1、专题二十五 物质结构与性质考纲考点扫描点击查看1.原子核外电子排布及表示方法(1)能层、能级与原子轨道的关系 考点一 原子结构与性质 能层(n)一 二 三 四 n 能层符号 K L M N 能级 _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ 1s2s2p3s3p3d4s 4p4d4f原子轨 道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 最多容纳 电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 8 18 32 _ 2n2(2)核外电子排布遵循的三原则 两相反单独占据一个轨道，而且自旋状态相同全满半满全空(3)基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以S原子为例)电子排布式 _ 简化电
2、子排布式 _ 电子排布图(轨道表示式)价电子排布式 _ 1s22s22p63s23p4Ne3s23p43s23p4(4)原子核外电子的跃迁与原子光谱 原子的状态和原子光谱的关系：最低吸收吸收释放发射较高说明：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。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。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2.原子结构与元素的性质(1)周期表的分区与原子的价电子排布的关系 分区 元素分布 外围电子排布 s区 A族、A族及He _ p区
3、A族A族、0族 _ d区 B族B族、族 _(除钯外)ds区 B族、B族(n1)d10ns12 f区 镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2 ns12ns2np16(n1)d19ns12(2)原子结构与元素性质的递变规律 项目 同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外 电子排布 能层数_，最外层电子数_ 最外层电子数_，能层数_ 原子半径 _(0族除外)_ 元素的第 一电离能 _ _ 元素的 电负性 _ _ 相同依次增多相同依次递增依次减小依次增大呈增大的趋势依次减小依次增大依次减小(1)某原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d104p4()(2)电负性：KNa()(
4、3)根据原子核外电子排布的特点，Cu在周期表中属于s区元素()(4)N、O、F的电负性依次增大，其第一电离能也依次增大()(5)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属()(6)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键()(7)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大()答案(1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)电离能和电负性的应用 1.电离能(1)判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。(2)判断元素的化合价 如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n，如钠元素I2I1，所以钠元素化合价为1。(3)判断
5、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，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。(4)反映元素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地大。2.电负性 判断金属性与非金属性强弱 金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼 非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼 判断元素在化合物中的价态 电负性大的元素易呈现负价 电负性小的元素易呈现正价 判断化学键类型 电负性差值大的元素原子之间
6、形成的化学键主要是离子键 电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键 1.(1)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能 I1 I2 I3 I4 Ia/kJmol1 578 1 817 2 745 11 578 则该元素是_(填写元素符号)。(2)如表：元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负性 数值 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_。请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是_
7、。从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？_，理由是_。解析(1)分析表中数据可知，该元素的逐级电离能中，I1、I2、I3与I4相差较大，说明该元素原子最外层有3个电子，显然该元素为Al元素。(2)根据同周期和同主族元素的电负性的变化规律可知Mg的电负性范围为0.931.57。电负性是原子对电子对的吸引力，元素的非金属性越强，其电负性越大。可根据Al与Cl的电负性差值确定。答案(1)Al(2)0.931.57 非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 共价化合物 Al元素和Cl元素的电负性差值为1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物 明晰基态原子核外电子排布式和轨
8、道表示式书写的易失分问题 1.明确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：Cr1s22s22p63s23p63d44s2（）1s22s22p63s23p63d54s1（）Cu1s22s22p63s23p63d94s2（）1s22s22p63s23p63d104s1（）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
9、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(n 1)d 放 在 n s 前，如 F e：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：3d64s2 在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是X价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。3.根据元素周期表进行书写 如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下
