理想樹600分考點(diǎn)700分考法2016屆高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)(精)

考點(diǎn)78原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點(diǎn)79分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)

考點(diǎn)80晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一頁第二頁，共45頁。

考點(diǎn)78原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)600分知識(shí)700分考法考法1：原子核外電子排布的表示方法考法2：電離能的比較與應(yīng)用考法3：元素電負(fù)性的大小比較第二頁第三頁，共45頁。

1．能層、能級(jí)與原子軌道

(1)能層(n)

按核外電子能量的高低及離核平均距離的遠(yuǎn)近，把核外電子的運(yùn)動(dòng)區(qū)域分為不同的能層(電子層)。n的取值為1、2、3、4、5、6、7，對(duì)應(yīng)的符號(hào)是英文字母K、L、M、N、O、P、Q。

①不同能層的能級(jí)組成

在多電子原子中，同一能層(電子層)的電子，能量也不同，把它們分為不同的能級(jí)或電子亞層(因?yàn)檫@些不同的能量狀態(tài)是不連續(xù)的，像樓梯的臺(tái)階一樣，因此稱為能級(jí))。任一能層的能級(jí)總是從s能級(jí)開始，能層的能級(jí)數(shù)等于該能層的序數(shù)，如：第一能層只有1個(gè)能級(jí)(1s)，第二能層有2個(gè)能級(jí)(2s和2p)，第三層能級(jí)有3個(gè)能級(jí)(3s、3p和3d)，依次類推。

②不同能層中各能級(jí)之間的能量大小關(guān)系

a．不同能層中同一能級(jí)，能層序數(shù)越大，能量越高，如：1s<2s<3s<4s……。

b．同一能層中，各能級(jí)的能量：s<p<d<f，如：第四能層中4s<4p<4d<4f。

c．能層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如：2px＝2py＝2pz。第三頁第四頁，共45頁。

1．能層、能級(jí)與原子軌道

(2)原子軌道

電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。第四頁第五頁，共45頁。

2．核外電子排布遵循的三個(gè)原理

(1)能量最低原理

原子的核外電子排布遵循的構(gòu)造原理使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。隨著原子核電荷數(shù)的遞增，絕大多數(shù)元素的原子核外電子排布將遵循1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s。即各能級(jí)能量高低順序?yàn)閚s＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。

(2)泡利不相容原理

1個(gè)原子軌道最多只容納2個(gè)電子，且它們的自旋狀態(tài)相反。

(3)洪特規(guī)則

當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)1個(gè)軌道，而且自旋狀態(tài)相同。第五頁第六頁，共45頁。

3．原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

(1)第一電離能

①含義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能，符號(hào)為I，單位為kJ·mol－1。

②意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去1個(gè)電子的難易程度。第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個(gè)電子，該元素的金屬性越強(qiáng)；反之，第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。

③規(guī)律

a．同周期，從左到右，總體呈現(xiàn)逐漸增大的變化趨勢(shì)。

b．同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。

c．同種原子，逐級(jí)電離能越來越大(I1<I2<I3…)。第六頁第七頁，共45頁。

3．原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

(2)電負(fù)性

①含義：電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強(qiáng)。

②標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體未計(jì))。

③變化規(guī)律：同周期，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族，從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小。返回第七頁第八頁，共45頁?？挤?粒子核外電子排布的表示方法

1．基態(tài)原子的核外電子排布式

(1)簡(jiǎn)單原子的核外電子排布式

按照構(gòu)造原理將電子依次填充到能量逐漸升高的軌道中，如6C：1s22s22p2；19K：1s22s22p63s23p64s1。

(2)復(fù)雜原子的核外電子排布式對(duì)于復(fù)雜原子的核外電子排布式，應(yīng)先按能量最低原理從低到高排列，然后將同一層的電子排到一起。能級(jí)交錯(cuò)：電子層數(shù)較大的某些軌道的能量反而低于電子層數(shù)較小的某些軌道能量的現(xiàn)象。

