专题01 物质结构与性质（期末复习专项训练）高二化学下学期鲁科版

**基本信息** 以“原子结构-元素性质-化学键-分子结构-晶体模型”逻辑链为核心，通过8大题型系统整合解题方法，突出重点难点突破，强化化学观念与科学思维。 **专项设计** |模块|题量/典例|方法提炼|知识逻辑| |----|-----------|----------|----------| |原子核外电子排布|4题|三原理（能量最低/泡利/洪特）+表示方法（电子排布式等）+易错点辨析|从电子排布规则到化学用语规范，构建微观结构认知基础| |元素性质周期性变化|5题|微粒半径比较+电离能/电负性应用+周期律解释性质差异|基于原子结构推导元素性质递变，形成结构决定性质的化学观念| |晶体模型分析|6题|均摊法计算粒子数+晶胞密度公式+配位数判断|从晶胞微观结构到晶体性质，培养空间想象与模型建构能力|

专题01 物质结构与性质 题型一 原子核外电子排布 题型二 元素性质的周期性变化（重点） 题型三 共价键的类型与键参数 题型四 分子的空间结构（难点） 题型五 离子键、配位键与金属键 题型六 分子间作用力与分子性质（重点） 题型七 常见的晶体模型分析（重点） 题型八 物质结构与性质综合 题型一 原子核外电子排布 1．下列化学用语表达错误的是 A．PCl3分子的结构模型为： B．基态Se的简化电子排布式为： C．CH3OH分子中碳原子与氧原子之间形成的键类型为：键 D．基态S原子的价层电子轨道表示式为： 2．下列说法中正确的是(　　) A．电子在核外运动时有确定的轨道和轨迹，电子云就是对其运动轨迹的准确描述 B．焰色反应与电子的跃迁有关，不是化学变化。 C．量子力学中，n值决定电子能量，一般而言n值越大，电子离核越远，电子能量越低 D．玻尔理论能成功地解释钠原子的黄光谱线为双线结构的实验事实 3．（24-25高二下·山东·月考）下列化学用语表示正确的是 A．基态O原子的轨道表示式为 B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C．27号元素Co的基态原子的电子排布式为 D．中子数为8的碳原子的电子排布式为 4．（24-25高二下·山东济宁·阶段检测）下列化学用语表达正确的是 A．基态硅原子的轨道表示式： B．基态Cr的电子排布式： C．键形成的轨道重叠示意图： D．C原子的核外能量最高的电子云图像如图： 解题要点 1.原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2.基态原子核外电子排布式的表示方法 表示方法 定义与规则 示例 电子排布式 ① 用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数。 ② 按能级顺序依次写出：1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d … ③ 遵循构造原理、泡利原理、洪特规则。 K：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ Cl：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ 简化电子排布式 ① 将内层电子达到稀有气体结构的部分，用该稀有气体的元素符号外加方括号表示。 ② 只写出价层电子部分。 K：[Ar] 4s¹ Fe：[Ar] 3d⁶ 4s² 轨道表示式（电子排布图） ① 每个方框（或圆圈）代表一个原子轨道。 ② 每个箭头代表一个电子。 ③ 箭头方向（↑/↓）表示电子自旋方向相反。 ④ 遵循泡利原理（一个轨道最多2个电子，自旋相反）和洪特规则（电子优先分占不同轨道，自旋平行）。 S（硫）： ¹⁶S 的轨道表示式为： 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑↓ ↑_ 易错点 正确理解 电子排布式中能级顺序写错 遵循构造原理：4s能量低于3d，先写4s后写3d 轨道表示式中自旋方向写反 同一轨道两个电子必须自旋相反（↑↓） 洪特规则特例忽略 Cr、Cu等半满/全满更稳定，不是[Ar]3d⁴4s² 价层电子范围混淆 主族：最外层；副族：最外层+(n-1)d 题型二 元素性质的周期性变化 1．下列有关物质性质的变化可以用元素周期律解释的是 A．酸性：HCl>H2S>H2O B．密度：Na>K>Li C．沸点：NH3>AsH3>PH3 D．稳定性：HF>HCl>HBr 2．部分元素的相关信息如下表所示。 元素 相关信息 X 原子核外有6种不同运动状态的电子 Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 Z 原子半径在同周期元素中最大 M 逐级电离能(kJ·mol-1)依次为578、1817、2745、11575、14830、18376 Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 回答下列问题： （1）请写出Q元素基态原子的外围电子排布图： ，占据最高能级电子的电子云轮廓图为 形。 （2）X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 （3）R元素可形成R2+和R3+，其中较稳定的是R3+，原因是 。 （4）M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是 。 （5）与M元素成“对角线规则”关系的某短周期元素T的最高价氧化物的水化物具有两性，写出该两性物质与Z元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： 。 3．（25-26高二下·山东枣庄·期中）物质结构决定性质。下列对事实解释错误的是 选项 事实 解释 A 稳定性： 水分子内存在氢键 B 硬度：BN大于SiC BN中共价键键能大 C 酸性： 电负性：F>Cl，前者O-H键极性更大 D NaCl中配位数为6 CsCl中配位数为8 离子半径： 4．（24-25高二下·山东枣庄·期中）W、X、Y、Z是原子半径依次增大的前两周期主族元素，Z原子基态电子排布中无单电子。四种元素可以组成A2B型离子化合物，阴阳离子皆由两种元素组成，且均为正四面体形。下列说法正确的是 A．阴阳离子的VSEPR模型不同 B．第一电离能：X<Y C．X与Y可形成非极性分子 D．电负性：X>Y 5．（2025·山东·高考真题）物质性质与组成元素的性质有关，下列对物质性质差异解释错误的是 性质差异 主要原因 A 沸点： 电离能： B 酸性： 电负性： C 硬度：金刚石>晶体硅 原子半径： D 熔点： 离子电荷： 解题要点 1.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 题型三 共价键的类型与键参数 1．（2025·山东·高考真题）用硫酸和可制备一元弱酸。下列说法错误的是 A．的水溶液显碱性 B．的空间构型为V形 C．为含有共价键的离子化合物 D．的中心N原子所有价电子均参与成键 2．（23-24高二下·山东济宁·期末）下列有关共价键的说法正确的是 A．所有主族非金属元素的原子既能形成σ键又能形成π键 B．σ键的强度都比π键的强度大 C．H2中s—sσ键与Cl2中p—pσ键的电子云形状的对称性相同 D．水的沸点高是由于O—H的键能大 3．下列有关共价键键参数的比较中，不正确的是 A．键能：C—N < C=N < C≡N B．键长：I—I > Br—Br > Cl—Cl C．分子中的键角：H2O > NH3 D．乙烯分子中碳碳键的键能：σ键 > π键 4．下列关于化合物的叙述正确的是 A．该分子是手性分子 B．分子中既有极性键又有非极性键 C．1分子中有7个σ键和3个π键 D．该分子在水中的溶解度小于正丁烷 5．下列有关晶体的说法中一定正确的是 ①共价晶体中只存在非极性共价键    ②稀有气体形成的晶体属于共价晶体    ③干冰晶体升华时，分子内共价键会发生断裂    ④金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物    ⑤分子晶体的堆积方式均为分子密堆积    ⑥离子晶体和金属晶体中均存在阳离子，但金属晶体中却不存在离子键    ⑦金属晶体和离子晶体都能导电 A．①③⑦ B．只有⑥ C．②④⑤⑦ D．⑤⑥ 6．下列晶体中，属于含有非极性共价键的离子晶体的是 A． B． C． D． 解题要点 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别 键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键) 由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 题型四 分子的空间结构 1．下列关于化学键类型和分子构型的说法正确的是 A．I3AsF6晶体中存在的I空间构型与水分子相同 B．H2O分子间存在氢键，故H2O的稳定性均大于H2S C．P4和CH4的分子构型相同，键角相等 D．尿素[CO(NH2)2]分子中σ键和π键数目之比为5：1 2．价层电子对互斥理论和杂化轨道理论都可以判断、解释分子或离子的空间构型，下列说法正确的是 A．和的键角相同 B．、的中心原子价层电子对数相同 C．、中S原子的杂化方式相同 D．、都是直线形的分子 3．（22-23高二下·山东青岛·期中）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的前四周期主族元素，X的价电子构型为；Z第一电离能最大；W与X位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。下列说法正确的是 A．X、Y、Z简单氢化物的沸点： B．分子的空间结构为三角形 C．X、W简单氢化物的键角 D．离子的空间结构为正八面体 A．是平面结构的分子 B．和均为非极性分子 C．和的空间结构均为平面三角形 D．和的模型均为四面体形 5．（23-24高二下·山东潍坊·月考）下列说法正确的是 A．对Na原子光谱呈现双线的解释是电子自旋 B．价层电子对互斥理论中，π键电子对数可以计入中心原子的价层电子对数 C．含有极性键的分子一定是极性分子 D．NaCl熔化和干冰升华克服的作用力类型相同 6．电子数相同的微粒叫做等电子体，下列微粒属于等电子体的是（      ） A．12CO2和14CO B．H2O2和D2O C．N2和13CO D．NO和CO 解题要点 价层电子对理论、杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 杂化轨类型 杂化轨道数目 孤电子对数 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 分子构型 杂化轨道理论 sp 2 —— 180 直线 BeCl2 sp2 3 —— 120 平面三角形 BF3 sp3 4 无 10928' 四面体形 CH4 1 三角形 NH3 2 V形 H2O 价层电子对互斥理论 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 2 2 0 直线 直线 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 四面体 四面体 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 说明：配位数为4的空间构型有：①四面体，如[Zn(NH3)4]2＋，②四方形，如[Ni(CN)4]2－。 题型五 离子键、配位键与金属键 1．冰晶石由两种微粒构成，晶胞结构如图甲所示。单质晶体中原子堆积方式如图乙所示，其晶胞特征如图丙所示，原子之间相对位置关系的平面图如图丁所示。下列说法错误的是    A．甲图中大立方体的体心处小三角“”所代表的应该是“小白球” B．晶胞中原子的配位数为12 C．晶胞中原子半径r与晶胞棱长a之间关系为： D．溶液中存在离子键、共价键、配位键、范德华力和氢键 2．硼酸为一元弱酸，与强碱反应的离子方程式为H3BO3+ OH- = [B(OH)4]-，硼酸晶体具有层状结构，每一层的结构如图所示。下列说法错误的是 A．硼酸中硼原子的杂化方式为sp3 B．