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本套资源目录通用版2020高考化学一轮复习第十一章物质结构与性质11.1教材基础1原子结构与性质学案含解析通用版2020高考化学一轮复习第十一章物质结构与性质11.2教材基础2分子的结构学案含解析通用版2020高考化学一轮复习第十一章物质结构与性质11.3教材基础3分子间作用力与分子的性质学案含解析通用版2020高考化学一轮复习第十一章物质结构与性质11.4教材基础4晶体结构与性质学案含解析通用版2020高考化学一轮复习第十一章物质结构与性质11.5高考重难晶体结构的分析与计算学案含解析通用版2020高考化学一轮复习第十一章物质结构与性质11.6模块考法“物质结构与性质”题型专攻学案含解析第十一章物质结构与性质第1课时教材基础(1)——原子结构与性质知识点一原子核外电子排布原理1．能层和能级(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
(3)能层与能级的关系2．电子云与原子轨道 (1)电子云①由于核外电子的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道原 子 轨 道⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎧轨道形状⎩⎪⎨⎪⎧ s 电子的原子轨道呈球形对称p 电子的原子轨道呈哑铃形各能级上的原子轨道数目⎩⎪⎨⎪⎧s 能级 1 个p能级 3 个d 能级5个f 能级7个……能量关系⎩⎪⎨⎪⎧①相同能层上原子轨道能量的高低：n s ＜n p ＜n d ＜n f ②形状相同的原子轨道能量的高低： 1s ＜2s ＜3s ＜4s ……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2p x、2p y、2p z轨道的 能量相等3．基态原子核外电子排布 (1)排布原则[提醒] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
1．(2019·海南高考)Ⅰ.下列各组物质性质的比较，结论正确的是()A．分子的极性：BCl3<NCl3B．物质的硬度：NaI<NaFC．物质的沸点：HF<HClD．在CS2中的溶解度：CCl4<H2OⅡ.锰单质及其化合物应用十分广泛。
回答下列问题：(1)Mn位于元素周期表中第四周期________族，基态Mn原子核外未成对电子有________个。
(2)MnCl2可与NH3反应生成[Mn(NH3)6]Cl2，新生成的化学键为________键。
NH3分子的空间构型为________，其中N原子的杂化轨道类型为________。
(3)金属锰有多种晶型，其中δ－Mn的结构为体心立方堆积，晶胞参数为a pm，δ－Mn中锰的原子半径为________pm。
已知阿伏加德罗常数的值为N A，δ－Mn 的理论密度ρ＝________g·cm－3。
(列出计算式)(4)已知锰的某种氧化物的晶胞如图所示，其中锰离子的化合价为________，其配位数为________。
答案Ⅰ.ABⅡ.(1)ⅦB5(2)配位三角锥形sp3(3)3a42×55N A a3×10－30(4)＋2 6解析Ⅰ.BCl3是平面正三角形，分子中正负电荷中心重合，是非极性分子；而NCl3的N原子上有一对孤电子对，是三角锥形，分子中正负电荷中心不重合，是极性分子，所以分子极性：BCl 3<NCl 3，A 正确；NaF 、NaI 都是离子晶体，阴、阳离子通过离子键结合，由于离子半径F －<I －，离子半径越小，离子键越强，物质的硬度就越大，所以物质硬度：NaF>NaI ，B 正确；HCl 分子之间只存在分子间作用力，而HF 分子之间除存在分子间作用力外，还存在分子间氢键，因此HF 的沸点比HCl 的高，C 错误；CCl 4、CS 2都是由非极性分子构成的物质，H 2O 是由极性分子构成的物质，根据相似相溶原理可知，由非极性分子构成的溶质CCl 4容易溶解在由非极性分子构成的溶剂CS 2中，由极性分子H 2O 构成的溶质不容易溶解在由非极性分子构成的溶剂CS 2中，所以溶解度：CCl 4>H 2O ，D 错误；故合理选项是AB 。
分子结构与性质1.乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是________、________。
乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是___________________________________________________________ _____，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是________(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
答案sp3sp3乙二胺的两个N提供孤电子对与金属离子形成配位键Cu2＋解析乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。
乙二胺中2个氮原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。
由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时头碰头重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物较稳定。
2.FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为__________________________________________________，其中Fe的配位数为________。
(3)苯胺()的晶体类型是________。
苯胺与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是___________________________________________________________ _____________。
(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。
