【創(chuàng)新設(shè)計(jì)】2021高考化學(xué)(人教版)一輪章末回顧排查專練(十二)

章末回顧排查專練(十二)排查一、易錯(cuò)易混再辨析1．s電子的原子軌道都是球形，p電子的原子軌道都是紡錘形。ns能級(jí)各有1個(gè)軌道，np能級(jí)各有3個(gè)軌道，nd能級(jí)各有5個(gè)軌道，nf能級(jí)各有7個(gè)軌道。()2．鈉元素基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s1，簡化電子排布式為[Ne]3s1，其中方括號(hào)里的符號(hào)的意義是Na的內(nèi)層電子排布與稀有氣體Ne的核外電子排布相同。 ()3．按電子排布特點(diǎn)把元素周期表里的元素分成5個(gè)區(qū)：s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)。ⅠA族和ⅡA族元素位于s區(qū)，ⅢA～ⅦA族和0族元素位于p區(qū)，ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族元素位于d區(qū)，ⅠB族和ⅡB族元素位于ds區(qū)。 ()4．第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。一般地，原子的第一電離能越小，金屬性越弱。 ()5．電負(fù)性是用來描述不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小。電負(fù)性越大的原子，對(duì)鍵合電子的吸引力越大。以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，得出各元素的電負(fù)性。 ()6．按共價(jià)鍵的共用電子對(duì)理論，一個(gè)原子只能與肯定數(shù)目的原子結(jié)合成分子，如有H2、HCl，不行能有H3、H2Cl，這表明共價(jià)鍵具有飽和性的特征。多原子分子的鍵角肯定，表明共價(jià)鍵具有方向性的特征。 ()7．共價(jià)單鍵全為σ鍵，雙鍵中有一個(gè)σ鍵和一個(gè)π鍵，三鍵中有一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵。一般σ鍵比π鍵穩(wěn)定。 ()8．CO2、BeCl2中的C、Be原子接受sp雜化，雜化軌道的空間構(gòu)型是直線形；CH2O、BF3中的C、B原子接受sp2雜化，雜化軌道的空間構(gòu)型是平面三角形；CH4、NH3、H2O中的C、N、O原子接受sp3雜化，雜化軌道的空間構(gòu)型是四周體形。 ()9．雜化軌道只用于形成σ鍵，未參與雜化的p軌道可用于形成π鍵。 ()10．配位鍵就是“電子對(duì)賜予－接受鍵”。金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結(jié)合形成的化合物稱為配位化合物，簡稱協(xié)作物。()11．向硫酸銅溶液中滴加氨水后，試管中首先消滅藍(lán)色沉淀，氨水過量后沉淀漸漸溶解，得到深藍(lán)色的透亮?????溶液，反應(yīng)的離子方程式為Cu2＋＋2NH3·H2O=Cu(OH)2↓＋2NH4＋，Cu(OH)2＋4NH3=[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。 ()12．無共價(jià)鍵的分子(稀有氣體)和只有非極性鍵的分子(如H2、P4等)屬于非極性分子；由極性鍵形成的分子，若分子空間結(jié)構(gòu)對(duì)稱，正電荷中心與負(fù)電荷中心重合，則屬于非極性分子(如CO2、BF3、CH4等)。 ()13．由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子(N、O、F)形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子(N、O、F)之間的作用力叫做氫鍵。氫鍵具有方向性和飽和性。氫鍵的存在使冰的密度小于水的密度，使H2O的沸點(diǎn)高于H2S的沸點(diǎn)。()14．分子空間結(jié)構(gòu)不對(duì)稱，正電荷中心與負(fù)電荷中心不重合的分子屬于極性分子，如HCl、H2O、NH3、H2O2等。 ()15．相像相溶原理：非極性溶質(zhì)一般易溶于極性溶劑，極性溶質(zhì)一般易溶于非極性溶劑。假如溶劑分子和溶質(zhì)分子之間存在氫鍵，則氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ()16．晶體呈現(xiàn)自范性是晶體中粒子在微觀空間里呈現(xiàn)周期性的有序排列的宏觀表象。整塊晶體中全部晶胞的外形及內(nèi)部的原子種類、個(gè)數(shù)及幾何排列是完全相同的。 ()17．只含分子的晶體稱為分子晶體。分子晶體中相鄰分子僅靠范德華力相互吸引。分子晶體具有熔點(diǎn)低、硬度很小、易升華的物理特性。 ()18．