高三化学二轮复习教案19物质结构与性质doc高中化学

物质构造与性质考点聚焦原子构造与性质l了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，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。l了解同一周期、同一主族中元素电离能和电负性的变化规律。化学键与物质的性质l了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）。l了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异。l能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型（对d轨道参与杂化和AB5型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求）。l了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用。l了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）。l了解NaCl型和CsCl型离子晶体的构造特征。l能根据离子化合物的构造特征和晶格能解释离子化合物的物理性质。l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构造与性质的关系。l理解金属键的含义，能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质。l知道金属晶体的根本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞构造（晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体构造参数相关的计算不作要求）。分子间作用力与物质的性质l知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别。l知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。14/14l了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。l了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的构造微粒、微粒间作用力的区别。【命题趋势】本专题考察表现为一道独立的综合题，约占12分。覆盖原子构造、分子构造、晶体构造等核心概念，知识点全面，但整体难度不大。知识梳理原子构造与性质1．构造原理图（1）图（2）①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。2．第一电离能气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。14/14同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层构造为全满、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。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。3．电负性元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。（1）同周期元素从左到右，电负性逐渐增大；（2）同周期元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。化学键与物质的性质1．键的极性和分子的极性分子共价键的极性分子中正负电荷中心结论举例同核双原子分子非极性键重合非极性分子H2、N2、O2异核双原子分子极性键不重合极性分子CO、HF、HCl异核多原子分子分子中各键的向量和为零重合非极性分子CO2、BF3、CH4分子中各键的向量和不为零不重合极性分子H2O、NH3、CH3Cl14/142．多原子分子（离子）的立体构造化学式中心原子孤对电子对数杂化轨道数杂化轨道类型分子构造CH404sp3正四面体C2H403sp2平面三角形BF303sp2平面三角形CH2O03sp2平面三角形C2H202sp直线型CO202sp直线型NH314sp3三角锥形NH4+04sp3正四面体H2O24sp3V形H3O+14sp3三角锥形3．