10、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)。1.(2015河北石家庄第二次质检)已知A、B、C、D、E都是元素周期表中前36号的元素，它们的原子序数依次增大。A原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，B原子基态时s电子数与p电子数相等，C在元素周期表的各元素中电负性最大，D的基态原子核外有6个能级且全部充满电子，E原子基态时未成对电子数是同周期元素中最多的。(1)基态E原子的价电子排布
11、式为_，E在_区。(2)A、B、C的电负性大小顺序(填元素符号，下同)_，第一电离能大小顺序为_。(3)D的核外电子排布式为_，价电子排布图为_。解析 由题意可知A为C，B为O，C为F，D为Ca，E为Cr。(1)铬原子的价电子排布式为3d54s1,在d区。(2)根据同周期电负性和第一电离能的递变性可知答案。(3)价电子数为2，价电子排布图为。答案(1)3d54s1 d(2)FOC FOC(3)1s22s22p63s23p64s2或Ar4s2 考点二 分子结构与性质 1.共价键的类型 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 键 电子云“_”重叠 键 电子云“肩并肩”重叠 头碰头形成共价键的
12、电子对是否偏移 极性键 共用电子对_ 非极性键 共用电子对_ 原子间共用电子对的数目 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 发生偏移不发生偏移2.杂化轨道的类型 杂化 类型 杂化轨 道数目 杂化轨道 间夹角 杂化轨道 空间分布 sp 2 _ _ sp2 3 _ _ sp3 4 _ _ 180直线形120平面三角形10928正四面体形3.价层电子对互斥理论与分子构型 价层电 子对数 成键数 孤电子 对数 电子对空 间构型 分子空 间构型 实例 2 2 0 _ _ _ 3 3 0 _ _ _ 2 1 _ SO2 4 4 0 _ _ _ 3 1 _
13、 _ 2 2 _ _ 直线形直线形CO2三角形三角形BF3V形四面体形四面体形CH4三角锥形NH3V形H2O【助学技巧】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(ABmn 型)空间构型的方法 4.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。(3)配位化合物 定义 金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。共价键提供接受组成 形成条件 有孤电子对有空轨道5.分子间作用力与性质(1)分子间作用力最
14、常见的是范德华力和氢键。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间的作用力，称为氢键。氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。表示为AHB。(2)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。6.无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH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，如酸性：HClOHClO2HClO3HClO4。7.等电子体原理的应用 原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质(物理性质)相近，此原理称为
15、等电子体原理。【助学技巧】等电子体的判断方法“左右移动，同族互换法”如 SO24 SiF4SiCl4CCl4；CO2N2O 等。(1)键比键的电子云重叠程度大，形成的共价键强()(2)卤素单质、卤素氢化物、卤素碳化物(即CX4)的熔、沸点均随着相对分子质量的增大而增大。()(3)氢键的存在一定能使物质的熔、沸点升高()(4)极性分子中可能含有非极性键()(5)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键()答案(1)(2)(3)(4)(5)判断分子中中心原子的杂化类型“五方法”方法一 根据杂化轨道的空间分布构型判断。(1)若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化
16、。(2)若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。(3)若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。方法二 根据杂化轨道之间的夹角判断。若杂化轨道之间的夹角为 109.5，则分子的中心原子发生sp3 杂化；若杂化轨道之间的夹角为 120，则分子的中心原子发生 sp2 杂化；若杂化轨道之间的夹角为 180，则分子的中心原子发生 sp 杂化。方法三 根据等电子原理进行推断，如 CO2 是直线形分子，CNS、N3 与 CO2 是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用 sp 杂化。方法四 根据中心原子的价层电子对数参与杂化的轨道数目判断，如中心原子
17、的价层电子对数分别为4、3、2时，中心原子的杂化类型分别是sp3杂化、sp2杂化、sp杂化。方法五 根据分子或离子中有无键及键数目判断，如没有键为sp3杂化，含一个键为sp2杂化，含两个键为sp杂化。2.下列描述中正确的是()A.CS2 为 V 形的极性分子B.ClO3 的空间构型为平面三角形C.CO23 的空间构型为三角锥形D.SiF4 和 SO23 的中心原子均为 sp3 杂化 答案 D 解析 CS2 属于 sp 杂化为直线形非极性分子，A 项错；ClO3 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；CO23 中存在三对共用电子对，没有孤电子对，为平面三角
18、形，C 项错误；SiF4 是正四面体结构，SO23 是三角锥结构，都同为 sp3 杂化，D 项正确。范德华力和氢键对物质性质的影响易错警示 1.氢键属于一种较强的分子间作用力。2.有氢键的物质，分子间也有范德华力，但有范德华力的物质分子间不一定有氢键。3.一个氢原子只能形成一个氢键，这是氢键的饱和性。4.一般来说，组成和结构相似的物质，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.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的作用力越大，溶解性越好。6.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，
