2020年高考化学考前必记 精华09 物质结构与性质

精华09  物质结构与性质 一、基态原子的核外电子排布1．排布规律(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占有能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。2．表示方法(1)电子排布式按电子排入各电子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，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S：。二、元素的电离能和电负性1． 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。【温馨提醒】同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、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。(3)元素电离能的应用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In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。2． 元素的电负性(1)元素电负性的周期性变化元素的电负性：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。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。(2)三、分子构型1． 分子构型与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，形成分子的空间形状不同。杂化类型杂化轨道数目杂化轨道夹角空间构型实例sp2180°直线形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28′正四面体形CH42．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220直线形直线形BeCl2330三角形三角形BF321V形SnBr2440四面体四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O3．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断(1)中心原子价层电子对数===σ键电子对数＋孤电子对数(2)      【温馨提醒】①配位原子是指中心原子以外的其它原子 (即与中心原子结合的原子)；          ②若是离子，则应加上或减去与离子所带的电荷数 (阴加阳减)；③氧、硫原子若为配位原子，则其化合价规定为"零”，若为中心原子，则价电子数为6。(3)价层电子对互斥理论判断分子空间构型的具体方法 价层电子对数目电子对排布方式电子对的空间构型(VSEPR模型)孤电子对数分子的立体结构常见实例2直线形0直线形CO21直线形 3平面正三角形0正三角形BF31V形SO22直线形 4空间正四面体0正四面体CH41三角锥NH32V形H2O四、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键配合物中σ键的算法配位键是一种特殊的共价键1mol Ni(CO)4中含___molσ键1个CO中含有4个σ键，外加4个配位键，也属于σ键，总共8个σ键五、等电子体的确定(1)等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+。(2)等电子体原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们结构相似，物理性质相近，但化学性质不相同，此原理称为等电子体原理(3)常见的等电子体及空间构型等电子类型常见等电子体空间构形2原子10电子N2、CN－、C、CO、NO＋直线形2原子14电子F2、O、Cl2直线形3原子16电子CO2、N2O、CNO－、N、NO、SCN－、HgCl2、BeCl2(g)直线形3原子18电子O3、SO2、NOV形4原子8电子NH3、PH3、CH、H3O＋三角锥形4原子24电子SO3(g)、CO、NO、PO、BF3平面三角形4原子26电子SO、ClO、BrO、IO、XeO3三角锥形5原子8电子CH4、SiH4、NH、PH、BH正四面体形5原子32电子CCl4、SiF4、SiO、SO、ClO、PO、CF4正四面体形七原子48电子SF6、PF6-、SiF62―、AlF63―正八面体(4)等电子体的寻找方法：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互为等电子体，根据等电子体定义，寻找等电子体的常用方法就是换原子①技巧一(竖换——同族替换)换同族原子(同族原子价电子数相同)以寻找NH3的等电子体为例NH3PH3、AsH3②方法二(横换——左右移位)换相邻族的原子，这时价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等以寻找CO的等电子体为例COCN—，CN—C22—CON2六、配位键和配合物1．配位键(一种特殊的共价键)(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为孤电子对(2)配位键的形成：成键的两个原子或离子一方提供孤电子对，一方提供空轨道而形成的共价键。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键(3)成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用(4)配位键的表示方法：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。即：，如：NH可表示为(5)成键条件：其中一个原子提供孤对电子，另一原子提供空轨道2．配合物                                                           (1)中心原子：提供空轨道接受孤对电子的原子叫中心原子。中心原子一般是带正电荷的金属离子(此时又叫中心离子)，过渡元素最常见如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋(2)配位体：含有并提供孤电子对的分子或离子，即电子对的给予体。常见的配位体：H2O、NH3、SCN—、CO、N2、X—、OH—、CN—       (3)配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子(4)配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+(5)配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2(6)配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷数的代数和(7)内界和外界：配合物分为内界和外界，期中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42—，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2++SO42—，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH33．配位键的强弱：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定七、晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。 A.NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)     B.干冰(含4个CO2)       C.CaF2(含4个Ca2＋，8个F－)     D.金刚石(含8个C)              E.体心立方(含2个原子)         F.面心立方(含4个原子)八、晶体计算类型归纳1．常见原子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析金刚石原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′(2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化(3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子(4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键(5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)SiO2(1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si(2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2(3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用(4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子(5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键(6)密度＝  (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构(2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝；ρ(AlN)＝  (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)(3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d2．常见分子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析干冰(1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个(3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)白磷(1)面心立方最密堆积(2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)冰(1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接(2)每个水分子实际拥有两个“氢键”(3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键【温馨提醒】(1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子；(2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体。3．常见离子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析NaCl(1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－  (2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每个Cl－同时强烈吸引6个Na+(3)在NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为6、6(4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个(5)密度＝  (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)CsCl(1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－(2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8(3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个(4)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)ZnS(1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋(2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4(3)密度＝CaF2(1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－(2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4(3)密度＝离子晶体的配位数离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数影响离子晶体配位数的因素 (1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl(2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同4．常见金属晶体结构分析(1)金属晶体的四种堆积模型分析堆积模型简单立方堆积体心立方堆积 (钾型)面心立方最密堆积(铜型)六方最密堆积(镁型)晶胞  代表金属PoNa  K  FeCu  Ag  AuMg  Zn  Ti配位数681212晶胞占有的原子数1246或2原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系a＝2ra＝4ra＝4r—— (2)金属晶胞中原子空间利用率计算：①简单立方堆积：如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3，空间利用率＝×100%＝×100%＝≈52%。②体心立方堆积：如图所示，原子的半径为r，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%＝≈68%。③面心立方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3,1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74%。④六方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r×r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74%   (3)晶体密度的计算公式推导过程：若1个晶胞中含有x个微粒，则晶胞的物质的量为：n＝＝mol ，晶胞的质量为：m＝n·M＝g；密度为：ρ＝。