理想树600分考点700分考法2016届高考化学二轮复习(精)

考点78原子结构与性质

考点79分子结构与性质

考点80晶体结构与性质第一页第二页，共45页。

考点78原子结构与性质600分知识700分考法考法1：原子核外电子排布的表示方法考法2：电离能的比较与应用考法3：元素电负性的大小比较第二页第三页，共45页。

1．能层、能级与原子轨道

(1)能层(n)

按核外电子能量的高低及离核平均距离的远近，把核外电子的运动区域分为不同的能层(电子层)。n的取值为1、2、3、4、5、6、7，对应的符号是英文字母K、L、M、N、O、P、Q。

①不同能层的能级组成

在多电子原子中，同一能层(电子层)的电子，能量也不同，把它们分为不同的能级或电子亚层(因为这些不同的能量状态是不连续的，像楼梯的台阶一样，因此称为能级)。任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，如：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三层能级有3个能级(3s、3p和3d)，依次类推。

②不同能层中各能级之间的能量大小关系

a．不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……。

b．同一能层中，各能级的能量：s<p<d<f，如：第四能层中4s<4p<4d<4f。

c．能层和形状相同的原子轨道的能量相等，如：2px＝2py＝2pz。第三页第四页，共45页。

1．能层、能级与原子轨道

(2)原子轨道

电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。第四页第五页，共45页。

2．核外电子排布遵循的三个原理

(1)能量最低原理

原子的核外电子排布遵循的构造原理使整个原子的能量处于最低状态。随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布将遵循1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s。即各能级能量高低顺序为ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。

(2)泡利不相容原理

1个原子轨道最多只容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。

(3)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据1个轨道，而且自旋状态相同。第五页第六页，共45页。

3．原子结构与元素性质

(1)第一电离能

①含义：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，符号为I，单位为kJ·mol－1。

②意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去1个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。

③规律

a．同周期，从左到右，总体呈现逐渐增大的变化趋势。

b．同族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。

c．同种原子，逐级电离能越来越大(I1<I2<I3…)。第六页第七页，共45页。

3．原子结构与元素性质

(2)电负性

①含义：电负性是元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律：同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。返回第七页第八页，共45页。考法1粒子核外电子排布的表示方法

1．基态原子的核外电子排布式

(1)简单原子的核外电子排布式

按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的轨道中，如6C：1s22s22p2；19K：1s22s22p63s23p64s1。

(2)复杂原子的核外电子排布式对于复杂原子的核外电子排布式，应先按能量最低原理从低到高排列，然后将同一层的电子排到一起。能级交错：电子层数较大的某些轨道的能量反而低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。

如4s的能量反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s，而后才填入3d轨道。如：26Fe，先按能量从低到高排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的排到一起，即该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d64s2。第八页第九页，共45页。考法1粒子核外电子排布的表示方法

1．基态原子的核外电子排布式(3)部分原子的核外电子排布式的特殊性少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。

(4)基态原子外围电子排布式(价电子)的书写外围电子排布式的书写在基态原子的电子排布式的基础上去除原子实，如铁的外围电子排布式，可以先写出含原子实的核外电子排布式，如[Ar]3d64s2，再除去原子实，得铁的外围电子排布式为3d64s2。第九页第十页，共45页。考法1粒子核外电子排布的表示方法2．基态离子核外电子排布式的书写(1)先正确书写基态原子的核外电子排布式。(2)再由外到内失电子。如要写基态Fe3＋的核外电子排布式，先写出基态Fe原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2，再由外到内失3个电子，则基态Fe3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。3．核外电子排布图(轨道表示式)

用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况。返回第十页第十一页，共45页。考法2电离能的比较与应用

1．第一电离能的比较

同周期元素从左往右，第一电离能呈增大的趋势，注意第ⅡA族与第ⅢA族、第ⅤA族与第ⅥA族的反常，即同周期从左往右第一电离能大小的关系为ⅠA＜ⅢA＜ⅡA＜ⅣA＜ⅥA＜ⅤA＜ⅦA。由于第ⅢA族的元素原子p轨道上有一个单电子，不稳定，比第ⅡA族的相邻元素更容易失去一个电子，故其第一电离能小。如I1：Be＞B；Mg＞Al。与此相类似的还有同周期相邻的第ⅤA、ⅥA族的元素，第ⅤA族的元素p轨道处于半充满状态，属稳定结构，第一电离能数值较大。如N的第一电离能大于O的、P的第一电离能大于S的。2．电离能的应用同一元素逐级电离能的变化体现了核外电子排布，若电离能突变，则失去该电子后为稳定结构，若I2，I1，则元素通常显＋1价，为第ⅠA族；若I3，I2，则元素通常显＋2价，为第ⅡA族。第十一页第十二页，共45页。考法2电离能的比较与应用返回第十二页第十三页，共45页。考法3元素电负性的大小比较

