衡水中學高三化學一輪復習資料——原子、分子、晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)第一節(jié)——原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)考點一原子核外電子排布1．能層與能級(1)能層：根據(jù)多電子原子的核外電子的能量不同，可以將核外電子分成不同的能層。(2)能級：多電子原子的同一能層中電子能量也不同，又分為不同的能級：s、p、d、f……2．原子軌道——電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)eq\a\vs4\al(原,子,軌,道)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(軌道形狀\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(s電子的原子軌道呈球形對稱,p電子的原子軌道呈啞鈴形)),各能級上的原子軌道數(shù)目\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(s能級1個,p能級3個,d能級5個,f能級7個,……)),能量關(guān)系\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(1相同能層上原子軌道能量的高低：,ns＜np＜nd＜nf……,2形狀相同的原子軌道能量的高低：,1s＜2s＜3s＜4s……,3同一能層內(nèi)形狀相同而伸展,方向不同的原子軌道的能量相等，,如2px、2py、2pz軌道的能量相等))))3．基態(tài)原子核外電子排布的三個原理(1)能量最低原理：電子盡先占有能量低的軌道，然后依次進入能量較高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。即原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。構(gòu)造原理示意圖：(2)泡利原理一個原子軌道中，最多只能容納2個電子，并且這兩個電子的自旋狀態(tài)相反。如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。(3)洪特規(guī)則當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，并且自旋狀態(tài)相同。洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。4.基態(tài)原子、激發(fā)態(tài)原子和原子光譜(1)基態(tài)原子：處于最低能量的原子。(2)激發(fā)態(tài)原子：當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。(3)基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖考點闡釋：基態(tài)原子核外電子排布的表示方法(1)電子排布式：能直觀地反映核外電子的能層、能級和各能級上的電子數(shù)，但不能表示原子核的情況，也不能表示各個電子的運動狀態(tài)。(2)電子排布圖：能反映各軌道的能量的高低，各軌道上的電子分布情況及自旋方向。(3)價電子排布式：如Fe原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2，價電子排布式為3d64s2。價電子排布式能反映基態(tài)原子的能層數(shù)和參與成鍵的電子數(shù)以及最外層電子數(shù)。考點二原子結(jié)構(gòu)與元素周期表1．元素周期表的分區(qū)2．各區(qū)元素化學性質(zhì)及原子最外層電子排布特點分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點s區(qū)ⅠA、ⅡA族ns1～2除氫外都是活潑金屬元素；通常是最外層電子參與反應p區(qū)ⅢA～ⅦA族、0族ns2np1～6(除氦外)通常是最外層電子參與反應d區(qū)ⅢB～ⅦB族(除鑭系、錒系外)、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(Pd除外)d軌道可以不同程度地參與化學鍵的形成ds區(qū)ⅠB、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金屬元素f區(qū)鑭系、錒系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2鑭系元素化學性質(zhì)相近，錒系元素化學性質(zhì)相近考點三原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì)1．原子半徑(1)eq\a\vs4\al(影響,因素)eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大,核電荷數(shù)：能層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，原子,半徑越小))(2)變化規(guī)律元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減??；同主族元素從上到下，原子半徑逐漸增大。2．電離能(1)含義第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號I1，單位kJ·mol－1。(2)規(guī)律①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢(但同周期的ⅡA族大于ⅢA族，ⅤA族大于ⅥA族)。②同族元素：從上至下第一電離能逐漸變小。③同種原子：逐級電離能越來越大(即I1<I2<I3…)。3．電負性(1)含義：不同元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。(2)標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體元素未計)。(3)變化規(guī)律①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性，又有非金屬性。②在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。(4)應用考點闡釋：電離能的應用(1)判斷元素金屬性的強弱：電離能越小，金屬原子越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。