专题01 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（沪科版2020）

专题01 物质结构与性质 ◆考点01 原子核外的电子排布 1.基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于最低能量状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 （3）基态、激发态相互间转化的能量变化 2.原子光谱 （1）光谱的成因及分类 ①电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 ②电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 ③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 （2）光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。 3.构造原理 （1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 （2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。 注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低 4.电子排布式 （1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 （2）表示方法： （3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。 （4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 （5）简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 （6）价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。 ②价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排布式为3d54s1。 5.电子云 原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。 ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。 ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。 ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。 6.原子轨道 表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。 原子 轨道 s p d f 轨道 形状 球形 哑铃形(纺锤形) 复杂 复杂 轨道 个数 1 3 5 7 7．原子核外电子排布的原理及表示方法 （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）核外电子排布的表示方法的比较 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： ◆考点02 元素性质的周期性变化 1.元素周期表的结构 （1）原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 （2）核外电子排布与族的关系 ①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。 ②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。 ④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。 族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数（8），只有Ru和Os可表现出+8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。 2.原子半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 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 3.电离能与电负性 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 4.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 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) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 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 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 离子的氧化性、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 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 ◆考点03 共价分子的空间结构 1.共价键的形成与性质 （1）特征 特征 概念 作用 存在情况 饱和性 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是一定的 饱和性决定了分子的组成 所有的共价键都具有饱和性 方向性 在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性 方向性决定了分子的空间结构 并不是所有共价键都具有方向性 （2）形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。 （3）类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类) ①σ键 形成 由成键原子的s轨道或p轨道重叠形成 类型 s－s型 s－p型 p－p型 特征 以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称 ②π键 形成 由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成 p－p π键 特征 π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂 ③判断σ键、π键的一般规律 共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键构成。 （4）键能 ①概念：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量称为键能。 ②条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为kJ·mol-1 ③应用： 判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。 判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。 例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。 利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 ④测定方法：键能可通过实验测定，更多的却是推算获得的。 注：同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键 （5）键长 ①概念 构成化学键的两个原子的核间距叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。 ②应用 判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。 