物质结构与性质一轮复习ppt课件.pptx

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1、第一章原子结构与性质1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质。3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。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22626102610 1422818322n21.能层和能级能级：spdf能层序数=能级个数能层：2n2个电子；2.原子轨道、能量关系与自旋轨道形状：s轨道球形

2、，p轨道哑铃（纺锤）形：PxPyPzspdf层轨道数：1、3、5、7轨道能量：相同能层nsnpndnf 形状相同的轨道1s2s3sr(Cl-)r(K+)r(Ca2+)；原子序数相同时，化合价越低半径越大如r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。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。符号：I1；单位：KJ/mol；电离能越小，越易失电子，原子金属性越强。规律：同周期第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大；总体呈增大趋势，但2、5主族反常。同主族元素从上到下第一电离能依次减小。同种原子的逐级电离能越来越大，可根据其数

3、值突变来判断核外电子排布。应用：判断元素金属性、非金属性强弱；判断核外电子排布情况；判断元素的主要化合价。3.电负性 描述化合物中不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大，对键合电子吸引力越强，非金属性越强，反之越弱。标准：以F电负性为4.0为相对标准，稀有气体元素不计。规律:同周期从左到右依次增大；同主族元素从上到下依次减小。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：周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素有些性质相似。如：例：现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s

4、23p3；1s22s22p3；1s22s22p5。有关比较正确的是：A.第一电离能：B.原子半径：C.电负性：D.最高正化合价：=A应用：判断金属性、非金属性强弱；判断元素在化合物中的价态；判断化学键类型。第二章 分子结构与性质1.了解共价键的主要类型键和键，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。3.了解简单配合物的成键情况。4.了解化学键和分子间作用力的区别。5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。一、共价键1.本质：在原子之间形

5、成共用电子对。2.特征：饱和性、方向性原子轨道（电子云）重叠方式：键(头碰头，重叠程度大)、键(肩并肩，重叠程度小)3.分类：电子对是否偏移：极性键、非极性键共用电子对数目：单键、双键、三键提供电子方式：普通共价键、配位键一、共价键4.键参数：键能键长键角分子(热)稳定性分子空间构型分子的性质单位：KJ/mol；常见键角：H2O：104.5；CO2：180；NH3：10718；CH4等10928；乙烯、苯等120键长越短，键能越大，分子越稳定。硫和碲位于同主族，H2S分解温度高于H2Te，主要原因是二、分子的空间结构1.用价层电子对互斥理论(VSERP)推测分子的立体构型（1）理论要点理论要点

6、：价层电子对在空间上彼此相距价层电子对在空间上彼此相距最最远时，远时，排斥力排斥力最小最小，体系的能量越低。，体系的能量越低。孤电子对的排斥力较大，孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角孤电子对越多，排斥力越强，键角越小越小。如。如H H2 2O O的键角的键角小于小于CHCH4 4的键角。的键角。（2）判断分子中的中心原子上价层电子对数的方法：公式：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-xb)式中：式中：a a为中心原子的价电子数，为中心原子的价电子数，x x为与中心原子结为与中心原子结合的原子数，合的原子数，b b为与中心原子结合的原子最多

7、能接受的电为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。子数。对于离子，对于离子，a a为中心原子的价电子数加（为中心原子的价电子数加（阴阴离子）离子）或减（或减（阳阳离子）电荷数，如离子）电荷数，如CO32的的a a4 42 2，NH+4的的a a5 51 1。注意：注意：价层电子对数与价层电子对数与VSEPRVSEPR模型的关系：模型的关系：2 2对对直线形，直线形，3 3对对平面三角形，平面三角形，4 4对对四面体形。四面体形。价层电子对数成键对数孤对电子数VSEPRVSEPR模模型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

8、四面体形CH4/NH4+31三角锥形NH3/H3O+22V形H2O/H2S（3）价层电子对互斥理论与分子的立体构型价电子对的几何构型与分子空间构型的关系价电子对的几何构型与分子空间构型的关系无孤电对，二者相同。有孤电子时，二者不同，分子无孤电对，二者相同。有孤电子时，二者不同，分子 构型为省略孤电子对的剩余构型。构型为省略孤电子对的剩余构型。减小 减小 减小(4)价电子对之间斥力的大小顺序价电子对之间斥力的大小顺序孤电子对与孤电孤电子对与孤电子对间斥力子对间斥力_孤电子对与成键电子对间斥力孤电子对与成键电子对间斥力_成键电成键电子对与成键电子对斥力。即孤电子对越多，成键电子对子对与成键电子对斥

