《物质结构与性质》教学案

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1、导学案二十五 物质结构与性质分析预测: 物质结构与性质的内容较抽象,为选修内容,可用来组建题目的素材不多,复习时应以基础知识的理解为主.预计在该部分内容中出现的热点有: 1构造原理、能量最低原理、电子排布式、轨道表示式及电负性的概念等,而且很可能会把原子结构与元素周期律的内容结合在一起考查; 2 对分子空间构型的考查,包括分子极性、手性分子等概念;3 有关晶体知识的考查仍以晶体结构的分析、晶体类型对物质性质的影响、同种类型晶体因内部质点间作用力对物质性质的影响以及有关晶体的简单计算为主热点一 原子结构与元素的性质例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

2、个未成对电子,次外层有2个电子,其元素符号为 N (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 Cl ,C的元素符号为 K (3) D元素的正三价离子的3d轨道为半充满,D的元素符号为 Fe ,其基态原子的电子排布式为 Ar3d64s2 (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 Cu ; 其基态原子的电子排布式为 Ar3d104s1 例2 在元素周期表中,一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6,与其同周期的A、B、C、D四种元素,它们的原子最外层电子数依次为2、2、1、7. 其中A、C两元素原子的

3、次外层电子数为8, B、D两元素原子的次外层电子数为18,E、D两元素处于同族.且在该族元素中,E的气态氢化物的沸点最高. 请回答下列问题:(1) B元素在周期表中的位置是 第四周期B族 (2) E的气态氢化物在同族元素中沸点最高的原因是 E的气态氢化物分子间含有氢键,破坏它需要较高的能量,所以熔沸点较高 (3) A、C两元素第一电离能 Ca K (填元素符号)(4) B元素能形成多种配合物.元素之间形成配合物的条件是: 一方是能够提供孤电子对的原子,另一方是 具有能够接受孤电子对的空轨道原子.总结: 1 基态原子的核外电子排布(1) 核外电子排布原则: 能量最低原理; 泡利不相容原理; 洪特

4、规则.(2) 原子核外电子排布的表示: 电子排布式; 轨道表示式.注意: 能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)半充满(如p3和d5)和全空(如P0和d0)状态时,体系的能量较低,原子较稳定,如Cr:Ar3d54s1; Cu: Ar3d104s1 当出现d轨道时,虽然电子按ns,(n-1)d,np顺序填充,但在书写电子排布式时,仍把(n-1)d放在ns前.能级顺序: ns(n-2)f(n-1)dAl, PS (2) 电负性: 反映元素原子得电子能力和性质.元素的电负性越大,原子吸引电子的能力越强 电负性与元素金属性和非金属性的关系.一般情况下,电负性数值大的元素非金属性较强,在化合物中吸

5、引电子的能力强,在化合物中显负价;电负性数值小的元素非金属性较弱(金属性较强),在化合物中吸引电子的能力弱,在化合物中显正价.变题1 现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表:元素编号元素性质或原子结构T单质能与水剧烈反应,所得溶液呈弱酸性XL层p电子数比s电子数多2个Y第三周期元素的简单离子中半径最小ZL层有3个未成对电子+828 (1) 写出元素X的离子结构示意图 写出元素Z的气态氢化物的电子式: NH3的电子式 (用元素符号表示) (2) 写出Y元素最高价氧化物对应的水化物的电离方程式: H+ + AlO2- + H2OAl(OH)3Al3+ +3OH- (3) 元素T与氯元素相比,非金

6、属性较强的是 F (用元素符号表示),下列表述中能证明这一事实的是 c (填序号) a 常温下氯气的颜色比T单质的颜色深 b T的单质通入氯化钠水溶液不能置换出氯气 c 氯与T形成的化合物中氯元素呈正价态 (4) 探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一.T、X、Y、Z四种元素的单质中化学性质明显不同于三种单质的是 Al , 理由 具有金属性 变题2 根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位: kJ/mol),回答下列问题:元素代号I1I2I3I4Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U4203

7、10044005900 (1) 在周期表中,最可能处于同一族的是 E A Q与R B S与T C T与U D R与T E R与U (2) 下列离子的氧化性最弱的是 D (氧化性最弱,即其对应的电离能最小) A S2+ B R2+ C T3+ D U+ (3) 下列元素中,化学性质和物理性质最像Q元素的是 C A 硼 B 铍 C 氦 D 氢 (4) T元素最可能是 p 区元素,其氯化物的化学式为 TCl3 (T容易失去3个电子) (5) 每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况,这一事实从一个侧面说明: 电子分层排布,各能层能量不同 如果U元素是短周期的元素,你估计它的第二次电离能飞跃数