判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。 ③定性判断键长的方法 根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。 根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。 2.分子的空间结构 （1）常见的分子空间结构 分子类型 化学式 空间结构 结构式 键角 空间填充模型 球棍模型 三原子 分子 CO2 直线形 O==C==O 180° H2O V形 105° 四原子 分子 CH2O 平面三角形 120° NH3 三角锥形 107° 五原子 分子 CH4 四面体形 109°28′ （2）其他多原子分子的空间结构 （3）价层电子对互斥模型 ①应用：预测分子的空间结构。 ②内容：价层电子对互斥模型认为，分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。 VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。 ③中心原子上的价层电子对数的计算 中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数 σ键电子对数的确定：由化学式确定 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= 公式中各字母的含义： a 中心原子的价层电子数 主族元素 =最外层电子数 阳离子 =中心原子的价层电子数-离子的电荷数 阴离子 =中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱ x 与中心原子结合的原子数 b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 H =1 其他原子 =8-该原子的价层电子数 ④ VSEPR模型与分子或离子的空间结构 σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 分子或离子 孤电子对数 价层电子对数 VSEPR模型名称 分子或离子 的空间结构名称 CO2 0 2 直线形 直线形 SO2 1 3 平面三角形 V形 CO 0 3 平面三角形 平面三角形 H2O 2 4 四面体形 V形 NH3 1 4 四面体形 三角锥形 CH4 0 4 正四面体形 正四面体形 ⑤常见分子或离子的空间结构的推测 分子或离子 中心原子上的孤电子对数 中心原子上的价层电子对数 VSEPR模型 VSEPR模型名称 空间结构 空间结构名称 CO2、BeCl2 0 2 直线形 直线形 CO32—、BF3 0 3 平面三角形 平面三角形 SO2、PbCl2 1 V形 CH4、CCl4 0 4 正四面体形 正四面体形 NH3、NF3 1 四面体形 三角锥形 H2O、H2S 2 V形 ⑥杂化轨道类型与分子的空间结构的关系 杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。当没有孤电子对时，能量相同的杂化轨道彼此远离，形成的分子为对称结构；当有孤电子对时，孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥，形成的分子的空间结构也发生变化。 杂化轨道与分子的空间结构的关系： 当杂化轨道全部用于形成σ键时 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 1个ns和1个np 1个ns和2个np 1个ns和3个np 轨道夹角 180° 120° 109°28′ 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时 由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。如水分子中氧原子的sp3杂化轨道有2个杂化轨道由孤电子对占据，其分子不呈正四面体形，而呈V形；氨分子中氮原子的sp3杂化轨道有1个杂化轨道由孤电子对占据，氨分子不呈正四面体形，而呈三角锥形。 ⑦VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型的关系 杂化轨道理论解释了价层电子对互斥模型所推测的分子空间结构，但分析具体分子中的中心原子的杂化轨道类型时，应先确定分子或离子的VSEPR模型，再确定中心原子的杂化轨道类型。 VSEPR模型及其中心原子对应的杂化轨道类型如表所示： 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 直线形 sp2 SO2 V形 sp3 H2O V形 sp2 SO3 平面三角形 sp3 NH3 三角锥形 sp3 CH4 正四面体形 ◆考点04 分子结构与物质的性质 1.分子的极性 （1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。 （2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。 （3）分子极性的判断 ①化合价法判断： ABn型分子中，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。 ②根据键的极性、分子立体构型判断 （4）键的极性对化学性质的影响 ①键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+,则羧酸的酸性越大。 ②与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 ③烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。 2.手性 （1）手性异构体与手性分子 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。 （2）手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。 （3）手性分子的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 （4）手性分子的用途 ①构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。 ②生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。 3.范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相互作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子 分类 ———— 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负及氢键数目 性质影响 随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高、硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小 ◆考点05 配位化合物和超分子 1.配位键和配合物 （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：常用“___―→___”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH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 2.超分子 （1）定义 由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 （2）存在形式 超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 （3）形成方式 说法很纷繁，有人将其概括为非共价键，有人则将其限于分子间作用力。 （4）分子聚集体的大小 超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。 （4）特征 ①分子识别 ②自组装。 ◆考点06 晶体结构与性质 1.