物質(zhì)結構與性質(zhì)復習（第1課時）好

1、物質(zhì)結構與性質(zhì)（選修3）一、原子結構與元素的性質(zhì)1基態(tài)原子的核外電子排布(1)排布規(guī)律能量最低原理原子核外電子總是先占有能量最低的原子軌道泡利原理每個原子軌道上最多只容納2個自旋方向相反的電子洪特規(guī)則當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)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋狀態(tài)相同(2)表示形式電子排布式：用數(shù)字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數(shù)。如K：1s22s22p63s23p64s1或Ar4s1電子排布圖：每個小框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子，如碳原子的電子排布圖為：易錯警示（215頁針對訓練）洪特通過分析光譜實驗得出：能量相同的原子軌道在全充滿(如d10)、半

2、充滿(如d5)和全空(如d0)時體系能量較低，原子較穩(wěn)定。如Cr原子的電子排布式為：1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1Cu原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s12元素第一電離能（216頁） 越小，金屬性越強定義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。第一電離能越小，越易失去電子，金屬的活潑性越強。變化規(guī)律(1)同一周期，隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能呈現(xiàn)增大的趨勢，稀有氣體元素的第一電離能最大，堿金屬元素的第一電離能最小。但同周期元素第A族的元素的第一電離能大于第A族元素，同周期元素第A族

3、元素大于第A族元素的電離能。(2)同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。如果某主族元素的In1In，則該元素的常見化合價為n。過渡元素的價電子數(shù)較多，且各級電離能之間相差不大，過渡元素常表現(xiàn)多種化合價，如錳元素27價。3元素電負性的周期性變化 越大，非金屬性越強元素原子的電負性越大，原子吸引鍵合電子的能力越強。對于短周期元素，同一周期，主族元素的電負性從左到右逐漸增大；同一主族，元素的電負性從上到下逐漸減小。二者關系：1與電負性成正比從左往右逐漸增大，從上往下逐漸減小，但1反常3元素電負性的周期性變化元素原子的電負性越大，原子吸引鍵合電子的能力越強。對于短周期元素，同一周期，

4、主族元素的電負性從左到右逐漸增大；同一主族，元素的電負性從上到下逐漸減小。易錯警示（216頁針對訓練）1書寫電子排布圖時常出現(xiàn)錯誤： (違反泡利原理)； (違反洪特規(guī)則)； 正確應為 。2書寫基態(tài)原子或價電子的電子排布式時，能量E(n1)dE(ns)，但書寫排布式時，應將(n1)d排在ns前。如：Fe：1s22s22p63s23p64s23d6(錯誤)，正確應為1s22s22p63s23p63d64s2(正確)。3同周期從左到右元素的第一電離能逐漸增大，但要注意反常：如：BeB，NO，MgAl，PS等。二、分子結構與性質(zhì)（看221頁）1共價鍵(1)定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。(

5、2)特性：具有飽和性和方向性。(3)分類：根據(jù)兩原子間的成鍵電子對數(shù)，分為單鍵、雙鍵和三鍵；根據(jù)形成共價鍵的原子所帶電荷的狀況，分為極性鍵和非極性鍵；根據(jù)形成共價鍵的原子軌道重疊方式的不同，分為鍵和鍵。(4)鍵參數(shù)：鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量。鍵能越大，共價鍵越牢固。鍵長：形成共價鍵的兩原子之間的核間距。鍵長越短，共價鍵越牢固。鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵角是描述分子立體結構的重要參數(shù)。(2)雜化軌道理論（224頁方法突破）類型特別提醒判斷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（比如乙炔則其中有2個鍵，用

6、去了2個p軌道，是sp雜化；如果有1個雙鍵（如乙烯）則其中有1個鍵，是sp2雜化；如果全部是單鍵（如CH4)，則是sp3雜化。(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)。(2)根據(jù)分子的空間構型：分子是直線型，中心原子均是sp雜化；平面三角形均是SP2雜化；原子不在同一平面內(nèi)的均為SP3雜化。（3）根據(jù)等電子體原理進行推斷：如C O2為直線型分子，SCN-、N3-與CO2是等電子體，所以分子構型均為直線型，中心原子均采用SP雜化。（221222頁針對訓練）特別提醒通常對于ABn型分子，若中心原子最外層電子全部參與成鍵，則為非極性分子；若中心原子最外層電子部分成鍵則為極

