专题12物质结构与性质(选修3)

PAGE第1页共56页专题12物质结构与性质(选修3)考点一eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(原子核外电子的运动))(基础送分型——自主学习)[记牢主干知识]1．电子层、原子轨道和最多容纳电子数之间的关系电子层(n)原子轨道最多容纳电子数序数符号轨道符号轨道数各轨道各电子层一K1s122二L2s1282p36三M3s1eq\o(□,\s\up1(10))2eq\o(□,\s\up1(15))183peq\o(□,\s\up1(11))3eq\o(□,\s\up1(12))63deq\o(□,\s\up1(13))5eq\o(□,\s\up1(14))10四N4seq\o(□,\s\up1(16))1eq\o(□,\s\up1(17))2eq\o(□,\s\up1(24))324peq\o(□,\s\up1(18))3eq\o(□,\s\up1(19))64deq\o(□,\s\up1(20))5eq\o(□,\s\up1(21))104feq\o(□,\s\up1(22))7eq\o(□,\s\up1(23))14………………n…………eq\o(□,\s\up1(25))2n22．原子轨道的形状及能量关系原子轨道eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(轨道形状\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(s电子的原子轨道呈球形对称,p电子的原子轨道呈纺锤形)),原子轨道数目\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(s轨道1个,p轨道3个,d轨道5个,f轨道7个,……)),能量关系\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜,nd＜nf,②形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜,3s＜4s……,③同一电子层内形状相同而伸展方向不同的原,子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的,能量相等))))3．基态原子核外电子排布(1)基态原子核外电子排布遵循的原理[注意]当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时，原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。(2)原子核外电子排布的轨道能量顺序绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，它是书写基态原子核外电子排布式的依据。(3)基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图(或轨道表示式)外围电子排布式3s23p44．原子状态与原子光谱(1)原子的状态①基态原子：处于最低能量的原子。②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到较高能级状态的原子。(2)原子光谱不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。(3)基态、激发态及光谱示意图[练通基础小题]一、基础知识全面练1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)p轨道能量一定比s轨道的能量高(×)(2)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1(×)(3)磷元素基态原子的轨道表示式为(×)(4)同一原子中，2p、3p、4p轨道的轨道数依次增多(×)(5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2(×)(6)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×)2．按要求填空(1)(2014·安徽高考)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__________________________________________________________________。(2)(2014·浙江高考)31Ga基态原子的核外电子排布式是__________________________。(3)(2014·福建高考)基态硼原子的电子排布式为__________________________________。(4)(2014·江苏高考)Cu＋基态核外电子排布式为________________________________。(5)(2014·全国卷Ⅱ)前四周期元素中e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，e的价层电子轨道示意图为____________。(6)(2014·四川高考)XY2是红棕色气体；X与氢元素可形成XH3；Y基态原子的电子排布式是________________________________________________________________________。(7)(2014·全国卷Ⅰ)基态Fe原子有________个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为________________。答案：(1)21s22s22p63s23p2(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1(3)1s22s22p1(4)[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10(5)(6)1s22s22p4(7)41s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d53．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。二、常考题点分组练题点(一)核外电子排布的表示方法1．下列有关化学用语的表达正确的是()A．CO2的电子式：B．N原子最外层电子排布图：C．Cl原子的结构示意图：D．Al原子最外层电子排布式：3s23p1解析：选DA．CO2的电子式应为，错误；B.N原子最外层有5个电子，最外层电子排布图应为，错误；C.Cl原子最外层有7个电子，原子的结构示意图应为，错误；D.Al原子最外层有3个电子，根据原子核外电子排布规律可知其电子排布式为3s23p1，正确。2．(1)Ni原子的电子排布式为_______________________________________________。(2)原子序数均小于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大2。T的价电子排布式为________，Q2＋的未成对电子数是________。(3)D元素的正三价离子的3d轨道为半充满，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__________________。解析：(1)Ni的原子序数为28，比Ar多10，所以其电子排布式为[Ar]3d84s2；(2)元素Q和T既位于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2，T、Q只能位于第Ⅷ族，所以T为Ni、Q为Fe，注意28号元素Ni的核外电子排布式为[Ar]3d84s2,26号元素Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，所以Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，有4个未成对电子；(3)D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即第Ⅷ族元素Fe；(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，即第ⅠB族元素Cu。