专题01 物质结构与性质（期中复习讲义）高二化学下学期鲁科版

专题01 物质结构与性质（期中复习讲义） 内 容 导 航 明·期中考情 把握命题趋势，明确备考路径 理·要点归纳 梳理核心脉络，扫除知识盲区 破·重难题型 题型分类突破，方法技巧精讲 题型01 原子结构与性质 题型02 化学键与分子结构 题型03 分子间作用力与性质 题型04 晶体结构与性质 题型05 综合推断与实验探究 过·分层验收 阶梯实战演练，验收复习成效 1.以原子或离子结构为主线的考查角度 核心考点 复习目标 考情规律（易错点或命题趋势） 核外电子运动特征（能量高低、离核远近、出现概率、电子云） 1. 能准确区分能层、能级与电子云概念； 2. 能用电子云轮廓图描述s、p轨道的空间分布特征； 3. 能比较不同能层中电子能量高低及离核远近关系。 常以选择题、判断题形式考查概念辨析，易混淆“电子云”与电子运动轨迹。 原子轨道与能层（s球形、p哑铃形、d花瓣形） 1. 能正确识别s、p、d轨道的形状与空间取向； 2. 能判断给定原子或离子的能层结构及对应轨道类型。 图像识别题常见，易忽略p轨道的三种伸展方向及d轨道的复杂形状。 轨道表示式（电子排布图） 1. 能规范书写常见元素原子或离子的轨道表示式； 2. 能根据轨道表示式判断电子排布是否正确。 高频填空题或改错题，易错点：违反泡利原理、洪特规则及顺序规则。 电子的成对情况 1. 能判断基态原子中未成对电子数； 2. 能说明成对电子与单电子对原子性质的影响。 常结合洪特规则特例考查，易错点在d区元素（如Cr、Cu）未成对电子数。 洪特规则特例 1. 能举例说明洪特规则特例（半满、全满稳定）； 2. 能正确书写Cr、Cu等特例元素的电子排布式。 命题热点，常以简答或填空形式考查，易错：误写为常规排布（如写为3d⁴4s²）。 电负性大小比较 1. 能运用电负性判断元素金属性/非金属性强弱； 2. 能比较同周期、同主族元素电负性变化规律。 常与电离能联合考查，易错：忽略电负性在化合物中应用（如判断键型）。 2. 以分子结构为主线的考查角度 核心考点 复习目标 考情规律（易错点或命题趋势） 化学键类型判断（离子键 vs 共价键） 1. 能根据电负性差（＞1.7通常为离子键，＜1.7通常为共价键）判断键型； 2. 能举例说明常见离子化合物与共价化合物。 常以选择题、填空题考查，易错点：忽略特例（如AlCl₃电负性差＜1.7却为共价化合物）。 离子键的强弱比较 1. 能运用离子电荷、离子半径比较离子键强弱； 2. 能说明离子键强弱对物质熔点、硬度的影响。 高频考点，常结合晶格能考查，易错：误将离子键强弱与共价键强弱直接类比。 共价键的类型（σ键与π键） 1. 能识别σ键（头碰头）和π键（肩并肩）的重叠方式； 2. 能判断单键、双键、三键中σ键与π键的数量。 常以图像题或简答题考查，易错：误以为双键中两个键都是σ键。 极性键与非极性键 1. 能根据成键原子是否相同判断键的极性； 2. 能判断常见分子（如H₂、HCl、CO₂）中键的极性。 易与分子极性混淆，常考陷阱：有极性键不一定分子有极性（如CO₂）。 配位键 1. 能识别配位键的形成条件（孤电子对 + 空轨道）； 2. 能正确书写常见配位键（如NH₄⁺、H₃O⁺）的电子式表示。 中等难度题，常出现在综合填空题，易错：配位键箭头方向写反。 原子杂化轨道类型（sp、sp²、sp³） 1. 能根据中心原子价层电子对数判断杂化类型； 2. 能说明杂化轨道与分子空间构型的关系。 期中必考，选择题、填空题高频，易错：价层电子对数计算错误（漏算孤电子对）。 分子空间构型 1. 能预测常见分子（如CH₄、NH₃、H₂O、BF₃、CO₂）的立体构型； 2. 能说明孤电子对对分子构型的影响（如VSEPR理论）。 常结合杂化轨道考查，易错：NH₃（三角锥）与H₂O（V形）构型混淆。 键参数（键能、键长、键角） 1. 能比较键能、键长、键角的大小； 2. 能说明键参数与分子稳定性的关系。 常以比较类选择题出现，易错：误认为键长越长键能越大（实际相反）。 3. 以晶体结构为主线的考查角度 核心考点 复习目标 考情规律（易错点或命题趋势） 四种晶体类型判断（分子晶体、离子晶体、共价晶体、金属晶体） 1. 能根据构成微粒（分子、阴/阳离子、原子）及微粒间作用力（分子间作用力、离子键、共价键、金属键）准确判断晶体类型； 2. 能列举常见典型晶体（如干冰、NaCl、金刚石、铁）。 必考基础题，常以选择题形式出现，易错点：混淆SiO₂（共价晶体）与干冰（分子晶体）。 分子间作用力与性质（范德华力、氢键） 1. 能比较不同分子晶体的熔沸点高低； 2. 能判断氢键对物质物理性质（溶解性、沸点）的影响； 3. 能区分分子间氢键与分子内氢键。 高频考点，常结合沸点数据图考查，易错点：误以为有氢键则沸点一定高于无氢键（需结构相似才成立）。 离子晶体与离子键 1. 能用离子半径和离子电荷比较离子晶体的晶格能及熔沸点； 2. 能描述离子晶体的空间结构特点（如NaCl、CsCl型）。 常以比较类选择题出现，易错点：忽略离子电荷的影响（如MgO熔沸点高于NaCl）。 金属晶体与金属键 1. 能说明金属键的“电子气理论”及对金属性质（导电性、导热性、延展性）的解释； 2. 能比较不同金属晶体的熔沸点（与价电子数、原子半径相关）。 多结合物理性质考查，易错点：误以为金属熔点都高（如Hg常温液态，Na、K熔点较低）。 晶胞参数与密度计算 1. 能根据晶胞中微粒个数（均摊法）计算晶胞密度； 2. 能利用晶胞参数（边长、夹角）进行相关计算。 期中期末压轴题常考，计算量大，易错点：均摊法算错微粒数（顶点1/8、棱心1/4、面心1/2）。 空间利用率 1. 能计算简单立方、体心立方（bcc）、面心立方（fcc）的空间利用率； 2. 能说明堆积方式与空间利用率的关系。 中等难度题，常与晶胞参数结合考查，易错点：球半径与晶胞边长的几何关系推导错误。 晶胞中微粒投影图 1. 能根据晶胞结构画出俯视/侧视投影图； 2. 能根据投影图判断微粒位置（顶点、面心、棱心、体心）。 新高考趋势题，考查空间想象能力，易错点：混淆体心与面心的投影位置。 原子坐标与空隙问题 1. 能写出晶胞中特定微粒的原子坐标（以晶胞边长为1）； 2. 能判断晶胞中四面体空隙、八面体空隙的位置及数目。 拔高题考点，易错点：原子坐标参数方向理解错误；空隙数计算遗漏。 要点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 要点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： 要点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。 要点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 要点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： 要点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 要点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。 要点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 要点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”) 要点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) 要点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 要点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% 题型一 原子结构与性质 【典例1】下列说法正确的是 A．电子仅在激发态跃迁到基态才产生原子光谱 B．在已知元素中，基态原子的4s能级中只有1个电子且位于d区的元素有2种 C．核电荷数为26的元素，原子核外价电子轨道表示式 D．核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中不含未成对电子 【答案】C 【解析】A．电子从激发态跃迁到基态时，会产生发射光谱，电子由基态跃迁到激发态时，会产生吸收光谱，吸收光谱与发射光谱总称原子光谱，A错误； B．该元素最外层仅有的一个电子位于4s能级，即4s1，该原子4s能级未填充满，情况之一是按照能级顺序正常填充，即1s22s22p63s23p64s1，为K元素；情况之二是按照洪特规则的特例填充，即1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，为Cr元素和Cu元素；位于d区的只有Cr，所以只有1种，B错误； C．核电荷数为26的元素为Fe元素，Fe原子3d能级上有6个电子，4s能级上有2个电子，即原子核外价层电子轨道表示式为，C正确； D．每个原子轨道最多容纳2个电子，核外电子数为奇数的基态原子，原子轨道中一定有未成对电子，D错误； 答案选C。 【典例2】短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大，基态W原子核外电子只有一种运动状态，基态X原子2p能级上有一对成对电子，Y是电负性最大的元素，X、Z同主族，室温下化合物是气体，下列说法正确的是 A．原子半径：Z>Y>X B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Z C．