物质结构与性质
物质结构与性质
原子结构与性质
●了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，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。
●了解同一周期、同一主族中元素电离能和电负性的变化规律。
化学键与物质的性质
●了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ
键和π键之间相对强弱的比较不作要求）。
●了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异。
●能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型（对d轨道参与杂化和AB5
型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求）。
●了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用。
●了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）。
●了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征。
●能根据离子化合物的结构特征和晶格能解释离子化合物的物理性质。
●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。
●理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质。
●知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等
晶体结构参数相关的计算不作要求）。
分子间作用力与物质的性质
●知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别。
●知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。
●了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。
●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。
【命题趋势】
本专题考查表现为一道独立的综合题，约占12分。覆盖原子结构、分子结构、晶体结构等核心概念，知识点全面，但整体难度不大。
原子结构与性质
1．构造原理
图（1）图（2）
①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
2．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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
同周期元素，从左往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。
同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。
3．电负性
元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
（1）同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；（2）同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。
化学键与物质的性质
1．键的极性和分子的极性
分子共价键的极性分子中正负
电荷中心
结论举例
NH40 4 sp正四面体H2O 2 4 sp3V H3O+ 1 4 sp3三角锥形3．价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型
电子对数目电子对的空
间构型
成键电子
对数
孤电子
对数
电子对的
排列方式
分子的
空间构型
实例
2 直线 2 0 直线CO2、C2H2
3 三角形
3 0 三角形BF3、SO
2 1 V—形SnCl2、PbCl
4 四面体4 0 四面体
CH4、SO
CCl4、
3 1 三角锥NH3、PCl 2 2 V—形H2O、
4．等电子原理及其应用
等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒，如：CO和N2，CH4和NH4+；等电子体具有相似的化学键特征，性质相似。
5．简单配合物
概念表示条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
A B
电子对给予体电子对接受体
其中一个原子必须提供孤对电子，
另一原子必须能接受孤对电子的
轨道。
6．典型离子晶体的结构特征
NaCl型晶体CsCl型晶体
每个Na+离子周围被六个C1—离子所包围，同样每个C1—也被六个Na+所包围。每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
7．金属键对金属通性的解释
金属通性解释
金属光泽金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可以在较宽范围内吸收可见光并随即放出，因而使金属不透明、具一定金属光泽(多数为银白色)。
导电在外加电场的作用下，自由电子在金属内部发生定向运动，形成电流。
导热自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的温度。有延展性当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为良好的延展性。
钠、钾、铬、钨等体心立方堆积镁、钛、锌等
六方堆积
金、银、铜、铝等
面心立方堆积
分子间作用力与物质的性质
1．氢键对物质性质的影响
分子间氢键使物质的熔沸点升高，使物质的溶解性增强；分子内氢键一般使物质的熔沸点降低。分子间氢键
晶体类型金属晶体离子晶体原子晶体分子晶体
结构构成微粒
金属阳离子和自由
电子
阴、阳离子原子分子
微粒间作
用力
金属键离子键共价键分子间作用力
性质
熔、沸点
随金属键强弱变化，
差别较大
较高很高较低硬度
随金属键强弱变化，
差别较大
较大很大较小
导电性良好
水溶液和熔融状态
能导电
一般不导电一般不导电举例所有固态金属NaCl、CsCl、CaF2
