1、第第1 1讲原子结构与性质讲原子结构与性质选修三选修三2023内容索引强基础强基础 增分策略增分策略增素能增素能 精准突破精准突破强基础强基础 增分策略增分策略1.能层与能级 (1)能层(n):在多电子原子中,核外电子的是不同的,按照电子的差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N表示,能量依次升高。即电子层 (2)能级:同一能层里电子的也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用等表示。同一能层里,各能级的能量按的顺序依次升高,即。同一能层不同能级的能量不同,但同一能级的不同轨道的能量相同 能量能量能量s、p、d、fs、p、d、fE(ns)E(np)E(nd)第A族,第A族第A族,前者具有全充满
2、、半充满的电子排布同族元素:从上至下第一电离能同种原子:逐级电离能越来越(即I1I2I3)最低能量kJmol-1最小逐渐减小大最大(3)电负性电负性定义元素的原子在化合物中能力的标度。元素的电负性越大,表示其原子在化合物中的能力越标准以最活泼的非金属氟的电负性为作为相对标准,计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)变化规律在元素周期表中,同周期从左至右,元素的电负性逐渐,同主族从上至下,元素的电负性逐渐吸引键合电子吸引键合电子强4.0增大减小电负性的应用3.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如图所示:旁栏边角选修3P14阅读教材“科学探究”,判断下列说
3、法的正误。(1)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第A族,是p区元素。()(2)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第A族,是s区元素。()(3)砷(As)在元素周期表中的位置是第四周期第A族。()(4)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。()(5)第A族全部是金属元素。()(6)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格,它们是同位素。() 应用提升1.价层电子排布与元素的最高正价数(1)当主族元素失去全部价电子后,表现出该元素的最高化合价,最高正价=主族序数(O、F除外)。(2)第BB族可失去ns和(n-1)d轨道上的全部电子,最高正价=族序数。(3
4、)第族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子,所以最高正价低于族序数(8),只有Ru和Os可表现+8价。(4)第B族可失去ns1电子和部分(n-1)d电子,所以第B族的族序数低于最高正价,第B族只失去ns2电子,第B族的族序数=最高正价。2.微粒半径大小的比较方法一看电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。二看核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。三看核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。易错辨析判断正误:正确的画“”,错误的画“”。(1)第四周期元素中,锰原子价电子层中未成对电子数最多。()(2)共价化合物中,成键元素电
5、负性大的表现为负价。()(3)元素电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。()(4)电负性大于1.8的一定为非金属,小于1.8的一定为金属。() 增素能增素能 精准突破精准突破考点一考点二考点一考点一原子核外电子排布原理原子核外电子排布原理能力概述能力概述考点一考点二命题解读命题解读新教材变化删去“一、开天辟地原子的诞生”;新增“资料卡片电子自旋”,新增“科学史话离散的谱线”考情透析高频考点分析近几年高考化学试题,选择题和非选择题主要考查:构成原子的微粒之间的关系;原子核外电子排布的表示方法;核外电子排布规律的应用。预测考向新的一年高考将围绕以下几点进行考查:核素的表示方法及质子数、中子数
6、、质量数的有关计算;表示原子核外电子排布的化学用语(电子式、结构示意图、电子排布式等)的书写与正误判断;电离能、电负性的大小比较及应用考点一考点二考向考向1.1.电子排布式、电子排布图的书写电子排布式、电子排布图的书写典例突破2021年诺贝尔化学奖授予德国科学家BenjaminList和美国科学家DavidW.C.MacMillan,以表彰他们为“不对称有机催化的发展”所做出的贡献。“过渡金属”催化的有机合成反应已被广泛应用于药物分子的开发,而过渡金属的残留问题一直是制药工业的一个痛点。根据要求完成有关过渡金属的问题:(1)基态铁原子的核外电子排布式为。考点一考点二(2)基态钛原子的核外电子排
