高考化学二轮复习专题五物质结构与性质专题复习新人教版

1、专题五物质结构与性质考点一微粒结构及相互作用力原子结构、离子结构是物质结构的核心内容，同样也是高考的重要考点。复习时，注意掌握常用规律，提高解题能力；重视知识迁移、规范化学用语。根据考纲，应从以下五个方面掌握。1 .明确微粒间“三个”数量关系中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数阴离子：核外电子数=质子数+所带的电荷数阳离子：核外电子数=质子数一所带的电荷数2 . “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 1h、2h、3h。(2)同素异形体单质，如 Q、Q。(3)同系物有机化合物，如CHCH、CHCHCH。(4)同分异构体有机化合物，如正戊烷、新戊烷。3

2、 .注意易混淆的问题(1)同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。(2)元素有多少种核素，就有多少种原子。(3)同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。(4)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。4.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：CH； ,NHj.FLO.HF, %+、鹿+、AT”.c*OH Q-因，一下一.NH7以Ar为中心记忆18电子体：* SiH±、FH3 H_aHS £尸

3、-xOj一此外，由10电子体中的 CH、NH、H2Q HF失去一个 H剩余部分的一 CH、一 NH、一OH F为9电子体, 两两组合得到的物质如 CHCH、CHOH H2Q、N2H、F2等也为18电子体。5.澄清化学键与化合物的关系说明 (1)当化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。(2)当化合物中同时存在离子键和共价键时，该化合物是离子化合物。(3)当化合物中只存在共价键时，该化合物是共价化合物。(4)在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素(钱盐除外)；共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl 3也是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合

4、物，如俊盐。(5)非金属单质只有共价键(稀有气体除外)。(6)气态氢化物是共价化合物，只含共价键，而金属氢化物(如NaH)是离子化合物，含离子键。(7)离子晶体熔化时破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间作用力。(8)分子的稳定性与分子间的作用力无关，而与分子内部的化学键的强弱有关。【例1】(2015 上海，1)中国科学技术名词审定委员会已确定第116号元素Lv的名称为经。关于296Lv的叙述错误的是()A.原子序数116 B.中子数177C.核外电子数116 D.相对原子质量 293【答案】D【例2】已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它们之间有如

5、图所示的转化关系，且A是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。请完成下列各题：(1)若A、D均是气态单质分子，写出 A与B反应的化学方程式： (2)若B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式:(3)若A、B均是含2个原子核的微粒，其中 B中含有10个电子，D中含有18个电子，则 A B之间 发生反应的离子方程式为 。(4)若D是一种含有22电子的分子，则符合如图关系的A的物质有(写物质的化学式，如果是有机物则写相应的结构简式)。【答案】(1) 2F2+2H2O=4HFQ (2) 二(3) HS +OHT=S2 + H2O(4) CHCH、CHOH【解析】(1) 18电子的气态

6、单质分子为 F2,则C为HF、B为D为Q,反应方程式为 2F2+2H2O=4HFQ。2 2) B、D为同主族元素的单质，且 A含有18个电子，C含有10个电子时，则 B为Q、A为H2S、C为H2。D为 S,即 2H2S+Q=2HO+ 2SJ。(3)含2个原子核的18电子的微粒为 H$,10电子的微粒为 0口，反应离子方程式为 HS + OH=d + H2Oo(4)含22电子的分子为 CO,则A为含18电子的含 C、H或C、H O的化合物，可能为 CHCH和CHOH考点二正确把握元素周期表准确运用元素周期律在历年高考中，元素周期表、元素周期律的知识点属于高频考点，在复习时，可从以下六个方面突破:

7、23(1)短周期元素只有前三周期；(2)主族中只有H A族元素全部为金属元素；3 3) I A族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；(4)元素周期表第18列是0族，不是皿A族，第8、9、10三列是皿族，不是皿 B族；(5)长周期不-一定是 18种元素，第六周期有 32种元素。4 .理清原子序数与元素位置的“序数差值”规律(1)同周期相邻主族原子的“序数差值”规律除第n A族和第mA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。同周期第n A族和第mA族为相邻元素，其原子序数差为第二、三周期时相差1,第四、五周期时相差11,第六、七周期时相差 25o(2)同主族相邻元素的“序数差值”规律第二、

