2020届二轮复习物质结构与性质课件(39张)(全国通用).ppt

1、2020选修3物质结构与性质12知知 识识 整整 合合目录考考 能能 探探 究究对对点点集集训训一、物质结构与性质主观题型的解题思路与方法物质结构与性质选考题的命题形式有两种:一种是以元素推断的形式切入;另一种是以已知元素及其化合物为命题素材。主要考查以下知识点:1.原子(或离子)的电子排布式、价电子排布式、电子排布图、核外电子排布的三原理等。2.元素周期表和元素周期律。例如,周期表结构,元素在周期表中的位置推断,原子(或离子)半径、电负性、第一电离能等大小的比较,并涉及一些特例。3.共价键,如共价键的分类、键和键数目的判断、键参数的应用、键的极性与分子的极性。4.等电子原理。5.中心原子的杂

2、化方式、分子的立体构型。6.配合物理论,如配位离子的空间构型、配合物的组成推断、配体数目的判断、配位键的分析等。7.分子极性、非极性的判断,氢键,无机含氧酸的酸性。8.晶体的相关知识,如晶体类型的判断、晶体性质的比较、晶胞分析及计算等。解题时,首先要根据题给信息或元素周期表残表等正确地推断元素。解题过程中要注意审题,如在书写电子排布式时,要注意“原子、离子、价电子、最外层电子”等表述,晶胞计算中所给微粒半径的单位是cm还是pm等,看清题目条件和要求后,再逐一分析作答。其次,要熟记元素周期表前36号元素的原子序数、元素符号、名称及对应位置,掌握各元素的电子排布式,会书写21号元素及其后各元素原子

3、的电子排布式,若用简写形式,则不要漏写3d110这一亚层的排布,熟记元素周期律的有关知识及特例,如第A族和第A族元素的第一电离能分别比其后一族元素的大。认识键和键的不同,每两个原子之间可形成且只能形成一个键,双键包括一个键和一个键,三键包括一个键和两个键。不常见的分子或离子的空间构型一定要用价层电子对理论来判断;对等电子体的判断一般是从元素周期表的相邻位置来考虑;对杂化问题的分析有时也要依据价层电子对理论。对于晶胞结构,要做到识图、辨图、析图,最后深刻记忆,如金刚石、二氧化硅、氯化钠、氯化铯、氟化钙、干冰等;对于金属晶体的四种堆积模型,要理清半径和晶胞棱长的关系,学会空间利用率的计算方法。晶胞

4、计算常用公式为=V,其中n为一个晶胞中微粒的数目,M为微粒的摩尔质量,为微粒组成物质的密度,V为一个晶胞的体积。计算时要注意两点:一是晶胞边长的计算(主要是几何知识的应用);二是长度单位要转化为cm,记住1 pm=10-12 m,1 nm=10-9 m。对于简答题,要注意回答的逻辑性,应以基本程序为依据(如概念、信息、结构、组成等)如何影响(依据规律判断,运用比较法等阐述)得出结论。从微观角度分析宏观现象,是全国卷命题的一大亮点,备考时要认真研究历年高考对相关内容的考查,体会答题要领,从合理的角度科学分析问题。(一)从键能角度分析物质的稳定性碳和硅的有关化学键键能如表所示,简要分析和解释下列有

5、关事实:化学键CCCHCOSiSiSiHSiO键能/kJmol-1356413336226318452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 。SiH4的稳定性小于CH4,更易生成氧化物,原因是 。答案 CC键和CH键的键能较高,所形成的烷烃稳定,而硅烷中的 SiSi键和SiH键的键能较低,易断裂,导致长链硅烷难以生成CH键的键能大于CO键,CH键比CO键稳定;而SiH键的键能小于SiO键,所以SiH 键不稳定而倾向于形成稳定性更强的SiO键(二)从氢键、分子间作用力及晶体类型的角度分析晶体熔、沸点的高低1氨的沸点(填“高于”或“低于”)膦(PH3)原因是 。答

