高中化学-新课标-人教版-总复习-物质结构与性质(选修-3)导学案

物质结构与性质(选修3)
第一讲原子结构与性质
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。

2．了解原子核外电子的运动状态。

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．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及性质递变规律。

5．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

6．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

§1－1 原子核外电子的运动状态
◇原子核外能量相近的电子运动的区域称为能层(即电子层)，同一能层(K层除外)根据电子能量的微小差别又把一个能层分为若干能级(又叫电子亚层)。

(1)原子核外每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)之间存在什么关系？
(2)探究能级数目与能层的序数(n)之间存在的关系。

二．电子云和原子轨道
※1．电子云
描述原子核外电子在原子核周围某区域出现的概率密度。

◇①电子云图形中的黑点不代表电子；
◇②黑点的疏密程度来表示电子在原子核外某个区域出现的概率密度大小；
◇③电子云是立体图形；
◇④不同能级的电子云形状有差异，s电子云呈球形对称，p电子云呈哑铃形。

※2．原子轨道
三．原子核外电子的排布
※1．构造原理和能量最低原理
1s→2s→2p→3s→3p→_____→_____→4p→______→______→______→6s→4f→5d→6p→7s
原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子(包括核外电子)能量处于______________状态。

※2．泡利原理
同一原子轨道只能容纳________个自旋方向_______________的电子。

※3．电子自旋
原子核外的电子在绕着原子核旋转的同时，自身也在沿顺(或逆)时针方向旋转。

※4．洪特规则
电子排布在同一能级的不同轨道(等价轨道)时，尽先分占__________轨道且自旋方向__________。

◇①氮原子的核外电子排布(1s22s22p3)应为如下左图，而不能是右图。

◇②电子排布式的书写可以简化，如：19K原子的电子排布式1s22s22p63s23p64s1可简化为[Ar]4s1；35Br原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d104s23p5可简化为[Ar] 3d104s23p5。

◇①同一能层电子的能量按n s、n p、n d、n f顺序升高；电子处在不同能层的同一能级，能层序数越高，能量越高，如：2p＜3p＜4p＜5p。

◇②当原子核外能层较多时，会出现外层电子的能量反而低于内层电子的能量，这种现象叫能级交错，如：E(4s)＜E(3d)；E(6s)＜E(4f)。

◇③书写电子排布式要按能级顺序而不能按电子填充顺序，如：21Sc的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d14s2，不能写成1s22s22p63s23p64s23d1。

◇④描述一个电子的运动状态必须说明电子所在的能层、能级、轨道及自旋方向。

◇⑤根据泡利原理，在同一个原子中不可能存在两个运动状态完全相同的电子。

从周期表第二、三、四周期中各选择两种元素，写出电子排布式和电子排布图。

四．基态、激发态和光谱
※1．基态：原子核外电子填充遵循构造原理，使原子(包括核外电子)能量处于最低状态；
※2．激发态：原子吸收能量，电子从最低能级跃迁到高能级；
※3．光谱：原子中的电子在不同能级间跃迁，吸收或释放一定波长的光(吸收光谱或发射光谱)。

◇①电子从低能级跃迁至高能级产生吸收光谱，电子从高能级跃迁至低能级产生哪发射光谱。

◇②基态原子的电子吸收足够能量一定变为激发态原子，激发态原子的电子释放能量不一定变为基态原子。

§1－2 原子结构与元素周期表
一．元素周期表
为什么s区、d区和ds区的元素都是金属(H元素除外)？为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属，为什么？
二．元素周期律
※1．原子半径(见第六单元第二讲§2－2)
同周期从左至右，电子层数_____________，核电荷数_____________，原子半径_____________；
同主族从上到下，电子层数_____________，原子半径_____________。