答案：(1)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2(2)3d84s24(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1[知能存储]核外电子排布的表示方法表示方法含义举例原子或离子结构示意图表示核外电子分层排布和核内质子数Na：Na＋：电子式表示原子最外层电子数目核外电子排布式表示轨道上排布的电子数S：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4S2－：1s22s22p63s23p6电子排布图(轨道表示式)表示每个原子轨道中电子的运动状态O：价电子(或外围电子)排布式或排布图表示价电子的排布S：Fe：3d64s2题点(二)核外电子排布的规律及应用3．(2016·太原模拟)下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是()A．B．C．D．解析：选D电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则等。A.2p轨道未排满，则排布3s轨道，违背能量最低原理，错误；B.2p轨道的3个电子应单独占据3个轨道，违背洪特规则，错误；C.2p轨道未排满，违背能量最低原理，错误；D.符合电子的排布原理，能量处于最低状态，正确。4．下列说法错误的是()A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量B．6C的电子排布式1s22s22peq\o\al(2,x)违反了洪特规则C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理解析：选AA项，各轨道能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……ns电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p轨道有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4s<E3d，对于21Sc原子来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti原子来说，3p轨道共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。5．(2016·昆明模拟)下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是()A．3p轨道有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子B．2p轨道无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子D．最外层电子数是核外电子总数eq\f(1,5)的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子解析：选CA项，3p轨道有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项，2p轨道无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的2p轨道上只能是5个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项，M层全充满而N层为4s2的原子，其M层应为18个电子，而后者的M层上只有8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的eq\f(1,5)的原子中，最外层电子数要小于或等于8个电子，且电子总数为5的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的eq\f(1,5)且符合核外电子排布规则的只能是35号元素，该元素原子的外围电子排布式为4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。[知能存储]“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。[注意]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)(违反洪特规则)(4)(违反洪特规则)2．半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等处于相对稳定结构状态。如Cr：3d54s1、Mn：3d54s2、Cu：3d104s1、Zn：3d104s2。3．当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。考点二eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(元素性质的递变规律重点保分型——师生共研))[基础自主落实]1．原子结构与元素周期表(1)原子结构与元素周期表的关系周期电子层数每周期第一种元素每周期最后一种元素原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二23[He]2s1101s22s22p6三311[Ne]3s1181s22s22p63s23p6四419[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6(2)每族元素的价电子排布特点①主族：主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5②0族：He：1s2；其他：ns2np6。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。(3)元素周期表的分区①根据原子核外电子排布分区。a．分区简图：b．各区元素分布及性质与价电子排布特点：分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区ⅠA、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6通常是最外层电子参与反应d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)(n－1)d1～9ns1～2d轨道可以不同程度地参与化学键的形成分区元素分布外围电子排布元素性质特点ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近②根据元素金属性与非金属性分区。a．分区简图：b．特别说明：处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。2．元素周期律(1)电离能、电负性①第一电离能：某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量。②电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强。(2)原子结构与元素性质的递变规律项目同周期(从左→右)同主族(从上→下)原子核外电子排布能层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，能层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强第一电离能增大的趋势逐渐eq\o(□,\s\up1(10))减小电负性逐渐eq\o(□,\s\up1(11))增大逐渐eq\o(□,\s\up1(12))减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱(3)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如右所示。