专题3　元素周期律　物质结构与性质 课件（共87张PPT）江苏省2023高考三轮冲刺练

(共87张PPT)
专题3　元素周期律　物质结构与性质
能力点1　表示物质结构的符号、式子与图示
1.(2022·江苏卷)少量Na2O2与H2O反应生成H2O2和NaOH。下列说法正确的是(　　)
B.H2O的空间构型为直线形
C.H2O2中O元素的化合价为-1
D.NaOH仅含离子键
C
解析:过氧化钠是离子化合物,电子式是Na+ 2-Na+,A错误;H2O中氧原子成键电子对是2,孤电子对是2,价层电子对为4,根据价层电子对互斥理论,其空间构型为V形,B错误;H2O2中H显+1价,根据化合物中各元素正负化合价代数和为0,可计算出O的化合价为-1,C正确;NaOH中O和H之间是共价键,D错误;故选C。
2.(2021·江苏卷)反应Cl2+2NaOH══NaClO+NaCl+H2O可用于制备含氯消毒剂。下列说法正确的是(　　)
A.Cl2是极性分子
C.NaClO既含离子键又含共价键
D.Cl-与Na+具有相同的电子层结构
C
3.(2020·江苏卷)反应8NH3+3Cl2══6NH4Cl+N2可用于氯气管道的检漏。下列表示相关微粒的化学用语正确的是(　　)
C
核心知识1　常考的10种结构示意图和表达式
核心知识2　物质结构表示方式及各自表达的侧重点
1.表达方式
元素符号
↓
↓
原子结构示意图
↓
电子式——在元素符号周围用“·”或“×”表示原子的最外层电子(价电子)
↓
电子排布式——根据构造原理表示:能级符号+(右上角)数字
↓
轨道表示式——用方框表示原子轨道,用箭头表示电子;用“数字+能级符号”表示原子轨道
2.它们的表达有各自不同的侧重点
(1)原子结构示意图只能表示核外电子的分层排布和原子核内的质子数,如 。
和核外电子数以及质量数,并不能反映核外电子的排布情况。
(3)电子排布式:如O原子的电子排布式为1s22s22p4,它能告诉我们氧原子核外的电子分为2个电子层、3个能级,并不能告诉我们原子核的情况,也不能告诉我们各个电子的运动状态。
(4)外围电子(价电子)排布式:如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,外围电子排布式为3d64s2。外围电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
1.下列有关物质结构的表述正确的是(　　)
C
2.按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子,并回答问题。
化学用语 Fe Fe3+
原子(或离子)结构示意图
电子排布式
价电子轨道表示式
(1)铁原子最外层电子数为　　　　,铁在发生化学反应时,参加反应的电子可能是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)请你通过比较、归纳,分别说出3种不同化学用语所能反映的粒子结构信息。
答案:
(1)2　4s上的2个电子和3d上的1个电子
(2)结构示意图:能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各能层上的电子数。电子排布式:能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数。轨道表示式:能反映各原子轨道的能量高低,各原子轨道上的电子分布情况及电子自旋状态。
3.A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空:
(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子,次外层有2个电子,其元素符号为　　　　。
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同,B的元素符号为　　　　,C的元素符号为　　　　。
(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满,D的元素符号为　　　　,其基态原子的电子排布式为　　　　　　　　　　　　。
(4)E元素基态原子的M层全充满,N层没有成对电子,只有一个未成对电子,E的元素符号为　　　　,其基态原子的电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn+1,则n=　　　　;原子中能量最高的是
　　　　电子。
解析:(1)A元素基态原子次外层有2个电子,故次外层为K层,A元素有2个电子层,由题意
