（A版）2019版高考化學總復習 專題二十五 物質(zhì)結構與性質(zhì)課件.ppt

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1、專題二十五物質(zhì)結構與性質(zhì),考點一原子結構與性質(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 同一能層

2、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1s2s3s2p3p4p,(2)同一能層中,各能級之間的能量大小關系是spdf 例如第四能層中4s4p4d4f。 (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),(

3、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

4、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構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)同主族元素自上而下,第一電離能依次減小

5、,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。,考點二分子結構與性質(zhì),一分子結構與性質(zhì) 1.分子構型、分子極性及手性分子,2.雜化軌道類型與軌道空間構型的關系及常見分子,一般來說,一個原子

6、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型;如果分子中存在孤對電子,分子構型會發(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)具有相似的結構特征。 3.用價層電子對互斥理論判斷共價分子結構的一般規(guī)律 (1)如果中心原子的價電子都用于形成共價鍵,分子的立體結構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 心原子結合的原子數(shù),b為與中心原子結合的原子最多能接受

7、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型。,二鍵和鍵的比較,三配合物的組成、結構、性質(zhì)和應用,考點三晶體結構與性質(zhì),一晶體的基本類型與性質(zhì),二常見的晶體結構模型,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)構造原理,方法技巧,能量:1s2s2p3s3p4s3d4p5s (2)依據(jù)構造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能級最多容納的電子數(shù)及能量最

8、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構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Ar3d104s24p族序數(shù)-2;位于d區(qū)的副族元素原子的核外

9、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.晶體結構中的有關計算 (1)根據(jù)晶體晶胞的結構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“分子結構”還是“晶體結構”,若是分子結構

10、,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)晶體晶胞的結構特點和有關數(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。 金屬晶體中,金屬原子的價電子數(shù)越多,原

11、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,組成和結構相似的分子晶體,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

12、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)

13、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構如圖所示,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)結構有關知識,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分子的空間構型是三角錐形,N原子的雜化類型是sp3雜化。 (4)N2的結構式是,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),