高中化学选修3_物质结构与性质完美总结

高中化学物质结构与性质知识点总结化学是一门研究物质结构和性质的科学，而高中化学课程中的物质结构与性质知识点是学生们学习的重点内容之一。

本文将对高中化学中物质结构与性质的知识点进行总结，希望能够帮助学生们更好地理解和掌握这一部分内容。

首先，我们来谈谈物质的结构。

物质的结构是指物质内部原子、分子的排列方式和相互作用。

在高中化学中，我们主要学习了原子的结构和分子的结构。

原子是构成物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。

质子和中子位于原子核中，而电子则围绕原子核运动。

而分子则是由原子通过化学键结合而成的，分子的结构决定了物质的性质。

其次，我们需要了解物质的性质。

物质的性质是指物质在一定条件下所表现出来的特征。

高中化学中，我们学习了物质的物理性质和化学性质。

物质的物理性质包括颜色、形状、硬度、密度、熔点、沸点等，这些性质可以通过观察和测量来确定。

而物质的化学性质则包括物质的化学反应性、稳定性、易燃性等，这些性质需要通过化学实验和反应来确定。

接着，我们来探讨物质结构与性质之间的关系。

物质的结构决定了物质的性质。

例如，分子的结构决定了分子之间的相互作用力，进而影响了物质的物理性质，比如熔点、沸点等。

而原子的结构也会影响物质的化学性质，比如原子的化学键类型决定了物质的化学反应性。

因此，通过对物质结构的了解，我们可以预测和解释物质的性质。

最后，我们需要注意的是，物质结构与性质的知识点是相互联系的，需要我们综合运用。

在学习过程中，我们不仅要了解每个知识点的具体内容，还要学会将它们联系起来，形成一个完整的知识体系。

只有这样，我们才能更好地理解和应用化学知识。

总的来说，高中化学中的物质结构与性质知识点是非常重要的，它们不仅是化学学习的基础，也是我们理解和应用化学知识的关键。

希望本文的总结能够帮助学生们更好地掌握这一部分内容，为他们的学习和理解提供帮助。

高中化学《选修三物质结构与性质》知识归纳选修三《物质结构与性质》是高中化学课程中的一本重要教材。

本书主要介绍了物质的结构与性质的关系，以及有机化合物、配位化学、无机材料等内容。

下面是关于该教材的知识归纳。

第一章物质的结构和性质1.物质的微观结构：原子、离子和分子是物质的微观结构。

2.物质的宏观性质：密度、熔点、沸点、导电性、导热性、溶解性等是物质的宏观性质。

3.物质的宏观性质与微观结构的关系：物质的性质与其微观结构相关，如金属的导电性、晶体的硬度等。

第二章有机化合物的结构和性质1.有机化合物的元素组成：有机化合物主要由碳、氢和少量氧、氮、硫等元素组成。

2.有机化合物的结构：有机化合物由分子构成，分子由原子通过共价键连接。

3.有机化合物的性质：有机化合物具有燃烧性、酸碱性、氧化还原性、流动性、挥发性等特性。

4.有机物的分类：根据分子中所含的官能团，有机物可分为醇、酮、醛、酸、酯、醚、芳香化合物等不同类型。

第三章有机反应与有机合成1.有机反应的定义：有机反应是指有机化合物在适当条件下发生变化，形成具有新性质的有机化合物。

2.脱水反应：脱水反应是指有机化合物中的水分子与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。

3.氢化反应：氢化反应是指有机化合物中的氢气与有机分子发生反应，生成新的有机化合物。

4.酸碱催化：酸碱催化是指在酸碱存在的条件下，有机化合物的反应速率增加。

第四章金属配合物1.配位化合物的概念：配位化合物是指由一个或多个给体与一个或多个受体之间通过配位键结合形成的化合物。

2.配位键：配位键是指由配体中的一个或多个电子对与金属离子形成的共价键。

3.配位数：配位数是指一个金属离子周围配位体的数目。

4.配位化合物的性质：配位化合物具有明显的颜色、溶解度、稳定性等特性。

第五章无机材料1.无机材料的分类：无机材料可分为金属材料、非金属材料和无机非金属材料。

2.无机材料的性质：金属材料具有导电性、延展性、塑性等特性；非金属材料主要用于绝缘材料、陶瓷材料等；无机非金属材料具有耐高温、耐腐蚀等特性。

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。

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。

高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结一、物态变化1.固体、液体和气体的特点和微观结构。

2.相变的概念及其条件。

3.气体的压力、体积和温度的关系（气体状态方程）。

4.确定气体的压强、体积和温度的实验方法。

二、物质的分子结构1.分子的结构和性质的关系。

2.分子的极性与非极性。

3.分子的键型及其特点。

4.共价键的键能和键长的关系。

三、化学键的性质1.同种键和异种键的定义和举例。

2.键能的概念及其在化学反应中的表现。

3.键长的测定方法及其在化学反应中的影响。

4.共价键的极性和电性的概念及其与键型的关系。

四、物质的热稳定性1.温度和物质的热稳定性的关系。

2.物质的热分解与热合成的条件和特点。

3.确定物质的热分解和热合成的方法。

五、物质的电解性1.电解质和非电解质的区别和举例。

