专题01 物质结构与性质（考题猜想）（8大题型）-2024-2025学年高二化学下学期期末考点大串讲（沪科版2020）

专题01 物质结构与性质 题型一 原子核外电子排布 题型二 元素性质的周期性变化 题型三 共价键的相关判断 题型四 分子的空间结构 题型五 分子的结构与物质的性质 题型六 配合物与超分子 题型七 晶体的特征 题型八 晶体中微粒的相互作用 ◆题型一 原子核外电子排布 解题要点 1．原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2．基态原子核核外电子排布式的表示方法 电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1 轨道表示式 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为： 【例1-1】硒()是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率，下列有关说法错误的是 A．硒的最高价氧化物所有原子处于同一平面上 B．基态硒元素原子核外电子所占据的最高能级的电子云轮廓图为哑铃形 C．硒元素位于元素周期表中第Ⅵ族 D．O和Se均为p区非金属元素 【例1-2】下列化学用语表达正确的是。 A．基态硅原子的轨道表示式： B．基态Cr的电子排布式： C．的电子式： D．C原子的核外能量最高的电子云图像如图： 【变式1-1】下列说法正确的是 A．基态Cr原子的价层电子：3d54s1，违反能量最低原理 B．基态C原子的电子排布式：1s22s22px12pz1，违反能量最低原理 C．基态C原子的价层电子排布图：   ，违反泡利原理 D．基态Fe3+的3d电子排布图：  ，违反洪特规则 【变式1-2】宋代《千里江山图》历经千年色彩依然，所用颜料由石绿、雌黄、赭石、碎碟、朱砂等绘制而成，其中含有硅、铜、锌、铁等元素。 （1）基态铁原子的核外电子排布式为 ；基态Fe2+核外电子的空间运动状态有 种，其电子占据的最高能层符号为 。 （2）研究发现，阳离子的颜色与未成对电子数有关，例如：Cu2+、Fe2+、Fe3+等。Cu+呈无色的原因是 。 （3）铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如下表所示。元素2在周期表中位于第四周期第 族，解释元素2的远远大于的主要原因是 。用表示元素的第n电离能，则图中的a、b、c分别代表第三周期元素的 (填“”、“”或“”)随原子序数递增的变化。 电离能 元素1 906 1733 元素2 746 1958 （4）基态硅原子的价电子轨道表示式为 。已知电负性Cl>H>Si，则SiHCl3中H的化合价为 ，SiHCl3在浓NaOH溶液中发生反应的化学方程式为 。 ◆题型二 元素性质的周期性变化 解题要点 1.微粒半径判断 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 2.元素的电离能和电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 【例2-1】已知氢化铝锂是有机合成中非常重要的还原剂，遇水即爆炸性分解，发生反应。下列说法正确的是 A．电负性：O>Li>H>Al B．碱性： C．离子半径： D．既含有离子键又含有共价键 【例2-2】已知甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期元素。甲是宇宙中含量最多的元素。基态时：乙原子最高能级的不同轨道内都有电子，且自旋方向都相同；丙原子中有两种形状的电子云，最高能层只有一种自旋方向的电子，丁原子的价电子排布式为nsn-1npn+1。下列说法不正确的是 A．电负性：甲>丙 B．第一电离能：乙>丁 C．原子半径：丙>丁 D．简单离子的半径：丙阳离子>乙阴离子 【变式2-1】嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是 A．原子半径：Al＜Si B．第一电离能：Mg＜Ca C．Fe位于元素周期表的p区 D．这六种元素中，电负性最大的是O 【变式2-2】5-氨基四唑硝酸盐受热迅速生成以N2为主的环境友好型气体，并放出大量的热，是制造HTPB火箭推进剂的重要原料，结构简式如图，其中五元环为平面结构，下列说法正确的是    A．基态N原子核外电子的运动状态有3种 B．阴离子的空间构型为三角锥形 C．该化合物中五元环上的5个原子的杂化方式都相同 D．该化合物中所含元素中第一电离能最大的是氧元素 【变式2-3】X、Y、Z、W、R属于元素周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，W与Z同族。R的最外层电子数与最内层电子数相等。下列说法正确的是 A．元素第一电离能： B．简单离子半径： C．简单气态氢化物的热稳定性： D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 【变式2-3】硫酸铁铵的化学式为，它被广泛用于生活饮用水、工业循环水的净化处理等。 （1）①Fe位于元素周期表中的 区(填“s、p、d、ds和f”其中一个)，基态的价层电子排布式为 。 ②离子半径： (填“>”、“<或“=”，下同)；从价层电子排布的角度分析，在空气中的稳定性： 。 （2）原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为 。 （3）原子的第一电离能：N O(填“>”或“<”)，其原因是 。 （4）①元素的电负性：N O(填“>”或“<”)。 ②已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。、两元素的电负性分别为1.83和3.0，请你推断是 (填“共价化合物”或“离子化合物”)，设计一个实验方案证明你的推断： 。 ◆题型三 共价键的相关判断 解题要点 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别 键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键) 由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 【例3-1】已知分子的中心氧原子是呈正电性的，端位的氧原子是呈负电性的，正电中心和负电中心不重合，则下列关于的叙述中错误的是 A．分子中的键角比中的大 B．的空间结构为V形 C．在水中的溶解度比的大 D．分子中的共价键是极性键 【例3-2】按要求回答问题： （1）1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为 NA。 （2）CS2分子中，共价键的类型有 。 （3）下列物质中：①MgCl2；②Na2O2； ③CS2 ；④NaOH； ⑤H2，只存在极性键的是 (填序号，下同)，只存在非极性键的是 ，只存在离子键的是 ，既存在离子键又存在极性共价键的是 ，既存在离子键又存在非极性共价键的是 。 【变式3-1】氟元素的电负性最大，易与大多数非金属元素组成稳定化合物，如、、、等。下列说法正确的是 A．、中心原子的杂化方式相同 B．键长： C．键角： D．、、、都是由极性键构成的非极性分子 【变式3-2】设为阿伏加德罗常数的值，下列说法错误的是 A．1 mol 分子中含有的非极性共价键数目为 B．S₈分子中S原子采用sp³杂化 C．1 mol 分子中含有的π键数目一定为 D．分子中S原子不满足8电子稳定结构 ◆题型四 分子的空间结构 解题要点 价层电子对理论、杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 杂化轨类型 杂化轨道数目 孤电子对数 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 分子构型 杂化轨道理论 sp 2 —— 180 直线 BeCl2 sp2 3 —— 120 平面三角形 BF3 sp3 4 无 10928' 四面体形 CH4 1 三角形 NH3 2 V形 H2O 价层电子对互斥理论 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 2 2 0 直线 直线 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 四面体 四面体 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 说明：配位数为4的空间构型有：①四面体，如[Zn(NH3)4]2＋，②四方形，如[Ni(CN)4]2－。 【例4-1】用价电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间构型，也可推测键角大小，下列判断正确的是 A．是V形分子 B．键角大于 C．是三角锥形分子 D．和的空间结构相同 【例4-2】硫的化合物很多，如、、、、三聚的等，三聚的的结构如图所示。下列说法正确的是 A．