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（鲁科版2019）

专题01 物质结构与性质 ◆考点01 原子结构模型 1.原子结构模型的演变 理论 近代原子学说 葡萄干面包原子模型 核式原子模型 轨道原子模型 量子力学原子模型 提出者 道尔顿 汤姆生 卢瑟福 玻尔 ————— 依据 元素化合时质量比 发现电子 α粒子散射实验 氢原子光谱 现代物质结构 2.原子核外电子运动状态 （1）描述电子运动状态的四个要素 电子层 电子亚层 原子轨道 电子的自旋 K、L、M、N、O、P 伸展方向相同—— s：1个 p：____个 d：____个 f：7个 s：__个轨道 p：__个轨道 d：__个轨道 f：__个轨道 有____种不同状态，用“___”、“___”表示 （2）电子层、原子轨道与最多容纳电子数的关系 电子层 1 2 3 4 …… n 符号 K L M N …… —— 原子轨道类型 s s p s p d s p d f …… —— 最多容纳 电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …… —— 2 8 18 32 …… 2n2 ◆考点02 原子核外的电子排布 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03 核外电子排布与元素周期表 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。 ◆考点04 原子结构与元素性质 1.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 2.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 3.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05 共价键模型 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。 2.极性键和非极性键 非极性键 极性键 定义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子一方 成键原子的电性判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 3．共价键的键参数——表现化学键性质的物理量 （1）键能：气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、100 kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1，共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定。 （2）键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长就越短；共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定。 【微点拨】键能比较方法：键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大。 （3）键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。键角可以确定分子内的原子在空间的相对位置，从而判断分子的空间构型。 （4）键参数对分子性质的影响： ◆考点06 共价键与分子的结构 1．杂化轨道理论 （1）杂化轨道理论要点：中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道 （2）杂化轨道的类型 ①sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而成，每个sp3杂化轨道都含有s和p的成分，sp3杂化轨道间的夹角为109°28′，空间结构为正四面体形。如，CH4、CF4、CCl4 ②sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而成的，每个sp2杂化轨道含有s和p成分，sp2杂化轨道间的夹角都是120°，呈平面三角形。如，BF3 ③sp杂化：sp杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含有s和p的成分，sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。如，BeCl2 【微点拨】 ①sp2杂化后，未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键，如：乙烯分子中的C==C键的形成 ②sp杂化后，未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键，如：乙炔分子中的C≡C键的形成 （3）判断中心原子杂化轨道类型的方法 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＝价层电子对数目＝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 ①根据中心原子价层电子对数(杂化轨道数目)判断：杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数 价层电子对数 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 空间结构 实例 4 sp3杂化 4 109°28′ 正四面体形 CH4 3 sp2杂化 3 120° 平面三角形 BF3 2 sp杂化 2 180° 直线形 BeCl2 ②有多个中心原子时，则根据：“杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数”来判断 如：三聚氰胺分子的结构简式如图所示，分析氮原子、碳原子的杂化类型 杂化 类型 价层电 子对数 σ键电 子对数 孤电 子对数 孤电子对数 确定方法 ①号氮原子 sp3 4 3 1 氮原子最外层有5个电子，形成了3对共用电子对，则有一对孤对电子 ②号氮原子 sp2 3 2 1 ③号碳原子 sp2 3 3 0 碳原子最外层4个电子，形成了4对共用电子对，所以碳上无孤对电子 ③有机物分子中碳原子杂化类型的判断方法 饱和碳原子均采取sp3杂化；连接双键的碳原子均采取sp2杂化；连接三键的碳原子均采取sp杂化 2.