2019年高考化学总复习专题25物质结构与性质课件.pptx

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1、专题二十五 物质结构与性质,专题二十五：物质结构与性质,考情精解读,目录 CONTENTS,考点1 原子结构与元素的性质 考点2 分子结构与性质 考点3 晶体结构与性质,A考点帮知识全通关,考纲要求,命题规律,命题分析预测,方法1 基态原子核外电子排布 方法2 电离能和电负性的应用 方法3 分子立体构型与中心原子杂化类型的判断 键的极性与分子的极性判断 方法4 分子的性质 方法5 等电子原理的应用 方法6 晶体类型的判断及熔、沸点比较 方法7 与晶体有关的计算,B方法帮素养大提升,考向1 基态原子的核外电子排布 考向2 同周期元素第一电子亲和能的变化规律 考向3 分子的构型、杂化轨道理论的综合

2、考查 考向4 晶体类型的判断 晶体熔、沸点的比较 考向5 晶胞结构的相关计算,C考法帮考向全扫描,考情精解读,考纲要求 命题规律 命题分析预测,1.原子结构与元素的性质 (1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。能正确书写136号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。 (2)了解电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质。 (3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。 (4)了解电负性的概念,并能用以说明元素的某些性质。 2.化学键与分子结构 (1)理解离子键的形成,能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 (2)了解共价键的形成、极性、类型(键和键),了解配位键的

3、含义。,考纲要求,(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 (4)了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。 (5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。 3.分子间作用力与物质的性质 (1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响。 (2)了解氢键的含义,能列举存在氢键的物质,并能解释氢键对物质性质的影响。 4.晶体结构与性质,(1)了解晶体的类型,了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。 (2)了解晶格能的概念,了解晶格能对离子晶体性质的影响。 (3)了解分子晶体结构与性质的关系。 (4)了解原子晶体的特征,能描述金刚石、二

4、氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 (5)理解金属键的含义,能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。 (6)了解晶胞的概念,能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算,命题规律,考情分析 全国卷对本选修模块的考查以“原子结构分子结构晶体结构”为主线,多方位、多角度、多层次考查考生的理论知识,体现了化学学科核心素养中的微观探析以及模型认知能力。分值为15分左右。命题预测 预计2019年高考将会稳中有变,在考查原子、分子结构的基础上,考查物质结构与性质的应用,同时四种晶体类型仍将是命题的热点,掌握常见晶体的内部结构并能进行相关计算是难点,命题分析预测,A考点帮知识全通关,

5、考点1 原子结构与元素的性质 考点2 分子结构与性质 考点3 晶体结构与性质,1.能层、能级与原子轨道 (1)能层:原子核外电子是分层排布的,根据电子的能量差异,可将核外电子分成不同的能层(n);各能层最多可容纳的电子数为2n2。 (2)能级:在多电子原子中,同一能层的电子,能量也可能不同,可将不同能量的电子分成不同的能级;同一能层里,能级的能量按s、p、d、f的顺序升高,即E(ns)E(np)E(nd)E(nf)。 (3)原子轨道:电子云轮廓图给出电子在原子核外空间运动的主要区域。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。,考点1 原子结构与元素的性质（重点）,专题二十五

6、物质结构与性质,技巧点拨 能层、能级、原子轨道和容纳电子数之间的关系,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,注意 能层数=电子层数,每个能层所包含的能级数=能层序数。,专题二十五 物质结构与性质,(4)原子轨道的形状和能量关系 轨道形状 a.s电子的原子轨道呈球形。 b.p电子的原子轨道呈哑铃形。 能量高低 a.相同能层上原子轨道能量的高低:nsnpndnf。 b.形状相同的原子轨道能量的高低:1s2s3s4s c.同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等,如npx、npy、npz轨道的能量相等。,专题二十五 物质结构与性质,2.基态原子的核外电子排布 (1)排布规律 能量最低原理

