2017一轮复习【10】物质结构与性质.ppt

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1、2017一一轮复复习【10】物物质结构与性构与性质一、核外电子排布能层(n)一二三四五符号KLMNO能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 最多容纳电子数22626 10 26 10 14 2 2818322n21.能层和能级能级：spdf能层序数=能级个数能层：2n2个电子；2.轨道与自旋轨道：s轨道球形，p轨道哑铃形：PxPyPzspdf层轨道数：1、3、5、7能量最低原理 原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。泡利原理(没有两个一样的电子)1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋状态相反。洪特规则(优先住单间)电子排布在同一能级的不同轨

2、道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同。一、核外电子排布3.核外电子排布规律不是所有基态原子都符合构造原理，如：铜、银、金。原因：当同一能级各个轨道上的电子排布为全满、半满或全空时，可使体系能量最低。5.价电子/外围电子：与化合价有关，周期表一、核外电子排布4.特殊情况：6.基态原子与激发态原子 处于最低能量的原子叫做基态原子，当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。7.原子光谱与光谱分析 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。一、核外电子排布锂、氦、汞的吸收光谱锂、氦

3、、汞的发射光谱8.电子云、概率密度、电子云轮廓图(原子轨道)：=P(概率)/V(体积)(P=90%)光谱分析：常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。应用：发现元素(Cs/Rb)；测一些物质的存在与含量。表示方法举例电子排布式S：1s22s22p63s23p4简化电子排布式Ne3s23p4电子排布图价电子排布式3s23p4要求：1-36号元素基态原子核外电子排布表示29Cu2+：1s22s22p63s23p63d926Fe2+：1s22s22p63s23p63d624Cr：1s22s22p63s23p63d54s130Zn：1s22s22p63s23p63d104s2例：写出Cr、

4、Fe2+、Cu2+、Zn的电子排布式、价电子排布式。9.基态原子核外电子排布的表示方法一、核外电子排布二、结构与周期表1.元素周期表中每周期所含元素种数周期元素种数各周期增加的能级电子最大容量一21s2二82s2p8三83s3p8四184s3d4p18五185s4d5p18六326s4f5d6p32七32(未完)7s5f6d(未完)未满2.周期表的分区 与原子的价电 子排布的关系分区元素分布外围电子排布s区A族、A族ns12p区A族A族、0族ns2np16(He除外)d区 B族B族、族(n1)d19ns12(除钯外)ds区B族、B族(n1)d10ns12f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d

5、02ns2例：下列说法正确的是：A.s区全部是金属元素B.p区全部是非金属元素C.d区内元素原子的价电子排布必为(n1)d110ns2D.除ds区外，以最后填入电子的轨道能级符号作为区的符号答案D。A项，H为非金属，B项，p区左下角元素为金属，C项，d区内Cr为3d54s1。二、结构与周期表1.微粒半径的比较不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体除外)。同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na+)r(Na)，r(S)r

6、(Cl-)r(K+)r(Ca2+)。2.电离能 第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。电离能越小，原子还原性越强。2、3及5、6主族反常。电离能数值突变判断最外层电子数。三、结构与周期律3.电负性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，非金属性越强，反之越弱。F最大，Cs最小；右上角大，左下角小，3、4主族金属反常，非金属无反常；金属、非金属以1.8左右为界；离子键、共价键以1.7左右的差值为标准。4.化合价变化规律5.对角线规则例：现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1

7、s22s22p3；1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是：A.第一电离能：B.原子半径：C.电负性：D.最高正化合价：=A三、结构与周期律(16海南节选)下列叙述正确的有：A.第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多B.第二周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小C.卤素氢化物中，HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小BC四、感受真题(16江苏节选)Zn2+基态核外电子排布式为_。1s22s22p62s23p63d10（或Ar3d10）(16上海节选)H、C、N、O、Na的原子半径从小到大的顺序为_ HONCGeZn 四、感受真题(16新课标2节选)镍元素基态原子的电

8、子排布式为_，3d能级上的未成对的电子数为_。1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d84s2 2(16新课标3节选)写出基态As原子的核外电子排布式_。根据元素周期律，原子半径Ga_As，第一电离能Ga_As。（填“大于”或“小于”）1s22s22p63s23p63d104s24p3 大于小于2017高三化学一轮复习选修三 物质结构与性质第二讲 分子结构与性质一、共价键二、分子的空间结构三、分子的性质一、共价键1.本质：在原子之间形成共用电子对。2.特征：饱和性、方向性原子轨道重叠：键(头碰头)、键(肩并肩)3.分类：电子对是否偏移：极性键、非极性键4.键参数：键能键长键角分子(

