高中化学必修3知识点总结：原子结构与性质

高中化学必修3知识点总结

学习 方法 千千万，牢记知识条。大家在学习化学的时候有没有因为各种各样的方程以及复杂的化学关系弄的源头转向呢，下面就来在跟着我一起来复习高中化学必修3知识点 总结 吧。

高中化学必修3知识点总结：原子结构与性质

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高中化学必修3知识点总结：原子结构与性质

高中化学必修3知识点总结

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。

3.元素电离能和元素电负性

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).元素电离能的周期性变化.

随着原子序数的递增，元素的电离能呈周期性变化:

★同周期从左到右，电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的电离能，碱金属的电离能小;

★同主族从上到下，电离能有逐渐减小的趋势.

说明：

①同周期元素，从左往右电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P

②.元素电离能的运用：

a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.

b.用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.

(3).元素电负性的周期性变化.

元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.

电负性的运用:

a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素;<1.8，金属元素).

b.确定化学键类型(两元素电负性值>1.7，离子键;<1.7，共价键).

c.判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价).

d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱).

例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素电离能逐渐升高的顺序排列的是

A.K、Na、Li B.N、O、C C.Cl、S、P D.Al、Mg、Na

例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是

A.X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价

B.电离能可能Y小于X

C.价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性

D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

二.化学键与物质的性质.

内容：离子键――离子晶体

1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.

(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.

(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.

离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.

离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.

典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子;氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.

(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.

2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求).

(1).共价键的分类和判断：σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩碰肩”重叠)、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.

(2).共价键三参数.

共价键的键能与化学反应热的关系:反应热= 所有反应物键能总和-所有生成物键能总和.

3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的异.

(1)共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.

(2)键的极性：

极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.

非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.

(3)分子的极性：

①极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.

非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.

②分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.

非极性分子和极性分子的比较

4.分子的空间立体结构(记住)

常见分子的类型与形状比较

5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.

(1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.

(2).典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2).

金刚石是正四面体的空间网状结构，小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键;晶体硅的结构与金刚石相似;二氧化硅晶体是空间网状结构，小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.

(3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅.

6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构(晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求).

(1).金属键:金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.

请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.

(2)①金属晶体:通过金属键作用形成的晶体.

②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：NaNa>K>Rb>Cs.金属键的强弱可以用金属的原子

7. 了解简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求).

(1)配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.

(2)①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.

②形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道. b.配位体具有提供孤电子对的原子.

③配合物的组成.

④配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关.

三.分子间作用力与物质的性质.

1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.

分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.

范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.

2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.

(1).分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰.

(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.

3.了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对强弱的比较不作要求).

NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族 其它 元素氢化物的沸点反常地高.

影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性

表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都是氢化物中存在.

4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.

四、几种比较

1、离子键、共价键和金属键的比较

2、非极性键和极性键的比较

3.物质溶沸点的比较(重点)

(1)不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体

(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。

③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。

(3)常温常压下状态

①熔点：固态物质>液态物质

②沸点：液态物质>气态物质

高中化学必修三知识点总结：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。

(2)能量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状态，简称能量原理。构造原理和能量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：1s22s22p63s264s1。

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

1.一个能级组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Z—R的值，确定元素所在的列，依照周期表的结构数出所在列对应的族序数。

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。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即能层为其周期数，外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。

(2)主族元素价电子数=族序数，副族元素IIIB--VIII族价电子数=族序数IB，IIB价电子的外层数=族序数

(3)各区元素化学性质及原子外层电子排布特点

S区ns1-2p区ns2np1-6、d区(n-1)d1-9ns1-2、ds区(n-1)d10ns1-2

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个电子时所需要的能量，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能量。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(或第ⅠA族)电离能小，稀有气体(或0族)电离能，同周期，从左到右总体呈现增大趋势。(Be，N,P,Mg除外)同主族元素，从上到下，电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比电离能要大

(2)元素的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。

(3)电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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金属元素的电负性越小，金属元素越活泼;非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

