一、杂化轨道
1．碳原子的电子排布式为________________，当2s
________键；未参与杂化的p轨道可用于形成________
1．以下关于杂化轨道的说法中，错误的是( ) A．ⅠA族元素成键时不可能有杂化轨道
B．杂化轨道既可能形成σ键，也可能形成π键
B．中心原子都采取sp杂化
C．S原子和C原子上都没有孤对电子
D．SO2为V形结构，CO2为直线形结构
－2－3－4
5．ClO－、ClO、ClO、ClO中，Cl都是以sp3杂化轨道方式与O原子成键，则
－2－3
ClO－的立体构型是________；ClO的立体构型是________；ClO的立体构型是
－4
________；ClO的立体构型是____________。
练基础落实
知识点1 杂化轨道
1．下列有关杂化轨道的说法不正确的是( )
A．原子中能量相近的某些轨道，在成键时能重新组合成能量相等的新轨道
B．轨道数目杂化前后可以相等，也可以不等
C．杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理、最小排斥原理
D．杂化轨道可分为等性杂化轨道和不等性杂化轨道
2．关于原子轨道的说法正确的是( )
A．凡是中心原子采取sp3杂化方式成键的分子其几何构型都是正四面体
B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的
C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道
D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化方式成键
3．根据价层电子对互斥理论及原子的杂化理论判断NF3分子的空间构型和中心原子的杂化方式为( )
A．直线形 sp杂化 B．三角形 sp2杂化
C．三角锥形 sp2杂化 D．三角锥形 sp3杂化
知识点2 利用杂化轨道判断分子的空间构型
4．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是( )
A．CO2与SO2 B．CH4与NH3
C．BeCl2与BF3 D．C2H2与C2H4
5．下列说法中正确的是( )
A．PCl3分子是三角锥形，这是因为磷原子是sp2杂化的结果
B．sp3杂化轨道是由任意的1个s轨道和3个p轨道混合形成的4个sp3杂化轨道C．中心原子采取sp3杂化的分子，其几何构型可能是四面体形或三角锥形或V形
D．AB3型的分子空间构型必为平面三角形
6．下列分子的空间构型可用sp2杂化轨道来解释的是( )
①BF3 ②CH2===CH2 ③ ④CH≡CH
⑤NH3 ⑥CH4
A．①②③ B．①⑤⑥ C．②③④ D．③⑤⑥
7．下列推断正确的是( )
A．BF3为三角锥形分子
＋4
B．NH的电子式为，离子呈平面正方形结构
C．CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子的2p轨道形成的s—p σ键
D．CH4分子中的碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成C—H σ键
8．下列分子中的中心原子的杂化方式为sp杂化，分子的空间结构为直线形且分子中没有形成π键的是( )
A．CH≡CH B．CO2 C．BeCl2 D．BF3
练综合拓展
9．有关乙炔分子中的化学键描述不正确的是( )
A．两个碳原子采用sp杂化方式
B．两个碳原子采用sp2杂化方式
C．每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键
D．两个碳原子形成两个π键
10．苯分子(C6H6)为平面正六边形结构，下列有关苯分子的说法错误的是( )
①苯分子中的中心原子C的杂化方法为sp2杂化 ②苯分子内的共价键键角为120° ③苯分子中的共价键的键长均相等 ④苯分子的化学键是单、双键相交替的结构
A．①② B．①③ C．②③ D．③④
11．下列关于苯分子的性质描述错误的是( )
A．苯分子呈平面正六边形，六个碳碳键完全相同，键角皆为120°
B．苯分子中的碳原子采取sp2杂化，6个碳原子中未参与杂化的2p轨道以“肩并肩”形式形成一个大π键
C．苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种特殊类型的键
D．苯能使溴水和酸性KMnO4溶液褪色
12.
