专题01 物质结构与性质（期末复习讲义）高二化学下学期鲁科版

专题01 物质结构与性质 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 核外电子排布规律 ① 书写/判断第四周期重点元素（Cr、Mn、Fe、Cu、Zn等）基态原子/离子的电子排布式、价电子排布式、轨道表示式； ②用泡利原理、洪特规则（半满/全满稳定特例）判断排布正误，解释电离能反常、物质稳定性问题； ③电子跃迁的应用（焰色反应、原子光谱原理） 元素性质与元素周期律 ①判断元素所属s/p/d/ds区； ②第一电离能递变规律及反常原因（如N>O、Mg>Al），用电离能判断元素化合价； ③电负性递变规律，用于判断化学键极性、元素化合价正负、金属/非金属性强弱； ④对角线规则的应用（Li与Mg、Be与Al性质相似的解释） 共价键与配合物  ① σ键、π键数目判断，用键参数（键能、键长、键角）解释分子稳定性、空间结构差异； ②配位键判断，推导配合物内界/外界、配体、配位数，解释配位键对物质溶解度、颜色的影响； ③等电子体判断，用等电子体推测分子空间结构、性质 空间结构判断（VSEPR+杂化轨道理论，高频考点） ①计算价层电子对数，判断VSEPR模型、分子/离子实际空间构型； ②中心原子杂化类型判断（sp/sp²/sp³为主）； ③键角大小比较及原因解释（孤电子对斥力、杂化类型、电负性影响） 分子间作用力与分子性质 ①分子极性判断，用相似相溶原理解释溶解性差异； ②范德华力、氢键（区分分子内/分子间氢键）对物质熔沸点、溶解性的影响； ③手性分子判断，无机含氧酸酸性强弱比较（非羟基氧数目规则） 晶体类型判定与性质比较 ① 晶体与非晶体的区分方法（X射线衍射实验），晶体特性（各向异性、固定熔点）辨析； ②四类晶体（分子、共价、离子、金属）的判断，熔沸点、硬度排序及原因解释（作用力排序：共价键>晶格能>氢键>范德华力）； ③离子晶体晶格能的影响因素，用晶格能解释熔点、硬度差异 晶胞计算（必考难点） ①均摊法计算晶胞内粒子数，推导晶体化学式； ②典型晶体的配位数判断（NaCl、CsCl、金刚石、金属四类堆积模型），四面体/八面体空隙数目判断； ③结合晶胞参数计算晶体密度、阿伏加德罗常数、粒子半径、粒子间距离 要点01 原子结构模型 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 1.原子结构模型的演变 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 元素周期表与元素性质递变 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。 3.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 4.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 5.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04共价键 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05 分子的空间结构 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 4.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)。 5.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06 分子性质与分子间作用力 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07 离子键、配位键与金属键 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08 晶体的分类与晶胞基础 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) 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 要点09 典型晶体结构与计算 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】（24-25高二下·山东·月考）下列说法错误的是 A．原子光谱是不连续的线状谱线 B．电子所处轨道的能量是量子化的 C．利用玻尔原子结构模型解释在有外加磁场时氢原子光谱有多条谱线 D．霓虹灯发光的原理是电子由能量较高的轨道向能量较低的轨道跃迁时以光的形式辐射能量 【答案】C 【解析】A．核外电子的能量是量子化的，所以原子光谱是不连续的线状谱线，故A正确； B．电子所处轨道的能量是不连续的，是量子化的，故B正确； C．利用玻尔原子结构模型不能解释在有外加磁场时氢原子光谱有多条谱线，故C错误； D．霓虹灯发光的原理是电子由能量较高的轨道向能量较低的轨道跃迁时以光的形式辐射能量，故D正确； 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】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的说法正确的是 A．原子的价电子排布式为的元素一定是主族元素 B．原子的价电子排布式为的元素一定位于第ⅢB~第ⅦB族 C．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素 D．基态原子的N层上只有一个电子的元素一定是主族元素 【答案】C 【解析】A． 原子的价电子排布式为的元素是稀有气体、0族元素，A错误； B． 原子的价电子排布式为的元素为第8、9、10列元素，是Ⅷ族元素，B错误； C． 基态原子的p能级上有5个电子的元素的价电子排布式为，最外层7个电子、一定是第ⅦA族元素，C正确； D． 基态原子的N层上只有一个电子的元素的价电子排布式为，或，分别是ⅠA的钾元素、ⅠB的铜元素，D错误； 答案选C。 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】自然界中存在大量的金属元素，在工农业生产中有着广泛的应用。回答下列问题： （1）下列有关微粒性质的排列顺序错误的是___________。 A．元素的电负性：P＜O＜F B．元素的第一电离能：C＜N＜O C．离子半径：O2−＞Na+＞Mg2+ D．原子的未成对电子数：Mn＞Si＞Cl （2）基态Ni原子核外电子运动状态有___________种，其核外电子排布式中未成对电子数为___________个。 （3）钌−多吡啶配合物具有丰富的光化学和光物理信息，结构简式如图所示。钌(II)的配位数是___________，N原子的杂化类型为___________。 （4）SO3的三聚体环状结构如图所示，该结构中S原子的杂化轨道类型为___________；该结构中S−O键长有两类，一类键长约140pm，另一类键长约为160pm，较长的键为___________(填图中字母)，该分子中含有___________个σ键。 