600分考點(diǎn) 700分考法（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第29章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt

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1、第29 章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì),考法1 粒子核外電子排布的表示方法 考法2 電離能的比較與應(yīng)用 考法3 元素電負(fù)性的大小比較,考點(diǎn)77 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),1.能層、能級(jí)與原子軌道,（1）能層(n),原子核外的電子分為不同的能層。離核越遠(yuǎn)，能量越高。,（2）能級(jí),任一能層的能級(jí)總是從s能級(jí)開始，而且能層的能級(jí)數(shù)等于該能層的序數(shù)。,不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，能量越高；同一能層中，各能級(jí)之間的能量高低：s

2、增，絕大多數(shù)元素的原子核外電子排布將遵1s2s2p3s3p 4s3d4p5s4d5p6s。即ns(n2)f(n1)dnp。 (2) 泡利（不相容）原理 每個(gè)原子軌道最多只能容納2個(gè)電子,且它們的自旋狀態(tài)相反。 洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同。 在等價(jià)軌道上的電子排布處于全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時(shí)，具有較低的能量和較強(qiáng)的穩(wěn)定性。,2核外電子排布規(guī)律,(1) 第一電離能 含義 ：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能，符號(hào)為 I ，單

3、位為 kJmol-1。 意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去1個(gè)電子的難易程度。 規(guī)律 a.同周期，從左到右，第一電離能呈現(xiàn)逐漸增大的變化趨勢(shì)。 b.同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。 c.同種原子，逐級(jí)電離能越來越大( I1 < I2 < I3)。,3原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì),(2) 電負(fù)性 含義 ：電負(fù)性用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。 標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未計(jì))。 變化規(guī)律：一般來說，周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大，周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。,3原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì),1基態(tài)原子的

4、核外電子排布式,考法1粒子核外電子排布的表示方法,(1) 簡(jiǎn)單原子的核外電子排布式,(2) 復(fù)雜原子的核外電子排布式,(3) 部分原子的核外電子排布式的特殊性,(4) 基態(tài)原子外圍電子排布式（價(jià)電子）的書寫,【注意】?？疾榈暮送怆娮优挪际降臅鴮?Cr：Ar3d54s1 Cu：Ar3d104s1 Fe：Ar3d64s2 Mn：Ar3d54s2 Fe3+：Ar3d5 Cu2+：Ar3d4,2 基態(tài)離子核外電子排布式的書寫 (1) 先正確書寫基態(tài)原子的核外電子排布式。 (2) 再由外到內(nèi)失電子。,3核外電子排布圖（軌道表示式） 用方框表示原子軌道，用“”或“”表示自旋方向不同的電子，按排入

5、各電子層中各能級(jí)的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。,考法1粒子核外電子排布的表示方法,高考題匯編(1)我國(guó)科學(xué)家最近成功合成了世界上首個(gè)五氮陰離子鹽 (N5)6(H3O)3(NH4)4Cl。氮原子價(jià)電子的軌道表達(dá)式(電子排布圖)為_____。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (2)研究發(fā)現(xiàn)，在CO2低壓合成甲醇反應(yīng)(CO2+3H2==CH3OH+H2O)中，Co氧化物負(fù)載的Mn氧化物納米粒子催化劑具有高活性，顯示出良好的應(yīng)用前景。Co基態(tài)原子核外電子排布式為_____。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選,例1,【解析】(1)N原子位于第二周期第A族，價(jià)電子是最外層電子，則其價(jià)電子排布式為2s22p3，所以

6、其價(jià)電子排布圖為 。 (2)Co是27號(hào)元素，位于元素周期表中第四周期第族，其基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2。,【答案】(1) (2)1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2,1第一電離能的比較 同周期元素從左往右，第一電離能呈增大的趨勢(shì)，注意第A族與第A族、第A族與第A族的反常，即同周期從左往右第一電離能大小的關(guān)系為A A A A A A A。,考法2電離能的比較與應(yīng)用,【注意】第IIA族和第VA族元素原子最外層p軌道處于全空、半充滿狀態(tài)，為穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能相對(duì)較大。,2電離能的應(yīng)用 同一元素逐級(jí)電離能的