硼酸属于分子晶体 C．硼酸晶体中存在共价键、氢键和范德华力等作用力 D．[B(OH)4]-中O原子提供孤对电子形成配位键 3．氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过如图所示一系列反应可以得到BF3和BN。设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是    A．硼酸具有片层状结构，H3BO3晶体中存在的作用力有范德华力、氢键和共价键 B．由B2O3可制备晶体硼，晶体硼的熔点2573K，沸点2823K，硬度大，属于混合晶体 C．立方相氮化硼结构与金刚石相似，立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子、4个硼原子 D．NH4BF4是合成氮化硼纳米管的原料之一，1molNH4BF4含有配位键的数目为NA 4．（24-25高二下·山东潍坊·期中）铁、镍及其化合物在生产、生活中有重要的应用。回答下列问题： （1）丁二酮肟常用于检验，原理如下： 的价电子轨道表示式为_____；相同条件下，丁二酮肟镍的沸点低于丁二酮肟的原因为_____。丁二酮肟镍中存在的化学键有_____(填标号)。 a．离子键b．金属键c．配位键d．氢键 （2）的结构如图所示，Fe、O、S的第一电离能由大到小的顺序_____；键角α、β、γ(由大到小的顺序是_____。加热时更易失去的水分子是_____(填“①”或“②”)。 （3）Fe在一定条件下可与CO形成分子，该配合物中提供孤对电子的是_____(填元素符号)。若Fe原子的价电子数及其周围CO提供的成键电子数之和为18，则分子构型为_____。 解题要点 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 题型六 分子间作用力 1．（25-26高二上·山东·课后作业）下列有关化学键、氢键和范德华力的叙述中，不正确的是 A．金属键是金属离子与“电子气”之间的强烈作用，金属键无方向性和饱和性 B．共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键，共价键有方向性和饱和性 C．范德华力是分子间存在的一种作用力，分子的极性越大，范德华力越大 D．氢键不是化学键而是一种较弱的作用力，所以氢键只存在于分子与分子之间 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 。 3．下列对分子结构及其性质的解释中，不正确的是 A．乙烷难溶于水、溴易溶于四氯化碳都可用相似相溶原理解释 B．酸性：，是因为分子中的氢原子数目比HClO多 C．羟基乙酸不属于手性分子，因其分子中不存在手性碳原子 D．的沸点高于，因乙醇分子中含—OH，能形成分子间氢键 4．（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 。 5．（22-23高二下·山东聊城·期末）氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过如图所示一系列反应可以得到BF3和BN。设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是    A．硼酸具有片层状结构，H3BO3晶体中存在的作用力有范德华力、氢键和共价键 B．由B2O3可制备晶体硼，晶体硼的熔点2573K，沸点2823K，硬度大，属于混合晶体 C．立方相氮化硼结构与金刚石相似，立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子、4个硼原子 D．NH4BF4是合成氮化硼纳米管的原料之一，1molNH4BF4含有配位键的数目为NA 解题要点 范德华力和氢键的对比表 对比维度 范德华力 氢键 定义 分子间普遍存在的相互作用力 氢原子与电负性大的F、O、N原子间的作用力 强度 较小（约1～2 kJ/mol） 较大（约10～40 kJ/mol），但仍小于化学键 方向性 ❌ 无 ✅ 有 饱和性 ❌ 无 ✅ 有 对熔沸点影响 Mr越大/极性越大 → 熔沸点越高 分子间氢键 → 熔沸点升高 分子内氢键 → 熔沸点降低 对溶解度影响 相似相溶 与溶剂形成氢键 → 溶解度增大 典型示例 F₂、Cl₂、Br₂、I₂ 沸点递变 HF、H₂O、NH₃ 沸点反常 题型七 常见的晶体模型分析 1．下列有关晶体的特征及结构的叙述不正确的是 A．晶体一般都有各向异性 B．冰和碘晶体中微粒间的作用力完全相同 C．宝石在不同方向上硬度不一定相同 D．有规则几何外形的固体不一定都是晶体 2．几种晶体的晶胞(或晶体结构)如图所示，下列说法正确的是 A．中的配位数大于干冰中分子的配位数 B．晶体的特征是分子的非密堆积。 C．若金刚石的晶胞边长为，其中两个最近的碳原子之间的距离为 D．石墨晶体层内是共价键，层间是范德华力，所以石墨是一种混合型晶体 3．高二化学组组织同学们制作晶体模型。8班张宇涵同学提交了金刚石的晶体结构模型，17班路雪同学提交了氯化钠的晶胞模型，如下图所示。下列说法不正确的是 A．金刚石晶体中，碳原子采取杂化轨道成键，形成共价键三维骨架网络 B．金刚石晶体中含键 C．氯化钠晶体中，1个周围有12个距离最近且相等的 D．氯化钠晶胞为立方体，若棱长为，则晶体密度为 4．Mg、Ni、Cu、Zn 等元素在生产、生活中有着广泛的应用。回答下列问题： （1）Mg、Ni、Cu 等金属可能形成金属互化物。金属互化物的结构类型丰富多样，确定某种金属互化物是晶体还是非晶体可通过___________测定。 （2）根据 Cu、Zn 的原子结构比较第一电离能：I1(Cu)_________ I1(Zn)（填“大于”、 “等于”或“小于”），理由是_____________________。 （3）[Ni(NH3)6](NO3)2中不存在的化学键为___________（填序号）。 a．离子键    b．金属键    c．配位键    d．氢键 （4）镍基合金储氢的研究已取得很大进展。 ①图甲是一种镍基合金储氢后的晶胞结构示意图。 该合金储氢后，H2与 Ni 的物质的量之比为___________。 ②Mg2NiH4 是一种储氢的金属氢化物。在 Mg2NiH4晶胞中，Ni 原子占据如图乙的顶点和面心，Mg2+处于乙图八个小立方体的体心。Mg2+位于 Ni 原子形成的___________ (填“八面体空隙”或“四面体空隙”)。 晶体的密度为ρg·cm－3，NA表示阿伏加 德罗常数，Mg2+和 Ni 原子的最短距离为__________cm(用含ρ和 NA的代数式表示)。 5．（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 6．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)。 解题要点 1. 晶胞中粒子数目的计算方法——均推法 原则 晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是 方法 长方体 非长方体(六棱柱晶胞) 2. 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 3.晶胞中粒子配位数的判断 一个粒子周围最邻近的粒子的数目称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例 ①找一个与其离子连接情况最清晰的离子，如图中心的灰球(Cl－)。 ②数一下与该离子周围距离最近的异种电性离子数，如图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 4.晶体熔、沸点的比较 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大（即离子间的作用力就越强），其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl 原子晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO＞N2 ④烷烃的同分异构体，支链越多，对称性强，熔、沸点越低 金属晶体 一般来说，金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al 异类晶体 一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如SiO2＞NaCl＞CO2 5.计算晶体密度的方法 （1）思维流程 （2）计算公式：（N为晶胞中的粒子数，M为晶胞化学式的摩尔质量，NA为阿伏加德罗常数，a为晶胞边长）。 （3）常用到的单位换算: 1m=102cm=109nm=1010Å=1012pm。 6.计算晶体中粒子间距离的方法 （1）思维流程 （2）计算方法：微粒间距离的计算常常涉及晶体密度、NA、m、晶体体积等数据，解答这类题目时，一要掌握“均摊法”原理，二要熟悉常见晶体的结构特征，三要明确微粒的位置，结合数学知识，找出所求微粒间的距离与晶胞边长、面对角线或者体对角线的关系。 题型八 物质结构与性质综合 1．祖母绿是四大名贵宝石之一，主要成分为Be3Al2Si6O18，含有微量的Cr、Ni、Fe元素而呈现各种颜色。回答下列问题： （1）基态Ni2+的电子排布式为____；宝石中Si的化合价是____；基态Al原子电子占据最高能级的电子云轮廓图形状为____。 （2）铍与相邻主族的铝元素性质相似。下列有关铍和铝的叙述正确的有____。(填字母) A．都属于p区主族元素         B．电负性都比镁大 C．第一电离能都比镁大         D．氯化物的水溶液pH均小于7 （3）六羰基铬[Cr(CO)6]用于制高纯度铬粉，它的沸点为220℃。 ①Cr(CO)6的晶体类型是____，1 mol Cr(CO)6含δ键的数目为____； ②加热Cr(CO)6可得到高纯度铬粉和CO，反应破坏的作用力类型为____。 a.离子键      b.配位键      c.金属键     d.分子间作用力 （4）多数配离子显示颜色与d轨道的分裂能有关。分裂能是指配离子的中心原子(离子)的一个电子从较低能量的d轨道跃迁到较高能量的d轨道所需的能量(用Δ表示)，它与中心离子的电子排布结构、电荷、配体有关。试判断分裂能Δ[Fe(H2O)6]3+____Δ[Fe(H2O)6]2+（填“>”“<”或“=”），理由是_________。 （5）①氧化镍晶胞如图甲所示，A的原子坐标参数为：(0，0，)，则底面面心B的原子坐标参数为____。 ②按图乙所示无限拓宽延长，NiO可形成“单层分子”，氧离子和镍离子均看成球体，其半径分别为a pm、b pm，“单层分子”截割出的最小重复结构单元在空间呈长方体，则离子在长方体内的空间利用率为____(列出计算式即可)。 2．（24-25高二下·山东·月考）铈（Ce）、铜和硅化合物能形成典型的非金属材料，在材料科学、生命科学、能源科学等诸多领域发挥着重要作用。请回答下列问题： （1）原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。则基态的自旋磁量子数之和为____________，下列Si原子或离子的电子排布式的状态中，失去一个电子所需能量从高到低的顺序是__________（填字母）。 A．        B． C．        D． （2）可形成，其中en代表。该化合物分子中，VSEPR模型为四面体的非金属原子共有___________个；C、N、F的电负性由大到小的顺序为___________。 （3）Cu可以催化氧化对苯二甲醇生成对苯二甲醛，反应的化学方程式为____________，对苯二甲醇在水中的溶解度__________（填“大于”“小于”或“等于”）对苯二甲醛，其原因是___________。 （4）和Si形成的某非金属材料，属于四方晶系，其晶胞参数为和，晶胞沿或y、z轴方向的投影如图所示，距离Ce最近的Cu有___________个。设为阿伏加德罗常数的值，该晶体的密度为___________（用含的代数式表示）。 3．（2025·山东淄博·一模）氨及其化合物应用广泛。回答下列问题： （1）氮原子激发态的电子排布式有_____，其中能量较高的是_____(填标号)。 a．    