高三化学考前突破训练物质结构与性质.docx
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高三化学考前突破训练物质结构与性质
2020届高三化学考前冲刺突破:
——物质结构与性质
【考向分析】
“物质结构与性质”模块作为选考内容,题目一般是以元素推断或某主族元素为背景,以“拼盘”形式呈现,各小题之间相对独立。
题目涉及三方面内容:
原子结构与性质,分子结构与性质、晶体结构与性质。
命题点主要有:
①核外电子排布式或排布图的书写,电离能、电负性大小的比较与判断,金属性、非金属性的变化规律;②化学键类型的判断,分子构型的判断,中心原子杂化方式的判断,配位化合物的分析,等电子体的判断与应用;③晶体类型的判断,晶体熔、沸点的比较与分析,晶胞的计算等。
试题背景新颖,注重体现科研新成果或新发现,更注重考生结构决定性质思想的树立,及空间想象能力和计算能力的考查,同时还考查了证据推理与模型认知的核心素养。
【核心导学】
1.原子结构与性质
(1)常见原子轨道电子云轮廓
原子轨道
电子云轮廓形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3(px,py,pz)
(2)原子核外电子的排布规律
①能量最低原理
原子核外电子总是优先占据能量更低的原子轨道
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…
②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,且自旋状态相同
③泡利原理
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子
(3)基态原子核外电子排布的四种方法
表示方法
举例
电子排布式
K:
1s22s22p63s23p64s1
简化表示式
Cu:
[Ar]3d104s1
价电子排布式
Fe:
3d64s2
电子排布图
(或轨道表示式)
①常见特殊原子或离子基态简化电子排布式
微粒
电子排布式
微粒
电子排布式
微粒
电子排布式
Fe原子
[Ar]3d64s2
Cu+
[Ar]3d10
Cu2+
[Ar]3d9
Cr原子
[Ar]3d54s1
Fe2+
[Ar]3d6
Mn2+
[Ar]3d5
Cr3+
[Ar]3d3
Fe3+
[Ar]3d5
Ni原子
[Ar]3d84s2
②基态原子电子排布图书写的常见错误
错误类型
错因剖析
改正
违背能量最低原理
违背泡利原理
违背洪特规则
违背洪特规则
(4)电离能、电负性
①元素第一电离能的周期性变化规律
一般规律
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;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
特殊情况
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
②电离能、电负性大小判断
规律
在周期表中,电离能、电负性从左到右逐渐增大,从上往下逐渐减小
特性
同周期主族元素,第ⅡA族(ns2)全充满、第ⅤA族(np3)半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素
方法
常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小,如O与Cl的电负性比较:
①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl
2.分子结构与性质
(1)σ键、π键的判断
①由原子轨道重叠方式判断:
“头碰头”重叠为σ键,“肩并肩”重叠为π键。
②由共价键数目判断:
单键为σ键;双键或三键中一个为σ键,其余为π键。
③由成键轨道类型判断:
s轨道形成的共价键全是σ键;杂化轨道形成的共价键全是σ键。
(2)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断
分子(A为
中心原子)
中心原子
杂化方式
中心原子孤
电子对数
分子构型
示例
AB2
sp
0
直线形
BeCl2
sp2
1
V形
SO2
sp3
2
V形
H2O
AB3
sp2
0
平面三角形
BF3
sp3
1
三角锥形
NH3
AB4
sp3
0
正四面体形
CH4
(3)常见等电子体
粒子
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN-、NO
、N
、N2O、COS、CS2
AX2
16e-
直线形
CO
、NO
、SO3
AX3
24e-
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e-
V形
SO
、PO
AX4
32e-
正四面体形
PO
、SO
、ClO
AX3
26e-
三角锥形
CO、N2、C
AX
10e-
直线形
CH4、NH
AX4
8e-
正四面体形
根据等电子体定义,寻找等电子体常用的方法是换原子:
方法一(竖换):
换同族原子(同族原子价电子数相同)。
如:
O3和SO2、CO2和CS2。
方法二(横换):
换相邻族的原子,这时候价电子发生变化,再通过得失电子使价电子总数相等。
以寻找CO的等电子体为例:
(4)非极性分子与极性分子的判断
(5)范德华力、氢键、共价键的比较
范德华力
氢键
共价键
概念
分子间普遍存在的一种相互作用力,但不是化学键
已经与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(N、O、F)之间的作用力
原子间通过共用电子对形成的化学键
存在范围
分子或原子(稀有气体)之间
氢原子与F、N、O原子(分子内、分子间)
相邻原子间
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,范德华力越大
对于A—H…B,A、B原子的电负性越大,B原子的半径越小,氢键键能越大
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、沸点升高
