高考化学物质结构与性质-课件

高考化学物质结构与性质考点一基态原子的核外电子排布栏目索引考点二元素的电离能和电负性考点三两大理论与分子构型考点四微粒作用与分子性质考点五微粒作用与晶体结构考点一基态原子的核外电子排布知识精讲1、排布规律(1)能量最低原理:基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道,如Ge:1s22s22p63s23p63d104s24p2。(2)泡利原理:每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。(3)洪特规则:原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时,电子总是优先单独占据一个轨道,且自旋状态相同。2、表示方法(1)电子排布式按电子排入各电子层中各能级的先后顺序,用能级符号依次写出各能级中的电子数,同时注意特例。如:Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(2)简化电子排布式“稀有气体价层电子”的形式表示。如:Cu:Ar3d104s1(3)电子排布图用方框表示原子轨道,用“”或“”表示自旋方向不同的电子,按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S:1、2015江苏,21(A)(1)节选Cr3基态核外电子排布式为_。2、2015福建理综,31(3)基态Ni原子的电子排布式为_,该元素位于元素周期表的第_族。题组集训1s22s22p63s23p63d3(或Ar3d3)1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d84s2方法归纳“两原理,一规则”的正确理解1、原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理,若违背其一,则电子能量不处于最低状态。易误警示在写基态原子的电子排布图时,常出现以下错误:2、同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。如np3、np6Cr:3d54s1Mn:3d54s2Cu:3d104s1Zn:3d104s2考点二元素的电离能和电负性知识精讲1、元素的电离能第一电离能: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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示,单位为kJmol1。(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 到 的周期性变化。ns1ns2np6(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期从左到右,第一电离能有逐渐的趋势,稀有气体的第一电离能最,碱金属的第一电离能最;同主族从上到下,第一电离能有逐渐的趋势。增大大小减小说明同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大即第A族、第A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。(3)元素电离能的应用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。判断元素的化合价假如某元素的In1In,则该元素的常见化合价为n价,如钠元素I2I1,因此钠元素的化合价为1价。2、元素的电负性(1)元素电负性的周期性变化元素的电负性:不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:同周期从左到右,主族元素电负性逐渐;同一主族从上到下,元素电负性呈现的趋势。增大减小(2)考点三两大理论与分子构型知识精讲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。杂化类型杂化轨道数目杂化轨道夹角空间构型实例sp2180直线形BeCl2sp23120平面三角形BF3sp3410928正四面体形CH42、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,不包括孤电子对。(1)当中心原子无孤电子对时,两者的构型一致。(2)当中心原子有孤电子对时,两者的构型不一致。电子对数成键对数孤电子对数电子对空间构型分子空间构型实例220直线形直线形BeCl2330三角形三角形BF321V形SO2440四面体四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O3、中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断中心原子的杂化类型和分子空间构型有关,二者之间能够相互判断。分子组成(A为中心原子)中心原子的孤电子对数中心原子的杂化方式分子空间构型示例AB20sp直线形BeCl21sp2V形SO22sp3V形H2OAB30sp2平面三角形BF31sp3三角锥形NH3AB40sp3正四面体形CH41、2015全国卷,37(3)节选CS2分子中,C原子的杂化轨道类型是_。2、2015山东理综,33(3)F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2,OF2分子构型为_,其中氧原子的杂化方式为_。3、2015江苏,21(A)(2)节选CH3COOH中C原子轨道杂化类型为_。题组集训spV形sp3sp3和sp24、2014江苏,21(A)(3)节选醛基中碳原子的轨道杂化类型是_。5、2014新课标全国卷,37(3)节选乙醛中碳原子的杂化类型为_。6、2014四川理综,8(2)已知XY2为红棕色气体,X与H可形成XH3,则XY离子的立体构型是_,R2离子的3d轨道中有9个电子,则在R2的水合离子中,提供孤电子对的原子是_。sp2sp3、sp2V形O7、2014新课标全国卷,37(2)(3)改编周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同,b的价电子层中的未成对电子有3个,c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,d与c同族;e的最外层只有一个电子,但次外层有18个电子。则a和其他元素形成的二元共价化合物中,分子呈三角锥形,该分子的中心原子的杂化方式为_;这些元素形成的含氧酸中,分子的中心原子的价层电子对数为3的_;酸根呈三角锥结构的酸是_。sp3HNO2、H2SO3HNO3知识精讲考点四微粒作用与分子性质1、共价键(1)共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠方式分为键和键,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。(2)键参数键能:气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,键能越大,化学键越稳定。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。键角:在原子数超过2的分子中,两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响键长越短,键能越大,分子越稳定。(3)键、键的判断由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为键,“肩并肩”重叠为键。由共用电子对数判断单键为键;双键或三键,其中一个为键,其余为键。由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是键;杂化轨道形成的共价键全部为键。(4)等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。物理性质相似,化学性质不同。常见等电子体:(5)配位键孤电子对分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。配位键a、配位键的形成:成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成的共价键;配合物如Cu(NH3)4SO4配位体有孤电子对,如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。