理想樹600分考點700分考法2016屆高考化學二輪復習(精)

考點78原子結構與性質

考點79分子結構與性質

考點80晶體結構與性質第一頁第二頁，共45頁。

考點78原子結構與性質600分知識700分考法考法1：原子核外電子排布的表示方法考法2：電離能的比較與應用考法3：元素電負性的大小比較第二頁第三頁，共45頁。

1．能層、能級與原子軌道

(1)能層(n)

按核外電子能量的高低及離核平均距離的遠近，把核外電子的運動區(qū)域分為不同的能層(電子層)。n的取值為1、2、3、4、5、6、7，對應的符號是英文字母K、L、M、N、O、P、Q。

①不同能層的能級組成

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或電子亞層(因為這些不同的能量狀態(tài)是不連續(xù)的，像樓梯的臺階一樣，因此稱為能級)。任一能層的能級總是從s能級開始，能層的能級數(shù)等于該能層的序數(shù)，如：第一能層只有1個能級(1s)，第二能層有2個能級(2s和2p)，第三層能級有3個能級(3s、3p和3d)，依次類推。

②不同能層中各能級之間的能量大小關系

a．不同能層中同一能級，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原理

(1)能量最低原理

原子的核外電子排布遵循的構造原理使整個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。即各能級能量高低順序為ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np。

(2)泡利不相容原理

1個原子軌道最多只容納2個電子，且它們的自旋狀態(tài)相反。

(3)洪特規(guī)則

當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)1個軌道，而且自旋狀態(tài)相同。第五頁第六頁，共45頁。

3．原子結構與元素性質

(1)第一電離能

①含義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(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，原子越易失去一個電子，該元素的金屬性越強；反之，第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。

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。

b．同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。

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

3．原子結構與元素性質

(2)電負性

①含義：電負性是元素的原子在化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強。

②標準：以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

③變化規(guī)律：同周期，從左到右，元素的電負性逐漸增大，同主族，從上到下，元素的電負性逐漸減小。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)簡單原子的核外電子排布式

按照構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)復雜原子的核外電子排布式對于復雜原子的核外電子排布式，應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。能級交錯：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，填充電子時應先充滿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)原子的電子排布對于構造原理有1個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(p0和d0)狀態(tài)時，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上去除原子實，如鐵的外圍電子排布式，可以先寫出含原子實的核外電子排布式，如[Ar]3d64s2，再除去原子實，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，再由外到內失3個電子，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。考法2電離能的比較與應用

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，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軌道上有一個單電子，不穩(wěn)定，比第ⅡA族的相鄰元素更容易失去一個電子，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)定結構，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．電離能的應用同一元素逐級電離能的變化體現(xiàn)了核外電子排布，若電離能突變，則失去該電子后為穩(wěn)定結構，若I2，I1，則元素通常顯＋1價，為第ⅠA族；若I3，I2，則元素通常顯＋2價，為第ⅡA族。第十一頁第十二頁，共45頁?？挤?電離能的比較與應用返回第十二頁第十三頁，共45頁?？挤?元素電負性的大小比較

1．利用周期律判斷

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

2．利用化合價及物質類別判斷

我們常常應用化合價及物質類別判斷，如O與Cl的電負性比較：①HClO中Cl為＋1價、O為－2價，可知O的電負性大于Cl。返回第十三頁第十四頁，共45頁?？键c79分子結構與性質600分知識700分考法考法4：共價鍵的類型與分子的性質考法5：分子空間構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．共價鍵

(1)共價鍵是常見化學鍵之一，它的本質是在原子之間形成共用電子對，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化學鍵釋放的最低能量。

b．鍵長：共價鍵中兩個原子之間的核間距。

c．鍵角：兩個共價鍵之間的夾角。

②鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。

2．分子的極性

(1)極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。

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

3．分子的立體結構

(1)雜化軌道理論

①概念

在外界條件的影響下，原子內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．分子的立體結構

(2)價層電子對互斥模型

①特點：價層電子對在球面上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。孤電子對的排斥力較大。

②價層電子對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

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

(2)配位化合物

由提供孤對電子的配體與接受孤對電子的中心離子以配位鍵結合而形成的化合物。

(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。第十九頁第二十頁，共45頁。

5．等電子原理的應用

(1)等電子原理

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

(2)等電子原理的應用

①利用等電子原理可以判斷一些微粒的結構及空間構型。

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

1．共價鍵類型的判斷

(1)σ鍵和π鍵的判斷

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；共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個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成，若為同種元素原子構成的A—A型，則為非極性鍵；若為不同種元素原子構成的A—B型，則為極性鍵。