分子中所有原子均为8电子结构 D．电负性：X>Z>W 【答案】D 【分析】短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大，基态W原子核外电子只有一种运动状态，则W为H元素；基态X原子2p能级上有一对成对电子，则X为O元素；Y是电负性最大的元素，则Y为F元素；X、Z同主族，室温下化合物是气体，则Z为S元素。 【解析】A．同主族元素，从上到下原子半径依次增大，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则原子半径的大小顺序为S>O>F，故A错误； B．氟元素非金属性最强，不存在正化合价，不可能存在最高价氧化物对应水化物，故B错误； C．SF4分子中硫原子的最外层电子数为10，不满足8电子结构，故C错误； D．元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性强弱顺序为O>S>H，则电负性的大小顺序为O>S>H，故D正确； 故选D。 【变式1】人们常燃放烟花来增添节日的气氛，一般烟花用黑火药作起爆药剂，黑火药的组成成分为硝酸钾、木炭、硫黄。烟花颜色是各种盐的焰色，如黄色是钠盐的焰色，红色是锶盐的焰色等。下列说法错误的是 A．S原子的最高能层有6个电子 B．烟花秀利用了原子核外电子跃迁释放能量的原理 C．Na原子由，形成发射光谱 D．基态原子中电子占据的最高能级的原子轨道形状是球形 【答案】C 【解析】A．S的原子序数为16，位于周期表第三周期第VIA族，其最高能层为第三能层，有6个电子，故A正确； B．烟花秀是电子的跃迁释放能量产生发射光谱形成的，即利用了原子核外电子跃迁释放能量的原理，故B正确； C．Na原子由，是从能量低的轨道跃迁到能量更高的轨道上，形成的是吸收光谱，故C错误； D．Sr的原子序数为38，位于周期表第五周期第IIA族，基态原子的价层电子排布式为5s2，所以电子占据的最高能级的原子轨道形状是球形，故D正确； 故答案为：C。 【变式2】根据表中短周期元素的有关信息判断，下列说法错误的是 元素编号 E F G H I J K L 原子半径/nm 0.037 0.074 0.082 0.099 0.102 0.143 0.160 0.186 最高化合价或最低化合价 A．电负性大小：F＞H＞I B．简单离子半径：K＞F＞L C．第一电离能：K＞J＞L D．L、K、J的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱 【答案】B 【分析】F、I的最低负化合价都为-2，为第ⅥA族元素，根据原子半径可知F为O，I为S；E、L的最高正化合价为＋1，结合原子半径大小可知E为H，L为Na；K的最高正化合价为＋2，结合原子半径可知K为Mg；G、J的最高正化合价为＋3，结合原子半径可知G为B，J为Al；H的最低化合价为－1，为ⅦA族元素，其原子半径大于F，则H为Cl。 【解析】A．同周期元素从左到右电负性逐渐增强，同族元素从上到下电负性逐渐减弱，电负性大小：，A正确； B．电子层数相同，原子序数越大，离子半径越小，离子半径：，B错误； C．Mg核外电子排布处于全充满的稳定结构，其第一电离能大于相邻族元素，则第一电离能：，C正确； D．Na、Mg、Al元素金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱，D正确； 答案选B。 解｜题｜技｜巧 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 性质 递变性 应用 电离能 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。 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 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 ①判断金属性与非金属性强弱：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 题型二 化学键与分子结构 【典例1】列有关共价键参数的比较中，不正确的是 A．键能： B．键长： C．分子中的键角： D．乙烯分子中碳碳键的键能：键>键 【答案】C 【解析】A．键能：单键<双键<三键，键能：，故A项正确； B．同一主族元素，从上到下，原子半径增大，原子半径：，键长：，故B项正确； C．分子中O和中C都采取不等性杂化，分子中O上有两对孤电子对，分子中C上没有孤电子对，且电子对之间斥力大小顺序如下：孤电子对-孤电子对>孤电子对-成键电子对>成键电子对-成键电子对，分子中的键角：，分子中键角为105º，分子中键角为109º28´，故C项错误； D．键为“头碰头”重叠形成，强度大，键为“肩并肩”重叠形成，强度小，乙烯分子中碳碳键的键能：键>键，故D项正确； 答案选C。 【典例2】下列分子或离子的中心原子杂化方式、VSEPR模型及空间结构正确的是 选项 分子或离子 中心原子杂化方式 VSEPR模型名称 分子或离子的空间结构名称 A 四面体形 平面三角形 B 平面三角形 V形 C sp 直线形 直线形 D 四面体形 正四面体形 【答案】C 【解析】A．的中心原子价层电子对数为3+=3，杂化方式为，VSEPR模型为平面三角形，中心原子无孤电子对，该离子的空间结构为平面三角形，A错误； B．的中心原子价层电子对数为3+=3，杂化方式为，VSEPR模型为平面三角形，中心原子无孤电子对，该分子的空间结构为平面三角形，B错误； C．的中心原子价层电子对数为2+=2，杂化方式为sp，VSEPR模型为直线形，中心原子无孤电子对，该分子的空间结构为直线形，C正确； D．的中心原子价层电子对数为4+=4，杂化方式为，VSEPR模型为四面体形，中心原子无孤电子对，该分子的空间结构为四面体形，D错误； 故选C。 【变式1】氰气的化学式为(CN)2，结构式为N≡C－C≡N，性质与卤素相似。下列说法正确的是 A．不和氢氧化钠溶液发生反应 B．分子中N≡C的键长大于C－C的键长 C．分子中含有两个σ键和四个π键 D．分子中既有极性键又有非极性键 【答案】D 【解析】A．氰气性质与卤素相似，能和氢氧化钠溶液发生反应，故A错误； B．同一周期元素中，原子半径随着原子序数的增大而减小，原子半径越大其键长越长，碳原子半径大于氮原子，所以氰分子中键长小于键长，故B错误； C．单键均为σ键，双键中含有1个σ键1个π键，叁键含有1个σ键2个π键；该分子的结构式为，该分子中含有3个键4个键，故C错误； D．同种原子间形成非极性键，不同原子形成极性键，该分子的结构式为，分子中既有极性键，又有非极性键，故D正确； 故选D。 【变式2】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．和的VSEPR模型均为平面三角形 B．是空间结构为V形的极性分子 C．和中心原子均为杂化 D．、的空间构型都是三角锥形 【答案】D 【解析】A．的中心原子S价层电子对数为，则VSEPR模型为四面体形，的中心原子S价层电子对数为，则VSEPR模型为平面三角形，A错误；B．的中心原子C价层电子对数为，则VSEPR模型为直线形，空间结构为直线形的非极性分子，B错误；C．的中心原子B价层电子对数为，则中心原子为杂化，的中心原子N价层电子对数为，则中心原子为杂化，C错误；D．的中心原子P价层电子对数为，且含有1个孤电子对，的中心原子N价层电子对数为，且含有1个孤电子对，则VSEPR模型均为四面体形，空间构型都是三角锥形，D正确；答案选D。 解｜题｜技｜巧 1.共价键 σ键和π键的识别和计算表 类别 具体情况 σ键和π键情况 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 σ键和π键的识别 含有苯环的结构 不能忽略苯环中的碳氢键 σ键和π键的识别 苯分子 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol σ键和π键的识别 乙炔分子 σ键和π键的数目之比是3∶2 σ键和π键的识别 HCOONa σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键 由内界与外界组成的配合物（以[Cu(NH3)4]SO4为例） 内界和外界之间一般存在离子键，如[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 配合物中的σ键和π键 无外界的配合物（以[Fe(CO)5]为例） 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 3. 价层电子对理论、杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 价层电子对理论与分子间的空间构型关系 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 直线形 直线形 BeCl₂ 3 3 0 平面三角形 平面三角形 BF₃ 3 2 1 平面三角形 V形 SnBr₂ 4 4 0 四面体形 四面体形 CH₄ 4 3 1 四面体形 三角锥形 NH₃ 4 2 2 四面体形 V形 H₂O 杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 杂化类型 杂化轨道数目 孤电子对数 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 sp 2 0 180° 直线形 BeCl₂ sp² 3 0 120° 平面三角形 BF₃ sp³ 4 0 109°28' 四面体形 CH₄ sp³ 4 1 109°28' 三角锥形 NH₃ sp³ 4 2 109°28' V形（角形） H₂O 题型三 分子间作用力与性质 【典例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。 