专题3 物质结构与性质（知识清单）（上海专用）2027年高考化学一轮复习讲练测

专题3 物质结构与性质 1 / 19 学科网（北京）股份有限公司 目录导航 01考点深研·知能分层突破——深挖高频考点，突破重点难点 考点01 原子结构和核外电子排布 考点02 元素周期表和元素周期律 考点03 化学键 考点04 分子的空间结构 考点05 分子的性质 考点06 配位化合物和超分子 考点07 晶体的结构 考点08 晶体的性质 02优题精练·专题实战通关——精选优质试题，强化实战应用 考点深研·知能分层突破 考点01 原子结构和核外电子排布 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 原子的构成 1．原子的构成 2．原子结构中微粒之间的关系 对于阳离子Xn＋：核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数＝Z－n； 对于阴离子Xm－：核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数＝Z＋m。 3．微粒符号周围数字的含义 4．元素、核素、同位素 (1)元素、核素和同位素的关系： (2)同位素的特征 ①相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。 ②天然存在的同一元素的各核素所占的原子百分数一般不变。 ③氢元素的三种核素 H：名称为氕，不含中子； H：用符号D表示，名称为氘或重氢； H：用符号T表示，名称为氚或超重氢。 ④常见的重要核素及其应用 核素 235 92U 14 6C H(D) H(T) 18 8O 用途 用于制造核燃料 用于考古断代 (测定文物年代) 制氢弹 示踪原子 知识点2 原子结构模型 1．能层和能级 (1)核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。 (2)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各能级原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 各能层原子轨道数 1 4 9 16 最多容纳电子数 2 8 18 32 2．电子云和原子轨道 (1)电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 (2)原子轨道 ①概念：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。 空间运动状态种类＝原子轨道数目 ②常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。 其中，s电子云轮廓图呈球形、有1种伸展方向；p电子云轮廓图呈哑铃形、有3种伸展方向。 (3)电子的自旋 处于同一原子轨道的电子有两种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 (4)能级或原子轨道的能量高低 ①1s<2s<2p<3s<3p<3d　②2s<2px＝2py＝2pz 3．原子光谱分析 (1)原子发射光谱 ①概念：原子在高温的作用下发射出复合光经过分光后得到的由一系列不连续亮线组成的光谱。 ②每一种元素的原子发射光谱都有各自确定的特征谱线，这些谱线给出了原子核外电子在不同能级的分布、能级之间跃迁的概率等信息，由此建立和发展了原子结构理论。 ③原子发射光谱法是定性、定量分析和发现新元素的方法。 (2)原子吸收光谱 ①概念：通过气态原子后的白光经过分光后得到的一系列不连续的暗线。 ②原子吸收光谱分析法广泛应用于元素的定量分析中。 知识点3 原子核外电子排布 1．基态原子核外电子的排布规则 (1)能量最低原理 ①能量最低原理是指原子核外电子在各原子轨道上的排布方式应使整个原子的能量处于最低的状态。 ②核外电子的填充顺序——构造原理 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，如图所示： ③由构造原理可知，从第三能层开始，不同能层的能级出现“交错现象”，如E(3d)>E(4s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等，即E(ns)<E[(n－2)f]<E[(n－1)d]<E(np)，其中n表示能层序数。 (2)泡利不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳2个自旋状态不同的电子。 (3)洪特规则： ①当电子在能量相同的原子轨道上排布时，电子总是优先按自旋状态相同的方式单独占据各个原子轨道，然后再配对。 ②当np、nd、nf能级上的电子处于半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)状态时，原子能量处于最低状态。 (4)基态和激发态 原子中的电子按照这三条规则在各原子轨道上排布时，原子能量处于最低状态，就是原子的基态。其余状态时原子的激发态。 如基态24Cr原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 3．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式(书写时，能层低的能级写在左侧，不能完全按构造原理顺序书写) 电子排布式是表示原子核外电子排布的一种式子。根据能量最低原理按能级进行排序，进而在ns、np、nd等符号的右上角用数字表示出该能级的电子的数目。例如，基态Cu原子：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式：[Ar]3d104s1。 (2)价层电子排布式 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变动的能级称为价电子层(简称价层)。Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2，价层电子排布式为3d64s2。 (3)电子排布的轨道表示式(又称电子排布图) 用方框(或圆圈)表示原子轨道；能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或未成对电子)。箭头同向的单电子称自旋平行。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．正确理解元素、核素和同位素的概念 (1)由于同位素的存在，核素的种数远大于元素的种类。 (2)同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 (3)原子不一定都有中子，如H。 (4)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。 (5)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素。 (6)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 (7)同位素是指同一元素的不同核素之间的关系，同素异形体是指同一元素的不同单质之间的关系，同分异构体是具有同分异构现象的化合物之间的关系。 区分时抓住概念的关键点——研究对象：同位素——原子，同素异形体——单质，同分异构体——化合物。 (8)只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量。 (9)HD、HT、DT、2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体，而是同位素之间形成的不同单质，它们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 2．原子轨道与能层、能级的关系 (1)第一能层(K层)只有s能级，有1个原子轨道；第二能层(L层)有s、p两种能级，有4个原子轨道；第三能层(M层)有s、p、d三种能级，共有9个原子轨道。 (2)同一能级的不同原子轨道具有相同的能量(如2px、2py、2pz的能量相同)。 (3)不同能层的形状相同的原子轨道具有的能量随能层序数(n)增大而升高，如能量：1s<2s<3s等。 3．书写电子排布式的常见错误与技巧 (1)常见错误 ①违反能量最低原理，如。 ②违反泡利原理，如或。 ③违反洪特规则，如。 ④不按能层排序书写，如1s22s22p63s23p64s23d6。 (2)书写技巧 ①同能级空轨道不能省略，如不能写成。 ②出现d(f)轨道时，电子按能级ns、(n-1)d顺序填充，但书写排列仍按能层排序，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。 4．电子数相等的微粒的判断方法 (1)常见10电子微粒 10电子微粒间的转化：若A、B、C、D均为10电子微粒，且它们之间存在如图转化： 图中的常见转化是NH＋OH－NH3↑＋H2O，即A为NH、B为OH－、C为NH3、D为H2O。 (2)常见18电子微粒 (3)质子数和核外电子数分别相等的两种微粒关系 ①可以是两种原子，如同位素原子。 ②可以是两种分子，如CH4、NH3等。 ③可以是两种带电荷数相同的阳离子，如NH、H3O＋。 ④可以是两种带电荷数相同的阴离子，如OH－、F－。 5．核外电子运动状态和核外电子的空间运动状态的判断 (1)原子核外电子的运动状态判断 ①描述原子核外电子运动状态有4个参数：能层、能级、原子轨道和自旋方向。 ②原子核外不同电子的运动状态不同，故核外电子的运动状态种类＝核外电子总数。 (2)原子核外电子空间运动状态判断 量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，空间运动状态种类＝原子轨道数目。 考点02 元素周期表和元素周期律 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 元素周期表 1．元素周期表的编排原则 (1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 (2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 2．元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 (2)族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ族 第8、9、10列，共3个纵列 0族 第18纵列 3．元素周期表的分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 知识点2 元素周期律 1．元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。 2．主族元素的原子结构和元素性质的变化规律 (1)原子结构的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增大　 (2)元素性质的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 气态氢化物 的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 第一电离能 呈增大趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 注意：(1)影响原子半径的因素 ①能层数——能层数越多，原子半径越大； ②核电荷数——能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小(0族除外)。 (2)F无正价，O无最高正价。 3．电离能 (1)第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)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；反之金属性越弱。 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，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 4．电负性 (1)含义：表示元素的原子在化合物中吸引电子能力的相对大小。元素的电负性越大，表示原子在化合物中吸引电子的能力越强。 (2)标准：以氟的电负性为4.0作为相对标准，在此基础上得出其他元素的电负性。 (3)规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)应用 ①判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强； ②判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价； ③判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为离子键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为共价键。 知识点3 元素金属性和非金属性强弱的判断 1．元素金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 (2)根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 (3)根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 (4)金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 (5)根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 (2)根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液或氢化物中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 (4)根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 知识点4 元素“位—构—性”关系与元素的推断 1．元素的“位—构—性”关系 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下 2．“位－构－性”关系的应用 (1)结构与位置的关系 最外层电子数=主族序数 电子层数=周期序数 (2)结构与性质的关系 最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强 最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强 (3)位置、结构和性质的关系 重难突破・考向深研——要点提炼 1．元素周期表的结构 (1)碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 (3)根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (4)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (5)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (6)电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 2．元素周期表与原子结构的规律 (1)电子排布规律 ①最外层电子数为3～7的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 ②最外层为1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。 ③原子最外层比次外层电子多的元素一定位于第二周期。 ④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。 ⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 (2)化合价规律 ①主族元素的最高正化合价＝它所在的族序数＝最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价，非金属元素(H除外)的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 3．原子和简单离子半径的比较 (1)原子半径大小比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)，如：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)，如：r(H)＞r(H＋)； ③(低价阳离子)＞r(高价阳离子)，如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (3)离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(Na＋)；r(S2－)＞r(K＋)。 4．元素位、构、性推断关系中的四个关注 (1)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 (2)关注关键词“最高价”，根据元素的氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。 (3)关注关键词“最简单”“稳定性”，通过氢化物比较元素非金属性的强弱时，必须是最简单气态氢化物的稳定性，注意C、N等有多种氢化物，稳定性与熔、沸点无关。 (4)关注结构特点和特殊性质的描述，对核外电子排布特点(如价层电子排布、未成对电子、成对电子等)或物质特殊性质的描述往往是推断的突破口。 考点03 化学键 分子的空间结构 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学键 1．化学键 (1)定义：相邻的原子间的强烈的相互作用称为化学键。 (2)分类：化学键分为离子键、共价键和金属键。 2．