(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
【精品】人教版高中化学选修3 物质的结构与性质
第讲物质的结构与性质知识必备一、原子的结构与性质1、能层与能级能层：电子层能级：s、p、d、f、g能级交错：1s2、核外电子排布遵循原理（1）能量最低原理（2）泡利不相容原理（3）洪特规则3、前36号元素原子的基态电子排布式和电子排布图。
4、元素周期表（1）结构（2）分区①根据元素的金属性和非金属性，分为金属元素区和非金属元素区②根据核外电子排布分为s、p、d、ds、f区5、元素基本性质与元素周期律①原子半径：同周期元素从左往右，半径减小；同主族从上往下，半径增大。
②化合价③金属性和非金属性：同周期从左往右，金属性减弱，非金属性增强；同主族从上往下，金属性增强，非金属性减弱。
6、电离能：元素的第一电离能是气态原子失去一个电子所需要的能量。
①电离能越小，越容易失去电子②电离能比较：非金属性越强，电离能越大【特别提醒】半满和全满时，电离能要偏高。
7、电负性：描述原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越大，对键合电子的吸引力越强。
①电负性越大，对电子对的吸引力越大②电负性比较：非金属性越强，电负性越大。
二、分子的结构与性质1、共价键（1）共价键的分类①按键的极性分为极性共价键和非极性共价键②按成建的形式可分为δ键和π键（2）共价键的参数：键长、键能、键角①成键原子的半径越小，键长越短，键能越大②键能越大，键越稳定2、物质的电子式（1）电子式的书写（2）判断共价物8电子稳定结构3、分子的结构（1）常见分子的构型（2）价层电子互斥模型预测分子的立体构型（3）分子的极性4、无机含氧酸分子的酸性规律：非羟基氧越多，酸性越强三、配合物1、配合物的形成2、配位数3、空间结构四、晶体1、晶体分类：离子晶体、金属晶体、分子晶体和原子晶体2、溶沸点的比较①不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体②同种类型晶体a离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
b分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
高中化学选修三第一章原子结构与性质讲义及习题含答案
第一章 原子构造及性质一.原子构造1、能级及能层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下图依次填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交织：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交织。
（PS ：构造原理并非4s 能级比3d 能级能量低，而是指这样依次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包容两个电子，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（能量一样）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向一样，这个规则叫洪特规则。
比方，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、半充溢或全充溢时，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 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充溢状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充溢状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6。
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说明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避开电子排布式书写过于繁琐，把内层电子到达稀有气体元素原子构造的局部以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(完整版)高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结二、复习要点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。
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。
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？
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。
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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。