2017屆高考化學二輪復習 專題16 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（教案+學案+課件+試題）（打包4套）魯科版,2017屆高考化學二輪復習,專題16,物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（教案+學案+課件+試題）（打包4套）魯科版,2017,高考,化學,二輪,復習,專題,16,物質(zhì),結(jié)構(gòu),性質(zhì),教案,課件,試題,打包,魯科版 專題十六 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（選修） 教學目標： 1、原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) (1)了解原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運動狀態(tài)； (2)了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某些性質(zhì)； (3)了解原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，了解其簡單應用； (4)了解電負性的概念，知道元素的性質(zhì)與電負性的關(guān)系。 2、化學鍵與物質(zhì)的性質(zhì) (1)理解離子鍵的形成，能根據(jù)離子化合物的結(jié)構(gòu)特征解釋其物理性質(zhì)； (2)了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)； (3)了解簡單配合物的成鍵情況； (4)了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系； (5)理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵理論解釋金屬的一些物理性質(zhì)； (6)了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型(sp，sp2，sp3)，能用價層電子對互斥模型或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或者離子的空間結(jié)構(gòu)。 3、分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì) (1)了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)別； (2)了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含有氫鍵的物質(zhì)； (3)了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別。 教學重點： 1、 核外電子排布、電離能與電負性。 2、 共價鍵的類型、雜化軌道及空間結(jié)構(gòu)。 3、 晶體類型及微粒間作用力 教學難點： 晶胞的計算 教學過程： 考點一：基態(tài)原子的核外電子排布 【知識精講】 1．排布規(guī)律 (1)能量最低原理：基態(tài)原子核外電子優(yōu)先占據(jù)能量最低的原子軌道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納2個自旋狀態(tài)不同的電子。 (3)洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同。 2．表示方法 (1)電子排布式 按電子排入各電子層中各能級的先后順序，用能級符號依次寫出各能級中的電子數(shù)，同時注意特例。 如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 (2)簡化電子排布式 “[稀有氣體]＋價層電子”的形式表示。 如：Cu：[Ar]3d104s1 (3)軌道表示式 用方框表示原子軌道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。 如S： 【題組集訓】 1．基態(tài)Fe原子有____個未成對電子。Fe3＋的電子排布式為________?？捎昧蚯杌洐z驗Fe3＋，形成的配合物的顏色為________。 【答案】4　1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5　血紅色 【解析】基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為[Ar]3d64s2，其中3d軌道有4個軌道未充滿，含有4個未成對電子。Fe原子失去4s軌道的2個電子和3d軌道的1個電子形成Fe3＋，則其電子排布式為1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。檢驗Fe3＋時，F(xiàn)e3＋與SCN－形成配合物而使溶液顯血紅色。 2．Cu＋基態(tài)核外電子排布式為______________________________________________________。 【答案】[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10 【解析】Cu的原子序數(shù)為29，根據(jù)洪特規(guī)則特例：能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定，因此Cu原子的基態(tài)核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基態(tài)電子排布式為1s22s22p63s23p63d10。 3．Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基態(tài)原子核外有________個未成對電子；Si的基態(tài)原子核外電子排布式為______________________ __________________________________________________。 【答案】三?、馎　2　1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2 【解析】Na元素基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p63s1，則Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。S 元素基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，其中3p軌道有兩個未成對電子。Si元素基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。 4． XY2是紅棕色氣體，Y基態(tài)原子的電子排布式是________________________________。 【答案】1s22s22p4 5．基態(tài)硼原子的電子排布式為 ________________________________________________________________________。 【答案】1s22s22p1 【解析】B的原子序數(shù)為5，故其基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p1。 6． 31Ga基態(tài)原子的核外電子排布式是________。 【答案】1s22s22p63s23p63d104s24p1 7．Ni2＋的價電子排布圖為___________________________________________________________。 【答案】 [反思歸納]“兩原理，一規(guī)則”的正確理解 1．原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規(guī)則、泡利不相容原理，若違背其一，則電子能量不處于最低狀態(tài)。 易誤警示　在寫基態(tài)原子的電子排布圖時，常出現(xiàn)以下錯誤： (1) (違反能量最低原理) (2) (違反泡利不相容原理) (3) (違反洪特規(guī)則) (4) (違反洪特規(guī)則) 2．同能級的軌道半充滿、全充滿或全空狀態(tài)的原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定 如np3、np6 Cr：3d54s1　 Mn：3d54s2　 Cu：3d104s1　 Zn：3d104s2 考點二：元素的電離能和電負性 【知識精講】 1．元素的電離能 第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ·mol－1。 (1)原子核外電子排布的周期性 隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。 (2)元素第一電離能的周期性變化 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化： 同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小； 同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。 說明　同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N、Mg、P。 (3)元素電離能的應用 ①判斷元素金屬性的強弱 電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。 ②判斷元素的化合價 如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n價，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為＋1價。 2．元素的電負性 (1)元素電負性的周期性變化 元素的電負性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負性。 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。 (2) 【題組集訓】 1．在N、O、S中第一電離能最大的是________。 【答案】N 2．已知Z基態(tài)原子的M層與K層電子數(shù)相等，則Z所在周期中第一電離能最大的主族元素是______________________。 【答案】Cl 【解析】第三周期元素中第一電離能最大的主族元素為Cl元素。 3．前四周期原子序數(shù)依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的價電子層中未成對電子均只有1個，并且A－和B＋的電子數(shù)相差為8；與B位于同一周期的C和D，它們價電子層中的未成對電子數(shù)分別為4和2，且原子序數(shù)相差為2。 四種元素中第一電離能最小的是__________，電負性最大的是__________(填元素符號)。 【答案】K　F 4．第一電離能介于B、N之間的第二周期元素有______種。 【答案】3 5．已知Z的基態(tài)原子最外層電子排布式為3s23p1，W的一種核素的質(zhì)量數(shù)為28，中子數(shù)為14。 則：(1)W位于元素周期表第______周期第______族。 (2)Z的第一電離能比W的________(填“大”或“小”)。 【答案】(1)三?、鬉　(2)小 6．下列曲線表示鹵族元素某種性質(zhì)隨核電荷數(shù)的變化趨勢，正確的是________。 【答案】a 7．依據(jù)第二周期元素第一電離能的變化規(guī)律，參照下圖中B、F元素的位置，用小黑點標出C、N、O三種元素的相對位置。 【答案】 考點三：微粒作用與分子性質(zhì) 【知識精講】 1．共價鍵 (1)共價鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。 (2)鍵參數(shù) ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。 ②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。 ③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。 ④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。 (3)σ鍵、π鍵的判斷 ①由軌道重疊方式判斷 “頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵。 ②由共用電子對數(shù)判斷 單鍵為σ鍵；雙鍵或三鍵，其中一個為σ鍵，其余為π鍵。 ③由成鍵軌道類型判斷 s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。 (4)配位鍵 ①孤電子對 分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。 ②配位鍵 a．配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵； b．配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH可表示為，在NH中，雖然有一個N—H鍵形成的過程與其他3個N—H鍵形成的過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。 ③配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 2．分子性質(zhì) (1)分子的極性 ①分子構(gòu)型與分子極性的關(guān)系 ②鍵的極性與分子的極性的關(guān)系 類型 實例 鍵的極性 空間構(gòu)型 分子極性 X2 H2、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子 XY HCl、NO 極性鍵 直線形 極性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子 SO2 極性鍵 V形 極性分子 H2O、H2S 極性鍵 V形 極性分子 XY3 BF3 極性鍵 平面三角形 非極性分子 NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子 XY4 CH4、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子 (2)溶解性 ①“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑，若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 (3)無機含氧酸分子的酸性 無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 3．范德華力、氫鍵、共價鍵的比較 范德華力 氫鍵 共價鍵 作用粒子 分子或原子(稀有氣體) 氫、氟、氮、氧原子(分子內(nèi)、分子間) 原子 特征 無方向性、無飽和性 有方向性、有飽和性 有方向性、有飽和性 強度比較 共價鍵＞氫鍵＞范德華力 影響強度的因素 ①隨著分子極性和相對分子質(zhì)量的增大而增大 ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大 對于A—H……B—，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大 成鍵原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定 對物質(zhì)性質(zhì)的影響 ①影響物質(zhì)的熔沸點、溶解度等物理性質(zhì) ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔沸點升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子間氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔沸點升高，在水中的溶解度增大，如熔沸點：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 ①影響分子的穩(wěn)定性 ②共價鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強 【題組集訓】 1．1 mol乙醛分子中含有σ鍵的數(shù)目為________，乙酸的沸點明顯高于乙醛，其主要原因是______________________________________________。 【答案】6NA　CH3COOH存在分子間氫鍵 2．已知a是H，b是N，c是O，d是S，a與其他元素形成的二元共價化合物中，分子中既含有極性共價鍵，又含有非極性共價鍵的化合物是________________________________(填化學式，寫出兩種)。 【答案】N2H4、H2O2 3． (1)維生素B1可作為輔酶參與糖的代謝，并有保護神經(jīng)系統(tǒng)的作用。該物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式為 以下關(guān)于維生素B1的說法正確的是________。 A．只含σ鍵和π鍵 B．既有共價鍵又有離子鍵 C．該物質(zhì)的熔點可能高于NaCl D．該物質(zhì)易溶于鹽酸 (2)維生素B1晶體溶于水的過程中要克服的微粒間作用力有________。 A．離子鍵、共價鍵 B．離子鍵、氫鍵、共價鍵 C．氫鍵、范德華力 D．離子鍵、氫鍵、范德華力 【答案】(1)BD　(2)D 4．用“>”或“<”填空： 第一電離能 離子半徑 熔點 酸性 Si____S O2－____Na＋ NaCl____Si H2SO4____HClO4 【答案】<　>　<　< 【解析】同周期元素的第一電離能隨原子序數(shù)的遞增呈增大趨勢，但s、p、d等軌道處于全空、半滿、全滿的穩(wěn)定狀態(tài)時，則出現(xiàn)反?