高考化學(xué) 專題二十五 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt

原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),(一)原子結(jié)構(gòu) 1.基態(tài)原子核外電子排布,1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f,2n2,2.原子軌道,球形對(duì)稱,啞鈴形,1,3,5,7,nsnpndnf,相等,相等,3.基態(tài)原子核外電子排布依據(jù) (1)能量最低原理 原子的核外電子排布遵循構(gòu)造原理，使整個(gè)原子的能量處于 。 基態(tài)原子核外電子在原子軌道上排布順序：1s2s 。,最低狀態(tài),2p3s3p4s3d4p5s,(2)泡利原理 1個(gè)原子軌道里最多容納 個(gè)電子，且自旋方向相反。 (3)洪特規(guī)則 電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先 ，且自旋方向 。 洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在 (p6、d10、f14)、 (p3、d5、f7)和 (p0、d0、f0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為 。,2,單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道,相同,全滿,半滿,全空,1s22s22p63s23p63d54s1,4.基態(tài)原子核外電子排布的表示方法,1s22s22p63s23p4,Ne3s23p4,3s23p4,5.原子核外電子的躍遷與原子光譜 (1)原子的狀態(tài)和原子光譜的關(guān)系： 說明：原子核外的電子發(fā)生躍遷時(shí)吸收或釋放的能量一般都以光譜形式呈現(xiàn)。,最低,吸收,吸收,發(fā)射,釋放,較高,(2)原子光譜 原子發(fā)生 時(shí)會(huì)吸收或釋放不同的光，可以用光譜儀攝取不同元素的各種元素的電子 或 總稱原子光譜。 (3)光譜分析 在現(xiàn)代化學(xué)中，利用 上的特征譜線來 的分析方法。,躍遷,吸收光譜,發(fā)射光譜,原子光譜,鑒定元素,(二)原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系 1.原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系,注意：能層數(shù)電子層數(shù)周期數(shù) 價(jià)電子數(shù)主族序數(shù),2.周期表的分區(qū)與原子的價(jià)電子排布的關(guān)系,ns12,ns2np16,(n1)d19ns12,越大,越小,減小,增大,2.電離能 (1)含義 第一電離能：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 ，符號(hào) 。 單位 。 (2)規(guī)律 同周期：第一種元素的第一電離能 ，最后一種元素的第一電離能 ，總體呈現(xiàn) 的變化趨勢(shì)。 同族元素：從上至下第一電離能 。 同種原子：逐級(jí)電離能越來越 ，(即I1 I2 I3)。,最低能量,I,kJmol1,最小,最大,從左到右逐漸增大,逐漸減小,大,(3)應(yīng)用 判斷元素金屬性的強(qiáng)弱： 電離能越小，金屬原子越 失去電子，金屬性 ，反之越 。 判斷元素的化合價(jià)(I1、I2表示各級(jí)電離能) 如果某元素的In1In，則該元素的常見化合價(jià)為n。如鈉元素I2I1，所以鈉原子的最外層電子數(shù)為1，其化合價(jià)為1。 判斷核外電子的分層排布情況 多電子原子中，元素的各級(jí)電離能逐級(jí)增大，當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時(shí)，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。 判斷原子的核外電子排布特點(diǎn) 同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當(dāng)元素的核外電子排布是全空、半充滿和全充滿狀態(tài)時(shí)，第一電離能就會(huì)反常的大。,容易,越強(qiáng),弱,3.電負(fù)性 (1)含義 不同元素的原子在化合物中 能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中 的能力越 。 (2)標(biāo)準(zhǔn) 以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為 和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))。 (3)變化規(guī)律 金屬元素的電負(fù)性一般 ，非金屬元素的電負(fù)性一般 ，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。 在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸 ，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸 。,吸引鍵合電子,吸引鍵合電子,強(qiáng),4.0,小于1.8,大于1.8,增大,減小,(4)應(yīng)用,4.