选修3-物质结构与性质全书课件

选修3物质结构与性质第1节原子结构与性质第2节分子结构与性质第3节晶体结构与性质目录1.了解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)原子核外电子排布。了解原子核外电子的运动状态。2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。原子结构1．能层与能级2n2……321882…………21410621062622最多容纳电子数…………5s4f4d4p4s3d3p3s2p2s1s能级……ONMLK符号……五四三二一能层(n)2.原子轨道(4)构造原理示意图：3．原子核外电子排布规律(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。(2)泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。(3)洪特规则：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单独占据一个轨道，且自旋状态相同。4．基态原子核外电子排布的表示方法轨道表示式[Ne]3s23p4简化电子排布式S：1s22s22p63s23p4电子排布式电子式原子结构示意图举例表示方法[例1](1)(2012·江苏高考)Mn2＋基态的电子排布式可表示为____________________________________________；(2)(2012·海南高考)铜原子基态电子排布式为___________________________________________________；(3)(2012·新课标全国高考)Se的原子序数为_______，其核外M层电子的排布式为________________________；(4)(2011·山东高考)氧是地壳中含量最多的元素，氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。(5)(2011·福建高考)氮元素可以形成多种化合物，基态氮原子的价电子排布式是________。[解析]

(1)Mn原子序数为25，价电子排布为3d54s2，失去4s上的2个电子，即得Mn2＋。(2)铜是29号元素，注意先排满3d电子，然后再排4s电子。所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。(3)Se原子序数为34，其核外M层电子的排布式为3s23p63d10。(4)氧元素核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1s22s22p4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个。(5)基态氮原子的价电子排布式是2s22p3，审题时注意是价电子排布式。[答案]

(1)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)(2)1s22s22p63s23p63d104s1(3)34

3s23p63d10(4)2

(5)2s22p31．下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是(

)A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子C．2p轨道上有一个空轨道的X原子与3p轨道上有一个空轨道的Y原子D．最外层都只有一个电子的X、Y原子解析：本题考查的是核外电子排布的知识。A中1s2结构的原子为He,1s22s2结构的原子为Be，两者性质不相似；B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种，如第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项均为ⅣA元素，同主族元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1个电子的第ⅠA族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。答案：C

2.下列说法错误的是(

)A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量B．6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理解析：A项，关键在于熟记构造原理。各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……ns电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4s<E3d，对于21Sc来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。答案：A

3．原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题：(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：________周期________族。(2)写出原子序数最小的Ⅷ族元素原子的核外电子排布式：___________________________________。(3)写出3p轨道上只有2个未成对电子的元素的符号：________、________。解析：(1)根据原子序数为31，写出电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，n＝4，所以为第四周期，价电子排布为4s24p1，为主族元素，价电子数为3，所以是ⅢA族。(2)原子序数最小的Ⅷ族元素在第四周期，价电子数为8，为3d64s2，原子的电子排布为[Ar]3d64s2。(3)3p轨道上有2个未成对电子，为3p2或3p4，排布为1s22s22p63s23p2或1s22s22p63s23p4，电子数为14或16，元素符号为Si、S。答案：(1)第四ⅢA(2)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2

(3)Si

S元素周期表1．元素周期表中每周期所含元素种数未满7s

f

d(未完)32(未完)7326s

f

d

p326185s

d

p185184s

d

p18483s

p8382s

p8221s21电子最大容量各周期增加的能级元素种数周期2．周期表的分区与原子的价电子排布的关系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系、锕系f区(n－1)d10ns1～2ⅠB族、ⅡB族ds区(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族d区ns2np1～6(He除外)ⅢA族～ⅦA族、0族p区ns1～2ⅠA族、ⅡA族s区外围电子排布元素分布分区[例2]

