高考化学 艺体生百日突围系列 专题316 物质结构的分析与判断的解题方法与技巧.docx
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高考化学 艺体生百日突围系列 专题316 物质结构的分析与判断的解题方法与技巧.docx
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高考化学艺体生百日突围系列专题316物质结构的分析与判断的解题方法与技巧
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:
①核外电子排布规律;②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);③第一电离能、电负性的变化规律及其应用;④物质中化学键类型的判断;⑤分子中的原子轨道杂化类型及分子的空间构型的判断;⑥分子间作用力、氢键及分子的性质;⑦常见四种晶体的判断方法及性质;⑧金属晶体的堆积模型;⑨均摊法求解晶体化学式;⑩常见晶体结构分析;⑪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:
①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。
②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:
1s22s22p63s23p64s1。
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:
[Ar]4s1。
(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。
(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[Ne]3s23p4
电子排布图
3、电离能的应用:
①判断金属性与非金属性强弱;②分析原子核外电子层结构,如某元素的In+1≫In,则该元素的最外层电子数为n;③判断化学键类型。
4、电负性的应用:
①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;
②判断元素在化合物中的价态;③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
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
σ键
电子云“头碰头”重叠
π键
电子云“肩并肩”重叠
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
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
形成共价键的电子对是否偏移
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
三键
原子间有三对共用电子对
2、分子的立体构型与性质
(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
BeCl2
3
3
0
平面三角形
平面正三角形
BF3
2
1
V形
SnBr2、SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
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
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
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
(3)形成条件
(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
(1)怎样判断化学键的类型和数目?
①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(大于1.7)时,不会形成共用电子对,这时形成离子键。
②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σ键,双键中有一个σ键和一个π键,三键中有一个σ键和两个π键。
(2)三点说明:
①s轨道与s轨道重叠形成σ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。
②因s轨道是球形的,故s轨道和s轨道形成σ键时,无方向性。
两个s轨道只能形成σ键,不能形成π键。
③两个原子间可以只形成σ键,但不能只形成π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,此分子一般为极性分子。
如CH4、BF3、CO2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、NH3、NF3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:
①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。
②一个氢原子只能形成一个氢键,这就是氢键的饱和性。
③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
①根据杂化轨道的空间分布构型判断:
若杂化轨道在空间的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109°28′,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、自由电子
阴阳离子
粒子间的
相互作用力
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(SiO2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、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如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
【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(H2O)6]Cl3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(H2O)5Cl]Cl2·H2O的绿色晶体是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,
TiCl4、TiBr4、TiI4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,则该钛晶体的密度为___________g·cm-3(NA表示阿伏加德罗常数的值,列出计算式即可)。
【答案】
Osp3O2TiCl4、TiBr4、TiI4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(TiO2+)CCl4SiCl4等六方最密堆积1248×6/[
×(2.95×10-8)2×4.69×10-8NA]
【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)6]Cl3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;晶体所含元素中,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=(5-1×3)/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。
1.臭氧(O3)在[Fe(H2O)6]2+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为
和
,NOx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)Fe2+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)N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)=__________________。
(5)[Fe(H2O)6]2+与NO反应生成的[Fe(NO)(H2O)5]2+中,NO以N原子与Fe2+形成配位键。
请在[Fe(NO)(H2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。
_____________
【答案】sp3平面(正)三角形[Ar]3d6或1s22s22p63s23p63d6NO2−1∶2
【解析】
分析:
(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)N2的结构式为N
N,三键中含1个σ键和2个π键。
(5)根据化学式,缺少的配体是NO和H2O,NO中N为配位原子,H2O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,H2O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σ键的数目为___________。
(SCN)2对应的酸有硫氰酸(H-SC≡N)、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____________________________________________。
(4)铜与金形成的金属互化物的晶胞结构如图1所示,其晶胞边长为anm,该金属互化物的密度为___________(用含a、NA的代数式表示)g·cm-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N1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3.89×1023/(a3NA)(a,
)
【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CuFeS2。
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_________。
(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“>”“<”或“=”)。
(3)SO2分子中S原子的轨道杂化类型为_________,分子空间构型为_________;与SO2互为等电子体的分子有_________(写一种)。
(4)请从结构角度解释H2SO3的酸性比H2SO4酸性弱的原因_________。
(5)Cu(CH3CN)4比四氨合铜离子稳定,其配离子中心原子配位数为_________,配位体中σ键与π键个数之比为_________。
(6)铁镁合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一,其晶胞结构如图所示。
若该晶体储氢时,H2分子在晶胞的体心和棱的中心位置,距离最近的两个H2分子之间距离为anm。
则该晶体的密度为_________g/cm3(列出计算表达式)。
【答案】16纺锤形3d104s1>sp2V形O3硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多,硫酸中心原子硫价态高,易于电离出H+45∶2
【解析】
【分析】
(1)硫元素为16号元素,能量最高的电子为3p电子;
(2)Cu为29号元素,Zn为30号元素,Cu的第二电离能失去的是3d电子;(3)SO2分子中S原子的价层电子对数=2+
(6-2×2)=3,结合等电子体的概念解答;(4)同一元素的不同含氧酸中,非羟基氧原子数越大其酸性越强;(5)Cu(CH3CN)4中的中心原子为Cu,配位体为CH3CN,其中σ键有3个C-H、1个C-C和1个C≡N,C≡N中含有π键;(6)根据晶体结构,距离最近的两个H2分子之间的距离为晶胞面上对角线长度的一半,晶胞中Mg原子个数是8、Fe原子个数=8×
+6×
=4,所以其化学式为Mg2Fe。
据此分析解答。
【详解】
(1)硫元素为16号元素,基态硫原子核外电子有16种不同运动状态,能量最高的电子为3p电子,3p电子的原子轨道形状为纺锤形,故答案为:
16;纺锤形;
综上所述,本题答案是:
CH4,BH4-。
(5)甲醇分子内碳原子形成4个σ键,无孤电子对,杂化方式为sp3杂化,是四面体结构;O原子形成2个σ键,有2个孤电子对,杂化方式为sp3杂化,属于V型结构;有孤电子对的,对成键电子对的排斥作用大,键角最小,所以键角:
H-C-H>H-O-C。
综上所述,本题答案是:
sp3,sp3,>。
(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8×1/8+6×1/2=4,所以化学式为CuCl;晶体的质量为99.5×4/NAg,晶体的体积为a3cm3,晶体的密度ρg·cm-3=[99.5×4/NA]g/a3cm3,则阿伏加德罗常数为NA=398/(ρa3)mol-1;
综上所述,本题答案是:
4,398/(ρa3)mol-1;
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