2019年高考化学专题3.16物质结构的分析与判断的解题方法与技巧.docx

专题3.16 物质结构的分析与判断的解题方法与技物质结构与性质的命题热点有：核外电子排布规律；书写原子或离子核外电子排布式、电子排布图(即轨道表示式)；第一电离能、电负性的变化规律及其应用；物质中化学键类型的判断；分子中的原子轨道杂化类型及分子的空间构型的判断；分子间作用力、氢键及分子的性质；常见四种晶体的判断方法及性质；金属晶体的堆积模型；均摊法求解晶体化学式；常见晶体结构分析；有关晶胞的计算。 标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。变化规律：金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。方法技巧：1、原子的核外电子排布式(图)的书写（1）核外电子排布式：用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。例如，K：1s22s22p63s23p64s1。为了简化，通常把内层已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。例如，K：Ar4s1。（2）核外电子排布图：用表示原子轨道，和分别表示两种不同自旋方向的电子。如氧原子的核外电子排布图可表示为。核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。（3）价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。（4）构造原理是书写基态原子的电子排布式的依据，也是绘制基态原子的电子排布图的主要依据之一。2、基态原子的核外电子排布的表示方法（以硫原子为例）表示方法举例原子结构示意图电子式电子排布式1s22s22p63s23p4或Ne3s23p4电子排布图3、电离能的应用：判断金属性与非金属性强弱；分析原子核外电子层结构，如某元素的In1In，则该元素的最外层电子数为n；判断化学键类型。4、电负性的应用：判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱；判断元素在化合物中的价态；判断化学键类型。二、分子结构与性质1、共价键类型分类依据类型分类依据形成共价键的原子轨道重叠方式形成共价键的电子对是否偏移 键 电子云“头碰头”重叠键电子云“肩并肩”重叠原子间共用电子对的数目形成共价键的原子轨道重叠方式极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移形成共价键的电子对是否偏移单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有三对共用电子对2、分子的立体构型与性质（1）价层电子对互斥模型电子对数成键电子对数孤电子对数电子对立体构型分子立体构型实例220直线形直线形BeCl2330平面三角形平面正三角形BF321V形SnBr2、SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O注意：运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：n(中心原子的价电子数每个配位原子提供的价电子数m)/2（2）杂化轨道类型与分子立体构型杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角立体构型实例sp2180直线形BeCl2sp23120平面三角形BF3sp3410928四面体形CH4（3）分子的极性：分子中正电中心和负电中心重合的分子是非极性分子，分子中正电中心和负电中心不重合的分子是极性分子。3、配合物的组成、结构、性质（1）概念：由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合而成的化合物。（2）组成（3）形成条件（4）结构和性质：4、分子间作用力与物质性质：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键，其中范德华力氢键化 方法技巧（1）怎样判断化学键的类型和数目？只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。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；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为键，双键中有一个键和一个键，三键中有一个键和两个键。（2）三点说明：s轨道与s轨道重叠形成键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成键时，无方向性。两个s轨道只能形成键，不能形成键。两个原子间可以只形成键，但不能只形成键。（3）分子极性判断：分子中的中心原子的最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。（4）含氧酸酸性比较：同种元素的含氧酸的强弱规律，其酸性具有如下规律：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。（5）氢键应用要注意：有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。分子内氢键基本上不影响物质的性质。（6）判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法根据杂化轨道的空间分布构型判断：若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化；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；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。（2）根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为10928，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180，则分子的中心原子发生sp杂化。（3）记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。