三维设计高考化学二轮复习课件（广东、江苏专）：专题六 物质结构与性质.ppt

专题六物质结构与性质1.原子结构与元素的性质
(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(1～36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。2．化学键与物质的性质
(1)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。
(2)了解共价键的主要类型：σ键和π键，能用键能、
键长、键角等说明简单分子的某些性质。
(3)了解简单配合物的成键情况。(4)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。
(5)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。
(6)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，
sp2，sp3)，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。3．分子间作用力与物质的性质
(1)了解化学键和分子间作用力的区别。
(2)了解氢键的存在对物质的影响，能列举含有
氢键的物质。
(3)了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体
的结构粒子及粒子间作用力的区别。一、原子结构与元素的性质
1．基态原子的核外电子排布
(1)排布规律：(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(轨道表示式)：每个小框(或圆圈)代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子2．电离能
(1)同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离
能逐渐增大；但ⅡA族的元素大于ⅢA族元素，ⅤA族元素大于ⅥA族元素的电离能。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。
(2)如果某主族元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋
n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素＋2价～＋7价。3．电负性
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增大；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小。洪特通过光谱实验得出：能量相近的原子轨道在全充满、半充满和全空时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为[Ar]3d54s1，Cu原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。二、分子结构与性质
1．共价键2.等电子原理
(1)概念：原子总数相同，价电子数也相同的分子具有相似
的化学键特性，它们的许多性质是相近的。
(2)常见的等电子体：3．分子的立体结构
(1)价层电子对互斥理论：分子或离子(2)杂化轨道类型与分子构型：杂化轨道类型(3)键的极性和分子极性的关系：
类型类型通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。4．配合物理论
(1)配合物的组成：
①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、I－、SCN－等。
②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。
③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。
(2)常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、
[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3等。5．影响物质溶解度的因素
(1)相似相溶：
①极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。
(2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。
(3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。三、晶体结构与性质
1．晶体的基本类型与性质
2．立方晶胞中粒子数目的计算
3．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：
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、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。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。(5)金属晶体：
金