2023年高考化学二轮复习教案专题05物质结构与性质含答案

这是一份2023年高考化学二轮复习教案专题05物质结构与性质含答案，共42页。教案主要包含了易错提醒，高考解密，易错警示，变式训练，误区警示，名师点睛等内容，欢迎下载使用。
 高考解密05 物质结构与性质
考点热度 ★★★★★




考点1、原子结构的组成、化学用语的使用
1．（2022·北京·高考真题）(锶)的、稳定同位素在同一地域土壤中值不变。土壤生物中值与土壤中值有效相关。测定土壤生物中值可进行产地溯源。下列说法不正确的是
A．位于元素周期表中第六周期、第ⅡA族
B．可用质谱法区分和
C．和含有的中子数分别为49和48
D．同一地域产出的同种土壤生物中值相同
【解析】A．位于元素周期表中第五周期、第ⅡA族，故A错误；B．质谱法可以测定原子的相对原子质量，和的相对原子质量不同，可以用质谱法区分，故B正确；C．的中子数为87-38=49，的中子数为86-38=48，故C正确；D．由题意可知，(锶)的、稳定同位素在同一地域土壤中值不变，故D正确；故选A。
【答案】A
考点2、元素周期表与元素周期律
2．（2022·浙江·高考真题）X、Y、Z、M、Q五种短周期主族元素，原子序数依次增大。X的核外电子数等于其周期数，分子呈三角锥形，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和。M与X同主族，Q是同周期中非金属性最强的元素。下列说法正确的是
A．X与Z形成的10电子微粒有2种
B．Z与Q形成的一种化合物可用于饮用水的消毒
C．与的晶体类型不同
D．由X、Y、Z三种元素组成的化合物的水溶液均显酸性
【解析】X的核外电子数等于其周期数，X为H，YX3分子呈三角锥形，Y为N，Z的核外电子数等于X、Y核外电子数之和，则Z为O，M与X同主族，则M为Na，Q是同周期中非金属性最强的元素，则Q为Cl，综合分析，X为H，Y为N，Z为O，M为Na，Q为Cl。
A．由分析可知X为H，Z为O，则其形成的10电子微粒有H2O、OH-、H3O+，A错误；B．由分析可知Z为O，Q为Cl，可形成ClO2，有氧化性，可用于自来水消毒，B正确；C．由分析可知Z为O，M为Na，Q为Cl，则M2Z为Na2O，为离子晶体，MQ为NaCl，为离子晶体，晶体类型相同，C错误；D．由分析可知X为H，Y为N，Z为O，这三种元素可以形成NH₃·H₂O，其溶液显碱性，D错误；故选B。
【答案】B
考点3、微粒间的作用力
3．（2019·浙江·高考真题）下列说法不正确的是
A．纯碱和烧碱熔化时克服的化学键类型相同
B．加热蒸发氯化钾水溶液的过程中有分子间作用力的破坏
C．CO2溶于水和干冰升华都只有分子间作用力改变
D．石墨转化为金刚石既有共价键的断裂和生成，也有分子间作用力的破坏
【答案】C
【解析】A.烧碱和纯碱均属于离子化合物，熔化时须克服离子键，A项正确；B.加热蒸发氯化钾水溶液，液态水变为气态水，水分子之间的分子间作用力被破坏，B项正确；C.CO2溶于水发生反应：CO2+H2O⇌H2CO3，这里有化学键的断裂和生成，C项错误；D.石墨属于层状结构晶体，每层石墨原子间为共价键，层与层之间为分子间作用力，金刚石只含有共价键，因而石墨转化为金刚石既有共价键的断裂和生成，也有分子间作用力的破坏，D项正确。故答案选C。
考点4、分子结构与性质
4．（2021·江苏·高考真题）N2是合成氨工业的重要原料，NH3不仅可制造化肥，还能通过催化氧化生产HNO3；HNO3能溶解Cu、Ag等金属，也能与许多有机化合物发生反应；在高温或放电条件下，N2与O2反应生成NO，NO进一步氧化生成NO2。2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)    ΔH=-116.4kJ·mol-1。大气中过量的NOx和水体中过量的NH、NO均是污染物。通过催化还原的方法，可将烟气和机动车尾气中的NO转化为N2，也可将水体中的NO3-转化为N2。下列有关NH3、NH、NO的说法正确的是
A．NH3能形成分子间氢键
B．NO的空间构型为三角锥形
C．NH3与NH中的键角相等
D．NH3与Ag+形成的[Ag(NH3)2]+中有6个配位键
【解析】A．NH3能形成分子间氢键，氨分子是一个极性分子，氮原子带有部分负电荷,氢原子带有部分正电荷，当氨分子互相靠近时，由于取向力的作用，带有部分正电荷的氢原子与另外一个氨分子中的带有部分负电荷的氮原子发生异性电荷的吸引进一步靠拢，A正确；B．硝酸根离子的空间构型是个标准的正三角形，N在中间，O位于三角形顶点，N和O都是sp2杂化，B错误；C．NH3和NH都是sp3杂化，但NH3中存在一个孤电子对，是三角锥结构，而NH为标准的正四面体，所以键角是不一样的，NH3中每两个N—H键之间夹角为107°18＇,正四面体为109°28＇，C错误；D．N-H为σ键，配位键也为σ键，则[Ag(NH3)2]+中含有8个σ键，2个配位键，D错误；答案选A。
【答案】A
考点5、晶体结构与性质
7．（2022·湖北·高考真题）某立方卤化物可用于制作光电材料，其晶胞结构如图所示。下列说法错误的是