2．鍵的極性與分子極性的關系第二十一頁第二十二頁，共45頁?？挤?共價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個三鍵，其中有2個π鍵，用去了2個p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個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數(shù)與相連的其他原子個數(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．分子空間構型的判斷

根據(jù)中心原子的雜化軌道類型判斷價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤電子對。當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致；當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。返回考法5分子空間構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?？挤?配位鍵與配位化合物1．配位鍵配位鍵是一類特殊的共價鍵，共用電子對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，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、鍵長都完全相同。

2．配位化合物的結構特點

中心離子與配體構成了配合物的內配位層(或稱為內界)，配離子內部以配位鍵結合，在一定程度上喪失了Zn2＋和NH3各自獨立時的化學性質，通常把它們放在括號內，Cl－稱為外配位層(或稱為外界)。內外界之間通過離子鍵結合，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

1．分子間作用力對物質性質的影響

(1)范德華力主要影響物質的熔沸點、硬度等物理性質。范德華力越強，物質的熔、沸點越高，硬度越大。一般來說，組成和結構相似的物質，隨著相對分子質量的增加，范德華力逐漸增大。

(2)分子間氫鍵可使物質的熔、沸點升高，并對在水溶液中的電離和溶解性等產(chǎn)生影響，如NH3易溶于水，是因為與水分子間形成氫鍵；H2O的沸點比H2S高，也是因為形成分子間氫鍵。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

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鍵。

(2)原子晶體中只存在共價鍵，如SiO2晶體只存在Si、O原子間的共價鍵。

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

(4)只有電負性強的N、O、F三元素的原子與氫原子形成氫鍵。

(5)強度關系：共價鍵＞氫鍵＞范德華力。返回第二十七頁第二十八頁，共45頁?？挤?氫鍵對物質性質的影響

1．增強物質的溶解性。如NH3、C2H5OH等易溶于水。

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

【特別提示】分子間的氫鍵比分子內氫鍵對物質熔沸點影響更大。

3．對酸性的影響。由于鄰羥基苯甲醛形成分子內氫鍵，使酸性第二十八頁第二十九頁，共45頁。考法8氫鍵對物質性質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?等電子原理的應用

2．等電子原理的應用

(1)利用等電子原理可以判斷一些簡單分子或離子的立體構型。如SiCl4、SiO44-、SO42-的原子數(shù)目和價電子總數(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構。返回第三十一頁第三十二頁，共45頁?？键c80晶體結構與性質600分知識700分考法考法10：晶體類型的判斷與熔沸點的比較考法11：晶體結構的分析與計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CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有12個。

②冰的結構模型中，每個水分子與相鄰的4個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Na＋同時吸引6個Cl－，每個Cl－同時吸引6個Na＋，配位數(shù)為6。每個晶胞含4個Na＋和4個Cl－。

②CsCl型：在晶體中，每個Cl－吸引8個Cs＋，每個Cs＋吸引8個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，平均每個正六邊形擁有的碳原子個數(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、沸點的比較

1．晶體類型的判斷

(1)根據(jù)晶體的構成特點判斷晶體類型

①根據(jù)各類晶體的概念判斷，即根據(jù)構成晶體的粒子和粒子間的作用力類別進行判斷。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)物質的分類判斷：金屬氧化物、強堿和絕大多數(shù)的鹽是離子晶體。大多數(shù)非金屬單質(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)有機物(除有機鹽外)是分子晶體。常見的原子晶體單質有金剛石、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（汞除外）與合金是金屬晶體。第三十七頁第三十八頁，共45頁?？挤?0晶體類型的判斷與熔、沸點的比較

1．晶體類型的判斷

(2)根據(jù)晶體的性質判斷晶體的類型

根據(jù)各類晶體的特征性質判斷：如低熔、沸點的化合物形成分子晶體；熔、沸點較高，且在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物形成離子晶體；熔、沸點很高，不導電，不溶于一般溶劑的物質形成原子晶體；晶體能導電、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?？挤?0晶體類型的判斷與熔、沸點的比較

2．晶體熔、沸點的比較

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

(2)同一類型的物質：比較其內部結構粒子間作用力，作用力越大，熔沸點越高。

①原子晶體：一般地說，原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，鍵能越大，其晶體熔沸點越高。

②離子晶體：要比較離子鍵的強弱，一般地說，陰、陽離子的電荷