，F(xiàn)象。Si、S元素基態(tài)原子的價電子排布式分別為3s23p2、3s23p4，其中3p軌道均處于不穩(wěn)定狀態(tài)，因此Si的第一電離能小于S。O2－與Na＋的核外電子排布相同，其電子排布式均為1s22s22p6，離子核外電子排布相同時，原子序數(shù)越大，離子半徑越小，因此O2－的離子半徑大于Na＋。NaCl為離子晶體，Si為原子晶體，因此Si的熔點高于NaCl。一般來說，元素的非金屬性越強，該元素的最高價氧化物對應水化物的酸性越強，Cl元素的非金屬性強于S元素，則HClO4的酸性強于H2SO4。 5．已知元素X位于第四周期，其基態(tài)原子的內(nèi)層軌道全部排滿電子，且最外層電子數(shù)為2，元素Y基態(tài)原子的3p軌道上有4個電子，元素Z的最外層電子數(shù)是其內(nèi)層的3倍。 (1)Z的氫化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_________________________ _______________________________________________。 (2X的氯化物與氨水反應可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數(shù)目為__________。 【答案】(1)水分子與乙醇分子之間形成氫鍵 (2)16 mol或16×6.02×1023個 【解析】X的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s2，為30號元素鋅。Y核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，為16號元素硫，Z為氧。（1）在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因為水分子與乙醇間能形成分子間氫鍵。（2[Zn(NH3)4]2＋中Zn與NH3之間以配位鍵相連，共4個σ鍵，加上4個NH3的12個σ鍵，共16個σ鍵。 6．若BCl3與XYn通過B原子與X原子間的配位鍵結(jié)合形成配合物，則該配合物中提供孤電子對的原子是________。 【答案】X 【解析】由于在BCl3中B原子無孤電子對，但有空軌道，所以提供孤電子對的原子是X。 7．碳和硅的有關(guān)化學鍵鍵能如下所示，簡要分析和解釋下列有關(guān)事實： 化學鍵 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 鍵能/ (kJ·mol－1) 356 413 336 226 318 452 ①硅與碳同族，也有系列氫化物，但硅烷在種類和數(shù)量上都遠不如烷烴多，原因是______________________。 ②SiH4的穩(wěn)定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是______________________。 【答案】①C—C鍵和C—H鍵較強，所形成的烷烴穩(wěn)定，而硅烷中Si—Si鍵和Si—H鍵的鍵能較低，易斷裂，導致長鏈硅烷難以生成 ②C—H鍵的鍵能大于C—O鍵，C—H鍵比C—O鍵穩(wěn)定。而Si—H鍵的鍵能卻遠小于Si—O鍵，所以Si—H鍵不穩(wěn)定而傾向于形成穩(wěn)定性更強的Si—O鍵 8． (1)BF3與一定量的水形成(H2O)2·BF3晶體Q，Q在一定條件下可轉(zhuǎn)化為R： 晶體Q中各種微粒間的作用力不涉及________(填序號)。 a．離子鍵　b．共價鍵　c．配位鍵　d．金屬鍵 e．氫鍵　f．范德華力 (2)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水楊酸第一級電離形成的離子能形成分子內(nèi)氫鍵。據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù)Ka2(水楊酸)________Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是________________。 【答案】(1)ad (2)＜　中形成分子內(nèi)氫鍵，使其更難電離出H＋ 考點四：微粒作用與晶體結(jié)構(gòu) 【知識精講】 1．離子鍵——離子晶體 (1)化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用?；瘜W鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 (2)離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵。 離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。 離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1 mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。 (3)離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。 ①典型的離子晶體結(jié)構(gòu)： NaCl型晶體 CsCl型晶體 每個Na＋周圍被6個Cl－所包圍，同樣每個Cl－也被6個Na＋所包圍 每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍 ②晶胞中粒子數(shù)的計算方法——均攤法 位置 頂點 棱邊 面心 體心 貢獻 1/8 1/4 1/2 1 2.共價鍵——原子晶體 (1)原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。 (2)典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 (3)典型原子晶體結(jié)構(gòu) 金剛石 二氧化硅 結(jié)構(gòu)示意圖 晶胞示意圖 特點 正四面體空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍4個碳原子形成四個共價鍵，1 mol金剛石中含有2 mol碳碳鍵 二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧鍵 (4)共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅。 3．分子間作用力——分子晶體 (1)分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。 (2)①分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體，典型的有冰、干冰。其晶體結(jié)構(gòu)模型及特點為 干冰 冰 晶體模型 結(jié)構(gòu)特點 干冰晶體是一種立方面心結(jié)構(gòu)——每8個CO2分子構(gòu)成立方體，在六個面的中心又各占據(jù)1個CO2分子。每個CO2分子周圍，離該分子最近且距離相等的CO2分子有12個(同層4個，上層4個，下層4個) 每個水分子周圍只有4個緊鄰的水分子，在四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰水分子相互吸引，這一排列使冰晶體中的水分子的空間利用率不高，留有相當大的空隙。當冰剛剛?cè)诨癁橐簯B(tài)水時，熱運動使冰的結(jié)構(gòu)部分解體，水分子的空隙減小，密度反而增大，超過4 ℃時，才由于熱運動加劇，分子間距離加大，密度逐漸減小 ②分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間作用力使物質(zhì)熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸點越高。但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。 (3)NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其他元素氫化物的沸點反常地高。 影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大物質(zhì)的熔沸點，增大物質(zhì)的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氫化物中存在。 4．金屬鍵——金屬晶體 (1)金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用。 運用自由電子理論可解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性。 