通用版高考化学二轮复习题型四物质结构与性质综合题的研究选考逐空突破教案.docx
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通用版高考化学二轮复习题型四物质结构与性质综合题的研究选考逐空突破教案
物质结构与性质综合题的研究(选考)
常考题空1 电子排布、电离能和电负性
1.熟记构造原理示意图
特别提醒 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。
如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,而不是1s22s22p63s23p63d44s2。
2.明确表示基态原子核外电子排布的四种方法
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)
3.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(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性)
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;N>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。
4.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。
(2)应用
题组一 核外电子排布规律
1.高考组合题
(1)[2017·全国卷Ⅰ,35
(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________。
(2)[2017·全国卷Ⅲ,35
(1)]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______________。
(3)[2016·全国卷Ⅱ,37
(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________。
(4)[2016·全国卷Ⅲ,37
(1)]写出基态As原子的核外电子排布式________________。
(5)[2016·江苏,21
(1)]Zn2+基态核外电子排布式为______________________
________________________________________________________________________。
答案
(1)N 球形
(2)1s22s22p63s23p63d74s2{或[Ar]3d74s2} O Mn
(3)1s22s22p63s23p63d84s2{或[Ar]3d84s2} 2
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p3{或[Ar]3d104s24p3}
(5)1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}
2.按要求解答下列问题
(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________对自旋方向相反的电子。
(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)Cu、Cu2+、Cu+基态核外电子排布式分别为_________________、___________________、____________________________。
(4)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。
(5)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)1s22s22p3 6
(3)Cu:
1s22s22p63s23p63d104s1{或[Ar]3d104s1}
Cu2+:
1s22s22p63s23p63d9{或[Ar]3d9}
Cu+:
1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}
(4)1s22s22p63s2{或[Ne]3s2} 高于
(5)4 1s22s22p63s23p63d5{或[Ar]3d5}
题组二 电离能、电负性的比较与判断
3.高考组合题
(1)[2016·全国卷Ⅱ,37(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__________________
________________________________________________________________________。
(2)[2016·全国卷Ⅲ,37
(2)]根据元素周期律,原子半径Ga________As,第一电离能Ga________As(填“大于”或“小于”)。
(3)[2017·江苏,21(3)]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__________________。
(4)[2017·全国卷Ⅱ,35
(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____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案
(1)金属 铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子
(2)大于 小于 (3)H 解析 (1)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。 (2)同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,故原子半径Ga大于As,As原子的4p轨道处于半充满的稳定结构,所以第一电离能Ga小于As。 4.元素的性质 (1)原子半径: Al________Si,电负性: N________O。 (填“>”或“<”) (2)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·mol-1 I1 I2 I3 I4 X 496 4562 6912 9543 Y 738 1451 7733 10540 Z 578 1817 2745 11578 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______________________________________。 (3)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,上述元素的电负性从大到小依次为_______________________。 答案 (1)> < (2)①1s22s22p63s1{或[Ne]3s1} ②Mg原子的3p轨道全空,结构稳定 (3)O>N>C>K 常考题空2 成键方式、杂化类型及立体构型的判断 1.