第2节分子结构与性质
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1．了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、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．了解化学键和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，能列举含有氢键的物质。
一、共价键
1．本质
在原子之间形成____________。
2．基本特征
具有________性和________性。
3．共价键的类型
分类依据类型
形成共价键的原子轨道重叠方式[来源学+科+网Z+X+X+K]σ键电子云“__________”重叠[来源:1][来源:https://www.doczj.com/doc/736899390.html,]π键电子云“__________”重叠
形成共价键的电子对
是否偏移
极性键共用电子对______偏移非极性键共用电子对________偏移
4
(1)σ键与π键
①依据强度判断：σ键的强度较________，较稳定，π键强度较________，比较容易断裂。注意N≡N中的π键强度大。
②共价单键是σ键，共价双键中含有____个σ键____个π键；共价三键中含有____个σ键____个π键。
(2)极性键与非极性键
看形成共价键的两原子：不同种元素的原子之间形成的是____性共价键；同种元素的原子之间形成的是__________性共价键。
5．键参数
(1)键能
________________原子形成__________化学键释放的最低能量。键能越____________，化学键越稳定。
(2)键长
形成共价键的两个原子之间的____________。键长越__________，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。如O===C===O键角为________，H—O—H键角为__________。
6．等电子原理
______________相同、______________相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征，它们的许多性质____________，如CO和________。
即时训练1 下列叙述正确的是________。
①s电子与s电子、p电子形成的共价键一定是σ键
②H—C≡N中含有一个σ键、三个π键
③NaCl中含有一个σ键
④甲烷中含有四个相同的极性共价键
⑤乙烯中既含σ键和π键，也含极性键和非极性键
⑥HF的键长小于HCl的，所以HF的键能小于HCl的
特别提示：(1)并不是所有的分子都含有共价键，如单原子分子的稀有气体；(2)两原子之间形成的共价键中有且只有一个σ键；(3)键能、键长决定分子的稳定性，键长、键角决定分子的空间构型。
二、分子的立体构型
1．价层电子对互斥模型
对于AB n型分子的立体构型
(1)中心原子A的价电子都用于形成共价键，无孤对电子，则n＝2时________形、n＝3时____________形、n＝4时______________形。
(2)中心原子A有未用于形成共价键的价电子，有孤对电子，则n＝2时________形、n ＝3时__________形。
2．杂化轨道理论
(1)sp杂化
sp杂化轨道由__________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为________，呈________形。
(2)sp2杂化
sp2杂化轨道由__________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为__________，呈____________。
(3)sp3杂化
sp3杂化轨道由__________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为__________________，呈__________形。
特别提示：注意电子对的空间构型与分子的空间构型有所不同，当分子中无孤对电子时，电子对的空间构型与分子的空间构型相同；当分子中有孤对电子时，电子对的空间构型与分子的空间构型不同。
3．配位键
(1)孤电子对
分子或离子中没有与其他原子共用的电子对称孤电子对。
(2)配位键
成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道。含有孤电子对的微粒有：分子如CO、NH3、H2O等；离子如Cl－、CN－、NO－2等。含有空轨道的微粒有：过渡金属的原子或离子。
(3)配位化合物的组成
如对于硫酸四氨合铜，化学式为[Cu(NH3)4]SO4称为配位化合物(简称配合物)，Cu2＋有空轨道为中心离子，NH3有孤对电子为配体，配位键的数目为4，配位数为4，表示为
。NH＋4的形成为＋
，在NH＋4中，虽然有一个N—H键形成过程与其他三个N—H 键形成过程不同，但是一旦形成之后，四个共价键就完全相同。
即时训练2 (1)填写下列表格
分子类型实例结构式立体构型中心原子的杂
化方式
中心原子的
孤对电子数
三原子CO2
H2O
四原子HCHO
NH3
五原子CH4
(2)在[Cu(NH3)4]2＋中含有________________，中心离子是________，配体为________。
三、分子的性质
非极性分子极性分子
形成原因正电中心和负电中心____的分
子
正电中心和负电中心______的
分子
存在的共价键______键或____键____键
分子内原子排列
范德华力氢键共价键
概念物质分子之间普遍存在的一
种相互作用力，又称分子间作
用力
由已经与电负性很强的
原子形成共价键的氢原
子与另一个分子中电负
性很强的原子形成的作
用力
相邻原子间通过共用
电子对所形成的相互
作用
作用微粒分子或原子(稀有气体) 氢原子、电负性很强的
原子
原子
强度比较________＞________＞____________
影响强度的
因素①随着分子极性和相对分子
质量的增大而______
②组成和结构相似的物质，相
对分子质量越大，分子间作用
力______
对于A—H…B—，A、
B的电负性越大，B原
子的半径越小，作用力
______
成键原子半径越小，
键长______，键能越
大，共价键越______
对物质性质的影响①影响物质的熔沸点、溶解度
等物理性质
②组成和结构相似的物质，随
相对分子质量的增大，物质的
熔沸点升高，如
F2__Cl2__Br2__I2，
CF4__CCl4__CBr4
分子间氢键的存在，使
物质的熔沸点升高，在
水中的溶解度增大，如
熔沸点：H2O__H2S，
HF__HCl，NH3__PH3
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，
分子稳定性______