A．的配位数为6 B．与距离最近的是
C．该物质的化学式为 D．若换为，则晶胞棱长将改变
【解析】A．配位数为与其距离最近且等距离的F-的个数，如图所示，位于体心，F-位于面心，所以配位数为6，A正确；B．与的最近距离为棱长的，与的最近距离为棱长的，所以与距离最近的是，B错误；C．位于顶点，所以个数==1，F-位于面心，F-个数==3，位于体心，所以个数=1，综上，该物质的化学式为，C正确；D．与半径不同，替换后晶胞棱长将改变，D正确；故选B。
【答案】B

1、对点核心素养
（1）宏观辨识与微观探析:认识原子核外电子的运动状态、排布原理及元素的某些性质,能从化学键的角度认识分子的结构、性质,从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。
（2）证据推理与模型认知:能运用价层电子对互斥理论和晶体模型解释和推测简单分子或离子的空间结构、常见晶体的晶胞结构及类型,揭示现象的本质和规律。
2、对点命题分析
物质结构与性质和元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。纵观近几年各地新课改高考试题，稳定加创新是本专题的基本特点，命题采取结合新科技，新能源等社会热点为背景，命题的形式没有太大的变化，题型相对稳定，多为选择题和主观大题。高考中选择题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合考查元素的推断。主观大题稳定加创新是本专题的基本特点，命题采取结合新科技，新能源等社会热点为背景，命题的形式没有太大的变化，原子的结构与性质、分子的结构与性质和晶体的结构与性质是命题的三大要点。从大题的构成来看，给出一定的知识背景，然后设置成3—4个小题，每个小题考查一个知识要点是主要的命题模式，内容主要考查基本概念，如电子排布式，轨道式，电离能，电负性，杂化方式以及空间构型等，也可联系有机考查有机物中C原子的杂化，联系数学几何知识考查晶体的计算等，一般利用均摊法考查晶胞中的原子个数，或者考查晶体的化学式的书写、晶体类型的判断等，考查的抽象思维能力、逻辑思维能力；同时培养学生的分析和推理能力。

核心考点一 原子结构与性质
1.原子或离子中各微粒间的数量关系
(1)对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。
(2)质量数=质子数+中子数。
(3)质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带正电荷数。
(4)质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。
2.元素、核素、同位素之间的关系