8、据将是第 10 个 解析: 若U为短周期元素,据表中数据第一次电离能飞跃是失去第2个电子,可推知U在A族,则第二次电离能飞跃是在失去第10个电子时发生的 (6) 如果R、S、T是同周期的三种主族元素,则它们的原子序数由小到大的顺序是 RSOSiK(用元素符号表示)总结: 1 化学键 (1) 从本质、成键条件和特征三个方面比较离子键、共价键(极性键、非极性键和配位键)和金属键(注意:共价键有方向性和饱和性) (2) 化学键与物质类别的关系:杂化轨道理论解释轨道的方向性判断价层电子对互斥理论2 分子的立体结构 (1) 杂化轨道理论: sp杂化: ; sp2杂化: ; sp3杂化: (2) 价电子对

9、互斥理论: 分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离以减小斥力,因此分子尽可能采取对称的空间构型. a孤电子对对分子空间构型的影响: 当中心原子上有孤对电子时,由于孤电子对也要占据中心原子周围的空间,而且它比成键电子对更靠近原子核,对相邻成键电子对的排斥作用较大,因而使相应的键角减小.例如,H2O和NH3的中心原子上分别有2对和1对孤电子对,跟成键电子对数加起来都是4(即价电子对数都是4),它们相互排斥,形成四面体,因而水分子成形,氨分子成三角锥形. b 若价电子全部参与成键,则价电子对互斥模型与分子的空间结构相同.各种分子的空间构型: 分子或离子实例中

10、心原子杂化类型中心原子有无孤对电子分子或离子空间结构键角分子中正负电荷重心是否重合分子极性AB2CO2、CS2等sp无直线形1800重合非极性分子H2O、H2S等sp32对形小于1800不重合极性分子AB3BF3、BCl3等sp2无平面正三角形1200重合非极性分子NH3、PH3、PCl3等sp31对三角锥形小于1200不重合极性分子AB4CH4、CCl4、SiH4NH4+、SO42-、PO43-等sp3无正四面体109028重合非极性分子(3) 等电子原理的应用 A: SiCl4、SiO42-、SO42-互为等电子体(5原子、价电子数为32),中心原子都是sp3杂化,都形成正四面体的立体构型

11、 B 制造新材料: 如晶体硅和锗是良好的半导体,它们的等电子体磷化铝(AlP)、砷化镓(GaAs)也都是良好的半导体材料(4) 键的极性和分子极性的关系:双原子分子: 键的极性=分子的极性; 多原子分子: 取决于分子空间结构的对称性.3 关于氢键 (1) 氢键形成的条件:a 存在氢原子,且氢原子连在电负性很强的原子X上; b 存在一个电负性很强,半径较小且有孤电子对的原子Y; c 原子Y和氢原子有接近的可能 (2) 氢键的特点: 方向性和饱和性 (3) 氢键的类型:分子内和分子间(4) 氢键对物质性质的影响: a 增大分子间作用力,使物质熔沸点升高 b 分子内氢键的存在减少了分子间氢键的形成,

12、从而降低了物质的熔沸点 c 在极性溶剂里,如果溶质分子与溶剂分子间可以形成氢键,则溶质的溶解度增大.如:氨气极易溶于水; 乙醇和水以任意比例互溶. d 在液态水中,多个水分子通过氢键结合在一起形成(H2O)m,冰中所有水分子以氢键相互联结形成晶体,氢键的形成使水分子的间隙增大,从而导致冰的密度比水的密度小NHHHHOH (1) 下列关于氨气的说法正确的是 A 氨气分子中N采取sp3杂化,其分子结构是正四面体结构,是极性分子 B 氨气分子与水分子是等电子体,所以它们的结构和性质都相似 C 氨气形成的晶体是分子晶体,其熔点比同主族其他元素氢化物的熔点高 D 氨气极易溶于水主要是因为氨气与水分子一样

13、也是极性分子 (2) 已知氨水中存在下列平衡: NH3 + H2ONH3H2ONH4+ + OH- ,有人认为这种电离方式与氨气分子与水分子形成的氢键的方式有关,写出氨气分子与水形成氢键的结构式:(右上图)解析: 氨气水分子间形成氢键减弱了分子内的共价键,导致NH3H2O电离,由于电离出来的离子是NH4+和OH- ,说明NH3H2O电离断裂的是水分子内的HO键,而断裂后水中的H+与NH3结合,说明是水中的H与NH3分子中的N形成了氢键变题2 短周期的5种非金属元素,其中A、B、C的特征电子排布为A: asa, B: bsbbpb, C: csccp2c, D与B同族,E与C同周期,是同周期元素

