专题01 物质结构与性质（期末复习讲义）高二化学下学期沪科版

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 原子结构与性质： 1.构造原理、洪特规则（特例）、泡利原理，基态原子/离子的电子排布相关书写。 2.第一电离能、电负性的递变规律（含反常情况）及应用。 3.电子跃迁与原子光谱、元素周期表分区。 基础书写题：基态原子/价电子/离子的电子排布式、轨道表示式（电子排布图）、未成对电子数、电子占据的最高能层/轨道数等。 规律应用题：比较同周期/同主族元素第一电离能、电负性大小。解释反常原因；用逐级电离能判断元素最高正价，用电负性判断化学键极性、元素化合价正负。 概念辨析题：考查焰色反应、原子光谱的本质（电子跃迁），元素分区判断，电子云、原子轨道的概念理解。 分子结构与性质： 共价键分类（σ键/π键、配位键、极性/非极性键）、键参数的应用。 VSEPR理论、杂化轨道理论判断分子/离子的空间构型、中心原子杂化类型。 分子间作用力（范德华力、氢键）对物质熔沸点、溶解性的影响。 配合物组成（配体、配位数、内外界）、等电子体、含氧酸酸性、分子极性判断。 结构判断题（高频必考）：给出陌生分子/离子，要求判断：中心原子孤电子对数、σ键数目、VSEPR模型、分子空间构型、杂化类型。 作用力辨析题：判断配位键的形成、分子极性，比较分子晶体熔沸点高低，解释熔沸点反常原因；解释物质溶解性极易溶于水的原因。 配合物相关题：给出典型配合物，要求判断内外界、配体、配位原子、配位数、中心离子价态，解释配合物的颜色、溶解性变化（如氢氧化铜溶于氨水的原因）。 性质解释题：用键能解释分子稳定性，用非羟基氧数目解释含氧酸酸性强弱，书写等电子体的结构式、判断空间构型。 晶体结构与性质： 四类晶体（离子晶体、分子晶体、共价晶体、金属晶体）的结构与性质差异。 晶胞均摊法、晶胞相关计算（密度、配位数、粒子间距、空间利用率等）。  基础辨析题：判断晶体类型，比较不同晶体的熔沸点高低并解释原因，区分晶体与非晶体的方法（X射线衍射），解释石墨的特殊性质（混合晶体、导电性、高熔沸点），晶格能大小对离子晶体熔点、硬度的影响。 均摊法应用题：给出陌生晶胞结构，用均摊法推导晶胞化学式、判断粒子配位数。 压轴计算题（必考）：给出晶胞参数，结合均摊法计算晶胞密度、阿伏伽德罗常数、摩尔质量、空间利用率；部分考题会结合原子坐标参数，要求写出目标原子的坐标。 要点01 原子核外的电子排布 1.基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于最低能量状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 （3）基态、激发态相互间转化的能量变化 2.原子光谱 （1）光谱的成因及分类 ①电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 ②电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。 ③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 （2）光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。 3.构造原理 （1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 （2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。 注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低 4.电子排布式 （1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 （2）表示方法： （3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层低的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。 （4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 （5）简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到稀有气体元素原子结构的部分，用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 （6）价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。 ②价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是最外层电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括次外层电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排布式为3d54s1。 5.电子云 原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。 ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。 ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。 ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。 6.原子轨道 表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。 原子 轨道 s p d f 轨道 形状 球形 哑铃形(纺锤形) 复杂 复杂 轨道 个数 1 3 5 7 7．原子核外电子排布的原理及表示方法 （1）原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ （2）核外电子排布的表示方法的比较 原子(核素)符号 含义 在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号 实例 O 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子 排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子 排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 电子排 布图 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： 要点02 元素性质的周期性变化 1.元素周期表的结构 （1）原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 （2）核外电子排布与族的关系 ①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。 ②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子构型 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。 ④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。 族序数 ⅢB ⅣB … ⅦB 价电子构型 (n-1)d1ns2 (n-1)d2ns2 … (n-1)d5ns2 族序数 Ⅷ ⅠB ⅡB 价电子构型 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。 第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数（8），只有Ru和Os可表现出+8价。 第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。 2.原子半径 （1）影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。 （2）影响方式： 注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。 （3）微粒半径大小比较 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 3.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 4.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱 阴离子还原性逐渐增强 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 要点03 共价分子的空间结构 1.共价键的形成与性质 （1）特征 特征 概念 作用 存在情况 饱和性 每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的 饱和性决定了分子的组成 所有的共价键都具有饱和性 方向性 在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性 方向性决定了分子的空间结构 并不是所有共价键都具有方向性 （2）形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。 （3）类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类) ①σ键 形成 由成键原子的s轨道或p轨道重叠形成 类型 s－s型 s－p型 p－p型 特征 以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称 ②π键 形成 由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成 p－p π键 特征 π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂 ③判断σ键、π键的一般规律 共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键构成。 （4）键能 ①概念：气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量称为键能。 ②条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为kJ·mol-1 ③应用： 判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。 判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。 例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。 利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 ④测定方法：键能可通过实验测定，更多的却是推算获得的。 注：同种类型的共价键，键能大小为：单键<双键<三键 （5）键长 ①概念 构成化学键的两个原子的核间距叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。 ②应用 判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。 判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。 ③定性判断键长的方法 根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越短。 根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。 2.分子的空间结构 （1）常见的分子空间结构 分子类型 化学式 空间结构 结构式 键角 空间填充模型 球棍模型 三原子 分子 CO2 直线形 O==C==O 180° H2O V形 105° 四原子 分子 CH2O 平面三角形 120° NH3 三角锥形 107° 五原子 分子 CH4 四面体形 109°28′ （2）其他多原子分子的空间结构 （3）价层电子对互斥模型 ①应用：预测分子的空间结构。 ②内容：价层电子对互斥模型认为，分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。 VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。 ③中心原子上的价层电子对数的计算 中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数 σ键电子对数的确定：由化学式确定 中心原子上的孤电子对数的确定：中心原子上的孤电子对数= 公式中各字母的含义： a 中心原子的价层电子数 主族元素 =最外层电子数 阳离子 =中心原子的价层电子数-离子的电荷数 阴离子 =中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱ x 与中心原子结合的原子数 b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 H =1 其他原子 =8-该原子的价层电子数 ④ VSEPR模型与分子或离子的空间结构 σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 分子或离子 孤电子对数 价层电子对数 VSEPR模型名称 分子或离子 的空间结构名称 CO2 0 2 直线形 直线形 SO2 1 3 平面三角形 V形 CO 0 3 平面三角形 平面三角形 H2O 2 4 四面体形 V形 NH3 1 4 四面体形 三角锥形 CH4 0 4 正四面体形 正四面体形 ⑤常见分子或离子的空间结构的推测 分子或离子 中心原子上的孤电子对数 中心原子上的价层电子对数 VSEPR模型 VSEPR模型名称 空间结构 空间结构名称 CO2、BeCl2 0 2 直线形 直线形 CO32—、BF3 0 3 平面三角形 平面三角形 SO2、PbCl2 1 V形 CH4、CCl4 0 4 正四面体形 正四面体形 NH3、NF3 1 四面体形 三角锥形 H2O、H2S 2 V形 ⑥杂化轨道类型与分子的空间结构的关系 杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。当没有孤电子对时，能量相同的杂化轨道彼此远离，形成的分子为对称结构；当有孤电子对时，孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥，形成的分子的空间结构也发生变化。 杂化轨道与分子的空间结构的关系： 当杂化轨道全部用于形成σ键时 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 1个ns和1个np 1个ns和2个np 1个ns和3个np 轨道夹角 180° 120° 109°28′ 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时 由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。如水分子中氧原子的sp3杂化轨道有2个杂化轨道由孤电子对占据，其分子不呈正四面体形，而呈V形；氨分子中氮原子的sp3杂化轨道有1个杂化轨道由孤电子对占据，氨分子不呈正四面体形，而呈三角锥形。 ⑦VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型的关系 杂化轨道理论解释了价层电子对互斥模型所推测的分子空间结构，但分析具体分子中的中心原子的杂化轨道类型时，应先确定分子或离子的VSEPR模型，再确定中心原子的杂化轨道类型。 VSEPR模型及其中心原子对应的杂化轨道类型如表所示： 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 直线形 sp2 SO2 V形 sp3 H2O V形 sp2 SO3 平面三角形 sp3 NH3 三角锥形 sp3 CH4 正四面体形 要点04 分子结构与物质的性质 1.分子的极性 （1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。 （2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。 （3）分子极性的判断 ①化合价法判断： ABn型分子中，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。 ②根据键的极性、分子立体构型判断 （4）键的极性对化学性质的影响 ①键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+,则羧酸的酸性越大。 ②与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 ③烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。 2.手性 （1）手性异构体与手性分子 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。 （2）手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。 （3）手性分子的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 （4）手性分子的用途 ①构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。 ②生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。 3.范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相互作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子 分类 ———— 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负及氢键数目 性质影响 随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高、硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小 要点05 配位化合物和超分子 1.配位键和配合物 （1）孤电子对 分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。 （2）配位键 ①配位键的形成：成键原子一方提供____孤电子对____，另一方提供___空轨道___形成共价键。 ②配位键的表示：常用“___―→___”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 （3）配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 2.超分子 （1）定义 由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 （2）存在形式 超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 （3）形成方式 说法很纷繁，有人将其概括为非共价键，有人则将其限于分子间作用力。 （4）分子聚集体的大小 超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。 （4）特征 ①分子识别 ②自组装。 要点06 晶体结构与性质 1.关于晶体与非晶体的认识误区 （1）同一物质的固体可以是晶体，也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2。 （2）有着规则几何外形或者美观、对称外形的固体，不一定是晶体。例如，玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观。 （3）具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成。 （4）晶体不一定都有规则的几何外形，如天然的水晶球。 2．晶胞中粒子数目的计算 （1）晶胞是最小的平行六面体，它有8个顶角，三套各4根平行棱，三套各两个平行面。 （2）均摊法确定晶胞中粒子的个数 若晶胞中某个粒子为n个晶胞所共用，则该粒子有属于这个晶胞。 长方体形(正方体形)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献 注：①对于非立方晶胞，应视具体情况确定系数。