【答案】（1）B （2）28 2 （3）6 sp2、sp3 （4）sp3 b 12 【解析】（1）A．根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则元素的电负性：P＜O＜F，故A正确；     B．根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，则元素的第一电离能：C＜O＜N，故B错误； C．根据同电子层结构核多径小，则离子半径：O2−＞Na+＞Mg2+，故C正确； D．Mn、Si、Cl价电子分别为3d54s2、3s23p2、3s23p5，则原子的未成对电子数：Mn＞Si＞Cl，故D正确； 综上所述，答案为：B。 （2）一个电子是一种运动状态，因此基态Ni原子核外电子运动状态有28种，其核外价电子排布式为3d84s2，因此核外电子排布中未成对电子数为2个；故答案为：28；2。 （3）根据钌−多吡啶配合物的结构简式分析，与钌(II)结合的氮原子有6个，则钌(II)的配位数是6，与钌(II)相连的N原子价层电子对数为3+0=3，杂化类型为sp2，中间上方的氮原子价层电子对数为2+1=3，杂化类型为sp2，中间下方的氮原子价层电子对数为3+1=4，杂化类型为sp3，故答案为：6；sp2、sp3。 （4）根据SO3的三聚体环状结构分析结构中S原子价层电子对数为4+0=4，其杂化轨道类型为sp3；该结构中S−O键长有两类，一类键长约140pm，另一类键长约为160pm，a是形成硫氧双键，而b是形成硫氧单键，因此较长的键为b，每个硫与四个氧结合形成四个σ键，因此该分子中含有12个σ键；故答案为：sp3；b；12。 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】（23-24高二上·山东聊城·期末）锂—磷酸氧铜电池正极的活性物质是，可通过下列反应制备：。回答下列问题： （1）上述化学方程式中涉及第二周期元素的第一电离能由小到大的顺序是___________，涉及第三周期元素的电负性由小到大的顺序是___________。 （2）写出基态的第三能层的电子排布式___________，若核外电子空间运动状态有15种，则该离子处于___________(填“基”或“激发”)态。 （3）晶体内不存在___________。(填序号) ①离子键    ②极性共价键    ③非极性共价键    ④配位键    ⑤范德华力 （4）氨基乙酸铜的分子结构如图，氮原子的杂化方式为___________，键角___________键角(填“>”“<”“=”) （5）氨基乙酸与丙酸相对分子质量几乎相等，但氨基乙酸的熔、沸点远高于丙酸。主要原因：一是氨基乙酸能形成内盐；二是___________。 【答案】（1） （2） 激发 （3）③⑤ （4） （5）氨基乙酸的存在也会使分子间产生氢键或分子数相同时，氨基乙酸形成的分子间氢键数目比丙酸形成的分子间氢键数目多 【解析】（1）上述化学方程式中涉及第二周期元素为N、O，同周期元素由左向右第一电离能呈增大趋势，N原子的2p轨道处于半充满状态，比较稳定，难以失去电子，其第一电离能大于相邻元素，则N、O元素第一电离能由小到大的顺序为：； 涉及第三周期元素为Na、P、S，同周期元素由左向右电负性逐渐增大，因此电负性由小到大的顺序是：。 （2）Cu原子序数为29，根据构造理论知，基态铜原子第三能层的电子排布式3s23p63d10； 基态的核外电子排布式为：，空间运动状态种类等于原子轨道数，即有1+1+3+1+3+5=14种，但此时核外电子空间运动状态有15种，则该离子处于激发态。 （3）(NH4)2SO4晶体中，存在硫酸根和铵根之间形成的离子键，O和S、N和H形成的极性共价键，H和NH3形成的配位键，不存在非极性共价键和范德华力，故选③⑤。 （4）氨基中N形成3个键还有1对孤对电子，氮原子的杂化类型为sp3； 的中心原子C原子为sp3杂化，的中心原子C原子为sp2杂化，因此键角<键角。 （5）氨基乙酸的熔、沸点远高于丙酸。主要原因：一是氨基乙酸能形成内盐；二是氨基乙酸的存在也会使分子间产生氢键或分子数相同时，氨基乙酸形成的分子间氢键数目比丙酸形成的分子间氢键数目多。 【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】（24-25高二下·山东枣庄·期中）W、X、Y、Z四种元素原子序数依次减小。已知W的原子序数为29；X原子p轨道共有11个电子；Y是第三周期主族元素，其部分电离能数据如下表；Z原子价电子排布式为。 电离能/kJ·mol-1 Y 584 1823 2751 11584 14837 根据题目信息回答下列问题： （1）W基态原子的价电子排布式为___________。 （2）熔点低，易升华，则为___________晶体(填“离子”“分子”或“共价”)，溶液与过量氢氧化钠溶液反应的离子方程式___________。 （3）R是与X同主族的短周期元素。R的氢化物沸点比X的氢化物高，原因是___________。 （4）中，Z原子采用___________杂化，每个分子中含有___________个σ键，___________个π键。 （5）已知是蓝色的，配离子的配体是___________(填分子式)，配位数______，配离子中存在的化学键有___________。(填“金属键”“离子键”“共价键”“配位键”) 【答案】（1） （2）分子 或 （3）HF分子间形成氢键，而HCl分子间只有范德华力 （4） 5 1 （5） 4 配位键、共价键 【分析】W、X、Y、Z四种元素原子序数依次减小，W的原子序数为29，所以W是Cu元素；X原子p轨道共有11个电子，第二周期的p轨道含有6个电子，第三周期的p轨道含有5个电子，则X是Cl元素；Y是第三周期主族元素，I4远大于I3，所以其化合价为+3价，Y为Al元素；Z原子价电子排布式为nsnnpn，s能级上最多排2个电子，所以其价电子排布为2s22p2，故Z为C元素，据此分析解答。 【解析】（1）W是Cu元素，其价电子排布式为：； （2）X是Cl，Y是Al，熔点低，易升华，则为分子晶体，由于氢氧化铝为两性氢氧化物，溶液与过量氢氧化钠溶液反应的离子方程式； （3）R是与X同主族的短周期元素，X是Cl，所以R是F，R的氢化物HF沸点比X的氢化物HCl沸点更高，是由于HF分子之间存在氢键，而HCl分子之间没有氢键只有范德华力，分子间氢键的存在导致其沸点升高； （4）Z为C，X为Cl元素，则为，分子中存在1个碳碳双键和4个单键，单键都是σ键，1个碳碳双键中含有一个σ键和一个π键，每个C原子形成了3个σ键、没有孤电子对，所以C原子采取杂化，每个分子中含有5个σ键、1个π键； （5）W为Cu元素，配离子中为配体，配位数为4，配离子中存在的化学键有：铜离子和氧原子之间存在配位键，氧原子和氢原子间存在共价键。 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】（24-25高一下·山东威海·期末）某锂硫化物的立方晶胞如图1所示。下列关于该晶胞的说法错误的是 A．S与Li的配位数之比为1：2 B．S与Li之间的最短距离为 C．沿晶胞体对角线投影将得到图2 D．若坐标取向不变，将p点S平移至体心，则平移后每个晶胞中位于棱心的S有8个(不考虑均摊) 【答案】AD 【解析】A．