高考化学（四川版）大二轮专题复习与增分策略课件 专题06 物质结构与性质(共160张)（高考）

专题六物质结构与性质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、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1~36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;[考纲要求](6)以ⅠA和ⅦA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)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；[考纲要求](2)了解共价键的主要类型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；(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。[考纲要求]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，能列举含有氢键的物质；(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。[考纲要求]知识精讲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、标准化学用语。根据考纲，应从以下六个方面掌握。1.突破原子或离子微粒组成的“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－所带的电荷数2.正确把握一个信息丰富的符号如过氧根离子3.辨析“四同〞概念4.注意易混淆的问题(1)同种元素，可以有假设干种不同的核素，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。5.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：以Ar为中心记忆18电子体：此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余局部的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。6.正确理解微粒间的相互作用力(1)当一个化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。(2)当一个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，该化合物才是共价化合物。(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(铵盐除外)；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AlCl3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物，如铵盐。(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。题组集训题组一辨析概念比较数量1.(2021·上海，1)“玉兔〞号月球车用Pu作为热源材料，下列关于Pu的说法正确的选项是()A.Pu与U互为同位素B.Pu与Pu互为同素异形体C.Pu与U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数解析此题考查同位素。Pu与U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。答案D2.现有以下几组粒子：①N2、CO、C2H2；②NH、H3O＋、OH－；③C、O、CN－；④PO、SO、ClO。对上述四组粒子归类正确的选项是()A.质子数相等、电子数和原子数不相等：①B.质子数和电子数相等、原子数不相等：②C.电子数相等、质子数和原子数不相等：③D.原子数和电子数相等、质子数不相等：④解析此题考查一些阴离子、阳离子和分子的电子数、质子数的计算。阳离子：电子总数＝质子总数－所带的电荷总数；阴离子：电子总数＝质子总数＋所带的电荷总数。①N2、CO、C2H2的质子数和电子数都等于14，原子数不等；②NH、H3O＋、OH－的原子数和质子数不等，电子数都为10；③CN－的原子数和电子数都相等，质子数不同；④P、S、Cl所含的电子数分别为15、16、17，酸根离子中所含氧原子数均相等，得电子数依次为3、2、1，三种酸根离子所含的总电子数相等(18＋32)、原子数都为5，但三种酸根离子的质子数不相等。答案D题组二等电子微粒的正确判断与灵活应用3.(2021·上海，7)以下各组中两种微粒所含电子数不相等的是()A.H3O＋和OH－ B.CO和N2C.HNO2和NO D.解析此题考查微粒中电子数目的计算。CH中的电子数为8，NH中电子数为10，二者不相等。D4.A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它们之间有如下图的转化关系，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。请完成以下各题：(1)假设A、D均是气态单质分子，写出A与B反响的化学方程式：______________________。(2)假设B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式：_______________________________________________________。(3)假设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，那么A、B之间发生反响的离子方程式为__________________________________________________。(4)假设D是一种含有22电子的分子，那么符合如图关系的A的物质有_______(写物质的化学式，如果是有机物那么写相应的结构简式)。解析(1)18电子的气态单质分子为F2，那么C为HF、B为H2O、D为O2，反响方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。(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，那么B为O2、A为H2S、C为H2O、D为S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。(3)含2个原子核的18电子的微粒为HS－，10电子的微粒为OH－，反响离子方程式为HS－＋OH－===S2－＋H2O。(4)含22电子的分子为CO2，那么A为含18电子的含C、H或C、H、O的化合物，可能为CH3CH3和CH3OH。答案

