高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí) 第1部分 第15講 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件 新人教版.ppt

專題整合突破 第一部分 專題五選考部分 第15講物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 高考點擊 高頻考點 考點一原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) ar 3d5或1s22s22p63s23p63d5 h c o 1s22s22p63s23p63d74s2或 ar 3d74s2 o mn 解析 本題考查物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 根據(jù)構(gòu)造原理可寫出co基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d74s2或 ar 3d74s2 o是非金屬元素 而mn是金屬元素 前者易得電子而不易失電子 后者則反之 所以o的第一電離能大于mn mn和o的基態(tài)原子核外電子排布式分別為1s22s22p63s23p63d54s2 1s22s22p4 前者的3d軌道中5個電子均未成對 后者的2p軌道中有2個電子未成對 所以mn的基態(tài)原子核外未成對電子數(shù)較多 1 氮原子價層電子的軌道表達式 電子排布圖 為 2 元素的基態(tài)氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)負(fù)一價離子時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變化趨勢如圖 a 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 同周期元素隨核電荷數(shù) 依次增大 原子半徑逐漸變小 故結(jié)合一個電子釋放出的能量依次增大 n原子的2p軌道為半充滿狀態(tài) 具有額外穩(wěn)定性 故不易結(jié)合一個電子 a n 球形 k的原子半徑較大且價電子數(shù)較少 金屬鍵較弱 解析 本題考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的綜合應(yīng)用 1 當(dāng)對金屬鉀或其化合物進行灼燒時 焰色反應(yīng)顯紫紅色 可見光的波長范圍為400nm 760nm 紫色光波長較短 鉀原子中的電子吸收較多能量發(fā)生躍遷 但處于較高能量軌道的電子不穩(wěn)定 躍遷到較低能量軌道時放出的能量較多 故放出的光的波長較短 2 基態(tài)鉀原子核外有4個能層 k l m n 能量依次增高 處于n層的1個電子位于s軌道 s電子云輪廓圖形狀為球形 金屬原子半徑越小 價電子數(shù)越多 金屬鍵越強 其熔沸點越高 1 書寫基態(tài)原子或離子的電子排布式或排布圖時 不會利用能量最低原理 泡利原利及洪特規(guī)則進行檢驗和正誤判斷 如 t1 1 t2 2 比較第一電離能和電負(fù)性的相對大小時 不會利用同周期 同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律判斷 特別注意當(dāng)元素原子的核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空 半滿和全滿結(jié)構(gòu)時 原子的能量較低 該元素具有較大的第一電離能 如盤查t3 1 基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)律 1 能量最低原理基態(tài)原子核外的電子先占有能量最低的原子軌道 電子才依次進入能量較高的軌道 以使原子處于能量最低的穩(wěn)定狀態(tài) 如ge是32號元素 其核外電子的排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p2 2 泡利原理在每個原子軌道上最多只能容納2個自旋狀態(tài)相反的電子 3 洪特規(guī)則在同一能級的不同軌道中 電子盡可能分占不同的軌道 且自旋狀態(tài)相同 這樣有利于降低體系的能量 洪特規(guī)則特例 能量相同的軌道處于全充滿 半充滿或全空的狀態(tài)時原子是比較穩(wěn)定的 2 歸納原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的相關(guān)知識 記住特殊命題點 1 