专题21物质结构与性质教学案高考二轮复习化学附解析.docx
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专题21物质结构与性质教学案高考二轮复习化学附解析
专题21物质结构与性质（教学案）-2017年高考二轮复习
化学
1．原子结构与元素的性质
（1）了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
（2）了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
（3）了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
（4）了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
2．化学键与物质的性质
（1）理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
（2）了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
（3）了解简单配合物的成键情况。
（4）了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
（5）理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
（6）了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp，sp2，sp3），能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质
（1）了解化学键和分子间作用力的区别。
（2）了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。
（3）了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别。
一、原子结构与元素的性质
1．基态原子的核外电子排布
（1）排布规律
①能量最低原理：
基态原子核外电子先占有能量最低的原子轨道，如Ge：
1s22s22p63s23p63d104s24p2。
②泡利原理：
每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。
③洪特规则：
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
注意：
洪特通过分析光谱实验得出：
能量相同的原子轨道在全充满（如d10）、半充满（如d5）和全空（如d0）时体系能量较低，原子较稳定。
如Cr原子的电子排布式为[Ar]3d54s1；Cu原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。
（2）表示形式
①电子排布式：
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。
如K：
1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。
②电子排布图：
每个小方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子
。
2．电离能
（1）同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离能逐渐增大；但ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。
同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。
（2）如果某主族元素的In＋1远大于In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2远大于I1，所以钠元素的化合价为＋1。
而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。
3．电负性
（1）变化规律：
①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；
②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。
（2）运用：
①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；
②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）；
③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；
④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。
二、分子结构与性质
1．共价键
（1）性质：
共价键具有饱和性和方向性。
（2）分类：
①根据形成共价键的共用电子对的偏向或偏离的情况，分为极性键和非极性键；
②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键；
③配位键：
形成配位键的条件是成键原子一方（A）能够提供孤电子对，另一方（B）具有能够接受电子对的空轨道，可表示为A→B。
（3）键参数
键能：
气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。
键能越大，共价键越牢固；
键长：
形成共价键的两原子之间的核间距。
键长越短，共价键越牢固；
键角：
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
2．分子的立体结构
（1）价层电子对互斥理论
几种分子或离子的立体构型
分子或
离子
中心原子的
孤电子对数
分子或离子的
价层电子对数
分子或离子的
立体构型名称
CO2
0
2
直线形
SO2
1
3
V形
H2O
2
4
V形
BF3
0
3
平面三角形
CH4
0
4
正四面体形
NH
0
4
正四面体形
NH3
1
4
三角锥形
SO
1
4
三角锥形
（2）杂化轨道理论
常见杂化轨道类型与分子构型规律
杂化轨道类型
参加杂化的原子轨道
分子构型
示例
sp
一个s轨道，一个p轨道
直线形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
一个s轨道，二个p轨道
平面三角形
BF3、BCl3、CH2O
sp3
一个s轨道，三个p轨道
正四面体
CH4、CCl4、NH
具体情况不同
NH3（三角锥形）、H2S、H2O（V形）
（3）键的极性和分子极性的关系：
类型
实例
两个键之间的夹角
键的极性
分子的极性
空间构型
X2
H2、N2
---
非极性键
非极性分子
直线形
XY
HCl、NO
----
极性键
极性分子
直线形
XY2（X2Y）
CO2、CS2
180°
极性键
非极性分子
直线形
SO2
120°
极性键
极性分子
V形
H2O、H2S
105°
极性键
极性分子
V形
XY3
BF3
120°
极性键
非极性分子
平面三角形
NH3
107°
极性键
极性分子
三角锥形
XY4
CH4、CCl4
109°28′
极性键
非极性分子
正四面体形
【特别提醒】通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。
4．配合物理论
（1）配合物的组成：
①配体：
含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、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。
（2）常见配合物：
如[Cu（NH3）4]（OH）2、[Cu（NH3）4]SO4、[Ag（NH3）2]OH、Fe（SCN）3等。
5．影响物质溶解度的因素
（1）相似相溶：
①极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。
（2）溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。
（3）溶质能与溶剂反应，溶解度较大。
三、晶体结构与性质
1．晶体的基本类型与性质
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体
结构
组成晶体微粒
阴、阳离子
分子
原子
金属阳离子和自由电子
微粒间作用力
离子键
范德华力或氢键
共价键
金属键
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体
物理
性质
熔、沸点
较高
低
很高
一般较高，少部分低
硬度
硬而脆
小
大
一般较大，少部分小
导电性
不良（熔融可导电）
不良
不良
良导体
典型实例
离子化合物
多数非金属单质及其氧化物、氢化物等
金刚石、SiO2、晶体硅、SiC等
