物质结构全书复习高二化学人教版（2019）选择性必修2

专题十四

物质结构与性质【考情分析】题型考向预测物质结构与性质综合题核外电子排布表示方法物质结构与性质综合题还会给出一种多元素组成的物质，然后围绕着组成与结构进行设问。考查点基本相同，原子结构与性质主要涉及电子排布表示方法、特殊能层电子排布情况、微粒半径、电负性和第一电离能。分子结构与性质主要涉及杂化方式、化学键类型、空间构型、氢键、配位键、配合物等。晶体结构与性质主要围绕晶胞考查晶体的化学式、原子分数坐标及密度的计算，晶体的性质主要涉及熔、沸点的比较等。电离能、电负性比较、原因解释及应用σ键和π键、配位键、配位原子的判断不同类型微粒结构中配位数的判断中心原子杂化轨道类型判断分子及微粒空间结构的判断分子性质的判断、分析与比较晶体类型的判断及性质分析、比较晶胞结构的分析及计算核心突破·提能力考点1电子排布式、电离能和电负性【核

心

梳

理】1.原子核外电子排布遵循的原理及表示方法(1)遵循的原理：构造原理、泡利原理、洪特规则、能量最低原理。(2)表示方法[微点拨]能量相同的原子轨道在全满(s2、p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。表示方法举例电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1简化电子排布式Cu：[Ar]3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)(3)未成对电子数的判断方法①根据电子排布式判断设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为n，该能级的原子轨道数为m，则n≤m时，未成对电子数为n；n>m时，未成对电子数为2m－n。②根据电子排布图判断电子排布图能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。2.第一电离能、电负性(1)规律：在元素周期表中，元素的第一电离能从左到右总体呈增大的趋势，从上向下逐渐减小，电负性从左到右逐渐增大，从上向下逐渐减小。如C、N、O、F元素。第一电离能由大到小顺序为F>N>O>C，电负性由大到小顺序为：F>O>N>C。(2)特例：同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素。(3)判断：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：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物，AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。

1s22s22p4或[He]2s22p42

4∶51．按要求填空(1)[2022·云南省一模]基态Pb原子的价电子排布式为________，N能层电子数有________个。(2)[2022·四川省南充市二诊]基态氮原子的价电子轨道表达式为____________，(3)[2022·云南省昆明市一模]Pt的电子排布式为[Xe]4f145d96s1，则Pt在元素周期表中处于________区，未成对电子数是________。(4)[2022·山东省济宁市一模]基态钛原子的px原子轨道上的电子数为________个。(5)[2022·山东省青岛市一模]

铬在元素周期表中的位置为____________，其基态原子核外电子占据的原子轨道数为________。6s26p232d24第四周期ⅥB族15例2(1)[2021·湖南卷节选]H、C、N的电负性由大到小的顺序为_______。(2)[2020·全国Ⅰ卷节选]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_________________________________________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是__________________________________________________________________________________________________________________________________。N>C>HNa与Li同主族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子，故第一电离能更小Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，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．(1)与钛同周期的第ⅡB族和ⅢA族两种元素中第一电离能较大的是______(写元素符号)。(2)钛铬合金是一种高温结构材料，第二电离能I2(Ti)________(填“>”或“<”)I2(Cr)，原因是_________________________________________________。(3)①已知Al的第一电离能为578kJ·mol－1、第二电离能为1817kJ·mol－1、第三电离能为2745kJ·mol－1、第四电离能为11575kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因____________________________________________________。②第二电离能I(Cu)________(填“＞”或“＜”)I(Zn)。Zn<

钛第二电离能失去的是4s1电子，铬第二电离能失去的是3d5电子Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全充满状态，较稳定＞(4)以第二周期为例，除Be、N外，其他元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因是______________________________________________________________________________________________________。(5)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子排布图：________________。从结构上分析Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：_____________________________________________________。②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为_______。