原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成的具有三維的共價(jià)鍵網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體稱為原子晶體。原子晶體中相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合，高硬度、高熔點(diǎn)是原子晶體的物理特性。 ()19．在金屬晶體中，金屬陽離子與自由電子之間存在著猛烈的相互作用叫金屬鍵。()20．離子晶體是由陽離子和陰離子通過離子鍵結(jié)合而成的晶體。晶格能是最能反映離子晶體穩(wěn)定性的數(shù)據(jù)。晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，而且熔點(diǎn)越高，硬度越大。 ()自主核對(duì)1.√2.√3.√4.×(正確為：第一電離能是指氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。一般地，原子的第一電離能越小，金屬性越強(qiáng)。)5.√6.√7.√8.√9.×(正確為：雜化軌道只用于形成σ鍵或者用來容納未參與成鍵的孤電子對(duì)，未參與雜化的p軌道可用于形成π鍵。)10.√11.√12.√13.√14.√15.×(正確為：非極性溶質(zhì)一般易溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般易溶于極性溶劑。假如溶劑分子和溶質(zhì)分子之間存在氫鍵，則氫鍵作用力越大，溶解性越好。)16.√17.×(正確為：只含分子的晶體稱為分子晶體。分子晶體中相鄰分子靠分子間作用力相互吸引。分子晶體具有熔點(diǎn)低、硬度很小、易升華的物理特性。)18.√19.√20.√排查二、重要學(xué)問再回顧1．原子核外電子的排布規(guī)律有哪些？答案①能量最低原理：遵循構(gòu)造原理，使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。②泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多容納2個(gè)電子，且它們的自旋狀態(tài)相反。③洪特規(guī)章：電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，且自旋狀態(tài)相同。2．下列元素基態(tài)原子的電子排布式都是錯(cuò)誤的，各違反了哪一規(guī)律？如何改正？(1)6C：1s22s22px22py02pz0；(2)21Sc：1s22s22p63s23p63d3；(3)22Ti：[Ne]3s23p10。答案(1)違反了洪特規(guī)章，應(yīng)為1s22s22px12px12pz0。(2)違反了能量最低原理，應(yīng)為1s22s22p63s23p63d14s2。(3)違反了泡利原理，應(yīng)為[Ne]3s23p63d24s2。3．若以E表示某能級(jí)的能量：E(3d)、E(3px)、E(3py)、E(3s)、E(4s)。它們的能量由低到高的挨次如何？答案依據(jù)構(gòu)造原理知，能量由低到高的挨次為：E(3s)<E(3px)＝E(3py)<E(4s)<E(3d)。4．每個(gè)周期開頭第一種元素(ⅠA族)和結(jié)尾元素(0族)的最外層電子的排布式的通式如何表示？答案ⅠA族：ns1；0族：ns2np6(第一周期的為1s2)。5．原子第一電離能和元素電負(fù)性的遞變規(guī)律如何？答案(1)原子第一電離能的遞變規(guī)律：同周期元素從左到右，原子的第一電離能呈增大的變化趨勢，表示元素原子越來越難失去電子；每個(gè)周期的第一種元素(氫和堿金屬)第一電離能最小，最終一種元素(稀有氣體)的第一電離能最大。同主族元素從上到下，原子的第一電離能漸漸減小，表示元素原子越來越易失去電子。(2)元素電負(fù)性的遞變規(guī)律：同周期，自左到右，元素原子的電負(fù)性漸漸變大。同主族，自上到下，元素原子的電負(fù)性漸漸變小。6．如何將共價(jià)鍵分類？共價(jià)鍵參數(shù)對(duì)分子的性質(zhì)有什么影響？答案(1)依據(jù)原子軌道重疊方式，將共價(jià)鍵分為σ鍵(“頭碰頭”重疊)和π鍵(“肩并肩”重疊)。依據(jù)電子對(duì)是否偏移，將共價(jià)鍵分為極性鍵(發(fā)生偏移)和非極性鍵(不發(fā)生偏移)。依據(jù)原子間共用電子對(duì)的數(shù)目，將共價(jià)鍵分為單鍵、雙鍵和三鍵。依據(jù)供應(yīng)電子對(duì)的方式，將共價(jià)鍵分為一般共價(jià)鍵和配位鍵。(2)共價(jià)鍵的鍵參數(shù)包括鍵能、鍵長和鍵角。鍵長越短，鍵能越大，鍵越穩(wěn)定，分子越穩(wěn)定，即鍵長和鍵能打算了分子的穩(wěn)定性；鍵角表明共價(jià)鍵有方向性，鍵長和鍵角打算了分子的空間構(gòu)型。7．含極性鍵的分子肯定是極性分子嗎？含非極性鍵的分子肯定是非極性分子嗎？答案不肯定。如C—H鍵是極性鍵，而CH4是非極性分子；O—O鍵是非極性鍵，而H2O2是極性分子。8．CO2、BF3、SO2、CH4、NH3、H2O等分子中電子對(duì)空間構(gòu)型和分子空間構(gòu)型各是什么？