(人教版)高中化学选修3 物质结构与性质 全册教学案

人教版高中化学选修三《创新设计》电子教案学案3-1

第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 (时间：30分钟) 考查点一晶体与非晶体 1.下列叙述中正确的是()。 A.具有规则几何外形的固体一定是晶体 B.晶体与非晶体的根本区别在于是否具有规则的几何外形 C.具有各向异性的固体一定是晶体 D.晶体、非晶体均具有固定的熔点 解析晶体与非晶体的根本区别在于其内部微粒在空间是否按一定规律做周期性重复排列,B项错误；晶体所具有的规则几何外形、各向异性是其内 微粒规律性排列的外部反映。有些人工加工而成的固体也具有规则的几何外形,但具有各向异性的固体一定是晶体,A项错误,C项正确；晶体具有固 定的熔点而非晶体不具有固定的熔点,D项错误。 答案 C 2.下列说法正确的是()。 A.玻璃是由Na2SiO3、CaSiO3和SiO2熔合成的晶体

B.水玻璃在空气中不可能变浑浊 C.水泥在空气和水中硬化 D.制光导纤维的重要原料是玻璃 解析玻璃是由Na2SiO3、CaSiO3和SiO2熔合成的混合物,是玻璃体不是晶体,故A项错；水玻璃是Na2SiO3的水溶液,在空气中发生反应：Na2SiO3 ＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓,故B项错；水泥的硬化是水泥的重要性质,是复杂的物理变化和化学变化过程,故C项正确；制光导纤维的重要原料是石英而不是玻璃,故D项错。 答案 C 3.关于晶体的自范性,下列叙述正确的是()。 A.破损的晶体能够在固态时自动变成规则的多面体 B.缺角的氯化钠晶体在饱和NaCl溶液中慢慢变为完美的立方体块 C.圆形容器中结出的冰是圆形的体现了晶体的自范性 D.由玻璃制成规则的玻璃球体现了晶体的自范性 解析晶体的自范性指的是在适宜条件下,晶体能够自发地呈现封闭的规则的多面体外形的性质,这一适宜条件一般指的是自动结晶析出的条件,A 项所述过程不可能实现；C选项中的圆形并不是晶体冰本身自发形成的,而是受容器的限制形成的；D项中玻璃是非晶体。 答案 B 4.如图是a、b两种不同物质的熔化曲线,下列说法中正确的是()。 ①a是晶体②a是非晶体③b是晶体④b是非晶体 A.①④ B.②④ C.①③ D.②③ 解析晶体有固定的熔点,由图a来分析,中间有一段温度不变但一直在吸

人教版高中化学选修1化学与生活_知识点

化学与生活 第一章关注营养平衡 第一节生命的基础能源---糖类 第二节重要的体内能源---油脂 第三节生命的基础---蛋白质 第四节维生素和微量元素 归纳与整理 第二章促进身心健康 第一节合理选择饮食 第二节正确使用药物 归纳与整理 第三章探索生活材料 第一节合金 第二节金属的腐蚀和防护 第三节玻璃、陶瓷和水泥 第四节塑料、纤维和橡胶 归纳与整理 第四章保护生存环境 第一节改善大气质量 第二节爱护水资源 第三节垃圾资源化 归纳与整理 高二化学选修1《化学与生活》 第一章关注营养平衡 1—1—生命的基础能源：糖类 人体必须的六大营养素糖类脂肪蛋白质维生素矿物质水 1 单 糖 C6H12O6 葡萄糖多羟基醛有多元醇和醛的性质,能发生银镜反应,红色Cu2O 果糖多羟基酮有多元醇和酮的性质 2 双 糖 C12H22O11 麦芽糖有醛基C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6葡萄糖+葡萄糖 蔗糖无醛基C12H22O11+H2O→C6H12O6+C6H12O6葡萄糖+果糖 3 多 糖（ C6H10O5）n 淀粉无醛基,属 高分子化合 物 遇碘变蓝（C6H10O5）n + n H2O→nC6H12O6纤维素（C6H10O5）n + n H2O→nC6H12O6 4 葡萄糖 光合作用6CO2（g）＋6H2O（l）→C6H12O6（s）+6O2(g)呼 吸 作 用 有氧呼吸C6H12O6（s）+6O2(g)→6CO2（g）＋6H2O（l） 无氧呼吸C6H12O6→2C3H6O3（乳酸）→2CO2＋2C2H5OH 1—2—重要的体内能源：油脂 1 油 脂 植物油液态含不饱和烃基多—C17H33 含双 键 能加成、水解动物脂肪固态含饱和烃基多—C17H35、—C15H31水解 水 解 油脂+ 3H2O→高级脂肪酸+丙三醇（甘油） 皂 化油脂在碱性条件下的水解 油脂+ 3NaOH→高级脂肪酸钠（肥皂）+丙三醇（甘油）在人体内功能供热储存能量合成人体所需的化合物脂肪酸有生理功能 1—3—生命的基础：蛋白质