离子键、共价键的比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 带相反电荷离子之间的相互作用 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 成键粒子 阴、阳离子 原子 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方原子 共用电子对偏向一方原子 形成条件 活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键；或者铵根离子与酸根离子之间形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质(稀有气体除外)；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或某些离子化合物 3．共价键及键参数 (1)共价键的本质和特征： 共价键是原子间通过共用电子对所形成的相互作用，其特征是具有方向性和饱和性。（氢气中s-sσ键无方向性） (2)分类 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 轨道“头碰头”重叠 π键 轨道“肩并肩”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对发生偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对 双键 原子间有两对共用电子对 三键 原子间有三对共用电子对 (3)键参数 ①键能：指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能的单位是kJ·mol－1。键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值。 ②键长：构成化学键的两个原子的核间距。因此原子半径决定化学键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。 键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越，表明共价键越稳定。 ③键角：指在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。键角是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。 4．离子化合物与共价化合物 项目 离子化合物 共价化合物 定义 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物 构成微粒 阴、阳离子 原子 化学键类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键 物质类别 ①强碱 ②绝大多数盐 ③金属氧化物 ①含氧酸 ②弱碱 ③气态氢化物 ④非金属氧化物 ⑤极少数盐，如AlCl3 ⑥大多数有机物 知识点2 电子式 1．电子式 (1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子或离子的最外层电子，以简明地表示原子、离子的最外层的电子排布，这种式子称为电子式。 (2)原子和简单离子的电子式的书写方法 ①原子的电子式： 元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布。例如： 镁原子：·Mg·；碳原子：；氧原子：；氖原子：。 ②简单阳离子的电子式： 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③简单阴离子的电子式： 不但要画出最外层电子数，而且还应用“[　]”括起来，并在右上角标出“n－”以表示其所带的电荷。例如： O2-： F-： Cl-： S2-： (3)离子化合物的电子式 NaCl： MgO： Na2O： MgCl2： CaO：K2S：。 (4)共价分子的电子式 H2：H∶H H2O： NH3： O2： N2： CO2： HClO： CCl4： H2O2： (5)含共价键的原子团和离子化合物的电子式 OH-： NH： O： NaOH： NH4Cl： Na2O2： Ba(OH)2：。 (6)用电子式表示化合物的形成过程 ①离子化合物 如NaCl：。 ②共价化合物 如HCl：。 2．共价分子结构的表示方法——结构式 原子之间一条短线表示1对共用电子对，这种表示共价键的式子称为结构式。 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H 知识点3 化学键对物质性质的影响 1．物质的溶解或熔化与微粒间作用力变化的关系 (1)离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。 (2)共价化合物的溶解过程 ①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，生成物发生电离，其分子内共价键被破坏，如CO2、SO2等。 ②有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。 ③某些共价化合物溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，而破坏分子间作用力，如蔗糖、酒精等。 ④某些非金属或共价化合物熔化时破坏分子间作用力或氢键，如I2熔化破坏分子间作用力，而冰融化主要破坏氢键。 (3)单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。 2．化学键对物质性质的影响 (1)对物理性质的影响 ①金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。 ②NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。 (2)对化学性质的影响 ①N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2性质很稳定。 ②H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．化学键类型与物质类别的判断 除稀有气体中没有化学键外，其他物质都存在化学键。 化学键与物质的类别之间的关系可概括为： (1)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。 (2)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。 (3)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。 (4)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。 (5)既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。 (6)仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。 (7)金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。 2．化学键的易错点 (1)物质中并不一定都存在化学键，如He等稀有气体分子。 (2)离子键中的“静电作用”既包括静电吸引力又包括静电排斥力。 (3)由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键，如AlCl3中Al—Cl键为共价键。两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。 3．电子式书写要点 (1)同一原子的电子式不要既用“·”又用“×”表示；在化合物中“·”或“×”最好也不要混用(若特殊需要可标记)，可将电子全部标成“·”或“×”。 (2)单一原子形成的简单阳离子，其离子符号就是该阳离子的电子式，如Al3＋就可以表示铝离子的电子式。“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (3)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是相隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起。 (4)不要漏写未成键的电子，如N2写成N⋮⋮N是错误的。 (5)不要弄错原子间的连接，如HClO分子中H与O相连。 (6)在用电子式表示物质形成的过程时，由于不是化学方程式，所以不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是物质的电子式。 4．共价键的类型的判断 (1)σ键与π键的判断方法 ①依据轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。 ②依据单、双键进行判断：共价单键全是σ键，共价双键中含有一个σ键一个π键；共价三键中含有一个σ键和两个π键。 ③依据强度方式判断：σ键的强度较大，较稳定。π键活泼，比较容易断裂(注意：N≡N中的π键强度较大)。 ④由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 ⑤σ键的数目＝单键数＋双键数＋三键数＋配位键数(配位键为σ键)。 ⑥π键的数目＝双键数＋三键数×2。 (2)极性键与非极性键的判断 ①看形成共价键的两原子：不同种元素的原子之间形成的是极性共价键；同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。 ②看电子对的偏移：共用电子对有偏移的为极性键，无偏移的为非极性键。 ③看电负性：成键原子电负性不同，即不同种元素形成的为极性键。 考点04 分子的空间结构 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 分子空间结构的分析——杂化轨道理论 1．杂化理论要点 (1)只有能量相近的轨道才能杂化(如ns、np)。 (2)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。 (3)杂化前后轨道数目不变。 (4)杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变。 (5)杂化结果：成键数目有些会增多，比如C原子通过杂化最多形成4个共价键；成键更加稳定，sp杂化轨道是不对称哑铃形，以“大头”通过头碰头方式(重叠程度更高)形成σ键，共价键一般更加稳定。 2．杂化轨道三种类型 (1)sp杂化轨道：由1个s轨道和1个p轨道杂化而成，杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形，如BeCl2。 (2)sp2杂化轨道：由1个s轨道和2个p轨道杂化而成，杂化轨道间的夹角为120°，呈平面三角形，如BF3。 (3)sp3杂化轨道：由1个s轨道和3个p轨道杂化而成，杂化轨道间的夹角为109°28’，呈正四面体形，如CH4。 3．杂化轨道类型与分子(或离子)空间结构的关系 分子(或离子)(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子(或离子)的空间结构 实例 AB2 0 sp　 直线形 BeCl2 1 sp2　 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3　 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 正四面体形 CH4 杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角越小。 知识点2 分子空间结构的预测——价层电子对互斥理论 1．理论要点 (1)价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 (2)孤电子对排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 2．价层电子对数的计算(以ABn型分子为例) A的价层电子对数＝n+(a－nb) n：σ键电子对数，孤电子对数＝(a－nb) ①a表示中心原子的价电子数。 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数。 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数。 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值)。 ②n表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数。如氧和氧族元素中的S、Se等均为2，卤族元素均为1)。 3．VSEPR模型与分子(或离子)空间结构的关系 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 VSEPR 模型名称 分子(或离子) 空间结构 实例 2 2 0 直线形 直线形　 BeCl2 3 3 0 三角形 平面三角形　 BF3 2 1 V形　 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形　 CH4 3 1 三角锥形　 NH3 2 2 V形　 H2O 4．键角大小的比较方法 (1)杂化类型不同：键角sp>sp2>sp3。 (2)杂化类型相同 ①孤电子对数越多，键角越小，如H2O<NH3<CH4 ②孤电子对数相同，中心原子电负性越大，键角越大，如H2O>H2S ③孤电子对数相同，中心原子相同，配位原子电负性越大，键角越小，如NF3<NCl3 (3)在同一分子中，π键电子斥力大，键角大。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．利用VSEPR理论判断分子(或离子)空间结构的易错点 (1)VSEPR模型反映中心原子的价层电子对的空间结构，而分子(或离子)的空间结构是指σ键电子对的空间结构，不包括孤电子对。 (2)VSEPR模型和分子的空间结构不一定相同，还要看中心原子是否有孤电子对，若不含孤电子对，二者空间结构相同，否则不相同。 (3)根据VSEPR模型判断分子(或离子)的空间结构时，要略去孤电子对。 2．推测分子(或离子)的空间结构的步骤 (1)VSEPR模型反映中心原子的价层电子对的空间结构，而分子(或离子)的空间结构是指σ键电子对的空间结构，不包括孤电子对。 (2)VSEPR模型和分子的空间结构不一定相同，还要看中心原子是否有孤电子对，若不含孤电子对，二者空间结构相同，否则不相同。 (3)根据VSEPR模型判断分子(或离子)的空间结构时，要略去孤电子对。 3．运用价层电子对互斥模型比较键角的基本方法 比较方法 具体规律 比较中心原子价层电子对数 中心原子价层电子对数越少，键角越大 比较中心原子的孤电子对数 中心原子价层电子对数相同时，孤电子对数越多，排斥力越大，键角越小 比较中心原子的电负性 同主族元素形成的化合物，中心原子的电负性越大，键角越大 比较成键原子的电负性 当中心原子相同时，成键原子的电负性越大，键角越小 考点05 分子的性质 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 分子的结构与物质性质的影响 1．分子的极性 (1)极性分子和非极性分子 非极性分子：分子的正、负电荷重心重合； 极性分子：分子的正、负电荷重心不重合，分子内存在正、负极。 (2)分子的极性判断 ①双原子分子的极性与共价键的极性一致。 ②多原子分子的极性不仅与共价键的极性有关，还与分子的空间结构有关。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子，否则是极性分子。 (3)“相似相溶”规则 非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。 2．分子的手性 (1)手性分子和对映异构体 ①手性：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合的特征称为手性。 ②手性分子：具有手性的分子。 ③对映异构体：互为实物和镜像，不能互相重合的分子互称为对映异构体。 (3)不对称碳原子 在有机物分子中，连有四个不同的原子或原子团的碳原子。分子的手性主要是由分子中的不对称碳原子引起的。 3．分子结构对物化学性质的影响 (1)同分异构体的性质 同分异构体组成相同、空间结构不同，常常表现出不同的化学性质。 (2)键的极性对羧酸酸性的影响 键的极性对羧酸酸性的影响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＋，则羧酸的酸性越强。 ①与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越强。 ②烷基是推电子基团，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越弱。 知识点2 分子间作用力 1．范德华力 (1)定义及实质：分子间普遍存在作用力称为范德华力，其实质是电性作用。 (2)特征：范德华力很弱，比化学键的键能小1～2个数量级。 (3)对物质性质的影响： ①范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大； ②一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 2．氢键 (1)定义：氢键是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个电负性很大的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。 氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，比化学键的键能小1～2个数量级。 (2)表示方法：通常用X—H…Y—表示氢键，其中X、Y为N、O、F，“—”表示的共价键，“…”表示形成的氢键。 (3)氢键的类型 氢键分为分子间氢键和分子内氢键。 (4)氢键对物质性质的影响： ①氢键对物质熔、沸点的影响 a．存在着分子间氢键的物质一般具有较高的熔点和沸点。 b．能形成分子内氢键的物质的熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。如邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。 ②氢键的存在引起密度的变化 由于水分子之间的氢键，水结冰时体积变大而密度变小；冰融化成水时，体积变小而密度变大；在接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而相互“缔合”，形成“缔合分子”，导致这种水蒸气的相对分子质量比用化学式H2O计算出来的相对分子质量大。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．分子极性与共价键的极性的关系 2．分子间作用力对物质性质的影响 考点06 配位化合物和超分子 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 配位化合物 1．配位键 (1)定义： 由一个原子单方面提供孤电子对，而另一个原子提供空轨道而形成的共价键，是一类特殊的共价键。 (2)表示：配位键也是一种共价键，例如，NH可表示为，在NH中，有1个N—H形成过程与其他3个N—H形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 2．配位化合物 (1)概念：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物。 (2)组成(以[Cu(NH3)4]SO4为例) ①中心原子(或离子)：提供空轨道的原子(或离子)，一般是带正电的阳离子，过渡金属离子最常见。 ②配体：配体可以是阴离子，如X－(卤素离子)、OH－、SCN－、CN－等；也可以是中性分子，如H2O、NH3、CO等。 ③配位原子：配体中提供孤电子对的原子，如NH3中的N原子、H2O分子中的O原子。 ④配位数：同中心原子(或离子)配位的原子的数目，如[Cu(NH3)4]2＋的配位数为4。 ⑤配合物的内界和外界 a．①有的配合物没有外界。如五羰基合铁Fe(CO)5、四羰基合镍Ni(CO)4。 b．②有的配合物有多种配体。如[Cu(NH3)2(H2O)2]SO4、[Co(SO4)(NH3)5]Br、[Co(NH3)5Br]SO4。 (3)配合物的稳定性 配合物具有一定的稳定性。配合物中的配位键越强，配合物越稳定。 当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。 (4)配合物的空间结构 ①配合物的中心原子或离子、配体种类和数目不同，空间结构不同。如[Ag(NH3)2]+是直线形，[Zn(NH3)4]2＋是正四面体形，[Co(NH3)6]3+是正八面体形。 ②顺反异构：具有两种或两种以上配体的配合物，若配体在空间的排列方式不同，能形成不同结构的配合物。 知识点2 超分子 1．超分子 (1)概念：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有特定功能的分子集合体。 (2)特征：超分子具有明确的微观结构和宏观特征，其框架结构可以通过光谱和晶体X射线衍射等方法进行分析测定。 (3)作用力：范德华力、疏水作用、氢键等非共价键的弱相互作用是构筑超分子体系的基本作用力。 2．超分子化学 (1)概念：超分子化学是在分子以上层次的化学，是以多种分子间弱相互作用为基础，研究超分子—分子组装体的化学分支学科。 (2)研究内容：分子识别、分子自组装、超分子催化和超分子器件等。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．配合物的判断方法 (1)配位数就是配位体中与中心原子(或离子)成键的配位原子的总数。 (2)若是由单齿配体(1个配体提供1个配位原子)形成的配合物，中心原子(或离子)的配位数＝配位体的数目。 (3)若是由双齿配体(1个配体提供2个配位原子)形成的配合物，中心原子(或离子)的配位数＝配位体的数目×2。 考点07 晶体的结构 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 晶体常识 1．物质的聚集状态 (1)物质的聚集状态除了固态、液态、气态，还有晶态、非晶态以及介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态等。 (2)等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子(分子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质，具有良好的导电性和流动性。 (3)离子液体是熔点不高的仅由离子组成的液体物质。 (4)液晶是介于液态和晶态之间的物质状态。既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等。 2．晶体的特性 (1)晶体的自范性：在适宜的条件下，晶体能够自发呈现封闭的、规范的几何多面体外形。其本质是晶体中的原子、分子和离子等微粒在三维空间呈现周期性有序排列。 (2)晶体的各向异性：晶体在不同方向上具有不同的物理性质，如导电性、导热性、硬度、解理性等。 3．晶体与非晶体比较 晶体 非晶体 结构特征 微粒在三维空间里呈周期性有序排列 微粒排列相对无序 性质特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同表现 各向异性 各向同性 4．晶胞 (1)定义：晶胞是描述晶体结构中基本的结构单元，是从晶体中“截取”出来的具有代表性的最小重复单位。 (2)晶体与晶胞的关系： 晶体可以看作由数量巨大的晶胞在三维空间无隙并置构成。 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 ②并置：所有晶胞都是平行排列、取向相同。 (3)形状：一般而言晶胞都是平行六面体。 5．晶胞组成的计算——均摊法。 (1)原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。 (2)平行六面体晶胞中不同位置的粒子数的计算。 顶角：同为8个晶胞共有，粒子属于该晶胞； 棱上：同为4个晶胞共有，粒子属于该晶胞； 面上：同为2个晶胞共有，粒子属于该晶胞； 内部：整个粒子都属于该晶胞。 (3)非长方体晶胞中不同位置的粒子数的计算 三棱柱 六棱柱 (4)几种典型晶胞结构 晶胞模型 配位数 晶胞中 粒子个数 晶胞棱长(a)与 粒子半径(r)关系 6 1 a＝2r 8 2 a＝4r 12 4 a＝4r 12 2 a＝2r 4 8 a＝8r 知识点2 典型晶体的结构 1．典型的离子晶体——NaCl、CsCl、CaF2 (1)NaCl晶体 ①Na＋的配位数为6，Cl－的配位数为6 ②与Na＋(Cl－)等距离且最近的Na＋(Cl－)有12个 ③每个晶胞中有4个Na＋和4个Cl－ ④每个Cl－周围的Na＋构成正八面体形结构 (2)CsCl型： ①在CsCl晶体中，Cs＋的配位数为8，Cl－的配位数为8 ②每个Cs＋与6个Cs＋等距离且最近，每个Cs＋与8个Cl－等距离且最近 (3)CaF2型： ①Ca2＋的配位数为8，F－配位数为4 ②每个晶胞含4个Ca2＋，8个F－ 3．典型的分子晶体——干冰和冰 (1)干冰 ①干冰中的CO2分子间只存在范德华力，不存在氢键。 ②每个晶胞有4个CO2分子，12个原子。每个CO2分子周围有12个紧邻分子，密度比冰的高。 (2)冰晶体 每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol氢键。 3．典型的共价晶体——金刚石、二氧化硅 (1)金刚石和二氧化硅晶体结构模型比较 结构模型 晶胞 金刚石 二氧化硅 (2)金刚石和二氧化硅结构特点分析比较 金刚石 a．碳原子采取sp3杂化，键角为109°28′ b．每个碳原子与周围紧邻的4个碳原子以共价键结合成正四面体结构，向空间伸展形成空间网状结构 c．每个金刚石晶胞中含有8个C原子 d．1mol金刚石晶体中含C—C键数目为2NA 二氧化硅 a．Si原子采取sp3杂化，正四面体内O—Si—O键角为109°28′ b．每个Si原子与4个O原子形成4个共价键，Si原子位于正四面体的中心，O原子位于正四面体的顶点，同时每个O原子被2个硅氧正四面体共用，晶体中Si原子与O原子个数比为1∶2 c．1 mol SiO2晶体中含Si—O数目为4NA d．每个SiO2晶胞中含有8个Si原子和16个O原子 4．混合型晶体——石墨晶体 ①层内碳原子通过sp2杂化轨道以共价键形成平面六边形结构。每个碳原子有一个与碳环平面垂直的2p轨道，含有一个未成对电子，形成离域π键，电子可以在层内自由运动。 ②层与层之间以范德华力相结合。 ③石墨晶体中C原子数与C—C数之比为2∶3，即12 g石墨晶体中含1.5NA个C—C共价键。 ④石墨的典型物理性质是导电性、润滑性和高熔、沸点，其熔点比金刚石的还高。 知识点3 晶胞参数及计算 1．晶胞参数 晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和3组棱相互间的夹角α、β、γ，即晶格特征参数，简称晶胞参数。 2．原子分数坐标 (1)定义：以单位长度建立的坐标系来表示晶胞中各原子的位置。 (2)原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。 说明：这里的“原子”是泛指，即形成晶体的微粒、还包括阴、阳离子等。例如，图中原子1的坐标为，则原子2和3的坐标分别为、。 3．空间利用率 空间利用率=×100%。 将原子（离子）设想为一个球，依据1个晶胞内所含原子（离子）数目计算原子（离子）的体积，再确定晶胞的体积，即可计算晶胞的空间利用率。 4．宏观晶体密度与微观晶胞参数的关系 假设某晶体的晶胞如右图所示： 以M表示该晶体的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数，N表示一个晶胞中所含的微粒数，a表示晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，计算如下： 重难突破・考向深研——要点提炼 1．晶体和非晶体的认识误区 (1)具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃。 (2)晶体与非晶体的本质区别是晶体有自范性，非晶体无自范性。 (3)同一物质可以是晶体，也可以是非晶体，如水晶和石英玻璃。 (4)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(非晶体)可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观、对称的外观。 (5)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。 (6)晶体不一定都有规则的几何外形，如玛瑙。 2．确定晶胞中粒子配位数的方法 (1)晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的粒子是同种原子(或分子)，则某个原子(或分子)的配位数是指与该原子(或分子)等距离且最近的原子(或分子)的数目。 (2)离子晶体的配位数：是指某个离子周围等距离且最近的带异种电荷离子的数目。 3．确定晶体的化学式的解题步骤 在使用均摊法计算晶胞中的微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心的微粒依次被6、3、4、2个晶胞所共有。 4．常见共价晶体的结构特点 (1)在金刚石、晶体硅、碳化硅中，C、Si均采用sp3杂化。 (2)金刚石晶体中每个C参与了4个C—C的形成，而在每个键中的贡献只有一半，故C原子个数与C—C的个数之比为1∶＝1∶2。即1 mol(12 g)金刚石中含有C—C共价键数为2NA。 (3)SiO2晶体的结构相当于将金刚石中的C原子全都换为Si原子，同时在每两个Si原子中心连线的中间添加一个O原子，在晶体中只存在Si—O，不存在 Si—Si 和O—O。 (4)金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等共价晶体中的成键数目： ①金刚石(或晶体硅)中，1 mol C(或Si)形成2 mol C—C(或Si—Si)； ②碳化硅晶体中，1 mol SiC形成4 mol C—Si； ③SiO2晶体中，1 mol SiO2晶体中有4 mol Si—O。 考点08 晶体的性质 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 四种晶体类型的比较 　　 类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 一般不导电，溶于水后有的导电 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 知识点2 四种晶体类型的比较 1．不同类型晶体的熔、沸点 (1)一般共价晶体的熔、沸点最高，分子晶体的熔、沸点最低。离子晶体和金属晶体要根据物质构成粒子间的作用力大小判断，但一般介于上述两者之间。如SiO2>NaCl>干冰。 (2)有的离子晶体熔点很高，如MgO。 (3)有的金属晶体的熔点很高，如W、Cr等，有的金属晶体的熔点很低，如汞、Na、K等。 2．同类晶体的熔沸点比较方法 (1)离子晶体： 一般地，化学组成、结构相似的晶体，离子所带电荷越多、半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如KF>KCl>KI；CaCl2>KCl。 (2)共价晶体： 共价晶体结构相似时，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。如金刚石>碳化硅>晶体硅。 (3)金属晶体： 金属晶体的核电荷数越多，原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强，熔、沸点越高。如Al>Mg>Na>K。 一般合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点低。 (4)分子晶体： ①比较分子晶体的熔、沸点，要先看是否有氢键形成，若形成分子间氢键，熔、沸点升高，若形成分子内氢键，则熔、沸点降低。 ②对于分子晶体，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力越大，晶体的熔、沸点越高。如CI4>CBr4>CCl4>CF4。 ③组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N2。 ④在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．判断晶体类型的两种常用方法 (1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断 由阴、阳离子形成离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键形成的晶体为金属晶体。 (2)依据晶体的熔点判断 不同类型晶体熔点的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。 2．晶体熔、沸点比较的解题思维流程 注意：不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律为共价晶体>离子晶体>分子晶体，但不是绝对的，如氧化铝的熔点大于晶体硅的。 优题精练·专题实战通关 1．（26-27高三上·上海浦东新·阶段检测）云南铜矿资源储量丰富，历史上就是中国著名的产铜地之一，清朝自雍正五年至宣统三年的185年间，铸币所需铜料从云南经大规模水陆联运至北京，史称“滇铜京运”。乾隆、嘉庆年间云南铜产量占全国产量的95%，因此云南曲靖市会泽县又称“钱王之乡”。 (1)基态Cu原子的价层电子排布式为_________，Cu在元素周期表中的位置为___________________。 (2)铜是人类最早进行冶炼和使用的金属材料。工业上通常根据金属元素_________选择其冶炼的方法。 A．在地壳中的含量 B．正离子的氧化性 C．原子的价层电子数 D．单质的熔点 (3)清代铜币主要是铜锌合金，如康熙通宝实测平均含铜64.2%、锌31.5%。铜锌合金的熔点通常在900~940℃之间，试判断纯铜的熔点应_________。 A．低于900℃ B．900~940℃ C．高于940℃ D．无法确定 (4)黄铜矿是工业炼铜的重要原料之一，主要成分是，晶胞结构及晶胞参数如下图1所示，其密度为_________(用计算式表示；阿伏加德罗常数的值用表示，，的摩尔质量为)。下图2所示结构单元不能作为晶胞的原因是_____________________。 由于火法处理硫化物矿石过程中会生成，造成大气污染，因此近年来湿法炼铜有了很大的发展。湿法炼铜的主要过程是浸出、萃取、电积。 (5)浸出工序中，首先将铜矿粉碎，然后加入硫酸或氨水等化学试剂进行酸性或碱性浸出，通过搅拌、加热等手段促进铜矿石发生反应，使铜元素转移至溶液中。请配平下列黄铜矿碱性浸出的反应方程式。 _________________________ (6)萃取工序是利用萃取和反萃操作，将含铜浓度较低的浸出液进行浓缩(富集)，获得达到电积工序所需浓度的硫酸铜溶液。离子液体[]可用于萃取分离铜离子，该离子液体中存在的作用力有___________。 A．配位键 B．离子间静电作用 C．氢键 D．金属键 (7)上题中离子液体中各元素电负性最大与最小的元素分别是_________。 A．O、C B．N、H C．O、H D．S、H 【答案】(1) 第四周期族 (2)B (3)C (4) 图2结构单元平移后无法实现无隙并置，故不能作为晶胞 (5) (6)ABC (7)C 【解析】（1）Cu是29号元素，根据构造原理，其基态原子的电子排布式为，故其价层电子排布式为；Cu位于元素周期表的第四周期族。 （2）工业上选择金属冶炼方法主要依据金属的活动性顺序，即金属正离子的氧化性强弱。活泼金属（正离子氧化性弱）采用电解法，中等活泼金属采用热还原法，不活泼金属（正离子氧化性强）采用热分解法或物理方法。故选B。 （3）合金的熔点通常低于其各成分纯金属的熔点。