（4）物质结构与性质综合【高考化学】二轮复习突破典型题型练习

这是一份（4）物质结构与性质综合【高考化学】二轮复习突破典型题型练习，共25页。试卷主要包含了电子排布式，共价键类型，晶体结构分析及简单计算等内容，欢迎下载使用。
1.基态原子的核外电子排布
(1)原子核外电子能级顺序
(2)核外电子排布规律
(3)核外电子排布的四种表示方法
注意：①3d能级的半满、全满更稳定。Cr、Cu的电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，而非1s22s22p63s23p63d44s2、1s22s22p63s23p63d94s2。
②虽然电子填充是按照4s、3d的顺序，但书写电子排布式时仍按照3d、4s的顺序书写。
2.两种原子轨道空间形状
3.电离能、电负性
(1)元素第一电离能与电负性的周期性变化
(2)特殊情况
同能级的轨道为全满、半满、全空时，第一电离能较相邻元素要大，即ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
4.电离能、电负性的应用
(1)电离能的应用
(2)电负性的应用
二、共价键类型、杂化轨道类型和空间结构
1.共价键
(1)共价键
共价键特征:方向性和饱和性键参数键长、键能决定共价键稳定程度键长、键角决定分子立体结构类型成键方式σ键:电子云头碰头重叠π键:电子云肩并肩重叠极性极性键:不同原子间非极性键:同种原子间配位键:一方提供孤电子对,另一方提供空 轨道
(2)σ键和π键判定
①从共价键数目判定共价单键:σ键共价双键:1个σ键,1个π键共价三键:1个σ键,2个π键
②从成键轨道种类判断：s轨道、杂化轨道参与形成的共价键全部为σ键；p-p轨道可以形成σ键，也可以形成π键(优先形成σ键，从第二个共价键开始只能形成π键)。
(3)配位键
①配位键是一种特殊的共价键(一方提供空轨道，另一方提供孤电子对)。
②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NH4+可表示为。
注意：NH4+中，虽然有一个氮氢键的形成过程与其他 3个氮氢键的形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
(4)配合物
①配合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)：
②中心原子：提供空轨道，多为过渡元素的离子，如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。
③配位体：提供孤电子对，多为有孤电子对的分子或离子，如H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-等。
④配位数：与中心原子形成配位键的原子或离子数，通常为偶数，如2、4、6等。
2.确定分子立体构型的三种方法
(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要求，杂化轨道形成的共价键更加牢固。
②杂化轨道类型与分子构型的关系。
(2)价层电子对互斥理论
①基本观点：分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用，尽可能在空间上彼此远离。
②价电子对数的计算
价电子对数=成键电子对+中心原子的孤电子对数=
中心原子的价电子数+每个配位原子提供的电子数×m±电荷数2。
说明：a.m为与中心原子成键的配位原子个数。
b.阳离子要减去电荷数，阴离子要加上电荷数。
c.氧原子作配位原子时，不提供电子。
③价层电子对空间构型与分子的立体构型
价层电子对空间构型是价层电子对(包括成键电子对、孤电子对)的立体构型，分子的立体构型指的是成键电子对空间构型。中心原子无孤电子对，两者构型一致；中心原子有孤电子对，两者构型不同。
④价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。
(3)等电子体及应用
①概念：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、空间构型。
②确定等电子体的思路：价电子数相同的元素代换(CO2、CS2；SO2、O3)；价电子数相近元素组成分子与离子(CO32-、NO3-、SO3；CO、N2)。
