2022届高考化学二轮复习专题十三物质结构与性质鸭课件

1、专题十三物质结构与性质(选考)第一编2022内容索引010203考点一原子结构与性质考点二分子结构与性质考点三晶体结构与性质04专项模块素养培优五年高考 命题研究 高频考点五年考向命题角度再思考1.原子结构与性质考向1.基态原子的核外电子排布:2021湖南卷,182020全国卷,352019全国卷,352018全国卷,352017全国卷,35考向1.命题可能把基态原子的核外电子排布与元素周期律结合起来综合考查考向2.命题可能将元素的电离能、电负性与物质的性质、化学键知识综合起来考查考向2.元素的电离能与电负性:2020全国卷,352018全国卷,35高频考点五年考向命题角度再思考2.分子结构与

2、性质考向1.“两大理论”与粒子空间构型:2021湖南卷,182020全国卷,352018全国卷,352017全国卷,35考向1.命题可能进一步考查大键、粒子的空间构型与物质的性质的关系等考向2.命题可能进一步考查运用粒子间的相互作用分析、判断物质的某些性质考向2.粒子间的作用与分子性质:2021湖南卷,182019全国卷,35高频考点五年考向命题角度再思考3.晶体结构与性质考向.晶体结构与性质:2021湖南卷,182020全国卷,352019全国卷,352018全国卷,352017全国卷,35考向.命题可能进一步考查晶体中各原子的分数坐标、晶体类型的判断,运用晶格能解释晶体的某些性质等考点一原

3、子结构与性质要点归纳再提升1.表示基态原子核外电子排布的四方法 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O: 2.第一电离能、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从上至下,电子层数增加,原子失电子能力增强,得电子能力减弱,故第一电离能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

4、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)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第A族最外层s能级全充满、第A族最外层p能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素(2)电离能的应用 (3)电负性大小判断 规律在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族元素从上往下逐渐减小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:HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O

5、的电负性大于Cl通常两种元素的电负性差值1.7,易形成离子键,电负性差值I1(Na),原因是 。I1(Be)I1(B)I1(Li),原因是 。I1/(kJmol-1)Li520Be900B801Na496Mg738Al578(2)(2020全国卷,35节选)CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是。(3)(2020全国卷,35节选)NH3BH3分子中,与N原子相连的H呈正电性(H+),与B原子相连的H呈负电性(H-),电负性大小顺序是。思路点拨(1)第一电离能大小分析(2)电负性大小比较Ca、Ti同为第四周期的金属元素,Ca在Ti的左边,根据同一周期从左到右,元素的电负性依次增大,可知电负性T

6、iCa。O为活泼非金属元素,其电负性最大。故三者电负性由大到小的顺序是:OTiCa。(3)电负性大小判断答案 (1)Na与Li同主族,Na的电子层数更多,原子半径大,易失电子Li、Be、B同周期,核电荷数依次增加。Be为1s22s2全充满稳定结构,第一电离能最大。与Li相比,B核电荷数大,原子半径小,较难失去电子,第一电离能较大(2)OTiCa(3)NHB2-2.高考题组合(1)(2020江苏卷,21节选)C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为。(2)(2019全国卷,35节选)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是(填字母)。(3)(2018全国卷,35节选)黄铜是人类最早使

7、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。思路点拨(1)同周期,从左到右,第一电离能呈增大的趋势,但第A族大于第A族,第A族大于第A族,因此C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为NOC。(2)根据电子排布图判断电子能量的高低(3)Zn的第一电离能应该大于Cu的第一电离能,原因是,Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全充满的稳定结构,所以失电子比较困难。同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子,而Cu的最外层是一个电子,Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对,额外吸收能量。答案 (1)NOC(2)A(3)大于Zn核外电子排布为全满

8、稳定结构,较难失电子对点演练2-1.(1)(2021安徽淮南二模)LiFePO4与LiPF6中所含的非金属元素电负性由大到小的顺序为。(2)(2021广西南宁一模)基态氮原子比基态氧原子第一电离能大的原因是。答案 (1)FOP(2)基态氮原子的p轨道为半满稳定结构,具有较大的第一电离能;基态氧原子的p轨道有4个电子,易失去1个电子形成半满稳定结构,故第一电离能较小解析 (1)LiFePO4与LiPF6中所含的非金属元素为P、O、F,电负性由大到小的顺序为FOP。(2)基态氮原子的2p能级电子排布为2p3半满稳定结构,具有较大的第一电离能;基态氧原子的2p能级电子排布为2p4,易失去1个电子形成

