资源简介 吴江市中学化学一轮复习学案 元素周期表 元素周期表选修3 物质结构与性质 复习第二课时 元素周期律 元素周期表【大纲要求】必修2 主题1 物质结构基础内容标准 复习要求1、能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 1、能结合有关数据和实验事实（原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、元素的金属性与非金属性等）认识元素周期律。2、了解原子结构与元素性质的关系。2、能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 3、知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系：元素的原子序数=元素的核电荷数=原子核内质子数=原子核外电子数；元素所在周期序数=原子核外电子层数；主族元素所在的族序数=原子核外最外层电子数=主族元素的最高正化合价数；ⅣA ~ⅦA族元素的负化合价的绝对值=8-元素最高正化合价的绝对值。4、知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。5、感受元素周期律与周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的重要作用与价值。选修3 主题1 原子结构与元素的性质内容标准 复习要求 注意点3．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6、知道元素电离能的涵义。 ②主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。③以电负性知识，解释元素的“对角线”规则。7、认识同一周期、同一主族中元素电离能的变化规律，了解元素电离能和原子核外电子排布的关系。8、能应用元素电离能说明原子或离子失去电子的难易、元素主要化合价等的周期性变化。9、知道元素电负性的涵义。10、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子能力的关系，认识同一周期、同一主族中元素电负性的变化规律。11、能根据元素电负性大小说出主族元素的金属性和非金属性的强弱。学生实验教学要求1．碱金属元素的性质递变2．卤族元素的性质递变【重点知识整理】一、元素周期表①周期： 相同，按照最高能级组 电子数 依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个 为一个周期，共有 周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的 性逐渐减弱， 性逐渐增强。②族： 相同(外围电子排布相同)，按照 电子层数 依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个 为一个族(第Ⅷ族除外)。共有 个列， 个族。同主族周期元素从上到下，元素的 性逐渐增强， 性逐渐减弱。元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外 数决定元素所在的周期，原子的 总数决定元素所在的族。每个列的外围电子排布相同(个别元素除外)。按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个 区，分别为__ 区、__ 区、_ 区、_ _区和_ 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。二、元素周期律元素的性质随着核电荷数递增发生 性的递变，叫做元素周期律。元素周期律主要体现在核外 电子排布 、 原子半径 、 主要化合价 、 金属性 、 非金属性 、 第一电离能 、 电负性 等的周期性变化。元素性质呈周期性变化的决定因素 。1、原子半径：原子半径的大小取决于两个因素：一是电子的能层数，另一个是核电荷数。同主族元素随着原子序数的增加，电子能层数逐渐增多，原子半径逐渐 。同周期元素电子能层数相同，从左往右 逐渐增大，原子半径逐渐 。2、电离能：第一电离能I1； 态 性 态原子失去1个电子，转化为 态 态离子所需要的 叫做第一电离能。第一电离能越大，金属活动性越 。同一元素的第二电离能大于第 电离能。同一原子中，同一能层的电子电离能相差较 ，不同能层的电子电离能相差较 。同周期元素，从左往右第一电离能 呈 趋势 ；同主族元素，从上到下第一电离能逐渐 。第 族、第 族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。3、电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子 大小的物理量。以 的电负性为4.0， 的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。通常以符号X表示，其值是相对值，无单位。电负性可以用来度量 性与 性的强弱。电负性越大，元素的 性越强，性越弱；电负性越小，元素的 性越弱， 性越强。同周期元素，从左到右，元素的电负性逐渐变 ；同主族元素，从上到下，元素的电负性逐渐变 。金属元素的电负性一般小于 ，非金属元素的电负性一般大于 ，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在 左右，它们既有金属性又有非金属性。电负性相差很大的元素相互化合通常形成 键 。电负性相差不大的两种非金属元素相互化合时，通常形成 键，电负性相同的元素相互化合时，通常形成 键。电负性相差越大的元素形成共价键时，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。一般，ΔX＞1.7，形成 键；ΔX＜1.7，形成 键。4、对角线规则：由于电负性数值接近，某些主族元素与 方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。5、金属性、非金属性的判断依据【典例解析】例1：某元素最高正化合价与负价的绝对值之差为4，该元素的离子跟其核外电子排布相同的离子所形成的化合物是（ ）A、NaF B、K2S C、MgO D、MgS例2：按粒子的半径从小到大的顺序排列的是（ ）A、Cl、P、S B、N、O、F C、Al、Mg、Na D、K、Na、Li例3：X、Y、Z是三种单质。