σ键、π键的判断方法 (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都是σ键;杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 2.杂化轨道和空间结构的判断方法 (1)明确杂化轨道类型与分子结构的关系 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)应用价层电子对互斥理论判断 ①基本观点: 分子中的价层电子对(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价层电子对数的计算 价层电子对数=成键电子对数+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 电子对的立体构型 成键电子对数 孤电子对数 分子的立体构型 实例 2 直线形 2 0 直线形 CO2、C2H2 3 三角形 3 0 三角形 BF3、SO3 2 1 V形 SnCl2、PbCl2 4 四面体 4 0 正四面体 CH4、SO 、CCl4、NH 3 1 三角锥形 NH3、PH3 2 2 V形 H2O、H2S (3)应用等电子原理判断 ①基本观点: 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熟记下列常见的等电子体 微粒 通式 价电子总数 立体构型 CO2、SCN-、NO 、N AX2 16e- 直线形 CO 、NO 、SO3 AX3 24e- 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e- V形 SO 、PO AX4 32e- 正四面体形 PO 、SO 、ClO AX3 26e- 三角锥形 CO、N2 AX 10e- 直线形 CH4、NH AX4 8e- 正四面体形 题组一 σ键、π键的判断 1.高考题组合 (1)[2018·江苏,21(4)]N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)=________。 (2)[2017·江苏,21 (2)]丙酮( )分子中碳原子轨道的杂化类型是________,1mol丙酮分子中含有σ键的数目为________。 (3)[2015·全国卷Ⅰ,37(3)节选]CS2分子中,共价键的类型有________________。 答案 (1)1∶2 (2)sp2和sp3 9NA (3)σ键和π键 解析 (2)丙酮中—CH3中碳原子形成4个单键,为sp3杂化,羰基中碳原子形成3个σ键,1个π键,为sp2杂化。 丙酮的结构式为 有9个σ键(6个C—H键,2个C—C键,1个C—O键)。 题组二 杂化方式、立体构型的判断 2.高考题组合 (1)[2017·全国卷Ⅲ,35 (2)]CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。 (2)[2016·全国卷Ⅱ,37 (2)①][Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。 (3)[2016·全国卷Ⅲ,37(3)]AsCl3分子的立体构型为________。 (4)[2017·全国卷Ⅰ,35(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________。 答案 (1)sp sp3 (2)正四面体 (3)三角锥形 (4)V形 sp3 解析 (4)I 离子中价层电子对数为 =4,中心原子为sp3杂化,有2对孤电子对,故几何构型为V形。 3.按要求解答下列问题 (1)已知ClO 为角形,中心氯原子周围有四对价层电子。 ClO 中心氯原子的杂化轨道类型为________,写出一个ClO 的等电子体: ________。 (2)①H2SeO3的中心原子杂化类型是________;SeO 的立体构型是________。 ②与SeO 互为等电子体的分子有(写一种物质的化学式即可)__________________。 (3)CaCN2中阴离子为CN ,与CN 互为等电子体的分子有N2O和________________(填化学式),由此可以推知CN 的立体构型为________。 (4)阳离子(H3O+)的立体构型为________,氧原子的杂化轨道类型为________。 答案 (1)sp3 Cl2O(或OF2) (2)①sp3 三角锥形 ②PCl3 (3)CO2 直线形 (4)三角锥形 sp3 解析 (1)ClO 中心Cl原子周围有四对价层电子,故为sp3杂化;ClO 中含有3个原子,且其价电子总数是20,与之互为等电子体的分子有Cl2O和OF2。 (2)①H2SeO3的中心原子的价层电子对数= ×(6+2)=4,所以中心原子杂化方式为sp3杂化,SeO 的中心原子Se的价层电子对数= ×(6+2)=4,离子中有一对孤电子对,所以SeO 的立体构型是三角锥形。 ②等电子体是指价电子和原子数都相等的微粒,与SeO 互为等电子体的分子有PCl3。 (3)CN 中含有3个原子,且其价电子总数是16,与之互为等电子体的分子有N2O和CO2,而CO2的结构式是O==C==O,立体构型是直线形,等电子体结构相似,所以CN 的立体构型为直线形。 (4)H3O+中中心原子O的价层电子对数= ×(6+3-1)=4,因而为sp3杂化,离子中有一对孤电子对,故H3O+为三角锥形。 4.碳与氢、氮、氧能形成多种重要物质。 (1)尿素[CO(NH2)2]分子中碳、氮的杂化方式分别为__________、__________。 (2)CO 的立体构型是__________。 (3)图①为嘌呤的结构,嘌呤中轨道之间的夹角∠1比∠2大,请解释原因: ________________________________________________________________________。 (4)图②为碳的一种同素异形体C60分子,每个C60分子中含有σ键的数目为__________。 (5)图③为碳的另一种同素异形体——金刚石的晶胞结构,D与周围4个原子形成的空间结构是__________________。 答案 (1)sp2 sp3 (2)平面三角形 (3)∠1含有孤电子对,孤电子对的斥力大于成键电子对的斥力,因而夹角∠1比∠2大 (4)90 (5)正四面体 常考题空3 结构决定性质——解释原因类简答题 1.孤电子对对键角的影响 (1)孤电子对比成键电子对的斥力大,排斥力大小顺序为LP—LP≫LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对,BP代表成键电子对)。 (2)排斥力大小对键角的影响 分子 杂化轨道角度 排斥力分析 实际键角 H2O 109°28′ LP—LP≫LP—BP>BP—BP 105° NH3 109°28′ LP—BP>BP—BP 107° COCl2 120° C==O对C—Cl的排斥力大于C—Cl对C—Cl的排斥力 形成两种键角分别为124°18′、111°24′ 2.范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响 作用力类型 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 影响物质的熔点、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 3.