③常见的等电子体
3.化学键的极性与分子极性的关系
(1)化学键极性取决于成键原子是否相同(同种原子是非极性键，不同种原子是极性键)。
(2)分子的极性取决于共价键的极性和分子的立体构型。
4.共价键、氢键、范德华力对物质性质的影响
三、结构决定性质——原因解释类简答题
1.价层电子对互斥对分子键角的影响
(1)价层电子对(成键电子对、孤电子对)之间相互排斥，尽可能地在空间远离。
(2)价层电子对之间斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对≫孤电子对—成键电子对>成键电子对—成键电子对。
(3)排斥力大小对键角的影响
2.分子结构对物质性质的影响
(1)对溶解度的影响
“相似相溶”规律：非极性分子组成的溶质一般能溶于非极性分子组成的溶剂，极性分子组成的溶质一般能溶于极性分子组成的溶剂。如果溶质分子与溶剂分子间能形成氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(2)对无机含氧酸分子酸性的影响
①无机含氧酸可写成(HO)mROn。
②如果成酸元素R相同，则n值越大(非羟基氧原子越多)，酸性越强，如：HClO碳化硅>硅。
②离子晶体
阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间离子键越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。
③分子晶体
a.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。如熔点：SnH4>GeH4>SiH4>CH4。
b.分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如熔点：H2O>H2Te>H2Se>H2S；易形成分子间氢键的物质熔、沸点高于形成分子内氢键的。如沸点：对羟基苯甲醛>邻羟基苯甲醛。
c.组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如熔点：CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
④金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点：Al>Mg>Na。
四、晶体结构分析及简单计算
1.几种常见的晶胞结构
2.晶胞的表示
(1)晶胞参数
晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和 3组棱相互间的夹角α、β、γ。如立方晶胞中，晶胞参数a=b=c，α=β=γ=90°。
(2)原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。
当确定A为(0，0，0)，则B(前面的面心)为(12，0，12)、C为(1，0，0)、D为(14，14，14)。
3.晶胞的计算
(1)①“均摊法”原理
②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为13。在如图所示的正三棱柱形晶胞(注：6个正三棱柱拼合成六棱柱)中：
(2)立方体晶胞中微粒间的距离关系
(3)晶胞中M、ρ之间的关系
ρ=M·nV·NA(其中M是物质的摩尔质量；n是晶胞拥有的微粒数；V是晶胞体积)
(4)晶胞中原子空间利用率=晶胞中含有粒子的体积晶胞体积×100%。
【针对训练】
1.铜是人类最早发现的金属之一，也是人类最早开始使用的金属，铜及其合金用途广泛。回答下列问题：
（1）基态Cu的核外电子运动状态有_______种，溶液中稳定的Cu的离子的核外电子占据最高能级的电子云有______个不同的伸展方向。
（2）铜的焰色试验颜色为绿色，下列有关原理分析的叙述正确的是______。
A.焰色试验的光谱属于吸收光谱
B.焰色试验的光谱属于发射光谱
C.发光时电子从低能级跃迁到较高的能级
D.发光时电子从较高的能级跃迁到基态
（3）当黄铜受到氨腐蚀时，会产生，出现“龟裂”现象。中含有的σ键数目为______（已知为阿伏加德罗常数的值），中的键角比独立存在的分子结构中的键角大的原因是______。
