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600分考点700分考法A版2019版高考化学总复习第29章物质结构与性质课件

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考点77  原子结构与性质

考点78  分子结构与性质

考点79  晶体结构与性质
   考点77   原子结构与性质

考法1   粒子核外电子排布的表示方法

考法2   电离能的比较与应用

考法3   元素电负性的大小比较
1.能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)      原子核外的电子分为不同的能层。离核越
              远,能量越高。
(2)能级
  ①任一能层的能级总是从s能级开始,而且能层的能级数
  等于该能层的序数。
   ②不同能层中同一能级,能层序数越大,能量越高;同
   一能层中,各能级之间的能量高低:s Cl > 
 Br > I。
 2.利用化合价及物质类别比较
     应用化合价及物质类别比较元素电负性,如                O 与 Cl 的电负性
 比较:
    ① HClO 中 Cl显+1价、O显-2 价,可知       O 的电负性大于Cl;

    ② Al2O3 是离子化合物、AlCl3 是共价化合物,可知           O 的电负
 性大于Cl。
 例2    [高考题汇编](1)元素的基态气态原子
得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能

量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素

的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他

元素的E1自左而右依次增大的原因是_____;氮元

素的E1呈现异常的原因是_____。[课标Ⅱ理综2017·35题节选]
(2)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_____。[课标Ⅲ理综2017·35题节选]

(3)四种元素(F、K、Fe、Ni)中电负性最大的是_____。[课标Ⅱ理综2013·37题节选]
  例
     2  (1)同周期元素,从左到右非金属性逐渐增强,原子核对电子的束缚
能力增大,除氮原子外,其他原子得电子能力依次增强,得电子后形成的阴离
子稳定性逐渐增强,所以根据第一电子亲和能的定义可知同周期元素的第一电
子亲和能自左向右依次增大;N的2p能级上有3个电子,处于半充满的稳定状态,
得电子能力相对较弱,因此其第一电子亲和能较同周期相邻元素要小。
(2)同周期元素从左向右,元素的第一电离能呈增大趋势,故Mn的第一电离
能小于Se,
同主族元素从上到下,元素的第一电离能逐渐减小,故Se的第一电离能小于O,
则第一电离能:MnCH3OH>CO2>H2         
 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H2Osp与和CHsp3。3OH均为极性分子,H2O中氢键比甲
 ②H2O、醇多;CH3OH、COCO2与2、HH22均为非极性分子,这4种物质中,常温下水和甲醇是液体,而CO2相对分
 二氧化碳和氢气是气体,液体的沸点高于气体;水分子中有子质量较大、范德华力较大        2个氢原
 子都可形成分子间氢键,而甲醇分子中只有③离子键和π键       1个羟基上的氢原子可用
 于形成分子间氢键,所以水的沸点高于甲醇的沸点;二氧化碳的相对
 分子质量比氢气大,所以二氧化碳的分子间作用力较大,沸点较高。
 ③硝酸锰是离子化合物,硝酸根和锰离子之间形成离子键,硝酸根
     -
 (NO3 )中还存在N═O键,则存在π键。
 考法6     配位键与配位化合物的特点
      1.配位键的特点

       配位键是一类特殊的共价键,共用电子对由成键原子

               +
  单方面提供。      H 没有电子,只有空轨道,H2O分子中的O原

  子、NH3分子中的N原子都具有孤电子对,所以能通过配位键

         +    +
  形成H3O   、NH4 ,配位键与其他的化学键完全等同,键能、

  键长都完全相同。
 考法6     配位键与配位化合物的特点
   2.配位化合物的结构特点
   中心离子与配体构成了配合物的内配位层(或称为内界),以

                                  2+
   配位键相结合,在一定程度上丧失了Cu              和NH3各自独立时的
                                    2-
   化学性质,通常把它们放在中括号内,SO4              称为外配位层(或
   称为外界)。内、外界之间通过离子键结合,配合物在水中全
   部电离。
 考法6   配位键与配位化合物的特点
 3.配位化合物的形成条件
  例5
     [高考题汇编](1)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。在
       2+  2+
[Ni(NH3)6] 中Ni 与NH3之间形成的化学键称为________,提供孤电子对的成
键原子是________。[课标II理综2016·37题节选]

