专题1 物质结构与性质（考点清单）（讲+练）-2024-2025学年高二化学下学期期末考点大串讲（苏教版2019）

专题1 物质结构与性质 ◆考点01 原子结构与性质 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了近代原子论，认为原子有质量，不可分割。 （2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了电子，提出电子普遍存在于原子中。 （3）有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据_α粒子散射实验，认为原子的质量主要集中在原子核_上，电子在原子核外空间做高速运动。 （4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了氢原子光谱后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列稳定的轨道上运动，既不放出能量，也不吸收能量。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是不连续的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生跃迁。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的能量之差。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的球形区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会大；运动区域距离核远，电子出现的机会小。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间出现的机会的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内_出现的机会，小点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比。 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 特点 离核由__近____到__远____，能量由___ 低___到__高____。 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个_____空间运动_______状态称为一个原子轨道。原子轨道是用____ 量子力学________描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同_____类型_______的原子轨道上运动，其___能量___也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 （2）原子轨道 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s 球形 1 1 2 p 纺锤形 3 3 6 d ­­­­­ 5 5 10 f ­­­­­ 7 7 14 原子轨道的伸展方向__=___原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用_表示电子层的n____和___表示原子轨道形状的s、p、d、f_______结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 1s 1 2 2 2s、2p 4 8 3 3s、3p、3d 9 18 4 4s、4p、4d、4f 16 32 n —— n2 2n2 ④原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns__<__np_<__nd__<__nf 形状相同的原子轨道 2p_<__3p_<__4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px_=__2py_=__2pz 3．电子自旋 原子核外电子有__两___种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 三、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．泡利不相容原理： 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的轨道时，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；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_1s22s22p63s23p4__ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 五、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。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从_低能级__跃迁到_高能级__状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会_吸收__或_释放__不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为_光谱__分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 六、基态原子电子排布式的书写方法 1．知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 2．知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 七、元素第一电离能 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念：某元素的___气态_____原子失去一个电子形成＋1价___气态_____阳离子所需要的____最低能量____，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：____I1____。 即M(g)－e－―→M＋(g) (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的____难易程度____。第一电离能数值越小，原子越___容易_____失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越____难____失去一个电子。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加___困难_____，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 　2.元素第一电离能变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： (2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言，____碱金属____元素的第一电离能最小，____稀有气体____元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从____小____到__大______的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐___减小_____，表明自上而下原子越来越____容易____失去电子。 ③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值__较大______。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去__一个电子______形成____＋1价____阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的___非金属_____性越强；I1越小，元素的___金属_____性越强。 八、元素电负性 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来衡量元素在化合物中___吸引电子_____的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力____越大____。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为____4.0____作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐___增大_____，元素的非金属性逐渐___增强_____，金属性逐渐___减弱_____。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐___减小_____，元素的金属性逐渐___增强_____，非金属性逐渐____减弱____。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般___小于_____1.8，非金属的电负性一般___大于_____1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在___1.8左右_____，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性___越小_____，金属元素越活泼；非金属元素的电负性___越大_____，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力___弱_____，元素的化合价为____正值____。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____强____，元素的化合价为____负值____。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值__大于______1.7，它们之间通常形成____离子____键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值___小于_____1.7，它们之间通常形成___共价_____键。 ◆考点02 微粒间作用力与物质性质 一、金属键与金属特性 1．金属键 1 概念 金属阳离子和自由电子之间存在的强的相互作用。 2 本质 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。 3 成键粒子 金属阳离子和自由电子 4 存在 金属单质或合金 5 特征 无方向性和无饱和性。 6 金属键的强弱比较 1 原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱； 2 原子半径越小，价电子数越多，金属键越强。 2．金属特性 1 导电性 通常情况，金属内部自由电子的运动无固定的方向性，在外加电场作用下，自由电子发生定向移动形成电流。 温度升高，金属阳离子的振动频率加大，阻碍了电子的定向移动，金属的导电性减弱。 2 导热性 金属受热时，自由电子与金属离子碰撞频率增加，自由电子把能量传给金属离子，从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域。 3 延展性 金属键没有方向性，在外力作用下，金属原子间发生相对滑动时，各层金属原子间仍然保持金属键的作用，不会断裂。 2．影响金属键强弱的因素 1 因素 金属的原子半径和单位体积内自由电子数目的多少及金属阳离子所带电荷的多少。 2 特点 金属键的强弱差别较大。如钠、钾的熔、沸点低，存在的金属键较弱；铬的硬度大，熔、沸点高，存在的金属键较强。 3 规律 同一周期，从左到右，金属元素的原子半径逐渐减小，价电子数逐渐增多，单位体积内自由电子数逐渐增多，金属键逐渐增强，金属的熔、沸点逐渐升高，硬度逐渐增大。 同一主族，从上到下，金属元素原子的价电子数不变，原子半径逐渐增大，单位体积内自由电子数逐渐减少，金属键逐渐减弱，金属的熔、沸点逐渐降低，硬度逐渐减小。 二、金属晶体 1．晶体 (1)晶体的概念：内部粒子(原子、离子或分子)在空间呈现有规则重复排列，外观具有规则几何外形的固体物质。根据X射线衍射图，能推知晶体内部的微观结构。 2．晶胞 （1）概念：描述晶体结构的基本单元。 （2）结构：晶胞一般都是平行六面体，晶体是由无数晶胞无隙并置而成。 3．确定晶胞中粒子数目——均摊法 均摊是指每个结构单元（晶胞）平均拥有的粒子数目。在晶体中，一个粒子同时为n个结构单元（晶胞）所共有，那么对一个结构单元来讲，则该粒子只有属于这个晶胞。 (1)平行六面体晶胞中，不同位置的粒子数目的计算方法如下： (2)非长方体(非正方体)晶胞中微粒对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为。 4．晶胞密度的有关计算 假设某晶体的晶胞如右图所示： 以M表示该晶体的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数，N表示一个晶胞中所含的微粒数，a表示晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，计算如下： 该晶胞的质量用密度表示：m=ρ·a3 用摩尔质量表示：m=M 则有：ρ·a3 =M ρ= 。 三、离子键和离子化合物 离子键 概念 阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键。 形成 在离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。 成键微粒 阳离子和阴离子 阴离子可以是单核离子或多核离子，如Cl-、O2-、H-、O22-、OH-、SO42-等。 阳离子可以是金属离子(如K+、Ag+、Fe3+)或铵根离子（NH4+）。 特点 离子键没有方向性和饱和性。 存在形式 有的离子化合物只含有离子键，有的离子化合物中既含有离子键又含有共价键。 离子键强弱 阴、阳离子半径越小，所带电荷数越多，离子键越强。 成键元素 根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。例如：ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。 常见离子化合物 (1)活泼金属元素(ⅠA、ⅡA族)和活泼非金属元素(ⅥA、ⅦA族)形成的化合物。 (2)活泼金属离子和酸根(或氢氧根)形成的化合物。 (3)铵根和酸根(或活泼非金属元素离子)形成的盐。 四、离子晶体 1．概念及结构特点 离子晶体 概念 由阴、阳离子按一定方式有规则地排列形成的晶体。 结构特点 构成微粒 阴离子和阳离子，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是离子的个数比。 微粒间的作用力 离子键。 配位数 离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的相对大小。 2．离子晶体的物理性质 物理性质 熔、沸点 离子晶体一般具有较高的熔、沸点，难挥发。 硬度 离子晶体硬度较大。 导电性 离子晶体不导电，熔融态或溶于水后能导电。 溶解性 大多数离子晶体能溶于水，难溶于非极性溶剂（如苯、汽油、CCl4等）。 五、两种常见离子晶体结构 1．NaCl晶体结构模型 (1)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它等距的Cl-有6个，每个Cl-周围与它等距的Na+有6个，即Na+和Cl-配位数都是6。6个Na+（或Cl-）围成一个正八面体。 (2)每个Na+周围与它最近且等距的Na+有12个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有12个（同层4个，上层4个，下层4个）。 (3)在NaCl晶体的一个晶胞中，含Na+：6×+8×=4个（写出计算过程）， 含Cl-12×+1=4个（写出计算过程）。NaCl晶体的化学式为NaCl，晶胞的组成为Na4Cl4。 (4)属于NaCl型离子晶体的还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS等。 2．CsCl晶体结构模型 (1)在CsCl晶体中，每个CS+周围与它等距的Cl-有8个，每个Cl-周围与它等距的CS+有8个。CS+和Cl-配位数都是8。 (2)每个Cs+周围与它最近且等距的Cs+有6个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有6个（上、下、左、右、前、后）。 (3)在CsCl晶体的一个晶胞中（上图右图），含Cs+：8×=1个（写出计算过程），含Cl-1个。CsCl晶体中Cs+与Cl-的个数比为1:1。 六、共价键的形成 共价键 概念 通常情况下，吸引电子能力相近的原子之间通过共用电子对形成共价键。 成键本质 当成键原子相互接近时，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对，两原子核间的电子密度增加，体系的能量降低。 特点 饱和性 成键过程中，每种元素的原子有几个未成对电子，通常就只能和几个自旋方向相反的电子形成共价键。故在共价分子中，每个原子形成共价键的数目是一定的。 方向性 成键时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠成键，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会越多，体系的能量下降就越多，形成的共价键就越牢固。(但s轨道与s轨道重叠形成的共价键无方向性) 七、共价键的类型 1．σ键和π键 (1)σ键：原子轨道沿核间连线方向以“头碰头”的方式重叠而形成的共价键叫σ键。按形成σ键的原子轨道类型的不同，σ键可分为s­s σ键、s­p σ键、p­p σ键。图示如下： (2)π键：原子轨道在核间连线两侧以“肩并肩”的方式重叠形成的共价键叫π键，其形成过程表示如下： 2．非极性键、极性键 (1)极性键和非极性键比较 类型 形成元素 共用电子对偏移 原子电性 非极性键 同种元素 两原子电负性相同，共用电子对不偏移 两原子都不显电性 极性键 不同种元素 共用电子对偏向电负性较大的原子 电负性较大的原子显负电性，电负性较小的原子显正电性 (2)极性键的强弱 ①极性共价键中，成键原子的吸引电子能力差别越大，共用电子对的偏移程度越大，共价键的极性越强。 ②通常可以根据元素的电负性差值判断极性键的强弱。 3．配位键 (1)定义：由一个原子提供孤电子对与另一个有空轨道可接受电子的原子形成的共价键。 (2)表示 常用“→”表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。 如NH的结构式为，其实NH中4个N—H键是完全相同的。 八、共价晶体 1．共价晶体的概念和结构特点 共价晶体 概念 相邻原子间以共价键结合而形成空间网状结构的晶体。 构成微粒 原子。 微粒间作用 共价键。 结构特征 以金刚石为例，在晶体中，每个碳原子都以共价单键与 相邻的4个碳原子结合，C—C—C夹角均为109°28′，形 成空间网状结构。 2．共价晶体的物理性质 (1)一般具有很高的熔点和沸点：共价晶体中原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体熔、沸点就越高。 (2)难溶于水。 (3)硬度大：共价键作用强。 3．常见共价晶体 (1)金刚石晶体 ①在晶体中每个碳原子以共价键与相邻的4个碳原子相结合，形成正四面体结构。 ②晶体中C—C—C夹角为109.5°。 ③最小环上有6个碳原子。 ④金刚石晶胞中共有8个碳原子，配位数为4。 ⑤金刚石晶体中每个C原子形成4个C—C键，而每个键为2个C原子所共有，故碳原子的个数与C—C键数比为1∶(4×1/2)=1∶2。因此12g（1mol）金刚石中含有2mol（2NA个）C—C键。 (2)二氧化硅晶体 ①在晶体中每个硅原子与4个氧原子形成4个共价键；每个氧原子与2个硅原子相结合，形成正四面体结构。 ②硅原子位于正四面体的中心，氧原子位于正四面体的顶点。 ③SiO2晶体中硅原子与氧原子的个数比为1:2。 ④1molSiO2含有4molSi—O键。 (3)某些单质；如：晶体硼、晶体Si、晶体Ge、金刚石和灰锡(Sn)等。 (4)某些非金属化合物；如：金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。 4．解共价晶体类题的注意事项 (1)共价晶体中不存在分子，晶体中所有原子全部参与形成共价键，故共价晶体中一定存在共价键。但含有共价键的晶体却不一定是共价晶体，只有原子间的共价键形成空间立体网状结构时才形成共价晶体。 (2)共价晶体的晶胞中，原子间为空间的立体网状结构，晶体中不存在单个分子，共价晶体的化学式仅表示物质中的原子个数关系，不是分子式。 (3)共价晶体中的共价键具有饱和性和方向性，原子间不是紧密堆积原则，而是较松散排列的结构。 九、范德华力 1．分子间作用力 分子间作用力 概念 将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力。 存在 共价分子之间都存在着分子间作用力。 特点 分子间作用力本质上是一种静电作用，比化学键弱得多。 分类 范德华力和氢键是两种最常见的分子间作用力。 2．范德华力 范德华力 存在 范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体中分子之间的作用力。 特点 与共价键不同，范德华力比较小，且一般没有饱和性和方向性。 影响因素 ①分子的大小、空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。 ②对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而增大。 性质影响 ①分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高。 3 溶质与溶剂分子间的范德华力越大，物质的溶解度越大。 十、氢键 氢键 形成与表示 H原子与电负性大、半径较小的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大、半径较小的原子Y之间形成氢键，通常用X—H…Y表示。上述X、Y通常指N、O、F等。 特点 (1)氢键可以存在于分子之间，也可以存在于分子内部。 (2)氢键比化学键弱，比范德华力强。 (3)氢键有分子内氢键和分子间氢键两种。 性质 影响 (1)含有分子间氢键的物质具有较高的熔、沸点。如氟化氢的熔、沸点比氯化氢高。 (2)含有分子间氢键的液体一般黏度比较大。如甘油、硫酸等。 (3)分子间氢键的存在使溶质在水中的溶解度比较大。如氨极易溶于水，乙醇和水能以任意比例互溶等。 (4)含有分子内氢键的物质具有较低的熔、沸点。如：对羟基苯甲醛的熔点高于邻羟基苯甲醛()。醋酸和硝酸相对分子质量接近，但两种物质的熔点和沸点相差很大，因为醋酸分子形成了分子间氢键，而硝酸分子形成了分子内氢键。 (5)对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。 十一、分子间作用力对物质性质的影响 1．对物质熔、沸点的影响 范德华力对物质熔、沸点的影响 ①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点就越高。如熔、沸点：CF4<CCl4<CBr4<CI4；CH4<C2H6<C3H8<C4H10。 ②组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。 在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。 氢键对物质熔、沸点的影响 1 某些氢化物分子存在氢键，如H2O、NH3、HF等（如图所示），会比同族氢化物沸点反常高，如：H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②分子内氢键和分子间氢键对物质性质产生的影响是不同的。如： 邻羟基苯甲醛分子内的氢键 对羟基苯甲醛分子间的氢键 对羟基苯甲醛的熔点、沸点分别比邻羟基苯甲醛的熔点、沸点高。 2．对物质溶解性的影响 范德华力对物质溶解性的影响 溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，溶解度就越大。如在273K、101kPa时，氧气在水中的溶解量（49cm3·L-1）比氮气在水中的溶解量（24cm3·L-1）大，就是因为O2分子与水分子之间的作用力比N2分子与水分子之间的作用力大所造成的。 氢键对物质溶解性的影响 溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性好，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就比较小。如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能与水混溶，就是因为它们与水形成了分子间氢键 十二、分子晶体 1．分子晶体 分子晶体 概念 分子通过分子间作用力构成的固态物质，称为分子晶体。 构成微粒 分子 微粒间作用力 分子间作用力 常见的分子晶体 （1）所有非金属氢化物，如H2O、NH3、CH4等。 （2）多数非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等。 （3）部分非金属氧化物，如CO2、SO2、P2O5等。 （4）几乎所有的酸，如H2SO4、HNO3、H2SiO3等。 （5）绝大多数有机物，如苯、乙醇、乙酸等（不包括有机盐）。 （6）稀有气体。 十三、四种类型的晶体比较 1．