2022届高考新教材化学二轮复习学案-专题五物质结构与性质

专题五物质结构与性质知识点一原子结构及核外电子排布核心知识再现1.明确微粒间“七个”数量关系中性原子：核电荷数＝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－所带的电荷数主族元素的最高正价＝元素所在主族的族序数＝元素的最外层电子数主族元素的最高正价＋最低负价的绝对值＝8原子的质子数Z＋中子数N＝质量数A每个能层包含的轨道数＝能层序数的平方易错提醒：(1)O、F无正价(OF2中O显＋2价)。(2)H最高正价与最低负价绝对值之和等于2。3112．10电子微粒和18电子微粒(1)10电子微粒若10电子微粒满足关系：，则一定是NH4+＋OH－≜NH3↑＋H2O(2)18电子微粒3．元素、核素、同位素、同素异形体之间的联系特别提醒：(1)许多元素存在同位素，故原子的种数大于元素的种数。一种单质可由不同的核素组成，如HD、HT等；同种核素可以构成不同的单质，如18O2、18O3等。(2)同位素示踪法在化学中的具体应用①探究元素化合价，如通过反应Na235S32SO3＋2HCl=2NaCl＋S↓＋SO2↑＋H2O可知，S2O32-中两个硫原子的化合价不同，发生氧化还原反应(否则产物S和SO2中均含有35S和32S)，结合Ｆ化合价为＋6。②探究反应历程，如通过同位素示踪法证实：酯化反应的本质是“酸脱羟基醇脱氢”。4．基态原子的核外电子排布(1)排布规律①能量最低原理：基态原子的电子排布遵循构造原理能使原子的能量处于最低状态，绝大多数原子的核外电子优先占据能量最低的原子轨道，即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……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：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。特别提醒：当原子轨道处于全满、半满或全空时，原(离)子的能量最低，微粒最稳定。(2)表示方法表示方法举例原子结构示意图Fe：电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1简化电子排布式Cu：[Ar]3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(轨道表示式)(3)核外电子排布式的写法①基态原子价电子排布式的书写方法：对于主族元素和0族元素，写出最外层电子排布式即可；对于过渡金属元素，其价电子排布式一般符合(n－1)d1～10ns1～2(n≥4)。如Cr的核外电子排布式的书写：先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。再如Cu的核外电子排布：先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。②基态离子电子排布式的书写方法：先写出基态原子的核外电子排布式，再由外向内失去电子或补充电子，即得到相应阳离子或阴离子的电子排布式。(4)未成对电子的判断①根据电子排布式判断：设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为n，该能级的原子轨道数为m，则n≤m时，未成对电子数为n；n＞m时，未成对电子数为2m－n。如Cl的电子排布式为1s22s22p63s23p5，未充满电子的能级为3p，有3个原子轨道，填充电子数为5，所以未成对电子数为2×3－5＝1。Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，未充满的能级为3d能级和4s能级，分别有5、1个原子轨道，填充的电子数分别为5、1，所以未成对电子数为6。②根据轨道表示式判断：轨道表示式能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。高考真题演练1.[2021·全国甲卷]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z的最外层电子数是W和X的最外层电子数之和，也是Y的最外层电子数的2倍。W和X的单质常温下均为气体。下列叙述正确的是()A.原子半径：Z>Y>X>WB.W与X只能形成一种化合物C.Y的氧化物为碱性氧化物，不与强碱反应D.W、X和Z可形成既含有离子键又含有共价键的化合物2．[2021·全国乙卷]我国嫦娥五号探测器带回1.731kg的月球土壤，经分析发现其构成与地球土壤类似。土壤中含有的短周期元素W、X、Y、Z，原子序数依次增大，最外层电子数之和为15。X、Y、Z为同周期相邻元素，且均不与W同族。下列结论正确的是()A.原子半径大小顺序为W>X>Y>ZB.化合物XW中的化学健为离子键C.Y单质的导电性能弱于Z单质的D.Z的氧化物的水化物的酸性强于碳酸3．[2021·湖南卷]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是()A.简单离子半径：Z>X>YB.W与Y能形成含有非极性键的化合物C.X和Y的最简单氢化物的沸点：X>YD.由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性4．[2021·山东卷]X、Y为第三周期元素、Y最高正价与最低负价的代数和为6，二者形成的一种化合物能以XY4+XY6A.原子半径：X>YB.简单氢化物的还原性：X>YC.同周期元素形成的单质中Y氧化性最强D.同周期中第一电离能小于X的元素有4种5．[2021·广东卷]“天问一号”着陆火星，“嫦娥五号”采回月壤。腾飞中国离不开化学，长征系列运载火箭使用的燃料有液氢和煤油等化学品。下列有关说法正确的是()A.煤油是可再生能源B.H2燃烧过程中热能转化为化学能C.火星陨石中的20Ne质量数为20D.月壤中的3He与地球上的3H互为同位素6．[2021·广东卷]一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法不正确的是()A.XEZ4是一种强酸B.非金属性：W>Z>YC.原子半径：Y>W>ED.ZW2中，Z的化合价为＋2价7．[2021·河北卷]用中子轰击NZX原子产生α粒子(即氦核24He)的核反应为：ZNX+01n―A.H3XO3可用于中和溅在皮肤上的NaOH溶液B.Y单质在空气中燃烧的产物是Y2O2C.X和氢元素形成离子化合物D.6Y和7Y互为同素异形体8．[2021·河北卷](双选)下图所示的两种化合物可应用于阻燃材料和生物材料的合成。其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，X和Z同主族，Y原子序数为W原子价电子数的3倍。下列说法正确的是()A.X和Z的最高化合价均为＋7价B.HX和HZ在水中均为强酸，电子式可表示为H∶eq\o(X,\s\up6(··),\s\do4(··))∶与H∶eq\o(Z,\s\up6(··),\s\do4(··))∶C.四种元素中，Y原子半径最大，X原子半径最小D.Z、W和氢三种元素可形成同时含有离子键和共价键的化合物9．[2021·全国乙卷，35(1)](双选)对于基态Cr原子，下列叙述正确的是________(填标号)。A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1B.4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动C.电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大10．(1)[2021·山东卷，16(1)]基态F原子核外电子的运动状态有________种。(2)[2021·河北卷，17(1)(2)]①在KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子中，核外电子排布相同的是________(填离子符号)。②原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用＋12表示，与之相反的用－12表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为11．[2020·全国卷Ⅲ]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是()A.非金属性：W>X>Y>ZB.原子半径：Z>Y>X>WC.