8、三周期的同族元素原子序数相差8。第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第I A族、n A族相差8,其他族相差18o第四、五周期的同族元素原子序数相差18。第五、六周期的同族元素原子序数例系之前的相差18.,例系之后的相差32o第六、七周期的同族元素原子序数相差必。5 . “三看”比较微粒半径大小在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。例：r(Li)< r(Na)< r(K)< r(Rb)< r(Cs)r(O2 )<r(S2 )<r(Se2 )<r(Te2 )r(N

9、a)> r(Na+)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)> r(Si)> r (P)> r (S)> r (Cl)r(O2 )>r(F )> r(Na + )>r(Mg2+)>r(Al 3+)“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。例：r(Cl )>r(Cl)r(Fe2+)>r(Fe3+)6 .金属性、非金属性的多方面比较金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强判断依据在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强单质与水或非

10、氧化性酸反应越剧烈，金属性越强单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强若乂+ + Y>X+ Y ,则Y的金属性 比X强非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强判断依据与Hk化合越容易，气态氧化物越稳定，非金属性越强单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强A+B>B + A,则B的非金属性比A强7 .重视几个易忽略的问题(1)比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素对应氢 化物酸性的强弱。(2)所含元素种类最多的族是出 B族，形成化合物种类最多的

11、元素在第IVA族。(3)化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸 点等。(4)并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、Q F的氢化物分子间可形成氢键。(5)金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn,而金属活动性 Sn>Ph(6)利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al - Mcg-NaOH溶液构成原电Y时，Al为负极，Mg为正极；Fe-Cuu-HNO(浓)构成原电池时，C

12、u为负极，Fe为正极。【例3】在元素周期表中的前四周期，两两相邻的5种元素如图所示，若 B元素的核电荷数为 a。下列说法正确的是()A. B、D的原子序数之差可能为 2B. E、B的原子序数之差可能是 8、18或32C. 5种元素的核电荷数之和可能为5a+10D. A、E的原子序数之差可能是 7【答案】C【解析】由题中所给 5种元素的位置关系可以看出D一定不是第一周期元素(因为如果D是第一周期元素，则D一定属于元素周期表最左边的第IA族元素或最右边的 0族元素)，所以A选项错误；由题意可知5种元素在前四周期，所以 D、B、E分别为第二、三、四周期的元素，由元素周期表的结构可知5种元素一定在过渡

13、元素右边，所以 D E的原子序数分别为 a8、a+18, A、C的原子序数分别为 a1、a + 1,即只有C选项正确。【例4】(2015 山东理综，8)短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y、W的原子序数之和是 Z的3倍，下列说法正确的是()YZXWA.原子半径：X<Y<ZB.气态氢化物的稳定性：X>ZC. Z、W均可与Mg形成离子化合物D.最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W【答案】C【解析】由题意可知，短周期元素X、Y、Z、W分别位于2、3周期，设Z的原子序数为x,则丫、W的原子序数分别为x1、x+9,则有x-1 + x+9=3x,解得x=

14、8,则元素X、Y、Z、恒别为Si、N。Cl。 A项，原子半径应为 X>Y>Z错误；B项，气态氢化物的稳定性应为X<Z,错误；C项，Q Cl分别与Mg反应生成的 MgO MgC2均为离子化合物，正确； D项，非金属性：N<Cl,则最高价氧化物对应水化物 的酸性：HNQ<HClQ,错误。【例5】（2015 全国卷H, 9）原子序数依次增大的元素a、b、c、d,它们的最外层电子数分别为1、6、7、1。 a 的电子层结构与氦相同，b 和 c 的次外层有8 个电子，c 和 d 的电子层结构相同。下列叙述错误的是 （）A.元素的非金属性次序为c>b>aB a 和其

15、他3 种元素均能形成共价化合物C d 和其他3 种元素均能形成离子化合物D.元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6【答案】B【解析】a 的电子层结构与氦相同，则 a 为氢元素；b 和 c 的次外层有8 个电子，且最外层电子数分别为6、7，则b 为硫元素，c 为氯元素；d 的最外层电子数为1 ，且 c 和 d 的电子层结构相同，则d 为钾元素。A项，元素的非金属性次序为Cl>S>H,正确；H2S和HCl是共价化合物，KH KS和KCl是离子化合物，B 项错误，C 项正确；D 项，氢、硫、氯三种元素的最高和最低化合价分别为 1 和1、6 和2、7 和 1，因此它们各