金刚石、晶体硅、
SiO2
干冰、冰、I2
试题枚举
HN3称为叠氮酸，常温下为无色有刺激性气味的液体。N3—也被称为类卤离子。用酸与叠氮化钠反应可
制得叠氮酸。而叠氮化钠可从下列反应制得：NaNH2+N2O=NaN3+H2O。HN3、浓盐酸混合液可溶解铜、铂、金等
不活泼金属，如溶解铜生成CuCl2—。铜和铂的化合物在超导和医药上有重要应用，Cu的化合物A（晶胞如
图）即为超导氧化物之一，而化学式为Pt(NH3)2Cl2的化合物有两种异构体，其中B异构体具有可溶性，可
用于治疗癌症。试回答下列问题：
（1）基态铜原子核外电子排布式为。
（2）元素N、S、P的第一电离能（I1）由大到小的顺序为。
（3）HN3属于晶体，N3—的空间构型是_____，与N3—互为等电子体的分子的化学式为（写1种）。
NH2—的电子式为，其中心原子的杂化类型是。
（4）CuCl2—中的键型为，超导氧化物A的化学式为
（5）治癌药物B的结构简式为
[解析] （1）根据铜的原子序数和构造原理可写出：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 （2）同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，N和P原子的外层电子构型具有较稳定的p3半满结构，
第一电离能比硫的大，则N、S、P的第一电离能（I1）由大到小的顺序为：N＞P＞S
（3）分子，直线，CO2 (N2O、CS2，写1个即可)， sp3
（4）配位键（写共价键也可）根据晶胞中顶点、面、体心的分配关系，A的化学式为YBa2Cu3O7
（5）B异构体具有可溶性，说明其为极性分子：Cl Pt
Cl
NH3
NH3
【变式反馈】
1．I．短周期某主族元素M的电离能情况如图（A）所示。则M元素位于周期表的第族。
II．图B是研究部分元素的氢化物的沸点变化规律的图像，折线c可以表达出第族元素氢化物
的沸点的变化规律。不同同学对某主族元素氢化物的沸点的变化趋势画出了两条折线——折线a和折线b，
你认为正确的是：，理由
是：。
III．人类在使用金属的历史进程中，经历了铜、铁、铝之后，第四种将被广
泛应用的金属则被科学家预测为是钛（Ti）。钛被誉为“未来世纪的金属”。试回答下列问题：
（1）22Ti元素基态原子的价电子层排布式为。
（2）在Ti的化合物中，可以呈现+2、+3、+4三种化合价，其中以+4价的Ti最为稳定。偏钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结构示意图如右图，则它的化学式是。
（3）现有含Ti3+的配合物，化学式为[TiCl（H2O）5]Cl2·H2O。配离子[TiCl（H2O）5]2+中含有的化学键类型是，该配合物的配体是。
2．下表中实线是元素周期表的部分边界，其中上边界并未用实线标出
．．．．．．．．．．。
根据信息回答下列问题：
（1）周期表中基态Ga原子的最外层电子排布式为。
（2）Fe元素位于周期表的分区；Fe与CO易形成配合物Fe(CO)5，在Fe(CO)5中铁的化合价为__________；已知：原子数目和电子总数（或价电子总数）相同的微粒互为等电子体，等电子体具有相似的结构特征。与CO分子互为等电子体的分子和离子分别为____和_____（填化学式）。
（3）在CH4、CO、CH3OH中，碳原子采取sp3杂化的分子有。
（4）根据VSEPR理论预测ED4—离子的空间构型为______________型。B、C、D、E原子相互化合形成的分子中，所有原子都满足最外层8电子稳定结构的电子式为：__________________________________(写3种)
【专题训练】
1．下列说法正确的是：（）
A．126g P4含有的P－P键的个数为6N A
B．12g石墨中含有的C－C键的个数为2N A
C．12g金刚石中含有的C－C键的个数为1.5N A
D．60gSiO2中含Si－O键的个数为2N A
2．下列物质的熔、沸点高低顺序中，正确的是（）
A．金刚石＞晶体硅＞二氧化硅＞碳化硅
B．CI4＞CBr4＞CCl4＞CH4
C．MgO＞O2＞N2＞H2O
D．金刚石＞生铁＞纯铁＞钠
3．已知各种硝基苯酚的性质如下表
名称结构式水中溶解度/g
(25℃)
熔点/℃沸点/℃
下列关于各种硝基苯酚的叙述不正确的是 ( )
A．邻—硝基苯酚分子内形成氢键，使其熔沸点低于另两种硝基苯酚
B．间—硝基苯酚不仅分子间能形成氢键，也能与水分子形成氢键
C．对—硝基苯酚分子间能形成氢键，使其熔沸点较高
D．三种硝基苯酚都不能与水分子形成氢键，所以在水中溶解度小
4－1
请试着解释：为什么钠易形成Na，而不易形成Na？为什么镁易形成Mg，而不易形成Mg3+？5．A、B、C、D分别代表四种不同的短周期元素。A元素的原子最外层电子排布为ns1，B元素的原子价电子排布为ns2np2，C元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的P亚层中有3个电子。
(1)C原子的电子排布式为
(2)当n=2时，B的原子结构示意图为
(3)若A元素的原子最外层电子排布为2s1，B元素的原子价电子排布为3s23p2，元素A在周期表中的位置是，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。
6．下图为周期表中部分元素某种性质（X值）随原子序数变化的关系。
（1）短周期中原子核外p亚层上电子数与s亚层上电子总数相等的元素是______（写元素符号）。
（2）同主族内不同元素的X值变化的特点是_________________________，同周期内，随着原子序数的增大，X值变化总趋势是________________。周期表中X值的这种变化特点体现了元素性质的________________变化规律。
（3）X值较小的元素集中在元素周期表的_____________。
a. 左下角
b. 右上角
c. 分界线附近
（4）下列关于元素此性质的说法中正确的是__________（选填代号）。
a. X值可反映元素最高正化合价的变化规律
b. X值可反映原子在分子中吸引电子的能力
7．氰气[(CN)2]无色、剧毒、有苦杏仁味，和卤素单质性质相似。
（1）写出(CN)2与苛性钠溶液反应的离子方程式_______________________________；
（2）已知氰分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，
则(CN)2的电子式为____________，结构式为____________________________，
