专题11 第35题 物质结构与性质知识过关高考化学二三轮复习题型大突破系列解析版.docx

1、专题11 第35题 物质结构与性质知识过关高考化学二三轮复习题型大突破系列解析版专题11 第35题 物质结构与性质 知识过关一、试题分析物质结构与性质为选做题，各小题之间相对独立，主要考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。在原子结构部分主要命题点有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。在分子结构部分主要命题点有化学键类型的判断，分子构型的判断，中心原子杂化方式的判断。在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体结构的计算等。二、试题导图三、必备知识知识点1 原子结构与性质1.电子层、能级和原子轨道 电子层KLMN能级1s2s、2p3s、3p、3d4s、4p、

2、4d、4f原子轨道数目11+3=41+3+5=91+3+5+7=16最多容纳电子数目2818322.原子轨道的形状、数目及能量关系 (1)轨道形状(2)s、p、d、f能级上的原子轨道数目依次为1、3、5、7,其中npx、npy、npz三个原子轨道在三维空间相互垂直,各能级的原子轨道半径随电子层数(n)的增大而增大。(3)能量关系3.基态原子核外电子排布的表示(1)依据能量最低原理:基态原子的核外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。构造原理表明了基态原子核外电子在原子轨道上的填充顺序:泡利原理:一个原子轨道里最多只能容纳2个电子,并且其自旋状态相反。洪特规则:对于基态原子,当电子

3、排布在同一能级的不同轨道时,将尽可能分占不同的轨道,并且自旋状态相同。(2)表示形式电子排布式。电子排布图(或轨道表示式)。4.元素电离能的变化规律及其应用(1) 变化规律同周期从左到右,元素第一电离能总的趋势是逐渐增大。同主族元素自上而下第一电离能依次减小,但在同一副族中,自上而下第一电离能变化幅度不大,且不太规律。同种元素的逐级电离能逐渐增大,即I1 I2 I3。(2)电离能的3个重要应用判断元素的金属性和非金属性强弱。I1越大,元素的非金属性越强;I1越小,元素的金属性越强。判断元素在化合物中的化合价。如K:I1I2I3表明K原子易失去1个电子形成+1价阳离子。判断元素核外电子的分层排布

4、情况。如Li:I1I2I3表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层(K、L层)上,且最外层上只有一个电子。5.元素电负性的变化规律及其应用(1)变化规律金属元素的电负性一般较小,非金属元素的电负性一般较大,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性一般在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。在元素周期表中,同周期从左至右,主族元素的电负性逐渐增大;同主族从上至下,元素的电负性逐渐减小。在元素周期表中氟的电负性数值最大,铯的电负性数值最小(放射性元素除外)。(2)电负性的一般应用判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大,非金属性越强,金属性越弱。判断化学键的类型。一般认为:如

5、果两种成键原子间的电负性差值大于1.7,通常形成离子键;若差值小于1.7,通常形成共价键。判断元素在化合物中的价态。共价化合物中,成键元素电负性大的表现负价。如ClO2中氯呈+4价,氧呈-2价。知识点2 分子结构与性质1.共价键(1)共价键的本质与特征原子间通过共用电子对形成的化学键称为共价键,共价键具有方向性和饱和性。(2)共价键类型(3)键参数对分子性质的影响键能越大,键长越短,分子越稳定。2.配位键3.价层电子对互斥理论(1)分子中的中心原子上的价层电子对数价层电子对数键电子对数孤电子对数价层电子对立体构型(VSEPR模型)分子立体构型实例键角220直线形直线形BeCl2180330三角

6、形平面正三角形BF312021V形SnBr2105440正四面体形正四面体形CH41092831三角锥形NH310722V形H2O1054.杂化轨道理论当原子成键时,原子的价电子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间构型不同。5.分子的性质(1)分子的极性分子的极性由共价键的极性和分子的立体构型两方面共同决定:判断ABn型分子极性的经验规律。若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子,若不等则为极性分子。如SO2为极性分子,SO3为非极性分子。分子的极性与溶解性的关系。“相似相溶”规律:非极性溶质一般能溶

7、于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好,如NH3极易溶于水。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相似),而戊醇在水中的溶解度明显减小(戊醇中烃基较大,相似因素较小)。(2)分子的手性 (3)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸的通式可写成(HO) mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移程度越大，在水分子的作用下越易电离出H+，酸性越强，如酸性：HClO HClO2 HClO3 HClO4。知识点3 晶体结构与性质1.常见晶体的类型与性质 晶体类型离子

