第十二單元聽課正文

1、第十二單元 物質結構與性質(選修)第40講原子結構與性質考試說明 1.了解原子核外電子的運動狀態(tài)、能級分布和排布原理,能正確書寫136號元素原子核外電子、價電子的電子排布式和軌道表達式。2.了解電離能的含義,并能用以說明元素的某些性質。3.了解電子在原子軌道之間的躍遷及其簡單應用。4.了解電負性的概念,并能用以說明元素的某些性質?？键c一原子核外電子排布原理1.能層與能級(1)能層(n):在多電子原子中,核外電子的是不同的,按照電子的差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N、O、P、Q表示相應的第一、二、三、四、五、六、七能層,能量依次升高。 (2)能級:同一能層的電子的也可能不同,

2、又將其分成不同的能級,通常用等表示,同一能層里,各能級的能量按s、p、d、f的順序升高,即。  2.原子軌道(1)原子軌道:表示電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)。電子云輪廓圖給出了電子在的區(qū)域。 原子軌道軌道形狀軌道個數(shù)sp(2)能量關系相同能層上原子軌道能量的高低: 。 形狀相同的原子軌道能量的高低:1s<2s<3s<4s。同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向不同的原子軌道的能量相等,如npx、npy、npz軌道的能量相等。 3.原子核外電子的排布規(guī)律(1)原子核外電子排布遵循三個原理能量最低原理:原子的核外電子排布遵循構造原理,使整個原子的能量處于,

3、即電子盡先占有能量低的軌道,然后依次進入能量較高的軌道。 構造原理示意圖如下:圖12-40-1泡利原理1個原子軌道里最多只能容納個電子,而且自旋方向。 洪特規(guī)則電子排布在同一能級的不同軌道時,基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先,而且自旋方向。洪特規(guī)則特例:當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時,體系的能量最低,如:24Cr的電子排布式為 。 (2)核外電子排布表示方法電子排布式按電子排入各電子層中各能級的先后順序,用能級符號依次寫出各能級中的電子數(shù),同時注意特例。如Cu: 。 簡化電子排布式用“

4、稀有氣體+價層電子”的形式表示。如Zn:。 價電子排布式如Fe原子的電子排布式為,價電子排布式為。價電子排布式能反映基態(tài)原子的能層數(shù)和參與成鍵的電子數(shù)以及最外層電子數(shù)。 電子排布圖(軌道表示式)用方框表示原子軌道,用“”或“”表示自旋方向不同的電子,按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。如S:。 (3)基態(tài)原子核外電子排布的表示方法表示方法以硫原子為例電子排布式 簡化電子排布式 電子排布圖(軌道表示式) 價電子排布式  4.電子躍遷與原子光譜圖12-40-21.2019·山西晉中期中 下列關于能

5、層與能級的說法中不正確的是()A.原子的核外電子的每一個能層最多可容納的電子數(shù)為2n2B.任一能層的能級總是從s能級開始,而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)C.同是s能級,在不同的能層中所能容納的最多電子數(shù)相同D.1個原子軌道里最多只能容納2個電子,且自旋狀態(tài)相同2.2019·瀘州二中期中 下列關于鈉元素的幾種表達式錯誤的是()A.Na+的電子排布圖:B.Na+的結構示意圖:C.Na的電子排布式:1s22s22p63s1D.Na的簡化電子排布式:Na3s13.2019·西安高級中學期末 已知X、Y和Z三種元素的原子序數(shù)之和等于42。X元素原子的4p軌道上有3個未成對電子,Y元素原子的

6、最外層2p軌道上有2個未成對電子。X跟Y可形成化合物X2Y3,Z元素可以形成負一價離子。請回答下列問題:(1)X元素原子基態(tài)時的電子排布式為,該元素的符號是。 (2)Y元素原子的價層電子的軌道表示式為,該元素的名稱是。 (3)X與Z可形成化合物XZ3,該化合物的空間構型為。 (4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金屬鋅還原為XZ3,產(chǎn)物還有ZnSO4和H2O,該反應的化學方程式是。 (5)比較X的氫化物與同族第二、三周期元素所形成的氫化物穩(wěn)定性、沸點高低,并說明理由:  。 4.2019·福建師大附中檢測 A、B、C、D

7、、E、F代表6種元素。請?zhí)羁?(1)A元素基態(tài)原子的最外層有2個未成對電子,次外層有2個電子,其元素符號為。 (2)B元素的負一價離子和C元素的正一價離子的電子層結構都與氬相同,B的元素符號為,C的元素符號為。 (3)D元素的正三價離子的3d能級為半充滿,D的元素符號為,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層沒有成對電子,只有一個未成對電子,E的元素符號為,其基態(tài)原子的電子排布式為。 (5)F元素的原子最外層電子排布式為nsnnpn+1,則n=;原子中能量最高的是能級電子。 5.(1)2019·福建卷 基態(tài)