14、中电负性最大的元素. 回答下列问题: (1) B的原子轨道表示式为: 碳原子 ; (2) E的价电子排布式为 2s22p5 (3) 甲、乙两物质都是由5种元素中的2种形成的常见的溶剂,其中甲为非极性溶剂,其分子式为 C6H6 , 乙是极性溶剂,其分子式为 H2O , 中心原子采用 sp3 杂化轨道类型,分子构型为 形 (4) 丙、丁分别为元素D与C、D与E形成的共价化合物,其熔点高低: SiO2 SiF4 (填化学式), 解释: SiO2是原子晶体,SiF4是分子晶体 变题3 聚合铁(PFS),化学式为Fe2(OH)n(SO4)3-n/2m (n5,mPS (3) HN3属于 分子 晶体,N3

15、-的空间构型为 直线 ,与N3-互为等电子体的分子的化学式为 CO2(N2O,CS2等) ,NH2-的电子式为 ,其中心原子的杂化类型是 sp3 PtClClNH3NH3(4) 致癌药物B的结构简式为 热点三 晶体结构与性质例1 下列物质的熔沸点高低顺序中,正确的是 A 金刚石晶体硅二氧化硅碳化硅 B CI4CBr4CCl4CH4 C MgOO2N2H2O D 金刚石生铁纯铁钠例2 某离子晶体的晶体结构中最小重复单元如图所示：A为阴离子，在正方体内，B为阳离子，分别在顶点和面心，则该晶体的化学式为A、B2AB、BA2 C、B7A4 D、B4A7例3（1）第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如右

16、图，其中序号“8”代表 Si （填元素符号）；其中电负性最大的是2 （填右图中的序号）。（2）请写出比元素1的原子序数大8的元素的基态原子电子排布式 1s22s22p63s23p63d64s2 。（3）元素7的单质晶体中原子的堆积方式如下图甲所示，其晶胞特征如下图乙所示，原子之间相互位置关系的平面图如下图丙所示。 甲 乙 丙 若已知7的原子半径为d，NA代表阿伏加德罗常数，7的相对原子质量为M，请回答：晶胞中7原子的配位数为_12 _ ，一个晶胞中7原子的数目为_ 4 _；该晶体的密度为 （用字母表示）。总结: 1 晶体类型的判断方法:(1)构成微粒法:C60形成的晶体为分子晶体,因为C60明

17、显是一个分子(2) 作用力法:不同晶体,构成晶体的微粒间作用力不同,原子晶体由原子间共价键形成;分子晶体由分子间作用力形成;离子晶体由阴阳离子间离子键形成;金属晶体由金属阳离子与自由电子间的金属键形成;(3) 性质法:、硬度大、难溶于水、不导电;分子晶体熔点低、硬度小;离子晶体熔点较高、硬度较大、晶体不导电而熔融状态导电;金属晶体难溶于水、晶体导电.2 熔沸点比较规律:(1) 不同类型晶体: 一般而言,原子晶体离子晶体分子晶体 (2)同类型晶体:原子晶体的熔沸点取决于共价键的键长和键能,键能越大,键长越短,共价键越强,熔沸点越高; 离子晶体的熔沸点取决于离子键的强弱,一般来说,离子半径越小,离

18、子电荷数越多,离子键越强,熔沸点越高; 分子晶体的熔沸点取决于分子间作用力的大小; 同类金属晶体中,金属离子半径越小,阳离子所带电荷数越多,金属键越强,其熔沸点越高.3 晶体结构及相关计算: 其中主要涉及以下一些公式:边长a=,晶胞体积V=m/ 晶胞质量m=晶胞占有的微粒的质量=晶胞占有微粒数M/NA,空间利用率=晶胞占有的微粒的体积/晶胞的体积变题1 有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A+比B-少一个电子层，B原子得一个电子后3p轨道全满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价