9、热)稳定性分子空间构型分子的性质单位：KJ/mol；nm/pm；常见键角：H2O：104.5；CO2：180；NH3：10718；CH4等10928；乙烯、苯等120共用电子对数目：单键、双键、三键提供电子方式：普通共价键、配位键价层电子对数成键对数孤对电子数电子对空间构型分子空间构型实例220直线形直线形CO2/BeCl2330三角形三角形BF321V形O3、SO2440四面体四面体形CH4/NH4+31三角锥形NH3/H3O+22V形H2O/H2S二、分子的空间结构1.用价层电子对互斥理论(VSERP)推测分子的立体构价层电子对数=键数+中心原子孤电子对数ABx型中心原子的孤电子对数=（a

10、-xb)(阴+e-数)二、分子的空间结构二、分子的空间结构杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角空间构型实例sp2180直线形BeCl2sp23120平面三角形BF3sp3410928 正四面体形CH42.用杂化轨道理论推测分子的立体构型二、分子的空间结构杂化的中心各原子轨道能量相近。杂化轨道的能量、形状、大小完全相同，都与原来不同。杂化前后原子轨道数目不变，方向改变：参加杂化的轨道数目=形成的杂化轨道数目=中心原子价层电子对数 杂化轨道空间上有一定对称性，以减小排斥力，更有利于轨道的重叠，用来解释VSERP。分子的构型主要取决于原子轨道的杂化类型。杂化轨道只能用于形成键或容纳孤电子对，不能用于形

11、成键。双原子分子没有杂化轨道。未参与杂化的p轨道可以形成键。对主族元素说，含孤对电子的原子轨道可以参与杂化，但空轨道不能参与杂化。3.杂化轨道理论的要点二、分子的空间结构4.等电子体：2原子10电子等电子体：N2、CO、CN-、C22-二、分子的空间结构spsp2sp3思考：甲烷、乙烯、乙炔、苯中的碳原子是什么杂化类型？原子总数及价电子总数相同。相似的化学键特征，具有许多相近的性质。Cu2+2NH3H2O=Cu(OH)2+2NH4+;Cu(OH)2+4NH3H2O=Cu(NH3)42+2OH-+4H2O 定义：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。Cu(NH3

12、)42+SO42-+H2O=Cu(NH3)4SO4H2OFe3+3SCN-=Fe(SCN)3二、分子的空间结构5.配位化合物实例：组成：金属离子(或原子)中心原子与某些分子或离子配体以配位键结合形成的化合物。中心原子有空轨道：如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。配位体有孤电子对，如：H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-。二、分子的空间结构三、分子的性质1.分子间作用力2.范德华力定义：分子间微弱的相互作用。比化学键弱很多，一般只影响物理性质。结构相似，随极性和M增大而增大。广义，狭义，分子晶体、混合晶体中。3.氢键形成及表示：X-HY （X、YN、O、F）与范德华力的区别：方向性：

13、分子间氢键为直线(X-HY)，分子内不是。能级：共价键氢键范德华力饱和性：每个H原子，每对孤对电子只能成一个氢键不是化学键分子内氢键使物质熔沸点、硬度降低、酸性增强。不存在于气态中，冰的密度小于水的原因。三、分子的性质分子间氢键使物质：熔沸点、溶解性、硬度增大。4.分子的极性判断：正负电荷中心是否重合ABn型：A化合价=主族数非极性分子HF标况液态、缔合分子。三、分子的性质5.溶解性：影响因素：内因：氢键相似相溶(极性)外因：T(氢氧化钙、气态特殊)P(气体)6.手性：手性碳原子：连接4个不同原子或原子团的碳原子。手性异构体：左手+右手手性分子：“左手”或“右手”有机物中亲水基：-NH2、-C

14、OOH、-CHO、-OH；氨水中四种氢键；三、分子的性质7.无机含氧酸的酸性规律：写成(HO)mROn时，R元素一定，n越大，酸性越强。原因：R相同，n越大，R的正电性越高，使R-O-H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H+，酸性越强。同周期最高价：H3PO4H2SO4HClO4同主族相同价：HClOHBrOHIOHClO4HBrO4HIO4(HO)mROn：HClOHClO2HClO3HClO4(酸性)四、感受真题(16海南节选)元素Y(Cl)的含氧酸中，酸性最强的是_(写化学式)，该酸根离子的立体构型为_。该化合物(CuCl)难溶于水但易溶于氨水，其原因是_。此化合物的氨水溶液