7、 原子核外电子优先占据能量较低的轨道,然后 依次进入能量较高的轨道,这样使整个原子处 于能量最低的状态。如图为构造原理示意图, 即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺 序图。,专题二十五 物质结构与性质,注意 1.所有电子排布规则都需满足能量最低原理。 2.构造原理揭示了原子核外电子的能级分布,从图中可以看出,不同能层的能级有交错现象,如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(4f)E(5p)等。 泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋状态相反。如2s轨道上的电子排布为 ,不能表示为 。洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据,2s,2

8、s,据一个轨道,且自旋状态相同。如2p3的电子排布为 ,不能表示为或 。 特别提醒 洪特规则特例当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)或全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低,这一点可看成洪特规则的特例。如24Cr的电子排布式:1s22s22p63s23p63d54s1(3d5、4s1均为半充满稳定状态); 29Cu的电子排布式:1s22s22p63s23p63d104s1(3d10为全充满稳定状态,4s1为半充满稳定状态)。,专题二十五 物质结构与性质,2p,2p,2p,注意 基态原子的核外电子排布必须同时满足“两原理一规则”,若违反其一,则

9、电子能量不处于最低状态。 (2)核外电子排布的表示方法,专题二十五 物质结构与性质,3.基态、激发态与光谱示意图 处于最低能量的原子叫基态原子;当基态原子的电子吸收能量后,电子会跃迁到较高能级而变成激发态原子。,专题二十五 物质结构与性质,4.原子结构与元素在周期表中的位置的关系 (1)原子结构与元素周期表的关系,专题二十五 物质结构与性质,(2)元素周期表的分区与原子的价电子排布的关系,专题二十五 物质结构与性质,(3)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点,专题二十五 物质结构与性质,注意 对角线规则:在元素周期表中,某些主族元素与处于它对角线位置的主族元素的某些性质相似,如5.元素周期

10、律 (1)电离能 第一电离能 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫作第一电离能。常用符号I1表示,单位为 kJmol-1。,专题二十五 物质结构与性质,规律 a.同一元素:I1I2I3 b.同周期元素,自左至右,元素的第一电离能在总体上呈现逐渐增大的趋势,表明元素原子越来越难失去电子。 c.同主族元素,自上而下,元素的第一电离能逐渐减小,表明元素原子越来越易失去电子。 d.元素第一电离能变化的反常情况:A族和A族元素的第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高。这是由于A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3,是较稳定的全充满、半充满状态,因

11、而失去电子所需的能量较高。常见元素的第一电离能如图所示。,专题二十五 物质结构与性质,特别提醒第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)或全充满(p6、d10、f14)的状态时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。,专题二十五 物质结构与性质,(2)电负性 概念:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。元素的电负性越大,表示其原子对键合电子的吸引力越大。 标准:以氟的电负性为4.0作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。 变化规律 a.一般来说,在元素周期表中,

12、同周期自左至右,元素的电负性逐渐变大;同主族从上到下,元素的电负性逐渐变小。 b.金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8。,专题二十五 物质结构与性质,应用 a.判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大,非金属性越强,金属性越弱。 b.判断化学键的类型。一般认为如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7,通常形成离子键;若差值小于1.7,通常形成共价键。,专题二十五 物质结构与性质,1.共价键 (1)定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 (2)本质:在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 (3)特征:具有饱和性和方向性。 (4)分类,考点2 分子结构与性质,

13、（续表）注意 1.两个s轨道只能形成键,不能形成键,且无方向性。 2.共价单键是键;共价双键中有一个键,另一个是键;共价叁键由一个键和两个键组成。,专题二十五 物质结构与性质,(5)键参数 概念键参数对分子性质的影响 a.键长越短,往往键能越大,分子越稳定。 b.,专题二十五 物质结构与性质,(6)等电子原理 等电子体:原子总数相等、价电子总数相等的粒子互称为等电子体。如N2与CO、O3与SO2是等电子体。 等电子原理:等电子体具有相似的化学键特征,它们的许多性质相近,此原理称为等电子原理,例如CO和N2的熔沸点、溶解性等都非常相近。,专题二十五 物质结构与性质,注意 常见的等电子体汇总,专题