     +   3+  -
(2)K  、Fe 、F 三种离子组成的化合物K3FeF6,其中化学键的类型有
____________;该化合物中存在一个复杂离子,该离子的化学式为
__________________,配体是____________。[课标II理综2013·37题节选]


                     2+  2+
 【解析】(1)在[Ni(NH3)6]   中Ni  提供空轨道,NH3中N原子提供孤电子对,
  2+
 Ni 与NH3之间形成的化学键称为配位键。【答案】(1)配位键 N
 (2)K+、Fe3+、F-三种离子组成的化合物K        FeF3- ,其中化学键的类型有离子-
           (2)离子键、配位键         [FeF36] 6 F
                                   3-      -
 键、配位键;该化合物中存在复杂离子[FeF6]            ,配体是F   。
 考法7     微粒间作用力对物质性质的影响

  1.范德华力对物质性质的影响
  (1) 范德华力主要影响物质的熔沸点、硬度等物理性质。
  (2) 分子间氢键可使物质的熔、沸点升高,并对在水溶液中
 的电离和溶解性
 等产生影响。
 考法7     微粒间作用力对物质性质的影响
1. 氢键对物质性质的影响

 1.增强物质的溶解性
 2.使物质的熔、沸点升高
 3.对酸性的影响
   由于邻羟基苯甲醛形成了分子内氢键,使酸性:


      【特别提示】分子间的氢键比分子内氢键对物质
      熔沸点的影响大。
 考法7     微粒间作用力对物质性质的影响

    2.微粒间作用力的判断
     (1) 离子晶体中存在离子键,可能存在共价键。
     (2) 原子晶体中只存在共价键。
     (3) 分子晶体中,分子之间存在分子间作用力,分子
    内部可能存在共价键。
    (4) 只有电负性强的N、O、F三元素的原子与氢原子
    形成氢键。
     (5) 强度关系:共价键      > 氢键  > 范德华力。
   例6

[高考题汇编](1) [江苏化学2013·21题节选]氧元素的氢化物

(H2O)在乙醇中的溶解度大于        H2S,其原因是____________。
(2)[福建理综    2013·31 题节选]已知苯酚(        )具有弱酸性,其

         -10
Ka=1.1×10  ;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)_______ (填“>”或“<”) Ka(苯酚),其原因是_______。
高的原因是_____________________。
例6

【解析】(1) H2O 在乙醇中的溶解度大于           H2S,是因为水分
子与乙醇分子之间可形成氢键。
(2) 氧的电负性较大,则           中形成分子内氢键,即         O—
H…O(-COO-  中双键氧与羟基氢之间存在氢键),其大小介于
化学键和范德华力之间,使其更难电离出【答案】 (1) 水分子与乙醇分子之间形成氢键H+,则水杨酸第二
级电离常数小于苯酚的电离常数。
(2) < -COO- 与 –OH 形成分子内氢键,使其更难电离出             H+
 考法8     等电子原理的应用
  1.等电子体的判断方法
     (1) 同主族变换         (2) 左右移位
  2.等电子原理的应用
     (1)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。
     (2)常见的等电子体汇总
  例
     7[高考题汇编](1)写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分

子或离子:_______________。[课标I理综2015·37题节选]

(2)与H2O分子互为等电子体的阴离子为             _____________。[江苏化学2016·21题
节选]

  【解析】(1)等电子体的空间构型和键合形式相同,原子总数和价电子

  总数分别相等的微粒互为等电子体。CS2中共有3个原子核16个价电子,
  根据等电子原理可知,CO        、SCN-和COS等的空间构型和键合形式与-         CS 相
            【答案】     (1)2  CO2、SCN (或COS等)            2
  同。                -
            (2)NH2
  (2)H2O中共有3个原子和8个价电子,则与H2O分子互为等电子体的阴
          -
  离子为NH2  等。
考点79   晶体结构与性质

