物质结构基础补充习题答案

【二轮复习】专题十一物质结构

课题名称：原子结构、晶体结构及化学键 考纲要求：1、了解原子的组成及同位素的概念。 掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数， 以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2、 以第1，2，3周期的元素为例，了解原子核外电子排布规律。 3、 理解离子键、共价键的含义。理解极性键和非极性键。 了解极性分子和非极性分子。了解分子间作用力。初 步了解氢键。 4、了解几种晶体类型（离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体）及其性质。 学习重难点：原子的组成及几个量之间的关系；离子键和共价键的含义及应用。 学习方法：该部分题目多以选择题、填空题为主，处理该部分题目时应注意概念的内涵和外延，注意选项间的 比较，同时要注意以客观事例来验证理论描述。解决原子结构题目时，应注意几个量之间的数量关系。解决化学 键与晶体结构的问题时，应注意化学键、分子间作用力与晶体结构、性质之间的关系，进行分析比较，最后要注 运功将点：用电子云摘述 I s J 檢少卜电*F ■-i 」排乐规律;用结料恥童團表总 * r-wnE -'' I 1 -惰性元累应子（唯舜子分子）__箜箜M "惰性弋质单质 典型例题 例1（' 04江苏）我国的“神舟五号”载人飞船已发射成功，“嫦娥”探月工程也正式启动。据科学家预测，月 球的土壤吸附着数百万吨的 2 He ,每百吨核聚变所释放出的能量相当于目前人类一年消耗的能量。在地球上， 氦元素主要以 4 2 He 的形式存在。下列说法正确的 （ ） A . 4 He 原子核内含有4个质子 B . 3 He 和4 He 互为同位素 C . 3 He 原子核内含有3个中子 D . 4 He 的最外层电子数为 2，所以4 He 具有较强的金属性 例2 （' 04广东、广西）下列各组物质中，互为同位素的是 （ ） 例3（' 04上海）有关晶体的下列说法中正确的是 专题十 物质结构 相互柞用 「■分子的稳定性 一化学宦一 构 成 庚 的 B -廉子得失电i 阴、阳离f 子晶岸 广原子品体 f 曲￥砸稚平勺井子晶体 片于 --- （固卷时｝ L —表示方法:电尹式 —7 广极性分子 一 非极性分子 A .重氢、超重氢 B .氧、臭氧 C .红磷、白磷 D .乙酸、丙酸 意看准顺序要求。 基础知识 一质子一 -原子核一：

2019年高考化学真题分类汇编专题18 物质结构与性质(选修) (解析版)

专题18 物质结构与性质（选修） 1．[2019新课标Ⅰ]在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题： （1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填标号 )。 A．B．C．D． （2）乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别 是、。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“Cu2+”)。 （3）一些氧化物的熔点如下表所示： 氧化物Li2O MgO P4O6SO2 熔点/°C 1570 2800 23.8 ?75.5 解释表中氧化物之间熔点差异的原因。 （4）图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离= pm，Mg原子之间最短距离y= pm。设阿伏加德罗常数的值为N A，则MgCu2的密度是 g·cm?3(列出计算表达式)。 【答案】（1）A （2）sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2+ （3）Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间力（分子量）P4O6>SO2 （4 23 330 A 824+1664 10 N a- ?? ? 【解析】（1）A.[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高； B. [Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+； C. [Ne] 3s13p1属于激发态

物质结构基础

一、上表是元素周期表的一部分，请将对应的元素名称和符号填入上表。 二、仿照第一列，填写下列表格。 三、复习元素周期律和周期表，完成下列表格。

四、原子的组成（X A Z ） 电量关系： 质量关系： 同位素：指 相同、 不同的原子。 五、原子和离子结构示意图 1．当核外电子 核电荷数时，表示的是原子； 2．当核外电子 核电荷数时，表示的是阴离子； 3．当核外电子 核电荷数时，表示的是阳离子。 六、化学键类型

