高中化學 1.2.1原子核外電子的排布 元素周期律 新人教必修2

第二節(jié)元素周期律第1課時原子核外電子的排布元素周期律

學習目標1.了解原子核外電子的排布規(guī)律。2.能結合有關數(shù)據(jù)和實驗事實認識元素周期律。3.了解原子結構與元素性質的關系。學習重點1.元素周期律的含義與實質。2.元素性質與原子結構的關系?！咀灾黝A習】一、原子核外電子的排布1.電子層的劃分：(1)核外電子的能量及運動區(qū)域。

能量較低能量較高能量不同(2)電子層及其與能量的關系。電子層序號(n)1234567電子層符號________OPQ離核距離遠近電子能量高低

KLMN2.核外電子的排布規(guī)律①：核外電子總是盡可能地先從內層排起,當一層充滿后再填充下一層。二、元素周期律1.原子核外電子排布的周期性變化：(1)圖示。(2)規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增,元素原子的最外層電子數(shù)呈現(xiàn)_______的周期性變化(第1周期除外)。由1到82.元素原子半徑的周期性變化：(1)圖示。第2周期第3周期(2)規(guī)律：同周期元素隨著原子序數(shù)的遞增,元素原子半徑呈現(xiàn)_________的周期性變化。由大到小3.元素主要化合價的周期性變化：(1)圖示。(2)規(guī)律：隨著原子序數(shù)的遞增,元素的最高正化合價呈現(xiàn)_______,最低負化合價呈現(xiàn)_______的周期性變化。+1→+7-4→-14.元素金屬性和非金屬性的周期性變化：(1)鈉、鎂、鋁金屬性強弱的比較。①方法a.鈉、鎂與水的反應2Na+2H2O====2NaOH+H2↑

Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑

△====b.鎂、鋁與鹽酸的反應Mg+2HCl====MgCl2+H2↑

2Al+6HCl====2AlCl3+3H2↑

c.鈉、鎂、鋁最高價氧化物對應水化物的堿性堿性由強到弱：____________________。②結論金屬性由強到弱的順序為_________。NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3Na>Mg>Al(2)硅、磷、硫、氯非金屬性強弱的比較。①方法a.與氫氣化合b.最高價氧化物對應水化物的酸性酸性由強到弱的順序為________________________。②結論非金屬性由強到弱的順序為__________。(3)同周期元素性質的遞變規(guī)律(自左向右)。元素的________________________________。HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3Cl>S>P>Si金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強5.元素周期律②：隨原子序數(shù)的遞增而呈周期性原子核外電子排布【自我小測】判斷或回答下列問題：1.(判一判)原子核外各電子層最多容納電子數(shù)為n2。()提示：根據(jù)前三周期元素的核外電子排布分析：第一層最多為2個,第二層最多為8個,故可知各電子層最多容納電子數(shù)應是2n2而不是n2?！?.(判一判)某元素原子的M電子層上有2個電子,則該元素是鎂。()提示：M層上有2個電子,說明M層是最外層,且K層和L層填滿,即K層2個電子,L層8個電子,故該原子核外共有12個電子,是鎂元素?！?.(判一判)短周期元素原子中,最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)3倍的原子是氧原子。()提示：因最外層電子數(shù)不超過8個,故該元素原子次外層電子數(shù)不可能為8,只能為2,則原子的最外層電子數(shù)為6,即為氧原子?！?.M電子層最多可容納18個電子,為什么鉀原子的核外電子排布不是而是?提示：若鉀原子的M層排布9個電子,此時M層就成為最外層,這和電子排布規(guī)律中的“最外層上排布的電子數(shù)不能超過8個”相矛盾,不符合電子排布的規(guī)律,即M層不是最外層時可排18個電子,而它作為最外層時最多只能排8個電子。5.硫酸為強酸,次氯酸為弱酸,據(jù)此能否確定非金屬性硫大于氯?提示：不能。判斷元素的非金屬性強弱可根據(jù)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱,而HClO中氯元素不是最高價。6.(判一判)氣態(tài)氫化物的酸性越強,元素的非金屬性越強。

