2020届高考化学二轮复习专题：物质结构与性质考点一电子排布式、电离能和电负性1.原子核外电子排布的“三个原理”及其表示方法(1)三个原理:能量最低原理、泡利原理、洪特规则。

能量最低原理原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道泡利不相容原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时,基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,而且自旋状态相同注意:能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低。

如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不是1s22s22p63s23p63d44s2。

(2)基态原子核外电子排布的表示方法表示方法举例电子排布式Cr:1s22s22p63s23p63d54s1简化表示式Cu:[Ar]3d104s1价电子排布式Fe:3d64s2电子排布图(或轨道表示式) O:(3)常见原子轨道电子云轮廓图原子轨道电子云轮廓形状轨道个数s 球形 1p 哑铃形3(p x,p y,p z)2.电离能(1)电离能的应用图 1(2)第一电离能的周期性随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期元素从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小;同主族元素从上到下,第一电离能有逐渐减小的趋势。

图 23.元素电负性(1)规律同周期元素从左到右,电负性依次增大;同主族元素自上而下,电负性依次减小。

(2)应用图 3例1 (1) Fe成为阳离子时首先失去轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为。

(2)①Zn原子核外电子排布式为。

②黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。

第一电离能I1(Zn) (填“大于”或“小于”)I1(Cu)。

原因是。

(3)①元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为(填标号)nm。

A.404.4B.553.5C.589.2D.670.8E.766.5②基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为。

K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是。

(4)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。

回答下列问题:①基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] ,有个未成对电子。

②光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。

Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是。

变式 (1)基态Fe3+的价电子排布式为。

(2)基态Cr原子的价电子排布式为;C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为。

(3)锰元素在周期表中的位置是,基态锰原子的外围电子排布式为,该原子能量最高的电子的电子云轮廓图形状为;N、C和Mn电负性由大到小的顺序为。

(4)氧元素位于元素周期表中区;第二周期元素中,第一电离能比氧大的有种。

(5)基态铜原子的价电子排布式为,价电子中未成对电子占据原子轨道的形状是。

(6)已知铜和M的电负性分别为1.9和3.0,则铜与M形成的化合物属于(填“离子”或“共价”)化合物。

(7)①基态Cu+的核外价层电子排布式为;Be、B、Al的第一电离能由大到小的顺序是。

②硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se (填“>”或“<”)Si。

(8)镓失去电子的逐级电离能(单位:kJ·mol-1)的数值依次为577、1985、2962、6192,由此可推知镓的主要化合价为和+3。

砷的电负性比镓(填“大”或“小”)。

(9)①基态Ti原子的价电子排布图为。

②已知电离能:I2(Ti)=1310 kJ·mol-1,I2(K)=3051 kJ·mol-1。

I2(Ti)<I2(K),其原因为。

(10)钴元素基态原子的电子排布式为,P、S、Cl的第一电离能由大到小顺序为。

考点二共价键类型、杂化轨道、空间结构1.σ键、π键的判断方法(1)由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。

(2)由共用电子对数判断单键为一个σ键;双键为一个σ键、一个π键;三键为一个σ键、两个π键。

(3)由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全都是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

2.杂化轨道与分子空间构型(1)价层电子对互斥理论①基本观点: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。

②AB m型分子或离子价电子对数的计算价层电子对数=成键电子对数+中心原子的孤电子对数=成键电子对数+(中心原子的价电子数-中心原子结合的原子最多能接受的电子数×m±电荷数)÷2注意:ⅰ.中心原子的价电子数=中心原子的最外层电子数;ⅱ.中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子等于“8-该原子的价电子数”;ⅲ.阴离子则加上电荷数,如S O42-:中心原子孤电子对数=6-2×4+22=0;阳离子则减去电荷数,如N H4+:中心原子孤电子对数=5-1×4-12=0。

(2)中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子的立体构型价层电子对数 2 3 4杂化轨道类型sp sp2sp3价层电子对模型直线形平面三角形四面体形粒子组成形式与构型AB2直线形AB2V形AB3三角形AB2V形AB3三角锥形AB4正四面体形实例CO2、CS2SnCl2、PbCl2BF3、SO3H2O、H2SNH3、PH3CH4、S O42-、CCl4、N H4+规律当中心原子无孤电子对时,分子构型与价层电子对模型一致;当有孤电子对时,分子的模型为去掉孤电子对后剩余部分的空间构型(3)等电子原理①基本观点:原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,其物理性质相似,化学性质不同。