关于晶体与非晶体的认识误区 （1）同一物质的固体可以是晶体，也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2。 （2）有着规则几何外形或者美观、对称外形的固体，不一定是晶体。例如，玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观。 （3）具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成。 （4）晶体不一定都有规则的几何外形，如天然的水晶球。 2．晶胞中粒子数目的计算 （1）晶胞是最小的平行六面体，它有8个顶角，三套各4根平行棱，三套各两个平行面。 （2）均摊法确定晶胞中粒子的个数 若晶胞中某个粒子为n个晶胞所共用，则该粒子有属于这个晶胞。 长方体形(正方体形)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献 注：①对于非立方晶胞，应视具体情况确定系数。晶胞不一定都是正方体 ②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。 3．晶体结构的测定 （1）测定仪器：X射线衍射仪 （2）测定方法 ①测定方法：X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰 ②非晶体图谱中看不到分立的斑点或明锐的衍射峰 ③X射线衍射图谱的应用 经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。 晶胞形状和大小 分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型衍射图通过计算获得 原子在晶胞里的数目和位置等 结合晶体化学组成的信息推出原子之间的相互关系 4．四种晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 大部分固态、熔融时都不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定 5.晶体类型的判断方法 （1）依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断 分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。 （2）依据物质的分类判断 ①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、SiO2等。 ④金属单质(除汞外)与合金均属于金属晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。 （4）依据导电性判断 离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。 （5）依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 6.常见晶体的比较 晶体 晶体结构图 结构描述 有关问题 NaCl ①堆积方式：面心立方堆积 ②每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个 ①每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有___12个；②每个晶胞中含___4个Na＋和___4个Cl－；③Na＋和Cl－的配位数均为___6个 CsCl ①堆积方式：简单立方堆积 ②每8个Cs＋、8个Cl－各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs＋或Cl－) ①在每个Cs＋周围最近的等距离的Cl－有8个，在每个Cs＋周围最近的等距离的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－也有6个；②每个晶胞中含___1个Cs＋和___1个Cl－；③Cs＋和Cl－的配位数均为___8个 金刚石 （硅晶体） ①每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体的中心；②晶体中所有C—C键键长相等，键角相等(均为109°28′)；晶体中最小碳环由6个C组成且六个碳原子都不在同一平面内 ①最小的环含有____6个碳原子；②晶体中每个C参与了4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2；③晶胞中拥有____8个碳原子；④配位数均为___4；④C原子为_____sp3杂化 SiO2 ①每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点；②同时每个O被2个正四面体所共用。每个氧原子与____个硅原子以单键结合 ①最小的环含有____6个Si和____6个O；②晶体中Si与O的原子个数比为_____1∶2 石墨 ①层状结构，每一层内，碳原子排成________正六边形，每个C原子与其他___3个C原子以单键结合，形成_____平面 网状结构；②层与层之间以______________范德华力相结合 ①每个正六边形拥有___2个C原子；②C原子数与C—C键数之比为_____2∶3；③C原子采用____sp2杂化。 干冰 ①堆积方式：__________面心立方堆积 ②每8个CO2构成立方体，且在6个面的中心又各占据1个CO2 ①在每个CO2周围等距离的最近的CO2有____12个(同层4个、上层4个、下层4个)；②晶胞中拥有___4个CO2分子；③配位数____12 冰 每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引 冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小 1．符号“3px”没有给出的信息是 A．能层 B．能级 C．电子云在空间的伸展方向 D．电子的自旋方向 【答案】D 【解析】3px中3代表第三能层，p表示p能级，x表示电子云在三维坐标沿x轴的伸展方向，唯独没有表示出电子的自旋方向； 答案选D。 2．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4    ②1s22s22p63s23p3    ③1s22s22p3    ④1s22s22p5 则下列有关比较中正确的是（    ） A．第一电离能：④>③>①>② B．原子半径：②>①>③>④ C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>① 【答案】B 【分析】根据基态原子的电子排布式，①1s22s22p63s23p4是S元素；②1s22s22p63s23p3是P元素；③1s22s22p3是N元素；④1s22s22p5是F元素，据此分析解答。 【解析】A．P的3p轨道为半充满状态，所以第一电离能P>S，第一电离能④>③>②>①，A选项错误； B．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，质子数越多半径越小，所以原子半径：②>①>③>④，B选项正确； C．非金属性越强，电负性越大，非金属性：F>N>S>P，则电负性：④>③>①>②，C选项错误； D．最高正化合价等于最外层电子数，F元素没有正价，所以最高正化合价：①>③＝②，D选项错误； 答案选B。 3．祖母绿(主要成分)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石[主要成分]、磷灰石[主要成分]。下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．电离能大小： D．碱性强弱： 【答案】B 【解析】A．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子半径小于氧离子，故A错误； B．同周期元素，从左到右元素的非金属性依次增强，电负性依次增大，则磷元素的电负性大于硅元素，故B正确； C．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，则氟原子的第一电离能大于氧原子，故C错误； D．同周期元素，从左到右元素的金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱，同主族元素，从上到下元素的元素的金属性依次增强，最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强，则氢氧化钙的碱性强于氢氧化铝，故D错误； 故选B。 