化学选修三第一章知识点小结汇编

【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。

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。

高中化学选修三(人教版)知识要点第一章原子结构与性质第一节原子结构【知识点】开天辟地现代大爆炸宇宙学理论宇宙大爆炸之初，产生了氢、氦、锂三种元素；元素不断演变出新的元素，至今氢仍为88.6%，是宇宙中含量最高的元素。

氢与氦共占宇宙元素总量的99.7%。

【知识点】能层和能级一、能层：按电子能量差异，将核外电子分为不同能层。

说明：能层也就是我们常规意义上的电子层，用K、L、M…等表示。

二、能级：同一能层电子（会互相影响），能量不同；同一能层中的电子可以分为能级。

1、每一能层的能级都从s开始；依次为s，p，d，f；说明：①同一能层中能级的能量一次升高，E(ns)＜E(np)……；但是在不同的能层中这个规律不一定成立，比如E(3s)＞E(2p)；②不同能层的同一能级的能量从内到外依次升高，比如E(1s)＞E(2s)…；③同一能层中的同一能级的不同轨道的能量是相等的；④不同能层的能级的能量大小，可以根据构造原理进行比较。

2、每一层的能级数目就是能层序数；比如第一层只有1个s能级。

3、能层不同的各能级容纳电子数目为s －2，p－6，d－10，f－14。

各能级所能容纳的最多电子数和能层数目无关。

4、每一能层最多容纳电子数目为2n2。

【知识点】构造原理、电子排布式、电子排布图（上海称为“电子排布的轨道表示式”）一、构造原理电子排布并不是简单的按照能层能量的大小顺序进行排布。

而是按照一定的能级顺序，先填满低能量的能级再排满高能量的能级。

这个规三、原子轨道电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。

不同能级电子有不同的电子云轮廓图：s-球形；p-哑铃型。

说明：p电子轨道中的三个轨道是相互垂直的。

【知识点】自旋、泡利原理、洪特规则一、自旋自旋是电子除了空间运动状态之外的一种运动状态。

每个轨道可以容纳两个电子，常称之为电子对，一般用相反的两个箭头表示。

这两个的电子的运动状态是相反的，一个顺时针一个是逆时针。

二、泡利原理在一个原子轨道中，最多可以容纳2个电子，而且其自旋状态相反。

选修三第一章知识点小结一、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_______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、电子云：电子云表示的是原子核外电子的出现在核外某空间的___________，将其中_____的区域圈出来所绘制的图形为______________。

s能级的电子云轮廓图为_____形，_____方向性，因此各个能层的s能级均有____条轨道，最多能容纳_____个电子；p能级的电子云轮廓图为_____形，_____方向性，有___个空间取向，因此各个能层的p能级均有____条轨道，最多能容纳_____个电子；d能级的电子云轮廓图为_____形，_____方向性，有____个空间取向，因此各个能层的d能级均有____条轨道，最多能容纳_____个电子；f能级的电子云轮廓图有____个空间取向，因此各个能级的f能级均有____条轨道。

同一能层的同一能级中，几个轨道之间能量_______。

4、能级组：各一个能级组从____开始，按照________________________顺序排列，以____结束。

二、核外电子排布的规律：1、构造原理：原子核外的电子排布遵循能量最低原理，电子的排布先后顺序为：1s_______________________________________________________________。

2、泡利不相容原理和洪特规则：（1）____________：在一个原子轨道里，最多容纳_____个电子，且自旋______（2）____________：基态原子中的电子优先_______占据一个轨道，且自旋_______。

高中化学选修3知识点全部归纳（物质得结构与性质）▼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）得含义、1、电子云：用小黑点得疏密来描述电子在原子核外空间出现得机会大小所得得图形叫电子云图、离核越近，电子出现得机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现得机会小，电子云密度越小、电子层（能层）：根据电子得能量差异与主要运动区域得不同，核外电子分别处于不同得电子层、原子由里向外对应得电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q、原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层得原子核外电子，也可以在不同类型得原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状得轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道与f轨道较复杂、各轨道得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得原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子得排布、(1)、原子核外电子得运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)与自旋方向来进行描述、在含有多个核外电子得原子中，不存在运动状态完全相同得两个电子、(2)、原子核外电子排布原理、①、能量最低原理:电子先占据能量低得轨道，再依次进入能量高得轨道、②、泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同得电子、③、洪特规则:在能量相同得轨道上排布时，电子尽可能分占不同得轨道，且自旋状态相同、洪特规则得特例:在等价轨道得全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)得状态，具有较低得能量与较大得稳定性、如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1、(3)、掌握能级交错图与1-36号元素得核外电子排布式、①根据构造原理，基态原子核外电子得排布遵循图⑴箭头所示得顺序。

②根据构造原理，可以将各能级按能量得差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。

学习-----好资料高中化学选修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(亚层)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Cr [Ar]3d54s1、Cu [Ar]3d104s1. 2924(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。

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。

【高中化学】选修三知识点全归纳！第一章原子结构与性质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。

2、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.3、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。

4、原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)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。

5、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]3d 54s1、29Cu[Ar]3d 104s16、根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。

根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。

基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。

7、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变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，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，第一电离能有逐渐减小的趋势。

一、原子构造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，原子核的密度特别大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〕最外层电子数不高出8 个〔 K 层为最外层时不高出 2 个〕〔 4〕次外层电子数不高出18 个，倒数第三层不高出32 个二、能层与能级能量最低原理:原子的电子排布依据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相同的,按电子能量差异，可以将核外电子分成不相同的能层——电子层同一能层的电子，能量也可能不相同，还可以分成不相同能级能级数2.能级： s、 p、 d、 f ····1、 3、 5、 7、······的二倍。

以 s、 p、 d、 f ····排序的各能级可容纳的最多电子数依次为能级数 =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：22s22p63s23p63d54s124Cr：1s22s22p63s23p263d104s129Cu：1s离子电子排布式书写——先失去最外层电子与能量最低原那么没关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__第一单独占一个轨道__，而且自旋方向_相同 __。

〔洪特规那么〕4)、补充规那么：全充满〔 p6， d10，f 14〕和半充满〔 p3，d5， f7〕更牢固2.简化电子排布式15P:[Ne]3s 23p3〔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] 3d 104s13.外面电子(价电子 )价电子层：电子数在化学反响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：电子在原子核出门现的概率分布图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(牢固 )激发态原子 :基态原子的电子吸取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：不相同元素的原子发生跃迁时会吸取或释放不相同的能量，表现为光的形式获取各种元素的电子的吸取光谱或发射光谱可利用原子光谱上的特点谱线来判断元素，称为光谱解析。

完整版)化学选修三知识点总结化学选修三知识点总结第一章：原子结构与性质一、电子云、电子层、原子轨道的含义电子云是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。

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）是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（能级即亚层）是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、7.二、构造原理和能级交错图多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理可以用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。

原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)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。

原子核外电子排布原理包括能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。

能量最低原理是指电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道。

泡利不相容原理是指每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子。

洪特规则是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。

洪特规则的特例是在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p、d、f)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。

能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式可以用来掌握能级的分布和元素的核外电子排布顺序。

三、元素电离能和元素电负性第一电离能是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。

常用符号I1表示，单位为kJ/mol。

原子核外电子排布的周期性可以用元素周期表来表示。

元素电离能和元素电负性都具有周期性，具体可以参考元素周期表。