（新课标Ⅲ）2019版高考化学专题二十四物质的结构与性质课件.pptx

1、专题二十四物质的结构与性质,高考化学 (课标专用,A组统一命题课标卷题组 考点一原子结构与性质 1.(2018课标,35,15分)化学选修3:物质结构与性质(15分) 锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题: (1)Zn原子核外电子排布式为。 (2)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是。 (3)ZnF2具有较高的熔点(872 ),其化学键类型是;ZnF2不溶于有机溶剂而Zn-Cl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是。 (4)中华本草等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3

2、)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中,阴离子空间构型为,C原子的杂化形式为,五年高考,5)金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式称为。六棱柱底边边长为a cm,高为c cm,阿伏加德罗常数的值为NA,Zn的密度为gcm-3(列出计算式,答案(1)Ar3d104s2 (2)大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子 (3)离子键ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小 (4)平面三角形sp2 (5)六方最密堆积(A3型,解析本题考查核外电子排布式的书写、电离能、离子的空间构型、金属的堆积模型和晶体的计算。 (1)Zn是30

3、号元素,核外有30个电子,故核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或Ar3d104s2。 (2)由于Zn的核外电子排布式为Ar3d104s2,Cu的核外电子排布式为Ar3d104s1,Zn核外电子排布处于全满稳定状态,第一电离能更大,所以I1(Zn)I1(Cu)。 (3)ZnF2熔点较高,属于离子晶体,含有的化学键类型为离子键;ZnCl2、ZnBr2、ZnI2均是分子晶体,根据相似相溶原理知,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于有机溶剂。 (4)ZnCO3中的阴离子为C,C中C原子的价层电子对数为3+(4+2-32)=3,且无孤电子 对,故空间构型为平面三角形,C原子

4、的杂化形式为sp2。 (5)由金属Zn晶体中的原子堆积方式图可知,其堆积方式为六方最密堆积;六棱柱底边边长为a cm,则六棱柱底面积为(6aa)cm2=a2 cm2,体积为a2c cm3;根据均摊法知,一个六棱 柱中含有Zn原子数目为12+2+3=6,所以Zn的密度= gcm-3= g,cm-3,易混易错注意均摊法在立方体和六棱柱中的异同,2.(2017课标,35,15分)化学选修3:物质结构与性质钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题: (1)元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为nm(填标号)。 A.404.4B.553.5C.589.2 D.6

5、70.8E.766.5 (2)基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为。K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是。 (3)X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在离子。离子的几何构型为,中心原子的 杂化形式为。 (4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立方结构,边长为a=0.446 nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,如图所示。K与O间的最短距离为nm,与K紧邻的O个数为,5)在KIO3晶胞结构的另一种表示中,I处于各顶角位置,则K处于位置,O处于位置,答案(1)A

6、 (2)N球形K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱 (3)V形sp3 (4)0.31512 (5)体心棱心,解析本题考查角度较前几年更为细致,如颜色对应的辐射波长、基态原子最高能层符号、晶胞中原子间的位置关系等。 (1)紫色对应的辐射波长是可见光中最短的,A项正确。 (2)K位于第4周期A族,电子占据的最高能层为N层,最外层只有一个电子,位于s能级,电子云轮廓图形状为球形。金属的熔、沸点与金属键强弱有关,金属键的强弱又与金属原子的半径以及价电子数有关,原子半径越大,价电子数越少,金属键越弱,熔、沸点越低。 (3)中心原子I的价层电子对数为(7+2-1)=4,中心原子杂化类型为sp3杂化,成

7、键电子对数为 2, 孤电子对数为 2,故空间构型为V形。 (4)根据晶胞结构可知K与O间的最短距离是面对角线的一半,即0.446 nm,根据晶胞结构 可知与K紧邻的O的个数为12。 (5)根据已知的晶胞可知,当I原子处于各顶角位置时,晶胞可以由八个已知晶胞堆积在一起组合而成,其中I原子处于八个晶胞的体心构成的八个顶角上,则K原子处于新晶胞的体心,O原子处于新晶胞的棱心,答题规范用价层电子对互斥理论推测分子或离子的空间构型 分子(离子)的空间构型,3.(2016课标,37,15分)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题: (1)基态Ge原子的核外电子排布式为Ar,

8、有个未成对电子。 (2)Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、叁键,但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析,原因是。 (3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因,4)光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是。 (5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为,微粒之间存在的作用力是。 (6)晶胞有两个基本要素: 原子坐标参数,表示晶胞内部各原子的相对位置。下图为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标参数A为(0,0,0);B为(,0,);C为(,0)。则D原子的坐标参数为,晶胞参数,描述晶

9、胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a=565.76 pm,其密度为gcm-3(列出计算式即可,答案(1)3d104s24p22 (2)Ge原子半径大,原子间形成的单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成键 (3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似,分子量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强 (4)OGeZn (5)sp3共价键 (6)(,) 107,解析(2)单键中含有1个键,双键中含有1个键和1个键,叁键中含有1个键和2个键。键的成键方式是“头碰头”,键的成键方式是“肩并肩”,原子间形成的键键长越长,越不利于两原子间形成键。(3)对