8、Ni原子的電子排布式為 ,該元素位于元素周期表中的第族。 (2)2019·安徽卷 N的基態(tài)原子核外電子排布式為;Cu的基態(tài)原子最外層有個電子。 規(guī)律小結核外電子排布的4種表示方法(1)電子排布式按電子排入各電子層中各能級的先后順序,用能級符號依次寫出各能級中的電子數(shù),同時注意特例。如Cu:1s22s22p63s23p63d104s1。(2)簡化電子排布式用“稀有氣體+價層電子”的形式表示。如Cu:Ar3d104s1。(3)電子排布圖(軌道表示式)用方框(或圓圈)表示原子軌道,用“”或“”表示自旋狀態(tài)不同的電子,按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書

9、寫。如S:(4)原子結構示意圖如S的原子結構示意圖為。考點二原子結構與元素性質1.原子結構與元素周期表的關系(1)各周期原子核外電子排布周期電子層數(shù)每周期第一種元素每周期最后一種元素原子序數(shù)基態(tài)原子的電子排布式原子序數(shù)基態(tài)原子的電子排布式二23He2s1101s22s22p6三311   四419   五537Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6(2)各族元素的價電子排

10、布特點主族:主族AAAA價電子排布特點ns1ns2ns2np1ns2np2主族AAA價電子排布特點ns2np3ns2np4ns2np50族:He為1s2;其他為ns2np6。過渡元素(副族和第族):(n-1)d110ns12(鈀為4d10)。(3)元素周期表的分區(qū)與價電子排布的關系元素周期表的分區(qū):圖12-40-3各區(qū)元素價電子排布特點:分區(qū)價電子排布s區(qū) p區(qū)(除He外) d區(qū)(n-1)d19ns12(除鈀外)ds區(qū)(n-1)d10ns12f區(qū)(n-2)f014(n-1)d02ns2 2.元素周期律(1)電離能第一電離能:氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為所需要的最低能

11、量,符號:I1;單位:kJ·mol-1。 規(guī)律a.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。第二、三、四周期的同周期主族元素,第A族(ns2np0)和第A族(ns2np3),因p軌道處于全空或半充滿狀態(tài),比較穩(wěn)定,所以其第一電離能同周期相鄰的第A族和第A族元素,如第一電離能Mg Al,PS。 b.同族元素:從上至下第一電離能。 c.同種原子:隨著電子的逐個失去,陽離子所帶的正電荷數(shù)越來越,再失去電子需克服的電性引力越來越,消耗的能量越來越,逐級電離能越來越(即I1I2I3)。 (2)電負性含義:元素的原子在化

12、合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大,表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越。 標準:以最活潑的非金屬氟的電負性為作為相對標準,計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。 變化規(guī)律金屬元素的電負性一般,非金屬元素的電負性一般,而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在。 在元素周期表中,同周期從左至右,元素的電負性逐漸,同主族從上至下,元素的電負性逐漸。 電負性的應用a.判斷元素金屬性、非金屬性強弱。電負性越大,非金屬性,金屬性。 b.判斷化學鍵的類型。一般認為如果兩種成鍵原子間的電負性差值大于1.7,通常形成;若

13、差值小于1.7,通常形成。 1.2019·山西太原階段測評 如圖12-40-4是第三周期1117號元素某些性質變化趨勢的柱形圖,下列有關說法中正確的是()圖12-40-4A.y軸表示的可能是第一電離能B.y軸表示的可能是電負性C.y軸表示的可能是原子半徑D.y軸表示的可能是形成基態(tài)離子轉移的電子數(shù)2.已知X、Y元素同周期,且電負性X>Y,則下列說法正確的是()A.X與Y形成化合物時,X顯負價,Y顯正價 B.第一電離能Y一定小于X C.最高價含氧酸的酸性:X對應的酸的酸性弱于Y對應的酸的酸性 D.氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性:HmY大于HmX 3.2019·湖南張家界調

14、研 第一電離能(I1)是指氣態(tài)原子X(g)處于基態(tài)時,失去一個電子成為氣態(tài)陽離子X+(g)所需的能量。如圖12-40-5是部分元素原子的第一電離能(I1)隨原子序數(shù)變化的曲線圖。圖12-40-5請回答以下問題:(1)認真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律,將NaAr之間六種元素用短線連接起來,構成完整的圖像。(2)從上圖分析可知,同一主族元素原子的第一電離能(I1)變化規(guī)律是。 (3)上圖中5號元素在周期表中的位置是。 (4)上圖中4、5、6三種元素的氣態(tài)氫化物的沸點均比同主族的上一周期的元素氣態(tài)氫化物低很多,原因是。 4.2019·深圳二模節(jié)選