3.核外电子排布
(1)核外电子排布规律

(2)原子结构示意图

(3)基态原子的核外电子排布原理
1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

2)泡利不相容原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为
，不能表示为或

洪特规则特例：当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的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
(4)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)
O:
4．明确“4个同”所代表的描述对象
(1)同位素——原子，如H、H；
(2)同素异形体——单质，如O2、O3；
(3)同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3；
(4)同分异构体——化合物，如正戊烷、异戊烷、新戊烷。
5．1~20号元素原子核外电子排布的特点与规律
(1)原子核中无中子的原子：11H。
(2)最外层只有一个电子的原子：H、Li、Na、K；
最外层有两个电子的原子：He、Be、Mg、Ca。
(3)最外层电子数等于次外层电子数的原子：Be、Ar；
最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：C；
最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：O。
(4)电子层数与最外层电子数相等的原子：H、Be、Al；
最外层电子数是电子层数2倍的原子：He、C、S；
最外层电子数是电子层数3倍的原子：O。
(5)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子：Li、Si。
(6)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子：Li、P。
(7)与He原子电子层结构相同的离子：H—、Li+、Be2+。
(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：Li、Mg。
(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：Be、S。
6.巧记10e-、18e-微粒
(1)以Ne为中心记忆10e-微粒:

(2)以Ar为中心记忆18e-微粒:

核心考点二 元素周期表与元素周期律
1．元素周期表的结构
①“七横七周期，三短四长；十八纵行十六族，七主八副一0”。
②从左到右族的分布：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三个纵列。
③0族：第18纵列，该族元素又称为稀有气体元素。其原子序数为He　2，Ne　10，Ar　18，Kr　36，Xe　54，Rn　86。
④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序数的差值可能为：1、11、25。
2．分区
①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
3．元素周期表中的特殊位置
①过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
②镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
③锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素轴(U)以后的各种元素。
4.元素周期表中的重要规律
(1)三角递变规律
相邻的四种元素关系如图所示：，则有原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
(2)相似规律
同主族元素性质相似，位于对角线位置的元素性质相似，相邻元素性质差别不大。
(3)电子排布规律
原子最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；原子最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；原子最外层电子数为8的元素是稀有气体元素。
(4)原子序数与元素位置的“序数差值”规律
1)同周期相邻主族元素的“序数差值”规律。
①除第ⅡA族和第ⅢA族外,其余同周期相邻元素原子序数差为1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素,其原子序数差分别是:第二、三周期相差1,第四、五周期相差11,第六、七周期相差25。
2)同族相邻元素的“序数差值”规律。
①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况:第ⅠA族、ⅡA族相差8,其他族相差18。
③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18,镧系之后的相差32。
⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。
(5)含量或性质特殊的元素

5.元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较
本质
原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
6.第一电离能、电负性
(1)元素第一电离能的周期性变化规律。
一般
规律
同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现增大的趋势,稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小;同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小
特殊
情况
第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,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)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时,原子的能量较低,该元素具有较大的第一电离能。如同周期主族元素,第ⅡA族元素的原子最外层s能级全充满、ⅤA族元素的原子最外层p能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能大于同周期相邻的主族元素
(2)电负性大小判断。
规律
在周期表中,同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大,同主族从上往下逐渐减小
方法
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:①HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于Cl
7.解答元素推断题的基本方法
(1)已知元素原子或离子的核外电子排布

(2)已知元素单质或化合物的性质(特性)

(3)已知元素在周期表中的位置

(4)利用周期表片断推断元素的种类
①利用H、He的特殊位置
已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图：

则可以推出X为He，再依次推知Y为F、Z为O、W为P。
②利用元素的位置关系与原子序数关系
a．同一周期中元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元素的原子序数小1。
b．同主族中相邻周期元素的原子序数关系

8、关于元素周期律、元素周期表的认识误区
(1)误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是，F无正价。
(2)误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但是，HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”。
(3)误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)。
(4)误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
(5)误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。
(6)误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素。忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。
核心考点三 微粒间的相互作用力
1．共价键与离子键的比较