9、力。即孤电子对越多，成键电子对之间的斥力之间的斥力_，键角也，键角也_。如。如CH4、NH3、H2O分分子中键角依次子中键角依次_。越小越小 越小越小 减小减小 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概念：在外界条件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称为杂化轨道。NH3H2O参与杂化的轨道能量相近。杂化前后轨道数目不变，能量相同，但轨道形状、方向改变。杂化的目的是减少排斥力。杂化轨道只能形成键或容纳孤对

10、电子。杂化轨道数价层电子对数。可通过计算价层电子对数来进行杂化轨道数、杂化类型和分子构型的判断。spsp2思考：甲烷、乙烯、乙炔、苯中的碳原子是什么杂化类型？价电子总数价电子总数 补充：补充：“五方法五方法”判断中心原子的杂化类型判断中心原子的杂化类型(1)(1)根据杂化轨道的空间分布构型根据杂化轨道的空间分布构型 直线形直线形spsp，平面三角形平面三角形spsp2 2，四面体形四面体形spsp3 3(2)(2)根据杂化轨道间的夹角根据杂化轨道间的夹角 10928sp10928sp3 3，120sp120sp2 2，180sp180sp(3)(3)利用价层电子对数确定三种杂化类型利用价层电子

11、对数确定三种杂化类型(适用于一个中心适用于一个中心粒子粒子ABx)2 2对对spsp杂化，杂化，3 3对对spsp2 2杂化，杂化，4 4对对spsp3 3杂化杂化(4)(4)根据根据键数与孤电子对数键数与孤电子对数(适用于结构式已知的粒子适用于结构式已知的粒子)含含C C有机物：有机物：2 2个个sp,3sp,3个个spsp2,2,4 4个个spsp3 3 含含N N化合物：化合物：2 2个个spsp2,2,3 3个个spsp3 3 含含O(S)O(S)化合物：化合物：2 2个个spsp3 3(5)(5)根据等电子原理根据等电子原理 如如COCO2 2是直线形分子，是直线形分子，CNSCNS

12、与与COCO2 2是等电子体，所以分子是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用构型均为直线形，中心原子均采用spsp杂化。杂化。4.配位键和配位化合物 组成：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。形成条件：形成条件：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-。（1）配位键 概念：一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键。表示：A B(A表示提供孤电子对的原子，B表示提供空轨道的原子）（2）配位化合物注意：注意：当配体中有两种提供孤电子对的原子时，电负性小的为

13、配当配体中有两种提供孤电子对的原子时，电负性小的为配位原子。如位原子。如COCO中的中的C C，CNCN中的中的C C等。等。一般含内界与外界的配合物一般含内界与外界的配合物在水中内界与外界易电离分开。内界中配离子一般难电离。在水中内界与外界易电离分开。内界中配离子一般难电离。三、分子间作用力与分子的性质1.分子的极性极性分子与非极性分子的判断键的极性、分子空间构型分子极性的关系分子极性的判断正负电荷中心是否重合；3.范德华力（分子间作用力）定义：分子间微弱的相互作用。比化学键弱很多，一般只影响熔沸点、溶解性等物理性质结构相似，随极性和相对分子量的增大而增大。4.氢键形成及表示：X-HY （X

14、、YN、O、F）与范德华力的区别：方向性：分子间氢键为直线(X-HY)。大小：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。不存在于气态中，冰的密度小于水的原因。分子间氢键使物质：熔沸点、溶解性、硬度增大。5.分子晶体溶解性：相似相溶、氢键6.分子的手性：手性碳原子：连接4个不同原子或原子团的饱和碳原子。手性异构体：具有完全相同的组成和原具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为样互为镜像镜像，在三维空间里，在三维空间里不能重叠不能重叠的的现象。现象。手性分子：具有手性碳原子的分

15、子第三章晶体结构与性质1.了解化学键和分子间作用力的区别。2.理解离子键的形成，能根据结构解释其物理性质。3.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构及微粒、微粒间作用力的区别。5.了解常见晶体的结构模型、晶体类型的判断及晶胞的计算。一、晶体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、结构微粒周期性有序排列、自范性、各向异性、有固定熔点区别方法：固定熔点、晶胞(X-射线衍射)凝固凝华结晶3.获得晶体的三途径：4.晶胞：描述晶体结构的基本单元、无隙、并置(平行

