【浙江专用】高考化学一轮复习物质结构与性质.ppt

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1、目录,第39讲 原子结构与元素的性质 第40讲 化学键 第41讲 分子的结构与性质 第42讲 晶体的结构与性质,专题13物质结构与性质,专题13物质的结构与性质,专题13 知识框图,知识框图,专题13 知识框图,专题13 使用建议,内容特点,本部分内容在大部分省份属于选考内容，知识理论性强，对考生的理解能力要求高，特别是晶体结构部分对考生的空间想象能力要求极高，关于晶体的计算甚至需要一定的立体几何知识才能够解决。 本部分在高考中大多数省份属于选考内容，所以在命题时难度上并不是很大，只要能够将基础知识把握好，足以应对高考的。,专题13 使用建议,1本专题将物质结构与性质模块进行复习，为增强相近知

2、识点复习效果，故打破教材中的章节次序，重新编排，将教材中的五章组合为4讲进行。 2第39讲内容涉及教材中的原子结构及元素周期律。该部分内容编写时，知识梳理就不再将必考部分的内容进行赘述，重点将选修中的要点进行梳理，在要点深化中将必修的部分融合在一起。,编写思路,专题13 使用建议,3第40讲化学键，将分散讲解的共价键、离子键和金属键合并在一讲中进行讲解。本讲书写的重点是对三种化学键的特点和对物质性质影响进行对比。分子间作用力和氢键虽然不属于化学键，但是其对物质性质也有一定影响，故为区分清其与化学键之间的关系，也在此讲中进行复习。 4第41讲为分子结构与性质。此讲重点书写了分子的结构部分，其中关

3、于分子结构的判断是判断分子性质的前提之一。结合共价键的性质和分子的空间构型判断分子的极性，便于理解分子的性质。故书写时将分子的空间构型和分子的极性放在前面进行，为理解分子的性质做好铺垫。,专题13 使用建议,5第42讲晶体的结构与性质。因为判断晶体的化学式及晶体相关的计算都涉及晶体的空间结构，故将典型晶体模型作为一个独立的探究点进行讲解。当然本讲的突出特点是四类晶体的构造与性质的对比，所以写作时通过列表的形式进行辨析比较。,专题13 使用建议,教学建议,1突出新增知识点，注重融合。本专题有些知识与必修2中有重复性，在讲授时应以新增知识为主体，然后将此部分知识与必修2部分融合在一起，或进行相互释

4、义，以提高对知识点间的联系和应用能力。 2加强知识的对比性。本专题的化学键与氢键(分子间作用力)、各类化学键、四类晶体、共价键的极性与分子极性等等，存在着若干的易混淆知识点，为明确知识的内涵与外延，应多采用对比的方法，以达到训练学生的辨析比较能力，防止出现混为一谈的现象发生。,专题13 使用建议,3提高学生的动手能力，使空间结构具体化。物质结构部分对学生的空间想象能力要求较高，可以通过指导学生制作模型的方法将微观的结构具体化，帮助学生提高动手能力，发展空间的想象能力和对学生进行解决问题的方式、方法的训练。 课时安排 本专题建议6课时完成，4课时用于在课堂上互动式完成3942讲，2课时进行测试及

5、讲评。,第39讲 原子结构与元素的性质,第39讲 原子结构与元素的性质,第39讲 考纲导学,探究点一 原子结构,【知识梳理】,第39讲 要点探究,1构造原理 随着原子_的递增，绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循图391所示的排布顺序构造原理：,核电荷数,第39讲 要点探究,即电子所排的能级顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 _、4p、5s、_、5p、6s、_、_、6p、7s,3d,4d,4f,5d,第39讲 要点探究,2基态原子核外电子所遵循的原则 (1)能量最低原理：原子的电子排布遵循_能 使整个原子的能量处于_状态，简称能量最低原理。 (2)泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳

6、_个电 子，而且自旋方向_，用“_”表示。 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总 是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向_。,构造原理,最低,2,相反,相同,第39讲 要点探究,【要点深化】 1原子核外电子排布规律,第39讲 要点探究,2基态原子核外电子排布的表示方法,第39讲 要点探究,【典例精析】 例1下列有关物质结构的表述正确的是() A次氯酸的电子式 B二氧化硅的分子式SiO2 C硫原子的最外层电子排布式3s23p4 D钠离子的结构示意图,第39讲 要点探究,第39讲 要点探究,点评 本题从四个不同的侧面考查原子核外电子的排布及分子式与化学式的区别。只有分子晶体才具有分子