价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型实例2直线20直线CO2、C2H23三角形30三角形BF3、SO321V—形SnCl2、PbCl24四面体40四面体CH4、SO42-CCl4、NH4+31三角锥NH3、PCl322V—形H2O、H2S4．等电子原理及其应用等电子体：原子数相同，价电子数也相同的微粒，如：CO和N2，CH4和NH4+；等电子体具有相似的化学键特征，性质相似。5．简单配合物概念表示条件共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。A其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能承受孤对电子的轨道。14/14B电子对给予体电子对承受体6．典型离子晶体的构造特征NaCl型晶体CsCl型晶体每个Na+离子周围被六个C1—离子所包围，同样每个C1—也被六个Na+所包围。每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。7．金属键对金属通性的解释金属通性解释金属光泽金属中的自由电子能在一定范围内自由活动，无特征能量限制，可以在较宽范围内吸收可见光并随即放出，因而使金属不透明、具一定金属光泽(多数为银白色)。导电在外加电场的作用下，自由电子在金属内部发生定向运动，形成电流。导热自由电子把能量从温度高的区域传到温度低的区域，从而使整块金属到达同样的温度。有延展性当金属受到外力作用时，金属原子之间发生相对滑动，表现为良好的延展性。8．金属原子在空间的堆积方式钠、钾、铬、钨等体心立方堆积镁、钛、锌等六方堆积金、银、铜、铝等面心立方堆积分子间作用力与物质的性质1．氢键对物质性质的影响分子间氢键使物质的熔沸点升高，使物质的溶解性增强；分子内氢键一般使物质的熔沸点降低。分子间氢键2．几种类型的晶体的比较晶体类型金属晶体离子晶体原子晶体分子晶体结构构成微粒金属阳离子和自由电子阴、阳离子原子分子微粒间作用力金属键离子键共价键分子间作用力14/14性质熔、沸点随金属键强弱变化，差异较大较高很高较低硬度随金属键强弱变化，差异较大较大很大较小导电性良好水溶液和熔融状态能导电一般不导电一般不导电举例所有固态金属NaCl、CsCl、CaF2金刚石、晶体硅、SiO2干冰、冰、I2试题枚举HN3称为叠氮酸，常温下为无色有刺激性气味的液体。N3—也被称为类卤离子。用酸与叠氮化钠反响可制得叠氮酸。而叠氮化钠可从以下反响制得：NaNH2+N2O=NaN3+H2O。HN3、浓盐酸混合液可溶解铜、铂、金等不活泼金属，如溶解铜生成CuCl2—。铜和铂的化合物在超导和医药上有重要应用，Cu的化合物A（晶胞如图）即为超导氧化物之一，而化学式为Pt(NH3)2Cl2的化合物有两种异构体，其中B异构体具有可溶性，可用于治疗癌症。试答复以下问题：（1）基态铜原子核外电子排布式为。（2）元素N、S、P的第一电离能（I1）由大到小的顺序为。（3）HN3属于晶体，N3—的空间构型是_____，与N3—互为等电子体的分子的化学式为（写1种）。NH2—的电子式为，其中心原子的杂化类型是。（4）CuCl2—中的键型为，超导氧化物A的化学式为（5）治癌药物B的构造简式为[解析]（1）根据铜的原子序数和构造原理可写出：1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1（2）同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，N和P原子的外层电子构型具有较稳定的p3半满构造，第一电离能比硫的大，那么N、S、P的第一电离能（I1）由大到小的顺序为：N＞P＞S（3）分子，直线，CO2(N2O、CS2，写1个即可)，sp3（4）配位键（写共价键也可）根据晶胞中顶点、面、体心的分配关系，A的化学式为YBa2Cu3O714/14（5）B异构体具有可溶性，说明其为极性分子：【变式反响】1．I．短周期某主族元素M的电离能情况如图（A）所示。那么M元素位于周期表的第族。II．图B是研究局部元素的氢化物的沸点变化规律的图像，折线c可以表达出第族元素氢化物的沸点的变化规律。不同同学对某主族元素氢化物的沸点的变化趋势画出了两条折线——折线a和折线b，你认为正确的选项是：，理由是：。III．人类在使用金属的历史进程中，经历了铜、铁、铝之后，第四种将被广泛应用的金属那么被科学家预测为是钛（Ti）。钛被誉为“未来世纪的金属”。试答复以下问题：（1）22Ti元素基态原子的价电子层排布式为。（2）在Ti的化合物中，可以呈现+2、+3、+4三种化合价，其中以+4价的Ti最为稳定。偏钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的构造示意图如右图，那么它的化学式是。（3）现有含Ti3+的配合物，化学式为[TiCl（H2O）5]Cl2·H2O。