根据均摊法，S位于顶点和面上，顶点的原子被8个晶胞共用，面上的原子被2个晶胞共用，所以S的数目为，Li位于体内，数目为8。配位数是指一个原子周围最近邻的异原子的数目。从晶胞结构可知，每个S周围最近邻的Li有8个，每个Li周围最近邻的S有4个。所以S与Li的配位数之比为8: 4 =2:1，A错误； B．观察晶胞结构，S与Li之间的最短距离为体对角线的，已知晶胞边长为a nm，根据勾股定理，体对角线长度为，那么S与Li之间的最短距离为，B正确； C．沿晶胞体对角线投影，将看到如图2所示的投影图，因为从体对角线方向看，能看到顶点、面心和体内的原子的投影情况与图2相符，C正确； D．若坐标取向不变，将p点S平移至体心，原来位于棱心的S的位置不变，原来棱心没有S原子（从原晶胞结构可知），平移后每个晶胞中位于棱心的S仍然为0个，D错误； 故答案选AD。 【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】由于锂离子电池成本的日益上涨以及锂资源的不断消耗，钾离子电池成为近几年的研究热点。回答下列问题： （1）某立方晶系的锑钾(Sb-K)合金可作为钾离子电池的负极电极材料。 ①已知锑(Sb)为第五周期元素，与氮同族，Sb有___________个未成对电子。 ②已知和KCl的熔点分别是73.4℃和770℃，请分析两种物质熔点差异的原因：___________。 （2）过渡金属氧化物在钾离子电池正极材料中得到广泛应用，例如碳包覆的纳米材料，中P的杂化类型为___________，该金属盐中不存在的微粒间作用力有___________(填标号)。 a．σ键                    b．离子键                c．金属键                d．氢键 （3）该锑钾(Sb-K)合金的晶胞结构如图a，图b表示晶胞的一部分。 ①设1号原子的分数坐标为(0，0，0)，2号原子的分数坐标为(1，1，1)，则3号原子的分数坐标为___________。 ②与Sb最邻近的K原子数为___________，若K原子的半径为a pm，Sb原子的半径为b pm，则该晶体中原子的空间利用率为___________(用含a、b的计算表达式表示)。 【答案】（1）3 从和KCl的熔点分别是73.4℃和770℃可以判断出属于分子晶体，而KCl属于离子晶体，因为属于分子晶体，而KCl属于离子晶体，分子晶体中分子间作用力是范德华力，离子晶体中阴、阳离子间作用力为离子键，离子键的键能大于范德华力，所以KCl熔点高于 （2） cd （3）() 8 【解析】（1）①锑(Sb)为第五周期元素，与氮同族，则基态Sb原子价电子排布式为5s25p3，其有3个未成对电子； ②两种物质熔点差异的原因是：从和KCl的熔点分别是73.4℃和770℃可以判断出属于分子晶体，而KCl属于离子晶体，因为属于分子晶体，而KCl属于离子晶体，分子晶体中分子间作用力是范德华力，离子晶体中阴、阳离子间作用力为离子键，离子键的键能大于范德华力，所以KCl熔点高于。 （2）中心P原子价层电子对数=，则中心P原子为杂化；中，中含有σ键、π键，、与之间以离子键结合，不存在氢键和金属键的作用，故选cd。 （3）①由图可知，3号原子的分数坐标为()； ②以位于顶点的Sb原子为例，与Sb最邻近的K原子位于晶胞内部（图b中位于体心的K原子），共有8个；，晶胞中含有个K和个Sb，因此原子体积为，晶胞边长，则晶胞体积为，因此该晶体中原子的空间利用率为。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1. 下列说法中，正确的是 A. 处于最低能量的原子叫做基态原子 B. 4p表示4p能级有4个轨道 C. 同一原子中，2p、3p、4p电子的能量逐渐减小 D. 1s、2s、3s能级的轨道数依次增多 【答案】A 【解析】A．基态原子是指处于最低能量状态的原子，A正确； B．p能级无论处于哪个能层，轨道数均为3，所以4p能级有3个轨道，B错误； C．同一原子中，能层越高，电子能量越高，2p、3p、4p电子能量应逐渐增大，C错误； D．s能级的轨道数恒为1，与能层无关，1s、2s、3s轨道数均为1，D错误； 故选A。 2. 下列说法错误的是 A. 沸点：对羟基苯甲醛＞邻羟基苯甲醛 B. 水中溶解度：乙醇＞1-戊醇 C. 键长： D. 酸性： 【答案】C 【解析】A．对羟基苯甲醛因羟基与醛基处于对位，无法形成分子内氢键，形成分子间氢键，沸点更高，邻羟基苯甲醛因形成分子内氢键，分子间作用减弱，沸点较低，A正确； B．羟基为亲水基，烃基为疏水基，烃基的碳原子数越大，醇在水中的溶解度越小，因此乙醇在水中的溶解度大于1-戊醇，B正确； C．碳碳单键是由一个σ键构成，成键时是两个碳原子的原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠，而碳碳双键由一个σ键和一个π键构成，除了σ键的“头碰头”重叠外，还有π键的“肩并肩”重叠，σ键和π键共同作用，使得成键的两个碳原子之间电子云密度更大，原子间的距离更短，所以碳碳双键键长比碳碳单键短，C错误； D．Cl是吸电子基团，CHCl2COOH含两个Cl，吸电子诱导效应更强，羧酸中O-H键极性大，更易断裂，酸性更强，D正确； 故选C。 3. 下列对分子性质的解释，错误的是 A. HF易溶于水，是因为HF与水分子间形成氢键 B. 分子中只含有2个手性碳原子 C. 分子中σ键与π键的数目比为3：2 D. 分子的结构为，可知为极性分子 【答案】B 【解析】A．HF中存在电负性较大的F原子，与F原子相连的H原子与水分子中电负性较大的O原子形成氢键，所以HF易溶于水，A正确； B．连接4个不同原子或原子团的碳原子为手性碳原子，分子中2个与甲基相连的碳原子以及与羟基相连的碳原子为手性碳原子，共3个，B错误； C．乙炔中有2个C-H间为σ键，C与C之间有1个σ键2个Π键，所有σ键和π键的数目之比为3∶2，D项正确；C正确； D．根据分子的结构可知，其正负电荷中心不重合，为极性分子，D正确； 答案选B。 4．解释下列现象的原因不正确的是 选项 现象 原因 A HF的稳定性强于HCl HF分子之间存在氢键 B 酸性比强 F电负性比Cl大 C 甲苯能被高锰酸钾氧化而苯不能 苯环活化了甲基 D 苯酚能与反应而环己醇不能 苯环使羟基的O-H键极性增强 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【解析】A．HF的稳定性由H-F键能决定，而非氢键，氢键影响物理性质（如沸点），A错误； B．F的电负性更强，吸电子诱导效应增强，使羧基O-H键极性增大，更易解离出，故酸性比强，B正确； C．甲苯被氧化是因甲基被苯环活化（共轭效应使C-H易断裂），C正确； D．苯环的吸电子共轭效应增强O-H键极性，使苯酚酸性强于环己醇，D正确； 故答案选A。 5.物质结构决定性质。下列性质差异与结构因素匹配不正确的是 选项 性质差异 结构因素 A 热稳定性： 元素的非金属性 B 酸性： 羟基的极性 C 键角： 中心原子的杂化方式 D 熔点： 晶体类型 A．A B．B C．C D．D 【答案】C 【解析】A．CH4的热稳定性高于SiH4是由于C的非金属性比Si强，A正确； B．