7、式，而原子晶体和离子晶体的化学式只是用于表达“最简个数比”。变式题则是考查各种核外电子表示方法的具体含义。,第39讲 要点探究,变式题 2009上海卷以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是(),第39讲 要点探究,变式题DA项只能表示最外层电子数，B项只表示核外的电子分层排布情况，C项具体到亚层的电子数，而D项包含了电子层数、亚层数以及轨道内电子的自旋方向，故该项正确。,第39讲 要点探究,【知识梳理】 元素周期表中有7个横行，为_个周期，可划分为短周期和长周期；周期表中有18列，为_个族，其中第_、_、_合并为_族，其余的每一个纵行各为一个族。根据原子核外电子的排布，将

8、元素周期表分为_区、_区、_区、ds区和f区。,探究点二 元素周期表,16,7,9,8,10,p,s,d,第39讲 要点探究,【要点深化】 1原子的电子构型与周期的关系 (1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。He核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。 (2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。,第39讲 要点探究,2原子构型与族的关系 (1)对主族元素：主族元素的族序数原子

9、的最外层电子数。 (2)对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。例如元素钪Ar3d14s2，总共可以失去三个电子，钪为B族元素。所以，失去的(或参加反应的)电子总数，就等于该元素所在的族数。除第族元素外，大多元素所在族的族序数等于(n1)dns(n为最外层)的电子数。,第39讲 要点探究,3元素周期表的分区 (1)根据核外电子排布 分区,图392,第39讲 要点探究,各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点,第39讲 要点探究,第39讲 要点探究,若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的

10、外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期A族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。,(2)根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(见图393)，处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。,第39讲 要点探究,第39讲 要点探究,例2 具有如下电子层结构的原子，其相应元素一定属于同一主族的是() A3p能级上有2个未成对电子的原子和4p能级上有2个未成对电

11、子的原子 B3p能级上只有1个空轨道的原子和4p能级上只有1个空轨道的原子 C最外层电子排布为1s2的原子和最外层电子排布为2s22p6的原子 D最外层电子排布为1s2的原子和最外层电子排布为2s2的原子,【典例精析】,第39讲 要点探究,例2Bp能级有3个原子轨道，最多可以容纳6个电子，根据电子排布的泡利原理和洪特规则，当p能级上有2个电子和4个电子时，p能级上均有2个未成对电子，所以可能是A族，也可能是A族，故A不符合题意；p能级上有1个空轨道，说明另外两个轨道各容纳了1个电子，加上s能级上的2个电子，最外层是4个电子，所以不管哪个能层都一样，最外层都是4个电子，属于A族，故B符合题意；最

12、外层电子排布为1s2的原子是He，最外层电子排布为2s22p6的原子是Ne，二者属于0族，故C不符合题意；最外层电子排布为1s2的原子是He，为0族，最外层最子排布为2s2的原子是Be，为A族，故D也是错误的。,第39讲 要点探究,点评 这类题容易忽视洪特规则而导致错误。变式题则考查从元素在周期表中的位置，判断元素的结构和性质等。,第39讲 要点探究,变式题 图394为短周期的一部分，下列关于Y、Z、M的说法正确的是() AX、Y、Z、M四种元素均是s区元素 BZM2分子各原子均满足8e稳定结构 C原子半径：MZY DY离子的核外电子排布式为：1s22s22p5,第39讲 要点探究,变式题B从

13、元素周期表的结构可知X是氦、Y为F、M为Cl、Z为S元素。它们都是p区元素，A不正确；原子半径：ZM，C错误；Y离子的核外电子排布式为1s22s22p6。,第39讲 要点探究,【知识梳理】 1电离能 (1)概念：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的_能量，叫做第一电离能。 (2)对同一周期的元素而言，_元素的第一电离能最小，_元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从_到_的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。,探究点三 元素周期表,碱金属,最低,稀有气体,小,大,第39讲 要点探究,(3)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐_， 表明自上而下原子_失