已知:Y能够把Z从其化合物的水溶液中置换出来，而Z又能在一定条件下把X从其化合物的水溶液中置换出来。由此可推知下列说法可能正确的是 （ ）①单质的氧化性：Y>Z>X ②单质的还原性：Y>Z>X③对应离子的氧化性：X>Z>Y ④对应离子的还原性：X>Z>YA、 只有② B、 只有②③ C、 只有①④ D、 ①②③④例4：（05北京）右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是 （ ）A、常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高B、Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同C、W的氢化物的沸点比X的氢化物的沸点高D、Y元素的非金属性比W元素的非金属性强例5：（06上海）（1）上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。（2）元素甲是第三周期ⅥA族元素，请在右边方框中按氦元素（图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外电子层排布。（3）元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：________＞________甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：________＞________（用化学式表示）。（4）元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是 的周期性，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：_________________________________________________________________________。例6：下列元素中哪一个基态原子的第一电离能最大？（ ）A．Be B．B C．C D．N例7：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形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmXPAGE3吴江市中学化学一轮复习学案 选修3 主题2 第一课时 化学键选修3 物质结构与性质 复习主题2 化学键与物质的性质复习 第二课时 分子结构 学案【大纲要求】选修3 主题2 化学键与物质的性质内容标准 复习要求 注意点4．认识共价分子结构的多样性和复杂性，能根据有关理论判断简单分子或离子的构型，能说明简单配合物的成键情况。 1.认识共价分子结构的多样性和复杂性，了解极性分子和非极性分子。 ①注意ABn型分子中心原子杂化类型，分子极性等的判断方法。2.能根据有关理论判断简单分子或离子的空间构型。3.理解配位键的形成和表示形式。4.了解配合物的概念，能说明简单配合物的成键情况。6．结合实例说明“等电子原理”的应用。 5.结合实例理解等电子原理的涵义。 ②比较N2、CO的相关性质6.结合实例说明等电子物质具有相似的结构和性质。7.结合实例说明等电子原理的应用。【基础知识整理】一、杂化轨道理论杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。杂化轨道数=中心原子价电子对数对于ABn型分子，中心原子价电子对数可通过下式确定：中心原子价电子对数=（O原子与S原子按不提供价电子计算）化学式 中心原子价对电子对数 中心原子杂化轨道数 中心原子杂化轨道类型 杂化轨道的空间取向CH4BF3CO2NH3H2OSO2NH4+二、价电子互斥理论（VSEPR理论）中心原子的价电子对（包括孤对电子和成键电子对）之间存在相互排斥作用，分子的几何构型总是采取彼此间排斥力最小的结构，因为这样能量最低。在分子中，孤对电子和成键电子对之间静电排斥作用大小的顺序如下：孤对-孤对＞孤对-成键对＞成键对-成键对化学式 中心原子杂化轨道类型 中心原子含有孤对电子对数 中心原子结合的原子数 空间构型BeCl2H2OBF3NH3CCl4CHCl3三、分子的极性1、由极性键形成的双原子、多原子分子，其正电中心和负电中心重合，所以都是非极性分子。如： 。2、含极性键的分子有没有极性，必须依据分子中极性键的极性向量和是否等于零而定。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子。如： 。当分子中各个键的极性向量和不等于零时，是极性分子。如： 。一般规律：a、以极性键结合成的双原子分子是 分子。如：HCl、HF、HBrb、以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子大多是 分子。如：O2、H2、P4、C60c、以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。d、在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一般是非极性分子。例：ABn型分子的极性判断分子类型 空间构型 分子的极性 物质举例三原子（AB2） 中心原子无孤对电子中心原子有孤对电子四原子（AB3） 中心原子无孤对电子中心原子有孤对电子五原子（AB4） 中心原子无孤对电子3、相似相溶原理： 物质一般易溶于 溶剂， 溶质一般易溶于 溶剂。四、等电子原理具有相同电子数（指分子或离子中全部电子总数）和相同原子数的分子或离子，它们往往具有相同的分子结构（几何构型）及相似的性质。这条规律就叫做等电子原理。例：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。（2004年江苏高考题）（1）根据上述原理，仅由第2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NO2—互为等电子体的分子有： 、 。五、配位键与配合物1．孤电子对： 分子或离子中， 是孤电子对。2．配位键：在共价键中,若电子对是由一个原子提供，而跟另一个原子共用，这样的共价键叫做配位键，具有方向性和饱和性。