总数
周期 能级组 能级组内原子轨道 元素数目 电子最大容量
1
Ⅰ
1s
2
2
2
Ⅱ
2s 2p
8
8
3
Ⅲ
3s 3p
8
8
4
Ⅳ
4s 3d 4p
18
18
5
Ⅴ
5s 4d 5p
18
18
6
Ⅵ
6s 4f 5d 6p
32
32
7
Ⅶ 7s 5f 6d (未完) 23 (未完)
（3）元素的金属性与非金属性
金属性的具体表现： （1）与酸反应或与水反应 （2）最高价氧化物的水化物的碱性 （3）阳离子的氧化性 非金属性的具体表现： （1）与氢气的化合能力 （2）最高价氧化物的水化物的酸性 （3）气态氢化物的稳定性 （4）阴离子的还原性
高中化学选修三-物质结构与性质-全套课件
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
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
第一章原子结构与性质知识归纳二、知识归纳（一）原子结构1、电子在核外空间运动状态的描述--------电子云S电子云：球形，一个轨道P电子云：哑铃形，三个轨道（P x、P y、P z）2、能层、能级、轨道（1）能层①符号：K、L、M、N、O、P、Q②电子排布规律：各能层最多容纳2n2个电子；最外层电子数不能8个；( K层为最外层时不超过2个)；次外层不超过18个，倒数第三层不能超过32个。
（2）能级①符号：ns、np、nd、nf；各能级最多容纳电子数依次为：②电子填入各能级的顺序：遵循能量最低原理（即构造原理）（见书6页）1s→→6p（能量：低高）（3）轨道① s、p、d、f的轨道数目依次为：②电子填入轨道的规则：泡利原理和洪特规则泡利原理：每个轨道中最多只能容纳个电子，且自旋方向。
洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先轨道，且自旋方向 。
3、基态、激发态、光谱（1）基态原子：只要原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理、洪特规则，其能量处于 状态，这样的原子称为基态原子。
（2）激发态：基态原子的电子从 能级跃迁到 能级，得到的原子就是激发态原子。
4、核外电子排布的表示式----------有多种 （注意区别） （请以碳原子为例，填空）碳原子结构示意图： 碳原子电子排布式：碳原子简化的电子排布式：碳原子电子排布图（轨道表示式）： 碳原子（外围电子排布式）： 练习：(二)元素周期表1、周期周期序数 = 原子的电子层2、族主族．．序数=原子的最外层电子数=价电子数=最高正化合价副族、八族的列序数=价电子数（三）元素周期律核外电子排布，原子半径，元素化合价、元素的金属性和非金属性、第一电离能、电负性呈周期性变化1、第一电离能(1)定义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（2）规律一般来说，同周期，从左至右，第一电离能逐渐特殊：Be B，Mg Al，N O，P S同主族，从上至下，第一电离能逐渐2、电负性（1）定义电负性：描述不同元素的原子对键合电子的大小，电负性越大的原子则对键合电子的越（2）规律一般来说，同周期，从左至右，电负性逐渐同主族，从上至下，电负性逐渐三、旧知识复习1、粒子半径的变化规律同周期，从左至右，原子半径由大到小同主族，从上至下，原子半径由小到大2、比较粒子半径的方法-------三看法一看层数：（层数不同时）层多径大，如Na F, S2- Na+二看序数: (层数相同时) 序小径大, 如Na S, S2- Cl- K+ Ca2+三看电子数:(同种元素的粒子) 数大径大，如 Na Na+ Cl- Cl3、元素的化合价同周期的主族元素，ⅠA→ⅦA，最高正价依次从+1→+7，（一、二周期除外，O、F无正价）ⅣA→ⅦA，最低负价依次从-4→-1，原子结构与化合价关系：最高正价=原子的最外层电子数=主族序数∣最低负价∣+ 最高正价=8用相应化学式填写表格4、元素的金属性和非金属性（1）元素金属性强弱判断依据：①金属单质与水或者与酸反应置换出氢气越容易，则金属性越②金属元素最高价氧化物对应水化物碱性越强，则金属性越③金属单质的还原性越强，则金属性越④金属阳离子氧化性越弱，则金属性越其中③、④可通过金属单质之间的置换反应表现，如：Zn+CuSO4==Cu+ZnSO4，还原性：Zn>Cu或氧化性：Cu2+>Zn2+，可得出，金属性：Zn>Cu（2）元素非金属性强弱判断依据：①非金属单质与氢气反应越容易，生成氢化物就越稳定，则非金属性越②非金属元素最高价氧化物对应水化物（指最高价含氧酸．．．．．．）酸性越强，则非金属性越③非金属单质的氧化性越强，则非金属性越④非金属阴离子的还原性越弱，则非金属性越其中③、④可通过非金属单质之间的置换反应表现，如：Cl2 +Na2S==S↓ +2NaCl，氧化性： Cl2 >S或还原性：S2->Cl-，可得出，非金属性：Cl>S5、元素、核素、同位素的概念元素------具有相同质子数的一类原子的总称核素-----具有一定数目质子和一定数目中子的原子叫做核素。
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。
高中选修一化学知识点总结
高中选修一化学知识点总结一、物质的结构与性质1. 原子结构原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子聚集在原子核中，而电子绕原子核运动。
2. 元素周期表元素周期表是根据元素的原子序数和化学性质特点排列的一种表格。
元素周期表的构成主要是周期性和族性。
周期性是指元素周期表中水平方向的排布，族性是指元素周期表中垂直方向的排布。
3. 分子结构分子是由原子通过共价键结合在一起形成的结构。
根据原子之间的共价键数，分子可以分为单原子分子、双原子分子、多原子分子等。
4. 离子结构离子是由失去或获得电子而形成的具有电荷的原子或分子。
正离子是失去了电子的原子或分子，负离子是获得了电子的原子或分子。
5. 物质的性质物质的性质有物理性质和化学性质两种。
物理性质是指物质在不改变其化学组成的情况下所表现出来的性质，如颜色、硬度、密度等。
化学性质是指物质在发生化学变化时所表现出来的性质，如与其他物质发生反应、生成新物质等。
6. 物质的分类物质可以分为单质和化合物两类。
