课时1 原子结构与性质
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1．了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
考点一 原子核外电子排布原理
1．能层、能级与原子轨道
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高
(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s) 原子轨道 s 轨道形状 球形 轨道个数 1 p 纺缍形 3 ———————————[特别提醒]————————— 第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级；第三能层(M)，有s、p、d三种能级；s能级上只有一个原子轨道，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，d能级上有五个原子轨道，各能级上的原子轨道具有相同的能量。 2．基态原子核外电子排布的三个原理 (1)能量最低原理：电子尽先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。 如图为构造原理示意图： ———————————[特别提醒]————————————————— 能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。 (2)泡利原理 在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋状态相反。 (3)洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，并且自旋状态相同。 洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。 3．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写 (1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为：[Ar]3d104s1。 (2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。 (3)电子排布图(轨道表示式)： 用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如：S： 核外电 子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。 4．基态原子、激发态原子和原子光谱 (1)基态原子：处于最低能量的原子。 (2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (3)原子光谱：①当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，释放一定频率的光子，这是产生原子光谱的原因。 ②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 探究思考 1．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式 原子 N Cl Ca Fe 电子排布式 1s22s22p3 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p64s2 1s22s22p63s23p63d64s2 简化电子排布式 [He]2s22p3 [Ne]3s23p5 [Ar]4s2 [Ar]3d64s2 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 [Ar]3d104s1 2.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因？ 提示 26Fe 价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为 3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。 【示例1】 (高考题汇编)(1)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。(2013·新课标Ⅰ，37(1)) (2)可正确表示原子轨道的是( )。(2012·浙江自选，15(1)) A．2s B．2d C．3px D．3f (3)[2011·山东理综，32(1)改编]氧是地壳中含量最多的元素。氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。 思维启迪 根据核外电子排布规律进行判断。 解析 (1)基态Si原子中，有14个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，电子占据的最高能层符号为M。该能层具有的原子轨道数为1个s轨道，3个p轨道，5个d轨道。 (2)第2能层中没有d轨道，第3能层中没有f轨道。 (3)氧元素基态原子的核外电子排布图为对电子数为2个。 答案 (1)M 9 4 (2)AC (3)2 故未成 【示例2】 (高考题汇编)(1)Ni2＋的价层电子排布图为________。(2013·新课标Ⅱ，37(1)改编) (2)基态铜原子的核外电子排布式为________。(2013·福建，31(2)②) (3)Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为________。(2012·新课标，37(3)) (4)基态B原子的电子排布式为________。(2011·新课标，37(2)) 思维启迪 看清题目要求，认真分析规范作答。 解析 (1)Ni原子的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，Ni2＋的价电子排布式为3d8，画出原子轨道图。(2)Cu为29号元素，注意全充满更稳定。 (3)Se位于第四周期，与S的原子序数相差18，故其原子序数为34。由于其核外M层有18个电子，故M层的电子排布式为3s23p63d10。 答案 (1) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ (2)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (3)34 3s23p63d10 (4)1s22s22p1或[He]2s22p1 1．(1)写出基态(Ga)原子的电子排布式________；(2012·浙江自选，15(2)) (2)Ni原子的核外电子排布式为________；(2010·海南化学，19－Ⅱ(1)) (3)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为________；(2011·海南化学，19－Ⅱ(4)) (4)原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2。T的基态原子外围电子(价电子)排布式为________________，Q2＋的未成对电子数是____________。 (2010·福建理综，30(2)) 解析 (3)Cu原子价电子排布式为：3d104s1，Au与Cu同族，其价电子排布式应该相同，故其最外层电子排布式为6s1。 (4)位于同一周期、同一族的只能为Ⅷ族，原子序数T比Q多2，则T为28Ni、Q为26Fe，Fe2＋的价电子排布式为3d6，d轨道共有5个轨道，所以电子排布是1对、4单。 答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1) (2)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2 (3)6s1 (4)3d84s2 4 2．A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空： (1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符 号为____________； (2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________； (3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________________________； (4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为_________________。 (5)F元素的原子的最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。 解析 (1)A元素基态原子的次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2 个电子层，由题意可写出其电子排布图为：， 则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符 合要求，其电子排布图为： (2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。 (3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素铁。 (4)根据题意要求，首先写出电子排布式： 1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号Cu。 (5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子的最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。 答案 (1)C或O (2)Cl K (3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (5)2 2p (1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： (2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。 (3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。 考点二 元素性质的递变规律 1．原子结构与元素在周期表中的位置关系 (1)原子结构与周期表的关系 每周期第一个元素 周期 能层数 原子序数 二 三 四 2 3 4 3 11 19 基态原子的电子排布式 [He]2s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 原子序数 10 18 36 每周期最后一个元素 基态原子的电子排布式 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p6 3d104s24p6 1s22s22p63s23p63d10 4s24p64d105s25p6 1s22s22p63s23p63d104s24p6 4d104f145s25p65d106s26p6 五 5 37 [Kr]5s1 54 六 6 55 [Xe]6s1 86 注意：①能层数＝电子层数＝周期数 ②价电子数＝主族序数 (2)周期表的分区与原子的价电子排布的关系 分区 s区 p区 d区 ds区 f区 2.原子半径 能层数：能层数越多，原子半径越大 (1)影响因素 核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小(2)变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。 3．电离能 (1)含义 第一电离能：气态电中性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I，单位kJ·mol－1。 (2)规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1 电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 ②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)： 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，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况： 元素分布 ⅠA族、ⅡA族 ⅢA族～ⅦA族、0族 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 ⅠB族、ⅡB族 镧系、锕系 外围电子排布 ns1～2 ns2np1～6(He除外) (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) (n－1)d10ns1～2 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 ④判断原子的核外电子排布特点： 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。 4．电负性 (1)含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。 (2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 (3)变化规律 ①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。 ②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。 (4)应用 探究思考 1．某元素的原子序数为29，试问： (1)该元素的名称为________，元素符号为________。 (2)该元素原子的电子排布式为________。 (3)它有________个能层？有________个能级？ (4)它的价电子排布式是________。 (5)它属于第________周期，第________族，属于________区。 (6)它有________个未成对电子。 解析 29号元素为铜(Cu)元素，其原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1，故有四个能层，七个能级，价电子排布为3d104s1，属于第ⅠB族，为ds区。其价电子的轨道表示式为 故有一个未成对电子。 答案 (1)铜 Cu (2)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (3)4 7 (4)3d104s1 (5)四 ⅠB ds (6)1 2．为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？ 答案 随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。 3．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？ 答案 Mg：1s22s22p63s2 P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。 【示例3】 (高考题汇编)(1)F、K、Fe、Ni四种元素中第一电离能最小的是________(填元素符号)。(2013·新课标Ⅱ，37(2)改编) (2)Al的第一电离能比Si的________(填“大”或“小”)。(2013·安徽，25(2)改编) (3)依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照如图B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。(2013·福建，30(1)) (4)请回答下列问题： ①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下： 电离能 I1 I2 1 817 I3 2 745 I4 11 578 …… －Im/kJ·mol1 578 则该元素是________(填写元素符号)。 ②基态锗(Ge)原子的电子排布式是____。Ge的最高价氯化物分子式是____。该元素可能的性质或应用有____。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点 (2013·浙江自选，15(1)(2)) (5)原子的第一电离能是指气态电中性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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为________。(2012·全国新课标，37(2)) 思维启迪 注意同周期元素的第一电离能、电负性的变化规律及反常现象。 解析 (2)同周期元素第一电离能呈增大趋势。 (3)B的第一电离能最小，F的第一电离能最大，注意N的第一电离能比O的大。则第一电离能：B＜C＜O＜N＜F； (4)I4≫I3，所以该元素最外层3个电子为Al。Ge是ⅣA族元素，最高价氯化物分子式是GeCl4，Ge位于金属和非金属交界处可作半导体材料。 (5)同主族元素、从上往下第一电离能逐渐减小。 