※2．第一电离能(I1)
______态______态原子失去一个电子转化为_______态______态正离子所需要的__________能量。

同周期从左至右，电离能逐渐________________；同主族从上到下，电离能逐渐_____________。

(1)以碱金属和卤素为例，分析两族元素原子的第一电离能，探究电离能与元素金属性、非金属性的关系。

(2)解释下列现象：
①稀有气体原子的第一电离能偏高的原因是__________________________________________________
②同周期ⅡA、ⅢA族元素第一电离能反常的原因可能是_______________________________________
③同周期ⅤA、ⅥA族元素第一电离能反常的原因可能是_______________________________________
④Zn与Ga元素第一电离能反常的原因可能是_______________________________________
(3)分析教材(选修3)18页表电离能数据，探究原子电离能的变化规律。

三．电负性
键合电子：原子中用于形成化学键的电子。

电负性：描述分子中不同元素的原子对键合电子的吸引力大小。

◇元素的电负性是以F原子的电负性为标准(4.0)计算出来的。

(1)探究元素电负性变化规律：
①一般说来，同周期从左至右，元素的电负性__________；同主族从上到下，元素的电负性__________。

②金属的电负性一般小于_________，非金属的电负性一般大于________，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在__________左右，既有金属性，又有非金属性。

(2)写出Li、Na、Mg在氧气中燃烧的反应方程式，比较产物探究“对角线规则--------周期表的某些位置上处
于对角线上的元素性质相似。

”
写出Be、BeO、Be(OH)2分别与盐酸、NaOH溶液反应的方程式。

第二讲分子结构与性质
1．了解化学键的定义。

了解离子键、共价键的形成。

2．了解共价键的主要类型σ键与π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的性质。

3．能用价层电子对互斥理论或杂化轨道理论推测常见简单分子或离子的空间结构。

4．了解简单配合物的成键情况。

了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)。

5．了解化学键和分子间作用力的区别。

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。

§2－1 共价键
一．共价键的形成
◇①共价键的形成本质上就是电子云的重叠，也可以说是原子轨道的合并与重建。

◇②共价键具有饱和性和方向性。

◇③当原子的电负性相差很大，化学反应形成的电子对不会被共用，形成的
是离子键，电负性相差不大或相等的原子间形成共价键。

◇④化合物中没有绝对的共价键，也没有绝对的离子键，通常电负性差距比
较大的原子间离子键成分较大，电负性差距较小的原子间共价键成分比较大。

二．共价键的类型
◇①s 轨道只能形成σ键，p 轨道可以形成σ键，也可以形成π键。

◇②一般情况下，两个原子形成的双键或叁键中σ键比π键要牢固，但也有例外，如N ≡N 及O ＝O 。

◇③键能、键长、键角的概念见第六单元第三讲§3－2
◇④键能和键长决定共价键的强度，键角决定成键原子在空间的分布(分子空间构型有时也与键长有关)。

◇①判断分子中的σ键和π键的数目，关键是要写出分子的结构式或电子式。

◇②一般说来，分子中的单键都是σ键，双键及叁键中有一个是σ键，其余为π键。

三．等电子原理
原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征，它们的许多性质具有相似性。

◇①因为同族元素原子价电子数目相同，故将粒子中的某些原子换成其同族元素的原子，价电子总数不变， 从而获得等电子体。

如H 2O 与H 2S 。

◇②等电子体还可通过电荷分配来获得，如将NO－2中的负电荷(相当于一个电子)分配给N原子，则N原子将具有6个价电子，与O原子相当，故O3(以及SO2等)就是NO－2的等电子体。

§2－2 分子的立体构型
一．价层电子对互斥理论(VSEPR)与杂化轨道理论
※1．价层电子对互斥理论：中心原子价层有多对电子，为减弱彼此间的排斥，电子对要尽可能的远离。

价层电子对是指分子中心原子上的电子对，包括σ键电子对和孤电子对；
中心原子上的孤电子对数＝1
2
(a－xb)
a：中心原子价电子数；x：中心原子结合的原子数；b：与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。

