2023届人教版高中化学二轮复习讲义-高考综合大题研究-物质结构与性质综合题热点题空

热点题空

I电子排布、电离能和电负性5物质熔、沸点高低原因分析

2成键方式、杂化类型及空间结构的判断6晶体结构与有关晶胞参数的计算

3化学键与物质性质关系分析

7俯视图与晶胞中原子分数坐标

4物质的溶解性原因分析

热点题空1电子排布、电离能和电负性

I.明确表示基态原子核外电子排布的四种方法

表示方法举例

电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

简化表示式Cu：[Ar]3dl04s1

价层电子排布式Fe：3d64s2

Is2s2p

轨道表示式（或电子排布图）oI，ItClINIlI，I

2.电离能

（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

一般规律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°、d。、f＞）、半充满（P3、d∖

特殊情况

P）和全充满（P6、dl（∖"）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第

一电离能

（2）半充满、全充满解释稳定性。

【答题模板】

A原子的价层电子排布式为XXX处于半充满（全充满），比较稳定，难失电子。

【应用举例1

①第一电离能N大于O,原因：N原子的价层电子排布式为2s22p3处于半充满，比较稳定，

难失电子。

②从结构上分析Fe3+比Fe?+稳定的原因：Fe3+价层电子排布式为3d5,为半充满结构，而Fe?一

价层电子排布式为3d6。

3.电负性

(1)电负性的定义：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)变化规律：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性

逐渐减小。

(3)解释元素电负性大小的原因。

【答题模板】

A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子

的吸引力小于B,故电负性A小于B。

【应用举例】

请结合核外电子排布相关知识解释，C的电负性小于O的原因：碳原子半径比氧原子半径大,

且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧。

(4)电负性的应用

金属元素的电负性一般小

于1.8,金属的电负性越小,

金屈元素越活泼

判断金屈性

和非金属性

的强弱非金属元素的电负性一般

大于L8.非金属的电负

性越大，非金属元素越活

泼

应判断元素在电负性大的元素易呈现负价

用化合物中的

价态电负性小的元素易呈现正价

电负性差值大的元素原子

之间形成的化学键主要是

判断化学键离子键

类型

电负性差值小的元素原子

之间形成的化学键主要是

共价键

对点集训

ɪ.(I)Sc的价层电子排布式为。

答案3d'4s2

(2)V的价层电子轨道表示式为。

3d4s

答案""QIIO

(3)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)为。

答案[Ar]3dl04s24pl

(4)第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式简写为

答案[Ar]3<j64s2

(5)银元素基态原子的电子排布式为,3d能级上的未成

对电子数为o

答案ls22s22p63s23p63d84s2(βK[Ar]3d84s2)2

2.按要求解答下列问题。

(l)Cu>Cu2'、CU”基态核外电子排布式分别为、、

(2)Mg原子核外电子排布式为;

Ca原子最外层电子的能量________(填“低于”“高于”或“等于")Mg原子最外层电子的

能量。

(3)钛在元素周期表中的位置：—,钛原子核外有一种空间运动状态不同的电子，Ti2+

电子占据的最高能层的电子排布式为.

答案(I)IS22s22p63s23p63dκ>4sY或[Ar]3d∣f54s1)

Is22s22p63s23p63d9(^<[Arj3d9)

Is22s22p63s23p63cp。(或[Ar]3d∣0)

(2)ɪs22s22p63s2(sK[NeJ3s2)高于

(3)第四周期第IVB族123s23p63d2

3.元素铜与银的第二电离能分别为∕cu=l958kJ∙mol∖Ai=I753kJ-mo「，瓜>瓜的原因

是0

答案铜失去的是全充满的3出。电子，锲失去的是4s∣电子

4.铜的第一电离能为746kJ∙mol∣,第二电离能为1958kJ∙molZ请结合核外电子排布相关

知识解释，铜第二电离能远远大于第一电离能的原因是。

答案Cu'中的3d轨道处于全充满状态，较稳定

5.比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mi?+再失去一个电子比气态Fe?+再失去一个电子

难。对此，你的解释是.

