2019届一轮复习人教版物质结构与性质——高考研究课学案

2019届一轮复习人教版物质结构与性质——高考研究课学案

物质结构与性质——高考研究课 考 纲 要 求 高 频 考 点 原子结构与性质 ‎1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。‎ ‎2．了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。‎ ‎3．了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。‎ ‎4．了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。‎ ‎1.考查电子排布式、轨道表达式的书写 ‎5年5考 ‎2.考查电离能、电负性大小的比较及应用 ‎5年5考 分子结构与性质 ‎1.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。‎ ‎2．了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义。‎ ‎3．能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。‎ ‎4．了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。‎ ‎5．能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。‎ ‎6．了解范德华力的含义及对物质性质的影响。‎ ‎7．了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。‎ ‎1.微粒间作用力的判断及应用 ‎5年4考 ‎2.分子的立体结构和杂化类型的判断 ‎5年5考 晶体结构与性质 ‎1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。‎ ‎2．了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。‎ ‎3．了解分子晶体结构与性质的关系。‎ ‎4．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。‎ ‎5．理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。了解分子晶体结构与性质的关系。‎ ‎1.晶体类型与性质的判断 ‎5年3考 ‎6．了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。‎ ‎2.晶体的计算 ‎5年5考 ‎[看两年真题·怎么考]‎ ‎1．(2017·全国卷Ⅰ)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．404.4　　　　　　　　 　B．553.5‎ C．589.2 D．670.8‎ E．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I离子。I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。‎ 解析：(1)当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，紫色光的辐射波长范围为400 nm～430 nm。(2)基态K原子核外有4个能层：K、L、M、N，能量依次增高，处于N层上的1个电子位于s轨道，s电子云轮廓图形状为球形。金属原子半径越小、价电子数越多，金属键越强，其熔沸点越高。(3)I中I原子为中心原子，则其孤电子对数为×‎ ‎(7－1－2)＝2，且其形成了2个σ键，中心原子采取sp3杂化，I空间构型为V形结构。(4)二者间的最短距离为晶胞面对角线长的一半，即×0.446 nm≈0.315 nm。由于K、O分别位于晶胞的顶角和面心，所以与钾紧邻的氧原子有12个。(5)想象4个晶胞紧密堆积，则I处于顶角，O处于棱心，K处于体心。‎ 答案：(1)A　(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)0.315　12　(5)体心　棱心 ‎2．(2017·全国卷Ⅱ)‎ 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。‎ ‎①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 ‎②R中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N中的大π键应表示为________。‎ ‎③图(b)中虚线代表氢键，其表示式为(NH)N—H…Cl、____________、____________。‎ ‎(4)R的晶体密度为d g·cm－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________________。‎ 解析：(1)根据构造原理可知氮原子价电子排布式为2s22p3，根据洪特规则和泡利原理可写出其价电子的轨道表达式 (2)从图(a)可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(3)①结合图(b)可知：晶体R中两种阳离子为NH和H3O＋，其中心原子均采取sp3杂化；NH中成键电子对数为4，H3O＋中含1个孤电子对和3个成键电子对，即中心原子的价层电子对数均为4；两种阳离子中均存在极性键，不存在非极性键。NH和H3O＋分别为正四面体结构和三角锥形结构，即立体结构不同。②从图(b)可以看出：阴离子N 呈五元环状结构，其含有的σ键总数为5个；N中参与形成大π键的电子数为6，故可将其中的大π键表示为Π。③根据题给表示式可知，除表示出形成氢键的原子外，还要表示出形成氢键的原子所在的原子团和该原子在原子团中的成键情况，因此氢键的表示式还有(H3O＋)O—H…N(N)、(NH)N—H…N(N)。(4)该晶胞的体积为(a×10－7 cm)3，根据×M＝(a×10－7)3d，可求出y＝或×10－21。‎ 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)①ABD　C　②5　Π　‎ ‎③(H3O＋)O—H…N(N)　(NH)N—H…N(N)‎ ‎(4) ‎3．