高考化学二轮复习专题突破讲练物质结构与性质 1Word格式文档下载.docx

1、（5）了解金属键的含义，能用金属理论解释金属的一些物理性质，了解金属晶体常见的堆积方式。（6）了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关计算。二、考题规律该模块试题属于选做题，题型为综合题，分值为15分。命题涉及的知识点主要有：能层、能级、轨道数分析，原子、离子的核外电子排布式或价电子的轨道表达式（或示意图）等，第一电离能、元素电负性大小比较，原子轨道杂化方式、化学键、氢键以及离子或分子的空间构型判断，晶胞结构的分析和有关晶胞、晶体的计算等。命题形式有两种：一是直接给出元素，围绕给出元素的原子结构、形成的物质等进行考查；二是给出元素的原子的一些结构特点等，首先判断出元素，然后再进行相应

2、的考查。三、考向预测预测今后依然会以以上两种形式进行考查。在复习过程中要针对常考知识点，切实地回归课本狠抓重要知识点，强化主干知识的巩固和运用。同时要不断培养空间思维能力，提高分析晶胞结构特点和相关的计算能力。考点精讲考点1：原子结构与性质有关基态原子的核外电子排布“四、三和二”1. 四种表示方法表示方法举例电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1简化表示式Cu：Ar3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图S：2. 排布三原则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能容纳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

3、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，而且自旋方向相同3. 有关第一电离能和电负性的两种递变性同周期（从左到右）同主族（从上到下）第一电离能增大（注意A、A的特殊性）依次减小电负性依次增大考点2：分子结构与性质一、根据价层电子对互斥模型判断分子的空间构型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的空间构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。电子对数成键数孤电子对数价层电子对立体构型分子立体构型实例2直线形CO23三角形BF31V形SO24四面体形正四面体形CH4三角锥形NH

4、3H2O2. 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：（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数m电荷数）二、杂化轨道模型的判断（1）看中心原子形成的价键类型一个三键sp杂化一个双键sp2杂化全部是单键sp3杂化（2）价电子对法价层电子对数杂化类型考点3：晶体结构与性质一、均摊法确定晶胞的化学组成1. 方法晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个原子对这个晶胞的贡献就是。2. 类型长方体（正方体）晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：I非长方体（非正方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情

5、况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：二、晶体密度及微粒间距离的计算1. 计算晶体密度的方法2. 计算晶体中微粒间距离的方法三、“两角度”比较晶体熔、沸点的高低1. 不同类型晶体熔、沸点的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。2. 同种类型晶体熔、沸点的比较（1）原子晶体如熔点：金刚石碳化硅硅。（2）离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力越强，其晶体的熔、沸点越高，如熔

6、点：MgOMgCl2，NaClCsCl。衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。（3）分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如H2OH2TeH2SeH2S。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SnH4GeH4SiH4CH4。组成和结构不相似的分子晶体（相对分子质量接近），其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3OHCH3CH3。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如：CH3CH2CH2CH2CH3（4）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高

7、，如熔、沸点：NaMgAl。典例精析例题1（山东理综）氟在自然界中常以CaF2的形式存在。（1）下列关于CaF2的表述正确的是。a. Ca2+与F间仅存在静电吸引作用b. F的离子半径小于Cl，则CaF2的熔点高于CaCl2c. 阴阳离子比为2：1的物质，均与CaF2晶体构型相同d. CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电思路分析：阴阳离子间存在静电引力和静电斥力，Ca2+与F间存在静电吸引作用，还存在静电斥力，故a错误；离子晶体的熔点与离子所带电荷、离子半径有关，离子半径越小，离子晶体的熔点越高，所以CaF2的熔点高于CaCl2，故b正确；晶体的结构与电荷比、半径比有关，

8、阴阳离子比为2：1的物质，与CaF2晶体的电荷比相同，若半径比相差较大，则晶体构型不相同，故c错误；CaF2中的化学键为离子键，离子化合物在熔融时能发生电离，存在自由移动的离子，能导电，因此CaF2在熔融状态下能导电，故b正确。答案：bd例题2（江苏理综）（1）Cu+基态核外电子排布式为_。（2）与OH互为等电子体的一种分子为（填化学式）。（3）醛基中碳原子的轨道杂化类型是_。（1）Cu为29号，Cu核外还有28个电子，按照核外电子排布规律，应为Ar3d10或1s22s22p63s23p63d10。（2）OH含有10个电子，根据等电子体的含义，可知10电子的双原子分子为HF。（3）CHO中含碳

9、氧双键，为平面结构，故中心原子碳原子采取sp2杂化。（1）Ar3d10或1s22s22p63s23p63d10（2）HF（3）sp2例题1（新课标）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：四种元素中电负性最大的是（填元素符号），其中C原子的核外电子排布式为。C核外电子总数是最外层电子数的3倍，应为P元素，C、D为同周期元素，则应为第三周期元素，D元素最外层有一个未成对电子，应为Cl元素，A2和B+具有相同的电子构型，结合原子序数关系可知A为O元素，B为Na元素，

10、四种元素分别为O、Na、O、Cl，电负性最大的为O元素，C为P元素，核外电子排布为1s22s22p63s23p3。O；1s22s22p63s23p3例题2（课标）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：化学键CCCHCOSiSiSiHSiO键能/（kJmol1）356413336226318452硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是。SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是。烷烃中的CC键和CH键大于硅烷中的SiSi键和SiH键的键能；键能越大、物质就越稳定，CH键的键能大于CO键，故CH键比CO键稳定，而SiH键的键能远小于Si

11、O键，所以SiH键不稳定而倾向于形成稳定性更强的SiO键。CC键和CH键较强，所形成的烷烃稳定。而硅烷中SiSi键和SiH键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成。CH键的键能大于CO键，CH键比CO键稳定。而SiH键的键能却远小于SiO键，所以SiH键不稳定而倾向于形成稳定性更强的SiO键。例题1 （新课标）O和Na能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，F的化学式为，晶胞中A原子的配位数为。A和B能够形成化合物为F的离子化合物，阴离子位于晶胞的顶点和面心，阳离子位于晶胞的体心，则Na的个数为8，O的个数为8+6=4，N（Na）：N（O）=2：1，则形成的化合物为Na2O；晶胞中O位于顶点，

12、Na位于体心，每个晶胞中有1个Na与O的距离最近，每个定点为8个晶胞共有，则晶胞中O原子的配位数为8。Na2O；8例题2 （新课标）晶胞有两个基本要素：原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为（0，0，0）；B为（，0，）；C为（，0），则D原子的坐标参数为_。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=565.76 pm，其密度为_gcm-3（列出计算式即可）。根据各个原子的相对位置可知，D在各个方向的1/4处，所以其坐标是（；）。根据晶胞结构可知，在晶胞中含有的Ge原子是：81/8+61/2+4=8，所以晶胞密度是：。（；）；【随堂练习】现有四种晶体，其离子排列方式如图所示，其中化学式正确的是（）A离子个数是1，B离子个数1/881，所以其化学式为AB，故A错误；E离子个数1/8 41/2，F离子个数