()提示：氣態(tài)氫化物的酸性強弱與元素的非金屬性強弱沒有必然聯(lián)系,不能作為判斷元素非金屬性強弱的依據(jù)?！?.(判一判)元素性質的周期性變化,必然引起原子結構上的周期性變化。()提示：元素性質的周期性變化是元素原子核外電子排布周期性變化的必然結果,即原子結構上的周期性變化,必然引起元素性質的周期性變化?！痢踞屃x鏈接】①原子核外電子排布的一般規(guī)律a.核外電子總是盡可能排布在能量最低的電子層里,然后再排布在能量較高的電子層里。即電子最先排滿K層,當K層排滿時再排布在L層中,依次類推。b.核外各電子層最多容納的電子數(shù)目是2n2個(n為電子層序數(shù))。c.最外層電子數(shù)目不超過8個(K層為最外層時不超過2個),次外層不超過18個,倒數(shù)第三層不超過32個。②元素周期律與元素性質a.元素原子核外電子排布的周期性變化決定了元素性質的周期性變化,也就是原子結構決定元素性質。b.元素的性質一般指的是元素的金屬性、非金屬性、原子半徑、元素的主要化合價等,它們隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化,注意一些特殊情況,如F無正價。一、原子結構與元素的性質1.原子最外層電子數(shù)相等的元素其化學性質一定相似嗎?提示：不一定。原子結構相似的元素化學性質相似。但原子的最外層電子數(shù)相等不一定原子結構相似。例如He和Mg原子的最外電子層上都是2個電子,但它們的原子結構差別很大,He只有一個電子層,已達2電子穩(wěn)定結構,而Mg有3個電子層,最外層未達穩(wěn)定結構,故氦元素和鎂元素的化學性質差別很大,沒有相似性,而同主族元素的最外層電子數(shù)相等,結構相似,化學性質相似。2.請從原子結構變化的角度解釋,同周期元素隨著原子序數(shù)的遞增,金屬性減弱、非金屬性增強的原因。提示：因同周期元素原子的電子層數(shù)相同,但原子序數(shù)依次增大,對最外層電子的吸引能力依次增強,失電子能力依次減弱,得電子能力依次增強,故金屬性依次減弱,非金屬性依次增強。3.試根據(jù)同周期元素非金屬性的變化規(guī)律,比較SiH4、PH3、H2S和HCl的穩(wěn)定性。提示：元素的非金屬性越強,氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。同周期元素,隨著原子序數(shù)的遞增,非金屬性逐漸增強,故非金屬性：Si<P<S<Cl,所以它們的氫化物的穩(wěn)定性順序為SiH4<PH3<H2S<HCl。4.試根據(jù)非金屬性的強弱,比較H3PO4和HNO3的酸性強弱?提示：P和N均為第ⅤA族元素,隨著原子序數(shù)的遞增,非金屬性逐漸減弱,故N的非金屬性強于P的非金屬性,根據(jù)“最高價氧化物對應的水化物酸性越強非金屬性越強”反推可知HNO3的酸性強于H3PO4?！咎骄刻嵘俊局R點睛】原子結構與元素性質的周期性變化同周期(從左至右)

同主族(從上到下)電子層數(shù)相同

逐漸遞增最外層電子數(shù)逐漸增多

相同原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素除外)逐漸增大

金屬單質與水或酸置換出H2的難易易→難難→易

同周期(從左至右)

同主族(從上到下)最高價氧化物對應水化物酸性逐漸增強逐漸減弱堿性逐漸減弱逐漸增強非金屬氣態(tài)氫化物形成難易難→易易→難穩(wěn)定性逐漸增強逐漸減弱元素金屬性逐漸減弱