晶体熔、沸点高低的比较 (1)一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律: 原子晶体>离子晶体>分子晶体,如: 金刚石>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如: Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等)。 (2)形成原子晶体的原子半径越小、键长越短,则键能越大,其熔、沸点就越高,如: 金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。 (3)形成离子晶体的阴、阳离子的电荷数越多,离子半径越小,则离子键越强,熔、沸点就越高,如: MgO>MgCl2,NaCl>CsCl。 (4)金属晶体中金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其形成的金属键越强,金属单质的熔、沸点就越高,如Al>Mg>Na。 (5)分子晶体的熔、沸点比较规律 ①组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,其熔、沸点就越高,如: HI>HBr>HCl; ②组成和结构不相似的分子,分子极性越大,其熔、沸点就越高,如: CO>N2; ③同分异构体分子中,支链越少,其熔、沸点就越高,如: 正戊烷>异戊烷>新戊烷; ④同分异构体中的芳香烃及其衍生物,邻位取代物>间位取代物>对位取代物,如: 邻二甲苯>间二甲苯>对二甲苯。 4.答题模板——结构决定性质简答题 首先叙述结构,然后阐述原理,最后回扣本题结论。 例 [2016·全国卷Ⅰ,37 (2)(3)] (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___________________ ________________________________________________________________________。 物质 GeCl4 GeBr4 GeI4 熔点/℃ -49.5 26 146 沸点/℃ 83.1 186 约400 答案 (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 1.高考题组合 (1)[2017·全国卷Ⅲ,35(3)]在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2===CH3OH+H2O)中,所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为__________________________________, 原因是________________________________________________________________________。 (2)[2016·全国卷Ⅱ,37 (2)③]硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。 氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是__________________。 (3)[2016·全国卷Ⅲ,37(4)]GaF3的熔点高于1000℃,GaCl3的熔点为77.9℃,其原因是 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)[2014·全国卷Ⅰ,37(3)节选]乙酸的沸点明显高于乙醛,其主要原因是 _______________________________________________________________________。 答案 (1)H2O>CH3OH>CO2>H2 H2O与CH3OH均为极性分子,水分子间含氢键比甲醇中多;CO2与H2均为非极性分子,CO2相对分子质量较大,范德华力较大 (2)高于 氨气分子间可形成氢键 (3)GaF3是离子晶体,GaCl3是分子晶体 (4)CH3COOH存在分子间氢键 解析 (1)影响分子晶体沸点的因素有范德华力和氢键,H2O与CH3OH均为极性分子,H2O分子间氢键比甲醇多,故H2O的沸点高,CO2与H2均为非极性分子,CO2相对分子质量较大,范德华力大,沸点更高。 2.按要求解答下列问题: (1)碳能与氢、氮、氧三种元素组成化合物CO(NH2)2,该物质易溶于水的主要原因是 ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (2)搭载“神舟十一号”的长征2F火箭使用的推进剂燃料由N、H两种元素组成,且原子个数N∶H=1∶2,其水溶液显碱性。 ①该物质中N原子的杂化方式为______________________________________,溶于水呈碱性的原因为____________________________________________(用离子方程式表示)。 ②氮元素的第一电离能比相邻的氧元素大,其原因为__________________________。 (3)MgCO3分解温度比CaCO3低的原因是_____________________________________。 (4)钛比钢轻,比铝硬,是一种新兴的结构材料。 ①钛、铝的价电子排布式分别是: __________________________________________。 ②钛的硬度比铝大的原因是__________________________________________。 答案 (1)化合物CO(NH2)2分子与水分子之间存在氢键 (2)①sp3 N2H4+H2ON2H +OH- ②氮原子的2p轨道为2p3半充满稳定状态,不易再电离出电子,故氮原子第一电离能大于氧原子 (3)氧化镁晶格能比氧化钙大,使得Mg2+比Ca2+更容易结合CO 中的氧离子 (4)①3d24s2、3s23p1 ②钛原子的价电子数比铝多,形成的金属键比铝强 3.简要解答下列问题。 (1)氧元素的氢化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于H2S,其原因是_________________。 (2)已知苯酚( )具有弱酸性,其Ka=1.1×10-10;水杨酸第一级电离形成的离子 能形成分子内氢键。 据此判断,相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)________(填“>”或“<”)Ka(苯酚),其原因是_______________________________。 (3)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_______________。 的沸点比 高,原因是____________________。 答案 (1)水分子与乙醇分子之间形成氢键 (2)< —COO-与—OH形成分子内氢键,使其更难电离出H+ (3)O—H键、氢键、范德华力 形成分子内氢
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