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(共29张PPT)
专题三　物质结构与性质
电离能、电负性、化学键、杂化方式与分子空间结构
1.元素第一电离能的周期性变化
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,氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下,第一电离能逐渐减小。
说明:同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时,元素的第一电离能较相邻元素要大,即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如,Be、N、Mg、P。
2.元素电负性的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐增大;同族元素从上到下,元素的电负性逐渐减小。
3.离子键
离子键存在于离子化合物中。一般阴、阳离子的电荷越多、离子半径越小,离子键越强。
4.共价键
(1)σ键、π键(以碳原子之间成键为例)
共价键 举例 说明
单键(σ键)
双键(1个σ键、1个π键) 三键(1个σ键、2个π键) -C≡C- 大π键 (2)配位键
①配合物的组成:以[Cu(NH3)4]SO4为例,如下所示。
②一般来说,配合物内界与外界之间为离子键,电荷相互抵消。
③配体有多个配位原子,与中心原子形成螯合物,如铜离子与乙二胺形成配离子。
5.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关,二者之间可以相互推断。
分子组成 (A为中心原子) 中心原子的 孤电子对数 中心原子的 杂化方式 分子的空 间结构 实例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 平面三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
特别提醒　(1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构,不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间,还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。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)键角大小的判断方法
①不同杂化类型
如键角:CH4②单键、双键、三键的影响(较少考查,了解)
三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序:
三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。
如乙烯分子中H—C===C的键角是121.3°;H—C—H的键角是117.4°,均接近120°。
③杂化类型相同,中心原子的孤电子对数越多,键角越小
如键角:CH4>NH3>H2O;N>NH3;H3O+>H2O。
④杂化类型和孤电子对数均相同,中心原子的电负性越大,键角越大
键角:NH3>PH3>AsH3。
解释:N、P、As的电负性逐渐减小,中心原子的电负性越大,成键电子对越靠近中心原子,成键电子对排斥力增大,键角增大。
⑤杂化类型和孤电子对数均相同,配位原子的电负性越大,键角越小
键角:NF3解释:F的电负性比H大,NF3中成键电子对偏向F,成键电子对排斥力比NH3小,且NF3的孤电子对偏向N,孤电子对对成键电子对的排斥力较大。
对于第④⑤种类型,可以归纳为判断中心原子的电子云密度,中心原子的电子云密度越大,则该分子的成键电子对排斥力越大,则键角越大。
1.比较O、C电负性大小,并从原子结构角度解释两元素电负性差异的原因是　 。
2.尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能:N>O,原因是　
　 。
D　
O原子的原子半径小于C原子的原子半径,对电子的吸引能力更强,电负性:O>C
N元素的2p能级为半充满状态,是较稳定的结构,失去1个电子需要的能量更多
3.Na+和Ne互为等电子体,电离能:I2(Na)>I1(Ne),原因是　
　 。
Na+和Ne电子排布结构相同,而Na+比Ne的核电荷数大,因此Na+原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力,所以Na+更难失去电子,电离能更大
4.(2024·陕西宝鸡模拟)铁是一种常见的金属,在生产生活中用途广泛。
(1)铁在元素周期表中的位置是　　 　 　,其基态原子的电子排布式为　　 　　　　　　;铁原子核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用　　　　摄取铁元素的原子光谱。
(2)Fe(CO)5与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁(Fe3N),NH3分子的立体构型为　　 　　;1 mol Fe(CO)5分子中含有σ键为
　　　　mol。
第四周期第Ⅷ族
1s22s22p63s23p63d64s2
光谱仪
三角锥形
10　
(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},该反应的化学方程式为________________________________________________;
CN-中碳原子的杂化轨道类型为　　　　　。C、N、O元素的第一电离能的大小顺序为　　　　　　。
(4)FeCl3可与KSCN溶液发生显色反应。SCN-与N2O互为等电子体,则SCN-的电子式为　　　　　　　　。
Cl2+2K4[Fe(CN)6]═2KCl+2K3[Fe(CN)6]　
sp　
N>O>C
[︰︰C N︰]-
