《（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 專題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt》由會(huì)員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 專題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt（28頁珍藏版）》請?jiān)谘b配圖網(wǎng)上搜索。
1、專題二十五物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì),考點(diǎn)一原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),,知識清單,一核外電子的運(yùn)動(dòng)特征 1.利用統(tǒng)計(jì)學(xué)的方法,用電子在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少來描述原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。 2.對“電子云”圖的認(rèn)識 (1)“電子云”圖是指用小黑點(diǎn)的疏密來表示電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)機(jī)會(huì)多少的一種圖像。 (2)電子在核外空間一定范圍內(nèi)出現(xiàn),好像帶負(fù)電荷的云霧籠罩在原子核周圍,人們形象地稱之為“電子云”。,(3)在離核越近處,單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)越多,“電子云”(小黑點(diǎn)表示)的密度越大;相反,在離核越遠(yuǎn)處,單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的機(jī) 會(huì)越少,“電子云”的密度越小。 二能層與能級 1.不同能層的能級組成 同一能
2、層的能級總是從s能級開始,能層的能級數(shù)等于該能層的序數(shù):第一能層只有1個(gè)能級(1s),第二能層有2個(gè)能級(2s和2p),第三能層有3個(gè)能級(3s、3p和3d),依次類推。 2.不同能層中各能級之間的能量大小關(guān)系 (1)不同能層中同一能級,能層序數(shù)越大能量越高。 例如1s<2s<3s2p<3p<4p,(2)同一能層中,各能級之間的能量大小關(guān)系是s
3、個(gè)數(shù)及各軌道電子數(shù),(2)不同能層、能級最多容納的電子數(shù),三基態(tài)原子核外電子排布的表示 1.依據(jù) (1)能量最低原理 原子核外電子先占據(jù)能量低的軌道,然后依次進(jìn)入能量較高的軌道,這,樣使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。 (2)泡利原理 在一個(gè)原子軌道里,最多只能容納2個(gè)電子,而且它們的自旋狀態(tài)相反,這個(gè)原理稱為泡利原理。 (3)洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時(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,而且自旋狀態(tài)相同,這個(gè)規(guī)則稱為洪特規(guī)則。 2.表示形式 (1)電子排布式 a.用數(shù)字在能級符號的右上角標(biāo)明該能級上排布的電子數(shù),這就是電子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s
4、1。,b.為了避免電子排布式的書寫過于繁瑣,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外加方括號的形式表示,例如K:Ar4s1。 (2)電子排布圖 每個(gè)方框代表一個(gè)原子軌道,每個(gè)箭頭代表一個(gè)電子。如N元素基態(tài)原子的電子排布圖為: N: 四第一電離能及其變化規(guī)律 1.概念:氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能。,2.變化規(guī)律 (1)同周期元素從左到右,第一電離能呈增大趨勢,但有些元素(如Be、Mg、N、P等)的第一電離能比其右邊相鄰的元素的第一電離能高些,這是因?yàn)樗鼈兊淖钔鈱舆_(dá)到了全充滿或半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)。 (2)同主族元素自上而