10、于结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越大,熔、沸点越高。(4)元素的非金属性越强,原子吸引电子能力越强,元素的电负性越大。(5)金刚石中C原子的杂化方式为sp3杂化,微粒间作用力为共价键,运用类推法不难得出结论。(6)晶胞参数a即为晶胞边长,= gcm-3=107 gcm-3,疑难突破熟悉金刚石的晶胞结构是回答(6)问的关键。金刚石晶胞中C原子有三种位置:顶点、面心和体内,其中体内的4个C原子都位于体对角线的处,Ge的晶胞中处于D位置的Ge 原子就是这种情况,因此其原子坐标参数为(,易错警示计算晶胞密度时一定要注意晶胞参数a的单位,要将其换算为cm,而不能直接代入565.76

11、pm,4.(2015课标,37,15分,0.479)碳及其化合物广泛存在于自然界中。回答下列问题: (1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用形象化描述。在基态14C原子中,核外存在对自旋相反的电子。 (2)碳在形成化合物时,其键型以共价键为主,原因是 。 (3)CS2分子中,共价键的类型有、C原子的杂化轨道类型是,写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子。 (4)CO能与金属Fe形成Fe(CO)5,该化合物的熔点为253 K,沸点为376 K,其固体属于晶体。 (5)碳有多种同素异形体,其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示,在石墨烯晶体中,每个C原子连接个

12、六元环,每个六元环占有个C原子。 在金刚石晶体中,C原子所连接的最小环也为六元环,每个C原子连接个六元环,六元环中最多有个C原子在同一平面,答案(15分)(1)电子云2(每空1分,共2分) (2)C有4个价电子且半径小,难以通过得或失电子达到稳定电子结构(2分) (3)键和键spCO2、SCN-(或COS等)(2分,1分,2分,共5分) (4)分子(2分) (5)32(每空1分,共2分) 124(每空1分,共2分,解析(1)电子在原子核外出现的概率密度分布通常用电子云来形象化描述C的电子排布图 为 ,所以其基态原子中核外存在2对自旋相反的电子。 (2)碳的原子结构示意图为,有4个价电子,难以通

13、过得或失电子达到稳定结构,所以其 键型以共价键为主。 (3)CS2分子的结构式为SCS,其共价键的类型有键和键,C原子的杂化轨道类型为sp;CS2 分子为三原子分子,最外层电子总数为16,与其具有相同空间构型和键合形式的分子有CO2、COS,离子有SCN-等。 (4)Fe(CO)5的熔点为253 K,较低,沸点也不高,所以其固体属于分子晶体。 (5)由题中石墨烯和金刚石的晶体结构图示可得,在石墨烯晶体中,每个C原子应连接3个六元环,每个六元环由6个C原子构成,每个六元环所占有的C原子数为6=2;在金刚石晶体中, 每个C原子与其他4个C原子相连,每个C原子连接的六元环个数应为12个,而每一个碳原

14、子与其他4个C原子形成的4个共价键的键角均为10928,形成正四面体,由此可得在金刚石晶体的六元环中最多有4个C原子共面,思路分析S原子的最外层电子数与O原子的最外层电子数相同,所以可以以CO2分子为模型对CS2分子进行分析,疑难突破仔细观察金刚石的结构可以发现,每个碳原子与其他4个碳原子相连,其中与任意1个碳原子相连最终都能形成两个六元环,所以每个碳原子连接六元环的个数是12个,5.(2014课标,37,15分,0.520)早期发现的一种天然二十面体准晶颗粒由Al、Cu、Fe三种金属元素组成。回答下列问题: (1)准晶是一种无平移周期序,但有严格准周期位置序的独特晶体,可通过方法区分晶体、准

15、晶体和非晶体。 (2)基态Fe原子有个未成对电子,Fe3+的电子排布式为。可用硫氰化钾检验Fe3+,形成的配合物的颜色为。 (3)新制备的Cu(OH)2可将乙醛(CH3CHO)氧化成乙酸,而自身还原成Cu2O。乙醛中碳原子的杂化轨道类型为,1 mol乙醛分子中含有的键的数目为。乙酸的沸点明显高于乙醛,其主要原因是。Cu2O为半导体材料,在其立方晶胞内部有4个氧原子,其余氧原子位于面心和顶点,则该晶胞中有个铜原子。 (4)Al单质为面心立方晶体,其晶胞参数a=0.405 nm,晶胞中铝原子的配位数为。列式表示Al单质的密度gcm-3(不必计算出结果,答案(1)X-射线衍射 (2)41s22s22

