高考化学第二轮复习精品学案17 物质结构与性质.docx
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高考化学第二轮复习精品学案17物质结构与性质
学案17 物质结构与性质
最新考纲展示
1.原子结构与性质：
（1）认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义；
（2）了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素的原子及简单离子的基态核外电子排布。
（3）了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。
2.化学键与物质的性质：
（1）理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成；
（2）了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质；（3）了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质；（4）了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的性质差异；（5）能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型；（6）了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用；（7）了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；（8）能用金属键的自由电子理论解释金属的某些物理性质；（9）知道金属晶体的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构特征；（10）了解简单配合物的成键情况。
3.分子间作用力与物质的性质：
（1）知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别；
（2）知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；（3）了解氢键的存在对物质性质的影响；（4）了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
一、原子结构与性质
1．原子序数为24的元素原子的基态原子
（1）核外电子排布式为__________________，价电子排布式是____________。
（2）有________个电子层，________个能级；有______个未成对电子。
（3）在周期表中的位置是第______周期第____族。
2．试用“>”、“<”、“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：
（1）第一电离能：
__________________________________________________________（用元素符号表示，下同）。
（2）电负性：
______________________________________________________________。
（3）非金属性：
____________________________________________________________。
答案 1.
（1）1s22s22p63s23p63d54s1 3d54s1
（2）4 7 6
（3）四 ⅥB
2．
（1）N>O>C>Si
（2）O>N>C>Si
（3）O>N>C>Si
二、分子结构与性质
分析下列化学式，选出划线元素符合要求的物质：
A．C2H2 B．H2O C．BeCl2 D．CH4 E．C2H4 F．N2H4
（1）既有σ键，又有π键的是________。
（2）sp3杂化的是________；sp2杂化的是________；sp杂化的是________。
（3）分子构型为正四面体的是________，为“V”形的是________，为直线形的是
________。
（4）分子间能形成氢键的物质是________，能作配体形成配位键的是________。
（5）含有极性键的非极性分子是________。
答案
（1）AE
（2）BDF E AC
（3）D B AC
（4）BF BF
（5）ACDE
三、晶体结构与性质
1．如图为NaCl晶胞示意图，边长为acm，在1mol的晶胞中，
（1）含有________个Na＋，1个Na＋周围与其距离最近并且距离相等的Cl－有________个，形成________构型。
（2）NaCl的密度为_________________________________________________________。
答案
（1）4NA 6 正八面体
（2）ρ＝
g·cm－3
2．用“>”、“<”或“＝”表示下列物质的熔沸点关系：
（1）H2O________H2S
（2）CH4________CCl4
（3）Na________Mg（4）CaO________MgO
（5）金刚石________石墨（6）SiO2________CO2
答案
（1）>
（2）< （3）< （4）< （5）> （6）>
题型1 核外电子排布与元素性质
真题回顾
1．
（1）[2013·新课标全国卷Ⅰ，37
（1）]基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，
该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。
（2）（2013·新课标全国卷Ⅱ，37改编）①Ni2＋的价层电子排布图为__________________。
②F、K、Fe、Ni四种元素中的第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________。
（填元素符号）
（3）[2012·新课标全国卷，37（3）]Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为____________。
（4）[2012·江苏，21
（1）①]Mn2＋基态的电子排布式可表示为__________。
答案
（1）M 9 4
（2）①