离子键
共价键
非极性键
极性键
概念
阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对而形成的化学键
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键实质
阴、阳离子的静电作用
共用电子对不偏向任何一方
共用电子对偏向一方原子
形成条件
活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键
同种元素原子之间成键
不同种元素原子之间成键
形成的物质
离子化合物
非金属单质；某些共价化合物或离子化合物
共价化合物或离子化合物
2．化学键与物质类别的关系

(1)含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中可能含有共价键，如Na2O2。
(2)只含有共价键的化合物一定是共价化合物。
(3)由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐是离子化合物。
(4)非金属单质不一定含有共价键，如稀有气体单质。
(5)气态氢化物是共价化合物，只含共价键，如NH3；而金属氢化物是离子化合物，只含离子键，如NaH。
(6)可能含有非极性键的物质有非金属单质(稀有气体单质除外)、某些共价化合物(如H2O2、C2H6等)、某些离子化合物(如Na2O2等)。
(7)从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。
(8)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。
(9)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，如NaCl；熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物，如HCl。
(10)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3为共价化合物；只由非金属元素形成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl为离子化合物。
(11)有些物质中不存在化学键，如稀有气体分子中不存在化学键。
3.σ键与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)由物质的结构式判断。通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。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。
(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.几种典型物质的电子式、结构式和模型：
物质
HCl
Cl2
H2O
NH3
CH4
电子式





结构式
H—Cl
Cl—Cl
H—O—H


球棍模型





比例模型





5.三种作用力及对物质性质的影响

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
分子间氢键使物质熔、沸点升高,溶解度增大
键能越大,稳定性越强
核心考点四 分子结构与性质
1．与分子结构有关的两种理论
(1)杂化轨道理论
①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。
②杂化轨道类型与分子立体构型的关系
杂化轨道类型
杂化轨道数目
分子立体构型
实例
sp
2
直线形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
3
平面三角形
BF3、BCl3、CH2O
V形
SO2、SnBr2
sp3
4
四面体形
CH4、CCl4、CH3Cl
三角锥形
NH3、PH3、NF3
V形
H2S、H2O
注意：杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。
(2)价层电子对互斥理论
①基本观点：分子的中心原子上的价层电子对(包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对)由于相互排斥，尽可能趋向彼此远离。
②价层电子对数的计算
中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数(与中心原子结合的原子数)＋中心原子的孤电子对数＝σ键电子对数＋(a－xb)
其中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电子对数为＝1；H3O＋中氧原子的孤电子对数为＝1；CO中碳原子的孤电子对数为＝0。
【易错提醒】在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5，则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子N的孤电子对数为＝0.5≈1，则价层电子对数为3，故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V形。
③利用价层电子对互斥理论判断分子(或离子)立体构型
价层电子对数
孤电子对数
分子(或离子)立体构型
示例
2
0

CO2、BeCl2
3
0

BF3、SO3、CO
3
1

SO2
4
0

CH4、NH、SO、CCl4
4
1

NH3、PCl3、H3O＋
4
2

H2O、H2S
2、判断杂化轨道类型的一般方法
(1)看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个π键，是sp杂化；如果有1个双键，则其中有1个π键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3杂化。
(2)杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为2，则中心原子sp杂化；若和为3，则中心原子sp2杂化；若和为4，则中心原子sp3杂化。如NH3，N原子有1对孤电子对，另外与3个氢原子成键，所以为1＋3＝4，为sp3杂化；再如CO2，C原子没有孤电子对，与2个氧原子成键，所以为0＋2＝2，为sp杂化。
3、中心原子A的价层电子对数的计算方法：
对ABm型化合物，中心原子A的价层电子对数n＝，计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。
4、等电子体的判断方法
（1）判断方法：一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO 与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。
（2）常见的等电子体
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CH4、NH
AX4
8e－
正四面体形
CO、N2
AX
10e－
直线形
CO2、CNS－、NO、N
AX2
16e－
直线形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
CO、NO、SO3
AX3
24e－
平面三角形
PO、SO、ClO
AX3
26e－
三角锥形
SO、PO
AX4
32e－
正四面体形
5、分子性质
(1)分子极性
1)分子构型与分子极性的关系

