届高考化学二轮复习物质结构与性质选修3学案全国通用.docx
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届高考化学二轮复习物质结构与性质选修3学案全国通用
第11题 物质结构与性质(选修3)
复习建议:
4课时(题型突破2课时 习题2课时)
1.(2018·课标全国Ⅰ,35)Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。
回答下列问题:
(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________。
(3)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
(4)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。
(5)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)根据能级能量E(1s) (2)Li+和H-的电子层结构相同,而具有相同电子层结构的离子半径大小与核电荷数有关,核电荷数越大,离子半径越小。 (3)[AlH4]-中Al采用sp3杂化,呈正四面体结构。 四氢铝锂中存在离子键、配位键和共价键,配位键也是σ键。 (4)锂原子的第一电离能是指1mol气态锂原子失去1mol电子变成1mol气态锂离子所吸收的能量,即为=520kJ·mol-1。 O===O键键能是指1mol氧气分子断裂生成气态氧原子所吸收的能量,即为249kJ·mol-1×2=498kJ·mol-1。 晶格能是指气态离子结合生成1mol晶体所释放的能量或1mol晶体断裂离子键形成气态离子所吸收的能量,则Li2O的晶格能为2908kJ·mol-1。 (5)1个氧化锂晶胞含O的个数为8×+6×=4,含Li的个数为8,1cm=107nm,代入密度公式计算可得Li2O的密度为g·cm-3。 答案 (1)D C (2)Li+核电荷数较大 (3)正四面体 sp3 AB (4)520 498 2908 (5) 2.(2018·课标全国Ⅱ,35)硫及其化合物有许多用途,相关物质的物理常数如下表所示: H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4 熔点/℃ -85.5 115.2 >600 (分解) -75.5 16.8 10.3 沸点/℃ -60.3 444.6 -10.0 45.0 337.0 回答下列问题: (1)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。 (2)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________________________________。 (3)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___________________________________________________________ _______________________________________________________________。 (4)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(b)所示的三聚分子,该分子中S原子的杂化轨道类型为________。 (5)FeS2晶体的晶胞如图(c)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)基态Fe原子核外有26个电子,按照构造原理,其核外电子排布式为[Ar]3d64s2,按照洪特规则,价层电子3d上6个电子优先占据5个不同轨道,故价层电子的电子排布图为 。 基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,电子占据最高能级为3p,p能级的电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。 (2)价层电子对数包括成键电子对数和孤电子对数,H2S中S的成键电子对数为2,孤电子对数为=2,故价层电子对数为4(或价层电子对数为=4),同理,SO2中S的价层电子对数为=3,SO3中S的价层电子对数为=3,H2S中S的价层电子对数不同于SO2、SO3。 (3)S8和SO2均为分子晶体,分子间存在的作用力均为范德华力,S8的相对分子质量大,分子间范德华力强,故熔点和沸点高。 (4)气态SO3为单分子,分子中S无孤电子对,其分子的立体构型为平面三角形,S和O之间形成双键,故共价键有σ键和π键两种。 固态SO3为三聚分子,分子中每个S与4个O成键,S无孤电子对,故原子的杂化轨道类型为sp3。 (5)该晶胞中Fe2+位于棱上和体心,个数为12×+1=4,S位于顶点和面心,个数为8×+6×=4,故晶体密度为×4g÷(a×10-7cm)3=×1021g·cm-3。 根据晶胞结构,S所形成的正八面体的边长为该晶胞中相邻面的面心之间的连线之长,即为晶胞边长的,故该正八面体的边长为anm。 答案 (1) 哑铃(纺锤) (2)H2S (3)S8相对分子质量大,分子间范德华力强 (4)平面三角 2 sp3杂化 (5)×1021 a 3.(2018·课标全国Ⅲ,35)锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。 回答下列问题: (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___________________ _____________________________________________________。 (3)ZnF2具有较高的熔点(872℃),其化学键类型是________;ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是__________________________________________________________。 (4)《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________。 (5)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 (1)Zn原子核外有30个电子,其电子排布式为[Ar]3d104s2。 (2)Cu原子的外围电子排布式为3d104s1,4s能级处于半充满状态,而Zn原子的4s能级处于全充满状态,Zn原子更不易失去1个电子,所以Zn原子的第一电离能较大。 (3)根据ZnF2晶体的熔点较高可知,ZnF2为离子晶体,含有离子键,而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小,故能够溶解在有机溶剂中。 (4)CO中碳原子的价层电子对数为3,中心碳原子采取sp2杂化,故CO的空间构型为平面三角形。 (5)题图中原子的堆积方式为六方最密堆积。 六棱柱底部正六边形的面积=6×a2cm2,六棱柱的体积=6×a2ccm3,该晶胞中Zn原子个数为12×+2×+3=6,已知Zn的相对原子质量为65,阿伏加德罗常数的值为NA,则Zn的密度ρ==g·cm-3。 答案 (1)[Ar]3d104s2 (2)大于 Zn核外电子排布为全充满稳定结构,较难失电子 (3)离子键 ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小 (4)平面三角形 sp2杂化 (5)六方最密堆积(A3型) 4.(2017·课标全国Ⅰ,35)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。 回答下列问题: (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________。 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_______________________________________________ _______________________________________________________。 (3)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________。 (4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立体结构,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________。 (5)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)赤橙黄绿青蓝紫,波长逐渐减小。 (2)K原子位于第四周期,原子结构示意图为 ,核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,最高能层为N层,第4电子层为4s原子轨道,为球形。 K原子半径大,且价电子数少(K原子价电子数为1,Cr原子价电子排布为3d54s1,价电子数为6),金属键弱,熔沸点低。 (3)I离子中价层电子对数为=4,中心原子为sp3杂化,理论构型为四面体形,有2对孤对电子,故离子为V形。 (4)根据晶胞结构可知,K与O间的最短距离为面对角线的一半,即nm=0.315nm。 K、O构成面心立方,配位数为12(同层4个,上、下层各4个)。 由(4)可知K、I的最短距离为体对角线的一半,I处于顶角,K处于体心。 由(4)可知I、O之间的最短距离为边长的一半,I处于顶角,O处于棱心。 答案 (1)A (2)N 球形 K的原子半径较大且价电子数较小,金属键较弱 (3)V形 sp3 (4)0.315或×0.446 12 (5)体心 棱心 5.(2016·全国Ⅰ卷,节选)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)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________________。 (3)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________________。 (4)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)。 解析 (1)锗元素在周期表的第四周期第ⅣA族,因此核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2,p轨道上的2个电子是未成对电子。 (2)Zn和Ge为同周期元素,Ge在Zn的右边,因此Ge的电负性比Zn的强;O为活泼的非金属元素,电负性强于Ge和Zn,因此三者电负性由大至小的顺序为O、Ge、Zn。 (3)Ge单晶为金刚石型结构,金刚石中碳原子的杂化方式为sp3,因此Ge原子的杂化方式也为sp3。 微粒之间存在的作用力为共价键。 (4)①根据题给图示可知,D原子的坐标参数为。 ②每个晶胞中含有锗原子8×1/8+6×1/2+4=8(个),每个晶胞的质量为,晶胞的体积为(565.76×10-10cm)3,所以晶胞的密度为。 答案 (1)3d104s24p2 2 (2)O>Ge>Zn (3)sp3 共价键 (4)① ②×107 命题调研(2014~2018五年大数据) 命题角度 设空方向 频数 难度 1.原子结构与元素的性质 核外电子排布表达式 16 0.59 电离能及应用 3 0.47 电负性及应用 4 0.48 2.化学键与 分子结构 离子键、离子化合物 8 0.60 σ键和π键、配位键判断 10 0.59 杂化轨道类型判断 13 0.55 空间结构 12 0.52 3.晶体结构与性质 晶格能对离子晶体性质的影响 6 0.49 分子晶体结构与性质的关系 4 0.50 氢键对物质性质的影响 7 0.48 原子晶体的结构与性质的关系 5 0.42 根据晶胞进行相关计算 15 0.36 从高考五年数据来看,新课标对本选考模块主要有两种考查形式: 一是围绕某一主题展开,二是在应用元素周期表、原子结构与元素化合物的性质对元素进行推断的基础上,考查有关物质结构与性质中的重要知识点。 考查热点主要涉及原子核外电子排布式、电子排布图、电离能、电负性、σ键、π键、杂化方式、分子或离子的空间构型(价层电子对互斥理论)、分子的极性、键角分析、晶体结构特点及微粒间作用力、共价键类型及氢键、均摊法求解晶体化学式有关晶胞的计算及晶体的熔沸点比较与判断。 预计2019高考的命题仍可能以新科技、新能源等热点为背景,着重考查学生对基本概念的掌握,同时强调空间想象能力和计算能力的考查,复习时加以重视! 1.排布规律 能量最低原理 原子核外电子先占有能量最低的原子轨道 泡利原理 每个原子轨道中最多只能容纳2个自旋状态不同的电子 洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时,电子尽可能分占不同的原子轨道,且自旋状态相同 说明: 能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时,体系能量较低,原子较稳定。 2.表示形式 (1)核外电子排布式,如Cr: 1s22s22p63s23p63d54s1,可简化为[Ar]3d54s1。 (2)价层电子排布式: 如Fe: 3d64s2。 (3)电子排布图又称轨道表示式: 如O: 3.基态原子核外电子排布表示方法中的常见误区 (1)在写基态原子的电子排布图时,常出现以下错误: ① (违反能量最低原理) ② (违反泡利原理) ③ (违反洪特规则) ④ (违反洪特规则) (2)当出现d轨道时,虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充,但在书写电子排布式时,仍把(n-1)d放在ns前,如Fe: 1s22s22p63s23p63d64s2正确,Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6错误。 (3)注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。 如Fe的电子排布式: 1s22s22p63s23p63d64s2;简化电子排布式: [Ar]3d64s2;价电子排布式: 3d64s2。 [示例1] (1)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。 (2)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。 (3)Si元素基态原子的电子排布式是_________________________。 (4)Cu、Cu2+、Cu+基态核外电子排布式分别为________、________、________。 (5)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)。 (6)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)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 Ⅷ (2)1s22s22p3 6 (3)1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2 (4)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9 1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10 (5)1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3 O (6)4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 (1)规律: 在元素周期表中,元素的第一电离能从左到右有增大的趋势,从上往下逐渐减小、电负性从左到右逐渐增大,从上往下逐渐减小。 (2)特性: 同周期主族元素,第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA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ⅢA和ⅥA族元素。 (3)方法: 我们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: a.HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl; b.Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl。 [示例2] (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)。 答案 (1)H (2)> < (3)N>C>Si F>N>O>C (4)K F 1.分类 (1) (2)配位键: 形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对,另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道,可表示为A―→B。 2.σ键和π键的判断方法 共价单键全为σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。 1.杂化轨道 方法: 判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型 ①看中心原子有没有形成双键或三键。 如果有1个三键,则其中有2个π键,用去了2个p轨道,则为sp杂化;如果有1个双键则其中有1个π键,则为sp2杂化;如果全部是单键,则为sp3杂化。 ②由分子的空间构型结合价层电子对互斥理论判断。 没有填充电子的空轨道一般不参与杂化,1对孤电子对占据1个杂化轨道。 如NH3为三角锥形,且有一对孤电子对,即4条杂化轨道应呈四面体形,为sp3杂化。 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) [示例3] (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________。 答案 V形 sp3 (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________。 答案 σ键和π键 sp CO2、COS(或SCN-、OCN-等) (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________。 答案 三角锥形 sp3 (4)[2015·全国卷Ⅱ,37(4)节选]化合物D2A(Cl2O)的立体构型为________,中心原子的价层电子对数为________。 答案 V形 4 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、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 [示例4] [2016·全国卷Ⅰ,37 (2)(3)] (1)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_______________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________。 [答题模板] (2)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 [答题模板] 答案 (1)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 (2)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。 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 1.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 A.NaCl(含4个Na+,4个Cl-) B.干冰(含4个CO2) C.CaF2(含4个Ca2+,8个F-) D.金刚石(含8个C) E.体心立方(含2个原子) F.面心立方(含4个原子) 2.晶胞求算 晶体密度 (2)晶体微粒与M、
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