四种类型的晶体的结构与性质 晶体类型 金属晶体 离子晶体 共价晶体 分子晶体 结构 构成微粒 金属离子和电子 阴离子、阳离子 原子 分子 微粒间作用力 金属键 离子键 共价键 分子间作用力 性质 熔、沸点 有的很高、有的低 较高 很高 较低 硬度 大小不一 较大 较高 较低 导电性 导电 固态不导电、熔化或在水溶液中导电 不导电 熔化态（液态）不导电，溶于水有的导电 举例 Cu、Hg、Na NaCl、NH4Cl 金刚石、SiO2 干冰、碘 ◆考点03 分子空间结构与物质性质 1.杂化轨道理论是一种价键理论；是化学家　鲍林　为了解释分子的空间结构提出的。 杂化条件 (1)只有在形成化学键时才能杂化。 (2)只有能量相近的轨道间才能杂化。 杂化轨道的特征 (1)杂化前后轨道数不变。 (2)杂化过程中轨道的形状发生变化。 (3)杂化后的新轨道能量、形状都相同,方向不同。 (4)杂化轨道只用于形成σ键和容纳孤电子对。 2.解释CH4分子的正四面体空间结构 (1)sp3杂化轨道的形成 碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道,　1个2s轨道和3　个2p轨道“混杂”,形成　　能量　　相等、成分相同的4个　　sp3杂化　　　轨道,可表示为 4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子。 (2)共价键的形成 碳原子的4个　　sp3杂化　　轨道分别与4个H原子的　1s　轨道重叠形成4个相同的　σ　键。 (3)CH4分子的空间结构 甲烷分子中的4个C—H键是等同的,C—H键之间的夹角——键角是109°28',形成正四面体　形分子。 (4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、 NH4+等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成共价键的。 3．sp2杂化轨道的形成与BF3分子的空间构型 (1)sp2杂化轨道的形成 硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。1个2s轨道和2个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的3个sp2杂化轨道。 硼原子的3个sp2杂化轨道呈平面三角形，3个sp2杂化轨道间的夹角为120°。 (2)共价键的形成 硼原子的3个sp2杂化轨道分别与3个氟原子的1个2p轨道重叠，形成3个相同的σ键。 (3)BF3分子的空间构型 BF3分子的空间构型为平面三角形，键角为120°。 4．sp杂化与BeCl2分子的空间构型 (1)杂化轨道的形成 Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道，1个2s轨道和1个2p轨道发生杂化，形成能量相等、成分相同的2个sp杂化轨道。 Be原子的sp杂化轨道呈直线形，其夹角为180°。 (2)共价键的形成 Be原子的2个sp杂化轨道分别与2个Cl原子的1个3p轨道重叠形成2个相同的σ键。 (3)BeCl2分子的空间构型 BeCl2分子为空间构型为直线形，分子中Be—Cl键之间的夹角为180°。 5．全部为σ键的分子空间构型与杂化类型 中心原子的 杂化类型 杂化 轨道数 杂化轨道 空间构型 成键电 子对数 孤电子 对数 分子的空 间构型 实　例 分子式 结构式 sp 2 直线形 2 0 直线形 BeCl2 Cl—Be—Cl sp2 3 平面三角形 3 0 平面三角形 BF3 2 1 V形 — — sp3 4 正四面体形 4 0 正四面体型 CH4 3 1 三角锥型 NH3 2 2 V形 H2O 6．含σ键和π键的分子空间构型与杂化类型 物质 结构式 杂化轨道类型 分子中共价键数 键角 分子的空间构型 甲醛 sp2 3个σ键 1个π键 约120° 平面三角形 乙烯 5个σ键 1个π键 120° 平面形 苯 12个σ键 1个环形大π键 120° 平面形 氢化氰 sp 2个σ键 2个π键 180° 直线形 乙炔 3个σ键 2个π键 180° 直线形 7．判断中心原子杂化轨道类型的方法 (1)根据杂化轨道数目判断 杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目=σ键电子对数目+中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型。 杂化轨道数目 2 3 4 杂化类型 sp sp2 sp3 (2)根据杂化轨道的空间分布判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则中心原子发生sp杂化。 (3)根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28'，则中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp杂化。 (4)有机物中碳原子杂化类型的判断: 饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取sp杂化。 8．价层电子对互斥模型的基本内容 1 价电子对 ①包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。 ②在价层电子对互斥模型中，成键电子对数等于成键数目，不用区别单键还是双键。 2 价电子对的几何构型 ①分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。 ②价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为直线形、平面三角形、正四面体结构。 9．ABm型分子的价电子对数的计算方法 对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子），分子的价电子对数可以通过下式确定： 价电子对数目(n)= (1)中心原子的价电子数=最外层电子数； (2)配位原子提供的价电子数： ①卤素原子、氢原子按提供1个价电子数计算。如PCl5中n==5。 ②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算。 (3)对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上或减去离子所带的电荷数。如NH中n==4，SO中n==4。 (4)若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。如NO2中n==3。 10．价电子对数与中心原子的杂化轨道类型 (1)价电子对数相同，中心原子的杂化轨道类型相同，价电子对分布的几何构型相同。即价电子对数=杂化轨道数。 (2)CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是4，中心原子的杂化轨道数目为4，杂化类型为sp3杂化，价电子对分布的几何构型为正四面体。 11．价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型 对于价层电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。 价电子对数 价电子对的几何构型 分子的空间构型 实例 2 直线形 直线形 CO2、BeCl2、CS2 3 平面三角形 平面三角形 BF3、SO3 4 正四面体结构 正四面体结构 CH4、CCl4 12．孤电子对数≠0的分子空间构型 (1)孤电子对、成键电子对之间斥力大小的顺序为： 孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。 (2)填写下表： 分子 价电子对数 成键电子对数 孤电子对数 分子的空间构型 键角 同类型分子 CH4 4 4 0 正四面体 109.5° SiH4、CCl4 NH3 4 3 1 三角锥 107.3° NF3、PCl3 H2O 4 2 2 V形 104.5° H2S、SCl2 13．配合物 (1)概念 由提供孤电子对的分子或离子（称为配位体）与接受孤电子对的原子或离子（称为中心原子）以配位键结合形成的化合物。 (2)组成 ①内界和外界 中心原子与配位体以配位键结合，形成配合物的内界。配合物的内界可以是离子，也可以是分子。 与配合物内界结合的离子，称为配合物的外界。 ②中心原子（离子）和配位体 中心原子是指提供空轨道的原子或离子，配位体是指提供孤电子对的分子或离子。 ③配位原子和配位数 配位原子是指配位体中提供孤电子对的原子，配位数是指形成配位键的个数。 (3)形成条件 ①中心原子(或离子)必须有接受孤电子对的空轨道 像Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等离子，都有空轨道，在形成配位键时，先形成杂化轨道，再与配位体中的配位原子形成配位键（σ键）。 ②配位体具有孤电子对 像H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-、SCN-等分子或离子，都有孤电子对，含有孤电子对的原子通过孤电子对与中心原子形成配位键。 提供孤电子对的原子才能称为配位原子，有的配位体中有两个及以上的原子都能提供孤电子对，要根据配合物的具体成键情况确定哪一个原子是配位原子。 14．配合物的结构特点 （1） 配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。 （2） 一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。 （3） 配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。 （4） 对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。 可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。 （5） 配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。 15．配合物的性质 (1)由内界和外界构成的配合物在水中是完全电离的。 (2)配合物的内界具有一定的稳定性，配位键越强，配合物越稳定。 (3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。 一、单选题 1．下列是不同时期的原子结构模型，按提出时间的先后顺序排列正确的是 ①玻尔原子结构模型②汤姆逊“葡萄干布丁”模型③量子力学模型④道尔顿原子论⑤卢瑟福核式模型 A．④②⑤①③ B．④②③①⑤ C．①③②⑤④ D．④⑤②①③ 【答案】A 【解析】① 玻尔原子结构模型于1913年提出； ② “葡萄干布丁”模型是由汤姆孙于1904年提出的； ③ 量子力学模型于20世纪20年代中期提出； ④ 道尔顿原子论于1803年提出； ⑤ 核式模型由卢瑟福于1911年提出； 故按提出时间的先后顺序排列正确的是④②⑤①③ 。 故选A。 2．下列化学用语或图示表达正确的是 A．KCl的电子式为 B．BF3的VSEPR模型为 C．2py电子云轮廓图为 D．基态24Cr原子的价电子轨道表示式为 【答案】B 【解析】 A．氯化钾的电子式为，A错误； B．三氟化硼的价电对数为，无孤电子对为平面三角形，B正确； C．图中为pz电子云轮廓图，C错误； D．3d轨道中的电子应先单独分占，违背了洪特规则，D错误； 故答案选B。 3．下列说法错误的是 A．电子排布式1s22s22p63s23p64s3违反了泡利原理 B．基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d5违反了能量最低原理 C．根据构造原理，原子核外电子填充顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s5p4d6s4f5d6p D．Ca2+基态电子排布式为：1s22s22p63s23p6 【答案】C 【解析】A.根据泡利原理可知，4s轨道最多容纳2个电子，1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s³违反泡利原理，正确都是1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d14s2，Ａ正确； B.根据能量最低原理可知，基态原子电子应先排满4s再排3d，1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵不符合能量最低原理，正确的是1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d34s2，B正确； C.根据构造原理，原子核外电子填充顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p，C错误； D.Ca失去2个电子形成Ca²⁺，基态电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ ，D正确； 故选C。 4．硝酸乙基铵是人类发现的第一种常温离子液体。