第一节原子结构
【科学探究】
1. 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。
2. 当电子排布在同一能级时，总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同。
【学与问】
1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2。
2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）。
3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同。
【思考与交流】
1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理。
2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同。O：［He］2s22p4 Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2
四、习题参考答案
1. A、D
2. D
3. B
4. C
5. C
6. C是Mg的基态原子的电子排布式，而A、B、D都不是基态原子的电子排布。
7.
8.
第二节原子结构与元素的性质
【科学探究1】 1. 元素周期表共有7个周期，每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期。每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1，结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6。因为第一周期元素只有一个1s能级，其结尾元素的电子排
布式为1s2，跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同。
2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等。
3. s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，
s区、d区和ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区和ds区的元素都是金属。
4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知，副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，
处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此，把副族元素又称为过渡元素。
5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的，在元素周期表
中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金
属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出
非金属性。
6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线，处于非金属三角区边缘的元素
既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称为半金属
或准金属。
【科学探究2】
2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧，不形成过氧化物，只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化
物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近，都是弱酸。教科书上几对处于对角的元素在性质上相似，可以粗略认为它们的电负性相近的缘故。
【学与问1】同周期的主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属
性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【学与问2】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数
的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增
大带来原子半径增大的趋势。
同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子的半径增大。
【学与问3】
1. 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。
2. 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、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1 再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。 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＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。 四、习题参考答案 1. 能层数最外层电子数最外层电子数能层数 2. 碱金属稀有气体 3. 4. （1）三ⅦA 1s22s22p63s23p5Cl HClO4 （2）四ⅡA 1s22s22p63s23p64s2Ca Ca(OH)25. 主族元素的核外电子排布最后填入的能级是s或p，而副族元素的核外电子排布最后填 入的能级为d或f；主族元素的价电子层为最外层的s、p能级，都不包含d能级，而副族元素的价电子层除最外层的s、p能级外，还包含次外层的d能级及倒数第三层的f能级。 6. 氢原子核外只有一个电子（1s1），既可以失去这一个电子变成+1价，又可以获得一个电子变成-1价，与稀有气体He的核外电子排布相同。根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在ⅠA,又可以放在ⅦA。 7. 