逐漸增強元素非金屬性逐漸增強

逐漸減弱【規(guī)律方法】同周期、同主族元素原子結構及性質的遞變規(guī)律(1)電子層數(shù)相同(同周期)時,核電荷數(shù)越大,原子核對外層電子的引力越大,原子半徑越小,失電子能力越弱,而得電子能力越強,故隨核電荷數(shù)的遞增,金屬性逐漸減弱,非金屬性逐漸增強。(2)最外層電子數(shù)相同(同主族)時,電子層數(shù)越多,原子半徑越大,原子核對最外層電子的引力越小,越易失電子,元素的金屬性越強,非金屬性越弱。短周期金屬元素甲～戊在元素周期表中的相對位置如表所示,下面判斷正確的是(

)A.原子半徑：丙<丁<戊B.金屬性：甲>丙C.氫氧化物堿性：丙>丁>戊D.最外層電子數(shù)：甲>乙甲乙丙丁戊【解析】選C。同周期元素原子半徑從左至右是依次減小的,故A錯;同主族元素金屬性自上而下是增強的,故B錯;同周期元素的金屬性從左至右越來越弱,故對應堿的堿性也是減弱的,C正確;同周期元素的最外層電子數(shù)從左至右越來越多,故D錯?！净犹骄俊?1)上題中,丙是否一定能把甲從其鹽溶液中置換出來?提示：不一定。如果甲和丙位于第ⅠA族,則甲和丙分別是Li和Na,則Na和水劇烈反應生成氫氧化鈉和氫氣。(2)如果去掉題目中的限制條件,幾種短周期元素在周期表中相對位置變動如下,你能推斷出這幾種元素各是什么元素嗎?提示：能。根據(jù)元素在周期表中的相對位置,可以判斷甲是氦(He)、乙是氟(F)、丙是硫(S)、丁是氯(Cl)、戊是氬(Ar)?！局R拓展】元素的金屬性、非金屬性的判斷(1)金屬性強弱的判斷依據(jù)。①元素的單質與水或酸置換出氫氣的反應越容易進行,則其金屬性越強。②元素的最高價氧化物的水化物的堿性越強,則其金屬性越強。③金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應,若A置換出B,則A的金屬性強于B。④在金屬活動性順序表中,前者的金屬性強于后者。⑤金屬陽離子的氧化性越強,則其單質的還原性越弱,元素的金屬性越弱(注：Fe的陽離子僅指Fe2+)。(2)非金屬性強弱的判斷依據(jù)。①非金屬元素的單質與氫氣化合生成氣態(tài)氫化物的反應越容易進行,則其非金屬性越強。②非金屬元素氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越強,則元素的非金屬性越強。③元素的最高價氧化物的水化物的酸性越強,則其非金屬性越強。④非金屬元素的單質與鹽在水溶液中進行置換反應,若A置換出B,并且A體現(xiàn)出氧化性,則A的非金屬性強于B。⑤非金屬陰離子的還原性越強,則其單質的氧化性越弱。二、微粒半徑大小的比較同周期元素、同主族元素的原子半徑,隨核電荷數(shù)的增加而呈現(xiàn)規(guī)律性的變化,如：堿金屬元素元素符號LiNaKRbCs原子半徑(nm)0.1520.1860.2270.2480.265第3周期元素元素符號NaMgAlSiPSCl原子半徑(nm)0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.0991.