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时间:2020-01-10
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1、2017新课标高考化学选修3考点总结选修三复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质目录(一)原子结构21、能层和能级22、构造原理23、电子云与原子轨道34、核外电子排布规律3(二)元素周期表和元素周期律31、元素周期表的结构32、元素周期律4(三)共价键51、共价键的成键本质:52、共价键类型:53、共价键的三个键参数6(四)分子的空间构型61、等电子原理62、价电子互斥理论:63、杂化轨道理论7(五)分子的性质81、分子间作用力(范德华力和氢键)82、极性分子和非极性分子83、有机物分子的手性和无机含氧酸
2、的酸性9(六)晶体的结构和性质91、四大晶体的比较92、典型晶体的结构特征912(一)原子结构1、能层和能级(1)能层和能级的划分 ①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②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。 ③任一能层,能级数等于能层序数。④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。⑤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12(1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造
3、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<np(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
4、第三层不超过32个电子。(5)基态和激发态①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。②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。③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”
5、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,
6、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、p3、d5、f7、p6、d10、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”。12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 (二)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
7、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Ⅷ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
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