第一章物质结构基础
【知识导航】
“上帝粒子”：希格斯玻色子（英语：Higgs boson）是粒子物理学标准模型中所预言的最后一种基本粒子（模型预言了62种基本粒子，已发现61种，包括质子、中子、电子、夸克等），以物理学者彼得·希格斯命名，是一种具有质量的玻色子，没有自旋，不带电荷，非常不稳定，在生成后会立刻衰变。
2012年7月4日，CERN（欧洲核子研究组织）宣布LHC（大型强子对撞机）的紧凑渺子线圈探测到两种新粒子，这两个粒子极像希格斯玻色子，但还有待物理学者进一步分析确定。
——维基中文百科
【重难点】
1．原子的电子层结构
原子核是由质子和中子组成的，原子核与核外电子又一同构成了原子。由于单质和化合物的化学性质主要取决于核外电子的运动状态，因此，在化学中研究原子结构主要在于了解核外电子运动的规律。（如图1-1）
图1-1 原子的结构图1-2 核外电子运动2．核外电子运动的特性
核外电子运动无法用牛顿力学来描述，具有测不准性。（如图1-2）
（1）核外电子运动规律的描述
电子云：电子在原子核外空间出现的概率密度分布。（如图1-3）是p电子云的形状。
离核越近，电子云密度越大；离核越远，电子云密度越小。（如图1-4）
图1-3 p亚层结构图1-4 核外电子概率分布（2）核外电子运动状态的描述——四个量子数（n、l、m、m s）
多电子原子中，决定能量的量子数是n、l。
（3）核外电子的排布
遵循能量最低原理、泡利不相容原理及洪特规则。
根据n+0.7l的整数部分相同，近似分成若干近似的能级组。
3．原子结构与周期律
元素周期律：元素的性质（原子半径、电离能、电负性、金属性等）随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化。
一般而言，同一周期元素，从左到右原子半径逐渐减小，电离能和电负性逐渐增大，金属性减弱，非金属性增强。同一族元素，从上到下原子半径逐渐增大，电离能和电负性逐渐减小，金属性增强，非金属性减弱。周期表中共有7个周期，16个族（7个主族、7个副族、1个0族、1个第Ⅷ族）。
基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量称为元素的第一电离能，常用符号I1表示，单位为kJ·mol-1（SI单位为J· mol-1）。它可以比较元素的金属性强弱。影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型。如果I2>>I1，则原子易形成+1价阳离子而不易形成+2价阳离子；如果I3>>I2>I1，即I在I2和I3之间突然增大，则元素R可以形成R+或R2+而难于形成R3+。
4．化学键
是指相邻的原子（离子）之间的强烈的相互作用。一般可分为离子键、共价键和金属键。离子键本质是阴阳离子间的静电作用力，离子键没有方向性，没有饱和性。（如图1-5）
图1-5 离子键的形成（NaCl）图1-6 共价键的形成（HCl）共价键的本质是两核间电子云密集区对两核的吸引力，共价键具有饱和性和方向性，可分为σ键（头碰头）（如图1-6）和π键（肩并肩）。
5．杂化轨道理论
杂化轨道：同一原子中若干能量相近的原子轨道重新组合，形成总数相同的新的原子轨道，杂化轨道比原来轨道的成键能力强，只有多原子分子的中心原子轨道可杂化。
等性sp杂化轨道呈直线形，等性sp2为平面三角形，等性sp3为正四面体。也存在不等性的杂化方式（如图1-7）。
图1-7 典型的不等性sp3杂化
图1-8 沸点变化
6．分子间作用力
分子间极性的大小用分子的偶极矩来衡量。分子间的作用力主要包括范德华力和氢键。
范德华力包括取向力、诱导力、色散力。非极性分子间只存在色散力，极性分子和非极
性分子间存在色散力和诱导力，极性分子与极性分子间存在色散力、诱导力和取向力。
氢键是一种特殊的分子间作用力，而不是化学键。形成氢键的条件：电负性很大，原子半径很小的原子（如F、O、N）与氢原子以共价键相结合。与氢原子结合的原子电负性越强氢键能力越大。氢键可分为分子内氢键和分子间氢键。分子内氢键常常会使化合物的沸点和熔点降低，而分子间氢键使化合物的沸点和熔点升高。（如图1-8）
【例题分析】
1．选择题。下列分子中，中心原子的原子轨道属等性sp杂化的是（）（2011年安徽中医学院专升本专业课考试题）
A. BCl3
B. BeCl2
C.CH4
D.H2O
解：答案B。
BCl3为等性sp2杂化，空间为平面三角形。BeCl2为等性sp杂化，空间为直线型。CH4为等性sp3杂化，空间为正四面体形。只有H2O为不等性sp3杂化，见图7，同样类型还有NH3。
2．选择题。乙醇水溶液中存在分子间作用力有（）（2011年安徽中医学院专升本专业课考试题）
A. 取向力，色散力
B. 氢键，诱导力
C.取向力，氢键，诱导力
D. A和B 解：答案D。
分子间作用力包括范德华力和氢键。乙醇和水分子均为极性分子，因此之间的范德华力应包括取向力、诱导力和色散力三种，而且符合存在氢键的两个条件，乙醇有羟基，水有氧氢键，所以它们之间也存在氢键。
3．判断题。H2O的沸点比HF高，所以O-H……O氢键比F-H……F氢键的键能大。（）（2011年安徽中医学院专升本专业课考试题）
解：×。
分子间作用力有两种，氢键和范德华力。因为F的电负性大于O，所以O-H……O氢键实际比F-H……F氢键的键能小。但H2O的沸点比HF高，主要是因为H2O的分子量比HF 高，导致范德华力比HF高。
4．选择题。单电子原子中，电子的能量高低取决于量子数（）（2009年安徽中医学院专升本专业课考试题）
A. n和l
B. n
C. l
D. n，l和m
解：B。
多电子原子中，电子的能量主要取决于n（决定离核距离）和l（决定电子云形状）。而单电子原子比较特殊，核外电子只在s亚层运动，因此能量高低取决于主量子数n。
【知识拓展】
1．核裂变和核聚变
图9 核裂变图10 核聚变
2．水的形态
图11 水的氢键图12 干冰及晶体结构模型
【习题】
一、选择题
【A型题】（单项选择题）
1．主量子数n＝3的电子层容纳的轨道数和电子数为（）
A．3和6 B．3和9 C．9和18 D．6和12
2．决定多电子原子的电子运动能量的量子数是（）
A．n B．n、l、m C．n、l D．n、l、m、m s
3．量子数n，l，m不能决定（）
A．电子的自旋方向B．原子轨道的形状C．原子轨道的能量D．原子轨道取向4．下列各组量子数中，不可能存在的是（）