已知元素周期表中共有18纵行，如图实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。(2)有的同学受这种划分的启发，认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你认为应排在________区。(3)请在元素周期表中用元素符号标出4s轨道半充满的元素。(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：_______________________________________。(5)随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则元素周期表共可以排布________种元素。[解析]本题主要考查原子结构和周期表的关系。(1)第1、2纵行为s区，第3～10纵行为d区，第11、12纵行为ds区，第13～18纵行为p区。(2)第6纵行的铬价电子排布为3d54s1，第7纵行的Mn元素价电子排布为3d54s2，可以认为先填了3d能级再填4s能级，所以可以排在ds区。(3)4s半充满的元素为K、Cr和Cu。(4)Fe3＋的价电子排布为3d5,3d轨道处于半充满，结构稳定。(5)根据各周期的元素个数规律，第六和第七周期都为32种，则元素周期表共可以排布118种元素[答案]

(1)如下图(2)ds

(3)见上表(4)Fe价电子的排布式为3d64s2，Fe2＋为3d6，Fe3＋为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3＋比Fe2＋稳定(5)1184．有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂D元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂CB与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性B是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂A结构、性质等信息元素请根据表中信息填写：(1)A原子的核外电子排布式________________________________________________________________________。(2)B元素在周期表中的位置________；离子半径：B________A(填“大于”或“小于”)。(3)C原子的电子排布图是________，其原子核外有________个未成对电子，能量最高的电子为________轨道上的电子，其轨道呈________形。(4)D原子的电子排布式为_________________________，D－的结构示意图是________。(5)B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为________________________________________________________________________，与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为_______________________________________________________________________________________________________________。解析：根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D为Cl。(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)<r(Na＋)。(5)本题考查Al(OH)3与NaOH和HCl反应的方程式，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。

元素周期律1．粒子半径(1)粒子半径比较：在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较粒子半径的大小。“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。(2)判断粒子半径大小的规律：①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。2．电离能、电负性(1)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最低能量。①电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。②镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。①电负性越大，非金属性越强，反之越弱。②电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。③电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。短周期元素中电负性最小的是钠。④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”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。⑤用电负性判断化学键的类型：一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。3．性质递变规律最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8最高正价由＋1→＋7，最低负价由－4→－1元素主要化合价逐渐增大逐渐减小(0族除外)原子半径最外层电子数相同，电子层数递增电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→8(第一周期1→2)原子核外电子排布同主族(从上→下)同周期(从左→右)项目金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强元素金属性、非金属性逐渐减小逐渐增大元素的电负性逐渐减小呈增大的趋势元素的第一电离能得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱原子得、失电子能力同主族(从上→下)同周期(从左→右)项目5．如表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：(用元素符号填空)⑫⑪4⑨⑧⑦⑥⑤④③3②

①20ⅦAⅥAⅤAⅣAⅢAⅡAⅠA族周期(1)写出下列元素符号及电子排布式：①______________________，⑥____________________，⑦______________________，⑧____________________。(2)在①～⑧中电负性最大的元素是________，第一电离能最小的元素是________(填元素符号)。(3)在这些元素中的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是________(填化学式，下同)，碱性最强的是________，呈两性的氢氧化物是________，写出三者之间两两相互反应的离子方程式_______________________________________________________________________________________________________________________。(4)在这些元素中，原子半径最小的是________(填元素符号)。[例3]

(1)(2012·福建高考)元素的第一电离能：Al_____Si(填“>”或“<”)。(2)(2012·新课标全国高考)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)(2012·海南高考)下列有关元素锗的叙述是否正确：锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳________。(4)(2012·山东高考)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。(5)(2012·浙江高考)第一电离能的大小为Mg_______Al。[解析]

(1)同周期从左到右第一电离能呈逐渐增大趋势，ⅡA和ⅤA族则反常。所以铝的第一电离能小于硅，一般题目是比较镁铝的电离能，这样设问可见出题求异。(2)根据同主族电离能变化规律，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为O＞S＞Se。(3)锗是金属而碳是非金属元素，第一电离能要低于碳，故说法不正确。(4)Ni的外围电子排布为3d84s2,3d能级上有2个未成对电子。第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小。(5)同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅠA族和第ⅢA族元素大。[答案]