价层电子对互斥模型 （1）价层电子对数计算 价层电子对数(n) n＝σ键数＋中心原子上的孤电子对数 说明：σ键电子对数＝中心原子结合的原子数 中心原子上的孤电子对数(f) f＝(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值) ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数) （2）空间构型判断 价层电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型(理想几何构型) 分子空间构型(实际几何械型) 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面正三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 3.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）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 【归纳总结】 用价层电子对互斥理论和杂化轨道理论分析常见分子或离子的杂化方式和空间构型，理解两种理论之间的联系。 CO2 H2O BeCl2 PCl3 SO3 NH4＋ CO32－ 价层电子对 互斥理论 价层电子对数 2 4 2 4 3 4 3 空间构型 直线形 V形 直线形 三角锥形 平面三角形 正四面体 平面三角形 杂化轨道理论 杂化类型 sp sp3 sp sp3 sp2 sp3 sp2 ◆考点07 分子的空间结构与分子性质 1.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)。 2.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。 ◆考点08 离子键、配位键与金属键 三种化学键比较 化学键类型 离子键 共价键 金属键 非极性键 极性键 配位键 成键本质 阴阳离子 的相互作用 共用电子对 金属阳离子与自由电子的强烈相互作用 共用电子对无偏向 共用电子对有偏向 共用电子对由一方提供 成键规律 活泼金属与 活泼非金属相结合 同种 非金属原子 不同 非金属原子 一方有孤对电子 一方有空轨道 金属元素 或不同的金属元素 形成物质 离子化合物 非金属单质 共价化合物 金属单质和合金 形成晶体 离子晶体 分子晶体或原子晶体 金属晶体 键的强弱 衡量 晶格能 键能或键长 原子化热 决定 因素 离子电荷越高，半径越小，离子键就越强 键长越短，键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定 金属阳离子电荷越大，半径越小，金属键越强 特征 方向性 无 有 无 饱和性 无 有 无 ◆考点09 分子间作用力与物质性质 1.范德华力 ①含义：物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。 ②特征 a．范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力。 b．范德华力无方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。 ③范德华力对物质性质的影响 a．一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高 如沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2 b．相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力也越大，物质的熔沸点也就越高 如沸点：N2＜CO c．分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，物质的熔沸点也就越低 如沸点：对二甲苯＜间二甲苯＜邻二甲苯 2.氢键 ①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。氢键不属于化学键，仍属于分子间作用力的范畴，氢键的作用力要大于范德华力 ②氢键的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示氢键 ③氢键的特征：具有一定的饱和性和方向性 ④氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键 邻羟基苯甲醛存在分子内氢键 HF分子间存在分子间氢键 F—H…F—H 微点拨 分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团 ⑤氢键对物质性质的影响 a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常 b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃) c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子 d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大 e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”) ◆考点10 晶体的认识 1．