15、銅和鋅的電離能如下表所示:電離能(kJ·mol-1)I1I2銅745.51957.9鋅906.41733.3銅的第二電離能(I2)大于鋅的第二電離能,其主要原因是 。 規(guī)律小結原子結構與元素性質的關系項目同周期(從左到右)同主族(從上到下)原子核外電子排布電子層數(shù)相同,最外層電子數(shù)逐漸增多,17(第一周期12)最外層電子數(shù)相同,電子層數(shù)遞增原子得、失電子能力得電子能力逐漸增強失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強元素的第一電離能第一電離能呈增大的趨勢第一電離能逐漸減小元素的電負性電負性逐漸增大電負性逐漸減小元素金屬性、非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強金

16、屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱單質氧化性、還原性氧化性逐漸增強還原性逐漸減弱氧化性逐漸減弱還原性逐漸增強1.(1)2019·全國卷 鉀和碘的相關化合物在化工、醫(yī)藥、材料等領域有著廣泛的應用?；卮鹣铝袉栴}:元素K的焰色反應呈紫紅色,其中紫色對應的輻射波長為(填標號)nm。  基態(tài)K原子中,核外電子占據(jù)最高能層的符號是,占據(jù)該能層電子的電子云輪廓圖形狀為。K和Cr屬于同一周期,且核外最外層電子構型相同,但金屬K的熔點、沸點等都比金屬Cr低,原因是。 (2)2019·全國卷 我國科學家最近成功合成了世界上首個五氮陰離子鹽(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用

17、R代表)?；卮鹣铝袉栴}:氮原子價層電子的軌道表達式(電子排布圖)為。 圖12-40-6元素的基態(tài)氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)負一價離子時所放出的能量稱作第一電子親和能(E1)。第二周期部分元素的E1變化趨勢如圖12-40-6所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是  ; 氮元素的E1呈現(xiàn)異常的原因是  。 (3)2019·全國卷 Co基態(tài)原子核外電子排布式為。元素Mn與O中,第一電離能較大的是,基態(tài)原子核外未成對電子數(shù)較多的是。 (4)2019·江蘇卷 鐵氮化合物(FexNy)在磁記錄材料領域有

18、著廣泛的應用前景。某FexNy的制備需鐵、氮氣、丙酮和乙醇參與。Fe3+基態(tài)核外電子排布式為。 C、H、O三種元素的電負性由小到大的順序為。 2.(1)2019·全國卷 鍺(Ge)是典型的半導體元素,在電子、材料等領域應用廣泛?；鶓B(tài)Ge原子的核外電子排布式為Ar,有個未成對電子。 (2)2019·全國卷 東晉華陽國志·南中志卷四中已有關于白銅的記載,云南鎳白銅(銅鎳合金)聞名中外,曾主要用于造幣,亦可用于制作仿銀飾品。鎳元素基態(tài)原子的電子排布式為,3d能級上的未成對電子數(shù)為。 (3)2019·全國卷 砷化鎵(GaA

19、s)是優(yōu)良的半導體材料,可用于制作微型激光器或太陽能電池的材料等。寫出基態(tài)As原子的核外電子排布式:。 根據(jù)元素周期律,原子半徑Ga(填“大于”或“小于”,下同)As,第一電離能GaAs。 (4)2019·四川卷 M、R、X、Y為原子序數(shù)依次增大的短周期主族元素,Z是一種過渡元素。M基態(tài)原子L層中p軌道電子數(shù)是s軌道電子數(shù)的2倍,R是同周期元素中最活潑的金屬元素,X和M形成的一種化合物是引起酸雨的主要大氣污染物,Z的基態(tài)原子4s和3d軌道半充滿。R基態(tài)原子的電子排布式是,X和Y中電負性較大的是(填元素符號)。 3.(1)2019·全國卷 處于一

20、定空間運動狀態(tài)的電子在原子核外出現(xiàn)的概率密度分布可用形象化描述。在基態(tài)14C原子中,核外存在對自旋相反的電子。 (2)2019·全國卷 A、B、C、D為原子序數(shù)依次增大的四種元素,A2-和B+具有相同的電子構型;C、D為同周期元素,C核外電子總數(shù)是最外層電子數(shù)的3倍;D元素最外層有一個未成對電子。四種元素中電負性最大的是(填元素符號),其中C原子的核外電子排布式為 4.(1)2019·全國卷 基態(tài)Fe原子有個未成對電子,Fe3+的電子排布式為,可用硫氰化鉀檢驗Fe3+,形成的配合物的顏色為。 (2)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e,原子序