可写出其轨道表示式为 ,则该元素核外有6个电子,为碳元素,其元
素符号为C;氧原子同样也符合要求,其轨道表示式为 。
(2)B-、C+的电子层结构都与Ar相同,即核外都有18个电子,则B为17号元素Cl,C为19号元素K。
(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成+3价离子,其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,是26号元素Fe。
(4)根据题意可知,该元素的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,该元素为29号元素Cu。
(5)s能级只有1个原子轨道,最多只能容纳2个电子,即n=2,所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3,由此可知,F是N元素;根据核外电子排布的能量最低原理可知,氮原子的核外电子中,2p能级能量最高。
答案:(1)C或O　(2)Cl　K
(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(5)2　2p
能力点2　元素周期律与元素性质的推断
1.(2022·江苏卷)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　)
A.半径大小:r(Al3+)C.电离能大小:I1(O)A
解析:核外电子数相同的离子,核电荷数越大半径越小,故半径大小为r(Al3+)X(O),故B错误;同周期从左往右,元素第一电离能呈增大趋势,同主族从上往下,元素第一电离能呈减小趋势,故电离能大小为I1(O)>I1(Na),C错误;元素金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的碱性越强,故碱性强弱为NaOH>Al(OH)3,D错误;故选A。
2.(2021·江苏卷)前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X是空气中含量最多的元素,Y的周期序数与族序数相等,基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子,W与Z处于同一主族。下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(X)B.X的第一电离能比同周期相邻元素的大
C.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强
D.Z的简单气态氢化物的热稳定性比W的弱
B
解析:前4周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X是空气中含量最多的元素,则X为N;Y的周期序数与族序数相等,则Y为Al;基态时Z原子3p原子轨道上有5个电子,则Z为Cl;W与Z处于同一主族,则W为Br。根据同周期从左到右原子半径逐渐减小,同主族从上到下原子半径逐渐增大可知,原子半径:r(X)3.(2020·江苏卷)下列关于Na、Mg、Cl、Br元素及其化合物的说法正确的是(　　)
A.NaOH的碱性比Mg(OH)2的强
B.Cl2得到电子的能力比Br2的弱
C.原子半径r:r(Br)>r(Cl)>r(Mg)>r(Na)　
D.原子的最外层电子数N:N(Na)A
解析:同周期自左至右,元素的金属性逐渐减弱,所以金属性:Na>Mg,则碱性:
NaOH>Mg(OH)2,故A正确;同主族元素自上而下,元素的非金属性逐渐减弱,所以非金属性:Cl>Br,则Cl2得电子的能力比Br2强,故B错误;电子层数越多,原子半径越大,电子层数相同,核电荷数越小,原子半径越大,所以原子半径:r(Br)>r(Na)>r(Mg)>r(Cl),故C错误;Cl和Br为同主族元素,最外层电子数相等,故D错误。
核心知识1　元素周期律
比较项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
性质 化合价 最高正化合价由+1→+7(O、F除外),负化合价=-(8-主族序数);稀有气体元素为0价 相同,最高正化合价=主族序数(O、F除外)
主族元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐 增强 金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
离子的氧化、还原性　 阳离子氧化性逐渐增强,阴离子还原性逐渐减弱　 阳离子氧化性逐渐减弱,阴离子还原性逐渐增强