(4)电离能的应用

①根据电离能数据确定元素核外电子的排布如：②确定元素在化合物中的化合价③判断元素金属性强弱

2.原子结构与元素性质的递变规律

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有些性质是相似的。

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高一化学学科必修三知识点

【 #高一# 导语】高一阶段，是打基础阶段，是将来决战高考取胜的关键阶段，今早进入角色，安排好自己学习和生活，会起到事半功倍的效果。以下是 为你加油！

1.高一化学学科必修三知识点

一、原子的结构

（2）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。

（3）质量数A=Z+N，是原子量的近似值。

同位素：具有相同的质子数，不同的中子数，同种元素的不同原子互称为同位素。

同位素的近似相对原子质量数值上等同于同位素原子的质量数

二、原子相对质量

1、求相对原子质量的公式：相对原子质量=某元素一个原子的质量/一个碳原子质量的1/12

三、排布规律

1、我们常用小黑点（或×）来表示元素原子的外层上的电子

2、核外电子排布的规律

（1）各电子层多可容纳的电子数为2的N次方个

（2）外层胆子数不超过8各（K层为外层时则不超过2个），当外层电子数达到8（K层为2）时，就达到了稀有气体的稳定结构

（3）次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32

四、

非金属元素：其阴离子半径＞原子半径

金属元素：其阳离子半径＜原子半径

非金属元素的原子半径＜其相应的阴离子半径。

金属元素的原子半径＞其相应的阳离子半径。

具有相同电子层结构的阴阳离子，随着元素原子序数的递增，离子半径逐渐减小。

2.高一化学学科必修三知识点

1.同分异构体数目的判断方法

记忆法记住已掌握的常见的异构体数。例如：

(1)凡只含一个碳原子的分子均无异构;

(2)丁烷、丁炔、丙基、丙醇有2种;

(3)戊烷、戊炔有3种;

(4)丁基、丁烯(包括顺反异构)、C8H10(芳烃)有4种;

(5)己烷、C7H8O(含苯环)有5种;

(6)C8H8O2的芳香酯有6种;

(7)戊基、C9H12(芳烃)有8种。

2.基元法例如：丁基有4种，丁醇、戊醛、戊酸都有4种

3.替代法例如：C6H4Cl2有3种，四氯苯也为3种(将H替代Cl);又如：CH4的一氯代物只有一种，C(CH3)4的一氯代物也只有一种。

4.对称法(又称等效氢法)等效氢法的判断可按下列三点进行：

(1)同一碳原子上的氢原子是等效的;

(2)同一碳原子所连XX上的氢原子是等效的;

(3)处于镜面对称位置上的氢原子是等效的(相当于平面成像时，物与像的关系)。

3.高一化学学科必修三知识点

1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量

高二化学必修三知识点总结

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。下面给大家分享一些关于 高二化学 必修三知识点 总结 ，希望对大家有所帮助。

高二化学必修三知识点1

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1mol化学键释放的能量，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。常见的等电子体：CO和N2

高二化学必修三知识点2

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：都属共价键

(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。

电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++SO42-

配合物内界稳定不电离参加化学反应，外界电离后参加反应

高二化学必修三知识点3

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。

(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小.

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高一化学必修三重要知识点

【篇一】高一化学必修三重要知识点

基本概念

1.区分元素、同位素、原子、分子、离子、原子团、取代基的概念。正确书写常见元素的名称、符号、离子符号，包括IA、IVA、VA、VIA、VIIA族、稀有气体元素、1～20号元素及Zn、Fe、Cu、Hg、Ag、Pt、Au等。

2.物理变化中分子不变，化学变化中原子不变，分子要改变。常见的物理变化：蒸馏、分馏、焰色反应、胶体的性质(丁达尔现象、电泳、胶体的凝聚、渗析、布朗运动)、吸附、蛋白质的盐析、蒸发、分离、萃取分液、溶解除杂(酒精溶解碘)等。

常见的化学变化：化合、分解、电解质溶液导电、蛋白质变性、干馏、电解、金属的腐蚀、风化、硫化、钝化、裂化、裂解、显色反应、同素异形体相互转化、碱去油污、明矾净水、结晶水合物失水、浓硫酸脱水等。(注：浓硫酸使胆矾失水是化学变化，干燥气体为物理变化)

