（新课标）2020高考化学二轮复习 第二部分 高考大题突破 题型五 物质结构与性质（选考）课件

化学第二部分高考大题突破题型五物质结构与性质(选考)01热点1原子结构与性质02热点2分子结构与性质03热点3晶体结构与性质04热点4物质结构与性质综合题突破05专题强化训练原子结构与性质1．能层、能级、原子轨道数及最多容纳电子数能层一二三四五…符号KLMNO…能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s……包含原子轨道数11313513571……最多容纳电子数22626102610142……281832…2n22.常见原子轨道电子云轮廓图原子轨道电子云轮廓图形状轨道个数s球形1p哑铃(或纺锤)形3(px，py，pz)3.基态原子的核外电子排布(1)原子核外电子排布的“三规律”能量最低原理原子核外电子总是优先占有能量最低的原子轨道泡利原理每个原子轨道里，最多只能容纳2个自旋状态相反的电子洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同(2)基态原子核外电子排布的四种表示方法表示方法举例电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1简化电子排布式Cu：[Ar]3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)原子轨道处于全空、半充满、全充满状态更稳定。Cr、Cu的电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，而非1s22s22p63s23p63d44s2、1s22s22p63s23p63d94s2。4．元素第一电离能的递变性(1)规律同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性)；同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小。(2)特殊情况当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如第一电离能：BeB；MgAl；NO；PS。(3)应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。②判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。5．元素电负性的递变性(1)规律同周期主族元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。(2)应用角度一原子核外电子的排布1．(1)(2019·高考江苏卷)Cu2＋基态核外电子排布式为________。(2)[2018·高考全国卷Ⅰ，T35(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.(3)[2018·高考全国卷Ⅱ，T35(1)]基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。(4)[2018·高考全国卷Ⅲ，T35(1)]Zn原子核外电子排布式为________________。(5)[2017·高考全国卷Ⅰ，T35(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________。(6)[2017·高考全国卷Ⅱ，T35(1)]氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为________________________________________________________________________。答案：(1)[Ar]3d9(或1s22s22p63s23p63d9)(2)DC(3)哑铃(纺锤)(4)[Ar]3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)(5)N球形(6)角度二元素的电离能、电负性及微粒半径的大小比较2．(1)[2018·高考全国卷Ⅲ，T35(2)]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____________。(2)[2017·高考全国卷Ⅱ，T35(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)[2018·高考全国卷Ⅰ，T35(2)]Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是_______________________________________________________。答案：(1)大于Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子(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)Li＋核电荷数较大1．(2019·试题调研)碳、硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。请回答下列有关问题：(1)上述元素中属于主族元素的是____________(填元素符号，下同)，在元素周期表d区的元素是__________。(2)原子核外电子含有四个能层的元素是________，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是________。(3)基态钛原子外围电子的电子排布图为_________________________________。(4)基态铜原子的外围电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第________周期________族。解析：(1)C、Si是第ⅣA族元素，Al是第ⅢA族元素；Cu、Ti属于副族元素，Fe是第Ⅷ族元素。C、Si、Al为p区元素，Ti、Fe为d区元素，Cu为ds区元素。(2)第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2，d轨道中含有4个未成对电子。