分子中含有键 B．、中S原子都是杂化 C．、分子的VSEPR模型不一样 D．为正四面体结构 【例4-3】氯吡苯脲是一种常用的膨大剂，其结构简式为 ，它是经国家批准使用的植物生长调节剂。 (1)氯元素基态原子核外电子的未成对电子数为 。 (2)氯吡苯脲晶体中，氮原子的杂化轨道类型为 ，羰基碳原子的杂化轨道类型为 。 (3)查文献可知，可用2-氯-4-氨基吡啶与异氰酸苯酯反应，生成氯吡苯脲，其反应方程式如下： 反应过程中，每生成1mol氯吡苯脲，断裂 个σ键，断裂 个π键。 (4)膨大剂能在动物体内代谢，其产物较为复杂，其中有H2O、NH3、CO2等。 ①请用共价键知识解释H2O分子比NH3分子稳定的原因为 。 ②H2O、NH3、CO2分子的空间结构分别是 ，中心原子的杂化类型分别是 。 【变式4-1】下列有关分子空间结构的说法中正确的是 A．HClO、BF3、NCl3分子中所有原子的最外层电子都满足8电子稳定结构 B．P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为109°28′ C．BeF2分子中，中心原子Be的共用电子对数等于2，其空间结构为直线形 D．分子中键角的大小： 【变式4-2】运用物质结构与性质的相关知识，回答下列问题： （1）下列状态的铝中，电离最外层一个电子所需能量最大的是______。 A． B． C． D． （2）第四周期中，未成对电子数最多的元素在周期表中的位置为 ，属于 区，价层电子轨道表示式为 。 （3）根据价层电子对互斥理论，分子的立体构型为 。 （4）胆矾溶液与氨水在一定条件下可以生成晶体。在晶体中，为 结构，中心原子的杂化轨道类型是 。 （5）键角比较：NCl3 PCl3（填“>”、“<”或“=”）并解释其原因 。 ◆题型五 分子的结构与物质的性质 【例5-1】下列各组物质熔化或升华时，所克服的粒子间作用力属于同种类型的是 A．和熔化 B．晶体硅和金刚石熔化 C．食盐和蔗糖熔化 D．汞和干冰升华 【例5-2】下列对分子性质的解释中，不正确的是 A．F2、Cl2、Br2、I2熔点随相对分子质量增大而升高 B．乳酸()分子中含有2个手性碳原子 C．碘易溶于四氯化碳，甲烷难溶于水都可用“相似相溶”原理解释 D．氨气极易溶于水、邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛都能用氢键来解释 【变式5-1】下列关于物质的性质差异与结构因素匹配错误的是 性质差异 结构因素 A 熔点：远高于 晶体类型 B 稳定性： 氢键 C 溶解性：在中的溶解度大于在水中 分子的极性 D 酸性：甲酸(HCOOH)>乙酸() 烃基的推电子效应 【变式5-2】葡酚酮是由葡萄籽提取的一种花青素类衍生物(结构简式如图)具有良好的抗氧化活性。下列关于葡酚酮叙述错误的是    A．基态氧原子的电子有5种空间运动状态 B．分子中含有两种杂化轨道类型的碳原子 C．分子中含有2个手性碳原子 D．该分子可形成分子间氢键 【变式5-3】（1）常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是 。 （2）在常压下，甲醇的沸点(65 ℃)比甲醛的沸点(－19 ℃)高，主要原因是 。 （3）元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为 ，其沸点比NH3的 (填“高”或“低”)，其判断理由是 。 （4）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 。 ◆题型六 配合物及其应用 解题要点 配合物的形成 ①成键方式：由提供孤电子对的配位体和提供空轨道的中心原子以配位键结合形成内界，内界与外界之间以离子键结合。 ②形成条件：中心原子必须存在孤电子对（通常在成键时进行杂化）；配位体必须存在空轨道。 配合物的组成 内界：①中心原子(提供空轨道)——配合物的中心。常见的是过渡金属的原子或离子，如：Pt、Ag＋、Fe3＋、Cu2＋，也可以是主族元素阳离子，如Al3＋形成的[AlF6]3－ 配位体(提供孤电子对)——指配合物中与中心原子结合的离子或分子。常见的有：阴离子，如：Cl－、CN－、SCN－ （配位原子——指配合物中直接与中心原子相联结的配位体中的原子，它含有孤电子对） ③配位数——配位体的数目 外界：内界以外的其他离子构成外界。有的配合物只有内界，没有外界。 配合物的电离 配合物的内界和外界通过离子键结合，在水溶液中完全电离；中心原子和配位体通过配位键结合，一般部分电离。[Ag(NH3)2]OH＝[Ag(NH3)2]＋＋OH－ 【例6-1】在合成氨工业中，原料气(N2、H2及少量CO、NH3的混合气)在进入合成塔前需经铜氨溶液除去CO，其反应为[Cu(NH3)2]++CO+NH3[Cu(NH3)3CO]+。下列说法中正确的是 A．原料气需净化是为了防止催化剂“中毒” B．铜氨溶液吸收CO适宜的条件是高温高压 C．[Cu(NH3)3CO]+中提供孤对电子形成配位键的原子是N和О D．[Cu(NH3)3CO]+中H一N一H的键角小于NH3分子中H一N一H的键角 【例6-2】(1)配合物是钴的重要化合物，中心原子的配位数为 ，Co3+钴离子的电子排布式： 。 (2)具有对称的空间构型，若其中两个NH3被两个Cl－取代，能得到两种不同结构的产物，则的空间构型为 。 (3)铜是重要的过渡元素，能形成多种配合物如Cu2+与乙二胺可形成如图所示配离子。 ①Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部不含有的化学键类型是 (填字母代号)。 a．配位键                b．极性键                c．离子键                d．非极性键 ②乙二胺和三甲胺均属于胺。但乙二胺比三甲胺的沸点高很多，原因是 。 【变式6-1】关于[Cr(H2O)4Cl2]Cl的说法正确的是(　　) A．中心原子的化合价为＋1价 B．配位数是6 C．配体为水分子，外界为Cl－ D．在其水溶液中加入AgNO3溶液，不产生白色沉淀 【变式6-2】铜是历史上最早使用的金属，铜有许多化合物：CuO、Cu2O、CuSO4、Cu(OH)2、CuCO3，、、、等。固体Y溶液Z沉淀W离子晶体(己知：)，下列有关说法不正确的是 A．W离子为深蓝色，Cu2+的配位能力：H2O小于NH3 B．晶体结构(如上图)中有5种水分子 C．中σ键的数目为16mol D．向中加乙醇并用玻璃棒摩擦管壁获得深蓝色晶体 ◆题型七 晶体的特征 解题要点 晶体具有以下特性：自范性、各向异性、有固定的熔点、对称性和均一性。 【例7-1】下列说法正确的是 A．固体一定是晶体 B．晶体具有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点 C．铜为面心立方晶胞，每个晶胞中含有14个铜原子 D．区分晶体与非晶体最可靠的方法是观察固体的原子光谱 【变式7-1】美国加州 Livermore国家实验室物理学家Choong—Shik和他的同事们，在40 Gpa的高压容器中，用Nd：YbLiF4激光器将液态二氧化碳加热到1800 K，二氧化碳转化为与石英具有相似结构的晶体。估计该晶体不具有的结构或性质是 A．具有规则的几何外形 B．硬度与金刚石相近 C．熔化时破坏共价键 D．易升华，可用作制冷剂 【变式7-2】分析晶体与非晶体具有的性质： （1）下图是冰块熔化过程中温度随时间的变化图像。分析图像可知，冰块熔化过程持续 min，此过程需 (填“吸热”或“放热”)，温度 (填“升高”“不变”或“降低”)。所以，冰是 (填“晶体”或“非晶体”)，区分晶体与非晶体的重要依据是 。    （2）甲为石墨晶体，甲说明晶体具有 ；乙说明晶体具有各向异性而非晶体具有 ；丙说明晶体的内部微粒排列规范 而非晶体内部微粒排列无序。    ◆题型八 晶体中微粒的相互作用 解题要点 1.晶胞中粒子数目的计算方法——均推法 原则 晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是 方法 长方体 非长方体(六棱柱晶胞) 2．晶胞中粒子配位数的判断 一个粒子周围最邻近的粒子的数目称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例 ①找一个与其离子连接情况最清晰的离子，如图中心的灰球(Cl－)。 ②数一下与该离子周围距离最近的异种电性离子数，如图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 3．晶体熔、沸点的比较 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大（即离子间的作用力就越强），其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl 原子晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO＞N2 ④烷烃的同分异构体，支链越多，对称性强，熔、沸点越低 金属晶体 一般来说，金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al 异类晶体 一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如SiO2＞NaCl＞CO2 4.