2019高考化學(xué) 專題43 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（一）考點講解.doc

《2019高考化學(xué) 專題43 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（一）考點講解.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2019高考化學(xué) 專題43 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（一）考點講解.doc（23頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

專題43 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（一） 【考情報告】 考查角度 考查內(nèi)容 命題特點 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) ①電子云、電子層(能層)、原子軌道(能級)的含義； ②電子排布式和軌道表示式； ③元素第一電離能、電負性等性質(zhì)的周期性變化規(guī)律及應(yīng)用。 本部分是選修《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》的選做題，題型為填空題，總分15分左右。從近三年高考試題來看，主要考查雜化軌道的類型、分子或離子的空間構(gòu)型、化學(xué)鍵的類型、晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、核外電子排布式的書寫、等電子原理、配合物的分析等知識，重點突出，整體難度不大，復(fù)習(xí)時可以對照考綱，對重點知識逐一排查過關(guān)。 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) ①共價鍵的類型； ②根據(jù)雜化軌道理論和價層電子對互斥模型判斷簡單分子或離子的空間構(gòu)型； ③等電子原理； ④配合物理論。 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) ①晶體結(jié)構(gòu)的分析； ②晶體的基本類型與性質(zhì)； ③晶體的堆積模型； ③物質(zhì)熔沸點的判斷； ④判斷晶體類型的方法； ⑤晶胞中實際擁有微粒的求算。 【考向預(yù)測】 縱觀近幾年各地新課改高考試題，穩(wěn)定加創(chuàng)新是本專題的基本特點，命題的形式?jīng)]有太大的變化，原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)和晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)是命題的三大要點。從題的情況來看，給出一定的知識背景，然后設(shè)置成3—4個小題，每個小題考查一個知識要點是主要的命題模式。從題型分析主要在II卷中以填空命題，內(nèi)容可考查基本概念，如電子排布式，軌道式，電離能，電負性，雜化方式以及空間構(gòu)型等，也可聯(lián)系有機考查有機物中C原子的雜化，聯(lián)系數(shù)學(xué)幾何知識考查晶體的計算等?！拔镔|(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)”模塊的內(nèi)容主要是討論物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)之間的關(guān)系，較為抽象，在復(fù)習(xí)時，要以“本”為本，抓住課本，也就抓住了“雙基”，要緊密聯(lián)系我們己有的有關(guān)物質(zhì)及其變化的經(jīng)驗與知識，并利用各種模型、圖表，提高學(xué)習(xí)質(zhì)量和效率。 預(yù)測2019年對本專題的考查，命題可能采取結(jié)合新科技，新能源等社會熱點為背景，著重考查學(xué)生對基本概念的掌握，如元素周期律的變化規(guī)律，晶體類型的判斷與性質(zhì)等，同時對整個高中化學(xué)整合的考查也不容忽視，因為這樣可以很好地考查學(xué)生對化學(xué)知識的全面掌握，同時增加了試題區(qū)分度。 【經(jīng)典在線】 1.知識梳理 一、原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì) 1.基態(tài)原子的核外電子排布的規(guī)律及表示方法 (1) 排布規(guī)律 ①能量最低原理：原子核外電子先占有能量低的軌道，然后依次進入能量高的軌道，這樣使整個原子處于能量最低的狀態(tài)。 ②泡利原理。每個原子軌道上最多只能容納兩個自旋方向不同的電子。如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。 ③洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各個軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同，這樣整個原子的能量最低。如2p3的電子排布為，不能表示為或。 ④特例 有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構(gòu)造原理有1個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。 (2)核外電子排布的表示方法 ①原子結(jié)構(gòu)示意圖 可表示核外電子分層排布和核內(nèi)質(zhì)子數(shù)，如。 ②電子排布式 a用數(shù)字在能級符號右上角表明該能級上排布的電子數(shù)。這就是電子排布式。例如，K：1s22s22p63s23p64s1。 b為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分以相應(yīng)稀有氣體的元素符號外加方括號表示。例如：K：[Ar]4s1 ③電子排布圖 每個方框代表一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子。如第二周期元素基態(tài)原子的電子排布如下圖所示。 2．族的劃分與原子的價電子數(shù)和價電子排布的關(guān)系 族 主族 0族 副族 VIII族 價電子(或最外層電子)排布 價電子都在排在最外層的ns和np軌道上 ns2np6(最外層電子排布) (n－1)d1～5ns2或(n－1)d10ns1～2 (n－1)d6～8ns2 族與價電子數(shù)關(guān)系 族序數(shù)等于價電子數(shù)目 IIB～VIIB族序數(shù)等于價電子數(shù)目，IB、IIB族序數(shù)與s軌道電子數(shù)相等 3．周期表中元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 性質(zhì) 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子半徑 逐漸減小 逐漸增大 電子層結(jié)構(gòu) 電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)漸多 電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同 失電子能力 逐漸減小 逐漸增大 得電子能力 逐漸增大 逐漸減小 金屬性 逐漸減弱 逐漸增強 非金屬性 逐漸增強 逐漸減弱 主要化合價 最高正價(＋1→＋7) 非金屬負價→－(8－族序數(shù)) 最高正價＝族序數(shù) (O、F除外)非金屬負價＝－(8－族序數(shù)) 最高價氧化物對應(yīng)水 化物 的酸性、堿性 酸性逐漸增強 堿性逐漸減弱 酸性逐漸減弱 堿性逐漸增強 非金屬氣態(tài)氫化物 的形成難易、穩(wěn)定性 形成由難→易 穩(wěn)定性逐漸增強 形成由易→難 穩(wěn)定性逐漸減弱 陽離子半徑 依次減小 依次增大 陰離子半徑 依次減小 依次增大 4．電離能 (1)氣態(tài)原子或氣態(tài)離子失去一個電子所需要的最少能量，叫做電離能。同一種元素的逐級電離能的大小關(guān)系：I1＜I2＜I3……；第一電離能是元素的金屬活潑性的衡量尺度。元素的第一電離能越小表示其越容易失去電子，即該金屬的金屬性越強。 (2)電離能遞變規(guī)律 周一周期 同一族 第一電離能 從左往右，第一電離能呈增大的趨勢 從上到下，第一電離能呈減小趨勢。 注意第IIA族元素和第VA族元素的特殊性。 (2)與元素周期表中位置的關(guān)系：同周期元素從左到右(除稀有氣體)，第一電離能逐漸增大；同主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。 注意：半充滿、全充滿、全空狀態(tài)穩(wěn)定，第一電離能較高。如：Be、N、Mg、P反常。 5．電負性 表示當兩個不同原子在形成化學(xué)鍵時對共用電子的吸引能力大小。同周期元素(除稀有氣體)從左到右，元素的電負性逐漸變大，表明元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。同主族元素從上到下，元素的電負性逐漸變?。槐砻髟氐慕饘傩灾饾u減弱，非金屬性逐漸增強。 二.分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1.共價鍵 (1)共價鍵的本質(zhì)：共價鍵是原子間通過共用電子對形成的強烈的相互作用，故共價鍵的本質(zhì)是原子間形成共用電子對，即電子云的重疊，使得電子出現(xiàn)在核間的概率增大。共價鍵具有飽和性和方向性。 (2)共價鍵的類型 ① 按鍵的極性分：若成鍵原子屬于同種元素，則共用電子對不發(fā)生偏移，成鍵原子雙方不顯電性，這樣的共價鍵叫非極性共價鍵(非極性鍵)。若成鍵原子不同，則共用電子對偏向吸引電子能力強的一方，該元素顯示負化合價，偏離吸引電子能力弱的一方，該元素顯正化合價，這樣的共價鍵叫極性共價鍵(極性鍵)。 ② 按形成共價鍵的原子軌道重疊方式的不同分為σ鍵和π鍵。 (3)共價鍵的鍵參數(shù) ① 鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol共價鍵釋放的最低能量。鍵能越大，說明破壞(或形成)化學(xué)鍵時吸收(或放出)的能量越多，化學(xué)鍵越牢固。 ② 鍵長：指成鍵原子的核間距離，它與共價鍵穩(wěn)定性的關(guān)系是鍵長越小，共價鍵越穩(wěn)定。③ 鍵角：鍵角是分子內(nèi)兩共價鍵間的夾角，它是描述分子立體結(jié)構(gòu)的重要參數(shù)。 2.三種化學(xué)鍵的比較 類型 比較 離子鍵 共價鍵 非極性鍵 極性鍵 配位鍵 本質(zhì) 陰、陽離子間通過靜電作用形成 相鄰原子間通過共用電子對(電子云重疊)與原子核間的靜電作用形成 成鍵條件(元素種類) 成鍵原子的得、失電子能力差別很大(金屬與非金屬之間) 成鍵原子得、失電子能力相同(同種非金屬) 成鍵原子得、失電子能力差別較小(不同非金屬) 成鍵原子一方有孤對電子(配對體)另一方有空軌道(中心離子) 特征 無方向性、飽和性 有方向性、飽和性 表示方式(電子式) H:H 存在 離子化合物(離子晶體) 單質(zhì)H2，共價化合物H2O2，離子化合物Na2O2 共價化合物HCl，離子化合物NaOH 離子化合物NH4Cl 3.分子的立體結(jié)構(gòu) (1)價層電子對互斥模型： 把分子分成兩大類：一類是中心原子上的價電子都用于形成共價鍵。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它們的立體結(jié)構(gòu)可用中心原子周圍的原子數(shù)來預(yù)測，概括如下： ABn 立體結(jié)構(gòu) 范例 n=2 直線型 CO2 n=3 平面三角形 CH2O n=4 正四面體型 CH4 另一類是中心原子上有孤對電子(未用于形成共價鍵的電子對)的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤對電子也要占據(jù)中心原子周圍的空間，并參與互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角錐型。 (2)雜化軌道理論： ① 中心原子雜化軌道數(shù)、孤電子對數(shù)及與之相連的原子數(shù)間的關(guān)系是：雜化軌道數(shù) =孤電子對數(shù)＋與之相連的原子數(shù)。雜化前后軌道總數(shù)不變，雜化軌道用來形成σ鍵或容納孤對電子，未雜化的軌道與雜化軌道所在的平面垂直，可用來形成π鍵。 ② 幾種常見的雜化軌道類型的比較如下表： 雜化類型 夾角 分子空間構(gòu)型 實例 等性sp雜化 180 o 直線形 C2H2、CO2、BeCl2 等性sp2雜化 120 o 平面三角形 C2H4、BF3、C6H6 等性sp3雜化 109．5o 正四面體 CH4、CCl4、NH4＋ 不等性雜化軌道類型(雜化軌道中有孤對電子存在) 不等性sp3雜化 104．5o V型 H2O 107．3o 三角錐形 NH3 (3)鍵的極性與分子極性的關(guān)系 類型 實例 兩個鍵之間的夾角 鍵的極性 分子的極性 空間構(gòu)型 X2 H2、N2 － 非極性鍵 非極性分子 直線型 XY HCl、NO － 極性鍵 極性分子 直線型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180 極性鍵 非極性分子 直線型 SO2 120 極性鍵 極性分子 三角形 H2O、H2S 104.5 極性鍵 極性分子 V形 XY3 BF3 120 極性鍵 非極性分子 平面三角形 NH3 107.3 極性鍵 非極性分子 三角錐形 XY4 CH4、CCl4 109.5 極性鍵 非極性分子 正四面體 3. 配合物理論及應(yīng)用 (1) 中心離子：配合物的中心離子一般都是帶正電的陽離子，過渡金屬離子最常見，但也有電中性的原子甚至還有極少數(shù)的陰離子。 (2) 配位體：配位體可以是陰離子，如X－(鹵素離子)、OH－、SCN－、CN－等；也可以是中性分子，如H2O、NH3、CO、醇、胺、醚等。配位體中直接同中心離子配合的原子叫做配位原子。配位原子必須是含有孤對電子的原子，如NH3中的N原子，H2O分子中的O原子，配位原子常是VA、VIA、VⅡA族的元素。 (3)配位數(shù)：直接同中心離子(或原子)配位的原子數(shù)目叫中心離子(或原子)的配位數(shù)。如在[Pt(en)2]Cl2中Pt2＋的配位數(shù)為22＝4，而配位體只有兩個。 4.分子間作用力和化學(xué)鍵的比較 化學(xué)鍵 分子間作用力 氫鍵 范德華力 概念 相鄰的原子之間強烈的相互作用 某些物質(zhì)的分子間存在的比范德華力稍強的相互作用 物質(zhì)分子間存在的微弱的相互作用 存在范圍 分子內(nèi)或某些晶體內(nèi) 分子間(某些物質(zhì)的分子內(nèi)也存在) 分子間 強度 較強 比范德華力稍強 較弱 對物質(zhì)性質(zhì)的影響 主要影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)，化學(xué)鍵越強，物質(zhì)越穩(wěn)定 主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，分子間形成的氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點反常的升高 主要影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大，熔、沸點越高 三. 