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選修三化學(xué)，化學(xué)選修3學(xué)什么

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1，化學(xué)選修3學(xué)什么

http://wenwen.sogou.com/z/q710395656.htm"> 人教版的化學(xué)選修3《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》

化學(xué)選修3學(xué)什么

2，化學(xué)選修三要學(xué)嗎詳細(xì)的

舊高考地區(qū)的選修三（物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)）和選修五（有機(jī)化學(xué)基礎(chǔ)）是二選一的選考模塊，考生從中選擇一道題來(lái)作答，學(xué)了選修五之后可以不學(xué)選修三，具體學(xué)不學(xué)、學(xué)什么取決于所在中學(xué)的安排。如果你在的學(xué)校不教這本而你覺得有興趣的話可以買課本和練習(xí)冊(cè)自學(xué)。從高考角度來(lái)說，這兩部分的難度是一致的，都不難。但是不同人會(huì)有不同的偏好，可能有些人更喜歡有機(jī)、有些人更喜歡物構(gòu)。新高考地區(qū)（包括3+3和3+1+2）這兩部分是都要學(xué)的，都是必考。

化學(xué)選修三要學(xué)嗎詳細(xì)的

3，高中化學(xué)選修三

鉛屬于金屬，最外層電子P軌道易失去，成+2價(jià)，不要與碳弄混淆，它們差不多不是一個(gè)世界的了........ 至于收縮效應(yīng)，這應(yīng)該是物理上的吧，和選修3有什么關(guān)系？ 謝謝采納。

高中化學(xué)選修三

4，人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)

故有知識(shí)的人，道義上有為后者代言的義務(wù)。人最容易喪失的是同情心，而杜甫就是一個(gè)正面例子。下面我給大家分享一些人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)，希望能夠幫助大家，歡迎閱讀! 人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)1 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1、電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來(lái)描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大小所得的圖形叫電子云圖。離核越近，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)大，電子云密度越大;離核越遠(yuǎn)，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)小，電子云密度越小。 2、電子層(能層)：根據(jù)電子的能量差異和主要運(yùn)動(dòng)區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對(duì)應(yīng)的電子層符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P、Q. 3、原子軌道(能級(jí)即亞層)：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，分別用s、p、d、f表示不同形狀的軌道，s軌道呈球形、p軌道呈紡錘形，d軌道和f軌道較復(fù)雜.各軌道的伸展方向個(gè)數(shù)依次為1、3、5、7。 4、原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來(lái)進(jìn)行描述.在含有多個(gè)核外電子的原子中，不存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子。 5、原子核外電子排布原理： (1)能量最低原理:電子先占據(jù)能量低的軌道，再依次進(jìn)入能量高的軌道; (2)泡利不相容原理:每個(gè)軌道最多容納兩個(gè)自旋狀態(tài)不同的電子; (3)洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時(shí)，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同。 洪特規(guī)則的特例:在等價(jià)軌道的全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空時(shí)(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1 6、根據(jù)構(gòu)造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。 根據(jù)構(gòu)造原理，可以將各能級(jí)按能量的差異分成能級(jí)組如圖⑵所示，由下而上表示七個(gè)能級(jí)組，其能量依次升高;在同一能級(jí)組內(nèi)，從左到右能量依次升高。基態(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。 7、第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去1個(gè)電子，轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)I1表示，單位為kJ/mol。 (1)原子核外電子排布的周期性 隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化. (2)元素第一電離能的周期性變化 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化: ★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小; ★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì)。 說明： ①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢(shì)。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第 ⅡA 族、第 ⅤA 族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P ②元素第一電離能的運(yùn)用： a.電離能是原子核外電子分層排布的實(shí)驗(yàn)驗(yàn)證 b.用來(lái)比較元素的金屬性的強(qiáng)弱。I1越小，金屬性越強(qiáng)，表征原子失電子能力強(qiáng)弱。 (3)元素電負(fù)性的周期性變化 元素的電負(fù)性：元素的原子在分子中吸引電子對(duì)的能力叫做該元素的電負(fù)性。 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大;同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì)。 電負(fù)性的運(yùn)用: a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素;<1.8，金屬元素)。 b.確定化學(xué)鍵類型(兩元素電負(fù)性差值>1.7，離子鍵;<1.7，共價(jià)鍵)。 c.判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)(電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià))。 d.電負(fù)性是判斷金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)(表征原子得電子能力強(qiáng)弱)。 8、化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用。化學(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。 9、離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵 離子鍵強(qiáng)弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高。 離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來(lái)衡量，晶格能是指拆開1mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔點(diǎn)越高、硬度越大。 離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體。 典型的離子晶體結(jié)構(gòu)：NaCl型和CsCl型.氯化鈉晶體中，每個(gè)鈉離子周圍有6個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有6個(gè)鈉離子，每個(gè)氯化鈉晶胞中含有4個(gè)鈉離子和4個(gè)氯離子;氯化銫晶體中，每個(gè)銫離子周圍有8個(gè)氯離子，每個(gè)氯離子周圍有8個(gè)銫離子，每個(gè)氯化銫晶胞中含有1個(gè)銫離子和1個(gè)氯離子. 人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)2 原子核外電子排布原理 1.能層、能級(jí)與原子軌道 (1)能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。 (2)能級(jí)：同一能層里電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級(jí)，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級(jí)的能量按s、p、d、f的順序依次升高，即：E(s)<e(p)<e(d)<e(f)。< p=""> (3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。 【特別提示】 (1)任一能層的能級(jí)總是從s能級(jí)開始，而且能級(jí)數(shù)等于該能層序數(shù)。 (2)以s、p、d、f……排序的各能級(jí)可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的二倍。(3)構(gòu)造原理中存在著能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。由于能級(jí)交錯(cuò)，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時(shí)先排4s軌道再排3d軌道，而失電子時(shí)，卻先失4s軌道上的電子。 (4)前四周期的能級(jí)排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能層(K)，只有s能級(jí);第二能層(L)，有s、p兩種能級(jí)，p能級(jí)上有三個(gè)原子軌道px、py、pz，它們具有相同的能量;第三能層(M)，有s、p、d三種能級(jí)。 (5)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時(shí)，雖然電子按ns，(n-1)d，np順序填充，但在書寫電子排布式時(shí)，仍把(n-1)d放在ns前。 (6)在書寫簡(jiǎn)化的電子排布式時(shí)，并不是所有的都是[X]+價(jià)電子排布式(注：X代表上一周期稀有氣體元素符號(hào))。 2.基態(tài)原子的核外電子排布 (1)能量最低原理 電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖。 注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。 (2)泡利原理 每個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋狀態(tài)相反。 (3)洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，且自旋狀態(tài)相同。 洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量最低。 