气态氢化 物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱, 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强,酸性逐渐减弱
核心知识2　电离能、电负性
1.元素第一电离能的变化规律
第3周期元素第一电离能与原子序数的关系
说明:①同周期从左到右,元素第一电离能呈增大趋势,但ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素;
②同主族元素从上到下,元素的第一电离能减小。
2.元素电负性的变化规律
同周期从左到右,主族元素的电负性逐渐增大;同主族从上到下,元素的电负性一般是逐渐减小。
核心知识3　元素的推断
一、由元素在周期表中的位置推断
1.根据核外电子的排布规律
(1)根据最外层电子排布规律
最外层电子数(N) 3≤N<8 N=1或2 N>次外层电子数
元素在周期表中的位置 主族 ⅠA族、ⅡA族、Ⅷ族、副族、0族元素氦 第2周期(除ⅠA、
ⅡA外)
(2)“阴三阳四”规律
某元素阴离子最外层电子数与次外层相同,该元素位于第3周期;若为阳离子,则位于第4周期。
(3)“阴上阳下”规律
电子层结构相同的离子,若电性相同,则位于同周期;若电性不同,则阳离子位于阴离子的下一周期。
2.根据元素周期表结构与原子电子层结构的关系
(1)几个重要关系式
①核外电子层数=周期数(对于大部分元素来说)。
②主族序数=最外层电子数=最高正价=8-|最低负价|(H除外)。
(2)熟悉主族元素在周期表中的特殊位置
①族序数等于周期数的元素:H、Be、Al。
②族序数等于周期数2倍的元素:C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素:O。
④周期数是族序数2倍的元素:Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素:Na、Ba。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素:H、C、Si。
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素:S。
⑧除H外,原子半径最小的元素:F。
⑨最高正价不等于族序数的短周期元素:O(F无正价)。
二、由元素及其化合物的性质推断
(1)形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的组成元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素:C。
(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。
(3)地壳中含量最多的元素、简单氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素:O。
(4)等物质的量的单质最轻的元素:H;最轻的金属单质:Li。
(5)单质在常温下呈液态的非金属元素:Br;金属元素:Hg。
(6)最高价氧化物对应水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Al。
(7)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素:N;能起氧化还原反应的元素:S。
(8)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。
三、综合利用“位”“构”“性”关系进行推断
1.“位、构、性”三者之间的关系
2.推断元素的常用思路
根据原子结构、元素周期表的相关知识及已知条件,可推算原子序数,判断元素在周期表中的位置等,基本思路如下:
1.(2022·江苏如皋期末检测)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,基态X原子的2p能级上未成对电子数是同周期中最多的,Y元素原子最外层电子数是内层电子数的3倍,Z元素的焰色反应为黄色,W是地壳中含量最多的金属元素。下列说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(Z)>r(Y)>r(X)
B.第一电离能:I1(X)>I1(Y)>I1(W)
C.最高价氧化物对应水化物的碱性:W>Z
D.Y的简单氢化物的沸点在同族元素简单氢化物中最低
B