（4）图1是的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图2是沿立方格子对角面取得的截图。Cu原子和Mg原子之间的最短核间距为________pm。该晶胞的空间利用率为________（已知：晶胞空间利用率）。
2.新能源对于缓解全球能源紧张和实现碳达峰有着重要意义，科技工作者一直在不断地研究开发不同形式的新能源。请回答：
（1）①磷酸铁锂（）电池安全、充电快、使用寿命长，是新能源电动汽车的常用电池之一。基态Fe原子价层电子有_____种运动状态。中阴离子的空间结构为____________________。
②从结构角度分析比稳定的原因是________。
（2）氢能已经成为新能源中必不可少的一种能源，无机苯是制取储氢材料氨硼烷的重要原料，结构如图所示。无机苯中N、B的杂化方式分别为______、______，分子中的大π键可表示为______（分子中的大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数）。
（3）锂离子电池近年来在新能源汽车上得到大规模使用。铋化锂被认为是很有潜力的锂离子电池的正极材料，晶胞结构如图所示。
①晶胞可以看成是由秘原子构成的面心立方晶格，锂原子填充在其中的四面体和八面体空隙处，则Li（1）位于______（填“四”或“八”）面体空隙处，图中铋原子坐标参数：A为（0，0，0），B为（0，1，1），C为______。
②若铋原子的半径为表示阿伏加德罗常数的值，则铋化锂晶体的密度是______3（用含有r的代数式表示）。
3.F是一种活泼的非金属元素，含氟化合物在生产、生活和科研中应用广泛。请回答：
（1）基态氟原子的价层电子排布式为__________。
（2）是微电子工业中一种优良的等离子蚀刻气体，的VSEPR模型为_________；的键角_________（填“>”“”或“”“
（3）BD
（4）；（或）
解析：（1）F是9号元素，价层电子数为7，价层电子排布式为。
（2）中中心N原子的价层电子对数为4，VSEPR模型为四面体形；F的电负性比H大，中成键电子对偏向F，成键电子对间排斥力比的小，且的孤电子对偏向N，孤电子对对成键电子对的排斥力较大，使的键角比的小。
（3）中含有极性共价键和配位键。
（4）若将晶胞平分成8个小正方体，则B点处于左上后侧小正方体的中心，所以B点的原子分数坐标为；根据均摊法可知，每个晶胞中含有4个“”，晶胞体积为，所以该晶体的密度为。
4.答案：（1）；d
（2）2；4；
（3）
（4）（1/2，1/2，1）
解析：（1）根据基态镍原子的核外电子排布式，可知其核外电子排布4层，分别为2、8、16、2；在元素周期表中位于d区。
（2）配合物的中心离子为，其配位体为2个，配位数为4；非金属性越强，元素的电负性越太，非金属性：，所以电负性从大到小的顺序为。
（3）该晶胞中La原子个数，Ni原子个数，则该晶胞中La、Ni原子个数之比为1：5，所以含1 ml La的合金中含有Ni的数目为。
（4）根据晶胞图和坐标系可推知，D的原子坐标为（1/2，1/2，1）。
5.答案：（1）3d
（2）为离子晶体，熔点较高，为分子晶体，其相对分子质量增大，分子间范德华力增大
（3）1：1；（或等）
（4）①8；
②
解析：（1）基态钛原子的核外电子排布式为，但3d的能量高于4s，所以基态钛原子中电子占据最高能级的符号为3d。
（2）是离子化合物，形成的晶体是离子晶体，故有较高的熔沸点，Cl、Br、I元素的非金属性逐渐减弱，所形成的是共价化合物，形成的晶体是分子晶体，熔沸点较低，分子晶体熔沸点与其相对分子质量相关，相对分子质量越大，熔沸点越高（分子间有氢键的结构除外）。
（3）该阳离子中，每个Ti原子与2个O原子成键、每个O原子与2个Ti原子成键，Ti与O原子个数之比为1：1；二氧化碳、二硫化碳、一氧化二氮、氯化铍和的原子个数都为3、价电子数都为16，互为等电子体。
（4）①由球棍结构可知，每个配体中有两个O原子与形成环状结构，作为双齿配体，Ti的配位数是；中中心原子N原子的价层电子对数，无孤电子对，N原子采取杂化。
②在中，形成大π键的原子数为4，电子数为6，则配体中含有的大π键应表示为。
6.答案：（1）>
（2）非极性
（3）>
（4）共价；4；
解析：（1）同主族从上到下元素的第一电离能依次减小，则Si的第一电离能大于Ge的。