(1)<

(2)O>S>Se

(3)不正确(4)C

(5)>6．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是(

)元素I1I2I3I4X500460069009500Y5801820275011600A．元素X的常见化合价是＋1B．元素Y是ⅢA族元素C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XClD．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应解析：由数据分析X中I2≫I1，X易呈＋1价，为ⅠA族，所以A、C项均正确。Y中I4≫I3，易呈＋3价，应在ⅢA族，B项正确。若Y处于第3周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错。答案：D

7．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4

②1s22s22p63s23p3

③1s22s22p3

④1s22s22p5则下列有关比较中正确的是(

)A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①解析：①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F>N、P>S，又由于第一电离能

N>P，所以A项正确。原子半径N>F，故B项错误。电负性应S>P，即①>②，故C项错误。F无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价，故应为①>③＝②，D项错误。答案：A

8．下列说法不正确的是(

)A．同族元素在性质上的相似性，取决于原子价电子排布的相似性B．电离能越小，表示气态时该原子越易失去电子C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力越强D．电负性大的元素易呈现正价，电负性小的元素易呈现负价解析：元素原子的电负性越大，对键合电子的吸引力越大，故在化合物中，电负性大的元素易呈现负价，电负性小的元素易呈现正价。答案：D一、选择题1．具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是(

)A．两种原子的电子层上全部都是s电子B．3p能级上只有一个空轨道的原子和3p能级上只有一个未成对电子的原子C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子D．原子核外的M层上的s能级和p能级都填满了电子和d轨道上尚未排有电子的原子解析：H、He、Li的电子层上全部都是s电子，A不正确；3p能级上只有一个空轨道的原子是Si,3p能级上只有一个未成对电子的原子是Al或Cl，三种元素都位于第三周期，B正确；最外层电子排布为2s22p6的原子是Ne，最外层电子排布为2s22p6的离子可以是Na＋、Mg2＋等，C项不正确；原子核外的M层上的s能级和p能级都填满了电子的原子是Ar，d轨道上尚未排有电子的原子可能是K或Ca，D项错误。答案：B

2．某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在周期表中的位置为(

)A．ⅤB族

B．ⅢB族C．Ⅷ族

D．ⅤA族解析：由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为3d64s2，因为排布在d、s轨道，所以为副族，因为共有8个价电子，所以为Ⅷ族。答案：C

A．O<S<Se<Te B．C<N<O<FC．P<S<O<F D．K<Na<Mg<Al解析：

A项，元素属于同一主族，电负性从上到下依次减小；B项，元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两项，元素的相对位置如下图所示：答案：A

4．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。……1050077001500740R……I4I3I2I1下列关于元素R的判断中一定正确的是(

)A．R的最高正价为＋3价B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族C．R元素的原子最外层共有4个电子D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2解析：由表中数据I3≫I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。答案：B

5．下列各组元素各项性质比较正确的是(

)A．第一电离能：B>Al>GaB．电负性：F>N>OC．最高正价：F>S>SiD．原子半径：P>N>C解析：根据元素性质的变化规律可知B、Al、Ga为同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，A项正确；F、N、O电负性大小顺序应为F>O>N，B项错误；F无正化合价，C项错误；D项中正确顺序应为P>C>N。答案：A

二、非选择题6．根据下列叙述，写出元素名称，画出原子结构示意图，并写出核外电子排布及价电子的轨道表示式。(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半：___；(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：_________________________________________________；(3)C元素的单质在常温下可与水剧烈反应，产生的气体能使带火星的木条复燃：__________________________；(4)D元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4：________________________________________________________；(5)1～36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多：________________________________________________________________________。