答案Md+的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而Fe?+的3d轨道上电子数为6,不

是较稳定的状态

6.FeCb和LiFePo4中的铁元素分别显+3、+2价，请从原子结构角度解释Fe为何能显+3、

+2价：。

答案Fe的价层电子排布为3d64s2,其4s上的两个电子易失去而显+2价，3d上再失去1

个电子后成较稳定的半充满状态，所以可显+3价

7.在高温下，Cu2O比CuO稳定，从离子的电子层结构角度分析，其主要原因是

答案Cu2O中Cu卡的价层电子排布式为3d7CuO中Ci?+的价层电子排布式为3d，前者达

到全充满稳定结构

热点题空2成键方式、杂化类型及空间结构的判断

1.共价键的分类

(1)按共用电子对是否偏移

①极性共价键：不同种原子间形成的共价键。

②非极性共价键：同种原子间形成的共价键。

(2)按成键方式

①◎键：电子云呈轴对称("头碰头"，如：S-SG键、S-P◎键、P-PG键)。

②π键：电子云分布的界面通过键轴的一个平面为镜面对称(“肩并肩”，如：P-P兀键)。

(3)按共用电子对数

①单键——都是σ键

②双键——一个σ键、一个π键

③三键——一个σ键、两个π键

2.杂化方式判断

(1)公式计算法

①适用范围：AB“型分子或AB俨型离子。

G八一八日山工6物，、中心原子价电子数+配位原子单电子数士电荷数

②公式：价层电子对数(")=--------------------2----------------------»

