二轮专题复习考前专项冲刺集训学案物质结构与性质

1、学案 5 物质结构与性质新考纲1.原子结构与元素性质： (1) 了解元素、 核素 和同位素的含义； (2) 了解原子构成，了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子 数、质量数以及它们之间的相互关系；(3) 了解多电子原子的核外电子分层排布规律，能用电子排布式表示常见元素136号元素的原子核外电子及简单离子的排布；(4)理解元素周期律的实质，了解元素周期表 (长式)的结构 (周期、族)及其应用； (5)以第三周期为例， 掌握同一周 期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；(6)以I A和四A族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系；(7)了解金属、非金属在元素周期表中的位

2、置及其性质递变的规律； (8)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质，了解电负性的概念， 知道元素的性质与电负性的关系，了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规 律。2.化学键与物质的性质： (1)了解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物 理性质；了解共价键的形成及其主要类型&键和n键)，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(3)能用价层电子对互斥理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构，了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型 (sp、 sp2、 sp3)； (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；(5)了解键的极性和分子

3、的极性；(6)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。3.分子间作用力与物质的性质： (1)了解分子间作用力和化学键的区别，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；(2) 了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举存在氢键的常见物质； (3)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， 能根据晶胞确定晶体的组成；(4) 了解简单配合物的成键情况。基础回扣1下列 8 种符号63L73、C146147g422105731(1) 包含 种元素， 种核素，其中互为同位素的是 (2) 氯离子的结构示意图为 ，其价电子排布式 。(3)

4、 原子最外层电子数是次外层电子数2 倍、3 倍的分别是 、质量数相等的是和答案 (1)7 8 3Li 和 aLi(2)3s23p6 1fC 題0(4)164C174N2 依据下表选择有关序号，用其相应的元素符号或化学式填空。主族周期I An a川AIV AV AW AW A0H-二二三?四?(1) 这些元素中， 是最活泼的金属元素， 是最活泼的非金属元素，它的电子排布式为； 是最不活泼的元素。(2) 第三周期中，含有 1 个未成对电子的有 、。(3) 短周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强； 碱性最强；呈两性(填化学式)。和？的金属元素中，单质的熔点较低的是 ，形成最高价氧化物熔点较高

5、的是(填化学式)。第三周期的主族元素中，第一电离能最小的是 ，电负性最大是。(6)在所形成的气态氢化物中，最稳定的是 ;最不稳定的是 。元素能形成多种同素异形体，形成的晶体中，属于原子晶体的是，分子晶体的是(填名称)。(8)第二周期元素与氢元素可形成多种10电子微粒，在分子中沸点最高是 ，最低的是，分子间能形成氢键的有 、(填化学式)。(9)氢元素与、三种元素既可形成共价化合物，又可形成离子化合物，各列举两个例子:共价化合物 、;离子化合物 答案K F 1s22s22p5 Ar (2)Na Al Cl(3) HCI0 4 NaOH AI(OH) 3(4) Ca MgO (5)Na Cl(6)H

6、F SiH4 (7)金刚石C60(8) H2O CH4 NH3 H2O HF(9) HNO 3 NH 3 H2O NH 4NO3 NH 4NO23 原子序数为24的元素原子的基态原子(1) 核外电子排布式为 ，价电子排布式是 有个电子层，个能级；有 个未成对电子。(3)在周期表中的位置是第 周期第族。答案(1)1s22s22p63s23p63d54s1 或Ar 3d54s1 3d54s1(2) 476(3)四 W B4 分析下列化学式，选出划线元素符合要求的物质：A C2H2 B H2O C. BeCl2 D. CH4 E. C2H4F. N2H4(1)既有c键，又有n键的是。分子间能形成氢键

7、的物质是 ，能作配体形成配位键的是既含有极性键又含有非极键的是 ，属于非极性分子的是答案(1)AE(2)BF BF (3)AEF ACDE5 用“ >”、“ <”或“=”表示下列物质的熔沸点关系：(1) H2OH 2S(2) CH 4CCl 4(3) NaMgAl金刚石石墨(5)SiO2CO2答案(1)>(2)<(3)<<(4)<(5)>6 晶体结构与性质如图为NaCl晶胞示意图，边长为 a cm,在1 mol的晶胞中：(1)含有个Na+ , 1个Na +周围与其距离最近并且距离相等的有个，形成构型。NaCl的密度为 (列出计算式)。答案 (1)

