2017高二化学核心知识点汇总:必修三知识点总结
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篇一：【高中化学选修3知识点总结
1.能级与能层
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律
⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，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（Pauli）原理。
（4）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，而且自旋方向比如，p3的轨道式为 & & & 而 &
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。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、4. 基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
1.原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能
级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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，而位于非金属三角区边界的&类金属&的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②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，而位于非金属三角区边界的&类金属&(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
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.共价键的本质及特征
2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为&键和&键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理[来源:学 科 网]
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。 2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
3.配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键的比较
（2）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。
1.分子间作用力的比较
2．分子的极性 (1)
(1) 极性溶质一般能溶于极性溶剂．若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(2) 溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．
具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。
5．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R&O&H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜
篇二：高中化学选修3知识点总结
高中化学选修3知识点总结
二、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
（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：2n（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&。
（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&Na&K&Rb&Cs，F&Cl&Br&I
④同电子层结构（阳离子的电子层结构与上一周期0族元素原子具有相同的电子层结构，阴离子与同周期0族元素原子具有相同的电子层结构）：随核电荷数增大，微粒半径依次减小。如：F-& Na+&Mg2+&Al3+
（三）共价键
1、共价键的成键本质：成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间电子云密度增加，体系能量降低。 2、共价键类型：
形成的共价键。
①配位化合物：金属离子与配位体之间通过配位键形成的化合物。如：Cu（H2O）4SO4、Cu（NH3）4（OH）2、Ag（NH3）2OH 、Fe（SCN） 3等。
②配位化合物的组成：
（2）键能与反应热：反应热＝生成物键能总和－反应物键能总和
（四）分子的空间构型 1、等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，许多性质是相似的，此原理称为等电子原理。
（1）等电子体的判断方法：在微粒的组成上，微粒所含原子数目相同；在微粒的构成上，微(转 自 于: 唯才教育 网:高二化学必修三知识点总结)粒所含价电子数目相同；在微粒的结构上，微粒中原子的空间排列方式相同。（等
电子的推断常用转换法，如CO2=CO+O=N2+O= N2O= N2+ N= N3或SO2=O+O2=O3=N&&
+O2= NO2）
（2）等电子原理的应用：利用等电子体的性质相似，空间构型相同，可运用来预测分子空间的构型和性质。 2、价电子互斥理论：
（1）价电子互斥理论的基本要点：ABn型分子（离子）中中心原子A周围的价电子对的几何构型，主要取决于价电子对数（n），价电子对尽量远离，使它们之间斥力最小。
（2）ABn型分子价层电子对的计算方法：
①对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数，配位原子按提供的价电子数计算，如：PCl5中
②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算，作中心原子时价电子数为6； ③离子的价电子对数计算
如：NH4+：；SO42- ： 3、杂化轨道理论
（1）杂化轨道理论的基本要点：
①能量相近的原子轨道才能参与杂化。 ②杂化后的轨道一头大，一头小，电子云密度大的一端与成键原子的原子轨道沿键轴方向重叠，形成&键；由于杂化后原子轨道重叠更大，形成的共价键比原有原子轨道形成的共价键稳定。
③杂化轨道能量相同，成分相同，如：每个sp3杂化轨道占有1个s轨道、3个p轨道。 ④杂化轨道总数等于参与杂化的原子轨道数目之和。
篇三：【人教版】高中化学选修3知识点总结
第一章 原子结构与性质
一.原子结构
1.能级与能层
2.原子轨道
3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理
现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，
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（Pauli）原理。
（4）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，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式
为 & 或 & &&
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。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
4. 基态原子核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
(2)电子排布图(轨道表示式)
每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。
如基态硫原子的轨道表示式为
二.原子结构与元素周期表
1.原子的电子构型与周期的关系
(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。
(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。
2.元素周期表的分区
(1)根据核外电子排布
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。
三.元素周期律
1.电离能、电负性