分子空间构型为_______________，是__________分子（填“极性”或“非极性”）；
（3）氰分子中碳原子为___________杂化；一个氰分子中包含____________个σ键，_______个π键。8．根据下列要求，各用电子式表示一实例：
（1）只含有极性键并有一对孤对电子的分子
（2）只含有离子键、极性共价键的物质
（3）只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子
9．极性分子易溶于极性分子中，而非极性分子易溶于非极性分子中，又叫相似相溶原理。PtCl2(NH3)2为平面正方形结构，它可以形成两种固体：一种为淡黄色，在水中溶解度小；另一种为黄绿色，在水中溶解度较大，请在以下空格中画出这两种固体分子的几何构型图：
淡黄色固体的分子构型黄绿色固体的分子构型
黄绿色固体在水中的溶解度比淡黄色固体大的原因是
。
10．(1)利用VSEPR推断分子或离子的空间构型
PO43－______________ ；CS2_______________ ；AlBr3(共价分子)_______________ 。
(2)有两种活性反应中间体微粒，它们的微粒中均含有1个碳原子和3个氢原子。请依据下面给出的这两种微粒的球棍模型，写出相应的化学式：
。
(3)按要求写出第二周期非金属元素构成的中性分子的化学式：
平面形分子____________，三角锥形分子____________，四面体形分子_____________。
11．锌和铝都是活泼金属，其氢氧化物既能溶于强酸，又能溶于强碱。但是氢氧化铝不溶于氨水，而氢氧化锌能溶于氨水，生成配合物离子[Zn(NH3)4]2+。
回答下列问题：
（1）单质铝溶于氢氧化钠溶液后，溶液中铝元素的存在形式为
（用化学式表示）。
（2）写出锌和氢氧化钠溶液反应的化学方程式
。
（3）下列各组中的两种溶液，用相互滴加的实验方法即可鉴别的是。
①硫酸铝和氢氧化钠②硫酸铝和氨水③硫酸锌和氢氧化钠④硫酸锌和氨水
（4）写出可溶性铝盐与氨水反应的离子方程式
。
试解释在实验室不适宜用可溶性锌盐与氨水反应制备氢氧化锌的原因
。
12
回答下列问题：
（1）钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多，其原因是。
（2）NaF 的熔点比NaBr的熔点高的原因是。
SiF4的熔点比SiBr4的熔点低的原因是。
（3）NaF和NaBr的晶格能的高低顺序为，硬度大小为。
13．有五种短周期元素，x A、y B、z C、m D、n E，其中x+y+z+m+n=57。已知A元素的气态氢化物与其最高价氧化物的水化物在常温下能化合成一种化合物；C元素的原子最外层电子数是其电子层数的3倍；D元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，且D与C只能形成一种化合物；E单质在空气中燃烧能生成一种淡黄色固体。试回答：
⑴A元素名称，它在元素周期表中的位置。B元素原子的电子式，E 元素的简单离子结构示意图。
⑵分别写出A和B的最高价氧化物对应水化物的分子式、。
⑶写出C和D形成的化合物的化学式，其晶体类型属于。
⑷写出A的气态氢化物的结构式，其分子的空间构型为，属于分子。
参考答案
【变式反馈】
1．I．IIIA
II．IVA；b；a点所示的氢化物是水，其沸点高是由于在水分子间存在多条结合力较大的氢键，总强度远远大于分子间作用力，所以氧族元素中其它氢化物的沸点不会高于水。
III．（1）3d24s2。（2）①BaTiO3；
（3）极性共价键（或共价键）、配位键；H2O、Cl—
2．（1）4s24p1
（2）d 0 N2 CN－C≡O
（3）CH4 CH3OH
（4）正四面体；可以为CO2、NCl3、CCl4、CO等电子式中的2个
【专题训练】
1．A；2．B；3．D
4．Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子。
5．(1)1s22s22p4
(3)第2周期I A族 O>P>Si>Li
6．（1）O，Mg；
（2）同一主族，从上到下，X值逐渐减小；逐渐增大；周期性；
（3）a；（4）bc
7．（1）(CN)2+2OH－══CN－+CNO－+H2O
（2）C
C
（3）sp，3、4
8．（1）H
；（2）[ ]
O H
Na
+-
；（3）C S
9．
淡黄色固体的分子构型黄绿色固体的分子构型
Pt
Cl Cl
NH3
3
Pt
Cl NH3
Cl
3
10．⑴四面体形直线形平面形⑵CH3+ CH3－⑶BF3 NF3 CF4
11．（1）[Al(OH)4] -
（2）Zn+2NaOH+2H2O=Na2Zn(OH)4+H2
（3）①③④
（4）Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
可溶性锌盐与氨水反应产生的Zn(OH)2可溶于过量氨水中，生成[Zn(NH3)4]2+，氨水的用量不易控制12．（1）钠的卤化物是离子晶体，硅的卤化物是分子晶体，而离子键一般比分子间作用力强得多。
(2) F-离子半径比Br-小，NaF离子键键能比NaBr大
(3) SiF4的相对分子质量比SiBr4小，SiF4的分子间作用力比SiBr4小。
(4) NaF>NaBr NaF>NaBr
13．⑴氮第二周期第ⅤA族Cl
⑵ HNO3 HClO4
⑶ SiO2原子晶体
⑷H N
H三角锥型极性分子
(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案
物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体 第四节离子晶体 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道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．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．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。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。
物质结构与性质知识点归纳
