新教材 人教版高中化学选择性必修2全册各章节学案（知识点考点精讲及配套习题）

人教选择性必修2全册学案第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第1课时能层与能级构造原理 第2课时基态原子核外电子排布原子轨道 第二节原子结构与元素的性质 第1课时原子结构与元素周期表 26-第2课时元素周期律 40-第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的空间结构 65-第1课时价层电子对互斥理论 第2课时杂化轨道理论 第三节分子结构与物质的性质 第1课时共价键的极性分子间作用力 第2课时物质的溶解性分子的手性 第三章晶体结构与性质 第一节物质的聚集状态与晶体的常识………99-第二节分子晶体与共价晶体…………………109-第三节金属晶体与离子晶体…………………119-第四节配合物与超分子………………………132-第一章原子结构与性质第一节原子结构第1课时能层与能级构造原理一、能层与能级(1)意义：根据多电子原子的核外电子的差异，将核外电子分成不同的能层。能级。 o能层KLMNO能级最多电22626处于(1)基态原子原子一能量能量>激发态原子处于较高能量>激发态原子(电子跃迁到(2)能级)(1)含义：在多电子原子中，电子在能级上的排列顺序是电子先排在能量 2.电子排布式(1)概念：将上所排布的电子数标注在该能级符号,并按照能层从左到右的顺序排列的式子。能层能层能级如钠原子的电子排布式可表示为_,也可简化为[Ne]3s¹。一、2.能量能层1.最低能量状态较高吸收释放2.吸收释放特征谱线光谱分析三、1.较低较高能层能级2.能级右上角1s²2s²2p⁶3s¹(7)理论上第8能层应该有8个能级。()(8)第n能层最多能容纳的电子数为2n²,所以钠原子的第三能层填有18个电A燃烧蜡烛CB平面镜成像DA.6sB.4pC.3dD.4f4.下列各基态原子的电子排布式正确的是()5.若某原子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3dl⁰4s²4p⁶4d'5s²,则下列说法正A.该元素原子中共有38个电子B.该元素原子核外有5个能层C.该元素原子最外能层共有3个电子D.该元素原子M能层共有8个电子2.解析：燃放焰火、霓虹灯广告、燃烧蜡烛等所产生的光，都与电子的跃3.解析：各能级能容纳的电子数是ns为2个、np为6个、nd为10个、nf为14个。4.解析：①应为Be:1s²2s²;③应为He:1s²。5.解析：由该元素原子的电子排布式可知，该元素原子中共有39个电子，分5个能层，其中M能层上有18个电子，最外能层上有2个电子。A.各能级能容纳的电子数按s、p、d、f的顺序依次为1、3、5、7的2倍B.各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束能容纳电子数与所含电子数有区别!C.各能层含有的能级数为n-1D.各能层含有的电子数为2n²能级数为n,最多能容纳电子数为2n²。为2n²,但不是一定含有2n²个电子，D错误。[提升1]下列能级表示正确(实际存在的)且最多容纳的电子数按照从少到多的顺序排列的是()ns、mp、nd、nf…所能容纳电子数依次为2、6、10、14…,与n的取值无s、p、d、f…最早出现的能层依次为1、2、3、4……。提升1解析：从M层开始有d能级，即3d,不存在2d,故C项错误；同理从N层开始有f能级，即4f,故D项错误；不同能层的相同类型的能级，最多容纳的电子数相同，故B项错误。多电子原子的核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层。(2)能层的表示方法及各能层所能容纳的最多电子数(3)各能层的能量与其离原子核距离的关系原子核外各能层，能层序数越大，其离原子核的距离越远，能量越高。说明：能层相当于必修教材中所述的电子层。多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。(2)能级的符号和所能容纳的最多电子数最多电子数22O能层只有1个能级(1s),第二能层有2个能级(2s和2p),第三能层有3个能级(3s、的2倍。3s、4s……能级最多都只能容纳2个电子。A.E(5s)>E(4f)>E(4s)>[提升2]比较下列能级的能量大小关系(填“>”“=”或“<”):在构造原理中，从第三能层开始出现能级交错现象。我们可以利用“Em<En-2)<Em-1d”记忆这种现象。提升2解析：由构造原理可知：①同一能层的能级能量高低顺序为：ns<np<nd<nf;②不同能层之间，能量会产生能级交错现象，即能层序数大的能级，其能量不一定高，如3d能级具有的能量就高于4s能级所具有的能量。设想从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。这种规律称为构造原理。构造原理示意图(1)根据构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、(2)原子核外电子按能量由低到高的顺序依次排布。因此，根据构造原理可以比较各能级的能量高低。(3)图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。原子的核外电子不是完全按能层顺序依次排布的，即不完全是填满n能层后再填(n+1)能层，而是按照如图所示的能级顺序排布的，在该顺序中，从第三能层开始，出现了能级交错现象，该能级顺序就是能量由低到高的顺序。(4)根据构造原理，在多电子的原子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外能层上的能级，如Ti、V等过渡元素电子最后填入的是3d能级。子层或原子轨道开始排列，Cl应是Cl原子得到一个电子形成的稳定结构，所以CI的电子排布式应为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶,C错误；书写电子排布式时，应将同一能层的书写在一起，Br的电子排布式应为：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3dl⁰4s²4p³,故B错误。;同时应注意从3d能级开始出现“能级交错”现象。电子排布式(1)对电子排布式的认识电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。如1s²2s²2p⁶3s²3p¹、1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²分别是Al、Ca原子的电子排布式。(2)书写电子排布式的方法①“三步法”书写电子排布式构造原理是书写基态原子电子排布式的依据。第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。②简化的电子排布式将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为③离子的核外电子排布式对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外层未填满的能级上。