7、布式为。(3)Fe成为阳离子时首先失去轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+的价层电子排布式为。(4)Cu2+基态核外电子排布式为。(5)基态铁原子价层电子的电子排布图为。考点一考点二答案 (1)Ar3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2(2)1s22s22p63s23p63d24s2或Ar3d24s2(3)4s4f5(4)Ar3d9或1s22s22p63s23p63d9考点一考点二考题点睛 考点一考点二针对训练1.下列关于钠元素的几种表达式错误的是()A.Na+的电子排布图:B.Na+的结构示意图:C.基态Na原子的电子排布式:1s22s22p53s2D.基
8、态Na原子的简化电子排布式:Ne3s1答案 C解析 1s22s22p53s2不符合能量最低原理,基态Na原子的电子排布式:1s22s22p63s1。考点一考点二2.近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料,其中一类为Fe-Sm-As-F-N-O组成的化合物。(1)Sm的价层电子排布式为4f66s2,则该元素位于周期表中第周期,4f轨道的电子排布图为。As的简化电子排布式为。(2)下列N原子的电子排布图表示的四种状态中,能量由低到高的顺序是(用字母表示)。考点一考点二(3)该化合物中几种非金属元素的电负性从大到小的顺序为,N、O、F的第一电离能从大到小的顺序为,原因为。考点一考点二答案
9、 (1)六Ar3d104s24p3(2)ACBONAsFNON、O、F位于同一周期,原子半径减小,核电荷数增大,失电子能力减弱,所以F的第一电离能最大,由于N的2p轨道半充满,能量低且稳定,所以N的第一电离能大于O考点一考点二解析 (1)根据价电子排布可知最高能层数为6,所以Sm位于周期表的第六周期;4f有7个轨道,所以4f6的电子排布图为;As的简化电子排布式为Ar3d104s24p3。(2)A为基态原子,能量最低,B、C、D均发生了跃迁,B中1s轨道电子跃迁至2p轨道,C中2s轨道电子跃迁至2p轨道,由于1s轨道能量低,故能量BC;D中1s轨道、2s轨道电子跃迁至2p,能量最高,即ACBO
10、NAs;第一电离能:FNO,原因:N、O、F位于同一周期,原子半径减小,核电荷数增大,失电子能力减弱,所以F的第一电离能最大,由于N的2p轨道半充满,能量低且稳定,所以N的第一电离能大于O。考点一考点二归纳总结核外电子排布常见的错误(1)在书写基态原子的电子排布图时,常出现以下错误:考点一考点二(2)当出现d轨道时,虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充,但在书写电子排布式时,仍把(n-1)d放在ns之前,如铁原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,而失电子时,也是先失4s轨道上的电子,如Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。(3)半充满、全充
11、满状态的原子结构稳定。如Cr、Mn、Cu、Zn的价电子排布式分别为3d54s1、3d54s2、3d104s1、3d104s2。考点一考点二考向考向2.2.根据基态原子核外电子排布推断元素根据基态原子核外电子排布推断元素典例突破(2021山东高三三模)短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大。基态X原子核外电子仅占据5个原子轨道且有3个未成对电子,Y在周期表中位于第A族,Z与X属于同一主族,基态W原子的核外有1个未成对电子。下列说法错误的是()A.原子半径:YZWB.最高价含氧酸的酸性:WXZC.简单氢化物的还原性:XZD.X、Y、Z均可与W形成共价化合物考点一考点二答案 C解析 基态X原子
12、核外电子仅占据5个原子轨道且有3个未成对电子,则其核外电子排布式为1s22s22p3,为N元素;Z与X属于同一主族,则Z为P元素;Y在周期表中位于第A族,且原子序数大于N,则Y为Al元素;基态W原子的核外有1个未成对电子,且原子序数大于P,则W为Cl元素。同周期主族元素自左至右原子半径依次减小,所以半径AlPCl,即YZW,A正确;非金属性越强,最高价含氧酸的酸性越强,非金属性:Cl(W)N(X)P(Z),所以最高价含氧酸的酸性:WXZ,B正确;非金属性越强,单质的氧化性越强,简单氢化物的还原性越弱,非金属性:N(X)P(Z),则简单氢化物的还原性:ZX,C错误;N可以和Cl形成共价化合物NC