3.理解原子量(相对原子量)、分子量(相对分子量)、摩尔质量、质量数的涵义及关系。

4.纯净物有固定熔沸点，冰水混和、H2与D2混和、水与重水混和、结晶水合物为纯净物。

混合物没有固定熔沸点，如玻璃、石油、、溶液、悬浊液、乳浊液、胶体、高分子化合物、漂、、天然油脂、、王水、同素异形体组成的物质(O2与O3)、同分异构体组成的物质C5H12等。

5.掌握化学反应分类的特征及常见反应：

a.从物质的组成形式：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。

b.从有无电子转移：氧化还原反应或非氧化还原反应c.从反应的微粒：离子反应或分子反应

d.从反应进行程度和方向：可逆反应或不可逆反应e.从反应的热效应：吸热反应或放热反应

6.同素异形体一定是单质，同素异形体之间的物理性质不同、化学性质基本相同。红磷和白磷、O2和O3、金刚石和石墨及C60等为同素异形体，H2和D2不是同素异形体，H2O和D2O也不是同素异形体。同素异形体相互转化为化学变化，但不属于氧化还原反应。

7.同位素一定是同种元素，不同种原子，同位素之间物理性质不同、化学性质基本相同。

8.同系物、同分异构是指由分子构成的化合物之间的关系。

9.强氧化性酸(浓H2SO4、浓HNO3、稀HNO3、HClO)、还原性酸(H2S、H2SO3)、两性氧化物(Al2O3)、两性氢氧化物[Al(OH)3]、物(Na2O2)、酸式盐(NaHCO3、NaHSO4)

10.酸的强弱关系：(强)HClO4、HCl(HBr、HI)、H2SO4、HNO3>(中强)：H2SO3、H3PO4>(弱)：CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>C6H5OH>H2SiO3

11.与水反应可生成酸的氧化物不一定是酸性氧化物，只生成酸的氧化物"才能定义为酸性氧化物

12.既能与酸反应又能与碱反应的物质是两性氧化物或两性氢氧化物，如SiO2能同时与HF/NaOH反应,但它是酸性氧化物

13.甲酸根离子应为HCOO-而不是COOH-

14.离子晶体都是离子化合物，分子晶体不一定都是共价化合物，分子晶体许多是单质

15.同温同压，同质量的两种气体体积之比等于两种气体密度的反比

【篇二】高一化学必修三重要知识点

化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。

1.离子键与共价键的比较

键型离子键共价键

概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构

成键粒子阴、阳离子原子

成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间(特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键)非金属元素之间

离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。(一定有离子键，可能有共价键)

共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。(只有共价键)

用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：(1)电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷;而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。(2)[](方括号)：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。

第二章化学反应与能量

节化学能与热能

1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量，而形成生成物中的化学键要放出能量。化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。一个确定的化学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。E反应物总能量>E生成物总能量，为放热反应。E反应物总能量

2、常见的放热反应和吸热反应

常见的放热反应：①所有的燃烧与缓慢氧化。②酸碱中和反应。③金属与酸反应制取氢气。

④大多数化合反应(特殊：C+CO22CO是吸热反应)。

常见的吸热反应：①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)。

②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O

③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分类：

形成条件利用历史性质

一次能源

常规能源可再生资源水能、风能、生物质能

不可再生资源煤、石油、天然气等化石能源

新能源可再生资源太阳能、风能、地热能、潮汐能、氢能、沼气

不可再生资源核能

二次能源(一次能源经过加工、转化得到的能源称为二次能源)

电能(水电、火电、核电)、蒸汽、工业余热、酒精、汽油、焦炭等

[思考]一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗?试举例说明。

【篇三】高一化学必修三重要知识点

离子反应

1.强电解质和弱电解质

①融化状态下能否导电。②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有机物为非电解质。⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等，股显电中性，称电荷守恒。

