《物质结构与性质》模块复习.ppt

物质结构与性质 模块总复习,第一章原子结构的体系结构,温故而知新,一、基态原子的核外电子排布,1、泡利不相容原理;2、能量最低原理（能级交错现象) ；3、洪特规则；,核外电子排布与元素周期表,1、核外电子排布与周期的划分,2、核外电子排布与族的划分,要求：会书写元素核外电子排布式,1、第三周期中某元素原子的 未成对电子数为2，试写出 核外电子排布式 (2)价电子排布式,练一练,2、请写出第四周期中最外层 电子数是2的元素的核外电子 排布式,二、元素性质1：电离能及其变化规律,通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。气态原子或离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位为kJ·mol-1。,1、概念：,2、意义：,比较原子失电子能力相对强弱； 由电离能的突跃式变化判断元素的化合价；,3、变化规律,同一周期从左到右，元素的第一电离能递增；同一主族，自上而下，元素的第一电离能递减。 特例?,二、元素性质2：电负性及其变化规律,1、概念：,2、意义：,3、变化规律,元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度，用来表示当两个原子在形成化学键时吸引电子能力的相对强弱。,用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素活泼性如何。通常电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于2的元素，大部分是非金属元素。 判断化合物中元素化合价的正负：,同一周期从左到右，元素的电负性递增；同一主族，自上而下，元素的电负性递减。,金属元素电负性越小，金属元素越活泼。,电负性大的元素易呈现负价。,三、理解元素周期律的实质,元素的性质： 1、原子半径 2、化合价 3、电离能 4、电负性 5、氧化性 6、还原性,元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性。,同周期、同主族元素性质变化的相似性和递变规律,1、将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列 K Na Li B C Be N Na Al S P,Li Na K,N C Be B,P S Al Na,课堂练习,判断依据：1、一般情况下，原子半径越大， 第一电离能越小。,2、反常情况，考虑价电子排布。,2. 下列各元素原子排列中，其 电负性减小顺序正确的是（ ） A、KNaLi B、FOS C 、AsPN D、 CNO,B,课堂练习,物质微粒间的相互作用,强烈,微弱,化学键,分子间作用力,离子键,共价键,配位键,金属键,类型,键参数,键、键,极性键、非极性键,键能,键长,键角,非极性分子,极性分子,分子立体构型,范德华力,氢键,物质的物理性质,某些物质的物理性质,键能,键长,键角,判断分子的稳定性,确定分子在空间的几何构型,反应热= 所有反应物键能总和所有生成物键能总和,（放出能量）,（吸收能量）,（一）共价键的本质： 当成建原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电子密度增加，体系的能量降低。,键： 1、类型：ss 键；sp 键；pp 键。 2、特征：轴对称（以形成化学键的两原子核的连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变） 3、重叠方式：“头碰头”式,四、各类化学键,键： 1、特征：镜像对称（每个键的电子云由两块组成，分别位于由两原子核构成平面的两侧，如果以它们之间包含原子核的平面为镜面，它们互为镜像） 2、重叠方式：“肩并肩”式 3、一般规律：共价键单键是键；共价双键中有一个键，另一个是键；共价三键有一个键和两个键组成。,等电子原理： 原子总数相同、价电子总数相等的分子，具有相似的性质。如：CO和N 2,空间构型相同,（二）离子键,1、离子键形成的原因 2、离子键的实质 3、离子键的特征,一般认为，当成键原子所属元素的电负性差值大于1.7时，原子之间才有可能形成离子键,阴、阳离子相互接近到一定程度，当静电作用中同时存在的引力和斥力达到平衡时，体系的能量最低，形成稳定的离子化合物。,没有方向性、没有饱和性,离子半径越小，所带的电荷数越多，则形成的离子键就越强。,阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键 叫做离子键。,活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属 元素（VIA，VIIA）之间的化合物。,活泼的金属元素和酸根离子形成的盐,铵盐子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。,（三）配位键,1、概念： 2、形成条件 3、常存在配位键的物质,是一种特殊的共价键。