解析:由题干信息可知,短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,基态X原子的2p能级上未成对电子数是同周期中最多的,即2p3,则X为N;Y元素原子最外层电子数是内层电子数的3倍,则Y为O;Z元素的焰色反应为黄色,则Z为Na;W是地壳中含量最多的金属元素,则W为Al。同一周期从左往右,原子半径依次减小(稀有气体除外),同一主族从上往下,原子半径依次增大,故原子半径:r(Na)>r(N)>r(O),即r(Z)>r(X)>r(Y),A项错误;同一周期从左往右,元素第一电离能总体呈增大趋势,但ⅡA族与ⅤA族反常,同一主族从上往下,元素第一电离能依次减小,第一电离能:I1(N)>I1(O)>I1(Al),即I1(X)>I1(Y)>I1(W),B项正确;由分析可知,Z、W分别为Na、Al,故最高价氧化物对应水化物的碱性: NaOH>Al(OH)3,即W2.(2022·江苏南京、盐城一模)部分短周期元素的原子半径及主要化合价如表。
下列有关说法正确的是(　　)
A.元素X的第一电离能比Y的大
B.元素Z的电负性比W的大
C.元素W的气态氢化物的沸点比T的低
D.元素T的氧化物对应水化物的酸性一定比Z的强
元素 X Y Z W T
原子半径/nm 0.160 0.143 0.102 0.071 0.099
主要化合价 +2 +3 +6、-2 -1 -1
A
解析:Z有+6和-2价,则Z为S元素;W和T均为-1价,W的半径小于T,则W为F元素,T为Cl元素;X为+2价,Y为+3价,且半径均大于Cl,则X为Mg元素,Y为Al元素。Mg的外围电子排布式为3s2,3s轨道为全满的稳定状态,所以Mg的第一电离能比相邻的Al要大,A项正确;W(F)的非金属性强于Z(S),F得电子能力强于S,所以F的电负性大于S,B项错误;HF分子间可以形成氢键,沸点比HCl高,C项错误;D项没有指明“最高价氧化物对应水化物”,若为氯的低价氧化物的对应水化物,如HClO的酸性比H2SO4、H2SO3弱,D项错误。
能力点3　物质结构与性质
1.(2022·江苏卷)下列说法正确的是(　　)
A.金刚石与石墨烯中的C—C—C夹角都为120°
B.SiH4、SiCl4都是由极性键构成的非极性分子
C.锗原子(32Ge)基态核外电子排布式为4s24p2
D.ⅣA族元素单质的晶体类型相同
B
解析:金刚石中的碳原子形成的4个键构成正四面体结构,C—C—C夹角为109°28',故A错误。SiH4中的化学键为Si—H,为极性键,SiH4分子为正四面体结构,正负电荷重心重合,为非极性分子;SiCl4中的化学键为Si—Cl,为极性键,SiCl4分子为正四面体结构,正负电荷重心重合,为非极性分子,故B正确。锗原子(32Ge)基态核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2,故C错误;ⅣA族元素中的碳元素形成的石墨为混合型晶体,而硅形成的晶体硅为共价晶体,锡、铅形成的晶体为金属晶体,故D错误。B项符合题目要求。
答案:4　
3.(2021·江苏卷)通过下列实验可从I2的CCl4溶液中回收I2。
下列说法正确的是(　　)
A.NaOH溶液与I2反应的离子方程式:I2+2OH-══I-+ +H2O
B.通过过滤可将水溶液与CCl4分离
C.向加酸后的上层清液中滴加AgNO3溶液生成AgI沉淀,
1个AgI晶胞(如图)中含14个I-
D.回收的粗碘可通过升华进行纯化
D
4.(2020·江苏卷,节选)以铁、硫酸、柠檬酸、双氧水、氨水等为原料可制备柠檬酸铁铵[(NH4)3Fe(C6H5O7)2]。　
(1)Fe基态核外电子排布式为　　　　;[Fe(H2O)6]2+中与Fe2+配位的原子是　　　　(填元素符号)。
(2)NH3分子中氮原子的轨道杂化类型是　　　　;C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为　　　　。
(3)与 互为等电子体的一种分子为　　　　(填化学式)。
(4)柠檬酸的结构简式如图。1 mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成的σ键的物质的量为　　　　 mol。
解析:(1)Fe核外有26个电子,其基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2;由于H2O中O原子上有孤对电子,因此[Fe(H2O)6]2+中与Fe2+配位的原子是O。
