化学选修3《物质结构与性质》复习讲义.docx
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化学选修3《物质结构与性质》复习讲义
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.
例1.下列关于氢原子电子云图的说法正确的是
A.通常用小黑点来表示电子的多少，黑点密度大，电子数目大
B.黑点密度大，单位体积内电子出现的机会大
C.通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动
D.电子云图是对运动无规律性的描述
例2.下列有关认识正确的是
A.各能级的原子轨道数按s、p、d、f的顺序分别为1、3、5、7
B.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C.各能层含有的能级数为n-1
D.各能层含有的电子数为2n2
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。
例3.表示一个原子在第三电子层上有10个电子可以写成
A.310B.3d10C.3s23p63d2D.3s23p64s2
例4.下列电子排布中，原子处于激发状态的是
A.1s22s22p5B.1s22s22p43s2
C.1s22s22p63s23p63d44s2D.1s22s22p63s23p63d34s2
例5.下列关于价电子构型为3s23p4的粒子描述正确的是
A.它的元素符号为O
B.它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C.它可与H2生成液态化合物
D.其电子排布图为：
1s2s2p3s3p
例6．按所示格式填写下表有序号的表格：
原子序数
电子排布式
价层电子排布
周期
族
17
①
②
③
④
⑤
1s22s22p6
⑥
⑦
⑧
⑨
⑩
3d54s1
⑾
ⅥB
例6．①.1s22s22p63s23p5②.3s23p5③.3④.ⅦA⑤.10⑥.2s22p6
⑦.2⑧.0⑨.24⑩.1s22s22p63s23p63d54s1⑾.4
例7.
（1）.砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于__________
周期族；最高价氧化物的化学式为，砷酸钠的化学式是.
（2）.已知下列元素在周期表中的位置，写出它们最外层电子构型和元素符号：
①.第4周期ⅣB族；
②.第5周期ⅦA族.
例7.
（1）.4ⅤAAs2O5Na3AsO4
（2）.①.3d24s2Ti②.5S25p5I
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
②.元素第一电离能的运用：
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.
b.用来比较元素的金属性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.
（3）.元素电负性的周期性变化.
元素的电负性：
元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：
同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.
电负性的运用:
a.确定元素类型（一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素）.
b.确定化学键类型（两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键）.
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.
例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是
A．K、Na、LiB．N、O、CC．Cl、S、PD．Al、Mg、Na
例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸的酸性：
X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：
HmY小于HmX
例10.气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（I1），气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能（I3）……下表是第三周期部分元素的电离能［单位：
eV（电子伏特）］数据.
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.4
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7
下列说法正确的是
A.甲的金属性比乙强B.乙的化合价为＋1价
C.丙一定为非金属元素D.丁一定是金属元素
例11.在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是
A.ns2np3B.ns2np5C.ns2np4D.ns2np6
例12.第一电离能I1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I1随原子序数变化的曲线图.
请回答以下问题：
（1）.认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na——Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像.
（2）.从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是______________；
（3）.上图中5号元素在周期表中的位置是________________________________________；
（4）.上图中4、5、6三种元素的气态氢化物的沸点均比同主族上一周期的元素气态氢化物低很多，原因是：
__________________________________.
例12.
（1）.见上图（右）
（2）.从上到下依次减小
（3）.第三周期，ⅤA族
（4）.因同主族上一周期的元素的氢化物分子间存在氢键
例13.1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念.电负性（用X表示）也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方.下面是某些短周期元素的x值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
x值
0.98
1.57
2.04
2.55
3.44
3.98
0.93
1.61
1.90
2.19
2.58
3.16
⑴.通过分析x值变化规律，确定N、Mg的x值范围：
＜x（N）＜，＜x（Mg）＜.
⑵.推测x值与原子半径的关系是；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的变化规律.
⑶.某有机化合物结构中含S－N键，其共用电子对偏向（写原子名称）.
⑷.经验规律告诉我们：
当成键的两原子相应元素的x差值△x＞1.7时，一般为离子键，当△x＜1.7时，一般为共价键.试推断AlBr3中化学键类型是.
⑸.预测周期表中，x值最小的元素位于周期族.（放射性元素除外）
例13.