成键两原子间的共用电子对由一个原子单独提供而形成的。,一个原子有孤对电子，另一个原子有接受孤对电子的“空轨道”。,配合物,（1）中心原子 （2）配位体 （3）配位数 （4）配离子的电荷数,（四）金属键,1、金属键及其实质,在金属阳离子和“自由电子”之间存在的强烈的相互作用，叫做金属键。本质上也是一种电性作用。,2、金属键的性质,没有饱和性和方向性；金属键中的电子在整个三维空间运动，属于整块金属。,3、金属键与金属性质,4、影响金属键的因素,一般而言，金属元素的原子半径越小、单位体积内自由电子的数目越大，金属键就越强。,5、金属键的意义,金属键越强，金属晶体的硬度越大，熔、沸点越高。,五、极性分子和非极性分子的判断方法,分子的极性对物质的熔点、沸点、溶解性的影响： 1、分子极性越大，熔点、沸点越高。 2、相似相溶原理。,六、轨道杂化理论,1、杂化 2、杂化过程 3、杂化轨道的类型,杂化类型 杂化轨道间 空间构型 实例 的夹角 sp 180° 直线 BeCl2 C2H2 sp2 120° 平面三角形 BF3 C2H4 C6H6 sp3 109°28 正四面体 CH4 C2H6 NH4+,中心原子上的价电子都用于形成共价键,2、另一类是中心原子上有孤对电子的分子，中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。,七、价电子对互斥模型,对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子）分子的价电子对数n可以通过下式确定：,中心原子价电子数等于中心原子最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供电子计算,七、价电子对互斥模型,2、另一类是中心原子上有孤对电子的分子，中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。,电子对数 成键 孤对 分子空间构型 范例 对数 电子数 3 2 1 V 型 SO2 4 3 1 三角锥型 NH3 4 2 2 V 型 H2O,形形色色的分子,1、三原子分子的立体结构有直线型和V形两种。,2、四原子分子的立体结构多数为平面三角形和三角锥形两种。,3、五原子分子的立体结构最常见的是正四面体形,直线型：,CO2 CS2 HCN BeCl2 HgCl2,V型：,H2O H2S SO2 O3 NO2-,平面三角形：,BF3 BCl3 CO32- CH2O,三角锥形：,NH3 PH3 NCl3 PCl3 H3O+ SO32- ClO3-,CH4 SiH4 CCl4 SiF4 SiCl4 NH4+ SO42- ClO4- BF4-,八、分子间作用力与物质性质的关系,1、与物质熔沸点的关系,（1）气体分子能够凝结为液体和固体，是分子间作用力作用的结果。 分子间引力越大，则越不易汽化，所以沸点越高，汽化热越大。固体熔化为液体时也要部分地克服分子间引力，所以分子间引力较大者，熔点较高，熔化热较大。 （2）稀有气体和一些简单的对称分子以及同系物的熔沸点都随相对分子质量增大而升高，当然也是分子间作用力增大的结果； （3）同分异构体中，支链越少，分子间作用力越大，沸点越高。,2、氢键,1、概念： 2、表示形式： 3、形成条件： 4、类型： 5、对物质性质的影响：,熔、沸点、电离和溶解度,分子间作用力的范围、特征和影响因素,1、分子间作用力范围很小，分子充分接近（固体或液 体）时才有相互间的作用。,2、特征：没有方向性和饱和性；比化学键弱得多； 主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物 理性质。,3、影响因素： （1）分子大小 （2）分子空间构型 （3）分子中电荷分布是否均匀,规律：一般说来，组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高。,稀有气体：单原子分子,晶体类型判断方法： 1、化学键类型 2、元素、微粒种类 3、晶体熔、沸点高低,共价键 （空间网状）,得 失电子,离子键,共价键,共用电子对,晶体,分子间作用力,（金属阳离子、自由电子）,金属键,C Si B SiO2 SiC,（分子间作用力）,南通市第一中学 张小平 226001,九、晶体、微粒、化学键,四种晶体的比较,阴、阳离子,原子,分子,金属阳离子、自由电子,离子键,共价键,分子间作用力,金属键,四种晶体的比较,一定有离子键，可能有共价键,含有极性键或非极性键,含有共价键或不含任何化学键,金属键,离子键,共价键,分子间作用力,金属键,含化学键情况,熔化需克服的作用,四种晶体的比较,不导电,导电,固体导电情况,熔化时导电情况,除半导体外不导电,不导电,导电,除半导体外不导电,不导电,导电,熔、沸点的比较,不同类型：,原子晶体离子晶体分子晶体,同种类型：,微粒间的作用越强，熔沸点越高,原子晶体：,原子半径越小，共价键越强， 熔沸点越高,离子晶体：,离子电荷数越多，离子半径越小，离子键 越强，熔沸点越高,金属晶体：,金属阳离子电荷数越多，离子半径越小，金属键越强，熔沸点越高,一般而言：,熔、沸点的比较,分子晶体：（一般来说） A、式量越大，熔沸点越高 B、式量相同： 1、分子极性越大，熔沸点越高 如：CO N2 2、支链越多，熔沸点越低 如：正戊烷异戊烷新戊烷 3、芳香族化合物：邻间对位化合物,四种晶体熔沸点的比较练习,常见晶体的微观结构,（1）NaCl晶体,（1）钠离子和氯离子的位置：,（1）钠离子和氯离子位于立方体的顶角上，并交错排列。