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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。
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。
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。
化学选修三物质结构与性质知识重点总结化学选修三的内容主要涉及物质的结构与性质，包括原子结构、分子结构和晶体结构的相关知识。
下面将对这些重点知识进行总结，并探讨它们在化学领域中的应用。
一、原子结构原子是物质的基本单位，它包含有质子、中子和电子三种基本粒子。
质子带正电荷，是原子核的组成部分；中子没有电荷，与质子一起组成原子核；电子带负电荷，围绕原子核旋转。
原子的结构可以用质子数（即原子序数）和中子数来描述。
在原子结构方面，我们需要了解的重点知识包括：原子序数、质子数、中子数以及电子排布规则。
比如，氢的原子序数为1，它的原子核中只有一个质子，没有中子，电子的排布规则遵循来自于泡利不相容原理、安培右手定则和洪特规则。
原子结构的理解对于进一步研究分子结构和反应机理非常重要，它可以帮助我们预测化学性质和物理性质，从而指导实验操作和化学反应的发展。
二、分子结构分子是由两个或多个原子通过共享电子形成的稳定结构。
分子结构包括键长、键角和分子形状等方面的特征。
在研究分子结构时，我们需要了解以下几个重点知识。
1. 共价键共价键是由两个原子之间共享电子形成的。
共价键可以进一步划分为单键、双键和三键。
单键的键能较小，稳定性较弱，而双键和三键的键能更高，稳定性更强。
2. 极性键与非极性键极性键是由两个成键原子的电负性差引起的，它会导致电子在分子中不均匀分布，使分子具有极性。
非极性键是电负性相近的原子形成的，其电子分布均匀，使分子无极性。
3. 分子形状分子的形状决定了其性质和化学反应的方式。
常见的分子形状包括线性、三角形、四面体等。
分子形状的确定可以通过VSEPR理论来推导。
分子结构与化学性质密切相关，通过研究分子结构，我们可以预测分子的稳定性、反应性和物理性质。
三、晶体结构晶体是由具有规则排列的原子、分子或离子组成的固体。
晶体结构的确定对于研究物质的性质和特性非常重要。
以下是晶体结构的重点知识。
1. 晶体结构类型晶体结构可以分为离子晶体、共价晶体和金属晶体等类型。
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。
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（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。
）（2）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。
（3）、电子云与原子轨道①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。
②原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。
s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。
（2）、核外电子排布规律①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。
②泡利（不相容）原理：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），这个原理称为泡利原理。
③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，这个规则叫洪特规则。
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（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。
)（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容纳两个电子,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，这个规则叫洪特规则。
比如，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。
高二原子结构与性质知识点原子结构与性质是高二化学学科的重要内容之一，它涉及到原子的组成、结构以及性质等方面的知识。
下面将从原子的组成，原子结构和原子性质三个方面进行详细的讲解。
一、原子的组成在化学中，我们常常听到原子这个名词，那么什么是原子呢？原子是物质的基本单位，在化学中具有重要的地位。
原子由质子、中子和电子三种基本粒子组成。
1. 质子：质子是原子的基本正电荷粒子，它位于原子的核心，具有单位正电荷。
2. 中子：中子是原子的基本中性粒子，它同样位于原子的核心，不带电荷。
3. 电子：电子是原子的基本负电荷粒子，它以负电荷环绕在原子核外部的电子层中。
这样，原子的基本组成就是由质子、中子和电子三种粒子构成的。
二、原子结构原子结构是指原子内部的构造布局，它涉及到电子的排布和层次结构。
根据原子结构理论，原子由核和电子层构成。
原子核由质子和中子组成，质子和中子集中在原子核的中心。
而电子以不同能级的轨道围绕在原子核外部。
1. 能级：能级是指电子在原子结构中所具有的不同能量的分层结构。
在原子结构中，能级的层数不同，能级越靠近原子核，其能量越低，能级越远离原子核，其能量越高。
2. 电子轨道：电子轨道是指电子在原子内部所具有的固定路径。
根据原子结构理论，电子轨道可以分为四种类型：s轨道、p轨道、d轨道和f轨道。
其中s轨道最接近原子核，能级最低，p轨道次之，d轨道再次，f轨道最远离原子核，能级最高。
通过以上的原子结构分析，我们可以看出，原子的电子层数与元素的周期性质、元素化合价等性质有着密切关系。
三、原子性质原子的性质是指原子所具有的特征和行为。
原子性质主要包括物理性质与化学性质两个方面：1. 物理性质：物理性质是指原子在物理过程中所表现出来的性质。
例如，原子的质量、尺寸、稳定性等都属于物理性质。
原子的物理性质是通过一系列物理实验来确定的。
2. 化学性质：化学性质是指原子在化学反应过程中所表现出来的性质。
例如，原子的化学反应性、化学价、化学键等都属于化学性质。
第一章原子结构与性质课标要求1.认识原子核外电子的能级散布，能用电子排布式表示常有元素的（1~36 号）原子核外电子的排布。
认识原子核外电子的运动状态。
2.认识元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.认识原子核外电子在必定条件下会发生跃迁，认识其简单应用。
