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届二轮中等生查缺补漏训练19物质结构与性质
2018届二轮中等生查缺补漏训练(19)物质结构与性质
[忆一忆·主干知识]
(一)原子结构与性质
1.原子核外排布的规律
能量最低原理
基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道,如Ge:
1s22s22p63s23p63d104s24p2
泡利原理
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子
洪特规则
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时,电子总是优先单独占据一个轨道,且自旋状态相同
2.原子核外排布的表示方法
(1)电子排布式
按电子排入各能层中各能级的先后顺序,用能级符号依次写出各能级中的电子数,同时注意特例。
如Cu:
1s22s22p63s23p63d104s1
(2)简化电子排布式
“[稀有气体]+价层电子”的形式表示。
如Cu:
[Ar]3d104s1
(3)电子排布图
用方框表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子,按排入各能层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
如
3.元素的电离能
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最低能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示,单位为kJ·mol-1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:
每隔一定数目的元素,元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:
同周期从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小;
同主族从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势。
[说明] 同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
4.元素的电负性
(1)元素的电负性:
不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
(2)元素电负性的变化规律:
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:
同周期从左到右,主族元素电负性逐渐增大;同一主族从上到下,元素电负性呈现减小的趋势。
(二)分子结构与性质
1.共价键
(1)共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键,前者的电子云具有轴对称性,后者的电子云具有镜像对称性。
(2)键参数
(3)σ键、π键的判断
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。
②由共用电子对数判断
单键为σ键;双键或三键,其中一个为σ键,其余为π键。
③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
(4)配位键
①孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
②配位键
a.配位键的形成:
成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成的共价键;
b.配位键的表示:
常用“―→”来表示配位键,箭头指向接受孤电子对的原子,如NH可表示为,在NH中,虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同,但是一旦形成之后,4个共价键就完全相同。
③配合物
如[Cu(NH3)4]SO4
2.分子的立体结构
(1)分子构型与价层电子对互斥模型
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。
①当中心原子无孤电子对时,两者的构型一致。
②当中心原子有孤电子对时,两者的构型不一致。
电子对数
成键对数
孤电子对数
电子对空间构型
分子空间构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
3
3
0
三角形
三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
(2)杂化轨道理论
杂化轨道的要点:
当原子成键时,原子的价电子轨道相互混杂,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,形成分子的空间结构不同。
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道夹角
空间构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
正四面体形
CH4
3.分子的性质
(1)分子构型与分子极性的关系
(2)溶解性
①“相似相溶”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。
②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小。
(3)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则n值越大,R的正电性越高,使R—O—H中O的电子向R偏移,在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强,如HClO 4.氢键 (1)作用粒子: 氢、氟、氧原子(分子内、分子间) (2)特征: 有方向性和饱和性 (3)强度: 共价键>氢键>范德华力 (4)对物质性质的影响: 分子间氢键的存在,使物质的熔、沸点升高,在水中的溶解度增大,如熔、沸点: H2O>H2S,HF>HCl,NH3>PH3。 (三)晶体结构与性质 1.离子键——离子晶体 (1)离子键: 阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。 离子键强弱的判断: 离子半径越小,离子所带电荷数越多,离子键越强,离子晶体的熔、沸点越高。 离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量,晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。 晶格能越大,离子晶体的熔、沸点越高,硬度越大。 (2)离子晶体: 通过离子键作用形成的晶体。 ①典型的离子晶体结构: NaCl型晶体 CsCl型晶体 每个Na+周围被6个Cl-所包围,同样每个Cl-也被6个Na+所包围 每个正离子被8个负离子包围着,同时每个负离子也被8个正离子所包围 ②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法 位置 顶点 棱边 面心 体心 贡献 1/8 1/4 1/2 1 2.共价键——原子晶体 (1)原子晶体: 所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。 (2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 (3)典型原子晶体结构 金刚石 二氧化硅 结构示意图 晶胞示意图 特点 正四面体空间网状结构,最小的碳环中有6个碳原子,每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键,1mol金刚石中含有2mol碳碳键 二氧化硅晶体是空间网状结构,最小的环中有6个硅原子和6个氧原子,每个硅原子与4个氧原子成键,每个氧原子与2个硅原子成键,1molSiO2中含有4mol硅氧键 (4)共价键强弱和原子晶体熔、沸点大小的判断: 原子半径越小,形成共价键的键长越短,共价键的键能越大,其晶体熔、沸点越高。 如熔点: 金刚石>碳化硅>晶体硅。 3.金属键——金属晶体 (1)金属键: 金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。 晶体中的微粒 导电性 导热性 延展性 金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作用下发生定向移动 自由电子与金属离子碰撞传递热量 晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用 (2)金属晶体: 通过金属键作用形成的晶体。 金属键的强弱和金属晶体熔、沸点的变化规律: 阳离子所带电荷数越多,半径越小,金属键越强,熔、沸点越高,如熔点: Na 金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。 4.分子间作用力——分子晶体 (1)分子间作用力: 把分子聚集在一起的作用力。 分子间作用力是一种静电作用,比化学键弱得多,包括范德华力和氢键。 范德华力一般没有饱和性和方向性,而氢键则有饱和性和方向性。 (2)分子晶体: 分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体,典型的分子晶体有冰、干冰。 其晶体结构模型及特点为 干冰 冰 晶体模型 结构特点 干冰晶体是一种立方面心结构——每8个CO2分子构成立方体,在六个面的中心又各占据1个CO2分子。 每个CO2分子周围,离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个(同层4个,上层4个,下层4个) 每个水分子周围只有4个紧邻的水分子,在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引,这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高,留有相当大的空隙。 当冰刚刚融化为液态水时,热运动使冰的结构部分解体,水分子的空隙减小,密度反而增大,超过4℃时,才由于热运动加剧,分子间距离加大,密度逐渐减小 分子间作用力强弱和分子晶体熔、沸点大小的判断: 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,克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能量,熔、沸点越高。 但存在氢键时分子晶体的熔、沸点往往反常地高。 5.物质熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体 一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体。 (2)同种类型晶体 ①离子晶体: 离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔、沸点就越高。 ②分子晶体: 对于同类分子晶体,相对分子质量越大,则熔、沸点越高。 ③原子晶体: 键长越短,键能越大,则熔、沸点越高。 (3)常温常压下状态 ①熔点: 固态物质>液态物质; ②沸点: 液态物质>气态物质。 [做一做·保温训练] 1.下表是元素周期表的一部分,表中所列的字母分别代表一种化学元素。 试回答下列问题: (1)元素p为26号元素,请写出其基态原子的电子排布式________。 (2)d与a形成的分子da3中,中心原子的杂化方式为____________。 (3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光,请用原子结构的知识解释发光的原因: ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)o、p两元素的部分电离能数据如下表: 元素 o p 电离能/(kJ·mol-1) I1 717 759 I2 1509 1561 I3 3248 2957 比较两元素的I2、I3可知,气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子难。 对此,你的解释是__________________________________________。 (5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图Ⅰ所示,其中电负性最大的是____________(填图Ⅰ中的序号)。 (6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图Ⅱ所示,则该元素是________(填元素符号)。 解析: (1)26号为铁元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 (2)d为N元素,a为H元素,二者形成的NH3中N原子的杂化方式为sp3。 (3)h为Mg元素,Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光,原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时,以光(子)的形式释放能量。 (4)o元素为Mn,其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p6
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