鲁科版高考化学二轮整合专题16 物质结构与性质(选修)(教案)

专题十六物质结构与性质（选修）教学目标：1、原子结构与元素的性质(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)原子核外电子的排布。

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。

2、化学键与物质的性质(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)了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、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；(5)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；(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模型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。

3、分子间作用力与物质的性质(1)了解化学键和分子间作用力的区别；(2)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；(3)了解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。

教学重点：核外电子排布、电离能与电负性。

共价键的类型、杂化轨道及空间结构。

晶体类型及微粒间作用力教学难点：晶胞的计算教学过程：考点一：基态原子的核外电子排布【知识精讲】1．排布规律(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。

(2)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳2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。

2．表示方法(1)电子排布式按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。

如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1(2)简化电子排布式“稀有气体]＋价层电子”的形式表示。

如：Cu：Ar]3d104s1(3)轨道表示式用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。

如S：【题组集训】1．基态Fe原子有____个未成对电子。

Fe3＋的电子排布式为________。

可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。

【答案】41s22s22p63s23p63d5或Ar]3d5血红色【解析】基态Fe原子的核外电子排布式为Ar]3d64s2，其中3d轨道有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。

Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3＋，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或Ar]3d5。

检验Fe3＋时，Fe3＋与SCN－形成配合物而使溶液显血红色。

2．Cu＋基态核外电子排布式为______________________________________________________。

【答案】Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10【解析】Cu的原子序数为29，根据洪特规则特例：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，因此Cu原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。

3．Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si 的基态原子核外电子排布式为________________________________________________________________________。

【答案】三ⅠA21s22s22p63s23p2或Ne]3s23p2【解析】Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。

S 元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。

Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或Ne]3s23p2。

4．XY2是红棕色气体，Y基态原子的电子排布式是________________________________。

【答案】1s22s22p45．基态硼原子的电子排布式为________________________________________________________________________。

【答案】1s22s22p1【解析】B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。

6．31Ga基态原子的核外电子排布式是________。

【答案】1s22s22p63s23p63d104s24p17．Ni2＋的价电子排布图为___________________________________________________________。

【答案】反思归纳]“两原理，一规则”的正确理解1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

易误警示在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：(1) (违反能量最低原理)(2) (违反泡利不相容原理)(3) (违反洪特规则)(4) (违反洪特规则)2．同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定如np3、np6Cr：3d54s1Mn：3d54s2Cu：3d104s1Zn：3d104s2考点二：元素的电离能和电负性【知识精讲】1．元素的电离能第一电离能：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能量叫做第一电离能。

常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。

(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。

(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

如Be、N、Mg、P。

(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。

2．元素的电负性(1)元素电负性的周期性变化元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

(2)【题组集训】1．在N、O、S中第一电离能最大的是________。

【答案】N2．已知Z基态原子的M层与K层电子数相等，则Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是______________________。

【答案】Cl【解析】第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为Cl元素。

3．前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。

四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________(填元素符号)。

【答案】K F4．第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。

【答案】35．已知Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，W的一种核素的质量数为28，中子数为14。

则：(1)W位于元素周期表第______周期第______族。

(2)Z的第一电离能比W的________(填“大”或“小”)。

【答案】(1)三ⅣA(2)小6．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。

【答案】a7．依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中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。

【答案】考点三：微粒作用与分子性质【知识精讲】1．共价键(1)共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

(2)键参数①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定。

(3)σ键、π键的判断①由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。

②由共用电子对数判断单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。

③由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

(4)配位键①孤电子对分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

②配位键a．配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；b．配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH＋4可表示为，在NH＋4中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

③配合物如Cu(NH3)4]SO4配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

2．分子性质(1)分子的极性①分子构型与分子极性的关系②键的极性与分子的极性的关系类型实例键的极性空间构型分子极性X2 H2、N2 非极性键直线形非极性分子XY HCl、NO 极性键直线形极性分子XY2 (X2Y) CO2、CS2 极性键直线形非极性分子SO2 极性键V形极性分子H2O、H2S 极性键V形极性分子XY3 BF3 极性键平面三角形非极性分子NH3 极性键三角锥形极性分子XY4 CH4、CCl4 极性键正四面体形非极性分子(2)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。