16、自最高和最低化合价的代数和分别为0、 4、 6，正确。考点三基态原子的核外电子排布1 排布规律（ 1） 能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如 Ge： 1s22s22p63s23p63d104s24p2。（ 2）泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2 个自旋状态相反的电子。（ 3）洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。2表示方法（ 1）电子排布式按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如：Cu： 1s22s22p63s23p63d 104s1（ 2）简化电子排布式“

17、稀有气体 价层电子”的形式表示。如：Cu： Ar3d 104s1(3)电子排布图用方框表示原子轨道，用“T”或表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后 顺序和在轨道中的排布情况书写。3+【例62014 新课标全国卷I,37 (2)基态Fe原子有 个未成对电子。Fe的电子排布式为 。可用硫氧化钾检验 Fe3+,形成的配合物的颜色为 。【答案】4 1s22s22p63s23p63d5或Ar3d 5 血红色【解析】基态Fe原子的核外电子排布式为Ar3d 64s2,其中3d轨道有4个轨道未充满，含有 4个未成对电 子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3+,则其电子

18、排布式为1s22s22p63s23p63d5 或Ar3d 5O检验Fe"时，Fe3+与SCNT形成配合物而使溶液显血红色。【点睛】“两原理，一规则”的正确理解1 .原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。2 .同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。3 6如 np、npCr： 3d54s1 Mn： 3d54s2 Cu ： 3dZs1 Zn ： 3d104s2考点四 元素的电离能和电负性1 .元素的电离能第一电离能：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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ

19、m。/1。(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外 围电子排布重复出现从 其到ns2np6的周期性变化。(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大，碱金处第一电离能最小; 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。U 2 4 6 a IU 12 14 162I>22：12 34 Aft M用序恺说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大即第HA族、第V

20、A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N Mg P。(3)元素电离能的应用判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。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价，如钠元素I 2? Il,所以钠元素的化合价为+ 1 价。2 .元素的电负性(1)元素电负性的周期性变化元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一王 族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。【例6】2013 新课标全国卷n,37 (2)前四周期原

21、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+的电子数相差为 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。四种元素中第一电离能最小的是 ,电负性最大的是 (填元素符号)。考点五两大理论与分子构型1 .分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。杂化旧杂化轨道数目杂化轨道夹角空间构型实例sp2180°直线形BeCl22sp3120°平囿二角形BF33sp4

22、109° 28'正四向体形CH42 .分子构型与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型说明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。电子对数成键对数孤电子对数电子对空 间构型分子空间构型实例220直线形直线形BeCl2330三角形三角形BF321V形SO440四向体四向体形CH31三角锥形NH22V形H2O3.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，二者之间可以相互判断。分子组成(A为中心原子)中心原子的

23、孤电子对数中心原子的杂化力式分子空间构型示例AB0sp直线形BeCl21121spV形SO23spV形H2OAB02sp平囿二角形BF313sp三角锥形NHAR03sp止四面体形CH【例71 2014 新课标全国卷H,37 (2) (3)改编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的最外层只有一个电子，但次外层有18个电子。则a和其他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;酸根

24、呈三角锥结构的酸是。【答案】sp3 HN。HNO H2SO考点六微粒作用与分子性质1 .共价键(1)共价键的类型按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。按原子轨道的重叠方式分为b键和兀键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。(2)键参数键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。键角：在原子数超过 2的分子中，两个共价键之间的夹角。键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定。健能skJ*B屿分子的梯定性一健长g分子的性

25、战 理国*分子的空间构型健用(3) (T键、兀键的判断由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为 b键，“肩并肩”重叠为 冗键。由共用电子对数判断单键为(T键；双键或三键，其中一个为(T键，其余为 冗键。由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是b键；杂化轨道形成的共价键全部为b键。(4)等电子原理原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。物理性质相似，化学性质不同。常见等电子体：微粒通式价电子总数立体构型CO、SCN、NC2、N3AX2一16e直线形CO、NG、SOAX324e平囿二角形SO、Q、N。AX218eV形SO、PO4AX32e正四向体形PO3、SO、ClO3AX326