5、下,第一電離能依次減小,但在同一副族中,自上而下第一電離能變化幅度不大,且不太規(guī)律。 五電負(fù)性及其應(yīng)用 1.概念:描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小,電負(fù)性越大的原子,對鍵合電子的吸引力越大。 2.應(yīng)用 (1)衡量元素在化合物中吸引電子的能力,一般,同一周期從左到右,元素電負(fù)性遞增;同一主族從上到下,元素電負(fù)性遞減。副族元素的電負(fù)性沒有明顯規(guī)律。指定氟的電負(fù)性為4.0,并以此作為標(biāo)準(zhǔn)確定其他元素的電負(fù)性。 (2)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。,考點(diǎn)二分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),,一分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1.分子構(gòu)型、分子極性及手性分子,2.雜化軌道類型與軌道空間構(gòu)型的關(guān)系及常見
6、分子,一般來說,一個(gè)原子有幾個(gè)軌道參與雜化就會(huì)形成幾個(gè)能量相同的雜化軌道,就形成幾個(gè)共價(jià)鍵,形成對應(yīng)的一般分子構(gòu)型;如果分子中存在孤對電子,分子構(gòu)型會(huì)發(fā)生變化,如NH3、H2O等。另外,具有相同價(jià)電子數(shù)和相同原子數(shù)的分子(或離子)具有相似的結(jié)構(gòu)特征。 3.用價(jià)層電子對互斥理論判斷共價(jià)分子結(jié)構(gòu)的一般規(guī)律 (1)如果中心原子的價(jià)電子都用于形成共價(jià)鍵,分子的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子個(gè)數(shù)n來預(yù)測。,(2)如果價(jià)層電子中有未成鍵的孤對電子,則幾何構(gòu)型發(fā)生相應(yīng)的變化,可用價(jià)層電子對互斥理論解釋。 中心原子上的孤電子對數(shù)=(a-xb),其中a為中心原子價(jià)電子數(shù),x為與中 心原子結(jié)合的原子數(shù),b為與中心
7、原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)。 在確定了鍵電子對數(shù)和中心原子上的孤電子對數(shù)后,把它們相加便可確定分子中的中心原子上的價(jià)層電子對數(shù)。由價(jià)層電子對的相互排斥,得到含有孤電子對的VSEPR模型,然后,略去VSEPR模型中的中心原子上的孤電子對,便可得到分子的立體構(gòu)型。,二鍵和鍵的比較,三配合物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和應(yīng)用,考點(diǎn)三晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì),,一晶體的基本類型與性質(zhì),二常見的晶體結(jié)構(gòu)模型,方法綜合題常見設(shè)問的解題方法 1.基態(tài)原子核外電子排布式的書寫方法 (1)構(gòu)造原理,方法技巧,能量:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s (2)依據(jù)構(gòu)造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3
8、d、4p)、各能級最多容納的電子數(shù)及能量最低原理,電子依次由低能級向高能級排列,如33號砷元素,首先排滿1s2,依次為2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10,最后是4p3;然后把3d10調(diào)至4s2之前,以使同能層的電子排在一起,即得該元素基態(tài)原子的電子排布式。 為了避免電子排布式書寫過于繁瑣,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外加方括號表示,例如K:Ar4s1。 (3)根據(jù)元素周期表分區(qū)進(jìn)行書寫。如第4周期中各元素基態(tài)原子的電子排布式有如下規(guī)律:位于s區(qū)的A、A族分別為Ar4s1、Ar4s2;,位于p區(qū)的主族元素原子的核外電子排布式為Ar3d104s24
9、p族序數(shù)-2;位于d區(qū)的副族元素原子的核外電子排布式為Ar3dm4sn(m+n=族序數(shù),族除外);位于ds區(qū)的副族元素原子的核外電子排布式為Ar3d104sm(m=族序數(shù))。 2.中心原子雜化方式的判斷技巧 若m為與中心原子結(jié)合的原子數(shù),n為中心原子的孤電子對數(shù),則: m+n=2,中心原子雜化方式為sp; m+n=3,中心原子雜化方式為sp2; m+n=4,中心原子雜化方式為sp3。 3.晶體結(jié)構(gòu)中的有關(guān)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),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