2)键的极性与分子极性的关系
类型
实例
两个键之间的夹角
键的极性
分子的极性
空间构型
X2
H2、N2
－
非极性键
非极性分子
直线型
XY
HCl、NO
－
极性键
极性分子
直线型
XY2(X2Y)
CO2、CS2
180°
极性键
非极性分子
直线型
SO2
120°
极性键
极性分子
三角形
H2O、H2S
104．5°
极性键
极性分子
V形
XY3
BF3
120°
极性键
非极性分子
平面三角形
NH3
107．3°
极性键
非极性分子
三角锥形
XY4
CH4、CCl4
109．5°
极性键
非极性分子
正四面体
(2)溶解性——“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。
(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，如酸性：HClOC>H；该分子中C和H原子分别形成了4个和1个σ键，没有孤对电子，O原子形成了2个σ键，有两对孤对电子，具有孤对电子的原子是O。
（3）阴离子的价电子对数是，形成3个σ键，没有孤电子对，立体构型为平面正三角形；碳酸镁分解产物是MgO和CO2， 碳酸钙分解产物是CaO和CO2，MgO的晶格能大于CaO，更加稳定，则碳酸镁更容易分解。
（4）阴离子的多聚链状结构，连接结构单元的主要作用力是氢键，其中H原子与O形成的共价键只有O-H，形成氢键的另外O原子有C-O和C=O两种，故图中前后各链接一个结构单元后为，其中C原子形成3个σ键，没有孤电子对，则碳原子杂化方式为sp2杂化。
（5）从图中可知，该晶胞含有C原子个数为3，含有W原子个数为=3，则晶胞的质量为g=g，设晶胞底面六边形的边长为xpm，则晶胞的体积为=pm3，晶胞的密度为，即，则。
【答案】(1)纺锤形或哑铃形 3d104s24p2
(2)O>C>H O
(3)平面正三角形 碳酸镁分解产物是MgO和CO2， 碳酸钙分解产物是CaO和CO2，MgO的晶格能大于CaO，更加稳定
(4)，sp2杂化
(5)
【名师点睛】本题以典型的碳及其化合物为背景考查物质结构与性质知识。确定晶胞中原(离)子数目及晶体化学式，对于六方晶胞而言，用均摊法计算的依据是：①处于顶点的微粒，同时为6个晶胞所共享，每个微粒有1/6属于该晶胞；②处于棱上的微粒，同时为3个晶胞所共享，每个微粒有1/3属于该晶胞；③处于面上的微粒，同时为2个晶胞所共享，每个微粒有1/2属于该晶胞；④处于晶胞内部的微粒，完全属于该晶胞。对于六方晶胞而言，用均摊法计算的依据是：①处于顶点的微粒，同时为6个晶胞所共享，每个微粒有1/6属于该晶胞；②处于竖直棱上的微粒，同时为3个晶胞所共享，每个微粒有1/3属于该晶胞；处于底面棱上的微粒，则同时为4个晶胞所共享，每个微粒有1/4属于该晶胞；③处于面上的微粒，同时为2个晶胞所共享，每个微粒有1/2属于该晶胞；④处于晶胞内部的微粒，完全属于该晶胞。
【变式训练】（2022·河北·廊坊市第十五中学模拟预测）氮、磷、氯、溴、铁、铜等元素及其化合物在现代农业、科技和国防建设中有着许多独特的用途。LiFePO4是新型锂离子电池的电极材料，可利用FeCl3、NH4H2PO4、LiC1和苯胺()等原料来制备。回答下列问题。
(1)铁元素在元素周期表中的位置为_______，基态Fe2+的价层电子排布图(轨道表达式)为_______。
(2)NH4H2PO4中，除氢元素外，其余三种元素第一电离能最大的是_______(填元素符号)。
(3)苯胺和甲苯相对分子质量接近，但苯胺熔点明显比甲苯的高，原因是_______。
(4)红磷在氯气中燃烧可以得到PCl3和PCl5，其中气态PCl3分子的立体构型为_______。研究发现固态PCl5和PBr5的结构分别为和，则它们的晶体类型为_______。
(5)已知NH3分子中H-N-H的键角为107.3°，则配合物[Cu(NH3)4]SO4中H-N-H的键角_______107.3°(填“大于”“小于”“等于”)。
(6)铁酸钇是一种典型的单相多铁性材料，其正交相晶胞结构以及各原子的投影位置如图所示。