9、半满稳定结构,故第一电离能较小。2-2.(2021湖南卷)(1)P4S3常用于制造火柴,P和S的第一电离能较大的是。(2)As4S4俗称雄黄,其中基态As原子的核外电子排布式为Ar,有个未成对电子。(3)P、S、As电负性由大到小的顺序是。答案 (1)P3d104s24p33SPAs解析 (1)P元素3p能级半满,更稳定,第一电离能大于相邻元素,所以第一电离能较大的是P;(2)As元素为33号元素,位于第四周期第A族,原子核外电子排布为Ar3d104s24p3;核外4p轨道上有3个未成对电子;(3)非金属性SPAs,所以电负性SPAs。方法技巧对元素性质的四点认识(1)金属活动性顺序与元素相应

10、的电离能大小顺序不完全一致,故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。(3)共价化合物中,两种元素电负性差值越大,它们形成共价键的极性就越强。(4)同周期主族元素,从左到右,非金属性越来越强,电负性越来越大,第一电离能总体呈增大趋势。易错防范不失分判断正误(正确的画“”,错误的画“”)。(1)原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围,故称电子云。()(2)p能级能量一定比s能级的能量高。()(3)基态钠原子的电子排布式为1s22s22p62d1。()(5)同一原子中,2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。()(6)Cr的电子排布式为1s

11、22s22p63s23p63d44s2。()(7)2p和3p轨道形状均为哑铃形,能量也相等。()(8)第四周期元素中,锰原子价电子层中未成对电子数最多。()(9)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第A族,是p区元素。()(10)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第A族,是s区元素。()(11)共价化合物中,成键元素电负性大的表现为负价。()(12)电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。()答案 (1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)(10)(11)(12)考点二分子结构与性质要点归纳再提升1.中心原子杂化轨道数与粒子的立体构型(空间构型)(1)中心原子

12、杂化轨道数的判断杂化轨道数=键电子对数+孤电子对数=价层电子对数(2)中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子的立体构型价层电子对数(杂化轨道数)234轨道杂化类型spsp2sp3价层电子对模型直线形三角形四面体形粒子组成形式与构型AB2:直线形AB2:V形AB3:三角形AB2:V形AB3:三角锥形AB4:(正)四面体形规律当中心原子无孤电子对时,分子构型与价层电子对模型一致;当有孤电子对时,分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型,且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果2.配位键与配位化合物的结构(以Cu(NH3)4SO4为例) 3.分子的性质(1)键参数对分子性质的影响 (2)分子极性的判

13、断 判断分子极性可类比物理中判断合力的方法判断,合力为0,分子为非极性分子;合力不为0,则分子为极性分子。(3)“相似相溶”规律非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂,若溶质和溶剂分子间存在氢键,则氢键作用力越大,溶解性越好。(4)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(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,在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强。4.三种作用力及对物质性质的影响 作用力范德华力氢键共价键作用微粒分子H与N、O、F原子强度比较共价键氢键范德华力影响因素组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大形

14、成氢键元素的电负性原子半径对性质的影响影响物质的熔、沸点,溶解度等物理性质分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解度增大键能越大,稳定性越强经典对练得高分考向1“两大理论”与粒子空间构型真题示例1-1.高考题组合(1)(2020山东卷,17节选)Sn为第A族元素,单质Sn与干燥Cl2反应生成SnCl4。常温常压下SnCl4为无色液体,SnCl4空间构型为。(2)(2020山东卷,17节选)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Cd2+配合物的结构如图所示,1 mol该配合物中通过螯合作用形成的配位键有 mol,该螯合物中N的杂化方式有种。(3)(2