解析：(1)据题意可知A元素原子的L层电子数为8，M层电子数为4，为硅。(2)最外层电子数比次外层电子数多，则一定为第二周期元素，据题意B为硼。(3)常温下能与水剧烈反应生成O2，则C为氟。7．根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：590044003100420U1160027001800580T1050077001500740S950069004600500R9400610040002080QI4I3I2I1元素代号(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。A．Q和R B．S和TC．T和U D．R和TE．R和U(2)下列离子的氧化性最弱的是________。A．S2＋

B．R2＋

C．T3＋

D．U＋(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。A．硼

B．铍

C．氦

D．氢(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：____________________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第________个电子时。(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是________，其中元素________的第一电离能异常高的原因是_____________________________________________________________________。解析：(1)由表中数据知，R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最可能在同一主族。(2)离子的氧化性最弱，即其对应的电离能最小。由表中数据看出U的第一电离能为420kJ·mol－1，数值最小。(3)Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素。(4)相邻两个电离能数据相差较大，从一个侧面说明电子是分层排布的，且各能层能量不同。若U为短周期元素，据表中数据第一次电离能飞跃是失去第2个电子时，可推知U在ⅠA族，则第二次电离能飞跃是在失去第10个电子时发生的。(5)R元素第二电离能有较大飞跃，S元素第三电离能有较大飞跃，T元素第四电离能有较大飞跃，由题意知三者为同周期三种主族元素，可推知R在ⅠA族，S在ⅡA族，T在ⅢA族，故原子序数R<S<T，由表中数据知S元素的电离能异常高，其原因是S元素的最外层电子处于s能级全充满状况，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多。答案：(1)E

(2)D

(3)C(4)电子分层排布，各能层能量不同10(5)R<S<T

S

S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多8．A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为_______；(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_______________；(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_____________________________________。(2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素Fe。(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。答案：(1)N

(2)Cl

K(3)Fe

1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(4)Cu

1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s19．(2012·安徽高考)X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中常见的元素，其相关信息如下表：W有多种化合价，其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色WZ存在质量数为23，中字数为12的核素ZY的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2YX的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍X相关信息元素(1)W位于元素周期表第________周期第________族，其基态原子最外层有________个电子。(2)X的电负性比Y的________(填“大”或“小”)；X和Y的气态氢化物中，较稳定的是________(写化学式)。(3)写出Z2Y2与XY2反应的化学方程式，并标出电子转移的方向和数目：__________________________________________________________________________________。(4)在X的原子和氢原子形成的多种分子中，有些分子的核磁共振氢谱显示两种氢，写出其中一种分子的名称：________。氢元素、X、Y的原子也可共同形成多种分子和一种常见无机阴离子，写出其中一种分子与该无机阴离子反应的离子方程式：____________________________。解析：本题为元素推断题，主要考查原子结构、元素周期表、元素周期律知识，同时考查氧化还原反应及离子方程式的书写，旨在考查考生对物质组成、结构、性质的综合应用能力。由题中信息可推知X、Y、Z、W分别为C、O、Na、Fe四种元素。(1)Fe位于周期表第四周期第Ⅷ族，其基态原子价电子排布式为3d64s2，最外层有2个电子。(2)X(C)、Y(O)位于同一周期，自左向右电负性增大，故X的电负性比Y的小，非金属性越强，气态氢化物越稳定，故较稳定的为H2O。(3)Na2O2与CO2反应的化学方程式为2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2，在标电子转移的方向和数目时，应注意Na2O2中氧元素化合价一部分升高，一部分降低。10．根据信息回答下列问题：A．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(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。