(2)NH3分子中氮原子价电子对数为3+ ×(5-1×3)=4,因此氮原子的轨道杂化类型为sp3;同周期从左到右,元素第一电离能呈增大的趋势,但ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素,因此C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
(4)由结构简式可知,一个羧基中的碳原子与氧原子分别形成两个σ键,三个羧基中共有6个σ键,还有一个羟基与碳原子相连形成一个σ键,因此1 mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成的σ键的物质的量为7 mol。
答案:(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2)
O　(2)sp3　N>O>C　(3)CH4(或SiH4)　(4)7
点睛　物质结构是常考题型,主要考查电子排布式,电离能、电负性、共价键分类、轨道杂化类型、分子空间结构等。
核心知识1　化学键的分类与判断
1.离子键的强弱
一般阴、阳离子的电荷越高、半径越小,离子键越强。离子键越强离子晶体的晶格能就越大,离子化合物的熔、沸点就越高。
如:熔、沸点:MgO>NaCl>CsCl。
2.共价键的分类
特别提醒
(1)只有两原子的电负性相差不大时,才能形成共价键;当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时,形成离子键。
(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键,不同种元素原子间形成的共价键为极性键。
(3)在离子化合物中,一定存在离子键,有的存在极性共价键,如NaOH、Na2SO4等;有的存在非极性键,如Na2O2、CaC2等。
(4)某些金属与非金属元素原子之间形成的是共价键。如AlCl3是共价化合物。
核心知识2　常见分子(或离子)中心原子轨道杂化类型与空间结构
1.“三种”方法判断中心原子的轨道杂化类型
(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形,则分子的中心原子采用sp3杂化。
②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形,则分子的中心原子采用sp2杂化。
③若杂化轨道在空间的分布呈直线形,则分子的中心原子采用sp杂化。
(2)根据杂化轨道之间的夹角判断
若杂化轨道之间的夹角为109°28',则分子的中心原子采用sp3杂化;若杂化轨道之间的夹角为120°,则分子的中心原子采用sp2杂化;若杂化轨道之间的夹角为180°,则分子的中心原子采用sp杂化。
2.用价层电子对互斥理论推测分子或离子的空间结构
(1)σ键电子对数的确定
由分子式确定σ键电子对数。例如,H2O的中心原子为O,O形成2对σ键电子对;NH3的中心原子为N,N形成3对σ键电子对。
(2)中心原子上的孤电子对数的确定
中心原子上的孤电子对数= (a-xb)。式中a为中心原子的价电子数,对于主族元素来说,价电子数等于原子的最外层电子数;x为与中心原子结合的原子数;b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数,氢为1,其他原子等于“8-该原子的价电子数”。例如,SO2的中心原子为S,S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6),则a=6;与中心原子S结合的O的个数为2,则x=2;与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2,则b=2。所以,SO2的中心原子S上的孤电子对数= ×(6-2×2)=1。
核心知识3　分子间作用力
1.范德华力与氢键比较
比较项目 范德华力 氢键
存在 分子间 某些物质分子间或部分物质分子内
强弱判断 相对分子质量越大,范德华力越强 在X—H…Y中,X、Y元素的电负性越大,形成的氢键越强(X、Y为N、O、F)
对物质性 质的影响 熔、沸点(物理性质) 熔、沸点,溶解度(物理性质)
2.氢键对物质性质的影响
核心知识4　配合物
配合物 的形成 中心离子(或原子)提供空轨道,配体提供孤电子对,通过配位键结合形成配合物;配位键本质上属于共价键 中心离子 结构特点 一般是金属离子,特别是过渡金属离子,一定有空轨道 配体结 构特点 分子或离子,一定含有孤电子对(如:NH3、H2O、CO、Cl-、OH-CN-等) 典型 配合物 [Cu(NH3)4]SO4 硫酸四氨合铜(Ⅱ) 中心离子:Cu2+ 配体:NH3 配位原子:N 配位数:4 K3[Fe(CN)6]