考法9   晶体类型的判断与熔、
 沸点的比较

考法10   晶胞结构的分析与计
 算
1.四种晶体
的比较
2.晶胞晶格能
(1)晶胞
①概念:描述晶体结构的基本单元。
②晶体中晶胞的排列——无隙并置。
a.无隙:相邻晶胞之间没有任何间隙。
b.并置:所有晶胞平行排列、取向相同。
(2)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,单位为kJ·mol-1。
②影响因素
a.离子所带电荷数:离子所带电荷数越多,晶格能越大。
b.离子的半径:离子的半径越小,晶格能越大。
③对离子晶体性质的影响
晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,且熔点越高,硬度越大。
3.常见的几种晶体
  (1) 原子晶体                  (2) 分子晶体


  (3) 离子晶体                  (4) 石墨晶体
3.常见的几种晶体
  (5) 常见金属晶体的原子堆积模型
 考法9     晶体类型的判断与熔、
  沸点的比较
1.晶体类型的判断
(1) 根据晶体的构成微粒和微粒间的相互作用

分子晶体——由分子通过分子间作用力形成的晶体

原子晶体——由原子通过共价键形成的晶体

离子晶体——由阴、阳离子通过离子键形成的晶体

金属晶体——由金属阳离子和自由电子通过它们之间

的较强作用形成的晶体
 考法9     晶体类型的判断与熔、沸点的比较

  1.晶体类型的判断
 (2)根据物质的分类判断
 ①金属氧化物、强碱和绝大多数的盐类是离子晶体。
 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、

 气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机
 物(除有机盐外)是分子晶体。
 ③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等;常
 见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。
 ④金属单质(注:汞在常温下为液体)与合金是金属晶体。
 考法9     晶体类型的判断与熔、沸点的比较
  2.晶体熔、沸点的比较
 (1) 不同晶体类型的物质:
 原子晶体   > 离子晶体    > 分子晶体;金属晶体的熔、沸点有的很高。
 (2) 同一晶体类型的物质:
 比较晶体内部粒子间作用力,           作用力越大,熔、沸点越高。
 同类晶体熔、沸点比较思路:
 原子晶体    → 共价键键能     → 键长  → 原子半径
 分子晶体    → 分子间作用力     →  相对分子质量
 离子晶体    → 离子键强弱     → 离子所带电荷数、离子半径
 (3) 常温常压下物质状态
 ① 熔点:固态物质      > 液态物质;
 ② 沸点:液态物质      > 气态物质。
  例8

(1)[课标Ⅰ理综2015·37题节选]CO能与金属Fe形成Fe(CO)5,该化
合物的熔点为253 K,沸点为376 K,其固体属于________晶体。
(2)[山东理综    2015·33 题节选]氟在自然界中常以         CaF2 的形式
存在。

下列有关    CaF2 的表述正确的是     ________。
a. Ca2+ 与 F- 间仅存在静电吸引作用

                  -
b. F-的离子半径小于     Cl ,则 CaF2 的熔点高于   CaCl2

c. 阴、阳离子比为     2∶1 的物质,均与CaF2     晶体构型相同

d. CaF2 中的化学键为离子键,因此        CaF2 在熔融状态下能导电
例8

  【解析】   (1)Fe(CO)5的熔、沸点较低,在常温下为液体,
  故其固体属于分子晶体。
               2+    -                 2+   -
  (2)CaF2  中 Ca  与  F 间存在离子键,即       Ca 与  F
  间存在静电作用,既包含静电吸引作用也包含静电排斥
  作用;F-  的离子半径小于      Cl- ,则 CaF  的晶格能大于
            【答案】(1) 分子        (2) 2bd
  CaCl2,故 CaF2 的熔点高于     CaCl2;晶体的结构与电荷
  比和半径比都有关,若半径比与           CaF2 相差较大,则晶
  体的结构可能不同;CaF2       在熔融状态下能电离出自由
  移动的阴、阳离子,故能导电。
 考法10     晶胞结构的分析与计算
 1.晶胞结构的分析
  (1) 判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时,要注意运
  用三维想象法。