小题热身1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(√)(2)根据元素周期律，氮与氧相比，后者的第一电离能大(×)(3)过渡元素中含有非金属元素(×)(4)s区全部是金属元素(×)(5)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)(6)外围电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(√)(7)外围电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(×)2．第四周期中，未成对电子数最多的元素是________。(填名称)(1)它位于第________族。(2)核外电子排布式是______________________________________________________。(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。(4)价电子排布式________，价电子排布图________________________________________________________________________。(5)属于________区。答案：铬(1)ⅥB(2)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1(3)4724(4)3d54s1(5)d3．(1)为什么Mg的第一电离能比Al大，P的第一电离能比S大？提示：Mg电子排布式为1s22s22p63s2、P电子排布式为1s22s22p63s23p3，镁原子、磷原子最外层的能级中，电子处于全满或半满稳定状态，失电子较难。(2)为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？提示：Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。[考向合作探究]电离能及其应用1．下表是某短周期元素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()电离能I1I2I3I4……Im/(kJ·mol－1)7401500770010500……①R的最高正价为＋3②R元素位于元素周期表中第ⅡA族③R元素的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1s22s2A．①②B．②③C．③④D．①④解析：选B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，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg，①不正确，②正确，④不确定；短周期第ⅡA族的元素(价电子排布式为ns2np0)，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。2．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是()A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．对于同一元素而言，原子的电离能I1<I2<I3……解析：选B第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错误；C项所述元素为零族元素，性质稳定，第一电离能都较大。[探规寻律]电离能的应用规律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(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，所以钠元素的化合价为＋1。3．判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。4．反映元素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。电负性及其应用3．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是()A．元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强解析：选A利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。4．如图：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.16(1)Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_________________________________________________________________________________________________________________________。(2)通过分析电负性变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围__________。(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是_______________________________________________________________________________________________________。(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。答案：(1)Be(OH)2＋2H＋=Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－=BeOeq\o\al(2－,2)＋2H2O(2)0.93～1.57(3)元素的非金属性越强，电负性越大；元素的金属性越强，电负性越小(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物。将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。[探规寻律]电负性的应用规律原子结构与元素性质的综合应用5．(2013·山东高考)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()解析：选A同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错误；HF分子间存在氢键，使HF熔沸点最高，C错误；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错误。6．(2016·天水模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是()A．最高正化合价：③＞②＞①B．原子半径：③＞②＞①C．电负性：③＞②＞①D．第一电离能：③＞②＞①解析：选D根据核外电子排布可知①是S，②是P，③是F。F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②＞①＞③，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：③＞①＞②，C错误；非金属性越强第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：③＞②＞①，D正确。7．根据信息回答下列问题：(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)；②图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第______周期________族。