六氰合铁(Ⅲ)酸钾(铁氰化钾)
中心离子:Fe3+
配体:CN-
配位原子:C
配位数:6
多齿配位 配体有多个配位原子,与中心原子形成螯合物。如:铜离子与乙二胺形成配离子

金属羰基 配合物 是过渡金属原子和一氧化碳配位形成的
配合物,如四羰基镍[Ni(CO)4]。

二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下,两个茂环相互错开成全错位构型,温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定,类似芳香族化合物
核心知识5　晶胞中原子个数的计算
特别提醒
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、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。
核心知识6　晶体的密度及微粒间距离的计算
晶胞计算的思维方法
(1)晶胞计算是晶体考查的重要知识点之一,也是考查学生分析问题、解决问题能力的较好素材。晶体结构的计算常常涉及如下数据:晶体密度、NA、M、晶体体积、微粒间距离、微粒半径、夹角等,密度的表达式往往是列等式的依据。解决这类题,一是要掌握晶体“均摊法”的原理,二是要有扎实的立体几何知识,三是要熟悉常见晶体的结构特征,并能融会贯通,举一反三。
(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为微粒的摩尔质量);若1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积),则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g,因此有xM=ρa3NA。
核心知识7　晶体的类型与性质
1.常见几种典型晶体的晶胞结构图及其主要性质
2.晶体熔、沸点高低判断规律
不同类型晶体的熔、沸点[一般来说,共价晶体>离子晶体>分子晶体,金属晶体>分子晶体(有例外)]。
晶体类型 比较方法 举例(熔、沸点)
分子 晶体 ①组成、结构相似的物质,存在氢键的物质的熔、沸点高;②组成、结构相似,一般相对分子质量越大,熔、沸点越高;③组成和结构不相似的物质,分子极性越大,熔、沸点越高;④同分异构体,支链越多,熔、沸点越低 ①HF>HCl
②HI>HBr>HCl
③CO>N2
④正戊烷>异戊烷>新戊烷
共价晶体 原子半径小的键长短→键能大→晶体的熔、沸点高 金刚石>碳化硅>硅
金属晶体 离子半径越小,所带电荷越多,熔、沸点越高 Al>Mg>Na;Li>Na>K
离子晶体 阴、阳离子的电荷数越多、离子半径越小,晶格能越大,晶体的熔、沸点越高 MgO>NaCl>CsCl
注意　(1)常温下为气态或液态的物质,其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。
(2)石墨属于混合型晶体,但因层内原子之间碳碳共价键的键长为1.42×10-10 m,比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为1.54×10-10 m)短,所以熔、沸点高于金刚石。
(3)AlCl3晶体中虽含有金属元素,但属于共价化合物,形成的晶体属于分子晶体,熔、沸点低(熔点190 ℃)。
(4)合金的硬度比成分金属大,熔、沸点比成分金属低。
1.(2022·江苏海安实验中学高三上学期第一次月考)在阳光照射下,水和氧气在浸泡过KOH溶液的三噻吩(C12H8S3)聚合物表面能高效合成过氧化氢(H2O2),下列说法不正确的是(　　)
A
2.(2022·启东模拟)“侯氏制碱法”的主要原理为NaCl+H2O+CO2+NH3══ NaHCO3↓+NH4Cl。下列有关说法错误的是(　　)
A.NH3中的N的杂化方式为sp3
B.NaCl、NH4Cl均属于离子晶体
C.CO2的空间结构为直线形
D.H2O的共价键类型:σ键和π键
D
解析:N形成3个σ键,且有1个孤电子对,则价层电子对数为4,所以N的轨道杂化方式为sp3,A项说法正确;NaCl、NH4Cl均是由阴、阳离子构成的晶体,属于离子晶体,B项说法正确;CO2的中心原子的价电子对数为2,没有孤电子对,故CO2的空间结构为直线形,C项说法正确;H2O中只含有H—O键,单键只含有σ键,故H2O中的共价键类型为σ键,没有π键,D项说法错误。
3.(2022·江苏泰州期末检测)一种合金M催化BH3NH3水解释氢的反应机理如图所示。已知BH3NH3分子中与N相连的H显正电性,与B相连的H显负电性。下列说法不正确的是
