选修3物质结构.docx

1、选修3物质结构选修3 物质结构与性质第1章原子结构与性质考纲解读1.能规范书写常见元素(136号)原子核外电子的电子排布式和电子排布图。2.运用原子核外电子跃迁等解释某些实际问题。3.用电离能、电负性等解释元素的某些性质。4.掌握周期表各区、周期、族的原子核外电子排布规律及元素性质的递变规律。考点一原子核外电子排布原理1能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的_是不同的，按照电子的_差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N表示，能量依次升高。(2)能级：同一能层里的电子的_也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用_等表示，同一能层里，各能级的能量按_的顺序升高，即：_

2、。(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在_的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。原子轨道轨道形状轨道个数sp特别提醒第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。2原子核外电子排布的原理(1)能量最低原理：即：电子尽先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：(2)泡利原理一个原子轨道最多容纳_个电子，并且_相反。(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先_，并

3、且_相同。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_(p6、d10、f14)、_(p3、d5、f7)和_(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。特别提醒基态原子：处于最低能量的原子。当基态原子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从激发态跃迁回基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子光谱的原因。特别提醒(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)我们一定要记住前四周期的

4、能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。特别提醒当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n1)d，np顺序填序，但在书写电子排布式时，仍把(n1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确；Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。请用核外电子排布的相关规则解释Fe3较Fe2更稳定的原因？特别提醒由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时是先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子。考点二原子结构与元素性质1原子结构与周期表的关系(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)周期能层数每周期第一个元素每周期最后一

5、个元素原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二23He2s1101s22s22p6三311四419五537Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6(2)原子构型与族的关系对主族元素：主族元素的族序数原子的_。对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去_的电子外，还能失去_上的一部分电子。例如元素钪Ar3d14s2，总共可以失去三个电子，钪为B族元素。所以，失去的(或参加反应的)电子总数，

6、就等于该元素所在的族数。除第族元素外，大多数元素所在族的族序数等于(n1)dns(n为最外层)的电子数。归纳总结(1)周期的序号等于能层数。(2)每一周期都是从活泼碱金属开始逐渐过渡到活泼的非金属，最后以惰性气体结束。(3)主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数，等于最外层电子数。(4)BB族元素原子的价电子数目与族序数相同。(3)元素周期表的分区根据核外电子排布a分区b各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区A、A族及He元素ns12除氢、氦外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区A族A族、0族(除氦外)ns2np16通常是最外层电子参与

7、反应d区B族B族、族(除镧系、锕系外)(n1)d19ns12d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区B族、B族(n1)d10ns12金属元素f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近c.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A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(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元

8、素区(如下图)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。2元素周期律(1)原子半径影响因素变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐_；同主族元素从上到下，原子半径逐渐_。(2)电离能第一电离能：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_，符号：_ 规律a同周期：第一种元素的第一电离能_，最后一种元素的第一电离能_，总体呈现_的变化趋势。b同族元素：从上至下第一电离能_。c同种原子：逐级电离能越来越_(即I1_I2_I3)。(3)电负性含义：元素的原子在化合物中_能力的标度。元素的电负性越

9、大，表示其原子在化合物中_的能力越_。标准：以最活泼的非金属氟的电负性为_和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。变化规律金属元素的电负性一般_，非金属元素的电负性一般_，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐_，同主族从上至下，元素的电负性逐渐_。表示原子结构的常用化学用语到目前为止，我们学过的表示原子结构的化学用语有多种，它们各有不同的侧重点。(1)原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数，如。(2)核组成式：如O，侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原

10、子核内的质子数和核外电子数以及质量数，并不能反映核外电子的排布情况。(3)电子排布式：如O原子的电子排布式为1s22s22p4，它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层，3个能级，并不能告诉我们原子核的情况，也不能告诉我们它的各个电子的运动状态。(4)电子排布图：如 这个式子，对氧原子核外电子排布的情况表达得就更加详细。(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。1元素周期律所描述内容汇总(0族除外)项目同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外电子排布

