赢在微点高考复习顶层设计二轮复习 化学 11.docx
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赢在微点高考复习顶层设计二轮复习化学11
专 题 15物质结构与性质(选考)
考|情|分|析
考点1 原子结构与性质
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。
(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:
原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时,电子总是优先单独占据一个轨道,且自旋状态相同。
2.核外电子排布的表示方法
(1)电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序,用能级符号依次写出各能级中的电子数,同时注意特例。
如:
Cr:
1s22s22p63s23p63d54s1
(2)简化电子排布式
“[稀有气体]+价层电子”的形式表示。
如:
Cr:
[Ar]3d54s1
(3)电子排布图
用方框表示原子轨道,用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子,按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
如S:
3.电离能和电负性
(1)元素第一电离能的周期性变化
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;同主族从上到下,第一电离能逐渐减小。
(2)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。
(3)元素电负性的周期性变化
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,元素电负性逐渐减小。
(4)元素电负性的应用
1.(2018·全国卷Ⅰ)
(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)。
(2)Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H-),原因是____________________________。
解析
(1)根据核外电子排布规律可知Li的基态核外电子排布式为1s22s1,则D中能量最低;选项C中有2个电子处于2p能级上,能量最高。
(2)由于锂的核电荷数较大,原子核对最外层电子的吸引力较大,因此Li+半径小于H-。
答案
(1)D C
(2)Li+核电荷数较大
2.(2018·全国卷Ⅱ)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。
解析 基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,则其价层电子的电子排布图(轨道表达式)为
;基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,则电子占据最高能级是3p,其电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。
答案
哑铃(纺锤)
3.(2018·全国卷Ⅲ)
(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________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
解析
(1)Zn是第30号元素,所以核外电子排布式为[Ar]3d104s2。
(2)Zn的第一电离能应该高于Cu的第一电离能,原因是Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构,所以失电子比较困难。
同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子,而Cu的最外层是一个电子,Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对,额外吸收能量。
答案
(1)[Ar]3d104s2
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子
4.(2017·全国卷Ⅰ)
(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.404.4B.553.5
C.589.2D.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________。
解析
(1)根据红、橙、黄、绿、蓝、靛、紫七色光中紫色的波长最小,约为380~440nm,故选A。
(2)K为19号元素,K的核外电子排布为2、8、8、1,最高能层为N层,此层电子为4s1,电子云轮廓图形状为球形。
答案
(1)A
(2)N 球形
5.(2017·全国卷Ⅱ)
(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为______________________________。
(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________________________________________________________________________________________________。
解析
(1)氮原子价电子排布式为2s22p3,结合洪特规则和泡利不相容原理可写出其轨道表达式。
答案
(1)
(2)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原子的2P轨道为半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一个电子
6.(2017·全国卷Ⅲ)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________。
解析 Co为第4周期第Ⅷ族的27号元素,基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。
Mn是金属元素,而O元素是非金属元素,难失去电子,所以O元素的第一电离能较大。
O基态原子价电子为2s22p4,未成对电子是p轨道的2个电子,而Mn基态原子价电子排布为3d54s2,未成对电子是d轨道的5个电子,因此核外未成对电子数较多的是Mn。
答案 1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
O Mn
7.