16、p63s23p63d5血红色 (3)sp3、sp26NACH3COOH存在分子间氢键16 (4)12,解析(1)用一定波长的X-射线照射到晶体上,根据记录仪上有无分离的斑点或明锐的谱线,可以鉴别晶体、准晶体和非晶体。(2)基态Fe原子的电子排布式为Ar3d64s2,价电子的轨道表示式为,故基态Fe原子的未成对电子数为4;Fe3+的电子排布式为Ar3d5 或1s22s22p63s23p63d5;Fe3+与SCN-形成的配合物呈血红色。(3)CH3CHO分子中CH3中碳原子为sp3杂化,CHO中碳原子为sp2杂化。因乙酸分子间能形成氢键,故乙酸的沸点明显比乙醛高。Cu2O晶胞中氧原子数=4+6+8

17、=8,故铜原子数为28=16。(4)面心立方晶胞中,铝原 子的配位数为12;晶胞中Al原子数为8+6=4,故铝单质的密度= gcm-3,规律方法1.在有机物中,中的碳原子是sp3杂化,、中的碳原子是 sp2杂化,中的碳原子是sp杂化,因此只要写出有机物的结构式就可迅速判断碳原 子的杂化类型,2.常见金属的堆积方式的配位数应记住,简单立方堆积(Po):6;体心立方堆积(Na、Fe、K):8;六方最密堆积(Zn、Mg、Ti):12;面心立方最密堆积(Au、Ag、Cu):12,知识拓展1.Fe3+与SCN-可形成一系列配合离子,这些离子都是血红色的,实验时生成的一般是这些离子的混合物,中学阶段只要求

18、写Fe3+3SCN- Fe(SCN)3,2.也可用K4Fe(CN)6或苯酚检验Fe3+,反应的离子方程式分别是4Fe3+3Fe(CN)64- Fe4Fe(CN)63(蓝色)、Fe3+6C6H5OH Fe(C6H5O)63-(紫色)+6H,考点二分子结构与性质 1.(2018课标,35,15分)化学选修3:物质结构与性质 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,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,H2S、SO2、SO3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

19、,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原子的杂化轨道类型为。 (5)FeS2晶体的晶胞如图(c)所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M、阿伏加德罗常数的值为NA,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,该正八面体的边长为nm,答案(1)哑铃(纺锤) (2)H2S (3)S8相对分子质量大,分子间范德华力强 (4)平面三角2sp3 (5)1021a,解析本题考查电子排布图、

20、电子云、中心原子价层电子对数计算、分子构型、杂化轨道类型、晶体有关计算等。(1)基态Fe原子价层电子排布式为3d64s2,排布图为;基态S原子电子排布式为1s22s22p63s23p4,最高能 级为3p,电子云轮廓图为哑铃形。(2)中心原子价层电子对数:H2S为2+(6-21)=4;SO2为2+ (6-22)=3;SO3为3+(6-23)=3。(3)S8和SO2均为分子晶体,S8的相对分子质量比SO2的相对 分子质量大很多,范德华力更强,所以S8的熔点和沸点要比SO2的高很多。(4)SO3分子中中心原子价层电子对数为3,无孤电子对,故SO3分子的立体构型为平面三角形;SO3分子的结构式为,其中

21、既有键又有键;由图(b)可知三聚分子中每个S原子与4个O原子形成4个键,故 其杂化轨道类型为sp3。(5)由图(c)可知,晶胞中Fe2+为12+1=4个,为8+6=4个,一个晶,胞中有4个FeS2,晶胞的体积为(a10-7)3 cm3,则晶体密度的计算表达式为 g cm-3= 1021 g cm-3;正八面体的边长= nm=a nm,2.(2017课标,35,15分)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl (用R代表)。回答下列问题: (1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为。 (2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出

22、的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是 ; 氮元素的E1呈现异常的原因是,3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图(b)所示。 从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为 ,不同之处为。(填标号) A.中心原子的杂化轨道类型 B.中心原子的价层电子对数 C.立体结构 D.共价键类型 R中阴离子中的键总数为个。分子中的大键可用符号表示,其中m代表参,与形成大键的原子数,n代表参与形成大键的电子数(如苯分子中的大键可表示为),则 中的大键应表示为。 图(b)中虚线代表氢键,其表示式为(N)

23、NHCl、 。 (4)R的晶体密度为d gcm-3,其立方晶胞参数为a nm,晶胞中含有y个(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl单元,该单元的相对质量为M,则y的计算表达式为,答案(1) (2)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大N原子的2p轨道为半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一个电子 (3)ABDC5 (H3O+)OHN()(N)NHN() (4)(或10-21,解析本题考查价层电子对互斥理论、价电子排布图、氢键、晶体的相关计算等。(3)H3O+ 中键数为3,中心原子孤电子对数为(6-1-31)=1,价层电子对数为4,杂化轨道类型为sp

