人教版化学选修三物质结构化学讲义

第一章原子结构与性质

一.原子结构1.能级与能层

注意: 每个能层的能级种数为n ； 轨道总数为n 2 ；每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n 2

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

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能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

1s /2s 2p /3s 3p /4s 3d 4p /5s 4d 5p/6s 4f5d 6p /7s 5f 6d 7p

能级交错：原子轨道的能量关系是：n s ＜(n -2)f ＜(n -1)d ＜n p

【能级组：n s (n -2)f (n -1)d n p ；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （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。

基态原子：处于最低能量状态的原子激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱 激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱

现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析

（焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关） （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，p 3的轨道式为 或 ，而不是

洪特规则特例：当p 、d 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p 0、d 0、p 3、d 5、p 6、d 10时，是较稳定状态。

↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

前36号元素全空状态的有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、Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。

18

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

19

②简化的电子排布式：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19K：[Ar]4s112Mg:[Ne]3S2

(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。如基态硫原子轨道表示式

（3）价电子排布式或轨道表示式

①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s23p5）

②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：3d64s2）。

二.原子结构与元素周期表

2.根据外围电子排布可直接判断该元素在周期表中的位置。

主族元素价电子等于主族序数，过渡元素价电子等于纵行数（从而确定族序数）

例：4s24p5 第四周期VIIA族3d54s2 第四周期VIIB族

三.元素周期律：电离能、电负性

1、电离能（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最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。

①同一周期元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势（反常：ⅡA和ⅤA的元素的第一电离能大于同周期后面相邻元素的第一电离能），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

②同一主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小；元素金属性渐强，非金属性渐弱。

③同一原子的电离能逐级增大，即I1＜I2＜I3＜，且隔层的电离能数值相差巨大。

2、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，不考虑稀有气体元素）以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。

①同周期元素自左到右，电负性逐渐增大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；

同主族元素自上而下，电负性逐渐减小，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

②电负性的应用：判断元素的金属性和非金属性及其强弱的尺度，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。

③两种元素的电负性相差很大（如＞1.7）时易形成离子键，两元素电负性相差不大时

易形成共价键。 3、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素

与右下方的主族元素的某些性质相似，如右图。

第二章 分子结构与性质

1、共价键的本质是：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电

子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低；

共价键具有两大特征：饱和性（一个原子有几个未成对电子，便只能和几个自旋相反的电子

配对成键）和方向性。

2、键参数：

（1）键能（单位：kJ/mol ）：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。

（2）键长：形成共价键的两个原子的核间距，一般键长越短，共价键越稳定。 （相同原子间形成的共价键键长的一半称为该原子的共价半径） （3）键角：在原子数超过两个的分子中，两个共价键之间的夹角。 （多原子分子的键角是一定的，表明共价键具有方向性）

?键参数对分子性质的影响：

?常见的键角：H 2O(105°)、NH 3(107°)、CH 4(109°28′)、P 4(60°)、CO 2(180°)、苯(120°)】 3、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：

共价键的极性强弱比较：根据成键两原子的电负性的差别大小，两原子电负性 相差越大，共价键的极性就越强。（例如：H —F 键的极性大于H —Cl 键的极性）

（4）配位键：特殊的共价键（σ键），一个原子提供空轨道，另一个原子提供孤电子对形

成的共价键。

键能 键长键角分子的稳定性 分子的空间构型

分子的性质

存在配位键的化合物常见：H 30+ NH 4+ H 2SO 4 Al 2Cl 6 BNH 3F 3（H 3N→BF 3） 认识配位化合物(简称配合物)： 含配位键的不一定是配合物

金属离子(或原子)与配体(某些有孤对电子的分子或离子)之间通过配位键形成的化合物。 如：[Cu(H 2O)4]SO 4、[Cu(NH 3)4]SO 4、Ag(NH 3)2OH 、Fe(SCN)3等。(许多过渡金属离子 对多种配体具有很强的结合力，过渡金属的配合物远比主族金属的配合物多) ①配合物组成：