由于甲基()是供电子基团，使得乙酸中键的极性弱于甲酸，因此酸性，B正确； C．NH3键角大于H2O是因NH3中心原子有1对孤电子对，H2O有2对，孤电子对排斥导致键角减小，而非杂化方式（两者均为sp3杂化），结构因素错误，C错误； D．SiO2熔点高于CO2因前者为共价晶体，后者为分子晶体，D正确； 故选C。 6．蓝晶绽彩，化韵无穷。以蓝色的CuSO4溶液制备[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶体的过程如图所示。下列说法不正确的是 A．基态Cu2+的价层电子轨道表示式为： B．过程②可观察到蓝色沉淀逐渐溶解，得到深蓝色的透明溶液 C．过程③乙醇的作用是降低溶剂极性，减小溶质的溶解度 D．配合物离子[Cu(H2O)4]2+的稳定性大于[Cu(NH3)4]2+ 【答案】D 【分析】向CuSO4溶液中滴入几滴1 mol/L氨水，发生反应：Cu2++2NH3·H2O=Cu(OH)2↓+2，产生Cu(OH)2蓝色沉淀；当加入足量1 mol/L氨水时，蓝色沉淀溶解，发生反应：Cu(OH)2↓+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O，产生可溶性物质而得到深蓝色溶液；后当加入95%乙醇，并用玻璃棒摩擦试管壁时，看到又产生了深蓝色沉淀，这是由于乙醇能够降低溶液中溶剂的极性，同时降低溶质[Cu(NH3)4](OH)2的溶解度而结晶析出。 【解析】 A．Cu是29号元素，根据构造原理可知：基态Cu原子的价层电子排布式是3d104s1，基态Cu2+是Cu原子先失去1个4s电子形成Cu+，Cu+再失去1个3d电子后形成的，故基态Cu2+的价层电子排布式是3d9，则由于每个轨道最多可容纳两个自旋方向相反的电子存在，则其价层电子轨道表示式为：，A正确； B．过程①产生的蓝色沉淀是Cu(OH)2，向其中加入足量1 mol/L氨水时，Cu(OH)2与过量氨水发生反应：Cu(OH)2↓+4NH3·H2O=[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O，物质溶解，得到深蓝色溶液，B正确； C．深蓝色溶液的溶质为[Cu(NH3)4](OH)2，溶剂为水，当向该溶液中加入95%乙醇，并用玻璃棒摩擦试管壁时，看到产生了深蓝色沉淀，这是由于乙醇能够降低溶剂极性，同时减小了溶质[Cu(NH3)4](OH)2的溶解度而结晶析出，C正确； D．Cu2+在溶液中实际上是以[Cu(H2O)4]2+的形式存在，向CuSO4溶液中加入过量1 mol/L氨水时，Cu元素以[Cu(NH3)4]2+形式存在，说明了配合物离子的稳定性：[Cu(H2O)4]2+＜[Cu(NH3)4]2+，D错误； 故合理选项是D。 7．部分物质的晶体结构如图所示，下列说法正确的是 A．结构中，存在的化学键有离子键、配位键和氢键 B．CO2晶胞中，CO2分子的配位数为6 C．钙镁矿晶胞中，2号硫原子的坐标为(，，) D．金刚石结构中，距离最近的碳原子核间距为晶胞边长的倍 【答案】C 【解析】A．由图可知：具有空轨道的Fe2+与H2O分子中具有孤电子对的O原子之间形成的是配位键；而水分子的氢原子与硫酸根离子中的氧原子之间形成的是氢键，[Fe(H2O)6]2+与之间以离子键结合，阴离子中S、O原子之间以共价键结合，但氢键不属于化学键，而是属于分子间作用力，A错误； B．由CO2晶胞结构可知：其是面心立方密置堆积，则CO2分子的配位数为(3×8)×=12，B错误； C．由晶胞结构，结合坐标原点以及晶胞中各个原子之间的相对位置，可知2号S原子的位置坐标是(，，)，故C正确; D．在金刚石结构中，C原子位于晶胞顶点有8个，处于面心上的有6个，位于晶胞体内有4个，距离最近的碳原子核间距为晶胞边长的，D错误； 故合理选项是C。 8．回答下列问题： （1）二氯化二硫()是广泛用于橡胶工业的硫化剂，常温下是一种橙黄色有恶臭的液体，它的分子结构如图所示。 ①的化学键类型为________(填下列序号)，它是______(填“极性”或“非极性”)分子。 a．极性键     b．非极性键    c．极性键和非极性键 ②分子中S原子的杂化轨道类型为_______。 （2）原子序数小于36的X、Y、Z、W、J、G六种元素，原子序数依次增大，其中X元素的原子在所有原子中半径最小，Y元素原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同，W元素原子最外层电子数是内层电子数的3倍，J元素原子核外的能级有两个电子，G元素原子核外有6个未成对电子(用元素符号或化学式表示)。 ①写出G元素的基态原子的价电子排布式________；分子中键与键数目之比为_______。 ②Y、Z、W三种元素第一电离能由大到小的顺序为________(用元素符号表示)。 ③在水中的溶解度较大，可能的原因有_______。(写出两个即可) 【答案】（1）c 极性 sp3 （2）3d54s1 3∶2 N>O>C NH3能与水反应、NH3与水都是极性分子、NH3与水分子之间还可以形成氢键(写出两个即可) 【分析】（2）：X元素的原子在所有原子中半径最小，X为H；Y元素原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同，即1s22s22p2，Y为C；W元素原子最外层电子数是内层电子数的3倍，W为O；X、Y、Z、W、J、G六种元素，原子序数依次增大，则Z为N；J元素原子核外的3p能级有两个电子，即1s22s22p63s23p2，J为Si；G元素原子核外有6个未成对电子，即1s22s22p63s23p63d54s1，G为Cr，据此解答。 【小题1】①根据的分子结构可知，其结构式为，含有极性键和非极性键，则所给选项中符合的选项为：c；该分子中正负电中心不重合，属于极性分子； ②分子中，S的价层电子对数=σ键个数+孤电子对数，分子中每个S原子价层电子对数，所以S采取sp3杂化。 【小题2】①由分析可知，G为Cr，则其基态原子的价电子排布式为；Y2X2分子为C2H2，即乙炔，结构式为，则分子中含3个σ键、2个π键，σ键与π键的数目之比为3∶2； ②Y、Z、W分别为C、N、O，同周期自左而右，第一电离能呈增大趋势，但氮元素的2p能级为半满稳定状态，能量低，第一电离能高于同周期相邻元素第一电离能，所以第一电离能由大到小的顺序为N>O>C； ③化合物ZX3的化学式为NH3，则NH3在水中的溶解度较大的原因有：NH3和H2O都是极性分子，依据相似相溶原理可知，氨气在水中的溶解度大；氨分子和水分子间可以形成氢键，大大增强溶解能力；部分氨气与水反应，使溶解量增大(写出两个即可)。 期末重难突破练（测试时间：10分钟） 9．第VA族元素的原子与原子结合形成气态分子，其空间结构呈三角锥形。在气态和液态时的结构如图所示，下列关于分子的说法正确的是 A．的键角有 B．受热分解生成，和都是极性分子 C．中每个原子都达到8电子稳定结构 D．分子中5个的键能完全相同 【答案】A 【解析】A．上下两个Cl原子与R原子形成的键的键角为180°，中间为平面三角形，构成平面三角形的键角为120°，上下两个Cl原子与R原子形成的键与平面形成的夹角为90°，所以的键角有90°、120°、180°，A正确； B．