b．    c．    d． （2）甲乙酮肟结构简式如图，其中氮原子采取的杂化方式为_____，键角①_____②(填“>”、“<”或“=”)。 （3）一种季铵类离子液体及其制备前体、的结构如图所示，熔点较低的原因是_____。A和B的水溶液酸性较强的是_____(填标号)。 （4）银氮化合物属于四方晶系，晶体中、原子分别形成二维层状结构，晶胞结构如图所示(晶胞参数，)。 化合物的化学式为_____；已知点原子的分数坐标为，则点原子的分数坐标为_____，晶胞中、间距离为_____。 4．（24-25高二下·山东枣庄·期中）氢气热值大，无污染，被誉为“世界最清洁的能源”，氢气的储存是氢能利用的热点问题。 （1）硼氢化钠()是一种环境友好的固体储氢材料， 已知：元素的电负性：H：2.1  B：2.0  Na：0.9 ⅰ．中氢元素的化合价为___________。 ⅱ．硼元素位于元素周期表的___________区(填标号)。 A．S        B．p        C．d        D．f ⅲ．中的空间构型是___________(填标号)。 A．正四面体形        B．平面三角形        C．三角锥形        D．直线形 （2）二甲胺常用于制备某储氢材料X，其结构如图， ⅰ．X所含第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为___________。 ⅱ．X的阳离子中的键角___________二甲胺中的键角(填“>”、“<”或“=”)。 ⅲ．X的阴离子中B原子的杂化方式___________。 ⅳ．1molX中含有配位键的数目为___________。 （3）某种由作为配体形成的新型储氢材料的晶胞结构如图，其中为正八面体的顶点，H为正四面体的顶点，若以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，则Q的原子分数坐标为___________；若晶胞参数为anm，阿伏加德罗常数的值为，则该晶体的密度为___________g/cm3． 5．（23-24高二下·山东淄博·阶段检测）卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。回答下列问题： （1）氟原子激发态的电子排布式有________，其中能量较高的是________。（填标号） A．    B．    C．    D． （2）基态Br原子的核外电子排布式为________。 （3）中提供电子对形成配位键的原子是________，中心离子的配位数为________。 （4）Kr是第四周期的稀有气体元素，的中心原子Br的杂化轨道类型为________。 晶体中的微粒间作用力有________（填标号）。 a．氢键    b．离子键    c．极性共价键    d．非极性共价键 （5）固态氟化氢中存在形式，画出的链状结构________。 （6）四氟乙烯和聚四氟乙烯中C的杂化轨道类型分别为________和________；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因________。 6．（2026·山东泰安·模拟预测）硼及其化合物在材料制造、有机合成等方面用途非常广泛，硼的一些化合物表现出缺电子特征。回答下列问题： （1）硼位于元素周期表的_______区，其基态原子的价电子排布式为_______，前两个周期中电负性小于B的主族元素有_______种。 （2）乙硼烷()的分子结构如下图，其中化学键①称为“二中心二电子键”，记作“2c-2e”，则乙硼烷的化学键②记作_______。 （3）(平面层状结构)的结构示意图如图1，其中O的轨道杂化方式是_______，其溶解度：热水中_______冷水中(填“”“”或“”)。 （4）已知晶体硼的熔点为2573 K、硬度为9.6(已知金刚石的硬度为10)，其基本结构单元为由硼原子组成的正二十面体(如图2)，则单质硼属于_______晶体(填晶体类别)。碳化硼(晶胞如图3)化学式为_______。 （5）硼氢化钠()是一种常用的还原剂，其四方晶胞结构如图4所示。 ①的配位数是_______。 ②已知硼氢化钠晶体的密度为，代表阿伏加德罗常数的值，则与之间的最近距离为_______nm(用含、的代数式表示)。 7．（25-26高二下·山东泰安·月考）一、有以下物质：①HF、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨HCN。 （1）只含有键的是_______(填序号，下同)：既含有键又含有键的是_______。 （2）含有由两个原子的s轨道重叠形成键的是_______。 二、钴的一种配位聚合物的化学式为。 （3）基态核外电子排布式为_______；的空间结构为_______。 （4）bte的分子式为，其结构简式如图所示。 ①中，与形成配位键的原子是_______和_______(填元素符号) ②C、H、N的电负性从大到小顺序为_______。 ③bte分子中碳原子轨道杂化类型为_______和_______。 ④1 mol bte分分子中含键的数目为_______mol。 学科网（北京）股份有限公司1 / 21 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 物质结构与性质 题型一 原子核外电子排布 题型二 元素性质的周期性变化（重点） 题型三 共价键的类型与键参数 题型四 分子的空间结构（难点） 题型五 离子键、配位键与金属键 题型六 分子间作用力与分子性质（重点） 题型七 常见的晶体模型分析（重点） 题型八 物质结构与性质综合 题型一 原子核外电子排布 1．下列化学用语表达错误的是 A．PCl3分子的结构模型为： B．基态Se的简化电子排布式为： C．CH3OH分子中碳原子与氧原子之间形成的键类型为：键 D．基态S原子的价层电子轨道表示式为： 【答案】B 【解析】 A．PCl3分子中心原子P周围的价层电子对数为：3+=4，有一对孤电子对，根据价层电子对互斥理论可知，其的结构模型为：，A正确； B．已知Se是34号元素，根据能级构造原理可知，基态Se的简化电子排布式为：，B错误； C．已知CH3OH中C原子周围形成4个σ键，无孤电子对，而O周围形成2个σ键，有2对孤电子对，故CH3OH分子中碳原子与氧原子之间形成的键类型为：键，C正确； D．已知S为16号元素，根据能级构造原理和洪特规则可知，基态S原子的价层电子轨道表示式为：，D正确； 故答案为：B。 2．下列说法中正确的是(　　) A．电子在核外运动时有确定的轨道和轨迹，电子云就是对其运动轨迹的准确描述 B．焰色反应与电子的跃迁有关，不是化学变化。 C．量子力学中，n值决定电子能量，一般而言n值越大，电子离核越远，电子能量越低 D．玻尔理论能成功地解释钠原子的黄光谱线为双线结构的实验事实 【答案】B 【解析】A. 电子云图中的小黑点表示电子在核外空间出现机会的多少，而不表示具体的原子、原子的个数及电子的运动轨迹，故A错误； B. 焰色反应是元素的性质，焰色是因为金属原子或离子外围电子发生跃迁，然后回落到原位时放出的能量，由于电子回落过程放出能量的频率不同而产生不同的光，则焰色反应不是化学变化，故B正确； C. 主量子数(n) 是描述核外电子距离核的远近，一般而言n值越大，电子离核越远，电子能量越高，故C错误； D. 玻尔原子理论只能解释氢原子光谱，不能解释复杂原子的光谱，故D错误； 故选B。 【点睛】主量子数是描述核外电子距离核的远近，电子离核由近到远分别用数值n=1，2，3，…有限的整数来表示，而且主量子数决定了原子轨道能级的高低，n越大，电子的能级越大，能量越高。 3．（24-25高二下·山东·月考）下列化学用语表示正确的是 A．基态O原子的轨道表示式为 B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C．27号元素Co的基态原子的电子排布式为 D．中子数为8的碳原子的电子排布式为 【答案】C 【解析】 A．能级相同的轨道中电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，此时原子的能量最低，基态O原子电子的轨道表示式为，故A错误； B．电子层是距离原子核由近到远排列的，则多电子原子中电子离核的平均距离4s＞3s，离原子核越远，层数越大，能量越高，4s电子在4s区域出现的几率多，但不总是在比3s电子离核更远的区域运动，故B错误； C．Co为27号元素，位于周期表中第4周期Ⅷ族，其基态原子核外电子排布式为，即，故C正确； D．核外电子排布与中子数无关，基态碳原子核外有6个电子，根据构造原理书写其基态核外电子排布式为，故D错误； 故选C。 4．（24-25高二下·山东济宁·阶段检测）下列化学用语表达正确的是 A．基态硅原子的轨道表示式： B．基态Cr的电子排布式： C．键形成的轨道重叠示意图： D．C原子的核外能量最高的电子云图像如图： 【答案】D 【解析】A．基态硅原子的电子排布式为，根据泡利不相容原理和洪特规则，其轨道表示式中3p轨道上的2个电子应分占不同轨道且自旋平行，故基态硅原子的轨道表示式，A错误； B．基态Cr原子的电子排布式为，因为为半充满稳定结构，原选项不符合能量最低原理，B错误； C．键以肩并肩方式重叠，不是头碰头重叠，故轨道重叠示意图：，C错误； D．C原子的核外能量最高的轨道为2p，2p轨道为哑铃形，电子云图像如图：，D正确； 故选D。 解题要点 1.原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2.基态原子核外电子排布式的表示方法 表示方法 定义与规则 示例 电子排布式 ① 用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数。 ② 按能级顺序依次写出：1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d … ③ 遵循构造原理、泡利原理、洪特规则。 K：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ Cl：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ 简化电子排布式 ① 将内层电子达到稀有气体结构的部分，用该稀有气体的元素符号外加方括号表示。 ② 只写出价层电子部分。 K：[Ar] 4s¹ Fe：[Ar] 3d⁶ 4s² 轨道表示式（电子排布图） ① 每个方框（或圆圈）代表一个原子轨道。 ② 每个箭头代表一个电子。 ③ 箭头方向（↑/↓）表示电子自旋方向相反。 ④ 遵循泡利原理（一个轨道最多2个电子，自旋相反）和洪特规则（电子优先分占不同轨道，自旋平行）。 S（硫）： ¹⁶S 的轨道表示式为： 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s ↑↓ 3p ↑↓ ↑↓ ↑_ 易错点 正确理解 电子排布式中能级顺序写错 遵循构造原理：4s能量低于3d，先写4s后写3d 轨道表示式中自旋方向写反 同一轨道两个电子必须自旋相反（↑↓） 洪特规则特例忽略 Cr、Cu等半满/全满更稳定，不是[Ar]3d⁴4s² 价层电子范围混淆 主族：最外层；副族：最外层+(n-1)d 题型二 元素性质的周期性变化 1．下列有关物质性质的变化可以用元素周期律解释的是 A．酸性：HCl>H2S>H2O B．密度：Na>K>Li C．沸点：NH3>AsH3>PH3 D．稳定性：HF>HCl>HBr 【答案】D 【解析】A、HCl、H2S、H2O分别是Cl、S、O的氢化物，不是最高价含氧酸，不能用元素周期律解释酸性的强弱； B、密度属于物理性质，不能用元素周期律解释； C、NH3分子间形成氢键，沸点：NH3AsH3PH3，沸点属于物理性质，不能用元素周期律解释； D、非金属性：FClBr，则气态氢化物的稳定性：HFHClHBr，能用元素周期律解释； 答案选D。 【点睛】本题考查元素周期律的应用，理解元素周期律的内容是解题的关键。