下列说法正确的是 A．电负性： B．第一电离能： C．稳定性： D．熔点： 【答案】A 【解析】A．在甲烷中，碳呈负价，所以电负性：，故A正确； B．氮原子外围电子排布是2s22p3，而氧原子外围电子排布是2s22p4，氮原子的p轨道为半满结构，则第一电离，故B错误； C．元素氢化物的稳定性和元素的非金属性强弱有关，非金属性，则稳定性，故C错误； D．硝酸乙基铵是常温离子液体，而常温是固体，则熔点，故D错误； 答案A。 5．铜与金可形成两种有序的金属互化物，其中一种互化物M的结构如图所示，下列说法错误的是 A．M的化学式为Cu3Au B．金属铜无延展性 C．m原子的坐标参数为(0，1，0) D．晶胞中Cu和Au原子沿z轴的投影位置为 【答案】B 【解析】A．根据均摊法可知，图中含有铜原子数为，金原子数为，故M的化学式为Cu3Au，A正确；      B．金属铜为金属晶体，具有良好的延展性，B错误； C．由图可知，m原子在y轴上，在y轴坐标参数为1，则m原子的坐标参数为(0,1,0)，C正确；   D．由图可知，晶胞中Cu和Au原子沿z轴的投影位置中，Au位于正方形顶点，Cu位于正方形的中心和每条边的中心，则晶胞中Cu和Au原子沿z轴的投影位置为，D正确； 故选B。 6．Cu2O的立方晶胞如图，晶胞参数为a pm，m点的分数坐标为（），设阿伏加德罗常数的值为NA，下列说法错误的是 A．O的配位数为4 B．Cu与O的最近距离为pm C．n点的分数坐标为（） D．晶体密度ρ=g·cm-3 【答案】D 【解析】A．由图，晶胞体心原子距离最近的原子数有4个，O的配位数为4，A正确； B．与的最近距离为体对角线的，即，B正确； C．由m点的分数坐标为可知，n点在xyz轴投影坐标分别为、、，分数坐标为，C正确；   D．据“均摊法”，晶胞中含个O、4个Cu，则晶体密度为，D错误； 故选D。 7．碳化硅晶体具有多种结构，其中一种晶体的晶胞(如图所示)与金刚石的类似。 下列判断不正确的是 A．该晶胞中含有4个SiC分子 B．该晶体中只存在极性键 C．该晶体中Si的化合价为+4 D．该晶体中每个C原子杂化类型均为 【答案】A 【解析】A．SiC晶体属于共价晶体，不存在SiC分子，A错误； B．该晶体中只存在C-Si极性键，B正确； C．C的电负性大于Si，所以该晶体中Si的化合价为+4，C正确； D．该晶体中，每个C原子与4个Si原子形成4个σ键，C原子无孤电子对，C的杂化类型为sp3，D正确； 故答案选A。 8．氯化钠、金刚石、干冰、石墨四种晶体的结构模型如图所示，下列说法正确的是 A．在NaCl晶体中，每个晶胞含有4个NaCl分子 B．在金刚石晶体中，碳原子与碳碳键个数的比为1：4 C．干冰晶胞中，1个CO2分子周围与它距离最近且等距的分子有12个 D．石墨晶体，C原子与C-C键个数比为1：3，六元环与C原子数之比为1：6 【答案】C 【解析】A．NaCl是离子晶体，由图可知，1个NaCl晶胞中含有4个Na+和4个Cl-，不存在NaCl分子，A错误； B．在金刚石晶体中，每个碳原子形成4个碳碳键，每个碳碳键属于2个碳原子共有，则平均每个碳原子形成2个碳碳键，即碳原子与碳碳键个数的比为1：2，B错误； C．CO2晶胞为面心立方晶胞，配位数为12，1个CO2分子周围与它距离最近且等距的分子有12个，C正确； D．由题干晶胞图可知，石墨晶体中每个C原子与周围的3个C原子形成C-C键，每个C-C键被2个C原子共用，故C原子与C-C键个数比为1：(3×)=2:3，每个C原子被3个六元环共用，每个六元环上有6个C原子，故六元环与C原子数之比为1：(6×)=1:2，D错误； 故答案为：C。 9．下列事实与氢键无关的是 A．稳定性：HF>H2O B．沸点：H2O>H2S C．密度：H2O(l)>H2O(s) D．溶解性(水中)：NH3>CH4 【答案】A 【解析】A．物质的稳定性与化学键的键能有关，与氢键无关，A符合题意； B．H2O分子间能形成氢键，使得沸点高于H2S，B不符合题意； C．水分子间存在氢键，氢键具有方向性，导致水结冰时存在较大空隙，密度比液态水小，C不符合题意； D．氨分子与水分子间可形成氢键，增大溶解性；甲烷分子与水分子间不能形成氢键，所以溶解性(水中)：NH3>CH4，D不符合题意； 故答案选A。 10．下列有关杂化轨道理论的说法不正确的是 A．杂化前后的轨道数不变，但轨道的形状发生了改变 B．杂化轨道全部参与形成化学键 C．sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°28'、120°、180° D．四面体形、三角锥形的分子结构可以用sp3杂化轨道理论解释 【答案】B 【解析】A．杂化过程中，杂化轨道的数目与参与杂化的原子轨道数目相等，杂化后各个轨道尽可能分散、对称分布，导致轨道的形状发生了改变，故A正确； B．杂化轨道不一定全部参与形成化学键，杂化轨道用于形成σ键和容纳孤电子对，如氨分子中氮原子形成4个sp3杂化轨道，但是只有3个杂化轨道参与形成化学键，故B错误； C．sp3、sp2、sp杂化轨道的空间构型分别是正四面体形、平面三角形、直线形，夹角分别为109°28'、120°、180°，故C正确； D．四面体形、三角锥形的分子结构可以用sp3杂化轨道理论解释，如空间构型为正四面体形的甲烷分子中碳原子的杂化方式和空间构型为三角锥形的氨分子中氮原子的杂化方式都为sp3杂化，故D正确； 故选B。 11．下列有机物分子中属于手性分子的是 A．仅① B．仅①② C．仅①②③ D．①②③④ 【答案】B 【解析】 同时连有4个互不相同的原子或原子团的碳原子为手性碳原子，含有手性碳原子的分子属于手性分子，如图所示手性碳原子：、，即只有①②属于手性分子，故答案为：B。 12．下列分子中，VSEPR模型相同，空间结构也相同的是 A．H2O、SO2 B．BeCl2、CO2 C．H2O、NH3 D．NH3、HCHO 【答案】B 【解析】A．H2O中心原子O周围的价层电子对数为：2+=4，则其VSEPR模型为四面体形，空间结构为V形；SO2中心原子S周围的价层电子对数为：2+=3，则其VSEPR模型为平面三角形，空间结构为V形，A不合题意； B．BeCl2中心原子Be周围的价层电子对数为：2+=2，则其VSEPR模型为直线形，空间结构为直线形；CO2中心原子C周围的价层电子对数为：2+=2，则其VSEPR模型为直线形，空间结构为直线形，B符合题意； C．H2O中心原子O周围的价层电子对数为：2+=4，则其VSEPR模型为四面体形，空间结构为V形；NH3中心原子N周围的价层电子对数为：3+=4，则其VSEPR模型为四面体形，空间结构为三角锥形，C不合题意； D．NH3中心原子N周围的价层电子对数为：3+=4，则其VSEPR模型为四面体形，空间结构为三角锥形，HCHO中心原子C周围的价层电子对数为：3+=3，则其VSEPR模型为平面三角形，空间结构为平面三角形，D不合题意； 故答案为：B。 13．已知反应：2[Co(H2O)6]2++10NH3+2NH+H2O2=2[Co(NH3)6]3++14H2O，下列说法错误的是 A．NH3和H2O的配位能力：NH3 > H2O B．键角的大小：NH3 > H2O C．1mol [Co(NH3)6]2+配离子中，含有σ键数目为18NA D．[Co(NH3)6]3+的中心离子为Co3+，配位数为6 【答案】C 【解析】A．反应为2[Co(H2O)6]2++10NH3+2NH+H2O2=2[Co(NH3)6]3++14H2O，最终生成[Co(NH3)6]3+和H2O，则H2O与Co3+的配位能力弱，即与Co3+的配位能力：NH3＞H2O，A正确； B．NH3中心原子N的价层电子对数为：3+=4，H2O中心原子O的价层电子对数为：2+=4，二者的VSEPR模型均为四面体形，但N原子的孤电子对数为=1，O原子的孤电子对数为=2，孤电子对数越多，键角越小，则键角的大小：NH3＞H2O，B正确； C．1个NH3分子中含有3个N-H键、Co3+与N形成配位键，配位键是σ键，则1mol[Co(NH3)6]2+中含有σ键数目为24NA，C错误； D．根据配位化合物的组成和性质可知，[Co(NH3)6]3+的中心离子为Co3+，配位数为6，D正确； 故答案为：C。 14．X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素，Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。下列说法正确的是 A．元素Y、Z、W具有相同电子层结构的离子，其半径依次增大 B．W的气态氯化物二聚体中，所有原子均达到8电子稳定结构 C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性： D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸 【答案】B 【分析】X是周期表中原子半径最小的元素，则X为氢元素；Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，则Y为氧元素；Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，则R为硫元素；Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等(8+16=24)，则Z的核电荷数小于12，只能等于11，为钠元素，W为铝元素；从而得出，X、Y、Z、W、R分别为H、O、Na、Al、S元素。 【解析】A．元素Y、Z、W分别为O、Na、Al，它们的离子具有相同的电子层结构，核电荷数依次增大，其离子半径依次减小，A不正确； B．W的二聚体Al2Cl6的结构式为，所有原子均达到8电子稳定结构，B正确； C．元素X、Y、R分别为H、O、S元素，非金属性：O＞S，元素O、S分别与元素H形成的化合物的热稳定性：H2O＞H2S，C不正确； D．W、R分别为Al、S元素，元素Al的最高价氧化物的水化物Al(OH)3为两性氢氧化物，D不正确； 故选B。 二、填空题 15．回答下列与核外电子排布及元素周期律(表)相关的问题： (1)元素A，核电荷数为16，其基态原子的电子排布式是 ，该原子中有 个未成对电子，这些未成对电子具有 填(“相同”或“不同”)的自旋状态。 (2)元素B的正三价离子的3d能级为半充满，基态原子的价电子排布式为 。 (3)元素C为24号元素，其基态原子价层电子轨道表示式为 。 (4)元素D为33号元素，其基态原子的电子排布式为[Ar] 。 (5)元素E位于第三周期，其电离能数据(单位： kJ/ mol)： 738、1451、7733、10540、13630∙∙∙∙∙∙该元素的原子结构示意图为 。 (6)某激发态 P 原子的电子排布式为：[Ne]3s13p33d1，该 P原子中共有 种能量不同的电子。 (7)某基态原子核外共有9种不同运动状态的电子，其空间运动状态有 种，下列其各电子排布式中，能量最低的是 (填编号)。 A．     B．        C．    D． 【答案】(1) 2 相同 (2) (3) (4) (5) (6)6 (7) 5 D 【解析】（1）核电荷数为16的是硫元素（S），其基态原子的电子排布式是；3p 轨道上有 2 个未成对电子，根据洪特规则，电子优先以自旋状态相同的方式单独占据不同的轨道，所以这些未成对电子具有相同的自旋状态； （2）元素B的正三价离子的3d能级为半充满，即，则其基态原子的电子排布式为，基态原子的价电子排布式为； （3） 元素C为24号元素铬（Cr），铬原子的价电子排布式为，其基态原子价层电子轨道表示式为； （4）元素D为33号元素砷（As），位于第四周期第VA族，其基态原子的电子排布式为 ； （5） 元素E位于第三周期，根据其电离能数据，第三电离能远大于第二电离能，说明该元素最外层有2个电子，是镁元素（Mg），其原子结构示意图为。 （6）某激发态P原子的电子排布式为：[Ne]3s13p33d1，该激发态P原子有6个能级：、、、、、，因此共有6种能量不同的电子； （7）某基态原子核外共有9种不同运动状态的电子，说明该原子核外有9个电子，基态原子电子排布式为，其空间运动状态有5种，同时也说明能量最低的是D。 16．回答下列问题。 (1)尿素(CO(NH2)2)，又称碳酰胺，是生产脲醛树脂和三聚氰胺树脂的重要原料。 ①基态N原子电子占据 个能层，其最高能层有 个原子轨道； ②C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为 ； ③氢化物CH4、NH3、H2O的热稳定性由大到小顺序 。 (2)黄铜矿(CuFeS2)是一种重要的铜铁硫化物矿石，用于工业，医药，化工等领域。Fe3＋基态核外电子排布式为 基态Cu原子外围电子排布式为 。 (3)元素X的基态原子的3p轨道上有5个电子，元素Y基态原子的核外电子共有16种运动状态，X和Y最高价氧化物对应的水化物酸性较强的酸是 (填化学式)。 (4)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_______(填标号)。 A． B． C． D． (5)NH3·BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性()，与B原子相连的H负电性()。在H、B、N三种元素中， 电负性由大到小的顺序是 。 