物质结构与性质知识点总结 专题一了解测定物质组成和结构的常用仪器（常识性了解）。 专题二第一单元 1.认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型。 2.了解原子核外电子的运动状态，了解电子云的概念。 3.了解电子层、原子轨道的概念。 4.知道原子核外电子排布的轨道能级顺序。知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁。 5.了解能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则，能用电子排布式、轨道表示式表示1-36号元素原子的核外电子排布。 第二单元 1.理解元素周期律，了解元素周期律的应用。 2.知道根据原子外围电子排布特征，可把元素周期表分为不同的区。 3.了解元素第一电离能、电负性的概念及其周期性变化规律。（不要求用电负性差值判断共价键还是离子键） 4.了解第一电离能和电负性的简单应用。 专题三第一单元 1.了解金属晶体模型和金属键的本质。 2.能用金属键理论解释金属的有关物理性质。了解金属原子化热的概念。 3.知道影响金属键强弱的主要因素。认识金属物理性质的共性。 4.认识合金的性质及应用。 注：金属晶体晶胞及三种堆积方式不作要求。 第二单元 1.认识氯化钠、氯化铯晶体。 2.知道晶格能的概念，知道离子晶体的熔沸点高低、硬度大小与晶格能大小的关系。 3.知道影响晶格能大小的主要因素。 4.离子晶体中离子的配位数不作要求。 第三单元 1.认识共价键的本质，了解共价键的方向性和饱和性。 2.能用电子式表示共价分子及其形成过程。认识共价键形成时，原子轨道重叠程度与共价键键能的关系。 3.知道σ键和π键的形成条件，了解极性键、非极性键、配位键的概念，能对一些常见简单分子中键的类型作出判断。注：大π键不作要求 4.了解键能的概念，认识影响键能的主要因素，理解键能与化学反应热之间的关系。 5.了解原子晶体的特征，知道金刚石、二氧化硅等常见原子晶体的结构与性质的关系。 第四单元 1.知道范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。 2.了解影响范德华力的主要因素，知道范德华力对物质性质的影响。 3.了解氢键的概念和成因，了解氢键对物质性质的影响。能分析氢键的强弱。
高中化学选修3-物质结构与性质-全册知识点总结
高中化学选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。
主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。
主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （ 1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、 d、 f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④ s、 p、 d、 f,, 可容纳的电子数依次是1、 3、 5、7,, 的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （ 2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（ n：能层的序数）。
新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的
新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究作者：蔡文联文章来源：：《化学教学》2007年01期点击数：31 更新时间：2008-3-24 新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究 蔡文联饶志明余靖知 摘要：根据2003年出版的《普通高中化学课程标准(实验》)编定的高中化学教材已通过审定的有三种版本，分别由人民教育出版社、江苏教育出版社、山东科技出版社出版。高中化学课程8个模块中选修3“物质结构与性质”是属于化学基本理论知识的模块。本文将对新版三种教材(选修3“物质结构与性质”)的设计思路、体系结构、栏目设置等方面进行比较研究，以期有助于教师理解新课标、选择教材、教法以及把握教学尺度。 为了适应我国21世纪初化学课程发展的趋势，化学课程标准研制组经过深入的调查研究，多次讨论修改，于2003年出版了《普通高中化学课程标准（实验）》。他们将高中化学课程采用模块的方式分为必修和选修两部分，共8个模块，其中必修模块2个，选修模块6个。新课程“在保证基础的前提下为学生提供多样的、可供选择的课程模块”，兼顾“学生个性发展的多样化需要”，适应不同地区和学校的条件。目前以高中化学课程标准和基础教育课程改革纲要为指导编写的新版高中化学教材经全国中小学教材审定委员会初审通过的共有3种，分别是由人民教育出版社出版（宋心琦主编，以下简称人教版），江苏教育出版社出版（王祖浩主编，以下简称苏教版），山东科技出版社出版（王磊主编，以下简称山东科技版）。 在6个选修模块中，选修3“物质结构与性质”模块突出化学学科的核心观念、基本概念原理和基本思想方法。在以“提高学生的科学素养”为主旨的高中化学课程改革中，如何将新课程理念很好地融合进化学基本概念和基础理论的教学中，转变学生的学习方式，培养学生的逻辑思维能力，提高学生学习本课程的意义，是值得广大化学教师研究、推敲的。因此，针对上述三种版本的教材（选修3物质结构与性质）进行具体的分析、比较、评价， 对教师在选择教材、教法以及把握教学尺度方面都具有十分重要的意义。 1.“物质结构与性质”模块教材的简介
(完整版)苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点
第一单元 金属键 金属晶体 金 属 键 与 金 属 特 性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性 特性 解释 导电性 在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流 导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传 到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的 温度 延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原 子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍 保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中