[巩固练习] 1、下列元素属于第二周期的是（ ） A 、氢 B 、碳 C 、钠 D 、氯 2、下列元素属于第IA 族的是（ ） A 、氢 B 碳 C 、硫 D 、氯 3、下列原子中，半径最小的是（ ） A ）F B ）Na C ）S D)Cl 4、下列元素处于同一周期的是（ ） A ）C 、N 、F B ）B 、S 、Cl C)LiNaK 5、下列元素属于同一主族的是（ ） A 、H Na K B 、Na Mg Al C 、O S Br D 、C Si Cl 6、下列第三周期元素中，化学性质最活泼的是（ ） A 、硅 B 、磷 C 、硫 D 、氯 7、 下列物质的电子式，正确的是（ ） A ）氯化钾 K B O C C N D ）氟化氢 H + 8、下列物质中只含有共价键的是（ ） A ）CaCl 2 B 、KCl C 、Cl 2 D 、KOH 9、.下列物质中,既含离子键,又含有共价键的化合物是 A.NaOH B.Na 2O C.CO 2 D.MgCl 2 10、对于第三周期从左到右的元素，下列说法中不正确的是（ ） A ）原子半径逐渐减小 B ）金属性逐渐增强 C ）最高正化合价逐渐增大 D ）得电子能力逐渐增强 11、下列元素金属性最强的是（ ） A 、Na B 、Mg C 、Al D 、K 12、对于第VIIA 族从上到下的元素，下列说法正确的是（ ） A ）原子半径逐渐减小 B ）非金属性逐渐增强 C ）氢化物稳定性逐渐减弱 D ）原子得电子能力逐渐增强 13、考古学上常用14 6C 来测定文物的历史年代。14 6C 原子核内中子数是（ ） A 、6 B 、8 C 、14 D 、20 14、关于 18 是8O 下列说法不正确的是（ ） A 、它是氧元素的一种核素 B 、它与16 是8O 互为同位素 C 、它有10个中子 D 、它有18个质子

(完整版)苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点

第一单元 金属键 金属晶体 金 属 键 与 金 属 特 性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性 特性 解释 导电性 在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流 导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传 到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的 温度 延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原 子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍 保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中

2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。 【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。

第一章 物质结构基础

第一章 物质结构基础 1.de Bloglie 关系式：h m v λ= 又 22 J k g m s -=?? 已知31 9.109510m k g -=?；6 1 5.010v m s -=??；34 6.62610 h J s -=??； 代入， 34 34 2210 31 6 1 31 6 1 6.62610 6.62610 1.45510 145.59.109510 5.0109.109510 5.010J s k g m s s m p m k g m s k g m s λ--------??????= = =?=???????? 2. (1) 3d ；n=3, l=2, m=0,±1, ±2，共5个轨道，每一轨道至多两个电子，即：3,2,0, ±1/2；3,2,1, ±1/2；3,2,-1, ±1/2；3,2,+2, ±1/2；3,2,-2, ±1/2； (2) 4s ；n=4, l=0, 即4,0,0 (±1/2)； (3) 氧原子中的4个p 电子：n=2, l=1, m=0, ±1, 即2,1,0, ±1/2；2,1,1, +1/2(或-1/2)；2,1,-1, +1/2(或-1/2)； (4) 4s 1电子，4,0,0,+1/2或4,0,0,-1/2。 3.根据周期数、族序数和主、副族规律： （1）第3周期，零族，主族；（2）第5周期，ⅣA 族，主族；（3）第4周期ⅣB ，副族； （4）第4周期，ⅠB ，副族。 4.填表 5. (1)②, (2)③;②;④, (3)①②, (4)⑤ 6. (1)Ga 价电子构型为4s 24p 1，价电子数为3； (2)W 原子的电子构型为[Xe] 4f 145d 46s 2； (3)最外层有6个电子的元素应为ⅥA ； (4) Sb 原子的电子构型为[Kr]4d 105s 25p 3,未成对电子数为3。 7.(1)该元素属于ⅡA ；(2)金属性强，电负性小；(3)一般氧化值为+2，其氧化物的化学式可表示为XO 。 8. (1)第3周期，ⅣA 元素，硅，Si ，[Ne]3s 23p 2； (2)第4周期的铁元素，26Fe ，[Ar] 3d 64s 2； (3)有4个电子层，最高氧化值又与氯相同的金属元素是锰，25Mn ，[Ar]3d 54s 2。 (4)为29Cu ，[Ar]3d 104s 1 9.离子化合物中影响库仑作用的因素是离子电荷和离子半径，作用力越大，熔点就越高。据此即可判断：(1) MgO>BaS ；(2) KCl>CsCl ；(3) NaF>NaCl>NaBr>NaI ；(4) MgSO 4>K 2SO 4。 10.原子半径和等于共价键键长的理论值，故：（1）H C l -键长为(37+99)pm=136pm ；（2）C N -键长为(77+70)pm=147pm ；（3）C C l -键长：(77+99)pm=176pm ；（4）C F -键长：(77+64)pm=141pm ；（5） N I -键长(70+133)pm=203pm 。

