（广西专用）高考化学二轮复习 专题4 第2讲 物质结构与性质（选修）课件-人教版高三选修化学课件

1、第第2 2讲物质结构与性质讲物质结构与性质( (选修选修) )-2-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释-3-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释-4-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释-5-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释-6-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释-7-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释1.(2019全国)在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种被称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。回答下列问题:(1)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填序号)。 (2)乙二胺(H

2、2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化类型分别是、。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子,其原因是,其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“Cu2+”)。 -8-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释(3)一些氧化物的熔点如下表所示: 解释表中氧化物之间熔点差异的原因 。 -9-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释(4)图(a)是MgCu2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(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见,Cu原子之间最短距离x=pm,Mg原子之间最短距离y=pm

3、。设阿伏加德罗常数的值为NA,则MgCu2的密度是gcm-3(列出计算表达式)。 -10-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释答案答案 (1)A(2)sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2+(3)Li2O、MgO为离子晶体,P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgOLi2O。分子间作用力(相对分子质量)P4O6SO2-11-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释解题要领 (1)A、B、C、D四个选项分别表示的是基态的Mg+、基态的镁原子、激发态的镁原子和激发态的Mg+,因第二电离能要大于第一电离能,且处于基态的电子比处于激发态的电子稳定,因此电离需要的能量大,即电离最外层

4、一个电子所需能量,最大的是属于基态的Mg+,所以A项正确。(2)N和C的价电子对数均为4,因此N、C的杂化类型均为sp3。乙二胺中氮原子有孤电子对,Mg2+、Cu2+有空轨道,易形成配位键;因此乙二胺能与Mg2+、Cu2+形成稳定环状离子。由于离子半径r(Cu2+)r(Mg2+),且Cu2+含有的空轨道数比Mg2+多,所以Cu2+与乙二胺形成化合物的稳定性高于Mg2+与乙二胺形成化合物的稳定性。(3)离子晶体的熔点通常高于分子晶体的熔点;Li2O和MgO为离子晶体,晶格能MgOLi2O;P4O6、SO2为分子晶体,分子间作用力P4O6SO2,所以熔点由高到低的顺序为MgO、Li2O、P4O6、

5、SO2。-12-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释-13-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释2.(2018全国)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、(填序号)。 (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中的阴离子立体构型是、中心原子的杂化形式为。LiAlH4中,存在(填序号)。 A.离子键B.键C.键D.氢键-14-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释(4)Li

6、2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算得到。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)。 -15-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释答案答案 (1)DC(2)Li+核电荷数较大(3)正四面体sp3AB(4)5204982 908-16-专题知识脉络能力目标解读热点考题诠释解题要领 (1)基态Li原子能量最低,而电子排布图中D图所示状态为基态。处于

7、激发态的电子数越多,原子能量越高,A中只有1个1s电子跃迁到2s轨道;B中1s轨道中的两个电子1个跃迁到2s轨道,另一个跃迁到2px轨道;C中1s轨道的两个电子都跃迁到2px轨道,故C表示的能量最高。(2)Li+核电荷数较大,对核外电子的吸引力大,导致其半径小于H- 。(3)根据价电子对互斥理论,LiAlH4中阴离子的空间构型是正四面体,中心原子采用sp3杂化,LiAlH4中存在离子键和键。(4)根据循环图中数据可知,Li原子的第一电离能是520 kJmol-1, O=O键的键能是2492 kJmol-1=498 kJmol-1,Li2O的晶格能是 2908 kJmol-1。-17-专题知识脉

8、络能力目标解读热点考题诠释-18-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四原子结构有关原子结构的思维路径-19-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四 问题探究1.核外电子排布的表示方法有哪些?(1)电子排布式如Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(2)简化电子排布式如Cu:Ar3d104s1(3)价电子排布式如Fe:3d64s2(4)电子排布图(或轨道表示式)如S:-20-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四2.元素的第一电离能和电负性有怎样的递变规律?分别有什么应用?(1)递变规律:在元素周期表中,元素的第一电离能从左到右呈增大趋势(注意第A族、第A族元素的第一电离能大于

9、同周期相邻元素),从上到下逐渐减小;元素的电负性从左到右逐渐增大,从上到下逐渐减小。(2)应用:元素的第一电离能可用于: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(I1、I2表示各级电离能):如果某元素的In+1In,则该元素的常见化合价为+n。如钠元素I2I1,所以钠元素的化合价为+1价。元素的电负性可用于:判断金属性与非金属性的强弱;判断元素在化合物中的化合价(正或负);判断化学键的类型。-21-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四例1铁和铜都是日常生活中常见的金属,有着广泛的用途。请回答下列问题:(1)铁在元素周期表中的位置为。 (2