已知1号O原子空间坐标为(0，0，)，2号O原子空间坐标为(，−m，−n)，则3号Fe原子的空间坐标为_______，若晶胞参数分别为apm、bpm和cpm，阿伏加德罗常数的值用NA表示，则该晶体的密度为_______g·cm−3(列出表达式)。
【解析】（1）铁元素在元素周期表中位于第四周期第VIII族，基态Fe2+的价层电子排布图(轨道表达式)为。
（2）同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，所以这三种元素第一电离能大小顺序是N>O>C。
（3）苯胺和甲苯相对分子质量接近，但苯胺熔点明显比甲苯的高，原因是：苯胺和甲苯都是分子晶体，苯胺分子间形成氢键，其熔点偏高。
（4）P为中心原子，提供5个价电子，Cl作为周围原子，1个Cl提供1个价电子，共8个价电子(4对)，所以P为sp3杂化，价电子构型为四面体形。因为只有3个P-Cl，所以分子构型是三角锥形，有1对孤对电子；研究发现固态PCl5和PBr5的结构分别为[PCl4]+[PCl6]−和[PBr4]+Br−，这两种结构都属于离子晶体结构，结构存在差异是因为溴原子半径较大，P周围无法容纳6个溴原子，斥力太大不稳定，故晶体类型为：离子晶体。
（5）对于NH3分子中N原子的价层电子对数=3+=4，所以NH3的VSEPR模型为正四面体形；孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，氨气分子中含有1对孤电子对，而[Cu(NH3)4]2+离子中N原子上的孤电子对与铜离子形成配位键，所以[Cu(NH3)4]2+离子中H-N-H键角大于107.3°。
（6）晶胞中Y的个数为8，Fe的个数为2，O的个数为8，铁酸钇的化学式为YFeO3；已知1号O原子空间坐标为(0， 0， )，2号O原子空间坐 标为(，-m，-n)，则3号Fe原子空间坐标为(，+m，)；若晶胞参数分别为apm、bpm和cpm，阿伏加德罗常数的值用NA表示，则该晶体的密度为。
【答案】(1)第四周期第Ⅷ族 
(2)N
(3)苯胺和甲苯都是分子晶体，苯胺分子间形成氢键，其熔点偏高
(4)三角锥形 离子晶体
(5)大于
(6)(，+m，)    
考点5、以新科技成果为背景综合考查物质结构与性质相关知识
【高考解密】特点是以新科技成果为背景，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。所选物质可能比较陌生，其实就是把原子、分子结构和性质，晶体结构和性质等知识拼盘成一大题，设置若干个小问题，每一个小题考查相应的知识，主要考查：书写1～36号元素原子及简单离子的基态核外电子排布式(或外围电子排布式)；电子式或结构式的书写(有的需要找相似的等电子体结构去模仿)；σ键或π键的数目；键参数；氢键；范德华力；分子的立体构型的判断、分子中中心原子的杂化类型的判断；“等电子体”的寻找和“等电子原理”的应用；配合物化学式的书写，配合物结构示意图的表示，配合物中的各种化学键；主族元素的电负性和电离能的变化规律，特别注意一些元素的反常；晶胞中微粒数目的计算，晶体熔、沸点往往受到氢键的影响。
例5．（2022·河南·焦作市第一中学模拟预测）BP晶体超硬、耐磨，是耐高温飞行器的红外增透的理想材料，其合成途径之一为。
请回答下列问题：
(1)基态溴原子的核外电子排布式为_______；基态磷原子中自旋方向相反的电子数目相差_______个。
(2)①的熔沸点比的熔沸点高的原因为_______。
②在分子中，有B的_______杂化轨道与Br的4p轨道形成的_______键(填“σ”或“π”)，并且还有B_______(填“杂化”或“未杂化”)的2p空轨道与Br的4p轨道形成4中心6电子的大π键。
(3)的空间构型为_______。
(4)BP的晶胞结构如图所示，B原子在P原子围成的_______空隙中(填“四面体”或“八面体”)；若晶胞的棱长为，用表示阿伏加德罗常数的值，则BP晶体的摩尔体积=_______(用含a、的代数式表示)。

