《2019高考化学二轮复习第一篇题型五物质结构与性质选修教案（含答案）》由会员分享，可在线阅读，更多相关《2019高考化学二轮复习第一篇题型五物质结构与性质选修教案（含答案）（18页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、1 题型五题型五 物质结构与性质物质结构与性质( (选修选考选修选考) ) 1.(2018全国卷,35)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 (4)Li2O 是离子晶体
2、,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,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)。 解析:(1)D 选项表示基态,为能量最低状态,A、B、C 选项均表示激发态,根据能级能量 E(1s)B;MgAl;NO;PS。 (2)应用 6 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 如果某元素
3、的 In+1In,则该元素的常见化合价为+n。 5.元素电负性的递变性 (1)规律 同周期元素,从左到右,电负性依次增大;同主族元素自上而下,电负性依次减小。 (2)应用 【例题】 (2016全国卷,37 节选)(4 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 ,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 。 【审题指导】 同主族元素最外层电子数相等,电子层数不同。 双键、叁键的成分:一定有一个“头碰头的”
4、 键,有 1、2 个“肩并肩”的 键;共价键的实质是原子轨 道的重叠。 考虑 Ge 与 C 原子的区别,仅仅是电子层不同导致原子半径不同,联系共价键的实质。平行的 p 轨道,相距较 远很难重叠形成 键。 解析:(1)Ge 的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p2或Ar3d104s24p2,p 轨道有 2 个未成对电子。 (2)由于 Ge 原子半径大,Ge 原子间形成的 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。 【规范作答】 (1)3d104s24p2 2 (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
5、乎不能重叠,难以形成 键 【评分细则】 (1)3d104s24p2(1 分);2(1 分),答案唯一,其他不得分。 (2)(2 分),“锗的原子半径大”描述成“锗的原子间键长较长”或“Ge 原子半径比 C 原子大”等,“p p 轨道 肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠,难以形成 键”答出其中一条也可。 1.关于原子核外电子的分布,解答下列问题。 7 (1)(2018全国卷,35)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)。 Li+与 H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于 r(H-),原因是 。 (2)(2018全国卷,35)基态 Fe 原子价层电子的电子
6、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。 (3)(2018全国卷,35)Zn 原子核外电子排布式为 。 (4)(2017全国卷,35)基态 K 原子中,核外电子占据的最高能层的符号是 ,占据该能层电子的电子 云轮廓图形状为 。 (5)(2017全国卷,35)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为 。 答案:(1)D C Li+核电荷数较大 (2) 哑铃(纺锤) (3)Ar3d104s2 (4)N 球形 (5) 2.对于元素的电离能、电负性,填写下列空白。 (1)(2018全国卷,35)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
7、离能 I1(Zn) I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是 。 (2)(2017全国卷,35)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)(2016全国卷,37)根据元素周期律,原子半径 Ga As,第一电离能 Ga As。(填“大于” 或“小于”) 答案:(1)大于 Zn 核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子 (2)同周期随着核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次
8、增大 N 的 2p 能级 处于半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一个电子 (3)大于 小于 考点 2 分子结构与性质 (对应学生用书第 100102 页) 8 1.共价键 (1) (2) 键和 键判定 共价单键:键 共价双键:1个键,1个键 共价三键:1个键,2个键 ? s s、s p、杂化轨道之间一定是 键;p p 可以形成 键,也可以形成 键(优先形成 键,第二个共价 键以后只能形成 键)。 2.与分子结构有关的三种理论 (1)杂化轨道理论 基本观点:杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理;杂化轨道形成的共价键更加牢固。 杂化轨道类型与分子构型的关系。 杂化轨 道类型 杂化轨 道数目 分