元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化，在同一周期中，从左到右 元素的金属性递减非金属性递增。例如，第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难，以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性递减，说明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、Cl形成氢化物越来越容易，且生成的氢化物稳定性依次增强，以 及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增，说明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。8. 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。 9. 元素原子的最外层电子数随原子的核电荷数递增呈现周期性的变化，由于原子的最外 层电子数决定了元素的化合价，所以元素的化合价就会随着原子的核电荷数递增呈现周期 性变化。 *10. 第八周期总共应有50种元素。 复习题参考答案 1. A 2. A 3. A 4. B 5. （1）Na K Mg Al C O Cl Br Ar Ar（2）NaOH （3）K>Na>Mg （4）H2O 2H2O+2Na ＝2NaOH+H2↑> （5）NaBr （6）18 6.CO2和SO2。 7.X在第二周期ⅥA族，Y在第三周期ⅥA族；SO2和SO3 第二章分子结构与性质 第一节共价键 【科学探究】 1. 2. 3. 乙烷的分子中，有一个碳碳σ键和六个碳氢σ键；乙烯分子中，有一个碳碳σ键和一个碳碳π键，还有四个碳氢σ键；乙炔分子中有一个碳碳σ键和两个碳碳π键，还有两个碳氢σ键。 【学与问】 【思考与交流】 1. 经过计算可知： 1 mol H2与1 mol Cl2反应生成 2 mol HCl放热184.9 kJ，而1 mol H2与1 mol Br2反应生成 2 mol HBr放热10 2.3 kJ。显然生成氯化氢放热多，或者说溴化氢分子更容易发生热分解。2. 从表2-1的数据可知，N—H键、O—H键与H—F键的键能依次增大，意味着形成这 些键时放出的能量依次增大，化学键越来越稳定。所以N2、O2、F2与H2的反应能力依次增强。 3. 简言之，分子的键长越短，键能越大，该分子越稳定。 四、习题参考答案 2. 氧原子最外层有6个电子，还差两个电子达到8e-稳定结构，氢原子只有一个电子，差 一个电子达到2e-稳定结构，所以一个氧原子只能与两个氢原子成键，氢气和氧气化合生 成的分子为H2O。 3. 二氧化碳的结构为O=C=O，所以其分子中有两个碳氧σ键和两个碳氧π键。 4. 键能和键长都是对共价键稳定程度的描述，Cl2、Br2、I2的键能依次下降，键长依次增大，表明Cl2、Br22、I2分子中的共价键的牢固程度依次减弱。 5. 键能数据表明，N≡Ｎ键能大于N—N键能的三倍，N≡Ｎ键能大于N—N键能的两倍；而C=C键能却小于C—C键能的三倍，C=C键能小于C—C键能的两倍，说明乙烯和乙炔中的π键不牢固，容易被试剂进攻，故易发生加成反应。而氮分子中N≡Ｎ非常牢固，所以氮分子不易发生加成反应。 6. （注：此题的键长数据和热分解温度，需要通过查阅课外资料获得） 第二节分子的立体结构 【科学探究】 2. 3. HCN中的C为sp杂化；CH2O中的C为sp2杂化。 4. HCN分子中有2个σ键和2个π键，即C—H和C—N之间各有1个σ键，另外，C—N之间还有2个π键；甲醛分子中C—H之间有2个σ键，C—O之间有1个σ键和1个π键。 【思考与交流】 根据各分子或离子的电子式和结构式，分析中心原子的孤对电子对数，依据中心原子连接的原子数和孤对电子对数，确定VSEPR模型如下表。 注：阴影小球为孤对电子对。 四、习题参考答案 1. 2. 在乙炔分子中，2个碳原子各以1个sp杂化轨道与氢原子形成1个碳氢σ键，同时又各以其另1个sp杂化轨道形成1个碳碳σ键，除此之外，每个碳原子通过2个未参加杂化的p轨道（相互垂直）形成了2个π键，因此，乙炔的三键中有1个σ键和2个π键。 3. 甲醛分子的立体结构： 碳原子采取sp2杂化，甲醛分子中有2个C—H σ键，而C—O之间有1个σ键和1个π键。 4. 氢离子接受水分子中氧原子上的孤对电子以配位键形成H3O+，电子对给予体是H2O，接受体是H+。 5. 银离子与氯离子形成难溶的氯化银沉淀。加入氨水后，银离子接受氨分子中氮原子给 出的孤对电子以配位键形成［Ag（NH3）2］+，由于生成了可溶性的［Ag（NH3）2］+，继续加入氨水时氯化银就溶解了。 第三节分子的性质 【思考与交流1】 1. 极性分子：HCl 非极性分子：H2 O2 Cl2 2. 都是非极性分子 3. 极性分子：HCN H2O NH3 CH3Cl 非极性分子：CO2 BF3CH4 【思考与交流2】 1. NH3为极性分子，CH4为非极性分子，而水是极性分子，根据“相似相溶”规则，NH3易溶于水，而CH4不易溶于水。并且NH3与水之间还可形成氢键，使得NH3更易溶于水。 2. 油漆是非极性分子，有机溶剂（如乙酸乙酯）也是非极性溶剂，而水为极性溶剂，根据“相似相溶”规则，应当用有机溶剂溶解油漆而不能用水溶解油漆。。 3. 实验表明碘在四氯化碳溶液中的溶解性较好。这是因为碘和四氯化碳都是非极性分子，非极性 溶质一般能溶于非极性溶剂，而水是极性分子。 【学与问】 当分子结构相似时，相对分子质量越大，范德华力越大。因此，由于F2～I2的相对分子质量逐 渐增大，范德华力也逐渐增大，使F2～I2的熔、沸点越来越高。 三、习题参考答案 1. 水是角形分子，氢氧键为极性键，所以水分子中正电荷的中心和负电荷的中心不重合，为极性 分子。而二氧化碳为直线形分子，虽然碳氧键为极性键，但分子的正电荷的中心和负电荷的中心重 合，所以为非极性分子。 2. 低碳醇如甲醇或乙醇，其中的—OH与水分子的—OH相近，因而能与水互溶，而高碳醇的烃基 较大，使其中的—OH与水分子的—OH的相似因素少多了，因而它们在水中的溶解度明显减小。 3. 水是极性分子，而汽油是非极性分子，根据“相似相溶”规则，汽油在水中的溶解度应很小。 4. （1）氢键不是化学键，而是较强的分子间作用力； （2）由于甲烷中的碳不是电负性很强的元素，故甲烷与水分子间一般不形成氢键； （3）乙醇与水分子间不但存在范德华力，也存在氢键； （4）碘化氢的沸点比氯化氢高是由于碘化氢的相对分子质量大于氯化氢的，相对分子质量越大， 范德华力越大，沸点越高。 5. 两张图表明气态氢化物的沸点一般是随相对分子质量增加而增大的，这是由于相对分子质量越 大，范德华力越大，沸点越高。