從一道高考題談《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》的備考

江西 張桂紅 劉智勇

從一道高考題談《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》的備考

江西 張桂紅 劉智勇

《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》是高中化學(xué)選修內(nèi)容，在高考中主要以選考形式出現(xiàn)。通過(guò)分析近幾年的考題分析可以發(fā)現(xiàn)，該模塊主要以元素推斷的形式，對(duì)電子排布式、電子排布圖、電離能、電負(fù)性、常見(jiàn)的雜化軌道、分子空間構(gòu)型、共價(jià)鍵類(lèi)型、晶體類(lèi)型判斷、晶體結(jié)構(gòu)的有關(guān)計(jì)算等內(nèi)容進(jìn)行考查。本文以2016年高考新課標(biāo)卷Ⅱ中第37題為例，解讀《物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)》模塊考查方向，指導(dǎo)學(xué)生科學(xué)備考。

【例】東晉《華陽(yáng)國(guó)志·南中志》卷四中已有關(guān)于白銅的記載，云南鎳白銅（銅鎳合金）聞名中外，曾主要用于造幣，亦可用于制作仿銀飾品?；卮鹣铝袉?wèn)題：

（1）鎳元素基態(tài)原子的電子排布式為_(kāi)______________，3d能級(jí)上的未成對(duì)電子數(shù)為_(kāi)________________。

（2）硫酸鎳溶于氨水形成［Ni（NH3）6］SO4藍(lán)色溶液。

①［Ni（NH3）6］SO4中陰離子的立體構(gòu)型是_________。

②在［Ni（NH3）6］SO4中Ni2＋與NH3之間形成的化學(xué)鍵稱(chēng)為_(kāi)_________，提供孤電子對(duì)的成鍵原子是________。

③氨的沸點(diǎn)________（填“高于”或“低于”）膦（PH3），原因是_____________________；氨是________（填“極性”或“非極性”）分子，中心原子的軌道雜化類(lèi)型為_(kāi)_______。

（3）單質(zhì)銅及鎳都是由________鍵形成的晶體；元素銅與鎳的第二電離能分別為：ICu＝1 958kJ·mol－1、INi＝1 753kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是_____________________。

（4）某鎳白銅合金的立方晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示。

①晶胞中銅原子與鎳原子的數(shù)量比為_(kāi)_______。

②若合金的密度為dg·cm－3，晶胞參數(shù)a＝_______nm。

【解析】（1）考查核外電子排布規(guī)律。鎳的原子序數(shù)是28，在第四周期Ⅷ族，根據(jù)核外電子排布規(guī)律，其基態(tài)原子的電子排布式1s22s22p63s23p63d84s2，3d能級(jí)有5個(gè)軌道，先占滿5個(gè)自旋方向相同的電子，剩余3個(gè)電子再分別占據(jù)3個(gè)軌道，電子自旋方向相反，所以未成對(duì)電子數(shù)為2。

（2）考查分子空間構(gòu)型、化學(xué)鍵、雜化軌道等。①根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥理論，的σ鍵電子對(duì)等于4，孤對(duì)電子數(shù)為（6＋2－2×4）÷2＝0，則陰離子的立體構(gòu)型是正四面體形。②根據(jù)配位鍵的特點(diǎn)，在［Ni（NH3）6］2＋中Ni2＋與NH3之間形成的化學(xué)鍵是配位健，提供孤對(duì)電子對(duì)的成鍵原子是N。③氨分子間存在氫鍵，分子間的作用力強(qiáng)，所以氨的沸點(diǎn)高于膦（PH3）；根據(jù)價(jià)層電子對(duì)互斥理論，氨中心原子N的σ鍵電子對(duì)數(shù)等于3，孤對(duì)電子數(shù)為（5－3）÷2＝1，則中心原子是sp3雜化，分子為三角錐形，正負(fù)電荷重心不重疊，氨是極性分子。

（3）主要考查電離能。銅和鎳是金屬，它們均是由金屬鍵形成的晶體；銅失去的是全充滿的3d10電子，鎳失去的是4s1電子，所以ICu＞INi。

（4）主要考查晶體結(jié)構(gòu)分析。①根據(jù)均攤法：晶胞中銅原子個(gè)數(shù)為6×1/2＝3，鎳原子的個(gè)數(shù)為8×1/8＝1，則銅和鎳的原子個(gè)數(shù)比為3∶1。

②根據(jù)上述分析，該晶胞的組成為Cu3Ni，若合金的密度為d g/cm3，根據(jù)ρ＝m÷V，則晶胞參數(shù)a＝。

【答案】（1）1s22s22p63s23p63d84s2或［Ar］3d84s22

（2）①正四面體②配位鍵 N ③高于 NH3分子間可形成氫鍵 極性 sp3

（3）金屬 銅失去的是全充滿的3d10電子，鎳失去的是4s1電子

備考要點(diǎn)

一、原子核外電子排布規(guī)律和表示方法

1．能層、能級(jí)、原子軌道及最多容納電子數(shù)

能層K L M N O ………原子軌道能級(jí)1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 1最多容納電子數(shù)2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2……2 8 18 32 … 2n2

2．核外電子排布順序

構(gòu)造原理：絕大多數(shù)元素的原子核外電子的排布將遵循如下圖所示的排布順序。

3．核外電子排布原理

①能量最低原理：原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。

②泡利原理：在一個(gè)原子軌道中，最多只能容納2個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子的自旋狀態(tài)相反。

③洪特規(guī)則：當(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，并且自旋狀態(tài)相同。

洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿（p6、d10、f14）、半滿（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）狀態(tài)時(shí)，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。