1．利用周期律判断

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小，如电负性：C<N<O<F，F>Cl>Br>I。

2．利用化合价及物质类别判断

我们常常应用化合价及物质类别判断，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl。返回第十三页第十四页，共45页。考点79分子结构与性质600分知识700分考法考法4：共价键的类型与分子的性质考法5：分子空间构型与原子杂化轨道类型的判断考法6：配位键与配位化合物第十四页第十五页，共45页。

1．共价键

(1)共价键是常见化学键之一，它的本质是在原子之间形成共用电子对，具有饱和性和方向性。

(2)分类第十五页第十六页，共45页。

1．共价键

(3)键参数

①概念

a．键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。

b．键长：共价键中两个原子之间的核间距。

c．键角：两个共价键之间的夹角。

②键能越大，键长越短，分子越稳定。

2．分子的极性

(1)极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。

(2)非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。第十六页第十七页，共45页。

3．分子的立体结构

(1)杂化轨道理论

①概念

在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称为杂化轨道。

②分类第十七页第十八页，共45页。

3．分子的立体结构

(2)价层电子对互斥模型

①特点：价层电子对在球面上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。孤电子对的排斥力较大。

②价层电子对互斥模型第十八页第十九页，共45页。

4．配位键与配位化合物

(1)配位键

成键的两个原子一方提供孤电子对，一方提供空轨道而形成的共价键为配位键。配位键可以用A→B表示，A表示提供孤电子对的原子，即电子对给予体，B表示接受孤电子对的原子，即电子对接受体。

(2)配位化合物

由提供孤对电子的配体与接受孤对电子的中心离子以配位键结合而形成的化合物。

(3)配位数

直接同中心离子配位的原子数目叫中心离子的配位数，如[Cu(NH3)4]SO4中Cu2＋的配位数为4。

(4)形成条件

中心离子(绝大多数为过渡金属离子)有空轨道，而配位体(主要是第ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素)能提供孤电子对。第十九页第二十页，共45页。

5．等电子原理的应用

(1)等电子原理

原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，使它们的许多性质(物理性质)相近，此原理称为等电子原理。

(2)等电子原理的应用

①利用等电子原理可以判断一些微粒的结构及空间构型。

②等电子原理在制造新材料等方面也有重要的应用。如晶体硅、锗是良好的半导体材料，它们的等电子体磷化铝(AlP)、砷化镓(GaAs)也都是良好的半导体材料。返回第二十页第二十一页，共45页。考法4共价键的类型与分子的极性

1．共价键类型的判断

(1)σ键和π键的判断

通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。一般σ键比π键稳定。

(2)极性键和非极性键的判断

看是否由同种元素的原子构成，若为同种元素原子构成的A—A型，则为非极性键；若为不同种元素原子构成的A—B型，则为极性键。

2．键的极性与分子极性的关系第二十一页第二十二页，共45页。考法4共价键的类型与分子的极性返回第二十二页第二十三页，共45页。考法5分子空间构型与原子杂化轨道类型的判断1．原子杂化轨道类型的判断

(1)根据π键数目判断

看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp2杂化；如果全部是单键，形成的是sp3杂化。

(2)根据杂化轨道数判定

杂化轨道数：中心原子的孤电子对数与相连的其他原子个数之和。若杂化轨道数为2，为sp杂化；若杂化轨道数为3，为sp2杂化；若杂化轨道数为4，为sp3杂化。

2．分子空间构型的判断

根据中心原子的杂化轨道类型判断价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。返回考法5分子空间构型与原子杂化轨道类型的判断1．原子杂化轨道类型的判断第二十三页第二十四页，共45页。考法6配位键与配位化合物1．配位键配位键是一类特殊的共价键，共用电子对是由成键原子单方面提供。H＋没有电子，只有空轨道，H2O分子中的O原子、NH3分子中的N原子都具有孤电子对，所以能通过配位键形成H3O＋、NH4配位键与其他的键完全等同，键能、键长都完全相同。