能用元素周期律解释的元素的性质是：原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性，元素的金属性表现在金属单质与水（或酸）置换出氢的难易、最高价氧化物对应水化物碱性的强弱，元素的非金属性表现在非金属单质与H2化合的难易、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物酸性的强弱；注意用元素周期律不能解释物理性质、气态氢化物水溶液酸性的强弱。 2．部分元素的相关信息如下表所示。 元素 相关信息 X 原子核外有6种不同运动状态的电子 Y 基态原子中s电子总数与p电子总数相等 Z 原子半径在同周期元素中最大 M 逐级电离能(kJ·mol-1)依次为578、1817、2745、11575、14830、18376 Q 基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反 R 基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子 回答下列问题： （1）请写出Q元素基态原子的外围电子排布图： ，占据最高能级电子的电子云轮廓图为 形。 （2）X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是 (用元素符号表示)。 （3）R元素可形成R2+和R3+，其中较稳定的是R3+，原因是 。 （4）M元素原子的逐级电离能越来越大的原因是 。 （5）与M元素成“对角线规则”关系的某短周期元素T的最高价氧化物的水化物具有两性，写出该两性物质与Z元素的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式： 。 【答案】 （1） 哑铃 （2）O<C<Al<Na （3）Fe3+的价层电子排布为3d5，处于d能级半充满状态，能量低，结构稳定 （4）因为随着电子逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越多，再失去电子需要克服的电性吸引力越来越大，消耗能量越来越多 （5）Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O 【分析】X、Y、Z、M、Q、R均为前四周期元素，且原子序数依次增大：X元素原子核外有6种不同运动状态的电子，则X为碳元素；Y元素的基态原子中s电子总数与p电子总数相等，则核外电子排布为1s22s22p4，则Y为氧元素；Z元素的原子半径在同周期元素中最大且应该在第三周期，则Z为钠元素；M原子的第四电离能剧增，表现+3价，则M为Al元素；Q元素的基态原子的最外层p轨道上有两个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，则p轨道上有5个电子，则Q为氯元素；元素R基态原子核外有7个能级且能量最高的能级上有6个电子，则核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，则R为铁元素。 【解析】（1）Q是氯元素，价电子排布式3s23p5，基态原子的外围电子排布图为：；占据最高能级3p电子的电子云轮廓图为哑铃形； （2）一般地，电子层数越多，原子半径越大，若电子层数相同，质子数越多，原子半径越小。X、Y、Z、M四种元素的原子半径由小到大的顺序是O<C<Al<Na； （3）铁元素可形成Fe2+和Fe3+，其中较稳定的是Fe3+，因为Fe3+的价层电子排布为3d5，处于d能级半充满状态，能量低，结构稳定； （4）铝元素原子的逐级电离能越来越大的是因为随着电子逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越多，再失去电子需要克服的电性吸引力越来越大，消耗能量越来越多； （5）与铝元素成“对角线规则”关系的某短周期元素铍的最高价氧化物的水化物Be(OH)2具有两性，Be(OH)2与钠元素的最高价氧化物的水化物氢氧化钠反应生成盐和水，化学方程式为：Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O。 3．（25-26高二下·山东枣庄·期中）物质结构决定性质。下列对事实解释错误的是 选项 事实 解释 A 稳定性： 水分子内存在氢键 B 硬度：BN大于SiC BN中共价键键能大 C 酸性： 电负性：F>Cl，前者O-H键极性更大 D NaCl中配位数为6 CsCl中配位数为8 离子半径： 【答案】A 【知识点】氢键对物质性质的影响、离子配位数、键能、键长、键角、共价键的形成及主要类型 【解析】A．热稳定性属于化学性质，由分子内共价键键能决定，半径：O<S，H-O键键长短于H-S键，H-O键键能大于H-S键，故更稳定；氢键是分子间作用力，一般影响熔沸点等物理性质，A错误； B．BN和SiC均为共价晶体，B-N键键长小于Si-C键，B-N键键能更大，故BN硬度更大，B正确； C．电负性，的吸电子效应强于，使中O-H键极性更强，更易电离出，酸性更强，C正确； D．离子晶体中阳离子半径越大，周围可容纳的阴离子数目越多、配位数越大，半径大于，故CsCl中配位数更大，D正确； 故答案为A。 4．（24-25高二下·山东枣庄·期中）W、X、Y、Z是原子半径依次增大的前两周期主族元素，Z原子基态电子排布中无单电子。四种元素可以组成A2B型离子化合物，阴阳离子皆由两种元素组成，且均为正四面体形。下列说法正确的是 A．阴阳离子的VSEPR模型不同 B．第一电离能：X<Y C．X与Y可形成非极性分子 D．电负性：X>Y 【答案】D 【分析】W、X、Y、Z是原子半径依次增大的前两周期主族元素，Z原子基态电子排布中无单电子，Z是Be元素。四种元素可以组成A2B型离子化合物，阴阳离子皆由两种元素组成，且均为正四面体形，则阳离子为、阴离子为，所以W是H元素、X是F元素、Y是N元素，据此回答。 【解析】A．、中N、Be原子价电子对数都是4，VSEPR模型都是正四面体，A错误； B．F的第一电离能（1681 kJ/mol）高于N（1402 kJ/mol），B错误； C．F与N形成的分子（如NF3）为极性分子，无对称结构，C错误； D．F的电负性（4.0）大于N（3.0），D正确； 故选D。 5．（2025·山东·高考真题）物质性质与组成元素的性质有关，下列对物质性质差异解释错误的是 性质差异 主要原因 A 沸点： 电离能： B 酸性： 电负性： C 硬度：金刚石>晶体硅 原子半径： D 熔点： 离子电荷： 【答案】A 【解析】A．H2O沸点高于H2S的主要原因是H2O分子间存在氢键、H2S分子间不存在氢键，而非O的电离能大于S，电离能与沸点无直接关联，A错误； B．HClO酸性强于HBrO是因为Cl的电负性大于Br，导致O-H键极性更强，更易解离H+，B正确； C．金刚石硬度大于晶体硅是因为C原子半径小于Si，C-C键键能更大，共价结构更稳定，C正确； D．MgO和NaF均属于离子晶体，离子晶体的熔点取决于其晶格能的大小，离子半径越小、离子电荷越多的，其晶格能一般较大，其熔点更高；MgO熔点高于NaF是因为Mg2+和O2−的电荷高于Na+和F−，且其阴、阳离子的半径对应较小，故离子键强度更大，晶格能更高，D正确； 故选A。 解题要点 1.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 题型三 共价键的类型与键参数 1．（2025·山东·高考真题）用硫酸和可制备一元弱酸。下列说法错误的是 A．的水溶液显碱性 B．的空间构型为V形 C．为含有共价键的离子化合物 D．的中心N原子所有价电子均参与成键 【答案】B 【解析】A．NaN3是强碱（NaOH）和弱酸（HN3）形成的盐，水解生成OH-，溶液显碱性，A正确。 B．与CO2是等电子体，两者结构相似 ，其中心原子均为sp杂化，其空间构型均为直线形，而非V形，B错误。 C．NaN3为离子化合物（Na+与通过离子键结合），内部三个N原子以共价键连接，C正确。 D．中心N原子通过sp杂化形成两个双键，无孤电子对，所有价电子参与成键，D正确。 故选B。 2．（23-24高二下·山东济宁·期末）下列有关共价键的说法正确的是 A．所有主族非金属元素的原子既能形成σ键又能形成π键 B．σ键的强度都比π键的强度大 C．H2中s—sσ键与Cl2中p—pσ键的电子云形状的对称性相同 D．水的沸点高是由于O—H的键能大 【答案】C 【解析】A．氢原子的s轨道只能形成头碰头的σ键，不能形成π键，A错误； B．σ键不一定比π键强度大，如氮气中σ键的强度比π键强度小，B错误； C．s能级电子云是球形，p能级电子云是哑铃形，但s -sσ键与p-pσ键的对称性相同，均为轴对称，C正确； D．水的沸点高是由于有分子间氢键，使沸点升高，D错误； 故选C。 3．下列有关共价键键参数的比较中，不正确的是 A．键能：C—N < C=N < C≡N B．键长：I—I > Br—Br > Cl—Cl C．分子中的键角：H2O > NH3 D．乙烯分子中碳碳键的键能：σ键 > π键 【答案】C 【解析】A．键能：单键双键三键，键能：C—NC=NCN，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：IBrCl，键长：I—IBr—BrCl—Cl，B项正确； C．H2O分子中O和NH3中N都采取不等性sp3杂化，H2O分子中O上有两对孤电子对，NH3分子中N上只有一对孤电子对，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：H2ONH3，H2O分子中键角为105º，NH3分子中键角为107º，C项错误； D．σ键为“头碰头”重叠形成，强度大，π键为“肩并肩”重叠形成，强度小，乙烯分子中碳碳键的键能：σ键π键，D项正确； 答案选C。 4．下列关于化合物的叙述正确的是 A．该分子是手性分子 B．分子中既有极性键又有非极性键 C．1分子中有7个σ键和3个π键 D．该分子在水中的溶解度小于正丁烷 【答案】B 【解析】A．该分子中没有手性碳原子，不是手性分子，A错误； B．分子的碳碳双键是非极性键，其它键都是极性键，B正确； C．一个单键为一个σ键，一个双键中含有一个σ键和一个π键，故一共有9个σ键和3个π键，C错误； D．醛基是亲水基，能在水中形成氢键，溶解度比正丁烷大，D错误； 故选B。 5．下列有关晶体的说法中一定正确的是 ①共价晶体中只存在非极性共价键    ②稀有气体形成的晶体属于共价晶体    ③干冰晶体升华时，分子内共价键会发生断裂    ④金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物    ⑤分子晶体的堆积方式均为分子密堆积    ⑥离子晶体和金属晶体中均存在阳离子，但金属晶体中却不存在离子键    ⑦金属晶体和离子晶体都能导电 A．①③⑦ B．只有⑥ C．②④⑤⑦ D．⑤⑥ 【答案】B 【解析】①共价晶体中也可能存在极性键，如SiO2晶体为共价晶体，晶体中存在极性共价键，不存在非极性共价键，①错误； ②稀有气体分子属于单原子分子，形成的晶体属于分子晶体，②错误； ③干冰属于分子晶体，升华时破坏的是分子间作用力，不是共价键，③错误； ④金属元素与非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如氯化铝是共价化合物，④错误； ⑤分子晶体的堆积方式不一定均为分子密堆积，如冰，每个水分子周围只有4个水分子，不是密堆积，⑤错误； ⑥离子晶体是由阴、阳离子通过离子键结合形成的晶体，金属晶体是金属阳离子和自由电子通过金属键结合而成的晶体，所以金属晶体中不存在离子键，⑥正确； ⑦离子晶体中没有自由移动的离子，不能导电；金属晶体中存在自由移动的电子，能导电，⑦错误。 综上，正确的选项只有⑥； 答案选B。 6．下列晶体中，属于含有非极性共价键的离子晶体的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】A．铵根内部含有的是极性键，故不符合，A不选； B．氢氧根内部含有的是极性键，故不符合，B不选； C．过氧根内部含有的是非极性键，过氧根与钠离子形成离子键，是离子晶体，故C选； D．中只含有离子键，故D不选。 答案选C。 解题要点 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别 键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键) 由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 题型四 分子的空间结构 1．