第２节分子结构与性质
错误!
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
（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错误!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错误!的形成为＋，在NH
错误!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CO２H２O
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
１．分子的极性
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__Br
２
__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H２SO３________H２SO４。
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：HClO２＞HClO３
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错误!中心原子（A）未用于成键的孤电子对数＝错误!；如SO 错误!中的孤电子对数＝错误!＝0、NH错误!中的孤电子对数＝错误!＝0、HCN中的孤电子对数＝错误!＝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；H２O：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sp３sp２sp
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sp２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sp３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sp２杂化，孤电子对数是
２的中心原子是sp３杂化。
３．根据等电子体原理结构相似推断
如：CO２是直线形分子，CNS—、NO错误!、N错误!与CO２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。
BF３________；PF３________；SO３________；SO２________；H２S________；HCHO________；NH错误! ________；H３O＋________。
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·H
O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２
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）（２0１２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__________，SO 错误!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）（２0１２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）（２0１２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）（２0１２江苏化学）１NO错误!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．１mol 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）（２0１２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）（２0１２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错误!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H
O中H—O—H键角大，原因为____________________________________________。
２
（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）SO错误!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１mol 大
（２）核间距短
（３）１80°１0５°
6．原子总数价电子总数相似N２
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sp３２平面三角形sp ２0 三角锥形sp３１正四面体形sp３0
（２）共价键、配位键Cu２＋NH３
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）SO２与H２O
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、sp２三角锥形、sp３平面三角形、sp２V形、sp２V形、sp３平面三角形、sp２正四面体、sp３三角锥形、sp３
解析：BF３：B最外层有３个电子分别与３个F原子形成３个σ键，是sp２杂化，平面三角形；PF３：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sp３杂化，三角锥形；SO３：孤电子对数＝错误!＝0，σ键个数＝３，所以是sp２杂化，平面三角形；SO２：孤电子对数＝错误!＝１，σ键个数＝２，所以是sp２杂化，V形；H２S：孤电子对数＝错误!＝２，σ键个数＝２，所以是sp３杂化，V形；HCHO：孤电子对数＝错误!＝0，σ键个数＝３，所以是sp２杂化，平面三角形；NH错误!：孤电子对数＝错误!＝0，σ键个数＝４，所以是sp３杂化，正四面体；H３O＋：孤电子对数＝错误!＝１，σ键个数＝３，所以是sp３杂化，三角锥形。
