届高考化学考前知识专题复习物质结构与性质选考.docx
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届高考化学考前知识专题复习物质结构与性质选考
2017届高考化学考前知识专题复习：
物质结构与性质（选考）
[高考关键词] 1电子排布式、电子排布图。
2电离能、电负性变化规律。
3极性键和非极性键、σ键和π键。
4分子空间构型、杂化轨道、价层电子对互斥、等电子体。
分子间作用力、氢键。
6晶体模型、晶胞中微粒个数和相对位置。
1．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）试按从大到小的顺序表示元素、N、、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）①1s22s22p63s23p63d4s1或[Ar]3d4s1
3d4s1
②4 7 6 ③四 ⅥB
（2）①N>>>Si ②>N>>Si
③>N>>Si
2．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（填选项字母）：
A．2H2 B．H2 ．Bel2 D．H4 E．2H4
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________。
（）含有极性键的非极性分子是____________。
答案
（1）AE
（2）BDF E A （3）D B A
（4）BF BF （）ADE
3．晶体结构与性质
（1）如图为Nal晶胞示意图，边长为a，在1l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l－有________个，形成________构型；
②Nal的密度为_____________________________________________________。
（2）用“>”、“<”或“＝”表示下列物质的熔、沸点关系：
①H2________H2S ②H4________l4
③Na________g④a________g
⑤金刚石________石墨⑥Si2________2
答案
（1）①4NA 6 正八面体
②ρ＝4×8a3NAg•－3
（2）①> ②< ③<
④< ⑤< ⑥>
真题调研
1．（2016•全国卷Ⅰ，37）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）Ge与是同族元素，原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。
从原子结构角度分析，原因是___________________________________________
________________________________________________________________________。
（3）比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因___________________
________________________________________________________________________。
Gel4GeBr4GeI4
熔点/℃－4926146
沸点/℃831186约400
（4）光催化还原2制备H4反应中，带状纳米Zn2Ge4是该反应的良好催化剂。
Zn、Ge、电负性由大至小的顺序是________________。
（）Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为____________，微粒之间存在的作用力是________________________________________________________________________。
（6）晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，如图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为（0,0,0）；B为（12，0，12）；为（12，12，0）。
则D原子的坐标参数为________。
②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状，已知Ge单晶的晶胞参数a＝676p，其密度为________________g•－3（列出计算式即可）。
答案
（1）3d104s24p2 2
（2）Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p&sh;p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键
（3）Gel4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。
原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强
（4）＞Ge＞Zn （）sp3 共价键
（6）①（14，14，14） ②8×73602×6763×107
解析
（1）锗为32号元素，根据原子核外电子的排布规律，可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2，其中4p能级有2个未成对电子。
（2）Ge和虽是同族元素，价电子排布相同，但Ge的原子半径比的大，所以其原子轨道不易重叠形成π键，即Ge原子间难以形成双键和三键。
（3）由表中数据，可知几种锗卤化物的熔、沸点都较低，都属于分子晶体。
随着相对分子质量的逐渐增大，其分子间作用力逐渐增强，故熔、沸点逐渐升高。
（4）Zn、Ge、三种元素中，Zn和Ge是金属元素，是非金属元素。
的电负性比Zn和Ge的大，又根据同周期元素的电负性从左到右逐渐增大的规律，可知电负性：
＞Ge＞Zn。
（）由于锗单晶具有金刚石型的结构，故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键，其原子轨道杂化类型为sp3杂化。
（6）①由Ge单晶晶胞结构示意图，可知D原子与A原子及位于3个相邻面面心的3个原子构成了正四面体结构，D原子位于正四面体的中心，再根据A、B、三个原子的坐标参数可知D原子的坐标参数为（14，14，14）。
②由锗单晶的晶胞结构示意图，可知该晶胞中位于顶点的有8个原子，位于面心的有6个原子，位于内部的有4个原子，则一个晶胞中所含有的锗原子个数为8×18＋6×12＋4＝8，再由晶胞参数可知该晶胞的边长为676p的正方体，则其密度为8NA×73676×10－103g•－3。
2．（2016•全国卷Ⅱ，37）东晋《华阳国志•南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。
回答下列问题：
（1）镍元素基态原子的电子排布式为________________，3d能级上的未成对电子数为________。
（2）硫酸镍溶于氨水形成[Ni（NH3）6]S4蓝色溶液。
①[Ni（NH3）6]S4中阴离子的立体构型是________。
②在[Ni（NH3）6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。
③氨的沸点________（填“高于”或“低于”）膦（PH3），原因是________________________；
氨是________分子（填“极性”或“非极性”），中心原子的轨道杂化类型为________。
（3）单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为Iu＝198•l－1、INi＝173•l－1，Iu>INi的原因是____________________。
（4）某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。
