1、高三化学考前突破训练物质结构与性质2020届高三化学考前冲刺突破：物质结构与性质【考向分析】“物质结构与性质”模块作为选考内容，题目一般是以元素推断或某主族元素为背景，以“拼盘”形式呈现，各小题之间相对独立。题目涉及三方面内容：原子结构与性质，分子结构与性质、晶体结构与性质。命题点主要有：核外电子排布式或排布图的书写，电离能、电负性大小的比较与判断，金属性、非金属性的变化规律；化学键类型的判断，分子构型的判断，中心原子杂化方式的判断，配位化合物的分析，等电子体的判断与应用；晶体类型的判断，晶体熔、沸点的比较与分析，晶胞的计算等。试题背景新颖，注重体现科研新成果或新发现，更注重考生结构决定性质思
2、想的树立，及空间想象能力和计算能力的考查，同时还考查了证据推理与模型认知的核心素养。【核心导学】1原子结构与性质(1)常见原子轨道电子云轮廓原子轨道电子云轮廓形状轨道个数s球形1p哑铃形3(px，py，pz)(2)原子核外电子的排布规律能量最低原理原子核外电子总是优先占据能量更低的原子轨道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s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，且自旋状态相同泡利原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子(3)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K：1s22s22p63s23p64s1简化表示式
3、Cu：Ar3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)常见特殊原子或离子基态简化电子排布式微粒电子排布式微粒电子排布式微粒电子排布式Fe原子Ar3d64s2CuAr3d10Cu2Ar3d9Cr原子Ar3d54s1Fe2Ar3d6Mn2Ar3d5Cr3Ar3d3Fe3Ar3d5Ni原子Ar3d84s2基态原子电子排布图书写的常见错误错误类型错因剖析改正违背能量最低原理违背泡利原理违背洪特规则违背洪特规则(4)电离能、电负性元素第一电离能的周期性变化规律一般规律同一周期，随着原子序数的增加，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
4、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能量相等的轨道上形成全空(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电离能、电负性大小判断规律在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小特性同周期主族元素，第A族(ns2)全充满、第A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第A族和第A族元素方法常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：HClO中Cl为1
5、价、O为2价，可知O的电负性大于Cl；Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl2分子结构与性质(1)键、键的判断由原子轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为键，“肩并肩”重叠为键。由共价键数目判断：单键为键；双键或三键中一个为键，其余为键。由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全是键；杂化轨道形成的共价键全是键。(2)中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断分子(A为中心原子)中心原子杂化方式中心原子孤电子对数分子构型示例AB2sp0直线形BeCl2sp21V形SO2sp32V形H2OAB3sp20平面三角形BF3sp31三角锥形NH3AB4sp30正四面体形CH4(
6、3)常见等电子体粒子通式价电子总数立体构型CO2、SCN、NO、N、N2O、COS、CS2AX216e直线形CO、NO、SO3AX324e平面三角形SO2、O3、NOAX218eV形SO、POAX432e正四面体形PO、SO、ClOAX326e三角锥形CO、N2、CAX10e直线形CH4、NHAX48e正四面体形根据等电子体定义，寻找等电子体常用的方法是换原子：方法一(竖换)：换同族原子(同族原子价电子数相同)。如：O3和SO2、CO2和CS2。方法二(横换)：换相邻族的原子，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。以寻找CO的等电子体为例：(4)非极性分子与极性分子的判断(5)
7、范德华力、氢键、共价键的比较范德华力氢键共价键概念分子间普遍存在的一种相互作用力，但不是化学键已经与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(N、O、F)之间的作用力原子间通过共用电子对形成的化学键存在范围分子或原子(稀有气体)之间氢原子与F、N、O原子(分子内、分子间)相邻原子间特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性强度比较共价键氢键范德华力影响强度的因素随着分子极性和相对分子质量的增大而增大；组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大对于AHB，A、B原子的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大成键原子半径越小、键长越短，键
8、能越大，共价键越稳定对物质性质的影响影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质；组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大；分子内氢键会使物质的熔、沸点降低，在水中溶解度减小影响分子的稳定性，共价键键能越大，分子稳定性越强；影响原子晶体的熔、沸点，硬度(6)共价键、离子键、金属键的比较化学键共价键离子键金属键存在分子或物质内部强弱判断键长越短，键能越大，共价键越强电荷越大，离子键越强；成键的阴、阳离子半径越小，离子键越强与金属阳离子所带电荷成正比；与阳离子半径成反比；与价电子数多少成正比对物质性质的影响化学性质物理性质和化