如4s的能量反而比3d的能量小，填充電子時(shí)應(yīng)先充滿4s，而后才填入3d軌道。如：26Fe，先按能量從低到高排列為1s22s22p63s23p64s23d6，然后將同一能層的排到一起，即該原子的電子排布式為1s22s22p63s23p64s23d64s2。第八頁第九頁，共45頁?？挤?粒子核外電子排布的表示方法

1．基態(tài)原子的核外電子排布式(3)部分原子的核外電子排布式的特殊性少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對(duì)于構(gòu)造原理有1個(gè)電子的偏差。因?yàn)槟芰肯嗤脑榆壍涝谌錆M(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(p0和d0)狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。

(4)基態(tài)原子外圍電子排布式(價(jià)電子)的書寫外圍電子排布式的書寫在基態(tài)原子的電子排布式的基礎(chǔ)上去除原子實(shí)，如鐵的外圍電子排布式，可以先寫出含原子實(shí)的核外電子排布式，如[Ar]3d64s2，再除去原子實(shí)，得鐵的外圍電子排布式為3d64s2。第九頁第十頁，共45頁?？挤?粒子核外電子排布的表示方法2．基態(tài)離子核外電子排布式的書寫(1)先正確書寫基態(tài)原子的核外電子排布式。(2)再由外到內(nèi)失電子。如要寫基態(tài)Fe3＋的核外電子排布式，先寫出基態(tài)Fe原子的電子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2，再由外到內(nèi)失3個(gè)電子，則基態(tài)Fe3＋的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d5。3．核外電子排布圖(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(jí)的先后順序和在軌道中的排布情況。返回第十頁第十一頁，共45頁?？挤?電離能的比較與應(yīng)用

1．第一電離能的比較

同周期元素從左往右，第一電離能呈增大的趨勢(shì)，注意第ⅡA族與第ⅢA族、第ⅤA族與第ⅥA族的反常，即同周期從左往右第一電離能大小的關(guān)系為ⅠA＜ⅢA＜ⅡA＜ⅣA＜ⅥA＜ⅤA＜ⅦA。由于第ⅢA族的元素原子p軌道上有一個(gè)單電子，不穩(wěn)定，比第ⅡA族的相鄰元素更容易失去一個(gè)電子，故其第一電離能小。如I1：Be＞B；Mg＞Al。與此相類似的還有同周期相鄰的第ⅤA、ⅥA族的元素，第ⅤA族的元素p軌道處于半充滿狀態(tài)，屬穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，第一電離能數(shù)值較大。如N的第一電離能大于O的、P的第一電離能大于S的。2．電離能的應(yīng)用同一元素逐級(jí)電離能的變化體現(xiàn)了核外電子排布，若電離能突變，則失去該電子后為穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，若I2，I1，則元素通常顯＋1價(jià)，為第ⅠA族；若I3，I2，則元素通常顯＋2價(jià)，為第ⅡA族。第十一頁第十二頁，共45頁?？挤?電離能的比較與應(yīng)用返回第十二頁第十三頁，共45頁?？挤?元素電負(fù)性的大小比較

1．利用周期律判斷

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸變大，同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小，如電負(fù)性：C<N<O<F，F(xiàn)>Cl>Br>I。

2．利用化合價(jià)及物質(zhì)類別判斷

我們常常應(yīng)用化合價(jià)及物質(zhì)類別判斷，如O與Cl的電負(fù)性比較：①HClO中Cl為＋1價(jià)、O為－2價(jià)，可知O的電負(fù)性大于Cl。返回第十三頁第十四頁，共45頁?？键c(diǎn)79分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)600分知識(shí)700分考法考法4：共價(jià)鍵的類型與分子的性質(zhì)考法5：分子空間構(gòu)型與原子雜化軌道類型的判斷考法6：配位鍵與配位化合物第十四頁第十五頁，共45頁。

1．共價(jià)鍵

(1)共價(jià)鍵是常見化學(xué)鍵之一，它的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對(duì)，具有飽和性和方向性。

(2)分類第十五頁第十六頁，共45頁。

1．共價(jià)鍵

(3)鍵參數(shù)