(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性3.00.93.52.12.51.8已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是________________________________________________________________________；②通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________；③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：A．Li3NB．BeCl2C．AlCl3Ⅰ.属于离子化合物的是________；Ⅱ.属于共价化合物的是________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论___________________________________________________________________________________________________________。解析：(1)①由图可以看出，同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Al的第一电离能：Na＜Al＜Mg。②图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第五周期ⅠA族。(2)①将表中数据按照元素周期表的顺序重排，可以看出电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。②根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，同主族Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。③根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。答案：(1)①NaMg②五ⅠA(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化②0.9～1.5③ABCD测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物1．(2016·绍兴模拟)下列有关化学用语正确的是()A．某元素基态原子的电子排布图B．NH4Cl电子式为C．Ca2＋基态电子排布式为1s22s22p63s23p6D．F原子的结构示意图：解析：选CA中电子排布图应为，错误；B中电子式为，错误；D中结构示意图应为，错误。2．下列关于外围电子排布为4s24p4的原子的描述正确的是()A．其电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d104p4B．其价电子排布图为C．其4p轨道电子排布图为D．其电子排布式可以简化为[Ar]3d104s24p4解析：选DA项，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，错误；B项，违反了洪特规则，错误；C项，违反了泡利原理，错误；D正确。3．(2016·沈阳模拟)下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是()A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子C．2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子D．最外层都只有一个电子的X、Y原子解析：选C原子核外电子排布式为1s2的X原子是He，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是Be，二者的性质不同，A错误；原子核外M层上仅有两个电子的X原子是Mg，原子核外N层上仅有两个电子的Y原子不一定是Ca，还可以为副族元素，二者的性质不一定相似，B错误；2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子分别是第ⅣA族的C和Si，性质相似，C正确；最外层都只有一个电子的X、Y原子可以是H和Na等，性质不同，D错误。4．(2016·衡水模拟)下列有关电子排布图的表述正确的是()A．可表示单核10电子粒子基态时电子排布B．此图错误，违背了泡利原理C.表示基态N原子的价电子排布D．表示处于激发态的B的电子排布图解析：选AA．单核10电子粒子基态时电子排布式为1s22s22p6，每个轨道内排布2个电子，自旋状态相反，正确；B.此图违背了洪特规则，错误；C.正确的价电子排布图为，错误；D.该电子排布图中的电子没有激发跃迁到能量更高的轨道上，错误。5．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是()A．第一电离能的大小：Mg>AlB．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳C．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碳D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F解析：选B同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；锗是金属元素而碳是非金属元素，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，第二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；一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，D项正确。6．(2016·华中师大附中模拟)长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1～18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是()A．第9列中元素中没有非金属元素B．只有第二列的元素原子最外层电子排布为ns2C．第四周期第9列元素是铁元素D．第10、11列为ds区解析：选AA．第9列中元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，正确；B.第2列的元素原子最外层电子排布为ns2，此外He核外电子排布是1s2，也符合该最外层电子排布，错误；C.第四周期第9列元素是Co元素，错误；D.第11、12列元素为ds区，错误。7．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：选B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。8．下列有关说法正确的是()A．C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是O＞N＞CB．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．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＋7D．Ni原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2解析：选D同一周期自左向右，元素的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。9．(2016·黄冈模拟)以下有关元素性质的说法不正确的是()A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋解析：选DA项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，电负性呈增大趋势，正确；D项，根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈＋2价，D错。