2024届高三化学高考备考一轮复习专题16物质结构与性质1_1.讲解部分课件

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考点一　原子结构与性质
1.基态原子的核外电子排布1)构造原理:1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→……2)排布原则:能量最低原理、泡利原理、洪特规则。主要示例如下:①基态氧原子的电子排布图 不符合能量最低原理。②基态铍原子的电子排布图    违反了泡利原理。③基态氮原子的电子排布图     违反了洪特规则。
3)原子轨道的能量关系①E1s③ = = 4)以O、Cr、Cu为例表达基态原子核外电子排布的表示方法
2.元素周期表分区 
3.电离能大小比较1)同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势;当能量相同的原子轨道 在全空、半充满和全充满状态时,为相对稳定结构,对应元素的第一电离 能大于相邻元素,故同周期元素第一电离能:第ⅡA族大于第ⅢA族,第ⅤA 族大于第ⅥA族。例如:I1(Be)>I1(B);I1(N)>I1(O)。
2)同一元素的原子,各级电离能逐级增大。3)原子半径相差不大时,金属元素第一电离能一般小于非金属元素。
4.电负性大小比较1)同周期从左到右,元素的电负性逐渐增大;同主族从上到下,元素的电负 性逐渐减小。2)两种元素形成化合物时,显负价的元素电负性较大。
6.对角线规则:某些主族元素与右下方的主族元素(锂与镁、铍与铝、硼 与硅)的一些性质具有相似性。 
考点二　分子结构与性质
1.共价键中σ键和π键的判断规律:共价单键是σ键;共价双键中有一个σ键, 另一个是π键;共价三键中有一个是σ键,另外两个均为π键。一般σ键比π 键稳定。
2.配位键与配位化合物的结构  S 
3.分子间作用力1)范德华力一般来说,组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越强,物 质的熔、沸点越高;相对分子质量接近时,分子极性越强,范德华力越强。2)氢键①概念:氢键是由已经与电负性很大的原子形成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。②表示方法:X—H…Y—,X、Y为N、O、F,“—”表示共价键,“…”表 示形成的氢键。③氢键不属于化学键。氢键影响物质的熔、沸点,溶解性等。
4.价层电子对互斥(VSEPR)理论1)中心原子价层电子对数(n)计算方法n=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数①计算法:中心原子上的孤电子对数= (a-xb)。对于中性分子,式中a为中心原子的价电子数;对于阳离子,a为中心原子的价电子数减去离子所带 的电荷数;对于阴离子,a为中心原子的价电子数加上离子所带的电荷 数。x为与中心原子结合的原子数。b为与中心原子结合的原子最多能接 受的电子数。σ键电子对数由化学式确定,σ键电子对数=与中心原子结合的原子个数。②电子式或结构式法:写出电子式或结构式,观察σ键电子对数和中心原 子上的孤电子对数,两者相加即可。
2)根据VSEPR理论推测分子的立体构型及中心原子的杂化类型
5.等电子原理1)原子总数相同,价电子总数相同的微粒符合等电子原理,互为等电子 体。2)等电子体的化学键特征及空间结构相似。3)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 、N 与SO3是等电子体。4)等电子原理的应用利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的立体构型。如SiCl4、Si 、S 的原子数目和价电子总数都相等,它们互为等电子体,中心原子都是sp3杂化,立体构型都为正四面体。
6.分子的手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样互为 镜像,却在三维空间里不能重叠,互称手性异构体(或对映异构体)。有手 性异构体的分子称为手性分子。当碳原子所连接的四个原子或基团均 不相同时,这样的碳原子称为手性碳原子(不对称碳原子)。注意:手性碳原子一定是饱和碳原子。
7.分子的极性1)极性分子:正、负电中心不重合。如NH3、H2O、HCl。2)非极性分子:正、负电中心重合。如H2、Cl2、BF3、CH4、CO2。点拨:双原子单质分子为非极性分子,双原子化合物分子为极性分子。
8.溶解性1)“相似相溶”规律:非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般 能溶于极性溶剂。如卤素单质可溶于CCl4,乙醇、甲醛可溶于水。2)氢键:溶质与溶剂形成氢键时可以增强溶质的溶解性。
考点三　晶体结构与性质