26、e三角锥形CO N2AX10e直线形CH、N日AX48e正四向体形(5)配位键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。配位键a.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的共价键；b.配位键的表示：常用“一 一”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如Nb4可表示为H t HNH 丁H ，在Nd中，虽然有一个N- H键形成的过程与其他 3个N H键形成的过程不同， 但是一 旦形成之后，4个共价键就完全相同。配合物如Cu(NH3)4SO4配位原F (擢供孤电OJ)中心廉于 I配位体1提供空棚A、|Cui NH JjS%配位It配位体有孤电子对，如 H2。N

27、H、CO L、C、CN等。中心原子有空轨道，如Fe3+、Cu"、Zn2 Ag+等。2 .分子性质(1)分子的极性分子构型与分子极性的关系拿报性分手单蒯一亚倒电格中心哒合一都向而林tt最原子-分子呈原子仍子,If 忆负也荷中心军重介一站构不劝林I极性分子键的极性与分子的极性的关系实例键的极性空间构型分子极性XH2、N2非极性键直线形非极性分子XYHCl、NO极性键直线形极性分子XY(X2Y)CO、CS极性键直线形非极性分子SO极性键V形极性分子HQ H2s极性键V形极性分子XY3BF3极性键平囿二角形非极性分子NH极性键三角锥形极性分子XYCH、CC14极性键止四面体形非极性分子(2)

28、溶解性“相似相溶”规律：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。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。(3)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)nRO,如果成酸元素 R相同，则n值越大，R的正电性越高，使 R-0-H中。的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出酸性越强，如 HC1O<HC1Q<HC1O<HC104O3 .范德华力、氢键、共价键的比较范德华力氢键共价键作用粒子分子或原子(稀有气体)氢、氟、氮、氧原子(分 子内、分子间)原子特征无力

29、向性、无饱和性后力向性、有饱和性后力向性、有饱和性强度比较共价键 > 氢4t >范德华力影响 强度 的因 素随着分子极性和相 对分子质量的增大而 增大组成和结构相似的 物质，相对分子质量 越大，分子间作用力 越大对于A- H - B, AB的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大成键原子半径越小， 键长越短，键能越大， 共价键越稳定对物质性质的影响影响物质的熔沸 点、溶解度等物理性 质组成和结构相似的 物质，随相对分子质 量的增大，物质的熔 沸点升高，如F2<Cl 2<Br2<I 2, CH<CCl4<CB4分子间氢键的存在， 使物质的熔沸点升 高

30、，在水中的溶解度 增大，如熔沸点： H20>HS, HF>HClNH>PH影响分子的稳定性共价键键能越大，分子稳定性越强例8 2015 江苏，21(A) (1) (2) (3)节选下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶:2Cr202 + 3CHCH0H+ 16H+ + 13H20>_ 3+_ _ _ _4Cr(H 20)6 +3CHCOOH(1)配合物Cr(H 20)6 3+中，与Cr3+形成配位键的原子是 (填元素符号)。(2) 1 mol CH3C00H子含有(T键的数目为 。(3)与HbO互为等电子体的一种阳离子为 (填化学式)；H2O与CHCHOH可以任意比例互溶,

31、除因为它们都是极性分子外，还因为 【答案】(1) 0(2) 7 mol(或 7X6.02 X 10 23)(3) H2F+ H2O与CHCHOH之间可以形成氢键考点七微粒作用与晶体结构1 离子键一一离子晶体(1)化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。(2)离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。离子键强弱的判断：离子半径越小，用子所带电荷数越多，离王键越强，离子蜀体的熔沸点越高。_离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。(3)离子晶体：通过离子

32、键作用形成的晶体。典型的离子晶体结构:CsCl型晶体NaCl型晶体每个Na卡周围被6个C所包围，同样每个Cl 也被6个NsT所包围每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被 8个正离子所包围晶胞中粒子数的计算方法一一均摊法ag顶点棱边面心体心贝献1/81/41/212 .共价键一一原子晶体(1)原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结 构的晶体。(2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiOz)。(3)典型原子晶体结构止四面体空间网状结构，最小的碳二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中启6个硅原子和6个氧原特环中有6个

33、碳原子，每个碳原子与子，每个硅原子与4个氧原子成键，点周围4个碳原子形成四个共价键，1mol金刚石中含有2 mol碳碳键每个氧原子与2个硅原子成键，1mol SiO 2中含有4 mol硅氧键(4)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形或共价键的键长越短，共价迎键能越&其晶体熔沸点越高口熔点：金刚石碳化硅 晶体硅。3-分子间作用力一一分子晶体(1)分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。(2)分子晶体：分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体

