2017屆高考化學二輪復習 專題五 物質結構與性質（學案+課件+試題）（打包4套）新人教版,2017屆高考化學二輪復習,專題五,物質結構與性質（學案+課件+試題）（打包4套）新人教版,2017,高考,化學,二輪,復習,專題,物質,結構,性質,課件,試題,打包,新人 專題五 物質結構與性質 【考綱解讀】 1、原子結構表示方法：核素、同位素、軌道表示式、電子表示式。 2、周期的信息(四個關系式)。 3、元素性質及遞變規(guī)律、電離能、電負性。 4、化學鍵：離子鍵、共價鍵(配位鍵)、極性鍵、非極性鍵、σ鍵和π鍵。 5、分子的空間結構、雜化軌道(sp、sp2、sp3)、價層電子對互斥理論、等電子體。 6、分子間作用力、氫鍵。 7、晶體模型：離子晶體、分子晶體、原子晶體、金屬晶體、晶胞中微粒和相對位置。 8、晶體的物理性質規(guī)律：熔沸點、硬度。 【考點回顧】 1．下列8種符號：Li、Li、C、N、O、Na、Mg、Cl （1）包含________種元素，________種核素，其中互為同位素的是________。 （2）氯離子的結構示意圖為____________，其價電子排布式__________。 （3）原子最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍、3倍的分別是________、________。 （4）質量數(shù)相等的是________和________。 【答案】（1）7　8　Li和Li?。?）　3s23p6 （3）C　O　（4）C　N 2．依據下表選擇有關序號，用其相應的元素符號或化學式填空。 主族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 一 H 二 ① ② ③ ④ 三 ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩ ? ? 四 ? ? …… （1）這些元素中，______是最活潑的金屬元素，________是最活潑的非金屬元素，它的電子排布式為__________；________是最不活潑的元素。 （2）第三周期中，含有1個未成對電子的有__________、________、________。 （3）短周期元素最高價氧化物對應的水化物中，________酸性最強；________堿性最強；________呈兩性(填化學式)。 （4）⑥和?的金屬元素中，單質的熔點較低的是______，形成最高價氧化物熔點較高的是________(填化學式)。 （5）第三周期的主族元素中，第一電離能最小的是______，電負性最大是________。 （6）在所形成的氣態(tài)氫化物中，最穩(wěn)定的是________；最不穩(wěn)定的是________。 （7）①元素能形成多種同素異形體，形成的晶體中，屬于原子晶體的是________，分子晶體的是________(填名稱)。 （8）第二周期元素與氫元素可形成多種10電子微粒，在分子中沸點最高是________，最低的是________，分子間能形成氫鍵的有 ________、________、________(填化學式)。 (9)氫元素與②、③三種元素既可形成共價化合物，又可形成離子化合物，各列舉兩個例子：共價化合物______、________；離子化合物________、________。 【答案】（1）K　F　1s22s22p5　Ar?。?）Na　Al　Cl （3）HClO4　NaOH　Al(OH)3 （4）Ca 　MgO?。?）Na　Cl （6）HF　SiH4　（7）金剛石　C60 （8）H2O　CH4　NH3　H2O　HF (9)HNO3　 HNO2　NH4NO3　NH4NO2 3．原子序數(shù)為24的元素原子的基態(tài)原子 （1）核外電子排布式為______________，價電子排布式是____________。 （2）有________個電子層，________個能級；有________個未成對電子。 （3）在周期表中的位置是第________周期第________族。 【答案】（1）1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1　3d54s1 （2）4　7　6?。?）四　ⅥB 4．分析下列化學式，選出劃線元素符合要求的物質： A．C2H2　B．H2O　C．BeCl2　D．CH4　E．C2H4 F．N2H4 （1）既有σ鍵，又有π鍵的是________。 （2）分子間能形成氫鍵的物質是________，能作配體形成配位鍵的是________。 （3）既含有極性鍵又含有非極鍵的是________，屬于非極性分子的是________。 【答案】（1）AE　（2）BF　BF　（3）AEF　ACDE 5．