(2017·全国卷Ⅲ)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σ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。‎ 解析：(1)根据构造原理可写出Co基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。O是非金属元素，而Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以O的第一电离能大于Mn的。Mn和O的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s2、1s22s22p4，前者的3d轨道中5个电子均未成对，后者的2p轨道中有2个电子未成对，所以Mn的基态原子核外未成对电子数较多。(2)CO2中C的价层电子对数为2，故为sp杂化；CH3OH分子中C的价层电子对数为4，故为sp3‎ 杂化。(3)水和甲醇均为极性分子，常温常压下两种物质均呈液态；二氧化碳和氢气均为非极性分子，常温常压下两种物质均呈气态，根据四种物质在相同条件下的状态可以判断出水、甲醇的沸点均高于二氧化碳、氢气的沸点。由于水分子中的2个氢原子都能参与氢键的形成，而甲醇分子中只有羟基上的氢原子能够形成氢键，所以水中的氢键比甲醇多，则水的沸点高于甲醇的沸点。二氧化碳和氢气都属于分子晶体，但由于二氧化碳的相对分子质量大于氢气，所以二氧化碳的沸点高于氢气的沸点。(4)Mn(NO3)2是离子化合物，存在离子键；此外在NO中，3个O原子和中心原子N之间还形成一个4中心6电子的大π键(Π键)，所以Mn(NO3)2中的化学键有σ键、π键和离子键。(5)因为O2－采用面心立方最密堆积方式，所以面对角线长度是O2－半径的4倍，则有 [4r(O2－)]2＝2a2，解得r(O2－)＝×0.420 nm≈0.148 nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构可得2r(Mn2＋)＋2r(O2－)＝a′，代入数据解得r(Mn2＋)＝0.076 nm。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　O　Mn　(2)sp　sp3　(3)H2O＞CH3OH＞CO2＞H2　H2O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π键(Π键)　(5)0.148　0.076‎ ‎4．(2016·全国卷Ⅰ)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_______________________________________。‎ ‎(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_____________________。‎ GeCl4‎ GeBr4‎ GeI4‎ 熔点/℃‎ ‎－49.5‎ ‎26‎ ‎146‎ 沸点/℃‎ ‎83.1‎ ‎186‎ 约400‎ ‎(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：‎ ‎①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；C为。则D原子的坐标参数为________。‎ ‎②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a＝565.76 pm，其密度为________g·cm－3(列出计算式即可)。‎ 解析：(1)锗元素在周期表的第四周期、第ⅣA族，因此核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。‎ ‎(2)锗虽然与碳为同族元素，但比碳多了两个电子层，因此锗的原子半径大，原子间形成的σ单键较长，pp轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键。‎ ‎(3)由锗卤化物的熔沸点由Cl到I呈增大的趋势且它们的熔沸点较低，可判断它们均为分子晶体，而相同类型的分子晶体，其熔沸点取决于相对分子质量的大小，因为相对分子质量越大，分子间的作用力就越大，熔沸点就越高。‎ ‎(4)Zn和Ge为同周期元素，Ge在Zn的右边，因此Ge的电负性比Zn的强；O为活泼的非金属元素，电负性强于Ge和Zn，因此三者电负性由大至小的顺序为O、Ge、Zn。‎ ‎(5)Ge单晶为金刚石型结构，金刚石中碳原子的杂化方式为sp3，因此Ge原子的杂化方式也为sp3。微粒之间存在的作用力为共价键。‎ ‎(6)①根据题给图示可知，D原子的坐标参数为。‎ ‎②每个晶胞中含有锗原子8×1/8＋6×1/2＋4＝8(个)，每个晶胞的质量为，晶胞的体积为(565.76×10－10 cm)3，所以晶胞的密度为。　‎ 答案：(1)3d104s24p2　2‎ ‎(2)Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，pp轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π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)O＞Ge＞Zn ‎(5)sp3　共价键 ‎(6)①　②×107‎ ‎5．(2016·全国卷Ⅱ)东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，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)6]SO4蓝色溶液。‎ ‎①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是____________________________________。‎ ‎②在[Ni(NH3)6]2＋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________。‎ ‎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________。‎ ‎(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 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是_____________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。