19、对电离和溶解度等产生影响。2.(1)H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为_。(2)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka1.11010；水杨酸第一级电离形成的离子 能形成分子内氢键，据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)_Ka(苯酚)(填“”或“”)，其原因是_。(3)化 合 物 N H 3 的 沸 点 比 化 合 物 C H 4 的 高，其 主 要 原 因 是_。答案(1)H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键(2)中形成分子内氢键，使其更难电离出H(3)NH3分子间能形成氢键 考点三 晶体结构与性质 1.晶体(1)晶体与非晶体 晶体 非晶体 结构特
20、征 结构微粒_排列 结构微粒_排列 周期性有序无序性质 特征 自范性 _ _ 熔点 _ _ 异同表现 _ _ 二者区 别方法 间接方法 看是否有固定的_ 科学方法 对固体进行_实验 有无固定不固定各向异性各向同性熔点X-射线衍射(2)得到晶体的途径 熔融态物质凝固。气态物质冷却不经液态直接_。溶质从溶液中析出。(3)晶胞 概念：描述晶体结构的_。晶体中晶胞的排列无隙并置 a.无隙：相邻晶胞之间没有_。b.并置：所有晶胞_排列、_相同。凝固(凝华)基本单元任何间隙平行取向(4)晶格能 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：_。影响因素 a.离子所带电荷数：离子所带电荷数越
21、多，晶格能越_。b.离子的半径：离子的半径越_，晶格能越大。与离子晶体性质的关系 晶格能越大，形成的离子晶体越_，且熔点越_，硬度越_。kJmol1大小稳定高大2.四种晶体类型的比较 类型 比较 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子 晶体 构成粒子 _ _ 金属阳离子、自由电子 _ 粒子间的相 互作用力 _(某些含氢键)_ _ _ 硬度 _ _ 有的_，有的_ _ 分子原子阴、阳离子范德华力共价键金属键离子键较小很大很大很小较大熔、沸点 _ _ 有的_，有的_ _ 溶解性 相似相溶 难溶于任 何溶剂 常见溶剂 难溶 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
22、有导电性，个别为半导体 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 较低很高很高很低较高物质类别及举例 大多数非金属单质、气态氢化物、酸、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)3.典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 原子晶体 金刚石(1)每个碳与相邻_个碳以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为_(3)最小碳环由_个C组成且六原子不在同一平面内(4)每个C参与
23、4条CC键的形成，C原子数与CC键数之比为_ 410928612原子晶体 SiO2(1)每个Si与_个O以共价键结合，形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)n(O)_(3)最小环上有_个原子，即6个O，6个Si 分子晶体 干冰(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有_个 4121212离子晶体 NaCl(型)(1)每个Na(Cl)周围等距且紧邻的Cl(Na)有6个。每个Na周围等距且紧邻的Na有_个(2)每个晶胞中含_个Na和_个Cl CsCl(型)(1)每个Cs周围等距且紧邻的Cl有_个，每
24、个Cs(Cl)周围等距且紧邻的Cs(Cl)有_个(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs、1个Cl 124486金属晶体 简单 立方 堆积 典型代表Po，配位数为_，空间利用率52%面心 立方 最密 堆积 又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为_，空间利用率74%612金属晶体 体心 立方 堆积 又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为_，空间利用率68%六方 最密 堆积 又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为_，空间利用率74%812(1)在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子()(2)在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子()(3)原子晶体的熔点一定比
25、金属晶体的高()(4)分子晶体的熔点一定比金属晶体的低()(5)离子晶体一定都含有金属元素()(6)金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体()答案(1)(2)(3)(4)(5)(6)晶胞中微粒的计算方法均摊法 3.(1)元素Cu的一种氯化物晶体的晶胞结构如图甲所示，该氯化物的化学式是_。(2)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，晶胞结构示意图如图乙所示。该合金的化学式为_。(3)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4处于立方晶胞顶角，Ba2处于晶胞中心，O2处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为_，每个Ba2与_个O2配位。解析(1)甲晶胞中有 4 个铜原子，氯原子个数
26、为 6128184，故该氯化物的化学式为 CuCl。(2)每个晶胞中含有 La：8181，Ni：18125，故该合金的化学式为 LaNi5。(3)由题目叙述可知：该化合物的晶胞为立方体结构，Ba2居于立方体中心，故 Ba2个数为 1；Pb4位于立方体的 8 个顶角上，Pb4个数为 8181；O2位于立方体的棱边中心，立方体共有12 条棱，每条棱为 4 个立方体共有，故 O2个数为 12143，故该化合物的化学式为 BaPbO3。同样可判断出每个 Ba2与 12个 O2配位。答案(1)CuCl(2)LaNi5(3)BaPbO3 12 晶体密度及微粒间距离的计算方法 1.计算晶体密度的方法 2.计算晶体中微粒间距离的方法 4.(1)2014课标理综Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有_个铜原子。Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为_。列式表示Al单质的密度_ gcm3(不必计算出结果)。(2)2014海南化学金刚石晶胞含有_个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则r_a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率_(不要求计算结果)。解析(1)(2)答案(1)16 12 4276.021023（0.405107）3(2)8 38 843r3a3 316