如Fe位于第四周期VⅢ族，其原子的核外电子排布式为[Ar]3d⁶4s²,Fe²+的核外电子排布式为[Ar]3d⁶,Fe³+的核外电子排布式为[Ar]3d⁵。电子排布式的书写顺序与电子排布顺序有所不同，电子进入能层的顺序是按构造原理中能级的能量递增的顺序，而电子排布式的书写则按能层的顺序，能层中的能级按s、p、d、f能量递增的顺序排布。形成性自评1.以下能级符号表示正确的是()2.下列粒子中，各层电子数均达到2n²的是()3.核外电子由3d能级跃迁到4p能级时，可通过光谱仪直接摄取()A.电子的运动轨迹图像B.原子的吸收光谱C.电子体积大小的图像D.原子的发射光谱5.某微粒的核外电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶,下列关于该微粒的说法正确A.它的质子数一定是18D.可以确定该微粒为ArA.该元素基态原子中共有4种不同能量的电子C.该元素原子最外层共有3个电子(2)基态Si原子中，核外电子占据最高能层的符号为,该能层有 个能级，电子数为原(离)子电子排布式简化的电子排布式形成性自评1.解析：每一个能层都有s能级，从第二能层开始出现p能级，从第三能层开始出现d能级，从第四能层开始出现f能级。综上所述，B项正确。2.解析：A项中的Ar、C项中的Al、D项中的Cl和Ar均不符合题意。3.解析：E(3d)<E(4p),故电子由3d能级跃迁到4p能级时要吸收能量，形成吸收光谱。4.解析：O原子的电子排布式为1s²2s²2p⁴,故O²-的电子排布式为1s²2s²2p⁶,B项错误。5.解析：此微粒核外共有18个电子，可能是Ar原子，也可能是离子，离子又可能为阳离子Ca²+、K+或阴离子S²-、Cl~、P3-等。6.解析：每一能层最多能容纳的电子数目为2n²,所以最多能容纳的电子数目大于32的能层，至少是第五能层。1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹4s²。由此可知该元素原子中共7种能量电子，A项错误；最高能层是N层，B项正确；最外层有2个电子，C项错误；M层有9个电子，最外层有2个电子，D项错误。8.解析：(1)Cl原子核外有17个电子，排布在1s、2s、2p、3s、3p5个能级上，能量最高的是3p能级。(2)Si原子核外有14个电子，K、L、M能层上分别有2、8、4个电子，所以电子占据的最高能层为M能层，该能层有3s、3p、3d3个能级，填有4个电子。9.解析：根据原子核外电子排布原理(构造原理)书写原子(或离子)的电子排布式，同时应注意21～36号元素的原子中出现能级交错现象。原(离)子电子排布式简化的电子排布式第2课时基态原子核外电子排布原子轨道一、电子云与原子轨道1.电子云及形状(1)电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的分布的形象化描述。s电子云2.原子轨道(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。nf能级各有个轨道。二、能量最低原理、泡利原理、洪特规则1.能量最低原理原子核外电子的排布遵循_,按轨道能量由低到高依次排列，使整个2.泡利原理在一个原子轨道里，最多只能容纳个电子，而且它们的自旋状态 3.洪特规则将原子轨道用方框表示，在方框内用一个箭头表示一个电子，用个↓表示自旋状态相反的电子，得到电子排布图。一、1.(1)概率密度(2)球形哑铃形1.构造原理最低3.单独分占平行1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)(1)1s、2s、3s的电子云形状均为球形()(2)2p、3p、4p电子云均为哑铃形且大小相同。()(3)H原子核外只有一个原子轨道。()(4)电子云图中的小黑点表示电子的多少。()(5)p能级中有3个相互垂直的原子轨道。()(6)3d与6d均有5个原子轨道。()(7)钾原子的第三能层填有18个电子，是因为钾原子的第三能层有9个原子轨道。()(8)任何一个原子中不可能存在运动状态完全相同的两个电子。()(9)基态碳原子的电子排布图为PPAA小AAA小A(10)基态铁原子的价电子排布图：2.基态氢原子的电子云图为球形(如图),下列有关说法正确的是()A.1个小黑点表示一个电子C.如果电子发生跃迁，有可能电子云形状变成哑铃形3.下列说法正确的是()B.2s的电子云半径比1s电子云半径大，说明2s的电子比1s的多C.当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满一个轨道(1个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋状态相反),然后再占据其他原子轨道D.nf能级中最多可容纳14个电子4.在d轨道中填入4个电子时电子排布成不排布成l,其最直接的根据是()A.能量最低原理B.泡利原理C.能量守恒原理D.洪特规则5.如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是()A.s能级和p能级的原子轨道形状相同B.每个p能级都有6个原子轨道C.s能级的原子轨道的半径与能层序数有关D.Na原子的电子在11个原子轨道上高速运动2.解析：在电子云图中，小黑点并不代表电子，A项错误；He的基态原子为1s²,所以电子云形状相同，但是电子能量不相同，电子云的大小不相同，B项错误；如果氢原子的电子发生了跃迁，进入了其他能级如p能级，则电子云的形状将变成哑铃形，C项正确。小黑点代表电子在核外空间区域内出现的概率，小黑点的疏密与电子在该区域出现的概率大小成正比，D项错误。3.解析：同一能层中，s能级的能量小于p能级的能量，不同能层中，s能级(较高能层)的能量可能高于p能级(较低能层)的能量，A项错误；2s的电子云半径比1s电子云半径大，说明2s的电子在离原子核较远的区域出现的概率比1s的电子大，B项错误；当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占据不同的原子轨道而且自旋状态相同，C项错误；nf能级有7个原子轨道，每一个原子轨4.解析：洪特规则表明，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单独占据一个轨道且自旋状态相同。5.解析：s轨道为球形，p轨道为哑铃形，A项错误；每个p能级只有3个Na原子的电子在6个原子轨道上高速运动，D项错误。提升点一电子云与原子轨道[例1]图甲是氢原子的1s电子云图(即概率密度分布图),图乙、图丙分别表示s、p能级的电子云轮廓图。下列有关说法正确的是()丙B.3p²表示3p能级中有两个原子轨道以绘制，所以通常把电子出现概率约为90%的空间圈出来，称为电子云轮廓图，z轴方向)三个伸展方向，并且互相垂直，故廓图实际上是电子云图(即概率密度分布图)的大部分区域(一般约为90%);量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，电子云轮廓图就是而增大提升1解析：电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域出现的概率，并非原子核真被电子云雾所包围，故选项A错误；原子轨道是电子出现的概率约为90%的空间轮廓，它表明电子在这一区域内出现的机会大，在此区域外出现的机会少，故选项B错误；无论能层序数n怎样变化，每个p能级都有3个原子轨道且相互垂直，故选项C错误；由于按1p、2p、3p……的顺序，电子的能量依次增大，电子在离核更远的区域出现概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展，原子轨道平均半径逐渐增大。