高中化學權威教師選修三經典總結

201*高三課堂小練習（21）

班級姓名

1存在分子內氫鍵的物質有、

2向硫酸銅溶液中逐滴滴加氨水至過量的現象為：繼續(xù)向其中滴加乙醇的現象為所得物質的化學式為3[Ag（NH3）2]OH中內界為外界為中心離子為配體為配位數為配原子為

4鈣的焰色為顏色，產生焰色反應的原因5元素周期表中的分區(qū)為，例S區(qū)：IA、IIA，P區(qū)：，d區(qū)：，ds區(qū)為

6氯化鈉晶胞中，鈉離子的配位數為距離鈉離子最近的鈉離子有個，鈉離子周圍最近的氯離子所組成的空間構型為在一個氯化鈉晶胞中鈉離子有個。氟化鈣晶胞中，鈣離子的配位數為氟離子的配位數為氯化銫晶胞中銫的配位數為7影響離子晶體結構的因素為8氧化鎂與氯化鈉晶體熔點較高的是原因是9等電子體的判斷條件10在銅氨配離子中，提供空軌道，提供孤電子對，兩者之間的作用力叫做銅氨配離子的化學式為

11鎂的第一電離能為什么比鋁大12氮的第一電離能為什么比氧大13第三周期第一電離能第三高的元素與第二周期電負性第二大的元素形成的化合物為14鈹與氫氧化鈉反應的化學方程式為15用文字及軌道式說明乙炔分子中兩個∏鍵的成因16金屬金晶體的堆積方式為金原子的配位數為空間利用率為鐵晶體的堆積方式為鐵原子的配位數為空間利用率為鋅晶體的堆積方式為鋅原子的配位數為空間利用率為17為什么乙醇在水中溶解度比丁醇在水中溶解度大18碳酸和亞硫酸非羥基氧數目一樣多，酸性卻強（填化學式），為什么19如何判斷手性碳原子20金屬鈉的密度為ag/cm3，距離最近的兩個鈉離子的球心距離為銅的密度密度為ag/cm3，距離最近的兩個銅離子的球心距離為（Na23Cu64用NA、a表示）

21金剛石的硬度比氮化碳的硬度（大、�。�為什么22氨氣在水中溶解度極大，為什么

23將氮族元素的氫化物按沸點由大到小排列將氧族元素的氫化物按沸點由大到小排列將鹵族元素的氫化物按沸點由大到小排列將碳族元素的氫化物按沸點由大到小排列（用化學式表示）

24用價層電子對互斥理論解釋二氧化硫的空間構型的判斷過程25用價層電子對互斥理論解釋四氯化碳是否為極性分子的判斷過程26五氯化磷分子的極性為為什么27足球烯為晶體，晶體硼為晶體，氯化鋁為晶體，金屬鍺為晶體28亞鐵離子和鐵離子更穩(wěn)定，為什么29寫出三種含有非極性共價鍵的離子化合物的電子式30銅的價電子排布式鉻的價電子排布圖31氫氟酸中存在的氫鍵的表示方法為：32石墨晶體中存在的作用力有33干冰晶胞的堆積方式為，每個干冰分子周圍距離最近的干冰分子為個34冰中水分子，一個水分子周圍的氫鍵有個

35金剛石晶體中，最小的碳環(huán)為元環(huán)，二氧化硅晶體中最小的環(huán)為元環(huán)

36H2分子中的共價鍵為一個s--sσ鍵，O2分子中的共價鍵為N2分子中的共價鍵為乙炔分子中的共價鍵為

37為什么實驗室測得水的相對分子質量比18大38乙醇比丁醇更易溶于水的原因為

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第一章原子結構與性質

一.原子結構

1.能級與能層

2.原子軌道

3.原子核外電子排布規(guī)律

⑴構造原理：隨著核電荷數遞增，大多數元素的電中性基態(tài)原子的電子按右圖順序填入核外電子運動軌道（能級），叫做構造原理。

能級交錯：由構造原理可知，電子先進入4s軌道，后進入3d軌道，這種現象叫能級交錯。

說明：構造原理并不是說4s能級比3d能級能量低（實際上4s能級比3d能級能量高），而是指這樣順序填充電子可以使整個原子的能量最低。也就是說，整個原子的能量不能機械地看做是各電子所處軌道的能量之和。

（2）能量最低原理

現代物質結構理論證實，原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。

構造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低，而不局限于某個能級。

（3）泡利（不相容）原理：基態(tài)多電子原子中，不可能同時存在4個量子數完全相同的電子。換言之，一個軌道里最多只能容納兩個電子，且電旋方向相反（用“↑↓”表示），這個原理稱為泡利（Pauli）原理。

（4）洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道（能量相同）時，總是優(yōu)先單獨占據一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則叫洪特（Hund）規(guī)則。比如，p3的軌道式為↑

↑↑

或

↓↓↓

，而↑↓↑

。

洪特規(guī)則特例：當p、d、f軌道填充的電子數為全空、半充滿或全充滿時，原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14時，是較穩(wěn)定狀態(tài)。