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;分子内氢键会使物质的熔、沸点降低,在水中溶解度减小
①影响分子的稳定性,共价键键能越大,分子稳定性越强;
②影响原子晶体的熔、沸点,硬度
(6)共价键、离子键、金属键的比较
化学键
共价键
离子键
金属键
存在
分子或物质内部
强弱判断
键长越短,键能越大,共价键越强
①电荷越大,离子键越强;②成键的阴、阳离子半径越小,离子键越强
①与金属阳离子所带电荷成正比;
②与阳离子半径成反比;
③与价电子数多少成正比
对物质性
质的影响
化学性质
物理性质和化学性质
物理性质和化学性质
3.晶体结构与性质
(1)常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目
晶胞结构
所含微粒数
NaCl(含4个Na+,4个Cl-)
干冰(含4个CO2)
CaF2(含4个Ca2+,8个F-)
晶胞结构
所含微粒数
金刚石(含8个C)
体心立方(含2个原子)
面心立方(含4个原子)
(2)物质熔、沸点高低比较规律
一般情况下,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)
原子晶体
→
→
,如:
金刚石>石英>晶体硅
离子晶体
一般地说,阴阳离子的电荷数越多,离子半径越小,离子键越强,晶格能越大,熔、沸点就越高。
如:
MgO>MgCl2,NaCl>CsCl
金属晶体
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
分子晶体
①分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。
如H2O>H2Te>H2Se>H2S
②组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,熔、沸点越高,如SnH4>GeH4>SiH4>CH4
③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔沸点越高,如CO>N2
④在同分异构体中,一般支链越多,熔、沸点越低,如正戊烷>异戊烷>新戊烷
(3)晶胞计算的思维方法
①“均摊法”原理
②晶胞中各线段之间的关系
③晶体微粒与M、ρ之间的关系
若1个晶胞中含有x个微粒,则1mol晶胞中含有xmol微粒,其质量为xMg(M为微粒的相对分子质量);1个晶胞的质量为ρVg(V为晶胞的体积),则1mol晶胞的质量为ρVNAg,因此有xM=ρVNA。
4.配合物
配合物
的组成
[中心离子(配体)n][外界]
典型配合物
[Cu(NH3)4]SO4
Fe(SCN)3
Ag(NH3)2OH
中心离子
Cu2+
Fe3+
Ag+
中心离子
结构特点
一般是金属离子,特别是过渡金属离子,必须有空轨道
配体
NH3
SCN-
NH3
配体结
构特点
分子或离子,必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl、SCN-等)
配位数(n)
4
3
2
外界
SO
无
OH-
颜色
深蓝色
血红色
无色
配离子所
含化学键
配体通过配位键与中心离子结合
配合物所
含化学键
配位键、离子键;配体或外界中可能还含有共价键
配合物的
常见性质
属于离子化合物,多数能溶解、能电离,多数有颜色
金属羰基
配合物
是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物,如四羰基镍[Ni(CO)4]。
在许多有机化合物的合成反应中,金属羰基配合物常常作这些反应的催化剂
二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。
在固体状态下,两个茂环相互错开成全错位构型,温度升高时则绕垂直轴相对转动。
二茂铁的化学性质稳定,类似芳香族化合物
【题组训练】
1.(2019·全国卷Ⅰ)在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。
回答下列问题:
(1)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是____________(填标号)。
A.
B.
C.
D.
(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化类型分别是____________、____________。
乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子,其原因是_____________________________________,
其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是________(填“Mg2+”或“Cu2+”)。
(3)一些氧化物的熔点如下表所示:
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1570
2800
23.8
-75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因__________________________。
(4)图(a)是MgCu2的拉维斯结构,Mg以金刚石方式堆积,八面体空隙和半数的四面体空隙中,填入以四面体方式排列的Cu。
图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。
可见,Cu原子之间最短距离x=____________pm,Mg原子之间最短距离y=____________pm。
设阿伏加德罗常数的值为NA,则MgCu2的密度是____________g·cm-3(列出计算表达式)。
解析
