化学选修三教材完全解读.docx

化学选修三教材完全解读.docx

《化学选修三教材完全解读.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《化学选修三教材完全解读.docx（9页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

化学选修三教材完全解读

第1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

这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，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  1s22s22p63s23p5  Cl  HClO4 

（2）四ⅡA   1s22s22p63s23p64s2   Ca   Ca（OH）2 

5.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：

1molH2与1molCl2反应生成2molHCl放热184.9kJ，而1molH2与1molBr2反应生成2molHBr放热102.3kJ。

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—Hσ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  BF3  CH4

【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。

。