2020届高考化学二轮复习物质结构与性质课件（125张）

2020届高考化学二轮复习物质结构与性质课件（125张）

专题四　物质结构与性质 考点二　元素周期表　元素周期律 内容索引 NEIRONGSUOYIN 考点一　原子结构及核外电子排布 考点三　微粒之间的相互作用力 考点四　分子结构与性质 考点五　晶体类型与微粒间作用力 原子结构及核外电子排布 YUAN ZI JIE GOU JI HE WAI DIAN ZI PAI BU 01 1. 明确微粒间 “ 三个 ” 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 2. 元素、核素、同位素、同素异形体之间的联系 核心回扣 1 特别提醒 　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 18 O 2 、 18 O 3 等。 3. 原子核外电子排布规律 (1) 能量规律 核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。 (2) 排布规律 特别提醒　 核外电子的排布规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如 M 层不是最外层时，最多能容纳 18 个电子，当 M 层为最外层时，最多容纳 8 个电子。 4. 基态原子的核外电子排布 (1) 排布规律 ① 能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如 Ge ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 。 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。 表示方法 举例 电子排布式 Cr ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 简化电子排布式 Cu ： [Ar]3d 10 4s 1 价电子排布式 Fe ： 3d 6 4s 2 电子排布图   (2) 表示方法 (3) 特殊原子的核外电子排布式 ① Cr 的核外电子排布： 先按能量从低到高排列： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 ，因 3d 5 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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 ，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 。 ② Cu 的核外电子排布： 先按能量从低到高排列： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 ，因 3d 10 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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 ，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 。 易错提醒　 (1) 在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误： ① 3d 、 4s 书写顺序混乱。 ② 违背洪特规则特例。 (2) 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 ) (3) 注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。 如 Fe 的电子排布式： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ；简化电子排布式： [Ar] 3d 6 4s 2 ；价电子排布式： 3d 6 4s 2 。 1. (2018· 全国卷 Ⅲ ， 8) 下列叙述正确的是 A.24 g 镁与 27 g 铝中，含有相同的质子数 B. 同等质量的氧气和臭氧中，电子数相同 C.1 mol 重水与 1 mol 水中，中子数比为 2 ∶ 1 D.1 mol 乙烷与 1 mol 乙烯中，化学键数相同 真题研究 2 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 解析　 等质量的氧气和臭氧，所含氧原子数相等，故电子数相同， B 项正确； 24 g 镁、 27 g 铝的物质的量均为 1 mol ， 1 个镁原子和 1 个铝原子所含的质子数分别为 12 、 13 ，故 24 g 镁与 27 g 铝中含有的质子数分别为 12 mol 和 13 mol ， A 项错误； 1 个重水分子含有 10 个中子， 1 个水分子含有 8 个中子， 1 mol 重水与 1 mol 水中含有的中子数之比为 10 ∶ 8(5 ∶ 4) ， C 项错误； 1 个乙烷分子中含有 7 对共用电子，而 1 个乙烯分子中含有 6 对共用电子，故 1 mol 乙烷与 1 mol 乙烯中，含有的化学键数之比为 7 ∶ 6 ， D 项错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 2. (2017· 海南， 3) 下列分子中，其中子总数为 24 的是 A. 18 O 3 B. 2 H 2 17 O 2 C. 14 N 16 O 2 D. 14 C 16 O 2 √ 解析　 A 项， 1 mol 18 O 中含有中子物质的量为 (18 － 8)mol ＝ 10 mol ，即 1 mol 18 O 3 中含有中子物质的量为 3 × 10 mol ＝ 30 mol ，错误； B 项， 1 mol 2 H 2 17 O 2 中含有中子物质的量为 (2 × 1 ＋ 2 × 9)mol ＝ 20 mol ，错误； C 项， 1 mol 14 N 16 O 2 中含有中子物质的量为 (7 ＋ 2 × 8)mol ＝ 23 mol ，错误； D 项， 1 mol 14 C 16 O 2 中含有中子物质的量为 (8 ＋ 2 × 8)mol ＝ 24 mol ，正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 3. (2019· 江苏， 2) 反应 NH 4 Cl ＋ NaNO 2 == =NaCl ＋ N 2 ↑ ＋ 2H 2 O 放热且产生气体，可用于冬天石油开采。