如图是乙烯分子的模型，对乙烯分子中的化学键分析正确的是( )
A．sp2杂化轨道形成σ键、未杂化的2p轨道形成π键
B．sp2杂化轨道形成π键、未杂化的2p轨道形成σ键
C．C—H之间是sp2形成的σ键，C—C之间是未能参加杂化的2p轨道形成的π键D．C—C之间是sp2形成的σ键，C—H之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键
13．甲醛分子的结构式为，下列描述正确的是( )
A．甲醛分子中有4个σ键
B．甲醛分子中的C原子为sp3杂化
C．甲醛分子中的O原子为sp杂化
D．甲醛分子为平面三角形，有一个π键垂直于三角形平面
14．在BrCH===CHBr分子中，C—Br键采用的成键轨道是( )
A．sp—p B．sp2—s C．sp2—p D．sp3—p
15.化合物YX2、ZX2中X、Y、Z都是前三周期元素，X与Y同周期，Y与Z同主族，Y 元素的最外层p轨道上的电子数等于前一电子层电子总数；X原子最外层的p轨道中有一个轨道填充了2个电子。则
(1)X元素基态原子的电子排布式是__________________，Y原子的价层电子的电子排
布图是_________________________________________________。
(2)YX 2的分子构型是____________。
(3)YX 2分子中，Y 原子的杂化类型是__________，一个YX 2分子中含________个π键。
16．有A 、B 、C 、D 、E 五种短周期元素，其中A 、B 、C 属于同一周期，A 原子最外层p 能级的电子数等于次外层的电子总数；B 原子最外层中有两个不成对的电子；D 、E 原子核内各自的质子数与中子数相等；B 元素可分别与A 、C 、D 、E 生成RB 2型化合物，并知在DB 2和EB 2中，D 与B 的质量比为7∶8，E 与B 的质量比为1∶1。试回答：
(1)写出D 元素基态原子的电子排布式：____________________________________。
(2)写出AB 2的路易斯结构式：__________________。
(3)B 、C 两元素的第一电离能大小关系为________>________(填元素符号)，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)根据VSEPR 模型预测C 的氢化物的立体结构为________，中心原子C 的轨道杂化类型为________。
(5)C 的单质分子中π键的数目为________，B 、D 两元素的气态氢化物的稳定性大小关
系为________>________(填化学式)。
第2课时 杂化轨道理论
基础落实
一、
1．1s 22s 22p 2 1s 22s 12p 3
2．相近 重新组合形成新的原子轨道 杂化原子轨道 杂化轨道
3．形成的杂化轨道数
4．形状、方向
5．不同 键角
二、
1．直线 1个s 1个p 180°
2．平面三角 1个s 2个p 120°
3．四面体 1个s 3个p 109°28′
三、
σ 孤对电子 π π
课堂练习
1．B [ⅠA 族元素如果是碱金属，易失电子，如果是H ，一个电子在1s 能级上不可能杂化。杂化轨道只能形成σ键，不可能形成π键。p 能级只有3个轨道，不可能有sp 4杂化。]
2．C [在SO 中S 原子的孤电子对数为0，与其相连的原子数为4，所以根据杂化2－
4轨道理论可推知中心原子S 的杂化方式为sp 3杂化，空间构型为正四面体形，类似于CH 4。]
3．C [由于SO 2分子的VSEPR 模型为平面三角形，从理论上讲其键角为120°，但是由于SO 2分子中的S 原子有一对孤电子，对其他的两个化学键存在排斥作用，因此分子中的键角要小于120°。]
4．D [SO 2中S 原子采取sp 2杂化，但一个杂化轨道被孤电子对占据，所以呈V 形，CO 2中C 原子采取sp 杂化，是直线形。]
5．直线形 V 形 三角锥形 正四面体形
解析 ClO －的组成决定其空间构型为直线形。其他3种离子的中心原子的杂化方式都
为sp 3杂化，那么从离子的组成上看其空间结构依次类似于H 2O 、NH 3、CH 4(或NH )。＋
4课时作业
1．B [原子轨道形成杂化轨道前后，轨道数目不变化，用于形成杂化轨道的原子轨道的能量相近，并满足最大重叠程度。]
2．C
3．D [判断分子的杂化方式要根据中心原子的孤电子对数以及与中心原子相连的原子个数。在NF 3分子中，N 原子的孤电子对数为1，与其相连的原子数为3，所以根据理论可
道上有一个单电子，与碳原子的一个sp杂化轨道成键。
杂化 2
解析 解此类题，首先从信息中寻找突破口，如：
(2)
原子最外层的电子处于半充满状态，比较稳定
高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 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。 2、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. 3、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。 4、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。 5、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 6、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。 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。 7、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.
