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2015届《课堂新坐标》高考化学（新课标）大一轮复习配套讲义（知识梳理+基础验收+明确考向）2

※基本信息※
- 资料类型：专题训练
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
- 资料来源：收集
- 资料作者：
- 资料大小：45MB
- 资料上传：admin
- 资料审核：
- 下载次数：77
- 更新时间：2014-06-12 16:50:10
- 上传时间：2014-06-12 16:54:48
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※资料简介※
第一节　原子结构与性质

1.了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。(高频)
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(高频)
3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。(高频)

　原子结构和核外电子排布
1．能层、能级和原子轨道
能层 K L M N
能级 1s 2s、2p 3s、3p、3d 4s、4p、4d、4f
原子轨道数目 1 1＋3＝4 1＋3＋5＝9 1＋3＋5＋7＝16
最多容纳电子数目 2 8 18 32
2.原子轨道的形状和数目
(1)形状
s电子的原子轨道都是球形的，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。p电子的原子轨道是纺锤形状的，每个p能级有3个原子轨道，它们相互垂直。而且原子轨道的平均半径也随n增大而增大。
(2)数目
①ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。
②能层序数(n)与原子轨道数(m)的关系为m＝n2。
3．原子核外电子排布规律
(1)能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量最低，简称能量最低原理。
构造原理：原子的核外电子在填充原子轨道时，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按着能级的能量由低到高依次填充，填满一个能级再填一个新能级，这种规律称为构造原理。
构造原理示意图：

(2)泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。
(3)洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
4．电子的跃迁与原子光谱
(1)电子的跃迁：
①基态―→激发态：
当基态原子的电子吸收能量后，电子会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。
②激发态―→基态：
激发态原子的电子从较高能级跃迁到较低能级时会释放出能量。
(2)原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
　电离能、电负性
1．电离能
(1)定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。
(2)分类

(3)影响因素
电离能数值的大小取决于原子的有效核电荷数、电子层结构及原子的半径。
(4)电离能的变化规律
同周期碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的趋势
同主族从上到下第一电离能逐渐减小
同种元素的原子电离能逐级增大(例如，某种元素的第二电离能大于第一电离能)
2.电负性
(1)概念
元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)意义
电负性越大，其原子在化合物中吸引电子的能力越强。
(3)电负性的变化规律
①同周期：左―→右，逐渐增大
②同主族：上―→下，逐渐减小
　元素周期表和周期律
1．元素周期表的结构与性质特点
分区元素分布外围电子排布元素性质特点
s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素
f区镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
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