2019届高考化学二轮复习专题13物质的结构与性质学案.docx

1、113 物质的结构与性质(一)原子结构与元素的性质。1了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136 号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2了解元素电离能的含义，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简单应用。4了解电负性的概念，并能用于说明元素的性质。(二)化学键与物质的性质。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了解共价键的主要类型 键和 键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。3了解简单配合物的成键情况。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

2、用金属键理论解释金属的一些物理性质。6了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp 2，sp 3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。(三)分子间作用力与物质的性质。1了解化学键和分子间作用力的区别。2了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。3了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。从近几年新课标的高考试题来看， “物质结构和性质”模块作为选考内容，仅命制一个大题主观题，该题目一般是以元素推断或某主族元素为背景，下设 4 至 6 个小题，10 个空左右进行设计，以“拼盘”形式呈现，题目变化多端，知识覆

3、盖较广，考查主要涉及以下内容：(1)原子结构：能量最低原理的应用；电子排布式、电子排布图的书写；电离能、电负性的大小比较和应用等。(2)分子结构： 键、 键、配位键的分析和判断；分子的构型、分子的极性的判断；“相似相溶原理” 、等电子原理、氢键的性质等知识的应用。(3)晶体结构：晶体中粒子数目的确定；共价键、分子间作用力、离子键和金属键的判断以及对晶体性质的影响；常见晶体的结构及熔、沸点的比较。今后的高考命题仍会侧重上述知识点进行设计，题型也不会有太大变化，但试题的背景会更加新颖，题2目会更加综合，更注重体现科学新成果或新发现，更注重考生 “结构决定性质”思想的树立和空间想象能力的考查。一、原

4、子结构与性质1原子核外电子运动状态，以及电子云、电子层（能层） 、原子轨道（能级）的含义。电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层。原子由里向外对应的电子层符号分别为 K、L、M、N、O、P、Q。原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f 表示不同形状的轨道，s 轨道呈球形、p 轨道呈纺锤形，d 轨道和 f 轨道较复

5、杂。各轨道的伸展方向个数依次为 1、3、5、7。2能级交错图和 1-36 号元素的核外电子排布式。根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图（1）箭头所示的顺序。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（2）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。3元素电离能和元素电负性（1）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。（2）元素的电负性：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。二

6、、化键与物质的性质1离子键3（1）化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。（2）离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。2共价键的主要类型 键和 键（1）共价键的分类和判断： 键（“头碰头”重叠）和 键（“肩碰肩”重叠） 、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键。3极性键和非极性键（1）共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键（2）键的极性极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电

7、子的能力相同，共用电子对不发生偏移（3）分子的极性非极性分子和极性分子的比较非极性分子 极性分子形成原因 整个分子的电荷分布均匀，对称 整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键 非极性键或极性键 极性键分子内原子排列 对称 不对称举例说明：分子 共价键的极性 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、N 2、O 2异核双原子分子 极性键 不重合 极性分子 CO、HF、HCl分子中各键的向量和为零重合 非极性分子 CO2、BF 3、CH 4异核多原子分子分子中各键的向量和不为零不重合 极性分子 H2O、NH 3、CH 3Cl相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子

8、溶剂中（如 HCl 易溶于水中） ，非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如 CO2易溶于 CS2中）4分子的空间立体结构常见分子的类型与形状比较分子类型 分子形状 键角 键的极性 分子极性 代表物A 球形 非极性 He、NeA2 直线形 非极性 非极性 H2、O 24AB 直线形 极性 极性 HCl、NOABA 直线形 180 极性 非极性 CO2、CS 2ABA V 形 180 极性 极性 H2O、SO 2A4 正四面体形 60 非极性 非极性 P4AB3 平面三角形 120 极性 非极性 BF3、SO 3AB3 三角锥形 120 极性 极性 NH3、NCl 3AB4 正四面体形 10928

9、极性 非极性 CH4、CCl 4AB3C 四面体形 10928 极性 极性CH3Cl、CHCl3AB2C2 四面体形 10928 极性 极性 CH2Cl2直线 三角形 V 形 四面体 三角锥 V 形 H 2O三、晶体结构与性质1离子晶体离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开 1mol 离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。典型的离子晶体结构：NaCl 型和 CsCl 型，氯化钠晶体中，每个钠离子周围有 6 个氯离子，每个氯离子周围有 6 个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有 4 个钠离子和 4 个氯离