常见含配位键的内界离子: [Cu(H 2O)4]2+ [Cu(NH 3)4]2+[Ag(NH 3)2]+

[Fe(SCN)6]3—[Fe(SCN)6]4—[Co(NH 3)3(H 2O)]3+ [Co(NH 3)4Cl 2]+ [HgI 4]2—

②配合物溶于水易电离为内界配体离子和外界离子，而内界的配体离子通常不电离。 ③配位键的表示(箭头)：

4、等电子原理：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。

（1）等电子体的判断方法：微粒所含原子个数相同；微粒所含价电子总数相同

（2）等电子原理的应用：这一类分子或离子具有相似的化学键特征、分子结构以及部分物理性质相似。利用等电子原理可判断一些简单分子或离子的主体构型，例如：CO 2、SCN -、NO 2+、N 3—具有相同的原子数3,并且价电子总数都为16,都为直线型结构. SO 2、O 3、NO 2—具有相同的原子数3,总价电子数都为18,都为V 形结构.

CO 32-、NO 3—、SO 3具有相同的原子数4,并且价电子数都为24,都为平面三角形结构. SO 42-、PO 43-具有相同的原子数5,总价电子数为32,都为正四面体结构.

PO 33-、SO 32-、ClO 3—具有相同的原子数4,总价电子数为26,都为三角锥结构 三、分子的立体构型：红外光谱仪可以测定分子的立体构型。 1、分子构型与价层电子对互斥模型（ VSEPR 模型 ）

（1）中心原子价层电子对数＝σ键电子对的数目+中心原子上的孤电子对的数目

①σ键电子对的数目＝ 与中心原子直接相连的原子数目（即：由分子式确定 ） 【判断σ键电子对数时，双键、叁键等多重键作为1对电子看待】 ②孤电子对数＝

中心原子的价电子数±离子所带电荷数?与中心原子结合的原子能接受的电子总数

2

【若剩余电子不足一对，也当作1对电子处理, 例如NO 2的氮原子孤电子对为 0.5 】

（2）价层电子对互斥模型（ VSEPR 模型 ）说明的是价层电子对的空间构型；而分子的空间构型判断要略去中心原子上的孤对电子。（当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致）

NH 3

Cu NH 3

NH 3

H 3N

2+

四氨合铜离子[Cu(NH 3)4]2+

气态氯化铝分子(Al 2Cl 6)

Al Al

Cl

Cl

Cl Cl

Cl Cl

（3）价层电子对尽可能彼此远离，以使它们之间的斥力最小：

孤电子对之间的排斥力＞孤电子对与成键电子对间的排斥力＞成键电子对之间的排斥力； 成键电子对间的斥力大小: 三键 ＞双键＞单键

2、杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组 合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的s 轨道与p 轨道的数目，存在sp 、sp 2、sp 3三种杂化。（杂化轨道只用于形成σ键或用来容纳孤电子对；未参与杂化的轨道可用于形成π键）

3、价层电子对互斥理论判断简单分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式：

四、分子的性质

1、极性分子和非极性分子的判断方法：

①双原子分子：含极性键，就是极性分子，如HCl ；含非极性键，就是非极性分子，如I 2

孤对电子 中心原子

配位原子 σ键

②以极性键结合的多原子分子：

若分子中正、负电中心重合，则为非极性分子，如BF3、CH4等；

若分子中正、负电中心不重合，则为极性分子，如NH3、SO2、NO2、O3、H2O2等。

③对于AB n型分子：中心原子A达最高价，则为非极性分子。SO3、BF3、CO2

2、相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

①相似相溶原理的适用范围：“相似相溶”中“相似”指的是分子的极性相似。

②若溶质分子和溶剂分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。

3、分子间作用力（包括范德华力和氢键）

（1）分子间作用力和共价键的比较：

4、无机含氧酸的酸性比较

⑴酸的元数＝酸中羟基的氢原子数，不一定等于酸中的氢总数（有些氢不是连在氧原子上）

⑵含氧酸可表示为：(HO)m RO n

①R相同时，酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，R的正电性越高，

使R—O—H中O的电子向R偏移的越多，在水分子的作用下越易电离出H+，

酸性越强。（如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4）

②R不同时，也有类似的规律。一般，n＝0弱酸；n＝1中强酸；n＝2强酸；n＝3超强酸。

第三章晶体结构和性质

一.晶体与非晶体

1、固体分为：晶体与非晶体可靠的区分方法：X-射线衍射

2、晶体与非晶体比较：

①晶体自范性的本质是晶体中粒子在微观空间里呈周期性有序排列的宏观表象。

②晶体自范性的条件之一：生长速率适当。

2、获得晶体的三条途径：

①熔融态物质凝固②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华）③溶质从溶液中析结晶

二、晶胞

1.晶胞：晶胞是描述晶体结构的基本单元。他代表了晶体的化学组成（化学式）及对称性。一般来说晶胞都是平行六面体（边长不一定相等也不一定垂直）通过向上、下、左、右、前、后的平移能与下一个晶胞完全重合，他在晶体中的排列呈“无隙并置”