【例２】答案：（１）极性高于（２）氢键、配位键（３）SO错误!sp３（４）分子晶体B、C
解析：（１）NH３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（NH３）４]２＋、NH３、SO错误!、H２O，SO错误!中S的孤电子对数＝错误!＝0，S与O形成四个σ键，所以S是sp３杂化，SO错误!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）１sp３２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．H２SeO３和H２SeO４可表示为（HO）２RO和（HO）２RO２，H２
SeO３中Se为＋４价，而H２SeO４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．sp２、sp３４,５（５,４）２Ｂ．ADE
（３）１sp３K２CuCl３２H２O２为氧化剂，氨与Cu２＋形成配离子，两者相互促进使反应进行Cu ＋H２O２＋４NH３===Cu（NH３）错误!＋２OH—
２．答案：（１）１平面三角形２Ａ．C O Ｂ．sp３Ｃ．２×6．0２×１0２３个（或２mol）
３
（２）１４１∶２２sp３小于
（３）BD
３．答案：（１）１２0°sp２正四面体
（２）sp３H２O中O原子有２对孤对电子，而H３O＋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）BF３中B原子最外层有３个电子形成三个共价键，所以是sp２杂化，无孤电子对分子构型为平面正三角形，键角为１２0°；BF错误!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）H３O＋有３个σ键，孤电子对数＝（6—１×３—１）÷２＝１，所以为sp３杂化，H３O＋孤电子对数为１、H２O孤电子对数为２，所以H２O中孤电子对对成键电子的排斥力大，键角小。
４．答案：（１）Cu＋２H２SO４（浓）错误!CuSO４＋SO２↑＋２H２O （２）白色无水硫酸铜可与水结合生成蓝色的CuSO４·５H２O，显示水合铜离子特征蓝色（３）正四面体sp３解析：（３）硫酸根中心原子的价层电子对为：孤电子数为错误!（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sp３杂化。
第3讲晶体结构与性质 【2019·备考】 最新考纲：1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。2.了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。3.了解分子晶体结构与性质的关系。 4.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 5.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。 6.了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。 考点一晶体的常识和常见四种晶体性质 (频数：★★★难度：★★☆) 1．晶体 (1)晶体与非晶体 晶体非晶体 结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列 性质特征 自范性有无 熔点固定不固定异同表现各向异性各向同性 二者区别方法间接方法看是否有固定的熔点 科学方法对固体进行X射线衍射实验 (2)晶胞 ①概念：描述晶体结构的基本单元。 ②晶体中晶胞的排列——无隙并置 a．无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 b．并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (3)晶格能 ①定义：气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。
②影响因素 a．离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 b ．离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 ③与离子晶体性质的关系 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。 ①具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃。 ②晶胞是从晶体中“截取”出来具有代表性的“平行六面体”，但不一定是最小的“平行六面体”。 2．四种晶体类型的比较 比较 类型 分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体 构成粒子分子原子 金属阳离子、 自由电子 阴、阳 离子 粒子间的相互作用力 范德华力 (某些含氢键) 共价键金属键离子键 硬度较小很大有的很大， 有的很小 较大 熔、沸点较低很高有的很高， 有的很低 较高 溶解性相似相溶难溶于任 何溶剂 常见溶剂 难溶 大多易溶于水等 极性溶剂 导电、传热性一般不导电，溶 于水后有的导电 一般不具有导 电性，个别为半 导体 电和热的良导 体 晶体不导电，水 溶液或熔融态导 电 物质类别及举例大多数非金属单 质、气态氢化物、 酸、非金属氧化 物(SiO2除外)、绝 部分非金属单 质(如金刚石、 硅、晶体硼)， 部分非金属化 金属单质与合 金(如Na、Al、 Fe、青铜) 金属氧化物(如 K2O、Na2O)、强 碱(如KOH、 NaOH)、绝大部