4．核外電子排布表示方法

①電子排布式：用數(shù)字在能級(jí)符號(hào)右上角表明該能級(jí)上排布的電子數(shù)。

如S：1s22s22p63s23p4或［Ne］3s23p4

②電子排布圖：用□表示原子軌道，↑和↓分別表示兩種不同自旋方向的電子。

二、元素的電離能和電負(fù)性

1．電離能

（1）含義：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量叫作第一電離能，符號(hào)I，單位kJ·mol－1。

（2）規(guī)律

①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現(xiàn)從左至右逐漸增大的變化趨勢(shì)。

②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

③同種原子：逐級(jí)電離能越來(lái)越大（即I1＜I2＜I3…）。

2．電負(fù)性

（1）含義：用來(lái)描述不同元素的原子對(duì)共用電子對(duì)吸引力的大小。

（2）規(guī)律：①同周期從左到右元素的電負(fù)性逐漸增大。②同主族從上到下元素的電負(fù)性逐漸減弱。

（3）應(yīng)用：用來(lái)衡量元素非金屬性和金屬性的大小。電負(fù)性越大的原子，非金屬性越強(qiáng)。

三、價(jià)層電子對(duì)互斥模型

電子對(duì)數(shù)目成鍵電子對(duì)數(shù)孤電子對(duì)數(shù)電子對(duì)的排列方式分子的空間構(gòu)型中心原子的雜化軌道實(shí)例2 2 0直線 sp CO23 0三角形 sp2 BF 3 32 1V形 sp2 SO24 0四面體 sp3 CH44 3 1三角錐 sp3 NH32 2V形 sp3 H2O

1．對(duì)ABm型分子或離子

①價(jià)層電子對(duì)數(shù)（n）＝｛中心原子的價(jià)電子數(shù)＋（每個(gè)配位原子提供的價(jià)電子數(shù)×m）±電荷數(shù)｝/2

若為陽(yáng)離子，則取“－”，若陰離子，則取“＋”；當(dāng)配位原子為O或S，不提供價(jià)電子。

②成鍵電子對(duì)數(shù)＝配位原子的個(gè)數(shù)（m）

③孤對(duì)電子數(shù)＝價(jià)層電子對(duì)數(shù)－成鍵電子對(duì)數(shù)

2．等電子體原理

原子總數(shù)相同，價(jià)電子總數(shù)相同的分子或離子，具有相似的分子結(jié)構(gòu)。

如CH4、的原子總數(shù)均5，價(jià)電子總數(shù)均8，因此它們的空間構(gòu)型均為四面體。

3．雜化類(lèi)型的判斷

n＝2時(shí)，sp雜化；n＝3時(shí)，sp2雜化；n＝4時(shí)，sp3雜化。

四、配合物

1．概念：由金屬離子（或原子）與某些分子或離子（稱(chēng)為配體）以配位鍵結(jié)合而成的化合物。

2．形成條件：①中心原子有空軌道；②配位體可提供孤電子對(duì)。

五、共價(jià)鍵類(lèi)型與分子的極性的關(guān)系

注意：①只有極性鍵形成的分子不一定是極性分子，如CH4、CO2等。

②極性分子中也不一定不含非極性鍵，如H2O2等。

③只含非極性鍵的分子是非極性分子，如H2、N2等；

④含極性鍵的分子，若分子空間構(gòu)型是對(duì)稱(chēng)的是非極性分子，如CO2、CH4等，分子空間構(gòu)型不對(duì)稱(chēng)的是極性分子。如H2O、NH3等。

六、分子間的作用力

1．概念：物質(zhì)分子之間普遍存在的相互作用力。

2．分類(lèi)：最常見(jiàn)的是范德華力和氫鍵。

3．強(qiáng)弱：范德華力＜?xì)滏I＜化學(xué)鍵。

4．范德華力：一般來(lái)說(shuō)，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨著相對(duì)分子質(zhì)量的增加，范德華力逐漸增大，熔點(diǎn)、沸點(diǎn)越高。

5．氫鍵

（1）形成：已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的作用力，稱(chēng)為氫鍵。

（2）表示方法：A—H…B（A、B一般為N、O、F三種原子，A、B可以相同，也可以不同）。

（3）分子間氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響主要表現(xiàn)為使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高。

七、晶體結(jié)構(gòu)的有關(guān)計(jì)算

1．確定晶體組成的方法——均攤法

均攤法：晶胞任意位置上的粒子如果被n個(gè)晶胞所共有，那么每個(gè)晶胞對(duì)這個(gè)原子分得的份額是1/n。

（1）長(zhǎng)方體形（立方體）晶胞中不同位置的粒子對(duì)晶胞的貢獻(xiàn)

（2）非長(zhǎng)方體形（立方體）晶胞中粒子對(duì)晶胞的貢獻(xiàn)視具體情況而定。如石墨晶胞每一層內(nèi)6個(gè)碳原子排成六邊形，其頂點(diǎn)的1個(gè)碳原子對(duì)六邊形的貢獻(xiàn)為1/3。

2．晶體密度（或微粒間距離）的計(jì)算

已知 微 粒 間 距 離 求 晶體密 度：知道微粒間距離，或已知密度求微粒間距離。

注：V——晶胞體積；M——相對(duì)分子質(zhì)量；Z——晶胞中粒子數(shù)；NA——阿伏加德羅常數(shù)。

（2）舉例說(shuō)明（氯化銫晶體的晶胞）：

①兩個(gè)最近的Cs＋核間距離為acm

②氯化銫的相對(duì)分子質(zhì)量為M

③氯化銫的晶胞體積（V）：a3cm3

④氯化銫晶胞中粒子數(shù)（Z）：1

（作者單位：江西省贛縣中學(xué)）