A．3，2，2，-1/2 B．3，1，-1，-1/2 C．3，2，0，+1/2 D．3，3，0，-1/2 5．描述基态钠原子最外层一个电子的四个量子数是（）
A．3，0，0，+1/2 B．3，1，0，+1/2 C．3，2，1，+1/2 D．3，2，0，-1/2 6．下列电子亚层中，轨道数目最多的是（）
A．n =1, l =0 B．n =2, l =1 C．n =3, l =2 D．n =4, l =1 7．某+3价离子的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d5,该离子对应的元素在周期表中位于（）
A．第3周期，Ⅷ族B．第4周期，Ⅷ族
C．第4周期，ⅢA族D．第4周期，ⅢB族
8．有d电子的基态原子，其电子层数至少是（）
A．1 B．2 C．3 D．4
9．基态29Cu核外电子的原子实表示式是（）
A．[Ar]3d94s2B．[Ar]3d104s1C．[Ar]3s23d9D．[Ar]3s13d10 10．下列四种元素的电子构型中，正确的是（）
A．铍1s22p2B．碳1s22s22p x22p y02p z0C．铝1s22s22p63s3D．钠1s22s22p63s1 11．用来表示核外某一电子运动状态的下列各组量子数中，合理的一组是A．3，2，-1，+1 B．4，2，3，-1/2
C．3，2，2，+1/2 D．3，3，-1，-1/2
12．下列不属于化学键的是（）
A．非极性共价键B．极性共价键C．氢键D．配位键
13．下列不含氢键的是（）
A．H2O B．HF C．CH4D．CH3OH
14．下列外围电子排布中，不易形成离子的是（）
①2s22p5②3s1③4s2④2s22p2⑤2s22p6
A．①⑤B．②⑤C．③⑤D．④⑤
15．下列元素的电负性大小顺序为（）
A．C＜N＜O＜F＜Si B．Si＜C＜N＜O＜F
C．C＜Si＜N＜O＜F D．Si＜C＜O＜N＜F
16．下列说法正确的是（）
A．元素的最外层电子构型和外围电子构型是一致的
B．主量子数为4时，有4s、4p、4d、4f四个原子轨道
C．同一能级组中的各能级，它们可能具有不同的电子层
D．第三电子层中最多可容纳18个电子(2n2)，则在第三周期中有18种元素17．CO2分子是（）
A．以非极性共价键结合的非极性分子
B．以极性共价键结合的极性分子
C．以极性共价键结合的非极性分子
D．以非极性共价键结合的极性分子
18．下列各组微粒半径大小排列顺序正确的是（）
A．P＞Si＞Na B．O2－＞Mg2+＞Al3+C．Ca＞Ba＞Ca2+D．Cl－＞F＞F－19．下列原子第一电离能大小比较错误的是（）
A．Mg＞Al B．O＞N C．C＞B D．Zn＞Ga
20．下列粒子半径大小比较错误的是（）
A．Al＞Al3+B．F－＞F C．Cl＞F D．C＞B
21．下列物质中含离子键的是（）
A．Cl2B．CO2C．NaCl D．CH4
22．下列分子属于非极性分子的是（）
A.NH3
B.H2S
C.CH4
D.CO
23．下列化合物中，既存在离子键和共价键，又存在配位键的是（）A．NH4F B．NaOH C．H2S D．CH3COONa
24．水的反常熔、沸点是因为（）
A．范德华力B．配位键C．离子键D．氢键
25．下列分子中属于极性分子的是（）
A．CO2B．SO2C．CH4D．苯
【X型题】（多项选择题）
26．下列说法正确的是（）
A．角量子数l决定原子轨道形状
B．角量子数l决定原子轨道在空间的取向
C．磁量子数m决定原子轨道在空间的取向
D．自旋量子数m s只可取2个值，即+1/2和-1/2。
27．下列分子中，具有直线形结构的是（）
A．CO2B．CS2C．H2O D．CH4
28．原子核外电子排布应遵循（）
A．最大重叠原理B．能量最低原理C．保利不相容原理D．洪特规则29．下列化合物中采用sp3杂化轨道成键的分子是（）
A．CCl4B．H2O C．NH3D．BF3
30．卤化氢的热稳定性从上到下减弱，其原因在于（）
A．分子量增加B．键能减弱C．键长增长D．范德华力增加二、填空题
1．H2O、HF、NH3在同族中的反常熔沸点是由于它会形成_______。
2．已知某元素为第四周期第ⅣA元素，其价电子构型为_____________，元素符号为________，这个元素的原子有________个电子层，最外层有_______个电子。
3．3s1电子的四个量子数值分别为_ __、__ __、_______、______。
4．原子轨道之所以要杂化，是因为可以____________________。
三、问答题
1．电子层与能级组有何不同？
2．核外电子运动有那些基本特征？
3．根据原子结构理论，完成下列表格。
4．Na的第一电离能小于Mg，而Na的第二电离能却大大超过Mg？
5. 用电子构型解释金属原子半径大于同周期的非金属原子半径？
【参考答案】
一、选择题
【A型题】
1.C
2.C
3.A
4.D
5.A
6.C
7.B
8.D
9.B 10.D11.C 12.C 13.C 14.D 15.B 16.C 17.C 18.B 19.B 20.D21.C 22.C 23.A 24.D 25.B
【X型题】
26. ACD 27. AB 28. BCD 29. ABC 30. BC
二、填空题
1．氢键
2．4s24p2，Ge，4，4
3．n＝3，l＝0，m＝0，m s＝+1/2或-1/2。
4．形成更稳定的共价键
三、问答题
1．电子层是用来表示核外电子离核平均距离的术语，将n相同的电子称为同一层的电子。而能级组是用来表示核外电子能级大小的术语，将(n+0.7l)值整数相同的能级称为同一能级组。
在讨论原子的内层电子能级时，把n相同的能级合并为一组，如K层(1s)、L层(2s2p)，是很合适的，因为同一层中能级相差不大。但在讨论原子的外层电子能级时，由于能级交错的结果，这种电子层分法就不够恰当。如4f和4s虽同为4层，但4f的能级要高得多，实际比6s能级还要高，故它和6s合为一组更合适。
能级组是划分周期表中周期的依据。
2．核外电子运动有三个基本特点
(1)核外电子运动的能量是不连续的，分为不同的能级，其能级大小与主量子数n 和角量子数l有关。
(2)电子的空间运动状态需用波函数来描述，一定的波函数由三个量子数(n、l、m)决定的。
(3)电子的运动没有确定的运动轨道，而有与波函数平方成正比的几率密度分布。
3．