2．配位化合物的结构特点

中心离子与配体构成了配合物的内配位层(或称为内界)，配离子内部以配位键结合，在一定程度上丧失了Zn2＋和NH3各自独立时的化学性质，通常把它们放在括号内，Cl－称为外配位层(或称为外界)。内外界之间通过离子键结合，在水中全部电离。第二十四页第二十五页，共45页。考法6配位键与配位化合物返回第二十五页第二十六页，共45页。考法7分子间作用力与分子的性质

1．分子间作用力对物质性质的影响

(1)范德华力主要影响物质的熔沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。

(2)分子间氢键可使物质的熔、沸点升高，并对在水溶液中的电离和溶解性等产生影响，如NH3易溶于水，是因为与水分子间形成氢键；H2O的沸点比H2S高，也是因为形成分子间氢键。第二十六页第二十七页，共45页。考法7分子间作用力与分子的性质

2．微粒间作用力的判断

(1)离子晶体中存在离子键，可能存在共价键，如MgCl2晶体中只存在离子键，NaOH晶体中既有离子键又有共价键。

(2)原子晶体中只存在共价键，如SiO2晶体只存在Si、O原子间的共价键。

(3)分子晶体中，分子之间存在分子间作用力，分子内部可能存在共价键，如干冰中CO2分子间存在分子间作用力，CO2分子内存在共价键，固态稀有气体晶体中只存在分子间作用力，不存在化学键。

(4)只有电负性强的N、O、F三元素的原子与氢原子形成氢键。

(5)强度关系：共价键＞氢键＞范德华力。返回第二十七页第二十八页，共45页。考法8氢键对物质性质的影响

1．增强物质的溶解性。如NH3、C2H5OH等易溶于水。

2．使物质的熔、沸点升高。如HF分子间形成氢键，沸点：HF＞HCl；H2O分子间形成氢键，沸点：H2O＞H2S。

【特别提示】分子间的氢键比分子内氢键对物质熔沸点影响更大。

3．对酸性的影响。由于邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，使酸性第二十八页第二十九页，共45页。考法8氢键对物质性质的影响第二十九页第三十页，共45页。考法9等电子原理的应用

1．等电子体的判断方法

(1)同主族变换，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体。第三十页第三十一页，共45页。考法9等电子原理的应用

2．等电子原理的应用

(1)利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的立体构型。如SiCl4、SiO44-、SO42-的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，中心原子都是sp3杂化，都形成正四面体立体结构。返回第三十一页第三十二页，共45页。考点80晶体结构与性质600分知识700分考法考法10：晶体类型的判断与熔沸点的比较考法11：晶体结构的分析与计算第三十二页第三十三页，共45页。

1．四种晶体的比较第三十三页第三十四页，共45页。2．几种常见的晶体第三十四页第三十五页，共45页。2．几种常见的晶体

(2)分子晶体

①干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个。

②冰的结构模型中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接，含1molH2O的冰中，最多可形成2mol氢键。(3)离子晶体

①NaCl型：在晶体中，每个Na＋同时吸引6个Cl－，每个Cl－同时吸引6个Na＋，配位数为6。每个晶胞含4个Na＋和4个Cl－。

②CsCl型：在晶体中，每个Cl－吸引8个Cs＋，每个Cs＋吸引8个Cl－，配位数为8。第三十五页第三十六页，共45页。2．几种常见的晶体(4)石墨晶体

石墨层状晶体中，层与层之间的作用是分子间作用力，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是2，C原子采取的杂化方式是sp2。(5)常见金属晶体的原子堆积模型返回第三十六页第三十七页，共45页。考法10晶体类型的判断与熔、沸点的比较

1．晶体类型的判断

(1)根据晶体的构成特点判断晶体类型

①根据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子作用形成的晶体属于金属晶体。

②根据物质的分类判断：金属氧化物、强碱和绝大多数的盐是离子晶体。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。金属单质（汞除外）与合金是金属晶体。第三十七页第三十八页，共45页。考法10晶体类型的判断与熔、沸点的比较

1．晶体类型的判断

(2)根据晶体的性质判断晶体的类型

根据各类晶体的特征性质判断：如低熔、沸点的化合物形成分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的物质形成原子晶体；晶体能导电、传热、具有延展性的为金属晶体。第三十八页第三十九页，共45页。考法10晶体类型的判断与熔、沸点的比较

2．晶体熔、沸点的比较

(1)不同类型的物质：原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。

(2)同一类型的物质：比较其内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。

①原子晶体：一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。

②离子晶体：要比较离子键的强弱，一般地说，阴、阳离子的电荷