14、二十五 物质结构与性质,2.分子的立体构型 (1)价层电子对互斥理论 价层电子对在球面上彼此相距最远时,排斥力最小,体系的能量最低。 价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对,包括键电子对和中心原子上的孤电子对(即未形成共价键的电子对)。 价层电子对数的计算 价层电子对数=键电子对数+中心原子上的孤电子对数,专题二十五 物质结构与性质,其中: a是中心原子的价电子数阳离子要减去所带的电荷数、阴离子要加上所带的电荷数(绝对值); b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数; x为与中心原子结合的原子数。 价层电子对互斥模型(VSEPR模型),专题二十五 物质结构与性质,（续表）注意 当中心原子上

15、无孤电子对时,VSEPR模型与分子的立体构型一致;若中心原子上有孤电子对,则两者不一致。 (2)杂化轨道理论 当原子成键时,原子内部能量相近的原子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。,专题二十五 物质结构与性质,杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间结构不同。杂化轨道只用于形成键或容纳未参与成键的孤电子对。中心原子杂化轨道数计算方法: 杂化轨道数=键电子对数+孤电子对数,专题二十五 物质结构与性质,中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断,专题二十五 物质结构与性质,(3)配位键与配合物理论 配位键的形成:成键粒子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成的共价键。 配

16、位键的表示方法:常用“”来表示配位键,箭头指向接受孤电子对的原子或离子。如N H 4 + 可表示为配合物 a.组成:以Cu(NH3)4SO4为例,专题二十五 物质结构与性质,b.形成条件: 中心原子(或离子)提供空轨道,如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等; 配体有孤电子对,如H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-等。,专题二十五 物质结构与性质,3.分子的性质 (1)键的极性与分子的极性 键的极性,专题二十五 物质结构与性质,分子的极性 极性分子:分子中的正电中心和负电中心不重合,分子中的某一部分呈正电性(+),另一部分呈负电性(-)。如H2O、CH3Cl分子等。 非极性分子:分子中

17、的正电中心和负电中心重合。如P4、CO2分子等。 键的极性与分子极性的关系 只含有非极性键的分子一定是非极性分子(O3除外);含极性键的分子,如果分子的空间结构是对称的,则键的极性相互抵消,各个键的极性的向量和为零,分子就是非极性分子,反之,则是极性分子。其关系可总结如下:,专题二十五 物质结构与性质,分子 非极性 分子 由非极性键形成(如 H 2 、 O 2 、C l 2 、 P 4 等) 由极性键形成,空间结构对称(如C O 2 、B F 3 、C H 4 等) 极性分子:由极性键形成,空间结构不对称,键的极性不能抵消(如 HCl、HCN、 H 2 O、N H 3 、C H 3 Cl等)

18、不同类型分子的键角、分子立体构型、键的极性与分子的极性比较:,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,(2)分子间作用力范德华力 概念:分子与分子之间存在着一种把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力,又叫范德华力。 范德华力对物质性质的影响:影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。 分子间作用力的影响因素 a.一般来说,组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越强,物质的熔、沸点越高,如熔、沸点:F2Cl2Br2I2; b.相对分子质量相同时,分子极性越强,分子间作用力越强。 (3)氢键,专题二十五 物质结构与性质,概念 氢键是由已经与电负性很大的原子形成

19、共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力。 表示方法:AHB,“”表示共价键,“”表示氢键。 形成条件 a.A、B是电负性很强的原子,一般为N、O、F原子; b.A、B可以相同,也可以不同。 氢键对物质性质的影响 分子间氢键的存在,使物质的熔、沸点升高,在水中的溶解度增大。,专题二十五 物质结构与性质,(4)影响物质溶解度的因素“相似相溶”原理 极性分子易溶于极性溶剂,非极性分子易溶于非极性溶剂;溶质与溶剂分子结构相似,溶解度较大。 溶质能与溶剂形成氢键时,溶解度较大。 溶质能与溶剂反应时,溶解度较大。,专题二十五 物质结构与性质,1.晶体与非晶体,考点3 晶体结构与性质（重点）,注