成键条件：一方有 ，另一方有3．配合物（1）定义由 与 的中心原子(或离子)以形成的化合物称配合物,又称络合物。（2）形成条件①中心原子(或离子)必须存在 。②配位体具有提供 的原子。4．配合物的组成（1）内界：一般加[ ]表示。①中心原子（或离子）——提供空轨道，接受孤电子对的原子（或离子）。②配位体——指配合物中与中心原子结合的离子或分子。配位原子：指配位体中含孤电子对，与中心原子直接相连的原子，主要是非金属元素C、N、O、S、卤素等原子。③配位数——直接与中心原子相连的配位原子个数。（2）外界：除内界以外的部分。特例：Fe(C0)5无外界例：配合物 内界 外界 中心原子(离子) 配位体 配位数[Ag(NH3)2]OHK4[Fe(CN)6]Na3[AlF6]Ni(CO)4[Co(NH3)5Cl]Cl2相关内容请阅读、填写“零距离”P86~87，P88~89，P96~97。【典例解析】例1：氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为A．两种分子的中心原子的杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子例2：有关苯分子中的化学键描述正确的是（ ）A．每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键B．每个碳原子的未参加杂化的2p轨道形成大π键C．碳原子的三个sp2杂化轨道与其它形成三个σ键D．碳原子的未参加杂化的2p轨道与其它形成σ键例3：根据杂化轨道理论，请预测下列分子或离子的几何构型：CO2 ；CO32- ；H2S ；PH3 。例4：下列对极性分子和非极性分子的认识正确的是 （ ）A、只含非极性键的分子一定是非极性分子 B、含有极性键的分子一定是极性分子C、非极性分子一定含有非极性键 D、极性分子一定含有极性键例5：与NO3—互为等电子体的是（ ）A．SO3 B．BF3 C．CH4 D．NO2例6：填写下表：分子（离子） 中心原子价电子对 杂化类型 杂化轨道空间取向 分子空间构型 键角 分子的极性CO2SO2H2O、OF2HCNNH3BF3、SO3H3O+CH4、CCl4NH4+HCHO、COCl2例7：在[Cu(NH3)4]2+配离子中NH3与中心离子Cu2+结合的化学键是A．离子键 B．非极性键 C．极性键 D．配位键例8：配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是 （ ）A．以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用。B．Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素。C．[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分。D．向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+。2中心原子（A）形成的价电子数+配位原子（B）提供的总价电子数PAGE1吴江市中学化学一轮复习学案 原子结构选修3 物质结构与性质 复习第一课时 原子结构 学案【大纲要求】必修2 主题1 物质结构基础内容标准 复习要求1、知道元素、核素的涵义。 1、知道元素、核素、同位素、质量数的涵义。2、了解原子核外电子的排布。 2、了解原子核外电子的排布。3、能画出1～18号元素的原子结构示意图。选修3 主题1 原子结构与元素的性质内容标准 复习要求 注意点1.了解原子核外电子的运动状态。 1、了解原子核外电子的运动状态2、知道电子云的涵义2.了解原子结构的构造原理，知道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）原子核外电子的排布。 3、知道在多电子原子中，核外电子是分层排布的。 ①元素周期表中各区、周期、 族元素的原子核外电子排布的规律。 4、知道电子层（能层）、原子轨道（能级）、电子自旋的涵义。5、知道不同原子轨道的形状、伸展方向、能量高低顺序和表示形式。6、知道不同电子层（能层）含有的原子轨道的类型、数目和不同能级（原子轨道）最多可容纳的电子数。7、知道多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理（能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则）。8、了解电子排布式的涵义，能用电子排布式表示常见元素（1~36号）原子核外电子的排布。9、知道元素的原子外围电子排布式的涵义，能说出根据元素原子外围电子排布的特征对元素周期表分区的情况。3．知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 10、知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。 ②原子吸收和发射光谱分析。11、了解电子跃迁在生活、生产和科学研究中的简单应用。【基础知识小结】一、原子结构1、构成原子的粒子间的关系质量数（A）=质子数（Z）＋中子数（N）2、同位素、核素具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素，同一元素的不同核素间互称同位素。 同一元素的不同核素：①化学性质基本相同；②各自所占的原子个数百分比保持一定。二、能层与能级对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能 层(n) 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q能 级(l) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … ……最 多 电 子 数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … ……2 8 18 32 …… 2n2三、电子云与原子轨道1．电子云：电子在原子核外出现的概率密度分布。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。2．