【典例2】下列说法正确的是 A．HF、HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高 B．CS2、H2O、H2都是直线形分子 C．酸性：CCl3COOH>CHCl2COOH>CH3COOH是因为Cl原子为吸电子基，使得羟基O-H键极性增强，易电离出H+ D．在水中的溶解性：戊醇>乙二醇>乙醇 【答案】C 【解析】A．组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高，但HF分子间存在氢键，加强了分子之间的作用力，导致其熔、沸点比HI还高，则HCl、HBr、HI、HF的熔、沸点依次升高，A错误； B．CS2、H2都是直线形分子，但H2O是V形(或角形)分子，B错误； C．Cl原子为吸电子基，使得羟基O-H键极性增强，易电离出H+，则酸性：CCl3COOH>CHCl2COOH>CH3COOH，C正确； D．醇分子中含有亲水基羟基，物质分子中所含的羟基数目越多、烃基碳原子数目越少，物质在水中的溶解性就越强，所以在水中的溶解性：乙二醇>乙醇>戊醇，D错误； 故选C。 【变式1】（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。 【变式2】氯吡苯脲是一种常用的膨大剂，其结构简式如图所示，它是经国家批准使用的植物生长调节剂。 （1）比较两元素的第一电离能N O(填>、<或=)。 （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，其反应方程式如下所示： 反应过程中，每生成1mol氯吡苯脲，反应物断了 个键和 个键。(用表述阿伏加德罗常数) （4）膨大剂能在动物体内代谢，其产物较为复杂，其中有，，等 ①请用共价键知识解释分子比分子稳定的原因： 。 ②在水中极易溶解，其原因是 。 【答案】（1）> （2）、 （3） （4）H—O键的键能大于N—H键的键能 和均为极性分子，极性分子易溶于极性溶解，且与之间形成氢键 【解析】（1）同一周期主族元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，由于N的最高能级电子半满，更稳定，第一电离能大于同周期相邻的两种元素，故第一电离能N>O； （2）氯吡苯脲晶体中，环外N原子杂化方式为sp3，环上氮原子杂化方式为sp2，故氮原子的杂化轨道类型为sp3、sp2，羰基碳原子的杂化轨道类型为sp2； （3）2-氯-4-氨基吡啶与异氰酸苯酯反应生成氯吡苯脲的过程中，异氰酸苯酯中碳氮双键中的π键断开，2-氯-4-氨基吡啶中一个氮氢单键断开，氮氢单键为σ键，故每生成1mol氯吡苯脲，反应物断了NA个σ键和NA个π键； （4）①O元素非金属性大于N元素，H—O键的键能大于N—H键的键能，故H2O分子比NH3分子稳定； ②NH3和H2O均为极性分子，极性分子易溶于极性溶解，且NH3与H2O之间形成氢键，故NH3在水中极易溶解。 题型四 晶体结构与性质 【典例1】下列关于共价晶体、分子晶体的叙述中，正确的是 A．在干冰晶体中，1个CO2分子和6个CO2分子距离最近 B．分子晶体中一定存在共价键 C．HI的相对分子质量大于HF，所以HI的沸点高于HF D．金刚石为共价键构成的三维骨架结构，其晶体的熔点很高 【答案】D 【解析】A．干冰晶体是立方面心结构，在干冰晶体中，1个CO2分子和12个CO2分子距离相等且最近，故1个CO2分子和12个CO2分子距离最近，A错误；B．分子晶体的构成微粒是分子，分子可能是单原子分子，也可能是双原子分子或多原子分子，如惰性气体的晶体，分子中就不存在化学键，故分子晶体中不一定存在共价键，B错误；C．HI、HF都是由分子通过分子间作用力构成的晶体，对于结构相似的物质，物质的相对分子质量越大，分子间作用力就越大，物质的熔沸点就越高，但由于HF分子之间还存在氢键，增加了分子之间的吸引作用，导致其沸点比HI的高，C错误；D．金刚石为共价键构成的三维骨架结构，碳原子之间都以共价键结合，由于共价键是强烈的相互作用，断裂会消耗很高能量，因此其晶体的熔点很高，D正确；故合理选项是D。 【典例2】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1】某晶体立方晶胞如图。已知图中微粒1的分数坐标是(0，，)，阿伏加德罗常数的值为NA．下列说法正确的是 A．Ag+周围距离最近且相等的个数是6 B．微粒2的分数坐标是(，，) C．已知银与铜位于同一族，银位于元素周期表的d区 D．若晶胞边长为apm，则相邻Ag+之间的最短距离为a pm 【答案】D 【解析】A．Ag+位于晶胞内，可知，Ag+周围距离最近且相等的个数是4，故A错误；B．根据晶胞结构可知，图中微粒1的分数坐标是，微粒2的分数坐标是(，，)，故B错误；C．铜(29Cu)元素，银(47Ag)元素位于元素周期表的第ⅠB族，属于ds区，故C错误；D．根据晶胞结构可知，相邻Ag+之间的最短距离是面对角线的一半，晶胞边长为apm，则面对角线为，因此相邻Ag+之间的最短距离是a pm，故D正确；故选：D。 【变式2】碳元素的单质有多种形式，下图依次是、石墨和金刚石的结构图： 回答下列问题： （1）基态碳原子的最外层电子排布式为 。 （2）所属的晶体类型为 晶体。 （3）石墨所属的晶体类型为 晶体。 （4）上述三种单质互称为 。 a．同系物 b．同素异形体 c．同分异构体 （5）太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。硅和卤素单质反应可以得到SiX4，SiX4的熔沸点如下表所示： SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4 熔点/K 183.0 203.2 278.6 393.7 沸点/K 187.2 330.8 427.2 560.7 SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4沸点依次升高的原因是 。 （6）由Cu、O构成的一种化合物常作为反应的催化剂，其晶胞结构如下图所示，该物质的化学式为 。 （7）Na、K等活泼金属在中燃烧得到的、具有强氧化性，常做消毒剂。已知的晶胞如下图所示： 设阿伏加德罗常数的值为，晶胞的参数为a nm。晶胞的密度为 (用含a、的代数式表示)。 【答案】（1） （2）分子 （3）混合型 （4）b （5）SiX4都是结构相似的分子晶体，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增大，沸点依次升高 （6）Cu2O （7） 【解析】（1）C是6号元素，基态碳原子最外层中，2s、2p能级分别有2个电子，最外层电子排布式为； （2）C60是由一个个C60分子构成，属于分子晶体； （3）石墨所属的晶体类型为混合型晶体； （4）同种元素组成，结构不同的单质互称同素异形体，上述三种物质均为碳元素组成的结构不同的单质，互为同素异形体，故选：b； （5）SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4沸点依次升高的原因是：SiX4都是结构相似的分子晶体，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增大，沸点依次升高； （6）晶胞中内部原子为1，顶点原子为，黑球代表Cu,该晶胞含有4个铜原子，白球代表O，该晶胞含有1+×8=2个O原子，因而化学式为Cu2O； （7）由均摊法，晶胞中K+数目为，数目为，则晶胞质量为，晶胞的参数为a nm，晶胞体积为(a×10-7)3cm3=a3×10-21cm3，晶胞的密度为。 题型五 综合推断与实验探究 【典例1】实验室模拟用硫酸渣(主要成分为Fe2O3、SiO2)制备铁基颜料铁黄(FeOOH)的流程如下： 已知：氧气约占空气体积的20%，FeS2、SiO2均与H2SO4不反应且不溶于硫酸。 回答下列问题： （1）铁在元素周期表中的位置是___________。 （2）“酸溶”时用到的480 mL 0.5 mol/L的稀硫酸需要用18.4 mol/L浓硫酸配制，配制时所需的玻璃仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外，还需要___________，配制溶液操作中，若定容时俯视刻度线，则所配稀硫酸的浓度___________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。 （3）“还原”过程中涉及的离子方程式为___________。 （4）设计实验方案证明“还原”操作已经进行完全：___________。 （5）“沉降、氧化”发生的离子反应方程式：___________；若此过程中消耗标准状况下空气的体积为22.4 L，则收集到铁黄的质量约为___________g。 