2012届高考化学二轮专题 《物质结构与性质》复习课件

物质结构和性质专题复习物质的结构和性质考点:（1）原子结构与性质①认识原子核外电子的运动状态；了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。②了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1—36号元素的原子及简单离子的核外电子排布。③了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。（2）化学键与物质的性质①理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成。[11考纲：①理解离子键的含义，能说明离子键的形成。]②了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质。③了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）。④了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的性质差异。（3）分子间作用力与物质的性质①知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别。②知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。③了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。④了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒，微粒间作用力的区别。“物质结构与性质”模块的高考试题，稳定和创新是命题的热点，其命题热点主要集中在以下知识点：1．能量最低原理、电子排布式、电子排布图、电离能、电负性等。2．σ键、π键、分子的极性、“相似相溶原理”等分子结构与性质。3．晶体类型对物质性质的影响，以及四种晶体的结构与性质差异。4．氢键、等电子体、杂化类型判断。5．配位数、配体的判断。物质结构与性质考查点:原子结构与性质【研习1】处于短周期的主族元素A、B、C、D，其离子半径逐渐增大，它们的原子核外都有一个未成对电子。已知A和D处于同一周期，0.2molA单质可以从D的氢化物的水溶液中置换出6.72L氢气(标准状况)，试回答：(1)写出元素符号A：________，B：________，C：________，D：________。(2)比较C和D的氢化物：沸点________，稳定性________，水溶液的酸性________。(3)元素A原子的轨道表示式为_______。名师答疑:判断电子是否成对，必须写出电子排布式或电子排布图，核外均有一个未成对电子，符合条件的(有价电子构型)：ns1，ns2np1，ns2np5。结合题意知C、D为非金属，肯定为ns2np5构型，结合离子半径CD，可知D为Cl，C为F，由A和D的氢化物反应产生H2可知A为铝，最后推出B为Na。答案(1)AlNaFCl(2)HFHClHFHClHClHF(3)分子结构与性质【研习2】右图是Na、Cu、Si、H、C、N等元素单质的熔点高低的顺序，其中c、d均是热和电的良导体。(1)请写出右图中的d单质对应元素原子的电子排布式：________。(2)单质a、f对应的元素以原子个数比1∶1形成的分子(相同条件下对H2的相对密度为13)中含______个σ键和________个π键。(3)a与b的元素形成的10电子中性分子X的空间构型为________；将X溶于水后的溶液滴入到AgNO3溶液中至过量，得到配合物的化学式为________，其中X与Ag＋之间以________键结合。(4)如图是上述六种元素中的一种元素形成的含氧酸的结构。请简要说明该物质易溶于水的原因：_______________________名师答疑:分析题目所给的几种单质知：H2、N2属于分子晶体；Na、Cu属于金属晶体；Si、C(金刚石)属于原子晶体。分析图像并综合所学知识知：a为H2，b为N2，c为Na，d为Cu，e为Si，f为C(金刚石)。(1)Cu原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。(2)该分子的相对分子质量为26，最简式为CH，故该分子为CHCH，C、H之间形成2个σ键，CC中有1个σ键，2个π键，所以分子中含3个σ键和2个π键。(3)NH3为三角锥形；过量的NH3与Ag＋以配位键结合形成配合物[Ag(NH3)2]OH。(4)根据图示分子的结构特点，推断该分子为HNO3。HNO3是极性分子，且易与H2O分子形成氢键，所以HNO3易溶于水。答案(1)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1(2)32(3)三角锥形[Ag(NH3)2]OH配位(4)HNO3是极性分子，易溶于极性的水中；HNO3分子易与水分子之间形成氢键晶体结构与性质【研习3】氢是重要而洁净的能源。要利用氢气作为能源，必须解决好安全有效地储存氢气的问题。化学家研究出利用合金储存氢气的方法，其中镧(La)镍(Ni)合金是一种储氢材料，这种合金的晶体结构已经测定，其基本结构单元如图所示，则该合金的化学式可表示为()。A．LaNi5B．LaNiC．La14Ni24D．La7Ni12名师答疑:根据上述物质的结构知，La原子的数目为12×16＋2×12＝3，而Ni原子的数目为12×12＋6＋6×12＝15，所以La与Ni的原子个数比为3∶15＝1∶5。答案A易误点：核外电子排布的表示形式1．电子排布式用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，即电子排布式，Mg1s22s22p63s22．轨道表示式用一个小方框代表一个轨道，每个轨道中最多可容纳两个电子。如K：疑难点电负性的应用1．确定元素类型(电负性1.8为非金属元素，电负性1.8为金属元素)。2．确定化学键类型(两元素电负性差值1.7为离子键，两元素电负性差值1.7为共价键)。3．判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)。4．电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)。辨析点：极性键和非极性键的区别从键的极性来看可分为极性键和非极性键，非极性键是指由两个同种元素原子形成的共价键，这种共价键的特点是电子在每个原子周围出现的概率相等，参与成键的原子不显电性；极性键是指由两个不同种元素原子形成的共价键，这种共价键的特点是电子在电负性大的原子附近出现的概率较大，该原子带部分负电荷，用δ－表示，而另一个原子带部分正电荷，用δ＋表示。