(1)2F2＋2H2O===4HF＋O2

(2)(3)HS－＋OH－===S2－＋H2O(4)CH3CH3、CH3OH题组三微粒组成与相互作用力5.(2021·大纲全国卷，6)以下有关化学键的表达，正确的选项是()A.离子化合物中一定含有离子键B.单质分子中均不存在化学键C.含有极性键的分子一定是极性分子D.含有共价键的化合物一定是共价化合物解析特别注意：离子化合物中一定含有离子键，共价化合物中一定含有共价键；含有离子键的化合物一定是离子化合物，但含有共价键的化合物不一定为共价化合物，如NaOH、NH4Cl等，故A项正确，D项错误；化学键既可以存在于化合物中，也可以存在于双原子或多原子的单质分子中，如O2、O3，故B项错误；C项中，含有极性键的分子不一定是极性分子，假设分子结构对称，那么为非极性分子，如CO2、CH4等为非极性分子。答案A6.(2021·上海，4)在“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气→裂化气〞的变化过程中，被破坏的作用力依次是()A.范德华力、范德华力、范德华力B.范德华力、范德华力、共价键C.范德华力、共价键、共价键D.共价键、共价键、共价键解析此题考查微粒之间的作用力。“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气〞是石蜡的固、液、气三种状态的转变，属于物理变化，需要克服分子之间的作用力即范德华力，“石蜡蒸气→裂化气〞是化学变化，破坏的是化学键，所以选B。B考点二正确把握元素周期表多角度运用元素周期律知识精讲在历年高考中，元素周期表、元素周期律的知识点属于高频考点，往往以选择题、填空题形式出现。在综合题局部，会以元素化合物知识为载体，结合物质的性质，根据元素周期律进行定性推断和运用。在复习时，可从以下三个方面突破。1.强化认识元素周期表的结构(1)记住元素周期表的18个纵行及对应的族(2)记住元素周期表的边界(3)记住元素周期表的一些特点①短周期元素只有前三周期；②主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素；③ⅠA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ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；⑤长周期不一定是18种元素，第六周期有32种元素。2.探究元素周期表中的规律(1)电子排布规律最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。(2)序数差规律①同周期相邻主族元素原子的“序数差〞规律a.除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。b.同周期第ⅡA族和第ⅢA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25。②同主族相邻元素的“序数差〞规律a.第二、三周期的同族元素原子序数相差8。b.第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。c.第四、五周期的同族元素原子序数相差18。d.第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。e.第六、七周期的同族元素原子序数相差32。(3)奇偶差规律元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。假设原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之那么均为偶数(N、Cl元素除外，N元素有多种价态，Cl元素也有ClO2)。0族元素的原子序数为偶数，其化合价看作0。(4)半径大小比较规律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(Na)>r(Na＋)r(Fe)>r(Fe2＋)“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(Al3＋)“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＋)(5)元素金属性、非金属性强弱规律3.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ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第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、O、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，二者顺序根本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。(6)利用原电池原理比较元素金属性时，不要无视介质对电极反响的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。题组集训1.(2021·海南，2)以下有关物质性质的说法错误的选项是()A.热稳定性：HCl＞HIB.原子半径：Na＞MgC.酸性：H2SO3＞H2SO4D.结合质子能力：S2－＞Cl－题组一记住规律，把握特殊，准确判断解析

A项，同主族自上而下，元素非金属性减弱，非金属性越强氢化物越稳定，故稳定性HCl＞HI，正确；B项，同周期从左到右，元素原子半径逐渐减小，所以原子半径：Na＞Mg，正确；C项，H2SO3属于中强酸，H2SO4属于强酸，故酸性：H2SO4＞H2SO3，错误；D项，酸性越弱，酸越难电离，对应的酸根离子越易结合氢离子，因为HCl酸性强于H2S，所以结合质子能力：S2－＞Cl－，正确。答案

C2.(2021·山东理综，8)根据原子结构及元素周期律的知识，以下推断正确的选项是()A.同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱B.核外电子排布相同的微粒化学性质也相同C.Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径逐渐减小D.得电子能力相同解析A项，同主族的非金属元素，从上到下非金属性逐渐减弱，最高价含氧酸的酸性依次减弱。含氧酸不一定是最高价含氧酸，该选项错误；B项，K＋、Ca2＋、S2－、Cl－的核外电子排布相同，都是，但化学性质不同，如S2－、Cl－具有复原性，而K＋、Ca2＋具有氧化性，该选项错误；C项，根据“具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大微粒半径越小〞可知，半径：S2－>Cl－>K＋>Ca2＋，该选项错误；D项，与Cl属于同种元素，具有相同的核外电子排布：，得电子能力相同，该选项正确。答案D

