高中化学选修三复习精简.docx

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高中化学选修三复习精简

选修3复习专用

班级______姓名___________

第一章原子结构与性质

1、按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层和能级，能层用符号表示为，能级数该能层序数，每一个能层中，能级符号的顺序是。

As原子能层有，能级数为，能级分别表示为，电子所占的轨道数为，电子的运动状态有种，空间运动状态有____种，不同能量的电子有____种。

其中S电子云（轨道）形状是，P电子云（轨道）形状是。

基态Ca原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，该能层电子云轮廓图形状为________。

2、重点掌握21-36号元素的核外电子排布式（包括简化电子排布式）、电子排布图（即轨道排布式）（包括基态原子、离子、价电子的书写）

A、构造原理：

（写出能级交错顺序）

B、能量最低原理

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。

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电子，且（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。

C、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，而且自旋方向，这个规则叫洪特规则。

比如，p3的轨道式为

或

，而不是

。

D、洪特规则特例：

当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。

E、基态与激发态

原子能量稳定称为基态，当原子得失能量而诱发电子得失或跃迁时，称为激发态，一般多指离子。

解释镁条燃烧为何发出耀眼的白光。

（1）写出基态Co的核外电子排布式或[Ar]，3d能级上的未成对的电子数为________。

外围电子轨道排布式。

Cu2+核外电子排布式，铜元素属区。

Fe3＋核外电子排布式为，Fe2+价电子的电子排布图为

（2）写出基态Ge原子的核外电子排布式，或[Ar]，

价层电子排布式，价层电子排布图，有____个未成对电子。

基态Ga原子的电子排布式为[Ar]，基态As原子的电子排布式为[Ar]，

（3）写出基态原子Te的电子排布式，或[Kr]，

价电子的轨道排布式，碲元素属区。

（4）第四周期最外层仅有1个电子的基态原子有种，分别是，3d轨道为半充满的基态原子有种，洪特规则特例的基态原子有种。

3、叫做第一电离能。

常用符号，单位，电离能的递变规律：

同一元素，同周期元素自左

而右，I1在总体上呈现逐渐趋势，最大的为元素，出现反常的是族，原因是。

同一主族元素自上而下I1。

（1）在N、O、S中第一电离能最大的是________。

第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种，分别是（写元素符号）

（2）元素Mn与O中，第一电离能较大的是________，基态原子核外未成对电子数较多的是________。

第一电离能Se________As（填“>”或“<”）

（3）元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1959kJ·mol－1，INi＝1753kJ·mol－1，ICu>INi的原因是________________________________________________________________________________。

4、X、Y、Z、W、U五种元素，均位于周期表的前四周期，它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为54。

X的激发态原子电子排布式为2p1，Y原子的基态原子有3个不同的能级，且各能级中电子数相等，Z的基态原子中有3个未成对电子，W的电离能如下表所示，U原子的K层电子数与最外层电子数之比为2∶1，其d轨道处于全充满状态。

元素

第一电离能

第二电离能

第三电离能

W

495.8

4562

6910.3

（1）X是；Y是；Z是；W是；U（写名称）

（2）U2+核外电子排布式为_______________________。

5、高温超导材料镧钡铜氧化物中含有Cu3＋。

基态时Cu3＋的电子排布式为[Ar]______________；化合物中，稀土元素最常见的化合价是＋3，但也有少数的稀土元素可以显示＋4价，观察下面四种稀土元素的电离能数据，判断最有可能显示＋4价的稀土元素是________（填元素符号）。

几种稀土元素的电离能（单位：

kJ·mol－1）

元素

I1

I2

I3

I4

Sc（钪）

633

1235

2389

7019

Y（铱）

616

1181

1980

5963

La（镧）

538

1067

1850

4819

Ce（铈）

527

1047

1949

3547

6、元素的电负性

用来描述不同原子电子吸引力的大小。

以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。

它们既有金属性，又有非金属性。

电负性的应用

跟电离能相似，原子半径越小，对电子的吸引力就越大，电负性就越大，没有特殊情况

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

请判断C、H、O三种元素电负性顺序。

为何H2O2氧显示-1价。

解释冶炼金属铝和金属镁所选电解物质并说明理由

。

7、原子、离子半径的判断：

①先看电子层数，电子层越多，半径越大；

②如果电子层相同，再看质子数，质子数越多，半径越小；

③如果电子层和质子数都相等，那就看电子数，电子数越多，半径越小。

比较Fe、Fe2+、Fe3+半径大小，比较Cl-、Al3+、O2-半径大小

8、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，如写出BeO与氢氧化钠溶液反应的方程式：

。

9、填空题

（1）铜原子基态电子排布式为

（2）Mn2＋基态的电子排布式可表示为[Ar]3d5[Ar]3d104s1

（3）基态氮原子的价电子排布式是（4）氧元素基态原子核外未成对电子数为个

（5）Al的原子结构示意图为_________________（6）基态B原子的电子排布式为_______1s22s22p1__________

（7）元素金（Au）处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为_________5d106s1___________

