2018届二轮复习物质结构与性质课件（41张）（全国通用）

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物质结构与性质 1 ．原子结构与元素的性质 (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 (1 ～ 36 号 ) 原子核外电子的排布，了解原子核外电子运动状态。 (2) 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些 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。 2 ．化学键与物质的性质 (1) 理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 (2) 了解共价键的主要类型 σ 键和 π 键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 (3) 了解简单配合物的成键情况。 (4) 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。 (5) 理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 (6) 了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型 (sp ， sp 2 ， sp 3 ) ，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者离子的空间结构。 3 ．分子间作用力与物质的性质 (1) 了解化学键和分子间作用力的区别。 (2) 了解氢键的存在对物质的影响，能列举含有氢键的物质。 (3) 了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构粒子及粒子间作用力的区别。 1. 基态原子的核外电子排布 (1) 排布规律： 能量最 低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道 泡利原理 每个原子轨道上最多只容纳 2 个自旋方向相反的电子 洪特规则 当电子排布在能量相同的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同 (2) 表示形式： ① 电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。如 K ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 或 [Ar]4s 1 。 ② 电子排布图 ( 轨道表示式 ) ：每个小框 ( 或圆圈 ) 代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子的电子排布图为 [ 特别提醒 ] 洪特通过光谱实验得出：能量相近的原子轨道在全充满、半充满和全空时体系能量较低，原子较稳定。如 Cr 原子的电子排布式为 [Ar]3d 5 4s 1 ， Cu 原子的电子排布式为 [Ar]3d 10 4s 1 。 2 ．元素电离能、电负性的变化规律 (1) 电离能的变化规律： ① 同一元素： I 1 < I 2 < I 3 …… ② 同一族元素：随原子序数的增大，电子层数相应增多，核电荷数和原子半径都在增大，原子半径的增大起主要作用，所以同一族内， I 1 随核电荷数的增大而减小。 ③ 同一周期元素： I 1 的总趋势是增大的，但 ⅡA 族、 ⅤA 族部分元素例外，比相邻族元素的第一电离能都高。 (2) 电负性的变化规律： ①同一周期，从左到右，电负性逐渐增大； ②同一主族，从上到下，电负性逐渐减小； ③副族元素的电负性没有明显的变化规律。 1. 判断分子极性的方法 (1) 由非极性键构成的双原子分子一定是非极性分子，如 H 2 、 O 2 等。 (2) 由极性键构成的分子可能是极性分子或非极性分子： ①若分子的空间构型呈对称结构，则为非极性分子，如 CO 2 、 CH 4 等； ②若分子的空间构型不对称，则为极性分子，如 NH 3 、 CH 3 Cl 等。 (3) 常见分子的极性： 分子类型 空间 构型 键角 键的极性 分子极性 代表物 AB 直线形 极性 极性 HCl 、 NO AB 2 直线形 180° 极性 非极性 CO 2 、 CS 2 AB 3 平面三角形 120° 极性 非极性 BF 3 、 SO 3 AB 4 正四面体形 109°28 ′ 极性 非极性 CH 4 、 CCl 4 2 ．根据价层电子对互斥模型判断分子的结构 (1) 价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。 ①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； ②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。 价层电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl 2 3 3 0 平面三角形 平面正三角形 BF 3 2 1 V 形 SnBr 2 4 4 0 四面体 正四面体形 CH 4 3 1 三角锥形 NH 3 2 2 V 形 H 2 O 3 ．判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般 方法 (1) 看中心原子有没有形成双键或三键，如果有 1 个三键，则其中有 2 个 π 键，用去了 2 个 p 轨道，则为 sp 杂化；如果有 1 个双键则其中有 1 个 π 键，则为 sp 2 杂化；如果全部是单键，则为 sp 3 杂化。 (2) 由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化， 1 对孤电子对占据 1 个杂化轨道。如 NH 3 为三角锥形，且有一对孤电子对，即 4 条杂化轨道应呈四面体形，为 sp 3 杂化。 1. 