《600分考點(diǎn) 700分考法（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第29章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《600分考點(diǎn) 700分考法（A版）2019版高考化學(xué)總復(fù)習(xí) 第29章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)課件.ppt（63頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、第29 章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì),考法1 粒子核外電子排布的表示方法 考法2 電離能的比較與應(yīng)用 考法3 元素電負(fù)性的大小比較,考點(diǎn)77 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),1.能層、能級與原子軌道,（1）能層(n),原子核外的電子分為不同的能層。離核越遠(yuǎn)，能量越高。,（2）能級,任一能層的能級總是從s能級開始，而且能層的能級數(shù)等于該能層的序數(shù)。,不同能層中同一能級，能層序數(shù)越大，能量越高；同一能層中，各能級之間的能量高低：spdf； 能層和形狀相同的原子軌道的能量相等，如2px=2py=2pz。,原子軌道,(1) 能量最低原理 原子的核外電子排布遵循的構(gòu)造原理使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。隨著原子核電荷數(shù)的遞增，絕大

2、多數(shù)元素的原子核外電子排布將遵1s2s2p3s3p 4s3d4p5s4d5p6s。即ns(n2)f(n1)dnp。 (2) 泡利（不相容）原理 每個原子軌道最多只能容納2個電子,且它們的自旋狀態(tài)相反。 洪特規(guī)則 當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同。 在等價軌道上的電子排布處于全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，具有較低的能量和較強(qiáng)的穩(wěn)定性。,2核外電子排布規(guī)律,(1) 第一電離能 含義 ：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叫作第一電離能，符號為 I ，單位為 kJm

3、ol-1。 意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去1個電子的難易程度。 規(guī)律 a.同周期，從左到右，第一電離能呈現(xiàn)逐漸增大的變化趨勢。 b.同族元素，從上到下，第一電離能逐漸減小。 c.同種原子，逐級電離能越來越大( I1 I2 I3)。,3原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì),(2) 電負(fù)性 含義 ：電負(fù)性用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 標(biāo)準(zhǔn)：以氟的電負(fù)性為4.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未計)。 變化規(guī)律：一般來說，周期表從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大，周期表從上到下，元素的電負(fù)性逐漸變小。,3原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì),1基態(tài)原子的核外電子排布式,考法1粒子核外電子

4、排布的表示方法,(1) 簡單原子的核外電子排布式,(2) 復(fù)雜原子的核外電子排布式,(3) 部分原子的核外電子排布式的特殊性,(4) 基態(tài)原子外圍電子排布式（價電子）的書寫,【注意】?？疾榈暮送怆娮优挪际降臅鴮?Cr：Ar3d54s1 Cu：Ar3d104s1 Fe：Ar3d64s2 Mn：Ar3d54s2 Fe3+：Ar3d5 Cu2+：Ar3d4,2 基態(tài)離子核外電子排布式的書寫 (1) 先正確書寫基態(tài)原子的核外電子排布式。 (2) 再由外到內(nèi)失電子。,3核外電子排布圖（軌道表示式） 用方框表示原子軌道，用“”或“”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情

5、況書寫。,考法1粒子核外電子排布的表示方法,高考題匯編(1)我國科學(xué)家最近成功合成了世界上首個五氮陰離子鹽 (N5)6(H3O)3(NH4)4Cl。氮原子價電子的軌道表達(dá)式(電子排布圖)為_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (2)研究發(fā)現(xiàn)，在CO2低壓合成甲醇反應(yīng)(CO2+3H2=CH3OH+H2O)中，Co氧化物負(fù)載的Mn氧化物納米粒子催化劑具有高活性，顯示出良好的應(yīng)用前景。Co基態(tài)原子核外電子排布式為_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選,例1,【解析】(1)N原子位于第二周期第A族，價電子是最外層電子，則其價電子排布式為2s22p3，所以其價電子排布圖為 。 (2)Co是27號元素，位于元素周期表中

