结构化学-选修3知识点总结(人教版)全国卷适用

1一、考纲考点展示《选修3：物质的结构与性质》高考试题中9种常考点序号考点考察内容1电子排布式电子轨道【2011新课标卷】B原子电子排布式【2012新课标卷】Se原子M层电子排布式【2013新课标Ⅱ卷】Ni2+价层电子排布式【2014新课标Ⅰ卷】Fe3+电子排布式【2015新课标Ⅱ卷】P电子排布式【2014新课标Ⅱ卷】Cu价层电子轨道2电负性大小第一电离能大小【2011新课标卷】比较B与N电负性【2013新课标Ⅱ卷】F、Fe、Ni、K电负性最大的是【2015新课标Ⅱ卷】O、Na、P、Cl电负性最大的是【2012新课标卷】O、S、Se第一电离能由大到小排序【2013新课标Ⅱ卷】F、Fe、Ni、K第一电离能最小的是【2014新课标Ⅱ卷】N、O、S第一电离能最大的是3杂化方式、键角、构型的判断分子中σ键数【2011新课标卷】BF3杂化方式【2012新课标卷】S8杂化方式，SeO3构型、SO32－构型【2013新课标Ⅰ卷】SiO44－杂化方式【2014新课标Ⅰ卷】CH3CHO碳杂化方式【2014新课标Ⅱ卷】SO32－构型，NH3杂化方式【2015新课标Ⅰ卷】CS2杂化方式【2015新课标Ⅱ卷】Cl2O构型，PCl3构型和杂化方式【2014新课标Ⅰ卷】1molCH3CHO分子中σ键数4晶体密度计算【2011新课标卷】金刚石型晶体BN密度计算【2012新课标卷】金刚石型晶体ZnS密度计算【2013新课标Ⅱ卷】K4NiF8晶体密度计算【2014新课标Ⅰ卷】面心立方Al晶体密度计算【2015新课标Ⅱ卷】Na2O晶体密度计算5氢化物酸性比较含氧酸的酸性比较及解释【2012新课标卷】H2Se与H2S酸性比较【2012新课标卷】H2SeO4比H2SeO3酸性强解释6配位数【2013新课标Ⅱ卷】K2NiF4晶体中Ni配位数【2014新课标Ⅰ卷】面心立方Al晶体配位数【2015新课标Ⅱ卷】金刚石型晶体Na2O中O的配位数7熔沸点比较【2014新课标Ⅰ卷】解释乙酸比乙醛沸点高8等电子体【2015新课标Ⅰ卷】写出两个CS2的等电子体9石墨和金刚石结构【2015新课标Ⅰ卷】石墨每个C连接几个环，每个环占有几个C金刚石晶体中每个C连接几个环，每个环最多几个C共面。本统计只包含全国卷，不包含地方卷。2普通高等学校招生全国统一考试理科综合（化学部分）考试大纲的说明（节选）必修2：物质结构和元素周期律①了解元素、核素和同位素的含义。②了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。③了解原子核外电子排布。④掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。⑤以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。⑥以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。⑦了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。⑧了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。选修3：物质结构与性质1．原子结构与元素的性质⑴了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。⑵了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。⑶了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。⑷了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2．化学键与物质的性质⑴理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。⑵了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。⑶了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。⑷理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。⑸了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）⑹能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。3．分子间作用力与物质的性质⑴了解化学键和分子间作用力的区别。⑵了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。⑶了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。⑷能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。⑸了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。3二、考点逐项过关考点1﹒电子排布式和电子轨道示意图1．能层、能级和最多容纳电子数之间的关系能层（n）能级最多容纳电子数图1序数符号符号原子轨道数各能级各能层一K1s122二L2s1282p36三M3s12183p363d510四N4s12324p364d5104f714………………n…………2n22．原子轨道的形状和能量关系（1）轨道形状：①s电子的原子轨道呈球形。②p电子的原子轨道呈纺锤形。（2）能量关系：①相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。②形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s…③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道如npx、npy、npz的能量相等。3．原子核外电子的排布规律三个原理：①能量最低原理：原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。构造原理示意图如上图1。②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反。③洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。4．电子的跃迁与原子光谱（1）电子的跃迁：①基态→激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级_，变成激发态原子。②激发态→基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。