元素X的含氧酸均为强酸D.Y的氧化物水化物为强碱12．[2020·江苏]反应8NH3＋3Cl2=6NH4Cl＋N2可用于氯气管道的检漏。下列表示相关微粒的化学用语正确的是()A.中子数为9的氮原子：7B.N2分子的电子式：N⋮⋮NC.Cl2分子的结构式：Cl—ClD.Cl－的结构示意图：考点题组针对练题组一概念辨析、比较数量1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(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)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()(3)离子化合物中一定含离子键，一定不含共价键()(4)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()(5)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物()(6)氢化物一定是共价化合物()(7)H2O的稳定性大于H2S，是因为H2O分子间存在氢键()(8)Na2O、NaOH、Na2S、Na2SO4加热熔化，克服的是相同类型的作用力()(9)CH3CH2OH的沸点大于CH3CHO的沸点是因为CH3CH2OH存在分子间氢键()(10)由强极性键构成的物质一定是强电解质()(11)NH4Cl中含有离子键、极性键、配位键()(12)只由非金属元素组成的物质中不可能含有离子键()(13)氨水中存在四种不同的氢键，其中根据氨水显碱性可推测NH3和H2O存在的主要氢键形式可能为(NH3)N…H—O(H2O)()题组二微粒的结构表示方法2.15N、N5+、NH5(为离子化合物，结构与NH4Cl相似)等均已被发现，下列说法正确的是(A．15N的原子结构示意图为：B.N5+C．NH5既含离子键，又含共价键D．NH5的电子式为：NH4+[∶H3.我国科学家合成出了一种新化合物，其结构如图所示，X满足8电子稳定结构。W、X、Y、Z、M是短周期中的常见元素，且原子序数依次增大；已知M原子核外电子总数是Y原子核外电子总数的2倍。下列说法错误的是()A．X和Y可能组成多种化合物B．W和Z位于周期表中的同一主族C．元素非金属性强弱顺序为Z＞Y＞XD．Y、M的简单气态氢化物的沸点：Y＞M题组三电子式书写4.写出下列微粒的电子式：(1)H3O＋________，C22-________O2(2)HClO__________，CCl4________，NH3________，CO2________，CS2________，COS________，HCHO________，C2H4________，COCl2________，N2H4________，N2(3)Na3N________，Mg(OH)2________，Na2S________，NaH________，NH4H________，NaCN________，NaSCN________，NaBH4________。(4)(CN)2____________，HCN____________，SCN－____________，BF3____________。知识点二元素周期表元素周期律核心知识再现一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表结构2．识记理解元素周期律(1)元素金属性、非金属性强弱比较性质规律变化金属性与非金属性元素金属性、非金属性强弱的本质原子越易失去电子，金属性就越强；原子越易得电子，非金属性就越强；即元素非金属性和金属性的强弱，取决于其原子得失电子的难易程度判断元素金属性、非金属性强弱的事实依据：(1)置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属。(2)与水或酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强。(3)与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强(2)微粒半径大小比较“三”看方法阐述举例看电子层数电子层数不同时，一般电子层数越多，微粒半径越大r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)；r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)；r(Na＋)＜r(Na)看核电核数电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越大r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)；r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(O2－)看核外电子数电子层数和核电核数均相同时，核外电子数越多，微粒半径越大r(Cl)＜r(Cl－)；r(Fe3＋)＜r(Fe2＋)；易错提醒：主族元素最高价氧化物对应水化物酸性越强，元素非金属性越强。切莫混淆最高价氧化物对应的水化物与氧化物对应的水化物。如氯元素的氧化物对应的水化物有以下几种，但不能根据前三种判断Cl的非金属性的强弱。氧化物(酸酐)Cl2OCl2O3Cl2O5Cl2O7对应的水化物HClOHClO2HClO3HClO4酸性及氧化性随氯元素化合价的升高，其氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，氧化性逐渐减弱知识拓展：从非金属元素的简单氢化物的结构式推断其氧化物对应水化物的结构式，以磷元素为例，思路如表所示：磷化氢(PH3)次磷酸(H3PO2)亚磷酸(H3PO3)磷酸(H3PO4)结构式思路磷原子有一个孤电子对磷原子提供孤电子对，与氧形成磷氧键(P=O)，P—H键之间插入氧原子，是一元酸P—H键之间再插入氧原子，形成第2个羟基，是二元酸P—H键之间再插入氧原子，形成第3个羟基，是三元酸二、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最低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，主族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，主族元素原子的外围电子排布重复出现从________到________的周期性变化(第一周期除外)。(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__________，碱金属和氢的第一电离能最__________；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。同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，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。(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，则越弱。②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。(2)元素电负性的应用特别提醒：(1)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，他们既有金属性，又有非金属性。(2)F的电负性为4.0，Li的电负性为1.0。高考真题演练1.[2021·山东卷]关于CH3OH、N2H4和(CH3)2NNH2的结构与性质，下列说法错误的是()A.CH3OH为极性分子B.N2H4空间结构为平面形C.N2H4的沸点高于(CH3)2NNH2D.CH3OH和(CH3)2NNH2中C、O、N杂化方式均相同2．(1)[2021·山东卷，16(2)]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为____________________；OF2分子的空间构型为________________；OF2的熔、沸点________(填“高于”或“低于”)Cl2O，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(2)[2021·河北17(3)(4)(5)]①已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol－1)如下表：N—NP—P193946197489从能量角度看，氮以N2、而白磷以P4(结构式可表示为)形式存在的原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。