3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖 (1)電子的躍遷 ①基態(tài)→激發(fā)態(tài) 當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，會(huì)從低能級(jí)躍遷到較高能級(jí)，變成激發(fā)態(tài)原子。 ②激發(fā)態(tài)→基態(tài) 激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級(jí)躍遷到低能級(jí)時(shí)會(huì)釋放出能量。 (2)原子光譜 不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取各種元素原子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。 人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)3 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì) 1 . 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 (1)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 (2)每族元素的價(jià)層電子排布特點(diǎn) ①主族 ②0族：He：1s2;其他ns2np6。 ③過渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n-1)d1～10ns1～2。 (3)元素周期表的分區(qū) ①根據(jù)核外電子排布 a.分區(qū) b.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn) ②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)(如下圖)，處于金屬與非金屬交界線(又稱梯形線)附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準(zhǔn)金屬，但不能叫兩性非金屬。 【特別提示】 “外圍電子排布”即“價(jià)電子層”，對(duì)于主族元素，價(jià)電子層就是最外電子層，而對(duì)于過渡元素原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價(jià)電子層排布為3d64s2。 2 . 對(duì)角線規(guī)則 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。 3 . 元素周期律 (1)原子半徑 ①影響因素 能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大。 核電荷數(shù)：能層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小。 ②變化規(guī)律 元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。 (2)電離能 ①第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號(hào)：I1，單位：kJ/mol。 ②規(guī)律 a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢(shì)。 b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。 c.同種原子：逐級(jí)電離能越來(lái)越大(即I1<i2<i3…)。< p=""> (3)電負(fù)性 ①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強(qiáng)。 ②標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為4.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))。 ③變化規(guī)律 金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右。 在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。 4 . 電離能、電負(fù)性的應(yīng)用 (1)電離能的應(yīng)用 ①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱 電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng);反之越弱。 ②判斷元素的化合價(jià)(I1、I2……表示各級(jí)電離能) 如果某元素的In+1?In，則該元素的常見化合價(jià)為+n。如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價(jià)為+1。 ③判斷核外電子的分層排布情況 多電子原子中，元素的各級(jí)電離能逐級(jí)增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時(shí)，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。 ④反映元素原子的核外電子排布特點(diǎn) 同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時(shí)，第一電離能就會(huì)反常的大。 人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)4 共價(jià)鍵 1.本質(zhì) 在原子之間形成共用電子對(duì)(電子云的重疊)。 2.特征 具有飽和性和方向性。 3.分類 【特別提示】 (1)只有兩原子的電負(fù)性相差不大時(shí)，才能形成共用電子對(duì)，形成共價(jià)鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大(大于1.7)時(shí)，不會(huì)形成共用電子對(duì)，而形成離子鍵。 (2)同種元素原子間形成的共價(jià)鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價(jià)鍵為極性鍵。 (3)在分子中，有的只存在極性鍵，如HCl、NH3等，有的只存在非極性鍵，如N2、H2等，有的既存在極性鍵又存在非極性鍵，如H2O2、C2H4等;有的不存在化學(xué)鍵，如稀有氣體分子。 (4)在離子化合物中，一定存在離子鍵，有的存在極性共價(jià)鍵，如NaOH、Na2SO4等;有的存在非極性鍵，如Na2O2、CaC2等。 (5)通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目;判斷成鍵方式時(shí)，需掌握：共價(jià)單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個(gè)σ鍵和一個(gè)π鍵，三鍵中有一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵。 4.鍵參數(shù) (1)概念 (2)鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響 鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，分子越穩(wěn)定。 5.等電子原理 原子總數(shù)相同，價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，物理性質(zhì)相近，但化學(xué)性質(zhì)不同。 常見的等電子體 人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)5 分子的立體結(jié)構(gòu) 1.價(jià)層電子對(duì)互斥理論 (1)價(jià)層電子對(duì)在球面上彼此相距最遠(yuǎn)時(shí)，排斥力最小，體系的能量最低。 (2)孤電子對(duì)的排斥力較大，孤電子對(duì)越多，排斥力越強(qiáng)，鍵角越小。 (3)用價(jià)層電子對(duì)互斥理論推測(cè)分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中中心原子上的價(jià)層電子對(duì)數(shù)。 其中：a是中心原子的價(jià)電子數(shù)(陽(yáng)離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個(gè)與中心原子結(jié)合的原子提供的價(jià)電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。 (4)價(jià)層電子對(duì)互斥理論與分子構(gòu)型 2 . 雜化軌道理論 當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。 3.配位鍵 (1)孤電子對(duì) 分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對(duì)稱孤電子對(duì)。 (2)配位鍵 ①配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對(duì)，另一方提供空軌道形成共價(jià)鍵。 ②配位鍵的表示：常用“―→”來(lái)表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對(duì)的原子，如NH4+可表示如下，在NH4+中，雖然有一個(gè)N—H鍵形成過程與其他3個(gè)N—H鍵形成過程不同，但是一旦形成之后，4個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。 人教版高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn)相關(guān) 文章 ： ★ 高中化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié)與解題策略 ★ 人教版高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)學(xué)習(xí) ★ 高中化學(xué)選修三知識(shí)點(diǎn) ★ 選修三結(jié)構(gòu)化學(xué)知識(shí)點(diǎn)總結(jié) ★ 高二化學(xué)選修3必備知識(shí)點(diǎn) ★ 高中化學(xué)選修三基礎(chǔ)知識(shí)點(diǎn) ★ 高二化學(xué)選修3第一章知識(shí)點(diǎn) ★ 高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn)總結(jié) ★ 高二化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn) ★ 高二化學(xué)選修3目錄