（2）中Ga的价层电子对数为3，孤电子对数为0，所以Ga原子的杂化方式为分子的空间结构为平面正三角形，所以该分子为非极性分子。
（3）题给结构中每个原子的杂化类型相同，均为杂化，每个硅原子与4个氯原子成键，每个氮原子与3个硅原子成键，氮原子上的孤电子对数为1，硅原子上的孤电子对数为0，孤电子对与成键电子对间的斥力比成键电子对间的斥力大，键角大于。
（4）GaAs的熔点为1238 ℃，熔点很高，结构类似于金刚石，所以晶体的类型为共价晶体，其中Ga与As以共价键结合。晶体中一个Ga原子通过四个共价键结合4个As原子，距离Ga原子最近的As原子有4个，故配位数为4。晶体中镓原子与砷原子的最小核间距即Ga—As键的键长，该距离是晶胞体对角线长的四分之一，晶胞边长为，则晶胞体对角线长为，镓原子与砷原子的最小核间距为。
7.答案：（1）或；哑铃形
（2）氧原子；15
（3）①BD
②为离子晶体，熔点最高，其他三种均为分子晶体，分子间作用力随相对分子质量的增大而增大，熔点逐渐升高
（4）共价
解析：（1）镓为31号元素，价电子排布式为，故最外层电子排布图为或，最高能级为4p，p电子的电子云形状为哑铃形。
（2）O原子上存在孤电子对，所以O原子可与Ga形成配位键；一般来说，单键都是σ键，双键为一个σ键和一个π键，三键为一个σ键和两个π键，则每个甲基麦芽酚分子中含有15个σ键。
（3）①中Ga的杂化方式为杂化，的空间结构为平面三角形；A项，中P原子的价层电子对数，孤电子对数为1，P为杂化，的空间结构为三角锥形；B项，中S原子的价层电子对数，孤电子对数为0，S为杂化，的空间结构为平面三角形；C项，中C原子的价层电子对数，孤电子对数为1，C为杂化，的空间结构为三角锥形；D项，中N原子的价层电子对数，孤电子对数为0，N为杂化，的空间结构为平面三角形；故选BD。②到的熔点依次升高，为离子晶体，熔点最高，其他三种均为分子晶体，分子间作用力随相对分子质量的增大而增大，熔点逐渐升高。
（4）GaAs的熔点为1238 ℃，熔点很高，结构类似于金刚石，所以晶体的类型为共价晶体，其中Ga和As以共价键结合。
8.答案：（1）
（2）三角锥形；N的电负性比As的大，的成键电子对比的更靠近中心原子，中成键电子对间的斥力比中的大
（3）
（4）；
解析：（2）N和As是同主族元素，N的电负性大于As的，N—F的成键电子对比As—F的更靠近中心原子，中成键电子对间的斥力比中的大，故键角较大。
（3）HF形成氢键时，F—H…F在同一条直线上时最强，且在可能范围内氢键的方向和未共用电子对的对称轴一致，这样形成的氢键最稳定。
（4）将晶胞分成8个小立方体，每个小立方体的棱长为，小立方体体对角线长度为与间的最近距离为小立方体体对角线长度的一半，即。晶胞中微粒总质量为，体积为，密度为。
9.答案：（1）AB
（2）①N、O；6；②中N原子有1对孤电子对，而中N原子没有孤电子对，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
（3）6；正八面体；
解析：（1）铜的原子序数为29，基态Cu原子的核外电子排布式为，故铜元素位于ds区，A、B正确；能级和能层的大小只是表明电子在该处出现的概率大小，与电子运动的位置无关，C错误；金属晶体在受到外力发生形变时，晶体中的各原子层会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，金属键未被破坏，D错误。
（2）①由配离子的结构可知，配体是和，配位数为6，中提供孤电子对的是N原子，中提供孤电子对的是O原子。
（3）白球位于顶点，晶胞中含有白球的个数为，黑球位于棱心，晶胞中含有黑球的个数为，故白球表示，黑球表示，则与等距离且最近的的个数为6，构成的空间结构为正八面体；与间的最短距离为，则晶胞的边长为，正八面体的边长为。
10.答案：（1）金刚石是由共价键形成的空间网状结构，硬度很大，石墨是片层结构，层内共价键很强，但层间的分子间作用力较弱，故石墨较软
（2）
（3）CsCl是离子晶体，熔化时克服离子键；ICl是分子晶体，熔化时克服分子间作用力
（4）①杂化；3p；②和四氯化碳均为非极性分子，而氨气为极性分子
（5）NiO；
解析：（4）①中B原子的价层电子对数为3，其杂化方式为，故中B原子的杂化轨道与Cl原子的3p轨道形成键。②极性相似的物质溶解度较大，和四氯化碳均为非极性分子，氨气为极性分子，根据相似相溶原理，在四氯化碳中的溶解度远大于。