【答案】（1）第四周期第Ⅷ族 （2）500 mL容量瓶、胶头滴管 偏大 （3） （4）取少量待测溶液于试管中，滴加几滴KSCN溶液，若溶液无明显现象，则证明不存在Fe3+，即“还原”操作已经进行完全 （5） 71.2 【分析】该流程以硫酸渣（主要含Fe2O3、SiO2）为原料制备铁黄（FeOOH）：首先用硫酸酸溶，使Fe2O3转化为Fe3+进入溶液，不与酸反应的SiO2后续被分离；接着加入黄铁矿粉（FeS2）作为还原剂，将溶液中的Fe3+还原为Fe2+，过量的FeS2与SiO2一起通过过滤 Ⅰ 除去；随后向含Fe2+的滤液中加入氨水调节 pH、通入空气氧化，Fe2+在碱性条件下O2被氧化生成目标产物(FeOOH)沉淀，经过滤 Ⅱ 分离出沉淀，再经洗涤、干燥即可得到铁黄产品，由此分析解答。 【解析】（1）铁的原子序数为 26，核外电子排布为 2、8、14、2，位于第四周期第Ⅷ族。 （2）配制 480 mL 溶液，除量筒、烧杯、玻璃棒外，还需选用500 mL 容量瓶与胶头滴管(定容用)。 定容时俯视刻度线，会导致溶液体积偏小，根据c=​，测量浓度偏大。 （3）酸溶后溶液中含Fe3+，加入FeS2将Fe3+还原为Fe2+，FeS2被氧化为，配平后离子方程式为：。 （4）还原完全时，溶液中无Fe3+，因此取少量还原后的溶液，滴加KSCN溶液，若溶液不变红，说明Fe3+已完全被还原，操作完成。 （5）沉降氧化时，Fe2+在氨水和空气作用下被氧化为FeOOH，离子方程式为：，标准状态下22.4L空气中，O2的体积为，物质的量为，由方程式可知：O2~4FeOOH，所以n(FeOOH)=，FeOOH的摩尔质量为89g/mol，所以质量为。 【变式1】 LiFePO4广泛应用于新能源汽车和储能领域。从低浓度锂溶液(含)获得制备LiFePO4的原料FePO4和Li2CO3，工艺流程如下： 已知：①常温下，部分物质的Ksp如下表 物质 ②在本工艺相应条件下，EDTA与反应生成可溶于水的稳定配合物。 ③常温下，。 ④绿矾为FeSO4·7H2O （1）LiFePO4中基态Fe2+的价电子轨道表示式为_______，的空间结构为________。 （2）“萃取除铝”时，调节溶液pH=3，Al3+与萃取剂HR(弱酸)反应转化为AlR3而被萃取至有机层（）。降低溶液pH，铝的去除率明显降低，原因是_______。 （3）“沉淀”时控制溶液pH=1，此时_______，该条件下Fe2+转化为FePO4的离子方程式为_______。 （4）常温下，“除杂”中加入NaOH调节溶液pH=x，此时，则x = _______。 （5）“沉锂2”先加入适量EDTA，再加入Na2CO3固体，充分反应后过滤。加入EDTA的目的是防止Li2CO3产品中混入________(填化学式)杂质。 （6）由Li2CO3可进一步制备Li2O，Li2O的某一种晶胞具有如下图所示结构。 已知晶胞参数为a nm，阿伏加德罗常数为NA，则该晶胞的密度为________(列出计算式)。 【答案】（1） 正四面体形 （2）酸性增强，导致平衡逆向移动，的去除率降低 （3） （4）12 （5） （6） 【分析】低浓度锂溶液(含、、、)加入溶液沉锂，生成含有、、、的滤渣，用稀硫酸溶解，得到含有、、、的溶液，加入萃取剂萃取除铝，得到的水相中含有、、、；加入绿矾，和反应生成固体，过滤后滤液中含、、，加入溶液生成滤渣2，过滤后滤液中含、，加入，能与反应生成可溶于水的稳定配合物，与转化为固体，据此分析。 【解析】（1） 基态的价电子排布式为，价电子轨道表示式为；中心原子价层电子对数为，无孤电子对，空间结构为正四面体形； （2）萃取除铝发生反应，降低溶液，增大，平衡逆向移动，去除率降低； （3）溶液，浓度为，，，此时；该条件下转化为的离子方程式为； （4）的，，溶液中浓度为，，则； （5）与反应生成可溶于水的稳定配合物，加入的目的是防止产品中混入； （6）晶胞中，位于顶点和面心，根据均摊法，的数目为；位于体心，的数目为，晶胞的质量；晶胞的边长为，晶胞体积；根据密度公式，可得晶体的密度。 期中基础通关练（测试时间：10分钟） 1.下列叙述正确的是 A．碘晶体受热转变成碘蒸气，吸收的热量用于克服碘原子间的化学键 B．非金属元素间不可能形成离子化合物 C．确定某化合物为离子化合物，可以用水溶液能否导电来判断 D．在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 【答案】D 【解析】A．碘升华是物理变化，仅破坏分子间作用力，A错误； B．氯化铵等铵盐属于离子化合物，构成元素均为非金属元素，B错误； C．离子化合物可能难溶（如AgCl），水溶液几乎不导电，而共价化合物（如HCl）溶于水导电，不可以用水溶液能否导电来判断，C错误； D．在过渡元素中寻找各种优良的催化剂（如Au、Ag等）和耐高温、耐腐蚀的合金材料，D正确； 故选D。 2．（24-25高二上·山东菏泽·月考）应用元素周期律可预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测错误的是 A．可能是难溶于水的白色固体 B．的氧化物的水化物可能具有两性 C．砹单质为有色固体，不溶于水也不溶于稀硝酸 D．在氧气中剧烈燃烧，产物是，其溶液是一种强碱 【答案】D 【解析】A．硫酸钙微溶，硫酸钡难溶，则可能是难溶于水的白色固体，A项正确； B． Be与Al处于对角线位置，则Be的氧化物的水化物Be(OH)2可能具有两性，B项正确； C．根据卤素单质及AgX的性质可判断At单质为有色固体，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸，C项正确； D．Li与处于对角线位置，则Li在氧气中燃烧，产物是，D项错误； 故选D。 3.（25-26高二下·河南洛阳·月考）铬是制造高铁列车的重要材料，工业上可用镁铬矿冶炼铬。下列说法正确的是 A．Cr是第四周期第ⅣB族元素 B．基态Mg原子的价层电子排布式为 C．基态Mg原子中，电子占据的最高能层符号为L D．基态Cr原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐增大 【答案】D 【解析】A．Cr是24号元素，位于第四周期第ⅥB族，并非第ⅣB族，A错误； B．基态Mg原子的核外电子排布式为，主族元素价层电子为最外层电子，故Mg的价层电子排布式为，B错误； C．基态Mg原子电子占据的最高能层为第三层，符号为M，不是L，C错误； D．不同能层的s轨道能量随能层序数增大而升高，故基态Cr原子中1s、2s、3s电子的能量逐渐增大，D正确； 故选D。 4.（25-26高二上·重庆·期中）下列关于原子核外电子的描述正确的是 A．原子核外电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称“电子云” B．s能级电子的能量一定低于p能级电子的能量 C．同一能层不同能级上的电子，其能量一定不同 D．3s的电子云半径比1s的大，说明3s的电子比1s的多 【答案】C 【解析】A．电子云是对电子运动的形象化描述，它仅表示电子在某一区域内出现的概率，并非原子核真被电子云雾所笼罩，A错误； B．由构造原理可知，能层相同时，s能级电子的能量低于p能级，但能层不同时，3s能级电子的能量高于2p能级，所以s能级电子的能量不一定低于p能级电子的能量，B错误； C．同一能层中的电子依据电子的能量不同，分为s、p、d、f不同能级，所以同一能层不同能级的电子能量一定不同，C正确； D．电子云半径大小由核外电子出现的概率决定，与电子数无关，D错误； 故选C。 5.（25-26高二下·山东济南·期中）中国化学家研究出一种新型复合光催化剂()，该催化剂能利用太阳能高效分解水，原理如图1所示。下列说法正确的是 A．稳定性强是因为存在分子间氢键 B．分子中既存在非极性共价键又存在极性共价键 C．的分子结构如图2所示，则 D．基态N原子核外电子的空间运动状态有7种 【答案】B 【解析】A．稳定性强，是因为H2O中的O-H键的键能大，与分子间氢键无关，A错误； B．分子中既存在O-O非极性共价键，又存在H-O极性共价键，B正确； C．均为∠H-O-H，，C错误； D．基态N原子核外电子排布式为，空间运动状态有5种，D错误； 故选B。 6.（25-26高二下·山东聊城·期中）下列有关晶体结构或性质的描述正确的是 A．HF晶体沸点高于HCl，是因为HCl共价键键能小于HF B．因金属性：K>Na，故金属钾的熔点高于金属钠的熔点 C．1 mol金刚石与1 mol石墨晶体中所含有的C-C的数目相同 D．氧化镁中的离子键强度大于氯化钠中的离子键强度，故氧化镁的熔点高于氯化钠的熔点 【答案】D 【解析】A．HF和HCl都属于分子晶体，熔沸点由分子间作用力决定，HF沸点高于HCl是因为HF分子间存在氢键，与分子内共价键键能无关，故A错误； B．金属晶体熔点由金属键强弱决定，半径大于，钾的金属键弱于钠，故钾的熔点低于钠，熔点和金属性强弱无直接对应关系，故B错误； C．金刚石中每个C原子分摊个C-C键，1mol金刚石含个C-C键；石墨中每个C原子分摊个C-C键，1mol石墨含个C-C键，二者所含C-C数目不同，故C错误； D．离子晶体熔点与离子键强度正相关，MgO中离子所带电荷数多于NaCl，且离子半径小于NaCl中对应离子半径，离子电荷数越多、离子半径越小，离子键强度越大，晶体的熔点越高，故氧化镁的熔点高于氯化钠的熔点，D正确； 故答案选D。 7.（25-26高二下·山东聊城·期中）下列物质所属晶体类型分类正确的是 选项 A B C D 共价晶体 石英 金刚石 碳化硅 生石灰 分子晶体 冰 固态氮 氯化铯 干冰 离子晶体 氮化铝 明矾 食盐 过氧化钠 金属晶体 铜 金 铝 铁 【答案】B 【解析】A．氮化铝熔点高、硬度大，属于共价晶体，不属于离子晶体，分类错误，A错误； B．金刚石是典型的共价晶体；固态氮由分子构成属于分子晶体；明矾是复盐属于离子晶体；金是金属单质属于金属晶体；所有分类均正确，B正确； C．