为三角锥形，正负电荷重心不重合，为极性分子，为三角双锥形，正负电荷重心重合，为非极性分子，B错误； C．R原子最外层有5个电子，形成5对共用电子对，所以中R原子的最外层电子数为10，不满足8电子稳定结构，C错误； D．键长越短，键能越大，分子中的键长不同，所以键能不完全相同，D错误； 故选A。 10．M具有抗氧化作用且能消除体内自由基，其分子结构见图。是原子半径依次递增的短周期主族元素，Y和Z同族且与R位于不同周期。下列说法正确的是 A．最高价氧化物的水化物的酸性： B．和空间结构均为平面三角形 C．物质M既能与酸反应，又能与碱反应 D．是合成某导电高分子材料的单体 【答案】C 【分析】是原子半径依次递增的短周期主族元素，Y和Z同族结合结构图，Y和Z都形成两条共价键可判断为O，为S；R形成一条共价键，Y和Z同族且与R位于不同周期，R是H；X形成三条共价键、W形成四条共价键，结合原子半径可判断X为N、W为C。 【解析】A．最高价氧化物的水化物的酸性与元素的非金属性一致，非金属性C<S，故最高价氧化物的水化物的酸性W<Z，A错误； B．是价电子对数=，空间结构是平面三角形；是价电子对数=，空间结构为三角锥形，B错误； C．物质M的结构图中显示含有羧基(显酸性)，还有氨基(显碱性)，故物质M既能与酸反应，又能与碱反应，C正确； D．是(乙烯)，可以发生加成反应生成聚乙烯，聚乙烯不导电，D错误； 故选C。 11．短周期主族元素的原子序数依次增大，且在前三周期均有分布，W与X同主族，Y的基态原子的价层电子排布式为原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．的简单氢化物的水溶液均显酸性 D．电负性： 【答案】D 【分析】Y的价层电子排布为nsnnpn+1，n=2时对应N（2s22p3），Y为N。Z的最外层电子数为次外层的3倍，次外层为2（第一层），故Z为O（最外层6电子）。 因Y(N)、Z(O)均为第二周期元素，再根据题干“在前三周期均有分布”及原子序数递增可知，X为第一周期元素，W为第三周期元素。又因X、W同主族，可推断出X为H，W为Na。 【解析】A．N的2p轨道半充满更稳定，第一电离能N＞O，A错误； B．Na+、O2-、N3-核外电子排布相同，质子数越小，离子半径越大，离子半径顺序为Na+＜O2-＜N3-，B错误； C．NH3的水溶液显碱性，NaH与水反应生成NaOH和H2，呈碱性，C错误； D．O的电负性大于H，D正确； 故答案选D。 12．Cu及其化合物种类繁多，呈现多样的结构和性质。呈蓝色、呈黄色，物质A的晶胞结构和俯视图如图所示。下列说法不正确的是 A．铜元素焰色试验的光谱为吸收光谱 B．中配体的空间结构为V形 C．物质A的化学式是 D．若A的水溶液呈绿色，则A中存在和 【答案】A 【解析】A．铜元素焰色试验的光谱为电子跃迁到较低能量轨道时的发射光谱，A错误； B．中配体为水分子，H2O分子中中心O原子价层电子对数为，O原子采用sp3杂化，O原子上含有2对孤电子对，分子是V形分子，B正确； C．根据“均摊法”，晶胞中含个Cu2+、个，结合化合物中化合价代数和为零，则物质A的化学式是，C正确； D．若A的水溶液呈绿色，则A中存在和，两者使得蓝色、黄色混合得到绿色，D正确； 故选A。 13．硼(B)、镓(Ga)是第IIIA族元素，其化合物氨硼烷()和砷化镓(GaAs)分别用于储氢材料和半导体材料。下列说法错误的是 A．基态镓原子电子排布式为 B．分子中存在配位键 C．GaAs晶胞结构如图所示，Ga的配位数为4 D．若为晶胞参数为的立方晶胞，则晶体密度为 【答案】A 【分析】由图可知，1个GaAs晶胞中，Ga原子数为，As原子数为4，则晶胞质量为。 【解析】A．基态镓原子(31Ga)核外电子排布式为[Ar]3d104s24p1，A错误； B．H3NBH3分子中存在配位键，氮提供孤电子对，B提供空轨道(N→B)，B正确； C．一个Ga周围与四个As成键(如以面心的Ga为对象，其与周围最近的As有4个)，配位数为4，C正确； D．若为晶胞参数为的立方晶胞，则其体积为a3×10-30cm3，根据分析可知晶胞质量，则晶体密度为：，D正确； 故选A。 14．某种离子型铁的氧化物晶胞如图所示，它由单元组成。若通过嵌入或脱嵌晶胞的棱心和体心，可将该晶体设计为某锂电池的正极材料。 已知：脱嵌率。 下列说法错误的是 A．该铁的氧化物的化学式为 B．该锂电池放电时，从正极材料中脱嵌 C．若该正极材料中，则脱嵌率为 D．充电时，该锂电池的正极反应式为： 【答案】B 【分析】B中O2-为4个，Fe3+为4个，Fe2+为个，A中O2-为4个，Fe2+为个，晶胞中含有4个A和4个B，则晶胞中O2-为4×(4+4)=32个，Fe3+为4×4=16个，Fe2+为个，Fe与O个数比为24：32=3：4，氧化物为Fe3O4。若嵌入或脱嵌晶胞的棱心和体心，则Li+的个数为：，形成的正极材料为：。 【解析】A．根据分析，该铁的氧化物的化学式为，A正确； B．放电时正极上得电子同时嵌入Li+，而电池充电时，脱出部分Li+，形成，因此脱嵌过程为该电池充电过程，B错误； C．根据分析，嵌入或脱嵌晶胞的棱心和体心，的个数为：，形成的正极材料为：，一个晶胞中O2-为32个，Fe有24个，有4个，根据化合价代数和为0，Fe2+个数为12，Fe3+个数也为12，当脱嵌一个时，Fe2+被氧化为Fe3+，所以当正极材料中时，Fe2+、Fe3+的个数分别为10、14，有2个脱嵌出去，因此脱嵌率为50%，C正确； D．充电时，电池的正极为电解池的阳极，脱出，电极反应式为：，D正确； 故选B。 期末综合拓展练（测试时间：10分钟） 15．某营养补充剂的结构如图所示。已知W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，W和Z能形成两种室温下常见的液态化合物，基态R原子核外电子占据7个能级且有4个未成对电子。下列说法正确的是 A．第一电离能：X<Y<Z B．X、Z形成的氢化物沸点：X<Z C．Y、Z形成的简单离子半径：Y>Z D．在水溶液中与Y的最高价氧化物对应水化物能大量共存 【答案】C 【分析】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素， W和Z能形成两种室温下常见的液态化合物，图中W形成一个共价键，Z可形成两个共价键，则W为H，Z为O，二者形成的液态化合物为H2O和H2O2；图中X形成四个共价键，则X为C，Y形成三个共价键，则Y为N；基态R原子核外电子占据7个能级且有4个未成对电子，则基态R原子的核外电子排布式为，R为第26号元素Fe。综上，W、X、Y、Z、R依次为H、C、N、O、Fe。 【解析】A．X、Y、Z依次为C、N、O，同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，但由于基态N原子的价层电子排布式为，其2p轨道为较稳定的半充满状态，较难失电子，所以N的第一电离能大于O，故第一电离能：X(C)< Z(O) < Y(N)，故A错误； B．X(C)形成的氢化物为各种烃，沸点可能低也可能高，Z(O)形成的氢化物为H2O或H2O2，所以沸点无法比较；若比较的是X、Z对应的最简单氢化物，由于水分子间能形成氢键而甲烷分子间不能，则沸点：X(对应CH4)<Z(对应H2O)，故B错误； C．