16、排列、取向相同)1.四种晶体类型的比较：比较：分子晶体、原子晶体、金属晶体、离子晶体角度：构成粒子、粒子间作用力、硬度、熔沸点、溶解性、导电导热性、物质类别与实例二、常见晶体类型的结构与性质类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子 粒子间的相互作用力 (某些含氢键)硬度较小很大有的很大,有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高,有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂大多易溶于水等极性溶剂分子分子原子原子金属阳离子和金属阳离子和自由电子自由电子阴、阳离子阴、阳离子范德华力范德华力共价键共价键金属键金属键离子离子键键四种晶体类型的比较：类型比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体导

17、电、导热性一般不导电,溶于水后有的导电一般不具有导电性电和热的良导体晶体不导电,水溶液或熔融态导电物质类别及举例大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),部分非金属化合物(如SiC、SiO2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)续表：2、晶体类型的五种判断方法晶体类型的五种判断方法（1）.依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断 离子晶体的构成微粒是阴阳离子,微粒间作用力是离子键。原子晶体的构成微粒是原子,微粒间作用力

18、是共价键。分子晶体的构成微粒是分子,微粒间作用力为分子间作用力或氢键。金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子,微粒间作用力是金属键。（2）.依据物质的分类判断 金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体（AlCl3、BeCl2除外）；。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、硼等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸（所有）、绝大多数有机物(除有机盐外)以及惰性气体是分子晶体。常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等,常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅、刚玉、AlN、Si3N4等 金属单质(除汞外)和合金是金属晶体。（

19、3）.依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高。原子晶体的熔点很高。分子晶体的熔点低。金属晶体多数熔点高,但也有少数熔点很低。（4）.依据导电性判断 离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体,而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子,也能导电。金属晶体是电的良导体。（5）.依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大、硬而脆。原子晶体硬度大。分子晶体硬度小且较脆。金属晶体多数硬度大,但也有较低的,且具有延展性。另外,还需注意:常温下为气态或液态的物质,其晶体应属于分子晶体(Hg除外);石墨属于混合型晶体,但因层

20、内原子之间碳碳共价键的键长为1.4210-10 m,比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为1.5410-10 m)短,所以熔、沸点高于金刚石;AlCl3晶体中虽含有金属元素,但属于分子晶体,熔、沸点低(熔点190);合金的硬度比其成分金属大,熔、沸点比其成分金属低。1.不同类型晶体熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律: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。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。三、晶体熔、沸点的比较（1）定义：气态离子形

21、成1mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：KJ/mol（2）影响因素：离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大；离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。（3）与离子晶体性质的关系：晶格能越大形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。晶格能(2)离子晶体 一般地说,离子所带的电荷数越多,离子半径越小,熔、沸点就越高,如熔点:MgONaClCsCl。衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度越大。(3)分子晶体 具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如熔、沸点:H2OH2TeH2SeH2S。组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越

22、高,如熔、沸点:SnH4GeH4SiH4CH4。组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔、沸点越高,如熔、沸点:CON2。对于烷烃的同分异构体,支链越多,熔、沸点越低。(4)金属晶体 金属离子半径越小,价电子数越多,其金属键越强,金属熔、沸点越高,如熔、沸点:NaMg液态物质的沸点气态物质的沸点,如硫的沸点比溴大,溴的沸点比二氧化碳大等。四、常见晶体结构模型及晶胞的计算1 1、晶体晶体的基本类的基本类型型晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合,形成正四面体结构(2)键角均为10928(3)最小碳环由个C组成且六原子不在同一平面内(4)每个

23、C参与4条 键的形成,C原子数与 键数之比为（5）含有1 mol C的金刚石中形成的CC有_ mol。（6）在金刚石的晶胞中，内部的C在晶胞的体对角线的 _ 处。每个晶胞含有_ 个C。61 2四、常见晶体结构模型及晶胞的计算281 1、晶体晶体的基本类的基本类型型晶体晶体结构晶体详解原子晶体SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合,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)=12(3)最小环上有12个原子,即6个O、6个Si（4）在SiO2晶体中Si、O原子均采取_杂化。四、常见晶体结构模型及晶胞的计算sp3 离子晶体NaCl型(1)每个Na+(Cl-)周

