备战2025年高考化学抢押秘籍(山东专用)抢分秘籍3物质结构与性质(学生版+解析)练习

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物质结构与性质的相关知识不论在必修模块还是选修模块中均处于相当重要的地位，是分析物质的结构和性质重要的理论依据，随着新课标新高考的实施，在选择题中涉及物质结构与性质的题目增多，创新
增大，综合性增强。木专题的考查点主要围绕原子、分子和晶体的结构与性质设置的，根据试题的外观征以及考查模块的不同，可将物质结构与性质分为四个考查热点：一是原子、分子和晶体结构与性质的正误判断；二是“位一构一性”的元素综合推断；三是晶胞结构分析与计算；四是选择性必修2模块单设题目的考查。
技法1 原子或离子中各微粒间的数量关系
（1）对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。
（2）质量数=质子数+中子数。
（3）质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带正电荷数。
（4）质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。
技法2 元素、核素、同位素之间的关系
技法3 核外电子排布
（1）核外电子排布规律
（2）原子结构示意图
（3）基态原子的核外电子排布原理
1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
2)泡利不相容原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
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，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为
，不能表示为或
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）表示基态原子核外电子排布的四种方法
技法4 微粒半径的比较（以短周期为例）
1.相同电性微粒半径大小的比较
①原子半径：左下角的钠最大
②阳离子半径：左下角的钠离子最大
③阴离子半径：左下角的磷离子最大
2.不同电性微粒半径大小的比较
①同周期：阴离子半径＞阳离子半径，如Na+＜Cl－
②同元素：电子数越多，微粒半径越大，如Fe2+＞Fe3+
③同结构：质子数越多，离子半径越小，如Na+＜O2－
技法5 根据价层电子对互斥模型判断分子或离子的空间结构
1.方法I
根据上述方法I计算出σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数，在确定了σ键电子对数和中心原子上的孤电子对数后，可以依据下面的方法确定相应的较稳定的分子或离子的空间结构：
σ键电子对数+孤电子对数=价层电子对数VSEPR模型分子的空间结构
以CO2、NH4+、NF3为例：
①CO2：中心C原子的价电子为4，配位原子为氧原子，配位原子数为2，即有2对σ键电子对数，中心C原子上的孤电子对数=[4-2x(8-6)]/2=0，即中心C原子无孤电子对，VSEPR模型就是分子的实际构型，价层电子对数为2的VSEPR模型为直线形，则CO2的实际构型为直线形。
②NH4+：中心N原子的价电子为5，配位原子为氢原子，配位原子数为4，NH4+带1个正电荷，中心N原子上的孤电子对数=[5-1-4x(2-1)]/2=0，即中心N原子无孤电子对，VSEPR模型就是分子的实际构型，价层电子对数为4的VSEPR模型为正面体形，则NH4+的实际构型为正四面体形。
③NF3：中心N原子的价电子为5，配位原子为氟原子，配位原子数为3，不带电荷，中心N原子上的孤电子对数=[5-3x(8-7)]/2=1，即中心N原子有1孤电子对，VSEPR模型略去1孤电子对才是分子的实际构型，价层电子对数为4的VSEPR模型为正面体形，则NF3的实际构型为三角锥形。
2.方法II
根据上述方法II计算出价层电子对总数和中心原子上的孤电子对数，根据价层电子对总数得出VSEPR模型，由VSEPR模型略去孤电子对就可以得出分子的实际构型。
价层电子对数VSEPR模型分子的空间结构
以CO2、NH4+、NF3为例：
①CO2：中心C原子的价电子为4，配位原子为氧原子，不计算配位原子数，中心C原子的价层电子对数=4/2=2，中心碳原子与两个氧原子结合，故CO2中C原子孤电子对数=2-2=0，即中心C原子无孤电子对，VSEPR模型就是分子的实际构型，价层电子对数为2的VSEPR模型为直线形，则CO2的实际构型为直线形。