11、电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，17(第一周期12)最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐_(0族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由(17) 最低负价由41最高正价_，非金属最低负价_原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强元素的第一电离能第一电离能呈_的趋势第一电离能逐渐_元素的电负性电负性逐渐_电负性逐渐_元素金属性、非金属性金属性逐渐_非金属性逐渐_金属性逐渐_非金属性逐渐_单质氧化性、还原性氧化性逐渐_还原性逐渐_氧化性逐渐还原性逐渐最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐_酸性逐渐_碱性逐渐_酸性逐渐_非金属气,态氢化物

12、,的稳定性生成由_到_稳定性逐渐_生成由_到_稳定性逐渐_第2章分子结构与性质考纲解读1.了解共价键的形成，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)。3.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立体构型。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。考点一共价键1本质在原子之间形成_(电子云的重叠)。2特征具有_和_。3分类分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式_键电子云“_”重叠_键电子云“_”重叠形成共价键的电子对是否偏移_键共用电子对发生_键共用

13、电子对不发生_原子间共用电子对的数目_键原子间有_共用电子对_键原子间有_共用电子对_键原子间有_共用电子对特别提醒(1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。(2)通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为键，双键中有一个键和一个键，三键中有一个键和两个键。(3)键比键稳定。(4)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。4键参数(1)概念 (2)键参数对分子性质的影响键能越_，键长越_，分子越稳定。考点二杂化轨

14、道理论与分子的立体构型及分子的极性1杂化轨道理论(1)概念在外界条件的影响下，原子内部_的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。特别提醒(1)杂化轨道形成的共价键更牢固。(2)参加杂化的原子轨道数目与杂化后生成的杂化轨道数目一般相等。(2)分类杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角立体构型实例spsp2sp32. 价层电子对互斥模型(1)价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。(2)孤电子对的排斥力较大。电子对数成键对数孤电子对数电子对立体构型分子立体构型实例220直线形330三角形21440正四面体形3122特别

15、提醒(1)价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。(2)价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。3配合物理论简介(1)配位键：一个原子提供孤对电子，一个原子提供空轨道而形成的共价键。(2)配位化合物定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配位体)以配位键结合而成的化合物。组成：如对于Ag(

16、NH3)2OH，中心原子为Ag，配体为NH3，配位数为2。考点三分子间作用力与物质性质1概念 物质分子之间_存在的相互作用力，称为分子间作用力。2分类 分子间作用力最常见的是_和_。3强弱 范德华力_氢键_化学键。4范德华力范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，_相似的物质，随着_的增加，范德华力逐渐_。5氢键(1)形成 已经与_的原子形成共价键的_(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中_的原子之间的作用力，称为氢键。(2)表示方法 AHB特别提醒(1)A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素。(2)A、B可以相

17、同，也可以不同。(3)特征 具有一定的_性和_性。(4)分类 氢键包括_氢键和_氢键两种。(5)分子间氢键对物质性质的影响 主要表现为使物质的熔、沸点_，对电离和溶解度等产生影响。6相似相溶原理 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，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性_。考点四无机含氧酸分子的酸性1无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有OH，而OH上的H原子在水分子的作用下能够变成H而显示一定的酸性。如HNO3、H2SO4的结构式分别是 2同一种元素的含氧酸酸性规律及原因H2SO4与HNO3是强酸，其OH上的H原子能够完全电离成为H。而同样是含氧酸的H2

18、SO3和HNO2却是弱酸。即酸性强弱有H2SO3H2SO4，HNO2HNO3。其他的有变价的非金属元素所形成的含氧酸也有类似的情况。如酸性强弱HClOHClO2HClO3HClO4。不难得出：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn的形式，成酸的元素R相同时，则n值越大，R的正电性越高，就会使ROH中的O原子的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H，因此酸性也就越强。如H2SO3可写成(HO)2SO，n1；H2SO4可写成(HO)2SO2，n2。所以H2SO4的酸性强于H2SO3。而对HNO2来说，可写成(HO)

