高考一轮复习课件22物质结构.

专题六物质结构与性质考纲展示一、原子结构与元素的性质1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。二、化学键与物质的性质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．了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。3．了解简单配合物的成键情况。4．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二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。6．了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。三、分子间作用力与物质的性质1．了解化学键和分子间作用力的区别。2．了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。3．了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。真题热身1．(2011·四川，7)下列推论正确的是()A．SiH4的沸点高于CH4，可推测PH3的沸点高于NH3B．NH＋4为正四面体结构，可推测出PH＋4也为正四面体结构C．CO2晶体是分子晶体，可推测SiO2晶体也是分子晶体D．C2H6是碳链为直线型的非极性分子，可推测C3H8也是碳链为直线型的非极性分子解析：由于NH3分子间有氢键，使得NH3的沸点升高，即PH3的沸点低于NH3，A错误；B正确，SiO2晶体是原子晶体，C错误；饱和碳原子的空间构型为四面体结构，故C3H8不是直线型，D错误。答案：B2．(2011·四川，8)下列说法正确的是()A．分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键B．分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸C．含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体D．元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强解析：分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键，如惰性气体为单原子分子，不存在共价键，A正确；分子中含两个氢原子的酸，如HCOOH，只能电离出一个H＋，为一元酸，B错误；含有金属阳离子的晶体可能是离子晶体，也可能是金属晶体，C错误；元素的非金属性越强，其单质的活泼型不一定越强，如N元素的非金属性强于P元素，但由于N2分子内存在N≡N，单质N2却不如单质P活泼，D错误。答案：A3．(2011·新课标，37)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料，以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：请回答下列问题：(1)由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是________、________；(2)基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________；(3)在BF3分子中，F—B—F的键角是________，B原子的杂化轨道类型为________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF－4的立体构型为________；(4)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为________；(5)六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5pm。立方氮化硼晶胞中含有________个氮原子、________个硼原子，立方氮化硼的密度是________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值。阿伏加德罗常数为NA)。解析：(1)根据题给图线不难确定由B2O3制备BF3、BN的反应物和生成物，并据此写出相应的化学方程式，见答案；(2)基态B原子的电子排布式为1s22s22p1，N的电负性大于B，在BN中，B为＋3价，N为－3价。(3)BF3分子为正三角形，F－B－F的键角是120°，B原子的杂化轨道类型为sp2杂化；BF－4与CCl4为等电子体，具有相似的空间结构，即BF－4的立体结构为正四面体；(4)因六方氮化硼晶体与石墨的结构相似，因此在六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间以极性共价键相结合，层间以分子间作用力(范德华力)相结合；(5)因立方氮化硼结构与金刚石相似，其晶胞也与金刚石相似，即在立方氮化硼晶胞中，含有4个氮原子和4个硼原子，其密度为25×4361.5×10－103×NA。答案：(1)B2O3＋3CaF2＋3H2SO4=====△2BF3↑＋3CaSO4＋3H2OB2O3＋2NH3=====高温2BN＋3H2O(2)1s22s22p1N＋3(3)120°sp2正四面体(4)共价键(极性共价键)分子间作用力(5)4425×4361.5×10－103×NA命题规律该专题为选考内容，在高考中试题难度不大，要求不高，是一道综合填空题，一般结合元素推断考查电子排布式、轨道表达式、判断成键类型、轨道杂化方式、分子构型、分子极性的判断、电离能电负性大小比较、晶体类型判断和各类晶体主要物理性质认识、常见晶体中粒子空间构型和晶胞中粒子数目分析等。预计2012年高考中考查的形式、知识点的分布及题目的难度方面不会有明显的变化，除考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识外，还可能会综合原子结构、元素周期表、元素周期律等知识进行命题，信息的陌生度和落点的平和会成为命题的趋势。复习中应以基础知识的理解为主，注意以化学实验、图表、模型等信息为载体来命题的模型。考点1原子结构与性质1.