13、l3,Al可以和Cl形成共价化合物AlCl3,P可以和Cl形成共价化合物PCl3、PCl5,D正确。考点一考点二针对训练1.短周期主族元素X、Y、Z、W、M的原子序数依次增大;X的氢化物种类繁多,其中含氢量最高的为25%;Z和W的基态原子均满足s轨道电子总数和p轨道上的电子总数相等;M是同周期中电负性最大的元素。下列说法错误的是()A.第一电离能:XZOC,故A正确;NH3的沸点较低而容易汽化,汽化过程会吸收能量,因此液氨可用作制冷剂,故B正确;C元素和O元素形成的CO2分子中含有极性共价键(CO),C元素与Cl元素形成的CCl4分子中含有极性共价键(CCl),二氧化碳和四氯化碳均为非极性分子
14、,故C正确;MgCl2为易溶的强酸弱碱盐,在水中完全电离,电离出的Mg2+会发生水解而被消耗,1个Mg2+水解会生成2个H+,因此溶液中阳离子与阴离子的数目之比大于1 2,故D错误。考点一考点二2.A、B、C三种短周期元素的原子序数依次增大。A元素原子的核外p电子数比s电子数少1,B元素原子核外有4种能级,且全部充满电子;C元素的主族序数与周期序数的差为4。(1)A的基态原子中能量最高的电子,其电子云在空间有个方向,原子轨道呈形。(2)某同学推断基态B原子的核外电子排布为,该同学所写的电子排布图违背了。(3)C位于第族,属于区,其价电子排布式为。考点一考点二答案 (1)3哑铃(2)泡利原理(3
15、)Ap3s23p5解析 (1)A元素原子的核外p电子数比s电子数少1,A原子的电子排布式为1s22s22p3,即A为氮元素,能量最高的电子在2p轨道,其电子云在空间有3个方向,原子轨道呈哑铃形。(2)B元素原子核外有4种能级,且全部充满电子,电子排布式为1s22s22p63s2,即B为镁元素,电子排布图违背了泡利原理;(3)C元素的主族序数与周期序数的差为4,即最外层电子数比周期序数大4,结合“A、B、C三种短周期元素的原子序数依次增大”,可知C为氯元素,在第三周期第A族,属于p区,其价电子排布式为3s23p5。考点一考点二归纳总结熟记3种最外层电子的排布特征(1)最外层有3个未成对电子的为n
16、s2np3。136号元素中分别为N、P、As。(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2、ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S。(3)最外层有一个未成对电子的可能是ns1、ns2np1、(n-1)d5ns1、(n-1)d10ns1、ns2np5。第四周期中的对应元素有K、Ga、Cr、Cu、Br。考点一考点二考点二考点二原子结构与元素性质原子结构与元素性质能力概述能力概述考点一考点二命题解读命题解读新教材变化新教材将“科学史话”更换为“三张有重要历史意义的周期表”,新教材增加“构造原理与元素周期表”;新增“资料卡片”栏目,介绍同周期第一电离能出现异常的原因考情透析高频考点分析近
17、几年高考化学试题,选择题和非选择题主要考查:元素周期律的实质,元素周期表的结构及其应用;元素主要性质的周期性变化规律与原子结构的关系。预测考向新的一年高考将始终围绕着“位”(元素在周期表中的位置)“构”(原子结构)“性”(如金属性、非金属性、电负性、电离能、氢化物的稳定性、最高价含氧酸的酸性)之间的关系进行命题考点一考点二考向考向1.1.电离能的判断及其应用电离能的判断及其应用典例突破下表中:X、Y是主族元素,I为电离能,单位是kJmol-1。元素I1I2I3I4X496456269129543Y5781817274511575根据表中所列数据的判断,错误的是()A.元素X是第A族的元素B.元
18、素Y的常见化合价是+3价C.元素X与O形成化合物时,化学式可能是X2O2D.若元素Y处于第三周期,可与冷水剧烈反应考点一考点二答案 D解析 X和Y都是主族元素,I是电离能,X的第一电离能和第二电离能相差较大,说明最外层有1个电子,则X为第A族元素;Y元素的第三电离能和第四电离能相差较大,则Y是第A族元素,故A正确;由以上分析,Y原子最外层有3个电子,为第A族元素,则常见化合价为+3价,故B正确;元素X与O形成化合物时,X的电负性小于O元素,所以在二者形成的化合物中X显+1价、O元素显-1或-2价,则化学式可能是X2O或X2O2,故C正确;如果Y是第三周期元素,则为Al元素,Al元素和冷水不反应
19、,和酸、强碱溶液反应,故D错误。考点一考点二考题点睛 考点一考点二针对训练1.根据下表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位:kJmol-1),判断在周期表中,最可能处于同一族的是()元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900A.Q和RB.S和T C.T和U D.R和U考点一考点二答案 D解析 由元素的电离能可以看出,Q的第三电离能和第四电离能相差较大,且其第一电离能较大,所以Q可能是稀有气体元素;R和U的第一电离能较小,第二电离能剧增,故表现+1