4.认识电负性的观点，知道元素的性质与电负性的关系。
重点精讲一.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结构原理：跟着核电荷数递加，大部分元素的电中性基态原子的电子按右图次序填入核外电子运动轨道（能级），叫做结构原理。
能级交织：由结构原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这类现象叫能级交织。
说明：结构原理其实不是说4s 能级比 3d 能级能量低（实质上4s 能级比 3d 能级能量高），而是指这样次序填补电子能够使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不可以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明，原子的电子排布按照结构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。
结构原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不限制于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不行能同时存在 4 个量子数完整同样的电子。
换言之，一个轨道里最多只好容纳两个电子，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一样轨道（能量同样）时，老是优先独自占有一个轨道，并且自旋方向相同，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 轨道填补的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳固的状态。
即p0、 d0、f0、 p3、 d5、 f7、p6、 d10、 f14 时，是较稳固状态。
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知识点总结复习要点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。
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。
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 。
一、原子结构的基本概念1. 原子：物质的基本单位，由原子核和核外电子组成。
2. 原子核：原子的中心部分，由质子和中子组成，带正电荷。
3. 质子：原子核中的带正电荷的粒子，决定元素的种类。
4. 中子：原子核中的不带电荷的粒子，对原子质量有影响。
5. 电子：原子核外的带负电荷的粒子，绕核运动，决定原子的化学性质。
二、原子核外电子排布1. 电子层：原子核外电子运动的区域，分为K、L、M、N等层。
2. 电子云：描述电子在原子核外空间分布的形象化模型。
3. 能级：电子在原子核外运动时具有的能量状态。
4. 电子排布原则：电子在原子核外按能量最低原则依次填充各个能级。
5. 泡利不相容原理：一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
6. 洪特规则：在等价轨道上，电子尽可能单独占据一个轨道，且自旋方向相同。
三、原子结构与元素周期表1. 元素周期表：根据元素的原子序数和化学性质排列的表格。
2. 周期：元素周期表中的横行，表示电子层数相同。
3. 族：元素周期表中的纵行，表示元素的最外层电子数相同。
4. 主族元素：周期表中1A至8A族的元素，最外层电子数等于族序数。
5. 副族元素：周期表中1B至8B族的元素，最外层电子数不等于族序数。
6. 稀有气体：周期表中0族的元素，最外层电子数为8（氦为2），化学性质稳定。
四、化学键与分子结构1. 化学键：相邻原子之间的强烈相互作用，分为离子键、共价键、金属键等。
2. 离子键：正负离子之间的静电作用，形成的化合物为离子化合物。
3. 共价键：原子间通过共享电子对形成的化学键，形成的化合物为共价化合物。
4. 金属键：金属原子间通过自由电子形成的化学键，形成的物质为金属晶体。
5. 分子结构：分子中原子之间的相对位置和化学键的排列。
6. 分子极性：分子中正负电荷中心不重合，产生偶极矩，导致分子具有极性。
五、原子结构与化学反应1. 化学反应：原子、分子或离子之间的相互作用，导致物质组成、结构和性质的变化。
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。
高中化学选修三知识点归纳一、原子结构。
1. 能层与能级。
- 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能层，能层用符号K、L、M、N、O、P、Q表示，能量依次升高。
- 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，如s、p、d、f等能级，各能级的能量顺序为ns < np < nd < nf（n为能层序数）。
2. 构造原理与电子排布式。
- 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顺序填入核外电子运动轨道，这个顺序被称为构造原理。
- 电子排布式：如铁（Fe）的电子排布式为1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2。
为了简化，还可以写成[Ar]3d^64s^2（其中[Ar]表示氩原子的核外电子排布结构）。
3. 基态与激发态、光谱。
- 基态原子：处于最低能量的原子。
- 激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
- 光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同频率的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
原子光谱是线状光谱，可用于元素的定性分析。
二、分子结构与性质。
1. 共价键。
- 共价键的类型。
- σ键：原子轨道以“头碰头”方式重叠形成的共价键，如H - H键，s - s 重叠；H - Cl键，s - p重叠等。
- π键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠形成的共价键，如N≡ N中，除了一个σ键外，还有两个π键。
- 共价键的参数。
- 键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
键能越大，化学键越稳定。
