高考二轮复习化学课件选修3物质结构与性质（选考）

选修3物质结构与性质(选考)考情分析高考命题分析命题情境(1)生产环保情境:从催化剂的制备、超导材料、纳米碳管、北京奥运会的“水立方”等选材,设置特定的命题情境,考查考生解决问题的能力。(2)学术探索情境:从中国第一辆火星车“祝融号”、火星探索、诺贝尔化学奖、配合物、手性药物、储氢材料、光电材料等选材,开拓考生的学科视野,锤炼考生的学术思维,提高考生的创新能力。(3)化学史料情境:作为考查载体的情境,最关键的是素材的真实性,试题情境最好取材于真实的文献资料、生产生活实际,要有丰富的数据作为支撑。要体现出情境素材的价值引领作用以及思维方法和态度责任等学科素养导向功能。素养能力(1)理解与辨析能力:理解原子核外电子排布规律、第一电离能、电负性等,辨识模型、图表等信息,解决相关化学问题。(2)分析与推测能力:运用价层电子对互斥模型推测分子(或离子)的空间结构;根据中心原子价层电子对数(或物质结构),推测杂化方式。(3)思维方法:能利用分类和比较的方法研究物质的结构,基于价层电子对互斥模型、杂化轨道模型、晶体结构模型等阐释物质结构,类比推测(或比较)物质的性质。考题统计(1)原子结构与核外电子排布:(2023全国乙卷,35)(2022全国甲卷,35)(2022全国乙卷,35)(2021全国甲卷,35)(2021全国乙卷,35)(2020全国Ⅰ卷,35)(2020全国Ⅱ卷,35)(2019全国Ⅰ卷,35)(2019全国Ⅱ卷,35)(2019全国Ⅲ卷,35)(2)元素周期表和元素周期律:(2023全国乙卷,35)(2022全国甲卷,35)(2021全国乙卷,35)(2020全国Ⅰ卷,35)(2020全国Ⅱ卷,35)(2020全国Ⅲ卷,35)(2019全国Ⅱ卷,35)(2019全国Ⅲ卷,35)(3)分子结构与性质:(2023全国甲卷,35)(2023全国乙卷,35)(2022全国甲卷,35)(2022全国乙卷,35)(2021全国甲卷,35)(2021全国乙卷,35)(2020全国Ⅰ卷,35)(2020全国Ⅱ卷,35)(2020全国Ⅲ卷,35)(2019全国Ⅰ卷,35)(2019全国Ⅱ卷,35)(2019全国Ⅲ卷,35)(4)晶体结构与性质:(2023全国甲卷,35)(2023全国乙卷,35)(2022全国甲卷,35)(2022全国乙卷,35)(2021全国甲卷,35)(2021全国乙卷,35)(2020全国Ⅰ卷,35)(2020全国Ⅱ卷,35)(2020全国Ⅲ卷,35)(2019全国Ⅰ卷,35)(2019全国Ⅱ卷,35)(2019全国Ⅲ卷,35)考点1原子结构与核外电子排布聚焦核心要点要点核外电子排布的规律课标指引:1.知道电子的运动状态(空间分布及能量)可通过原子轨道和电子云模型来描述。

2.了解原子核外电子排布的构造原理,认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理(也称泡利不相容原理)和洪特规则等。知道1~36号元素基态原子核外电子的排布。1.能层与能级的能量关系模型

2.明确基态原子核外电子排布的四种方法

表示方法举例电子排布式Cu:1s22s22p63s23p63d104s1;Cu2+:1s22s22p63s23p63d9简化电子排布式Cu:[Ar]3d104s1;Cu2+:[Ar]3d9价层电子排布式Cu:3d104s1;Cu2+:3d9轨道表示式(或电子排布图)Cu:Cu2+:3.牢记基态原子(离子)核外电子排布的“三原则”易错辨析1.Cr的基态原子的简化电子排布式为[Ar]3d44s2。(

)2.基态原子电子能量的高低顺序为E(1s)<E(2s)<E(2px)<E(2py)<E(2pz)。(

)3.电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则。(

)4.磷元素基态原子的电子排布图为

。(

)××××精研核心命题命题点1基态原子(离子)核外电子排布及表示典例1

(1)(2023全国乙卷,35节选)基态Fe原子的价层电子排布式为

。

(2)(2022·全国甲卷,35节选)基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为

。

(3)(2022·广东卷,20节选)Se与S同族,基态硒原子价层电子排布式为

。

(4)(2022·海南卷,19节选)基态O原子的电子排布式为

,其中未成对电子有

个。

3d64s24s24p41s22s22p4

2解析

(1)基态Fe原子的简化电子排布式为[Ar]3d64s2,价层电子排布式为3d64s2。(2)基态F原子核外有9个电子,其价层电子排布图(轨道表示式)为

。(3)Se与S同族,Se元素处于S元素的下一周期,基态S原子价层电子排布式为3s23p4,推知基态Se原子价层电子排布式为4s24p4。(4)基态O原子的电子排布式为1s22s22p4,价层电子排布图(轨道表示式)为