(1)基态Cu+的核外价层电子排布式为____________;Be、B、Al的第一电离能由大到小的顺序是________________。
(2)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si-H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se________Si(填“>”或“<”)。
答案
(1)3d10 Be>B>Al
(2)>
考点2 分子结构与性质
1.中心原子杂化类型和分子构型的相互判断
2.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、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。
(2)键参数
①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,化学键越稳定。
②键长:
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)等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。
物理性质相似,化学性质不同。
常见等电子体:
(5)配合物
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。
3.分子性质
(1)分子的极性的判断
(2)“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。
(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;如果R不相同,n越大,酸性越强。
4.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)对物质性质的影响:
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,如熔、沸点:
H2O>H2S,HF>HCl,NH3>PH3。
1.(2018·全国卷Ⅰ)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子空间构型是________、中心原子的杂化形式为________。
LiAlH4中存在________(填标号)。
A.离子键 B.σ键C.π键 D.氢键
解析 LiAlH4中的阴离子是AlH,中心原子铝原子含有的价层电子对数是4,且不存在孤对电子,所以空间构型是正四面体,中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化;阴阳离子间存在离子键,Al与H之间还有共价单键,不存在π键和氢键。
答案 正四面体 sp3 AB
2.(2018·全国卷Ⅱ)
(1)根据价层电子对互斥理论,H2S、SO2、SO3的气态分子中,中心原子价层电子对数不同于其他分子的是________。
(2)气态三氧化硫以单分子形式存在,其分子的立体构型为__________形,其中共价键的类型有________种;固体三氧化硫中存在如图所示的三聚分子,该分子中S原子的杂化轨道类型为________________。
解析
(1)根据价层电子对互斥理论可知H2S、SO2、SO3的气态分子中,中心原子价层电子对数分别是2+=4,2+=3,3+=3,因此不同于其他分子的是H2S。
(2)气态三氧化硫以单分子形式存在,根据
(1)中分析可知中心原子含有的价层电子对数是3,且不存在孤对电子,所以其分子的立体构型为平面三角形。
分子中存在氧硫双键,因此其中共价键的类型有2种,即σ键、π键;固体三氧化硫中存在如题图所示的三聚分子,该分子中S原子形成4个共价键,因此其杂化轨道类型为sp3。
答案
(1)H2S
(2)平面三角 2 sp3
3.(2018·全国卷Ⅲ)《中华本草》等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。
ZnCO3中,阴离子空间构型为________________,C原子的杂化形式为________________。
解析 碳酸锌中的阴离子为CO,根据价层电子对互斥理论,其中心原子C的价层电子对数为3+(4-3×2+2)/2=3对,所以空间构型为正三角形,中心C为sp2杂化。
答案 平面三角形 sp2
4.(2017·全国卷Ⅰ)X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在I离子。
I离子的几何构型为________,中心原子的杂化类型为________。
解析 I的价层电子对总数为2+×(6-2×1)=4,几何构型为V形,中心原子的杂化方式为sp3杂化。
答案 V形 sp3
5.(2017·全国卷Ⅱ)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。
经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图所示。
(1)从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为________,不同之处为________(填标号)。
A.中心原子的杂化轨道类型
B.中心原子的价层电子对数
C.立体结构
D.共价键类型
(2)R中阴离子N中的σ键总数为________个。
分子中的大π键可用符号Π表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π),则N中的大π键应表示为________。
(3)图中虚线代表氢键,其表示式为(NH)N-H…Cl、________________、________________。
解析
(1)晶体R中两种阳离子为NH和H3O+,NH中N原子价层电子对数为=4,无孤对电子,即NH中N原子成键电子对数为4,H3O+中O原子价层电子对数为=4,H3O+中O原子含1个孤电子对和3个成键电子对,即阳离子的中心原子的价层电子对数均为4,均采取sp3杂化;两离子中均存在极性共价键;NH和H3O+分别为正四面体结构和三角锥形结构,即立体结构不同。
(2)阴离子N中σ键总数为5NA个;由题图可看出5个N形成6电子大π键,故该大π键可表示为Π。
(3)从题图中看出NH中H与Cl、N中N与H3O+中H、N中N与NH中的H均能形成氢键。
答案
(1)ABD C
(2)5NA Π
(3)(H3O+)O—H…N(N)
(NH)N—H…N(N)
6.(2017·全国卷Ⅲ)
(1)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。
(2)硝酸锰是制备CO2+3H2===CH3OH+H2O反应的催化剂的原料,Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外,还存在________。
解析
(1)CO2为直线型结构,碳原子为sp杂化,CH3OH分子中C原子的价层电子对数为4,所以碳原子杂化方式为sp3。
(2)硝酸锰中硝酸根和锰离子之间形成离子键,硝酸根中N原子得到1个电子后共6个价电子,3个电子与3个O原子形成3个σ键,N原子剩余3个电子,与3个O原子形成π键。
答案
(1)sp sp3
(2)离子键、π键
7.