晶胞不一定都是正方体 ②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。 3．晶体结构的测定 （1）测定仪器：X射线衍射仪 （2）测定方法 ①测定方法：X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰 ②非晶体图谱中看不到分立的斑点或明锐的衍射峰 ③X射线衍射图谱的应用 经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。 晶胞形状和大小 分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型衍射图通过计算获得 原子在晶胞里的数目和位置等 结合晶体化学组成的信息推出原子之间的相互关系 4．四种晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 大部分固态、熔融时都不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定 5.晶体类型的判断方法 （1）依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断 分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。 （2）依据物质的分类判断 ①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、SiO2等。 ④金属单质(除汞外)与合金均属于金属晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。 （4）依据导电性判断 离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。 （5）依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 6.常见晶体的比较 晶体 晶体结构图 结构描述 有关问题 NaCl ①堆积方式：面心立方堆积 ②每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个 ①每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有___12个；②每个晶胞中含___4个Na＋和___4个Cl－；③Na＋和Cl－的配位数均为___6个 CsCl ①堆积方式：简单立方堆积 ②每8个Cs＋、8个Cl－各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs＋或Cl－) ①在每个Cs＋周围最近的等距离的Cl－有8个，在每个Cs＋周围最近的等距离的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－也有6个；②每个晶胞中含___1个Cs＋和___1个Cl－；③Cs＋和Cl－的配位数均为___8个 金刚石 （硅晶体） ①每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体的中心；②晶体中所有C—C键键长相等，键角相等(均为109°28′)；晶体中最小碳环由6个C组成且六个碳原子都不在同一平面内 ①最小的环含有____6个碳原子；②晶体中每个C参与了4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2；③晶胞中拥有____8个碳原子；④配位数均为___4；④C原子为_____sp3杂化 SiO2 ①每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点；②同时每个O被2个正四面体所共用。每个氧原子与____个硅原子以单键结合 ①最小的环含有____6个Si和____6个O；②晶体中Si与O的原子个数比为_____1∶2 石墨 ①层状结构，每一层内，碳原子排成________正六边形，每个C原子与其他___3个C原子以单键结合，形成_____平面 网状结构；②层与层之间以______________范德华力相结合 ①每个正六边形拥有___2个C原子；②C原子数与C—C键数之比为_____2∶3；③C原子采用____sp2杂化。 干冰 ①堆积方式：__________面心立方堆积 ②每8个CO2构成立方体，且在6个面的中心又各占据1个CO2 ①在每个CO2周围等距离的最近的CO2有____12个(同层4个、上层4个、下层4个)；②晶胞中拥有___4个CO2分子；③配位数____12 冰 每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引 冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小 题型一 原子结构与性质 【典例1】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)若某元素原子处于能量最低状态时，价电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是（     ） A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子 B．该元素原子核外共有5个电子层 C．该元素原子的M层共有8个电子 D．该元素原子最外层有3个电子 【答案】B 【解析】根据核外电子排布规律，该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2，由此可见：该元素原子中共有39个电子，分5个电子层，其中M能层上有18个电子，最外层上有2个电子； A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有1个未成对电子，故A错误； B．该元素原子核外有5个电子层，故B正确； C．该元素原子M能层共有18个电子，故C错误； D．该元素原子最外层上有2个电子，故D错误； 故答案为B。 【典例2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述错误的是 A．气态氢化物的稳定性： B．如图所示实验可证明元素的非金属性强弱： C．第36号元素“氪”在周期表中位于第4周期0族 D．已知是第七周期族的元素，的碱性比的碱性强 【答案】B 【解析】A．同周期自左而右，元素的非金属性逐渐增强，同一主族自上而下，元素的非金属性逐渐减弱，非金属性：O>N>C>Si，非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，因此稳定性：，A正确； B．元素的最高价氧化物的水化物酸性越强，元素的非金属性越强。由图可知酸性：HCl>H2CO3>H2SiO3，但盐酸不是氯元素的最高价氧化物对应的水化物，因此无法得出Cl元素非金属性强于C、Si的结论，B错误； C．36号元素的原子序数为36，在周期表中位于第4周期第0族，C正确； D．同一主族自上而下，元素的金属性逐渐增强，则金属性Ra>Mg，故碱性Ra(OH)2>Mg(OH)2，D正确； 故选B。 【变式1】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)基态铜原子的价层电子排布式为___________，核外电子占据的最高能层符号是___________，其在元素周期表中的位置为___________。 【答案】 N 第四周期IB族 【解析】Cu的原子序数为29，其价层电子排布式：，核外电子占据的最高能层为第四能层，对应符号为N，该元素位于元素周期表的第四周期IB族。 【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】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）二氯化二硫()，非平面结构，常温下是一种黄红色液体，有刺激性恶臭，熔点80℃，沸点135.6℃，对于二氯化二硫的叙述不正确的是 A．的电子式是 B．S采用杂化，键角是 C．分子中既有极性键又有非极性键 D．是极性分子 【答案】B 【解析】 A．S2Cl2分子中S原子之间形成1对共用电子对，Cl原子与S原子之间形成1对共用电子对，结合分子结构可知S2Cl2的结构式为Cl-S-S-Cl，电子式为，A正确； B．S2Cl2分子中每个S原子价层电子对数=2+2=4，所以采取sp3杂化，有2个孤电子对，键角为小于，B错误； C．S2Cl2中Cl-S属于极性键，S-S键属于非极性键， C正确； D．分子的结构不对称，为极性分子，D正确； 故选B。 【典例2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)某物质可溶于水、乙醇，熔点为，其结构简式如图所示，根据该物质结构回答下列问题： （1）该分子中最外层达到8电子稳定结构的原子有___________个；键和π键的个数比为___________。 （2）该物质___________(选填“有”或“无”)对映异构体。 （3）该物质的晶体类型为___________，该有机物可溶于水的原因是___________。 【答案】（1）6 （2）无 （3）分子晶体 分子中-NH2能与水形成分子间氢键 【解析】（1）形成CN键的C原子的杂化方式为sp杂化，形成C=N键的C原子的杂化方式为；该分子中，所有的N、C原子的最外层均达到8电子稳定结构，共6个原子；两原子间形成的共价双键或三键，有且只有一个是键，则键和键的个数比为； （2）对映异构体是指互为实物与镜像关系且不能完全重合的立体异构体。判断一个分子是否有对映异构体，关键看分子中是否存在手性碳原子（连有四个不同的原子或基团的碳原子）。在该分子中不存在这样的手性碳原子，所以该物质无对映异构体。 （3）该物质可溶于水、乙醇，熔点较低，则该物质的晶体类型为分子晶体，该有机物分子中-NH2能与水形成分子间氢键，故其可溶于水。 【变式1】（2025·高二下·上海市南洋中学·期中）三氟化氮()可用于半导体材料。 （1）的结构式为_______，分子中显负电性的原子为_______。(填微粒符号) （2）下列关于分子说法错误的是_______。 A．键角为120°　　B．是极性分子    　　C．中心原子采取杂化 （3）的沸点为-129℃，的沸点远低于的原因是_______。 【答案】（1） F （2）BC （3）NH3和NF3都是分子晶体，NH3分子间存在氢键，增强了分子间作用力，NF3中没有氢键所以NF3的沸点远低于NH3 【解析】（1） 中N与F以单键结合，结构式为；F的电负性强于N，则分子中显负电性的原子为F； （2）A．