2.电解质的导电性及其与离子的浓度和动力学的关系。

3.强电解质和弱电解质的区别和举例。

六、分子与离子的形成1.分子化合物和离子化合物的区别和举例。

2.确定分子和离子的产生与存在的条件。

七、氢键和离子键1.氢键的特点和举例。

2.氢键的性质和应用。

3.离子键的特点和举例。

4.离子键的性质和应用。

八、离子晶体和共价晶体1.离子晶体的特点和举例。

2.确定离子晶体的特性和存在的条件。

3.共价晶体的特点和举例。

4.确定共价晶体的特性和存在的条件。

九、化学键的杂化1.杂化的概念和种类。

2.方向性杂化的概念和应用。

3.确定方向性杂化的条件和特点。

十、分子结构的测定1.确定分子结构的方法。

2.确定分子结构的仪器。

3.确定分子结构的实验步骤和原理。

综上所述，以上是高中化学选修3《物质结构与性质》全册的知识点总结。

通过对这些知识点的学习，我们可以了解物质的分子结构和性质的关系，从而深入理解化学反应的本质和原理。

希望对你的学习有所帮助！。

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。

高中化学物质结构与性质知识点总结化学是一门研究物质结构与性质的科学，它揭示了物质的本质和变化规律。

高中化学中，物质结构与性质是一个重要知识点，通过对此进行总结可以帮助我们更好地理解化学世界。

本文将对高中化学物质结构与性质的知识点进行总结，希望能对大家的学习有所帮助。

1. 原子结构在高中化学中，原子是构成一切物质的基本粒子。

原子由质子、中子和电子组成，质子和中子位于原子核中，电子绕核运动。

质子的电荷为正，中子不带电，电子的电荷为负。

原子的核外电子层数决定了元素的性质，元素周期表中的主量子数n表示了电子的能级，核外电子个数与元素周期数相对应。

2. 元素周期表元素周期表是按原子序数排列的化学元素表格，具有一定规律性。

元素周期表包含了所有元素的基本信息，如元素符号、相对原子质量、原子序数等。

周期表中的元素按周期和族排列，周期数代表了元素的电子最外层能级数，族数代表了元素最外层电子种类。

元素周期表中的元素具有周期性规律，比如原子半径、电负性等特性会随周期和族数的变化而变化。

3. 共价键与离子键原子间的化学键可以分为共价键和离子键两种。

共价键是由电子的共享形成的化学键，通常形成在非金属原子之间，如氧气分子中的O=O键。

离子键是由正负电荷吸引形成的化学键，通常形成在金属和非金属原子间，如氯化钠中的Na+与Cl-离子间的键。

共价键和离子键的形成涉及电子的轨道重叠和电子的转移，决定了物质的性质。

4. 分子结构分子是由原子通过共价键结合形成的小团体，分子的结构直接影响了物质的性质。

分子的几何构型决定了分子的极性和反应性，比如水分子的角形结构使其具有极性，导致其具有高的溶解度和独特的氢键结构。

分子的键的性质也会影响化合物的热力学性质，如键能决定了分子的热稳定性和反应活性。

5. 晶体结构晶体是由周期排列的离子、分子或原子通过化学键结合形成的有序固体，具有规则的晶格结构。

晶体结构决定了物质的宏观性质，比如硅晶体的周期性排列决定了硅材料的导电性和光学性质。

物质结构与性质知识点大全原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。

通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)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，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。

这种电子云轮廓图称为原子轨道。

【特别提示】(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。

(2)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。

(3)构造原理中存在着能级交错现象。

由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。

(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。

(6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X 代表上一周期稀有气体元素符号)。

2．基态原子的核外电子排布（1）能量最低原理电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

（2）泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

（3）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。

物质结构与性质（选修）一、能层、能级与原子轨道1、能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。

通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高2、能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。