（1）.2.553.440.931.57
（2）.电负性随原子半径减小而增大，周期性
（3）.氮（4）.共价键（5）.6，
A
『综合模拟训练』
1．【2008珠海一模】已知A、B、C、D和E五种分子所含原子的数目依次为1、2、3、4和6，且都含有18个电子，又知B、C和D是由两种元素的原子组成，且D分子中两种原子个数比为1：
1。
请回答：
（1） 组成A分子的原子的核外电子排布式是；
（2） B和C的分子式分别是和；C分子的立体结构呈形，该分子属于分子（填“极性”或“非极性”）；
（3） 向D的稀溶液中加入少量氯化铁溶液现象是，该反应的化学方程式为
（4） 若将1molE在氧气中完全燃烧，只生成1molCO2和2molH2O，则E的分子式是。
FeCl3
（1）1S22S22P63S23P6
（2） HCl，H2S，V形（或角形或其他合理答案），极性分子。
（3）有无色气体产生2H2O2＝＝＝2H2O+O2↑（4）CH4O。
2【2008茂名一模】Al和Si、Ge和As在元素周期表金属和非金属过渡位置上，在其单质和化合物在建筑业、电子工业和石油化工等方面应用广泛。
请回答下列问题：
（1）As的价层电子构型为
（2）AlCl3是化工生产中的常用催化剂，熔点为192.6℃，熔融状态以二聚体A12C16形式存在，其中铝原子与氯原子的成键类型是
（3）超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝（AlN）在绝缘材料中的应用广泛，AlN晶体与金刚石类似，每个Al原子与个N原子相连，与同一个Al原子相连的N原子构成的空间构型为。
在四大晶体类型中，AlN属于晶体。
（4）Si和C同主族，Si、C和0成键情况如下：
在C和0之间可以形成双键形成CO2分子，而Si和O则不能和碳那样形成有限分子原因是
（5）SiCl4（l）常用作烟雾剂，原因Si存在3d轨道，能同H20（l）配位而剧烈水解，在潮湿的空气中发烟，试用化学方程式表示其原理
（l）4s24p3（l分）
（2）共价键（或σ键）（l分）
（3）4（l分）正四面体（l分）原子（2分）（4）Si一0大于C一0的键，C=0的键能大于Si=O的键能，所以Si和O成单键，而C和O以双键形成稳定分子（2分）
（5）SiCl4（l）+3H2O（l）=H2Si03（s）+4HCl（aq）（2分）
二.化学键与物质的性质.
内容：
离子键――离子晶体
1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.
（1）.化学键：
相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.
（2）.离子键：
阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.
离子键强弱的判断:
离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.
离子晶体:
通过离子键作用形成的晶体.
典型的离子晶体结构：
NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.
NaCl型晶体
CsCl型晶体
每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
（3）.晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
例14.下列离子晶体中,熔点最低的是
A.NaClB.KClC.CaOD.MgO
例15.X、Y都是
A（Be除外）的元素,已知它们的碳酸盐的热分解温度:
T（XCO3）>T（YCO3）,则下列判断正确的是
A.晶格能:
XCO3>YCO3B.阳离子半径:
X2+>Y2+
C.金属性:
X>YD.氧化物的熔点:
XO>YO
例16.萤石（CaF2）晶体属于立方晶系,萤石中每个Ca2+被8个F-所包围,则每个F-周围最近距离的Ca2+数目为
A.2B.4C.6D.8
例17.01年曾报道，硼元素和镁元素形成的化合物刷新了金属化合物超导温度的最高记录.该化合物的晶体结构如图所示：
镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下底面还各有1个镁原子；6个硼原子位于棱柱内，则该化合物的化学式可表示为
A．MgBB．MgB2C．Mg2BD．Mg3B2
○镁原子，位于顶点和上下两个面心
●硼原子，位于六棱柱的内部
内容：
共价键－分子晶体――原子晶体
2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.
（1）.共价键的分类和判断：
σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.
（2）.共价键三参数.
概念
对分子的影响
键能
拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：
kJ/mol）
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键的两个原子核间的平均距离（单位：
10-10米）
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
分子中相邻键之间的夹角（单位：
度）
键角决定了分子的空间构型
共价键的键能与化学反应热的关系:
反应热=所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.
例18.下列分子既不存在s-pσ键，也不存在p-pπ键的是
A．HClB．HFC．SO2D．SCl2
例19.下列关于丙烯（CH3—CH=CH2）的说法正确的
A．丙烯分子有8个σ键，1个π键B．丙烯分子中3个碳原子都是sp3杂化
C．丙烯分子存在非极性键D．丙烯分子中3个碳原子在同一直线上
3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.