计算晶体密度的方法 （1）思维流程 （2）计算公式：（N为晶胞中的粒子数，M为晶胞化学式的摩尔质量，NA为阿伏加德罗常数，a为晶胞边长）。 （3）常用到的单位换算: 1m=102cm=109nm=1010Å=1012pm。 5.计算晶体中粒子间距离的方法 （1）思维流程 （2）计算方法：微粒间距离的计算常常涉及晶体密度、NA、m、晶体体积等数据，解答这类题目时，一要掌握“均摊法”原理，二要熟悉常见晶体的结构特征，三要明确微粒的位置，结合数学知识，找出所求微粒间的距离与晶胞边长、面对角线或者体对角线的关系。 【例8-1】有关晶体的结构如图所示，下列说法正确的是 A．冰中的每个水分子均摊4个氢键 B．每个硅原子被4个最小环所共有 C．如图所示的金刚石晶胞中有6个碳原子 D．在晶胞中，1个分子周围有12个紧邻分子 【例8-2】原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，如图为单晶晶胞，其中原子坐标参数A为，B为(，0，)，C为(，，0)。则D原子的坐标参数为 A．(，，) B．(0，，0) C．(，，) D．(，0，0) 【例8-3】钙钛矿型具有优异的化学稳定性和在高温下的良导电性，在催化分解、汽车尾气处理等方面有重要用途，晶胞的结构如图甲所示。设为阿伏加德罗常数的值，晶胞边长为，1号原子的坐标为，3号原子的坐标为。下列说法错误的是 A．距离O原子最近的O原子有8个 B．该晶胞的俯视图为图乙 C．2号原子的坐标为 D．、间的最短距离为 【变式8-1】硒化锌是一种重要的半导体材料；其晶胞结构如图甲所示，已知晶胞参数为p nm，图乙为晶胞的俯视图，下列说法正确的是 A．晶胞中硒原子的配位数为8 B．晶胞中d点原子分数坐标为(，，) C．Zn位于元素周期表的d区 D．Zn和Se的最短距离为p nm 【变式8-2】我国科学家在高压下设计了一种氢元素化合物体系的高温超导体，其晶胞结构如图所示。设该立方晶胞参数为apm，阿伏加德罗常数为。下列说法错误的是 A．该超导体的化学式为 B．该晶胞中与Ca最近且距离相等的Y有8个 C．该晶胞体的密度为 D．该晶胞中相邻H原子之间最短距离为 【变式8-3】近日，《自然一通讯》发表了我国复旦大学魏大程团队开发的一种共形六方氮化硼修饰技术，可直接在二氧化硅表面生长高质量六方氮化硼薄膜。 (1)晶体硼有多种变体，但其基本结构单元都是由硼原子组成的正二十面体(如图)，每个顶点为一个硼原子，每个三角形均为等边三角形，则每一个此基本结构单元由 个硼原子构成。    (2)Na与N形成的NaN3可用于制造汽车的安全气囊，其中阴离子的空间构型为 ，Na在空气中燃烧产生黄色火焰，这种黄色焰色用光谱仪摄取的光谱为 光谱(填“发射”或“吸收”)。 (3)已知NH3分子的键角约为107°，而同主族磷的氢化物PH3分子的键角约为94°，请解释的键角比的键角大的原因： 。 (4)立方氮化硼属于原子晶体，其晶胞结构如图1所示，可认为氮原子处于硼原子围成的某种空隙中，则氮原子处于硼原子围成的 (填空间结构)空隙中。图2是立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图，请在图中圆球上涂“•”标明N的相对位置 。    已知立方氮化硼的密度为dg⋅cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞中硼原子与氮原子的最近距离为 nm。(只要求列算式) 学科网（北京）股份有限公司1 / 21 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 物质结构与性质 题型一 原子核外电子排布 题型二 元素性质的周期性变化 题型三 共价键的相关判断 题型四 分子的空间结构 题型五 分子的结构与物质的性质 题型六 配合物与超分子 题型七 晶体的特征 题型八 晶体中微粒的相互作用 ◆题型一 原子核外电子排布 解题要点 1．原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2．基态原子核核外电子排布式的表示方法 电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1 轨道表示式 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为： 【例1-1】硒()是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病的发病率，下列有关说法错误的是 A．硒的最高价氧化物所有原子处于同一平面上 B．基态硒元素原子核外电子所占据的最高能级的电子云轮廓图为哑铃形 C．硒元素位于元素周期表中第Ⅵ族 D．O和Se均为p区非金属元素 【答案】C 【解析】A．Se的价层电子排布式为，位于周期表第ⅥA族，中含有3个σ键电子对，Se的孤电子对数为，Se的价层电子对数为3，杂化轨道类型是sp2，VSEPR模型和分子空间结构均是平面三角形，因此所有原子处于同一平面上，A正确； B．基态硒元素原子核外电子所占据的最高能级4p，其电子云轮廓图为哑铃形，B正确； C．Se位于周期表第ⅥA族，C错误； D．O和Se均位于第ⅥA族，属于p区非金属元素，D正确； 故选C。 【例1-2】下列化学用语表达正确的是。 A．基态硅原子的轨道表示式： B．基态Cr的电子排布式： C．的电子式： D．C原子的核外能量最高的电子云图像如图： 【答案】D 【解析】A．基态硅原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，轨道表示式：，故A错误； B．Cr元素为24号元素，原子核外有24个电子，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，故B错误； C．是共价化合物，电子式为：，故C错误； D．C原子的核外能量最高的轨道为2p，电子云图像如图：，故D正确； 故选D。 【变式1-1】下列说法正确的是 A．基态Cr原子的价层电子：3d54s1，违反能量最低原理 B．基态C原子的电子排布式：1s22s22px12pz1，违反能量最低原理 C．基态C原子的价层电子排布图：   ，违反泡利原理 D．基态Fe3+的3d电子排布图：  ，违反洪特规则 【答案】C 【分析】泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，自旋方向相反； 洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。 【解析】A．基态Cr原子的价层电子：3d54s1，处于半充满稳定结构，能量低，符合能量最低原理，A错误； B．基态C原子的电子排布式：1s22s22px12pz1，符合洪特规则，符合能量最低原理，B错误； C．泡利认为，在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，且他们的自旋方向相反，所以基态C原子的价层电子排布图：      ，违反的是泡利原理，C正确； D．基态Fe3+的3d电子排布图：  ，符合洪特规则，D错误； 答案选C。 【变式1-2】宋代《千里江山图》历经千年色彩依然，所用颜料由石绿、雌黄、赭石、碎碟、朱砂等绘制而成，其中含有硅、铜、锌、铁等元素。 （1）基态铁原子的核外电子排布式为 ；基态Fe2+核外电子的空间运动状态有 种，其电子占据的最高能层符号为 。 （2）研究发现，阳离子的颜色与未成对电子数有关，例如：Cu2+、Fe2+、Fe3+等。Cu+呈无色的原因是 。 （3）铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如下表所示。元素2在周期表中位于第四周期第 族，解释元素2的远远大于的主要原因是 。用表示元素的第n电离能，则图中的a、b、c分别代表第三周期元素的 (填“”、“”或“”)随原子序数递增的变化。 电离能 元素1 906 1733 元素2 746 1958 （4）基态硅原子的价电子轨道表示式为 。已知电负性Cl>H>Si，则SiHCl3中H的化合价为 ，SiHCl3在浓NaOH溶液中发生反应的化学方程式为 。 【答案】（1）或 14 M （2）没有未成对电子 （3）IB 铜失去1个电子后的核外电子排布为，达到较稳定的全满结构 、、 （4） 【解析】（1）Fe为26号元素，基态铁原子的核外电子排布式为或；Fe2+失去4s电子，占据轨道数为1+1+3+1+3+5=14，核外电子的空间运动状态14种，其电子占据的最高能层为第三层，符号为M。 （2）阳离子的颜色与未成对电子数有关，Cu+的价电子排布式为3d10，没有未成对电子； （3）Cu原子失去一个电子后，核外电子排布为[Ar]3d10，而Zn为[Ar]3d104s1，根据洪特规则，铜达到了稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大，故元素1为Zn；元素2为Cu，铜位于第四周期第ⅠB族；Cu铜失去1个电子后的核外电子排布为，达到较稳定的全满结构，所以Cu的远远大于的；Mg的基态原子3s轨道为全充满，较稳定，比相邻的ⅠA和ⅢA族元素的第一电离能大，P的3p能级上半充满，较稳定，比相邻的ⅣA和ⅥA族的第一电离能大，故c图表示第一电离能；当第三周期元素原子均失去1个电子后，Na+的2p轨道全充满，较稳定，故第二电离能陡然升高，故a图表示第二电离能；当失去两个电子后，Mg2+的2p轨道全充满，较稳定，故第三电离能比Na大，故b图表示第三电离能，图a、b、c分别为、、； （4）基态硅原子的价电子为3s23p2，轨道表示式为；电负性Cl>H>Si，Si—H中，电子偏向于H，则SiHCl3中H的化合价为-1，SiHCl3水解生成硅酸、HCl和H2，故SiHCl3与浓NaOH溶液中发生反应的化学方程式为。 ◆题型二 元素性质的周期性变化 解题要点 1.微粒半径判断 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 2.元素的电离能和电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 【例2-1】已知氢化铝锂是有机合成中非常重要的还原剂，遇水即爆炸性分解，发生反应。下列说法正确的是 A．电负性：O>Li>H>Al B．碱性： C．离子半径： D．既含有离子键又含有共价键 【答案】D 【解析】A．元素非金属性越强其电负性越大，则电负性：H >Li，故A错误； B. Li的金属性大于Al，金属性越强最高价氧化物的水化物碱性越强，碱性，故B错误； C．电子层数越多半径越大，电子层数相同，质子数越多半径越小，离子半径：，故C错误； D．由Li+和[AlH4]-构成，属于离子化合物，既含有离子键又含有共价键，故D正确； 选D。 【例2-2】已知甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期元素。甲是宇宙中含量最多的元素。基态时：乙原子最高能级的不同轨道内都有电子，且自旋方向都相同；丙原子中有两种形状的电子云，最高能层只有一种自旋方向的电子，丁原子的价电子排布式为nsn-1npn+1。下列说法不正确的是 A．电负性：甲>丙 B．第一电离能：乙>丁 C．原子半径：丙>丁 D．简单离子的半径：丙阳离子>乙阴离子 【答案】D 【分析】甲、乙、丙、丁是原子序数依次增大的短周期元素。甲是宇宙中含量最多的元素，则甲为H；基态时乙原子最高能级的不同轨道内都有电子，且自旋方向都相同，即乙的价电子排布式为2s22p3，则乙为N；丙原子中有两种形状的电子云，最高能层只有一种自旋方向的电子，则丙的最高能层为M，只有一个电子，所以丙为Na；丁原子的价电子排布式为nsn-1npn+1，n=3，即3s23p4，则丁为S。则甲、乙、丙、丁分别为H、N、Na、S。 【解析】A．H对电子的吸引力强于Na，则电负性：H>Na，A项正确；B．N的原子半径比S小，失去一个电子比S难，则第一电离能：N>S，B项正确；C．Na和S的电子层数相同，Na的质子数比S少，则原子半径：Na>S，C项正确；D．Na+和N3-电子层数相同，Na的质子数比N多，则简单离子半径：Na+<N3-，D项错误；故选D。 【变式2-1】嫦娥5号月球探测器带回的月壤样品的元素分析结果如图，下列有关含量前六位元素的说法正确的是 A．原子半径：Al＜Si B．第一电离能：Mg＜Ca C．Fe位于元素周期表的p区 D．这六种元素中，电负性最大的是O 【答案】D 【解析】A．Al、Si同周期，Al的核电荷数小于Si，原子半径：Al>Si，故A错误； B．Mg、Ca同主族，同主族从上到下第一电离能减小，故B错误； C．Fe位于元素周期表的d区，故C错误； D．同周期元素从左到右电负性增大，同主族元素从上到下电负性减弱，则由此可知六种元素中电负性最大的为O，故D正确； 故选：D。 【变式2-2】5-氨基四唑硝酸盐受热迅速生成以N2为主的环境友好型气体，并放出大量的热，是制造HTPB火箭推进剂的重要原料，结构简式如图，其中五元环为平面结构，下列说法正确的是    A．基态N原子核外电子的运动状态有3种 B．阴离子的空间构型为三角锥形 C．该化合物中五元环上的5个原子的杂化方式都相同 D．该化合物中所含元素中第一电离能最大的是氧元素 【答案】C 【解析】A．原子核外电子的运动状态都是不同的，N的原子序数为7，基态N原子核外电子的运动状态有7种，故A错误； B．阴离子为，N原子价层电子对数=，所以的空间构型为平面三角形，故B错误； C．化合物中五元环上含有5原子的大π键，环上的N原子和C原子均为sp2杂化，故C正确； D．该化合物中所含元素中第一电离能最大的是氮元素，故D错误。 答案选C。 【变式2-3】X、Y、Z、W、R属于元素周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大。X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，W与Z同族。R的最外层电子数与最内层电子数相等。下列说法正确的是 A．元素第一电离能： B．简单离子半径： C．简单气态氢化物的热稳定性： D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 【答案】A 【分析】X、Y、Z、W、R属于元素周期表中前20号主族元素，且原子序数依次增大，X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，分别为2p2、2p4，即X为C元素，Z为O，则Y为N元素；W与Z同族，则W为S元素；R的最外层电子数与最内层电子数相等，即最外层电子数为2，且原子序数大于16，则R为Ca元素，综上，X、Y、Z、W、R分别为C、N、O、S、Ca元素；由上述分析可知，X、Y、Z、W、R分别为C、N、O、S、Ca元素； 【解析】A．N、O位于第二周期元素，但N原子的2p3结构属于半充满的稳定结构，舍去1个电子所需能量大，所以元素第一电离能: I1(N) > I1(O)，选项A正确； B．S2-、Ca2+的核外电子数均为18，二者核外电子排布相同，但Ca2+的质子数多，对最外层电子数的引力强，电子Ca2+ 的半径小于S2-，即离子半径:S2- > Ca2+，选项B错误； C．非金属性: O > S，非金属性越强，其简单气态氢化物的热稳定性越强，则热稳定性:H2O > H2S，选项C错误； D．碳酸是弱酸，硫酸是强酸，即最高价氧化物对应水化物的酸性: H2SO4 > H2CO3，选项D错误； 答案选A。 【变式2-3】硫酸铁铵的化学式为，它被广泛用于生活饮用水、工业循环水的净化处理等。 （1）①Fe位于元素周期表中的 区(填“s、p、d、ds和f”其中一个)，基态的价层电子排布式为 。 ②离子半径： (填“>”、“<或“=”，下同)；从价层电子排布的角度分析，在空气中的稳定性： 。 （2）原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为 。 （3）原子的第一电离能：N O(填“>”或“<”)，其原因是 。 （4）①元素的电负性：N O(填“>”或“<”)。 ②已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。、两元素的电负性分别为1.83和3.0，请你推断是 (填“共价化合物”或“离子化合物”)，设计一个实验方案证明你的推断： 。 【答案】（1） > < （2）或者 （3）> 原子轨道上的电子处于半充满状态，较稳定，比难失去电子 （4）< 共价化合物 测定在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物 【解析】（1）①Fe的原子核外电子数为26，核外电子排布式为：[Ar]3d64s2，位于元素周期表中d区，基态Fe3+的价电子排布式为3d5；故答案为：d；3d5； ②Fe2+和Fe3+核电荷数相同，但是Fe2+外层电子比Fe3+外层电子多，所以Fe2+半径大于Fe3+半径；Fe2+价电子排布为3d6，Fe3+价电子排布为3d5，半充满状态更稳定，所以稳定性FeO<Fe2O3；故答案为：>；<； （2）S原子核电外电子数为16，核外电子排布式ls22s22p63s23p4,其价电子排布式为3s23p4,若一种自旋状态用表示,与之相反用表示,则自旋磁量子数代数和为=+1，也可以为-1，故答案为：+1或者−1； （3）N为7号元素，价电子排布式为2p5，半充满状态更稳定，难失去电子，则第一电离能N>O；故答案为：>；N原子2p轨道上的电子处于半充满状态，较稳定，比O难失去电子； （4）①同一周期电负性从左到右增强，所以电负性N<O，故答案为：<； ②Fe、Cl元素负性差值3.0-1.83=1.17<1.7,所以FeC13应为共价化合物；设计实验方案证明其判断:测定FeC13熔融状态下是否导电，若导电则FeC13为离子化合物，若不导电则FeC13为共价化合物；故答案为：共价化合物；测定FeCl3在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物。 ◆题型三 共价键的相关判断 解题要点 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别 键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键) 由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 【例3-1】已知分子的中心氧原子是呈正电性的，端位的氧原子是呈负电性的，正电中心和负电中心不重合，则下列关于的叙述中错误的是 A．分子中的键角比中的大 B．的空间结构为V形 C．在水中的溶解度比的大 D．分子中的共价键是极性键 【答案】A 【分析】臭氧分子的中心氧原子是呈正电性的，端位的氧原子是呈负电性的，正电中心和负电中心不重合说明中心氧原子的价层电子对数为3、孤对电子对数为1，分子的空间构型为结构不对称的V形，属于极性分子。 【解析】A．由分析可知，臭氧分子的空间构型为结构不对称的V形，而三氧化硫分子中硫原子的价层电子对数为3、孤对电子对数为0，分子的空间构型为平面三角形，所以臭氧分子中的键角比三氧化硫中的小，故A错误；B．由分析可知，臭氧分子的空间构型为结构不对称的V形，故B正确；C．由分析可知，臭氧分子的空间构型为结构不对称的V形，属于极性分子，所以由相似相溶原理可知，臭氧在极性分子水在的溶解度比非极性分子氧气的大，故C正确；D．由臭氧分子的中心氧原子是呈正电性的，端位的氧原子是呈负电性的，正电中心和负电中心不重合可知，臭氧分子中的共价键是极性键，故D正确；故选A。 【例3-2】按要求回答问题： （1）1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为 NA。 （2）CS2分子中，共价键的类型有 。 （3）下列物质中：①MgCl2；②Na2O2； ③CS2 ；④NaOH； ⑤H2，只存在极性键的是 (填序号，下同)，只存在非极性键的是 ，只存在离子键的是 ，既存在离子键又存在极性共价键的是 ，既存在离子键又存在非极性共价键的是 。 【答案】（1）3NA （2）极性键 （3）③ ⑤ ① ④ ② 【解析】（1）HCHO结构式是，共价单键都是σ键，共价双键中一个是σ键，一个是π键，可见1个HCHO分子中含有3个σ键，则在1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为3NA；（2）CS2是由分子构成，在1个CS2分子中C原子与2个S原子形成4个共价键，结构式是S=C=S，C=S键是两种不同的非金属元素的原子形成的共价键，因此属于极性键；（3）①MgCl2是离子化合物，Mg2+与2个Cl-之间以离子键结合，存在离子键；②Na2O2是离子化合物，2个Na+与以离子键结合，在中2个O原子之间以非极性共价键结合，故Na2O2中存在离子键、非极性共价键； ③CS2是由CS2分子构成的共价化合物，其结构式是S=C=S，分子中存在极性共价键；④NaOH是离子化合物，Na+与OH-之间以离子键结合，在OH-中H、O原子之间以极性键结合，故NaOH中含有离子键、极性共价键； ⑤H2是由分子构成的非金属单质，在H2中2个H原子之间以非极性键H-H键结合，故其中只含非极性键。 综上所述可知：只存在极性键的物质序号是③；只存在非极性键的物质序号是⑤；只存在离子键的物质序号是①；既存在离子键又存在极性共价键的物质序号是④；既存在离子键又存在非极性共价键的是②。 【变式3-1】氟元素的电负性最大，易与大多数非金属元素组成稳定化合物，如、、、等。下列说法正确的是 A．、中心原子的杂化方式相同 B．键长： C．键角： D．、、、都是由极性键构成的非极性分子 【答案】B 【解析】A．、中心原子的价层电子对数分别为3+(3-3×1)=3、3+(5-3×1)=4，所以中心原子的杂化方式分别为杂化和杂化，A错误； B．硅原子的半径大于硫原子的半径，所以键长：，B正确； C．和中心原子的杂化方式均为杂化，中N原子存在孤电子对，对成键电子对的排斥力大，所以键角：，C错误； D．、和分别是平面正三角形、正四面体形和正八面体形，都是由极性键构成的非极性分子，是三角锥形，是由极性键构成的极性分子，D错误； 故选B。 【变式3-2】设为阿伏加德罗常数的值，下列说法错误的是 A．1 mol 分子中含有的非极性共价键数目为 B．S₈分子中S原子采用sp³杂化 C．1 mol 分子中含有的π键数目一定为 D．分子中S原子不满足8电子稳定结构 【答案】C 【解析】A．由图可知，一个S8分子中含有8个S-S键，故1 mol 分子中含有的非极性共价键数目为，A正确； B．由图可知，S8分子中的S原子价层电子对数为4，故S原子采用sp³杂化，B正确； C．由图可知，分子中可能不含π键，C错误； D．由图可知，分子中S原子为12电子结构，D正确； 故选C。 ◆题型四 分子的空间结构 解题要点 价层电子对理论、杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 杂化轨类型 杂化轨道数目 孤电子对数 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 分子构型 杂化轨道理论 sp 2 —— 180 直线 BeCl2 sp2 3 —— 120 平面三角形 BF3 sp3 4 无 10928' 四面体形 CH4 1 三角形 NH3 2 V形 H2O 价层电子对互斥理论 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 2 2 0 直线 直线 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 四面体 四面体 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 说明：配位数为4的空间构型有：①四面体，如[Zn(NH3)4]2＋，②四方形，如[Ni(CN)4]2－。 【例4-1】用价电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间构型，也可推测键角大小，下列判断正确的是 A．是V形分子 B．键角大于 C．是三角锥形分子 D．和的空间结构相同 【答案】D 【解析】A．CS2中中心原子C上的孤电子对数为（4-22）=0，σ键电子对数为2，价层电子对数为0+2=2，VSEPR模型为直线形，C上没有孤电子对，CS2是直线形分子，A项错误； B．、中心原子均为sp3杂化，由于氮的电负性更大，对成键电子对的吸引能更强，成键电子对离中心原子更近，成键电子对之间距离更小、斥力更大，导致键角更大，故键角小于，B项错误； C．BF3中中心原子B上的孤电子对数为（3-31）=0，σ键电子对数为3，价层电子对数为0+3=3，VSEPR模型为平面三角形，B上没有孤电子对，BF3是平面三角形分子，C项错误； D．中中心原子N上的孤电子对数为（5-1-41）=0，σ键电子对数为4，价层电子对数为0+4=4， N上没有孤电子对，为正四面体形；中中心原子C上的孤电子对数为（4-41）=0，σ键电子对数为4，价层电子对数为0+4=4， C上没有孤电子对，为正四面体形，D项正确； 故选D。 【例4-2】硫的化合物很多，如、、、、三聚的等，三聚的的结构如图所示。下列说法正确的是 A．分子中含有键 B．、中S原子都是杂化 C．、分子的VSEPR模型不一样 D．为正四面体结构 【答案】B 【解析】A．的物质的量为，1个中含有12个键，则分子中含有键，故A错误； B．中价层电子对数为4+=4，S原子是杂化；中价层电子对数为3+=4，S原子是杂化；故B正确； C．中价层电子对数为2+=3，VSEPR模型为平面三角形；中价层电子对数为3+=3，VSEPR模型为平面三角形，故C错误； D．中价层电子对数为4+=4，且没有孤电子对，但S-O和S-Cl键长度不同，不是正四面体结构，故D错误； 故选B。 【例4-3】氯吡苯脲是一种常用的膨大剂，其结构简式为 ，它是经国家批准使用的植物生长调节剂。 (1)氯元素基态原子核外电子的未成对电子数为 。 (2)氯吡苯脲晶体中，氮原子的杂化轨道类型为 ，羰基碳原子的杂化轨道类型为 。 (3)查文献可知，可用2-氯-4-氨基吡啶与异氰酸苯酯反应，生成氯吡苯脲，其反应方程式如下： 反应过程中，每生成1mol氯吡苯脲，断裂 个σ键，断裂 个π键。 (4)膨大剂能在动物体内代谢，其产物较为复杂，其中有H2O、NH3、CO2等。 ①请用共价键知识解释H2O分子比NH3分子稳定的原因为 。 ②H2O、NH3、CO2分子的空间结构分别是 ，中心原子的杂化类型分别是 。 【答案】(1)1 (2)sp2、sp3 sp2 (3)NA NA (4)H—O键的键能大于H—N键的键能 V形、三角锥形、直线形 sp3、sp3、sp 【解析】（1）根据构造原理可知，氯元素基态原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p5，所以未成对电子数为1； （2）根据氯吡苯脲的结构简式可知，有2个氮原子均形成3个单键，孤电子对数为1，属于sp3杂化；剩余1个氮原子形成1个双键和1个单键，孤电子对数为1，是sp2杂化；羰基碳原子形成2个单键和1个双键，为sp2杂化。 （3）由于σ键比π键更稳定，根据反应方程式可以看出，断裂的化学键为异氰酸苯酯分子中的N=C键中的π键和2-氯-4-氨基吡啶分子中的N—H键；故每生成1mol氯吡苯脲，断裂1mol σ键，断裂1mol π键，则断裂NA个σ键，断裂NA个π键。 （4）①O、N属于同周期元素，O的原子半径小于N，H—O键的键能大于H—N键的键能，所以H2O分子比NH3分子稳定。 ②H2O分子中O原子的价层电子对数=2＋=4，孤电子对数为2，所以为V形结构，O原子采用sp3杂化； NH3分子中N原子的价层电子对数=3＋=4，孤电子对数为1，所以为三角锥形结构，N原子采用sp3杂化； CO2分子中C原子的价层电子对数=2＋=2，不含孤电子对，所以是直线形结构，C原子采用sp杂化。 【变式4-1】下列有关分子空间结构的说法中正确的是 A．HClO、BF3、NCl3分子中所有原子的最外层电子都满足8电子稳定结构 B．P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为109°28′ C．BeF2分子中，中心原子Be的共用电子对数等于2，其空间结构为直线形 D．分子中键角的大小： 【答案】C 【解析】A．HClO中的H和BF3中的B都未达到8电子结构，A错误； B．P4和CH4都是正四面体结构，但是P4的P-P是该四面体的边，所以键角为60°；CH4的C-H键在正四面体的内部，键角为109°28′，B错误； C．BeF2分子的结构式为F-Be-F，中心Be原子的价层电子对数为=2，由于中心Be原子最外层的2个电子全部参与成键，没有孤电子对，所以其空间结构为直线形，C正确； D．BeCl2的空间结构为直线形，键角为180°；SnCl2呈V型，分子中含有一对孤对电子，由于该孤对电子的存在，键角小于120°；SO3的空间结构为平面正三角形，键角为120°；NH3的空间结构为三角锥形，键角为107°；CCl4的空间结构为正四面体，键角为109°28′；故分子中键角的大小：BeCl2 > SO3> SnCl2> CCl4>NH3 ，D错误； 故选C。 【变式4-2】运用物质结构与性质的相关知识，回答下列问题： （1）下列状态的铝中，电离最外层一个电子所需能量最大的是______。 A． B． C． D． （2）第四周期中，未成对电子数最多的元素在周期表中的位置为 ，属于 区，价层电子轨道表示式为 。 （3）根据价层电子对互斥理论，分子的立体构型为 。 （4）胆矾溶液与氨水在一定条件下可以生成晶体。在晶体中，为 结构，中心原子的杂化轨道类型是 。 （5）键角比较：NCl3 PCl3（填“>”、“<”或“=”）并解释其原因 。 【答案】（1）B （2）第四周期第VIB族 d （3）V形 （4）平面正方形 sp3 （5）> 因为氮原子的半径比磷原子小，而N的电负性比P大，导致N-Cl键之间的斥力大于P-Cl键。 【解析】（1）电离最外层的一个电子所需能量:基态>激发态,第一电离能<第二电离能<第三电离能,据此判断解答。 A、D都是铝原子的核外电子排布，A为基态，D为激发态,稳定性A大于D，失去最外层1个电子需要能量A大于D；B、C为铝失去2个电子的核外电子排布，B为基态，C为激发态，稳定性，B大于C，失去最外层1个电子需要能量B大于C；A失去最外层一个电子，为第一电离能，B失去最外层1个电子，为第三电离能，所以第三电离能大于第一电离能，答案选B。 （2）①第四周期元素中，外围电子排布为ndxnsy，含有的未成对电子数最多，即外围电子排布为3d54s1，此元素为铬；铬元素位于第四周期，其价电子排布式为3d54s1，属于第ⅥB族元素；②Cr属于d区元素 ③价电子排布式为：3d54s1，6个价电子；其基态原子的价电子轨道表示为：， （3）我们需要确定NO₂分子的价电子数。氮（N）有5个价电子，氧（O）各有6个价电子，共12个。因此，NO₂分子总共有17个价电子（其中一个未配对）。 根据VSEPR理论，NO₂的结构如下： 氮原子为中心原子，形成2个单键与2个氧原子相连，同时氮上还有1个未配对电子。 这样，氮原子周围有3个电子对（2个键电子对和1个未配对电子），根据VSEPR理论，电子对将尽量远离。这种结构形成的是一个弯曲形（bent）或V字形（angular）构型。 因此，NO₂分子的立体构型为弯曲形（或V形）。 （4）①[Cu(NH₃)₄]²⁺的结构可以描述为一个正方形平面构型，铜离子 (Cu²⁺) 处于中心位置，而四个氨分子 (NH₃) 则以配体的形式与铜离子配位。每个氨分子中的氮原子提供孤对电子，与铜离子形成配位键；②在硫酸根离子（SO₄²⁻）中，中心原子是硫（S），硫在SO₄²⁻中的杂化轨道类型是 ����3杂化。硫的原子序数是16，其基态电子排布为1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴。在SO₄²⁻中，硫原子与四个氧原子形成四个σ键，这要求硫原子进行杂化。为了形成四个等价的σ键，硫原子的一个3s轨道和三个3p轨道进行杂化，形成四个sp3杂化轨道。形成的四个sp3杂化轨道以四面体结构排列，每个杂化轨道与一个氧原子形成σ键。因此，在SO₄²⁻离子中，硫原子的杂化轨道类型是 sp3杂化，且形成的结构是四面体形。 （5）①>；②因为氮原子的半径比磷原子小，而N的电负性比P大，导致N-Cl键之间的斥力大于P-Cl键。 ◆题型五 分子的结构与物质的性质 【例5-1】下列各组物质熔化或升华时，所克服的粒子间作用力属于同种类型的是 A．和熔化 B．晶体硅和金刚石熔化 C．食盐和蔗糖熔化 D．汞和干冰升华 【答案】B 【解析】A．是离子晶体，熔化时克服离子键，是共价晶体，熔化时克服共价键，克服的粒子间作用力不相同，A错误；B．晶体硅和金刚石都是共价晶体，熔化时都克服共价键，克服的粒子间作用力相同，B正确；C．食盐为离子晶体，熔化时克服离子键，蔗糖为分子晶体，熔化时克服范德华力，克服的粒子间作用力不相同，C错误；D．汞为金属晶体，升华时克服金属键，干冰为分子晶体，升华时克服范德华力，克服的粒子间作用力不相同，D错误；答案选B。 【例5-2】下列对分子性质的解释中，不正确的是 A．F2、Cl2、Br2、I2熔点随相对分子质量增大而升高 B．乳酸()分子中含有2个手性碳原子 C．碘易溶于四氯化碳，甲烷难溶于水都可用“相似相溶”原理解释 D．氨气极易溶于水、邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛都能用氢键来解释 【答案】B 【解析】A．F2、Cl2、Br2、I2是组成和结构相似的分子，熔点随相对分子质量增大而升高，故A正确；B．中间碳原子上连有四个不一样的基团：氢原子、甲基、羧基和羟基，是手性碳原子，只有1个，故B错误；C．碘、四氯化碳、甲烷都为非极性分子，水为极性分子，分子极性相似的分子易溶，故C正确；D．氨气分子和水分子之间能形成氢键，所以氨气极易溶于水，邻羟基苯甲醛分子内存在氢键，而对羟基苯甲醛分子间存在氢键，所以邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛，故D正确；故选：B。 【变式5-1】下列关于物质的性质差异与结构因素匹配错误的是 性质差异 结构因素 A 熔点：远高于 晶体类型 B 稳定性： 氢键 C 溶解性：在中的溶解度大于在水中 分子的极性 D 酸性：甲酸(HCOOH)>乙酸() 烃基的推电子效应 【答案】B 【解析】A．是离子晶体，AlCl3是分子晶体，故熔点：远高于AlCl3，A正确；B．元素的非金属性：N＞P，所以稳定性：NH3＞PH3，与氢键无关，B错误；C．和都是非极性分子，而水是极性分子，根据相似相溶规律，在中的溶解度大于在水中，C正确；D．与氢原子相比，甲基是推电子基团，乙酸分子中羟基的极性更弱，故酸性：甲酸(HCOOH)>乙酸()，D正确；故选B。 【变式5-2】葡酚酮是由葡萄籽提取的一种花青素类衍生物(结构简式如图)具有良好的抗氧化活性。下列关于葡酚酮叙述错误的是    A．基态氧原子的电子有5种空间运动状态 B．分子中含有两种杂化轨道类型的碳原子 C．分子中含有2个手性碳原子 D．该分子可形成分子间氢键 【答案】C 【解析】A．把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，因而空间运动状态个数等于轨道数；基态O原子核外电子排布为1s22s22p4，有5种空间运动状态，A正确； B．有机物中苯环、酯基、羧基、碳碳双键的碳原子为sp2杂化，饱和碳原子为sp3杂化，B正确 ； C．  分子中含有3个手性碳原子，C错误； D．有机物含有羟基、羧基等，可形成分子内氢键，D正确； 故选C。 【变式5-3】（1）常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是 。 （2）在常压下，甲醇的沸点(65 ℃)比甲醛的沸点(－19 ℃)高，主要原因是 。 （3）元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为 ，其沸点比NH3的 (填“高”或“低”)，其判断理由是 。 （4）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 。 【答案】（1）乙醇与水之间形成氢键而氯乙烷没有。（2）甲醇分子间存在氢键。（3）三角锥形 NH3分子间存在氢键。（4） 苯胺分子之间存在氢键。 【解析】（1）由于乙醇与水分子间存在氢键，而氯乙烷和水分子间不存在氢键，故乙醇在水中的溶解度大于氯乙烷的溶解度。（2）甲醇分子中含有羟基，分子间可以形成氢键，而甲醛分子间只有范德华力，氢键强于范德华力，因此常压下，甲醇的沸点比甲醛高。（3）元素As与N位于同主族，As的氢化物(AsH3)分子的立体结构与N的氢化物(NH3)分子的立体结构相同，均为三角锥形；AsH3的沸点比NH3的低，原因为NH3分子间存在氢键。（4）苯胺的晶体类型为分子晶体，苯胺分子中有氨基，可以形成分子间氢键使得苯胺晶体的熔点、沸点分别高于甲苯。 ◆题型六 配合物及其应用 解题要点 配合物的形成 ①成键方式：由提供孤电子对的配位体和提供空轨道的中心原子以配位键结合形成内界，内界与外界之间以离子键结合。 ②形成条件：中心原子必须存在孤电子对（通常在成键时进行杂化）；配位体必须存在空轨道。 配合物的组成 内界：①中心原子(提供空轨道)——配合物的中心。常见的是过渡金属的原子或离子，如：Pt、Ag＋、Fe3＋、Cu2＋，也可以是主族元素阳离子，如Al3＋形成的[AlF6]3－ 配位体(提供孤电子对)——指配合物中与中心原子结合的离子或分子。常见的有：阴离子，如：Cl－、CN－、SCN－ （配位原子——指配合物中直接与中心原子相联结的配位体中的原子，它含有孤电子对） ③配位数——配位体的数目 外界：内界以外的其他离子构成外界。有的配合物只有内界，没有外界。 配合物的电离 配合物的内界和外界通过离子键结合，在水溶液中完全电离；中心原子和配位体通过配位键结合，一般部分电离。[Ag(NH3)2]OH＝[Ag(NH3)2]＋＋OH－ 【例6-1】在合成氨工业中，原料气(N2、H2及少量CO、NH3的混合气)在进入合成塔前需经铜氨溶液除去CO，其反应为[Cu(NH3)2]++CO+NH3[Cu(NH3)3CO]+。下列说法中正确的是 A．原料气需净化是为了防止催化剂“中毒” B．铜氨溶液吸收CO适宜的条件是高温高压 C．[Cu(NH3)3CO]+中提供孤对电子形成配位键的原子是N和О D．[Cu(NH3)3CO]+中H一N一H的键角小于NH3分子中H一N一H的键角 【答案】A 【解析】A．CO等能与催化剂发生反应，从而失去活性，所以需要净化，A正确；B．该反应正反应方向为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，不利于CO和NH3的吸收，B错误；C．提供孤对电子形成配位键的原子是N和C，C错误；D．NH3形成配位键后，原有的孤对电子转化为成键电子对，键角变大，D错误；答案选A。 【例6-2】(1)配合物是钴的重要化合物，中心原子的配位数为 ，Co3+钴离子的电子排布式： 。 (2)具有对称的空间构型，若其中两个NH3被两个Cl－取代，能得到两种不同结构的产物，则的空间构型为 。 (3)铜是重要的过渡元素，能形成多种配合物如Cu2+与乙二胺可形成如图所示配离子。 ①Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部不含有的化学键类型是 (填字母代号)。 a．配位键                b．极性键                c．离子键                d．非极性键 ②乙二胺和三甲胺均属于胺。但乙二胺比三甲胺的沸点高很多，原因是 。 【答案】 6 1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6) 平面正方形 c 乙二胺分子间可形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键 【解析】(1)配合物是钴的重要化合物，根据配合物化学式得到中心原子的配位数为6，配体为NH3和H2O，Co为27号元素，因此Co3+钴离子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d6；故答案为：6；1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6)。 (2)具有对称的空间构型，若其中两个NH3被两个Cl－取代，能得到两种不同结构的产物，说明的空间构型为平面正方形，而不是四面体结构；故答案为：平面正方形。 (3)①Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部含有碳碳非极性共价键，碳氢或氮氢极性共价键，还有铜氮配位键，因此不含有离子键；故答案为：c。 ②根据结构可得到乙二胺分子间可形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键，因此乙二胺比三甲胺的沸点高很多；故答案为：乙二胺分子间可形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键。 【变式6-1】关于[Cr(H2O)4Cl2]Cl的说法正确的是(　　) A．中心原子的化合价为＋1价 B．配位数是6 C．配体为水分子，外界为Cl－ D．在其水溶液中加入AgNO3溶液，不产生白色沉淀 【答案】B 【解析】[Cr(H2O)4Cl2]Cl中阴离子是氯离子，氯离子的化合价是－1价，所以铬离子的化合价是＋3价，A错误；中心原子铬与4个水分子和2个氯离子结合形成配位离子，故Cr的配位数为6，B正确；[Cr(H2O)4Cl2]Cl中配体为水分子和氯离子，外界为Cl－，C错误；[Cr(H2O)4Cl2]Cl的外界为Cl－，在其水溶液中加入AgNO3溶液，会产生氯化银白色沉淀，D错误。 【变式6-2】铜是历史上最早使用的金属，铜有许多化合物：CuO、Cu2O、CuSO4、Cu(OH)2、CuCO3，、、、等。固体Y溶液Z沉淀W离子晶体(己知：)，下列有关说法不正确的是 A．W离子为深蓝色，Cu2+的配位能力：H2O小于NH3 B．晶体结构(如上图)中有5种水分子 C．中σ键的数目为16mol D．向中加乙醇并用玻璃棒摩擦管壁获得深蓝色晶体 【答案】B 【分析】从固体Y溶液Z沉淀W离子晶体中可以看出，X为CuO、Y为、Z为Cu(OH)2、W为。 【解析】A．由分析可知，W离子为，由转化为，表明Cu2+的配位能力：H2O小于NH3，A正确；B．从图中可以看出，晶体结构中，含有3种水分子，内界有2种水分子，外界1种水分子，B不正确；C．中，含有12molN-H键，4mol配位键，则含σ键的数目为16mol，C正确；D．用玻璃棒摩擦管壁，可产生晶核，向中加乙醇，可降低晶体的溶解度，从而获得深蓝色晶体，D正确；故选B。 ◆题型七 晶体的特征 解题要点 晶体具有以下特性：自范性、各向异性、有固定的熔点、对称性和均一性。 【例7-1】下列说法正确的是 A．固体一定是晶体 B．晶体具有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点 C．铜为面心立方晶胞，每个晶胞中含有14个铜原子 D．区分晶体与非晶体最可靠的方法是观察固体的原子光谱 【答案】B 【解析】A．二氧化硅有晶体和无定形两种，不一定是晶体，A错误； B．晶体具有固定的熔点，具有自范性，非晶体没有固定的熔点，不具有自范性，B正确； C．铜晶胞中顶点处的铜原子被8个晶胞共用，面心处的铜原子被两个晶胞共用，因此每个晶胞中含有4个铜原子，C错误； D．区分晶体与非晶体最可靠的方法是X射线衍射，D错误； 故选B。 【变式7-1】美国加州 Livermore国家实验室物理学家Choong—Shik和他的同事们，在40 Gpa的高压容器中，用Nd：YbLiF4激光器将液态二氧化碳加热到1800 K，二氧化碳转化为与石英具有相似结构的晶体。估计该晶体不具有的结构或性质是 A．具有规则的几何外形 B．硬度与金刚石相近 C．熔化时破坏共价键 D．易升华，可用作制冷剂 【答案】D 【解析】A．该晶体具有与石英相似的晶体结构，属于共价晶体，具有规则的几何外形，A项不选；B．该晶体与金刚石都属于共价晶体，硬度与金刚石相近，B项不选；C．该晶体属于共价晶体，熔化时破坏共价键，C项不选；D．该晶体属于共价晶体，具有高熔点、高硬度，不易升华，不能用作制冷剂，D项选；答案选D。 【变式7-2】分析晶体与非晶体具有的性质： （1）下图是冰块熔化过程中温度随时间的变化图像。分析图像可知，冰块熔化过程持续 min，此过程需 (填“吸热”或“放热”)，温度 (填“升高”“不变”或“降低”)。所以，冰是 (填“晶体”或“非晶体”)，区分晶体与非晶体的重要依据是 。    （2）甲为石墨晶体，甲说明晶体具有 ；乙说明晶体具有各向异性而非晶体具有 ；丙说明晶体的内部微粒排列规范 而非晶体内部微粒排列无序。    