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。
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
化学高考真题 选修3 2011-2017 全国卷1．[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 化学键C— C C— H C— O Si—S i Si— H Si— O 键能 /(kJ?mol- 1 356 413 336 226 318 452 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。 2．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分） 前四周期原子序数依次增大的元素A，B，C，D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，平且A-和B+的电子相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。 回答下列问题： （1）D2+的价层电子排布图为_______。 （2）四种元素中第一电离最小的是________，电负性最大的是________。（填元素符号） （3）A、B和D三种元素责成的一个化合物的晶胞如图所示。 ①该化合物的化学式为_________________；D的配位数为___________； ②列式计算该晶体的密度_______g·cm-3。 （4）A-、B+和C3+三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型有_____________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为_______________，配位体是____________。 3．〔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。 （2）基态铁原子有个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为：可用硫氰化钾奉验三价铁离子，形成配合物的颜色为 （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；一摩尔乙醛分子中含有的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四个氧原子，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) 4．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元索，A2-和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元索，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。
《物质结构与性质》说理题归纳 1、氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键。 AsH3分子为三角锥形，键角为91.80°，小于氨分子键角107°,AsH3分子键角较小的原因是 砷原子电负性小于氮原子,其共用电子对离砷核距离较远，斥力较小，键角较小。 2、乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是CH3COOH存在分子间氢键 3、在乙醇中的溶解度H2O大于H2S水分子与乙醇间能形成分子间氢键。 4、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：C—C 键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成 5、SO3的三聚体环状结构如图1所示，此氧化物的分子式应为________，该结构中S—O键 长有a、b两类，b的键长大于a的键长的原因： 形成b键的氧原子与两个S原子结合，作用力较小（相当于一心两用） 6、碳元素可形成多种结构和性质不同的单质，其中金刚石的熔点为3550 ℃，C60的熔点约为280 ℃，导致这种差异的原因：金刚石是原子晶体，C60是分子晶体，前者原子间是靠强烈的共价键结合的，后者分子间是靠微弱的范德华力结合在一起的 7、Mn2+的稳定性强于Mn3+，其原因是：Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是 8、已知常温下，H2CrO4的K1=4.1、K2=1×10-5，从结构的角度上看，K2< 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。 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 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3第三章《晶体结构与性质》章教学设计 东莞市第一中学刘国强 一、本章教材体现的课标内容 1、主题：第一节晶体的常识 了解晶胞的概念，会计算晶胞中原子占有个数，并由此推导出晶体的化学式。 2、主题：第二节分子晶体与原子晶体 知道分子晶体与原子晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。 了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 3、主题：第三节金属晶体 知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 能列举金属晶体的基本堆积模型。 知道金属晶体的结构微粒、微粒间作用力与分子晶体、原子晶体的区别。 