,故其中未成对电子数为2。变式演练(1)(2021·湖南卷,18节选)基态硅原子最外层的电子排布图(轨道表示式)为

。

(2)(2021·海南卷,19节选)基态锰原子的价层电子排布式为

。

(3)(2021·福建卷,14节选)基态碳原子的成对电子数与未成对电子数之比为

。

3d54s2

2∶1命题点2核外电子运动状态及能量比较典例2

(1)(2022·河北卷,17节选)基态S原子的价层电子中,两种自旋状态的电子数之比为

。

(2)(2022·全国乙卷,35节选)氟原子激发态的电子排布式有

,其中能量较高的是

(填字母)。

a.1s22s22p43s1 b.1s22s22p43d2c.1s22s12p5 d.1s22s22p33p22∶1(或1∶2)

add解析

(1)基态S原子的价层电子轨道表示式为

,两种自旋状态的电子数分别为2和4,故其数目之比为1∶2或2∶1。(2)基态F原子核外有9个电子,其基态原子电子排布式为1s22s22p5,电子排布不同于基态F原子的都是激发态原子,故属于激发态的有a和d;由于3p能级的能量高于3

s能级,故能量较高的是d。1s22s22p43d2和1s22s12p5都不能表示氟原子。变式演练(1)(2021·山东卷,16节选)基态F原子核外电子的运动状态有

种。

(2)(2021·河北卷,17节选)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态,若一种自旋状态用+表示,与之相反的用-表示,称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子,其价层电子自旋磁量子数的代数和为

。

9【思维建模】判断原子核外电子的运动状态和空间运动状态种类的方法(1)核外电子的运动状态种类=原子核外电子的总数。描述原子核外电子运动状态有4个参数:能层、能级、原子轨道和自旋状态,因此同一原子核外各电子的运动状态均不相同。(2)核外电子的空间运动状态种类=电子占据的原子轨道总数。描述原子核外电子的空间运动状态有3个参数:能层、能级和原子轨道,故根据核外电子排布占据的原子轨道总数判断原子的空间运动状态种类。训练分层落实练真题·明考向1.(1)(2022·北京卷,15节选)Fe2+的价层电子排布式为

。

(2)(2022·重庆卷,18节选)配位化合物X由配体L2-(如图)和具有正四面体结构的[Zn4O]6+构成。①基态Zn2+的电子排布式为

。

②L2-所含元素中,电负性最大的原子处于基态时电子占据最高能级的电子云轮廓图为

形。

3d61s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10

哑铃

解析

(2)②L2-所含元素中电负性:O>C>H,电负性最大的是O,其基态原子最高能级是2p,电子云轮廓图为哑铃形。2.(1)(2020·全国Ⅰ卷,35节选)基态Fe2+与Fe3+离子中未成对的电子数之比为

。

(2)(2020·全国Ⅱ卷,35节选)基态Ti原子的核外电子排布式为

。

(3)(2019·全国Ⅱ卷,35节选)Fe成为阳离子时首先失去

轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为

。

(4)(2019·全国Ⅲ卷,35节选)在元素周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是

,该元素基态原子核外M层电子的自旋状态

(填“相同”或“相反”)。

4∶51s22s22p63s23p63d24s24s4f5Mg相反

解析

(1)基态Fe2+的价层电子排布式为3d6,有4个未成对电子,基态Fe3+的价层电子排布式为3d5,有5个未成对电子,故二者的未成对电子数之比为4∶5。(2)基态Ti原子的原子序数为22,核外电子数为22,电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2。(3)基态Fe原子的简化电子排布式为[Ar]3d64s2,故Fe成为阳离子时首先失去4s轨道的电子。根据Sm的价层电子排布式为4f66s2可知,Sm成为Sm3+时,先失去6s轨道的2个电子,然后失去4f轨道的1个电子,则Sm3+的价层电子排布式为4f5。(4)根据元素周期律可知,与Li处于对角线位置的元素为Mg,二者的化学性质相似。基态Mg原子的M层电子排布式为3s2,根据泡利原理可知,这两个电子的自旋状态相反。练易错·避陷阱3.(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]

,有

个未成对电子。

(2)镍元素基态原子的电子排布式为

,3d能级上的未成对电子数为

。

(3)处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布可用

形象化描述。在基态14C原子中,核外存在

对自旋相反的电子。

(4)基态Fe原子有

个未成对电子。Fe3+的电子排布式为

。

(5)基态Si原子中,电子占据的最高能层符号为

,该能层具有的原子轨道数为

,电子数为

。

3d104s24p2

21s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)2电子云

241s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)M94练预测·押考向4.按题目要求回答相关问题:(1)基态镓的核外电子占据的最高能层符号为

,能量最高的电子占据的原子轨道电子云轮廓图为

形。

(2)基态Ni2+核外电子排布式为

。同周期中,与基态Ni具有相同未成对电子数的元素有

(填元素符号)。

(3)基态碳原子核外电子的运动状态有

种,核外电子的空间运动状态有

种。

N哑铃

[Ar]3d8(或1s22s22p63s23p63d8)

Ti、Ge、Se64考点2元素周期表与元素周期律聚焦核心要点要点1元素周期表的结构与分区课标指引:1.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。