24、3, 立体结构为三角锥形;N中键数为4,中心原子孤电子对数为(5-1-41)=0,价层电子对数 为4,杂化轨道类型为sp3,立体结构为正四面体形;H3O+和N中均含极性共价键和配位键,故两 种阳离子的相同之处为A、B、D,不同之处为C。由图(b)中的结构可知中的键数为 5;中的5个原子参与形成大键,每个原子中参与形成大键的电子数为1(孤电子对不参与), 故参与形成大键的电子数为5+1=6,中大键应表示为。(4)晶体的密度为d gcm-3,晶胞 的体积为(a10-7)3cm3,晶胞的质量为y,则y=d(a10-7)3,y= 10-21,知识拓展大键 (1)定义:在多原子分子中如有相互平行的p轨道

25、,它们连贯重叠在一起构成一个整体,p电子在多个原子间运动形成型化学键,这种不局限在两个原子之间的键称为离域键,或共轭大键,简称大键。 (2)形成条件:这些原子都在同一平面上;这些原子有相互平行的p轨道;p轨道上的电子总数小于p轨道数的2倍,3.(2016课标,37,15分)砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料,可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题: (1)写出基态As原子的核外电子排布式。 (2)根据元素周期律,原子半径GaAs,第一电离能GaAs。(填“大于”或“小于”) (3)AsCl3分子的立体构型为,其中As的杂化轨道类型为。 (4)GaF3的熔点高于1 000 ,G

26、aCl3的熔点为77.9 ,其原因是,5)GaAs的熔点为1 238 ,密度为 gcm-3,其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为,Ga与As以键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGa gmol-1和MAs gmol-1,原子半径分别为rGa pm和rAs pm,阿伏加德罗常数值为NA,则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为,答案(1)Ar3d104s24p3(1分) (2)大于(2分)小于(2分) (3)三角锥形(1分)sp3(1分) (4)GaF3为离子晶体,GaCl3为分子晶体(2分) (5)原子晶体(2分)共价(2分)100%(2分,解析(1)As为33号元素,位于元素周期表第四周

27、期第A族,故其基态原子的核外电子排布式为Ar3d104s24p3。 (2)Ga和As同属第四周期元素,且Ga原子序数小于As,则原子半径Ga大于As,第一电离能Ga小于As。 (3)AsCl3中As元素价电子对数为4,As的杂化方式为sp3杂化,AsCl3分子的立体构型为三角锥形。 (5)GaAs为原子晶体,Ga和As之间以共价键键合。该晶胞中原子个数:Ga为4个,As为8+6 =4个,晶胞中原子所占体积为(+)4 pm3;则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分 率为100%=100,审题技巧GaAs的晶胞结构与金刚石类似,应为空间网状结构,知识拓展BF3、BCl3均为共价化合物,均属于分

28、子晶体,AlF3为离子化合物,属于离子晶体,Al-Cl3为共价化合物,属于分子晶体,这也体现了同主族元素金属性和非金属性的递变规律,4.(2015课标,37,15分,0.465)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素,A2-和B+具有相同的电子构型;C、D为同周期元素,C核外电子总数是最外层电子数的3倍;D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题: (1)四种元素中电负性最大的是(填元素符号),其中C原子的核外电子排布式为。 (2)单质A有两种同素异形体,其中沸点高的是(填分子式),原因是 ;A和B的氢化物所属的晶体类型分别为和。 (3)C和D反应可生成组成比为13的化合物E,E的立体构型

29、为,中心原子的杂化轨道类型为。 (4)化合物D2A的立体构型为,中心原子的价层电子对数为,单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A,其化学方程式为。 (5)A和B能够形成化合物F,其晶胞结构如图所示,晶胞参数a=0.566 nm, F的化学式为;晶胞中A原子的配位数为;列式计算晶 体F的密度(gcm-3),答案(15分)(1)O1s22s22p63s23p3(或Ne3s23p3)(每空1分,共2分) (2)O3O3相对分子质量较大,范德华力大分子晶体 离子晶体(每空1分,共4分) (3)三角锥形sp3(每空1分,共2分) (4)V形4 2Cl2+2Na2CO3+H2O Cl2O+2NaHCO

30、3+2NaCl(或2Cl2+Na2CO3 Cl2O+CO2+2NaCl)(每空1 分,共3分) (5)Na2O8=2.27 gcm-3(1分,1分,2分,共4分,解析由题意可知A为O、B为Na、C为P、D为Cl。(1)四种元素中O的非金属性最强,电负性最大;P的原子序数为15,核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或Ne3s23p3。(2)氧元素的两种同素异形体为O2和O3,沸点较高的是O3,因为O3的相对分子质量较大,范德华力大。O的氢化物可以是H2O、H2O2,二者所属晶体类型均为分子晶体;Na的氢化物为NaH,属于离子晶体。(3)PCl3中中心原子的价层电子对数是4,其中键数是3