分析總結上表中各元素原子半徑的變化規(guī)律,比較碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半徑大小。提示：同主族元素隨電子層數(shù)增加,原子半徑由小到大;同周期元素隨核電荷數(shù)遞增,原子半徑由大到小。C和F是同周期元素,同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小,故碳原子半徑大于氟;O和S為同主族元素,同主族元素從上到下原子半徑逐漸增大,所以硫原子半徑大于氧。2.如何比較既不同周期也不同主族元素的原子半徑大小?以Si、Ca為例說明。提示：Mg、Si處于同一周期,Mg的核電荷數(shù)小于Si的核電荷數(shù),故Mg的原子半徑大于Si的原子半徑。Mg、Ca處于同一主族,原子半徑r(Ca)>r(Mg),故Ca的原子半徑大于Si的原子半徑,即r(Ca)>r(Si)。3.如何比較電子層結構相同的微粒的半徑大小?以O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+為例說明。提示：電子層結構相同時,核外電子數(shù)必定相等,其微粒半徑隨核電荷數(shù)的增加而減小,故離子半徑：O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。4.同種元素形成的不同微粒的半徑大小如何判斷?提示：同種元素形成的微粒電子數(shù)越多,半徑越大。如Fe3+<Fe2+<Fe,H+<H<H-,Cl<Cl-?！咎骄刻嵘俊疽?guī)律方法】判斷微粒半徑大小的方法1.對于不同的原子,比較半徑大小的方法為：(1)電子層數(shù)相同時,隨原子序數(shù)遞增,原子半徑減小。例如,rNa>rMg>rAl。(2)最外層電子數(shù)相同時,隨電子層數(shù)遞增,原子半徑增大。例如,rLi<rNa<rK。2.對于不同的粒子,比較半徑大小的方法為：(1)對于同種元素的離子：陰離子半徑大于原子半徑,原子半徑大于陽離子半徑,低價陽離子半徑大于高價陽離子半徑。例如,(2)對于電子層結構相同的離子,核電荷數(shù)越大,半徑越小。例如,(3)對于帶相同電荷的離子,電子層越多,半徑越大。例如,(4)對于所帶電荷、電子層數(shù)均不同的離子,可選一種離子參照比較。例如,比較可選為參照,可知【誤區(qū)警示】比較微粒半徑大小時需注意的兩個誤區(qū)1.誤認為原子的電子層數(shù)越多,原子半徑越大。同主族元素,原子的電子層數(shù)越多,原子半徑越大,不同主族時不一定,如原子半徑Li>Cl。2.誤認為核電荷數(shù)越多,半徑越小。微粒半徑與核電荷數(shù)和電子層結構有關,若忽略電子層數(shù)和電子層結構,只依據(jù)核電荷數(shù)分析,得不出正確結論。(雙選)下列微粒半徑大小比較正確的是(