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：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，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f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=n s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
1．有关乙炔分子中的化学键描述不正确的是 A．两个碳原子采用sp杂化方式 B．两个碳原子采用sp2杂化方式 C．每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键 D．两个碳原子形成两个π键 2．氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为 A．两种分子的中心原子杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化。 B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道。 C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强。 D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子。 3．在乙烯分子中有5个σ键、一个π键，它们分别是 A．sp2杂化轨道形成σ键、未杂化的2p轨道形成π键 B．sp2杂化轨道形成π键、未杂化的2p轨道形成σ键C．C-H之间是sp2形成的σ键，C-C之间未参加杂化的2p轨道形成的是π键 D．C-C之间是sp2形成的σ键，C-H之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键 4. 下列化合物分子中一定既含单键又含双键的是 A．CO2 B．C2H4O C．COCl2 D．H2O2 5．对δ键的认识不正确的是 A．σ键不属于共价键，是另一种化学键 B．s-s σ键与s-p σ键的对称性相同 C．分子中含有共价键，则至少含有一个σ键 D．含有π键的化合物与只含σ键的化合物的化学性质不同 6．σ键可由两个原子的s轨道、一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道以及一个原子的p轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠而成。则下列分子中的σ键是由一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是A．H2 B．HCl C．Cl2 D．F2 7．下列分子中存在π键的是A．H2 B．Cl2 C．N2 D．HCl 8．下列说法中，错误的是 A．键长越长，化学键越牢固 B．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固 C．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定 D．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键 9．下列分子中心原子是sp2杂化的是A．PBr3 B．CH4 C．BF3 D．H2O 10.原子间成键时，同一原子中能量相近的某些原子轨道要先杂化，其原因是 A、保持共价键的方向性 B、进行电子重排 C、增加成键能力 D、使不能成键的原子轨道能够成键 11.下列说法中不正确的是 A、分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对）之间存在相互排斥作用 B、分子中的价电子对之间趋向于彼此远离 C、分子在很多情况下并不是尽可能采取对称的空间构型 D、当价电子对数目分别是2、3、4时，价电子对分布的几何构型分别为直线型、平面三角型、正四面体型 12.下列关于价电子对数目计算中正确的是 A、中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数 B、配位原子中卤素原子、氢原子提供1个电子 C、配位原子中氧原子和硫原子提供2个电子 D、当氧原子和硫原子作中心原子时，按不提供价电子计算 13.下列选项中分子的空间构型相同的是A、CO2、SO2B、NH3、BF3C、CH4、SiF4 D、C2H2、BeCl2 是典型的平面正三角型分子，当它溶于氢氟酸或NaF溶液中都形成BF4—，则BF3和BF4—中B原子的杂化类型是 A、sp2、sp2 B、sp3、sp3 C、sp2、 sp3 D、sp 、sp2 15.下列分子和离子中属平面型分子的是A、ClF3 B、NF3 C、BF3 D、SeO32— 16. 关于原子轨道的说法正确的是（） A、凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体 B、CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的 C、sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道 D、凡AB3型的共价化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键 17. 