21、數(shù)依次增大。a的核外電子總數(shù)與其周期數(shù)相同,b的價電子層中未成對電子有3個,c的最外層電子數(shù)為其內(nèi)層電子數(shù)的3倍,d與c同族;e的最外層只有1個電子,但次外層有18個電子。b、c、d中第一電離能最大的是(填元素符號),e的價層電子軌道示意圖為。 第41講分子結構與性質考試說明 1.理解離子鍵的形成,能根據(jù)離子化合物的結構特征解釋其物理性質。2.了解共價鍵的形成、極性、類型(鍵和鍵),了解配位鍵的含義。3.能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質。4.了解雜化軌道理論及簡單的雜化軌道類型(sp、sp2、sp3)。5.能用價層電子對互斥理論或者雜化軌道理論推測簡單分子或離子的空間結構

22、。6.了解范德華力的含義及對物質性質的影響。7.了解氫鍵的含義,能列舉存在氫鍵的物質,并能解釋氫鍵對物質性質的影響?？键c一共價鍵 1.共價鍵的本質與特征(1)本質:在原子之間形成(電子云的重疊)。 (2)特征:具有和。 共價鍵的決定著分子的立體構型,共價鍵的決定著每個原子所能形成的共價鍵的總數(shù)或以單鍵連接的原子數(shù)目。  2.共價鍵的分類依據(jù)類別特點成鍵原子軌道的重疊方式鍵原子軌道“”重疊 鍵原子軌道“”重疊 成鍵電子對是否偏移極性鍵共用電子對 非極性鍵共用電子對 原子間共用電子對的數(shù)目單鍵原子間有個共用電子對 雙鍵

23、原子間有個共用電子對 三鍵原子間有個共用電子對 3.鍵參數(shù)鍵能、鍵長、鍵角(1)概念:鍵能:氣態(tài)基態(tài)原子形成釋放的最低能量。形成共價鍵的兩個原子之間的鍵長:。鍵角:在原子數(shù)超過2的分子中,兩個共價鍵之間的夾角。如:CH4分子中,鍵角為。(2)鍵參數(shù)對分子性質的影響:鍵能,鍵長,化學鍵越強、越牢固,分子越穩(wěn)定。  4.配位鍵(1)孤電子對分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。(2)配位鍵配位鍵的形成:成鍵原子一方提供,另一方提供形成共價鍵。 配位鍵的表示方法如AB,其中A表示提供的原子,B表示提供的原子。如NH4+可表示為,在NH4+中,雖然有

24、一個NH鍵形成過程與其他3個NH鍵形成過程不同,但是一旦形成之后,4個共價鍵就完全。 (3)配合物組成:以Cu(NH3)4SO4為例形成條件中心原子有,如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。 配位體有,如H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-等。  5.等電子體相同、相同的分子具有相似的化學鍵特征。互為等電子體的物質其性質相近。 題組一共價鍵1.下列說法正確的是()A.鍵是由兩個p軌道以“頭碰頭”方式重疊而成B.鍵是鏡面對稱,而鍵是軸對稱C.乙烷分子中的鍵全為鍵而乙烯分子中含鍵和鍵D.H2分子中含鍵,Cl2分子中含鍵2.下列說法中正確的是()A.

25、分子的鍵長越長,鍵能越低,分子越穩(wěn)定B.元素周期表中的第A族(除H外)和第A族元素的原子間不能形成共價鍵C.水分子可表示為HOH,分子的鍵角為180°D.HO鍵鍵能為462.8 kJ·mol-1,即18 g H2O分解成H2和O2時,消耗能量為2×462.8 kJ3.關于化學式為TiCl(H2O)5Cl2·H2O的配合物的下列說法中正確的是()A.配位體是Cl-和H2O,配位數(shù)是9B.中心離子是Ti4+,配離子是TiCl(H2O)52+C.內(nèi)界(作配體的)和外界中的Cl-的數(shù)目比是12D.加入足量AgNO3溶液,所有Cl-均被完全沉淀4.有以下物質:HF

26、,Cl2,H2O,N2,C2H4,C2H6,H2,H2O2,HCN。(1)只含有極性鍵的分子是(填序號,下同),只含有非極性鍵的分子是,既含有極性鍵,又含有非極性鍵的分子是。 (2)只有鍵的是;既有鍵,又有鍵的是;含有由兩個原子的s軌道重疊形成的鍵的是;含有由一個原子的p軌道與另一個原子的p軌道重疊形成的鍵的是;含有由一個原子的s軌道與另一個原子的p軌道重疊形成的鍵的是。 規(guī)律小結快速判斷鍵、鍵的方法通過物質的結構式,可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目;判斷成鍵方式時,需掌握:共價單鍵全為鍵,雙鍵中有一個鍵和一個鍵,三鍵中有一個鍵和兩個鍵。題組二等電子體原理及應用 1.201