10．X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是()A．X元素的氢化物的水溶液显碱性B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点解析：选C根据题意，Z为Mg元素，Y原子最外层电子排布为ns2np2，是C或Si元素，X为N或O元素，W为Al或Cl元素，N的氢化物的水溶液显碱性，但O的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A错误；Al3＋的半径比Mg2＋小，Cl－半径比Mg2＋大，B错误；氮气、氧气均能与镁反应，C正确；CO2形成的晶体熔沸点低，D错误。11．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第四周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。已知：A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1个；C原子的第一至第四电离能为I1＝738kJ·mol－1，I2＝1451kJ·mol－1，I3＝7733kJ·mol－1，I4＝10540kJ·mol－1；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。(1)写出E元素在周期表中位置：________；D元素的原子的核外电子排布式：________________________________________________________________________。(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的核外电子排布为。该同学所画的轨道式违背了________。(3)已知BA5为离子化合物，写出其电子式：________。(4)DE3中心原子杂化方式为____________，其空间构型为____________。解析：(1)由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的常见化合价为＋2价，为Mg，D为P，E为Cl。(2)按照能量最低原理先排能量低的轨道，再排能量高的轨道，原子才最稳定。该同学未排满3s轨道就排3p轨道，违背了能量最低原理。(3)NH5为离子化合物，则为铵盐，存在NHeq\o\al(＋,4)和H－。(4)PCl3中心原子P上的价层电子对＝3＋eq\f(1,2)(5－3×1)＝4，杂化类型为sp3杂化；存在一个孤电子对，故分子构型为三角锥形。答案：(1)第三周期ⅦA族1s22s22p63s23p3(2)能量最低原理(3)(4)sp3三角锥形12．(1)(2015·安徽高考·节选)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。①Si位于元素周期表第________周期第________族。②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。③用“＞”或“＜”填空：原子半径电负性熔点沸点Al____SiN____O金刚石____晶体硅CH4____SiH4(2)(2013·浙江高考·节选)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I1I2I3I4……In/(kJ·mol－1)5781817274511578……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的最高价氯化物的分子式是________。③Ge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解析：(1)①Si是14号元素，位于元素周期表中第三周期第ⅣA族。②N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：CC＞SiSi，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。(2)①由电离能数据可知，该元素呈＋3价。②Ge的最高正价为＋4价。③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。答案：(1)①三ⅣA②1s22s22p31③＞＜＞＜(2)①Al②1s22s22p63s23p63d104s24p2GeCl4③CD13．(2016·昌乐模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式______________。(2)d与a反应的产物的分子中，中心原子的杂化形式为________________。(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：元素op电离能/I1717759(kJ·mol－1)I215091561I332482957比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是_________________________________________________________________________________________________________________________________________。(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图Ⅰ所示，其中电负性最大的是____________(填图中的序号)。(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图Ⅱ所示，则该元素是____________(填元素符号)。解析：(1)26号为铁元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(2)d为N元素，a为H元素，二者形成的NH3中N原子的杂化形式为sp3。(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是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。(4)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d轨道为半充满结构，相对比较稳定，当其失去第三个电子时比较困难，而p2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。(6)由图可知，该元素的电离能I4远大于I3，故为第ⅢA族元素，周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2(2)sp3(3)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(4)Mn2＋的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定(5)2(6)Al考点一eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(微粒间的作用力基础送分型——自主学习))[记牢主干知识]1．几种化学键的比较类型比较离子键共价键金属键非极性键极性键配位键本质阴、阳离子间通过静电作用形成相邻原子间通过共用电子对(电子云重叠)与原子核间的静电作用形成金属阳离子与自由电子间的作用成键条件(元素种类)成键原子的争夺电子能力差别很大即电负性相差很大(活泼的金属与活泼的非金属之间)成键原子争夺电子能力相同(同种非金属)成键原子争夺电子能力差别较小即电负性相差较小(不同非金属)成键原子一方有孤对电子(配位 体)，另一方有空轨道(中心原子)同种金属或不同种金属(合金)特征无方向性、饱和性有方向性、饱和性无方向性表示方式(电子式)存在离子化合物(离子晶体)单质(如H2)，共价化合物(如H2O2)，离子化合物(如Na2O2)共价化合物(如HCl)，离子化合物(如NaOH)化合物(NH4Cl)金属单质或合金或金属晶体2．