②K F
（3）34 3s23p63d10
（4）1s22s22p63s23p63d5（或[Ar]3d5）
规律方法
1．基态原子的核外电子排布
（1）排布规律
①能量最低原理：
原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：
1s22s22p63s23p63d104s24p2。
②泡利原理：
每个原子轨道上最多容纳2个自旋状态不同的电子。
③洪特规则：
原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
洪特规则特例：
能量相同的轨道处于全充满、半充满或全空的状态时原子是比较稳定的。
如
（2）表示形式
①电子排布式：
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。
如K：
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。
②电子排布图：
每个小框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子
。
2．元素第一电离能的周期性变化
（1）同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小。
（2）同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。
（3）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。
通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
对点集训
1．按要求填空：
（1）第26号元素原子的核外电子排布式是______________，它位于第______周期第______族，其化学符号是________，有________个成单电子。
（2）第三周期中，3p轨道半充满的元素是________，3s轨道半充满的元素是____________，3s电子数与3p电子数相同的元素是_________，3p电子数为2s电子数2倍的元素是_______，电负性最大的元素是______，第一电离能最大的元素是_______。
（填元素符号）
答案
（1）1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 四 Ⅷ Fe 4
（2）P Na Si S Cl Ar
2．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个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为
________。
（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________，C的元素符号为________。
（3）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________________________________________________。
（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________，其基态原子的电子排布式为________________________________。
答案
（1）N
（2）Cl K
（3）Fe 1s22s22p63s23p63d64s2（或[Ar]3d64s2）
（4）Cu 1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）
解析
（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，则其价电子构型为2s22p3，元素符号为N；
（2）B元素的负一价离子的电子层结构与氩相同，则B为Cl元素，C元素的正一价离子的电子层结构与氩相同，则C为K元素；
（3）D元素的正三价离子的3d能级为半充满，即三价阳离子的构型为3d5，则原子的价电子构型为3d64s2，元素符号是Fe，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；
（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即价电子构型为3d104s1，所以它的元素符号为Cu，其基态原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s1。
题型2 分子的空间构型与杂化方式
真题回顾
2．
（1）[2013·山东理综，32（3）]BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。
第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。
答案
（1）sp2杂化 sp3杂化 3
解析 杂化轨道用于形成σ键和容纳孤对电子。
BCl3分子中B原子形成3个σ键，无孤对电子，则B原子采取sp2杂化。
NCl3中N原子形成3个σ键，且有1对孤对电子，则N原子采取sp3杂化。
Be、B、N、O原子的最外层电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p3、2s22p4，Be原子的2s轨道处于全充满的稳定状态，故其第一电离能大于B；N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，故其第一电离能大于O，因此元素的第一电离能介于B和N元素之间的第二周期的元素有Be、C、O3种。
（2）（2013·海南，19改编）①H2O分子空间构型是______，其杂化形式为________________。
②化合物COCl2中心原子的杂化轨道类型为__________。
答案 ①V形（或角形） sp3杂化 ②sp2杂化
（3）[2013·江苏，21A（4）（5）]①SO
的空间构型为______（用文字描述）。
②写出一种与SO
互为等电子体的分子的化学式：
______________________。
③Zn的氯化物与氨水反应可形成配合物[X（NH3）4]Cl2，1mol该配合物中含有σ键的数目为________。
