2020届高三化学专题复习《物质结构与性质》解题模型

《物质结构与性质》解题策略（二）
目录
考点一基态原子的核外电子排布 (2)
考点二第一电离能、电负性 (3)
考点三分子间作用力及对物理性质的影响 (4)
考点四晶胞及组成微粒计算 (7)
考点一
基态原子的核外电子排布
1．牢记基态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先占据能量最低的原子轨道，即
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s…
泡利原理每个原子轨道上最多只容纳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.明确表示基态原子核外电子排布的四方法
表示方法举例
电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式Cu：[Ar]3d104s1
价电子排布式Fe：3d64s2
电子排布图
(或轨道表示式)
3.基态原子核外电子排布表示方法中的五大误区
错因：违反能量最低原理
(2)↑↑(×)
错因：违反泡利原理
错因：违反洪特规则
(4)Fe：1s22s22p63s23p64s23d6(×)
错因：违反书写习惯
(5)Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2(√)
简化电子排布式：[Ar]3d64s2(√)
价电子排布式：3d64s2(√)
常见错误：不按要求作答
[示例] (全国卷精选)(1)(2017)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为
________。

(2)(2017)Co基态原子核外电子排布式为________。

元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是________。

(3)(2016)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________。

(4)(2015)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。

在基态14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。

(5)(2014)基态Fe原子有________个未成对电子。

Fe3＋的电子排布式为________。

答案(1)
(2)[Ar]3d74s2Mn
(3)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2) 2
(4)电子云 2
(5)41s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
考点二第一电离能、电负性
1．电离能、电负性大小判断
规律在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小
特性同周期主族元素，第ⅡA族(n p0)全空、ⅤA族(n p3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和ⅥA族元素
方法常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl
2.电离能、电负性的应用(1)电离能的应用
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
判断元素如果某元素的I n
＋1
≫I n，则该元素的常见化合价为＋n，
的化合价如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1
(2)电负性的应用
[示例] (全国卷精选)
(1)(2017)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______________。

(2)(2016)元素铜与镍的第二电离能分别为：I Cu＝1 958 kJ·mol－1、I Ni＝1 753 kJ·mol －1，I Cu>I Ni的原因是_________________________________________。

(3)(2016)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。

Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。

(4)(2016)根据元素周期律，原子半径Ga________As(填“大于”或“小于”，下同)，第一电离能Ga________As。

答案(1)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，具有相对稳定性，故不易结合一个电子
(2)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
(3)O＞Ge＞Zn
(4)大于小于
考点三分子间作用力及对物理性质的影响
1．共价键
(1)分类
(2)σ键、π键的判断方法
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。

②由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。

③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

2．特殊共价键：配位键
(1)孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

(2)配位键
成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键。

(3)配合物
如[Cu(NH3)4]SO4：
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

[示例] (全国卷精选)(1)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。

从原子结构角度分析，原因是_______________________________。

[模板]
[标准答案]Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键
(2)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_________________________________。

GeCl4GeBr4GeI4
熔点/ ℃－49.5 26 146
沸点/ ℃83.1 186 约400
[模板]
[标准答案]GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。

分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强
3．分子间作用力及对物质性质的影响
范德华力氢键共价键作用微粒分子H与N、O、F 原子
强度比较共价键＞氢键＞范德华力
影响因素
组成和结构相似的物质，
相对分子质量越大，范德
华力越大
形成氢键元素的电负
性
原子半径
对性质
的影响
影响物质的熔、沸点、溶
解度等物理性质
分子间氢键使熔、沸
点升高，溶解度增大
键能越大，
稳定性越强
[示例] (全国卷精选)(1)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。

(2)经X射线衍射测得化合物R[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]的晶体结构，其局部结构如图所示。

从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。

(填标号)
A．中心原子的杂化轨道类型
B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构
D．共价键类型
(3)①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。

②在[Ni(NH3)6]2＋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________。

答案(1)sp sp3
(2)ABD C
(3)①正四面体形②配位键N
考点四晶胞及组成微粒计算
1．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
2．晶胞求算
(2)晶体微粒与M 、ρ之间的关系
若1个晶胞中含有x 个微粒，则1 mol 晶胞中含有x mol 微粒，其质量为xM g(M 为微粒的相对原子质量)；又1个晶胞的质量为ρa 3 g(a 3为晶胞的体积，a 为晶胞边长或微粒间距离)，则1 mol 晶胞的质量为ρa 3 N A g ，因此有xM ＝ρa 3 N A 。