2.知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征,了解元素周期律(表)的应用价值。1.元素周期表的结构与分区

2.价层电子排布与元素周期表的关系(1)三个数据关系①原子的电子层数=最高能层序数=周期序数。②主族元素原子的价层电子数=该元素在周期表中的主族序数。③过渡元素(镧系、锕系除外)原子的价层电子数=该元素在周期表中的纵列序数。(2)族和分区的关系

族所在分区相互关系主族s区和p区最外层(ns+np)的电子数=主族族序数0族p区最外层(ns+np)的电子数=8(He为2)副族d区、ds区和f区d区中[(n-1)d+ns]的电子数=族序数(第Ⅷ族部分元素除外,n为最外层)ds区(n-1)d全充满,ns的电子数=副族序数(n为最外层)当8≤[(n-1)d+ns]的电子数≤10时,则为第Ⅷ族元素要点2元素周期律课标指引:1.结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律,建构元素周期律。

2.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化,知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。1.元素的电离能及其应用(1)第一电离能的周期性变化①同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势;稀有气体的第一电离能最大,碱金属的第一电离能最小。②同族元素自上而下,第一电离能逐渐减小。微点拨同周期中ⅡA和ⅢA族、ⅤA和ⅥA族的第一电离能出现交错,其原因是ⅡA、ⅤA族元素原子的价层电子排布分别为ns2、ns2np3,最高能级分别为全充满、半充满,均较难失去电子,故这两族元素原子的第一电离能反常。(2)电离能的应用

2.电负性及其应用(1)电负性的变化规律①同周期主族元素从左到右,元素的电负性逐渐增大。②同主族元素自上而下,元素的电负性逐渐减小。(2)电负性的应用

3.对角线规则在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素有些性质是相似的,如易错辨析1.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。(

)2.在元素周期表中,同周期主族元素电负性从左到右越来越大。(

)3.正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在元素周期表中位于Ⅷ族。(

)4.主族元素的电负性越大,第一电离能一定越大。(

)×√√×精研核心命题命题点1元素周期表的结构与分区典例1

(1)(2022·山东卷,16节选)基态Ni原子的价层电子排布式为

,在元素周期表中位置为

。

(2)(2021·广东卷,20节选)汞的原子序数为80,位于元素周期表第

周期第ⅡB族。

(3)(2023·湖北卷,16节选)Co位于元素周期表第

周期第

族。

3d84s2

第四周期第Ⅷ族

六

4(或四)

Ⅷ变式演练(1)铁元素在元素周期表中的位置是

,属于

(填“s”“d”“ds”或“p”)区。

(2)铜-镍镀层能增强材料的耐蚀性。按照核外电子排布,把元素周期表划分为5个区,Ni位于

区。

(3)基态Cd原子的价层电子排布式为4d105s2,则Cd在元素周期表中的位置是

,处于

区。

第四周期第Ⅷ族

dd第五周期第ⅡB族ds命题点2元素周期律及其应用典例2

(1)(2023·全国乙卷,35节选)探测发现火星上存在大量橄榄石矿物(MgxFe2-xSiO4),橄榄石中,各元素电负性大小顺序为

,铁的化合价为

。

(2)(2023·北京卷,15节选)比较S原子和O原子的第一电离能大小,从原子结构的角度说明理由:

。

O>Si>Fe>Mg+2价

I1(O)>I1(S),氧原子半径小,原子核对最外层电子的吸引力大,不易失去一个电子(3)(2022·全国甲卷,35节选)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

,判断的根据是__________________________________________________________

;

第三电离能的变化图是

。

图a图b图c图a

同一周期元素第一电离能呈增大趋势,由于N元素的2p能级为半充满状态,故N元素的第一电离能较C、O两种元素高图b(4)(2022·河北卷,17节选)Cu与Zn相比,第二电离能与第一电离能差值更大的是

,原因是

。

CuCu的第二电离能失去3d10电子,第一电离能失去4s1电子,3d10电子处于全充满状态,较难失去电子,则Cu的第二电离能与第一电离能的差值大解析

(3)第三电离能,碳原子需从全充满的2s轨道中失去电子,导致其所需能量较高;氮原子失去第三个电子,形成稳定的2s2结构,所需能量相对较低;氟原子从半满的2p3失去电子,所需能量相应较高,图b符合题意。变式演练(1)元素的气态基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为第一电子亲和能(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从左到右依次增大的原因是

;

氮元素的E1呈现异常的原因是

。

B、C、O、F元素的核电荷数依次增大,原子半径依次减小,得电子能力依次增强N原子的2p轨道处于半充满状态,相对稳定,故不易结合电子(2)Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是

。

(3)元素铜与镍的第二电离能分别为I2(Cu)=1958kJ·mol-1、I2(Ni)=1753kJ·mol-1,I2(Cu)>I2(Ni)的原因是

。

(4)根据元素周期律,原子半径:Ga

(填“大于”或“小于”,下同)As,第一电离能:Ga

As。

(5)F、K、Fe、Ni四种元素中的第一电离能最小的是

(填元素符号)。

O>Ge>Zn铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子

大于

小于

K(6)①N、Al、Si、Zn四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:电离能/(kJ·mol-1)I1I2I3I4……5781817274511578……则该元素是