4．下列化学用语表示正确的是 A．中子数为18的氯原子： B．碳的基态原子轨道表示式： C．的空间结构：(平面三角形) D．的形成过程： 【答案】C 【解析】A．质量数=质子数+中子数，质量数标注于元素符号左上角，质子数标注于左下角，中子数为18的氯原子的质量数为17+18=35，核素符号为，故A错误； B．基态碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2，根据洪特规则，2p轨道上的2个电子应该分别在2个轨道上，且自旋方向相同，轨道表示式：，故B错误； C．BF3的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=3，空间构型为平面三角形，空间结构模型为：，故C正确； D．HCl是共价化合物，不存在电子得失，其形成过程应为，故D错误； 故选：C。 5．以下部分元素为短周期元素，其原子半径及主要化合价见下表。 元素 X Y Z W T 原子半径/nm 0.152 0.186 0.066 0.102 0.099 最外层电子数 1 1 6 6 7 下列有关说法正确的是 A．简单离子的半径：Y >X>Z B．气态氢化物的热稳定性：W>Z C．Y与Z形成的化合物可能具有强氧化性 D．常温下，W单质的分子间作用力小于T单质 【答案】C 【分析】Z和W最外层电子均为6，且Z原子半径小，所以Z为O；W为S；T元素最外层电子书为7，其原子半径介于Z和W之间，所以T为F；X和Y最外层电子均为1，且半径均大于Z，Y元素半径大于W；所以X为Na，Y为K。 【解析】A．据分析可知，Y为K；Z为O；X为Na，电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小；所以简单离子的半径：Y>Z>X，A错误； B．W为S；Z为O；电负性大小为Z>W，所以气态氢化物的热稳定性：Z>W，B错误； C．Y为K；Z为O；K和O形成的过氧化钾即可以做氧化剂又可以做还原剂，C正确； D．W为S；T为F；S单质为分子晶体；F单质为分子晶体；分子晶体之间作用力与分子量大小有关，S是以S8存在，F以F2存在，所以W单质的分子间作用力大于T单质，D错误。 故选C。 6．下列实验事实不能用氢键来解释的是 A．CH4比SiH4稳定 B．乙醇能与水以任意比互溶 C．邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛 D．接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18 【答案】A 【解析】A．因为C元素的非金属性比Si强，所以CH4的稳定性比SiH4的稳定性高，与氢键无关，A错误； B．乙醇能与水以任意比互溶的主要原因有:乙醇和水分子之间形成氢键，乙醇和水均为极性分子(相似相溶)，B正确； C．由于邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，使熔沸点偏低；而对羟基苯甲醛能够形成分子间氢键，使熔沸点偏高，所以邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛，C正确； D．水分子间存在氢键从而形成缔合物，所以接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18，D正确； 答案选A。 7．下列说法正确的是 A．CO2、CS2和SiO2的结构相似 B．H—F的键能比H—Cl的键能大，所以HF比HCl稳定，HF的稳定性与HF分子间存在氢键无关 C．干冰易升华，这与分子中C=O键的键能大小有关 D．H2O和H2S的空间构型相似，CaO2和CaH2的化学键类型完全相同 【答案】B 【解析】A．CO2、CS2是由共价键形成的直线形分子，SiO2是由共价键形成的共价晶体，呈空间网状结构，CO2、CS2和SiO2的结构不相似，故A错误； B．H-F的键能比H-Cl的键能大，所以HF比HCl稳定，HF的稳定性与HF分子间存在氢键无关，氢键影响的是物质的物理性质，故B正确； C．干冰易升华，是因为CO2分子间是微弱的范德华力，这与分子中C=O键的键能大小无关，故C错误； D．H2O和H2S的中心原子都是sp3杂化，都有两个孤电子对，空间结构都是V形，CaO2和CaH2都是离子化合物，CaO2是由钙离子和过氧根离子构成的，过氧根离子里存在着两个氧原子间的共价键，而CaH2是由钙离子和H-构成的，只有离子键，没有共价键，化学键类型不完全相同，故D错误； 故选B。 8．关于性质的解释合理的是 选项 性质 解释 A 用蘸有浓盐酸的玻璃棒检验 生成了白雾 B 熔点高于 键的键能比大 C 能与以配位键结合 中氮原子有孤电子对 D 氨水中存在 是离子化合物 【答案】C 【解析】A．用蘸有浓盐酸的玻璃棒检验，产物为氯化铵固体小颗粒，现象为生成白烟，故A错误； B．NH3熔点高于PH3，是因为氨气中含有氢键，氢键的存在导致氨气的熔点升高，不是N-H键的键能比P-H大，故B错误； C．NH3中氮原子有孤电子对，使Ag+和NH3以配位键结合形成[Ag(NH3)2]+，故C正确； D．NH3⋅H2O是共价化合物，是弱碱，在水溶液中部分电离出和OH-，故D错误； 故选：C。 9．已知反应：2[Co(H2O)6]2++10NH3+2NH4++H2O2=2[Co(NH3)6]3++14H2O，下列说法错误的是 A．NH3和H2O 的中心原子的杂化类型相同 B．反应中H2O2作氧化剂，发生还原反应，被还原 C．NH3和H2O 与CO3+的配位能力：NH3>H2O D．1mol[Co(H2O)6]2+ 配离子中，含有的σ键数目为12×6.02×1023 【答案】D 【解析】A．NH3中心N的孤对电子对数1，σ键电子对数3，价层电子对数4，为sp3杂化，H2O中心O孤对电子对数2，σ键电子对数2，价层电子对数4，为sp3杂化，选项A正确； B．反应中H2O2氧元素为-1价，反应后生成H2O，氧元素化合价为-2价，化合价降低，作氧化剂，发生还原反应，被还原，选项B正确； C．根据反应方程式可知NH3和H2O与Co3+的配位能力：NH3＞H2O，原因是N的电负性小于O，即N对孤对电子吸引小于O，故NH3更容易成为配体，选项C正确； D．[Co(H2O)6]2+配离子中每个H2O含有2个H-O键，1个配位键，都是σ键，1mol[Co(H2O)6]2+配离子中含有的σ键数目为18×6.02×1023，选项D错误； 答案选D。 10．下列有关晶体的说法错误的是 A．晶胞是晶体中最小的结构重复单元 B．有光泽的晶体一定是金属晶体 C．可通过X射线衍射区分晶体、准晶体和非晶体 D．相同化学成分的固体可能是晶体，也可能是非晶体 【答案】B 【解析】A．晶胞是晶体中最小的结构重复单元，故A正确； B．有金属光泽的晶体不一定是金属晶体，如晶体硅，故B错误； C．准晶体是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过X-射线衍射方法区分晶体、准晶体和非晶体，故C正确； D．同种物质可能以晶体和非晶体两种不同形式出现，例如天然水晶是晶体，而熔化后再凝固的水晶(石英玻璃)就是非晶体，故D正确； 故选B。 11．现有四种晶体的晶胞，其微粒质点排列方式如图所示，其中化学式正确的是               A． B． C． D． 【答案】C 【分析】内部1个算一个，六面体棱上每个算个，六面体顶点一个算个，面上一个算个，六棱柱顶点1个算个，棱上1个算个。 【解析】A．原子个数，A=1，B=，故应为AB，A错误； B．原子个数，E=，F=，故应为EF，B错误； C．原子个数，X=1，Y=，Z=故应为XY3Z，C正确； D．原子个数，A=，B=6，故应为AB2，D错误； 故选C。 12．单质硫和氢气在低温高压下可形成一种新型超导材料，其晶胞如图。下列说法错误的是 A．S位于元素周期表p区 B．该物质的化学式为 C．S位于H构成的八面体空隙中 D．该晶体属于分子晶体 【答案】D 【解析】A．S的价电子排布式为：3s23p4，故S位于元素周期表p区，A正确； B．由该物质形成晶体的晶胞可知：S个数为，H个数为：，故H、S原子个数比为3:1，故该物质的化学式为，B正确； C．S位于H构成的八面体空隙中，如图所示，C正确； D．由于该晶体是一种新型超导材料，说明其是由阴、阳离子构成的，故该晶体属于离子晶体，D错误； 故答案为：D。 