6、案 高于NH3分子间可形成氢键图(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 。图a答案 S8相对分子质量大,分子间范德华力强GaF3的熔点高于1000,GaCl3的熔点为77.9,其原因是。答案 GaF3为离子晶体,GaCl3为分子晶体在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2 CH3OH+H2O)所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为,原因是 。答案 H2OCH3OHCO2H2H2O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的相对分子质量更大,范德华力更大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

7、点等都比金属Cr低,原因是 。答案 K的原子半径更大且价电子数更少,金属键更弱(三)从核外电子排布的角度分析化学键的类型、第一电离能等碳在形成化合物时,其键型以共价键为主,原因是。答案 C有4个价电子且半径较小,难以通过得到或失去电子达到稳定结构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。答案 同周期元素从左向右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增大N原子的2p轨道处于半充满状态,原子相对

8、稳定,故不易结合一个电子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。答案 大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子(四)从原子半径角度分析键的形成Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、三键,但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构的角度分析,原因是。答案 锗元素的原子半径大,难以通过“肩并肩”的方式形成键(五)从化合价角度分析酸性强弱H2SeO3的K1和K2分别为2.710-3和2.510-8,H2SeO4第一步几乎完全电离,K2为1.210-2,请根据结构与性质的关系解释H2SeO4的酸性比H2SeO

9、3强的原因:。答案 H2SeO3和H2SeO4可分别表示为(HO)2SeO和(HO)2SeO2,H2SeO3中Se元素的化合价为+4价,而H2SeO4中Se元素的化合价为+6价,正电性更高,导致SeOH中O的电子更容易向Se偏移,越易电离出H+。二、相关知识储备1.五种表达式(1)电子排布式:Ga1s22s22p63s23p63d104s24p1(2)简化的电子排布式:GaAr3d104s24p1(3)外围电子排布式(价电子排布式):Cr3d54s1(4)轨道表示式(电子排布图):C (5)外围轨道表示式(外围电子排布图):Cr2.周期表的分区与原子的价电子排布的关系分区元素分布价电子排布s区

10、A族、A族ns12p区A族A族、0族ns2np16(He除外)d区B族B族、族(n-1)d19ns12(钯除外)ds区B族、B族(n-1)d10ns12f区镧系、锕系(n-2)f014(n-1)d02ns23.价层电子对数与分子空间构型价层电子对数成键电子对数孤电子对数分子类型分子空间构型实例220AB2直线形BeCl2、CO2、HgCl2330AB3平面三角形BF3、BCl3、SO3、CO32-、NO3-21AB2V形SO2、SnCl2、NO2-440AB4正四面体形CH4、CCl4、NH4+、SO42-、PO43-31AB3三角锥形NH3、NF3、SO32-22AB2V形H2O、SCl2、

11、ClO2-(1)ADm型分子的空间构型总是采取A的价层电子对相互斥力最小的那种几何构型。(2)分子的空间构型与价层电子对数(包括成键电子对和孤电子对)有关。(3)分子中若有重键(双、三键),均视为一个电子对。(4)电子对间的斥力顺序:孤电子对与孤电子对孤电子对与成键电子对成键电子对与成键电子对。成键电子对间斥力顺序:三键与三键三键与双键双键与双键双键与单键单键与单键。4.中心原子杂化类型的判断(1)根据中心原子上的价层电子对数:中心原子上的价层电子对数n=中心原子上的键电子对数+中心原子上的孤电子对数。中心原子上的键电子对数:对于ABn型粒子是n;对于B3型粒子是2;对于有机物,须先写出其结构

12、式,再判断。中心原子上的孤电子对数m:中心原子上的孤电子对数=0.5(a-xb),x为与中心原子结合的原子数,b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数,a为中心原子的价电子数,若为阴离子,还需加上其所带电荷数(如CO32-:a=4+2=6);若为阳离子,还需减去其所带电荷数(如NH4+:a=5-1=4)。最后,根据中心原子上的价层电子对数n判断中心原子的杂化类型:a.当n+m=2时,sp杂化;b.当n+m=3时,sp2杂化;c.当n+m=4时,sp3杂化。(2)气态氢化物的中心原子一般为sp3杂化。如CH4中的C原子、NH3中的N原子、H2O中的O原子等。(3)碳原子杂化类型可据其形成的键数

