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第六部分选考内容专题19物质结构与性质考点核外电子排布晶体结构分子结构与性质考点清单基础知识一、核外电子的运动特征1.利用统计学的方法,用电子在原子核外空间某处出现机会的多少来描述原子核外电子的运动状态。2.对“电子云”图的认识(1)“电子云”图是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现机会多少的一种图像。(2)电子在核外空间一定范围内出现,好像带①负电荷的云雾笼罩在原子核周围,人们形象地称之为“电子云”。(3)在离核越近处,单位体积内电子出现的机会越多,“电子云”(小黑点表示)的密度②越大;相反,在离核越远处,单位体积内电子出现的机会越少,“电子云”的密度③越小。二、能层与能级1.不同能层的能级组成同一能层的能级总是从④s能级开始,能层的能级数等于该能层的序数:第一能层只有⑤1个能级(1s),第二能层有⑥2个能级(2s和2p),第三能层有⑦3个能级(3s、3p和3d),依次类推。2.不同能层中各能级之间的能量大小关系(1)不同能层中同一能级,能层序数越大能量⑧越高。例如1s2s3s……2p3p4p……(2)同一能层中,各能级之间的能量大小关系是spdf……例如第四能层中4s4p4d4f。(3)能层和形状都相同的原子轨道的能量相等。例如2px=2py=2pz。3.对不同能层、能级可容纳的最多电子数的解释(1)依据a.每个原子轨道最多只能容纳2个电子。b.不同能级含有的原子轨道个数及各轨道电子数能级spdf……原子轨道数1357……各轨道电子数26⑨10⑩14……(2)不同能层、能级最多容纳的电子数能层一二三四……n符号KLMN……能级1s2s、2p3s、3p、3d4s、4p、4d、4f……各能级轨道数11、31、3、51、3、5、7……各能级所能容纳的最多电子数22、62、6、102、6、10、14……能层所能容纳的最多电子数281832……2n2能层一二三四……n续表三、基态原子核外电子排布1.依据(1)能量最低原理原子核外电子先占据能量低的轨道,然后依次进入能量较高的轨道,这样使整个原子的能量处于最低状态。(2)泡利原理在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,而且它们的自旋状态相反,这个原理称为泡利原理。(3)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一个轨道,而且自旋状态相同,这个规则称为洪特规则。2.表示形式(1)电子排布式a.用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数,这就是电子排布式,例如K:1s22s22p63s23p64s1。b.为了避免电子排布式的书写过于繁琐,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的元素符号外加方括号的形式表示,例如K:[Ar]4s1。(2)电子排布图每个方框代表一个原子轨道,每个箭头代表一个电子。如N元素基态原子的电子排布图为:N: 1s 2s 2p 四、第一电离能1.概念: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。2.变化规律(1)同周期主族元素从左到右,第一电离能呈 增大趋势,但有些元素(如Be、Mg、N、P等)的第一电离能比其右边相邻的元素的第一电离能高些,这是因为它们的最外层达到了全充满或半充满的稳定状态。(2)同主族元素自上而下,第一电离能依次 减小,但在同一副族中,自上而下第一电离能变化幅度不大,且不太规律。五、电负性1.概念:描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小,电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。2.应用(1)衡量元素在化合物中吸引电子的能力。一般,同一周期主族元素从左到右,元素电负性 递增;同一主族从上到下,元素电负性 递减。副族元素的电负性没有明显规律。指定氟的电负性为4.0,并以此作为标准确定其他元素的电负性。(2)电负性的大小可以作为判断元素的金属性和非金属性强弱的尺度。六、常见的晶体结构模型晶体晶体结构示意图晶体中粒子分布详解氯化铯晶体 每8个Cs+、8个Cl-各自构成立方体,在每个立方体的中心有一个异种离子(Cl-或Cs+)。在每个Cs+周围最近的等距离(为 a/2)的Cl-有 8个,在每个Cs+周围最近的等距离(为a)的Cs+有 6个(上、下、左、右、前、后),在每个Cl-周围最近的等距离的Cl-亦有 6个3二氧化碳晶体 每8个CO2构成立方体,且在6个面的中心又各占据1个CO2。在每个CO2周围等距离( a/2,a为立方体棱长)最近的CO2有 12个(同层4个、上层4个、下层4个)2金刚石晶体 每个C与另 4个C以共价键结合,前者位于正四面体的 中心,后四者位于正四面体的 顶点,晶体中所有C—C键键长相等,键角相等(均为109°28');晶体中最小碳环由6个C组成,且6个C不在同一平面内;晶体中每个C参与了4条C—C键的形成,而对每条键的贡献只有一半,故C原子与C—C键的个数之比为 1∶2SiO2晶体 空间网状结构每个Si与 4个O结合,前者在正四面体的 中心,后四者在正四面体的 顶点;同时每个O被两个正四面体所共用,正四面体内键角为109°28',每个正四面体占有一个完整的Si原子,4个“1/2O原子”,故晶体中Si原子与O原子的个数比为 1∶2七、分子结构与性质1.分子构型、分子极性及手性分子(1)分子构型判断 (2)分子极性 (3)手性分子如果一对分子,它们的组成和原子的排列方式完全相同,但如同左手和右手一样互为镜像,在三维空间里不能重叠,这对分子互称手性异构体。有手性异构体的分子称为手性分子。2.杂化轨道类型与轨道空间构型的关系及常见分子一般来说,一个原子有几个轨道参与杂化就会形成几个能量相同的杂化轨道,就形成几个共价键,形成对应的一般分子构型;如果中心原子上有孤电子对,分子构型会发生变化,如NH3、H2O等。另外,具有相同价电子数和相同原子数的分子(或离子)具有相似的结构特征。杂化类型轨道空间构型常见分子sp直线形BeCl2、HgCl2、BeH2等sp2平面三角形BF3、BCl3sp3正四面体形CH4、CCl4、NH3(三角锥形)八、σ键和π键键类型σ键π键原子轨道重叠方式沿键轴方向相对重叠沿键轴方向平行重叠原子轨道重叠部位两原子核之间,在键轴上键轴上方和下方,键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是σ键,双键中有 1个σ键、 1个π键,叁键中有 1个σ键、 2个π键九、配合物1.概念:由提供孤电子对的 配体与接受孤电子对的 中心原子以配位键结合而成的化合物。2.组成 3.形成条件 外界中心原子内界配体配位数中心原子有空轨道配体可提供孤电子对5.应用 基本规律一、常见各类晶体及性质规律小结晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体晶体微粒阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子微粒间相互作用离子键分子间作用力共价键金属键熔沸点较高很低很高一般较高,少部分低硬度较硬一般很软很硬一般较硬,部分软溶解性易溶于极性溶剂相似相溶难溶难溶(部分与水反应)导电情况晶体不导电,熔融状态下导电晶体和熔融状态下都不导电一般不导电,个别导电,还有半导体晶体导电导热性不良不良不良良物质类别或举例离子化合物多数的非金属单质及共价化合物金刚石、SiC、晶体硅、SiO2等金属单质续表二、用价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规律(1)如果中心原子的价电子都用于形成共价键,分子的立体结构可用中心原子周围的原子个数n来预测。(2)如果价层电子中有未成键的孤电子对,则几何构型发生相应的变化,可用价层电子对互斥理论解释。中心原子上的孤电子对数= (a-xb),其中a为中心原子价电子数,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。在确定了σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数后,把它们相加便可确n234几何构型直线形平面三角形正四面体形范例CO2CH2OCH412定分子中的中心原子上的价层电子对数。由价层电子对的相互排斥,得到含有孤电子对的VSEPR模型,然后,略去VSEPR模型中的中心原子上的孤电子对,便可得到分子的立体构型。物质结构综合题的常见设问及解答1.基态原子核外电子排布式的书写方法(1)构造原理知能拓展能量:1s2s2p3s3p4s3d4p5s……(2)依据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……)、各能级最多容纳的电子数及能量最低原理,电子依次由低能级向高能级排列,如33号砷元素,首先排满1s2,依次为2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10,最后是4p3;然后把3d10调至4s2之前,以使同能层的电子排在一起,即得该元素基态原子的电子排布式。(3)根据元素周期表分区进行书写。如第4周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律:①位于s区的ⅠA、ⅡA族分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2;②位于p区的主族元素原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p族序数-2;③位于d区的副族元素原子的核外电子排布式为[Ar]3dm4sn(m+n=族序数,第Ⅷ族除外);④位于ds区的副族元素原子的核外电子排布式为[Ar]3d104sm(m=族序数)。2.中心原子杂化方式的判断技巧若m为与中心原子结合的原子数,n为中心原子的孤电子对数,则:m+n=2,中心原子杂化方式为sp;m+n=3,中心原子杂化方式为sp2;m+n=4,中心原子杂化方式为sp3。3.晶体结构中的有关计算(1)根据晶体晶胞的结构特点确定晶体的化学式晶胞中粒子数目的计算(均摊法) 注意①当晶胞为六棱柱时,其顶点上的粒子被6个晶胞共用,每个粒子属于该晶胞的部分为 ,而不是 。②审题时一定要注意是“分子结构”还是“晶体结构”,若是分子结构,其化学式由图中所有实际存在的原子个数决定,且原子个数比可以不约简。(2)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的1618晶胞的密度—————()一个晶胞中粒子数目求一个晶胞的质量摩尔质量阿伏加德罗常数求一个晶胞的体积晶胞边长或离子半径3AnMaN数值,n表示1mol晶胞所含基本粒子或特定组合的物质的量,M表示摩尔质量)4.物质熔沸点的判断原子晶体中,原子间键长越短,键能越大,共价键越稳定,物质熔沸点越高;反之越低。离子晶体中,阴、阳离子半径越小,离子所带电荷越多,离子键越强,熔沸点越高;反之越低。金属晶体中,金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属阳离子与自由电子的静电作用越强,熔沸点越高;反之越低。分子晶体中,范德华力越大,物质的熔沸点越高;反之越低(具有氢键的分子晶体的熔沸点反常,较高)。(1)一般,组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,范德华力越强,物质的熔沸点越高。(2)在高级脂肪酸甘油酯中,不饱和程度越大,熔沸点越低。(3)链烃及其衍生物的同分异构体随着支链的增多,熔沸点降低。(4)相同碳原子数的有机物,分子中官能团不同时,一般随着相对分子质量的增大,熔沸点升高;官能团相同时,官能团数越多,熔沸点越高。晶体类型不同时,一般熔沸点规律为原子晶体离子晶体分子晶体,金属晶体有高有低。例(2019启东、海门、通州联考,21A)Fe3+可以与SCN-、F-、苯酚等粒子形成多种配合物。(1)Fe原子的价电子排布式为。(2)SCN-中C原子的杂化方式为。(3)与SCN-互为等电子体一种分子为。(4)1mol苯酚分子中含有的σ键数为。(5)N、F、S的基态原子,第一电离能由大到小的顺序是。(6)F-不仅可与Fe3+形成[FeF6]3-,还可以与Mg2+、K+形成一种立方晶系的离子晶体(如图)。该晶体的化学式为。解析(1)Fe的原子序数为26,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,其价电子排布式为3d64s2。(2)SCN-的电子式为,C原子形成一个单键和一个叁键,杂化方式为sp杂化。(3)采用