7、變化體現(xiàn)了核外電子排布,若電離能 大幅度突變,則失去該電子后為穩(wěn)定結(jié)構(gòu),若 ,則元素通常 顯+1價(jià),為第A 族元素；若 ,則元素通常顯+2價(jià),為第 A 族元素。,考法2電離能的比較與應(yīng)用,1利用周期表判斷比較 在元素周期表中，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大，從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，如電負(fù)性：C Cl Br I。 2利用化合價(jià)及物質(zhì)類別比較 應(yīng)用化合價(jià)及物質(zhì)類別比較元素電負(fù)性，如 O 與 Cl 的電負(fù)性比較： HClO 中 Cl顯1價(jià)、O顯-2 價(jià)，可知 O 的電負(fù)性大于Cl； Al2O3 是離子化合物、AlCl3 是共價(jià)化合物，可知 O 的電負(fù)性大于Cl。,考法3元素

8、電負(fù)性的大小比較,高考題匯編(1)元素的基態(tài)氣態(tài)原子 得到一個(gè)電子形成氣態(tài)負(fù)一價(jià)離子時(shí)所放出的能 量稱作第一電子親和能(E1)。第二周期部分元素 的E1變化趨勢(shì)如圖所示，其中除氮元素外，其他 元素的E1自左而右依次增大的原因是_____；氮元 素的E1呈現(xiàn)異常的原因是_____。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (2)元素Mn與O中，第一電離能較大的是_____，基態(tài)原子核外未成對(duì)電子數(shù)較多的是_____。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (3)四種元素(F、K、Fe、Ni)中電負(fù)性最大的是_____。課標(biāo)理綜201337題節(jié)選,例2,(1)同周期元素，從左到右非金屬性逐漸增強(qiáng)，原子核對(duì)電子的束縛能力增大

9、，除氮原子外，其他原子得電子能力依次增強(qiáng)，得電子后形成的陰離子穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)，所以根據(jù)第一電子親和能的定義可知同周期元素的第一電子親和能自左向右依次增大；N的2p能級(jí)上有3個(gè)電子，處于半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，得電子能力相對(duì)較弱，因此其第一電子親和能較同周期相鄰元素要小。 （2）同周期元素從左向右，元素的第一電離能呈增大趨勢(shì)，故Mn的第一電離能小于Se， 同主族元素從上到下，元素的第一電離能逐漸減小，故Se的第一電離能小于O， 則第一電離能：Mn

10、電子數(shù) 較多的是Mn。 （3）同周期從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，由此可知，四種元素中電負(fù)性最大的是F。,例2,考法4 共價(jià)鍵的類型與分子的極性 考法5 原子雜化軌道類型與分子空間構(gòu)型的判斷 考法6 配位鍵與配位化合物的特點(diǎn) 考法7 微粒間作用力都物質(zhì)性質(zhì)的影響 考法8 等電子原理的應(yīng)用,考點(diǎn)78 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),(1) 定義：原子間通過共用電子對(duì)所形成的相互作用。,1.共價(jià)鍵,(2) 分類,鍵的形成,鍵的形成,1.共價(jià)鍵,2分子的極性,(1) 極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。 (2) 非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。,鍵能 、鍵長(zhǎng)

11、、鍵角 鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，分子越穩(wěn)定。,(3) 鍵參數(shù),鍵的形成,鍵的形成,(1) 雜化軌道理論 概念 在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡(jiǎn)稱為雜化軌道。 分類,3分子的立體結(jié)構(gòu),(2) 價(jià)層電子對(duì)互斥理論 特點(diǎn) 價(jià)層電子對(duì)在球面上彼此相距最遠(yuǎn)時(shí)，排斥力最小，體系的能量最低。孤電子對(duì)的排斥力較大。 價(jià)層電子對(duì)互斥模型,3分子的立體結(jié)構(gòu),金屬離子(或原子)與某些分子或離子(成為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡(jiǎn)稱配合物。,4配位鍵與配位化合物,(1) 配位鍵,定義 ：成鍵的兩個(gè)原子一方提