2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。 【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。
物质结构与性质知识点总结78465
物质结构与性质知识点总结 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.
(2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，
(完整版)物质结构与性质知识点总结
高中化学物质结构与性质知识点总结 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结
选修三物质结构与性质总结 一.原子结构与性质. 1、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度 越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子 层.原子由里向 外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f 轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述 .在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具 有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d 物质结构与性质补充练习 1．（1）中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为： 2KNO3 + 3C + S == A + N2↑+ 3CO2↑ (已配平) ①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为； ②在生成物中，A的晶体类型为，含极性共价键的分子的中心原子轨道杂化类型 为； ③已知CN-与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为； （2）原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q 多2。T的基态原子外围电子（价电子）排布为，Q2+的未成对电子数是（3）在CrCl3的水溶液中，一定条件下存在组成为[CrCl n(H2O)6-n]x+（n和x均为正整数）的配离子，将其通过氢离子交换树脂（R-H），可发生离子交换反应： 交换出来的H+经中和滴定，即可求出x和n,确定配离子的组成。 将含0．0015 mol [CrCl n(H2O)6-n]x+的溶液，与R-H完全交换后，中和生成的H+需浓度为0．1200 mol·L-1 NaOH溶液25．00 mL，该配离子的化学式为。 2．（2010省质检）X元素在第3周期中电负性最大，Y、Z元素同主族且位置相邻，Y原子的最外层电子排布为ns n np n+2。请填写下列空白。 （1）第一电离能：Y Z（填“>”、“<”或“=”）； （2）XY2是一种高效安全的消毒剂，熔点-59.5℃，沸点10℃，构成该晶体的微粒之间的作用力是； （3）ZX2常用于有机合成。已知极性分子ZX2中Z原子采用np3杂化，则该分子的空间构型是，分子中X、Z原子之间形成键（填“σ”或“π”）； （4）胆矾晶体（CuSO4·5H2O）中4个水分子与铜离子 形成配位键，另一个水分子只以氢键与相邻微粒结合。 某兴趣小组称取2.500g胆矾晶体，逐渐升温使其失水， 并准确测定不同温度下剩余固体的质量，得到如右图所示 的实验结果示意图。以下说法正确的是（填标号）； A．晶体从常温升至105℃的过程中只有氢键断裂 B．胆矾晶体中形成配位键的4个水分子同时失去 C．120℃时，剩余固体的化学式是CuSO4·H2O D．按胆矾晶体失水时所克服的作用力大小不同， 晶体中的水分子可以分为3种 （5）右图中四条曲线分别表示H2、Cl2、Br2、I2分子的 形成过程中能量随原子核间距的变化关系，其中表示v的是 曲线（填“a”、“b”或“c”），理由是。 3．（2010年厦门质检卷）A、B、C、D、E、F、G七种前 四周期元素，其原子序数依次增大。A的原子中没有成对 电子；B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道， 2015高考化学物质结构与性质常考点总 结 2015高考化学物质结构与性质常考点总结 1．核外电子排布表示法 (1)注意涉及洪特规则特例元素的电子排布式 如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，可简化为[Ar]3d54s1 (2)价层电子排布式，如Fe：3d64s2 (3)电子排布图，如O 2．第一电离能的周期性变化规律 (1)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族部分元素例外，比同周期相邻族的元素的第一电离能都高。 (2)同一主族，随电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。 3．σ键和π键的数目共价单键：σ键共价双键：1个σ键，1个π键共价三键：1个σ键，2个π键 4．常见分子的空间构型及杂化轨道类型归纳 价层电子对数成键对数孤电子对数VSEPR 模型 名称分子空间构型名称中心原子 杂化类型实例 220直线形直线形spBeCl2 330平面 三角形平面三角形sp2BF3 21V形SO2 440正四 面体形正四 面体形sp3CH4 31三角 锥形NH3 22V形H2O 5.键角大小的判断——价层电子对互斥理论的应用 孤电子对之间斥力孤电子对与σ键电子对斥力σ键电子对斥力，如H2O分子键角NH3分子键角CH4分子键角。6．等电子原理 (1)基本观点：原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，且具有许多相近的性质。 (2)实例：如SO2－4、PO3－4为等电子体，其中心原子 均采用sp3杂化，离子构型均为正四面体形；O3和SO2 均为V形。 7．氢键 氢键是与电负性很强的原子(如N、O、F等)形成共价键 的H原子和另外一个电负性很强的原子之间的静电作用。 