3.(2021·上海，6)今年是门捷列夫诞辰180周年。以下事实不能用元素周期律解释的只有()A.碱性：KOH＞NaOH B.相对原子质量：Ar＞KC.酸性：HClO4＞H2SO4 D.元素的金属性：Mg＞Al解析此题考查元素周期律。元素周期律是随着原子序数的增大，元素的化学性质(原子半径、最高正价和最低负价、金属性与非金属性等)出现了周期性的递变规律；而元素的相对原子质量在数值上近似等于质子数＋中子数，与元素周期律无关。B4.(2021·广东理综，23改编)甲～辛等元素在周期表中的相对位置如右表。甲与戊的原子序数相差3，戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，丁与辛属同周期元素，以下判断正确的选项是()A.金属性：甲>乙>丁B.原子半径：辛>己>戊C.丙与庚的原子核外电子数相差3D.乙的单质在空气中燃烧生成只含离子键的化合物题组二根据位置，推断元素，灵活应用解析根据特征法(周期表的特殊结构和微粒的特殊性质等)确定出具体元素的名称，再结合元素周期律的知识，逐项进行分析判断。由“戊的一种单质是自然界硬度最大的物质〞可知戊为碳元素；由“甲与戊的原子序数相差3〞可知，甲为锂元素。A项，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，即金属性乙>甲，A错误；B项，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，即原子半径大小顺序为庚>己>戊，辛>庚，因此原子半径大小顺序为辛>己>戊，B正确；C项，根据元素周期表的结构可知丙和庚在第四周期中，排在ⅡA族和ⅢA族元素中间的是10种过渡金属元素，从而可知丙与庚的原子序数差为13，C错误；D项，钠在空气中燃烧生成过氧化钠，其中的过氧根离子中存在共价键，D错误。答案

B5.(2021·浙江理综，9)如表所示的五种元素中，W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22。以下说法正确的选项是()A.X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次升高B.由X、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键C.物质WY2、W3X4、WZ4均有熔点高、硬度大的特性D.T元素的单质具有半导体的特性，T与Z元素可形成化合物TZ4解析由W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22，及W、X、Y、Z、T在元素周期表中的位置关系，确定这五种元素分别是X为氮、Y为氧、Z为氯、W为硅、T为锗。A项中，NH3、H2O、HCl三种氢化物沸点的上下顺序为H2O>NH3>HCl，该项错误；B项中，由N、O、H三种元素形成的化合物NH4NO3中存在离子键，该项错误；C项中，SiO2、Si3N4、SiCl4中SiO2、Si3N4为原子晶体，熔点高、硬高大，SiCl4为分子晶体，熔点低、硬度小，该项错误；D项中，锗为半导体材料，可以形成GeCl4，所以该项正确。答案

D方法技巧“位—构—性〞之间的关系知识精讲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个自旋状态不同的电子。(3)洪特规那么：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。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：1s22s22p63s23p63d104s1(2)简化电子排布式“[稀有气体]＋价层电子〞的形式表示。如：Cu：[Ar]3d104s1(3)电子排布图用方框表示原子轨道，用“↑〞或“↓〞表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S：题组集训1.[2021·新课标全国卷Ⅰ，37(2)]基态Fe原子有__个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为__________________________。可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。解析基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，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＋，那么其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。检验Fe3＋时，Fe3＋与SCN－形成配合物而使溶液显血红色。4

1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5

血红色2.[2021·江苏，21(A)－(1)]Cu＋基态核外电子排布式为__________________________。解析Cu的原子序数为29，根据洪特规那么特例：能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定，因此Cu原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d103.[2021·安徽理综，25(1)]Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基态原子核外有___个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为_________________________。解析Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，那么Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。S元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。三ⅠA

2

1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p24.[2021·四川理综，8(1)]XY2是红棕色气体，Y基态原子的电子排布式是_________。5.[2021·福建理综，31(1)]基态硼原子的电子排布式为_________。解析B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。6.[2021·浙江自选模块，15(1)节选]31Ga基态原子的核外电子排布式是_______________________。1s22s22p41s22s22p11s22s22p63s23p63d104s24p17.[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(1)]Ni2＋的价电子排布图为_____________________________。3d反思归纳“两原理，一规那么〞的正确理解1.原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规那么、泡利原理，假设违背其一，那么电子能量不处于最低状态。易误警示在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：(1) (违反能量最低原理)(2)(违反泡利原理)(3)(违反洪特规那么)(4)(违反洪特规那么)反思归纳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如np3、np6Cr：3d54s1

Mn：3d54s2

Cu：3d104s1

Zn：3d104s2考点四元素的电离能和电负性

知识精讲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·mol－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