4．Na，Mg的第一电离能（I1）都是丢失3s上的一个电子所需要的能量。r(Na) > r(Mg)，且Na的有效核电荷比Mg小，(I1)Na < (I1)Mg。第二电离能Mg仍是丢掉一个3s电子所需要的能量，而Na是丢掉内层2s22p6满层上的电子，故(I2)Na > (I2)Mg。
5．同一周期元素的原子，从左到右电子逐一填入同一能级，而同一能级电子互相间排斥较大，且周期表从左到右，有效核电荷持续增加，对外层电子的吸引力依次增加。故同周期的金属原子半径大于非金属原子半径。
【趣味题】
一个放射性同位素的半衰期是指一个样本内，其放射性原子的衰变至原来数量的一半所需的时间。半衰期越短，代表其原子越不稳定，每颗原子发生衰变的机会率也越高。居里夫人（1867-1934）法国籍波兰科学家，研究放射性现象，发现镭和钋两种放射性元素，一生两度获诺贝尔奖。
钋（Po）是一种银白色金属，能在黑暗中发光，天然的钋含量非常微小，但却是世界上最毒的物质。同位素钋-210，其半衰期有138天。英国《每日电讯报》和法新社2012年7月3日报道，根据瑞士一家实验室的检验结果显示，巴勒斯坦前民族权力机构主席亚西尔·阿拉法特可能死于高剂量放射性钋-210中毒。如果按照2004年阿拉法特去世，距今8年时间，请简要计算钋-210的衰变次数。
近似为21次。
课题名称：原子结构、晶体结构及化学键 考纲要求：1、了解原子的组成及同位素的概念。 掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数， 以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2、 以第1，2，3周期的元素为例，了解原子核外电子排布规律。 3、 理解离子键、共价键的含义。理解极性键和非极性键。 了解极性分子和非极性分子。了解分子间作用力。初 步了解氢键。 4、了解几种晶体类型（离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体）及其性质。 学习重难点：原子的组成及几个量之间的关系；离子键和共价键的含义及应用。 学习方法：该部分题目多以选择题、填空题为主，处理该部分题目时应注意概念的内涵和外延，注意选项间的 比较，同时要注意以客观事例来验证理论描述。解决原子结构题目时，应注意几个量之间的数量关系。解决化学 键与晶体结构的问题时，应注意化学键、分子间作用力与晶体结构、性质之间的关系，进行分析比较，最后要注 运功将点：用电子云摘述 I s J 檢少卜电*F ■-i 」排乐规律;用结料恥童團表总 * r-wnE -'' I 1 -惰性元累应子（唯舜子分子）__箜箜M "惰性弋质单质 典型例题 例1（' 04江苏）我国的“神舟五号”载人飞船已发射成功，“嫦娥”探月工程也正式启动。据科学家预测，月 球的土壤吸附着数百万吨的 2 He ,每百吨核聚变所释放出的能量相当于目前人类一年消耗的能量。在地球上， 氦元素主要以 4 2 He 的形式存在。下列说法正确的 （ ） A . 4 He 原子核内含有4个质子 B . 3 He 和4 He 互为同位素 C . 3 He 原子核内含有3个中子 D . 4 He 的最外层电子数为 2，所以4 He 具有较强的金属性 例2 （' 04广东、广西）下列各组物质中，互为同位素的是 （ ） 例3（' 04上海）有关晶体的下列说法中正确的是 专题十 物质结构 相互柞用 「■分子的稳定性 一化学宦一 构 成 庚 的 B -廉子得失电i 阴、阳离f 子晶岸 广原子品体 f 曲￥砸稚平勺井子晶体 片于 --- （固卷时｝ L —表示方法:电尹式 —7 广极性分子 一 非极性分子 A .重氢、超重氢 B .氧、臭氧 C .红磷、白磷 D .乙酸、丙酸 意看准顺序要求。 基础知识 一质子一 -原子核一：
专题18 物质结构与性质（选修） 1．[2019新课标Ⅰ]在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题： （1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填标号 )。 A．B．C．D． （2）乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别 是、。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“Cu2+”)。 （3）一些氧化物的熔点如下表所示： 氧化物Li2O MgO P4O6SO2 熔点/°C 1570 2800 23.8 ?75.5 解释表中氧化物之间熔点差异的原因。 （4）图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离= pm，Mg原子之间最短距离y= pm。设阿伏加德罗常数的值为N A，则MgCu2的密度是 g·cm?3(列出计算表达式)。 【答案】（1）A （2）sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2+ （3）Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间力（分子量）P4O6>SO2 （4 23 330 A 824+1664 10 N a- ?? ? 【解析】（1）A.[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高； B. [Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+； C. [Ne] 3s13p1属于激发态
一、上表是元素周期表的一部分，请将对应的元素名称和符号填入上表。 二、仿照第一列，填写下列表格。 三、复习元素周期律和周期表，完成下列表格。
四、原子的组成（X A Z ） 电量关系： 质量关系： 同位素：指 相同、 不同的原子。 五、原子和离子结构示意图 1．当核外电子 核电荷数时，表示的是原子； 2．当核外电子 核电荷数时，表示的是阴离子； 3．当核外电子 核电荷数时，表示的是阳离子。 六、化学键类型