原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。四、核外电子排布规律1．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、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。2．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。3．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。4．洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。五、基态、激发态、光谱1．基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。2．激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。3．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。【例题解析】例1：有关 Cl 微粒，回答下列问题：（1）所含质子数 ；中子数 ；电子数 ；质量数 。（2）该微粒的结构示意图 。（3）它与 Cl、 Cl之间的关系是 。（4）它与 Cl的半径大小关系是 。（5）已知氯元素的相对原子质量为35.5，可知Cl 、Cl原子在自然界的原子百分组成之比为 。例2：下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（ ）A．原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云B．s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动C．p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层的增加，p能级原子轨道也在增多D．与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大例3：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、7B．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—1D．各能层含有的电子数为2n2例4：已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式（即电子排布图），其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是（ ）A B C D例5：若某基态原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是（ ）A．该元素基态原子中共有3个电子 B．该元素原子核外有5个电子层C．该元素原子最外层共有3个电子 D．该元素原子M能层共有8个电子例6：写出下列元素基态原子的电子排布式：（1） N （2）Ne（3） S （4）Ca（5）29Cu （6）32Ge例7：下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是（ ）A B C D电子式原子ZAX质子（Z个）→核电荷数→决定元素种类中子（A－Z个）→决定同种元素的原子种类（同位素）质量数→近似相对原子质量最外层电子数→决定主族元素的化学性质核外电子（Z个）原子核原子结构示意图电子排布→电子层PAGE1吴江市中学化学一轮复习学案 选修3 主题3 第一课时 分子间作用力选修3 物质结构与性质 复习主题3 分子间作用力与物质的性质复习 第一课时 分子间作用力 学案【大纲要求】选修3 主题3 分子间作用力与物质的性质内容标准 复习要求 注意点1．结合实例说明化学键和分子间作用力的区别 1.知道分子间作用力的涵义，知道影响分子间作用力大小的因素。 ①卤素单质和卤化氢熔、沸点变化有什么规律？②邻羟基苯甲酸、对羟基苯甲酸的沸点和溶解度差异的原因。③水的特殊性。2.结合实例说明化学键和分子间作用力的区别。2．举例说明分子间作用力对物质的状态等方面的影响 3.举例说明分子间作用力对物质的状态等方面的影响。4.知道“相似相溶”规则。3．例举含有氢键的物质，知道氢键的存在对物质性质的影响 5.例举含有氢键的物质，结合实例说明氢键的涵义。6.结合实例说明化学键与氢键的区别。7.知道氢键的存在对物质性质的影响。【基础知识整理】一、分子间作用力1、分子间存在着 ，人们将这些作用统称为 。分子间作用力是一类 ，其中最常见的是 和 。2、范德华力是 之间普遍存在的一种相互作用力，它使得许多物质能以一定的状态（ 和 ）存在。范德华力的作用能通常比化学键的键能 ，化学键的键能一般为 ，而范德华力的作用能一般只有 。化学键 分子间作用力概念 相邻的原子间强烈的相互作用叫化学键 把分子聚集在一起的作用力，叫做分子间作用力，又称范德华力作用微粒作用力强弱存在的物质影响的性质二、氢键1、氢键的定义： 。2、氢键不属于化学键，可以表示为： ，形成氢键的连结氢元素的非金属元素必须具备的条件是：① ，② 。生成氢键的常见元素原子为 、 和 。氢键的作用一般不超过 ，比化学键的键能 ，比范德华力的作用 。氢键的特征是具有 性和 性。3、氢键对物质的 、 有较大的影响。如熔沸点反常的氢化物有： 、 、 。4、氢键的作用强弱决定于 。5、氢键有分子间氢键和分子内氢键，举例说明。三、物质的溶解性与酸性1、酸的溶解性的规律：（1）相似相溶原理：极性——极性、非极性——非极性易溶；极性——非极性难溶（2）两物质间如果可形成 可增加相互溶解。（3）两物质间发生反应可增加溶解性。2、酸性的判断规律：（1）酸的元数=酸中羟基上的氢原子数不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原子不是连在氧子上）（2）含氧酸可表示为：(HO)mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，酸性越强。n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸思考：已知硼酸（H3BO3）是弱酸，而亚磷酸是中强酸（H3PO3）（1）写出两种酸的结构式： 、 。