2、立方晶胞中微粒数的计算以及晶体化学式的确定

如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。常见的晶胞为立方晶胞

顶点：1/8 棱上：1/4 面上：1/2 内部：1

3、晶胞密度计算：ρ=m

V

=

N

A

×M

V

g/cm3（m是晶胞质量，V是晶胞体积）

（1pm＝10—12m；1nm＝10—9m；1μm＝10—6m；1m＝100cm）

三、分子晶体：（分子间通过分子间作用力结合形成的晶体；特点：熔沸点低、硬度密度小，较易熔化和挥发、易升华）

1、典型的分子晶体有：①所有非金属氢化物；②部分非金属单质；③部分非金属氧化物；

④几乎所有的酸；⑤大多数有机物；⑥部分盐类。（或“不是其它三类晶体”）

2、范德华力不具有方向性和饱和性，而氢键具有方向性和饱和性。

①不存在氢键的分子晶体能以紧密堆砌的方式排列，例如I2、CO2分子

（一般是面心立方结构，配位数为12，这种特征叫分子密堆积），

②存在氢键的分子晶体则必须在一定的方向上堆砌排列这种特征叫分子非密堆积，例如冰的晶体中：由于氢键具有方向性，迫使四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4 个相邻的水分子形成氢键，导致冰晶体空间利用率较低，留有相当大的空隙，密度较小。四．原子晶体：

原子晶体中不存在分子，其化学式表示晶体中各组成微粒的原子个数比。

1、原子晶体的熔沸点很高、硬度很大。

原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点就越高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅

2、判断方法：原子晶体硬度大、熔沸点高、难溶于任何溶剂。

常见的原子晶体：金刚石、B、Si、Ge、灰锡、SiO2、SiC、BN、Al2O3

3、金刚石晶体中C是sp3杂化，键角109°28′，每个C原子和4个C原子形成4个共价键，成为正四面体结构，C原子与碳碳键个数比为1:2，最小环由6个C原子组成，每个C原子被12个最小环所共用；每个最小环含有1/2个C原子

五、离子晶体

（判断方法：活泼金属的氧化物、强碱、很多盐类；熔沸点较髙，溶于水或熔化能电离；晶体中不存在分子，化学式表示晶体中各组成离子的个数比）

1、离子键：实质是阴阳离子间的静电作用，离子键不具有方向性和饱和性。

2、晶格能：气态离子形成1mol 离子晶体时释放的能量。

一般，构型相似的离子晶体，阴、阳离子所带电荷的乘积越大，阴、阳离子的半径越小，晶格能越大。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。 3、对碳酸盐分解的理解： ①碳酸盐的分解实质：是碳酸根离子断掉了一个碳氧键，形成一个CO 2分子和一个氧离子， 金属阳离子结合这个氧离子形成金属氧化物。（MCO

2↑）

②碳酸盐的分解难易比较：

金属阳离子的半径越小和所带电荷数越多就越易结合氧离子（也就是形成的离子键更强），结合能力越强，碳酸盐越易分解，分解温度则越低。

六、金属晶体（判断方法：金属单质、合金属于金属晶体） 1、电子气理论：

由于金属原子的最外层电子数较少，易失电子成为金属离子，金属原子释放出的价电子不专属于某个特定的金属离子，而为许多金属离子所共有，并在整个金属中自由运动，这些电子又称为自由电子。金属脱落下来的价电子几乎均匀分布在整个晶体中，像遍布整块金属的“电子气”，从而把所有金属原子维系在一起。

2、金属键：金属离子和自由电子之间的强烈的相互作用叫做金属键。

3、金属晶体的熔沸点比较：金属晶体的熔沸点差异很大，主要与金属键的相对强弱有关，一般，金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，金属晶体的熔沸点越高。

