第18讲 物质结构与性质-2022高考化学二轮复习高分冲刺课件

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1．(1)(2018·全国卷Ⅱ，35)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)(2018·全国卷Ⅲ，35)Zn原子核外电子排布式为______________________________________。
考点一　原子结构与性质
真 题 感 悟——悟真题、明方向
1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2
(3)(2017·全国卷Ⅱ，35)基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_____，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为_______。(4)(2017·全国卷Ⅲ，35)C基态原子核外电子排布式为_________________________________。(5)(2016·全国卷Ⅱ，37)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_____。
1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2
1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2
(4)C是27号元素，位于元素周期表第4周期第Ⅷ族，其基态原子核外电子排布式1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。(5)镍是28号元素，位于第4周期第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2,3d能级有5个轨道，先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2。
2．(1)(2018·全国卷Ⅲ，35)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_____________________________________________。(2)(2017·全国卷Ⅲ，35)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Ⅲ，37)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”)(4)(2015·全国卷Ⅱ，37)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是_____(填元素符号)。
Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
[解析]　(1)Zn核外电子排布式为[Ar]3d104s2，Cu核外电子排布式为[Ar]3d104s1。Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子，所以第一电离能I1(Zn)大于I1(Cu)。(2)元素Mn与O中，由于O是非金属元素而Mn是过渡元素，所以第一电离能较大的是O。O基态原子价电子排布式为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子价电子排布式为3d54s2，所以其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn。(3)同一周期从左向右，原子半径逐渐减小，所以原子半径：Ga>As。Ga的价电子排布为4s24p1，As的价电子排布为4s24p3，As的4p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能GaCH3OH>CO2>H2
H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量较大，范德华力较大
(3)硼元素具有缺电子性，因而其化合物往往具有加和性。①硼酸(H3BO3)是一元弱酸，写出硼酸在水溶液中的电离方程式_________________________________。②硼酸(H3BO3)是一种具有片层结构的白色晶体，层内的H3BO3分子间通过氢键相连(如图)。含1 ml H3BO3的晶体中有_____ml氢键，_____ml σ键。H3BO3中B的原子杂化类型为_________。
[解析]　(1)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为H2O>CH3OH>CO2>H2，原因是常温下水和甲醇是液体而二氧化碳和氢气是气体，液体的沸点高于气体；水分子中两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，所以水的沸点高于甲醇；二氧化碳的相对分子质量比氢气大，所以二氧化碳分子间作用力较大、沸点较高。硝酸锰是离子化合物，硝酸根和锰离子之间形成离子键，硝酸根中氮原子与3个氧原子形成3个σ键，硝酸根中有一个氮氧双键，所以还存在π键。(2)符合题意的酸是HNO2、HNO3，酸根为三角锥形的酸是H2SO3。
►知能补漏1．键参数对分子性质的影响：
2．中心原子价层电子对(N)的求解方法：(1)计算法：先求中心原子孤电子对数＝0.5(a－xb)，N＝孤电子对数＋σ键数。(2)电子式或结构式法：先写出分子相应的电子式或结构式，观察后再用N＝孤电子对数＋σ键数计算。(3)价态法：若中心原子的化合价绝对值等于其价电子数，则N＝σ键数。
3．中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子的立体构型：
4.配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)：
5．分子构型与分子极性的关系：
6．σ键和π键的判断：(1)由原子轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。(2)由共价键数目判断：单键为σ键，双键或三键中一个为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是σ键，杂化轨道形成的共价键全为π键。
►方法指导判断分子中心原子的杂化类型的方法1．根据杂化轨道的空间分布构型判断：(1)若杂化轨道在空间的分布呈正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。(2)若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。(3)若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。
4．根据中心原子的价层电子对数＝参与杂化的轨道数目判断：如中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化；中心原子的价层电子对数为3，是sp2杂化；中心原子的价层电子对数为2，是sp杂化。5．根据分子或离子中有无π键及其数目判断：如没有π键，为sp3杂化；含一个π键是sp2杂化；含两个π键是sp杂化。
1．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_____________。
CH3COOH存在分子间氢键
5．已知a是H，b是N，c是O，d是S，a与其他元素形成二元共价化合物中，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)。6．若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是_____。[解析]　由于在BCl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X。
C—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
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
9．(新题预测)铜离子形成的某种配合物阳离子具有轴向狭长的八面体结构(如图)。已知两种配体都是10电子的中性分子，且都含氢元素。(1)两种配体分子的配位原子电负性大小为_________ (填元素符号)，其中热稳定性较弱的配体为(用电子式表示)____________。
[Cu(H2O)2(NH3)4]SO4
