2020届天津高考化学一轮复习-物质结构与性质课件(40张)

高考化学（天津专用）考点一原子结构与性质基础知识一、原子结构1.能级与能层考点清单能层(n)一二三四五六七符号KLMNOPQ能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……最多电子数22626102610142……281832…2n22.原子核外电子排布规律(1)能量最低原理现代物质结构理论证实,原子的电子排布遵循构造原理,能使整个原子的能量处于最低状态,简称能量最低原理。构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低,而不局限于某个能级。(2)泡利原理一个原子轨道里最多只能容纳两个电子,且自旋方向相反(用“↑”“↓”表示),这个原理称为泡利原理。(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋方向相同,这个规则叫洪特规则。比如,2p3的轨道表示式为  或  ,而不是 。洪特规则特例:当p、d、f轨道为全空、半充满或全充满时,原子处于较稳定的状态。3.基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s1。②为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原2p 2p 2p 子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示,例如K:[Ar]4s1。(2)电子排布图(轨道表示式)每个方框或圆圈代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。如基态硫原子的轨道表示式为          二、原子结构与元素周期表1.原子的电子构型与周期的关系(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外,其余为ns2np6。He核外只有2个电子,1s 2s 2p 3s 3p 有1个s轨道,还未出现p轨道,所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级,也可以是能量相近的能级。2.元素周期表的分区(1)根据核外电子排布①分区②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区ⅠA、ⅡA族ns1~2除H外都是活泼金属元素;通常是最外层电子参与反应p区ⅢA~ⅦA族、0族ns2np1~6(He除外)通常是最外层电子参与反应d区ⅢB~ⅦB族(除镧系、锕系外)、第Ⅷ族(n-1)d1~10ns1~2(Pd除外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB、ⅡB族(n-1)d10ns1~2金属元素f区镧系、锕系(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2镧系元素化学性质相近,锕系元素化学性质相近③若已知元素原子的外围电子排布,可直接判断该元素在周期表中的位置。如:某元素原子的外围电子排布为4s24p4,由此可知,该元素位于p区,为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数,最外层电子数为其族序数,但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族元素)的最大能层为其周期数,外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。(2)根据元素金属性与非金属性 三、元素周期律1.电离能、电负性(1)电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量,第一电离能是指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。第一电离能数值越小,原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中,碱金属(或第ⅠA族)的第一电离能最小,稀有气体(或0族)的第一电离能最大,从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素,从上到下,第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大。(2)元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。以氟的电负性为4.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度,金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。2.原子结构与元素性质的递变规律续表3.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如: 重点难点1.电离能的应用  2.电负性的应用考点二分子结构与性质基础知识一、共价键1.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对,其特征是具有饱和性和方向性。2.共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云具有镜像对称性。3.键参数①键能:气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能越大,化学键越稳定。②键长:形成共价键的两个原子之间的核间距。键长越短,共价键越稳定。③键角:在原子数超过2的分子中,两个共价键之间的夹角。④键参数对分子性质的影响键长越短,键能越大,分子越稳定。 4.等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,它们的许多性质相近。二、分子的立体构型1.分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明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。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220直线形直线形BeCl2330平面三角形平面三角形BF321V形SnBr2440四面体正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O2.