中心原子有空轨道,如Fe3、Cu2、Zn2、Ag等。2、分子性质(1)分子的极性分子构型与分子极性的关系类型实例键的极性空间构型分子极性X2H2、N2非极性键直线形非极性分子XYHCl、NO极性键直线形极性分子XY2(X2Y)CO2、CS2极性键直线形非极性分子XY2(X2Y)SO2极性键V形极性分子H2O、H2S 极性键V形极性分子XY3BF3极性键 平面三角形 非极性分子NH3极性键三角锥形极性分子XY4CH4、CCl4极性键 正四面体形 非极性分子(2)溶解性“相似相溶”规律:非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂,若存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小。(3)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn,假如成酸元素R相同,则n值越大,R的正电性越高,使ROH中O的电子向R偏移,在 水 分 子 的 作 用 下 越 易 电 离 出 H,酸 性 越 强,如HClOHClO2HClO3氢键范德华力影响强度的因素随着分子极性和相对分子质量的增大而增大组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大关于AHB,A、B的电负性越大,B原子的半径越小,氢键键能越大成键原子半径越小,键长越短,键能越大,共价键越稳定对物质性质的影响影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质组成和结构相似的物质,随相对分子质量的增大,物质的熔沸点升高,如F2Cl2Br2I2,CF4CCl4H2S,HFHCl,NH3PH3影响分子的稳定性共价键键能越大,分子稳定性越强题组集训1、2015江苏,21(A)(1)(2)(3)节选下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶:2Cr2O3CH3CH2OH16H13H2O4Cr(H2O)633CH3COOH(1)配合物Cr(H2O)63中,与Cr3形成配位键的原子是_(填元素符号)。O(2)1molCH3COOH分子含有键的数目为_。(3)与H2O互为等电子体的一种阳离子为_(填化学式);H2O与CH3CH2OH能够任意比例互溶,除因为它们都是极性分子外,还因为_。7mol(或76、021023)H2FH2O与CH3CH2OH之间能够形成氢键1、离子键离子晶体(1)化学键:相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括、和。(2)离子键:阴、阳离子通过形成的化学键。离子键强弱的判断:离子半径越,离子所带电荷数越,离子键越,离子晶体的熔沸点越。知识精讲考点五微粒作用与晶体结构离子键共价键金属键静电作用小多强高离子键的强弱能够用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能,离子晶体的熔、沸点越,硬度越。越大大高(3)离子晶体:通过离子键作用形成的晶体。典型的离子晶体结构:NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na周围被6个Cl所包围,同样每个Cl也被6个Na所包围每个正离子被8个负离子包围着,同时每个负离子也被8个正离子所包围晶胞中粒子数的计算方法均摊法位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/212、共价键原子晶体(1)原子晶体:所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成结构的晶体。(2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。空间立体网状(3)典型原子晶体结构金刚石二氧化硅结构示意图晶胞示意图特点正四面体空间网状结构,最小的碳环中有6个碳原子,每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键,1mol金刚石中含有2mol碳碳键二氧化硅晶体是空间网状结构,最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,每个硅原子与4个氧原子成键,每个氧原子与2个硅原子成键,1molSiO2中含有4mol硅氧键(4)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断:原子半径越,形成共价键的键长越,共价键的键能越,其晶体熔沸点越。如熔点:金刚石碳化硅晶体硅。小短大高3、分子间作用力分子晶体(1)分子间作用力:把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用,比化学键弱得多,包括范德华力和氢键。范德华力一般饱和性和方向性,而氢键则饱和性和方向性。没有有(2)分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体,典型的分子晶体有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为干冰冰晶体模型结构特点干冰晶体是一种立方面心结构每8个CO2分子构成立方体,在六个面的中心又各占据1个CO2分子。每个CO2分子周围,离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个(同层4个,上层4个,下层4个)每个水分子周围只有4个紧邻的水分子,在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引,这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高,留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时,热运动使冰的结构部分解体,水分子的空隙减小,密度反而增大,超过4时,才由于热运动加剧,分子间距离加大,密度逐渐减小分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断:组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越,克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更的能量,熔沸点越。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地。大多高高(3)NH3、H2O、HF中由于存在氢键,使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。影响物质的性质方面:增大物质的熔沸点,增大物质的溶解性。表示方法:XHY(N、O、F),一般都是氢化物中存在。4、金属键金属晶体(1)金属键:金属离子和之间强烈的相互作用。运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。自由电子晶体中的微粒导电性导热性延展性金属离子和自由电子自由电子在外加电场的作用下发生定向移动自由电子与金属离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用(2)金属晶体:通过金属键作用形成的晶体。金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷数越,半径越,金属键越,熔沸点越高,如熔点:NaMgAl,LiNaKRbCs。金属键的强弱能够用金属的原子化热来衡量。多小强5、分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒,以及微粒间作用力的区别晶体类型 原子晶体分子晶体金属晶体离子晶体结构微粒原子分子金属阳离子、自由电子阴、阳离子微粒间作用(力)共价键分子间作用力复杂的静电作用离子键熔沸点特别高特别低一般较高,少部分低较高硬度特别硬一般较软一般较硬,少部分软较硬溶解性难溶解相似相溶难溶(Na等与水反应)易溶于极性溶剂导电情况不导电(除硅)一般不导电良导体固体不导电,熔化或溶于水后导电实例金刚石、水晶、碳化硅等干冰、冰、纯硫酸、H2(S)等Na、Mg、Al等NaCl、CaCO3、NaOH等感谢您的聆听！