（2）亚磷酸是 元酸，写出它和过量的NaOH反应的方程式.（3）次磷酸是一种一元酸，化学式为H3PO2，它的结构为： 。【典例解析】例1：下列说法不正确的是 （ ）A．分子间作用力是分子间相互作用力的总称B．分子间氢键的形成除使物质的熔、沸点升高，对物质的溶解度、硬度等也都有影响C．分子间作用力与氢键可同时存在于分子之间D．氢键是一种特殊化学键，它广泛地存在于自然界中例2：沸腾时只需克服范德华力的液体物质是 （ ）A．水 B．酒精 C．溴 D．水银例3：在氮族、氧族、卤素中NH3、H2O、HF出现沸点反常现象是由于（ ）A．分子间的结合力减小了 B．键的极性很弱C．分子间产生了一种氢键的相互作用 D．共用电子对强烈地偏向H原子例4：以下说法哪些是不正确的？⑴氢键是化学键⑵甲烷可与水形成氢键⑶乙醇分子跟水分子之间存在范德华力⑷碘化氢的沸点比氯化氢的沸点高是由于碘化氢分子之间存在氢键例5：关于氢键，下列说法正确的是 （ ）A、每一个水分子内含有两个氢键 B、冰、水和水蒸气中都存在氢键C、分子间形成的氢键使物质的熔点和沸点升高D、H2O是一种非常稳定的化合物，这是由于氢键所致例6：现已知O3分子为V字形结构，O3在水中的溶解度和O2比较要大或小 （ ）A、O3在水中的溶解度和O2一样 B、O3在水中的溶解度比O2小C、O3在水中的溶解度比O2要大 D、没办法比较例7：下列各组酸中，酸性依次增强的是（ ）A．H2CO3、H2SiO3、 H3PO4 B．HNO3 、 H3PO4 、H2SO4C．HI、 HCl、 H2S D．HClO 、 HClO3 、 HClO4例8：无机含氧酸酸性的化学式可以用XOn(OH)m来表示无机含氧酸（X代表成酸元素，n代表XO基中的氧原子数，m代表OH数），则n值越大，m值越小，该酸的酸性就越强，硫酸、磷酸的结构为、，则它们的酸性 （ ）A．硫酸和磷酸都是强酸 B．硫酸是强酸，但是酸性比磷酸弱C．硫酸是强酸，且酸性比磷酸强 D．磷酸和硫酸都是弱酸PAGE3吴江市中学化学一轮复习学案 选修3 晶体类型与性质选修3 物质结构与性质 复习晶体类型与性质 学案【大纲要求】选修3 主题2 化学键与物质的性质 主题3 分子间作用力与物质的性质内容标准 复习要求 注意点1．了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。 1.知道晶胞的涵义。 ①注意比较氯化钠、氯化铯等离子晶体的结构特征。2.了解晶格能的涵义。3.了解影响离子晶体的晶格能大小的因素。4.知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。5.知道离子晶体晶格能的大小和离子晶体熔点高低、硬度大小的关系。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。 6.了解原子晶体的涵义、特征。 ②注意金刚石晶体与石墨晶体的结构特点及性质的差异。7.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．知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 8.知道金属键的涵义，知道决定金属键强弱的主要因素。9.能用金属键理论解释金属的一些物理性质。*4．能列举金属晶体的基本堆积模型。 *10.能例举金属晶体的基本堆积模型。*11.知道金属晶体的基本堆积模型对应的晶胞中金属原子的数目。5．知道分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。 12.知道分子晶体的涵义、特征。 ③注意4类晶体的各项比较。13.结合实例说出分子晶体熔点、沸点等物理性质的特点。14. 知道分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。【基础知识整理】一、金属键与金属晶体1、在金属单质的晶体中，原子之间以____________相互结合。2、构成金属晶体的粒子是__________和_____________。3、描述金属键本质的最简单理论是电子气理论。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成可与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。4、金属晶体性质及理论解释导电性 导热性 延展性_______在外加电场的作用下发生 移动 自由电子与金属离子通过______传递能量 当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生 ，但仍保持相互作用。5、金属晶体的熔点变化规律①金属晶体熔点差别较 ，汞在常温下是液体，熔点很低(－38.9℃)，而钨的熔点高达3410℃．这是由于金属晶体紧密堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别．②一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自由电子的多少而定．金属离子半径越 ，所带的电荷越 ，自由电子越 ，金属键越强，熔点就越 ．例如，熔点：Na Mg Al；熔点：Li Na K Rb Cs．二、离子晶体与晶格能1、离子晶体定义：由 离子通过 结合而成的晶体。2、晶格能（1）定义： 态 形成 离子晶体时释放的能量。（2）规律：①离子电荷越大，离子半径越小的离子晶体的晶格能越 。②晶格能越大，形成的离子晶体越 ，熔点越 ，硬度越 。（3）岩浆晶出规则：晶格能高的晶体，熔点较高，更容易在岩浆冷却过程中先结晶析出。（美国矿物学家鲍文）三、原子晶体1、原子晶体定义：相邻原子间以 相结合而形成的 结构的晶体。2、原子晶体的物理性质：（1）熔、沸点______，硬度______；（2）______一般的溶剂。（3）_______导电。原子晶体具备以上物理性质的原因____________________________________。3、原子晶体的化学式是否可以代表其分子式______，原因是___________________________。4、常见的原子晶体有________________________________________等。