10、子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有 8个氯离子，每个氯离子周围有 8 个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有 1 个铯离子和 1 个氯离子。NaCl 型晶体 CsCl 型晶体每个 Na+离子周围被 6 个 C1离子所包围，同样每个 C1也被 6 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。晶胞中粒子数的计算方法-均摊法5位置 顶点 棱边 面心 体心贡献 1/8 1/4 1/2 12分子晶体（1）分子间作用力的含义，化键和分子间作用力的区别分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力分子间作用力是一种静电作用，比化键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱

11、和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。（2）分子晶体的含义，分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。分子晶体：分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体。典型的有冰、干冰。分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。（3）氢键的存在对物质性质的影响NH3、H 2O、HF 中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点高影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性表示方法：XHY(N、O、F)一般都是氢化物中存在3

12、原子晶体（1）原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体（2）典型的原子晶体有金刚石（C） 、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO 2）金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有 6 个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有 6 个硅原子和 6 个氧原子，每个硅原子与 4 个氧原子成键，每个氧原子与 2 个硅原子成键（3）共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高如熔点：金刚石碳化硅晶体硅。4分子晶

13、体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别晶体类型 原子晶体 分子晶体 金属晶体 离子晶体粒子 原子 分子 金属阳离子、自由电子 阴、阳离子粒子间作用（力）共价键 分子间作用力 复杂的静电作用 离子键熔沸点 很高 很低 一般较高，少部分低 较高硬度 很硬 一般较软 一般较硬，少部分软 较硬溶解性 难溶解 相似相溶 难溶（Na 等与水反应） 易溶于极性溶剂6导电情况不导电（除硅）一般不导电 良导体固体不导电，熔化或溶于水后导电实例金刚石、水晶、碳化硅等干冰、冰、纯硫酸、H 2(S)Na、Mg、 Al 等NaCl、CaCO 3NaOH 等1 （2018 江苏卷）臭氧（O 3）在

14、Fe(H 2O)62+催化下能将烟气中的 SO2、NO x分别氧化为 SO 和 NO ，NO x24 3也可在其他条件下被还原为 N2。（1）SO 中心原子轨道的杂化类型为_；NO 的空间构型为_（用文字描述） 。24 3（2）Fe 2+基态核外电子排布式为_。（3）与 O3分子互为等电子体的一种阴离子为_（填化学式） 。（4）N 2分子中 键与 键的数目比 n()n()=_。（5）Fe(H 2O)62+与 NO 反应生成的Fe(NO)(H 2O)52+中，NO 以 N 原子与 Fe2+形成配位键。请在Fe(NO)(H2O)52+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。【解题思路】熟悉价电子对互斥

15、理论、杂化轨道理论与分子构型间的联系。注意写配位键时由配位原子提供孤对电子。（1）SO 中中心原子 S 的价层电子对数为 （6+2-4 2）+4=4，SO 中 S 为 sp3杂化。NO 中中2412 24 3心原子 N 的孤电子对数为 (5+1-3 2)=0，成键电子对数为 3，价层电子对数为 3，VSEPR 模型为平面12 三角形，由于 N 原子上没有孤电子对，NO 的空间构型为平面（正）三角形。 （2）Fe 原子核外有 26 个电子，3根据构造原理，基态 Fe 的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，基态 Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d

16、6。 （3）用替代法，与 O3互为等电子体的一种阴离子为 NO 。 （4）N 2的结构式为 N N，三2 键中含 1 个 键和 2 个 键，N 2分子中 键与 键的数目比为 n()n()=12。 （5）根据化学式，缺少的配体是 NO 和 H2O，NO 中 N 为配位原子，H 2O 中 O 上有孤电子对，O 为配位原子，答案为：7。【答案】(1)sp 3 平面（正）三角形（2）Ar3d 6或 1s22s22p63s23p63d6（2）NO 2（3）12（4）2 （2018 新课标卷）硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4熔点/ 8

17、5.5 115.2 75.5 16.8 10.3沸点/ 60.3 444.6600（分解）10.0 45.0 337.0回答下列问题：（1）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）根据价层电子对互斥理论，H 2S、SO 2、SO 3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是_。（3）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_。（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_形，其中共价键的类型有_种；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中 S 原子的杂

