2019年高考化学艺体生百日突围系列专题3.16物质结构的分析与判断的解题方法与技巧.doc

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1、1专题 3.16 物质结构的分析与判断的解题方法与技物质结构与性质的命题热点有：核外电子排布规律；书写原子或离子核外电子排布式、电子排布图(即轨道表示式)；第一电离能、电负性的变化规律及其应用；物质中化学键类型的判断；分子中的原子轨道杂化类型及分子的空间构型的判断；分子间作用力、氢键及分子的性质；常见四种晶体的判断方法及性质；金属晶体的堆积模型；均摊法求解晶体化学式；常见晶体结构分析；有关晶胞的计算。 标准：以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。变化规律：金属元素的电负性一般小于 1.8，非金属元素的电负性一般大于

2、 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性 则在 1.8 左右，它们既有金属性又有非金属性。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。方法技巧：1、原子的核外电子排布式(图)的书写（1）核外电子排布式：用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。例如，K：1s 22s22p63s23p64s1。为了简化，通常把内层已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实” ，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。例如，K：Ar4s 1。（2）核外电子排布图：用表示原子轨道，和分别表示两种不同自旋方向的电子。如氧原子的核外电子排布图可表

3、示为 。核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。（3）价电子排布式：如 Fe 原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为 3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。2（4）构造原理是书写基态原子的电子排布式的依据，也是绘制基态原子的电子排布图的主要依据之一。2、基态原子的核外电子排布的表示方法（以硫原子为例）表示方法 举例原子结构示意图电子式电子排布式 1s22s22p63s23p4或Ne3s 23p4电子排布图3、电离能的应用：判断金属性与非金属性强弱；分析原子核外电

4、子层结构，如某元素的In1 In，则该元素的最外层电子数为 n；判断化学键类型。4、电负性的应用：判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱；判断元素在化合物中的价态；判断化学键类型。二、分子结构与性质1、共价键类型分类依据 类型 分类依据 键 电子云“头碰头”重叠形成共价键的原子轨道重叠方式形成共价键的电子对是否偏移 键 电子云“肩并肩”重叠极性键 共用电子对发生偏移原子间共用电子对的数目形成共价键的原子轨道重叠方式 非极性键 共用电子对不发生偏移单键 原子间有一对共用电子对双键 原子间有两对共用电子对形成共价键的电子对是否偏移三键 原子间有三对共用电子对2、分子的立体

5、构型与性质（1）价层电子对互斥模型电子对数 成键电子对数 孤电子对数 电子对立体构型 分子立体构型 实例2 2 0 直线形 直线形 BeCl233 0 平面正三角形 BF332 1平面三角形V 形SnBr2、SO24 0 正四面体形 CH43 1 三角锥形 NH342 2四面体形V 形 H2O注意：运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对 ABm 型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：n(中心原子的价电子数每个配位原子提供的价电子数m)/2（2）杂化轨道类型与分子立体构型杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例sp 2 180 直线形B

6、eCl2sp2 3 120 平面三角形 BF3sp3 4 10928 四面体形 CH4（3）分子的极性：分子中正电中心和负电中心重合的分子是非极性分子，分子中正电中心和负电中心不重合的分子是极性分子。3、配合物的组成、结构、性质（1）概念：由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合而成的化合物。（2）组成Error!（3）形成条件Error!（4）结构和性质：4、分子间作用力与物质性质：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键，其中范德华力氢键化 方法技巧4（1）怎样判断化学键的类型和数目？只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大

7、于 1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。通过物质的结构式，可以快速有效地判断共价 键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为 键，双键 中有一个 键和一个 键，三键中有一个 键和两个 键。（2）三点说明：s 轨道与 s 轨道重叠形成 键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。因 s 轨道是球形的，故 s 轨道和 s 轨道形成 键时，无方向性。两个 s 轨道只能形成 键，不能形成 键。两个原子间可以只形成 键，但不能只形成 键。（3）分子极性判断：分子中的中心原子的最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键，此

8、分子一般为极性分子。如 CH4、BF 3、CO 2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而 H2O、NH 3、NF 3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。（4）含氧酸酸性比较：同种元素的含氧酸的强弱规律，其酸性具有如下规律：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。（5）氢键应用要注意：有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。分子内氢键基本上不影响物质的性质。（6）判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法根据杂化轨道的空间分布构型判断：若杂化轨道在空间的

