文档介绍：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

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。
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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），,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。
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:

1。原子的电子构型与周期的关系
（1）,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。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。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数（镧系、锕系除外)。

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，，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。同主族元素，从上到下,第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
(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。以氟的电负性为4．0，锂的电负性为1．０作为相对标准,,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”。它们既有金属性，又有非金属性。
(3）电负性的应