（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大
（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，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，而位于非金属三角区边界的&类金属&的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。
（3）电负性的应用
①判断元素的金属性和非金属性及其强弱
②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，而位于非金属三角区边界的&类金属&(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
2.原子结构与元素性质的递变规律
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.了解共价键的主要类型?键和?键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质
2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。
3.了解简单配合物的成键情况。
4.了解化学键合分子间作用力的区别。
5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。
1.共价键的本质及特征
共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。
2.共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为&键和&键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定．
4.等电子原理[来源:学 科 网]
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。
二.分子的立体构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
2分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
3.配位化合物
（1）配位键与极性键、非极性键的比较& 知识点 & “A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数...”习题详情
0位同学学习过此题，做题成功率0%
A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次增大。A的最高正价和最低负价的绝对值相等。B的基态原子有3个不同的能级且各能级中电子数相等。D的基态原子与B的基态原子的未成对电子数目相同，E的基态原子的s能级的电子总数与p能级的电子数相等，F的基态原子的3d轨道电子数是4s电子数的4倍。请回答下列问题：（1）F的基态原了价电子排布式为3d84s2&。（2）B、C、D、E的原子的第一电离能由小到大的顺序为Mg& C& O& N&。(用元素符号回答)（3）下列关于B2A2分子和A2D2分子的说法正确的是A．分子中都含有σ键和π键B．中心原子都sp杂化C．都是含极性键和非极性键的非极性分子D．互为等电子体E．B2A2分子的沸点明显低于A2D2分子（4）F2+能与BD分子形成[F(BD)4]2+，其原因是BD分子中含有E&。（5）由B、E、F三种元素形成的一种具有超导性的晶体，晶胞如图所示。B位于E和F原子紧密堆积所形成的空隙当中。与一个F原子距离最近的F原子的数目为孤电子对&，该晶体的化学式为8&。若该晶体的相对分子质量为M，阿伏加德罗常数为NA，B、E、F三种元素的原子半径分别为r1pm、r2pm、r3pm，，则该晶体的密度表达式为MgNi3C &&&&1030·M/﹝2(r2+r3)3NA﹞&g·cm3。&
本题难度：较难
题型：填空题&|&来源：2013-东北三省三校高三第一次联合模拟考试理综化学试卷
分析与解答
习题“A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次增大。A的最高正价和最低负价的绝对值相等。B的基态原子有3个不同的能级且各能级中电子数相等。D的基态原子与B的基态原子的未成对电子数目相同，E的基态原子的s能级的电子...”的分析与解答如下所示：
根据题意可知这这几种元素分别是：A：H元素；B：C元素；C：N元素；D：O元素；E：Mg元素；F：Ni元素。（1）Ni的基态原了价电子排布式为3d84s2。（2）元素的非金属性越强，其越容易失去电子，电离能就越小。非金属性Mg & C & O & N ，所以它们的第一电离能由小到大的顺序为Mg & C & O & N。（3）在C2H2中 每个C原子采用sp杂化，与H原子形成1个σ键，与另一个C原子形成1个σ键和2个π键，而在H2O2中，每个O原子采用sp3杂化 ，与H原子核另一个O原子个形成一个σ键。在分子内无π键。所以A、B都错误。C.在C2H2中含有极性共价键C—H键和非极性共价键CC三键，但由于分子中各个化学键排列对称，所以属于非极性分子。而在H2O2中尽管也含有极性键H—O键和非碱性键O—O。但因为化学键排列不对称，所以该分子所以极性分子。错误。D. 原子数相等，电子数也相等的微粒称为等电子体。C2H2和H2O2的原子数相等，但是电子数不等，因此不能互为等电子体。错误。E. 结构相似的物质，相对分子质量越大，物质的熔沸点就越高。在相对分子质量相同或相差不多时，由极性分子构成的物质的分子间作用力大于非极性分子构成的物质的分子间作用力。所以极性分子构成的物质的熔、沸点大于非极性分子构成的物质的熔、沸点。因为C2H2和H2O2相对分子质量后者大，而且后者为碱性分子，所以H2O2比C2H2的沸点要高很多。正确。（4）早CO分子中含有孤对电子，所以容易与金属阳离子结合形成配位键。（5）根据晶胞结构示意图可知：在每个晶胞中含有C：1个；Mg：8×1/8=1个；Ni：6×1/2=3个。所以该晶体的化学式为：MgNi3C。1pm=10-10cm.设晶胞的边长为acm.则，所以。。整理可得ρ=1030·M/﹝2(r2+r3)3NA﹞
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A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次增大。A的最高正价和最低负价的绝对值相等。B的基态原子有3个不同的能级且各能级中电子数相等。D的基态原子与B的基态原子的未成对电子数目相同，E的基态原子的s...
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等考点的理解。
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第1章 原子结构与性质
与“A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次增大。A的最高正价和最低负价的绝对值相等。B的基态原子有3个不同的能级且各能级中电子数相等。D的基态原子与B的基态原子的未成对电子数目相同，E的基态原子的s能级的电子...”相似的题目：
能说明元素X的原子得电子能力强于元素Y的原子的事实是&&&&2X和CuY元素周期表中元素X位于元素Y的上一个周期元素X的含氧酸的酸性强于元素Y的含氧酸分别加热H2X、HY至500 ℃，只有HY发生分解元素X与Y同主族，相同温度时其单质与铜反应分别生成Cu
已知七种短周期元素a～g的有关信息如下表所示：
原子半径 / nm
最高化合价或最低化合价
&下列推断正确的是简单离子的离子半径：g ＜ e氢化物的稳定性强弱：b ＞ d元素e的氧化物是两性氧化物元素a与元素d形成的化合物属于离子化合物
短周期元素A、B、C、D、E、F六种元素，它们的原子序数由A到F依次增大。在周期表中，A的原子半径最小。B元素的原子最外层电子数是内层电子数的两倍，C为地壳中含量最多的元素，D是原子半径最大的短周期主族元素，D单质燃烧时呈现黄色火焰，D的单质在高温下与C的单质充分反应，可以得到与E单质颜色相同的淡黄色固态化合物。D与F形成的离子化合物DF是常用的调味品。试根据以上叙述回答：（1）元素名称：A&&&&、B&&&&、C&&&&、D&&&&。（2）E在元素周期表中的位置：&&&&。（3）F离子结构示意图：&&&&。（4）A、B组成的最简单化合物的名称是&&&&。（5）C、D按原子个数比1∶1组成的一种化合物与水发生反应的化学方程式为&&&&。（6）能说明E的非金属性比F的非金属性&&&&（填“强”或“弱”）的事实是&&&&（举一例）。&&&&
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