8、4Na 6 正八面体4X 58.5P=冇厂心题型 1 原子结构与元素周期律1 . (2014上海，1) “玉兔”号月球车用238Pu作为热源材料，下列关于 2945Pu的说法正确的是()A. Pu与238U互为同位素B. Pu与294Pu互为同素异形体C. Pu与238U具有完全相同的化学性质D. Pu与Pu具有相同的最外层电子答案 D解析 本题考查同位素，Pu与是两种不同的元素，Pu与Pu的质子数相同(质子数 =核外电子数)，中子数不同，互为同位素，故D正确。2 . 2014天津理综，7(1)(2)元素单质及其化合物有广泛用途，请根据周期表中第三周期元素 相关知识回答下列问题：(1) 按原子

9、序数递增的顺序 (稀有气体除外 )，以下说法正确的是 。a. 原子半径和离子半径均减小b. 金属性减弱，非金属性增强c. 氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强d .单质的熔点降彳氐(2) 原子最外层电子数与次外层电子数相同的元素名称为 ，氧化性最弱的简单阳离子是 。答案(1)b 氩Na十(或钠离子)解析 (1)第三周期元素从左到右原子序数依次增大，从左到右原子半径逐渐减小，金属元素阳离子的半径小于同一周期非金属元素阴离子半径，a 错误；第三周期元素从左到右元素得b 正确；第三周期元素从电子能力增强，失电子能力减弱，即金属性减弱，非金属性增强，左到右最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强，

10、c 错误；第三周期元素单质熔点最 高的是硅，最低的是氯气，所以从左到右元素单质的熔点不是逐渐降低的，d 错误。(2) 原 子 最 外 层 电 子 数 与 次 外 层 电 子 数 相 同 的 元 素 的 原 子 结 构 示 意 图 为，其元素名称是氩； Na 的失电子能力最强，所以Na +的氧化性最弱。3. (2014高考题片段组合)按要求完成下列填空：(1)2014新课标全国卷I,37(2)节选基态铁原子有 个未成对电子，Fe3*的电子排布式为 。答案 4 1s22s22p63s23p63d5 或Ar 3d52014新课标全国卷H,37(1)周期表前四周期的元素 a、b、c、d、e,原子序数依

11、次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有 18个电子。b、c、 d 中第一电离能最大的是(填元素符号) , e 的价层电子轨道示意图为答案 N解析 由于周期表前四周期的元素a、 b、 c、 d、 e 原子序数依次增大。 a 的核外电子总数与其电子层数相同，则 a 为氢元素， b 的价电子层中的未成对电子有 3 个，则 b 为氮元素； c 的最外层电子数为其内层电子数的3倍，贝U c为氧元素；d与c同主族，则d为硫元素；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，则e为铜元素。

12、氮元素的2p轨道处于半充满， 第一电离能最大。2014四川理综，8(1)X、Y、Z、R为前四周期元素，且原子序数依次增大。XY2是红棕色气体；X与氢元素可形成 XH3；Z基态原子的M层与K层电子数相等；R2+离子的3d轨道 中有 9 个电子。 Y 基态原子的电子排布式是 ； Z 所在周期中第一电离能最大的主族元素是 。答案 1s22s22p4 Cl解析 X、Y、Z、R为前四周期元素，且原子序数依次增大。XY2是红棕色气体，该气体是NO2,则X是氮元素，Y是氧元素；X与氢元素可形成 XH 3,该气体是氨气；Z基态原子的 M层与K层电子数相等，则该元素的原子序数是 2+ 8 + 2 = 12,即为

13、镁元素；Z(镁)在第三周期中，非金属性最强的是氯。1“四同”的判断方法判断的关键是抓住描述的对象。(1) 同位素原子，如iH、2H、3H。同素异形体 单质，如02、03。同系物 化合物，如 CH3CH3、CH3CH2CH3。(4) 同分异构体 化合物，如正戊烷、新戊烷。2 巧记10e、18e微粒10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。以Ne为中心记忆10电子体:CH4 KUHF、（卩-.NHf J）H-Na+ ,Mgz+ ,AP+以Ar为屮心记忆18电予体:此外，由10电子体中的 CH4、NH3、H20、HF失去一个 H剩余部分一CH3、一NH2、一0H、F为9电子体，两两组合得到的物

