高考化学二轮专题复习选考模块化学与技术物质结构与性质有机化学基础教考案 2

高考化学二轮专题复习选考模块化学与技术物质结构与性质有机化学基础教考案 2

‎①分馏：利用各组分沸点的不同将复杂混合物分离的过程。分为常压分馏（得到汽油、煤油、柴油、重油等产品）和减压分馏（得到润滑油、凡士林沥青等）‎ ‎②石油的加工 裂化：一定条件下，使长链烃断裂成短链烃的过程。目的是提高汽油的产量和质量。‎ 裂解：深度的裂化。目的是获得短链的不饱和气态烃。‎ ‎2．煤 ‎(1)煤的组成：主要含C元素。由有机物和无机物组成复杂的混合物。‎ ‎(2)煤的综合利用 煤的干馏：把煤隔绝空气加强热使其分解的过程。得到焦炭、粗氨水、煤焦油、焦炉煤气等 煤的气化：把煤中的有机物转化成可燃性气体(CO、H2)的过程 煤的液化：把煤中的有机物转化成可燃性液体(如CH3OH)的过程 ‎3．天然气的综合利用 天然气既是一种清洁的能源，也是一种重要的化工原料。‎ ‎4．海水的综合利用 ‎(1)海水水资源的利用 ‎①海水的淡化。常用方法：蒸馏法、电渗析法、反渗透法、冷冻法。‎ ‎②直接利用海水进行循环冷却。‎ ‎(2)海水化学资源的利用：①海盐的生产；②Cl、Br、I的提取。‎ ‎5．环境保护和绿色化学 ‎(1)环境污染：包括大气污染，水污染，土壤污染和食品污染。‎ ‎(2)绿色化学：核心是利用化学原理从源头上减少和消除工业生产对环境的影响。‎ 原子利用率为期望产物的总质量与生成物的总质量之比。对于具体的化学反应，原子利用率等于期望生成物的摩尔质量与生成物的总摩尔质量之比。‎ ‎（二）化学与材料的制造、应用 ‎1．金属的冶炼 ‎（1）原理：化合物中金属元素得电子被还原成单质。‎ ‎（2）方法：根据金属活动性强弱，通常采用电解法（锌以前的金属的制取）、热还原法（锌至铜之间的金属）和热分解法（铜以后的金属的制取）。‎ ‎2．硅酸盐工业 ‎（1）水泥：普通水泥的主要成分是硅酸三钙(3CaO·SiO2)、硅酸二钙(2CaO·SiO2)和铝酸三钙(3CaO·A12O3)等。‎ ‎（2）玻璃：玻璃有普通玻璃、石英玻璃、光学玻璃等等。玻璃没有固定的熔、沸点。‎ ‎（3）比较水泥和玻璃的生产方法(见下表)硅酸盐产品 水泥 玻璃（普通）‎ 原料 石灰石、粘土 纯碱、石灰石、石英 设备 水泥回转窑 玻璃熔炉 反应 复杂的物理化学变化 Na2CO3+SiO2 Na2SiO3+CO2↑‎ CaCO3+SiO2 CaSiO3+CO2↑‎ 主要成分 ‎3CaO·SiO2 、2CaO· SiO2 、‎ ‎3CaO·Al2O3‎ Na2O·CaO· 6SiO2‎ 特性 水硬性 ‎（加石膏调节硬化速度）‎ 玻璃态物质（在一定温度范围内软化）‎ 非晶体 ‎（4）陶瓷 ‎ ‎①制造陶瓷的主要原料：粘土。‎ ‎②制造陶瓷的一般过程：制泥、成型、干燥、烧成。‎ ‎③陶瓷的种类(根据原料、烧制温度划分)：土器、陶器、瓷器、炻器等。硅酸盐的组成可以用氧化物形式来表示例高岭石A12(Si2O5)(OH)4可表示为A12O3·2SiO2·2H2O。‎ ‎（三）化学与工农业生产 ‎1．合成氨 ‎ ‎（1）合成氨的条件的选择：温度(500℃)、压强20~50MPa)、催化剂（铁触媒）。‎ ‎ （2）合成氨生产工艺：生产流程 。‎ 原料气的制备 。其中生产的氨气液化分离，原料气循环利用。‎ ‎2．氯碱工业 离子交换膜电解槽主要由阳极（用金属钛网制成，涂有钛、钌等氧化物涂氯碱工业——电解饱和食盐水制取氯气和烧碱。‎ ‎（1）原理：阳极（用石墨）：2Cl-－2e－=Cl2↑ 阴极（用Fe）：2H＋+2e-=H2↑‎ 总反应：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑‎ ‎（2）饱和食盐水的精制：电解前应除去食盐溶液中的Ca2＋、Mg2＋、SO42―等杂质离子，加入试剂依次为NaOH溶液、BaCl2溶液、Na2CO3溶液、稀盐酸（或将BaCl2溶液和NaOH溶液的顺序互换）。‎ ‎（3）离子交换膜法制烧碱 离子交换膜的特性：只允许阳离子通过，而阻止阴极离子和气体通过。‎ ‎3．硫酸工业——接触法 三阶段：SO2制取和净化、SO2转化为SO3、SO3吸收和H2SO4的生成 三方程：4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2 2SO2+O2=2SO3 SO3+H2O=H2SO4‎ 三设备：沸腾炉、接触室、吸收塔 ‎4．化学肥料施用 酸性的化学肥料不能和碱性肥料混用，如硝酸铵和草木灰(主要有效成分为K2CO3)不能混合施用，因NH4NO3水解是酸性，K2CO3水解是碱性，混合促进水解，降低肥效。‎ 二、物质结构与性质 ‎（一）原子结构与原子核外电子能级分布 ‎1．电子云和原子轨道 ‎(1)电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。‎ 电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现，可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地把它叫做“电子云”称作电子云。电子云轮廓图称原子轨道。S的原子轨道是球的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 ‎ s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。