下列关于化学键类型和分子构型的说法正确的是 A．I3AsF6晶体中存在的I空间构型与水分子相同 B．H2O分子间存在氢键，故H2O的稳定性均大于H2S C．P4和CH4的分子构型相同，键角相等 D．尿素[CO(NH2)2]分子中σ键和π键数目之比为5：1 【答案】A 【解析】A．根据价层电子互斥理论，I离子的孤电子对数为=2，σ=2，价层电子对数=2+2=4；离子价层电子对互斥模型为四面体形，去掉2对孤电子对，则离子的几何构型为V形，与水分子相同，故A正确； B．H2O分子间存在氢键，故H2O的熔沸点大于H2S，H2O的稳定性大于H2S，是因为O-H键的键能比H-S键的键能大，故B错误； C．P4和CH4的分子构型相同，均为正四面体，P4的键角为60°，CH4的键角为109°28′，故C错误； D．[CO(NH2)2]分子中有1个C=O双键，2个C-N单键，4个N-H单键，单键为σ键，双键含有1个σ键、1个π键，分子中σ键和π键的数目之比为7：1，故D错误； 故选A。 2．价层电子对互斥理论和杂化轨道理论都可以判断、解释分子或离子的空间构型，下列说法正确的是 A．和的键角相同 B．、的中心原子价层电子对数相同 C．、中S原子的杂化方式相同 D．、都是直线形的分子 【答案】B 【解析】A．的价层电子对数为2，呈直线形，的价层电子对数为3，呈平面三角形，所以二者的键角不同，A不正确； B．、的中心原子价层电子对数都为=4，B正确； C．、中S原子分别发生sp2、sp3杂化，二者的杂化方式不同，C不正确； D．为直线形分子，为二面角结构分子，D不正确； 故选B。 3．（22-23高二下·山东青岛·期中）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的前四周期主族元素，X的价电子构型为；Z第一电离能最大；W与X位于同一主族，其某种氧化物有剧毒。下列说法正确的是 A．X、Y、Z简单氢化物的沸点： B．分子的空间结构为三角形 C．X、W简单氢化物的键角 D．离子的空间结构为正八面体 【答案】D 【分析】X、Y、Z、W为原子序数依次增大的前四周期主族元素，X的价电子构型为，则n=2，X为N；Z第一电离能最大，为F；则Y只能为O；W与X位于同一主族，其某种氧化物有剧毒，则W为As，据此解答。 【解析】A． X、Y、Z简单氢化物NH3、H2O、HF，水为液体，氟化氢相对分子质量大于氨气，沸点：，A错误； B．分子为NF3，N原子为sp3杂化，存在一对孤对电子，空间结构为三角锥形，B错误； C．X、W简单氢化物分别为NH3、AsH3，中心原子N、As都是sp3杂化，与3个H原子成键，但键之间的排斥力N－H＞As－H，键角NH3>AsH3，C错误； D．离子为，砷原子的杂化类型是sp3d2，空间结构为正八面体，D正确； 故选D。 4．（2024·山东聊城·二模）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．是平面结构的分子 B．和均为非极性分子 C．和的空间结构均为平面三角形 D．和的模型均为四面体形 【答案】C 【解析】A．过氧化氢的空间结构是二面角结构，也叫半开书页型结构，在这种结构中，两个氧原子位于书轴上，两个氢原子分别与两个氧原子相连，但不在同一平面上，A错误； B．为正四面体结构，属于非极性分子，空间结构与水分子相似，属于极性分子，B错误； C．中心原子S价层电子对数：，无孤电子对，空间结构均为平面三角形，中心原子N价层电子对数：，无孤电子对，空间结构均为平面三角形，C正确； D．中心原子B价层电子对数：，模型为平面三角形，D错误； 答案选C。 5．（23-24高二下·山东潍坊·月考）下列说法正确的是 A．对Na原子光谱呈现双线的解释是电子自旋 B．价层电子对互斥理论中，π键电子对数可以计入中心原子的价层电子对数 C．含有极性键的分子一定是极性分子 D．NaCl熔化和干冰升华克服的作用力类型相同 【答案】A 【解析】A．电子自旋导致其呈现的光谱不同，Na原子光谱呈现双线的解释是电子自旋，A正确；   B．价层电子对互斥理论中，计算出来的价层电子对数包括σ键电子对数和孤电子对数，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数，B错误； C．二氧化碳分子中碳氧键为极性键，但二氧化碳分子为直线形分子，正负电荷中心重合，为非极性分子，C错误； D．NaCl熔化克服的是离子键，干冰升华克服的是分子间作用力，D错误； 故选A。 6．电子数相同的微粒叫做等电子体，下列微粒属于等电子体的是（      ） A．12CO2和14CO B．H2O2和D2O C．N2和13CO D．NO和CO 【答案】C 【解析】A.12CO2分子含有电子数为22，14CO的电子数为14，二者电子数目不相等，不是等电子体，A错误； B.H2O2分子含有电子数为18，D2O的电子数为10，二者电子数目不相等，不是等电子体,B错误； C.N2和13CO的电子数目相同，都是14个电子，为等电子体，C正确； D.NO分子含有电子数为15，CO的电子数为14，二者电子数目不相等，不是等电子体，D错误； 答案选C。 解题要点 价层电子对理论、杂化轨道理论与分子间的空间构型关系 杂化轨类型 杂化轨道数目 孤电子对数 杂化轨道间夹角 空间构型 实例 分子构型 杂化轨道理论 sp 2 —— 180 直线 BeCl2 sp2 3 —— 120 平面三角形 BF3 sp3 4 无 10928' 四面体形 CH4 1 三角形 NH3 2 V形 H2O 价层电子对互斥理论 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 2 2 0 直线 直线 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 四面体 四面体 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 说明：配位数为4的空间构型有：①四面体，如[Zn(NH3)4]2＋，②四方形，如[Ni(CN)4]2－。 题型五 离子键、配位键与金属键 1．冰晶石由两种微粒构成，晶胞结构如图甲所示。单质晶体中原子堆积方式如图乙所示，其晶胞特征如图丙所示，原子之间相对位置关系的平面图如图丁所示。下列说法错误的是    A．甲图中大立方体的体心处小三角“”所代表的应该是“小白球” B．晶胞中原子的配位数为12 C．晶胞中原子半径r与晶胞棱长a之间关系为： D．溶液中存在离子键、共价键、配位键、范德华力和氢键 【答案】D 【解析】A．由图乙和丙可知，Al的堆积方式为面心立方堆积，对应图甲中的黑球，则甲图体心处的小三角应是小白球，A正确； B．Al为面心立方堆积，配位数为12，B正确； C．由图丙可知，一个Al晶胞中含有4个Al原子，由图丁可知晶胞参数与Al半径的关系为，C正确； D．溶于水后发生电离，离子键被破坏，D错误； 故选D。 2．硼酸为一元弱酸，与强碱反应的离子方程式为H3BO3+ OH- = [B(OH)4]-，硼酸晶体具有层状结构，每一层的结构如图所示。下列说法错误的是 A．硼酸中硼原子的杂化方式为sp3 B．硼酸属于分子晶体 C．硼酸晶体中存在共价键、氢键和范德华力等作用力 D．[B(OH)4]-中O原子提供孤对电子形成配位键 【答案】A 【解析】A．B原子最外层有3个电子，硼酸中每个硼原子形成3个B—Oσ键，B原子上没有孤电子对，故B原子的价层电子对数为3，B原子采取sp2杂化；A项错误； B．硼酸为一元弱酸，存在H3BO3分子，硼酸属于分子晶体，B项正确； C．根据硼酸的结构知，硼酸晶体中存在B—O、O—H共价键，存在氢键O—H…O，硼酸晶体具有层状结构，层与层间存在范德华力，C项正确； D．[B(OH)4]-中B原子与3个O原子形成一般共价键，B原子上有空轨道，OH-的O原子上有孤电子对，O原子提供孤对电子与B原子共用，形成配位键，D项正确； 答案选A。 3．氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过如图所示一系列反应可以得到BF3和BN。设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是    A．硼酸具有片层状结构，H3BO3晶体中存在的作用力有范德华力、氢键和共价键 B．由B2O3可制备晶体硼，晶体硼的熔点2573K，沸点2823K，硬度大，属于混合晶体 C．立方相氮化硼结构与金刚石相似，立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子、4个硼原子 D．NH4BF4是合成氮化硼纳米管的原料之一，1molNH4BF4含有配位键的数目为NA 【答案】AC 【解析】A．硼酸具有片层状结构，H3BO3分子内含有共价键、层内相邻的2个H3BO3分子间形成氢键、层与层之间形成范德华力，则H3BO3晶体中存在的作用力有范德华力、氢键和共价键，A正确； B．晶体硼的熔点2573K，沸点2823K，硬度大，具有共价晶体的物理性质，则晶体硼属于共价晶体，B不正确； C．在金刚石晶胞中，含有C原子的个数为8，立方相氮化硼(化学式为BN)结构与金刚石相似，则立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子、4个硼原子，C正确； D．1个和1个中各含有1个配位键，则1molNH4BF4含有配位键的数目为2NA，D不正确； 故选AC。 4．（24-25高二下·山东潍坊·期中）铁、镍及其化合物在生产、生活中有重要的应用。回答下列问题： （1）丁二酮肟常用于检验，原理如下： 的价电子轨道表示式为_____；相同条件下，丁二酮肟镍的沸点低于丁二酮肟的原因为_____。丁二酮肟镍中存在的化学键有_____(填标号)。 a．离子键b．金属键c．配位键d．氢键 （2）的结构如图所示，Fe、O、S的第一电离能由大到小的顺序_____；键角α、β、γ(由大到小的顺序是_____。加热时更易失去的水分子是_____(填“①”或“②”)。 （3）Fe在一定条件下可与CO形成分子，该配合物中提供孤对电子的是_____(填元素符号)。若Fe原子的价电子数及其周围CO提供的成键电子数之和为18，则分子构型为_____。 【答案】（1） 丁二酮肟镍形成分子内氢键，丁二酮肟形成分子间氢键，沸点升高 c （2） ② （3）C 三角双锥形 【解析】（1） 的价电子轨道表示式为；由结构可知丁二酮肟镍形成分子内氢键，丁二酮肟形成分子间氢键，分子间作用力增大，沸点升高。丁二酮肟镍中存在Ni与N原子间的配位键。 （2）同一主族元素，原子序数越大，元素的第一电离能就越小。O、S是同一主族元素，所以第一电离能：O＞S；金属元素Fe的第一电离能最小，故第一电离能；根据绿矾结构简式可知：为中的化学键，的中心S原子价层电子对数是4+=4，无孤对电子，因此呈正四面体结构，键角是109°28′； 为H2O分子中的H-O-H，H2O的中心O原子价层电子对数是2+=4，有2对孤电子对，由于孤电子对对成键电子对的排斥作用大于成键电子对的排斥作用，所以H2O呈V形，键角是104。5°；为FeSO4·7H2O中配位体H2O的H-O-H，配位体H2O分子的O原子还形成了1个配位键，其上有1对孤电子对，由于孤电子对对成键电子对的排斥作用大于成键电子对的排斥作用，孤电子对数越多，键角就越小，所以＜104。5°，因此键角、、由大到小的顺序是；根据图示可知②处的H2O分子离中心Fe2+及较远，结合力较小，加热时，因此图中②号位的水分子更容易失去； （3）C的电负性小于O，故提供孤电子对的为C；若Fe原子的价电子数及其周围CO提供的成键电子数之和为18，则Fe(CO)x，设FeCO��中有x个CO配体：Fe的价电子数：8，x个CO提供的电子数：2x，所以：8 + 2x = 18，解这个方程：2x = 18 - 8 = 10，x = 5，因此，Fe(CO)x中x=5，即分子式为Fe(CO)5。结构为三角双锥形。 解题要点 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 题型六 分子间作用力 1．（25-26高二上·山东·课后作业）下列有关化学键、氢键和范德华力的叙述中，不正确的是 A．金属键是金属离子与“电子气”之间的强烈作用，金属键无方向性和饱和性 B．