20、价,最外层电子数为1,二者位于同一族,S的第一、第二电离能较小,第三电离能剧增,故表现+2价,最外层电子数为2,T的第一、第二、第三电离能较小,第四电离能剧增,表现+3价,最外层电子数为3,所以只有R和U的第一至第四电离能变化规律相似,即R和U最有可能在同一族。考点一考点二2.(2021福建福州月考)第三周期基态原子的第一电离能处于Al、P之间的元素有()A.1种B.2种 C.3种 D.4种答案 C解析 同一周期元素,元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但同一周期中第A族元素比第A族元素的第一电离能大,第A族比第A族的第一电离能大;Mg、Al、Si、P、S、Cl属于同一周期且其原子
21、序数依次增大,但Mg属于第A族元素,Al属于第A族,P属于第A族元素,S属于第A族,所以Mg、Al、Si、P、S、Cl几种元素的第一电离能从大到小排序是Cl、P、S、Si、Mg、Al,所以第一电离能处于Al、P之间的元素有3种,C项正确。考点一考点二3.(1)I1(Li)I1(Na),原因是。I1(Be)I1(B)I1(Li),原因是。(2)锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题:锌原子的核外电子排布式为。黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)I1(Cu)(填“大于”或“小于”),原因是。考点一考点二(3)我国科学家最近成功合成了世界上首
22、个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl。回答下列问题:元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是;氮元素的E1呈现异常的原因是。(4)元素Mn与O中,第一电离能较大的是。考点一考点二答案 (1)Na与Li同主族,Na的电子层数更多,原子半径大,易失电子Li、Be、B同周期,核电荷数依次增加。Be的电子排布式为1s22s2,全充满稳定结构,第一电离能最大。与Li相比,B的核电荷数大,原子半径小,较难失去电子,第一电离能较大(2)Ar3d104
23、s2大于Zn的3d能级与4s能级为全充满稳定结构,较难失电子(3)从左到右原子半径减小,元素非金属性增强,得电子能力增强氮原子的2p轨道为半充满状态(4)O考点一考点二归纳总结解析有关电离能判断化合价问题的思维流程如下:逐级计算In+1与In的比值并比较大小,看逐级电离能的突变判断元素的化合价。如果,即电离能在In与In+1之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子,并且主族元素的最高化合价为+n价(或只有+n价、0价)。某元素的逐级电离能,若I2I1,则该元素通常显+1价;若I3I2,则该元素通常显+2价;若I4I3,则该元素通常显+3价。考点一考点二考向考向2.2.电负性及其应用电负性及其
24、应用典例突破(2021山东聊城六校联考)已知下列元素的电负性数据,下列判断不正确的是()元素LiBeCOFNaAlClGe电负性1.01.52.53.54.00.91.531.8A.Mg元素电负性的最小范围为1.01.6B.Ge元素既具有金属性,又具有非金属性C.Be元素和Cl元素可形成极性键D.O元素和F元素形成的化合物O元素显正价考点一考点二答案 A解析 Mg元素的金属性小于Na元素,大于Al元素,故电负性的最小范围为0.91.5,A错误;Ge元素的电负性为1.8,既具有金属性,又具有非金属性,B正确;根据Be元素和Cl元素的电负性,两元素电负性差距小于1.7,可形成极性键,C正确;F元素
25、的电负性大于O元素,故O元素和F元素形成的化合物O元素显正价,D正确。考点一考点二针对训练1.下列几种原子的基态电子排布,电负性最大的原子是()A.1s22s22p4B.1s22s22p63s23p3C.1s22s22p63s23p2D.1s22s22p63s23p64s2答案 A解析 电子排布式为1s22s22p4,则为O元素;电子排布式为1s22s22p63s23p3,则为P元素;电子排布式为1s22s22p63s23p2,则为Si元素;电子排布式为1s22s22p63s23p64s2,则为Ca元素;Ca属于金属元素,电负性最小,非金属性OPSi,故O元素的电负性最大。考点一考点二2.下表