6、第四周期第族，其基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2。,【答案】(1) (2)1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2,1第一電離能的比較 同周期元素從左往右，第一電離能呈增大的趨勢，注意第A族與第A族、第A族與第A族的反常，即同周期從左往右第一電離能大小的關(guān)系為A A A A A A A。,考法2電離能的比較與應(yīng)用,【注意】第IIA族和第VA族元素原子最外層p軌道處于全空、半充滿狀態(tài)，為穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能相對較大。,2電離能的應(yīng)用 同一元素逐級電離能的變化體現(xiàn)了核外電子排布,若電離能 大幅度突變,則失去該電子后為穩(wěn)定結(jié)構(gòu),

7、若 ,則元素通常 顯+1價,為第A 族元素；若 ,則元素通常顯+2價,為第 A 族元素。,考法2電離能的比較與應(yīng)用,1利用周期表判斷比較 在元素周期表中，從左到右，元素的電負(fù)性逐漸變大，從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，如電負(fù)性：C Cl Br I。 2利用化合價及物質(zhì)類別比較 應(yīng)用化合價及物質(zhì)類別比較元素電負(fù)性，如 O 與 Cl 的電負(fù)性比較： HClO 中 Cl顯1價、O顯-2 價，可知 O 的電負(fù)性大于Cl； Al2O3 是離子化合物、AlCl3 是共價化合物，可知 O 的電負(fù)性大于Cl。,考法3元素電負(fù)性的大小比較,高考題匯編(1)元素的基態(tài)氣態(tài)原子 得到一個電子形成氣態(tài)負(fù)一價離子時所放

8、出的能 量稱作第一電子親和能(E1)。第二周期部分元素 的E1變化趨勢如圖所示，其中除氮元素外，其他 元素的E1自左而右依次增大的原因是_；氮元 素的E1呈現(xiàn)異常的原因是_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (2)元素Mn與O中，第一電離能較大的是_，基態(tài)原子核外未成對電子數(shù)較多的是_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (3)四種元素(F、K、Fe、Ni)中電負(fù)性最大的是_。課標(biāo)理綜201337題節(jié)選,例2,(1)同周期元素，從左到右非金屬性逐漸增強(qiáng)，原子核對電子的束縛能力增大，除氮原子外，其他原子得電子能力依次增強(qiáng)，得電子后形成的陰離子穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)，所以根據(jù)第一電子親和能的定義可知同周期元素的第一電子

9、親和能自左向右依次增大；N的2p能級上有3個電子，處于半充滿的穩(wěn)定狀態(tài)，得電子能力相對較弱，因此其第一電子親和能較同周期相鄰元素要小。 （2）同周期元素從左向右，元素的第一電離能呈增大趨勢，故Mn的第一電離能小于Se， 同主族元素從上到下，元素的第一電離能逐漸減小，故Se的第一電離能小于O， 則第一電離能：MnO。O基態(tài)原子的價電子排布式為2s22p4，所以其核外未成對電子數(shù)是2，而Mn基態(tài)原子的價電子排布式為3d54s2，所以其核外未成對電子數(shù)是5，故核外未成對電子數(shù) 較多的是Mn。 （3）同周期從左到右，元素的電負(fù)性逐漸增大，同主族從上到下，元素的電負(fù)性逐漸減小，由此可知，四種元素中電負(fù)性

10、最大的是F。,例2,考法4 共價鍵的類型與分子的極性 考法5 原子雜化軌道類型與分子空間構(gòu)型的判斷 考法6 配位鍵與配位化合物的特點(diǎn) 考法7 微粒間作用力都物質(zhì)性質(zhì)的影響 考法8 等電子原理的應(yīng)用,考點(diǎn)78 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì),(1) 定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。,1.共價鍵,(2) 分類,鍵的形成,鍵的形成,1.共價鍵,2分子的極性,(1) 極性分子：正電中心和負(fù)電中心不重合的分子。 (2) 非極性分子：正電中心和負(fù)電中心重合的分子。,鍵能 、鍵長 、鍵角 鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。,(3) 鍵參數(shù),鍵的形成,鍵的形成,(1) 雜化軌道理論 概念 在外界條件的影響下，原子內(nèi)