原子轨道和电子云1.电子云轮廓图(1)定义：常把电子在原子核外空间出现概率约为90%的空间圈出来，即为电子云轮廓图(如图1、2)。y2.原子轨道(1)定义：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。各能级的一个伸展方向的电子云轮廓图即表示一个原子轨道。(2)不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图(见下表):能级SPdf原子轨道数1357原子轨道名称电子云轮廓图的形状和取向哑铃形互相垂直AA,特规则，电子在能量相同的各个轨道上排布时尽可能分占不同的原子轨道，且自(3)AB原子的外围电子排布违反了洪特规则特例(4)BA原子外围电子排布违反了洪特规则[提升2]以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利原理，哪些违反了洪特规则。人个AA↓提升2解析：(1)中一个2p轨道上有两个自旋方向相同的电子，违反了泡利原理；(2)中两个轨道上单电子的自旋方向相反，违反了洪特规则；(4)中一个3d轨道上填充了2个电子，而另一个3d轨道上未填充电子，违反了洪特规则；(5)中四个3d轨道上单电子的自旋方向不完全相同，违反了洪特规则。1.原子核外电子排布“两原理一规则”(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量为最(2)泡利原理：每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋方向必须相反。(3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平洪特规则特例当同一能级上的电子排布为全充满(p⁶、dl⁰、fl4)、半充满(p³、d⁵、f?)和全空状态(p⁰、d⁰、f°)时，具有较低的能量和较大的稳定性。例如，铬(4Cr)的价电子排箭头表示1个电子及其自旋状态(用“什”箭头表示1个电子及其自旋状态(用“什”表示2个自旋方向相反的电子)布是3d⁵4s'(3d、4s能级均为半充满),而不是3d⁴4s²;铜(29Cu)的价电子排布是3dl⁰4s¹(3d全充满、4s半充满),而不是3d⁹4s²。2.电子排布图以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为→原子轨道的轨道称3.核外电子排布的表示方法原子(离子)结构示意图含义实例电子排含义用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子实例子排布含义含义实例电子排布图含义实例电子式含义化学中常在元素符号周围用“.”或“×”来表示元素原子的最外实例(2)根据泡利原理和洪特规则在方框中填出每个原子轨道上分布的电子及其D.3d³表示3d能级有3个原子轨道A.符号3px所代表的含义是第三个电子层px轨道有3个伸展方向B.能层数为3时，有3s、3p、3d三个轨道C.氢原子中只有1个电子，故氢原子核外只有1个轨道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YC.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1个电子的X、Y原子可表示单核10电子粒子此图错误，违背了泡利原理C.表示基态N原子的价电子排布可表示单核10电子粒子此图错误，违背了泡利原理C.表示基态N原子的价电子排布4.下列有关电子排布图的表述正确的是()A基态时电子排布个√AA个√A√D.表示处于激发态的A√子排布图5.下列能层或能级，所含原子轨道数目从小到大排列顺序正确的是()6.(1)“各能级最多容纳的电子数是该能级原子轨道数的二倍”,支持这一A.构造原则B.泡利原理,违反(2)下列原子或离子的电子排布的表示方法中，正确的是,违反了能量最低原理的是,违反洪特规则及特例的是①Ca²+:1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 子的核外p轨道电子总数比s轨道电子总数少1,C为金属元素且原子核外p轨道电子总数和s轨道电子数相等，D元素的原子核外所有p轨道上的电(3)写出B、C两种元素的单质在一定条件下反应的化学方程式： 1.解析：电子云是用小黑点表示电子在原子核外空间出现的概率，小黑点y、z三个方向，px表示沿x轴方向伸展的p轨道，所以A项错误；能层数为3时，有3s、3p、3d三个能级，共有9个轨道，B项错误；氢原子中确实只有1个电子，两者化学性质不相似，A错误；原子核外M层上仅有两个电子的X原子为Mg,原子核外N层上仅有两个电子的Y原子有多种，如第四周期中Ca、Fe等都符合，一个空轨道的Y原子为Si,均为IVA族元素，AVAV4.解析：符合泡利原理和洪特规则，表示单核10电子粒子基态时电子排布，故电子在排布的时候优先进入空轨道，每个轨道中的单电子取得相同自旋方向，则√A个A违背了洪特规则，故B√A个A表示处于基态的B原子的核外电子排布图，故D错误。5.解析：7s、O层、3d、4f的原子轨道数目分别为；1、25、所以从小到大正确的顺序为①③④②,选C项。6.解析：(1)根据泡利原理，每个原子轨道中最多能容纳2个自旋状态相反的电子，所以每个能级最多能容纳的电子数是该能级原子轨道数的2倍，选项B符合题意。(2)根据核外电子排布规律②中错误在于电子排完2s轨道后应排2p轨道而不是3p轨道，正确的应为1s²2s²2p⁶;③中没有遵循洪特规则相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道并且自旋状态相同，价电子排布应为：;④中忽略了能量相同的原子轨道在半充满状态时，体违反洪特规则，正确的应为C7.解析：由题意可知，A为H;B元素原子的核外p轨道电子总数比s轨道电子总数少1,B原子核外电子排布式为1s²2s²2p³,则B为N;C为金属元素且原子核外p轨道电子总数和s轨道电子总数相等，C原子核外电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²,则C为Mg;D元素的原子核外所有p轨道上的电子排布处于全充满或半充满状态，且A、B、C、D原子序数依次增大，则D原子核外电子排布式为√√√A第二节原子结构与元素的性质第1课时原子结构与元素周期表(18个纵行)共7个副族(1)按电子排布，把周期表里的元素划分成个区，分别为、 1.