答案 ①正四面体 ②CCl4或SiCl4 ③16×6.02×1023个
解析 ①SO
中由于硫原子是sp3杂化类型，所以为空间正四面体构型。
②与SO
互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换”的方法，SO
→SiF4→SiCl4→CCl4等。
③[Zn（NH3）4]2＋中Zn与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。
（4）[2012·福建理综，30（4）]硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm－（含B、O、H三种元素）的球棍模型如下图所示：
①在Xm－中，硼原子轨道的杂化类型有____________；配位键存在于____________原子之间（填原子的数字标号）；m＝____________（填数字）。
②硼砂晶体由Na＋、Xm－和H2O构成，它们之间存在的作用力有__________（填序号）。
A．离子键B．共价键C．金属键D．范德华力
E．氢键
答案 ①sp2、sp3 4,5（或5,4） 2 ②ADE
解析 ①由球棍模型可以看出，大黑球为B原子，灰球为O原子，小黑球为H原子。
2号B原子形成3个键，采取sp2杂化，4号B原子形成4个键，采取sp3杂化；4号B原子三个sp3杂化轨道与除5号O原子外的三个O原子形成σ键后还有一个空轨道，而5号O原子能提供孤对电子而形成配位键；由图示可以看出该结构可以表示为[B4H4O9]m－，其中B为＋3价，O为－2价，H为＋1价，可知m＝2。
②在晶体中Na＋与Xm－之间为离子键，H2O分子间存在范德华力，而该阴离子能与水分子形成氢键。
规律方法
1．共价键
（1）分类
①共价键—
②配位键：
形成配位键的条件是成键原子一方（A）能够提供孤对电子，另一方（B）具有能够接受孤对电子的空轨道，可表示为A―→B。
（2）描述共价键的参数：
键参数
2．用价层电子对互斥理论判断分子空间构型
（1）价层电子对互斥模型说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。
分子或离子
中心原子的孤电子对数
分子或离子的价层电子对数
电子对空
间构型
分子或离子的立体构型名称
CO2
0
2
直线形
直线形
SO2
1
3
平面三角形
V形
H2O
2
4
正四面体形
V形
BF3
0
3
平面三角形
平面三角形
CH4
0
4
正四面体形
正四面体形
NH
0
4
正四面体形
正四面体形
NH3
1
4
正四面体形
三角锥形
（2）运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为
n＝
注意：
①氧族元素的原子作为中心原子A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电子；
②若为分子，电荷数为0；
③若为阳离子，则减去电荷数，如NH
，n＝
＝4；
④若为阴离子，则加上电荷数，如SO
，n＝
＝4。
3．判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法
（1）看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。
（2）由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。
没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤对电子占据1个杂化轨道。
如NH3为三角锥形，且有一对孤对电子，即4条杂化轨道应呈正四面体形，为sp3杂化。
得分技巧
熟记常见杂化轨道类型与分子构型规律
杂化轨
道类型
参加杂化
的原子轨道
分子构型
示例
sp
1个s轨道，
1个p轨道
直线形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
1个s轨道，
2个p轨道
平面三角形
BF3、BCl3、HCHO
sp3
1个s轨道，
3个p轨道
等性
杂化
正四
面体
CH4、CCl4、NH
不等性杂化
具体情况不同
NH3（三角锥形）、H2S、H2O（V形）
对点集训
3．A、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π键，________个σ键。
（3）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________，形成的离子立体构型为__________，其中B原子采取的杂化方式是________。
答案
（1）2s22p4
（2）2 1
（3）配位键 正四面体形 sp3杂化
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。
（1）主族元素的价电子指最外层电子，排布式为2s22p4；
（2）B的单质即N2，其结构式为N≡N，三键中有1个σ键，2个π键；
（3）NH3分子N原子上有一对孤对电子，可与H＋以配位键结合成NH
，据价层电子对互斥理论，该微粒为正四面体形，其中N的杂化方式为sp3杂化。
4．
（1）在①SiO
、②SO
、③CH3OH、④CS2、⑤CCl4五种微粒中，中心原子采取sp3杂化的有________（填序号，下同），分子中所有的原子均在同一平面的有__________，CS2属于__________分子（填“极性”或“非极性”）。
（2）利用CO可以合成化工原料COCl2、配合物Fe（CO）5等。
①COCl2分子的结构式为
，每个COCl2分子内含有______个σ键，______个π键。
其中心原子采取______杂化轨道方式，COCl2分子的空间构型为
________________________________________________________________________。
②Fe（CO）5在一定条件下发生分解反应：
Fe（CO）5===Fe（s）＋5CO，反应过程中，断裂的化学键只有________键，形成的化学键是______________。
答案
（1）②③⑤ ①④ 非极性
（2）①3 1 sp2 平面三角形 ②配位 金属键
解析
（1）首先判断中心原子的孤对电子对数：
①
＝0、②
＝1、③CH3OH中的C原子无孤对电子、④
＝0、⑤
