『壹』 高中化學選修3 如何學
多總結，注意聽老師講課，多提問題，多與同學討論，多下功夫，高考在這本書上的內容不會很難，但有可能比較偏
『貳』 高二化學選修三怎麼學啊
是很抽象，我們現在大學里也學這些東西。它很基礎而且很重要，首先一些基礎的理論要記牢，然後多做一些來習題，到時你會發現其實並沒想像中那麼難
『叄』 化學選修三物質結構與性質上各章知識點及考點。
第一章
原子結構與性質.一、認識原子核外電子運動狀態，了解電子雲、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子雲：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現的機會大小所得的圖形叫電子雲圖.離核越近，電子出現的機會大，電子雲密度越大；離核越遠，電子出現的機會小，電子雲密度越小.電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區域的不同，核外電子分別處於不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為K、L、M、N、O、P、Q.原子軌道（能級即亞層）：處於同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數依次為1、3、5、7.2.(構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示1～36號元素原子核外電子的排布.(1).原子核外電子的運動特徵可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態完全相同的兩個電子.(2).原子核外電子排布原理.①.能量最低原理:電子先佔據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態不同的電子.③.洪特規則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分佔不同的軌道，且自旋狀態相同.洪特規則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態，具有較低的能量和較大的穩定性.如24Cr
[Ar]3d54s1、29Cu
[Ar]3d104s1.(3).掌握能級交錯圖和1-36號元素的核外電子排布式.①根據構造原理，基態原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高。基態原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性第一電離能：氣態電中性基態原子失去1個電子，轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ/mol。
(1).原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數的增加,元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化:每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化.(2).元素第一電離能的周期性變化.隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，鹼金屬的第一電離能最小；★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第
ⅡA
族、第
ⅤA
族元素的第一電離能分別大於同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P②.元素第一電離能的運用：a.電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.
b.用來比較元素的金屬性的強弱.
I1越小，金屬性越強，表徵原子失電子能力強弱.(3).元素電負性的周期性變化.
元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢.電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；1.7，離子鍵；
『肆』 誰知道怎麼學好高中化學選修三（人教版）
（1）、首先是要有興趣（廢話，可忽略）：
愛因斯坦說興趣是最好的老師，不同物質之間的轉化其實是很神奇的，生活離不開化學；
（2）、其次是學習方法：
多歸納總結，最好把一類或者一些重要而又容易忘記的反應或定理寫在一個本子上。例如化學反應有化合（燃燒）、置換（金屬的活潑型順序如何？條件：氣體或沉澱等等）、氧化還原（CO還原鐵、銅等）、有機物的反應（酯化、加氫等等）等都是有規律的，你把他們的規律掌握了，學起來也就簡單而不亂了。復習的時候拿本子出來看看，一目瞭然；
（3）、多思考，多注重實驗：
可以說，化學離不開實驗，多做些實驗題，理解每一步的原理和作用，尤其是一些重要的實驗，例如重結晶、酯化反應，幾乎每次大考都喜歡考酯化或可逆反應的實驗（初中的話可能沒有學過）；
（4）、勤奮（還是廢話，可忽略）：
俗話說勤能補倔，一分汗水一分耕耘。
PS：祝學業進步！！
『伍』 學習化學選修3時，需要什麼之前的知識點嗎
高中化學選修3的內容是物質結構與性質，它的學習基礎是必修2第一章原子結構和元素周期表
『陸』 化學選修三的內容
選修3
第一章 原子結構與性質
本章說明