②NH4+：中心N原子的价电子为5，配位原子为氢原子，配位原子数为4，NH4+带1个正电荷，中心N原子的价层电子对数=(5+4-1)/2=4，中心N原子与4个氢原子结合，故NH4+中N原子孤电子对数=4-4=0，即中心N原子无孤电子对，VSEPR模型就是分子的实际构型，价层电子对数为4的VSEPR模型为正面体形，则NH4+的实际构型为正四面体形。
③NF3：中心N原子的价电子为5，配位原子为氟原子，配位原子数为3，不带电荷，中心N原子的价层电子对数=(5+3)/2=4，中心N原子与3个氟原子结合，故NF3中N原子孤电子对数=4-3=1，即中心N原子有1孤电子对，VSEPR模型略去1孤电子对才是分子的实际构型，价层电子对数为4的VSEPR模型为正面体形，则NF3的实际构型为三角锥形。
【特别说明】①中心原子不含孤电子对的分子(或离子)，VSEPR模型与分子(或离子)的空间结构一致。
②中心原子若有孤电子对，孤电子对也要占据中心原子周围的空间，并与成键电子对互相排斥，则 VSEPR模型与分子的空间结构不一致。推测分子的立体模型必须略去 VSEPR模型中的孤电子对。
技法6 杂化轨道类型的判断方法
1.根据价层电子对互斥模型判断中心原子的杂化类型、空间结构
在确定了分子或离子的中心原子上的成键电子对数和孤电子对数后，可以依据下面的方法确定其中心原子的杂化轨道类型：σ键电子对数(成键电子对数)+孤电子对数=价电子对数=杂化轨道数
根据杂化类型及孤电子对数即可判断分子或离子的空间结构，列表如下：
2.根据杂化轨道间的夹角判断
3.根据分子或离子的空间结构判断
4.根据共价键类型判断
由杂化轨道理论可知，原子之间成键时，未参与杂化的轨道用于形成π键，杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。对于能明确结构式的分子、离子，其中心原子的杂化轨道数n=中心原子形成的σ键数+中心原子上的孤电子对数，即可将结构式和电子式相结合，从而判断中心原子形成的σ键数和中心原子上的孤电子对数，进而判断杂化轨道数。例如：
①在SiF4分子中，基态硅原子有4个价电子，与4个氟原子形成4个σ键，没有孤电子对，n=4，则SiF4分子中硅原子采用sp3杂化。
②在HCHO分子中，基态碳原子有4个价电子，与2个氢原子形成2个σ键，与氧原子形成C=O，C=O中有1个σ键、1个π键，没有孤电子对，n=3，则HCHO分子中碳原子采用sp2杂化。
5.以碳原子为中心原子的分子中碳原子的杂化类型
①没有形成π键，为sp3杂化：CH4、CCl4、
②形成一个π键，为sp2杂化：CH2=CH2、苯(大π键)、、
③形成两个π键，为sp杂化：CH≡CH、O=C=O(CO2)、S=C=S(CS2)
技法7 确定等电子体的方法
1.确定方法：同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。变换过程中注意电荷变化，并伴有元素种类的改变
2.常见的等电子体汇总
技法8 晶体类型的判断方法
1.依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断
由阴、阳离子形成离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键形成的晶体为金属晶体
2.依据物质的分类判断
①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)，强碱(如NaOH、KOH等)，绝大多数的盐是离子晶体
②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体
③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类原子晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、CaAs等
④金属单质、合金是金属晶体
3.依据晶体的熔点判断
不同类型晶体熔点大小的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低
4.依据导电性判断
①离子晶体溶于水及熔融状态时均能导电
②原子晶体一般为非导体
③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电
④金属晶体是电的良导体
5.依据硬度和机械性能判断