专题复习 选修三 物质结构与性质部分(共10题)无答案

物质结构与性质部分（共10题） 1、【2019 江苏 （物质结构与性质）】臭氧（O 3）在[Fe(H 2O)6]2+催化下能将烟气中的SO 2、NO x 分别氧化为24SO -和3NO - ，NO x 也可在其他条件下被还原为N 2。 （1）24SO -中心原子轨道的杂化类型为___________；3NO -的空间构型为_____________（用 文字描述）。 （2）Fe 2+基态核外电子排布式为__________________。 （3）与O 3分子互为等电子体的一种阴离子为_____________（填化学式）。 （4）N 2分子中σ键与π键的数目比n （σ）∶n （π）=__________________。 （5）[Fe(H 2O)6]2+与NO 反应生成的[Fe(NO)(H 2O)5]2+中，NO 以N 原子与Fe 2+形成配位键。 请在[Fe(NO)(H 2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。 2、【2019 全国Ⅰ35（15分）】 Li 是最轻的固体金属，采用Li 作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题： （1）下列Li 原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_____、_____（填标号）。 A ． B ． C ． D ． （2）Li +与H ?具有相同的电子构型，r (Li +)小于r (H ?)，原因是______。 （3）LiAlH 4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH 4中的阴离子空间构型是______。中心原子的杂化形式为______，LiAlH 4中，存 在_____（填标号）。 A ．离子键 B ．σ键 C ．π键 D ．氢键 （4）Li 2O 是离子晶体，其品格能可通过图(a)的 born?Haber 循环计算得到。 可知，Li 原子的第一电离能为 kJ·mol ?1，O=O 键键能为 kJ·mol ?1，Li 2O 晶格能为 kJ·mol ?1。 （5）Li 2O 具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665 nm ，阿伏加德罗常数的值为N A ，则Li 2O 的密度为 ______g·cm ?3（列出计算式）。 3、【2019 全国Ⅱ35．（15分）】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示： 回答下列问题： （1）基态Fe 原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为__________，基态S 原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_________ 形。 （2）根据价层电子对互斥理论，H 2S 、SO 2、SO 3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同其他分子的是_________。 （3）图（a ）为S 8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为__________。 （4）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 （b ）所示的三聚分子，该分子中S 原子的杂化轨道类型为________。 （5）FeS 2晶体的晶胞如图（c ）所示。晶胞边长为a nm 、FeS 2相对式量为M ，阿伏加德罗常数的值为N A ，其晶体密度的计算表达 式为___________g·cm ?3；晶胞中Fe 2+位于22S -所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为______nm 。 4、【2019 全国Ⅲ 35．（15分）】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： （1）Zn 原子核外电子排布式为________________。 （2）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________________。

(完整版)高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结(最新整理)

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 （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。

2019年高考化学复习专题27物质结构与性质练习

专题27物质结构与性质 1.A、B、C、D、E代表5种元素。请填空： (1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素名称为________。 (2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。 (3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________。 (4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________________________。 【答案】(1)氮(2)Cl K(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2 (4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1 2.C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。 ①Si位于元素周期表第________周期第________族。 ②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。 ③用“＞”或“＜”填空： 原子半径 Al____Si 电负性 N____O 熔点 金刚石____晶体硅 沸点 CH 4 ____SiH 4 (2)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为________________________________________。 (3)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是______________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为________________________________________________________________________。(4)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下： 电离能 I n /(kJ·mol－1) I 1 578 I 2 1817 I 3 2745 I 4 11578 …… …… 则该元素是________(填写元素符号)。 ②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。 ③Ge元素可能的性质或应用有________。