9、分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生 sp3杂化；若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生 sp2杂化；若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生 sp 杂化。（2）根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为 10928，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为 120，则分子的中心原子发生 sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为 180，则分子的中心原子发生 sp 杂化。（3）记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。三、晶体结构与性质分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体构成粒子 分子 原子 金属阳离子、自由电 阴阳离子5子粒子间的相

10、互作用力分子间作用力 共价键 金属键 离子键硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 难溶于常见溶剂大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，在水溶液或熔融状态下导电物质类别及举例大多数非金属单质、酸、气态氢化物、非金属氧化物(SiO 2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO 2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物( 如K2O、Na 2O)、强碱(如

11、KOH、NaOH)、绝大部分盐(如 NaCl)方法技巧一、晶体判断1、依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。（2）原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。（3）分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2、依据物质的分类判断（1）金属氧化物(如 K2O 等)、强碱(NaOH、KOH 等)和绝大多数的盐类是离子晶体。（2）大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除 SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐

12、外)是分子晶体。（3）常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅 等。三、晶胞中微粒的计算方法均摊法6【例 1】钛被称为继铁、铝之后的第三金属，其单质及化合物在航天、军事、航海、医疔等领域都有着重要的应用。请回答下列问题：(1)基态 Ti 原子的价电子轨道表示式为_。(2)化学式为Ti(H 2O)6Cl3的绿色晶体是 TiCl3的六水合物的一种晶型，该晶体中，与 Ti3+形成配位键的原子是_ (填元素符号)，该原子的杂化类型为_杂化，该晶体所含元素中，电负性最大的元素是_ (填元素符号)。(3)化学式为Ti(H 2O)5 ClCl2H2O 的绿色晶体是

13、 TiCl3的六水合物的另一种晶型，取 1mol 该晶体溶于水配成 500mL 溶液，加入足量 AgNO3溶液使 Cl-完全沉淀，消耗 AgNO3的物质的量为_mol。(4)钛与卤素形成的化合物的熔沸点如下表所示，7TiCl4、TiBr 4、TiI 4的熔点和沸点呈现一定变化规律的原因是_。(5)TiO2能溶浓硫酸并析出一种离子晶体，已知其中阳离子是以链状聚合物形式存在的钛酰阳离子，其结构如下图所示，阳离子化学式为_，写出一种与 SO42 互为等电子体的分子_。(6)下图是钛晶体在空间的一种堆积方式，此堆积方式名称为_，钛原子的配位数为_。已知：a=0.295nm，c=0.469nm，则该钛晶

14、体的密度为_gcm 3 (NA表示阿伏加德罗常数的值，列出计算式即可)。【答案】 O sp3 O 2 TiCl4、TiBr 4、TiI 4都是分子晶体，而且组成和结构相似，其相对分子质量依 次增大，分子间作用力逐渐增大，因而三者的熔点和沸点依次升高 （ TiO） n2n+ 或(TiO 2+) CCl4 SiCl4等 六方最密堆积 12 486/ (2.9510-8)24.6910-8NA 【解析】【分析】(1)根据基态 Ti 原子的价电子为 3d24s2，画出其价电子轨道表示式；(2) Ti(H2O)6Cl3晶体中，与 Ti3+形成配位键的原子是 O，O 原子的杂化类型为 sp3；晶体所含元素

15、中，8电负性最大的元素是 O。 （5）由 X、Y 的参数，可知 X 处于坐标系原点，x、z 轴形成平面为晶胞前平面，x、y 轴构成的平面为晶胞下底面，z、y 轴构成的平面为晶胞左侧平面，Y 处于晶胞的前平面面心位置。Z 与周围 4 个 N原子形成正四面体，Z 与顶点 N 原子连线处于晶胞体对角线上，且二者距离为体对角线的 1/4，则 Z与 X 的距离为晶胞体对角线长度的 3/4，Z 到坐标系的 3 个平面距离均为晶胞棱长的 3/4均摊法计算晶胞中个原子数目，再计算晶胞中各原子总质量，而原子总质量也等于晶体密度与晶胞体积的乘积。【详解】（1）As 位于周期表中第 4 周期，第 VA 族，其价电子

16、排布式为 4S24P5 ；（2）砷烷为 AsH3，根据 VSEPR 理论，中心 As 原子的配位原子数为 BP=3，孤电子对数为 LP=（5-13）/2=1，则价电子对数为 VP=BP+LP=3+1=4，根据杂化轨道理论，中心 As 原子为 sp3杂化，由于存在一对孤电子对，占据正四面体型的顶点，则砷烷的空间构型为三角锥形；【点睛】本题考查物质结构与性质，注意同周期第一电离能变化异常情况， （5）中原子参数确定为易错点、难点，关键是明确坐标系的距离、B 与 N 原子距离与晶胞棱长的关系，需要具备一定的空间想象与数学计算能力。91臭氧（O 3）在Fe(H 2O)62+催化下能将烟气中的 SO2、