- 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。
键长越短，键能越大，共价键越稳定。
- 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
键角是描述分子立体结构的重要参数，如CO_2分子中键角为180^∘，为直线形分子；H_2O分子中键角为104.5^∘，为V形分子。
原子结构【学习目标】1、根据构造原理写出1~36号元素原子的电子排布式；2、了解核外电子的运动状态；3、掌握泡利原理、洪特规则。
【要点梳理】要点一、原子的诞生我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。
大爆炸后约2小时，诞生了大量的氢、少量的氦及极少量的锂。
其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的融合反应，分期分批地合成了其他元素。
（如图所示）要点二、能层与能级1．能层（1）含义：在含有多个电子的原子里，由于电子的能量各不相同，因此，它们运动的区域也不同。
通常能量最低的电子在离核最近的区域运动，而能量高的电子在离核较远的区域运动。
根据多电子原子核外电子的能量差异可将核外电子分成不同的能层（即电子层）。
如钠原子核外有11个电子，第一能层有2个电子，第二能层有8个电子，第三能层有1个电子。
要点诠释：电子层、次外层、最外层、最内层、内层在推断题中经常出现与层数有关的概念，理解这些概念是正确推断的关键。
为了研究方便，人们形象地把原子核外电子运动看成分层运动，在原子结构示意图中，按能量高低将核外电子分为不同的能层，并用符号K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的层，统称为电子层。
一个原子在基态时，电子所占据的电子层数等于该元素在周期表中所处的周期数。
倒数第一层，称为最外层；从外向内，倒数第二层称为次外层；最内层就是第一层（K层）；内层是除最外层外剩下电子层的统称。
以基态铁原子结构示意图为例：铁原子共有4个电子层，最外层(N层)只有2个电子，次外层（M层）共有14个电子，最内层（K层）有2个电子，内层共有24个电子。
2．能级（1）含义：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，这样同一能层就可分成不同的能级（也可称为电子亚层）。
能层与能级类似于楼层与阶梯之间的关系。
在每一个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（n代表能层）（3）能级数与能层序数的关系在任一能层，能级数=能层序数。
（4）能级与电子数的关系以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2倍，即2、6、10、14……说明①在任一个能层中，能级符号顺序为ns、np、nd、nf……（n代表能层），能量依次升高，即在第n层中，不同能级的能量大小顺序是E（ns）＜E（np）＜E（nd）＜E（nf）……②不同能层，能级符号相同，n越大，能量越高，如E（1s）＜E（2s）＜E（3s）＜E（4s）……要点三、构造原理1．构造原理从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，电子大多是按图1-1-2所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。
这个规律称为构造原理。
2．构造原理的应用构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。
将阿拉伯数字放在能级符号前表示能层数，将阿拉伯数字标在能级符号右上角表示该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。
如N：1s22s22p3，Mg：1s22s22p63s2。
说明①电子所排的能级顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……②图1-1-2中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。
各圆圈间连线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。
③构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从中可以看出，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。
要点诠释：关于原子的最外层、次外层电子数由于能级交错的原因，E（nd）＞E[（n+1）s]，当ns和np全充满时（共4个轨道，最多容纳8个电子），多余电子不是填入nd，而是首先形成新电子层，填人（n+1）s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8个。
同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个。
若最外层是第n层，次外层就是第（n－1）层。
由于E[(n －1)f]＞E[(n+1)s]＞E（np），在第（n+1）层出现前，次外层只有（n－1）s、（n－1）p、（n－1）d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。
例如，某原子最外层是第五层，次外层就是第四层，由于E（4f）＞E（6s）＞E（5p），在第六层出现之前，次外层（第四层）只有4s、4p和4d 轨道上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，也就是次外层电子数不超过18个。
要点四、能量最低原理、基态与激发态、光谱1．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。
即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。
2．基态与激发态原子（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）。
（3）基态原子、激发态原子相互转化与能量的关系：基态原子吸收能量激发态原子。
释放能量3．光谱（1）光谱光谱一词最早是由伟大的物理学家牛顿提出的。
不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放出不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱和发射光谱，这些光谱统称为原子光谱。