(1)A项,[Ne]3s1属于基态Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能,故其失去一个电子所需能量较高;B项,[Ne]3s2属于基态Mg原子,其失去一个电子变为基态Mg+所需能量低于A项;C项,[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子,其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子;D项,[Ne]3p1属于激发态Mg+,其失去一个电子所需能量低于基态Mg+;综上所述,电离最外层一个电子所需能量最大的是A项。
(2)乙二胺中N形成3个单键,含有1对孤对电子,属于sp3杂化;C形成4个单键,不存在孤对电子,也是sp3杂化。
由于乙二胺的两个N可提供孤对电子给金属离子形成配位键,因此乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子。
由于Cu2+的半径较大且含有的空轨道多于Mg2+,因此与乙二胺形成的化合物稳定性较高。
(3)由于Li2O、MgO为离子晶体,P4O6、SO2为分子晶体。
晶格能MgO>Li2O,分子间力间作用力P4O6>SO2,所以熔点大小顺序是MgO>Li2O>P4O6>SO2。
(4)根据晶胞结构可知Cu原子之间的最短距离为面对角线的
,边长为apm,则面对角线为
apm,则x=
apm;Mg原子之间的最短距离为体对角线的
,体对角线为
apm,则y=
a;根据晶胞结构可知晶胞中含有Mg原子的个数是8×
+6×
+4=8,则Cu原子的个数为16,晶胞的质量是
g,则MgCu2的密度是
g·cm-3。
答案
(1)A
(2)sp3 sp3 乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键 Cu2+ (3)Li2O、MgO为离子晶体,P4O6、SO2为分子晶体;晶格能MgO>Li2O,分子间作用力P4O6>SO2,故熔点由大到小的顺序为MgO>Li2O>P4O6>SO2 (4)
a
a
2.(2019·全国卷Ⅱ)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料,其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。
回答下列问题:
(1)元素As与N同族。
预测As的氢化物分子的立体结构为________,其沸点比NH3的________(填“高”或“低”),其判断理由是_____________________________________。
(2)Fe成为阳离子时首先失去____________轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+的价层电子排布式为____________。
(3)比较离子半径:
F-____O2-(填“大于”“等于”或“小于”)。
(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞结构如图1所示,晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。
图中F-和O2-共同占据晶胞的上下底面位置,若两者的比例依次用x和1-x代表,则该化合物的化学式表示为__________,通过测定密度ρ和晶胞参数,可以计算该物质的x值,完成它们关系表达式:
ρ=____________g·cm-3。
以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置,称作原子分数坐标,例如图1中原子1的坐标为(
,
,
),则原子2和3的坐标分别为____________、____________。
解析
(1)As与N同族,则AsH3分子的立体结构类似于NH3,为三角锥形;由于NH3分子间存在氢键,使沸点升高,故AsH3的沸点比NH3低。
(2)Fe为26号元素,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,失去1个电子使4s轨道为半充满状态,能量较低,故首先失去4s轨道电子;Sm的价电子排布式为4f66s2,失去3个电子变成Sm3+,应先失去能量较高的6s轨道电子,所以Sm3+的价层电子排布式为4f5。
(3)F-和O2-的核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,故半径:
F-(4)由图1可知,每个晶胞中含Sm原子:
4×
=2,含Fe原子:
4×
+1=2,含As原子:
4×
=2,含O原子:
(8×
+2×
)(1-x)=2(1-x),含F原子:
(8×
+2×
)x=2x,所以该化合物的化学式为SmFeAsO1-xFx;则一个晶胞的质量为
,一个晶胞的体积为a2c×10-30cm3,则密度ρ=
g/cm3;根据原子1的坐标(
,
,
),可知原子2和3的坐标分别为(
,
,0),(0,0,
)。
答案
(1)三角锥形 低 NH3分子间存在氢键
(2)4s 4f5 (3)小于 (4)SmFeAsO1-xFx
(
,
,0) (0,0,
)
3.(2019·山东烟台一中等四校联考)配合物Fe(CO)5的熔点为-20℃,沸点为103℃,可用于制备纯铁。
Fe(CO)5的结构如图所示。
(1)基态Fe原子的价电子排布式是____________;Fe(CO)5晶体类型属于____________晶体。
(2)CO分子中C、O原子都满足8电子稳定结构,CO分子的结构式是________________,写出与CO互为等电子体的分子的电子式:
________________。
(3)C、O、Fe的第一电离能由大到小的顺序为_____________________________________。
(4)关于Fe(CO)5,下列说法正确的是____________。
A.Fe(CO)5是非极性分子,CO是极性分子
B.Fe(CO)5中Fe原子以sp3杂化方式与CO成键
C.1molFe(CO)5含有10mol配位键
D.Fe(CO)5===Fe+5CO反应中没有新化学键生成
(5)铁的三种晶体的晶胞均为立方晶胞,三种晶体的晶胞如图所示。
