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1、物质结构与性质模块总复习,第一章原子结构的体系结构,物质的结构和性质考点:,（1）原子结构与性质认识原子核外电子的运动状态；了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示136号元素的原子及简单离子的核外电子排布。了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。,温故而知新,一、基态原子的核外电子排布,1、遵循原理泡利不相容原理; 能量最低原理（能级交错现象) ；洪特规则；,(1) Al: 1s2 2s22p6 3s13p2 (2) Cl: 1s2 2s22p6
2、3s23p5 (3) S: 1s2 2s22p6 3s33p3 (4) K: 1s2 2s22p6 3s23p63d1 (5) Ne: 1s2 2s22p6,练习1.判断下列原子的电子排布式是否正确；如不正确，说明它违反了什么原理？,能量最低原理,正确,泡利不相容原理,能量最低原理,正确,练一练,2.核外电子排布的表示方法,原子结构示意图电子排布式简化电子排布式价电子排布式（外围电子排布式）轨道表示式价电子轨道表示式练习2：写出27，35号元素的上述各式。,练习3,（1） 某元素原子3p上有2个未成对电子，试写出核外电子排布式， 价电子排布式 (2) 请写出第四周期中最外层电子数是1的元素的核
3、外电子排布式(3) 常见离子Cu2+ Fe2+ Fe3+ Mn2+ 等,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,3.,按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、d区、ds区、p区、f区。,原子核外电子排布的周期性变化,A、A族,A零族,B族,B、B族,镧系和锕系,ns1、ns2,ns2np16,(n1)d19ns2,(n1)d10ns12,（n2）f014ns2,各区元素特点：,活泼金属,大多为非金属,过渡元素,过渡元素,小结,过渡元素,C,D,练 习4,1、按电子的排布，可把周期表里的元素划分成5个区，以下元素属于p区的【 】 A.Fe B
4、.Mg C.P D.La,2、某元素原子价电子构型3d54s2，其应在【 】A.第四周期A族 B.第四周期B族C.第四周期A族 D.第四周期B族,1.已知一元素的价层电子结构为3d74s2，试确定其在周期表中的位置。,第四周期，族。,2.试确定32号元素在周期表中的位置。,第四周期，A族,3.判断处于第三周期，A族元素的电子排布式、原子序数。,Ne3s23p2，第14号元素,【巩固练习】,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kJmol-1。,1、概念：,2、意义：,比较原
5、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
6、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。,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,练习5,2. 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,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、金属性 6、非金属性,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,3排序题(由大到小)。(1)原子半径
7、：O、Na、S_(2)稳定性：H2O、H2S、PH3 _(3)离子半径：Na、Mg2、Al3 _(4)第一电离能：N、O、F、Ne _(5)电负性：S、Cl、K、Ca _(6)元素的金属性：Li、Na、K _(7)元素的非金属性：Si、P、S、Cl _(8)单质的氧化性：F2、Cl2、Br2 _(9)第一电离能：Li、Na、K _,4、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素，D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 (2
8、)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化学式。,O,Ca,Na,Cl,CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl,巩固练习,5.有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素，A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p电子数是s电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：(1)A是_，C是_，E是_。(2)由这五种元素组成的一种化合物是(写化学式）_。写出该物质的一种主要用途：_。(3)写出C元素基态原子的电子排布式：_。(4)用轨道表示式表示D元素原子的外围
9、电子排布为_。,例1.A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为 ；（2）B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为 ，C的元素符号为 ；（3）D元素的正三价离子的3d为半充满，D的元素符号为 ，其基态原子的电子排布式为 。（4）E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为 ，其基态原子的电子排布式为 。,【例2】W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填
10、充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物(1)W位于元素周期表第_周期第_族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)_(填“强”或“弱”)。(2)Y的基态原子核外电子排布式是_，Y的第一电离能比X的_(填“大”或“小”)。,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,（2）化学键与物质的性质理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成。了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征
11、，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质。了解共价键的主要类型键和键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对键和键之间相对强弱的比较不作要求）。了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的性质差异。,（3）分子间作用力与物质的性质知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别。知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。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。,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
12、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
13、，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，VI
14、IA）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,
15、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 10928 正四面体 CH4 C2H6 NH4+,中心原子上的价电子都用于形成共价键
16、,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,
17、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
18、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
19、； 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。,AE,BDF,E,AC,D,B,AC,BF,BF,ACDE,3,V形(或角形),sp3杂化,sp2杂化,正四面体,CCl4或SiCl4,166.021023个,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
20、,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
21、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,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
22、。,（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
23、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
24、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 N2C、熔点: N60 N2D、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
25、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：1/44=1 B：1/8 8=1 C：1 1=1A、B、C的个数比为：1：1：1化学式为：ABC,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+,