【答案】(1) 2 4 N＞O＞C H2O＞NH3＞CH4 (2) 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 3d104s1 (3)HClO4 (4)A (5)N>H>B 【解析】（1）①N是7号元素，核外电子排布式为1s22s22p3，基态N原子电子占据2个电子层，即2个能层；其最高能层为L层，含有4个轨道，即1个2s轨道和3个2p轨道； ②同周期从左往右，元素的第一电离能递增，N元素因2p轨道处于半满的稳定结构，第一电离能高于相邻元素，故第一电离能：N>O>C； ③元素的非金属性越强，对应简单氢化物的稳定性越大，元素非金属性O>N>C，故稳定性：H2O＞NH3＞CH4； （2）Fe为26号元素，位于第四周期Ⅷ族，故基态Fe3+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5；Cu为29号元素，位于第四周期ⅠB族，故基态Cu原子外围电子排布式为3d104s1； （3）元素X的基态原子的3p轨道上有5个电子，元素Y基态原子的核外电子共有16种运动状态，则X、Y分别为Cl和S，Cl的非金属性强于S，其最高价氧化物对应的水化物的酸性更强，故较强的酸是HClO4； （4）A．该结构为基态Mg＋，再失去一个电子所需能量即为镁的第二电离能，电离最外层一个电子所需能量最大，A正确； B．该结构为基态Mg原子，其3s轨道全满，电离最外层一个电子即镁的第一电离能，故失去最外层一个电子所需能量较A低，B错误； C．该结构中镁原子的电子处于激发态，容易失去3p上的电子，失去一个电子所需能量比基态Mg原子失去一个电子更低，C错误； D．该结构为激发态Mg＋，再失去一个电子即为镁的第二电离能，最外层的电子处于激发态，失去最外层一个电子所需能量比基态Mg＋失去一个最外层电子所需能量低，D错误； 故答案选A。 （5）与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，则电负性：N>H，与B原子相连的H负电性(Hδ−)，则电负性H>B，故电负性：N>H>B。 17．晶体具有周期性的微观结构，表现出许多独特的性质，用于制造各种材料。 (1)干冰在-78℃时可直接升华为气体，常用作制冷剂、人工降雨材料等。 ①1个CO2分子周围等距且最近的CO2分子有 个。 ②下图是冰的结构。干冰的密度比冰的大，可能的原因是 (填字母序号)。 a．二氧化碳的相对分子质量大于水分子的 b．干冰晶胞中二氧化碳分子堆积得更密集 c．水分子极性强，分子间作用力大 d．冰中氢键存在方向性，晶体有较大空隙，空间利用率低 (2)CaF2是自然矿物萤石的主要成分，用途广泛。 ①1个周围等距且最近的有 个，1个周围等距且最近的有 个。 ②Li2S和CaF2具有相同的晶胞，可作锂电池的固体电解质。 晶胞中的“○”代表 (填“”或“”)。已知晶胞的边长为apm(1pm=10-10cm)，Li2S的摩尔质量是Mg/mol，阿伏加德罗常数为NA。该晶体的密度为 g/cm3。 (3)金刚石、石墨、C60均由碳原子构成，但是性质不同。 ①1 mol金刚石中含有 molC-C键。 ②石墨层与层之间的相互作用力为 ，石墨属于 晶体。 ③石墨中C原子的杂化方式为 ，其导电原因是因为石墨层内存在 键。 ④C60晶体与金刚石相比， 熔点更高，理由是 。 (4)金属M与C60可制备一种低温超导材料，属于离子晶体，晶胞如下图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部，该材料的化学式为 。 【答案】(1) 12 abd (2) 8 12 (3) 2 范德华力 混合 大 金刚石 金刚石为共价晶体，为分子晶体，破坏共价键所需要的能量大于破坏范德华力所需要的能量 (4) 【解析】（1）①CO2分子位于立方体的顶点和面心上，以顶点上的CO2分子为例，与它距离最近的CO2分子分布在与该顶点相连的12个面的面心上，所以干冰晶胞中，每个CO2分子周围有12个与之紧邻且等距的CO2分子；②干冰晶体属于分子密堆积，分子间只有范德华力；而冰晶体属于分子非密堆积，分子间的主要作用力是分子间氢键，水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙，所以干冰的密度比冰大，故答案选abd； （2）①CaF2晶体中，Ca2+的配位数为8，即1个周围等距且最近的有8个；以顶点的Ca2+为例，与其等距离且最近的Ca2+有12个；②由Li2S的化学式可知晶胞中Li+的数目是S2-的两倍，故晶胞中的“○”代表Li+；由晶胞结构可知，1个晶胞中Li+的数目为8，S2-的数目为，故晶胞密度； （3）①在金刚石中，每个C原子与4个C原子形成C-C键，每个C-C键被2个C原子共用，所以1个C原子实际占有的C-C键数目为2，则1mol金刚石中含2 mol C-C键；②石墨层与层之间的相互作用力为范德华力；石墨中既有共价键(层内C-C键)，又有范德华力(层间)，还有金属键的特性(存在离域电子)，所以石墨属于混合晶体；③石墨中C原子形成3个σ键，无孤电子对，杂化方式为sp2杂化；其导电原因是因为石墨层内存在大π键，大π键中的电子可以自由移动；④金刚石是共价晶体，C60是分子晶体，共价晶体中原子以共价键结合，共价键键能较大，分子晶体中分子间以范德华力结合，范德华力较弱，所以金刚石熔点更高； （4）根据均摊法可知，1个晶胞中的C60数目为，M的数目为，故该材料的化学式为M3C60。 18．回答下列问题： (1)SeO的立体构型是 ，H2Se属于 (填“极性”或“非极性”)分子。 (2)H2Se的H-Se-H键角 (填“>”、“=”或“<”，下同)H2O的H-O-H键角，氯化亚砜(SOCl2)中Cl—S—O的键角 光气(COCl2)中Cl—C—O的键角。 (3)Xe是第五周期的稀有气体元素，与F形成的XeF2室温下易升华。XeF2中心原子的价层电子对数为 ，下列对XeF2中心原子杂化方式推断合理的是 (填标号)。 a．sp  b．sp2     c．sp3       d．sp3d (4)SCN-中C原子的杂化类型为 ，其中含有两个相同的大π键，其形式为 。(用π表示，n为原子数，m为电子数)，检验Fe3+时，SCN-以S原子配位不以N原子配位的原因是 。 (5)咪唑、噻唑、呲啶是含N和S的有机杂环类化合物，结构如图所示： ①上述三种物质中，沸点最高的是 (填题中的化学名称)。 ②已知咪唑中存在大π键，则在咪唑分子的两个氮原子中，更容易与Cu2+形成配位键的是 (填“①”或“②”)号氮原子。 (6)向CuSO4溶液中逐滴滴入氨水，可制得深蓝色的铜氨溶液，反应涉及的两个离子方程式为： ， 。 (7)具有6个配体的Co3+的配合物CoClm·nNH3，若1mol此配合物与足量的AgNO3溶液反应只生成1molAgCl沉淀，加足量的碱不产生氨气，该配合物的化学式为 (需“[ ]”区分内界和外界)。 【答案】(1) 三角锥形 极性 (2) < < (3) 5 d (4) sp 杂化 π S 的电负性比 N 弱，更易提供孤对电子 (5) 咪唑 ① (6) Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2 Cu(OH)2+4NH3=［Cu(NH3)4 ］2++2OH- (7)[Co(NH3)4Cl2]Cl 【解析】（1）中心Se原子的价层电子对数为3+，含一对孤对电子，立体构型为三角锥形；中心Se原子的价层电子对数为，含两对孤对电子，分子构型为V形，正负电荷中心不重合，为极性分子； （2）H2O中O原子的价层电子对数为，H2Se中Se原子的价层电子对数为，中心原子均为sp3杂化，中心原子电负性越大，对成键电子对吸引力越强，成键电子对越靠近中心原子，斥力越大，键角越大，电负性O>Se，故键角H2Se＜H2O； 氯化亚砜(SOCl2)中心原子的价层电子对数是，中心原子采取杂化；光气(COCl2)中中心原子C的价层电子对数是，中心原子采取杂化，故键角：氯化亚砜(SOCl2)中Cl—S—O的键角＜光气(COCl2)中Cl—C—O的键角； （3）中心原子的价层电子对数为，结合价层电子对数可知中心原子杂化方式应为sp3d杂化，选d； （4）与CO2互为等电子体，也呈直线形结构，中心C原子采用sp杂化；其中含有两个相同的大键，该离子中碳原子未参与杂化的两个p电子与硫原子和氮原子的p电子形成大π键，形式为：；中S和N原子均存在孤对电子，但N的电负性强于S，因此S原子更易提供孤对电子； （5）①三者均为分子，但咪唑可形成分子间氢键，因此其沸点最高； ②由咪唑的结构简式可知其大键应为，N①提供单电子形成大键，而N②提供一对孤对电子形成大键，由此可知N②不含其他孤电子对，而N①存在一对孤对电子，则①号氮原子更容易与形成配位键； （6）向CuSO4溶液中逐滴滴入氨水，首先生成蓝色沉淀，随后可制得深蓝色的铜氨溶液，反应涉及的两个离子方程式为：Cu2++2NH3•H2O=Cu(OH)2↓+2NH、； （7）根据Co是+3价，则m=3，由于1mol该配合物和足量AgNO3溶液作用生成1molAgCl沉淀，则说明外界有1个氯离子，由于有6个配体，加足量的碱不产生氨气，则内界有2个氯离子，4个氨分子，即两个氯离子、四个氨分子和Co(Ⅲ)形成6配体配合物，因此n=4，该配合物的化学式为[Co(NH3)4Cl2]Cl。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题1 物质结构与性质 ◆考点01 原子结构与性质 一、人类对原子结构的认识 1．原子结构模型的演变 （1）实心球模型：19世纪，英国科学家道尔顿提出了 ，认为原子有质量，不可分割。 （2）葡萄干面包模型：19世纪末，英国物理学家汤姆生发现了 ，提出 普遍存在于原子中。 （3）有核模型：1911年，英国物理学家卢瑟福根据_ 实验，认为原子的质量主要集中在 _上，电子在原子核外空间做 运动。 （4）1913年，丹麦物理学家玻尔研究了 后，根据量子力学的观点，提出了新的原子结构模型： ①原子核外电子在一系列 上运动，既不 ，也不 。 ②不同的原子轨道具有不同的能量，原子轨道的能量变化是 的，即量子化的。 ③原子核外电子可以在能量不同的轨道上发生 。 当电子吸收了能量后，就会从能量较低的轨道 到能量较高的轨道上。处于能量较高轨道上的电子不稳定，当电子从能量较高的轨道回到能量较低的轨道时，就会发射出光子，发出的光的波长取决于两个轨道的 。 2．现代量子力学模型 （1）电子主要在原子核周围的 区域内运动。运动区域距离核近，电子出现的机会 ；运动区域距离核远，电子出现的机会 。 （2）电子云： 用小点的疏密描述电子在原子核外空间 的大小所得到的图形叫电子云。 用小点代表电子在核外空间区域内_ ，小点的疏密与电子在该区域内 大小成正比。 二、原子核外电子的运动特征 1．电子层 根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，认为核外电子处于不同的电子层上。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 符号 特点 离核由__ ____到__ ____，能量由___ ___到__ ____。 2．原子轨道与能级 （1）原子轨道与能级 电子在原子核外的一个_____ _______状态称为一个原子轨道。原子轨道是用____ ________描述电子在原子核外空间运动的主要区域。 处于同一电子层的原子核外电子，可以在不同_____ _______的原子轨道上运动，其___ ___也不相同，故可将同一电子层进一步划分为不同的能级。 （2）原子轨道 ①类型 原子轨道 形状 延伸方向 轨道数 可容纳的电子数 s p d ­­­­­ f ­­­­­ 原子轨道的伸展方向__ ___原子轨道数 ②表示方法：原子轨道用_ ____和___ _______结合起来共同表示，如1s、2s、2p(2px、2py、2pz)、3d等。 ③各电子层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数 电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳的电子数 1 2 3 4 n —— ④原子轨道能量高低 相同电子层的原子轨道中 ns__ __np_ __nd__ __nf 形状相同的原子轨道 2p_ _3p_ __4p 电子层数和原子轨道形状均相同 2px_ __2py_ __2pz 3．电子自旋 原子核外电子有__ ___种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 三、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_ __的轨道，然后依次进入_ __的轨道，使整个原子的能量处于___。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_ __状态。如图为构造原理示意图： 2．泡利不相容原理： 在一个原子轨道中，最多只能容纳_ __电子，并且这两个电子的自旋状态_ __。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的轨道时，基态原子中的电子总是优先_ __占据一个轨道，并且自旋状态_ __。