27、9·石家莊二中月考 原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的粒子互為等電子體,等電子體具有結構相似的特征。下列各對粒子中,空間結構相似的是()A.CS2與NO2 B.C6H6與B3N3H6 C.H2O與NH3 D.PCl3與BF32.2019·貴州銅仁一中期中 通常把原子總數(shù)和價電子總數(shù)相同的分子或離子稱為等電子體。人們發(fā)現(xiàn)等電子體的空間結構相同,則下列有關說法中正確的是()A.CH4和NH4+是等電子體,鍵角均為60°B.NO3-和CO32-是等電子體,均為平面三角形結構C.H3O+和PCl3是等電子體,均為三角錐形結構D.B3N3H6和苯是等電子體,B3N3H6分子中不

28、存在“肩并肩”式重疊的軌道3.2019·山西運城康杰中學月考 原子數(shù)相同、電子總數(shù)相同的分子,互稱為等電子體。等電子體的結構相似、物理性質相近。(1)根據(jù)上述原理,僅由第二周期元素組成的共價分子中,互為等電子體的是和;和。 (2)此后,等電子原理又有所發(fā)展。例如,由短周期元素組成的微粒,只要其原子數(shù)相同,各原子最外層電子數(shù)之和相同,也可互稱為等電子體,它們也具有相似的結構特征。在短周期元素組成的物質中,與NO2-互為等電子體的分子有、。 規(guī)律小結常見等電子體與空間構型微粒通式價電子總數(shù)立體構型CO2、CNS-、NO2+、N3-AX216e-直線形CO32-、NO3

29、-、SO3AX324e-平面三角形SO2、O3、NO2-AX218e-V形SiO44-、PO43-、SO42-、ClO4-AX432e-正四面體形PO33-、SO32-、ClO3-AX326e-三角錐形CO、N2AX10e-直線形CH4、NH4+AX48e-正四面體形考點二分子的立體構型1.用價層電子對互斥理論推測分子的立體構型(1)判斷分子中中心原子上的價層電子對數(shù)其中:a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù));b是與中心原子結合的原子最多能接受的電子數(shù),氫為1,其他原子等于8-該原子的價電子數(shù);x是與中心原子結合的原子數(shù)。(2)價層電子對互斥理論與分子構型價層電子對

30、數(shù)成鍵電子對數(shù)孤電子對數(shù)價層電子對立體構型分子立體構型實例220直線形 CO2330三角形 BF321 SO2440四面體形 CH431 NH322 H2O 2.VSEPR模型和分子(離子)立體構型與中心原子雜化類型化學式孤電子對數(shù)a-xb2鍵電子對數(shù)價層電子對數(shù)VSEPR模型名稱分子或離子的立體構型名稱中心原子雜化類型H2S      SO2      SO3    

31、0; CH4      NCl3      HCN      HCHO      NO3-      ClO-      H3O+      ClO3- 

32、60;    PO43-      CHCH  CH2CH2  C6H6  CH3COOH 題組一用價層電子對互斥理論預測分子構型1.下列分子或離子中,VSEPR模型名稱與分子或離子的立體構型名稱不一致的是() A.CO2 B.H2O C.CO32- D.CCl42.2019·河南鄭州質檢 三氟化硼是平面正三角形,因此是非極性分子,推斷三氯甲烷(碳原子位于分子結構中心)的結構和分子的極性情況是()A.正四面體,非極性

33、分子B.平面三角形,非極性分子C.四面體,極性分子D.平面三角形,極性分子3.2019·石家莊調研 下列說法正確的是()A.凡是中心原子采取sp3雜化的分子,其立體構型都是正四面體形B.在SCl2中,中心原子S采取sp雜化軌道成鍵C.雜化軌道只用于形成鍵或用于容納未參與成鍵的孤電子對D.凡AB3型的共價化合物,其中心原子A均采用sp3雜化軌道成鍵規(guī)律小結用價層電子對互斥理論推測分子或離子的空間構型用價層電子對互斥理論推測簡單分子(ABx型)、離子(ABxm±型)空間構型的方法:(1)價層電子對數(shù)的確定:對ABx型分子或ABxm±型離子,其價層電子對數(shù)的判斷方法為n

34、=12(中心原子的價電子數(shù)+每個配位原子提供的價電子數(shù)×x±m)。氧族元素的原子作為中心原子A時提供6個價電子,作為配位原子B時不提供價電子;若為分子,電荷數(shù)為0;若為陽離子,則減去電荷數(shù);若為陰離子,則加上電荷數(shù)。(2)中心原子上的孤電子對數(shù)的確定:中心原子上的孤電子對數(shù)=12(a-xb)。例如,SO2的中心原子為S,S的價電子數(shù)為6(即S的最外層電子數(shù)為6),則a=6;與中心原子S結合的O的個數(shù)為2,則x=2;與中心原子結合的O最多能接受的電子數(shù)為2,則b=2,所以SO2中的中心原子S上的孤電子對數(shù)=12×(6-2×2)=1。題組二雜化類型及空間構型