（2）钠离子：体心和棱中点；氯离子：面心和顶点，或者反之。,（2）每个晶胞含钠离子、氯离子的个数,计算方法： 顶点占1/8；棱占1/4；面心占1/2；体心占1,氯离子： 钠离子：,（3）与Na+等距离且最近的Na+ 、Cl- 各有几个？,与Na+等距离且最近的Na+ 有：12个 与Na+等距离且最近的Cl- 有：6个,常见晶体的微观结构,（2）CsCl晶体,（1）铯离子和氯离子的位置：,铯离子：体心 氯离子：顶点；或者反之。,（2）每个晶胞含铯离子、氯离子的个数,铯离子：1个 ；氯离子：1个,（3）与铯离子等距离且最近的铯离子、氯离子各有几个？,铯离子：6个 ；氯离子：8个,常见晶体的微观结构,（3）干冰晶体,（1）二氧化碳分子的位置：,二氧化碳分子位于：体心和棱中点（面心和顶点）,（2）每个晶胞含二氧化碳分子的个数,二氧化碳分子的个数： 4 个,（3）与每个二氧化碳分子等距离且最近的二氧化 碳分子有几个？,12个,（4）金刚石（硅）与石墨,构型,键角、键长,正四面体、空间网状原子晶体,平面正六边形、层状混合晶体,109 o 28,120 o,（4）金刚石（硅）与石墨,最小碳环,C-C 键与C原子的个数比,六元环(不同面),六元环（同面）,2 ：1,3 ：2,（4）金刚石（硅）与石墨,熔点,硬度,金刚石 石墨,金刚石石墨,（5）二氧化硅晶体,思考： 1、硅原子与跟它相连的4个氧原子的关系 2、硅原子与它周围4个硅原子的关系 3、Si-O键与Si原子的个数比为多少？,课堂练习,练习1：下列说法中正确的是（ ） A、离子晶体一定含有离子键，分子晶体一定含有共价键 B、NaCl、HCl、SiO2 的晶体中都不存在单个分子 C、HCl 和 乙醇晶体溶于水时克服微粒间作用力的类型相同 D、HCl 和 乙醇晶体熔化时克服微粒间作用力的类型相同,D,课堂练习,练习2：据报道，科研人员应用电子计算机模拟出类似C60的物质N60, 试推测出该物质不可能具有的性质是（ ） A、N60难溶于水 B、稳定性:N60 N2 C、熔点: N60 N2 D、它属于原子晶体,D,课堂练习,练习3：下列说法中错误的是（ ） A、12克石墨中含有1.5 mol C-C键 B、60克二氧化硅中含有4mol Si-O键 C、氯化钠晶体中，每个氯离子周围等距离且最近的氯离子有12个 D、在石墨晶体中，每个最小环平均含有6个碳原子,D,课堂练习,练习4：某晶体的晶胞结构如图，试确定其化学式,A：1/4×4=1 B：1/8 ×8=1 C：1 ×1=1 A、B、C的个数比为：1：1：1 化学式为：ABC,完,课堂练习,练习5：晶体硼的基本结构单元是由硼原子组成的正二十面体，其中有20个等边三角形的面和一定数目的顶点，每个顶点各有一个硼原子，则此基本结构单元是由（ ）个硼原子构成的，其中B-B键的键角为（ ），共含有（ ）个B-B键。,12,60o,30,比较原子和离子半径大小的规律,1、同一种元素的微粒看核外电子数， 核外电子数越多，微粒半径越大。如： 阴离子半径原子半径，r(Cl) r(Cl) 阳离子半径原子半径，r(Na) r(Na) 低价阳离子半径高价阳离子半径， r(Fe 2) r (Fe 3),2、不同元素的微粒半径大小比较,（1）同周期的元素原子半径（稀有气体除外），随着原子序数增大而减小。,（2）同主族的元素原子（或离子）半径，随着电子层数增大而增大。,（3）电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，微粒半径越小。,S2-Cl-K+Ca2+ N3-O2-F-Na+Mg2+Al3+,综合应用,例1、C60晶体结构如左图：它是由正五边形和正六边形构成的足球状空心结构，共有32个面。 （1）求共有几条棱？ （2）求正五边形、正六边形分 别有几个？,90条棱 正五边形：12个 正六边形: 20个,综合应用,例2 (1)NiO晶体结构与NaCl相同，设NiO的摩尔质量M g/mol,密度为g/mL,阿伏加德罗常数为NA,求晶胞中两个距离最近的氧离子中心间的距离为多少cm?,解题思路： （1）每个晶胞中含NiO的个数（2）一个晶胞的质量（3）一个晶胞的体积（4）晶胞的边长（5）晶胞中任一个面对角线长度的一半,综合应用,(2)天然的和大部分人工制备的晶体都存在各种缺陷，例如在某种NiO晶体中就存在以下缺陷：一个Ni2+空缺，另有两个Ni2+被两个Ni3+所取代。其结果晶体仍呈电中性，但化合物中Ni和O的比值却发生了变化。某氧化镍样品组成为Ni0.97O,试计算该晶体中Ni3+与Ni2+的离子数之比。,参考答案： Ni3+ ：Ni2+6 ：91,