金属单质
2．立方晶胞中粒子数目的计算
3．晶体熔、沸点高低的比较
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：
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、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。
（2）原子晶体：
原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
如熔点：
金刚石＞碳化硅＞硅。
（3）离子晶体：
一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：
MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
（4）分子晶体：
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。
如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
③组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO＞N2。
（5）金属晶体：
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：
Na＜Mg＜Al。
考点一 原子结构与性质
例1．（2015·福建理综，31，15分）科学家正在研究温室气体CH4和CO2的转化和利用。
（1）CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为_____________________________________。
（2）下列关于CH4和CO2的说法正确的是________（填序号）。
a．固态CO2属于分子晶体
b．CH4分子中含有极性共价键，是极性分子
c．因为碳氢键键能小于碳氧键，所以CH4熔点低于CO2
d．CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp
（3）在Ni基催化剂作用下，CH4和CO2反应可获得化工原料CO和H2。
①基态Ni原子的电子排布式为________，该元素位于元素周期表的第________族。
②Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni（CO）4，1molNi（CO）4中含有________molσ键。
（4）一定条件下，CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构（如下图所示）的水合物晶体，其相关参数见下表。
CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。
参数
分子
分子直径/nm
分子与H2O的结合能
E/kJ·mol－1
CH4
0.436
16.40
CO2
0.512
29.91
①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是_______________________________。
②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。
已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586nm，根据上述图表，从物质结构及性质的角度分析，该设想的依据是_____________________________________。
答案
（1）H、C、O
（2）ad
（3）①1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 Ⅷ ②8
（4）①氢键、范德华力 ②CO2的分子直径小于笼状空腔直径，且与H2O的结合力大于CH4
【变式探究】（2014·课标全国卷Ⅰ，37，15分）早期发现的一种天然二十面体准晶颗粒由Al、Cu、Fe三种金属元素组成。
回答下列问题：
（1）准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过________方法区分晶体、准晶体和非晶体。
（2）基态Fe原子有________个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为________。
可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。
（3）新制备的Cu（OH）2可将乙醛（CH3CHO）氧化成乙酸，而自身还原成Cu2O。
乙醛中碳原子的杂化轨道类型为________，1mol乙醛分子中含有的σ键的数目为________。
乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是____________________。
Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有________个铜原子。
（4）Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405nm，晶胞中铝原子的配位数为________。
列式表示Al单质的密度________g·cm－3（不必计算出结果）。
答案
（1）X－射线衍射
（2）4 1s22s22p63s23p63d5 血红色
（3）sp3、sp2 6NA CH3COOH存在分子间氢键 16
（4）12
考点二 分子结构与性质
例2．（2015·山东理综，33，15分）氟在自然界中常以CaF2的形式存在。
（1）下列关于CaF2的表述正确的是________。
a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2
c．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同
d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电
（2）CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是___________________
_________________________________________________（用离子方程式表示）。
已知AlF
在溶液中可稳定存在。
（3）F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为________________。
（4）F2与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如ClF3、BrF3等。
已知反应Cl2（g）＋3F2（g）===2ClF3（g） ΔH＝－313kJ·mol－1，F—F键的键能为159kJ·mol－1，Cl—Cl键的键能为242kJ·mol－1，则ClF3中Cl—F键的平均键能为________kJ·mol－1。
ClF3的熔、沸点比BrF3的________（填“高”或“低”）。
答案
（1）bd
（2）3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF
（3）V形 sp3杂化
（4）172 低
【变式探究】（2015·江苏化学，21A，12分）
下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶：
2Cr2O
＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→
4[Cr（H2O）6]3＋＋3CH3COOH
（1）Cr3＋基态核外电子排布式为________；配合物[Cr（H2O）6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________（填元素符号）。
（2）CH3COOH中C原子轨道杂化类型为________________________________；
1molCH3COOH分子含有σ键的数目为________。
（3）与H2O互为等电子体的一种阳离子为________（填化学式）；H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为______________________________________________。
解析
（1）Cr为24号元素，注意写Cr3＋基态核外电子排布式时，应先写出铬原子的基态核外电子排布式[Ar]3d54s1，再由外向内依次失去3个电子，则Cr3＋基态核外电子排布式为[Ar]3d3；Cr3＋有空轨道，H2O中O有孤对电子，形成配合物时O为配位原子。
（2）CH3COOH中—CH3中的碳原子为sp3杂化，—COOH中的碳原子为sp2杂化。