35、的判斷1.氯化亞砜(SOCl2)是一種很重要的化學試劑,可以作為氯化劑和脫水劑。下列關于氯化亞砜分子的幾何構型和中心原子(S)采取雜化方式的說法正確的是()A.三角錐形、sp3 B.V形、sp2 C.平面三角形、sp2 D.三角錐形、sp22.2019·葫蘆島五校協(xié)作體期中 氮的最高價氧化物為無色晶體,它由兩種離子構成,已知其陰離子構型為平面三角形,則其陽離子的構型和陽離子中氮的雜化方式為()A.直線形sp雜化 B.V形sp2雜化C.三角錐形sp3雜化 D.平面三角形sp2雜化3.下列一組粒子的中心原子雜化類型相同,分子或離子的鍵角不相等的是()A.CCl4、SiCl4、SiH4 B

36、.H2S、NF3、CH4C.BCl3、NH3、CO2 D.SO3、BF3、H3O+方法技巧判斷分子或離子中中心原子的雜化軌道類型的一般方法(1)看中心原子有沒有形成雙鍵或三鍵。如果有1個三鍵,則其中有2個鍵,用去了2個p軌道,則為sp雜化;如果有1個雙鍵則其中有1個鍵,則為sp2雜化;如果全部是單鍵,則為sp3雜化。(2)由分子的空間構型結合價層電子對互斥理論判斷。沒有填充電子的空軌道一般不參與雜化,1對孤電子對占據(jù)1個雜化軌道。如NH3為三角錐形,且有一對孤電子對,即4條雜化軌道應呈四面體形,為sp3雜化。考點三分子的性質 1.分子間作用力(1)概念物質分子之間普遍存在的相互作用力,稱為分子

37、間作用力。(2)分類分子間作用力最常見的是和。 (3)強弱范德華力氫鍵化學鍵。 (4)范德華力 分子的極性越大,范德華力。  結構和組成相似的物質,相對分子質量越大,范德華力。  (5)氫鍵形成由已經(jīng)與很大的原子(如N、F、O)形成共價鍵的與另一個很大的原子之間的作用力。 表示方法:AHB特征具有一定的性和性。 分類氫鍵包括氫鍵和氫鍵兩種。 氫鍵對物質性質的影響分子間氫鍵使物質的熔、沸點,使物質的溶解性增大,對物質的硬度等也都有影響;分子內(nèi)氫鍵使物質的熔、沸點。  2.分子的性質(1)分子的極性類型非極性分子極性分

38、子形成原因正電中心和負電中心的分子 正電中心和負電中心的分子 存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵 分子內(nèi)原子排列  (2)分子的溶解性“相似相溶”的規(guī)律非極性溶質一般能溶于,極性溶質一般能溶于。若溶劑和溶質分子之間可以形成氫鍵,氫鍵作用力越大,則溶質的溶解性。 “相似相溶”還適用于分子結構的相似性。如乙醇與水,而戊醇在水中的溶解度明顯。 如果溶質與水發(fā)生反應,將增大物質的溶解度,如SO2等。(3)分子的手性手性異構具有完全相同的組成和原子排列的一對分子,如同左手和右手一樣互為,在三維空間里的現(xiàn)象。 手性分子具有的分子。&

39、#160;手性碳原子在有機物分子中,連有或的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子,如。 (4)無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,則n值,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,如酸性:HClOHClO2HClO3HClO4。 題組一分子間作用力及其對物質性質的影響1.2019·福州期末 下列敘述正確的是()A.在白磷(P4)晶體中,P原子與PP鍵數(shù)目比為23B.分子晶體中都存在范德華力,分子內(nèi)都存在共價鍵C.HF、HCl、HBr、HI四種物質的沸點依次升高D.干冰和氯化銨分別

40、受熱變?yōu)闅怏w所克服的粒子間相互作用屬于同種類型2.2019·欽州模擬 下列實驗事實不能用氫鍵來解釋的是()A.冰的密度比水小,能浮在水面上B.接近沸點的水蒸氣的相對分子質量測量值大于18C.鄰羥基苯甲醛的沸點低于對羥基苯甲醛D.H2O比H2S穩(wěn)定題組二分子極性與共價鍵極性的關系1.可確定乙二醇分子是否有極性的實驗是() A.測定沸點 B.測靜電對液流影響C.測定蒸氣密度 D.測標準狀況下氣體摩爾體積2.下列敘述正確的是()A.NH3是極性分子,N原子處在3個H原子所組成的三角形的中心B.CCl4是非極性分子,C原子處在4個Cl原子所組成的正方形的中心C.H2O是極性分子,O原子不處在