14、质如CH3CH3、CH30H、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。3 粒子半径比较的一般方法(1) 电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。(2) 电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。(3) 电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减 小。(4) 同种元素原子形成的微粒半径，随核外电子数的增多而增大。电子数和核电荷数都不同时，可通过一种参照物进行比较。如比较Al3 +与S2-的半径大小，可找出与Al3 +电子数相同、与S2-同族的元素02-比较，r(AI3 +)v r(02-)，且r(02-)v r(S2-), 故 r(AI3+ )v r(S2

15、_)。4. 基态原子的核外电子排布(1) 排布规律 能量最低原理：原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如 Ge : 1s22s22p63s23p63d104s24p2。 泡利原理：每个原子轨道上最多容纳2个自旋状态不同的电子。 洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。洪特规则特例：能量相同的轨道处于全充满、半充满或全空的状态时原子是比较稳定的。Cr: 1s22s22p63s23p63d44s2 X如Cr: 1s22s22p63s23p63d54s1 VCu： 1s22s22p63s23p63d94s2 XCu： 1s22s22p63

16、s23p63d104s1 V(2) 表示形式 电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K : 1s22s22p63s23p64s1或Ar 4s1。 电子排布图：每个小框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子：5. 电离能和电负性的变化规律(1)元素第一电离能的周期性变化规律 同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第 一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小； 同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小； 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空 (p&

17、#176;、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子 的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。(2) 电离能、电负性大小判断 规律：在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小； 特性：同周期主族元素，第 n A族(ns2)全充满、V A族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的 川A和WA族元素； 方法：我们常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如0与Cl的电负性比较：a.HClO中Cl为+ 1价、0为一2价，可知0的电负性大于 Cl; b.Al 2O3是离子化合物、AlCl 3是共价 化合物，可知 0 的电负性

18、大于 Cl。(一 )原子、离子构成及表示法1下列关于指定粒子构成的叙述中，不正确的是 ()A37Cl 与 39K 具有相同的中子数B .第114号元素的一种核素114X与2827Pb具有相同的最外层电子数C. H3O+与OH具有相同的质子数和电子数D. 。2与S2具有相同的质子数和电子数答案 C解析37Cl和39K含有的中子数都是20, A正确；1¥4x与Pb的核电荷数之差为114- 82 =B正确。32,即相差一个电子层，属于同一主族元素，具有相同的最外层电子数,2 下列关于原子结构及微粒间的数量关系的说法不正确的是()A 同种元素的原子均有相同的质子数和中子数B .微粒Na： M

19、g"、02具有相同的电子层结构C 短周期第W A与四A族元素的原子间构成的分子，均满足原子最外层8电子结构D.20Ca2 +的中子数比核外电子数多10答案 A解析 A项，同位素概念不清；B项中都与Ne的电子层结构相同；C项可形成XY4化合物，均满足原子最外层 8电子稳定结构。3. 据报道，在火星和金星大气层中发现了一种非常特殊的能导致温室效应的气态化合物，它的结构式为16O=C=18O。下列说法正确的是()A . 16O与18O为同种核素B . 16O=C=18O 与 16O=C=16O 互为同位素C. 16O=C=18O与16O=C=16O的化学性质几乎完全相同D 目前提出的“低碳

20、经济”的目标是向空气中增加CO2，促进碳的平衡答案 C解析 A项中是O元素的两种核素；B项同位素研究的对象是原子。4. Ni是元素周期表中第 28号元素，第二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 ; 27号元素价层电子排布式为 ，它位于第 周期第族，其化学符号是 ，有个成单电子。答案 C 3dC、Si、N元素的电负性由大到小的顺序是 大到小的顺序是 。4s2四忸 Co 35. 根据题目要求写出有关的电子排布式：(1) 原子序数为34，其核外M层电子的排布式为 。(2) 基态氮原子的电子排布式为 ，价电子层的电子排布图为 。(3) 将乙炔通入Cu(NH3)2CI溶液生成 CU2

21、C2红棕色沉淀。Cu +基态核外电子排布式为答案(1)3s23p63d10 1s22s22p3(3)1s22s22p63s23p63d10(二 )电离能和电负性; C、N、O、F元素的第一电离能由答案 N>C>Si F>N>O>C7. (1)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下:电离能I1I2I3I4la/kJ mol . 2014高考题片段组合按要求回答下列问题。5781 8172 74511 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