σ键和π键的比较键类型σ键π键原子轨道重叠方式沿键轴方向相对重叠沿键轴方向平行重叠 原子轨道重叠部位两原子核之间，在键轴上键轴上方和下方，键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是σ键，双键中，有一个σ键一个π键，叁键中，有一个σ键两个π键3．共价键的键能与化学反应的反应热(1)共价键键参数①键能：a．概念：在101kPa、298K条件下，1mol气态AB分子生成气态A原子和B原子的过程中所吸收的能量，称为AB间共价键的键能。b．规律：键能越大，形成化学键时放出的能量越多，则这个化学键越牢固，越不容易被打开。②键长：a．概念：成键原子两原子核间的平均间距。b．规律：键长越短，则键能越大，共价键越稳定。③键角：a．概念：两个共价键之间的夹角称为键角。b．规律：键角与键长是确定分子立体结构的重要参数。(2)键能与反应热的关系①断裂共价键需要吸收能量。②形成共价键则是放出能量。③实例：已知下列三种物质的键能。共价键H—HCl—ClH—Cl键能(kJ·mol－1)436243431因此，1molH2(g)和1molCl2(g)反应生成2molHCl(g)时放出(填“吸收”或“放出”)183kJ热量。4．两种分子间作用力——范德华力与氢键(1)范德华力①范德华力是分子间普遍存在的作用力，它比化学键弱得多。②相对分子质量越大、范德华力越大；分子的极性越大，范德华力也越大。(2)氢键①概念：氢键是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中或同一个分子中另一个电负性很强的原子之间的作用力。②表示方法：氢键通常用A—H…B—表示，其中A、B为N、O、F，“—”表示共价键，“…”表示形成的氢键。例如，水中的氢键表示为：O—H…O。③氢键的类型：氢键可分为分子间氢键和分子内氢键两大类。④氢键的强弱：氢键的强弱介于化学键和范德华力之间。⑤氢键对物质性质的影响：a．对熔、沸点的影响。氢键的存在引起熔点和沸点的反常变化：分子间氢键的形成使物质的熔点和沸点升高。b．对溶解度的影响。在极性溶剂里，如果溶质分子与溶剂分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。c．对水的密度的影响。绝大多数物质的密度，总是固态大于液态的，但是在0℃[练通基础小题]一、基础知识全面练1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)σ键可以绕键轴旋转，π键不能绕键轴旋转(√)(2)气体单质中一定存在σ键，可能存在π键(×)(3)只有非金属原子之间才能形成共价键(×)(4)在所有分子中都存在化学键(×)(5)σ键比π键的电子云重叠程度大，形成的共价键强(√)(6)σ键能单独形成，而π键一定不能单独形成(√)(7)氨水中氨分子与水分子间形成了氢键(√)(8)乙醇分子和水分子间只存在范德华力(×)(9)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(×)(10)水分子间既存在范德华力，又存在氢键(√)2．按要求回答下列问题：(1)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_______________________________________________________________________________________________________________。(2)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是________________________________________________________________________。(3)H2O分子内的OH键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为________________________________________________________________________。的沸点比高，原因是______________________________________________________________________________________________。答案：(1)<中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋(2)NH3分子间能形成氢键(3)OH键、氢键、范德华力形成分子内氢键，使物质沸点降低而形成分子间氢键，使物质沸点升高二、常考题点分组练题点(一)共价键类型的判断1．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是()①HCl②H2O③N2④H2O2⑤C2H4⑥C2H2A．①②③ B．③④⑤⑥C．①③⑥ D．③⑤⑥解析：选D单键均为σ键，双键和叁键中各存在一个σ键，其余均为π键。2．Ⅰ.有以下物质：①HF；②Cl2；③H2O；④N2；⑤C2H4。(1)只含有极性键的是____________；(2)只含有非极性键的是____________；(3)既有极性键又有非极性键的是____________；(4)只含有σ键的是____________；(5)既有σ键又有π键的是____________；Ⅱ.COCl2分子的结构式为，COCl2分子内含有()A．4个σ键 B．2个σ键、2个π键C．2个σ键、1个π键 D．3个σ键、1个π键解析：Ⅰ.(1)①含不同原子，所以一定只含极性键；③中两个氢原子分别与氧原子相连，所以只含极性键。(2)双原子的单质分子只含非极性健，所以②④符合题意；(3)根据结构可判断⑤既含极性键又含非极性键；(4)只有单键的只含σ键，即①②③；(5)有双键或叁键的一定既有σ键又有π键，即④⑤。Ⅱ.C和Cl之间为σ键，C和O之间为一个σ键、一个π键，因此该分子中含有3个σ键、1个π键，所以D项正确。答案：Ⅰ.(1)①③(2)②④(3)⑤(4)①②③(5)④⑤Ⅱ.Deq\a\vs4\al([探规寻律])判断共价键类型的方法1．σ键与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)由物质的结构式判断通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。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。(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。2．极性键与非极性键的判断看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。题点(二)微粒间作用力对物质性质的影响3．能够用键能的大小解释的是()A．常温常压下，氯气呈气态而溴单质呈液态B．硝酸是挥发性酸，硫酸是难挥发性的酸C．稀有气体一般难发生化学反应D．氮气在常温下很稳定，化学性质不活泼解析：选D共价分子构成物质的状态与分子内共价键的键能无关，A错误；物质的挥发性与分子内键能的大小无关，B错误；稀有气体是单原子分子，无化学键，C错误；氮气分子稳定是由于氮气分子中含有叁键，键能很大的缘故，D正确。4．若不断地升高温度，实现“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化。在变化的各阶段被破坏的粒子间的主要相互作用依次是()A．氢键；范德华力；极性键B．氢键；氢键；非极性键C．氢键；极性键；范德华力D．范德华力；氢键；非极性键解析：选A从“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化看，各阶段主要被破坏的是氢键、范德华力、极性共价键。