从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大原子光谱Fe3＋价电子排布式为3d5，为半充满状态，而Fe2＋价电子排布式为3d6N>S>C考点2共价键杂化轨道与分子的空间结构【核

心

梳

理】1.共价键(1)分类

(4)配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)配合物的组成①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、CO、Cl－、Br－、I－、SCN－等。②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。④常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、Fe(CO)5等。2．“四方法”判断分子中心原子的杂化类型(1)根据杂化轨道的空间构型判断①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则分子的中心原子发生sp3杂化。②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。(2)根据杂化轨道之间的夹角判断若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。(3)根据中心原子的价层电子对数判断如中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。(4)根据分子或离子中化学键类型判断如没有π键为sp3杂化，含1个π键(如碳碳双键、碳氧双键)为sp2杂化，含2个π键(如碳碳三键、碳氮三键)为sp杂化。3．用价层电子对互斥理论(VSEPR)推测分子的空间结构(1)价层电子对数的计算(2)应用价层电子对数σ键电子对数孤电子对数VSEPR模型名称分子的空间结构实例220直线形直线形CO2330三角形平面三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O

＞前者中Se为sp2杂化、后者中Se为sp3杂化O>C>H>Fe

sp3解析：产物中N原子形成4个共价键，则其采取sp3杂化。(2)[2021·全国乙卷节选]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______，H2O的键角小于NH3的，分析原因________________________________________________________________________________。N、O、Cl6sp3NH3含有1对孤电子对，而H2O含有2对孤电子对，H2O中的孤电子对成键电子对的排斥作用较大(3)[2020·全国卷Ⅰ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________。

正四面体4sp3

正四面体sp3

、sp2

F>O>C>H大于8sp2

正四面体224NA极性考点3微粒间作用力对物质性质的影响【核

心

梳

理】1.非极性分子与极性分子的判断2．范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响

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点、沸点、溶解度等物理性质分子间氢键使熔、沸点升高，溶解度增大键能越大，稳定性越强3.晶体熔、沸点高低的比较(1)一般情况下，不同类型晶体的熔、沸点高低规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等；有的则很低，如汞等)。(2)形成共价晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔、沸点越高，如：金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。(3)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：MgO>MgCl2；NaCl>CsCl。(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Al>Mg>Na。(5)分子晶体的熔、沸点比较规律①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，其熔、沸点就越高，如：HI>HBr>HCl；②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：CO>N2；③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；④同分异构体中的芳香烃及其衍生物的沸点，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。【典

题

精

研】物质性质的比较与解释例4(1)[2021·全国乙卷节选][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。NH3的沸点比PH3的________，原因是________________。高NH3分子间存在氢键解析：NH3的沸点比PH3高，是因为NH3分子间存在氢键，PH3分子间只有范德华力。(2)[2020·浙江卷节选]①气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因是___________________________。②常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是_____________________________。(3)[2020·全国卷Ⅱ节选]钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。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_______________________________________________________________________________________。原子半径F<Cl，键能F—H>Cl—H乙醇与水之间形成氢键而氯乙烷没有化合物TiF4TiCl4TiBr4TiI4熔点/℃377－24.1238.3155TiF4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

B—N的键长大于C—C，键能小于C—CFeO和CoO都是离子晶体，r(Fe2＋)<r(Co2＋)，晶体中的离子键FeO比CoO强，FeO比CoO更稳定，FeCO3比CoCO3易分解(3)①GaCl3的熔点为77.9℃，沸点为201.3℃；而GaN的熔点为1700℃，其原因是____________________________。②H2O、H2S、H2Te的沸点由高到低的顺序为_____________。③Cu和K属于同一周期元素，且原子核外最外层电子排布相同，但金属Cu的熔点比金属K的高，原因是______________________________________。(4)已知苯酚

具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子

能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)________Ka(苯酚)(填“>”或“<”)，其原因是________________________________________。GaCl3为分子晶体，GaN为共价晶体H2O>H2Te>H2SCu的原子半径较小且价电子数较多，金属键较强<中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋考点4晶胞的结构分析及计算【核