[巩固练习] 1、下列元素属于第二周期的是（ ） A 、氢 B 、碳 C 、钠 D 、氯 2、下列元素属于第IA 族的是（ ） A 、氢 B 碳 C 、硫 D 、氯 3、下列原子中，半径最小的是（ ） A ）F B ）Na C ）S D)Cl 4、下列元素处于同一周期的是（ ） A ）C 、N 、F B ）B 、S 、Cl C)LiNaK 5、下列元素属于同一主族的是（ ） A 、H Na K B 、Na Mg Al C 、O S Br D 、C Si Cl 6、下列第三周期元素中，化学性质最活泼的是（ ） A 、硅 B 、磷 C 、硫 D 、氯 7、 下列物质的电子式，正确的是（ ） A ）氯化钾 K B O C C N D ）氟化氢 H + 8、下列物质中只含有共价键的是（ ） A ）CaCl 2 B 、KCl C 、Cl 2 D 、KOH 9、.下列物质中,既含离子键,又含有共价键的化合物是 A.NaOH B.Na 2O C.CO 2 D.MgCl 2 10、对于第三周期从左到右的元素，下列说法中不正确的是（ ） A ）原子半径逐渐减小 B ）金属性逐渐增强 C ）最高正化合价逐渐增大 D ）得电子能力逐渐增强 11、下列元素金属性最强的是（ ） A 、Na B 、Mg C 、Al D 、K 12、对于第VIIA 族从上到下的元素，下列说法正确的是（ ） A ）原子半径逐渐减小 B ）非金属性逐渐增强 C ）氢化物稳定性逐渐减弱 D ）原子得电子能力逐渐增强 13、考古学上常用14 6C 来测定文物的历史年代。14 6C 原子核内中子数是（ ） A 、6 B 、8 C 、14 D 、20 14、关于 18 是8O 下列说法不正确的是（ ） A 、它是氧元素的一种核素 B 、它与16 是8O 互为同位素 C 、它有10个中子 D 、它有18个质子
第一单元 金属键 金属晶体 金 属 键 与 金 属 特 性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性 特性 解释 导电性 在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流 导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传 到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的 温度 延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原 子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍 保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中
2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。 【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。
第二篇物质结构基础 第八章原子结构 [教学要求] 1．了解氢原子光谱、Bohr原子结构理论、电子的波粒二象性、量子化和能级等概念。 2．了解原子轨道、概率密度、概率、电子云等概念。熟悉四个量子数的名称、符号、取值和意义。熟悉s、p、d原子轨道与电子云的形状和空间伸展方向。 3．掌握多电子原子轨道近似能级图和核外电子排布的规律。能熟练写出常见元素原子的核外电子排布；并能确定他们在周期表中的位置。 4．掌握周期表中元素的分区、结构特征、熟悉原子半径、电离能、电子亲和能和电负性的变化规律。 [教学重点] 1．量子力学对核外电子运动状态的描述。 2．基态原子电子组态的构造原理。 3．元素的位置、结构、性质之间的关系。 [教学难点] 1．核外电子的运动状态。 2．元素原子的价电子构型。 [教学时数]8学时 [主要内容] 1．核外电子运动的特殊性：核外电子运动的量子化特征。核外电子运动的波粒二象性。 2．核外电子运动状态的描述：波函数、电子云及其图象表示（径向与角度分布图）。波函数、原子轨道和电子云的区别与联系。四个量子数（主量子 ）。 数n，角量子数l，磁量子数m，自旋量子数m s 3．核外电子排布和元素周期表；多电子原子的能级（屏蔽效应，钻穿效应，
近似能级图）。核外电子排布原理和电子排布（能量最低原理，保里原理，洪特规则）。原子结构与元素周期性的关系（元素性质呈周期性的原因，电子层结构和周期的划分，电子层结构和族的划分，电子层结构和元素的分区）。 4．元素某些性质的周期性，原子半径，电离势，电子亲和势，电负性 [教学内容] §8.1原子结构的Bohr理论 8.1.1 历史的回顾 Dalton原子学说(1803年)------ Thomson“西瓜式”模型(1904年)------ Rutherford核式模型(1911年) ------- Bohr电子分层排布模型(1913年) 量子力学模型(1926年) 8.1.2 氢原子光谱 1.光和电磁辐射 2.氢原子光谱 氢原子光谱特征：１、不连续光谱，即线状光谱 ２、其频率具有一定的规律 氢原子光谱由五组线系组成：
第一章 物质结构基础 1.de Bloglie 关系式：h m v λ= 又 22 J k g m s -=?? 已知31 9.109510m k g -=?；6 1 5.010v m s -=??；34 6.62610 h J s -=??； 代入， 34 34 2210 31 6 1 31 6 1 6.62610 6.62610 1.45510 145.59.109510 5.0109.109510 5.010J s k g m s s m p m k g m s k g m s λ--------??????= = =?=???????? 2. (1) 3d ；n=3, l=2, m=0,±1, ±2，共5个轨道，每一轨道至多两个电子，即：3,2,0, ±1/2；3,2,1, ±1/2；3,2,-1, ±1/2；3,2,+2, ±1/2；3,2,-2, ±1/2； (2) 4s ；n=4, l=0, 即4,0,0 (±1/2)； (3) 氧原子中的4个p 电子：n=2, l=1, m=0, ±1, 即2,1,0, ±1/2；2,1,1, +1/2(或-1/2)；2,1,-1, +1/2(或-1/2)； (4) 4s 1电子，4,0,0,+1/2或4,0,0,-1/2。 3.根据周期数、族序数和主、副族规律： （1）第3周期，零族，主族；（2）第5周期，ⅣA 族，主族；（3）第4周期ⅣB ，副族； （4）第4周期，ⅠB ，副族。 4.