(完整word版)人教版高中化学选修3物质结构与性质教案

物质结构与性质 第一章原子结构与性质 第一节原子结构 第二节原子结构与元素的性质 归纳与整理复习题 第二章分子结构与性质 第一节共价键 第二节分子的立体结构 第三节分子的性质 归纳与整理复习题 第三章晶体结构与性质 第一节晶体的常识 第二节分子晶体与原子晶体 第三节金属晶体 第四节离子晶体 归纳与整理复习题 （人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教学案 第一章原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。

高中化学选修三知识点总结

高中化学选修三知识点总结 第一章原子结构与性质 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。 2、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. 3、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。 4、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。 5、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 6、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。 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。 7、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.

有机化合物的分类学-人教版高中化学选修5学案设计

第一节有机化合物的分类 [核心素养发展目标] 1.宏观辨识与微观探析：通过认识官能团的结构，微观分析有机物的类别，体会与宏观分类的差异，多角度认识有机物。2.证据推理与模型认知：了解碳原子之间的连接方式，能根据碳原子的骨架对有机物进行分类。 一、按碳的骨架分类 1．按碳的骨架分类 2．相关概念辨析 (1)不含苯环的碳环化合物，都是脂环化合物。 (2)含一个或多个苯环的化合物，都是芳香化合物。 (3)环状化合物还包括杂环化合物，即构成环的原子除碳原子外，还有其他原子，如氧原子(如

呋喃)、氮原子、硫原子等。 (4)链状烃通常又称脂肪烃。

例 1有下列7种有机物，请根据元素组成和碳的骨架对下列有机物进行分类：

⑥ (1)属于链状化合物的是________(填序号，下同)。 (2)属于环状化合物的是________。 (3)属于脂环化合物的是________。 (4)属于芳香化合物的是________。 答案(1)④⑤(2)①②③⑥⑦(3)①③⑥(4)②⑦ 【考点】按碳的骨架分类 【题点】环状化合物 二、按官能团分类 1．烃的衍生物及官能团的概念 (1)烃的衍生物：从结构上看，烃分子中的氢原子被其他原子或原子团所取代而衍生出一系列新的化合物。 (2)官能团：决定化合物特殊性质的原子或原子团。 2．有机物的主要类别、官能团和典型代表物 (1)烃类物质 有机物官能团结构官能团名称有机物类别 CH4烷烃 CH2===CH2碳碳双键烯烃 CH≡CH—C≡C—碳碳三键炔烃 芳香烃 (2)烃的衍生物

有机物官能团结构官能团名称有机物类别 CH3CH2Br —Br 溴原子卤代烃 CH3CH2OH —OH 羟基醇 —OH 羟基酚 CH3—O—CH3醚键醚CH3CHO —CHO 醛基醛 羰基酮 CH3COOH —COOH 羧基羧酸 酯基酯 —NH2氨基 氨基酸 —COOH 羧基 酰胺基酰胺 例