晶体与非晶体的本质差异 固体 自范性 微观结构 晶体 有 原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体 无 原子排列相对无序 2．晶体的特性 （1）自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。 （2）各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。 （3）固定的熔点。 3．晶胞 （1）晶胞概念 描述晶体结构的基本单元。 （2）晶胞与晶体的关系 一般来说，晶胞都是平行六面体，整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成。 ①“无隙”是指相邻晶胞之间无任何间隙。 ②“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。 ③所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。 （3）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) ◆考点11 典型晶体的结构 1．四种晶体的比较 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 ◆考点12 晶体计算 1．晶胞参数(边长)与半径的关系 晶体 晶体结构 图示关系 晶胞参数与边长关系 简单立方晶胞 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有a=2r 体心立方晶胞 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，体对角线长为c，则有c＝a＝4r 面心立方晶胞 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有4r＝a 六方最密堆积晶胞 晶胞中原子球半径为r，六棱柱边长为a，高为h，则有a＝2r，h＝2倍四面体高 石墨 晶胞 设石墨晶胞的底边长为a cm，原子球直径为r，高为h cm，层间距d cm，则h＝2d，由图可知：a/2＝r×sin60°，得a＝r 金刚石晶胞 金刚石晶胞 G点是空的，没有球，是正立方体的体心，A球心到E球心，是2个半径，即一个直径；同样，E球心到G，是2个半径，即一个直径，所以AG是两个直径，体对角线是AG的两倍，所以体对角线是4个直径，即8r，则有8r＝a 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有8r＝a。(体对角线上五球相切，其中有两个假想球) CaF2型晶胞(与金刚石类似) 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有4(r+ + r－)＝a 2．晶体密度及微粒间距离的计算 晶体密度的计算公式推导过程 若1个晶胞中含有x个微粒，则晶胞的物质的量为：n＝＝mol 晶胞的质量为：m＝n·M＝g，则密度为：ρ＝ 右图为CsCl晶体的晶胞 假设相邻的两个Cs＋的核间距为a cm，NA为阿伏加德罗常数，CsCl的摩尔质量用M g·mol－1表示，则CsCl晶体的密度为ρ＝g·cm－3 3．金属晶体空间利用率的计算方法 （1）空间利用率的定义及计算步骤 ①空间利用率(η)：指构成晶体的原子、离子或分子总体积在整个晶体空间中所占有的体积百分比 ② （2）金属晶体空间利用率分类简析 ①简单立方堆积：如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3 空间利用率＝×100%＝×100%＝≈52% ②体心立方堆积：如图所示，原子的半径为r，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%＝≈68% ③面心立方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3,1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74% ④六方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r×r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74% ⑤金刚石型堆积：设原子半径为R，由于原子在晶胞体对角线方向上相切(相邻两个碳原子之间的距离为晶胞体对角线的四分之一)，可以计算出晶胞参数：a＝b＝c＝R，α＝β＝γ＝90°。每个晶胞中包含八个原子。 η＝×100%＝×100%≈34.01% 1．下列叙述正确的是 A．硫离子的结构示意图： B．基态As原子的核外电子排布式为[Ar]4s24p3 C．基态Fe2＋的价层电子排布式为3d54s1 D．基态P原子的价层电子的轨道表示式： 【答案】A 【解析】B项，基态As原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3，错误；C项，基态Fe2＋的价层电子排布式为3d6，错误；D项，基态P原子的价层电子的轨道表示式为，错误。 2．已知某微粒的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4，下列判断错误的是 A．该元素在周期表的位置是第三周期ⅣA族 B．该元素最高价是＋6，最低价是－2 C．该微粒原子核外有16种运动状态不同的电子 D．该微粒原子核外有5种能量不同的电子 【答案】A 【解析】A项，硫元素在第三周期ⅥA族，错误；B项，硫最高价为＋6价，最低价－2价，正确；C项，硫元素有16个电子，有16种运动状态不同的电子，正确；D项，该原子的电子占据5个不同电子能级，有5种能量不同的电子，正确。 