填表 5. (1)②, (2)③;②;④, (3)①②, (4)⑤ 6. (1)Ga 价电子构型为4s 24p 1，价电子数为3； (2)W 原子的电子构型为[Xe] 4f 145d 46s 2； (3)最外层有6个电子的元素应为ⅥA ； (4) Sb 原子的电子构型为[Kr]4d 105s 25p 3,未成对电子数为3。 7.(1)该元素属于ⅡA ；(2)金属性强，电负性小；(3)一般氧化值为+2，其氧化物的化学式可表示为XO 。 8. (1)第3周期，ⅣA 元素，硅，Si ，[Ne]3s 23p 2； (2)第4周期的铁元素，26Fe ，[Ar] 3d 64s 2； (3)有4个电子层，最高氧化值又与氯相同的金属元素是锰，25Mn ，[Ar]3d 54s 2。 (4)为29Cu ，[Ar]3d 104s 1 9.离子化合物中影响库仑作用的因素是离子电荷和离子半径，作用力越大，熔点就越高。据此即可判断：(1) MgO>BaS ；(2) KCl>CsCl ；(3) NaF>NaCl>NaBr>NaI ；(4) MgSO 4>K 2SO 4。 10.原子半径和等于共价键键长的理论值，故：（1）H C l -键长为(37+99)pm=136pm ；（2）C N -键长为(77+70)pm=147pm ；（3）C C l -键长：(77+99)pm=176pm ；（4）C F -键长：(77+64)pm=141pm ；（5） N I -键长(70+133)pm=203pm 。
高中化学选修3知识点总结 主要知识要点： 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：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。
物质结构与性质部分（共10题） 1、【2019 江苏 （物质结构与性质）】臭氧（O 3）在[Fe(H 2O)6]2+催化下能将烟气中的SO 2、NO x 分别氧化为24SO -和3NO - ，NO x 也可在其他条件下被还原为N 2。 （1）24SO -中心原子轨道的杂化类型为___________；3NO -的空间构型为_____________（用 文字描述）。 （2）Fe 2+基态核外电子排布式为__________________。 （3）与O 3分子互为等电子体的一种阴离子为_____________（填化学式）。 （4）N 2分子中σ键与π键的数目比n （σ）∶n （π）=__________________。 （5）[Fe(H 2O)6]2+与NO 反应生成的[Fe(NO)(H 2O)5]2+中，NO 以N 原子与Fe 2+形成配位键。 请在[Fe(NO)(H 2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。 2、【2019 全国Ⅰ35（15分）】 Li 是最轻的固体金属，采用Li 作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题： （1）下列Li 原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_____、_____（填标号）。 A ． B ． C ． D ． （2）Li +与H ?具有相同的电子构型，r (Li +)小于r (H ?)，原因是______。 （3）LiAlH 4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH 4中的阴离子空间构型是______。中心原子的杂化形式为______，LiAlH 4中，存 在_____（填标号）。 A ．离子键 B ．σ键 C ．π键 D ．氢键 （4）Li 2O 是离子晶体，其品格能可通过图(a)的 born?Haber 循环计算得到。 可知，Li 原子的第一电离能为 kJ·mol ?1，O=O 键键能为 kJ·mol ?1，Li 2O 晶格能为 kJ·mol ?1。 （5）Li 2O 具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665 nm ，阿伏加德罗常数的值为N A ，则Li 2O 的密度为 ______g·cm ?3（列出计算式）。 3、【2019 全国Ⅱ35．（15分）】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示： 回答下列问题： （1）基态Fe 原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为__________，基态S 原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_________ 形。 （2）根据价层电子对互斥理论，H 2S 、SO 2、SO 3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同其他分子的是_________。 （3）图（a ）为S 8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为__________。 （4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_____形，其中共价键的类型有______种；固体三氧化硫中存在如图 （b ）所示的三聚分子，该分子中S 原子的杂化轨道类型为________。 （5）FeS 2晶体的晶胞如图（c ）所示。晶胞边长为a nm 、FeS 2相对式量为M ，阿伏加德罗常数的值为N A ，其晶体密度的计算表达 式为___________g·cm ?3；晶胞中Fe 2+位于22S -所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为______nm 。 4、【2019 全国Ⅲ 35．（15分）】锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题： （1）Zn 原子核外电子排布式为________________。 （2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn 和Cu 组成。第一电离能Ⅰ1（Zn ） _______Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________。