（8）基态X原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等，则X为__C____（写元素符号）

（9）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）排布式为3d84s2，Q2＋的未成对电子数是4

（10）Al的原子核外共有13种不同运动状态的电子，5种不同能级的电子。

（11）生物质能是一种洁净、可再生的能源。

生物质气（主要成分为CO、CO2、H2等）与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。

上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。

写出基态Zn原子的核外电子排布式1s22s22p63s23p63d104s2

（12）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为______M，该能层具有的原子轨道数为______9、电子数为____4____

第二章分子结构与性质

一、基础知识

1、共价键具有性和性。

例外：

如氢气中的σ键无方向性。

2、①根据把共价键分为σ键和π键，σ键电子云的特征是对称，π键电子云的特征是对称。

单键仅含键，氢气中为s-sσ键，氯化氢中为σ键，氯气中为σ键；双键含根σ键和根π键，三键含根σ键和根π键。

②按共用电子对是否偏移分为、。

（同种原子间形成的是非极性共价键，如H—H；不同原子间形成的是极性共价键，如H—O）

3、衡量共价键的重要参数。

①键能：

气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越，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，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，影响分子。

④键参数对分子性质的影响

4、价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括。

5、杂化轨道只用于和；若还有，可用于形成π键。

6、等电子原理

原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。

例如O3、SO2、ON2—互为等电子体，CO2的等电子体，SO42-的等电子体，CO的等电子体【要求至少写出一种分子和离子的等电子体】

6、按要求填写下表【写出中心原子孤对电子对数计算表达式】

化学式

中心原子孤对电子对数

σ键

价层电子对数

杂化

轨道数

杂化轨

道类型

VSEPR构型

分子结构

CH4

½（4-4x1）=0

4

4

4

SP3

正四面体

正四面体

C2H4

CH2O

C2H2

H2S

NH4+

½（5-1-4x1）=0

4

4

4

SP3

正四面体

正四面体

BF3

CHCl3

SiF4

SO42-

NH3

BeCl2

SO32-

7、填空---分子的极性----相似相溶，极性分子易溶于溶剂，非极性分子易溶于溶剂。

分子

空间构型

分子有无极性

分子

空间构型

分子有无极性

O2

HF

CO2

H2O

BF3

NH3

CCl4

SO3

8、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。

形成条件：

一个原子提供，一个原子提供

②组成：

如[Ag（NH3）2]OH，中心离子为，配体为，配原子为，配位数为。

③计算1molNi（CO）4中的σ键为NA，请表示出[Cu（NH3）4]2+的结构简式

注意：

外界的离子可以参加反应，内界的不行

9、分子间作用力的比较

分子间作用力有两种：

一种称为分子间的作用力（专有名词）又称为范得华力，越大，范德华力越大，分子的沸点就越高。

另外一种叫做氢键（三种元素和H元素之间形成的作用力，一般存在分子间，也可以存在大分子内），氢键可以影响分子的溶解性和沸点。

请列出氨气极易溶于水的三点原因

氨气为何易液化

水相对分子质量小于H2S，但是常温下水为液体，硫化氢为气态？

10、无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成（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，如HClO＜HClO2＜HClO3＜

HClO4

从结构角度分析,H2SO3比H2SO4酸性弱的原因：

非羟基氧比少，故。

二、知识应用

1、乙烯酮（CH2＝C＝O）是一种重要的有机中间体，可用CH3COOH在（C2H5O）3P＝O存在下加热脱H2O得到。

乙烯酮分子中碳原子杂化轨道类型是_________，1mol（C2H5O）3P＝O分子中含有的σ键的数目为__________________。

2、AsO43－的空间构型为，As4O6的分子结构如图所示，则在该化合物中As的杂化方式是。

3、KOCN的晶体类型是；碳原子采取sp杂化，1mol该物质中含有的π键数目为      。

4、Ge（CH3）2Cl2分子的中心原子Ge的杂化方式是。

5、NH4+中H－N－H的键角比NH3中H－N－H的键角（填“大”或“小”），原因是

。

6、已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2+形成配离子，其原因是：

。

7、

（1）NH4BF4（氟硼酸铵）是合成氮化硼纳米管的原料之一。

1molNH4BF4含有________mol配位键。

（2）硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm－（含B、O、H三种元素）的球棍模型如右图所示：