③0、S作中心体提供6个价电子，作配位体提供2个单电子。

7

④当出现单电子时，单电子算一对。如〃=]24。

(2)根据有机物的成键特点判断

I

一?-I

①单键C、N、0(、—N—、一0—)：SD杂化。

∖

C=CZ?Il'C、=N—

②双键C、N、0(/\、一C—、/)：sr>2杂化;双双键"=C="：Sr)杂

化。

③三键C、N、O(一C三C一、-C^N):辿杂化。

(3)根据微粒构型判断

微粒构型四面体形三角锥形平面形V形直线形

杂化方式SP3SP2Sp3或sp?SE

3.VSEPR模型和微粒空间结构的区别

中心原子的孤电子微粒的空间

常见微粒VSEPR模型迁移

杂化方式对数结构

NH。、BH1、

SP3四面体形正四面体形

CH40

PO「、ClO4

SP3四面体形形

H2O2VH2S

3+

NH3SP四面体形1三角锥形H3OʌNF3

SOFSP3四面体形0正四面体形PO厂、ClOl

So3、No3、

SP2z

BF3平面三角形0I-Ifii∙∙J∣υι¾

COB、HCHO

SP2平面三角形一形

SO21VNOE

直线形直线形

CO20CS2

注等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。等电子体具

有相同的结构特征(空间结构和化学键类型)及相近的性质。

4.共血大兀键

(1)形成条件：①中心原子采取SP或者sp2杂化；②参与形成大兀键的多个原子应在同一平面

或同一直线上。

(2)大π键共用电子数的分析方法

①大π键中共用电子的数目等于垂直与分子或离子平面的p轨道中的电子数目总和。

②判断出中心原子的杂化方式，并画出价层电子轨道表示式。未参与成键的杂化轨道，优先

填充两个电子，形成孤电子对，杂化轨道中的电子不参与形成大兀键。

③根据配位原子的价层电子轨道表示式，判断配位原子中未参与成键且垂直该分子或离子平

面的p轨道中电子数目(单电子优先形成π键)。

【例】推测Co夕中的大π键为O

思路分析根据价层电子对互斥模型判断CO1为平面三角形结构，中心C原子为sp2杂化，

fff十I

轨道表示式为sp?2d,每个0原子有两个单电子，三个。分别用一个单电

子与中心C原子形成三个“C—0”σ键，另一个单电子参与形成大π键，形成两个负电荷的

电子也参与形成大π键。则大π键的电子总数为1+3+2=6,表示为口9。

5.键角大小的比较原因解释

(1)依据杂化方式和空间结构比较

①键角大小规律：直线形＞平面三角形＞正四面体形＞三角锥形＞V形。

②原因解释答题模板：XXX中心原子采取XXX杂化，键角为XXX,而XXX中心原子

采取XXX杂化，键角为XXX。

③应用举例：Si与C元素位于同一主族，SiO2键角小于C02的原因是：SiO2中心Si原子采

用sp3杂化，键角为109。28'；Co2中心C原子采用SP杂化，键角为180。。

(2)杂化方式相同，孤电子对数不同

①键角大小规律：中心原子上孤电子对越多，孤电子对对成键电子对的斥力越大，键角越小。

②原因解释答题模板：XXX分子中无孤电子对，XXX分子中含有1个孤电子对，×××

分子中含有2个孤电子对，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小。

③应用举例：己知H20、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4>NH3>H2O,

原因为孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，CE分子中

无孤电子对，NE分子中含有1个孤电子对，FhO分子中含有2个孤电子对，对成键电子对

的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小。

(3)中心原子不同，配位原子相同

①键角大小规律：中心原子的电负性越大，键角越大。

②原因解释答题模板：XXX原子的电负性较大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对

之间的斥力较大，键角较大。

③应用举例：NFh的键角NPFh的键角，原因：中心原子的电负性N大于P,“N—H”成键

电子对之间的距离较小，“N—H”成键电子对之间的斥力较大，NH分子中键角较大。

(4)中心原子相同，配位原子不同

①键角大小规律：配位原子的电负性越大，键角越小。

②原因解释答题模板：中心原子相同，配体XXX原子的电负性较大，成键电子对离中心原

子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小。

③应用举例：NF3的键角≤NH3的键角，理由：F的电负性比H大，NF3中成键电子对离中心

原子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小。

对点集训

I.成键类型的判断。

(1)CUSO4∙5H2O结构如图:

CUSo中不存在的相互作用有(填字母，下同)。加热该蓝色胆帆晶体得到白色硫

酸铜固体，破坏的相互作用有0

A.离子键B.极性键

C.非极性键D.配位键

E.氢键

(2)1mol[Au(CN)2「含有σ键的数目为。

(3)银的氨合离子[Ni(NH3)6]2+中存在的化学键有(填字母)。

A.离子键B.共价键

C.配位键D.氢键

E.σ键F.兀键

(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，其中共价键的类型有种。

(S)KClO4是助氧化剂，含有化学键的类型为o

(6)已知N2O为直线形极性分子，则该分子中所含化学键的类型有(填字母)。

a.极性共价键b.非极性共价键

c.离子键d.金属键

(7)1molCfT中含有的兀键的数目为o

(8)1mol乙醇分子中的极性共价键有mole

答案(I)CDE(2)4∕VA(3)BCE(4)2(5)离子键、共价键(6)ab(7)2NA(8)7

2.杂化方式与空间结构的判断。

(I)H2SeO3的中心原子杂化类型是；SeoM的空间结构是。

(2)CaCN2中阴离子为CNt，与CN1互为等电子体的分子有N2O和(填化学式)，由

此可以推知CN厂的空间结构为。

(3)阳离子(H3θ+)的空间结构为，氧原子的杂化轨道类型为。

(4)[2018•全国卷∏,35(2)(4)]①根据价层电子对互斥模型，H2SʌSo2、SO3的气态分子中,中

心原子价层电子对数不同于其他分子的是。

②气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的空间结构为形，固体三氧化硫中存在

如图所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为。

答案(I)SP3三角锥形

(2)CO2直线形

(3)三角锥形sp3

(4)①H2S②平面三角sp3

解析(I)H2SeO3的中心原子的价层电子对数为3+Jx(6+2-3X2)=4,所以中心原子杂化

方式为sp3杂化，SeOr中有一个孤电子对，所以Seo歹的空间结构是三闲锥形。

(2)CN∕中含有3个原子，且其价电子总数是16,与之互为等电子体的分子有NzO和CO?,

而CCh的结构式是O=C=0,空间结构是直线形，等电子体结构相同，所以CN厂的空间结

构为直线形。

(3汨3。+的中心原子0的价层电子对数为3+∣×(6-3×1-1)=4,因而氧原子为sp3杂化，

离子中有一个孤电子对，故Ph。+的空间结构为三角锥形。

3.大π键的判断。

(l)[2017∙全国卷II,35(3)节选]经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所

示

O

H

O

N

C

R中阴离子Ns中的σ键总数为个。分子中的大π键可用符号n；；,表示，其中m代表

参与形成大π键的原子数,"代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为ng),

则N5中的大π键应表示为O

答案5ngn

⑵[2022・山东，16(3)节选川比咤('∖∕)替代苯也可形成类似的笼形包合物。已知此咤中含有与

苯类似的出大π键、则毗咤中N原子的价层孤电子对占据(填标号)。

A.2s轨道B.2p轨道

C.sp杂化轨道D.sp2杂化轨道

答案D

解析已知毗嘘中含有与苯类似的ng大兀键，则说明毗。定中N原子也是采取sp?杂化，杂化

轨道只用于形成0键和容纳孤电子对，则毗。定中N原子的价层孤电子对占据sp2杂化轨道。

(3)已知毗咯为平面型结构，如图所示，

H

I

U比咯

则毗咯环中的大兀键应表示为。

答案ng

解析。比咯环中形成大兀键的原子数为5个；氮原子中未参与成键的电子为1对，碳碳原子

间除了形成σ键外，还有4个碳分别提供1个电子形成π键，共有电子数为6,所以毗咯环

中的大π键应表示为ng。

4.键角大小的判断与原因解释。

(DEBCh分子中的O—B-O的键角(填“大于”“等于”或“小于”)BH4中的

H-B-H的键角，判断依据是»

(2)Seo/中Se-O的键角比SeO3的键角(填“大"或''小”)，原因是

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________O

⑶高温陶瓷材料Si3N4晶体中键角N—Si—N(填或“=")Si—N—Si,

原因是0

(4)NH3分子在独立存在时H-N-H键角为107。。如图是[Zn(NH3)6]2+的部分结构以及

H-N-H键角的测量值。解释NH3形成如图配合物后H-N-H键角变大的原因：

109。28,H

Z∏--≤∕›109O28'

