优化方案全国通用版高考化学二轮复习 上篇 专题突破方略 专题五 物质结构与性质学案.docx
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优化方案全国通用版高考化学二轮复习上篇专题突破方略专题五物质结构与性质学案
专题五物质结构与性质
2016高考导航——适用于全国卷Ⅰ
最新考纲
高频考点
高考印证
命题趋势
1.原子结构与元素的性质
(1)了解原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素(1~36号)原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
(2)了解元素电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质。
(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁,了解其简单应用。
(4)了解电负性的概念,知道元素的性质与电负性的关系。
2.分子结构与物质的性质
(1)理解离子键的形成,能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
(2)了解共价键的主要类型σ键和π键,能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
(3)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。
(4)理解金属键的含义,能用金属键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。
(5)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3),能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
3.晶体结构与物质的性质
(1)了解化学键和分子间作用力的区别。
(2)了解氢键的存在对物质性质的影响,能列举含有氢键的物质。
(3)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。
(4)能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
(5)了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。
原子
结构
与元素
的性质
2015·T37
2014·T37
2013·T37
1.高考试题关于原子结构(选修模块)的考查主要体现在两个方面:
一是电子排布式的书写,二是元素电离能和电负性的应用。
基态原子或离子核外电子排布式的书写是考查的重要形式,此类试题难度不大,只要按要求和规则书写即可。
做题时要注意审清题意和要求,然后结合电子排布规律书写。
关于电离能和电负性,要把握其递变规律和主要应用,尤其要注意规律的特殊点的应用。
2.分子结构与物质的性质内容高考中常见的考查点有:
(1)σ键、π键的特征和判断;
(2)常见分子的空间构型、中心原子杂化类型的判断;(3)配位化合物中配位体、配位数等的判断;(4)分子极性的判断以及极性大小的比较;(5)分子间作用力、氢键、配位键的特点及其对物质性质的影响等。
其中共价键的分类、常见分子的空间构型与中心原子的杂化轨道类型已成为常考点。
3.晶体结构和性质的考查重点是晶胞的组成、性质及结构的相关计算。
其计算角度如下:
(1)晶胞体积的计算;
(2)晶体密度的计算;(3)晶胞中离子与离子之间距离的计算。
对晶体性质的考查,主要是对物质熔沸点高低的判断等,此类试题一般难度不大,关键是要记住并应用好相关的判断方法。
分子
结构
与物质
的性质
2015·T37
2014·T37
2013·T37
晶体
结构
与物质
的性质
2015·T37
2014·T37
2013·T37
考点一 原子结构与元素的性质
[学生用书P65]
1.书写基态原子(离子)核外电子排布式应注意的三个方面
(1)基态原子能级顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d……,但书写基态原子核外电子排布式时,能层相同的能级按能量由低到高的顺序排在一起,如
Fe:
1s22s22p63s23p63d64s2(√),
1s22s22p63s23p64s23d6(×)。
(2)基态原子失电子时,一般先失去能层较高的能级上的电子,如Fe―→Fe2+:
[Ar]3d64s2―→[Ar]3d6(√),[Ar]3d64s2―→[Ar]3d44s2(×)。
(3)能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时,体系的能量较低,原子较稳定,如Cr:
1s22s22p63s23p63d44s2(×),
1s22s22p63s23p63d54s1(√);
Cu:
1s22s22p63s23p63d94s2(×),1s22s22p63s23p63d104s1(√)。
元素周期表前36号元素中,应特别关注24Cr和29Cu的核外电子排布式,二者是各种考试的考查热点。
2.元素电离能、电负性的变化规律
(1)电离能的变化规律
①同一元素:
I1 ②同一族元素: 随原子序数的增大,电子层数相应增多,核电荷数和原子半径都在增大,原子半径的增大起主要作用,所以同一族内,I1随核电荷数的增大而减小。 ③同一周期元素: I1的总趋势是逐渐增大,但ⅡA族、ⅤA族元素例外,比相邻族元素的第一电离能都高。 (2)电负性的变化规律 ①同一周期,从左到右,电负性逐渐增大; ②同一主族,从上到下,电负性逐渐减小; ③副族元素的电负性没有明显的变化规律。 原子结构与性质 1.(原子结构与性质高考经典题) (1)[2015·高考全国卷Ⅰ,T37- (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)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号),其中P原子的核外电子排布式为________________________________________________________________________。 (3)[2014·高考全国卷Ⅰ,T37- (2)]基态Fe原子有____个未成对电子。 Fe3+的电子排布式为________________________________________________________________________。 可用硫氰化钾检验Fe3+,形成的配合物的颜色为________。 (4)N、O、S中第一电离能最大的是________(填元素符号),Cu的价层电子轨道示意图为____________________________。 (5)基态Si原子中,电子占据的最高能层符号为______,该能层具有的原子轨道数为______、电子数为________。 (6)①Ni2+的价层电子排布图为________________________________________________________________________。 ②F、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) [破题关键] 在同一原子轨道上填充的2个电子自旋方向相反;同周期从左向右电负性增大,同主族从上到下电负性减小;第一电离能从左向右有逐渐增大的趋势,但第ⅡA族与第ⅤA族高于相邻同周期元素。 解析: (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用电子云形象地描述。 基态14C原子的轨道表示式为 ,则核外存在2对自旋相反的电子。 (2)O、Na、P、Cl四种元素中,O元素的电负性最大。 P原子核外有15个电子,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3。 (3)基态铁原子的3d能级上有4个未成对电子,Fe3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5,Fe(SCN)3呈红色。 (4)N、O、S中第一电离能最大的是N,Cu的价层电子轨道示意图为 。 (5)Si的原子序数为14,则核外电子数为14,电子排布式为1s22s22p63s23p2,依据核外电子能量排布原理,电子由离核近的区域依次由里向外排布,所以电子占据的最高能层符号为M,该能层具有的原子轨道为s、p、d轨道,共计9个原子轨道,电子数为4。 (6)①Ni原子的价电子排布式为3d84s2,Ni原子失去最外层4s轨道的两个电子变为Ni2+,故价层电子排布图为 。 ②F是电负性最大的元素;同周期元素中随原子序数的增大,第一电离能呈增大趋势,四种元素中第一电离能最小的是K元素。 答案: (1)电子云 2 (2)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3) (3)4 1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5) 红色 (4)N (5)M 9 4 (6)① ②K F [互动拓展] (1)N、O、F为同一周期的元素,则N、O、F原子的第一电离能由大到小的顺序是什么? 为什么? (2)为什么Cu的基态原子价层电子排布图: 是错误的? (3)与Cu属于同一周期,且未成对价电子数最多的是什么元素? 其基态原子核外电子排布式是什么? 答案: (1)第一电离能: F>N>O;同周期主族元素,从左到右,第一电离能呈依次增大的趋势,但是第ⅤA族元素(ns2np3)因p轨道处于半满状态,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的第ⅥA族元素,故N>O。 (2)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时,体系的能量最低,故Cu的基态原子价层电子排布图为 。 (3)与铜在同一周期,且未成对价电子数最多,可推知其价电子排布为3d54s1,应为Cr,原子序数为24,故其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 (1)(2014·高考安徽卷)S的基态原子核外有________个未成对电子;Si的基态原子核外电子排布式为________________________。 (2)(2014·高考浙江卷自选模块)31Ga基态原子的核外电子排布式是________________________________________________________________________。 (3)(2014·高考福建卷)基态硼原子的电子排布式为________________。 (4)(2014·高考江苏卷)Cu+基态核外电子排布式为____________________。 (5)(2014·高考四川卷)镁所在周期中第一电离能最大的主族元素是________。 (6)(2014·高考安徽卷)第一电离能: Si____S(用“>”或“<”填空)。 解析: (1)S的外围电子排布为3s23p4,利用洪特规则和泡利原理可知S的基态原子核外有2个未成对电子;依据能量最低原理以及洪特规则和泡利原理,Si的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。 (3)硼原子的核外电子数是5,则基态硼原子的电子排布式为1s22s22p1。 (4)Cu为29号元素,Cu+核外有28个电子,按照核外电子排布规律,其核外电子排布式应为[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10。 (5)第三周期元素的第一电离能的大小为Cl>P>S>Si>Mg>Al>Na,则第一电离能最大的是Cl。 (6)根据第一电离能一般规律可知,第一电离能Si<S。 答案: (1)2 1s22s22p63s23p2(或[Ne]3s23p2) (2)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1) (3)1s22s22p1 (4)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10) (5)Cl (6)< 2.X、Y、W是元素周期表前四周期中的常见元素,其相关信息如下表: 元素 相关信息 X X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍 Y Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn+2 W W有多种化合价,其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色,最后变成红褐色 (1)W位于元素周期表第________周期第________族,其基态原子最外层有________个电子。 (2)X的电负性比Y的________(填“大”或“小”);X和Y的气态氢化物中,较稳定的是________(写化学式)。 解析: 根据题给信息可知X为C元素;Y的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn+2,因为s能级最多可容纳2个电子,所以Y为O元素;因为W的白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色,最后变为红褐色,故W为Fe元素。 (1)Fe元素位于元素周期表第四周期第Ⅷ族,其基态原子最外层电子数为2。 (2)O元素的非金属性强于C元素,所以C的电负性比O的小。 气态氢化物中H2O更稳定。 答案: (1)四 Ⅷ 2 (2)小 H2O 有关基态原子的核外电子排布 (1)四种表示方法 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 S: (2)排布三原则 ①能量最低原理;②泡利原理;③洪特规则。 (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 增大趋势(注意第ⅡA族、ⅤA族的特殊性) 逐渐减小 电负性 逐渐增大 逐渐减小 考点二 分子结构与物质的性质 [学生用书P67] 1.价层电子对互斥理论的应用 (1)价层电子对数的计算 价层电子对数(n)=σ键电子对数+中心原子的孤电子对数。 ①σ键电子对数可由分子式确定,如H2O、NH3、CH4分子中的中心原子O、N、C分别有2、3、4对σ键电子对。 ②中心原子的孤电子对数= (a-xb),a为中心原子的价电子数(主族元素的价电子数等于原子的最外层电子数),x为与中心原子结合的原子数,b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1,其他原子等于“8-该原子的价电子数”)。 a.氧族元素的原子作为中心原子时提供6个价电子,作为配位原子时不提供价电子,如SO3,a为6,x为3,b为2,则 (a-xb)=0; b.对于阳离子,则a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数,如NH ,中心原子的孤电子对数= ×(5-1-4×1)=0; c.对于阴离子,则a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值),如SO ,中心原子的孤电子对数= ×(6+2-4×2)=0。 (2)应用 ①判断中心原子的杂化方式 价层电子对数 2 3 4 杂化方式 sp sp2 sp3 ②分子(离子)空间构型的判断 价层电子对数 成键电子对数 孤电子对数 分子空间构型 实例 2 2 0 直线形 BeCl2 3 3 0 平面正三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 2.化学键的极性和分子极性的关系 分子类型 空间构型 键角 键的极性 分子极性 代表物 AB 直线形 极性 极性 HCl、NO AB2 直线形 180° 极性 非极性 CO2、CS2 AB3 平面三角形 120° 极性 非极性 BF3、SO3 AB4 正四面体形 109°28′ 极性 非极性 CH4、CCl4 3.三种作用力及其对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质的影响 影响物质的熔、沸点和溶解度等物理性质 分子间氢键使熔、沸点升高,溶解度增大 键能越大,稳定性越强 分子结构与性质 1.(分子结构与性质高考经典题) (1)①碳在形成化合物时,其键型以共价键为主,原因是________________________________________________________________________。 ②CS2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: ________________________________________________________________________。 (2)新制备的Cu(OH)2可将乙醛(CH3CHO)氧化成乙酸,而自身还原成Cu2O。 乙醛中碳原子的杂化轨道类型为________,1mol乙醛分子中含有的σ键的数目为________,乙酸的沸点明显高于乙醛,其主要原因是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)[2014·高考全国卷Ⅱ,T37- (2)(3)]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e,原子序数依次增大。 