广东版高考化学总复习专题十九物质结构与性质（讲解练）教学讲练

1、第六部分 结构化学专题十九物质结构与性质高考化学 广东专用考点清单考点一原子结构与性质一、核外电子的运动特征1.利用统计学的方法,用电子在原子核外空间某处出现机会的多少来描述原子核外电子的运动状态。2.对“电子云”图的认识(1)“电子云”图是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。(2)电子在核外空间一定范围内出现,好像带负电荷的云雾笼罩在原子核周围,人们形象地称之为“电子云”。(3)在离核越近处,单位体积内电子出现的机会越多,“电子云”(小黑点表示)的密度越大;相反,在离核越远处,单位体积内电子出现的机会越少,“电子云”的密度越小。二、能层与能级1.不同能层的能

2、级组成同一能层的能级总是从s能级开始,能层的能级数等于该能层的序数:第一能层只有1个能级(1s),第二能层有2个能级(2s和2p),第三能层有3个能级(3s、3p和3d),以此类推。2.各能级之间的能量大小关系(1)不同能层中同一能级,能层序数越大能量越高。例如1s2s3s2p3p4p(2)同一能层中,各能级之间的能量大小关系是spdf例如第四能层中4s4p4d4f。(3)能层和形状都相同的原子轨道的能量相等。例如2px=2py=2pz。3.对不同能层、能级可容纳的最多电子数的解释(1)依据a.每个原子轨道最多只能容纳2个电子。b.不同能级含有的原子轨道个数及各轨道电子数(2)不同能层、能级最

3、多容纳的电子数能级spdf原子轨道数1357各轨道电子数261014能层一二三四n符号KLMN 能级1s2s、2p3s、3p、3d4s、4p、4d、4f 各能级轨道数11、31、3、51、3、5、7 各能级所能容纳的最多电子数22、62、6、102、6、10、14 能层所能容纳的最多电子数2818322n2三、基态原子核外电子排布的表示1.依据(1)能量最低原理原子核外电子先占据能量低的轨道,然后依次进入能量较高的轨道,这样使整个原子的能量处于最低状态。(2)泡利原理在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,而且它们的自旋状态相反,这个原理称为泡利原理。(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨

4、道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同,这个规则称为洪特规则。2.表示形式(1)电子排布式a.用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s1。b.为了避免电子排布式的书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号的形式表示,例如K:Ar4s1。(2)电子排布图每个方框代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。如N元素基态原子的电子排布图为:N:四、第一电离能及其变化规律1.概念: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最低能量叫作第一电离能。2.

5、变化规律(1)同周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,但有些元素(如Be、Mg、N、P等)的第一电离能比其右边相邻的元素的第一电离能高些,这是因为它们的能级达到了全充满或半充满的稳定状态。(2)同主族元素自上而下,第一电离能依次减小,但在同一副族中,自上而下第一电离能变化幅度不大,且不太规律。五、电负性及其应用1.概念:描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小,电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。2.应用(1)衡量元素在化合物中吸引电子的能力。一般,同一周期主族元素从左到右,元素电负性递增;同一主族从上到下,元素电负性递减。副族元素的电负性没有明显规律。指定氟的电负性为4.0,并以

6、此作为标准确定其他元素的电负性。(2)电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。一般认为,电负性大于1.8的是非金属元素,小于1.8的是金属元素,在1.8左右的元素既有金属性又有非金属性;电负性差值小于1.7的两种元素的原子之间形成极性共价键,相应的化合物是共价化合物;电负性差值大于1.7的两种元素化合时,形成离子键,相应的化合物为离子化合物。考点二分子结构与性质一、分子结构与性质1.分子构型、分子极性及手性分子杂化类型轨道空间构型常见分子sp直线形BeCl2、HgCl2、BeH2等sp2平面三角形BF3、BCl3sp3正四面体形CH4、CCl4、NH3(三角锥形)2.杂化轨道

7、类型与轨道空间构型的关系及常见分子一般来说,一个原子有几个轨道参与杂化就会形成几个能量相同的杂化轨道,就形成几个共价键,形成对应的一般分子构型;如果中心原子上有孤电子对,分子构型会发生变化,如NH3、H2O等。另外,具有相同价电子数和相同原子数的分子(或离子)具有相似的结构特征。3.用价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规律(1)如果中心原子的价电子都用于形成共价键,分子的立体结构可用中心原子周围的原子个数n来预测。(2)如果中心原子上有未成键的孤电子对,则几何构型发生相应的变化,可用价层电子对互斥理论解释。n234几何构型直线形平面三角形正四面体形范例CO2CH2OCH4中心原子上的孤电