《物质结构与性质》精华知识点 课本：1、熟记1-36号元素电子排布 1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar 2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d，形成离子时先失去最外层电子） 核外电子排布式外围电子排布式核外电子排布式外围电子排布式 26Fe：[Ar]3d64s2 3d64s2 26 Fe2+：[Ar]3d6 3d6 26Fe3+：[Ar]3d5 3d5 29 Cu：[Ar]3d104s1 3d104s1 29Cu +：[Ar]3d10 3d10 29 Cu 2+：[Ar]3d9 3d9 24Cr： [Ar]3d54s1 3d54s1 24 Cr3＋[Ar] 3d3 3d3 30Zn : [Ar]3d104s2 3d104s2 30 Zn2+ [Ar]3d10 3d10 22Ti2+ [Ar]3d2 3d2 25 Mn [Ar]3d54s2 3d5 4s2 31Ga[Ar]3d104s24P1 4s24P1 32 Ge[Ar]3d104s24P2 4s24P2 33 As: [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题） （1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2- （2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn （4）Cr ：3d 54s 1， 6个未成对电子数，第四周期未成对电子数最多 （5）氟元素的非金属性最强，因此：①F 无正价②气态氢化物中最稳定的是HF 。 （6）最高价含氧酸酸性最强的是：高氯酸（HClO 4） （7）Al 元素：原子有三个电子层，简单离子在本周期中半径最小 （8）某元素的最高价氧化物对应的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，则该元素是：氮 （氨气和硝酸反应生成硝酸铵）。 （9）气态氢化物的稳定性：（同周期增强，同主族减弱）CH 4< NH 3< H 2O 【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲】 一.原子结构与性质. 一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义. 1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7. 2.(构造原理） 了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布. (1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子. (2).原子核外电子排布原理. ①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. ②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. ③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同. 洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1. (3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式. ①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。 ②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。 3.元素电离能和元素电负性 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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 (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： ①同周期元素，从左往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。Be、N、Mg、P 物质结构与性质 原子结构与性质 ●了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，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。 ●了解同一周期、同一主族中元素电离能和电负性的变化规律。 化学键与物质的性质 ●了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ 键和π键之间相对强弱的比较不作要求）。 ●了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异。 ●能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型（对d轨道参与杂化和AB5 型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求）。 ●了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用。 ●了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）。 ●了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征。 ●能根据离子化合物的结构特征和晶格能解释离子化合物的物理性质。 ●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。 ●理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质。 ●知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等 晶体结构参数相关的计算不作要求）。 分子间作用力与物质的性质 ●知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别。 ●知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。 ●了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。 ●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。 