15、020全国卷,35节选)磷酸根离子的空间构型为,其中P的价层电子对数为、杂化轨道类型为。答案 (1)正四面体形(2)61(3)正四面体形4sp3 解析 (1)SnCl4分子空间构型的判断方法一,利用价层电子对互斥理论判断:Sn原子无孤电子对,可形成4个键,因此SnCl4分子的空间构型为正四面体。方法二,利用中心原子杂化轨道类型判断:Sn可形成4个键,为sp3杂化,因此SnCl4分子的空间构型为正四面体。方法三,利用等电子原理判断:SnCl4与CCl4为等电子体,CCl4分子的空间构型为正四面体,因此SnCl4分子的空间构型为正四面体。(2)配位键数的判断由该物质的结构简式可知,螯合作用配位成环

16、,故1个该配合物分子中通过螯合作用形成的配位键有6个。杂化方式的判断根据键数判断由题给结构简式可知,每个N原子均形成3个键且N原子上无孤电子对,故N原子杂化方式为sp2杂化。中心原子价层电子对数的判断第一步,确定中心原子:磷酸根离子中P原子为中心原子;第二步,确定中心原子价电子数:P原子的价电子数为5;第四步,确定P原子形成的键电子对数:P原子分别与4个氧原子形成键,键数为4;第五步,计算P原子价层电子对数:4+0=4。杂化轨道类型的判断方法一,根据价层电子对数判断:磷酸根离子中P原子价层电子对数为4,所以P原子杂化类型为sp3。方法二,根据键数目判断:磷酸根离子中P原子形成的键数为4,所以P

17、原子杂化类型为sp3。方法三,根据微粒空间构型判断:磷酸根离子为正四面体形,所以P原子杂化类型为sp3。1-2.新高考适应题组合(1)(2021湖南卷)白磷在氯气中燃烧可以得到PCl3和PCl5,其中气态PCl3分子的立体构型为。研究发现固态PCl5和PBr5均为离子晶体,但其结构分别为PCl4+PCl6-和PBr4+Br-,分析PCl5和PBr5结构存在差异的原因是。(2)(2021重庆卷)氧化镁载体及镍催化反应中涉及CH4、CO2和CH3OH等物质。元素Mg、O和C的第一电离能由小到大排序为在上述三种物质的分子中碳原子杂化类型不同于其他两种的是,立体构型为正四面体的分子是,三种物质中沸点最

18、高的是CH3OH,其原因是。(3)(2021河北卷)下列分子或离子与CO2具有相同类型化学键和立体构型的是(填字母)。A.SO2 B.OCN-过渡金属与O形成羰基配合物时,每个CO分子向中心原子提供2个电子,最终使中心原子的电子总数与同周期的稀有气体原子相同,称为有效原子序数规则。根据此规则推断,镍与CO形成的羰基配合物Ni(CO)x中,x=。答案 (1)三角锥形Br-半径较大,无法形成PBr6-(2)MgCOCO2CH4甲醇为极性分子,且甲醇分子间能形成氢键(3)BD4(2)金属元素的第一电离能一般小于非金属元素,同周期元素的第一电离能呈增大趋势,则Mg、O和C的第一电离能由小到大排序为Mg

19、CO;甲烷和甲醇中碳原子为饱和碳原子,杂化方式为sp3杂化,而二氧化碳分子的立体构型为直线形,杂化方式为sp杂化,则二氧化碳中碳原子杂化类型不同于其他两种;甲烷分子中碳原子的杂化方式为sp3杂化,立体构型为正四面体形;三种物质中甲烷和二氧化碳为非极性分子,甲醇为极性分子,且甲醇分子间能形成氢键,则甲醇的沸点最高。对点演练1-1.(2021广西名校联盟一模节选)(1)硫和碲位于同主族,H2S的分解温度高于H2Te,其主要原因是。在硫的化合物中,H2S、CS2都是三原子分子,但它们的键角(立体构型)差别很大,用价层电子对互斥理论解释:;用杂化轨道理论解释:。(2)Cd2+与NH3等配体形成配离子。

20、Cd(NH3)42+中2个NH3被2个Cl-替代只得到1种结构,Cd(NH3)42+的立体构型是。1 mol NH3含 mol 键。答案 (1)S原子半径小于Te,HS键的键能较大CS2分子中C原子价层没有孤电子对,成键电子对之间排斥力相同且较小H2S中S采用sp3杂化,CS2中C采用sp杂化(2)正四面体3解析 (1)从原子半径、键能角度分析气态氢化物的热稳定性。原子半径:r(S)HTe,所以H2S较稳定。H2S分子中S原子价层有2个孤电子对,孤电子对对成键电子对排斥力大于成键电子对之间排斥力,所以键角较小;CS2分子中C原子价层没有孤电子对,成键电子对之间排斥力相同,呈直线形最稳定,键角较