  (2) 记住常见晶体如干冰、冰、金刚石、SiO2、石墨、CsCl、
  NaCl、K、Cu等的空间结构。
 考法10     晶体结构的分析与计算

 2.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
 (1)处于顶点的粒子,同时为8个晶胞所共有,每个粒子
 有1/8属于该晶胞。
 (2)处于棱上的粒子,同时为4个晶胞所共有,每个粒子
 有1/4属于该晶胞。
 (3)处于面上的粒子,同时为2个晶胞所共有,
 每个粒子有1/2属于该晶胞。
 【注意】(4)处于晶胞内部的粒子,则完全属于该晶胞。均摊法计算晶胞中微粒个数时,要注意晶胞的形状,不
 同形状的晶胞,先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有。
 考法10     晶体结构的分析与计算
 3.晶胞结构计算的思维方法

   晶胞结构的计算常常涉及以下数据:晶体密度、NA、M、
   晶胞体积、微粒间距离、微粒半径、夹角等,密度的表达
   式往往是列等式的依据。解决这类题,一是要掌握“均摊
   法”的计算原理,二是要有扎实的立体几何知识,三是要
   熟悉常见晶体的结构特征,并能融会贯通,举一反三。
   (1)晶胞的质量=晶胞占有的微粒质量=晶胞占有的微粒
   数×。
   (2)空间利用率=
 考法10     晶体结构的分析与计算
 3.晶胞结构计算的思维方法
(3)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱
长为a)
①面对角线长=a。
②体对角线长=      a。
③体心立方堆积中,4r=        a(r为原子半径)。
④面心立方堆积中,4r=        a(r为原子半径)。
(4)对于立方晶胞,可简化成以下公式进行各物理量的计算:
 3
a ×ρ×NA=n×M,a表示晶胞的棱长,ρ表示晶体的密度,NA
表示阿伏伽德罗常数的值,n表示1 mol晶胞中所含晶体的物质的
量,M表示晶体的摩尔质量。
 考法10     晶体结构的分析与计算
 3.晶胞结构计算的思维方法
①计算晶体密度的方法:ρ=


②计算晶体中微粒间距离的方法
   例9    (1)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。
回答下列问题:

①KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立方结构,边
长为a=0.446nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,如图甲所示。
K与O间的最短距离为_____ nm,与K紧邻的O个数为_____。


②在KIO3晶胞结构的另一种表示中,I处于各顶角位置,则K处于_____位置,O
处于位置。[课标Ⅰ理综2017·35题节选]
   例9    (2)MgO具有NaCl型结构(如图乙),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′=0.448 nm,则r(Mn2+)为_____ nm。
[课标Ⅲ理综2017·35(5)]
【解析】(1)①分析KIO3晶胞结构可知,位于顶角的K与位于相邻面心的O间的距
离最短,等于晶胞面对角线长度的一半,即K与O间的最短距离是面对角线的,
为×a=  ×0.446 nm≈0.315 nm;与K原子紧邻的O原子个数即为顶角周围面心
的个数,为12。②若将体心的位置(I的位置)设定为顶角,原本顶角的位置(K的位
置)变成了体心,面心的位置(O的位置)变成了棱心。因此K位于体心位置,O位于棱
心位置,如图。


(2)因为O2-是面心立方最密堆积方式,面对角线是O2-半径的4倍,即4r(O2-)=a,解得
r(O2-)=24×0.420 nm≈0.148 nm;MnO也属于NaCl型结构,根据晶胞的结构,2
[r(Mn2+)+r(O2-)]=a′,即2[r(Mn2+)+0.148 nm]=0.448 nm,所以r(Mn2+)=0.076 
nm。
【答案】
(1)①0.315  12    ②体心棱心
(2)0.148   0.076
后续更加精彩…
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