[课件]物质结构与性质(选考)VIP免费

物质结构与性质(选考)常考问题•考查形式•选考大题(填空题形式)•考向曝光原子结构与性质是选考大题，主要有以下出题方向：•1．核外电子排布式及核外电子轨道表示式的书写。•2．晶体类型和化学键类型的判断。•3．物质熔沸点高低的比较及解释有关生活中的化学问题。•4．电离能和电负性大小的比较及其应用。•5．杂化轨道类型及分子空间构型的判断。•6．晶胞的结构与推算。•预计今后高考仍会延用当前的考查形式与命题方式，以新颖的情境，考查基本的应用。•知识必记•1．基态原子的核外电子排布•(1)排布规律•①能量最低原理：原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：________________________________。•②泡利原理：每个原子轨道上最多容纳2个自旋状态______的原子。•③洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2不同洪特规则特例：能量相同的轨道处于全充满、半充满或全空的状态时原子是比较稳定的。如Cr：1s22s22p63s23p63d44s2×Cr：1s22s22p63s23p63d54s1√Cu：1s22s22p63s23p63d94s2×Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√(2)表示形式①电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。如K：1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。②电子排布图，每个小框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子：•2．元素第一电离能的周期性变化•(1)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现______的趋势，稀有气体元素的第一电离能______，碱金属元素的第一电离能______。•(2)同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐________。•(3)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。增大最大最小减小•3．元素原子电负性的周期性变化•元素原子的电负性越大，原子吸引键合电子的能力越强。同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐______；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐______。增大减小•4．共价键•(1)分类•①•②配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A―→B。单键、双键和三键(2)键参数键能键长键角•5．分子的立体结构•(1)价层电子对互斥理论•几种分子或离子的立体构型分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数分子或离子的立体构型名称CO202直线形SO213V形H2O24V形BF303平面三角形CH404正四面体形04正四面体形NH314三角锥形NH＋4•(2)杂化轨道理论（常见杂化轨道类型与分子构型规律）杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp1个s轨道，1个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp21个s轨道，2个p轨道平面三角形BF3、BCl3、HCHOsp31个s轨道，3个p轨道等性杂化正四面体CH4、CCl4、不等性杂化具体情况不同NH3(三角锥形)H2S、H2O(V形)NH＋4•6.晶体熔、沸点高低的比较•(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律•原子晶体____离子晶体____分子晶体。•金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。•(2)原子晶体•由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石____碳化硅____硅。＞＞＞＞•(3)离子晶体•一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO____MgCl2____NaCl____CsCl。•(4)分子晶体•①分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。•如H2O____H2Te____H2Se____H2S。＞＞＞＞＞＞•②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4____GeH4____SiH4____CH4。•③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO____N2，•CH3OH____CH3CH3。•(5)金属晶体•金...