◇①中心原子形成的无论是单键、双键还是叁键，均只算作一对价层电子对(即σ键电子对)。

◇②a的取值：阳离子为中心原子价电子数减电荷数；阴离子为中心原子价电子数加电荷数(绝对值)；
◇③电子对排斥作用：孤电子对－孤电子对＞孤电子对－共用电子对＞共用电子对－共用电子对
※2．杂化轨道理论：原子中某些低能级轨道与到较高能级轨道进行轨道重建(杂化)，形成与参加杂化的轨道数目相同的新型轨道(杂化轨道)。

※
二．配合物理论
※1．配位键
形成条件：中心原子有____________________，如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。

配位体有____________________，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

Cu2+＋4H2O === [Cu(H2O)4]2+
Cu(OH)2＋4NH3 === 2OH－＋[Cu(NH3)4]2+(深蓝色，加乙醇析出[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶体)
Fe3+＋n SCN－=== [Fe(SCN)n]3－n(血红色溶液)
AgOH＋2NH3 === OH－＋[Ag(NH3)2]+(银氨溶液，可与醛基发生银镜反应)
◇配位键一但形成，与普通共价键没有任何差别，键能、键长及键角与其余共价键完全相同。

※2．配位化合物(配合物)
通常把金属离子(或原子)与某些__________或__________(配体)以配位键结合形成的化合物叫配位化合物。

◇①配位键的强度有大有小，因而有的配合物很稳定，有的很不稳定。

◇②许多过渡金属离子对多种配体具有很强的结合力，因而，过渡金属配合物远比主
族金属配合物多。

◇③配合物溶于水时，内、外界容易因电离而分裂。

而内界的中心原子与配位体之间
则不容易分裂。

可根据配合物溶于水后溶液中存在的粒子判断粒子处于内界还是外界。

(1)画出[Ag(NH3)2]+、[Cu(H2O)4]2+和[Cu(NH3)4]2+的结构简式(标出配位键)。

(2)已知Co(Ⅲ)的八面体配合物的化学式为CoCl m·n NH3，若1mol配合物与AgNO3溶液反应生成1mol AgCl 沉淀，则m、n的值是()
A．m＝1，n＝5 B．m＝3，n＝4 C．m＝5，n＝1 D．m＝4，n＝5
§2－3 分子的极性
P4C60CO2BF3CH4NH3HCN H2O CH3Cl
非极性分子：分子中化学键的极性向量总和为零，分子中正、负电荷重心完全重叠。

极性分子：分子中化学键的极性向量总和不为零，分子中正、负电荷重心不能重叠，分子一端显正电(δ+)而另一端显负电(δ－)。

(1)探究NaCl晶体在水中电离产生的Na+和Cl－离子在溶液中的存在形态，解释这种现象。

(2)判断下列分子的极性：
H2、O2、Cl2、N2、HCl、O3、SiH4、C2H4、C6H6、C2H2、SO2、
PCl3、CS2、SO3、PCl5、H2O2、NO、CO、S8、HI、CCl4、HClO
◇①只含有非极性键的分子一定是非极性分子；含有极性键的双原子分子一定是极性分子；含有极性键的多原子分子可能是极性分子，也可能是非极性分子。

◇②非极性分子的一般条件：分子呈对称立体结构；
AB n型分子中A元素化合价(数值)等于其主族序数(最外层电子数/最高价)；
AB n型分子中A原子上无孤电子对。

相似相溶原理：
一般说来，极性分子往往容易溶解在极性溶剂(如H2O)中，非极性分子往往容易溶解在非极性溶剂中。

§2－4 范德华力和氢键
一．范德华力(范德瓦尔斯力、分子间作用力)
范德华力：存在于物质分子之间的一种微弱的作用力(不是化学键)，是气体液化及液体(由分子构成)凝固的直接作用力。

结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间的范德华力越强；分子极性越大，分子间范德华力越强。

二．氢键
由与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间产生的一种不同于范德华力的作用力。

◇①氢键不是化学键，一般比范德华力强但比化学键弱很多。

◇②形成氢键的条件：A、B原子电负性大；A、B原子上有孤电子对。

◇③分子间氢键使物质熔、沸点升高，分子内氢键使物质熔、沸点降低。

烷烃同系物随着碳原子数目递增，用范德华力的知解释。

探究ⅣA族～ⅦA族元素氢化物沸点变化规律。

ⅣA族：___________________________________________________
ⅤA族：___________________________________________________
ⅥA族：___________________________________________________
ⅦA族：___________________________________________________
§2－5 手性分子和无机含氧酸的酸性
一．手性分子
手性碳原子：有机物分子中一个碳原子同时连接四个____________的原子或原子团。