20、意 晶体能自发地呈现多面体外形的性质称为晶体的自范性。晶体的自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。有没有自范性是晶体与非晶体的本质差异。 2.典型晶体模型,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,3.晶体性质比较,专题二十五 物质结构与性质,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,4.晶胞 (1)概念:描述晶体结构的基本单元。 (2)晶体中晶胞的排列无隙并置 无隙:相邻

21、晶胞之间没有任何间隙。 并置:所有晶胞平行排列,取向相同。 5.晶格能 (1)定义 气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量,通常取正值,单位为 kJmol-1。 (2)影响因素 离子所带电荷数:离子所带电荷数越多,晶格能越大。,专题二十五 物质结构与性质,离子的半径:离子的半径越小,晶格能越大。 (3)与离子晶体性质的关系 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,且熔点越高,硬度越大。,B方法帮素养大提升,方法1 基态原子核外电子排布 方法2 电离能和电负性的应用 方法3 分子立体构型与中心原子杂化类型的判断 键的极性与分子的极性判断 方法4 分子的性质 方法5 等电子原理的应用 方法6 晶体类型

22、的判断及熔、沸点比较 方法7 与晶体有关的计算,方法1 基态原子核外电子排布,方法解读： 1.基态原子核外电子排布的表示方法,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,2p,1s,2s,专题二十五 物质结构与性质,2.基态原子电子排布式的书写方法(以Cr为例) (1)首先确定该原子的原子序数,Cr的原子序数为24。 (2)根据构造原理写出该原子填充电子的能级,如Cr:1s2s2p3s3p4s3d。 (3)根据每个能级最多所能容纳的电子数,按照(2)中的能级顺序填充电子,即Cr:1s22s22p63s23p63d44s2。 (4)验证是否符合洪特规则特例(原子轨道在全充满、半充满或全空时能量最低),

23、若符合,则调整最后两个能级填充的电子数,即Cr:1s22s22p63s23p63d54s1。 表示意义:,专题二十五 物质结构与性质,(5)简写方法:把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体元素的符号外加方括号来表示,即Cr:Ar 3d54s1。 3.基态原子电子排布图(轨道表达式)的书写方法(以Cr为例),专题二十五 物质结构与性质,示例1 2014新课标全国卷,37改编周期表前四周期的元素a、b、c、d、e,原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同,b的价电子层中的未成对电子有3个,c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,d与c同族;e的最外层只有1个电子,但次外层有1

24、8个电子。回答下列问题: (1)写出d基态原子的电子排布式Ne 。 (2)写出化合物ba5的电子式 。 (3)b、c、d中第一电离能最大的是 (填元素符号),e的价层电子轨道表达式为 。,专题二十五 物质结构与性质,解析 A的核外电子总数与其周期数相同,则a为氢元素;b价电子层中的未成对电子有3个,则b为氮元素;c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,则c为氧元素;d与c同主族,则d为硫元素;e最外层只有1个电子,但次外层有18个电子,则e为铜元素。(1)d为硫元素,原子序数为16,根据构造原理,其基态原子的电子排布式为Ne3s23p4。(2)ba5的化学式为NH4H,属于离子化合物,电子式为

25、。(3)同周期元素从左到右,第一电离能总体呈递增趋势,当元素原子的轨道呈全满、全空、半充满状态时,较稳定;同主族元素从上到下第一电离逐渐减小。氮原子2p轨道为半充满状态,较稳定,则N、O、S,专题二十五 物质结构与性质,中第一电离能最大的是N;e为铜元素,价层电子轨道表达式为答案 (1)3s23p4 (2) (3)N 突破攻略解答此类题目,关键是把握好两点:一是掌握原子核外电子排布的某些特点,确定元素种类。如136号元素中,Cr的基态原子未成对电子数最多且为6个;其正三价离子的3d能级为半充满的是Fe;其价电子层中的未成对电子有3个的是N、P、As、V、Co。二是认真审题,按要求书写化学用语。