(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。
第1讲原子结构与性质【2020·备考】最新考纲：1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表示式。
2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
核心素养：1.宏观辨识与微观探析：能从能层、能级等不同层次认识原子的结构，以及核外电子的排布规律，能从宏观和微观相结合的视角分析原子结构与元素性质的关系。
2.科学探究与创新意识：能发现和提出有探究价值的原子结构及性质的问题，如核外电子排布、元素第一电离能的特殊性等，面对异常现象敢于提出自己的见解。
考点一原子核外电子排布原理(频数：★★★难度：★☆☆)名师课堂导语本考点主要考查核外电子排布规律，特别是基态原子的核外电子排布式是考查重点，复习时加以关注。
1.能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。
通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即：E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。
这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p哑铃形3①第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道p x、p y、p z，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
②能层数＝电子层数，每个能层所包含的能级数＝能层序数。
2.基态原子的核外电子排布(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。
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第十一章物质结构与性质第一板块教材复习课原子结构与性质原子核外电子排布1能层一二三四五能层符号K L M N O能级符号错误!2s错误!错误!3p错误!错误!错误!错误!4f5s 5p……轨道数1131351357……最多电子数2错误!6错误!错误!错误!2错误!错误!14……2错误!错误!错误!50原子轨道错误!3．基态原子核外电子排布的三个原理(1）能量最低原理电子总是先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。
即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。
如图为构造原理示意图：(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。
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，并且自旋状态相同。
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．基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式［Ne]3s23p4电子排布图（轨道表达式）外围(价）电子排布式3s23p45．原子状态与原子光谱(1）原子的状态①基态原子：处于最低能量的原子。
《分子结构与性质中知识的构建》教学设计一、课程标准1.能说出微粒间作用(离子键、共价键、配位键和分子间作用力等)的主要类型、特征和实质。
2.能比较不同类型的微粒间作用的联系与区别。
3.能说明典型物质的成键类型。
4.能根据给定的信息分析常见简单分子的空间结构。
5.能从微粒的空间排布及其相互作用的角度对生产、生活、科学研究中的简单案例进行分析，举例说明物质结构研究的应用价值，如配合物在生物、化学等领域的广泛应用。
二、主要内容（一）化学键及其分类1. 定义：使离子或原子相结合的强烈的相互作用。
这种作用既包括静电吸引作用，又包括静电排斥作用。
2.分类3.离子化合物与共价化合物注意：1. 化学键是相邻离子或原子间的一种强作用力，既包括静电吸引力，又包括静电排斥力。
2. 稀有气体为单原子分子，不含化学键。
3. 含离子键的化合物一定是离子化合物，离子化合物中可能含有共价键。
4. 离子化合物中不一定含有金属元素，如：NH4Cl；含金属元素的不一定是离子化合物，如：AlCl3（二）共价键及其参数1. 共价键的本质和特征本质：在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。
特征：具有饱和性和方向性。
2.共价键的分类3.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①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。
①配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4+可表示为，在NH4+中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
(3)配合物如[Cu(NH3)4]SO4配体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
中心原子（或离子）有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
注意：配位键是一种特殊的共价键，也属于σ键.考点例题：（1）[2020·全国卷①]NH3BH3分子中，N—B化学键称为________键，其电子对由____提供。
第二节分子结构与性质知识点一共价键1.共价键的本质与特征(1)本质：在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。
(2)特征：具有方向性和饱和性。
共价键的方向性决定着分子的立体构型，共价键的饱和性决定着每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目。