用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是 A、C原子的四个杂化轨道的能量一样 B、C原子的sp3杂化轨道之间的夹角一样 C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道 D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据 18.下列对sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角的比较，得出结论正确的是 A、sp杂化轨道的夹角最大 B、sp2杂化轨道的夹角最大 C、sp3杂化轨道的夹角最大 D、sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角相等19. 乙烯分子中含有4个C－H和1个C=C双键，6个原子在同一平面上。下列关于乙烯分子的成键情况分析正确的是 A、每个C原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成两个sp杂化轨道 B、每个C原子的1个2s轨道与2个2p轨道杂化，形成3个sp2杂化轨道 C、每个C原子的2s轨道与3个2p轨道杂化，形成4个sp3杂化轨道 D、每个C原子的3个价电子占据3个杂化轨道，1个价电子占据1个2p轨道 20.下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是A. CO2与SO2 B. CH4与NH3 C. BeCl2与BF3 D. C2H2与C2H4 11. 对SO2与CO2说法正确的（）A、都是直线形结构 B、中心原子都采取sp杂化轨道 C、S原子和C原子上都没有孤对电子 D、SO2为V形结构，CO2为直线形结构 21. 铵根离子中存在的化学键类型按离子键、共价键和配位键分类，应含有（） A、离子键和共价键 B、离子键和配位键 C、配位键和共价键 D、离子键 22. 下列属于配合物的是（）A、NH4Cl B、 C、CuSO4. 5H2O D、Co（NH3）6Cl3 23. 下列分子或离子中，能提供孤对电子与某些金属离子形成配位键的是（） ①H2O ②NH3③F－④CN－⑤COA、①② B、①②③ C、①②④ D、①②③④⑤ 24. 配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是（） A、以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用 B、Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素 C、[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分 D、向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+ 25. 下列微粒：①H3O+②NH4+③CH3COO－④ NH3⑤CH4中含有配位键的是（） A、①② B、①③ C、④⑤ D、②④ 26．写出符合下列条件的相应的分子或离子的化学式： ⑴硼原子用sp2杂化轨道形成三个σ键： ⑵氮原子用sp3杂化轨道形成四个完全相同的化学键：；氮原子形成一个σ键两个π键 ⑶碳原子分别以sp 、sp2、sp3杂化轨道成键、、。 27、W、X、Y、Z四种元素的原子序数依次增大。其中Y原子的L电子层中，成对电子与未成对电子占据的轨道数相等，且无空轨道；X原子的L电子层中未成对电子数与Y相同，但还有空轨道；W、Z的原子序数相差10，且Z原子的第一电离能在同周期中最低。 （1）写出下列元素的元素符号：W ，X ，Y ，Z 。 （2）XY分子中，X原子与Y原子都达到8电子稳定结构，则XY分子中X和Y原子用于成键的电子数目分别 是；根据电子云重叠方式的不同，分子里共价键的主要类型有。28. ClO－、ClO2－、ClO3－、ClO 4－中Cl都是以sp3杂化轨道与O原子成键的，试推测下列微粒的立体结构 29. 2，3 ,H2S ，PH3
训练4杂化轨道理论 [基础过关] 一、原子轨道杂化与杂化轨道 1．下列有关杂化轨道的说法不正确的是() A．原子中能量相近的某些轨道，在成键时能重新组合成能量相等的新轨道 B．轨道数目杂化前后可以相等，也可以不等 C．杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理、最小排斥原理 D．杂化轨道可分为等性杂化轨道和不等性杂化轨道 2．下列关于杂化轨道的叙述正确的是() A．杂化轨道可用于形成σ键，也可用于形成π键 B．杂化轨道可用来容纳未参与成键的孤电子对 C．NH3中N原子的sp3杂化轨道是由N原子的3个p轨道与H原子的s轨道杂化而成的 D．在乙烯分子中1个碳原子的3个sp2杂化轨道与3个氢原子的s轨道重叠形成3个C—H σ键二、杂化轨道类型及其判断 3．根据价层电子对互斥理论及原子的杂化轨道理论判断NF3分子的立体构型和中心原子的杂化方式为 () A．直线形sp杂化B．三角形sp2杂化 C．三角锥形sp2杂化D．三角锥形sp3杂化 4．在BrCH===CHBr分子中，C—Br键采用的成键轨道是() A．sp—p B．sp2—s C．sp2—p D．sp3—p 5．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是() A．CO2和SO2B．CH4和NH3 C．BeCl2和BF3D．C2H2与C2H4 三、杂化轨道类型与分子构型 6．下列说法中正确的是() A．PCl3分子是三角锥形，这是因为磷原子是sp2杂化的结果 B．sp3杂化轨道是由任意的1个s轨道和3个p轨道混合形成的4个sp3杂化轨道 C．中心原子采取s p3杂化的分子，其立体构型可能是四面体形或三角锥形或V形 D．AB3型的分子立体构型必为平面三角形 7．下列推断正确的是() A．BF3为三角锥形分子 B．NH＋4的电子式为[H··N H , H · · H]＋，离子呈平面正方形结构 C．CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子的2p轨道形成的s-p σ键D．甲醛分子为平面三角形，有一个π键垂直于三角形平面 8．甲烷分子(CH4)失去一个H＋，形成甲基阴离子(CH－3)，在这个过程中，下列描述不合理的是
