《（A版）2019版高考化學總復習 專題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（A版）2019版高考化學總復習 專題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt（28頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、專題二十五物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì),考點一原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),,知識清單,一核外電子的運動特征 1.利用統(tǒng)計學的方法,用電子在原子核外空間某處出現(xiàn)機會的多少來描述原子核外電子的運動狀態(tài)。 2.對“電子云”圖的認識 (1)“電子云”圖是指用小黑點的疏密來表示電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)機會多少的一種圖像。 (2)電子在核外空間一定范圍內(nèi)出現(xiàn),好像帶負電荷的云霧籠罩在原子核周圍,人們形象地稱之為“電子云”。,(3)在離核越近處,單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機會越多,“電子云”(小黑點表示)的密度越大;相反,在離核越遠處,單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機 會越少,“電子云”的密度越小。 二能層與能級 1.不同能層的能級組成 同一能

2、層的能級總是從s能級開始,能層的能級數(shù)等于該能層的序數(shù):第一能層只有1個能級(1s),第二能層有2個能級(2s和2p),第三能層有3個能級(3s、3p和3d),依次類推。 2.不同能層中各能級之間的能量大小關系 (1)不同能層中同一能級,能層序數(shù)越大能量越高。 例如1s<2s<3s2p<3p<4p,(2)同一能層中,各能級之間的能量大小關系是s

3、個數(shù)及各軌道電子數(shù),(2)不同能層、能級最多容納的電子數(shù),三基態(tài)原子核外電子排布的表示 1.依據(jù) (1)能量最低原理 原子核外電子先占據(jù)能量低的軌道,然后依次進入能量較高的軌道,這,樣使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。 (2)泡利原理 在一個原子軌道里,最多只能容納2個電子,而且它們的自旋狀態(tài)相反,這個原理稱為泡利原理。 (3)洪特規(guī)則 當電子排布在同一能級的不同軌道時,基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道,而且自旋狀態(tài)相同,這個規(guī)則稱為洪特規(guī)則。 2.表示形式 (1)電子排布式 a.用數(shù)字在能級符號的右上角標明該能級上排布的電子數(shù),這就是電子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s

4、1。,b.為了避免電子排布式的書寫過于繁瑣,把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號的形式表示,例如K:Ar4s1。 (2)電子排布圖 每個方框代表一個原子軌道,每個箭頭代表一個電子。如N元素基態(tài)原子的電子排布圖為: N: 四第一電離能及其變化規(guī)律 1.概念:氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。,2.變化規(guī)律 (1)同周期元素從左到右,第一電離能呈增大趨勢,但有些元素(如Be、Mg、N、P等)的第一電離能比其右邊相鄰的元素的第一電離能高些,這是因為它們的最外層達到了全充滿或半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)。 (2)同主族元素自上而

5、下,第一電離能依次減小,但在同一副族中,自上而下第一電離能變化幅度不大,且不太規(guī)律。 五電負性及其應用 1.概念:描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小,電負性越大的原子,對鍵合電子的吸引力越大。 2.應用 (1)衡量元素在化合物中吸引電子的能力,一般,同一周期從左到右,元素電負性遞增;同一主族從上到下,元素電負性遞減。副族元素的電負性沒有明顯規(guī)律。指定氟的電負性為4.0,并以此作為標準確定其他元素的電負性。 (2)電負性的大小可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強弱的尺度。,考點二分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),,一分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1.分子構(gòu)型、分子極性及手性分子,2.雜化軌道類型與軌道空間構(gòu)型的關系及常見

6、分子,一般來說,一個原子有幾個軌道參與雜化就會形成幾個能量相同的雜化軌道,就形成幾個共價鍵,形成對應的一般分子構(gòu)型;如果分子中存在孤對電子,分子構(gòu)型會發(fā)生變化,如NH3、H2O等。另外,具有相同價電子數(shù)和相同原子數(shù)的分子(或離子)具有相似的結(jié)構(gòu)特征。 3.用價層電子對互斥理論判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)律 (1)如果中心原子的價電子都用于形成共價鍵,分子的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子個數(shù)n來預測。,(2)如果價層電子中有未成鍵的孤對電子,則幾何構(gòu)型發(fā)生相應的變化,可用價層電子對互斥理論解釋。 中心原子上的孤電子對數(shù)=(a-xb),其中a為中心原子價電子數(shù),x為與中 心原子結(jié)合的原子數(shù),b為與中心

7、原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)。 在確定了鍵電子對數(shù)和中心原子上的孤電子對數(shù)后,把它們相加便可確定分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)。由價層電子對的相互排斥,得到含有孤電子對的VSEPR模型,然后,略去VSEPR模型中的中心原子上的孤電子對,便可得到分子的立體構(gòu)型。,二鍵和鍵的比較,三配合物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和應用,考點三晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì),,一晶體的基本類型與性質(zhì),二常見的晶體結(jié)構(gòu)模型,方法綜合題常見設問的解題方法 1.基態(tài)原子核外電子排布式的書寫方法 (1)構(gòu)造原理,方法技巧,能量:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s (2)依據(jù)構(gòu)造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3

8、d、4p)、各能級最多容納的電子數(shù)及能量最低原理,電子依次由低能級向高能級排列,如33號砷元素,首先排滿1s2,依次為2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10,最后是4p3;然后把3d10調(diào)至4s2之前,以使同能層的電子排在一起,即得該元素基態(tài)原子的電子排布式。 為了避免電子排布式書寫過于繁瑣,把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示,例如K:Ar4s1。 (3)根據(jù)元素周期表分區(qū)進行書寫。如第4周期中各元素基態(tài)原子的電子排布式有如下規(guī)律:位于s區(qū)的A、A族分別為Ar4s1、Ar4s2;,位于p區(qū)的主族元素原子的核外電子排布式為Ar3d104s24