14、去电子。 2电负性 (1)概念：不同元素对键合电子_的大小。电负性 越大的原子，对键合电子的吸引力_。,吸引力,越易,越大,减小,第39讲 要点探究,(2)元素的电负性规律：同一周期，从左到右，电负性逐 渐_；同一主族，从上到下，电负性逐渐_。 (3)应用：电负性大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。一般电负性大于_的元素为非金属元素。而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的 电负性则在1.8左右，它们既有_，又有_。,1.8,变大,变小,非金属性,金属性,第39讲 要点探究,【要点深化】 1电离能及有关规律 (1)第一电离能 每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小

15、，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。 同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。,第39讲 要点探究,(2)逐级电离能 原子的逐级电离能越来越大 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。 当电离能突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一能层中电离能相近，不同能层中电离能有大的差距。 通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但A族、A族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一

16、电离能反常。,第39讲 要点探究,2电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。,第39讲 要点探究,电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。 电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

17、(2)判断化学键的类型 一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。 并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。,第39讲 要点探究,3元素周期律,第39讲 要点探究,第39讲 要点探究,【典例精析】 例32010安徽卷X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：,第39讲 要点探究,(1)Y位于元素周期表第_周期第_族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强

18、的是_(写化学式)。 (2)XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在_ 个键。在HY、HZ两种共价键中，键的极性较强的是_，键长较长的是_。 (3)W的基态原子核外电子排布式是_。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是_。,第39讲 要点探究,(4)处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y。 已知： XO(g)O2(g)=XO2 H283.0 kJmol1 Y(s)O2(g)=YO2(g) H296.0 kJmol1 此反应的热化学方程式是_。,第39讲 要点探究,例3(1)3AHClO4 (2)2HClHS (3)Ar3d104s1(或1s22s22p6

19、3s23p63d104s1) 2Cu2S3O22Cu2O2SO2 (4)2CO(g)SO2(g)=S(s)2CO2(g) H270.0 kJmol1,第39讲 要点探究,解析 由表中可推知，X为C，Y为S，Z为Cl，W为Cu。 (1)HClO4为已知无机酸中最强的酸。(2)CS2的结构类似于CO2，结构式为SCS，双键中一个为，一个为。Cl的原子半径小于S，故HCl键的键长小于HS键，氯的非金属性强于硫，形成的HCl键的极性强。(3)Cu2S与O2反应，由元素守恒知，其产物为Cu2O和SO2。(4)将反应依次标为，利用盖斯定律，将2得，H283.0 kJmol12(296.0 kJmol1)2

20、70.0 kJmol1。,第39讲 要点探究,点评 因S与O同主族，故CS2的结构可以从熟悉的CO2结构推断。变式题命题角度与本例题极为相似。,第39讲 要点探究,变式题 A、B、C、D、E是中学化学常见的五种元素，原子序数依次增大，其结构或性质信息如下表：,第39讲 要点探究,(1)E元素基态原子的电子排布式是_。 (2)在一定条件下，B与D可形成一种化合物(分子中每个原子最外层均为8电子结构)，常温下为淡黄色液体，该物质遇水强烈水解，生成两种产物，其中之一的分子构型为三角锥形，另一种产物具有漂白性，写出该化合物与水反应的化学方程式：_。,第39讲 要点探究,(3)E单质在海水中易发生电化学

21、腐蚀，写出该电化学腐蚀的正极电极反应式_。 (4)己知1克单质C完全燃烧放出热量为Q kJ，写出表示C燃烧热的热化学方程式_。 (5)比较A与C的电负性：A_C(填“”)。A与D形成的一种常见化合物，常温下为液体，是良好的有机溶剂，其分子中含有的共价键类型是_。(填“键”或“键”)。,第39讲 要点探究,变式题(1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)NCl33H2ONH33HClO (3)O22H2O4e4OH (4)S(s)O2(g)SO2(g)H32Q kJmol1 (5)键,第39讲 要点探究,解析 A是碳；s轨道最多容纳电子数为2，故B原子的最外层电子排布式为：2s22