基態(tài)原子核外電子排布的四種表示方法 電子排布圖 3 特殊原子的核外電子排布式 24cr的核外電子排布先按能量從低到高排列 1s22s22p63s23p64s23d4 因3d5為半充滿狀態(tài) 比較穩(wěn)定 故需要將4s軌道的一個電子調(diào)整到3d軌道 得1s22s22p63s23p64s13d5 再將同一能層的排到一起 得該原子的電子排布式 1s22s22p63s23p63d54s1 29cu的核外電子排布先按能量從低到高排列 1s22s22p63s23p64s23d9 因3d10為全充滿狀態(tài) 比較穩(wěn)定 故需要將4s軌道的一個電子調(diào)整到3d軌道 得1s22s22p63s23p64s13d10 再將同一能層的排到一起 得該原子的電子排布式 1s22s22p63s23p63d104s1 4 電離能與電負(fù)性變化規(guī)律與大小判斷 元素第一電離能的周期性變化規(guī)律 電離能 電負(fù)性大小判斷 5 元素電離能的兩大應(yīng)用 判斷元素金屬性的強弱電離能越小 金屬越容易失去電子 金屬性越強 反之越弱 判斷元素的化合價如果某元素的in 1 in 則該元素的常見化合價為 n 如鈉元素i2 i1 所以鈉元素的化合價為 1 6 電負(fù)性的三大應(yīng)用 1s22s22p63s23p63d54s1或 ar 3d54s1 3d54s1 4 7 6 四 b 2 試用 或 表示元素c n o si的下列關(guān)系 第一電離能 用元素符號表示 下同 電負(fù)性 非金屬性 n o c si o n c si o n c si o ge zn o 4 ch4和co2所含的三種元素電負(fù)性從小到大的順序為 5 原子半徑al si 電負(fù)性 n o 用 或 或 7 f k fe ni四種元素中第一電離能最小的是 電負(fù)性最大的是 填元素符號 解析 1 同周期主族元素從左到右 原子半徑逐漸減小 第一電離能呈增大趨勢 2 鍺 鋅位于同周期 同一周期從左至右元素的電負(fù)性逐漸增大 除稀有氣體元素外 而氧位于元素周期表右上角 電負(fù)性僅次于氟 由此得出氧 鍺 鋅的電負(fù)性依次減小 h c o k f 3 中c元素原子核外電子總數(shù)是最外層電子數(shù)的3倍 為p元素 與p同周期的元素d最外層有1個未成對電子 推出d為cl 原子序數(shù)小于15的a2 與b 具有相同的電子構(gòu)型 則推出a為o b為na 4種元素中o的非金屬性最強 電負(fù)性最大 4 元素非金屬性強弱順序 o c h 故三種元素電負(fù)性大小順序為o c h 5 al與si同屬第三周期 故原子半徑al si 6 si與s周屬第三周期 從左到右第一電離能逐漸增大 故第一電離能si s 7 金屬k的金屬性最強 第一電離能最小 f的非金屬性最強 電負(fù)性最大 al 2 基態(tài)鍺 ge 原子的電子排布式是 ge的最高價氯化物分子式是 該元素可能的性質(zhì)或應(yīng)用有 a 是一種活潑的金屬元素b 其電負(fù)性大于硫c 其單質(zhì)可作為半導(dǎo)體材料d 其最高價氯化物的沸點低于其溴化物的沸點 1s22s22p63s23p63d104s24p2或 ar 3d104s24p2 gecl4 cd 考點二分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) sp2和sp3 9na 乙醇分子間存在氫鍵 解析 本題考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1 甲基上的碳原子為sp3雜化 羰基上的碳原子為sp2雜化 單鍵全為 鍵 1個雙鍵中含有1個 鍵和1個 鍵 故1mol丙酮中含有9mol 鍵 2 乙醇中的羥基之間可以形成分子間氫鍵 故沸點高于丙酮 h2o與ch3oh均為極性分子 h2o中氫鍵 sp sp3 h2o ch3oh co2 h2 比甲醇多 co2與h2均為非極性分子 co2分子量較大 范德華力較大 abd c 5 v形 sp3 1 不能由不同元素組成的微粒來推斷原子之間的成鍵情況 中心原子的雜化方式及微粒的立體構(gòu)型 如盤查t1 t3 2 忽視氫鍵對分子性質(zhì) 特別是熔 沸點 的影響 如盤查t2 2 1 歸納記憶分子極性 非極性的判斷方法 1 由非極性鍵構(gòu)成的雙原子分子一定是非極性分子 如h2 o2等 2 由極性鍵構(gòu)成的分子可能是極性分子或非極性分子 若分子的空間構(gòu)型對稱 則為非極性分子 如co2 ch4等 若分子的空間構(gòu)型不對稱 則為極性分子 如nh3 ch3cl等 3 