13、判断:无键时是sp3杂化,有一个键时是sp2杂化,有两个键时是sp杂化。5.常见晶体的熔、沸点高低的判断(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律:原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大,如钨、铂等沸点很高,而汞、镓、铯等沸点很低,故金属晶体一般不参与比较。(2)原子晶体:由共价键形成的原子晶体中,原子半径小的键长短,键能大,晶体的熔、沸点高,如熔点:金刚石碳化硅硅。(3)离子晶体:一般来说,阴、阳离子所带电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越大,其离子晶体的熔、沸点就越高,如熔点:MgOMgCl2NaClCsCl。(4)分子晶体分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高;具有

14、氢键的分子晶体,熔、沸点反常地高,如沸点:H2OH2TeH2SeH2S。组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,其范德华力越大,熔、沸点越高,如沸点:SnH4GeH4SiH4CH4,F2Cl2Br2N2,CH3OHCH3CH3。(5)金属晶体:金属离子半径越小,离子所带电荷越多,其金属键越强,金属的熔、沸点就越高,如熔、沸点:NaMgNaKRbCs。6.晶胞中微粒的计算方法均摊法(1)立方体(长方体)晶胞组成的计算方法(2)晶胞各物理量的计算对于立方晶胞,可简化成下面的公式进行各物理量的计算,a3NA=nM,a表示晶胞的棱长,表示密度,NA表示阿伏加德罗常数的值,n表示1 mol晶胞中所含

15、晶体的物质的量,M表示晶体的摩尔质量。晶体类型典型晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(1)每个碳原子与相邻4个碳原子以共价键结合,形成正四面体结构(2)键角均为10928(3)最小碳环由6个C原子组成且碳环上的原子不在同一平面内(4)每个C参与4个CC键的形成,C原子数与CC键数目之比为12(5)每个金刚石晶胞中含有8个C原子SiO2(1)每个Si原子与4个O原子以共价键结合,形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”,n(Si)n(O)=12(3)最小环上有12个原子,即6个O原子,6个Si原子分子晶体干冰(1)每个晶胞中含有4个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距且紧邻的

16、CO2分子有12个离子晶体NaCl型(1)每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Cl-(Na+)有6个。每个Na+(Cl-)周围等距且紧邻的Na+(Cl-)有12个(2)每个晶胞中含4个Na+和4个Cl-CsCl型(1)每个Cs+周围等距且紧邻的Cl-有8个,每个Cs+(Cl-)周围等距且紧邻的Cs+(Cl-)有6个(2)如图为8个晶胞,每个晶胞中含1个Cs+、1个Cl-晶体类型典型晶体晶体结构晶体详解金属晶体简单立方堆积典型代表Po,空间利用率52%,配位数为6体心立方堆积典型代表Na、K、Fe,空间利用率68%,配位数为8六方最密堆积典型代表Mg、Zn、Ti,空间利用率74%,配位数为12面

17、心立方最密堆积典型代表Cu、Ag、Au,空间利用率74%,配位数为12考向考向1结构已知型结构已知型典型例题典型例题1.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:以具体元素、物质或反应为命题情境,探究元素及其化合物的结构与性质。(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)。A.B.C.D.(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

18、号)。A.离子键B.键C.键D.氢键答案答案解析解析DCLi+核电荷数比H-大正四面体形sp3AB(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。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0.4665 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)。5204982908答案答案解析解析解析解析 (1)根据泡利原理和洪特规则可知,能量最低和最高的分别为D、C。(2)Li+与H-具有相同的电子构型,原子序数

19、越大,离子半径越小,Li+核电荷数比H-大,所以r(Li+)小于r(H-)。(3)AlH4+的空间构型为正四面体形,中心原子的杂化形式为sp3,在LiAlH4中,存在离子键和键。(4)由图可知,Li原子的第一电离能为1040 kJmol-12=520 kJmol-1,键键能为249 kJmol-12=498 kJmol-1,Li2O晶格能为2908 kJmol-1。(5)由晶胞结构可知,每个晶胞中含有8个Li原子和4个O原子,故Li2O的密度为 =gcm-3。突破训练突破训练1.金属镍及其化合物在冶金等方面有重要用途。在金属或非金属底物材料上,用NaBH4进行镀镍,可以得到坚硬、耐腐蚀的保护层

