《2013年高考化学 艺术生精品提分秘籍 专题十六 物质结构与性质（选修3）课件》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2013年高考化学 艺术生精品提分秘籍 专题十六 物质结构与性质（选修3）课件（84页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、专题十六,物质结构与性质（选修3）,1了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 3了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 5理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 6了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。,考纲解读,7了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 8理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 9
2、了解杂化轨道理论与常见的杂化轨道类型(sp1，sp2，sp3)。 10能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。 11了解化学键和分子间作用力的区别。 12了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。 13了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。,本讲为选考内容，选修物质结构与性质的考生较多， 各课标省市都把该选修内容定为选考内容，考理科综合的 试题，是一道综合填空题，单科考化学试题的省市选择题 、综合填空题同时出现。 近五年来，新课标地区对原子结构与性质考查6次。 对分子结构与性质考查10次。对晶体结构与性质考查1
3、2次。 综合填空题一般结合元素推断考查电子排布式、轨道 表达式、判断成键类型、分子构型及晶体结构和性质等； 选择题也是考查分子的成键特征、分子的构型、晶体结构 、原子结构、轨道的杂化方式、物质熔沸点比较等知识。,考点探究,该部分在高考中常与必修中所学有关知识联合考查，其主要考点 是原子结构；原子结构与元素的性质。这部分内容可以培养学生 探索物质及变化的兴趣，揭示微观世界的本质和规律，是高考中的 重点。共价键；分子的立体结构；分子的性质。其中共价键是一类重要的化学键，它使原子结合成可以独立存在的分子，共价键 是现代化学键理论的核心，分子的立体结构和分子之间的作用力也 是理解分子结构与性质关系的重
4、要内容。晶体常识：分子晶体与 原子晶体；金属晶体；离子晶体。它是原子结构和化学键知识的延 伸和提高，其中对四大晶体做了阐述，结合立体几何的知识，充分 认识和挖掘典型晶胞的结构，形象、直观地认识四种晶体，在2012 年高考中这些知识均有出现。 预测2013年高考仍将以元素周期表为基础，延续填空题的形式。 对结构知识进行系统考查。分值约814分。2013年试题难度可能 会适当加大，可能会在晶胞结构上进行加深，应予以关注。,一、构造原理 能量最低原理 1原子的诞生 (1)大爆炸宇宙学理论的要点 宇宙大爆炸诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 (2
5、)宇宙中的元素 宇宙中最丰富的元素是氢，其次是氦，地球上的元素大多数是金属，非金属(包括稀有气体)仅22种。 2能层与能级 (1)能层 多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为2n2。,基础知识梳理,3构造原理,(2)能级 多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。,随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。 【思考】 核外电子排布完全依
6、照电子层顺序排列吗？ 核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。 4能量最低原理、基态与激发态光谱 (1)能量最低原理 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。,(2)基态与激发态 原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。,(3)光谱 光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。,5电子云与原子轨道 (1)电子云 电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。黑点密的地方表示
7、电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。 (2)原子轨道 电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。,(3)泡利原理和洪特规则 泡利原理 条件：当电子在同一个轨道中排布时； 结论：1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 条件：当电子排布在同一能级的不同轨道时； 结论：总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。 基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。,二、原子结构与元素周期表、元素周期律 1元素周期表结构,2元素周期表的分区 按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区
8、，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括A、族元素、B族元素、B、B族元素、AA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。,【注意】 根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。 元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。,3.元素周期律 (1)原子半径,变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 (2)电离能 第一
9、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最低能量。第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。,规律 每周期：第一个元素的第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大。 同族元素：从上到下第一电离能变小。 同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大。 (3)电负性 含义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。,变化规律：在元素周期表中，从左到右
10、元素的电负性逐渐增大，从上到下元素的电负性逐渐减小。 应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (4)对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如Li 和Mg，Be和Al。 (5)元素周期律 概念 元素的性质随核电荷数递增呈现周期性变化。,三、分子的结构 1价层电子对互斥模型 它是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是分子的中心原子上孤对电子对与成键电子对之间的排斥力最小(注意：分子中的双键、三键等多重键要作为一对电
11、子看待)。这种理论把分子分为两类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，这种分子中，中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。如HCN的空间结构为直线形；另一类是中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)的分子，由于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。例如H2O的空间结构为V形。,实质 元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。,2.杂化轨道理论 (1)杂化与杂化轨道的概念 这是指在形成分子时由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，这种轨道重新组合的过程叫做杂化，形成的新轨道叫杂化轨道
12、。 (2)杂化的类型 除sp3杂化轨道外，还有sp杂化轨道和sp2杂化轨道。sp杂化轨道由1个s轨道和1个p轨道杂化而得；sp2杂化轨道由1个s轨道和2个p轨道杂化而得。,(3)几种常见分子的中心原子的杂化轨道类型：,3.配合物理论简介 定义：配合物是由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子(称为配体)和接受孤对电子或多个不定域电子的原子或离子(统称中心原子)按一定的组成和空间构型所形成的化合物。 配离子：Cu(NH3)42 Ag(CN)2 配合物：配盐：Cu(NH3)4SO4 Cu(H2O)4SO4H2O 配酸：H2PtCl6 配碱：Cu(NH3)4(OH)2 配合分子：Ni
13、(CO)4 Co(NH3)3Cl3 【注意】 (1)配合物和配离子的区别。 (2)配合物和复盐的区别。,四、分子的性质 1键的极性和分子的极性 一般说来，同种原子形成的共价键，电子对不偏移，是非极性键；由不同种原子形成的共价键，电子对发生偏移，是极性键。 分子的极性 (1)概念 极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。例：HCl、H2O、NH3等。 非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。例：Cl2、CO2、BF3、CCl4等。,(2)判断方法,2范德华力及其对物质性质的影响 范德华力：分子间普遍存在的作用力。 规律：结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大。范德华力越大，物质的熔沸点越高
14、。 3氢键及其对物质性质的影响 (1)氢键的概念：除范德华力外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一分子中电负性很强的原子之间的作用力。(不属于化学键)一般表示为XHY。,(2)氢键的类型 分子内氢键(不属于分子间作用力)。 分子间氢键(属于分子间作用力)。 (3)氢键键能大小：氢键介于范德华力和化学键之间，是一种较弱的作用力。 (4)分子间具有氢键的物质，其熔沸点会“反常”的高。 4溶解性 (1)影响物质溶解性的因素 影响固体溶解度的主要因素是温度。影响气体溶解度的主要因素是温度和压强。 (2)相似相溶规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶
15、于极性溶剂。,如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越大。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。 “相似相溶”还适用于分子结构的相似性。 (3)如果溶质与水发生化学反应可增大其溶解度。 5手性 (1)具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体(又称对映异构体、光学异构体)。含有手性异构体的分子叫做手性分子。 (2)判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做手性碳原子。,6无机含氧酸分子的酸性 (1)对于同一种元素的含氧酸来说，该
16、元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。原因：无机含氧酸可以写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，导致ROH中的O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H，即酸性越强。 (2)含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越强。 (3)同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，可根据非金属性强弱去比较。 同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱。 同一周期，从左向右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强。,五、化学键、电解质与晶体的关系 1化学键与晶体结构,2晶体类型与电解质的关系,六、晶体类型的判断方法 1依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断 离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；原子晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作