26、,方法2 电离能和电负性的应用,方法解读： 1.电离能的四大应用 (1)判断元素金属性的强弱 电离能越小,元素越容易失去电子,则元素的金属性越强;反之越弱。 (2)判断元素的化合价 如果某元素的In+1In,则该元素的常见化合价为+n。如钠元素的I2I1,所以钠元素的常见化合价为+1。 (3)判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中,元素的各级电离能逐渐增大,有一定的规律性。当电离能的,专题二十五 物质结构与性质,的变化出现突跃时,电子层数就可能发生变化。 (4)反映元素原子的核外电子排布特点 同周期元素从左向右,元素的第一电离能并不是逐渐增大的,当元素的核外电子排布处于全空、半充满或全充满状

27、态时,第一电离能就会反常地大。,专题二十五 物质结构与性质,2.电负性,专题二十五 物质结构与性质,示例2 高考组合题(1)2016全国卷, 37(4),2分 光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是 。 (2)2016全国卷, 37(2),4分 根据元素周期律,原子半径Ga As,第一电离能Ga As。(填“大于”或“小于”) (3)2016全国卷, 37(3),2分 单质铜及镍都是由 键形成的晶体;元素铜与镍的第二电离能分别为:ICu=1 958 kJmol-1、INi=1 753 kJmol-1,ICuINi的原因

28、是 。 (4)2013福建理综,31(1),2分 依据第2周期元素第一电离能的变化规律,参照,专题二十五 物质结构与性质,图中B、F元素的位置,用小黑点标出C、N、O三种 元素的相对位置。解析 (1)锌、锗位于同周期,同一周期从左至右元素 的电负性逐渐增大(除稀有气体元素外),而氧位于元素周期表右上角,电负性仅次于氟,由此得出氧、锗、锌的电负性依次减小。(2)同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,第一电离能呈增大趋势。Ga的原子半径大于As的, Ga的第一电离能小于As的。(3)单质铜及镍都是由金属键形成的晶体,Cu、Ni失去一个电子后电子排布式分别为Ar3d10、Ar3d84s1,铜的3

29、d轨道全充满,达到稳定状态,所以Cu的第二电离能相对较大。(4)第2周期元素的第一,专题二十五 物质结构与性质,电离能从左向右逐渐增大,但由于N元素的2p轨道处于半充满状态,较稳定, 所以N元素的第一电离能大于O的,据此可标出C、N、O三种元素的相对位置。答案 (1)OGeZn (2)大于 小于 (3)金属 铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是 4s1电子 (4)如图,方法3 分子立体构型与中心原子杂化类型的判断 键的极性与分子的极性判断,方法解读： 1.杂化类型的判断方法,专题二十五 物质结构与性质,(1)杂化轨道数=价层电子对数。 (2)杂化轨道类型与杂化轨道数的关系:sp2、sp2

30、3、sp3 4。 (3)经验规律:分子中的中心原子一般为8e-结构,若中心原子只形成单键,则采取sp3杂化;中心原子形成一个双键,则采取sp2杂化;若中心原子形成一个叁键,则采取sp杂化。,专题二十五 物质结构与性质,2.判断分子或离子立体构型的方法 (1)由键角和分子类型判断(2)由电子式和分子类型判断 由电子式判断中心原子是否有孤电子对。如:NH3的电子式为 ，,专题二十五 物质结构与性质,则N原子孤电子对数为1,成键电子对数为3。 AB2型:A中有孤电子对,AB2型为V形;A中没有孤电子对,AB2型为直线形。 AB3型:A中有孤电子对,AB3型为三角锥形;A中没有孤电子对,AB3型为平面

31、三角形。 AB4型:A为8e-结构,无孤电子对,AB4型为正四面体形。 (3)由杂化轨道类型和分子类型判断 sp杂化:AB2型为直线形。 sp2杂化:AB2型为V形,AB3型为平面三角形。 sp3杂化:AB2型为V形,AB3型为三角锥形,AB4型为正四面体形。,专题二十五 物质结构与性质,(4)由价层电子对数目和分子类型判断 价层电子对数目为2:AB2型为直线形。 价层电子对数目为3:AB2型为V形,AB3型为平面三角形。 价层电子对数目为4:AB2型为V形,AB3型为三角锥形,AB4型为正四面体形。 (5)根据等电子体判断 等电子体具有相同的立体构型。如SO2、O3互为等电子体,均为V形;