19、NO，n1；HNO3可写成(HO)NO2，n2。故HNO3的酸性强于HNO2。而对氯元素所形成的几种含氧酸，可分别写成(HO)Cl，n0；(HO)ClO，n1；(HO)ClO2，n2；(HO)ClO3，n3。故其酸性顺序为HClOHClO2HClO3HClO4。用价层电子对互斥理论推测简单分子(ABn型)、离子(AB型)空间构型的方法解题思路1键的电子对数的确定由分子式确定键电子对数。例如，H2O中的中心原子为O，O有2对键电子对；NH3中的中心原子为N，N有3对键电子对。2中心原子上的孤电子对数的确定中心原子上的孤电子对数(axb)。式中a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于

20、原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8该原子的价电子数”。例如，SO2的中心原子为S，S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6)，则a6；与中心原子S结合的O的个数为2，则x2；与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2，则b2。所以，SO2中的中心原子S上的孤电子对数(622)1。对阳离子来说，a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数，x和b的计算方法不变。对阴离子来说，a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)，x和b的计算方法也不变。例如，NH中N的孤电子对数(5141)0；CO中C的孤电子对数(4232)0

21、。【例1】判断PCl3、NH、CO的空间构型，说明中心原子的杂化情况。【例2】按下列要求写出第二周期非金属元素组成的中性分子的化学式及中心原子的杂化方式，电子对立体构型。平面三角形分子：分子式_，杂化方式是_，电子对立体构型_。三角锥形分子：分子式_，杂化方式是_，电子对立体构型_。正四面体形分子：分子式_，杂化方式是_，电子对立体构型_。等电子原理的应用1常见的等电子体汇总微粒通式价电子总数立体构型CO2、CNS、NO、NAX216e直线形CO、NO、SO3AX324e平面三角形SO2、O3、NOAX218eV形SO、POAX432e正四面体形PO、SO、ClOAX326e三角锥形CO、N2

22、AX10e直线形CH4、NHAX48e正四面体形2. 根据已知的一些分子结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构，并推测其物理性质。(1)(BN)x与(C2)x，N2O与CO2等也是等电子体；(2)硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体磷化铝(AlP)和砷化镓(GaAs)也是很好的半导体材料；(3)白锡(Sn2)与锑化铟是等电子体，它们在低温下都可转变为超导体；(4)SiCl4、SiO、SO的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，中心原子都是sp3杂化，都形成正四面体形立体构型。【例3】已知CO2为直线形结构，SO3为平面正三角形结构，NF3为三角锥形结构，请推测COS、CO、PCl

23、3的空间结构。【例4】1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是_和_；_和_。(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO互为等电子体的分子有_、_。分子极性的判断方法1极性分子和非极性分子2根据键的类型及分子的空间构型判断非极性分子、极性分子的判断，首先看键是否有极性，然后再看各键的空间排列状况。

24、键无极性，分子必无极性；键有极性，各键空间排列均匀，使键的极性相互抵消，分子无极性；键有极性，各键空间排列不均匀，不能使键的极性相互抵消，分子有极性。共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：3根据中心原子最外层电子是否全部成键判断分子中的中心原子最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。判断PCl3、CCl4、CS2、SO2分子的极性。第3讲晶体结构与性质考纲解

25、读1.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。2.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.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。4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的构成微粒、微粒间作用力的区别。考点一晶体的常识1晶体与非晶体晶体非晶体结构特征结构微粒_排列结构微粒_排列性质特征自范性熔点异同表现二者区别方法间接方法看是否有固定的_科学方法对固体进行_实验2. 得到晶体的途径(1)_。(2)_。(3)_。3晶胞(1)概念描述晶体结构的_。(2)晶体中晶胞的排列无隙并置无隙：相邻晶胞之间没有_。并置：所有晶胞_排

26、列、_相同。4晶格能(1)定义气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：_。(2)影响因素离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越_。离子的半径：离子的半径越_，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_，且熔点越_，硬度越_。特别提醒(1)具有规则几何外形的固体物质不一定是晶体，如玻璃。(2)晶胞是从晶体中“截取”出来的具有代表性的最小部分，而不一定是最小的“平行六面体”。(3)在计算晶胞中微粒个数的过程中，不要形成思维定势，任何形状的晶胞均可使用分割法。不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共用。考点二四种晶体性质比较 类型比较