配离子[TiCl（H2O）5]2+中含有的化学键类型是，该配合物的配体是。2．下表中实线是元素周期表的局部边界，其中上边界并未用实线标出。根据信息答复以下问题：（1）周期表中基态Ga原子的最外层电子排布式为。（2）Fe元素位于周期表的分区；Fe与CO易形成配合物Fe(CO)5，在Fe(CO)5中铁的化合价为__________；已知：原子数目和电子总数（或价电子总数）相同的微粒互为等电子体，等电子体具有相似的构造特征。与CO分子互为等电子体的分子和离子分别为　　　　____和　　　_____（填化学式）。（3）在CH4、CO、CH3OH中，碳原子采取sp3杂化的分子有　　　　　　　　　。14/14（4）根据VSEPR理论预测ED4—离子的空间构型为______________型。B、C、D、E原子相互化合形成的分子中，所有原子都满足最外层8电子稳定构造的电子式为：__________________________________(写3种)【专题训练】1．以下说法正确的选项是：（）A．126gP4含有的P－P键的个数为6NAB．12g石墨中含有的C－C键的个数为2NAC．12g金刚石中含有的C－C键的个数为1.5NAD．60gSiO2中含Si－O键的个数为2NA2．以下物质的熔、沸点上下顺序中，正确的选项是（）A．金刚石＞晶体硅＞二氧化硅＞碳化硅B．CI4＞CBr4＞CCl4＞CH4C．MgO＞O2＞N2＞H2OD．金刚石＞生铁＞纯铁＞钠3．已知各种硝基苯酚的性质如下表名称构造式水中溶解度/g(25℃)熔点/℃沸点/℃邻—硝基苯酚0.245100间—硝基苯酚1.496194对—硝基苯酚1.7114295以下关于各种硝基苯酚的表达不正确的选项是()A．邻—硝基苯酚分子内形成氢键，使其熔沸点低于另两种硝基苯酚14/14B．间—硝基苯酚不仅分子间能形成氢键，也能与水分子形成氢键C．对—硝基苯酚分子间能形成氢键，使其熔沸点较高D．三种硝基苯酚都不能与水分子形成氢键，所以在水中溶解度小4．下表是钠和镁的第一、二、三电离能（KJ·mol－1）。元素I1I2I3Na49645626912Mg73814517733请试着解释：为什么钠易形成Na＋，而不易形成Na2+？为什么镁易形成Mg2＋，而不易形成Mg3+？5．A、B、C、D分别代表四种不同的短周期元素。A元素的原子最外层电子排布为ns1，B元素的原子价电子排布为ns2np2，C元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的P亚层中有3个电子。(1)C原子的电子排布式为(2)当n=2时，B的原子构造示意图为(3)假设A元素的原子最外层电子排布为2s1，B元素的原子价电子排布为3s23p2，元素A在周期表中的位置是，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是(用元素符号表示)。6．以以下图为周期表中局部元素某种性质（X值）随原子序数变化的关系。14/14（1）短周期中原子核外p亚层上电子数与s亚层上电子总数相等的元素是______（写元素符号）。（2）同主族内不同元素的X值变化的特点是_________________________，同周期内，随着原子序数的增大，X值变化总趋势是________________。周期表中X值的这种变化特点表达了元素性质的________________变化规律。（3）X值较小的元素集中在元素周期表的_____________。a.左下角b.右上角c.分界限附近（4）以下关于元素此性质的说法中正确的选项是__________（选填代号）。a.X值可反映元素最高正化合价的变化规律b.X值可反映原子在分子中吸引电子的能力7．氰气[(CN)2]无色、剧毒、有苦杏仁味，和卤素单质性质相似。（1）写出(CN)2与苛性钠溶液反响的离子方程式_______________________________；（2）已知氰分子中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，那么(CN)2的电子式为____________，构造式为____________________________，分子空间构型为_______________，是__________分子（填“极性”或“非极性”）；（3）氰分子中碳原子为___________杂化；一个氰分子中包含____________个σ键，_______个π键。8．根据以下要求，各用电子式表示一实例：（1）只含有极性键并有一对孤对电子的分子（2）只含有离子键、极性共价键的物质（3）只含有极性共价键、常温下为液态的非极性分子9．极性分子易溶于极性分子中，而非极性分子易溶于非极性分子中，又叫相似相溶原理。