3．下列化学用语或图示表达正确的是 A．NaCl的电子式为 B．NH3的VSEPR模型为 C．2pz电子云图为 D．基态24Cr原子的外围电子轨道表示式为 【答案】C 【解析】A项，氯化钠是离子化合物，其电子式是，错误；B项，氨分子的VSEPR模型是四面体结构，错误：C项，p能级电子云是哑铃（纺锤）形，正确；D项，基态铬原子的外围电子轨道表示式是，错误。 4．下列说法正确的是 A．1 mol 中含有48 mol σ键 B．分子中σ键和π键数目之比为7∶1 C．1 mol 中含有1 mol 碳氧π键 D．1 mol 中含有5 mol 碳氧σ键 【答案】A 【解析】B项，中，σ键和π键数目之比为13∶1，错误；C项，羰基和酯基中均含有碳氧π键，1 mol中含有2 mol碳氧π键，错误；D项，C、O之间一定含有碳氧σ键，1 mol中含有6 mol碳氧σ键，错误。 5．CO(NH2)2是一种高效化肥，也是一种化工原料。反应CO2＋2NH3CO(NH2)2＋H2O可用于尿素的制备。下列有关说法不正确的是 A．NH3与CO(NH2)2均为极性分子 B．N2H4分子的电子式为 C．NH3的键角大于H2O的键角 D．尿素分子中σ键和π键数目之比为6∶1 【答案】D 【解析】A项，NH3与CO(NH2)2的空间结构均不对称，均为极性分子，正确；C项，NH3与H2O的中心原子价层电子对数均为4，但N原子有1个孤电子对，O原子有2个孤电子对，故H2O的键角小于NH3的键角，正确；D项，CO(NH2)2分子中，σ键和π键的数目之比为7∶1，错误。 6．由键能数据大小，不能解释下列事实的是 化学键 C—H Si—H C＝O C—O Si—O C—C Si—Si 键能/kJ·mol－1 411 318 799 358 452 346 222 A．稳定性：CH4＞SiH4 B．键长：C＝O＜C—O C．熔点：CO2＜SiO2 D．硬度：金刚石＞晶体硅 【答案】C 【解析】A项，键能C—H＞Si—H，则稳定性：CH4＞SiH4，正确，不符合题意；B项，键能C＝O＞C—O，则键长：C＝O＜C—O，正确，不符合题意；C项，CO2是分子晶体，熔点由分子间作用力决定，与化学键无关；SiO2是共价晶体，共价晶体中键能越大，晶体的硬度越大，错误，符合题意；D项，键能C—C＞Si—Si，则硬度：金刚石＞晶体硅，正确，不符合题意。 7．下列说法正确的是 A．SO2分子的键角为120° B．HClO与H2O能形成分子间氢键 C．NH与ClO的空间结构不同 D．SO2Cl2分子中S原子的轨道杂化方式为sp2杂化 【答案】B 【解析】A项，SO2分子中，中心原子S的价层电子对数为3，孤电子对数为1，空间结构为V形，键角小于120°，错误；B项，HClO的结构式为Cl—O—H，HClO分子中的羟基能与水分子形成分子间氢键，正确；C项，NH与ClO均为正四面体形分子，空间结构相同，错误；D项，SO2Cl2分子中S原子的价层电子对数为4，S原子的轨道杂化方式为sp3，错误。 8．一种超导材料中含Cu、P、O、S等元素。下列说法正确的是 A．原子半径：r(P)＞r(S)＞r(O) B．第一电离能：I1(O)＞I1(S)＞I1(P) C．酸性强弱：H3PO4＞H2SO4 D．基态Cu原子3d轨道上有9个电子 【答案】A 【解析】A项，电子层数相同的，核电荷数越大的离子半径越小，则半径大小r(P)＞r(S)＞r(O)，正确；B项，同一周期主族元素从左向右第一电离能呈增大的趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族比相邻元素的大，则第一电离能：I1(P)＞I1(S)，错误；C项，元素非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性：P＜S，酸性：H3PO4＜H2SO4，错误；D项，基态Cu原子的价电子排布为3d104s1，错误。 9．价层电子对互斥理论可以预测某些微粒的空间结构。下列说法正确的是 A．CH4和H2O的VSEPR模型均为四面体 B．SO和CO的空间构型均为平面三角形 C．CF4和SF4均为非极性分子 D．XeF2与XeO2的键角相等 【答案】A 【解析】A项，甲烷分子的中心C原子的价层电子对为4，水分子的中心O原子价层电子对也为4，所以他们的VSEPR模型都是四面体，正确；B项，SO的孤电子对为1，CO的孤电子对为0，所以SO的空间构型为三角锥形，CO的空间构型为平面三角形，错误；C项，CF4为正四面体结构，为非极性分子，SF4中心S原子有孤电子对，为极性分子，错误；D项，XeF2和XeO2分子中，XeF2的价层电子对数＝2＋（8－2×1）＝5，XeO2的价层电子对数＝2＋（8－2×2）＝4，成键电子对数相同，孤电子对不相等，孤电子对越多，排斥力越大，所以键角不等，错误。 10．下列说法正确的是 A．CH3OH能与水互溶，主要原因是CH3OH与H2O分子间形成氢键 B．NH3易液化，是因为NH3与H2O能形成分子间氢键 C．H2O很稳定，是因为分子间含有氢键 D．在水中的溶解度比在水中的溶解度大 【答案】A 【解析】A项，CH3OH与水均为极性分子，且CH3OH与H2O分子间形成氢键，CH3OH能与水互溶，正确；B项，液氨中无水分子，NH3易液化，是由于NH3分子间形成氢键，错误；C项，H2O很稳定，是因为H—O键的键能大，错误；D项，中的酯基为憎水基；中的羧基为亲水基，后者溶解度比前者大，错误。 11．茜草中的茜素与Al3＋、Ca2＋生成的红色配合物X是最早使用的媒染染料之一、下列说法错误的是 A．Al与O形成配位键时，O提供孤电子对 B．配合物X所含的元素中属于s区的只有H C．配合物X中Al3＋的配位数为6 D．茜素分子间存在范德华力、氢键 【答案】B 【解析】A项，Al与O形成配位键时，O提供孤电子对，Al提供空轨道，正确；B项，属于s区的元素有H和Ca，错误；C项，由配合物X的结构式可知，Al3＋的配位数为6，正确；D项，茜素为分子晶体，故存在范德华力，茜素含有－OH，存在分子间氢键，正确。 12．