B．不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：3.162.582.191.901.610.933.983.442.552.041.570.98电负性值ClSPSiAlNaFOCBBeLi元素符号(1)认真分析A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________<Al<________(填元素符号)；(2)从A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)A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是________周期________族；(4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有________性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_______________________；(5)通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________；(6)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是_____________________________________________________；(7)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由(即写出判断的方法和结论)是_______________________________________________________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论__________________________________________________________________________________________________________。解析：(1)由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素中第一电离能小于ⅡA族元素中第一电离能，故Na<Al<Mg。(2)同主族元素第一电离能从图中可看出从上到下逐渐减小。(3)根据第一电离能的递变规律可以看出，图中所给元素中Rb的第一电离能最小，其位置为第五周期第ⅠA族。(4)根据对角线规则，Al(OH)3与Be(OH)2性质相似，Be(OH)2应为两性，根据Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O可以类似的写出Be(OH)2与酸或碱反应的离子方程式。(5)根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性Na<Mg<Al，同主族Be>Mg>Ca，最小范围应为0.93～1.57。(6)因电负性可以用来衡量原子吸引电子能力大小，所以，电负性越大，原子吸引电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。(7)AlCl3中Al与Cl的电负性差值为1.55，根据信息，电负性差值若小于1.7，则形成共价键，所以AlCl3为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下是否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。1.理解离子键的形成，自己根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。2．了解共价键的主要类型：σ键和π键，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。3．了解简单配合物的成键情况。4．了解化学键与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，能列举含氢键的物质。6．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者离子的空间结构。共价键1．本质在原子之间形成共用电子对。2．特征具有饱和性和方向性。3．分类共用电子对由一方提供配位键共用电子对由双方提供普通共价键提供电子对的方式原子间有三对共用电子对三键原子间有两对共用电子对双键原子间有一对共用电子对单键原子间共用电子对的数目共用电子对不发生偏移非极性键共用电子对发生偏移极性键形成共价键的电子对是否偏移原子轨道“肩碰肩”重叠π键原子轨道“头碰头”重叠σ键形成共价键的原子轨道重叠方式类型分类依据4．键参数(1)概念：(2)键参数对分子性质的影响：键长越短，键能越大，分子越稳定。5．等电子原理原子总数、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。[例1]

(1)(2012·江苏高考)①根据等电子原理，CO分子的结构式为____________________________________。②1molCO2中含有的σ键数目为_______________。(2)(2012·山东高考)①CO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)(2011·福建高考)肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g)ΔH＝－1038.7kJ·mol－1若该反应中有4molN－H键断裂，则形成的π键有________mol。(4)(2010·福建高考)已知CN－与N2

结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为________。[解析]

(1)①CO与N2互为等电子体，根据氮气的结构式，可知CO的结构式为C≡O。②二氧化碳分子内含有碳氧双键，一个双键含有一个σ键和一个π键，所以1molCO2中含有的σ键数目为2×6.02×1023个(或2mol)(2)①CO中C和O形成叁键，含有1个σ键、2个π键。

②甲醇分子内C的成键电子对为4，无孤电子对，杂化类型为sp3，甲醛分子内C为sp2杂化，故甲醇分子内O—C—H键角比甲醛分子内O—C—H键角小。(3)反应中有4molN—H键断裂，即有1molN2H4

参加反应，生成1.5molN2，则形成的π键有3mol。(4)HCN分子中CN－与N2

结构相似，含有三键，一个σ键与二个π键，再加上一个C—Hσ键，所以HCN分子中σ键与π键数目之比为2∶2，即1∶1。[答案]

(1)①C≡O

②2×6.02×1023个(或2mol)(2)①1∶2

②sp3小于(3)3

(4)1∶11．(2013·菏泽检测)

下列关于σ键和π键的理解不正确的是(

)A．σ键能单独形成，而π键一定不能单独形成B．σ键可以绕键轴旋转，π键一定不能绕键轴旋转C．双键中一定有一个σ键，一个π键，三键中一定有一个σ键，两个π键D．气体单质中一定存在σ键，可能存在π键解析：p电子云重叠时，首先头碰头最大重叠形成σ键，

py、pz电子云垂直于px所在平面，只能“肩并肩”地重叠形成π键，双键中有一个σ键，一个π键，三键中有一个σ键，两个π键，π键不能单独形成，A、B正确。σ键特征是轴对称，π键呈镜面对称，不能绕键轴旋转，C正确。稀有气体为单原子分子，不存在化学键，D不正确。答案：D