12、供孤電子對(duì)，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵為配位鍵。 表示：配位鍵可以用 AB 表示，A表示提供孤電子對(duì)的原子，即電子對(duì)給予體；B表示接受孤電子對(duì)的原子，即電子對(duì)接受體。 形成條件：中心離子(絕大多數(shù)為過渡金屬離子)有空軌道，而配位體(主要是第A、A、A 族元素)能提供孤電子對(duì)。,(2) 配位化合物,5等電子原理,(1) 等電子原理 原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征， 使它們的許多性質(zhì)(物理性質(zhì))相近，此原理稱為等電子原理。 (2) 等電子原理的應(yīng)用 利用等電子原理可以判斷一些微粒的結(jié)構(gòu)及空間構(gòu)型。 等電子原理在制造新材料等方面也有重要的應(yīng)用。如晶體硅、鍺是良好的半導(dǎo)體

13、材料，它們的等電子體磷化鋁(AlP)、砷化鎵(GaAs)也都是良好的半導(dǎo)體材料。,6.氫鍵,(1)形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱為氫鍵。 (2)表示方法：AHB。 注意：A、B為電負(fù)性很強(qiáng)的原子，一般為N、O、F三種元素的原子；A、B可以相同，也可以不同。 (3)特征：具有一定的方向性和飽和性。 (4)分類：氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。 (5)分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響：主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，對(duì)電離和溶解度等產(chǎn)生影響。,.7大鍵,(1)含義：在多原子分子中，如有相互平行的p軌道，兩個(gè)原子

14、的軌道(p軌道)從垂直于成鍵原子的核間連線的方向接近，發(fā)生電子云重疊而成鍵，p電子在多個(gè)原子間運(yùn)動(dòng)形成型化學(xué)鍵，這種不局限在兩個(gè)原子之間的鍵稱為離域鍵，或共軛大鍵，簡(jiǎn)稱大鍵。 (2)形成條件: 原子共平面;原子都提供平行的軌道;提供的電子總數(shù)小于軌道數(shù)的2倍；是3個(gè)或3個(gè)以上原子形成的鍵。,.7大鍵,(3)實(shí)例： 苯(C6H6)分子中C原子sp2雜化后，剩余的1個(gè)沒有參與雜化的p軌道互相平行，軌道中各有1個(gè)電子，所以形成了6原子6電子的大鍵。苯的大鍵平均分布在六個(gè)碳原子上，所以苯分子中每個(gè)碳碳鍵的鍵長(zhǎng)和鍵能是相等的。 (4)表示方法: 分子中的大鍵可用符號(hào) 表示，其中m代表參與形成大鍵的原子

15、數(shù)，n代表參與形成大鍵的電子數(shù)，如苯分子中的大鍵可表示為 。,,1.共價(jià)鍵類型的判斷 (1) 鍵和 鍵的判斷 通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目；共價(jià)單鍵全為鍵，雙鍵中有一個(gè)鍵和一個(gè)鍵，三鍵中有一個(gè)鍵和兩個(gè)鍵。一般情況下鍵比鍵穩(wěn)定。 (2) 極性鍵和非極性鍵的判斷 看共價(jià)鍵是否由同種元素的原子構(gòu)成，若為同種元素原子構(gòu)成的 AA 型，則為非極性鍵；若為不同種元素原子構(gòu)成的 AB 型，則為極性鍵。,考法4共價(jià)鍵的類型與分子的極性,2鍵的極性與分子極性的關(guān)系,考法4共價(jià)鍵的類型與分子的極性,課標(biāo)理綜201735題節(jié)選我國(guó)科學(xué)家最近成功合成了世界上首個(gè)五氮陰離子鹽(N5)6(H3