(填元素符号)。

②基态锗(Ge)原子的电子排布式是

。Ge的最高价氯化物的化学式是

。该元素可能的性质或应用有

(填字母)。

A.是一种活泼的金属元素B.其电负性大于硫C.其单质可作为半导体材料D.其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点Al1s22s22p63s23p63d104s24p2(或[Ar]3d104s24p2)GeCl4CD解析

(2)根据Zn、Ge、O三种元素在元素周期表中的位置关系和电负性的变化规律,可知电负性:O>Ge>Zn。(3)铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子,所以I2(Cu)>I2(Ni)。(4)同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小,故原子半径:Ga大于As,根据第一电离能变化规律,可知第一电离能:Ga小于As。(5)F是电负性最大的元素;K、Fe、Ni位于同一周期,根据第一电离能的变化规律,可知四种元素中第一电离能最小的是K元素。(6)①分析表中数据可知,该元素的逐级电离能中,I1、I2、I3与I4相差较大,说明该元素原子最外层有3个电子,则该元素为Al元素。②锗原子核外有32个电子,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2。Ge元素的最高化合价为+4价,其氯化物为GeCl4。Ge元素处于金属与非金属分界线附近,表现出一定的金属性和非金属性,其单质常用作半导体材料,不属于活泼金属。根据Ge、S元素在元素周期表中的位置关系和电负性的变化规律,可知S元素的电负性大于Ge元素的。GeCl4的相对分子质量小于GeBr4,则GeCl4的分子间作用力小于GeBr4的分子间作用力,GeCl4的沸点低于GeBr4的沸点。训练分层落实练真题·明考向1.(1)(2020·全国Ⅰ卷,35节选)Li及其元素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_________________________________________________________________________________________

。

I1/(kJ·mol-1)Li520Be900B801Na496Mg738Al578Na与Li同族,Na电子层数多,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)(2020·全国Ⅱ卷,35节选)CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是

。

(3)(2020·全国Ⅲ卷,35节选)①H、B、N中,原子半径最大的是

。根据对角线规则,B的一些化学性质与元素

的相似。

②NH3BH3分子中,与N原子相连的H呈正电性(Hδ+),与B原子相连的H呈负电性(Hδ-),电负性大小顺序是

。

O>Ti>CaBSi(硅)N>H>B解析

(1)Na与Li同族,Na的电子层数多,原子半径大,易失电子,所以I1(Li)>I2(Na);Li、Be、B同周期,核电荷数依次增加,Be的核外电子排布式为1s22s2,属于全充满稳定结构,第一电离能最大;与Li相比,B的核电荷数较大,原子半径较小,较难失去电子,第一电离能较大,所以I1(Be)>I1(B)>I1(Li)。(2)根据O、Ti、Ca三种元素在元素周期表中的位置关系和电负性的变化规律,可知其电负性大小顺序为O>Ti>Ca。(3)①H为第一周期主族元素,原子半径最小,B、N同为第二周期主族元素,根据“左大右小”可知,原子半径:B>N,故原子半径最大的为B。B为第二周期ⅢA族元素,与其处于对角线上的元素应为第三周期ⅣA族元素,即硅元素。②NH3BH3分子中,根据与N原子相连的H呈正电性,说明电负性:N>H;根据与B原子相连的H呈负电性,说明电负性:B<H;故电负性的大小顺序为N>H>B。2.(1)(2019·全国Ⅰ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)。

(2)(2019·全国Ⅱ卷,35节选)比较离子半径:F-

(填“大于”“等于”或“小于”)O2-。

(3)(2019·全国Ⅲ卷,35节选)NH4H2PO4中,电负性最高的元素是

。

A小于

O解析

(1)A、B、C、D四个选项分别表示的是基态的Mg+、基态的镁原子、激发态的镁原子和激发态的Mg+,因元素的第二电离能大于第一电离能,且基态为稳定状态,能量较低,难以失去电子,所以这4种状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是基态的Mg+,A项符合题意。(2)F-和O2-的核外电子排布相同,核电荷数大的半径反而小,则F-半径小于O2-半径。(3)根据元素周期律可知,H、N、P、O四种元素中电负性最大的为O。3.(2023·浙江1月选考卷,17节选)由硅原子核形成的三种微粒,电子排布式分别为①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1,有关这些微粒的叙述,正确的是

。

A.微粒半径:③>①>②B.电子排布属于基态原子(或离子)的是:①②C.电离一个电子所需最低能量:①>②>③D.得电子能力:①>②AB解析

由三种微粒的电子排布式可知,①是基态Si原子,②是基态Si+,③是激发态Si原子,B正确。激发态Si原子的4s轨道排布1个电子,其半径最大,基态Si+的3p轨道只有1个电子,其半径最小,故微粒半径:③>①>②,A正确。激发态Si原子具有较高能量,电离一个电子所需能量最低,基态Si+电离一个电子,所需能量最高,故所需最低能量:②>①>③,C错误。基态Si+较易得到电子,故得电子能力:②>①,D错误。