20、(3Ni3B+Ni),反应的离子方程式为20Ni2+16BH4+34OH-+6H2O 2(3Ni3B+Ni)+10B(OH)4-+35H2。(1)Ni2+基态核外电子的排布式为 。(2)与BH4-互为等电子体的一种分子为_(填化学式)。答案答案1s22s22p63s23p63d8或Ar3d8CH4(或SiH4等其他合理答案)(3)B(OH)4-中硼原子轨道的杂化类型是;B(OH)4-的空间构型是 。(4)Ni(NH3)6SO4属于配位化合物,它的配位键可表示为,配位数是。答案答案(5)Ni的晶胞结构如图所示,镍晶体的配位数是。若Ni的原子半径为r pm,Ni的密度计算表达式是gcm-3。Ni原

21、子空间利用率的计算表达式是。(Ni的相对原子质量用Mr表示)sp3正四面体形Ni2+NH3612以元素推断为命题情境,综合考查原子、分子、晶体的结构与性质。所给元素是未知的,需要根据原子的核外电子排布、元素性质的特殊性、对应物质的性质等特点去推断。但从2016年开始,元素推断题型均在必考题中出现,因此选修3中以元素推断为命题情境的考查情况较少。考向考向2元素推断型元素推断型典型例题典型例题2.Q、R、X、Y、Z为元素周期表中原子序数依次增大的前四周期元素。已知:Q为元素周期表中原子半径最小的元素;R的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道,且每种轨道中的电子总数相同;Y的基态原子的核外成对电

22、子数是未成对电子数的3倍;Q、R、Y三种元素组成的一种化合物M是新装修居室中常含有的一种有害气体,Q、R两种元素组成的原子个数之比为11的化合物N是中学化学中常见的有机溶剂;Z有“生物金属”之称,Z4+和氩原子的核外电子排布相同。请回答下列问题(用相应的元素符号表示):答案答案解析解析(1)化合物M的空间构型为,其中心原子采取杂化;化合物N在固态时的晶体类型为。(2)R、X、Y三种元素的第一电离能由小到大的顺序为。(3)由上述一种或多种元素组成的与RY2互为等电子体的分子为(填分子式)。(4)由R、X、Y三种元素组成的RXY-在酸性条件下可与NaClO溶液反应,生成X2、RY2等物质,该反应的

23、离子方程式为。(5)Z原子基态时的外围电子排布式为_;Z的一种含氧酸钡盐的晶胞结构如图所示,晶胞内与每个Z原子等距离且最近的氧原子数为。平面三角形sp2分子晶体CONN2O2CNO-+2H+3ClO-N2+2CO2+3Cl-+H2O3d24s26解析解析 Q、R、X、Y、Z为元素周期表前四周期原子序数依次增大的五种元素,Q为元素周期表中原子半径最小的元素,则Q为H元素;R的基态原子占据三种能量不同的轨道且每种轨道中含有的电子数相等,故R的核外电子排布式应为1s22s22p2,R为C元素;Y原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍,则其核外电子排布式应为1s22s22p4,Y为O元素,X为N元素

24、;Z4+核外含有18个电子,则Z为Ti元素;根据题目信息可知M为甲醛,N为苯。(1)化合物M为甲醛,碳原子为sp2杂化,其空间构型为平面三角形;苯在固态时为分子晶体。(2)由于N原子核外2p轨道半充满,故其第一电离能反常地大,所以第一电离能CON。(3)CO2分子中含有16个价电子,原子数和价电子数相同的微粒互为等电子体,故N2O与CO2互为等电子体。(4)CNO-中N元素为-3价,根据原子守恒和电荷守恒,可写出对应的离子方程式。(5)金属钛为22号元素,最外层电子排布式为3d24s2,观察图像,Ti原子的上、下、左、右、前、后各有1个O原子与其等距离且最近,故共有6个O原子符合题意。突破训练

