高三化学选修3全册

新人教版高三化学选修 3 精品教案 全册第一章物质结构与性质选修 3 教案第一节 原子结构：(第一课时)知识与技能：1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（136 号）原子核外电子的排布方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。课前预习：1、对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的 ；各能层最多容纳的电子数为 。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的 ；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 的顺序升高，即 E（s）E（p）E（d）E（f） 。2、在同一个原子中，离核越近，n 越小的电子层能量 。同一电子层中，各能级的能量按s、p、d、f、的次序 学习过程1、原子结构理论发展复习原子核外电子排布规律：说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当 M层是最外层时，最多可排 8个电子；当 M层不是最外层时，最多可排 18个电子思考这些规律是如何归纳出来的呢？2、能层与能级理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七符 号 K L M N O P Q最多电子数 2 8 18 32 50能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O 能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能层电子数 2 8 18 32 50 （1） 每个能层中，能级符号的顺序是 ns、np、nd、nf（2） 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f可容纳的电子数依次是 1、3、5、7的两倍3、构造原理电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s元素原子的电子排布：（136 号） 见 p 6案例练习1、以下能级符号正确的是（ ）A. 6s B.2d C.3f D.7p2、下列能级中轨道数为 5的是（ ）A.s能级 B.p 能级 C.d 能级 D.f 能级3、比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低（1）1s,3d (2) 3s,3p,3d (3)2p,3p,4p 4、请根据构造原理，写出下列基态原子的电子排布式（1）N （2）Ne（3） 29Cu （4）Ca课后作业1、下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）AAl 1s 22s22p63s23p1 BO 2- 1s22s22p6CNa + 1s22s22p6 DSi 1s 22s22p22、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列：（1）E 3S E2S E4S E1S ， （2）E 3S E3d E2P E4f 。3、下列说法正确的是 A原子的种类由原子核内质子数、中子数决定B分子的种类由分子组成决定C32He代表原子核内有 2个质子和 3个中子的氦原子D178O和 O原子的核外电子数是前者大4、根据构造原理写出 11、16、35 号元素的基态的电子排布式第一节 原子结构：(第二课时)知识与技能：1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（136 号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用课前预习：1、电子云： 。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。2、原子轨道： 。s 电子的原子轨道都是 形的，p 电子的原子轨道都是 形的，每个 p能级有 3个原子轨道，他们相互垂直，分别以 表示。3、当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则被称为 。学习过程练习理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下： (1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为 ，除 K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。（2）从上表中可以发现许多的规律，如 s能级上只能容纳 2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律 。引入电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？4、电子云和原子轨道：(1)电子运动的特点：质量极小 运动空间极小 极高速运动。电子云：S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个 P能级有 3个轨道，它们互相垂直，分别以 Px、P y、P z为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。(2) 重点难点泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns 能级各有一个轨道，np 能级各有 3个轨道，nd 能级各有5个轨道，nf 能级各有 7个轨道.而每个轨道里最多能容纳 2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“”来表示。 这个原理称为泡利原理。这个规则是洪特规则。练习写出 5、6、7、8、9 号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。思考下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。思考写出 24号、29 号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理?洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。【案例练习】1、有关核外电子运动规律的描述错误的是（ ）A核外电子质量很小，在原子核外作高速运动B核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释 C在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动D在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多2基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（ ）A B C D3、下面是 s能级 p能级的原子轨道图，试回答问题：s 电子的原子轨道呈 形，每个 s能级有 个原子轨道；p电子的原子轨道呈 形，每个 p能级有 个原子轨道。s 电子原子轨道、p 电子原子轨道的半径与什么因素有关？是什么关系？【课后作业】1、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，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。(1) (2) (3) (4) (5) (6)违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。2、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 第一节 原子结构：(第三课时)知识与技能：1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理2、知道原子的基态和激发态的涵义3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用重点难点：能量最低原理、基态、激发态、光谱课前预习：1、现在物质结构理论原理证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低状态能量的原子叫做 原子。2、基态原子的核外电子排布要遵循的原则是 、 、 。3、不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的原子的 ，总称原子光谱。学习过程引入在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？提出问题：这些光现象是怎样产生的?问题探究：从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。 应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。总结阅读分析分析教材 p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点以及光谱的发展。【案例练习】1、同一原子的基态和激发态相比较 （ ） A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ） A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火 C、金属导线可以导电 D、夜空中的激光3、当碳原子的核外电子排布由 转变为 时，下列说法正确的是A碳原子由基态变为激发态 B碳原子由激发态变为基态C碳原子要从外界环境中吸收能量 D碳原子要向外界环境释放能量【课后作业】1、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2、某元素的激发态原子的电子排布式为 1s 22s 2p63s 23p34s1，则该元素基态原子的电子排布式为 ；元素符合为 。中学 高中物质结构与性质选修 3 讲学稿第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性 质(第一课时)知识与技能： 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系课前预习：1、元素周期表中的周期是指 ；元素周期表中的族是指 2、 ，叫做元素周期律，在化学（必修 2）中元素周期律主要体现在 、 、 、 等的周期性变化。学习过程复习什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？课前练习写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。一、原子结构与周期表1、周期系：2、周期表思考元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？元素在周期表中排在哪个列由什么决定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。总结元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。分析探索每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成 5个区，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。s区、d 区和 p区分别有几个纵列?为什么 s区、d 区和 ds区的元素都是金属?元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？基础要点分析图 1-16s区 p 区 d 区 ds 区 f 区分区原则纵列数是否都是金属区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。思考周期表上的外围电子排布称为“价电子层” ，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？归纳S 区元素价电子特征排布为S 12，价电子数等于族序数。区元素价电子排布特征为（-1）d 110ns12；价电子总数等于副族序数；ds 区元素特征电子排布为(n-1)d10ns12，价电子总数等于所在的列序数；p 区元素特征电子排布为 ns2np16；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。1、原子核外电子总数决定所在周期数周期数=最大能层数（钯除外） 46Pd Kr4d10,最大能层数是 4，但是在第五周期。