(2)强电解质和弱电解质

(1)离子反应

a.定义：有离子参加或有离子生成的反应称为离子反应。指在水溶液中有电解质参加的一类反应。

b.本质：溶液中某些离子能相互作用，使这些离子的浓度减小。

c.、离子反应分类与发生条件：

间的某个反应，而且可以表示同一类型的离子反应。

书写步骤：

“一写”：首先以客观事实为依据写出反应的化学方程式;“二改”：把易溶于水、易电离物质改写成离子形式(关键的一步)：

“三删”：删去方程式两边未参加反应的离子;

“四查”：检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。

3.离子共存

所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应;若离子之间能发生反应，则不能大量共存。

(1)结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等

(2)结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如H+和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4+等

(3)结合生成难电离物质(水)的离子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。

(4)发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存(待学)注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等离子，酸性(或碱性)则应考虑所给离子组外，还有大量的H+(或OH-)。

高中化学选修三课本

人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教案学案

章 原子结构与性质

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

a. 原子符号： AzX A 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

周期 2 2

第二周期 8 10

第三周期 8 18

第四周期 18 36

第五周期 18 54

第六周期 32 86

不完全周期 第七周期 26 118

②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。

主族 7个

副族 7 个

第VIII族是第8、9、10纵行

零族是第 18 纵行

数字：1 2 3 4 5 6 7 8

罗马数字： I II III IV V 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＝ 原子外层电子数＝元素正化合价数

(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：

（2） 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ）

（3） 元素：具有相同 的 原子的总称。

（4） 核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。

（5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。

（6） 同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 ②在天然存在的某种元素里，

无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。

（7） 元素的相对原子质量：

a、 某种核素的相对原子质量＝

b、 元素的相对原子质量＝

练习：用A质子数B中子数C核外电子数D外层电子数E电子层数填下列空格。

①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定

③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定

⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定

⑦元素的化学性质由 决定

4、元素周期律：

（1） 原子核外电子的排布：电子层 。

分别用n＝ 或 来表示从内到外的电子层。

（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 排起，当一层充满后再填充 。

5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱 非金属性强弱

1、价氧化物对应水化物碱性强弱 价氧化物对应水化物酸性强弱

2、与水或酸反应，置换出H的易难 与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性

3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

6、比较微粒半径的大小

（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越

如: H+＜ H＜ H-; Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl-

（2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越 ．如：

①与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+

②与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+

③与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+

7、 电子数和核电荷数都不同的微粒：

(1)同主族的元素,半径从上到下

(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+

(3)比较Ge、P、O的半径大小

8、核外电子排布的规律：

（1）

（2）

（3）

章 原子结构与性质

节 原子结构：(课时)

知识与技能：

1、进一步认识原子核外电子的分层排布

2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系

3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系

4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义

5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布

6、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

方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。

情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。

教学过程：

1、原子结构理论发展

从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。

现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。

〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律：

核外电子排布的尸般规律

(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次

排布在能量逐步升高的电子层(能量原理)。

(2)原子核外各电子层多容纳29’个电子。

(3)原于外层电子数目不能超过8个(K层为外层时不能超过2个电子

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒

数第三层电子数目不能超过32个。

说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是外层

时，多可排8个电子；当M层不是外层时，多可排18个电子

〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？

2、能层与能级

由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：

、二、三、四、五、六、七……能层

符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……

能量由低到高

例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的多电子数如下：

能 层 一 二 三 四 五 六 七……

符 号 K L M N O P Q……

多电子数 2 8 18 32 50……

即每层所容纳的多电子数是：2n2(n：能层的序数)

但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。

能级的符号和所能容纳的多电子数如下：

能 层 K L M N O ……

能 级 1s 2s 2p 3s 3d 4s 4p 4d 4f ……

多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……

各能层电子数 2 8 18 32 50 ……

（1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……

（2） 任一能层，能级数=能层序数

（3） s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍

3、构造原理

根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。

即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……

元素原子的电子排布：（1—36号）

氢 H 1s1

……

钠 Na 1s22s22p63s1

……

钾 K 1s22s22p63s264s1 【Ar】4s1

……

有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏，如：

铬 24Cr [Ar]3d54s1

铜 29Cu [Ar]3d104s1

[课堂练习]