但氟化氢、水和氨的沸点反常地高，表明在它们的分子间存在较强 的相互作用，即氢键。 6. 对羟基苯甲酸的沸点高。因为对羟基苯甲酸在分子间形成氢键，而邻羟基苯甲酸在分子内形成 了氢键，分子之间不存在氢键。 复习题参考答案 1. B 2. CDAB 3. D 4. D 5. A 6. CCl4的中心原子为碳，它的最外层电子都用于形成σ键，属AB4型分子，其立体结构为正四面 体形；NH3和H2O的中心原子上分别有1对和2对孤对电子，跟中心原子周围的σ键加起来都是4，它们相互排斥，形成四面体，因而略去孤对电子对后，NH3呈三角锥形，H2O呈角形。7. 白磷分子的空间构型为正四面体，四个磷原子间共有6个σ键，当氧气不足时，每个 单键中插入一个氧原子成为P4O6，当氧气充足时，每个磷原子还可再结合一个氧原子成 为P4O10（参看教科书中的图2-12）。 8. 乙烷分子中的碳原子采取sp3杂化轨道形成σ键。乙烯分子的碳原子采取sp2杂化轨道形成σ键，在乙烯分子中，2个碳原子各以2个sp2杂化轨道与氢原子形成2个碳氢σ键，而2个碳原子之间又各以1个sp2杂化轨道形成1个碳碳σ键，除此之外，2个碳原子中未参加杂化的p轨道形成了1个π键，因此，乙烯的双键中有1个σ键和1个π键。乙炔分子的碳原子采取sp杂化轨道形成σ键，在乙炔分子中，2个碳原子各以1个sp杂化轨道与氢原子形成1个碳氢σ键，同时又各以其另1个sp杂化轨道形成1个碳碳σ键，除此之外，每个碳原子通过2个未参加杂化的p轨道形成了2个π键，因此，乙炔的三键中有1个σ键和2个π键。乙炔加氢变成乙烯时，碳原子由sp杂化转为sp2杂化，当继续加氢生成乙烷时，碳原子杂化转为sp3杂化。 9. 乙烯分子中碳原子采取sp2杂化，杂化后的3个sp2杂化轨道呈平面三角形，而剩下的 未杂化的2p轨道垂直于3个sp2杂化轨道构成的平面。2个碳原子各以2个sp2杂化轨道与氢原子形成2个碳氢σ键，而2个碳原子之间又各以1个sp2杂化轨道形成1个碳碳σ键，因而四个氢原子在同一平面上。另外，每个碳原子还有一个未参与杂化的p轨道，两个p轨道肩并肩重叠形成π键，π键是不能旋转的，所以乙烯分子中的双键是不容旋转的。10. OF2与H2O的立体结构相似，同为角形，但水分子的极性很强，而OF2的极性却很小，这是因为：（1）从电负性上看，氧与氢的电负性差大于氧与氟的电负性差；（2）OF2中氧原子上有两对孤对电子，抵消了F—O键中共用电子对偏向F而产生的极性。 *11（略） *12（略） 第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 【学与问1】 1. 晶体与非晶体的根本区别在于构成固体中的粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。观 察教科书中的图3-5玻璃的结构示意图，构成玻璃的粒子无周期性的排列，是无序的，所以玻璃是 非晶体。 2. 利用晶体与非晶体的性质差异来鉴别玻璃和宝石。宝石是晶体，具有固定的熔点和各向异性， 可用硬度、熔点、折光率等性质来鉴别宝石。 （1）可观察宝石的形状，具有多面体的外形；实验它的硬度，可在玻璃上划出痕迹，初步确定它 是晶体。 （2）可利用宝石的折光率鉴别； （3）可利用X-射线衍射仪鉴别。 【学与问2】 问题给出了金属钠、金属锌、碘、金刚石的晶胞示意图，要求确定每个晶胞中平均所含原子的 个数，这是学习有关晶体常识的一个难点，最重要的是学生要有空间想象力。开始可借助于模型分析，慢慢再建立模型想象。 （1）所有晶胞都是平行六面体，晶体可以看作是晶胞在三维空间里共面堆积而成。每个晶胞的 上、下、左、右、前、后共有六个与之共面的晶胞。处于晶胞顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子只有1/8属于晶胞；处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子只有1/4属于晶胞；处于面上的粒子，同时为两个晶胞所共有，每个粒子只有1/2属于晶胞；处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。 （2）应用以上方法，便可确定四种晶胞中平均所含原子（或分子）个数。 金属钠：8×1/8＋1=2金属锌:8×1/8＋1=2 碘：所含碘原子为2×［8×1/8＋6×1/2］=8 金刚石：一个晶胞平均所含碳原子数为8×1/8+6×1/2+4＝8 四、习题参考答案 1. 晶体与非晶体的本质区别在于构成固体的粒子在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。 2. 区分晶体与非晶体的最科学的方法是对固体进行X-射线衍射实验。 3. （1）顶点：8×1/8=1面心：6×1/2=3所含原子数为1＋3＝4 （2）顶点：8×1/8=1面心：6×1/2=3体内：4 所含原子数为1＋3＋4＝8 （3）顶点:8×1/8=1面心：6×1/2=3所含原子数为3×［1+3］=12 4. 2种 第二节分子晶体与原子晶体 【学与问】 1. 由于金刚石、硅和锗的晶体都是原子晶体，形成晶体的粒子均为原子，粒子间的 相互作用是共价键，所以熔、沸点和硬度的大小由共价键的强弱决定。由于碳、硅、锗三 种原子的半径依次增大，各个原子之间的共价键的键长依次增大，键的强度依次减弱，所以金刚石、硅和锗的熔点和硬度依次下降。 2. 此说法不对。“具有共价键”并不是原子晶体判定的唯一条件，分子晶体的分子内 部也有共价键，如冰和干冰晶体都是分子晶体，但H2O和CO2中存在共价键。对原子晶体的认识除了要求“具有共价键”外，还要求形成晶体的粒子是原子。 四、习题参考答案 1. 分子晶体原子晶体 2. 分子晶体原子晶体 3. 4. 只认识到冰中含有共价键（即氢元素和氧元素之间的共价键），而没有认识冰晶体中 水分子与其他水分子之间的作用力是范德华力和氢键，不是化学键，所以误认为冰是原子晶体。 5. 属于分子晶体的有：干冰、冰、硫磺、C60、碘、白磷、苯甲酸、稀有气体的晶体、氧 的晶体、氮的晶体； 属于原子晶体的有：金刚石、石英、金刚砂。 6. 参照教科书图3-14制作。 ＊7. 要数出一个CO2周围紧邻多少个CO2，可以以教科书图312中的任一顶点为体心在其周围“无隙并置”八个CO2晶胞，周围紧邻的CO2分子数为12个。 或利用晶胞进行数学计算：与任意顶点CO2紧邻的CO2是该顶点所处面的面心，共有三个分子。若以该顶点形成立方体，则需要八个与此相同的晶胞，则由3×8=24个紧邻CO2，但每一个CO2都属于两个晶胞，所以总数应为24÷2=12个。 