晶體中的微粒 導電性 導熱性 延展性 金屬離子和自由電子 自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動 自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量 晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用 (2)①金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。 ②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律：陽離子所帶電荷數(shù)越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量。 5．分子晶體、原子晶體、離子晶體與金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒，以及微粒間作用力的區(qū)別 晶體類型 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 離子晶體 結(jié)構(gòu)微粒 原子 分子 金屬陽離子、自由電子 陰、陽離子 微粒間作用(力) 共價鍵 分子間作用力 復雜的靜電作用 離子鍵 熔沸點 很高 很低 一般較高，少部分低 較高 硬度 很硬 一般較軟 一般較硬，少部分軟 較硬 溶解性 難溶解 相似相溶 難溶(Na等與水反應) 易溶于極性溶劑 導電情況 不導電(除硅) 一般不導電 良導體 固體不導電，熔化或溶于水后導電 實例 金剛石、水晶、碳化硅等 干冰、冰、純硫酸、H2(S)等 Na、Mg、Al等 NaCl、CaCO3、NaOH等 6.物質(zhì)熔沸點的比較 (1)不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體。 (2)同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。 ①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。 ②分子晶體：對于同類分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，則熔沸點越高。 ③原子晶體：鍵長越短，鍵能越大，則熔沸點越高。 (3)常溫常壓下狀態(tài)：①熔點：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)；②沸點：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)。 【題組集訓】 1． Cu2O為半導體材料，在其立方晶胞內(nèi)部有4個氧原子，其余氧原子位于面心和頂點，則該晶胞中有______個銅原子。 【答案】16 2．Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。銅晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示，銅晶體中每個銅原子周圍距離最近的銅原子數(shù)目為__________。 【答案】12 3．某種半導體材料由Ga和As兩種元素組成，該半導體材料的化學式_________________________________， 其晶體結(jié)構(gòu)類型為________。 【答案】GaAs　原子晶體 4．Z基態(tài)原子的M層與K層電子數(shù)相等，它與某元素形成的化合物的晶胞如下圖所示，晶胞中陰離子和陽離子的個數(shù)之比是________________________。 【答案】2∶1 5．氮化硼(BN)晶體有多種相結(jié)構(gòu)。六方相氮化硼是通常存在的穩(wěn)定相，與石墨相似，具有層狀結(jié)構(gòu)，可作高溫潤滑劑。立方相氮化硼是超硬材料，有優(yōu)異的耐磨性。它們的晶體結(jié)構(gòu)如圖所示。 (1)關(guān)于這兩種晶體的說法，正確的是________(填序號)。 a．立方相氮化硼含有σ鍵和π鍵，所以硬度大 b．六方相氮化硼層間作用力小，所以質(zhì)地軟 c．兩種晶體中的B—N鍵均為共價鍵 d．兩種晶體均為分子晶體 (2)六方相氮化硼晶體層內(nèi)一個硼原子與相鄰氮原子構(gòu)成的空間構(gòu)型為______________，其結(jié)構(gòu)與石墨相似卻不導電，原因是____________________________________________。 【答案】(1)bc (2)平面三角形　層狀結(jié)構(gòu)中沒有自由移動的電子 【解析】(1)立方相氮化硼晶體的硬度大小與是否含有σ鍵和π鍵無關(guān)，與晶體的結(jié)構(gòu)有關(guān)，即立方相氮化硼晶體為原子晶體，硬度較大，a錯誤；六方相氮化硼晶體與石墨晶體相似，根據(jù)石墨晶體可知其層和層之間是靠范德華力結(jié)合的，故其作用力小，質(zhì)地較軟，b正確；B和N都是非金屬元素，兩種晶體中的B—N鍵都是共價鍵，c正確；六方相氮化硼晶體與石墨晶體相似，屬于混合型晶體，立方相氮化硼晶體為原子晶體，d錯誤。 (2)六方相氮化硼晶體與石墨晶體相似，同一層上的原子在同一平面內(nèi)，根據(jù)六方相氮化硼晶體的晶胞結(jié)構(gòu)可知，1個B原子與3個N原子相連，故為平面三角形結(jié)構(gòu)；由于B最外層有3個電子都參與了成鍵，層與層之間沒有自由移動的電子，故不導電。 6．周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序數(shù)依次增大。a的核外電子總數(shù)與其周期數(shù)相同，b的價電子層中的未成對電子有3個，c的最外層電子數(shù)為其內(nèi)層電子數(shù)的 3倍，d與c同族；e的最外層只有1個電子，但次外層有18個電子?；卮鹣铝袉栴}： (4)e和c形成的一種離子化合物的晶體結(jié)構(gòu)如圖1，則e離子的電荷為________。 (5)這5種元素形成的一種1∶1型離子化合物中，陰離子呈四面體結(jié)構(gòu)；陽離子呈軸向狹長的八面體結(jié)構(gòu)(如圖2所示)。 該化合物中，陰離子為________，陽離子中存在的化學鍵類型有________；該化合物加熱時首先失去的組分是________，判斷理由是______________________________________________________________。 【答案】(1)＋1 (2)SO　共價鍵和配位鍵　H2O　H2O與Cu2＋的配位鍵比NH3與Cu2＋的弱 【解析】(1)e為Cu，c為O，由圖1可知，晶胞中含Cu原子為4個，含O原子為8×＋1＝2個，故化學式為Cu2O，O為－2價，則Cu為＋1價。(5)含有H、N、O、S、Cu 5種元素的化合物，結(jié)合課本選修3絡(luò)合物有關(guān)知識和題目所給信息，觀察中心為1個Cu2＋，周圍為4個NH3分子和2個H2O分子，得到該化合物化學式為[Cu(NH3)4]SO4·2H2O，加熱時，由于H2O和Cu2＋作用力較弱會先失去。 7． Al2O3在一定條件下可制得AlN，其晶體結(jié)構(gòu)如下圖所示，該晶體中Al的配位數(shù)是________。 【答案】4 【解析】分析AlN晶體結(jié)構(gòu)示意圖，與Al原子距離最近且等距離的N原子數(shù)為4。 8．NF3可由NH3和F2在Cu催化劑存在下反應直接得到：4NH3＋3F2NF3＋3NH4F 上述化學方程式中的5種物質(zhì)所屬的晶體類型有______________________________(填序號)。 a．離子晶體 b．分子晶體 c．原子晶體 d．金屬晶體 【答案】abd 【解析】NH3、F2、NF3都是分子晶體，Cu是金屬晶體，NH4F是離子晶體。 9．利用“鹵化硼法”可合成含B和N兩種元素的功能陶瓷，下圖為其晶胞結(jié)構(gòu)示意圖，則每個晶胞中含有B原子的個數(shù)為________，該功能陶瓷的化學式為_____________________________。 【答案】2　BN 【解析】○：1＋8×＝2，：1＋4×＝2，所以每個晶胞中含有B原子的個數(shù)為2，其化學式為BN。 10．(1)硅主要以硅酸鹽、________等化合物的形式存在于地殼中。 (2)單質(zhì)硅存在與金剛石結(jié)構(gòu)類似的晶體，其中原子與原子之間以____________相結(jié)合，其晶胞中共有8個原子，其中在面心位置貢獻____________個原子。 (3)單質(zhì)硅可通過甲硅烷(SiH4)分解反應來制備。工業(yè)上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介質(zhì)中反應制得SiH4，該反應的化學方程式為__________________。 【答案】(1)二氧化硅　(2)共價鍵　3 (3)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2 【解析】(2)金剛石晶胞的面心上各有一個原子，面上的原子對晶胞的貢獻是。 11．元素X位于第四周期，其基態(tài)原子的內(nèi)層軌道全部排滿電子，且最外層電子數(shù)為2。