氯化铯是离子化合物，属于离子晶体，不属于分子晶体，分类错误，C错误； D．生石灰是，属于离子晶体，不属于共价晶体，分类错误，D错误； 故答案选B。 8.（25-26高二下·山东济南·期中）下列物质性质的比较中，错误的是 A．硬度：冰>石英 B．溶解度： C．沸点：HF>HBr>HCl D．熔点：金刚石>金刚砂>晶体硅 【答案】A 【解析】A．石英为共价晶体，冰为分子晶体，共价晶体硬度远大于分子晶体，实际硬度石英＞冰，A错误； B．NH3可与水分子形成氢键，溶解度远大于同主族其他氢化物；PH3极性强于AsH3，根据相似相溶规律溶解度PH3>AsH3，因此溶解度顺序成立，B正确； C．HF存在分子间氢键，沸点最高；HBr相对分子质量大于HCl，范德华力更强，HBr沸点高于HCl，因此沸点HF>HBr>HCl成立，C正确； D．三者均为共价晶体，键长Si-Si>C-Si>C -C，键长越短键能越大，熔点越高，因此熔点顺序金刚石＞金刚砂＞晶体硅成立，D正确； 故选A。 9.（25-26高二下·山东济南·期中）下列说法错误的是 A．等离子体的基本构成粒子只有阴、阳离子 B．晶体都具有自范性，自范性是晶体的本质属性 C．共价晶体中，共价键越强，共价晶体的熔点越高 D．离子化合物一定含离子键，但不一定含金属元素 【答案】A 【解析】A．等离子体的基本构成粒子包含电子、中性粒子、阴、阳离子，并非只有阴、阳离子，A错误； B．自范性是晶体可自发呈现规则多面体外形的性质，属于晶体的本质属性，所有晶体都具有自范性，B正确； C．共价晶体熔化时需要破坏共价键，共价键越强，键能越大，断裂所需能量越高，熔点越高，C正确； D．离子化合物一定含有离子键，不一定含金属元素，比如是离子化合物，仅由非金属元素组成，D正确； 故选A。 期中重难突破练（测试时间：15分钟） 10.（25-26高一上·山东潍坊·期末）短周期元素按原子序数递增的顺序排列，可形成如图所示“蜗牛”形元素周期表，每个“●”代表一种元素，虚线所连元素核外最外层电子数相同，a点代表氢元素，部分元素未画出。下列说法错误的是 A．b和e的核电荷数相差8 B．g的单质是一种黄绿色气体 C．f在常规元素周期表中的位置为第3周期ⅣA族 D．e的单质比d的单质更容易与氯气反应 【答案】D 【分析】a、b、c、d、e、f、g元素分别为H、B、O、Na、Al、Si、Cl，据此解答。 【解析】A．b的核电荷数为5，e的核电荷数为13，相差8，A正确； B．g单质为Cl2，为黄绿色气体，B正确； C．f为Si，第三周期IVA族，C正确； D．e为Al，d为Na，Cl2与金属单质反应体现氧化性，从原子结构角度考虑，Na更容易失去电子，因此，d(Na)更容易与Cl2反应，D错误； 故答案为D。 11.（25-26高二上·安徽·期中）如图为锌元素在元素周期表中的相关信息和原子结构示意图。下列有关锌元素的说法不正确的是 A．锌位于第4周期 B．锌元素的相对原子质量为65.38 C．K层电子的能量与N层电子的能量相同 D．锌在反应中容易失去2个电子 【答案】C 【解析】A．原子核外电子层数=周期序数，锌原子核外电子共4层，位于第四周期，A正确； B．由题干图示信息可知，锌元素的相对原子质量为65.38，B正确； C．原子核外电子在核外能量不同的不连续壳层上，由内向外电子的能量由低到高，即K层电子的能量比N层电子的能量更低，C错误； D．由题干原子结构示意图可知，锌原子的最外层上有2个电子，故在反应中容易失去2个电子，D正确； 故答案选C。 12.（24-25高一上·黑龙江哈尔滨·期末）下列化学用语表示不正确的是 A．用电子式表示的形成过程：   B．中子数为1的氢原子： C．和互为同位素 D．的结构示意图：   【答案】D 【难度】0.85 【解析】 A．钾元素原子最外层有1个电子，硫元素最外层有6个电子，在反应中，钾原子失去电子，硫原子得到电子，用电子式表示的形成过程：，故A正确；B．中子数为1的氢原子，其质子数也是1，质量数为1+1=2，则其核素符号为，故B正确； C．和 为同一种元素的不同核素，质子数相等且中子数不相等，二者互为同位素，故C正确； D．S2-的结构示意图为：，故D错误； 答案选D。 13．（25-26高二下·山东济南·期中）下列说法错误的是 A．等离子体的基本构成粒子只有阴、阳离子 B．晶体都具有自范性，自范性是晶体的本质属性 C．共价晶体中，共价键越强，共价晶体的熔点越高 D．离子化合物一定含离子键，但不一定含金属元素 【答案】A 【解析】A．等离子体的基本构成粒子包含电子、中性粒子、阴、阳离子，并非只有阴、阳离子，A错误； B．自范性是晶体可自发呈现规则多面体外形的性质，属于晶体的本质属性，所有晶体都具有自范性，B正确； C．共价晶体熔化时需要破坏共价键，共价键越强，键能越大，断裂所需能量越高，熔点越高，C正确； D．离子化合物一定含有离子键，不一定含金属元素，比如是离子化合物，仅由非金属元素组成，D正确； 故选A。 14．（25-26高二下·山东聊城·期中）某立方卤化物可用于制作光电材料，其晶胞是立方体(图1)，当部分K+被取代后可获得高性能激光材料(图2)。下列说法错误的是 A．图1中K+的配位数为6 B．图1表示的晶体的密度为 C．图1晶胞若以作晶胞的顶点，则位于晶胞的棱心 D．图2表示的化学式为KEuMg2F6 【答案】AD 【解析】A．图1周围的个数是的配位数，故的配位数为12，A错误；　 B．图1晶胞中含有：个，：个和1个，原子的总质量为，晶胞的体积为，因此晶体的密度为，B正确；　 C．图1晶胞若以作晶胞的顶点，则位于晶胞的棱心，C正确；　 D．根据电荷守恒分析，在垂直的棱心处的4个只能被2个取代，有两个空位，即图2晶胞中有：个，：个，：2个，：个，因此图2所表示物质的化学式为，D错误； 故答案选AD。 15．（24-25高三上·山东潍坊·期中）中科院研究团队制备的高质量单晶具有非常规超导态的独特性质。回答下列问题： （1）位于元素周期表第___________周期第___________族，原子变成优先失去___________轨道上的电子；是与同一主族相邻元素，基态原子价电子的轨道表示式为___________。 （2）第一电离能、、由大到小的顺序为___________，原因是___________。 （3）和都具有强氧化性，其氧化性强弱关系为___________(填“>”“<”或“=”)；的酸性强于，从结构的角度分析原因是___________。 【答案】（1）四 VB 4s （2）＞＞ 同主族从上往下，随着原子序数增大，原子的半径递增，原子核对核外电子的吸引能力减弱，故第一电离递减，同周期第VA族元素原子的p能级为半满的稳定结构，故第一电离能要高于相邻元素 （3）< 和的结构相似，P的非金属性强于As，导致P－O键的极性大于As－O键的极性，故的O－H键更易断裂产生H+，酸性更强 【解析】（1） V为23号元素，位于第四周期VB族；V的价层电子排布式为3d34s2，V失去最外层（4s）的1个电子，生成V+；Sb与As同族，且相邻，故其价层电子排布式为5s25p3，其价层电子轨道表示式为； （2）同主族从上往下，随着原子序数增大，原子的半径递增，原子核对核外电子的吸引能力减弱，故第一电离能递减，同周期第VA族元素原子的p能级为半满的稳定结构，第一电离能要高于相邻元素，故第一电离能：＞＞； （3）1个HNO3中存在1个N－OH键和2个N=O键，而1个中存在2个N=O键，相比之下，的N原子的电子云密度更低，更容易得电子，故氧化性更强；和的结构相似，P的非金属性强于As，导致P－O键的极性大于As－O键的极性，故的O－H键更易断裂产生H+，酸性更强。 1 / 4 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 物质结构与性质（期中复习讲义） 内 容 导 航 明·期中考情 把握命题趋势，明确备考路径 理·要点归纳 梳理核心脉络，扫除知识盲区 破·重难题型 题型分类突破，方法技巧精讲 题型01 原子结构与性质 题型02 化学键与分子结构 题型03 分子间作用力与性质 题型04 晶体结构与性质 题型05 综合推断与实验探究 过·分层验收 阶梯实战演练，验收复习成效 1.以原子或离子结构为主线的考查角度 核心考点 复习目标 考情规律（易错点或命题趋势） 核外电子运动特征（能量高低、离核远近、出现概率、电子云） 1. 能准确区分能层、能级与电子云概念； 2. 能用电子云轮廓图描述s、p轨道的空间分布特征； 3. 能比较不同能层中电子能量高低及离核远近关系。 常以选择题、判断题形式考查概念辨析，易混淆“电子云”与电子运动轨迹。 原子轨道与能层（s球形、p哑铃形、d花瓣形） 1. 能正确识别s、p、d轨道的形状与空间取向； 2. 能判断给定原子或离子的能层结构及对应轨道类型。 图像识别题常见，易忽略p轨道的三种伸展方向及d轨道的复杂形状。 轨道表示式（电子排布图） 1. 能规范书写常见元素原子或离子的轨道表示式； 2. 能根据轨道表示式判断电子排布是否正确。 高频填空题或改错题，易错点：违反泡利原理、洪特规则及顺序规则。 电子的成对情况 1. 能判断基态原子中未成对电子数； 2. 能说明成对电子与单电子对原子性质的影响。 常结合洪特规则特例考查，易错点在d区元素（如Cr、Cu）未成对电子数。 洪特规则特例 1. 能举例说明洪特规则特例（半满、全满稳定）； 2. 能正确书写Cr、Cu等特例元素的电子排布式。 命题热点，常以简答或填空形式考查，易错：误写为常规排布（如写为3d⁴4s²）。 电负性大小比较 1. 能运用电负性判断元素金属性/非金属性强弱； 2. 能比较同周期、同主族元素电负性变化规律。 常与电离能联合考查，易错：忽略电负性在化合物中应用（如判断键型）。 2. 