第三节金属晶体 【学与问1】 （1）取16个直径相等的球体（可用容易得到的一些代用品，如泥球、玻璃球或药丸等），在 平面上排成一正方形，每排都有4个球体。在这种放置方式中，每个球体周围都有4个球体与其紧密接触，得到配位数为4的放置方式，称为非密置层放置。 （2）同样取16个球体，在平面上也排成4排，第二排球体排在第一排球体的间隙中，每排均 照此方式排列。在这种放置方式中，每个球体周围都有6个球体与其紧密接触，得到配位数为 6 的放置方式，称为密置层放置。 除上述两种紧密接触的放置方式外，没有第三种方式。 【学与问2】 （1）取8个直径相等的球体，每4个球体按非密置层放置并粘在一起；在三维空间里，把两 层球体按球体在同一直线上堆积，形成一立方体，这种堆积称为简单立方堆积。每个晶胞含有1个原子。 （2）取12个直径相等的球体，每4个球体按非密置层放置并粘在一起，把上层球体放在下层球体形成的凹穴中，每层均照此方式堆积，这种堆积方式称为钾型。形成的晶胞也是一立方体，每 个晶胞含有2个原子。 非密置层在三维空间里的紧密接触除上述两种方式外，没有第三种方式。 四、习题参考答案 1. D 2. C 3. B 4. 电子气理论认为金属键是金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共有，从而把所有的金属原子维系在一起形成了金属键。 金属晶体里的自由电子在外加电场作用下作定向移动，形成电流，因此金属具有导电性；当金属某部分受热时，该区域的电子运动加剧，通过碰撞，电子将能量传递给金属原子或离子，这样能量从温度高的区域传递到温度低的区域，因此金属具有导热性；当金属受到外力时，晶体中的原子层就会发生相对滑动，并不会改变原来的排列方式，金属键并没有被破坏，所以虽然发生了外形的变化，但不会断裂，具有延展性。 5. （1）Ne（2）Cu（3）Si 6. 第四节离子晶体 【科学探究】 1. NaCl和CsCl晶体中阴、阳离子的配位数 2. NaCl、CsCl中正、负离子半径比和配位数 三、习题参考答案 1. B 2. C 3. D 4. 利用影响离子晶体结构的几何因素解释，参见活动建议中的【科学探究】。 5. 分子晶体：水、苯酚；原子晶体：石英、金刚砂； 金属晶体：铁；离子晶体：氯化铯、氯酸钾、高锰酸钾。 6. 7. 离子晶体和原子晶体的晶体类型不同，使它们的性质存在很大差异。在离子晶体中，构 成晶体的粒子是阴、阳离子，阴、阳离子间通过离子键相互作用；而在原子晶体中，构成晶 体的粒子是原子，原子间以较强的共价键相互作用，而且形成空间网状结构。因此，属于离 子晶体的食盐的摩氏硬度和属于原子晶体的石英的摩氏硬度存在很大差异。 8. 晶格能的大小与离子带电量成正比，与离子半径成反比。 复习题参考答案 1. A 2. A 3. C 4. C 5. A 6. D 7. C（提示：X是原子序数为8的O，Y是原子序数为14的Si） 8. D 9. HF晶体中有氢键存在，所以HF的熔点反常。 10. 硫粉为分子晶体。 11. 干冰融化时只破坏CO2间的分子间作用力，并不破坏CO2分子内的共价键，即C=O键。 12. 在冰的晶体中存在氢键，由于氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的 4个相邻水分子相互吸引。这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。 当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大，当 超过4 ℃时,由于热运动加剧，分子间距离加大，密度又渐渐减小，因此，水的密度在 4 ℃时最大。 水的这一特殊性对于生命的存在有着决定性的意义。若冰的密度比液态水的密度大，地球上的所有水体在冬天结冰时，会把所有水生生物冻死。 13. 原因在于钠的卤化物均为离子晶体，具有高熔点；硅的卤化物均为分子晶体，具有低熔点。 选修三知识点 第一章原子结构与性质 1能级与能层 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而 是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 （2）能量最低原理现代物质结构理论证实，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，简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则 洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。 4.基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为 二.原子结构与元素周期表 化学与生活 第一章关注营养平衡 第一节生命的基础能源---糖类 第二节重要的体内能源---油脂 第三节生命的基础---蛋白质 第四节维生素和微量元素 归纳与整理 第二章促进身心健康 第一节合理选择饮食 第二节正确使用药物 归纳与整理 第三章探索生活材料 第一节合金 第二节金属的腐蚀和防护 第三节玻璃、陶瓷和水泥 第四节塑料、纤维和橡胶 归纳与整理 第四章保护生存环境 第一节改善大气质量 第二节爱护水资源 第三节垃圾资源化 归纳与整理 高二化学选修1《化学与生活》 第一章关注营养平衡 1—1—生命的基础能源：糖类 人体必须的六大营养素糖类脂肪蛋白质维生素矿物质水 1 单 糖 C6H12O6 葡萄糖多羟基醛有多元醇和醛的性质,能发生银镜反应,红色Cu2O 果糖多羟基酮有多元醇和酮的性质 2 双 糖 C12H22O11 麦芽糖有醛基C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6葡萄糖+葡萄糖 蔗糖无醛基C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6葡萄糖+果糖 3 多 糖（ C6H10O5）n 淀粉无醛基,属 高分子化合 物 遇碘变蓝（C6H10O5）n + n H2O→nC6H12O6纤维素（C6H10O5）n + n H2O→nC6H12O6 4 葡萄糖 光合作用6CO2（g）＋6H2O（l）→C6H12O6（s）+6O2(g)呼 吸 作 用 有氧呼吸C6H12O6（s）+6O2(g)→6CO2（g）＋6H2O（l） 无氧呼吸C6H12O6→2C3H6O3（乳酸）→2CO2＋2C2H5OH 1—2—重要的体内能源：油脂 1 油 脂 植物油液态含不饱和烃基多—C17H33 含双 键 能加成、水解动物脂肪固态含饱和烃基多—C17H35、—C15H31水解 水 解 油脂+ 3H2O→高级脂肪酸+丙三醇（甘油） 皂 化油脂在碱性条件下的水解 油脂+ 3NaOH→高级脂肪酸钠（肥皂）+丙三醇（甘油）在人体内功能供热储存能量合成人体所需的化合物脂肪酸有生理功能 1—3—生命的基础：蛋白质 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。 