32、N H 4 + 、CH4互为等电子体,均为正四面体形。 3.键的极性与分子的极性的判断 (1)极性键和非极性键的判断方法 看形成共价键的两原子:不同元素的原子形成的是极性键;同种元素的,专题二十五 物质结构与性质,原子形成的是非极性键。 通过电子对的偏移:有电子对的偏移的为极性键,无电子对的偏移的为非极性键。 看电负性:成键原子的电负性不同,即不同元素原子形成的为极性键。 (2)极性分子和非极性分子的判断方法 根据共价键类型判断,专题二十五 物质结构与性质,经验规律 若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子;若不等,则为极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子,NH

33、3、H2O、SO2等为极性分子。,专题二十五 物质结构与性质,示例3 高考组合改编题下列叙述错误的是A.2017江苏, 21A(2)改编丙酮( )分子中碳原子轨道的杂化类型是sp3和 sp2 B. 2017全国卷, 35(3)改编 I 3 + 离子的立体构型为直线形,中心原子的杂化形式为sp3 C. 2016全国卷, 37(3)改编AsCl3分子的立体构型为三角锥形,其中As的杂化类型为sp3 D. 2015新课标全国卷, 37(4)改编Cl2O的立体构型为V形,中心原子的价层电子对数为4,专题二十五 物质结构与性质,思维导引,判断分子或离子的立 体构型或杂化方式,确定中心原子的价层电子对数或

34、杂化轨道数,解析 A项,丙酮分子中碳原子都为8e-结构,CH3中碳只形成单键,采取sp3杂化;另一个羰基碳原子有一个双键,采取sp2杂化,正确;B项, I 3 + 离子中心原子价层电子对数=2+ 1 2 (7-1-12)=4,杂化形式为sp3,略去2对孤电子对,离子空间构型为V形,错误;C项,AsCl3分子中As价层电子对数=3+ 1 2 (5-13)=4,杂化形式为sp3,略去1对孤电子对,分子空间构型为三角锥形,正确;D项,Cl2O分子,专题二十五 物质结构与性质,中O价层电子对数=2+ 1 2 (6-12)=4,略去2对孤电子对,分子空间构型为V形,正确。答案 B,专题二十五 物质结构与

35、性质,示例4 2018武汉模拟HN3称为叠氮酸,常温下为无色有刺激性气味的液体。 N 3 也被称为类卤离子。用酸与叠氮化钠反应可制得叠氨酸。而叠氮化钠可从下列反应制得:NaNH2 +N2O NaN3+H2O。HN3、浓盐酸的混合液可溶解铜、铂、金等不活泼金属,如溶解铜生成CuC l 2 。铂的化合物在超导和医药上有重要应用,化学式为Pt(NH3)2Cl2的化合物有两种异构体,其中B异构体具有可溶性,可用于治疗癌症。试回答下列问题: (1)基态铜原子核外电子排布式为 。 (2)元素N、S、P的第一电离能(I1)由大到小的顺序为 。 (3) N 3 的空间构型是 ,与 N 3 互为等电子体的分子的

36、化学式为 (写一种)。N H 2 的电子式为 ,其中心原子的杂化类型是 。,专题二十五 物质结构与性质,(4)CuC l 2 中的化学键类型为 。 (5)可用于治疗癌症的药物B的空间构型为 。 解析 (1)铜是29号元素,根据构造原理和洪特规则知,铜的电子排布式为Ar3d104s1或1s22s22p63s23p63d104s1。(2)周期表中同主族元素,从上到下第一电离能逐渐减小,氮原子的2p轨道和磷原子的3p轨道均处于半充满的稳定状态,第一电离能比硫的大。(3) N 3 的价电子数为16,其等电子体为CO2、CS2、BeCl2、N2O等,且结构相似,为直线形分子。N H 2 的电子式为，氮原