17、NO x分别氧化为 和 ，NO x也可在其他条件下被还原为 N2。（1） 中心原子轨道的杂化类型为_； 的空间构型为_（用文字描述） 。（2）Fe 2+基态核外电子排布式为_。（3）与 O3分子互为等电子体的一种阴离子为_（填化学式） 。（4）N 2分子中 键与 键的数目比 n（）n（）=_。（5）Fe(H 2O)62+与 NO 反应生成的Fe(NO)(H 2O)52+中，N O 以 N 原子与 Fe2+形成配位键。请在Fe(NO)(H2O)52+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。_【答案】sp 3平面（正）三角形Ar3d 6或 1s22s22p63s23p63d6NO212【解析】分析：（

18、1）用价层电子对互斥理论分析 SO42-中 S 的杂化方式和 NO3-的空间构型。（2）Fe 原子核外有 26 个电子，根据构造原理写出基态 Fe 的核外电子排布式，进一步写出 Fe2+的核外电子排布式。（3）用替代法写出 O3的等电子体。（4）N 2的结构式为 N N，三键中含 1 个 键和 2 个 键。10（5）根据化学式，缺少的配体是 NO 和 H2O，NO 中 N 为配位原子，H 2O 中 O 上有孤电子对，O 为配位原子。（5）根据化学式，缺少的配体是 NO 和 H2O，NO 中 N 为配位原子，H 2O 中 O 上有孤电子对，O 为配位原子，答案为： 。 3铜、镁、金等的相关物质在

19、生产生活中具有重要的作用。回答下列问题：(1)铜元素在周期表中的位置是_，基态铜原子中，核外电子占据最高能层的符号是_，占据该最高能层的电子数为_。(2)在一定条件下，金属相互化合形成的化合物称为金属互化物， 如 Cu9Al4、 Cu5Zn8等。某金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，该金属互化物属于_(填“晶体”或“非晶体”)(3)铜能与类卤素(SCN) 2反应生成 Cu(SCN)2，lmol(SCN) 2分子中含有 键的数目为_。(SCN) 2对应的酸有硫氰酸(H-SCN)、异硫氰酸(H-N=C=S)两种。理论上前者沸点低于后者，其原因是_。11(4)铜与金形成的金属互化

20、物的晶胞结构如图 1 所示，其晶胞边长为 anm，该金属互化物的密度为_(用含 a、N A的代数式表示)gcm 3 。(6)某金属晶体中原子的堆积方式为六方最密堆积如图 2 所示，晶胞可用图 3 表示。已知该金属的原子半径为 acm，该金属晶胞的高为 bcm：若以晶胞中 A 点原子为原点建立空间直角坐标系 o-xyz，则 A点原子的坐标为(0，0，0)，C 点原子的坐标为(2a，0，0)，D 点原子的坐标为(0，0，b)，则 B 点原子的坐标为_。【答案】第四周期第 IB 族 N 1 晶体 5NA 异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸分子间不能形成氢键 3.8910 23/(a3NA) (a,

21、, ) 【解析】【详解】（1）铜元素位于周期表中第四周期 IB 族；铜元素核外电子占据最高能层的符号是 N；铜元素价电子排布式为 3d104s1，则铜元素中占据该最高能层的电子数为 1；（2）该金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，这是晶体的特点，即该金属互化物属于晶体；4黄铜矿是工业冶炼铜的原料，主要成分为 CuFeS 2。试回答下列问题：（1）基态硫原子核外电子有_种不同运动状态，能量最高的电子所占据的原子轨道形状为12_。（2）基态 Cu 原子的价层电子排布式为_；Cu、Zn 的第二电离能大小 I2(Cu) _I2(Zn)(填“” “H-O-C。综上所述，本题答案是：sp 3，sp 3，。(6)根据晶胞的结构可知，1 个 Cu 原子周围有 4 个 Cl，所以 Cu 原子的配位数是 4；铜原子的个数为4，氯原子个数为 81/8+61/2=4，所以化学式为 CuCl；晶体的质量为 99.54/NAg，晶体的体积为a3cm3，晶体的密度 gcm -3=99.54/NAg/a3cm3，则阿伏加德罗常数为 NA=398/(a 3)mol-1；综上所述，本题答案是：4，398/(a 3)mol-1；