10、“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)。,(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體晶胞的體積或晶胞參數(shù)a(晶胞邊長) 對于立方晶胞,可建立如下求算途徑: 得關(guān)系式:=(a表示晶胞邊長,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) 4.物質(zhì)熔沸點(diǎn)的判斷 原子晶體中,原子間鍵長越短,鍵能越大,共價(jià)鍵越穩(wěn)定,物質(zhì)熔沸點(diǎn)越高;,反之越低。 離子晶體中,陰、陽離子半徑越小,離子所帶電荷數(shù)越多,離子鍵越強(qiáng),熔沸點(diǎn)越高;反之越低
11、。 金屬晶體中,金屬原子的價(jià)電子數(shù)越多,原子半徑越小,金屬陽離子與自由電子的靜電作用越強(qiáng),熔沸點(diǎn)越高;反之越低。 分子晶體中,范德華力越大,物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高;反之越低(具有氫鍵的分子晶體的熔沸點(diǎn)反常,較高)。 (1)一般,組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體,相對分子質(zhì)量越大,范德華力越強(qiáng),物質(zhì)的熔沸點(diǎn)越高。 (2)在高級脂肪酸甘油酯中,不飽和程度越大,熔沸點(diǎn)越低。 (3)烴、鹵代烴、醇、醛、羧酸等有機(jī)物,一般隨著分子里碳原子數(shù)的,增多,熔沸點(diǎn)升高。 (4)鏈烴及其衍生物的同分異構(gòu)體隨著支鏈的增多,熔沸點(diǎn)降低。 (5)相同碳原子數(shù)的有機(jī)物,分子中官能團(tuán)不同時(shí),一般隨著相對分子質(zhì)量的增大,熔沸點(diǎn)升高;官能團(tuán)
12、相同時(shí),官能團(tuán)數(shù)越多,熔沸點(diǎn)越高。 晶體類型不同時(shí),一般熔沸點(diǎn)規(guī)律為原子晶體離子晶體分子晶體,金屬晶體有高有低。,例(2017江西五市八校第二次聯(lián)考,37)有A、B、C、D、E五種原子序數(shù)依次增大的元素(原子序數(shù)均小于30)。A的基態(tài)原子2p能級有3個(gè)單電子;C的基態(tài)原子2p能級有1個(gè)單電子;E原子最外層有1個(gè)單電子,其次外層有3個(gè)能級且均排滿電子;D與E同周期,價(jià)電子數(shù)為2。則: (1)B元素的氫化物的沸點(diǎn)是同族元素氫化物中最高的,原因是。 (2)A、B、C 三種元素的氫化物穩(wěn)定性由強(qiáng)到弱的順序?yàn)?用化學(xué)式表示)。 (3)A的最簡單氫化物分子的空間構(gòu)型為,其中A原子的雜化類型是雜化。 (4)
13、A的單質(zhì)中鍵的個(gè)數(shù)為,鍵的個(gè)數(shù)為。,(5)寫出基態(tài)E原子的價(jià)電子排布式:。 (6)C和D形成的化合物的晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示,已知晶體的密度為 gcm-3,阿伏加德羅常數(shù)的值為NA,設(shè)晶胞邊長為a cm,則a =。(用含、NA的計(jì)算式表示),解題導(dǎo)引根據(jù)元素周期表及電子排布知識先推斷出A、B、C、D、 E五種元素,然后根據(jù)物質(zhì)結(jié)構(gòu)有關(guān)知識,逐一解答各設(shè)問即可。 解析根據(jù)題干信息不難推出A、B、C、D、E五種元素分別是N、 O、F、Ca、Cu。 (2)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性與元素的非金屬性有關(guān),由于非金屬性FON,所以穩(wěn)定性HFH2ONH3。 (3)A的最簡單氫化物是NH3,中心原子N原子的價(jià)層電子對數(shù)是4,孤電子對數(shù)是1,所以NH3分子的空間構(gòu)型是三角錐形,N原子的雜化類型是sp3雜化。 (4)N2的結(jié)構(gòu)式是,所以鍵個(gè)數(shù)是1,鍵個(gè)數(shù)是2。 (6)C和D形成的化合是CaF2,一個(gè)晶胞中有4個(gè)“CaF2”,所以一個(gè)晶胞,質(zhì)量是g,一個(gè)晶胞的體積是a3 cm3,根據(jù)== ,則a=。 答案(1)H2O分子間存在氫鍵(2)HFH2ONH3 (3)三角錐形sp3(4)12(5)3d104s1 (6),
（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 專題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt
