高考35题选修3考点分布.docx

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高考35题选修3考点分布

第一章原子结构与性质

鄢陵一高化学组袁志华整理

一.原子结构

1.能级与能层

①每个能层中的能级个数等于其能层序数，例如第1能层（K层）1个能级：

1s能级；第2能层（L层）2个能级：

2s、2p能级；第3能层（M层）3个能级：

3s、3p、3d能级；第4能层（N层）4个能级：

4s、4p、4d、4f能级等（见下图），因此出现2d能级，3f能级一定是错误的。

②s、p、d、f能级的轨道数分别是1、3、5、7个轨道。

3.原子核外电子排布规律

⑴构造原理：

随着核电荷数递增，大多数基

态原子的电子按右图的顺序进行填充：

1s2s2p3s3p4s3d4p（后边不用记），填满一个能级再填下一个能级。

即这个顺序是基态原子核外电子的填充顺序！

但是在书写电子排布式时，能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写。

例如：

原子序数21的钪的电子排布式中最后两个能级表示为3d14s2，而不是填充顺序4s23d1。

（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，且自旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。

（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，基态原子中的电子总是尽可能多的占据自旋平行的轨道，叫洪特规则。

比如，p3的轨道式为

　或

，而不是

。

洪特规则特例：

当p、d能级填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子具有较低的能量和稳定状态。

即、p0、p3、p6、d0、d5、d10时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态（外围电子排布式，下同）的有第IIA族：

4Be2s2、12Mg3s2、20Ca4s2；半充满状态的有第VA族：

7N2s22p3、15P3s23p3、24号元素24Cr　3d54s1、33号元素33As4s24p3；全充满状态的有0族元素：

10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29号元素29Cu3d104s1（划横线的为高频考点）

4.基态原子核外电子排布的表示方法

（1）电子排布式

用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：

1s22s22p63s23p64s1。

也可以用上周期稀有气体的元素符号外加方括号连上外围电子排布式，例如K：

[Ar]4s1。

（2）电子排布图（又叫轨道表示式、）

每个方框代表一个原子轨道，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

每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。

每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。

He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

2.元素周期表的分区

（1）根据核外电子排布

①分区，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各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区

纵行

元素分布

外围电子排布通式

元素性质特点

s区

第1纵行

IA族

ns1

除氢外，都是活泼金属，最外层电子易失去

第2纵行

IIA族

ns2

d区

第3纵行

IIIB族

Sc（3d14s2）

d轨道可以不同程度地参与化学键、配位键的形成

第4纵行

IVB族

Ti（3d24s2）

第5纵行

VB族

V（3d34s2）

第6纵行

VIB族

Cr（3d54s1）

第7纵行

VIIB族

Mn（3d54s2）

第8纵行

VIII族

Fe（3d64s2）

第9纵行

Co（3d74s2）

第10纵行

Ni（3d84s2）

ds区

第11纵行

IB族

Cu（3d104s1）

d轨道全充满的稳定结构

第12纵行

IIB族

Zn（3d104s2）

p区

第13纵行

IIIA族

ns2np1

氦：

1s2，　最外层电子参与反应

第14纵行

IVA族

ns2np2

第15纵行

VA族

ns2np3

第16纵行

VIA族

ns2np4

第17纵行

VIIA族

ns2np5

第18纵行

0族

ns2np6

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。

如：

某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。

即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素（副族与第Ⅷ族）的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵行序数而不是其族序数。

三.元素周期律

1.电离能、电负性

（1）第一电离能是指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最低能量。

第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。

在同一周期的元素中，碱金属（或第ⅠA族）第一电离能最小，稀有气体（或0族）第一电离能最大，从左到右总体呈现递增趋势，由于第IIA族和第VA族，最外层电子的排布刚好处于全空或者半充满状态，原子具有较低的能量和稳定状态，再失去一个电子需要的较高的能量，因此第一电离能比相邻两个元素的都大。

同主族元素，从上到下

，第一电离能逐渐减小。

同一原子的第二电离能比第一电离能要大，第三电离能比第二电离能要大。

（2）元素的电负性用来描述不同元素的原子吸引键合电子的能力。

以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

电负性的相对大小也可以判断金属性和非金属性强弱，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。

它们既有金属性，又有非金属性。

（3）电负性的应用

①组成化合物的两元素的电负性差值大于1.7的为离子化合物，差值小于1.7的为共价化合物（HF、LiI除外），

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

③同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

2.原子结构与元素性质的递变规律

同周期的元素具有相同的电子层数，随着原子序数的递增，主族元素的原子最外层电子数依次增多（副族和VIII族有的次外层电子数依次增多），原子半径逐渐减小；最外层电子数等于其主族序数，且等于其最高正价（O、F除外）；从第IVA族开始出现负价，且负价与最高正价的绝对值之和等于8，随着原子序数的递增，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