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) 1.晶體類型及性質(zhì)比較 晶體類型 離子晶體 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 組成晶體的粒子 陽離子和陰離子 原子 分子 金屬離子和自由電子 組成晶體粒子間的相互作用 離子鍵 共價鍵 范德華力(有的還有氫鍵) 金屬鍵 典型實例 NaCl 金剛石、晶體硅、SiO2、SiC 冰(H2O)、干冰(CO2) 鎂、鋁 是否有分子存在 無 無分子，是網(wǎng)狀結(jié)構(gòu) 無 無 熔化時鍵的變化 斷開離子鍵 破壞共價鍵 不破壞化學(xué)鍵，破壞分子間力 減弱 晶 體 的 物 理 特 性 熔點、沸點 熔點較高、沸點高 熔、沸點高 熔、沸點低 變化無規(guī)律 導(dǎo)熱性 不良 不良 不良 良好 導(dǎo)電性 固態(tài)不導(dǎo)電，熔化或溶于水能導(dǎo)電 差 差 良好 機械加工性能 不良 不良 不良 良好 硬度 略硬而脆 高硬度 硬度較小 變化無規(guī)律 2. 均攤法計算晶體中粒子數(shù)目 在做由晶體結(jié)構(gòu)確定物質(zhì)的化學(xué)式或各質(zhì)點所擁有的化學(xué)鍵時，一般利用均攤法，如由立方結(jié)構(gòu)晶體的晶胞確定晶體化學(xué)式的方法： (1)處于立方體頂點上的粒子，同時為8個晶胞所共有，每個粒子有1/8屬于該晶胞。 (2)處于立方體棱上的粒子，同時為4個晶胞所共有，每個粒子有1/4屬于該晶胞。 (3)處于面上的粒子，同時為2個晶胞所共有，每個粒子有1/2屬于該晶胞。 3．四種晶體熔、沸點對比規(guī)律 (1)做這類題時首先要判斷物質(zhì)的晶體類型，不同晶體類型的物質(zhì)的熔沸點高低順序一般是：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。金屬晶體熔沸點差距加大，如鎢是熔點最高的金屬，汞在常溫下為液態(tài)。 (2)同一類型晶體的物質(zhì)，粒子間的作用力越強，熔沸點越高，如： ①離子晶體：結(jié)構(gòu)相似且化學(xué)式中各離子個數(shù)比相同的離子晶體中，離子半徑小(或陰、陽離子半徑之和越小的)，鍵能越強的熔、沸點就越高。如NaCl、 NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸點依次降低。離子所帶電荷大的熔點較高。如：MgO熔點高于 NaCl ②分子晶體：在組成結(jié)構(gòu)均相似的分子晶體中，相對分子質(zhì)量越大，分子間的作用力越大，熔沸點越高，如O2＞N2、HI＞HBr＞HCl(HF除外)。但結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點較高。 ③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點就高。如金剛石、金剛砂(碳化硅)、晶體硅的熔、沸點逐漸降低。 ④金屬晶體：金屬陽離子半徑越小，帶的電荷越多，其熔、沸點也就越高。如ⅢA的Al， ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸點就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑越小的，其熔沸點越高。 4．下表列出了常見晶體的結(jié)構(gòu)類型及分析： 晶體 晶體結(jié)構(gòu)示意圖 晶體中微粒分布詳解 氯化鈉晶體 Na＋和Cl－交替占據(jù)立方體的頂點而向空間延伸。在每個Na＋周圍最近的等距離(設(shè)為a)的Cl－有6個(上、下、左、右、前、后)，在每個Cl－周圍最近的等距離為Na＋亦有6個，這6個離子構(gòu)成一個正八面體；在每個Na＋周圍最近的等距離(必為a)的Na＋有12個(同層4個、上層4個，下層4個)，在每個Cl－周圍最近的等距離的Cl－亦有12個 氯化銫晶體 每8個Cs＋、八個Cl－各自構(gòu)成立方體，在每個立方體的中心有一個異種離子(Cs＋或Cl－)。在每個Cs＋周圍最近的等距離(為/2)的Cl－有8個，在每個Cs＋周圍最近的等距離(必為a)的Cs＋有6個(上、下、左、右、前、后)，在每個Cl－周圍最近的等距離的C1－亦有6個 二氧化碳晶體 每8個CO2構(gòu)成立方體且在6個面的中心又各占據(jù)1個C02。在每個CO2周圍等距離(a/2，a為立方體棱長)最近的CO2有12個(同層4個、上層4個、下層4個) 金剛石晶體 每個C與另4個C以共價鍵結(jié)合，前者位于正四面體中心，后四者位于正四面體頂點。