答案 (1)K (2)小 (3) (4)①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 GeCl4 CD (5)O＞S＞Se 【示例4】 (1)F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。(2013·新课标Ⅱ，37(2)改编) (2)下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。(2013·山东，32(1)) (3)中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为： 引燃 2KNO3＋3C＋S=====A＋N2↑＋3CO2↑(已配平) 除S外，上列元素的电负性从大到小依次为________。(2010·福建，30(1)①) (4)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。(2010·山东，32(2)) (5)B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________。(2011·新课标，37(2)) 思维启迪 注意同周期、同主族元素电负性变化规律及电负性的应用。 解析 (2)非金属性越强，电负性越大。同主族自上而下非金属性逐渐减弱，电负性逐渐降低，a正确；F是最强的非金属，没有正价，b错误；HF分子间存 在氢键沸点大于HBr的，c错误；卤素单质自上而下单质的熔点逐渐升高，d错误，答案选a。 (3)C、N、O同周期，从左到右，非金属增强，所以电负性从大到小为O、N、C。(4)CH4中共用电子对偏向C，说明C原子吸引电子能力强，即电负性大，同理H的电负性大于Si。(5)依据同周期元素随原子序数增大电负性依次增大可知，N的电负性较大；B位于第ⅢA族，由化学式得B元素的化合价为＋3价。 答案 (1)F (2)a (3)O＞N＞C (4)C＞H＞Si (5)N ＋3 1．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( )。 A．(2012·浙江高考)第一电离能的大小：Mg＞Al B．(2012·海南高考)锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 C．(2012·山东高考)Ni是元素周期表中第28号元素，第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳 D．(2012·福建高考)元素的第一电离能：Al＜Si 解析 同周期从左到右第一电离能增大，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素大，A正确；锗是金属而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第2周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性C＜O，故该元素为碳，C正确；Al是活泼金属，容易失去电子，第一电离能小，硅是非金属，不容易失去电子，第一电离能大，D项正确。 答案 B 2．(2013·海安中学模拟)有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题： (1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。 (2)C、D、E三种元素的简单离子按半径由小到大的顺序为(用离子符号表 示)________。 (3)元素B与D的电负性的大小关系是________，C与E的第一电离能的大小关系是________。(填＞、＜、＝，用元素符号表示) (4)用电子排布图表示D元素原子的价电子构型________。 (5)写出A和B按原子个数比1∶1形成的化合物的电子式________。 解析 “A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1”，则A和E为第ⅠA族元素，又“核电荷数依次增大，前20号的金属”，则E应为钾，A为氢；“B、D原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍”，则应为2s22p4或3s23p4，分别是O和S。“C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半”，则C的最外层为3个电子，为铝元素。 答案 (1)H O Al S K (2)Al3＋＜K＋＜S2－ (3)O＞S Al＞K (4) (5) (时间：45分钟 分值：100分) 一、选择题(本题共7个小题，每题6分，共42分，每个小题只有一个选项符合题意。) 1．下列有关说法正确的是 ( )。 A．(2011·福建高考)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是O＞N＞C B．(2011·安徽高考)根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 C．(2011·安徽高考)根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7 D．(2011·福建高考)基态氮原子的价电子排布式是2s22p3 解析 同一周期，第一电离能呈现增大趋势，但由于p轨道处于全空，半充满或全充满时相对稳定，这使得第ⅡA族、第ⅤA族反常，故第一电离能N＞O， Mg＞Al，A、B不正确；F的电负性最大，没有正化合价，C不正确。 答案 D 2．(海南高考)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是 ( )。 A．最易失去的电子能量最高 B．电离能最小的电子能量最高 C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量 D．在离核最近区域内运动的电子能量最低 解析 在同一能层中p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量，但在不同能层中s轨道电子能量也可能高于p轨道电子能量，如E(3s)＞E(2p)。 答案 C 3．下列说法中正确的是 ( )。 A．第3周期所包含的元素中钠的原子半径最小 B．钠的第一电离能比镁的第一电离能大 C．在所有元素中，氟的电负性最大 D．电子云示意图中的每个小黑点都表示一个电子 解析 同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，第3周期所包含的元素中钠的原子半径最大，A错误；同一周期，从左到右，虽然有个别特殊性，但总体上元素第一电离能是逐渐增大的，钠的第一电离能比镁的第一电离能小，B错误；电负性就是以氟作为标准的，氟的电负性最大是正确的；电子云示意图中的小黑点的疏密代表电子在这一区域出现机会的大小，D是不对的。 答案 C 4．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是 A．y轴表示的可能是第一电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径 D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 解析 对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A项错误；原子半径逐渐减小，C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为：Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离 ( )。 子，P为3，S为2，Cl为1，D项错误。 答案 B 5．(2013·盘锦模拟)下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是 ( )。 I1 7R 40 I2 I3 I4 …… 1 500 7 700 10 500 ①R的最高正价为＋3价 ②R元素位于元素周期表中第ⅡA族 ③R元素第一电离能大于同周期相邻元素 ④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 A．①② B．②③ C．③④ D．①④ 解析 由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有两个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或者Mg元素，因此①不正确，②正确，④不确定；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素。③正确。 答案 B 6．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s2 2p63s23p4；②1s22s22p63s23p3； ③1s22s2 2p3；④1s22s22p5。 则下列有关比较中正确的是 A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>① 解析 ①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F＞N＞P＞S，A项正确。原子半径P＞S＞N＞F，B项错误。电负性F＞N＞S＞P，C项错误。F ( )。 无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价。 答案 A 7．(2013·淮阴中学模拟)A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是 ( )。 A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等 C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜C D．元素B、C电负性大小关系为B＞C 解析 自然界中含量最多的元素为氧；由题意知B元素K层和L层电子数之和为10，则M层为8个，N层为2个，故B元素为钙；C是第3周期第一电离能最小的元素，为钠；第3周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－)＞r(Na＋)。 答案 C 二、非选择题(本题共4个小题，共58分) 8．(14分)物质结构决定性质，深入研究物质的微观结构，有利于理解物质变化的本质。请回答下列问题： (1)C、Si、N的电负性由大到小的顺序是________；C、N、O、F的第一电离能由大到小的顺序是________。 (2)A、B均为短周期金属元素。依据表中的数据，写出B原子的电子排布式：________。 电离能/(kJ·mol1－) I1 9I2 I3 I4 A 32 1 821 1 15 390 7 21 771 10 B 738 451 733 540 (3)过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色，与其d轨道电子排布有关。一般而言，为d0或d10排布时，无颜色；为d1～d9排布时，有颜色，如[Co(H2O)6]2＋显粉红色。据此判断，[Mn(H2O)6]2＋________颜色(填“无”或“有”)。 (4)L的原子核外电子占有9个轨道，而且有一个未成对电子，L是________(填元素符号)。 解析 (1)依据元素周期表进行判断，C、Si属于同一主族，从上到下电负性逐渐减弱，所以C的电负性大于Si的，C、N属于同一周期，从左到右电负性逐渐增大，所以C的电负性小于N的；第一电离能注意N的大于O的。(2)由I2与I3相差很大可知A、B均是ⅡA族元素，又由A的第一电离能大于B的可知A在B的上一周期，所以B只能在第3周期，为Mg。(3)Mn的电子排布式为[Ar]3d54s2，Mn2＋为[Ar]3d5。(4)L原子核外的9个轨道依次为1s、2s、2p、3s、3p中的所有轨道，所以其排布式为1s22s22p63s23p5，则L为Cl。 答案 (1)N>C>Si F>N>O>C (2)1s22s22p63s2 (3)有 (4)Cl 9．(14分)(2014·东北师大附中模拟)现有部分前36号元素的性质或原子结构如下表： 元素编号 R S T 元素性质或原子结构 基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子 单质能与水剧烈反应，所得溶液呈弱酸性 基态原子3d轨道上有1个电子 X (1)R元素的第一电离能要大于其同周期相邻的元素，原因是___________ _____________________________________________________________。 (2)S元素的常见化合价为________，原因是___________________________。 (3)T元素的原子N能层上电子数为________。 (4)X的核外电子排布图违背了________。用X单质、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成焰火。燃放时，焰火发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：__________________________。 解析 (1)R元素基态原子的轨道表示式可表示为 可知R为N，N原子2p轨道半充满，能量低，稳定，所以 其电离能较大。(2)由题S为氟元素，F的电负性最强，只能得电子，无正价，其常见化合价为－1价。(3)由构造原理可知核外电子排布规律为1s22s22p63s23p64s23d1，由能量最低原理先排3d再排4s，则N能层只有2个电子。(4)X元素的核外电子排布先应排能量低的3s轨道。发射光谱是电子从较高能量的激发态跃迁至较低能量的激发态或基态时释放能量产生的。 答案 (1)原子2p轨道半充满，能量低，稳定 (2)－1 F的电负性最强，只能得电子 (3)2 (4)能量最低原理 电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。 10．(16分)(2013·长春模拟)A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素，A、 B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：，B是 同周期第一电离能最小的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排 布式为3d64s2。回答下列问题： (1)写出下列元素的符号：A________，B________，C________，D________。 (2)用化学式表示上述五种元素中最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________，碱性最强的是________。 (3)用元素符号表示D所在周期第一电离能最大的元素是________，电负性最大的元素是________。 (4)画出D的核外电子排布图________，这样排布遵循了________原理和________规则。 解析 由A的原子结构示意图可知，x＝2，原子序数为14，A是硅元素，则B是钠元素，C的最外层电子的排布式为3s23p3，是磷元素，则短周期D元素是氮元素；E的电子排布式为[Ar]3d64s2，核电荷数为18＋8＝26，是铁元素，位于d区的第四周期、Ⅷ族。非金属性最强的是N元素，对应的HNO3酸性最强，金属性最强的是Na元素，对应的NaOH碱性最强。D所在周期第一电离能最大的元素是稀有气体氖，电负性最大的元素是非金属最强的氟。 答案 (1)Si Na P N (2)HNO3 NaOH (3)Ne F (4) 泡利 洪特 11．(14分)(2014·安庆一中模拟)下表为周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。 请回答下列问题： (1)表中属于d区的元素是________(填编号)。 (2)写出元素⑨的基态原子的电子排布式________。 (3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn＋1，该元素原子的核外最外层电子的成对电子为________对。 (4)第3周期8种元素按单质熔点高低的顺序如下图，其中序号“8”代表________(填元素符号)：其中电负性最大的是________(填图中的序号)。 解析 (2)⑨号元素是Fe元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。(3)由nsnnpn＋1可知n＝2，则该元素是N，其最外层成对电子只有1对。(4)第3周期熔点最高的单质应是Si；电负性最大的是Cl即图中的2。 答案 (1)⑨ (2)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 (3)1 (4)Si 2 课时2 分子结构与性质 最新考纲 1．了解共价键的形成：σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。2.了解简单配合物的成键情况。3.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)。4.能用价电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。5.了解化学键和分子间作用力的区别。6.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。 考点一 共价键 1．本质 共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。 2．特征 具有饱和性和方向性。 3．