31、,孤电子对数为1,故PCl3中中心原子采用sp3杂化方式,分子构型为三角锥形。(4)Cl2O中中心原子为O,分子中键数为2,中心原子孤电子对数为2,故中心原子的价层电子对数为4,分子空间构型为V形。Cl2与湿润的Na2CO3反应生成Cl2O的同时还应该生成NaCl和 NaHCO3。(5)由晶胞结构可知,一个晶胞中小球个数为8,大球个数为4,小球代表离子半径较小的Na+,大球代表离子半径较大的O2-,故F的化学式为Na2O;晶胞中与每个氧原子距离最近且相等的钠原子有8个;晶胞的质量为4,晶胞的体积为(0.56610-7)3 cm3,晶体密度为=2.27 gcm-3,审题技巧当晶胞中的微粒未标明名

32、称或化学式时,可通过球的大小(即原子或离子半径大小)判断,思路分析各元素的推导过程如下:从C元素入手,若C的最外层电子数是1,则C是Li,从原子序数看不合理,若C的最外层电子数是2,则C的核外电子总数6,原子结构示意图为,显然不 合理,依此类推,当C的最外层电子数是5时,电子总数是15,原子结构示意图为,合理,所 以C为P元素。D与C同周期,原子序数比C大,最外层有一个未成对电子,则D的价层电子排布图为 ,所以D是Cl元素。从A2-和B+具有相同的电子构型看,A位于A族,B位于 A族,结合二者的原子序数小于C可知,A是O,B是Na,知识拓展金属没有负价,金属氢化物中H元素为-1价,5.(201

33、4课标,37,15分,0.35)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e,原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同,b的价电子层中的未成对电子有3个,c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,d与c同族;e的最外层只有1个电子,但次外层有18个电子。回答下列问题: (1)b、c、d中第一电离能最大的是(填元素符号),e的价层电子轨道示意图为。 (2)a和其他元素形成的二元共价化合物中,分子呈三角锥形,该分子的中心原子的杂化方式为;分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是(填化学式,写出两种)。 (3)这些元素形成的含氧酸中,分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是;酸根呈三角锥结构

34、的酸是。(填化学式) (4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1,则e离子的电荷为。 (5)这5种元素形成的一种11型离子化合物中,阴离子呈四面体结构;阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示,该化合物中,阴离子为,阳离子中存在的化学键类型有;该化合物加热时首先失去的组分是,判断理由是,答案(1)N(每空1分,共2分) (2)sp3H2O2、N2H4(1分,2分,共3分) (3)HNO2、HNO3H2SO3(2分,1分,共3分) (4)+1(2分) (5)S共价键和配位键H2OH2O与Cu2+的配位键比NH3与Cu2+的弱(1分,2分,1分,1分,共5 分,解析依题给信息可直接判断a为氢

35、(H),c为氧(O),d为硫(S),e为铜(Cu),又知b的价电子层中未成对电子数有3个,且其原子序数介于a、c之间,可确定b为氮(N)。(1)N、O、S三种元素中第一电离能最大的是N;Cu的价层电子轨道示意图为。(2)NH3分子 呈三角锥形,分子中N原子采取sp3杂化;分子中含有极性键和非极性键的化合物有H2O2和N2H4等。(3)这些元素形成的含氧酸有HNO3、HNO2、H2SO4、H2SO3等,其中中心原子价层电子对数为3的是HNO2和HNO3,酸根呈三角锥结构的酸是H2SO3。(4)图1所示晶胞中e离子数=4,c离子数=1+8=2,则N(Cu)N(O)=42=21,该离子化合物的化学式

36、为Cu2O,故铜离子的电荷 为+1。(5)5种元素形成的离子化合物中阴离子呈四面体结构,阴离子为S;由题图2可知阳离 子是Cu(NH3)4(H2O)22+,化学键类型有共价键和配位键,该离子中,H2O分子离Cu2+较远,Cu2+与H2O 分子间的配位键比Cu2+与NH3分子间的配位键弱,故该化合物加热时,首先失去的组分是H2O,审题技巧图2是一个阳离子的结构,不是晶胞,根据已推出的元素和该阳离子内微粒的结构可以看出:是水分子,是NH3分子, 是Cu2,易错警示1.比较第一电离能时一定要注意有无反常的元素。同一周期元素从左到右第一电离能总趋势是逐渐增大的,但A族和A族反常,AA,AA,2.书写轨

37、道示意图时一定要注意要求,看好是让写原子的轨道示意图还是让写价层电子的轨道示意图,考点三晶体结构与性质 1.(2018课标,35,15分)化学选修3:物质结构与性质 Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列问题: (1)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为、(填标号)。 (2)Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H-),原因是。 (3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子空间构型是、中心原子的杂化形式为。LiAlH4中,存在(填标号)。 A.离子键B.键C.键D.氢键

38、(4)Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算得到,图(a) 可知,Li原子的第一电离能为kJmol-1,O O键键能为kJmol-1,Li2O晶格能为 kJmol-1。 (5)Li2O具有反萤石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为gcm-3(列出计算式,图(b,答案(1)DC (2)Li+核电荷数较大 (3)正四面体sp3AB (4)5204982 908 (5,解析本题考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。 (1)根据能量1s2s2p,可知能量最低的是D,能量最高的是C。 (