2、 外围电子总数决定排在哪一族 如： 29Cu 3d104s1 ，10+1=11 尾数是 1所以，是IB。元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。【案例练习】1、元素的分区和族1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属;3) d区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属;4) ds区: , (n-1)d全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d 和 ds区金属合起来,为过渡金属);5) f区: , 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系.2、外围电子构型为 4f75d16s2元素在周期表中的位置是 ( )A、第四周期B 族 B、第五周期B 族 C、 第六周期B 族 D、 第六周期B 族3、镭是元素周期表中第七周期的A族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( )A、在化合物中呈+2价 B、单质使水分解、放出氢气C、氢氧化物呈两性 D、 碳酸盐难溶于水【课后作业】完成下表空白处原子序数电子排布式 在周期表中的位置是金属还是非金属最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性气态氢化物的化学式151s22s22p63s23p4第二周期VA族中学 高中物质结构与性质选修 3 讲学稿第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性 质(第二课时)知识与技能：1、掌握原子半径的变化规律2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值课前预习：1、气态原子或离子 叫电离能，常用符号 表示，单位为 叫第一电离能。2、根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子 ，反之，电离能越大，表示在气态时该原子 ，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有 的趋势，同一主族从上到下，第一电离能 。学习过程二、元素周期律(1)原子半径探究观察下列图表分析总结：元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？归纳总结(2)电离能基础要点概念1、第一电离能 I1： 态电 性基态原子失去 个电子，转化为气态基态正离子所需要的 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 第一电离能。2、如何理解第二电离能 I2、第三电离能 I3 、I 4、I 5 ？分析下表：科学探究1、原子的第一电离能有什么变化规律呢？碱金属元素的第一电离能有什么变化规律呢？为什么 Be的第一电离能大于 B，N 的第一电离能大于 O，Mg 的第一电离能大于Al，Zn 的第一电离能大于 Ga？第一电离能的大小与元素的金属性和非金属性有什么关系？碱金属的电离能与金属活泼性有什么关系？2、阅读分析表格数据：Na Mg Al496 738 5784562 1415 18176912 7733 27459543 10540 1157513353 13630 1483016610 17995 18376各级电离能(KJ/mol)20114 21703 23293为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系？数据的突跃变化说明了什么？归纳总结1、递变规律周一周期 同一族第一电离能 从左往右，第一电离能呈增大的趋势 从上到下，第一电离能呈增大趋势。2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。3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最低能量叫做第一电离能(用 I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用 I2表示)，依次类推，可得到 I3、I 4、I 5同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1Cl-（8）酸性 HClOH 2SO4 ，碱性：NaOH Mg(OH) 2（9）第一周期有 2*12=2，第二周期有 2*22=8，则第五周期有 2*52=50种元素（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数2、下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJmol 1 ） 。元素 I1 I2 I3Na 496 4 562 6 912Mg 738 1 451 7 733请试着解释：为什么钠易形成 Na ，而不易形成 Na2+？为什么镁易形成 Mg2 ，而不易形成 Mg3+？第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性 质(第三课时)知识与技能：1、能说出元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质4、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力课前预习：1、 叫键合电子；我们用电负性描述 。2、电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。 的电负性一般小于 1.8， 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”的电负性则在 1.8左右，他们既有 性又有 性。学习过程复习1、什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？2、同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？(3)电负性：思考与交流1、什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？