①概念

a．鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放的最低能量。

b．鍵長(zhǎng)：共價(jià)鍵中兩個(gè)原子之間的核間距。

c．鍵角：兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。

②鍵能越大，鍵長(zhǎng)越短，分子越穩(wěn)定。

2．分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。

(2)非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。第十六頁第十七頁，共45頁。

3．分子的立體結(jié)構(gòu)

(1)雜化軌道理論

①概念

在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡(jiǎn)稱為雜化軌道。

②分類第十七頁第十八頁，共45頁。

3．分子的立體結(jié)構(gòu)

(2)價(jià)層電子對(duì)互斥模型

①特點(diǎn)：價(jià)層電子對(duì)在球面上彼此相距最遠(yuǎn)時(shí)，排斥力最小，體系的能量最低。孤電子對(duì)的排斥力較大。

②價(jià)層電子對(duì)互斥模型第十八頁第十九頁，共45頁。

4．配位鍵與配位化合物

(1)配位鍵

成鍵的兩個(gè)原子一方提供孤電子對(duì)，一方提供空軌道而形成的共價(jià)鍵為配位鍵。配位鍵可以用A→B表示，A表示提供孤電子對(duì)的原子，即電子對(duì)給予體，B表示接受孤電子對(duì)的原子，即電子對(duì)接受體。

(2)配位化合物

由提供孤對(duì)電子的配體與接受孤對(duì)電子的中心離子以配位鍵結(jié)合而形成的化合物。

(3)配位數(shù)

直接同中心離子配位的原子數(shù)目叫中心離子的配位數(shù)，如[Cu(NH3)4]SO4中Cu2＋的配位數(shù)為4。

(4)形成條件

中心離子(絕大多數(shù)為過渡金屬離子)有空軌道，而配位體(主要是第ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素)能提供孤電子對(duì)。第十九頁第二十頁，共45頁。

5．等電子原理的應(yīng)用

(1)等電子原理

原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，使它們的許多性質(zhì)(物理性質(zhì))相近，此原理稱為等電子原理。

(2)等電子原理的應(yīng)用

①利用等電子原理可以判斷一些微粒的結(jié)構(gòu)及空間構(gòu)型。

②等電子原理在制造新材料等方面也有重要的應(yīng)用。如晶體硅、鍺是良好的半導(dǎo)體材料，它們的等電子體磷化鋁(AlP)、砷化鎵(GaAs)也都是良好的半導(dǎo)體材料。返回第二十頁第二十一頁，共45頁。考法4共價(jià)鍵的類型與分子的極性

1．共價(jià)鍵類型的判斷

(1)σ鍵和π鍵的判斷

通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判斷鍵的種類及數(shù)目；共價(jià)單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個(gè)σ鍵和一個(gè)π鍵，三鍵中有一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵。一般σ鍵比π鍵穩(wěn)定。

(2)極性鍵和非極性鍵的判斷

看是否由同種元素的原子構(gòu)成，若為同種元素原子構(gòu)成的A—A型，則為非極性鍵；若為不同種元素原子構(gòu)成的A—B型，則為極性鍵。

2．鍵的極性與分子極性的關(guān)系第二十一頁第二十二頁，共45頁?？挤?共價(jià)鍵的類型與分子的極性返回第二十二頁第二十三頁，共45頁?？挤?分子空間構(gòu)型與原子雜化軌道類型的判斷1．原子雜化軌道類型的判斷

(1)根據(jù)π鍵數(shù)目判斷

看中心原子有沒有形成雙鍵或三鍵，如果有1個(gè)三鍵，其中有2個(gè)π鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)π鍵，形成的是sp2雜化；如果全部是單鍵，形成的是sp3雜化。

(2)根據(jù)雜化軌道數(shù)判定

雜化軌道數(shù)：中心原子的孤電子對(duì)數(shù)與相連的其他原子個(gè)數(shù)之和。若雜化軌道數(shù)為2，為sp雜化；若雜化軌道數(shù)為3，為sp2雜化；若雜化軌道數(shù)為4，為sp3雜化。

