人教版高中化学选修3 物质结构与性质 第一章 第二节 原子结构与元素的性质(第1课时)
一、原子结构与元素周期表
写出原子的电子排布式：
碱金属 原子序 周 数 期 电子排 布式 简化电子 排布式 稀有气 体 简化电子排布 式
Li
Na
3
11
2
3
10Ne
18Ar
K
Rb Cs
19
37 55
4
5 6
36Kr
54Xe 86Rn
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5
原子结构与元素周期表
思考：每周期的规律：
碱金属 Li 原子序 数 3 周 期 2 电子排 布式 简化电子 排布式 [He] 2s1 稀有气 体
18个纵列； 相等【除零族元素He（1s2）外】
主族：价电子层为ns或ns np型，价电子为最外层 电子 副族：价电子层一般出现d、f原子轨道等
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原子结构与元素周期表
3. 周期表的区域划分：问题3
纵列数：
S区：2列（IA、IIA）
d区：8列（IIIB---VIII） P区：6列（IIIA---VIIA、0） ds区：2列（IB、IIB） f区：镧系、锕系
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素 周期序数 = 电子层数（能层数）
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原子结构与元素周期表
知识回顾：元素周期表的结构（由周期与族构成）
主族： ⅠA, ⅡA, ⅢA, ⅣA,ⅤA, ⅥA, ⅦA
共七个主族
副族： ⅠB, ⅡB, ⅢB, ⅣB,ⅤB, ⅥB, ⅦB 第VIII 族： 三个纵行(第8、9、10），位 （纵行） 于Ⅶ B 与ⅠB中间 零族： 稀有气体元素 主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数 元素周期表从左到右族顺序依次为：
原子结构与元素周期表
科学探究：六个问题
1. 横行：问题1 七个周期；
2，8，8，18，18，32种，不完全；
最外层的排布式的通式为ns1 ns2np6;
因为第一周期只有1s能级，电子排布式只能为1s2
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原子结构与元素周期表
2.纵列：问题2
每个纵列的价电子构型和 它们的族序数有什么联系？
结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布发生周 期性的变化。
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思考与探究
你能否根据原子结构与各周期中元素种数的 关系分析元素周期系周期发展规律？
周期 一 二 三 四 五 六 七 八
元素 数目 金属 元素 数目
2
0
8
2
8
3
18
14
18
15
32
30
26 32
？
？ 50
31
10Ne
电子排布式
Na K Rb Cs
11 19 37 55
3 4 5 6
[Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1
18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
每周期，电子排布最外层总是从1个到8个，元素从碱金属到稀有气体。
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原子结构与元素周期表
价电子层：外围电子排布
成周期系。 原子核外电子排布 (2)原因：___________________ 的周期性重复。
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原子结构与元素周期表
一、原子结构与元素周期表 (二)原子的电子排布与周期的划分
(1)观察周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素 碱金属 (除第一周期外)是 ________, 最外层电子排布 为______, __________, ns1 每一周期的最后一种元素都是稀有气体 这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是 ns2np6 __________. (2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中 能层数 元素的______.
4、同族过渡元素的价电子层有何规律？ 价电子层上的电子总数相等 5、零族元素的价电子层有何规律？ 除氦外，其它相同
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原子结构与元素周期表
(三)原子的电子排布与族的划分
在周期中有18个纵列,除零族元素中He（1s2）与 其它稀有气体ns2np6不同外，一般说来，其它每 个族序数和价电子数是一般相等的。
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原子结构与元素周期表
结论
随着原子序数的增加，元素原子的外围 电子层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 子层排布重复出现从ns1 到 ns2np6 的周期 性变化。 最外层电子数：从1到8 元素周期系的形成是由于元素的原子 核外电子的排布发生周期性的重复。
原子结构与元素周期表
2、p区：
含ⅢA至ⅦA及零族共六族六列； 价电子层为ns2 np1-6(n≥2) ,