①在Xm－中，硼原子轨道的杂化类型有________；配位键存在于________原子之间（填原子的数字标号）；m＝________（填数字）。

②硼砂晶体由Na＋、Xm－和H2O构成，晶体内部存在的作用力有________（填序号）。

A．离子键　　　B．共价键　　C．金属键D．范德华力　　　E．氢键

8、

（1）现有铬（Ⅲ）与甲基丙烯酸根的配合物为[Cr2（CH2=C（CH3）COO）2Cl4·6H2O]·2H2O

①该化合物中存在的化学键类型有；

②该化合物中一个Cr的配位数为；

（2）金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液态物质Ni（CO）n，其中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n＝________；其中σ键与π键个数之比为；推测Ni（CO）n的晶体类型为。

已知构成该晶体微粒的空间构型为正四面体，则Ni（CO）4易溶于（填标号）中。

a．水b．四氯化碳c．苯d．硫酸镍溶液

9、

（1）写出与NO3-互为等电子体的一种非极性分子的化学式_________________。

（2）写出两种与SiF4互为等电子体的离子的化学式_________________。

（3）写出与C2O42-互为等电子体的分子的化学式_________________。

第三章晶体结构与性质

一、晶体常识

1、晶体与非晶体比较

2、获得晶体的三条途径

①熔融态物质凝固，②气态物质冷却不经液态直接凝固（凝华），③溶质从溶液中析出。

3、晶胞

晶胞是描述晶体结构的基本单元。

晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”。

4、晶胞中微粒数的计算方法——均摊法

如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于这个晶胞。

中学中常见的晶胞为立方晶胞

注意：

在使用“均摊法”计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状，不同形状分的方法不同

晶胞形状

粒子占据的位置

粒子属于该晶胞的分数

平行六面体

顶点

棱上

面上

内部

注：

在使用均摊法计算晶胞中粒子个数时要注意晶胞的形状，由晶胞得到的只是原子最简整数比，不是分子式。

①．现有四种晶体的晶胞，其离子排列方式如图所示，其中化学式不属AB型的是（）

②.2001年报道硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超导温度的最高记录。

如图是该化合物的晶体结构单元：

12个镁原子形成正六棱柱，且棱柱的上下面还各有1个镁原子；6个硼原子位于棱柱侧棱上。

其化学式可表示为（  ）

A.MgB  B.Mg3B2  C.Mg2B  D.Mg2B3

③.ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛．立方ZnS晶体结构如图所示，其晶胞边长为540.0pm，密度为________________g·cm－3（列式并计算）。

注：

a位置为S2－离子；b位置为Zn2＋离子

5、物质熔沸点的比较

（1）不同类晶体：

一般情况下，________晶体＞________晶体＞________晶体，不同金属晶体的熔沸点差异较大，视具体情况而定。

根据物质在相同条件下的状态不同，熔沸点：

固体>液体>气体例如：

S>Hg>O2

（2）同种类型晶体：

构成晶体质点间的作用力大，则熔沸点________，反之亦然。

①离子晶体：

结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径________（或阴、阳离子半径之和越小的），晶格能越________的熔、沸点就越高。

如NaCl、NaBr、NaI；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次________。

离子所带电荷大的熔点较高。

如：

MgO熔点________于NaCl。

②分子晶体：

在组成结构均相似的分子晶体中，________大的，分子间作用力就大，熔点也________。

如F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量________，熔、沸点升高。

但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。

如果相对分子质量相同，极性分子高于非极性分子，如CO沸点高于N2。

③原子晶体：

在原子晶体中，只要成键原子半径越________，键能越________，熔点越高。

如熔点：

金刚石________金刚砂（碳化硅）________晶体硅。

④金属晶体：

在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越________。

如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，ⅠA的Na，熔、沸点就依次________。

而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越________。

6、判断晶体类型的依据（金属晶体和离子晶体判断略...）

（1）看构成晶体的微粒种类及微粒间的相互作用。

对于分子晶体，构成晶体的微粒是________，微粒间的相互作用是________，如卤素、氧气和臭氧、硫（S8）、白磷（P4）、足球烯（C60）、稀有气体等。

对于原子晶体，构成晶体的微粒是________，微粒间的相互作用是________键，如Si、B、Ge和C（金刚石）等非金属单质，SiO2、SiC、Si3N4、BN等。