基态原子的核外电子排布规律(1)能量最低原理基态原子核外的电子先占有能量最低的原子轨道，电子才依次进入能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。如Ge是32号元素，其核外电子的排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2。考点突破(2)泡利原理在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。(3)洪特规则在同一能级的不同轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同，这样有利于降低体系的能量。洪特规则特例：能量相同的轨道处于全充满、半充满或全空的状态时原子是比较稳定的。如Cr：1s22s22p63s23p63d44s2×Cr：1s22s22p63s23p63d54s1√Cu：1s22s22p63s23p63d94s2×Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√2．电离能及其变化规律(1)电离能气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能。常用符号I表示，单位为kJ·mol－1。(2)电离能的变化规律①同一元素：I1I2I3……②同一族元素：随原子序数的增大，电子层数相应增多，核电荷数和原子半径都在增加，原子半径的增大起主要作用，所以同一族内，I1随核电荷数的增大而减小。③同一周期：从左到右电离能变化的总趋势是增大的，但ⅡA族、ⅤA族部分元素例外，比相邻族的元素的第一电离能都高。3．元素的电负性及其变化规律(1)电负性衡量原子在分子中吸引成键电子的能力。并指定氟的电负性为4.0作为定量标度，再应用键能数据，对比求出其他元素的电负性，因此电负性是相对比值。(2)电负性的变化规律①同一周期，从左到右，电负性逐渐增大；②同一主族，从上到下，电负性逐渐减小；③副族元素的电负性没有明显的变化规律。[例1]A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其基态原子的轨道表示式为________。(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B－的结构示意图为________，C元素在元素周期表的________(填能级符号)区。(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________。(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的价电子排布式为______________。(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。解析：(1)A元素为N元素。(2)B－与C＋的电子层结构都与氩相同，即核外都有18个电子，则B为Cl，C为K。(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即26号元素铁。(4)E元素基态原子的M层全充满，说明M层上的3s、3p、3d能级都全部充满电子，故电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，价电子排布式为3d104s1，为铜元素。(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p4，由此可知F是氧元素；根据核外电子排布的能量最低原则，可知氧原子的核外电子中的2p能级能量最高。答案(1)1s2s2p(2)s(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2(4)Cu3d104s1(5)22p↑↓↑↓↑↑↑归纳总结：几个概念：1．价层电子：最后排入的一个能级组上的电子。如氯元素的价电子是3s23p5，铁元素的价电子是3d64s2。2．s电子：排布在s轨道上的电子。p电子：排布在p轨道上的电子。d电子：排布在d轨道上的电子。3．单电子，未成对的电子。如N原子的3个p电子都是成单电子。孤对电子，未和其他原子共用的一对电子。如H2O分子中氧原子有2对孤对电子。4．全满、半满、全空。有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。变式训练1．W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。(1)W位于元素周期表第________周期第________族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)________(填“强”或“弱”)。(2)Y的基态原子核外电子排布式是________，Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是______________________。(4)已知下列数据：Fe(s)＋12O2(g)===FeO(s)ΔH＝－272.0kJ·mol－12X(s)＋32O2(g)===X2O3(s)ΔH＝－1675.7kJ·mol－1X的单质和FeO反应的热化学方程式是________________________________。解析：依据X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，可知X为Al，W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，且原子序数依次增大可知W为N，Y为S，Z能形成红色Z2O和黑色ZO可知Z为Cu。(1)N属第二周期第ⅤA族元素，气态氢化物稳定性与元素的非金属性一致，因此H2ONH3。(2)S的原子结构示意图核外电子排布式为：1s22s22p63s23p4，因第一电离能与元素非金属性的关系为：元素的非金属性越强，第一电离能越大，故SAl。(3)Cu＋2H2SO4(浓)=====△CuSO4＋SO2↑＋2H2O(4)依据题目中给出的两个热化学方程式，结合盖斯定律可写出Al与FeO反应的热化学方程式。答案：(1)二ⅤA弱(2)1s22s22p63s23p4大(3)Cu＋2H2SO4(浓)=====△CuSO4＋SO2↑＋2H2O(4)3FeO(s)＋2Al(s)===Al2O3(s)＋3Fe(s)ΔH＝－859.7kJ·mol－1考点2分子结构与性质1.共价键共价键