四、分子晶体1、分子晶体定义：分子间以 相结合的晶体。2、常见分子晶体的物质类型：3、分子晶体的物理特性：熔沸点较 、硬度 。固态和熔融状态下都 导电。五、四种晶体的比较1、离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较晶体类型 原子晶体 分子晶体 金属晶体 离子晶体结构微粒微粒间作用熔沸点硬度溶解性导电情况实例2、物质熔沸点的比较⑴不同类晶体：一般情况下， 晶体> 晶体> 晶体，不同金属晶体的熔沸点差异较大，视具体情况而定。⑵同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点 ，反之亦然。四种晶体熔、沸点对比规律 ①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径 (或阴、阳离子半径之和越小的)，键能越 的熔、沸点就越高。如NaCl、 NaBr、Nal;NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次 。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点 于NaCl。 ②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中， 大的，分子间作用力就大，熔点也 。如：F2、Cl2、 Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量 ，熔、沸点升高。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径越 ，键能越 ，熔点越高。如熔点：金刚石 金刚砂(碳化硅) 晶体硅。④金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越 。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸点就依次 。而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越 。3、判断晶体类型的依据（1）看构成晶体的微粒种类及微粒间的相互作用。对分子晶体,构成晶体的微粒是______________，微粒间的相互作用是_____ ______；对于原子晶体，构成晶体的微粒是__ _____，微粒间的相互作用是___________键。（2）看物质的物理性质(如：熔、沸点或硬度)。一般情况下，不同类晶体熔点高低顺序是原子晶体比分子晶体的熔、沸点高得多【典例解析】例1：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．良好的导热性例2：关于晶体的下列说法正确的是（ ）A、在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子 B、在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子 C、原子晶体的熔点一定比金属晶体的高 D、分子晶体的熔点一定比金属晶体的低例3：下列大小关系正确的是（ ）A、晶格能：NaClCaOC、熔点：NaI>NaBr D、熔沸点：CO2>NaCl例4：下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是（ ）A．金刚石，晶体硅，二氧化硅，碳化硅 B．CI4>CBr4>CCl4>CH4C．MgO>H20>02>N2 D．金刚石>生铁>纯铁>钠例5：氮化硅是一种新合成的结构材料，它是一种超硬、耐磨、耐高温的物质。下列各组物质熔化时，所克服的微粒间的作用力与氮化硅熔化所克服的微粒间的作用力都相同的是（ ）A、硝石和金刚石 B、晶体硅和水晶 C、冰和干冰 D、萘和蒽例6：下列性质符合分子晶体的是（ ）A 熔点1070℃，易熔于水，水溶液能导电B 熔点是10.31℃，液体不导电，水溶液能导电C 熔点97.81℃，质软，能导电，密度是0.97g/cm3D 熔点，熔化时能导电，水溶液也能导电例7：下表列出了钠的卤化物和硅的卤化物的熔点：NaX NaF NaCl NaBr NaI熔点 995 801 775 651SiX4 SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4熔点 —90.2 —70.4 5.2 120.5回答下列问题：（1）钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多，其原因是。（2）SiF4的熔点比SiBr4的熔点低的原因是 。（3）NaF和NaBr的晶格能的高低顺序为 ，硬度大小为 ，熔点高低为 ，原因是 。PAGE3吴江市中学化学一轮复习学案 选修3 主题2 第一课时 化学键选修3 物质结构与性质 复习主题2 化学键与物质的性质复习 第一课时 化学键 学案【大纲要求】必修2 主题1 物质结构基础内容标准 复习要求 注意点5.认识化学键的涵义，知道离子键和共价键的形成。 1.认识化学键的涵义。 ①离子化合物和共价化合物的区别；②常见物质的电子式2.知道离子键和共价键的形成。3.了解离子化合物、共价化合物的概念，并能判断常见的离子化合物和共价化合物。4.学会书写常见原子、离子、分子、离子化合物的电子式，能够用电子式表示常见的简单的离子化合物、共价分子的形成过程。5.能从化学键变化的角度认识化学反应的实质。选修3 主题2 化学键与物质的性质内容标准 复习要求 注意点1．能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质 6.理解离子键的涵义，能说明离子键的形成。7. 能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。3．知道共价键的主要类型，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 8.知道共价键的形成原因、本质、特征。9.知道极性键和非极性键的涵义、形成原理。10.知道共价键的主要类型σ键和π键形成的原理及强度相对大小。11.知道共价键的键能、键长、键角等的涵义。12.