11、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，簡稱為雜化軌道。 分類,3分子的立體結(jié)構(gòu),(2) 價層電子對互斥理論 特點(diǎn) 價層電子對在球面上彼此相距最遠(yuǎn)時，排斥力最小，體系的能量最低。孤電子對的排斥力較大。 價層電子對互斥模型,3分子的立體結(jié)構(gòu),金屬離子(或原子)與某些分子或離子(成為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱配合物。,4配位鍵與配位化合物,(1) 配位鍵,定義 ：成鍵的兩個原子一方提供孤電子對，一方提供空軌道而形成的共價鍵為配位鍵。 表示：配位鍵可以用 AB 表示，A表示提供孤電子對的原子，即電子對給予體；B表示接受

12、孤電子對的原子，即電子對接受體。 形成條件：中心離子(絕大多數(shù)為過渡金屬離子)有空軌道，而配位體(主要是第A、A、A 族元素)能提供孤電子對。,(2) 配位化合物,5等電子原理,(1) 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(xué)鍵特征， 使它們的許多性質(zhì)(物理性質(zhì))相近，此原理稱為等電子原理。 (2) 等電子原理的應(yīng)用 利用等電子原理可以判斷一些微粒的結(jié)構(gòu)及空間構(gòu)型。 等電子原理在制造新材料等方面也有重要的應(yīng)用。如晶體硅、鍺是良好的半導(dǎo)體材料，它們的等電子體磷化鋁(AlP)、砷化鎵(GaAs)也都是良好的半導(dǎo)體材料。,6.氫鍵,(1)形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價鍵的氫

13、原子(該氫原子幾乎為裸露的質(zhì)子)與另一個分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱為氫鍵。 (2)表示方法：AHB。 注意：A、B為電負(fù)性很強(qiáng)的原子，一般為N、O、F三種元素的原子；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(diǎn)升高，對電離和溶解度等產(chǎn)生影響。,.7大鍵,(1)含義：在多原子分子中，如有相互平行的p軌道，兩個原子的軌道(p軌道)從垂直于成鍵原子的核間連線的方向接近，發(fā)生電子云重疊而成鍵，p電子在多個原子間運(yùn)動形成型化學(xué)鍵，這種不局限在兩個原子之間的鍵

14、稱為離域鍵，或共軛大鍵，簡稱大鍵。 (2)形成條件: 原子共平面;原子都提供平行的軌道;提供的電子總數(shù)小于軌道數(shù)的2倍；是3個或3個以上原子形成的鍵。,.7大鍵,(3)實(shí)例： 苯(C6H6)分子中C原子sp2雜化后，剩余的1個沒有參與雜化的p軌道互相平行，軌道中各有1個電子，所以形成了6原子6電子的大鍵。苯的大鍵平均分布在六個碳原子上，所以苯分子中每個碳碳鍵的鍵長和鍵能是相等的。 (4)表示方法: 分子中的大鍵可用符號 表示，其中m代表參與形成大鍵的原子數(shù)，n代表參與形成大鍵的電子數(shù)，如苯分子中的大鍵可表示為 。,1.共價鍵類型的判斷 (1) 鍵和 鍵的判斷 通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式，可以快速有效地判