特点： ①价电子总数=主族序数（零族除外）
②以非金属元素为主
注意：He在p区，但它无p电子
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原子结构与元素周期表
3、d区：
含ⅢB至ⅦB和Ⅷ族共六族八列 （镧系和锕系属f区）； 价电子层为(n-1)d1-9ns1-2
短周期
第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
第4周期(K--Kr)：18 种元素
周期
长周期
第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
（横行）
第6周期(Cs--Rn)：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期第7周期：26种元素 (应32种)
新课标人教版高中化学课件系列
选修3 物质结构与性质 第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质 第1课时
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原子结构与元素周期表
【教学目标】 认识原子结构与元素周期系的关 系，了解周期系的应用价值。
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原子结构与元素周期表
知识回顾：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
主族元素：主族序数=原子的最外层电子数 =价电子数 副族元素：副族序数（大多数） =（n-1)d+ns的电子数 =价电子数
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原子结构与元素周期表
课堂练习
1、已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的 价电子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。
其排布式为[Ar]3d54s2，
___________________________
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族
共七个副族
ⅠA , ⅡA , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB，第VIII 族； ⅠB , ⅡB , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA，零族
___________________________
4
原子结构与元素周期表
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原子结构与元素周期表
归纳：
（ 3）、随着核电荷数的递增，电子在能级里的填 充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调 的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随 着周期序号的递增渐渐增多。因而，我们可以把元 素周期系的周期发展形象的比喻成螺壳上的螺旋。
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碱金属 Li 原子序 数 3 周 期 2 电子排 布式 价电子排 布 2s1 稀有气 体
10Ne
价电子排布 2s22p6
Na K Rb Cs
11 19 37 55
3 4 5 6
3s1 4s1 5s1 6s1
18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6
每周期，电子排布最外层总是从1个到8个，元素从碱金属到稀有气体。
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原子结构与元素周期表
（四）元素周期表的分区
1、s区： 含ⅠA与ⅡA共两族两列；价
电子层为ns1或2(n≥1)
特点： 价电子数=主族序数=最外层电子数 注意：①并不是所有价电子层为ns1或2的元素
都在S区， He除外（它在p区）
②除H外，都是金属元素
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原子结构与元素周期表
4、ds区： 含ⅠB与ⅡB共两族两列； 价电子层为 (n-1)d10ns1或2
特点： ①价电子总数=所在的列序数
②均为金属元素；且d轨道电子全 充满，一般不参与化学键的形成。
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原子结构与元素周期表
5、f区： 包括镧系与锕系； 价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
IIIA→0 IIIB→ VIII 外围电 ns1-2 ns2np1-6 (n-1)d1-10 子排布 ns1-2 元素性 金属元 非金属 金属元素 质特点 素 元素
金属元素
d、ds、f 区全是金属元素，非金属元素主要集中 P 区。 主族主要含 s、p 区，副族（过渡元素）主要含 d、ds 区。
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特点：
①均为金属元素；
②价电子总数=副族序数;
若价电子总数为8、9、10，则为Ⅷ族。
1-9ns1-2
