2018届二轮复习物质结构与性质课件（99张）（全国通用）

2018届二轮复习物质结构与性质课件（99张）（全国通用）

专题整合突破 第一部分 专题五　选考部分 第 15 讲　物质结构与性质 1 高考点击 2 高频考点 3 课后热点强化 高 考 点 击 最新考纲 考向分析 1. 原子结构与元素的性质 (1) 了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素 (1 ～ 36 号 ) 原子核外电子、价电子的排布。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) 了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 近几年全国新课标高考重点考查了电子排布式的书写，电离能、电负性、分子的立体构型及杂化方式的判断，有关晶胞的计算。 最新考纲 考向分析 (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) 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。了解金属晶体常见的堆积方式。 (5) 了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型 (sp 、 sp 2 、 sp 3 ) 。 (6) 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. 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性质的影响，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、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。 (4) 能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。 (5) 了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响 在复习时我们除要掌握书写、判断、计算方法外，还要记住一些常见晶胞中含有的微粒个数及配位数 高 频 考 点 考点一　原子结构与性质 [Ar]3d 5 或 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 H”“<” 或 “ ＝ ” 表示元素 C 、 N 、 O 、 Si 的下列关系： ① 第一电离能： ____________( 用元素符号表示，下同 ) 。 ② 电负性： ____________ 。 ③ 非金属性： ____________ 。 N>O>C>Si O>N>C>Si O>N>C> Si > < O>Ge>Zn O (4)CH 4 和 CO 2 所含的三种元素电负性从小到大的顺序为 ____________ 。 (5) 原子半径 Al______Si ，电负性： N______O 。 ( 用“ >” 或“ <”) (6) 第一电离能 Si______S 。 ( 用“ >” 或“ <”) (7)F 、 K 、 Fe 、 Ni 四种元素中第一电离能最小的是 ______ ，电负性最大的是 ______ 。 ( 填元素符号 ) [ 解析 ] 　 (1) 同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能呈增大趋势。 (2) 锗、锌位于同周期，同一周期从左至右元素的电负性逐渐增大 ( 除稀有气体元素外 ) ，而氧位于元素周期表右上角，电负性仅次于氟。由此得出氧、锗、锌的电负性依次减小。 H < < K F (3) 中 C 元素原子核外电子总数是最外层电子数的 3 倍，为 P 元素。与 P 同周期的元素 D 最外层有 1 个未成对电子，推出 D 为 Cl 。原子序数小于 15 的 A 2 － 与 B ＋ 具有相同的电子构型，则推出 A 为 O ， B 为 Na 。 4 种元素中 O 的非金属性最强，电负性最大。 (4) 元素非金属性强弱顺序： O>C>H ，故三种元素电负性大小顺序为 O>C>H 。 (5)Al 与 Si 同属第三周期，故原子半径 Al> Si 。 (6)Si 与 S 周属第三周期，从左到右第一电离能逐渐增大，故第一电离能 Si CH 3 OH>CO 2 >H 2 比甲醇多； CO 2 与 H 2 均为非极性分子， CO 2 分子量较大、范德华力较大 ABD C 5 V 形 sp 3 1 ．不能由不同元素组成的微粒来推断原子之间的成键情况，中心原子的杂化方式及微粒的立体构型，如盘查 T 1 、 T 3 。 2 ．忽视氢键对分子性质 ( 特别是熔、沸点 ) 的影响，如盘查 T 2 (2) 。 1 ．