15、遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为_。HClO4 正四面体 Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子)Cu(NH3)42+(16江苏节选)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是_。与H2O分子互为等电子体的阴离子为_。Zn(CN)42-中Zn2+与CN-的C原子形成配位键。不考虑空间构型，Zn(CN)42-的结构可用示意图表示为_。sp3和sp；NH2；四、感受真题(16新课标1节选)Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为_，微粒之间存在的作用力是_。sp3共价键(16新课标2节选)在Ni(NH3)62+中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为_，提供孤

16、电子对的成键原子是_。氨的沸点 (填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是_；氨是_分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为_。配位键 N 高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3(16新课标3节选)AsCl3分子的立体构型为_，其中As的杂化轨道类型为_。sp3 三角锥形2017高三化学一轮复习选修三 物质结构与性质第三讲 晶体结构与性质一、晶体/非晶体/晶胞二、常见的晶体模型三、常见晶体类型比较一、晶体/非晶体/晶胞1.晶体与非晶体的区别：2.分类：“原子/离子/金属/分子/混合(过渡)”晶体规则几何外形、固体、自范性、各向异性(强度/导热/光)区别方法：固定熔点、晶胞

17、(X-射线衍射)凝固凝华结晶3.获得晶体的三途径：4.晶胞：基本单元、无隙并置(前后左右不反转)5.均摊法均90角时：顶点：1/8；面心：1/2棱：1/4；体心：1团簇分子不均摊六棱柱二、常见晶体结构模型1.分子晶体，如：CO2面心立方，每个CO2周围12个CO2。低熔沸点；小硬度；固态或熔融态不导电。只有范德华力无分子间氢键时：分子密堆积(每个分子周围有12个紧邻的分子，如：干冰、C60、O2、I2)C60二、常见晶体结构模型O2I2有分子间氢键时：不具有分子密堆积特征(如：HF、冰、NH3)常见分子晶体：大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2

18、外)、酸(所有)和大多数有机物(除有机盐外)以及惰性气体均属于分子晶体；12个五边形20个六边形2.原子晶体，如：金刚石、SiO2正四面体，键角，最小环6个碳，每个C形成2个C-C最小环上12原子，每个硅形成4个硅氧键二、常见晶体结构模型原子构成、共价键结合、键能大；气化或熔化时破坏共价键；熔沸点高、硬度大、不导电难溶于水。常见的原子晶体：金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、金刚砂、硼、刚玉、AlN、Si3N4(C3N4)二、常见晶体结构模型3.离子晶体，如：NaCl、CsCl、CaF2简单立方，每晶胞4个NaCl，某离子周围6个异离子，12个同离子。常见离子晶体：(活泼)金属氧化物(Na2O、Ca

19、O、Na2O2等)、强碱和绝大多数盐类属于离子晶体(AlCl3、BeCl2除外)；配位数：一离子周围最邻近的异电性离子数目。立方体心，每晶胞1个CsCl，某离子周围8个异离子，6个同离子。二、常见晶体结构模型离子晶体结构类型因素：几何：半径比；电荷：电荷比；键性：键的纯粹程度Ca2+配位数8，F-为4配位数比=化合价绝对值之比硬度较大、难于压缩、熔沸点较高、一般易溶于水难溶于非极性溶剂、固态时不导电熔融或溶液导电。组成碳酸盐中阳离子的金属的金属性越弱，金属阳离子半径越小，碳酸盐稳定性越差。碳酸盐的稳定性：D.岩浆晶出规则：一般先出晶格能大的。二、常见晶体结构模型晶格能：C.晶格能越大(离子键越

20、强)，离子晶体越稳定；熔点越高；硬度越大。A.气态离子形成1mol离子晶体释放的能量(正值)。B.晶格能的大小与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比。二、常见晶体结构模型三个晶胞4.金属晶体：金属单质(除汞外)和合金属于金属晶体；二、常见晶体结构模型二、常见晶体结构模型混合晶体共价键金属键范德华力两碳一环每碳1.5键5.混合晶体1、组成与性质的比较三、常见晶体类型比较2、物质熔沸点的比较：不同类型，一般：原子晶体离子晶体分子晶体金属晶体范围广，一般在离子晶体和分子晶体之间若晶体类型相同，则有：a.离子晶体：电荷半径b.原子晶体：半径c.分子晶体：氢键相对分子质量极性支链d.金属晶体：半径电荷合金三、常见晶体类型比较谢谢！