晶體中所有C-C鍵長相等、鍵角相等(均為10928′)；晶體中最小碳環(huán)由6個C 組成且六者不在同一平面內(nèi)；晶體中每個C參與了4條C-C鍵的形成，而在每條鍵中心的貢獻只有一半，故C原子數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為1:2 石墨晶體 層內(nèi)存在共價鍵、金屬鍵，層間以范德華力結(jié)合，兼具有原子晶體、金屬晶體、分子晶體的特征。在層內(nèi)，每個C與3個C形成C-C鍵，構(gòu)成正六邊形，鍵長相等，鍵角相等(均為120)；在晶體中，每個C參與了3條C-C鍵的形成，而在每條鍵中的貢獻只有一半，每個正六邊形平均只占61/3=2個C，C原子個數(shù)與C-C鍵數(shù)之比為2：3 二氧化硅晶體 每個Si與4個O結(jié)合，前者在正四面體的中心，后四者在正四面體的頂點；同時每個0被兩個正四面體所共用。正四面體內(nèi)鍵角為10928′，每個正四面體占有一個完整的Si，四個“半O原子”，故晶體中Si原子與O原子個數(shù)比為1：(41/2)=1：2 (可看作是金剛石結(jié)構(gòu)中的每個碳原子之間插入一個氧原子，再將碳原子換成硅原子) 5．金屬晶體模型常見的三種結(jié)構(gòu) 三種典型結(jié)構(gòu)類型 體心立方晶格 面心立方晶體 密排六方晶格 配位數(shù) 8 12 12 常見金屬晶體結(jié)構(gòu) (有些金屬晶體可能有兩種或三種晶格) Li、Na、K、Rb、Cs、Ca、Sr、Ba、Ti、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、Fe Ca、Sr、Cu、Au、A1、Pb、NiPd、Pt Be、Mg、Ca、Sr、Co、Ni、Zn、Cd、Ti 結(jié)構(gòu)示意圖 空間利用率 68.02％ 74.05％ 74.05％ 堆積形式 體心立方密堆積 面心立方最密堆積 六方最密堆積 2.經(jīng)典精講 【經(jīng)典考題1】（2018新課標1卷）Li是最輕的固體金屬，采用Li作為負極材料的電池具有小而輕、能量密度大等優(yōu)良性能，得到廣泛應(yīng)用?；卮鹣铝袉栴}： （1）下列Li原子電子排布圖表示的狀態(tài)中，能量最低和最高的分別為_____、_____（填標號）。 A． B． C． D． （2）Li+與H?具有相同的電子構(gòu)型，r(Li+)小于r(H?)，原因是______。 （3）LiAlH4是有機合成中常用的還原劑，LiAlH4中的陰離子空間構(gòu)型是______、中心原子的雜化形式為______。LiAlH4中，存在_____（填標號）。 A．離子鍵 B．σ鍵 C．π鍵 D．氫鍵 （4）Li2O是離子晶體，其晶格能可通過圖(a)的Born?Haber循環(huán)計算得到。 可知，Li原子的第一電離能為________kJmol?1，O=O鍵鍵能為______kJmol?1，Li2O晶格能為______kJmol?1。 （5）Li2O具有反螢石結(jié)構(gòu)，晶胞如圖(b)所示。已知晶胞參數(shù)為0.4665 nm，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則Li2O的密度為______gcm?3（列出計算式）。 【答案】D C Li+核電荷數(shù)較大 正四面體 sp3 AB 520 498 2908 點睛：本題考查核外電子排布，軌道雜化類型的判斷，分子構(gòu)型，電離能、晶格能，化學(xué)鍵類型，晶胞的計算等知識，保持了往年知識點比較分散的特點，立足課本進行適當拓展，但整體難度不大。難點仍然是晶胞的有關(guān)判斷與計算，晶胞中原子的數(shù)目往往采用均攤法：①位于晶胞頂點的原子為8個晶胞共用，對一個晶胞的貢獻為1/8；②位于晶胞面心的原子為2個晶胞共用，對一個晶胞的貢獻為1/2；③位于晶胞棱心的原子為4個晶胞共用，對一個晶胞的貢獻為1/4；④位于晶胞體心的原子為1個晶胞共用，對一個晶胞的貢獻為1。 【經(jīng)典考題2】（2018新課標2卷）硫及其化合物有許多用途，相關(guān)物質(zhì)的物理常數(shù)如下表所示： H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4 熔點/℃ ?85.5 115.2 >600（分解） ?75.5 16.8 10.3 沸點/℃ ?60.3 444.6 ?10.0 45.0 337.0 回答下列問題： （1）基態(tài)Fe原子價層電子的電子排布圖（軌道表達式）為__________，基態(tài)S原子電子占據(jù)最高能級的電子云輪廓圖為_________形。 （2）根據(jù)價層電子對互斥理論，H2S、SO2、SO3的氣態(tài)分子中，中心原子價層電子對數(shù)不同于其他分子的是_________。 （3）圖（a）為S8的結(jié)構(gòu)，其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多，主要原因為__________。 （4）氣態(tài)三氧化硫以單分子形式存在，其分子的立體構(gòu)型為_____形，其中共價鍵的類型有______種；固體三氧化硫中存在如圖（b）所示的三聚分子，該分子中S原子的雜化軌道類型為________。 （5）FeS2晶體的晶胞如圖（c）所示。晶胞邊長為a nm、FeS2相對式量為M，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，其晶體密度的計算表達式為___________gcm?3；晶胞中Fe2+位于所形成的正八面體的體心，該正八面體的邊長為______nm。 【答案】 啞鈴（紡錘） H2S S8相對分子質(zhì)量大，分子間范德華力強 平面三角 2 sp3 【解析】分析：（1）根據(jù)鐵、硫的核外電子排布式解答； 占據(jù)最高能級是3p，其電子云輪廓圖為啞鈴（紡錘）形。 回答下列問題： (1)D2＋的價層電子排布圖為_______。 (2)四種元素中第一電離最小的是____，電負性最大的是____。(填元素符號) (3)A、B和D三種元素組成的一個化合物的晶胞如圖所示。 ①該化合物的化學(xué)式為_________；D的配位數(shù)為_______； ②列式計算該晶體的密度_______gcm－3。 (4)A－、B＋和C3＋三種離子組成的化合物B3CA6，其中化學(xué)鍵的類型有_____；該化合物中存在一個復(fù)雜離子，該離子的化學(xué)式為_______，配位體是____。 【答案】(1) (2)K F (3)①K2NiF4； 6 ② (4)離子鍵、配位鍵；[FeF6]3－；F－ [FeF6]3－，配體是F－。 【經(jīng)典考題4】(1)依據(jù)第2周期元素第一電離能的變化規(guī)律，參照右圖B、F元素的位置，用小黑點標出C、N、O三種元素的相對位置。 (2)NF3可由NH3和F2在Cu催化劑存在下反應(yīng)直接得到： ①上述化學(xué)方程式中的5種物質(zhì)所屬的晶體類型有_________(填序號)。 a.離子晶體 b.分子晶體 c.原子晶體 d.金屬晶體 ②基態(tài)銅原子的核外電子排布式為________。 (3)BF3與一定量水形成(H2O)2BF3晶體Q，Q在一定條件下可轉(zhuǎn)化為R： ①晶體Q中各種微粒間的作用力不涉及___________(填序號)。 a.離子鍵 b.共價鍵 c.配位鍵 d.金屬鍵 e.氫鍵 f.范德華力 ②R中陽離子的空間構(gòu)型為_______，陰離子的中心原子軌道采用_______雜化。 (4)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka=1.1 10－10；水楊酸第一級電離形成的離子能形成分子內(nèi)氫鍵。據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù)Ka2(水楊酸)_______Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是__________。 【答案】(1) (2)①a、b、d ②1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (3)①a、d ②三角錐型 sp3 (4)＜ 中形成分子內(nèi)氫鍵，使其更難電離出H＋ 【解析】本題考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)模塊的內(nèi)容。考查了電離能、電子排布式、空間構(gòu)型、雜化以及氫鍵等知識。 (1)同周期元素的第一電離能呈增大趨勢，但是氮的2p軌道處于半滿狀態(tài)2p3，使其結(jié)構(gòu)相對較為穩(wěn)定，致使其第一電離能大于相鄰的碳、氧元素。 (2)①NH3、F2、NF3為分子晶體，銅為金屬晶體，而NH4F是由NH4＋ 和F-組成的為離子晶體。 【經(jīng)典考題5】金屬鎳在電池、合金、催化劑等方面應(yīng)用廣泛。 (1)下列關(guān)于金屬及金屬鍵的說法正確的是_______。 a．金屬鍵具有方向性與飽和性 b．金屬鍵是金屬陽離子與自由電子間的相互作用 c．金屬導(dǎo)電是因為在外加電場作用下產(chǎn)生自由電子 d．金屬具有光澤是因為金屬陽離子吸收并放出可見光 (2)Ni是元素周期表中第28號元素，第二周期基態(tài)原子未成對電子數(shù)與Ni相同且電負性最小的元素是______。 (3)過渡金屬配合物Ni(CO)n的中心原子價電子數(shù)與配體提供電子總數(shù)之和為18，則n =______。CO與N2結(jié)構(gòu)相似，CO分子內(nèi)σ鍵與π鍵個數(shù)之比為________。 (4)甲醛(H2C=O)在Ni催化作用下加氫可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子內(nèi)C原子的雜化方式為________，甲醇分子內(nèi)的O—C—H鍵角_______(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子內(nèi)的O—C—H鍵角。 