1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布

氯：1s22s22p63s25

钪：1s22s22p63s263d14s2

溴：1s22s22p63s263d104s24p5

根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。

2、写出1—36号元素的核外电子排布式。

3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。

总结并记住书写方法。

4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg

回答下列问题：

在这些元素的原子中，外层电子数大于次外层电子数的有 ，外层电子数与次外层电子数相等的有 ，外层电子数与电子层数相等的有 ；

L层电子数达到多的有 ，K层与M层电子数相等的有 。

5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：

（1）EK EN EL EM ，

（2）E3S E2S E4S E1S ，

（3）E3S E3d E2P E4f 。

6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比外层多7个电子。

（1）A元素的元素符号是 ，B元素的原子结构示意图为________________；

（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____

节 原子结构：(第二课时)

知识与技能：

1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布

2、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

3、知道原子核外电子的排布遵循能量原理

4、知道原子的基态和激发态的涵义

5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

教学过程：

〖课前练习〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的多电子数如下：

(1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的多电子数为 ，除K层外，其他能层作外层时，多只能有 电子。

（2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律 。

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元素形成的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元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序数为 ；

（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式 。

〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？

4、电子云和原子轨道：

(1)电子运动的特点：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述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。

S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。

P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。

s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，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。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子

核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。

(2) [重点难点]泡利原理和洪特规则

量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。

一个原子轨道里多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。

推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。

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，这个规则是洪特规则。

〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。

〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。

〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。

它们是否符合构造原理?

2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?

洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。

课堂练习

1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。

(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg

2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。

(1) (2) (3)

(4) (5) (6)

违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。

3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。

(1)氮原子：A． B．

2s 2p 2s 2p

；(2)钠原子：A．3s1 B．1

；(3)铬原子：A．3d54s1 B．3d44s2

。4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。

5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。

节 原子结构：(第3课时)

知识与技能：

1、知道原子核外电子的排布遵循能量原理

2、知道原子的基态和激发态的涵义

3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用

[重点难点]能量原理、基态、激发态、光谱

教学过程：

〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？

创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。

提出问题：这些光现象是怎样产生的?

问题探究：指导学生阅读教科书，学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。

问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。

应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。

〖总结〗

原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于状态，简称能量原理。

处于能量的原子叫做基态原子。

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。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。

不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，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。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。

〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。

阅读p8科学史话，认识光谱的发展。

〖课堂练习〗

1、同一原子的基态和激发态相比较 （ ）

A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定

C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定

2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ）

A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火

C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失

3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（ ）

A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少

C．电子离原子核的远近 D．原子核外电子的大小

4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时( )

A. 产生的光谱为吸收光谱 B. 产生的光谱为发射光谱

C. 产生的光谱线的条数可能是2 条 D. 电子的势能将升高.

章 原子结构与性质

第二节 原子结构与元素的性质(第1课时)

知识与技能

1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系

2、知道外围电子排布和价电子层的涵义

3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律

4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系

教学过程

〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？

〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、铯基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。

一、原子结构与周期表

1、周期系：

随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后外层上的电子逐渐增多，后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子外电子层总是1个电子，后一个元素的原子外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。

2、周期表

我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？

说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。

首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。

〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？

阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。

〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。

〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?

元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？

[基础要点]分析图1-16

s区 p 区 d 区 ds 区 f 区

分区原则

纵列数

是否都是金属

区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。

[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？

〖归纳〗S区元素价电子特征排布为nS1~2，价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为（n-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为

(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为

ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。

（1） 原子核外电子总数决定所在周期数

周期数=能层数（钯除外）

46Pd [Kr]4d10,能层数是4，但是在第五周期。

（2） 外围电子总数决定排在哪一族

如：29Cu 3d104s1

10+1=11尾数是1所以，是IB。

元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。

原子结构与元素的性质(第2课时)

知识与技能：

1、掌握原子半径的变化规律