人教版高中化学选修三第二节原子结构与性质

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。

第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。

教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。

【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。

2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。

a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。

门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。

1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。

元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。

（word完整版）⾼中化学选修3物质结构与性质习题附答案《物质结构与性质》同步复习第1讲原⼦结构1题⾯（1）34．969是表⽰__________；（2）35．453是表⽰__________；（3）35是表⽰_______________；（4）35．485是表⽰__________；（5）24．23％是表⽰__________；答案：（1）34．969是表⽰同位素35Cl 的相对原⼦质量；（2）35．453是表⽰氯元素的相对原⼦质量；（3）35是表⽰35Cl 原⼦的质量数；（4）35．485是表⽰氯元素的近似相对原⼦质量；（5）24．23％是表⽰同位素37Cl 在⾃然界存在的氯元素中所占的原⼦个数百分⽐。

5题⾯已知A 、B 、C 、D 和E 5种分⼦所含原⼦数⽬依次为1、2、3、4和6，且都含有18个电⼦。

⼜知B 、C 和D 是由两种元素的原⼦组成。

请回答：（1）组成A 分⼦的原⼦的核外电⼦排布式是；（2）B 和C 的分⼦式分别是和；C 分⼦的⽴体结构呈型，该分⼦属于分⼦（填“极性”或“⾮极性”）；（3）若向D 的稀溶液中加⼊少量⼆氧化锰，有⽆⾊⽓体⽣成。

则D 的分⼦式是，该反应的化学⽅程式为；（4）若将1mol E 在氧⽓中完全燃烧，只⽣成1mol CO 2和2molH 2O ，则E 的分⼦式是。

答案：（1）1s 22s 22p 63s 23p 6 （2）HCl H 2S V 极性（3）H 2O 2 2H 2O22H 2O+O 2↑（4）CH 4O1题⾯答案：①1s 22s 22p 63s 23p 5 ②3s 23p 5 ③3 ④ⅦA ⑤10 ⑥2s 22p 6 ⑦2 ⑧0 ⑨24 ⑩1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1 ⑾4 2题⾯(1)砷原⼦的最外层电⼦排布式是4s 24p 3，在元素周期表中，砷元素位于_______周期族；最⾼价氧化物的化学式为，砷酸钠的化学式是。

化学选修3《第二章分子结构与性质》知识点总结一．共价键1．共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。

2．共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者电子云具有镜像对称性。

3．键参数①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．4．等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。

如CO和N2、CO2和N2O。

二．分子的立体构型1．分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。

杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。

2．分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。

3．配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较（2）配位化合物①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。

②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。

三．分子的性质1．分子间作用力的比较2．分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。

(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。

3．溶解性(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

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。

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。

高中化学人教版选修三第2章分子结构与性质杂化轨道理论选择题下列关于杂化轨道的叙述正确的是(? )A.杂化轨道可用于形成σ键,也可用于形成π键B.杂化轨道可用来容纳未参与成键的孤电子对C.NH3中N原子的sp3杂化轨道是由N原子的3个p轨道与H 原子的s轨道杂化而成的D.在乙烯分子中,1个碳原子的3个sp2杂化轨道与3个氢原子的s轨道重叠形成3个C?H σ键【答案】B【解析】杂化轨道只用于形成σ键,或用来容纳未参与成键的孤电子对,不能用来形成π键,故B项正确,A项不正确;NH3中N原子的sp3杂化轨道是由N原子的1个s轨道和3个p轨道杂化而成的,C项不正确;乙烯分子中的C原子采用sp2杂化,1个碳原子中的2个sp2杂化轨道与2个氢原子的s轨道重叠形成2个C?H σ键,剩下的1个sp2杂化轨道与另一个碳原子的sp2杂化轨道重叠形成1个C?C σ键,D项不正确。

选择题对H3O+的说法正确的是(? )A.O原子采取sp2杂化B.O原子采取sp3杂化C.离子中无配位键D.离子中配体为O原子【答案】B【解析】H3O+的中心原子的价层电子对数是4,采取的是sp3杂化,H2O和H+之间形成配位键。

选择题下列烃分子中,每个碳原子的杂化轨道数最多的是(? )A.C6H6B.C2H6C.C2H4D.C2H2【答案】B【解析】苯分子和乙烯分子中的C原子都是采取sp2杂化,生成3个杂化轨道;乙烷分子中的C原子采取sp3杂化,生成4个杂化轨道;乙炔分子的C原子采取sp杂化,生成2个杂化轨道。