)A.Na+<Mg2+<Al3+<O2-B.S2->Cl->Na+>Al3+C.Na<Mg<Al<SD.Na<K<Rb<Cs【解析】選B、D。A項,4種離子核外電子數(shù)相同,隨著核電荷數(shù)增多,離子半徑依次減小,即Al3+<Mg2+<Na+<O2-,故A項錯誤。C項,Na、Mg、Al、S的原子半徑依次減小,故C項錯誤。D項,Na、K、Rb、Cs最外層電子數(shù)相同,電子層數(shù)依次增多,半徑依次增大,故D項正確。B項正確,因S2-、Cl-比Na+、Al3+多一個電子層,則S2-、Cl-半徑比Na+、Al3+大,而S2-、Cl-和Na+、Al3+也分別適用“序小徑大”的原則,則S2->Cl->Na+>Al3+。 【變式訓練】X和Y兩元素的陽離子具有相同的電子層結構,X元素的陽離子半徑大于Y元素的陽離子半徑,Z和Y兩元素的原子核外電子層數(shù)相同,Z元素的原子半徑小于Y元素的原子半徑。X、Y、Z三種元素原子序數(shù)的關系是(

)A.X>Y>ZB.Y>X>ZC.Z>X>YD.Z>Y>X【解析】選D。對于電子層結構相同的離子,核電荷數(shù)越大,半徑越小,現(xiàn)X元素的陽離子半徑大于Y元素的陽離子半徑,故核電荷數(shù)應是Y>X。Z和Y的電子層數(shù)相同,則它們在同一周期,隨著核電荷數(shù)的遞增,原子半徑逐漸減小,現(xiàn)Z的原子半徑小于Y的原子半徑,則核電荷數(shù)Z>Y。綜合以上關系得原子序數(shù)：Z>Y>X。本題正確答案為D。1.下列說法中正確的是（）A.元素性質的周期性變化決定原子序數(shù)的變化B.元素性質的周期性變化決定原子質量的變化C.元素原子結構的周期性變化決定元素性質的周期性變化D.元素的所有性質都是隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化【解析】選C。結構決定性質，正是由于原子結構發(fā)生了變化，才引起了元素性質的周期性變化；這里的元素性質是指原子半徑、元素的金屬性和非金屬性等，而并非所有性質，如密度、熔沸點、光澤、延展性、導電性、導熱性等。2.（2013·泰州高一檢測）以下有關原子結構及元素周期律的敘述正確的是（）A.第ⅠA族元素銫有兩種同位素，137Cs比133Cs多4個質子B.多電子原子中，在離核較近的區(qū)域內運動的電子能量較高C.若M+和R2-的核外電子層結構相同，則原子序數(shù)：R>MD.P、S、Cl得電子能力和最高價氧化物對應水化物的酸性均依次增強【解析】選D。137Cs與133Cs為同位素，質子數(shù)相同，中子數(shù)前者比后者多4個，A錯；多電子原子中，能量較低的電子在離核較近的區(qū)域內運動，而能量較高的電子在離核較遠的區(qū)域運動，B錯；M+和R2-的核外電子層結構相同，即核外電子數(shù)相等，則M的核電荷數(shù)大于R，C錯；P、S、Cl為同周期元素，其非金屬性P<S<Cl，非金屬性越強，得電子能力和最高價氧化物對應水化物的酸性越強，D正確。3.（2013·合肥高一檢測）下列對有關元素的敘述能說明該元素一定是主族元素的是（）A.原子核外M層有8個電子的元素B.原子核外L層比M層多一個電子的元素C.最高價為+7價的元素D.原子最外層電子數(shù)為2的元素【解析】選B。A項不能確定M層為最外層或次外層，不一定是主族元素；B項原子核外L層比M層多一個電子，則該元素為氯元素，屬于第ⅦA族元素；C項最高價為+7價的元素，可能為第ⅦA族元素Cl、Br等，也可能為Mn，如KMnO4中Mn表現(xiàn)+7價，但Mn為副族元素；D項原子最外層電子數(shù)為2的元素如He、Mg、Fe等，不一定為主族元素。4.（2013·淮陰高一檢測）已知X、Y元素同周期，且非金屬性X>Y，下列說法正確的是（）A.最高價含氧酸的酸性：X對應的酸性弱于Y對應的酸性B.在同一周期中X位于Y的左邊C.Y的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性大于X的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性D.X與Y形成的化合物中，X顯負價，Y顯正價【解析】選D。