26、为一些元素的电负性:元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性1.01.52.02.53.54.00.91.51.82.12.53.0回答下列问题:(1)根据对角线规则,Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似,它们都具有两性,其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是。考点一考点二(2)请归纳元素的电负性与金属性、非金属性的关系:。(3)从电负性角度判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物?请说出理由,并设计一个实验方案证明上述所得结论。考点一考点二答案 (1)Be(OH)2+2H+=Be2+2H2O,Be(OH)2+2OH-=Be+2H2O(2)元素的非金属性越强,电负性越
27、大;元素的金属性越强,电负性越小(3)铝元素和氯元素的电负性差值为1.5,小于1.7,所以形成共价键,为共价化合物。将AlCl3加热到熔融态,进行导电性实验,如果不导电,说明是共价化合物。解析 (1)Be(OH)2的性质与Al(OH)3的性质相似,根据Al(OH)3既能和酸反应,又能与强碱溶液反应,可写出Be(OH)2分别与酸、碱反应的离子方程式。(2)元素的非金属性越强,电负性越大;元素的金属性越强,电负性越小。(3)Al和Cl的电负性差值为1.5,小于1.7,所以形成共价键,则AlCl3为共价化合物。将AlCl3加热到熔融态,进行导电性实验,如果不导电,说明是共价化合物。考点一考点二归纳总
28、结电负性应用的局限性(1)电负性描述的是原子核对电子吸引能力的强弱,并不是把电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。(2)元素电负性的值是相对量,没有单位。(3)并不是所有电负性差值大于1.7的两元素间形成的化学键一定为离子键,电负性差值小于1.7的两元素间一定形成共价键,应注意一些特殊情况。第第2 2讲分子结构与性质讲分子结构与性质选修三选修三2023内容索引强基础强基础 增分策略增分策略增素能增素能 精准突破精准突破强基础强基础 增分策略增分策略一、共价键1.共价键(1)共价键的本质与特征共用电子对(2)共价键的类型分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式键电子云“”重叠键电子云“”重
29、叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对偏移非极性键 共用电子对偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有共用电子对双键原子间有共用电子对三键原子间有共用电子对头碰头肩并肩发生不发生一对两对三对(3)键与键的比较类型键键电子云对称方式 呈对称,可旋转 呈对称,不可旋转类型(按形成轨道划分)_强度强度断裂一般情况下,键键牢固。如乙烯、乙炔分子中的键不如键牢固,比较轴镜面s-s、s-p、p-pp-p较大较易不如容易断裂(4)共价键类型的判断.键与键依据强度判断:键的强度,较稳定;键活泼,比较断裂。共价单键都是键,共价双键中含有个键、个键,共价三键中含有个键、个键。依据成键轨道类型:与s轨道形成的共
30、价键全部是键,杂化轨道形成的共价键全部是键。较大容易1112.极性键与非极性键:不同种元素的原子之间形成的是共价键,同种元素的原子之间形成的是共价键。.键参数概念极性非极性键参数与分子的性质a.键参数对分子性质的影响b.键参数与分子稳定性的关系键能越,键长越,分子越稳定。大短2.配位键(1)孤电子对:分子或离子中没有跟其他原子共用的称孤电子对。(2)配位键配位键的形成:成键原子一方提供,另一方提供_形成共价键。配位键属于键 电子对孤电子对空轨道3.等电子原理原子总数相同,价电子总数相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征,具有许多相似的性质,如N2与CO、O3与SO2、N2O与CO2、CH
31、4与等。应用提升关于共价键的几点提醒(1)共价键的成键原子可以都是非金属原子,也可以是金属原子与非金属原子,如Al与Cl,Be与Cl等。(2)并不是所有的共价键都有方向性,如s-s键没有方向性。(3)共价分子中原子间的键能越大,键长越短,分子的稳定性越强。如稳定性:HFHClHBrHI。易错辨析判断正误:正确的画“”,错误的画“”。(1)共价键的成键原子只能是非金属原子。()(2)在任何情况下,都是键比键强度大。()(3)s-s键与s-p键的电子云形状对称性相同。()(4)键能单独形成,而键一定不能单独形成。()(5)键可以绕键轴旋转,键一定不能绕键轴旋转。()(6)碳碳三键和碳碳双键的键能分