22、p3，所以B是氮元素；根据C单质燃烧的现象，可知C是硫；第三周期单质为气态的有氯气和氩，但是还有1个未成对的p电子，故D元素是氯；铁合金是使用量最大的金属材料，故E是铁。,第40讲 化学键,第40讲化学键,第40讲 考纲导学,探究点一金属键、离子键和共价键,【知识梳理】 1共价键：原子间通过_形成的化学键。电 子云通过“头碰头”重叠形成的共价键称为_键，而电子云通过“肩并肩”重叠形成的共价键称为 _键。根据共用电子对是否偏移，将共价键分 为_键和_键。,第40讲 要点探究,共用电子对,极性,非极性,2离子键：阴、阳离子间的_叫离子键，“静电作用”包括_和_。 3金属键：金属晶体和合金中，金属原

23、子脱落下来的_形成遍布整块晶体的_，被所有原子共用，这种金属离子和自由电子的_叫金属键。,第40讲 要点探究,静电斥力,静电作用,静电吸引,电子气,价电子,静电作用,【要点深化】 1三种化学键的比较,第40讲 要点探究,第40讲 要点探究,2.共价键 (1)共价键的本质及特征 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。 (2)共价键的类型 按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。 按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。,第40讲 要点探究,(3)键参数 键能：气态基态

24、原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。 键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。 (4)等电子原理 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，它们的许多性质相近。,第40讲 要点探究,【典例精析】 例1A、B、C、D四种元素处于同一短周期，在同族元素中，A的气态氢化物的沸点最高，B的最高价氧化物对应的水化物的酸性在同周期中是最强的，C的电负性介于A、B之间，D与B相邻。 (1)C的原子的价电子排布式为_。 (2)在B的单质分子中存在_个_键，_个_键。,第40讲 要点探究,(3

25、)已知B的气态氢化物很容易与H结合，B原子与H间形成的键叫_，形成的离子的立体构型为_，其中B原子采取的杂化方式是_。 (4)在A、B、C、D四种元素形成的电子数相同的四种氢化物中沸点最低的是_(写分子式)，其沸点显著低于其他三种氢化物的原因是：_。,第40讲 要点探究,例1(1)2s22p4(2)12 (3)配位键正四面体sp3 (4)CH4只有CH4分子间不能形成氢键，其他三种分子间均形成氢键,第40讲 要点探究,解析 根据题给信息，A为短周期元素，其气态氢化物的相对分子质量在同族元素氢化物中不是最大的，而沸点最高，说明A的氢化物可形成氢键，故A可能是N、O、F中的一种，则A、B、C、D为

26、第二周期元素，B的最高价氧化物对应的水化物的酸性在同周期中是最强的，则B为N，C的电负性介于A、B之间，则C为O，A为F；D与B相邻则为碳。,第40讲 要点探究,点评 单键只有键，双键中有一个键和一个键，三键中含有一个键和两个键。单键可以旋转，双键和三键不能旋转。变式题则是从等电子体角度考查。,第40讲 要点探究,第40讲 要点探究,解析 A是碳；s轨道最多容纳电子数为2，故B原子的最外层电子排布式为：2s22p3，所以B是氮元素；根据C单质燃烧的现象，可知C是硫；第三周期单质为气态的有氯气和氩，但是还有1个未成对的p电子，故D元素是氯；铁合金是使用量最大的金属材料，故E是铁。,第40讲 要点

27、探究,【知识梳理】 1分子间作用力及其对物质性质的影响 分子间作用力是分子之间普遍存在的相互作用力，分子间作用力通常比化学键键能_得多，化学键的键能一般为100600 kJmol1，而范德华力的作用能一般只有220 kJmol1。分子的极性越大，分子间作用力_。结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力_。分子间作用力主要影响物质的_性质，如熔点、沸点，范德华力越强，物质的熔点、沸点_。,探究点二分子间作用力与氢键,小,越大,越大,越高,物理,第40讲 要点探究,2氢键及其对物质性质的影响 氢键是由已经与_很强的原子(如N、F、O)形成共价键的_与另一个_很大的原子之间的作用力。氢键可分

28、为_和_两大类。氢键通常用AHB表示，其中A、B为_、_、_中的一种，“”表示_， “”表示形成的_。氢键的实质属_的范畴。,氢原子,电负性,分子间氢键,电负性,N,分子内氢键,F,O,共价键,分子间作用力,氢键,第40讲 要点探究,【要点深化】 1分子间作用力 (1)范德华力的实质和特点：范德华力的实质是分子间正电荷端和负电荷端的静电吸引力，只要空间允许，某个分子总是在它的正、负两极周围尽可能多地吸引其他分子，所以范德华力没有方向性和饱和性。,第40讲 要点探究,(2)范德华力对物质物理性质的影响：范德华力越强，物质的熔沸点越高，一般而言，结构和组成相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华

