第18讲物质结构与性质

专题六物质结构与性质(选考)第18讲物质结构与性质一、原子结构与元素的性质1.基态原子的核外电子排布规律（1基态原子核外的电子先占有能量最低的原子轨道，当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，从而使原子处于能量最低的稳定状态。如Ge属于32号元素，所以其核外电子的排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p2。（2在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反（3当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低洪特规则特例：能量相同的轨道全充满，半充满或如Cr:1s22s22p63s23p63d44s2(×)Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(√)Cu:1s22s22p63s23p63d94s2(×)Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(√)2.核外电子排布的表示形式（1①用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，即电子排布式，如Mg:1s22s22p63s2;②为了避免电子排布式书写过于繁琐，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来表示，如K：［Ar］4s1（2用一个小方框代表一个轨道，每个轨道中最多可容纳两个电子。如K↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑3.元素第一电离能的周期性变化（1）同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体的第一电离能最（2）同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。1s2s2p3s3p4s（3）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）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。4.元素电负性的周期性变化（1）随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（2①确定元素类型（电负性1.8,非金属元素；电负性1.8,②确定化学键类型（两元素电负性差值1.7,离子键；两元素电负性差值1.7,③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参二、分子结构与性质1.（1（2）分类：①根据形成共价键的原子所带电荷的②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π③配位键:形成配位键的条件是成键原子一方（A）能够提供孤对电子，另一方（B）具有能够接受孤对电子的空轨道，可表示为AB。（32.（1在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合，形成新的能量相同的原子轨道。（2）常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp1个s轨道，1个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp21个s轨道，2个p轨道平面三角形BF3、BCl3、HCHOsp31个s轨道，3个p轨道等性杂化CH4、CCl4、NH4+不等性杂化NH3（三角锥形）、H2S、H2O（V形）正四面体具体情况不同（3）键的极性和分子极性的关系类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型X2H2、N2-非极性键非极性分子直线形XYXCl、NO-极性键极性分子直线形XY2(X2Y)CO2、CS2180°极性键非极性分子直线形SO2120°极性键极性分子V形H2O、H2S105°极性键极性分子V形XY3BF3120°极性键非极性分子平面三角形NH3107°极性键极性分子三角锥形XY4CH4、CCl4109°28′极性键非极性分子正四面体形3.（1①配体:含有孤对电子的分子或离子，如NH3、H2O、Cl-、Br-、I-、SCN-等。②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2+、Fe3+等。③配位数：直接同中心原子（或离子）配位的含有孤（2）常见配合物：如［Cu(NH3)4］(OH)2、［Cu(NH3)4］SO4、［Ag(NH3)2］OH、Fe(SCN)3、［Fe(SCN)6］3-等。4.价层电子对互斥模型判断共价分子结构的一般规则（1分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对），由于相互排斥作用，而趋向尽可能彼此远离以减小斥（2②由于成键电子对受两个原子核的吸引，所以电子云比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，所以电子对之间斥力大小顺序如下：孤对电子-孤对电子孤对电子—成键电子成键电子—③由于三键、双键比单键包含的电子数多，所以其斥力大小顺序为三键双键（3价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型，不包括孤对电子。②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。如下表：物质H2ONH3CH4CCl4价层电子对互斥构型四面体四面体四面体四面体空间构型V形三角锥形正四面体正四面体5.分子间作用力与物质的性质（1）大小判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大；分子的极性越强，（2）对物质的熔、沸点及溶解度影响：①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；②溶质分子与溶剂分子间的分子间作用力越大，则溶质分子6.氢键及其对物质性质的影响（1）定义：由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之（2）表示方式：A—H……B—（A、B为N、O、F，“—”表示共价键，“……”表示形成的氢键）（3分子内氢键：如邻羟基苯甲醛、邻羟基苯甲酸等分子间氢键：如对羟基苯甲醛、对羟基苯甲酸等（4）属性：氢键不属于化学键，它属于一种较弱的（5）对物质性质的影响：①溶质分子和溶剂分子间三、晶体结构与性质1.晶体的基本类型与性质晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体构成晶体的粒子阳离子和阴离子分子原子金属离子、自由电子组成晶体粒子间的相互作用离子键范德华力（以及氢键）共价键金属键典型实例NaCl冰（H2O）、干冰（CO2）金刚石、晶体硅、SiO2、SiC以及Si3N4等大多数新型高温结构陶瓷金属及合金晶体的物理性质熔、沸点熔点较，沸点高熔、沸点低熔、沸点高易导电、易导热，大多数具有较好的延展性，密度、硬度、熔、沸点等差别较大导热性不良不良不良导电性固态不导，熔化或溶于水能导电固体、熔融不导电，部分化合物溶于水能导电不导电机械加工性能不良不良不良硬度略硬而脆硬度低高硬度2.晶胞中粒子数目的计算（1）处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有（2）处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有（3）处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有（4）处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。3.晶体熔、沸点高低的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律814121原子晶体离子晶体金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很（2由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石碳化硅（3一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，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。（4①分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高;具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2OH2TeH2SeH2S②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SnH4GeH4SiH4CH4。③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（5金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强,金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaMgAl。考点一原子结构与元素的性质之间的关系【例1】（2009·安徽理综，25）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（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。（4Fe（s）+O2（g）FeO（sΔH=-272.0kJ/mol212X（s）+O2（g）X2O3（s）ΔH=-1675.7kJ/molX的单质和FeO反应的热化学方程式是。23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.认识基态原子的核外电子排布，首先要掌握排布原则，同时要明确电子在原子轨道上的排布顺序，具体说是在原子轨道能量排序的基础上，在不违反泡利原理的基础上，核外电子在各个原子轨道上的排布2.第一电离能的变化规律第一电离能的变化规律原因在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越容易失去电子同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小3.（1）同一周期，从左到右，元素电负性递增。（2）同一主族，自上而下，元素电负性递减。(2009·福建理综，30)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子（外围电子）排布msnmpn;③R原子核外L④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4（1）Z2+的核外电子排布式是。（2）在［Z(NH3)4］2+中，Z2+的空轨道接受NH3分子提供的形成配位键。（3）Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是a.稳定性：甲乙，沸点：甲b.稳定性：甲乙，沸点：甲c.稳定性：甲乙，沸点：甲d.稳定性：甲乙，沸点：甲（4）Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为（用元素符号作答）。（5）Q的一种氢化物相对分子质量为26,其中分子中的σ键与π键的键数之比为。（6）五种元素中,电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于。解析29号元素为Cu。Y价电子：msnmpn中n只能取2，又为短周期，则Y可能为C或Si。R的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道的电子数分别为2和4，则可能为C（或Si）和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增。所以可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si（1）Cu的价电子排布为3d104s1，失去两个电子，则为3d9（2）Cu2+可以与NH3形成配合物，其中NH3中N提