16、O)3(NH4)4Cl(用R代表)。經(jīng)X射線衍射測(cè)得化合物R的晶體結(jié)構(gòu)，其局部結(jié)構(gòu)如圖所示。 (1)從結(jié)構(gòu)角度分析，R中兩種陽(yáng)離子的相同之處為_____， 不同之處為_____。(填序號(hào)) A.中心原子的雜化軌道類型 B.中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù) C.立體結(jié)構(gòu) D.共價(jià)鍵類型,例3,(2)R中陰離子 中的鍵總數(shù)為。分子中的大鍵可用符號(hào) 表示，其中m代表參與形成的大鍵原子數(shù)，n代表參與形成的大鍵電子數(shù)(如苯分子中的大鍵可表示為 ，則 中的大鍵應(yīng)表示為_____。 (3)圖中虛線代表氫鍵，其表示式為(NH4+)NHCl、_____、_____。,例3,【解析】(1)R

17、中的兩種陽(yáng)離子分別為NH4+和H3O+，NH4+的中心原子是N，中心N原子形成4個(gè)鍵，沒有孤電子對(duì)，價(jià)層電子對(duì)數(shù)為4，故其雜化軌道類型為sp3，NH4+的空間構(gòu)型為正四面體形； H3O+的中心原子是O，中心O原子形成3個(gè)鍵，孤電子對(duì)數(shù)為1，價(jià)層電子對(duì)數(shù)為4，故其雜化軌道類型為sp3， H3O+的空間構(gòu)型為三角錐形； NH4+和H3O+中共價(jià)鍵類型都是極性共價(jià)鍵，故R中兩種陽(yáng)離子的相同之處為A、B、D項(xiàng)，不同之處為C項(xiàng)。 (2)根據(jù)化合物R的局部結(jié)構(gòu)圖可知 中鍵總數(shù)為5；根據(jù)信息，每個(gè)N原子有且只有1個(gè)p軌道與 環(huán)平面垂直，1個(gè)p軌道中有1個(gè)電子，從外界得到的1個(gè)電子也進(jìn)入與 環(huán)平面垂直的

18、p軌道形成的鍵中，因此電子總數(shù)為151=6，所以大鍵可表示為 。 (3)由圖可知，H3O+中的1個(gè)氫原子與 中的1個(gè)N原子形成氫鍵，NH4+中的1個(gè)氫原子與 中的1個(gè)N原子形成氫鍵，則還含有(NH4+)NHN( )和(H3O+)OHN( )。,【答案】(1)ABDC (2) 5 (3 (H3O+)OHN( ) (NH4+)NHN( ),1原子雜化軌道類型的判斷 (1) 根據(jù) 鍵數(shù)目判斷 (2) 根據(jù)雜化軌道數(shù)判定 2分子空間構(gòu)型的判斷 根據(jù)中心原子的雜化軌道類型判斷價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)的空間構(gòu)型，不包括孤電子對(duì)。當(dāng)中心原子無孤電子對(duì)時(shí)，兩者

19、的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子有孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。,考法5原子雜化軌道類型與分子空間構(gòu)型的判斷,高考題匯編 (1)X射線衍射測(cè)定等發(fā)現(xiàn)，I3AsF6中存在 離子。 離子的幾何構(gòu)型為_____，中心原子的雜化形式為_____。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (2)CO2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為_____和_____。 在CO2低壓合成甲醇反應(yīng)(CO2+3H2 CH3OH+H2O)所涉及的4種物質(zhì)中，沸點(diǎn)從高到低的順序?yàn)開____，原因是_____。 硝酸錳是制備上述反應(yīng)催化劑的原料，Mn(NO3)2中的化學(xué)鍵除了鍵外，還存在_____。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選,例4,【解析】