铜锌合金的熔点在之间，因此纯铜的熔点必然高于合金的最高熔点，即高于。故选C。 （4）根据均摊法，图1晶胞中Cu原子数为，结合化学式，则1个晶胞含有4个，密度为；晶胞必须能通过平移无隙并置地构成整个晶体，图2结构单元平移后无法实现无隙并置，故不能作为晶胞。 （5）反应中Fe元素化合价由+2升高到+3，S元素化合价由-2升高到+6，1个共失去17个电子；中O元素化合价由0降低到-2，1个得到4个电子，根据得失电子守恒，与的系数比为4:17，结合电荷守恒推知系数为8，由N原子守恒推知系数为24，再由H原子和O原子守恒推知第四个反应物为且系数为4。配平后的系数依次为4、17、24、、4、8、2、8，方程式为：。 （6）该离子液体由阳离子和阴离子构成，阴阳离子间存在离子间静电作用（离子键）；中S与O之间存在配位键；中含有O-H键，阴离子之间或阴阳离子之间可形成氢键；该物质中不存在金属键。故选ABC。 （7）该离子液体中含有C、H、N、O、S五种元素，元素的非金属性越强，电负性越大。这五种元素中O的非金属性最强，电负性最大；H的非金属性最弱，电负性最小。故选C。 2．（26-27高三上·上海浦东新·开学考试）金属镓（）与铝同主族，镓在电子工业中有广泛应用，被誉为“电子工业的脊梁”。砷（）与镓同周期。 (1)基态原子的电子排布式为__________。 (2)基态原子的价电子轨道表示式为__________________。 (3)有两种稳定同位素，其中的丰度为、的丰度为，则元素的近似相对原子质量为__________。 (4)下列比较中正确的是__________。（不定项） A．酸性： B．原子半径： C．第一电离能： D．单质还原性： (5)砷化镓是新型半导体材料。如图所示，其晶体结构与金刚石相似，则砷化镓的化学式为__________。 (6)上述晶体结构中，与As原子最近且等距离的As原子数为_____个。 A．4 B．6 C．8 D．12 (7)已知氮化硼与砷化镓晶体结构相似。氮化硼的熔点（）高于砷化镓（），原因是 __________________________________________________________________________________。 的熔点只有，能形成多种配合物。 (8)可与形成配合物，该配合物中与形成配位键的原子是_________。 (9)在时，以二聚体（）的形式存在，则、中原子的杂化方式分别为__________、__________。 【答案】(1)（或） (2) (3)69.8 (4)BD (5) (6)D (7)氮化硼与砷化镓均为共价晶体，B的原子半径小于Ga，N的原子半径小于As，B-N键长比Ga-As键长短，键能更大，故氮化硼的熔点更高 (8)O（或氧原子） (9) 【解析】(1)是13号元素，根据构造原理，其核外电子排布式为（或）。 (2)是31号元素，与同主族，位于第四周期第IIIA族，其价电子排布式为；根据洪特规则和泡利不相容原理，轨道表示式为。 (3)元素的近似相对原子质量等于各同位素质量数与其丰度乘积之和，则元素的近似相对原子质量为。 (4)A．的金属性强于，故最高价氧化物对应水化物的酸性：，A错误； B．同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：，B正确； C．同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，且的4p轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能：，C错误； D．同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，单质的还原性逐渐减弱，故单质还原性：，D正确； 故选BD。 (5)根据晶胞结构，原子（白球）位于顶点和面心，个数为；原子（黑球）位于晶胞内部，个数为4；与原子个数比为1：1，化学式为。 (6)在砷化镓晶体中，原子占据面心立方晶格的顶点和面心；以顶点原子为例，与其最近且等距离的原子位于相邻的面心，共有个。 (7)结构相似的共价晶体，原子半径越小，共价键键长越短，键能越大，熔点越高。氮化硼与砷化镓均为共价晶体，的原子半径小于，的原子半径小于，因此B-N键长比Ga-As键长短，键能更大，熔点更高。 (8)配位键的形成需要有孤电子对的配位原子和有空轨道的中心原子。图2所示有机物分子中，只有氧原子含有孤电子对，能与提供空轨道的原子形成配位键。 (9)分子中原子的价层电子对数为，无孤电子对，采用杂化；在二聚体中，每个原子与4个原子形成4个键，其中1个为配位键，价层电子对数为4，采用杂化。 3．（26-27高三上·上海虹口·阶段检测）铁元素在人体健康、生产生活以及新材料研发中有着重要的应用。 Ⅰ．血红素是由中心Fe2+与配体卟啉衍生物结合成的大环配位化合物，其结构如图所示： (1)态Fe原子的价电子轨道表示式为_______________。 (2)元素C、N、O、Fe中，第一电离能最大的是_______________。 A．C B．N C．O D．Fe (3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。1 mol血红素中通过螯合作用形成的配位键的数目为_______________。 Ⅱ．卟啉是含有平面共轭大环结构的有机分子，结构如图。 (4)该卟啉分子中，N(1)、N(2)的杂化方式分别为______。 A．sp2  sp2 B．sp  sp2 C．sp2  sp3 D．sp  sp3 (5)该卟啉分子在酸性环境中配位能力会减弱，原因是___________________________。 (6)由Fe原子核形成的三种微粒，电子排布式分别为： ①    ②    ③； 关于这些微粒的叙述，正确的是_______________。(不定项) A．微粒半径：③＞②＞① B．电子排布属于基态原子(或离子)的是：①② C．电离一个电子所需最低能量：①＞②＞③ D．③的核外电子有16种空间运动状态 (7)某晶体FexNy的晶胞如下图1所示，Cu可以完全取代该晶体中a位置Fe或b位置Fe，FexNy转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示。 其中相对不稳定的Cu替代型产物的化学式为_______________。 (8)图1是Fe3O4晶体结构的一个单元。Fe3O4晶胞可看作是由4个这种单元按图2堆积而成。则1个Fe3O4晶胞中有_______________个O2-，代表_______________(填微粒符号)。已知：Fe3O4晶胞棱长为apm，NA为阿伏加德罗常数的值，则该Fe3O4晶体的密度为____________g/cm3()。 【答案】(1) (2)B (3) (4)A (5)酸性环境中，卟啉中的N原子会与结合，导致N原子上可用于配位的孤电子对减少，因此配位能力减弱 (6)BD (7) (8)32 【解析】(1)基态Fe原子价电子排布为，轨道表示式为：； (2)同周期主族元素第一电离能呈增大趋势，但N的2p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于O；Fe为金属元素，第一电离能远小于非金属元素，因此第一电离能N>O>C>Fe。 (3)由图示可知1个配体中有4个配位N原子和中心原子形成4个配位键，1 mol血红素中通过螯合作用形成的配位键的数目为； (4)两种N原子均参与卟啉的平面共轭大π键结构，价层电子对数均为3，无孤电子对剩余参与杂化，杂化方式均为。 (5)配体的配位能力依赖配位原子的孤电子对，酸性条件下孤电子对被占据，无法再向中心离子配位。 (6)A．微粒③是激发态Fe原子，电子填入能量更高的4p轨道，半径大于基态Fe原子①；微粒②失去1个4s电子，半径小于①，因此半径顺序为③>①>②，A错误； B．①是基态Fe原子的电子排布，②是Fe失去1个4s电子的基态离子的电子排布，③是激发态微粒，B正确； C．基态微粒电离电子所需能量高于激发态，且阳离子电离电子比中性原子更难，因此电离能②＞①＞③，C错误； D．空间运动状态指轨道数，③的电子排布对应16种空间运动状态，D正确； 故选BD。 (7)能量越高的物质越不稳定，图中Cu替代b位Fe的产物能量更高，更不稳定。先计算原晶胞：a位Fe为，b位Fe为，N为1，总Fe为4；Cu替代1个b位Fe后，Fe数目为3，Cu为1，N为1，化学式为。 (8)1个图1单元含8个，晶胞由4个该单元堆积而成，因此总数目为；可表示为，含1份和2份，晶胞总Fe为24个，其中共8个，对应图中标注的灰球，因此 代表；晶胞总质量为，晶胞体积为，代入密度公式。 4．（25-26高三上·上海·阶段检测）铁及其化合物在生产生活中有着广泛的应用。 (1)关于铁元素的认识，正确的是______。(不定项) A．能存在于人体的血红蛋白中 B．是地壳中含量最多的金属元素 C．单质是人类最早使用的金属 D．生铁和钢都属于铁合金 (2)在元素周期表中，位于第_______周期_______族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为_______。 (3)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮肥。 ①元素C、N、O中，第一电离能最大的是_______，电负性最大的是_______。 ②1mol尿素分子中，含有______个π键。 ③NO的空间结构是_____。 A．平面三角形   B．三角锥形   C．四面体形   D．角形 ④八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与Fe3+配位的原子是_____。 A．氮原子   B．氧原子   C．碳原子   D．氢原子 (4)Fe、Co、Ni三种元素二价氧化物的晶胞类型相同，其熔点最高的是_______。 A．FeO    B．CoO     C．NiO (5)α−Fe可用作合成氨催化剂、其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为apm)。 ①α−Fe晶胞的密度为________________g·cm−3(1pm=10−10cm，设NA为阿伏加德罗常数)。 ②研究发现，α−Fe晶胞中阴影所示m、n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有Fe原子个数越多，催化活性越低。m、n截面中，催化活性较低的是_______，该截面单位面积含有的Fe原子为_______个/pm2。 【答案】(1)AD (2)四 VIII 4∶5 (3)N O NA A B (4)C (5) n 【解析】(1)A．人体血红蛋白的核心组成元素为铁，A正确； B．地壳中含量最多的金属元素是铝，不是铁，B错误； C．人类最早使用的金属是铜，不是铁单质，C错误； D．生铁、钢都是铁和碳等元素形成的铁合金，D正确； 故选AD； (2)是26号元素，位于元素周期表第四周期第Ⅷ族，基态Fe原子价电子排布为，未成对电子数为4，基态价电子排布为，未成对电子数为5，因此二者未成对电子数之比为4:5； (3)① 同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但N的2p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于O，因此第一电离能最大的是N，同周期主族元素电负性随原子序数增大递增，电负性最大的是O； ②尿素的结构为，仅C和O之间存在1个碳氧双键，双键含1个π键，因此1 mol尿素含个π键； ③的中心N原子价层电子对数为3，孤电子对为，空间结构为平面三角形，选A； ④题目说明尿素的碳氮键键长均相等，说明N上的孤对电子参与了共轭，难以配位，O原子存在富余孤对电子，更易作为配位原子，选B； (4)三种二价氧化物均为离子晶体，晶胞类型相同时，离子所带电荷相同，阳离子半径越小，晶格能越大，熔点越高：离子半径＜＜，因此NiO晶格能最大，熔点最高，选C； (5)①体心立方晶胞中Fe原子数为，晶胞质量为，晶胞体积为代入密度公式得； ②截面m是晶胞的顶面，面积为，每个角原子被 4个相邻晶胞共享(二维共享)，如图所示：，每个晶胞的顶点原子贡献个原子给该晶面，该面共分摊Fe原子，原子面密度为；截面n是过体心的对角面，面积为，该面共分摊Fe原子，原子面密度为，n截面单位面积Fe原子数更多，催化活性更低。 5．（25-26高三上·上海·期中）石灰氮在农业上主要作肥料、农药和土壤改良剂。回答下列问题： (1)用石灰氮与过热水蒸气反应可以制备氨气，分子中N原子的杂化方式为________________，分子的VSEPR模型名称为________________。 (2)石灰氮在酸性土壤中可转化为氨基氰。氨基氰分子中σ、π键的数目之比为_______，氨基氰易溶于水，其原因有________________。 (3)氨基氰可水解生成尿素。其组成元素中，C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为________________(填元素符号)。 石灰氮可由电石与反应制得：。 (4)关于石灰氮及其相关物质，下列说法正确的是________________(不定项)。 A．制备石灰氮的反应：中，是还原剂 B．氨基氰分子中所有原子一定共平面 C．石灰氮晶体中存在离子键、极性共价键和非极性共价键 D．石灰氮摩尔质量是 (5)的电子式为________________。 (6)的晶胞与NaCl相似，但由于的结构导致晶胞沿一个方向拉长，其晶胞参数如图所示。则每个周围距离最近且等距离的有________________个，晶体密度为________________(为阿伏加德罗常数的值)。 【答案】(1) 四面体形 (2)2：1 氨基氰与水分子之间易形成氢键；氨基氰和水都属于极性分子，根据“相似相溶”原理，氨基氰易溶于水 (3) (4)D (5) (6)4 【解析】(1)氨气中N原子价层电子对数为：，（有3对成键电子对，1对孤电子对：），故采用sp3杂化；VSEPR模型由价层电子对的空间分布决定，4对电子呈四面体构型，因此NH3的VSEPR模型为四面体形，而其实际分子构型为三角锥形； (2)①氨基氰的结构式为，单键属于σ键，三键中有1个属于σ键，2个π键，故σ键：π键=4:2=2:1； ②依据氨基氰的结构式分析，氨基氰与水分子之间易形成氢键；氨基氰和水都属于极性分子，根据 “相似相溶”原理，氨基氰易溶于水； (3)第一电离能规律：同周期元素从左到右呈增大趋势，但N的2p轨道为半充满稳定结构，电离能大于相邻的O，因此顺序为N > O > C； (4)A，转化为，N的化合价由0降低到-3，化合价降低，作氧化剂，A错误； B．，中氮原子，形成3对成键电子对，还有一对孤电子对，杂化方式是sp3，因此所有原子一定不共平面；错误； C．：和之间是离子键，内部，C=N为极性共价键，无非极性共价键，错误； D．的摩尔质量：(40+12+14×2)kJ/mol=80g/mol，正确。 故答案选D。 (5)CaC2中与之间是离子键，内部是共价键，则其电子式为：； (6)CaC2晶胞与NaCl相似，但沿一个方向拉长（a < b），周围最近且等距的Ca2+平面方向（因晶胞拉长，上下方向距离不同）有4个；依据均摊法一个晶胞中含有的的数目为：，数目为：， 因此一个晶胞中有4个CaC2；代入密度公式，。 6．（25-26高三上·上海·期中）金属材料是现代工业基石，从建筑交通到科技国防，无处不在，支撑人类文明发展。 (1)金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。镍在元素周期表中的位置______，基态的价层电子排布式为______。 (2)、晶体类型及晶胞与相同。回答下列问题： (i)晶胞结构中的配位数为______。 A．4        B．6        C．8        D．12 (ii)已知、的离子半径分别为69 pm、78 pm，则熔点______。 丁二酮肟常用于检验：在稀氨水介质中，丁二酮肟与反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。 (3)该沉淀中C原子的杂化类型为______。 (4)该沉淀中非金属元素电负性最大的是______。 A．H B．C C．O D．N (5)镍基磁性形状记忆合金是并有热弹性马氏体相变和铁磁性转变的新型功能材料，其晶胞结构如图所示（均位于面上）。与原子最近的原子有______个；晶体密度为______（列出含a、b、的计算表达式，表示阿伏加德罗常数的值）。 复兴号高铁车体材质用到了、等元素。的一种配合物的化学式为。 (6)与原子配位时，原子提供______。 (7)上述配合物中原子的配位数为______，中键与键数目之比为______。 【答案】(1)第四周期第Ⅷ族 (2)B 大于 (3)、 (4)C (5)8 (6)空轨道 (7) 6 5:2 【解析】(1)是28号元素，位于元素周期表第四周期第VIII族，其基态原子核外电子排布式为，故价层电子排布式为。 (2)①晶胞结构与相同，晶体中的配位数为6，故中的配位数也为6，选B。 ②的离子半径（）小于（），离子电荷数相同，故的晶格能大于，的熔点高于。 (3)观察丁二酮肟与形成的沉淀结构，分子中含有甲基（）和碳氮双键（）。甲基上的原子形成4个键，无孤电子对，为杂化；碳氮双键上的原子形成3个键，无孤电子对，为杂化。 (4)该沉淀中含有的非金属元素为、、、。同周期元素从左到右电负性逐渐增大，故电负性最大的是元素，选C。 (5)观察晶胞结构，以竖直棱中点的原子为例，与其距离最近的原子位于四个侧面上，每个侧面有2个，共计8个。根据均摊法，晶胞中位于体心、顶点，原子数为，位于竖直棱中点、上下面心，原子数为，位于四个侧面，每个侧面有2个，原子数为。晶胞的质量，晶胞的体积，故晶体密度。 (6)形成配位键时，配体（中的原子）提供孤电子对，中心原子（原子）提供空轨道。 (7)在配合物中，中心原子与5个和1个形成配位键，故配位数为6。的结构式为，分子中含有3个单键、1个单键和1个三键。单键均为键，三键中含有1个键和2个键，故共有5个键和2个键，数目之比为。 7．（25-26高三下·上海·阶段检测）铁(Fe)、钴(Co)、镍(Ni)是第四周期第Ⅷ族元素，称为铁系元素，相关化合物在科研及生产生活中应用广泛。 与邻二氮菲(phen)生成稳定的橙红色邻二氮菲亚铁离子，可用于的测定，邻二氮菲的结构简式如图所示。 (1)中，存在的化学键有_______。(不定项) A．配位键 B．离子键 C．π键 D．