【答案】(1)b (2)C(碳) (3)4； 1:2 (4)sp3； 小于 【解析】(1)金屬鍵沒有方向性和飽和性，a錯；b對；金屬中本身就存在著自由電子，并不是外加電場而產(chǎn)生的自由電子，c錯；金屬具有光澤是因為自由電子能夠吸收所有波長的光，隨即又反射出來時，若全部反射就是銀白色，若反射一部分就呈其它顏色(如金)，所以d項說是因為金屬陽離子，是錯誤的。 (2)Ni的外圍電子排布為3d84s2，3d能級上有2個未成對電子。第二周期中未成對電子數(shù)為2的元素有C、O，其中C的電負性小。 (3)Ni的外圍電子排布為3d84s2，價電子數(shù)為10，每個CO與鎳配位提供2個電子，所以共4個CO；C≡O(shè)中含1個σ鍵、2個π鍵。 (4)甲醇()分子內(nèi)C有4對σ電子對，無孤電子對，為sp3雜化，O—C—H鍵角約10928；甲醛()分子內(nèi)C為sp2雜化，平面三角形，O—C—H鍵角約120；故甲醇分子內(nèi)O—C—H鍵角比甲醛分子內(nèi)O—C—H鍵角小。 【經(jīng)典考題6】 一項科學(xué)研究成果表明，銅錳氧化物(CuMn2O4)能在常溫下催化氧化空氣中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。 (1)向一定物質(zhì)的量濃度的Cu(NO3)2和Mn(NO3)2溶液中加入Na2CO3溶液，所得沉淀經(jīng)高溫灼燒，可制得CuMn2O4。 ①Mn2＋基態(tài)的電子排布式可表示為 。 ②NO3－ 的空間構(gòu)型是 (用文字描述)。 (2)在銅錳氧化物的催化下，CO被氧化為CO2，HCHO被氧化為CO2和H2O。 ①根據(jù)等電子體原理，CO分子的結(jié)構(gòu)式為 。 ②H2O分子中O原子軌道的雜化類型為 。 ③1 mol CO2中含有的σ鍵數(shù)目為 。 (3)向CuSO4溶液中加入過量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。不考慮空間構(gòu)型，[Cu(OH)4]2－的結(jié)構(gòu)可用示意圖表示為 。 【答案】(1)①1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5) ②平面三角形 (2)①C≡O(shè) ②sp3 ③26.021023個(或2 mol) (3) (或) 【解題技巧】 1、判斷雜化軌道類型的一般方法 (1)看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個π鍵，是sp雜化；如果有1個雙鍵，則其中有1個π鍵，是sp2雜化；如果全部是單鍵，則是sp3雜化。 (2)雜化軌道數(shù)等于中心原子的孤對電子對數(shù)與相連的其他原子個數(shù)之和。若和為2，則中心原子sp雜化；若和為3，則中心原子sp2雜化；若和為4，則中心原子sp3雜化。如NH3，N原子有1對孤電子對，另外與3個氫原子成鍵，所以為1＋3＝4，為sp3雜化；再如CO2，C原子沒有孤電子對，與2個氧原子成鍵，所以為0＋2＝2，為sp雜化。 2、等電子體的判斷方法 一是同主族變換法，如CO2與CS2、CF4與CCl4是等電子體，二是左右移位法，如N2與CO，CO、NO 與SO3是等電子體。如果是陰離子，價電子應(yīng)加上陰離子所帶的電荷數(shù)；如果是陽離子，價電子應(yīng)減去陽離子所帶的電荷數(shù)。如NH價電子為8，CO價電子為24。 3、中心原子A的價層電子對數(shù)的計算方法： 對ABm型化合物，中心原子A的價層電子對數(shù)n＝，計算時一般說來，價電子數(shù)即為最外層電子數(shù)，但B為鹵素原子、氫原子時，提供1個價電子，若為氧原子、硫原子時，則不提供電子。 4、晶體類型的判斷 (1)依據(jù)物質(zhì)的分類判斷 金屬氧化物(如K2O、Na2O2等)、強堿(如NaOH、KOH等)和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外)、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、酸、絕大多數(shù)有機物(除有機鹽外)都是分子晶體。常見的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅等。金屬單質(zhì)(除汞外)與合金是金屬晶體。 (2)依據(jù)組成晶體的晶格質(zhì)點和質(zhì)點間的作用判斷 離子晶體的晶格質(zhì)點是陰、陽離子，質(zhì)點間的作用是離子鍵；原子晶體的晶格質(zhì)點是原子，質(zhì)點間的作用是共價鍵；分子晶體的晶格質(zhì)點是分子，質(zhì)點間的作用為分子間作用力；金屬晶體的晶格質(zhì)點是金屬離子和自由電子，質(zhì)點間的作用是金屬鍵。 (3)晶體的熔點判斷 離子晶體的熔點較高，常在數(shù)百度至一千余度；原子晶體熔點高，常在一千度至幾千度；分子晶體熔點低，常在數(shù)百度以下至很低溫度；金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有相當?shù)偷摹? (4 )依據(jù)導(dǎo)電性判斷 離子晶體水溶液及熔化時能導(dǎo)電；原子晶體一般為非導(dǎo)體，但有些能導(dǎo)電，如晶體硅；分子晶體為非導(dǎo)體，而分子晶體中的電解質(zhì)(如酸和部分非金屬氣態(tài)氫化物)溶于水，使分子內(nèi)的化學(xué)鍵斷裂形成自由離子也能導(dǎo)電；金屬晶體是電的良導(dǎo)體。 (5)依據(jù)硬度和機械性能判斷 離子晶體硬度較大或略硬而脆；原子晶體硬度大；分子晶體硬度小且較脆；金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。 5、均攤法確定晶胞組成 均攤法確定晶胞組成的原則：晶胞任意位置上的一個原子如果是被n個晶胞所共有，則每個晶胞對這個原子占有的份額就是。如立方體晶胞中組成粒子個數(shù)的計算方法是 同理可知，六棱柱晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被6、3、4、2個晶胞共有；正三棱柱形晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被12、6、4、2個晶胞共有。 【規(guī)律總結(jié)】誤點警示： (1)書寫電子排布圖時常出現(xiàn)的錯誤：(違反泡利原理)：或(違反洪特規(guī)則)：正確的應(yīng)為。 (2)洪特通過分析光譜實驗得出：能量相同的原子軌道在全充滿(如d10)、半充滿(如d5)和全空(如d0)時體系能量較低，原子較穩(wěn)定。如Cr原子的電子排布式為：1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1，Cu原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1。 (3)書寫基態(tài)原子或價電子的電子排布式時，雖說能量E [(n－1)d]＞E(ns)，但書寫排布式時，應(yīng)將(n－1)d排在ns前。 如Fe：正確應(yīng)為1s22s22p63s23p63d64s2，錯誤的是1s22s22p63s23p64s23d6。 (4)同一周期，隨著原子序數(shù)的增加，元素的第一電離能呈現(xiàn)增大的趨勢，稀有氣體元素的第一電離能最大，堿金屬元素的第一電離能最小。但要注意反常情況：同周期元素第ⅡA族的元素的第一電離能大于第ⅢA族元素的第一電離能，同周期元素第ⅤA族元素的第一電離能大于第ⅥA族元素的第一電離能，如：Be＞B，N＞O，Mg＞Al，P＞S等。 (5)電負性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負性小的元素位于元素周期表的左下角。電負性最大的元素為氟，電負性最小的為銫。 判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗規(guī)律：若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)，則為非極性分子；若不相等，則為極性分子。如BF3、CO2等為非極性分子，NH3、H2O、SO2等為極性分子。 (6)同一種鍵在不同分子中的鍵長不同，通常所用的數(shù)據(jù)是一種統(tǒng)計平均值即平均鍵長作為該鍵的鍵長。例如，C—C單鍵的鍵長在金剛石中為154.2pm，在乙烷中為153.3pm，在丙烷中為154pm，在環(huán)已烷中為153pm，因此將C—C單鍵的鍵長定為154pm。就相同的兩原子形成的鍵而言，單鍵鍵長＞雙鍵鍵長＞叁鍵鍵長。 (7)分子中不一定含有化學(xué)鍵，如稀有氣體分子是單原子分子，不存在化學(xué)鍵。 (8)氫鍵不是化學(xué)鍵，是一種特殊的分子間作用力。有氫鍵分子間也有范德華力，但有范德華力分子間不一定有氫鍵。 (9)極性分子可能含有非極性鍵，如H2O2；非極性分子可能不含非極性鍵，如CH4。 (10)含有離子的晶體不一定是離子晶體，如金屬晶體中含有金屬陽離子。 (11)由非金屬元素構(gòu)成的晶體不一定為分子晶體。如NH4Cl。 含共價鍵的晶體不一定是原子晶體，如分子晶體的結(jié)構(gòu)粒子分子內(nèi)部含共價鍵，離子晶體結(jié)構(gòu)粒子離子內(nèi)部也可能有共價鍵，如Na2O2、NaOH、NH4Cl等。 (12)具有導(dǎo)電性的晶體不一定是離子晶體。如Si、石墨。 (13)金屬與非金屬元素構(gòu)成的晶體不一定是離子晶體。如AlCl3為分子晶體。 (14)離子晶體的熔點不一定低于原子晶體，如熔點：MgO＞SiO2。 (15)金屬晶體的熔點不一定高于分子晶體，如熔點：S＞Hg(Hg常溫下為液體)。 (16)石墨晶體的熔點很高，但不屬于原子晶體，而是過渡型晶體。 (17)晶體中有陽離子不一定有陰離子，如構(gòu)成金屬晶體的微粒是由陽離子和自由電子構(gòu)成。 (18)H2O的熔、沸點高于H2S的原因不是H2O分子存在氫鍵，而應(yīng)該是H2O分子間存在氫鍵。