下列表示反应中相关微粒的化学用语正确的是 A. 中子数为 18 的氯原子： B.N 2 的结构式： N = =N C.Na ＋ 的结构示意图： D.H 2 O 的电子式： √ B 项， N 2 分子中 N 与 N 之间形成三键，结构式为 N ≡ N ，错误； C 项， Na ＋ 的结构示意图为 ，错误； D 项， H 2 O 为共价化合物，每个 H 原子和 O 原子之间共用一个电子对，正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 4. (2019· 浙江 4 月选考， 7) 下列表示不正确的是 A. 次氯酸的电子式 B. 丁烷的球棍模型 C. 乙烯的结构简式 解析　 次氯酸中 Cl 最外层为 7 个电子，为达到 8 电子稳定结构，需要拿出一个电子与其他原子形成一对共用电子对， O 原子最外层为 6 个电子，为达到 8 电子稳定结构，需要 拿出两个电子与其他原子形成两对共用电子对，因而次氯酸的电子式为 ， A 项错误。 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 5. [2019· 全国卷 Ⅰ ， 35(1)] 下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 ________( 填标号 ) 。 解析　 由题给信息知， A 项和 D 项代表 Mg ＋ ， B 项和 C 项代表 Mg 。 A 项， Mg ＋ 再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量 A 大于 B ； 3p 能级的能量高于 3s,3p 能级上电子较 3s 上易失去，故电离最外层一个电子所需能量： A>C 、 A>D ，选 A 。 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 6. [2019· 全国卷 Ⅱ ， 35(2)(3)] (2)Fe 成为阳离子时首先失去 ____ 轨道电子， Sm 的价层电子排布式为 4f 6 6s 2 ， Sm 3 ＋ 价层电子排布式为 ____ 。 解析　 Fe 的价层电子排布式为 3d 6 4s 2 ，其阳离子 Fe 2 ＋ 、 Fe 3 ＋ 的价层电子排布式分别是 3d 6 、 3d 5 ，二者均首先失去 4s 轨道上的电子； Sm 失去 3 个电子成为 Sm 3 ＋ 时，首先失去 6s 轨道上的电子，然后失去 1 个 4f 轨道上的电子，故 Sm 3 ＋ 的价层电子排布式为 4f 5 。 4s 　 4f 5 1 2 3 4 5 6 7 8 9 (3) 比较离子半径： F － _____O 2 － ( 填 “ 大于 ”“ 等于 ” 或 “ 小于 ” ) 。 解析　 F － 与 O 2 － 核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径： F － Al D. 碱性： In(OH) 3 >RbOH 真题研究 2 1 2 3 4 √ 5 6 7 8 解析　 Rb 为碱金属，属于第五周期元素，故 In 亦为第五周期元素， In 与 Al 同主族，即为第 Ⅲ A 族元素， A 项正确； 的中子数为 115 － 49 ＝ 66 ，质子数为 49 ，质子数等于核外电子数，故中子数与电子数之差为 66 － 49 ＝ 17 ， B 项正确； 同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径： In>Al ， C 项正确； 同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，故其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，即碱性： In(OH) 3 Br C. 碱性： NaOH>Mg(OH) 2 D. 热稳定性： Na 2 CO 3 >NaHCO 3 解析　 A 项，同周期元素自左向右其最高价氧化物对应水化物的酸性增强，酸性： H 2 SO 4 ＞ H 3 PO 4 ，能用元素周期律解释； B 项，同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱，非金属性： Cl ＞ Br ，能用元素周期律解释； C 项，同周期元素自左向右其最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，碱性： NaOH ＞ Mg(OH) 2 ，能用元素周期律解释； D 项，碳酸盐的热稳定性大于其碳酸氢盐的热稳定性，如热稳定性： Na 2 CO 3 ＞ NaHCO 3 ，与元素周期律无关。 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 角度二　元素的电离能和电负性 5. [2017· 江苏， 21(A) － (3)] C 、 H 、 O 三种元素的电负性由小到大的顺序为 ________ 。 6. [2017· 全国卷 Ⅱ ， 35(2)] 元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能 ( E 1 ) 。第二周期部分元素的 E 1 变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的 E 1 自左而右依次增大的原因是 _____________________ ______________________________________________________________ ； 氮元素的 E 1 呈现异常的原因是 _______________________________________________ __________ 。 1 2 3 4 H I Ni 的原因是 _________________________________________________ 。 