同周期元素隨核電荷數(shù)的遞增，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強，非金屬性X>Y，則原子序數(shù)X>Y，即X位于Y的右邊，B錯；最高價含氧酸的酸性X對應的酸性強于Y對應的酸性，X對應的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性大于Y的氣態(tài)氫化物，C錯；X的非金屬性強，得電子能力強，則X與Y形成的化合物中，X顯負價，Y顯正價，D正確。5.（雙選）根據(jù)下表中幾種短周期元素的相關信息分析，下列判斷正確的是（）A.氫化物的還原性：D>EB.單質與稀鹽酸反應的速率：B>AC.B3+與C2+的核外電子數(shù)相等D.A、B、D對應最高價氧化物的水化物兩兩之間可以發(fā)生反應元素ABCDE原子半徑/nm0.1860.1430.0890.1020.074主要化合價+1+3+2+6、-2-2【解析】選A、D。根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知A為Na，B為Al，C為Be，D為S，E為O。H2S易被氧化，其還原性比H2O強，A正確；Na的金屬性比Al強，與鹽酸反應的速率Na>Al，B錯；Al3+核外共10個電子，而Be2+核外只有2個電子，C錯；NaOH、Al（OH）3、H2SO4兩兩之間可發(fā)生反應，D正確。6.X、Y、Z、M、R、Q是短周期主族元素，部分信息如下表所示：XYZMRQ原子半徑/nm0.1860.0740.0990.143主要化合價-4,+4-2-1,+7+3其他陽離子核外無電子無機非金屬材料的主角焰色反應呈黃色（1）R在自然界中有質量數(shù)為35和37的兩種核素，它們之間的關系是互為____；R在元素周期表中的位置是____。（2）Z的單質與水反應的化學方程式是_________。（3）Y與R相比，非金屬性較強的是________（用元素符號表示），下列事實能證明這一結論的是________（選填字母序號）。a.常溫下Y的單質呈固態(tài)，R的單質呈氣態(tài)b.穩(wěn)定性XR>YX4c.Y與R形成的化合物中Y呈正價（4）根據(jù)表中數(shù)據(jù)推測，Y的原子半徑的最小范圍是___________?！窘馕觥扛鶕?jù)題給信息可知X為H、Y為Si、Z為Na、M為O、R為Cl、Q為Al。（1）35Cl和37Cl是同種元素的不同原子，互為同位素，氯元素在周期表中位于第3周期第ⅦA族。（2）Na與水反應的化學方程式為2Na+2H2O====2NaOH+H2↑。（3）Si和Cl屬于同周期元素，同周期元素隨原子序數(shù)遞增非金屬性逐漸增強，故非金屬性Cl>Si;物質的狀態(tài)不能作為非金屬性強弱的判斷依據(jù)，而氫化物越穩(wěn)定，則非金屬性越強，Si和Cl形成的化合物中Si呈正價，則Cl呈負價，說明Cl得電子能力強于Si，非金屬性也強于Si。（4）同周期元素自左向右原子半徑逐漸減小，故Si的原子半徑應介于Al和Cl之間。答案：（1）同位素第3周期第ⅦA族（2）2Na+2H2O====2NaOH+H2↑（3）Clb、c（4）0.099nm<r<0.143nm第二單元配合物的形成和應用課程標準導航1.了解人類對配合物結構認識的歷史。2.知道簡單配合物的基本組成和形成條件。3.掌握配合物的結構與性質之間的關系。4.認識配合物在生產生活和科學研究方面的廣泛應用。新知初探自學導引自主學習(2)配位鍵：共用電子對由一個原子單方向提供而跟另一個原子共用的共價鍵叫配位鍵。配位鍵可用A→B形式表示，A是_________________的原子，叫做電子對給予體，B是____________________的原子叫接受體。(3)形成配位鍵的條件提供孤電子對接受孤電子對①有能夠提供_______________的原子，如______________等。②另一原子具有能夠接受__________的空軌道，如___________________________等。孤電子對N、O、F孤電子對Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋想一想1.在水溶液中，Cu2＋與氨分子是如何結合成［Cu(NH3)4］2＋的呢？2.配位化合物(1)寫出向CuSO4溶液中滴加氨水，得到深藍色溶液整個過程的反應離子方程式。