2．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是(

)①HCl

②H2O

③N2

④H2O2

⑤C2H4

⑥C2H2A．①②③

B．③④⑤⑥C．①③⑥ D．③⑤⑥解析：单键均为σ键，双键和三键中各存在一个σ键，其余均为π键。答案：D

3．NH3分子的空间构型是三角锥形，而不是正三角形的平面结构，其充分的理由是(

)A．NH3分子是极性分子B．分子内3个N—H键的键长相等，键角相等C．NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于107.3°D．NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于120°解析：A选项：NH3为极性分子不能说明NH3一定为三角锥形，B三条N—H键键能与键长分别相同，键角相等仍有可能为正三角形，D选项与事实不符。答案：C

分子的立体构型1．用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型(1)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。其中a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。(2)价层电子对互斥理论与分子构型：H2OV形22NH3三角锥形13CH4正四面体形四面体形044SO2V形12BF3三角形三角形033CO2直线形直线形022实例分子空间构型电子对空间构型孤电子对数成键对数电子对数2．用杂化轨道理论推测分子的立体构型CH4正四面体形109°28′4sp3BF3平面三角形120°3sp2BeCl2直线形180°2sp实例空间构型杂化轨道间夹角杂化轨道数目杂化类型3．配位化合物(1)概念：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。(2)形成条件：②H2O分子中O原子轨道的杂化类型为________。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·海南高考)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________，反应的化学方应程式为_____________________________________________________________。(3)(2012·新课标卷)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________。(5)(2010·山东高考节选)用价层电子对互斥理论推断SnBr2

分子中Sn—Br的键角________120°(填“＞”“＜”或“＝”)。②O原子有2个孤对电子，配位原子数位2，O原子的价电子对数是4，杂化类型为sp3③Cu2＋存在空轨道，OH－中O原子存在孤对电子，故Cu2＋与OH－以配位键结合。(2)①由长链结构知，每个Cu原子周围有4个Cl原子，所以Cu原子的杂化方式是sp3

，KCuCl3中Cu元素的化合价为＋2，则另一种无限长链结构中的Cu元素的化合价为＋1，CuCl3原子团的化合价为－2，故其化学式为K2CuCl3。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”，这是两种物质共同作用的结果：过氧化氢具有强氧化性，能氧化Cu，而氨水能与Cu2＋形成配合物。故反应的方程式为：Cu＋H2O2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。(3)因为S8为环状立体结构，每个S原子有2个孤对电子，配位原子数是2，S原子的价层电子对数是4，所以轨道杂化方式是sp3。(4)原子半径越大，氢化物越容易电离出氢离子，所以H2Se的酸性比H2S强。气态SeO3

分子中Se原子没有孤对电子，配位原子数是3，所以立体构型为平面三角形，SO离子中S原子的价电子对数是4，其立体构型为三角锥形。(5)SnBr2

分子中，Sn原子的价层电子对数目是(4＋2)/2＝3，配位原子数为2，故Sn原子含有孤对电子，SnBr2

空间构型为V型，键角小于120°。[答案]

(1)①平面三角形②sp3(2)①sp3

K2CuCl3②过氧化氢为氧化剂，氨与Cu2＋形成配离子，两者相互促进使反应进行Cu＋H2O2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－(3)sp3