注：①室温条件下的气体、液体、溶液等，经一定条件可以转变为晶体。

②晶体都是固体③化学键包括：共价键、离子键、金属键

④不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体

⑤氢键只存在于固态、液态分子间，而范德华力不限

⑥晶体发生物理变化时：物质状态改变或溶解

分子晶体克服分子间作用力（范德华力和氢键），部分分子晶体溶于水也会断裂共价键发生电离，如HNO3、H2SO4，Al(OH)3、AlCl3、BeCl2 等

原子晶体克服原子间的共价键；离子晶体克服阴阳离子间的离子键；

金属晶体克服金属阳离子与自由电子间金属键

⑦晶体发生化学变化时:

分子晶体、原子晶体均断裂共价键；离子晶体断裂离子键；金属晶体断裂金属键附录：四种晶体对比（熟记）

单：金刚石、晶体

硅、晶体硼、晶体

化

、

的

原子半径小的键长短，的硅

①活泼金属的氧化

物、氢化物：Na 2O 、Na 2O 2、CaO 、

MgO 、NaH 、CaH 2 ②强碱：NaOH 、

Ba(OH)2、Ca(OH)2

③大多数盐：AgCl 、

AgNO 3

、NaCl 、Na 2S 、Na 2CO 3、

BaSO 4、CaCO 3等 （AlCl 3、BeCl 2等除外） 注意： 阴阳离子的电荷数

越多，离子半径越

小，则离子间的作用

力就越强，相应的晶格能大，其晶体的

熔、沸点就越高。

注意：金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高。但熔、沸点差别很大，如钨、沸点很高，铯等熔、沸点很低

化学选修三,人教版知识点总结

选修三知识点 第一章原子结构与性质 1能级与能层 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。 （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，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 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。 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。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。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

(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案

物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 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 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

高中化学选修三知识点总结(精选课件)

高中化学选修三知识点总结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。...文档交流仅供参考...

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....文档交流仅供参考... （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。...文档交流仅供

参考... (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(Ｈun ｄ)规则。比如,ｐ3的轨道式为或，而不是。...文档交流 仅供参考... 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p 0 、d ０、f ０、p 3、d 5、ｆ7、ｐ6、d １0、f 14时，是较稳定状态....文档交流 仅供参考... 前３６号元素中,全空状态的有4B ｅ 2s 22p 0 、12Mg 3s 23p ０、20Ｃａ 4ｓ23ｄ0；半充满状态的有：7Ｎ 2ｓ2２p ３、15P 3s ２3p ３、２４C ｒ ３d 54s 1、25Mn ３d ５4s ２、33A ｓ 4s 24p 3;全充满状态的有1０Ne 2ｓ22p 6、18Ar ３s 23p 6、29Cu 3d 104s １、３0Z ｎ ３ｄ104s 2、36Kr 4s 24ｐ6。...文档交流 仅供参考... 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:1s 22s 22p ６3s 23p 64s 1。...文档交流 仅供参考... 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 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

化学选修3教案

化学选修3教案 【篇一：高中化学选修3全册教案】 新课标（人教版）高中化学选修3 全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用 电子排布式表示常 见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一 定条件下会发生跃 迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元 素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理 论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子 的结构，从构造原理 和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图 文并茂地描述了电子云和 原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周 期表及元素周期律。总之， 本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的 性质，为后续章节内容的 学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书 的第一章，教科书从内容 和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的 科学素养，有利于增强学 生学习化学的兴趣。

通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原 子水平上认识物质 构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。 相关知识回顾（必修2） 1. 原子序数：含义： （1）原子序数与构成原子的粒子间的关系： 原子序数＝＝＝＝。（3） 原子组成的表示方法 aa. 原子符号： zxa z b. 原子结构示意图： c.电子式： d.符号表示的意义： a b c d e （4）特殊结构微粒汇总： 无电子微粒无中子微粒 2e-微粒 8e-微粒 10e-微粒 18e-微粒 2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电 子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。（2）结构：各周期元素的种数0族元素的原子序数第一周期 2 2 第二周期 810 第三周期 8 18 第四周期 18 36 第五周期 18 54 第六周期32 86第七周期 26118 a 表示；副族用 b 表示。 8、9、10纵行 罗马数字：i iiiii ivv vi vii viii （3）元素周期表与原子结构的关系： ①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最 高正化合价数 (4)元素族的别称：①第Ⅰa族：碱金属第Ⅰia族：碱土金属②第 Ⅶa 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素 3、有关概念： （1）质量数：