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_ __(p6、d10、f14)、_ __(p3、d5、f7)和_ __(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。 四、基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 举例(以硫原子为例) 电子排布式 S：_ __ 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表达式)注意空轨道不能省略 外围(价层)电子排布式 3s23p4 五、原子状态与原子光谱 1．原子的状态 ①基态原子：处于_ __的原子。 ②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从_ __跃迁到_ __状态的原子。 2．原子光谱 不同元素的原子发生电子跃迁时会_ __或_ __不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为_ __分析。 3．基态、激发态及光谱示意图 六、基态原子电子排布式的书写方法 1．知道原子序数书写核外电子排布式的方法 ①常规方法：常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)，各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1。 ②原子序数大于18的方法：如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后在[Ar]的基础上再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。 2．知道元素名称书写核外电子排布式的方法 ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4。 ②第四周期的元素，要熟记元素名称，然后从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。 七、元素第一电离能 1.元素第一电离能的概念与意义 (1)概念：某元素的___ _____原子失去一个电子形成＋1价___ _____阳离子所需要的____ ____，叫做该元素的第一电离能。元素第一电离能符号：____ ____。 即M(g)－e－―→M＋(g) (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的气态原子失去一个电子的_______。第一电离能数值越小，原子越___ _____失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越____ ____失去一个电子。 (3)气态一价正离子再失去一个电子成为气态二价正离子所需的最低能量叫做该元素的第二电离能，第三电离能、第四电离能和第五电离能可以以此类推。由于原子失去电子形成离子后，若再失去电子会更加___ _____，因此同一原子的各级电离能之间存在如下关系：I1<I2<I3…… 　2.元素第一电离能变化规律 (1)第一电离能的变化趋势如图所示： (2)观察分析上图，总结元素第一电离能的变化规律： ①对同一周期的元素而言，____ ____元素的第一电离能最小，____ ____元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从____ ____到__ ______的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素，自上而下第一电离能逐渐___ _____，表明自上而下原子越来越____ ____失去电子。 ③具有全充满、半充满及全空的电子结构的元素稳定性较高，其电离能数值__ ______。如稀有气体的电离能在同周期元素中最大，N为半充满、Mg为全充满状态，其电离能均比同周期相邻元素大。 3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K原子易失去__ ______形成____ ____阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的___ _____性越强；I1越小，元素的___ _____性越强。 八、元素电负性 1.电负性的有关概念与意义 (1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来衡量元素在化合物中___ _____的能力。 (2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引能力____ ____。 (3)电负性大小的标准：以氟的电负性为____ ___作为相对标准。 2.电负性的变化规律 随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐___ _____，元素的非金属性逐渐___ _____，金属性逐渐___ _____。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐___ _____，元素的金属性逐渐___ _____，非金属性逐渐____ ____。 3.电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般___ _____1.8，非金属的电负性一般___ _____1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在___ ____，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性___ _____，金属元素越活泼；非金属元素的电负性___ _____，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力___ _____，元素的化合价为____ ____。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力____ ___，元素的化合价为____ ____。 (3)判断化学键的类型 ①如果两个成键元素原子间的电负性差值__ ______1.7，它们之间通常形成____ ____键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值___ _____1.7，它们之间通常形成___ _____键。 ◆考点02 微粒间作用力与物质性质 一、金属键与金属特性 1．金属键 1 概念 和 之间存在的强的相互作用。 2 本质 金属原子脱落下来的 形成遍布整块晶体的“电子气”，被 原子所共用，从而把所有金属原子维系在一起。 3 成键粒子 和 4 存在 或合金 5 特征 方向性和 饱和性。 6 金属键的强弱比较 1 原子半径越 ，价电子数越 ，金属键越 ； 2 原子半径越 ，价电子数越 ，金属键越 。 2．金属特性 1 导电性 通常情况，金属内部自由电子的运动无固定的方向性，在外加电场作用下，自由电子发生 形成电流。 温度升高，金属阳离子的振动频率加大，阻碍了电子的定向移动，金属的导电性 。 2 导热性 金属受热时， 与 碰撞频率增加， 把能量传给 ，从而把能量从温度高的区域传到温度低的区域。 3 延展性 金属键没有 性，在外力作用下，金属原子间发生相对 时，各层金属原子间仍然保持 的作用，不会断裂。 2．影响金属键强弱的因素 1 因素 金属的 和单位体积内 的多少及金属阳离子所带 的多少。 2 特点 金属键的强弱差别较大。如钠、钾的熔、沸点低，存在的金属键 ；铬的硬度大，熔、沸点高，存在的金属键 。 3 规律 同一周期，从左到右，金属元素的原子半径逐渐减小，价电子数逐渐 ，单位体积内自由电子数逐渐 ，金属键逐渐 ，金属的熔、沸点逐渐 ，硬度逐渐 。 同一主族，从上到下，金属元素原子的价电子数不变，原子半径逐渐 ，单位体积内自由电子数逐渐 ，金属键逐渐 ，金属的熔、沸点逐渐 ，硬度逐渐 。 二、金属晶体 1．晶体 (1)晶体的概念：内部粒子(原子、离子或分子)在空间呈现 重复排列，外观具有 的固体物质。根据 ，能推知晶体内部的微观结构。 2．晶胞 （1）概念：描述晶体结构的 。 （2）结构：晶胞一般都是 体，晶体是由无数晶胞 而成。 3．确定晶胞中粒子数目——均摊法 均摊是指每个结构单元（晶胞）平均拥有的粒子数目。在晶体中，一个粒子同时为n个结构单元（晶胞）所共有，那么对一个结构单元来讲，则该粒子只有 属于这个晶胞。 (1)平行六面体晶胞中，不同位置的粒子数目的计算方法如下： (2)非长方体(非正方体)晶胞中微粒对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为 。 4．晶胞密度的有关计算 假设某晶体的晶胞如右图所示： 以M表示该晶体的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数，N表示一个晶胞中所含的微粒数，a表示晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，计算如下： 该晶胞的质量用密度表示：m=ρ·a3 用摩尔质量表示：m=M 则有：ρ·a3 =M 。 三、离子键和离子化合物 离子键 概念 间通过 形成的化学键。 形成 在离子化合物中，阴、阳离子之间的 使阴、阳离子相互吸引，阴离子的核外电子与阳离子的核外电子之间、阴离子的原子核与阳离子的原子核之间的 使阴、阳离子相互排斥。当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到 时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的 ，整个体系达到 状态。 成键微粒 和 阴离子可以是单核离子或多核离子，如Cl-、O2-、H-、O22-、OH-、SO42-等。 阳离子可以是金属离子(如K+、Ag+、Fe3+)或铵根离子（NH4+）。 特点 离子键没有 性和 性。 存在形式 有的离子化合物只含有离子键，有的离子化合物中既含有离子键又含有共价键。 离子键强弱 阴、阳离子半径越 ，所带电荷数越 ，离子键越强。 成键元素 根据元素的金属性和非金属性差异，金属性较强的金属原子与非金属性较强的非金属原子间易形成离子键。例如：ⅠA、ⅡA族元素与ⅥA、ⅦA族元素易形成离子键。 常见离子化合物 (1)活泼 元素(ⅠA、ⅡA族)和活泼 元素(ⅥA、ⅦA族)形成的化合物。 (2)活泼金属离子和酸根(或氢氧根)形成的化合物。 (3)铵根和酸根(或活泼非金属元素离子)形成的盐。 四、离子晶体 1．概念及结构特点 离子晶体 概念 由 按一定方式有规则地排列形成的晶体。 结构特点 构成微粒 和 ，离子晶体中不存在单个分子，其化学式表示的是 。 微粒间的作用力 。 配位数 离子晶体中不同离子周围异电性离子数目的多少主要取决于阴、阳离子的 。 2．离子晶体的物理性质 物理性质 熔、沸点 离子晶体一般具有 的熔、沸点，难挥发。 硬度 离子晶体硬度 。 导电性 离子晶体 导电，熔融态或溶于水后 导电。 溶解性 大多数离子晶体 溶于水， 溶于非极性溶剂（如苯、汽油、CCl4等）。 五、两种常见离子晶体结构 1．NaCl晶体结构模型 (1)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它等距的Cl-有 个，每个Cl-周围与它等距的Na+有 个，即Na+和Cl-配位数都是 。 个Na+（或Cl-）围成一个正八面体。 (2)每个Na+周围与它最近且等距的Na+有 个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有 个（同层 个，上层 个，下层 个）。 (3)在NaCl晶体的一个晶胞中，含Na+： 个（写出计算过程）， 含Cl- 个（写出计算过程）。NaCl晶体的化学式为NaCl，晶胞的组成为 。 (4)属于NaCl型离子晶体的还有KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS等。 2．CsCl晶体结构模型 (1)在CsCl晶体中，每个CS+周围与它等距的Cl-有 个，每个Cl-周围与它等距的CS+有 个。CS+和Cl-配位数都是 。 (2)每个Cs+周围与它最近且等距的Cs+有 个，每个Cl-周围与它最近且等距的Cl-有 个（上、下、左、右、前、后）。 (3)在CsCl晶体的一个晶胞中（上图右图），含Cs+： 个（写出计算过程），含Cl- 个。CsCl晶体中Cs+与Cl-的个数比为 。 六、共价键的形成 共价键 概念 通常情况下，吸引电子能力相近的原子之间通过 形成共价键。 成键本质 当成键原子相互接近时，原子轨道发生 ，自旋方向 的未成对电子形成 ，两原子核间的电子密度 ，体系的能量 。 特点 性 成键过程中，每种元素的原子有几个未成对电子，通常就只能和几个自旋方向相反的电子形成共价键。故在共价分子中，每个原子形成共价键的数目是 的。 