碱金属元素基态原子的核外电子排布原子序数周期基态原子的电基态原子的电子排布图锂3二1s²2s¹或钠三钾四S↑,A铷五或铯六原子周期氦2氖二氩三氪四氙五氡六(1)随着元素原子的核电荷数递增，每到出现,就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现_;然后又开始由到,循环往复形成了(2)元素形成周期系的根本原因是发生周期性的重复。三、原子结构与元素周期表的分区1.人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的能级符号作为该区的名称(除ds区外),请填充下表。区区2.元素周期表中，非金属元素处于元素周期表的位置，金属性强的元素处于元素周期表的位置。一、IB、ⅡB镧系二、3.碱金属稀有气体碱金属稀有气体周期系元素的原子核外电子排布dp右上角左下角[即时性自测]1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)(1)周期表有7个横行，所以有7个周期。()(2)周期表有18个纵行，所以有18个族。()(3)周期表中每一周期中的元素种数各不相同。()(5)元素原子的核外电子排布呈周期性变化是形成元素周期系的根本原因。(7)除了稀有气体与氧、氟外，所有元素的最高正价都等于最外层电子数。(8)同一周期的第三主族元素的原子序数一定比第二主族元素的原子序数多f区一定是金属元素。()A.元素原子的核外电子排布呈现周期性变化是形成元素周期系的根本原因C.所有区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级符号D.周期表共18个纵列，可分为7个主族7个副族，1个VⅢ族，1个O族A.第四周期第VA族B.第五周期第ⅢA族C.第五周期第IA族D.第四周期第ⅢA族4.元素周期表中，非金属元素存在的区域SS区f区A.只有s区B.只有p区5.如果n为第ⅡA族中某元素的原子序数，则原子序数为(n+1)的元素可能6.某元素的原子序数为30,试问：(4)它属于第周期族，属于区。2.解析：除ds区外，区的名称均来自按构造原理最后填入电子的能级的符5.解析：在元素周期表中，第二、三周期的第ⅡA族与第ⅢA族元素相邻，其原子序数相差1;第四、五、六、七周期的第ⅡA族与第ⅢB族相邻，其原子序数相差1;所以原子序数为(n+1)的元素位于第ⅢIA或ⅢB族。6.解析：该元素的电子排布式应为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3dl⁰4s²,共有30个电子，故为Zn元素。从核外电子排布式中可以得出n=4,有四个电子层，所以为第四周期元素，价电子排布式为3dl⁰4s²,所以在ⅡB族。价电子的电子排布图为答案：(1)30(2)47(3)提升点一原子结构与元素周期表的关系[例1]元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布为ns^-¹np*+1,则下列说法不正确的是()XYZA.Y元素原子的外围电子排布为4s²4p⁴B.Y元素在周期表的第三周期第VIA族C.X元素所在周期中所含非金属元素最多例1解析：因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n-1=2,n=3,即Y元素原子的外围电子排先确定Y元素原子的价电子层结构，再依据周期表推出X、Z元素并作答。[提升1]回答下列问题：(1)某元素的原子序数为29,试回答：①该基态原子的价电子排布式是,核外电子有个能级，有 个未成对电子。(2)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子价电子排布式(3)某元素原子的电子排布式为[Ar]3dl⁰4s²4p',该元素处于元素周期表的第 周期第族。(4)某元素位于周期表中第四周期VA族元素，则该元素的名称是_,价电子排布式为提升1解析：(1)根据核外电子排布规律，该元素原子的核外电子排布式应为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3dl⁰4s¹,价电子排布式为3dl⁰4s¹,所以有1个未成对电子，有7个能级。有四个电子层，所以为第四周期元素，价电子排布式为3dl⁰4s¹,所以在(2)Cu原子核外有29个电子，其核外电子排布式为[Ar]3dl⁰4s',Au与Cu同族，则Au原子的价电子排布式为5dl6s¹。(3)该元素为主族元素，根据电子层数=周期序数，主族序数=价电子数，该元素位于第四周期第ⅢA族。(4)由于该元素为主族元素，价电子数=主族序数，周期序数=电子层数，可知其价电子排布式为4s²4p³,为33号元素砷。1.周期序数与原子核外电子排布的关系(1)周期序数=原子电子层数=原子最外层能层序数(2)每一周期元素原子的外围电子排布和元素种数。周期各周期增加的能级元素种类最外层容纳的电子数1222883884858687(1)主族元素的价电子排布主族序数①主族元素的族序数=价电子总数=最高正价(O、F除外)。②同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp轨道上。(2)稀有气体的价电子排布为1s²或ns²np⁶。①ⅢB→VIB族：族序数=价电子数=原子最外层ns电子数电子数=最高正价。[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。 (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(4)请利用电子排布的相关知识解释Fe³+比Fe²+稳定的原因例2解析：依据构造原理最后填入的电子的能级符号，将元素周期表划分为几个区，对于24号元素，其核外价电子排布似乎应该是3d⁴4s²,而实际上是3d⁵4s¹,原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低，而29号元素也正是因为这一点排成3d1°4s¹,而不是3d⁹4s²,故29号、30号元素所在纵行归为ds区，所以该同学认为d区内6、7纵行的部分元素可以排在ds区是有道理的。对于Fe³+比Fe²+稳定的原因也可从铁的核外电子排布特点来解释Fe³+的价电子排布式为3d⁵,为半充满状态，比Fe²+的价电子排布式3d⁶稳定。(4)Fe的价电子排布式为3d⁶4s²,Fe²+和Fe³*的价电子排布式分别为3d⁶3d⁵,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[提升2]已知几种元素原子的原子结构或核外电子排布或价电子排布情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。元素元素符号原子周期族ABCDE提升2解析：由电子排布式判断A为11号元素Na;由原子结构示意图可知x=26,B为26号元素Fe;由价电子排布式判断C为29号元素Cu;由电子排布式判断D为16号元素S;由基态原子的电子排布图判断E为17号元素Cl。再根据最大能层序数等于周期序数确定元素所处的周期；元素A、D、E为主族元素，主族元素的价电子总数等于主族序数；C元素的价电子排布式为3d104s¹,s能级电子数为1,应为ds区的第IB族。