22、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 .能形成稳定氢化物 GeH4答案Al(2)1s(1)2014四川理综，8(2)改编NO2离子的立体构型是 ; Cu2 +的水合离子中，提供孤 电子对的原子是。 答案 V形 O 解析 NO,与O3互为等电子体，两者结构相似，为V形；铜离子含有空轨道，而水分子中2s22p的氧原子含有孤电子对，因此在Cu2+的水合离子中，提供孤电子对的原子是O原子。3s2014江苏，21(A)(3)与OH互为等电子体的一种分子为 (填化学式)。醛 基中碳原子的轨道杂化类型是 ; 1 mol乙醛分子中含有的 b键的数目为。 答案 HF sp26 mol3p6

23、3d104s24p2 或Ar 3d104s24p2 GeCh C题型2价键模型与分子空间构型解析 等电子体为原子数相同，价电子数相同。醛基中碳原子有碳氧双键，为SP2杂化；根据结构得出共含有 6 mol b键。2014新课标全国卷H, 37(2)(3)改编H与N、0、S元素形成的二元共价化合物中，分子 呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为 ;分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是 (填化学式，写出两种)。这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是;酸根呈三角锥结构的酸是 。(填化学式)答案 sp3 H2O2、N2H4 HNO2、HNO 3 H2SO3解析

24、二元共价化合物中，分子呈三角锥形的是NH3,分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物的有：H2O2、N2H4等。HNO2中价电子对数N原子提供的价电子数5+羟基提供的价电子数21-=3同理计算HNO3和H2SO3的价电子对数分别为3、4。注意氧原子作配体，不提供价电子。(4) 2014山东理综，33(1)(2)(3)石墨烯(图甲)是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材 料，石墨烯中部分碳原子被氧化后，其平面结构会发生改变，转化为氧化石墨烯(图乙)。 图甲中，1号C与相邻C形成b键的个数为 。 图乙中，1号C的杂化方式是 ，该C与相邻C形成的键角 (填“ >”、“<或“=

25、”)图甲中1号C与相邻C形成的键角。 若将图乙所示的氧化石墨烯分散到H2O中，则氧化石墨烯中可与 H2O形成氢键的原子有(填元素符号)。答案3sp3 <O、H解析 由图可知，甲中，1号C与相邻C形成3个C C键，形成b键的个数为3。图乙中，1号C形成3个C C键及1个CO键，C原子以sp3杂化，为四面体构型，而石墨烯中的C原子杂化方式均为 sp2，为平面结构，则图乙中C与相邻C形成的键角 图甲中1号 C 与相邻 C 形成的键角。 水中的 O 电负性较强，吸引电子的能力强，易与氧化石墨烯 中的OH上的H形成氢键，氧化石墨烯中 0与水中的H形成氢键。2 . (2013高考题片段组合)按要求回

26、答下列问题。(1) 2013 东理综，32(3) BCI3和NCI3中心原子的杂化方式分别为 和。第一电离能介于 B、N 之间的第二周期元素有 种。答案 sp2 sp33解析 杂化轨道用于形成b键和容纳孤电子对。BCI3分子中B原子形成3个b键，无孤电子对，则B原子采取sp2杂化；NCI3中N原子形成3个b键，且有1对孤电子对，则N原子采 取sp3杂化。Be、B、N、0原子的最外层电子排布式分别为2s2、2s22pJ 2s22p3、2s22p4, Be原子的 2s 轨道处于全充满的稳定状态，故其第一电离能大于B； N 原子的 2p 轨道处于半充满的稳定状态，故其第一电离能大于 0,因此元素的第

27、一电离能介于B和N元素之间的第二周期的元素有 Be、 C、 O 3种。(2) (2013海南，19改编)H20分子空间构型是 ,其杂化方式为 。化合物C0CI2中心原子的杂化轨道类型为 。答案 V 形(或角形 ) sp3 sp2(3) 2013江苏，21(A) (4)(5)S04一的空间构型为 (用文字描述)；写出一种与 S02互为等电子体的分子的化学式： ； Zn 的氯化物与氨水反应可形成配合物Zn(NH 3)4Cl2,1 mol该配合物中含有 b键的数目为 。答案 正四面体 CCI4或SiCl416X 6.02x 1023个解析 S02中由于硫原子是sp3杂化，所以为空间正四面体构型；与S