杂化轨道理论(图解）一、原子轨道角度分布图 S Px Py Pz dz2 dx2-y2dxy dxz dyz 二、共价键理论和分子结构 ㈠、共价键理论简介 １、经典的化学键电子理论： 1916年德国化学家柯塞尔(Kossel)和1919年美国化学家路易斯(Lewis)等提出了化学键的电子理论。他们根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定这一事实，提出各元素原子总是力图（通过得失电子或共用电子对）使其最外层具有８电子的稳定结构。柯塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出，原子通过共用电子对而形成的化学键称为共价键(covalent [k?u`veilent]bond[b?nd])。用黑点代表价电子（即最外层s，p轨道上的电子），可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀有气体原子的电子结构。为了方便，常用短线代替黑点，用“－”表示共用１对电子形成的共价单键，用“＝”表示２对电子形成的共价双键，“≡”表示３对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电子对叫做孤对电子(lone[l?un]pair[pε?]electron[i`lektr?n])。Lewis结构式的书写规则又称八隅规则（即８电子结构）。 评价贡献：Lewis共价概念初步解释了一些简单非金属原子间形成共价分子的过程及其与离子键的区别。局限性：①、未能阐明共价键的本质和特性；②、八隅规则的例外 PCl5SF6BeCl2BF3NO，NO2… 中心原子周围价电子数101246含奇数价电子的分子… ③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常是顺磁性的（即它们在磁场中表现出磁性）例如O2。 ２、1927年德国的海特勒Heitler和美籍德国人的伦敦London两位化学家建立了现代价键理论，简称VB理论（电子配对法）。1931年，鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念，获1954年诺贝尔化学奖。 ３、1928年－1932年，德国的洪特和美国的马利肯两位化学家提出分子轨道理论，简称MO理论。马利肯由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。 MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件
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 第二章分子结构与性质 课标要求 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。 要点精讲 一.共价键 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σ键和π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。 3.键参数 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 本书根据教育部制订的《普通高中化学课程标准（实验）》和人民教育、课程教材研究所化学课程教材研究开发中心编著的《普通高中课程标准实验教科书物质结构与性质（选修3）》的容和要求编写的，供使用该书的高中化学教师教学时参考。 全书按教科书的章节顺序编排，每章包括本章说明、教学建议和教学资源三个部分。 本章说明是按章编写的，包括教学目标、容分析和课时建议。教学目标指出本章在知识与技能、过程与方法和情感态度与价值观等方面所要达到的目标要求；容分析从地位和功能、容的选择与呈现以及容结构等方面对全章容做出分析；课时建议则是建议本章的教学课时。 教学建议是分节编写的，包括教学设计、活动建议、问题交流和习题参考答案。教学设计对各节的容特点、重点和难点、具体教学建议等作了较详细的分析，并提供了一些教学方案供参考。活动建议是对“科学探究”“实验”等学生活动提出具体的指导和建议。问题交流是对“学与问”“思考与交流”等栏目所涉及的有关问题给予解答或提示。习题参考答案则是对各节后的习题和每章的复习题给予解答或提示。 教学资源是按章编写的，主要编入一些与本章容有关的教学资料、疑难问题解答，以及联系实际、新的科技信息和化学史等容，以帮助教师更好地理解教科书，并在教学时参考。 由于时间仓促，本书的容难免有不妥之处，希望广大教师和教学研究人员提出意见和建议，以便修订改进。 