【解析】(1)铁原子核外电子数为26,各电子层电子数为2、8、14、2,原子基态时的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,所以位于第四周期第Ⅷ族。铁原子核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用光谱仪摄取铁元素的原子光谱;(2)Fe(CO)5的结构式为 ,其中三键中有一个σ键,配位键全部为σ键,所以1 mol Fe(CO)5分子中含有σ键为10 mol;(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},同时生成氯化钾,反应的化学方程式为Cl2+2K4[Fe(CN)6]===2KCl+2K3[Fe(CN)6];CN-中C原子价层电子对个数=1+=2,所以采取sp杂化;C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大,同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大,但第ⅤA族的大于第ⅥA族的,所以其第一电离能大小顺序是N>O>C;
(4)SCN-与N2O互为等电子体,等电子体的结构相似,SCN-的电子式为[︰︰C N︰]-。
5.NF3的键角　　　　NH3的键角(填“>”“<”或“=”),理由是　
　 。
6.H3O+中H—O—H的键角比H2O中H—O—H的键角大,原因是　
　 。
<　
F的电负性比H大,NF3中N原子周围电子云的密度减小,成键电子对之间的排斥力较小,因而键角较小
H2O中的氧原子有2个孤电子对,H3O+中的氧原子有1个孤电子对,排斥力较小
7.CH4、NH3、H2O的VSEPR模型都是　　 　,键角分别是　　　　、
　　　　、　　　　;分析它们键角差异的原因:____________________　

　 。
四面体形
109°28'　
107°　
105°
CH4中键与键之间的排斥力一样,是正四面体形,键角为109°28';而其他两个分子均有未成键的孤电子对,孤电子对间的排斥力>孤电子对与σ键电子对间的排斥力>σ键电子对间的排斥力。由于孤电子对对成键电子的排斥作用,使得成键电子间夹角变小,H2O中有两个孤电子对,NH3中有一个孤电子对,故H2O中键角比NH3更小
1.(2025·上海卷)(1) 中电负性最大的是　　　　。
A.C　　　 B.H　　　C.O
(2)1 mol 分子中σ键的数目为　　　　。
A.7　　 B.12　　C.13　　D.14
C　
C　
【解析】(1)电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度,同周期从左到右电负性逐渐增大,同主族从上到下电负性逐渐减小,在C、H、O中,O的电负性最大。
(2)单键都是σ键,双键中含1个σ键和1个π键,由图易得1 mol 分子中σ键的数目为13NA,答案选C。
2.(2025·山东卷)Fe单质及其化合物应用广泛。回答下列问题:
(1)在元素周期表中,Fe位于第　　　　周期第　　　　族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为　　　　。
(2)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐(NO3)3俗称尿素铁,既可作铁肥,又可作缓释氮肥。
①元素C、N、O中,第一电离能最大的是　　　　,电负性最大的是
　　　 。
②尿素分子中,C原子采取的轨道杂化方式为　　　 　。
四
Ⅷ　
4∶5
N　
O
sp2　
【解析】(1)Fe为26号元素,位于元素周期表中第四周期第Ⅷ族;基态Fe原子电子排布式为[Ar]3d64s2,未成对电子数为4,基态Fe3+电子排布式为[Ar]3d5,未成对电子数为5,故答案为:四;Ⅷ;4∶5。
(2)①同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势,但N原子2p轨道为半充满稳定结构,第一电离能:N>O>C;同周期元素从左到右,电负性逐渐增大,因此电负性:O>N>C,故答案为:N;O。
②尿素分子中C原子形成3个σ键,无孤电子对,采取的轨道杂化方式为sp2杂化。
3.(2020·全国卷Ⅰ)Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题:
(1)基态Fe2+与Fe3+离子中未成对的电子数之比为　　　　。
(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是　 。
4∶5
Na与Li同主族,Na的电子层数更多,原子半径更大,更易失电子,故第一电离能更小
I1(Be)>I1(B)>I1(Li),原因是　 。
I1/(kJ·mol-1) Li 520 Be 900 B
801
Na 496 Mg 738 Al
578
Li、Be和B为同周期元素,同周期元素从左至右,第一电离能呈现增大的趋势;但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态,能量更低更稳定,故其第一电离能大于B的
【解析】(1)基态Fe2+的价层电子排布式为3d6,未成对电子数为4,基态Fe3+的价层电子排布式为3d5,未成对电子数为5,所以两者之比为4∶5。
4.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到。
(1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是　　　　　　　　。
(2)SnCl4的Sn—Cl键是由锡的　　　 　轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
平面三角形
sp3杂化
【解析】(1)SnCl2中Sn的价层电子对数为2+×(4-2×1)=3,故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形;
(2)SnCl4中Sn的价层电子对数为4+×(4-4×1)=4,有4个σ键、无孤电子对,故Sn采取sp3杂化,则SnCl4的Sn—Cl键是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
5.(2024·浙江1月选考)(1)下列说法正确的是　　　　。(　　)
A.电负性:B>N>O
B.离子半径:P3-C.第一电离能:GeD.基态Cr的简化电子排布式:[Ar]3d4
(2)H2N—NH2+H+ H2N—N,其中—NH2的N原子杂化方式为
______________。
C
sp3
【解析】(1)同一周期,从左到右,电负性依次增强,故电负性为O>N>B,A错
误;核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,故顺序为P3->S2->Cl-,B错误;同一周期,从左到右,电离能增大的趋势,第ⅤA族和第ⅥA族相反,故顺序为Ge

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