39、3)Al中Al的价层电子对数为4,故Al采取sp3杂化,该离子空间构型为正四面体。Li+与Al 以离子键结合,Al中Al与H之间是键,A、B项正确。 (4)第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量,故Li原子的第一电离能为=520 kJmol-1。OO(g)2O(g)所吸收的能量即 为O O键的键能,故OO键的键能为249 kJmol-12=498 kJmol-1。离子晶体的晶格能是气 态离子形成1 mol离子晶体所释放的能量,题图中:2Li+(g)+O2-(g)Li2O(晶体)H=-2 908 kJ mol-1,故Li2O晶格能为2 908 kJmol-

40、1。 (5)1个Li2O晶胞中有8个Li+,O2-处于顶点和面心,O2-的个数为8+6=4,故Li2O的密度= gcm-3,方法技巧晶胞的计算方法 晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献(以立方体为例):顶点,棱上,体内完 全属于晶胞。 晶体密度计算公式:=,其中N为1个晶胞中所含“分子”数目,M为摩尔质量,NA为阿伏 加德罗常数的值,V为1个晶胞的体积,2.(2017课标,35,15分)研究发现,在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2 CH3OH+H2O)中,Co 氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性,显示出良好的应用前景。回答下列问题: (1)Co基态原子核外电子排布式为。元素Mn与

41、O中,第一电离能较大的是,基态原子核外未成对电子数较多的是。 (2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为和。 (3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为,原因是。 (4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料,Mn(NO3)2中的化学键除了键外,还存在。 (5)MgO具有NaCl型结构(如图),其中阴离子采用面心立方最密堆积方式,X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a=0.420 nm,则r(O2-)为nm。MnO也属于NaCl型结构,晶胞参数为a=0.448 nm,则r(Mn2+)为nm,答案(1)Ar3d74s2OMn (2)spsp3 (3)H2OCH3O

42、HCO2H2H2O与CH3OH均为极性分子,H2O中氢键比甲醇多;CO2与H2均为非极性分子,CO2分子量较大、范德华力较大 (4)离子键和键(键) (5)0.1480.076,解析(1)Co是27号元素,位于元素周期表第4周期第族,其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2。根据元素第一电离能的变化规律可知,元素Mn与O中,第一电离能较大的是O。O元素的基态原子价电子排布式为2s22p4,核外未成对电子数是2,而Mn元素的基态原子价电子排布式为3d54s2,核外未成对电子数是5,因此基态原子核外未成对电子数较多的是Mn。 (2)CO2和CH3OH的

43、中心原子的价层电子对数分别为2和4,所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。 (3)常温下水和甲醇是液体而二氧化碳和氢气是气体,液体的沸点高于气体;H2O与CH3OH均为极性分子,H2O中氢键比甲醇多,所以水的沸点高于甲醇;CO2与H2均为非极性分子,CO2的相对分子质量较大、范德华力较大,所以CO2的沸点比H2高。 (4)硝酸锰是离子化合物,硝酸根离子和锰离子之间形成离子键,硝酸根中N原子与3个氧原子形成3个键,一个硝酸根离子中有一个氮氧双键,所以还存在键。 (5)O2-采用面心立方最密堆积方式,则面对角线是O2-半径的4倍,即4r(O2-)=a,解得r(O2-)=

44、0.420 nm0.148 nm;MnO也属于NaCl型结构,根据晶胞的结构可知,晶胞参数=2r(O2-),2r(Mn2 +),则r(Mn2+)=(0.448 nm-20.148 nm)/2=0.076 nm,知识拓展中心原子杂化形式的判断方法 先计算中心原子的价层电子对数,价层电子对数n=(中心原子的价电子数+配位原子的成键 电子数电荷数)。注意:上述公式中正电荷取“-”,负电荷取“+”;当配位原子为氧原子或硫原子时,成键电子数为零。再根据n值判断杂化类型,一般有如下规律:n=2,sp杂化;n=3,sp2杂化;n=4,sp3杂化,3.(2016课标,37,15分)东晋华阳国志南中志卷四中已有

45、关于白铜的记载,云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外,曾主要用于造币,亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题: (1)镍元素基态原子的电子排布式为,3d能级上的未成对电子数为。 (2)硫酸镍溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4蓝色溶液。 Ni(NH3)6SO4中阴离子的立体构型是。 在Ni(NH3)62+中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为,提供孤电子对的成键原子是 。 氨的沸点(填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是;氨是分子(填“极性”或“非极性”),中心原子的轨道杂化类型为。 (3)单质铜及镍都是由键形成的晶体;元素铜与镍的第二电离能分别为:ICu=1 958 kJmol-1、INi=1 75