②已知KH2PO2是次磷酸的正盐，H3PO2的结构式为________，其中P采取________杂化方式。③与PO43-电子总数相同的等电子体的分子式为3．[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na),原因是________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是________________________________。I1/(kJ·mol－1)Li520Be900B801Na496Mg738Al5784.[2020·全国卷Ⅱ，35(3)]钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料。回答下列问题：CaTiO3的晶胞如图所示，其组成元素的电负性大小顺序是__________________；金属离子与氧离子间的作用力为__________________，Ca2＋的配位数是________________________________________________________________________。5．[2020·全国卷Ⅲ，36(1)]H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。考点题组针对练题组一元素金属性、非金属性的强弱比较1.依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理的是()A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱B．气态氢化物NH3、H2O、HF的稳定性C．碱金属单质Li、Na、K与水反应的剧烈程度D．1molNa、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失电子数的多少2．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是()A．氧化性：HClO>H2SO4B．Cl2＋H2S=2HCl＋SC．气态氢化物的稳定性：HCl>H2SD．Cl2与Fe反应生成FeCl3，而S与Fe生成FeS题组二元素周期表(律)的应用3.下列事实不能用元素周期律解释的是()A．碱性：CsOH＞KOHB．氢化物稳定性：H2O＞H2SC．金属性：Na＞MgD．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO34．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是()A．原子半径：A>B>D>CB．a－c＝1C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋D．单质的还原性：A>B>D>C5．根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述不正确的是()A．气态氢化物的稳定性：H2O>NH3>SiH4B．氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物C．下图所示实验可证明元素的非金属性：Cl>C>SiD．用中文“”(ào)命名的第118号元素在周期表中位于第七周期0族题组三物质转化中的元素推断6.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。K、L、M均是由这些元素组成的二元化合物，甲、乙分别是元素X、Y的单质，甲是常见的固体，乙是常见的气体。K是无色气体，是主要的大气污染物之一。0.05mol·L－1丙溶液的pH为1，上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是()A.丙也可由W、Y组成的某种化合物与K直接反应制得B．K、L、M中沸点最高的是MC．原子半径：W<X<YD．元素的非金属性：Z>Y>X7．短周期主族元素R、X、Y、Z的原子序数依次增大，由这些元素组成的物质之间的转化关系如图所示，其中，c、d为单质，a、b、g为二元化合物。b、g分别是10电子分子、18电子分子。下列说法正确的是()A．简单离子半径：Y>Z>XB．e和f含化学键类型相同C．0.1mol·L－1的e和f溶液，后者pH较大D．含X、R、Z三种元素的化合物只有一种题组四元素的电离能和电负性8.按要求回答问题：(1)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。组成M的元素中，电负性最大的是________(填名称)。(2)钛元素基态原子未成对电子数为________，能量最高的电子占据的能级符号为________。(3)①已知Al的第一电离能为578kJ·mol－1、第二电离能为1817kJ·mol－1、第三电离能为2745kJ·mol－1、第四电离能为11575kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因________________________________________________________________________________________________________________________________________________。②第二电离能I(Cu)________(填“＞”或“＜”)I(Zn)。③基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有________________________________________________________________________种。(4)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子轨道表示式：________________。②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为________。知识点三分子结构与性质核心知识再现一、分子结构中的三个理论1．杂化轨道理论(1)理论要点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。(2)杂化轨道类型与分子构型的关系。杂化轨道类型杂化轨道数目分子构型实例sp2直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp23平面三角形BF3、BCl3、CH2Osp34等性杂化：正四面体CH4、CCl4、NH不等性杂化：具体情况不同NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)规律方法：轨道杂化方式的判断方法(1)配位原子数和孤电子对法根据杂化轨道数可以确定中心原子的杂化类型，由于中心原子形成的σ键数＝与中心原子结合的原子数，故杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。当杂化轨道数为2，则为sp杂化；当杂化轨道数为3时，则为sp2杂化；当杂化轨道为4时，则为sp3杂化。(2)轨道计算法对于ABm型分子，可通过计算杂化轨道数判断中心原子的杂化类型。方法如下：①计算杂化轨道数：n＝(中心原子的价电子数＋与中心原子结合的原子的成键电子数±电荷数)。(所带电荷为正值时取“－”，所带电荷为负值时取“＋”)；②判断杂化类型：当n＝2时，为sp杂化；当n＝3时，为sp2杂化；当n＝4时，为sp3杂化。(3)根据键角判断轨道杂化方式：①若键角为180°，则为sp杂化；②若键角为120°或接近120°，则为sp2杂化；③若键角为109°28′或接近109°28′，则为sp3杂化。易错提醒：当与中心原子结合的原子为O或S时，其孤电子对数为0。2．价层电子对互斥理论(1)理论要点：分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。