用“>”、“<”或“＝”表示下列物質的熔沸點關系： （1）H2O________H2S （2）CH4________CCl4 （3）Na________Mg ________Al （4）金剛石________石墨 （5）SiO2________CO2 【答案】（1）>　（2） 6．晶體結構與性質如圖為NaCl晶胞示意圖，邊長為a cm，在1 mol的晶胞中： （1）含有________個Na＋，1個Na＋周圍與其距離最近并且距離相等的Cl－有________個，形成________構型。 （2）NaCl的密度為______________(列出計算式)。 【答案】（1）4NA　6　正八面體 （2）ρ＝ g·cm－3 【題型預測】 【例1】(2015·上海，1)中國科學技術名詞審定委員會已確定第116號元素Lv的名稱為鉝。關于Lv的敘述錯誤的是(　　) A．原子序數(shù)116 B．中子數(shù)177 C．核外電子數(shù)116 D．相對原子質量293 【答案】D 【點睛】 1．原子(離子)中基本微粒的關系 （1）質子數(shù)＝核電荷數(shù)＝核外電子數(shù)＝原子序數(shù) （2）質量數(shù)＝質子數(shù)＋中子數(shù) （3）質子數(shù)＝陽離子的核外電子數(shù)＋陽離子所帶電荷數(shù) （4）質子數(shù)＝陰離子的核外電子數(shù)－陰離子所帶電荷數(shù) 2．基態(tài)原子核外電子排布常見表示方法及易錯點 （1）表示方法(以含16個中子的硫原子為例) 表示方法 舉例 原子(核素) S 原子結構示意圖 電子式 電子排布式 1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4 電子排布圖 （2）常見錯誤防范 ①電子排布式 a．3d、4s書寫順序混亂 如： b．違背洪特規(guī)則特例 如： ②電子排布圖 a. (違背能量最低原理) b. (違背泡利原理) c. (違背洪特規(guī)則) d. (違背洪特規(guī)則) 3．電離能和電負性 （1）元素第一電離能的周期性變化規(guī)律 ①同一周期，隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能呈現(xiàn)增大的趨勢，稀有氣體元素的第一電離能最大，堿金屬元素的第一電離能最小。 ②同一主族，隨著電子層數(shù)的增加，元素的第一電離能逐漸減小。 ③第一電離能的變化與元素原子的核外電子排布有關。通常情況下，當原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空(p0、d0、f0)、半滿(p3、d5、f7)和全滿(p6、d10、f14)結構時，原子的能量較低，該元素具有較大的第一電離能。 （2）電離能、電負性大小判斷 ①規(guī)律：在周期表中，電離能、電負性從左到右逐漸增大，從上往下逐漸減小。 ②特性：同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充滿、ⅤA族(np3)半充滿，比較穩(wěn)定，所以其第一電離能大于同周期相鄰的ⅢA和ⅥA族元素。 ③方法：我們常常應用化合價及物質類別判斷電負性的大小，如O與Cl的電負性比較：a.HClO中Cl為＋1價、O為－2價，可知O的電負性大于Cl；b.Al2O3是離子化合物、AlCl3是共價化合物，可知O的電負性大于Cl。 4．粒子半徑比較方法(一般規(guī)律) （1）電子層數(shù)不同時，電子層數(shù)越多，半徑越大。 （2）電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越多，半徑越小。 （3）電子層結構相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數(shù)的增加而減小。 （4）同種元素原子形成的微粒半徑，隨核外電子數(shù)的增多而增大。 （5）電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同時，可通過一種參照物進行比較。如比較Al3＋與S2－的半徑大小，可找出與Al3＋電子數(shù)相同、與S2－同族的元素O2－比較，r(Al3＋)＜r(O2－)，且r(O2－)＜r(S2－)，故r(Al3＋)＜r(S2－)。 高考題型2　分子的結構與性質 【例2】[2015·海南，19－Ⅱ（3）（4）]①V2O5常用作SO2轉化為SO3的催化劑。SO2分子中S原子價層電子對數(shù)是________對，分子的立體構型為________；SO3氣態(tài)為單分子，該分子中S原子的雜化軌道類型為________；SO3的三聚體環(huán)狀結構如圖1所示，該結構中S原子的雜化軌道類型為________；該結構中S—O鍵長有兩類，一類鍵長約140 pm，另一類鍵長約160 pm，較短的鍵為________(填圖1中字母)，該分子中含有________個σ鍵。 ②V2O5溶解在NaOH溶液中，可得到釩酸鈉(Na3VO4)，該鹽陰離子的立體構型為________；也可以得到偏釩酸鈉，其陰離子呈如圖2所示的無限鏈狀結構，則偏釩酸鈉的化學式為________________________________________________________________________。 【答案】①3　V形　sp2雜化　sp3雜化　a　12　②正四面體形　NaVO3 【解析】①SO2分子中S原子價電子排布式為3s23p4，價層電子對數(shù)是3對，分子的立體構型為V形；SO3氣態(tài)為單分子，該分子中S原子的雜化軌道類型為sp2雜化；根據題中SO3的三聚體環(huán)狀結構圖，可知該結構中S原子形成了四個共價鍵，則雜化軌道類型為sp3雜化；該結構中S—O鍵長有兩類，一類鍵長約140 pm，另一類鍵長約160 pm，a鍵除了σ鍵外還有π鍵的成分，b鍵為σ鍵，故較短的鍵為a，由圖可知該分子中含有12個σ鍵。②釩酸鈉(Na3VO4)中的陰離子VO的中心原子(V)有4對價層電子對，且與4個O原子形成了4個共價鍵，故其立體構型為正四面體形；由偏釩酸鈉的陰離子呈如題中圖2所示的無限鏈狀結構，可知偏釩酸鈉的陰離子為VO，則偏釩酸鈉的化學式為NaVO3。 【點睛】 1．共價鍵 （1）分類 ① ②配位鍵：形成配位鍵的條件是成鍵原子一方(A)能夠提供孤電子對，另一方(B)具有能夠接受孤電子對的空軌道，可表示為A→B。 （2）描述共價鍵的參數(shù) 2．用價層電子對互斥理論判斷分子空間構型 （1）價層電子對互斥模型說的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤電子對。 ①當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致； ②當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。 分子或離子 中心原子的孤電子對數(shù) 分子或離子的價層電子對數(shù) 電子對空間構型 分子或離子的立體構型 CO2 0 2 直線形 直線形 SO2 1 3 平面三角形 V形 H2O 2 4 正四面體形 V形 BF3 0 3 平面三角形 平面三角形 CH4 0 4 正四面體形 正四面體形 NH 0 4 正四面體形 正四面體形 NH3 1 4 正四面體形 三角錐形 （2）運用價層電子對互斥模型可預測分子或離子的立體結構，但要注意判斷其價層電子對數(shù)，對ABm型分子或離子，其價層電子對數(shù)的判斷方法為n＝ 注意：①氧族元素的原子作為中心原子A時提供6個價電子，作為配位原子B時不提供價電子； ②若為分子，電荷數(shù)為0； ③若為陽離子，則減去電荷數(shù)，如NH，n＝＝4； ④若為陰離子，則加上電荷數(shù)，如SO，n＝＝4。 3．判斷分子或離子中中心原子的雜化軌道類型的一般方法 （1）看中心原子有沒有形成雙鍵或三鍵。如果有1個三鍵，則其中有2個π鍵，用去了2個p軌道，則為sp雜化；如果有1個雙鍵則其中有1個π鍵，則為sp2雜化；如果全部是單鍵，則為sp3雜化。 （2）由分子的空間構型結合價電子對互斥理論判斷。沒有填充電子的空軌道一般不參與雜化，1對孤電子對占據1個雜化軌道。如NH3為三角錐形，且有一對孤電子對，即4條雜化軌道應呈正四面體形，為sp3雜化。 得分技巧 熟記常見雜化軌道類型與分子構型規(guī)律 雜化軌道類型 參加雜化的原子軌道 分子構型 示例 sp 1個s軌道，1個p軌道 直線形 CO2、BeCl2、HgCl2 sp2 1個s軌道，2個p軌道 平面三角形 BF3、BCl3、HCHO sp3 1個s軌道，3個p軌道 等性雜化 正四面體 CH4、CCl4、NH 不等性雜化 具體情況不同 NH3(三角錐形)、H2S、H2O(V形) 題型3　晶體結構及簡單計算 【例3】[2015·全國卷Ⅱ，37（2）（5）]A、B、C、D為原子序數(shù)依次增大的四種元素，A2－和B＋具有相同的電子構型：C、D為同周期元素，C核外電子總數(shù)是最外層電子數(shù)的3倍；D元素最外層有一個未成對電子。回答下列問題： （2）單質A有兩種同素異形體，其中沸點高的是________(填分子式)，原因是_______________； A和B的氫化物所屬的晶體類型分別為________和________。 （5）A和B能夠形成化合物F，其晶胞結構如圖所示，晶胞參數(shù)a＝0.566 nm，F(xiàn)的化學式為________；晶胞中A原子的配位數(shù)為________；列式計算晶體F的密度(g·cm－3 )________。 