江苏专用高考化学二轮复习专题十一物质结构与性质鸭教案128.docx

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江苏专用高考化学二轮复习专题十一物质结构与性质鸭教案128

物质结构与性质

[考纲要求]　1.原子结构与性质：

（1）认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义；

（2）了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素的原子和离子的基态核外电子排布；（3）了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。

2.化学键与物质的性质：

（1）理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成；

（2）了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质；（3）了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）；（4）了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的某些性质差异；（5）能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型（d轨道参与杂化和AB5型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求）；（6）了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用；

（7）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；（8）能用金属键的自由电子理论解释金属的某些物理性质；（9）知道金属晶体的基本堆积方式，了解简单晶体的晶胞结构特征（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求）；（10）了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）。

3.分子间作用力与物质的性质：

（1）知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别；

（2）知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；

（3）了解氢键的存在对物质性质的影响（氢键相对强弱的比较不作要求）；（4）了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

考点一　原子结构与性质

（一）基态原子的核外电子排布

1．排布规律

（1）能量最低原理：

基态原子核外电子优先占据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能容纳2个自旋状态相反的电子。

（3）洪特规则：

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

2．表示方法

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.特殊原子的核外电子排布式

（1）Cr的核外电子排布：

先按能量从低到高排列：

1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：

1s22s22p63s23p63d54s1。

（2）Cu的核外电子排布：

先按能量从低到高排列：

1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：

1s22s22p63s23p63d104s1。

易错提醒　

（1）在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误：

①3d、4s书写顺序混乱。

如

②违背洪特规则特例。

如

（2）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）

（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。

（二）元素的第一电离能和电负性的递变性及应用

1．元素的电离能

第一电离能：

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。

（1）原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：

每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化（第一周期除外）。

（2）元素第一电离能的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：

同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；

同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明　同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

如Be、N、Mg、P。

（3）元素电离能的应用

①判断元素金属性的强弱

电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。

②判断元素的化合价

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，所以钠元素的化合价为＋1价。

2．元素的电负性

（1）元素电负性的周期性变化

元素的电负性：

不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：

同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

（2）

角度一　基态原子的核外电子排布

（一）2019高考试题汇编

1．[2019·全国卷Ⅰ，35

（1）]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________（填标号）。

答案　A

解析　由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。

A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：

A>C、A>D，选A。

2．[2019·全国卷Ⅱ，35

（2）（3）]

（2）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________。

（3）比较离子半径：

F－________O2－（填“大于”“等于”或“小于”）。

答案　

（2）4s　4f5　（3）小于

解析　

（2）Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时，首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。

（3）F－与O2－核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：

F－

3．[2019·全国卷Ⅲ，35

（1）]在周期表中，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”）。

答案　Mg　相反

解析　由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。

4．[2019·江苏，21

（1）]Cu2＋基态核外电子排布式为___________________________________。

答案　[Ar]3d9（或1s22s22p63s23p63d9）

解析　Cu为29号元素，根据构造原理可知，Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，失去2个电子后变为Cu2＋，则Cu2＋的核外电子排布式为[Ar]3d9。

（二）2018高考试题汇编

5．[2018·全国卷Ⅰ，35

（1）

（2）]

（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________（填标号）。

A.

B.

C.

D.

（2）Li＋与H－具有相同的电子构型，r（Li＋）小于r（H－），原因是____________________。

答案　

（1）D　C　

（2）Li＋核电荷数较大

6．[2018·全国卷Ⅱ，35

（1）]基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为______，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。

答案　

（1）

（或）　哑铃（纺锤）

7．[2018·全国卷Ⅲ，35

（1）

（2）]

（1）Zn原子核外电子排布式为________。

（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，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______________________。

答案　

（1）[Ar]3d104s2（或1s22s22p63s23p63d104s2）　

（2）大于　Zn原子核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子

（三）2017、2016真题回顾

8．[2017·全国卷Ⅰ，35

（1）

（2）]

（1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________nm（填标号）。

A．404.4　B．553.5　C．589.2　D．670.8　E．766.5

（2）基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为__________________________________________________。

答案　

（1）A　

（2）N　球形

9．[2017·全国卷Ⅱ，35

（1）]氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为________。

答案　（或

）

10．[2017·全国卷Ⅲ，35

（1）]Co基态原子核外电子排布式为________。

元素Mn与O中，第一电离能较大的是________，基态原子核外未成对电子数较多的是_____________________。

答案　1s22s22p63s23p63d74s2（或[Ar]3d74s2）　O　Mn

11．[2016·全国卷Ⅰ，37

（1）]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。

答案　3d104s24p2　2

12．[2016·全国卷Ⅱ，37

（1）]镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对的电子数为________。

答案　1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2）　2

13．[2016·全国卷Ⅲ，37

（1）]写出基态As原子的核外电子排布式：

________________。

答案　1s22s22p63s23p63d104s24p3（或[Ar]3d104s24p3）

“两原理，一规则”的正确理解

（1）原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

（2）同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。

如np3、np6

Cr：

3d54s1　Mn：

3d54s2　Cu：

3d104s1　Zn：

3d104s2

（3）31Ga、33As等基态原子核外电子排布（简写）常出现以2下错误：

31Ga　[Ar]4s24p1应为[Ar]3d104s24p1

33As　[Ar]4s24p3应为[Ar]3d104s24p3

角度二　元素的电离能和电负性

14．[2017·江苏，21（A）－（3）]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为______________。

答案　H

15．[2017·全国卷Ⅱ，35

（2）]元素的基态气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作第一电子亲和能（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自左而右依次增大的原因是____________________________________；