疑难点：氢键对物质性质的影响氢键不是化学键，属分子间作用力的范畴。除NH3、H2O、HF外，与其同主族的元素的其他氢化物的沸点遵循相对分子质量增大，分子间作用力增大，熔、沸点升高的规律。易错点：晶胞中粒子数目的计算方法疑难点：晶体熔、沸点高低的比较1．不同类型晶体的熔、沸点高低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，汞、铯等沸点很低。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．离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，晶格能越大，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2RbClCsCl。4．分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如H2OH2TeH2SeH2S。(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4GeH4SiH4CH4。(3)组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CON2，CH3OHCH3CH3。5．金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaMgAl。考向一原子结构及其应用考向立意1.考查基态原子的核外电子排布规律。2.考查元素性质与原子结构的对应关系和元素周期表应用【例证1】(安徽高考理综，25)W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物(1)W位于元素周期表第________周期第______族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)________(填“强”或“弱”)。(2)Y的基态原子核外电子排布式是________，Y的第一电离能比X的_____(填“大”或“小”)。(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是____________________________________。(4)已知下列数据：Fe(s)＋O2(g)=FeO(s)ΔH＝－272.0kJ·mol－12X(s)＋O2(g)=X2O3(s)ΔH＝－1675.7kJ·mol－1X的单质和FeO反应的热化学方程式是_______________________。点拨:依据X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，可知X为Al，W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，且原子序数依次增大可知W为N，Y为S，Z能形成红色Z2O和黑色ZO可知Z为Cu。(1)N属第二周期第ⅤA族元素，气态氢化物稳定性与元素的非金属性一致，因此H2ONH3。(2)S的原子结构示意图核外电子排布式为：1s22s22p63s23p4，因第一电离能与元素非金属性的关系为：元素的非金属性越强，第一电离能越大，故SAl。(3)Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O。(4)依据题目中给出的两个热化学方程式，结合盖斯定律可写出Al与FeO反应的热化学方程式。答案(1)二ⅤA弱(2)1s22s22p63s23p4大(3)Cu＋2H2SO4(浓)=CuSO4＋SO2↑＋2H2O(4)3FeO(s)＋2Al(s)===Al2O3(s)＋3Fe(s)ΔH＝－859.7kJ·mol－1基态原子的核外电子排布规律：(1)能量最低原理基态原子核外的电子先占有能量最低的原子轨道，当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，从而使原子处于能量最低的稳定状态。如Ge属于32号元素，其核外电子的排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p2。(2)泡利原理在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。(3)洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低体系的能量。洪特规则特例：能量相同的轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。【示范1】(2011·南京二模)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：(1)Z2＋的核外电子排布式是____________。(2)在[Z(NH3)4]2＋中，Z2＋的空轨道接受NH3分子提供的________形成配位键。(3)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是________。a．稳定性：甲乙，沸点：甲乙b．稳定性：甲乙，沸点：甲乙c．稳定性：甲乙，沸点：甲乙d．稳定性：甲乙，沸点：甲乙(4)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号作答)。(5)Q的一种氢化物的相对分子质量为26，其中分子中的σ键与π键的键数之比为________。(6)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于________。解析:29号元素为Cu。Y价电子：msnmpn中n只能取2，又为短周期，则Y可能为C或Si。R的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道的电子数分别为2和4，则可能为C(或Si)和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增，所以可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。(1)Cu的价电子排布为3d104s1，失去两个电子，则为3d9。(2)Cu2＋可以与NH3形成配合物，其中NH3中N提供孤对电子，Cu提供空轨道，形成配位键。(