201x高考化学二轮复习第一篇题型五物质结构与性质选修鸭

1、题型五物质结构与性质(选修选考,高考真题系统研究,近年真题展示,1.(2018全国卷,35)Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列问题: (1)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为 、 (填标号,解析:(1)D选项表示基态,为能量最低状态,A、B、C选项均表示激发态,根据能级能量E(1s)E(2s)E(2p)判断,C为能量最高状态,答案:(1)DC,2)Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H-),原因是,解析:(2)Li+与H-具有相同的电子构型,Li的核电荷数大于H的核电荷数,因此Li的原

2、子核对电子的吸引能力强,即Li+半径小于H-半径,答案:(2)Li+核电荷数较大,3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子空间构型是、中心原子的杂化形式为。LiAlH4中,存在(填标号)。 A.离子键B.键 C.键D.氢键,答案:(3)正四面体sp3AB,4)Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算得到,答案:(4)5204982 908,5)Li2O具有反萤石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为 gcm-3(列出计算式,2.(2018全国卷,35)锌在工业中有重要作用

3、,也是人体必需的微量元素。回答下列问题: (1)Zn原子核外电子排布式为。 (2)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn) . I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是,解析:(1)锌的核外有30个电子,因此其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,也可写作Ar3d104s2。 (2)锌的价层电子排布式为3d104s2,为全满稳定结构,较难失去电子,铜的价层电子排布式为3d104s1,较易失去一个电子,因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能,答案:(1)Ar3d104s2 (2)大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子,3)ZnF

4、2具有较高的熔点(872 ),其化学键类型是;ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是 .,解析:(3)由ZnF2的熔点为872 可知,ZnF2应为离子晶体,因此化学键类型为离子键。ZnF2为离子化合物,极性较大,不溶于有机溶剂;ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主,极性较小,能够溶于有机溶剂,答案:(3)离子键ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小,4)中华本草等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中,阴离子空间构型为,C原子的杂化

5、形式为,答案:(4)平面三角形sp2,5)金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式称为。六棱柱底边边长为a cm,高为c cm,阿伏加德罗常数的值为NA,Zn的密度为. gcm-3(列出计算式,3.(2017全国卷,35)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题: (1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为,解析:(1)N的价电子为2s22p3,所以轨道表达式(电子排布图)为,答案:(1,2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋

6、势如图(a)所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ; 氮元素的E1呈现异常的原因是,解析:(2)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故得到电子时所放出的能量依次增大。而N原子的2p轨道处于半充满状态,具有额外稳定性,答案:(2)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大N原子的2p轨道为半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一个电子,3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图(b)所示,从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为 ,不同之处为 。(填标号) A.中心原子的杂化轨道类型 B.中心原子的价层电子

7、对数 C.立体结构 D.共价键类型,答案:(3)ABDC,4)R的晶体密度为d gcm-3,其立方晶胞参数为 a nm,晶胞中含有y个(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl单元,该单元的相对质量为M,则y的计算表达式为,考情考法分析,物质结构与性质”试题以选考题的形式出现,分值为15分。利用一个大题要考查整个知识模块的内容,只能采用“拼盘”方式来达到对知识面的覆盖。各小题的知识素材间相对独立,考查方向主要可分为原子结构与性质,分子结构与性质、晶体结构与性质。 1.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应用;每年的出题形式上没有太大的变化。这一部分基本属

8、于人人都得分的基础题型,但2017年高考全国卷中对紫光的波长问的比较特殊。 2.在分子结构部分主要命题点有:化学键类型的判断、分子的极性;粒子空间构型的判断;中心原子杂化方式的判断;氢键的形成及对物质性质的影响等。这一部分难度一般在中等或略偏易,对大多数考生而言属于争取得分的试题,3.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(晶体密度的计算、晶胞中原子数的计算及晶体化学式的确定);晶体中作用力的判断及对晶体性质的影响;常见晶体的熔、沸点的高低比较。其中涉及晶胞微粒的计算难度相对较大,对考生综合能力要求较高。全国卷对于晶体结构的考查较为灵活,2016年以坐标形式考查考生对于晶胞

9、结构的理解,2017年又以变换定点的粒子种类来考查,2018年又回归常态,考查晶体的密度。 物质结构知识模块是化学学科的基础,原子、分子结构与性质利于考生形成宏观辨识与微观探析的学科素养,而分子结构与晶体结构部分则对学生形成证据推理与模型认知的学科素养有着重要的意识训练功能,题型考点分类突破,考点1原子结构与性质,知能储备,1.能层、能级、原子轨道及最多容纳电子数,2.常见原子轨道电子云轮廓图,3.基态原子的核外电子排布 (1)排布规律,2)四种表示方法,注意:3d能级的半满、全满更稳定。Cr、Cu的电子排布分别为:1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d