41、2個H原子所連成的直線的中央D.CO2是非極性分子,C原子不處在2個O原子所連成的直線的中央3.2019·安徽安慶二中模擬 已知H和O可以形成H2O和H2O2兩種化合物,試根據(jù)有關信息完成下列問題:(1)水是維持生命活動所必需的一種物質。1 mol冰中有mol氫鍵。 用球棍模型表示的水分子結構是。 圖12-41-1(2)已知H2O2分子的結構如圖12-41-2所示。H2O2分子不是直線形的,兩個氫原子猶如在半展開的書的兩面上,兩個氧原子在書脊位置上,書頁夾角為93°52',而兩個OH鍵與OO鍵的夾角均為96°52'。圖12-41

42、-2試回答:H2O2分子的電子式是,結構式是。 H2O2分子是含有(填“極性”或“非極性”,下同)鍵和鍵的分子。 H2O2難溶于CS2,簡要說明理由:。 H2O2中氧元素的化合價是,簡要說明原因:。 方法技巧共價鍵的極性與分子極性的關系題組三手性分子無機含氧酸的酸性1.2019·銀川一中期中 下列化合物中含有手性碳原子的是()A.CCl2F2 B. C.CH3CH2OH D.2.判斷含氧酸酸性強弱的一條經(jīng)驗規(guī)律是含氧酸分子結構中含非羥基氧原子數(shù)越多,該含氧酸的酸性越強。如下表所示:含氧酸酸性強弱與非羥基氧原子數(shù)的關系次氯酸磷酸硫酸高氯酸含氧酸C

43、lOH非羥基氧原子數(shù)0123酸性弱酸中強酸強酸最強酸 (1)亞磷酸H3PO3和亞砷酸H3AsO3分子式相似,但它們的酸性差別很大,H3PO3是中強酸,H3AsO3既有弱酸性又有弱堿性。由此可推出它們的結構式分別為,。 (2)H3PO3和H3AsO3與過量的NaOH溶液反應的化學方程式分別是: ,  。 (3)在H3PO3和H3AsO3中分別加入濃鹽酸,分析反應情況: ,寫出化學方程式: 。 3.2019·深圳第一次調研 HIO3的酸性(填“強于”或“弱于”)HIO4,原因是 。 方法技巧無機含氧酸分子的酸性判斷及比較的思維方

44、法1.無機含氧酸分子之所以能顯示酸性,是因為其分子中含有OH,而OH上的H原子在水分子的作用下能夠變成H+而顯示一定的酸性。如HNO3、H2SO4的結構式分別是,2.同一種元素的含氧酸酸性規(guī)律H2SO4與HNO3是強酸,其OH上的H原子能夠完全電離成為H+。而同樣是含氧酸的H2SO3和HNO2卻是弱酸。即酸性強弱為H2SO3<H2SO4,HNO2<HNO3。其他的有變價的非金屬元素所形成的含氧酸也有類似的情況。如酸性強弱HClO<HClO2<HClO3<HClO4。不難得出:對于同一種元素的含氧酸來說,該元素的化合價越高,其含氧酸的酸性越強。1.(1)2019&#

45、183;全國卷 X射線衍射測定等發(fā)現(xiàn),I3AsF6中存在I3+離子。I3+離子的幾何構型為,中心原子的雜化形式為。 (2)2019·全國卷 經(jīng)X射線衍射測得化合物R的晶體結構,其局部結構如圖12-41-3所示。圖12-41-3從結構角度分析,R中兩種陽離子的相同之處為(填標號,下同), 不同之處為。 A.中心原子的雜化軌道類型 B.中心原子的價層電子對數(shù)C.立體結構 D.共價鍵類型R中陰離子N5-中的鍵總數(shù)為個。分子中的大鍵可用符號mn表示,其中m代表參與形成大鍵的原子數(shù),n代表參與形成大鍵的電子數(shù)(如苯分子中的大鍵可表示為66),則N5-中的大鍵應表示為。

46、60;圖12-41-3中虛線代表氫鍵,其中表示式為(NH4+)NHCl、。 (3)2019·全國卷 研究發(fā)現(xiàn),在CO2低壓合成甲醇反應(CO2+3H2CH3OH+H2O)中,Co氧化物負載的Mn氧化物納米粒子催化劑具有高活性,顯示出良好的應用前景?；卮鹣铝袉栴}:CO2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為和。 在CO2低壓合成甲醇反應所涉及的4種物質中,沸點從高到低的順序為,原因是。 硝酸錳是制備上述反應催化劑的原料,Mn(NO3)2中的化學鍵除了鍵外,還存在。 2.(1)2019·全國卷 鍺(Ge)是典型的半導體元素,在電子、材料