32、别是碳碳单键键能的3倍和2倍。() 二、分子的立体构型1.价层电子对互斥理论(1)理论要点价层电子对在空间上彼此相距时,排斥力最小,体系的能量最。孤电子对对成键电子对的排斥力较,孤电子对越多,排斥力越,键角越。最远低大强小(2)用价层电子对互斥理论(VSEPR理论)推测分子立体构型的关键是判断分子中中心原子上的。其中,a是中心原子的价电子数,b是与中心原子结合的原子最多能接受的,x是与中心原子结合的。如NH3的中心原子为N,a=5,b=1,x=3,所以中心原子上的孤电子对数=(a-xb)=(5-31)=1。阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数 价层电子对数电子数原子数(3)价层电子对互斥理论
33、与分子的立体构型电子对数成键电子对数孤电子对数价层电子对立体构型分子立体构型指的是成键电子对的立体构型,不包括孤电子对实例220直线形形CO2330_平面三角形BF321V形SO2440_正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O直线平面三角形四面体形2.杂化轨道理论(1)杂化轨道的定义:在外界条件的影响下,原子内部能量的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化,组合后形成的一组新的原子轨道,叫杂化轨道。(2)杂化轨道的类型与分子立体构型的关系相近1个s轨道1个p轨道180直线1个s轨道2个p轨道120平面三角1个s轨道3个p轨道10928正四面体(3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型杂
34、化轨道用来形成键和容纳孤电子对,所以有公式:杂化轨道数=中心原子的数+中心原子形成的键个数。孤电子对3.配位化合物(1)定义:离子(或原子)与某些(称为配体)以配位键结合形成的化合物。金属分子或离子(3)组成以Cu(NH3)4SO4为例:中心离子配位原子配位数易错辨析判断正误:正确的画“”,错误的画“”。(1)分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键,则该分子一定为正四面体形结构。()(2)NH3分子为三角锥形,氮原子发生sp2杂化。()(3)只要分子立体构型为平面三角形,中心原子均为sp2杂化。()(4)中心原子是sp杂化的,其分子立体构型不一定为直线形。()(5)Zn的氯化物与氨水反应可形成
35、配合物Zn(NH3)4Cl2,1mol该配合物中含有键的数目为14NA。() 三、分子间作用力与分子性质1.分子间作用力(1)范德华力定义把分子聚集在一起的作用力,称为范德华力没有方向性特点范德华力比化学键得多,主要影响物质的、等物理性质。 像二氧化硅、金刚石等微粒之间不存在范德华力范德华力存在于由共价键形成的多数和绝大多数气态、液态、固态非金属分子之间弱熔点沸点共价化合物单质变化规律一般来说,对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力,物质的熔、沸点也。例如,熔、沸点:I2Br2Cl2F2越大越高(2)氢键定义分子间存在的一种比范德华力稍强的相互作用形成已经与的原子形成共价键的(该
36、氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中的原子之间的作用力,称为氢键条件除H外,形成氢键的原子通常是分类包括氢键和氢键两种特征具有一定的性和性电负性很强氢原子电负性很强O、F、N分子内分子间方向饱和表示方法AHB(A、B为电负性很强的原子,一般为N、O、F三种元素的原子,A、B可以相同,也可以不同)性质影响存在氢键的物质,其熔、沸点明显同族同类物质。如H2O的熔、沸点H2S;氨气极易液化,是因为液氨分子间存在氢键;NH3极易溶于水,也是因为NH3分子与易形成氢键;水结冰时体积膨胀、密度减小,是因为在固态水(冰)中,水分子间以氢键结合成排列规整的晶体高于高于H2O分子间2.分子的性质(1)分子的极
37、性类型非极性分子极性分子形成原因正电中心和负电中心的分子正电中心和负电中心的分子存在的共价键非极性键或极性键_分子内原子排列对称不对称重合不重合非极性键或极性键(2)分子的溶解性“相似相溶”的规律:非极性溶质一般能溶于溶剂,极性溶质一般能溶于溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键,则溶质的溶解度。随着溶质分子中憎水基所占的比例的增大,溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小。非极性极性增大(3)分子的手性手性异构:具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手和右手一样互为,在三维空间里的现象。手性分子:具有的分子。手性碳原子:在有机化合物分子中,连