20、（1） 的中心I原子形成2個(gè)II鍵,孤電子對(duì)數(shù)為(7-1-21)=2,即中心I原子形成2個(gè)鍵,還有2對(duì)孤電子對(duì),故中心I原子采取sp3雜化, 的幾何構(gòu)型為V形。 (2)根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥理論，CO2和CH3OH的中心C原子分別屬于“2（成鍵電子對(duì)數(shù)）+0（孤電子對(duì)數(shù)）”型和“4+0”型，中心C原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)分別為2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為sp和sp3。 H2O、CH3OH、CO2、H2這4種物質(zhì)中，常溫下水和甲醇是液體，而二氧化碳和氫氣是氣體，液體的沸點(diǎn)高于氣體；水分子中有2個(gè)氫原子都可形成分子間氫鍵，而甲醇分子中只有1個(gè)羥基上的氫原子可用于形成分子間氫鍵

21、，所以水的沸點(diǎn)高于甲醇的沸點(diǎn)；二氧化碳的相對(duì)分子質(zhì)量比氫氣大，所以二氧化碳的分子間作用力較大，沸點(diǎn)較高。 硝酸錳是離子化合物，硝酸根和錳離子之間形成離子鍵，硝酸根(NO3-)中還存在NO鍵，則存在鍵。,例4,【答案】(1)V形sp3 (2)sp sp3 H2OCH3OHCO2H2 H2O與CH3OH均為極性分子，H2O中氫鍵比甲醇多；CO2與H2均為非極性分子，CO2相對(duì)分子質(zhì)量較大、范德華力較大 離子鍵和鍵,1配位鍵的特點(diǎn) 配位鍵是一類特殊的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)由成鍵原子單方面提供。 H+沒有電子，只有空軌道，H2O分子中的O原子、NH3分子中的N原子都具有孤電子對(duì)，所以能通過配位鍵

22、形成H3O+、NH4+，配位鍵與其他的化學(xué)鍵完全等同，鍵能、鍵長(zhǎng)都完全相同。,考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn),2配位化合物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 中心離子與配體構(gòu)成了配合物的內(nèi)配位層(或稱為內(nèi)界)，以配位鍵相結(jié)合，在一定程度上喪失了Cu2+和NH3各自獨(dú)立時(shí)的化學(xué)性質(zhì)，通常把它們放在中括號(hào)內(nèi)，SO42-稱為外配位層(或稱為外界)。內(nèi)、外界之間通過離子鍵結(jié)合，配合物在水中全部電離。,考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn),3.配位化合物的形成條件,考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn),高考題匯編（1）硫酸鎳溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4藍(lán)色溶液。在Ni(NH3)62+中Ni2+與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱為______

23、__，提供孤電子對(duì)的成鍵原子是________。課標(biāo)II理綜201637題節(jié)選 （2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學(xué)鍵的類型有____________；該化合物中存在一個(gè)復(fù)雜離子，該離子的化學(xué)式為__________________，配體是____________。課標(biāo)II理綜201337題節(jié)選,【解析】（1）在Ni(NH3)62+中Ni2+提供空軌道，NH3中N原子提供孤電子對(duì)，Ni2+與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱為配位鍵。 （2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學(xué)鍵的類型有離子鍵、配位鍵；該化合物中存在復(fù)雜離子FeF63-，配體是F

24、-。,【答案】（1）配位鍵 N （2）離子鍵、配位鍵 FeF63- F-,例5,1范德華力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 (1) 范德華力主要影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。 (2) 分子間氫鍵可使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，并對(duì)在水溶液中的電離和溶解性 等產(chǎn)生影響。,考法7微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響,1增強(qiáng)物質(zhì)的溶解性 2使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高 3對(duì)酸性的影響 由于鄰羥基苯甲醛形成了分子內(nèi)氫鍵，使酸性：,1. 氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響,【特別提示】分子間的氫鍵比分子內(nèi)氫鍵對(duì)物質(zhì)熔沸點(diǎn)的影響大。,考法7微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響,考法7微粒間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響,2微粒間作用力的判斷 (1) 離子晶體中存