阅读教材 p20页表同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？科学探究1、根据数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作 IA、VIIA 元素的电负性变化图。2、电负性的周期性变化示例归纳与总结1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。思考 5对角线规则：某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？3、在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。4、对角线规则【案例练习】1、电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是 （ ） A周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强2、已知 X、Y 元素同周期，且电负性 XY，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 HmX3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是 （ ） A、硼和硅 B、铝和铁 C、铍和铝 D、铜和金【课后作业】1、 x、 y为两种元素的原子， x的阴离子与 y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（ ）Ax 的原子半径大于 y的原子半径 Bx 的电负性大于 y的电负性Cx 的氧化性大于 y的氧化性 Dx 的第一电离能大于 y 的第一电离能2、元素电负性随原子序数的递增而增强的是 （ ） ANa K Rb BN P AsCO S Cl DSi P Cl3、对 Na、Mg、Al 的有关性质的叙述正确的是 （ ） A碱性：NaOHMgAlD还原性：NaMgAl第一章原子结构与性质复习重点知识梳理一、原子结构与元素周期表观察周期表，我们发现，每一周期(第一周期除外)的开头元素均是_ _，它们的价电子构型为_ ；每一周期结尾元素均是_ _，它们的价电子构型为_ (第一周期除外)。周期表中，周期序数=该周期元素基态原子的_ 。通常把“构造原理”中能量接近的_划分为一个能级组。17 周期的价电子能级组分别是_ _.可见，各周期元素的数目=_二、元素周期律_性质随_ 的递增发生周期性变化，称为元素周期律。1、原子半径. r的大小取决于 _ _、_ _两个因素.电子的能层越多，则电子间的负电斥力越大，使原子半径_；Z 越大，则核对电子的引力越大，使原子半径_。2、电离能. 概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的_ _叫做电离能，用符号_ 表示，单位是_ _。第一电离能：处于基态的气态原子生成_ _价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号_ 表示。意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子_ _电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_电子，即元素在气态时的_ _性越强。I 变化规律：同周期，左右总体呈_ _趋势，_ _元素的 I1最小，_的 I1最大； 同族，上下 I1 _ _ _ 。3、电负性. 概念：电负性是原子在化学键中对键合电子_能力的标度，常用符号 x表示。x 为相对值，无单位。x 变化规律：同周期，x 左右_ _；同族，x 上下_ _。意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的 x_ _，非金属的 x_ _ x_ _成离子键，x_ _成共价键。【案例练习】1、下列说法中正确的是（ ）A、处于最低能量的原子叫做基态原子B、3p 2表示 3p能级有两个轨道C、同一原子中，1s、2s、3s 电子的能量逐渐减小D、同一原子中，2p、3p、4p 能级的轨道数依次增多2、X、Y、Z 三种元素的原子（ ）A、XYZ 3 B、X 2YZ3 C、X 2YZ2 D、XYZ 33、下列说法中，不符合 A族元素性质特征的是（ ）A、从上到下原子半径逐渐减小B、易形成1 价离子C、从上到下单质的氧化性逐渐减弱D、从上到下氢化物的稳定性逐渐减弱4、下列说法中，正确的是（ ）A、在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数B、在周期表里，元素所在的周期数等于核外电子层数C、最外层电子数为 8的都是稀有气体元素的原子D、元素的原子序数越大，其原子半径越大5、化合物 YX2、ZX 2中，X、Y、Z 都是前三周期的元素，X 与 Y属于同一周期，Z 是 X的同族元素，Z 元素核内有 16个中子，Y 元素最外层电子数是 K层所能容纳电子数的 2倍，则 YX2为 ；ZX 2为 。【课后作业】1、下表列出了 AR 九种元素在周期表中的位置主族周期 A A A A A A A 02 E F3 A C D G R4 B H（1）这九种元素分别为 A 、B 、C 、D 、E 、F 、G 、H 、R ，其中化学性质最不活泼的是 ； （2）A、C、D 三种元素的氧化物对应的水化物，其中碱性最强的是 ；（3）A、B、C 三种元素按原子半径由大到小的顺序排列为 ；（4）F 元素氢化物的化学式是 ，该氢化物在常温下跟 A发生反应的化学方程式是 ，所得溶液的 pH 7；（5）H 元素跟 A元素形成化合物的化学式是 ；（6）G 元素和 H元素两者核电核数之差是 。2、元素 X和 Y属于同一个主族。负二价的元素 X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中 X的质量分数为 88.9%；元素 X和元素 Y可以形成两种化合物，这两种化合物中，X 的质量分数分别为 50%和 60%。确定 X、Y 两种元素在周期表的位置，写出 X、Y 形成的两种化合物的化学式。第一章原子结构与性质单元测试卷一、选择题1、 13CNMR（核磁共振） 、 15NNMR 可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtWthrich 等人为此获得 2002 年诺贝尔化学奖。下面有关 13C、 15N 叙述正确的是A 13C 与 15N 有相同的中子数 B 13C 与 C60互为同素异形体C 15N 与 14N 互为同位素 D 15N 的核外电子数与中子数相同2、道尔顿的原子学说曾经起了很大的作用。