38、有的镜像不能重叠手性异构体四个不同基团或原子(4)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则n值越大,R的正电性越高,使ROH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,如酸性:HClOHClO2HClO3HClHBrHIB.氧化性:I2Br2Cl2C.沸点:H2ONH3D.还原性:HIHBrHClHF(2)下列有关推断正确的是。A.同种元素形成的共价键,键能:三键双键单键B.同种元素形成双键键能一定小于单键的2倍C.键长越短,键能一定越大D.氢化物中化学键的键能越大,其稳定性越弱考点一考点二(3)在HX(X表示卤素原子)分子中,键长最
39、短的是,最长的是;OO键的键长(填“大于”“小于”或“等于”)O=O键的键长。考点一考点二答案 (1)ACD(2)A(3)HFHI大于解析 (1)根据题表中数据,同主族气态氢化物的键能从上至下逐渐减小,稳定性逐渐减弱,A项正确;从键能看,氯气、溴单质、碘单质的稳定性逐渐减弱,由原子结构知,氧化性也逐渐减弱,B项错误;由题表格数据知,EHOENH,又因为rOHBrHClHF,D项正确。(2)由碳碳键的键能数据知,A项正确;由OO、O=O的键能知,B项错误;CH的键长大于NH的键长,但是NH的键能反而较小,C项错误;由CH、NH的键能知,CH4的键能较大,稳定性较强,D项错误。(3)比较HX(X表
40、示卤素原子)的键能数据,HF键能最大,则HF键长最短,HI键能最小,则HI键长最长;因为E(OO)N=NNNB.H(g)+Cl(g)=HCl(g)H=-431.8kJmol-1C.HN键能小于HCl键能,所以NH3的沸点高于HClD.2NH3(g)+3Cl2(g)=N2(g)+6HCl(g)H=-463.9kJmol-1考点一考点二答案 C解析 同种元素形成的化学键的键能:三键双键单键,A正确;形成化学键放热,故H(g)+Cl(g)=HCl(g)H=-431.8kJmol-1,B正确;NH3和HCl的沸点高低取决于范德华力和氢键,与键能无关,C错误;2NH3(g)+3Cl2(g)=N2(g)+
41、6HCl(g)H=(6390.8+3242.7-946-6431.8)kJmol-1=-463.9kJmol-1,D正确。考点一考点二2.键长、键角和键能是描述共价键的三个重要参数,下列叙述正确的是()A.键角是描述分子立体构型的重要参数B.因为HO的键能小于HF的键能,所以O2、F2与H2反应的能力逐渐减弱C.水分子可表示为HOH,分子中的键角为180D.HO的键能为462.8kJmol-1,即18gH2O分解成H2和O2时,消耗的能量为2462.8kJ考点一考点二答案 A解析 HO、HF的键能依次增大,O2、F2与H2反应的能力逐渐增强,B错误;水分子的键角为105,C错误;断开1molH
42、O形成气态氢原子和气态氧原子所需吸收的能量为462.8kJ,18gH2O即1molH2O,其中含2molHO,断开时需吸收2462.8kJ的能量形成气态氢原子和气态氧原子,再进一步形成H2和O2时,还会释放出一部分能量,D错误。考点一考点二3.(1)NH3分子的立体构型是三角锥形,而不是正三角形的平面结构,其充分的理由是(填字母)。A.分子内3个NH的键能相等B.分子内3个NH的键长相等,键角相等C.NH3分子内3个NH的键长相等,3个键角都等于107D.NH3分子内3个NH的键长相等,3个键角都等于120(2)PH3与NH3分子的立体构型相同,试比较(用“”或“”填空):键能:PHNH,键长
43、:PHNH,稳定性:PH3NH3,得电子能力:PN,还原性:PH3NH3,酸性:H3PO4HNO3。考点一考点二答案 (1)C(2)P,故得电子能力:NP,非金属性:NP,再结合元素周期律知识可得出相关结论。考点一考点二归纳总结常见几种分子的立体构型及键角如下化学式结构式键角立体构型CO2O=C=O180直线形NH3107三角锥形H2O105V形考点一考点二化学式结构式键角立体构型BF3120平面三角形CH410928正四面体形考点一考点二考点二考点二分子的立体构型分子的立体构型能力概述能力概述考点一考点二命题解读命题解读新教材变化新教材删去“ABn”分子立体构型的判断方法;删除“思考与交流”
44、,增加“价层电子对数判断分子立体构型的分析方法”;增设“研究与实践”栏目;配合物移至晶体一章考情透析高频考点分析近几年高考化学试题,选择题、非选择题中考查:分子的立体构型、原子轨道杂化类型判断;配位键的判断、配合物组成的分析。预测考向新的一年高考将围绕以下几点进行考查:价层电子对互斥理论应用判断分子立体构型、轨道杂化(sp、sp2、sp3)类型;配位键的判断、配合物组成的分析考点一考点二考向考向1.1.价层电子对互斥理论、杂化轨道理论及应用价层电子对互斥理论、杂化轨道理论及应用典例突破(1)(2021广西南宁三中高三三模节选)双(-二酮)钛()配合物具有抗肿瘤作用。为了寻求生物活性更好的-二酮