15、斷鍵的種類及數(shù)目；共價單鍵全為鍵，雙鍵中有一個鍵和一個鍵，三鍵中有一個鍵和兩個鍵。一般情況下鍵比鍵穩(wěn)定。 (2) 極性鍵和非極性鍵的判斷 看共價鍵是否由同種元素的原子構(gòu)成，若為同種元素原子構(gòu)成的 AA 型，則為非極性鍵；若為不同種元素原子構(gòu)成的 AB 型，則為極性鍵。,考法4共價鍵的類型與分子的極性,2鍵的極性與分子極性的關(guān)系,考法4共價鍵的類型與分子的極性,課標(biāo)理綜201735題節(jié)選我國科學(xué)家最近成功合成了世界上首個五氮陰離子鹽(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。經(jīng)X射線衍射測得化合物R的晶體結(jié)構(gòu)，其局部結(jié)構(gòu)如圖所示。 (1)從結(jié)構(gòu)角度分析，R中兩種陽離子的相同之處為_， 不

16、同之處為_。(填序號) A.中心原子的雜化軌道類型 B.中心原子的價層電子對數(shù) C.立體結(jié)構(gòu) D.共價鍵類型,例3,(2)R中陰離子 中的鍵總數(shù)為。分子中的大鍵可用符號 表示，其中m代表參與形成的大鍵原子數(shù)，n代表參與形成的大鍵電子數(shù)(如苯分子中的大鍵可表示為 ，則 中的大鍵應(yīng)表示為_。 (3)圖中虛線代表氫鍵，其表示式為(NH4+)NHCl、_、_。,例3,【解析】(1)R中的兩種陽離子分別為NH4+和H3O+，NH4+的中心原子是N，中心N原子形成4個鍵，沒有孤電子對，價層電子對數(shù)為4，故其雜化軌道類型為sp3，NH4+的空間構(gòu)型為正四面體形； H3O+的中心原子是O，中心O原子形成3個鍵

17、，孤電子對數(shù)為1，價層電子對數(shù)為4，故其雜化軌道類型為sp3， H3O+的空間構(gòu)型為三角錐形； NH4+和H3O+中共價鍵類型都是極性共價鍵，故R中兩種陽離子的相同之處為A、B、D項，不同之處為C項。 (2)根據(jù)化合物R的局部結(jié)構(gòu)圖可知 中鍵總數(shù)為5；根據(jù)信息，每個N原子有且只有1個p軌道與 環(huán)平面垂直，1個p軌道中有1個電子，從外界得到的1個電子也進(jìn)入與 環(huán)平面垂直的p軌道形成的鍵中，因此電子總數(shù)為151=6，所以大鍵可表示為 。 (3)由圖可知，H3O+中的1個氫原子與 中的1個N原子形成氫鍵，NH4+中的1個氫原子與 中的1個N原子形成氫鍵，則還含有(NH4+)NHN( )和(H3O+)

18、OHN( )。,【答案】(1)ABDC (2) 5 (3 (H3O+)OHN( ) (NH4+)NHN( ),1原子雜化軌道類型的判斷 (1) 根據(jù) 鍵數(shù)目判斷 (2) 根據(jù)雜化軌道數(shù)判定 2分子空間構(gòu)型的判斷 根據(jù)中心原子的雜化軌道類型判斷價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對的空間構(gòu)型，不包括孤電子對。當(dāng)中心原子無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致；當(dāng)中心原子有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。,考法5原子雜化軌道類型與分子空間構(gòu)型的判斷,高考題匯編 (1)X射線衍射測定等發(fā)現(xiàn)，I3AsF6中存在 離子。 離子的幾何構(gòu)型為_，中心原子的雜化形式為_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選 (2)C

19、O2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為_和_。 在CO2低壓合成甲醇反應(yīng)(CO2+3H2 CH3OH+H2O)所涉及的4種物質(zhì)中，沸點(diǎn)從高到低的順序?yàn)開，原因是_。 硝酸錳是制備上述反應(yīng)催化劑的原料，Mn(NO3)2中的化學(xué)鍵除了鍵外，還存在_。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選,例4,【解析】（1） 的中心I原子形成2個II鍵,孤電子對數(shù)為(7-1-21)=2,即中心I原子形成2個鍵,還有2對孤電子對,故中心I原子采取sp3雜化, 的幾何構(gòu)型為V形。 (2)根據(jù)價層電子對互斥理論，CO2和CH3OH的中心C原子分別屬于“2（成鍵電子對數(shù)）+0（孤電子對數(shù)）”型和“4+0”型，中心C原子的價層電