7、性分子。如PCl3與PCl5判斷分子的極性（225頁表）3配合物理論(1)配合物的組成配體：含有孤電子對的分子或離子，如NH3、H2O、Cl、Br、I、SCN等。中心離子(提供空軌道）：一般是金屬離子，特別是過渡金屬離子 如Cu2、Fe3等。配位數(shù)：直接同中心原子(或離子)配位的含有孤電子對的分子(或離子)的數(shù)目。(2)常見配位化合物：如Cu(NH3)4(OH)2深藍色溶液Cu(NH3)4SO4H2O深藍色晶體Ag(NH3)2OH無色溶液Fe(SCN)3紅色溶液4影響物質(zhì)溶解度的因素(1)相似相溶極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。溶質(zhì)與溶劑結構相似，溶解度較大。(2)溶質(zhì)能與

8、溶劑形成氫鍵，溶解度較大。(3)溶質(zhì)能與溶劑反應，溶解度較大。2.晶胞中粒子數(shù)目的計算易錯警示1由原子構成的晶體不一定是原子晶體，如稀有氣體形成的晶體是分子晶體。2含有離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體中含有金屬陽離子。3含共價鍵的晶體不一定是原子晶體，如分子晶體的結構粒子分子內(nèi)部含共價鍵，離子晶體結構粒子離子內(nèi)部也可以有共價鍵，如Na2O2、NaOH、NH4Cl等。4計算晶胞中粒子個數(shù)時，并不是所有晶胞都簡單套用立方晶胞的分攤法；如六棱柱晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被6、3、4、2個晶胞共有。3晶體熔、沸點高低的比較(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律原子晶體離

9、子晶體分子晶體。金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等沸點很高，汞、銫等沸點很低。(2)原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點：金剛石碳化硅硅。(3)離子晶體一般地說，陰、陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高，如熔點：MgOMgCl2NaClCsCl。(4)分子晶體分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常的高。如H2OH2TeH2SeH2S。組成和結構相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4GeH4SiH4CH4。組成和結構不相似的物質(zhì)(相對分子質(zhì)量接近

10、)，分子的極性越大，其熔、沸點越高，如CON2，CH3OHCH3CH3。(5)金屬晶體金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：NaMgAl。易錯警示1離子晶體的熔點不一定低于原子晶體，如熔點：MgOSiO2。2金屬晶體的熔點不一定高于分子晶體，如熔點：SHg(Hg常溫下為液體)。3晶體類型判斷出現(xiàn)錯誤。如石墨晶體的熔點很高，但不屬于原子晶體，而是過渡型晶體。4有氫鍵存在，回答熔、沸點高低原因時，回答不準確。如H2O的熔、沸點高于H2S的原因答成H2O分子存在氫鍵是錯誤的，而應該是H2O分子間易形成氫鍵。原子結構和分子結構 例1(2011年安徽理綜)W、X

11、、Y、Z是四種常見的短周期元素，其原子半徑隨原子序數(shù)變化如圖所示。已知W的一種核素的質(zhì)量數(shù)為18，中子數(shù)為10；X和Ne原子的核外電子數(shù)相差1；Y的單質(zhì)是一種常見的半導體材料；Z的電負性在同周期主族元素中最大。(1)X位于元素周期表中第_周期第_族；W的基態(tài)原子核外有_個未成對電子。(2)X的單質(zhì)和Y的單質(zhì)相比，熔點較高的是_(寫化學式)；Z的氣態(tài)氫化物和溴化氫相比，較穩(wěn)定的是_(寫化學式)。(3)Y與Z形成的化合物和足量水反應，生成一種弱酸和一種強酸，該反應的化學方程式是_。(4)在25 、101 kPa下，已知Y的氣態(tài)氫化物在氧氣中完全燃燒后恢復至原狀態(tài)，平均每轉(zhuǎn)移1 mol 電子放熱19