37、子的价电子对数为4,采取sp3杂化。(4)CuC l 2 中Cu+提供空轨道与Cl-形成配位键。(5)B为AB4型分子,AB4型分子为平面四边形结构时有两种同分异构体。,专题二十五 物质结构与性质,答案 (1) 1s22s22p63s23p63d104s1或 Ar3d104s1 (2)NPS (3)直线形CO2(或CS2、N2O、BeCl2等) sp3 (4)配位键 (5)平面四边形,方法4 分子的性质,方法解读： 1.共价键与范德华力、氢键的比较,专题二十五 物质结构与性质,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,2.无机含氧酸分子的酸性比较 无机含氧酸的水溶液能显示酸性,是因为其分子中含有O

38、H,而OH上的H在水分子的作用下能够变成H+而显示一定的酸性。 (1)根据元素周期表判断 非金属性越强,对应最高价含氧酸的酸性越强。如酸性:HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3。 (2)根据化合价判断 同种元素的含氧酸的中心原子的化合价越高,酸性越强。如酸性:HClO4(高氯酸)HClO3(氯酸)HClO2(亚氯酸)HClO(次氯酸),专题二十五 物质结构与性质,(3)根据酸(HO)mROn中非羟基氧原子个数(n)判断 不管中心原子是不是同种元素的原子,所形成的含氧酸的酸性都随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧原子的个数增多而增强,即(HO)mROn中n值越大,酸性越强,n值相同,酸性接

39、近。 常见无机含氧酸的酸性,专题二十五 物质结构与性质,(4)根据酸的电离平衡常数判断 相同条件下,酸的电离平衡常数越大,电离程度越大,酸性越强。 (5)根据化学反应判断 在水溶液中,强酸可以制弱酸,如硫酸可以制醋酸。,（续表）,专题二十五 物质结构与性质,示例5 高考组合题(1)2016全国卷, 37(3)(5),4分比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因_ _。 Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为 ,微粒之间存在的作用力是 。,专题二十五 物质结构与性质,(2)2016全国卷 , 37(2),4分氨的沸点 (填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是 ; 氨是

40、分子(填“极性”或“非极性”),中心原子的轨道杂化类型为 。思维导引,确定晶体类型,推断物质的相关性质,专题二十五 物质结构与性质,解析 (1)根据表格数据得出,三种锗卤化物都是分子晶体,其熔、沸点分别依次增高,而熔、沸点的高低与分子间作用力强弱有关,分子间相互作用力强弱与分子量大小有关。类比金刚石,晶体锗是原子晶体,每个锗原子与其周围的4个锗原子形成4个单键,故锗原子采取sp3杂化。微粒之间的作用力是共价键。(2)NH3分子间存在氢键,故沸点比PH3的高。NH3中N有一个孤电子对,立体构型为三角锥形,因此NH3为极性分子,N的杂化轨道数为3+1=4,杂化类型为sp3。 答案 (1)GeCl4

41、、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似,分子量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强 sp3 共价键 (2)高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3,方法5 等电子原理的应用,方法解读： 1.等电子体的判断方法 (1)同主族变换,如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体。 (2)左右移位,如N2与CO,C O 3 2 、N O 3 与SO3是等电子体。如果是阴离子,判断价电子总数时应用各原子价电子数之和加上阴离子所带的电荷数;如果是阳离子,判断价电子总数时应用各原子价电子数之和减去阳离子所带的电荷数。如N H 4 + 价电子总数为8,C O 3 2 价电子总数为24。