（5）求算晶体密度。第一步：确定各原子在晶胞中的个数和晶体的化学式。O原子位于棱心和体心，每个晶胞中含O原子个数为，Ni原子位于晶胞顶点和面心，每个晶胞中含Ni原子个数为，故氧化镍的化学式为NiO。第二步：计算每个晶胞的质量。一个晶胞的质量为。第三步：确定晶胞体积。晶胞边的质量为长为，则晶胞体积为。第四步：代入公式求密度。该物质的密度。
能量最
低原理
原子核外电子总是优先占有能量最低的原子轨道
泡利
原理
每个原子轨道上最多容纳2个自旋方向相反的电子
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，而且自旋状态相同
表示方法
举例
电子排布式
Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
简化表示式
Fe：[Ar]3d64s2
价电子排布式
Fe：3d64s2
电子排布图
(或轨道表示式)
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
哑铃形
3(px，py，pz)
元素的第一电离能
电负性
同周期(从左到右)
同主族(自上而下)
同周期(从左到右)
同主族(自上而下)
元素的第一电离能总体上呈增大的趋势
元素的第一电离能逐渐减小
主族元素的电负性逐渐增大
主族元素的电负性逐渐减小
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
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
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、NH4+
不等性杂化：具体情况不同(存在孤电子对)
NH3(三角锥形)，H2S、H2O(V形)
价层电
子对
数目
电子对
的空间
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
空间四
面体
4
0
正四
面体
CH4、SO42-、
CCl4、NH4+
3
1
三角
锥形
NH3、PH3
2
2
V形
H2O、H2S
通式
价电子
总数
微粒
立体构型
AX2
16e-
CO2、SCN-、
NO2+、N3-
直线形
AX3
24e-
CO32-、NO3-、SO3
平面三角形
AX2
18e-
SO2、O3、NO2-
V形
AX4
32e-
SO42-、PO43-
正四面体形
AX3
26e-
PO33-、SO32-、ClO3-
三角锥形
AX
10e-
CO、N2
直线形
AX4
8e-
CH4、NH4+
正四面体形
类型
实例
键的极性
立体构型
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
直线形
非极性分子
XY
HCl、NO
极性键
直线形
极性分子
XY2
(X2Y)
CO2、CS2
极性键
直线形
非极性分子
SO2
极性键
V形
极性分子
H2O、H2S
极性键
V形
极性分子
XY3
BF3
极性键
平面
三角形
非极性分子
NH3
极性键
三角锥形
极性分子
XY4
CH4、CCl4
极性键
正四面体形
非极性分子
范德华力
氢键
共价键
作用
微粒
分子
与N、O、F成键的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
分子间氢键使物质的熔点、沸点升高，溶解度增大
键能越大，稳定性越强
分子
杂化轨道角度
孤电子对数
实际键角
H2O
109°28′
2
105°
NH3
109°28′
1
107°
COCl2
120°
CO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′
晶胞结构
所含微粒数
配位数
面心立方
(含4个原子)
12
体心立方
(含2个原子)
8
NaCl
(含4个Na+，4个Cl-)
6
干冰
(含4个CO2)
12
CaF2
(含4个Ca2+，8个F-)
Ca2+：8，
F-：4
金刚石
(含8个C)
12
熔点/℃
377
-24
38.3
153
物质
熔点/℃
1000
78
124
213