(3)钛位于第四周期ⅣB族，外围电子排布式为3d24s2。(4)由外围电子排布中的4s可推知Cu位于第四周期，由外围电子排布式中的电子为11个可知Cu在元素周期表第11列，位于第ⅠB族。答案：(1)C、Si、AlTi、Fe(2)Ti、Fe、CuFe(3)(4)四ⅠB2．(最新预测)开发新型储氢材料是氢能源利用的重要研究方向之一。请回答以下问题：(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。基态Ti3＋的电子排布式为________________________________________________________________________；LiBH4中Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为____________。(2)氨硼烷(NH3BH3)是优良的储氢材料，少量氨硼烷可以由硼烷(B2H6)和NH3合成。①B、C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为____________________。②氨硼烷在高温下释放氢后生成的立方氮化硼晶体具有类似金刚石的结构，硬度略小于金刚石。则立方氮化硼晶体可用作________(填标号)。a．切削工具b．钻探钻头c．导电材料d．耐磨材料(3)一种有储氢功能的铜合金晶体具有面心立方最密堆积结构，该晶体储氢后的化学式为Cu3AuH8。铜与其他许多金属及其化合物都可以发生焰色反应，其原因是__________________________________________。(4)金属氢化物也是具有良好发展前景的储氢材料。某储氢材料是短周期金属元素R的氢化物。R的部分电离能数据如表所示：I1/(kJ·mol－1)I2/(kJ·mol－1)I3/(kJ·mol－1)I4/(kJ·mol－1)I5/(kJ·mol－1)738145177331054013630该金属元素是________(填元素符号)。解析：(1)Ti是第22号元素，原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，转化为Ti3＋时失去3个电子，离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d1。Li为金属，电负性最小，BH－4中B为＋3价，H为－1价，电负性由大到小的顺序为HBLi。(2)①同周期元素的第一电离能从左至右呈增大趋势，但是N的p能级上有3个电子，是半满的稳定结构，所以N的第一电离能较大，故第一电离能由大到小的顺序为NOCB。②立方氮化硼晶体硬度很大(只是略小于金刚石)，所以其可以用作切削工具、钻探钻头、耐磨材料等，但是和金刚石一样，该晶体不导电，所以不能用作导电材料。(3)金属元素发生焰色反应的原理：燃烧时，金属元素吸收能量，电子跃迁到激发态，激发态的电子再回落到基态，即从高能量轨道回落到低能量轨道，对外释放能量，该能量以一定波长的光的形式对外放出。(4)根据该金属元素的电离能数据，第三电离能远大于第二电离能，说明金属元素的最外层有2个电子，该元素为短周期元素，所以是Mg(Be只有4个电子，不存在I5)。答案：(1)1s22s22p63s23p63d1HBLi(2)①NOCB②abd(3)激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长的光的形式释放能量(4)Mg分子结构与性质1．共价键(1)共价键特征：方向性和饱和性键参数键长、键能决定共价键稳定程度键长、键角决定分子立体结构类型成键方式σ键：电子云“头碰头”重叠π键：电子云“肩并肩”重叠极性极性键：不同原子间非极性键：同种原子间配位键：一方提供孤电子对，另一方提供空轨道(2)σ键和π键的判定①共价单键：σ键共价双键：1个σ键，1个π键共价三键：1个σ键，2个π键②s­s、s­p、杂化轨道之间一定形成σ键；p­p可以形成σ键，也可以形成π键(优先形成σ键，其余只能形成π键)。2．与分子结构有关的两种理论(1)杂化轨道理论①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。②杂化轨道类型与分子立体构型的关系杂化轨道类型杂化轨道数目分子立体构型实例sp2直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp23平面三角形BF3、BCl3、CH2OV形SO2、SnBr2sp34四面体形CH4、CCl4、CH3Cl三角锥形NH3、PH3、NF3V形H2S、H2O注意：杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。(2)价层电子对互斥理论①基本观点：分子的中心原子上的价层电子对(包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对)由于相互排斥，尽可能趋向彼此远离。②价层电子对数的计算中心原子的价层电子对数＝σ键电子对数(与中心原子结合的原子数)＋中心原子的孤电子对数＝σ键电子对数＋12(a－xb)其中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电子对数为6－2×22＝1；H3O＋中氧原子的孤电子对数为6－1－3×12＝1；CO2－3中碳原子的孤电子对数为4＋2－3×22＝0。在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5，则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子N的孤电子对数为5－2×22＝0.5≈1，则价层电子对数为3，故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V形。③利用价层电子对互斥理论判断分子(或离子)立体构型价层电子对数孤电子对数分子(或离子)立体构型示例20CO2、BeCl230BF3、SO3、CO2－331SO2价层电子对数孤电子对数分子(或离子)立体构型示例40CH4、NH＋4、SO2－4、CCl441NH3、PCl3、H3O＋42H2O、H2S3.等电子原理(1)等电子体：原子总数相同、价电子总