1.晶体1)结构特征:原子在三维空间里呈周期性有序排列。2)性质特征:有自范性、固定熔点、各向异性。3)获得途径:熔融态物质凝固、气态物质凝华、溶质从溶液中析出。4)结构测定:X射线衍射实验。
2.晶胞1)概念:描述晶体结构的基本单元。2)常见晶胞在晶体中的排列呈“无隙并置”,一般为平行六面体。
3.常见晶体结构模型1)二氧化碳型(分子间作用力只有范德华力,例如C60、H2S) 结构特点:①每个晶胞含4个CO2分子;②每个CO2分子周围最近的CO2分子 有12个。
2)金刚石结构特点:①每个碳原子与相邻4个碳原子以共价键结合,形成正四面体 结构,碳原子杂化方式为sp3;②键角均为109°28';③最小碳环由6个碳原子 组成且6个原子不在同一平面内;④每个碳原子参与4个C—C键的形成,碳 原子数与C—C键个数之比为1∶2;⑤每个晶胞含8个碳原子,1 ml 金刚石 含2 ml 共价键。
3)二氧化硅结构特点:①每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构;②每个正四 面体占有1个Si,4个“ O”,n(Si)∶n(O)=1∶2;③最小环上有12个原子,即6个O、6个Si。
结构特点:①Na+周围最近的Cl-有6个、Cl-周围最近的Na+有6个;②每个Na +(Cl-)周围紧邻(距离最近且相等)的Cl-(Na+)构成正八面体;③每个Na+(Cl-) 周围紧邻的Na+(Cl-)有12个;④每个晶胞中含4个Na+、4个Cl-。
5)氯化铯型 结构特点:①Cs+周围最近的Cl-有8个、Cl-周围最近的Cs+有8个;②每个晶 胞中含1个Cs+、1个Cl-。
4.混合晶体:像石墨这样,同时存在共价键、金属键和范德华力,兼具原子 晶体、金属晶体和分子晶体特征的晶体,称为混合晶体。
5.典型晶体的结构、微粒间作用力及性质比较
综合一　杂化轨道类型判断　大π键分析
1.根据中心原子杂化轨道的空间结构判断
2.根据杂化轨道之间的夹角判断
3.根据中心原子的价层电子对数判断
4.根据中心原子形成的π键数目判断一般情况下:
1.大π键概念:3个及3个以上原子构成的离子或分子中,原子有彼此平行的 未参与杂化的p轨道,这些p轨道相互重叠形成大π键,又称为离域π键。
2.大π键的形成条件:原子在同一平面,中心原子采取sp杂化或sp2杂化 。
3.大π键的表示: (m指参与形成大π键的原子数;n指参与形成大π键的电子数,且n<2m,即参与形成大π键的电子数小于p轨道数目的2倍)。
4.确定大π键的步骤1)先画出原子间形成的σ键。2)除形成σ键外的多余电子置于该原子的周围。3)若该原子有1个单电子,则该单电子参与形成大π键;若该原子没有单电 子,则其最多有1个孤电子对参与形成大π键。例如SO2中大π键的确定:S和O最外层均为6个电子,S与2个O形成2个σ键,S 多余的4个电子为2个孤电子对,则S有1个孤电子对参与形成大π键;O与S 形成1个σ键后还多余5个电子,其中有2个孤电子对,还有1个为单电子,则 该单电子参与形成大π键;故SO2中的大π键为 。
注意:对于阴、阳离子,其参与形成大π键的电子数要相应加上或减去其 所带电荷数。
例    (2020山东,7,2分)B3N3H6(无机苯)的结构与苯类似,也有大π键。下列 关于B3N3H6的说法错误的是 (　    )A.其熔点主要取决于所含化学键的键能B.形成大π键的电子全部由N提供C.分子中B和N的杂化方式相同D.分子中所有原子共平面
解题导引　B3N3H6(无机苯)的结构与苯类似,这是解决本题的关键。
解析　A项,B3N3H6的结构与苯类似,二者都属于分子晶体,熔化过程中化 学键不断裂,熔点主要取决于分子间作用力;B项,B有三个价电子,分别与 N、H形成三个σ键,因此形成大π键的电子全部由N提供;C项,B和N周围 都形成3个σ键,余下电子形成大π键,因此N与B都采取sp2杂化;D项,无机苯 与苯结构相似,分子中所有原子共平面。
综合二　物质熔、沸点高低的比较
1.同类型晶体1)原子晶体:成键原子半径越小,键长越短,键能越大,晶体的熔、沸点越 高。例如熔、沸点:金刚石>SiC>单晶Si。2)离子晶体:一般阴、阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,离子键越 强,熔、沸点越高。例如熔、沸点:MgO>NaCl>CsCl。3)分子晶体①首先看能否形成分子间氢键,若能形成分子间氢键,则熔、沸点较高,形 成的分子间氢键越多、越强,则熔、沸点越高,例如熔、沸点:H2O>H2S, HOCH2CH2OH>CH3CH2OH;若形成分子内氢键反而会降低其熔、沸点,例 如熔、沸点:邻羟基苯甲醛<对羟基苯甲醛。
②若不能形成氢键,对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越强,熔、沸点越高,例如熔、沸点:HI>HBr>HCl;相对分子质量接近 的物质,分子的极性越大,范德华力越强,熔、沸点越高,例如熔、沸点: CO>N2。4)金属晶体:金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,金属键越强,熔、沸 点越高。