由CH3COOH的结构式
，可知1mol分子中含有σ键7mol。
（3）采用“左右移位，平衡电荷”法，可得出与H2O互为等电子体的阳离子H2F＋。
H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除了因为它们都是极性分子外，还因为它们分子间还可以形成氢键。
答案
（1）1s22s22p63s23p63d3（或[Ar]3d3） O
（2）sp3杂化和sp2杂化 7NA（或7×6.02×1023）
（3）H2F＋ H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键
考点三 晶体结构与性质
例3．（2015·课标全国卷Ⅰ，37，15分）碳及其化合物广泛存在于自然界中，回答下列问题：
（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现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。
（2）碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是______________________
_________________________________________________________________。
（3）CS2分子中，共价键的类型有_____________________________________，
C原子的杂化轨道类型是________，写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子____________________________________________________________________________。
（4）CO能与金属Fe形成Fe（CO）5，该化合物熔点为253K，沸点为376K，其固体属于________晶体。
（5）碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：
①在石墨烯晶体中，每个C原子连接________个六元环，每个六元环占有________个C原子。
②在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接________个六元环，六元环中最多有________个C原子在同一平面。
答案
（1）电子云 2
（2）C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构
（3）σ键和π键 sp杂化 CO2、COS、SCN－、OCN－等
（4）分子 （5）①3 2 ②12 4
【变式探究】（2015·课标全国卷Ⅱ，37，15分）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型：
C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。
回答下列问题：
（1）四种元素中电负性最大的是________（填元素符号），其中C原子的核外电子排布式为________。
（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是________（填分子式），原因是__________________________________________________________________；
A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。
（3）C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。
（4）化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为____________________________________________。
（5）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566nm，F的化学式为________；晶胞中A原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度（g·cm－3）_________________________。
答案
（1）O 1s22s22p63s23p3（或[Ne]3s23p3）
（2）O3 O3相对分子质量较大，范德华力较大 分子晶体 离子晶体
（3）三角锥形 sp3
（4）V形 4 2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl（或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl）
（5）Na2O 8
＝2.27g/cm3
1．（2016·高考全国丙卷）砷化镓（GaAs）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。
回答下列问题：
（1）写出基态As原子的核外电子排布式________。
（2）根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。
（填“大于”或“小于”）
（3）AsCl3分子的立体构型为________，其中As的杂化轨道类型为________。
（4）CaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是______________________________________________________。
（5）GaAs的熔点为1238℃，密度为ρg·cm－3，其晶胞结构如图所示。
该晶体的类型为________，Ga与As以________键键合。
Ga和As的摩尔质量分别为MGag·mol－1和MAsg·mol－1，原子半径分别为rGapm和rAspm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________。
答案：
（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
（2）大于 小于 （3）三角锥形 sp3 （4）GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 （5）原子晶体 共价
×100%
2．（2016·高考全国甲卷）东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。
回答下列问题：
（1）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________。
（2）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之间形成的化学键称为________，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________分子（填“极性”或“非极性”），中心原子的轨道杂化类型为________。
（3）单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：
ICu＝1958kJ·mol－1、INi＝1753kJ·mol－1，ICu>INi的原因是_______________________________________________。
（4）某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。
①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。
②若合金的密度为dg·cm－3，晶胞参数a＝________nm。
解析：
（1）Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。
根据洪特规则可知，Ni原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成对电子数为2。
（2）①SO
中，S原子的价层电子对数为
＝4，成键电子对数为4，故SO
的立体构型为正四面体。
②[Ni（NH3）6]2＋中，由于Ni2＋具有空轨道，而NH3中N原子含有孤电子对，两者可通过配位键形成配离子。
③由于NH3分子间可形成氢键，故NH3的沸点高于PH3。
NH3分子中，N原子形成3个σ键，且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。
由于空间结构不对称，NH3属于极性分子。
（3）Cu、Ni均属于金属晶体，它们均通过金属键形成晶体。
因Cu元素基态
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