归纳记忆分子极性、非极性的判断方法 (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 若分子的空间构型对称，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) 判断 AB n 型分子极性的经验规律。 ① 化合价法： AB n 型分子中中心原子 A 的化合价的绝对值等于该元素所在主族的序数即该主族元素的价电子数时，该分子为非极性分子；若中心原子的化合价的绝对值不等于该元素所在主族的序数即该主族元素的价电子数时，该分子为极性分子。 具体实例见下表： ② AB n 型的多原子分子是否有极性，常根据分子中是否有孤对电子来判断。如果中心原子的价层电子对全部为成键电子对，该分子一般为非极性分子；如果中心原子的价层电子既有成键电子对，又有孤电子对，该分子常为极性分子。 化学式 BF 3 CO 2 PCl 5 SO 3 H 2 O NH 3 SO 2 中心原子化合价绝对值 3 4 5 6 2 3 4 中心原子价电子数 3 4 5 6 6 5 6 分子极性 非极性 非极性 非极性 非极性 极性 极性 极性 2 ．巧妙运用价层电子对互斥理论判断分子空间构型 (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。 分子或离子 中心原子的 孤电子对数 分子或离子的 价层电子对数 电子对空 间构型 分子或离子 的立体构型 CO 2 0 2 直线线 直线形 SO 2 1 3 平面三角形 V 形 H 2 O 2 4 正四面体形 V 形 分子或离子 中心原子的 孤电子对数 分子或离子的 价层电子对数 电子对空 间构型 分子或离子 的立体构型 BF 3 0 3 平面三角形 平面三角形 CH 4 0 4 正四面体形 正四面体形 NH 0 4 正四面体形 正四面体形 NH 3 1 4 正四面体形 三角锥形 3 ．理解记忆常见杂化轨道类型与分子构型规律 5 ．范德华力、氢键及共价键比较 正四面体 配位键 N 高于 NH 3 分子间可形成氢键 极性 sp 3 (2) ① Ge 与 C 是同族元素， C 原子之间可以形成双键、叁键，但 Ge 原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是 _________________________________________________________________________________________________ 。 ② 比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因 ________________________________________________________________________________________________________ 。 Ge 原子半径大，原子间形成的 σ 单键较长， p － p 轨道肩并肩重叠程度很小或 几乎不能重叠，难以形成 π 键 GeCl 4 、 GeBr 4 、 CeI 4 的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，分子量依 次增大，分子间相互作用力逐渐增强 ③ 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 ____________ 。 (3)AsCl 3 分子的立体构型为 ____________ ，其中 As 的杂化轨道类型为 ______ 。 sp 3 共价键 三角锥形 sp 3 (2) ① 该题从单键、双键、叁键的特点切入，双键、叁键中都含有 π 键，难以形成双键、叁键，实质是难以形成 π 键，因为锗的原子半径较大，形成单键的键长较长， p － p 轨道肩并肩重叠程度很小。 ② 根据表格数据得出，三种锗卤化物都是分子晶体，其熔、沸点分别依次增高，而熔、沸点的高低与分子间作用力强弱有关，分子间相互作用力强弱与分子量大小有关。 ③ 类比金刚石，晶体锗是原子晶体，每个锗原子与其周围的 4 个锗原子形成 4 个单键，故锗原子采用 sp 3 杂化。微粒之间的作用力是共价键。 (3)AsCl 3 的中心原子 (As 原子 ) 的价层电子对数为 (5 ＋ 1 × 3)/2 ＝ 4 ，所以是 sp 3 杂化。 AsCl 3 的立体构型为三角锥形。 C 有 4 个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构 σ 键和 π 键 sp CO 2 、 SCN － ( 或 COS 等 ) 三角锥形 sp 3 V 形 4 2Cl 2 ＋ 2Na 2 CO 3 ＋ H 2 O===Cl 2 O ＋ 2NaHCO 3 ＋ 2NaCl( 或 2Cl 2 ＋ Na 2 CO 3 ===Cl 2 O ＋ CO 2 ＋ 2NaCl) (3) ① V 2 O 5 常用作 SO 2 转化为 SO 3 的催化剂。 