19、的代数和为4，其最高价氧化物中含D的质量分数为40，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A与D离子数之比为21。请回答下列问题：（1）A单质、B单质、化合物R的熔点大小顺序为下列的 （填序号）：A单质B单质R； RA单质B单质；B单质R A单质； A单质RB单质。（2）在CB3分子中C元素原子的原子轨道发生的是_SP3 _杂化，其固体时的晶体类型为 分子晶体。（3）写出D原子的核外电子排布式 1S22S22P63S23P4 _，C的氢化物比D的氢化物在水中溶解度大得多的可能原因 NH3与水分子形成氢键且更易发生化学反应。（4）右图是D和Fe形成的晶体FeD2最小单

20、元“晶胞”，FeD2晶体中阴、阳离子数之比为 1：1 ，FeD2物质中具有的化学键类型为 离子键、非极性键 。变题2 右图是氯化铯晶体的晶胞,已知晶体中两个最近的Cs+核间距离为a cm,氯化铯的相对分子质量为M, NA为阿伏加德罗常数,则氯化铯晶体密度是 A B C D 变题3 钛和钛的合金已被广泛用于制造电讯器材、人造骨骼、化工设备、飞机等航天航空材料，被誉为“未来世界的金属”。试回答下列问题： （1）钛有Ti和Ti两种原子，它们互称为同位素 。Ti元素在元素周期表中的位置是第 四 周期，第 IVB族 族；基态原子的电子排布式为 Ar3d2 4s2 ；按电子排布Ti元素在元素周期表分区中属

21、于 d 区元素。（2）偏钛酸钡在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结构如右图如图所示，它的化学式是 BaTiO3 热点四 配位化合物例1 已知氨水滴入硫酸铜溶液中先有蓝色沉淀生成,继续滴加氨水直至过量,沉淀溶解形成了深蓝色溶液.写出相关的离子方程式:Cu2+ +2NH3H2O=Cu(OH)2+2NH4+ Cu(OH)2+4NH3H2O=Cu(NH4)42+ + 2OH- + 4H2O 在产物Cu(NH3)4SO4中,NH3叫 配位体,NH3能与Cu2+结合的原因是NH3中的N有一对孤对电子与Cu2+中的空轨道形成了配位键 总结: 配合物的结构与性质1配离子(原子)的空间构

22、型配位数中心原子杂化类型空间构型实例2sp直线形Ag(NH3)2+ Ag(CN)4-4sp3正四面体Zn(NH3)42+4dsp2正方形Pd(CN)42- Cu(NH3)42+6sp3d2八面体AlF63-2 配合物的结构 (1) 中心离子或原子所提供的空轨道通常首先杂化,形成一组等价的杂化轨道,以接受配位体的孤对电子,且这些轨道具有一定的方向性和饱和性(2) 配合物的中心原子、配位体的种类和数目不同,可以形成不同空间构型的配合物 (3) 如果配离子中含有两种或几种不同的配位体,则配位体在中心离子周围可能有几种不同的排列方式3 配合物的性质 (1) 配合物不同的结构决定了不同的性质 (2) 配

23、合物的形成使物质的颜色、溶解度、酸碱性等发生了改变 (3) 配合物具有一定的稳定性,配合物中的配位键越强,配合物越稳定 (4) 外界条件的改变对配合物的性质有较大的影响变题:已知Ti3+可形成配位数为6的配合物。现有含钛的两种颜色的晶体，一种为紫色，另一种为绿色，但相关实验证明，两种晶体的组成皆为TiCl36H2O。为测定这两种晶体的化学式，设计了如下实验：a分别取等质量的两种配合物晶体的样品配成待测溶液；b分别往待测溶液中滴入AgNO3溶液，均产生白色沉淀；c沉淀完全后分别过滤得两份沉淀，经洗涤干燥后称量，发现原绿色晶体的水溶液与AgNO3溶液反应得到的白色沉淀质量为紫色晶体的水溶液反应得到

24、沉淀质量的2/3。则绿色晶体配合物的化学式为TiCl(H2O)5Cl2 H2O。课后练习:（1）I图表法、图象法是常用的科学研究方法。短周期某主族元素M的电离能情况如图（A）所示。则M元素位于周期表的第 IIIA 族。II图B是研究部分元素的氢化物的沸点变化规律的图像，折线c可以表达出第 IVA 族元素氢化物的沸点的变化规律。不同同学对某主族元素氢化物的沸点的变化趋势画出了两条折线折线a和折线b，你认为正确的是： b (填“a”或“b”)，理由是：a点所示的氢化物是水，其沸点高是由于在水分子间存在氢键，所以氧族元素中其它氢化物的沸点不会高于水。（2）人类在使用金属的历史进程中，经历了铜、铁、铝