>N<O<F3s2(3)C元素的电子排布图为

;E3+的离子符号为

。

(4)F元素位于元素周期表的

区,其基态原子的电子排布式为

。

(5)G元素可能的性质

(填字母)。

A.其单质可作为半导体材料 B.其电负性大于磷C.其原子半径大于锗 D.其第一电离能小于硒(6)活泼性:D

(填“>”或“<”,下同)Al,I1(Mg)

I1(Al),其原因是

。

Fe3+ds1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)A>>镁原子的3s轨道处于全充满状态,3p轨道处于全空状态,比较稳定,而铝原子3p轨道只有一个电子,不稳定解析

现有属于元素周期表前四周期的A、B、C、D、E、F、G七种元素,原子序数依次增大。A元素的价层电子构型为nsnnpn+1,则A是N;C元素为最活泼的非金属元素,则C是F,B是O;D元素核外有三个电子层,最外层电子数是核外电子总数的

,则D是Mg;E元素正三价离子的3d轨道为半充满状态,则E是Fe;F元素基态原子的M层全充满,N层没有成对电子,只有一个未成对电子,则F是Cu;G元素与A元素位于同一主族,其某种氧化物有剧毒,则G是As。(1)由于N原子的2p轨道电子处于半充满的稳定状态,失去电子比O原子难,所以元素的第一电离能:A>B;一般情况下同一周期的主族元素,原子序数越大,元素的电负性越大,所以A、B、C三种元素的电负性由小到大的顺序为N<O<F。(2)镁元素原子的价层电子排布式是3s2。(3)C元素是F,其电子排布图为

;E元素是Fe,E3+的离子符号为Fe3+。(4)F元素是Cu,Cu位于元素周期表的ds区,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。(5)G元素是As,位于金属与非金属的分界线处,其单质为半导体,其电负性小于磷,原子半径小于锗,第一电离能大于硒。(6)D元素是Mg,活动性:Mg>Al。练预测·押考向5.(1)写出基态As原子的核外电子排布式:

。

(2)C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为

;H、O、S电负性由大到小的顺序是

。B和N相比,电负性较大的是

(填元素符号);BN中B元素的化合价为

;从电负性角度分析,C、Si、O的非金属活泼性由强至弱的顺序为

。

(3)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是

(填元素符号),其中P原子的核外电子排布式为

。

1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)N>O>C

O>S>HN+3价

O>C>SiO1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)(4)现有属于元素周期表前四周期的元素a、b、c、d、e五种元素,原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同,b的价层电子中的未成对电子有3个,c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,d与c同族;e的最外层只有1个电子,但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是

(填元素符号),e的价层电子排布图(轨道表示式)为

。

N解析

(4)由原子序数最小且核外电子总数与其周期数相同,确定a为H元素,由价层电子中的未成对电子有3个,确定b为N元素,由最外层电子数为其内层电子数的3倍,确定c为O元素,由d与c同主族,确定d为S元素,由e的最外层只有1个电子且次外层有18个电子,确定e为Cu元素。考点3分子结构与性质聚焦核心要点要点1共价键和键参数课标指引:1.认识原子间通过原子轨道重叠形成共价键,了解共价键具有饱和性和方向性。

2.知道根据原子轨道的重叠方式,共价键可分为σ键和π键等类型;知道共价键可分为极性共价键和非极性共价键。

3.共价键的键能、键长和键角可以用来描述键的强弱和分子的空间结构。1.判断σ键、π键的两种方法

判断依据判断方法由共用电子对数判断单键为σ键;双键或三键,其中一个为σ键,其余为π键由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键,配位键都是σ键2.大π键的形成及表示(1)所有参与大π键的原子都必须提供与相邻原子p轨道相互平行的p轨道或接近平行。(2)大π键符号可用

表示,其中m为平行的p轨道总数(一般为参与形成大π键的原子数),n为平行p轨道里的电子总数。3.键参数对分子结构与性质的影响

要点2分子的空间构型课标指引:1.结合实例了解共价分子具有特定的空间结构,并可运用相关理论和模型进行解释和预测。

2.知道分子的结构可以通过波谱、晶体X射线衍射等技术进行测定。1.价层电子对互斥模型(1)价层电子对互斥模型反映价层电子对的空间结构,而分子的空间结构仅是成键电子对的空间结构,不包括孤电子对。(2)当中心原子无孤电子对时,VSEPR模型和分子的空间结构相同;当中心原子含有孤电子对时,二者的空间结构不一致。价层电子对数成键对数孤电子对数VSEPR模型名称分子空间构型名称实例220直线形直线形BeCl2330平面三角形平面三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O微点拨用价层电子对互斥模型判断分子的空间构型时,不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间,还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。2.杂化轨道理论(1)杂化轨道理论的要点当原子成键时,原子的价层电子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间结构不同。杂化类型杂化轨道数目杂化轨道夹角空间构型名称实例sp2180°直线形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28'正四面体形CCl4(2)中心原子杂化轨道类型和分子的空间构型的关系

分子组成(A为中心原子)中心原子的孤电子对数中心原子的杂化方式分子或离子的空间构型名称实例AB20sp直线形BeCl21sp2V形SO22sp3V形H2OAB30sp2平面三角形BF31sp3三角锥形NH3AB40sp3正四面体形CH43.利用价层电子对互斥模型比较键角的方法