共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键，共价键有方向性和饱和性 C．范德华力是分子间存在的一种作用力，分子的极性越大，范德华力越大 D．氢键不是化学键而是一种较弱的作用力，所以氢键只存在于分子与分子之间 【答案】D 【解析】A．金属键是金属离子与“电子气”之间的强烈作用，由于电子自由移动，金属键无方向性和饱和性，A正确； B．共价键通过共用电子对形成，且具有方向性和饱和性（如原子轨道取向和成键数目限制），B正确； C．范德华力是分子间作用力，极性分子间取向力会随极性增大而增强，因此分子的极性越大，范德华力越大（在结构相似的情况下），C正确； D．氢键是分子间或分子内的一种作用力（如邻硝基苯酚存在分子内氢键），并非只存在于分子之间，D错误； 答案选D。 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。 3．下列对分子结构及其性质的解释中，不正确的是 A．乙烷难溶于水、溴易溶于四氯化碳都可用相似相溶原理解释 B．酸性：，是因为分子中的氢原子数目比HClO多 C．羟基乙酸不属于手性分子，因其分子中不存在手性碳原子 D．的沸点高于，因乙醇分子中含—OH，能形成分子间氢键 【答案】B 【解析】A．水为极性分子，乙烷、溴、四氯化碳都为非极性分子，所以乙烷难溶于水、溴易溶于四氯化碳都可用相似相溶原理解释，A正确；B．酸性的强弱与分子中氢原子数目的多少无关，酸性：，是因为分子中的非羟基氧原子数目比HClO多，B不正确；C．羟基乙酸分子中没有手性碳原子，所以不属于手性分子，C正确；D．分子中含有-OH，能形成分子间的氢键，而分子间不能形成氢键，所以的沸点高于，D正确；故选B。 4．（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。 5．（22-23高二下·山东聊城·期末）氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过如图所示一系列反应可以得到BF3和BN。设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列叙述正确的是    A．硼酸具有片层状结构，H3BO3晶体中存在的作用力有范德华力、氢键和共价键 B．由B2O3可制备晶体硼，晶体硼的熔点2573K，沸点2823K，硬度大，属于混合晶体 C．立方相氮化硼结构与金刚石相似，立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子、4个硼原子 D．NH4BF4是合成氮化硼纳米管的原料之一，1molNH4BF4含有配位键的数目为NA 【答案】AC 【解析】A．硼酸具有片层状结构，H3BO3分子内含有共价键、层内相邻的2个H3BO3分子间形成氢键、层与层之间形成范德华力，则H3BO3晶体中存在的作用力有范德华力、氢键和共价键，A正确； B．晶体硼的熔点2573K，沸点2823K，硬度大，具有共价晶体的物理性质，则晶体硼属于共价晶体，B不正确； C．在金刚石晶胞中，含有C原子的个数为8，立方相氮化硼(化学式为BN)结构与金刚石相似，则立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子、4个硼原子，C正确； D．1个和1个中各含有1个配位键，则1molNH4BF4含有配位键的数目为2NA，D不正确； 故选AC。 解题要点 范德华力和氢键的对比表 对比维度 范德华力 氢键 定义 分子间普遍存在的相互作用力 氢原子与电负性大的F、O、N原子间的作用力 强度 较小（约1～2 kJ/mol） 较大（约10～40 kJ/mol），但仍小于化学键 方向性 ❌ 无 ✅ 有 饱和性 ❌ 无 ✅ 有 对熔沸点影响 Mr越大/极性越大 → 熔沸点越高 分子间氢键 → 熔沸点升高 分子内氢键 → 熔沸点降低 对溶解度影响 相似相溶 与溶剂形成氢键 → 溶解度增大 典型示例 F₂、Cl₂、Br₂、I₂ 沸点递变 HF、H₂O、NH₃ 沸点反常 题型七 常见的晶体模型分析 1．下列有关晶体的特征及结构的叙述不正确的是 A．晶体一般都有各向异性 B．冰和碘晶体中微粒间的作用力完全相同 C．宝石在不同方向上硬度不一定相同 D．有规则几何外形的固体不一定都是晶体 【答案】B 【分析】晶体有固定的熔点，非晶体没有固定的熔点，单晶体的物理性质是各向异性的，而多晶体和非晶体是各向同性的，晶体的分子排列是有规则的，而非晶体的分子排列是无规则的。 【解析】A．单晶体的物理性质是各向异性，A正确； B．冰和碘晶体都属于分子晶体，在冰中分子之间除存在分子间作用力外，还存在氢键；而在碘晶体中碘分子之间只存在分子间作用力，而不存在氢键，因此微粒间的作用力不完全相同，B错误； C．由于质点的有序排列，故晶体具有各向异性的性质，蓝宝石属于晶体，在不同方向上硬度有一些差异，C正确； D．晶体是有规则外形的固体，但是有规则几何外形的固体不一定都是晶体，区别晶体和非晶体最好的方法是对固体进行X射线衍射实验，D正确； 故合理选项是B。 2．几种晶体的晶胞(或晶体结构)如图所示，下列说法正确的是 A．中的配位数大于干冰中分子的配位数 B．晶体的特征是分子的非密堆积。 C．若金刚石的晶胞边长为，其中两个最近的碳原子之间的距离为 D．石墨晶体层内是共价键，层间是范德华力，所以石墨是一种混合型晶体 【答案】D 【解析】A．中的配位数为6，干冰中分子的配位数为12，中的配位数小于干冰中分子的配位数，A错误； B．晶体的特征是分子的密堆积，B错误； C．两个最近的碳原子之间的距离为晶胞体对角线的，金刚石的晶胞边长为，其中两个最近的碳原子之间的距离为，C错误； D．石墨晶体层内是共价键，层间是范德华力，所以石墨是一种混合型晶体，D正确； 答案选D。 3．高二化学组组织同学们制作晶体模型。8班张宇涵同学提交了金刚石的晶体结构模型，17班路雪同学提交了氯化钠的晶胞模型，如下图所示。下列说法不正确的是 A．金刚石晶体中，碳原子采取杂化轨道成键，形成共价键三维骨架网络 B．金刚石晶体中含键 C．氯化钠晶体中，1个周围有12个距离最近且相等的 D．氯化钠晶胞为立方体，若棱长为，则晶体密度为 【答案】B 【解析】A．金刚石晶体中，每个碳原子形成三个单键，碳原子采取杂化轨道成键，形成共价键三维骨架网络，故A正确； B．金刚石晶体结构为，根据图知，1mol金刚石含2mol C-C键，故B错误； C．在氯化钠晶体中，每个周围与它距离最近且相等的共有12个，每个周围与它距离最近且相等的共有12个，故C正确； D．氯化钠晶胞为立方体，若棱长为，该晶胞中为，为，则晶体密度为，故D正确； 故答案为B。 4．Mg、Ni、Cu、Zn 等元素在生产、生活中有着广泛的应用。回答下列问题： （1）Mg、Ni、Cu 等金属可能形成金属互化物。金属互化物的结构类型丰富多样，确定某种金属互化物是晶体还是非晶体可通过___________测定。 （2）根据 Cu、Zn 的原子结构比较第一电离能：I1(Cu)_________ I1(Zn)（填“大于”、 “等于”或“小于”），理由是_____________________。 （3）[Ni(NH3)6](NO3)2中不存在的化学键为___________（填序号）。 a．离子键    b．金属键    c．配位键    d．氢键 （4）镍基合金储氢的研究已取得很大进展。 ①图甲是一种镍基合金储氢后的晶胞结构示意图。 该合金储氢后，H2与 Ni 的物质的量之比为___________。 ②Mg2NiH4 是一种储氢的金属氢化物。在 Mg2NiH4晶胞中，Ni 原子占据如图乙的顶点和面心，Mg2+处于乙图八个小立方体的体心。Mg2+位于 Ni 原子形成的___________ (填“八面体空隙”或“四面体空隙”)。 晶体的密度为ρg·cm－3，NA表示阿伏加 德罗常数，Mg2+和 Ni 原子的最短距离为__________cm(用含ρ和 NA的代数式表示)。 【答案】 X—射线衍射实验 小于 Zn原子轨道中电子处于全满状态，较难失电子，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态 b 3:5 四面体空隙 【分析】（1）确定某种金属互化物是晶体还是非晶体可通过X—射线衍射实验测定； （2）轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态，所以Cu较Zn易失电子； （3）[Ni(NH3)6](NO3)2中NH3与Ni2+之间为配位键；[Ni(NH3)6]2+与NO3-之间为离子键； （4）①根据晶胞结构示意图计算晶胞中H2 与 Ni个数比； ②Ni 原子占据如图乙的顶点和面心，Mg2+处于乙图八个小立方体的体心，则Mg2+位于 Ni 原子形成四面体空隙；Mg2+和 Ni 原子的最短距离为晶胞体对角线的，再根据晶胞密度计算。 【解析】（1）确定某种金属互化物是晶体还是非晶体可通过X—射线衍射实验测定，故答案为：X—射线衍射实验； （2）轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，基态Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Zn的核外电子排布式为[Ar]3d104s2，Zn原子轨道中电子处于全满状态，较难失电子，而Cu失去1个电子成为Cu+：[Ar]3d10，，Cu+达到全满结构，较稳定，Cu失去1个电子更容易，则第一电离能Cu<Zn，故答案为：小于；Zn原子轨道中电子处于全满状态，较难失电子，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态； （3）[Ni(NH3)6](NO3)2中NH3与Ni2+之间为配位键；[Ni(NH3)6]2+与NO3-之间为离子键，不存在金属键，故答案为：b； （4）①根据晶胞结构示意图计算晶胞中H2数目为，Ni数目为，则H2 与 Ni 的物质的量之比为3:5，故答案为：3:5； ②Ni 原子占据如图乙的顶点和面心，Mg2+处于乙图八个小立方体的体心，则Mg2+位于 Ni 原子形成四面体空隙；该晶胞中Ni原子个数，Mg2+个数为8，由化学式可知H原子个数为16，则晶胞质量为，晶体的密度为ρg·cm-3，则晶胞的边长为： ，Mg2+和 Ni 原子的最短距离为晶胞体对角线的，则Mg2+和 Ni 原子的最短距离为，故答案为：四面体空隙；。 【点睛】由晶胞示意图可知Mg2+和 Ni 原子的最短距离为晶胞体对角线的。 5．（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。 6．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。 解题要点 1. 晶胞中粒子数目的计算方法——均推法 原则 晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是 方法 长方体 非长方体(六棱柱晶胞) 2. 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 3.晶胞中粒子配位数的判断 一个粒子周围最邻近的粒子的数目称为配位数，它反映了晶体中粒子排列的紧密程度。 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例 ①找一个与其离子连接情况最清晰的离子，如图中心的灰球(Cl－)。 ②数一下与该离子周围距离最近的异种电性离子数，如图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 4.晶体熔、沸点的比较 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大（即离子间的作用力就越强），其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl 原子晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO＞N2 ④烷烃的同分异构体，支链越多，对称性强，熔、沸点越低 金属晶体 一般来说，金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al 异类晶体 一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如SiO2＞NaCl＞CO2 5.