到

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

的趋势，稀有气体的第一电离能最

，碱金属的第一电离能最

；ns1ns2np6增大大小同主族从上到下，第一电离能有逐渐

的趋势。说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA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。减小(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。②判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，那么该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，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

；同一主族从上到下，元素电负性呈现

的趋势。增大减小(2)题组集训1.[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(1)改编]在N、O、S中第一电离能最大的是________。2.[2021·四川理综，8(1)]Z基态原子的M层与K层电子数相等，那么Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是__________。解析第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为Cl元素。NCl3.[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(2)]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)。4.[2021·山东理综，32(3)]第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。KF35.(2021·安徽理综，25改编)Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，W的一种核素的质量数为28，中子数为14。那么：(1)W位于元素周期表第______周期第______族。(2)Z的第一电离能比W的________(填“大〞或“小〞)。6.[2021·山东理综，32(1)]以下曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的选项是________。三ⅣA

小a7.[2021·福建理综，31(1)]依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照以下图中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。考点五两大理论与分子构型

知识精讲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。2.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两者的构型不一致。(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。3.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。题组集训1.[2021·江苏，21(A)－(3)节选]醛基中碳原子的轨道杂化类型是_____。2.[2021·新课标全国卷Ⅰ，37(3)节选]乙醛中碳原子的杂化类型为__________。3.[2021·福建理综，31(5)]NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼纳米管的原料之一。1molNH4BF4含有________mol配位键。4.[2021·四川理综，8(2)]XY2为红棕色气体，X与H可形成XH3，那么XY离子的立体构型是____，R2＋离子的3d轨道中有9个电子，那么在R2＋的水合离子中，提供孤电子对的原子是____。sp2sp3、sp22V形O5.[2021·新课标全国卷Ⅱ，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。那么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____；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____________；酸根呈三角锥结构的酸是_______。sp3

HNO2、HNO3

H2SO36.[2021·福建理综，31(3)②][H3O]＋中阳离子的空间构型为_________，阴离子的中心原子轨道采用_____杂化。7.[2021·山东理综，32(3)]BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为_____和_____。8.[2021·江苏，21(A)－(2)(4)]元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍，那么在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是________，YZ的空间构型为_________。三角锥形sp3sp2sp3sp3

正四面体9.[2021·新课标全国卷，37(1)]S单质的常见形式为S8，其环状结构如以下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是______；10.[2021·江苏，21(A)－(1)(2)]NO的空间构型是_____________，H2O分子中O原子轨道的杂化类型为________。11.[2021·山东理综，32(4)]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O—C—H键角________(填“大于〞、“等于〞或“小于〞)甲醛分子内的O—C—H键角。sp3平面三角形sp3sp3

小于考点六微粒作用与分子性质

知识精讲1.共价键(1)共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π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①键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。②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。③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定。(3)σ键、π键的判断①由轨道重叠方式判断“头碰头〞重叠为σ键，“肩并肩〞重叠为π键。②由共用电子对数判断单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。③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。(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：(5)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“→〞来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他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。③配合物如[Cu(NH3)4]SO4配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。2.分子性质(1)分子的极性①分子构型与分子极性的关系②键的极性与分子的极性的关系(2)溶解性①“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，假设存在氢键，那么溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。②“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)mROn，如果成酸元素R相同，那么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HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。3.范德华力、氢键、共价键的比较题组集训1.[2021·新课标全国卷Ⅰ，37(3)]1mol乙醛分子中含有σ键的数目为________，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是_________________________。2.[2021·江苏，21(A)—(2)]与OH－互为等电子体的一种分子为_____(填化学式)。3.[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(3)改编]a是H，b是N，c是O，d是S，a与其他元素形成的二元共价化合物中，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)。6NA

CH3COOH存在分子间氢键HFN2H4、H2O24.[2021·浙江自选模块，15(2)(3)](2)维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用。该物质的结构式为以下关于维生素B1的说法正确的选项是________。A.只含σ键和π键 B.既有共价键又有离子键C.该物质的熔点可能高于NaClD.该物质易溶于盐酸(3)维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有________。A.离子键、共价键B.离子键、氢键、共价键C.氢键、范德华力D.离子键、氢键、范德华力答案