46、3 kJmol-1,ICuINi的原因是 。 (4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示,晶胞中铜原子与镍原子的数量比为。 若合金的密度为d gcm-3,晶胞参数a=nm,答案(15分)(1)1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d84s22 (2)正四面体配位键N高于NH3分子间可形成氢键极性sp3 (3)金属铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子 (4)31 107,解析(2)S中S原子的价层电子对数=4+(6-24+2)=4,采取sp3杂化,立体构型为正四面 体;Ni2+与NH3之间形成共价键时Ni提供空轨道,N提供孤电子对,形成配位键;氨分子之间形成氢键,分子间

47、作用力增大,故沸点高于膦(PH3);氨分子中N原子的价层电子对数=3+(5-1 3)=4,采取sp3杂化,四个杂化轨道中有三个轨道被共用电子对占据,一个轨道被孤电子对占据,是极性分子。 (3)金属单质形成的晶体均为金属晶体,金属晶体中只含有金属键。 (4)晶胞中含Cu原子数为6=3,含Ni原子数为8=1,两者数量比为31;由题意可得:d= ,解得a=nm,疑难突破回答设问(3)中ICuINi的原因时要注意两点:一是所给ICu与INi的数据是第二电离能的数据,不是第一电离能的数据;二是电离能其实就是原子(或离子)失去电子能力的一种定量表现形式,电离能越小,电子越易失去。电离能的大小不仅与电子离核

48、远近有关,还与电子在能级上的排布状态有关,当某一能级上的电子处于全充满或半充满状态时,该能级较稳定,其电子不容易失去,电离能比较大,规律方法在配合物中,中心离子与配位体之间均是以配位键相结合,其中配位体提供孤对电子,中心离子提供空轨道,且配位数一般是中心离子价态的2倍,考点一原子结构与性质 1.(2016海南单科,19-,6分)下列叙述正确的有() A.第四周期元素中,锰原子价电子层中未成对电子数最多 B.第二周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小 C.卤素氢化物中,HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小 D.价层电子对互斥理论中,键电子对数不计入中心原子的价层电子对数,B组自主

49、命题省(区、市)卷题组,答案BDMn的价层电子排布式为3d54s2,含有5个未成对电子,而同周期Cr的价层电子排布式为3d54s1,含有6个未成对电子,A项错误;同周期主族元素原子半径随着核电荷数递增而逐渐减小,B项正确;卤化氢都是分子晶体,熔沸点的高低一般取决于范德华力的大小,相对分子质量越大,范德华力越大,而HF分子之间的范德华力最小,但由于氢键的存在,沸点是卤化氢中最高的,而HCl分子间无氢键,故其沸点在卤化氢中最低,2.(2016江苏单科,21A,12分)Zn(CN)42-在水溶液中与HCHO发生如下反应: 4HCHO+Zn(CN)42-+4H+4H2O Zn(H2O)42+4HOCH

50、2CN HOCH2CN的结构简式 (1)Zn2+基态核外电子排布式为。 (2)1 mol HCHO分子中含有键的数目为mol。 (3)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是。 (4)与H2O分子互为等电子体的阴离子为。 (5)Zn(CN)42-中Zn2+与CN-的C原子形成配位键。不考虑空间构型,Zn(CN)42-的结构可用示意图表示为,答案(1)1s22s22p63s23p63d10(或Ar3d10) (2)3 (3)sp3和sp (4)N (5)或,解析(1)基态Zn原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或Ar3d104s2,Zn原子失去4s轨道上的2个电子

51、形成Zn2+,由此可写出Zn2+基态核外电子排布式。 (2)HCHO的结构式为,则1 mol HCHO分子中含有3 mol 键。 (3)HOCH2CN的结构式为,中的C原子采取sp3杂化,CN中的C 原子采取sp杂化。 (4)等电子体具有相同的原子数和相同的价电子数,与H2O分子互为等电子体的阴离子为N,3.(2014江苏单科,21A,12分)含有NaOH的Cu(OH)2悬浊液可用于检验醛基,也可用于和葡萄糖反应制备纳米Cu2O。 (1)Cu+基态核外电子排布式为。 (2)与OH-互为等电子体的一种分子为 (填化学式)。 (3)醛基中碳原子的轨道杂化类型是;1 mol乙醛分子中含有的键的数目为

52、 。 (4)含有NaOH的Cu(OH)2悬浊液与乙醛反应的化学方程式为。 (5)Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示,铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为,答案(1)Ar3d10或 1s22s22p63s23p63d10 (2)HF (3)sp26 mol或66.021023个 (4)2Cu(OH)2+CH3CHO+NaOH CH3COONa+Cu2O+3H2O (5)12,解析(2)等电子体是原子个数和价电子总数均相同的微粒,与OH-互为等电子体的分子是HF。(3)CHO中碳原子采取sp2杂化,1 mol CH3CHO分子中含键数:3 mol(CH3中的CH键)