氢键 (2)用邻二氮菲测定浓度时应控制pH为2-9的适宜范围，请解释原因：___________。 (3)补铁剂中易变质，请从原子结构角度解释其原因___________。 (4)的结构如图所示，键角1、2、3由大到小的顺序为___________； A．3>2>1    B．1>2>3    C．3>1>2    D．1>3>2 加热时更易失去的水分子是___________(填“①”或“②”)。 (5)铁与高温水蒸气反应能产生一种黑色固体，写出化学方程式___________。 能与水杨醛缩对氯苯胺形成具有发光性的配合物，水杨醛缩对氯苯胺制备反应方程式如图： (6)Co元素在周期表中属于___________区。 A．s B．p C．d D．f (7)水杨醛缩对氯苯胺中C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为___________。 (8)水杨醛()的沸点为197℃，它的同分异构体对羟基苯甲醛()的沸点为246.6℃，请从结构角度解释二者沸点差异的原因___________。 金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。某含Ni、Mg和C三种元素的晶体具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示： (9)C原子填充在由___________个Ni原子构成的___________空隙中。 (10)该晶胞的边长为a nm，阿伏加德罗常数为，则该晶体的密度为___________g·cm-3。 【答案】(1)AC (2)当浓度高时，邻二氮菲中N优先与形成配位键，导致与配位能力减弱；浓度低时，与形成沉淀，干扰测定 (3)的价电子排布为，失去1个电子形成半充满的稳定结构，故易被氧化 (4)C ② (5) (6)C (7) (8)对羟基苯甲醛分子间形成氢键，气化需破坏氢键，沸点较高，而水杨醛可形成分子内氢键，气化无需破坏分子内氢键，沸点较低 (9)6 正八面体 (10) 【解析】(1)中，中心与邻二氮菲的N原子之间形成配位键；邻二氮菲分子含有苯环，苯环中存在π键；该微粒是配离子，内部不存在离子键；氢键不属于化学键，因此选AC。 (2)若pH过小，溶液中浓度较大，而邻二氮菲中的两个N原子均含有1对孤对电子，可与形成配位键，导致其无法与结合；若pH过大，溶液中浓度较大，可与形成沉淀，也会影响测定的结果。 (3)的价层电子排布式为，失去1个电子后可形成半充满的稳定结构，所以易被氧化变质。 (4)根据价层电子对互斥理论：孤电子对斥力大于成键电子对斥力，因此中心含孤电子对的水分子（键2）键角最小；与铁形成配位键的水分子中，孤电子对的斥力减小，则键1＞键2；键3中无孤电子对，斥力最小，键角最大，则键角顺序为，选C。 水分子②仅通过氢键结合，作用力弱于与Fe形成配位键的水分子，因此加热更易失去②。 (5)铁和水蒸气高温条件下反应生成和，配平得化学方程式为。 (6)Co的核外电子排布为，位于第四周期Ⅷ族，属于d区，选C。 (7)同周期元素第一电离能随原子序数增大呈增大趋势，N的2p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于同周期相邻的O，因此顺序为。 (8)水杨醛的羟基H与醛基O间易形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛的羟基H易与另一分子的醛基O形成分子间氢键；从液态变为气态时，需要破坏分子间的作用力，使分子间的距离增大，所以含有分子间氢键的对羟基苯甲醛需要破坏范德华力和氢键，而水杨醛只需要破坏范德华力，因此水杨醛的沸点较低。 (9)该晶胞中C位于体心，Ni位于晶胞的6个面心，共6个Ni原子，6个Ni原子构成正八面体空隙，C填充在该空隙中。 (10)晶胞中Mg位于晶胞顶点，数目为，Ni位于晶胞面心，数目为，C位于晶胞体心，数目为1，晶胞总质量，晶胞边长，体积，因此密度。 $专题3 物质结构与性质 1 / 19 学科网（北京）股份有限公司 目录导航 01考点深研·知能分层突破——深挖高频考点，突破重点难点 考点01 原子结构和核外电子排布 考点02 元素周期表和元素周期律 考点03 化学键 考点04 分子的空间结构 考点05 分子的性质 考点06 配位化合物和超分子 考点07 晶体的结构 考点08 晶体的性质 02优题精练·专题实战通关——精选优质试题，强化实战应用 考点深研·知能分层突破 考点01 原子结构和核外电子排布 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 原子的构成 1．原子的构成 2．原子结构中微粒之间的关系 对于阳离子Xn＋：核外电子数＝______________________________＝__________； 对于阴离子Xm－：核外电子数＝______________________________＝__________。 3．微粒符号周围数字的含义 4．元素、核素、同位素 (1)元素、核素和同位素的关系： (2)同位素的特征 ①相同存在形态的同位素，化学性质____________，物理性质______。 ②天然存在的同一元素的各核素所占的原子百分数一般不变。 ③氢元素的三种核素 H：名称为______，不含中子； H：用符号______表示，名称为______或重氢； H：用符号______表示，名称为______或超重氢。 ④常见的重要核素及其应用 核素 235 92U 14 6C H(D) H(T) 18 8O 用途 用于制造______ 用于考古断代 (测定文物年代) 制______ 示踪原子 知识点2 原子结构模型 1．能层和能级 (1)核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。 (2)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 能级符号 各能级原子轨道数 各能层原子轨道数 最多容纳电子数 2．电子云和原子轨道 (1)电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的________分布的形象化描述。 (2)原子轨道 ①概念：量子力学把电子在原子核外的一个__________状态称为一个原子轨道。 空间运动状态种类＝__________数目 ②常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。 其中，s电子云轮廓图呈_____形、有_____种伸展方向；p电子云轮廓图呈______形、有____种伸展方向。 (3)电子的自旋 处于同一原子轨道的电子有两种不同的自旋状态，通常用“↑”和“↓”表示。 (4)能级或原子轨道的能量高低 ①1s____2s____2p____3s____3p____3d　②2s____2px____2py____2pz 3．原子光谱分析 (1)原子发射光谱 ①概念：原子在高温的作用下发射出复合光经过分光后得到的由一系列____________组成的光谱。 ②每一种元素的原子发射光谱都有各自确定的______谱线，这些谱线给出了原子核外电子在不同能级的分布、能级之间跃迁的概率等信息，由此建立和发展了原子结构理论。 ③原子发射光谱法是定性、定量分析和发现新元素的方法。 (2)原子吸收光谱 ①概念：通过______原子后的白光经过分光后得到的一系列____________。 ②原子吸收光谱分析法广泛应用于元素的______分析中。 知识点3 原子核外电子排布 1．基态原子核外电子的排布规则 (1)能量最低原理 ①能量最低原理是指原子核外电子在各原子轨道上的排布方式应使整个原子的能量处于______的状态。 ②核外电子的填充顺序——构造原理 以光谱学事实为基础，从氢开始，随__________递增，新增电子填入______的顺序称为构造原理，如图所示： ③由构造原理可知，从第三能层开始，不同能层的能级出现“交错现象”，如E(3d)>E(4s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等，即E(ns)<E[(n－2)f]<E[(n－1)d]<E(np)，其中n表示能层序数。 (2)泡利不相容原理：每个原子轨道最多只能容纳____个自旋状态不同的电子。 (3)洪特规则： ①当电子在能量相同的原子轨道上排布时，电子总是优先按____________的方式单独占据各个原子轨道，然后再配对。 ②当np、nd、nf能级上的电子处于半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)状态时，原子能量处于______状态。 (4)基态和激发态 原子中的电子按照这三条规则在各原子轨道上排布时，原子能量处于______状态，就是原子的基态。其余状态时原子的激发态。 如基态24Cr原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 3．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式(书写时，能层低的能级写在左侧，不能完全按构造原理顺序书写) 电子排布式是表示原子核外电子排布的一种式子。根据____________按能级进行排序，进而在ns、np、nd等符号的右上角用数字表示出该能级的______的数目。例如，基态Cu原子：__________________，其简化电子排布式：____________。 (2)价层电子排布式 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______的能级称为价电子层(简称价层)。Fe的简化电子排布式为____________，价层电子排布式为______。 (3)电子排布的轨道表示式(又称电子排布图) 用方框(或圆圈)表示_________；能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称______，“↑”或“↓”称______(或未成对电子)。箭头同向的单电子称自旋______。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．正确理解元素、核素和同位素的概念 (1)由于同位素的存在，核素的种数远大于元素的种类。 (2)同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大；同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。 (3)原子不一定都有中子，如H。 (4)质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。 (5)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素。 (6)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 (7)同位素是指同一元素的不同核素之间的关系，同素异形体是指同一元素的不同单质之间的关系，同分异构体是具有同分异构现象的化合物之间的关系。 区分时抓住概念的关键点——研究对象：同位素——原子，同素异形体——单质，同分异构体——化合物。 (8)只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量。 (9)HD、HT、DT、2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体，而是同位素之间形成的不同单质，它们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 2．原子轨道与能层、能级的关系 (1)第一能层(K层)只有s能级，有1个原子轨道；第二能层(L层)有s、p两种能级，有4个原子轨道；第三能层(M层)有s、p、d三种能级，共有9个原子轨道。 (2)同一能级的不同原子轨道具有相同的能量(如2px、2py、2pz的能量相同)。 (3)不同能层的形状相同的原子轨道具有的能量随能层序数(n)增大而升高，如能量：1s<2s<3s等。 3．书写电子排布式的常见错误与技巧 (1)常见错误 ①违反能量最低原理，如。 ②违反泡利原理，如或。 ③违反洪特规则，如。 ④不按能层排序书写，如1s22s22p63s23p64s23d6。 (2)书写技巧 ①同能级空轨道不能省略，如不能写成。 ②出现d(f)轨道时，电子按能级ns、(n-1)d顺序填充，但书写排列仍按能层排序，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。 4．电子数相等的微粒的判断方法 (1)常见10电子微粒 10电子微粒间的转化：若A、B、C、D均为10电子微粒，且它们之间存在如图转化： 图中的常见转化是NH＋OH－NH3↑＋H2O，即A为NH、B为OH－、C为NH3、D为H2O。 (2)常见18电子微粒 (3)质子数和核外电子数分别相等的两种微粒关系 ①可以是两种原子，如同位素原子。 ②可以是两种分子，如CH4、NH3等。 ③可以是两种带电荷数相同的阳离子，如NH、H3O＋。 ④可以是两种带电荷数相同的阴离子，如OH－、F－。 5．核外电子运动状态和核外电子的空间运动状态的判断 (1)原子核外电子的运动状态判断 ①描述原子核外电子运动状态有4个参数：能层、能级、原子轨道和自旋方向。 ②原子核外不同电子的运动状态不同，故核外电子的运动状态种类＝核外电子总数。 (2)原子核外电子空间运动状态判断 量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，空间运动状态种类＝原子轨道数目。 考点02 元素周期表和元素周期律 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 元素周期表 1．元素周期表的编排原则 (1)周期：把____________相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 (2)族：把____________相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 2．元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 (2)族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 Ⅷ族 第____________列，共______个纵列 0族 第______纵列 3．元素周期表的分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 知识点2 元素周期律 1．元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着____________的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是____________周期性变化的必然结果。 2．主族元素的原子结构和元素性质的变化规律 (1)原子结构的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核电荷数 逐渐______ 逐渐______ 电子层数 ______ 逐渐______　 (2)元素性质的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 金属性 逐渐______ 逐渐______ 非金属性 逐渐______ 逐渐______ 气态氢化物 的稳定性 逐渐______ 逐渐______ 第一电离能 呈______趋势 逐渐______ 电负性 逐渐______ 逐渐______ 注意：(1)影响原子半径的因素 ①能层数——能层数越多，原子半径越大； ②核电荷数——能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小(0族除外)。 (2)F无正价，O无最高正价。 3．电离能 (1)第一电离能：______基态原子失去一个电子转化为______基态正离子所需要的____________，符号：______，单位：____________。 (2)规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈______的趋势，其中第______族、第______族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐______。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易______电子，金属性______；反之金属性______。 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______，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为______。 ③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 4．电负性 (1)含义：表示元素的原子在化合物中____________能力的相对大小。元素的电负性越大，表示原子在化合物中____________的能力越强。 (2)标准：以氟的电负性为______作为相对标准，在此基础上得出其他元素的电负性。 (3)规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐______，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐______。 ②金属元素的电负性一般____________，非金属元素的电负性一般____________，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)应用 ①判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越____，金属元素的电负性越小，金属性越____； ②判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现_____价，电负性小的元素呈现_____价； ③判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为______键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为______键。 