序号比较方法具体规律①比较中心原子价层电子对数中心原子价层电子对数越少,键角越大②比较中心原子的孤电子对数中心原子价层电子对数相同时,孤电子对数越多,排斥力越大,键角越小③比较中心原子的电负性同主族元素形成的化合物,中心原子的电负性越大,键角越大④比较成键原子的电负性当中心原子相同时,成键原子的电负性越大,键角越小要点3分子结构与物质的性质课标指引:1.知道分子可以分为极性分子和非极性分子,知道分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构密切相关。

2.认识分子间存在相互作用,知道范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力,了解分子内氢键和分子间氢键在自然界中的广泛存在及重要作用。

3.结合实例初步认识分子的手性对其性质的影响。1.分子的空间构型与分子极性的关系

2.溶解性及影响因素(1)“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。若溶剂和溶质之间形成氢键,则物质的溶解度增大。(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互溶,而戊醇在水中的溶解度明显减小。3.范德华力、氢键和共价键对物质性质的影响

类型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4.手性碳原子和手性分子

手性碳原子在有机化合物分子中,连有四个不同原子或原子团的碳原子叫做手性碳原子手性分子有手性异构体(或对映异构体)的分子是手性分子,如

要点4配位键与配位化合物课标指引:1.知道配位键的特点,认识简单的配位化合物的成键特征,了解配位化合物的存在与应用。

2.运用离子键、配位键、金属键等模型,解释离子化合物、配合物、金属等物质的某些典型性质。1.配位键的形成和表示(1)配位键的形成:成键原子一方提供孤电子对,另一方提供空轨道形成的共价键。(2)配位键的表示:常用“A→B”来表示配位键,A提供孤电子对,B提供空轨道。2.配合物组成和结构(以[Zn(NH3)4]SO4为例)(1)中心离子结构特点:一般是金属离子,特别是过渡金属离子,必须有空轨道,如Zn2+、Cu2+、Fe3+、Ag+等。(2)配体必须有孤电子对,常见配体和配位原子如下表:配体H2ONH3COF-CN-OH-配位原子ONCFCO易错辨析1.σ键可以绕键轴旋转,π键一定不能绕键轴旋转。(

)2.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。(

)3.中心原子是sp杂化的,其立体构型不一定为直线形。(

)4.价层电子对互斥理论中,π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数。(

)5.卤素单质、卤素氢化物、卤素碳化物(即CX4)的熔、沸点均随着相对分子质量的增大而增大。(

)6.氢键的存在一定能使物质的熔、沸点升高。(

)√××√××精研核心命题命题点1共价键的类型与键参数典例1

(1)(2022·湖南卷,18节选)富马酸亚铁(FeC4H2O4)是一种补铁剂。富马酸分子的结构模型如图所示:富马酸分子中σ键与π键的数目比为

。

(2)(2023·湖北卷,16节选)导致SiCl4比CCl4易水解的因素有

(填字母)。a.Si—Cl键极性更大b.Si的原子半径更大c.Si—Cl键键能更大d.Si有更多的价层轨道11∶3bd(3)(2022·全国乙卷,35节选)①一氯乙烯(C2H3Cl)分子中,C的一个________

杂化轨道与Cl的3px轨道形成C—Cl

键,并且Cl的3pz轨道与C的2pz轨道形成3中心4电子的大π键()。

②一氯乙烷(C2H5Cl)、一氯乙烯(C2H3Cl)、一氯乙炔(C2HCl)分子中,C—Cl键长的顺序是

,理由:(ⅰ)C的杂化轨道中s成分越多,形成的C—Cl键越强;(ⅱ)

。sp2σ一氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔

解析

(1)由富马酸的结构模型可知,其结构简式为HOOCCH=CHCOOH,羧基和碳碳双键中含有π键,则该分子中σ键与π键的数目之比为11∶3。(2)电负性Si<C,所以Si—Cl极性大于C—Cl,但与SiCl4易水解无关;原子半径Si>C,所以键能Si—Cl<C—Cl,C错误;SiCl4易水解是因为Si的原子半径大、有更多的价层轨道,能接受H2O分子中的—OH形成配位键,所以选bd。(3)①一氯乙烯(C2H3Cl)分子中,C原子采取sp2杂化,1个sp2杂化轨道与Cl的3px轨道形成C—Cl

σ键,并且Cl的3pz轨道与C的2pz轨道形成3中心4电子的大π键()。②C2H5Cl只存在σ键,C2H3Cl和C2HCl都存在Cl原子参与形成的大π键,分子中形成的大π键越多,形成的C—Cl的键长越短,故键长:C2H5Cl>C2H3Cl>C2HCl。变式演练(1)Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、三键,但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析,原因是