a的核外电子总数与其周期数相同,b的价电子层中的未成对电子有3个,c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,d与c同族;e的最外层只有1个电子,但次外层有18个电子。 回答下列问题: ①a和其他元素形成的二元共价化合物中,分子呈三角锥形,该分子的中心原子的杂化方式为________;分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是________(填化学式,写出两种)。 ②这些元素形成的含氧酸中,分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是________;酸根呈三角锥结构的酸是________。 (填化学式) (4)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 ________________________________________________________________________。 (5)F-、K+和Fe3+三种离子组成的化合物K3FeF6,其中化学键的类型有________;该化合物中存在一个复杂离子,该离子的化学式为________,配位体是________。 [破题关键] 共价键的类型有σ键和π键,单键为σ键,双键有σ键和π键;有机物中碳原子无孤电子对,故碳原子周围若有2个原子,则为sp杂化,若有3个原子,则为sp2杂化,若有4个原子,则为sp3杂化;键能越小,分子越不稳定。 解析: (1)①碳原子核外最外层有4个电子且半径小,在化学反应中很难失去4个电子形成阳离子,也很难得到4个电子形成阴离子。 因此,碳在形成化合物时,主要通过共用电子对形成共价键。 ②CS2分子中,存在σ键和π键。 CS2分子中,C原子的价层电子对数为2,杂化轨道类型为sp。 根据等电子理论,与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子有CO2、COS和N2O,离子有NO 2、SCN-。 (2)中心原子形成的杂化轨道用于形成σ键和容纳未成键电子。 乙醛的结构简式为 ,其中—CH3上的碳原子形成4个σ键,采取sp3杂化,而上的碳原子形成3个σ键和1个π键,且不含未成键电子,采取sp2杂化。 共价单键都是σ键,双键中有一个是σ键,另一个是π键,1mol乙醛分子中含有4molC—H键、1molC—C键和1molC===O键,故1mol乙醛含有6molσ键。 乙酸和乙醛均能形成分子晶体,但乙酸分子之间能形成氢键,乙醛分子之间不能形成氢键,导致乙酸的沸点高于乙醛。 (3)a、b、c、d、e为前四周期元素,a的核外电子总数与其周期数相同,且原子序数最小,a为H元素;c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,内层电子数为2,即 ,为O元素;b的价电子层中的未成对电子有3个,且原子序数小于O元素,则b为N元素;e的原子序数最大,且最外层只有1个电子,第四周期中,次外层有18个电子,最外层只有1个电子,共有29个电子,推知e为Cu元素;d与c同族,且原子序数比O大比Cu小,推知d为S元素。 ①a为H,与N、O、S可形成二元共价化合物,分别为NH3(三角锥形)、H2O(V形)、H2S(V形),其中呈三角锥形的分子的中心原子的杂化方式,可利用价层电子对互斥理论先求价层电子对数为3+ ×(5-3×1)=4,故为sp3杂化;还能形成既含极性共价键、又含非极性共价键的化合物: H2O2(H—O—O—H)、N2H4 ,其中H—O、H—N为极性键,O—O、N—N为非极性键。 ②这些元素可形成含氧酸HNO2、HNO3、H2SO3、H2SO4,分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是HNO2、HNO3;酸根呈三角锥结构的为H2SO3,SO 价层电子对数为3+ ×(6+2-3×2)=3+1=4。 (4)①依据图表中键能数据分析,C—C键、C—H键键能大,难断裂;Si—Si键、Si—H键键能较小,易断裂,导致长链硅烷难以生成。 ②SiH4稳定性小于CH4,更易生成氧化物,是因为C—H键键能大于C—O键的,C—H键比C—O键稳定。 Si—H键键能远小于Si—O键的,不稳定,倾向于形成稳定性更强的Si—O键。 (5)在K3FeF6中含有K+与[FeF6]3-之间的离子键和[FeF6]3-中Fe3+与F-之间的配位键,在配离子[FeF6]3-中F-是配位体。 答案: (1)①C有4个价电子且半径小,难以通过得或失电子达到稳定结构 ②σ键和π键 sp CO2、SCN-(或COS等) (2)sp3、sp2 6NA CH3COOH存在分子间氢键 (3)①sp3 H2O2、N2H4 ②HNO2、HNO3 H2SO3 (4)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 (5)离子键、配位键 [FeF6]3- F- [互动拓展] (1)有机物CH3—CH===CH—CN中σ键与π键之比是多少? 碳原子的杂化方式有哪几种? (2)配位化合物内界与外界之间是什么化学键? 配位体与中心原子之间的键本质上属于什么键? 答案: (1)3∶1;有sp、sp2、sp3杂化。 (2)离子键;配位体与中心原子之间的键属于共价键。 判断下列说法是否正确。 (1)(2014·高考江苏卷)氧分别与镁、硅形成的化合物中化学键类型相同。 ( ) (2)CO2分子中的化学键为非极性键。 ( ) (3)HCHO分子中既含σ键又含π键。 ( ) (4)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W、X原子的最外层电子数之比为4∶3,Z原子比X原子的核外电子数多4。 ①Y、Z形成的分子的空间构型可能是正四面体。 ( ) ②WY2分子中σ键与π键的数目之比是2
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