高中化学 第3章 第一节 晶体的常识讲义+精练(含解析)新人教版选修3

第一节晶体的常识 学业要求素养对接 1.能说出晶体与非晶体的区别。 2.能结合实例描述晶体中微粒排列的周期性 规律。 3.认识简单的晶胞。 微观探析：晶体与非晶体的区别。 模型认知：晶胞的判断与相关计算。 [知识梳理] 一、晶体 1.晶体与非晶体的本质差异 自范性微观结构 晶体有原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体无原子排列相对无序 2.获得晶体的三条途径 (1)熔融态物质凝固。 (2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 (3)溶质从溶液中析出。 3.晶体的特点 (1)自范性： ①定义：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。 ②形成条件：晶体生长的速率适当。 ③本质原因：晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列。 (2)各向异性：某些物理性质常常会表现出各向异性。 (3)晶体有固定的熔点。 (4)外形和内部质点排列的高度有序性。 【自主思考】 1.区分晶体与非晶体的最可靠的方法是什么？ 提示最可靠的方法是对固体进行X-射线衍射实验。

二、晶胞 1.概念 晶胞是描述晶体结构的基本单元。 2.结构 习惯采用的晶胞都是平行六面体，晶体是由无数晶胞“无隙并置”而成。 (1)“无隙”：相邻晶胞之间没有任何间隙。 (2)“并置”：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。 (3)所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。 3.晶胞中微粒数目的计算 (1)平行六面体(立方体形)晶胞中微粒数目的计算。 ①晶胞的顶角原子是8个晶胞共用； ②晶胞棱上的原子是4个晶胞共用； ③晶胞面上的原子是2个晶胞共用。 如金属铜的一个晶胞(如图所示)均摊到的原子数为8×1 8 ＋6× 1 2 ＝4。 (2)几种晶胞中原子数目的确定。 结合下图，钠、锌、碘、金刚石晶胞中含有原子的数目分别为2、2、8、8。 【自主思考】 2.晶胞是否全是平行六面体？ 提示不一定，如有的晶胞呈六棱柱形。 3.由晶胞构成的晶体，其化学式是否表示一个分子中原子的数目？ 提示不表示，只表示每个晶胞中各类原子的最简整数比。 [自我检测]

2019-2020同步苏教化学选修三新突破讲义：专题4 第1单元 第1课时 分子的空间构型

第一单元　分子构型与物质的性质 第1课时　分子的空间构型目标与素养：1.能准确判断共价分子中中心原子的杂化轨道类型，能用杂化轨道理论和价层电子对理论判断分子的空间构型。(宏观辨识与微观辨析)2.利用“等电子原理”推测分子或离子中中心原子的杂化轨道类型及空间构型。(证据推理与模型认知) 一、杂化轨道理论与分子的空间构型 1．sp3杂化与CH4分子的空间构型 (1)杂化轨道的形成 碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。 (2)sp3杂化轨道的空间指向 碳原子的4个sp3杂化轨道指向正四面体的4个顶点，每个轨道上都有一个未成对电子。 (3)共价键的形成 碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道重叠形成4个相同的σ键。 (4)CH4分子的空间构型 CH4分子为空间正四面体结构，分子中C—H键之间的夹角都是109.5°。

(1)杂化轨道数与参与杂化的原子轨道数相同，但形状不同。 (2)杂化轨道为使相互间的排斥力最小，故在空间取最大夹角分布，不同的杂化轨道伸展方向不同。 (3)杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。 (4)未参与杂化的p轨道，可用于形成π键。 2．sp2杂化与BF3分子的空间构型 (1)sp2杂化轨道的形成 硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。1个2s轨道和2个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的3个sp2杂化轨道。 (2)sp2杂化轨道的空间指向 硼原子的3个sp2杂化轨道指向平面三角形的三个顶点，3个sp2杂化轨道间的夹角为120°。 (3)共价键的形成 硼原子的3个sp2杂化轨道分别与3个氟原子的1个2p轨道重叠，形成3个相同的σ键。 (4)BF3分子的空间构型 BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°。 3．sp杂化与BeCl2分子的空间构型 (1)杂化轨道的形成 Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道，1个2s轨道和1个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的2个sp杂化轨道。 (2)sp杂化轨道的空间指向 两个sp杂化轨道呈直线形，其夹角为180°。