10、104s1,而非1s22s22p63s23p63d44s2、1s22s22p63s23p63d94s2,4.元素第一电离能的递变性 同周期元素(从左到右)呈增大趋势(注意第A族、第A族的特殊性);同主族元素(自上而下)逐渐减小。 (1)特殊情况 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、d5、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,BeB;MgAl;NO;PS。 (2)应用 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。 判断元素的化合价 如果某

11、元素的In+1In,则该元素的常见化合价为+n,5.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,典例示范,审题指导】 同主族元素最外层电子数相等,电子层数不同。 双键、叁键的成分:一定有一个“头碰头的”键,有1、2个“肩并肩”的键;共价键的实质是原子轨道的重叠。 考虑Ge与C原子的区别,仅仅是电子层不同导致原子半径不同,联系共价键的实质。平行的p轨道,相距较远很难重叠形成键。 解析:(1)Ge的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或Ar3d104s24p2,p轨道有2个未成对电子。 (2)

12、由于Ge原子半径大,Ge原子间形成的键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成键,规范作答】 (1)3d104s24p22 (2)Ge原子半径大,原子间形成的单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成键 【评分细则】 (1)3d104s24p2(1分);2(1分),答案唯一,其他不得分。 (2)(2分),“锗的原子半径大”描述成“锗的原子间键长较长”或“Ge原子半径比C原子大”等,“p-p轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠,难以形成键”答出其中一条也可,题组巩固,1.关于原子核外电子的分布,解答下列问题。 (1)(2018全国卷,35)下列Li原子电子

13、排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为、(填标号)。 Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H-),原因是,答案:(1)DCLi+核电荷数较大,2)(2018全国卷,35)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。 (3)(2018全国卷,35)Zn原子核外电子排布式为,3)Ar3d104s2,4)(2017全国卷,35)基态K原子中,核外电子占据的最高能层的符号是,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为。 (5)(2017全国卷,35)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为 .,2.对于元素的电离能、电负性,填写下列空

14、白。 (1)(2018全国卷,35)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是,答案:(1)大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子,2)(2017全国卷,35)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ; 氮元素的E1呈现异常的原因是,答案:(2)同周期随着核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大N的2p能级处于半充满状态,具有额外稳定性,

15、故不易结合一个电子,3)(2016全国卷,37)根据元素周期律,原子半径GaAs,第一电离能GaAs。(填“大于”或“小于”,答案:(3)大于小于,考点2分子结构与性质,知能储备,1.共价键 (1,2)键和键判定 s-s、s-p、杂化轨道之间一定是键;p-p可以形成键,也可以形成键(优先形成键,第二个共价键以后只能形成键)。 2.与分子结构有关的三种理论 (1)杂化轨道理论 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,杂化轨道类型与分子构型的关系,2)价层电子对互斥理论 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

16、。 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,价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用,3)等电子原理 基本观点:原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子称为等电子体。等电子体的许多性质是相近的,立体构型是相同的。 常见等电子体,3.化学键的极性与分子极性的关系,4.共价键、氢键、范德华力对物质性质的影响,典例示范,分析Ni2+、NH3的结构特点,Ni2+中失去电子后存在空轨道,NH3有一对孤对电子,两者之间可以形成配位键,提供孤电子对的成键原子是N。 有氢键的氢化物熔沸点较高;根据价层电子对互斥理论判断N原子的轨道杂化类型;确定NH3的空间构型三角锥形,氨气分子结构不对

17、称,正负电荷重心不重合,确定其分子极性,2)含有孤电子对和含有空轨道的原子之间可以形成配位键,在Ni(NH3)62+中Ni2+提供空轨道、NH3中的N提供孤电子对,所以在Ni(NH3)62+中Ni2+与NH3之间形成的化学键为配位键,提供孤电子对的成键原子是N,规范作答】 (1)正四面体 (2)配位键N (3)高于NH3分子间可形成氢键极性sp3,评分细则】 (1)正四面体,1分。答出四面体也可。 (2)配位键,1分;答成共价键、极性共价键也得1分;其他不得分。N、氮原子都得1分。 (3)高于,1分,唯一答案;NH3分子间可形成氢键,2分;氨气分子间存在氢键等只要答出NH3或氨分子间有氢键可以