(2)价电子对数的计算：中心原子的价电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数＝σ键数目＋12(a－xb说明：(1)上式中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。(2)微粒为阳(阴)离子时，中心原子的价电子数要减去(加上)离子所带的电荷数。(3)VSEPR模型、中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断价层电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数VSEPR模型分子的空间构型实例2直线形20CO2、C2H23三角形30BF3、SO321SnCl2、PbCl24四面体40CH4、SO42-、CCl431NH3、PH322H2O、H2S考点拓展：在计算孤电子对时，出现0.5或1.5，则把小数进位为整数，即1或2。如NO2中心原子N的孤电子对数为5-2×22＝0.5，则价层电子对数为3，故VSEPR模型为平面三角形，3．等电子原理(1)原理要点：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。(2)常见的等电子体：NH3和H3O＋、N2、CO、CN－和C22-；O2和NO2-；CO2和N2O；CH(3)等电子体的应用：判断一些简单分子或离子的立体构型及判断等电子体中心原子的杂化方式(如CH4和NH4+互为等电子体，CH4中碳原子为sp3杂化，则NH4+中氮原子也为sp3杂化二、共价键与分子间作用力1．共价键分类(2)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为孤电子对。②配位键ⅰ.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；ⅱ.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NH4+可表示为，在NH4+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。中心原子或离子有空轨道，如Fe、Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。2．σ键和π键的判断方法共价单键全为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。3．三种微粒间作用比较范德华力氢键共价键概念分子间普遍存在的一种相互作用力已经与电负性很大的原子(N、O、F等)形成共价键的H与另一个电负性很大的原子之间的作用力原子间通过共用电子对形成的化学键存在范围分子或原子(稀有气体)之间分子间或分子内相邻原子间特征无方向性和饱和性有方向性和饱和性有方向性和饱和性强度比较共价健____氢键____范德华力影响因素组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大形成氢键元素的电负性原子半径对性质的影响(1)影响物质的熔、沸点、溶解度等________性质；(2)一般情况下，组成和结构相似的物质，熔、沸点随相对分子质量的增大而________(1)分子间氢键使物质的熔、沸点升高；(2)若溶质与溶剂之间能形成氢键，则物质的溶解度增大；(3)有些物质可形成分子内氢键，此时的氢键使物质的熔、沸点________(1)影响分子的化学性质，键能越大，分子稳定性________(2)影响共价晶体的熔、沸点，其熔、沸点随共价键键能的增大而________4.键参数键参数定义对化学键的影响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________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________键角在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角易错提醒：(1)氢键不是化学键，是一种特殊的分子间作用力。(2)氢键的键长一般定义为A—H…B的长度，而不是H…B的长度。方法规律：键角的大小比较(1)先看杂化类型，如键角：CH4<BF3<CO2。(2)单键、双键、三键的影响：三键－三键之间的排斥力>双键－双键之间的排斥力>单键－单键之间的排斥力。(3)杂化类型相同，中心原子孤电子对数越多，键角越小。如键角：CH4>NH3>H2O；NH4+>NH3；H3O＋>H2(4)杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大。如键角：NH3>PH3>AsH3。(5)杂化类型和孤电子对数相同，配位原子电负性越大，键角越小。如键角：NF3<NH3。5．分子性质(1)分子构型与分子极性的关系(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，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。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若物质与溶剂间能够形成氢键，物质在该溶剂中的溶解度较大。高考真题演练1.[2021·全国甲35(1)(2)(3)](1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。Si的价电子的电子排布式为____________；单晶硅的晶体类型为________。SiCl4是生产高纯硅的前驱体，其中Si采取的杂化类型为________。SiCl4可发生水解反应，机理如下：含s、p、d轨道的杂化类型有：①dsp2、②sp3d、③sp3d2，中间体SiCl4(H2O)中Si采取的杂化类型为________(填标号)。(2)CO2分子中存在________个σ键和________个π键。(3)甲醇的沸点(64.7℃)介于水(100℃)和甲硫醇(CH3SH，7.6℃)之间，其原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。2．[2021·全国乙卷，35(2)(3)](2)三价铬离子能形成多种配位化合物。[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中提供电子对形成配位键的原子是________，中心离子的配位数为________。(3)[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中配体分子NH3、H2O以及分子PH3的空间结构和相应的键角如下图所示。PH3中P的杂化类型是________，NH3的沸点比PH3的________，原因是________________________________________________________________________________________。H2O的键角小于NH3的，分析原因________________________________________________________________________。3．[2021·山东卷，16(3)]Xe是第五周期的稀有气体元素，与F形成的XeF2室温下易升华。XeF2中心原子的价层电子对数为________，下列对XeF2中心原子杂化方式推断合理的是________(填标号)。A．spB．sp2C．sp3D．sp3d4．[2020·全国卷Ⅱ]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TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是________________________________。化合物TiF4TiCl4TiBr4TiI4熔点/℃377－24.1238.31555.[2020·山东卷，17(1)(3)](1)常温常压下SnCl4为无色液体，SnCl4空间构型为________，其固体的晶体类型为________。(3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Cd2＋配合物的结构如图所示，1mol该配合物中通过螯合作用形成的配位键有________mol，该螯合物中N的杂化方式有________种。6．