1.(1)(2018·全国卷Ⅱ，35)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_______________________________________。
考点三　晶体结构与性质
S8相对分子质量大，分子间范德华力强
(2)(2017·全国卷Ⅱ，35)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___________________________________________。
K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
(3)(2016·全国卷Ⅲ，37)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为___________，Ga与As以_______键键合。(4)(2016·全国卷Ⅲ，37)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是___________________________________________。
GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体
[解析]　(1)S8与SO2均为分子晶体，而S8相对分子质量大，因此分子间范德华力强，所以其熔沸点比SO2高。(2)K和Cr都属于金属晶体，Cr的价电子数多，半径小，金属键强，所以K的熔点、沸点等都比金属Cr低。(3)因为GaAs的熔点为1 238 ℃，熔点很高，晶体结构为立体网状结构，所以GaAs为原子晶体，其中Ga与As以共价键键合。(4)GaF3为离子晶体，靠比较强的离子键结合，GaCl3为分子晶体，靠很弱的范德华力结合，所以GaF3的熔点高。
(2)(2017·全国卷Ⅱ，35)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为a＝0.446 nm，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_______。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。
(3)(2015·全国卷Ⅰ，37)碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：①在石墨烯晶体中，每个C原子连接_____个六元环，每个六元环占有_____个C原子。②在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接_______个六元环，六元环中最多有_____个C原子在同一平面。
2.晶体密度及微粒间距离的计算：若1个晶胞中含有x个微粒，则1 ml该晶胞中含有x ml微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对“分子”质量)；1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 ml晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3 NA。
►方法指导1．明确晶体类型的判断方法：(1)依据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力进行判断。如由分子通过分子间作用力(范德华力、氢键)形成的晶体属于分子晶体，由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体，由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体，由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。(2)依据各类晶体的特征性质判断。如低熔沸点的晶体属于分子晶体；熔沸点较高、且在水溶液中或熔融状态下能导电的晶体属于离子晶体。熔沸点很高、不导电、不溶于水、硬度大的晶体属于原子晶体，能导热、导电，具有延展性的晶体属于金属晶体。
2．突破晶体熔、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的比较规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，如金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体的熔、沸点差别很大，如金属钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。(2)原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。(3)离子晶体一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。
(4)分子晶体①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。②具有氢键的分子晶体熔、沸点反常得高。如H2O>H2S。③组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子极性越大，其熔、沸点越高。如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。④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。(5)金属晶体金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属熔沸点就越高。如熔沸点：Al>Mg>Na。
1．前四周期元素X、Y、Z、W、R的原子序数依次增大，X、Y、Z、W为短周期元素，X的价电子排布式为nsnnp2n，Y在周期表所有元素中电负性最大，Z、W为同周期金属元素，Z的第一电离能大于W，R元素内层电子所在能层全部排满且最外层有两个电子。(1)R的基态原子核外电子排布式为_____________________________________。
(2)X的某种常见氢化物，既含有极性键又含有非极性键，其结构式为_________________，其中X原子的杂化方式为_____________。(3)Z的第一电离能大于W的第一电离能的原因为___________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)Z与X形成的化合物熔点高于Z与Y形成的化合物，其原因为_____________________________________________________。
Mg的价电子排布为3s2，稳定，能量低。Al的价电子排布为3s23p1，不稳定，能量高，因此Mg的第一电离能大于Al的第一电离能
MgO晶体中离子所带电荷数多，晶格能大，所以熔点高
ZnCl2＋4NH3·H2O===[Zn(NH3)4]Cl2＋4H2O
[解析]　X的价电子排布式为nsnnp2n，n＝2，则X是氧，Y在周期表所有元素中电负性最大，Y是氟，Z、W为同周期金属元素，Z的第一电离能大于W，Z是镁、W是铝，R元素内层电子所在能层全部排满且最外层有两个电子，R为Zn。(1)R的基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2。(2)既含有极性键又含有非极性键的氧的氢化物是H2O2，其结构式为H—O—O—H，其中X原子的杂化方式为sp3杂化。(3)Mg的第一电离能大于Al的第一电离能的原因为Mg的价层电子排布为3s2，能量低稳定。Al的价层电子排布为3s23p1，不稳定，能量高，因此Mg的第一电离能大于Al的第一电离能。(4)Mg与O形成的化合物MgO熔点高于Mg与F形成的化合物MgF2，其原因为MgO晶体中离子所带电荷数多，晶格能大，所以熔点高。
2．已知A、B、C为三种常见的单质，能发生如图1所示的转化关系，B的一种同素异形体的晶胞如图2所示：
回答下列问题：(1)形成A的元素在周期表中的位置是_________________，A对应的基态原子的价电子排布为_______________。(2)在B单质对应的基态原子中，核外存在_____对自旋方向相反的电子。(3)写出Y的一种常见等电子体分子的结构式_________；两者相比较沸点较高的是_______(填化学式)；Y分子中B对应原子的杂化方式为_______。(4)配合物A(Y)x，常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断A(Y)x晶体属于___________(填晶体类型)。
CH4、SiH4、GeH4
H2O