l()9°28^-∖h

H

⑸AsH3分子为三角锥形，键角为91.80。，小于氨分子键角107o,Ash分子键角较小的原因

是。

答案(1)大于H3BO3分子中的B采取sp?杂化，而BHI中的B采取sp3杂化，sp2杂化形成

的键角大于sp3杂化形成的键角

(2)小Seo厂的空间结构为正四面体，键角为109。28',SeCh的空间结构为平面正三角形，

键角为120°

(3)>N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si-N-Si键

角较小

(4)NH3分子中N原子的孤电子对进入Z"+的空轨道形成配位键后，原孤电子对与成键电子

对间的排斥作用变为成键电子对间的排斥作用，排斥作用减弱

(5)碑原子电负性小于氮原子，其共用电子对离伸核距离较远，斥力较小，键角较小

热点题空3化学键与物质性质关系分析

1.影响化学键强弱的因素

(1)离子键强弱的判断(看晶格能)：离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数。

规律：阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键(或晶格能)越大。

(2)共价键强弱影响因素(看键能)：共价键的强弱，取决于键长，即成键原子半径大小。

规律：原子半径越小一键长越短一键能越大。

(3)金属键强弱的判断：金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数。

规律：金属离子半径越小，离子电荷数越多，则金属键越强。

2.化学键对物质性质的影响

(1)化学键主要影响物质的稳定性。

①离子键对物质性质的影响：离子键(或晶格能)越强，形成的离子晶体越稳定，熔、沸点越

高，硬度越大；在岩浆晶析时，晶格能越大的的矿物越容易结晶析出0

②共价键对物质性质的影响：共价键越强，形成的物质越稳定；对于共价晶体，共价键越强,

则晶体的熔、沸点越高0

③金属键对物质性质的影响：金属键越强，金属熔、沸点就越高。

(2)键的极性对化学性质的影响

按要求回答问题：

①酸性：CCbCOOHCHCbCOOH(填或下同),其原因是

_______________________________________________________________________________________O

答案①>CbC—的极性大于CLHC—的极性，导致CCbCoOH的竣基中的羟基的极性更

大，更易电离出H+

②酸性：CH3COOHCH3CH2COOH,其原因是。

答案〉烷基是推电子基因，烷基越长推电子效应越大，使竣基中的羟基的极性越小，竣

酸的酸性越弱

3.物质稳定性原因分析题的答题模板

(1)能否形成双键、三键等原因分析

①规律：两成键原子的半径越大，则形成©键的键长越长，越不利于形成兀键。

②答题模板：XXX原子的半径较大，原子间形成的σ键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度较

小或几乎不能重叠，难以形成兀键。

③应用举例：氮原子间能形成氮氮三键，而碑原子间不易形成三键的原因：碑原子半径较大,

原子间形成的σ键较长，P-D轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成兀键。

(2)能否形成共价键

①规律：成键原子的半径小，则键长短，键能大，形成的共价键越牢固，物质越稳定.

②答题模板：A原子的半径小于B原子，XXX键长短，XXX键能大。

③应用举例：硅烷种类没有烷烧多，从键能角度解释，其主要原因是碳原子半径小于硅原子,

烷:⅞中碳碳键键长较短，键能较大。

(3)解释能否形成配位键

①形成配位键的条件：一个原子提供孤电子对，另一原子提供空轨道

②答题模板：XXX提供孤电子对，XXX提供空轨道。

③应用举例：BF3和NJh的分子能够通过配位键相结合的原因：NH3的N具有孤电了对，BF3

中的B核外具有空轨道。

(4)解释形成配位键的强弱或配合物的稳定性

①规律：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子的能力越强，则配位体

与中心离子或原子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定。

②答题模板：XXX元素的电负性比B元素小，XXX原子提供孤电子对的倾向更大，形成

的配位键更强。

③应用举例：请预测HgCIF与HgE-的稳定性强弱，并从元素电负性的角度加以解释。HgClF

比HgIr更(填"稳定”或"不稳定”)，因为O

答案不稳定。比I电负性强，给出电子能力较弱，形成配位键较弱，配合物较不稳定

(5)解释某些碳酸盐的热稳定性

①规律：分解后生成的氧化物晶格能越大，碳酸盐的热稳定性越低。

②答题模板：XXX金属阳离子半径小(或带电荷多)，与氧离子形成的氧化物的晶格能大，

形成的XXX金属氧化物稳定，因而热稳定性低。

③应用举例：预测CaCO3、SK分解温度，前者低于后者(填“高于”“低于”或“无法判

断“),简述判断的理由：r(Ca2+)<r(Sr2+),Cae)晶格能大于SrO晶格能，CaO更稳定，故CaCo3

的分解温度较低。

对点集训

1.[2016∙全国卷1,18(2)]Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键，但Ge原

子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析，原因是。

答案Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能

重叠，难以形成兀键，不易形成双键或三键

2.CO2分子中，碳原子和氧原子间以碳氧双键结合，而硅原子和氧原子间却难以形成硅氧双

键，其原因是O

答案硅原子半径比碳原子半径大，硅原子与氧原子间形成的。键的键长较长，两个原子的

P轨道重叠程度很小或难以重叠，不能形成有效的π键

3.气态氢化物的稳定性：NH3(填“或“=")PH3,原因是。

答案>氮原子半径比磷原子的半径小，氮氢形成的共价键键长短，键能大

4.镂盐大多不稳定。NH4F,NH4I中，较易分解的是,原因是。

答案NH4FF原子半径比I原子小，H-F比H—I强(H—F更易形成)，F—更易夺取NHl中

的H+

5.[2020∙浙江7月选考，26(1)]气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因是。

答案原子半径：F<C1,键能：F-H>C1-H

6.诸元素与碳元素类似，可形成错烷(Ge,,H2,,+2),但至今没有发现〃大于5的错烷，根据下

表提供的数据分析其中的原因.