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。【基础知识整理】一．化学键：定义： 的（两个或多个）原子间的 的相互作用。常见化学键包括 、 、 。化学反应的实质——旧 的断裂和新 的形成。二、离子键1．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。 相互作用即 作用（包含 和 ）2．离子化合物：由离子构成的化合物叫做离子化合物。即含有离子键的化合物。（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等（3）大多数盐（包括铵盐：如NH4Cl）：如Na2CO3、BaSO43．离子键存在：一般含金属元素的物质(化合物)＋铵盐。（一般规律）注意：①酸（包括强酸）不是离子化合物。②离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。含有离子键的一定是离子化合物。三．共价键1．共价键：原子间通过 所形成的相互作用叫做共价键。2．共价化合物：仅以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。即只含有共价键的化合物。 离子化合物 共价化合物 化合物中不是离子化合物就是共价化合物3．共价键的存在： 非金属单质：H2、X2、N2等（稀有气体除外） 共价化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等 复杂离子化合物：强碱（OH—）、铵盐（NH4+）、含氧酸盐（例NO3—、SO42—等）、O22—4．共价键的类型：⑴按轨道重叠方式分常见是 键与 键σ键：轨道以“ ”的形式重叠；π键：轨道以“ ”的形式重叠通常，σ键比π键强（牢固），是由于 ⑵按共用电子对偏移情况分： 键与 键键极性强弱的判断方法：5、共价键的形成、本质、特征、键参数等见“零距离”P80四．电子式：定义：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。1．原子的电子式：例：Na ，Cl ，O2．阴阳离子的电子式：（1） 简单阳离子： 即为电子式，如Na+、、Mg2＋等 复杂阳离子：如NH4+ 电子式：_______________（2） 简单阴离子：例 Cl— ；S2—复杂阴离子：例 OH— ；O22—3．物质的电子式：（1）离子化合物：阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。AB型：NaCl__________________，MgO_________________。A2B型：如Na2O _______________ AB2型：如MgCl2 ：_________________ 复杂型：如NaOH： _______________Na2O2：_______________（2）某些非金属单质：如：Cl2______ N2_________等（3）共价化合物：如HCl_________、CO2_________________、NH3__________、CH4_________4．用电子式表示形成过程：（1）用电子式表示离子化合物形成过程：注意：①离子须标明电荷数； ②相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写； ③电子式中阴离子要用方括号括起；④不能把“→”写成“＝”；⑤用箭头标明电子转移方向(也可不标)。例：CaCl2的形成过程：（2）用电子式表示共价化合物形成过程的形成过程：与离子化合物的区别：①无离子，无方括号；②不需用箭头标明电子转移方向例：HCl的形成过程：【典例解析】例1：下列关于化学键的叙述正确的是（ ）A．原子间的相互作用都是化学键B．只有在相邻的两原子间才能形成化学键C．化学键就是相邻原子间的吸引作用D．化学键包括相邻原子间相互吸引和排斥的强烈作用。例2、关于化学键的下列叙述中，正确的是 （ ） A． 离子化合物可能含共价键 B． 共价化合物可能含离子键 C． 离子化合物中只含离子键 D． 共价化合物中不含离子键例3、下列叙述正确的是 （ ）A.两种元素构成的共价化合物分子中的化学键都是极性键B.含有非极性键的化合物不一定是共价化合物C.只要是离子化合物，其熔点就一定比共价化合物的熔点高D. 在气态单质分子中一定存在共价键例4：写出下列化合物的形成过程Na2SNH3CH4例5：指出构成下列物质的微粒和键型：物质 形成化学键的微粒 含有的化学键类型 分类（离子化合物或共价化合物） 电子式H2OMgCl2NaOHKNO3H2SO4CO2例6：下列物质中，既含有离子键，又含有非极性共价键的是 （ ）A．NaOH B．Na2O2 C．CaCl2 D．H2O例7：σ键的认识不正确的是 （ ）A．σ键不属于共价键，是另一种化学键 B．乙烯分子中碳碳双键是π键C．分子中含有共价键，则至少含有一个σ键D．含有π键的化合物与只含σ键的化合物的化学性质不同例8：下列说法中，错误的是 （ ）Ａ．键长越长，化学键越牢固Ｂ．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固Ｃ．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定Ｄ．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键例9：能够用键能解释的是 （ ）Ａ．氮气的化学性质比氧气稳定 Ｂ．常温常压下，溴呈液体，碘为固体Ｃ．稀有气体一般很难发生化学反应 Ｄ．硝酸易挥发，硫酸难挥发例10：下列说法正确的是 （ ）A．H－H键具有饱和性和方向性B．基态C原子有两个未成对电子，所以最多只能形成2个共价键C．1个N原子最多只能与3个H原子结合形成NH3分子，是由共价键的饱和性所决定的D．所有的原子轨道都具有一定的伸展方向，因此所有的共价键都具有方向性例11：已知：H—H：键能为436kJ/mol,Cl—Cl键能为243kJ/mol,H—Cl键能为431kJ/mol。通过计算确定反应：H2（g）+Cl2(g)==2HCl(g)的反应热。化合物阳离子阴离子PAGE4吴江市中学化学一轮复习学案 选修3 晶体结构选修3 物质结构与性质 复习晶体结构 学案【大纲要求】1、知道晶胞的涵义。2、能例举金属晶体的基本堆积模型。