13．科学研究发现甲醇(CH3OH)和羰基硫(OCS)是火星上存在的有机物。回答下列问题： (1) CH3OH中O的杂化类型为 ，16 g CH3OH中含有 mol σ键。 (2)常用于酯交换等有机合成，下列各种Li原子电子排布图(轨道表示式)表示的状态中能量最高和最低的分别为 、 (填字母)。 A．      B．     C．      D．   与具有相同的电子结构，小于，原因是 。 (3)分子中的键角为 ，该分子属于 (填“极性”或“非极性”)分子；OCS分子中键长：C=O (填“>”或“<”，下同)C=S，键能：C=O C=S。 【答案】(1)sp3 2.5 (2)C D Li+核电荷数较大 (3)180° 非极性 ＜ ＞ 【解析】（1）CH3OH中O为sp3杂化，1个CH3OH分子中含3个C-H键，1个C-O键和1个H-O键，单键均为σ键，即共有5条σ键，所以1mol CH3OH中含有5molσ键，故16 g CH3OH中含有=2.5mol σ键，故答案为：sp3；2.5； （2）D选项表示基态，为能量最低状态；A、B、C选项均表示激发态，但C选项被激发的电子处于高能级的电子数多，为能量最高状态；Li+与H-具有相同的电子构型，Li的核电荷数大于H的核电荷数，因此Li的原子核对电子的吸引能力强，即Li+半径小于H-半径。 （3）CO2分子中中心原子C周围的价层电子对数为：2+=2，其空间构型为直线形分子，故其键角为180°，分子高度对称，正负电荷中心重合，该分子属于非极性分子，O原子半径小于S原子半径，所以C=O的键长小于C=S的键长，即OCS分子中键长：C=O<C=S，键长越短，键能越大，所以键能：C=O＞C=S，故答案为：180°；非极性；＜；＞。 14．金属钛被誉为“二十一世纪金属”。回答下列问题： (1)钛在周期表中的位置 ，位于元素周期表中 区，钛原子核外有 种空间运动状态不同的电子，Ti2+电子占据的最高能层的电子排布式为 。 (2)TiO2的晶胞如图所示，则该晶体的密度为 g⋅cm-3 (设阿伏加德罗常数的值为NA，用含a、b、NA的代数式表示)。    【答案】(1)第四周期第IVB族 d 12 1s22s22p63s23p63d2 (2) 【解析】（1）Ti位于第四周期第IVB族，位于元素周期表中d区，基态Ti原子核外电子排布式1s22s22p63s23p63d24s2可知，3d轨道只有2个电子，空间运动状态不同的电子有1+ 1 +3+1+ 3+2+1= 12；基态Ti原子失去4s能级上的电子得到Ti2+，Ti2+电子占据的最高能层为第三能层，所以Ti2+电子占据的最高能层的电子排布式为1s22s22p63s23p63d2，故答案为:第四周期第IVB族；d；12；1s22s22p63s23p63d2； （2）该晶胞中Ti原子个数= 1 +8= 2、O原子个数= 2+4 = 4，Ti、O原子个数之比为2 : 4= 1 : 2，相当于该晶胞中含有2个“TiO2”，晶胞体积= a10 -10cma10 -10cmb10 -10cm =a2b 10 -30cm3；该晶体的密度，答案为。 15．硅、硫元素是重要的非金属元素，在生产、生活中占有重要地位。如很多含巯基()的有机化合物是重金属元素汞的解毒剂。例如，解毒剂化合物Ⅰ可与氧化汞生成化合物Ⅱ。 (1)基态硫原子价电子排布式为 。 (2)①硫单质的一种结构为  ，该晶体中存在的作用力 、 。 ②、、键角由大到小的顺序是 (填离子符号) (3)、、的沸点由高到低顺序为 。 (4)分子的空间结构(以为中心)为 ，分子中氮原子的杂化轨道类型是 。 (5)化合物Ⅲ也是一种汞解毒剂。化合物Ⅳ是一种强酸。下列说法正确的有___________。 A．在Ⅰ中S原子采取杂化 B．在Ⅱ中S元素的电负性最大 C．在Ⅲ中键角是180° D．在Ⅲ中存在离子键与共价键 (6)化合物Ⅰ的结构与甘油(  )相似，但是甘油在水中的溶解度更大，其原因可能是 。 (7)硫铁矿()是制备硫酸的原料，晶体的晶胞形状为立方体，边长为anm，结构如图所示。    ①距离最近的阴离子有 个。 ②的摩尔质量为，阿佛加德罗常数为。该晶体的密度为 。 【答案】(1) (2)(非极性)共价键 范德华力 (3) (4)四面体 (5)AD (6)甘油中所含的羟基数目多，更易与水形成氢键，更易溶于水 (7)6 【解析】（1）S为16号元素，其价层电子排布式为：，故答案为：； （2）①由模型可知该单质由8个S原子以共价键结合形成的分子，晶体中分子之间存在范德华力，故答案为：(非极性)共价键；范德华力； ②为正四面体结构键角109°28′、为直线型结构键角180°、为平面三角形结构键角120°，则键角：，故答案为：； （3）、、为同主族元素形成的结构相似的分子晶体，之间存在氢键其沸点高于、；的相对分子质量大于，则分子间作用力大于，沸点：>，故答案为：； （4）分子中心Si原子与周围4个N原子形成键，其价层电子对数为4，分子为四面体构型；N原子与两个氢原子和1个Si形成键，其价层电子对数为4，采用sp3杂化，故答案为：四面体；sp3； （5）A. 由I结构可知，在Ⅰ中S原子形成2个键，采用杂化，故A正确； B. 在Ⅱ中O元素的电负性最大，故B错误； C. 在Ⅲ中C只形成键，键角约为109°28′，故C错误； D. 在Ⅲ中存在钠盐结构片段，含离子键，同时存在C-C、C-H、C-S等共价键，故D正确； 故答案为：AD； （6）对比结构可知甘油中所含的羟基数目多，更易与水形成氢键，更易溶于水，故答案为：甘油中所含的羟基数目多，更易与水形成氢键，更易溶于水； （7）①由晶胞结构可知Fe2+位于顶点和面心，位于棱心和体心，距离最近的有6个，故答案为：6； ②Fe2+个数为：，位于棱心和体心，个数，晶胞质量=，该晶体的密度为，故答案为：。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 物质结构与性质 ◆考点01 原子核外的电子排布 1.基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于最低能量状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 （3）基态、激发态相互间转化的能量变化 2.原子光谱 （1）光谱的成因及分类 ①电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 ②电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 ③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 （2）光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。 3.构造原理 （1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 （2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。 注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低 4.电子排布式 （1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 （2）表示方法： （3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。 （4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 （5）简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 （6）价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。 ②价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排布式为3d54s1。 5.电子云 原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。 ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。 ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。 ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。 