高考总复习课件(苏教版)：专题二分子结构与性质(选修3).ppt

专题二 分子结构与性质,课堂互动讲练,1本质：原子间形成共用电子对。 2特征：具有饱和性和方向性。 3分类,2.原子轨道 (1)s轨道呈球形对称，ns能级上各有1个原子轨道； (2)p轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，并且相互垂直； (3)nd能级各有5个原子轨道； (4)nf能级各有7个原子轨道。 3原子核外电子排布的原理 (1)能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道(如图)，使整个原子处于最低的能量状态。,【特别提醒】 1.只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。 2通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为键，双键中有一个键和一个键，叁键中有一个键和两个键。 3键一般比键稳定。,4键参数 (1)概念 键能：在101 kPa、298 K条件下，1 mol 气态AB分子生成气态A原子和B原子的过程中所吸收的能量。 键长：形成共价键的两个原子间的核间距。 键角：分子中两个共价键之间的夹角。 (2)键参数对分子性质的影响 键能越大，键长越短，分子越稳定。,(2011年浙江省舟山实验中学高三模拟)短周期元素A、B、C、D 四种元素。A元素的原子最外层电子排布式为ms1，B元素的原子价电子排布式为ns2np2，C元素位于第二周期且原子中p亚层与s亚层电子总数相等，D元素原子的M电子层的p亚层中有3个未成对电子。,(1)C基态原子的价电子排布式为_，若A为非金属元素，则按原子轨道的重叠方式，A与C形成的化合物中的共价键属于_键(填“”或“”)。 (2)当n2时，B的最简单气态氢化物的分子构型为_，中心原子的杂化方式为_，BC2属于_(填“极性”或“非极性”)分子；当n3时，B与C形成的晶体属于_晶体。 (3)若A元素的原子最外层电子排布为2s1，B元素的原子价电子排布为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是_(用元素符号表示)。,【解析】 由题中所给信息可知元素C、D分别为O、P。(1)A为非金属时是H元素，H原子的s轨道与O原子的p轨道以“头碰头”方式重叠，属于键。 (2)n2时，B为C元素，B的最简单气态氢化物是甲烷，分子构型为正四面体，C原子采取sp3杂化，n3时，B为Si元素，SiO2属于原子晶体。,【答案】 (1)2s22p4 (2)正四面体 sp3杂化 非极性 原子 (3)OPSiLi,跟踪训练(随学随练，轻松夺冠) 1现代无机化学对硫氮化合物的研究是最为活跃的领域之一。其中下图所示是已合成的最著名的硫氮化合物的分子结构。下列说法正确的是( ),A该物质的分子式为SN B该物质的分子中既有极性键，又有非极性键 C该物质在固态时形成原子晶体 D该物质与化合物S2N2互为同素异形体 解析：选B。根据图示可以确定其分子式为S4N4，分子中N和N间形成的是非极性键，而S和N间形成的是极性键，故本题答案是B。题中已经提到它的分子，说明它是分子晶体，与S2N2中各元素的含量相同。,1范德华力、氢键及共价键比较,【特别提醒】 1.有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。 2一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。,2分子的极性 (1)定义 极性分子：正电荷重心和负电荷重心不相重合的分子。 非极性分子：正电荷重心和负电荷重心相重合的分子。 (2)分子极性的判断方法,【特别提醒】 ABn型分子的极性判断：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，NH3、H2O、SO2等为极性分子。 3溶解性 “相似相溶”的规律：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。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。,短周期的5种非金属元素，其中A、B、C的特征电子排布可表示为：A：asa，B：bsbbpb，C：csccp2c，D与B同主族，E在C的下一周期，且是同周期元素中电负性最大的元素。 回答下列问题： (1)由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子，下列分子BC2 BA4 A2C2 BE4，其中属于极性分子的是_(填序号)。,(2)C的氢化物比下周期同族元素的氢化物沸点还要高，其原因是_。 (3)B、C两元素都能和A元素组成两种常见的溶剂，其分子式为_、_。DE4在前者中的溶解性_(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解性。 (4)BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为_(填化学式)。 (5)A、C、E三种元素可形成多种含氧酸，如AEC、AEC2、AEC3、AEC4等，以上列举的四种酸其酸性由强到弱的顺序为：_ (填化学式)。,【解析】 由s轨道最多可容纳2个电子可得：a1，bc2，即A为H，B为C，C为O。由D与B同主族，且为非金属元素得D为Si；由E在C的下一周期且E为同周期电负性最大的元素可知E为Cl。 (1)、分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子。 (2)C的氢化物为H2O，H2O分子间可形成氢键是其沸点较高的重要原因。 (3)B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂，SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。