①元素的分区规律：按照元素的原子核外电子最后排布的能级分区，如s区元素的原子的核外电子最后排布在ns能级上，d区元素的原子核外电子最后排②s区、p区均为主族元素(包括稀有气体),且除H外，非金属元素均位于p元素周期表的分区①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(IB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f4个区，而IB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n-1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置元素周期表的分区②各区元素原子的价电子排布、元素的位置及类别分区元素种类及性质特点s区ⅡA族原子的核外电子最后排布属(氢除外),为碱金属和碱土金属p区IA～VⅡA族(He除外)原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属和少数金属d区IIB～VⅡB族(镧系、锕系除外)以及VⅢ族(钯除外)为过渡金属，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同ds区为过渡金属，核外电子先金属元素区金属元素区ⅡB族填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成f区镧系和镧系元素化学性质相近；(2)按金属元素与非金属元素分区1.已知某元素+2价离子的电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶,该元素在周期表2.某化学学习小组在学习元素周期表和周期的划分时提出了以下观点：①周期表的形成是由原子的结构决定的；②元素周期表中IA族元素统称为碱金属元素；③每一周期的元素原子外围电子排布均是从ns¹开始至ns²np⁶结束；周期表的每一周期元素的种类均相等；⑤基态原子核外电子排布为1s²2s²2p³和Cd三abef5.某元素的最外层电子数为2,价电子数为5,并且是同族中原子序数最小B.该元素为V6.某元素M的单质1.8g在过量的O₂中充分燃烧，得到M₂O₃3.4g,已知M原子核外电子数比核内中子数少1。该元素在周期表中的位置是()A.第2周期第ⅢA族B.第2周期第VIA族C.第3周期第VA族D.第3周期第ⅢA族1.解析：由题意推知，该元素的外围电子排布为4s²,故该元素位于第四周2.解析：①元素周期表的形成原因是核外电子排布呈周期性变化，而核外电子排布是由原子的结构决定的，正确；②IA族元素除氢元素之外称为碱金属，错误；③第一周期的元素原子价电子排布从1s¹开始到1s²结束，错误；④随着周期数的增多，元素种类有增多的趋势，错误；⑤1s²2s²2p³位于第二周期，而1s²2s²2p⁶3s²3p³位于第三周期，错误；⑥从元素周期表上不难看出，随着周期数的增多，该周期所含金属元素的种数一般越多，正确。的元素属于第五周期。该原子的价电子排布为4d105s¹,属于IB族元素，位于ds区。或按照构造原理，该元素基态原子的核外电子排布式应为[Kr]4d⁹5s²,而事实上却是[Kr]4d105s',可理解为是先填满了4d能级而后再填充5s能级，故位于ds区。其价电子总数为11,即位于元素周期表第11列，即第IB族。该元素最大能层数为5,故位于第五周期。4.解析：a、b、c、d、e、f分别是钠、镁、碳、氧、硫、氯。同一主族，氢化物的稳定性由上到下递减，H₂O的稳定性比H₂S强；同一周期原子半径从左到右依次递减，a、b、e三种元素的原子半径：a>b>e;六种元素中最活泼的金属是Na(a),最活泼的非金属是氧(d)。则选项A、B、C三项均不正确。5.解析：某元素的最外层电子数为2,价电子数为5,最外层电子数和价电子数不相等，应存在d能级电子，并且是同族中原子序数最小的元素，则价电子排布式为3d³4s²,电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²,为第四周期第VB族元素，为V元素，属于过渡元素，故A、B、D三项正确，C项错误。6.解析：设金属M的相对原子质量是x,点燃根据化学方程式：4M+3O₂==2M₂O₃解得x=27,所以M周期第ⅢA族，故选D项。是金属Al,在周期表中的位置是第37.解析：有三个价电子其中一个价电子在3d能级，则其他两个价电子必在4s上，外围电子排布为3d¹4s²,原子序数是21,在第四周期第ⅢB族，处于d区，是金属元素，最高化合价是+3。第2课时元素周期律一、元素周期律和原子半径元素的性质随的递增发生周期性递变的规律，2.原子半径(1)决定原子半径大小的因素①电子的能层数②核电荷数核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就,将使原子的半径 0(2)原子半径的变化规律原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生递变。①同周期主族元素从左到右，电子能层数_,但随核电荷数的逐渐增大核对电子的引力,从而使原子半径。②同主族元素为主要因素，所以从上到下原子半径二、电离能 原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的叫做2.元素第一电离能的意义衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值,原子越容易失去一个电子。3.元素第一电离能的变化规律(1)同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈现.的趋 以氟的电负性为和锂的电负性为作为相对标准，得出各元 ,又有a一、2.增大越大减小周期性不变增大逐渐减小电子能层数逐二、2.越小3.逐渐增大变小1.化学键键合电子键合电子越大3.变大变小4.小于1.8越强大于1.8越强1.8金属性非金属性[即时性自测]1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)(3)r(Li¹)<r(Na+)<r(K*)<r(Rb(5)同一周期的元素，原子序数大的元素，第一电离能一定大。()(7)如果一种主族元素的电离能在In与I+1之间发生突变，则该元素最高化合价一般为+n价。()(8)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。()(9)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。()(10)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。()2.已知下列元素的原子半径：原子NSO根据以上数据，磷原子的半径可能是(A.0.8×10-10mB.1.10×10-10m3.元素X的各级电离能数据如下：则元素X的常见价态是()4.不能说明X的电负性比Y大的是()A.与H₂化合时X单质比Y单质容易C.X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多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：②>①>④>③D.