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
教學資源1
教學資源2
第二章 分子結構與性質單元
本章說明
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
教學資源1
教學資源2
教學資源3
第三章 晶體結構與性質
本章說明
第一節 晶體的常識
第二節 分子晶體與原子晶體
第三節 金屬晶體
第四節 離子晶體
教學資源1
教學資源2
第一章 原子結構與性質
本章說明
第一節 原子結構
第二節 原子結構與元素的性質
教學資源1
教學資源2
第二章 分子結構與性質單元
本章說明
第一節 共價鍵
第二節 分子的立體結構
第三節 分子的性質
教學資源1
教學資源2
教學資源3
第三章 晶體結構與性質
本章說明
第一節 晶體的常識
第二節 分子晶體與原子晶體
第三節 金屬晶體
第四節 離子晶體
『柒』 高中化學選修3網課聽不懂，書也看不懂怎麼辦
化學本來就是比較難的如果實在聽不懂可以和老師協商一下，讓他上直播課或者是等他開學的時候重新上一遍
『捌』 誰有高中化學選修3的教案啊
（人教版）高中化學選修3 《物質結構與性質》全部教案學案
第一章 原子結構與性質
一、本章教學目標
1．了解原子結構的構造原理，知道原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基態與激發態，知道原子核外電子在一定條件下會發生躍遷產生原子光譜。
3．了解原子核外電子的運動狀態，知道電子雲和原子軌道。
4．認識原子結構與元素周期系的關系，了解元素周期系的應用價值。
5．能說出元素電離能、電負性的涵義，能應用元素的電離能說明元素的某些性質。
6．從科學家探索物質構成奧秘的史實中體會科學探究的過程和方法，在抽象思維、理論分析的過程中逐步形成科學的價值觀。
本章知識分析：
本章是在學生已有原子結構知識的基礎上，進一步深入地研究原子的結構，從構造原理和能量最低原理介紹了原子的核外電子排布以及原子光譜等，並圖文並茂地描述了電子雲和原子軌道；在原子結構知識的基礎上，介紹了元素周期系、元素周期表及元素周期律。總之，本章按照課程標准要求比較系統而深入地介紹了原子結構與元素的性質，為後續章節內容的學習奠定基礎。盡管本章內容比較抽象，是學習難點，但作為本書的第一章，教科書從內容和形式上都比較注意激發和保持學生的學習興趣，重視培養學生的科學素養，有利於增強學生學習化學的興趣。
通過本章的學習，學生能夠比較系統地掌握原子結構的知識，在原子水平上認識物質構成的規律，並能運用原子結構知識解釋一些化學現象。
注意本章不能挖得很深，屬於略微展開。
相關知識回顧（必修2）
1. 原子序數：含義：
（1） 原子序數與構成原子的粒子間的關系：
原子序數＝ ＝ ＝ ＝ 。（3）原子組成的表示方法
a. 原子符號： AzX A z
b. 原子結構示意圖：
c.電子式：
d.符號 表示的意義： A B C D E （4）特殊結構微粒匯總：
無電子微粒無中子微粒
2e-微粒 8e-微粒
10e-微粒
18e-微粒
2. 元素周期表：（1）編排原則：把電子層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行叫周期；再把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序有上到下排成縱行，叫族。
（2）結構： 各周期元素的種數 0族元素的原子序數
第一周期 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 族序數 羅馬數字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
主族 7個
副族 7 個
第VIII族是第8、9、10縱行
零族是第 18 縱行
阿拉伯數字：1 2 3 4 5 6 7 8
羅馬數字： I II III IV V VI VII VIII
（3）元素周期表與原子結構的關系：
①周期序數＝ 電子層數 ②主族序數＝ 原子最外層電子數＝元素最高正化合價數
(4)元素族的別稱：①第ⅠA族：鹼金屬 第ⅠIA族：鹼土金屬②第ⅦA 族：鹵族元素
③第0族：稀有氣體元素
3、 有關概念：
（1） 質量數：
（2） 質量數（ ）＝ （ ）＋ （ ）
（3） 元素：具有相同 的 原子的總稱。
（4） 核素：具有一定數目的 和一定數目 的 原子。
（5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互稱同位素。
（6） 同位素的性質：①同位素的化學性質幾乎完全相同 ②在天然存在的某種元素里，
無論是游離態還是化合態，各種元素所佔的百分比是不變的。
（7） 元素的相對原子質量：
a、 某種核素的相對原子質量＝
b、 元素的相對原子質量＝
練習：用A質子數B中子數C核外電子數D最外層電子數E電子層數填下列空格。
①原子種類由 決定 ②元素種類由 決定
③元素有無同位素由 決定 ④同位素相對原子質量由 決定
⑤元素原子半徑由 決定 ⑥元素的化合價由 決定
⑦元素的化學性質由 決定
4、元素周期律：
（1） 原子核外電子的排布：電子層 。
分別用n＝ 或 來表示從內到外的電子層。
（2）排布原理：核外電子一般總是盡先從 排起，當一層充滿後再填充 。
5、判斷元素金屬性或非金屬性的強弱的依據
金屬性強弱 非金屬性強弱
1、最高價氧化物對應水化物鹼性強弱 最高價氧化物對應水化物酸性強弱
2、與水或酸反應，置換出H的易難 與H2化合的難易及氣態氫化物的穩定性