Y、Z形成的简单离子半径分别为，二者核外均有10个电子，核电荷数大的离子半径小，则简单离子半径：Y(N3-)>Z(O2-)，故C正确； D．Y的最高价氧化物对应水化物为HNO3，具有强氧化性，而(Fe2+)具有还原性，二者能发生氧化还原反应而不能大量共存，故D错误； 故选C。 16．可与多种配体形成配离子，如（红色）、（亮绿色），其中结构如图所示。已知在硫酸铁溶液中滴加过量草酸，溶液变亮绿色，再滴加少量KSCN溶液，溶液变为红色，下列有关说法错误的是 A．使用KSCN检验，比使用草酸钠更灵敏 B．和中的配位数分别为6和3 C．中C原子杂化方式为 D．离子中，提供空轨道用于形成配位键 【答案】B 【解析】A．根据“在硫酸铁溶液中滴加过量草酸，溶液变亮绿色，再滴加少量KSCN溶液，溶液变为红色”，可知使用KSCN检验更灵敏，A正确； B．和中的配位数均为6，B错误； C．由结构式可知中C原子形成三条键，杂化方式为，C正确； D．离子中，的电子排布式为，提供空轨道用于形成配位键，D正确； 故选B。 17．氨硼烷(NH3BH3)是一种具有研究价值的固体储氢材料。 （1）基态N原子的价层电子排布式为_______。基态B原子核外电子空间运动状态有_______种。 （2）第一电离能：B_______Be(填“>”、“＜”或“=”)，理由为_______。 （3）NH3BH3分子结构示意图如图1，其中B—H为_______键(填序号，下同)，B—N为_______键。 a．配位键 　　 b．s-sσ键 　　 c．s-sp3σ键 （4）NH3BH3在某催化剂表面与H2O反应的释氢机理如图2。 若用NH3BH3和D2O作反应物，生成的氢气是_______(填序号)。 a．H2 　　b．D2 　　 c．HD （5）根据B-N键与C-C键是等电子结构，科研工作者将环己烷中的C-C键用B-N键进行代替，合成了具有储氢能力的X、Y、Z。Y经受热分解，产生5%的质量损失，并得到高纯氢。下列说法正确的是_______(填序号)。 a．1mol分子Y受热分解得到6mol H2 b．B-N是极性共价键 c．环己烷、X、Y所含的电子数目一定相等 d．分子Y与Z为同系物 【答案】（1）2s22p3 3 （2）＜ Be原子2s轨道电子排布为全充满的稳定结构，且核电荷对电子的吸引力更强 （3）c a （4）c （5）bc 【解析】（1）N是7号元素，则基态N原子的价层电子排布式为2s22p3；基态B的核外电子排布为1s22s22p1，则原子核外电子空间运动状态有1+1+1=3种。 （2）同周期从左向右，第一电离能呈增大趋势，但是第ⅡA族和ⅤA元素反常，Be原子2s轨道电子排布为全充满的稳定结构，则第一电离能：Be>B； （3）-BH3中B原子采取sp3杂化，故B-H键是s−sp3σ 键，选c；N提供孤电子对，B提供轨道，故N-B键属于配位键，选a； （4）从机理上可以看出，-BH3提供一个H，D2O提供一个D原子，从而构成氢气HD，故选c； （5）a．Y受热分解有5%的损失，转化为氢气，即1mol产生的氢气为，a错误； b．极性共价键是两个不同原子形成的键，B-N是极性共价键，b正确； c．C-C键和B-N键电子数相同，因此环己烷、X、Y、Z所含电子数一定相等，c正确； d．分子式相同而结构不同的化合物称为同分异构体，因此Y与Z互为同分异构体，不是同系物，d错误； 故答案为bc。 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 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 核外电子排布规律 ① 书写/判断第四周期重点元素（Cr、Mn、Fe、Cu、Zn等）基态原子/离子的电子排布式、价电子排布式、轨道表示式； ②用泡利原理、洪特规则（半满/全满稳定特例）判断排布正误，解释电离能反常、物质稳定性问题； ③电子跃迁的应用（焰色反应、原子光谱原理） 元素性质与元素周期律 ①判断元素所属s/p/d/ds区； ②第一电离能递变规律及反常原因（如N>O、Mg>Al），用电离能判断元素化合价； ③电负性递变规律，用于判断化学键极性、元素化合价正负、金属/非金属性强弱； ④对角线规则的应用（Li与Mg、Be与Al性质相似的解释） 共价键与配合物  ① σ键、π键数目判断，用键参数（键能、键长、键角）解释分子稳定性、空间结构差异； ②配位键判断，推导配合物内界/外界、配体、配位数，解释配位键对物质溶解度、颜色的影响； ③等电子体判断，用等电子体推测分子空间结构、性质 空间结构判断（VSEPR+杂化轨道理论，高频考点） ①计算价层电子对数，判断VSEPR模型、分子/离子实际空间构型； ②中心原子杂化类型判断（sp/sp²/sp³为主）； ③键角大小比较及原因解释（孤电子对斥力、杂化类型、电负性影响） 分子间作用力与分子性质 ①分子极性判断，用相似相溶原理解释溶解性差异； ②范德华力、氢键（区分分子内/分子间氢键）对物质熔沸点、溶解性的影响； ③手性分子判断，无机含氧酸酸性强弱比较（非羟基氧数目规则） 晶体类型判定与性质比较 ① 晶体与非晶体的区分方法（X射线衍射实验），晶体特性（各向异性、固定熔点）辨析； ②四类晶体（分子、共价、离子、金属）的判断，熔沸点、硬度排序及原因解释（作用力排序：共价键>晶格能>氢键>范德华力）； ③离子晶体晶格能的影响因素，用晶格能解释熔点、硬度差异 晶胞计算（必考难点） ①均摊法计算晶胞内粒子数，推导晶体化学式； ②典型晶体的配位数判断（NaCl、CsCl、金刚石、金属四类堆积模型），四面体/八面体空隙数目判断； ③结合晶胞参数计算晶体密度、阿伏加德罗常数、粒子半径、粒子间距离 要点01 原子结构模型 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 1.原子结构模型的演变 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 元素周期表与元素性质递变 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。 3.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 4.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 5.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04共价键 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05 分子的空间结构 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 4.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)。 5.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06 分子性质与分子间作用力 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07 离子键、配位键与金属键 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08 晶体的分类与晶胞基础 1．