最高正化合价：④>①>③=②数值突然增大，说明元素X的原子中，有3个电子容易失去，因此，该元素的常见化合价为+3。5.解析：从电子排布式可以看出①是S,②是P,③是N,①r(Lit)<r(Na⁴)<r(K*)<r(Rb+)<大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴阳离子半径随着原子序数的增大而逐C.离子半径C³->D->B+>A²+D.单质的还原性A>B>D>C提升1解析：四种离子四种离子的半径原子半径四种元素的位置还原性四种离子的结构原子序数由A、B在同一周期，金属性应该B>A,故D选项错误。(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(STM是(填元素符号),Al原子的第一电离能(填“大(2)第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有种。依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。(3)如图是周期表中短周期的一部分，A的单质是空气中含量最多的物质，其中第一电离能最小的元素是(填“A”“B”“C”或AB)例2解析：(1)由题表可知M的第三电离能突增，则M最外层有2个电子，由题表可知M至少有5个电子，故M为Mg。Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s²,而Al最外层电子排布式为3s²3p',当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故Al原子的第一电离能小于738kJ·mol-¹。(2)同一周期中元素的第一电离能随原子序数递增，呈现逐渐升高的趋势，但是在第二周期中，Be的第一电离能大于B,N的第一电离能大于O,故第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O三种。(3)A的单质是空气中含量最多的物质(即氮气),则A为N,A、C为第VA族元素，其第一电离能大于第VIA族，B、D为第VIA族元素，同一主族从上往下第一电离能逐渐减小，所以D的电离能最小。答案：(1)Mg小于Mg、Al位于同一周期，Mg最外层电子排布式为3s²,而Al最外层电子排布式为3s²3p',当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，Al失去p能级的1个电子相对比较容易，故A₁原子的第一电离能小于738[提升2]现有核电荷数小于18的元素A,其电离能数据如表所示[I₁表示失单位为eV]。符号电离能符号电离能子越容易，则电离能越小；阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，原子核对核外层有8个电子，又由于核电荷数小于18,所以A为Mg。(3)Mg元素的原子去掉当电离能发生显著变化时，如In+1)》I1.第一电离能的变化趋势2.电离能规律①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势(第ⅡA、VA族与其相邻主族相比出现“异常”)。②同主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小。①同一原子的逐级电离能越来越大。元素的一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态基态正离子后，半径减小，核对电子的吸引力增大，所以再失去第二个、第三个电子更加不易，所需要②当某一级电离能突然变得很大时，说明电子的能层发生了变化，即不同能层中电离能有很大的差距。3.电离能的应用(1)由第一电离能比较元素的金属性强弱和金属的活泼性一般地，对于金属元素来说，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强；对于非金属元素来说，元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强。如K元素，I₁<I₂<I3,表明K原子容易失去一个电子形成+1价阳离子。(3)确定元素核外电子的排布：如Li元素I₁<z<I₃,表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上，而且最外层上只有一个电子。提升点三电负性的变化规律及应用[例3]已知元素的电负性和原子半径等一样，也是元素的一种基本性质，下表给出14种元素的电负性：元素BCF电负性元素NOPS电负性(1)根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是(2)由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是 ,电负性最小的元素是,由这两种元素构成的化合物属于 例3解析：(1)我们可以把表中给出的14种元素的电负性按原子序数由小到元素NOF原子序数3456789电负性元素PS原子序数电负性经过上述整理后可以看出：从3～9号元素，元素的电负性由小到大；从11~电子式表示NaF的形成过程。(3)Mg₃N₂电负性差值为1.8,大于1.7,形成离子键，为离子化合物；BeClz、AICl₃、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7,均小于1.7,形成共价键，为共价化答案：(1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大)同周期从左→右，电负性增大，金属与非金属形成的化合物不一定是离子[提升3]下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：元素符号H电负性元素符号电负性(2)根据表中所给数据分析，同主族内的不同元素的电负性变化规律是(3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两个原子元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，形成的一般为共价键。试推断AlBr₃ 提升3解析：观察数据的变化可知：元素的非金属性越强，该元素的电负性越大；元素的金属性越强，该元素的电负性越小。由于氟元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大。要判断AlBr₃中的化学键类型，根据题给信息，即要比较Al和Br的电负性的差值。虽然题目中没有给出Br的电负性，但由于Br的非金属性比Cl的非金属性弱，我们可以得知Br的电负性比Cl的电负性小，从而得出Al和Br二者电负性差值小于1.7。电负性增大电负性增大性K答案：(1)F(2)从上到下电负性逐渐减小(3)共价键因为Al和Cl的电负性差为1.5,而Br的电负性比Cl的小，Al和Br的电负性差应小于1.7电负性的变化规律及应用BC0FS分析上图可知(1)同周期，自左向右，主族元素原子的电负性逐渐增大；(2)同主族，自上向下，主族元素原子的电负性逐渐减小；(3)电负性一般不用来讨论稀有气体。