3、活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬 活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質
6、比較微粒半徑的大小
（1）核電荷數相同的微粒，電子數越多，則半徑越
如: H+＜ H＜ H-; Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl-
（2）電子數相同的微粒，核電荷數越多則半徑越 ．如：
①與He電子層結構相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+
②與Ne電子層結構相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+
③與Ar電子層結構相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+
7、 電子數和核電荷數都不同的微粒：
(1)同主族的元素,半徑從上到下
(2)同周期:原子半徑從左到右遞減.如：Na Cl Cl- Na+
(3)比較Ge、P、O的半徑大小
8、核外電子排布的規律：
（1）
（2）
（3）
第一章 原子結構與性質
第一節 原子結構：(第一課時)
知識與技能：
1、進一步認識原子核外電子的分層排布
2、知道原子核外電子的能層分布及其能量關系
3、知道原子核外電子的能級分布及其能量關系
4、能用符號表示原子核外的不同能級，初步知道量子數的涵義
5、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布
6、能用電子排布式表示常見元素（1～36號）原子核外電子的排布
方法和過程：復習和沿伸、類比和歸納、能層類比樓層，能級類比樓梯。
情感和價值觀：充分認識原子結構理論發展的過程是一個逐步深入完美的過程。
教學過程：
1、原子結構理論發展
從古代希臘哲學家留基伯和德謨克利特的樸素原子說到現代量子力學模型，人類思想中的原子結構模型經過多次演變，給我們多方面的啟迪。
現代大爆炸宇宙學理論認為，我們所在的宇宙誕生於一次大爆炸。大爆炸後約兩小時，誕生了大量的氫、少量的氦以及極少量的鋰。其後，經過或長或短的發展過程，氫、氦等發生原子核的熔合反應，分期分批地合成其他元素。
〖復習〗必修中學習的原子核外電子排布規律：
核外電子排布的屍般規律
(1)核外電子總是盡量先排布在能量較低的電子層，然後由里向外，依次
排布在能量逐步升高的電子層(能量最低原理)。
(2)原子核外各電子層最多容納29』個電子。
(3)原於最外層電子數目不能超過8個(K層為最外層時不能超過2個電子
(4)次外層電子數目不能超過18個(K層為次外層時不能超過2個)，倒
數第三層電子數目不能超過32個。
說明：以上規律是互相聯系的，不能孤立地理解。例如；當M層是最外層
時，最多可排8個電子；當M層不是最外層時，最多可排18個電子
〖思考〗這些規律是如何歸納出來的呢？
2、能層與能級
由必修的知識，我們已經知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內而外可以分為：
第一、二、三、四、五、六、七……能層
符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由於原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內層排起，當一層充滿後再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數如下：
能 層 一 二 三 四 五 六 七……
符 號 K L M N O P Q……
最多電子數 2 8 18 32 50……
即每層所容納的最多電子數是：2n2(n：能層的序數)
但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。
能級的符號和所能容納的最多電子數如下：
能 層 K L M N O ……
能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多電子數 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能層電子數 2 8 18 32 50 ……
（1） 每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf……
（2） 任一能層，能級數=能層序數
（3） s、p、d、f……可容納的電子數依次是1、3、5、7……的兩倍
3、構造原理
根據構造原理，只要我們知道原子序數，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。
即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
元素原子的電子排布：（1—36號）
氫 H 1s1
……
鈉 Na 1s22s22p63s1
……
鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1
……
有少數元素的基態原子的電子排布對於構造原理有一個電子的偏差，如：
鉻 24Cr [Ar]3d54s1
銅 29Cu [Ar]3d104s1
[課堂練習]
1、寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布
氯：1s22s22p63s23p5
鈧：1s22s22p63s23p63d14s2
溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5
根據構造原理只要我們知道原子序數，就可以寫出元素原子的電子排布，這樣的電子排布是基態原子的。
2、寫出1—36號元素的核外電子排布式。
3、寫出1—36號元素的簡化核外電子排布式。
總結並記住書寫方法。
4、畫出下列原子的結構示意圖：Be、N、Na、Ne、Mg
回答下列問題：
在這些元素的原子中，最外層電子數大於次外層電子數的有 ，最外層電子數與次外層電子數相等的有 ，最外層電子數與電子層數相等的有 ；
L層電子數達到最多的有 ，K層與M層電子數相等的有 。
5、下列符號代表一些能層或能級的能量，請將它們按能量由低到高的順序排列：
（1）EK EN EL EM ，
（2）E3S E2S E4S E1S ，
（3）E3S E3d E2P E4f 。
6、A元素原子的M電子層比次外層少2個電子。B元素原子核外L層電子數比最外層多7個電子。
（1）A元素的元素符號是 ，B元素的原子結構示意圖為________________；
（2）A、B兩元素形成化合物的化學式及名稱分別是__ _____
第一節 原子結構：(第二課時)
知識與技能：
1、了解原子結構的構造原理，能用構造原理認識原子的核外電子排布
2、能用電子排布式表示常見元素（1～36號）原子核外電子的排布
3、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理
4、知道原子的基態和激發態的涵義
5、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發射光譜，了解其簡單應用
教學過程：
〖課前練習〗1、理論研究證明，在多電子原子中，電子的排布分成不同的能層，同一能層的電子，還可以分成不同的能級。能層和能級的符號及所能容納的最多電子數如下：
(1)根據 的不同，原子核外電子可以分成不同的能層，每個能層上所能排布的最多電子數為 ，除K層外，其他能層作最外層時，最多隻能有 電子。
（2）從上表中可以發現許多的規律，如s能級上只能容納2個電子，每個能層上的能級數與 相等。請再寫出一個規律 。
2、A、B、C、D均為主族元素，已知A原子L層上的電子數是K層的三倍；B元素的原子核外K、L層上電子數之和等於M、N層電子數之和；C元素形成的C2＋離子與氖原子的核外電子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5個電子。則
（1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序數為 ；
（2）寫出C和D的單質發生反應的化學方程式 。
〖引入〗電子在核外空間運動，能否用宏觀的牛頓運動定律來描述呢？
4、電子雲和原子軌道：
(1)電子運動的特點：①質量極小 ②運動空間極小 ③極高速運動。
因此，電子運動來能用牛頓運動定律來描述，只能用統計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定一定狀態的核外電子在某個時刻處於原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現的概率。
概率分布圖看起來像一片雲霧，因而被形象地稱作電子雲。常把電子出現的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子雲輪廓圖成為原子軌道。
S的原子軌道是球形的，能層序數越大，原子軌道的半徑越大。
P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數增大而增大。
s電子的原子軌道都是球形的(原子核位於球心)，能層序數，2越大，原子軌道的半徑越大。這是由於1s，2s，3s……電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區域出現的概率逐漸增大，電子雲越來越向更大的空間擴展。這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子
核的吸引在離核更遠的空間出現的概率就比1s大，因而2s電子雲必然比1s電子雲更擴散。
(2) [重點難點]泡利原理和洪特規則
量子力學告訴我們：ns能級各有一個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭「↑↓」來表示。
一個原子軌道里最多隻能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。
推理各電子層的軌道數和容納的電子數。
當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規則是洪特規則。
〖練習〗寫出5、6、7、8、9號元素核外電子排布軌道式。並記住各主族元素最外層電子排布軌道式的特點：(成對電子對的數目、未成對電子數和它占據的軌道。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外電子排布，請說出每種符號的意義及從中獲得的一些信息。
〖思考〗寫出24號、29號元素的電子排布式，價電子排布軌道式，閱讀周期表，比較有什麼不同，為什麼？從元素周期表中查出銅、銀、金的外圍電子層排布。
它們是否符合構造原理?
2．電子排布式可以簡化，如可以把鈉的電子排布式寫成[Ne]3S1。試問：上式方括弧里的符號的意義是什麼？你能仿照鈉原子的簡化電子排布式寫出第8號元素氧、第14號元素硅和第26號元素鐵的簡化電子排布式嗎?