晶体与非晶体的本质差异 固体 自范性 微观结构 晶体 原子在三维空间里呈 排列 非晶体 原子排列相对 2．晶体的特性 （1）自范性：晶体能自发地呈现 外形的性质。 （2）各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的 。 （3）固定的熔点。 3．晶胞 （1）晶胞概念 描述晶体结构的 。 （2）晶胞与晶体的关系 一般来说，晶胞都是 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 。 ②“并置”是指所有晶胞都是 排列的，取向 。 ③所有晶胞的 及其内部的原子 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) 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 要点09 典型晶体结构与计算 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】（24-25高二下·山东·月考）下列说法错误的是 A．原子光谱是不连续的线状谱线 B．电子所处轨道的能量是量子化的 C．利用玻尔原子结构模型解释在有外加磁场时氢原子光谱有多条谱线 D．霓虹灯发光的原理是电子由能量较高的轨道向能量较低的轨道跃迁时以光的形式辐射能量 【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】下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的说法正确的是 A．原子的价电子排布式为的元素一定是主族元素 B．原子的价电子排布式为的元素一定位于第ⅢB~第ⅦB族 C．基态原子的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元素 D．基态原子的N层上只有一个电子的元素一定是主族元素 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】自然界中存在大量的金属元素，在工农业生产中有着广泛的应用。回答下列问题： （1）下列有关微粒性质的排列顺序错误的是___________。 A．元素的电负性：P＜O＜F B．元素的第一电离能：C＜N＜O C．离子半径：O2−＞Na+＞Mg2+ D．原子的未成对电子数：Mn＞Si＞Cl （2）基态Ni原子核外电子运动状态有___________种，其核外电子排布式中未成对电子数为___________个。 （3）钌−多吡啶配合物具有丰富的光化学和光物理信息，结构简式如图所示。钌(II)的配位数是___________，N原子的杂化类型为___________。 （4）SO3的三聚体环状结构如图所示，该结构中S原子的杂化轨道类型为___________；该结构中S−O键长有两类，一类键长约140pm，另一类键长约为160pm，较长的键为___________(填图中字母)，该分子中含有___________个σ键。 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】（23-24高二上·山东聊城·期末）锂—磷酸氧铜电池正极的活性物质是，可通过下列反应制备：。回答下列问题： （1）上述化学方程式中涉及第二周期元素的第一电离能由小到大的顺序是___________，涉及第三周期元素的电负性由小到大的顺序是___________。 （2）写出基态的第三能层的电子排布式___________，若核外电子空间运动状态有15种，则该离子处于___________(填“基”或“激发”)态。 （3）晶体内不存在___________。(填序号) ①离子键    ②极性共价键    ③非极性共价键    ④配位键    ⑤范德华力 （4）氨基乙酸铜的分子结构如图，氮原子的杂化方式为___________，键角___________键角(填“>”“<”“=”) （5）氨基乙酸与丙酸相对分子质量几乎相等，但氨基乙酸的熔、沸点远高于丙酸。主要原因：一是氨基乙酸能形成内盐；二是___________。 【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】（24-25高二下·山东枣庄·期中）W、X、Y、Z四种元素原子序数依次减小。已知W的原子序数为29；X原子p轨道共有11个电子；Y是第三周期主族元素，其部分电离能数据如下表；Z原子价电子排布式为。 电离能/kJ·mol-1 Y 584 1823 2751 11584 14837 根据题目信息回答下列问题： （1）W基态原子的价电子排布式为___________。 （2）熔点低，易升华，则为___________晶体(填“离子”“分子”或“共价”)，溶液与过量氢氧化钠溶液反应的离子方程式___________。 （3）R是与X同主族的短周期元素。R的氢化物沸点比X的氢化物高，原因是___________。 （4）中，Z原子采用___________杂化，每个分子中含有___________个σ键，___________个π键。 （5）已知是蓝色的，配离子的配体是___________(填分子式)，配位数______，配离子中存在的化学键有___________。(填“金属键”“离子键”“共价键”“配位键”) 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】（24-25高一下·山东威海·期末）某锂硫化物的立方晶胞如图1所示。下列关于该晶胞的说法错误的是 A．S与Li的配位数之比为1：2 B．S与Li之间的最短距离为 C．沿晶胞体对角线投影将得到图2 D．若坐标取向不变，将p点S平移至体心，则平移后每个晶胞中位于棱心的S有8个(不考虑均摊) 【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】由于锂离子电池成本的日益上涨以及锂资源的不断消耗，钾离子电池成为近几年的研究热点。回答下列问题： （1）某立方晶系的锑钾(Sb-K)合金可作为钾离子电池的负极电极材料。 ①已知锑(Sb)为第五周期元素，与氮同族，Sb有___________个未成对电子。 ②已知和KCl的熔点分别是73.4℃和770℃，请分析两种物质熔点差异的原因：___________。 （2）过渡金属氧化物在钾离子电池正极材料中得到广泛应用，例如碳包覆的纳米材料，中P的杂化类型为___________，该金属盐中不存在的微粒间作用力有___________(填标号)。 a．σ键                    b．离子键                c．金属键                d．氢键 （3）该锑钾(Sb-K)合金的晶胞结构如图a，图b表示晶胞的一部分。 ①设1号原子的分数坐标为(0，0，0)，2号原子的分数坐标为(1，1，1)，则3号原子的分数坐标为___________。 ②与Sb最邻近的K原子数为___________，若K原子的半径为a pm，Sb原子的半径为b pm，则该晶体中原子的空间利用率为___________(用含a、b的计算表达式表示)。