18、化轨道类型为_。（5）FeS 2晶体的晶胞如图（c）所示。晶胞边长为 a nm、FeS 2相对式量为 M，阿伏加德罗常数的值为8NA，其晶体密度的计算表达式为_gcm 3；晶胞中 Fe2+位于 所形成的正八面体的体心，该正八S2-2面体的边长为_nm。【解题思路】其中杂化形式的判断是难点，由价层电子特征判断分子立体构型时需注意：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的立体构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致；价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能

19、解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。（1）基态 Fe 原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图（轨道表达式）为 ；基态 S 原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p4，则电子占据最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。 （2）根据价层电子对互斥理论可知 H2S、SO 2、SO 3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是 ，因此不同其他分子的是2+6-122 =4、2 +6-222 =3、3 +6-232 =3H2S。 （3）S 8、二氧化硫形成的

20、晶体均是分子晶体，由于 S8相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多；（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，根据（2）中分析可知中心原子含有的价层电子对数是 3，且不存在孤对电子，所以其分子的立体构型为平面三角形。分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有 2 种，即 键、 键；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中 S 原子形成 4 个共价键，因此其杂化轨道类型为 sp3。 （5）根据晶胞结构可知含有铁原子的个数是121/4+14，硫原子个数是 81/8+61/24，晶胞边长为 a nm、FeS 2相对式量为 M，阿伏加德罗常数的值为 NA

21、，则其晶体密度的计算表达式为 ；晶胞中 Fe2+位于 =mV= 4MNA(a10-7)3g/cm3= 4MNAa31021g/cm3所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长是面对角线的一半，则为 nm。S2-222a【答案】(1) 哑铃（纺锤）（2）H 2S （3）S 8相对分子质量大，分子间范德华力强（4）平面三角 2 sp 3 （5）4MNAa3102122a1M、R、X、Y 为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z 是一种过渡元素。M 基态原子 L 层中 p 能级电子数是 s 能级电子数的 2 倍，R 是同周期元素中最活泼的金属元素，X 和 M 形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，

22、Z 的基态原子 4s 和 3d 能级半充满。9请回答下列问题：(1)R 基态原子的电子排布式是_，X 和 Y 中电负性较大的是_(填元素符号)。(2)X 的氢化物的沸点低于与其组成相似的 M 的氢化物，其原因是_。(3)X 与 M 形成的 XM3分子的立体构型是_。(4)M 和 R 所形成的一种离子化合物 R2M 晶体的晶胞如下图所示，则图中黑球代表的离子是_ (填离子符号)。(5)在稀硫酸中，Z 的最高价含氧酸的钾盐(橙色)氧化 M 的一种氢化物，Z 被还原为+3 价，该反应的化学方程式是_。【解题思路】M 基态原子 L 层中 p 能级电子数是 s 能级电子数的 2 倍，则电子排布为 1s2

23、2s22p4，M 为 O。原子序数 RM，且 R 为金属元素，则 R 位于第三周期，为本周期最活泼的金属，R 为钠。引起酸雨的主要污染物为 SO2或氮氧化物，则 X 为 S 或 N，原子序数 XM，则 X 为 S，Y 的原子序数比 X 大，则 Y 为 Cl。Z 的基态原子 4s 和 3d 能级半充满并结合(5)中的 Z 的最高价含氧酸的钾盐为橙色，可知 Z 为 Cr。(1)Na 的基态原子电子排布式为 1s22s22p63s1或Ne3s 1，元素非金属性越强，电负性越大，非金属性 ClS。(2)X 的氢化物为H2S，M 的氢化物为 H2O，H 2O 分子间可以形成氢键，沸点高于 H2S。(3)

24、XM 3为 SO3，根据 VSEPR 可知，孤电子对数为 (6-23)=0 为 sp2杂化，分子构型为平面三角形。(4)R 2M 为 Na2O，黑球位于晶胞内部，共 8 个，白球位于顶点和面心，共 8 +6 =4 个，则 N(黑球) N(白球)=84=21，则黑球为 Na+。(5)Cr 的最高价含氧酸的钾盐有 K2Cr2O7和 K2CrO4，其中 K2Cr2O7为橙色，K 2CrO4为黄色。O 的氢化物有 H2O 和 H2O2两种，其中H2O2既有氧化性又有还原性，则反应发生在 K2Cr2O7和 H2O2之间，K 2Cr2O7变为 Cr3+，H 2O2被氧化为 O2，反应在稀硫酸中发生，因此反