9、p族序數(shù)-2;位于d區(qū)的副族元素原子的核外電子排布式為Ar3dm4sn(m+n=族序數(shù),族除外);位于ds區(qū)的副族元素原子的核外電子排布式為Ar3d104sm(m=族序數(shù))。 2.中心原子雜化方式的判斷技巧 若m為與中心原子結(jié)合的原子數(shù),n為中心原子的孤電子對數(shù),則: m+n=2,中心原子雜化方式為sp; m+n=3,中心原子雜化方式為sp2; m+n=4,中心原子雜化方式為sp3。 3.晶體結(jié)構(gòu)中的有關計算 (1)根據(jù)晶體晶胞的結(jié)構(gòu)特點確定晶體的化學式,晶胞中粒子數(shù)目的計算(均攤法),注意當晶胞為六棱柱時,其頂點上的粒子被6個晶胞共用,每個粒子屬于該晶胞的部分為,而不是。 審題時一定要注意是

10、“分子結(jié)構(gòu)”還是“晶體結(jié)構(gòu)”,若是分子結(jié)構(gòu),其化學式由圖中所有實際存在的原子個數(shù)決定,且原子個數(shù)可以不互質(zhì)(即原子個數(shù)比可以不約簡)。,(2)根據(jù)晶體晶胞的結(jié)構(gòu)特點和有關數(shù)據(jù),求算晶體的密度或晶體晶胞的體積或晶胞參數(shù)a(晶胞邊長) 對于立方晶胞,可建立如下求算途徑: 得關系式:=(a表示晶胞邊長,表示密度,NA表示阿伏加德羅常數(shù) 的數(shù)值,n表示1 mol晶胞所含基本粒子或特定組合的物質(zhì)的量,M表示摩爾質(zhì)量) 4.物質(zhì)熔沸點的判斷 原子晶體中,原子間鍵長越短,鍵能越大,共價鍵越穩(wěn)定,物質(zhì)熔沸點越高;,反之越低。 離子晶體中,陰、陽離子半徑越小,離子所帶電荷數(shù)越多,離子鍵越強,熔沸點越高;反之越低

11、。 金屬晶體中,金屬原子的價電子數(shù)越多,原子半徑越小,金屬陽離子與自由電子的靜電作用越強,熔沸點越高;反之越低。 分子晶體中,范德華力越大,物質(zhì)的熔沸點越高;反之越低(具有氫鍵的分子晶體的熔沸點反常,較高)。 (1)一般,組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體,相對分子質(zhì)量越大,范德華力越強,物質(zhì)的熔沸點越高。 (2)在高級脂肪酸甘油酯中,不飽和程度越大,熔沸點越低。 (3)烴、鹵代烴、醇、醛、羧酸等有機物,一般隨著分子里碳原子數(shù)的,增多,熔沸點升高。 (4)鏈烴及其衍生物的同分異構(gòu)體隨著支鏈的增多,熔沸點降低。 (5)相同碳原子數(shù)的有機物,分子中官能團不同時,一般隨著相對分子質(zhì)量的增大,熔沸點升高;官能團

12、相同時,官能團數(shù)越多,熔沸點越高。 晶體類型不同時,一般熔沸點規(guī)律為原子晶體離子晶體分子晶體,金屬晶體有高有低。,例(2017江西五市八校第二次聯(lián)考,37)有A、B、C、D、E五種原子序數(shù)依次增大的元素(原子序數(shù)均小于30)。A的基態(tài)原子2p能級有3個單電子;C的基態(tài)原子2p能級有1個單電子;E原子最外層有1個單電子,其次外層有3個能級且均排滿電子;D與E同周期,價電子數(shù)為2。則: (1)B元素的氫化物的沸點是同族元素氫化物中最高的,原因是。 (2)A、B、C 三種元素的氫化物穩(wěn)定性由強到弱的順序為(用化學式表示)。 (3)A的最簡單氫化物分子的空間構(gòu)型為,其中A原子的雜化類型是雜化。 (4)

13、A的單質(zhì)中鍵的個數(shù)為,鍵的個數(shù)為。,(5)寫出基態(tài)E原子的價電子排布式:。 (6)C和D形成的化合物的晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示,已知晶體的密度為 gcm-3,阿伏加德羅常數(shù)的值為NA,設晶胞邊長為a cm,則a =。(用含、NA的計算式表示),解題導引根據(jù)元素周期表及電子排布知識先推斷出A、B、C、D、 E五種元素,然后根據(jù)物質(zhì)結(jié)構(gòu)有關知識,逐一解答各設問即可。 解析根據(jù)題干信息不難推出A、B、C、D、E五種元素分別是N、 O、F、Ca、Cu。 (2)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性與元素的非金屬性有關,由于非金屬性FON,所以穩(wěn)定性HFH2ONH3。 (3)A的最簡單氫化物是NH3,中心原子N原子的價層電子對數(shù)是4,孤電子對數(shù)是1,所以NH3分子的空間構(gòu)型是三角錐形,N原子的雜化類型是sp3雜化。 (4)N2的結(jié)構(gòu)式是,所以鍵個數(shù)是1,鍵個數(shù)是2。 (6)C和D形成的化合是CaF2,一個晶胞中有4個“CaF2”,所以一個晶胞,質(zhì)量是g,一個晶胞的體積是a3 cm3,根據(jù)== ,則a=。 答案(1)H2O分子間存在氫鍵(2)HFH2ONH3 (3)三角錐形sp3(4)12(5)3d104s1 (6),