届高考二轮复习课件：物质结构与性质综合题难点突破

高中化学物质结构与性质综合题难点突破本阶段主要涉及原子、分子、晶体结构与性质同时涉及元素周期表与元素周期律等。在命题方向上主要有：①分子或离子的空间结构与杂化。②以物质的价键结构为载体的推断。③晶胞参数与晶体密度有关计算。④晶体中粒子坐标参数的确定。考情分析1．抓住“三条主线”构建知识体系(1)以原子(或离子)结构为主线

对原子(离子)结构的考查，核心是对能级顺序(构造原理)、泡利原理、洪特规则及洪特规则特例的运用情况的考查。对元素性质的考查主要集中在电负性强弱的比较、第一电离能大小的比较两方面，考生可结合原子结构知识，运用元素性质变化规律与洪特规则特例等进行解题。(1)(2021山东卷节选)非金属氟化物在生产、生活和科研中应用广泛。基态F原子核外电子的运动状态有

种。

(2)(2021湖南卷节选)基态硅原子最外层电子的轨道表示式为

。

(3)(2021广东卷节选)基态硫原子的价层电子排布式为

。

真题示例1(3)基态硫原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,因此基态硫原子的价层电子排布式为3s23p4。93s23p4(1)钛元素基态原子核外最外层电子的自旋状态

(填“平行”或“相反”)。

(2)钛元素位于元素周期表的

区,其基态原子核外电子有

种空间运动状态。

(3)基态B原子的核外电子有

种空间运动状态;基态Ni原子核外占据最高能层电子的电子云轮廓图的形状为

。

(4)As与N同主族,基态As原子的电子排布式为

。

真题示例2相反d

123

球形

4)1s22s22p63s23p63d104s24p3解析

(1)钛为22号元素,基态钛原子的电子排布式为[Ar]3d24s2,则基态钛原子的价层电子排布式为3d24s2,原子核外最外层电子数为2,自旋相反。(2)钛是22号元素,基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2

,价电子最后填入d轨道,故为d区元素;电子的运动状态包括空间运动状态和自旋,电子的空间运动状态种数就是所占据的轨道数,基态钛原子核外电子共占据12个轨道,所以有12种空间运动状态。(3)B的原子序数为5,核外有5个电子,占据3个原子轨道(1s22s22p1),有3种空间运动状态;Ni的原子序数为28,核外有4个能层,最高能层中电子占据的能级为4s,其电子云形状为球形。(4)As是33号元素,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。(1)基态Se原子的核外电子排布式为

,其能量最高的轨道的电子云形状为

。

(2)基态铜原子的价层电子排布式为

。

(3)Cd与Zn同族且相邻,若基态Cd原子将次外层1个d电子激发进入最外层的np能级,则该激发态原子的价层电子排布式为

。Cd原子中第一电离能相对较大的是

(填“基态”或“激发态”)原子。

(4)基态钛原子的价层电子的轨道表示式为

,与钛同周期的过渡元素中,基态原子的成对电子数与钛相同的有

种。

[Ar]3d104s24p4哑铃形3d104s14d95s25p1基态3真题示例3解析

(1)Se的原子序数为34,位于第四周期第ⅥA族,基态Se原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p4,其能量最高的轨道为4p轨道,电子云形状为哑铃形。(2)Cu为29号元素,基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,价层电子排布式为3d104s1。(3)Cd与Zn同族且相邻,所以基态Cd原子的价层电子排布式应为4d105s2,基态原子将4d能级的一个电子激发进入5p能级得到激发态原子,所以该激发态原子的价层电子排布式为4d95s25p1;基态原子的能量最低,最稳定,所以基态原子的第一电离能相对较大。(4)Ti是22号元素,位于周期表中第四周期第ⅣB族,价层电子排布式为3d24s2,价层电子的轨道表示式为