12、0.0 kJ，該反應的熱化學方程式是_。解析W的質(zhì)子數(shù)ZAN18108，則W為氧；X和Ne的核外電子數(shù)相差1，且圖中X的原子半徑大于W，則X為鈉；Y的單質(zhì)是一種常見的半導體材料，則Y為硅；Z的原子序數(shù)大于Y，且在同周期主族元素中電負性最大，則Z為氯。(1)Na在元素周期表中位于第三周期第A族。O的基態(tài)原子的軌道表示式為 ，故有2個未成對電子。 (2)Na的單質(zhì)和Si的單質(zhì)相比較，晶體Si為原子晶體，故熔、沸點高。氯的非金屬性強于溴，故HCl的穩(wěn)定性更強。(3)SiCl4與H2O反應的化學方程式為SiCl43H2O=H2SiO34HCl。(4)1 mol SiH4與足量O2反應，轉(zhuǎn)移8 mol

13、電子，該反應的熱化學方程式為SiH4(g)2O2(g)=SiO2(s)2H2O(l) H1 520.0 kJmol1。答案(1)三A2(2)SiHCl(3)SiCl43H2O=H2SiO34HCl(其他合理答案均可)(4)SiH4(g)2O2(g)=SiO2(s)2H2O(l)H1 520.0 kJmol1答案：CD晶體的結構與性質(zhì)例2(2011年高考海南化學)(雙選).下列分子中，屬于非極性的是()ASO2BBeCl2CBBr3 DCOCl2.銅(Cu)是重要金屬，Cu的化合物在科學研究和工業(yè)生產(chǎn)中具有許多用途，如CuSO4溶液常用作電解液、電鍍液等。請回答下列問題：(1)CuSO4可由金屬

14、銅與濃硫酸反應制備，該反應的化學方程式為_；(2)CuSO4粉末常用來檢驗一些有機物中的微量水分，其原因是_；(3) 的立體構型是_，其中S原子的雜化軌道類型是_；(4)元素金(Au)處于周期表中的第六周期，與Cu同族，Au原子最外層電子排布式為_；一種銅金合金晶體具有立方最密堆積的結構，在晶胞中Cu原子處于面心、Au原子處于頂點位置，則該合金中Cu原子與Au原子數(shù)量之比為_；該晶體中，原子之間的作用力是_；(5)上述晶體具有儲氫功能，氫原子可進入到由Cu原子與Au原子構成的四面體空隙中。若將Cu原子與Au原子等同看待，該晶體儲氫后的晶胞結構與CaF2的結構相似，該晶體儲氫后的化學式應為_。解

15、析.對于ABn型分子，若A原子的最外層電子均參與成鍵，該分子為非極性分子，否則為極性分子。BeCl2和BBr3為非極性分子，SO2為極性分子。COCl2的分子結構為 ，碳上連一個雙鍵氧，然后左右各一個氯，鍵角約111.8。負電在三角上，正電在碳上，但它們的正負電荷中心不是重合的，是極性分子。.(1)Cu在加熱條件下與濃H2SO4反應，生成CuSO4、SO2和H2O：Cu2H2SO4(濃) CuSO4SO22H2O。(2)CuSO4易與水結合生成藍色的CuSO45H2O晶體，白色粉末變成藍色晶體，反應現(xiàn)象明顯。(3) 中S原子采取sp3雜化， 為正四面體構型。答案.BC.(1)Cu2H2SO4(

16、濃) CuSO4SO22H2O(2)CuSO4粉末遇水生成藍色晶體(3)正四面體sp3(4)5d106s131金屬鍵(5)Cu3AuH82已知A、B、C、D和E都是元素周期表中前36號元素，它們的原子序數(shù)依次增大。A與其他4種元素既不在同一周期又不在同一主族。B和C屬同一主族，D和E屬同一周期，又知E是周期表中118列中的第7列元素。D的原子序數(shù)比E小5，D跟B可形成離子化合物，其晶胞結構如圖。請回答：(1)A元素的名稱是_；(2)B的元素符號是_，C的元素符號是_，B與A形成的化合物比C與A形成的化合物沸點高，其原因是_；(3)E屬元素周期表中第_周期第_族的元素，其元素名稱是_，它的2價離

