2012高考化学一轮复习(鲁科版)精品课件选修3

②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
（2）杂化轨道理论 当原子成键时，原子内部能量相近的价轨道相互混杂，形成与原轨道 数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形 成分子的空间形状不同。
杂化类型 sp sp2 sp3
杂化轨 道数目 2 3 4
杂化轨道 间夹角 180° 120° 109°28′
键角：在超过2原子的分子中，两个共价键之间的夹角。已知键长和 键角的数据，就能确定该分子的几何构型（分子在空间呈现的几何形状）。 2.分子的立体结构 （1）价层电子对互斥模型的两种类型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间
构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。 ①当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；
空间构型
直线形 平面三角形 正四面体形
实例
BeCl2 BF3 CH4
3.配位化合物
（1）配位键：成键原子一方提供孤对电子，另一方提供空轨道。
（2）配位化合物：金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配 体）以配位键结合形成的化合物。
（3）组成：如对于［Ag(NH3)2］OH，中心离子为Ag+，配体为
63s23p63d104s1或［Ar］ 1s22s2 2p 对电子， E 的元素符号为 ，其基态原子的电子排布式 3d104s1 2 为 。 2p 纺锤 （5）某元素的原子最外层电子排布式为 nsnnpn+1，则n = ；原
子
【解析】书写多电子原子的电子排布式关键是掌握原子轨 道的能量高低。 （1）由题意知，A元素基态原子核外电子排布为1s22s22p3, 所以为氮元素。 （2）氩为18号元素，B的负一价离子电子层结构与氩相同, 所以B为氯，同理C为钾。 （3）因为D元素正三价离子的3d能级为半充满即3d5，由此 推知D元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 ，因此为铁元素。 （4）E基态原子的M层全充满，且N层没有成对电子，只有 一个未成对电子，由此推出该核外电子排布式为1s22s22p63s23p6 3d104s1，因此为铜元素。 （5）s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子， 即n=2，所以该元素的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可 知是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的 核外电子中的2p能级能量最高，p原子轨道呈纺锤形。
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 10
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 S 到大的顺序是 R<S<T ，其中元素 的第一电离能异常
高的原因
是 较
S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量
.
低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多
1.下列各原子或离子的电子排布式错误的是 （ A ） A.Si 1s22s22p2 B.O2- 1s22s22p6 C.Na+ 1s22s22p6 D.Al 1s22s22p63s23p1
【解析】Si原子的核外有14个电子，电子排布式为 1s22s22p63s23p2。
2.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 D 数 据判断，错误的是 （ ）
1.共价键的类型和键参数
(1)共价键的分类方法有多种，从键的极性可分为极性键和非极性键， 从成键的方式上可分为σ 键和π 键。
①σ 键：原子轨道以“头碰头”方式重叠的称为σ 键；
②π 键：原子轨道以“肩并肩”方式重叠的称为π 键。 （2）键参数——键能、键长、键角。 键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量。键能是决定 物质性质的一个重要因素。通常键能越大，表明该化学键越牢固，由该键 组成的分子也就越稳定。 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距。一般来说，键长越短， 键能就越大，共价键越牢固。综上所述，可以用键能和键长两个键参数定 量地描述化学键的特征。
（1）在周期表中，最可能处于同一族的是 A.Q和R A.S2+ B.S和T B.R2+ C.T和U D C.T3+ （2）下列离子的氧化性最弱的是 。
E D.R和T D.U+
； E.R和U
（3）下列元素中，化学性质和物理性质最象Q元素的是 C
。
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： 电子分层排布，各能层能量不同 ，如果
2
2
8
18
32
…
（2）原子轨道类型比较
类型 s p d f 形状 球形 纺锤形 较复杂 较复杂 伸展方向（轨道数） 1 3 5 7
2.原子核外电子的排布原理 （1）能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次 进入能量较高的轨道。轨道能量由低到高的顺序为： 1s、2s、2p、3s、 3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d… （2）泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态 不同的电子。 （3）洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电 子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
表示方法 原子结构示意图 电子式 电子排布式 电子排布图 （轨道表示式） 举例
二、原子结构与元素的性质 1.电离能及其变化规律 （1）电离能 气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。常 用符号I表示，单位为kJ•mol-1。 （2）电离能的变化规律 ①同一元素I1<I2<I3… ②同一族元素：随原子序数增大，电子层数也相应增多，核电荷数和 原子半径也在增加，原子半径增大起主要作用，所以同一族内，I随核电 荷数增大而减小。 ③同一周期：从左到右电离能变化的总趋势是增大的，但受核外电子 层结构的影响有曲折起伏。 2.元素的电负性及其变化的规律 （1）电负性