本书编写者：吴国庆、俊、徐伟念、王建林、忠斌、胡晓萍、学英、王乾（按编写顺序）本书审定者：文鼎、王晶 责任编辑：俊 责任绘图：宏庆 人民教育课程教材研究所 化学课程教材研究开发中心 2005年6月第一章原子结构与性质 本章说明 教学建议 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 教学资源 第二章分子结构与性质 本章说明 教学建议 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 教学资源 第三章晶体结构与性质 本章说明 教学建议 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体 高中化学学习材料 （精心收集**整理制作） 第二节分子的立体结构（第一课时） 【案例练习】 1、下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是（） A、CO2 B、H2S C、PCl3 D、SiCl4 2、下列分子的立体结构，其中属于直线型分子的是（） A、H2O B、CO2 C、C2H2 D、P4 3、写出你所知道的分子具有以下形状的物质的化学式，并指出它们分子中的键角分别是多少？（1）直线形 （2）平面三角形 （3）三角锥形 （4）正四面体 4、下列分子中，各原子均处于同一平面上的是（） A、NH3 B、CCl4 C、H2O D、CH2O 参考答案： 第二节分子的立体结构（第二课时） 【案例练习】 1、下列分子中心原子是sp2杂化的是（） A、PBr3 B、CH4 C、BF3 D、H2O 2、氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为 A．两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化 B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道 C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强 D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子 3、用Pauling的杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是（） A、C原子的四个杂化轨道的能量一样 B、C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样 C、C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道 D、C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据 4、用VSEPR 理论判断 物质成键电子对数孤电子对数分子或离子的形状 H2O NH4+ BF3 H3O+ 参考答案： 第二节分子的立体结构（第三课时） 【案例练习】 1、在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是 A．离子键 B．非极性键 C．极性键 D．配位键 2、与人体血液中血红蛋白以配位键结合的一种有毒气体是 A．氯气 B．氮气 C．一氧化碳 D．甲烷 3、向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物 溶解得到深蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是 A．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变。 B．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu（NH3）4] 2+。 C．向反应后的溶液加入乙醇，溶液将会没有发生变化，因为[Cu（NH3）4] 2+不会与乙醇发生反应。 D．在[Cu（NH3）4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。 4、下列属于配合物的是（） A、NH4Cl B、Na2CO3﹒10H2O C、CuSO4﹒5H2O D、Co（NH3）6Cl3 参考答案：1D 2C 3B 4D 5B 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。 记忆方法有哪些？ 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，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，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。即p 0、d 0、f 0、p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有： 7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6 、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6 。 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 ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。 