3．金属晶体空间利用率的计算方法
空间利用率＝球体积
晶胞体积×100%，球体积为金属原子的总体积。

例如简单立方堆积
晶胞如图所示，原子的半径为r ，立方体的棱长为2r ，则V 球＝43πr 3
，V 晶胞＝(2r )3
＝8r 3，空间利用率＝V 球
V 晶胞
×100%＝43πr 38r 3×100%≈52%。

[示例] (全国卷精选)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d g·cm –3，晶胞参数a ＝________nm 。

答案 ①3∶1 ②⎣⎢⎡⎦
⎥⎤
2516.02×1023×d 1
3×107
微题型1 以指定元素或物质为背景的多角度立体考查
[典例演示1] 钕铁硼磁铁是最常使用的稀土磁铁，被广泛应用于电子产品中。

生
产钕铁硼磁铁的主要原材料有稀土金属钕、纯铁、铝、硼以及其他物质。

回答下列问题：
(1)钕(Nd)为60号元素，在元素周期表中位于第________周期；基态Fe2＋外围电子的轨道表达式为________。

(2)实验测得AlCl3的实际存在形式为Al2Cl6，其分子的球棍模型如图所示。

①该分子中Al原子采取________杂化。

②Al2Cl6与过量NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，[Al(OH)4]－中存在的化学键有________(填标号)。

A．离子键B．极性共价键C．金属键D．非极性共价键
E．氢键
(3)FeO是离子晶体，其晶格能可通过如下的Born－Haber循环计算得到。

基态Fe原子的第一电离能为________kJ·mol－1，FeO的晶格能为________kJ·mol －1。

(4)因材料中含有大量的钕和铁，容易锈蚀是钕铁硼磁铁的一大弱点，可通过电镀镍(Ni)等进行表面涂层处理。

已知Ni可以形成化合物四羰基镍[Ni(CO)4]，其为无色易挥发剧毒液体，熔点为－25 ℃，沸点为43 ℃，不溶于水，易溶于乙醇、苯、四氯化碳等有机溶剂，四羰基镍的晶体类型是________，写出与配体互为等电子体的分子和离子的化学式________(各写一种)。

(5)已知立方BN晶体硬度很大，其原因是_____________________；
其晶胞结构如图所示，设晶胞中最近的B、N原子之间的距离为a nm，阿伏加德罗常数的值为N A，则晶体的密度为________ g·cm－3(列式即可，用含a、N A 的代数式表示)。

解析 (1)钕(Nd)为60号元素，位于元素周期表中第六周期。

基态铁原子的价电子排布式为3d 64s 2，则基态Fe 2
＋
外围电子的轨道表达式为。

(2)①Al 2Cl 6分子中每个铝原子和四个氯原子形成共价键，Al 原子采取sp 3杂化。

②Al 3＋与OH －之间、O 原子与H 原子之间形成极性共价键。

(3)第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子变为气态基态正离子所需要的最低能量，结合题给信息可知，基态Fe 原子的第一电离能为762.5 kJ ·mol －
1；离子晶体的晶格能
是气态离子形成 1 mol 离子晶体所释放的能量，由题给信息知Fe 2＋(g)＋O 2－(g)===FeO(晶体) ΔH ＝－3 902 kJ·mol －1，故FeO 的晶格能为3 902 kJ·mol －1。

(4)根据四羰基镍的性质描述，说明微粒之间的作用力很小，所以四羰基镍的晶体类型是分子晶体；该物质的配位体是CO ，与其互为等电子体的分子是N 2，离子有CN －
等。

(5)由于立方BN 晶体是原子晶体，B —N 键键能大，所以质地坚硬；根据晶胞的结构可知，每个晶胞中含有4个N 原子，B 原子数为8×18＋6×1
2＝4，
故晶胞的质量为100
N A g 。

晶胞中最近的B 、N 原子之间的距离为a nm ，是正方体
体对角线长的14，则晶胞的体对角线长为4a nm ，晶胞的边长为4a 3 nm ＝4a
3×10
－7
cm ，故晶胞的体积为(4a 3
×10－7 cm)3。