21、大。从杂化轨道角度解释,H2S中S采用sp3杂化,CS2中C采用sp杂化。(2)Cd(NH3)42+中2个NH3被2个Cl-替代只得到1种结构,说明Cd2+采用sp3杂化,呈正四面体结构。NH键均为键,所以1 mol NH3含3 mol 键。1-2.(2021黑龙江齐齐哈尔一模节选)铬能形成多种配合物。(1)配合物a、b、c的化学式如下:a.Cr(H2O)4Cl2Cl2H2Ob.Cr(H2O)5ClCl2H2Oc.Cr(H2O)6Cl3相同物质的量的a、b、c分别与足量AgNO3溶液反应,生成AgCl的物质的量之比为。(2)Reinecke salt的结构如图所示: 其中配位原子为(填元素符号

22、);阳离子的空间构型为,NCS-中碳原子杂化方式为。答案 (1)123(2)N正四面体sp杂化 考向2粒子间的作用与分子性质真题示例2-1.高考题组合(1)(2020全国卷,35节选)Ti的四卤化物熔点如下表所示,TiF4熔点高于其他三种卤化物,自TiCl4至TiI4熔点依次升高,原因是。化合物TiF4TiCl4TiBr4TiI4熔点/377-24.1238.3155(2)(2020全国卷,35节选)NH3BH3分子中,NB化学键称为键,其电子对由提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气:(3)(2020全国卷,35节选)NH3BH3分子中,与N原子相连的H呈正电性(H+),与B原子相连的H呈负

23、电性(H-)。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是(写分子式) ,其熔点比NH3BH3(填“高” 或“低”),原因是在NH3BH3分子之间,存在,也称“双氢键”。思路点拨(1)晶体类型与熔点的关系第一步,看晶体类型是否相同:由题给四种卤化物的熔点可知,TiF4应为离子晶体,TiCl4、TiBr4和TiI4均属于分子晶体;第二步,同类型晶体看微粒间的作用力:TiCl4、TiBr4和TiI4均属于分子晶体,对于结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越大,熔点越高。(2)化学键的分析判断化学键类型的判断根据核外电子排布分析判断:杂化类型的分析判断 (3)分子结构与性质等电子体的书写同周

24、期元素迁移法 分子晶体熔点高低的比较 由题意知,NH3BH3分子中,与N原子相连的H呈正电性(H+),与B原子相连的H呈负电性(H-),因此H+和H-之间可以产生静电作用力,也称“双氢键”。 答案 (1)TiF4为离子化合物,熔点高,其他三种均为共价化合物,随相对分子质量的增大分子间作用力增大,熔点逐渐升高(2)配位Nsp3sp2(3)CH3CH3低H+与H-的静电引力2-2.新高考适应题组合(1)(2021福建卷)H2O、PH3、KH按熔点由高到低的顺序排列为,熔点差异的原因是。(2)(2021广东卷)氢化物PH3、CH4、NH3的沸点由高到低顺序为。(3)(2021重庆卷)Ni与CO在60

25、80 时反应生成Ni(CO)4气体,在Ni(CO)4分子中与Ni形成配位键的原子是,Ni(CO)4晶体类型是。答案 (1)KHH2OPH3KH为离子晶体,H2O、PH3均为分子晶体,H2O分子间存在氢键(2)NH3PH3CH4(3)C分子晶体解析 (1)KH为离子晶体,H2O、PH3均为分子晶体,离子晶体熔点一般高于分子晶体,所以KH的熔点最高,而H2O分子间存在氢键,所以沸点高于PH3,则熔点由高到低的顺序排列为KHH2OPH3;(2)NH3分子间存在氢键沸点最高,PH3的相对分子质量大于CH4,所以PH3的沸点高于CH4,所以沸点由高到低顺序为NH3PH3CH4;(3)由题意可知,Ni(C

