化学选修四知识点总结

1、能层和能级

(1)能层和能级的划分在同一个原子中，离核越近能层能量越低。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。任一能层，能级数等于能层序数。s、p、d、f可容纳的电子数依次是

1、

3、

5、7的两倍。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

(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。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。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。

3、电子云与原子轨道

(1)电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

(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。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直(用px、py、pz表示);nd能级各有5个原子轨道;nf能级各有7个原子轨道。

4、核外电子排布规律

(1)能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。

(2)泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。

(3)洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。

(4)洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p

3、d

5、f

7、p

6、d

10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。电子数

(5)(n-1)d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数选修三结构化学知识点：元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的结构元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能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。

(1)原子的电子层构型和周期的划分周期是指能层(电子层)相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

(2)原子的电子构型和族的划分族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

(3)原子的电子构型和元素的分区按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。选修三结构化学知识三字经选修三，新增添，看似繁，实不难，说理想，说成绩，盼学子，多努力。大爆炸，原子生，少量氦，大量氢，原子中，看电子，能量差，分七层，能层中，分能级，数轨道，电子添，泡利理，两个反，洪X则，单独占，构造理，排电子，铬和铜，皆不从，一个半，一个全，为特例，能量低，激发态，变基态，电子迁，光呈现，光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴，电子行，无规律，电子云，是几率，百九十，不同形，S球，P哑铃。基原子，电子排，去0族，价电来,价电子，看规律，周期表，分五区，ds，d紧连，sp，守两边，f区，不重要，含镧锕，须知道，周期律，看变化，电离能，电负性，比半径，两因素，数能层，电荷数。共价键，结分子，电子对，为共用，电子云，球哑铃，据重叠，分键型，西格玛，头碰头，重叠大，键稳定，PP,肩并肩，要出现，键二三，键参数，能长角，稳不稳，能大小，键越长，能越小，分子形，看键角，价原同，等电体，性质似，新原理。分子多，形不同，价层斥，求稳定，ABn，看中原，键全成，n定形，分子内，存杂化，孤电对，西格玛，配合物，新化键，浓与稀，颜色变，配离子，金属成，主族少，过渡丰。溶不溶，看极性，非极性，电归中，分子间，力两面，范XX，和氢键，手性碳，四键连，皆不同，始为然，含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶，得晶体，三途径，析结晶，两种凝，自范性，多面体，能衍射，各向异，多晶胞，六面体，需并置，且无隙。分子晶，很常见，多为气，五类判，配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。电子气，金属晶，导热电，延展性，简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。离子晶，晶格能，看电荷，比半径，一几何，二电荷，两因素，配位数。乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，有志者，事竟成，学与思，贵以恒。猜你感兴趣的：1.化学选修三晶体知识点2.化学选修3晶体结构与性质知识点3.高二化学选修三知识点4.初3化学知识点总结5.