第三章 水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物, 非电解质 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物 强电解质 ： 在水溶液里全部电离成离子的电解质 弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 。 ！ 2、电解质与非电解质本质区别： 电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物 注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO 2、NH 3、CO 2等属于非电解质 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO 4不溶于水，但溶于水的BaSO 4全部电离，故BaSO 4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。 3、影响电离平衡的因素： A 、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B 、浓度：浓度越大，电离程度 越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C 、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 减弱 电离。 D 、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 4、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主） 5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka 表示酸，Kb 表示碱。 ） — 表示方法：AB A ++B - Ki=[ A +][ B -]/[AB] 6、影响因素： a 、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b 、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C 、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：H 2SO 3>H 3PO 4>HF>CH 3COOH>H 2CO 3>H 2S>HClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: 水的离子积：K W = c[H +]·c[OH -] 25℃时, [H +]=[OH -] =10-7 mol/L ; K W = [H +]·[OH -] = 1*10-14 注意：K W 只与温度有关，温度一定，则K W 值一定 ; 物质 单质 @ 化合物 电解质 非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO 3、CO 2、C 6H 12O 6、CCl 4、CH 2=CH 2…… 强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl 、NaOH 、NaCl 、BaSO 4 弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO 、NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、H 2 O …… 混和物 纯净物 高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 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。 2、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. 3、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。 4、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。 5、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 6、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。 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。 7、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. 课题：第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 教学目的 知识 技能 1、了解有机化合物常见的分类方法 2、了解有机物的主要类别及官能团 过程 方法 根据生活中常见的分类方法，认识有机化合物分类的必要性。利用投影、动画、多媒体等教学手段，演示有机化合物的结构简式和分子模型，掌握有机化合物结构的相似性。价值观体会物质之间的普遍联系与特殊性，体会分类思想在科学研究中的重要意义 重点了解有机物常见的分类方法；难点了解有机物的主要类别及官能团 板书设计第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 一、按碳的骨架分类 二、按官能团分类 教学过程 ［引入］我们知道有机物就是有机化合物的简称，最初有机物是指有生机的物质，如油脂、糖类和蛋白质等，它们是从动、植物体中得到的，直到1828年，德国科学家维勒发现由无机化合物通过加热可以变为尿素的实验事实。我们先来了解有机物的分类。 ［板书］第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 ［讲］高一时我们学习过两种基本的分类方法—交叉分类法和树状分类法，那么今天我们利用树状分类法对有机物进行分类。