【人教版】高中化学选修3知识点总结

选修3知识点总结 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。 记忆方法有哪些？

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，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p 0、d 0、f 0、p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有： 7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6 、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6 。 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 ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。 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]4s 1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 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 举例： ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

化学新人教选修三讲义：第二章第三节分子性质第3课时含答案

第3课时溶解性手性无机含氧酸分子的酸性 [学习目标定位] 1.能够根据“相似相溶”规律分析物质在不同溶剂中的溶解性的变化。2.认识手性异构体和手性分子，会判断手性碳原子。3.学会常见无机含氧酸酸性的判断方法。 一、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。 2.影响物质溶解性的因素 (1)外界条件——温度、压强等。 (2)分子结构——“相似相溶”规律。 (3)氢键——如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大。 (4)反应——溶质与水发生反应时可增大其溶解度，如SO2与H2O反应生成H2SO3，NH3与H2O反应生成NH3·H2O等。 “相似相溶”规律的应用 根据“相似相溶”规律，可以判断溶质在溶剂中的溶解度的大小、萃取剂的选择、以及物质之间分离提纯方法的确立。 例1碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，这是因为() https://www.wendangku.net/doc/f818739631.html,l4和I2都不含氢元素，而H2O中含有氢元素 https://www.wendangku.net/doc/f818739631.html,l4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子 https://www.wendangku.net/doc/f818739631.html,l4与I2都是直线形分子，而H2O不是直线形分子 https://www.wendangku.net/doc/f818739631.html,l4与I2相对分子质量相差较小，而H2O与I2相对分子质量相差较大 【考点】溶解性 【题点】依据“相似相溶”规律比较物质的溶解性 答案 B 解析CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子，根据“相似相溶”规律可知碘单质在水溶液中溶解度很小，但在CCl4中溶解度很大，与相对分子质量、是否是直线形分子、是否含有氢元素等没有直接的关系，B正确。

二、手性 1.概念 (1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称为手性异构体。 (2)手性分子：具有手性异构体的分子叫做手性分子。 2.手性分子的判断 (1)判断方法：有机物分子中是否存在手性碳原子。 (2)手性碳原子：有机物分子中连有四个各不相同的原子或原子团的碳原子。如，R1、R2、R3、R4互不相同，即*C是手性碳原子。 手性分子的理解 (1)手性同分异构体(又称对映异构体、光学异构体)的两个分子互为镜像关系，即分子形式的“左撇子和右撇子”。 (2)构成生命体的有机物绝大多数为手性分子。两个手性分子的性质不同，且手性有机物中必定含手性碳原子。 例2当一个碳原子连接四个不同的原子或原子团时，该碳原子叫“手性碳原子”。下列化合物中含有两个手性碳原子的是() A. B. C. D. 【考点】手性分子 【题点】手性碳原子的判断 答案 C 解析由题意可知，A项、B项与D项中各有1个手性碳原子；C项中有2个手性碳原子。

2017年人教版高中化学选修3讲义3-2

1．下列说法中，正确的是() A．冰融化时，分子中H—O键发生断裂 B．原子晶体中，共价键越强，熔点越高 C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定越高 D．分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定 解析：A项，冰为分子晶体，融化时破坏的是分子间作用力，故A项错误；B项，原子晶体熔点的高低取决于共价键的强弱，共价键越强，熔点越高，故B项正确；C项，分子晶体熔、沸点的高低取决于分子间作用力的大小，而共价键的强弱决定了分子的稳定性大小，所以C项错误，D项也错误。故选B。 答案：B 2．SiCl4的分子结构与CCl4相似，对其进行下列推测，不正确的是() A．SiCl4晶体是分子晶体 B．常温、常压下，SiCl4是气体 C．SiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子 D．SiCl4的熔点高于CCl4 解析：由于SiCl4具有分子结构，所以属于分子晶体。影响分子晶体熔、沸点的因素是分子间的作用力，在这两种分子中都只有范德华力，SiCl4的相对分子质量大于CCl4的相对分子质量，所以SiCl4的分子间作用力，熔、沸点比CCl4高。CCl4的分子是正四面体结构，