26、O)4的沸点低,属于分子晶体,Ni(CO)4分子中与Ni形成配位键的原子是能提供孤电子对的碳原子。对点演练2-1.(2021江西红色七校二模节选)顺二氨环丁羧酸铂( )又名卡铂,是一种低毒性抗癌药,遇光易分解。(1)卡铂分子中非金属元素的电负性由大到小的顺序为,碳原子的杂化轨道类型有。(2)卡铂溶于水,不溶于乙醚的原因是,卡铂静脉注射时需要注意的事项是。(3)卡铂分子中存在的微粒间作用力有(填字母)。A.离子键B.配位键C.金属键D.非极性键答案 (1)ONCHsp2、sp3(2)相似相溶原理或卡铂是极性分子,可溶于极性溶剂水中,不溶于弱极性溶剂乙醚中避光(3)BD解析 (1)卡铂分子中的非金

27、属元素有C、N、O、H,非金属性:ONCH,所以电负性由大到小的顺序为ONCH,分子中C原子形成了单键和双键,所以碳原子的杂化轨道类型有sp2、sp3;(2)由于卡铂是极性分子,所以卡铂可溶于极性溶剂水中,不溶于弱极性溶剂乙醚中,卡铂遇光易分解,所以卡铂静脉注射时需要注意避光;(3)卡铂分子中NH3氮原子提供孤电子对,Pt提供空轨道,两者形成配位键,C原子和C原子之间形成非极性键。2-2.(2021陕西西安中学月考节选)雷氏盐(Reinecke salt)的化学式为NH4Cr(NCS)4(NH3)2H2O是一种易溶于水和乙醇的暗红色固体。(1)雷氏盐中铬元素的化合价为,NH3与铬离子形成的化学

28、键为。(2)NCS-的立体构型是,其中碳原子的杂化轨道类型为。SO2、CO2、BeCl2、SCl2四种分子中,与NCS-互为等电子体的是。(3)乙醇的沸点比溴乙烷高,其原因是。答案 (1)+3配位键(2)直线形spCO2、BeCl2(3)乙醇分子间形成氢键解析 由雷氏盐(Reinecke salt)的化学式NH4Cr(NCS)4(NH3)2H2O可知,它是一种配合物,其外界是一个铵根(N ),带一个单位的正电荷,所以其内界必然带一个单位的负电荷,内界有两种配体,分别是氨分子和硫氰根离子,氨分子不带电荷,硫氰根离子带一个单位的负电荷,所以中心原子铬带3个单位的正电荷,铬的化合价是+3。(1)雷氏

29、盐中铬元素的化合价为+3,NH3与铬离子形成的化学键为配位键。(2)由雷氏盐的结构式可知,NCS-的中心原子C原子形成了两个双键,每个双键含一个键和一个键,所以NCS-的立体构型是直线形,其中碳原子的杂化轨道类型为sp杂化。NCS-中有3个原子,价电子数是16,所以SO2、CO2、BeCl2、SCl2四种分子中,与NCS-互为等电子体的是CO2、BeCl2。(3)乙醇和溴乙烷都是分子晶体,它们的分子间都有范德华力,但是乙醇分子间还能形成氢键,氢键是比范德华力更强的分子间作用力,所以乙醇的沸点比溴乙烷高。易错防范不失分判断正误(正确的画“”,错误的画“”)。(1)共价键的成键原子只能是非金属原子

30、。()(2)在任何情况下,都是键比键强度大。()(3)分子的稳定性与分子间作用力的大小无关。()(4)键可以绕键轴旋转,键不能绕键轴旋转。()(5)碳碳三键和碳碳双键的键能分别是碳碳单键键能的3倍和2倍。()(6)键长等于成键两原子的半径之和。()(7)杂化轨道只用于形成键或用于容纳未参与成键的孤电子对。() (8)分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键,则该分子一定为正四面体结构。()(9)只要分子构型为平面三角形,中心原子均为sp2杂化。()(10)中心原子是sp杂化的,其分子构型不一定为直线形。()(11)以极性键结合起来的分子不一定是极性分子。()(12)非极性分子中,一定含有非极性共