下列有关晶胞的说法不正确的是 A．KCl晶胞如图，距离K＋最近的Cl－有6个 B．碘化合物的晶胞如图，其中距离每个I－最近的Ag＋有4个 C．砷化镓晶胞如图，其中相邻的砷原子围成正四面体形 D．Cu2O的晶胞结构如图，其中X代表的是Cu＋ 【答案】D 【解析】A项，由晶胞结构可知，晶胞中距离钾离子最近的氯离子有6个，正确；B项，由晶胞结构可知，晶胞中每个银离子周围距离最近的碘离子有4个，由碘化银的化学式可知，距离每个碘离子最近的银离子有4个，正确；C项，由图可知任意两个As原子距离相等，最多三个As原子共平面，所以砷化镓晶胞中相邻的砷原子围成正四面体形，正确；D项，该晶胞中，白球个数＝8×＋1＝2，黑球个数为4，故黑球∶白球＝2∶1，结合化学式Cu2O知黑球代表Cu＋，白球（X）代表O2－，错误。 13．填空。 （1）基态Ni原子的核外电子排布式为_______________________。 （2）基态Cr3＋的核外电子排布式为_______________________。 （3）基态Co2＋核外电子排布式为_______________________。 （4）基态Fe2＋的外围电子排布式为_______________________。 （5）基态Cu2＋核外电子排布式为_______________________。 （6）基态Fe2＋与基态Fe3＋中未成对的电子数之比为_______________________。 【答案】（1）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 （2）1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3 （3）1s22s22p63s23p63d7或[Ar]3d7 （4）3d6 （5）[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9 （6）4∶5 14．根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论填写下表。 序号 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 模型名称 分子或离子的空间结构 中心原子的杂化轨道类型 ① CS2 ② HCHO ③ NCl3 ④ SO ⑤ H3O＋ 【答案】①0 2 直线形 直线形 sp ②0 3 平面三角形 平面三角形 sp2 ③1 4 正四面体形 三角锥形 sp3 ④0 4 正四面体形 正四面体形 sp3 ⑤1 4 正四面体形 三角锥形 sp3 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 原子结构模型 1.原子结构模型的演变 理论 近代原子学说 葡萄干面包原子模型 核式原子模型 轨道原子模型 量子力学原子模型 提出者 道尔顿 汤姆生 卢瑟福 玻尔 ————— 依据 元素化合时质量比 发现电子 α粒子散射实验 氢原子光谱 现代物质结构 2.原子核外电子运动状态 （1）描述电子运动状态的四个要素 电子层 电子亚层 原子轨道 电子的自旋 K、L、M、N、O、P 伸展方向相同—— s：1个 p：____个 d：____个 f：7个 s：__个轨道 p：__个轨道 d：__个轨道 f：__个轨道 有____种不同状态，用“___”、“___”表示 （2）电子层、原子轨道与最多容纳电子数的关系 电子层 1 2 3 4 …… n 符号 K L M N …… —— 原子轨道类型 s s p s p d s p d f …… —— 最多容纳 电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …… —— 2 8 18 32 …… 2n2 ◆考点02 原子核外的电子排布 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03 核外电子排布与元素周期表 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。 ◆考点04 原子结构与元素性质 1.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 2.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 3.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05 共价键模型 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。 2.极性键和非极性键 非极性键 极性键 定义 由同种元素的原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引电子能力 相同 不同 共用电子对位置 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子一方 成键原子的电性判断依据 不显电性 显电性 举例 单质分子（如H2、Cl2）和某些化合物（如Na2O2、H2O2）中含有非极性键 气态氢化物，非金属氧化物、酸根和氢氧根中都含有极性键 3．共价键的键参数——表现化学键性质的物理量 （1）键能：气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、100 kPa条件下的标准值，单位是kJ·mol－1，共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定。 （2）键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长就越短；共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定。 【微点拨】键能比较方法：键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大。 （3）键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。键角可以确定分子内的原子在空间的相对位置，从而判断分子的空间构型。 （4）键参数对分子性质的影响： ◆考点06 共价键与分子的结构 1．杂化轨道理论 （1）杂化轨道理论要点：中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道 （2）杂化轨道的类型 ①sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而成，每个sp3杂化轨道都含有s和p的成分，sp3杂化轨道间的夹角为109°28′，空间结构为正四面体形。如，CH4、CF4、CCl4 ②sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而成的，每个sp2杂化轨道含有s和p成分，sp2杂化轨道间的夹角都是120°，呈平面三角形。如，BF3 ③sp杂化：sp杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含有s和p的成分，sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。如，BeCl2 【微点拨】 ①sp2杂化后，未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键，如：乙烯分子中的C==C键的形成 ②sp杂化后，未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键，如：乙炔分子中的C≡C键的形成 （3）判断中心原子杂化轨道类型的方法 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＝价层电子对数目＝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 ①根据中心原子价层电子对数(杂化轨道数目)判断：杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数 价层电子对数 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 空间结构 实例 4 sp3杂化 4 109°28′ 正四面体形 CH4 3 sp2杂化 3 120° 平面三角形 BF3 2 sp杂化 2 180° 直线形 BeCl2 ②有多个中心原子时，则根据：“杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数”来判断 如：三聚氰胺分子的结构简式如图所示，分析氮原子、碳原子的杂化类型 杂化 类型 价层电 子对数 σ键电 子对数 孤电 子对数 孤电子对数 确定方法 ①号氮原子 sp3 4 3 1 氮原子最外层有5个电子，形成了3对共用电子对，则有一对孤对电子 ②号氮原子 sp2 3 2 1 ③号碳原子 sp2 3 3 0 碳原子最外层4个电子，形成了4对共用电子对，所以碳上无孤对电子 ③有机物分子中碳原子杂化类型的判断方法 饱和碳原子均采取sp3杂化；连接双键的碳原子均采取sp2杂化；连接三键的碳原子均采取sp杂化 2.价层电子对互斥模型 （1）价层电子对数计算 价层电子对数(n) n＝σ键数＋中心原子上的孤电子对数 说明：σ键电子对数＝中心原子结合的原子数 中心原子上的孤电子对数(f) f＝(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值) ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数) （2）空间构型判断 价层电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型(理想几何构型) 分子空间构型(实际几何械型) 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面正三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 3.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）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 【归纳总结】 用价层电子对互斥理论和杂化轨道理论分析常见分子或离子的杂化方式和空间构型，理解两种理论之间的联系。 CO2 H2O BeCl2 PCl3 SO3 NH4＋ CO32－ 价层电子对 互斥理论 价层电子对数 2 4 2 4 3 4 3 空间构型 直线形 V形 直线形 三角锥形 平面三角形 正四面体 平面三角形 杂化轨道理论 杂化类型 sp sp3 sp sp3 sp2 sp3 sp2 ◆考点07 分子的空间结构与分子性质 1.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)。 2.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。 ◆考点08 离子键、配位键与金属键 三种化学键比较 化学键类型 离子键 共价键 金属键 非极性键 极性键 配位键 成键本质 阴阳离子 的相互作用 共用电子对 金属阳离子与自由电子的强烈相互作用 共用电子对无偏向 共用电子对有偏向 共用电子对由一方提供 成键规律 活泼金属与 活泼非金属相结合 同种 非金属原子 不同 非金属原子 一方有孤对电子 一方有空轨道 金属元素 或不同的金属元素 形成物质 离子化合物 非金属单质 共价化合物 金属单质和合金 形成晶体 离子晶体 分子晶体或原子晶体 金属晶体 键的强弱 衡量 晶格能 键能或键长 原子化热 决定 因素 离子电荷越高，半径越小，离子键就越强 键长越短，键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定 金属阳离子电荷越大，半径越小，金属键越强 特征 方向性 无 有 无 饱和性 无 有 无 ◆考点09 分子间作用力与物质性质 1.