‎ ‎①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。‎ ‎②若合金的密度为d g·cm－3，晶胞参数a＝________nm。‎ 解析：(1)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。根据洪特规则可知，Ni原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成对电子数为2。‎ ‎(2)①SO中，S原子的价层电子对数为＝4，成键电子对数为4，故SO的立体构型为正四面体。‎ ‎②[Ni(NH3)6]2＋中，由于Ni2＋具有空轨道，而NH3中N原子含有孤电子对，两者可通过配位键形成配离子。‎ ‎③由于 NH3分子间可形成氢键，故NH3的沸点高于PH3。NH3分子中，N原子形成3个σ键，且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH3属于极性分子。‎ ‎(3)Cu、Ni均属于金属晶体，它们均通过金属键形成晶体。因Cu元素基态原子的价层电子排布式为3d104s1,3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子较难，因此ICu＞INi。‎ ‎(4)①由晶胞结构图可知，Ni原子处于立方晶胞的顶点，Cu原子处于立方晶胞的面心，根据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为6×＝3，含有Ni原子的个数为8×＝1，故晶胞中Cu原子与Ni原子的数量比为3∶1。‎ ‎②根据m＝ρV可得， 1 mol晶胞的质量为(64×3＋59)g＝a3×d g·cm－3×NA，则a＝ cm＝×107 nm。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2　2‎ ‎(2)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 ‎(3)金属　铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 ‎(4)①3∶1　②×107‎ ‎6．(2016·全国卷Ⅲ)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Ga________As，第一电离能Ga________As。(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 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－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MGag·mol－1和MAs g·mol－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________。‎ 解析：(1)As元素在周期表中处于第ⅤA族，位于P元素的下一周期，则基态As原子核外有33个电子，根据核外电子排布规律写出其核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。(2)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，Ga与As在周期表中同位于第四周期，Ga位于第ⅢA族，则原子半径：Ga＞As。Ga、As原子的价电子排布式分别为4s24p1、4s24p3，其中As原子的4p轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能较大，则第一电离能：Ga＜As。(3)As原子的价电子排布式为4s24p3，最外层有5个电子，则AsCl3分子中As原子形成3个As—Cl键，且含有1对未成键的孤对电子，则As的杂化轨道类型为sp3杂化，AsCl3分子的立体构型为三角锥形。(4)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，而离子晶体的熔点高于分子晶体。(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，其熔点较高，据此推知GaAs为原子晶体，Ga与As原子之间以共价键键合。分析GaAs的晶胞结构，4个Ga原子处于晶胞体内，8个As原子处于晶胞的顶点、6个As原子处于晶胞的面心，结合“均摊法”计算可知，每个晶胞中含有4个Ga原子，含有As原子个数为8×1/8＋6×1/2＝4(个)，Ga和As的原子半径分别为rGapm＝rGa×10－10cm，rAspm＝rAs×10－10 cm，则原子的总体积为V原子＝4×π×[(rGa×1010cm)3＋(rAs×10－10cm)3]＝×10－30(r＋r)cm3。又知Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，晶胞的密度为ρ g·cm－3，则晶胞的体积为V晶胞＝4(M Ga＋MAs)/ρNA cm3，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%＝‎ ×100%＝‎ ×100%。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3‎ ‎(2)大于　小于　(3)三角锥形　sp3　(4)GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体　(5)原子晶体　共价　×100%‎ ‎[循命题特点·找规律]‎ 从近两年高考试题可以看出，物质结构与性质为选做题，做为“拼盘”命制的题型，各小题之间相对独立，主要考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质：‎ (1)在原子结构部分主要命题点有电子排布式或排布图的书写，电离能、电负性大小的比较与判断。‎ (2)在分子结构部分主要命题点有化学键类型的判断，分子构型的判断，中心原子杂化方式的判断。‎ (3)在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体结构的计算等。‎