【化学选修—物质结构与性质】专题训练

【化学选修—物质结构与性质】专题训练 1、有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A+比B—少一个电层，B原子得一个电子后3p轨道全满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D 的质量分数为40%，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A与D 离子的数目之比为2：1。请回答下列问题。 （1）A单质、B单质、化合物R的熔点高低顺序为__②___(填序号) ①A单质> B单质> R ②R > A单质> B单质 ③B单质> R > A单质④A单质> R > B单质 （2）CB3分子的空间构型是__三角锥形___，其固态时的晶体类型为__分子晶体_ _____。 （3）写出D原子的核外电子排布式__1S22S22P63S23P4_______，C的氢化物比D的氢化物在水中溶解度大得多的原因__ NH3与水分子形成氢键且发生化学反应__________。 （4）B元素和D元素的电负性大小关系为Cl＞S（用元素符号表示）。 （5）A与B形成的离子化合物的晶胞中，每个A+周围与它距离相等且最近的B—有6个，这些B—围成的空间几何构型为正八面体。 2、已知R、W、X、Y、Z是周期表中前四周期元素，它们的原子序数依次递增.R的 基态原子中占据哑铃形原子轨道的电子数为1;W的氢化物的沸点比同族其它元素氢 化物的沸点高;X2 +与W2-具有相同的电子层结构;Y元素原子的3P能级处于半充满状 态;Z+的电子层都充满电子。请回答下列问题： (2)R的某种钠盐晶体,其阴离子A m- (含R、W、氢三种元素）的球棍模型如上图所示:在A m-中，R原 (3)经X射线探明，X与W形成化合物的晶体结构与NaCl的晶体结构相似,X2+的配位离子所构成的立 (4)往Z的硫酸盐溶液中加入过量氨水，可生成[Z(NH3)4]S04，说法正确的是__ A D ___ A. [Z(NH3)4]SO4中所含的化学键有离子键、极性键和配位键 B. 在[Z(NH3)4]2+中Z2+给出孤对电子,NH3提供空轨道 C. [Z(NH3)4]SO4组成元素中第一电离能最大的是氧元素 D. SO42-与PO43-互为等电子体，空间构型均为四面体 (5)固体YCl5的结构实际上是YCl4+和YCl6-构成的离子晶体，其晶体结构与CsCl相似。若晶胞边长

高中化学选修3：物质结构与性质-知识点总结

选修三物质结构与性质总结 一.原子结构与性质. 1、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. 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1-36号元素的核外电子排布式. ns<(n-2)f<(n-1)d

(完整版)华东师范大学2011期末物质结构试卷附答案

华东师范大学化学系 2011年《物质结构》试卷（A 卷）附答案 姓 名： 学 号： 专 业： 若干公式和参数： Js h 341063.6-?= kg m e 311011.9-?= C e 191060.1-?= 18109989.2-?=ms c eV mol kJ 210036.1/1-?= 1581.109677-=cm R H 12310381.1--?=JK K J cm 23110986.11--?= 12194701-=cm Hartree 231002.6?=A N λν/hc h E == v m h λ= h p x ≥?? h t E ≥?? π 2h n M = ??? ? ??-=2221H n 1n 1R 1 λ φθcos sin r x = φθsin sin r y = θcos r z = φθθθθ θ2 2 22 2222 sin 1sin sin 11??+????+????=?r r r r r r φθθd drd r dxdydz sin 2= 2n 2E 2 Z -=(原子单位) l x n l x πψsin 2)(= 2 2 28ml h n E n = ()ν h v E v 2/1+= μ πωk 21= μωπ2 2 4=k )1(82 2+= J J I h E J π %() 21ν=+B J ()()1*=?μμαμαd ()()1 *=?μμβμβd ()()()()0**==??μμαμβμμβμαd d 22 222221c l b k a h d ++= λθn dsin =2 j i j i ij ααααθ--- =11cos

高考专题复习《物质结构与性质》知识考点

《物质结构与性质》精华知识点 课本：1、熟记1-36号元素电子排布 1、核电荷数从1到18的元素的原子结构示意图 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si p S Cl Ar 2、原子的核外电子排布式和外围电子（价电子）排布式（原子核外电子排布时，先排4s 后排3d ，形成离子时先失去最外层电子） 核外电子排布式 外围电子排布式 核外电子排布式 外围电子排布式 26 Fe ：[Ar]3d 64s 2 3d 64s 2 26Fe 2+：[Ar]3d 6 3d 6 26 Fe 3+：[Ar]3d 5 3d 5 29Cu ：[Ar]3d 104s 1 3d 104s 1 29 Cu +：[Ar]3d 10 3d 10 29Cu 2+：[Ar]3d 9 3d 9 24 Cr ： [Ar]3d 54s 1 3d 54s 1 24Cr 3＋[Ar] 3d 3 3d 3 30Zn : [Ar]3d 104s 2 3d 104s 2 30Zn 2+ [Ar]3d 10 3d 10 22Ti 2+ [Ar]3d 2 3d 2 25Mn [Ar]3d 54s 2 3d 5 4s 2 31Ga[Ar]3d 104s 24P 1 4s 24P 1 32Ge[Ar]3d 104s 24P 2 4s 24P 2 33As: [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 24Se : [Ar]3d 104s 24P 3 4s 24P 3 3、元素周期表（对应选择第11题） （1）同周期，原子半径减小，同主族原子半径增加；对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径越小：Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F －＜O 2- Ca 2+＜K +＜Cl －＜S 2- （2）p 轨道有2个未成对电子，有P 2和P 4。C:2S 22P 2 、Si:3S 23P 2、O ：2S 22P 4、S ：3S 23P 4 （3）（3S 23P 6 3d 10）第三周期内层电子全充满，Cu 和Zn