2．分子空間構(gòu)型的判斷

根據(jù)中心原子的雜化軌道類型判斷價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤電子對(duì)。當(dāng)中心原子無孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子有孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。返回考法5分子空間構(gòu)型與原子雜化軌道類型的判斷1．原子雜化軌道類型的判斷第二十三頁第二十四頁，共45頁。考法6配位鍵與配位化合物1．配位鍵配位鍵是一類特殊的共價(jià)鍵，共用電子對(duì)是由成鍵原子單方面提供。H＋沒有電子，只有空軌道，H2O分子中的O原子、NH3分子中的N原子都具有孤電子對(duì)，所以能通過配位鍵形成H3O＋、NH4配位鍵與其他的鍵完全等同，鍵能、鍵長(zhǎng)都完全相同。

2．配位化合物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)

中心離子與配體構(gòu)成了配合物的內(nèi)配位層(或稱為內(nèi)界)，配離子內(nèi)部以配位鍵結(jié)合，在一定程度上喪失了Zn2＋和NH3各自獨(dú)立時(shí)的化學(xué)性質(zhì)，通常把它們放在括號(hào)內(nèi)，Cl－稱為外配位層(或稱為外界)。內(nèi)外界之間通過離子鍵結(jié)合，在水中全部電離。第二十四頁第二十五頁，共45頁?？挤?配位鍵與配位化合物返回第二十五頁第二十六頁，共45頁。考法7分子間作用力與分子的性質(zhì)

1．分子間作用力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響

(1)范德華力主要影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越強(qiáng)，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)越高，硬度越大。一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對(duì)分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大。

(2)分子間氫鍵可使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，并對(duì)在水溶液中的電離和溶解性等產(chǎn)生影響，如NH3易溶于水，是因?yàn)榕c水分子間形成氫鍵；H2O的沸點(diǎn)比H2S高，也是因?yàn)樾纬煞肿娱g氫鍵。第二十六頁第二十七頁，共45頁?？挤?分子間作用力與分子的性質(zhì)

2．微粒間作用力的判斷

(1)離子晶體中存在離子鍵，可能存在共價(jià)鍵，如MgCl2晶體中只存在離子鍵，NaOH晶體中既有離子鍵又有共價(jià)鍵。

(2)原子晶體中只存在共價(jià)鍵，如SiO2晶體只存在Si、O原子間的共價(jià)鍵。

(3)分子晶體中，分子之間存在分子間作用力，分子內(nèi)部可能存在共價(jià)鍵，如干冰中CO2分子間存在分子間作用力，CO2分子內(nèi)存在共價(jià)鍵，固態(tài)稀有氣體晶體中只存在分子間作用力，不存在化學(xué)鍵。

(4)只有電負(fù)性強(qiáng)的N、O、F三元素的原子與氫原子形成氫鍵。

(5)強(qiáng)度關(guān)系：共價(jià)鍵＞氫鍵＞范德華力。返回第二十七頁第二十八頁，共45頁。考法8氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響

1．增強(qiáng)物質(zhì)的溶解性。如NH3、C2H5OH等易溶于水。

2．使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高。如HF分子間形成氫鍵，沸點(diǎn)：HF＞HCl；H2O分子間形成氫鍵，沸點(diǎn)：H2O＞H2S。

【特別提示】分子間的氫鍵比分子內(nèi)氫鍵對(duì)物質(zhì)熔沸點(diǎn)影響更大。

3．對(duì)酸性的影響。由于鄰羥基苯甲醛形成分子內(nèi)氫鍵，使酸性第二十八頁第二十九頁，共45頁?？挤?氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響第二十九頁第三十頁，共45頁。考法9等電子原理的應(yīng)用