【命题趋势】 本专题考查表现为一道独立的综合题，约占12分。覆盖原子结构、分子结构、晶体结构等核心概念，知识点全面，但整体难度不大。 原子结构与性质 1．构造原理 第一章物质结构与性质教案 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道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．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．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。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。 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（1～36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。 教学过程： 1、原子结构理论发展 从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律： 高中化学 选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s 、p 、d 、f ，能 量由低到高依次为s 、p 、d 、f 。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s 、p 、d 、f ……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 ：能层的序数）。 n （22n 每能层所容纳的最多电子数是： 2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分 布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式 的主要依据之一。 （3）不同能层的能级有交错现象，如E （3d ）＞E （4s ）、E （4d ）＞E （5s ）、E （5d ）＞E （6s ）、E （6d ）＞E （7s ）、E （4f ）＞E （5p ）、E （4f ）＞E （6s ）等。原 子轨道的能量关系是：ns ＜（n-2）f ＜ （n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目 对应着每个周期的元素数目。 ；最 2 n 2根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子 跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定 元素。 3、电子云与原子轨道 一. 学习内容： 分子结构与晶体结构 二. 学习目标 了解化学键的含义，理解并掌握共价键的主要类型及特点，共价键、离子键及金属键的主要区别及对物质性质的影响。 能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型，了解等电子体的含义。 了解原子晶体、分子晶体和金属晶体的结构特征，掌握不同晶体的构成微粒及微粒间的相互作用力，掌握影响晶体熔沸点、溶解性的因素。 三. 学习重点、难点 分子结构与晶体结构的特点，影响物质熔沸点和溶解性、酸性的因素 四. 学习过程 （一）化学键与分子结构： 1、化学键：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用，通常叫做化学键。 配位键：配位键属于共价键，它是由一方提供孤对电子，另一方提供空轨道所形成的共 价键，例如：NH 4+ 的形成 在NH 4+中，虽然有一个N －H 键形成过程与其它3个N －H 键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性：原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越稳定。 共价键按成键形式可分为σ键和π键两种，σ键主要存在于单键中，π键主要存在于双键、叁键以及环状化合物中。σ键较稳定，而π键一般较不稳定。 共价键具有饱和性和方向性两大特征。 2、分子结构： 价层电子对互斥理论： 把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下： 另一类是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V 型，NH3分子呈三角锥型。 杂化轨道理论：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，存在sp3、sp2、sp三种杂化。 杂化轨道理论分析多原子分子（离子）的立体结构 价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型 物质结构与性质 三短 第1、2、3周期共18种元素 三长 第4、5、6周期共72种元素 一不全 第7周期（未排满） 第1、2、13、14、15、16、17纵列依次称为 第ⅠA 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 族 第3、4、5、6、7、11、12纵列依次称为 第ⅢB 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 族 第8、9、10三纵列合称为第Ⅷ族（常考Fe ，Cu 及其离子的电子排布式） 第18纵列称为零族（稀有气体元素） s 区 第1、2两个纵列划为s 区（价电子电子在s 轨道） p 区 第13~18六个纵列划为p 区（价电子在p 轨道） d 区 第3~10八个纵列划为d 区（价电子在d 轨道） ds 区 第11、12两个纵列划为ds 区（价电子在d 、s 轨道） f 区 镧系和锕系元素属于f 区（价电子在f 轨道） Ps ：价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子。 第一部分：元素周期表 知识点1 单核微粒半径大小判断规律 （1） 先看电子层数，若不同，则层数多者微粒半径大（如：Br>Cl>F) （2） 若电子层数相同，再看原子序数，序数小者半径大（如：Na + >Mg + >Al 3+ ） （3） 若是同种元素化合价不同的离子或原子，核外电子多者半径大（如：Fe>Fe 2+>Fe 3+) 知识点2 有关周期和族的几个关系 （1） 周期序数=电子层数 （2） 主族（ⅠA~ⅦA ）和副族ⅠB 、ⅡB 族的族序数=原子最外层的电子数（ns+np 或ns ）。 （3） 副族ⅢB~ⅦB 族的族序数=最外层s 电子数+次外层d 电子数。 （4） 零族：最外层电子数等于8或2。 第二部分：元素周期律 知识点1 周期律基本内容 原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径 主要化合价 横行 增大 不变 增多 减小 增大 纵列 增大 增大 不变 增大 不变 行与行间 周期性变化 元素 周期表的结构 7个周期 16个族 （18纵列） 七主 七副 一八一零5个区 高中化学选修物质结构与性质教案 专题3 微粒间作用力与物质性质 【教材内容分析】 在必修2中，学生已初步了解了物质结构和元素周期律、离子键、共价键、分子间作用力等微粒间作用力的知识，又初步了解了离子晶体、分子晶体和原子晶体等结构知识。本专题内容是在学生学习必修2和从原子、分子水平上认识物质构成的基础上，以微粒之间不同的作用力为线索，侧重研究不同类型物质的有关性质，使学生能更深层次上认识物质的结构与性质之间的关系。本专题分四个单元介绍微粒间作用力与物质性质的关系。第一单元的内容首先从介绍金属键入手，对金属的特性作出了解释，又介绍了影响金属键的主要因素；并在金属键的基础上，简单介绍了金属晶体中晶胞的几种常见的堆积模型以及有关晶胞的计算；最后又拓展了合金的性质与结构。让学生对金属晶体有一个较为全面的认识。第二单元通过复习钠与氯形成氯化钠的过程，使学生理解离子键的形成过程和特点；晶格能与离子型化合物的物理性质的关系以及有关晶胞的计算；最后拓展了离子晶体中阴、阳离子半径比与配位数的关系。使学生对于离子晶体有一个较全面的了解。第三单元通过对氢分子的形成过程的分析，使学生理解共价键的本质和特征；以氮分子、乙烯等共价型物质为例介绍共价键的类型；共价键的键能与化学反应热的关系；原子晶体的性质与键能的内在联系。第四单元介绍范德华力、氢键的形成，以及范德华力、氢键对分子晶体性质的影响。通过本专题的学习，使学生进一步认识晶体的结构与性质之间的关系，也可使学生进一步深化“结构决定性质”的认识。 【课时分配】 第一单元 3课时 第二单元 3课时 【教案设计】 第一单元金属键金属晶体 【知识与技能】 1．通过联系金属实物，复习金属的一些物理共性，使学生理解金属键的概念，初步学会用金属键知识解释金属的物理性质 2．理解金属晶体的概念、构成及物理性质特征；了解金属晶体中晶胞的堆积方式，掌握有关晶胞的计算方法。 【过程与方法】1。通过多媒体动画来展示金属的导电、导热、延展性，使学生理解金属键与金属性质的关系。培养学生的想象力和从微观到宏观的认识方法。 2．通过对晶体结构示意图和晶体模型的观察认识，教会学生研究方法，培养学生的观察 物质结构与性质（选修） 第一讲原子结构与性质 考点1原子核外电子排布原理 1．能层、能级与原子轨道之间的关系 2.原子轨道的能量关系 (1)轨道形状 ①s (2)能量关系 ①相同能层上原子轨道能量的高低：n s 3．基态原子核外电子排布的三个原理 (1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外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。 如图为构造原理示意图： (2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且它们的自旋状态相反。 (3)洪特规则：当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，而且自旋状态相同。 洪特规则特例： f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写 (1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。 (2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。 (3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。例如： 核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的 物质结构与性质（选修） 一、能层、能级与原子轨道 1、能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、 M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高 2、能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层 里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s) （1）含义：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最低能量，符号I，单位kJ/mol。 （2）规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的 变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1≤I2≤I3…)。 2．电负性 （1）含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子能力的能力越强。 （2）标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 （3）变化规律 ①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金 属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 ②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 四、共价键 1、共价键的本质和特征：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。其特征是共价键具有饱和 性和方向性。 2、共价键类型 π键电子云“肩并肩”重叠物质结构与性质汇总(精华版)
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