25、突破训练2.前四周期原子序数依次增大的六种元素A、B、C、D、E、F中,A、B位于同一周期且相邻,A元素所形成的化合物种类最多,C、D、E、F是位于同一周期的金属元素,基态C、F原子的价层电子中未成对电子数均为1,且C、F原子的电子数相差10,基态D、E原子的价层电子中未成对电子数分别为4、2,且原子序数相差2。(1)六种元素中第一电离能最小的是(填元素符号,下同),电负性最大的是。(2)黄血盐C4D(AB)6是由A、B、C、D四种元素形成的配位化合物,易溶于水,广泛用作食盐添加剂(抗结剂)。黄血盐的化学式为 ,1 mol AB-中含有键的数目为,黄血盐晶体中各种微粒间的作用力不涉及(填字母)

26、。a.离子键b.共价键c.配位键d.金属键e.氢键f.分子间作用力答案答案解析解析KNK4Fe(CN)62NAdef(3)E2+的价层电子排布图为,很多不饱和有机物在E的催化下可与H2发生加成反应:如、HCHO。其中碳原子采取sp2杂化的分子有(填物质序号),HCHO分子的立体结构为 形,它的加成产物的熔、沸点比CH4的熔、沸点高,其主要原因是(需指明加成产物是何物质)。(4)金属C、F晶体的晶胞结构如图所示(请先判断对应的图),C、F两种晶体晶胞中金属原子的配位数之比为。金属C的晶胞中,若设该晶胞的密度为 gcm-3,阿伏加德罗常数的值为NA,C原子的摩尔质量为M g mol-1,则C原子的

27、半径为(用含a、M、NA的代数式表示)。答案答案解析解析平面三角加成产物CH3OH分子之间能形成氢键2 3解析解析 前四周期原子序数依次增大的六种元素A、B、C、D、E、F中,A、B位于同一周期且相邻,A元素所形成的化合物种类最多,则A为碳元素,B为氮元素;C、D、E、F是位于同一周期的金属元素,只能处于第四周期,基态C、F原子的价层电子中未成对电子数均为1,且C、F原子的电子数相差10,可推知C为K元素,F为Cu元素,基态D、E原子的价层电子中未成对电子数分别为4、2,且D、E的原子序数相差2,D、E价电子排布式分别为3d64s2、3d84s2,故D为Fe元素,E为Ni元素。(1)六种元素中

28、K的金属性最强,其第一电离能最小,非金属性越强,电负性越大,故电负性最大的是N。(2)黄血盐的化学式为K4Fe(CN)6,CN-与氮气互为等电子体,CN-中存在碳氮三键,故 1 mol CN-中含有键的数目为2NA,黄血盐晶体中含有离子键、配位键、共价键,没有金属键、氢键、分子间作用力。(3)Ni2+的价层电子排布式为3d8,故价层电子排布图为;、CH2=CH2、HCHO中C原子的价层电子对数都是3,没有孤电子对,C原子采取sp2杂化,HCCH中C原子的价层电子对数是2,没有孤电子对,C原子采取sp杂化,HCHO分子的立体结构为平面三角形,它的加成产物为甲醇,甲醇分子之间形成氢键,因此其熔、沸点比CH4的熔、沸点高。(4)金属K晶体为体心立方堆积,晶胞结构为图,晶胞中K原子配位数为8,金属Cu晶体为面心立方最密堆积,晶胞结构为图,与每个顶点Cu原子最近的Cu原子位于面心,这样的Cu原子有12个,晶胞中Cu原子的配位数为12,K、Cu两种晶体晶胞中金属原子的配位数之比为812=23;金属K的晶胞中,K原子的数目为1+8 =2,若K原子的摩尔质量为M g mol-1,阿伏加德罗常数的值为NA,则晶胞质量为 g,该晶胞的密度为 gcm-3,则晶胞体积为 =cm3,晶胞棱长为 cm,设该K原子的半径为r,则晶胞体对角线长度为4r,故3(cm)2=(4r)2,故r=cm。