(4)强平面三角形三角锥形(5)＜答案：C

5．下列描述中正确的是(

)答案：C

6．(1)配位化学创始人维尔纳发现，取CoCl3·6NH3(黄色)、CoCl3·5NH3(紫红色)、CoCl3·4NH3(绿色)和CoCl3·4NH3(紫色)四种化合物各1mol，分别溶于水，加入足量硝酸银溶液，立即产生氯化银，沉淀的量分别为3mol、2mol、1mol和1mol。①请根据实验事实用配合物的形式写出它们的化学式。CoCl3·6NH3____________________________________，CoCl3·5NH3____________________________________，CoCl3·4NH3(绿色和紫色)：______________________。②后两种物质组成相同而颜色不同的原因是_________________________________________________________。③上述配合物中，中心离子的配位数都是________。(2)向黄色的三氯化铁溶液中加入无色的KSCN溶液，溶液变成血红色。该反应在有的教材中用方程式FeCl3＋3KSCN===Fe(SCN)3＋3KCl表示。经研究表明，Fe(SCN)3是配合物，Fe3＋与SCN－不仅能以1∶3的个数比配合，还可以其他个数比配合。请按要求填空：①Fe3＋与SCN－反应时，Fe3＋提供________，SCN－提供________，二者通过配位键结合。②所得Fe3＋与SCN－的配合物中，主要是Fe3＋与SCN－以个数比1∶1配合所得离子显血红色。含该离子的配合物的化学式是________。③若Fe3＋与SCN－以个数比1∶5配合，则FeCl3与KSCN在水溶液中发生反应的化学方程式可以表示为________________________________________________________________________________________________________。解析：(1)由题意知，四种配合物中的自由Cl－分别为3、2、1、1，则它们的化学式分别为[Co(NH3)6]Cl3、[Co(NH3)5Cl]Cl2、[Co(NH3)4Cl2]Cl。最后两种应互为同分异构体。(2)Fe3＋和SCN－形成配合物时，Fe3＋提供空轨道，SCN－提供孤对电子，Fe3＋和SCN－以1∶1和1∶5形成配离子时写化学式要用Cl－和K＋分别平衡配离子的电荷，使配合物呈电中性。答案：(1)①[Co(NH3)6]Cl3

[Co(NH3)5Cl]Cl2[Co(NH3)4Cl2]Cl

②它们互为同分异构体③6(2)①空轨道孤电子对②[Fe(SCN)]Cl2③FeCl3＋5KSCN===K2[Fe(SCN)5]＋3KCl分子的性质1．范德华力、氢键和共价键的比较原子氢原子，氟、氮、氧原子(分子内、分子间)分子或原子(稀有气体)作用粒子原子间通过共用电子对所形成的相互作用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之间的作用力物质分子之间普遍存在的一种相互作用的力，又称分子间作用力概念共价键氢键范德华力成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定对于A—H……B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大影响强度的因素共价键＞氢键＞范德华力强度比较有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性无方向性、无饱和性特征共价键氢键范德华力①影响分子的稳定性②共价键键能越大，分子稳定性越强分子间氢键的存在，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＞PH3①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对物质性质的影响共价键氢键范德华力2．分子的极性(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。3．溶解性(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。4．手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。5．无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强。如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。[例3](1)(2012·海南高考)下列有关元素锗及其化合物的叙述中是否正确：二氧化锗与二氧化碳都是非极性的气体化合物。________。(2)(2012·福建高考)硅烷(SinH2n＋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________。(3)(2012·新课标全国高考)H2SeO3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：①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因：________________________________________________。②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：_______________________________________________________________________。[解析]

(1)锗是金属，金属的氧化物不可能为气体化合物，故不正确；(2)硅烷形成的晶体是分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高。(3)①H2SeO4

和H2SeO3

第一步电离产生的氢离子抑制第二步电离，所以第一步电离程度大于第二步电离程度。②H2SeO3

中Se的化合价为＋4，H2SeO4

中Se的化合价为＋6，正电性更高，导致Se—O—H中O的电子更向Se偏移，越易电离出氢离子。(4)O—H键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为O—H键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内。邻羟基苯甲醛易在分子内形成氢键，而在分子之间不存在氢键；对羟基苯甲醛正好相反，只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，分子间氢键使分子间作用力增强，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。[答案]