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]4s 1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 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 举例： ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ 杂化轨道理论(图解） 一、原子轨道角度分布图 S Px Py Pz dz2 dx2-y2dxy dxz dyz 二、共价键理论和分子结构 ㈠、共价键理论简介 １、经典的化学键电子理论： 1916年德国化学家柯塞尔(Kossel)和1919年美国化学家路易斯(Lewis)等提出了化学键的电子理论。他们根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定这一事实，提出各元素原子总是力图（通过得失电子或共用电子对）使其最外层具有８电子的稳定结构。柯塞尔用电子的得失解释正负离子的结合。路易斯提出，原子通过共用电子对而形成的化学键称为共价键(covalent [k?u`veilent]bond[b?nd])。用黑点代表价电子（即最外层s，p轨道上的电子），可以表示原子形成分子时共用一对或若干对电子以满足稀有气体原子的电子结构。为了方便，常用短线代替黑点，用“－”表示共用１对电子形成的共价单键，用“＝”表示２对电子形成的共价双键，“≡”表示３对电子形成的共价叁键。原子单独拥有的未成键的电子对叫做孤对电子(lone[l?un]pair[pε?]electron[i`lektr?n])。Lewis结构式的书写规则又称八隅规则（即８电子结构）。 评价贡献：Lewis共价概念初步解释了一些简单非金属原子间形成共价分子的过程及其与 PCl5SF6BeCl2BF3NO，NO2… 中心原子周围价电子数10 12 4 6 含奇数价电子的分子… ③、不能解释某些分子的性质。含有未成对电子的分子通常是顺磁性的（即它们在磁场中表现出磁性）例如O2。 ２、1927年德国的海特勒Heitler和美籍德国人的伦敦London两位化学家建立了现代价键理论，简称VB理论（电子配对法）。1931年，鲍林在电子配对的基础上提出了杂化轨道理论的概念，获1954年诺贝尔化学奖。 ３、1928年－1932年，德国的洪特(F.Hund)和美国的马利肯(R.S.Mulliken)两位化学家提出分子轨道理论，简称MO理论。马利肯(R.S.Mulliken)由于建立和发展分子轨道理论荣获得1966年诺贝尔化学奖。 MO法和VB法是两种根本不同的物理方法；都是电子运动状态的近似描述；在一定条件 2.2 分子的立体构型第2课时杂化轨道理论 练基础落实 知识点1杂化轨道 1．下列有关杂化轨道的说法不正确的是() A．原子中能量相近的某些轨道，在成键时能重新组合成能量相等的新轨道 B．轨道数目杂化前后可以相等，也可以不等 C．杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理、最小排斥原理 D．杂化轨道可分为等性杂化轨道和不等性杂化轨道 2．关于原子轨道的说法正确的是() A．凡是中心原子采取sp3杂化方式成键的分子其几何构型都是正四面体 B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的 C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道 D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化方式成键 3．根据价层电子对互斥理论及原子的杂化理论判断NF3分子的空间构型和中心原子的杂化方式为() A．直线形sp杂化B．三角形sp2杂化 C．三角锥形sp2杂化D．三角锥形sp3杂化 知识点2利用杂化轨道判断分子的空间构型 4．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是() A．CO2与SO2B．CH4与NH3 C．BeCl2与BF3D．C2H2与C2H4 5．下列说法中正确的是() A．PCl3分子是三角锥形，这是因为磷原子是sp2杂化的结果 B．sp3杂化轨道是由任意的1个s轨道和3个p轨道混合形成的4个sp3杂化轨道 C．中心原子采取sp3杂化的分子，其几何构型可能是四面体形或三角锥形或V形 D．AB3型的分子空间构型必为平面三角形 6．下列分子的空间构型可用sp2杂化轨道来解释的是() ①BF3②CH2===CH2③④CH≡CH ⑤NH3⑥CH4 A．①②③B．①⑤⑥C．②③④D．③⑤⑥ 7．下列推断正确的是() A．BF3为三角锥形分子 B．NH＋4的电子式为，离子呈平面正方形结构 C．CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子的2p轨道形成的s—p σ键 D．CH4分子中的碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成C—H σ键 第二章第二节第2课时杂化轨道理论与配合物理论简介知识点一杂化轨道理论的考查 1.下列关于杂化轨道的说法错误的是() A.并不是所有的原子轨道都参与杂化 B.同一原子中能量相近的原子轨道参与杂化 C.杂化轨道能量集中,有利于牢固成键 D.杂化轨道中一定有电子 2.下列描述正确的是() A.CS2为V形极性分子 B.SiF4与S的中心原子均为sp3杂化 C.C2H2中σ键与π键的数目比为1∶1 D.水加热到很高温度都难分解是因水分子间存在氢键 3.下列分子中画横线的原子采取的杂化方式为sp杂化的是() A.CH4 B.C2H4 C.C2H2 D.NH3 知识点二配合物理论的考查 4.以下微粒含配位键的是() ①N2②CH4③OH-④N⑤Fe(CO)5⑥Fe(SCN)3⑦H3O+⑧[Ag(NH3)2]OH A.①②④⑦⑧ B.