(完整word版)化学选修三第一章知识点
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
【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【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.了解原子核外电子价层的能级分布，能用电子排布式表示有用元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解知晓原子核外电子的运动状态。
2.了解新元素电离能的含义，并能用来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，知道元素的性质与矛盾电负性的关系。
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：随着核电荷位数递增，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电子技术的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处近地点的能量之和。
（2）能量最低原理现代固体结构理论证实，原子的电子排布使构造原理能遵循整个原子的能量处于最低竞技状态，旧称能量最低原理。
构造原理和能量最高值原理是从整体角度是从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：基态多电子原子中会，不可能同时存在4个量纲完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只多只能容纳两个电子信息，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为薛丁格（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在转轴某一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据囊括一个轨道，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，原子一直处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
高中化学选修3第1章
一、原子结构与性质
1、基础知识梳理
一、原子结构
1．能层与能级
2.构造原理
随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布将遵循1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s. 不同能级中的电子排布顺序一般为：
3．核外电子排布遵循的三个原理
(1)能量最低原理：原子的电子排布遵循的构造原理使整个原子的能量处于就最低状态。
(2)泡利不相容原理：在任何一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子，这就是泡利不相容原理。
1个原子轨道最多只容纳2个自旋状态不同的电子。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占据不同的轨道，而且自旋方向相同，又称最多轨道原理。
特别的，当同一上的电子抱有成见为全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。
如24Cr(3d54s1)、29Cu(3d104s1)
4．基态与激发态、光谱
(1)基态与激发态：处于最低能量的原子叫基态原子；当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级而变成激发态原子。
(2)光谱：把原子吸收或释放的光的能量分布记录下来，即为光谱。
5．电子云和原子轨道
(1)电子云：描述电子在原子核外运动的概率分布图。
电子云密度大的说明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；电子云密度小的则说明机会小。
(2)原子轨道：表达电子在空间里经常出现的电子云区域，即电子云的轮廓图。
(3)原子轨道的形状：s能级的原子轨道是球形，p能级的原子轨道是纺缍形的。
(4)各能级的原子轨道数
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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。
(完整word版)化学选修三第一章归纳总结和练习题
选修3 第一章原子结构与性质知识梳理一.核外电子排布：1、能层：原子核外电子按______大小______排布，从内到外分为____、____、____、____、____、____、____七层，能量依次_____。
各能层所能容纳的电子个数为______。
2、能级：各能层电子的能量_______（填“相同”或“不相同”），不同能量的电子分别排布在____、____、____、____能级上，各能层的能级个数与__________相等，各能级上所能容纳的电子数分别为_____、____、____、____。
3、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，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。
原子轨道轨道形状轨道个数spdf4.能层、能级、原子轨道及其最多容纳电子数的关系能层n一二三四五…n 符号K ……能级1s ………原子轨道1 ………最多容纳电子数2 2•能级数=能层序数•S、p、d、f能级分别有1、3、5、7个原子轨道，最多容纳电子数分别是2、6、10、14 •各能层(n)原子轨道数目=•各能层(n)最多容纳的电子数=5、原子轨道能量高低规律●同能层：ns np nd nf●形状相同的原子轨道：1s 2s 3s 4s, 2p 3p 4p 5p●同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道：2p x=2p y=2p z练习.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)2s______3s (2) 2s______3d (3)3p______3s(4) 4f______6f (5) 3d______4s二．核外电子排布的规律：1核外电子排布遵守原理，原理和原理。
（1）.能量最低原理：内容：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。
构造原理电子的排布先后顺序为：1s_______________________________________________________________。
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。
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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。
高中化学选修3第一章总结
③ 同一原子的逐级电离能依次__增___大______；
④同一原子的电离能出现剧烈变化时说明_易__形__成__+_n_价__离__子。而不 易形成+（n+1）离子
4..电负性：
①概念：电负性是用来描述不同元素的原子对键__合__电__子_____的 _吸__引__力的大小，电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越 _大_____。
②变化规律： A．同一周期的电负性从左到右_逐__渐__变__大_________；