类型 分类依据 形成共价键的原 σ键 类型 电子云“头碰头”重叠 子轨道重叠方式 形成共价键的电子对是否偏移 原子间共用 电子对的数目 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 ——————————[特别提醒]————————————————— (1)只有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，这时形成离子键。(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。 4．键参数 (1)概念 —键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量键参数——键长：形成共价键的两个原子之间的核间距 —键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角 (2)键参数对分子性质的影响 ①键能越大，键长越短，分子越稳定。 ② 5．等电子原理 原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质相似，如CO和N2。 探究思考 1．判断下列说法是否正确： (1)s－s σ键与s－pσ键的电子云形状对称性相同( ) (2)碳碳双键的键能是碳碳单键键能的2倍( ) (3)σ键能单独形成，而π键一定不能单独形成( ) (4)σ键可以绕键轴旋转，π键一定不能绕键轴旋转( ) (5)双键中一定有一个σ键，一个π键，三键中一定有一个σ键，两个π键( ) 答案 (1)√ (2)× (3)√ (4)√ (5)√ 2．试根据下表回答问题。 某些共价键的键长数据如下所示： 共价键 C—C 键长(nm) 0.154 0.134 —C≡C— C—O C===O N—N N===N N≡N 0.120 0.143 0.122 0.146 0.120 0.110 (1)根据表中有关数据，可以推断出影响共价键键长的因素主要有________，其影响结果是________________________________________________________ __________________________________________________________________。 (2)键能是______________________________。通常，键能越________，共价键越________，由该键构成的分子越稳定。 答案 (1)原子半径、原子间形成共用电子对数目 形成相同数目的共用电子对，原子半径越小，共价键的键长越短；原子半径相同，形成共用电子对数目越多，键长越短 (2)气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量 大 稳定 【示例1】 (2013·安徽化学卷，7)我国科学家研制出一种催化剂，能在室温下催化剂高效催化空气中甲醛的氧化，其反应如下：HCHO＋O2―――→CO2＋H2O。下列有关说法正确的是( )。 A．该反应为吸热反应 B．CO2分子中的化学键为非极性键 C．HCHO分子中既含σ键又含π键 D．每生成1.8 g H2O消耗2.24 L O2 思维启迪 由CO2、HCHO的结构式可判断共价键类型。 解析 该反应与甲醛燃烧反应的反应物、生成物相同，因此该反应为放热反应， A项错误；CO2分子中全是极性键，B项错误；HCHO的结构为，含 3个σ键，1个π键，C项正确；D项没有给出氧气的状态，不能求其体积，错误。 答案 C 【示例2】 (1)Zn的氯化物与氨水反应可形成配合物[Zn(NH3)4]Cl2，1 mol该配合物中含有σ键的数目为________。(2013·江苏化学，21A，(5)) (2)CaC2中C22－与O22＋互为等电子体，O22＋的电子式可表示为________；1 mol O22＋中含有的σ键数目为________。(2010·江苏化学，21A(1)) (3)下列物质中，①只含有极性键的分子是________，②既含离子键又含共价键的化合物是________；③只存在σ键的分子是________，④同时存在σ键和π键的分子是________。(2012·浙江自选，15(4)) A．N2 B．CO2 C．CH2Cl2 D．C2H4 E．C2H6 F．CaCl2 G．NH4Cl 思维启迪 根据物质的结构判断化学键的类型。 解析 (1)[Zn(NH3)4]2＋中Zn2＋与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。(2)等电子体结构相似，则O22＋的电子式 ··2＋与C22－相似，为[·O⋮⋮O·]；1 mol O22＋中含有2 mol π键，即2NA个π键。 (3)C2H4、C2H6中含有C—H为极性键，C—C键为非极性键。 ··2＋答案 (1)16NA (2)[·O⋮⋮O·] 2NA (3)①BC ②G ③CE ④ABD 1．下列说法中不正确的是( )。 A．σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强 B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键 C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键 D．N2分子中有一个σ键，两个π键 解析 单键均为σ键，双键和三键中各存在一个σ键，其余均为π键。稀有气体单质中不含化学键。 答案 C 2．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是( )。 ①HCl ②H2O ③O2 ④H2O2 ⑤C2H4 ⑥C2H2 A．①②③ B．③④⑤⑥ C．①③⑥ D．③⑤⑥ 解析 单键一定是σ键，双键或三键中有一个σ键，其余均是π键。 答案 D 3．已知CO2为直线形结构，SO3为平面正三角形结构，NF3为三角锥形结构，COS、CO32－、PCl3的空间结构分别为________、________、________。 解析 COS与CO2互为等电子体，其结构与CO2相似，所以其为直线形结构。CO32－与SO3互为等电子体，结构相似，所以CO32－为平面正三角形结构。PCl3与NF3互为等电子体，结构相似，所以PCl3为三角锥形结构。 答案 直线形 平面正三角形 三角锥形 快速判断σ键、π键的方法 1．通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。 2．σ键比π键稳定。 考点二 分子的立体构型 1．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孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 (2)价层电子对数的确定方法 价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对。 ①σ键电子对数的确定 由分子式确定σ键电子对数。例如，H2O中的中心原子为O，O有2对σ键电子对；NH3中的中心原子为N，N有3对σ键电子对。 ②中心原子上的孤电子对数的确定 1中心原子上的孤电子对数＝2(a－xb)。 ⅰ.分子：a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数； 阳离子：a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数； 阴离子：a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)。 ⅱ.x为与中心原子结合的原子数； ⅲ.b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。 (3)价层电子对互斥模型与分子立体构型的关系 电子对数 2 3 4 成键电子对数 2 3 2 4 孤电子对数 0 0 1 0 电子对立体构型 直线形 三角形 V形 分子立体构型 直线形 平面三角形 实例 CO2 BF3 SO2 四面体形 正四面体形 CH4 3 2 1 2 三角锥形 V形 NH3 H2O ——————————[特别提醒]—————————————————— 价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致； (2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。 2．杂化轨道理论 (1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。 (2)杂化轨道的类型与分子立体构型 杂化类型 sp sp2 sp3 杂化轨道数目 2 3 4 杂化轨道间夹角 180° 120° 109°28′ 立体构型 直线形 平面三角形 四面体形 实例 BeCl2 BF3 CH4 (3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型 杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式： 杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。 代表物 杂化轨道数 CO2 CH2O CH4 SO2 NH3 H2O 0＋2＝2 0＋3＝3 0＋4＝4 1＋2＝3 1＋3＝4 2＋2＝4 中心原子杂化轨道类型 sp sp2 sp3 sp2 sp3 sp3 (4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断： 分子组成 (A为中心原子) 中心原子的孤电子 对数 0 中心原子的杂化方式 sp sp2 sp3 sp2 sp3 sp3 分子空间构型 直线形 V形 V形 平面三角形 三角锥形 正四面体形 示例 BeCl2 SO2 H2O BF3 NH3 CH4 AB2 1 2 AB3 AB4 0 1 0 —————[特别提醒]—————————————————— 价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。 3．配位键 (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NH4＋可表示为，在NH4＋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 中心原子有空轨道如Fe3、Cu2、Zn2、Ag等。①形成条件 －－－ 配位体可提供孤电子对，如：HO、NH、CO、F、Cl、CN等。23 ＋ ＋ ＋ ＋ ②结构 如[Zn(NH3)4]SO4 电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4===[Zn(NH3)4]2＋＋SO42－。 探究思考 填表，VSEPR模型中心原子杂化类型和分子(离子)立体模型的确定 化学式 CO2 ClO－ HCN CH≡CH H2O SO2 BF3 SO3 CO32－ NO3－ HCHO NH3 NCl3 H3O＋ SO32－ CH4 NH4＋ SO42－ 金刚石 石墨 CH2===CH孤电子对数 0 3 0 2 1 0 0 0 0 0 1 1 1 1 0 0 0 σ键电子对数 2 1 2 2 2 3 3 3 3 3 3 3 3 3 4 4 4 价层电子对数 2 4 2 4 3 3 3 3 3 3 4 4 4 4 4 4 4 VSEPR模型名称 直线形 四面体形 直线形 四面体形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 四面体形 四面体形 四面体形 四面体形 正四面体形 正四面体形 正四面体形 分子或离子的立体模型名称 直线形 直线形 直线形 直线形 V形 V形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 三角锥形 三角锥形 三角锥形 三角锥形 正四面体形 正四面体形 正四面体形 立体网状结构 层状结构 平面形 中心原子杂化类型 sp sp3 sp sp sp3 sp2 sp2 sp2 sp2 sp2 sp2 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp2 sp2 2 C6H6 平面六边形 sp2 【示例3】 (1)在硅酸盐中，SiO44－四面体(如下图(a))通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si原子的杂化形式为________。(2013·新课标Ⅰ，37(6)) (2)BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。(2013·山东，32(3)) (3)在H2S分子中，S原子轨道的杂化类型是________。(2013·江苏，21A(2)) (4)S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________。(2012·新课标，37(1)) 思维启迪 根据价层电子对互斥理论判断中心原子的杂化类型。 解析 (1)在硅酸盐中，Si与4个O形成4个σ键，Si无孤电子对；SiO44－为正四面体结构，所以硅原子的杂化形式为sp3。 (2)根据价层电子对互斥理论可知，BCl3和NCl3中心原子含有的孤电子对数分别是(3－3×1)÷2＝0、(5－3×1)÷2＝1，所以前者是平面三角形，B原子是sp2杂化；后者是三角锥形，N原子是sp3杂化。 (3)S原子与H原子形成了2个σ键，另外还有2个孤电子对，所以S为sp3杂化类型。 (4)每个S原子与另外2个S原子形成2个共价单键，所以S原子的杂化轨道数＝σ键数＋孤电子对数＝2＋2＝4，故S原子为sp3杂化。 答案 (1)sp3 (2)sp2 sp3 (3)sp3 (4)sp3 【示例4】 (1)F－、K＋和Fe3＋三种离子组成的化合物K3FeF6，其中化学键的类型有________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为________， 配位体是________。(2013·新课标Ⅱ，37(4)改编) (2)若BCl3与XYm通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________。(2013·山东，32(4)) 思维启迪 考查配合物的形成条件。 解析 (1)F－、K＋和Fe3＋三种离子组成的化合物K3FeF6中化学键的类型有离子键、配位键；该化合物中存在复杂离子[FeF6]3－，配位体是F－。 (2)在BCl3分子中B原子最外层的3个电子全部处于成键，所以在该配合物中提供孤电子对的应该是X原子，B原子提供空轨道。 答案 (1)离子键、配位键 [FeF6]3－ F－ (2)X 1．(1)甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。(2012·山东理综，32(4)) (2)丙烯腈分子(H2C===CH—C≡N)中碳原子轨道杂化类型是________；分子中处于同一直线上的原子数目最多为________。(2010·江苏化学，21A(3)) (3)在BF3分子中，F—B—F的键角是________，B原子的杂化轨道类型为________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF4－的立体构型为________；(2011·新课标，37(3)) (4)SO42－的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是________。(2011·海南化学，19Ⅱ(3)) 解析 (1)甲醇()分子内C有4对σ电子对，无孤电子对，为 )分子内C为sp2杂化，平面三 sp3杂化，O—C—H键角约109°28′；甲醛( 角形，O—C—H键角约120°；故甲醇分子内O—C—H键角比甲醛分子内O—C—H键角小。 (2)C===C中的碳为sp2杂化，—C≡N中的碳为sp杂化。丙烯腈结构为： ，C—C≡N中的三个原子共直线。(3)BF3分子中B原子形 成σ键数为3，孤电子对数为0，故杂化轨道数为3，应为sp2杂化，BF3分子的几何构型为平面三角形，F—B—F的键角是120°；BF4－中B原子形成σ键数为4，孤电子对数为0，故BF4－为sp3杂化，为正四面体形。 (4)SO42－中成键电子对数为4，中心S原子的杂化轨道类型是sp3，空间构型为正四面体形 答案 (1)sp3 小于 (2)sp杂化和sp2杂化 3 (3)120° sp2 正四面体 (4)正四面体 sp3 2．(2012·江苏高考，21A)一项科学研究成果表明，铜锰氧化物(CuMn2O4)能在常温下催化氧化空气中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。 (1)向一定物质的量浓度的Cu(NO3)2和Mn(NO3)2溶液中加入Na2CO3溶液，所得沉淀经高温灼烧，可制得CuMn2O4。 ①Mn2＋基态的电子排布式可表示为___________________________________。 ②NO3－的空间构型是______________(用文字描述)。 (2)在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化为CO2，HCHO被氧化为CO2和H2O。 ①根据等电子体原理，CO分子的结构式为____________________________。 ②H2O分子中O原子轨道的杂化类型为_______________________________。 ③1 mol CO2中含有的σ键数目为__________________________________。 (3)向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为______________________________。 