24、围等距且紧邻的Cl-(Na+)有个。每个Na+周围等距且紧邻的Na+有个(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-有个,每个Cl-周围等距且紧邻的Cs+有，配位数为8.(2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-61288分子晶体干冰(1)干冰晶体中，每个干冰晶体中，每个CO2分子周分子周围等距且紧邻的围等距且紧邻的CO2分子有分子有_个，个，属于分子密堆积。晶胞中含有属于分子密堆积。晶胞中含有_个个CO2分子。同类晶体还有晶体分子。同类晶体还有晶体I2、晶体、晶体O2等。等。冰(2)冰的结构模型中，每个水分子与相邻的_个水分子以氢键相

25、连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成 _ mol氢键。晶胞结构与金刚石相似，含有8个H2O。12244金属晶体面心立方最密堆积又称为A1型或铜型,典型代表Cu、Ag、Au,配位数为,空间利用率74%体心立方堆积又称为A2型或钾型,典型代表Na、K、Fe,配位数为,空间利用率为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,空间利用率74%12128说明：六方最密堆积是按说明：六方最密堆积是按ABABAB的方式堆积，面心立方最密堆积是按的方式堆积，面心立方最密堆积是按ABCABCABC的方式堆积。的方式堆积。混混合合晶晶体体石墨石墨(1)(1)石墨层状晶体中石墨

26、层状晶体中,层与层层与层之间的作用是范德华力之间的作用是范德华力 (2)(2)平均每个正六边形拥有的平均每个正六边形拥有的碳原子个数是碳原子个数是2 2,每个碳1.5键C C原子采取的杂化方式是原子采取的杂化方式是 _(3)(3)每层中存在每层中存在键和键和键键(4)CC(4)CC的键长比金刚石的的键长比金刚石的CCCC键长短键长短,熔点比金刚石的熔点比金刚石的高高(5)(5)硬度不大、有滑腻感、能硬度不大、有滑腻感、能导电导电sp22 2、晶体晶体结构中的有关计算结构中的有关计算（1 1）晶体晶体结构中粒子数目的有关计算结构中粒子数目的有关计算-均摊法均摊法长方体(包括立方体)晶胞中不同位置

27、的粒子数的计算原则：原则：晶胞任意位置上的一个粒子如果是被晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n n个晶胞所共有，个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是_。非长方体(立方体)晶胞中粒子数目的计算非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用均摊法，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点1个碳原子对六边形的贡献为1/3，那么每一个六边形实际有61/32个碳原子。又如，在六棱柱晶胞(如图所示MgB2的晶胞)中，顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，底面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个

28、数为121/6 21/23，硼原子个数为6。计算晶体密度的方法若1个晶胞中含有x个微粒,则1 mol晶胞中含有x mol微粒,其质量为xM g M为微粒的式量;又因为1个晶胞的质量为a3 g(a3为晶胞的体积，为晶胞的密度),则1 mol晶胞的质量为a3NA g,因此有：xMa3NA 计算晶体中微粒间距离的方法（2）计算晶体密度和晶体中微粒间距离体心立方堆积4r 3a体对角线长3a思思考考：如图、金金刚刚石石晶晶胞胞中中含含有有8 8个个碳碳原原子子。若若碳碳原原子子半半径径为为r r，金金刚刚石石晶晶胞胞的的边边长长为为a a，根根据据硬硬球球接接触触模模型型，找找出出r r与与a a的的关关系系；计计算算碳碳原原子子在在晶晶胞胞中的空间占有率中的空间占有率和密度和密度。方法：把整个晶体拆分成8个小立方晶体 1mol金刚石质量12g,，含NA个C原子，一个金刚石晶胞体积是：而每个晶胞内含8个C原子，所以有：(r为碳原子半径)金刚石密度的计算：例.(2016年全国卷,37节选)晶胞有两个基本要素:(1)原子坐标参数,表示晶胞内部各原子的相对位置,如图为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标参数A为(0,0,0);B为(,0 ,);C为(,0)。则D原子的坐标参数为 。(2)晶胞参数,描述晶胞的大小和形状,已知Ge单晶的晶胞参数a=565.76 pm,其密度为：gcm-3(列出计算式即可)。