(1)CS2分子中含有σ键和π键之比为________;NO与CO2是等电子体,NO的电子式为____________,键角为________。
(2)CH3CHO沸点低于CH3CH2OH的原因是________________________________________;CH3CHO分子中碳原子杂化类型为________。
答案
(1)1∶1
180°
(2)CH3CH2OH分子之间存在氢键 sp2、sp3
8.
(1)SeO中Se原子的杂化类型为________,与其互为等电子体的一种分子的分子式是______________。
(2)CuSO4和Cu(NO3)2是自然界中重要的铜盐,向CuSO4溶液中加入过量稀氨水,产物的外界离子的空间构型为__________,Cu(NO3)2中的化学键除了σ键外,还存在______________。
答案
(1)sp3 NF3(或PF3、NCl3、PCl3等)
(2)正四面体 离子键、π键
9.(2018·江苏高考)臭氧(O3)在[Fe(H2O)6]2+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为SO和NO,NOx也可在其他条件下被还原为N2。
(1)SO中心原子轨道的杂化类型为____________;NO的空间构型为______________(用文字描述)。
(2)Fe2+基态核外电子排布式为____________________________。
(3)与O3分子互为等电子体的一种阴离子为________(填化学式)。
(4)N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)=__________。
(5)[Fe(H2O)6]2+与NO反应生成的[Fe(NO)(H2O)5]2+中,NO以N原子与Fe2+形成配位键。
请在[Fe(NO)(H2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。
解析
(1)SO中中心原子S的价层电子对数为×(6+2-4×2)+4=4,SO中S为sp3杂化;NO中中心原子N的孤电子对数为×(5+1-3×2)=0,成键电子对数为3,价层电子对数为3,VSEPR模型为平面三角形,由于N原子上没有孤电子对,NO的空间构型为平面(正)三角形。
(2)Fe原子核外有26个电子,根据构造原理,基态Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,基态Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。
(3)用替代法,与O3互为等电子体的一种阴离子为NO。
(4)N2的结构式为N≡N,三键中含1个σ键和2个π键,N2分子中σ键与π键的数目比为n(σ)∶n(π)=1∶2。
(5)根据化学式,缺少的配体是NO和H2O,NO中N为配位原子,H2O中O上有孤电子对,O为配位原子。
答案
(1)sp3 平面(正)三角形
(2)[Ar]3d6或1s22s22p63s23p63d6
(3)NO (4)1∶2
(5)
考点3 晶体结构与性质
1.常见晶体模型
2.物质熔沸点的比较
(1)不同类型晶体:
一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)同种类型晶体:
构成晶体质点间的作用力大,则熔沸点高,反之则小。
①离子晶体:
离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。
②分子晶体:
对于同类分子晶体,相对分子质量越大,则熔沸点越高。
③原子晶体:
键长越短,键能越大,则熔沸点越高。
(3)常温常压下状态:
①熔点:
固态物质>液态物质;②沸点:
液态物质>气态物质。
3.晶胞中微粒的计算方法——均摊法
若1个晶胞中含有x个微粒,则1mol晶胞中含有xmol微粒,其质量为xMg(M为微粒的相对“分子”质量);1个晶胞的质量为ρa3g(a3为晶胞的体积),则1mol晶胞的质量为ρa3NAg,因此有xM=ρa3NA。
1.(2018·全国卷Ⅰ)
(1)Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的BornHaber循环计算得到。
可知,Li原子的第一电离能为________kJ·mol-1,O===O键键能为________kJ·mol-1,Li2O晶格能为________kJ·mol-1。
(2)Li2O具有反萤石结构,晶胞如图(b)所示。
已知晶胞参数为0.4665nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为________g·cm-3(列出计算式)。
解析
(1)根据题图可知Li原子的第一电离能是1040kJ·mol-1÷2=520kJ·mol-1;0.5mol氧气转化为氧原子时吸热是249kJ,所以O===O键能是249kJ·mol-1×2=498kJ·mol-1;根据晶格能的定义结合示意图可知Li2O的晶格能是2908kJ·mol-1。
(2)根据晶胞结构可知锂全部在晶胞中,共计是8个,根据化学式可知氧原子个数是4个,则Li2O的密度是ρ==g·cm-3。
答案
(1)520 498 2908
(2)
2.(2018·全国卷Ⅱ)
(1)图(a)为S8的结构,其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多,主要原因为________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(2)FeS2晶体的晶胞如图(b)所示,晶胞边长为anm,FeS2相对式量为M,阿伏加德罗常数的值为NA,其晶体密度的计算表达式为________________g·cm-3;晶胞中Fe2+位于S所形成的正八面体的体心,该正八面体的边长为________nm。
解析
(1)S8、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体,由于S8相对分子质量大,分子间范德华力强,所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多。
(2)根据晶胞结构可知含有铁原子的个数是12×+1=4,S个数是8×+6×=4,晶胞边长为anm、FeS2相对式量为M,阿伏加德罗常数的值为NA,则其晶体密度的计算表达式为ρ==g/cm3=×1021g/cm3;晶胞中Fe2+位于S所形成的正八面体的体心,该正八面体的边长是面对角线的一半,则为anm。
答案
(1)S8相对分子质量大,分子间范德华力强
(2)×1021 a
3.(2018·全国卷Ⅲ)金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式称为________________。
六棱柱底边边长为acm,高为ccm,阿伏加德罗常数的值为NA,Zn的密度为________g·cm-3(列出计算式)。
解析 由图示,堆积方式为六方最密堆积。
为了计算的方便,选取该六棱柱结构进行计算。
六棱柱顶点的原子是6个六棱柱共用的,面心是两个六棱柱共用,所以该六棱柱中的锌原子为12×+2×+3=6个,所以该结构的质量为6×65/NAg。
该六棱柱的底面为正六边形,边长为acm,底面的面积为6个边长为acm的正三角形面积之和,根据正三角形面积的计算公式,该底面的面积为6×a2cm2,高为ccm,所以体积为6×a2ccm3。
所以密度为=g·cm-3。
答案 六方最密堆积(A3型)
4.(2017·全国卷Ⅰ)
(1)K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是________________________________________________________________________。
(2)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立方结构,边长为a=0.446nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,如图所示。
K与O间的最短距离为________nm,与K紧邻的O个数为________。
(3)在KIO3晶胞结构的另一种表示中,I处于各顶角位置,则K处于________位置,O处于________位置。
解析
(1)K和Cr属于金属晶体,K的原子半径大于Cr且价电子数少,金属键弱,故金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低。
(2)由图象可知,K与O间的最短距离为面的对角线的一半,即a=×0.446nm=0.315nm,在一个晶胞中与K紧邻的O个数为3×=1.5,K属于8个晶胞,故紧邻O的个数共为1.5×8=12。
(3)根据晶胞结构以及各原子的数目,K处于体心位置,O处于棱心位置。
答案
(1)K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱
(2)0.315 12
(3)体心 棱心
5.(2017·全国卷Ⅱ)R的晶体密度为dg·cm-3,其立方晶胞参数为anm,晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元,该单元的相对质量为M,则y的计算表达式为____________________________。
解析 该晶胞的体积为(a×10-7cm)3,由m=ρV可得×M=(a×10-7)3d,即可求出y=(或×10-21)。
答案 (或×10-21)
6.(2017·全国卷Ⅲ)MgO具有NaCl型结构(如图),其中阴离子采用面心立方最密堆积方式,X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a=0.420nm,则r(O2-)为________nm。
MnO也属于NaCl
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