‎ ‎ ‎ ‎2．泡利原理和洪特规则 量子力学告诉我们：ns能级各有1个轨道，np能级各有3个个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个个轨道。而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。‎ 一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。‎ 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相反，这个规则是洪特规则。‎ 洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。‎ ‎3．能层与能级 对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。‎ 各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：‎ 能 层(n)‎ 一 二 三 四 五 六 七 符 号 K L M N O P Q 能 级(l)‎ ‎1s ‎2s ‎2p ‎3s ‎3p ‎3d ‎4s ‎4p ‎4d ‎4f ‎5s ‎…‎ ‎……‎ 最 多 ‎ 电 子 数 ‎2‎ ‎2‎ ‎6‎ ‎2‎ ‎6‎ ‎10‎ ‎2‎ ‎6‎ ‎10‎ ‎14‎ ‎2‎ ‎…‎ ‎……‎ ‎2‎ ‎8‎ ‎18‎ ‎32‎ ‎……‎ ‎2n2‎ ‎4．核外电子排布 ‎（1）构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：‎ ‎1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……‎ 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。‎ 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。‎ ‎（2）能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。‎ ‎（3）表示方法：电子排布式和轨道表示式。‎ ‎5．基态、激发态、光谱 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低能量的原子叫做基态原子。‎ 当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。‎ 不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。‎ ‎（二）元素周期律 ‎1．元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素律。元素性质的周期性变化的本质原因是核外电子排布呈周期性变化。‎ ‎2．元素性质周期性变化的具体表现 随着核电荷数的递增，每隔一定数目的元素 ‎①原子半径由大到小；‎ ‎②主要化合价：正价由+1→+7，负价由-4→-1；‎ ‎③元素性质：同一周期由前往后金属性减弱，非金属性增强，同一主族，由上往下金属性增强，非金属性减弱；‎ ‎④电离能：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要的能量叫做第一电离能。电离能的大小决定了该元素的原子失电子能力大小，第一电离能越大，越难失电子，金属活动性越弱。‎ 同一主族，由上往下第一电离能减小，同一周期由前往后电离能增大，但二、三周期中的Be、N、Mg和P四种元素的原子第一电离能大于相邻的前后元素的原子（为什么？）‎ ‎⑤电负性：电负性是原子在化学键中对键合电子吸引能力的标度。电负性越大，吸引电子的能力越强。电负性的大小也可作为衡量金属性、非金属性强弱的尺度，在元素周期表中，电负性最大的是F，金属的电负性一般＜1.8；同一周期由前往后电负性增大，同一主族，由上往下电负性减小。‎ ‎（三）共价键理论 ‎1．共价键价键理论 ‎（1）共价键 ‎①定义：原子之间通过共用电子对所形成的化学键 ‎②实质：形成共用电子对或电子云重叠 ‎③类型：σ键和π键 a．δ键：沿健轴(两原子核的连线)方向以“头碰头”的方式发生原子轨道(电子云)的重叠所形成的共价键称为σ键——单键。 ‎ 种类：S-S重叠，S-P重叠，P-P重叠 特点：轴对称(即以成键的两原子核为连线为轴作旋转操作，共价键电子云的图形不变)‎ b．π键：两个原子沿键轴平行以“肩碰肩”方式发生原子轨道(电子云)重叠所形成的共价键称为π键。(只有在生成σ键后，余下的p轨道才能生成π键)‎ 特点：镜像对称(重叠形成的电子云由两块形成，分别位于两原子核构成的平面的两侧，互为镜像)‎ c．δ键和π键比较 重叠方式：δ键——头碰头；π键——肩并肩。‎ 键的强度：δ键＞π键 成键电子：δ键（S-S；S-P；P-P）；π键（P-P）。‎ 成键类型：δ键成单键；π键成双键、叁键。‎ ‎（2）由原子轨道相互重叠形成的σ键和π键总称价键轨道。‎ ‎（3）判断共价键类型规律：共价单键是σ键；而共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键组成。‎ ‎2．