高中化学二轮复习专题十五物质结构与性质练习.docx

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高中化学二轮复习专题十五物质结构与性质练习

专题十五物质结构与性质（选考）

[考纲要求]　1.原子结构与元素的性质：

（1）了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式；

（2）了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；（3）了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用；（4）了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。

2.化学键与分子结构：

（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）了解共价键的形成、极性、类型（σ键和π键），了解配位键的含义；（3）能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；（4）了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）；（5）能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。

3.分子间作用力与物质的性质：

（1）了解范德华力的含义及对物质性质的影响；

（2）了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。

4.晶体结构与性质：

（1）了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别；

（2）了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响；（3）了解分子晶体结构与性质的关系；（4）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；（5）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；（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的计算。

考点一　原子结构与性质

1．排布规律

（1）能量最低原理：

基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：

1s22s22p63s23p63d104s24p2。

（2）泡利原理：

每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。

（3）洪特规则：

原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

2．表示方法

（1）电子排布式

按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。

如：

Cu：

1s22s22p63s23p63d104s1

（2）简化电子排布式

“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。

如：

Cu：

[Ar]3d104s1

（3）电子排布图

用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。

如S：

3．元素的电离能

第一电离能：

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。

（1）原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：

每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。

（2）元素第一电离能的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：

同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；

同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明　同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

如Be、N、Mg、P。

（3）元素电离能的应用

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价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。

4．元素的电负性

（1）元素电负性的周期性变化

元素的电负性：

不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：

同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

（2）

题组一　基态原子的核外电子排布

1．[2017·江苏，21（A）－

（1）]Fe3＋基态核外电子排布式为____________。

答案　[Ar]3d5（或1s22s22p63s23p63d5）

2．[2017·全国卷Ⅰ，35

（1）

（2）]

（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．404.4　B.553.5　C．589.2　D．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________。

答案　

（1）A　

（2）N　球形

3．[2017·全国卷Ⅱ，35

（1）]氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为________。

答案　

（或

）

4．[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__________________。

答案　1s22s22p63s23p63d74s2（或[Ar]3d74s2）OMn

5．[2016·江苏，21（A）－

（1）]Zn2＋基态核外电子排布式为________。

答案　1s22s22p63s23p63d10（或[Ar]3d10）

6．[2016·全国卷Ⅰ，37

（1）]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。

答案　3d104s24p2　2

7．[2016·全国卷Ⅱ，37

（1）]镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对的电子数为________。

答案　1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2）2

8．[2016·全国卷Ⅲ，37

（1）]写出基态As原子的核外电子排布式：

________________。

答案　1s22s22p63s23p63d104s24p3（或[Ar]3d104s24p3）

“两原理，一规则”的正确理解

（1）原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

易误警示　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）同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。

如np3、np6

Cr：

3d54s1　Mn：

3d54s2　Cu：

3d104s1　Zn：

3d104s2

（3）31Ga、33As等基态原子核外电子排布（简写）常出现错误：

31Ga　[Ar]4s24p1应为[Ar]3d104s24p1

33As　[Ar]4s24p3应为[Ar]3d104s24p3

题组二　元素的电离能和电负性

9．[2017·江苏，21（A）－（3）]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为______________。

答案　H

10．[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　同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大　N的2p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子

11．[2016·全国卷Ⅰ，37（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________。

答案　O>Ge>Zn

12．[2016·全国卷Ⅱ，37（3）]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1959kJ·mol－1，INi＝1753kJ·mol－1，ICu>INi的原因是______________________________________________。

答案　铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子

13．在N、O、S中第一电离能最大的是________。

答案　N

14．第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。

答案　3

15．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。

答案　a

16．依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。

答案　

考点二　分子结构与性质

1．分子构型与杂化轨道理论

杂化轨道的要点

当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。

杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。

杂化类型

杂化轨道数目

杂化轨道夹角

立体构型

实例

sp

2

180°

直线形

BeCl2

sp2

3

120°

平面三角形

BF3

sp3

4

109°28′

正四面体形

CH4

2.分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。

（1）当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。

（2）当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

电子对数

成键对数

孤电子对数

电子对立体构型

分子立体构型

实例

2

2

0

直线形

直线形

BeCl2

3

3

0

三角形

平面三角形

BF3

2

1

V形

SO2

4

4

0

四面体

四面体形

CH4

3

1

三角锥形

NH3

2

2

V形

H2O

3.中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断

中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。

分子组成（A为中心原子）

中心原子的孤电子对数

中心原子的杂化方式

分子立体构型

实例

AB2

0

sp

直线形

BeCl2

1

sp2

V形

SO2

2

sp3

V形

H2O

AB3

0

sp2

平面三角形

BF3

1

sp3

三角锥形

NH3

AB4

0

sp3

正四面体形

CH4

特别提醒　

（1）用价电子对互斥理论判断分子的立体构型时，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。

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）三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：

三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。

（3）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

109°28′

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124.3°、111.4°

4.共价键

（1）共价键的类型

①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

（2）键参数

①键能：

气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：

形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：

在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定。

（3）σ键、π键的判断

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部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

