专题十一选修三物质结构与性质考纲要求1.

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1、专题十一 专题十一选修三 选修三 物质结构与性质 课程要求1.了解电子在原子核外的能级分布，并能用电子排列来表示共同元素 (136) 原子核外的电子排列。了解电子在原子核外的运动。2.了解元素电离能的含义，并能用它来描述元素的某些性质。3.了解一定条件下电子在原子核外的跃迁，了解其简单的应用。4.了解元素的电负性及其应用。5.了解共价键和键的主要类型，并能用键能、键长、键角等来解释简单分子的一些性质。6.了解简单配位化合物的键合。7.了解离子键和金属键的定义和形成。8.了解分子间作用力和氢键的区别和联系。9.了解分子晶体、原子晶体、离子晶体、金属晶体、粒子的结构以及粒子间的相互作用 了解分子间作用力和氢键之间的区别和联系。9.了解分子晶体、原子晶体、离子晶体、金属晶体、粒子的结构以及粒子间的相互作用 了解分子间作用力和氢键之间的区别和联系。9.了解分子晶体、原子晶体、离子晶体、金属晶体、粒子的结构以及粒子间的相互作用

2、区别。10.了解原子晶体的特性，能够描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。11.了解金属键理论，解释金属的物理性质。热点透视1. 核外电子排列与核外电子排列的关系。2.元素性质的周期性变化规律，包括原子半径、电离能、电负性等。3.通过共价键的形成过程，了解共价键的性质，并能够利用键参数（键角、键能、键长）来解释分子的空间结构和性质。< @4.了解配位化合物的形成过程，熟悉常见配位化合物的结构和性质。5. 晶胞的概念和晶胞中粒子数的计算。6. 晶体结构的测定和晶体物理性质的比较，晶体中粒子间的相互作用，晶体的空间结构。7. 与 NaCl、CsCl、金刚石、二氧化硅、晶体中粒子之间的相互作用，晶体的空间结构。7. 与 NaCl、CsCl、金刚石、二氧化硅、晶体中粒子之间的相互作用，晶体的空间结构。7. 与 NaCl、CsCl、金刚石、二氧化硅、

3、碳氧化物和石墨代表了材料的晶体结构特征。高考预测1.电子安排。2.元素的原子结构与其属性之间的关系。3.化学键和材料性质，氢键的形成及其对材料性质的影响。4.晶体结构与材料特性的关系。5.所有部分一起检查。1 氢原子光谱(1)人们经常用仪器记录物质吸收光或发射光的总和，得到所谓的光谱。(2) 氢在高压下分解成原子后得到的光谱特征，它们具有特定的波长，彼此分离。这种光谱是原子光谱是线性光谱；而太阳光形成的光谱的特点是相似波长之间的差异极小，无法区分。波长 波长 强度 强度线 线性光谱 线性光谱 连续光谱 连续光谱 单元 1 单元 1 原子结构和元素的性质 原子结构和元素

过渡过程伴随着能量的变化。如果辐射或吸收的能量以光的形式表示并记录下来，就形成了光谱。基态原子激发态原子基态基态4四四量子数（1)主量子数n的值

5、为整数：1、2、3、4、5、6，符号为K、L、M、N、O、P，调用n值表示的电子运动状态。(2)角量子数l对于n的某个值，l有n个值：0、1、2、3，(n1)，对应的符号分别为s、p、d、f等等，一个电子层中l的值的个数，表示有多少个不同的电子层。电子层的电子层的能级（3)磁量子数m是一个确定的值l, m 可以取 0, 1, 2, l, 一共 (2l1) 个值。一旦确定了 n, l, m, 就确定了核外电子的空间原子轨道。 (< @4) 自旋磁量子毫秒数描述了电子。在同一原子轨道上存在两种电子自旋运动状态，ms和ms。自旋运动 自旋运动 5 原子轨道图描述原子轨道图是在空间图形中描述原子核外电子的运动状态

6、。三维空间中的s轨道分布图是球形的。p 轨道在空间中的分布的特点是分别关于 x、y 和 z 轴对称，呈纺锤形。电子的运动状态决定了电子的能量，而电子在原子轨道上的特性决定了它的反应性能。6 核外电子的运动特性（1)在核外很小的空间内高速运动原子结构和性质，（填“是”或“否”）确定轨道。（2)@ >无法准确确定它的位置 的位置和速度，也无法描述它的轨迹。（3)只能指出它有多少机会出现在原子核外的空间某处。没有 7 电子云 电子云是原子核外的电子在一定时间间隔内发生概率的统计。每出现一个电子，就会在画面上加一个小点，得到的画面看起来像一朵云，所以形象地称为电子云。在点密集的地方，这意味着；点很稀疏。放置，表达