2.共价键的分类依据类别特点成键原子轨道的重叠方式σ键原子轨道“头碰头”重叠π键原子轨道“肩并肩”重叠成键电子对是否偏移极性键共用电子对偏移非极性键共用电子对不偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有1对共用电子对双键原子间有2对共用电子对三键原子间有3对共用电子对(1)概念：(2)键参数对分子性质的影响：①键能越大，键长越短，化学键越强、越牢固，分子越稳定。
②4.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①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。
②配位键的表示方法如A→B，其中A表示提供孤电子对的原子，B表示提供空轨道的原子。
如NH＋4的结构式为，在NH＋4中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
(3)配合物①组成：以[Cu(NH3)4]SO4为例②形成条件中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1.共价键的成键原子只能是非金属原子( ×)2.键长等于成键两原子的半径之和( ×)3.乙炔分子中既有非极性键又有极性键，既有σ键又有π键( √)4.σ键可以绕键轴旋转，π键不能绕键轴旋转( √)5.在任何情况下，都是σ键比π键强度大( ×)6.ss σ键与sp σ键的电子云形状对称性相同( √)7.分子间作用力越大，分子的稳定性越强( ×)8.碳碳三键和碳碳双键的键能分别是碳碳单键键能的3倍和2倍( ×)1.s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是在两核间出现的概率较大。
2.因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。
两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。
3.两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。
4.共价单键都是σ键，双键中一个σ键、一个π键，三键中一个σ键、两个π键。
5.杂化轨道只能形成σ键。
6.“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
1.下列说法中不正确的是( C )A.σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强B.两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键C.气体单质中，一定有σ键，可能有π键D.N2分子中有一个σ键，两个π键解析：单键均为σ键，双键和三键中各存在一个σ键，其余均为π键。
稀有气体单质中，不存在化学键。
2.(2020·西安长安区一中月考)下列说法正确的是( C )A.π键是由两个p轨道以“头碰头”方式重叠而成B.σ键是镜面对称，而π键是轴对称C.乙烷分子中的键全为σ键而乙烯分子中含σ键和π键D.H2分子中含σ键，Cl2分子中含π键解析：乙烷分子中的键全为σ键而乙烯分子中含5个σ键和1个π键，故C正确。
σ键是轴对称，而π键是镜面对称，故B错。
π键是由两个p轨道以“肩并肩”方式重叠而成，故A错。
H2、Cl2中含的都是σ键，故D错。
3.关于化学式为[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O的配合物，下列说法中正确的是( C )A.配体是Cl－和H2O，配位数是9B.中心离子是Ti4＋，配离子是[TiCl(H2O)5]2＋C.内界和外界中Cl－的数目比是1∶2D.加入足量AgNO3溶液，所有Cl－均被完全沉淀解析：在[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O中，中心离子是Ti3＋，配体是Cl－、H2O，配位数为6，内界和外界的Cl－数目比是1∶2，配合物中，内界Cl－不与Ag＋反应，外界中的Cl－与Ag＋反应，A、B、D错误。
4.(2020·漳州调研)下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是( C )A.F2、Cl2、Br2、I2的溶点、沸点逐渐升高B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强C.金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅D.NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低解析：A项，F2、Cl2、Br2、I2属于分子晶体，影响熔沸点的因素是分子间作用力的大小，物质的相对分子质量越大，分子间作用力越强，沸点越高，与共价键的键能大小无关，错误；B项，HF、HI、HBr、HCl属于共价化合物，影响稳定性的因素是共价键，共价键的键能越大越稳定，与共价键的键能大小有关，但是HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，错误；C 项，金刚石、晶体硅属于原子晶体，原子之间存在共价键，原子半径越小，键能越大，熔沸点越高，与共价键的键能大小有关，正确；D项，NaF、NaCl、NaBr、NaI属于离子晶体，离子半径越大，晶格能越小，熔沸点越低，与共价键的键能大小无关，错误。
5.(2020·徐州调研)向盛有硫酸铜溶液的试管中滴加氨水，先生成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解，得到深蓝色透明溶液。
下列对此现象的说法正确的是( B )A.反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2＋的浓度不变B.沉淀溶解后，生成深蓝色的配离子[Cu(NH3)4]2＋C.配位化合物中只有配位键D.在[Cu(NH3)4]2＋配离子中，Cu2＋给出孤电子对，NH3提供空轨道解析：NH3与Cu2＋形成配位键，Cu2＋提供空轨道，NH3提供孤电子对。
6.有以下物质：①HF，②Cl2，③H2O，④N2，⑤C2H4，⑥C2H6，⑦H2，⑧H2O2，⑨HCN。
(1)只含有极性键的分子是①③⑨(填序号，下同)，只含有非极性键的分子是②④⑦，既含有极性键，又含有非极性键的分子是⑤⑥⑧。
(2)只有σ键的是①②③⑥⑦⑧；既有σ键，又有π键的是④⑤⑨；含有由两个原子的s轨道重叠形成的σ键的是⑦。