前36號元素中，全空狀態(tài)的有4Be2s22p0、12Mg3s23p0、20Ca4s23d0；半充滿狀態(tài)的有：7N2s22p3、15P3s23p3、24Cr3d54s1、25Mn3d54s2、33As4s24p3；全充滿狀態(tài)的有10Ne2s22p6、18Ar3s23p6、29Cu3d104s1、30Zn3d104s2、36Kr4s24p6。

4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式

①用數字在能級符號的右上角表明該能級上排布的電子數，這就是電子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

②為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內層電子達到稀有氣體元素原子結構的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示，例如K：[Ar]4s1。

(2)電子排布圖(軌道表示式)

每個方框或圓圈代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如基態(tài)硫原子的軌道表示式為

二.原子結構與元素周期表1.原子的電子構型與周期的關系

(1)每周期第一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外，其余為ns2np6。He核外只有2個電子，只有1個s軌道，還未出現p軌道，所以第一周期結尾元素的電子排布跟其他周期不同。

(2)一個能級組最多所容納的電子數等于一個周期所包含的元素種類。但一個能級組不一定全部是能量相同的能級，而是能量相近的能級。

2.元素周期表的分區(qū)(1)根據核外電子排布

①分區(qū)

②各區(qū)元素化學性質及原子最外層電子排布特點

③若已知元素的外圍電子排布，可直接判斷該元素在周期表中的位置。如：某元素的外圍電子排布為4s24p4，由此可知，該元素位于p區(qū)，為第四周期ⅥA族元素。即最大能層為其周期數，最外層電子數為其族序數，但應注意過渡元素(副族與第Ⅷ族)的最大能層為其周期數，外圍電子數應為其縱列數而不是其族序數(鑭系、錒系除外)。

三.元素周期律1.電離能、電負性

（1）電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個電子時所需要的最低能量，第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能數值越小，原子越容易失去1個電子。在同一周期的元素中，堿金屬(或第ⅠA族)第一電離能最小，稀有氣體(或0族)第一電離能最大，從左到右總體呈現增大趨勢。同主族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大

（2）元素的電負性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0，鋰的電負性為1.0作為相對標準,得出了各元素的電負性。電負性的大小也可以作為判斷金屬性和非金屬性強弱的尺度，金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”的電負性在1.8左右。它們既有金屬性，又有非金屬性。

（3）電負性的應用

①判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱

②金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。

③金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。④同周期自左到右，電負性逐漸增大，同主族自上而下，電負性逐漸減小。2.原子結構與元素性質的遞變規(guī)律

3.對角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如

第二章分子結構與性質

課標要求

1.了解共價鍵的主要類型鍵和鍵，能用鍵長、鍵能和鍵角等說明簡單分子的某些性質

2.了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型（sp、sp2、sp3），能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或離子的空間結構。3.了解簡單配合物的成鍵情況。4.了解化學鍵合分子間作用力的區(qū)別。

5.了解氫鍵的存在對物質性質的影響，能列舉含氫鍵的物質。要點精講一.共價鍵

1.共價鍵的本質及特征

共價鍵的本質是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。2.共價鍵的類型

①按成鍵原子間共用電子對的數目分為單鍵、雙鍵、三鍵。②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。

③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。3.鍵參數

①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。③鍵角：在原子數超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。④鍵參數對分子性質的影響

鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定．

4.等電子原理[來源:學 科 網]

原子總數相同、價電子總數相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質相近。二.分子的立體構型

1．分子構型與雜化軌道理論雜化軌道的要點

當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。

2分子構型與價層電子對互斥模型

價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤對電子。

(1)當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；(2)當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。

3.配位化合物

（1）配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較

（2）配位化合物

①定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化合物。②組成：如[Ag(NH3)2]OH，中心離子為Ag＋，配體為NH3，配位數為2。三.分子的性質1.分子間作用力的比較2．分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。(2)非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。3．溶解性

(1)“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，

極性溶質一般能溶于極性溶劑．若存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減�。�4．手性

具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現象。5．無機含氧酸分子的酸性

無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4

第三章晶體結構與性質

一.晶體常識1.晶體與非晶體比較

2.獲得晶體的三條途徑

①熔融態(tài)物質凝固。②氣態(tài)物質冷卻不經液態(tài)直接凝固（凝華）。③溶質從溶液中析出。3.晶胞

晶胞是描述晶體結構的基本單元。晶胞在晶體中的排列呈“無隙并置”。4.晶胞中微粒數的計算方法均攤法

如某個粒子為n個晶胞所共有，則該粒子有1/n屬于這個晶胞。中學中常見的晶胞為立方晶胞

立方晶胞中微粒數的計算方法如下：

注意：在使用“均攤法”計算晶胞中粒子個數時要注意晶胞的形狀

二.四種晶體的比較

2．晶體熔、沸點高低的比較方法

（1）不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。

金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點很高，汞、銫等熔、沸點很低。（2）原子晶體

由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高．如熔點：金剛石＞碳化硅＞硅

（3）離子晶體

一般地說，陰陽離子的電荷數越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，相應的晶格能大，其晶體的熔、沸點就越高。

（4）分子晶體

①分子間作用力越大，物質的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。②組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，熔、沸點越高。

③組成和結構不相似的物質（相對分子質量接近），分子的極性越大，其熔、沸點越高。④同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低。（5）金屬晶體

金屬離子半徑越小，離子電荷數越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高。三.幾種典型的晶體模型

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