元素Y基態(tài)原子的3p軌道上有4個電子。 X與Y所形成化合物晶體的晶胞如下圖所示。 ①在1個晶胞中，X離子的數(shù)目為________。 ②該化合物的化學式為________。 【答案】①4?、赯nS 【解析】①由晶胞結(jié)構(gòu)可知，一個晶胞中X離子的數(shù)目為8×＋6×＝4個。②Y在晶胞內(nèi)部，共4個，化學式為ZnS。 專題十六 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（選修） 教學目標： 1、原子結(jié)構(gòu)與元素的性質(zhì) (1)了解原子核外電子的能級分布，能用電子排布式表示常見元素(1～36號)原子核外電子的排布。了解原子核外電子的運動狀態(tài)； (2)了解元素電離能的含義，并能用以說明元素的某些性質(zhì)； (3)了解原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，了解其簡單應用； (4)了解電負性的概念，知道元素的性質(zhì)與電負性的關(guān)系。 2、化學鍵與物質(zhì)的性質(zhì) (1)理解離子鍵的形成，能根據(jù)離子化合物的結(jié)構(gòu)特征解釋其物理性質(zhì)； (2)了解共價鍵的主要類型σ鍵和π鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等說明簡單分子的某些性質(zhì)； (3)了解簡單配合物的成鍵情況； (4)了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系； (5)理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵理論解釋金屬的一些物理性質(zhì)； (6)了解雜化軌道理論及常見的雜化軌道類型(sp，sp2，sp3)，能用價層電子對互斥模型或者雜化軌道理論推測常見的簡單分子或者離子的空間結(jié)構(gòu)。 3、分子間作用力與物質(zhì)的性質(zhì) (1)了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)別； (2)了解氫鍵的存在對物質(zhì)性質(zhì)的影響，能列舉含有氫鍵的物質(zhì)； (3)了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒、微粒間作用力的區(qū)別。 教學重點： 1、 核外電子排布、電離能與電負性。 2、 共價鍵的類型、雜化軌道及空間結(jié)構(gòu)。 3、 晶體類型及微粒間作用力 教學難點： 晶胞的計算 教學過程： 考點一：基態(tài)原子的核外電子排布 【知識精講】 1．排布規(guī)律 (1)能量最低原理：基態(tài)原子核外電子優(yōu)先占據(jù)能量最低的原子軌道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利不相容原理：每個原子軌道上最多只能容納2個自旋狀態(tài)不同的電子。 (3)洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態(tài)相同。 2．表示方法 (1)電子排布式 按電子排入各電子層中各能級的先后順序，用能級符號依次寫出各能級中的電子數(shù)，同時注意特例。 如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 (2)簡化電子排布式 “[稀有氣體]＋價層電子”的形式表示。 如：Cu：[Ar]3d104s1 (3)軌道表示式 用方框表示原子軌道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。 如S： 【題組集訓】 1．基態(tài)Fe原子有____個未成對電子。Fe3＋的電子排布式為________?？捎昧蚯杌洐z驗Fe3＋，形成的配合物的顏色為________。 【答案】4　1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5　血紅色 【解析】基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為[Ar]3d64s2，其中3d軌道有4個軌道未充滿，含有4個未成對電子。Fe原子失去4s軌道的2個電子和3d軌道的1個電子形成Fe3＋，則其電子排布式為1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。檢驗Fe3＋時，F(xiàn)e3＋與SCN－形成配合物而使溶液顯血紅色。 2．Cu＋基態(tài)核外電子排布式為______________________________________________________。 【答案】[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10 【解析】Cu的原子序數(shù)為29，根據(jù)洪特規(guī)則特例：能量相同的原子軌道在全充滿(如p6和d10)、半充滿(如p3和d5)和全空(如p0和d0)狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定，因此Cu原子的基態(tài)核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基態(tài)電子排布式為1s22s22p63s23p63d10。 3．Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基態(tài)原子核外有________個未成對電子；Si的基態(tài)原子核外電子排布式為______________________ __________________________________________________。 【答案】三?、馎　2　1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2 【解析】Na元素基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p63s1，則Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。S 元素基態(tài)原子核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，其中3p軌道有兩個未成對電子。Si元素基態(tài)原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。 4． XY2是紅棕色氣體，Y基態(tài)原子的電子排布式是________________________________。 【答案】1s22s22p4 5．基態(tài)硼原子的電子排布式為 ________________________________________________________________________。 【答案】1s22s22p1 【解析】B的原子序數(shù)為5，故其基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p1。 6． 31Ga基態(tài)原子的核外電子排布式是________。 【答案】1s22s22p63s23p63d104s24p1 7．Ni2＋的價電子排布圖為___________________________________________________________。 【答案】 [反思歸納]“兩原理，一規(guī)則”的正確理解 1．原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規(guī)則、泡利不相容原理，若違背其一，則電子能量不處于最低狀態(tài)。 易誤警示　在寫基態(tài)原子的電子排布圖時，常出現(xiàn)以下錯誤： (1) (違反能量最低原理) (2) (違反泡利不相容原理) (3) (違反洪特規(guī)則) (4) (違反洪特規(guī)則) 2．同能級的軌道半充滿、全充滿或全空狀態(tài)的原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定 如np3、np6 Cr：3d54s1　 Mn：3d54s2　 Cu：3d104s1　 Zn：3d104s2 考點二：元素的電離能和電負性 【知識精講】 1．元素的電離能 第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ·mol－1。 (1)原子核外電子排布的周期性 隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。 (2)元素第一電離能的周期性變化 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化： 同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小； 同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。 