注意：有元素在d区但并不符合(n-1)d
规则，
如：46Pd 4d10。 说明： 核外电子的排布规律只是经验总结，并不是 所有元素都一定符合。
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原子结构与元素周期表
3、d区：
含ⅢB至ⅦB和Ⅷ族共六族八列 (镧系和锕系属f区)； 价电子层为(n-1)d1-9ns1-2
特点：
①均为金属元素；
②价电子总数=副族序数;
若价电子总数为8、9、10，则为Ⅷ族。
高中化学《《选修3物质结构与性质》》教材
高中化学 <<选修3物质结构与性质>>教材分析
物质结构理论是现代化学的重要组成部分，也是医学、生命科学，材料科学、环境科学、能源科学、信息科学的重要基础。
它揭示了物质构成的奥秘。
物质结构与性质的关系，有助于人们理解物质变化的本质，预测物质的性质，为分子设计提供科学依据
在本课程模块中，我们将从原子、分子水平上认识物质构成的规律，以微粒之间不同的作用力为线索，侧重研究不同类型物质的有关性质，帮助高中学生进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力。
一、模块的功能
高中化学选修3是在在必修课程基础上为满足学生的不同需要而设置的。
我省理工方向的学生必须选修本模块，它是学业水平考试和高考的内容。
本模块选修课程旨在让学生了解人类探索物质结构的重要意义和基本方法，研究物质构成的奥秘，认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
二、模块的课程目标
通过本课程模块的学习，学生应主要在以下几个方面得到发展：
1．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
2．进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系；
3．能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质；
4．在理论分析和实验探究过程中学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
三、模块的内容标准及学习要求
学习要求分为基本要求和发展要求：
基本要求：全体学生应在本节学习时掌握。
发展要求：有条件的学生可在选修3结束时掌握。
节。
高三化学回归教材人教版选修3《物质结构与性质》
回归教材之《物质结构与性质》（人教版+苏教版）第一章：原子结构与性质P1 人类对原子结构的认识发展过程。
P4 能层即电子层。
分别用K、L、M、N、O、P、Q表示。
每一个能层分为不同的能级，能级符号用s、p、d、f表示，分别对应1、3、5、7个轨道。
能级数=能层序数。
P7 基态与激发态。
焰色反应是原子核外电子从激发态回到基态释放能量。
能量以焰色的形式释放出来。
P10 不同能层相同能级的电子层形状相同。
ns呈球形，np呈哑铃形。
P14 元素周期表的结构。
周期（一、二、三短周期，四、五、六长周期，七不完全周期）和族（主族、副族、Ⅷ族、0零族）。
分区（s、p、d、ds、f）。
P20 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性质有些相似，被称为“对角线规则”。
Li、Mg在空气中燃烧的产物为LiO、MgO，铍与铝的氢氧化物Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物,硼与硅的最高价氧化物对应水化物的化学式分别为HBO2、H2SiO3都是弱酸。
是因为这些元素的电负性相近。
第二章：分子结构与性质P32 等电子体原理：原子总数相同，价电子数相同，等电子体有相似的化学键特征和空间构型。
常见的等电子体有：N2和CO；N2O和CO2；SO2、O3和NO2-；SO3和NO3-；NH3和H3O+；CH4和NH4+。
P36 仔细观察资料卡片的彩图。
P39最上方表格。
区别形和型，VSEPR模型和分子或离子的立体构型，价层电子对数和σ键数、孤电子对数。
如SO2分子的空间构型为V形，VSEPR模型为平面三角形，价层电子对数为3，σ键数为2、孤电子对为1。
配合物理论简介。
P41 实验2-1含Cu2+的水溶液呈天蓝色，是因为四水合铜离子[Cu(H2O)4]2+，该离子中，Cu2+和H2O分子之间的化学键叫配位键，是由H2O中的氧原子提供孤电子对，Cu2+接受H2O提供的孤电子对形成的。
P42实验2-2向含有硫酸铜溶液的试管里加入氨水，形成蓝色沉淀[Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓]。
人教版高中化学选修3-物质结构与性质--第二节-原子结构与元素的性质(第2课时)省公开课获奖课件说课
选修3 物质构造与性质 第一章 原子构造与性质 第二节 原子构造与元素旳性质 第2课时
2024/10/5
1
元素周期律
【教学目旳】
能说出元素电离能、电负性旳涵义， 能应用元素旳电离能阐明元素旳某些 性质。
2024/10/5
2
元素周期律
二、元素周期律
1．定义
元素旳性质随（ 核电荷数 ）旳递增发生周
3、已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能
× 量，则其第一电离能为650KJ/mol。 × 4、Ge旳电负性为1.8，则其是经典旳非金属
5、气态O原子旳电子排布为：
× 6、 半径：K+>Cl-
×
√ 7、酸性 HClO4>H2SO4 ，碱性：NaOH > Mg(OH)2
8、第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周
D.钾旳第一电离能比镁旳第一电离能大.