9、子 构型 实例 sp2直线形CO2、BeCl2、HgCl2 sp23平面三角形BF3、BCl3、CH2O 等性杂化:正四面体 CH4、CCl4、N sp34 不等性杂化:具体情况不同 NH3(三角锥形)、 H2S、H2O(V 形) (2)价层电子对互斥理论 基本观点:分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离。 价电子对数的计算 价电子对数=成键电子对+中心原子的孤电子对数= 中心原子的价电子数 + 每个配位原子提供的电子数 电荷数 2 价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。 价层电子对数 目 电子对的空间构 型 成键电子对 数 孤电子对 数 分子的空
10、间构 型 实例 2直线形20直线形 CO2、 C2H2 30三角形 BF3、 SO3 3三角形 21V 形 SnCl2 、 PbCl2 4四面体40正四 CH4、 9 面体 S 2 4 、 CCl4、 N 31 三角 锥形 NH3、 PH3 22V 形 H2O、 H2S (3)等电子原理 基本观点:原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子称为等电子体。等电子体的许多性质是相近的,立 体构型是相同的。 常见等电子体。 微粒通式 价电子 总数 立体构型 CO2、CNS-、N、 AX216e-直线形 C、N、SO3 2 3AX324e-平面三角形 SO2、O3、N AX218e-V 形 S、P 2
11、4 3 4AX432e-正四面体形 P、S、Cl 3 3 2 3AX326e-三角锥形 CO、N2AX10e-直线形 CH4、N AX48e-正四面体形 等电子原理的应用 根据已知的一些分子的结构推测另一些与它等电子的微粒的立体构型,并推测其物理性质。 a.硅和锗是良好的半导体材料,它们的等电子体磷化铝(AlP)和砷化镓(GaAs)也是很好的半导体材料; b.白锡( Sn2)与锑化铟是等电子体,它们在低温下都可转变为超导体。 c.SiCl4、Si、S互为等电子体,都形成正四面体形。 4 4 2 4 3.化学键的极性与分子极性的关系 类型实例键的极性立体构型分子极性 X2H2、N2非极性键直线形
12、非极性分子 XYHCl、NO极性键直线形极性分子 CO2、CS2极性键直线形非极性分子 SO2极性键V 形极性分子 XY2 (X2Y) H2O、H2S极性键V 形极性分子 10 BF3极性键平面三角形非极性分子 XY3 NH3极性键三角锥形极性分子 XY4CH4、CCl4极性键正四面体形非极性分子 4.共价键、氢键、范德华力对物质性质的影响 范德华力氢键共价键 作用 微粒 分子H 与 N、O、F原子 强度 比较 共价键氢键范德华力 影响 因素 组成和结构相似的物质,相对分子质 量越大,范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子 半径 对性 质 的影 响 影响物质的熔、沸点、溶解度等物 理性质 分
13、子间氢键使熔、沸点升 高,溶解度增大 键能越大,稳 定性越强 【例题】 (2016全国卷,37 节选)(8 分)硫酸镍溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4蓝色溶液。 (1)Ni(NH3)6SO4中阴离子的立体构型是 。 (2)在Ni(NH3)62+中 Ni2+与 N之间形成的化学键称为 ,提供孤电子对的成键原子是 。 (3)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 。 【审题指导】 Ni(NH3)6SO4中的阴离子是 S,根据价层电子对互斥理论判断硫酸根离子的立体构型。 2 4 分析 Ni2+、NH3的结构特点,Ni
14、2+中失去电子后存在空轨道,NH3有一对孤对电子,两者之间可以形成配位键,提 供孤电子对的成键原子是 N。 有氢键的氢化物熔沸点较高;根据价层电子对互斥理论判断 N 原子的轨道杂化类型;确定 NH3的空间构型 三角锥形,氨气分子结构不对称,正负电荷重心不重合,确定其分子极性。 解析:(1)Ni(NH3)6SO4中阴离子价层电子对个数为 4+=4 且不含孤电子对,根据价层电子对互斥 6 + 2 4 2 2 理论可以确定硫酸根离子的立体构型为正四面体。 (2)含有孤电子对和含有空轨道的原子之间可以形成配位键,在Ni(NH3)62+中 Ni2+提供空轨道、NH3中的 N 提 供孤电子对,所以在Ni(
15、NH3)62+中 Ni2+与 NH3之间形成的化学键为配位键,提供孤电子对的成键原子是 N。 (3)由于 NH3分子间可形成氢键、PH3分子间不能形成氢键,有氢键的氢化物熔沸点较高,则氨的熔沸点高于膦; 氨气分子中中心原子 N 原子的价层电子对个数:3+=4 且含有一个孤电子对,根据价层电子对互斥理论 判断,N 原子的轨道杂化类型为 sp3。有一对孤对电子,立体构型为三角锥形,氨气分子结构不对称,正负电荷中 心不重合,所以为极性分子。 【规范作答】 (1)正四面体 (2)配位键 N (3)高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3 11 【评分细则】 (1)正四面体,1 分。答出四面体也可。 (2)配位键,1 分;答成共价键、极性共价键也得 1 分;其他不得分。N、氮原子都得 1 分。 (3)高于,1 分,唯一答案;NH3分子间可形成氢键,2 分;氨气分子间存在氢键等只要答出 NH3或氨分子间有氢键 可以得分,其他不得分;极性,1 分,唯一答案;sp3,1 分,s、p 手写大小写不好区分,都得分,但 3 必须标上,否则 不得分。 1.(1)配合物Cr(H2O)6中,与 C形成配位键的原子是 (填元素符号);CH3COOH 中 C 原子轨道杂化 类型为 。 (2)V2O5常用作 SO2转化为 SO3的催化剂。SO2分子中 S 原子价层电