高考化学-专题18物质结构与性质

专题18 物质结构与性质 1．锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题： (1)基态Ge 原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。 (2)Ge 与C 是同族元素，C 原子之间可以形成双键、叁键，但Ge 原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是________________________________________。 (3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_________________。 (4)光催化还原CO 2制备CH 424Zn 、Ge 、O 电负性由大至小的顺序是________。 (5)Ge 单晶具有金刚石型结构，其中Ge 原子的杂化方式为________，微粒之间存在的作用力是________。 (6)晶胞有两个基本要素： ①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。如图为Ge 单晶的晶胞，其中原子坐标参数A 为(0,0,0)；B 为(12，0，12)；C 为(12，1 2 ，0)。则D 原子的坐标参数为________。 ②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge 单晶的晶胞参数a ＝565.76 pm ，其密度为________g·cm －3 (列出计算式即可)。

对照晶胞图示，坐标系以及A 、B 、C 点坐标，选A 点为参照点，观察D 点在晶胞中位置(体对角线1 4处)，由 B 、 C 点坐标可以推知 D 点坐标。②类似金刚石晶胞，1个晶胞含有8个锗原子，ρ＝ 8×736.02×565.76 3×107 g·cm －3 。 答案：(1)3d 10 4s 2 4p 2 2 (2)Ge 原子半径大，原子间形成的σ单键的键长较长，p-p 轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键 (3)GeCl 4、GeBr 4、GeI 4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强 (4)O>Ge>Zn (5)sp 3 共价键 (6)①(14，14，14) ②8×736.02×565.76 3×107 2．东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题： (1)镍元素基态原子的电子排布式为________，3d 能级上的未成对电子数为________。 (2)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH 3)6]SO 4蓝色溶液。 ①[Ni(NH 3)6]SO 4中阴离子的立体构型是________。 ②在[Ni(NH 3)6]2＋ 中Ni 2＋与NH 3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。 ③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH 3)，原因是________；氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为________。 (3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：I Cu ＝1 958 kJ·mol －1 、I Ni ＝1 753 kJ·mol －1 ，I Cu >I Ni 的原因是___________________。 (4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲,

【高中化学选修《物质结构与性质》知识点提纲】 一.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. 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

高三总复习物质结构专题强化

(1)的离子结构示意图 的气态氢化物的电子式 的核外电子排布式： ；元素Y 的原子核外共有______种形状不同的电子云。 （2）Z 单质与Y 最高价氧化物的水化物的水溶液反应的离子方程式 (3) 元素T 与氟元素相比，非金属性较强的是 （用元素符号表示），下列表述中能证明这一事实的是 a ．常温下氟气的颜色比T 单质的颜色深 b ．氟气与T 的氢化物剧烈反应，产生T 的单质 c ．氟与T 形成的化合物中T 元素呈正价态 d ．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 二．下表是Na 、Mg 、Si 、S 、Br 五种元素的单质的沸点，其中b 、e 均是热和电的良导体。 （1（2）写出d 的元素原子的最外层电子排布式 ；其元素原子核外中共有_____种能量不同的电子； （3）c 与氢形成的分子X 的空间构型为 ；写出X 的水溶液与b 的元素的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式__________________。 （4）上述元素所能形成的简单离子中半径最小的是______（填离子符号），最高价氧化物对应水化物酸性最弱的是___________（填分子式）。 原子的最外层电子排布式 ，原子共有 种不同运动状态的电子。 （2）写出C 单质与强碱反应的离子方程式 。 B 与C 形成的化合物溶于水后，溶液的pH 7（填“大于”、“等于”或“小于”）。 （3）A ，B 两元素的氢化物分子中键能较小的是 ；分子较稳定的是 。（填分子式） （4）E 、D 同主族，位于短周期。它们的最高价氧化物中熔点较低的是 四．第一电离能I 1是指气态原子X （g ）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X +（g ）所需的能量。下图是 部分元素原子的第一电离能I 1随原子序数变化的曲线图（其中12号至17号元素的有关数据缺失）。 请回答以下问题：