31、价键。()(13)乙醇分子和水分子间只存在范德华力。()(14)碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键。()(15)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键。()答案 (1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8)(9)(10)(11)(12)(13)(14)(15) 考点三晶体结构与性质要点归纳再提升1.物质熔、沸点高低比较规律(1)一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:原子晶体(或共价晶体)离子晶体分子晶体,如熔、沸点:金刚石NaClCl2;金属晶体分子晶体,如熔、沸点:NaCl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等)。(2)形成原子晶体的原子

32、半径越小、键长越短,则键能越大,其熔、沸点就越高,如熔、沸点:金刚石石英碳化硅晶体硅。(3)形成离子晶体的阴、阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔、沸点就越高,如熔、沸点:MgONaClNaBrNaI。(4)金属晶体中金属离子半径越小,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AlMgNa。(5)分子晶体的熔、沸点比较规律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。NH3、H2O、HF由于其分子间存在氢键,其沸点在同主族的氢化物中最高 相对分子质量相近的分子,分子极性越大,其熔、沸点就越高,如:CON2。同分异构体

33、分子中,支链越少,其熔、沸点就越高,如:正戊烷异戊烷新戊烷。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,如熔、沸点:邻二甲苯间二甲苯对二甲苯。2.判断晶体类型的方法(1)主要是根据各类晶体的特征性质判断如熔、沸点较低的化合物形成分子晶体;熔、沸点较高,且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离子晶体;熔、沸点很高,不导电,不溶于一般溶剂的物质形成原子(共价)晶体;能导电、传热、具有延展性的晶体为金属晶体。(2)根据物质的分类判断金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体;大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)

34、、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。常见的原子(共价)晶体中单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等;常见的原子(共价)晶体中化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质(注:汞在常温下为液体)与合金是金属晶体。3.晶胞中微粒数目的计算方法均摊法 经典对练得高分考向晶体结构与性质真题示例(2020全国卷,35节选)LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体,它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有LiFePO4的单元数有个。电池充电时,LiFePO4脱出部分Li+,形成Li1-xFePO4,结构示意图如

35、(b)所示,则x=,n(Fe2+)n(Fe3+)=。 思路点拨晶胞结构分析 对点演练1.(2021广西名校联盟一模节选)(1)锆晶胞如图1所示,1个晶胞含个Zr原子;这种堆积方式称为。图1 (2)镉晶胞如图2所示。已知:NA是阿伏加德罗常数的值,晶体密度为d gcm-3。在该晶胞中两个镉原子最近核间距为 nm(用含NA、d的代数式表示,Cd相对原子质量为112),镉晶胞中原子空间利用率为(用含的代数式表示)。图2 解析 (1)在题目所示六棱柱中,12个原子位于顶点,各贡献六分之一,2个原子位于面心,各贡献二分之一,3个原子位于体内,所以1个六棱柱含6个原子。这种堆积方式叫六方最密堆积。2.(2

36、021安徽淮南二模节选)Li4Ti5O12中Ti元素的化合物TiO2是一种重要的瓷器釉料。研究表明,在TiO2中通过氮掺杂反应可生成TiO2-aNb,能使TiO2对可见光具有活性,掺杂过程如图所示。则TiO2-aNb晶体中a=,b=。 易错警示(1)尽管CO2和SiO2有相似的化学组成,但二者物理性质有较大差异,原因是二者的晶体类型不同,CO2属于分子晶体,SiO2属于原子(共价)晶体,二者不能混淆。(2)离子晶体中不一定都含有金属元素,如NH4Cl是离子晶体;金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体,如AlCl3是分子晶体;含有金属离子的晶体不一定是离子晶体,如金属晶体中含有金属离子。

37、(3)含阴离子的晶体中一定含有阳离子,但含阳离子的晶体中不一定含阴离子,如金属晶体。(4)误认为金属晶体的熔点一定比分子晶体的熔点高,其实不一定,如Na的熔点为97 ,尿素的熔点为132.7 。易错防范不失分判断正误(正确的画“”,错误的画“”)。(1)具有规则几何外形的固体一定是晶体。()(2)冰和固体碘晶体中相互作用力相同。()(3)缺角的NaCl晶体在饱和NaCl溶液中会慢慢变为完美的立方体块。()(4)通过X-射线衍射实验的方法不能区分晶体和非晶体。()(5)晶体和非晶体的本质区别是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列。()(6)立方晶胞中,顶点上的原子被4个晶胞共用。()(7)