＝0；所以杂化方式分别为①sp2、②sp3、③sp3、④sp、⑤sp3；①sp2杂化且无孤对电子、④sp杂化，所以①④中的原子均在同一平面内；
（2）①中心原子C无孤对电子，所以是sp2杂化，分子构型为平面三角形；②Fe与CO之间形成的是配位键，金属晶体中存在的是金属键。
题型3 晶体结构与物质性质
真题回顾
3．
（1）[2013·新课标全国卷Ⅰ，37（6）]在硅酸盐中，SiO
四面体[如下图（a）]通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。
图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根：
其中Si原子的杂化形式为______________，Si与O的原子数之比为______________，化学式为________________。
答案 sp3 1∶3 [SiO3]
（SiO
）
解析 依据图（a）可知SiO
的结构类似于甲烷分子的结构，为正四面体结构，Si原子的杂化形式和甲烷分子中碳原子的杂化形式相同，为sp3杂化；图（b）是一种无限长单链结构的多硅酸根，每个结构单元中两个氧原子与另外两个结构单元顶角共用，所以每个结构单元含有1个Si原子、3个氧原子，Si原子和O原子数之比为1∶3，化学式可表示为[SiO3]
或SiO
。
（2）[2013·海南，19
（1）]碳的一种同素异形体的晶胞如图所示，图中对应的物质名称是__________，其晶胞中的原子数为________，晶体类型为__________。
答案 金刚石 8 原子晶体
解析 每个原子周围有4个共价键，判断为金刚石。
（3）[2013·新课标全国卷Ⅱ，37（3）（4）]前四周期原子序数依次增大
的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只
有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期
的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且
原子序数相差为2。
A、B和D三种元素组成的一个化合物的晶
胞如图所示。
①该化合物的化学式为________；D的配位数为__________；
②列式计算该晶体的密度__________g·cm－3。
③A－、B＋和C3＋三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型
有______________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为__________，配位体是____________。
答案 ①K2NiF4 6 ②
＝3.4
③离子键、配位键 [FeF6]3－ F－
解析 ①在该化合物中F原子位于棱、面心以及晶胞体内，故F原子个数为
×16＋
×4＋2＝8个，K原子位于棱和体内，故K原子个数为
×8＋2＝4个，Ni原子位于8个顶点上和晶胞体内，故Ni原子个数为
×8＋1＝2个，K、Ni、F原子的个数比为4∶2∶8＝2∶1∶4，所以化学式为K2NiF4；由图示可看出在每个Ni原子的周围有6个F原子，故配位数为6；②结合解析①，根据密度公式可知ρ＝
＝
g·cm－3≈3.4g·cm－3。
③在K3FeF6中含有K＋与[FeF6]3－之间的离子键和[FeF6]3－中Fe3＋与F－之间的配位键，在配离子[FeF6]3－中F－是配位体。
规律方法
1．氢键对物质性质的影响
（1）关于氢键：
由已经和电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间形成的作用力。
表示为A—H……B—（A、B为N、O、F，—表示共价键，……表示氢键）。
氢键不属于化学键，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。
氢键实质上也是一种静电作用。
氢键存在于水、醇、羧酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等中。
（2）氢键对物质性质的影响：
①溶质分子和溶剂分子间形成氢键，溶解度骤增。
如氨气极易溶于水；②分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高；③有些有机物分子可形成分子内氢键，则此时的氢键不能使物质的熔沸点升高。
2．物质熔沸点高低比较规律
（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）。
（2）形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：
金刚石＞石英＞碳化硅＞晶体硅。
（3）形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如：
MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
（4）金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔沸点就越高，如Al＞Mg＞Na。
（5）分子晶体的熔沸点比较规律：
①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如：
HI＞HBr＞HCl；
②组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如：
CO＞N2；
③同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：
正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；
④同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物＞间位取代物＞对位取代物，如：
邻二甲苯＞间二甲苯＞对二甲苯。
3．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目
A．NaCl（含4个Na＋，4个Cl－）
B．干冰（含4个CO2）
C．CaF2（含4个Ca2＋，8个F－）
D．
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