。与Ti同周期的所有过渡元素的基态原子中成对电子数与钛相同的有Sc、V、Mn,共计3种。2(1)Ti、Cl、O三种元素的电负性由大到小的顺序为

。

(2)(NH4)2Cr2O7中N、O、Cr三种元素的第一电离能由大到小的顺序是

(填元素符号)。

(3)第一电离能介于Al、P之间的第三周期元素为

(填元素符号)。

O>Cl>TiN>O>CrMg、Si、S解析

(2)N的第一电离能大于O,N、O为非金属元素,第一电离能均大于金属元素,所以N、O、Cr三种元素的第一电离能由大到小的顺序是N>O>Cr。(3)同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能,故第三周期元素的第一电离能介于Al、P之间的元素有Mg、Si、S三种。真题示例41.基态原子核外电子排布规律两原理一规则(1)能量最低原理。构建基态原子时,电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道,使整个原子的能量最低。(2)泡利原理。每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋状态必须相反。(3)洪特规则。基态原子中,填入简并轨道的电子总是先单独分占,且自旋平行。知识梳理———————夯实基础

强化要点2.表示基态原子核外电子排布的四种方法

(1)核外电子排布式，如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，可简化为[Ar]3d54s1。(2)价层电子排布式：如Fe：3d64s2。(3)电子排布图又称轨道表示式：如S：3、基态原子核外电子排布表示方法中的常见误区(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：①(违反能量最低原理)②(违反泡利原理)③(违反洪特规则)④(违反洪特规则)(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。(3)注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。4.第一电离能、电负性(1)元素第一电离能的周期性变化规律及应用。一般规律同一周期,随着原子序数的增大,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,当原子核外电子排布在简并轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(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。同周期主族元素,第ⅡA族元素、第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻的主族元素的第一电离能

第ⅢA族或第ⅥA族元素应用①判断元素金属性的强弱:电离能越小,金属原子越容易失去电子,金属性越强;反之越弱。②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能):如果某元素的In+1≫In,则该元素的常见化合价为+n价。如钠元素I2≫I1,所以钠原子的最外层电子数为1,其常见化合价为+1价。③判断核外电子的分层排布情况:多电子原子中,元素的各级电离能逐渐增大,有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时,电子所在的电子层数就可能发生变化(2)电负性大小的判断。

规律一般来说,在周期表中,同周期主族元素的电负性从左到右逐渐增大,同主族元素从上往下逐渐减小应用常常应用化合价判断电负性的大小,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的(2)以分子结构为主线

熟练掌握分子中中心原子的杂化轨道类型的分析方法(价层电子对数的计算)、分子空间结构的判断技巧(价层电子对互斥模型)、共价键类型的分析与判断技巧等是解答此类题的关键。(1)COCl2分子的键角大小比较:∠Cl—C—O

(填“>”或“<”)∠Cl—C—Cl,σ键和π键数目之比为

。

真题示例1>

3∶1解析

(1)在COCl2分子中,C原子为sp2杂化,虽然等性sp2杂化的键角是120°。但由于C原子与O原子间以C=O结合,该双键对C—Cl的斥力要更大些。所以,∠O—C—Cl键角要大于∠Cl—C—Cl键角。COCl2分子中有1个C=O和2个C—Cl,所以COCl2分子中σ键的数目为3,π键数目为1,两者的个数之比为3∶1。(2)B(C6F5)3分子中所有原子

(填“能”或“不能”)处于同一平面;化合物[Ph3C][B(C6F5)4](Ph为苯基)的阳离子中与苯环相连的碳原子的杂化方式是

,阴离子中硼原子的杂化方式是

。

(3)Reineckesalt的结构如图所示:其中配位原子为

(填元素符号),阳离子的空间结构为

,NCS-中碳原子的杂化方式为

。

(4)重铬酸铵[(NH4)2Cr2O7]为桔黄色单斜结晶,常用作有机合成催化剂,

的结构如图。1mol(NH4)2Cr2O7中含σ键为

mol。

能sp2

sp3N正四面体sp16解析:(2)—C6F5中的碳原子为sp2杂化,11个原子位于同一平面,B也是sp2杂化,通过单键相连,所有原子可以处于同一平面。[Ph3C]+中与苯基相连的是碳正离子,碳原子为sp2杂化,[B(C6F5)4]-中硼原子与3个—C6F5形成共价键,与1个—C6F5形成配位键,硼原子为sp3杂化。(3)根据Reineckesalt的结构图可知,配位原子为N,氮原子提供孤电子对;阳离子为铵根离子,根据价层电子对互斥模型,N的孤电子对数为0,形成4个σ键,N采取sp3杂化,可知