①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。
②若合金的密度为dg•－3，晶胞参数a＝______n。
答案
（1）1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2） 2
（2）①正四面体 ②配位键 N ③高于 氨气分子间可形成氢键 极性 sp3
（3）金属 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
（4）①3∶1 ②321dNA×107
解析
（1）镍是28号元素，位于第四周期第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2；3d能级有个轨道，根据洪特规则，先占满个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2。
（2）①根据价层电子对互斥理论，S2－4的σ键电子对数等于4，孤电子对数为6＋2－2×42＝0，则阴离子的立体构型是正四面体形；②根据配位键的特点，在[Ni（NH3）6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为配位键，提供孤电子对的成键原子是N；③氨气分子间存在氢键，分子间作用力强，
所以氨的沸点高于膦（PH3）；根据价层电子对互斥理论，氨气中心原子N的σ键电子对数等于3，孤电子对数为－32＝1，则中心氮原子轨道杂化类型为sp3杂化，分子为三角锥形，正、负电荷重心不重叠，氨气是极性分子。
（3）铜和镍属于金属，则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以Iu＞INi。
（4）①根据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为6×12＝3，镍原子的个数为8×18＝1，则铜和镍的数量比为3∶1；②根据上述分析，该晶胞的组成为u3Ni，若合金的密度为dg•－3，根据ρ＝V，则晶胞参数a＝321dNA×107n。
高考题型1 原子结构与元素性质1．基态原子的核外电子排布
（1）排布规律
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
泡利原理每个原子轨道上最多只容纳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
（2）四种表示方法
表示方法举例
电子排布式r：
1s22s22p63s23p63d4s1
简化表示式u：
[Ar]3d104s1
价电子排布式Fe：
3d64s2
电子排布图
（或轨道表示式）：
↑↓ ↑↓ ↑↓↑↑
1s 2s 2p
（3）常见错误防范
①电子排布式
a．3d、4s书写顺序混乱
如：
Fe：
1s22s22p63s23p64s23d6×Fe：
1s22s22p63s23p63d64s2√
b．违背洪特规则特例
如：
r：
1s22s22p63s23p63d44s2×r：
1s22s22p63s23p63d4s1√
u：
1s22s22p63s23p63d94s2×u：
1s22s22p63s23p63d104s1√
②电子排布图
a↑ ↑↑ （违背能量最低原理）
b↑↑（违背泡利原理）
↑↓ （违背洪特规则）
d↑↓ （违背洪特规则）
2．元素第一电离能的递变性
同周期（从左到右）同主族（自上而下）
第一电离能增大趋势（注意ⅡA、ⅤA的特殊性）依次减小
（1）特例
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）、半充满（p3、d、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：
第一电离能，Be>B；g>Al；N>；P>S。
（2）应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
3．元素电负性的递变性
（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
1．原子核外电子的排布
（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。
在基态14原子中，核外存在________对自旋相反的电子。
（2）基态Ni原子的电子排布式为__________________________________________，
Ni2＋的价层电子排布图为___________________________________________，
该元素位于元素周期表中的第________族。
（3）N的基态原子核外电子排布式为________；Se的基态原子最外层有________个电子。
（4）Si元素基态原子的电子排布式是________________。
（）u、u2＋、u＋基态核外电子排布式分别为___________________、__________________、______________。
（6）r3＋基态核外电子排布式为____________________________________________________；
配合物[r（H2）6]3＋中，与r3＋形成配位键的原子是________（填元素符号）。
（7）g原子核外电子排布式为_____________________________________________________；
a原子最外层电子的能量________（填“低于”、“高于”或“等于”）g原子最外层电子的能量。
（8）基态铁原子有________个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为________________。
答案
（1）电子云 2
（2）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2
3d
↑↓↑↓↑↓↑↑ Ⅷ
（3）1s22s22p3 6
（4）1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
（）u：
1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
u2＋：
1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9
u＋：
1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
（6）1s22s22p63s23p63d3（或[Ar]3d3）
（7）1s22s22p63s2或[Ne]3s2 高于
（8）4 1s22s22p63s23p63d
2．元素的性质
（1）H4和2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________________________________。
（2）原子半径：
Al________Si，电负性：
N________（填“>”或“<”）。
（3）、Si、N元素的电负性由大到小的顺序是________；、N、、F元素的第一电离能由大到小的顺序是________________。
（4）F、、Fe、Ni四种元素中第一电离能最小的是______，电负性最大的是________（填元素符号）。
（）请回答下列问题：
①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能I1I2I3I4……
In/•l－17818172741178
则该元素是________（填写元素符号）。
②基态锗（Ge）原子的电子排布式是__________________________________________。
Ge的最高价氯化物分子式是________。
该元素可能的性质或应用有________。
A．是一种活泼的金属元素
B．其电负性大于硫
．其单质可作为半导体材料