晶体的基本类型与性质 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 结 构 构成晶体微粒 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 微粒间作用力 离子键 范德华力或氢键 共价键 金属键 离子晶体 分子晶体 原子 晶体 金属晶体 物 理性质 熔、沸点 较高 低 很高 一般较高，少部分低 硬度 硬而脆 小 大 一般较大，少部分小 导电性 不良 ( 熔融可导电 ) 不良 不良 良导体 典型实例 离子化合物 多数非金属单质及其氧化物、氢化物等　 金刚石、 SiO 2 、晶体硅、 SiC 等 金属单质 2 ．立方晶胞中粒子数目的计算 3 ．晶体熔、沸点高低的比较 (1) 不同类型晶体熔、沸点高低的一般规律： 原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别较大，如钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。 (2) 原子晶体： 原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 (3) 离子晶体： 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，晶格能越大，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点： MgO ＞ MgCl 2 ， NaCl ＞ CsCl 。 (4) 分子晶体： ① 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 H 2 O ＞ H 2 Te ＞ H 2 Se ＞ H 2 S 。 ② 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 SnH 4 ＞ GeH 4 ＞ SiH 4 ＞ CH 4 。 ③ 组成和结构不相似的分子晶体 ( 相对分子质量接近 ) ，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如 CO ＞ N 2 。 (5) 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、沸点就越高，如熔点： Na ＜ Mg ＜ Al 。 判断晶体的熔沸点时，除了要注意晶体类型外： (1) 分子晶体还要注意氢键，能形成氢键的元素为第二周期中的后三种元素： N 、 O 、 F ，所以凡是含有 N—H 、 O—H 、 F—H 键的化合物均可以形成氢键，如 NH3 、氨基酸、 NH2—NH2 、 H2O 、 HF 等；氢键只与物质的物理性质有关，如熔沸点、溶解性等，而与物质的化学性质无关。 (3) 离子晶体与晶体能有关，离子半径越小和离子所带电荷越多，晶格能越大。 [ 例 1] 　 金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。 (1) 下列关于金属及金属键的说法正确的是 ________ 。 a ．金属键具有方向性与饱和性 b ．金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用 c ．金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子 d ．金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光 (2)Ni 是元素周期表中第 28 号元素，第二周期基态原子未成对电子数与 Ni 相同且电负性最小的元素是 ________ 。 (3) 过渡金属配合物 Ni(CO) n 的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为 18 ，则 n ＝ ________ 。 CO 与 N 2 结构相似， CO 分子内 σ 键与 π 键个数之比为 ________ 。 (4) 甲醛 (H 2 C ＝ O) 在 Ni 催化作用下加氢可得甲醇 (CH 3 OH) 。甲醇分子内 C 原子的杂化方式为 ________ ，甲醇分子内的 O—C—H 键角 ________( 填 “ 大于 ”“ 等于 ” 或 “ 小于 ” ) 甲醛分子内的 O—C—H 键角。 [ 解析 ] 　 (1) 金属键没有方向性和饱和性， a 错；金属键是金属阳离子和自由电子间的相互作用， b 对；金属导电是因为在外加电场作用下电子发生定向移动， c 错；金属具有光泽是因为自由电子能够吸收并放出可见光， d 错。 (2)Ni 的外围电子排布为 3d 8 4s 2, 3d 能级上有 2 个未成对电子，第二周期中未成对电子数为 2 的元素有 C 、 O ，其中 C 的电负性较小。 (3) 中心原子 Ni 的价电子数为 10 ，配体 CO 中 1 个 O 提供 2 个电子，故 n ＝ 4 。 CO 中 C 和 O 间为叁键，含有 1 个 σ 键、 2 个 π 键。 (4) 甲醇分子内 C 为 sp 3 杂化，而甲醛分子内 C 为 sp 2 杂化，故甲醇分子内 O—C—H 键角比甲醛分子内 O—C—H 键角小。 [ 答案 ] 　 (1)b 　 (2)C( 碳 ) 　 (3)4 　 1∶2 　 (4)sp 3 　小于 [ 例 2] 　 ⅥA 族的氧、硫、硒 (Se) 、碲 (Te) 等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含 ⅥA 族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题： (1)S 单质的常见形式为 S 8 ，其环状结构如下图所示， S 原子采用的轨道杂化方式是 ________ ； (2) 原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量， O 、 S 、 Se 原子的第一电离能由大到小的顺序为 ________ ； (6)ZnS 在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方 ZnS 晶体结构如下图所示，其晶胞边长为 540.0 pm ，密度为 __________________________ g·cm － 3 ( 列式并计算 ) ， a 位置 S 2 － 离子与 b 位置 Zn 2 ＋ 离子之间的距离为 ______________________________ pm( 列式表示 ) 。 [ 解析 ] 　 (1) 每个 S 原子与另外 2 个 S 原子形成 2 个共价单键，所以 S 原子的杂化轨道数＝ σ 键数＋孤对电子对数＝ 2 ＋ 2 ＝ 4 ，故 S 原子为 sp 3 杂化。 (2) 同主族元素从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，故第一电离能 O>S>Se 。 (3)Se 位于第四周期，与 S 的原子序数相差 18 ，故其原子序数为 34 。由于其核外 M 层有 18 个电子，故 M 层的电子排布式为 3s 2 3p 6 3d 10 。 答题与审题中的常见错误 (1) 在写基态原子的电子排布图 ( 轨道表示式 ) 时，常出现以下错误： (2) 当出现 d 轨道时，虽然电子按 n s ， ( n － 1)d, n p 顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把 ( n － 1)d 放在 n s 前，如 Fe ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 正确； Fe ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 错误。 (3) 极性分子中也可能含有非极性键，如 H 2 O 2 的分子结构并不是直线型的，其中两个氢原子就像在展开的书本的两页纸上，氧原子在书的夹缝上，为极性分子，但 O—O 键属于非极性共 价键。 (4) 比较物质熔、沸点高低时误认为：原子晶体＞离子晶体＞金属晶体＞分子晶体总是成立的。 离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如熔点： MgO ＞ SiO 2 。 金属晶体的熔点不一定高于分子晶体，如熔点： S ＞ Hg(Hg 常温下为液体 ) 。 (5) 认为形成氢键，物质的熔、沸点一定升高。分子间氢键的存在使物质的熔、沸点升高，但当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点并不升高。 (6) 中心原子采取 sp 3 杂化轨道成键的分子，其几何构型不一定都是正四面体。凡中心原子采取 sp 3 杂化的轨道构型都是正四面体形，但是根据孤对电子占据杂化轨道数目的多少，造成了其分子几何构型可以呈现 V 形 ( 如水分子 ) 、三角锥形 ( 如氨分子 ) 。 请在标有序号的空白处填空。 (1) 可正确表示原子轨道的是 。 A ． 2s 　　　　　　　　 B ． 2d C ． 3pz D ． 3f (2) 写出基态镓 (Ga) 原子的电子排布式： 。 ① ② ③ (4) 下列物质中，只含有极性键的分子是 ，既含离子键又含共价键的化合物是 ；只存在 σ 键的分子是 ，同时存在 σ 键和 π 键的分子是 。 A ． N 2 B ． CO 2 C ． CH 2 Cl 2 D ． C 2 H 4 E ． C 2 H 6 F ． CaCl 2 G ． NH 4 Cl (5) 用 “ ＞ ” 、 “ ＜ ” 或 “ ＝ ” 填空： 第一电离能的大小： Mg Al ；熔点的高低： KCl MgO 。 ④ ⑤ ⑥ ⑧ ⑦ ⑨ [ 解析 ] 　 (1)L 层无 2d 轨道， M 层无 3f 轨道。 (2)Ga 的原子序数为 31 ，基态 Ga 原子的电子排布式为 [Ar]3d 10 4s 2 4p 1 。 (3)A 、 E 两项只与范德华力有关， B 、 C 、 D 三项还与氢键有关； F 项破坏了共价键。 (4)A ～ G 的结构式或电子式分别为 单键都是 σ 键， π 键存在于双键和叁键中。 (5) 同周期中 ⅡA 、 ⅤA 元素的第一电离能反常，故第一电离能 Mg ＞ Al ；熔点 KCl ＜ MgO ，因为二者均为离子晶体，但 MgO 晶格能大。 [ 答案 ] 　 ① A 、 C 　 ② 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 1 ③AE 　 ④ BC 　 ⑤ G 　 ⑥ CE 　 ⑦ ABD 　 ⑧ ＞　 ⑨ ＜ 由氧化物经氯化作用生成氯化物是工业生产氯化物的常用方法， Cl 2 、 CCl 4 是常用的氯化剂。如： 2Na 2 O ＋ 2Cl 2 === 4NaCl ＋ O 2 、 2CaO ＋ 2Cl 2 ===2CaCl 2 ＋ O 2 、 SiO 2 ＋ 2CCl 4 === SiCl 4 ＋ 2COCl 2 、 Cr 2 O 3 ＋ 3CCl 4 ===2CrCl 3 ＋ 3COCl 2 。 请回答下列问题： (1)Cr 2 O 3 、 CrCl 3 中 Cr 均为＋ 3 价，写出 Cr 3 ＋ 的基态电子排布式 ____________________ 。 (2)CCl 4 分子中 C 原子采取 ________ 杂化成键， 属于 ________( 填 “ 极性 ” 或 “ 非极性 ” ) 分子。 (3)COCl 2 俗称光气，分子中碳氧原子之间共 价键是 ________( 填序号 ) 。   a ． 2 个 σ 键　 b ． 2 个 π 键　 c ． 1 个 σ 键、 1 个 π 键 (4)MgO 晶胞如图所示， MgO 晶体中 Mg 2 ＋ 的配位数为 ________ 。 MgO 晶体和 NaCl 晶体中离子排列方式相同，其晶格能分别为 MgO 3 791 kJ·mol － 1 、 NaCl 786 kJ·mol － 1 。导致两者晶格能差异的主要原因是 ___________________________ 。 解析： (1) 根据能级顺序图可写出基态 Cr 原子的电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ，故 Cr 3 ＋ 的基态电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 。 (2) 因 CCl 4 分子中成键电子对数目为 4 ，孤对电子数为 0 ，故碳原子以 sp 3 杂化，属于非极性分子。 (3) 光气分子中碳氧原子间存在双键，故选 c 。 答案： (1)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 　 (2)sp 3 　非极性　 (3)c 　 (4)6 　 MgO 晶体中离子的电荷数大于 NaCl ，离子间的平均距离小于 NaCl