今天我们利用有机物结构上的差异做分类标准对有机物进行分类，从结构上有两种分类方法：一是按照构成有机物分子的碳的骨架来分类；二是按反映有机物特性的特定原子团来分类。［板书］一、按碳的骨架分类 链状化合物（如CH 3－CH 2 －CH 2 －CH 2 －CH 3 ） (碳原子相互连接成链) 有机化合物 脂环化合物（如）不含苯环 环状化合物 芳香化合物（如）含苯环 ［讲］在这里我们需要注意的是，链状化合物和脂环化合物统称为脂肪族化合物。而芳香族化合物是指包含苯环的化合物，其又可根据所含元素种类分为芳香烃和芳香烃的衍生物。而芳香烃指的是含有苯环的烃，其中的一个特例是苯及苯的同系物，苯的同系物是指有一个苯环，环上侧链全为烷烃基的芳香烃。除此之外，我们常见的芳香烃还有一类是通过两个或多个苯环的合并而形成的芳香烃叫做稠环芳香烃。 ［过］烃分子里的氢原子可以被其他原子或原子团所取代生成新的化合物，这种决定化合物特殊性质的原子或原子团叫官能团，下面让我们先来认识一下主要的官能团。 高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质） ▼第一章原子结构与性质. 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. 化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质. 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. 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 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 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。 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2n2 ；最外层不超过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 高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 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 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。 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。 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2n2 ；最外层不超过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 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能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。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds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。 2、元素周期律 第二章分子结构与性质 一.共价键 1.共价键的本质及特征 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。 2.共价键的类型 ①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 ②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 ③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。 3.键参数 ①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。 ②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 ③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。 ④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定． 4.等电子原理：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，它们的许多性质相近。常见的等电子体：CO和N2 二.分子的立体构型 1．分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同 2分子构型与价层电子对互斥模型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。 (1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致； (2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。 3.配位化合物（1）配位键与极性键、非极性键的比较：都属共价键（2）配位化合物 ①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。 电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2++ SO42- 配合物内界稳定不电离参加化学反应，外界电离后参加反应 高中化学选修3知识点全部归纳(物质的结 构与性质) 高中化学选修3知识点全部归纳（物质的结构与性质） 第一章原子结构与性质. 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）：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. 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 ②.元素电离能的运用： a. 用来比较元素的金属性的强弱. I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱. b .电离能是原子核外电子分层排布的实验验证. 