（5年高考3年模擬A版）天津市2020年高考化學(xué)一輪復(fù)習(xí) 專(zhuān)題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt

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1、專(zhuān)題二十五物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì),高考化學(xué)（天津?qū)Ｓ茫?考點(diǎn)一原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 基礎(chǔ)知識(shí) 一、原子結(jié)構(gòu) 1.能級(jí)與能層,考點(diǎn)清單,2.原子核外電子排布規(guī)律 (1)能量最低原理 現(xiàn)代物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論證實(shí),原子的電子排布遵循構(gòu)造原理,能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài),簡(jiǎn)稱(chēng)能量最低原理。 構(gòu)造原理和能量最低原理是從整體角度考慮原子的能量高低,而不局限于某個(gè)能級(jí)。 (2)泡利原理 一個(gè)原子軌道里最多只能容納兩個(gè)電子,且自旋方向相反(用“”“”表示),這個(gè)原理稱(chēng)為泡利原理。 (3)洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí),基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú),占據(jù)一個(gè)軌道,而且自旋方向相同,這個(gè)規(guī)則叫洪特規(guī)則。比如,2p3的

2、軌道表示式為或,而不是。 洪特規(guī)則特例:當(dāng)p、d、f軌道為全空、半充滿(mǎn)或全充滿(mǎn)時(shí),原子處于較穩(wěn)定的狀態(tài)。 3.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法 (1)電子排布式 用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)的右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù),這就是電子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s1。 為了避免電子排布式書(shū)寫(xiě)過(guò)于繁瑣,把內(nèi)層電子達(dá)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(hào)外加方括號(hào)表示,例如K:Ar4s1。 (2)電子排布圖(軌道表示式) 每個(gè)方框或圓圈代表一個(gè)原子軌道,每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。 如基態(tài)硫原子的軌道表示式為 二、原子結(jié)構(gòu)與元素周期表 1.原子的電子構(gòu)型與周期的關(guān)系 (1)每周期第

3、一種元素的最外層電子的排布式為ns1。每周期結(jié)尾元素的最外層電子排布式除He為1s2外,其余為ns2np6。He核外只有2個(gè)電子,,有1個(gè)s軌道,還未出現(xiàn)p軌道,所以第一周期結(jié)尾元素的電子排布跟其他周期不同。 (2)一個(gè)能級(jí)組最多所容納的電子數(shù)等于一個(gè)周期所包含的元素種類(lèi)。但一個(gè)能級(jí)組不一定全部是能量相同的能級(jí),也可以是能量相近的能級(jí)。 2.元素周期表的分區(qū) (1)根據(jù)核外電子排布 分區(qū),各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn),若已知元素原子的外圍電子排布,可直接判斷該元素在周期表中的位置。如:某元素原子的外圍電子排布為4s24p4,由此可知,該元素位于p區(qū),為第四周期A族元素。即最大能層為

4、其周期數(shù),最外層電子數(shù)為其族序數(shù),但應(yīng)注意過(guò)渡元素(副族與第族元素)的最大能層為其周期數(shù),外圍電子數(shù)應(yīng)為其縱列數(shù)而不是其族序數(shù)(鑭系、錒系除外)。 (2)根據(jù)元素金屬性與非金屬性,三、元素周期律 1.電離能、電負(fù)性 (1)電離能是指氣態(tài)原子或離子失去1個(gè)電子時(shí)所需要的最低能量,第一電離能是指電中性基態(tài)原子失去1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。第一電離能數(shù)值越小,原子越容易失去1個(gè)電子。在同一周期的元素中,堿金屬(或第A族)的第一電離能最小,稀有氣體(或0族)的第一電離能最大,從左到右總體呈現(xiàn)增大趨勢(shì)。同主族元素,從上到下,第一電離能逐漸減小。同一原子的第二電離能比第一電離能要大。

5、 (2)元素的電負(fù)性用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負(fù)性為4.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn),得出了各元素的電負(fù)性。電負(fù)性的大小可以作為判斷元素的金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度,金屬的電負(fù)性一般小于1.8,非金屬的電負(fù)性一般大于1.8,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類(lèi)金屬”的電負(fù)性在1.8左右,它們既有金屬性,又有非金屬性。,2.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律,續(xù)表,3.對(duì)角線規(guī)則 在元素周期表中,某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的。如:,重點(diǎn)難點(diǎn) 1.電離能的應(yīng)用,,2.電負(fù)性的應(yīng)用,考點(diǎn)二分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 基礎(chǔ)知識(shí) 一、共價(jià)鍵 1.共價(jià)鍵的本質(zhì)及特征 共價(jià)鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共

6、用電子對(duì),其特征是具有飽和性和方向性。 2.共價(jià)鍵的類(lèi)型 按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 按原子軌道的重疊方式分為鍵和鍵,前者的電子云具有軸對(duì)稱(chēng)性,后者的電子云具有鏡像對(duì)稱(chēng)性。,3.鍵參數(shù) 鍵能:氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。鍵能越大,化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 鍵長(zhǎng):形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距。鍵長(zhǎng)越短,共價(jià)鍵越穩(wěn)定。 鍵角:在原子數(shù)超過(guò)2的分子中,兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。 鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響 鍵長(zhǎng)越短,鍵能越大,分子越穩(wěn)定。,4.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,它們的許多性質(zhì)相