价层电子对互斥模型 ‎（1）中心原子上的价电子都用于形成共价键：分子中的价电子对相互排斥的结果。如：‎ ABn 立体结构 范例 n=2‎ 直线型 CO2‎ n=3‎ 平面三角形 CH2O n=4‎ 正四面体型 CH4‎ ‎（2）中心原子上有孤对电子：孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。如：‎ 化学式 中心原子含有孤对电子对数 中心原子结合的原子数 空间构型 H2S ‎2‎ ‎2‎ V形 NH2＋‎ ‎2‎ ‎2‎ V形 BF3‎ ‎0‎ ‎3‎ 正三角形 CHCl3‎ ‎0‎ ‎4‎ 四面体 SiF4‎ ‎0‎ ‎4‎ 正四面体 ‎3．杂化轨道理论 ‎（1）杂化的概念：在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫杂化轨道。‎ ‎（2）杂化轨道类型：‎ ‎①sp3杂化：1个s轨道和3个p轨道会发生混杂，得到4个相同的轨道，夹角109°28′，称为sp3杂化轨道。‎ ‎②sp杂化：夹角为180°的直线形杂化轨道，sp2杂化：三个夹角为120°的平面三角形杂化轨道。‎ ‎4．配位键 ‎（1）“电子对给予—接受键”被称为配位键。一方提供孤对电子；一方有空轨道，接受孤对电子。如：[Cu(H2O)2＋]、NH4＋中存在配位键。表示：A→B（ 前者是电子对给予体后者是电子对接受体）。‎ 条件：其中一个原子必须提供孤对电子。另一原子必须能接受孤对电子轨道。‎ ‎（2）通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物。如铜氨配合物[Cu(NH3)4]2＋(深蓝色)的形成：‎ Cu2＋+2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2NH4＋‎ Cu(OH)2+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2＋+2OH－+4H2O ‎5．键的极性和分子的极性 ‎（1）极性键：由不同原子形成的共价键。吸电子能力较强一方呈正电性（δ+），另一个呈负电性(δ-)。‎ ‎（2）极性分子和非极性分子：极性分子中，正电荷中心和负电中心不重合；非极性分子的正电中心和负电中心重合。‎ ‎（3）判断极性分子或非极性分子经验规律：若分子结构呈几何空间对称，为正某某图形，则为非极性分子。‎ ‎6．氢键及范德华力及其对物质的影响 ‎（1）范德华力：分子之间存在着相互作用力。范德华力很弱，约比化学键能小l~2数量级。相对分子质量越大，范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。‎ ‎（2）氢键：是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很强的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。氢键普遍存在于已经与N、O、F等电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另外的N、O、F等电负性很大的原子之间。例如，不仅氟化氢分子之间以及氨分子之间存在氢键，而且它们跟水分子之间也存在氢键。氢键表示方法：X—H…Y。‎ 分子间氢键：使物质的熔、沸点升高。‎ 分子间内氢键：使物质的熔、沸点降低。氢键属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间，约为化学键的十分之几，不属于化学键。‎ ‎7．溶解性 ‎（1）“相似相溶”规律：非极性溶质易溶于非极性溶剂，极性溶质易溶于极性溶剂。‎ 极性溶质比非极性溶质在水中的溶解度大。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。‎ ‎（2）溶解度影响因素：溶剂的极性、溶剂和溶质之间的氢键作用。‎ ‎8．手性 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，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。有手性异构体的分子叫做手性分子。‎ ‎（四）晶体结构 ‎1．晶体类型与结构、性质关系 晶体的类型直接决定着晶体的物理性质，如熔、沸点、硬度、导电性、延展性、水溶性等。而晶体的类型本质上又是由构成晶体的微粒及微粒间作用力决定，通常可以由晶体的特征性质来判定晶体所属类型。掌握下表内容是重点之一。对一些常见物质，要会判断其晶体类型。‎ 比较四种晶体类型 ‎ 2．如何比较物质熔、沸点高低 ‎（1）由晶体结构来确定。首先分析物质所属的晶体类型，其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高低的决定因素。‎ ‎①一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体 如：SiO2＞NaCl＞CO2(干冰)，但也有特殊，如熔点：MgO＞SiO2‎ ‎②同属原子晶体，一般键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高。‎ 如：金属石＞金刚砂＞晶体硅 原因 rC-C

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