他的学说中主要有下列三个论点：原子是不能再分的微粒；同种元素的原子的各种性质和质量都相同；原子是微小的实心球体。从现代原子分子学说的观点看，你认为不正确的是A只有 B只有 C只有 D3、下列能级中轨道数为 3 的是AS 能级 BP 能级 Cd 能级 Df 能级4、下列各原子或离子的电子排布式错误的是AAl 1s22s22p63s23p1 BS 2- 1s22s22p63s23p4CNa + 1s22s22p6 DF 1s22s22p55、下列说法正确的是 A原子的种类由原子核内质子数、中子数决定B分子的种类由分子组成决定C32He 代表原子核内有 2 个质子和 3 个中子的氦原子D178O 和 O 原子的核外电子数是前者大6、一个电子排布为 1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是A+1 B+2 C+3 D-17、具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是Als 22s22p63s23p? B1s 22s22p3 C1s 22s2sp2 D1s 22s22p63s23p48、下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是A B C D9、有关核外电子运动规律的描述错误的是A核外电子质量很小，在原子核外作高速运动B核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释 C在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动D在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多10、基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是A B C D11、X、Y、Z 为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是 1、4、6。则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是AXYZ BX 2YZ CX 2YZ2 DX 2YZ312、下列各组元素性质递变情况错误的是ALi、Be、B原子最外层电子数依次增多BP、S、Cl元素最高正化合价依次升高CN、O、F原子半径依次增大DNa、K、Rb的金属性依次增强13、超重元素的假说预言自然界中可存在原子序数为 114号的稳定同位素 29814X，试根据原子结构理论和元素周期律预测正确的是A 14298X 位于第七周期，第A 族 BX 是非金属元素 CXO2 是酸性氧化物 DX 元素的化合价有+2 和+414、下列第三周期元素的离子中，半径最大的是ANa + BAl 3+CS 2- DCl -15、下列关于稀有气体的叙述不正确的是 A原子的电子排布最外层都是以 P6结束；B其原子与同周期A、A 族阳离子具有相同电子排布式；C化学性质非常不活泼；D一定条件下，也可以形成稀有气体化合物16、有 A、B 和 C三种主族元素，若 A元素阴离子与 B、C 元素的阳离子具有相同的电子层结构，且 B的阳离子半径大于 C，则这三种元素的原子序数大小次序是ABCA BABC CCBA DBCA17、下列基态原子的电子构型中，正确的是A3d 94s2 B3d 44s2 C4d 105s0 D4d 85s218、下列用核电荷数表示出的各组元素，有相似性质的是A19 和 55 B6 和 14 C16 和 17 D12 和 24二、填空题19、在同一个原子中，离核越近、n 越小的电子层能量 。在同一电子层中，各亚层的能量按 s、p、d、f 的次序 。20、理论研究证明，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，第三能层有 3个能级分别为 。21、现在物质结构理论原理证实，原子的电子排步遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低能量的原子叫做 原子。22、人们把电子云轮廓图称为原子轨道，S 电子的原子轨道都是 形的，P电子的原子轨道都是 形的，每个 P能级有 3个原子轨道，它们相互垂直，分别以 为符合。23、当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则被称为 。24、 A、B、C 三种短周期元素，它们在周期表中的位置如图：A原子核内质子数和中子数相等。B、C 两元素原子核外电子数之和是A原子质量数的 2倍。则：（1）元素名称为 A 、B 、C 。（2）B 和 C最高价氧化物的水化物的化学式是 、 。25、右表是元素周期表的一部分：（1）表中元素的氢化物的化学式为 ，此氢化物的还原性比元素的氢化物的还原性 （填强或弱）（2）某元素原子的核外 p电子数比 s电子数少 1，则该元素的元素符号是 ，其单质的电子式为 。（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是 ABC（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素与元素的氢氧化物有相似的性质。写出元素的氢氧化物与 NaOH溶液反应的化学方程式又如表中与元素的性质相似的不同族元素是 （填元素符号）26、周期表中最活泼的金属为 ，最活泼的非金属为 三、综合题27有第四周期的 A，B，C，D 四种元素,其价电子数依次为 1，2，2，7。其原子序数按A，B，C，D 顺序增大，已知 A与 B的次外层电子数为 8，而 C与 D的次外层电子数为 18，根据结构判断并用元素符号或化学式回答下列问题：哪些是金属元素 D 与 A的简单离子是什么? 哪一种元素的氢氧化物碱性最强? B 与 D二原子间能形成何种化合物? 写出其化学式。 28有 A、B、C、D 四种元素。其中 A为第四周期元素，与 D可行成 11 和 12 原子比的化合物。B 为第四周期 d区元素，最高化合价为 7。C 和 B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D 为所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列之。