7.Ⅰ.铜单质及其化合物在很多领域有重要的用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。
(1)向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。
不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2－结构可用示意图表示为。
(2)胆矾CuSO4·5H2O可写为[Cu(H2O)4]SO4·H2O，其结构示意图如下：下列有关胆矾的说法正确的是D(填字母)。
A.所有氧原子都采取sp3杂化B.氧原子存在配位键和氢键两种化学键C.Cu2＋的价电子排布式为3d84s1D.胆矾中的水在不同温度下会分步失去Ⅱ.经研究表明，Fe(SCN)3是配合物，Fe3＋与SCN－不仅能以1∶3的个数比配合，还可以其他个数比配合。
请按要求填空：(1)若所得的Fe3＋和SCN－的配合物中，主要是Fe3＋与SCN－以个数比1∶1配合所得离子显红色。
该离子的离子符号是[Fe(SCN)]2＋。
(2)若Fe3＋与SCN－以个数比1∶5配合，则FeCl3与KSCN在水溶液中发生反应的化学方程式可以表示为FeCl3＋5KSCN===K2[Fe(SCN)5]＋3KCl。
解析：Ⅰ.(1)Cu2＋中存在空轨道，而OH－中O原子有孤电子对，故O与Cu之间以配位键结合。
(2)A项，与S相连的氧原子没有杂化；B项，氢键不是化学键；C项，Cu2＋的价电子排布式为3d9；D项，由图可知，胆矾中有1个H2O与其他微粒靠氢键结合，易失去，有4个H2O 与Cu2＋以配位键结合，较难失去。
8.完成下列填空(1)(2019·全国卷Ⅰ)乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是Cu2＋(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
(2)(2019·全国卷Ⅲ)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为，其中Fe的配位数为4。
(3)(2018·全国卷Ⅰ)LiAlH4中，存在AB(填标号)。
A.离子键B．σ键C．π键D．氢键(4)(2018·全国卷Ⅱ)气态三氧化硫以单分子形式存在，其中共价键的类型有2种。
(5)(2018·全国卷Ⅲ)ZnF2具有较高的熔点(872 ℃)，其化学键类型是离子键。
(6)(2017·全国卷Ⅱ)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所示，R[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]中阴离子N－5中的σ键总数为5个。
分子中的大π键可用符号 m n表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为)，则N－5中的大π键应表示为。
(7)(2017·全国卷Ⅲ)硝酸锰中的化学键除了σ键外，还存在离子键和π键()。
(8)(2017·江苏卷)1 mol丙酮()分子中含有σ键的数目为9N A。
(9)(2016·全国卷Ⅰ)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Ge的原子半径大，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。
Ge单晶具有金刚石型结构，微粒之间存在的作用力是共价键。
(10)(2016·全国卷Ⅲ)GaAs晶体中Ga与As以共价键键合。
解析：(4)气态SO3为单分子，分子中S无孤电子对，其分子的立体构型为平面三角形，S和O之间形成双键，故共价键有σ键和π键两种。
知识点二分子的立体构型1.用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。
其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。
2.杂化轨道理论(1)杂化轨道理论概述当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。
杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
(2)杂化轨道三种类型3.价层电子对互斥理论(VSEPR)模型和与中心原子杂化类型的确定填写下表：4.等电子原理(1)含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，如CO和N2。
(2)常见的等电子体归纳微粒通式价电子总数立体构型CO2、SCN－、NO＋2、N－3AX216e－直线形CO2－3、NO－3、SO3AX324e－平面三角形SO2、O3、NO－2AX218e－V形SO2－4、PO3－4AX432e－正四面体形PO3－3、SO2－3、ClO－3AX326e－三角锥形CO、N2AX 10e－直线形CH4、NH＋4AX48e－正四面体形判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)1.杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对( √)2.分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键，则该分子一定为正四面体结构( ×)3.NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化( ×)4.只要分子构型为平面三角形，中心原子均为sp2杂化( √)5.中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形( ×)6.价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数( √)7.中心原子杂化类型相同时，孤电子对数越多，键角越小( √)1.杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤电子对，剩余的p轨道可以形成π键，即杂化过程中若还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键。