（2）看物质的物理性质（如：

熔、沸点或硬度）。

一般情况下，原子晶体比分子晶体的熔、沸点________。

硬度_______。

7、晶体结构分析：

（1）分子晶体

（i）若分子间只存在范德华力，则分子采取“”的方式。

如：

O2，I2，C60，干冰等

分析：

每个晶胞平均有个CO2分子。

每个CO2分子周围等距离紧邻的CO2分子有个。

（ii）.若还存在分子间氢键，则分子的方式。

如：

冰分析：

1mol冰中含有mol氢键。

注：

气态水分子间无氢键，液态和固态水分子间有氢键，且氢键的数目依次增多。

（2）原子晶体（i）金刚石：

每个C原子以个共价单键对称地与相邻的个C原子结合，碳碳键夹角，C原子杂化方式。

1mol金刚石中平均有molC-C键。

最小C环由个C原子组成，且不再同一平面上。

C原子平均数：

6*1/12=1/2C-C键平均数：

6*1/6=1

（ii）SiO2

每个Si周围有个O原子，每个O周围有个Si原子，Si和O原子个数比为。

1molSiO2中平均有molSi-O键。

最小环由个Si和个O形成的元环。

Si原子平均数：

6*1/12=1/2O原子平均数：

1Si-O键平均数：

12*1/6=2

（3）金属晶体

（1）二维空间放置方式：

配位数依次为：

（3）三维空间堆积方式：

（4）离子晶体

类型

实例

晶胞

晶胞中平均粒子数

阳离子

配位数

阴离子

配位数

阳离子周围最近的阳离子数

阴离子周围最近的阴离子数

AB

NaCl

Na+=

Cl-=

CsCs

Cs+=

Cl-=

AB2

CaF2

Ca2+=

F-=

注：

1、影响离子晶体结构的因素有

2、晶格能的定义；影响因素；意义见化学书80-81页

①定义——态离子形成摩尔离子晶体所的能量。

②意义——是最能反映离子晶体稳定性的数据。

（5）特殊晶体，石墨为型晶体，每一层由无数个正六边形构成，C原子杂化方式为，平均每一个正六边形所占有的C原子数为，C-C键数为，故1mol石墨晶体含有共价键为NA。

每一层内部C和C原子之间的作用力为；层与层之间的作用力为，石墨是质地最软的矿物之一；石墨晶体中还存在金属键，所以石墨导电。

二、基础应用练习

1、氮化碳结构如图，其中β-氮化碳硬度超过金刚石晶体，成为首屈一指的超硬新材料。

氮化碳属于晶体，氮化碳的化学式为

2、如图所示为二维平面晶体示意图，所表示的化学式为AX3的是________。

3、C和N能形成类石墨结构材料，其合成过程如下图所示，该类石墨结构材料化合物的化学式为

4、早期发现的一种天然准晶颗粒由三种Al、Cu、Fe元素组成。

回答下列问题：

（1）准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过方法区分晶体、准晶体和非晶体。

（2）基态铁原子有个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为：

可用硫氰化钾检验三价铁离子，形成配合物的颜色为

（3）新制备的氢氧化铜可将乙醛氧化为乙酸，而自身还原成氧化亚铜，乙醛中碳原子的杂化轨道类型为______；一摩尔乙醛分子中含有的σ键的数目为：

。

乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是：

。

氧化亚铜为半导体材料，在其立方晶胞内部有四个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有个铜原子。

（4）铝单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0．405nm，晶胞中铝原子的配位数为。

列式表示

铝单质的密度g·cm－3（不必计算出结果）

5、铁氧体是一种磁性材料，具有广泛的应用。

（1）工业制备铁氧体也可使用沉淀法，制备时常加入氨（NH3）、联氨（N2H4）等弱碱。

联氨（N2H4）的熔沸点比氨（NH3）高，解释主要原因。

（2）右图是从铁氧体离子晶体Fe3O4中，取出的能体现其晶体结构的一个立方体，则晶体中的氧离子是否构成了面心立方最密堆积______（填“是”或“否”），该立方体是不是Fe3O4的晶胞______（填“是”或“否”），立方体中三价铁离子处于氧离子围成的空隙（填空间结构）。

（3）根据上图计算Fe3O4晶体的密度g•cm-3。

（图中a=0.42nm，结果保留两位有效数字）

6、下图给出了几种物质的熔点：

KCl

CsCl

CaO

GaF3

GaCl3

熔点/℃

770

645

2572

大于1000

77.9

（1）KCl的熔点比CsCl高的原因是

（2）CaO的熔点比KCl高的原因是

（3）GaF3和GaCl3为熔点相差很大的原因是

7、GaAs的熔点为1238℃，密度为ρg·cm-3，其晶胞结构如图所示。

该晶体的类型为________________，Ga与As以________键键合。

Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol-1和MAs g·mol-1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏伽德罗常数值为NA，

则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为

8、食盐晶体如