（1）.共价键:
原子间通过共用电子对形成的化学键.
（2）.键的极性：
极性键：
不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.
非极性键：
同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.
（3）.分子的极性：
①.极性分子：
正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.
非极性分子：
正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.
②.分子极性的判断：
分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.
非极性分子和极性分子的比较
非极性分子
极性分子
形成原因
整个分子的电荷分布均匀，对称
整个分子的电荷分布不均匀、不对称
存在的共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
不对称
举例说明：
分子
共价键的极性
分子中正负
电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
非极性键
重合
非极性分子
H2、N2、O2
异核双原子分子
极性键
不重合
极性分子
CO、HF、HCl
异核多原子分子
分子中各键的向量和为零
重合
非极性分子
CO2、BF3、CH4
分子中各键的向量和不为零
不重合
极性分子
H2O、NH3、CH3Cl
③.相似相溶原理:
极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.
例20.根据科学人员探测：
在海洋深处的沉积物中含有可燃冰,主要成分是甲烷水合物.其组成的两种分子的下列说法正确的是
A.它们都是极性键形成的极性分子B.它们都只有σ键
C.它们成键电子的原子轨道都是sp3-sD.它们的立体结构都相同
4.分子的空间立体结构（记住）
常见分子的类型与形状比较
分子类型
分子形状
键角
键的极性
分子极性
代表物
A
球形
非极性
He、Ne
A2
直线形
非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形
极性
极性
HCl、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
V形
≠180°
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3、SO3
AB3
三角锥形
≠120°
极性
极性
NH3、NCl3
AB4
正四面体形
109°28′
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH3Cl、CHCl3
AB2C2
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH2Cl2
直线
三角形
V形
四面体
三角锥
V形H2O
5.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.
（1）.原子晶体：
所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.
（2）.典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅（Si）、二氧化硅（SiO２）.
金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.
（3）.共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：
原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：
金刚石>碳化硅>晶体硅.
例26.下列说法正确的是（NA为阿伏加德罗常数）
A.电解CuCl2溶液，阴极析出16g铜时，电极上转移的电子数为NA
B.12g石墨中含有C—C键的个数为1．5NAC.12g金刚石中含有C—C键的个数为4NA
D.SiO2晶体中每摩尔硅原子可与氧原子形成2NA个共价键
例27.单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据
金刚石
晶体硅
晶体硼
熔点
>3823
1683
2573
沸点
5100
2628
2823
硬度
10
7.0
9.5
①.晶体硼的晶体类型属于____________晶体，理由是________________________.
②.已知晶体硼结构单元是由硼原子组成的正二十面体，其中有20个等边三角形的面和一定数目的顶点，每个项点上各有1个B原子.通过观察图形及推算，此晶体体结构单元由____个B原子组成，键角_________.
例27.①.原子，理由：
晶体的熔、沸点和硬度都介于晶体Si和金刚石之间，而金刚石和晶体Si均为原予晶体，B与C相邻与Si处于对角线处，亦为原于晶体.
②.每个三角形的顶点被5个三角形所共有，所以，此顶点完全属于一个三角形的只占到1/5，每个三角形中有3个这样的点，且晶体B中有20个这样的角形，因此，晶体B中这样的顶点（B原子）有3/5×20=12个.又因晶体B中的三角形面为正三角形，所以键角为60°
6.理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质.知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）.
（1）.金属键:
金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.
请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性.
晶体中的微粒
导电性
导热性
延展性
金属离子和自由电子
自由电子在外加电场的作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
（2）.①.金属晶体:
通过金属键作用形成的晶体.
②.金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:
阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高.如熔点：
NaNa>K>Rb>Cs．金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量.
例28.物质结构理论推出：
金属晶体中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用，叫金属键．金属键越强，其金属的硬度越大，熔沸点越高，且据研究表明，一般说来金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强．由此判断下列说法错误的是
A.镁的硬度大于铝B.镁的熔沸点低于钙C.镁的硬度大于钾D.钙的熔沸点高于钾
例29.金属的下列性质中和金属晶体无关的是
A.良好的导电性B.反应中易失电子
C.良好的延展性D.良好的导热性
7.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
AB
电子对给予体电子对接受体
其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。
（1）.配位键：
一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.
（2）.①.配合物：
由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子（或离子）以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.
②.形成条件：
a.中心原子（或离子）必须存在空轨道.b.配位体具有提供孤电子对的原子.
③.配合物的组成.
④.配合物的性质：
配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与
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