(2)BD

(3)D5.[2021·安徽理综，25(2)]用“>〞或“<〞填空：解析同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，那么出现反常现象。Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。O2－与Na＋的核外电子排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此O2－的离子半径大于Na＋。NaCl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高于NaCl。一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl元素的非金属性强于S元素，那么HClO4的酸性强于H2SO4。答案<><<6.[2021·江苏，21(A)节选]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，元素Z的最外层电子数是其内层的3倍。那么①与YZ互为等电子体的分子的化学式__________(任写一种)。②X的氯化物与氨水反响可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1mol该配合物中含有σ键的数目为__________。③Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_____________________________________________________。解析X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号元素锌。Y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，为16号元素硫，Z为氧。①与SO互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换〞的方法，SO→SiF4→SiCl4→CCl4等。②[Zn(NH3)4]2＋中Zn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。③在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。答案①CCl4或SiCl4等②16mol或16×6.02×1023个③水分子与乙醇分子之间形成氢键7.[2021·山东理综，32(4)]假设BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，那么该配合物中提供孤电子对的原子是________。解析由于在BCl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X。X8.[2021·新课标全国卷Ⅰ，37(5)]碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释以下有关事实：①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是______________________。②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是_________。答案

①C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成②C—H键的键能大于C—O键，C—H键比C—O键稳定。而Si—H键的键能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键9.[2021·福建理综，(3)(4)](3)BF3与一定量的水形成(H2O)2·BF3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(4)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_________。答案(3)ad(4)＜中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋考点七微粒作用与晶体结构

知识精讲1.离子键——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

、

和

。(2)离子键：阴、阳离子通过

形成的化学键。离子键强弱的判断：离子半径越

，离子所带电荷数越

，离子键越

，离子晶体的熔沸点越

。离子键共价键金属键静电作用小多强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1mol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

，离子晶体的熔、沸点越

，硬度越

。越大高大(3)离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。①典型的离子晶体结构：②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法2.共价键——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

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(SiO2)。空间立体网状(3)典型原子晶体结构(4)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越

，形成共价键的键长越

，共价键的键能越

，其晶体熔沸点越

。如熔点：金刚石

碳化硅

晶体硅。小短大高>>3.分子间作用力——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 饱和性和方向性，而氢键那么饱和性和方向性。(2)①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，典型的有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为没有有②分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：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

，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更

的能量，熔沸点越

。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地

。(3)NH3、H2O、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—H…Y(N、O、F)，一般都是氢化物中存在。大高多高4.金属键——金属晶体(1)金属键：金属离子和

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。自由电子(2)①金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。②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

，半径越

，金属键越

，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多小强<<>>>>6.物质熔沸点的比较(1)不同类晶体：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，那么熔沸点高，反之那么小。①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，那么其熔沸点就越高。②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，那么熔沸点越高。③原子晶体：键长越短，键能越大，那么熔沸点越高。(3)常温常压下状态：①熔点：固态物质>液态物质；②沸点：液态物质>气态物质。题组集训1.[2021·新课标全国卷Ⅰ，37(3)(4)]Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，那么该晶胞中有______个铜原子。Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405nm，晶胞中铝原子的配位数为______。列式表示Al单质的密度___________________________g·cm－3。16

12

2.[2021·江苏，21(A)—(5)]Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如下图，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为__________。123.[2021·浙江自选模块，15(1)节选]某种半导体材料由Ga和As两种元素组成，该半导体材料的化学式________，其晶体结构类型为________。4.[2021·四川理综，8(3)]Z基态原子的M层与K层电子数相等，它与某元素形成的化合物的晶胞如以下图所示，晶胞中阴离子和阳离子的个数之比是_______。GaAs

原子晶体2∶15.[2021·福建理综，31(2)(3)(4)]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。它们的晶体结构如下图。(2)关于这两种晶体的说法，正确的选项是________(填序号)。a.立方相氮化硼含有σ键和π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.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300km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________________________。解析

(2)立方相氮化硼晶体的硬度大小与是否含有σ键和π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都是非金属元素，两种晶体中的B—N键都是共价键，c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最外层有3个电子都参与了成键，层与层之间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300km的古地壳中，因此制备需要的条件是高温、高压。答案

