高考化学 专题二十五 物质结构与性质课件.ppt

原子结构与性质,(一)原子结构1.基态原子核外电子排布,1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f,2n2,2.原子轨道,球形对称,哑铃形,1,3,5,7,nsnpndnf,相等,相等,3.基态原子核外电子排布依据(1)能量最低原理原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于。基态原子核外电子在原子轨道上排布顺序：1s2s。,最低状态,2p3s3p4s3d4p5s,(2)泡利原理1个原子轨道里最多容纳个电子，且自旋方向相反。(3)洪特规则电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先，且自旋方向。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在(p6、d10、f14)、(p3、d5、f7)和(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为。,2,单独占据一个轨道,相同,全满,半满,全空,1s22s22p63s23p63d54s1,4.基态原子核外电子排布的表示方法,1s22s22p63s23p4,Ne3s23p4,3s23p4,5.原子核外电子的跃迁与原子光谱(1)原子的状态和原子光谱的关系：说明：原子核外的电子发生跃迁时吸收或释放的能量一般都以光谱形式呈现。,最低,吸收,吸收,发射,释放,较高,(2)原子光谱原子发生时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取不同元素的各种元素的电子或总称原子光谱。(3)光谱分析在现代化学中，利用上的特征谱线来的分析方法。,跃迁,吸收光谱,发射光谱,原子光谱,鉴定元素,(二)原子结构与元素在周期表中的位置关系1.原子结构与周期表的关系,注意：能层数电子层数周期数价电子数主族序数,2.周期表的分区与原子的价电子排布的关系,ns12,ns2np16,(n1)d19ns12,越大,越小,减小,增大,2.电离能(1)含义第一电离能：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，符号。单位。(2)规律同周期：第一种元素的第一电离能，最后一种元素的第一电离能，总体呈现的变化趋势。同族元素：从上至下第一电离能。同种原子：逐级电离能越来越，(即I1I2I3)。,最低能量,I,kJmol1,最小,最大,从左到右逐渐增大,逐渐减小,大,(3)应用判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属原子越失去电子，金属性，反之越。判断元素的化合价(I1、I2表示各级电离能)如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n。如钠元素I2I1，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为1。判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。判断原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。,容易,越强,弱,3.电负性(1)含义不同元素的原子在化合物中能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中的能力越。(2)标准以最活泼的非金属氟的电负性为和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。(3)变化规律金属元素的电负性一般，非金属元素的电负性一般，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐，同主族从上至下，元素的电负性逐渐。,吸引键合电子,吸引键合电子,强,4.0,小于1.8,大于1.8,增大,减小,(4)应用,4.原子结构与元素性质的递变规律,相同,依次增多,相同,依次递增,依次减小,依次增大,依次增大的趋势,依次减小,依次增大,依次减小,原子结构与元素性质的关系,分子结构与性质,(一)共价键1.本质在原子之间形成共用电子对。2.特征具有饱和性和方向性。,3.分类,头碰头,发生偏移,不发生偏移,4.键参数(1)键参数对分子性质的影响(2)键参数与分子稳定性的关系键能越，键长越，分子越稳定。,大,短,稳定性,空间构型,(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，不会形成共同电子对，这时形成离子键。(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。,(二)分子的立体结构1.杂化轨道的类型,180,直线形,120,平面三角形,10928,正四面体形,2.价层电子对互斥理论与分子构型,直线形,直线形,三角形,三角形,四面体形,四面体形,三角锥形,V形,V形,CO2,BF3,CH4,NH3,H2O,用价层电子对互斥理论推测分子或离子的思维程序用价层电子对互斥理论推测简单分子(ABn型)、离子(AB型)空间构型的方法,3.等电子原理(1)原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征，分子具有相似的立体构型(2)常见等电子体,(三)配位键和配合物1.配位键由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的。2.配位键的表示方法AB：A表示孤电子对的原子，B表示共用电子对的原子。,共价键,提供,接受,孤电子对,有空轨道,(四)分子间作用力1.概念物质分子之间存在的相互作用力，称为分子间作用力。2.分类分子间作用力最常见的是和。3.强弱范德华力氢键化学键。4.范德华力范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，_相似的物质，随着的增加，范德华力逐渐。,范德华力,氢键,普遍,分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、镓、铯等熔、沸点很低，金属晶体一般不参与比较。2.原子晶体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：金刚石石英碳化硅硅。,3.离子晶体一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，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。