18、得分,其他不得分;极性,1分,唯一答案;sp3,1分,s、p手写大小写不好区分,都得分,但3必须标上,否则不得分,题组巩固,1.(1)配合物Cr(H2O)6 中,与形成配位键的原子是 (填元素符号);CH3COOH中C原子轨道杂化类型为,解析:(1)在配合物Cr(H2O)63+中,中心原子提供空轨道,而配位原子提供孤对电子,H2O分子中含有孤对电子的是O原子。CH3COOH中,甲基中C原子与其他原子形成4个键,故C原子采取sp3杂化;而羧基中C原子形成3个键和1个键,故C原子采取的是sp2杂化,答案:(1)Osp3和sp2,2)V2O5常用作SO2转化为SO3的催化剂。SO2分子中S原子价层电

19、子对数是 .对,分子的立体构型为;SO3气态为单分子,该分子中S原子的杂化轨道类型为 ;SO3的三聚体环状结构如图所示,该结构中S原子的杂化轨道类型为;该结构中 SO 键长有两类,一类键长约140 pm,另一类键长约为160 pm,较短的键为 (填图中字母),该分子中含有个键,答案:(2)3V(折线、角)形sp2sp3a12,2.(1)(2018全国卷,35节选)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子空间构型是、中心原子的杂化形式为。LiAlH4中,存在(填标号)。 A.离子键B.键C.键D.氢键,答案:(1)正四面体sp3AB,答案:(2)H2SS8相对分子质量大,分子

20、间范德华力强平面三角 2sp3,2)(2018全国卷,35节选)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。 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 。 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,答案:(3)平面三角形sp2(4)V形sp3,答案:(5)ABDC,5)(2017全国卷,35节选)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图所示。 从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为,

21、不同之处为。(填标号) A.中心原子的杂化轨道类型 B.中心原子的价层电子对数 C.立体结构 D.共价键类型,考点3晶体结构与性质,知能储备,1.晶体熔、沸点的比较 (1)不同类型晶体熔、沸点的比较 不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律:原子晶体离子晶体分子晶体。 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)同类型晶体熔、沸点比较 原子晶体 形成晶体的原子半径越小、键长越短,则键能越大,其熔沸点就越高。 如:金刚石石英碳化硅晶体硅,离子晶体 形成离子晶体的阴、阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔沸点就越高,如MgOMgCl2,NaClCsCl

22、。 分子晶体 a.组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,其熔沸点就越高,如HIHBrHCl; b.组成和结构不相似的分子,分子极性越大,其熔沸点就越高,如CON2; c.同分异构体分子中,支链越少,其熔沸点就越高,如正戊烷异戊烷新戊烷; d.同分异构体中的芳香烃及其衍生物,邻位取代物间位取代物对位取代物,如邻二甲苯间二甲苯对二甲苯,金属晶体 金属离子半径越小,离子电荷数越多,金属阳离子与自由电子静电作用越强,其金属键越强,金属熔、沸点就越高,如熔、沸点:NaMgAl。 注意:(1)熔点离子晶体可能高于原子晶体,如石英的熔点为1 710 ,MgO的熔点为2 852 。 (3)金属晶体的熔点可能

23、比分子晶体的熔点低,如Na的熔点为97 ,尿素的熔点为132.7,2.常见晶体的结构特点,3.金属晶体的三种堆积方式,4.晶胞的相关计算 (1)晶胞中微粒数目的计算方法均摊法,3)晶体密度,典例示范,审题指导】 金属晶体的熔沸点与金属键强弱有关,而金属键强弱又取决于价电子多少与原子半径。 两点之间直线最短,K与O间的最短距离就是一个侧面正方形的对角线的 一半。 紧邻意味着距离为中的最短距离。一个晶胞有3个氧原子,8个晶胞将有38=24,每个氧原子计算两次。所以有12个。 当I处于各顶角位置时取出的晶胞,与原晶胞大小相同,则为原8个晶胞的1/8组成的新晶胞。K处于体心,O处于棱心,解析:(1)金

24、属钾的价电子排布为4s1,而金属Cr的价电子排布为3d54s1,价电子数K少于Cr,K原子半径大于Cr原子,金属K晶体内的金属键比金属Cr晶体内金属键弱,其熔沸点也要低,3)根据KIO3的化学式及晶胞结构可画出KIO3的另一种晶胞结构,如图,可看出K处于体心,O处于棱心,规范作答】 (1)K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱 (2)0.31512 (3)体心棱心 【评分细则】 (1)K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱(2分) 为得分点,代表结构,代表性质,结构1分,性质1分。 结构、性质均正确得2分 结构错误、不全或无但性质正确得1分 结构包含,缺一不可,“价电子”答成“自由电子”无分; 答“晶格能”无分。 只答“K原子半径较大”或者“K价电子数较少”不给分,只答“金属键较弱”或者“K的键能较小,Cr的键能较大”“K中的金属键较易破坏”给1分。 只答“K原子半径较大且价电子数较少”或者“K的离子半径较大且自由电子数较少”给1分,3