专题1物质的结构与性质（期末复习课件）高二化学下学期苏教版

物质的结构与性质 专题1 考点串讲 举一反三 典例精析 要点精讲 思维导图 PPT下载 http:///xiazai/ 目 录 CONTENTS 1 原子结构与元素性质 2 微粒间作用力与物质性质 3 分子空间结构与物质性质 思 维 导 图 01 原子结构与元素性质 模板来自于：第一PPT https:/// 4 要点01 原子核外电子运动 1．基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 要点精讲 要点01 原子核外电子运动 1．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)核外电子排布式： ①书写原子的电子排布式时，应按照电子层的顺序书写，如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，而不是1s22s22p63s23p64s23d6。 ②书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5 (2)外围电子（价电子）排布式： ①主族元素原子最外层电子排布式即为外围电子排布式。如溴的外围电子排布式为4s24p5。 ②第4周期的过渡元素原子次外层电子常常参与成键，其外围电子包括3d轨道上的电子。如铬的外围电子排布式为3d54s1。 要点精讲 要点01 原子核外电子运动 1．基态原子核外电子排布的表示方法 (3)轨道表示式（价层电子排布图） ①轨道表示式不仅能表示出原子的核外电子排布的电子层、能级和原子轨道，还能表示出这些电子的自旋状态。 ②原子（离子）有多少个电子，就有多少种电子运动状态。如S原子有16种电子运动状态。 ③原子（离子）的电子空间运动状态指电子占据的原子轨道数。如Al原子电子占据了7个原则轨道，故Al原子的电子空间运动状态有7种。 要点精讲 要点01 原子核外电子运动 2．基态原子核外电子排布式的书写 （1）知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 要点精讲 要点01 原子核外电子运动 2．基态原子核外电子排布式的书写 （2）知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 要点精讲 要点02 电离能和电负性 1．元素第一电离能变化规律 要点精讲 要点02 电离能和电负性 1．元素第一电离能变化规律 (1)电离能数值大小规律 ①同周期元素第一电离能呈现增大的趋势，第ⅡA族和第ⅤA族元素会出现反常变化，通常同周期第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比与它左右相邻的两种元素的第一电离能都大。 ②同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 要点精讲 要点02 电离能和电负性 2．电负性的变化规律 ①一般来说，除稀有气体元素外，同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 ②同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 ③主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟。 要点精讲 要点03 元素的推断 1．元素推断的一般步骤 要点精讲 要点03 元素的推断 2．同周期、同主族元素的原子结构与性质递变规律   同周期主族元素(从左→右) 同主族元素(从上→下) 最外层电子数 从1递增到7(第一周期除外) 相同 主要化合价 最高化合价由＋1→＋7(O和F特殊) 非金属元素最低化合价的绝对值＝8－族序数 最高化合价＝主族的族序数(O和F特殊)，非金属元素的最低化合价相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 要点精讲 要点03 元素的推断 2．同周期、同主族元素的原子结构与性质递变规律   同周期主族元素(从左→右) 同主族元素(从上→下) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 第一电离能 总体呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 要点精讲 要点03 元素的推断 3．熟记3种最外层电子的排布特征 (1)最外层有3个未成对电子的为ns2np3。1~36号元素中分别为N、P、As。 (2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2、ns2np4。短周期元素中分别为C、Si和O、S。 (3)最外层有一个未成对电子的可能是ns1、ns2np1、(n-1)d5ns1、(n-1)d10ns1、ns2np5。第四周期中的对应元素有K、Ga、Cr、Cu、Br。 要点精讲 要点03 元素的推断 4.“位、构、性”三者的关系与元素推断 要点精讲 【典例01】A、B、C、D、E代表5种元素。请填空： ①A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为___。 ②B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为__，C的元素符号为___。 ③D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为___，其基态原子的电子排布式为 。 ④E元素的基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为___，其基态原子的电子排布式为 N Cl K Fe 1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) Cu 1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)。 典例精析 【变式01】下列各组元素中，第一电离能大小比较正确的是 A．Na>Mg B．K<Cs C．Si>P D．Br<Cl D 举一反三 【变式02】M、E、F、X、Y、Z六种短周期主族元素的原子序数依次增大，可形成无机盐X3ZF6和YME3。已知X、Y和Z位于同一周期，基态X原子的价层电子排布式为nsn-2，含Z元素的某种盐可作净水剂，基态M原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍。下列说法正确的是 A．电负性：M>E>F B．单质的熔点：X>Y>Z C．X3ZF6中含有离子键和配位键 D．分子EF2和ME2的空间构型相同 C 举一反三 【变式03】M、E、F、X、Y、Z六种短周期主族元素的原子序数依次增大，可形成无机盐X3ZF6和YME3。已知X、Y和Z位于同一周期，基态X原子的价层电子排布式为nsn-2，含Z元素的某种盐可作净水剂，基态M原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍。下列说法正确的是 A．电负性：M>E>F B．单质的熔点：X>Y>Z C．X3ZF6中含有离子键和配位键 D．分子EF2和ME2的空间构型相同 C 举一反三 02 微粒间作用力和物质性质 模板来自于：第一PPT https:/// 22 要点01常见典型晶体结构 1.共价晶体 晶体 晶体结构 晶体详解 共价晶体 金刚石   (1)每个碳与相邻_4__个碳以共价键结合，碳原子轨道均为_sp3__杂化，形成正四面体结构 (2)键角均为_109°28′__ (3)最小碳环由_6__个C组成且6原子不在同一平面内 (4)每个C参与4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为_1∶2__ SiO2   (1)每个Si与_4__个O以共价键结合，硅原子轨道均为_sp3__杂化，形成正四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”，n(Si)∶n(O)＝_1∶2__ (3)最小环上有_12__个原子，即6个O,6个Si 要点精讲 要点01常见典型晶体结构 2.分子晶体 晶体 晶体结构 晶体详解 分子晶体 冰   水分子间的主要作用力是_氢键__，也存在_范德华力__，每个水分子周围紧邻的水分子数有_4__个 干冰   (1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有_12__个 要点精讲 要点01常见典型晶体结构 2.离子晶体 晶体 晶体结构 晶体详解 离子晶体 NaCl型   (1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有_6__个。每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有_12__个 (2)每个晶胞中含_4__个Na＋和_4__个Cl－ CsCl型   (1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有_8__个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有_6__个 (2)如图为_8__个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－ CaF2(型)   (1)在CaF2晶体中，每个Ca2＋周围距离最近且等距离的F－有_8__个；每个F－周围距离最近且等距离的Ca2＋有_4__个。 (2)Ca2＋、F－离子的配位数分别为8和4 要点精讲 要点01常见典型晶体结构 2.离子晶体 晶体 晶体结构 晶体详解 金属晶体 简单立 方堆积   典型代表Po，配位数为_6__，空间利用率52% 面心立方最密堆积   又称为铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为_12__，空间利用率74% 体心立 方堆积   又称为钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为_8__，空间利用率68% 六方最 密堆积   又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为_12__，空间利用率74% 要点精讲 要点02 4种类型典型晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性 质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 一般不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的外围电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短、原子半径小的共价键稳定 要点精讲 要点03 晶体熔、沸点高低的比较 1.