25、在離子鍵，可能存在共價(jià)鍵。 (2) 原子晶體中只存在共價(jià)鍵。 (3) 分子晶體中，分子之間存在分子間作用力，分子內(nèi)部可能存在共價(jià)鍵。 (4) 只有電負(fù)性強(qiáng)的N、O、F三元素的原子與氫原子形成氫鍵。 (5) 強(qiáng)度關(guān)系：共價(jià)鍵 氫鍵 范德華力。,高考題匯編(1) 江蘇化學(xué)201321題節(jié)選氧元素的氫化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于 H2S，其原因是____________。 (2)福建理綜 201331 題節(jié)選已知苯酚( )具有弱酸性，其Ka=1.110-10；水楊酸第一級(jí)電離形成的離子 能形成分子內(nèi)氫鍵。據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù) Ka2 (水楊酸)_______ (填“”或“

26、<”) Ka(苯酚)，其原因是_______。 高的原因是_____________________。,例6,【解析】(1) H2O 在乙醇中的溶解度大于 H2S，是因?yàn)樗肿优c乙醇分子之間可形成氫鍵。 (2) 氧的電負(fù)性較大，則 中形成分子內(nèi)氫鍵，即 OHO(-COO- 中雙鍵氧與羥基氫之間存在氫鍵)，其大小介于化學(xué)鍵和范德華力之間，使其更難電離出 H+，則水楊酸第二級(jí)電離常數(shù)小于苯酚的電離常數(shù)。,【答案】 (1) 水分子與乙醇分子之間形成氫鍵 (2) < -COO- 與 OH 形成分子內(nèi)氫鍵，使其更難電離出 H+,例6,1等電子體的判斷方法 (1) 同主族變換 (2) 左右移位

27、 2等電子原理的應(yīng)用 (1)利用等電子原理可以判斷一些簡(jiǎn)單分子或離子的立體構(gòu)型。 (2)常見的等電子體匯總,考法8等電子原理的應(yīng)用,高考題匯編（1）寫出兩個(gè)與CS2具有相同空間構(gòu)型和鍵合形式的分子或離子：_______________。課標(biāo)I理綜201537題節(jié)選 （2）與H2O分子互為等電子體的陰離子為 _____________。江蘇化學(xué)201621題節(jié)選,【答案】 (1) CO2、SCN-（或COS等） （2）NH2-,【解析】（1）等電子體的空間構(gòu)型和鍵合形式相同，原子總數(shù)和價(jià)電子總數(shù)分別相等的微粒互為等電子體。CS2中共有3個(gè)原子核16個(gè)價(jià)電子，根據(jù)等電子原理可知，CO2、SCN

28、-和COS等的空間構(gòu)型和鍵合形式與CS2相同。 （2）H2O中共有3個(gè)原子和8個(gè)價(jià)電子，則與H2O分子互為等電子體的陰離子為NH2-等。,例7,考法9 晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較 考法10 晶胞結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算,考點(diǎn)79 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì),1.四種晶體的比較,(1)晶胞 概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。 晶體中晶胞的排列無隙并置。 a.無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。 b.并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (2)晶格能 定義：氣態(tài)離子形成1摩爾離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位為kJmol-1。 影響因素 a.離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。 b.離子的半徑：離子的半徑越小

29、，晶格能越大。 對(duì)離子晶體性質(zhì)的影響 晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點(diǎn)越高，硬度越大。,2晶胞晶格能,(1) 原子晶體,3常見的幾種晶體,(2) 分子晶體,(3) 離子晶體,(4) 石墨晶體,,,(5) 常見金屬晶體的原子堆積模型,3常見的幾種晶體,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較,1.晶體類型的判斷,(1) 根據(jù)晶體的構(gòu)成微粒和微粒間的相互作用,分子晶體由分子通過分子間作用力形成的晶體 原子晶體由原子通過共價(jià)鍵形成的晶體 離子晶體由陰、陽(yáng)離子通過離子鍵形成的晶體 金屬晶體由金屬陽(yáng)離子和自由電子通過它們之間的較強(qiáng)作用形成的晶體,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較,1.晶體類型的判