____________________________________;___________________________________________________________________________.Cu(OH)2+4NH3·H2O===［Cu(NH3)4］2++2OH-+4H2O(2)［Cu(NH3)4］SO4的名稱為_______________________,它的外界為__________，內界為________________，中心原子為______，配位體為_______分子，配位數(shù)為_______。(3)配合物的同分異構體：含有兩種或兩種以上配位體的配合物，若配位體在____________________不同，就能形成不同幾何構型的配合物，如Pt(NH3)2Cl2存在______和______兩種異構體。硫酸四氨合銅［Cu(NH3)4］2＋Cu2+NH34空間的排列方式順式反式想一想2.順式Pt(NH3)2Cl2和反式Pt(NH3)2Cl2的化學式相同，它們的性質也相似嗎？提示：不同，由于結構不同，所以其化學性質不相同。二、配合物的應用1.在實驗研究中，人們常用形成配合物的方法來檢驗__________、分離物質、定量測定物質的組成。(1)向AgNO3溶液中逐滴加入氨水的現(xiàn)象為:_________________________________。產生的配合物是____________________。金屬離子先生成沉淀，然后沉淀再溶解［Ag(NH3)2］OH(2)向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液的現(xiàn)象：____________________________。產生的配合物是______________。2.在生產中，配合物被廣泛用于________、______、___________、___________領域。3.生命體中的許多金屬元素都以配合物形式存在。4.配合物在醫(yī)療方面應用也很廣泛。5.模擬生物固氮也與配合物有關。有血紅色溶液出現(xiàn)Fe(SCN)3染色電鍍硬水軟化金屬冶煉自主體驗1.配合物［Zn(NH3)4］Cl2的中心原子的配位數(shù)是()A.2 B.3C.4 D.5解析：選C。配合物［Zn(NH3)4］Cl2的中心原子是Zn2＋，配位體是NH3，配位數(shù)是4。2.下列不能形成配位鍵的組合是()A.Ag＋、NH3 B.H2O、H＋C.Co3＋、CO D.Ag＋、H+解析：選D。配位鍵的形成條件必須是一方能提供孤電子對，另一方能提供空軌道，A、B、C三項中，Ag＋、H＋、Co3＋能提供空軌道，NH3、H2O、CO能提供孤電子對,所以能形成配位鍵，而D項Ag＋與H＋都只能提供空軌道，而無法提供孤電子對,所以不能形成配位鍵。3.下列不屬于配離子的是()A.［Ag(NH3)2］＋ B.［Cu(CN)4］2－C.［Fe(SCN)6］3－ D.MnO－4解析：選D。MnO－4無配位原子。4.向下列配合物的水溶液中加入AgNO3溶液,不能生成AgCl沉淀的是()A.［Co(NH3)4Cl2］Cl B.［Co(NH3)3Cl3］C.［Co(NH3)6］Cl3 D.［Co(NH3)5Cl］Cl2解析：選B。在配合物中，內界以配位鍵結合很牢固，難以在溶液中電離；內界和外界之間以離子鍵相結合，在溶液中能夠完全電離。不難看出A、C、D三項中配合物在水中均電離產生Cl-，而B項無外界離子，不能電離。要點突破講練互動探究導引1指出配合物[Pt(NH3)4Cl2]Cl2的配離子、中心離子、配位體、配位數(shù)及配位原子。提示：配離子指配合物的內界，中心原子指提供空軌道的原子或離子，要點一配合物的組成和結構配位體指提供孤電子對的分子或離子，配位數(shù)是配位體的總個數(shù)，配位原子指配位體中提供孤電子對的原子。配合物[Pt(NH3)4Cl2]Cl2的配離子為[Pt(NH3)4Cl2]2＋,中心原子是Pt4＋，配位體是NH3、Cl－，配位數(shù)為6，配位原子為N和Cl。探究導引2配離子[Ag(NH3)2]＋是如何形成的？提示：配離子[Ag(NH3)2]＋是由Ag＋和NH3分子反應生成的，由于Ag＋空的5s軌道和5p軌道形成sp雜化軌道，接受2個NH3分子提供的孤電子對，形成直線形的[Ag(NH3)2]＋，該過程圖示如下。