化学键C-CC-HGe-GeGe-H

键能/(kJmoΓ1)346411188288

答案错烷中Ge—Ge和Ge—H键能较小，易断裂，导致长链信烷难以形成

7.C3N4晶体和金刚石结构类似,但硬度比金刚石大,请解释原因:

答案氮原子半径小于碳，氮碳形成的共价键键长更短，键能更大，键更稳定

8.比较下表碳酸盐在一定温度下会发生分解的温度和对应的阳离子半径，分析其变化规律的

原因：。

碳酸盐热分解温度/℃阳离子半径∕pm

MgCO340266

Caee)390099

BaCO31360135

答案碳酸盐分解的本质为Cor生成CO2和。2-，02-与金属阳离子结合的过程，Mg2+、Ca2∖

Ba?+的离子半径依次增大，氧化物的晶格能依次减小，因而分解温度依次升高

9.已知Fe?+的离子半径为61pm,Co?+的离子半径为65pm,在隔绝空气条件下分别加热

FeCO3和CoCO3,实验测得FeCO3受热分解温度低于CoCO3,其原因可能是。

答案Fe?+的离子半径小于Co?+的离子半径，则FeO的晶格能大于CoO的晶格能，所以

CoCO3的受热分解温度要高一些

10.12019∙全国卷I,35(2)节选］乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物。乙二胺能与Mg2+、

CM+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是,

其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“CM+”)。

答案乙二胺的两个N提供孤电子对给金属离子形成配位键CM'

Il-H2O可以和CM+形成配位键,而CH4则不行,其原因是。

答案H20中的O原子存在孤电子对，而CE中的C原子没有

12.CN-与Co均为配合物中常见的配体，CN-作配体时，提供孤电子对的通常是C原子而

不是N原子，其原因是o

答案碳元素的电负性小于氮元素的电负性

13.已知硼酸(％8。3)是一元酸,解释其原因:0

答案H-3BCh与一个水分子可形成配位键，产生［B(0H)4］和一个H*

14.Co?+在水溶液中以［Co(FhO)"+存在。向含Co?+的溶液中加入过量氨水可生成更稳定的

2+

［Co(NH3)6］,其原因是。

答案N元素电负性比O元素电负性小，N原子提供孤电子对的倾向更大，与Cd+形成的配

位键更强

15.向硫酸铜溶液中逐滴滴加氨水，首先形成蓝色沉淀，继续滴加氨水。沉淀溶解，得到深

蓝色透明溶液，向深蓝色溶液中加入乙醇，析出深蓝色晶体。

(1)写出沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液的离子方程式：。

(2)加入乙醇，能够析出深蓝色晶体的原因：。

(3)N%常在配合物中作配体，而NH；却不能作配体的原因：。

2+

答案(1)CU(OH)2+4NH3=[CU(NH3)4]+2OH

(2)乙醇的极性小于水，在溶液中加入乙醇能够减小溶剂的极性，降低[Cu(NH3)4]SO4的溶解

度

(3)NH3中N原子能够提供孤电子对，而NHi中N原子价电子层无孤电子对

热点题空4物质的溶解性原因分析

1.“相似相溶”原理

(1)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。

(2)答题模板：XXX为极性分子(或XXX为非极性分子)，XXX为极性溶剂(或XXX为非

极性溶剂)，相似相溶。

(3)应用举例：Ch比在水中溶解度大，原因是：。3为极性分子，为非极性分子，FhO为

极性溶剂，相似相溶。

2.氢键对溶解性的影响

(1)规律：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越大。

⑵答题模板：*XX与比0(或X×X)分子间形成氢键。

(3)应用举例：NHj易溶于水而CHt难溶于水的原因：NH3和H2O分子间形成氢键，CH4为非

极性分子，不易溶于水。

3.溶质与水发生反应对溶解性的影响

(1)规律：如果溶质与水发生化学反应时，可增大其溶解度。

(2)答题模板：XXX与水反应，增大了XXX的溶解度。

(3)应用举例：SCh易溶于水，原因：根据相似相溶原理，SO2和水均为极性分子，且SCh与

反应生成了H2SO3,增大了其溶解度。

对点集训

1.ZnF2为离子化合物，ZnF?不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnL能够溶于乙醇、乙醛等