非金属氢化物的稳定性逐渐增强。

同主族的元素具有相同的最外层电子数，随着原子序数的递增，元素的电子层数依次增多，原子半径逐渐增大；具有相同的最高正价（O、F除外），常见价态一般呈减2递减，随着原子序数的递增，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最高价氧化物的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

金属与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐增强；非金属氢化物溶液的酸性逐渐增强。

（比如卤化氢）。

3.对角线规则：

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

第二章分子结构与性质

一．微粒间的相互作用

化学键影响物质的化学性质，而分子间作用力，影响的是物质的物理性质，如密度，熔沸点等。

二．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。

共价单键一定是σ键，双键中一个σ一个π键，三键中有一个σ键和两个π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，σ键：

有三种：

s—sσ键（只有H2中有）、s—pσ键（氢化物中有比如H2O、CH4、等）、p—pσ键（头碰头重叠，Cl2、O2、N2等中有），π键：

是P轨道肩并肩重叠。

形成p—pπ键（O2、N2等含有双键或者三键分子中有）。

3.键参数①键能：

气态基态原子形成1mol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，共价键越牢固、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

等电子原理是指原子数相同、价电子总数相同的分子，具有相似的化学键特征，其性质相近。

如CO和N2，二者的物理性质如熔点、沸点、水中溶解度等方面都非常接近，但化学性质差异较大，如CO有还原性和可燃性，而N2还原性很弱，且不具有可燃性。

等电子原理不只局限于无机物，在有机物中也存在，如苯（C6H6）和硼氮苯（B3N3C6），二者都为十二原子三十价电子分子，其性质相近。

CO2、N2O、SCN－、NO2＋、N3－；价电子总数都为16，都为直线型结构。

CO32－、NO3－、SO32－；价电子数都为24，都为平面三角形结构。

SO2、O3、NO2－；总价电子数都为18，都为平面V形结构。

SO42－、PO43－，总价电子数为32，都为正四面体结构。

二.分子的立体构型

1．分子构型与杂化轨道理论

原子能量相近的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数量相等且能量相同的杂化轨道（即杂化前的轨道总数与杂化后相同）。

杂化轨道数不同，轨道间的夹角就不同，形成分子的空间形状就不同。

注意：

杂化轨道是用来容纳孤电子对和形成σ键的，而未参与杂化的P轨道则形成π键。

分子构型

杂化轨道理论

杂化类型

杂化轨道数目

杂化轨道间夹角

空间构型

实例

SP

2

180°

直线形

BeCl2

SP2

3

120°

平面三角形

BF3

SP3

4

109°28′

正四面体形

CH4CCl4

4

107°18′

三角锥形

NH3

2分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥理论（VSEPR模型理论）可用来预测分子的立体构型。

价层电子对互斥理论认为，分子的立体构型是“价层电子对”相互排斥的结果，价层电子对是指分子的中心原子上的电子对，包括σ键电子对和孤电子对。

重点：

σ键电子对数可由分子式确定，即有几个外围原子个数，就有几个σ键电子对，因为共价单键一定是σ键，双键和三键有一个σ键，剩余的是π键。

中心原子上的孤电子对数＝

（a－xb），式中a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，即为最外层电子数；x为与中心原子结合的外围原子数目，b为外围原子最多能接受的电子个数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。

对于阳离子：

a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数，阴离子：

a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数，x和b的计算方法不变。

价层电子对互斥模型（VSEPR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，应该忽略孤电子对。

3.配位化合物

（1）配位键与极性键、非极性键的比较

（2）配位化合物

①定义：

金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物。

②组成：

以[Ag（NH3）2]OH为例：

Ag＋为中心原子，NH3为配体，配位数为2，方括号内的为内界，OH－为外界，其中外界是可以电离出来的。

特别提醒：

选修三P42页，实验2－2,请同学们详细看一下。

三.分子的性质

1．分子的极性

概念：

极性分子：

正电中心和负电中心不重合的分子。

非极性分子：

正电中心和负电中心重合的分子。

规律：

①由极性