氮元素的E1呈现异常的原因是___________________________________________。

答案　同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大　N的2p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子

16．[2016·全国卷Ⅰ，37（4）]光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。

Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________。

答案　O>Ge>Zn

17．[2016·全国卷Ⅱ，37（3）]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1959kJ·mol－1，INi＝1753kJ·mol－1，ICu>INi的原因是_________________________________________________。

答案　铜失去的是全充满的3d10电子，而镍失去的是4s1电子

1．按要求书写：

（1）Sc的价电子排布式___________________________________________________。

答案　3d14s2

（2）V的价电子排布图________________________________________。

答案　

（3）基态铜原子的核外电子排布式（简写）：

________________________________________________________________________。

答案　[Ar]3d104s1

（4）基态Ga原子的核外电子排布式（简写）：

________________________________________________________________________。

答案　[Ar]3d104s24p1

（5）第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式（简写）：

________________________________________________________________________。

答案　[Ar]3d64s2

2．按要求回答问题：

（1）半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。

组成M的元素中，电负性最大的是__________（填名称）。

答案　氧

（2）钛元素基态原子未成对电子数为________，能量最高的电子占据的能级符号为________。

答案　2　3d

（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）。

③基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有____种。

答案　①Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全满状态，较稳定　②＞　③29

（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________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

答案　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

（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________________。

答案　①原子光谱　

　Fe3＋价电子排布式为3d5，为半充满结构，而Fe2＋价电子排布式为3d6　②N>S>C

考点二　分子结构与性质

1．分子构型与杂化轨道理论

杂化轨道的要点

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，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，形成分子的立体构型不同。

杂化类型

杂化轨道数目

杂化轨道夹角

立体构型

实例

sp

2

180°

直线形

BeCl2

sp2

3

120°

平面三角形

BF3

sp3

4

109°28′

正四面体形

CH4

2.分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。

（1）当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。

（2）当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

电子对数

成键对数

孤电子对数

价层电子对立体构型

分子立体构型

实例

2

2

0

直线形

直线形

BeCl2

3

3

0

三角形

平面三角形

BF3

2

1

V形

SO2

4

4

0

四面体

四面体形

CH4

3

1

三角锥形

NH3

2

2

V形

H2O

3．中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断

中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。

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

分子立体构型

实例

AB2

0

sp

直线形

BeCl2

1

sp2

V形

SO2

2

sp3

V形

H2O

AB3

0

sp2

平面三角形

BF3

1

sp3

三角锥形

NH3

AB4

0

sp3

正四面体形

CH4

特别提醒　

（1）用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时，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。

排斥力大小顺序为LP—LP≫LP—BP>BP—BP（LP代表孤电子对，BP代表成键电子对）。

（2）三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：

三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。

（3）排斥力大小对键角的影响

分子

杂化轨道角度

排斥力分析

实际键角

H2O

109°28′

LP—LP≫LP—BP>BP—BP

105°

NH3

109°28′

LP—BP>BP—BP

107°

COCl2

120°

C==O对C—Cl的排斥力大于C—Cl对C—Cl的排斥力

形成两种键角分别为124°18′、111°24′

4.共价键

（1）共价键的类型

①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

（2）键参数

①键能：

指气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：

指形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：

在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定。

（3）σ键、π键的判断

①由轨道重叠方式判断

“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。

②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。

③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。

（4）等电子体原理

原子数相同、电子总数（或价电子总数）相同的分子（或离子）互为等电子体。

等电子体具有相同的结构特征（立体结构和化学键类型）及相近的性质。

确定等电子体的方法（举例）：

①变换过程中注意电荷变化，并伴有元素种类的改变

序号

方法

示例

1

竖换：

把同族元素（同族原子价电子数相同）上下交换，即可得到相应的等电子体

CO2与CS2O3和SO2

2

横换：

换相邻主族元素，这时候价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等

N2与CO

3

可以将分子变换为离子，也可以将离子变换为分子

O3与NO

CH4与NH

CO与CN－

②常见等电子体的空间构型

等电子体类型

常见等电子体

空间构型

2原子10电子（价电子，下同）

CO，N2，CN－，C

直线形

2原子14电子

F2，O

，Cl2

直线形

3原子8电子

H2O，H2S，NH

V形

3原子16电子

CO2，N2O，CNO－，N

，

SCN－，HgCl2，BeCl2（g）

直线形

3原子18电子

O3，SO2，NO

V形

4原子8电子

NH3，PH3，H3O＋

平面三角形

4原子24电子

SO3（g），CO

，NO

，BF3

平面三角形

4原子26电子

SO

，ClO

，BrO

，IO

，XeO3

三角锥形

5原子8电子

CH4，SiH4，NH

，BH

正四面体形

5原子32电子

CCl4，SiF4，SiO

，SO

，ClO

，PO

正四面体形

12原子30电子

C6H6，N3B3H6（俗称无机苯）

平面六边形

7原子48电子

AlF

，SiF

，PF

，SF6

八面体形

（5）配位键

①孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对。

②配位键

a．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；

b．配位键的表示：

常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH

可表示为

，在NH

中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

③配合物

如[Cu（NH3）4]SO4

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

5．分子性质

（1）分子构型与分子极性的关系

（2）溶解性

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，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

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）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R—O—H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，如HClO

6．氢键

（1）作用粒子：

氢、氟、氧、氮原子（分子内、分子间）

（2）特征：

有方向性和饱和性

（3）强度：

共价键>氢键>范德华力

（4）影响强度的因素：

对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大。

（5）对物质性质的影