专题27物质结构与性质 1.A、B、C、D、E代表5种元素。请填空： (1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素名称为________。 (2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。 (3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________。 (4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________________________。 【答案】(1)氮(2)Cl K(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2 (4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1 2.C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。 ①Si位于元素周期表第________周期第________族。 ②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。 ③用“＞”或“＜”填空： 原子半径 Al____Si 电负性 N____O 熔点 金刚石____晶体硅 沸点 CH 4 ____SiH 4 (2)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为________________________________________。 (3)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是______________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为________________________________________________________________________。(4)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下： 电离能 I n /(kJ·mol－1) I 1 578 I 2 1817 I 3 2745 I 4 11578 …… …… 则该元素是________(填写元素符号)。 ②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。 ③Ge元素可能的性质或应用有________。
选修三物质结构与性质总结 一.原子结构与性质. 1、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度 越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子 层.原子由里向 外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述 .在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具 有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d 习 题 1. 用VSEPR 理论简要说明下列分子和离子中价电子空间分布情况以及分子和离子的几何构型。 (1) AsH 3; (2)ClF 3; (3) SO 3; (4) SO 32-; (5) CH 3+; (6) CH 3- 2. 用VSEPR 理论推测下列分子或离子的形状。 (1) AlF 63-; (2) TaI 4-; (3) CaBr 4; (4) NO 3-; (5) NCO -; (6) ClNO 3. 指出下列每种分子的中心原子价轨道的杂化类型和分子构型。 (1) CS 2; (2) NO 2+; (3) SO 3; (4) BF 3; (5) CBr 4; (6) SiH 4; (7) MnO 4-; (8) SeF 6; (9) AlF 63-; (10) PF 4+; (11) IF 6+; (12) (CH 3)2SnF 2 4. 根据图示的各轨道的位向关系，遵循杂化原则求出dsp 2 等性杂化轨道的表达式。 5. 写出下列分子的休克尔行列式： CH CH 2 123 4 56781 2 34 6. 某富烯的久期行列式如下，试画出分子骨架，并给碳原子编号。 0100001100101100001100 001101001 x x x x x x 7. 用HMO 法计算烯丙基自由基的正离子和负离子的π能级和π分子轨道，讨论它们的稳定 性，并与烯丙基自由基相比较。 8. 用HMO法讨论环丙烯基自由基C3H3·的离域π分子轨道并画出图形，观察轨道节面数目和分布特点；计算各碳原子的π电荷密度，键级和自由价，画出分子图。 9. 判断下列分子中的离域π键类型： (1) CO2(2) BF3(3) C6H6(4) CH2=CH-CH=O (5) NO3－(6) C6H5COO－(7) O3(8) C6H5NO2 (9) CH2＝CH－O－CH＝CH2(10) CH2＝C＝CH2 10. 比较CO2, CO和丙酮中C—O键的相对长度，并说明理由。 11. 试分析下列分子中的成键情况，比较氯的活泼性并说明理由： CH3CH2Cl, CH2=CHCl, CH2=CH-CH2Cl, C6H5Cl, C6H5CH2Cl, (C6H5)2CHCl, (C6H5)3CCl 12. 苯胺的紫外可见光谱和苯差别很大，但其盐酸盐的光谱却和苯很接近，试解释此现象。 13. 试分析下列分子中的成键情况，比较其碱性的强弱，说明理由。 NH3, N(CH3)2, C6H5NH2, CH3CONH2 14. 用前线分子轨道理论乙烯环加成变为环丁烷的反应条件及轨道叠加情况。 15. 分别用前线分子轨道理论和分子轨道对称性守恒原理讨论己三烯衍生物的电环化反应 在加热或者光照的条件下的环合方式，以及产物的立体构型。 参考文献： 1. 周公度，段连运. 结构化学基础（第三版）. 北京：北京大学出版社，2002 2. 张季爽，申成. 基础结构化学（第二版）. 北京：科学出版社，2006 3. 李炳瑞.结构化学（多媒体版）.