20、子對數(shù)分別為2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的雜化形式分別為sp和sp3。 H2O、CH3OH、CO2、H2這4種物質(zhì)中，常溫下水和甲醇是液體，而二氧化碳和氫氣是氣體，液體的沸點(diǎn)高于氣體；水分子中有2個氫原子都可形成分子間氫鍵，而甲醇分子中只有1個羥基上的氫原子可用于形成分子間氫鍵，所以水的沸點(diǎn)高于甲醇的沸點(diǎn)；二氧化碳的相對分子質(zhì)量比氫氣大，所以二氧化碳的分子間作用力較大，沸點(diǎn)較高。 硝酸錳是離子化合物，硝酸根和錳離子之間形成離子鍵，硝酸根(NO3-)中還存在NO鍵，則存在鍵。,例4,【答案】(1)V形sp3 (2)sp sp3 H2OCH3OHCO2H2 H2O與CH3OH均為極性

21、分子，H2O中氫鍵比甲醇多；CO2與H2均為非極性分子，CO2相對分子質(zhì)量較大、范德華力較大 離子鍵和鍵,1配位鍵的特點(diǎn) 配位鍵是一類特殊的共價鍵，共用電子對由成鍵原子單方面提供。 H+沒有電子，只有空軌道，H2O分子中的O原子、NH3分子中的N原子都具有孤電子對，所以能通過配位鍵形成H3O+、NH4+，配位鍵與其他的化學(xué)鍵完全等同，鍵能、鍵長都完全相同。,考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn),2配位化合物的結(jié)構(gòu)特點(diǎn) 中心離子與配體構(gòu)成了配合物的內(nèi)配位層(或稱為內(nèi)界)，以配位鍵相結(jié)合，在一定程度上喪失了Cu2+和NH3各自獨(dú)立時的化學(xué)性質(zhì)，通常把它們放在中括號內(nèi)，SO42-稱為外配位層(或稱為外界)

22、。內(nèi)、外界之間通過離子鍵結(jié)合，配合物在水中全部電離。,考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn),3.配位化合物的形成條件,考法6配位鍵與配位化合物的特點(diǎn),高考題匯編（1）硫酸鎳溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4藍(lán)色溶液。在Ni(NH3)62+中Ni2+與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱為_，提供孤電子對的成鍵原子是_。課標(biāo)II理綜201637題節(jié)選 （2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學(xué)鍵的類型有_；該化合物中存在一個復(fù)雜離子，該離子的化學(xué)式為_，配體是_。課標(biāo)II理綜201337題節(jié)選,【解析】（1）在Ni(NH3)62+中Ni2+提供空軌道，NH3中N原子提供孤電子對，Ni2+

23、與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱為配位鍵。 （2）K+、Fe3+、F-三種離子組成的化合物K3FeF6，其中化學(xué)鍵的類型有離子鍵、配位鍵；該化合物中存在復(fù)雜離子FeF63-，配體是F-。,【答案】（1）配位鍵 N （2）離子鍵、配位鍵 FeF63- F-,例5,1范德華力對物質(zhì)性質(zhì)的影響 (1) 范德華力主要影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、硬度等物理性質(zhì)。 (2) 分子間氫鍵可使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，并對在水溶液中的電離和溶解性 等產(chǎn)生影響。,考法7微粒間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響,1增強(qiáng)物質(zhì)的溶解性 2使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高 3對酸性的影響 由于鄰羥基苯甲醛形成了分子內(nèi)氫鍵，使酸性：,1. 氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響,【特別

