版步步高 考前3个月 化学通用专题复习专题17 物Word格式.docx
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②NaCl的密度为_____________________________________________________。
(2)用“>
”、“<
”或“=”表示下列物质的熔、沸点关系:
①H2O________H2S ②CH4________CCl4
③Na________Mg④CaO________MgO
⑤金刚石________石墨⑥SiO2________CO2
答案
(1)①4NA 6 正八面体
②ρ=
g·
cm-3
(2)①>
②<
③<
④<
⑤<
⑥>
真题调研
1.(2016·
全国卷Ⅰ,37)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。
回答下列问题:
(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________,有________个未成对电子。
(2)Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、三键,但Ge原子之间难以形成双键或三键。
从原子结构角度分析,原因是___________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因___________________
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
-49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
(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________________。
(5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为____________,微粒之间存在的作用力是________________________________________________________________________。
(6)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,如图为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)。
答案
(1)3d104s24p2 2
(2)Ge原子半径大,原子间形成的σ单键较长,pp轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成π键
(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。
原因是分子结构相似,相对分子质量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强
(4)O>Ge>Zn (5)sp3 共价键
(6)①(
) ②
×
107
解析
(1)锗为32号元素,根据原子核外电子的排布规律,可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2,其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2,其中4p能级有2个未成对电子。
(2)Ge和C虽是同族元素,价电子排布相同,但Ge的原子半径比C的大,所以其原子轨道不易重叠形成π键,即Ge原子间难以形成双键和三键。
(3)由表中数据,可知几种锗卤化物的熔、沸点都较低,都属于分子晶体。
随着相对分子质量的逐渐增大,其分子间作用力逐渐增强,故熔、沸点逐渐升高。
(4)Zn、Ge、O三种元素中,Zn和Ge是金属元素,O是非金属元素。
O的电负性比Zn和Ge的大,又根据同周期元素的电负性从左到右逐渐增大的规律,可知电负性:
O>Ge>Zn。
(5)由于锗单晶具有金刚石型的结构,故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键,其原子轨道杂化类型为sp3杂化。
(6)①由Ge单晶晶胞结构示意图,可知D原子与A原子及位于3个相邻面面心的3个原子构成了正四面体结构,D原子位于正四面体的中心,再根据A、B、C三个原子的坐标参数可知D原子的坐标参数为(
)。
②由锗单晶的晶胞结构示意图,可知该晶胞中位于顶点的有8个原子,位于面心的有6个原子,位于内部的有4个原子,则一个晶胞中所含有的锗原子个数为8×
+6×
+4=8,再由晶胞参数可知该晶胞的边长为565.76pm的正方体,则其密度为
cm-3。
2.(2016·
全国卷Ⅱ,37)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。
(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。
答案
(1)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2) 2
(2)①正四面体 ②配位键 N ③高于 氨气分子间可形成氢键 极性 sp3
(3)金属 铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子
(4)①3∶1 ②
解析
(1)镍是28号元素,位于第四周期第Ⅷ族,根据核外电子排布规则,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2;
3d能级有5个轨道,根据洪特规则,先占满5个自旋方向相同的电子,再分别占据三个轨道,电子自旋方向相反,所以未成对的电子数为2。
(2)①根据价层电子对互斥理论,SO
的σ键电子对数等于4,孤电子对数为
=0,则阴离子的立体构型是正四面体形;
②根据配位键的特点,在[Ni(NH3)6]2+中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为配位键,提供孤电子对的成键原子是N;
③氨气分子间存在氢键,分子间作用力强,
所以氨的沸点高于膦(PH3);
根据价层电子对互斥理论,氨气中心原子N的σ键电子对数等于3,孤电子对数为
=1,则中心氮原子轨道杂化类型为sp3杂化,分子为三角锥形,正、负电荷重心不重叠,氨气是极性分子。
(3)铜和镍属于金属,则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体;
铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子,所以ICu>INi。
(4)①根据均摊法计算,晶胞中铜原子个数为6×
=3,镍原子的个数为8×
=1,则铜和镍的数量比为3∶1;
②根据上述分析,该晶胞的组成为Cu3Ni,若合金的密度为dg·
cm-3,根据ρ=
,则晶胞参数a=
107nm。
高考题型1 原子结构与元素性质
1.基态原子的核外电子排布
(1)排布规律
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,而且自旋状态相同
(2)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
(或轨道表示式)
O:
1s 2s 2p
(3)常见错误防范
①电子排布式
a.3d、4s书写顺序混乱
如:
b.违背洪特规则特例
②电子排布图
a.