2.不同类型晶体熔、沸点高低一般规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体熔、 沸点分布范围较广。
例1    N及其同族的P、As均可形成类似的氢化物,NH3、PH3、 AsH3的沸 点由高到低的顺序为　　　　　    (填化学式)。
解题导引　熔、沸点高低的比较方法:分析物质所属晶体类型→分析微 粒间作用力→分析作用力的影响因素。
解析　NH3、PH3、AsH3都属于分子晶体,熔、沸点由分子间作用力决定, 其中NH3既存在分子间氢键又存在范德华力,故NH3的沸点最高;PH3、 AsH3分子间只存在范德华力,两者组成和结构相似,相对分子质量越大,范 德华力越强,因而AsH3的沸点高于PH3。
答案　NH3>AsH3>PH3
例2    CuSO4的熔点为560 ℃,Cu(NO3)2的熔点为115 ℃,CuSO4熔点更高的 原因是　　　　　　　　　　　　　　　    。
解析　两者都属于离子晶体,阳离子相同,阴离子不同。S 所带电荷数大于N ,离子所带电荷数越多,离子键越强,熔、沸点越高,故CuSO4的熔点高于Cu(NO3)2。
答案　CuSO4和Cu(NO3)2都是离子晶体,S 所带电荷数大于N ,CuSO4中离子键更强,故熔点更高
1.均摊法计算晶胞中粒子的数目1)立方晶胞中某个微粒为n个晶胞所共用,则该微粒有 属于这个晶胞。
2)非立方体形结构单元若结构单元不是立方体形,则微粒对结构单元的贡献视情况而定,计算顶 点及侧棱上的微粒时与立方晶胞有所不同。
以右图的正三棱柱形结构单元为例,12个三棱柱才能将一个顶点完全盖 住,所以顶点为12个结构单元共用,侧棱被6个结构单元共用,上下边被4个 结构单元共用,有A:4× = 　B:3× +6× =2　C:1×1=1。因此,A、B、C三种微粒的个数比为1∶6∶3。
2.立方晶胞中粒子周围的粒子的个数判断1)A周围有4个B,B周围有12个A2)A周围有2个C,C周围有6个A3)B周围有6个D,D周围有2个B4)B周围有8个C,C周围有8个B5)C周围有12个D,D周围有4个C
6)A周围有4个D,D周围有4个A
3.截距法判断原子的分数坐标1)原子的分数坐标:以晶胞参数为单位长度(不论晶胞边长大小,都是1)建 立的坐标系。2)确定某原子坐标的方法:通过该原子可以作出三个平行于坐标轴的平面,三个平面在三条坐标轴上的截距占晶胞边长的分数,即该原子的分数坐标。 如
图,通过B点原子的三个面分别是BEFC(在x轴上没有截距)、BEGA(在y 轴上没有截距)、BCDA(在z轴上的截距是1),故B点原子的分数坐标是(0, 0,1);通过右面心M点的三个面,在x轴上截距是1/2,在y轴上截距是1,在z轴 上的截距是1/2,故M点原子的分数坐标是( ,1, )。
3)原子间距的计算:已知立方晶胞的边长为a,可先求出原子的分数坐标, 再按照公式d= ×a计算两原子间的距离。也可根据两原子在晶胞中的几何关系进行计算。
4.晶胞密度的计算根据晶体晶胞的结构特点和有关数据,求算晶体的密度或晶体晶胞的体 积或晶胞参数a(晶胞边长)。对于立方晶胞,可建立如下求算途径: 得关系式:ρ= (a表示晶胞边长,ρ表示密度,NA表示阿伏加德罗常数,N表示一个晶胞所含基本粒子或特定组合的数目,M表示摩尔质量)。注意单位换算:1 pm=10-10 cm=10-12 m;1 nm=10-7 cm=10-9 m。
5.晶胞中空间利用率的计算空间利用率= ×100%
6.金属晶体结构及相关计算1)  ①简单立方堆积,代表物P,配位数为6。②若原子半径为r,棱长为a,由于相邻顶点的两原子相切,则a=2r。2)  ①体心立方堆积,代表物Na、K、Fe,配位数为8。②若原子半径为r,棱长为a,由于体对角线上三原子相切,则 a=4r。
3)  ①面心立方最密堆积,代表物Cu、Ag、Au,配位数为12。
②若原子半径为r,棱长为a,由于面对角线上三原子相切,则 a=4r。4)  ①六方最密堆积,代表物Zn、Ti、Mg,配位数为12。②边长为a,与原子半径r的关系为a=2r。
例    科学家首次合成了具有极性对称性的氮化物钙钛矿材料——LaWN3, 其立方晶胞结构如图所示,晶胞中La、W、N分别处于顶角、体心、面 心位置,晶胞参数为a nm。(1)La与N间的最短距离为　　　    nm,与La紧邻的N个数为　　　    。(2)在LaWN3晶胞结构的另一种表示中,W处于各顶角位置,则在新的晶胞 中,La处于　　　    位置,N处于　　　    位置。
(3)设LaWN3的相对分子质量为Mr,阿伏加德罗常数的值为NA,则该晶体的 密度为　　　    g·cm-3。(列出计算表达式)
解题导引　本题的关键信息为晶胞中La、W、N分别处于顶角、体心、 面心位置,利用均摊法可知该晶胞中有1个LaWN3。计算时应注意晶胞参 数的单位换算。