北京：高等教育出版社，2004 4. 林梦海，林银中. 结构化学. 北京：科学出版社，2004 5. 邓存，刘怡春. 结构化学基础（第二版）. 北京：高等教育出版社，1995 6.王荣顺. 结构化学（第二版）. 北京：高等教育出版社，2003 7. 夏少武. 简明结构化学教程（第二版）. 北京：化学工业出版社，2001 8. 麦松威，周公度，李伟基. 高等无机结构化学. 北京：北京大学出版社，2001 9. 潘道皑. 物质结构（第二版）. 北京：高等教育出版社，1989 10. 谢有畅，邵美成. 结构化学. 北京：高等教育出版社，1979 11. 周公度，段连运. 结构化学基础习题解析（第三版）. 北京：北京大学出版社，2002 12. 倪行，高剑南. 物质结构学习指导. 北京：科学出版社，1999 13. 夏树伟，夏少武. 简明结构化学学习指导. 北京：化学工业出版社，2004 14. 徐光宪，王祥云. 物质结构（第二版）. 北京：科学出版社，1987 15. 周公度. 结构和物性：化学原理的应用（第二版）. 北京：高等教育出版社，2000 《物质结构与性质》精华知识点 课本：1、熟记1-36号元素电子排布 1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar 2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子） 核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式 26 Fe ：[Ar]3d 64s 2 3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6 26 Fe 3+：[Ar]3d 5 3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1 29 Cu +：[Ar]3d 10 3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9 24 Cr ： [Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 3 30Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 10 22Ti 2+ [Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 2 31Ga[Ar]3d 104s 24P 1 4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 2 33As: [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题） （1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2- （2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn 第5章 物质结构基础 本章内容包括原子结构、分子结构和晶体结构，9学时。 1-2学时：原子结构的近代概念、薛定谔方程和波函数、4个量子数、核外电子的运动状态——电子云和角度分布图，2学时 重点：4个量子数、核外电子的运动状态之角度分布图 难点：波函数的概念、4个量子数的由来、角度分布图的意义 授课方式：讲解、全程多媒体教案、动画演示 原子核外电子的运动状态的描述、薛定谔方程和四个量子数等概念抽象，难于理解，教材直接从波粒二象性开始，教学中回顾人类对原子结构的认识过程，逐渐引入量子化学内容，并可与中学的原子概念相衔接。 1、Democritus 哲学原子→Thomson 的电子→Millikan 油滴实验(动画，引发学生从宏观现象测定微观数据)→ Rutherford 太阳系模型→引出原子稳定性问题→氢原子光谱与Bohr 理论：①稳定轨道假设；②能量量子化假设；③能级差与原子光谱。指出局限性引出波粒二象性。 2、从一副图画出发指出事物的双面性，回顾光的波粒二象性，de Broglie 的物质波延伸与实验证实。实际计算一下氢原子基态电子的de Broglie 波长，并与经典物体对比。结果表明微观粒子的波长远大于其自身尺度，甚至大于电子的运动空间——原子的尺度。是什么在波动呢？引出几率波的解释及波函数的表示：几率密度和几率。介绍几个著名科学家对量子力学——主要是量子几率的看法：Einstein 、Bohr 、Feymann 、Schrodinger 、多宇宙论。 3、引出Schrodinger 方程： 补充数学概念——从方程、函数方程、微分方程到偏微分方程，举例即可。介绍球极坐标和转换，从而方程的解被分解为径向和角度部分。举例说明量子化的根源，引出4个量子数：主量子数n 、角量子数l 、磁量子数m 、自旋量子数m s ，四个量子数的含义、取值范围，电子层小结，指出2n 2的由来，享受一个规律被另一个更基本更深层的规律所阐释的快乐。 4、波函数的表示——空间图像：电子云图。径向不要求，重点在于角度部分图像，包括波函数的（带正负号）和电子云的（不带正负号）。以p z 轨道为例说明角度部分图像的画法，表明空间图像的数学依据，这种联系的细节不要求，但要知道图像来源于Schrodinger 方程，来源于微观粒子的波粒二象性，破除学生头脑里根深蒂固的轨道概念，对于量子力学只谈状态（测量到的），不问过程。s 、p 、d 轨道的动画演示，要求学生把轨道的形状和正负号刻在脑子里。 0)(822222222=-+??+??+??ψπψψψV E h m z y x 第七章物质结构基础 一填空题： 1 电子排布式为[Kr]4d85s2的元素，位于周期表中第（）周期，第（）族。 2 在4个量子数中，决定原子轨道形状的是（），决定原子轨道在空间伸展方向的是（）。 3 对于多电子原子来说，影响轨道能量高低的因素除主量子数外，还有（）。 4 核外电子排布遵循的3个原则是（）、（）、（）。 5 杂化轨道的数目，等于参与杂化的原子轨道的（）。 6 角量子数表示电子云的（），磁量子数表示电子云的（）。 7 p轨道的角度分布图与p电子云的角度分布图相比，前者要（）些，且具有（）之分。 8 n＝3，l＝1的原子轨道在空间有（）种伸展方向。 9 NH3和H2O 的键角不同，原因是（）。 