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1. 下列说法中，正确的是 A. 处于最低能量的原子叫做基态原子 B. 4p表示4p能级有4个轨道 C. 同一原子中，2p、3p、4p电子的能量逐渐减小 D. 1s、2s、3s能级的轨道数依次增多 2. 下列说法错误的是 A. 沸点：对羟基苯甲醛＞邻羟基苯甲醛 B. 水中溶解度：乙醇＞1-戊醇 C. 键长： D. 酸性： 3. 下列对分子性质的解释，错误的是 A. HF易溶于水，是因为HF与水分子间形成氢键 B. 分子中只含有2个手性碳原子 C. 分子中σ键与π键的数目比为3：2 D. 分子的结构为，可知为极性分子 4．解释下列现象的原因不正确的是 选项 现象 原因 A HF的稳定性强于HCl HF分子之间存在氢键 B 酸性比强 F电负性比Cl大 C 甲苯能被高锰酸钾氧化而苯不能 苯环活化了甲基 D 苯酚能与反应而环己醇不能 苯环使羟基的O-H键极性增强 A．A B．B C．C D．D 5.物质结构决定性质。下列性质差异与结构因素匹配不正确的是 选项 性质差异 结构因素 A 热稳定性： 元素的非金属性 B 酸性： 羟基的极性 C 键角： 中心原子的杂化方式 D 熔点： 晶体类型 A．A B．B C．C D．D 6．蓝晶绽彩，化韵无穷。以蓝色的CuSO4溶液制备[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶体的过程如图所示。下列说法不正确的是 A．基态Cu2+的价层电子轨道表示式为： B．过程②可观察到蓝色沉淀逐渐溶解，得到深蓝色的透明溶液 C．过程③乙醇的作用是降低溶剂极性，减小溶质的溶解度 D．配合物离子[Cu(H2O)4]2+的稳定性大于[Cu(NH3)4]2+ 7．部分物质的晶体结构如图所示，下列说法正确的是 A．结构中，存在的化学键有离子键、配位键和氢键 B．CO2晶胞中，CO2分子的配位数为6 C．钙镁矿晶胞中，2号硫原子的坐标为(，，) D．金刚石结构中，距离最近的碳原子核间距为晶胞边长的倍 8．回答下列问题： （1）二氯化二硫()是广泛用于橡胶工业的硫化剂，常温下是一种橙黄色有恶臭的液体，它的分子结构如图所示。 ①的化学键类型为________(填下列序号)，它是______(填“极性”或“非极性”)分子。 a．极性键     b．非极性键    c．极性键和非极性键 ②分子中S原子的杂化轨道类型为_______。 （2）原子序数小于36的X、Y、Z、W、J、G六种元素，原子序数依次增大，其中X元素的原子在所有原子中半径最小，Y元素原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同，W元素原子最外层电子数是内层电子数的3倍，J元素原子核外的能级有两个电子，G元素原子核外有6个未成对电子(用元素符号或化学式表示)。 ①写出G元素的基态原子的价电子排布式________；分子中键与键数目之比为_______。 ②Y、Z、W三种元素第一电离能由大到小的顺序为________(用元素符号表示)。 ③在水中的溶解度较大，可能的原因有_______。(写出两个即可) 期末重难突破练（测试时间：10分钟） 9．第VA族元素的原子与原子结合形成气态分子，其空间结构呈三角锥形。在气态和液态时的结构如图所示，下列关于分子的说法正确的是 A．的键角有 B．受热分解生成，和都是极性分子 C．中每个原子都达到8电子稳定结构 D．分子中5个的键能完全相同 10．M具有抗氧化作用且能消除体内自由基，其分子结构见图。是原子半径依次递增的短周期主族元素，Y和Z同族且与R位于不同周期。下列说法正确的是 A．最高价氧化物的水化物的酸性： B．和空间结构均为平面三角形 C．物质M既能与酸反应，又能与碱反应 D．是合成某导电高分子材料的单体 11．短周期主族元素的原子序数依次增大，且在前三周期均有分布，W与X同主族，Y的基态原子的价层电子排布式为原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单离子半径： C．的简单氢化物的水溶液均显酸性 D．电负性： 12．Cu及其化合物种类繁多，呈现多样的结构和性质。呈蓝色、呈黄色，物质A的晶胞结构和俯视图如图所示。下列说法不正确的是 A．铜元素焰色试验的光谱为吸收光谱 B．中配体的空间结构为V形 C．物质A的化学式是 D．若A的水溶液呈绿色，则A中存在和 13．硼(B)、镓(Ga)是第IIIA族元素，其化合物氨硼烷()和砷化镓(GaAs)分别用于储氢材料和半导体材料。下列说法错误的是 A．基态镓原子电子排布式为 B．分子中存在配位键 C．GaAs晶胞结构如图所示，Ga的配位数为4 D．若为晶胞参数为的立方晶胞，则晶体密度为 14．某种离子型铁的氧化物晶胞如图所示，它由单元组成。若通过嵌入或脱嵌晶胞的棱心和体心，可将该晶体设计为某锂电池的正极材料。 已知：脱嵌率。 下列说法错误的是 A．该铁的氧化物的化学式为 B．该锂电池放电时，从正极材料中脱嵌 C．若该正极材料中，则脱嵌率为 D．充电时，该锂电池的正极反应式为： 期末综合拓展练（测试时间：10分钟） 15．某营养补充剂的结构如图所示。已知W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，W和Z能形成两种室温下常见的液态化合物，基态R原子核外电子占据7个能级且有4个未成对电子。下列说法正确的是 A．第一电离能：X<Y<Z B．X、Z形成的氢化物沸点：X<Z C．Y、Z形成的简单离子半径：Y>Z D．在水溶液中与Y的最高价氧化物对应水化物能大量共存 16．可与多种配体形成配离子，如（红色）、（亮绿色），其中结构如图所示。已知在硫酸铁溶液中滴加过量草酸，溶液变亮绿色，再滴加少量KSCN溶液，溶液变为红色，下列有关说法错误的是 A．使用KSCN检验，比使用草酸钠更灵敏 B．和中的配位数分别为6和3 C．中C原子杂化方式为 D．离子中，提供空轨道用于形成配位键 17．氨硼烷(NH3BH3)是一种具有研究价值的固体储氢材料。 （1）基态N原子的价层电子排布式为_______。基态B原子核外电子空间运动状态有_______种。 （2）第一电离能：B_______Be(填“>”、“＜”或“=”)，理由为_______。 （3）NH3BH3分子结构示意图如图1，其中B—H为_______键(填序号，下同)，B—N为_______键。 a．配位键 　　 b．s-sσ键 　　 c．s-sp3σ键 （4）NH3BH3在某催化剂表面与H2O反应的释氢机理如图2。 若用NH3BH3和D2O作反应物，生成的氢气是_______(填序号)。 a．H2 　　b．D2 　　 c．HD （5）根据B-N键与C-C键是等电子结构，科研工作者将环己烷中的C-C键用B-N键进行代替，合成了具有储氢能力的X、Y、Z。Y经受热分解，产生5%的质量损失，并得到高纯氢。下列说法正确的是_______(填序号)。 a．1mol分子Y受热分解得到6mol H2 b．B-N是极性共价键 c．环己烷、X、Y所含的电子数目一定相等 d．分子Y与Z为同系物 1 / 21 学科网（北京）股份有 学科网（北京）股份有限公司 $