4、主题：第四节离子晶体 能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 知道离子晶体的结构微粒、微粒间作用力与分子晶体。原子晶体、金属晶体的区别。 了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。 二、本章教材整体分析 （一）教材地位 本单元知识是在原子结构和元素周期律以及化学键等知识的基础上介绍的，是原子结构和化学键知识的延伸和提高；本单元知识围绕晶体作了详尽的介绍，晶体与玻璃体的不同，分子晶体、原子晶体、金属晶体、离子晶体，从构成晶体的微粒、晶胞、微粒间的作用力，熔沸点比较等物理性质做了比较，结合许多彩图及详尽的事例，对四大晶体做了阐述；同时，本单元结合数学立体几何知识，充分认识和挖掘典型晶胞的结构，去形象、直观地认识四种晶体，在学习本单元知识时，应多联系生活中的晶体化学，去感受生活中的晶体美，去感受环境生命科学、材料中的晶体知识。 “本章比较全面而系统地介绍了晶体结构和性质，作为本书的结尾章，与前两章一起构成“原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质”三位一体的“物质结构与性质”模块的基本内容。” “通过本章的学习，结合前两章已学过的有关物质结构知识，学生能够比较全面地认识物质的结构及结构对物质性质的影响，提高分析问题和解决问题的能力。” （二）内容体系 本单元知识内容分为两大部分，第一节简单介绍晶体的常识，区别晶体与非晶体，认识什么是晶胞：第二部分分为三节内容，第二节“分子晶体和原子晶体”分别介绍了分子晶体和原子晶体的结构特征及晶体特性，在陈述分子晶体的结构特征时，以干冰为例，介绍了如果分子晶体中分子问作用力只是范德华力时，分子晶体具有分子密堆积特征；同时，教科书以冰为例，介绍了冰晶体里由于存在氢键而使冰晶体的结构具有其特殊性。在第三节“金属晶体”中，首先从“电子气理论”介绍了金属键及金属晶体的特性，然后以图文并茂的方式描述了金属晶体的四种基本堆积模式。在第四节“离子晶体”中，由于学生已学过离子键的概念，教科书直接给出了NaCl和CsCl两种典型离子晶体的晶胞，然后通过“科学探究”讨论了NaCl和CsCl两种晶体的结构；教科书还通过例子重点讨论了影响离子晶体结构的几何因素和电荷因素，而对键性因素不作要求。晶格能是反映离子晶体中离子键强弱的重要数据，教科书通过表格形式列举了某些离子晶体的晶格能，以及晶格能的大小与离子晶体的性质的关系。 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________________。 第3章物质的聚集状态与物质性质 第1节认识晶体 学习目标 1.了解晶体的重要特征。 2.通过等径圆球与非等径圆球的堆积模型认识晶体中微粒排列的周期性规律。 3.了解晶胞的概念，以及晶胞与晶体的关系，会用“切割法”确定晶胞中的粒子数目(或粒子数目比)和晶体的化学式。 自主学习 知识点一晶体的特性 1.晶体的概念 内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的固体物质。 2．晶体的特性 (1)晶体的自范性：在适宜的条件下，晶体能够自发地呈现封闭的、规则的多面体外形。 (2)晶体的各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。 (3)晶体的对称性：晶体具有规则的几何外形。 3．晶体的分类 根据晶体内部微粒的种类和微粒间相互作用的不同，可以将晶体分为离子晶体、金属晶体、原子晶体和分子晶体。 思考交流 1．晶体一定是固体，固体一定是晶体吗？ 2．晶体的自范性、各向异性及对称性是由哪些因素引起的？ 知识点二晶体结构的堆积模型 1.等径圆球的密堆积 2.非等径圆球的密堆积 知识点三晶体结构的最小重复单元——晶胞 思考交流 3．由晶胞构成的晶体，其化学式是否表示一个分子中原子的数目？ 探究学习 探究一晶体的特征与分类 【问题导思】 ①晶体有哪些特点？ 【提示】见1。 ②晶体分几类？ 【提示】分子晶体、离子晶体、原子晶体、金属晶体 1．晶体的特征 2．分类 【例1】下列叙述中，不正确的是() A．具有规则几何外形的固体一定是晶体 B．晶体内部粒子按一定的规律周期性重复排列 C．具有各向异性的固体一定是晶体 D．依据构成微粒的作用力不同可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体 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 【化学选修—物质结构与性质】专题训练 1、有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A+比B—少一个电层，B原子得一个电子后3p轨道全满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D 的质量分数为40%，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A与D 离子的数目之比为2：1。请回答下列问题。 （1）A单质、B单质、化合物R的熔点高低顺序为__②___(填序号) ①A单质> B单质> R ②R > A单质> B单质 ③B单质> R > A单质④A单质> R > B单质 （2）CB3分子的空间构型是__三角锥形___，其固态时的晶体类型为__分子晶体_ _____。 （3）写出D原子的核外电子排布式__1S22S22P63S23P4_______，C的氢化物比D的氢化物在水中溶解度大得多的原因__ NH3与水分子形成氢键且发生化学反应__________。 （4）B元素和D元素的电负性大小关系为Cl＞S（用元素符号表示）。 （5）A与B形成的离子化合物的晶胞中，每个A+周围与它距离相等且最近的B—有6个，这些B—围成的空间几何构型为正八面体。 