（2）原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发4射光谱，总称原子光谱。基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4[稀有气体]＋价层电子价电子排布式3s23p4电子排布图（或轨道表示式）价电子轨道表示式S的原子结构示意图【过关练习】1．【2011新课标卷】基态B原子的电子排布式为_________________________________2．【2011福建卷】基态氮原子的价电子排布式是_________________________________3．【2012福建卷】基态Mn2＋的核外电子排布式为________________________________4．【2012新课标卷】Se的其核外M层电子的排布式为____________________________5．【2013新课标全国Ⅱ】Ni2＋的价层电子排布图为________________________________6．【2014浙江卷】基态镓（Ga）原子的电子排布式为_____________________________7．【2014新课标全国Ⅰ】三价铁离子的电子排布式为______________________________8．【2014新课标全国Ⅱ】Cu的价层电子轨道示意图为_____________________________9．【2015新课标全国Ⅱ】P原子的核外电子排布式为_______________________________答案：1．1s22s22p12．2s22p33．1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d54．3s23p63d105．6．1s22s22p63s23p63d104s24p17．1s22s22p63s23p63d58．9．1s22s22p63s23p3（或[Ne]3s23p3）5考点2﹒电负性和第一电离能大小比较元素第一电离能的递变性第一电离能同周期从左到右增大趋势．．（注意ⅡA、ⅤA的特殊性）；同主族（自上而下）依次．．减小。ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。（1）特例当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：第一电离能，Be＞B；Mg＞Al；N＞O；P＞S。（2）应用①判断元素金属性的强弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。②判断元素的化合价。如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如铝元素I4≫I3，所以铝元素的化合价为＋3。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。元素电负性的递变性（1）规律①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。氢氦2.1－锂铍硼碳氮氧氟氖1.01.52.02.53.03.54.0－钠镁铝硅磷硫氯氩0.91.21.51.82.12.53.0－钾钙镓锗砷硒溴氪0.81.01.61.82.02.42.8－钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌1.361.541.631.661.551.831.881.911.91.65（2）应用①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）；③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。6电离能与电子的分层排布一般来说，对于一个原子I1I2I3……这很容易理解，因为从正一价的气态阳离子中去掉一个电子需克服的电性引力比从中性原子中掉一个电子要大，消耗的能量就更多。因此，一个原子的电离能是依次增大的，甚至是成倍增长，但增大的倍数并不相同。有的增大的多，有的增大的很多（逐级递增，存在突跃）。我们结合下表说明：I（kJ/mol）I112I3I4I5I6I7Na496456269129543133531661020114Mg7381451773310540136301799521703Al5781817274511575148301837623293Na，I3比I2增大不到一倍，但I2比I1却增大了近百倍。这说明I1比I2、I3小得多，说明有一个电子能量较高，在离核较远的区域运动，容易失去。另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。Mg，按照上面的分析，I2比I1增大不到一倍、I4比I3增大不到一倍，但I3比I2却增大了好几倍。因此可认为有两个电子能量较高，在离核较远的区域运动，另外的几个电子能量较低，在离核较近的区域运动。至于Al元素，请同学自己分析一下。通过分析电离能的数据，我们也可以看到I4比I3增大了好几倍，在多电子原子中，电子是分层排布的。金属活动顺序与电离能大小顺序不一致的原因我们知道金属活动顺序中Ca元素排在Na元素的前面，而我们查的第一电离能的数据发现，钠元素的I1＝496kJ/mol，钙元素的I1＝590kJ/mol；I2＝1145kJ/mol。为什么第一电离能表现出来的金属性顺序与金属活动性顺序表现出来的不一样呢？其实，这是因为两个概念表达的内容不同并且测量的手段也不一样，金属活动性顺序指的是水溶液中金属单质中的原子失去电子的难易程度。而电离能指的是气态的金属原子失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时的活泼型量度。二者所对应的条件不同，所以二者不可能完全一致。由此可以知道，我们在分析某个问题时，一定要注意具体的条件。对角线规则Li与Mg，Be与Al，B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，相应的两元素及其化合物的性质有许多相似之处，这种相似性称为对角线规则。Li与Mg的相似性★锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物★锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物★锂、镁与水反应均较缓慢★锂、镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐均难溶于水★锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳★锂、镁的氯化物均能溶于有机溶剂中，表现出共价特性值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