D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
（6）已知X、和Z均为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表：
电离能/•l－1I1I2I3I4
X4964626912943
73814177331040
Z7818172741178
①写出X的核外电子排布式：
______________________________________________________。
②元素的第一电离能大于Z的原因是____________________________________
________________________________________________________________________。
（7）中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为2N3＋3＋S=====引燃2S＋N2↑＋32↑，除S外，上列元素的电负性从大到小依次为_______________________________。
答案
（1）H<<
（2）＞ ＜
（3）N＞＞Si F＞N＞＞
（4） F
（）①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 Gel4 D
（6）①1s22s22p63s1或[Ne]3s1 ②g原子的3p轨道全空，结构稳定
（7）>N>>
高考题型2 化学键 分子结构与性质1．共价键的键参数及类型
共价键特征：
方向性和饱和性键参数键长越长，键能越小，键越不稳定键角决定分子立体结构类型成键方式σ键：
电子云头碰头重叠π键：
电子云肩并肩重叠极性极性键：
A—B非极性键：
A—A配位键：
一方提供孤电子对，另一方提供 空轨道
说明：
σ键和π键的数目共价单键：
σ键共价双键：
1个σ键，1个π键共价三键：
1个σ键，2个π键
2．与分子结构有关的三种理论
（1）杂化轨道理论
①基本观点：
杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。
②杂化轨道类型与分子构型的关系。
杂化轨道类型杂化轨道数目分子构型实例
sp2直线形2、Bel2、Hgl2
sp23平面三角形BF3、Bl3、H2
sp34等性杂化：
正四面体H4、l4、NH＋4
不等性杂化：
具体情况不同NH3（三角锥形）、
H2S、H2（V形）
（2）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。
②价电子对数的计算
价电子对数＝成键电子对＋中心原子的孤电子对数＝
中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的电子数×±电荷数2
③价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。
价层电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数分子的空间构型实例
2直线形20直线形2、2H2
3三角形30三角形BF3、S3
21V形Snl2、Pbl2
4四面体40正四面体H4、S2－4、
l4、NH＋4
31三角锥形NH3、PH3
22V形H2、H2S
（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，具有许多相近的性质。
②实例：
S2－4、P3－4为等电子体，其中心原子均采用sp3杂化，离子构型均为正四面体形。
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Hl、N
AB2直线形180°极性非极性2、S2
AB3平面三角形120°极性非极性BF3、S3
AB4正四面体形109°28′极性非极性H4、l4
4三种作用力及对物质性质的影响
范德华力氢键共价键
作用粒子分子H与N、、F原子（分子内、分子间）原子
特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性
强度比较共价键>氢键>范德华力
影响强度的因素①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大形成氢键元素的电负性成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔沸点逐渐升高，如F2<l2<Br2<I2，F4<l4<Br4分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：
H2>H2S，HF>Hl，NH3>PH3①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，分子稳定性越强1．共价键与分子的空间结构
（1）F2通入稀NaH溶液中可生成F2，F2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为________。
（2）S2分子中，共价键的类型有____________，原子的杂化轨道类型是________，写出两个与S2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子____________。
（3）磷和氯反应可生成组成比为1∶3的化合物，该化合物的立体构型为________________，中心原子的杂化轨道类型为________。
（4）[201•全国卷Ⅱ，37（4）]化合物D2A（l2）的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________。
（）石墨烯（图甲）是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料，石墨烯中部分碳原子被氧化后，其平面结构会发生改变，转化为氧化石墨烯（图乙）。
①图甲中，1号与相邻形成σ键的个数为________。
②图乙中，1号的杂化方式是____________，该与相邻形成的键角________（填“>”、“<”或“＝”）图甲中1号与相邻形成的键角。
（6）肼（N2H4）分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物，则NH3分子的空间构型是________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化方式是________。
（7）甲醛（H2===）在Ni催化作用下加氢可得甲醇（H3H），甲醇分子内原子的杂化方式为________，甲醇分子内的——H键角________（填“大于”、“等于”或“小于”）甲醛分子内的——H键角。
（8）H＋可与H2形成H3＋，H3＋中原子采用____________杂化。
H3＋中H——H键角比H2中H——H键角大，原因为______________________________________________。
（9）I＋3属于多卤素阳离子，根据VSEPR模型推测I＋3的空间构型为________，中心原子杂化类型为________。
（10）①S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是______________。
②H2Se的酸性比H2S________（填“强”或“弱”）；气态Se3分子的立体构型为________，S2－3离子的立体构型为______________。
答案
（1）V形 sp3
（2）σ键和π键 sp 2、S
（3）三角锥形 sp3
（4）V形 4
（）①3 ②sp3 <
（6）三角锥形 sp3
（7）sp3 小于
（8）sp3 H2中原子有两对孤电子对，H3＋中原子只有一对孤电子对，排斥力较小
（9）V形 sp3
（10）①sp3 ②强 平面三角形 三角锥形
解析
（1）中心原子原子的孤电子对数
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