2026届高三化学二轮复习课件：主观题突破一 物质结构与性质(含解析）

这是一份2026届高三化学二轮复习课件：主观题突破一 物质结构与性质(含解析），共64页。PPT课件主要包含了目录索引，真题体验，Ca3PCl3，模型构建，模型应用，s22s22p6，d104s1，+4价，d34s2，HCHBHA等内容，欢迎下载使用。
突破点1　电子排布　电离能和电负性的应用
突破点2　化学键的判断　杂化和空间结构
突破点3　晶胞分析及相关计算
突破点4　结构决定性质——原因解释类简答题
(2025·浙江1月选考卷节选)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答:(1)关于ⅤA族元素原子结构的描述,下列说法正确的是__________。 A.基态磷原子3p轨道上的电子自旋方向相同B.As3+的最外层电子数为18C.P3+的半径小于P5+的半径D.电子排布式为[Ne]3s13p4的磷原子处于激发态
溶液变蓝,有气体放出,出现悬浊液
1.基态原子(离子)核外电子排布的“三原则”
2.核外电子排布式及核外电子的运动状态和空间运动状态(1)熟记主族元素的价层电子排布式。第ⅠA族:ns1;第ⅡA族:ns2;第ⅢA族:ns2np1;第ⅣA族:ns2np2;第ⅤA族:ns2np3;第ⅥA族:ns2np4;第ⅦA族:ns2np5。(2)掌握第四周期副族元素的价层电子排布式。Sc:3d14s2;Ti:3d24s2;V:3d34s2;Cr:3d54s1;Mn:3d54s2;Fe:3d64s2;C:3d74s2;Ni:3d84s2;Cu:3d104s1;Zn:3d104s2。(3)判断核外电子运动状态和空间运动状态的数目。①电子运动状态数目=核外电子种数②电子空间运动状态数目=电子占据的原子轨道数
3.电离能及比较(1)元素第一电离能的周期性变化。①同周期元素从左到右,第一电离能呈增大趋势;稀有气体元素的第一电离能最大,碱金属元素的第一电离能最小。②同主族元素自上而下,第一电离能逐渐减小。[微点拨]同周期中ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素,其原因是ⅡA族、ⅤA族元素原子的价层电子排布式分别为ns2、ns2np3,最高能级分别为全充满、半充满,均较难失去电子,故这两族元素原子的第一电离能反常。
(2)逐级电离能及比较。
4.电负性及其应用(1)电负性的周期性变化。①同周期主族元素从左到右,元素的电负性逐渐增大。②同主族元素自上而下,元素的电负性逐渐减小。(2)电负性的应用。
应用一　核外电子排布及运动状态描述1.(1)(2025·湖北卷节选)基态氟离子的电子排布式为__________。 (2)(2025·山东卷节选)在元素周期表中,Fe位于第_______周期_______族。基态Fe原子与基态Fe3+未成对电子数之比为__________。 (3)(2025·河南卷节选)Ca位于元素周期表中__________区;基态Ni2+的价层电子排布式为__________。 (4)(2025·云南卷节选)基态Cu原子的价层电子排布式为__________。 
2.(1)(2024·全国新课标卷节选)基态Ni原子价层电子的轨道表示式为____________________。 (2)(2024·全国甲卷节选)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,该族元素基态原子核外未成对电子数为__________,在与其他元素形成化合物时,呈现的最高化合价为__________。 (3)(2024·广东卷节选)基态氮原子价层电子的轨道表示式为__________。 
3.(1)(2024·重庆卷节选)已知基态Ru的核外电子排布式为[Kr]4d75s1,则Ru在元素周期表中位于第__________周期第__________族。 (2)(2024·河北卷节选)钒原子的价层电子排布式为_________。
应用二　电离能、电负性的比较及原因分析4.(1)(2025·山东卷节选)元素C、N、O中,第一电离能最大的是__________,电负性最大的是__________。 (2)(2025·广东卷节选)羧酸酸性可用Ka衡量。下列羧酸Ka的变化顺序为CH3COOHC═Se,使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大,其中羟基与H2O形成的氢键逐渐增强
②已知HC、HD钠盐的碱性NaC>NaD,请从结构角度说明理由。 