性 成键时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现机会最大的方向重叠成键，且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现的机会 ，体系的能量 就越多，形成的共价键就越 。(但s轨道与s轨道重叠形成的共价键 ) 七、共价键的类型 1．σ键和π键 (1)σ键：原子轨道沿核间连线方向以“头碰头”的方式重叠而形成的共价键叫σ键。按形成σ键的原子轨道类型的不同，σ键可分为 。图示如下： (2)π键：原子轨道在核间连线两侧以“ ”的方式重叠形成的共价键叫π键，其形成过程表示如下： 2．非极性键、极性键 (1)极性键和非极性键比较 类型 形成元素 共用电子对偏移 原子电性 非极性键 元素 两原子电负性相同，共用电子对 两原子都不显电性 极性键 元素 共用电子对偏向电负性 的原子 电负性较大的原子显 电性，电负性较小的原子显 电性 (2)极性键的强弱 ①极性共价键中，成键原子的吸引电子能力差别 ，共用电子对的偏移程度 ，共价键的极性 。 ②通常可以根据元素的 判断极性键的强弱。 3．配位键 (1)定义：由一个原子提供 与另一个 的原子形成的共价键。 (2)表示 常用“→”表示配位键，箭头指向 的原子。 如NH的结构式为，其实NH中4个N—H键是 的。 八、共价晶体 1．共价晶体的概念和结构特点 共价晶体 概念 相邻原子间以 结合而形成 结构的晶体。 构成微粒 。 微粒间作用 。 结构特征 以金刚石为例，在晶体中，每个碳原子都以共价单键与 相邻的 个碳原子结合，C—C—C夹角均为 ，形 成 结构。 2．共价晶体的物理性质 (1)一般具有 的熔点和沸点：共价晶体中原子半径越小，键长 ，键能 ，晶体熔、沸点就 。 (2) 溶于水。 (3)硬度大：共价键作用强。 3．常见共价晶体 (1)金刚石晶体 1 在晶体中每个碳原子以共价键与相邻的 个碳原子相结合，形成 结构。 2 晶体中C—C—C夹角为 。 3 最小环上有 个碳原子。 4 金刚石晶胞中共有 个碳原子，配位数为 。 ⑤金刚石晶体中每个C原子形成4个C—C键，而每个键为2个C原子所共有，故碳原子的个数与C—C键数比为1∶(4×1/2)=1∶2。因此12g（1mol）金刚石中含有 （ 个）C—C键。 (2)二氧化硅晶体 1 在晶体中每个硅原子与 个氧原子形成 个共价键；每个氧原子与 个硅原子相结合，形成 结构。 2 硅原子位于 的中心，氧原子位于 的顶点。 3 SiO2晶体中硅原子与氧原子的个数比为 。 ④1molSiO2含有 molSi—O键。 (3)某些 ；如：晶体硼、晶体Si、晶体Ge、金刚石和灰锡(Sn)等。 (4)某些 ；如：金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)等。 4．解共价晶体类题的注意事项 (1)共价晶体中不存在分子，晶体中所有原子全部参与形成共价键，故共价晶体中一定存在共价键。但含有共价键的晶体却不一定是共价晶体，只有原子间的共价键形成空间立体网状结构时才形成共价晶体。 (2)共价晶体的晶胞中，原子间为空间的立体网状结构，晶体中不存在单个分子，共价晶体的化学式仅表示物质中的原子个数关系，不是分子式。 (3)共价晶体中的共价键具有饱和性和方向性，原子间不是紧密堆积原则，而是较松散排列的结构。 九、范德华力 1．分子间作用力 分子间作用力 概念 将分子聚集在一起的作用力称为分子间作用力。 存在 共价分子之间都存在着分子间作用力。 特点 分子间作用力本质上是一种 作用，比化学键 得多。 分类 和 是两种最常见的分子间作用力。 2．范德华力 范德华力 存在 范德华力是一种普遍存在于固体、液体和气体中分子之间的作用力。 特点 与共价键不同，范德华力比较小，且一般没有 和 。 影响因素 2 分子的大小、空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。 3 对于组成和结构相似的分子，其范德华力一般随着相对分子质量的增大而 。 性质影响 ①分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高。 4 溶质与溶剂分子间的范德华力越大，物质的溶解度越大。 十、氢键 氢键 形成与表示 H原子与电负性大、半径较小的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大、半径较小的原子Y之间形成氢键，通常用 表示。上述X、Y通常指 等。 特点 (1)氢键可以存在于分子 ，也可以存在于分子 。 (2)氢键比化学键 ，比范德华力 。 (3)氢键有 和 两种。 性质 影响 (1)含有分子间氢键的物质具有较 的熔、沸点。如氟化氢的熔、沸点比氯化氢高。 (2)含有分子间氢键的液体一般黏度 。如甘油、硫酸等。 (3)分子间氢键的存在使溶质在水中的溶解度 。如氨极易溶于水，乙醇和水能以任意比例互溶等。 (4)含有分子内氢键的物质具有较 的熔、沸点。如：对羟基苯甲醛的熔点高于邻羟基苯甲醛()。醋酸和硝酸相对分子质量接近，但两种物质的熔点和沸点相差很大，因为醋酸分子形成了分子间 ，而硝酸分子形成了分子 氢键。 (5)对物质密度的影响：氢键的存在会使某些物质的密度反常，如水的密度比冰的密度大。 十一、分子间作用力对物质性质的影响 1．对物质熔、沸点的影响 范德华力对物质熔、沸点的影响 1 组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力 ，物质的熔、沸点就 。如熔、沸点：CF4 CCl4 CBr4 CI4；CH4 C2H6 C3H8 C4H10。 2 组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力 ，其熔、沸点 就 ，如熔、沸点：CO N2。 在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就 ，如沸点：正戊烷 异戊烷 新戊烷。 氢键对物质熔、沸点的影响 1 某些氢化物分子存在氢键，如H2O、NH3、HF等（如图所示），会比同族氢化物沸点 ，如：H2O H2Te H2Se H2S。 ②分子内氢键和分子间氢键对物质性质产生的影响是不同的。如： 邻羟基苯甲醛分子内的氢键 对羟基苯甲醛分子间的氢键 对羟基苯甲醛的熔点、沸点分别比邻羟基苯甲醛的熔点、沸点 。 2．对物质溶解性的影响 范德华力对物质溶解性的影响 溶质分子与溶剂分子之间的范德华力越大，溶解度就 。如在273K、101kPa时，氧气在水中的溶解量（49cm3·L-1）比氮气在水中的溶解量（24cm3·L-1）大，就是因为O2分子与水分子之间的作用力比N2分子与水分子之间的作用力大所造成的。 氢键对物质溶解性的影响 溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性 ，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就 。如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、甘油、乙酸等能与水混溶，就是因为它们与水形成了 十二、分子晶体 1．分子晶体 分子晶体 概念 分子通过 构成的固态物质，称为分子晶体。 构成微粒 微粒间作用力 常见的分子晶体 （1）所有非金属氢化物，如H2O、NH3、CH4等。 （2）多数非金属单质，如卤素(X2)、O2、N2、白磷(P4)、硫(S8)等。 （3）部分非金属氧化物，如CO2、SO2、P2O5等。 （4）几乎所有的酸，如H2SO4、HNO3、H2SiO3等。 （5）绝大多数有机物，如苯、乙醇、乙酸等（不包括有机盐）。 （6）稀有气体。 十三、四种类型的晶体比较 1．四种类型的晶体的结构与性质 晶体类型 金属晶体 离子晶体 共价晶体 分子晶体 结构 构成微粒 微粒间作用力 性质 熔、沸点 硬度 导电性 举例 Cu、Hg、Na NaCl、NH4Cl 金刚石、SiO2 干冰、碘 ◆考点03 分子空间结构与物质性质 1.杂化轨道理论是一种价键理论；是化学家　　为了解释分子的空间结构提出的。 杂化条件 (1)只有在形成化学键时才能杂化。 (2)只有能量相近的轨道间才能杂化。 杂化轨道的特征 (1)杂化前后轨道数不变。 (2)杂化过程中轨道的形状发生变化。 (3)杂化后的新轨道能量、形状都相同,方向不同。 (4)杂化轨道只用于形成σ键和容纳孤电子对。 2.解释CH4分子的正四面体空间结构 (1)sp3杂化轨道的形成 碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道,　 个2s轨道和 　个2p轨道“混杂”,形成　　　　相等、成分相同的4个　　　　　轨道,可表示为 4个sp3杂化轨道在空间呈 ，轨道之间的夹角为 '，每个轨道上都有一个未成对电子。 (2)共价键的形成 碳原子的4个　　 　　轨道分别与4个H原子的　 　轨道重叠形成4个相同的　 　键。 (3)CH4分子的空间结构 甲烷分子中的4个C—H键是等同的,C—H键之间的夹角——键角是 ,形成 　形分子。 (4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、 NH4+等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英（SiO2）晶体中的硅原子也是采用sp3杂化轨道形成共价键的。 3．sp2杂化轨道的形成与BF3分子的空间构型 (1)sp2杂化轨道的形成 硼原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道。 个2s轨道和 个2p轨道发生杂化，形成 相等、 相同的 个sp2杂化轨道。 硼原子的3个sp2杂化轨道呈 ，3个sp2杂化轨道间的夹角为 。 (2)共价键的形成 硼原子的3个 轨道分别与3个氟原子的1个 轨道重叠，形成3个相同的 键。 (3)BF3分子的空间构型 BF3分子的空间构型为 ，键角为 。 4．sp杂化与BeCl2分子的空间构型 (1)杂化轨道的形成 Be原子2s轨道上的1个电子进入2p轨道， 个2s轨道和 个2p轨道发生杂化，形成 相等、 相同的 个sp杂化轨道。 Be原子的sp杂化轨道呈 ，其夹角为 。 (2)共价键的形成 Be原子的2个 轨道分别与2个Cl原子的1个 轨道重叠形成2个相同的 键。 (3)BeCl2分子的空间构型 BeCl2分子为空间构型为 ，分子中Be—Cl键之间的夹角为 。 5．全部为σ键的分子空间构型与杂化类型 中心原子的 杂化类型 杂化 轨道数 杂化轨道 空间构型 成键电 子对数 孤电子 对数 分子的空 间构型 实　例 分子式 结构式 sp 2 BeCl2 Cl—Be—Cl sp2 3 BF3 — — sp3 4 CH4 NH3 H2O 6．含σ键和π键的分子空间构型与杂化类型 物质 结构式 杂化轨道类型 分子中共价键数 键角 分子的空间构型 甲醛 sp2 个σ键 个π键 约 平面三角形 乙烯 个σ键 个π键 平面形 苯 个σ键 个环形大π键 平面形 氢化氰 sp 个σ键 个π键 直线形 乙炔 个σ键 个π键 ° 直线形 7．判断中心原子杂化轨道类型的方法 (1)根据杂化轨道数目判断 杂化轨道只能用于形成 键或者用来容纳未参与成键的 对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目=σ键电子对数目+中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型。 杂化轨道数目 2 3 4 杂化类型 sp sp2 sp3 (2)根据杂化轨道的空间分布判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则中心原子发生sp杂化。 (3)根据杂化轨道之间的夹角判断 ①若杂化轨道之间的夹角为109°28'，则中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道之间的夹角为120°，则中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道之间的夹角为180°，则中心原子发生sp杂化。 (4)有机物中碳原子杂化类型的判断: 饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取sp杂化。 8．价层电子对互斥模型的基本内容 1 价电子对 ①包括孤电子对和成键电子对，即价电子对数=成键电子对数+孤电子对数。 ②在价层电子对互斥模型中，成键电子对数等于成键数目，不用区别单键还是双键。 2 价电子对的几何构型 ①分子中的价电子对由于相互排斥作用，而趋向于尽可能彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。 ②价电子对数分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别为直线形、平面三角形、正四面体结构。 9．ABm型分子的价电子对数的计算方法 对于ABm型分子（A是中心原子，B是配位原子），分子的价电子对数可以通过下式确定： 价电子对数目(n)= (1)中心原子的价电子数=最外层电子数； (2)配位原子提供的价电子数： ①卤素原子、氢原子按提供1个价电子数计算。如PCl5中n==5。 ②O、S作为配位原子时按不提供价电子计算。 (3)对于复杂离子，在计算价电子对数时，还应加上或减去离子所带的电荷数。如NH中n==4，SO中n==4。 (4)若剩余1个电子，即出现奇数电子，也把这个单电子当作1对电子处理。如NO2中n==3。 10．价电子对数与中心原子的杂化轨道类型 (1)价电子对数相同，中心原子的杂化轨道类型相同，价电子对分布的几何构型相同。即价电子对数=杂化轨道数。 (2)CH4、NH3、H2O分子的价电子对数都是4，中心原子的杂化轨道数目为4，杂化类型为sp3杂化，价电子对分布的几何构型为正四面体。 11．价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型 对于价层电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。 价电子对数 价电子对的几何构型 分子的空间构型 实例 2 直线形 直线形 CO2、BeCl2、CS2 3 平面三角形 平面三角形 BF3、SO3 4 正四面体结构 正四面体结构 CH4、CCl4 12．孤电子对数≠0的分子空间构型 (1)孤电子对、成键电子对之间斥力大小的顺序为： 孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。 (2)填写下表： 分子 价电子对数 成键电子对数 孤电子对数 分子的空间构型 键角 同类型分子 CH4 4 4 0 正四面体 109.5° SiH4、CCl4 NH3 4 3 1 三角锥 107.3° NF3、PCl3 H2O 4 2 2 V形 104.5° H2S、SCl2 13．配合物 (1)概念 由提供孤电子对的分子或离子（称为配位体）与接受孤电子对的原子或离子（称为中心原子）以配位键结合形成的化合物。 (2)组成 ①内界和外界 中心原子与配位体以配位键结合，形成配合物的内界。配合物的内界可以是离子，也可以是分子。 与配合物内界结合的离子，称为配合物的外界。 ②中心原子（离子）和配位体 中心原子是指提供空轨道的原子或离子，配位体是指提供孤电子对的分子或离子。 ③配位原子和配位数 配位原子是指配位体中提供孤电子对的原子，配位数是指形成配位键的个数。 (3)形成条件 ①中心原子(或离子)必须有接受孤电子对的空轨道 像Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等离子，都有空轨道，在形成配位键时，先形成杂化轨道，再与配位体中的配位原子形成配位键（σ键）。 ②配位体具有孤电子对 像H2O、NH3、CO、F-、Cl-、CN-、SCN-等分子或离子，都有孤电子对，含有孤电子对的原子通过孤电子对与中心原子形成配位键。 提供孤电子对的原子才能称为配位原子，有的配位体中有两个及以上的原子都能提供孤电子对，要根据配合物的具体成键情况确定哪一个原子是配位原子。 14．配合物的结构特点 （1） 配合物整体(包括内界和外界)显电中性，外界离子所带电荷总数等于配离子的电荷数。如K3[Fe(CN)6]，外界总电荷数为+3，内界为-3，又知CN-为-1价，中心原子Fe为+3价。 （2） 一个中心原子(离子)可同时结合多种配位体。如，配位体是H2O和Cl-，配位数为6。 （3） 配合物的内界不仅可为阳离子、阴离子，还可以是中性分子。如K3[Fe(CN)6]，内界为[Fe(CN)6]3-，Fe(CO)5为电中性，没有外界。 （4） 对于具有内外界的配合物，中心原子和配位体通过配位键结合，一般很难发生解离；内、外界之间以离子键结合，在水溶液中较易电离。 可以通过实验方法确定有些配合物的内界和外界，如[Co(NH3)5Cl]Cl2，由于外界的Cl-易电离，可以通过实验测定外界含有的Cl-个数，从而确定配合物的化学式。 （5） 配位键是一种特殊的共价键，具有饱和性和方向性。 15．配合物的性质 (1)由内界和外界构成的配合物在水中是完全电离的。 (2)配合物的内界具有一定的稳定性，配位键越强，配合物越稳定。 (3)当作为中心原子的离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。 一、单选题 1．下列是不同时期的原子结构模型，按提出时间的先后顺序排列正确的是 ①玻尔原子结构模型②汤姆逊“葡萄干布丁”模型③量子力学模型④道尔顿原子论⑤卢瑟福核式模型 A．④②⑤①③ B．④②③①⑤ C．①③②⑤④ D．④⑤②①③ 2．下列化学用语或图示表达正确的是 A．KCl的电子式为 B．BF3的VSEPR模型为 C．2py电子云轮廓图为 D．基态24Cr原子的价电子轨道表示式为 3．下列说法错误的是 A．电子排布式1s22s22p63s23p64s3违反了泡利原理 B．基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d5违反了能量最低原理 C．根据构造原理，原子核外电子填充顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s5p4d6s4f5d6p D．Ca2+基态电子排布式为：1s22s22p63s23p6 4．硝酸乙基铵是人类发现的第一种常温离子液体。下列说法正确的是 A．电负性： B．第一电离能： C．稳定性： D．熔点： 5．铜与金可形成两种有序的金属互化物，其中一种互化物M的结构如图所示，下列说法错误的是 A．M的化学式为Cu3Au B．金属铜无延展性 C．m原子的坐标参数为(0，1，0) D．晶胞中Cu和Au原子沿z轴的投影位置为 6．Cu2O的立方晶胞如图，晶胞参数为a pm，m点的分数坐标为（），设阿伏加德罗常数的值为NA，下列说法错误的是 A．O的配位数为4 B．Cu与O的最近距离为pm C．n点的分数坐标为（） D．晶体密度ρ=g·cm-3 7．碳化硅晶体具有多种结构，其中一种晶体的晶胞(如图所示)与金刚石的类似。 下列判断不正确的是 A．该晶胞中含有4个SiC分子 B．该晶体中只存在极性键 C．该晶体中Si的化合价为+4 D．该晶体中每个C原子杂化类型均为 8．氯化钠、金刚石、干冰、石墨四种晶体的结构模型如图所示，下列说法正确的是 A．在NaCl晶体中，每个晶胞含有4个NaCl分子 B．在金刚石晶体中，碳原子与碳碳键个数的比为1：4 C．干冰晶胞中，1个CO2分子周围与它距离最近且等距的分子有12个 D．石墨晶体，C原子与C-C键个数比为1：3，六元环与C原子数之比为1：6 9．下列事实与氢键无关的是 A．稳定性：HF>H2O B．沸点：H2O>H2S C．密度：H2O(l)>H2O(s) D．溶解性(水中)：NH3>CH4 10．下列有关杂化轨道理论的说法不正确的是 A．杂化前后的轨道数不变，但轨道的形状发生了改变 B．杂化轨道全部参与形成化学键 C．sp3、sp2、sp杂化轨道的夹角分别为109°28'、120°、180° D．四面体形、三角锥形的分子结构可以用sp3杂化轨道理论解释 11．下列有机物分子中属于手性分子的是 A．仅① B．仅①② C．仅①②③ D．①②③④ 12．下列分子中，VSEPR模型相同，空间结构也相同的是 A．H2O、SO2 B．BeCl2、CO2 C．H2O、NH3 D．NH3、HCHO 13．已知反应：2[Co(H2O)6]2++10NH3+2NH+H2O2=2[Co(NH3)6]3++14H2O，下列说法错误的是 A．NH3和H2O的配位能力：NH3 > H2O B．键角的大小：NH3 > H2O C．1mol [Co(NH3)6]2+配离子中，含有σ键数目为18NA D．[Co(NH3)6]3+的中心离子为Co3+，配位数为6 14．X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素，Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。下列说法正确的是 A．元素Y、Z、W具有相同电子层结构的离子，其半径依次增大 B．W的气态氯化物二聚体中，所有原子均达到8电子稳定结构 C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性： D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸 二、填空题 15．回答下列与核外电子排布及元素周期律(表)相关的问题： (1)元素A，核电荷数为16，其基态原子的电子排布式是 ，该原子中有 个未成对电子，这些未成对电子具有 填(“相同”或“不同”)的自旋状态。 (2)元素B的正三价离子的3d能级为半充满，基态原子的价电子排布式为 。 (3)元素C为24号元素，其基态原子价层电子轨道表示式为 。 (4)元素D为33号元素，其基态原子的电子排布式为[Ar] 。 (5)元素E位于第三周期，其电离能数据(单位： kJ/ mol)： 738、1451、7733、10540、13630∙∙∙∙∙∙该元素的原子结构示意图为 。 (6)某激发态 P 原子的电子排布式为：[Ne]3s13p33d1，该 P原子中共有 种能量不同的电子。 (7)某基态原子核外共有9种不同运动状态的电子，其空间运动状态有 种，下列其各电子排布式中，能量最低的是 (填编号)。 A．     B．        C．    D． 16．回答下列问题。 (1)尿素(CO(NH2)2)，又称碳酰胺，是生产脲醛树脂和三聚氰胺树脂的重要原料。 ①基态N原子电子占据 个能层，其最高能层有 个原子轨道； ②C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为 ； ③氢化物CH4、NH3、H2O的热稳定性由大到小顺序 。 (2)黄铜矿(CuFeS2)是一种重要的铜铁硫化物矿石，用于工业，医药，化工等领域。Fe3＋基态核外电子排布式为 基态Cu原子外围电子排布式为 。 (3)元素X的基态原子的3p轨道上有5个电子，元素Y基态原子的核外电子共有16种运动状态，X和Y最高价氧化物对应的水化物酸性较强的酸是 (填化学式)。 (4)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_______(填标号)。 A． B． C． D． (5)NH3·BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性()，与B原子相连的H负电性()。在H、B、N三种元素中， 电负性由大到小的顺序是 。 17．晶体具有周期性的微观结构，表现出许多独特的性质，用于制造各种材料。 (1)干冰在-78℃时可直接升华为气体，常用作制冷剂、人工降雨材料等。 ①1个CO2分子周围等距且最近的CO2分子有 个。 ②下图是冰的结构。干冰的密度比冰的大，可能的原因是 (填字母序号)。 a．二氧化碳的相对分子质量大于水分子的 b．干冰晶胞中二氧化碳分子堆积得更密集 c．水分子极性强，分子间作用力大 d．冰中氢键存在方向性，晶体有较大空隙，空间利用率低 (2)CaF2是自然矿物萤石的主要成分，用途广泛。 ①1个周围等距且最近的有 个，1个周围等距且最近的有 个。 ②Li2S和CaF2具有相同的晶胞，可作锂电池的固体电解质。 晶胞中的“○”代表 (填“”或“”)。已知晶胞的边长为apm(1pm=10-10cm)，Li2S的摩尔质量是Mg/mol，阿伏加德罗常数为NA。该晶体的密度为 g/cm3。 (3)金刚石、石墨、C60均由碳原子构成，但是性质不同。 ①1 mol金刚石中含有 molC-C键。 ②石墨层与层之间的相互作用力为 ，石墨属于 晶体。 ③石墨中C原子的杂化方式为 ，其导电原因是因为石墨层内存在 键。 ④C60晶体与金刚石相比， 熔点更高，理由是 。 (4)金属M与C60可制备一种低温超导材料，属于离子晶体，晶胞如下图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部，该材料的化学式为 。 18．回答下列问题： (1)SeO的立体构型是 ，H2Se属于 (填“极性”或“非极性”)分子。 (2)H2Se的H-Se-H键角 (填“>”、“=”或“<”，下同)H2O的H-O-H键角，氯化亚砜(SOCl2)中Cl—S—O的键角 光气(COCl2)中Cl—C—O的键角。 (3)Xe是第五周期的稀有气体元素，与F形成的XeF2室温下易升华。XeF2中心原子的价层电子对数为 ，下列对XeF2中心原子杂化方式推断合理的是 (填标号)。 a．sp  b．sp2     c．sp3       d．sp3d (4)SCN-中C原子的杂化类型为 ，其中含有两个相同的大π键，其形式为 。(用π表示，n为原子数，m为电子数)，检验Fe3+时，SCN-以S原子配位不以N原子配位的原因是 。 (5)咪唑、噻唑、呲啶是含N和S的有机杂环类化合物，结构如图所示： ①上述三种物质中，沸点最高的是 (填题中的化学名称)。 ②已知咪唑中存在大π键，则在咪唑分子的两个氮原子中，更容易与Cu2+形成配位键的是 (填“①”或“②”)号氮原子。 (6)向CuSO4溶液中逐滴滴入氨水，可制得深蓝色的铜氨溶液，反应涉及的两个离子方程式为： ， 。 (7)具有6个配体的Co3+的配合物CoClm·nNH3，若1mol此配合物与足量的AgNO3溶液反应只生成1molAgCl沉淀，加足量的碱不产生氨气，该配合物的化学式为 (需“[ ]”区分内界和外界)。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$