24、提示】分子間的氫鍵比分子內(nèi)氫鍵對物質(zhì)熔沸點(diǎn)的影響大。,考法7微粒間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響,考法7微粒間作用力對物質(zhì)性質(zhì)的影響,2微粒間作用力的判斷 (1) 離子晶體中存在離子鍵，可能存在共價鍵。 (2) 原子晶體中只存在共價鍵。 (3) 分子晶體中，分子之間存在分子間作用力，分子內(nèi)部可能存在共價鍵。 (4) 只有電負(fù)性強(qiáng)的N、O、F三元素的原子與氫原子形成氫鍵。 (5) 強(qiáng)度關(guān)系：共價鍵 氫鍵 范德華力。,高考題匯編(1) 江蘇化學(xué)201321題節(jié)選氧元素的氫化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于 H2S，其原因是_。 (2)福建理綜 201331 題節(jié)選已知苯酚( )具有弱酸性，其Ka=1.11

25、0-10；水楊酸第一級電離形成的離子 能形成分子內(nèi)氫鍵。據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù) Ka2 (水楊酸)_ (填“”或“”) Ka(苯酚)，其原因是_。 高的原因是_。,例6,【解析】(1) H2O 在乙醇中的溶解度大于 H2S，是因?yàn)樗肿优c乙醇分子之間可形成氫鍵。 (2) 氧的電負(fù)性較大，則 中形成分子內(nèi)氫鍵，即 OHO(-COO- 中雙鍵氧與羥基氫之間存在氫鍵)，其大小介于化學(xué)鍵和范德華力之間，使其更難電離出 H+，則水楊酸第二級電離常數(shù)小于苯酚的電離常數(shù)。,【答案】 (1) 水分子與乙醇分子之間形成氫鍵 (2) -COO- 與 OH 形成分子內(nèi)氫鍵，使其更難電離出 H+,例6,1等

26、電子體的判斷方法 (1) 同主族變換 (2) 左右移位 2等電子原理的應(yīng)用 (1)利用等電子原理可以判斷一些簡單分子或離子的立體構(gòu)型。 (2)常見的等電子體匯總,考法8等電子原理的應(yīng)用,高考題匯編（1）寫出兩個與CS2具有相同空間構(gòu)型和鍵合形式的分子或離子：_。課標(biāo)I理綜201537題節(jié)選 （2）與H2O分子互為等電子體的陰離子為 _。江蘇化學(xué)201621題節(jié)選,【答案】 (1) CO2、SCN-（或COS等） （2）NH2-,【解析】（1）等電子體的空間構(gòu)型和鍵合形式相同，原子總數(shù)和價電子總數(shù)分別相等的微粒互為等電子體。CS2中共有3個原子核16個價電子，根據(jù)等電子原理可知，CO2、SCN-

27、和COS等的空間構(gòu)型和鍵合形式與CS2相同。 （2）H2O中共有3個原子和8個價電子，則與H2O分子互為等電子體的陰離子為NH2-等。,例7,考法9 晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較 考法10 晶胞結(jié)構(gòu)的分析與計算,考點(diǎn)79 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì),1.四種晶體的比較,(1)晶胞 概念：描述晶體結(jié)構(gòu)的基本單元。 晶體中晶胞的排列無隙并置。 a.無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。 b.并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (2)晶格能 定義：氣態(tài)離子形成1摩爾離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位為kJmol-1。 影響因素 a.離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。 b.離子的半徑：離子的半徑越小，

28、晶格能越大。 對離子晶體性質(zhì)的影響 晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點(diǎn)越高，硬度越大。,2晶胞晶格能,(1) 原子晶體,3常見的幾種晶體,(2) 分子晶體,(3) 離子晶體,(4) 石墨晶體,(5) 常見金屬晶體的原子堆積模型,3常見的幾種晶體,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較,1.晶體類型的判斷,(1) 根據(jù)晶體的構(gòu)成微粒和微粒間的相互作用,分子晶體由分子通過分子間作用力形成的晶體 原子晶體由原子通過共價鍵形成的晶體 離子晶體由陰、陽離子通過離子鍵形成的晶體 金屬晶體由金屬陽離子和自由電子通過它們之間的較強(qiáng)作用形成的晶體,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較,1.晶體類型的判斷,（