SiCl4与它结构相似，因此也是正四面体结构，是含极性键的非极性分子。 答案：B 3．(双选题)下列性质符合分子晶体特点的是() A．熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液能导电 B．熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液能导电 C．能溶于CS2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃ D．熔点97.81 ℃，质软，导电，密度为0.97 g/cm3 解析：本题考查分子晶体的性质。分子晶体中分子之间是以分子间作用力相结合的，分子晶体具有低熔点、易升华、硬度小等性质。A项熔点高，不是分子晶体的性质；D项能导电，不是分子晶体的性质，该项所述是金属钠的性质。故选BC。 答案：BC 4．(双选题)下列关于原子晶体的说法中错误的是() A．原子晶体中不存在独立的“分子” B．原子晶体中所有原子之间以共价键结合成空间网状结构 C．金刚石是原子晶体，所以其化学性质稳定，即使在高温下也不与氧气发生反应 D．原子晶体中必须有共价键，可能存在分子间作用力 解析：原子晶体中原子之间以共价键结合形成空间网状结构，故原子晶体中不存在单独的“分子”；由原子晶体的定义可知，原子晶体中只有共价键，不存在分子间作用力。碳的化学性质不活泼，但在

(完整word)化学选修三知识点,推荐文档

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。 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。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 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

人教版化学选修三物质结构化学讲义

第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 注意: 每个能层的能级种数为n；轨道总数为n2 ；每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n2 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 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能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p 能级交错：原子轨道的能量关系是：n s＜(n-2)f＜(n-1)d＜n p 【能级组：n s (n-2)f (n-1)d n p；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （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。 基态原子：处于最低能量状态的原子激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱

激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱 现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析 （焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关） （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 或，而不是 洪特规则特例：当p、d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、p3、d5、p6、d10时，是较稳定状态。 前36号元素全空状态的有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、18 Ar 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 19K：1s22s22p63s23p64s1 ①简化的电子排布式：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19K：[Ar]4s1 12Mg:[Ne]3S2 (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。如基态硫原子轨道表示式 （3）价电子排布式或轨道表示式 ①主族元素：只需表示出最外层的电子（如Na：3s1；Cl：3s23p5） ②第四周期的过渡元素：要写出3d和4s两个能级的电子排布（如Fe：3d64s2）。 二.原子结构与元素周期表 1.元素周期表的分区：除ds外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号。 ↑↓↑ ↓↓↓ ↑↑↑

(完整版)化学选修三,人教版知识点总结

第一章原子结构与性质 1能级与能层 J 尺电子的厢子轨迺旦球够对《= 代h 电子的障子 物逍呈班恰彤 屮桥:级上1个 ?P 能级上玉个 善能彼上的嫌子轨済数目^加能级上 庚亍 斗你纵卜"个 同龍层上掠干啟迢沱樓的隔低: MS 呻 /*<■ rtl ② 形狀轿I 的的專亍抽道能复的咼低’ |賢、2s- Js- @11 一鹿以内形获抽何HiH 申廣方向 不剛的廉子執追的能JRI9零.如 2归?2丹* 2p.tt.aU 的能華相等 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。 <5￡> ■(JS). Ccr) _* * _、 '_ - 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 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，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电 旋方向相反（用“fj”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 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。 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。 选修三知识点 枕ifi 形

化学选修三人教版知识点总结

化学选修三人教版知识点总结 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。（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，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。

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。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 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 2、原子结构与元素周期表 1、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2n2。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)根据核外电子排布确定元素在周期表中位置的方法 若已知元素序数Z，找出与之相近上一周期的惰性气体的原子序数R，先确定其周期数。再根究ZO—均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。中学中常见的晶胞为立方晶胞 (1/8)

【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。 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↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

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人教版《化学》选修三第一章 第二节原子结构与元素的性质 第一课时原子结构与元素周期表 【教学内容】一、原子结构与元素周期表（教材P13?16） 【教学目标】知识与技能：进一步认识原子结构与元素周期系的关系，初步学会二者的对应转换； 过程与方法：探究、推理从元素在周期表中的位置写原子结构，再根据原子结构判 断元素在周期表中的位置，从而掌握两者间的关系。 情感态度价值观：了解元素周期表的发展史实及应用发展，感受科学家的首创精 神，培养“敢为人先”的创新理念。 【教学重点】原子结构与元素周期表构成的辩证关系 【教学难点】元素周期表的分区 【教学方式】教师引导、分组讨论、合作探究并辅以多媒体相结合的多种方式 【教学设计】