47、等領域應用廣泛。回答下列問題:Ge與C是同族元素,C原子之間可以形成雙鍵、三鍵,但Ge原子之間難以形成雙鍵或三鍵。從原子結構角度分析,原因是。 比較下列鍺鹵化物的熔點和沸點,分析其變化規(guī)律及原因:。 GeCl4GeBr4GeI4熔點/-49.526146沸點/83.1186約400Ge單晶具有金剛石型結構,其中Ge原子的雜化方式為,微粒之間存在的作用力是。 (2)2019·全國卷 硫酸鎳溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4藍色溶液。Ni(NH3)6SO4中陰離子的立體構型是。 在Ni(NH3)62+中Ni2+與NH3之間形成的化學鍵稱為,提供孤電

48、子對的成鍵原子是。 氨的沸點(填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是;氨是(填“極性”或“非極性”)分子,中心原子的軌道雜化類型為。 (3)2019·全國卷 AsCl3分子的立體構型為,其中As的雜化軌道類型為。 (4)2019·江蘇卷 Zn(CN)42-在水溶液中與HCHO發(fā)生如下反應:4HCHO+Zn(CN)42-+4H+4H2OZn(H2O)42+4HOCH2CNHOCH2CN的結構簡式圖12-41-41 mol HCHO分子中含有鍵的數(shù)目為mol。 HOCH2CN分子中碳原子軌道的雜化類型是。 與H2O分子互為等

49、電子體的陰離子為。  Zn(CN)42-中Zn2+與CN-的C原子形成配位鍵。不考慮空間構型,Zn(CN)42-的結構可用示意圖表示為。 3.2019·全國卷 (1)碳在形成化合物時,其鍵型以共價鍵為主,原因是  。 (2)CS2分子中,共價鍵的類型有,C原子的雜化軌道類型是,寫出兩個與CS2具有相同空間構型和鍵合形式的分子或離子:。 4.(1)2019·全國卷 1 mol乙醛分子中含有的鍵的數(shù)目為。乙酸的沸點明顯高于乙醛,其主要原因是。 (2)2019·全國卷 乙醛中碳原子的雜化軌道類型為。 

50、第42講晶體結構與性質考試說明 1.了解晶體的類型,了解不同類型晶體中結構微粒、微粒間作用力的區(qū)別。2.了解晶格能的概念,了解晶格能對離子晶體性質的影響。3.了解分子晶體結構與性質的關系。4.了解原子晶體的特征,能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系。5.理解金屬鍵的含義,能用金屬鍵理論解釋金屬的一些物理性質,了解金屬晶體常見的堆積方式。6.了解晶胞的概念,能根據(jù)晶胞確定晶體的組成并進行相關的計算?？键c一晶體常識 1.晶體與非晶體的區(qū)別晶體非晶體結構特征結構微粒 排列結構微粒 排列性質特征自范性  熔點  異同表現(xiàn)

51、0; 區(qū)別二者方法間接方法看是否有固定的 科學方法對固體進行實驗  2.獲得晶體的三條途徑(1)熔融態(tài)物質凝固。(2)氣態(tài)物質冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。(3)溶質從溶液中析出。 3.晶胞(1)概念描述晶體結構的。 (2)晶體中晶胞的排列無隙并置無隙相鄰晶胞之間沒有。 并置所有晶胞排列、相同。 形狀一般而言晶胞都是平行六面體。(3)晶胞中粒子數(shù)目的計算方法均攤法晶胞任意位置上的一個粒子如果是被n個晶胞所共有,那么,每個晶胞對這個粒子分得的份額就是1n。方法a.長方體(包括立方體)晶胞中不同位置的粒子數(shù)的計算圖12-42-1b.非長方

52、體晶胞中粒子視具體情況而定,如石墨晶胞每一層內(nèi)碳原子排成六邊形,其頂點(1個碳原子)被三個六邊形共有,每個六邊形占13。 4.晶格能(1)定義氣態(tài)離子形成1 mol離子晶體釋放的能量,通常取正值,單位:。 (2)影響因素離子所帶電荷數(shù)離子所帶電荷數(shù)越多,晶格能越。 離子的半徑離子的半徑越,晶格能越大。 (3)與離子晶體性質的關系晶格能越大,形成的離子晶體越,且熔點越,硬度越。 題組一晶體與非晶體的區(qū)別1.區(qū)別晶體與非晶體的最科學的方法是() A.觀察自范性 B.觀察各向異性C.測定固定熔點 D.進行X-射線衍射實驗2.2019·江西九江質檢 下列敘述正確的是()A.固態(tài)物質一定是晶體 B.冰和固體碘晶體中相互作用力相同C.晶體內(nèi)部的微粒按一定規(guī)律周期性地排列 D.凡有規(guī)則外形的固體一定是晶體3.下列說法正確的是()A.晶體在受熱熔化過程中一定存在化學鍵的斷裂B.原子晶體的原子間只存在共價鍵,而分子晶體的分子間只存在范德華力C.區(qū)分晶體和非晶體最科學的方法是對固體進行X-射線衍射實驗D.非金屬