高中化学选修三习题附答案

第II卷（非选择题）评卷人得分 一、综合题：共4题每题15分共 60分 1．金属钛(Ti)被誉为21世纪金属，具有良好的生物相容性，它兼具铁的高强度和铝的低密度。其单质和化合物具有广泛的应用价值。氮化钛(Ti3N4)为金黄色晶体，由于具有令人满意的仿金效果，越来越多地成为黄金的代替品。以TiCl4为原料，经过一系列反应可以制得Ti3N4和纳米TiO2(如图1)。 如图中的M是短周期金属元素，M的部分电离能如下表： I1I2I3I4I5 电离能 /kJ·mol－1738 1451 7733 10540 13630 请回答下列问题： (1)Ti的基态原子外围电子排布式为________________。 (2)M是______(填元素符号)，该金属晶体的堆积模型为六方最密堆积，配位数为________。 (3)纳米TiO2是一种应用广泛的催化剂，纳米TiO2催化的一个实例如图2所示。化合物甲的分子中采取sp2 方式杂化的碳原子有__________个，化合物乙中采取sp3方式杂化的原子对应的元素的电负性由大到小的顺序 为________________。 (4)有一种氮化钛晶体的晶胞与NaCl晶胞相似，如图3所示，该晶胞中N、Ti之间的最近距离为a pm，则该氮化钛的密度为______________ g·cm－3(N A为阿伏加德罗常数的值，只列计算式)。该晶体中与N原子距离相等且最近的N原子有________个。 (5)科学家通过X－射线探明KCl、MgO、CaO、TiN的晶体与NaCl的晶体结构相似。且知三种离子晶体的晶格能数据如下： 种离子KCl、CaO、TiN三 晶体熔点由高到低的顺序为________________。 【答案】(1)3d24s2 (2)Mg12 (3)7O>N>C (4)12 (5)TiN>CaO>KCl 【解析】本题主要考查的是物质的结构和性质。(1)Ti位于第四周期，第IVB族，外围电子排布为3d24s2，故答案为3d24s2；(2)金属M的第三电离能远远大于第二电离能，所以M应为短周期第IIA族元素，又因M可把Ti置换出来，所以M应为Mg，其晶体堆积模型为六方最密堆积，配位数为12，故答案为：Mg，12；(3) 离子晶体NaCl KCl CaO 晶格能/kJ·mol－1786 715 3401

高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第一章 重难点专题突破 2

2 元素金属性、非金属性强弱的判断方法集锦 1.元素的金属性强弱判断方法 (1)单质跟水或酸置换出氢的反应越容易发生,说明其金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强,说明其金属性越强。 (3)金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。 (4)金属活动性顺序表 ――――――――――――――――――――→K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H )Cu Hg Ag Pt Au 金属性逐渐减弱 (5)金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱。 (6)原电池反应中的正负极：两金属同时作原电池的电极,负极的金属性较强。 (7)元素的第一电离能的大小：元素的第一电离能数值越小,元素的原子越易失去电子,元素的金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如Mg(3s 2为全充满状态,稳定)的第一电离能大于Al 的第一电离能。 (8)元素电负性越小,元素失电子能力越强,元素金属性越强。 2.元素的非金属性强弱判断方法 (1)单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越容易跟H 2化合,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强。 (2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强,说明其非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应。例如,Cl 2＋2KI===2KCl ＋I 2,说明Cl 的非金属性大于I 。 (4)元素的原子对应阴离子的还原性越强,元素的非金属性越弱。 (5)元素的第一电离能的数值越大,表明元素失电子的能力越弱,得电子的能力越强,元素的非金属性越强。但元素的外围电子排布影响元素的第一电离能。如I 1(P)>I 1(S),但非金属性：P

人教版高中化学选修5教案(绝对经典版)