6.原子轨道 表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。 原子 轨道 s p d f 轨道 形状 球形 哑铃形(纺锤形) 复杂 复杂 轨道 个数 1 3 5 7 7．原子核外电子排布的原理及表示方法 （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）核外电子排布的表示方法的比较 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： ◆考点02 元素性质的周期性变化 1.元素周期表的结构 （1）原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 （2）核外电子排布与族的关系 ①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。 ②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。 ④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。 族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数（8），只有Ru和Os可表现出+8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。 2.原子半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 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 3.电离能与电负性 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 4.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 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) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 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 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 离子的氧化性、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 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 ◆考点03 共价分子的空间结构 1.共价键的形成与性质 （1）特征 特征 概念 作用 存在情况 饱和性 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是一定的 饱和性决定了分子的组成 所有的共价键都具有饱和性 方向性 在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性 方向性决定了分子的空间结构 并不是所有共价键都具有方向性 （2）形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。 （3）类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类) ①σ键 形成 由成键原子的s轨道或p轨道重叠形成 类型 s－s型 s－p型 p－p型 特征 以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称 ②π键 形成 由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成 p－p π键 特征 π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂 ③判断σ键、π键的一般规律 共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键构成。 （4）键能 ①概念：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量称为键能。 ②条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为kJ·mol-1 ③应用： 判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。 判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。 例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。 利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 ④测定方法：键能可通过实验测定，更多的却是推算获得的。 注：同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键 （5）键长 ①概念 构成化学键的两个原子的核间距叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。 ②应用 判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。 判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。 ③定性判断键长的方法 根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。 根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。 2.分子的空间结构 （1）常见的分子空间结构 分子类型 化学式 空间结构 结构式 键角 空间填充模型 球棍模型 三原子 分子 CO2 直线形 O==C==O 180° H2O V形 105° 四原子 分子 CH2O 平面三角形 120° NH3 三角锥形 107° 五原子 分子 CH4 四面体形 109°28′ （2）其他多原子分子的空间结构 （3）价层电子对互斥模型 ①应用：预测分子的空间结构。 ②内容：价层电子对互斥模型认为，分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。 VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。 ③中心原子上的价层电子对数的计算 中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数 σ键电子对数的确定：由化学式确定 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= 公式中各字母的含义： a 中心原子的价层电子数 主族元素 =最外层电子数 阳离子 =中心原子的价层电子数-离子的电荷数 阴离子 =中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱ x 与中心原子结合的原子数 b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 H =1 其他原子 =8-该原子的价层电子数 ④ VSEPR模型与分子或离子的空间结构 σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 分子或离子 孤电子对数 价层电子对数 VSEPR模型名称 分子或离子 的空间结构名称 CO2 0 2 直线形 直线形 SO2 1 3 平面三角形 V形 CO 0 3 平面三角形 平面三角形 H2O 2 4 四面体形 V形 NH3 1 4 四面体形 三角锥形 CH4 0 4 正四面体形 正四面体形 ⑤常见分子或离子的空间结构的推测 分子或离子 中心原子上的孤电子对数 中心原子上的价层电子对数 VSEPR模型 VSEPR模型名称 空间结构 空间结构名称 CO2、BeCl2 0 2 直线形 直线形 CO32—、BF3 0 3 平面三角形 平面三角形 SO2、PbCl2 1 V形 CH4、CCl4 0 4 正四面体形 正四面体形 NH3、NF3 1 四面体形 三角锥形 H2O、H2S 2 V形 ⑥杂化轨道类型与分子的空间结构的关系 杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。