一般情况下，硬度：原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有延展性
技法9 晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
1.原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是eq \f(1,n)
2.方法：
①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算
a．处于顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有eq \f(1,8)属于该晶胞
b．处于棱边上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有eq \f(1,4)属于该晶胞
c．处于晶面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有eq \f(1,2)属于该晶胞
d．处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定
3.熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目
技法10 原子分数坐标参数的确定方法
1．原子分数坐标参数
（1）概念：以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标
（2）原子分数坐标的确定方法
①依据已知原子的坐标确定坐标系取向
②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位
③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标
（3）示例
2．典型晶胞结构模型的原子分数坐标
（1）简单立方体模型粒子坐标
（2）体心晶胞结构模型的原子坐标和投影图
（3）面心立方晶胞结构模型的原子坐标和投影图
（4）金刚石晶胞结构模型的原子坐标和投影图
技法11 计算晶体密度的思维方法
技法12 计算晶体中粒子间距离的思维方法
1、关于元素周期律、元素周期表的认识误区
（1）误认为主族元素的最高正价一定等于族序数。但是，F无正价。
（2）误认为元素的非金属性越强，其氧化物对应水化物的酸性就越强。但是，HClO、H2SO3是弱酸，忽略了关键词“最高价”。
（3）误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差等于1。忽视了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)。
（4）误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
（5）误认为得失电子多的原子，得失电子的能力一定强。
（6）误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素。忽视了第ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。
2、分子结构性质认识的5个易错易混点
（1）误认为分子的稳定性与分子间作用力和氢键有关，其实分子的稳定性与共价键的强弱有关。
（2）误认为组成相似的分子，中心原子的杂化类型相同，其实要看其σ键和孤电子对数是否分别相同。如CO2和SO2中心原子的杂化方式不同，CO2分子中C原子是sp杂化，SO2分子中S原子是sp2杂化。
（3）误认为只要含有氢键物质的熔、沸点就高，其实不一定，分子间的氢键会使物质的熔、沸点升高，而分子内氢键一般会使物质的熔、沸点降低。
（4）误认为只含有极性键的分子都一定是极性分子，其实不ー定。如CO2、BF3等是非极性分子。
（5）误认为杂化轨道构型和分子构型一致，其实不一定。如H2O中氧原子是sp3杂化，杂化轨道构型为四面体，但由于分子中存在孤对电子，根据价层电子对互斥理论可知，H2O的分子构型是V形。
3、晶胞计算易错提醒
（1）在使用均摊法计算晶胞中微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有。如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心原子依次被6、3、4、2个晶胞所共有。
（2）在计算晶胞中粒子个数的过程中，不是任何晶胞都可用均摊法。