(1)不正确(2)硅烷的相对分子质量越大，分子间作用力越强(3)①H2SeO4

和H2SeO3第一步电离产生的氢离子抑制第二步电离，所以第一步电离程度大于第二步电离程度②对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(4)O—H键、氢键、分子间的范德华力邻羟基苯甲醛在分子内形成氢键，对羟基苯甲醛在分子间形成氢键，分子间氢键使分子间作用力增强7．在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是(

)A．sp，范德华力

B．sp2，范德华力C．sp2，氢键

D．sp3，氢键解析：由石墨的晶体结构知C原子为sp2杂化，故B原子也为sp2杂化，但由于B(OH)3中B原子与3个羟基相连，羟基间能形成氢键，故同层分子间的主要作用力就为氢键。答案：C

8．下列说法中正确的是(

)A．卤化氢中，以HF沸点最高，是由于HF分子间存在氢键B．邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的熔、沸点高C．H2O的沸点比HF的沸点高，是由于水中氢键键能大D．氢键X—H…Y的三个原子总在一条直线上解析：本题考查了氢键对物质性质的影响以及氢键的存在。因HF存在氢键，所以沸点HF＞HBr＞HCl，A正确；邻羟基苯甲醛的分子内羟基与醛基之间存在氢键，而对羟基苯甲醛的氢键只存在于分子间，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高，B错误；据F原子半径小于O原子半径，可知(HF)n中氢键键长比水中氢键键长短，键能大，C项不正确；氢键有方向性，但氢键的形成不像共价键对方向的要求那么高，故X—H…Y不一定总在一条直线上，D不正确。答案：A

9．(2013·日照模拟)下列说法错误的是(

)A．由于水中存在氢键，所以水很稳定B．根据“相似相容”规律，氨气极易溶于水，I2易溶于CCl4。C．Na2O2中既含有离子键，又含有非极性键D．C===O键是极性键，CO2是非极性分子解析：稳定性是化学性质，与O—H键的强弱有关，氢键只影响水的物理性质，不影响水的化学性质；B项，氨气是极性分子，水是极性溶剂，I2是非极性分子，易溶于非极性溶剂CCl4，正确；含极性键的分子，如结构对称，为非极性分子，CO2是对称结构，所以是非极性分子。答案：A

一、选择题1．用价层电子互斥理论预测H2S和BF3的立体结构，两个结论都正确的是(

)A．直线形；三角锥形B．V形；三角锥形C．直线形；平面三角形

D．V形；平面三角形答案：D

2．下列物质的性质与氢键无关的是(

)A．冰的密度比水的密度小B．氨气极易溶于水C．SbH3的沸点比PH3高D．溶解度：邻－羟基苯甲醛<对－羟基苯甲醛解析：SbH3的沸点比PH3高是因为前者的相对分子质量大于后者，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。答案：C

3．下列分子中，属于非极性的是①SO2

②BeCl2

③BBr3

④COCl2(

)A．①④ B．②③C．①③ D．②④答案：B

4.(2011·四川高考)下列推论正确的(

)答案：B

5．下列叙述中正确的是(

)A．离子化合物中不可能存在非极性键B．非极性分子中不可能既含极性键又含非极性键C．非极性分子中一定含有非极性键D．不同非金属元素原子之间形成的化学键都是极性键答案：D

二、非选择题6．有下列微粒：填写下列空白(填序号)：(1)呈正四面体的是________。(2)中心原子轨道为sp3杂化的是________，为sp2杂化的是________，为sp杂化的是________。(3)所有原子共平面的是________，共线的是_______。(4)粒子存在配位键的是________。(5)含有极性键的极性分子是________。答案：(1)①⑤⑦

(2)①④⑤⑦⑧⑨

②⑥

③(3)②③⑥⑧

③

(4)⑤

(5)④⑧⑨7．C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。(1)写出Si的基态原子核外电子排布式_________________________________________________________。从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为________________________________________________________________________。(2)SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为________，粒子间存在的作用力是______。(3)氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为________(填元素符号)。(4)C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和物理性质有很大不同。CO