不同类型晶体熔、沸点的比较 ①不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体_>__离子晶体_>__分子晶体。 ②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 要点精讲 要点03 晶体熔、沸点高低的比较 2.同种类型晶体熔、沸点的比较 ①原子晶体 原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高 如熔点：金刚石_>__碳化硅_>__硅。 ②离子晶体 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO_>__MgCl2，NaCl_>__CsCl。 要点精讲 要点03 晶体熔、沸点高低的比较 2.同种类型晶体熔、沸点的比较 ③分子晶体 a．分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如H2O_>__H2Te_>__H2Se_>__H2S。 b．组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4_>__GeH4_>__SiH4_>__CH4。 c．组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3Cl_>__CH3CH3。 ④金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na_<__Mg_<__Al。 要点精讲 要点04 晶体结构的相关计算 (1)晶胞计算公式(立方晶胞)。 a3ρNA＝nM(a为棱长；ρ为密度；NA为阿伏加德罗常数的数值；n为1 mol晶胞所含基本粒子或特定组合的物质的量；M为该粒子或特定组合的摩尔质量)。 (2)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a)。 ①面对角线长＝ a。 ②体对角线长＝ a。 ③体心立方堆积4r＝ a(r为原子半径)。 ④面心立方堆积4r＝ a(r为原子半径)。 (3)空间利用率＝ 。 要点精讲 【典例01】观察下列结构示意图并结合相关信息，判断有关说法正确的是 NaCl 石墨 FeSO4·7H2O 干冰 A．晶体熔点比较： NaCl<KCl B．石墨是一种混合型晶体，石墨熔点高于金刚石，石墨中C原子数：C-C键数=1：3 C．FeSO4·7H2O结构中含有的化学键为：离子键、共价键、配位键、氢键；该结构中键角1、2、3由大到小的顺序：3>1>2 D．晶体中每个分子紧邻的分子数：干冰晶体（12个）>冰（4个） D 典例精析 【变式01】下列物质的晶体中，按其熔点由高到低的顺序排列的是 A．SiO2、CS2、NaCl、CO2 B．NaCl、CO2、CS2、SiO2 C．CO2、CS2、NaCl、SiO2 D．SiO2、NaCl、CS2、CO2 D 举一反三 【变式02】下列数据是对应物质的熔点，有关判断错误的是 A 物质 Na2O Na AlF3 AlCl3 熔点/℃ 1275 97.8 1291 190 物质 Al2O3 BCl3 CO2 SiO2 熔点/℃ 2073 -107 -57 1723 A．含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体 B．AlCl3可形成分子晶体 C．同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体 D．金属晶体的熔点不一定比分子晶体高 举一反三 【变式03】[Co(NH3)6]Cl2晶体的晶胞如图所示(已知该立方晶胞的边长为a pm，阿伏加德罗常数的值为NA，[Co(NH3)6]Cl2的摩尔质量为M g·mol-1)，以下说法正确的是 C A．[Co(NH3)6]Cl2中，中心离子的配位数为8 B．离[Co(NH3)6]2+最近的Cl-有4个 C．若规定A点原子坐标为(0，0，0)，B点原子坐标为 ，则C点原子坐标为 D．[Co(NH3)6]Cl2晶体的密度为 ×1021 g·cm-3 举一反三 03 分子空间结构与物质性质 模板来自于：第一PPT https:/// 36 要点01 分子的空间结构 1.分子(或离子)空间结构的判断 价电子对数 杂化类型 配位原子数 孤电子对数 价层电子对互斥模型 分子(或离子)空间结构 实例 2 sp 2 0 直线形 直线形 BeCl2、CO2、HCN 3 sp2 3 0 平面三角形 平面三角形 BF3、SO3、CO32-、NO3- 2 1 V形 SnBr2、SO2、NO2- 4 sp3 4 0 四面体形 正四面体形 CH4、SO42-、NH4+ 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 要点精讲 要点01 分子的空间结构 2.