判斷abn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律 化合價法 abn型分子中中心原子a的化合價的絕對值等于該元素所在主族的序數(shù)即該主族元素的價電子數(shù)時 該分子為非極性分子 若中心原子的化合價的絕對值不等于該元素所在主族的序數(shù)即該主族元素的價電子數(shù)時 該分子為極性分子 具體實例見下表 abn型的多原子分子是否有極性 常根據(jù)分子中是否有孤對電子來判斷 如果中心原子的價層電子對全部為成鍵電子對 該分子一般為非極性分子 如果中心原子的價層電子既有成鍵電子對 又有孤電子對 該分子常為極性分子 2 巧妙運用價層電子對互斥理論判斷分子空間構(gòu)型 1 價層電子對互斥模型說的是價層電子對的空間構(gòu)型 而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型 不包括孤電子對 當(dāng)中心原子無孤電子對時 兩者的構(gòu)型一致 當(dāng)中心原子有孤電子對時 兩者的構(gòu)型不一致 3 理解記憶常見雜化軌道類型與分子構(gòu)型規(guī)律 5 范德華力 氫鍵及共價鍵比較 正四面體 配位鍵 n 高于 nh3分子間可形成氫鍵 極性 sp3 2 ge與c是同族元素 c原子之間可以形成雙鍵 叁鍵 但ge原子之間難以形成雙鍵或叁鍵 從原子結(jié)構(gòu)角度分析 原因是 比較下列鍺鹵化物的熔點和沸點 分析其變化規(guī)律及原因 ge原子半徑大 原子間形成的 單鍵較長 p p軌道肩并肩重疊程度很小或幾乎不能重疊 難以形成 鍵 gecl4 gebr4 cei4的熔 沸點依次增高 原因是分子結(jié)構(gòu)相似 分子量依 次增大 分子間相互作用力逐漸增強 ge單晶具有金剛石型結(jié)構(gòu) 其中g(shù)e原子的雜化方式為 微粒之間存在的作用力是 3 ascl3分子的立體構(gòu)型為 其中as的雜化軌道類型為 sp3 共價鍵 三角錐形 sp3 2 該題從單鍵 雙鍵 叁鍵的特點切入 雙鍵 叁鍵中都含有 鍵 難以形成雙鍵 叁鍵 實質(zhì)是難以形成 鍵 因為鍺的原子半徑較大 形成單鍵的鍵長較長 p p軌道肩并肩重疊程度很小 根據(jù)表格數(shù)據(jù)得出 三種鍺鹵化物都是分子晶體 其熔 沸點分別依次增高 而熔 沸點的高低與分子間作用力強弱有關(guān) 分子間相互作用力強弱與分子量大小有關(guān) 類比金剛石 晶體鍺是原子晶體 每個鍺原子與其周圍的4個鍺原子形成4個單鍵 故鍺原子采用sp3雜化 微粒之間的作用力是共價鍵 3 ascl3的中心原子 as原子 的價層電子對數(shù)為 5 1 3 2 4 所以是sp3雜化 ascl3的立體構(gòu)型為三角錐形 c有4個價電子且半徑小 難以通過得或失電子達到穩(wěn)定電子結(jié)構(gòu) 鍵和 鍵 sp co2 scn 或cos等 三角錐形 sp3 v形 4 2cl2 2na2co3 h2o cl2o 2nahco3 2nacl 或 2cl2 na2co3 cl2o co2 2nacl 3 v2o5常用作so2轉(zhuǎn)化為so3的催化劑 so2分子中s原子價層電子對數(shù)是 對 分子的立體構(gòu)型為 so3氣態(tài)為單分子 該分子中s原子的雜化軌道類型為 so3的三聚體環(huán)狀結(jié)構(gòu)如圖1所示 該結(jié)構(gòu)中s原子的雜化軌道類型為 該結(jié)構(gòu)中s o鍵長有兩類 一類鍵長約140pm 另一類鍵長約為160pm 較短的鍵為 填圖1中字母 該分子中含有 個 鍵 3 v形 sp2 sp3 a 12 v2o5溶解在naoh溶液中 可得到釩酸鈉 na3vo4 該鹽陰離子的立體構(gòu)型為 也可以得到偏釩酸鈉 其陰離子呈如圖2所示的無限鏈狀結(jié)構(gòu) 則偏釩酸鈉的化學(xué)式為 正四面體形 navo3 判斷分子或離子中中心原子的雜化軌道類型的一般方法 1 看中心原子有沒有形成雙鍵或三鍵 如果有1個三鍵 則其中有2個 鍵 用去了2個p軌道 則為sp雜化 如果有1個雙鍵則其中有1個 鍵 則為sp2雜化 如果全部是單鍵 則為sp3雜化 2 由分子的空間構(gòu)型結(jié)合價電子對互斥理論判斷 沒有填充電子的空軌道一般不參與雜化 1對孤電子對占據(jù)1個雜化軌道 如nh3為三角錐形 且有一對孤電子對 即4條雜化軌道應(yīng)呈正四面體形 為sp3雜化 考點三晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 某fexny的晶胞如圖1所示 cu可以完全替代該晶體中a位置fe或者b位置fe 形成cu替代型產(chǎn)物fe x n cunny