当没有孤电子对时，能量相同的杂化轨道彼此远离，形成的分子为对称结构；当有孤电子对时，孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥，形成的分子的空间结构也发生变化。 杂化轨道与分子的空间结构的关系： 当杂化轨道全部用于形成σ键时 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 1个ns和1个np 1个ns和2个np 1个ns和3个np 轨道夹角 180° 120° 109°28′ 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时 由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。如水分子中氧原子的sp3杂化轨道有2个杂化轨道由孤电子对占据，其分子不呈正四面体形，而呈V形；氨分子中氮原子的sp3杂化轨道有1个杂化轨道由孤电子对占据，氨分子不呈正四面体形，而呈三角锥形。 ⑦VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型的关系 杂化轨道理论解释了价层电子对互斥模型所推测的分子空间结构，但分析具体分子中的中心原子的杂化轨道类型时，应先确定分子或离子的VSEPR模型，再确定中心原子的杂化轨道类型。 VSEPR模型及其中心原子对应的杂化轨道类型如表所示： 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 直线形 sp2 SO2 V形 sp3 H2O V形 sp2 SO3 平面三角形 sp3 NH3 三角锥形 sp3 CH4 正四面体形 ◆考点04 分子结构与物质的性质 1.分子的极性 （1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。 （2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。 （3）分子极性的判断 ①化合价法判断： ABn型分子中，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。 ②根据键的极性、分子立体构型判断 （4）键的极性对化学性质的影响 ①键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+,则羧酸的酸性越大。 ②与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 ③烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。 2.手性 （1）手性异构体与手性分子 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。 （2）手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。 （3）手性分子的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 （4）手性分子的用途 ①构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。 ②生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。 3.范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相互作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子 分类 ———— 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负及氢键数目 性质影响 随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高、硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小 ◆考点05 配位化合物和超分子 1.配位键和配合物 （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：常用“___―→___”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH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 2.超分子 （1）定义 由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 （2）存在形式 超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 （3）形成方式 说法很纷繁，有人将其概括为非共价键，有人则将其限于分子间作用力。 （4）分子聚集体的大小 超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。 （4）特征 ①分子识别 ②自组装。 ◆考点06 晶体结构与性质 1.关于晶体与非晶体的认识误区 （1）同一物质的固体可以是晶体，也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2。 （2）有着规则几何外形或者美观、对称外形的固体，不一定是晶体。例如，玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观。 （3）具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成。 （4）晶体不一定都有规则的几何外形，如天然的水晶球。 2．晶胞中粒子数目的计算 （1）晶胞是最小的平行六面体，它有8个顶角，三套各4根平行棱，三套各两个平行面。 （2）均摊法确定晶胞中粒子的个数 若晶胞中某个粒子为n个晶胞所共用，则该粒子有属于这个晶胞。 长方体形(正方体形)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献 注：①对于非立方晶胞，应视具体情况确定系数。晶胞不一定都是正方体 ②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。 3．晶体结构的测定 （1）测定仪器：X射线衍射仪 （2）测定方法 ①测定方法：X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰 ②非晶体图谱中看不到分立的斑点或明锐的衍射峰 ③X射线衍射图谱的应用 经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。 晶胞形状和大小 分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型衍射图通过计算获得 原子在晶胞里的数目和位置等 结合晶体化学组成的信息推出原子之间的相互关系 4．四种晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 大部分固态、熔融时都不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定 5.晶体类型的判断方法 （1）依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断 分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。 （2）依据物质的分类判断 ①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、SiO2等。 ④金属单质(除汞外)与合金均属于金属晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。 （4）依据导电性判断 离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。 （5）依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 6.常见晶体的比较 晶体 晶体结构图 结构描述 有关问题 NaCl ①堆积方式：面心立方堆积②每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个 ①每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有___个；②每个晶胞中含___个Na＋和___个Cl－；③Na＋和Cl－的配位数均为___个 CsCl ①堆积方式：简单立方堆积②每8个Cs＋、8个Cl－各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs＋或Cl－) ①在每个Cs＋周围最近的等距离的Cl－有8个，在每个Cs＋周围最近的等距离的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－也有6个；②每个晶胞中含___个Cs＋和___个Cl－；③Cs＋和Cl－的配位数均为___个 金刚石 （硅晶体） ①每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体的中心；②晶体中所有C—C键键长相等，键角相等(均为109°28′)；晶体中最小碳环由6个C组成且六个碳原子都不在同一平面内 ①最小的环含有____个碳原子；②晶体中每个C参与了4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2；③晶胞中拥有____个碳原子；④配位数均为___；④C原子为_____杂化 SiO2 ①每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点；②同时每个O被2个正四面体所共用。每个氧原子与____个硅原子以单键结合 ①最小的环含有____个Si和____个O；②晶体中Si与O的原子个数比为_____ 石墨 ①层状结构，每一层内，碳原子排成________形，每个C原子与其他___个C原子以单键结合，形成_____ 网状结构；②层与层之间以______________相结合 ①每个正六边形拥有___个C原子；②C原子数与C—C键数之比为_____；③C原子采用____杂化。 干冰 ①堆积方式：__________②每8个CO2构成立方体，且在6个面的中心又各占据1个CO2 ①在每个CO2周围等距离的最近的CO2有____个(同层4个、上层4个、下层4个)；②晶胞中拥有___个CO2分子；③配位数____ 冰 每个水分子周围只有个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引 冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小 1．符号“3px”没有给出的信息是 A．能层 B．能级 C．电子云在空间的伸展方向 D．电子的自旋方向 2．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4    ②1s22s22p63s23p3    ③1s22s22p3    ④1s22s22p5 则下列有关比较中正确的是（    ） A．第一电离能：④>③>①>② B．原子半径：②>①>③>④ C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③=②>① 3．祖母绿(主要成分)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石[主要成分]、磷灰石[主要成分]。下列说法正确的是 A．半径大小： B．电负性大小： C．电离能大小： D．碱性强弱： 4．下列化学用语表示正确的是 A．中子数为18的氯原子： B．碳的基态原子轨道表示式： C．的空间结构：(平面三角形) D．的形成过程： 5．以下部分元素为短周期元素，其原子半径及主要化合价见下表。 元素 X Y Z W T 原子半径/nm 0.152 0.186 0.066 0.102 0.099 最外层电子数 1 1 6 6 7 下列有关说法正确的是 A．简单离子的半径：Y >X>Z B．气态氢化物的热稳定性：W>Z C．Y与Z形成的化合物可能具有强氧化性 D．常温下，W单质的分子间作用力小于T单质 6．下列实验事实不能用氢键来解释的是 A．CH4比SiH4稳定 B．乙醇能与水以任意比互溶 C．邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛 D．接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18 7．下列说法正确的是 A．CO2、CS2和SiO2的结构相似 B．H—F的键能比H—Cl的键能大，所以HF比HCl稳定，HF的稳定性与HF分子间存在氢键无关 C．干冰易升华，这与分子中C=O键的键能大小有关 D．H2O和H2S的空间构型相似，CaO2和CaH2的化学键类型完全相同 8．关于性质的解释合理的是 选项 性质 解释 A 用蘸有浓盐酸的玻璃棒检验 生成了白雾 B 熔点高于 键的键能比大 C 能与以配位键结合 中氮原子有孤电子对 D 氨水中存在 是离子化合物 9．已知反应：2[Co(H2O)6]2++10NH3+2NH4++H2O2=2[Co(NH3)6]3++14H2O，下列说法错误的是 A．NH3和H2O 的中心原子的杂化类型相同 B．反应中H2O2作氧化剂，发生还原反应，被还原 C．NH3和H2O 与CO3+的配位能力：NH3>H2O D．1mol[Co(H2O)6]2+ 配离子中，含有的σ键数目为12×6.02×1023 10．下列有关晶体的说法错误的是 A．晶胞是晶体中最小的结构重复单元 B．有光泽的晶体一定是金属晶体 C．可通过X射线衍射区分晶体、准晶体和非晶体 D．相同化学成分的固体可能是晶体，也可能是非晶体 11．现有四种晶体的晶胞，其微粒质点排列方式如图所示，其中化学式正确的是               A． B． C． D． 12．单质硫和氢气在低温高压下可形成一种新型超导材料，其晶胞如图。下列说法错误的是 A．S位于元素周期表p区 B．该物质的化学式为 C．S位于H构成的八面体空隙中 D．该晶体属于分子晶体 13．科学研究发现甲醇(CH3OH)和羰基硫(OCS)是火星上存在的有机物。回答下列问题： (1) CH3OH中O的杂化类型为 ，16 g CH3OH中含有 mol σ键。 (2)常用于酯交换等有机合成，下列各种Li原子电子排布图(轨道表示式)表示的状态中能量最高和最低的分别为 、 (填字母)。 A．      B．     C．      D．   与具有相同的电子结构，小于，原因是 。 (3)分子中的键角为 ，该分子属于 (填“极性”或“非极性”)分子；OCS分子中键长：C=O (填“>”或“<”，下同)C=S，键能：C=O C=S。 14．金属钛被誉为“二十一世纪金属”。回答下列问题： (1)钛在周期表中的位置 ，位于元素周期表中 区，钛原子核外有 种空间运动状态不同的电子，Ti2+电子占据的最高能层的电子排布式为 。 (2)TiO2的晶胞如图所示，则该晶体的密度为 g⋅cm-3 (设阿伏加德罗常数的值为NA，用含a、b、NA的代数式表示)。    15．硅、硫元素是重要的非金属元素，在生产、生活中占有重要地位。如很多含巯基()的有机化合物是重金属元素汞的解毒剂。例如，解毒剂化合物Ⅰ可与氧化汞生成化合物Ⅱ。 (1)基态硫原子价电子排布式为 。 (2)①硫单质的一种结构为  ，该晶体中存在的作用力 、 。 ②、、键角由大到小的顺序是 (填离子符号) (3)、、的沸点由高到低顺序为 。 (4)分子的空间结构(以为中心)为 ，分子中氮原子的杂化轨道类型是 。 (5)化合物Ⅲ也是一种汞解毒剂。化合物Ⅳ是一种强酸。下列说法正确的有___________。 A．在Ⅰ中S原子采取杂化 B．在Ⅱ中S元素的电负性最大 C．在Ⅲ中键角是180° D．在Ⅲ中存在离子键与共价键 (6)化合物Ⅰ的结构与甘油(  )相似，但是甘油在水中的溶解度更大，其原因可能是 。 (7)硫铁矿()是制备硫酸的原料，晶体的晶胞形状为立方体，边长为anm，结构如图所示。    ①距离最近的阴离子有 个。 ②的摩尔质量为，阿佛加德罗常数为。该晶体的密度为 。 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$