10 BF3的B原子以（）杂化，其空间的几何构型为（）。 11 (1) n＝4和l＝0的电子有2个，n＝3和l＝2 的电子有6个，该元素是（）。(2) 3d为全满，4s中有1个电子的元素是（）。 12 H2O 分子之间存在着（）键，致使H2O 的沸点（）于H2S、H2Se等；H2O中存在着的分子间力有（），以（）为主，这是因为H2O有（）。 13 共价键的特征是具有（）和（）。 14 sp2杂化轨道之间的夹角为（），分子构型呈（）。 15 分别写出27号元素Co的：（1）原子的电子排布式（）；（2）原子的价电子构型（）；（3）＋2价离子的价电子构型（）；（4）并指出元素Co在周期系中所属的周期、族（）。 16 C2H6 、NH3、C2H5OH、H3BO3、CH4，上述化合物存在分子之间氢键的有（）。 二判断题 17 由极性键形成的分子，不一定是极性分子。 18 氢原子中，4s轨道能量高于3d。 19 含有氢原子的分子中，都有氢键存在。 20 参与杂化的原子轨道应是同一原子内能量相等的原子轨道。 21 在NH3和H2O分子间只存在氢键、取向力和诱导力。 22 电负性差值越大的元素形成的分子极性越强。 23 在CH4、CH3Cl及CCl4 3种分子中，碳原子的轨道杂化类型一样。 24 sp2杂化是指1个s电子和2个p电子进行杂化。 25 由1个ns轨道和3个np 轨道杂化而形成4个sp3杂化轨道。 26 色散力仅存在于非极性分子之间。 27 色散力存在于一切分子之间。 28 范德华力是永远存在于分子与分子之间的一种作用力，它没有饱和性和方向性。 29 元素周期表中，所有的族序数，就是该族元素的外层电子数。 30 在稀有气体（He、Ne、Ar等）及其他单原子蒸气（如Na(g)中），只有色散力存在。 31 在同一原子中，具有一组相同的量子数的电子不能多于1个。 32 取向力只存在于极性分子与极性分子之间。 33 以极性键结合的双原子分子一定是极性分子。 三选择题： 34 下列化合物中有氢键的是（）。 【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲】 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 第一电离能：气态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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (1).原子核外电子排布的周期性. 随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化. (2).元素第一电离能的周期性变化. 随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化: ★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； ★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势. 说明： ①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA 族、第ⅤA 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P (1)的离子结构示意图 的气态氢化物的电子式 的核外电子排布式： ；元素Y 的原子核外共有______种形状不同的电子云。 （2）Z 单质与Y 最高价氧化物的水化物的水溶液反应的离子方程式 (3) 元素T 与氟元素相比，非金属性较强的是 （用元素符号表示），下列表述中能证明这一事实的是 a ．常温下氟气的颜色比T 单质的颜色深 b ．氟气与T 的氢化物剧烈反应，产生T 的单质 c ．氟与T 形成的化合物中T 元素呈正价态 d ．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 二．下表是Na 、Mg 、Si 、S 、Br 五种元素的单质的沸点，其中b 、e 均是热和电的良导体。 （1（2）写出d 的元素原子的最外层电子排布式 ；其元素原子核外中共有_____种能量不同的电子； （3）c 与氢形成的分子X 的空间构型为 ；写出X 的水溶液与b 的元素的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式__________________。 （4）上述元素所能形成的简单离子中半径最小的是______（填离子符号），最高价氧化物对应水化物酸性最弱的是___________（填分子式）。 原子的最外层电子排布式 ，原子共有 种不同运动状态的电子。 （2）写出C 单质与强碱反应的离子方程式 。 B 与C 形成的化合物溶于水后，溶液的pH 7（填“大于”、“等于”或“小于”）。 （3）A ，B 两元素的氢化物分子中键能较小的是 ；分子较稳定的是 。（填分子式） （4）E 、D 同主族，位于短周期。它们的最高价氧化物中熔点较低的是 四．第一电离能I 1是指气态原子X （g ）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X +（g ）所需的能量。下图是 部分元素原子的第一电离能I 1随原子序数变化的曲线图（其中12号至17号元素的有关数据缺失）。 请回答以下问题： 高中化学 选修3知识点总结 主要知识要点： 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 ：能层的序数）。 n （22n 每能层所容纳的最多电子数是： 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。 ；最 2 n 2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、电子云与原子轨道结构化学-第五章习题及答案
高考专题复习《物质结构与性质》知识考点
第5章物质结构基础(精)
物质结构基础
高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲,
高三总复习物质结构专题强化
高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结
相关主题
文本预览