說明　同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結(jié)構(gòu)為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N、Mg、P。 (3)元素電離能的應用 ①判斷元素金屬性的強弱 電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。 ②判斷元素的化合價 如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n價，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為＋1價。 2．元素的電負性 (1)元素電負性的周期性變化 元素的電負性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負性。 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。 (2) 【題組集訓】 1．在N、O、S中第一電離能最大的是________。 【答案】N 2．已知Z基態(tài)原子的M層與K層電子數(shù)相等，則Z所在周期中第一電離能最大的主族元素是______________________。 【答案】Cl 【解析】第三周期元素中第一電離能最大的主族元素為Cl元素。 3．前四周期原子序數(shù)依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的價電子層中未成對電子均只有1個，并且A－和B＋的電子數(shù)相差為8；與B位于同一周期的C和D，它們價電子層中的未成對電子數(shù)分別為4和2，且原子序數(shù)相差為2。 四種元素中第一電離能最小的是__________，電負性最大的是__________(填元素符號)。 【答案】K　F 4．第一電離能介于B、N之間的第二周期元素有______種。 【答案】3 5．已知Z的基態(tài)原子最外層電子排布式為3s23p1，W的一種核素的質(zhì)量數(shù)為28，中子數(shù)為14。 則：(1)W位于元素周期表第______周期第______族。 (2)Z的第一電離能比W的________(填“大”或“小”)。 【答案】(1)三　ⅣA　(2)小 6．下列曲線表示鹵族元素某種性質(zhì)隨核電荷數(shù)的變化趨勢，正確的是________。 【答案】a 7．依據(jù)第二周期元素第一電離能的變化規(guī)律，參照下圖中B、F元素的位置，用小黑點標出C、N、O三種元素的相對位置。 【答案】 考點三：微粒作用與分子性質(zhì) 【知識精講】 1．共價鍵 (1)共價鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。 (2)鍵參數(shù) ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。 ②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。 ③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。 ④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。 (3)σ鍵、π鍵的判斷 ①由軌道重疊方式判斷 “頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵。 ②由共用電子對數(shù)判斷 單鍵為σ鍵；雙鍵或三鍵，其中一個為σ鍵，其余為π鍵。 ③由成鍵軌道類型判斷 s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。 (4)配位鍵 ①孤電子對 分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。 ②配位鍵 a．配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵； b．配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH可表示為，在NH中，雖然有一個N—H鍵形成的過程與其他3個N—H鍵形成的過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。 ③配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 2．分子性質(zhì) (1)分子的極性 ①分子構(gòu)型與分子極性的關(guān)系 ②鍵的極性與分子的極性的關(guān)系 類型 實例 鍵的極性 空間構(gòu)型 分子極性 X2 H2、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子 XY HCl、NO 極性鍵 直線形 極性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子 SO2 極性鍵 V形 極性分子 H2O、H2S 極性鍵 V形 極性分子 XY3 BF3 極性鍵 平面三角形 非極性分子 NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子 XY4 CH4、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子 (2)溶解性 ①“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑，若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 (3)無機含氧酸分子的酸性 無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 3．范德華力、氫鍵、共價鍵的比較 范德華力 氫鍵 共價鍵 作用粒子 分子或原子(稀有氣體) 氫、氟、氮、氧原子(分子內(nèi)、分子間) 原子 特征 無方向性、無飽和性 有方向性、有飽和性 有方向性、有飽和性 強度比較 共價鍵＞氫鍵＞范德華力 影響強度的因素 ①隨著分子極性和相對分子質(zhì)量的增大而增大 ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大 對于A—H……B—，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大 成鍵原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定 對物質(zhì)性質(zhì)的影響 ①影響物質(zhì)的熔沸點、溶解度等物理性質(zhì) ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔沸點升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子間氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔沸點升高，在水中的溶解度增大，如熔沸點：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 ①影響分子的穩(wěn)定性 ②共價鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強 【題組集訓】 1．1 mol乙醛分子中含有σ鍵的數(shù)目為________，乙酸的沸點明顯高于乙醛，其主要原因是______________________________________________。 【答案】6NA　CH3COOH存在分子間氫鍵 2．已知a是H，b是N，c是O，d是S，a與其他元素形成的二元共價化合物中，分子中既含有極性共價鍵，又含有非極性共價鍵的化合物是________________________________(填化學式，寫出兩種)。 【答案】N2H4、H2O2 3． (1)維生素B1可作為輔酶參與糖的代謝，并有保護神經(jīng)系統(tǒng)的作用。該物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式為 以下關(guān)于維生素B1的說法正確的是________。 A．只含σ鍵和π鍵 B．既有共價鍵又有離子鍵 C．該物質(zhì)的熔點可能高于NaCl D．該物質(zhì)易溶于鹽酸 (2)維生素B1晶體溶于水的過程中要克服的微粒間作用力有________。 A．離子鍵、共價鍵 B．離子鍵、氫鍵、共價鍵 C．氫鍵、范德華力 D．離子鍵、氫鍵、范德華力 【答案】(1)BD　(2)D 4．用“>”或“<”填空： 第一電離能 離子半徑 熔點 酸性 Si____S O2－____Na＋ NaCl____Si H2SO4____HClO4 【答案】<　>　<　< 【解析】同周期元素的第一電離能隨原子序數(shù)的遞增呈增大趨勢，但s、p、d等軌道處于全空、半滿、全滿的穩(wěn)定狀態(tài)時，則出現(xiàn)反?，F(xiàn)象。