B．同一主族的电负性从上到下_逐__渐__变__小_________；
质 元素周期律 电离能 、电负性
一.核外电子排布：
1、 能层：原子核外电子按能量大小分层排布，从内到 外分别为K、L、M、N、O、P、Q七层，能量依次
增___大__。各能层所能容纳的电子个数为 2n2 (n为
能层序数)。
2、 能级：各能层电子的能量_不__相___同_（填“相同”或
“不相同”），不同能量的电子按能量高低分别排布 在s、p、d、f能级上，各能层的能级个数与
f区：锕系和镧系
ds区：_____I_B__、__I_I_B________________
以上5个区中，全部为金属元素的区是
___________d_、__d_s_、__f_______________
四.元素周期律
1. 同周期元素的主要化合价： 最高正价：+1递增到+7（氟、氧例外） 最低负价：-4递增到-1（金属除外） 最高正价+|负价|=8
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随着原子序数（核电荷数)的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 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性呈周期性变化元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期(一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA~ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行) ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个）③、Ⅷ族(8、9、10纵行）④、零族（稀有气体）①、核电荷数,电子层结构，最外层电子数②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大.判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小.最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na 〉Mg>Al 〉Si>P>S 〉Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
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一、原子结构
1.原子的组成:原子核、核外电子
2.原子的特点：
原子不显电性，体积小，质量小，质量主要集中在原子核上，原子核的密度非常大
3.核外电子排布规律
（1）能量最低原理
（2）每一层最多容纳电子数：2n2个
（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个）
（4）次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个
二、能层与能级
能量最低原理:原子的电子排布遵循能使整个原子的能量处于最低状态
基态原子:处于最低能量的原子
1.能层:核外电子的能量是不同的,按电子能量差异，可以将核外电子分成不同的能层——电子层
同一能层的电子，能量也可能不同，还可以分成不同能级能级数
2.能级：s、p、d、f ····
以s、p、d、f ····排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7、······的二倍。
能级数=能层序数(n)
三、构造原理
1.电子排布式
Na：1s22s22p63s1
试书写N、Cl、K、26Fe原子的核外电子排布式
注意：
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
24
Cu：1s22s22p63s23p263d104s1
29
离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原则无关
1)、能量最低原理
2）、每个原子轨道上最多能容纳__2__个电子，且自旋方向__相反____（泡利不相容原理）
3）、当电子排布在同一能级时，总是__首先单独占一个轨道__，而且自旋方向_相同__。
（洪特规则）4)、补充规则：全充满（p6，d10，f14）和半充满（p3，d5，f7）更稳定
2.简化电子排布式
15P:[Ne]3s23p3（表示内层电子与Ne相同。
与上层稀有气体的核外电子排布相同）
29Cu:[Ar] 3d104s1
3.外围电子(价电子)
价电子层：电子数在化学反应中可发生变化的能级
主族元素的性质由最外层电子决定
过渡元素的性质由最外层电子和次外层电子决定
四、电子云与原子轨道
1、电子云：电子在原子核外出现的概率分布图
2.原子轨道：s、p、d、f电子轨道形状
3.原子的电子排布图
练习C N O 的电子排布图
五、能量最低原理、基态与激发态、光谱
基态原子:处于最低能量的原子(稳定)
激发态原子:基态原子的电子吸收能量后电子会跃迁到较高的能级,变为激发态原子
原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的能量，表现为光的形式得到各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱可利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
六、原子结构与元素周期表
周期数=电子层数
主族序数=外围电子数=最外层电子数
大多数副族序数=外围电子数=（n-1)d+ns的电子数
区的划分
除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号
s区元素：结构特点：ns1和ns2
包括ⅠA族和ⅡA族除氢外均为金属
P区元素：结构特点：ns2np1-6
包括ⅢA族-ⅦA族和0族绝大多数为非金属
d区元素：结构特点：（n-1）d1-9ns1-2
包括ⅢB族-ⅦB族和第Ⅷ族全部是金属
ds区元素：结构特点：（n-1）d10ns1-2
包括ⅠB族和ⅡB族全部是金属
f区元素：包括镧系和锕系
d区、ds区和f区元素称过渡元素
练习1．下列元素是主族元素还是副族元素？第几周期？第几族？
（1）1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
（2）[Ar]3d10 4s1
2．由下列元素在周期表中的位置，给出其原子的价电子层构型
（3）第四周期第ⅥB族（4）第六周期第ⅡA族
七、元素的性质
1、主要化合价：最高正价=最外层电子数=主族序数
负化合价= 最外层电子数–8
2、元素的金属性、非金属性：金属性左下；非金属性右上
3、原子半径：层数、质子数
4、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叫做第一电离能。
用符号I1表示.
衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；反之越难
同周期从左往右越来越大（二五族反常），同主族从上往下越来越小
5、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。
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
同周期从左往右越来越大，同主族从上往下越来越小
电负性越大,元素的非金属性越强,电负性越小,元素的非金属性越弱,金属性越强
一般：非金属＞1.8 金属＜1.8 类金属≈1.8
电负性相差很大的元素化合通常形成离子键,电负性相差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键。
成键元素原子的电负性差＞1.7，离子键成键元素原子的电负性差＜1.7，共价键。