课题：第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 教学目的 知识 技能 1、了解有机化合物常见的分类方法 2、了解有机物的主要类别及官能团 过程 方法 根据生活中常见的分类方法，认识有机化合物分类的必要性。利用投影、动画、多媒体等教学手段，演示有机化合物的结构简式和分子模型，掌握有机化合物结构的相似性。价值观体会物质之间的普遍联系与特殊性，体会分类思想在科学研究中的重要意义 重点了解有机物常见的分类方法；难点了解有机物的主要类别及官能团 板书设计第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 一、按碳的骨架分类 二、按官能团分类 教学过程 ［引入］我们知道有机物就是有机化合物的简称，最初有机物是指有生机的物质，如油脂、糖类和蛋白质等，它们是从动、植物体中得到的，直到1828年，德国科学家维勒发现由无机化合物通过加热可以变为尿素的实验事实。我们先来了解有机物的分类。 ［板书］第一章认识有机化合物 第一节有机化合物的分类 ［讲］高一时我们学习过两种基本的分类方法—交叉分类法和树状分类法，那么今天我们利用树状分类法对有机物进行分类。今天我们利用有机物结构上的差异做分类标准对有机物进行分类，从结构上有两种分类方法：一是按照构成有机物分子的碳的骨架来分类；二是按反映有机物特性的特定原子团来分类。［板书］一、按碳的骨架分类 链状化合物（如CH 3－CH 2 －CH 2 －CH 2 －CH 3 ） (碳原子相互连接成链) 有机化合物 脂环化合物（如）不含苯环 环状化合物 芳香化合物（如）含苯环 ［讲］在这里我们需要注意的是，链状化合物和脂环化合物统称为脂肪族化合物。而芳香族化合物是指包含苯环的化合物，其又可根据所含元素种类分为芳香烃和芳香烃的衍生物。而芳香烃指的是含有苯环的烃，其中的一个特例是苯及苯的同系物，苯的同系物是指有一个苯环，环上侧链全为烷烃基的芳香烃。除此之外，我们常见的芳香烃还有一类是通过两个或多个苯环的合并而形成的芳香烃叫做稠环芳香烃。 ［过］烃分子里的氢原子可以被其他原子或原子团所取代生成新的化合物，这种决定化合物特殊性质的原子或原子团叫官能团，下面让我们先来认识一下主要的官能团。

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 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。 （2）原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，n p能级各有3个原子轨道，相互垂直（用p x、p y、p z表示）；n d能级各有5个原子轨道；n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 （1）能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 （2）泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 （3）洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 （4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 （5）（n-1）d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=n s能级电子数 （二）元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 （1）原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外）。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律

高中化学选修三简答题

选修三问题答案 1.解释Fe3O4晶体能导电的原因： 电子可在两种不同价态的铁离子间快速发生移动 2.Ge、C同主族元素，C原子之间可形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键：Ge原子半径大，原子间形成的6单键较长，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.从原子结构的角度解释CaCO3的热分解温度低于SrCO3的原因： Ca2+半径小于Sr2+，Ca2+更易结合CO32—中的O，使CO32—更易分解为CO2 4.H3BO3为一元弱酸，解释原因： H3BO3分子可与水分子形成配位键，产生[B(OH)4]—和一个H+ 5.冰中氢键的作用能为KJ/mol，而冰的熔化热为KJ/mol，解释原因： ` 液态水中仍然存在大量氢键（或冰融化时只破坏了部分氢键） 6.铜与镍的第二电离能分别为I Cu=1958KJ/mol、I Ni=1753KJ/mol，I Cu＞I Ni的原因： Cu失去的是全充满的3d10电子，Ni失去的是4s1电子 7.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）。第二周期除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大，原因是： 同一周期，从左往右，元素的非金属性逐渐增强，得电子能力逐渐增强，形成的简单阴离子越稳定，释放出的能量越多，因此第一电子亲和能逐渐增大 氮元素的E1呈现异常的原因是： 由于氮元素的2p轨道为半充满结构，能量较低，相对稳定，不易结合一个电子，释放能量较低 8.请解释加入乙醇后析出[Cu(NH3)4]SO4?2H2O晶体的原因： 乙醇分子极性比水分子极性弱，加入乙醇降低溶剂极性，从而减小溶质的溶解度(重) 9.H3AsO4是三元弱酸，其各步对应的电离常数相差较大的原因： ， 每电离一步都会生成带电量更大的负离子，较难再进一步电离出带正电荷的H+ 10、氯化铝的熔点为190℃，而氟化铝的熔点为1290℃，导致这种差异的原因为 AlCl3是分子晶体，而AlF3是离子晶体。 11、氧元素的第一电离能小于氮元素，原因是： 氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态而氧原子的不是删：氧原子的原子核 对电子的吸引能力弱于氟离子。 12、稳定性H2S>H2Se的原因是： 补：S原子半径比Se小，S-H键的键能比Se-H键的键能大。

人教版高中化学选修三《原子结构》教学案

原子结构 一、教学目标 1. 了解电子云和原子轨道的含义。 2. 知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 二、教学重难点 1. 原子轨道的含义 2. 泡利原理和洪特规则 三、教学方法 以科学探究、思考与交流等方式，探究泡利原则、洪特规则以及原子结构之间的关系，充分认识结构决定性质的化学基础 四、教具准备 多媒体 【教学过程】 【导入】 复习构造原理

Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 【引入】电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？ 五、电子云和原子轨道： 1. 电子云 宏观物体的运动特征： 可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运动轨迹。 微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会多少。 【讲述】电子运动的特点： ①质量极小②运动空间极小③极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。

概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。 2. 原子轨道 【讲述】S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以P x、P y、P z为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。 【讲述】s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核 更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s 电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s 大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。 3.轨道表示式 （1）表示:用一个小方框表示一个原子轨道，在方框中用“↑”或“↓”表示该轨道上排入的电子的式子。

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

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高中化学选修三物质结构与性质简答题总结 一、物质熔沸点问题 1、氯化铝的熔点为 190 ℃，而氟化铝的熔点为 1290 ℃，导致这种差异的原因为 _____________________________________________________________________________________ 。 2、 P 4O 10 的沸点明显高于 P 4O 6，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 3、 H 2S 熔点为 -85.5 ℃，而与其具有类似结构的 H 2O 的熔点为 0 ℃，极易结冰成固体，二者物理性质出现 此差异的原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 4、二氧化硅的熔点比 CO 2 高的原因： _____________________________________________________________________________________ 。 5、 CuO 的熔点比 CuS 的高，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 6、邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 2 2 2 ）中氮原子杂化类型为 3 3 3 ]均属于 7. 乙二胺分子（ H N — CH2— CH — NH SP ，乙二胺和三甲胺 [N(CH ) 胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是： _____________________________________________ 8、丙酸钠（ CH 3CH 2COONa ）和氨基乙酸钠均能水解，水解产物有丙酸（ CH 3CH 2COOH ）和氨基乙酸 （ H 2 2 2 2 3 3 、 NCH COOH ）， H NCH COOH 中 N 原子的杂化轨道类型为 SP 杂化， C 原子杂化轨道类型 sp sp 2 杂化。常温下丙酸为液体，而氨基乙酸为固体，主要原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 9、 NH 3 常用作制冷剂，原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 10、比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因： GeCl 4 GeBr 4 GeI 4 熔点 /℃ -49.5 26 146 沸点 /℃ 83.1 186 约 400 _____________________________________________________________________________________ 。 11、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）文明中外，曾主 要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。氨的沸点 （ “高于 ”或 “低于 ”）膦（ PH 3），原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 12、砷化镓（ GaAs ）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。 GaF 3 的熔 点高于 1000 ℃，GaCl 3 的熔点为 77.9 ℃，其原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 13、O 元素形成的单质 常见有两种同素异形体，其中沸点高的是 （填分子式），原因是： _____________________________________________________________________________________ 。 14、乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是： ________________________________________________________ 。 15、硅烷 (Si n H 2n ＋ 2)的沸点与其相对分子质量的变化关 系如图所示，呈现这种变化关系的原因是： ________________________________________________