由于N原子上还有1对孤电子对，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，导致NF3分子的空间构型为三角锥形，使其键角小于120°，A错误； B．N-F共价键是极性键，共用电子对偏向电负性大的F原子一侧，而偏离电负性小的N原子一侧，因此分子中的正、负电荷中心不重合，则NF3是极性分子，B正确； C．在NF3分子中，中心N原子价层电子对数是：3+=4，所以中心N原子采取sp3杂化，C正确； 故选BC； （3）NH3和NF3都是分子晶体，NH3分子间存在氢键，增强了分子间作用力，NF3中没有氢键所以NF3的沸点远低于NH3； 【变式2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)可与某有机多齿配体形成具有较强荧光性能的配合物，其结构简式如图所示。该配合物分子中N原子的杂化轨道类型为___________，1mol该有机配体与(Ⅱ)形成的配位键为___________mol。 【答案】 、 3 【分析】对于配位键，是由配体提供孤电子对，中心原子提供空轨道形成的。 【解析】①观察配合物结构，可以看到有两种N原子。五元环中氮为杂化，下面六元环中氮为杂化。②从配合物结构中可知，该有机配体通过2个N原子和1个O原子与Cu(II)形成配位键，所以1mol该有机配体与Cu(II)形成的配位键为3mol。 【变式3】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)实验证明，的结构有两种： A呈棕黄色，有极性，有抗癌活性，25℃溶解度为0.258g/100g水，水解后能与草酸(HOOC-COOH)反应生成； B呈淡黄色，无极性，无抗癌活性，25℃溶解度为0.037g/100g水，水解后不能与草酸反应。 （1）的空间构型是___________(选填“四面体形”或“平面四边形”)。中提供空轨道的是___________(填微粒的符号)。 （2）画出A的结构图：___________。 （3）A与B互为___________(选填“顺反”或“对映”)异构体。 【答案】（1）平面四边形 （2） （3）顺反 【解析】（1）若为四面体结构，则只有一种结构，即不存在同分异构体，已知的有两种性质不同的结构，说明空间构型是平面四边形；的中心离子为，配体为和，因此提供空轨道的是中心离子。 （2） A有极性，B无极性，则A的结构图为。 （3）对映异构体是指分子式相同，空间排列互为镜像且无法重叠的手性分子，根据题目信息可知，A与B不属于对映异构体，二者互为顺反异构体。 题型三 分子间作用力与物质性质 【典例1】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）NCl3可发生水解反应，其中NCl3的水解机理示意图如下： 下列说法不正确的是 A．NCl3为极性分子 B．NCl3的空间构型均为三角锥形 C．NCl3的键角是109°28' D．PCl3比NCl3难水解 【答案】CD 【解析】A．NCl3是极性分子，因为其空间构型为三角锥形​​（氮原子采用 sp3杂化，含一对孤电子对），分子中电荷分布不对称，正负电荷中心不重合。故A正确； B．氮原子采用 sp3杂化，含一对孤电子对，为三角锥形，故B正确； C．NCl3的键角为 ​​107°​​（略小于 109°28′），原因是孤电子对排斥成键电子对，导致键角压缩。故C错误； D．P的3d空轨道可接受水分子中O的孤对电子，形成中间态，促进水解，PCl3的键能较弱和P的电负性较低也使其易受亲核攻击，故PCl3比NCl3易水解，故D错误； 故选CD。 【典例2】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】（2025·高二下·上海市市西中学·期中）双氧水是一种医用消毒杀菌剂，已知H2O2分子的结构如下图所示。试回答下列问题： （1）H2O2难溶于CS2，其原因是___________。 （2）已知在相同条件下双氧水H2O2的沸点明显高于水H2O的沸点，其可能的原因是___________。 【答案】（1）H2O2是极性分子，CS2是非极性分子，根据“相似相溶规则”可知，H2O2难溶于CS2 （2）H2O2分子中存在2个氧原子，使得H2O2分子形成氢键的数目大于H2O分子 【解析】（1）双氧水中氢与氧形成的是极性键，氧与氧形成的是非极性键，分子空间构型为不对称结构，属于极性分子；H2O2是极性分子，CS2是非极性分子，根据“相似相溶规则”可知，H2O2难溶于CS2； （2）H2O2分子中存在2个氧原子，使得H2O2分子形成氢键的数目大于H2O分子，导致相同条件下双氧水H2O2的沸点明显高于水H2O的沸点。 【变式2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)分子结构会对物质的性质产生重要影响。请完成以下题目： （1）氟原子吸引电子能力较强，离羧基越近，对O-H键极性的影响越大，O-H键越易断裂。请比较同浓度以下物质水溶液的酸性大小： ___________(选填“>、<、=”) （2）氢键不仅存在于分子间，也可存在于分子内。存在分子间氢键，分子间作用力增强。请比较以下两物质的熔沸点高低： ___________(选填“高于、低于、等于”) （3）有关超分子和超分子化学的说法错误的是___________。 A．范德华力、共价键、氢键等强相互作用是构筑超分子体系的基本作用力 B．超分子化学的研究主要包括分子识别、分子自组装、超分子催化和超分子器件等 C．超分子具有明确的微观结构和宏观特性，其框架结构可通过光谱和晶体射线衍射等7法进行分析测定 D．由两种或两种以上的化学物质，通过分子间非共价键相互作用所形成的复杂有序且具特定功能的分子集合体系，称为超分子 【答案】（1） （2）高于 （3）A 【解析】（1）题中比中更靠近羧基，因此前者酸性更强。 （2）第一种(对硝基酚)主要以分子间氢键为主，分子彼此之间作用力更强；第二种(邻硝基酚)因有分子内氢键，削弱了分子间氢键作用，故熔点、沸点均比对位异构体低。 （3）A．超分子所指的超分子体系是依赖分子间“非共价键”作用(如氢键、范德华力、离子作用等)而形成的有序聚集体。共价键不是构筑超分子体系的基本作用力，A错误； B．超分子化学是一门研究分子间相互作用的学科，其研究内容主要包括分子识别、分子自组装、超分子催化和超分子器件等。分子识别是指分子之间通过非共价键相互作用而特异性结合的过程；分子自组装是指分子在适当条件下自发地组装成有序结构的过程；超分子催化是指利用超分子体系的特殊结构和性质来催化化学反应；超分子器件则是将超分子体系应用于电子、光学等器件的制造，B正确； C．分析超分子的结构分析方法是利用超分子具有明确的微观结构和宏观特性，其框架结构可以通过光谱(如红外光谱、核磁共振光谱等)和晶体射线衍射等方法进行分析测定，C正确； D．由两种或两种以上的化学物质，通过分子间非共价键相互作用(如范德华力、氢键等)所形成的复杂有序且具特定功能的分子集合体系，称为超分子，这是超分子的准确定义，D正确； 故选A。 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】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）含氰废水中氰化物的主要形态是HCN和CN-，CN-具有较强的配位能力，能与Cu+形成一种无限长链离子，其片段为。下列说法不正确的是 A．基态Cu+核外电子排布式为 B．Cu+与CN-形成的离子的化学式为 C．一个铜晶胞(如图所示)中共有4个Cu原子 D．铜晶体(晶胞如图所示)中与每个Cu原子紧邻的Cu原子数为6 【答案】BD 【解析】A．Cu是第29号元素，基态Cu+核外电子排布式为，A正确； B．由可知，1个Cu⁺结合3个CN⁻，其中1个CN⁻被1个Cu⁺拥有，2个CN⁻被2个Cu⁺共用，故1个Cu⁺平均结合2个CN⁻，Cu+与CN-形成的离子的化学式为，B错误； C．一个铜晶胞(如图所示)中共有个Cu原子，C正确； D．铜晶体(晶胞如图所示)中与每个Cu原子紧邻的Cu原子数为，D错误； 故选BD。 【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】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）AlF3结构属立方晶系，其晶胞结构如图所示。 6．AlF3的熔点为1090℃，AlCl3的熔点为192℃。AlF3的熔点高于AlCl3的原因是___________。 7．图中A表示___________(填离子符号)。 8．图中A与B的最近距离为apm，则该晶体的密度ρ=___________g·cm-3(阿伏加德罗常数的值为。1pm=10-10cm)。 【答案】6．AlF3是离子晶体，AlCl3是分子晶体，离子键强于分子间作用力 7．F- 8． 【解析】6．AlF3是离子晶体，AlCl3是分子晶体，离子键强于分子间作用力，所以AlF3的熔点高于AlCl3； 7．根据均摊原则，晶胞中B原子数：，A原子数：，根据AlF3的化学式，可知图中A表示F-； 8．图中A与B的最近距离为apm，则晶胞边长为2apm，则该晶体的密度：。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1．下列关于原子结构或元素性质的说法正确的是 A．电子云图中的每个点都表示一个电子 B．激光、焰火都与核外电子跃迁吸收光能有关 C．电子由3s能级跃迁至3p能级时，可以用光谱仪摄取其吸收光谱 D．根据对角线规则，Mg和B的化学性质相似 【答案】C 【解析】A．电子云图中的点表示电子出现的概率密度，并非每个点代表一个电子，A错误； B．激光、焰火发光都是电子从高能级跃迁到低能级释放能量有关，并非吸收光能，B错误； C．电子从3s跃迁至3p需吸收能量，形成吸收光谱，可用光谱仪检测，C正确； D．对角线规则中，Mg对应Li而非B，Mg与B化学性质不相似，D错误； 故答案选C。 2．下列化学用语表达错误的是 A．反式聚异戊二烯的结构简式： B．基态的价层电子轨道表示式： C．的VSEPR模型： D．基态钠原子最外层电子云轮廓图： 【答案】B 【解析】A．反式是指分子中两个不相同的原子或原子团在双键的两侧，A正确； B．的核外电子总数为26，基态铁原子的电子排布为。生成时先失去电子，再失去电子，变为，价层电子轨道表示式是，B错误； C．水分子的价层电子对数是，含有两对孤电子对，模型是四面体形，C正确； D．基态钠原子价电子是，其最外层电子云轮廓图是球形，D正确； 故选B。 3．结构决定性质，性质决定用途。