化学选修物质结构与性质知识点

一.原子结构与性质.一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.1.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.(构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.(2).原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1.(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。3.元素电离能和元素电负性第一电离能：气态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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。(1).原子核外电子排布的周期性.随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.(2).元素第一电离能的周期性变化.随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.说明：①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P②.元素第一电离能的运用：a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b.用来比较元素的金属性的强弱.I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.(3).元素电负性的周期性变化.元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用:a.确定元素类型(一般，非金属元素；，金属元素).b.确定化学键类型(两元素电负性差值，离子键；，共价键).c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.例8.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是A．K、Na、LiB．N、O、CC．Cl、S、PD．Al、Mg、Na例9.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误．．的是A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX例10.气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（I1），气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能（I3）……下表是第三周期部分元素的电离能［单位：eV（电子伏特）］数据.元素I1/eVI2/eVI3/eV甲乙丙丁下列说法正确的是A.甲的金属性比乙强B.乙的化合价为＋1价C.丙一定为非金属元素D.丁一定是金属元素例11.在下面的电子结构中,第一电离能最小的原子可能是5C例12.第一电离能I1是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X+（g）所需的能量.下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图.请回答以下问题：(1).认真分析上图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na——Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整的图像.(2).从上图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1变化规律是______________；(3).上图中5号元素在周期表中的位置是________________________________________；(4).上图中4、5、6三种元素的气态氢化物的沸点均比同主族上一周期的元素气态氢化物低很多，原因是：__________________________________.例12.(1).见上图（右）(2).从上到下依次减小(3).第三周期，ⅤA族(4).因同主族上一周期的元素的氢化物分子间存在氢键例年美国化学家鲍林首先提出了电负性的概念.电负性(用X表示)也是元素的一种重要性质，若x越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方.下面是某些短周期元素的x值：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSClx值⑴.通过分析x值变化规律，确定N、Mg的x值范围：＜x(N)＜，＜x(Mg)＜.⑵.推测x值与原子半径的关系是；根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的变化规律.⑶.某有机化合物结构中含S－N键，其共用电子对偏向（写原子名称）.⑷.经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值△x＞时，一般为离子键，当△x＜时，一般为共价键.试推断AlBr3中化学键类型是.⑸.预测周期表中，x值最小的元素位于周期族.（放射性元素除外）例13.(1).(2).电负性随原子半径减小而增大，周期性(3).氮(4).共价键(5).6，IA『综合模拟训练』1．【2008珠海一模】已知A、B、C、D和E五种分子所含原子的数目依次为1、2、3、4和6，且都含有18个电子，又知B、C和D是由两种元素的原子组成，且D分子中两种原子个数比为1：1。请回答：(1)组成A分子的原子的核外电子排布式是；(2)B和C的分子式分别是和；C分子的立体结构呈形，该分子属于分子（填“极性”或“非极性”）；(3)向D的稀溶液中加入少量氯化铁溶液现象是，该反应的化学方程式为(4)若将1molE在氧气中完全燃烧，只生成1molCO2和2molH2O，则E的分子式是。（1）1S22S22P63S23P6（2）HCl，H2S，V形（或角形或其他合理答案），极性分子。（3）有无色气体产生2H2O2＝＝＝2H2O+O2↑（4）CH4O。2【2008茂名一模】Al和Si、Ge和As在元素周期表金属和非金属过渡位置上，在其单质和化合物在建筑业、电子工业和石油化工等方面应用广泛。请回答下列问题：(1)As的价层电子构型为(2)AlCl3是化工生产中的常用催化剂，熔点为192.6℃，熔融状态以二聚体A12C16形式存在，其中铝原子与氯原子的成键类型是(3）超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝（AlN）在绝缘材料中的应用广泛，AlN晶体与金刚石类似，每个Al原子与个N原子相连，与同一个Al原子相连的N原子构成的空间构型为。在四大晶体类型中，AlN属于晶体。(4)Si和C同主族，Si、C和0成键情况如下：在C和0之间可以形成双键形成CO2分子，而Si和O则不能和碳那样形成有限分子原因是(5)SiCl4(l）常用作烟雾剂，原因Si存在3d轨道，能同H20(l）配位而剧烈水解，在潮湿的空气中发烟，试用化学方程式表示其原理(l)4s24p3(l分）(2）共价键（或σ键）(l分）(3)4(l分）正四面体（l分）原子（2分）(4)Si一0大于C一0的键，C=0的键能大于Si=O的键能，所以Si和O成单键，而C和O以双键形成稳定分子（2分）(5)SiCl4（l)+3H2O(l)=H2Si03(s)+4HCl(aq)(2分）选修有机化学53．【2008珠海一模】“C1化学”是指以分子中只含一个碳原子的物质为原料进行物质合成的化学。下图是以天然气的主要成分为原料的合成路线流程图，其中“混合气体”的成分与水煤气相同；B的水溶液有杀菌防腐性能；D是C的钠盐，2molD分子间脱去1molH2分子可缩合生成E；H是F与A按物质的量之比为1∶2反应的产物。FeCl3填写下列空白：（1）天然气主要成分的电子式是；E的化学式是。（2）D、G的结构简式是DG。（3）写出下列反应式的化学方程：A→BA+F→H。4．【2008珠海一模】某有机化合物A的结构简式如下：（1）A分子式是。（2）A在NaOH水溶液中加热反应得到B和C，C是芳香化合物。B和C的结构简式是B：C：该反应属于反应。（3）室温下，C用稀盐酸酸化得到E，E的结构简式是（4）在下列物质中，不能与E发生化学反应的是（填写序号）。①浓H2SO4和浓HNO3的混合液②CH3CH2OH（酸催化）③CH3CH2CH2CH3④Na⑤CH3COOH（酸催化）（5）写出同时符合下列两项要求的E的同分异构体的结构简式（写出其中的两种）。①化合物是1，3，5-三取代苯C＝O(1)C16H2l04N第五讲二.化学键与物质的性质.内容：离子键――离子晶体1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。(3).晶胞中粒子数的计算方法--均摊法.位置顶点棱边面心体心贡献1/81/41/21例14.下列离子晶体中,熔点最低的是例、Y都是IIA（Be除外）的元素,已知它们的碳酸盐的热分解温度:T（XCO3）T（YCO3）,则下列判断正确的是A.晶格能:XCO3YCO3B.阳离子半径:X2+Y2+C.金属性:XYD.氧化物的熔点:XOYO例16.萤石（CaF2）晶体属于立方晶系,萤石中每个Ca2+被8个F-所包围,则每个F-周围最近距离的Ca2+数目为.4C例年曾报道，硼元素和镁元素形成的化合物刷新了金属化合物超导温度的最高记录.该化合物的晶体结构如图所示：镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下底面还各有1个镁原子；6个硼原子位于棱柱内，则该化合物的化学式可表示为A．MgBB．MgB2C．Mg2BD．Mg3B2○镁原子，位于顶点和上下两个面心●硼原子，位于六棱柱的内部内容：共价键－分子晶体――原子晶体2.