34、，典型的分子晶体有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为晶体模型干冰晶体是一种立方面心结构每个水分子周围只有 4个紧邻的水分子,结构特点每8个CO分子构成立方体,在六个面的中心又各占据1个在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引，这CO分子。每个CO分子周围，离一排列使冰晶体中的水分子的空间利用该分子最近且距离相等的 CO分 子启12个（同层4个，上层4个， 下层4个）率小局，留有相当大的空隙。当冰刚刚 融化为液态水时，热运动使冰的结构部 分解体，水分子的空隙减小，密度反而 增大，超过4 C时，才由于热运动加剧， 分子间距离加大，密度逐渐减小分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大

35、小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越4克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能也熔沸点越高。但存在氢键时分子晶 体的熔沸点往往反常地高。（3） NH、HQ HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。影响物质的性质方面：增大物质的熔沸点，增大物质的溶解性。表示方法：X HY（N、。F）, 一般都是氢化物中存在。4金属键一一金属晶体（1）金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。晶体中的微粒导电性导热性延展性金属离子和自由电子自由电子在外加电场的作用卜发生定向移动自由电子与金属

36、离子碰撞传递热量晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用（2）金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律：阳离子所带电荷数越多，半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：Na<Mg<Al, Li>Na>K>Rb>Cs金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。5 .分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别晶体类型原子晶体分子晶体金属晶体离子晶体结构微粒原子分子金属阳离子、自由电子阴、阳离了微粒间 作用（力）共价键分子间作用力复杂的静电作用离了键熔沸点很高很低一般较局，少部分低较局硬度很硬一般较软一般较硬

37、，少部分软较硬溶解性难溶解相似相溶难溶（Na等易溶于极与水反应)性溶剂导电情况不导电(除硅)不导电良导体固体不导电，熔化或溶于水后导电实例金刚石、水晶、碳化硅等干冰、冰、纯硫酸、H2(S)等Na、MgAl等NaCl、CaCQNaOK6 .物质熔沸点的比较(1)不同类型晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体 分子晶体。(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔沸点越高。原子晶体：键长越短，键能越大，则熔沸点越高。(3)常温常压下状态：熔点：固态物质液态物质；沸点：

38、液态物质 气态物质。【例102015 全国卷I, 37 (4) (5) (4) CO能与金属Fe形成Fe(CO)5,该化合物熔点为 253 K,沸 点为376 K ,其固体属于 晶体。(5)碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：石鬓烯晶体金刚仃晶体在石墨烯晶体中，每个 C原子连接 个六元环，每个六元环占有 个C原子。在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接 个六元环，六元环中最多有 个C原子在同一平面。【答案】(4)分子 (5)3 212 4【例11(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

39、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。(4)单质硅可通过甲硅烷(SiH 4)分解反应来制备。工业上采用MgSi和NHCl在液氨介质中反应制得 SiH，该反应的化学方程式为 。(6)在硅酸盐中，SiO4一四面体如下图(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) MgSi+4NHCl=SiH4 + 4NH+2MgCb(6) sp3 1 ： 3 SiO 32n 或 SiO2【解析】（3）

40、金刚石晶胞的面心上各有一个原子，面上的原子对晶胞的贡献是（6）在多硅酸根中每个硅原子都与4个。形成4个SiO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，因而每个四面体中硅原子数是1,氧原子12n数=2+2X 2=3,即Si与。的原子个数比为1 ： 3,化学式为SiO3n考点八元素推断及综合应用元素推断题是高考考查的热点，这类题往往将元素化合物的知识、物质结构理论、化学基本理论等知识串联起来，综合性较强，难度较大。解题的关键是正确推断元素。常用方法有：1 .根据原子或离子的结构示意图推断（1）已知原子结构示意图，可由下列等式确定元素在周期表中的位置和元素的种类：电子层数=周期数，最外层电子数=主族序数。如果已知离子的结构示意图，则须将其转化为原子结构示意图来确定。（2）电子层结构相同的微粒：阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的前面，阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周期的左边位置，简称“阴前阳下”。2 .根据元素化合价的特征关系推断（1）根据等式确定元素在周期表中的位置：最高正化合价数=最外层电子数=