洪特規則的特例：對於同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩定的。
課堂練習
1、用軌道表示式表示下列原子的價電子排布。
(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
2、以下列出的是一些原子的2p能級和3d能級中電子排布的情況。試判斷，哪些違反了泡利不相容原理，哪些違反了洪特規則。
(1) (2) (3)
(4) (5) (6)
違反泡利不相容原理的有 ，違反洪特規則的有 。
3、下列原子的外圍電子排布中，那一種狀態的能量較低？試說明理由。
(1)氮原子：A． B．
2s 2p 2s 2p
；
(2)鈉原子：A．3s1 B．3p1
；
(3)鉻原子：A．3d54s1 B．3d44s2
。
4、核外電子排布式和軌道表示式是表示原子核外電子排布的兩種不同方式。請你比較這兩種表示方式的共同點和不同點。
5、原子核外電子的運動有何特點?科學家是怎樣來描述電子運動狀態的? 以氮原子為例，說明原子核外電子排布所遵循的原理。
第一節 原子結構：(第3課時)
知識與技能：
1、知道原子核外電子的排布遵循能量最低原理
2、知道原子的基態和激發態的涵義
3、初步知道原子核外電子的躍遷及吸收或發射光譜，了解其簡單應用
[重點難點]能量最低原理、基態、激發態、光譜
教學過程：
〖引入〗在日常生活中，我們看到許多可見光如燈光、霓虹燈光、激光、焰火與原子結構有什麼關系呢？
創設問題情景：利用錄像播放或計算機演示日常生活中的一些光現象，如霓虹燈光、激光、節日燃放的五彩繽紛的焰火等。
提出問題：這些光現象是怎樣產生的?
問題探究：指導學生閱讀教科書，引導學生從原子中電子能量變化的角度去認識光產生的原因。
問題解決：聯系原子的電子排布所遵循的構造原理，理解原子基態、激發態與電子躍遷等概念，並利用這些概念解釋光譜產生的原因。
應用反饋：舉例說明光譜分析的應用，如科學家們通過太陽光譜的分析發現了稀有氣體氦，化學研究中利用光譜分析檢測一些物質的存在與含量，還可以讓學生在課後查閱光譜分析方法及應用的有關資料以擴展他們的知識面。
〖總結〗
原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處於最低狀態，簡稱能量最低原理。
處於最低能量的原子叫做基態原子。
當基態原子的電子吸收能量後，電子會躍遷到較高能級，變成激發態原子。電子從較高能量的激發態躍遷到較低能量的激發態乃至基態時，將釋放能量。光（輻射）是電子釋放能量的重要形式之一。
不同元素的原子發生躍遷時會吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發現的。在現代化學中，常利用原子光譜上的特徵譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。
〖閱讀分析〗分析教材p8發射光譜圖和吸收光譜圖，認識兩種光譜的特點。
閱讀p8科學史話，認識光譜的發展。
〖課堂練習〗
1、同一原子的基態和激發態相比較 （ ）
A、基態時的能量比激發態時高 B、基態時比較穩定
C、基態時的能量比激發態時低 D、激發態時比較穩定
2、生活中的下列現象與原子核外電子發生躍遷有關的是（ ）
A、鋼鐵長期使用後生銹 B、節日里燃放的焰火
C、金屬導線可以導電 D、衛生丸久置後消失
3、比較多電子原子中電子能量大小的依據是（ ）
A．元素原子的核電荷數 B．原子核外電子的多少
C．電子離原子核的遠近 D．原子核外電子的大小
4、當氫原子中的電子從2p能級，向其他低能量能級躍遷時( )