③④⑤⑥⑦ C.①④⑤⑥⑦⑧ D.全部 5.化合物NH3与BF3可以通过配位键形成NH3·BF3。 (1)配位键的形成条件是。 (2)在NH3·BF3中,原子提供孤电子对,原子提供空轨道。 (3)写出NH3·BF3的结构式并用“→”标出配位键:。 6.[2019·福建华安一中开学考试]下列说法中正确的是() A.SO2、CO2、SiO2中的S、C、Si均为sp3杂化 B.H3O+、N、[Cu(NH3)4]2+均含有配位键 C.S、C、Si均为平面三角形 D.NH3、CH4中的N、C分别为sp2、sp3杂化,因此分子空间构型不同 7.下列描述中正确的是() A.Cl的空间构型为平面三角形 B.SiF4和S的中心原子均为sp3杂化 C.在所有的元素中,氟的第一电离能最大 D.C2H5OH分子中共含有8个极性键,1个π键 8.分析原子的杂化方式,并根据等电子体原理判断下列各组分子中的所有原子处于同一平面,或者在一条直线上的是() A.C2H2、HClO、C2H6 B.CO2、N2O、HC≡C—NH2 C.C6H5CH3、C3H4、CH4 D.C6H6、C2H4、HCN 9.甲醛分子的结构式为,下列描述正确的是() A.甲醛分子中有4个σ键 B.甲醛分子中的C原子为sp3杂化 高中化学选修3知识点总结 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。 人教版高中化学选修3课本“问题交流”“课后习题”参考答案三、问题交流 【学与问】 1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。 2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）。 3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。 【思考与交流】 1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。 2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。 O：［He］2s22p4 Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2 四、习题参考答案 1. A、D 2. D 3. B 4. C 5. C 6. C是Mg的基态原子的电子排布式，而A、B、D都不是基态原子的电子排布。 【科学探究1】 1. 元素周期表共有7个周期，每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期。每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1，结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6。因为第一周期元素只有一个1s能级，其结尾元素的电子排布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同。 2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等。 3. s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区和ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d 区和ds区的元素都是金属。 4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。 5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出非金属性。 6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属或准金属。 【科学探究2】 1. （略） 2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近，都是弱酸。教科书上几对处于对角的元素在性质上相似，可以粗略认为它们的电负性相近的缘故。 三、问题交流 【学与问1】 同周期的主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 【学与问2】 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。 【学与问3】 1. 第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。 2. 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（用I1表示），从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示），依次类推，可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1(完整版)【人教版】高中化学选修3知识点总结：第二章分子结构与性质(可编辑修改word版)
高中化学选修三-教师用书(人教版)
人教版高中数学选修三分子的立体构型练习题
【人教版】高中化学选修3知识点总结
杂化轨道理论(图解)
同步练习 2.2.2 杂化轨道理论(人教版选修3) (2)
2018-2019学年高中化学选修3练习：第二章第二节第2课时杂化轨道理论与配合物理论简介
高中化学选修3知识点总结材料
人教版高中化学选修3课本“问题交流”“课后习题”参考答案
相关主题
文本预览