(2)判斷元素的化合價：如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n。(3)判斷核外電子的分層排布情況：多電子原子中，元素的各級電離能逐級增大，當電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。第一節(jié)——分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)考點一共價鍵1．共價鍵(1)共價鍵的本質(zhì)與特征共價鍵的本質(zhì)是原子之間形成共用電子對；方向性和飽和性是共價鍵的特征。(2)共價鍵種類(3)鍵參數(shù)①概念②鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。2．配位鍵與配合物(1)配位鍵由一個原子提供一對電子與另一個接受電子(有空軌道)的原子形成的共價鍵。(2)配位鍵的表示方法如：A→B：A表示提供孤電子對的原子，B表示接受共用電子對的原子。(3)配位化合物的組成如硫酸四氨合銅，化學式為[Cu(NH3)4]SO4，稱為配位化合物(簡稱配合物)，Cu2＋有空軌道為中心離子，NH3有孤電子對為配體，配位鍵的數(shù)目為4，配位數(shù)為4，表示為。(4)配位化合物的形成條件eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(\a\vs4\al(配位體有,孤電子對)\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(中性分子：如H2O、NH3和CO等。,離子：如F－、Cl－、CN－等)),中心原子有空軌道：如H＋、Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等))3．等電子原理原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近，稱為等電子原理，可用來判斷一些分子的構(gòu)型?？键c闡釋：判斷共價鍵類型的方法1．σ鍵與π鍵的判斷(1)由軌道重疊方式判斷“頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵。(2)由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式可以快速有效地判斷共價鍵的種類及數(shù)目。共價單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵，三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。(3)由成鍵軌道類型判斷s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。2．極性鍵與非極性鍵的判斷看形成共價鍵的兩原子，不同種元素的原子之間形成的是極性共價鍵，同種元素的原子之間形成的是非極性共價鍵。考點二分子的立體構(gòu)型1．價層電子對互斥理論(1)理論要點①價層電子對在空間上彼此相距最遠時，排斥力最小，體系的能量最低。②孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。(2)用價層電子對互斥理論推測分子的立體構(gòu)型的關(guān)鍵是判斷分子中的中心原子上的價層電子對數(shù)。其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是1個與中心原子結(jié)合的原子提供的價電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。(3)價層電子對互斥模型與分子立體構(gòu)型的關(guān)系電子對數(shù)成鍵對數(shù)微電子對數(shù)電子對立體構(gòu)型分子立體構(gòu)型實例鍵角220直線形直線形BeCl2180°330三角形平面正三角形 BF3120°21V形SnBr2105°440四面體形正四面體形 CH4109°28′31三角錐形NH3107°22V形 H2O105°2.雜化軌道理論(1)雜化軌道概念：在外界條件的影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合的過程叫原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道，叫雜化原子軌道，簡稱雜化軌道。(2)雜化軌道的類型與分子立體構(gòu)型的關(guān)系雜化類型雜化軌道數(shù)目雜化軌道間夾角分子立體構(gòu)型實例sp2180°直線形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28′正四面體形 CH4(3)由雜化軌道數(shù)判斷中心原子的雜化類型雜化軌道用來形成σ鍵和容納孤電子對，所以有公式：雜化軌道數(shù)＝中心原子的孤電子對數(shù)＋中心原子的σ鍵個數(shù)。考點闡釋：價層電子對互斥理論推測簡單分子(ABn型)、離子(ABeq\o\al(m±,)n型)空間構(gòu)型的思路、方法eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(確定價層電子對數(shù)\o(→,\s\up11(價層電子對盡可能遠離),\s\do4(均分空間))價層電子對,空間構(gòu)型,確定孤電子對數(shù)\o(→,\s\up17(孤電子對的排斥作用較強),\s\do15(孤電子對與成鍵電子對盡可能遠離))變形,后的空間構(gòu)型,))eq\o(→,\s\up11(去掉孤電子對),\s\do4(所占空間))分子(離子)的空間構(gòu)型考點三分子間作用力與分子的性質(zhì)1．分子間作用力(1)概念物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力，稱為分子間作用力。(2)分類分子間作用力最常見的是范德華力和氫鍵。(3)強弱范德華力＜氫鍵＜化學鍵。(4)范德華力一般來說，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對分子質(zhì)量的增大，范德華力逐漸增大。范德華力主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、硬度等物理性質(zhì)。范德華力越大，物質(zhì)的熔點、沸點越高，硬度越大。(5)氫鍵①形成已經(jīng)與電負性很大的原子形成共價鍵的氫原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個電負性很大的原子之間的作用力，稱為氫鍵。②表示方法A—H…B—(A、B是電負性很大的原子，一般為N、O、F三種元素；A、B可以相同，也可以不同。)