高中化学苏教版选修3有机化学基础学案-酚

11酚类 基础知识 1、苯酚的分子结构 分子式为结构简式官能团名称 2、苯酚的物理性质 纯净的苯酚是色的晶体，具有的气味，熔点是43℃，露置在空气中因小部分发生而显色。常温时，苯酚在水中溶解度，当温度高于时，能跟水以任意比互溶。苯酚溶于乙醇，乙醚等有机溶剂。苯酚毒，其浓溶液对皮肤有强烈的，使用时要小心!如果不慎沾到皮肤上，应立即用洗涤。 3、化学性质 ⑴弱酸性（俗名） ① ② ③ ⑵取代反应：与浓溴水（反应方程式）： ⑶显色反应：向苯酚的溶液中加入FeCl3溶液，溶液呈现，这是苯酚的反应， ⑷缩聚反应：与甲醛 四、苯酚的用途：重要化工原料，制酚醛树脂、染料、药品，稀溶液可用于防腐剂和消毒剂。 苯中含有苯酚杂质，有甲乙两位同学设计了下列两个实验方案，请仔细思考，哪个方案合理？为什么？ 甲方案：向混合物中加入足量的溴水后，过滤 乙方案：向混合物中加入NaOH溶液后，分液。巩固练习 1．下列关于苯酚的叙述中，正确的是（） A．纯净的苯酚是粉红色晶体B．苯酚有毒，因此不能用来制洗涤剂和软膏 C．苯比苯酚容易发生苯环上的取代反应 D．苯酚分子里羟基上的氢原子比乙醇分子呈羟基上的氢原子活泼 2.有机物分子中的原子间（或原子与原子团间）的相互影响会导致物质化学性质的不同。下列各项的事实不能说明上述 观点的是（） A．甲苯能使酸性高锰酸钾溶液褪色，而苯不能使酸性高锰酸钾溶液褪色 B．乙烯能发生加成反应，而乙烷不能发生加成反应 C．苯酸能和氢氧化钠溶液反应，而乙醇不能和氢氧化钠溶液反应 D．苯酚苯环上的氢比苯分子中的氢更容易被卤原子取代 3．要鉴别苯和苯酚溶液，可以选用的正确试剂是（） A．紫色石蕊试液B．饱和溴水Ｃ．氢氧化钠溶液D．三氯化铁溶液 4．能证明苯酚具有弱酸性的实验是( ) A．加入浓溴水生成白色沉淀B．苯酚钠溶液中通入ＣO2后，溶液由澄清变浑浊 Ｃ．苯酚的浑浊液加热后变澄清D．苯酚的水溶液中加NaOH，生成苯酚钠 5．除去苯中所含的苯酚,可采用的适宜方法是（） A. 加70℃以上的热水,分液 B. 加适量浓溴水,过滤 C. 加足量NaOH溶液,分液 D. 加适量FeCl3溶液,过滤 6．下列物质羟基氢原子的活动性有弱到强的顺序正确的是（） ①水；②乙醇；③碳酸；④石炭酸；⑤乙酸；⑥2-丙醇 A.①②③④⑤⑥ B.⑥②①③④⑤ C.⑥②①④③⑤ D.①②⑤④③⑥ 7．下列说法正确是（） A．苯与苯酚都能与溴水发生取代反应。 B ）分子组成相差一个—CH2原子团，因而它们互为同系物。 C FeCl3溶液，溶液立即呈紫色。 D．苯酚分子中由于羟基对苯环的影响，使苯环上5个氢原子都容易取代。 8.下列物质中不．能与溴水反应的是() A．苯酚B．碘化钾溶液 C．乙醇D．H2S 9.) 10.使用一种试剂即可将酒精、苯酚溶液、己烯、甲苯4种无色液体区分开来，这种试剂是（） A．FeCl3溶液 B．溴水 C．KMnO4溶液 D．金属钠 11．漆酚（）是我国特产漆的主要成分，黄色能溶于有机溶剂中，生漆涂在物质表面，能在空气中 干燥为黑色漆膜，对它的性质有如下描述：①可以燃烧；②可以与溴发生加成反应；③可使酸性KMnO4溶液褪色； ④与NaHCO3反应放出CO2气体；⑤可以与烧碱溶液反应。其中有错误的描述是 （） 2 OH 1

(完整版)【人教版】高中化学选修3知识点总结：第二章分子结构与性质(可编辑修改word版)

第二章分子结构与性质 课标要求 1.了解共价键的主要类型键和键，能用键长、键能和键角等说明简单分子的某些性质 2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），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离子的空间结构。 3.了解简单配合物的成键情况。 4.了解化学键合分子间作用力的区别。 5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。 要点精讲 一.共价键 1.共价键的本质及特征 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。 2.共价键的类型 ①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 ②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 ③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。 3.键参数 ①键能：气态基态原子形成 1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。 ②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 ③键角：在原子数超过 2 的分子中，两个共价键之间的夹角。 ④键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定． 4.等电子原理[来源:学§科§网] 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。二.分子的立体构型 1．分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。

2 分子构型与价层电子对互斥模型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。 (1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致； (2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。 3.配位化合物 （1）配位键与极性键、非极性键的比较