[2020·全国卷Ⅲ，35(2)(3)](2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为________键，其电子对由________提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气：3NH3BH3+6在该反应中，B原子的杂化轨道类型由________变为________。(3)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是________。7．[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________________________________________________________________________。(2)CaCN2是离子化合物，各原子均满足8电子稳定结构，CaCN2的电子式是______________。(3)常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是______________________________________。考点题组针对练题组一微粒作用与分子性质1.关于键长、键能和键角，下列说法不正确的是()A．键角的大小与键长、键能的大小无关B．键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关C．键能越大，键长越长，共价化合物越稳定D．键角是描述分子立体结构的重要参数2．一水合甘氨酸锌是一种矿物类饲料添加剂，结构简式如图所示。下列说法错误的是()A．基态Zn原子的价电子排布式是3d104s2B．该物质中存在的化学键有配位键、共价键、氢键C．该物质中部分元素的第一电离能N>O>CD．甘氨酸易溶于水，原因是甘氨酸和水都是极性分子，且甘氨酸分子中的羧基和氨基都能与水形成分子间氢键3．氢气是清洁能源之一，解决氢气的存储问题是当今科学界需要攻克的课题。C16S8是新型环烯类储氢材料，利用物理吸附的方法来储存氢分子，其分子结构如图所示，下列相关说法正确的是()A．C16S8的熔点由所含的化学键键能决定B．C16S8完全燃烧的产物均为极性分子C．分子中的σ键和π键的数目比为4∶1D．C16S8储氢时与H2间的作用力为氢键题组二“三大”理论与微粒构型4.砷化氢(AsH3)是一种无色、可溶于水的气体，其分子构型是三角锥形。下列关于AsH3的叙述中正确的是()A．AsH3分子中有未成键的电子对B．AsH3是非极性分子C．AsH3是强氧化剂D．AsH3分子中的As—H键是非极性键5．氮是典型非金属元素，其单质及化合物在生活和生产中具有广泛的用途。回答下列问题：(1)磷元素和氮元素同主族，基态磷原子有______个未成对电子，白磷的分子式为P4，其结构如图甲所示。科学家目前合成了N4分子，分子中氮原子的杂化轨道类型为________，N—N—N键角为______；N4分解后产生N2并释放大量能量，推测其可能的用途为____________________________________。(2)NH3和Zn2＋可形成[Zn(NH3)6]2＋，其部分结构如图乙所示。①NH3的空间构型为________。②[Zn(NH3)6]2＋中存在的化学键类型有________；NH3分子中H—N—H键角为107°，判断[Zn(NH3)6]2＋中H—N—H键角________107°(填“＞”“＜”或“＝”)。③肼(N2H4)可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2取代形成的另一种氮的氢化物。与N2H4互为等电子体的分子有____________。(6．(1)乙二胺H2NCH2CH2NH2(2)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的空间结构为________，其沸点比NH3的________(填“高”或“低”)，其判断理由是______________________________________。(3)与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9℃)、沸点(184.4℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0℃)、沸点(110.6℃)，原因是________________________________________。NH4H2PO4中，P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如下图所示：这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为________(用n代表P原子数)。4SO42-的空间结构为________；Cu2＋与OH－反应能生成。抗坏血酸的分子结构如图所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为________；推测抗坏血酸在水中的溶解性：________(填“难溶于水”或“易溶于水”知识点四晶体类型与微粒间作用力一、物质的聚集状态和晶胞1．物质的聚集状态(1)常见物质的聚集状态有________、________、________、________、________、非晶态、________、________等。(2)固体有晶体和非晶体之分，绝大多数________都是晶体，只有如________、________之类的物质属于非晶体。(3)晶体具有________性、________性。(4)获取晶体的途径有①________________、②________________________________、③________________等。2．晶胞及计算(1)晶胞晶胞是描述晶体结构的基本单元。常规的晶胞都是平行六面体，整块晶体可以看成是数量巨大的晶胞“无隙并置”而成。所谓“无隙”，是指__________________________；所谓“并置”，是指______________________________。平行六面体形的晶胞是__________个顶角相同，三套各__________根平行棱分别相同，三套各__________个平行面分别相同的最小平行六面体。(2)晶胞中微粒数的计算方法——均摊法(切割法)①原则：晶胞任意位置上的一个微粒如果被n个晶胞所共有，那么每个晶胞对这个微粒分得的份额为1n②方法③图示特别提醒：使用均摊法(切割法)时，要注意晶胞的形状，分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如正六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的微粒依次被6、3、4、2个晶胞所共有。二、金属晶体和离子晶体1．金属晶体(1)电子气理论及应用金属原子与脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。因此可将金属晶体看作是一种“巨分子”。(2)电子气理论可以解释金属的__________、__________、__________等性质。2．离子晶体(1)典型离子晶体模型NaCl型CsCl型ZnS型CaF2型晶胞配位数及影响因素配位数684F－：4Ca2＋：8影响因素阳离子与阴离子的半径比越大，配位数________，另外配位数还与阴、阳离子的________有关等密度计算(a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)4×58.5g·168.5g·4×97g·4×78g·(2)晶格能①定义：气态离子形成1mol离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子稳定性的数据，可以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键________。②影响因素：晶格能的大小与____________________、________________、________________有关。离子所带电荷越多，半径越小，晶格能________。③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越________，而且熔点________，硬度________。三、共价晶体和分子晶体1．