29、力逐渐增强，如卤素单质，随着相对分子质量的增加，在常温常压下，逐渐为气体、液体和固体，由此可见其熔沸点逐渐升高，原因是卤素单质分子的范德华力逐渐增强。范德华力还会影响物质的溶解度。,第40讲 要点探究,2氢键 (1)氢键的表示 氢键的键长是X和Y的距离，氢键的键能是指XHY分解为XH和Y所需要的能量。 (2)氢键形成的条件。分子中必须含有氢原子；跟形成氢键的氢原子相连的两个原子必须具有很强的电负性和很小的原子半径，这些原子在元素周期表中的位置是右上角，主要是氧原子、氮原子和氟原子。,键,第40讲 要点探究,(3)氢键类型及对物质性质的影响 氢键分为分子间氢键和分子内氢键，其对性质的影响略有不同

30、。 分子间氢键，如水分子与水分子形成的氢键；有异种分子间的氢键，如氨水中氨分子与水分子之间的氢键。若在晶体内分子之间形成氢键，则晶体变硬，同时熔点有升高的倾向。对于液体，分子间氢键也能将构成液体的分子连接起来，使液体的黏度和表面张力增加，沸点升高。当分子能与水(溶剂)形成分子间氢键时，则该分子易溶于水(溶剂)，如氨气极易溶解于水。,第40讲 要点探究,分子内氢键如邻羟基苯甲醛。若分子能形成分子内氢键时，则与水(溶剂)难于形成分子间氢键，因而这种分子难溶于水。由于分子形成分子内氢键，分子之间不再缔合而凝聚力较小，因此这种化合物容易气化，沸点偏低。,第40讲 要点探究,3.范德华力、氢键及共价键比

31、较,第40讲 要点探究,第40讲 要点探究,【典例精析】 例2 下列物质的性质与氢键无关的是() A冰的密度比液态水的密度小 BNH3易液化 CNH3分子比PH3分子稳定 D在相同条件下，H2O的沸点比H2S的沸点高,例2CNH3分子比PH3分子稳定是因为NH键的键能比PH键的键能大，键能越大，化学键就越牢固，含有该键的分子就越稳定。其他选项均与氢键有关。,第40讲 要点探究,点评 共价键属于分子内的原子间作用力，决定分子的化学性质，而氢键则是分子间作用力，只能影响其物理性质。变式题对氢键进行了较为全面的考查。,第40讲 要点探究,变式题 下列说法中错误的是() A卤化氢中，以HF沸点最高，是

32、由于HF分子间存在氢键 BH2O的沸点比HF的高，是由于水中氢键能大 C氨水中有分子间氢键 D氢键XHY的三个原子总在一条直线上,第40讲 要点探究,变式题 D因HF存在氢键，所以沸点HFHIHBrHCl，A正确，氨水中除NH3分子之间存在氢键，NH3与H2O，H2O与H2O之间都存在氢键，C正确；氢键中的XHY三原子应尽可能地在一条直线上，但是在特定条件下，如在空间位置的影响下，也可能不在一条直线上，故D错。,第41讲 分子的结构与性质,第41讲分子的结构与性质,第41讲 考纲导学,探究点一价层电子对互斥模型、杂化轨道理论与 分子立体结构,第41讲 要点探究,【知识梳理】 1价层电子对互斥模

33、型：价层电子对互斥模型又称_模型，可用来预测分子的_。对于中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)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_，使分子呈现不同的立体构型。,VSEPR,立体结构,互相排斥,第41讲 要点探究,2杂化轨道理论是一种价键理论，是鲍林为了解释分子的_提出的。sp型杂化轨道是由一个_轨道和一个_轨道组合而成的，轨道间的夹角为_，呈_形，如BeCl2分子。sp2杂化轨道是由一个s轨道和_个p轨道组合而成的，杂化轨道间的夹角为_，呈_形，如：BF3分子。sp3杂化轨道是由一个s轨道和三个_轨道组合而成，sp3杂化轨道间的夹角为_，空间构型为_形，