4.分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2OH2TeH2SeH2S。,(2)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，F2N2，CH3OHCH3CH3。(4)同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。例如：CH3CH2CH2CH2CH3,要点一基态原子核外电子排布式和轨道表示式的书写,1.第四周期基态原子核外电子排布的特殊性在过渡金属中，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。这是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。如第四周期中：,2.基态原子核外电子排布表示方法中的注意事项(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n1)d、np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。,(3)注意对比原子电子排布式、简化电子排布式、元素外围电子排布式的区别与联系。如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：Ar3d64s2;外围电子排布式：3d64s23.根据元素周期表进行书写如第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A、A族分别为Ar4s1、Ar4s2；(2)位于p区的主族元素Ar3d104s24p族序数2(0族除外)；(3)位于d区的副族元素Ar3dm4sn(mn族序数，族除外)；(4)位于ds区的副族元素Ar3d104sm(m族序数)。,【典例示范1】(2015山东日照联考)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2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为_；(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的元素符号为_，C的元素符号为_；,(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_，其基态原子的电子排布式为_。(5)F元素的原子的最外层电子排布式为nsnnpn1，则n_；原子中能量最高的是_电子。,解析(1)A元素基态原子的次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2个电子层，由题意可写出其电子排布图为，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符合要求，其电子排布图为：。(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素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)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号Cu。(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n2，所以元素F的原子的最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。答案(1)C或O(2)ClK(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1(5)22p,【借题发挥】核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，如E(3d)E（4s）、E(4d)E（5s）、E(5d)E（6s）、E(6d)E（7s）、E(4f)E（5p）、E(4f)E（6s）等。,要点二杂化轨道类型及分子空间构型的判断,1.由杂化轨道数判断杂化轨道用来形成键和容纳孤电子对，所以有公式：杂化轨道数中心原子的孤电子对数中心原子的键个数。,2.由分子组成和分子空间构型判断,【典例示范2】(2014河南信阳期末)下列描述中正确的是()A.CS2为V形的极性分子B.ClO的空间构型为平面三角形C.CO的空间构型为三角锥形D.SiF4和SO的中心原子均为sp3杂化,解析CS2属于sp杂化为直线形非极性分子，A项错；ClO离子中心原子Cl存在三对共用电子对，有一对孤电子，应为三角锥形，B项错；CO中存在三对共用电子对，没有孤电子对，为平面三角形，C项错误；SiF4是正四面体结构，SO是三角锥结构，都同为sp3杂化，D项正确。答案D,【借题发挥】价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。,要点三分子极性的判断,1.根据所含键的类型及分子的空间构型判断非极性分子、极性分子的判断，首先看键是否有极性，然后再看各键的空间排列状况。键无极性，分子必无极性；键有极性，各键空间排列均匀，使键的极性相互抵消，分子无极性；键有极性，各键空间排列不均匀，不能使键的极性相互抵消，分子有极性。共价键的极性与分子极性的关系可总结如下：,2.根据中心原子最外层电子是否全部成键判断中心原子即其他原子围绕它成键的原子。分子中的中心原子最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，含孤对电子，它们都是极性分子。,【典例示范3】(2015湖南岳阳质检)已知H和O可以形成H2O和H2O2两种化合物，试根据有关信息完成下列问题：(1)水是维持生命活动所必需的一种物质。1mol冰中有_mol氢键。用球棍模型表示的水分子结构是_。,(2)已知H2O2分子的结构如图所示：H2O2分子不是直线形的，两个氢原子犹如在半展开的书的两面上，两个氧原子在书脊位置上，书页夹角为9352，而两个OH键与OO键的夹角均为9652。,试回答：H2O2分子的电子式是_，结构式是_。H2O2分子是含有_键和_键的_(填“极性”或“非极性”)分子。H2O2难溶于CS2，简要说明理由：_。H2O2中氧元素的化合价是_，简要说明原因_。,解析(1)在冰中，每个水分子与周围的4个水分子形成4个氢键，按“均摊法”计算，相当于每个水分子有2个氢键；水分子为V形结构。(2)由H2O2的空间构型图可知，H2O2是极性分子，分子内既有极性键，又有非极性键，而CS2为非极性分子，根据“相似相溶”规律，H2O2难溶于CS2。答案(1)2B(2)HOOH极性非极性极性因H2O2为极性分子，而C