(2)bc(3)平面三角形层状结构中没有自由移动的电子(4)sp3高温、高压6.[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(4)(5)]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1个电子，但次外层有18个电子。答复以下问题：(4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1，那么e离子的电荷为________。(5)这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是_____________________________________________。解析(4)e为Cu，c为O，由图1可知，晶胞中含Cu原子为4个，含O原子为8×＋1＝2个，故化学式为Cu2O，O为－2价，那么Cu为＋1价。(5)含有H、N、O、S、Cu5种元素的化合物，结合课本选修3络合物有关知识和题目所给信息，观察中心为1个Cu2＋，周围为4个NH3分子和2个H2O分子，得到该化合物化学式为[Cu(NH3)4]SO4·2H2O，加热时，由于H2O和Cu2＋作用力较弱会先失去。答案(4)＋1(5)SO共价键和配位键H2OH2O与Cu2＋的配位键比NH3与Cu2＋的弱

7.[2021·四川理综，11(3)]Al2O3在一定条件下可制得AlN，其晶体结构如以下图所示，该晶体中Al的配位数是________。解析分析AlN晶体结构示意图，与Al原子距离最近且等距离的N原子数为4。48.[2021·福建理综，31(2)]NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反响直接得到：4NH3＋3F2NF3＋3NH4F上述化学方程式中的5种物质所属的晶体类型有_______(填序号)。a.离子晶体 b.分子晶体 c.原子晶体 d.金属晶体解析NH3、F2、NF3都是分子晶体，Cu是金属晶体，NH4F是离子晶体。abd9.[2021·山东理综，32(2)]利用“卤化硼法〞可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，以下图为其晶胞结构示意图，那么每个晶胞中含有B原子的个数为____，该功能陶瓷的化学式为______。解析○：1＋8×＝2，：1＋4×＝2所以每个晶胞中含有B原子的个数为2，其化学式为BN。

2BN10.[2021·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，其中在面心位置奉献____________个原子。(4)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反响来制备。工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反响制得SiH4，该反响的化学方程式为__________________。(6)在硅酸盐中，SiO四面体[如以下图(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_______________。解析(3)金刚石晶胞的面心上各有一个原子，面上的原子对晶胞的奉献是。(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，因而每个四面体中硅原子数是1，氧原子数＝2＋2×＝3，即Si与O的原子个数比为1∶3，化学式为[SiO3]

答案

(2)二氧化硅(3)共价键3(4)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2(6)sp3

1∶3

[SiO3]或SiO11.[2021·江苏，21(A)—(1)改编]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________。解析①由晶胞结构可知，一个晶胞中X离子的数目为8×＋6×＝4个。②Y在晶胞内部，共4个，化学式为ZnS。

4

ZnS12.[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(3)(4)]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一个，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，它们的价电子层中未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。(3)A、B和D三种元素组成的一个化合物的晶胞如下图。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。(4)A－、B＋和C3＋三种离子组成的化合物B3CA6，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__________。解析有4个未成对电子的一定是过渡金属元素，前四周期元素中只有3d64s2符合，因而C为Fe元素，顺推出D为Ni，B为K，A为F。(3)①A(F)原子数＝1××16＋1××4＋2＝8B(K)原子数＝1××8＋2＝4D(Ni)原子数＝1××8＋1＝2即该化合物的化学式为K2NiF4。D的配位体是距其最近的异种原子A，分别在它的前面、后面、左边、右边、上边、下边，共6个A原子。(4)在K3[FeF6]中K＋与[FeF6]3－之间是离子键，[FeF6]3－中Fe3＋与F－之间是配位键，Fe3＋是中心离子，F－是配位体。

答案

(3)①K2NiF4

6②＝3.4(4)离子键、配位键[FeF6]3－

F－

考点八元素推断及综合应用

知识精讲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、化学根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)原子结构示意图，可由以下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。如果离子的结构示意图，那么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＝主族序数(O、F除外)。(2)如果负化合价(或阴离子的符号)，那么须用等式先求出最高正化合价：最高正化合价＝8－|负化合价|，再确定元素在周期表中的位置。3.根据原子半径的递变规律推断根据原子半径来推断元素的相对位置：同周期中左边元素的原子半径比右边元素的原子半径大，同主族中下边元素的原子半径比上边元素的原子半径大。4.根据元素的原子结构特征推断(1)利用元素的原子结构特征确定元素在周期表中的位置：①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外层有1个或2个电子，那么可能是ⅠA或ⅡA族元素，还有可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。③次外层电子数是2的元素在第二周期；次外层电子数是8的元素在第三周期或第四周期的ⅠA、ⅡA族；最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。④某元素阴离子的最外层电子数与次外层电子数相同，