【答案】（2）O3　O3相對分子質量較大，范德華力較大　分子晶體　離子晶體 （5）Na2O　8　≈2.27 g·cm－3 【解析】由C元素原子核外電子總數(shù)是最外層電子數(shù)的3倍可知，C是磷元素；由A2－和B＋具有相同的電子構型，且A、B原子序數(shù)小于15可知，A是氧元素，B是鈉元素；A、B、C、D四種元素的原子序數(shù)依次增大，C、D為同周期元素，且D元素最外層有一個未成對電子，因此D是氯元素。（2）氧元素有O2和O3兩種同素異形體，相對分子質量O3>O2，范德華力O3>O2，則沸點O3>O2。A和B的氫化物分別是H2O和NaH，所屬晶體類型分別為分子晶體和離子晶體。（5）根據化合物F的晶胞結構，利用均攤法可計算出氧原子個數(shù)：N(O)＝8×＋6×＝4，鈉原子全部在晶胞內，N(Na)＝8，因此F的化學式為Na2O；以頂角氧原子為中心，與氧原子距離最近且等距離的鈉原子有8個，即晶胞中A 原子的配位數(shù)為8；晶胞參數(shù)即晶胞的棱長a＝0.566 nm，晶體F的密度＝＝≈2.27 g·cm－3。 【點睛】 1．晶胞中微粒數(shù)目的計算方法——均攤法 熟記幾種常見的晶胞結構及晶胞含有的粒子數(shù)目 A．NaCl(含4個Na＋，4個Cl－) B．干冰(含4個CO2) C．CaF2(含4個Ca2＋，8個F－) D．金剛石(含8個C) E．體心立方(含2個原子) F．面心立方(含4個原子) 2．物質熔沸點高低比較規(guī)律 （1）一般情況下，不同類型晶體的熔沸點高低規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體，如：金剛石＞NaCl＞Cl2；金屬晶體＞分子晶體，如：Na＞Cl2(金屬晶體熔沸點有的很高，如鎢、鉑等，有的則很低，如汞等)。 （2）形成原子晶體的原子半徑越小、鍵長越短，則鍵能越大，其熔沸點就越高，如：金剛石＞石英＞碳化硅＞晶體硅。 （3）形成離子晶體的陰陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子鍵越強，熔沸點就越高，如：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。 （4）金屬晶體中金屬離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，其形成的金屬鍵越強，金屬單質的熔沸點就越高，如Al＞Mg＞Na。 （5）分子晶體的熔沸點比較規(guī)律 ①組成和結構相似的分子，相對分子質量越大，其熔沸點就越高，如：HI＞HBr＞HCl； ②組成和結構不相似的分子，分子極性越大，其熔沸點就越高，如：CO＞N2； ③同分異構體分子中，支鏈越少，其熔沸點就越高，如：正戊烷＞異戊烷＞新戊烷； ④同分異構體中的芳香烴及其衍生物，鄰位取代物＞間位取代物＞對位取代物，如：鄰二甲苯＞間二甲苯＞對二甲苯。 題型4　“位、構、性”三者關系的綜合考查 【例4】[2015·四川理綜，8（1）（2）（3）]X、Z、Q、R、T、U分別代表原子序數(shù)依次增大的短周期元素。X和R屬同族元素；Z和U位于第ⅦA族；X和Z可形成化合物XZ4；Q基態(tài)原子的s軌道和p軌道的電子總數(shù)相等；T的一種單質在空氣中能夠自燃。 請回答下列問題： （1）R基態(tài)原子的電子排布式是_________________________________________________。 （2）利用價層電子對互斥理論判斷TU3的立體構型是________。 （3）X所在周期元素最高價氧化物對應的水化物中，酸性最強的是________(填化學式)；Z和U的氫化物中沸點較高的是________(填化學式)；Q、R、U的單質形成的晶體，熔點由高到低的排列順序是________(填化學式)。 【答案】（1）1s22s22p63s23p2 或[Ne]3s23p2 （2）三角錐形 （3）HNO3　HF　Si、Mg、Cl2 【解析】由于X、Z、Q、R、T、U分別代表原子序數(shù)依次增大的短周期元素，Z和U位于第ⅦA族，故Z 為氟元素，U為氯元素；由于X和R屬于同族元素，且X和氟元素可形成化合物XF4，則X和R位于第ⅣA族，故X為碳元素，R為硅元素；Q基態(tài)原子電子排布式為1s22s22p63s2，則Q為鎂元素；由于T的一種單質在空氣中能自燃，則T為P元素。（1）Si位于第三周期第ⅣA族，從而可寫出其基態(tài)原子的電子排布式。（2）PCl3分子有4對價層電子對，其中有一對孤電子對，三對成鍵電子對，根據電子對互斥理論可知，PCl3分子呈三角錐形。（3）碳元素所在的周期是第二周期，能形成含氧酸且非金屬性最強的是氮元素，故該周期酸性最強的是HNO3；HF分子間存在氫鍵，故HF的沸點高于HCl；單質鎂是金屬晶體，單質硅是原子晶體，單質氯氣是分子晶體，故三者的熔點由高到低的排列順序是Si、Mg、Cl2。 【點睛】 10