心

梳

理】1.晶胞分析的方法——均摊法晶胞平行四面体正六棱柱正三棱柱均摊规则2．晶体密度及粒子间距离的计算方法(1)计算晶体密度的方法(2)计算晶体中粒子间距离①分析思路②常见堆积模型粒子之间的距离(a为晶胞参数，r为粒子半径)简单立方体心立方面心立方六方密堆积金刚石型a＝2ra＝2r3.常见离子晶体结构分析

晶胞配位数及影响因素密度的计算(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)配位数影响因素NaCl型6阳离子与阴离子的半径比值越大，配位数越多，另外配位数还与阴、阳离子的电荷比有关等CsCl型8ZnS型4阳离子与阴离子的半径比值越大，配位数越多，另外配位数还与阴、阳离子的电荷比有关等CaF2型F－：4Ca2＋：85．(1)(CH3NH3)PbI3晶体属于钙钛矿型结构(如图所示)，Pb2＋周围距离最近且相等的I－数目有_______个。若将A离子作为晶胞的体心另取晶胞Y，则I处于晶胞Y中的_______，晶胞中A、B之间的距离为apm，(CH3NH3)PbI3式量为M，该物质的密度ρ＝____________g·cm－3(列出计算式，设NA为阿伏加德罗常数的值)。6棱心

(2)一定条件下，CO2分子可形成干冰晶体，干冰的晶胞模型如图所示。在干冰中，与一个CO2分子紧邻的分子共有________个。若阿伏加德罗常数为NA，干冰的密度为ρg·cm－3，则晶胞体对角线长度是________cm。12

(3)①图3为铜的某种氯化物晶胞示意图，该物质的化学式是________。原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置，图中各原子坐标参数分别为A(0，0，0)；B(0，1，1)；C(1，1，0)；则D原子的坐标参数为________。②图3晶胞中C、D两原子核间距为298pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体密度为_________________g·cm－3(列出计算式即可)。CuCl

模考精练·抓落实1.[2022·山东省青岛市一模]铬是人体内微量元素之一，是重要的血糖调节剂。(1)铬在元素周期表中的位置为____________，其基态原子核外电子占据的原子轨道数为________。(2)已知Cr3＋半径小，正电场较强，容易与H2O、NH3、Cl－等分子或离子形成多种配合物，[Cr(H2O)2(NH3)4]Cl3·2H2O是其中的一种。①该配合物中提供孤对电子形成配位键的原子是________。②中心原子杂化方式为________(填标号)。a．sp2 b．Sp3

c．sp3d d．D2sp3③该物质中，氮氢键的键角比独立存在的气态氨气分子中键角略大，其原因是_______________________________________________________________________________________。第四周期ⅥB族15O、Nd

独立存在的氨气分子氮原子含有一对孤电子对，而该物质中的N原子的孤电子对提供出来与Cr3＋形成了成键电子对(3)钛铬合金是一种高温结构材料，第二电离能I2(Ti)______(填“>”或“<”)I2(Cr)，原因是____________________________________________

_______。<

钛第二电离能失去的是4s1电子，铬第二电离能失去的是3d5电子

1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p45氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态有正四面体(4)氮的同周期元素硼能形成BF3，其分子中的硼原子杂化方式为________，它是________(填“极性”或“非极性”)分子。前四周期的氧族元素中的两种元素的氢化物分别为H2X、H2Y，其沸点的高低为H2X＜H2Y，稳定性强弱为H2X＞H2Y，则Y是________(写元素符号)。(5)KIO3晶体是一种性能良好的光学材料，晶胞结构如下图所示，边长为anm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置。与K紧邻的O的个数为________。已知阿伏加德罗常数的值为NA，则KIO3的密度为_____________(列式表示)g·cm－3。sp2非极性Se12

3．[2022·广东省茂名市一模]镍及其化合物在工业生产和科研领域有重要的用途。请回答下列问题：(1)基态Ni原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为_____________。(2)含有4个水分子的醋酸镍[Ni(C2H3O2)2·4H2O]在电镀中有广泛应用，其中H2O中O原子的杂化轨道类型为________，若该构型为八面体，则中心Ni原子的配位数为________。(3)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，已知熔点NiO＞FeO，则离子半径r(Ni2＋)________(填“＜”或“＞”)r(Fe2＋)；天然的和人工合成的氧化镍常存在各种缺陷，某缺陷氧化镍的组成为Ni0.96O，其中Ni元素只有＋2和＋3两种价态，两种价态的镍离子数目之比为________。sp3杂化6＜11∶1(4)四羰基镍[Ni(CO)4]是由路德维希·蒙德所发现。室温下，它是一种具有挥发性的液体，其熔、沸点低的原因是_________________________________________________________；CO分子内σ键与π键个数之比为________。(5)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如图所示。若阿伏加德罗常数的值为NA，晶胞边长为apm，则该晶胞的密度为_________g·cm3。Ni(CO)4是分子晶体，融化或气化时破坏的是范德华力，因此熔、沸点较低1∶2

4．[2022·河北省石家庄市一检]北京冬奥会使用的是碲化镉(CdTe)太阳能电池，可以直接把光能转化成电能，且能量转化效率较高。回答下列问题：(1)碲的原子序数为52，基态碲原子的核外电子排布式为[Kr]_________。(2)已知镉和锌同族，位于元素周期表第五周期；银的价层电子排布式为4d105s1。则第二电离能I2(Cd)<I2(Ag)的原因为____________________________________。(3)碲酸(H6TeO6)是白色固体，经X射线研究证明在碲酸分子内的6个羟基排列在碲原子的周围成八面体结构，碲酸中碲原子的价层电子对数为________。4d105s25p4银失去是全充满的4d10电子，镉失去是5s1电子6(4)与碲同主族元素(不包含碲和放射性元素)的简单氢化物的沸点由高到低的顺序为_____________(用化学式表示)。(5)Cd(OH)2不能和碱反应，但可溶于氨水生成配位数为4的配合物，该反应的化学方程式为____________________________；NH3分子中的键角________(填“大于”“小于”或“等于”)NF3分子中的键角。H2O>H2Se>H2SCd(OH)2＋4NH3===[Cd(NH3)4](OH)2大于【真

题

研

练】1.[2022·全国甲卷]2008年北京奥运会的“水立方”，在2022年冬奥会上华丽转身为“冰立方”，实现了奥运场馆的再利用，其美丽的透光气囊材料由乙烯(CH2===CH2)与四氟乙烯(CF2===CF2)的共聚物(ETFE)制成。回答下列问题：(1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为_____________。(2)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是________(填标号)，判断的根据是_____________________________________________________________________________________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。a

同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，N原子的价电子排布式为2s22p3，2p轨道是半充满稳定结构，第一电离能比O原子大b(3)固态氟化氢中存在(HF)n形式，画出(HF)3的链状结构_________________。(4)CF2===CF2和ETFE分子中C的杂化轨道类型分别为________和________；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因______________________________________。(5)萤石(CaF2)是自然界中常见的含氟矿物，其晶胞结构如图所示，X代表的离子是_______；若该立方晶胞参数为apm，正负离子的核间距最小为________pm。H—F…H—F…H—Fsp2sp3F的电负性比H大，C—F键的键能比C—H键的大Ca2＋

2．[2022·山东卷]研究笼形包合物结构和性质具有重要意义。化学式为Ni(CN)x·Zn(NH3)y·zC6H6的笼形包合物四方晶胞结构如图所示(H原子未画出)，每个苯环只有一半属于该晶胞。晶胞参数为a＝b≠c，α＝β＝γ＝90