解析 (1)Mn的原子序数为25，价电子排布式为3d54s2，失去4s2轨道上的两个电子，即得Mn2＋。根据价电子对互斥理论，NO3－中N原子采用sp2杂化，所以NO3－的空间构型为平面三角形。(2)CO与N2互为等电子体，根据氮气分子的结构式可以写出CO的结构式为C≡O。H2O分子中O原子存在两对孤电子对，配位原子个数为2，价电子对数目为4，所以O原子采用sp3杂化。二氧化碳分子内含有两个碳氧双键，一个双键中含有一个σ键，一个π键，则1 mol CO2中含有2 mol σ键。(3)Cu2＋中存在空轨道，而OH－中O原子上有孤电子对，故O与Cu之间以配位键结合。 答案 (1)①1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5) ②平面三角形 (2)①C≡O ②sp3 ③2×6.02×1023个(或2 mol) (3) 用价层电子对互斥理论推测分子或离子的思维程序 用价层电子对互斥理论推测简单分子(ABn型)、离子(ABnm±型)空间构型的方法 解题思路— 考点三 分子的性质 1．分子间作用力 (1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。 (2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 (3)强弱：范德华力<氢键<化学键。 (4)范德华力：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。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，分子的极性越大，范德华力也越大。 (5)氢键 ①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。 ②表示方法：A—H…B 说明 a．A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。b.A、B可以相同，也可以不同。 ③特征：具有一定的方向性和饱和性。 ④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 ⑤分子间氢键对物质性质的影响 主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。 2．分子的性质 (1)分子的极性 类型 形成原因 存在的共价键 分子内原子排列 (2)分子的溶解性 相似相溶原理：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。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 (3)无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 探究思考 1．分析下面两图，总结卤素单质和卤素碳化物的范德华力变化规律。 非极性分子 正电中心和负电中心重合的分子 极性分子 正电中心和负电中心不重合的分子 非极性键或极性键 非极性键或极性键 对称 不对称 答案 卤素单质和四卤化碳的范德华力随其相对分子质量增加而变大。 2．判断下列说法是否正确，正确的划“√”，错误的划“×” (1)氢键是氢元素与其他元素形成的化学键( ) (2)可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子与水分子间形成了氢键( ) (3)乙醇分子和水分子间只存在范德华力( ) (4)碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键( ) (5)水分子间既存在范德华力，又存在氢键 ( ) (6)氢键具有方向性和饱和性 ( ) (7)H2和O2之间存在氢键( ) (8)H2O2分子间存在氢键 ( ) 解析 (1)氢键与氢有关但不属于化学键； (2)可燃冰中水分子间存在氢键，但CH4与H2O之间不存在氢键； (3)乙醇分子、水分子中都有—OH，符合形成氢键的条件； (4)HI分子间只存在范德华力的作用； (5)和(6)正确； (7)H2与O2分子中的共价键均为非极性键，分子间只存在范德华力； (8)H2O2分子中的H几乎成为“裸露”的质子，与水分子一样，H2O2分子间也存在氢键。 答案 (1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√ (7)× (8)√ 【示例5】 (1)H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是 ____________________________________________。(2013·江苏，21A(3)) (2)关于化合物A．分子间可形成氢键 ，下列叙述正确的有________。 B．分子中既有极性键又有非极性键 C．分子中有7个σ键和1个π键 D．该分子在水中的溶解度大于2－丁烯(2013·浙江自选，15(3)) (3)已知苯酚( )具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级 电离形成的离子能形成分子内氢键，据此判断，相同温度下电 离平衡常数Ka2(水杨酸)________Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是________。[2013·福建，31(4)] (4)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是________。(2011·江苏化学，21A(2)) (5)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为 ________。 ________。(2011·山东理综，32(3)) 的沸点比高，原因是 思维启迪 分子间作用力对分子的物理性质如溶解度、沸点有较大影响。 解析 (2)没有与活泼非金属元素(O)相连的H，不能形成分子间氢键，A错误。 是非极性共价键，C—H、C===O是极性键，B正确，该有机物的 结构式为，σ键数为9，π键数为3，C错误，该有机 物与H2O能形成分子间氢键，D正确。 (3)氧的电负性较大，则中形成分子内氢键，即O—H…O(或 —COO－中双键氧与羟基氢之间存在氢键)，其大小介于化学键和范德华力之间，使其更难电离出H＋，则水杨酸第二步电离常数小于苯酚的电离常数。 (4)分子间氢键能使分子间作用力增大，使物质的熔、沸点升高。 (5)氢键弱于共价键而强于范德华力。前者形成分子间氢键，后者形成分子内氢键。 答案 (1)水分子与乙醇分子之间能形成氢键 (2)BD (3)< 见解析 (4)NH3分子间能形成氢键 (5)O—H键、氢键、范德华力 形成分子内氢键，而 键，分子间氢键使分子间作用力增大 形成分子间氢 【示例6】 (1)BF3与一定量水形成(H2O)2·BF3晶体Q，Q在一定条件下可转化为R： ①晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及____________(填序号)。 a．离子键 b．共价键 c．配位键 d．金属键 e．氢键 f．范德华力 ②R中阳离子的空间构型为________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。(2013·福建，31(3)) (2)硼砂晶体由Na＋、Xm－和H2O构成，它们之间存在的作用力有________(填序号)。(2012·福建理综，30(4)②) A．离子键 B．共价键 C．金属键 D．范德华力 E．氢键 思维启迪 判断常见微粒间的作用力。 解析 (1)晶体Q中不存在阴、阳离子和金属元素，所以不存在离子键和金属键。(2)晶体中Na＋与Xm－之间为离子键，H2O分子间存在范德华力和氢键。 答案 (1)①a、d ②三角锥形 sp3 (2)ADE 1．短周期的5种非金属元素，其中A、B、C的特征电子排布可表示为：A：asa，B：bsbbpb，C：csccp2c，D与B同主族，E在C的下一周期，且是同周期元素中电负性最大的元素。 回答下列问题： (1)由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子，下列分子①BC2 ②BA4 ③A2C2 ④BE4，其中属于极性分子的是________(填序号)。 (2)C的氢化物比下周期同族元素的氢化物沸点还要高，其原因是_________________________________________________________________。 (3)B、C两元素都能和A元素组成两种常见的溶剂，其分子式为________、________。DE4在前者中的溶解性________(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解性。 (4)BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为________________________ (填化学式)。 (5)A、C、E三种元素可形成多种含氧酸，如AEC、AEC2、AEC3、AEC4等，以上列举的四种酸其酸性由强到弱的顺序为__________________________ ______________________________________________(填化学式)。 解析 由五种元素为短周期非金属元素，以及s轨道最多可容纳2个电子可得：a＝1，b＝c＝2，即A为H元素，B为C元素，C为O元素。由D与B同主族，且为非金属元素得D为Si元素；由E在C的下一周期且E为同周期电负性最大的元素可知E为Cl元素。 (1)①、②、③、④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子。(2)C的氢化物为H2O，H2O分子间可形成氢键是其沸点较高的主要原因。(3)B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂，SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。(4)BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4，三者组成和结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，故它们的沸点顺序为SiCl4>CCl4>CH4。(5)这四种酸分别为HClO、HClO2、HClO3、HClO4，含氧酸的通式可写为(HO)mROn(m≥1，n≥0)，n值越大，酸性越强，故其酸性由强到弱的顺序为HClO4>HClO3>HClO2> HClO。 答案 (1)③ (2)H2O分子间可形成氢键 (3)C6H6 H2O 大于 (4)SiCl4>CCl4>CH4 (5)HClO4>HClO3>HClO2>HClO 2．(1)甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是________；(2009·江苏化学，21A(3)①) (2)下列物质变化，只与范德华力有关的是________。 A．干冰熔化 B．乙酸汽化 C．乙醇与丙酮混溶 D． E．碘溶于四氯化碳 F．石英熔融 (2012·浙江自选，15(4)) 溶于水 (3)左图表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点(右图)，分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。 下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是________(填标号)。 a．CF4 b．CH4 c．NH4＋ d．H2O (2011·福建理综，30(4)) 解析 (2)干冰为分子晶体，熔化时只需破坏范德华力；乙酸、乙醇、COHNCH3CH3分子间均存在范德华力和氢键，因此B、C、D三者变化过程中均需克服两种作用力；碘为分子晶体，溶于四氯化碳的过程中只需克服范德华力；石英为原子晶体，熔融过程中共价键被破坏，故A、E正确。 (3)能被该有机物识别即能嵌入空腔形成4个氢键，则要求某分子或离子是正四面体结构且能形成氢键，只有c项符合题意。 答案 (1)CH3OH中含有—OH，分子间能形成氢键 (2)AE (3)c 1．在对物质性质进行解释时，是用化学键知识解释，还是用范德华力或氢键的知识解释，要根据物质的具体结构决定。 2．范德华力越大，熔、沸点越高。组成结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。同分异构体中，支链越多，范德华力越小。相对分子质量相近的分子，极性越大，范德华力越大。 (时间：45分钟 分值：100分) 一、选择题(本题共7个小题，每题6分，共42分，每个小题只有一个选项符合题意。) 1．N2的结构可以表示为，CO的结构可以表示为 ，其中椭圆框表 ( )。 示π键，下列说法中不正确的是 A．N2分子与CO分子中都含有三键 B．CO分子中有一个π键是配位键 C．N2与CO互为等电子体 D．N2与CO的化学性质相同 解析 由题N2分子中N原子之间、CO分子中C、O原子之间通过2个π键，一个σ键，即三键结合，其中，CO分子中1个π键由O原子单方面提供孤电子对，C原子提供空轨道通过配位键形成。N2化学性质相对稳定，CO具有比较强的还原性，两者化学性质不同。 答案 D 2．在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是 ( )。 A．sp，范德华力 C．sp2，氢键 B．sp2，范德华力 D．sp3，氢键 解析 由石墨的晶体结构知C原子为sp2杂化，故B原子也为sp2杂化，但由于B(OH)3中B原子与3个羟基相连，羟基间能形成氢键，故同层分子间的主要作用力为氢键。 答案 C 3．下列叙述中正确的是 ( )。 A．NH3、CO、CO2都是极性分子 B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子 C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强 D．CS2、H2O、C2H2都是直线形分子 解析 CO2、CH4、CCl4、CS2均为含极性键的非极性分子，H2O为V形分子，HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱。 答案 B 4．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 A．BeCl2与BF3 C．CCl4与NH3 B．CO2与SO2 D．C2H2与C2H4 ( )。 解析 BeCl2分子、BF3分子中杂化轨道数分别为2、3，中心原子杂化类型分别为sp、sp2。CO2分子中含有2个σ键，SO2分子中杂化轨道数为1＋2，杂化类型分别为sp、sp2。C项中杂化类型均为sp3。D项中杂化类型分别为sp、sp2。 答案 C 5．氯化亚砜(SOCl2)是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水剂。下列关于氯化亚砜分子的几何构型和中心原子(S)采取杂化方式的说法正确的是 ( )。 A．三角锥形、sp3 B．V形、sp2 D．三角锥形、sp2 C．平面三角形、sp2 解析 SOCl2分子中S原子的杂化轨道数为1＋3＝4，S原子采取sp3杂化，由于孤电子对占据一个杂化轨道，分子构型为三角锥形。 答案 A 6．(2013·东北师大附中模拟)化合物NH3与BF3可以通过配位键形成NH3·BF3，下列说法正确的是 ( )。 A．NH3与BF3都是三角锥形 B．NH3与BF3都是极性分子 C．NH3·BF3中各原子都达到8电子稳定结构 D．NH3·BF3中，NH3提供孤电子对，BF3提供空轨道 解析 NH3是三角锥形，而BF3是平面三角形结构，B位于中心，因此，NH3是极性分子，但BF3是非极性分子，A、B都不对；NH3分子中有1对孤电子对，BF3中B原子最外层只有6个电子，正好有1个空轨道，二者通过配位键结合而使它们都达到稳定结构，D正确；但H原子核外只有2个电子，C是错误的。 答案 D 7．下列描述正确的是 A．CS2为V形极性分子 B．SiF4与SO32－的中心原子均为sp3杂化 C．C2H2分子中σ键与π键的数目比为1∶1 ( )。 D．水加热到很高温度都难分解是因水分子间存在氢键 解析 CS2为直线形非极性分子；SiF4与SO32－的中心原子的价层电子对数均为4，因此中心原子均为sp3杂化；C2H2分子中σ键与π键的数目比为3∶2；水加热到很高温度都难分解是因O—H键的键能较大。 答案 B 二、非选择题(本题共4个小题，共58分) 8．(13分)氢、碳、氧、硫元素是自然界极为丰富的非金属元素，它们构成了许许多多的化合物。 (1)如图所示是H2O2的空间构型，H2O2分子中每个氧原子都是________杂化，H2O2为________(填“极性”或“非极性”)分子。 (2)H2S和H2O2的主要物理性质如表所示： H2S H2O2 熔点/K 187 272 沸点/K 202 423 水中的溶解度(标准状况) 2.6 以任意比互溶 H2S和H2O2的相对分子质量基本相同，造成上述物理性质差异的主要原因是______________________________。 (3)甲烷晶体的晶胞如图所示，该晶胞中含有________个甲烷分子，此晶体在常温常压下不能存在的原因是_______________________________________ _________________________________________________________________。 解析 (1)H2O2的分子结构为H—O—O—H，1个氧原子形成2个σ键，还有2对孤电子对，所以其杂化类型为sp3杂化，因该分子有孤电子对，则其为极性分子。