（4）等电子原理

原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。

物理性质相似，化学性质不同。

常见等电子体：

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

（5）配位键

①孤电子对

分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

②配位键

a．配位键的形成：

成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；

b．配位键的表示：

常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH

可表示为

，在NH

中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

③配合物

如[Cu（NH3）4]SO4

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

5．分子性质

（1）分子构型与分子极性的关系

（2）溶解性

①“相似相溶”规律：

非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

（3）无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO

6．氢键

（1）作用粒子：

氢、氟、氧、氮原子（分子内、分子间）

（2）特征：

有方向性和饱和性

（3）强度：

共价键>氢键>范德华力

（4）影响强度的因素：

对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大。

（5）对物质性质的影响：

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。

题组一　“两大理论”与微粒构型

1．[2017·江苏21（A）－

（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________。

答案　sp2和sp3　9NA

2．[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________，中心原子的杂化形式为________。

答案　V形　sp3

3．[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________。

答案　sp　sp3

4．[2016·江苏21（A）－（3）]

分子中碳原子轨道的杂化类型为________。

答案　sp3、sp

5．[2016·全国卷Ⅰ，37（5）节选]Ge单晶具有金刚石结构，其中Ge原子的杂化方式为________。

答案　sp3

6．[2016·全国卷Ⅲ，37（3）]AsCl3分子的立体构型为____________，其中As的杂化轨道类型为________。

答案　三角锥形　sp3

7．[2015·全国卷Ⅰ，37（3）节选]CS2分子中，C原子的杂化轨道类型是________。

答案　sp

8．[2015·江苏，21（A）－

（2）节选]CH3COOH中C原子轨道杂化类型为_________________。

答案　sp3、sp2

9．醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________________。

答案　sp2

10．[2014·新课标全国卷Ⅰ，37（3）节选]乙醛中碳原子的杂化类型为________。

答案　sp3、sp2

11．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的最外层只有一个电子，但次外层有18个电子。

则a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____________；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的是____________；酸根呈三角锥结构的酸是______________。

答案　sp3　HNO2、HNO3　H2SO3

12．

中阳离子的空间构型为__________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。

答案　三角锥形　sp3

题组二　微粒作用与分子性质

13．[2017·全国卷Ⅱ，35（3）]经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图（b）所示。

①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。

（填标号）

A．中心原子的杂化轨道类型

B．中心原子的价层电子对数

C．立体结构

D．共价键类型

②R中阴离子N

中的σ键总数为________个。

分子中的大π键可用符号Π

表示，其中m代表参与形成的大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数（如苯分子中的大π键可表示为Π

），则N

中的大π键应表示为________。

③图（b）中虚线代表氢键，其表示式为（NH

）N—H…Cl、________________________、________________________________________________________________________。

答案　①ABD　C　②5　Π

　③（H3O＋）O—H…N（N

）　（NH

）N—H…N（N

）

14．[2017·全国卷Ⅲ，35（4）]硝酸锰是制备CO2＋3H2===CH3OH＋H2O反应的催化剂的原料，Mn（NO3）2中的化学键除了σ键外，还存在________。

答案　离子键、π键

15．[2017·江苏，21（A）－（4）]乙醇的沸点高于丙酮，这是因为_________________________。

答案　乙醇存在分子间氢键

16．[2017·全国卷Ⅲ，35（3）]研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2＋3H2===CH3OH＋H2O）所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为____________________________________，

原因是________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

答案　H2O>CH3OH>CO2>H2　H2O与CH3OH均为极性分子，水含氢键比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大

17．[2016·江苏，21（A）—

（2）（4）（5）][Zn（CN）4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：

4HCHO＋[Zn（CN）4]2－＋4H＋＋4H2O===[Zn（H2O）4]2＋＋4HOCH2CN

HOCH2CN的结构简式

（2）1molHCHO分子中含有σ键的数目为______________________________________。

（4）与H2O分子互为等电子体的阴离子为________________________________。

（5）[Zn（CN）4]2－中Zn2＋与CN－的C原子形成配位键。

不考虑空间构型，[Zn（CN）4]2－的结构可用示意图表示为_________________________________________________。

答案　

（2）3NA　（4）NH

　（5）

18．[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、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。

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

GeI2

熔点/℃

－49.5

26

146

沸点/℃

83.1

186

约400

答案　

（2）锗的原子半径大，原子之间形成的σ单键较长，pp轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键　（3）GeCl4、GeBr4、GeI4熔、沸点依次升高；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

19．[2016·全国卷Ⅱ，37

（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________。

答案　①正四面体　②配位键　N　③高于　NH3分子间可形成氢键　极性　sp3

20．[2015·江苏，21（A）－

（1）

（2）（3）节选]下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶：

2Cr2O

＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→4[Cr（H2O）6]3＋＋3CH3COOH

（1）配合物[Cr（H2O）6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________（填元素符号）。

（2）1molCH3COOH分子含