选修三第一章原子结构与性质高三二轮复习

第一章原子结构与性质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。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种性质。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。一、核外电子排布能层(n)一二三四五…符号KLMNO…能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最多容纳电子数22626102610142………281832……2n21.能层和能级能级：spdf…能层序数=能级个数能层：2n2个电子；2.轨道与自旋轨道：s轨道球形，p轨道哑铃形：PxPyPzspdf层轨道数：1、3、5、7…①能量最低原理原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。②泡利原理(没有两个一样的电子)1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋状态相反。③洪特规则(优先住单间)

电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。一、核外电子排布3.核外电子排布规律表示方法举例电子排布式S：1s22s22p63s23p4简化电子排布式［Ne］3s23p4电子排布图价电子排布式3s23p4要求：1-36号元素基态原子核外电子排布表示29Cu2+：1s22s22p63s23p63d926Fe2+：1s22s22p63s23p63d624Cr：1s22s22p63s23p63d54s130Zn：1s22s22p63s23p63d104s2例：写出Cr、Fe2+、Cu2+、Zn的电子排布式、价电子排布式。4.基态原子核外电子排布的表示方法一、核外电子排布二、原子结构与周期表1.元素周期表中每周期所含元素种数周期元素种数各周期增加的能级电子最大容量一21s2二82s

2p8三83s

3p8四184s

3d

4p18五185s

4d

5p18六326s

4f

5d

6p32七32(未完)7s

5f

6d(未完)未满2.周期表的分区与原子的价电子排布的关系二、原子结构与周期表分区元素分布外围电子排布s区ⅠA族、ⅡA族ns1～2p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6(He除外)d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2例：下列说法正确的是：A.s区全部是金属元素B.p区全部是非金属元素C.d区内元素原子的价电子排布必为(n－1)d1～10ns2D.除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的符号答案D。A项，H为非金属，B项，p区左下角元素为金属，C项，d区内Cr为3d54s1。三、元素周期律1.微粒半径的比较⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体除外)。②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na+)<r(Na)，r(S)<r(S2-)。④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2-)>r(Cl-)>r(K+)>r(Ca2+)。2.电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。①电离能越小，原子还原性越强。②2、3及5、6主族反常。③电离能数值突变判断最外层电子数。三、元素周期律3.电负性描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。①电负性越大，非金属性越强，反之越弱。②F最大，Cs最小；右上角大，左下角小，3、4主族金属反常，非金属无反常；③金属、非金属以1.8左右为界；离子键、共价键以1.7左右的差值为标准。4.化合价变化规律5.对角线规则例：现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是：A.第一电离能：④>③>②>①B.原子半径：④>③>②>①C.电负性：④>③>②>①D.最高正化合价：④>③=②>①A第二章分子结构与性质1.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。2.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理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。3.了解简单配合物的成键情况。4.了解化学键和分子间作用力的区别。5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。一、共价键1.本质：在原子之间形成共用电子对。2.特征：饱和性、方向性原子轨道重叠：σ键(头碰头)、π键(肩并肩)3.分类：电子对是否偏移：极性键、非极性键4.键参数：键能键长键角分子(热)稳定性分子空间构型分子的性质单位：KJ/mol；nm/pm；°≠℃常见键角：H2O：104.5°；CO2：180°；NH3：107°18′；CH4等109°28′；乙烯、苯等120°共用电子对数目：单键、双键、三键提供电子方式：普通共价键、配位键价层电子对数成键对数孤对电子数电子对空间构型分子空间构型实例220直线形直线形CO2/BeCl2330三角形三角形BF321V形O3、SO2440四面体四面体形CH4/NH4+31三角锥形NH3/H3O+22V形H2O/H2S二、分子的空间结构1.用价层电子对互斥理论(VSERP)推测分子的立体构价层电子对数=δ键数+中心原子孤电子对数ABx型中心原子的孤电子对数=½（a-xb)杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角空间构型实例sp2180°直线形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28′正四面体形CH42.用杂化轨道理论推测分子的立体构型二、分子的空间结构①参与杂化的轨道能量相近。②杂化前后轨道数目不变，现状、方向改变。③杂化的目的是减少排斥力，杂化理论是用来解释VSERP④杂化轨道只能形成σ键或容纳孤对电子。3.等电子体：2原子10电子等电子体：N2、CO、CN-、C22-二、分子的空间结构spsp2sp3思考：甲烷、乙烯、乙炔、苯中的碳原子是什么杂化类型？原子总数及价电子总数相同。相似的化学键特征，具有许多相近的性质。补充：二、分子的空间结构4.配位化合物金属离子(或原子)[中心原子]与某些分子或离子[配体]以配位键结合形成的化合物。中心原子有空轨道：如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。配位体有孤电子对，如：

H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-。三、分子的性质1.分子间作用力2.范德华力①定义：分子间微弱的相互作用。②比化学键弱很多，一般只影响物理性质。③结构相似，随极性和M增大而增大。广义，狭义，分子晶体、混合晶体中。3.氢键①形成及表示：X-H···Y（X、Y∈N、O、F）③与范德华力的区别：方向性：分子间氢键为直线(X-H···Y)，分子内不是。能级：共价键>氢键>范德华力饱和性：每个H原子，每对孤对电子只能成一个氢键②不是化学键⑥分子内氢键使物质熔沸点、硬度降低、酸性增强。④不存在于气态中，冰的密度小于水的原因。三、分子的性质⑤分子间氢键使物质：

熔沸点、溶解性、硬度增大。4.分子的极性判断：正负电荷中心是否重合ABn型：A化合价绝对值=主族数→非极性分子5.溶解性：相似相溶、氢键6.手性：手性碳原子：连接4个不同原子或原子团的碳原子。手性异构体：左手+右手手性分子：“左手”或“右手”三、分子的性质7.无机含氧酸分子的酸性规律：写成(HO)mROn时，R元素一定，n越大，酸性越强。实例：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4(酸性)原因：R相同，n越大，R的正电性越高，使R-O-H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H+，酸性越强。第三章晶体结构与性质1.了解化学键和分子间作用力的区别。2.理解离子键的形成，能根据结构解释其物理性质。3.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。4.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。5.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构及微粒、微粒间作用力的区别。一、晶体1.晶体与非晶体的区别：2.分类：“原子/离子/金属/分子/混合(过渡)”晶体规则几何外形、固体、自范性、各向异性区别方法：固定熔点、晶胞(X-射线衍射)①凝固②凝华③结晶3.获得晶体的三途径：4.晶胞：基本单元、无隙并置(前后左右不反转)5.晶体类型的比较：比较：分子晶体、原子晶体、金属晶体、离子晶体角度：构成粒子、粒子间作用力、硬度、熔沸点、溶解性、导电导热性、物质类别与实例①(活泼)金属氧化物(Na2O、CaO、Na2O2等)、强碱和绝大多数盐类属于离子晶体（AlCl3、BeCl2除外）；②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸(所有)和大多数有机物(除有机盐外)以及惰性气体均属于分子晶体；③金属单质(除汞外)和合金属于金属晶体；④常见的原子晶体：金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、金刚砂、硼、刚玉、AlN、Si3N4(C3N4)一、晶体二、常见晶体结构模型1.分子晶体：干冰面心立方，每个CO2周围12个CO2。2.原子晶体：金刚石、SiO2正四面体，键角，最小环6个碳，每个C形成2个C-C最小环上12原子，每个硅形成4个硅氧键二、常见晶体结构