Si、S元素基態(tài)原子的價電子排布式分別為3s23p2、3s23p4，其中3p軌道均處于不穩(wěn)定狀態(tài)，因此Si的第一電離能小于S。O2－與Na＋的核外電子排布相同，其電子排布式均為1s22s22p6，離子核外電子排布相同時，原子序數(shù)越大，離子半徑越小，因此O2－的離子半徑大于Na＋。NaCl為離子晶體，Si為原子晶體，因此Si的熔點高于NaCl。一般來說，元素的非金屬性越強，該元素的最高價氧化物對應水化物的酸性越強，Cl元素的非金屬性強于S元素，則HClO4的酸性強于H2SO4。 5．已知元素X位于第四周期，其基態(tài)原子的內(nèi)層軌道全部排滿電子，且最外層電子數(shù)為2，元素Y基態(tài)原子的3p軌道上有4個電子，元素Z的最外層電子數(shù)是其內(nèi)層的3倍。 (1)Z的氫化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_________________________ _______________________________________________。 (2X的氯化物與氨水反應可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol該配合物中含有σ鍵的數(shù)目為__________。 【答案】(1)水分子與乙醇分子之間形成氫鍵 (2)16 mol或16×6.02×1023個 【解析】X的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s2，為30號元素鋅。Y核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，為16號元素硫，Z為氧。（1）在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因為水分子與乙醇間能形成分子間氫鍵。（2[Zn(NH3)4]2＋中Zn與NH3之間以配位鍵相連，共4個σ鍵，加上4個NH3的12個σ鍵，共16個σ鍵。 6．若BCl3與XYn通過B原子與X原子間的配位鍵結(jié)合形成配合物，則該配合物中提供孤電子對的原子是________。 【答案】X 【解析】由于在BCl3中B原子無孤電子對，但有空軌道，所以提供孤電子對的原子是X。 7．碳和硅的有關(guān)化學鍵鍵能如下所示，簡要分析和解釋下列有關(guān)事實： 化學鍵 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 鍵能/ (kJ·mol－1) 356 413 336 226 318 452 ①硅與碳同族，也有系列氫化物，但硅烷在種類和數(shù)量上都遠不如烷烴多，原因是______________________。 ②SiH4的穩(wěn)定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是______________________。 【答案】①C—C鍵和C—H鍵較強，所形成的烷烴穩(wěn)定，而硅烷中Si—Si鍵和Si—H鍵的鍵能較低，易斷裂，導致長鏈硅烷難以生成 ②C—H鍵的鍵能大于C—O鍵，C—H鍵比C—O鍵穩(wěn)定。而Si—H鍵的鍵能卻遠小于Si—O鍵，所以Si—H鍵不穩(wěn)定而傾向于形成穩(wěn)定性更強的Si—O鍵 8． (1)BF3與一定量的水形成(H2O)2·BF3晶體Q，Q在一定條件下可轉(zhuǎn)化為R： 晶體Q中各種微粒間的作用力不涉及________(填序號)。 a．離子鍵　b．共價鍵　c．配位鍵　d．金屬鍵 e．氫鍵　f．范德華力 (2)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水楊酸第一級電離形成的離子能形成分子內(nèi)氫鍵。據(jù)此判斷，相同溫度下電離平衡常數(shù)Ka2(水楊酸)________Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是________________。 【答案】(1)ad (2)＜　中形成分子內(nèi)氫鍵，使其更難電離出H＋ 考點四：微粒作用與晶體結(jié)構(gòu) 【知識精講】 1．離子鍵——離子晶體 (1)化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 (2)離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵。 離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。 離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1 mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。 (3)離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。 ①典型的離子晶體結(jié)構(gòu)： NaCl型晶體 CsCl型晶體 每個Na＋周圍被6個Cl－所包圍，同樣每個Cl－也被6個Na＋所包圍 每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍 ②晶胞中粒子數(shù)的計算方法——均攤法 位置 頂點 棱邊 面心 體心 貢獻 1/8 1/4 1/2 1 2.共價鍵——原子晶體 (1)原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。 (2)典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 (3)典型原子晶體結(jié)構(gòu) 金剛石 二氧化硅 結(jié)構(gòu)示意圖 晶胞示意圖 特點 正四面體空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍4個碳原子形成四個共價鍵，1 mol金剛石中含有2 mol碳碳鍵 二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧鍵 (4)共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅。 3．分子間作用力——分子晶體 (1)分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。 (2)①分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體，典型的有冰、干冰。其晶體結(jié)構(gòu)模型及特點為 干冰 冰 晶體模型 結(jié)構(gòu)特點 干冰晶體是一種立方面心結(jié)構(gòu)——每8個CO2分子構(gòu)成立方體，在六個面的中心又各占據(jù)1個CO2分子。每個CO2分子周圍，離該分子最近且距離相等的CO2分子有12個(同層4個，上層4個，下層4個) 每個水分子周圍只有4個緊鄰的水分子，在四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰水分子相互吸引，這一排列使冰晶體中的水分子的空間利用率不高，留有相當大的空隙。當冰剛剛?cè)诨癁橐簯B(tài)水時，熱運動使冰的結(jié)構(gòu)部分解體，水分子的空隙減小，密度反而增大，超過4 ℃時，才由于熱運動加劇，分子間距離加大，密度逐漸減小 ②分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間作用力使物質(zhì)熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸點越高。但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。 (3)NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其他元素氫化物的沸點反常地高。 影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大物質(zhì)的熔沸點，增大物質(zhì)的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氫化物中存在。 4．金屬鍵——金屬晶體 (1)金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用。 運用自由電子理論可解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性。 晶體中的微粒 導電性 導熱性 延展性 金屬離子和自由電子 自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動 自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量 晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用 (2)①金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。 ②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律：陽離子所帶電荷數(shù)越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量。 5．分子晶體、原子晶體、離子晶體與金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒，以及微粒間作用力的區(qū)別 晶體類型 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 離子晶體 結(jié)構(gòu)微粒 原子 分子 金屬陽離子、自由電子 陰、陽離子 微粒間作用(力) 共價鍵 分子間作用力 復雜的靜電作用 離子鍵 熔沸點 很高 很低 一般較高，少部分低 較高 硬度 很硬 一般較軟 一般較硬，少部分軟 較硬 溶解性 難溶解 相似相溶 難溶(Na等與水反應) 易溶于極性溶劑 導電情況 不導電(除硅) 一般不導電 良導體 固體不導電，熔化或溶于水后導電 實例 金剛石、水晶、碳化硅等 干冰、冰、純硫酸、H2(S)等 Na、Mg、Al等 NaCl、CaCO3、NaOH等 6.物質(zhì)熔沸點的比較 (1)不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體。 (2)同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。 ①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。 ②分子晶體：對于同類分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，則熔沸點越高。 ③原子晶體：鍵長越短，鍵能越大，則熔沸點越高。 (3)常溫常壓下狀態(tài)：①熔點：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)；②沸點：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)。 【題組集訓】 1． Cu2O為半導體材料，在其立方晶胞內(nèi)部有4個氧原子，其余氧原子位于面心和頂點，則該晶胞中有______個銅原子。 【答案】16 2．Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。銅晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示，銅晶體中每個銅原子周圍距離最近的銅原子數(shù)目為__________。 【答案】12 3．某種半導體材料由Ga和As兩種元素組成，該半導體材料的化學式_________________________________， 其晶體結(jié)構(gòu)類型為________。 【答案】GaAs　原子晶體 4．Z基態(tài)原子的M層與K層電子數(shù)相等，它與某元素形成的化合物的晶胞如下圖所示，晶胞中陰離子和陽離子的個數(shù)之比是________________________。 【答案】2∶1 5．氮化硼(BN)晶體有多種相結(jié)構(gòu)。六方相氮化硼是通常存在的穩(wěn)定相，與石墨相似，具有層狀結(jié)構(gòu)，可作高溫潤滑劑。立方相氮化硼是超硬材料，有優(yōu)異的耐磨性。它們的晶體結(jié)構(gòu)如圖所示。 (1)關(guān)于這兩種晶體的說法，正確的是________(填序號)。 a．立方相氮化硼含有σ鍵和π鍵，所以硬度大 b．六方相氮化硼層間作用力小，所以質(zhì)地軟 c．兩種晶體中的B—N鍵均為共價鍵 d．兩種晶體均為分子晶體 (2)六方相氮化硼晶體層內(nèi)一個硼原子與相鄰氮原子構(gòu)成的空間構(gòu)型為______________，其結(jié)構(gòu)與石墨相似卻不導電，原因是____________________________________________。 【答案】(1)bc (2)平面三角形　層狀結(jié)構(gòu)中沒有自由移動的電子 【解析】(1)立方相氮化硼晶體的硬度大小與是否含有σ鍵和π鍵無關(guān)，與晶體的結(jié)構(gòu)有關(guān)，即立方相氮化硼晶體為原子晶體，硬度較大，a錯誤；六方相氮化硼晶體與石墨晶體相似，根據(jù)石墨晶體可知其層和層之間是靠范德華力結(jié)合的，故其作用力小，質(zhì)地較軟，b正確；B和N都是非金屬元素，兩種晶體中的B—N鍵都是共價鍵，c正確；六方相氮化硼晶體與石墨晶體相似，屬于混合型晶體，立方相氮化硼晶體為原子晶體，d錯誤。 (2)六方相氮化硼晶體與石墨晶體相似，同一層上的原子在同一平面內(nèi)，根據(jù)六方相氮化硼晶體的晶胞結(jié)構(gòu)可知，1個B原子與3個N原子相連，故為平面三角形結(jié)構(gòu)；由于B最外層有3個電子都參與了成鍵，層與層之間沒有自由移動的電子，故不導電。 6．周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序數(shù)依次增大。a的核外電子總數(shù)與其周期數(shù)相同，b的價電子層中的未成對電子有3個，c的最外層電子數(shù)為其內(nèi)層電子數(shù)的 3倍，d與c同族；e的最外層只有1個電子，但次外層有18個電子?；卮鹣铝袉栴}： (4)e和c形成的一種離子化合物的晶體結(jié)構(gòu)如圖1，則e離子的電荷為________。 (5)這5種元素形成的一種1∶1型離子化合物中，陰離子呈四面體結(jié)構(gòu)；陽離子呈軸向狹長的八面體結(jié)構(gòu)(如圖2所示)。 該化合物中，陰離子為________，陽離子中存在的化學鍵類型有________；該化合物加熱時首先失去的組分是________，判斷理由是______________________________________________________________。 【答案】(1)＋1 (2)SO　共價鍵和配位鍵　H2O　H2O與Cu2＋的配位鍵比NH3與Cu2＋的弱 【解析】(1)e為Cu，c為O，由圖1可知，晶胞中含Cu原子為4個，含O原子為8×＋1＝2個，故化學式為Cu2O，O為－2價，則Cu為＋1價。(2)含有H、N、O、S、Cu 5種元素的化合物，結(jié)合課本選修3絡(luò)合物有關(guān)知識和題目所給信息，觀察中心為1個Cu2＋，周圍為4個NH3分子和2個H2O分子，得到該化合物化學式為[Cu(NH3)4]SO4·2H2O，加熱時，由于H2O和Cu2＋作用力較弱會先失去。 7． Al2O3在一定條件下可制得AlN，其晶體結(jié)構(gòu)如下圖所示，該晶體中Al的配位數(shù)是________。 【答案】4 【解析】分析AlN晶體結(jié)構(gòu)示意圖，與Al原子距離最近且等距離的N原子數(shù)為4。 8．NF3可由NH3和F2在Cu催化劑存在下反應直接得到：4NH3＋3F2NF3＋3NH4F 上述化學方程式中的5種物質(zhì)所屬的晶體類型有______________________________(填序號)。 a．離子晶體 b．分子晶體 c．原子晶體 d．金屬晶體 【答案】abd 【解析】NH3、F2、NF3都是分子晶體，Cu是金屬晶體，NH4F是離子晶體。 9．利用“鹵化硼法”可合成含B和N兩種元素的功能陶瓷，下圖為其晶胞結(jié)構(gòu)示意圖，則每個晶胞中含有B原子的個數(shù)為________，該功能陶瓷的化學式為_____________________________。 【答案】2　BN 【解析】○：1＋8×＝2，：1＋4×＝2，所以每個晶胞中含有B原子的個數(shù)為2，其化學式為BN。 10．(1)硅主要以硅酸鹽、________等化合物的形式存在于地殼中。 (2)單質(zhì)硅存在與金剛石結(jié)構(gòu)類似的晶體，其中原子與原子之間以____________相結(jié)合，其晶胞中共有8個原子，其中在面心位置貢獻____________個原子。 (3)單質(zhì)硅可通過甲硅烷(SiH4)分解反應來制備。工業(yè)上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介質(zhì)中反應制得SiH4，該反應的化學方程式為__________________。 【答案】(1)二氧化硅　(2)共價鍵　3 (3)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2 【解析】(2)金剛石晶胞的面心上各有一個原子，面上的原子對晶胞的貢獻是。 11．元素X位于第四周期，其基態(tài)原子的內(nèi)層軌道全部排滿電子，且最外層電子數(shù)為2。元素Y基態(tài)原子的3p軌道上有4個電子。 X與Y所形成化合物晶體的晶胞如下圖所示。 ①在1個晶胞中，X離子的數(shù)目為________。 ②該化合物的化學式為________。 【答案】①4?、赯nS 【解析】①由晶胞結(jié)構(gòu)可知，一個晶胞中X離子的數(shù)目為8×＋6×＝4個。②Y在晶胞內(nèi)部，共4個，化學式為ZnS。