5，高中化學(xué)選修3的幾個(gè)問題 一元素的第一電離能越小其金屬性越

你好！第一電離能力是什么？如有疑問，請(qǐng)追問。
3，一般看半徑就可以，原子半徑越小，第一電離能越大，不過有幾個(gè)元素是例外，好像23 56主族特殊來(lái)著。 4，共價(jià)件有極性鍵和非極性鍵吧。這些課本上都有，看看課本就知道答案了

6，化學(xué)選修3知識(shí)點(diǎn) 幫我整理下啊 謝了哥哥們

化學(xué)反應(yīng)原理？
選修三，新增添，看似繁，實(shí)不難，說理想，說成績(jī)，盼學(xué)子，多努力。大爆炸，原子生，少量氦，大量氫，原子中，看電子，能量差，分七層，能層中，分能級(jí)，數(shù)軌道，電子添，泡利理，兩個(gè)反，洪特則，單獨(dú)占，構(gòu)造理，排電子，鉻和銅，皆不從，一個(gè)半，一個(gè)全，為特例，能量低，激發(fā)態(tài)，變基態(tài)，電子遷，光呈現(xiàn)，光譜儀，吸和放，現(xiàn)新素，舊素鑒，電子行，無(wú)規(guī)律，電子云，是幾率，百九十，不同形，S 球，P 啞鈴。基原子，電子排，去0族，價(jià)電來(lái),價(jià)電子，看規(guī)律，周期表，分五區(qū)，ds ，d 緊連，s p，守兩邊，f 區(qū)，不重要，含鑭錒，須知道，周期律，看變化，電離能，電負(fù)性，比半徑，兩因素，數(shù)能層，電荷數(shù)。共價(jià)鍵，結(jié)分子，電子對(duì)，為共用，電子云，球啞鈴，據(jù)重疊，分鍵型，西格瑪，頭碰頭，重疊大，鍵穩(wěn)定，P P л, 肩并肩，要出現(xiàn)，鍵二三，鍵參數(shù)，能長(zhǎng)角，穩(wěn)不穩(wěn)，能大小，鍵越長(zhǎng)，能越小，分子形，看鍵角，價(jià)原同，等電體，性質(zhì)似，新原理。分子多，形不同，價(jià)層斥，求穩(wěn)定，A B n ，看中原，鍵全成，n 定形，分子內(nèi)，存雜化，孤電對(duì)，西格瑪，配合物，新化鍵，濃與稀，顏色變，配離子，金屬成，主族少，過渡豐。溶不溶，看極性，非極性，電歸中，分子間，力兩面，范德華，和氫鍵，手性碳，四鍵連，皆不同，始為然，含氧酸，比酸性，非羥基，氧減氫。非晶體，量很少，有玻璃，和橡膠，得晶體，三途徑，析結(jié)晶，兩種凝，自范性，多面體，能衍射，各向異，多晶胞，六面體，需并置，且無(wú)隙。分子晶，很常見，多為氣，五類判，配位高，密堆積，硬度小，熔沸低。原子晶，共價(jià)鍵，熔沸高，硬度好。電子氣，金屬晶，導(dǎo)熱電，延展性，簡(jiǎn)單立，和K型，密堆積，Mg和Cu。混合晶，為石墨，碳異形，兼三性。離子晶，晶格能，看電荷，比半徑，一幾何，二電荷，兩因素，配位數(shù)。乘長(zhǎng)風(fēng)，破激浪，積跬步，高峰上，有志者，事竟成，學(xué)與思，貴以恒。
你好！化學(xué)選修3是物質(zhì)的結(jié)構(gòu)吧 這個(gè)涉及到大學(xué)里無(wú)機(jī)化學(xué)的知識(shí)點(diǎn) 主要是原子結(jié)構(gòu) 能層 能級(jí) 電子越前 等等 涉及到的原理是 能量最低原則 洪特規(guī)則和泡利原理如果對(duì)你有幫助，望采納。