下列解释或性质正确的是 选项 事实 解释或性质 A 冠醚18-冠-6空穴半径与半径接近，可以选择性识别 冠醚18-冠-6与形成离子键 B 硬度：石墨<金刚石 碳碳键的键能：石墨<金刚石 C 合金的硬度比纯金属大 当纯金属变为合金时，晶体类型发生改变 D 酸性： 烃基（-R）越长，推电子效应越大，羧基中氢氧键的极性越小，羧酸的酸性越弱 【答案】D 【解析】A．冠醚与K+通过配位作用结合，而非离子键，A错误； B．两者硬度差别的原因：金刚石是三维结构，硬度大，石墨层间是范德华力，硬度小，B错误； C．合金相对纯金属来说结构发生了改变，但仍为金属晶体，晶体类型未变，C错误； D．烃基越长，推电子效应越强，导致羧基上的O-H键极性减小，酸性减弱，D正确； 故答案选D。 4. 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。 5. 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。 6．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。 7.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。 8．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。 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．干冰、冰、金刚石、二氧化硅的结构模型如图所示，下列叙述错误的是 A．每个金刚石晶胞中含有8个C原子 B．含的冰中，最多可形成4mol氢键 C．二氧化硅晶体中，键角为109°28′ D．干冰晶体中，每个分子周围等距且紧邻的分子有12个 【答案】B 【解析】A．根据“均摊法”，晶胞中含个C，A正确； B．冰中1个水分子平均形成个氢键，则含的冰中，最多可形成2mol氢键，B错误； C．二氧化硅晶体中一个硅原子周围含有四个氧原子，构成正四面体形，故键角为109°28′，C正确； D．二氧化碳晶体属于面心立方，每个二氧化碳分子周围紧邻二氧化碳分子个数为：，D正确； 故选B。 11．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） 12．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。 13．化合物R具有很强的氧化性，对各种致病性微生物(如病毒、细菌芽孢、真菌等)有很强的杀生作用。R由W、X、Y、Z、Q五种原子序数依次增大的短周期主族元素组成，结构如图所示。W的一种核素被广泛用于考古、地质科学的研究中测定年代，Y是地壳中含量最多的元素。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．工业上电解熔融化合物ZQ制备Z单质 C．W、X、Y分别形成的氢化物中，Y的氢化物的沸点最高 D．Y、Z、Q三种元素形成的化合物的水溶液均呈碱性 【答案】B 【分析】W的一种核素被广泛用于考古、地质科学的研究中测定年代，W为C，Y是地壳中含量最多的元素，Y为O，W、X、Y、Z、Q五种原子序数依次增大，X为N，Z形成一价阳离子，原子序数大于氧，Z为Na，Q形成1个共价键，Q为Cl，据此分析。 【解析】A．氯离子核外电子层数最多，半径最大，核外电子排布相同，原子序数越大半径越小，故简单离子半径：，A错误； B．工业上电解熔融化合物NaCl制备Na单质，B正确； C．W为C，形成的氢化物随着碳原子数目增多，沸点升高，还存在有液态和固态的，C错误； D．O、Na、Cl三种元素形成的化合物如高氯酸钠的水溶液呈中性，D错误； 14．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。 15．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。 16．稀土元素是国家战略资源，在电子、激光、核工业等领域有广泛的应用。稀土元素包括（钪）、（钇）和镧系元素共17种。 （1）（钪）位于元素周期表的______。 A．s区 B．p区 C．d区 D．f区 （2）一种钪配合物的结构如图所示。该配合物中，钪元素的价态为______。 A．0 B．+2 C．+3 D．+6 （3）下列关于该配合物的说法错误的是______。 A．钪的配位数为6 B．配体个数为6 C．配体种类数为1 D．该配合物存在外界离子 氧化铈可作为光催化材料，在光催化过程中晶胞的组成变化如图所示，和的可逆转换会造成氧空位的生成和消除。 （4）晶胞中距离子最近的离子的个数为______。 （5）晶胞为立方晶胞，其棱长为apm，则晶体的密度为______。（用含a的代数式表示） （6）产生氧空位的过程中，晶体作______。 A．氧化剂 B．还原剂 C．既非氧化剂也非还原剂 D．既是氧化剂也是还原剂 （7）每个晶胞中个数为______（用含x的代数式表示）。 【答案】（1）C （2）C （3）BD （4）8 （5） （6）A （7）4(1-2x) 【解析】（1）（钪）是21号元素，是第四周期ⅢB族元素，位于元素周期表的d区，C正确； （2）该配合物中，配体带1个单位负电荷，所以钪元素的价态为+3，C正确； （3）A．钪与6个O原子形成配位键，配位数为6，故A正确； B．与钪形成配位键的离子有3个，配体个数为3，故B错误； C．配体为，所以配体种类数为1，故C正确； D．该配合物不带电荷，所以不存在外界离子，故D错误； 故答案选BD； （4）CeO2晶胞中位于组成的四面体的体心，距离子最近的离子的个数为4，则距离子最近的离子的个数为8； （5）根据均摊原则，CeO2晶胞中Ce4+数为 、数为8，CeO2晶胞为立方晶胞，其棱长为apm，则CeO2晶体的密度为 （6）产生氧空位的过程中，Ce元素化合价由+4降低为+3，发生还原反应，晶体作氧化剂，A正确； （7）中的占比为a，则Ce3+的占比为1-a，根据化合价代数和等于0，4a+3(1-a)=2(2-x)，a=1-2x，每个晶胞中共含有4个Ce，个数为4(1-2x)。 期末综合拓展练（测试时间：10分钟） 17．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。 18．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。 19．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 原子结构与性质： 1.构造原理、洪特规则（特例）、泡利原理，基态原子/离子的电子排布相关书写。 2.第一电离能、电负性的递变规律（含反常情况）及应用。 3.电子跃迁与原子光谱、元素周期表分区。 基础书写题：基态原子/价电子/离子的电子排布式、轨道表示式（电子排布图）、未成对电子数、电子占据的最高能层/轨道数等。 规律应用题：比较同周期/同主族元素第一电离能、电负性大小。解释反常原因；用逐级电离能判断元素最高正价，用电负性判断化学键极性、元素化合价正负。 概念辨析题：考查焰色反应、原子光谱的本质（电子跃迁），元素分区判断，电子云、原子轨道的概念理解。 分子结构与性质： 共价键分类（σ键/π键、配位键、极性/非极性键）、键参数的应用。 VSEPR理论、杂化轨道理论判断分子/离子的空间构型、中心原子杂化类型。 分子间作用力（范德华力、氢键）对物质熔沸点、溶解性的影响。 配合物组成（配体、配位数、内外界）、等电子体、含氧酸酸性、分子极性判断。 结构判断题（高频必考）：给出陌生分子/离子，要求判断：中心原子孤电子对数、σ键数目、VSEPR模型、分子空间构型、杂化类型。 作用力辨析题：判断配位键的形成、分子极性，比较分子晶体熔沸点高低，解释熔沸点反常原因；解释物质溶解性极易溶于水的原因。 配合物相关题：给出典型配合物，要求判断内外界、配体、配位原子、配位数、中心离子价态，解释配合物的颜色、溶解性变化（如氢氧化铜溶于氨水的原因）。 性质解释题：用键能解释分子稳定性，用非羟基氧数目解释含氧酸酸性强弱，书写等电子体的结构式、判断空间构型。 晶体结构与性质： 四类晶体（离子晶体、分子晶体、共价晶体、金属晶体）的结构与性质差异。 晶胞均摊法、晶胞相关计算（密度、配位数、粒子间距、空间利用率等）。  基础辨析题：判断晶体类型，比较不同晶体的熔沸点高低并解释原因，区分晶体与非晶体的方法（X射线衍射），解释石墨的特殊性质（混合晶体、导电性、高熔沸点），晶格能大小对离子晶体熔点、硬度的影响。 均摊法应用题：给出陌生晶胞结构，用均摊法推导晶胞化学式、判断粒子配位数。 压轴计算题（必考）：给出晶胞参数，结合均摊法计算晶胞密度、阿伏伽德罗常数、摩尔质量、空间利用率；部分考题会结合原子坐标参数，要求写出目标原子的坐标。 要点01 原子核外的电子排布 1.基态原子与激发态原子 （1）基态原子：处于最 能量状态的原子。 （2）激发态原子：基态原子 能量，电子会 到较高能级，变为激发态原子。 （3）基态、激发态相互间转化的能量变化 2.原子光谱 （1）光谱的成因及分类 ①电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将 能量；反之，将 能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。 ②电子的跃迁是 变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是 变化。 ③一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。 （2）光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。 3.构造原理 （1）内容：以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。 （2）构造原理示意图：图中用小圆圈表示一个 ，每一行对应一个 ，箭头引导的曲线显示递增电子填入能级的顺序。 注：电子填充的常见一般规律： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s （3）能级交错：构造原理告诉我们，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。这种现象被称为能级交错。 注：①构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。 ②能级交错现象是电子随核电荷数递增而出现的填入电子顺序的交错，并不意味着先填的能级能量一定比后填的能级能量低 4.电子排布式 （1）定义：电子排布式是用核外电子分布的能级及各能级上的电子数来表示电子排布的式子。 （2）表示方法： （3）书写方法——“三步法”（构造原理是书写基态原子电子排布式的主要依据） 第一步：按照构造原理写出电子填入能级的顺序，1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s 第二步：根据各能级容纳的电子数填充电子。 第三步：去掉空能级，并按照能层顺序排列即可得到电子排布式。 注：在书写电子排布式时，一般情况下，能层 的能级要写在左边，而不是按构造原理的顺序写。 （4）在得出构造原理之前，由原子光谱得知有些过渡金属元素基态原子电子排布不符合构造原理，如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1。由此可见，构造原理是被理想化了的。 （5）简化电子排布式 ①定义：将原子中已经达到 元素原子结构的部分，用相应的 元素符号外加 表示的式子称为简化电子排布式。 ②表示方法：如氮、钠、钙的简化电子排布式分别为[He]2s22p3、[Ne]3s1 、[Ar]4s2。 （6）价层电子排布式 ①价电子层的定义：为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生电子变动的能级称为价电子层(简称价层)。 ②价电子的位置： 对于主族元素和零族元素来说，价电子就是 电子。表示方法：nsx或nsxnpy 对于副族和第VIII族元素来说，价电子除最外层电子外，还可能包括 电子。 表示方法：(n-1)dxnsy 或 ndx (钯4d10) 或 (n-2)fx(n-1)dynsz 或(n-2)fxnsy ③举例：元素周期表中给出了元素的价层电子排布式。如Cl的价层电子排布式为3s23p5，Cr的价层电子排布式为3d54s1。 5.电子云 原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。 ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。 ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。 ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。 6.原子轨道 表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。 原子 轨道 s p d f 轨道 形状 球形 哑铃形(纺锤形) 复杂 复杂 轨道 个数 7．原子核外电子排布的原理及表示方法 （1）原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量 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02 元素性质的周期性变化 1.元素周期表的结构 （1）原子核外电子排布与周期的划分 周期 外围电子排布 各周期增加的能级 元素种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 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。 2.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 3.电离能与电负性 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐 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 4.主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐 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03 共价分子的空间结构 1.共价键的形成与性质 （1）特征 特征 概念 作用 存在情况 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。 （4）键能 ①概念：气态分子中1mol化学键解离成 原子所吸收的能量称为键能。 ②条件和单位：键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值，单位为 ③应用： 判断共价键的稳定性：原子间形成共价键时，原子轨道重叠程度越大，体系能量降低越多，释放能量越多，形成共价键的键能越大，共价键越牢固。 判断分子的稳定性：一般来说，结构相似的分子，共价键的键能越大，分子越稳定。 例如分子的稳定性：HF>HCl>HBr>HI。 利用键能计算反应热：△H=反应物的键能总和-生成物的键能总和。 ④测定方法：键能可通过实验测定，更多的却是推算获得的。 注：同种类型的共价键，键能大小为： 键< 键< 键 （5）键长 ①概念 构成化学键的两个原子的 叫做该化学键的键长。由于分子中的原子始终处于不断振动之中，键长只是振动着的原子处于平衡位置时的核间距。 ②应用 判断共价键的稳定性：键长是衡量共价键稳定性的另一个重要参数。键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定。 判断分子的空间构型：键长是影响分子空间结构的因素之一。 ③定性判断键长的方法 根据原子半径进行判断。在其他条件相同时，成键原子的半径越小，键长越 。 根据共用电子对数判断。相同的两原形成共价键时， 键键长> 键键长> 键键长。 2.分子的空间结构 （1）常见的分子空间结构 分子类型 化学式 空间结构 结构式 键角 空间填充模型 球棍模型 三原子 分子 CO2 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）价层电子对互斥模型 ①应用：预测分子的空间结构。 ②内容：价层电子对互斥模型认为，分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。 VSEPR的“价层电子对”是指分子中的中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。多重键只计其中的σ键电子对，不计π键电子对。 ③中心原子上的价层电子对数的计算 中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数 σ键电子对数的确定：由化学式确定 中心原子上的孤电子对数的确定：中心原子上的孤电子对数= 公式中各字母的含义： a 中心原子的价层电子数 主族元素 =最外层电子数 阳离子 =中心原子的价层电子数-离子的电荷数 阴离子 =中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱ x 与中心原子结合的原子数 b 与中心原子结合的原子最多能接受的电子数 H =1 其他原子 =8-该原子的价层电子数 ④ VSEPR模型与分子或离子的空间结构 σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 分子或离子 孤电子对数 价层电子对数 VSEPR模型名称 分子或离子 的空间结构名称 CO2 直线形 直线形 SO2 平面三角形 V形 CO 平面三角形 平面三角形 H2O 四面体形 V形 NH3 四面体形 三角锥形 CH4 正四面体形 正四面体形 ⑤常见分子或离子的空间结构的推测 分子或离子 中心原子上的孤电子对数 中心原子上的价层电子对数 VSEPR模型 VSEPR模型名称 空间结构 空间结构名称 CO2、BeCl2 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 ⑥杂化轨道类型与分子的空间结构的关系 杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。当没有孤电子对时，能量相同的杂化轨道彼此远离，形成的分子为对称结构；当有孤电子对时，孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥，形成的分子的空间结构也发生变化。 杂化轨道与分子的空间结构的关系： 当杂化轨道全部用于形成σ键时 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 1个ns和1个np 1个ns和2个np 1个ns和3个np 轨道夹角 180° 120° 109°28′ 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子空间结构 形 形 形 当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时 由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。如水分子中氧原子的sp3杂化轨道有2个杂化轨道由孤电子对占据，其分子不呈正四面体形，而呈V形；氨分子中氮原子的sp3杂化轨道有1个杂化轨道由孤电子对占据，氨分子不呈正四面体形，而呈三角锥形。 ⑦VSEPR模型与中心原子的杂化轨道类型的关系 杂化轨道理论解释了价层电子对互斥模型所推测的分子空间结构，但分析具体分子中的中心原子的杂化轨道类型时，应先确定分子或离子的VSEPR模型，再确定中心原子的杂化轨道类型。 VSEPR模型及其中心原子对应的杂化轨道类型如表所示： 杂化轨道类型 VSEPR模型 典型分子 空间结构 sp CO2 形 sp2 SO2 形 sp3 H2O 形 sp2 SO3 形 sp3 NH3 形 sp3 CH4 形 要点04 分子结构与物质的性质 1.分子的极性 （1）极性分子：分子中的正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性(δ+),另一部分呈负电性(δ-),这样的分子是极性分子。 （2）非极性分子：分子中的正电中心和负电中心重合，这样的分子是非极性分子。 （3）分子极性的判断 ①化合价法判断： ABn型分子中，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。 ②根据键的极性、分子立体构型判断 （4）键的极性对化学性质的影响 ①键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+,则羧酸的酸性越大。 ②与羧基相邻的共价键的极性越大，过传导作用使羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越大。 ③烃基是推电子基团，即将电子推向羟基，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。 2.