7、近。 二、分子的立體構(gòu)型 1.分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型 價(jià)層電子對(duì)互斥模型說(shuō)明的是價(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)空間構(gòu)型,不包括孤電子對(duì)。 (1)當(dāng)中心原子無(wú)孤電子對(duì)時(shí),兩者的構(gòu)型一致; (2)當(dāng)中心原子有孤電子對(duì)時(shí),兩者的構(gòu)型不一致。,2.分子構(gòu)型與雜化軌道理論 當(dāng)原子成鍵時(shí),原子的價(jià)電子軌道相互混雜,形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同,軌道間的夾角不同,形成分子的空間形狀不同。,3.配位化合物 (1)配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較,(2)配位化合物 定義:金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱(chēng)為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物。 組成:如Cu(

8、NH3)4SO4,三、分子的性質(zhì) 1.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。 2.溶解性 (1)“相似相溶”規(guī)律:非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑,極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若存在氫鍵,則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大,溶解性越好。 (2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性,如乙醇和水互溶,而正戊醇中的烴基較大,在水中的溶解度明顯減小。,3.手性 具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子,如同左手和右手一樣互為鏡像,在三維空間里不能重疊,互稱(chēng)手性異構(gòu)體。有手性異構(gòu)體的分子 為手性分子。 4.無(wú)機(jī)含氧酸分子的酸性 無(wú)機(jī)含氧酸

9、可寫(xiě)成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,則n值越大,R的正電性越高,使ROH中O的電子向R偏移,在水分子的作用下越易電離出H+,酸性越強(qiáng),如酸性:HClO

10、共有,則該微粒有1/n屬于這個(gè)晶胞。中學(xué)階段常見(jiàn)的晶胞為立方晶胞。,立方晶胞中微粒數(shù)的計(jì)算方法如下: 注意:在使用“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。,二、四種晶體的比較 1.四種晶體的比較,2.晶體熔、沸點(diǎn)高低的比較方法 (1)不同類(lèi)型晶體的熔、沸點(diǎn)高低一般規(guī)律:原子晶體離子 晶體分子晶體。 金屬晶體的熔、沸點(diǎn)差別很大,如鎢、鉑等的熔、沸點(diǎn)很高,汞、銫等的熔、沸點(diǎn)很低。 (2)原子晶體 原子晶體中,原子半徑小的鍵長(zhǎng)短,鍵能大,晶體的熔、沸點(diǎn)高。如熔點(diǎn):金剛石碳化硅硅。 (3)離子晶體 一般來(lái)說(shuō),陰、陽(yáng)離子的電荷數(shù)越多,離子半徑越小,則離子間的作用力就越強(qiáng),相應(yīng)的晶格能越大,其晶體

11、的熔、沸點(diǎn)就越高。,(4)分子晶體 分子間作用力越大,物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高;具有分子間氫鍵的分子晶體熔、沸點(diǎn)反常得高。 組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體,相對(duì)分子質(zhì)量越大,熔、沸點(diǎn)越高。 組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)(相對(duì)分子質(zhì)量接近),分子的極性越大,其熔、沸點(diǎn)越高。 對(duì)于同分異構(gòu)體,支鏈越多,熔、沸點(diǎn)越低。 (5)金屬晶體 金屬離子半徑越小,離子的電荷數(shù)越多,其金屬鍵越強(qiáng),金屬的熔、沸點(diǎn)就越高。,三、幾種典型的晶體模型,續(xù)表,四、幾種典型晶體空間結(jié)構(gòu) 1.氯化鈉晶體中陰、陽(yáng)離子的配位數(shù)是6,即每個(gè)Na+緊鄰6 個(gè)Cl-,這些Cl-構(gòu)成正八面體;每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相鄰。平均每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)

12、Na+和4個(gè)Cl-。 2.在氯化銫晶體中,每個(gè)Cl-(或Cs+)周?chē)嚯x最近且相等的Cs+(或Cl-)共有8個(gè),這8個(gè)Cs+(或Cl-)構(gòu)成立方體;在每個(gè)Cs+周?chē)嚯x最近且相等的Cs+ 共有 6個(gè),這6個(gè)Cs+(或Cl-)構(gòu)成正八面體;一個(gè)氯化銫晶胞含有1個(gè)Cs+和1個(gè)Cl-。,3.金剛石屬于原子晶體,這種晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu),無(wú)單個(gè)分子。金剛石中每個(gè)C原子與4個(gè)C原子緊鄰,由共價(jià)鍵構(gòu)成最小環(huán)狀結(jié)構(gòu)中有6個(gè)C原子。晶體中C原子個(gè)數(shù)與CC鍵數(shù)之比為1(41/2)=12。 4.二氧化硅為空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu),二氧化硅中每個(gè)Si與4個(gè)O原子形成共價(jià)鍵,每個(gè)O與2個(gè)Si原子形成共價(jià)鍵。在晶體中Si與O原子個(gè)數(shù)

13、比為12。 5.石墨屬于混合晶體,是層狀結(jié)構(gòu),C原子呈sp2雜化;晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)六元環(huán)共用,平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)碳原子。 晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為213。石墨中存在的作用力有共價(jià)鍵、金,屬鍵和范德華力。,方法有關(guān)晶胞的計(jì)算 1.根據(jù)晶體晶胞的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)確定晶體的化學(xué)式 晶胞中粒子數(shù)目的計(jì)算(均攤法),方法技巧,注意當(dāng)晶胞為六棱柱時(shí),其頂點(diǎn)上的粒子被6個(gè)晶胞共用,每個(gè)粒子屬于該晶胞的部分為,而不是。 審題時(shí)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(shí)際存在的原子個(gè)數(shù)決定,且原子個(gè)數(shù)可以不互質(zhì)(即原子個(gè)數(shù)比可以不約簡(jiǎn))。 2.根據(jù)晶體晶胞的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)和有關(guān)數(shù)據(jù),求算晶體的密度或晶胞的體積 或晶胞參數(shù)a(晶胞邊長(zhǎng)),對(duì)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(zhǎng),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)。,