2.元素电负性的应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①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”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性②金属元素的电负性越小，元素的金属性越强；非金属元素的电负性越大，元素的非金属性越强。①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负①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②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(4)对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如下图所示)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔),被称Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;Be、Al的电负性分别为1.5、1.5;B和Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，表现出的性质相似。a.根据电负性变化规律可以判断元素的电负性数值的范围(同周期和同主b.电负性在1.8左右的既有金属性也有非金属性，但一般不说是两性元素。c.对角线规则仅限于第二、三周期三对元素组，处于对角线的元素及其化合物具有相似的化学性质。d.在判断化学键的类型时，注意特殊个例。形成性自评1.下列微粒半径的大小关系，不正确的是()2.在第二周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序正确的是()3.下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是()4.下列离子半径的大小顺序正确的是()元素电离能/kJ·molXY下列说法正确的是()最小C.等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时放出的氢气的物质的量之比为1:1:1bhaCfmegdk ①表中X可能为以上13种元素中的元素。用元素符号表示X ③以上13种元素中，元素原子失去核外第一个电子需要的能量最确；C中，四者的电子层结构相同，核电荷数依次增大，半径依次减小，C正确。2.解析：同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第VA族元素的第一电离能大于相邻元素，这几种元素都是第二周期元素，它们的族序数分别是第ⅢA族、第IVA族、第VA族、第VIA族，3.解析：最外层电子数越多电负性越大，A正确。4.解析：由核外电子排布式可知，②、③、④三种离子分别是S²-、O²-、Cl,电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②>④,③>①;电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②>④>③>①。5.解析：根据表中数据，X的第二电离能远大于第一电离能，可知X是IA三种元素中，Y元素的第一电离能最大，Z元素的第四电离能远大于第三电离能，Z是ⅢA族元素，由于它们在同一周期，Y元素的电负性小于Z的，B项错误。假设X、Y、Z属于第三周期元素，那么它们分别为Na、Mg、Al。等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应时，一定要考虑Na还能与水反应，C项错误。Na、Mg、Al与盐酸反应时放出等量氢气，消耗Na、Mg、Al的物质的量之比应该为6.解析：(1)题给周期表中所列13种元素a～m分别是Na、H、Mg、Sr、Sc、原子最稳定的是Ar,故其I₁最大，Mg、Al的核外电子排布式分别为1s²2s²2p⁶3s²、1s²2s²2p⁶3s²3p¹,Mg中3s轨道为全满状态，故其I比Al的I₁大。(2)i元素最外层电子排布为3s²3p³,有3个未成对电子，未成对电子数最多。(3)①由表中数据可以看出，锂和X的I₁均比2、I₃小很多，说明X与Li同主族，且X的Ii比Li的更小，说明X的金属性比锂更强，则X为Na(即a)。②由Y的电离能数据可以看出，它的I₁、₂、I₃比I₄小得多，故Y属于第ⅢA族元素。③稀有气体元素m的原子最外层已达到稳定结构，失去核外第一个电子所需能量最多。第一节共价键一、共价键及其特征1.共价键的形成(1)概念：原子间通过所形成的相互作用，叫做共价键。(2)成键的粒子：一般为非金属(相同或不相同)或金属原子与非金属原子。(3)键的本质：原子间通过产生的强烈相互作用。(4)键的形成条件：非金属元素的之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。2.共价键的类型及特征共价键依据_分为极性键和非极性键。按分为σ键和π键。形成成键原子的s轨道或p轨道“”重叠而形成类型S—s型S—p型H●p—p型①以形成化学键的两原子核的为轴作旋转操作，共价键电子云的图形,这种特征称②σ键的强度(2)π键形成p—p型→→特征①每个π键的电子云由两块组成，分别位于由镜面，它们互为,这种特征称为对称②π键旋转；不如σ键牢固，较易①共价单键是键：②共价双键和共价三键中有一个键是键，其他的都是键。二、键参数——键能、键长与键角1.概念和特点特点 的最低能量形成共价键的两个原子之间的键角的夹角分子的决定一、1.共用电子对原子共用电子对(即电子云重叠)原子2.共用电子对是否偏移原子轨道重叠方式头碰头连线不变轴对称较大肩并肩两原子核镜像镜面不能断裂σσπ1.气态基态释放稳定核间距越大稳定相邻共价键方向性(4)N₂分子中σ键与π键的个数比是2:1。()B.成键原子的原子轨道在空间重叠A.如果电子云图像是由两个s电子重叠形成的，即形成s—sσ键D.HCl分子里含一个s-pσ键…aC键能/kJ·mol1bd2.解析：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对。两原子形成共价键时原子轨道发生重叠，两原子的原子轨道重叠越多，键越牢固，体系的能量也越低，但对成键原子体积的大小没有要求。综上所述，D项错误。3.解析：非金属元素的原子间容易形成共价键，活泼的金属和非金属元素的原子间容易形成离子键。则Na和Cl形成的是离子键，A错误形成的是离子键，D错误。“头碰头”形成σ键，“肩并肩”形成π键。HCl分子中的σ键是由H的s电子5.解析：由共价键的饱和性可知：C、Si均形成4个共价键，H形成1个共价键，O、S均形成2个共价键。A项中O原子之间不可能形成双键，B项是过氧乙酸，含有过氧键“O—O”,C项相当于S取代了CH₃OH中的氧原子，D项中Si原子形成4个共价键。6.解析：结构相似的单质分子中，键长越短，键能越大，分子越稳定。