34、如CH4分子。,立体结构,s,直线,180,p,两,120,正四面体,平面三角,10928,p,第41讲 要点探究,【要点深化】 1价层电子对互斥模型的两种类型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。 (1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致； (2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。 2杂化轨道理论 当原子成键时，原子的价轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。,第41讲 要点探究,3价层电子对互斥模型、杂化轨道理论与分子空间构型的关系,第4

35、1讲 要点探究,【典例精析】 例1 下列描述中正确的是() ACS2为V形的极性分子 BClO的空间构型为平面三角形 CSF6中有6对完全相同的成键电子对 DSiF4和SO的中心原子均为sp3杂化,【答案】CD,点评 判断分子空间结构基本的思路通常是：中心原子的电子对数、孤对电子对数孤对电子对成键电子对的作用分子构型中心原子的杂化类型。变式题中将分子构型的考查穿插在非选择题中进行。,第41讲 要点探究,变式题 元素X和Y属于同一主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60

36、%。 (1)确定X、Y两种元素在周期表中的位置，X_，Y_。 (2)在元素X和元素Y两种元素形成的化合物中，写出X质量分数为50%的化合物的化学式_；该分子中中心原子以_杂化，是_分子，分子构型_。,第41讲 要点探究,(3)写出X的质量分数为60%的化合物的化学式_；该分子中中心原子以_杂化，是_分子，分子构型_。 (4)由元素氢、X、Y三种元素形成的化合物常见的有两种，其水溶液均呈酸性，试分别写出其分子式_、_，并比较酸性强弱：_。,第41讲 要点探究,变式题 (1)第二周期、A族第三周期，A族 (2)SO2sp2极性V形 (3)SO3sp2非极性平面三角形 (4)H2SO3H2SO4H2

37、SO4H2SO3,解析 根据氢化物化学式H2X可推知，X的相对原子质量为16，则X为O，Y为S，则其氧化物分别为SO2、SO3，根据杂化轨道理论易确定其分子构型、极性。,探究点二分子的极性,【知识梳理】 若分子中的正电中心和负电中心_，即键的极性的向量和_，则该分子为极性分子；若分子的正电中心和负电中心_，即键的极性的向量和_，该分子为非极性分子。只含有非极性键的分子一定是_分子。含极性键的分子，如果分子结构是对称的，则为_分子，否则是_分子。,第41讲 要点探究,不等于零,非极性,重合,等于零,极性,不重合,非极性,【要点深化】 1非极性键和极性键 非极性键：共用电子对不偏向任何一个原子，成

38、键的原子都不显电性的共价键。 极性键：共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，成键原子分别显示正、负电性的共价键。 2非极性分子和极性分子 非极性分子：电荷在分子中分布对称； 极性分子：电荷在分子中分布不对称。,第41讲 要点探究,3分子极性的判断方法 首先看键是否有极性，然后再看各键的空间排列状况。 键无极性，分子必无极性；键有极性，各键空间排列均匀，正、负电荷重心重叠，使键的极性相互抵消，分子无极性，各键空间排列不均匀，正、负电荷重心不重叠，不能使键的极性相互抵消，分子有极性。 注意O3为极性分子。,第41讲 要点探究,第41讲 要点探究,【典例精析】 例2下列叙述正确的是() ANH3是极性

39、分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心 BCCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心 CH2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央 DCO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连成的直线的中央,第41讲 要点探究,例2CNH3为三角锥形的极性分子，N原子处在三角锥的锥顶；CCl4为正四面体形的非极性分子，C原子处在4个Cl原子所组成的正四面体的中心；H2O为角形的极性分子，O原子和2个H原子不在一条直线上；CO2为直线形的非极性分子，C原子处在2个O原子所连成的直线的中央。,第41讲 要点探究,点评 极性分子一定含有极性键

40、，但是分子中虽然含有极性键，若空间完全对称，正电荷和负电荷中心完全重合，则该分子也是非极性分子。变式题主要是从键的极性和分子的极性进行辨析。,变式题 下列说法正确的是() A含有非极性键的分子一定是非极性分子 B非极性分子中一定含有非极性键 C由极性键形成的双原子分子一定是极性分子 D键的极性与分子的极性无关,第41讲 要点探究,变式题C含有非极性键的分子不一定是非极性分子，如H2O2；非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2中均是非极性分子，却仅有极性键；分子的极性除与键的极性有关外，还与分子空间构型有关。,【知识梳理】 1溶解性：非极性溶质一般能溶于_溶剂，极性溶质一般能溶于_溶剂