7，求高中化學(xué)選修三難一點(diǎn)的大題帶答案

有機(jī)還是不好得分的，應(yīng)該化學(xué)與技術(shù)好得分，復(fù)習(xí)時(shí)間還不用太多，所以建議學(xué)習(xí)化學(xué)與技術(shù)備考。
(2011?四川宜賓高中高三一診)三氟化氮是一種無(wú)色、無(wú)味、無(wú)毒且不可燃的氣體，在半導(dǎo)體加工，太陽(yáng)能電池制造和液晶顯示器制造中得到廣泛應(yīng)用。NF3是一種三角錐型分子，鍵角102 °，沸點(diǎn)－129 ℃；可在銅的催化作用下由F2和過量NH3反應(yīng)得到。（1）寫出制備 NF3的化學(xué)反應(yīng)方程式： 。（2）NF3的沸點(diǎn)比NH3的沸點(diǎn)（-33 ℃)低得多的主要原因是 。（3）與銅屬于同一周期，且未成對(duì)價(jià)電子數(shù)最多的元素基態(tài)原子核外電子排布式為 。（4）理論上HF、NaAlO2和NaCl按6∶1∶2的物質(zhì)的量之比恰好反應(yīng)生成HCl、H2O和一種微溶于水的重要原料，該物質(zhì)含有三種元素，則該物質(zhì)的化學(xué)式為____其中心離子是 ，配位數(shù)為 。（5）根據(jù)下列五種元素的第一至第四電離能數(shù)據(jù)（單位：kJ?mol-1 ），回答下面各題：元素代號(hào) I1 I2 I3 I4Q 2080 4000 6100 9400R 500 4600 6900 9500S[來(lái)源:] 740[來(lái)源:學(xué),科,網(wǎng)] 1500 7700 10500T 580 1800 2700 11600U 420 3100 4400 5900①在周期表中，最可能處于同一族的是 和 。②T元素最可能是 區(qū)元素。若T為第二周期元素，E是第三周期元素中原子半徑最小的元素，則T、E形成化合物的空間構(gòu)型為 ，其中心原子的雜化方式為 。【答案】（1）4NH3＋3F2＝NF3＋3NH4F（2分）（2）NH3能形成氫鍵，NF3只有范德華力（2分）（3）1s22s22p63s23p63d54s1（或[Ar] 3d54s1）（2分） （4）Na3AlF6 （2分） Al（1分） 6（1分）（5）① R （1分） U （1分） ② P （1分） 平面正三角形（1分） sp2 （1分）A、B、C、D 、E、F為原子序數(shù)依次增大的短周期主族元素。A、F原子的最外層電子數(shù)均等于其周期序數(shù)，F(xiàn)原子的電子層數(shù)是A的3倍；B原子核外電子分處3個(gè)不同能級(jí)，且每個(gè)能級(jí)上排布的電子數(shù)相同；A與C形成的最簡(jiǎn)單分子為三角錐形；D原子p軌道上成對(duì)電子數(shù)等于未成對(duì)電子數(shù)；E原子核外每個(gè)原子軌道上的電子都已成對(duì)，E的電負(fù)性小于F。（1）寫出B的基態(tài)原子的核外電子排布式______________ 。（2）A、C形成的最簡(jiǎn)單分子極易溶于水其主要原因是________ ____與該最簡(jiǎn)單分子互為等電子體的陽(yáng)離子為________________。（3）比較E、F的第一電離能：E__________F（選填“>”或“＜”）。（4）BD2在高溫高壓下所形成的晶胞如右圖所示。該晶體的類型屬于 _________（選填“分子”、“原子”、“離子”或“金屬”）晶體，該晶體中B原子的雜化形式為______________。（5）光譜證實(shí)單質(zhì)F與強(qiáng)堿性溶液反應(yīng)有[F（OH）4]－生成，[F（OH）4]－中存在______ ____。a、共價(jià)鍵 b、非極性鍵 c、配位鍵 d、σ鍵 e、π鍵【答案】（1）1s2 2s2 2p2（2）NH3與H2O間能形成氫鍵 H3O＋（或NH4＋）（3）> （4）原子 SP3 （5）acd
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