高中化学选修三简答题

高中化学选修三简答题 Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】

选修三问题答案 1.解释Fe3O4晶体能导电的原因： 电子可在两种不同价态的铁离子间快速发生移动 2.Ge、C同主族元素，C原子之间可形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键： Ge原子半径大，原子间形成的6单键较长，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.从原子结构的角度解释CaCO3的热分解温度低于SrCO3的原因： Ca2+半径小于Sr2+，Ca2+更易结合CO32—中的O，使CO32—更易分解为CO2 4.H3BO3为一元弱酸，解释原因： H 3BO 3 分子可与水分子形成配位键，产生[B(OH) 4 ]—和一个H+ 5.冰中氢键的作用能为 KJ/mol，而冰的熔化热为 KJ/mol，解释原因： 液态水中仍然存在大量氢键（或冰融化时只破坏了部分氢键） 6.铜与镍的第二电离能分别为I Cu=1958KJ/mol、I Ni=1753KJ/mol，I Cu＞I Ni的原因： Cu失去的是全充满的3d10电子，Ni失去的是4s1电子 7.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）。第二周期除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大，原因是： 同一周期，从左往右，元素的非金属性逐渐增强，得电子能力逐渐增强，形成的简单阴离子越稳定，释放出的能量越多，因此第一电子亲和能逐渐增大氮元素的E1呈现异常的原因是：

由于氮元素的2p轨道为半充满结构，能量较低，相对稳定，不易结合一个电子，释放能量较低 8.请解释加入乙醇后析出[Cu(NH3)4]SO42H2O晶体的原因： 乙醇分子极性比水分子极性弱，加入乙醇降低溶剂极性，从而减小溶质的溶解度(重) 9.H3AsO4是三元弱酸，其各步对应的电离常数相差较大的原因： 每电离一步都会生成带电量更大的负离子，较难再进一步电离出带正电荷的H+ 10、氯化铝的熔点为190℃，而氟化铝的熔点为1290℃，导致这种差异的原因为 AlCl 3是分子晶体，而 AlF 3 是离子晶体。 11、氧元素的第一电离能小于氮元素，原因是： 氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态而氧原子的不是删：氧原子的原子核 对电子的吸引能力弱于氟离子。 12、稳定性H 2S>H 2 Se的原因是： 补：S原子半径比Se小，S-H键的键能比Se-H键的键能大。 13、P 4O 10 的沸点明显高于P 4 O 6 ，原因是： 都是分子晶体，P4O10补：相对分子质量大，分子间作用力高于P4O6 14、NF 3的键角小于NH 3 键角的原因为： F的电负性比H的大，NF 3 中N上的孤对电子偏向N，而孤对电子对成键电子对的排斥力较大。

人教版高中化学选修3学案设计-金属晶体

第三节金属晶体 [学习目标] 1.知道金属键的含义，能用金属键理论即“电子气”理论解释金属的物理性质，提高知识的运用能力。 2．通过模型理解金属晶体的基本堆积模型。 3．了解金属晶体性质的一般特点，在此基础上进一步体会金属晶体类型与性质的关系。 一、金属键与金属晶体 1．金属键 (1)概念：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把所有金属原子维系在一起。 (2)成键微粒是金属阳离子和自由电子。 2．金属晶体 (1)概念：金属原子通过金属键形成的晶体。 (2)构成微粒：金属阳离子、自由电子。 (3)金属阳离子：由于金属原子的价电子较少，容易失去电子而成为金属阳离子。 (4)自由电子：从金属原子上脱落下来的价电子在整个金属晶体中自由运动，所以称为自由电子。 (5)微粒间的相互作用：金属键。 (6)物理性质上的共性： ①常温下绝大多数是固体。 ②具有良好的导热性、导电性、延展性。 ③硬度差别比较大。 ④熔、沸点差别比较大。有些熔点较低，如汞常温时是液态；有些熔点很高，如钨的熔点可达三千多度。 ⑤金属间能“互溶”，易形成合金。 3．金属晶体的基本堆积模型 (1)几个概念

①紧密堆积：微粒之间的作用力，使微粒间尽可能地相互接近，使它们占有最小的空间。 ②空间利用率：空间被晶格质点占据的百分数。用来表示紧密堆积的程度。 ③配位数：在晶体中，一个原子或离子周围最邻近的原子或离子的数目。 (2)二维空间模型 ①非密置层：配位数为4，如图(左)所示： ②密置层：配位数为6，如图(右)所示： (3)三维空间模型 ①非密置层在三维空间堆积 a．简单立方堆积 相邻非密置层原子的原子核在同一直线上的堆积，空间利用率太低，只有金属Po采用这种堆积方式。 b．体心立方堆积——钾型 将上层金属原子填入下层的金属原子形成的凹穴中，并使非密置层的原子稍稍分离。这种堆积方式所得的晶胞是一个含有两个原子的