的空间结构为正四面体形;NCS-中碳原子的价层电子对数为2,孤电子对数为0,C采取sp杂化。(4)1个

含有8个σ键,1个铵根离子中含有4个σ键,故1

mol

(NH4)2Cr2O7中含有σ键为(4×2+8)

mol=16

mol。(1)三价铬离子能形成多种配位化合物。[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2+中提供电子对形成配位键的原子是

,中心离子的配位数为

。

(2)[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2+中配体分子NH3、H2O以及分子PH3的空间结构和相应的键角如图所示。PH3中P的杂化类型是

。NH3的沸点比PH3的

,原因是__________________________________,

H2O的键角小于NH3的,分析原因:

。

真题示例2N、O、Cl6sp3

高NH3存在分子间氢键NH3分子中N含有一个孤电子对,而H2O分子中O含有两个孤电子对,H2O中的孤电子对对成键电子对的排斥作用较大解析

(1)[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2+中三价铬离子提供空轨道,N、O、Cl提供孤电子对与三价铬离子形成配位键,中心离子的配位数为N、O、Cl三种原子的个数和,即3+2+1=6。(2)PH3中P的价层电子对数为3+1=4,故PH3中P的杂化类型是sp3;

N原子电负性较强,NH3分子之间存在分子间氢键,因此NH3的沸点比PH3的高;H2O的键角小于NH3的,原因是NH3分子中N含有一个孤电子对,而H2O分子中O含有两个孤电子对,H2O中的孤电子对对成键电子对的排斥作用较大。1.σ键与π键的判断方法

知识梳理———————夯实基础

强化要点2.中心原子杂化轨道数的判断方法杂化轨道数=σ键电子对数+孤电子对数=价层电子对数

以碳原子形成四价键为例(1)看中心原子有没有形成双键或三键。如形成1个三键,则其中有2个π键,用去了2个p轨道,碳原子为sp杂化;如形成1个双键,则其中有1个π键,碳原子为sp2杂化;如果全部是单键,碳原子为sp3杂化。(2)由分子的空间结构结合价层电子对互斥模型判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化,1个孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3分子为三角锥形,且N上有1个孤电子对,即4个杂化轨道各指向四面体的四个顶角,氮原子为sp3杂化。3.中心原子的价层电子对数、杂化类型与粒子的空间结构

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空间结构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,分子的空间结构与价层电子对互斥模型一致;当中心原子上有孤电子对时,分子的空间结构为去掉孤电子对后剩余部分的空间结构,且孤电子对会对分子的空间结构产生“挤压”作用用价层电子对互斥模型推测分子或离子的空间结构的思维程序:4.三种作用力及对物质性质的影响

作用力类型范德华力氢键共价键作用粒子分子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,范德华力越大形成氢键的元素的电负性原子半径对性质的影响影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质分子间氢键使物质的熔点、沸点升高,使溶解度增大键能越大,物质的稳定性越强(2021湖北八市联考)钴的一种化合物的晶胞结构如图所示,已知A点的原子坐标参数为(0,0,0),B点为

。下列说法中错误的是(

)A.配合物中Co2+的价层电子排布式为3d7B.钴的配位数为6C.C点的原子坐标参数为D.该物质的化学式为TiCoO2真题示例1D(2021湖南卷节选)下图是Mg、Ge、O三种元素形成的某化合物的晶胞示意图。①已知化合物中Ge和O的原子个数比为1∶4,图中Z表示

(填元素符号)原子,该化合物的化学式为

。

②已知该晶胞的晶胞参数分别为anm、bnm、cnm,α=β=γ=90°,则该晶体的密度ρ=

g·cm-3(设阿伏加德罗常数的值为NA,用含a、b、c、NA的代数式表示)。

真题示例2

(2021广东卷节选)理论计算预测,由汞(Hg)、锗(Ge)、锑(Sb)形成的一种新物质X为潜在的拓扑绝缘体材料。X的晶体可视为Ge晶体(晶胞如图a所示)中部分Ge原子被Hg和Sb取代后形成。真题示例3①图b为Ge晶胞中部分Ge原子被Hg和Sb取代后形成的一种单元结构,它不是晶胞单元,理由是

。

②图c为X的晶胞,X的晶体中与Hg距离最近的Sb的数目为

;该晶胞中粒子个数比N(Hg)∶N(G