29、2）根據(jù)物質(zhì)的分類判斷,金屬氧化物、強(qiáng)堿和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。 大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外)、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、酸、絕大多數(shù)有機(jī)物(除有機(jī)鹽外)是分子晶體。 常見的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。 金屬單質(zhì)(注：汞在常溫下為液體)與合金是金屬晶體。,(2) 同一晶體類型的物質(zhì)： 比較晶體內(nèi)部粒子間作用力， 作用力越大，熔、沸點(diǎn)越高。,考法9晶體類型的判斷與熔、沸點(diǎn)的比較,2.晶體熔、沸點(diǎn)的比較,(1) 不同晶體類型的物質(zhì)： 原子晶體 離子晶體 分子晶體；金屬晶體的熔、沸點(diǎn)有的很高。,

30、同類晶體熔、沸點(diǎn)比較思路： 原子晶體 共價鍵鍵能 鍵長 原子半徑 分子晶體 分子間作用力 相對分子質(zhì)量 離子晶體 離子鍵強(qiáng)弱 離子所帶電荷數(shù)、離子半徑,(3) 常溫常壓下物質(zhì)狀態(tài), 熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì) 液態(tài)物質(zhì)； 沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì) 氣態(tài)物質(zhì)。,(1)課標(biāo)理綜201537題節(jié)選CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5，該化合物的熔點(diǎn)為253 K，沸點(diǎn)為376 K，其固體屬于_晶體。 (2)山東理綜 201533 題節(jié)選氟在自然界中常以 CaF2 的形式存在。 下列有關(guān) CaF2 的表述正確的是 _。 a. Ca2+ 與 F- 間僅存在靜電吸引作用 b. F-的離子半徑小于 Cl-，則 CaF2 的熔點(diǎn)高于

31、CaCl2 c. 陰、陽離子比為 21 的物質(zhì)，均與CaF2 晶體構(gòu)型相同 d. CaF2 中的化學(xué)鍵為離子鍵，因此 CaF2 在熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電,例8,【解析】 (1)Fe(CO)5的熔、沸點(diǎn)較低，在常溫下為液體，故其固體屬于分子晶體。 （2）CaF2 中 Ca2+ 與 F- 間存在離子鍵，即 Ca2+與 F- 間存在靜電作用，既包含靜電吸引作用也包含靜電排斥作用；F- 的離子半徑小于 Cl- ，則 CaF2 的晶格能大于CaCl2，故 CaF2 的熔點(diǎn)高于 CaCl2；晶體的結(jié)構(gòu)與電荷比和半徑比都有關(guān)，若半徑比與 CaF2 相差較大，則晶體的結(jié)構(gòu)可能不同；CaF2 在熔融狀態(tài)下能電離出自由

32、移動的陰、陽離子，故能導(dǎo)電。,【答案】(1) 分子 (2) bd,例8,考法10晶胞結(jié)構(gòu)的分析與計算,1.晶胞結(jié)構(gòu)的分析,(1) 判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時，要注意運(yùn)用三維想象法。 (2) 記住常見晶體如干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空間結(jié)構(gòu)。,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計算,2.晶胞中微粒數(shù)目的計算方法均攤法,(1)處于頂點(diǎn)的粒子，同時為8個晶胞所共有，每個粒子有1/8屬于該晶胞。 (2)處于棱上的粒子，同時為4個晶胞所共有，每個粒子有1/4屬于該晶胞。 (3)處于面上的粒子，同時為2個晶胞所共有， 每個粒子有1/2屬于該晶胞。 (4)處于晶胞內(nèi)