30、斷,（2）根據(jù)物質(zhì)的分類判斷,金屬氧化物、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。 大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外)、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、酸、絕大多數(shù)有機(jī)物(除有機(jī)鹽外)是分子晶體。 常見的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。 金屬單質(zhì)(注：汞在常溫下為液體)與合金是金屬晶體。,(2) 同一晶體類型的物質(zhì)： 比較晶體內(nèi)部粒子間作用力， 作用力越大，熔、沸點(diǎn)越高。,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較,2.晶體熔、沸點(diǎn)的比較,(1) 不同晶體類型的物質(zhì)： 原子晶體 離子晶體 分子晶體；金屬晶體的熔、沸點(diǎn)有的很

31、高。,同類晶體熔、沸點(diǎn)比較思路： 原子晶體 共價(jià)鍵鍵能 鍵長(zhǎng) 原子半徑 分子晶體 分子間作用力 相對(duì)分子質(zhì)量 離子晶體 離子鍵強(qiáng)弱 離子所帶電荷數(shù)、離子半徑,(3) 常溫常壓下物質(zhì)狀態(tài), 熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì) 液態(tài)物質(zhì)； 沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì) 氣態(tài)物質(zhì)。,(1)課標(biāo)理綜201537題節(jié)選CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5，該化合物的熔點(diǎn)為253 K，沸點(diǎn)為376 K，其固體屬于________晶體。 (2)山東理綜 201533 題節(jié)選氟在自然界中常以 CaF2 的形式存在。 下列有關(guān) CaF2 的表述正確的是 ________。 a. Ca2+ 與 F- 間僅存在靜電吸引作用 b. F-的離子半徑小于

32、Cl-，則 CaF2 的熔點(diǎn)高于 CaCl2 c. 陰、陽(yáng)離子比為 21 的物質(zhì)，均與CaF2 晶體構(gòu)型相同 d. CaF2 中的化學(xué)鍵為離子鍵，因此 CaF2 在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電,例8,【解析】 (1)Fe(CO)5的熔、沸點(diǎn)較低，在常溫下為液體，故其固體屬于分子晶體。 （2）CaF2 中 Ca2+ 與 F- 間存在離子鍵，即 Ca2+與 F- 間存在靜電作用，既包含靜電吸引作用也包含靜電排斥作用；F- 的離子半徑小于 Cl- ，則 CaF2 的晶格能大于CaCl2，故 CaF2 的熔點(diǎn)高于 CaCl2；晶體的結(jié)構(gòu)與電荷比和半徑比都有關(guān)，若半徑比與 CaF2 相差較大，則晶體的結(jié)構(gòu)可能不同；

33、CaF2 在熔融狀態(tài)下能電離出自由移動(dòng)的陰、陽(yáng)離子，故能導(dǎo)電。,【答案】(1) 分子 (2) bd,例8,考法10晶胞結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算,1.晶胞結(jié)構(gòu)的分析,(1) 判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時(shí)，要注意運(yùn)用三維想象法。 (2) 記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空間結(jié)構(gòu)。,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算,2.晶胞中微粒數(shù)目的計(jì)算方法均攤法,(1)處于頂點(diǎn)的粒子，同時(shí)為8個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/8屬于該晶胞。 (2)處于棱上的粒子，同時(shí)為4個(gè)晶胞所共有，每個(gè)粒子有1/4屬于該晶胞。 (3)處于面上的粒子，同時(shí)為2個(gè)晶胞所共有， 每個(gè)粒子