①上述三种晶体的晶胞中属于面心晶胞的是____________(填“α”“δ”或“γ”)-Fe。
②α-Fe晶胞中铁原子的配位数为________________。
③γ-Fe晶胞的边长为apm,则γ-Fe晶体的密度为____________g/cm3(NA表示阿伏加德罗常数的值,列出计算式即可)。
解析
(1)铁为26号元素,基态价电子排布式为3d64s2;Fe(CO)5的熔、沸点较低,故属于分子晶体。
(2)CO分子中C、O原子都满足8电子稳定结构,CO分子的结构式为C≡O,与CO互为等电子体的分子是N2。
(3)C、O、Fe三种元素的原子中Fe的原子半径最大,Fe原子的基态价电子排布式为3d64s2,失去1个电子形成3d54s2,结构更稳定,第一电离能最小,C、O是同一周期元素,同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势,故第一电离能由大到小的顺序为O>C>Fe。
(4)根据Fe(CO)5的结构可知,Fe(CO)5为三角双锥结构,分子中正、负电荷分布均匀,是非极性分子,CO中正、负电荷分布不均匀,是极性分子,A项正确;Fe(CO)5中Fe原子与5个CO形成配位键,不是sp3杂化,B项错误;1个Fe(CO)5分子中Fe原子与5个CO形成5个配位键,在每个CO分子中存在1个配位键,则1molFe(CO)5共含有10mol配位键,C项正确;Fe(CO)5===Fe+5CO属于化学变化,包括化学键的断裂与形成,断开了分子中的配位键,形成了金属键,D项错误。
(5)①根据晶胞结构图,三种晶体的晶胞中属于面心晶胞的是γFe。
②αFe晶胞中晶胞顶点的铁原子与周围的6个铁原子距离相等且最小,配位数为6。
③γFe晶胞的边长为apm,1个晶胞中含有的铁原子数目为8×
+6×
=4,则γFe晶体的密度ρ=
=
×1030g/cm3。
答案
(1)3d64s2 分子
(2)C≡O ∶N⋮⋮N∶ (3)O>C>Fe (4)AC (5)①γ ②6 ③
×1030(或
×1030)
4.(2019·江苏卷)Cu2O广泛应用于太阳能电池领域。
以CuSO4、NaOH和抗坏血酸为原料,可制备Cu2O。
(1)Cu2+基态核外电子排布式为_____________________________________。
(2)SO
的空间构型为____________(用文字描述);Cu2+与OH-反应能生成[Cu(OH)4]2-,[Cu(OH)4]2-中的配位原子为____________(填元素符号)。
(3)抗坏血酸的分子结构如图1所示,分子中碳原子的轨道杂化类型为____________;推测抗坏血酸在水中的溶解性:
____________(填“难溶于水”或“易溶于水”)。
(4)一个Cu2O晶胞(见图2)中,Cu原子的数目为_____________________________________。
解析
(1)Cu位于第四周期第ⅠB族,其价电子排布式为3d104s1,因此Cu2+基态核外电子排布式为[Ar]3d9(或1s22s22p63s23p63d9)。
(2)SO
中S形成4个σ键,孤电子对数为
=0,因此SO
的空间构型为正四面体形;[Cu(OH)4]2-中OH-提供孤电子对,OH-只有O有孤电子对,因此配位原子为O。
(3)根据抗坏血酸的分子结构,该结构中有两种碳原子,即形成单键的碳原子和形成双键的碳原子,分别为sp3杂化和sp2杂化;抗环血酸分子中含有4个—OH,能与水形成分子间氢键,因此抗坏血酸易溶于水。
(4)白球位于顶点和内部,属于该晶胞的个数为8×
+1=2,黑球全部位于晶胞内部,属于该晶胞的个数为4,化学式为Cu2O,因此白球为O原子,黑球为Cu原子,即Cu原子的数目为4。
答案
(1)[Ar]3d9(或1s22s22p63s23p63d9)
(2)正四面体形 O (3)sp3、sp2 易溶于水 (4)4
5.(2019·广东佛山月考)铁、钴、镍等金属及其化合物在科学研究和工业生产中应用十分广泛。
回答下列问题:
(1)铁、钴、镍的基态原子核外未成对电子数最多的是_____________________________________。
(2)酞菁钴分子的结构简式如图所示,中心离子为钴离子,酞菁钴分子中与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是____________(填“1”“2”“3”或“4”),三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为____________(用相应的元素符号表示);氮原子的杂化轨道类型为____________。
(3)Fe(CO)x常温下呈液态,熔点为-20.5℃,沸点为103℃,易溶于非极性溶剂,若配合物Fe(CO)x的中心原子价电子数与配体提供电子数之和为18,则x=_____________________________________。
(4)NiO、FeO的晶体结构类型与氯化钠的相同,Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69pm和78pm,则熔点NiO_____________________________________
FeO(填“>”“<”或“=”),原因是__________________________。
(5)NiAs的晶胞结构如图所示:
①镍离子的配位数为____________。
②若阿伏加德罗常数的值为NA,晶体密度为ρg·cm-3,则该晶胞中最近的Ni2+之间的距离为____________cm(写出计算表达式)。
解析
(1)铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式分别为[Ar]3d64s2、[Ar]3d74s2、[Ar]3d84s2,未成对电子数分别为4、3、2,最多的是铁。
(2)含有孤电子对的N原子与钴离子通过配位键结合,形成配位键后有4对共用电子对;形成3对共用电子对的N原子形成普通的共价键,从题图中可以看出,2号、4号N原子形成4对共用电子对,与Co通过配位键结合;酞菁钴中三种非金属原子