2017年高考真题-专题18+物质结构与性质(选修)Word版含解析

2017年高考真题-专题18+物质结构与性质(选修)Word版含解析

1．【2017新课标1卷】（15分） 钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题： （1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_______nm（填标号）。 A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5 （2）基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子 云轮廓图形状为___________。K和Cr属于 同一周期，且核外最外层电子构型相同，但 金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原 因是___________________________。 （3）X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在+3I离子。+3I离子的几何构型为_____________，中 心原子的杂化形式为________________。 （4）KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为 a=0.446 nm，晶胞中K、I、O分别处于顶 角、体心、面心位置，如图所示。K与O间 的最短距离为______nm，与K紧邻的O个

学式，以及晶胞结构，可知K处于体心，O处于棱心。【名师点睛】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，以填空或简答方式考查，常涉及如 下高频考点：原子结构与元素的性质(基态微粒的 电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期 律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方 式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性 质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶 胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计 算及化学式分析等)。只有掌握这些，才可以更好 的解决物质结构的问题。 2．【2017新课标2卷】（15分） 我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（用R代表）。回答下列问题： （1）氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为_____________。 （2）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（a）所示，其中除氮元素外，

高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结

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 ：能层的序数）。 n （22n 每能层所容纳的最多电子数是：

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。 ；最 2 n 2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

物质结构基础

第一章物质结构基础 【知识导航】 “上帝粒子”：希格斯玻色子（英语：Higgs boson）是粒子物理学标准模型中所预言的最后一种基本粒子（模型预言了62种基本粒子，已发现61种，包括质子、中子、电子、夸克等），以物理学者彼得·希格斯命名，是一种具有质量的玻色子，没有自旋，不带电荷，非常不稳定，在生成后会立刻衰变。 2012年7月4日，CERN（欧洲核子研究组织）宣布LHC（大型强子对撞机）的紧凑渺子线圈探测到两种新粒子，这两个粒子极像希格斯玻色子，但还有待物理学者进一步分析确定。 ——维基中文百科 【重难点】 1．原子的电子层结构 原子核是由质子和中子组成的，原子核与核外电子又一同构成了原子。由于单质和化合物的化学性质主要取决于核外电子的运动状态，因此，在化学中研究原子结构主要在于了解核外电子运动的规律。（如图1-1） 图1-1 原子的结构图1-2 核外电子运动2．核外电子运动的特性 核外电子运动无法用牛顿力学来描述，具有测不准性。（如图1-2） （1）核外电子运动规律的描述 电子云：电子在原子核外空间出现的概率密度分布。（如图1-3）是p电子云的形状。 离核越近，电子云密度越大；离核越远，电子云密度越小。（如图1-4）

图1-3 p亚层结构图1-4 核外电子概率分布（2）核外电子运动状态的描述——四个量子数（n、l、m、m s） 多电子原子中，决定能量的量子数是n、l。 （3）核外电子的排布 遵循能量最低原理、泡利不相容原理及洪特规则。 根据n+0.7l的整数部分相同，近似分成若干近似的能级组。 3．原子结构与周期律 元素周期律：元素的性质（原子半径、电离能、电负性、金属性等）随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化。 一般而言，同一周期元素，从左到右原子半径逐渐减小，电离能和电负性逐渐增大，金属性减弱，非金属性增强。同一族元素，从上到下原子半径逐渐增大，电离能和电负性逐渐减小，金属性增强，非金属性减弱。周期表中共有7个周期，16个族（7个主族、7个副族、1个0族、1个第Ⅷ族）。 基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量称为元素的第一电离能，常用符号I1表示，单位为kJ·mol-1（SI单位为J· mol-1）。它可以比较元素的金属性强弱。影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型。如果I2>>I1，则原子易形成+1价阳离子而不易形成+2价阳离子；如果I3>>I2>I1，即I在I2和I3之间突然增大，则元素R可以形成R+或R2+而难于形成R3+。 4．化学键 是指相邻的原子（离子）之间的强烈的相互作用。一般可分为离子键、共价键和金属键。离子键本质是阴阳离子间的静电作用力，离子键没有方向性，没有饱和性。（如图1-5）