【投屏】2oCa、26Fe的原子结构示意图 【讲解LoCa、26Fe都位于第四周期。思考: Ca在元素周期表第几主族？依据什么确 族的划分 区的划分定？那么Fe是不是在第IIA族呢？为什么？下 面研究族的划分及相关规律。 【探究2】族的划分 【设疑】仔细观察周期表上碱金属元素、卤族 元素及稀有气体的外围电子层排布，分组概括 写出它们的价电子通式。主族及零族元素的族 序数是依据什么确定的？那么对中间的过渡元 素呢？ 以Mn、Fe、Cu为例来具体探究。 【投影】Mn、Fe、Cu在周期表中的信息格, 请 分组判断Mn、Fe> Cu所在族的价电子总数。 【板书】2、族一一按价电子数划分 【设疑】 %1主族元素与副族元素的电子排布有什么特 点？价电子排布有什么不同？（完成学案上的 表格） %1元素周期表有—个纵列，可以分—个主族, 个 副族，除此外还有,划分族的依据是 ③过渡元素的族序数是怎样确定的? 【讲解】Fe为什么不是排在第IIA族呢？弄清 楚周期、族的相关规律，我们就能很容易给元 素在周期表中“定位”，浅绿色区域是金属元 素所在的位置，深绿色区域是非金属元素所在 的位置。由于颜色的区别分成了两大区域。请 大家看课本P14页彩图位置，有5块不同颜色 的区域，为什么叫s、p…区，不叫1、2、3、 4、5区，这与外围电子层的排布有什么关系 呢？ 【探究3】区的划分 【设疑】 ①阅读课本P14科学探究3,对照元素周期表， 请仿照ds区、f区的内容完成下面的表 格，并找出划分区的依据 【板书】3、区一一按外围电子排布划分 【设疑】 %1为什么s区、d区和ds区都是金属？为什么 非金属元素主要集中在元素周期表右上角三角 区内？ %1副族和第VIII族元素乂称为过渡元素是因 分析推理 探究2、族的划分 学生演板，师生评价 归纳通式、寻找规律 思考交流 填写表格 师生评价 归纳通式找规律 汇报结论2 师生评价 看周期表 思考交流 讨论探究 探究3、区的划分 阅读教材 自主学习 分组讨论 合作探究 生生交流 教师点评 设置悬念 引发思考 学会“特殊 到一般”的 归纳法感 受成功的 喜悦！ 类比“主 族”迁移 “副族” 点明差异 关注特征 培养观察 表述能力 体验成功 增强自信! 解开悬念 合作学 习、再训 分析、推 培养协作 探究精神 训练语言 表达能力 深化拓展

人教版化学选修三物质结构化学讲义

第一章 原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 注意: 每个能层的能级种数为n ； 轨道总数为n 2 ； 每个轨道最多容纳电子数为2 每个能层最多容纳电子数为2n 2 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 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能量由低到高的顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 1s / 2s 2p / 3s 3p / 4s 3d 4p / 5s 4d 5p / 6s 4f 5d 6p / 7s 5f 6d 7p 能级交错：原子轨道的能量关系是：n s ＜(n -2)f ＜(n -1)d ＜n p 【能级组：n s (n -2)f (n -1)d n p ；一个能级组中的各能级能量相近但不同】 （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。 基态原子：处于最低能量状态的原子 激发态原子：处于能量较高状态的原子 基态原子可以吸收能量使核外电子跃迁到较高能级变成激发态，形成吸收光谱 激发态原子也可释放能量使核外电子跃迁到较低能级变成低能激发态或基态，形成发射光谱 现代化学中常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析 （焰火、激光、灯光、霓虹灯光、焰色反应等许多可见光都与核外电子跃迁释放能量有关） （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，p 3的轨道式为 或 ，而不是 洪特规则特例：当p 、d 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p 0、d 0、p 3、d 5、p 6、d 10时，是较稳定状态。 前36号元素全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有：7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6、18Ar 3s 23p 6、 29Cu 3d 104s 1、 30Zn 3d 104s 2、 36Kr 4s 24p 6。 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑

高中化学选修三第二章分子结构与性质讲义及习题含答案

高中化学选修三第二章分子结构与性质 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，后者的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。 二、分子的空间构型 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