计算晶体密度的方法 （1）思维流程 （2）计算公式：（N为晶胞中的粒子数，M为晶胞化学式的摩尔质量，NA为阿伏加德罗常数，a为晶胞边长）。 （3）常用到的单位换算: 1m=102cm=109nm=1010Å=1012pm。 6.计算晶体中粒子间距离的方法 （1）思维流程 （2）计算方法：微粒间距离的计算常常涉及晶体密度、NA、m、晶体体积等数据，解答这类题目时，一要掌握“均摊法”原理，二要熟悉常见晶体的结构特征，三要明确微粒的位置，结合数学知识，找出所求微粒间的距离与晶胞边长、面对角线或者体对角线的关系。 题型八 物质结构与性质综合 1．祖母绿是四大名贵宝石之一，主要成分为Be3Al2Si6O18，含有微量的Cr、Ni、Fe元素而呈现各种颜色。回答下列问题： （1）基态Ni2+的电子排布式为____；宝石中Si的化合价是____；基态Al原子电子占据最高能级的电子云轮廓图形状为____。 （2）铍与相邻主族的铝元素性质相似。下列有关铍和铝的叙述正确的有____。(填字母) A．都属于p区主族元素         B．电负性都比镁大 C．第一电离能都比镁大         D．氯化物的水溶液pH均小于7 （3）六羰基铬[Cr(CO)6]用于制高纯度铬粉，它的沸点为220℃。 ①Cr(CO)6的晶体类型是____，1 mol Cr(CO)6含δ键的数目为____； ②加热Cr(CO)6可得到高纯度铬粉和CO，反应破坏的作用力类型为____。 a.离子键      b.配位键      c.金属键     d.分子间作用力 （4）多数配离子显示颜色与d轨道的分裂能有关。分裂能是指配离子的中心原子(离子)的一个电子从较低能量的d轨道跃迁到较高能量的d轨道所需的能量(用Δ表示)，它与中心离子的电子排布结构、电荷、配体有关。试判断分裂能Δ[Fe(H2O)6]3+____Δ[Fe(H2O)6]2+（填“>”“<”或“=”），理由是_________。 （5）①氧化镍晶胞如图甲所示，A的原子坐标参数为：(0，0，)，则底面面心B的原子坐标参数为____。 ②按图乙所示无限拓宽延长，NiO可形成“单层分子”，氧离子和镍离子均看成球体，其半径分别为a pm、b pm，“单层分子”截割出的最小重复结构单元在空间呈长方体，则离子在长方体内的空间利用率为____(列出计算式即可)。 【答案】 1s22s22p63s23p63d8 +4 哑铃形或纺锤形 BD 分子晶体 12NA b > Fe3+的3d轨道达半充满稳定状态，Fe2+的3d轨道未达半充满稳定状态 (，，0) ×100% 【知识点】晶胞的有关计算、元素性质与电负性的关系、电离能的概念及变化规律 【分析】（1）28号Ni元素的原子失去最外层2个电子形成Ni2+，根据构造原理可得出基态Ni2+的核外电子排布式；根据化合物中元素化合价代数和等于0，结合元素化合价与原子结构关系分析判断Si元素化合价；根据Al原子核外电子排布式基态Al原子电子占据最高能级，然后确定其电子云轮廓图形状； （2）A.根据元素在周期表的位置及周期表的划分分析； B.根据元素的非金属性越强，其电负性越大判断，元素的金属性越强，其电负性越小； C.同一周期元素的第一电离能随原子序数的增大而增大，但第IIA、第VA大于相邻元素； D.根据盐的组成，结合盐的水解规律分析； （3）根据分子晶体的熔沸点比较低进行判断；结合络合物的构成微粒的结构分析含有的化学键类型及数目，利用化学反应过程就是旧化学键断裂，新化学键形成的过程判断物质反应破坏的化学键类型； （4）根据Fe2+、Fe3+含有的价层电子排布，结合离子的能量、稳定性分析； （5）①根据A点的坐标及与B点的相对位置确定B点的坐标； ②图乙结构单元中含有镍离子数目为10，根据电荷守恒可确定氧离子的数目，根据几何知识可知：最近的2个O2-核间距为(2a+2b)pm×=(a+b)pm；可得结构单元中长方体的各个棱长，利用空间利用率=计算。 【解析】（1）根据构造原理可知：28号Ni元素的原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d84s2，Ni原子失去最外层4s能级的2个电子形成Ni2+，核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d8；祖母绿主要成分为Be3Al2Si6O18，由于Be为+2价，Al为+3价，O为-2价，且化合物中所有元素化合价代数和等于0，假设Si元素化合价为+x，则3×(+2)+2×(+2)+6x=18×(-2)，解得x=+4价；Al是13号元素，原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p1，可见Al原子核外电子占据最高能级为3p能级，3p电子云轮廓图形状为纺锤形或哑铃形； （2）A. Be元素位于元素周期表第二周期第IIA，原子核外最外层电子排布为2s2，属于s区元素，A错误； B. 同一主族的元素，原子序数越大，元素的金属性越强；同一周期的元素，原子序数越大，元素的金属性越弱，则Be、Al的金属性都比镁弱；元素的金属性越强，其电负性越小，则Be、Al的电负性都比Mg的大，B正确； C. Be、Mg都是第IIA的元素，原子半径Be<Mg，则第一电离能Be>Mg；Mg、Al是同一周期的元素，由于Mg原子最外层电子处于轨道的全充满的稳定状态，所以第一电离能：Mg>Al，C错误； D. BeCl2、AlCl3都是强酸弱碱盐，在水溶液中金属阳离子水解使溶液显酸性，所以氯化物的水溶液pH均小于7，D正确； 故合理选项是BD； （3）①六羰基铬[Cr(CO)6]的沸点为220℃，比较低，是由于Cr(CO)6是由分子构成的，物质的分子之间通过微弱的分子间作用力结合，物质的晶体类型是分子晶体；Cr(CO)6是络合物，在每个配位体CO中含有1个δ键、2个π键，中心Ni原子与6个配位体CO形成6个配位键，配位键是δ键、所以1个Cr(CO)6含δ键数目为6+6=12，则1 mol Cr(CO)6含δ键的数目为12NA； ②加热Cr(CO)6可得到高纯度铬粉和CO，由于配位体CO与中心Cr原子之间通过配位键结合，所以该反应发生时破坏的作用力类型为配位键，合理选项是b； （4）Fe是26号元素，Fe原子失去最外层2个电子形成Fe2+，Fe2+核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d6，其3d轨道上有6个电子，Fe2+的3d轨道未达半充满稳定状态；Fe3+是Fe2+再失去1个3d电子变为3d轨道的半充满稳定状态，Fe2+核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d5，所以分裂能Δ[Fe(H2O)6]3+>Δ[Fe(H2O)6]2+； （5）①由于A点坐标为(0，0，)，A点处于晶胞的棱心，B点处于底面的面心，可知B点坐标为(，，0)； ②图乙中含有Ni2+数目是10，由电荷守恒可知结构单元中含有O2-数目为10，Ni、O原子总体积为V(原子)=10×π(+)，根据几何知识可知：最近的两个O2-的核间距为(2a+2b)pm×=(a+b)pm，结构单元长方体的长=5(a+b)pm，宽为2(a+b) pm，高为2a pm，因此原子空间利用率为×100%=×100%。 【点睛】本题考查了原子核外电子排布、原子杂化方式的判断、电子云形状、晶胞结构与计算等，需要学生具备扎实的物质结构知识和数学运算和灵活运用能力，（5）中计算关键是计算相邻2个氧离子的核间距。 2．（24-25高二下·山东·月考）铈（Ce）、铜和硅化合物能形成典型的非金属材料，在材料科学、生命科学、能源科学等诸多领域发挥着重要作用。请回答下列问题： （1）原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。则基态的自旋磁量子数之和为____________，下列Si原子或离子的电子排布式的状态中，失去一个电子所需能量从高到低的顺序是__________（填字母）。 A．        B． C．        D． （2）可形成，其中en代表。该化合物分子中，VSEPR模型为四面体的非金属原子共有___________个；C、N、F的电负性由大到小的顺序为___________。 （3）Cu可以催化氧化对苯二甲醇生成对苯二甲醛，反应的化学方程式为____________，对苯二甲醇在水中的溶解度__________（填“大于”“小于”或“等于”）对苯二甲醛，其原因是___________。 （4）和Si形成的某非金属材料，属于四方晶系，其晶胞参数为和，晶胞沿或y、z轴方向的投影如图所示，距离Ce最近的Cu有___________个。设为阿伏加德罗常数的值，该晶体的密度为___________（用含的代数式表示）。 【答案】（1）+1或 （2）11 F、N、C （3） 大于 对苯二甲醇与水形成的氢键比对苯二甲醛与水形成的氢键数目更多 （4）8 【解析】（1）其价电子排布为，每个轨道有自旋方向相反的两个电子，d能级五个轨道上，三个轨道上有2个自旋方向相反的电子，2个自旋方向相同的电子，则自旋磁量子数的代数和为+1或-1；Si为第14号元素，为基态Si，失去一个电子是第一电离能，较小，为激发态Si原子，失去一个电子，第一电离能较高，和为Si+，失去一个电子为第二电离能，需要能量更大，且的电子全部在p能级，能量需要更高，故从高到低的顺序是； （2）中N、C为sp3杂化，中N价层电子对数为sp3杂化，中B价层电子对数为sp3杂化，VSEPR模型均为正四面体，共11个；非金属元素的非金属性越强，元素的电负性越强，元素非金属性的强弱顺序为F、N、C，则电负性的大小顺序为F、N、C； （3） Cu可以催化氧化对苯二甲醇生成对苯二甲醛，反应的化学方程式为；两者均可与水形成氢键，对苯二甲醇在水中与水分子形成氢键比苯二甲醛与水形成的氢键数目更多，故对苯二甲醇溶解度大于对苯二甲醛； （4）Ce原子在顶点和晶胞中心，Ce原子数为；Si原子在棱上和体内，Si原子数为；Cu原子在棱上和体内，Cu原子数为；距离Ce最近的Cu在棱上，有8个；设为阿伏加德罗常数的值，的摩尔质量为，该晶体的密度为。 3．（2025·山东淄博·一模）氨及其化合物应用广泛。回答下列问题： （1）氮原子激发态的电子排布式有_____，其中能量较高的是_____(填标号)。 a．    b．    c．    d． （2）甲乙酮肟结构简式如图，其中氮原子采取的杂化方式为_____，键角①_____②(填“>”、“<”或“=”)。 （3）一种季铵类离子液体及其制备前体、的结构如图所示，熔点较低的原因是_____。A和B的水溶液酸性较强的是_____(填标号)。 （4）银氮化合物属于四方晶系，晶体中、原子分别形成二维层状结构，晶胞结构如图所示(晶胞参数，)。 化合物的化学式为_____；已知点原子的分数坐标为，则点原子的分数坐标为_____，晶胞中、间距离为_____。 【答案】（1）ad d （2） > （3）阴、阳离子半径较大，离子间作用力弱 A （4） 【解析】（1）a．是2p轨道的一个电子激发到了3s轨道上，是激发态氮原子； b．一共有8个电子，不是氮原子； c．一共有6个电子，不是氮原子； d．是2p轨道的一个电子激发到了3p轨道上，是激发态氮原子； 故氮原子激发态的电子排布式有ad； 由于3p轨道的能量大于3s，所以的能量高于；其中能量较高的是d； （2）根据甲乙酮肟的结构简式，氮原子的价层电子对数为，所以采取的杂化方式为；键角①的中心碳原子为杂化且无孤对电子，氮原子上有孤对电子，孤对电子对成键电子的排斥作用大，导致键角②变小，所以键角①>②； （3）离子液体中阴、阳离子半径较大，离子间作用力弱，所以熔点较低；F的电负性大于H，所以A中N－H的极性增强，更易断裂，其水溶液的酸性较强； （4） 一个化合物的晶胞中，含有Ag的个数为，N的个数为，所以其化学式为；对比A点原子的分数坐标，可知C点原子的分数坐标为；如图所示，，所以晶胞中、间距离为。 4．（24-25高二下·山东枣庄·期中）氢气热值大，无污染，被誉为“世界最清洁的能源”，氢气的储存是氢能利用的热点问题。 （1）硼氢化钠()是一种环境友好的固体储氢材料， 已知：元素的电负性：H：2.1  B：2.0  Na：0.9 ⅰ．