PtCl2(NH3)2为平面正方形构造，它可以形成两种固体：一种为淡黄色，在水中溶解度小；另一种为黄绿色，在水中溶解度较大，请在以下空格中画出这两种固体分子的几何构型图：淡黄色固体的分子构型黄绿色固体的分子构型14/14黄绿色固体在水中的溶解度比淡黄色固体大的原因是。10．(1)利用VSEPR推断分子或离子的空间构型PO43－______________；CS2_______________；AlBr3(共价分子)_______________。(2)有两种活性反响中间体微粒，它们的微粒中均含有1个碳原子和3个氢原子。请依据下面给出的这两种微粒的球棍模型，写出相应的化学式：________________；___________________。(3)按要求写出第二周期非金属元素构成的中性分子的化学式：平面形分子____________，三角锥形分子____________，四面体形分子_____________。11．锌和铝都是活泼金属，其氢氧化物既能溶于强酸，又能溶于强碱。但是氢氧化铝不溶于氨水，而氢氧化锌能溶于氨水，生成配合物离子[Zn(NH3)4]2+。答复以下问题：（1）单质铝溶于氢氧化钠溶液后，溶液中铝元素的存在形式为（用化学式表示）。（2）写出锌和氢氧化钠溶液反响的化学方程式。（3）以下各组中的两种溶液，用相互滴加的实验方法即可鉴别的是。①硫酸铝和氢氧化钠②硫酸铝和氨水③硫酸锌和氢氧化钠④硫酸锌和氨水（4）写出可溶性铝盐与氨水反响的离子方程式。试解释在实验室不适宜用可溶性锌盐与氨水反响制备氢氧化锌的原因。12．下表列出了钠的卤化物和硅的卤化物的熔点：NaXNaFNaClNaBrNaI熔点99580177565114/14SiX4SiF4SiCl4SiBr4SiI4熔点—90.2—70.45.2120.5答复以下问题：（1）钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多，其原因是。（2）NaF的熔点比NaBr的熔点高的原因是。SiF4的熔点比SiBr4的熔点低的原因是。（3）NaF和NaBr的晶格能的上下顺序为，硬度大小为。13．有五种短周期元素，xA、yB、zC、mD、nE，其中x+y+z+m+n=57。已知A元素的气态氢化物与其最高价氧化物的水化物在常温下能化合成一种化合物；C元素的原子最外层电子数是其电子层数的3倍；D元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值相等，且D与C只能形成一种化合物；E单质在空气中燃烧能生成一种淡黄色固体。试答复：⑴A元素名称，它在元素周期表中的位置。B元素原子的电子式，E元素的简单离子构造示意图。⑵分别写出A和B的最高价氧化物对应水化物的分子式、。⑶写出C和D形成的化合物的化学式，其晶体类型属于。⑷写出A的气态氢化物的构造式，其分子的空间构型为，属于分子。参考答案【变式反响】1．I．IIIAII．IVA；b；a点所示的氢化物是水，其沸点高是由于在水分子间存在多条结合力较大的氢键，总强度远远大于分子间作用力，所以氧族元素中其它氢化物的沸点不会高于水。III．（1）3d24s2。（2）①BaTiO3；（3）极性共价键（或共价键）、配位键；H2O、Cl—2．（1）4s24p1（2）d0N2CN－C≡O（3）CH4CH3OH（4）正四面体；可以为CO2、NCl3、CCl4、CO等电子式中的2个14/14【专题训练】1．A；2．B；3．D4．Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子。5．(1)1s22s22p4(3)第2周期IA族O>P>Si>Li6．（1）O，Mg；（2）同一主族，从上到下，X值逐渐减小；逐渐增大；周期性；（3）a；（4）bc7．（1）(CN)2+2OH－══CN－+CNO－+H2O（2），N≡C—C≡N，直线型、非极性（3）sp，3、48．（1）；（2）；（3）9．淡黄色固体的分子构型黄绿色固体的分子构型10．⑴四面体形直线形平面形⑵CH3+CH3－　⑶BF3NF3CF411．（1）[Al(OH)4]-（2）Zn+2NaOH+2H2O=Na2Zn(OH)4+H2（3）①③④（4）Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+可溶性锌盐与氨水反响产生的Zn(OH)2可溶于过量氨水中，生成[Zn(NH3)4]2+，氨水的用量不易控制12．（1）钠的卤化物是离子晶体，硅的卤化物是分子晶体，而离子键一般比分子间作用力强得多。(2)F-离子半径比Br-小，NaF离子键键能比NaBr大(3)SiF4的相对分子质量比SiBr4小，SiF4的分子间作用力比SiBr4小。14/14(4)NaF>NaBrNaF>NaBr13．⑴氮第二周期第ⅤA族⑵HNO3HClO4⑶SiO2原子晶体⑷三角锥型极性分子14/14