（3）注意晶胞与团簇分子的区别，前者可用均摊法计算，后者不能用均摊法计算，而是直接数原子个数计算分子式。
【热点一】原子、分子和晶体结构与性质的正误判断
1．（2025·山东烟台·一模）SO3固态时有无限长链形式(β-SO3)和三聚分子形式(γ-SO3)，其结构如图所示，受热可分解生成以单分子形式存在的 SO3(g)。下列说法正确的是
A．β-SO3中键长：m>n
B．分子中O-S-O键角：SO3(g)n，A正确；B．气态SO3的空间构型为平面正三角形结构，中心原子为sp2杂化，键角约120°，而γ-SO3中S原子形成4个键，为sp3杂化，则分子中O-S-O键角：SO3(g)>γ-SO3，B错误；C．β-SO3为无限长链的聚合物，链内以共价键连接，但不同链间还存在分子间作用力，C错误；D．由γ-SO3分子结构可知，其中含有6个S—O键和6个S=O键，1ml γ-SO3分子中含共价键的数目为18NA，D错误；故选A。
2．（2025·四川遂宁·三模）从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列实例与解释不符的是
【答案】A
【解析】A．水分子间形成的氢键数目大于氟化氢分子间形成的氢键数目，故水的沸点高于氟化氢的沸点，故A错误；B．Be和Al处于周期表的对角线位置，电负性相近，化学性质相似，故能与NaOH反应，故B正确；C．细胞膜是磷脂双分子层，磷脂分子头部亲水，尾部疏水使细胞膜双分子层头向外，尾向内排列，故C正确；D．识别K+的能力与冠醚空腔直径的大小有关，故D正确；故选：A。
3．（2025·河北邯郸·三模）钴的一种配合物在分析化学中常用来检验，原理为(亮黄色)。下列化学用语表述正确的是
A．中子数为33的钴原子：
B．中钴元素的化合价为+3价，配位数为3
C．中原子的杂化轨道类型为，其空间结构为形
D．基态钾原子最外层的电子云图为
【答案】C
【解析】A．钴的原子序数为27，中子数为33的钴原子：，A错误；B．中钴元素的化合价为+3价，配位离子为，配位数为6，B错误；C．中原子的价层电子对数为2+=3，杂化轨道类型为，有1个孤电子对，其空间结构为形，C正确；D．基态钾原子最外层的电子排布为4s1，电子云为球形，D错误；故选C。
4．（2025·北京房山·一模）从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列对事实的解释不正确的是
【答案】B
【解析】A．原子光谱是不连续的线状谱线说明原子的能级是不连续的，即原子能级是量子化的，故A正确；B．氨分子中氮原子的孤对电子对数为1，水分子中孤对电子对数为2，孤电子对与成键电子对的斥力大于成键电子对之间的斥力，且孤对电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小，所以氨分子的键角大于水分子，故B错误；C．一氧化碳和氮气都是相对分子质量为28的双原子分子，一氧化碳是正负电荷重心不重合的极性分子，氮气是正负电荷重心重合的非极性分子，所以一氧化碳的分子间作用力大于氮气，沸点高于氮气，故C正确；D．氟元素的电负性强于氢元素，氟原子是吸电子基，会使羧酸分子的羧基中羟基的极性增大，更易电离出氢离子，使羧酸的酸性增强，所以三氟乙酸的酸性强于乙酸，故D正确；故选B。
5．（2025·河北·模拟预测）下列有关物质的性质或结构的解释错误的是
A．氨气极易溶于水，因为氨分子与水分子间能形成氢键且二者均为极性分子
B．甲醛为平面结构，因为分子中C原子采取的杂化类型为
C．三氟乙酸的酸性大于乙酸，因为氟的电负性大于氢
D．圆形容器中结出的冰是圆形的，因为晶体具有自范性
【答案】D
【解析】A．氨分子与水分子间能形成氢键且二者均为极性分子，所以氨气极易溶于水，故A正确；B．甲醛分子中C原子采取的杂化类型为，所以甲醛为平面结构，故B正确；C．氟的电负性大于氢，F原子吸引电子能力强，使羧基中O-H键极性增强，所以三氟乙酸的酸性大于乙酸，故C正确；D．晶体的自范性是晶体能自发地呈现多面体外形的性质，圆形容器中结出的冰虽然呈圆形，但不是自发形成的，所以不能体现晶体的自范性，故D错误；选D。
【热点二】“位一构一性”的元素综合推断
6．（2025·陕西·二模）前四周期元素X、Y、Z、W、R原子序数依次增大，其中由X、Y、Z组成的化合物常作合成药品中的溶剂或原料，其结构如图所示。X与其它4种元素均不在同一周期；W的基态原子价电子排布式为；R的基态原子M层填满电子，N层填充了1个电子。下列说法正确的是
A．元素的第一电离能：W>Z>Y
B．X、Z、W三种元素形成的化合物只含共价键