(违背能量最低原理)
b.
(违背泡利原理)
c.
(违背洪特规则)
d.
2.元素第一电离能的递变性
同周期(从左到右)
同主族(自上而下)
第一电离能
增大趋势(注意ⅡA、ⅤA的特殊性)
依次减小
(1)特例
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)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时,原子的能量较低,为稳定状态,该元素具有较大的第一电离能,如:
第一电离能,Be>
B;
Mg>
Al;
O;
P>
S。
(2)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,如钠元素I2≫I1,所以钠元素的化合价为+1价。
3.元素电负性的递变性
(1)规律
同周期元素,从左到右,电负性依次增大;
同主族元素自上而下,电负性依次减小。
1.原子核外电子的排布
(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)基态Ni原子的电子排布式为__________________________________________,
Ni2+的价层电子排布图为___________________________________________,
该元素位于元素周期表中的第________族。
(3)N的基态原子核外电子排布式为________;
Se的基态原子最外层有________个电子。
(4)Si元素基态原子的电子排布式是________________。
(5)Cu、Cu2+、Cu+基态核外电子排布式分别为___________________、__________________、______________。
(6)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)。
(7)Mg原子核外电子排布式为_____________________________________________________;
Ca原子最外层电子的能量________(填“低于”、“高于”或“等于”)Mg原子最外层电子的能量。
(8)基态铁原子有________个未成对电子,三价铁离子的电子排布式为________________。
答案
(1)电子云 2
(2)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2
3d
Ⅷ
(3)1s22s22p3 6
(4)1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
(5)Cu:
1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
Cu2+:
1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9
Cu+:
1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
(6)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3) O
(7)1s22s22p63s2或[Ne]3s2 高于
(8)4 1s22s22p63s23p63d5
2.元素的性质
(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________________________________。
(2)原子半径:
Al________Si,电负性:
N________O(填“>
”或“<
”)。
(3)C、Si、N元素的电负性由大到小的顺序是________;
C、N、O、F元素的第一电离能由大到小的顺序是________________。
(4)F、K、Fe、Ni四种元素中第一电离能最小的是______,电负性最大的是________(填元素符号)。
(5)请回答下列问题:
①N、Al、Si、Zn四种元素中,有一种元素的电离能数据如下:
电离能
I1
I2
I3
I4
……
In/kJ·
mol-1
578
1817
2745
11578
则该元素是________(填写元素符号)。
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是__________________________________________。
Ge的最高价氯化物分子式是________。
该元素可能的性质或应用有________。
A.是一种活泼的金属元素
B.其电负性大于硫
C.其单质可作为半导体材料
D.其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
(6)已知X、Y和Z均为第三周期元素,其原子的第一至第四电离能如下表:
电离能/kJ·
X
496
4562
6912
9543
Y
738
1451
7733
10540
Z
①写出X的核外电子排布式:
______________________________________________________。
②元素Y的第一电离能大于Z的原因是____________________________________
(7)中国古代四大发明之一——黑火药,它的爆炸反应为2KNO3+3C+S
K2S+N2↑+3CO2↑,除S外,上列元素的电负性从大到小依次为_______________________________。
答案
(1)H<
C<
O
(2)> <
(3)N>C>Si F>N>O>C
(4)K F
(5)①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 GeCl4 CD
(6)①1s22s22p63s1或[Ne]3s1 ②Mg原子的3p轨道全空,结构稳定
(7)O>
K
高考题型2 化学键 分子结构与性质
1.共价键的键参数及类型
共价键
说明:
σ键和π键的数目
2.与分子结构有关的三种理论
(1)杂化轨道理论
①基本观点:
杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理;
杂化轨道形成的共价键更加牢固。
②杂化轨道类型与分子构型的关系。
杂化轨道类型
杂化轨道数目
分子构型
实例
sp
2
直线形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
3
平面三角形
BF3、BCl3、CH2O
sp3
4
等性杂化:
正四面体
CH4、CCl4、NH
不等性杂化:
具体情况不同
NH3(三角锥形)、
H2S、H2O(V形)
(2)价层电子对互斥理论
分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离。
②价电子对数的计算
价电子对数=成键电子对+中心原子的孤电子对数=
③价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。
价层电子对数目
电子对的空间构型
成键电子对数
孤电子对数
分子的空间构型
CO2、C2H2
三角形
BF3、SO3
1
V形
SnCl2、PbCl2
四面体
CH4、SO
、
CCl4、NH
三角锥形
NH3、PH3
H2O、H2S
(3)等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,具有许多相近的性质。
②实例:
SO
、PO
为等电子体,其中心原子均采用sp3杂化,离子构型均为正四面体形。
3.化学键的极性与分子极性的关系
分子类型
空间构型
键角
键的极性
分子极性
代表物
AB
极性
HCl、NO
AB2
180°
非极性
CO2、CS2
AB3
120°
AB4
正四面体形
109°
28′
CH4、CCl4
4.三种作用力及对物质性质的影响
范德华力
氢键
作用粒子
分子
H与N、O、F原子(分子内、分子间)
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
强度比较
共价键>
氢键>
影响强度的因素
①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
②组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大
形成氢键元素的电负性
成键原子半径越小,键长越短,键能越大,共价键越稳定
对物质性质的影响
①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质,随相对分子质量的增大,物质的熔沸点逐渐升高,如F2<
Cl2<
Br2<
I2,CF4<
CCl4<
CBr4
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影响分子的稳定性
②共价键键能越大,分子稳定性越强
1.共价键与分子的空间结构
(1)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________。
(2)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____________。
(3)磷和氯反应可生成组成比为1∶3的化合物,该化合物的立体构型为________________,中心原子的杂化轨道类型为________。
(4)[2015·
全国卷Ⅱ,37(4)]化合物D2A(Cl2O)的立体构型为________,中心原子的价层电子对数为________。
(5)石墨烯(图甲)是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料,石墨烯中部分碳原子被氧化后,其平面结构会发生改变,转化为氧化石墨烯(图乙)。
①图甲中,1号C与相邻C形成σ键的个数为________。
②图乙中,1号C的杂化方式是____________,该C与相邻C形成的键角________(填“>
”或“=”)图甲中1号C与相邻C形成的键角。
(6)肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物,则NH3分子的空间构型是________;
N2H4分子中氮原子轨道的杂化方式是________。
(7)甲醛(H2C===O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH),甲醇分子内C原子的杂化方式为________,甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。
(8)H+可与H2O形成H3O+,H3O+中O原子采用____________杂化。
H3O+中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大,原因为______________________________________________。
(9)I
属于多卤素阳离子,根据VSEPR模型推测I
的空间构型为________,中心原子杂化类型为________。
(10)①S单质的常见形式为S8,其环状结构如图所示,S原子采用的轨道杂化方式是______________。
②H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”);
气态SeO3分子的立体构型为________,SO
离子的立体构型为______________。
答案
(1)V形 sp3
(2)σ键和π键 sp CO2、COS
(3)三角锥形 sp3
(4)V形 4
(5)①3 ②sp3 <
(6)三角锥形 sp3
(7)sp3 小于
(8)sp3 H2O中O原子有两对孤电子对,H3O+中O原子只有一对孤电子对,排斥力较小
(9)V形 sp3
(10)①sp3 ②强 平面三角形 三角锥形
解析
(1)中心原子O原子的孤电子对数为
(6-1×
2)=2,且形成了2个σ键,采取sp3杂化,OF2的空间构型为V形。
(2)S===C===S中,
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