10、)K3Fe(CN)6溶液可用于检验(填离子符号),该离子的核外电子排布式为;C、N、O三元素的第一电离能由大到小的顺序为(用元素符号表示)。 (3)基态铜原子的价层电子排布式为。 (4)已知某元素M与铜能形成化合物,且M和铜的电负性分别为3.0和1.9,则M与铜形成的化合物属于(填“离子”或“共价”)化合物。 -22-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四分析推理 (1)由原子序数怎样确定元素在周期表中的位置?原子序数18时,一般常用“0族定位法”,其关键在于:熟记各周期0族元素的原子序数2、10、18、36、54、86等;掌握周期表中每纵行对应的族序数。如26Fe,26-18=8,则Fe在

11、第四周期第族(第8纵行对应第族)。(2)由原子序数怎样书写电子排布式?原子序数18时,如第四周期元素,用原子序数-18就是其外围电子数,然后将外围电子数依次填入能级即可。如28Ni,28-18=10,则Ni的电子排布式为Ar3d84s2。注意:能级交错(先排4s,再排3d);24Cr及29Cu的外围电子排布特殊(能量相同的原子轨道在全满、半满和全空状态时,体系的能量最低),分别为3d54s1、3d104s1;电子填充时先排4s再排3d;书写时先写3d再写4s;失电子时,先失4s再失3d。-23-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(3)判断元素的第一电离能、电负性应注意哪些事项?均根据其在

12、元素周期表中的递变规律判断。第一电离能递变规律:同周期从左至右呈增大趋势,但当原子轨道呈全满、半满、全空状态时,第一电离能反常,即第A族、第A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素;同主族从上至下逐渐减小。电负性递变规律:从左到右逐渐增大,从上到下逐渐减小。(4)怎样根据电负性判断化学键类型?通常是根据电负性的差值来判断化学键的类型,进而判断化合物的类型,一般电负性差值较大的元素原子间形成的化学键主要是离子键,差值小的则主要形成共价键。如Cu、Cl两元素的电负性分别为1.9和3.0,则两元素原子间形成共价键(一般差值大于1.7时形成离子键),化合物类型为共价化合物。注意利用电负性的差值判断化

13、学键类型只是一般规律,不是绝对的。-24-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四答案答案 (1)第四周期第族(2)Fe2+Ar3d6或1s22s22p63s23p63d6NOC(3)3d104s1(4)共价-25-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四对点训练1元素A的基态原子占据哑铃形原子轨道的电子总数为2,元素B与A同周期,其基态原子占据s轨道的电子数与p轨道相同;C是A的同族相邻元素;D是B的同族相邻元素。则:(1)D原子核外L层电子的排布式为;C的核外电子排布式为;B的基态原子未成对电子数为个。 (2)已知A与D形成的化合物中A、D之间的共用电子对偏向D,则A、B、C、D元素的电负

14、性由大到小的顺序为;A、B、C第一电离能由大到小的顺序为。 答案答案 (1)2s22p61s22s22p63s23p22(2)OSCSiOCSi解析解析 哑铃形是p轨道且电子总数为2,A原子的电子排布式为1s22s22p2,为碳元素;B原子的电子排布式为1s22s22p4,为氧元素;C、D分别为Si、S;由C、S之间的共用电子对偏向S可知S的电负性大于C。-26-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四两大理论与分子的立体构型有关推测或解释分子立体构型的思维路径-27-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四问题探究1.如何用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型?(1)判断分子中中心原子上的价

15、层电子对数:-28-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(2)价层电子对互斥理论与分子构型: -29-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四2.如何用杂化轨道理论解释分子的立体构型?-30-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四3.如何判断中心原子的杂化类型?(1)根据杂化轨道数判断:杂化轨道数=中心原子的孤电子对数+中心原子的键个数-31-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(2)根据分子的立体构型判断:(3)根据中心原子的成键类型判断:如果中心原子形成一个三键,则为sp杂化;如果形成一个双键,则为sp2杂化;如果全部是单键,则为sp3杂化。-32-命题热点一命题热点二命题热点三