fexny轉(zhuǎn)化為兩種cu替代型產(chǎn)物的能量變化如圖2所示 其中更穩(wěn)定的cu替代型產(chǎn)物的化學(xué)式為 fe3cun 0 148 0 076 0 315 12 體心 棱心 不能根據(jù)題目提供的晶胞立體圖形 用均攤法確定相關(guān)物質(zhì)的組成 進而再計算晶胞中的相關(guān)參數(shù) 如盤查t1 4 1 掌握比較晶體熔 沸點高低的規(guī)律方法 1 不同類型晶體的熔 沸點高低一般規(guī)律原子晶體 離子晶體 分子晶體 金屬晶體的熔 沸點差別很大 如鎢 鉑等熔點很高 汞 銫等熔點很低 2 同類型晶體的熔 沸點高低一般規(guī)律 原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中 原子半徑小的鍵長短 鍵能大 晶體的熔 沸點高 如熔點 金剛石 碳化硅 硅 離子晶體一般地說 陰陽離子的電荷數(shù)越多 離子半徑越小 則離子間的作用力就越強 其晶體的熔 沸點就越高 如熔點 mgo nacl cscl 分子晶體a 分子間作用力越大 物質(zhì)的熔 沸點越高 具有氫鍵的分子晶體熔 沸點反常地高 如h2o h2te h2se h2s b 組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體 相對分子質(zhì)量越大 熔 沸點越高 snh4 geh4 sih4 ch4 c 組成和結(jié)構(gòu)不相似的分子晶體 相對分子質(zhì)量接近 分子的極性越大 其熔 沸點越高 如co n2 ch3oh ch3ch3 金屬晶體金屬離子半徑越小 離子電荷數(shù)越多 金屬鍵越強 金屬熔 沸點就越高 如熔 沸點 al mg na 2 辨清析透幾種常見的晶胞結(jié)構(gòu)及晶胞含有的粒子數(shù)目 a nacl 含4個na 4個cl b 干冰 含4個co2 c caf2 含4個ca2 8個f d 金剛石 含8個c e 體心立方 含2個原子 f 面心立方 含4個原子 銅失去的是全充滿的3d10電子 鎳失去的是4s1電子 金屬 2 gaf3的熔點高于1000 gacl3的熔點為77 9 其原因是 gaas的熔點為1238 其晶胞細胞如圖所示 該晶體的類型為 ga與as以 鍵結(jié)合 3 單質(zhì)o有兩種同素異形體 其中沸點高的是 填分子式 原因是 o和na的氫化物所屬的晶體類型分別為 和 gaf3為離子晶體 gacl3為分子晶體 原子晶體 共價 o3 o3相對分子質(zhì)量較大 范德華力大 分子晶體 離子晶體 解析 1 單質(zhì)銅及鎳都是由金屬鍵形成的晶體 cu ni失去一個電子后電子排布式分別為 ar 3d10 ar 3d84s1 銅的3d軌道全充滿 達到穩(wěn)定狀態(tài) 所以cu的第二電離能相對較大 2 根據(jù)晶體類型比較熔點 一般來說 離子晶體的熔點高于分子晶體的熔點 根據(jù)晶胞結(jié)構(gòu)示意圖可以看出 as原子與ga原子形成了空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體 結(jié)合gaas的熔點知其是原子晶體 3 o元素形成o2和o3兩種同素異形體 固態(tài)時均形成分子晶體 而分子晶體中 相對分子質(zhì)量越大 分子間作用力越大 物質(zhì)的沸點越高 故o3的沸點高于o2 o元素形成的氫化物有h2o和h2o2 二者均能形成分子晶體 na元素形成的氫化物為nah 屬于離子晶體 金剛石 4 正四面體形 原子 3 金屬鎳粉在co氣流中輕微加熱 生成無色揮發(fā)性液態(tài)ni co 4 呈正四面體構(gòu)型 試推測ni co 4的晶體類型是 ni co 4易溶于下列 填字母 a 水b 四氯化碳c 苯d 硫酸鎳溶液 4 alcl3在177 8 時升華 蒸氣或熔融狀態(tài)以al2cl6形式存在 下列關(guān)于alcl3的推斷錯誤的是 a 氯化鋁為共價化合物b 氯化鋁為離子化合物c 氯化鋁難溶于有機溶劑d al2cl6中存在配位鍵 分子晶體 b c b c 解析 1 c60是分子晶體 金剛石是原子晶體 所以金剛石的熔點遠遠高于c60的 2 由金剛石結(jié)構(gòu)每個c原子均以sp3雜化與其他四個c原子相連形成四個共價鍵構(gòu)成正四面體結(jié)構(gòu)可推測 3 由揮發(fā)性液體可知ni co 4是分子晶體 由正四面體構(gòu)型可知ni co 4是非極性分子 4 由alcl3易升華可知alcl3是分子晶體 al cl鍵不屬于離子鍵應(yīng)該為共價鍵 al原子最外層三個電子全部成鍵 形成三個al cl 鍵 無孤電子對 是非極性分子 易溶于有機溶劑 al有空軌道