选择题鲍林被认为是20世纪对化学科学影响最大的人之一,他也是两位获得诺贝尔奖不同奖项的人之一。

杂化轨道是鲍林为了解释分子的立体构型提出的,下列对sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角的比较,得出结论正确的是(? )A.sp杂化轨道的夹角最大B.sp2杂化轨道的夹角最大C.sp3杂化轨道的夹角最大D.sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等【答案】A【解析】sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°28’、120°、180°。

【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。

第二课时常识与技术：1、了解原子结构的结构原理，能用结构原理知道原子的核外电子排布2、能用电子排布式表明常见元素（1～36号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵从能量最低原理4、知道原子的基态和激发态的寓意5、开始知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简略使用教育进程：〖课前操练〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分红不同的能层，同一能层的电子，还能够分红不同的能级。

能层和能级的符号及所能包容的最多电子数如下：1.依据的不同，原子核外电子能够分红不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有电子。

（2）从上表中能够发现许多的规矩，如s能级上只能包容2个电子，每个能层上的能级数与持平。

请再写出一个规矩。

2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素构成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。

则（1）A元素在周期表中的方位是，B元素的原子序数为；（2）写出C和D的单质产生反响的化学方程式。

〖引进〗电子在核外空间运动，能否用微观的牛顿运动定律来描绘呢？4、电子云和原子轨迹：1.电子运动的特色：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。

因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描绘，只能用计算的观点来描绘。

咱们不可能像描绘微观运动物体那样，确认必定状况的核外电子在某个时间处于原子核外空间怎么，而只能确认它在原子核外遍地呈现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因此被形象地称作电子云。

常把电子呈现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨迹。

S的原子轨迹是球形的，能层序数越大，原子轨迹的半径越大。

P的原子轨迹是纺锤形的，每个P能级有3个轨迹，它们相互笔直，别离以P x、P y、P z为符号。

P原子轨迹的均匀半径也随能层序数增大而增大。

本书根据教育部制订的《普通高中化学课程标准〔实验〕》和人民教育出版社、课程教材研究所化学课程教材研究开发中心编著的《普通高中课程标准实验教科书物质结构与性质〔选修3〕》的内容和要求编写的，供使用该书的高中化学教师教学时参考。

全书按教科书的章节顺序编排，每章包括本章说明、教学建议和教学资源三个部分。

本章说明是按章编写的，包括教学目标、内容分析和课时建议。

教学目标指出本章在知识与技能、过程与方法和情感态度与价值观等方面所要到达的目标要求；内容分析从地位和功能、内容的选择与呈现以及内容结构等方面对全章内容做出分析；课时建议则是建议本章的教学课时。

教学建议是分节编写的，包括教学设计、活动建议、问题交流和习题参考答案。

教学设计对各节的内容特点、重点和难点、具体教学建议等作了较详细的分析，并提供了一些教学方案供参考。

活动建议是对“科学探究”“实验”等学生活动提出具体的指导和建议。

问题交流是对“学与问”“思考与交流”等栏目所涉及的有关问题给予解答或提示。

习题参考答案则是对各节后的习题和每章的复习题给予解答或提示。

教学资源是按章编写的，主要编入一些与本章内容有关的教学资料、疑难问题解答，以及联系实际、新的科技信息和化学史等内容，以帮助教师更好地理解教科书，并在教学时参考。

由于时间仓促，本书的内容难免有不妥之处，希望广阔教师和教学研究人员提出意见和建议，以便修订改良。

本书编写者：吴国庆、李俊、徐伟念、王建林、郑忠斌、胡晓萍、陈学英、王乾〔按编写顺序〕本书审定者：李文鼎、王晶责任编辑：李俊责任绘图：李宏庆人民教育出版社课程教材研究所化学课程教材研究开发中心2005年6月第一章原子结构与性质本章说明教学建议第一节原子结构第二节原子结构与元素的性质教学资源第二章分子结构与性质本章说明教学建议第一节共价键第二节分子的立体结构第三节分子的性质教学资源第三章晶体结构与性质本章说明教学建议第一节晶体的常识第二节分子晶体与原子晶体第三节金属晶体第四节离子晶体教学资源第二章分子结构与性质单元一、教学目标1. 知道共价键的主要类型σ键和π键，能用键参数——键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；能举例说明“等电子原理”的含义及应用。

高中化学选修3知识点图示大全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）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。

（2）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。

（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（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。