原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的遞變規(guī)律,相同,依次增多,相同,依次遞增,依次減小,依次增大,依次增大的趨勢(shì),依次減小,依次增大,依次減小,原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)的關(guān)系,分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),(一)共價(jià)鍵 1.本質(zhì) 在原子之間形成共用電子對(duì)。 2.特征 具有飽和性和方向性。,3.分類,頭碰頭,發(fā)生偏移,不發(fā)生偏移,4.鍵參數(shù) (1)鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響 (2)鍵參數(shù)與分子穩(wěn)定性的關(guān)系 鍵能越 ，鍵長(zhǎng)越 ，分子越穩(wěn)定。,大,短,穩(wěn)定性,空間構(gòu)型,(1)只有兩原子的電負(fù)性相差不大時(shí)，才能形成共用電子對(duì)，形成共價(jià)鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性相差很大(大于1.7)時(shí)，不會(huì)形成共同電子對(duì)，這時(shí)形成離子鍵。 (2)同種元素原子間形成的共價(jià)鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價(jià)鍵為極性鍵。,(二)分子的立體結(jié)構(gòu) 1.雜化軌道的類型,180,直線形,120,平面三角形,10928,正四面體形,2.價(jià)層電子對(duì)互斥理論與分子構(gòu)型,直線形,直線形,三角形,三角形,四面體形,四面體形,三角錐形,V形,V形,CO2,BF3,CH4,NH3,H2O,用價(jià)層電子對(duì)互斥理論推測(cè)分子或離子的思維程序 用價(jià)層電子對(duì)互斥理論推測(cè)簡(jiǎn)單分子(ABn型)、離子(AB型)空間構(gòu)型的方法,3.等電子原理 (1)原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征，分子具有相似的立體構(gòu)型 (2)常見等電子體,(三)配位鍵和配合物 1.配位鍵 由一個(gè)原子提供一對(duì)電子與另一個(gè)接受電子的原子形成的 。 2.配位鍵的表示方法 AB：A表示 孤電子對(duì)的原子，B表示 共用電子對(duì)的原子。,共價(jià)鍵,提供,接受,孤電子對(duì),有空軌道,(四)分子間作用力 1.概念 物質(zhì)分子之間 存在的相互作用力，稱為分子間作用力。 2.分類 分子間作用力最常見的是 和 。 3.強(qiáng)弱 范德華力 氫鍵 化學(xué)鍵。 4.范德華力 范德華力主要影響物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高，硬度越大。一般來說，_相似的物質(zhì)，隨著 的增加，范德華力逐漸 。,范德華力,氫鍵,普遍,組成和結(jié)構(gòu),相對(duì)分子質(zhì)量,增大,5.氫鍵 (1)形成 已經(jīng)與 的原子形成共價(jià)鍵的 (該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個(gè)分子中 的原子之間的作用力，稱為氫鍵。 (2)表示方法 AHB (3)特征 具有一定的 性和 性。 (4)分類 氫鍵包括 氫鍵和 氫鍵兩種。 (5)分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響 主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn) ，對(duì)電離和溶解度等產(chǎn)生影響。,電負(fù)性很強(qiáng),氫原子,電負(fù)性很強(qiáng),方向,飽和,分子內(nèi),分子間,升高,(五)分子性質(zhì) 1.分子的極性,重合,不重合,非極性鍵或極性鍵,非極性鍵或極性鍵,對(duì)稱,不對(duì)稱,2.溶解性 (1)“相似相溶”的規(guī)律 非極性溶質(zhì)一般能溶于_，極性溶質(zhì)一般能溶于_。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度_。 (2)“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性 如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 3.無機(jī)含氧酸分子的酸性 無機(jī)含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強(qiáng)，如酸性：HClOHClO2HClO3HClO4。,非極性溶劑,極性溶劑,增大,判斷分子極性的思維程序,晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì),1.四種晶體類型的比較,分子,原子,陰、陽離子,范德華力,共價(jià)鍵,金屬鍵,離子鍵,較小,很大,很大,很小,較大,較低,很高,很高,很低,較高,2.典型晶體模型,4,10928,6,12,4,12,12,12,12,4,4,8,6,6,12,8,12,分類比較晶體的熔、沸點(diǎn) 1.