有机溶剂，原因是。

答案ZnCI2、ZnBr2、ZnL的化学键以共价键为主、极性较小

2.尿素[CO(NH2)2]易溶于水，其原因除尿素和水都是极性分子外，还有。

答案尿素与水分子之间可以形成氢键

3.在乙醵中的溶解度H2O大于H2S：。

答案水分子与乙醇间能形成分子间氢键

4.硼酸晶体是片层结构，其中一层的结构如图所示。硼酸在冷水中溶解度很小，但在热水中

较大，原因是。

答案晶体中硼酸分子间以氢键缔合在一起，难以溶解；加热时，晶体中部分氢键被破坏，

硼酸分子与水分子形成氢键，溶解度增大

5.咖啡因对中枢神经有兴奋作用，其结构简式如图。常温下，咖啡因在水中的溶解度为2g,

加适量水杨酸钠［C6H4(OH)(COONa)］可使其溶解度增大，其原因可能是

答案咖啡因与水杨酸钠形成了氢键

热点题空5物质熔、沸点高低原因分析

ɪ.不同类型晶体熔、沸点比较

答题策略不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体

答题模板XXX为XXX晶体，而XXX为XXX晶体

应用举例

(1)金刚石的熔点比NaCl高，原因是金刚石是共价晶体，而NaCl是离子晶体;

(2)SiO2的熔点比Co2高，原因是SiCh是共价晶体，而CCh是分子晶体;

(3)Na的氯化物的熔点比Si的氯化物的熔点高，理由是NaCI为离子晶体，而SiCl4为分

子晶体

2.同为分子晶体

答题策略一般先氢键，后范德华力，最后分子的极性

同为分子晶体，XXX存在氢键，而XXX仅存在较弱的范德华力

同为分子晶体，XXX的相对分子质量大，范德华力强，熔、沸点高

答题模板同为分子晶体，两者的相对分子质量相同(或相近)，XXX的极性大，熔、

沸点高

同为分子晶体，X义X形成分子间氢键，而义XX形成的则是分子内氢键，

形成分子间氢键会使熔、沸点增大

应用举例一

（I）NH3的沸点比PM高，原因是同为分子晶体，NFh分子间存在较强的氢键，而PFh分

子间仅有较弱的范德华力;

（2）CCh比CS2的熔、沸点低，其理由是同为分子晶体，CS2的相对分子质量大，范德华

力强，熔、沸点高;

（3）CC）比N?的熔、沸点高，其理由是同为分子晶体，两者相对分子质量相同，CO的极

性大，熔、沸点高;

