从一道高考题谈《物质结构与性质》的备考

江西 张桂红 刘智勇

从一道高考题谈《物质结构与性质》的备考

江西 张桂红 刘智勇

《物质结构与性质》是高中化学选修内容，在高考中主要以选考形式出现。通过分析近几年的考题分析可以发现，该模块主要以元素推断的形式，对电子排布式、电子排布图、电离能、电负性、常见的杂化轨道、分子空间构型、共价键类型、晶体类型判断、晶体结构的有关计算等内容进行考查。本文以2016年高考新课标卷Ⅱ中第37题为例，解读《物质结构与性质》模块考查方向，指导学生科学备考。

【例】东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：

（1）镍元素基态原子的电子排布式为_______________，3d能级上的未成对电子数为_________________。

（2）硫酸镍溶于氨水形成［Ni（NH3）6］SO4蓝色溶液。

①［Ni（NH3）6］SO4中阴离子的立体构型是_________。

②在［Ni（NH3）6］SO4中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为__________，提供孤电子对的成键原子是________。

③氨的沸点________（填“高于”或“低于”）膦（PH3），原因是_____________________；氨是________（填“极性”或“非极性”）分子，中心原子的轨道杂化类型为________。

（3）单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958kJ·mol－1、INi＝1 753kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是_____________________。

（4）某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。

②若合金的密度为dg·cm－3，晶胞参数a＝_______nm。

【解析】（1）考查核外电子排布规律。镍的原子序数是28，在第四周期Ⅷ族，根据核外电子排布规律，其基态原子的电子排布式1s22s22p63s23p63d84s2，3d能级有5个轨道，先占满5个自旋方向相同的电子，剩余3个电子再分别占据3个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对电子数为2。

（2）考查分子空间构型、化学键、杂化轨道等。①根据价层电子对互斥理论，的σ键电子对等于4，孤对电子数为（6＋2－2×4）÷2＝0，则阴离子的立体构型是正四面体形。②根据配位键的特点，在［Ni（NH3）6］2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键是配位健，提供孤对电子对的成键原子是N。③氨分子间存在氢键，分子间的作用力强，所以氨的沸点高于膦（PH3）；根据价层电子对互斥理论，氨中心原子N的σ键电子对数等于3，孤对电子数为（5－3）÷2＝1，则中心原子是sp3杂化，分子为三角锥形，正负电荷重心不重叠，氨是极性分子。

（3）主要考查电离能。铜和镍是金属，它们均是由金属键形成的晶体；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu＞INi。

（4）主要考查晶体结构分析。①根据均摊法：晶胞中铜原子个数为6×1/2＝3，镍原子的个数为8×1/8＝1，则铜和镍的原子个数比为3∶1。

②根据上述分析，该晶胞的组成为Cu3Ni，若合金的密度为d g/cm3，根据ρ＝m÷V，则晶胞参数a＝。

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

（2）①正四面体②配位键 N ③高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3

（3）金属 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子

备考要点

一、原子核外电子排布规律和表示方法

1．能层、能级、原子轨道及最多容纳电子数

能层K L M N O ………原子轨道能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 1最多容纳电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2……2 8 18 32 … 2n2

2．核外电子排布顺序

构造原理：绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如下图所示的排布顺序。

3．核外电子排布原理

①能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。

②泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋状态相反。

③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，并且自旋状态相同。

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。

4．核外电子排布表示方法

①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。

如S：1s22s22p63s23p4或［Ne］3s23p4

②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。

二、元素的电离能和电负性

1．电离能

（1）含义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫作第一电离能，符号I，单位kJ·mol－1。

（2）规律

①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：逐级电离能越来越大（即I1＜I2＜I3…）。

2．电负性

（1）含义：用来描述不同元素的原子对共用电子对吸引力的大小。

（2）规律：①同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。②同主族从上到下元素的电负性逐渐减弱。

（3）应用：用来衡量元素非金属性和金属性的大小。电负性越大的原子，非金属性越强。

三、价层电子对互斥模型

电子对数目成键电子对数孤电子对数电子对的排列方式分子的空间构型中心原子的杂化轨道实例2 2 0直线 sp CO23 0三角形 sp2 BF 3 32 1V形 sp2 SO24 0四面体 sp3 CH44 3 1三角锥 sp3 NH32 2V形 sp3 H2O

1．对ABm型分子或离子

①价层电子对数（n）＝｛中心原子的价电子数＋（每个配位原子提供的价电子数×m）±电荷数｝/2

若为阳离子，则取“－”，若阴离子，则取“＋”；当配位原子为O或S，不提供价电子。

②成键电子对数＝配位原子的个数（m）

③孤对电子数＝价层电子对数－成键电子对数

2．等电子体原理

原子总数相同，价电子总数相同的分子或离子，具有相似的分子结构。

如CH4、的原子总数均5，价电子总数均8，因此它们的空间构型均为四面体。

3．杂化类型的判断

n＝2时，sp杂化；n＝3时，sp2杂化；n＝4时，sp3杂化。

四、配合物

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．形成条件：①中心原子有空轨道；②配位体可提供孤电子对。

五、共价键类型与分子的极性的关系

注意：①只有极性键形成的分子不一定是极性分子，如CH4、CO2等。

②极性分子中也不一定不含非极性键，如H2O2等。

③只含非极性键的分子是非极性分子，如H2、N2等；

④含极性键的分子，若分子空间构型是对称的是非极性分子，如CO2、CH4等，分子空间构型不对称的是极性分子。如H2O、NH3等。

六、分子间的作用力

1．概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力。

2．分类：最常见的是范德华力和氢键。

3．强弱：范德华力＜氢键＜化学键。

4．范德华力：一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大，熔点、沸点越高。

5．氢键

（1）形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。

（2）表示方法：A—H…B（A、B一般为N、O、F三种原子，A、B可以相同，也可以不同）。

（3）分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高。

七、晶体结构的有关计算

1．确定晶体组成的方法——均摊法

均摊法：晶胞任意位置上的粒子如果被n个晶胞所共有，那么每个晶胞对这个原子分得的份额是1/n。

（1）长方体形（立方体）晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献

（2）非长方体形（立方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内6个碳原子排成六边形，其顶点的1个碳原子对六边形的贡献为1/3。

2．晶体密度（或微粒间距离）的计算

已知 微 粒 间 距 离 求 晶体密 度：知道微粒间距离，或已知密度求微粒间距离。

注：V——晶胞体积；M——相对分子质量；Z——晶胞中粒子数；NA——阿伏加德罗常数。

（2）举例说明（氯化铯晶体的晶胞）：

①两个最近的Cs＋核间距离为acm

②氯化铯的相对分子质量为M

③氯化铯的晶胞体积（V）：a3cm3

④氯化铯晶胞中粒子数（Z）：1

（作者单位：江西省赣县中学）