C．ZX3和X3W+空间结构均为三角锥型
D．R元素在元素周期表中属于s区
【答案】C
【分析】X与其它4种元素均不在同一周期，且X原子序数最小，则X是H，W的基态原子价电子排布式为，W是O，R的基态原子M层填满电子，N层填充了1个电子，则R是Cu，Y形成4个共价键，Z形成3个共价键，且Y原子序数比Z小，则Y是C，Z是N，即X是H，Y是C，Z是N，W是O，R是Cu，以此解题。
【解析】A．Y是C，Z是N，W是O，同周期越靠右电离能越大，其中第ⅡA族、ⅤA族大于同周期相邻主族的元素，则元素的第一电离能：N>O>C，A错误；B．X是H，Z是N，W是O，这三种元素可以形成硝酸铵，存在离子键，B错误；C．X是H，Z是N，W是O，则NH3和H3O+这空两种微粒中心原子的价层电子对数都是4，故电子对数为1，则其空间结构均为三角锥型，C正确；D．R是Cu，是29号元素，在元素周期表中属于ds区，D错误；故选C。
7．（2025·四川宜宾·二模）某营养补充剂的结构如图所示。W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，X、Y、Z同周期，的电子总数为23，R是血红蛋白中重要的金属元素。下列说法正确的是
A．电负性：
B．第一电离能：
C．简单氢化物的热稳定性：
D．基态原子的未成对电子数：
【答案】D
【分析】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，W能形成1个共价键，X能形成4个共价键，Y能形成3个共价键，Z能形成2个共价键，X、Y、Z同周期，的电子总数为23，则W是H元素、X是C元素、Y是N元素、Z是O元素，R是血红蛋白中重要的金属元素，R是Fe元素。
【解析】A．电负性：，故A错误；B．N原子2p能级半充满，结构稳定，N原子第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：，故B错误；C．非金属性O>N，简单氢化物的热稳定性：，故C错误；D．基态Fe原子，价电子排布为3d64s2，未成对电子数为4。基态C原子，价电子排布为2s22p2，未成对电子数为2，未成对电子数Fe>C，故D正确；选D。
8．（2025·四川遂宁·三模）短周期主族元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，其中基态Y原子s能级电子数是p能级电子数的两倍，Z和M位于同一主族且其基态原子中未成对电子数在同周期元素中最多，由上述五种元素形成的某化合物可作离子导体，其结构如图所示，阳离子有类似苯环的结构。下列说法错误的是
A．该离子导体中含有离子键、共价键、配位键
B．简单阴离子半径大小顺序：Z > N > M
C．电负性大小顺序：X < Y < Z
D．化合物ZN3的水解产物之一可用于漂白
【答案】B
【分析】短周期主族元素X、Y、Z、M、N的原子序数依次增大，其中基态Y原子s能级电子数是p能级电子数的两倍，核外电子排布式为1s22s22p2，则Y为C元素；Z和M位于同一主族，可知Z处于第二周期、M处于第三周期，且其基态原子中未成对电子数在同周期元素中最多，则Z为N元素，M为P元素，阴离子中N形成1条共价键，其原子序数大于M，则N为Cl元素；阳离子中X形成1条共价键，X的原子序数小于碳，则X为H元素；由上述推断可知，X、Y、Z、M、N分别为H、C、N、P、Cl；
【解析】A．该离子导体中有阴阳离子，有离子键，阴阳离子内有共价键，阴离子为PCl，PCl中P形成了6个键，其中还有配位键；故A正确；B．Z形成的阴离子只有2个电子层，离子半径最小，P3-和Cl-电子层结构相同，P3-的核电荷数小半径大，故离子半径P3->Cl->N3-，即M>N>Z，故B错误；C．同周期从左到右电负性逐渐增大，电负性：HNa；
②CCl4的中心原子为C，价层电子对数为4+，孤电子对为0，杂化方式为sp3杂化，C−Cl键是由碳的1个sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键；
（3）①图c为石墨的晶胞，内部有1个C原子，面上有2个C原子，棱上有4个C原子，顶角有8个C原子，C原子个数为1+2；
②金刚石晶胞中C原子数为4+8+6=8，质量为，体积为(a×10-7)3cm3，根据密度公式，NA=；
（4），∆S”或“ H2O
孤电子对与成键电子对的斥力小于成键电子对之间的斥力
C
沸点：CO > N2
CO为极性分子，N2为非极性分子
D
酸性：CF3COOH>CH3COOH
电负性F>H，CF3COOH羧基中羟基的极性更大