33、部的粒子，則完全屬于該晶胞。,【注意】均攤法計算晶胞中微粒個數(shù)時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有。,3.晶胞結(jié)構(gòu)計算的思維方法,晶胞結(jié)構(gòu)的計算常常涉及以下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶胞體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達(dá)式往往是列等式的依據(jù)。解決這類題，一是要掌握“均攤法”的計算原理，二是要有扎實(shí)的立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結(jié)構(gòu)特征，并能融會貫通，舉一反三。 (1)晶胞的質(zhì)量晶胞占有的微粒質(zhì)量晶胞占有的微粒數(shù)。 (2)空間利用率,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計算,3.晶胞結(jié)構(gòu)計算的思維方法,(3)金屬晶體中體心立方堆積、面心立方堆積中

34、的幾組公式(設(shè)棱長為a) 面對角線長a。 體對角線長 a。 體心立方堆積中，4r a(r為原子半徑)。 面心立方堆積中，4r a(r為原子半徑)。 (4)對于立方晶胞，可簡化成以下公式進(jìn)行各物理量的計算：a3NAnM，a表示晶胞的棱長，表示晶體的密度，NA 表示阿伏伽德羅常數(shù)的值，n表示1 mol晶胞中所含晶體的物質(zhì)的量，M表示晶體的摩爾質(zhì)量。,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計算,3.晶胞結(jié)構(gòu)計算的思維方法,計算晶體密度的方法： 計算晶體中微粒間距離的方法,考法10晶體結(jié)構(gòu)的分析與計算,(1)鉀和碘的相關(guān)化合物在化工、醫(yī)藥、材料等領(lǐng)域有著廣泛的應(yīng)用?；卮鹣铝袉栴}： KIO3晶體是一種性能良好的非線性

35、光學(xué)材料，具有鈣鈦礦型的立方結(jié)構(gòu)，邊長為a=0.446nm，晶胞中K、I、O分別處于頂角、體心、面心位置，如圖甲所示。K與O間的最短距離為_ nm，與K緊鄰的O個數(shù)為_。 在KIO3晶胞結(jié)構(gòu)的另一種表示中，I處于各頂角位置，則K處于_位置，O處于位置。課標(biāo)理綜201735題節(jié)選,例9,(2)MgO具有NaCl型結(jié)構(gòu)(如圖乙),其中陰離子采用面心立方最密堆積方式,X射線衍射實(shí)驗(yàn)測得MgO的晶胞參數(shù)為a=0.420nm,則r(O2-)為_ nm。MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu),晶胞參數(shù)為a=0.448 nm,則r(Mn2+)為_ nm。 課標(biāo)理綜201735(5),例9,【解析】(1)分析KIO3晶胞

36、結(jié)構(gòu)可知，位于頂角的K與位于相鄰面心的O間的距離最短，等于晶胞面對角線長度的一半，即K與O間的最短距離是面對角線的，為a 0.446 nm0.315 nm；與K原子緊鄰的O原子個數(shù)即為頂角周圍面心的個數(shù)，為12。若將體心的位置(I的位置)設(shè)定為頂角,原本頂角的位置(K的位置)變成了體心,面心的位置(O的位置)變成了棱心。因此K位于體心位置,O位于棱心位置，如圖。 (2)因?yàn)镺2-是面心立方最密堆積方式,面對角線是O2-半徑的4倍,即4r(O2-)=a,解得r(O2-)=240.420 nm0.148 nm;MnO也屬于NaCl型結(jié)構(gòu),根據(jù)晶胞的結(jié)構(gòu),2r(Mn2+)+r(O2-)=a,即2r(Mn2+)+0.148 nm=0.448 nm,所以r(Mn2+)=0.076 nm。,【答案】 (1)0.315 12 體心棱心 (2)0.148 0.076,后續(xù)更加精彩,