2019届高考化学一轮复习物质结构与性质说理题归纳学案
《物质结构与性质》说理题归纳
1、氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键。
AsH3分子为三角锥形，键角为91.80°，小于氨分子键角107°,AsH3分子键角较小的原因是
砷原子电负性小于氮原子,其共用电子对离砷核距离较远，斥力较小，键角较小。
2、乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是CH3COOH存在分子间氢键
3、在乙醇中的溶解度H2O大于H2S水分子与乙醇间能形成分子间氢键。
4、硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是：C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成
5、SO3的三聚体环状结构如图1所示，此氧化物的分子式应为________，该结构中S—O键长有a、b两类，b的键长大于a的键长的原因：
形成b键的氧原子与两个S原子结合，作用力较小（相当于一心两用）
6、碳元素可形成多种结构和性质不同的单质，其中金刚石的熔点为3550 ℃，C60的熔点约为280 ℃，导致这种差异的原因：金刚石是原子晶体，C60是分子晶体，前者原子间是靠强烈的共价键结合的，后者分子间是靠微弱的范德华力结合在一起的
7、Mn2+的稳定性强于Mn3+，其原因是：Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是
8、已知常温下，H2CrO4的K1=4.1、K2=1×10-5，从结构的角度上看，K2<
N60>C60，而破坏分子所需要的能量：N60>C60>Si60，其原因是：结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力(或范德华力)越强，熔点越高，故熔点：Si60>N60>C60；而破坏分子需断开化学键，N—N键、C—C键、Si—Si键键长逐渐增大，键能逐渐减小，故破坏分子需要的能量顺序为N60>C60>Si60
19、四卤化硅SiX4的沸点和二卤化铅PbX2的熔点如图(b)所示。
①SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是：均为分子晶体，范德华力随相对分子质量增大而增大
②结合SiX4的沸点和PbX2的熔点的变化规律，可推断：依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强。
20、CuSO4的熔点为560 ℃，Cu(NO3)2的熔点为115 ℃，CuSO4熔点更高的原因是：CuSO4和Cu(NO3)2均为离子晶体，SO所带电荷数比NO多，故CuSO4晶格能较大，熔点较高
21、氨(NH3)的熔、沸点比联氨(N2H4)低的主要原因：联氨分子间形成的氢键数目多于氨分子间形成的氢键
22、NH3容易与Cu2＋形成配离子，但NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是：F的电负性比N大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对其孤对电子的吸引能力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2＋形成配位键
23、MgCl2的熔、沸点比BeCl2高的原因是：MgCl2是离子晶体，而BeCl2是分子晶体，发生状态变化时，离子晶体要克服离子键，分子晶体要克服分子间作用力，离子键比分子间作用力强得多
24、H3O+中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因是：H2
O中的氧原子有2对孤电子对，H3O+中氧原子有1对孤电子对，排斥力较小。
已知H2O 、NH3 、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是 CH4>NH3>H2O，请分析可能的原因：CH4分子中无孤对电子，NH3分子中含有1对孤对电子，H2O分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小。
NF3的键角___<___NH3的键角（填“>”“<”“=”），理由是：F的电负性比H大，NF3中N周围电子云密度减小，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小。
两种三角锥形气态氢化物膦（PH3）和氨（NH3）的键角分别为93.6o和107o ，试分析PH3的键角小于NH3的原因： 电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大。
25、高温陶瓷材料Si3N4 晶体中键角N—Si—N __>__ Si—N—Si（填“>”“<”“=”），原因是：N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si—N—Si键角较小。
26、某同学书写基态铜原子的价层电子排布式为3d94s2，该排布式违背了洪特规则特例 。简单金属离子在水溶液中的颜色大多与价层含有未成对电子有关，Cu+呈无色，其主要原因可能是 价层无未成对电子 。