(2)熔沸点、溶解性要从分子的极性及氢键的角度分析，H2S和H2O2均 是极性分子且相对分子质量基本相同，所以只能从氢键角度分析。(3)一个晶胞11 中含有的甲烷分子数为8×8＋2×6＝4。 答案 (1)sp3 极性 (2)H2O2分子间存在氢键，溶于水后也可与水分子形成氢键 (3)4 甲烷形成的晶体是分子晶体，分子间依靠范德华力结合，因范德华力较弱，故其熔点较低，在常温常压下只能以气体形式存在 9．(15分)波尔多液是果农常用的一种杀菌剂。氯吡苯脲是一种西瓜膨大剂(植物生长调节剂)，其组成结构和物理性质见下表。 分子式 结构简式 外观 白色 C12H10ClN3O 结晶 粉末 回答下列问题： (1)氯吡苯脲晶体中，氮原子的杂化轨道类型为________。 (2)氯吡苯脲晶体中，微粒间的作用力类型有________。 A．离子键 C．极性键 E．配位键 B．金属键 D．非极性键 F．氢键 熔点 170～ 172 ℃ 易溶 于水 溶解性 (3)查文献可知，可用2－氯－4－氨吡啶与异氰酸苯酯反应，生成氯吡脲。 反应过程中，每生成1 mol氯吡苯脲，断裂________个σ键、断裂________个π键。 (4)波尔多液是果农常用的一种杀菌剂，是由硫酸铜和生石灰制得。若在波尔多液的蓝色沉淀上，再喷射氨水，会看到沉淀溶解变成蓝色透明溶液，得到配位 数为4的配合物。铜元素基态原子排布式为________________________。 (5)上述沉淀溶解过程的离子方程式___________________________________ ________________________________________________________________。 解析 (1)氮原子在氯吡苯脲中以2种形式出现，一是N—N，另一是N===N，前者1＋3＝4，sp3杂化，后者1＋2＝3，sp2杂化。(3)反应过程中，异氰酸苯酯断裂的N===N中1根π键，2－氯－4－氨吡碇断裂的是1根σ键。(5)溶解过程是Cu(OH)2蓝色沉淀溶解在氨水中生成四氨合铜离子，形成蓝色透明溶液。 答案 (1)sp2、sp3杂化 (2)C、D (3)NA NA (4)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 [Cu(NH3)4]2＋＋2OH－＋4H2O 10．(15分)卤素性质活泼，能形成卤化物、多卤化物等多种类型的化合物。 (1)卤化氢中，HF的沸点高于HCl，原因是________。 (2)图为F－与Mg2＋、K＋形成的某种离子晶体的晶胞，其中“○”表示的离子是________(填离子符号)。 (3)多卤化物Rb[ICl2]分解时生成晶格能相对较大的铷(Rb)的卤化物，即该卤化物的化学式为________。 (4)BF3与NH3，能发生反应生成X(F3BNH3)，X的结构为________(用“→”表示出配位键)；X中B原子的杂化方式为________。 (5)有一类物质的性质与卤素类似，称为“拟卤素”[如(SCN)2、(CN)2等]。(CN)2的结构式为N≡C—C≡N，该分子中σ键和π键数目之比为________。 解析 (1)HF、HCl均为分子，其中HF能形成分子间氢键，使沸点升高。(2)由晶胞结构可知，黑球有1个，灰球有1个，白球有3个，由电荷守恒可知离子数关系为N(Mg2)∶N(K)∶N(F)＝1∶1∶3，得白球为F。(3)分解时可形 ＋ ＋ － － (5)Cu(OH)2＋4NH3·H2O=== 成RbI或RbCl两种卤化物，由于r(Cl－)＜r(I－)，所以前者晶格能大。(4)注意B为ⅢA族元素，最外层只有3个电子，有1个空轨道，N为ⅤA族元素，有一对孤电子对，写出结构式。B原子形成4根键，即0＋4＝4，sp3杂化。(5)三键中有1个σ键、2个π键，单键均为σ键。 答案 (1)HF分子间形成氢键 (2)F－ (3)RbCl (4) sp3杂化 (5)3∶4 11．(15分)已知和碳元素同主族的X元素位于元素周期表中的第一个长周期，短周期元素Y原子的最外层电子数比内层电子总数少3，它们形成化合物的分子式是XY4。试回答： (1)X元素的原子基态时电子排布式为________，Y元素原子最外层电子的电子排布图为________________________________________________。 (2)若X、Y两元素电负性分别为2.1和2.85。试判断XY4中X与Y之间的化学键为________(填“共价键”或“离子键”)。 (3)该化合物的空间结构为________形，中心原子的轨道杂化类型为________，分子为________(填“极性分子”，或“非极性分子”)。 (4)该化合物在常温下为液体，该液体微粒间的作用力是________。 (5)该化合物的沸点与SiCl4比较：________(填化学式)的高，原因是___________________________________________________________________________________________________________________________________。 解析 第四周期ⅣA族元素为Ge，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，Y元素原子的最外层电子数比内层电子总数少3，Y是氯，Y元素原子最外层电子的电子排布图为 ，XY4中X与Y形成的是共价键，空间构型为正四面 体，中心原子为sp3杂化，为非极性分子，分子间的作用力是范德华力。 答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 (2)共价键 (3)正四面体 sp3杂化 非极性分子 (4)范德华力 (5)GeCl4 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高 课时3 晶体结构与性质 最新考纲 1．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。2.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。3.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。4.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。5.能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。6.了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。 考点一 四种晶体性质比较 1．晶体 (1)晶体与非晶体 结构特征 自范性 性质特征 熔点 异同表现 二者区别方法 (2)得到晶体的途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 ③溶质从溶液中析出。 间接方法 科学方法 晶体 非晶体 结构微粒周期性结构微粒无序有序排列 有 固定 各向异性 排列 无 不固定 各向同性 看是否有固定的熔点 对固体进行X－射线衍射实验 (3)晶胞 ①概念 描述晶体结构的基本单元。 ②晶体中晶胞的排列——无隙并置 a．无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 b．并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (4)晶格能 ①定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位： kJ·mol－1。 ②影响因素 a．离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 b．离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 ③与离子晶体性质的关系 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。 2．四种晶体类型的比较 比较 类型 构成粒子 粒子间的相互作用力 硬度 分子晶体 原子晶体 金属晶体 金属阳离子、自由电子 金属键 有的很大，有的很小 有的很高，有的很低 常见溶剂难溶 电和热的良导体 离子晶体 分子 范德华力(某些含氢键) 较小 原子 阴、阳离子 共价键 离子键 很大 较大 熔、沸点 较低 很高 难溶于任何溶剂 一般不具有导较高 大多易溶于水等极性溶剂 晶体不导电，水溶液或熔融溶解性 相似相溶 一般不导电，溶导电、传热性 于水后有的导电 电性，个别为半导体 大多数非金属单部分非金属单质、气态氢化物、质(如金刚石、物质类别及举例 酸、非金属氧化硅、晶体硼)，物(SiO2除外)、部分非金属化绝大多数有机物合物(如SiC、(有机盐除外) 3.晶体熔沸点的比较 (1)不同类型晶体熔、沸点的比较 SiO2) 态导电 金属氧化物(如K2O、金属单质与合Na2O)、强碱金(如Na、Al、(如KOH、Fe、青铜) NaOH)、绝大部分盐(如NaCl) ①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。 ②金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 (2)同种晶体类型熔、沸点的比较 ①原子晶体： 原子半径越小―→键长越短―→键能越大―→ 熔沸点越高 如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 ②离子晶体： a．一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。 b．衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。 ③分子晶体： a．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。 b．组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。 c．组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸 点越高，如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。 d．同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3＞ ④金属晶体： 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。 探究思考 1．判断下列说法是否正确： (1)在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子( ) (2)在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子( ) (3)原子晶体的熔点一定比金属晶体的高( ) (4)分子晶体的熔点一定比金属晶体的低( ) 答案 (1)√ (2)× (3)× (4)× 2．在下列物质中：NaCl、NaOH、Na2S、H2O2、Na2S2、(NH4)2S、CO2、CCl4、C2H2、SiO2、SiC、晶体硅、金刚石。 (1)其中只含有离子键的离子晶体是________； (2)其中既含有离子键又含有极性共价键的离子晶体是________； (3)其中既含有离子键，又含有极性共价键和配位键的离子晶体是________； (4)其中既含有离子键又含有非极性共价键的离子晶体是________； (5)其中含有极性共价键的非极性分子是________； (6)其中含有极性共价键和非极性共价键的非极性分子是________； (7)其中含有极性共价键和非极性共价键的极性分子是________。 (8)其中含有极性共价键的原子晶体是________。 答案 (1)NaCl、Na2S (2)NaOH、(NH4)2S (3)(NH4)2S (4)Na2S2 (5)CO2、CCl4、C2H2 (6)C2H2 (7)H2O2 (8)SiO2、SiC 【示例1】 (2013·重庆理综，3)下列排序正确的是( )。 A．酸性：H2CO3＜C6H5OH＜CH3COOH B．碱性：Ba(OH)2＜Ca(OH)2＜KOH C．熔点：MgBr2＜SiCl4＜BN D．沸点：PH3＜NH3＜H2O 解析 A项，酸性应为CH3COOH＞H2CO3＞C6H5OH，错误。B项，碱性应为Ba(OH)2＞KOH＞Ca(OH)2，错误。C项，熔点：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，即BN＞MgBr2＞SiCl4，错误。D项，由于NH3、H2O分子间形成氢键，所以沸点：H2O＞NH3＞PH3，正确。 答案 D 【示例2】 (1)熔点的高低：KCl________MgO(填“>”“<”或“＝”)。(2012·浙江自选，15(5)) (2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“＜”或“＞”)。(2010·海南化学，19Ⅱ(2)) (3)硅烷(SinH2n＋2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是________。(2012·福建理综，30(3)) 思维启迪 (1)理解影响晶体熔、沸点高低的因素。 (2)掌握晶体熔、沸点高低的比较方法。 解析 (1)KCl中离子所带电荷数低于MgO(K＋＜Mg2＋、Cl－＜O2－)，KCl中离子半径大于MgO中的离子半径(K＋＞Mg2＋、Cl－＞O2－)，所以KCl的熔点低于MgO。(3)硅烷是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大，沸点越高。 答案 (1)＜ (2)＞ (3)硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强 1．(2012·山东理综，32(1))下列关于金属及金属键的说法正确的是( )。 A．金属键具有方向性与饱和性 B．金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用 C．金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子 D．金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光 解析 金属键没有方向性和饱和性，A错；B对；金属中本身就存在着自由电子，并不是外加电场而产生的自由电子，C错；金属具有光泽是因为自由电子能够吸收所有波长的光，随即又反射出来，若全部反射就是银白色，若反射一部分就呈其他颜色(如金)，所以D项说是因为金属阳离子，是错误的。 答案 B 2．现有几组物质的熔点(℃)数据： A组 金刚石：3 550 ℃ 硅晶体：1 410 ℃ 硼晶体：2 300 ℃ 二氧化硅：1 723 ℃ 据此回答下列问题： (1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是____________________。 (2)B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。 ①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性 (3)C组中HF熔点反常是由于____________________________________。 (4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。 ①硬度小 ②水溶液能导电 ③固体能导电 ④熔融状态能导电 (5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCl>KCl>RbCl>CsCl，其原因为___________________________________________________________________ __________________________________________________________________。 B组 Li：181 ℃ C组 HF：－83 ℃ D组 NaCl：801 ℃ Na：98 ℃ HCl：－115 ℃ KCl：776 ℃ K：64 ℃ Rb：39 ℃ HBr：－89 ℃ RbCl：718 ℃ HI：－51 ℃ CsCl：645 ℃ 解析 (1)根据A组熔点很高，属原子晶体，是由原子通过共价键形成的；(2)B组为金属晶体，具有①②③④四条共性；(3)HF中含有分子间氢键，故其熔点反常；(4)D组属于离子晶体，具有②④两条性质；(5)D组属于离子晶体，其熔点与晶格能有关。 答案 (1)原子 共价键 (2)①②③④ (3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可) (4)②④ (5)D组晶体都为离子晶体，r(Na＋) (1)常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。 (2)石墨属于混合型晶体，但因层内原子之间碳碳共价键的键长为1.42×10－10 m，比金刚石中碳碳共价键的键长(键长为1.54×10－10 m)短，所以熔、沸点高于金刚石。 (3)AlCl3晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，其熔、沸点低(熔点190 ℃)。 (4)合金的硬度比成分金属大，但熔、沸点比成分金属低。 考点二 常见晶体模型及晶胞计算 1．典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构 (2)键角均为109°28′ 金刚石 原子晶体 (3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 (4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2 (1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 (2)每个正四面体占有1个Si，4SiO2 1个“2O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si 分子晶体 干冰 (1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个 (1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧NaCl 邻的Cl－(Na＋)有6个。每个Na＋离子晶体 (型) 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－ (1)每个Cs＋周围等距且紧邻的CsCl (型) Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个 (2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－ 简单 立方堆积 典型代表Po，配位数为6，空间利用率52% 面心 金属晶体 体心立方堆积 六方 最密堆积 立方 最密 堆积 又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率74% 又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68% 又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74% 2.晶胞中微粒的计算方法——均摊法 探究思考 1．判断下列叙述是否正确： (1)固态物质一定是晶体( ) (2)冰和固体碘晶体中相互作用力相同( ) (3)晶体内部的微粒按一定规律周期性的排列( ) (4)凡有规则外形的固体一定是晶体( ) 答案 (1)× (2)× (3)√ (4)× 2．下图为离子晶体立体构型示意图：(●阳离子，○阴离子)以M代表阳离子，以N表示阴离子，写出各离子晶体的组成表达式： A________、B________、C________。 1 解析 在A中，含M、N的个数相等，故组成为MN；在B中，含M：8×4311939 ＋1＝2(个)；含N：2×4＋2＋4×8＝2(个)，N(M)∶N(N)＝2∶2＝1∶3；在C11 中含M：8×4＝2(个)，含N为1个。 答案 MN MN3 MN2 【示例3】 (1)单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以________相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献________个原子。(2013·新课标Ⅰ，37(3)) (2)利用“卤代硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，如图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为________，该功能陶瓷的化学式为________。(2013·山东，32(2)) (3)元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2。元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子。 X与Y所形成化合物晶体的晶胞如右图所示。 ①在1个晶胞中，X离子的数目为________。 ②该化合物的化学式为________。(2013·江苏，21A(1)) 思维启迪 利用均摊法确定晶体的化学式。 解析 (1)单质硅与金刚石都属于原子晶体，其中原子与原子之间以共价键结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献为6×1/2＝3个原子。 (2)B原子半径大于N原子半径，所以白球是B原子，黑球是N原子。其中B11 原子的个数是1＋8×8＝2，N原子个数是1＋4×4＝2。所以该物质的化学式是BN。 (3)X的核外电子排布式为[Ar]3d104s2为锌， Y为[Ne]3s23p4为硫。 11 X离子数目为8×＋6×＝4，Y的离子个数为4，化学式ZnS。 82答案 (1)共价键 3 (2)2 BN (3)①4 ②ZnS 【示例4】 (1)(2013·新课标Ⅱ，37(3))前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。A、B和D三种元素组成的一个化合物晶胞如图所示： ①该化合物的化学式为________；D的配位数为________； ②列式计算该晶体的密度__________g·cm－3。 (2)(2012·全国新课标，37(6))立方ZnS晶体结构如图所示，其晶胞边长为540.0 pm，密度为________g·cm－3(列式并计算)，a位置S2－离子与b位置Zn2＋离子 之间的距离为________pm(列式表示)。 解析 (1)由题意可知：A为F元素，B为K元素，C为Fe元素，D为Ni元素。根据晶胞结构可知：F为16×1/4＋4×1/2＋2＝8，K为8×1/4＋2＝4，Ni为8×1/8＋1＝2，则化学式为K2NiF4。Ni的配位数为6，所以可以求出该晶体的密度： 39×4＋59×2＋19×8 ＝3.4。 6.02×1023×4002×1 308×10－30 2＋ 2－ 65＋32 (2)用均摊法算出每个晶胞中含4个Zn和4个S。其质量为4× g， 6.02×102365＋32 23 g6.02×10 其体积是(540.0×10－10 cm)3，所以其密度为cm－3。－103＝4.1 g·（540.0×10 cm） 4× 若把该晶胞均分为8个小立方，则b(Zn2＋)处于小立方的正中心，它与顶点a(S2 － )的距离为晶胞对角线的1/4，即(540.0 pm×3)/4＝1353 pm。 答案 (1)①K2NiF4 6 ② 39×4＋59×2＋19×8 ＝3.4 6.02×1023×4002×1 308×10－30 4×（65＋32）g·mol－1 6.02×1023 mol－1 (2)＝4.1 （540.0×10－10 cm）3 2701353 或或1353 109°28′1－cos 109°28′ sin 2 1．(1)元素Cu的一种氯化物晶体的晶胞结构如图(1)所示，该氯化物的化学式是________。(2011·江苏化学，21A(4)) (2)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，晶胞结构示意图如图(2)所示。该合金的化学式为________。(2010·海南化学，19－Ⅱ(4)) (3)CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图所示)，但CaC2晶体中哑铃形C22－的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2＋周围距离最近的C22－数目为________。(2010·江苏化学，21A(4)) (4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4＋处于立方晶胞顶点，Ba2＋处于晶胞中心，O2－处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为________，每个 Ba2＋与________个O2－配位。(2010·山东理综，32(4)) 解析 用均摊法分析(1)晶胞中4个铜，4个氯原子，化学式为CuCl。(2)La：8×1/8＝1；Ni；1＋8×1/2＝5，故化学式为：LaNi5。 (3)1个Ca2＋周围距离最近的C22－只有同层的4个，注意晶胞沿上、下方向拉长，上下2个不是距离最近的。(4)由题目叙述作图可知：Ba2＋离子个数为1；Pb4＋：8×1/8＝1；O2－位于立方体的棱的中心，立方体共有12个棱，每个棱为四个立方体共有，故O2－为12×1/4＝3，故化学式为BaPbO3。同样可判断Ba2＋与12个O2－配位。 答案 (1)CuCl (2)LaNi5 (3)4 (4)BaPbO3 12 2．(1)用晶体的X射线衍射法可以测得阿伏加德罗常数。对金属铜的测定得到以下结果：晶胞为面心立方最密堆积，边长为361 pm。又知铜的密度为9.00 g·cm－3，则铜晶胞的体积是________cm3、晶胞的质量是________g，阿伏加德罗常数为______________[列式计算，已知Ar(Cu)＝63.6]；(2012·海南化学，19－Ⅱ(2)) (2)六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5 pm，立方氮化硼晶胞中含有________个氮原子、________个硼原子，立方氮化硼的密度是________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值。阿伏加德罗常数为NA)。(2011·全国新课标，37(5)) 解析 (1)铜晶胞为面心立方最密堆积，一个晶胞分摊到4个Cu原子；1 pm＝10－12 m＝10－10 cm，故： 一个晶胞的体积为：V(晶胞)＝(361×10－10 cm)3＝4.70×10－23 cm3； 一个晶胞的质量为：m(晶胞)＝4.70×10－23 cm3×9.00 g·cm－3＝4.23×10－22g 求NA： －22 4.23×10 g 【方法一】 M(Cu)＝63.6 g·mol－1＝m(Cu原子)·NA＝×NA，得NA 4 ＝6.01×1023 mol－1。 【方法二】 原子个数～质量 NA63.6 g－123 ＝ －22解得NA＝6.01×10 mol44.23×10 g 【方法三】 原子个数～体积 63.6 g 9.00 g·cm－3NA－123＝ 解得N－23A＝6.01×10 mol。 344.70×10 cm (2)金刚石的晶胞结构为面心立方体，每个晶胞中含有8个碳原子，根据立方氮化硼与金刚石结构相似可知，立方氮化硼晶胞中含有4个氮原子和4个硼原子。取1 cm3的氮化硼晶体，则1 cm3晶体中含有晶胞的物质的量为25×41 mol，质量为 g，密度为－10 （361.5×10）3×NA（361.5×10－10）3×NA25×4 g·cm－3。 －103 （361.5×10）×NA答案 (1)4.70×10 －23 4.23×10 －22 NA＝1 ＝6.01×1023 mol－1 －23 ×4.23×10 g4 63.6 g·cm－3 25×4 (2)4 4 （361.5×10－10）3×NA 求 1.根据晶胞结构确定各种粒子的数目――→晶胞质量 求根据晶胞的边长或微粒间距离――→晶胞体积 晶体密度 2．“均摊法”原理 3．晶体微粒与M、ρ之间的关系 若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对“分子”质量)；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为ρa3 NA g，因此有xM＝ρa3 NA。 (时间：45分钟 分值：100分) 一、选择题(本题共7个小题，每题6分，共42分，每个小题只有一个选项符合题意。) 1．下列性质适合于某种原子晶体的是 ( )。 A．熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液导电 B．熔点10.32 ℃，液态不导电，水溶液导电 C．能溶于CS2，熔点112 ℃，沸点444.6 ℃ D．熔点3 550 ℃，很硬，不溶于水，不导电 解析 由原子晶体所具有的一般特点，熔沸点高，硬度大，不溶于水等性质，可以推断D应该是原子晶体。 答案 D 2．下列叙述正确的是 ( )。 A．原子晶体中只存在非极性共价键 B．干冰升华时，分子内共价键会发生断裂 C．由原子构成的晶体可以是原子晶体，也可以是分子晶体 D．只要含有金属阳离子的晶体就一定是离子晶体 解析 原子晶体如SiO2、SiC等含有极性共价键；干冰升华时，破坏的是分子间作用力，分子间共价键没有破坏；原子也可以构成分子晶体，如固态稀有气体晶体，C正确；金属晶体中也含有金属阳离子，D不正确。 答案 C 3．下面的排序不正确的是 ( )。 A．晶体熔点由低到高：CF4＜CCl4＜CBr4＜CI4 B．硬度由大到小：金刚石＞碳化硅＞晶体硅 C．熔点由高到低：Na＞Mg＞Al D．晶格能由大到小：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI 解析 选项A中晶体熔点与分子间作用力有关，相对分子质量大，分子间作用力大，熔点越高，正确；选项B中，由于碳原子半径小于硅原子半径，则键长lC－C 4．钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。钛酸钡晶体的晶胞结构示意图如图所示，它的化学式是 ( )。 A．BaTi8O12 B．BaTi4O6 C．BaTi2O4 D．BaTiO3 解析 由晶胞结构示意图可知，Ba在立方体的中心，完全属于该晶胞；Ti处1 于立方体的8个顶点，每个Ti有8属于该晶胞；O处于立方体的12条棱的中 11 点，每个O有4属于该晶胞。即晶体中N(Ba)∶N(Ti)∶N(O)＝1∶8×8∶ 1 12×4＝1∶1∶3。 答案 D 5．下列说法中正确的是 ( )。 A．离子晶体中每个离子周围均吸引着6个带相反电荷的离子 B．金属导电的原因是在外电场作用下金属产生自由电子，电子定向运动 C．分子晶体的熔、沸点很低，常温下都呈液态或气态 D．原子晶体中的各相邻原子都以共价键相结合 解析 离子晶体的结构不同，每个离子周围吸引的带相反电荷的离子数目不 同，A错；金属是由金属阳离子和自由电子构成的，但自由电子并不是在外加电场的作用下才产生的，B错；分子晶体在常温下也有呈固态的，如硫、白磷等，C错；D正确。 答案 D 6．已知NaCl的摩尔质量为58.5 g·mol－1，其晶体密度为d g· cm－3，若图中钠离子与最接近的氯离子的核间距离为a cm，那么阿伏加德罗常数的值可表示为 ( )。 B．58.5/(2a3d) D．58.5/(4a3d) A．117a3d C．234/(a3d) 158.5解析 a3·dNA＝2×58.5，NA＝2a3d。 答案 B 7．(2012·内蒙古师大附中模拟)高温下，超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为－2价。如右图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞，则下列说法正确的是 ( )。 A．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个 K＋和4个O2－ B．晶体中每个K＋周围有8个O2－，每个O2－周围有 8个K＋ C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个 D．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有6个 解析 由题中的晶胞结构知：有8个K＋位于顶点，6个K＋位于面心，则晶胞11 中含有的K＋数为(8×8)＋(6×2)＝4(个)；有12个O2－位于棱上，1个O2－处于1 中心，则晶胞中含有O2－数为：12×4＋1＝4(个)；所以超氧化钾的化学式为KO2；晶体中每个K＋周围有6个O2－，每个O2－周围有6个K＋，晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个。 答案 C 二、非选择题(本题共4个小题，共58分) 8．(14分)碳元素在生产生活中具有非常重要的作用，在新物质的制备中也发挥了举足轻重的作用。 (1)与碳同周期，且基态原子的核外未成对电子数相等的元素是________(写出元素符号)。 (2)石墨烯是目前人们制造的新物质，该物质是由单层碳原子六边形平铺而成的，像一张纸一样(如图甲)，石墨烯中碳原子的杂化方式为________，每个六元环占有________个碳原子；常温条件下丙烯是气态，而相对分子质量比丙烯小的甲醇，常温条件下却呈液态，出现这种现象的原因是____________________________________。 (3)二氧化硅结构跟金刚石结构相似，即二氧化硅的结构相当于在硅晶体结构中每个硅与硅的化学键之间插入一个O原子。观察图乙中金刚石的结构，分析二氧化硅的空间网状结构中，Si、O形成的最小环上O原子数目是________。 (4)图丙是C60的晶胞模型(一个小黑点代表一个C60分子)，图中显示出的C60分子数为14个。实际上一个C60晶胞中含有________个C60分子。 解析 (1)C元素和O元素基态原子的核外未成对电子数都是2。(3)金刚石空间结构中数目最少的环中有6个原子，即六元环，共有6个C—C键，而二氧化硅中的硅原子相当于金刚石中的碳原子，氧原子在硅硅键之间，故二氧化硅中氧原子的数目与金刚石中C—C键的数目相同。(4)晶胞中粒子个数的计算公式＝体内×1＋面上×1/2＋棱上×1/4＋顶角×1/8。C60晶胞模型中显示出的14个C60分子，8个在晶胞顶角上，6个在面上，故一个晶胞中含有的C60分子数目为8×1/8＋6×1/2＝4。 答案 (1)O (2)sp2杂化 2 甲醇分子间存在氢键，而丙烯分子间只有范德华力 (3)6 (4)4 9．(15分)(2013·扬州模拟)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X 是形成化合物种类最多的元素之一，Y的基态原子最外层电子数是其内层电子总数的2倍，Z的基态原子2p轨道上有3个未成对电子，W的原子序数为29。 回答下列问题： (1)上述元素能形成原子晶体单质的是________(填元素符号，下同)，能形成金属晶体的是________。 (2)元素Y、Z组成的晶体具有空间网状结构，其化学式为________，其硬度比晶体硅________(填“大”或“小”)。 (3)一种由元素W与Au组成的合金晶体具有立方最密堆积结构。其晶胞中W原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中W原子与Au原子数目之比为________，W原子的配位数为________；该晶体中，原子之间的作用力是________。 该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由W原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将W原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似(如图所示)，该晶体储氢后的化学式应为______________。 解析 X是形成化合物种类最多的元素之一，则X是碳 或氢；由题意知Y是碳，Z是氮，W是铜，则X是氢。(1)碳元素可形成金刚石，铜元素可形成金属晶体。(2)根据“晶体具有空间网状结构”及元素组成可知，Y、Z组成的晶体为原子晶体，碳氮键强于硅硅键，故Y、Z组成的晶体硬度比晶体硅大；结合化合价可知，该晶体的化学式为C3N4。(3)由题意知晶11 胞中Cu原子的个数为6×2＝3，Au原子的个数为8×8＝1。结合CaF2的结构可知氢原子在晶胞内有8个，故储氢后的化学式为H8AuCu3。 答案 (1)C Cu (2)C3N4 大 (3)3∶1 4 金属键 H8AuCu3 10．(14分)(2013·福州一中模拟)下图为几种晶体或晶胞的示意图： 请回答下列问题： (1)上述晶体中，粒子之间以共价键结合形成的晶体是________。 (2)冰、金刚石、MgO、CaCl2、干冰5种晶体的熔点由高到低的顺序为________________________。 (3)NaCl晶胞与MgO晶胞相同，NaCl晶体的晶格能______(填“大于”或“小于”)MgO晶体，原因是__________________________________________。 (4)每个Cu晶胞中实际占有________个Cu原子，CaCl2晶体中Ca2＋的配位数为________。 (5)冰的熔点远高于干冰，除H2O是极性分子、CO2是非极性分子外，还有一个重要的原因是____________________________________。 解析 (1)冰晶体、干冰晶体均为分子晶体，粒子间通过分子间作用力结合成晶体。(2)离子晶体的熔点与离子半径及离子所带电荷有关，离子半径越小，离子所带电荷越大，则离子晶体熔点越高。金刚石是原子晶体，熔点最高，冰、干冰均为分子晶体，冰中存在氢键，冰的熔点高于干冰。(4)铜晶胞实际占有铜11 原子数用均摊法分析：8×8＋6×2＝4，氯化钙类似于氟化钙，Ca2＋的配位数为8，Cl－配位数为4。 答案 (1)金刚石晶体 (2)金刚石、MgO、CaCl2、冰、干冰 (3)小于 MgO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中离子电荷数；且r(Mg2＋)＜r(Na＋)、r(O2－)＜r(Cl－) (4)4 8 (5)H2O分子之间能形成氢键 11．(15分)有a、b、c、d、f五种前四周期元素，原子序数依次增大，a、b、c三种元素的基态原子具有相同的能层和能级，I1(a)＜I1(c)＜I1(b)且其中基态b原子的2p轨道处于半充满状态，已知bc2＋ 与ac2互为等电子体，d为周期表前四周期中电负性最小的元素，f原子序数为29。 请回答下列问题(如需表示具体元素请用相应的元素符号)。 (1)基态f原子的核外电子排布式为________。 (2)b的简单氢化物极易溶于c的简单氢化物，其主要原因有两个： 一是_____________________________________________________________； 二是____________________________________________________________。 (3)化合物甲由c、d两种元素组成，其晶胞如图(a)，甲的化学式为________。 (4)化合物乙的部分结构如图(b)，乙由a、b两元素组成，硬度超过金刚石。 ①乙的晶体类型为________，其硬度超过金刚石的原因是__________________________。 ②乙的晶体中a、b两种元素原子的杂化方式均为________。 解析 由题知b为N，根据a、b、c三种元素的基态原子具有相同的能层和能级，I1(a)＜I1(c)＜I1(b)，知a为碳、c为氧；d为周期表前四周期中电负性最小的元素，是钾；f为铜。(3)根据晶胞的粒子个数求算方法知甲的化学式为KO2；乙为C3N4，为原子晶体，碳原子半径比氮原子半径大即C—N键的键长小于C—C，C—N键的键能大于C—C键，所以硬度超过金刚石。由(b)图知a、b两种元素原子的杂化方式均为sp3杂化。 答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (2)两种氢化物都是极性分子 分子间都能形成氢键 (3)KO2 (4)①原子晶体 C—N键的键长小于C—C，C—N键的键能大于C—C键 ②sp3杂化 1．铜锰氧化物(CuMn2O4)能在常温下催化氧化空气中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。 (1)锰元素位于第四周期第ⅦB族。基态Mn2＋的核外电子排布式为________________。NO3－的空间构型为________(用文字描述)。 (2)HCHO中含有的σ键和π键数目之比为________。 (3)火山喷出的岩浆中含有多种硫化物，冷却时ZnS比HgS先析出，原因是 ________。 (4)Cu3N形成的晶体结构如图所示。则与同一个N3－相连的Cu＋有________个，Cu＋的半径为a pm，N3－的半径为b pm，则Cu3N的密度为________ g·cm－3。(阿伏加德罗常数用NA表示，1 pm＝10－10 cm) 解析 (1)Mn2＋核外有23个电子，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。NO3－中N无孤电子对，空间构型为平面三角形。(2)HCHO的结构简 式为，1个双键中含有1个σ键和1个π键，则HCHO中含有3 个σ键和1个π键。(3)ZnS、HgS均为离子晶体，ZnS的晶格能大于HgS，因此ZnS先析出。(4)与1个N3－相连的Cu＋有6个。该晶胞的边长为(2a＋2b)pm，1个晶胞中含有3个Cu，1个N，则Cu3N的密度为10 －10 64×3＋14 g÷[(2a＋2b)× NA 30 103×10 cm]3＝cm－3。 3 g·4NA（a＋b） 答案 (1)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5) 平面三角形 (2)3∶1 (3)二者均为离子晶体，ZnS的晶格能大于HgS，故ZnS先析出 103×1030 (4)6 4NA（a＋b）3 2．(2013·石家庄二模)现有A、B、C、D、E、F原子序数依次增大的六种元素，它们位于元素周期表的前四周期。B元素原子的价层电子总数是内层电子总数的2倍；D元素原子的L电子层中只有两对成对电子；E元素与F元素处于同一周期相邻的族，它们的原子序数相差3，且E元素的基态原子有4个未成对电子。请回答下列问题： (1)E元素基态原子的核外价层电子排布式为________。 (2)用元素符号表示B、C、D三种元素的第一电离能由低到高的排序：________。 (3)A元素与B、C元素可形成化合物B2A4、C2A4。 ①B2A4的结构式为________； ②下列有关C2A4的说法，正确的是________(填字母)。 a．一个该分子中含有4个σ键 b．该分子可作为配位体形成配位键 c．该分子是极性分子 d．1 mol该分子最多可形成4 mol氢键 e．该分子的稳定性与氢键无关 f．该分子中N的原子轨道是sp3杂化 (4)B单质的一种晶体结构如图甲所示，E单质的一种的晶体结构如图乙所示。 则图中的单质B的名称为________，图甲中B原子的配位数与图乙中E原子的配位数之比为________。E元素与D元素形成的ED晶体与NaCl晶体一样，欲比较ED与NaCl的晶格能大小，需考虑的数据是______________________ __________________________________________________。 (5)据最新资料显示，F单质的晶胞可能有多种，若其晶胞分别以六方紧密堆积和面心立方堆积存在，其单质的密度之比为________。 解析 根据信息推断出A为H、B为C，C为N、D为O、E为Fe、F为Cu。(1)注意是书写“价电子层”电子排布式，不能写成电子排布式。(2)注意第一电离能在ⅤA～ⅥA的反常性，故顺序为C ，②N2H4的结构式为，故该分子含 5个σ键，a错误；该分子呈对称结构，故为非极性分子，c错误；该分子中4个H可与另外分子的N形成4个氢键，另外该分子中2个N可与别的分子的H形成2个氢键。故最多能形成6个氢键，d错误。(4)图甲是金刚石的晶胞；图甲中配位数为4，图乙中配位数为8，故比值为1∶2；晶格能与离子的半径及所带电荷数多少有关。(5)六方紧密堆积与面心立方堆积都是密置层的堆积，原子空间利用率相同，密度也相同。 答案 (1)3d64s2 (2)C＜O＜N (3)① ②bef (4)金刚石 1∶2 离子的半径与离子所带的电荷数 (5)1∶1 3．(2013·黄冈模拟)原子序数依次增大的X、Y、Z、G、Q、R、T七种元素，核电荷数均小于36。已知X的一种1∶2型氢化物分子中既有σ键又有π键，且所有原子共平面；Z的L层上有2个未成对电子；Q原子的s能级与p能级电子数相等；R单质是制造各种计算机、微电子产品的核心材料；T处于周期表的ds区，原子中只有一个未成对电子。 (1)Y原子核外共有________种不同运动状态的电子，T原子有________种不同能级的电子。 (2)X、Y、Z的第一电离能由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。 (3)由X、Y、Z形成的离子ZXY－与XZ2互为等电子体，则ZXY－中X原子的杂化轨道类型为________。 (4)Z与R能形成化合物甲，1 mol甲中含________ mol化学键，甲与氢氟酸反应，生成物的分子空间构型分别为________。 (5)G、Q、R氟化物的熔点如下表，造成熔点差异的原因为_____________ _________________________________________________________________。 氟化物 G的氟化物 Q的氟化物 R的氟化物 熔点/K 993 1 539 183 (6)向T的硫酸盐溶液中逐滴加入Y的氢化物的水溶液至过量，反应的离子方程式为__________________________。 (7)X单质的晶胞如右图所示，一个X晶胞中有________个X原子；若X晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常 数的值为NA，则晶体中最近的两个X原子之间的距离为________ cm(用代数式表示)。 解析 根据信息推断出X为C、Y为N、Z为O、G可能为F也可能为Na、Q 为Mg、R为Si、T为Cu，而结合(5)中信息可知F为Na。(1)原子中每个电子的运动状态都不相同，N原子有7个电子，故有7种运动状态不同的电子；Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，共有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s共7个不同的能级。(2)注意第一电离能的反常性。(3)CO2中C采取sp杂化，故OCN－中C也采取sp杂化。(4)1 mol SiO2含4 mol Si—O键，SiO2与HF反应生成的SiF4与CCl4的空间构型一致，均为正四面体形，而生成的H2O为V形。11(6)氨水过量后，生成的是配离子[Cu(NH3)4]2＋。(7)晶胞中原子数＝8×8＋2×6＋4＝8；两个C原子间最近距离是5个C构成的四面体体心到顶点的距离，3 即4a(a为四面体棱长)，根据上述思路可计算。 答案 (1)7 7 (2)C＜O＜N (3)sp杂化 (4)4 正四面体形、V形 (5)NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，故SiF4的熔点低；Mg2＋的半径比Na＋的半径小、电荷数高，晶格能：MgF2＞NaF，故MgF2的熔点比NaF高 (6)Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH4＋ Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－ 12 3 ρNA396 (7)8 或4× 109°28′ρNA2sin 2 2× 4．(2013·三明质检)铬、铁、镍、铜等金属及其化合物在工业上有重要用途。 (1)基态铬原子的价电子排布式为________。 (2)CrO2Cl2和NaClO均可作化工生产的氧化剂或氯化剂。制备CrO2Cl2的反应为K2Cr2O7＋3CCl4===2KCl＋2CrO2Cl2＋3COCl2↑。 ①上述反应式中非金属元素电负性由大到小的顺序是________(用元素符号表示)。 ②常温下CrO2Cl2是一种易溶于CCl4的液体，则固态CrO2Cl2属于________晶体。 ③COCl2分子中所有原子均满足8电子结构，则COCl2分子中σ键和π键的个数比为________。 (3)NiO、FeO的晶体结构均与氯化钠的晶体结构相同，其中Ni2＋和Fe2＋的半径 3 分别为6.9×10－2 nm和7.8×10－2 nm，则熔点：NiO________FeO(填“＜”、“＝”或“＞”)。 (4)CuCl的盐酸溶液能吸收CO生成复合物氯化羰基亚铜[Cu2Cl2(CO)2·2H2O]，其结构如图。下列说法不正确的是________(填字母序号)。 A．该复合物中只含有离子键、配位键 B．该复合物中Cl原子的杂化类型为sp3 C．该复合物中只有CO和H2O作为配位体 D．CO与N2的价电子总数相同，其结构为C≡O (5)向硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是___________________________________________________________________________________________________________________________________。 解析 (1)基态铬原子核外有24个电子，价电子排布式为3d54s1。(2)①反应中非金属元素为C、O、Cl，电负性大小顺序为O＞Cl＞C。②常温下CrO2Cl2为液体，且易溶于CCl4，则固态CrO2Cl2属于分子晶体。③COCl2的结构式为 ，根据单键为σ键，双键含1个σ键、1个π键可得，分子中σ 键和π键的个数比为3∶1。(3)离子半径：Ni2＋＜Fe2＋，则NiO中离子键比FeO中离子键强，熔点NiO＞FeO。(4)A项，题给复合物中还含有共价键，错误；B项，题给复合物中Cl的成键电子对数为2，孤电子对数为2，杂化类型为sp3，正确；C项，题给复合物中配体有Cl－、CO和H2O，错误；D项，CO与N2互为等电子体，结构相似，因此CO的结构为C≡O，正确。(5)电负性：F＞N＞H，NF3中共用电子对偏向F原子，偏离N原子，N原子上孤电子对很难与Cu2＋形成配位键。 答案 (1)3d54s1 (2)①O＞Cl＞C ②分子 ③3∶1 (3)＞ (4)AC (5)N、F、H三种元素的电负性：F＞N＞H，NF3中共用电子对偏向F原子，偏离N原子，使得N原子上的孤电子对很难与Cu2＋形成配位键 5．(2012·全国，27)原子序数依次增大的短周期元素a、b、c、d和e中，a的最 外层电子数为其周期数的二倍；b和d的A2B型氢化物均为V形分子，c的＋1价离子比e的－1价离子少8个电子。 回答下列问题： (1)元素a为________，c为________。 (2)由这些元素形成的双原子分子为________。 (3)由这些元素形成的三原子分子中，分子的空间结构属于直线形的是________，非直线形的是________(写2种)。 (4)这些元素的单质或由它们形成的AB型化合物中，其晶体类型属于原子晶体的是________，离子晶体的是________，金属晶体的是________，分子晶体的是________(每空填一种)。 (5)元素a和b形成的一种化合物与c和b形成的一种化合物发生的反应常用于防毒面具中，该反应的化学方程式为______________________________。 解析 a、b、c、d、e是原子序数依次增大的短周期元素，且a的最外层电子数为其周期数的二倍，可推知a为C；b和d的A2B型氢化物均为V形分子，可推知b为O，d为S；c的＋1价离子比e的－1价离子少8个电子，可推知c为Na，e为Cl。 (2)由上述元素形成的双原子分子有CO、O2、Cl2。(3)由这些元素形成的三原子分子中，分子的空间结构属于直线形的是CO2、CS2，非直线形的是SO2、O3、SCl2、ClO2等。(4)这些元素的单质或由它们形成的AB型化合物中，其晶体类型属于原子晶体的是金刚石，属于离子晶体的NaCl，属于金属晶体的是Na，属于分子晶体的是CO、O2、Cl2。(5)符合要求的化合物为CO2和Na2O2，它们反应的化学方程式为2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2。 答案 (1)C Na (2)CO、O2、Cl2 (3)CO2、CS2 SO2、O3、SCl2、ClO2等(任写两种) (4)金刚石 NaCl Na CO(或O2、Cl2) (5)2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2 6．(2013·海南化学，19－Ⅱ)图A所示的转化关系中(具体反应条件略)，a、b、c和d分别为四种短周期元素的常见单质，其余均为它们的化合物，i的溶液为常见的酸，a的一种同素异形体的晶胞如图B所示。 回答下列问题： (1)图B对应的物质名称是________，其晶胞中的原子数为________，晶体类型为________。 (2)d中元素的原子核外电子排布式为_________________________________。 (3)图A中由二种元素组成的物质中，沸点最高的是________，原因是_________________________________________________________________， 该物质的分子构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。 (4)图A中的双原子分子中，极性最大的分子是________。 (5)k的分子式为________，中心原子的杂化轨道类型为________，属于________分子(填“极性”或“非极性”)。 解析 (1)每个a原子周围有4个键，则图B对应的物质为金刚石；该晶胞中11 的原子数为：8×8＋6×2＋4＝8。(2)a为C，则b为H2、c为O2，因i是常见的酸，只由b、d形成可判断为盐酸，则d为Cl2。Cl原子核外有17个电子，其排布式为：1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5。(3)除a、b、c、d外，f为CO，g为CO2，i为HCl，而k与水反应生成CO2与盐酸，判断k为COCl2。所有两元素形成的物质中，只有水是液态，其他都是气体；H2O中，中心原子O形成2条共价键，2对孤电子对，故O采取sp3杂化，形成V形分子。(4)所有双原子分子中，只有H、Cl电负性差值最大，因而极性最大。(5)COCl2中C原子含有3个σ键，1个π键，故C原子采取sp2杂化。 答案 (1)金刚石 8 原子晶体 (2)1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5 (3)H2O 分子间形成氢键 V形(或角形) sp3杂化 (4)HCl (5)COCl2 sp2杂化 极性 7．有A、B、C、D、E五种元素，其相关信息如下： 元素 A B C D E 相关信息 A原子的1s轨道上只有1个电子 B是电负性最大的元素 C基态原子的2p轨道中有3个未成对电子 D是主族元素且与E同周期，其最外能层上有2个运动状态不同的电子 E能形成红色(或砖红色)的E2O和黑色的EO两种氧化物 请回答下列问题： (1)写出E元素原子基态时的电子排布式______________________________。 (2)C元素的第一电离能比氧元素的第一电离能________(填“大”或“小”)。 (3)CA3分子中C原子的杂化类型是__________________________________。 (4)A、C、E三种元素可形成[E(CA3)4]2＋，其中存在的化学键类型有________(填序号)； ①配位键 ②金属键 ③极性共价键 ④非极性共价键 ⑤离子键 ⑥氢键 若[E(CA3)4]2＋具有对称的空间构型，且当[E(CA3)4]2＋中的两个CA3被两个 Cl－取代时，能得到两种不同结构的产物，则[E(CA3)4]2＋的空间构型为________(填序号)。 a．平面正方形 c．三角锥形 b．正四面体 d．V形 (5)B与D可形成离子化合物，其晶胞结构如图所示。其中D离子的配位数为________，若该晶体的密度为a g·cm－3，则该晶胞的体积是________ cm3(写出表达式即可)。 解析 由题意知A为H、B为F、C为N、E为Cu，D为第4周期的主族元素，最外能层上有2个电子，所以为Ca。(1)见答案。(2)N的2p轨道半充满比较稳定，其第一电离能大于O的。(3)NH3中N的最外层有5个电子，其中3个与H形成3个σ键，还有一对孤电子对，所以价层电子对数为4，为sp3杂化。(4)[Cu(NH3)4]2＋中存在铜离子与氨分子之间的配位键，还有氮、氢原子之间的 极性共价键；由该分子中有4个配体，从而排除c、d，由[E(CA3)4]2＋中的两个CA3被两个Cl－取代时，能得到两种不同结构的产物，排除b，只有a正确。(5)选择右面面心的D离子(Ca2＋)，在此晶胞中有4个B离子(F－)与之配位，同理与此晶胞右面紧连的晶胞中也有4个F－，所以其配位数为8；此晶胞中含有11 Ca2＋的个数为8×8＋2×6＝4，F－的个数为8，所以1 mol晶胞的质量为(40＋2×19)×4 g＝(78×4)g，一个晶胞的质量为 4×78 g，除以密度即得体积。 6.02×1023 答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (2)大 (3)sp3杂化 (4)①③ a (5)8 4×78 a×6.02×1023 章末回顾排查专练(十二) 排查一、易错易混再辨析 1．s电子的原子轨道都是球形，p电子的原子轨道都是纺锤形。ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。 ( ) 2．钠元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s1，简化电子排布式为[Ne]3s1，其中方括号里的符号的意义是Na的内层电子排布与稀有气体Ne的核外电子排布相同。 ( ) 3．按电子排布特点把元素周期表里的元素分成5个区：s区、p区、d区、f区和ds区。 ⅠA族和ⅡA族元素位于s区，ⅢA～ⅦA族和0族元素位于p区，ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族元素位于d区，ⅠB族和ⅡB族元素位于ds区。 ( ) 4．第一电离能是指气态电中性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。一般地，原子的第一电离能越小，金属性越弱。 ( ) 5．电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0为相对标准，得出各元素的电负性。 ( ) 6．按共价键的共用电子对理论，一个原子只能与一定数目的原子结合成分子，如 有H2、HCl，不可能有H3、H2Cl，这表明共价键具有饱和性的特征。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性的特征。 ( ) 7．共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。一般σ键比π键稳定。 ( ) 8．CO2、BeCl2中的C、Be原子采用sp杂化，杂化轨道的空间构型是直线形；CH2O、BF3中的C、B原子采用sp2杂化，杂化轨道的空间构型是平面三角形；CH4、NH3、H2O中的C、N、O原子采用sp3杂化，杂化轨道的空间构型是四面体形。 ( ) 9．杂化轨道只用于形成σ键，未参与杂化的p轨道可用于形成π键。 ( ) 10．配位键就是“电子对给予－接受键”。金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。( ) 11．向硫酸铜溶液中滴加氨水后，试管中首先出现蓝色沉淀，氨水过量后沉淀逐渐溶解，得到深蓝色的透明溶液，反应的离子方程式为Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH4＋，Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。 ( ) 12．无共价键的分子(稀有气体)和只有非极性键的分子(如H2、P4等)属于非极性分子；由极性键形成的分子，若分子空间结构对称，正电荷中心与负电荷中心重合，则属于非极性分子(如CO2、BF3、CH4等)。 ( ) 13．由已经与电负性很强的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子(N、O、F)之间的作用力叫做氢键。氢键具有方向性和饱和性。氢键的存在使冰的密度小于水的密度，使H2O的沸点高于H2S的沸点。 ( ) 14．分子空间结构不对称，正电荷中心与负电荷中心不重合的分子属于极性分子，如HCl、H2O、NH3、H2O2等。 ( ) 15．相似相溶原理：非极性溶质一般易溶于极性溶剂，极性溶质一般易溶于非极性溶剂。如果溶剂分子和溶质分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。 ( ) 16．晶体呈现自范性是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列的宏观表象。整块晶体中所有晶胞的形状及内部的原子种类、个数及几何排列是完全相 同的。 ( ) 17．只含分子的晶体称为分子晶体。分子晶体中相邻分子仅靠范德华力相互吸引。分子晶体具有熔点低、硬度很小、易升华的物理特性。 ( ) 18．原子间以共价键相结合而形成的具有三维的共价键网状结构的晶体称为原子晶体。原子晶体中相邻原子间以共价键相结合，高硬度、高熔点是原子晶体的物理特性。 ( ) 19．在金属晶体中，金属阳离子与自由电子之间存在着强烈的相互作用叫金属键。 ( ) 20．离子晶体是由阳离子和阴离子通过离子键结合而成的晶体。晶格能是最能反映离子晶体稳定性的数据。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，而且熔点越高，硬度越大。 ( ) 自主核对 1.√ 2.√ 3.√ 4.×(正确为：第一电离能是指气态电中性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。一般地，原子的第一电离能越小，金属性越强。) 5.√ 6.√ 7.√ 8.√ 9.×(正确为：杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，未参与杂化的p轨道可用于形成π键。) 10.√ 11.√ 12.√ 13.√ 14.√ 15.×(正确为：非极性溶质一般易溶于非极性溶剂，极性溶质一般易溶于极性溶剂。如果溶剂分子和溶质分子之间存在氢键，则氢键作用力越大，溶解性越好。) 16.√ 17.×(正确为：只含分子的晶体称为分子晶体。分子晶体中相邻分子靠分子间作用力相互吸引。分子晶体具有熔点低、硬度很小、易升华的物理特性。) 18.√ 19.√ 20.√ 排查二、重要知识再回顾 1．原子核外电子的排布规律有哪些？ 答案 ①能量最低原理：遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。②泡利原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 ③洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。 2．下列元素基态原子的电子排布式都是错误的，各违背了哪一规律？如何改正？ (1)6C：1s22s22px22py02pz0； (2)21Sc：1s22s22p63s23p63d3； (3)22Ti：[Ne]3s23p10。 答案 (1)违背了洪特规则，应为1s22s22px12px12pz0。 (2)违背了能量最低原理，应为1s22s22p63s23p63d14s2。 (3)违背了泡利原理，应为[Ne]3s23p63d24s2。 3．若以E表示某能级的能量：E(3d)、E(3px)、E(3py)、E(3s)、E(4s)。它们的能量由低到高的顺序如何？ 答案 根据构造原理知，能量由低到高的顺序为：E(3s) 答案 ⅠA族：ns1；0族：ns2np6(第一周期的为1s2)。 5．原子第一电离能和元素电负性的递变规律如何？ 答案 (1)原子第一电离能的递变规律：同周期元素从左到右，原子的第一电离能呈增大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子；每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大。同主族元素从上到下，原子的第一电离能逐渐减小，表示元素原子越来越易失去电子。(2)元素电负性的递变规律：同周期，自左到右，元素原子的电负性逐渐变大。同主族，自上到下，元素原子的电负性逐渐变小。 6．如何将共价键分类？共价键参数对分子的性质有什么影响？ 答案 (1)根据原子轨道重叠方式，将共价键分为σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩并肩”重叠)。根据电子对是否偏移，将共价键分为极性键(发生偏移)和非极性键(不发生偏移)。根据原子间共用电子对的数目，将共价键分为单键、双键和三键。根据提供电子对的方式，将共价键分为普通共价键和配位键。 (2)共价键的键参数包括键能、键长和键角。键长越短，键能越大，键越稳定，分子越稳定，即键长和键能决定了分子的稳定性；键角表明共价键有方向性，键长和键角决定了分子的空间构型。 7．含极性键的分子一定是极性分子吗？含非极性键的分子一定是非极性分子吗？ 答案 不一定。如C—H键是极性键，而CH4是非极性分子；O—O键是非极性键，而H2O2是极性分子。 8．CO2、BF3、SO2、CH4、NH3、H2O 等分子中电子对空间构型和分子空间构型各是什么？ 答案 CO2的电子对空间构型和分子空间构型都是直线形；BF3和SO2的电子对空间构型都是平面三角形，BF3的分子空间构型是平面三角形，SO2的分子空间构型是V形；CH4、NH3、H2O的电子对空间构型都是四面体形，CH4的分子空间构型是正四面体形，NH3的分子空间构型是三角锥形，H2O的分子空间构型是V形。 9．如何判断分子的中心原子杂化轨道类型？ 答案 (1)根据杂化轨道的空间分布构型判断 ①若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。 ③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。 (2)根据杂化轨道之间的夹角判断 若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。 (3)记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。 10．配离子[Cu(H2O)4]2＋中，Cu2＋与H2O之间的配位键是怎样形成的？中心离子、配体、配位原子、配位数各是什么？ 答案 水分子中的氧原子提供孤电子对，铜离子提供空轨道接受水分子的孤电子对，从而形成一种特殊的共价键——配位键。其中Cu2＋是中心离子，H2O是配体，H2O 中的氧原子是配位原子，配位数是4。 11．为什么卤素单质从F2～I2的沸点越来越高？H2O与H2S的组成和结构相似，且相对分子质量H2O 答案 F2～I2组成和结构相似，相对分子质量越来越大，因而范德华力越来越大，沸点越来越高。液态水分子之间存在氢键。 12．什么是氢键？氢键有什么特征？ 答案 由已经与电负性很强的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个分 子中电负性很强的原子(N、O、F)之间的作用力叫做氢键。氢键具有方向性和饱和性。 13．区分晶体与非晶体的方法有哪些？ 答案 (1)根据熔沸点。晶体具有固定的熔沸点。(2)根据某些物理性质的各向异性。晶体具有各向异性。(3)能否发生X－射线衍射(最科学的区分方法)。晶体能发生X－射线衍射。 14．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用如何判断晶体类型？ 答案 (1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。 (2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。 (3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。 (4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。 15．根据晶体的熔点如何判断晶体类型？ 答案 原子晶体熔点高，常在一千至几千摄氏度；离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千摄氏度；分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。 16．CsCl、SiC 、Fe和CO2分别属于哪种晶体类型？ 答案 CsCl属于离子晶体，SiC属于原子晶体，Fe属于金属晶体，CO2属于分子晶体。 17．怎样比较晶体的熔、沸点高低？ 答案 (1)首先看物质的状态，一般情况下固体＞液体＞气体；(2)看物质所属类型，一般是原子晶体＞离子晶体＞分子晶体(注意不是绝对的，如氧化铝熔点大于晶体硅)，(3)若晶体类型相同再根据相应规律进行判断。 (2)①原子晶体→共价键键能→键长→原子半径； ②分子晶体→分子间作用力→相对分子质量； ③离子晶体→离子键强弱→离子电荷、离子半径。 18．如何计算长方体(正方体)晶胞中所含粒子的数目？ 答案 常用均摊法计算。①处于顶点的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子11的8属于该晶胞；②处于棱上的粒子，同时为4个晶胞共有，每个粒子的4属于1 该晶胞；③处于面上的粒子，同时为2个晶胞共有，每个粒子的2属于该晶胞；④处于体内的粒子，则完全属于该晶胞。 19．某晶体中粒子排列方式如图所示，则该晶体的化学式如何书写？ 答案 在该晶体的晶胞中，有8个A原子处于顶点上，有11 12个B原子处于棱上，故N(A)∶N(B)＝8×8∶4×12＝ 1∶3，故化学式为AB3。 因篇幅问题不能全部显示，请点此查看更多更全内容