③特征具有一定的方向性和飽和性。④分類氫鍵包括分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵兩種。⑤分子間氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。2．分子的性質(zhì)(1)鍵的極性與分子極性分子的極性由共價鍵的極性和分子的立體構(gòu)型兩方面共同決定：(2)分子的溶解性①“相似相溶”的規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。②隨著溶質(zhì)分子中憎水基個數(shù)的增大，溶質(zhì)在水中的溶解度減小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。(3)分子的手性①手性異構(gòu)(對映異構(gòu))：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如：(4)無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸的通式可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，酸性越強，如酸性：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。考點闡釋：分子有無極性的判斷方法(1)方法一(2)方法二非極性分子、極性分子的判斷，首先看鍵是否有極性，然后再看各鍵的空間排列狀況。鍵無極性，分子必無極性(O3除外)；鍵有極性，各鍵空間排列對稱，使鍵的極性相互抵消，分子無極性；鍵有極性，各鍵空間排列不對稱，不能使鍵的極性相互抵消，分子有極性。第三節(jié)——晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)考點一晶體的常識1．晶體與非晶體晶體非晶體結(jié)構(gòu)特征結(jié)構(gòu)微粒周期性有序排列結(jié)構(gòu)微粒無序排列性質(zhì)特征自范性有無熔點固定不固定異同表現(xiàn)各向異性 各向同性兩者區(qū)別方法間接方法看是否有固定的熔點科學方法對固體進行X射線衍射實驗2.得到晶體的途徑(1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。(2)氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。(3)溶質(zhì)從溶液中析出。3．晶胞(1)概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。(2)晶體中晶胞的排列——無隙并置。①無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。②并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。(3)形狀：一般而言晶胞都是平行六面體?？键c闡釋：晶胞中粒子數(shù)目的計算(1)如圖：(2)當晶胞為六棱柱時，其頂點上的粒子被6個晶胞共用，每個粒子屬于該晶胞的部分為eq\f(1,6)，而不是eq\f(1,8)。(3)若1個晶胞中含有x個微粒，則1mol晶胞中含有xmol微粒，其質(zhì)量為xMg(M為微粒的相對“分子”質(zhì)量)；1個晶胞的質(zhì)量為ρa3g(a3為晶胞的體積)，則1mol晶胞的質(zhì)量為ρa3NAg，因此有xM＝ρa3NA?？键c二晶體的組成和性質(zhì)1．四種晶體類型比較分子晶體原子晶體金屬晶體 離子晶體構(gòu)成粒子分子原子金屬離子、自由電子 陽離子、陰離子粒子間的相互作用力分子間作用力(某些含氫鍵)共價鍵金屬鍵離子鍵硬度較小很大有的很大，有的很小較大熔、沸點較低很高有的很高，有的很低較高溶解性相似相溶難溶于任何溶劑常見溶劑難溶大多易溶于水等極性溶劑導電性、傳熱性一般不導電，溶于水后有的導電 一般不具有導電性 電和熱的良導體晶體不導電，水溶液或熔融態(tài)導電物質(zhì)類別及舉例部分非金屬單質(zhì)、所有非金屬氫化物、幾乎所有的酸、部分非金屬氧化物(SiO2除外)、絕大多數(shù)有機物的晶體(有機鹽除外)部分非金屬單質(zhì)(如金剛石、硅、晶體硼)，部分非金屬化合物(如SiC、SiO2)金屬單質(zhì)與合金(如Na、Al、Fe、青銅) 金屬氧化物(如K2O、Na2O)、強堿(如KOH、NaOH)、絕大部分鹽(如NaCl)2.離子晶體的晶格能(1)定義氣態(tài)離子形成1摩離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：kJ·mol－1。(2)影響因素①離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。②離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。(3)與離子晶體性質(zhì)的關(guān)系晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度越大考點闡釋：晶體熔、沸點高低的判斷方法(1)不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。(2)同種晶體類型熔、沸點的高低①原子晶體eq\x(\a\al(原子半,徑越小))→eq\x(\a\al(鍵長,越短))→eq\x(\a\al(鍵能,越大))→eq\x(\a\al(熔沸,點越高))②離子晶體a．一般地說，陰、陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高。b．衡量離子晶體穩(wěn)定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，熔點越高，硬度越大。③分子晶體a．分子間作用力越大，熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體熔、沸點反常地高。b．組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高。c．組成和結(jié)構(gòu)不相似的分子晶體(相對分子質(zhì)量接近)，分子的極性越大，熔、沸點越高。d．同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>CH3CHCH3CH2CH3＞CH3CCH3CH3CH3。④金屬晶體a．金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，金屬鍵越強，金屬熔、沸點越高，如熔、沸點：Na＜Mg＜Al。