以分子结构为主线的考查角度 核心考点 复习目标 考情规律（易错点或命题趋势） 化学键类型判断（离子键 vs 共价键） 1. 能根据电负性差（＞1.7通常为离子键，＜1.7通常为共价键）判断键型； 2. 能举例说明常见离子化合物与共价化合物。 常以选择题、填空题考查，易错点：忽略特例（如AlCl₃电负性差＜1.7却为共价化合物）。 离子键的强弱比较 1. 能运用离子电荷、离子半径比较离子键强弱； 2. 能说明离子键强弱对物质熔点、硬度的影响。 高频考点，常结合晶格能考查，易错：误将离子键强弱与共价键强弱直接类比。 共价键的类型（σ键与π键） 1. 能识别σ键（头碰头）和π键（肩并肩）的重叠方式； 2. 能判断单键、双键、三键中σ键与π键的数量。 常以图像题或简答题考查，易错：误以为双键中两个键都是σ键。 极性键与非极性键 1. 能根据成键原子是否相同判断键的极性； 2. 能判断常见分子（如H₂、HCl、CO₂）中键的极性。 易与分子极性混淆，常考陷阱：有极性键不一定分子有极性（如CO₂）。 配位键 1. 能识别配位键的形成条件（孤电子对 + 空轨道）； 2. 能正确书写常见配位键（如NH₄⁺、H₃O⁺）的电子式表示。 中等难度题，常出现在综合填空题，易错：配位键箭头方向写反。 原子杂化轨道类型（sp、sp²、sp³） 1. 能根据中心原子价层电子对数判断杂化类型； 2. 能说明杂化轨道与分子空间构型的关系。 期中必考，选择题、填空题高频，易错：价层电子对数计算错误（漏算孤电子对）。 分子空间构型 1. 能预测常见分子（如CH₄、NH₃、H₂O、BF₃、CO₂）的立体构型； 2. 能说明孤电子对对分子构型的影响（如VSEPR理论）。 常结合杂化轨道考查，易错：NH₃（三角锥）与H₂O（V形）构型混淆。 键参数（键能、键长、键角） 1. 能比较键能、键长、键角的大小； 2. 能说明键参数与分子稳定性的关系。 常以比较类选择题出现，易错：误认为键长越长键能越大（实际相反）。 3. 以晶体结构为主线的考查角度 核心考点 复习目标 考情规律（易错点或命题趋势） 四种晶体类型判断（分子晶体、离子晶体、共价晶体、金属晶体） 1. 能根据构成微粒（分子、阴/阳离子、原子）及微粒间作用力（分子间作用力、离子键、共价键、金属键）准确判断晶体类型； 2. 能列举常见典型晶体（如干冰、NaCl、金刚石、铁）。 必考基础题，常以选择题形式出现，易错点：混淆SiO₂（共价晶体）与干冰（分子晶体）。 分子间作用力与性质（范德华力、氢键） 1. 能比较不同分子晶体的熔沸点高低； 2. 能判断氢键对物质物理性质（溶解性、沸点）的影响； 3. 能区分分子间氢键与分子内氢键。 高频考点，常结合沸点数据图考查，易错点：误以为有氢键则沸点一定高于无氢键（需结构相似才成立）。 离子晶体与离子键 1. 能用离子半径和离子电荷比较离子晶体的晶格能及熔沸点； 2. 能描述离子晶体的空间结构特点（如NaCl、CsCl型）。 常以比较类选择题出现，易错点：忽略离子电荷的影响（如MgO熔沸点高于NaCl）。 金属晶体与金属键 1. 能说明金属键的“电子气理论”及对金属性质（导电性、导热性、延展性）的解释； 2. 能比较不同金属晶体的熔沸点（与价电子数、原子半径相关）。 多结合物理性质考查，易错点：误以为金属熔点都高（如Hg常温液态，Na、K熔点较低）。 晶胞参数与密度计算 1. 能根据晶胞中微粒个数（均摊法）计算晶胞密度； 2. 能利用晶胞参数（边长、夹角）进行相关计算。 期中期末压轴题常考，计算量大，易错点：均摊法算错微粒数（顶点1/8、棱心1/4、面心1/2）。 空间利用率 1. 能计算简单立方、体心立方（bcc）、面心立方（fcc）的空间利用率； 2. 能说明堆积方式与空间利用率的关系。 中等难度题，常与晶胞参数结合考查，易错点：球半径与晶胞边长的几何关系推导错误。 晶胞中微粒投影图 1. 能根据晶胞结构画出俯视/侧视投影图； 2. 能根据投影图判断微粒位置（顶点、面心、棱心、体心）。 新高考趋势题，考查空间想象能力，易错点：混淆体心与面心的投影位置。 原子坐标与空隙问题 1. 能写出晶胞中特定微粒的原子坐标（以晶胞边长为1）； 2. 能判断晶胞中四面体空隙、八面体空隙的位置及数目。 拔高题考点，易错点：原子坐标参数方向理解错误；空隙数计算遗漏。 要点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 ————— 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 …… —— 最多容纳 电子数 2 2 6 …… —— 2 8 …… 2n2 要点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 的轨道，然后依次进入能量 的轨道，这样使整个原子处于最 的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳 个电子，且自旋方向 。 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 的原子轨道，且自旋方向 。 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： 要点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 2 1s 2 二 2s1 8 2s、2p 8 三 3s1 8 3s、3p 8 四 4s1 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 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。 要点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： 和 。 （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 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径 ②原子半径比其阴离子半径 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径 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 的趋势，稀有气体的第一电离能最 同主族从上到下，第一电离能有逐渐 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 同一主族从上到下，元素电负性呈现 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 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显 价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于 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 逐渐 电子层数 逐渐 原子半径 逐渐 逐渐 离子半径 阳离子逐渐 阴离子逐渐 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐 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 非金属性逐渐 金属性逐渐 非金属性逐渐 第一电离能 有逐渐 的趋势 逐渐 电负性 逐渐 逐渐 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐 阴离子还原性逐渐 阳离子氧化性逐渐 阴离子还原性逐渐 气态氢化物的稳定性 逐渐 逐渐 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐 酸性逐渐 要点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 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 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 键；共价双键中有一个 键，另一个是 键；共价三键由一个 键和两个 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 偏移 由不同种元素的原子形成的共价键，共用电子对 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 电性 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 ，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 。 （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： 要点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′ CH4 3 sp2杂化 3 120° BF3 2 sp杂化 2 180° 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 BeCl2 3 3 0 BF3 2 1 SnBr2 4 4 0 CH4 3 1 NH3 2 2 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 形 O==C==O 180° H2O 形 105° 四原子 分子 CH2O 形 120° NH3 形 107° 五原子 分子 CH4 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 直线形 直线形 CO32—、BF3 平面三角形 平面三角形 SO2、PbCl2 V形 CH4、CCl4 正四面体形 正四面体形 NH3、NF3 四面体形 三角锥形 H2O、H2S 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 空间构型 杂化轨道理论 杂化类型 要点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。 要点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 ，半径越 ，离子键就越强 键长越 ，键能越 ，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定 金属阳离子电荷越 ，半径越 ，金属键越强 特征 方向性 无 有 无 饱和性 无 有 无 要点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 ，物质的熔沸点也就越 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 ，范德华力也越 ，物质的熔沸点也就越 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 ，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”) 要点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) 要点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 要点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% 题型一 原子结构与性质 【典例1】下列说法正确的是 A．电子仅在激发态跃迁到基态才产生原子光谱 B．在已知元素中，基态原子的4s能级中只有1个电子且位于d区的元素有2种 C．核电荷数为26的元素，原子核外价电子轨道表示式 D．核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中不含未成对电子 【典例2】短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大，基态W原子核外电子只有一种运动状态，基态X原子2p能级上有一对成对电子，Y是电负性最大的元素，X、Z同主族，室温下化合物是气体，下列说法正确的是 A．原子半径：Z>Y>X B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>Z C．分子中所有原子均为8电子结构 D．电负性：X>Z>W 【变式1】人们常燃放烟花来增添节日的气氛，一般烟花用黑火药作起爆药剂，黑火药的组成成分为硝酸钾、木炭、硫黄。烟花颜色是各种盐的焰色，如黄色是钠盐的焰色，红色是锶盐的焰色等。下列说法错误的是 A．S原子的最高能层有6个电子 B．烟花秀利用了原子核外电子跃迁释放能量的原理 C．Na原子由，形成发射光谱 D．基态原子中电子占据的最高能级的原子轨道形状是球形 【变式2】根据表中短周期元素的有关信息判断，下列说法错误的是 元素编号 E F G H I J K L 原子半径/nm 0.037 0.074 0.082 0.099 0.102 0.143 0.160 0.186 最高化合价或最低化合价 A．电负性大小：F＞H＞I B．简单离子半径：K＞F＞L C．第一电离能：K＞J＞L D．L、K、J的最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱 解｜题｜技｜巧 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 性质 递变性 应用 电离能 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。 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 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 ①判断金属性与非金属性强弱：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 题型二 化学键与分子结构 【典例1】列有关共价键参数的比较中，不正确的是 A．键能： B．键长： C．分子中的键角： D．乙烯分子中碳碳键的键能：键>键 【典例2】下列分子或离子的中心原子杂化方式、VSEPR模型及空间结构正确的是 选项 分子或离子 中心原子杂化方式 VSEPR模型名称 分子或离子的空间结构名称 A 四面体形 平面三角形 B 平面三角形 V形 C sp 直线形 直线形 D 四面体形 正四面体形 【变式1】氰气的化学式为(CN)2，结构式为N≡C－C≡N，性质与卤素相似。下列说法正确的是 A．不和氢氧化钠溶液发生反应 B．分子中N≡C的键长大于C－C的键长 C．分子中含有两个σ键和四个π键 D．分子中既有极性键又有非极性键 【变式2】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．和的VSEPR模型均为平面三角形 B．是空间结构为V形的极性分子 C．和中心原子均为杂化 D．、的空间构型都是三角锥形 解｜题｜技｜巧 1.共价键 σ键和π键的识别和计算表 类别 具体情况 σ键和π键情况 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 σ键和π键的识别 含有苯环的结构 不能忽略苯环中的碳氢键 σ键和π键的识别 苯分子 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol σ键和π键的识别 乙炔分子 σ键和π键的数目之比是3∶2 σ键和π键的识别 HCOONa σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键 由内界与外界组成的配合物（以[Cu(NH3)4]SO4为例） 内界和外界之间一般存在离子键，如[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 配合物中的σ键和π键 无外界的配合物（以[Fe(CO)5]为例） 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 3. 价层电子对理论、杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 价层电子对理论与分子间的空间构型关系 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 直线形 直线形 BeCl₂ 3 3 0 平面三角形 平面三角形 BF₃ 3 2 1 平面三角形 V形 SnBr₂ 4 4 0 四面体形 四面体形 CH₄ 4 3 1 四面体形 三角锥形 NH₃ 4 2 2 四面体形 V形 H₂O 杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 杂化类型 杂化轨道数目 孤电子对数 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 sp 2 0 180° 直线形 BeCl₂ sp² 3 0 120° 平面三角形 BF₃ sp³ 4 0 109°28' 四面体形 CH₄ sp³ 4 1 109°28' 三角锥形 NH₃ sp³ 4 2 109°28' V形（角形） H₂O 题型三 分子间作用力与性质 【典例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 【典例2】下列说法正确的是 A．HF、HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高 B．CS2、H2O、H2都是直线形分子 C．酸性：CCl3COOH>CHCl2COOH>CH3COOH是因为Cl原子为吸电子基，使得羟基O-H键极性增强，易电离出H+ D．在水中的溶解性：戊醇>乙二醇>乙醇 【变式1】（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 。 【变式2】氯吡苯脲是一种常用的膨大剂，其结构简式如图所示，它是经国家批准使用的植物生长调节剂。 （1）比较两元素的第一电离能N O(填>、<或=)。 （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，其反应方程式如下所示： 反应过程中，每生成1mol氯吡苯脲，反应物断了 个键和 个键。(用表述阿伏加德罗常数) （4）膨大剂能在动物体内代谢，其产物较为复杂，其中有，，等 ①请用共价键知识解释分子比分子稳定的原因： 。 ②在水中极易溶解，其原因是 。 题型四 晶体结构与性质 【典例1】下列关于共价晶体、分子晶体的叙述中，正确的是 A．在干冰晶体中，1个CO2分子和6个CO2分子距离最近 B．