SO 2 分子中 S 原子价层电子对数是 _____ 对，分子的立体构型为 ________ ； SO 3 气态为单分子，该分子中 S 原子的杂化轨道类型为 _______ ； SO 3 的三聚体环状结构如图 1 所示，该结构中 S 原子的杂化轨道类型为 ________ ；该结构中 S—O 键长有两类，一类键长约 140 pm ，另一类键长约为 160 pm ，较短的键为 _____( 填图 1 中字母 ) ，该分子中含有 ______ 个 σ 键。 3 V 形 sp 2 sp 3 a 12 ② V 2 O 5 溶解在 NaOH 溶液中，可得到钒酸钠 (Na 3 VO 4 ) ，该盐阴离子的立体构型为 ____________ ；也可以得到偏钒酸钠，其阴离子呈如图 2 所示的无限链状结构，则偏钒酸钠的化学式为 ____________ 。 正四面体形 NaVO 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 条杂化轨道应呈正四面体形，为 sp 3 杂化。 考点三　晶体结构与性质 某 Fe x N y 的晶胞如图 1 所示， Cu 可以完全替代该晶体中 a 位置 Fe 或者 b 位置 Fe ，形成 Cu 替代型产物 Fe ( x － n ) Cu n N y 。 Fe x N y 转化为两种 Cu 替代型产物的能量变化如图 2 所示，其中更稳定的 Cu 替代型产物的化学式为 ___________ 。 Fe 3 CuN 0.148 0.076 0.315 12 体心 棱心 不能根据题目提供的晶胞立体图形，用均摊法确定相关物质的组成，进而再计算晶胞中的相关参数，如盘查 T 1 － 4 。 1 ．掌握比较晶体熔、沸点高低的规律方法 (1) 不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律 原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。 (2) 同类型晶体的熔、沸点高低一般规律 ① 原子晶体 由共价键形成的原子晶体中，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。 ② 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，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点： MgO > NaCl > CsCl 。 ③ 分子晶体 a ．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如 H 2 O ＞ H 2 Te>H 2 Se>H 2 S 。 b ．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。 SnH 4 >GeH 4 >SiH 4 >CH 4 。 c ．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 ， CH 3 OH>CH 3 CH 3 。 ④ 金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点： Al>Mg>Na 。 2 ．辨清析透几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 A ． NaCl ( 含 4 个 Na ＋ ， 4 个 Cl － ) B ．干冰 ( 含 4 个 CO 2 ) C ． CaF 2 ( 含 4 个 Ca 2 ＋ ， 8 个 F － ) D ．金刚石 ( 含 8 个 C) E ．体心立方 ( 含 2 个原子 ) F ．面心立方 ( 含 4 个原子 ) 铜失去的是全充满的 3d 10 电子，镍失去的是 4s 1 电子 金属 (2) ① GaF 3 的熔点高于 1 000 ℃ ， GaCl 3 的熔点为 77.9 ℃ ，其原因是 __________________________________ 。 ② GaAs 的熔点为 1 238 ℃ ，其晶胞细胞如图所示，该晶体的类型为 ____________ ， Ga 与 As 以 ________ 键结合。 (3) 单质 O 有两种同素异形体，其中沸点高的是 ________( 填分子式 ) ，原因是 _________________________________ ； O 和 Na 的氢化物所属的晶体类型分别为 ____________ 和 ____________ 。 GaF 3 为离子晶体， GaCl 3 为分子晶体 原子晶体 共价 O 3 O 3 相对分子质量较大，范德华力大 分子晶体 离子晶体 [ 解析 ] 　 (1) 单质铜及镍都是由金属键形成的晶体， Cu 、 Ni 失去一个电子后电子排布式分别为 [Ar]3d 10 、 [Ar]3d 8 4s 1 ，铜的 3d 轨道全充满，达到稳定状态，所以 Cu 的第二电离能相对较大。 (2) ① 根据晶体类型比较熔点，一般来说，离子晶体的熔点高于分子晶体的熔点。 ② 根据晶胞结构示意图可以看出， As 原子与 Ga 原子形成了空间网状结构的晶体，结合 GaAs 的熔点知其是原子晶体。 (3)O 元素形成 O 2 和 O 3 两种同素异形体，固态时均形成分子晶体，而分子晶体中，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的沸点越高，故 O 3 的沸点高于 O 2 。 O 元素形成的氢化物有 H 2 O 和 H 2 O 2 ，二者均能形成分子晶体。 Na 元素形成的氢化物为 NaH ，属于离子晶体。 金刚石 4 正四面体形 原子 (3) 金属镍粉在 CO 气流中轻微加热，生成无色挥发性液态 Ni(CO) 4 ，呈正四面体构型。试推测 Ni(CO) 4 的晶体类型是 ____________ ， Ni(CO) 4 易溶于下列 ____________( 填字母 ) 。 A ．水　　　　　 B ．四氯化碳 C ．苯 D ．硫酸镍溶液 (4)AlCl 3 在 177.8 ℃ 时升华，蒸气或熔融状态以 Al 2 Cl 6 形式存在。下列关于 AlCl 3 的推断错误的是 ____________ 。 A ．氯化铝为共价化合物 B ．氯化铝为离子化合物 C ．氯化铝难溶于有机溶剂 D ． Al 2 Cl 6 中存在配位键 分子晶体 B 、 C B 、 C [ 解析 ] 　 (1)C 60 是分子晶体、金刚石是原子晶体，所以金刚石的熔点远远高于 C 60 的。 (2) 由金刚石结构每个 C 原子均以 sp 3 杂化与其他四个 C 原子相连形成四个共价键构成正四面体结构可推测。 (3) 由挥发性液体可知 Ni(CO) 4 是分子晶体，由正四面体构型可知 Ni(CO) 4 是非极性分子。 (4) 由 AlCl 3 易升华可知 AlCl 3 是分子晶体， Al— Cl 键不属于离子键应该为共价键， Al 原子最外层三个电子全部成键，形成三个 Al— Cl σ 键，无孤电子对，是非极性分子，易溶于有机溶剂， Al 有空轨道，与 Cl 的孤电子对能形成配位键， A 、 D 正确。 晶体类型的判断方法 (1) 据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。 ① 由分子通过分子间作用力 ( 范德华力、氢键 ) 形成的晶体属于分子晶体； ② 由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体； ③ 由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体； ④ 由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体，或由金属原子形成的晶体属于金属晶体。 (2) 据各类晶体的特征性质判断。 ① 低熔、沸点的晶体属于分子晶体； ② 熔、沸点较高，且在水溶液中或熔化状态下能导电的晶体属于离子晶体； ③ 熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的晶体属于原子晶体； ④ 能导电、传热、具有延展性的晶体属于金属晶体。 3∶1 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 ____________________ g·cm － 3 ( 列出计算式即可 ) 。 (3)GaAs 的熔点为 1 238 ℃ ，密度为 ρ g·cm － 3 ，其晶胞结构如图所示。 Ga 和 As 的摩尔质量分别为 M Ga g·mol － 1 和 M As g·mol － 1 ，原子半径分别为 r Ga pm 和 r As pm ，阿伏加德罗常数值为 N A ，则 GaAs 晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 ____________________________ 。 Na 2 O 8 (2) 前四周期原子序数依次增大的元素 A 、 B 、 C 、 D 中， A 和 B 的价电子层中未成对电子均只有 1 个，并且 A － 和 B ＋ 的电子数相差为 8 ；与 B 位于同一周期的 C 和 D ，它们价电子层中的未成对电子数分别为 4 和 2 ，且原子序数相差为 2 。 A 、 B 和 D 三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。 ① 该化合物的化学式为 __________ ； D 的配位数为 _____ 。 K 2 NiF 4 6 离子键、配位键 [FeF 6 ] 3 － F － (2) 类型 ① 长方体 ( 正方体 ) 晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：