3、知道金属晶体的基本堆积模型对应的晶胞中金属原子的数目。4、比较氯化钠、氯化铯等离子晶体的结构特征。5、能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。6、金刚石晶体与石墨晶体的结构特点及性质的差异。【基础知识整理】一、晶胞1、概念：为了描述晶体的结构，我们把构成晶体的原子当成一个点，再用假想的线段将这些代表原子的各点连接起来，就绘成了像图中所表示的格架式空间结构。这种用来描述原子在晶体中排列的几何空间格架，称为晶格。由于晶体中原子的排列是有规律的，可以从晶格中拿出一个完全能够表达晶格结构的最小单元，这个最小单元就叫作晶胞。晶胞是描述晶体微观结构的基本单位。晶胞都是平行六面体。2、晶胞中粒子数的计算方法：分摊法在一个晶胞结构中出现的多个原子，这些原子并不是只为这个晶胞所独立占有，而是为多个晶胞所共有，那么，在一个晶胞结构中出现的每个原子，这个晶体能分摊到多少比例呢。这就是分摊法。分摊法的根本目的就是算出一个晶胞单独占有的各类原子的个数。分摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1/x。1．每个晶胞涉及同类A数目m个，每个A为n个晶胞共有，则每个晶胞占有A：m×1/n。2．计算方法（立方体）位置 顶点 棱边 面心 体心（晶胞内）贡献 1/8 1/4 1/2 1二、金属晶体的基本堆积模型1、金属原子在二维平面里有两种方式为非密置层和密置层，如下图：（配位数：与一个原子紧密接触的原子数）非密置层，配位数____ 密置层，配位数____2、非密置层排列的金属原子，在空间内可能的排列。汇总各类情况逐一讨论。（一）简单立方体堆积这种堆积方式形成的晶胞是一个立方体，每个晶胞含1个原子，被称为简单立方堆积。这种堆积方式的空间利用率太低，只有金属钋采取这种堆积方式。（二）钾型（体心立方堆积）如果是非密置层上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，每层均照此堆积，如下图：这种堆积方式的空间利用率显然比简单立方堆积的高多了，许多金属是这种堆积方式，如碱金属，简称为钾型。3、密置层的原子按钾型堆积方式堆积，会得到两种基本堆积方式，镁型（六方堆积）和铜型（面心立方堆积）。镁型如下图左侧，按ABABABAB……的方式堆积；铜型如图右侧,按ABCABCABC……的方式堆积。金属晶体的四种堆积模型对比：堆积模型 典型代表 空间利用率 配位数简单立方 Po 52℅ 6钾型（体心立方） Na K Fe 68℅ 8镁型（六方） Mg Zn Ti 74℅ 12铜型（面心立方） Cu Ag Au 74℅ 12三、离子晶体的晶体结构1、离子晶体中离子的配位数（C.N.）（1）定义：是指一个离子周围邻近的异电性离子的数目（2）NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数离子晶体 阴离子的配位数 阳离子的配位数NaClCsCl（3）决定离子晶体结构的主要因素：正、负离子的半径比离子 Na+ Cs+ Cl-离子半径/pm 95 169 1812、晶体密度与晶胞体积的关系：四、原子晶体的结构特点1、原子晶体化学式的确定2、金刚石、二氧化硅、石墨的结构差异（1）在金刚石晶体中,每个C与 个C成键，碳原子的杂化形式是 ，形成 的空间结构，最小碳环由 个碳原子组成，C原子个数与C—C键数之比为 。（2）在SiO2晶体中，每个Si原子与 个O原子结合，构成 结构，Si位于_____ ______，O 位于________ _____。最小的环为 个Si和 个O组成的 元环。Si原子与O原子个数比为 。Si原子个数与Si—O键数之比为 。（3）石墨的片层结构如右图所示，层内碳原子以 杂化，碳原子间以 结合，层与层间以 结合。片层中平均每个六元环含碳原子数为 个。碳原子数、C—C键数、六元环数之比为 。五、分子晶体的晶胞在干冰晶体中每个CO2分子周围紧邻的CO2分子有___________个。【典例解析】例1：如下图所示，是一种晶体的晶胞，该离子晶体的化学式为（ ）A．ABC B．ABC3 C．AB2C3 D．AB3C3例2：晶胞是晶体中最小的重复单元．已知铁为面心立方晶体，其结构如下图甲所示，面心立方的结构特征如下图乙所示．若铁原子的半径为 ，试求铁金属晶体中的晶胞长度，即下图 丙中AB的长度为______________m．例3：食盐晶体如右图所示。在晶体中， 表示Na+， 表示Cl。已知食盐的密度为 g / cm3，NaCl摩尔质量M g / mol，阿伏加德罗常数为N，则在食盐晶体里Na+和Cl的间距大约是A．cm B．cm C．cm D．cm例4：德国和美国科学家首先制出由20个碳原子组成的空心笼状分子C20，该笼状结构是由许多正五边形构成（如右图）。请回答: C20分子共有_______个正五边形，共有_______条棱边，C20晶体属于_______晶体。例5：纳米材料的表面粒子数占总粒子数的比例极大，这是它具有许多特殊性质的原因。假设某纳米材料的纳米颗粒的大小和形状恰好与氯化钠晶胞的大小和形状相同。则这种纳米颗粒的表面粒子数占总粒子数的百分数为（ ）A、87.5％ B、92.9％ C、96.3％ D、100％例6：我们也可以将SiO2的晶体结构想象为：在晶体硅的Si—Si键之间插入O原子。结构如右图所示。⑴．根据SiO2晶体结构图，下列说法不正确的是（ ）A．石英晶体中每个Si原子通过Si—O极性键与4个O原子作用。B．每个O原子也通过Si—O极性键与2个Si原子作用C．石英晶体中Si原子与O原子的原子个数比为1∶2，可用“SiO2” 来表示石英的组成。D．在晶体中存在石英分子，故能叫分子式。⑵．在x mol石英晶体中，含有Si-O键数是 （ ）A．x mol B．2x mol C．3 x mol D．4x mol⑶．SiO44-离子结构可用图表示，在聚硅酸根离子Si2O76-中只有硅氧键，它的结构应是_________________________。PAGE4 展开更多...... 收起↑ 资源列表 主题1原子结构与元素的性质学案.doc 元素周期表学案.doc 分子结构 学案.doc 分子间作用力 学案.doc 化学键 学案.doc 晶体类型与性质 学案.doc 晶体结构 学案.doc
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