常见的共价晶体结构分析晶体晶体结构结构分析金刚石(晶体硅)(1)每个C与相邻4个C以共价键结合，形成正四面体结构，碳的杂化方式为sp3；(2)键角均为109°28′；(3)最小碳环由6个C组成且6个C不共面；(4)每个C参与4个C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2；(5)ρ＝8×12g·mol-1NA×a3(SiO2(1)每个Si原子与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“12O”，因此二氧化硅晶体中Si、O的个数比为1∶2(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si；(4)ρ＝4×61g·mol-1NA×a3(SiC、BP、AlN(1)每个原子与4个不同种类的原子形成正四面体结构；(2)ρ(SiC)＝4×40g·molρ(BP)＝4×42g·molρ(AlN)＝4×41g·mol-1NA×a3(2.常见的分子晶体结构分析晶体晶体结构结构分析干冰(1)每8个CO2构成1个立方体，在6个面的面心各有1个CO2；(2)每个CO2分子周围紧邻的分子有12个；(3)ρ＝4×44g·mol-1NA×a3(白磷ρ＝4×1244g·mol-1NA×a3(特别提醒：大多数分子晶体由于分子间作用力只是范德华力，采用密堆积的形式。以一个分子为中心，其周围最多可以有12个紧邻的分子，即配位数为12。但在冰中，每个水分子周围紧邻的水分子有4个水分子，这种结构导致冰中分子间的空隙大，空间利用率降低，冰的密度比水的密度小。温度升高时，部分氢键被破坏，空间利用率增大，密度增大。继续升温，分子振动使空间利用率又减小，密度又增大。4℃时水的密度最大。3.过渡晶体和混合型晶体(1)纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是过渡晶体，四种晶体都有过渡型。(2)几种氧化物的化学键中离子键的百分比氧化物Na2OMgOAl2O3SiO2离子键的百分数/%62504133偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体处理，如Na2O等；偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体处理，如Al2O3、SiO2等。(3)第三周期后几种元素的氧化物都是分子晶体，离子键分数更小，共价键不再贯穿整个晶体，而是局限于晶体微观空间的一个个分子中。(4)石墨是混合型晶体的代表。石墨与金刚石的对比比较内容金刚石石墨杂化方式最外层电子全部参与成键，采用sp3杂化每个原子均有一个未参与成键的p电子，采用sp2杂化键角109°28′120°作用力非极性键非极性键、范德华力(层间)最小环碳原子数66导电性不导电导电(未成键p轨道电子可以在一层中运动，但不能从一层跳跃到另一侧)硬度大硬度较小，层和层间可发生滑动配位数43关系都是碳元素的单质，互为同素异形体4.不同晶体的特点比较离子晶体金属晶体分子晶体共价晶体概念阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体分子间以分子间作用力相结合的晶体相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体晶体微粒阴、阳离子金属阳离子、自由电子分子原子微粒间作用力离子键金属键分子间作用力共价键晶体举例离子化合物除汞外的金属单质(1)所有的非金属氢化物；(2)部分非金属单质；(3)部分非金属氧化物；(4)几乎所有的酸；(5)绝大多数有机物(1)某些单质，如B、Si、Ge和灰锡；(2)某些非金属化合物，如SiC、Si3N4等；物理性质熔、沸点较高有的高(如铁)、有的低(如汞)低很高硬度硬而脆有的大、有的小小很大溶解性一般情况下，易溶于极性溶剂(如水)，难溶于有机溶剂钠等可与水、醇类、酸类反应极性分子易溶于极性溶剂；非极性分子易溶于非极性溶剂不溶于任何溶剂5.晶体类别的判断方法(1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体(当成键的金属元素和非金属元素的电负性差超过1.7时，形成离子键，以离子键结合的晶体)；由原子形成的共价键构成的晶体为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体。(2)依据物质的分类判断①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)、绝大多数的盐是离子晶体。②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体。③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、CaAs等。④金属单质、合金是金属晶体。(3)依据晶体的熔点判断不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。(4)依据导电性判断①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电。②共价晶体一般为非导体。③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，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一般情况下，硬度：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有较好的延展性。6．晶体熔、沸点的比较(1)共价晶体原子半径越小如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。(2)离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。(3)分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，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物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2。④在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷>异戊烷。(4)金属晶体金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。四、超分子1．定义：超分子由两种或两种以上的分子通过__________形成的分子聚集体。此定义是广义的，包括________。这种分子聚集体，有的是________的，有的是________的。2．特点：①________；②________。高考真题演练1.[2021·全国甲，35(4)]我国科学家发明了高选择性的二氧化碳加氢合成甲醇的催化剂，其组成为ZnO/ZrO2固溶体。四方ZrO2晶胞如图所示。Zr4＋离子在晶胞中的配位数是________，晶胞参数为apm、apm、cpm，该晶体密度为________g·cm－3(写出表达式)。在ZrO2中掺杂少量ZnO后形成的催化剂，化学式可表示为ZnxZr1－xOy，则y＝____________(用x表达)。2．[2021·全国乙，35(4)]在金属材料中添加AlCr2颗粒，可以增强材料的耐腐蚀性、硬度和机械性能。AlCr2具有体心四方结构，如图所示。处于顶角位置的是________原子。设Cr和Al原子半径分别为rCr和rAl，则金属原子空间占有率为________%(列出计算表达式)。3．[2021·山东卷，16(4)]XeF2晶体属四方晶系，晶胞参数如图所示，晶胞棱边夹角均为90°，该晶胞中有________个XeF2分子。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子的分数坐标，如A点原子的分数坐标为12，12，12。已知Xe—F键长为rpm，则B点原子的分数坐标为__________；晶胞中A、B4．[2021·河北卷，17(7)]分别用○、●表示H2PO4-和K＋，KH2PO4晶体的四方晶胞如图(a)所示，图(b)、图(c)分别显示的是H2PO4-①若晶胞底边的边长均为apm、高为cpm，阿伏加德罗常数的值为NA，晶体的密度为________g·cm－3(写出表达式)。②晶胞在x轴方向的投影图为________(填标号)。5．[2020·全国卷Ⅰ，节选]LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有LiFePO4的单元数有________个。