要點歸納1.配合物的組成內界：中心體(原子或離子)與配位體，以配位鍵成鍵。外界：與內界電荷平衡的相反離子。有些配合物不存在外界，如[PtCl2(NH3)2]、[CoCl3(NH3)3]等。另外，有些配合物是由中心原子與配位體構成，如[Ni(CO)4]、[Fe(CO)5]等。2.配合物的結構配位數(shù)雜化軌道類型空間構型結構示意圖實例2sp直線形[Ag(NH3)2]＋[Cu(NH3)2]＋配位數(shù)雜化軌道類型空間構型結構示意圖實例4sp3正四面體形[Zn(NH3)4]2＋[ZnCl4]2－dsp2(sp2d)平面正方形[Ni(CN)4]2－[Cu(NH3)4]2＋6sp3d2(d2sp3)正八面體[AlF6]3－[Co(NH3)6]3＋即時應用1.化學家維多克·格利雅因發(fā)明了格氏試劑(RMgX)而榮獲諾貝爾化學獎。RMgX是金屬鎂和鹵代烴反應的產物，它在醚的稀溶液中以單體形式存在，并與二分子醚絡合，在濃溶液中以二聚體存在，結構如下圖：上述2種結構中均存在配位鍵，把你認為是配位鍵的用“→”在結構圖中標出。解析:配位鍵是由孤電子對與空軌道形成的,Mg最外層有兩個電子，可以與R、X形成離子鍵，而O原子中存在孤電子對，所以兩個O(C2H5)2可以與Mg形成配位鍵。在二聚體中，同理，一個Mg與R、X相連，則另外一個X和O(C2H5)2，則與Mg形成配位鍵。答案：要點二配合物的性質探究導引現(xiàn)有兩種配合物晶體[Co(NH3)6]Cl3和[Co(NH3)5Cl]Cl2，一種為橙黃色，另一種為紫紅色。請設計實驗方案將這兩種配合物區(qū)別開來。提示：在[Co(NH3)6]Cl3中Co3＋與6個NH3分子配合成[Co(NH3)6]3＋，3個Cl－都是外界離子。而[Co(NH3)5Cl]Cl2中Co3＋與5個NH3分子和1個Cl－配合成[Co(NH3)5Cl]2＋,只有兩個Cl－是外界離子。由于配合物中內界以配位鍵結合很牢固，難以在溶液中電離，而內界和外界之間以離子鍵結合，在溶液中能夠完全電離。不難看出，相同質量的兩種晶體在溶液中能夠電離出的Cl－數(shù)是不同的，我們可以利用這一點進行鑒別。要點歸納1.配合物的顏色：當簡單離子形成配合物時,其性質往往有很大的差異，顏色發(fā)生改變就是一種常見的現(xiàn)象，多數(shù)配離子都有顏色，如[Fe(SCN)6]3－為血紅色、[Cu(NH3)4]2＋為深藍色、[Cu(H2O)4]2＋為藍色、[CuCl4]2－為黃色、[Fe(C6H6O)6]3－為紫色等等。我們根據(jù)顏色的變化就可以判斷配離子是否生成，如Fe3＋離子與SCN－離子在溶液中可生成配位數(shù)為1～6的硫氰合鐵(Ⅲ)配離子，這種配離子的顏色是血紅色的，反應如下：Fe3＋＋nSCN－====[Fe(SCN)n]3－n，實驗室通常用這一方法檢驗鐵離子的存在。2.配合物的溶解性:有的配合物易溶于水，如[Ag(NH3)2]OH、[Cu(NH3)4]SO4、Fe(SCN)3等。利用配合物的這一性質，可將一些難溶于水的物質如AgOH、AgCl、Cu(OH)2等溶解在氨水中形成配合物。如在照相底片的定影過程中，未曝光的AgBr常用硫代硫酸鈉(Na2S2O3)溶解，反應的化學方程式為：AgBr＋2Na2S2O3====Na3[Ag(S2O3)2]＋NaBr。金和鉑之所以能溶于王水中，也是與生成配合物的溶解性有關，反應式為：Au＋HNO3＋4HCl====H[AuCl4]＋NO↑＋2H2O，3Pt＋4HNO3＋18HCl====3H2[PtCl6]＋4NO↑＋8H2O。配合物的顏色和溶解性還與配合物的空間結構有關，如順式[Pt(NH3)2Cl2]和反式[Pt(NH3)2Cl2]的溶解性和顏色等性質有一定的差異，其中順式[Pt(NH3)2Cl2]為極性分子,根據(jù)相似相溶原理,它在水中的溶解度較大,具體情況見前面的表格。3.配合物的穩(wěn)定性：配合物具有一定的穩(wěn)定性，配合物中的配位鍵越強,配合物越穩(wěn)定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配位體的性質有關。例如，血紅素中的Fe2＋與CO分子形成的配位鍵比Fe2＋與O2分子形成的配位鍵強，因此血紅素中的Fe2＋與CO分子結合后，就很難再與