手性 （1）手性异构体与手性分子 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。 （2）手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。 （3）手性分子的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 （4）手性分子的用途 ①构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。 ②生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。 3.范德华力与氢键的比较 范德华力 氢键 概念 物质分子间存在的微弱相互作用 分子间（内）电负性较大的成键原子通过H原子而形成的静电作用 存在范围 分子间 分子中含有与H原子相结合的原子半径小、电负性大、有孤对电子的F、O、N原子 分类 ———— 分子内氢键和分子间氢键 特征 无方向性和饱和性 有饱和性和方向性 强度比较 比化学键弱得多 比化学键弱得多，比范德华力稍强 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 ②分子的极性越大，范德华力越大 X—H…Y强弱与X和Y的电负及氢键数目 性质影响 随范德华力的增大，物质的熔沸点升高、溶解度增大 分子间氢键使物质熔沸点升高、硬度增大、水中溶解度增大；分子内氢键使物质熔沸点降低、硬度减小 要点05 配位化合物和超分子 1.配位键和配合物 （1）孤电子对 分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。 （2）配位键 ①配位键的形成：成键原子一方提供 ，另一方提供 _形成共价键。 ②配位键的表示：常用“ ”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 （3）配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 2.超分子 （1）定义 由两种或两种以上的分子通过 形成的分子聚集体。 （2）存在形式 超分子定义中的分子是广义的，包括离子。 （3）形成方式 说法很纷繁，有人将其概括为非共价键，有人则将其限于分子间作用力。 （4）分子聚集体的大小 超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。 （4）特征 ①分子识别 ②自组装。 要点06 晶体结构与性质 1.关于晶体与非晶体的认识误区 （1）同一物质的固体可以是晶体，也可以是非晶体，如晶体SiO2和非晶体SiO2。 （2）有着规则几何外形或者美观、对称外形的固体，不一定是晶体。例如，玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观。 （3）具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成。 （4）晶体不一定都有规则的几何外形，如天然的水晶球。 2．晶胞中粒子数目的计算 （1）晶胞是最小的平行六面体，它有8个顶角，三套各4根平行棱，三套各两个平行面。 （2）均摊法确定晶胞中粒子的个数 若晶胞中某个粒子为n个晶胞所共用，则该粒子有属于这个晶胞。 长方体形(正方体形)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献 注：①对于非立方晶胞，应视具体情况确定系数。晶胞不一定都是正方体 ②有关上述的计算必须明确：由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个晶胞中含有多少个某原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的最简个数比。 3．晶体结构的测定 （1）测定仪器： （2）测定方法 ①测定方法：X射线衍射仪单一波长的X射线晶体记录仪分立的斑点或明锐的衍射峰 ②非晶体图谱中看不到分立的斑点或明锐的衍射峰 ③X射线衍射图谱的应用 经过计算可以从衍射图形获得晶体结构的相关信息。 晶胞形状和大小 分子或原子在微观空间有序排列呈现的对称类型衍射图通过计算获得 原子在晶胞里的数目和位置等 结合晶体化学组成的信息推出原子之间的相互关系 4．四种晶体的比较 晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体 构成微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电子 原子 微粒间作用力 范德华力(少数有氢键) 离子键 金属键 共价键 性质 熔、沸点 较低 较高 一般较高 很高 硬度 小 略硬而脆 一般较大 很大 溶解性 相似相溶 多数溶于水 不溶，有些与水反应 不溶 机械加工性能 不良 不良 良好 不良 导电性 固态、液态均不导电，部分溶于水时导电 固态时不导电，熔融时导电，能溶于水的溶于水时导电 固态、熔融态时导电 大部分固态、熔融时都不导电 作用力大小规律 组成和结构相似的分子，相对分子质量大的范德华力大 离子所带电荷数多、半径小的离子键强 金属原子的价电子数多、半径小的金属离子与自由电子间的作用力强 共价键键长短(电子云重叠多)、原子半径小的共价键稳定 5.晶体类型的判断方法 （1）依据组成晶体的微观粒子和粒子间的作用判断 分子间通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于共价晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。 （2）依据物质的分类判断 ①活泼金属的氧化物(如Na2O、MgO等)、强碱[如KOH、Ba(OH)2等]和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硼、晶体硅等外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硼、晶体硅等；常见的共价晶体化合物有碳化硅、SiO2等。 ④金属单质(除汞外)与合金均属于金属晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高，常在数百至几千摄氏度；共价晶体的熔点高，常在一千至几千摄氏度；分子晶体的熔点较低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有熔点相当低的。 （4）依据导电性判断 离子晶体在水溶液中和熔融状态下都导电；共价晶体一般为非导体，但晶体硅能导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子，也能导电；金属晶体是电的良导体。 （5）依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大或略硬而脆；共价晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 6.常见晶体的比较 晶体 晶体结构图 结构描述 有关问题 NaCl ①堆积方式：面心立方堆积 ②每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个 ①每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有___12个；②每个晶胞中含___4个Na＋和___4个Cl－；③Na＋和Cl－的配位数均为___6个 CsCl ①堆积方式：简单立方堆积 ②每8个Cs＋、8个Cl－各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs＋或Cl－) ①在每个Cs＋周围最近的等距离的Cl－有8个，在每个Cs＋周围最近的等距离的Cs＋有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl－周围最近的等距离的Cl－也有6个；②每个晶胞中含___1个Cs＋和___1个Cl－；③Cs＋和Cl－的配位数均为___8个 金刚石 （硅晶体） ①每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体的中心；②晶体中所有C—C键键长相等，键角相等(均为109°28′)；晶体中最小碳环由6个C组成且六个碳原子都不在同一平面内 ①最小的环含有____6个碳原子；②晶体中每个C参与了4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2；③晶胞中拥有____8个碳原子；④配位数均为___4；④C原子为_____sp3杂化 SiO2 ①每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点；②同时每个O被2个正四面体所共用。每个氧原子与____个硅原子以单键结合 ①最小的环含有____6个Si和____6个O；②晶体中Si与O的原子个数比为_____1∶2 石墨 ①层状结构，每一层内，碳原子排成________形，每个C原子与其他___个C原子以单键结合，形成_____ 网状结构；②层与层之间以______________相结合 ①每个正六边形拥有___个C原子；②C原子数与C—C键数之比为_____；③C原子采用____杂化。 干冰 ①堆积方式：__________ ②每8个CO2构成立方体，且在6个面的中心又各占据1个CO2 ①在每个CO2周围等距离的最近的CO2有____个(同层4个、上层4个、下层4个)；②晶胞中拥有___个CO2分子；③配位数____ 冰 每个水分子周围只有 个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引 冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小 题型一 原子结构与性质 【典例1】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)若某元素原子处于能量最低状态时，价电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是（     ） A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子 B．该元素原子核外共有5个电子层 C．该元素原子的M层共有8个电子 D．该元素原子最外层有3个电子 【典例2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述错误的是 A．