单质是由同一种元素组成的物质，如金属和非金属。
化合物是由两种或两种以上元素组成的物质，如水、二氧化碳等。
7. 分散系统分散系统是指由一种或多种物质分散在另一种物质之中的系统。
分散系统可以分为溶液、悬浮液和胶体。
二、化学反应及能量变化1. 化学反应类型化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应、双替反应和还原反应。
合成反应是指两种或两种以上物质结合成一种物质的反应，分解反应是指一种物质分解成两种或两种以上物质的反应，置换反应是指两种物质中的一种原子或原子团替换另一种物质中的原子或原子团的反应，双替反应是指两种或两种以上物质中的阳离子与其他阴离子互相交换位置的反应，还原反应是指金属与非金属化合物间发生的一种反应。
2. 化学方程式化学方程式是表示化学反应过程的简明符号。
化学方程式由反应物、生成物和化学反应条件组成。
化学方程式可以分为平衡方程式和不平衡方程式。
3. 热力学热力学是研究热量和能量转换的一门学科。
(完整版)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。
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。
构建·知识网络
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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
人教版高中化学高考总复习 第1讲 原子结构与性质
第1讲原子结构与性质考纲要求1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
考点一原子结构基础梳理·自我排查1.能层与能级(1)能层(n)在多电子原子中，核外电子的____是不同的，按照电子的____差异将其分成不同能层。
通常用__________表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。
(2)能级同一能层的电子的____也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用________等表示，同一能层里，各能级的能量按________的顺序升高，即__________。
2．原子轨道(1)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在________________的区域。
(2)能量关系①相同能层上原子轨道能量的高低：________________。
②形状相同的原子轨道能量的高低：________________。
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np x、np y、np z轨道的能量相等。
3．基态原子的核外电子排布原理(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。
下图为构造原理示意图，即基态原子核外电子原子轨道排布顺序图：(2)泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳____个电子，且自旋状态____。
如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
(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________占据一个轨道，且自旋状态相同。
如2p3的电子排布为，不能表示为。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在____(p6、d10、f14)、____(p3、d5、f7)和____(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为_______________________。
高中化学第一章知识点总结
高中化学第一章知识点总结1. 原子结构原子是构成物质的最小单位，由电子、质子和中子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。
质子带正电，中子无电荷，电子带负电。
2. 元素与原子量元素是由一种原子构成的物质，原子量是一个元素的相对质量。
元素的原子量约等于质子数加上中子数。
例如，氧元素的原子量为16，表示一个氧原子的相对质量为16。
3. 元素周期表元素周期表按照元素的原子序数排列，同一周期上的元素具有相似的化学性质，同一族的元素具有相似的反应性。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡金属元素。
4. 原子核与核外电子排布原子核包含质子和中子，核外电子以能级分布，每个壳层包含的电子数有一定规律。
第一主能级最多容纳2个电子，第二主能级最多容纳8个电子，第三主能级最多容纳18个电子。
5. 化学键与分子结构化学键是原子间的相互作用力，共价键是物质中最强的化学键，离子键和金属键也是常见的化学键。
分子是由原子通过化学键连接而成的结构。
6. 气体的性质气体是无定形无体积的物质，具有可压缩性和扩散性。
气体的压强与温度、体积呈一定关系，可以通过查找气体的状态方程计算。
7. 气体的摩尔体积气体的摩尔体积是指单位摩尔气体的体积，在标准状态下，1摩尔理想气体的体积为22.4升。
8. 气体的摩尔质量气体的摩尔质量是指单位摩尔气体的质量，通常以克为单位表示。
9. 溶液稀释与浓度溶液的浓度指单位溶液中溶质的质量或物质量浓度，可以通过溶质质量与溶剂质量的比值来表示。
10. 化学反应化学反应是指物质之间发生变化而形成新物质的过程，可以通过化学方程式描述。
反应物与生成物的摩尔比可以通过平衡方程式确定。
11. 氧化还原反应氧化还原反应是一类重要的化学反应，涉及物质的氧化和还原过程。
通过电子转移来描述氧化还原反应，氧化剂是接受电子的物质，还原剂是失去电子的物质。
12. 化学键的性质化学键的性质包括共价键、离子键、金属键等，不同类型的化学键具有不同的强度和特点。
人教版高中化学(2019)选择性必修2 第一章 原子结构与性质 教材分析 课件(共32张PPT)