。

(2)CS2分子中,共价键的类型有

。

(3)1mol乙醛分子中含有σ键的数目为

。

(4)丙酮(

)分子中含有的π键与σ键数目之比为

。

Ge原子半径大,原子间形成的σ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π键σ键和π键

6NA

1∶9解析

(4)1个CH3COCH3分子中含有1个π键,2个C—C

σ键、6个C—H

σ键、1个C—O

σ键。命题点2微粒的空间构型与“两大理论”典例2

(1)(2023·全国乙卷,35节选)SiCl4的空间结构为

,其中Si的轨道杂化形式为

。

(2)(2023·湖南卷,17节选)比较分子中的C—Ga—C键角大小:Ga(CH3)3

(填“>”“<”或“=”)Ga(CH3)3(Et2O),其原因是

。

正四面体形

sp3>Ga(CH3)3和Ga(CH3)3(Et2O)中Ga杂化类型分别为sp2、sp3解析

(2)Ga(CH3)3分子中有3个σ键,无孤电子对,中心原子Ga为sp2杂化,Ga(CH3)3分子为平面三角形,C—Ga—C键角为120°;Ga(CH3)3(Et2O)分子中中心原子Ga的价层电子对数为4,Ga的杂化类型为sp3杂化,Ga(CH3)3(Et2O)形成四面体结构,C—Ga—C键角接近109°28'。【思维建模】利用价层电子对互斥模型推测分子(或离子)的空间构型的方法(1)利用价层电子对互斥模型推测分子(或离子)的空间结构的思维模型(2)中心原子的价层电子对数的计算方法

其中,a为中心原子的价层电子数(阳离子减去所带电荷数,阴离子加上所带电荷数),b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数,x为与中心原子结合的原子数。命题点3分子结构与物质的性质典例3

(1)(2022·山东卷,16节选)在水中的溶解度,吡啶()远大于苯,主要原因是①

,

②

。

(2)(2022·全国甲卷,35节选)固态氟化氢中存在(HF)n形式,画出(HF)3的链状结构

。

吡啶能与水分子形成分子间氢键

吡啶和H2O均为极性分子,相似相溶,而苯为非极性分子

两者均为分子晶体,前者只存在范德华力,而后者还能形成氢键,熔点更高

变式演练(1)常压下,H2O、H2S、H2Se的沸点分别为100℃、-61℃和-41℃,三者沸点差异的原因为____________________________________________________________________________________________________

。

H2S,则H2Se的分子间作用力大于H2S,H2O形成分子间氢键导致沸点异常升高,故沸点的高低顺序为H2O>H2Se>H2S三者均为分子晶体,H2Se的相对分子质量大于

非极性

乌洛托品与水形成分子间氢键,而金刚烷则不能形成氢键,故前者的水溶性更高(3)HF分子的极性

(填“大于”“等于”或“小于”,下同)HCl,同一条件下,HF在水中的溶解度

HCl,HF的沸点比HCl

(填“高”或“低”)。大于

大于

高命题点4配位键和配位化合物典例4

(1)(2023·全国甲卷,35节选)酞菁和钴酞菁的分子结构如图1所示。图1酞菁分子中所有原子共平面,其中p轨道能提供一对电子的N原子是_____

(填图1酞菁中N原子的序号)。钴酞菁分子中,钴离子的化合价为

,氮原子提供孤电子对与钴离子形成

键。

③

+2价

配位(2)(2022·北京卷,15节选)FeSO4·H2O结构如图2所示。

图2H2O与Fe2+、H2O与

的作用力分别为

、

。

(3)(2022·海南卷,19节选)金属Zn能溶于氨水,生成以氨为配体,配位数为4的配离子,Zn与氨水反应的离子方程式为

。

配位键

氢键Zn+4NH3·H2O══[Zn(NH3)4]2++H2↑+2OH-+2H2O(4)(2022·河北卷,17节选)将含有未成对电子的物质置于外磁场中,会使磁场强度增大,称其为顺磁性物质。下列物质中,属于顺磁性物质的是

(填字母)。

A.[Cu(NH3)2]ClB.[Cu(NH3)4]SO4C.[Zn(NH3)4]SO4D.Na2[Zn(OH)4]B解析

(1)酞菁分子中所有原子共平面,所有N原子都采用sp2杂化,则①②号N原子的孤电子对处于sp2杂化轨道,而③号N原子的孤电子对处于未杂化的p轨道。酞菁中③号N原子失氢,则钴酞菁分子中,钴离子的化合价为+2价。Co2+与N原子之间由N原子提供孤电子对形成配位键。(3)金属Zn能溶于氨水,生成以氨为配体,配位数为4的配离子,该配离子为[Zn(NH3)4]2+,Zn被氧化,同时生成还原产物H2。(4)根据题意,顺磁性物质含有未成对电子。选项中,[Cu(NH3)2]Cl、[Zn(NH3)4]SO4、Na2[Zn(OH)4]中各原子核外电子均已成对,都不是顺磁性物质。[Cu(NH3)4]SO4中的Cu2+价层电子排布式为3d9,有未成对电子,属于顺磁性物质。变式演练(1)(2021·全国乙卷,35节选)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)(2021·海南卷,19节选)金属羰基配位化合物在催化反应中有着重要应用。HMn(CO)5是锰的一种简单羰基配位化合物,其结构示意图如下。配位化合物中的中心原子配位数是指和中心原子直接成键的原子的数目。HMn(CO)5中锰原子的配位数为