手性分子：通常只含一个手性碳原子的分子会有一个与其呈_________关系的同分异构体存在，两种分子具
有左手与右手对称但不重合的镜像关系。

二．无机含氧酸的酸性
不同非金属元素的最高价含氧酸酸性随中心元素非金属性增强而增强(参考第六单元第二讲)；
同一非金属元素的不同价态含氧酸酸性随中心元素化合价升高而增强。

酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4
◇无机含氧酸的化学式通常可以写成(HO)m RO n的形式，一般说来，n值越大，酸性越强；n值越小，酸性越弱；n值相同，酸性相近。

(1)写出葡萄糖(C6H12O6)、乳酸(C3H6O3，α－羟基丙酸)的结构式，用“*”标出分子中的手性碳原子。

(2)写出丁醇的有一个“手性碳原子”的一种同分异构体的结构简式，并用“*”标出其中的“手性碳原子”。

(3)从碳酸(H2CO3)的组成看，它应该是强酸，但它实际却是弱酸，请作出合理的解释。

第三讲晶体结构与性质
1．了解分子晶体、原子晶体、离子晶体、金属晶体的构成微粒、微粒间作用力的区别。

2．了解晶体与晶胞的关系，掌握不同晶胞中平均所含粒子个数的计算方法。

3．能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。

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．了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响
6．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；了解金属晶体常见的堆积方式。

§3－1 晶体常识
二．晶体的形成
※1．晶体形成的宏观途径
气态物质冷却凝华；融熔态物质凝固；从饱和溶液中结晶。

※2．晶体形成的微观过程
◇原子晶体一定含有共价键不含离子键，而分子晶体可能不含共价键；离子晶体中可能含有共价键。

三．晶胞------晶体的最小结构单元
右图依次是金属钠(Na)、锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图，计算晶胞中的分子(或原子)数及配位数。

§3－2 原子晶体和分子晶体
一．原子晶体
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某些非金属单质：_______________________________________、锗(Ge) 某些非金属化合物：
____________________________________________
(1)金刚石晶体中每个碳与相邻_______(配位数)个碳以共价键结合，形成正四面体结构；键角均为________；最小碳环由_____个C 原子组成且这些碳原子不在同一平面内；每个C 原子参与_______条C －C 键的形成，C 原子数与C －C 键数之比为______________；1mol 金刚石中含C －C 键_________mol 。

(2)二氧化硅晶体中每个Si 与_______个O 以共价键结合，每个O 与_________个Si 以共价键结合，形成正四 面体结构；每个正四面体由1个Si 原子和4个O 原子构成，n (Si)︰n (O)＝1︰2；二氧化硅晶体结构中的最小环上有________个原子；其中硅原子________个，氧原子________个。

(3)二氧化硅晶体的一个晶胞内含有_____个硅原子和_____个氧原子；1mol 二氧化硅中含Si －O 键_____mol 。

(4)若一个碳原子的半径为r cm ，计算金刚石晶体的密度和晶胞的空间利用率。

(金刚石密度：3.515g·cm －
3
)
◇①原子晶体中存在极强的共价键，所以原子晶体通常具有极高的熔、沸点和硬度；一般不溶于任何溶剂。

◇②晶胞中的结构单元如果为“AB ”型，则“A ”和“B ”的配位数相同，两粒子位置可以互换。

◇③晶胞中的结构单元如果为“AB n ”型，则“A ”的配位数是“B ”配位数的n 倍。

二．分子晶体
部分非金属单质：________________________________________________ 部分非金属氧化物：______________________________________________ 所有非金属氢化物：______________________________________________
几乎所有的酸：__________________________________________________ 绝大多数有机物：
________________________________________________
◇①分子晶体中导致分子形成晶体的直接作用力是微弱的范德华力(有些分子晶体中有氢键)， 所以分子晶体通常具有较低的熔、沸点和硬度。