53、+1 mol(CC键)+1 mol(CHO中的CH键)+1 mol(中)=6 mol,即6NA个。(5)观察 铜晶胞的结构可知,每个铜原子在空间x、y、z三个平面上均有4个与之距离最近的铜原子,总数为43=12个,考点二分子结构与性质 1.(2015江苏单科,21A,12分)下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶: 2Cr2+3CH3CH2OH+16H+13H2O 4Cr(H2O)63+3CH3COOH (1)Cr3+基态核外电子排布式为;配合物Cr(H2O)63+中,与Cr3+形成配位键的原子是(填元素符号)。 (2)CH3COOH中C原子轨道杂化类型为;1 mol CH3COOH分子含有键的数

54、目为。 (3)与H2O互为等电子体的一种阳离子为(填化学式);H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶,除因为它们都是极性分子外,还因为,答案(1)1s22s22p63s23p63d3(或Ar3d3)O (2)sp3和sp27 mol(或76.021023) (3)H2F+H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键,解析(1)Cr为24号元素,铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1,Cr3+基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d3(或Ar3d3);与Cr3+形成配位键的应为含孤对电子的氧原子。 (2)甲基(CH3)中的碳原子轨道杂化类型为sp3,羧基(

55、COOH)中的碳原子轨道杂化类型为sp2;一个CH3COOH分子中有六个单键均为键,还含有一个碳氧双键,碳氧双键中含一个键、一个键,共含7个键。 (3)等电子体必须满足原子个数和电子个数均相等;H2O与CH3CH2OH中均含羟基(OH),可形成氢键,2.(2015四川理综,8,13分)X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。X和R属同族元素;Z和U位于第A族;X和Z可形成化合物XZ4;Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等;T的一种单质在空气中能够自燃。 请回答下列问题: (1)R基态原子的电子排布式是。 (2)利用价层电子对互斥理论判断TU3的立体构型是。 (3)X所在

56、周期元素最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是(填化学式);Z和U的氢化物中沸点较高的是(填化学式);Q、R、U的单质形成的晶体,熔点由高到低的排列顺序是(填化学式)。 (4)CuSO4溶液能用作T4中毒的解毒剂,反应可生成T的最高价含氧酸和铜,该反应的化学方程式是,答案(13分)(1)1s22s22p63s23p2或Ne3s23p2 (2)三角锥形 (3)HNO3HFSi、Mg、Cl2 (4)P4+10CuSO4+16H2O 10Cu+4H3PO4+10H2SO4,解析短周期元素X、Z、Q、R、T、U原子序数依次增大,Z和U位于第A族,则可知Z为F,U为Cl;X与Z可形成XZ4,则X为C;

57、R与X同族,则R为Si;Q的基态原子的电子排布式应为1s22s22p63s2,Q为Mg;T的一种单质在空气中能自燃,则T为P。 (1)R基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2。 (2)在PCl3分子中磷原子与氯原子形成三个键,磷原子还有一对孤电子对,由价层电子对互斥理论可知PCl3的立体构型为三角锥形。 (3)X位于第二周期,该周期元素最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是HNO3;Z和U的氢化物分别为HF和HCl,而HF分子之间存在氢键,所以沸点HFHCl;Q、R、U形成的单质分别为Mg、Si和Cl2,Mg为金属晶体,Si为原子晶体,Cl2为分子晶体,三种晶体熔点高低顺序为SiM

58、gCl2。 (4)由题中提示信息及原子守恒和得失电子守恒可写出该反应的化学方程式为10CuSO4+P4+16H2O 4H3PO4+10Cu+10H2SO4,3.(2015福建理综,31,13分)科学家正在研究温室气体CH4和CO2的转化和利用。 (1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为。 (2)下列关于CH4和CO2的说法正确的是(填序号)。 a.固态CO2属于分子晶体 b.CH4分子中含有极性共价键,是极性分子 c.因为碳氢键键能小于碳氧键,所以CH4熔点低于CO2 d.CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp (3)在Ni基催化剂作用下,CH4和CO2反应可获

59、得化工原料CO和H2。 基态Ni原子的电子排布式为,该元素位于元素周期表中的第族。 Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni(CO)4,1 mol Ni(CO)4中含有mol 键。 (4)一定条件下,CH4、CO2都能与H2O形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体,其相关参数见下表。CH4与H2O形成的水合物晶体俗称“可燃冰,可燃冰”中分子间存在的2种作用力是。 为开采深海海底的“可燃冰”,有科学家提出用CO2置换CH4的设想。已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586 nm,根据上述图表,从物质结构及性质的角度分析,该设想的依据是,答案(13分)(1)H、C、O(2)a、d (3)1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d84s28 (4)氢键、范德华力CO2的分子直径小于笼状结构空腔直径,且与H2O的结合能大于CH4,解析(2)CH4是正四面体分子,属于只含极性共价键的非极性分子;分子中化学键的强弱决定分子的稳定性,不影响其熔、沸点。(3)1 mol Ni(CO)4中共有8 mol 键,4 mol存在于Ni和配体CO之间,4 mol存在于配体CO中的C和O之间,考点三晶体结构与性质 1.(2017江苏单科,21A,12分)铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。 (1)Fe3+基态核外电子排布式为