42、(3)左右移位和同主族变换方法举例,专题二十五 物质结构与性质,SO2 O3,CO2 CS2,SiF4 CCl4 注意 等电子体结构相似,物理性质相近,但化学性质不同。 2.等电子原理的应用 (1)利用等电子原理可以判断一些分子的空间构型以及键合的情况,如NH3和H3O+,SiCl4、Si O 4 4 和S O 4 2 的空间构型相似,分别为三角锥形和正四面体形。 (2)应用于制造新材料。某些等电子体具有相同的结构特征,在性质和应用上也有相似之处,这对制造新材料是有启发的,例如,晶体硅、锗是良好的半导体材料,它们的等电子体磷化铝(AlP)、砷化镓(GaAs)也都是良好的半导体材料。,专题二十五

43、 物质结构与性质,示例6 2018浙江温州模拟有如表所示两个系列的物质:试根据等电子体的概念及上述两系列物质的排列规律,推断X、Y、Z、W可能是下列各组物质中的 A. N O 3 CO2 N2O4 CO B. N O 3 CO2 N2H4 C2H2 C. N O 3 CO N O 2 C2H2 D. N O 3 HC O 3 N2 O 4 2 CO,专题二十五 物质结构与性质,思维导引 解析 根据等电子体的概念及上述两系列物质的排列规律可知,系列一中和系列二中的同列粒子互为等电子体,所以结合选项,与C O 3 2 互为等电子体的是N O 3 ;与N O 2 + 互为等电子体的是CO2;与C2

44、O 4 2 互为等电子体的是N2O4;与N2互为等电子体的是CO。故A项符合题意。 答案 A,分析分子或离子的结构和性质,寻找等电子体,方法6 晶体类型的判断及熔、沸点比较,方法解读： 1.晶体类型的判断方法 (1)依据构成晶体的微粒和微粒间的作用力判断 离子晶体的构成微粒是阴、阳离子,微粒间的作用力是离子键。 原子晶体的构成微粒是原子,微粒间的作用力是共价键。 分子晶体的构成微粒是分子,微粒间的作用力是范德华力。 金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子,微粒间的作用力是金属键。 (2)依据物质的分类判断 金属氧化物(如K2O、Na2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐是,专题二

45、十五 物质结构与性质,离子晶体。 大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等外)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、绝大多数酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等,常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。 金属单质及合金是金属晶体。(3)依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高;原子晶体的熔点很高;分子晶体的熔点较低;金属晶体多数熔点高。,专题二十五 物质结构与性质,(4)依据导电性判断 离子晶体溶于水或处于熔融状态时能导电。 原子晶体有的为非导体,有的为半导体。 分子晶体为非导体,但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化

46、物)溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子,也能导电。 金属晶体是电的良导体。 (5)依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大(或硬而脆);原子晶体硬度大;分子晶体硬度小且较脆;金属晶体多数硬度大且具有延展性,但也有硬度较低的。,专题二十五 物质结构与性质,2.不同类型晶体的熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律:原子晶体离子晶体分子晶体。 但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体的高,如MgO具有较高的熔点,金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高,如汞常温时为液态。 (2)金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等金属的熔、沸点很高,汞、铯等金属的熔、沸点很低。,3.同

47、种类型晶体的熔、沸点的比较 (1)原子晶体 ,原子半径越小,键长越短,键能越大,熔、沸点越高,专题二十五 物质结构与性质,如熔点:金刚石碳化硅硅。 (2)离子晶体 通常,离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越强,其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点:MgOMgCl2NaClCsCl。 衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度也越大。 (3)分子晶体 分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常地高,如H2OH2TeH2SeH2S。 组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越高,如,专题二十五 物质

48、结构与性质,SnH4GeH4SiH4CH4。 组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔、沸点越高,如CON2,CH3OHCH3CH3。 同分异构体的支链越多,熔、沸点越低。如CH3CH2CH2CH2CH3 (4)金属晶体 金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其金属键越强,金属的熔、沸点越高,如熔、沸点:NaMgAl。,专题二十五 物质结构与性质,示例7 2018成都模拟几组物质的熔点()数据如表所示:据此回答下列问题: (1)由表格中数据可知,A组中物质的熔点普遍偏高,A组物质属于 晶体,其熔化时克服的粒子间作用力是 ;二氧化硅的熔点高于硅,专题二十五 物质结构与性质,