三、晶体结构与性质 分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子 分子原子 金属阳离子、自由电子 阴阳离子粒子间的相互作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，在水溶液或熔融状态下导电物质类别及举例大多数非金属单质、酸、气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)方法技巧一、晶体判断1、依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。（2）原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。（3）分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2、依据物质的分类判断（1）金属氧化物(如K2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。（2）大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。（3）常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅 等。 三、晶胞中微粒的计算方法均摊法【例1】钛被称为继铁、铝之后的第三金属，其单质及化合物在航天、军事、航海、医疔等领域都有着重要的应用。请回答下列问题：(1)基态Ti原子的价电子轨道表示式为_。(2)化学式为Ti(H2O)6Cl3的绿色晶体是TiCl3的六水合物的一种晶型，该晶体中，与Ti3+形成配位键的原子是_ (填元素符号)，该原子的杂化类型为_杂化，该晶体所含元素中，电负性最大的元素是_ (填元素符号)。(3)化学式为Ti(H2O)5 ClCl2H2O的绿色晶体是TiCl3的六水合物的另一种晶型，取1mol该晶体溶于水配成500mL溶液，加入足量AgNO3溶液使Cl-完全沉淀，消耗AgNO3的物质的量为_mol。(4)钛与卤素形成的化合物的熔沸点如下表所示，TiCl4、TiBr4、TiI4的熔点和沸点呈现一定变化规律的原因是_。(5)TiO2能溶浓硫酸并析出一种离子晶体，已知其中阳离子是以链状聚合物形式存在的钛酰阳离子，其结构如下图所示，阳离子化学式为_，写出一种与SO42互为等电子体的分子_。(6)下图是钛晶体在空间的一种堆积方式，此堆积方式名称为_，钛原子的配位数为_。已知：a=0.295nm，c=0.469nm，则该钛晶体的密度为_gcm3(NA表示阿伏加德罗常数的值，列出计算式即可)。【答案】 O sp3 O 2 TiCl4、TiBr4、TiI4都是分子晶体，而且组成和结构相似，其相对分子质量依次增大，分子间作用力逐渐增大，因而三者的熔点和沸点依次升高 （TiO）n2n+ 或(TiO2+) CCl4 SiCl4等 六方最密堆积 12 486/(2.9510-8)24.6910-8NA 【解析】【分析】(1)根据基态Ti原子的价电子为3d24s2，画出其价电子轨道表示式；(2) Ti(H2O)6Cl3晶体中，与Ti3+形成配位键的原子是O，O原子的杂化类型为sp3；晶体所含元素中，电负性最大的元素是O。 （5）由X、Y的参数，可知X处于坐标系原点，x、z轴形成平面为晶胞前平面，x、y轴构成的平面为晶胞下底面，z、y轴构成的平面为晶胞左侧平面，Y处于晶胞的前平面面心位置。Z与周围4个N原子形成正四面体，Z与顶点N原子连线处于晶胞体对角线上，且二者距离为体对角线的1/4，则Z与X的距离为晶胞体对角线长度的3/4，Z到坐标系的3个平面距离均为晶胞棱长的3/4均摊法计算晶胞中个原子数目，再计算晶胞中各原子总质量，而原子总质量也等于晶体密度与晶胞体积的乘积。【详解】（1）As位于周期表中第4周期，第VA族，其价电子排布式为4S24P5 ；（2）砷烷为AsH3，根据VSEPR理论，中心As原子的配位原子数为BP=3，孤电子对数为LP=（5-13）/2=1，则价电子对数为VP=BP+LP=3+1=4，根据杂化轨道理论，中心As原子为sp3杂化，由于存在一对孤电子对，占据正四面体型的顶点，则砷烷的空间构型为三角锥形；【点睛】本题考查物质结构与性质，注意同周期第一电离能变化异常情况，（5）中原子参数确定为易错点、难点，关键是明确坐标系的距离、B与N原子距离与晶胞棱长的关系，需要具备一定的空间想象与数学计算能力。1臭氧（O3）在Fe(H2O)62+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为和，NOx也可在其他条件下被还原为N2。（1）中心原子轨道的杂化类型为_；的空间构型为_（用文字描述）。（2）Fe2+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）N2分子中键与键的数目比n（）n（）=_。（5）Fe(H2O)62+与NO反应生成的Fe(NO)(H2O)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。_【答案】sp3平面（正）三角形Ar3d6或1s22s22p63s23p63d6NO212【解析】分析：（1）用价层电子对互斥理论分析SO42-中S的杂化方式和NO3-的空间构型。（2）Fe原子核外有26个电子，根据构造原理写出基态Fe的核外电子排布式，进一步写出Fe2+的核外电子排布式。（3）用替代法写出O3的等电子体。（4）N2的结构式为NN，三键中含1个键和2个键。（5）根据化学式，缺少的配体是NO和H2O，NO中N为配位原子，H2O中O上有孤电子对，O为配位原子。（5）根据化学式，缺少的配体是NO和H2O，NO中N为配位原子，H2O中O上有孤电子对，O为配位原子，答案为：。 3铜、镁、金等的相关物质在生产生活中具有重要的作用。回答下列问题：(1)铜元素在周期表中的位置是_，基态铜原子中，核外电子占据最高能层的符号是_，占据该最高能层的电子数为_。(2)在一定条件下，金属相互化合形成的化合物称为金属互化物，如Cu9Al4、 Cu5Zn8等。某金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，该金属互化物属于_(填“晶体”或“非晶体”)(3)铜能与类卤素(SCN)2反应生成Cu(SCN)2，lmol(SCN)2分子中含有键的数目为_。(SCN)2对应的酸有硫氰酸(H-SCN)、异硫氰酸(H-N=C=S)两种。理论上前者沸点低于后者，其原因是_。(4)铜与金形成的金属互化物的晶胞结构如图1所示，其晶胞边长为anm，该金属互化物的密度为_(用含a、NA的代数式表示)gcm3。(6)某金属晶体中原子的堆积方式为六方最密堆积如图2所示，晶胞可用图3表示。已知该金属的原子半径为acm，该金属晶胞的高为bcm：若以晶胞中A点原子为原点建立空间直角坐标系o-xyz，