分子构型与杂化轨道理论当原子成键时,原子的价电子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间形状不同。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BF3sp34109°28'正四面体形CH43.配位化合物(1)配位键与极性键、非极性键的比较非极性键极性键配位键本质相邻原子间通过共用电子对(电子云的重叠)所形成的相互作用成键条件(元素种类)成键原子得、失电子能力相同(同种非金属)成键原子得、失电子能力差别较小(一般指不同种非金属)成键原子一方有孤电子对(配体),另一方有空轨道(中心原子或离子)特性有方向性和饱和性表示方法H—HH—Cl 存在非金属单质如H2,共价化合物如H2O2,离子化合物如Na2O2等共价化合物如HCl,离子化合物如NaOH等离子化合物如NH4Cl等(2)配位化合物①定义:金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。②组成:如[Cu(NH3)4]SO4  三、分子的性质1.分子的极性(1)极性分子:正电中心和负电中心不重合的分子。(2)非极性分子:正电中心和负电中心重合的分子。2.溶解性(1)“相似相溶”规律:非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互溶,而正戊醇中的烃基较大,在水中的溶解度明显减小。3.手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手和右手一样互为镜像,在三维空间里不能重叠,互称手性异构体。有手性异构体的分子为手性分子。4.无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则n值越大,R的正电性越高,使R—O—H中O的电子向R偏移,在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强,如酸性:HClOHClO2HClO3HClO4。5.范德华力、氢键、共价键的比较重点难点1.中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型价层电子对数234杂化轨道类型spsp2sp3价层电子对模型直线形平面三角形四面体形粒子组成形式与立体构型AB2直线形AB2V形AB3平面三角形AB2V形AB3三角锥形AB4正四面体形规律当中心原子无孤电子对时,分子构型与价层电子对模型一致;当有孤电子对时,分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的空间构型2.分子构型与分子极性的关系 考点三晶体结构与性质基础知识一、晶体常识1.晶体与非晶体的比较晶体非晶体结构特性结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列性质特性有自范性、固定的熔点、对称性、各向异性没有自范性、固定的熔点、对称性、各向异性2.获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。②气态物质凝华。③溶质从溶液中析出。3.晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。晶胞在晶体中“无隙并置”排列。4.晶胞中微粒数的计算方法——均摊法如某个微粒为n个晶胞所共有,则该微粒有1/n属于这个晶胞。中学阶段常见的晶胞为立方晶胞。 立方晶胞中微粒数的计算方法如下: 注意:在使用“均摊法”计算晶胞中微粒个数时要注意晶胞的形状。二、四种晶体的比较1.四种晶体的比较2.晶体熔、沸点高低的比较方法(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、铂等的熔、沸点很高,汞、铯等的熔、沸点很低。(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)离子晶体一般来说,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,相应的晶格能越大,其晶体的熔、沸点就越高。(4)分子晶体①分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高。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。③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。④对于同分异构体,支链越多,熔、沸点越低。(5)金属晶体金属离子半径越小,离子的电荷数越多,其金属键越强,金属的熔、沸点就越高。三、几种典型的晶体模型续表四、几种典型晶体空间结构1.氯化钠晶体中阴、阳离子的配位数是6,即每个Na+紧邻6个Cl-,这些Cl-构成正八面体;每个Na+与12个Na+等距离相邻。平均每个氯化钠晶胞含有4个Na+和4个Cl-。2.在氯化铯晶体中,每个Cl-(或Cs+)周围距离最近且相等的Cs+(或Cl-)共有8个,这8个Cs+(或Cl-)构成立方体;在每个Cs+周围距离最近且相等的Cs+共有6个,这6个Cs+(或Cl-)构成正八面体;一个氯化铯晶胞含有1个Cs+和1个Cl-。3.金刚石属于原子晶体,这种晶体是空间网状结构,无单个分子。金刚石中每个C原子与4个C原子紧邻,由共价键构成最小环状结构中有6个C原子。晶体中C原子个数与C—C键数之比为1∶(4×1/2)=1∶2。4.二氧化硅为空间网状结构,二氧化硅中每个Si与4个O原子形成共价键,每个O与2个Si原子形成共价键。在晶体中Si与O原子个数比为1∶2。5.石墨属于混合晶体,是层状结构,C原子呈sp2杂化;晶体中每个C原子被3个六元环共用,平均每个环占有2个碳原子。晶体中碳原子数、碳环数和碳碳单键数之比为2∶1∶3。石墨中存在的作用力有共价键、金属键和范德华力。方法有关晶胞的计算1.根据晶体晶胞的结构特点确定晶体的化学式晶胞中粒子数目的计算(均摊法)方法技巧注意①当晶胞为六棱柱时,其顶点上的粒子被6个晶胞共用,每个粒子属于该晶胞的部分为 ,而不是 。②审题时一定要注意是“分子结构”还是“晶体结构”,若是分子结构,其化学式由图中所有实际存在的原子个数决定,且原子个数可以不互质(即原子个数比可以不约简)。2.根据晶体晶胞的结构特点和有关数据,求算晶体的密度或晶胞的体积或晶胞参数a(晶胞边长)1618对于立方晶胞,可建立如下求算途径:  得关系式:ρ= (a表示晶胞边长,ρ表示密度,NA表示阿伏加德罗常数的数值,n表示1mol晶胞所含基本粒子或特定组合的物质的量,M表示摩尔质量)。3AnMaN