知识点3 元素金属性和非金属性强弱的判断 1．元素金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐______。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐______。 (2)根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性______，元素的金属性也______。 (3)根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性______。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性______。 (4)金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将_________的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn_____Cu。 (5)根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性______，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu____Fe。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐______。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐______。 (2)根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性______。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性______。 (3)非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将_________的非金属从其盐溶液或氢化物中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl____Br。 (4)根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性______，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 知识点4 元素“位—构—性”关系与元素的推断 1．元素的“位—构—性”关系 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下 2．“位－构－性”关系的应用 (1)结构与位置的关系 最外层电子数=______序数 电子层数=______序数 (2)结构与性质的关系 最外层电子数越少，电子层数越多→越易______电子，金属性越_____ 最外层电子数越多，电子层数越少→越易______电子，非金属性越_____ (3)位置、结构和性质的关系 重难突破・考向深研——要点提炼 1．元素周期表的结构 (1)碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 (3)根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (4)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (5)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (6)电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 2．元素周期表与原子结构的规律 (1)电子排布规律 ①最外层电子数为3～7的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 ②最外层为1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。 ③原子最外层比次外层电子多的元素一定位于第二周期。 ④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。 ⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 (2)化合价规律 ①主族元素的最高正化合价＝它所在的族序数＝最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价，非金属元素(H除外)的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 3．原子和简单离子半径的比较 (1)原子半径大小比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)，如：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)，如：r(H)＞r(H＋)； ③(低价阳离子)＞r(高价阳离子)，如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (3)离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(Na＋)；r(S2－)＞r(K＋)。 4．元素位、构、性推断关系中的四个关注 (1)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 (2)关注关键词“最高价”，根据元素的氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。 (3)关注关键词“最简单”“稳定性”，通过氢化物比较元素非金属性的强弱时，必须是最简单气态氢化物的稳定性，注意C、N等有多种氢化物，稳定性与熔、沸点无关。 (4)关注结构特点和特殊性质的描述，对核外电子排布特点(如价层电子排布、未成对电子、成对电子等)或物质特殊性质的描述往往是推断的突破口。 考点03 化学键 分子的空间结构 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 化学键 1．化学键 (1)定义：______的原子间的______的相互作用称为化学键。 (2)分类：化学键分为离子键、共价键和金属键。 2．离子键、共价键的比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 概念 带相反电荷______之间的相互作用 原子间通过_________所形成的相互作用 成键粒子 成键实质 共用电子对______任何一方原子 共用电子对______一方原子 形成条件 活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键；或者铵根离子与酸根离子之间形成离子键 ______元素原子之间成键 ______元素原子之间成键 形成的物质 离子化合物 非金属单质(稀有气体除外)；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或某些离子化合物 3．共价键及键参数 (1)共价键的本质和特征： 共价键是原子间通过____________所形成的相互作用，其特征是具有______和______。（氢气中s-sσ键无方向性） (2)分类 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 轨道“______”重叠 π键 轨道“______”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对______偏移 非极性键 共用电子对______偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有______共用电子对 双键 原子间有______共用电子对 三键 原子间有______共用电子对 (3)键参数 ①键能：指__________中1 mol化学键解离成__________所吸收的能量。键能的单位是________。键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值。 ②键长：构成化学键的两个原子的______。因此________决定化学键的键长，__________越小，共价键的键长越短。 键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越_____，表明共价键越______。 ③键角：指在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。多原子分子的键角一定，表明共价键具有______性。键角是描述分子___________的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。 4．离子化合物与共价化合物 项目 离子化合物 共价化合物 定义 含有______的化合物 只含有______的化合物 构成微粒 化学键类型 一定含有______，可能含有______ 只含有______ 物质类别 ①强碱 ②绝大多数盐 ③金属氧化物 ①含氧酸 ②弱碱 ③气态氢化物 ④非金属氧化物 ⑤极少数盐，如AlCl3 ⑥大多数有机物 知识点2 电子式 1．电子式 (1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子或离子的______电子，以简明地表示原子、离子的______的电子排布，这种式子称为电子式。 (2)原子和简单离子的电子式的书写方法 ①原子的电子式： 元素符号周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布。例如： 镁原子：______；碳原子：______；氧原子：______；氖原子：______。 ②简单阳离子的电子式： 简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，例如：Na＋、Li＋、Mg2＋、Al3＋等。 ③简单阴离子的电子式： 不但要画出最外层电子数，而且还应用“[　]”括起来，并在右上角标出“n－”以表示其所带的电荷。例如： O2-：______ F-：______ Cl-：______ S2-：______ (3)离子化合物的电子式 NaCl：____________ MgO：____________ Na2O：____________ MgCl2：____________ CaO：____________ K2S：____________。 (4)共价分子的电子式 H2：____________ H2O：____________ NH3：____________ O2：____________ N2：____________ CO2：____________ HClO：____________ CCl4：____________ H2O2：____________ (5)含共价键的原子团和离子化合物的电子式 OH-：____________ NH：____________ O：____________ NaOH：____________ NH4Cl：____________ Na2O2：____________ Ba(OH)2：____________。 (6)用电子式表示化合物的形成过程 ①离子化合物 如NaCl：______________________________。 ②共价化合物 如HCl：______________________________。 2．共价分子结构的表示方法——结构式 原子之间一条短线表示____________，这种表示共价键的式子称为结构式。 分子 HCl Cl2 H2O NH3 CH4 电子式 结构式 知识点3 化学键对物质性质的影响 1．物质的溶解或熔化与微粒间作用力变化的关系 (1)离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，______被破坏。 (2)共价化合物的溶解过程 ①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，生成物发生电离，其分子内共价键被破坏，如_________等。 ②有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如____________等。 ③某些共价化合物溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，而破坏分子间作用力，如____________等。 ④某些非金属或共价化合物熔化时破坏分子间作用力或氢键，如I2熔化破坏____________，而冰融化主要破坏______。 (3)单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的______被破坏，如Cl2、F2等。 2．化学键对物质性质的影响 (1)对物理性质的影响 ①金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度_____、熔点_____，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。 ②NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也______。 (2)对化学性质的影响 ①N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2性质很______。 ②H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易______。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．化学键类型与物质类别的判断 除稀有气体中没有化学键外，其他物质都存在化学键。 化学键与物质的类别之间的关系可概括为： (1)只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如SiO2、HCl、CH4等。 (2)只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如Cl2、P4、金刚石等。 (3)既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如H2O2、C2H4等。 (4)只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。 (5)既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。 (6)仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。 (7)金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。 2．化学键的易错点 (1)物质中并不一定都存在化学键，如He等稀有气体分子。 (2)离子键中的“静电作用”既包括静电吸引力又包括静电排斥力。 (3)由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键，如AlCl3中Al—Cl键为共价键。两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。 3．电子式书写要点 (1)同一原子的电子式不要既用“·”又用“×”表示；在化合物中“·”或“×”最好也不要混用(若特殊需要可标记)，可将电子全部标成“·”或“×”。 (2)单一原子形成的简单阳离子，其离子符号就是该阳离子的电子式，如Al3＋就可以表示铝离子的电子式。“[　]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。 (3)在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是相隔的，即不能将两个阴离子或两个阳离子写在一起。 (4)不要漏写未成键的电子，如N2写成N⋮⋮N是错误的。 (5)不要弄错原子间的连接，如HClO分子中H与O相连。 (6)在用电子式表示物质形成的过程时，由于不是化学方程式，所以不能出现“===”。“―→”前是原子的电子式，“―→”后是物质的电子式。 4．共价键的类型的判断 (1)σ键与π键的判断方法 ①依据轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。 ②依据单、双键进行判断：共价单键全是σ键，共价双键中含有一个σ键一个π键；共价三键中含有一个σ键和两个π键。 ③依据强度方式判断：σ键的强度较大，较稳定。π键活泼，比较容易断裂(注意：N≡N中的π键强度较大)。 ④由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 ⑤σ键的数目＝单键数＋双键数＋三键数＋配位键数(配位键为σ键)。 ⑥π键的数目＝双键数＋三键数×2。 (2)极性键与非极性键的判断 ①看形成共价键的两原子：不同种元素的原子之间形成的是极性共价键；同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。 ②看电子对的偏移：共用电子对有偏移的为极性键，无偏移的为非极性键。 ③看电负性：成键原子电负性不同，即不同种元素形成的为极性键。 考点04 分子的空间结构 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 分子空间结构的分析——杂化轨道理论 1．杂化理论要点 (1)只有能量______的轨道才能杂化(如ns、np)。 (2)原子轨道的杂化只有在形成______的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。 (3)杂化前后轨道数目______。 (4)杂化后轨道的__________________发生改变。 (5)杂化结果：成键数目有些会增多，比如C原子通过杂化最多形成4个共价键；成键更加稳定，sp杂化轨道是不对称哑铃形，以“大头”通过头碰头方式(重叠程度更高)形成σ键，共价键一般更加稳定。 2．杂化轨道三种类型 (1)sp杂化轨道：由__________和__________杂化而成，杂化轨道间的夹角为______，呈______，如BeCl2。 (2)sp2杂化轨道：由__________和__________杂化而成，杂化轨道间的夹角为______，呈____________，如BF3。 (3)sp3杂化轨道：由__________和__________杂化而成，杂化轨道间的夹角为______，呈____________，如CH4。 3．杂化轨道类型与分子(或离子)空间结构的关系 分子(或离子)(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子(或离子)的空间结构 实例 AB2 0 BeCl2 1 SO2 2 H2O AB3 0 BF3 1 NH3 AB4 0 CH4 杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角______。 知识点2 分子空间结构的预测——价层电子对互斥理论 1．理论要点 (1)价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力______，体系的能量______。 (2)孤电子对排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角______。 2．价层电子对数的计算(以ABn型分子为例) A的价层电子对数＝n+(a－nb) n：σ键电子对数，孤电子对数＝(a－nb) ①a表示中心原子的____________。 对于主族元素：a＝________________________。 对于阳离子：a＝______________________________。 对于阴离子：a＝______________________________。 ②n表示与中心原子结合的______。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为_____，其他原子＝__________________。如氧和氧族元素中的S、Se等均为_____，卤族元素均为_____)。 3．VSEPR模型与分子(或离子)空间结构的关系 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 VSEPR 模型名称 分子(或离子) 空间结构 实例 2 2 0 直线形 BeCl2 3 3 0 三角形 BF3 2 1 SO2 4 4 0 四面体形 CH4 3 1 NH3 2 2 H2O 4．键角大小的比较方法 (1)杂化类型不同：键角sp_____sp2_____sp3。 (2)杂化类型相同 ①孤电子对数越多，键角越小，如H2O_____NH3_____CH4 ②孤电子对数相同，中心原子电负性越大，键角越大，如H2O_____H2S ③孤电子对数相同，中心原子相同，配位原子电负性越大，键角越小，如NF3_____NCl3 (3)在同一分子中，π键电子斥力大，键角______。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．利用VSEPR理论判断分子(或离子)空间结构的易错点 (1)VSEPR模型反映中心原子的价层电子对的空间结构，而分子(或离子)的空间结构是指σ键电子对的空间结构，不包括孤电子对。 (2)VSEPR模型和分子的空间结构不一定相同，还要看中心原子是否有孤电子对，若不含孤电子对，二者空间结构相同，否则不相同。 (3)根据VSEPR模型判断分子(或离子)的空间结构时，要略去孤电子对。 2．推测分子(或离子)的空间结构的步骤 (1)VSEPR模型反映中心原子的价层电子对的空间结构，而分子(或离子)的空间结构是指σ键电子对的空间结构，不包括孤电子对。 (2)VSEPR模型和分子的空间结构不一定相同，还要看中心原子是否有孤电子对，若不含孤电子对，二者空间结构相同，否则不相同。 (3)根据VSEPR模型判断分子(或离子)的空间结构时，要略去孤电子对。 3．运用价层电子对互斥模型比较键角的基本方法 比较方法 具体规律 比较中心原子价层电子对数 中心原子价层电子对数越少，键角越大 比较中心原子的孤电子对数 中心原子价层电子对数相同时，孤电子对数越多，排斥力越大，键角越小 比较中心原子的电负性 同主族元素形成的化合物，中心原子的电负性越大，键角越大 比较成键原子的电负性 当中心原子相同时，成键原子的电负性越大，键角越小 考点05 分子的性质 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 分子的结构与物质性质的影响 1．分子的极性 (1)极性分子和非极性分子 非极性分子：分子的正、负电荷重心______； 极性分子：分子的正、负电荷重心______，分子内存在正、负极。 (2)分子的极性判断 ①双原子分子的极性与共价键的极性______。 ②多原子分子的极性不仅与共价键的极性有关，还与分子的____________有关。当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是______分子，否则是______分子。 (3)“相似相溶”规则 非极性溶质一般能溶于______溶剂，极性溶质一般能溶于______溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度______。 2．分子的手性 (1)手性分子和对映异构体 ①手性：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为______，却在三维空间里____________的特征称为手性。 ②手性分子：具有_____的分子。 ③对映异构体：互为实物和镜像，不能_________的分子互称为对映异构体。 (3)不对称碳原子 在有机物分子中，连有四个______的原子或原子团的碳原子。分子的手性主要是由分子中的不对称碳原子引起的。 3．分子结构对物化学性质的影响 (1)同分异构体的性质 同分异构体______相同、_________不同，常常表现出不同的化学性质。 (2)键的极性对羧酸酸性的影响 键的极性对羧酸酸性的影响通过改变羧基中羟基的______而实现的，羧基中羟基的极性越大，越______电离出H＋，则羧酸的酸性______。 ①与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性______，则羧酸的酸性______。 ②烷基是推电子基团，从而______羟基的极性，导致羧酸的酸性______。一般地，烷基越长，推电子效应______，羧酸的酸性______。 知识点2 分子间作用力 1．范德华力 (1)定义及实质：分子间普遍存在作用力称为范德华力，其实质是______作用。 (2)特征：范德华力很弱，比化学键的键能____________数量级。 (3)对物质性质的影响： ①范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点______，硬度______； ②一般来说，____________相似的物质，随着____________的增加，范德华力逐渐______。 2．氢键 (1)定义：氢键是由已经与______很大的原子形成共价键的_____原子(如水分子中的氢)与另一个______很大的原子(如水分子中的氧)之间的______。 氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，比化学键的键能____________数量级。 (2)表示方法：通常用X—H…Y—表示氢键，其中X、Y为N、O、F，“—”表示的______，“…”表示形成的______。 (3)氢键的类型 氢键分为______氢键和______氢键。 (4)氢键对物质性质的影响： ①氢键对物质熔、沸点的影响 a．存在着分子间氢键的物质一般具有______的熔点和沸点。 b．能形成分子内氢键的物质的熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的_____。如邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点______邻羟基苯甲醛的熔、沸点。 ②氢键的存在引起密度的变化 由于水分子之间的氢键，水结冰时体积变大而密度______；冰融化成水时，体积变小而密度______；在接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而相互“缔合”，形成“缔合分子”，导致这种水蒸气的相对分子质量比用化学式H2O计算出来的相对分子质量______。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．分子极性与共价键的极性的关系 2．分子间作用力对物质性质的影响 考点06 配位化合物和超分子 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 配位化合物 1．配位键 (1)定义： 由一个原子单方面提供_________，而另一个原子提供______而形成的共价键，是一类特殊的共价键。 (2)表示：配位键也是一种共价键，例如，NH可表示为____________，在NH中，有1个N—H形成过程与其他3个N—H形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就___________。 2．配位化合物 (1)概念：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些____________(称为配体或配位体)以______结合形成的化合物。 (2)组成(以[Cu(NH3)4]SO4为例) ①中心原子(或离子)：提供______的原子(或离子)，一般是带正电的阳离子，过渡金属离子最常见。 ②配体：配体可以是阴离子，如X－(卤素离子)、OH－、SCN－、CN－等；也可以是中性分子，如H2O、NH3、CO等。 ③配位原子：配体中提供__________的原子，如NH3中的N原子、H2O分子中的O原子。 ④配位数：同中心原子(或离子)配位的原子的数目，如[Cu(NH3)4]2＋的配位数为4。 ⑤配合物的内界和外界 a．①有的配合物没有外界。如五羰基合铁Fe(CO)5、四羰基合镍Ni(CO)4。 b．②有的配合物有多种配体。如[Cu(NH3)2(H2O)2]SO4、[Co(SO4)(NH3)5]Br、[Co(NH3)5Br]SO4。 (3)配合物的稳定性 配合物具有一定的稳定性。配合物中的配位键越强，配合物越______。 当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关。 (4)配合物的空间结构 ①配合物的中心原子或离子、配体种类和数目不同，空间结构不同。如[Ag(NH3)2]+是______形，[Zn(NH3)4]2＋是__________形，[Co(NH3)6]3+是__________形。 ②顺反异构：具有两种或两种以上配体的配合物，若配体在______的排列方式不同，能形成不同结构的配合物。 知识点2 超分子 1．超分子 (1)概念：两种或两种以上的化学物质，通过____________相互作用所形成的复杂有序且具有特定功能的分子集合体。 (2)特征：超分子具有明确的微观结构和宏观特征，其框架结构可以通过______和晶体____________等方法进行分析测定。 (3)作用力：范德华力、疏水作用、氢键等___________的弱相互作用是构筑超分子体系的基本作用力。 2．超分子化学 (1)概念：超分子化学是在__________层次的化学，是以多种分子间弱相互作用为基础，研究超分子—分子组装体的化学分支学科。 (2)研究内容：分子识别、分子自组装、超分子催化和超分子器件等。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．配合物的判断方法 (1)配位数就是配位体中与中心原子(或离子)成键的配位原子的总数。 (2)若是由单齿配体(1个配体提供1个配位原子)形成的配合物，中心原子(或离子)的配位数＝配位体的数目。 (3)若是由双齿配体(1个配体提供2个配位原子)形成的配合物，中心原子(或离子)的配位数＝配位体的数目×2。 考点07 晶体的结构 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 晶体常识 1．物质的聚集状态 (1)物质的聚集状态除了固态、液态、气态，还有______、______以及介乎______和______之间的塑晶态、液晶态等。 (2)等离子体是由______、______和____________(分子或原子)组成的整体上呈______性的气态物质，具有良好的导电性和流动性。 (3)离子液体是熔点不高的仅由______组成的液体物质。 (4)液晶是介于______和______之间的物质状态。既具有液体的流动性、黏度、形变性，又具有晶体的导热性、光学性质等。 2．晶体的特性 (1)晶体的自范性：在适宜的条件下，晶体能够自发呈现封闭的、规范的几何多面体外形。其本质是晶体中的原子、分子和离子等微粒在三维空间呈现____________。 (2)晶体的各向异性：晶体在不同方向上具有______的物理性质，如导电性、导热性、硬度、解理性等。 3．晶体与非晶体比较 晶体 非晶体 结构特征 微粒在三维空间里呈___________排列 微粒排列___________ 性质特征 自范性 熔点 异同表现 4．晶胞 (1)定义：晶胞是描述晶体结构中基本的_______，是从晶体中“截取”出来的具有代表性的最小重复单位。 (2)晶体与晶胞的关系： 晶体可以看作由数量巨大的晶胞在三维空间____________构成。 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何______。 ②并置：所有晶胞都是____________、取向相同。 (3)形状：一般而言晶胞都是平行六面体。 5．晶胞组成的计算——均摊法。 (1)原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是______。 (2)平行六面体晶胞中不同位置的粒子数的计算。 顶角：同为______个晶胞共有，______粒子属于该晶胞； 棱上：同为______个晶胞共有，______粒子属于该晶胞； 面上：同为______个晶胞共有，______粒子属于该晶胞； 内部：整个粒子都属于该晶胞。 (3)非长方体晶胞中不同位置的粒子数的计算 三棱柱 六棱柱 (4)几种典型晶胞结构 晶胞模型 配位数 晶胞中 粒子个数 晶胞棱长(a)与 粒子半径(r)关系 知识点2 典型晶体的结构 1．典型的离子晶体——NaCl、CsCl、CaF2 (1)NaCl晶体 ①Na＋的配位数为_____，Cl－的配位数为_____ ②与Na＋(Cl－)等距离且最近的Na＋(Cl－)有______个 ③每个晶胞中有_____个Na＋和_____个Cl－ ④每个Cl－周围的Na＋构成____________结构 (2)CsCl型： ①在CsCl晶体中，Cs＋的配位数为_____，Cl－的配位数为_____ ②每个Cs＋与_____个Cs＋等距离且最近，每个Cs＋与_____个Cl－等距离且最近 (3)CaF2型： ①Ca2＋的配位数为______，F－配位数为______ ②每个晶胞含______个Ca2＋，______个F－ 3．典型的分子晶体——干冰和冰 (1)干冰 ①干冰中的CO2分子间只存在________，不存在______。 ②每个晶胞有______个CO2分子，______个原子。每个CO2分子周围有______个紧邻分子，密度比冰的______。 (2)冰晶体 每个水分子与相邻的______个水分子以氢键相连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成_____ mol氢键。 3．典型的共价晶体——金刚石、二氧化硅 (1)金刚石和二氧化硅晶体结构模型比较 结构模型 晶胞 金刚石 二氧化硅 (2)金刚石和二氧化硅结构特点分析比较 金刚石 a．碳原子采取______杂化，键角为______ b．每个碳原子与周围紧邻的______个碳原子以共价键结合成__________结构，向空间伸展形成空间网状结构 c．每个金刚石晶胞中含有______个C原子 d．1mol金刚石晶体中含C—C键数目为______ 二氧化硅 a．Si原子采取______杂化，正四面体内O—Si—O键角为______ b．每个Si原子与_____个O原子形成_____个共价键，Si原子位于正四面体的中心，O原子位于正四面体的顶点，同时每个O原子被______个硅氧正四面体共用，晶体中Si原子与O原子个数比为______ c．1 mol SiO2晶体中含Si—O数目为______ d．每个SiO2晶胞中含有______个Si原子和______个O原子 4．混合型晶体——石墨晶体 ①层内碳原子通过______杂化轨道以______形成____________结构。每个碳原子有一个与碳环平面垂直的2p轨道，含有一个未成对电子，形成______键，电子可以在层内自由运动。 ②层与层之间以____________相结合。 ③石墨晶体中C原子数与C—C数之比为______，即12 g石墨晶体中含______个C—C共价键。 ④石墨的典型物理性质是导电性、润滑性和高熔、沸点，其熔点比金刚石的还高。 知识点3 晶胞参数及计算 1．晶胞参数 晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和3组棱相互间的夹角α、β、γ，即晶格特征参数，简称晶胞参数。 2．原子分数坐标 (1)定义：以单位长度建立的坐标系来表示晶胞中各原子的位置。 (2)原子分数坐标的确定方法 ①依据已知原子的坐标确定坐标系取向。 ②一般以坐标轴所在正方体的棱长为1个单位。 ③从原子所在位置分别向x、y、z轴作垂线，所得坐标轴上的截距即为该原子的分数坐标。 说明：这里的“原子”是泛指，即形成晶体的微粒、还包括阴、阳离子等。例如，图中原子1的坐标为，则原子2和3的坐标分别为、。 