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核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。

二、基态原子的核外电子排布的三原理绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。

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。

2、泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向相反。

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1个轨道，并且自旋方向相同。

三、电离能和电负性（1）含义：第一电离能：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，符号I，单位kJ/mol。

（2）规律①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1≤I2≤I3…)。

2．电负性（1）含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。

元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子能力的能力越强。

（2）标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

（3）变化规律①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。

选修三物质结构与性质总结一. 原子结构与性质.1. 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•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核外电子分别处于不同的电子同，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」子（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，且自旋状态相同一.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24C r[Ar]3d 54sl 29C U —（3） .掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式ns<（n-2）fv（n-1）d<np3. 元素电离能和元素电负性第一电离能：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。

《选修三物质结构与性质》知识归纳一、能层与能级1、能层(电子层：n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。

由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。

各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低2、能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)①K层指包含一个能级，即s能级；L层包含两个能级，s和p能级；M层包含三个能级，s、p和d能级；N层包含四个能级，s、p、d、f能级②每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……③s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍④同一能级容纳的电子数相同3、电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。

电子云密集(单位体积内小黑点多)的地方，电子出现的机会多；反之，电子云稀疏(单位体积内小黑点少)的地方，电子出现的机会少。

即电子云表示电子在核外单位体积内出现几率的大小，而非表示核外电子多少4、原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云的空间轮廓图称为原子轨道(1)原子轨道的形状①s电子的原子轨道都是球形的，每个s能级各有1个原子轨道，能层序数越大，s原子轨道的半径越大；能量：E1s＜E2s＜E3s,随着能层序数的增大，电子在离核更远的区域出现的概率减小，电子云越来越向更大的空间扩展②p电子的原子轨道是纺锤形(哑铃形)，每个p能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以p x、p y、p z为符号。

p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大③能级与原子轨道数和容纳的电子数的关系能级s(球形)p(纺锤形)d f原子轨道1357容纳的电子数261014二、基态原子的核外电子排布式1、构造原理：多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。

一、原子结构和元素性质方面1. 原子一般由质子、中子和核外电子构成。

但却只由质子和电子构成。

2. 金属元素原子的最外层电子数一般小于4，而非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4。

但H、He、B的最外层电子数均小于4，其中H、B为非金属元素，而He为稀有气体元素；虽然Ge、Sn、Pb、Bi的最外层电子数均大于或等于4，但它们却为金属元素。

3. 稀有气体元素原子的最外层一般为8个电子的稳定结构。

但He的最外层为2个电子的稳定结构。

4. 主族元素的原子得失电子所形成的阴阳离子最外层一般具有8个电子的稳定结构。

但对核外只有一个电子层的离子来说，最外层却只有2个电子，如；而则是一个氢原子核。

5. 含金属元素的离子一般为阳离子。

但也存在某些阴离子，如等。

6. 只含非金属元素的离子一般为阴离子。

但也存在某些阳离子，如等。

7. 一种非金属元素一般形成一种阴离子。

但氧元素形成的离子除，还有。

8. 主族元素的最高化合价一般等于原子的最外层电子数。

但氟元素和氧元素的最高化合价却都不等于原子的最外层电子数，其中氟元素的最高化合价为0价（氟无正价），而氧的最高价为＋2价（在OF2中）。

9. 氢元素在化合物中一般为＋1价。

但在金属氢化物中却为－1价。

10. 氧元素在化合物中一般为－2价。

但在过氧化物（如等）中为－1价；在OF2中为＋2价。

11. 对于对应阴阳离子具有相同的电子层结构的金属元素和非金属元素而言，金属元素的最高化合价一般低于非金属元素的最高化合价。

而和虽然电子层结构相同。

但钠、镁、铝的最高价（分别为＋1、＋2、＋3价）却高于氟的最高价（0价）。

12. 原子的相对原子质量一般为保留一定位数的小数有效数字。

但12C的相对原子质量却为整数，并且是精确值。

13. 某原子的相对原子质量一般并不等同于对应元素的相对原子质量。

但对于某些只有一种核素的元素而言，原子的相对原子质量就是元素的相对原子质量，如：钠元素就只有一种核素，因此，Na原子的相对原子质量就是钠元素的相对原子质量。

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24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1.(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。

高中化学选修3知识点总结高中化学选修3知识点总结第一章原子结构与性质一.原子结构1.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顺序填入核外电子运动轨道，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。

（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。

（4）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，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。

2.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数。

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。

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，碱金属第一电离能最小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。