键角大小的比较方法 ①中心原子杂化类型不同的粒子，键角大小：sp杂化＞sp2杂化＞sp3杂化。 ②中心原子杂化方式相同的粒子，孤电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小。 ③中心原子杂化方式相同且孤电子对数也相同，中心原子的电负性越大，键角越大。 (4)中心原子相同，且中心原子的杂化方式和孤电子对数也相同，配位原子电负性越大，键角越小。 (5)同一粒子中不同共价键的键角，由于斥力：双键间＞双键与单键间＞单键间，则键角大小不同。如甲醛中： ，键角：α＞β。 要点精讲 要点02 分子的极性与手性 1．非极性分子与极性分子的判断 2．手性分子的判断 (1)判断一种有机物是否具有手性碳原子，就看该有机物含有的碳原子是否连有四个 的原子或基团。如： ，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团，中心碳原子即为 。 互不相同 手性碳原子 要点精讲 【典例01】氮的最高价氧化物为无色晶体，它由两种离子构成，已知其阴离子的立体构型为平面三角形，则其阳离子的立体构型和阳离子中氮的杂化方式为(　　) A．直线形　sp杂化　　 B．V形　sp2杂化 C．三角锥形　sp3杂化 D．平面三角形　sp2杂化 A 典例精析 【变式01】下列各组分子中，属于含极性键的非极性分子的是 A．SO2 B．H2S C．CO2 D．NH3 C 举一反三 【变式02】氮化硅（熔点1 900 ℃）具有高强度、高韧性，常用作LED的基质材料，通过SiH4与NH3发生反应3SiH4＋4NH3Si3N4＋12H2制得。下列说法错误的是（　　） A.键角：SiH4＞NH3 B.SiH4还原性强于NH3，可证明非金属性：N＞Si C.Si3N4属于共价晶体 D.SiH4为非极性分子 B 举一反三 【变式03】下列分子中含有“手性碳原子”的是(　 　) A．CBr2F2 B．CH3CH2CH2OH C．CH3CH2CH3 D．CH3CH(NO2)COOH D 举一反三 04 配合物形成与应用 模板来自于：第一PPT https:/// 44 要点01配合物的结构特点 （1） 配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。 （2） 一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。 （3） 配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。 （4） 对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。 可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。 （5） 配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。 要点精讲 要点02 配合物的性质 (1)由内界和外界构成的配合物在水中是 的。 (2)配合物的内界具有一定的 性，配位键越强，配合物越 。 (3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的 有关。 完全电离 稳定 稳定 性质 要点精讲 【典例01】已知反应：2[Co(H2O)6]2++10NH3+2NH4+H2O2=2[Co(NH3)6]3++14H2O，下列说法错误的是 A．NH3和H2O的配位能力：NH3 > H2O B．键角的大小：NH3 > H2O C．1mol [Co(NH3)6]2+配离子中，含有σ键数目为18NA D．[Co(NH3)6]3+的中心离子为Co3+，配位数为6 C 典例精析 【变式01】已知[Co（H2O）6]2＋呈粉红色，[CoCl4]2－呈蓝色，[ZnCl4]2－为无色。现将CoCl2溶于水，加入浓盐酸后，溶液由粉红色变为蓝色，存在以下平衡： [Co（H2O）6]2＋＋4Cl－[CoCl4]2－＋6H2O　ΔH 用该溶液做实验，溶液的颜色变化如下： D 以下结论和解释正确的是（　　） A.等物质的量的[Co（H2O）6]2＋和[CoCl4]2－中σ键数之比为3∶2 B.由实验①可推知ΔH＜0 C.实验②是由于c（H2O）增大，导致平衡逆向移动 D.由实验③可知配离子的稳定性：[ZnCl4]2－＞[CoCl4]2－ 举一反三 【变式02】R的一种配合物的化学式为RCl3▪6H2O。已知0.01molRCl3▪6H2O，在水溶液中用过量硝酸银溶液处理，产生0.01molAgCl沉淀，此配合物最可能是 C 举一反三 【变式03】下列关于配合物和超分子的说法不正确的是 A．冠醚有不同大小的空穴，可识别直径不同的碱金属离子 B．在[Cu(H2O)4]2+中，Cu2+提供空轨道，H2O给出孤电子对 C．利用“杯酚”可分离C60和C70，是因为C70可与杯酚形成超分子 D．[Cu(H2O)4]SO4·H2O中存在的化学键有离子键、配位键、极性键 C 举一反三 点击下方链接，使用配套考点清单和考题猜想 THANKS $$