8、子对数=(a-xb),其中a为中心原子价电子数,x为与中心原子结合的原子数,b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。在确定了键电子对数和中心原子上的孤电子对数后,把它们相加便可确定分子中的中心原子上的价层电子对数。由价层电子对的相互排斥,得到含有孤电子对的VSEPR模型,然后,略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对,便可得到分子的立体构型。键类型键键原子轨道重叠方式沿键轴方向相对重叠沿键轴方向平行重叠原子轨道重叠部位两原子核之间,在键轴上键轴上方和下方,键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是键,双键中有1个键、1个键,三键中有1个键、2个键

9、二、键和键的比较三、配合物的组成、结构、性质和应用 考点三晶体结构与性质一、晶体的基本类型与性质晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体晶体微粒阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子微粒间相互作用离子键分子间作用力共价键金属键熔沸点较高很低很高一般较高,少部分低硬度较硬一般很软很硬一般较硬,部分软溶解性易溶于极性溶剂相似相溶难溶难溶(部分与水反应)导电情况晶体不导电,熔融状态下导电晶体和熔融状态下都不导电一般不导电,个别导电,还有半导体晶体导电导热性不良不良不良良物质类别或举例离子化合物多数的非金属单质及共价化合物金刚石、SiC、晶体硅、SiO2等金属单质晶体晶体结构示意图晶体中粒子分布详解氯

10、化铯晶体每8个Cs+、8个Cl-各自构成立方体,在每个立方体的中心有一个异种离子(Cl-或Cs+)。在每个Cs+周围最近的等距离(为a/2)的Cl-有8个,在每个Cs+周围最近的等距离(为a)的Cs+有6个(上、下、左、右、前、后),在每个Cl-周围最近的等距离的Cl-亦有6个二、常见的晶体结构模型二氧化碳晶体每8个CO2构成立方体,且在6个面的中心又各占据1个CO2。在每个CO2周围等距离(a/2,a为立方体棱长)最近的CO2有12个(同层4个、上层4个、下层4个)金刚石晶体每个C与另4个C以共价键结合,前者位于正四面体的中心,后四者位于正四面体的顶点,晶体中所有CC键键长相等,键角相等(均

11、为10928);晶体中最小碳环由6个C组成,且6个C不在同一平面内;晶体中每个C参与了4条CC键的形成,而对每条键的贡献只有一半,故C原子与CC键的个数之比为12SiO2晶体空间网状结构每个Si与4个O结合,前者在正四面体的中心,后四者在正四面体的顶点;同时每个O被两个正四面体所共用,正四面体内键角为10928,每个正四面体占有一个完整的Si原子,4个“1/2 O原子”,故晶体中Si原子与O原子的个数比为12三、金属晶体堆积方式1.简单立方堆积2.体心立方堆积3.六方最密堆积4.面心立方最密堆积四、离子晶体晶格能标准状况下,拆开单位物质的量的离子晶体使其变为气态组分离子所需吸收的能量,称为离子

12、晶体的晶格能。影响晶格能大小的因素有离子半径、离子电荷以及离子的电子层构型等。电荷高、半径小的离子,其晶格能大。知能拓展1.基态原子核外电子排布式的书写方法(1)构造原理能量:1s2s2p3s3p4s3d4p离子晶体分子晶体,金属晶体有高有低。例(2020届惠州二调,35)元素X的基态原子中的电子共有7个能级,且最外层电子数为1,X原子的内层轨道全部排满电子,在气体分析中,常用XCl的盐酸溶液吸收并定量测定CO的含量,其化学反应如下:2XCl+2CO+2H2O X2Cl22CO2H2O(1)X基态原子的电子排布式为。(2)C、H、O三种原子的电负性由大到小的顺序为。(3)X2Cl22CO2H2