38、在NaCl晶体中,每个Na+周围与其距离最近的Na+有12个。()(8)在CsCl晶体中,每个Cs+周围与其距离最近的Cl-有8个。()答案 (1)(2)(3)(4)(5)(6)(7)(8) 专项模块素养培优(十三)物质结构与性质综合题物质结构与性质综合题,重点考查考生对基础知识的掌握情况,要求考生掌握原子的核外电子的运动状态、排布原理及元素的某些性质,能从化学键角度认识分子的结构、性质,从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题;能运用价层电子对互斥理论和晶体模型解释和推测简单分子或离子的空间构型及常见晶体的晶胞结构及类型,揭示现象的本质和规律。热点专攻(一)审题关注什么1.审题的关键点试题

39、的“三种”呈现形式(1)以一种已知的元素立题,选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问,综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。(2)以几种已知的元素立题,依托不同元素的物质分别独立或侧重考查原子结构、分子结构和晶体结构。(3)以推断出的几种元素立题,依托它们之间组成的物质综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。2.防范失分点由于对物质结构与性质试题的作答,很多都需要用化学语言来完成,所以化学用语的规范使用成为了得分的重要因素。对晶胞结构的分析是此类题目的难点,首先要对教材上出现的各种典型晶胞的空间结构做到了然于胸,其次对晶胞的各种计算要明白其原理,如用分摊法确定化学式、密度的计算、配位数的计算

40、、微粒间距离的计算(基本属于立体几何)、原子坐标参数的确定等。只有清楚了原理,解题时才能避免失分。(二)题目考什么1.基本化学用语。136号元素原子及简单离子的基态核外电子排布式(或外围电子排布)、电子式或结构式的书写(有的需要找相似的等电子体结构去模仿)。2.化学键及分子间作用力。键或键的数目、键参数、氢键及范德华力。3.分子结构与性质。分子的空间构型和分子极性的判断、分子的手性、无机含氧酸的酸性、分子中中心原子的杂化类型的判断、等电子体的寻找和等电子体原理的应用。4.配合物组成结构的考查。配合物化学式的书写、配合物结构示意图的表示及配合物中的各种化学键。5.元素周期表、元素周期律。主族元素

41、的电负性和电离能的变化规律,特别注意一些元素性质的反常。6.晶体结构和性质的考查:晶体的各向异性、晶格能、晶胞中微粒数目的计算,晶体密度和阿伏加德罗常数的相关计算。题型突破(2020山东卷,17节选)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,称作原子的分数坐标。四方晶系CdSnAs2的晶胞结构如下图所示,晶胞棱边夹角均为90,晶胞中部分原子的分数坐标如下表所示。原子坐标xyzCd000Sn000.5As0.250.250.125一个晶胞中有个Sn,找出距离Cd(0,0,0)最近的Sn(用分数坐标表示)。CdSnAs2晶体中与单个Sn键合的As有个。思路点拨晶胞的分析晶胞中微粒

42、个数的分析第一步,判断各原子在晶胞中的位置:由部分Cd原子的分数坐标为(0,0,0),可知8个Cd在晶胞的顶点,4个Cd在晶胞的面上,1个Cd在晶胞的体内;由部分Sn原子的分数坐标为(0,0,0.5),可知4个Sn在晶胞的棱上,6个Sn在晶胞的面上;由部分As原子的分数坐标为(0.25,0.25,0.125),可知8个As在晶胞的体内。第二步,判断Sn原子个数均摊法:1个晶胞中Sn原子的个数为分数坐标的确定第一步,确定原子位置:距离Cd(0,0,0)最近的Sn位于与该Cd原子同在一个平面上的两个面心上。第二步,确定分数坐标:两个Sn原子的分数坐标分别为(0.5,0,0.25)、(0.5,0.5,0)。判断成键原子数由晶胞结构图可知,CdSnAs2晶体中与单个Sn键合的As有4个。答案 4(0.5,0,0.25)、(0.5,0.5,0)4 应考训练1.(2021湖南卷,18)硅、锗(Ge)及其化合物广泛应用于光电材料领域。回答下列问题:(1)基态硅原子最外层的电子排布图为,晶体硅和碳化硅熔点较高的是(