9、学性质物理性质和化学性质3晶体结构与性质(1)常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目晶胞结构所含微粒数NaCl(含4个Na，4个Cl)干冰(含4个CO2)CaF2(含4个Ca2，8个F)晶胞结构所含微粒数金刚石(含8个C)体心立方(含2个原子)面心立方(含4个原子)(2)物质熔、沸点高低比较规律一般情况下，原子晶体离子晶体分子晶体，如：金刚石NaClCl2；金属晶体分子晶体，如：NaCl2。(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)原子晶体，如：金刚石石英晶体硅离子晶体一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、沸点就越高。如：MgOMgCl2，Na
10、ClCsCl金属晶体金属离子半径越小，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AlMgNa分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2OH2TeH2SeH2S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SnH4GeH4SiH4CH4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CON2在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷异戊烷新戊烷(3)晶胞计算的思维方法“均摊法”原理晶胞中各线段之间的关系晶体微粒与M、之间的关系若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞
11、中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对分子质量)；1个晶胞的质量为V g(V为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为VNA g，因此有xMVNA。4配合物配合物的组成中心离子(配体)n外界典型配合物Cu(NH3)4SO4Fe(SCN)3Ag(NH3)2OH中心离子Cu2Fe3Ag中心离子结构特点一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道配体NH3SCNNH3配体结构特点分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl、SCN等)配位数(n)432外界SO无OH颜色深蓝色血红色无色配离子所含化学键配体通过配位键与中心离子结合配合物所含化学键配位键、离子键；配体或外
12、界中可能还含有共价键配合物的常见性质属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色金属羰基配合物是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍Ni(CO)4。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作这些反应的催化剂二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物【题组训练】1(2019全国卷)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要材料。回答下列问题
13、：(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)。A B C D(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是_、_。乙二胺能与Mg2、Cu2等金属离子形成稳定环状离子，其原因是_，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是_(填“Mg2”或“Cu2”)。(3)一些氧化物的熔点如下表所示：氧化物Li2OMgOP4O6SO2熔点/1 5702 80023.875.5解释表中氧化物之间熔点差异的原因_。(4)图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立
14、方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离x_pm，Mg原子之间最短距离y_pm。设阿伏加德罗常数的值为NA，则MgCu2的密度是_gcm3(列出计算表达式)。解析(1)A项，Ne3s1属于基态Mg，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其失去一个电子所需能量较高；B项，Ne3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg所需能量低于A项；C项，Ne3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；D项，Ne3p1属于激发态Mg，其失去一个电子所需能量低于基态Mg；综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是A项。(2)乙二胺中N形成3个单键，含有1对孤对电子
15、，属于sp3杂化；C形成4个单键，不存在孤对电子，也是sp3杂化。由于乙二胺的两个N可提供孤对电子给金属离子形成配位键，因此乙二胺能与Mg2、Cu2等金属离子形成稳定环状离子。由于Cu2的半径较大且含有的空轨道多于Mg2，因此与乙二胺形成的化合物稳定性较高。(3)由于Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgOLi2O，分子间力间作用力P4O6SO2，所以熔点大小顺序是MgOLi2OP4O6SO2。(4)根据晶胞结构可知Cu原子之间的最短距离为面对角线的，边长为a pm，则面对角线为 a pm，则xa pm；Mg原子之间的最短距离为体对角线的，体对角线为a pm，则ya