②熟记下列常见的等电子体微粒原子个数价电子总数立体构型CO2、SCN-、N O2+、N3- 3 16e-直线形C O32-、N O3-、SO34 24e-平面三角形SO2、O3、N O2- 3 18e-V形S O42-、P O43- 5 32e-正四面体形P O33-、S O32-、Cl O3- 4 26e-三角锥形CO、N22 10e-直线形CH4、N H4+ 5 8e-正四面体形3.化学键的极性与分子极性的关系分子类型空间构型键角键的极性分子极性代表物AB 直线形—极性极性HCl、NOAB2直线形180°极性非极性CO2、CS2AB3平面三角形120°极性非极性BF3、SO3AB4正四面体形109°28'极性非极性CH4、CCl4注意:AB n型分子极性简便判别方法①孤电子对法:在AB n型分子中,若中心原子A无孤电子对(未成对电子),则是非极性分子,若中心原子A有孤电子对则是极性分子。

例如:CO2、CH4、SO3中心原子(C、S)无孤电子对,是非极性分子。

而像H2O、NH3中心原子(O、N)有孤电子对,则为极性分子。

②空间形状法:具有平面三角形、直线形、正四面体形等完全对称结构的分子为非极性分子;而折线形、三角锥形等非完全对称型分子为极性分子。

例如:SO3、BF3(平面三角形),CO2、CS2(直线形)、CH4、CCl4(正四面体形)的分子为非极性分子;H2O、H2S(折线形),NH3、PH3(三角锥形)的分子是极性分子。

③化合价法:AB n型分子中中心原子的化合价的绝对值等于该元素的价电子数(最高正价)时,该分子为非极性分子。

例如:PCl5中P的化合价为+5价,所以PCl5是非极性分子。

PCl3中P的化合价为+3价,所以PCl3是极性分子。

4.配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)图17-4 (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、[Fe(SCN)6]3-等。

例2 (1)元素As与N同族。

预测As的氢化物分子的立体结构为。

(2) 《中华本草》等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。

ZnCO3中,阴离子空间构型为,C原子的杂化形式为。

(3) X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在I3+。

I3+的几何构型为,中心原子的杂化形式为。

变式 (1)KSCN是检验Fe3+的试剂之一,与SCN-互为等电子体的分子为(任写一种),SCN-中碳原子的杂化类型为。

(2)①P O43-的空间构型为,中心原子的杂化方式为。

②无水CrCl3和氨分子作用能形成某种配合物,该配合物的组成相当于CrCl3·6NH3。

已知:若加入AgNO3溶液,能从该配合物的水溶液中将所有的氯沉淀为AgCl;若加入NaOH溶液并加热,无刺激性气体产生。

请从配合物的形式推算出它的内界和外界,写出该配合物的结构式: ,1 mol该配合物中含有σ键的数目为。

(3)图17-5是某含铜配合物的晶体结构示意图。

图17-5①晶体中H2O和S O42-的中心原子的杂化类型为,试判断H2O和S O42-的键角大小关系: 。

②图中的氢键有(H2O)O—H…O(H2O)和。

③写出该配合物的化学式: 。

考点三结构决定性质——解释原因类简答1.孤电子对对键角的影响(1)孤电子对比成键电子对的斥力大,排斥力大小顺序为LP—LP≫LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对,BP代表成键电子对)。

(2)排斥力大小对键角的影响分子杂化轨道角度排斥力分析实际键角H2O 109°28'LP—LP≫LP—BP>BP—BP 105°NH3109°28'LP—BP>BP—BP 107°COCl2120°C O对C—Cl的排斥力大于C—Cl对C—Cl的排斥力形成两种键角分别为124.3°、111.4°2.范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响范德华力氢键共价键作用微粒分子H与N、O、F 原子强度比较共价键>氢键>范德华力影响因素组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大形成氢键元素的电负性原子半径对性质的影响影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质分子间氢键使熔、沸点升高,溶解度增大键能越大,稳定性越强3.晶体熔、沸点高低的比较(1)一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体,如:金刚石>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如:Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等)。