答案CO2的電子對(duì)空間構(gòu)型和分子空間構(gòu)型都是直線形；BF3和SO2的電子對(duì)空間構(gòu)型都是平面三角形，BF3的分子空間構(gòu)型是平面三角形，SO2的分子空間構(gòu)型是V形；CH4、NH3、H2O的電子對(duì)空間構(gòu)型都是四周體形，CH4的分子空間構(gòu)型是正四周體形，NH3的分子空間構(gòu)型是三角錐形，H2O的分子空間構(gòu)型是V形。9．如何推斷分子的中心原子雜化軌道類型？答案(1)依據(jù)雜化軌道的空間分布構(gòu)型推斷①若雜化軌道在空間的分布為正四周體或三角錐形，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化。②若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化。③若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。(2)依據(jù)雜化軌道之間的夾角推斷若雜化軌道之間的夾角為109°28′，則分子的中心原子發(fā)生sp3雜化；若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子的中心原子發(fā)生sp2雜化；若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子的中心原子發(fā)生sp雜化。(3)記住常見的一些典型分子中中心原子的雜化方式。10．配離子[Cu(H2O)4]2＋中，Cu2＋與H2O之間的配位鍵是怎樣形成的？中心離子、配體、配位原子、配位數(shù)各是什么？答案水分子中的氧原子供應(yīng)孤電子對(duì)，銅離子供應(yīng)空軌道接受水分子的孤電子對(duì)，從而形成一種特殊的共價(jià)鍵——配位鍵。其中Cu2＋是中心離子，H2O是配體，H2O中的氧原子是配位原子，配位數(shù)是4。11．為什么鹵素單質(zhì)從F2～I(xiàn)2的沸點(diǎn)越來越高？H2O與H2S的組成和結(jié)構(gòu)相像，且相對(duì)分子質(zhì)量H2O<H2S，為什么沸點(diǎn)H2O>H2S?答案F2～I(xiàn)2組成和結(jié)構(gòu)相像，相對(duì)分子質(zhì)量越來越大，因而范德華力越來越大，沸點(diǎn)越來越高。液態(tài)水分子之間存在氫鍵。12．什么是氫鍵？氫鍵有什么特征？答案由已經(jīng)與電負(fù)性很強(qiáng)的原子(N、O、F)形成共價(jià)鍵的氫原子與另一個(gè)分子中電負(fù)性很強(qiáng)的原子(N、O、F)之間的作用力叫做氫鍵。氫鍵具有方向性和飽和性。13．區(qū)分晶體與非晶體的方法有哪些？答案(1)依據(jù)熔沸點(diǎn)。晶體具有固定的熔沸點(diǎn)。(2)依據(jù)某些物理性質(zhì)的各向異性。晶體具有各向異性。(3)能否發(fā)生X－射線衍射(最科學(xué)的區(qū)分方法)。晶體能發(fā)生X－射線衍射。14．依據(jù)構(gòu)成晶體的微粒和微粒間的作用如何推斷晶體類型？答案(1)離子晶體的構(gòu)成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。(2)原子晶體的構(gòu)成微粒是原子，微粒間的作用是共價(jià)鍵。(3)分子晶體的構(gòu)成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。(4)金屬晶體的構(gòu)成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。15．依據(jù)晶體的熔點(diǎn)如何推斷晶體類型？答案原子晶體熔點(diǎn)高，常在一千至幾千攝氏度；離子晶體的熔點(diǎn)較高，常在數(shù)百度至一千攝氏度；分子晶體熔點(diǎn)低，常在數(shù)百攝氏度以下至很低溫度；金屬晶體多數(shù)熔點(diǎn)高，但也有相當(dāng)?shù)偷摹?6．CsCl、SiC、Fe和CO2分別屬于哪種晶體類型？答案CsCl屬于離子晶體，SiC屬于原子晶體，F(xiàn)e屬于金屬晶體，CO2屬于分子晶體。17．怎樣比較晶體的熔、沸點(diǎn)凹凸？答案(1)首先看物質(zhì)的狀態(tài)，一般狀況下固體＞液體＞氣體；(2)看物質(zhì)所屬類型，一般是原子晶體＞離子晶體＞分子晶體(留意不是確定的，如氧化鋁熔點(diǎn)大于晶體硅)，(3)若晶體類型相同再依據(jù)相應(yīng)規(guī)律進(jìn)行推斷。(2)①原子晶體→共價(jià)鍵鍵能→鍵長→原子半徑；②分子晶體→分子間作用力→相對(duì)分子質(zhì)量； ③離子晶體→離子鍵強(qiáng)弱→離子電荷、離子半徑。18．如何計(jì)算長方體(正方體)晶胞中所含粒子的數(shù)目？答案常用均攤法計(jì)算。①處于頂點(diǎn)的粒子，同時(shí)為8個(gè)晶胞共有，每個(gè)粒子的eq\f(1,8)屬于該晶胞；②處于棱上的粒子，同時(shí)為4個(gè)晶胞共有，