中氢元素的化合价为___________。 ⅱ．硼元素位于元素周期表的___________区(填标号)。 A．S        B．p        C．d        D．f ⅲ．中的空间构型是___________(填标号)。 A．正四面体形        B．平面三角形        C．三角锥形        D．直线形 （2）二甲胺常用于制备某储氢材料X，其结构如图， ⅰ．X所含第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序为___________。 ⅱ．X的阳离子中的键角___________二甲胺中的键角(填“>”、“<”或“=”)。 ⅲ．X的阴离子中B原子的杂化方式___________。 ⅳ．1molX中含有配位键的数目为___________。 （3）某种由作为配体形成的新型储氢材料的晶胞结构如图，其中为正八面体的顶点，H为正四面体的顶点，若以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，则Q的原子分数坐标为___________；若晶胞参数为anm，阿伏加德罗常数的值为，则该晶体的密度为___________g/cm3． 【答案】（1） B D （2） > （3） 【解析】【小题1】ⅰ．电负性大的显负价，所以氢元素显价； ⅱ．硼元素的原子序数为5，核外电子排布式为，位于元素周期表的p区，故答案为：B； ⅲ．的中心原子B的价层电子对数为，孤电子对数为0，空间构型为直线形，故答案为：D。 【小题2】由结构图可知，X所含第二周期元素为：B、C、N、O，同一周期主族元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第IIA、VA族元素的第一电离能大于其右边相邻元素，则第一电离能由大到小的顺序为：；二甲胺和X的阳离子中，氮原子均采用杂化，二甲胺中氮原子上含有1对孤电子对，X的阳离子中氮原子上没有孤电子对，孤电子对对成键电子对的斥力较大，导致二甲胺中的键角较小，则X的阳离子中的键角>二甲胺中的键角，X的阴离子中B原子有4个共价键，且为立体结构，其杂化方式为；X的阳离子和阴离子中各含有1个配位键，则1molX中含有配位键的数目为； 【小题3】若以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，根据晶胞结构可知Q的原子分数坐标为；为正八面体的顶点，H为正四面体的顶点，由晶胞结构可知，的个数为8，的个数为，若晶胞参数为a nm，阿伏加德罗常数的值为，则该晶体的密度为g/cm3g/cm3。 5．（23-24高二下·山东淄博·阶段检测）卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。回答下列问题： （1）氟原子激发态的电子排布式有________，其中能量较高的是________。（填标号） A．    B．    C．    D． （2）基态Br原子的核外电子排布式为________。 （3）中提供电子对形成配位键的原子是________，中心离子的配位数为________。 （4）Kr是第四周期的稀有气体元素，的中心原子Br的杂化轨道类型为________。 晶体中的微粒间作用力有________（填标号）。 a．氢键    b．离子键    c．极性共价键    d．非极性共价键 （5）固态氟化氢中存在形式，画出的链状结构________。 （6）四氟乙烯和聚四氟乙烯中C的杂化轨道类型分别为________和________；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因________。 【答案】（1）AD D （2）[Ar]3d104s24p5 （3）N、O、Cl 6 （4）sp3 bc （5） （6）sp2 sp3 C-F键的键能大于聚乙烯中的C-H键能 【解析】（1）F的原子序数为9，其基态原子电子排布式为1s22s22p5： A． 1个电子跃迁到3s能级上，属于氟原子的激发态； B．不是F原子； C．不是F原子； D．2个电子跃迁到3p能级上，属于氟原子的激发态，且p能级能量高于s能级，所以D的能量较高； 故选AD； （2）Br为35号元素，基态Br原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p5； （3）中三价铬离子提供空轨道，N、O、Cl提供孤电子对，中心离子的配位数为N、O、Cl三种原子的个数之和，即3+2+1=6； （4）的中心原子Br的价层电子对数为，Br的杂化轨道类型为sp3；间是离子键，中均含有共价键，可形成配位键，故选bc； （5） 固态氟化氢中存在，存在氢键，的链状结构； （6）中C原子存在3对共用电子对，其C原子的杂化方式为sp2杂化；聚四氟乙烯中C原子存在4对共用电子对，其C原子的杂化方式为sp3杂化；由于F元素电负性较大，因此在与C原子结合过程中形成的C-F键的键能大于聚乙烯中的C-H键能，键能的强弱决定物质的化学性质，键能越大，化学性质越稳定，所以聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯； 6．（2026·山东泰安·模拟预测）硼及其化合物在材料制造、有机合成等方面用途非常广泛，硼的一些化合物表现出缺电子特征。回答下列问题： （1）硼位于元素周期表的_______区，其基态原子的价电子排布式为_______，前两个周期中电负性小于B的主族元素有_______种。 （2）乙硼烷()的分子结构如下图，其中化学键①称为“二中心二电子键”，记作“2c-2e”，则乙硼烷的化学键②记作_______。 （3）(平面层状结构)的结构示意图如图1，其中O的轨道杂化方式是_______，其溶解度：热水中_______冷水中(填“”“”或“”)。 （4）已知晶体硼的熔点为2573 K、硬度为9.6(已知金刚石的硬度为10)，其基本结构单元为由硼原子组成的正二十面体(如图2)，则单质硼属于_______晶体(填晶体类别)。碳化硼(晶胞如图3)化学式为_______。 （5）硼氢化钠()是一种常用的还原剂，其四方晶胞结构如图4所示。 ①的配位数是_______。 ②已知硼氢化钠晶体的密度为，代表阿伏加德罗常数的值，则与之间的最近距离为_______nm(用含、的代数式表示)。 【答案】（1）p 2 （2） （3） > （4）原子 （5）8 【解析】（1）B为5号元素，位于元素周期表p区，基态原子价电子排布为，根据鲍林电负性，前两个周期主族元素中，电负性小于B的只有Li、Be，共2种； （2）乙硼烷中②的化学键是2个B和1个H共用2个电子，为三中心二电子键，记作； （3）中O原子形成2个σ键，含2对孤对电子，价层电子对数为4，故为杂化，升温会破坏硼酸分子间氢键，溶解度增大，故热水中溶解度大于冷水； （4）晶体硼熔点高、硬度大，符合原子晶体的特征，因此单质硼属于原子晶体，由图可知晶体硼的结构单元有20个 ，每个三角形的顶点被5个三角形共用，每个三角形3个顶点，因此硼原子数为个，由碳化硼的晶胞示意图可知，碳化硼晶胞每个顶点上有一个晶体硼结构单元，同一个结构单元又被8个晶胞共用，则含有的硼原子数为个，由图可知含有的碳原子数为3，故分子式为； （5）①以晶胞中任意为例，周围最近且等距的有8个，故配位数为8； ②一个晶胞中含4个和4个，因此晶胞总质量为，设晶胞底面边长为，晶胞高为，晶胞体积由得​​，解得，与最近距离为晶胞面对角线的一半，即。 7．（25-26高二下·山东泰安·月考）一、有以下物质：①HF、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨HCN。 （1）只含有键的是_______(填序号，下同)：既含有键又含有键的是_______。 （2）含有由两个原子的s轨道重叠形成键的是_______。 二、钴的一种配位聚合物的化学式为。 （3）基态核外电子排布式为_______；的空间结构为_______。 （4）bte的分子式为，其结构简式如图所示。 ①中，与形成配位键的原子是_______和_______(填元素符号) ②C、H、N的电负性从大到小顺序为_______。 ③bte分子中碳原子轨道杂化类型为_______和_______。 ④1 mol bte分分子中含键的数目为_______mol。 【答案】（1）①②③⑥⑦⑧ ④⑤⑨ （2）⑦ （3）（或） 平面正三角形 （4）N O 21 【解析】（1）只存在单键的物质：，因此只含键。存在双键/三键的物质：（含三键）、、（含三键），因此既含键又含键。 （2）只有中的σ键是两个原子的轨道重叠形成的，因此选⑦。 （3）是27号元素，失去轨道的2个电子，基态核外电子排布式为（或）。 中中心N的价层电子对数为3+=3，无孤电子对，因此空间结构为平面正三角形。 （4）① 配位键需要配位原子提供孤对电子，中心离子提供空轨道：bte中N原子有孤对电子，配体水的O原子有孤对电子，因此配位原子为N和O。 ② 电负性规律：同周期主族元素从左到右电负性增大，H的电负性小于C，因此电负性从大到小的顺序为。 ③ bte中，双键连接的C原子价层电子对数为3，为杂化；饱和单键连接的烷基C原子价层电子对数为4，为杂化。 ④ 分子中含2个N—N、6个C—N、4个C=N、8个C—H、1个C—C键，单键全为σ键，双键中含1个σ键和1个π键，因此含键。 学科网（北京）股份有限公司1 / 21 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 物质结构与性质 题型一 原子核外电子排布 1．B 2．B 3．C 4．D 题型二 元素性质的周期性变化 1．D 2．（1） 哑铃 （2）O<C<Al<Na （3）Fe3+的价层电子排布为3d5，处于d能级半充满状态，能量低，结构稳定 （4）因为随着电子逐个失去，阳离子所带正电荷数越来越多，再失去电子需要克服的电性吸引力越来越大，消耗能量越来越多 （5）Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O 3．A 4．D 5．A 题型三 共价键的类型与键参数 1．B 2．C 3．C 4．B 5．B 6．C 题型四 分子的空间结构 1．A 2．B 3．D 4．C 5．A 6．C 题型五 离子键、配位键与金属键 1．D 2．A 3．AC 4．（1） 丁二酮肟镍形成分子内氢键，丁二酮肟形成分子间氢键，沸点升高 c （2） ② （3）C 三角双锥形 题型六 分子间作用力 1．D 2．（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 3．B 4．（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。 5．AC 题型七 常见的晶体模型分析 1．B 2．D 3．B 4．X—射线衍射实验 小于 Zn原子轨道中电子处于全满状态，较难失电子，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态 b 3:5 四面体空隙 5．AD 6．（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） 题型八 物质结构与性质综合 1． 1s22s22p63s23p63d8 +4 哑铃形或纺锤形 BD 分子晶体 12NA b > Fe3+的3d轨道达半充满稳定状态，Fe2+的3d轨道未达半充满稳定状态 (，，0) ×100% 2．（1）+1或 （2）11 F、N、C （3） 大于 对苯二甲醇与水形成的氢键比对苯二甲醛与水形成的氢键数目更多 （4）8 3．（1）ad d （2） > （3）阴、阳离子半径较大，离子间作用力弱 A （4） 4．（1） B D （2） > （3） 5．（1）AD D （2）[Ar]3d104s24p5 （3）N、O、Cl 6 （4）sp3 bc （5） （6）sp2 sp3 C-F键的键能大于聚乙烯中的C-H键能 6．（1）p 2 （2） （3） > （4）原子 （5）8 7．（1）①②③⑥⑦⑧ ④⑤⑨ （2）⑦ （3）（或） 平面正三角形 （4）N O 21 学科网（北京）股份有限公司1 / 21 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $