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第一章原子结构与性质1.能级与能层2.原子核外电子排布规律：⑴构造原理：（熟记课本P6表格中常见元素电子排布式）（2）泡利（不相容）原理：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），这个原理称为泡利原理。（3）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
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复习题优秀教学设计
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关键词：复习题优秀教学设计
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第一章原子结构与性质
1.能级与能层
2.原子核外电子排布规律：
⑴构造原理：（熟记课本P6表格中常见元素电子排布式）
（2）泡利（不相容）原理：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），这个原理称为泡利原理。
（3）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，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。
3.元素周期表的分区(P14，自己填)
包含范围
S区
p区
d区
ds区
f区
4.电离能、电负性（大致规律：从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小）
（1）电离能:第一电离能越小，原子越容易失去1个电子。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：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 特殊性：第ⅡA族元素电负性大于第ⅢA族（原因： ）
第ⅤA族元素电负性大于第ⅥA族（原因： ）
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，如
第二章分子结构与性质
1、共价键
一般规律：共价单键是σ键；共价双键中有一个σ键和一个π键，共价三键有一个σ键和两个π键
键长越短，键能越大，共价键越稳定
2、常见等电子体：CO、CN-和N2 CO2 CS2 N2O NO2- O3 SO2 NO3- CO32- BF3 SO3 SiF4 CCl4 BF4- SO42- PO43- SiCl4
3．分子构型与杂化轨道理论 价层电子对=σ键电子对+中心原子上的孤电子对数
σ键电子对=与中心原子结合的其他原子个数（如NH3中σ键电子对为3）
中心原子上的孤电子对数=1/2（a-xb） P37
分子或离子
σ键电子对
孤电子对数
价层电子对
VSEPR模型
立体构型
杂化类型
CO2
SO2
H2O NH3
2 2 2 3 0 1 0 2 1 0 2 3 3 4 4 4 直线形
直线性
sp sp2
sp2
sp3
sp3
sp3
平面三角形
V形
平面三角形
平面三角形
四面体
四面体
四面体
V形
三角锥形
正四面体形
SO3 (CO32-) 3 CH4 (NH4+)
4 4.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。
②组成如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋配体为NH3，配位数为2。
第三章晶体结构与性质
晶体熔、沸点高低的比较方法
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高．如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅
（3）离子晶体，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，其晶体的熔沸点就越高。
（4）分子晶体
①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高
②同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）金属晶体：金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属熔、沸点就越高。
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