考点二eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(常见晶体的结构与性质重点保分型——师生共研))[基础自主落实]1．四种晶体类型的比较晶体类型比较项目分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子分子原子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间的相互作用力范德华力(某些含氢键)共价键金属键离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂常见溶剂难溶大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性电和热的良导体晶体不导电，水溶液或熔融态导电物质类别及举例大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物(如Na2O)、强碱(如KOH)、绝大部分盐(如NaCl)2．典型晶体模型晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石(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′(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∶2SiO2(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,4个“eq\f(1,2)O”，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个离子晶体NaCl(型)(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个。每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个(2)每个晶胞中含eq\o(□,\s\up1(10))4个Na＋和eq\o(□,\s\up1(11))4个Cl－CsCl(型)(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有eq\o(□,\s\up1(12))8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有8个(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－金属晶体简单立方堆积典型代表Po，配位数为eq\o(□,\s\up1(13))6，空间利用率52%面心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eq\o(□,\s\up1(14))12，空间利用率74%体心立方堆积又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为eq\o(□,\s\up1(15))8，空间利用率68%六方最密堆积又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为eq\o(□,\s\up1(16))12，空间利用率74%3．离子晶体的晶格能(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，单位为kJ·mol－1。(2)影响因素①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。②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。4．晶胞(1)概念：晶胞是描述晶体结构的基本单元。(2)晶体与晶胞的关系：数量巨大的晶胞“无隙并置”构成晶体。(3)晶胞中粒子数目的计算——均摊法如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有eq\f(1,n)属于这个晶胞。小题热身1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)由金属元素和非金属元素组成的晶体一定是离子晶体(×)(2)晶体中只要有阳离子就一定有阴离子(×)(3)在分子晶体中一定有范德华力和化学键(×)(4)金属钠形成的晶体中，每个钠原子周围与其距离最近的钠原子有8个(√)(5)金属镁形成的晶体中，每个镁原子周围与其距离最近的原子有6个(×)(6)在NaCl晶体中，每个Na＋周围与其距离最近的Na＋有12个(√)(7)在CsCl晶体中，每个Cs＋周围与其距离最近的Cl－有8个(√)(8)原子晶体的熔点一定比金属晶体的高(×)(9)分子晶体的熔点一定比金属晶体的低(×)(10)离子晶体一定都含有金属元素(×)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原子晶体是_______________________________________。(6)其中属于分子晶体的是_________________________________________________。答案：(1)NaCl、Na2S(2)NaOH、(NH4)2S(3)(NH4)2S(4)Na2S2(5)SiO2、SiC(6)H2O2、CO2、CCl4、C2H23．CO2和SiO2在物理性质上有较大差异，而在化学性质上却有较多相似，你知道原因吗？提示：决定二者物理性质的因素：晶体类型及结构、微粒间的作用力。CO2是分子晶体，其微弱的分子间作用力是其决定因素，SiO2是原子晶体，其牢固的化学键是其决定因素。二者的化学性质均由其内部的化学键决定，而C—O与Si—O键都是极性键。[考向合作探究]晶体类型的判断1．(1)(2014·海南高考)C60属于________晶体，石墨属于__________晶体。(2)(2013·四川高考)NH4Cl固体的晶体类型是________。(3)(2013·福建高考)NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：4NH3＋3F2eq\o(=,\s\up7(Cu),\s\do5())NF3＋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：(1)C60是由60个C原子形成的分子，属于分子晶体。而石墨在层内原子间以共价键结合，在层间以分子间作用力结合，所以石墨属于混合晶体。(2)NH4Cl为离子化合物，为离子晶体。(3)在反应4NH3＋3F2eq\o(=,\s\up7(Cu))NF3＋3NH4F中，NH3、F2、NF3的晶体类型为分子晶体，Cu为金属晶体，NH4F为离子晶体。答案：(1)分子混合(2)离子晶体(3)a、b、d2．有A、B、C三种晶体，分别由H、C、Na、Cl四种元素中的一种或几种组成，对这三种晶体进行实验，结果如表：熔点/℃硬度水溶性导电性水溶液与Ag＋反应A811较大易溶水溶液或熔融导电白色沉淀B3500很大不溶不导电不反应C－114.2很小易溶液态不导电白色沉淀(1)晶体的化学式分别为A______、B______、C______。(2)晶体的类型分别是A______、B______、C______。(3)晶体中微粒间作用力分别是A______、B______、C________。解析：根据A、B、C所述晶体的性质可知，A为离子晶体，只能为NaCl，微粒间的作用力为离子键；B应为原子晶体，只能为金刚石，微粒间的作用力为共价键；C应为分子晶体，且易溶，只能为HCl，微粒间的作用力为范德华力。答案：(1)NaClCHCl(2)离子晶体原子晶体分子晶体(3)离子键共价键范德华力[探规寻律]“五依据”突破晶体类型判断1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断(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，即范德华力。(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。2．依据物质的类别判断(1)金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。(2)大多数非金属单质(金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼除外)、气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、酸、绝大多数有机物(有机盐除外)是分子晶体。(3)常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。(4)金属单质(常温汞除外)与合金是金属晶体。3．依据晶体的熔点判断(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至1000余度。(2)原子晶体熔点高，常在1000度至几千度。(3)分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度。(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。4．依据导电性判断(1)离子晶体水溶液及熔化时能导电。(2)原子晶体一般为非导体。(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要指酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。(4)金属晶体是电的良导体。5．依据硬度和机械性能判断(1)离子晶体硬度较大或硬而脆。(2)原子晶体硬度大。(3)分子晶体硬度小且较脆。(4)金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。晶体熔、沸点高低的比较3．下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是()A．F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高B．HF、HCl、HBr的熔、沸点顺序为HF>HBr>HClC．金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅D．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低解析：选CA项、B项中分子晶体熔、沸点高低与分子间的作用力有关，含有氢键时会出现反常现象，与分子内共价键无关。D项离子晶体内存在的是离子键。4．下列各组物质中，按熔点由低到高的顺序排列正确的是()①O2、I2、Hg②CO、KCl、SiO2③Na、K、Rb④Na、Mg、AlA．①③ B．①④C．②③ D．②④解析：选D①常温下O2为气体、I2为固体、Hg为液体，熔点由低到高的顺序为O2、Hg、I2，③熔点由低到高的顺序为Rb、K、Na，故①③错误[探规寻律]“两角度”比较晶体熔、沸点的高低1．不同类型晶体熔、沸点的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：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．同种类型晶体熔、沸点的比较(1)原子晶体eq\x(原子半径越小)→eq\x(键长越短)→eq\x(键能越大)→eq\x(熔、沸点越高)如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。(2)离子晶体①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力越强，其晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。②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①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、沸点反常高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。②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。③组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3OH＞CH3CH3。④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，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。晶胞组成的计算方法题型一晶胞中粒子个数的计算5.(2016·邢台模拟)磁光存储的研究是Williams等在1957年使Mn和Bi形成的晶体薄膜磁化并用光读取之后开始的。如图是Mn和Bi形成的某种晶体的结构示意图(白球均在六棱柱内)，则该晶体物质的化学式可表示为()A．Mn2Bi B．MnBiC．MnBi3 D．Mn4Bi3解析：选B由晶体的结构示意图可知：白球代表Bi原子，且均在六棱柱内，所以Bi为6个。黑球代表Mn原子，个数为：12×eq\f(1,6)＋2×eq\f(1,2)＋1＋6×eq\f(1,3)＝6(个)，则二者的原子个数比为6∶6＝1∶1。6.(2013·江苏高考)Zn与S所形成化合物晶体的晶胞如右图所示。①在1个晶胞中，Zn离子的数目为________。②该化合物的化学式为________。解析：从晶胞图分析，含有Zn离子为8×eq\f(1,8)＋6×eq\f(1,2)＝4。S为4个，所以化合物中Zn与S数目之比为1∶1，则化学式为ZnS。答案：4ZnS[探规寻律]“均摊法”突破晶胞组成的计算(1)原则：晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是eq\f(1,n)。(2)方法：①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占eq\f(1,3)。题型二晶体的密度及微粒间距离的计算7．(2015·全国卷Ⅱ·节选)O和Na能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566nm，F的化学式为________；晶胞中O原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3)________。解析：O2－半径大于Na＋半径，由F的晶胞结构可知，大球代表O2－，小球代表Na＋，每个晶胞中含有O2－个数为8×eq\f(1,8)＋6×eq\f(1,2)＝4，含有Na＋个数为8，故O2－、Na＋离子个数之比为4∶8＝1∶2，从而推知F的化学式为Na2O。由晶胞结构可知，每个O原子周围有8个Na原子，故O原子的配位数为8。晶胞参数a＝0.566nm＝0.566×10－7cm，则晶胞的体积为(0.566×10－7cm)3，从而可知晶体F的密度为eq\f(4×62g·mol－1,0.566×10－7cm3×6.02×1023mol－1)＝2.27g·cm－3。答案：Na2O8eq\f(4×62g·mol－1,0.566×10－7cm3×6.02×1023mol－1)＝2.27g·cm－38.某离子晶体晶胞的结构如图所示。X()位于立方体顶点，Y()位于立方体中心。试分析：(1)晶体的化学式为________。(2)晶体中距离最近的2个X与1个Y形成的夹角∠XYX是________。(3)设该晶体的摩尔质量为Mg·mol－1，晶体的密度为ρg·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为________cm。解析：(1)晶胞中，X的个数＝4×eq\f(1,8)＝eq\f(1,2)，Y在体内，个数是1个，则X与Y的个数比是1∶2。(2)若将4个X连接，构成1个正四面体，Y位于正四面体的中心，可联系CH4的键角，知∠XYX＝109°28′。(3)摩尔质量是指单位物质的量的物质的质量，数值上等于该物质的相对分子(或原子)质量。由题意知，该晶胞中含有eq\f(1,2)个XY2或Y2X，设晶胞的边长为acm，则有ρa3NA