物质结构与性质知识总结.docx
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物质结构与性质知识总结
物质结构与性质(选修)
一、能层、能级与原子轨道
1、能层(n):
在多电子原子中,核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层,能量依次升高
2、能级:
同一能层里的电子的能量也可能不同,又将其分成不同的能级,通常用s、p、d、f等表示,同一能层里,各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高,即E(s) 3、原子轨道: 表示电子在原子核外的一个空间运动状态。 电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域,这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。 原子轨道 轨道形状 轨道个数 s 球形 1 p 纺锤形 3 二、基态原子的核外电子排布的三原理 绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如下图所示的排布顺序,人们把它称为构造原理。 1、能量最低原理: 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。 2、泡利原理: 在一个原子轨道中,最多只能容纳2个电子,并且这两个电子的自旋方向相反。 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1个轨道,并且自旋方向相同。 三、电离能和电负性 1、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最低能量,符号I,单位kJ/mol。 (2)规律 ①同周期: 第一种元素的第一电离能最小,最后一种元素的第一电离能最大,总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 ②同族元素: 从上至下第一电离能逐渐减小。 ③同种原子: 逐级电离能越来越大(即I1≤I2≤I3…)。 2.电负性 (1)含义: 不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。 元素 的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引键合电子能力的能力越强。 (2)标准: 以最活泼的非金属氟的电负性为4.0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 ①金属元素的电负性一般小 于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,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。 ②在元素周期表中,同周期从左至右,元素的电负性逐渐增大,同主族从上至下,元素的电负性逐渐减小。 四、共价键 1、共价键的本质和特征: 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 其特征是共价键具有饱和性和方向性。 2、共价键类型 分类依据 类型 分类依据 形成共价键的原子轨道重叠方式 形成共价键的电子对是否偏移 σ键 电子云“头碰头”重叠 π键 电子云“肩并肩”重叠 原子间共用电子对的数目 形成共价键的原子轨道重叠方式 极性键 共用电子对发生偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 形成共价键的电子对是否偏移 单键 原子间有一对共用电子对 双键 原子间有两对共用电子对 三键 原子间有三对共用电子对 3、键参数 (1)键能: 气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,键能越大,化学键越稳定。 (2)键长: 形成共价键的两个原子之间的核间距,键长越短,往往键能越大,共价键越稳定。 (3)键角: 在原子数超过2个的分子中,两个共价键之间的夹角,是描述分子立体结构的重要参数。 小结: (1)怎样判断化学键的类型和数目? 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共价键的种类及数目;判断成键方式时,需掌握: 共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。 (2)三点说明: ①s轨道与s轨道重叠形成σ键时,电子不是只在两核间运动,而是电子在两核间出现的概率增大。 ②因s轨道是球形的,故s轨道和s轨道形成σ键时, 无方向性。 两个s轨道只能形成σ键,不能形成π键。 ③两个原子间可以只形成σ键,但不能只形成π键。 (3)键参数与分子性质的关系: 五、分子的立体构型与性质 1、价层电子对互斥模型 (1)价层电子对在空间上彼此相距最远时,排斥力最小,体系的能 量最低。 (2)孤电子对的排斥力较大。 电子对数 成键电子对数 孤电子对数 电子对立体构型 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面三角形 平面正三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2、SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 注意: 运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构,但要注意判断其价层电子对数,对ABm型分子或离子,其价层电子对数的判断方法为: n=(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×m)/2 2、杂化轨道理论 (1)概念: 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的过程叫原子轨道的杂化,组合后形成的一组新的原子轨道,叫杂化原子轨道,简称杂化轨道。 (2)杂化轨道类型与分子立体构型 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4 3、分子的极性: 类型 非极性分子 极性分子 形成原因 正电中心和负电中心重合的分子 正电中心和负电中心不重合的分子 存 在的共价键 非极性键或极性键 非极性键或极性键 分子内原子排列 对称 不对称 小结: 分子中的中心原子的最外层电子若全部成键,此分子一般为非极性分子;分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键,此分子一般为极性分子。 如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。 而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键,它们都是极性分子。 六、配合物的组成、结构、性质 1、概念: 由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合而成的化合物。 2、组成 3、形成条件 4、空间结构: 5、结构和性质: 。 6、配合物异构 七、分子间作用力与物质性质 1、概念: 物质分子之间普遍存在的相互作用力,称为分子间作用力。 2、分类: 分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 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,结构和组成相似的物质,随着相对分子质量的增加,范德华力逐渐增大,分子的极性越大,范德华力也越大。 5、氢键 (1)形成: 已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力,称为氢键。 (2)表示方法: A—H…B。 ①A、B为电负性很强的原子,一般为N、O、F三种元素的原子。 ②A、B可以相同,也可以不同。 (3)特征: 具有一定的方向性和饱和性。 (4)分类: 氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 (5)分子间氢键对物质性质的影响: 主要表现为使物质的熔、沸点升高,对电离和溶解度等产生影响。 