晶体的密度ρ＝100N A （4a 3×10－7）3
g·cm －3
＝753
16a 3N A
×1021 g·cm －3。

答案 (1)六
(2)①sp 3 ②B (3)762.5 3 902
(4)分子晶体 N 2、CN －(其他合理答案均可)
(5)立方BN晶体是原子晶体、B—N键键能大，所以质地坚硬
753
16a3N A×10
21
[题型训练1] 2019年5月9～10日，第十一届国际稀土峰会在山东青岛召开，世界各地行业精英齐聚青岛，共商稀土行业发展大计。

稀土元素包括钪、钇和镧系元素。

请回答下列问题：
(1)写出基态二价钪离子(Sc2＋)的核外电子排布式________________，
其中电子占据的轨道数为_________________。

(2)在用重量法测定镧系元素和使镧系元素分离时，总是使之先转换成草酸盐，然后经过灼烧而得其氧化物，如2LnCl3＋3H2C2O4＋n H2O===Ln2(C2O4)3·n H2O＋6HCl。

①H2C2O4中碳原子的杂化轨道类型为________；1 mol H2C2O4分子中含σ键和π键的数目之比为________。

②H2O的VSEPR模型为________；写出与H2O互为等电子体的一种阴离子的化学式________。

③HCl和H2O可以形成相对稳定的水合氢离子盐晶体，如HCl·2H2O，HCl·2H2O
中含有H5O＋2，结构为，在该离子中，存在的作用力有________。

a．配位键b．极性键c．非极性键d．离子键e．金属键f．氢键g．范德华力h．π键i．σ键
(3)下表列出了核电荷数为21～25的元素的最高正化合价：
元素名称钪钛钒铬锰
元素符号Sc Ti V Cr Mn
核电荷数21 22 23 24 25
最高正价＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
对比上述五种元素原子的核外电子排布与元素的最高正化合价，你发现的规律是________。

(4)PrO2(二氧化镨)的晶胞结构与CaF2相似，晶胞中Pr(镨)原子位于面心和顶点。

假设相距最近的Pr原子与O原子之间的距离为a pm，则该晶体的密度为________g·cm－3(用N A表示阿伏加德罗常数的值，不必计算出结果)。

解析 (1)Sc(钪)为21号元素，基态Sc 2＋的核外电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 1，其电子共占据10个轨道。

(2)①H 2C 2O 4的结构简式为，C 原子的杂化轨道类型为sp 2，1 mol H 2C 2O 4分子中含σ键和π键的数目之比为7∶2。

②H 2O 中O 原子的
价层电子对数＝6＋22＝4，且含有2个孤电子对，所以H 2O 的VSEPR 模型为四
面体形，分子空间构型为V 形。

与H 2O 互为等电子体的阴离子为NH －2。

(4)由图可知，相距最近的Pr 原子和O 原子之间的距离为该立方体晶胞的体对角线长的14，则该晶胞的晶胞参数＝33
×4a ×10－10 cm ；每个晶胞中占有4个“PrO 2”，则该晶胞的质量为4×（141＋16×2）N A g ，根据ρ＝m V 可知，该晶体密度为4×（141＋16×2）N A ×（33×4a ×10－10）3
g·cm －3。

答案 (1)1s 22s 22p 63s 23p 63d 1 10
(2)①sp 2杂化 7∶2 ②四面体形 NH －2 ③abfi
(3)五种元素的最高正化合价数值等于各元素基态原子的最高能层s 电子和次高能层d 电子数目之和
(4)4×（141＋16×2）N A ×（33×4a ×10－10）3
微题型2 以推断元素为背景的“拼盘式”考查
[典例演示2] A 、B 、C 、D 为原子序数依次增大的四种元素，A 2－和B ＋具有相同的电子构型；C 、D 为同周期元素，C 核外电子总数是最外层电子数的3倍；D 元素最外层有一个未成对电子。

回答下列问题：
(1)四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为________。

(2)单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是________(填分子式)，原因是__________________________________；
A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。

(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为____________，中心原子的杂化轨道类型为________。

(4)化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为_________________。

(5)A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F 的化学式为________；晶胞中A原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3)________。

解析由C元素原子核外电子总数是最外层电子数的3倍可知，C是磷元素；由A2－和B＋具有相同的电子构型，且A、B原子序数小于15可知，A是氧元素，B 是钠元素；A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大，C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，因此D是氯元素。

(1)元素的非金属性O>Cl>P，则电负性O>Cl>P，Na是金属元素，其电负性最小；P的电子数是15，根据构造原理可写出其核外电子排布式。

(2)氧元素有O2和O3两种同素异形体，相对分子质量O3>O2，范德华力O3>O2，则沸点O3>O2。

A和B的氢化物分别是H2O和NaH，所属晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。

(3)PCl3分子中P含有一对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为三角锥形，中心原子P 的杂化轨道类型为sp3杂化。

(4)Cl2O分子中心原子O原子含有2对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为V形；根据电子守恒和质量守恒可写出Cl2与湿润的Na2CO3反应的化学方程式。

(5)根据化合物F的晶胞结构，利用均
摊法可计算出氧原子个数：N(O)＝8×1
8＋6×
1
2＝4，钠原子全部在晶胞内，N(Na)
＝8，因此F的化学式为Na2O；以顶角氧原子为中心，与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个，即晶胞中A 原子的配位数为8；晶胞参数即晶胞的棱长a
＝0.566 nm，晶体F的密度＝m
V＝
4×62 g·mol－1
6.02×1023 mol－1
（0.566×10－7 cm）3
≈2.27 g·cm－3。

答案(1)O1s22s22p63s23p3或[Ne] 3s23p3
(2)O3O3相对分子质量较大，范德华力较大分子晶体离子晶体
(3)三角锥形sp3
(4)V形42Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl(或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl)
(5)Na2O8
4×62 g·mol－1
（0.566×10－7 cm）3×6.02×1023 mol－1
≈2.27 g·cm－3
[题型训练2] A、B、C、D、E是原子序数依次增大的前四周期元素。

已知A元素基态原子的核外电子分占四个原子轨道；B元素基态原子的成对电子数是未成对电子数的6倍；C元素是同周期元素中电负性最大的元素；D元素基态原子的L层与M层的电子数相等，且与s能级的电子总数相等；E元素可与C元素形成2种常见化合物，其中一种为棕黄色，另一种为浅绿色。

请回答下列问题：
(1)E元素基态原子的价层电子排布式为________，属于________区的元素。

(2)A、B两元素的氧化物的晶体类型分别为________、________；写出B元素的最高价氧化物与HF溶液反应的化学方程式：__________________________。

(3)元素A的一种氢化物是重要的化工原料，常把它的产量作为衡量石油化工发展水平的标志，该分子中σ键和π键的数目分别为________和________。

(4)原子总数和价电子总数都相同的分子、离子或基团属于等电子体，由A～E中的元素形成的微粒中，与SO2－4互为等电子体的分子是________(填分子式，任写一种)，SO2－4中的键角为________。

(5)D元素与最活泼的非金属元素形成的化合物的晶胞结构如图所示，其中“”代表的微粒是________(用元素符号或离子符号表示)，该离子化合物晶体的密度
为a g·cm－3，则晶胞的体积是________(写出表达式即可)。

解析本题考查物质结构和性质，涉及晶胞计算、晶体类型判断等知识点，意在考查考生的分析判断及计算能力。

根据题意可知A为C(碳)，B为Si，C为Cl、D为Ca、E为Fe。

(1)E元素(Fe)基态原子的价层电子排布式为3d64s2，属于d区的元素。

(2)CO2、SiO2分别属于分子晶体、原子晶体。

SiO2与HF溶液反应的化学方程式为SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。

(3)H2C===CH2的产量常作为衡量石油化工发展水平的标志，该分子中σ键和π键的数目分别为5、1。

(4)由“原子总数和价电子总数都相同的分子、离子或基团属于等电子体”可知，由A～E中元素形成的微粒中，与SO2－4互为等电子体的分子有SiCl4、CCl4。

SO2－4的中心原子S的杂化方式为sp3杂化，SO2－4为正四面体结构，则SO2－4中的键角为109°28′。

(5)钙元素与最活泼的非金属元素形成的化合物为CaF2，由题给晶胞图可知，
“”微粒数为8×1
8＋6×
1
2＝4，“”微粒数为8，则“”代表的微粒是F
－。

答案(1)3d64s2 d
(2)分子晶体原子晶体SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
(3)5 1
(4)SiCl4或CCl4109°28′
(5)F－
4×78 g·mol－1
a g·cm－3×6.02×1023 mol－1
【题型解码·素养生成】
题型解码：[四步解题]
第一步：根据所确定的元素的位置，完成排布式(图)的书写，注意第四周期元素，并根据所处位置完成电负性和电离能的大小比较，注意特殊情况。

第二步：根据所组成的物质结构特点，确定对应物质的分子极性、空间构型、中心原子杂化、及微粒间的作用力对性质的影响，注意氢键和配位键这两种特殊作用力。