28、04一互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换”的方法，S04tSiF4SiCl4CCI4等；Zn(NH 3)42+中Zn与NH3之间以配位键相连，共 4个b键，加上4个NH3的12个b键，共16个b键。1化学键与化合物的关系说明： (1) 从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。 (2)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中。(3) 氢键不是化学键，它是一种较强的分子间作用力。存在N、0、F与H原子形成的化合物中。2用价层电子对互斥理论判断分子空间构型(1) 价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间

29、构型，不包括孤电子对。 当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致;当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数电子对空间构型分子或离子的立体构型C0202直线形直线形S0213平面三角形V形H2024正四面体形V形BF303平面三角形平面三角形CH404正四面体形正四面体形NH才04正四面体形正四面体形NH314正四面体形三角锥形运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数,对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为n = 若为阳离子，则减去电荷数，如 若为阴离子，则加上电荷数，如NH才,5+ 1X412=

30、4；中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数xm±电荷数3. 判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法(1) 看中心原子有没有形成双键或三键。如果有1个三键，则其中有 2个n键，用去了 2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个n键，则为sp注意：氧族元素的原子作为中心原子 A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电杂化；如果全部是单键, 则为sp子; 若为分子，电荷数为0；杂化。(2)由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化,1对孤电子对占据1个杂化轨道。如 NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4条杂化轨道应呈正四面

31、体形，为 sp3杂化。（一）分子空间构型与杂化轨道、价层电子对互斥模型的关系1.肼（N2H4）分子可视为NH3分子中的一个氢原子被 一NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化 物，则NH3分子的空间构型是 ; N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是 。答案三角锥形sp32 .甲醛（H2C=O）在Ni催化作用下加氢可得甲醇 （CH3OH），甲醇分子内 C原子的杂化方式 为,甲醇分子内的0 C H键角（填“大于”、“等于”或“小于”）甲醛分子内的0 C H键角。答案 sp3小于解析 甲醇中碳原子形成 4个b键，为sp3杂化，甲醇分子内 0C H键角接近109 28', 甲醛分子的空间构型为平面

32、形，键角接近120。3. H +可与 出0形成H3O +, H3O+中O原子采用 杂化。出0 +中H O H键角比 出0中H OH键角大，原因为。答案 sp3 H2O中O原子有两对孤电子对，H3O*中O原子只有一对孤电子对，排斥力较小4. I3属于多卤素阳离子，根据 VSEPR模型推测13的空间构型为，中心原子杂化类型为。答案 V形sp37 + 2 1解析 中心I原子的价层电子对数=4，为sp3杂化，有两对孤电子对。H2Se的酸性比H2S(填“强”或“弱”);气态SeO3分子的立体构型为, S02_离子的立体构型为 。答案(1)sp3(2)强平面三角形三角锥形解析(1)首先根据S8的结构和价电

33、子特点，确定其杂化方式。S的价电子数是6,其中形成2个b键，还有两对孤电子对，故杂化方式为sp3。H Se键的键长比H S键的键长长，所以 H Se键易断裂，故 H2Se的酸性比H2S强；SeO3中Se的杂化方式为sp2,立体构型为平面三角形；SO2-中S的杂化方式为sp3,与3个0原子配位，故立体构型为三角锥形。(二)共价键类型与分子性质6. 2012浙江自选模块，15(3)(4)(3)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V丿叫D. 溶于水E. 碘溶于四氯化碳F. 石英熔融(4) 下列物质中，只含有极性键的分子是 ，既含离子键又含共价键的化合物是

34、；只存在 b键的分子是 ，同时存在 b键与n键的分子是 。A. N2 B. CO2 C. CH2CI2 D. C2H4 E. C2H6F. CaCl2 G. NH4CI答案(3)AE(4)BC G CE ABD分子间均解析(3)干冰为分子晶体，熔化时只需破坏范德华力；乙酸、乙醇、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，故选 A、E。只含极性键的分子有 CO2、CH2CI2；既含离子键又含共价键的化合物必须是含“根”的离子化合物，只有NH4CI符合；共价单键为 b键，双键或三键

35、中有一个 b键，其余为n键，因 此只存在 b键的分子有 CH2CI2、C2H6 ;同时存在 b键和n键的分子有 N2、CO2、C2H4。7. 2012山东理综，32(3)过渡金属配合物 Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18,则n =。 CO与N2结构相似，CO分子内b键与n键个数之比为答案 41 : 2解析 由题意知：中心原子 Ni的价电子数为10,而每个CO提供电子数为2,故n= 4； CO与N2分子中都存在三键，故 b键与n键个数比为1 : 2。8. (1)在SiO2、SOP、CH3OH、CS2、CCl4五种微粒中，中心原子采取sp3杂化的有(填序号，下同)，分子中