27、NaBrO、 NaBrO2、NaBrO3、NaBrO4 四种钠盐中，Br的杂化方式均为 SP3 杂化，阴离子空间构型为三角锥形的是 NaBrO3 (填化学式)。上述四种钠盐对应的酸的酸性依次增强，试解释HBrO4 的酸性强于HBrO3 的原因：HBrO3 和HBrO4 可分别表示为(HO)BrO2和(HO)BrO3 ，HBrO3 中Br为+5价而HBrO4 中Br为+7价。后者正电性更高，导致H、O之间的电子对向O偏移，更易电离出H+ 。
28、乙二胺分子（H2N—CH2—CH2—NH2）中氮原子杂化类型为 SP3 ，乙二胺和三甲胺[N(CH3)3]均属于胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是 乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键 。
碳酸盐在一定温度下会发生分解，实验证明碳酸盐的阳离子不同，分解温度不同，如下表所示：
碳酸盐
MgCO3
CaCO3
SrCO3
BaCO3
热分解温度/℃
402
900
1172
1360
阳离子半径/pm
66
99
112
135
试分析随着阳离子半径的增大，碳酸盐的分解温度逐步升高的原因： 碳酸盐分解过程实际上是晶体中的金属阳离子结合CO32- 中的氧离子，使CO32- 分解为CO2 的过程，所以当阳离子所带电荷数目相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子的能力就越强，对应的碳酸盐就越容易分解 。
29、某同学用硫酸铜溶液与氨水做了一组实验，向硫酸铜溶液中滴加氨水生成蓝色沉淀，继续滴加氨水沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液，最后向该溶液中加入一定量乙醇，析出[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶体，请解释加入乙醇后析出晶体的原因： 乙醇分子极性比水分子弱，加入乙醇后溶剂的极性减弱，溶质的溶解度减小。
30、比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难。对此，你的解释是：Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而Fe2+的3d轨道电子数为6，不是较稳定的状态。
31、检验K元素的方法是焰色反应，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态电子，电子从能量较高的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量。
32、邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是：邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力更大。
33、HF和HCl在水中的溶解度 HF 较大，原因是：HF与水分子之间能形成氢键，氢键的存在能增强物质在水中的溶解性，所以HF和HCl在水中HF的溶解度较大。
34、金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是：过氧化氢为氧化剂，氨与Cu2+形成配离子，两者相互促进使反应进行。
35、Si、C和O的成键情况如下：
化学键
C—O
C=O
Si—O
Si=O
键能（kJ·mol-1）
360
803
464
640
C和O之间易形成含有双键的CO2分子晶体，而Si和O之间则易形成含有单键的SiO2原子晶体，请结合数据分析其原因为：碳与氧之间形成含有双键的分子晶体放出的能量（803kJ·mol-1 ×2=1606kJ·mol-1）大于形成含单键的原子晶体放出的能量（360kJ·mol-1 ×4=1440kJ·mol-1），故CO2易形成含双键的分子晶体；硅与氧之间形成含有双键的分子晶体放出的能量（640kJ·mol-1 ×2=1280kJ·mol-1）小于形成含单键的原子晶体放出的能量（464kJ·mol-1 ×4=1856kJ·mol-1），故SiO2易形成含单键的原子晶体。
36、尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能N>O，原因是： N元素的2P能级为半充满，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量多，所以第一电离能N>O
37、丙酸钠（CH3CH2COONa）和氨基乙酸钠均能水解，水解产物有丙酸（CH3CH2COOH）和氨基乙酸（H2NCH2COOH），H2NCH2COOH中N原子的杂化轨道类型为 SP3 杂化，C原子的杂化轨道类型为SP3 、SP2 杂化。常温下丙酸为液体，而氨基乙酸为固体，主要原因是： 羧基的存在使丙酸形成分子间氢键，而氨基乙酸分子中，羧基和氨基均能形成分子间氢键。
38、NH3常用作制冷剂，原因是：NH3分子间能形成氢键，沸点高，易液化，汽化时放出大量的热，所以能够做制冷剂。
39、Na+和Ne互为等电子体，电离能I2（Na） > I1（Ne），原因是：Na+和Ne电子排布结构相同，而Na+比Ne的核电荷数大，因此Na+原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na+更难失去电子，电离能更大。
40、已知硼酸（H3BO3）是一元酸，解释其原因：H3BO3与一个水分子可形成配位键，产生[B(OH)4]- 和一个H+ 。