7、。概率分布，概率分布，电子出现在那里，很可能电子出现在那里的概率很大，电子出现在那里的概率很大，电子出现在那里的概率很小，电子出现在那里的概率很小【想一想】电子云中的每个点是否地图代表电子？A：不，电子云图中的小黑点只是表示电子出现的概率。1 电子在核外的排列原理（1)泡利不相容原理） 1 原子轨道最多只能容纳，自旋方向相反，即在同一个原子中，不可能有两个电子处于完全相同的位置（2)亨特规则当电子排列时，总是，并且自旋方向相同。（3)最低能量原理，在不违反原理的前提下，每个原子轨道的核外电子的排列应该使整个原子系统。两个电子和一个电子占据不同的轨道越多越好。

8、保利不相容性与同轨道保利不相容性最低能量最低2个基态原子中的电子顺序（1)基态原子中电子的顺序随着原子序数的增加而增加，即基态原子的核外电子依次填充1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s，这是实验得出的一般规律，适用于大多数基态的电子排列（2)亨特规则特例当具有相同能量的原子轨道处于 、 、 和 状态时，系统的能量较低，原子更稳定。全满，全满，半满，半满，全空，全空（3)电子排列 公式的书写 原子电子排列 Cl1s22s22p63s23p5Fe1s22s22p63s23p63d64s2 1 元素周期表的结构 2 从电子排列知道元素周期表 元素周期表原子序数 基态原子的电子排列 电子排列基态原子的原子序数

9、子排布式二3He2s1101s22s22p6三11Ne3s1181s22s22p63s23p6四19Ar4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五37Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p63.元素周期表的分区按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个这些区域分别是s-区域、d-区域、ds-区域、p-区域和f-区域。（H除外）d-block、ds-block和f-block中的元素都是金属。镧系元素和锕系元素 镧系元素和锕系元素 1 原子半径（1)影响因素（2)变化规律）元素周期表中同期主族元素从左至右

10、向右，原子半径逐渐减小；从上到下，同一主族元素的原子半径逐渐减小。增加增加2电离能（1)第一电离能：气态基态原子失去电子转变成气态基态一价阳离子所需的最小能量。第一电离能越小越容易失去电子, 金属越活泼. 逐个 (2)规律是周期相同: 第一个元素的第一个电离能, 最后一个元素的第一个电离能最大, A族元素同周期多于A族元素，A族元素的第一电离能大于A族元素。同族元素：第一电离能从上到下变化。同种原子：随着电子一一失去，阳离子携带的正电荷数增加，数值越大，失去电子所要克服的电引力越大，消耗的能量越大，电离能越大。@> 含义：用于描述不同元素的原子对

11、景点的大小。原子的电负性越高，它对键合电子的吸引力就越大。(2)标准：以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0为标准，得到各元素的电负性。键合电子的变化规律键合电子（3）：在元素周期表中，元素的电负性从左到右逐渐增加，同一主族元素从上到下的电负性逐渐增加。（<@4)应用：确定强度金属和元素的非金属性质，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。位于非金属三角形区域边界的元素 s 的电负性在 1.8 左右，既是金属的又是非金属的。同周期同周期减少4。 对角线规律 在元素周期表中，一些主族元素在某些性质上与主族元素相似，如Li和Mg，Be和Al。右下角

同一元素的不同原子互为同位素。是离子化合物中的 ()A，

13、 只存在离子键，没有共价键 B 非极性键只存在于双原子元素分子中（例如Cl2)中的C在共价化合物分子中，一定没有离子键D 在由多种元素组成的多原子分子中，必须只有极性键分析：A 项，如 NH4Cl，有共价键；B 项，如 H2O2 中氧原子之间的非极性键；C 项，如果任何离子键都属于离子化合物；D项，如H2O2、C2H2，都具有非极性键。答：C1核外电子运动状态的特点（1)小：运动空间范围小（在直径1010m的空间内）。（2)fast：移动速度快（接近光速3108ms1).（3)light ：电子质量很轻（电子质量9.1101031 kg）。（<@4)电：一个电子携带一个单位的负电荷。2.外部电子运动状态的描述电子云的原子核（1)使用统计

14、的方法通过每个电子出现在核外空间某处的概率来描述核外电子的运动状态。（2)理解“电子云”图电子云是指用小黑点的密度来表示单位体积核外空间中出现电子的概率的图。电子在一定范围内核外空间的核外，就好像一团带负电的云笼罩​​在原子核周围，形象地称为“电子云”。）密度更大；相反，距离原子核较远的单位体积内出现电子的概率较小，“电子云”的密度较小。3 原子核外电子运动状态的量子力学描述 根据量子力学理论，运动状态可以用原子轨道来描述，每个原子轨道由三个量子数n、l、m联合描述：只能取整数。(1)主量子数n

15、 一般来说，n越大，电子到原子核的平均距离越远，能量也越高，所以n的值决定了电子层数。n的值为123456，对应电子层符号KLMNOP(2)角量子数l(3)磁量子数mm的值为0,1,2,l。(<@ 4) 自旋量子数 数字 ms 用来描述电子的自旋运动，在同一个原子轨道上只能有两个电子自旋态，分别用 ms（用符号“”表示）和 ms（表示由符号“”） l 0123 n1 的值对应能级符号 spdf 1 核外电子的排列规则（1) 泡利不相容原理 1925 年，泡利提出：同一个原子中不可能有 4 个量子数 n、l、m、ms 中有完全相同的电子，或者只能有一个处于由四个量子决定的运动状态的电子数字 n、l、m、ms。（2)能量

