高考回归课本资料——-人教版高中化学选修三《物质结构与性质》课本“问题交流”“课后习题”参考答案

人教版高中化学选修三课本“问题交流”“课后习题”参考答案三、问题交流【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］2s22p4Si：［Ne］3s23p2Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2四、习题参考答案1.A、D2.D3.B4.C5.C6.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。【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】1.（略）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。三、问题交流【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：I1I2I3……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。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ⅦA1s22s22p63s23p5ClHClO4（2）四ⅡA1s22s22p63s23p64s2CaCa(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。*11.（略）复习题参考答案1.A2.A3.A4.B5.（1）NaKMgAlCOClBrArAr（2）NaOH（3）KNaMg（4）H2O2H2O+2Na＝2NaOH+H2↑（5）NaBr（6）182和SO2。在第二周期ⅥA族，Y在第三周期ⅥA族；SO2和SO3。（略）（略）（略）三、问题交流【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1.（略）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）三、问题交流【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。二、问题交流【思考与交流1】1.极性分子：HCl非极性分子：H2O2Cl22.都是非极性分子3.极性分子：HCNH2ONH3CH3Cl非极性分子：CO2BF3CH4【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.B2.CDAB3.D4.D5.A6.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s