6、相似相溶原理: 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。 如果存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。 小结: 1、一个规律: 同种元素的含氧酸的强弱规律,其酸性具有如下规律: 对于同一种元素的含氧酸来说,该元素的化合价越高,其含氧酸的酸性越强。 2、三点提醒: 氢键应用要注意: 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。 ③分子内氢键基本上不影响物质的性质。 八、晶体常识 1、晶体与非晶体 晶体 非晶体 结构特征 结构微粒周期性有序排列 结构微粒无序排列 性质特征 自范性 有 无 熔点 固 不固 异同表现 各向异性 各向同性 两者区别方法 间接方法 看是否有固定的熔点 科学方法 对固体进行X射线衍射实验 2、晶胞 (1)概念: 描述晶体结构的基本单元。 (2)晶胞的排列特征: ①无隙: 相邻晶胞之间没有如何间隙。 ②并置: 所有晶胞都是平行排列的,取向相同。 3、晶格能 (1)定义: 气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量,通常取正值,单位: kJ/mol。 (2)影响因素 ①离子所带电荷数: 离子所带电荷数越多,晶格能越大。 ②离子的半径: 离子的半径越小,晶格能越大。 (3)与离子晶体性质的关系: 晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,且熔点越高,硬度越大。 九、四种晶体的比较 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阴阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大,有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高,有的很低 较高 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 难溶于常见溶剂 大多易溶于水等极性溶剂 导电、 传热性 一般不导电,溶于水后有的导电 一般不具有导电性,个别为半导体 电和热的良导体 晶体不导电,在水溶液或熔融状态下导电 物质类别及举例 大多数非金属单质、酸、气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外) 部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼),部分非金属化合物(如SiC、SiO2) 金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜) 金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl) 小结: 1、获得晶体的三条途径: ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 2、晶胞的计算方法: 在立方体形状的晶胞中,一个晶胞平均占有的原子数: 顶角1/8,棱心1/4,面心1/2,体心1。 练习题 1.研究发现,在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2=CH3OH+H2O)中,Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性,显示出良好的应用前景。 回答下列问题: (1)Co基态原子核外电子排布式为_____________。 元素Mn与O中,第一电离能较大的是_________,基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。 (2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为__________和__________。 (3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为_________,原因是______________________________。 (4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料,Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外,还存在________。 (5)MgO具有NaCl型结构(如图),其中阴离子采用面心立方最密堆积方式,X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a=0.420nm,则r(O2-)为________nm。 MnO也属于NaCl型结构,晶胞参数为a'=0.448nm,则r(Mn2+)为________nm。 【答案】1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2OMnspsp3H2O>CH3OH>CO2>H2,H2O与CH3OH均为非极性分子,H2O中氢键比甲醇多,CO2分子量较大,范德华力较大π键离子键0.1480.076 (2)CO2和CH3OH的中心原子C原子的价层电子对数分别为2和4,所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。 (3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为H2O>CH3OH>CO2>H2,原因是常温下水和甲醇是液体而二氧化碳和氢气是气体,液体的沸点高于气体;H2O与CH3OH均为非极性分子,H2O中氢键比甲醇多,所以水的沸点高于甲醇;二氧化碳的相对分子质量比氢气大,所以二氧化碳分子间作用力较大、沸点较高。 2.ⅣA族元素及其化合物在材料等方面有重要用途。 回答下列问题: (1)碳的一种单质的结构如图(a)所示。 该单质的晶体类型为___________,原子间存在的共价键类型有________,碳原子的杂化轨道类型为__________________。 (2)SiCl4分子的中心原子的价层电子对数为________,分子的立体构型为________,属于________分子(填“极性”或“非极性”)。 (3)四卤化硅SiX4的沸点和二卤化铅PbX2的熔点如图(b)所示。 ①SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是_________________。 ②结合SiX4的沸点和PbX2的熔点的变化规律,可推断: 依F、Cl、Br、I次序,PbX2中的化学键的离子性_______、共价性_________。 (填“增强”“不变”或“减弱”) (4)碳的另一种单质C60可以与钾形成低温超导化合物,晶体结构如图(c)所示。 K位于立方体的棱上和立方体的内部,此化合物的化学式为_______________;其晶胞参数为1.4nm,晶体密度为 _______g·cm-3。 【答案】 (1)混合型晶体,σ键、π键;sp2; (2)4,正四面体,非极性;(3)①均为分子晶体,范德华力随分子相对质量增大而增大;②减弱,增强;(4)K3C60,2.0。 【名师点睛】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识,以填空或简答方式考查,常涉及如下高频考点: 原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律;分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断);晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒 子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)。 只有对基础知识积累牢固,这类问题比较容易解决的;在做题过程中一定要注意审清楚问题问的是什么。
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