S的原子半径大于O的原子半径,S—H的键能小于O—H,使得HD比HC更易电离出H+,酸性HD>HC,C-的水解能力大于D-
(3)MnOx可作HMF转化为FDCA的催化剂(如图)。FDCA的熔点远高于HMF,除相对分子质量存在差异外,另一重要原因是__________。 
FDCA形成的分子间氢键更多
1.判断共价键的形成及类型(1)判断σ键和π键的两种方法
(2)大π键的形成及表示大π键一般是三个或更多个原子间形成的,是未杂化轨道中原子轨道“肩并肩”重叠形成的π键。①形成条件
(3)配位键与配位化合物的结构{以[Cu(NH3)4]SO4为例,离子中的“→”表示配位键}
①配体:含有孤电子对的分子或离子,如NH3、H2O、CO、Cl-、Br-、I-、SCN-等。②中心离子:一般是金属离子,特别是过渡元素中的金属离子,如Cu2+、Fe3+等。③配位数:直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。④常见配合物:如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、Fe(CO)5等。
(2)根据有机化合物的成键特点判断。
3.判断分子(或离子)的空间结构
应用一　共价键的类型及判断1.(2024·北京卷节选)锡(Sn)是现代“五金”之一,广泛应用于合金、半导体工业等。(1)Sn位于元素周期表的第五周期第ⅣA族。将Sn的基态原子最外层轨道表示式补充完整。
(2)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到SnCl4。
①SnCl2分子的VSEPR模型名称是____________________。 ②SnCl4的Sn—Cl是由锡的__________轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。 
2.(2024·全国新课标卷节选)Ni(CO)4(四羰合镍,沸点为43 ℃)可用于制备高纯镍,也是有机化合物羰基化反应的催化剂。Ni(CO)4的结构如图所示,单个该粒子中含有σ键的数目为__________, Ni(CO)4晶体的类型为__________。 
应用二　杂化类型和空间结构的判断3.(2024·全国甲卷节选)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,其化合物有着广泛的应用。回答下列问题:(1)CaC2俗称电石,该化合物中不存在的化学键类型为__________(填字母)。 a.离子键b.极性共价键c.非极性共价键d.配位键
突破点3　晶胞分析及相关计算(含原子分数坐标和投影分析)
(1)(2024·山东卷节选)Mn的某种氧化物MnOx的四方晶胞及其在xy平面的投影如图所示,该氧化物化学式为________。 
当MnOx晶体有氧原子脱出时,出现O空位,Mn的化合价__________(填“升高”“降低”或“不变”),O空位的产生使晶体具有半导体性质。下列氧化物晶体难以通过该方式获有半导体性质的是________ (填字母)。 A.CaOB.V2O5C.Fe2O3D.CuO
(2)(2024·甘肃卷节选)某含钙化合物的晶胞结构如图甲所示,沿x轴方向的投影为图乙,晶胞底面显示为图丙,晶胞参数a≠c,α=β=γ=90°。图丙中Ca与N的距离为__________ pm;化合物的化学式是__________,其摩尔质量为M g·ml-1,阿伏加德罗常数的值是NA,则晶体的密度为_____________ g·cm-3 (列出计算表达式)。 
1.计算晶体密度及粒子间距离的方法(1)计算晶体密度的方法
(2)计算晶体中粒子间距离的方法①分析思路
②常见堆积模型中粒子之间的距离(a为晶胞参数,r为粒子半径)
2.常见典型晶胞的投影或剖面图
3.确定晶胞中原子分数坐标的方法
应用一　晶胞结构及分析1.(2025·江苏卷节选)如图所示,ZnS晶体中掺入少量CuCl后,会出现能量不同的“正电”区域、“负电”区域,光照下发出特定波长的光。
2.(2024·福建卷节选)LiOH的晶胞结构如图所示。
(1)晶体中与一个O紧邻的Li有__________个。 (2)一个Li与所有紧邻O形成的空间结构为__________。 (3)晶体中微粒间作用力有__________(填字母)。 a.氢键　b.离子键　c.金属键　d.范德华力　e.极性共价键　f.非极性共价键