16、最低量原理 最低能量原理：原子核外的电子排列，在不违反泡利不相容原理的前提下，应该使原子系统的能量尽可能低. 因此，原子核外的电子在排列时，总是尽可能地排列在能量低的轨道上，这就决定了原子中的电子按照原子能级从低到高的顺序排列。轨道能级图。（3)洪德规则是1925年洪德在总结原子光谱实验数据的基础上提出的：当电子排列在具有相同角量子数l的轨道上时，它们应尽可能与不同的磁量子共享数字 m. 轨道，并且自旋方向平行。洪德法则实际上是对泡利原理的演绎，是对最小能量原理的要求。（<@4)洪德规则的一个特例是当等效轨道是全空、半满或完全充电时，总电子云在这些状态下的分布是对称的，原子系统的能量为低，原子的电子排列最稳定。

17、亚轨道上的排列顺序3.外电子排列表示（1)电子排列如：Na原子：1s22s22p63s1或Ne3s1铁原子：1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2铜原子：1s22s22p63s23p104d104<s1或Ar @2)轨道表达式 例如：Na核外电子排列的轨道表达式为： Ne 铁核外电子排列的轨道表达式为： Ar 铜核外电子排列轨道 Ar 1 的轨道表达式是：Ar 1 结构和位置插值问题是解决问题的基础（1)掌握四个关系表达式 电子壳层数 周期数 质子数 原子序数 最外层电子数 主族数 主族元素 最高正价族数（氧和氟除外），负价主族数8（2)@ >熟悉四大定律，熟悉每个周期

18、元素类型，从第一期到第七期，元素类型分别为2、8、8、18、18、32、26（目前只发现了26种）。熟悉原子最外层电子数与下一层电子数之间的关系。熟悉一些常见离子的电子层结构 a．第二周期的A族和A族元素的原子可以形成具有双电子结构的稳定离子；湾。第二周期除A、A、A族元素以外的其他主族元素的原子可以形成稳定的8电子结构；c 本次循环的非金属阴离子与下一次循环的金属阳离子具有相同的电子层结构。熟悉以原子序数2确定元素位置的定律。属性与位置之间的插值问题是解决问题的关键。熟悉元素周期表中同周期同主族元素性质的梯度规律，主要包括：（1)元素金属、非金属。（2)气态稳定性） (3)最高价氧化物对应水合物的酸碱度。3结构和

但是核素氕（H）没有中子。（2)元素周期表一般以金属元素开头，但第一周期除外，它以氢开头。（3)自然界中大多数元素都有稳定同位素，但没有发现稳定同位素） Na、F、P、Al等20种元素（<@4)在所有元素中，由碳形成的化合物

20、种类最多，常见的原子晶体出现在A组，如金刚石、结晶硅、二氧化硅、金刚砂（碳化硅）等。(5)元素的原子序数大，但相对原子质量不一定大。比如18Ar的相对原子质量为39.95原子结构和性质，相对原子质量为19K为39.10。(6)AA族中，只有A族没有同素异形体，其元素不能直接与氧结合。(7)活性金属和活性非金属一般形成离子键，但AlCl3是由共价键形成共价化合物。（8)一般来说，一个元素的性质越活泼，其元素性质越活跃，但N与P相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷和红磷稳定得多。（9)非金属元素一般形成共价化合物，但铵盐是离子化合物（如NH4Cl、NH4NO3等）。（10)离子化合物在正常情况下不存在单分子, 但很生气

存在单个分子的 21、 状态。（11)含有非极性共价键的化合物也可以是离子化合物（如Na2O2、FeS2等）；含有极性键的化合物也可以是非极性分子（如CO< @2、BF3、CCl4等）。（12)非金属元素一般不导电，但石墨和碲导电。（13)非金属氧化物一般为酸性氧化物，但NO、CO等不是酸性氧化物（它们是不成盐的氧化物）。（1<@4)AA族中，气态氢化物的熔点和沸点一般升高随着相对分子质量的增加，NH3、H2O和HF是异常的（因为它们可以形成氢键）。（15)含有阳离子的晶体不一定含有阴离子，

22、化合价，但在 NaH 中为 1。【例2】2002年，由德国、法国、美国、英国、波兰的科学家组成的科研团队进行了为期一周的粒子加速实验，获得了6个非常稀有的45Fe原子。然后，科学家们使用特殊的测量仪器观察到 6 个原子中有 4 个发生了衰变。该实验证实了预测的双质子衰变模式，即一个原子同时发射两个质子的衰变模式。下列关于正确的说法是（释放两个质子然后变化分析：质子数为26，中子数为19，中子数与质子数之差为7，选项A错误；是铁的同位素原子，不是新元素，化学性质相同，选项B不正确，选项C正确；衰变释放两个质子后，质子数变为24，质量数为43，即衰变后选项D不正确。答案：C 点击此处进入工作簿