17、子的電子排布式為_；(4)從圖中可以看出，D跟B形成的離子化合物的化學式為_；該離子化合物晶體的密度為a gcm3，則晶胞的體積是_(只要求列出算式)。1第A、VA族元素組成的化合物AlN、AlP、AlAs等是人工合成的半導體材料，它們晶體結構與單晶硅相似。(1)核電荷數(shù)比As小4的原子基態(tài)的電子排布式為_。(2)前四周期元素中，基態(tài)原子中未成對電子與其所在周期數(shù)相同的元素有_種。(3)在AlN晶體中，每個Al原子與_個N原子相連，AlN屬于_晶體。(4)NCl3中心原子雜化方式為_，NCl3的空間構型為_。解析：(2)前四周期元素中，基態(tài)原子中未成對電子與其所在周期數(shù)相同的元素有5種，對應元

18、素和價電子構型分別是：氫(1s1)、碳(2s22p2)、氧(2s22p4)、磷(3s23p3)、鐵(3d64s2)，注意沒有3d44s2(應為3d54s1)；(3)依據(jù)題干信息“它們晶體結構與單晶硅相似”，通過硅類推AlN。答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1(2)5(3)4原子(4)sp3雜化三角錐形2空氣質(zhì)量高低直接影響著人類的生產(chǎn)和生活，它越來越受到人們的關注。被污染的空氣中雜質(zhì)的成分有多種，其中計入空氣質(zhì)量日報空氣污染指數(shù)的項目有SO2、CO、NO2、O3和可吸入顆粒物等，血紅蛋白中含有Fe2，CO易與血紅蛋白結合成穩(wěn)定的配合物而使人中毒。請回答下列問題：(1)鐵是

19、一種重要的金屬元素，基態(tài)鐵原子的外圍電子排布式為_。(2)O3有多種等電子體，其中常見的一種分子為_。(3)SO2是一種大氣污染物，為減輕SO2污染，火力發(fā)電廠生產(chǎn)中常在燃煤中加入CaO以“固硫”。CaO晶胞如下圖所示，其中Ca2的配位數(shù)為_，與1個Ca2距離最近且相等的Ca2有_個，CaO晶體和NaCl晶體中離子排列方式相同，CaO晶體的熔點高于NaCl晶體的熔點的主要原因是_。解析：(1)鐵原子核外有26個電子，基態(tài)鐵原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2。(2)O3中含有3個氧原子，價電子總數(shù)為18，其等電子體中常見的為SO2。(3)離子晶體的配位數(shù)是指離某離子

20、距離最近且相等的帶相反電荷的離子的個數(shù)；離子晶體的熔點主要決定于離子的電荷和離子半徑。答案：(1)3d64s2(2)SO2(3)612CaO晶體中離子所帶電荷高于NaCl晶體中離子所帶電荷1(2010年高考全國卷)下列判斷錯誤的是()A熔點：Si3N4NaClSiI4B沸點：NH3PH3AsH3C酸性：HClO4H2SO4H3PO4D堿性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3解析：A項，氮化硅為原子晶體，氯化鈉為離子晶體，碘化硅為分子晶體，晶體熔、沸點的一般規(guī)律為原子晶體離子晶體分子晶體，正確；B項，N、P、As為同主族元素，它們的氫化物的熔、沸點高低與其相對分子質(zhì)量大小成正比，但由于氨氣分子間存在氫鍵，所以其熔、沸點要高一些，故沸點正確的順序為NH3AsH3PH3；C項，根據(jù)非金屬的氧化性越強，其對應最高價氧化物的水化物的酸性越強的判斷規(guī)律可知該項正確；D項，根據(jù)金屬的還原性越強，其對應水化物的堿性越強的規(guī)律可知該項正確。答案：B2(2011年高考安徽理綜)科學家最近研制出可望成為高效火箭推進劑的N(NO2)