HOHO

（4）H（卜Ho的沸点比（）高，原因是（）形成分子内

氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大

3.同为共价晶体

答题策略看共价键的强弱，取决于键长，即成键原子半径大小

答题模板同为共价晶体，XXX晶体的键长短，键能大，熔、沸点高

应用举例

Si单质比化合物SiC的熔点低，理由是晶体硅与SiC均属于共价晶体，晶体硅中的Si—Si

比SiC中Si—C的键长长，故键能低，所以SiC熔点低

4.同为离子晶体

答题策略看离子键（或晶格能）的强弱，取决于阴、阳离子半径的大小和电荷数

阴离子（或阳离子）电荷数相等，则看阴离子（或阳离子）半径：同为离子晶体，

R"X或M""）半径小于X"-（或N"），故XXX晶体晶格能大（离子键强），熔、

沸点高

答题模板

阴离子（或阳离子）电荷数不相等，阴离子半径（或阳离子半径）不相同：同为离

子晶体，R"X或M"+）半径小于X"L（或NM）,RR或M"+）电荷数大于X"L（或

Nw+）,故XXX晶体晶格能大（或离子键强），熔、沸点高

应用举例

（I）Zno和ZnS的晶体结构相似，熔点较高的是Zn0,理由是同属于离子晶体，半径小于

S?,故ZnO品格能大（或离子键强），熔点高；

（2）FeO的熔点小于Fe2O3的熔点，原因是同为离子晶体，Fe?'半径比Fe?十大，所带电荷数也

小于Fe3,,Feo的晶格能比Fe2O3小，熔点低

5.同为金属晶体

答题策略看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数

阳离子电荷数相等，则看阳离子的半径：若为同主族金属元素。

同为金属晶体，M"+半径小于N"+,故M晶体的金属键强，熔、沸点高

答题模板阳离子电荷数不相等，阳离子半径也不相等：若为同周期金属元素。

同为金属晶体，M/半径小于N"+,MQ电荷数大于N"+,故M晶体的金属

键强，熔、沸点高

应用举例

(I)K的熔、沸点小于Na,原因是同为金属晶体，K*的半径大于Na,故Na的金属键强,

熔、沸点也高;

(2)Mg的熔、沸点小于Al,原因是同为金属晶体，Mg2"的半径大于AF+,MJ+的阳离子

所带的电荷数小于AP,故Al的金属键强，熔、沸点也高

知识拓展晶格能

(1)定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子晶体稳定性的数据，可

以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键越强。

(2)影响因素：晶格能的大小与阴阳离子所带电荷数、阴阳离子间的距离、离子晶体的结构类

型有关。离子所带电荷数越多，半径越小，晶格能越大。

(3)对离子晶体性质的影响：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。

对点集训

1∙FeF3具有较高的熔点(熔点高于IoOO℃),其化学键类型是,FeBn的相对分子质

量大于FeF3,但其熔点只有200℃,原因是。

答案离子键FeF3为离子晶体，FeBn的化学键以共价键为主，属于分子晶体

2.已知：K2O的熔点为770℃,Na2O的熔点为1275℃,二者的晶体类型均为,

K2O的熔点低于Na2O的原因是<.

答案离子晶体K，的半径大于Na卡,LO的晶格能小于NazO

3.金属锌的熔点高于镒，试从原子结构的角度加以解释：。

答案从镐到铢原子序数增大，原子核对外层电子引力增大，电子层数增多，原子核对外层

电子引力减小，但前者占主导，所以锌中的金属键更强，熔点更高

4.神化钱以第三代半导体著称，熔点为1230℃,具有空间网状结构。已知氮化硼与神化钱

属于同种晶体类型。则两种晶体熔点较高的是(填化学式)，其理由是

答案BN两种晶体均为共价晶体，N和B共价半径较小，键能较大，熔点较高

5.铁氧体也可使用沉淀法制备，制备时常加入氨(NH力、联氨(N2H4)等，已知氨(熔点：-77.8℃、

沸点：一℃),联氨(熔点：2°C、沸点：°C),解释其熔、沸点高低的主要原因：

答案联氨分子间形成氢键的数目多于氨分子间形成的氢键数目

6.碳化硅(SiC)晶体具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅原子的位置是交替的，但是碳

化硅的熔点低于金刚石,原因是。

答案两种晶体都是共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔点越高。原子半径:

C<Si,键长：C-C<Si-C,所以碳化硅的熔点低于金刚石

7.S位于元素周期表中第族，该族元素氢化物中，H2Te比H2S沸点高的原因是

__________________________________________________________________________________,

H2O比FhTe沸点高的原因是。

答案VIA二者均为分子晶体且结构相似，HzTe相对分子质量比HzS大，分子间作用力更

强二者均为分子晶体，取0分子之间存在氢键

8.[2020∙全国卷H,35(2)]Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，

自TiCI4至TiL熔点依次升高，原因是O

化合物