（2）光谱分析及其应用在现代化学中利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
在历史上，有许多种元素都是通过光谱分析来发现的，如在1859年德国科学家本生和基尔霍夫发明了光谱仪，摄取了当时已知元素的光谱图。
1861年德国科学家基尔霍夫利用光谱分析的方法发现了铷元素。
再如稀有气体氦的原意是“太阳元素”，是1868年分析太阳光谱时发现的，最初人们以为它只存在于太阳，后来才在地球上发现。
（3）基态、激发态与光谱的联系当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
例如，电子可以从l s跃迁到2s、6p……相反，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。
光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。
在日常生活中，我们看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火……都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。
要点五、电子云与原子轨道1．电子运动的特点：只能确定电子在原子核外空间各处出现的概率，而无法确定某个时刻处于原子核外空间何处。
2．电子云：由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
3．原子轨道（1）s电子的电子云轮廓图都是一个球形，p电子的电子云是哑铃状的。
量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为原子轨道。
（2）s电子的原子轨道都是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
p电子的原子轨道是哑铃形的，每个p能级有3个原子轨道，它们互相垂直，分别称为p x、p y、p z。
p电子的原子轨道的平均半径也随能层序数的增大而增大。
（3）ns能级有1个原子轨道，np能级有3个原子轨道，nd能级有5个原子轨道，nf能级有7个原子轨道，而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用一对方向相反的箭头“↑↓”来表示。
小结①能层序数n越大，原子轨道的半径越大。
②s能级只有一个原子轨道，且都是球形的。
③p能级有3个相互垂直的原子轨道，分别用p x、p y、p z表示。
在同一能层中p x、p y、p z的能量相同。
④不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，只是半径不同，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。
这是因为能层序数n越大，电子的能量越高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
如ls、2s、3s的形状均为球形，但原子轨道半径：1s＜2s＜3s。
要点六、泡利原理和洪特规则1．泡利原理在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自定状态相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。
电子自旋可以比喻成地球的自转，自旋只有两种方向：顺时针方向和逆时针方向。
2．电子排布图用方框表示原子轨道，用箭头表示电子（一个箭头表示一个电子），这种用来表达电子排布的新方式叫做电子排布图。
如锂的电子排布图：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，而且自旋状态相同。
注意等价轨道全充满、半充满或全空的状态一般比较稳定，也就是说，具有下列电子层结构的原子是比较稳定的。
全充满：p6、d10、f14，半充满：p3、d5、f7，全空：p0、d0、f0。
因此，铬和铜的基态原子的电子排布图如下：总之，基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。
用构造原理得到的电子排布给出了基态原子核外电子在能层和能级中的排布，而电子排布图还给出了电子在原子轨道中的排布。
要点七、描述核外电子排布的化学用语1．电子排布式（1）定义：用核外电子分布的原子轨道（能层）及各原子轨道（能级）上的电子数来表示电子排布的式子。
如1s22s22p4、1s22s22p63s23p1、1s22s22p63s23p64s2、1s22s22p63s23p63d64s2分别是O、Al、Ca、Fe原子的电子排布式。
（2）以铝原子为例，电子排布式中各符号、数字的意义为：（3）简化的电子排布式电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。
以稀有气体的元素符号外加方括号表示的部分称为“原子实”。
如钙的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，其简化的电子排布式可以表示为[Ar]4s2。
（4）外围电子排布式在原子的核外电子排布式中，省去“原子实”后剩下的部分称为外围电子排布式，也叫价电子排布。
如氯、铜的电子排布式分别为1s22s22p63s23p5、1s22s22p63s23p63d104s1，用“原子实”的形式分别表示为[Ne]3s23p5、[Ar]3d104s1，其外围电子排布式分别为3s23p5、3d104s1。
提示：①虽然电子排布是遵循构造原理的，但书写时应按照电子层的顺序排列。
如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不宜写作1s22s22p63s23p64s23d6。
②主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子。
过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子。
③元素周期表中呈现的电子排布是各元素原子的外围电子排布。
要点诠释：价电子、最外层电子、外围电子价电子指原子参加化学反应时形成化合价的电子；最外层电子指能量最高的电子层上的电子，对于主族元素，最外层电子数等于价电子数；对于副族元素，部分能量高的次外层电子参与成键，即次外层部分电子与最外层电子统称为外围电子，即价电子。
例如，铝：[Ne]3s23p1，最外层电子数和价电子数都是3。
2．电子排布图以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为：在电子排布图中也可以用圆圈表示一个原子轨道，如电子排布式和电子排布图反映的是基态原子即处于最低能量状态的原子的电子排布情况。