不同類型晶體的熔、沸點(diǎn)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(diǎn)差別很大，如鎢、鉑等熔、沸點(diǎn)很高，汞、鎵、銫等熔、沸點(diǎn)很低，金屬晶體一般不參與比較。 2.原子晶體 由共價(jià)鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長(zhǎng)短，鍵能大，晶體的熔、沸點(diǎn)高。如熔點(diǎn)：金剛石石英碳化硅硅。,3.離子晶體 一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強(qiáng)，其離子晶體的熔、沸點(diǎn)就越高，如熔點(diǎn)：MgOMgCl2NaClCsCl。 4.分子晶體 (1)分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸點(diǎn)反常地高。如H2OH2TeH2SeH2S。,(2)組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，熔、沸點(diǎn)越高，如SnH4GeH4SiH4CH4，F(xiàn)2N2，CH3OHCH3CH3。 (4)同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點(diǎn)越低。 例如：CH3CH2CH2CH2CH3,要點(diǎn)一 基態(tài)原子核外電子排布式和軌道表示式的書寫,1.第四周期基態(tài)原子核外電子排布的特殊性 在過渡金屬中，有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對(duì)于構(gòu)造原理有1個(gè)電子的偏差。這是因?yàn)槟芰肯嗤脑榆壍涝谌錆M(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。如第四周期中：,2.基態(tài)原子核外電子排布表示方法中的注意事項(xiàng) (1)在寫基態(tài)原子的電子排布圖時(shí)，常出現(xiàn)以下錯(cuò)誤： (2)當(dāng)出現(xiàn)d軌道時(shí)，雖然電子按ns、(n1)d、np順序填充，但在書寫電子排布式時(shí)，仍把(n1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正確，F(xiàn)e：1s22s22p63s23p64s23d6錯(cuò)誤。,(3)注意對(duì)比原子電子排布式、簡(jiǎn)化電子排布式、元素外圍電子排布式的區(qū)別與聯(lián)系。 如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 簡(jiǎn)化電子排布式：Ar3d64s2; 外圍電子排布式：3d64s2 3.根據(jù)元素周期表進(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：(1)位于s區(qū)的A、A族分別為Ar4s1、Ar4s2；(2)位于p區(qū)的主族元素Ar3d104s24p族序數(shù)2(0族除外)；(3)位于d區(qū)的副族元素Ar3dm4sn(mn族序數(shù)，族除外)；(4)位于ds區(qū)的副族元素Ar3d104sm(m族序數(shù))。,【典例示范1】 (2015山東日照聯(lián)考)A、B、C、D、E、F代表6種元素。請(qǐng)?zhí)羁眨?(1)A元素基態(tài)原子的最外層有2個(gè)未成對(duì)電子，次外層有2個(gè)電子，其元素符號(hào)為_； (2)B元素的負(fù)一價(jià)離子和C元素的正一價(jià)離子的電子層結(jié)構(gòu)都與氬相同，B的元素符號(hào)為_，C的元素符號(hào)為_；,(3)D元素的正三價(jià)離子的3d能級(jí)為半充滿，D的元素符號(hào)為_，其基態(tài)原子的電子排布式為_； (4)E元素基態(tài)原子的M層全充滿，N層沒有成對(duì)電子，只有一個(gè)未成對(duì)電子，E的元素符號(hào)為_，其基態(tài)原子的電子排布式為_。 (5)F元素的原子的最外層電子排布式為nsnnpn1，則n_；原子中能量最高的是_電子。,解析 (1)A元素基態(tài)原子的次外層有2個(gè)電子，故次外層為K層，A元素有2個(gè)電子層，由題意可寫出其電子排布圖為 ，則該元素核外有6個(gè)電子，為碳元素，其元素符號(hào)為C，另外氧原子同樣也符合要求，其電子排布圖為： 。 (2)B、C的電子層結(jié)構(gòu)都與Ar相同，即核外都有18個(gè)電子，則B為17號(hào)元素Cl，C為19號(hào)元素K。,(3)D元素原子失去2個(gè)4s電子和1個(gè)3d電子后變成3價(jià)離子，其原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2即26號(hào)元素鐵。 (4)根據(jù)題意要求，首先寫出電子排布式： 1s22s22p63s23p63d104s1，該元素為29號(hào)Cu。 (5)s能級(jí)只有1個(gè)原子軌道，故最多只能容納2個(gè)電子，即n2，所以元素F的原子的最外層電子排布式為2s22p3，由此可知F是N元素；根據(jù)核外電子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外電子中的2p能級(jí)能量最高。 