。

N、O、Cl66训练分层落实练真题·明考向1.(1)(2020·全国Ⅰ卷,35节选)磷酸根离子的立体构型为

,其中P的价层电子对数为

,杂化轨道类型为

。

正四面体

4sp3①在该反应中,B原子的杂化轨道类型由

变为

。

②NH3BH3分子中,与N原子相连的H呈正电性(Hδ+),与B原子相连的H呈负电性(Hδ-),与NH3BH3原子总数相等的等电子体是

(填化学式),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”。

sp3sp3(2)(2020·全国Ⅲ卷,35节选)氨硼烷(NH3BH3)在催化剂作用下水解释放氢气:CH3CH3低

Hδ+与Hδ-的静电引力

解析

(1)磷酸根离子的立体构型为正四面体,其中P的价层电子对数为4,由此可知P原子的杂化方式为sp3。(2)①NH3BH3分子中B原子的价层电子对数为4,B原子的杂化轨道类型为sp3;根据

的结构可知,B原子价层电子对数为3,B原子的杂化轨道类型为sp2,故反应中B原子的杂化轨道类型由sp3变为sp2。②NH3BH3分子的原子总数为8,价电子总数为14,CH3CH3为其等电子体。CH3CH3的熔点比NH3BH3的熔点低,原因是NH3BH3分子间存在Hδ+与Hδ-的静电引力,而CH3CH3分子间只存在范德华力。2.(1)(2019·全国Ⅰ卷,35节选)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化轨道类型分别是

、

。

(2)(2019·全国Ⅱ卷,35节选)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体构型为

,其沸点比NH3的

(填“高”或“低”),其判断理由是

。

sp3sp3三角锥形

低

NH3分子间存在氢键

解析

(1)根据乙二胺分子结构中N、C原子形成化学键的特点,其价层电子对数均为4,得出N、C原子的杂化轨道类型均为sp3。(2)AsH3中As存在一对孤电子对,其价层电子对数为3+1=4,As的杂化类型为sp3杂化,AsH3的立体构型为三角锥形;NH3分子间存在氢键,所以其沸点比AsH3高。3.(1)(2023·浙江1月选考卷,17节选)Si(NH2)4分子的空间结构(以Si为中心)名称为

,分子中氮原子的杂化轨道类型是

。Si(NH2)4受热分解生成Si3N4和NH3,其受热不稳定的原因是

。(2)(2022·山东卷,16节选)吡啶()替代苯也可形成类似的笼形包合物。已知吡啶中含有与苯类似的

大π键,则吡啶中N原子的价层孤电子对占据

(填字母)。

A.2s轨道 B.2p轨道 C.sp杂化轨道

D.sp2杂化轨道四面体形

sp3

Si周围的—NH2基团体积较大,受热时斥力较强,Si(NH2)4中Si—N键能相对较小D(3)(2022·北京卷,15节选)H2O中O和

中S均为sp3杂化,比较H2O中H—O—H键角和

中O—S—O键角的大小并解释原因:

。

H2O中H—O—H键角小;H2O中O和

中S的价层电子对数均为4,前者含2对孤电子对,后者不含孤电子对,孤电子对越多,排斥力越大,键角越小解析

(2)吡啶(

)替代苯也可形成类似的笼形包合物。已知吡啶中含有与苯类似的

大π键,则说明吡啶中N原子也是采用sp2杂化,杂化轨道只用于形成σ键和容纳孤电子对,则吡啶中N原子的价层孤电子对占据sp2杂化轨道。练易错·避陷阱4.(1)X-射线衍射测定发现,I3AsF6中存在

的立体构型为

,中心原子的杂化类型为

。

(2)Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为

,微粒之间存在的作用力是

。

(3)乙酸的沸点明显高于乙醛,其主要原因是

。V形

sp3sp3共价键

CH3COOH分子间存在氢键

解析

(1)的中心原子的价层电子对数为4,则其杂化类型为sp3杂化,其中有2对孤电子对,故立体构型为V形。练预测·押考向5.硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。(1)[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是

。

(2)在[Ni(NH3)6]2+中Ni2+与NH3之间形成的化学键为

,提供孤电子对的成键原子是

。

(3)氨的沸点

(填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是

;氨是

(填“极性”或“非极性”)分子,中心原子的杂化轨道类型为

。

正四面体

配位键N高于氨分子间可形成氢键极性

sp3考点4晶体结构与性质聚焦核心要点要点1晶体类型与微粒间相互作用力课标指引:1.通过微粒的种类及微粒之间的相互作用,认识物质的性质与微观结构的关系。知道金属键的特点与金属某些性质的关系。

2.能借助分子晶体、原子晶体、离子晶体、金属晶体等模型说明晶体中的微粒及其微粒间的相互作用。1.四种晶体类型及其比较

晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体定义离子间通过离子键相结合而成的晶体分子间以分子间作用力相结合的晶体相邻原子间以共价键相结合而形成的空间网状结构的晶体金属阳离子和自由电子之间的较强作用形成的单质晶体构成粒子阴、阳离子分子原子金属离子、自由电子晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体粒子间作用力离子间肯定有离子键,可能有原子间的共价键分