范德华力 ①含义：物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。 ②特征 a．范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力。 b．范德华力无方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。 ③范德华力对物质性质的影响 a．一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高 如沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2 b．相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力也越大，物质的熔沸点也就越高 如沸点：N2＜CO c．分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，物质的熔沸点也就越低 如沸点：对二甲苯＜间二甲苯＜邻二甲苯 2.氢键 ①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。氢键不属于化学键，仍属于分子间作用力的范畴，氢键的作用力要大于范德华力 ②氢键的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示氢键 ③氢键的特征：具有一定的饱和性和方向性 ④氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键 邻羟基苯甲醛存在分子内氢键 HF分子间存在分子间氢键 F—H…F—H 微点拨 分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团 ⑤氢键对物质性质的影响 a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常 b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃) c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子 d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大 e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”) ◆考点10 晶体的认识 1．晶体与非晶体的本质差异 固体 自范性 微观结构 晶体 有 原子在三维空间里呈周期性有序排列 非晶体 无 原子排列相对无序 2．晶体的特性 （1）自范性：晶体能自发地呈现多面体外形的性质。 （2）各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。 （3）固定的熔点。 3．晶胞 （1）晶胞概念 描述晶体结构的基本单元。 （2）晶胞与晶体的关系 一般来说，晶胞都是平行六面体，整块晶体可以看作是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成。 ①“无隙”是指相邻晶胞之间无任何间隙。 ②“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同。 ③所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。 （3）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) ◆考点11 典型晶体的结构 1．四种晶体的比较 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 ◆考点12 晶体计算 1．晶胞参数(边长)与半径的关系 晶体 晶体结构 图示关系 晶胞参数与边长关系 简单立方晶胞 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有a=2r 体心立方晶胞 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，体对角线长为c，则有c＝a＝4r 面心立方晶胞 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有4r＝a 六方最密堆积晶胞 晶胞中原子球半径为r，六棱柱边长为a，高为h，则有a＝2r，h＝2倍四面体高 石墨 晶胞 设石墨晶胞的底边长为a cm，原子球直径为r，高为h cm，层间距d cm，则h＝2d，由图可知：a/2＝r×sin60°，得a＝r 金刚石晶胞 金刚石晶胞 G点是空的，没有球，是正立方体的体心，A球心到E球心，是2个半径，即一个直径；同样，E球心到G，是2个半径，即一个直径，所以AG是两个直径，体对角线是AG的两倍，所以体对角线是4个直径，即8r，则有8r＝a 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有8r＝a。(体对角线上五球相切，其中有两个假想球) CaF2型晶胞(与金刚石类似) 晶胞参数(边长)为a，原子球半径为r，则有4(r+ + r－)＝a 2．晶体密度及微粒间距离的计算 晶体密度的计算公式推导过程 若1个晶胞中含有x个微粒，则晶胞的物质的量为：n＝＝mol 晶胞的质量为：m＝n·M＝g，则密度为：ρ＝ 右图为CsCl晶体的晶胞 假设相邻的两个Cs＋的核间距为a cm，NA为阿伏加德罗常数，CsCl的摩尔质量用M g·mol－1表示，则CsCl晶体的密度为ρ＝g·cm－3 3．