34、有1/2屬于該晶胞。 (4)處于晶胞內(nèi)部的粒子，則完全屬于該晶胞。,【注意】均攤法計(jì)算晶胞中微粒個(gè)數(shù)時(shí)，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，先分析任意位置上的一個(gè)粒子被幾個(gè)晶胞所共有。,3.晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法,晶胞結(jié)構(gòu)的計(jì)算常常涉及以下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶胞體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達(dá)式往往是列等式的依據(jù)。解決這類題，一是要掌握“均攤法”的計(jì)算原理，二是要有扎實(shí)的立體幾何知識(shí)，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會(huì)貫通，舉一反三。 (1)晶胞的質(zhì)量晶胞占有的微粒質(zhì)量晶胞占有的微粒數(shù)。 (2)空間利用率,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算,3.晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法,(3)

35、金屬晶體中體心立方堆積、面心立方堆積中的幾組公式(設(shè)棱長(zhǎng)為a) 面對(duì)角線長(zhǎng)a。 體對(duì)角線長(zhǎng) a。 體心立方堆積中，4r a(r為原子半徑)。 面心立方堆積中，4r a(r為原子半徑)。 (4)對(duì)于立方晶胞，可簡(jiǎn)化成以下公式進(jìn)行各物理量的計(jì)算：a3NAnM，a表示晶胞的棱長(zhǎng)，表示晶體的密度，NA 表示阿伏伽德羅常數(shù)的值，n表示1 mol晶胞中所含晶體的物質(zhì)的量，M表示晶體的摩爾質(zhì)量。,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算,3.晶胞結(jié)構(gòu)計(jì)算的思維方法,計(jì)算晶體密度的方法： 計(jì)算晶體中微粒間距離的方法,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算,(1)鉀和碘的相關(guān)化合物在化工、醫(yī)藥、材料等領(lǐng)域有著廣泛的應(yīng)用?；卮鹣铝袉?/p>

36、題： KIO3晶體是一種性能良好的非線性光學(xué)材料，具有鈣鈦礦型的立方結(jié)構(gòu)，邊長(zhǎng)為a=0.446nm，晶胞中K、I、O分別處于頂角、體心、面心位置，如圖甲所示。K與O間的最短距離為_____ nm，與K緊鄰的O個(gè)數(shù)為_____。 在KIO3晶胞結(jié)構(gòu)的另一種表示中，I處于各頂角位置，則K處于_____位置，O處于位置。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選,例9,(2)MgO具有NaCl型結(jié)構(gòu)(如圖乙),其中陰離子采用面心立方最密堆積方式,X射線衍射實(shí)驗(yàn)測(cè)得MgO的晶胞參數(shù)為a=0.420nm,則r(O2-)為_____ nm。MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu),晶胞參數(shù)為a=0.448 nm,則r(Mn2+)為__

37、___ nm。 課標(biāo)理綜201735(5),例9,【解析】(1)分析KIO3晶胞結(jié)構(gòu)可知，位于頂角的K與位于相鄰面心的O間的距離最短，等于晶胞面對(duì)角線長(zhǎng)度的一半，即K與O間的最短距離是面對(duì)角線的，為a 0.446 nm0.315 nm；與K原子緊鄰的O原子個(gè)數(shù)即為頂角周圍面心的個(gè)數(shù)，為12。若將體心的位置(I的位置)設(shè)定為頂角,原本頂角的位置(K的位置)變成了體心,面心的位置(O的位置)變成了棱心。因此K位于體心位置,O位于棱心位置，如圖。 (2)因?yàn)镺2-是面心立方最密堆積方式,面對(duì)角線是O2-半徑的4倍,即4r(O2-)=a,解得r(O2-)=240.420 nm0.148 nm;MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu),根據(jù)晶胞的結(jié)構(gòu),2r(Mn2+)+r(O2-)=a,即2r(Mn2+)+0.148 nm=0.448 nm,所以r(Mn2+)=0.076 nm。,【答案】 (1)0.315 12 體心棱心 (2)0.148 0.076,后續(xù)更加精彩,