25、之后，第四种将被广泛应用的金属被科学家预测为是钛(22Ti)，它被誉为“未来世纪的金属”。试回答下列问题：ITi元素的基态原子的价电子层排布式为3d24S2 ；II在Ti的化合物中，可以呈现+2、+3、+4三种化合价，其中以+4价的Ti最为稳定；偏钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结构示意图如右图，它的化学式是BaTiO3 ；晶体内与每个“Ti”紧邻的氧原子数为 6 个。2碳是形成化合物最多的元素，其单质与化合物广布于自然界。 碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2 。与碳同周期的非金属元素N的第一电离能大于O的第一电离能，原因是 N

26、原子2p轨道半充满，能量低 ； CS2是一种重要的有机溶剂，CS2分子的空间构型为直线形 ；写出一种与CS2互为等电子体的物质的化学式 CO2； 冰晶胞中水分子的空间排列方式与金刚石晶胞（其晶胞结构如右图，其中空心球所示原子位于立方体的顶点或面心，实心球所示原子位于立方体内）类似。每个冰晶胞平均占有 8 个水分子，冰晶胞与金刚石晶胞微粒排列方式相同的原因是 氢键具有方向性，每个水分子与相邻的4个水分子形成氢键 。3 由氧化物经氯化作用过生成氯化物是工业生产氯化物的常用方法，Cl2、CCl4是常用的氯化剂。如：Na2OCl22NaClO2 CaOCl2CaCl2O2SiO22CCl4SiCl42

27、COCl2 Cr2O33CCl42CrCl33COCl2 请回答下列问题： Cr2O3、CrCl3中Cr均为3价，写出Cr3的基态电子排布式 Ar3d3 ； CCl4分子的价层电子对互斥模型和立体结构 相同 COClCl（填“相同”、“不相同”），理由是 C原子的价电子都参与成键 ； COCl2俗称光气，分子中C原子采取sp2杂化成键。光气分子的结构式是 见右图 ，其中碳氧原子之间共价键是 c （填序号）：a2个键 b2个键 c1个键、1个键CaO晶胞CaO CaO晶胞如右上图所示，CaO晶体中Ca2的配位数为 6 。CaO晶体和NaCl晶体中离子排列方式相同，其晶格能分别为：CaO3401k

28、J/mol、NaCl786kJ/mol。导致两者晶格能差异的主要原因是钙离子和氧离子核间距小于氯化钠,但所带电荷多于氯化钠 。4 Mn、Fe均为第四周期过渡元素,两元素的部分电离能数据列于下表元素MnFe电离能: kJ/molI1717759I215091561I332482957 回答下列问题:(1) Mn元素价电子层的电子排布式为3d54s2 ,比较两元素的I2和I3可知,气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难.对此,解释的原因是 由Mn2+转化为Mn3+时,3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态(或Fe2+转化为Fe3+时,3d能级由不稳定的3d4状

29、态转变为较稳定的3d5半充满状态) (2) Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物. 与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是具有孤对电子 体心立方面心立方 六氰合亚铁离子Fe(CN)64-中的配体CN-中C原子的杂化轨道类型是 sp ,写出一种与CN-互为等电子体的单质分子的结构式 NN 分子晶体 (4) 2:1 5 元素周期表反映了元素性质的周期性变化规律,请根据短周期元素在周期表中的位置、结构和相关性质,回答下列问题:(1) 短周期元素中,某原子M层上的电子数比K层多5个,该原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p5 氢化物沸点/0

30、CABCDE1317100-33-162(2) 第二周期元素中,除Be、B、Ne三种元素外,其它元素的氢化物沸点如右表所示,其中D的化学式为 NH3 ,中心原子采取的杂化方式为 sp3 .X原子Y原子(3) 原子半径最小的元素与第二周期的两种元素可分别形成分子甲和离子乙,分子甲含10个电子、3个原子,它与离子乙含有相等的电子数;且乙的立体结构如右图所示,请写出甲、乙反应的离子方程式:NH4+ H2ONH3H2O+H+ (4) 第二、第三周期的某些元素中能形成具有如右图所示的结构单元的单质和化合物,其中熔点最高的单质的名称是 金刚石 (X、Y可能相同也可能不同).同周期元素形成这种结构单元的化合物的化学式为 CF4和 SiCl4 (5) 下列由短周期元素构成的分子或离子中,属于平面三角形结构的有 BF3 NCl3 H3O+ HCHO PH3 CO32-