气态氢化物的稳定性： B．如图所示实验可证明元素的非金属性强弱： C．第36号元素“氪”在周期表中位于第4周期0族 D．已知是第七周期族的元素，的碱性比的碱性强 【变式1】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)基态铜原子的价层电子排布式为___________，核外电子占据的最高能层符号是___________，其在元素周期表中的位置为___________。 【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】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）二氯化二硫()，非平面结构，常温下是一种黄红色液体，有刺激性恶臭，熔点80℃，沸点135.6℃，对于二氯化二硫的叙述不正确的是 A．的电子式是 B．S采用杂化，键角是 C．分子中既有极性键又有非极性键 D．是极性分子 【典例2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)某物质可溶于水、乙醇，熔点为，其结构简式如图所示，根据该物质结构回答下列问题： （1）该分子中最外层达到8电子稳定结构的原子有___________个；键和π键的个数比为___________。 （2）该物质___________(选填“有”或“无”)对映异构体。 （3）该物质的晶体类型为___________，该有机物可溶于水的原因是___________。 【变式1】（2025·高二下·上海市南洋中学·期中）三氟化氮()可用于半导体材料。 （1）的结构式为_______，分子中显负电性的原子为_______。(填微粒符号) （2）下列关于分子说法错误的是_______。 A．键角为120°　　B．是极性分子    　　C．中心原子采取杂化 （3）的沸点为-129℃，的沸点远低于的原因是_______。 【变式2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)可与某有机多齿配体形成具有较强荧光性能的配合物，其结构简式如图所示。该配合物分子中N原子的杂化轨道类型为___________，1mol该有机配体与(Ⅱ)形成的配位键为___________mol。 【变式3】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)实验证明，的结构有两种： A呈棕黄色，有极性，有抗癌活性，25℃溶解度为0.258g/100g水，水解后能与草酸(HOOC-COOH)反应生成； B呈淡黄色，无极性，无抗癌活性，25℃溶解度为0.037g/100g水，水解后不能与草酸反应。 （1）的空间构型是___________(选填“四面体形”或“平面四边形”)。中提供空轨道的是___________(填微粒的符号)。 （2）画出A的结构图：___________。 （3）A与B互为___________(选填“顺反”或“对映”)异构体。 题型三 分子间作用力与物质性质 【典例1】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）NCl3可发生水解反应，其中NCl3的水解机理示意图如下： 下列说法不正确的是 A．NCl3为极性分子 B．NCl3的空间构型均为三角锥形 C．NCl3的键角是109°28' D．PCl3比NCl3难水解 【典例2】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】（2025·高二下·上海市市西中学·期中）双氧水是一种医用消毒杀菌剂，已知H2O2分子的结构如下图所示。试回答下列问题： （1）H2O2难溶于CS2，其原因是___________。 （2）已知在相同条件下双氧水H2O2的沸点明显高于水H2O的沸点，其可能的原因是___________。 【变式2】(2025·高二下·上海南汇中学·期末)分子结构会对物质的性质产生重要影响。请完成以下题目： （1）氟原子吸引电子能力较强，离羧基越近，对O-H键极性的影响越大，O-H键越易断裂。请比较同浓度以下物质水溶液的酸性大小： ___________(选填“>、<、=”) （2）氢键不仅存在于分子间，也可存在于分子内。存在分子间氢键，分子间作用力增强。请比较以下两物质的熔沸点高低： ___________(选填“高于、低于、等于”) （3）有关超分子和超分子化学的说法错误的是___________。 A．范德华力、共价键、氢键等强相互作用是构筑超分子体系的基本作用力 B．超分子化学的研究主要包括分子识别、分子自组装、超分子催化和超分子器件等 C．超分子具有明确的微观结构和宏观特性，其框架结构可通过光谱和晶体射线衍射等7法进行分析测定 D．由两种或两种以上的化学物质，通过分子间非共价键相互作用所形成的复杂有序且具特定功能的分子集合体系，称为超分子 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】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）含氰废水中氰化物的主要形态是HCN和CN-，CN-具有较强的配位能力，能与Cu+形成一种无限长链离子，其片段为。下列说法不正确的是 A．基态Cu+核外电子排布式为 B．Cu+与CN-形成的离子的化学式为 C．一个铜晶胞(如图所示)中共有4个Cu原子 D．铜晶体(晶胞如图所示)中与每个Cu原子紧邻的Cu原子数为6 【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】（2025·高二下·上海市育才中学·期中）AlF3结构属立方晶系，其晶胞结构如图所示。 6．AlF3的熔点为1090℃，AlCl3的熔点为192℃。AlF3的熔点高于AlCl3的原因是___________。 7．图中A表示___________(填离子符号)。 8．图中A与B的最近距离为apm，则该晶体的密度ρ=___________g·cm-3(阿伏加德罗常数的值为。1pm=10-10cm)。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1．下列关于原子结构或元素性质的说法正确的是 A．电子云图中的每个点都表示一个电子 B．激光、焰火都与核外电子跃迁吸收光能有关 C．电子由3s能级跃迁至3p能级时，可以用光谱仪摄取其吸收光谱 D．根据对角线规则，Mg和B的化学性质相似 2．下列化学用语表达错误的是 A．反式聚异戊二烯的结构简式： B．基态的价层电子轨道表示式： C．的VSEPR模型： D．基态钠原子最外层电子云轮廓图： 3．结构决定性质，性质决定用途。下列解释或性质正确的是 选项 事实 解释或性质 A 冠醚18-冠-6空穴半径与半径接近，可以选择性识别 冠醚18-冠-6与形成离子键 B 硬度：石墨<金刚石 碳碳键的键能：石墨<金刚石 C 合金的硬度比纯金属大 当纯金属变为合金时，晶体类型发生改变 D 酸性： 烃基（-R）越长，推电子效应越大，羧基中氢氧键的极性越小，羧酸的酸性越弱 4. 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： 5. 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 6．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 7.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 8．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+ 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．干冰、冰、金刚石、二氧化硅的结构模型如图所示，下列叙述错误的是 A．每个金刚石晶胞中含有8个C原子 B．含的冰中，最多可形成4mol氢键 C．二氧化硅晶体中，键角为109°28′ D．干冰晶体中，每个分子周围等距且紧邻的分子有12个 11．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） 12．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 13．化合物R具有很强的氧化性，对各种致病性微生物(如病毒、细菌芽孢、真菌等)有很强的杀生作用。R由W、X、Y、Z、Q五种原子序数依次增大的短周期主族元素组成，结构如图所示。W的一种核素被广泛用于考古、地质科学的研究中测定年代，Y是地壳中含量最多的元素。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．工业上电解熔融化合物ZQ制备Z单质 C．W、X、Y分别形成的氢化物中，Y的氢化物的沸点最高 D．Y、Z、Q三种元素形成的化合物的水溶液均呈碱性 14．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 15．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 16．稀土元素是国家战略资源，在电子、激光、核工业等领域有广泛的应用。稀土元素包括（钪）、（钇）和镧系元素共17种。 （1）（钪）位于元素周期表的______。 A．s区 B．p区 C．d区 D．f区 （2）一种钪配合物的结构如图所示。该配合物中，钪元素的价态为______。 A．0 B．+2 C．+3 D．+6 （3）下列关于该配合物的说法错误的是______。 A．钪的配位数为6 B．配体个数为6 C．配体种类数为1 D．该配合物存在外界离子 氧化铈可作为光催化材料，在光催化过程中晶胞的组成变化如图所示，和的可逆转换会造成氧空位的生成和消除。 （4）晶胞中距离子最近的离子的个数为______。 （5）晶胞为立方晶胞，其棱长为apm，则晶体的密度为______。（用含a的代数式表示） （6）产生氧空位的过程中，晶体作______。 A．氧化剂 B．还原剂 C．既非氧化剂也非还原剂 D．既是氧化剂也是还原剂 （7）每个晶胞中个数为______（用含x的代数式表示）。 期末综合拓展练（测试时间：10分钟） 17．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 18．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 19．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 $