36、所有的原子均在同一平面的有 , CS2属于分子(填“极性”或“非极性”)。利用CO可以合成化工原料 COCl2、配合物Fe(CO)5等。 COCI2分子的结构式为I：口，每个COCl2分子内含有 个b键，个n键。其中心原子采取 杂化轨道方式，COCI2分子的空间构型为 。 Fe(CO)5在一定条件下发生分解反应：Fe(CO)5=Fe(s)+ 5CO f,反应过程中，断裂的化学键只有键，形成的化学键是 。答案(1)非极性(2) 3 1 sp2平面三角形配位金属键解析(1)首先判断中心原子的孤电子对数:4-2X 3 + 26-2 X 3+ 24 2X 2=0、=1、CH 3OH中的C原子无孤电子对

37、、 =0、=0;所以杂化方式分别为 sp2、sp3、 sp3、sp、sp3；sp2杂化且无孤电子对、sp杂化，所以 、中的原子均在同一平面内。（2）中心原子C无孤电子对，所以是 sp v V中形成分子内氢键，使其更难电离出H 题型3晶体结构与性质杂化，分子构型为平面三角形；Fe与CO之间形成的是配位键，金属晶体中存在的是金属键。9. （1）BF3与一定量的水形成（H2O）2BF3晶体Q, Q在一定条件下可转化为R: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0 OH（2）已知苯酚（）具有弱酸性，其 Ka= 1.1X 10 10

38、 ；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“V”），其原因是 。答案 （1）ad1 . (2014福建理综，31)氮化硼(BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼是通常存在的稳定相， 与石墨相似， 具有层状结构， 可作高温润滑剂。 立方相氮化硼是超硬材料， 有优异的耐磨性。 它们的晶体结构如图所示。(1) 基态硼原子的电子排布式为 。(2) 关于这两种晶体的说法，正确的是 (填序号 )。a.立方相氮化硼含有b键和n键，所以硬度大b .六方相氮化硼层间作用力小，所以质地软c. 两种晶体中的B N键均为共价键d.

39、两种晶体均为分子晶体(3) 六方相氮化硼晶体层内一个硼原子与相邻氮原子构成的空间构型为 ，其结构与石墨相似却不导电，原因是 。(4) 立方相氮化硼晶体中，硼原子的杂化轨道类型为 。该晶体的天然矿物在青藏高原地下约300 km的古地壳中被发现。根据这一矿物形成事实，推断实验室由六方相氮化硼合成立方相氮化硼需要的条件应是 。(5) NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼钠米管的原料之一。1 mol NH 4BF4含有mol配位键。答案(1)1s22s22p1be(3) 平面三角形层状结构中没有自由移动的电子(4) sp3咼温、咼压(5)2解析(1)B的原子序数为5,故其基态原子的电子排布式为1s22

40、s22p1o(2) 立方相氮化硼晶体的硬度大小与是否含有b键和n键无关，与晶体的结构有关，即立方相氮化硼晶体为原子晶体，硬度较大，a错误；六方相氮化硼晶体与石墨晶体相似，根据石墨晶体可知其层和层之间是靠范德华力结合的，故其作用力小，质地较软，b正确；B和N都是非金属兀素，两种晶体中的B N键都是共价键，e正确；六方相氮化硼晶体与石墨晶体相似，属于混合型晶体，立方相氮化硼晶体为原子晶体，d错误。(3) 六方相氮化硼晶体与石墨晶体相似，同一层上的原子在同一平面内，根据六方相氮化硼晶 体的晶胞结构可知，1个B原子与3个N原子相连，故为平面三角形结构；由于 B最外层的 3个电子都参与了成键，层与层之间

41、没有自由移动的电子，故不导电。(4) 立方相氮化硼晶体的结构与金刚石相似，故B原子为sp3杂化；该晶体存在地下约 300 km的古地壳中，因此制备需要的条件是高温、高压。(5) NH才中有1个配位键，BFT中有1个配位键，故 1 mol NH 4BF4含有2 mol配位键。2. (2014高考题片段组合)按要求回答下列问题：(1) 2014 苏，21(A)Cu20在稀硫酸中生成 Cu和CuS04。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为 答案 12解析铜晶体中每个铜原子距离周围最近的铜原子为一个平面上对角线上的原子，每个平面有 4个，有3个面共12个。2014山东理综，

42、33(4)石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属 M与C60可制备一种低温超 导材料，晶胞如图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。 该晶胞中M原子的个数为 该材料的化学式为。答案 12 M3C601解析 M原子位于晶胞的棱上与内部，棱上有12个M，内部有9个M,其个数为12X-+ 91 1=12, C60分子位于顶点和面心，C60分子的个数为 8X 8 + 6X-= 4, M原子和C60分子的个数比为3 : 1，则该材料的化学式为M3C60。2014海南19 H (3)(5)碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图：C60属于晶体，石墨属于晶体。金刚石晶胞含有 个碳原子。若

43、碳原子半径为r,金刚石晶胞的边长为 a,根据硬球接触模型，则r =a,列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率 (不要求计算结果)。4 3答案分子混合亞少3 n质n8 a3 16解析 C60中构成的微粒是分子，所以属于分子晶体；石墨的层内原子间以共价键结合，层与层之间以分子间作用力结合，所以石墨属于混合晶体。由金刚石的晶胞结构可知，晶胞内 部有4个C原子，面心上有6个C原子，顶点有8个C原子，所以金刚石晶胞中 C原子数1 1目为4+ 6X 2 + 8X 8= 8;若C原子半径为r，金刚石的边长为 a,根据硬球接触模型，则正方体对角线长度的1就是C C键的键长，即 #a= 2r，所以r=a,碳原子在晶

44、胞中的空间4 343 38X 3 n 8X3nX Ta需n占有率 w=a=a3=。3. 2013 东理综，32(2)利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，下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答案 2 BN11解析 O： 1+ 8X：= 2,: 1 + 4 X-= 284所以每个晶胞中含有 B原子、N原子的个数均为2,其化学式为BN。4. 2013新课标全国卷I,37(2)(3)(4)(6) (2)硅主要以硅酸盐、 等化合物的形式存在于地壳中。(3) 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

45、面心位置贡献 个原子。(4) 单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4CI在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为 。(6) 在硅酸盐中，SiO4四面体如下图(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, Si与O的原子数之比为 ，化学式为 。答案(2)二氧化硅(3)共价键3(4)Mg 2Si + 4NH 4CI=SiH 4+ 4NH 3+ 2MgCI 2(6) sp31 : 300啪旷或 SiO32。解析(3)金刚石晶胞的面心上各有一个原子，面上的原子对晶胞

46、的贡献是(6)在多硅酸根中每个硅原子都与4个O形成4个Si O单键，因而Si原子都是sp3杂化；观察图(b)可知，每个四面体通过两个氧原子与其他四面体连接形成链状结构，因而每个四面体1中硅原子数是1，氧原子数=2 + 2X 2 = 3，即Si与O的原子个数比为1 : 3，化学式为SiO32n1 .熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目A . NaCI（含 4 个 Na十,4 个 Cl -）B 干冰（含4个C02）C. CaF2（含 4 个 Ca2 +, 8 个厂）D 金刚石 （ 含 8 个 C）E 体心立方 （ 含 2 个原子 ）F.面心立方（含4个原子）2 物质熔沸点高低比较规律一般情况

47、下，不同类型晶体的熔沸点高低规律：原子晶体离子晶体分子晶体，如：金 刚石NaCI >CI2；金属晶体分子晶体，如：Na> Cl2（金属晶体熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等 ）。（2）形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：金刚石> 石英>碳化硅>晶体硅。（3）形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如： MgO >MgCI 2， NaCI >CsCI。（4）金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的 熔沸点就越高，如 AI > M

48、g> Na。（5）分子晶体的熔沸点比较规律HI>HBr>HCI； 组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如:CO >N2； 组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如: 同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：正戊烷异戊烷新戊烷； 同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物间位取代物对位取代物，如：邻二甲 苯间二甲苯对二甲苯。3晶胞中微粒数目的计算方法 均摊法1 .C60和金刚石都是碳的同素异形体，二者相比较熔点高的是 。(2) 超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝在绝缘材料中应用广泛，氮化铝晶体与金刚石类似，每个Al 原子与 个氮原子相

49、连，与同一个 N 原子相连的 Al 原子构成的空间构型为 ，氮化铝晶体属于 晶体。(3) 金属镍粉在 CO 气流中轻微加热，生成无色挥发性液态 Ni(CO) 4，呈正四面体构型。试推测 Ni(CO) 4的晶体类型是 ， Ni(CO) 4易溶于下列 (填字母 )。A 水B 四氯化碳C .苯D .硫酸镍溶液氯化铝在177.8 C时升华，蒸气或熔融状态以AI2CI6形式存在。下列关于氯化铝的推断错误的是 。A .氯化铝为共价化合物B .氯化铝为离子化合物C .氯化铝难溶于有机溶剂D . Al 2CI6中存在配位键(5) 氢键对物质性质具有一定的影响，下列现象与氢键无关的是 (填字母 )。A 水在结冰

50、时体积膨胀BNH 3比 PH3 热稳定性好C .在稀溶液中，盐酸比氢氟酸的酸性强D 甘油、浓硫酸都呈黏稠状答案 (1)金刚石 (2)4 正四面体形 原子(3) 分子晶体 BC (4)BC (5)BC解析 (1)C60 是分子晶体、金刚石是原子晶体，所以金刚石的熔点远远高于C60 的。 (2)由金刚石结构每个C原子均以sp3杂化与其他四个 C原子相连形成四个共价键构成正四面体结构 可推测。(3)由挥发性液体可知 Ni(C0)4是分子晶体，由正四面体构型可知Ni(C0)4是非极性分子。 (4)由氯化铝易升华可知氯化铝是分子晶体， AICI 键不属于离子键应该为共价键，AI原子最外层三个电子全部成键

51、， 形成三个AI Cl b键，无孤电子对，是非极性分子，易溶 于有机溶剂， AI 有空轨道，与氯原子的孤对电子能形成配位键，A、D 正确。 (5)NH 3、PH3热分解断裂的是 N H键、P H键，与氢键无关；HCI比HF容易电离是因为 H CI键比H F 键容易断裂，与氢键无关。2 .已知：A、B、C、D、E、F是周期表中前36号元素，A是原子半径最小的元素， B元素 基态原子的2p轨道上只有两个电子，C元素的基态原子 L层只有2对成对电子，D是元素周 期表中电负性最大的元素， E2+的核外电子排布和 Ar原子相同，F的核电荷数是 D和E的核 电荷数之和。请回答下列问题：(1) 分子式为BC

52、2的空间构型为; F2+的核外电子排布式为 。A分别与B、C形成的最简单化合物的稳定性BC(填“大于”或“小于”);A、C两元素可组成原子个数比为1 : 1的化合物，C元素的杂化类型为 。(3)A 2C所形成的晶体类型为 ; F单质形成的晶体类型为 ，其采用的堆积方式为 。F元素氧化物的熔点比其硫化物的熔点 (填“高”或“低”)，请解释其原因D跟E可形成离子化合物，其晶胞结构如图。该离子化合物晶体的密度为pg cm 3,则晶胞的体积是(用含p的代数式表示)。答案 直线形1s22s22p63s23p63d9 或Ar 3d9小于sp3(3)分子晶体金属晶体面心立方最密堆积高 因为CuO的晶格能大于

53、CuS的晶格能5.2 X 10223cm3p解析 原子半径最小的元素 A为氢元素，基态原子的2p轨道上只有两个电子的 B元素为碳元素，C为氧元素，电负性最大的元素D是氟元素，E为钙元素，F为29号铜元素。(2)比较非金属性可知稳定性 CH4<H2O, H2O2分子中的中心原子上含有两对孤电子对， 采取sp3杂化。 离子晶体中O2_半径小于S2_半径，半径越小离子键越强，晶格能较大，熔沸点较高。根据晶胞结构可以知道一个 CaF2晶胞中有4个Ca2+和8个F，氟化钙的摩尔质量为 78 g mol22pNA1, 一个晶胞的质量为4X 78g，则晶胞的体积为4 X 78cm3,带入Na的值可求得为5.2X 10 NapNApcm3。3.化合物A(H3BNH3)是一种潜在的储氢材料， 可由六元环状物质(HB=NH) 3通过反应3CH4 + 2(HB=NH) 3+ 6H2O=3CO2+ 6H3BNH 3制得。A在一定条件下通过多步去氢可最终转化 为氮化硼(BN)。请回答