◇②常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg 除外)。

◇③O 2、C 60、CO 2三种晶体中粒子的配位数都为12，分子晶体的这一特征称为分子密堆积。

C 60晶体的晶胞(面心立方)及分子结构如右图：
(1)一个C 60晶胞中含有________个C 60分子；若一个C 60分子半径为a cm ，
试计算C 60晶体的密度及晶胞的空间利用率。

C 60晶胞 C 60分子 (2)已知：①C 60分子含有五边形和六边形；
②多面体的顶点数、面数和棱边数的关系，遵循欧拉定理：顶点数＋面数－棱边数＝2。

由此可知一个C 60分子有_____个五边形和_____个六边形，分子中含C －C 键______个，C ＝C 键______个。

(3)探究冰晶体中水分子的配位数；解释冰为 什么能漂浮于水面之上。

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Ti
参考右图，阐述形成金属晶体金属键的形成原理，并解释金属晶体的光泽、导电性、传热性和延展性。

◇①不同金属晶体中，金属键的强弱有很大差异，故不同金属的熔(沸)点及硬度也有很大差异。

如金属汞常温呈液态，而金属钨学点高达3000℃；通常主族金属的熔(沸)点较低，硬度较小，而过渡金属的熔(沸)点较高，硬度较大。

◇②金属晶体的存在，说明物质结构中有阳离子存在时不一定有阴离子，有阴离子存在时一定有阳离子。

◇③单位换算：1cm ＝104μm ＝107nm ＝1010pm ； ◇④正四面体高h /3(a 为正四面体棱长)。

(1)NaCl 晶胞中含有_____个Na +和_____个Cl －
；与每个Na +(或Cl －
)等距离且紧邻的Cl －
(或Na +)有_____个；
这些离子围成的几何图形是____________。

与每个Na +(或Cl －
)周围等距离且紧邻的Na +(或Cl －
)有_____个；
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(2)CsCl 晶胞中含有_____个Cs +离子和_____个Cl －
离子；与每个Cs +(或Cl －
)等距离且紧邻的Cl －
(或Cs +)有
_____个，每个Cs +(或Cl －
)离子周围等距离且紧邻的Cs +(或Cl －
)有_____个。

(3)若一个钠离子和氯离子的的半径为r +cm 和r －cm ，计算氯钠钠晶体的密度晶胞的空间利用率。

(4)参考下表数据，进行相关计算，探究影响离子晶体中阴阳离子配位数的因素。

(5)化学反应的发生是否容易进行，取决于破坏旧键
和建立新键的难易程度，要综合分析确定其中占主导作用的因素，从而对整个化学反应作出判断。

①参考下表数据，探究碳酸盐分解规律。

②探究
(6)气态离子形成1mol 离子晶体释放出的能量叫做晶格能，通常取正值。

分析表中部分AB 型离子晶体的晶格能(kJ·mol －
1)数据，探究离子晶体晶格能与离子结构的关系。

(7)
◇②离子晶体的晶格能越大，离子晶体越稳定，晶体熔点越高，硬度越大。

◇③比较晶体熔、沸点及硬度的方法 不同晶型：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体
同类晶型：离子晶体通过离子半径大小比晶格能；原子晶体通过原子半径比键长；分子晶体通过相对分子
质量比范德华力(考虑分子极性及氢键)；金属晶体通过金属阳离子半径比金属键。

◇①石墨晶体：黑色、光泽、质软、有滑腻感、良好导电性能，不溶于水及一般溶剂。

◇②石墨属混合晶型，在碳原子片层上原子间以共价键结合，具有原子晶体的结构和 性质，如高熔点；片层上电子可自由移动从而导电，具有金属晶体的性质；碳原子形 成的片层之间存在范德华力，从而具有分子晶体的结构和性质，如质软。