16、命题热点四-33-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(3)NH3极易溶于水,其立体构型为,试判断NH3溶于水后,形成NH3H2O的合理结构:(填字母代号),推理依据是。 -34-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四分析推理(1)怎样比较键角大小?当中心原子杂化类型相同时,与成键电子对间的排斥相比,孤对电子对成键电子对有更大的排斥作用,因此有孤对电子会使键角变小,孤对电子越多,键角越小。-35-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(2)怎样判断分子的极性?根据键的极性和分子立体构型共同判断:a.完全由非极性键结合而成的分子是非极性分子(O3除外);b.由极性键结合而成的完全对称性分

17、子为非极性分子,非对称性分子是极性分子。根据经验规律判断:对于ABn型分子,若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素原子的最外层电子数,则为非极性分子,否则为极性分子。答案答案 (1)非极性(2)sp和sp2三角锥形大于sp3杂化极性(3)三角锥形(b)NH3H2O电离生成铵根离子和氢氧根离子-36-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四对点训练2第二周期中碳、氮、氧是构成生命物质的三种主要元素,在生产生活中也有着重要的应用。(1)第二周期中,第一电离能处于B与N之间的元素有种。 (2)BF3与一定量水形成(H2O)2BF3晶体Q,Q在一定条件下可转化为R:BF3属于分子(填“极性”或“非极性

18、”);R中阳离子的立体构型为,阴离子的中心原子轨道采用杂化;H3O+中HOH键角比H2O中HOH键角大,原因是 。-37-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(3)乙烯酮(CH2=C=O)是一种重要的有机中间体,乙烯酮分子中碳原子杂化轨道类型有。 答案答案 (1)3(2)非极性三角锥形sp3H2O分子中氧原子有两对孤电子对,H3O+中氧原子只有一对孤电子对,排斥力较小(3)sp2和sp-38-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四解析解析 (1)根据电离能的变化规律,2p能级半充满的氮原子和2s能级全充满2p能级全空的铍原子第一电离能要比同周期相邻原子高,故第一电离能介于B、N之间的第二

19、周期元素有Be、C、O三种元素。(2)BF3分子立体构型为平面正三角形,是由极性键结合而成的完全对称性分子,属于非极性分子;H3O+中氧原子杂化轨道类型为sp3,但氧原子上有一对孤对电子,所以立体构型为三角锥形,阴离子中B原子的价层电子对数为4,杂化轨道类型为sp3;H2O和H3O+中中心原子O的杂化类型均为sp3,但氧原子的孤电子对数不同,H2O中有两对孤电子对,H3O+中只有一对,排斥力较小。(3)第一个C形成一个双键,杂化类型为sp2,第二个C形成两个双键(相当于一个三键),杂化类型为sp。-39-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四粒子间作用与分子的性质有关分子性质的思维路径-40

20、-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四问题探究1.共价键、范德华力、氢键对物质性质有哪些影响?-41-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四-42-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四2.分子具有哪些性质,有怎样的规律?(1)溶解性: 依据“相似相溶”的规律,非极性溶质一般能溶于非极性溶剂,极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键,则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大,溶解性越好。 “相似相溶”还适用于分子结构的相似性,如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相近),而戊醇在水中的溶解度明显减小。(2)手性:具有完全相同的组成和原子排列的一对分子,如同左手与右手一样,镜面对称,却在三维

21、空间里不能重叠,互称手性异构体,具有手性异构体的分子叫手性分子。(3)无机含氧酸分子的酸性:无机含氧酸可写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,则非羟基氧原子数n越大,酸性越强,如HClOHClO2HClO3离子晶体分子晶体。 金属晶体的熔沸点差别很大,如钨、铂等熔沸点很高,汞、铯等熔沸点很低。-55-命题热点一命题热点二命题热点三命题热点四(2)同种类型晶体:构成晶体质点间的作用力越大,则熔沸点越高,反之则越低。离子晶体:一般阴阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则晶格能越大,晶体的熔沸点就越高,如熔点:MgONaCl。分子晶体: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,如熔沸点:SnH4GeH4SiH4CH4;组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔沸点越高,如熔沸点CON2;对于有机物的同分异构体,支链越多,熔沸点越低;具有氢键的分子晶体熔沸点反常地高,如熔沸点H2OH2TeH2SeH2S。原子晶体:原子半径越小,键长越短,键能越大,晶体的熔沸点越高,如熔点:金刚石碳化硅硅。 金属晶体:金属离子半径越小,离子所带电荷越多,金属键越强,金属熔沸点越高,如熔沸点:NaMgMn。氧原子价电子排布式为2s22p4,其核外未成对电子数是2,锰原子价电子排布式为3d54s2,其核外未成对电子