1．等電子體的判斷方法

(1)同主族變換，如CO2與CS2、CF4與CCl4是等電子體。第三十頁第三十一頁，共45頁?？挤?等電子原理的應(yīng)用

2．等電子原理的應(yīng)用

(1)利用等電子原理可以判斷一些簡(jiǎn)單分子或離子的立體構(gòu)型。如SiCl4、SiO44-、SO42-的原子數(shù)目和價(jià)電子總數(shù)都相等，它們互為等電子體，中心原子都是sp3雜化，都形成正四面體立體結(jié)構(gòu)。返回第三十一頁第三十二頁，共45頁。考點(diǎn)80晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)600分知識(shí)700分考法考法10：晶體類型的判斷與熔沸點(diǎn)的比較考法11：晶體結(jié)構(gòu)的分析與計(jì)算第三十二頁第三十三頁，共45頁。

1．四種晶體的比較第三十三頁第三十四頁，共45頁。2．幾種常見的晶體第三十四頁第三十五頁，共45頁。2．幾種常見的晶體

(2)分子晶體

①干冰晶體中，每個(gè)CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有12個(gè)。

②冰的結(jié)構(gòu)模型中，每個(gè)水分子與相鄰的4個(gè)水分子以氫鍵相連接，含1molH2O的冰中，最多可形成2mol氫鍵。(3)離子晶體

①NaCl型：在晶體中，每個(gè)Na＋同時(shí)吸引6個(gè)Cl－，每個(gè)Cl－同時(shí)吸引6個(gè)Na＋，配位數(shù)為6。每個(gè)晶胞含4個(gè)Na＋和4個(gè)Cl－。

②CsCl型：在晶體中，每個(gè)Cl－吸引8個(gè)Cs＋，每個(gè)Cs＋吸引8個(gè)Cl－，配位數(shù)為8。第三十五頁第三十六頁，共45頁。2．幾種常見的晶體(4)石墨晶體

石墨層狀晶體中，層與層之間的作用是分子間作用力，平均每個(gè)正六邊形擁有的碳原子個(gè)數(shù)是2，C原子采取的雜化方式是sp2。(5)常見金屬晶體的原子堆積模型返回第三十六頁第三十七頁，共45頁?？挤?0晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較

1．晶體類型的判斷

(1)根據(jù)晶體的構(gòu)成特點(diǎn)判斷晶體類型

①根據(jù)各類晶體的概念判斷，即根據(jù)構(gòu)成晶體的粒子和粒子間的作用力類別進(jìn)行判斷。如通過分子間作用力形成的晶體屬于分子晶體；由原子通過共價(jià)鍵形成的晶體屬于原子晶體；由陰、陽離子通過離子鍵形成的晶體屬于離子晶體；由金屬陽離子和自由電子作用形成的晶體屬于金屬晶體。

②根據(jù)物質(zhì)的分類判斷：金屬氧化物、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)的鹽是離子晶體。大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外)、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、酸、絕大多數(shù)有機(jī)物(除有機(jī)鹽外)是分子晶體。常見的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。金屬單質(zhì)（汞除外）與合金是金屬晶體。第三十七頁第三十八頁，共45頁。考法10晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較

1．晶體類型的判斷

(2)根據(jù)晶體的性質(zhì)判斷晶體的類型

根據(jù)各類晶體的特征性質(zhì)判斷：如低熔、沸點(diǎn)的化合物形成分子晶體；熔、沸點(diǎn)較高，且在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物形成離子晶體；熔、沸點(diǎn)很高，不導(dǎo)電，不溶于一般溶劑的物質(zhì)形成原子晶體；晶體能導(dǎo)電、傳熱、具有延展性的為金屬晶體。第三十八頁第三十九頁，共45頁。考法10晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較

2．晶體熔、沸點(diǎn)的比較

(1)不同類型的物質(zhì)：原子晶體>離子晶體>分子晶體；金屬晶體的熔、沸點(diǎn)有的很高，如鎢、鉑等，有的則很低，如汞、銫等。

(2)同一類型的物質(zhì)：比較其內(nèi)部結(jié)構(gòu)粒子間作用力，作用力越大，熔沸點(diǎn)越高。

①原子晶體：一般地說，原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高。

②離子晶體：要比較離子鍵的強(qiáng)弱，一般地說，陰、陽離子的電荷