解析:(1)根据LiOH的晶胞结构及其在x轴方向的投影图可知,在晶胞中Li位于8个顶角和上、下底面的2个面心,O位于前、后、左、右4个侧面上,晶体为层状结构。晶体中与一个O紧邻的Li有4个,晶体中与一个Li紧邻的O也有4个。(2)因为∠O—Li—O=129°,故一个Li与所有紧邻O形成的空间结构为四面体形而非正四面体形。(3)由于O无法提供价层孤电子对,且层间距离远,OH-间不能形成氢键;LiOH为离子化合物,不存在金属键;Li+与OH-间存在离子键;由于LiOH晶体呈层状结构,层间存在范德华力;O—H属于极性共价键,故晶体中微粒间作用力有bde。
3.(1)(2024·浙江6月选考卷节选)某化合物的晶胞如图所示,Cl-的配位数(紧邻的阳离子数)为______;写出该化合物的化学式:__________;写出该化合物与足量NH4Cl溶液反应的化学方程式:_______________________。 
K3ClO+2NH4Cl+H2O══3KCl+2NH3·H2O
(2)(2024·江苏卷节选)铁酸铋晶胞如图所示(图中有4个铁原子位于晶胞体对角线上,氧原子未画出),其中原子数目比N(Fe)∶N(Bi)=__________。 
应用二　晶体的密度等相关计算4.(1)(2025·北京卷节选)[Mg(NH3)6]Cl2的晶胞是立方体结构,边长为a nm,结构示意图如下。
①[Mg(NH3)6]Cl2的配体中,配位原子是__________。 ②已知[Mg(NH3)6]Cl2的摩尔质量为M g·ml-1,阿伏加德罗常数的值为NA,该晶体的密度为__________ g·cm-3。(1 nm=10-7 cm) 
(2)(2025·云南卷节选)一种锑锰(Mn3Sb)合金的立方晶胞结构如图。
①该晶胞中,每个Sb周围与它最近且相等距离的Mn有__________个。 ②NA为阿伏加德罗常数的值,晶胞边长为a nm,则晶体的密度为_________ g·cm-3(列出计算式即可)。 
5.(1)(2024·黑吉辽卷节选)负载在TiO2上的RuO2催化活性高,稳定性强。TiO2和RuO2的晶体结构均可用如图表示,二者晶胞体积近似相等,RuO2与TiO2的密度比为1.66,则Ru的相对原子质量为__________(精确至1)。 
(2)(2024·广西卷节选)KMnF3立方晶胞如图,晶胞参数为a pm,该晶体中与一个F-紧邻的K+有__________个。已知NA为阿伏加德罗常数的值,晶体密度为__________ g·cm-3(用含a、NA的代数式表示)。 
(2024·海南卷节选)锂电池是新型储能系统中的核心部件。作为锂电池中用到的电解质材料之一,Li-bfsi(阴离子bfsi结构见下图A)深受关注。
G中正、负电荷距离更近,G中氮原子的配位能力强于H中磺酰基上的氧原子,G溶液中阴、阳离子的浓度小于H溶液
2.物质的溶解性的分析(1)“相似相溶”规律。非极性溶质一般易溶于非极性溶剂,极性溶质一般易溶于极性溶剂。(2)氢键对分子溶解性的影响。与水形成分子间氢键有利于溶质在水中溶解,溶质分子内形成氢键时不利于溶质在水中溶解。(3)溶质与水发生反应对溶解性的影响。如果溶质能与水发生化学反应,可增大其溶解度。
3.晶体类型与熔、沸点比较的原因分析(1)不同类型晶体熔、沸点的比较:一般情况下,共价晶体>离子晶体>分子晶体。(2)同为分子晶体:先分析有无氢键,再比较范德华力,最后比较分子的极性。有氢键存在或范德华力越大,熔、沸点越高;一般来说,分子的极性越大,熔、沸点越高。(3)同为共价晶体:看共价键的键能,键长越短,键能越大,熔、沸点越高。(4)同为离子晶体:看阴、阳离子半径的大小和所带电荷数,离子半径越小,所带电荷数越多,熔、沸点越高。(5)同为金属晶体:看金属阳离子半径和所带电荷数,离子半径越小,所带电荷数越多,熔、沸点越高。
应用一　电离能、键角、溶解性的比较及分析1.(1)(2025·北京卷节选)NH3分子中H—N—H键角小于109°28',从结构角度解释原因。 
NH3中氮原子的价层电子对数为4,孤电子对数为1;孤电子对对成键电子对的排斥能力大于成键电子对对成键电子对的排斥能力,故NH3分子中H—N—H的键角小于109°28'
(2)(2023·北京卷节选)比较硫原子和氧原子的第一电离能大小,从原子结构的角度说明理由:____________________。 
I1(O)>I1(S);O和S为同主族元素,氧原子半径小,原子核对最外层电子的吸引力大,不易失去电子
2.(2024·浙江1月选考卷节选)已知:
—NH2中心原子上有孤电子对,孤电子对对成键电子对排斥力大,键角变小