电池充电时，LiFePO4脱出部分Li＋，形成Li1-xFePO4，结构示意图如(b)所示，则x＝________，n(Fe2＋)∶n(Fe3＋)6．[2020·全国卷Ⅱ，节选]一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2＋、I－和有机碱离子CH3NH3+，其晶胞如图(b)所示。其中Pb2＋与图(a)中__________的空间位置相同，有机碱CH3NH3+中，N原子的杂化轨道类型是________；若晶胞参数为anm，考点题组针对练题组一物质的聚集状态、晶体类型的判断及性质1.下列说法不正确的是()A．液晶态介于晶体状态和液态之间，液晶具有一定程度的晶体的有序性和液体的流动性B．常压下，0℃时冰的密度比水的密度小，水在4℃时密度最大，这些都与分子间的氢键有关C．金属易导电、易导热、有延展性、易锈蚀均能用金属的电子气理论解释D．石墨晶体中既有共价键，又有金属键还有范德华力，是一种混合晶体2．关于晶体的叙述中，正确的是()A．共价晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高B．分子晶体中，分子间的作用力越大，该分子越稳定C．分子晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高D．某晶体溶于水后，可电离出自由移动的离子，该晶体一定是离子晶体3．卢嘉锡与Gigtiere巧妙地利用尿素H2NCONH2和H2O2形成化合物H2NCONH2·H2O2，不但使H2O2稳定下来，而且其结构也没有发生改变，得到了可供衍射实验的单晶体。已知H2O2的结构式为H—O—O—H。下列说法不正确的是A．H2NCONH2与H2O2是通过氢键结合的B．H2O2分子中只含共价键，不含离子键C．H2NCONH2·H2O2属于离子化合物D．H2O2既有氧化性又有还原性4．砷化镓是一种重要的半导体材料，熔点1238℃。它在600℃以下，能在空气中稳定存在，并且不被非氧化性的酸侵蚀。砷化镓晶胞结构如图。下列说法正确的是()A．砷化镓是一种分子晶体B．砷化镓中不存在配位键C．晶胞中Ga原子与As原子的数量比为4∶1D．晶胞中Ga与周围等距且最近的As形成的空间构型为正四面体题组二晶胞分析5.元素X的某价态离子Xn＋中所有电子正好充满K、L、M三个电子层，它与N3－形成的晶胞结构如图所示。下列说法中错误的是()A．Xn＋的核外电子数为18B．该晶体中阳离子与阴离子的个数比为3∶1C．n＝1D．晶体中每个Xn＋周围有2个等距离且最近的N3－6．我国以BeO、KBF4等为原料制备出了KBe2BO3F2晶体，该晶体可以通过直接倍频实现深紫外激光输出，且其深紫外倍频性能优越，其晶胞如图所示。下列说法正确的是()A．构成该晶体的非金属元素的电负性由大到小的顺序为F>O>B>BeB．KBF4中的阴离子的中心原子的杂化类型为sp2C．根据元素周期表中元素所处的位置可推测BeO与Al2O3化学性质相似D．该晶胞中的K＋有2个位于晶胞内部，8个位于晶胞顶点，则该晶胞含2个KBe2BO3F2题组三晶体熔、沸点比较7.K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是________________________________________。8．CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2=CH3OH＋H2O)中，所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为________________________，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。题组四晶体的综合考查9.由P、S、Cl、Ni等元素组成的新型材料有着广泛的用途，试回答下列问题：(1)基态Cl原子的核外电子排布式为________。P、S、Cl的第一电离能由大到小的顺序为________。(2)SCl2分子中中心原子的杂化轨道类型是________，该分子的空间结构为________。(3)已知NiO的晶体结构如图1所示，若NiO晶胞中A的坐标为(0，0，0)，B的坐标为(1，1，0)，则C的坐标为________。(4)一定温度下，NiO晶体可以自发地分散并形成“单分子层”，可以认为Ni2＋作密置单层排列，O2－填充其中(如图2所示)，已知Ni2＋的半径为am，则每平方米分散的该晶体的质量为________g(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。10．黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物。火法冶炼黄铜矿的过程中，其中一步反应是2Cu2O＋Cu2S高温6Cu＋SO2↑。试回答下列问题：(1)Cu＋的最外层电子的轨道表示式为__________。Cu2O与Cu2S两种物质中熔点较高的是__________，原因为________________________________________________________________________。(2)离子化合物CaC2的晶胞结构如图1所示，该物质的电子式为____________________________，一个晶胞中平均含有________个π键。(3)奥氏体是碳溶解在γ­Fe中形成的一种间隙固溶体，无磁性，其晶胞结构如图2所示，则该物质的化学式为________，若该晶体密度为dg·cm－3，则该晶胞中距离最近的两个碳原子间的距离为________pm(设阿伏加德罗常数的值为NA，写出计算式即可)。详解答案二轮专题复习战略·化学(新教材)专题五物质结构与性质知识点一高考真题演练1．解析：原子半径：Al>S>N>H，A项错误；H和N可形成NH3和N2H4等化合物，B项错误；Al2O3是典型的两性氧化物，与强酸和强碱均能反应生成盐和水，C项错误；H、N、S三种元素形成的(NH4)2S为离子化合物，既含离子键又含共价键，D项正确。答案：D2．解析：氧原子半径小于硫原子半径，而Mg、Al、Si的原子半径依次减小且均比同周期的硫原子半径大，因此原子半径：Mg>Al>Si>O，A项错误；Mg元素的金属性较强而O元素的非金属性很强，二者之间形成的化学键是离子键，B项正确；铝是导体而Si是半导体，故前者导电性强于后者，C项错误；硅酸的酸性弱于碳酸，D项错误。答案：B3．解析：Z的最外层电子数为K层的一半，则Z的最外层电子数为1，又W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，则Z不可能为氢、锂元素，故Z为第三周期的Na元素。Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，且Y的原子序数小于11，又W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子，分析可知N2H4符合题意，故W为氢元素、X为氮元素，则Y为氧元素。Z、X、Y的简单离子核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，即简单离子半径：X>Y>Z，A错误；W与Y能形成H2O2，既含有极性键又含有非极性键，B正确；X和Y形成的最简单氢化物分别为NH3和H2O，常温下，NH3为气态，H2O为液态，故H2O的沸点更高，C错误；由氢、氮、氧三种元素所组成的化合物NH3·H2O的水溶液呈碱性，D错误。答案：B4．解析：Y位于第三周期，且最高正价与最低负价的代数和为6，则Y是Cl元素，由X、Y形成的阴离子和阳离子知，X与Y容易形成共价键，根据化合物的形式知X是P元素。P与Cl在同一周期，则P半径大，即X>Y，A项不符合题意；两者对应的简单氢化物分别是PH3和HCl，半径是P3－>Cl－，所以PH3的失电子能力强，还原性强，即X>Y，B项不符合题意；同周期元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强，各元素对应的金属单质还原性减弱，非金属单质的氧化性增强，所以Cl2的氧化性最强，C项不符合题意；同一周期，从左到右，第一电离能呈现增大的趋势，第VA族元素的第一电离能大于相邻元素的第一电离能；所以第三周期第一电离能从小到大依次为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl，所以有5种，D项符合题意。答案：D5．