【解析】（1）溴为35号元素，基态溴原子的核外电子排布式为；磷为15号元素，核外电子排布图为，故基态磷原子中自旋方向相反的电子数目相差3个。
（2）①的熔沸点比的熔沸点高的原因为、均为分子晶体，结构相似，的相对分子质量大，范德华力大，熔沸点高。
②在分子中，中心B原子价层电子对数为3+=3，B原子采用sp2杂化，有B的杂化轨道与Br的4p轨道形成的σ键，并且还有B未杂化的2p空轨道与Br的4p轨道形成4中心6电子的大π键。
（3）中心P原子价层电子对数为3+=4，P原子采用sp3杂化，空间构型为三角锥形；
（4）BP的晶胞结构如图所示，由图我看着B原子在P原子围成的四面体空隙中；
晶胞中P原子位于顶点和面心，一个晶胞中原子数目为；B原子位于晶胞内部，一个晶胞中原子数目为4；晶胞体积为，BP晶体的摩尔体积为：。
【答案】(1)     3
(2)、的结构相似，的相对分子质量大，范德华力大        σ 未杂化
(3)三角锥形
(4)四面体 
【名师点睛】本题以新科技成果BP晶体超硬、耐磨，是耐高温飞行器的红外增透的理想材料为背景考查物质结构与性质知识，原子杂化方式判断，注意杂化轨道理论的理解应用，把握常见分子中原子的杂化及空间构型为解答的关键，根据价层电子对互斥理论确定分子空间构型及中心原子杂化方式，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数，σ键个数=配原子个数，孤电子对个数=（a-xb），a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数；根据n值判断杂化类型：一般有如下规律：当n=2，sp杂化；n=3，sp2杂化；n=4，sp3杂化。
【变式训练】（2022·福建·厦门双十中学模拟预测）钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。回答下列问题：
(1)基态Ti原子的核外电子排布式为_______。
(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示：
化合物
TiF4
TiCl4
TiBr4
TiI4
熔点/℃
377
-24.12
38.3
155
TiF4熔点高于其他三种卤化物，写出TiF4的电子式_______；TiCl4至TiI4熔点依次升高，其原因是_______。
(3)CaTiO3的晶胞如图(a)所示，其组成元素钙位于元素周期表中的_______区，晶胞中Ti4+的配位数是_______。

(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2+、I-和有机碱离子CH3NH，其晶胞如图(b)所示。有机碱CH3NH中有配位键，提供空轨道的微粒是_______；图(a)中的Ca2+与图(b)中的_______空间位置相同。若图(b)中晶胞参数(边长)为anm，则晶体密度为_______g·cm-3(列出计算式)。

【解析】(1)Ti 是22号元素，基态Ti原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2。故答案为：1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2；
(2)由于氟的电负性大，TiF4中离子键百分含量高，属于离子化合物，TiF4熔点高于其他三种卤化物，TiF4的电子式 ；TiCl4至TiI4熔点依次升高，其原因是TiCl4、TiBr4、 TiI4为分子晶体，结构相似，相对分子质量： TiCl4