对老师的教学要求 1 对学生的素养发展要求 3
2 评价（考试）要求
“物质结构与性质”模块内容对教师的要求
研读课程标准 整合教学资源 加强知识学习 提升自身素养
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
题干阅读量相对较小， 试题难度中等，虽有梯度，但入手容易 考点固定，总体平稳，呈适度创新的态势
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
晶体结构内容更注重考查学生在必备知识基础上知识的迁移应用能力
[2020年全国卷II第35题] 一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2+、I-和有机碱离子 CH3NH3+，其晶胞如图2(b)所示。其中Pb2+与图2(a)中____的空间位置相同。 若晶胞参数为a nm，则晶体密度为____g·cm-3(列出计算式)。
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
晶体结构内容更注重考查学生在必备知识基础上知识的迁移应用能力
[2020年全国卷Ⅰ第35题] LiFePO4的晶胞结构示意图如图1(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面 体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有 LiFePO4的单元数有____个。 电池充电时，LiFeO4脱出部分Li+，形成Li1-xFePO4，结构示意图如图1 (b)所 示，则x=____，n(Fe2+)∶n(Fe3+)=____。
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
分子结构内容更注重考查学生分析问题、解决问题及自主学习能力
[2019年全国卷Ⅲ第35题] FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸气状态下以双聚分子存在的FeCl3的结 构式为_______，其中Fe的配位数为_______．
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。
高中化学物质结构与性质期末复习资料(知识点总结)
第一章原子结构与性质.一、相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：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表示不同形态的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较困难.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）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:在等价轨道的全充溢（p6、d10、f14）、半充溢（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).驾驭能级交织图和1-36号元素的核外电子排布式.①依据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的依次。
②依据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组，由下而上表示七个能级组，其能量依次上升；在同一能级组内，从左到右能量依次上升。
基态原子核外电子的排布按能量由低到高的依次依次排布。
3.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须要的能量叫做第一电离能。
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改变:每隔肯定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性改变.(2).元素第一电离能的周期性改变.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性改变:同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有渐渐减小的趋势.说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。
人教版高中化学选择性必修2：(第一章原子结构与性质)本章总结【精品课件】
总结·专题提升
原子结构性质易混淆概念的比较
• 以硫原子为例，对比原子核外电子排布的几种
• 【解析】(1)S基态原子的价层电子排布式为 3s23p4，根据洪特规则和泡利不相容原理可知，S的 基态原子核外有2个未成对电子；依据能量最低原 理、洪特规则和泡利不相容原理，14号元素Si的基 态原子电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。
(5)X为N元素，Y为O元素，O元素基态原子的电子 排布式为1s22s22p4或[He]2s22p4。(6)Fe原子的价层电 子排布式为3d64s2,3d能级上有4个未成对电子，Fe3＋ 的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。
。该同学所画的轨道表示式违背了__________________。 (4)G 位于________族______区，价层电子排布为________________。
【答案】(1)
(2)3 哑铃 (3)泡利原理 (4)第
ⅦB d 3d54s2
• 【解析】A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为 第四周期元素，它们的原子序数依次增大。A元素的核 外电子数和电子层数相等，是宇宙中最丰富的元素，则 A为H元素；B元素原子核外p电子数比s电子数少1，B元 素原子核外有2个电子层，电子排布式为1s22s22p3，故B 为N元素；由C原子的第一至第四电离能数据可知，第 三电离能突增，故C处于第ⅡA族，原子序数大于N元素， 故C为Mg元素；