13、O是一种配合物,其结构如图1所示:与CO为互为等电子体的分子是。该配合物中氯原子的杂化方式为。在X2Cl22CO2H2O中,每个X原子能与其他原子形成3个配位键,在图中用“”标出相应的配位键。(4)阿伏加德罗常数的测定有多种方法,X射线衍射法就是其中的一种。通过对XCl晶体的X射线衍射图像的分析,可以得出XCl的晶胞如图2所示,则距离每个X+最近的Cl-的个数为,若X原子的半径为a pm,晶体的密度为 gcm-3,计算阿伏加德罗常数NA=(列计算式表达)。解析元素X的基态原子中的电子共有7个能级,说明有四个电子层,且最外层电子数为1,X原子的内层轨道全部排满电子说明3d轨道排满,即为CuAr3

14、d104s1。(1)X为Cu,基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1。(2)同周期,从左到右,电负性逐渐增大,即OC,非金属性越强,电负性越强,所以CH,即OCH。(3)X2Cl22CO2H2O是一种配合物,找等电子体,找与这些原子相邻的原子,因此CO互为等电子体的分子是N2;氯有2个键,还有两对孤对电子,因此氯原子的杂化方式为sp3;在X2Cl22CO2H2O中,每个X原子能与其他原子形成3个配位键,CO、H2O、Cl-各提供1对孤电子对,亚铜离子提供空轨道,因此配位键图示为。(4)XCl的晶胞如图2所示,以面心分析,左边两个Cl-,右边两个C

15、l-,即距离每个X+最近的Cl-的个数为4;若X原子的半径为a pm,即每个边长为b=2a pm,晶体的密度为 gcm-3,每个晶胞中有4个Cu+,4个Cl-,晶胞质量=4= gcm-3(2a10-10cm)3,整理可得NA=mol-1。答案(1)1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1(2)OCH(3)N2sp3(4)4mol-1 实践探究物质结构决定物质性质,物质性质决定物质用途。以元素原子核外电子排布、晶体类型、微粒间作用力等知识为载体,预测、描述和解释物质的物理、化学性质,充分体现了宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的学科核心素养。例(2019届山西太原定时

16、训练,35)已知元素N、S、Cl可形成多种物质,在工业生产上有着广泛的应用。请回答下列问题:(1)Fe3+可与SCN-形成多种配离子,其中一种为Fe(SCN)63-,该配离子中的SCN-会使铁的剩余价电子压缩配对,则每个配离子中铁的单电子个数为。(2)Se与S是同族元素,请写出基态Se原子的核外电子排布式。N与S是不同族元素,请解释NH3在水中的溶解度比H2S大的原因:。(3)有一种共价化合物由19号元素中的部分元素组成,且与SCl2互为等电子体,它的分子式为。借助等电子原理可以分析出SCN-中键和键的个数比为。(4)已知S4的结构为,其中S原子的杂化方式是。N、P可分别形成多种三角锥形分子,

17、已知NH3的键角大于PH3,原因是。(5)离子晶体中阳离子和阴离子的半径比不同可形成不同的晶胞结构,如表:半径比0.2250.4140.4140.7320.7321典型化学式立方ZnSNaClCsCl晶胞已知某离子晶体RA,其阴、阳离子半径分别为184 pm和74 pm,摩尔质量为M gmol-1,则阳离子配位数为,晶体的密度为gcm-3。(列出计算式,无需化简,设NA为阿伏加德罗常数的值)解析(1)Fe(SCN)63-中Fe为+3价,3d能级中单电子数为5,由于SCN-会使铁的剩余价电子压缩配对,则铁的3d能级中5个电子形成2对电子对,故剩余单电子个数为1。(2)根据构造原理可知基态Se原子

18、的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4或Ar3d104s24p4。NH3与H2O分子间能形成氢键,使NH3在水中的溶解度较大;而H2S与H2O分子间不能形成氢键,故H2S在水中的溶解度较小。(3)根据等电子体的概念和判断方法可知,19号元素形成的共价化合物中,与SCl2互为等电子体的是OF2。SCN-与CO2互为等电子体,CO2的结构式为OCO,其中键和键个数比为22=11,则SCN-中键和键的个数比也为11。(4)由S4的结构可看出,有的S原子形成4个键且无孤电子对,有的S原子形成2个键且含有2对孤电子对,则硫原子为sp3杂化。NH3和PH3均是三角锥形结构,成键电子对都受一对孤电子对的斥力影响,由于电负性:NPH,且原子半径:NPH3。(5)晶体RA中阳、阴离子半径比为74 pm184 pm0.402,该晶体的晶胞为立方ZnS型,根据晶胞图示可看出阴离子的配位数为4,阳离子的配位数也为4。由均摊法可知该晶胞中含4个“RA”,结合图示