【点拨】电离能的突变点是化合价的稳定态，由此可判断 元素的化合价： （1）若I2 I1，则该元素通常显+1价；若I3 I2，则该元素 通常显+2价；若I4 I3，则该元素通常显+3价； （2）若电离能较大且相互之间相差不大，则该元素一般为 稀有气体元素。明确了化合价再去推断其他相关问题，便可迎 刃而解。
NH3，配位数为2。
【例3】生物质能是一种洁净、可再生能源。生物质气（主要成分为CO、 CO2、H2等）与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。 （1）上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的 核 外电子排布式 1s22s22p63s23p63d104s2或［Ar］ 3d104s2 。 。
【例2】根据下列五种元素的电离能数据（单位：kJ•mol-1），回答下列
各题。
元素代号 Q R I1 2080 500 I2 4000 4600 I3 6100 6900 I4 9400 9500
S
T U
740
580 420
1500
1800 3100
7700
2700 4400
10 500
11 600 5900
一、原子核外电子的运动 1.原子核外电子的运动特征 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 的电子层上，能量较高的电子处于离原子核较远的电子层上。 （1）能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层(n) 符号 能级(l) 最多容 纳电子数 一 K 1s 2 2s 2 二 L 2p 6 3s 2 三 M 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 四 N 4d 10 4f 14 5s 2 五 O … … … … … … 2n
考点2
化学键
1.化学键
2.杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子
杂化类型 一般构型 直线形 平面三角形 四面体形
. .
常见分子
sp
sp2 sp3 dsp2 sp3d
BeCl2、HgCl2、BeH2等
BF3、BCl3 CH4、CCl4、 NH3(三角锥形)、H2O(V 形) ICl4-、XeF4 PCl5
.
平面正方形 三角双锥
.
sp d 3.分子的极性
3 2
八面体形
非极性分子和极性分子的比较
SF6
极性分子
.
非极性分子
形成原因
存在的共价键 分子内原子排列
电荷分布对称 极性键、非极性键 对称
.
电荷分布不对称 极性键、非极性键 不对称
.
.
.
.
4.配合物的组成、结构、性质和应用
配位体 中心原子 配位键
配位体 空轨道
考点1
原子结构
一、核外电子排布的基本规律
1.能量最低原理 即电子在轨道上的分布，必须使整个原子的能量最低，这样体系最
稳定。
2.泡利（Pauli）不相容原理 1925年泡利在总结了大量实验结果后指出，在同一原子中不允许两 个电子的四个量子数完全相同。这就是著名的泡利不相容原理。换句话说， 方向相反 两个 同一原子的轨道上最多只能容纳电子 ，且自旋 。
元素
X Y
I1
500 580
I2
4600 1800
I3
6900 2700
I4
9500 11600
A.元素X的常见化合价是+1 B.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XCl D.若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应 【解析】元素Y的I4 I3，该元素应呈现+3价，若Y处于第三 周期则为Al(与冷水不能剧烈反应)。
衡量原子在分子中吸引成键电子的能力，并指定氟的电负性为4.0和 锂的电负性为1.0作为相对标度，再应用键能数据，对比求出其他元素的 电负性，因此电负性是相对比值。 （2）电负性的变化规律 ①同一周期，从左到右，电负性递增。 ②同一主族，从上到下，电负性递减。 ③副族元素的电负性没有明显的变化规律。
。
【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420 kJ•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能级全充满状态,能量较低,比较稳定， 失去一个电子吸收的能量较多。
【例1】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 N 。 Cl ，C的元素符号为 K 。
（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 （3）D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为 Fe ， 其基态原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2或 。 6 2 [Ar]3d 4s （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 Cu 成
（4）特例 有少数元素原子的核外电子排布有例外，如24号Cr元素原子核外电 子 排 布 为 ［ Ar ］ 3d54s1 ， 29 号 Cu 元 素 原 子 核 外 电 子 排 布 为 ［ Ar ］ 3d104s1。因为能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满(如 p3和d5)和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 3.原子核外电子排布的表示方法
3.洪特规则
洪特从光谱实验数据总结出了一条规律：电子在等价轨道上排布时，
将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。 洪特规则的特例：当轨道 全充满、半充满或全空 时，整个原子
的能量较低，即较稳定。
二、原子结构与元素性质的关系 1.电离能：气态原子或气态离子 失去一个电子 (kJ•mol-1)。 2.电负性：电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。元 素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力 越强 ；反之， 电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力 越弱 。 所需要的最小能量