分子晶体中一定存在共价键 C．HI的相对分子质量大于HF，所以HI的沸点高于HF D．金刚石为共价键构成的三维骨架结构，其晶体的熔点很高 【典例2】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1】某晶体立方晶胞如图。已知图中微粒1的分数坐标是(0，，)，阿伏加德罗常数的值为NA．下列说法正确的是 A．Ag+周围距离最近且相等的个数是6 B．微粒2的分数坐标是(，，) C．已知银与铜位于同一族，银位于元素周期表的d区 D．若晶胞边长为apm，则相邻Ag+之间的最短距离为a pm 【变式2】碳元素的单质有多种形式，下图依次是、石墨和金刚石的结构图： 回答下列问题： （1）基态碳原子的最外层电子排布式为 。 （2）所属的晶体类型为 晶体。 （3）石墨所属的晶体类型为 晶体。 （4）上述三种单质互称为 。 a．同系物 b．同素异形体 c．同分异构体 （5）太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。硅和卤素单质反应可以得到SiX4，SiX4的熔沸点如下表所示： SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4 熔点/K 183.0 203.2 278.6 393.7 沸点/K 187.2 330.8 427.2 560.7 SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4沸点依次升高的原因是 。 （6）由Cu、O构成的一种化合物常作为反应的催化剂，其晶胞结构如下图所示，该物质的化学式为 。 （7）Na、K等活泼金属在中燃烧得到的、具有强氧化性，常做消毒剂。已知的晶胞如下图所示： 设阿伏加德罗常数的值为，晶胞的参数为a nm。晶胞的密度为 (用含a、的代数式表示)。 题型五 综合推断与实验探究 【典例1】实验室模拟用硫酸渣(主要成分为Fe2O3、SiO2)制备铁基颜料铁黄(FeOOH)的流程如下： 已知：氧气约占空气体积的20%，FeS2、SiO2均与H2SO4不反应且不溶于硫酸。 回答下列问题： （1）铁在元素周期表中的位置是___________。 （2）“酸溶”时用到的480 mL 0.5 mol/L的稀硫酸需要用18.4 mol/L浓硫酸配制，配制时所需的玻璃仪器除量筒、烧杯、玻璃棒外，还需要___________，配制溶液操作中，若定容时俯视刻度线，则所配稀硫酸的浓度___________(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。 （3）“还原”过程中涉及的离子方程式为___________。 （4）设计实验方案证明“还原”操作已经进行完全：___________。 （5）“沉降、氧化”发生的离子反应方程式：___________；若此过程中消耗标准状况下空气的体积为22.4 L，则收集到铁黄的质量约为___________g。 【变式1】 LiFePO4广泛应用于新能源汽车和储能领域。从低浓度锂溶液(含)获得制备LiFePO4的原料FePO4和Li2CO3，工艺流程如下： 已知：①常温下，部分物质的Ksp如下表 物质 ②在本工艺相应条件下，EDTA与反应生成可溶于水的稳定配合物。 ③常温下，。 ④绿矾为FeSO4·7H2O （1）LiFePO4中基态Fe2+的价电子轨道表示式为_______，的空间结构为________。 （2）“萃取除铝”时，调节溶液pH=3，Al3+与萃取剂HR(弱酸)反应转化为AlR3而被萃取至有机层（）。降低溶液pH，铝的去除率明显降低，原因是_______。 （3）“沉淀”时控制溶液pH=1，此时_______，该条件下Fe2+转化为FePO4的离子方程式为_______。 （4）常温下，“除杂”中加入NaOH调节溶液pH=x，此时，则x = _______。 （5）“沉锂2”先加入适量EDTA，再加入Na2CO3固体，充分反应后过滤。加入EDTA的目的是防止Li2CO3产品中混入________(填化学式)杂质。 （6）由Li2CO3可进一步制备Li2O，Li2O的某一种晶胞具有如下图所示结构。 已知晶胞参数为a nm，阿伏加德罗常数为NA，则该晶胞的密度为________(列出计算式)。 期中基础通关练（测试时间：10分钟） 1.下列叙述正确的是 A．碘晶体受热转变成碘蒸气，吸收的热量用于克服碘原子间的化学键 B．非金属元素间不可能形成离子化合物 C．确定某化合物为离子化合物，可以用水溶液能否导电来判断 D．在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 2．（24-25高二上·山东菏泽·月考）应用元素周期律可预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测错误的是 A．可能是难溶于水的白色固体 B．的氧化物的水化物可能具有两性 C．砹单质为有色固体，不溶于水也不溶于稀硝酸 D．在氧气中剧烈燃烧，产物是，其溶液是一种强碱 3.（25-26高二下·河南洛阳·月考）铬是制造高铁列车的重要材料，工业上可用镁铬矿冶炼铬。下列说法正确的是 A．Cr是第四周期第ⅣB族元素 B．基态Mg原子的价层电子排布式为 C．基态Mg原子中，电子占据的最高能层符号为L D．基态Cr原子中，1s、2s、3s电子的能量逐渐增大 4.（25-26高二上·重庆·期中）下列关于原子核外电子的描述正确的是 A．原子核外电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称“电子云” B．s能级电子的能量一定低于p能级电子的能量 C．同一能层不同能级上的电子，其能量一定不同 D．3s的电子云半径比1s的大，说明3s的电子比1s的多 5.（25-26高二下·山东济南·期中）中国化学家研究出一种新型复合光催化剂()，该催化剂能利用太阳能高效分解水，原理如图1所示。下列说法正确的是 A．稳定性强是因为存在分子间氢键 B．分子中既存在非极性共价键又存在极性共价键 C．的分子结构如图2所示，则 D．基态N原子核外电子的空间运动状态有7种 6.（25-26高二下·山东聊城·期中）下列有关晶体结构或性质的描述正确的是 A．HF晶体沸点高于HCl，是因为HCl共价键键能小于HF B．因金属性：K>Na，故金属钾的熔点高于金属钠的熔点 C．1 mol金刚石与1 mol石墨晶体中所含有的C-C的数目相同 D．氧化镁中的离子键强度大于氯化钠中的离子键强度，故氧化镁的熔点高于氯化钠的熔点 7.（25-26高二下·山东聊城·期中）下列物质所属晶体类型分类正确的是 选项 A B C D 共价晶体 石英 金刚石 碳化硅 生石灰 分子晶体 冰 固态氮 氯化铯 干冰 离子晶体 氮化铝 明矾 食盐 过氧化钠 金属晶体 铜 金 铝 铁 8.（25-26高二下·山东济南·期中）下列物质性质的比较中，错误的是 A．硬度：冰>石英 B．溶解度： C．沸点：HF>HBr>HCl D．熔点：金刚石>金刚砂>晶体硅 9.（25-26高二下·山东济南·期中）下列说法错误的是 A．等离子体的基本构成粒子只有阴、阳离子 B．晶体都具有自范性，自范性是晶体的本质属性 C．共价晶体中，共价键越强，共价晶体的熔点越高 D．离子化合物一定含离子键，但不一定含金属元素 期中重难突破练（测试时间：15分钟） 10.（25-26高一上·山东潍坊·期末）短周期元素按原子序数递增的顺序排列，可形成如图所示“蜗牛”形元素周期表，每个“●”代表一种元素，虚线所连元素核外最外层电子数相同，a点代表氢元素，部分元素未画出。下列说法错误的是 A．b和e的核电荷数相差8 B．g的单质是一种黄绿色气体 C．f在常规元素周期表中的位置为第3周期ⅣA族 D．e的单质比d的单质更容易与氯气反应 11.（25-26高二上·安徽·期中）如图为锌元素在元素周期表中的相关信息和原子结构示意图。下列有关锌元素的说法不正确的是 A．锌位于第4周期 B．锌元素的相对原子质量为65.38 C．K层电子的能量与N层电子的能量相同 D．锌在反应中容易失去2个电子 12.（24-25高一上·黑龙江哈尔滨·期末）下列化学用语表示不正确的是 A．用电子式表示的形成过程：   B．中子数为1的氢原子： C．和互为同位素 D．的结构示意图：   13．（25-26高二下·山东济南·期中）下列说法错误的是 A．等离子体的基本构成粒子只有阴、阳离子 B．晶体都具有自范性，自范性是晶体的本质属性 C．共价晶体中，共价键越强，共价晶体的熔点越高 D．离子化合物一定含离子键，但不一定含金属元素 14．（25-26高二下·山东聊城·期中）某立方卤化物可用于制作光电材料，其晶胞是立方体(图1)，当部分K+被取代后可获得高性能激光材料(图2)。下列说法错误的是 A．图1中K+的配位数为6 B．图1表示的晶体的密度为 C．图1晶胞若以作晶胞的顶点，则位于晶胞的棱心 D．图2表示的化学式为KEuMg2F6 15．（24-25高三上·山东潍坊·期中）中科院研究团队制备的高质量单晶具有非常规超导态的独特性质。回答下列问题： （1）位于元素周期表第___________周期第___________族，原子变成优先失去___________轨道上的电子；是与同一主族相邻元素，基态原子价电子的轨道表示式为___________。 （2）第一电离能、、由大到小的顺序为___________，原因是___________。 （3）和都具有强氧化性，其氧化性强弱关系为___________(填“>”“<”或“=”)；的酸性强于，从结构的角度分析原因是___________。 1 / 4 学科网（北京）股份有限公司 $