(1)“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于__________，极性溶质一般能溶于__________。如果存在氢键，则溶剂与溶质之间的氢键作用力越大，溶解性________。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如乙醇与水______，而戊醇在水中的溶解度明显________。
(3)如果溶质与水发生反应，将增大物质的溶解度，如____________等。
4．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)m RO n，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越________，导致R—O—H中O的电子向________偏移，在水分子的作用下越________电离
出H ＋，酸性越________，如H 2SO 3________H 2SO 4。
即时训练3 下列说法中正确的是______。
①甲烷是由极性键构成的非极性分子
②水是非极性分子
③乙醇分子跟水分子之间只存在范德华力
④甲烷可与水形成氢键
⑤HF 的相对分子质量小于HCl 的，所以HF 的沸点小于HCl 的
⑥汽油易溶于四氯化碳符合“相似相溶”规律
⑦邻羟基苯甲酸和对羟基苯甲酸均可以形成氢键，但对羟基苯甲酸的沸点高于邻羟基苯甲酸的
⑧酸性由强到弱的顺序为：HClO 2＞HClO 3
⑨二氯甲烷属于手性分子
一、分子的空间构型与杂化方式的判断
1．根据分子结构式进行推断
(1)公式：
杂化轨道数＝中心原子孤电子对数(未参与成键)＋中心原子形成的σ键个数
(2)中心原子形成σ键个数的判断方法：
因为两原子之间只能形成一个σ键，所以中心原子形成的σ键个数＝中心原子结合的原子数。
(3)中心原子孤电子对数的判断方法：
①依据经验公式进行计算：对于通式AX n ±m 中心原子(A)未用于成键的孤电子对数＝A 的族序数－X 能接受的最多电子数×m －(±n )2；如SO 2－4中的孤电子对数＝6－2×4－(－2)2
＝0、NH ＋4中的孤电子对数＝5－4－(＋1)2＝0、HCN 中的孤电子对数＝4－1－32
＝0。 ②根据分子结构式推断出中心原子的孤电子对数。如HCN ：结构简式(H —C ≡N)，中心原子C 形成两个σ键，C 原子的四个价电子全部参与成键无孤电子对；H 2O ：结构式(H —O —H)，中心原子O 形成两个σ键，O 只有两个价电子参与成键，还余四个电子形成两对孤电子对。
2．根据分子的空间构型推断杂化方式
多原子(3个或3个以上)分子的立体结构与中心杂化方式的对照：
分子的立体结构 正四面体形 三角锥形 V 形 平面三角形 V 形 直线形 杂化类型 sp 3 sp 2 sp
分子构型均为直线形。
(2)只要分子构型为平面三角形的，中心原子均为sp 2杂化。
(3)只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp 3杂化。
(4)V 形分子的判断需要借助孤电子对数，孤电子对数是1的中心原子是sp 2杂化，孤电子对数是2的中心原子是sp 3杂化。
3．根据等电子体原理结构相似推断
如：CO 2是直线形分子，CNS －、NO ＋2、N －3与CO 2是等电子体，所以分子构型均为直线
形，中心原子均采用sp 杂化。
【例1】 判断下列物质的立体结构和杂化类型。
BF 3________；PF 3________；SO 3________；SO 2________；H 2S________；
HCHO________；NH ＋4________；H 3O ＋________。
二、分子的结构和性质
1．分子极性的判断方法
(1)只含非极性键的分子一定是非极性分子，如H2、P4等。
(2)含极性键的双原子分子一定是极性分子，如HCl、CO等。
(3)AB n(n≥3)型分子：
①根据分子构型判断。
若分子是对称的(直线形、正三角形、正四面体形等)，极性键的极性向量和等于零时，为非极性分子；否则是极性分子。如CH4、CO2等含有极性键，是非极性分子；H2O、NH3等含有极性键，是极性分子。
②利用孤电子对判断。
若中心原子A中无孤电子对，则为非极性分子，有孤电子对，则为极性分子。
③利用化合价判断。
中心原子A的化合价的绝对值＝该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。BCl3、CO2是非极性分子；SO2、NF3是极性分子。
2．物质的熔沸点及氢键
(1)分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断
组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质液化和气化就需要更多的能量，熔沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
(2)易形成氢键的元素
位于第二周期右边的三种电负性比较大的元素(N、O、F)易形成氢键。N、O、F三种元素对应氢化物NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们氢化物的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。
【例2】第四周期的Cr、Fe、Co、Ni、Cu、Zn等许多金属能形成配合物。
(1)NH3是一种很好的配体，氨气是______(填“极性”或“非极性”)分子，氨气分子的沸点________(填“高于”“等于”或“低于”)AsH3。
(2)科学家通过X射线测得胆矾结构示意图可简单表示如下：
图中虚线表示的作用力为____________________。
(3)胆矾溶液与氨水在一定条件下可以生成Cu(NH3)4SO4·H2O晶体。在Cu(NH3)4SO4·H2O 晶体中，[Cu(NH3)4]2＋为平面正方形结构，则呈正四面体结构的原子团或分子是____________，其中心原子的杂化轨道类型是____________。
(4)金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液态Ni(CO)4，呈正四面体构型。试推测四羰基镍的晶体类型是____________，Ni(CO)4易溶于__________(填下列选项)。
A．水B．四氯化碳
C．苯D．硫酸镍溶液
1．(高考集萃)(1)(2019课标全国理综)①S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________；
②H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为__________，SO2－3的立体构型为__________；
③H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10－3和2.5×10－8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为
1.2×10－2，请根据结构与性质的关系解释：
a．H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因：________________________
_____________________________________________________________________________；
b．H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：____________________________________________
(2)(2019福建理综)①硅烷(Si n H2n＋2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是____________________________________。
②硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子X m－(含B、O、H三种元素)的球棍模型如图所示：
a．在X m－中，硼原子轨道的杂化类型有________；配位键存在于________原子之间(填原子的数字标号)；m＝________(填数字)。
b．硼砂晶体由Na＋、X m－和H2O构成，它们之间存在的作用力有________(填序号)。
A．离子键B．共价键C．金属键D．范德华力E．氢键
(3)(2019海南化学)①氯和钾与不同价态的铜可生成两种化合物，这两种化合物都可用于催化乙炔聚合，其阴离子均为无限长链结构(如下图)，a位置上Cl原子的杂化轨道类型为________。已知其中一种化合物的化学式为KCuCl3，另一种的化学式为__________。
②金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是________________________，反应的化学方程式为________________。
2．(高考集萃)(1)(2019江苏化学)①NO－3的空间构型__________(用文字描述)。
②在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化成CO2，HCHO被氧化成CO2和H2O。
a．根据等电子原理，CO分子的结构式为__________。
b．H2O分子中O原子轨道的杂化类型为__________。
c．1 mol CO2中含有的σ键数目为______________。
③向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为________________________。
(2)(2019山东理综)①过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n＝________。CO与N2结构相似，CO分子内σ键与π键个数之比为________。
②甲醛(H2C===O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。
(3)(2019海南化学)下列有关元素锗及其化合物的叙述中正确的是________。
A．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
B．四氯化锗与四氯化碳分子都是四面体构型
C．二氧化锗与二氧化碳都是非极性的气体化合物
D．锗和碳都存在具有原子晶体结构的单质
3．(1)在BF3分子中，F—B—F的键角是________，B原子的杂化轨道类型为________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF－4的立体结构为__________。
(2)H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用________杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因为____________________________________________。
(3)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为__________，层间作用力为__________。
(4)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为______________。
HO CHO的沸点比高，原因是____________________。
4．铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题：
(1)CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为__________________
(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是____________________ _____________________________________________________________________________。
(3)SO2－4的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是________。
参考答案
基础梳理整合
一、1.共用电子对
2．饱和 方向
3．头碰头 肩并肩 发生 不发生
4．(1)大 小 一 一 一 两
(2)极 非极
5．(1)气态基态 1 mol 大
(2)核间距 短
(3)180° 105°
6．原子总数 价电子总数 相似 N 2
即时训练1
答案：①④⑤
二、1.(1)直线 平面三角 正四面体
(2)V 三角锥
2．(1)1个s 轨道 1个p 轨道 180° 直线
(2)1个s 轨道 2个p 轨道 120° 平面三角形
(3)1个s 轨道 3个p 轨道 109°28′ 正四面体
即时训练2
(1)O===C===O 直线形 sp 0 H —O —H V 形 sp 3 2 平面三角形 sp 2 0 三角锥形 sp 3 1 正四面体形 sp 3 0
(2)共价键、配位键 Cu 2＋ NH 3
三、1.重合 不重合 非极性 极性 极性 对称 不对称
2．共价键 氢键 范德华力 增大 越大 越大 越短 稳定 ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＞ ＞ ＞ 越强
3．(1)非极性溶剂 极性溶剂 越大
(2)互溶 减小
(3)SO 2与H 2O
4．高 R 易 强 ＜
即时训练3
答案：①⑥⑦
核心归纳突破
【例1】 答案：平面三角形、sp 2 三角锥形、sp 3 平面三角形、sp 2 V 形、sp 2 V 形、sp 3 平面三角形、sp 2 正四面体、sp 3 三角锥形、sp 3
解析：BF 3：B 最外层有3个电子分别与3个F 原子形成3个σ键，是sp 2杂化，平面三角形；PF 3：P 最外层有5个电子与3个F 原子形成3个σ键后还余1对孤电子对，是sp 3
杂化，三角锥形；SO 3：孤电子对数＝6－2×32
＝0，σ键个数＝3，所以是sp 2杂化，平面三角形；SO 2：孤电子对数＝6－2×22
＝1，σ键个数＝2，所以是sp 2杂化，V 形；H 2S ：孤电子
对数＝6－1×22＝2，σ键个数＝2，所以是sp 3杂化，V 形；HCHO ：孤电子对数＝4－1×2－22
＝0，σ键个数＝3，所以是sp 2杂化，平面三角形；NH ＋4：孤电子对数＝5－1×4－12
＝0，σ键个数＝4，所以是sp 3杂化，正四面体；H 3O ＋：孤电子对数＝6－1×3－12
＝1，σ键个数＝3，所以是sp 3杂化，三角锥形。
【例2】 答案：(1)极性 高于 (2)氢键、配位键 (3)SO 2－4 sp 3 (4)分子晶体 B 、C
解析：(1)NH 3中氮原子有孤电子对，是极性分子，能形成氢键，所以熔沸点高；(2)氧与铜形成的是配位键、H 与O 形成的是氢键；(3)晶体中含有的原子团或分子为[Cu(NH 3)4]2
＋、NH 3、SO 2－4、H 2O ，SO 2－4中S 的孤电子对数＝6－2×4＋22
＝0，S 与O 形成四个σ键，所以S 是sp 3杂化，SO 2－4为正四面体结构；(4)由熔沸点低，易挥发可知Ni(CO)4
是分子晶体，由立体构型可知是非极性分子。
演练巩固提升
1．答案：(1)①sp 3 ②强 平面三角形 三角锥形 ③a.第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子 b ．H 2SeO 3和H 2SeO 4可表示为(HO)2RO 和(HO)2RO 2，H 2SeO 3中Se 为＋4价，而H 2SeO 4中Se 为＋6价，正电性更高，导致R —O —H 中O 的电子更向Se 偏移，越易电离出H ＋
(2)①硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强(或其他合理答案)
②a.sp 2、sp 3 4，5(5，4) 2 b ．ADE
(3)①sp 3 K 2CuCl 3 ②H 2O 2为氧化剂，氨与Cu 2＋形成配离子，两者相互促进使反应进
行 Cu ＋H 2O 2＋4NH 3===Cu(NH 3)2＋4＋2OH －
2．答案：(1)①平面三角形 ②a.C O b ．sp 3 c ．2×6.02×1023个(或2 mol)
(2)①4 1∶2 ②sp 3 小于
(3)BD
3．答案：(1)120° sp 2 正四面体
(2)sp 3 H 2O 中O 原子有2对孤对电子，而H 3O ＋中O 原子有1对孤对电子，排斥力小
(3)共价键(极性共价键) 分子间力
(4)O —H 键、氢键、范德华力 形成分子内氢键，而HO CHO 形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大
解析：(1)BF 3中B 原子最外层有3个电子形成三个共价键，所以是sp 2杂化，无孤电子对分子构型为平面正三角形，键角为120°；BF －4中B 与F 形成3个σ键和一个配位键，无孤电子对，为正四面体；(2)H 3O ＋有3个σ键，孤电子对数＝(6－1×3－1)÷2＝1，所以为sp 3杂化，H 3O ＋孤电子对数为1、H 2O 孤电子对数为2，所以H 2O 中孤电子对对成键电子的排斥力大，键角小。
4．答案：(1)Cu ＋2H 2SO 4(浓)=====△
CuSO 4＋SO 2↑＋2H 2O (2)白色无水硫酸铜可与水结合生成蓝色的CuSO 4·5H 2O ，显示水合铜离子特征蓝色 (3)正四面体 sp 3
解析：(3)硫酸根中心原子的价层电子对为：孤电子数为12
(6－2×4＋2)＝0，成键电子对数4，所以为正四面体结构，中心原子为sp 3杂化。
高中化学学习材料 2010年高考题分类汇编（化学部分） 15-14有机化学 1．（2010全国卷1）11.下图表示4—溴环己烯所发生的4个不同反应。其中，产物只含有一种官能团的反应是 A．①④ B．③④ C．②③ D．①② 【解析】易知发生四个反应得到的产物如下图所示，显然Y、Z中只含一种官能团，即可！
【答案】B 【命题意图】掌握烯烃的基本化学性质：与HX加成，与H2O加成，双键被氧化剂氧化，掌握卤代烃的化学性质：卤代烃的水解与消去的条件及产物；掌握常见的官能团！ 【点评】本题很有新意，不过貌似一些反应超出教学大纲的要求了：如烯烃的氧化，烯烃与水加成！但总体还可以，有些创意，赞一个！有机结构—性质—官能团这条主线能够推陈出新难能可贵的！ （2010浙江卷）7.下列说法中正确的是 A. 光导纤维、棉花、油脂、ABS树脂都是由高分子化合物组成的物质 B. 开发核能、太阳能等新能源，推广基础甲醇汽油，使用无磷洗涤剂都可直接降低碳排放 C. 红外光谱仪、核磁共振仪、质谱仪都可用于有机化合物结构的分析 D. 阴极射线、 -粒子散射现象及布朗运动的发现都对原子结构模型的建立作出了贡献 试题解析: A、光导纤维、棉花、油脂、ABS树脂来自高中化学课本体系的不同位置，但，都是所在部分的重点识记的知识内容。考察学生化学知识面的宽度，考察基础知识的巩固程度和重点知识的敏感度。光导纤维主要成分是SiO2。棉花是天然纤维，油脂是天然混甘油酯，棉花和油脂是天然有机高分子，ABS树脂是合成有机高分子。 B、核能、太阳能、甲醇汽油、无磷洗涤剂分据不同章节，和社会生活热点息息相关。但低碳经济，低碳生活并不是书本知识。要了解低碳的含义，更要明确化学知识对低碳的实际意义。考察学生的应用化学知识解决生活问题或关注与化学有关的社会问题的应用积极性。其中无磷洗涤剂不能直接降低碳
物质结构与性质（2014年-2019年全国卷） 1．[2019年全国卷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： 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x= 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)。 2.[2019年全国卷Ⅱ]
近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。回答下列问题： （1）AsH3的沸点比NH3的________（填“高”或“低”），其判断理由是______。 （2）Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为________。 （3）比较离子半径F- O2-（填“大于”、“等于”或“小于”） (4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。 图中F－和O2－共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1－x代表，则该化合物的化 学式表示为____________；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ＝_________g·cm－3。 以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为（,,），则位于底面中心的原子2和原子3的坐标分别为___________、__________. 3.[2019全国卷Ⅲ] 磷酸亚铁锂（LiFePO4）可用作锂离子电池正极材料，具有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等 特点，文献报道可采用FeCl3、NH4H2PO4、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题： （1）在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态（填“相同”或“相反”）。 （2） FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为，其中Fe的配位数为。
物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 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 第四节离子晶体 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
1、氯化铝的熔点为190℃，而氟化铝的熔点为1290℃，导致这种差异的原因为 AlCl 3是分子晶体，而 AlF 3 是离子晶体。 2、氧元素的第一电离能小于氮元素，原因是： 氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态而氧原子的不是，氧原子的原子核对电子的吸引能力弱于氟离子。 3、稳定性H 2S>H 2 Se的原因是： S-H键的键能比Se-H键的键能大。 4、P 4O 10 的沸点明显高于P 4 O 6 ，原因是： 都是分子晶体，P 4O 10 的分子间作用力高于P 4 O 6 5、焰色反应发生的原因为： 激发态电子向基态跃迁，能量以光的形式释放（发射光谱）。 6、NF 3的键角小于NH 3 键角的原因为： F的电负性比H的大，NF 3 中N上的孤对电子偏向N，而孤对电子对成键电子对的排斥力较大。 7、H 2S熔点为-85.5℃，而与其具有类似结构的H 2 O的熔点为0℃，极易结冰成 固体，二者物理性质出现此差异的原因是： H 2O分子之间极易形成氢键，而H 2 S分子之间只存在较弱的范德华力。 8、H 2SeO 3 和H 2 SeO 4 第一步电离程度大于第二步电离的原因： 第一步电离后生成的负离子，较难再进一步电离出带正电荷的氢离子 9、H 2SeO 4 比H 2 SeO 3 酸性强的原因： H 2SeO 3 和H 2 SeO 4 可表示成(HO) 2 SeO和(HO) 2 SeO 2 ， H 2 SeO 3 中的Se为+4价,而 H 2SeO 4 中的Se为+6价,正电性更高,导致Se?O?H中O的电子更向Se偏移,越 易电离出H+ 10、二氧化硅的熔点比CO 2 高的原因： CO 2是分子晶体，SiO 2 是原子晶体。 11、气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难，原因是： 由Mn2+转化为Mn3+时,3d能级由较稳定的3d5半充满状态转为不稳定的3d4状态需要的能量较多,而Fe2+到Fe3+时,3d能级由不稳定的3d6到稳定的3d5半充满状态，需要的能量相对要少。 12、氨气极易溶于水的原因为： 氨气和水都是极性分子，相似相溶；氨气与水分子间能形成氢键。 13、水由液体形成固体后密度却减小，原因为： 水在形成晶体时，由于氢键的作用使分子间距离增大，空间利用率降低，密度减小。 14、NaBH 4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键,而冰晶石(Na 3 AlF 6 )的阴离子 中一个Al原子可以形成6个共价键，原因是： B原子价电子层上没有d轨道，Al原子价电子层上有d轨道。 15、CuO的熔点比CuS的高，原因是： 氧离子半径小于硫离子半径，所以CuO的离子键强，晶格能较大，熔点较高。 16、CH 4的键角大于NH 3 的原因为： CH 4 中都是C-H单键,键与键之间的排斥力一样,所以是正四面体109.5度， 而NH 3 有未成键的孤对电子,孤对电子间的排斥力>孤对电子对化学键的排斥力>化学键间的排斥力,所以由于孤对电子的排斥,键角要小于没有孤对电子 排斥的CH 4 的键角.而孤对电子越多,排斥力越大。
1．【2018新课标1卷】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）LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是__ ____、中心原子的杂化形式为______。LiAlH4中，存在_____（填标号 ）。 A．离子键 B．σ键 C．π键 D．氢键 （4）Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的Born? Haber循环计算得到。 可知，Li原子的第一电离能为________J·mol? 1，O=O键键能为______J·mol?1，Li2O晶格能为______J·mol?1。
（5）Li2O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Li2O的密度为______g·cm? 3（列出计算式）。 【答案】 D C Li+核电荷数较大正四面体sp3AB5204982908 【解析】分析：（1）根据处于基态时能量低，处于激发态时能量高判断； （2）根据原子核对最外层电子的吸引力判断； （3）根据价层电子对互斥理论分析；根据物质的组成微粒判断化学键； （4）第一电离能是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，据此计算；根据氧气转化为氧原子时的能量变 化计算键能；晶格能是气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，据此 解答； （5）根据晶胞中含有的离子个数，结合密度的定义计算。 点睛：本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，电离能、晶格能，化学键类型，晶胞的计算等知识，保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。难点仍然是晶胞的有关判断与计算，晶胞中原子的数目往往采用均摊法：①位于晶胞顶点的原子为8
《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 26Fe ：[Ar]3d 64s 2 3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6 26Fe 3+：[Ar]3d 5 3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1 29Cu +：[Ar]3d 10 3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9 24Cr ： [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 10 4s 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 （4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多 （5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。 （6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4） （7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小 （8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮
1.已知A. B. C. D. E都是周期表中的前四周期的元素,它们的核电荷数 A 解答： A. B. C. D. E都是周期表中的前四周期的元素,它们的核电荷数A 20XX年高考：29.（15分） 已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高化合价氧化物的水化物是强酸。回答下列问题： （1）W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型 是； （2）Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物是； （3）R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物的化学式 是； （4）这5个元素的氢化物分子中，①立体结构类型相同的氢化物的沸点从高到低排 列次序是（填化学式），其原因是 ； ②电子总数相同的氢化物的化学式和立体结构分别是 ； （5）W和Q所形成的结构陶瓷材料的一种合成方法如下：W的氯化物与Q的氢化物加热反应，生成化合物W(QH2)4和HCL气体；W(QH2)4在高温下分解生成Q的氢化物和该陶瓷材料。上述相关反应的化学方程式（各物质用化学式表示）是 29（1）原子晶体。（2）NO2和N2O4（3） As2S5。（4）①NH3> AsH3 > PH3,因为前者中含有氢键,后两者构型相同，分子间作用力不同；②电子数相同的有SiH4、PH3和H2S 结构分别为正四面体，三角锥和V形。（5）SiCl4 + 4NH3 = Si(NH2)4 + 4HCl，3Si(NH2)4 = 8NH3 + Si3N4 20XX年高考：37．【化学—选修物质结构与性质】(15分) 主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍．X、Y和Z分属不同的周期，它们的原子序数之和是W原子序数的5倍．在由元素W、X、Y、Z组成的所有可能的二组分化合物中，由元素W与Y形成的化合物M的熔点最高．请回答下列问题： (1)W元素原子的L层电子排布式为 1．【2017新课标1卷】（15分） 化合物H是一种有机光电材料中间体。实验室由芳香化合物A制备H的一种合成路线如下： 已知： 回答下列问题： （1）A的化学名称是__________。 （2）由C生成D和E生成F的反应类型分别是__________、_________。 （3）E的结构简式为____________。 （4）G为甲苯的同分异构体，由F生成H的化学方程式为___________。 （5）芳香化合物X是F的同分异构体，X能与饱和碳酸氢钠溶液反应放出CO2，其核磁共振氢谱显示有4种不同化学环境的氢，峰面积比为6∶2∶1∶1，写出2种符合要求的X的结构简式____________。 （6）写出用环戊烷和2–丁炔为原料制备化合物的合成路线________（其他试剂任选）。2．【2017新课标2卷】（15分） 化合物G是治疗高血压的药物“比索洛尔”的中间体，一种合成G的路线如下： 已知以下信息： ①A的核磁共振氢谱为单峰；B的核磁共振氢谱为三组峰，峰面积比为6∶1∶1。 ②D的苯环上仅有两种不同化学环境的氢；1 mol D可与1 mol NaOH或2 mol Na反应。 回答下列问题： （1）A的结构简式为____________。 （2）B的化学名称为____________。 （3）C与D反应生成E的化学方程式为____________。 （4）由E生成F的反应类型为____________。 （5）G的分子式为____________。 （6）L是D的同分异构体，可与FeCl3溶液发生显色反应，1 mol的L可与2 mol的Na2CO3反应，L共有______种；其中核磁共振氢谱为四组峰，峰面积比为3∶2∶2∶1的结构简式为___________、____________。 3．【2017新课标3卷】（15分） 氟他胺G是一种可用于治疗肿瘤的药物。实验室由芳香烃A制备G的合成路线如下： 回答下列问题： （1）A的结构简式为____________。C的化学名称是______________。 （2）③的反应试剂和反应条件分别是____________________，该反应的类型是__________。 新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究作者：蔡文联文章来源：：《化学教学》2007年01期点击数：31 更新时间：2008-3-24 新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究 蔡文联饶志明余靖知 摘要：根据2003年出版的《普通高中化学课程标准(实验》)编定的高中化学教材已通过审定的有三种版本，分别由人民教育出版社、江苏教育出版社、山东科技出版社出版。高中化学课程8个模块中选修3“物质结构与性质”是属于化学基本理论知识的模块。本文将对新版三种教材(选修3“物质结构与性质”)的设计思路、体系结构、栏目设置等方面进行比较研究，以期有助于教师理解新课标、选择教材、教法以及把握教学尺度。 为了适应我国21世纪初化学课程发展的趋势，化学课程标准研制组经过深入的调查研究，多次讨论修改，于2003年出版了《普通高中化学课程标准（实验）》。他们将高中化学课程采用模块的方式分为必修和选修两部分，共8个模块，其中必修模块2个，选修模块6个。新课程“在保证基础的前提下为学生提供多样的、可供选择的课程模块”，兼顾“学生个性发展的多样化需要”，适应不同地区和学校的条件。目前以高中化学课程标准和基础教育课程改革纲要为指导编写的新版高中化学教材经全国中小学教材审定委员会初审通过的共有3种，分别是由人民教育出版社出版（宋心琦主编，以下简称人教版），江苏教育出版社出版（王祖浩主编，以下简称苏教版），山东科技出版社出版（王磊主编，以下简称山东科技版）。 在6个选修模块中，选修3“物质结构与性质”模块突出化学学科的核心观念、基本概念原理和基本思想方法。在以“提高学生的科学素养”为主旨的高中化学课程改革中，如何将新课程理念很好地融合进化学基本概念和基础理论的教学中，转变学生的学习方式，培养学生的逻辑思维能力，提高学生学习本课程的意义，是值得广大化学教师研究、推敲的。因此，针对上述三种版本的教材（选修3物质结构与性质）进行具体的分析、比较、评价， 对教师在选择教材、教法以及把握教学尺度方面都具有十分重要的意义。 1.“物质结构与性质”模块教材的简介 2009年高考：29.（15分） 已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高化合价氧化物的水化物是强酸。回答下列问题： （1）W与Q可以形成一种高温结构陶瓷材料。W的氯化物分子呈正四面体结构，W的氧化物的晶体类型是； （2）Q的具有相同化合价且可以相互转变的氧化物是； （3）R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物的化学式是；（4）这5个元素的氢化物分子中，①立体结构类型相同的氢化物的沸点从高到低排列次序是（填化学式），其原因是 ； ②电子总数相同的氢化物的化学式和立体结构分别是 ； （5）W和Q所形成的结构陶瓷材料的一种合成方法如下：W的氯化物与Q的氢化物加热反应，生成化合物W(QH2)4和HCL气体；W(QH2)4在高温下分解生成Q的氢化物和该陶瓷材料。上述相关反应的化学方程式（各物质用化学式表示）是 29（1）原子晶体。（2）NO2和N2O4（3）As2S5。（4）①NH3> AsH3 > PH3,因为前者中含有氢键,后两者构型相同，分子间作用力不同；②电子数相同的有SiH4、PH3和H2S结构分别为正四面体，三角锥和V形。（5）SiCl4 + 4NH3 = Si(NH2)4 + 4HCl，3Si(NH2)4 = 8NH3 + Si3N4 2010年高考：37．【化学—选修物质结构与性质】(15分) 主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍．X、Y和Z分属不同的周期，它们的原子序数之和是W原子序数的5倍．在由元素W、X、Y、Z组成的所有可能的二组分化合物中，由元素W与Y形成的化合物M的熔点最高．请 普通高等学校招生全国统一考第I卷 2012年【选修3物质结构与性质】（15分） VIA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含VIA族元素的化台物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题： （1）S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是； （2）原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为； （3）Se原子序数为，其核外M层电子的排布式为； （4）H2Se的酸性比H2S （填“强”或“弱”）。气态SeO3分子的立体构型为，SO32-离子的立体构型为；[来源:学#科#网]（5）H2SeO3的K1和K2分别为2．7x l0-3和2．5x l0-8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1．2X10-2，请根据结构与性质的关系解释： ①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因： ； ② H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因： （6）ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，其晶胞边长为540．0 pm．密度为（列式并计算），a 位置S2-离子与b位置Zn2+离子之间的距离为pm（列示表示） 2013年 37．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分） 硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。请回答下列问题： （1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为，该能层具有的原子轨道数为、电子数为。 （2）硅主要以硅酸盐、等化合物的形式存在于地壳中。 （3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献个原子。 （4）单质硅可通过甲硅烷（SiH4）分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式 为。 （5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实： 化学键C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 键能/(kJ?mol-1356 413 336 226 318 452 ①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是。 ②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是。 （6）在硅酸盐中，SiO4- 4四面体（如下图（a））通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si 原子的杂化形式为，Si与O的原子数之比为，化学式 为。 2014年 37、〔化学—选修3：物质结构与性质〕(15分) 早期发现的一种天然准晶颗粒由三种Al、Cu、Fe元素组成。回答下列问题： （1）准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过 方法区分晶体、准晶体和非晶体。 化学—选修3：物质结构与性质 1.【13新课标Ⅰ】 硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。回答下列问题: (1)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号，该能层具有的原子轨道数为、电子数为。 (2)硅主要以硅酸盐、等化合物的形式存在于地壳中。 (3)单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献个原子。 (4)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4CI在液氨介质中反应制得SiH4,，该反应的化学方程式为。 (5)碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实: ①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是 ②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是 (6)在硅酸盐中，四面体(如下图(a))通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根；其中Si原子的杂化形式为。Si与O的 原子数之比为化学式为 2.【14新课标Ⅰ】 早期发现的一种天然二十面准晶颗粒由Al、Cu、Fe三种金属元素组成。回答下列问题： (1)准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过方法区分晶体、准晶体和非晶体。 (2)基态Fe原子有个未成对电子，Fe3+的电子排布式为： 可用硫氰化钾检验Fe3+，形成的配合物的颜色为。(3)新制备的氢氧化铜可将乙醛氧化为乙酸，而自身还原成氧化亚铜，乙醛中碳原子的杂化轨道类型为；1mol乙醛分子中含有的σ键的数目为。乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是：。氧化亚铜为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有个铜原子。 (4)铝单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0．405nm，晶胞中铝原子的配位数为 ,列式表示铝单质的密度 g·cm－3(不必计算出结果)。 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。 高中化学选修三物质结构与性质简答题总结 一、物质熔沸点问题 1、氯化铝的熔点为 190 ℃，而氟化铝的熔点为 1290 ℃，导致这种差异的原因为 _____________________________________________________________________________________ 。 2、 P 4O 10 的沸点明显高于 P 4O 6，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 3、 H 2S 熔点为 -85.5 ℃，而与其具有类似结构的 H 2O 的熔点为 0 ℃，极易结冰成固体，二者物理性质出现 此差异的原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 4、二氧化硅的熔点比 CO 2 高的原因： _____________________________________________________________________________________ 。 5、 CuO 的熔点比 CuS 的高，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 6、邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 2 2 2 ）中氮原子杂化类型为 3 3 3 ]均属于 7. 乙二胺分子（ H N — CH2— CH — NH SP ，乙二胺和三甲胺 [N(CH ) 胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是： _____________________________________________ 8、丙酸钠（ CH 3CH 2COONa ）和氨基乙酸钠均能水解，水解产物有丙酸（ CH 3CH 2COOH ）和氨基乙酸 （ H 2 2 2 2 3 3 、 NCH COOH ）， H NCH COOH 中 N 原子的杂化轨道类型为 SP 杂化， C 原子杂化轨道类型 sp sp 2 杂化。常温下丙酸为液体，而氨基乙酸为固体，主要原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 9、 NH 3 常用作制冷剂，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 10、比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因： GeCl 4 GeBr 4 GeI 4 熔点 /℃ -49.5 26 146 沸点 /℃ 83.1 186 约 400 _____________________________________________________________________________________ 。 11、东晋《华阳国志南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）文明中外，曾主 要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。氨的沸点 （ “高于 ”或 “低于 ”）膦（ PH 3），原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 12、砷化镓（ GaAs ）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。 GaF 3 的熔 点高于 1000 ℃，GaCl 3 的熔点为 77.9 ℃，其原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 13、O 元素形成的单质 常见有两种同素异形体，其中沸点高的是 （填分子式），原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 14、乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是： ________________________________________________________ 。 15、硅烷 (Si n H 2n ＋ 2)的沸点与其相对分子质量的变化关 系如图所示，呈现这种变化关系的原因是： ________________________________________________ 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 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 ，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、p 3、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 22p0、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。 (2)电子排布图(又叫轨道表示式) 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ns 1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s 2 外，其余为ns 2np 6。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 ①分区 ②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ 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。 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化学选修三高考题汇总
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