16、；根据晶胞结构可知晶胞中含有Mg原子的个数是8648，则Cu原子的个数为16，晶胞的质量是 g，则MgCu2的密度是 gcm3。答案(1)A(2)sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2(3)Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体；晶格能MgOLi2O，分子间作用力P4O6SO2，故熔点由大到小的顺序为MgOLi2OP4O6SO2(4)aa2(2019全国卷)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为FeSmAsFO组成的化合物。回答下列问题：(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为_，其沸点比NH3的_(填“高”或“
17、低”)，其判断理由是_。(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的价层电子排布式为_。(3)比较离子半径：F_O2(填“大于”“等于”或“小于”)。(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞结构如图1所示，晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。图中F和O2共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1x代表，则该化合物的化学式表示为_，通过测定密度和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：_gcm3。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为(，)，则原子2和3的坐标分别为_
18、、_。解析(1)As与N同族，则AsH3分子的立体结构类似于NH3，为三角锥形；由于NH3分子间存在氢键，使沸点升高，故AsH3的沸点比NH3低。(2)Fe为26号元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，失去1个电子使4s轨道为半充满状态，能量较低，故首先失去4s轨道电子；Sm的价电子排布式为4f66s2，失去3个电子变成Sm3，应先失去能量较高的6s轨道电子，所以Sm3的价层电子排布式为4f5。(3)F和O2的核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故半径：FCFe。(4)根据Fe(CO)5的结构可知，Fe(CO)5为三角双锥结构，分子中正、负电荷分布均匀，是非极
19、性分子，CO中正、负电荷分布不均匀，是极性分子，A项正确；Fe(CO)5中Fe原子与5个CO形成配位键，不是sp3杂化，B项错误；1个Fe(CO)5分子中Fe原子与5个CO形成5个配位键，在每个CO分子中存在1个配位键，则1 mol Fe(CO)5共含有10 mol 配位键，C项正确；Fe(CO)5=Fe5CO属于化学变化，包括化学键的断裂与形成，断开了分子中的配位键，形成了金属键，D项错误。(5)根据晶胞结构图，三种晶体的晶胞中属于面心晶胞的是Fe。Fe晶胞中晶胞顶点的铁原子与周围的6个铁原子距离相等且最小，配位数为6。Fe晶胞的边长为a pm,1个晶胞中含有的铁原子数目为864，则Fe晶体
20、的密度1030g/cm3。答案(1)3d64s2分子(2)CONN(3)OCFe(4)AC(5)61030(或1030)4(2019江苏卷)Cu2O广泛应用于太阳能电池领域。以CuSO4、NaOH和抗坏血酸为原料，可制备Cu2O。(1)Cu2基态核外电子排布式为_。(2)SO的空间构型为_(用文字描述)；Cu2与OH反应能生成 Cu(OH)42，Cu(OH)42中的配位原子为_(填元素符号)。(3)抗坏血酸的分子结构如图1所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为_；推测抗坏血酸在水中的溶解性：_(填“难溶于水”或“易溶于水”)。(4)一个Cu2O晶胞(见图2)中，Cu原子的数目为_。解析(1)Cu位
21、于第四周期第B族，其价电子排布式为3d104s1，因此Cu2基态核外电子排布式为Ar3d9(或1s22s22p63s23p63d9)。(2)SO中S形成4个键，孤电子对数为0，因此SO的空间构型为正四面体形；Cu(OH)42中OH提供孤电子对，OH只有O有孤电子对，因此配位原子为O。(3)根据抗坏血酸的分子结构，该结构中有两种碳原子，即形成单键的碳原子和形成双键的碳原子，分别为sp3杂化和sp2杂化；抗环血酸分子中含有4个OH，能与水形成分子间氢键，因此抗坏血酸易溶于水。(4)白球位于顶点和内部，属于该晶胞的个数为812，黑球全部位于晶胞内部，属于该晶胞的个数为4，化学式为Cu2O，因此白球为
22、O原子，黑球为Cu原子，即Cu原子的数目为4。答案(1)Ar3d9(或1s22s22p63s23p63d9)(2)正四面体形O(3)sp3、sp2易溶于水(4)45(2019广东佛山月考)铁、钴、镍等金属及其化合物在科学研究和工业生产中应用十分广泛。回答下列问题：(1)铁、钴、镍的基态原子核外未成对电子数最多的是_。(2)酞菁钴分子的结构简式如图所示，中心离子为钴离子，酞菁钴分子中与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是_(填“1”“2”“3”或“4”)，三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为_(用相应的元素符号表示)；氮原子的杂化轨道类型为_。(3)Fe(CO)x常温下呈液态，熔点为 20.5
23、 ，沸点为103 ，易溶于非极性溶剂，若配合物Fe(CO)x的中心原子价电子数与配体提供电子数之和为18，则x_。(4)NiO、FeO的晶体结构类型与氯化钠的相同，Ni2和Fe2的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO_FeO(填“”“”或“”)，原因是_。(5)NiAs的晶胞结构如图所示：镍离子的配位数为_。若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体密度为 gcm3，则该晶胞中最近的Ni2之间的距离为_ cm(写出计算表达式)。解析(1)铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式分别为Ar3d64s2、Ar3d74s2、Ar3d84s2，未成对电子数分别为4、3、2，最多的是铁。(2)含有孤电子对的N原子与钴离子通过配位键结合，形成配位键后有4对共用电子对；形成3对共用电子对的N原子形成普通的共价键，从题图中可以看出，2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co通过配位键结合；酞菁钴中三种非金属原子