【答案】（1）10 吸热 不变 晶体 晶体有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点 （2）各向异性 各向同性 有序 【解析】（1）由图知，冰块熔化过程持续了10min，此过程需吸收热量，温度保持不变，故冰是晶体，有固定的熔点，而非晶体没有固定的熔点，有无固定熔点是区分晶体与非晶体的重要依据； （2）甲为石墨晶体，垂直方向的导电性差而水平方向的导电性强，说明晶体具有各向异性；乙图中，水晶属于晶体而玻璃属于非晶体，石蜡熔化后，水晶片上出现椭圆形而玻璃片上出现圆形，说明晶体具有各向异性而非晶体具有各向同性；丙说明晶体的内部微粒排列规范有序而非晶体内部微粒排列无序。 ◆题型八 晶体中微粒的相互作用 解题要点 1.晶胞中粒子数目的计算方法——均推法 原则 晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是 方法 长方体 非长方体(六棱柱晶胞) 2．晶胞中粒子配位数的判断 一个粒子周围最邻近的粒子的数目称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例 ①找一个与其离子连接情况最清晰的离子，如图中心的灰球(Cl－)。 ②数一下与该离子周围距离最近的异种电性离子数，如图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 3．晶体熔、沸点的比较 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大（即离子间的作用力就越强），其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl 原子晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO＞N2 ④烷烃的同分异构体，支链越多，对称性强，熔、沸点越低 金属晶体 一般来说，金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al 异类晶体 一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如SiO2＞NaCl＞CO2 4.计算晶体密度的方法 （1）思维流程 （2）计算公式：（N为晶胞中的粒子数，M为晶胞化学式的摩尔质量，NA为阿伏加德罗常数，a为晶胞边长）。 （3）常用到的单位换算: 1m=102cm=109nm=1010Å=1012pm。 5.计算晶体中粒子间距离的方法 （1）思维流程 （2）计算方法：微粒间距离的计算常常涉及晶体密度、NA、m、晶体体积等数据，解答这类题目时，一要掌握“均摊法”原理，二要熟悉常见晶体的结构特征，三要明确微粒的位置，结合数学知识，找出所求微粒间的距离与晶胞边长、面对角线或者体对角线的关系。 【例8-1】有关晶体的结构如图所示，下列说法正确的是 A．冰中的每个水分子均摊4个氢键 B．每个硅原子被4个最小环所共有 C．如图所示的金刚石晶胞中有6个碳原子 D．在晶胞中，1个分子周围有12个紧邻分子 【答案】D 【解析】A．根据图中信息冰中每个水分子与周围四个水分子以分子间氢键形成，每个氢键都为两个水分子所共有，因而每个水分子均摊氢键数为，故A错误； B．如图可以看出，每个硅原子周围有四条边，而每条边又被6个环所共有，同时由于每个环上有两条边是同一个硅原子周围的，所以每个硅原子被个最小环所共有，故B错误； C．如图所示的金刚石晶胞中碳原子有8个在顶点，6个在面心，4个在体内，因此含有个碳原子，故C错误； D．根据晶胞，以顶点的二氧化碳分子分析，与面心的二氧化碳分子紧邻，每个横截面有4个，总共有3个横截面，因此1个分子周围有12个紧邻分子，故D正确。 综上所述，答案为D。 【例8-2】原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，如图为单晶晶胞，其中原子坐标参数A为，B为(，0，)，C为(，，0)。则D原子的坐标参数为 A．(，，) B．(0，，0) C．(，，) D．(，0，0) 【答案】A 【解析】根据各个原子的相对位置可知，D在各个方向的处，则D原子的坐标参数为(，，)； 答案选A。 【例8-3】钙钛矿型具有优异的化学稳定性和在高温下的良导电性，在催化分解、汽车尾气处理等方面有重要用途，晶胞的结构如图甲所示。设为阿伏加德罗常数的值，晶胞边长为，1号原子的坐标为，3号原子的坐标为。下列说法错误的是 A．距离O原子最近的O原子有8个 B．该晶胞的俯视图为图乙 C．2号原子的坐标为 D．、间的最短距离为 【答案】D 【解析】A．中La:Co:O=1:1:3，则面心位置的是O原子，故离O原子最近的O原子有8个，选项A正确； B．根据图甲，从上方俯视，该晶胞的俯视图与图乙一致，选项B正确； C．根据图甲中坐标位置，1号原子的坐标为，3号原子的坐标为，则可推出2号原子的坐标为，选项C正确； D．、之间的最短距离是立方晶胞体对角线的一半，即，选项D错误； 答案选D。 【变式8-1】硒化锌是一种重要的半导体材料；其晶胞结构如图甲所示，已知晶胞参数为p nm，图乙为晶胞的俯视图，下列说法正确的是 A．晶胞中硒原子的配位数为8 B．晶胞中d点原子分数坐标为(，，) C．Zn位于元素周期表的d区 D．Zn和Se的最短距离为p nm 【答案】D 【解析】A．该晶胞中Zn原子位于Se围成的正四面体空隙内，Zn原子的配位数是4，Se原子位于顶点和面心，个数为：4，Zn原子位于体内个数为：4，则该晶胞对应的化学式为ZnSe，晶胞中Se原子的配位数也是4，A错误；B．该晶胞中a点坐标为(0，0，0)，a原子位于坐标原点，由图乙可知d原子在坐标轴正方向空间内，且到x轴、y轴、z轴的距离分别为、、，即d原子的坐标为(，，)，B错误；C．Zn为30号元素位于ds区，C错误；D．Zn、Se的最短距离为体对角线的，即为p nm ，D正确；故选：D。 【变式8-2】我国科学家在高压下设计了一种氢元素化合物体系的高温超导体，其晶胞结构如图所示。设该立方晶胞参数为apm，阿伏加德罗常数为。下列说法错误的是 A．该超导体的化学式为 B．该晶胞中与Ca最近且距离相等的Y有8个 C．该晶胞体的密度为 D．该晶胞中相邻H原子之间最短距离为 【答案】C 【解析】A．该晶胞中Ca为于顶点，个数为8=1，Y位于体心，个数为1，H位于面心，个数为24=12，该超导体的化学式为，故A正确；B．由晶胞结构可知，该晶胞中与Y最近且距离相等的Ca有8个，由化学式可知，该晶胞中与Ca最近且距离相等的Y有8个，故B正确；C．该晶胞体的密度为，故C错误；D．由晶胞结构可知，相邻H原子之间最短距离为面对角线的，为，故D正确；故选C。 【变式8-3】近日，《自然一通讯》发表了我国复旦大学魏大程团队开发的一种共形六方氮化硼修饰技术，可直接在二氧化硅表面生长高质量六方氮化硼薄膜。 (1)晶体硼有多种变体，但其基本结构单元都是由硼原子组成的正二十面体(如图)，每个顶点为一个硼原子，每个三角形均为等边三角形，则每一个此基本结构单元由 个硼原子构成。    (2)Na与N形成的NaN3可用于制造汽车的安全气囊，其中阴离子的空间构型为 ，Na在空气中燃烧产生黄色火焰，这种黄色焰色用光谱仪摄取的光谱为 光谱(填“发射”或“吸收”)。 (3)已知NH3分子的键角约为107°，而同主族磷的氢化物PH3分子的键角约为94°，请解释的键角比的键角大的原因： 。 (4)立方氮化硼属于原子晶体，其晶胞结构如图1所示，可认为氮原子处于硼原子围成的某种空隙中，则氮原子处于硼原子围成的 (填空间结构)空隙中。图2是立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图，请在图中圆球上涂“•”标明N的相对位置 。    已知立方氮化硼的密度为dg⋅cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞中硼原子与氮原子的最近距离为 nm。(只要求列算式) 【答案】(1)12 (2)直线形 发射 (3)N原子半径小于P，NH3中成键电子对离中心原子近，成键电子对之间的排斥作用强 (4)正四面体    【解析】（1）每个顶点为一个硼原子，每个三角形均为等边三角形，根据均摊原则，每个面占用个B原子，则每一个此基本结构单元由个硼原子构成。 （2）与CO2属于等电子体，CO2是直线型分子，的空间构型为直线形，Na在空气中燃烧产生黄色火焰，这种黄色焰色是电子由高能级跃迁到低不能形成的发射光谱。 （3）N原子半径小于P，NH3中成键电子对离中心原子近，成键电子对之间的排斥作用强，所以NH3的键角比PH3的键角大。 （4）根据图示，氮原子处于硼原子围成的正四面体空隙中。图2是立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图，在图中圆球上涂“•”标明N的相对位置为  。 根据均摊原则，晶胞中N原子数为4、B原子数为，立方氮化硼的密度为dg⋅cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞的边长为，则晶胞中硼原子与氮原子的最近距离为体对角线的，硼原子与氮原子的最近距离为nm。 学科网（北京）股份有限公司1 / 21 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$