分析原子核外电子层结构，如某元素的I n＋1?I n，则该元素的最外层电子数为n。 (3).元素电负性的周期性变化. 元素的电负性：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。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 第一章关注营养平衡 第一节生命的基础能源----糖类 教学目标: 1. 使学生掌握葡萄糖、蔗糖、淀粉、纤维素的组成和重要性质,以及它们之间的相互转变和跟烃的衍生物的关系. 2. 了解合理摄入营养物质的重要性，认识营养均衡与人体健康的关系。 3. 使学生掌握葡萄糖蔗糖淀粉的鉴别方法. 教学重点：认识糖类的组成和性质特点。 教学难点：掌握葡萄糖蔗糖淀粉的鉴别方法 教学方法：讨论、实验探究、调查或实验、查阅收集资料。 教学过程： [问题]根据P2～P3图回答人体中的各种成分。 我们已经知道化学与生活关系多么密切。在这一章里，我们将学习与生命有关的一些重要基础物质，以及它们在人体内发生的化学反应知识。如糖类、油脂、蛋白质、微生素 和微量元素等。希望学了本章后，有利于你们全面认识饮食与健康的关系，养成良好的饮食习惯。 [导入]讨论两个生活常识：①“饭要一口一口吃”的科学依据是什么?若饭慢慢地咀嚼会感觉到什么味道?②儿童因营养过剩的肥胖可能引发糖尿病来进行假设：这里盛放的是三个肥儿的尿样，如何诊断他们三个是否患有糖尿病？今天我们将通过学习相关知识来解决这两个问题.下面我们先来学习糖类的有关知识。 糖类: 从结构上看,它一般是多羟基醛或多羟基酮,以及水解生成它们的物质. 大部分通式C n(H2O)m。 糖的分类: 单糖低聚糖多糖 一、葡萄糖是怎样供给能量的 葡萄糖的分子式: C6H12O6、白色晶体，有甜味，溶于水。 1、葡萄糖的还原性 结构简式: CH2OH-CHOH-CHOH-CHOH-CHOH-CHO或CH2OH(CHOH)4CHO。 2、葡萄糖是人体内的重要能源物质 C6H12O6（s）+6O2(g)→6CO2(g)+6H2O(l) 3、二糖（1）蔗糖：分子式：C12H22O11 物理性质：无色晶体，溶于水，有甜味 化学性质：无醛基，无还原性，但水解产物有还原性。 C12H22O11 + H2O C6H12O6 + C6H12O6 (蔗糖) (葡萄糖) (果糖) （2）麦芽糖: 物理性质: 白色晶体, 易溶于水,有甜味(不及蔗糖). 分子式: C12H22O11(与蔗糖同分异构) 化学性质: （1）有还原性: 能发生银镜反应(分子中含有醛基),是还原性糖. （2）水解反应: 产物为葡萄糖一种. C12H22O11 + H2O 2 C6H12O6 (麦芽糖) (葡萄糖) 选修3知识点总结 第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 记忆方法有哪些？ 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，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，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是。 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p 0、d 0、f 0、p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 22p 0、12Mg 3s 23p 0、20Ca 4s 23d 0；半充满状态的有： 7N 2s 22p 3、15P 3s 23p 3、24Cr 3d 54s 1、25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3；全充满状态的有10Ne 2s 22p 6 、18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1、30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s 24p 6 。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s 1。 ③外围电子排布式（价电子排布式） (2)电子排布图(轨道表示式)是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、0族元素的内层电子排布省略后剩下的式子。 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 举例： ↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ 《选修1·化学与生活》知识点总结 第一章关注营养平衡第一节 生命的基础能源—糖类 1、糖类是绿色植物光合作用的产物。由C 、H 、O 三种元素组成的一类有机化合物，也叫碳水化合物(通式为C n （H 20）m )，但其实此名称并不能真实反应糖类的组成和特征，如鼠李糖C 6H 12O 5是糖却不符合此通式，而符合此通式的，如甲醛HCHO 、乙酸CH 3COOH 却不是糖类。 2、葡萄糖分子式C 6H 12O 6，是一种白色晶体，有甜味，能溶于水 3、葡萄糖的还原性: 和银氨溶液反应： 3224324422()()23()Ag NH OH CH OH CHOH CHO Ag NH CH OH CHOH COONH H O +????→+++水浴加热↓↑； 和新制Cu(OH)2反应： 22422422()()()2Cu OH CH OH CHOH CHO Cu O CH OH CHOH COOH H O +??→++△↓。 4、葡萄糖为人体提供能源 ①葡萄糖提供能量的方程式：6126222666;0C H O O CO H O H +??→+酶△＜； ②粮食中的糖类在人体中转化成葡萄糖而被吸收，在体内有三条途径，即：a 、直接氧化供能；b 、转化成糖元被肝脏和肌肉储存，当血液中的葡萄糖即血糖的质量分数比正常值低时，糖元就释放出来维持血糖浓度的相对稳定；c 、转变为脂肪，储存在脂肪组织里。 5、蔗糖和麦芽糖是二糖，它们水解的化学方程式分别是： 122211261266126 C H O H O C H O C H O +??→+酶（蔗糖）（葡萄糖）（果糖）12221126126 2C H O H O C H O +??→酶（麦芽糖）（葡萄糖） 6、淀粉是一种重要的多糖，分子式（C 6H 10O 5）n ，是一种相对分子质量很大的天然高分子有机化合物，没有甜味，是一种白色粉末，不溶于冷水，但在热水中一部分淀粉溶解在水中，一部分悬浮在水里，长时间或高温可产生糊化。