A. 產生的光譜為吸收光譜 B. 產生的光譜為發射光譜
C. 產生的光譜線的條數可能是2 條 D. 電子的勢能將升高.
第一章 原子結構與性質
第二節 原子結構與元素的性質(第1課時)
知識與技能
1、進一步認識周期表中原子結構和位置、價態、元素數目等之間的關系
2、知道外圍電子排布和價電子層的涵義
3、認識周期表中各區、周期、族元素的原子核外電子排布的規律
4、知道周期表中各區、周期、族元素的原子結構和位置間的關系
教學過程
〖復習〗必修中什麼是元素周期律？元素的性質包括哪些方面？元素性質周期性變化的根本原因是什麼？
〖課前練習〗寫出鋰、鈉、鉀、銣、銫基態原子的簡化電子排布式和氦、氖、氬、氪、氙的簡化電子排布式。
一、原子結構與周期表
1、周期系：
隨著元素原子的核電—荷數遞增，每到出現鹼金屬，就開始建立一個新的電子層，隨後最外層上的電子逐漸增多，最後達到8個電子，出現稀有氣體。然後又開始由鹼金屬到稀有氣體，如此循環往復——這就是元素周期系中的一個個周期。例如，第11號元素鈉到第18號元素氬的最外層電子排布重復了第3號元素鋰到第10號元素氖的最外層電子排布——從1個電子到8個電子；再往後，盡管情形變得復雜一些，但每個周期的第1個元素的原子最外電子層總是1個電子，最後一個元素的原子最外電子層總是8個電子。可見，元素周期系的形成是由於元素的原子核外屯子的排布發生周期性的重復。
2、周期表
我們今天就繼續來討論一下原子結構與元素性質是什麼關系？所有元素都被編排在元素周期表裡，那麼元素原子的核外電子排布與元素周期表的關系又是怎樣呢？
說到元素周期表，同學們應該還是比較熟悉的。第一張元素周期表是由門捷列夫製作的，至今元素周期表的種類是多種多樣的：電子層狀、金字塔式、建築群式、螺旋型(教材p15頁)到現在的長式元素周期表，還待進一步的完善。
首先我們就一起來回憶一下長式元素周期表的結構是怎樣的？在周期表中，把能層數相同的元素，按原子序數遞增的順序從左到右排成橫行，稱之為周期，有7個；在把不同橫行中最外層電子數相同的元素，按能層數遞增的順序由上而下排成縱行，稱之為族，共有18個縱行，16 個族。16個族又可分為主族、副族、0族。
〖思考〗元素在周期表中排布在哪個橫行，由什麼決定？什麼叫外圍電子排布？什麼叫價電子層？什麼叫價電子？要求學生記住這些術語。元素在周期表中排在哪個列由什麼決定？
閱讀分析周期表著重看元素原子的外圍電子排布及價電子總數與族序數的聯系。
〖總結〗元素在周期表中的位置由原子結構決定：原子核外電子層數決定元素所在的周期，原子的價電子總數決定元素所在的族。
〖分析探索〗每個縱列的價電子層的電子總數是否相等?按電子排布，可把周期表裡的元素劃分成5個區，除ds區外，區的名稱來自按構造原理最後填入電子的能級的符號。s區、d區和p區分別有幾個縱列?為什麼s區、d區和ds區的元素都是金屬?
元素周期表可分為哪些族?為什麼副族元素又稱為過渡元素？各區元素的價電子層結構特徵是什麼？
[基礎要點]分析圖1-16
s區 p 區 d 區 ds 區 f 區
分區原則
縱列數
是否都是金屬
區全是金屬元素，非金屬元素主要集中 區。主族主要含 區，副族主要含 區，過渡元素主要含 區。
[思考]周期表上的外圍電子排布稱為「價電子層」，這是由於這些能級上的電子數可在化學反應中發生變化。元素周期表的每個縱列上是否電子總數相同？
〖歸納〗S區元素價電子特徵排布為nS1~2，價電子數等於族序數。d區元素價電子排布特徵為（n-1）d1~10ns1~2；價電子總數等於副族序數；ds區元素特徵電子排布為
(n-1)d10ns1~2，價電子總數等於所在的列序數；p區元素特徵電子排布為
ns2np1~6；價電子總數等於主族序數。原子結構與元素在周期表中的位置是有一定的關系的。
（1） 原子核外電子總數決定所在周期數
周期數=最大能層數（鈀除外）
46Pd [Kr]4d10,最大能層數是4，但是在第五周期。
（2） 外圍電子總數決定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1
10+1=11尾數是1所以，是IB。
元素周期表是元素原子結構以及遞變規律的具體體現。
原子結構與元素的性質(第2課時)
知識與技能：
1、掌握原子半徑的變化規律
『玖』 高中化學選修3晶體那一章該怎麼學，尤其是有關晶胞的計算問題
有關晶胞的計算確實比較難，要有空間立體思維，幾何知識，可以把幾種晶胞總結在一起，像面心立方，體心立方等，總結在一起之後找出共同點和不同點，比較著進行學習，這樣會事半功倍，我記得教材幫上有關於這方面的總結，你可以具體看看