25、应物为 K2Cr2O7、H 2O2和 H2SO4，产物为 K2SO4、Cr 2(SO4)3、O 2和 H2O，根据电子得失守恒和原子守恒配平方程式。【答案】(1)1s 22s22p63s1或Ne3s 1 Cl(2)H2S 分子间不能形成氢键，H 2O 分子间能形成氢键(3)平面三角形 (4)Na+(5)K2Cr2O7+3H2O2+4H2SO4=K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2+7H 2O2 （2018 四川名校联考）钕铁硼磁铁是目前为止具有最强磁力的永久磁铁。预计在未来 20 年里，不可能有替代钕铁硼磁铁的磁性材料岀现。生产钕铁硼磁铁的主要原材料有稀土金属钕、纯铁、铝、硼以及其他10稀土

26、原料。(1)钕(Nd)为 60 号元素，在周期表中第_周期；基态铁原子的外围电子轨道表示式为_。(2)实验测得 AlCl3的实际存在形式为 Al2Cl6，其分子的球棍模型如图所示。已知 Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，则 Al2Cl6属于_分子(填“极性”或“非极性”)，分子中 A1 原采取_杂化。Al 2Cl6与过量 NaOH 溶液反应生成 NaAl(OH)4，A1(OH) 4 中存在的化学键有_(填选项字母)。A.离子键 B.共价键 C.金属键 D.配位键 E.氢键(3)B 元素及与其同周期相邻的两种元素第一电离能由小到大的顺序为_(用元素符号表示)。(4)因材料中含有大量的钕和铁，容

27、易锈蚀是它的一大弱点。可电镀镍(Ni)、锌(Zn)等进行表面涂层处理。已知 Ni 可以形成Ni(NH 2)6Cl2，该配合物中配体分子的空间构型为_。(5)已知立方 BN 晶体硬而脆，其原因是_；其晶胞结构如图所示，N 原子填充在 B 原子构成的正四面体空隙中，则晶胞中正四面体的空隙填充率为_，设晶胞中最近的 B、N 原子之间的距离为 anm，晶体的密度为 bgcm3 ，则阿伏加德罗常数为_mol 1 (列式即可，用含 a、b 的代数式表示)【解题思路】钕(Nd)为 60 号元素，它位于元素周期表的第六周期，基态铁原子的外围电子轨道表示式为：；故答案为：六， ；(2)Al 2Cl6分子中正负电

28、荷中心重合，属于非极性分子，每个铝原子和四个氯原子形成共价键，采取 sp3杂化，故答案为：非极性；sp 3；Al 采取 sp3杂化，用最外层的四个空轨道接受 O 提供的孤对电子形成配位键，O 与 H 之间是极性共价键；故答案为：BD；(3)同一周期元素自左而右第一电离能呈增大趋势，所以第一电离能 B”或“B；N 原子中的 2p 能级处于半充满状态，更稳定，第一电离能高于同周期相邻元素，第一电离能 NO。(3)SO 中 S 原子孤电子对数= (6+2-24)=0，24价层电子对数=4+0=4，为正四面体结构，杂化轨道数目为 4，S 原子杂化方式为 sp3；原子数目相同、价电子总数相同的微粒互为等

29、电子体，与 SO 互为等电子体的分子为 CCl4、SiCl 4、SO 2Cl2等。(4)CaTiO 3的晶体结24构中 Ti 位于立方体的体心，由晶胞结构图和化学式可知，顶点为 Ca2+，面心为 O2，该晶体中每个顶点 Ca2+与面心的 O2相邻，每个顶点为 8 个晶胞共用，每个面为 2 个晶胞共用，晶体中，Ca 2+周围紧邻 O2数目为(38)=12，即 Ca2+的配位数为 12。(5)FeO 晶胞中含有的 Fe 数目为 8 +6 =4，O 原子数目为12 +1=4，1mol FeO 含有 mol 晶胞，则 FeO 晶体的密度为 = gcm-3。【答案】(1)3d 24s2(2) N 原子中的 2p 能级处于半充满状态，更稳定(3)正四面体 sp 3 CCl 4(或 SiCl4、SO 2Cl2等)(4)12(5)