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第25講物質(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(xué)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(guān)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 3s 2p 3p 4p 2 同一能層中 各能級之間的能量大小關(guān)系是s p d f 例如第四能層中4s 4p 4d 4f 3 能層和形狀都相同的原子軌道的能量相等 例如2px 2py 2pz 3 對不同能層 能級可容納的最多電子數(shù)的解釋 1 依據(jù)a 每個原子軌道最多只能容納2個電子 b 不同能級含有的原子軌道個數(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 1s22s22p63s23p64s1 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(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號的形式表示 例如K Ar 4s1 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(yīng)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(yīng)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(guān)系及常見分子 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(yīng)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(yù)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(yīng)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(yīng)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(shè)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 3d 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(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示 例如K Ar 4s1 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 Ar 4s1 Ar 4s2 位于p區(qū)的主族元素原子的核外電子排布式為 Ar 3d104s24p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 Ar 3dm4sn 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 Ar 3d104sm 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(guān)計算 1 根據(jù)晶體晶胞的結(jié)構(gòu)特點確定晶體的化學(xué)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 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(xué)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(guān)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(guān)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1mol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 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(xué)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 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 g cm 3 阿伏加德羅常數(shù)的值為NA 設(shè)晶胞邊長為acm 則a 用含 NA的計算式表示 解題導(dǎo)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(guān)知識 逐一解答各設(shè)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(guān) 由于非金屬性F O N 所以穩(wěn)定性HF H2O NH3 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a3cm3 根據(jù) 則a 答案 1 H2O分子間存在氫鍵 2 HF H2O NH3 3 三角錐形sp3 4 12 5 3d104s1 6