8、晶体分子晶体原子晶体金属晶体晶体微粒阴、阳离子分子原子金属阳离子、自由电子微粒间相互作用离子键分子间作用力(有些还存在氢键)共价键金属键硬度较硬一般很软很硬无规律溶解性易溶于极性溶剂相似相溶难溶难溶(部分与水反应)导电情况晶体不导电,熔融状态下导电晶体和熔融状态下都不导电一般不导电,有的是半导体晶体导电熔、沸点较高很低很高无规律物质类别离子化合物多数非金属单质及化合物金刚石、SiC、晶体硅、SiO2等金属单质及其合金2.几种典型晶体模型晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(1)每个碳原子与4个碳原子以共价键结合,形成正四面体结构(2)键角均为10928(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平

9、面内(4)每个C参与4个CC键的形成,C原子数与CC键数之比为12SiO2(1)每个Si与4个O以共价键结合,形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si,4个“1/2O ”,n(Si)n(O)=12(3)最小环上有12个原子,即6个O,6个Si分子晶体干冰(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个离子晶体NaCl(型)(1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个。每个Na+周围等距且紧邻的Na+有12个(2)每个晶胞中含4个Na+和4个Cl-CsCl(型)(1)每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有8

10、个,每个Cl-周围等距且紧邻的Cs+有8个(2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-金属晶 体简单立方堆积典型代表Po,空间利用率52%,配位数为6体心立方堆积典型代表Na、K、Fe,空间利用率68%,配位数为8六方最密堆积典型代表Mg、Zn、Ti,空间利用率74%,配位数为12面心立方最密堆积典型代表Cu、Ag、Au,空间利用率74%,配位数为12解答有关晶胞计算的流程四、回顾高考1.（2019年全国1卷）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

11、：（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）。 （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Li2OMgOP4O6SO2熔点/ 15702800 23.875.5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

12、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 gcm3（列出计算表达式）。【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和MgO是离子晶体、P4O6和SO2是分子晶体，晶格能MgOLi2O，分子间作用力：P4O6SO2 （4） a；a；【解析】（1）AD微粒都是Mg原子失去一个电子后得到的，但是D微粒能量高于A，稳定性AD，所以失电子能量AD；BC都是原子，但是B是基态、C是激发态，能量：CB，稳定性BC，所以失去一个电子能量：BC；A微粒是B

13、失去一个电子得到的，且A轨道中电子处于半满状态，较稳定，所以失去一个电子能力AB，通过以上分析知，电离最外层一个电子所需能量最大的是A，故答案为：A；（2）每个N原子形成的共价键有2个NH键、1个NC键，且还含有1个孤电子对；每个C原子形成的共价键有2个CH键、2个CN键，所以N、C原子价层电子对个数都是4，根据价层电子对互斥理论判断N、C原子杂化类型分别为sp3、sp3；含有孤电子对的原子和含有空轨道的原子之间易形成配位键，乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键，所以乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子；碱土金属与乙二胺形成的化合物稳定性较弱，所以与乙二胺形成的化合

14、物稳定性相对较高的是Cu2+.（3）晶体熔沸点：离子晶体分子晶体，离子晶体熔沸点与晶格能有关，晶格能越大熔沸点越高，晶格能与离子半径成反比，与电荷成正比，分子晶体熔沸点与分子间作用力有关，分子间作用力与相对分子质量有关，相对分子质量越大其分子间作用力越大，Li2O和MgO是离子晶体、P4O6和SO2是分子晶体，且晶格能MgOLi2O，分子间作用力：P4O6SO2，所以熔沸点：MgOLi2OP4O6SO2.（4）如图所示，AB之间的距离为面对角线长度apm，AB之间距离相当于4个Cu原子直径，x距离1个Cu原子直径；体对角线长度棱长apm，CD距离为y，该长度为体对角线BC长度的apmapm；该

15、晶胞中Mg原子位于8个顶点上、6个面心上，在晶胞内部有4个Mg原子，所以Mg原子个数8+6+48，Cu原子都位于晶胞内部，有16个；晶胞体积（a1010 cm）3，晶胞密度g/cm3g/cm3。2.（2019年全国2卷）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FeSmAsFO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“

16、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1x代表，则该化合物的化学式表示为_，通过测定密度和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：=_gcm3。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_、_。【答案】(1). 三角锥形；低；NH3分子间存在氢键 (2). 4s；4f5 (3). 小于 (4). SmFeAsO1xFx 【解析】（1）As与N同族，则AsH3分子的立体

17、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的沸点较NH3低；（2）Fe为26号元素，Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，Fe原子失去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+成为稳定状态，则应先失去能量较高的4s电子，所以Sm3+的价电子排布式为为4f5。（3）F-和O2-的核外电子排布相同，核电荷数越大，则半径越小，故半径：F-600（分解）75.516.810.3沸点/60.3444.610.045.0337.0回答下列问题：（1）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为_，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_形。（2）根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是_。（3）图（a）为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为_。（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_形，其中共价键的类型有_种；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为_。（5）FeS2晶体的晶胞如图（c）所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，其晶体密度的计算表达式为_