结构题如何拿满分?我需要一些东西帮助我条理总结,现在基本框架有了,一些零碎容易混淆的对我会更有用

结构题如何拿满分?我需要一些东西帮助我条理总结,现在基本框架有了,一些零碎容易混淆的对我会更有用
结构题如何拿满分?
我需要一些东西帮助我条理总结,现在基本框架有了,一些零碎容易混淆的对我会更有用

结构题如何拿满分?我需要一些东西帮助我条理总结,现在基本框架有了,一些零碎容易混淆的对我会更有用
选修3期末复习
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

二、复习要点
（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

（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 ＜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”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、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”.
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.
2、元素周期律
元素的性质随着核电荷数的递增发生周期性的递变,叫做元素周期律.元素周期律主要体现在核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的周期性变化.元素性质的周期性来源于原子外电子层构型的周期性.
（1）同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左 右）
同主族（上 下）
原子结构 核电荷数 逐渐增大 增大
能层（电子层）数 相同 增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大

元素性质 化合价 最高正价由+1 +7负价数=（8—族序数） 最高正价和负价数均相同,最高正价数=族序数
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
第一电离能 呈增大趋势（注意反常点：ⅡA族和ⅢA族、ⅤA族和ⅥA族） 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
（2）微粒半径的比较方法
①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径,阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径.
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大,原子的原子半径依次减小.如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大,原子的原子半径依次增大.如：Li