45、配体,设计如下合成过程:考点一考点二物质甲中碳原子的杂化方式为。K2CO3中阴离子的立体构型为。物质乙中含键和键的数目之比为。考点一考点二(2)(2021山东济南高三三模节选)一种以二茂铁为骨架的新型手性膦氮配合物的结构示意图如右,其中Ph为苯基,Ir为铱元素。该结构中电负性最大的元素为(填元素符号,下同),分子中第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为。P原子的杂化方式为,分子中不含有的化学键类型是(填字母)。A.离子键B.配位键C.极性共价键D.非极性共价键E.键F.键考点一考点二答案 (1)sp2、sp3平面三角形22 3(2)ONOCsp3A解析 (1)物质甲的羰基中碳原子形成3个键,
46、其他碳原子形成4个键,杂化轨道数目分别为3、4,碳原子分别采取sp2、sp3杂化; 中C原子孤电子对数=0,价层电子对数=3+0=3,故其立体构型为平面三角形;单键为键,双键含有1个键、1个键,物质乙中含键和键的数目之比为22 3;考点一考点二(2)该物质含有H、C、N、O、Fe、Ir元素,同周期元素从左至右电负性增大,同主族元素从上往下电负性减小,故该结构中电负性最大的元素为O;分子中第二周期元素为C、N、O,第一电离能由大到小的顺序为NOC。由题图可知,P原子形成4个键,则P原子的价层电子对数为4,则其杂化方式为sp3;该分子中,N、P原子与Ir原子之间形成配位键,存在CH、CO、NH等极
47、性共价键,存在CC非极性共价键,两原子之间的共价键有且只有一个是键,C=N双键中有一个键,一个键,不含有离子键,故选A。考点一考点二考题点睛 考点一考点二针对训练1.(1)甲醇分子内C原子的杂化方式为,甲醇分子内的OCH键角(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的OCH键角。(2)丙烯腈分子(H2C=CHCN)中碳原子杂化轨道类型是;分子中处于同一直线上的原子数目最多为。(3)在BF3分子中,FBF的键角是,B原子的杂化轨道类型为,BF3和过量NaF作用可生成NaBF4,的立体构型为。考点一考点二(4)的立体构型是,其中S原子的杂化轨道类型是。(5)H3O+中HOH的键角大于H2O分子中H
48、OH的键角,其原因为。考点一考点二答案 (1)sp3小于(2)sp和sp23(3)120sp2正四面体形(4)正四面体形sp3(5)H3O+中氧原子外围有一对孤电子,H2O分子中氧原子外围有两对孤电子,故H3O+中孤电子对HO的排斥力小于H2O分子中孤电子对HO的排斥力考点一考点二2.(1)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子立体构型是,中心原子的杂化形式为。(2)根据价层电子对互斥理论,H2S、SO2、SO3的气态分子中,中心原子价层电子对数不同于其他分子的是。气态三氧化硫以单分子形式存在,其分子的立体构型为形,其中共价键的类型有种;固体三氧化硫中存在如图所示的三聚分
49、子,该分子中S原子的杂化轨道类型为。考点一考点二(3)中华本草等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中,阴离子立体构型为,C原子的杂化方式为。考点一考点二答案 (1)正四面体形sp3(2)H2S平面三角2sp3(3)平面三角形sp2解析 (1)LiAlH4中的阴离子是Al,中心原子铝原子含有的价层电子对数是4,且不存在孤电子对,所以立体构型是正四面体形,中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化。考点一考点二考点一考点二考点一考点二归纳总结“四方法”判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型(1)根据杂化轨道的立体构型判断。若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或
50、三角锥形,则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形,则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。若杂化轨道在空间的分布呈直线形,则分子或离子的中心原子发生sp杂化。考点一考点二(2)根据杂化轨道之间的夹角判断。若杂化轨道之间的夹角为10928,则分子或离子的中心原子发生sp3杂化。若杂化轨道之间的夹角为120,则分子或离子的中心原子发生sp2杂化。若杂化轨道之间的夹角为180,则分子或离子的中心原子发生sp杂化。考点一考点二(3)根据中心原子的价层电子对数判断。若中心原子的价层电子对数为4,是sp3杂化。若中心原子的价层电子对数为3,是sp2杂化。若中心原子的价层电子