29A、B、C 三种元素的原子最后一个电子填充在相同的能级组轨道上，B 的核电荷比 A大 9个单位，C 的质子数比 B多 7个；1 mol的 A单质同酸反应置换出 1g氢气，同时转化为具有氩原子的电子层结构的离子。判断 A、B、C 各为何元素，并写出 A、B 分别与 C反应的化学方程式。高二化学选修 3 教案第二章 分子结构与性质第一节 共价键（第一课时）教学目标：1、复习化学键的概念，能用电子式表示常见物质的离子键或共价键的形成过程。2、知道共价键的主要类型 键和 键。3、说出 键和 键的明显差别和一般规律。教学重点、难点：价层电子对互斥模型课前预习：1、共价键是常见化学键之一，它是指 其本质是 。2、 判断 键和 键的一般规律是：共价单键是 键；而共价双键中有 个 键，共价三键中有 个 键，其余为 键。学习过程引入 NaCl、HCl 的形成过程前面学习了电子云和轨道理论，对于 HCl中 H、Cl 原子形成共价键时，电子云如何重叠？例：H2 的形成1、 键：（以“ ”重叠形式）a、特征： b、种类：S-S 键 、 S-P 键 、 P-P 键P电子和 P电子除能形成 键外，还能形成 键2、 键讲解a.特征：每个 键的电子云有两块组成，分别位于有两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面镜面，它们互为镜像，这种特征称为镜像对称。3、 键和 键比较重叠方式 ： 键： ； 键： 键比 键的强度较大成键电子： 键 s-s、 、 键 键成 键 键成 键或 键共价键的特征 ： 性、 性小结【案例练习】1、下列各组物质中，所有化学键都是共价键的是（ ）AH 2S和 Na2O2 BH 2O2和 CaF2 CNH 3和 N2 DHNO 3和 NaCl2对 键的认识不正确的是（ ）A 键不属于共价键，是另一种化学键BS-S 键与 S-P 键的对称性相同C分子中含有共价键，则至少含有一个 键D含有 键的化合物与只含 键的化合物的化学性质不同3、乙烯分子中 C-C之间有 个 键， 个 键。乙烯易发生加成反应是因为分子中 C-C之间的一个 键易断裂。【课后作业】1、下列分子中存在 键的是（ ）AH 2 BCl 2 CN 2 DHCl2、下列说法中，正确的是A在 N2分子中，两个原子的总键能是单个键能的三倍BN 2分子中有一个 键、两个 键CN 2分子中有两个个 键、一个 键DN 2分子中存在一个 键、一个 键3、下列分子中，含有非极性键的化合物的是AH 2 BCO 2 CH 2O DC 2H44、在 HCl分子中，由 H原子的一个 轨道与 Cl原子的一个 轨道形成一个 键；在 Cl2分子中两个 Cl原子以 轨道形成一个 键。第一节 共价键（第二课时）教学目标：1、认识键能、键长、键角等键参数的概念2、能用键参数键能、键长、键角说明简单分子的某些性质3、知道等电子原理，结合实例说明“等电子原理的应用”教学难点、重点：键参数的概念，等电子原理课前预习：1、键参数通常包括 、 与 2、等电子原理的概念： 3、互为等电子体的物质其 （填“物理”或“化学” ，下同）性质相近，而 性质差异较大。学习过程 与 在常温下很难反应，必须在高温下才能发生反应，而 与 在冷暗处就能发生化学反应，为什么？讨论二、键参数键能概念： 单位： 阅读书页，表1、键能大小与键的强度的关系？2、键能与化学反应的能量变化的关系？键长概念： 单位： 键长越短，共价键越 ，形成的物质越 多原子分子的形状如何？就必须要了解多原子分子中两共价键之间的夹角。键角： 例如： 结构为，键角为 ，为 形分子。 键角形 键角正四面体小结键能、键长、键角是共价键的三个参数键能、键长决定了共价键的稳定性；键长、键角决定了分子的空间构型。板书三、等电子原理等电子体： 如：和 ， 和 等电子体性质相似阅读课本表小结【案例练习】1、下列各说法中正确的是 （ ）A分子中键能越高，键长越大，则分子越稳定B元素周期表中的A 族（除 H 外）和A 族元素的原子间不能形成共价键C水分子可表示为 HOH，分子中键角为 180DHO 键键能为 463KJ/mol，即 18 克 H2O 分解成 H2和 O2时，消耗能量为 2463KJ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3、下列分子中键角最大的是 （ ）ACH 4 BNH 3 CH 2O DCO 2与 互为等电子体的是（ ）A B C D 5由课本表可知的键能为kmol它所表示的意义是如果要使mol分解为mol原子，你认为是吸收能量还是放出能量？能量数值当两个原子形成共价键时，原子轨道重叠的程度越大，共价键的键能，两原子核间的平均距离键长【课后作业】1、下列说法中正确的是 （ ）A双原子分子中化学键键能越大，分子越牢固B双原子分子中化学键键长越长，分子越牢固C双原子分子中化学键键角越大，分子越牢固D在同一分子中， 键要比 键的分子轨道重叠程度一样多，只是重叠的方向不同2、下列物质属于等电子体一组的是（ ）ACH 4和 NH4+ BB 3H6N3和 C6H6 CF -和 Mg DH 2O和 CH43、三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，不正确的是 （ ）APCl 3分子中三个共价键的键长，键角都相等BPCl 3分子中的 P-Cl键属于极性共价键CPCl 3分子中三个共价键键能，键角均相等DPCl 3是非极性分子4、下列单质分子中，键长最长，键能最小的是（ ）AH 2 BCl 2 CBr 2 DI 2第二节 分子的立体结构（第一课时）班级 姓名 学号 学习评价教学目标1、认识共价分子的多样性和复杂性；2、初步认识价层电子对互斥模型；3、能用 VSEPR模型预测简单分子或离子的立体结构；4、培养严谨认真的科学态度和空间想象能力。重点难点：分子的立体结构；利用价层电子对互斥模型预测分子的立体结构课前预习：1、化学式： 2、结构式： 3、结构简式： 4、电子式： 5、价电子： 学习过程创设问题情境：1、阅读课本 P37-40内容；2、展示 CO2、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4分子的球辊模型（或比例模型） ；3、提出问题：什么是分子的空间结构？同样三原子分子 CO2和 H2O，四原子分子 NH3和 CH2O，为什么它们的空间结构不同？讨论交流1、写出 CO2、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4的结构式和电子式；2、讨论 H、C、N、O 原子分别可以形成几个共价键；3、根据电子式、结构式描述 CO2、H 2O、NH 3、CH 2O、CH 4的分子结构。模型探究由 CO2、H 2O、NH