41、，即“相似相溶”规律。 2手性异构：具有完全相同的_和_的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体。,第41讲 要点探究,探究点三分子的性质,非极性,原子排列,组成,极性,3无机含氧酸分子的酸性：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价_，其含氧酸的酸性_。 含氧酸的通式可写成(HO)mROn，若成酸元素R相同，则n值_，酸性_。,第41讲 要点探究,越强,越高,越强,越大,【要点深化】 1影响物质溶解性的因素 (1)物质相互溶解的性质十分复杂，受到许多因素的制约，如温度、压强等。通过对许多试验的观察与研究，人们得出了一个经验性的“相似相溶”规律：非极性溶

42、质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。如蔗糖和氨易溶于水，难溶于CCl4，因为蔗糖、氨、水分子是极性分子；而萘和碘易溶于CCl4，难溶于水，因为萘和碘都是非极性分子。离子化合物是强极性物质，很多易溶于水。,第41讲 要点探究,(2)溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性好，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就比较小。如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能与水混溶，就是因为它们与水形成了分子间的氢键的原因。 (3)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如乙醇分子中的OH与水分子中的OH相近，因而乙醇能与水互溶。当然，乙醇分子由于OH的极性较大，易与H2O分子形成氢键也是其互

43、溶的原因。而戊醇CH3CH2CH2CH2CH2OH中的烃基较大，烃基是非极性基团，是疏水亲油基团，戊醇在水中的溶解度明显减小。烃基越大的醇在水中的溶解度就越小。羧酸也是如此。,第41讲 要点探究,(4)如果溶质与水能发生化学反应，也会增大溶质的溶解度。如SO2与水发生反应生成H2SO3，而H2SO3可溶于水，因此，SO2的溶解度增大。,第41讲 要点探究,2无机含氧酸分子的酸性 (1)对无机含氧酸分子的酸性的认识 无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有OH，而OH上的H在水分子的作用下能够变成H而显示一定的酸性。如HNO3、H2SO4的结构式分别是,但是H2SO4与HNO3是强酸，

44、其OH上的H能够完全电离成为H。而同样是含氧酸，H2SO3和HNO2却是弱酸，即酸性强弱有H2SO3H2SO4，HNO2HNO3。其他的有变价的非金属元素所形成的含氧酸也有类似的情况。如酸性强弱HClOHClO2HClO3HClO4。不难得出：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn的形式，若成酸的元素R相同时，则n值越大，R的正电性越高，就会使ROH中O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H，因此酸性也就越强。,第41讲 要点探究,(2)无机含氧酸分子的酸性强弱的一般规律 化学上有一种见解，认为含氧酸的通式可

45、写成(HO)mROn，规律：含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即(HO)mROn中n值越大，酸性越强，非羟基氧个数相同的不同含氧酸，酸性相当。例如，硼酸H3BO3，可写成(HO)3B的强度跟次氯酸HOCl相近，磷酸(HO)3PO的强度跟亚硝酸(OH)NO相近，硫酸(HO)2SO2的强度跟硝酸相近(HO)NO2，高溴酸HBrO4，可写成HOBrO3的强度跟高氯酸HClO4，可写成HOClO3相近，等等。,第41讲 要点探究,【典例精析】 例3 60年代美国化学家鲍林提出了一个经验规则：设含氧酸的化学式为HnROm，其中(mn)为非羟基氧原子数。鲍林认为含氧酸的强弱与非羟基氧原子数(mn)的关系见下表。,第41讲 要点探究,试简要回答下列问题。 (1)按此规则判断H3AsO4、H2CrO4、HMnO4酸性由强到弱的顺序为_。 (2)H3PO3和H3AsO3的形式一样，但酸性强弱相差很大。已知H3PO3为中强酸，H3AsO3为弱酸，试推断H3PO3和H3AsO3的分子结构_。 (3)按此规则判断碳酸应属于_酸，与通常认为的碳酸的强度是否一致？其可能的原因