(　　)
A.BH3NH3分子中存在配位键
B.加入NaOH可制得更纯的H2
C.电负性由大到小的顺序为O>H>B
D.若将H2O换成D2O,则可释放出HD
B
解析:BH3NH3分子中硼原子具有空轨道,氮原子具有孤电子对,能形成如图所示的配位键H3B←NH3,A项说法正确;由图可知,加入氢氧化钠,氢氧化钠能与铵根离子反应,制得的氢气中会混有氨气,B项说法错误;由分子中与氮原子相连的氢原子显正电性,与硼原子相连的氢原子显负电性可知,氢元素的非金属性强于硼元素,非金属元素的非金属性越强,元素的电负性越大,则元素电负性由大到小的顺序为O>H>B,C项说法正确;由图可知,若将水换成重水,则BH3NH3水解可释放出HD,D项说法正确。
4.(2022·江苏苏北四市上学期期末调研)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,它们原子的最外层电子数之和为18,X、Z基态原子的p轨道上均有2个未成对电子,W与X位于同一主族。下列说法正确的是(　　)
A.WX2分子为极性分子
B.元素电负性:Z>W
C.原子半径:r(W)>r(Z)>r(Y)
D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>W
A
解析:短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大,X、Z基态原子的p轨道上均有2个未成对电子,W与X位于同一主族,X、Y、Z、W的原子的最外层电子数之和为18,则X为O元素、Z为Si元素、W为S元素,Y为Mg元素。二氧化硫分子中硫原子的价电子对数为3,孤电子对为1,分子的空间结构为V形,则二氧化硫为极性分子,A项正确;元素的非金属性越强,电负性越大,硅元素的非金属性弱于硫元素,则硅元素的电负性小于硫元素,B项错误;同周期元素从左到右,原子半径依次减小,则镁、硅、硫三种原子的原子半径最大的为镁原子,C项错误;元素的非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强,硅元素的非金属性弱于硫元素,则硅酸的酸性弱于硫酸,D项错误。
1.(2022·江苏南京、盐城一模)科学家发现金星大气中存在PH3,据此推断金星大气层或存在生命。利用下列反应可制备PH3:
P4+3KOH(浓)+3H2O 3KH2PO2+PH3↑。下列说法正确的是(　　)
A.PH3为非极性分子
C.H2O分子空间结构为V形
D.1个P4分子中含有4个σ键
C
2.(2022·海安期末)反应2Na2S+Na2CO3+4SO2══3Na2S2O3+CO2可用于工业上制备Na2S2O3。下列化学用语表示正确的是(　　)
C
3.研究含碳化合物的结构与性质,对生产、科研等具有重要意义。
(2)冠醚是由多个二元醇分子之间失水形成的环状化合物。X、Y、Z是常见的三种冠醚,其结构如图1所示。它们能与碱金属离子作用,并且随着环的大小不同而与不同金属离子作用。
图1
①Li+与X的空腔大小相近,恰好能进入到X的环内,且Li+与氧原子的一对孤电子对作用形成稳定结构W(如图)。基态锂离子核外能量最高的电子所处能层符号为　　　　。
②冠醚Y能与K+形成稳定结构,但不能与Li+形成稳定结构。理由是 　。
③烯烃难溶于水,被KMnO4水溶液氧化的效果较差。若烯烃中溶入冠醚Z,氧化效果明显提升。
ⅰ.水分子中氧的杂化轨道的空间结构是　　　　,H—O键键角　　　　109°28'(填“>”“<”或“=”)。
ⅱ.已知:冠醚Z与KMnO4可以发生如图2所示的变化。加入冠醚Z后,烯烃的氧化效果明显提升的原因是 　 。
图2
(2)①基态锂离子核外只有1s能级上有电子,为K层上的电子,所以其能层符号为K。②冠醚Y空腔较大,Li+半径较小,Li+半径远远小于Y空腔,导致该离子不易与氧原子的孤电子对形成配位键,所以得不到稳定结构。③水分子中氧原子的价层电子对数是4,根据价层电子对互斥理论判断水分子的VSEPR模型为四面体形;水分子中O原子含有2个孤电子对,孤电子对之间的排斥力大于成键电子对和孤电子对之间的排斥力,孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力,导致水分子中键角小于甲烷分子中的键角,即小于109°28'。根据“相似相溶”原理知,冠醚可溶于烯烃,加入冠醚中的钾离子因静电作用将高锰酸根离子带入烯烃中,增大反应物的接触面积,增大烯烃与
接触几率,提高了氧化效果。
答案:(1)洪特规则　平面三角形　三角锥形　
(2)①K　②Li+半径比Y的空腔小很多,不易与空腔内O原子的孤电子对作用形成稳定结构