K〈Na〈Mg
2024/10/5
16
元素周期律
2、在下面旳电子构造中,第一电离能最小旳
原子可能是 ( C )
A.ns2np3
B.ns2np5
C.ns2np4
D.ns2np6
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17
元素周期律
（三）电负性（阅读课本Ｐ18）
1、基本概念
化学键：元素相互化合，相邻旳原子之间产生旳 强烈旳化学作用力，形象地叫做化学键。
（第ⅡA元素和第ⅤA元素旳反常现象怎样解释？） ⅤA半充斥、 ⅡA全充斥构造
2）同主族旳元素自上而下第一电离能逐渐降低。
2024/10/5
12
元素周期律
3、电离能旳意义：
高中化学选修3教案：第一章第二节原子结构与元素的性质
第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节教学内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。
总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。
根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。
二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。
2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。
3、电负性及其意义。
三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。
四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。
在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。
高中化学选修3《物质结构和性质》第一单元第二节《原子结构与元素的性质》课件
二、元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化——元素周期律
1、原子半径（r）
（1）共价半径rc：单质分子中，共价 单键结合的两原子核间距离的一半 （2）van der Waals半径rv：单质分子 晶体中相邻分子间两个非键合原子核 间距离的一半 （3）金属半径是指金属单质的晶体 中相邻两个原子核间距离的一半
同理
例如：
E+ (g) - e- E 2+ (g)
I2
Li(g) e Li (g)
2 3
I1 520.2kJ mol
1
Li (g) e Li2 (g)
I 2 7298 .1kJ mol1
1
Li (g) e Li (g) I3 11815 kJ mol
S区
p区 d区
ⅠA、ⅡA
ns1-2 ns2np1-6
ⅢA～ⅦA和零族
ⅢB～ⅦB和Ⅷ族 （n-1）d1-9ns1-2
ds区 ⅠB、ⅡB
（n-1）d10ns1-2
f区 镧系和锕系（n-2）f0-14（n-1）d0-2ns2
4、过渡元素
①全部副族元素都称为过渡元素。包括d区、ds 区和f区的元素。其中镧系和锕系元素称为内过 渡元素 ②过渡元素原子的最外层电子数较少，除钯外都 只有1~2个电子，所以它们都是金属元素。 ③它们的(n-1)d轨道未充满或刚充满，或f轨道也未充 满，所以在化合物中常有多种氧化值，性质与主族元 素 有较大的差别。
IA 1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIA
2
3 4 5 6 7 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB
原子结构与元素与的性质
（二）电离能（阅读课本Ｐ18） 电离能（阅读课本Ｐ18） 1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态电中性基态原子失去一个电子转化为 电中性基态原子失去一个电子 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 第一电离能 气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。 用符号Ｉ 表示，单位： 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Ｉ 要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
高中《化学》新人教版 选修3系列课件
物质结构与性质
1.2《原子结构与元素 的性质》
教学目标
1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、 元素数目等之间的关系 2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周 期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的 规律 4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构 和位置间的关系 5、掌握原子半径的变化规律 6、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离 能说明元素的某些性质
学与问： 学与问：
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系？ 碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么关系
第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 碱金属元素的 第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
2.为什么原子逐级电离能越来越大？ 2.为什么原子逐级电离能越来越大？这些数据跟 为什么原子逐级电离能越来越大 铝的化合价有何关系？ 钠、镁、铝的化合价有何关系？ 因为首先失去的电子是能量最高的电子，故第 因为首先失去的电子是能量最高的电子， 一电离能较小， 一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低 的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 的电子，所需要的能量多；同时失去电子后， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强， 阳离子所带的正电荷对电子的引力更强，从而 电离能越来越大。 电离能越来越大。
人教版高中化学选修3课件-原子结构与元素周期表
知识点二 元素周期表的分区
1．根据原子的外层电子结构特征分区 (1)周期表中的元素可根据原子的外层电子结构特征划分为 如下图所示的 5 个区。
①s 区元素：最外层只有 1～2 个 s 电子，价电子分布在 s 轨道上，价电子构型为 ns1～2，包括ⅠA 族、ⅡA 族的所有元素。
②p 区元素：最外层除有两个 s 电子外，还有 1～6 个 p 电 子(He 无 p 电子)，价电子构型为 ns2np1～6，包括ⅢA→ⅦA 族和 零族的所有元素。
a.元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能 级分区，如 s 区元素的原子的核外电子最后排布在 ns 能级上，d 区、ds 区元素的原子核外电子最后排布在n－1d 能级上。
b.s 区、p 区均为主族元素包括稀有气体，且除 H 外，非 金属元素均位于 p 区。
c.应根据外围电子排布判断元素的分区，不能根据最外层电 子排布判断元素的分区。p 区中，He 的外围电子排布1s2较特 殊。
第一章
原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第一课时 原子结构与元素周期表
[学习目标] 1.通过碱金属和稀有气体的元素核外电子排布 对比进一步认识电子排布和价电子层的含义。
2．通过元素周期表认识周期表中各区、各周期、各族元素 原子核外电子的排布规律。
3．通过“螺壳上的螺旋”体会周期表中各区、各周期、各 族元素的原子结构和位置间的关系。
①原子序数－稀有气体原子序数(相近且小)＝元素所在的 纵行数。第 1、2 纵行为ⅠA、ⅡA 族，第 3～7 纵行为ⅢB～ⅦB 族，第 8～10 纵行为Ⅷ族，第 11、12 纵行为ⅠB、ⅡB 族，第 13～17 纵行为ⅢA～ⅦA 族，第 18 纵行为 0 族。而该元素的周 期数＝稀有气体元素的周期数＋1。
(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。
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。
【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。