第一章 原子结构与性质
本章总结
人教版高中化学选择性必修第2册 第一章 原子结构与性质 第二节 原子结构与元素的性质,
⑥周期序数越大，该周期所含金属元素一般越多。
你认为正确的是( )
A．①⑥
B．①②③⑤⑥
C．①④⑥
D．②③⑤
题型诀
题型诀
变式练 1-2[山西太原五中 2021 高二月考]下列各组基态原子中，彼此化学性质一定相似的是( ) A．最外层都只有一个电子的 X、Y 原子 B．原子核外 L 层上有 8 个电子的 X 原子与 M 层上有 8 个电子的 Y 原子 C．2p 轨道上有 3 个未成对电子的 X 原子与 3p 轨道上有 3 个未成对电子的 Y 原子 D．原子核外电子排布式为 1s2 的 X 原子与原子核外电子排布式为 1s22s2 的 Y 原子
题型诀
题型1 原子结构与元素周期表 例 1[陕西长安一中 2021 高二月考]具有下列电子层结构的基态原子或离子，以下有关其对应的元素在 周期表中的位置说法正确的是( ) A．最外层电子排布为 1s2 的原子和最外层电子排布为 2s2 的原子，所对应的两元素一定在同一主族 B．3p 能级上有 1 个空轨道的原子和 4p 能级上有 1 个空轨道的原子，所对应的两元素一定在同一主族
题型诀
题型诀
题型2 核外电子排布与元素周期表的分区
例 2[河北唐山一中 2020 高二月考]在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价层电 子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分区，并以最后填入电子的能级符号作为该区的符 号，如图所示。
(1)在 s 区中，族序数最大、原子序数最小的元素，基态原子的价电子的电子云形状为________。 (2)在 d 区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为___________________________， 其中较稳定的是________(填离子符号)。 (3)在 ds 区中，族序数最大、原子序数最小的元素，基态原子的价层电子排布式为________________。 (4)在 p 区中，第二周期第ⅤA 族元素基态原子的价层电子排布图为________________。 (5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在________区中。
高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结构与性质)
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)：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。
3。
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。
（1）。
原子核外电子排布的周期性。
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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。
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。
(2)电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二.原子结构与元素周期表
1.原子的电子构型与周期的关系
↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑
↑ ↑
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。
每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。
He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。
但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
①分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。
如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。
即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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最低能量。
第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。
在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。
同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的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。
以氟的电负性为 4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。
电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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”的电负性在1.8左右。
它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②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。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
3.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。