解析：煤油来源于石油的分馏，属于化石燃料，是不可再生能源，A错误；H2燃烧过程中化学能转化为热能和光能，B错误；20Ne的质量数为20，C正确；质子数相同、中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素，3He、3H的质子数分别为2、1，二者质子数不同，不互为同位素，D错误。答案：C6．解析：X的原子核内只有1个质子，则X为H；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期，再根据题给麻醉剂分子结构式中各原子的成键情况，可知Y、Z、W分别为C、O、F；元素E的原子比W原子多8个电子，E为Cl。XEZ4为HClO4，是一种强酸，A说法正确；非金属性：F>O>C，即W>Z>Y，B说法正确；电子层数多的原子半径大，当电子层数相同时，核电荷数大的原子半径小，则原子半径：Cl>C>F，即E>Y>W，C说法错误；OF2中F为－1价，O为＋2价，D说法正确。答案：C7．解析：根据元素Y在化合物中呈＋1价及ZNX+01n―→P7Y＋24He可知，X为B元素、Y为Li元素。H3BO3为弱酸，可用于中和溅在皮肤上的NaOH溶液，A正确；Li单质在空气中燃烧的产物是Li2O，B错误；B元素与H元素可形成多种共价化合物，如B2H6、答案：A8．解析：由题图和题意可知，X和Z分别是F、Cl；又Y原子序数为W原子价电子数的3倍且题给化合物中Y、W分别可形成5、3个共价键，故W、Y分别为N、P。F只有－1、0两种价态，没有最高正价，A错误；HCl为强酸，HF为弱酸，B错误；根据元素周期律可知，四种元素原子半径由大到小的顺序为P>Cl>N>F，即Y>Z>W>X，C正确；Cl、N、H三种元素可形成离子化合物NH4Cl，其既含有离子键又含有共价键，D正确。答案：CD9．解析：Cr是24号元素，基态Cr原子核外电子排布式为[Ar]3d54s1，3d和4s轨道均处于半充满状态，此时体系总能量低，A项正确；4s电子能量较高，但其并不总是在比3s电子离核更远的地方运动，B项错误；因为Cr原子半径小于K，故电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大，C项正确。答案：AC10．解析：(1)基态F原子共有9个核外电子，则每个电子都有对应的轨道和自旋状态，所以核外电子的运动状态有9种。(2)①在KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子分别为H＋(或H－)、O2－、K＋和P3－，其中核外电子排布相同的是K＋和P3－。②对于基态的磷原子，其价电子排布式为3s23p3，其中3s轨道的2个电子自旋状态相反，自旋磁量子数的代数和为0；根据洪特规则可知，其3p轨道的3个电子的自旋状态相同，因此，基态磷原子的价电子的自旋磁量子数的代数和为＋32或－3答案：(1)9(2)①K＋和P3－②＋32或－11．解析：由化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，可知XW3和WZ分别是NH3和HCl，即W是H元素，X是N元素，Z是Cl元素；再根据四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知Y是Na元素。A项，Na(Y)是金属元素，其非金属性不可能大于Cl(Z)，错误；B项，原子半径：Na(Y)＞Cl(Z)，错误；C项，N(X)元素的含氧酸不全为强酸，如HNO2是弱酸，错误；D项，Na(Y)的氧化物的水化物为NaOH，是强碱，正确。答案：D12．解析：本题考查化学用语的正确描述，考查的化学学科核心素养是证据推理与模型认知。中子数为9的氮原子的质量数为16，可表示为716N，A项错误；N2的电子式为∶N⋮⋮N∶，B项错误；Cl原子最外层有7个电子，两个氯原子间可以形成一个共用电子对，C项正确；Cl－最外层达到8电子的稳定结构，其结构示意图为，D答案：C考点题组针对练1．答案：(1)√(2)√(3)×(4)√(5)√(6)×(7)×(8)√(9)√(10)×(11)√(12)×(13)√2．解析：15N中15为原子的质量数，而不是质子数，A项错误；一个N原子中含有7个电子，N5+包含5个N原子且构成中失去一个电子，故其中含34个电子，B项错误；NH4Cl中包含离子键和共价键，由题给信息：NH5为离子化合物，结构与NH4Cl相似可知，NH5既含离子键，又含共价键，C项正确；NH4+的电子式表示错误，NH5答案：C3．解析：根据物质结构推断元素的思路：M能形成6个共用电子对表明M最外层有6个电子，位于第ⅥA族，Y能形成1个双键且原子序数为M的一半，则Y为8号元素O，M是16号元素S，W和Z分别形成1个单键，故Z为H或第ⅦA族元素，结合Y、Z、M原子序数依次增大知，Z为F；该化合物中X形成3个单键且满足8电子稳定结构，又其原子序数小于O，则X为N；W是原子序数小于N且可形成一个单键的H。N和O形成的常见的氧化物有NO、NO2、N2O4、N2O5等，A正确；H位于第ⅠA族，F位于第ⅦA族，B错误；非金属性F＞O＞N，C正确；分子间氢键导致水的沸点高于硫化氢，D正确。答案：B4答案：（1）（2）（3）（4）知识点二核心知识再现二、1．(1)ns1ns2np6(2)增大大小减小2．(1)增大减小高考真题演练1．解析：甲醇可看成是甲烷中的一个氢原子被羟基取代得到的，为四面体结构，是由极性键组成的极性分子，A项正确；N2H4中N原子的杂化方式为sp3，不是平面形，B项错误；N2H4分子中连接N原子的H原子数多，存在氢键的数目多，而偏二甲肼[(CH3)2NNH2]只有一端可以形成氢键，另一端的两个甲基基团比较大，影响了分子的排列，沸点较N2H4的低，C项正确；CH3OH为四面体结构，－OH结构类似于水的结构，(CH3)2NNH2的结构简式为，两者分子中C、O、N杂化方式均为sp3，D项正确。答案：B2．解析：(1)电负性一定程度上相当于得电子能力，半径越小，得电子能力越强，电负性越大，半径由小到大的顺序为F、O、Cl，所以电负性大小顺序为F>O>Cl；根据VSEPR理论，OF2的价层电子对数为2＋6-1×22＝4，去掉2对孤对电子，知OF2分子的空间构型是角形；OF2和Cl2O都是分子晶体，结构相似，Cl2O的相对分子质量大，Cl解析：(2)①由题表中键能关系可知3倍的N—N键的键能小于NN键的键能，而3倍的P—P键的键能大于PP键的键能，所以氮以N2中的NN形式存在更稳定，磷以P4中的P—P键形式存在更稳定。②由KH2PO2为正盐，可知H3PO2中只含一个羟基氧，所以H3PO2的结构式为，其中P的价层电子对数为5＋12×(5－1×3－2×2)＝4，则P的杂化方式为sp3。③PO43-的原子数为5，价电子数为32，总电子数为50，则与PO43-答案：(1)F>O>Cl角(V)形低于OF2和Cl2O都是分子晶体，结构相似，Cl2O的相对分子质量大，Cl2O的熔、沸点高(2)①3倍的N—N键的键能小于NN键的键能，而3倍的P—P键的键能大于PP键的键能②sp3③SiF43．解析：Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li容易失去最外层电子，即I1(Li)>I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增，第一电离能有增大的趋势，而Be的2s能级处于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能Be比B大。答案：Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大，与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大4．解析：元素的非金属性越强，电负性越大，所以Ca、Ti、O三种元素中，O电负性最大，Ca的金属性强于Ti，则Ti的电负性强于Ca；阴、阳离子间的作用力为离子键；距离Ca2＋最近的为O2－，共有12个O2－与位于体心处的Ca2＋距离相等且最近，故Ca2＋的配位数为12。答案：O>Ti>Ca离子键125．解析：根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上，二者化学性质相似。答案：BSi(硅)考点题组针对练1．解析：一般元素的非金属性强，其单质的氧化性强，同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，则Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱，A合理；元素