答案：>><>提升点一共价键的特征和分类[例1]有下列十种物质：①CH₄有机物中碳原子要满足四个价键!(1)只有σ键的有,既有σ键又有π键的有_。(2)只含有极性键的化合物有_,既含有极性键，又含有非极性键的化合物有g(3)含有双键的有,含有三键的有根据以下两点判断化学键类型：①单键只有是σ键，双键中有1个σ键和1个π键，三键中有1个σ键和2个π键；②同种元素原子之间形成的共价键是非极性键，不同种元素原子之间形成的共价键是极性键。共价键可从不同角度分类，从电子的重叠方式可分为σ键和π键；从共用电子对偏向可分为极性键和非极性键。[提升1]有以下物质：①HF②Cl₂③H₂O④N₂(3)既有极性键，又有非极性键的是_。提升1解析：根据共价键的存在范围、极性键与非极性键的区别、σ键和π键的形成条件和特征，便可得出各题答案。共价键的特征和分类方法1.共价键特征(1)当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，两原子核间的电子密度增大，体系的能量降低。(2)共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系。(3)共价键的方向性决定了分子的立体构型。但并不是所有共价键都具有方向性，如两个s轨道形成共价键时就没有方向性。2.共价键的分类方法分类标准类型极性键、非极性键度原子轨道重叠方式共价键类型示意图原子轨道重叠方式“头碰头”重叠“肩并肩”重叠原子轨道重叠部位零原子轨道重叠程度大小键的强度较小活泼性不活泼活泼而两个自旋方向相反的p电子既可形成σ键，又可形成π键，但是首先要形成σ键。因为形成σ键时原子轨道重叠的程度比形成π键时原子轨道重叠的程度大，提升点二键参数及其应用[例2]I.已知氢分子的形成过程示意图如图所示，请据图回答问题。核间距过小时，原子核间排斥力增强。(1)H-H⑤中，体系能量由高到低的顺序是。键的键长为,①~A.氢分子中含有一个π键B.由①到④,电子在核间出现的概率增大C.由④到⑤,需要消耗外界的能量D.氢分子中含有一个极性共价键键能/(kJ·mol~l)X“=”)226kJ·mol¹.(2)H₂被认为是21世纪人类最理想的燃料，而又有科学家提出硅是“21世纪的能源”“未来的石油”等观点。试计算每千克H₂燃烧(生成水蒸气)放出的热量约为;每摩尔硅完全燃烧放出的热量约为(已知1molSi中含2molSi—Si键，1molSiO₂中含4molSi—O键)。两个氢原子的核间距逐渐减小时，原子轨道会相互重叠，导致电子在核间出现的键能小。(2)由题图可知，H-H键的键能为436kJ·mol-l,每千克H₂燃烧(生成水J;每摩尔硅完全燃烧放出的热量约为452kJ·mol-¹×4mol-497.3kJ·mol-¹×1mol-226kJ·mol-¹×2mol=858.7k断键吸热，成键放热，化学反应的反应热△H=反应物总键能一生成物总键能键能键能键能由上表中数据能否得出这样的结论：(1)半径越小的原子形成的共价键越牢固(即键能越大)。(填“能”或(2)非金属性越强的原子形成的共价键越牢固。(填“能”或“不 提升2解析：根据表中的有关数据及元素周期律知识分析可知氯原子的原子半径小于硫原子的原子半径，且硫元素的非金属性较氯元素的非金属性弱，但硫硫键的键能大于氯氯键的键能，因此不能说半径越小的原子形成的共价键越牢固，也不能说非金属性越强的原子形成的共价键越牢固。根据表中数据分析可以得出如下规律：同主族元素与相同原子结合形成共价键时，原子半径越小，共价键越强；根据此规律可知C-Br键的键能介于C-Cl键的键能和C-I键的键能之间，即218kJ·mol-1～330kJ·mol-¹。强(3)能，同主族元素与相同原子结合形成共价键时，原子半径越小，共价键越强非金属性强弱主要由原子结构决定，而共价键强弱则与原子半径、共用电子对多少有关。共价键参数与分子的性质1.一般来讲，形成共价键的两原子半径之和越小，共用电子对数越多，则共价键越牢固，含有该共价键的分子越稳定。如HF、HCl、HBr、HI中，分子的共用电子对数相同(1对),因F、Cl、Br、I的原子半径依次增大，故共价键牢固程度H—F>H—CI>H—Br>H—I,因此，稳定性HF>HCI>HBr>HI。2.键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。3.键能与键长是衡量共价键稳定性的参数，键角是描述分子立体结构的参数。一般来说，如果知道分子中的键角，这个分子的立体构型就确定了。常见分子的键角与分子空间构型结构式键角空间构型直线形N1I工工工正四面体形4.键能与化学反应的能量变化关系：(1)化学反应过程中，旧键断裂吸收的总能量大于新键形成所放出的总能量，则反应为吸热反应，吸热反应使反应体系的能量增加，故规定反应的热量变化△H为“+”。化学反应过程中，旧键断裂所吸收的总能量小于新键形成放出的总能量，则反应为放热反应，放热反应使反应体系的能量降低，故规定反应的热量变化△H为。(2)利用键能计算反应的热量变化：△H=反应物的键能总和一生成物的键能认识键参数的几个误区(1)键长和键角共同决定分子的空间结构。(2)键长不是成键两原子的原子半径之和，而是小于其半径之和。形成性自评1.关于σ键和π键的比较，下列说法不正确的是()A.一般情况下，σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强B.σ键是“头碰头”式重叠，π键是“肩并肩”式重叠C.所有分子中一定含有σ键D.H原子只能形成σ键，O原子可以形成σ键和π键2.下列说法中正确的是()A.分子中键能越大，键长越短，则分子越稳定B.只有非金属原子之间才能形成共价键C.水分子可表示为H—O—H,分子中键角为180°D.H—O键键能为463kJ/mol,即18g水分子生成H₂和O₂时，放出能量为3.气态N₄分子结构如右图所示。已知断裂1molN—N键吸收167kJ热量，生成1molN=N键放出942kJ热量，根据以上信息和数据，判断下列说法正确的A.N₄属于一种新型的化合物B.N₄分子中存在非极性键C.N₄分子中N—N键角为109°28'D.1molN₄转变成N₂将吸收882kJ热量4.已知：X、Y、Z、W四种元素原子的电负性数值。元素XYZW电负性你认为上述四种元素中，最不可能形成共价键的是()B.X与WD.Y与W5.下列物质中，σ键和π键数目相等的是：;σ键数目小于π键数目的是;σ键和π键数目之比为的是EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up11(B),C)EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up11(=C),丙)6.某些共价键的键能数据如下表(单位：kJ·mol|):(1)把1molCl₂(g)分解为气态原子时，需要(填“吸收”或“放是;形成的化合物分子中最稳定的是。原子可以形成2个键，所以可以形成σ键和π键，D正确。2.解析：在分子中键能越大，结合力就越强，键长应越短，分子越稳定，个O—H键的键角小于180°,其分子结构式虽为H—O—H,但不能表示分子结构在成键时需放出能量，应是其键能及其化学计量数的乘积，所以反应放出的能量为60°,C错误；已知断裂1mo