答案 (1)C或O (2)Cl K (3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2 (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1 (5)2 2p,【借題發(fā)揮】 核外電子的能量并不是完全按能層序數(shù)的增加而升高，不同能層的能級(jí)之間的能量高低有交錯(cuò)現(xiàn)象，如E (3d) E（4s）、E (4d) E（5s）、E (5d) E（6s）、E (6d) E（7s）、E (4f) E（5p）、E (4f) E（6s）等。,要點(diǎn)二 雜化軌道類型及分子空間構(gòu)型的判斷,1.由雜化軌道數(shù)判斷 雜化軌道用來形成鍵和容納孤電子對(duì)，所以有公式： 雜化軌道數(shù)中心原子的孤電子對(duì)數(shù)中心原子的鍵個(gè)數(shù)。,2.由分子組成和分子空間構(gòu)型判斷,【典例示范2】 (2014河南信陽期末)下列描述中正確的是( ) A.CS2為V形的極性分子 B.ClO的空間構(gòu)型為平面三角形 C.CO的空間構(gòu)型為三角錐形 D.SiF4和SO的中心原子均為sp3雜化,解析 CS2屬于sp雜化為直線形非極性分子，A項(xiàng)錯(cuò)；ClO離子中心原子Cl存在三對(duì)共用電子對(duì)，有一對(duì)孤電子，應(yīng)為三角錐形，B項(xiàng)錯(cuò)；CO中存在三對(duì)共用電子對(duì)，沒有孤電子對(duì)，為平面三角形，C項(xiàng)錯(cuò)誤；SiF4是正四面體結(jié)構(gòu)，SO是三角錐結(jié)構(gòu)，都同為sp3雜化，D項(xiàng)正確。 答案 D,【借題發(fā)揮】 價(jià)層電子對(duì)互斥理論能預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型，但不能解釋分子的成鍵情況，雜化軌道理論能解釋分子的成鍵情況，但不能預(yù)測(cè)分子的幾何構(gòu)型。兩者相結(jié)合，具有一定的互補(bǔ)性，可達(dá)到處理問題簡(jiǎn)便、迅速、全面的效果。,要點(diǎn)三 分子極性的判斷,1.根據(jù)所含鍵的類型及分子的空間構(gòu)型判斷 非極性分子、極性分子的判斷，首先看鍵是否有極性，然后再看各鍵的空間排列狀況。鍵無極性，分子必?zé)o極性；鍵有極性，各鍵空間排列均勻，使鍵的極性相互抵消，分子無極性；鍵有極性，各鍵空間排列不均勻，不能使鍵的極性相互抵消，分子有極性。 共價(jià)鍵的極性與分子極性的關(guān)系可總結(jié)如下：,2.根據(jù)中心原子最外層電子是否全部成鍵判斷 中心原子即其他原子圍繞它成鍵的原子。分子中的中心原子最外層電子若全部成鍵，此分子一般為非極性分子；分子中的中心原子最外層電子若未全部成鍵，此分子一般為極性分子。 CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外層電子均全部成鍵，它們都是非極性分子。 H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外層電子均未全部成鍵，含孤對(duì)電子，它們都是極性分子。,【典例示范3】 (2015湖南岳陽質(zhì)檢)已知H和O可以形成H2O和H2O2兩種化合物，試根據(jù)有關(guān)信息完成下列問題： (1)水是維持生命活動(dòng)所必需的一種物質(zhì)。 1 mol冰中有_mol氫鍵。 用球棍模型表示的水分子結(jié)構(gòu)是_。,(2)已知H2O2分子的結(jié)構(gòu)如圖所示：H2O2分子不是直線形的，兩個(gè)氫原子猶如在半展開的書的兩面上，兩個(gè)氧原子在書脊位置上，書頁夾角為9352，而兩個(gè)OH鍵與OO鍵的夾角均為9652。,試回答： H2O2分子的電子式是_，結(jié)構(gòu)式是_。 H2O2分子是含有_鍵和_鍵的_(填“極性”或“非極性”)分子。 H2O2難溶于CS2，簡(jiǎn)要說明理由：_ _。 H2O2中氧元素的化合價(jià)是_，簡(jiǎn)要說明原因 _。,解析 (1)在冰中，每個(gè)水分子與周圍的4個(gè)水分子形成4個(gè)氫鍵，按“均攤法”計(jì)算，相當(dāng)于每個(gè)水分子有2個(gè)氫鍵；水分子為V形結(jié)構(gòu)。 (2)由H2O2的空間構(gòu)型圖可知，H2O2是極性分子，分子內(nèi)既有極性鍵，又有非極性鍵，而CS2為非極性分子，根據(jù)“相似相溶”規(guī)律，H2O2難溶于CS2。 答案 (1)2 B (2) HOOH 極性 非極性 極性 因H2O2為極性分子，而CS2為非極性溶劑，根據(jù)“相似相溶”規(guī)律，H2O2難溶于CS2 1價(jià) 因OO鍵為非極性鍵，而OH鍵為極性鍵，共用電子對(duì)偏向氧，故氧為1價(jià),要點(diǎn)四 晶胞中微粒的計(jì)算方法均攤法,【典例示范4】 (2015吉林高三期末)某離子晶體的晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示，X( )位于立方體的頂點(diǎn)，Y( )位于立方體的中心。試分析： (1)晶體中每個(gè)Y同時(shí)吸引_個(gè)X。 (2)該晶體的化_。 (3)設(shè)該晶體的摩爾質(zhì)量為M gmol1，晶體的密度為 gcm3，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則晶體中兩個(gè)距離最近的X之間的距離為_cm。,【借題發(fā)揮】 1.克服計(jì)算晶胞中粒子個(gè)數(shù)的思維定勢(shì) 2.晶胞質(zhì)量、體積及其密度的關(guān)系,