,(4)BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4，三者结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，故它们的沸点顺序为SiCl4CCl4CH4。 (5)这四种酸分别为HClO、HClO2、HClO3、HClO4，含氧酸的通式可写为(HO)mClOn(m1；n0)，n值越大，酸性越强，故其酸性由强到弱的顺序为HClO4HClO3HClO2HClO。,【答案】 (1) (2)H2O分子间存在氢键 (3)C6H6 H2O 大于 (4)SiCl4CCl4CH4 (5)HClO4HClO3HClO2HClO 【规律总结】 键的极性和分子极性的关系,跟踪训练(随学随练，轻松夺冠) 2均由两种短周期元素组成的A、B、C、D四种化合物分子，都含有18个电子，其分子中所含原子的数目依次为2、3、4、6。A和C分子中的原子个数比分别为11，B分子中的原子个数比为21，D分子中的原子个数比为12。D可作为火箭推进剂的燃料。 请回答下列问题： (1)A、B、C、D分子中相对原子质量较大的四种元素第一电离能由大到小排列的顺序为_(用元素符号作答)。 (2)A与HF相比，其熔、沸点较低，原因是_。 (3)B分子的空间构型为_，该分子属于_分子(填“极性”或“非极性”)。,(4)C为一种绿色氧化剂，有广泛应用。请写出Cu、稀H2SO4与C反应制备硫酸铜的离子方程式_。 该反应中反应物Cu原子的基态电子排布式为_。 铜晶体中铜原子的堆积方式为面心立方堆积，如图是铜晶体一个晶胞的示意图，则晶胞中含_个铜原子。 (5)D分子中心原子的杂化方式是_，由该原子组成的单质分子中包含_个键，与该单质分子互为等电子体的常见分子的分子式为_。,解析：由常见18电子物质可知A为HCl、B为H2S，C中含4个原子，且原子个数比为1：1，可知其为过氧化氢，分子式为H2O2。D中含6个原子，原子个数比为12，可作为火箭推进剂的燃料，则D为N2H4。 (1)第一电离能大小规律为同一主族，自上而下逐渐减小，同一周期从左向右，逐渐增大，注意第A族与第A族、第A族与第A族的反常。 (2)HF分子间形成氢键，故熔、沸点较高。 (3)H2S类似H2O，空间构型为V形(或角形)。,1分子的空间构型 (1)价层电子对互斥模型的两种类型 价层电子对互斥模型说明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空间构型，不包括孤电子对。 当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； 当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。孤电子对更靠近原子核，它对相邻成键电子对的排斥作用较大，因而使相应键角变小。,(2)杂化轨道理论 当原子成键时，原子的价轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。,2配合物 (1)配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。 (2)组成：如对于Ag(NH3)2OH，中心原子为Ag，配位体为NH3，配位数为2。 3等电子原理 (1)原理 具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。,(2)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及某些性质。如SiCl4、SiO、SO互为等电子体，都形成正四面体立体构型；晶体硅、锗和它们的等电子体磷化铝、砷化镓都是良好的半导体材料。,(2011年徐州高三模拟)有A、B、C、D、E五种元素，其中A、B、C属于同一周期，A原子最外层p能级的电子数等于次外层的电子数；B原子最外层中有两个不成对的电子；D、E原子核内各自的质子数与中子数相等；B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物，并知在DB2和EB2中，D与B的质量比为78，E与B的质量比为11。试回答： (1)写出D原子的电子排布式_。,(2)B、C两元素的第一电离能较大的元素是：_。(填写元素符号)。 (3)根据VSEPR模型预测C的氢化物的立体结构为_， 中心原子C的轨道杂化类型为_。 (4)C的单质中键的数目为_，B、D两元素的气态氢化物的稳定性大小关系为：_(填写化学式)。,【解析】 A元素为C，电子排布式为1s22s22p2。因为B元素为第二周期元素，电子排布式应为1s22s22p4，所以B为氧元素。C与氧同周期且能与氧形成RO2型化合物，应该为氮元素。根据D与O、E与O在化合物中的质量比，得：D为Si，E为S。 (2)N原子的电子排布式为1s22s22p3。P轨道处于半充满状态，更稳定，第一电离能大于氧。 (3)NH3为三角锥形，N原子为sp3杂化。 (4)N2中结构式为NN，有一个键、两个键。H2O的稳定性强于SiH4。,【答案】 (1)1s22s22p63s23p2 (2)N (3)三角锥形 sp3 (4)2 H2O SiH4,跟踪训练(随学随练，轻松夺冠) 31919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。 (1)根据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是_和_；_和_。,(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质 中，与NO互为等电子体的分子有_、_。 (3)CNS、NO具有相同的通式AX2，它们的价电子总数都是16，因此它们的结构与由第二周期两元素组成的_分子的结构相同，微粒呈_形，中心原子都采取_杂化。,(3)在第二周期元素组成的化合物中符合AX2且有16个价电子的