它能水解。淀粉在人体内的水解过程可表示 为6105n 6105m 1222116126C H O C H O C H O C H O ??→??→??→酶酶酶（）淀粉（）糊精麦芽糖葡萄糖，也可在酸的 选修3知识点总结 第一章原子结构与性质.原子结构 的原子轨逍呈球形对称 執坦形弑和电子的僚子皱擔呈啞铃形 拠能级上1个切能级匕3个各能级上的原了轨逍数目几I能级上呂个 “瓏緣上.个 '①相冋能层上感子轨道韻量的髙低: MS ' Jf|K ?il Ji I ②理狀相同的原了轨道锻暈的高低: 能量天系W玄旅V* .......... ③制一能层内形状相同而伸展方向不 同的原子轨道的能呈相等#如 .恥2］忻即埶道的能劇相等 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填 能级交错：由构造原理可知，电子先进入 4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交 错。 说明：构造原理并不是说 4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高）， 而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。 也就是说，整个原子的能量不能机 械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，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，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，一个轨道里最多只能容纳两个电子, 且电旋方向相反 （用“fj”表示） ，这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占 据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（ Hund ）规则。比如，p3的轨道式为 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较 稳定的状态。即p 0、d °、f 0、p3、d 5、f 7、p 6、d 10、f 14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有 4Be 2W2p 0、i2Mg 3s 23p 0、2o Ca 4s 23d 0；半充满状态的有： 7N 2s 22p 3、15P 3內卩3、 24Cr 3d 5 4s 1> 25Mn 3d 54s 2、33As 4s 24p 3 ;全充满状态的有 10Ne 2s 22p 6、 18Ar 3s 23p 6、29Cu 3d 104s 1> 30Zn 3d 104s 2、36Kr 4s ?4p 6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 （1）电子排布式 ① 用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数， 这就是电子排布式，例如K: 1s 22s 22p 63s 23p 64s 1° ② 为了避免电子排布式书写过于繁琐， 把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以 相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如 K ： [Ar]4s 10 ③ 外围电子排布式（价电子排布式） （2）电子排布图（轨道表示式）是指将过渡元素原子的电子排布式中符合上一周期稀有气 体的原子的电子排布式的部分（原子实）或主族元素、 0族元素的内层电子排布省略后剩下 的式子。 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 二?原子结构与元素周期表 f f J J J fj f 举例: 选修三知识点汇编 第一章原子结构与性质 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，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，简称能量最低原理。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。比如，p3的轨道式为或，而不是。 洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部 ↑↓↑ ↓↓↓ ↑↑↑ 人教版高中化学选修1化学与生活课件人教版高中化学选修1化学与生活:4.3垃圾资源化PPT课件2.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.3垃圾资源化PPT课件 1.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.2爱护水资源PPT课件 3.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.2爱护水资源PPT课件 2.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.2爱护水资源PPT课件 1.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.1改善大气质量PPT课 件3.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.1改善大气质量PPT课 件2.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:4.1改善大气质量PPT课 件1.rar 人教版高中化学选修1化学与生活:3.4塑料、纤维和橡胶 PPT课件4.rar... 人教版高中化学选修1化学与生活:3.4塑料、纤维和橡胶 PPT课件3.rar... 人教版高中化学选修1化学与生活:3.4塑料、纤维和橡胶 PPT课件2.rar... 人教版高中化学选修1化学与生活:3.4塑料、纤维和橡胶 PPT课件1.rar... 人教版高中化学选修1化学与生活:3.3玻璃、陶瓷和水泥 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