3．空间利用率 空间利用率=×100%。 将原子（离子）设想为一个球，依据1个晶胞内所含原子（离子）数目计算原子（离子）的体积，再确定晶胞的体积，即可计算晶胞的空间利用率。 4．宏观晶体密度与微观晶胞参数的关系 假设某晶体的晶胞如右图所示： 以M表示该晶体的摩尔质量，NA表示阿伏加德罗常数，N表示一个晶胞中所含的微粒数，a表示晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，计算如下： 重难突破・考向深研——要点提炼 1．晶体和非晶体的认识误区 (1)具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃。 (2)晶体与非晶体的本质区别是晶体有自范性，非晶体无自范性。 (3)同一物质可以是晶体，也可以是非晶体，如水晶和石英玻璃。 (4)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(非晶体)可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观、对称的外观。 (5)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。 (6)晶体不一定都有规则的几何外形，如玛瑙。 2．确定晶胞中粒子配位数的方法 (1)晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的粒子是同种原子(或分子)，则某个原子(或分子)的配位数是指与该原子(或分子)等距离且最近的原子(或分子)的数目。 (2)离子晶体的配位数：是指某个离子周围等距离且最近的带异种电荷离子的数目。 3．确定晶体的化学式的解题步骤 在使用均摊法计算晶胞中的微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心的微粒依次被6、3、4、2个晶胞所共有。 4．常见共价晶体的结构特点 (1)在金刚石、晶体硅、碳化硅中，C、Si均采用sp3杂化。 (2)金刚石晶体中每个C参与了4个C—C的形成，而在每个键中的贡献只有一半，故C原子个数与C—C的个数之比为1∶＝1∶2。即1 mol(12 g)金刚石中含有C—C共价键数为2NA。 (3)SiO2晶体的结构相当于将金刚石中的C原子全都换为Si原子，同时在每两个Si原子中心连线的中间添加一个O原子，在晶体中只存在Si—O，不存在 Si—Si 和O—O。 (4)金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等共价晶体中的成键数目： ①金刚石(或晶体硅)中，1 mol C(或Si)形成2 mol C—C(或Si—Si)； ②碳化硅晶体中，1 mol SiC形成4 mol C—Si； ③SiO2晶体中，1 mol SiO2晶体中有4 mol Si—O。 考点08 晶体的性质 基础梳理・自主夯基——核心背记 知识点1 四种晶体类型的比较 　　 类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 粒子间的相互作用力 硬度 有的很大，有的很小 熔、沸点 有的很高，有的很低 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 一般不导电，溶于水后有的导电 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体______，水溶液或熔融态______ 知识点2 四种晶体类型的比较 1．不同类型晶体的熔、沸点 (1)一般共价晶体的熔、沸点______，分子晶体的熔、沸点______。离子晶体和金属晶体要根据物质构成粒子间的作用力大小判断，但一般介于上述两者之间。如SiO2______NaCl______干冰。 (2)有的离子晶体熔点很高，如MgO。 (3)有的金属晶体的熔点很高，如W、Cr等，有的金属晶体的熔点很低，如汞、Na、K等。 2．同类晶体的熔沸点比较方法 (1)离子晶体： 一般地，化学组成、结构相似的晶体，离子所带电荷越多、半径越小，离子键______，熔、沸点______。如KF>KCl>KI；CaCl2>KCl。 (2)共价晶体： 共价晶体结构相似时，原子半径越小，键长越短，键能______，熔、沸点______。如金刚石_____碳化硅_____晶体硅。 (3)金属晶体： 金属晶体的核电荷数越多，原子半径越小，价电子数越多，则金属键______，熔、沸点______。如Al____Mg____Na____K。 一般合金的熔、沸点比其各成分金属的熔、沸点______。 (4)分子晶体： ①比较分子晶体的熔、沸点，要先看是否有氢键形成，若形成分子间氢键，熔、沸点______，若形成分子内氢键，则熔、沸点______。 ②对于分子晶体，组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，分子间作用力______，晶体的熔、沸点______。如CI4_____CBr4____CCl4____CF4。 ③组成相似且相对分子质量相近的物质，分子的电荷分布越不均匀，范德华力______，其熔、沸点就______，如熔、沸点：CO____N2。 ④在同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点就______，如沸点：正戊烷____异戊烷____新戊烷。 重难突破・考向深研——要点提炼 1．判断晶体类型的两种常用方法 (1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断 由阴、阳离子形成离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键形成的晶体为金属晶体。 (2)依据晶体的熔点判断 不同类型晶体熔点的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。 2．晶体熔、沸点比较的解题思维流程 注意：不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律为共价晶体>离子晶体>分子晶体，但不是绝对的，如氧化铝的熔点大于晶体硅的。 优题精练·专题实战通关 1．（26-27高三上·上海浦东新·阶段检测）云南铜矿资源储量丰富，历史上就是中国著名的产铜地之一，清朝自雍正五年至宣统三年的185年间，铸币所需铜料从云南经大规模水陆联运至北京，史称“滇铜京运”。乾隆、嘉庆年间云南铜产量占全国产量的95%，因此云南曲靖市会泽县又称“钱王之乡”。 (1)基态Cu原子的价层电子排布式为_________，Cu在元素周期表中的位置为___________________。 (2)铜是人类最早进行冶炼和使用的金属材料。工业上通常根据金属元素_________选择其冶炼的方法。 A．在地壳中的含量 B．正离子的氧化性 C．原子的价层电子数 D．单质的熔点 (3)清代铜币主要是铜锌合金，如康熙通宝实测平均含铜64.2%、锌31.5%。铜锌合金的熔点通常在900~940℃之间，试判断纯铜的熔点应_________。 A．低于900℃ B．900~940℃ C．高于940℃ D．无法确定 (4)黄铜矿是工业炼铜的重要原料之一，主要成分是，晶胞结构及晶胞参数如下图1所示，其密度为_________(用计算式表示；阿伏加德罗常数的值用表示，，的摩尔质量为)。下图2所示结构单元不能作为晶胞的原因是_____________________。 由于火法处理硫化物矿石过程中会生成，造成大气污染，因此近年来湿法炼铜有了很大的发展。湿法炼铜的主要过程是浸出、萃取、电积。 (5)浸出工序中，首先将铜矿粉碎，然后加入硫酸或氨水等化学试剂进行酸性或碱性浸出，通过搅拌、加热等手段促进铜矿石发生反应，使铜元素转移至溶液中。请配平下列黄铜矿碱性浸出的反应方程式。 _________________________ (6)萃取工序是利用萃取和反萃操作，将含铜浓度较低的浸出液进行浓缩(富集)，获得达到电积工序所需浓度的硫酸铜溶液。离子液体[]可用于萃取分离铜离子，该离子液体中存在的作用力有___________。 A．配位键 B．离子间静电作用 C．氢键 D．金属键 (7)上题中离子液体中各元素电负性最大与最小的元素分别是_________。 A．O、C B．N、H C．O、H D．S、H 2．（26-27高三上·上海浦东新·开学考试）金属镓（）与铝同主族，镓在电子工业中有广泛应用，被誉为“电子工业的脊梁”。砷（）与镓同周期。 (1)基态原子的电子排布式为__________。 (2)基态原子的价电子轨道表示式为__________________。 (3)有两种稳定同位素，其中的丰度为、的丰度为，则元素的近似相对原子质量为__________。 (4)下列比较中正确的是__________。（不定项） A．酸性： B．原子半径： C．第一电离能： D．单质还原性： (5)砷化镓是新型半导体材料。如图所示，其晶体结构与金刚石相似，则砷化镓的化学式为__________。 (6)上述晶体结构中，与As原子最近且等距离的As原子数为_____个。 A．4 B．6 C．8 D．12 (7)已知氮化硼与砷化镓晶体结构相似。氮化硼的熔点（）高于砷化镓（），原因是 __________________________________________________________________________________。 的熔点只有，能形成多种配合物。 (8)可与形成配合物，该配合物中与形成配位键的原子是_________。 (9)在时，以二聚体（）的形式存在，则、中原子的杂化方式分别为__________、__________。 3．（26-27高三上·上海虹口·阶段检测）铁元素在人体健康、生产生活以及新材料研发中有着重要的应用。 Ⅰ．血红素是由中心Fe2+与配体卟啉衍生物结合成的大环配位化合物，其结构如图所示： (1)态Fe原子的价电子轨道表示式为_______________。 (2)元素C、N、O、Fe中，第一电离能最大的是_______________。 A．C B．N C．O D．Fe (3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。1 mol血红素中通过螯合作用形成的配位键的数目为_______________。 Ⅱ．卟啉是含有平面共轭大环结构的有机分子，结构如图。 (4)该卟啉分子中，N(1)、N(2)的杂化方式分别为______。 A．sp2  sp2 B．sp  sp2 C．sp2  sp3 D．sp  sp3 (5)该卟啉分子在酸性环境中配位能力会减弱，原因是___________________________。 (6)由Fe原子核形成的三种微粒，电子排布式分别为： ①    ②    ③； 关于这些微粒的叙述，正确的是_______________。(不定项) A．微粒半径：③＞②＞① B．电子排布属于基态原子(或离子)的是：①② C．电离一个电子所需最低能量：①＞②＞③ D．③的核外电子有16种空间运动状态 (7)某晶体FexNy的晶胞如下图1所示，Cu可以完全取代该晶体中a位置Fe或b位置Fe，FexNy转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示。 其中相对不稳定的Cu替代型产物的化学式为_______________。 (8)图1是Fe3O4晶体结构的一个单元。Fe3O4晶胞可看作是由4个这种单元按图2堆积而成。则1个Fe3O4晶胞中有_______________个O2-，代表_______________(填微粒符号)。已知：Fe3O4晶胞棱长为apm，NA为阿伏加德罗常数的值，则该Fe3O4晶体的密度为____________g/cm3()。 4．（25-26高三上·上海·阶段检测）铁及其化合物在生产生活中有着广泛的应用。 (1)关于铁元素的认识，正确的是______。(不定项) A．能存在于人体的血红蛋白中 B．是地壳中含量最多的金属元素 C．单质是人类最早使用的金属 D．生铁和钢都属于铁合金 (2)在元素周期表中，位于第_______周期_______族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为_______。 (3)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮肥。 ①元素C、N、O中，第一电离能最大的是_______，电负性最大的是_______。 ②1mol尿素分子中，含有______个π键。 ③NO的空间结构是_____。 A．平面三角形   B．三角锥形   C．四面体形   D．角形 ④八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与Fe3+配位的原子是_____。 A．氮原子   B．氧原子   C．碳原子   D．氢原子 (4)Fe、Co、Ni三种元素二价氧化物的晶胞类型相同，其熔点最高的是_______。 A．FeO    B．CoO     C．NiO (5)α−Fe可用作合成氨催化剂、其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为apm)。 ①α−Fe晶胞的密度为________________g·cm−3(1pm=10−10cm，设NA为阿伏加德罗常数)。 ②研究发现，α−Fe晶胞中阴影所示m、n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有Fe原子个数越多，催化活性越低。m、n截面中，催化活性较低的是_______，该截面单位面积含有的Fe原子为_______个/pm2。 5．（25-26高三上·上海·期中）石灰氮在农业上主要作肥料、农药和土壤改良剂。回答下列问题： (1)用石灰氮与过热水蒸气反应可以制备氨气，分子中N原子的杂化方式为________________，分子的VSEPR模型名称为________________。 (2)石灰氮在酸性土壤中可转化为氨基氰。氨基氰分子中σ、π键的数目之比为_______，氨基氰易溶于水，其原因有________________。 (3)氨基氰可水解生成尿素。其组成元素中，C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为________________(填元素符号)。 石灰氮可由电石与反应制得：。 (4)关于石灰氮及其相关物质，下列说法正确的是________________(不定项)。 A．制备石灰氮的反应：中，是还原剂 B．氨基氰分子中所有原子一定共平面 C．石灰氮晶体中存在离子键、极性共价键和非极性共价键 D．石灰氮摩尔质量是 (5)的电子式为________________。 (6)的晶胞与NaCl相似，但由于的结构导致晶胞沿一个方向拉长，其晶胞参数如图所示。则每个周围距离最近且等距离的有________________个，晶体密度为________________(为阿伏加德罗常数的值)。 6．（25-26高三上·上海·期中）金属材料是现代工业基石，从建筑交通到科技国防，无处不在，支撑人类文明发展。 (1)金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。镍在元素周期表中的位置______，基态的价层电子排布式为______。 (2)、晶体类型及晶胞与相同。回答下列问题： (i)晶胞结构中的配位数为______。 A．4        B．6        C．8        D．12 (ii)已知、的离子半径分别为69 pm、78 pm，则熔点______。 丁二酮肟常用于检验：在稀氨水介质中，丁二酮肟与反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。 (3)该沉淀中C原子的杂化类型为______。 (4)该沉淀中非金属元素电负性最大的是______。 A．H B．C C．O D．N (5)镍基磁性形状记忆合金是并有热弹性马氏体相变和铁磁性转变的新型功能材料，其晶胞结构如图所示（均位于面上）。与原子最近的原子有______个；晶体密度为______（列出含a、b、的计算表达式，表示阿伏加德罗常数的值）。 复兴号高铁车体材质用到了、等元素。的一种配合物的化学式为。 (6)与原子配位时，原子提供______。 (7)上述配合物中原子的配位数为______，中键与键数目之比为______。 7．（25-26高三下·上海·阶段检测）铁(Fe)、钴(Co)、镍(Ni)是第四周期第Ⅷ族元素，称为铁系元素，相关化合物在科研及生产生活中应用广泛。 与邻二氮菲(phen)生成稳定的橙红色邻二氮菲亚铁离子，可用于的测定，邻二氮菲的结构简式如图所示。 (1)中，存在的化学键有_______。(不定项) A．配位键 B．离子键 C．π键 D．氢键 (2)用邻二氮菲测定浓度时应控制pH为2-9的适宜范围，请解释原因：___________。 (3)补铁剂中易变质，请从原子结构角度解释其原因___________。 (4)的结构如图所示，键角1、2、3由大到小的顺序为___________； A．3>2>1    B．1>2>3    C．3>1>2    D．1>3>2 加热时更易失去的水分子是___________(填“①”或“②”)。 (5)铁与高温水蒸气反应能产生一种黑色固体，写出化学方程式___________。 能与水杨醛缩对氯苯胺形成具有发光性的配合物，水杨醛缩对氯苯胺制备反应方程式如图： (6)Co元素在周期表中属于___________区。 A．s B．p C．d D．f (7)水杨醛缩对氯苯胺中C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为___________。 (8)水杨醛()的沸点为197℃，它的同分异构体对羟基苯甲醛()的沸点为246.6℃，请从结构角度解释二者沸点差异的原因___________。 金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。某含Ni、Mg和C三种元素的晶体具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示： (9)C原子填充在由___________个Ni原子构成的___________空隙中。 (10)该晶胞的边长为a nm，阿伏加德罗常数为，则该晶体的密度为___________g·cm-3。 $