2、已知R、W、X、Y、Z是周期表中前四周期元素，它们的原子序数依次递增.R的 基态原子中占据哑铃形原子轨道的电子数为1;W的氢化物的沸点比同族其它元素氢 化物的沸点高;X2 +与W2-具有相同的电子层结构;Y元素原子的3P能级处于半充满状 态;Z+的电子层都充满电子。请回答下列问题： (2)R的某种钠盐晶体,其阴离子A m- (含R、W、氢三种元素）的球棍模型如上图所示:在A m-中，R原 (3)经X射线探明，X与W形成化合物的晶体结构与NaCl的晶体结构相似,X2+的配位离子所构成的立 (4)往Z的硫酸盐溶液中加入过量氨水，可生成[Z(NH3)4]S04，说法正确的是__ A D ___ A. [Z(NH3)4]SO4中所含的化学键有离子键、极性键和配位键 B. 在[Z(NH3)4]2+中Z2+给出孤对电子,NH3提供空轨道 C. [Z(NH3)4]SO4组成元素中第一电离能最大的是氧元素 D. SO42-与PO43-互为等电子体，空间构型均为四面体 (5)固体YCl5的结构实际上是YCl4+和YCl6-构成的离子晶体，其晶体结构与CsCl相似。若晶胞边长 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 物质结构与性质学案 【例题1】K2Cr2O7是一种常见的强氧化剂，酸性条件下会被还原剂还原成Cr3＋。 (1) Cr3＋能与OH－、CN－形成配合物[Cr(OH)4]－、[Cr(CN)6]3－。 ① Cr3＋的电子排布式可表示为________。 ②不考虑空间构型，[Cr(OH)4]－的结构可用示意图表示为 ________。 ③ CN－与N2互为等电子体，写出CN－的电子式：________。 (2) K2Cr2O7能将乙醇氧化为乙醛，直至乙酸。 ①乙醛中碳原子的杂化方式有________、________。 ②乙酸的沸点是117.9 ℃，甲酸甲酯的沸点是31.5 ℃，乙酸的沸点高于甲酸甲酯的沸 点的主要原因是____。 (3) 一种新型阳极材料LaCrO3的晶胞如图所示，已知距离每个Cr原子最近的原子有6个，则图中________原子代表的是Cr原子。 【自我归纳】 题中设计到哪些考点，解决这些问题是有哪些需要注意的方面。 【答案】(1) ①1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3) ② (2) ①sp2sp3②乙酸分子间存在氢键 (3) C 【变式训练】1、金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。 （1）基态Ni原子的价电子（外围电子）排布式为▲ ； （2）金属镍能与CO形成配合物Ni（CO）4，写出与CO互为等电子体的一种分子和一种离 子的化学式▲ 、▲ ； （3）很多不饱和有机物在Ni催化下可与H2发生加成反应。如①CH2＝CH2、②HC≡CH、③、④HCHO其中碳原子采取sp2杂化的分子有▲ （填物质序号），HCHO分子的立体结构为▲ 形； 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。 高中化学物质结构与性质知识点总结 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。 [目标导航] 1.理解离子键的形成过程及在方向性、饱和性上的特征。2.会分析离子键对离子化合物性质的影响。 一、离子键 1．概念 阴、阳离子间通过静电作用而形成的化学键。 2．形成条件 一般认为，当成键原子所属元素的电负性差值大于1.7时，原子间才有可能形成离子键。3．实质 阴、阳离子之间的静电作用。当静电作用中同时存在的静电引力和静电斥力达到平衡时，体系的能量最低，形成稳定的离子化合物。 (1)静电引力是指阴、阳离子之间的异性电荷吸引力。 (2)静电斥力包括阴、阳离子的原子核、核外电子之间的斥力。 4．特征 离子键没有方向性和饱和性，因此以离子键结合的化合物倾向于形成晶体，使每个离子周围排列尽可能多的带异性电荷的离子，达到降低体系能量的目的。 议一议 1．金属元素与非金属元素化合时一定形成离子键吗？ [答案]不一定。金属元素与非金属元素也有可能形成共价键，如Al、Cl两种元素以共价键形成AlCl3。 2．离子键是通过阴、阳离子间的静电吸引形成的吗？ [答案]不是。离子键是阴、阳离子通过静电作用形成的，这种静电作用是指阴、阳离子之间静电吸引力与电子和电子之间、原子核和原子核之间的排斥力处于平衡时的总效应。二、配位键 1．配位键 (1)定义：成键原子一方提供孤对电子，另一方具有接受孤对电子的空轨道而形成的特殊的共价键叫配位键。 (2)表示方法：配位键常用符号A→B表示，其中A是提供孤对电子的原子，B是具有能够接受孤对电子的空轨道的原子。 (3)实例：NH＋4的结构式(表示出配位键)可表示为，N原子杂化类型为sp3，NH＋4中的配位键和其他三个N—H的键长和键能相等，NH＋4的空间构型为正四面体形。2．配合物 (1)概念：组成中含有配位键的物质。 (2)组成：过渡金属的原子或离子(含有空轨道)与含有孤对电子的原子或离子(如：CO、NH3、H2O、Cl－、F－、CN－、SCN－等)通过配位键形成配合物。 (3)实例：[Cu(NH3)4]2＋中氮原子的孤对电子进入Cu2＋的空轨道，[Cu(NH3)4]2＋可表示为 。 议一议 1．配位键与共价键有什么区别与联系？ [答案]配位键是一种特殊的共价键。但形成配位键的共用电子对是由一方提供，而不是由双方共同提供的；一般共价键的共用电子对由双方共同提供。 2．NH＋4中的配位键与其他的三个N—H键的性质有差别吗？ [答案]没有差别。NH＋4的4个N—H键的键长、键角、键能完全相同，具有相同的性质。3．配合物[Cu(NH3)4]SO4中含有的化学键类型有哪些？ [Cu(NH3)4]2＋与SO2－4之间形成的、一般共[答案][Cu(NH3)4]SO4中含有的化学键有离子键{} 价键、配位键。 4．如何表示[Cu(H2O)4]2＋中的配位键？ [答案] 三、金属键 1．金属键及实质高中化学选修物质结构与性质历年高考题汇总
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