金属晶体空间利用率的计算方法 （1）空间利用率的定义及计算步骤 ①空间利用率(η)：指构成晶体的原子、离子或分子总体积在整个晶体空间中所占有的体积百分比 ② （2）金属晶体空间利用率分类简析 ①简单立方堆积：如图所示，原子的半径为r，立方体的棱长为2r，则V球＝πr3，V晶胞＝(2r)3＝8r3 空间利用率＝×100%＝×100%＝≈52% ②体心立方堆积：如图所示，原子的半径为r，体对角线c为4r，面对角线b为a，由(4r)2＝a2＋b2得a＝r。1个晶胞中有2个原子，故空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%＝≈68% ③面心立方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，a＝2r，V晶胞＝a3＝(2r)3＝16r3,1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74% ④六方最密堆积：如图所示，原子的半径为r，底面为菱形(棱长为2r，其中一个角为60°)，则底面面积S＝2r×r＝2r2，h＝r，V晶胞＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3,1个晶胞中有2个原子，则空间利用率＝×100%＝×100%＝≈74% ⑤金刚石型堆积：设原子半径为R，由于原子在晶胞体对角线方向上相切(相邻两个碳原子之间的距离为晶胞体对角线的四分之一)，可以计算出晶胞参数：a＝b＝c＝R，α＝β＝γ＝90°。每个晶胞中包含八个原子。 η＝×100%＝×100%≈34.01% 1．下列叙述正确的是 A．硫离子的结构示意图： B．基态As原子的核外电子排布式为[Ar]4s24p3 C．基态Fe2＋的价层电子排布式为3d54s1 D．基态P原子的价层电子的轨道表示式： 2．已知某微粒的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4，下列判断错误的是 A．该元素在周期表的位置是第三周期ⅣA族 B．该元素最高价是＋6，最低价是－2 C．该微粒原子核外有16种运动状态不同的电子 D．该微粒原子核外有5种能量不同的电子 3．下列化学用语或图示表达正确的是 A．NaCl的电子式为 B．NH3的VSEPR模型为 C．2pz电子云图为 D．基态24Cr原子的外围电子轨道表示式为 4．下列说法正确的是 A．1 mol 中含有48 mol σ键 B．分子中σ键和π键数目之比为7∶1 C．1 mol 中含有1 mol 碳氧π键 D．1 mol 中含有5 mol 碳氧σ键 5．CO(NH2)2是一种高效化肥，也是一种化工原料。反应CO2＋2NH3CO(NH2)2＋H2O可用于尿素的制备。下列有关说法不正确的是 A．NH3与CO(NH2)2均为极性分子 B．N2H4分子的电子式为 C．NH3的键角大于H2O的键角 D．尿素分子中σ键和π键数目之比为6∶1 6．由键能数据大小，不能解释下列事实的是 化学键 C—H Si—H C＝O C—O Si—O C—C Si—Si 键能/kJ·mol－1 411 318 799 358 452 346 222 A．稳定性：CH4＞SiH4 B．键长：C＝O＜C—O C．熔点：CO2＜SiO2 D．硬度：金刚石＞晶体硅 7．下列说法正确的是 A．SO2分子的键角为120° B．HClO与H2O能形成分子间氢键 C．NH与ClO的空间结构不同 D．SO2Cl2分子中S原子的轨道杂化方式为sp2杂化 8．一种超导材料中含Cu、P、O、S等元素。下列说法正确的是 A．原子半径：r(P)＞r(S)＞r(O) B．第一电离能：I1(O)＞I1(S)＞I1(P) C．酸性强弱：H3PO4＞H2SO4 D．基态Cu原子3d轨道上有9个电子 9．价层电子对互斥理论可以预测某些微粒的空间结构。下列说法正确的是 A．CH4和H2O的VSEPR模型均为四面体 B．SO和CO的空间构型均为平面三角形 C．CF4和SF4均为非极性分子 D．XeF2与XeO2的键角相等 10．下列说法正确的是 A．CH3OH能与水互溶，主要原因是CH3OH与H2O分子间形成氢键 B．NH3易液化，是因为NH3与H2O能形成分子间氢键 C．H2O很稳定，是因为分子间含有氢键 D．在水中的溶解度比在水中的溶解度大 11．茜草中的茜素与Al3＋、Ca2＋生成的红色配合物X是最早使用的媒染染料之一、下列说法错误的是 A．Al与O形成配位键时，O提供孤电子对 B．配合物X所含的元素中属于s区的只有H C．配合物X中Al3＋的配位数为6 D．茜素分子间存在范德华力、氢键 12．下列有关晶胞的说法不正确的是 A．KCl晶胞如图，距离K＋最近的Cl－有6个 B．碘化合物的晶胞如图，其中距离每个I－最近的Ag＋有4个 C．砷化镓晶胞如图，其中相邻的砷原子围成正四面体形 D．Cu2O的晶胞结构如图，其中X代表的是Cu＋ 13．填空。 （1）基态Ni原子的核外电子排布式为_______________________。 （2）基态Cr3＋的核外电子排布式为_______________________。 （3）基态Co2＋核外电子排布式为_______________________。 （4）基态Fe2＋的外围电子排布式为_______________________。 （5）基态Cu2＋核外电子排布式为_______________________。 （6）基态Fe2＋与基态Fe3＋中未成对的电子数之比为_______________________。 14．根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论填写下表。 序号 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 模型名称 分子或离子的空间结构 中心原子的杂化轨道类型 ① CS2 ② HCHO ③ NCl3 ④ SO ⑤ H3O＋ 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $$