高考化学二轮复习专题突破讲练物质结构与性质 1Word格式文档下载.docx
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(5)了解金属键的含义,能用金属理论解释金属的一些物理性质,了解金属晶体常见的堆积方式。
(6)了解晶胞的概念,能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关计算。
二、考题规律
该模块试题属于选做题,题型为综合题,分值为15分。
命题涉及的知识点主要有:
能层、能级、轨道数分析,原子、离子的核外电子排布式或价电子的轨道表达式(或示意图)等,第一电离能、元素电负性大小比较,原子轨道杂化方式、化学键、氢键以及离子或分子的空间构型判断,晶胞结构的分析和有关晶胞、晶体的计算等。
命题形式有两种:
一是直接给出元素,围绕给出元素的原子结构、形成的物质等进行考查;
二是给出元素的原子的一些结构特点等,首先判断出元素,然后再进行相应的考查。
三、考向预测
预测今后依然会以以上两种形式进行考查。
在复习过程中要针对常考知识点,切实地回归课本狠抓重要知识点,强化主干知识的巩固和运用。
同时要不断培养空间思维能力,提高分析晶胞结构特点和相关的计算能力。
考点精讲
考点1:
原子结构与性质
有关基态原子的核外电子排布“四、三和二”
1.四种表示方法
表示方法
举例
电子排布式
Cr:
1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式
Cu:
[Ar]3d104s1
价电子
排布式
Fe:
3d64s2
电子排布图
S:
2.排布三原则
能量最低原理
原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道
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
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,而且自旋方向相同
3.有关第一电离能和电负性的两种递变性
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
第一电离能
增大(注意ⅡA、ⅤA的特殊性)
依次减小
电负性
依次增大
考点2:
分子结构与性质
一、根据价层电子对互斥模型判断分子的空间构型
1.价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型,而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型,不包括孤电子对。
当中心原子无孤电子对时,两者的构型一致。
当中心原子有孤电子对时,两者的构型不一致。
电子
对数
成键数
孤电子对数
价层电子
对立体构型
分子立体构型
实例
2
直线形
CO2
3
三角形
BF3
1
V形
SO2
4
四面体形
正四面体形
CH4
三角锥形
NH3
H2O
2.运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构,但要注意判断其价层电子对数,对ABm型分子或离子,其价层电子对数的判断方法为:
×
(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×
m电荷数)
二、杂化轨道模型的判断
(1)看中心原子形成的价键类型
一个三键
sp杂化
一个双键
sp2杂化
全部是单键
sp3杂化
(2)价电子对法
价层电子对数
杂化类型
考点3:
晶体结构与性质
一、均摊法确定晶胞的化学组成
1.方法
晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有,那么,每个原子对这个晶胞的贡献就是。
2.类型
①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献:
I
②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。
如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形,其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为1/3。
再如图所示的正三棱柱形晶胞中:
二、晶体密度及微粒间距离的计算
1.计算晶体密度的方法
2.计算晶体中微粒间距离的方法
三、“两角度”比较晶体熔、沸点的高低
1.不同类型晶体熔、沸点的比较
(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。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等熔、沸点很高,汞、铯等熔、沸点很低。
2.同种类型晶体熔、沸点的比较
(1)原子晶体
→→→
如熔点:
金刚石>碳化硅>硅。
(2)离子晶体
①一般地说,阴、阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力越强,其晶体的熔、沸点越高,如熔点:
MgO>MgCl2,NaCl>CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。
晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,熔点越高,硬度越大。
(3)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分子晶体(相对分子质量接近),其分子的极性越大,熔、沸点越高,如CH3OH>CH3CH3。
④同分异构体,支链越多,熔、沸点越低。
如:
CH3CH2CH2CH2CH3>
(4)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,金属晶体的熔、沸点越高,如熔、沸点:
Na<Mg<Al。
典例精析
例题1(山东理综)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
思路分析:
阴阳离子间存在静电引力和静电斥力,Ca2+与F﹣间存在静电吸引作用,还存在静电斥力,故a错误;
离子晶体的熔点与离子所带电荷、离子半径有关,离子半径越小,离子晶体的熔点越高,所以CaF2的熔点高于CaCl2,故b正确;
晶体的结构与电荷比、半径比有关,阴阳离子比为2:
1的物质,与CaF2晶体的电荷比相同,若半径比相差较大,则晶体构型不相同,故c错误;
CaF2中的化学键为离子键,离子化合物在熔融时能发生电离,存在自由移动的离子,能导电,因此CaF2在熔融状态下能导电,故b正确。
答案:
bd
例题2(江苏理综)
(1)Cu+基态核外电子排布式为__________。
(2)与OH-互为等电子体的一种分子为(填化学式)。
(3)醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________。
(1)Cu为29号,Cu+核外还有28个电子,按照核外电子排布规律,应为[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10。
(2)OH-含有10个电子,根据等电子体的含义,可知10电子的双原子分子为HF。
(3)—CHO中含碳氧双键,为平面结构,故中心原子碳原子采取sp2杂化。
(1)[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10
(2)HF (3)sp2
例题1(新课标)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:
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 。
C核外电子总数是最外层电子数的3倍,应为P元素,C、D为同周期元素,则应为第三周期元素,D元素最外层有一个未成对电子,应为Cl元素,A2﹣和B+具有相同的电子构型,结合原子序数关系可知A为O元素,B为Na元素,四种元素分别为O、Na、O、Cl,电负性最大的为O元素,C为P元素,核外电子排布为1s22s22p63s23p3。
O;
1s22s22p63s23p3
例题2(课标)碳和硅的有关化学键键能如下所示,简要分析和解释下列有关事实:
化学键
C﹣C
C﹣H
C﹣O
Si﹣Si
Si﹣H
Si﹣O
键能/(kJ•mol﹣1)
356
413
336
226
318
452
①硅与碳同族,也有系列氢化物,但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多,原因是 。
②SiH4的稳定性小于CH4,更易生成氧化物,原因是 。
①烷烃中的C﹣C键和C﹣H键大于硅烷中的Si﹣Si键和Si﹣H键的键能;
②键能越大、物质就越稳定,C﹣H键的键能大于C﹣O键,故C﹣H键比C﹣O键稳定,而Si﹣H键的键能远小于Si﹣O键,所以Si﹣H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si﹣O键。
①C﹣C键和C﹣H键较强,所形成的烷烃稳定。
而硅烷中Si﹣Si键和Si﹣H键的键能较低,易断裂,导致长链硅烷难以生成。
②C﹣H键的键能大于C﹣O键,C﹣H键比C﹣O键稳定。
而Si﹣H键的键能却远小于Si﹣O键,所以Si﹣H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si﹣O键。
例题1(新课标)O和Na能够形成化合物F,其晶胞结构如图所示,F的化学式为 ,晶胞中A原子的配位数为 。
A和B能够形成化合物为F的离子化合物,阴离子位于晶胞的顶点和面心,阳离子位于晶胞的体心,则Na的个数为8,O的个数为8×
+6×
=4,N(Na):
N(O)=2:
1,则形成的化合物为Na2O;
晶胞中O位于顶点,Na位于体心,每个晶胞中有1个Na与O的距离最近,每个定点为8个晶胞共有,则晶胞中O原子的配位数为8。
Na2O;
8
例题2(新课标)晶胞有两个基本要素:
①原子坐标参数,表示晶胞内部各原子的相对位置,下图为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标参数A为(0,0,0);
B为(,0,);
C为(,,0),则D原子的坐标参数为______。
②晶胞参数,描述晶胞的大小和形状,已知Ge单晶的晶胞参数a=565.76pm,其密度为__________g·
cm-3(列出计算式即可)。
根据各个原子的相对位置可知,D在各个方向的1/4处,所以其坐标是(;
;
)。
根据晶胞结构可知,在晶胞中含有的Ge原子是:
8×
1/8+6×
1/2+4=8,所以晶胞密度是:
。
①(;
);
②
【随堂练习】
现有四种晶体,其离子排列方式如图所示,其中化学式正确的是( )
A离子个数是1,B离子个数=1/8×
8=1,所以其化学式为AB,故A错误;
E离子个数=1/8×
4=1/2,F离子个数=
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