1 2 3 4 O>Ge>Zn 铜失去的是全充满的 3d 10 电子，而镍失去的是 4s 1 电子 5 6 7 8 题组一　元素金属性、非金属性的强弱比较 1. (2019· 武汉模拟 ) 不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是 A. 单质氧化性的强弱 B. 单质沸点的高低 C. 单质与氢气化合的难易 D. 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 题组集训 3 1 2 √ 3 4 5 6 解析　 A 项，元素的非金属性越强，其单质获得电子的能力就越强，因此单质氧化性就越强，故可以通过比较单质氧化性的强弱，判断元素的非金属性强弱； B 项， S 单质、 Cl 2 都是分子晶体，分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高，这与元素的非金属性强弱无关； C 项，元素的非金属性越强，其单质与氢气化合形成氢化物越容易； D 项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强。 1 2 3 4 5 6 选项 实验操作 实验目的 A Cl 2 、 Br 2 分别与 H 2 反应 比较氯、溴的非金属性强弱 B 向 MgCl 2 、 AlCl 3 溶液中分别通入 NH 3 比较镁、铝的金属性强弱 C 测定相同物质的量浓度的 Na 2 CO 3 、 Na 2 SO 4 溶液的 pH 比较 C 、 S 的非金属性强弱 D Fe 、 Cu 分别与稀盐酸反应 比较 Fe 、 Cu 的金属性强弱 2. 下列实验不能达到实验目的的是 √ 1 2 3 4 5 6 解析　 A 项， Cl 2 、 Br 2 分别与 H 2 反应，根据反应的难易，即可判断出 Cl 、 Br 的非金属性强弱，正确； B 项，向 MgCl 2 、 AlCl 3 溶液中分别通入 NH 3 ， MgCl 2 与 NH 3 ·H 2 O 反应生成 Mg(OH) 2 ， AlCl 3 与 NH 3 ·H 2 O 反应生成 Al(OH) 3 ，但无法比较二者的金属性强弱，错误； C 项，测定相同物质的量浓度的 Na 2 CO 3 、 Na 2 SO 4 溶液的 pH ，根据 pH 可判断出 Na 2 CO 3 与 Na 2 SO 4 水解程度的大小，即判断出酸性： H 2 CO 3 Cu 。 ③ 依据原电池原理进行比较时，要注意一些特例，如 Mg—Al—NaOH 溶液形成的原电池中， Al 作负极，但金属性： Mg>Al 。 (2) 比较元素非金属性强弱的注意事项 应根据最高价氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较，而不是根据非金属元素对应氢化物或其他氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较。 题组二　元素周期律的直接应用 3. 将碲化镉涂在玻璃上可制得 “ 发电玻璃 ” 。碲 (Te) 位于元素周期表的第五周期 Ⅵ A 族，下列说法正确的是 A. 原子半径： Te>S B. 单质的氧化性： Te>S C. 最高正价： Te>S D. 气态氢化物稳定性： H 2 Te>H 2 S √ 1 2 3 4 5 6 解析　 同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径： Te>S ，故 A 正确； 同主族元素，从上到下，元素非金属性逐渐减弱，对应单质的氧化性逐渐减弱，氧化性： TeB>D>C B. a － c ＝ 1 C. 离子半径： C>D>B>A D. 单质的还原性： A>B>D>C √ 1 2 解析　 a A 2 ＋ 、 b B ＋ 、 c C 3 － 、 d D － 都具有相同的电子层结构，则存在 a － 2 ＝ b － 1 ＝ c ＋ 3 ＝ d ＋ 1 ，原子序数大小顺序是 a > b > d > c ， C 、 D 在第二周期， A 、 B 在第三周期， A 为 Mg 、 B 为 Na 、 C 为 N 、 D 为 F 。 3 4 5 6 方法技巧 根据 “ 阴上阳下 ” 规律判断元素位置的方法 依据原子结构推断主族元素在元素周期表中相对位置的方法，若 a A ＋ 、 b B 2 ＋ 、 c C 2 － 、 d D － 具有相同的电子层结构，则 A 、 B 、 C 、 D 四种元素在周期表中的相对位置如下： ① 原子序数大小关系： b > a > d > c ② 原子半径大小关系： A>B>C>D ③ 离子半径大小关系： C 2 － >D － >A ＋ >B 2 ＋ 题组三　元素的电离能和电负性 6. 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，其结构如图所示。 组成 M 的元素中，电负性最大的是 _____( 填名称 ) 。 1 2 氧 (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 ___ 。 2 3d (3) ① 已知 Al 的第一电离能为 578 kJ·mol － 1 、第二电离能为 1 817 kJ·mol － 1 、第三电离能为 2 745 kJ·mol － 1 、 第四电离能为 11 575 kJ·mol － 1 。请解释其第二电离能增幅较大的原因 _________________________________________________ ______ 。 ② 基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有 ____ 种。 Al 原子失去一个电子后，其 3s 上有 2 个电子为全满状态，较稳定 29 3 4 5 6 价电子排布图： ____________________________ 。从结构上分析 Fe 3 ＋ 比 Fe 2 ＋ 稳定的原因： ______________________ _____________________________________ 。 ② SCN － 常用来检测 Fe 3 ＋ 的存在， S 、 C 、 N 三种元素电负性由大到小的顺序为 _______ 。 (4) 以第二周期为例，除 Be 、 N 外，其他元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因是 _______________________________________________________________________ ______________________________________________ 。 (5) 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 1 2 从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大 原子光谱 Fe 3 ＋ 价电子排布式为 3d 5 ，为半充满结构，而 Fe 2 ＋ 价电子排布式为 3d 6 N>S>C 返回 3 4 5 6 03 微粒之间的相互作用力 WEI LI ZHI JIAN DE XIANG HU ZUO YONG LI 1. 化学键的概念及分类 (1) 概念：相邻原子或离子之间强烈的相互作用。 (2) 形成与分类 核心回扣 1 2. 共价键 (1) 共价键的类型 ① 按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。 ② 按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 ③ 按原子轨道的重叠方式分为 σ 键和 π 键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。 (2) 键参数 ① 键能：指气态基态原子形成 1 mol 化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。 ② 键长：指形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 ③ 键角：在原子数超过 2 的分子中，两个共价键之间的夹角。 ④ 键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定。 (3)σ 键、 π 键的判断 ① 由轨道重叠方式判断 “ 头碰头 ” 重叠为 σ 键， “ 肩并肩 ” 重叠为 π 键。 ② 由共用电子对数判断 单键为 σ 键；双键或三键，其中一个为 σ 键，其余为 π 键。 ③ 由成键轨道类型判断 s 轨道形成的共价键全部是 σ 键；杂化轨道形成的共价键全部为 σ 键。 (4) 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 a. 配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键； b. 配位键的表示：常用 “ —→ ” 来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如 可表示为 ，在 中，虽然有一个 N—H 键形成的过程与其他 3 个 N—H 键形成的过程不同，但是一旦形成之后， 4 个共价键就完全相同。 ③ 配合物 如 [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 配位体有孤电子对，如 H 2 O 、 NH 3 、 CO 、 F － 、 Cl － 、 CN － 等。中心原子有空轨道，如 Fe 3 ＋ 、 Cu 2 ＋ 、 Zn 2 ＋ 、 Ag ＋ 等。 3. 分子间作用力和氢键 (1) 分子间作用力 ① 定义：把分子聚集在一起的作用力。 ② 特点 a. 分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔、沸点等物理性质，而化学键主要影响物质的化学性质。 b. 分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。 ③ 变化规律 一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔、沸点也越高。例如，熔、沸点： I 2 >Br 2 >Cl 2 >F 2 。 (2) 氢键 ① 作用粒子：氢、氟、氧、氮原子 ( 分子内、分子间 ) 。 ② 特征：有方向性和饱和性。 ③ 强度：共价键 > 氢键 > 范德华力。 ④ 影响强度的因素：对于 A—H … B— ， A 、 B 的电负性越大， B 原子的半径越小，氢键键能越大。 ⑤ 对物质性质的影响：分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点： H 2 O>H 2 S ， HF>HCl ， NH 3 >PH 3 。 4. 理解化学键与物质溶解、熔化的关系 (1) 离子化合物的溶解或熔化过程 离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。 (2) 共价化合物的溶解过程 ① 有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如 CO 2 和 SO 2 等。 ② 有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如 HCl 、 H 2 SO 4 等。 ③ 有些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖 (C 12 H 22 O 11 ) 、酒精 (C 2 H 5 OH) 等。 (3) 单质的溶解过程 某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如 Cl 2 、 F 2 等。 1. (2019· 浙江 4 月选考， 18) 下列说法不正确的是 A. 纯碱和烧碱熔化时克服的化学键类型相同 B. 加热蒸发氯化钾水溶液的过程中有分子间作用力的破坏 C.CO 2 溶于水和干冰升华都只有分子间作用力改变 D. 石墨转化为金刚石既有共价键的断裂和生成，也有分子间作用力的破坏 真题研究 2 √ 1 2 3 4 5 6 7 解析　 烧碱和纯碱均属于离子化合物，熔化时须克服离子键， A 项正确； 加热蒸发氯化钾水溶液，液态水变为气态水，水分子之间的分子间作用力被破坏， B 项正确； CO 2 溶于水发生反应： CO 2 ＋ H 2 O  H 2 CO 3 ，这里有化学键的断裂和生成， C 项错误； 石墨属于层状结构晶体，每层石墨原子间为共价键，层与层之间为分子间作用力，金刚石只含有共价键，因而石墨转化为金刚石既有共价键的断裂和生成，也有分子间作用力的破坏， D 项正确。 1 2 3 4 5 6 7 2. [2018· 江苏， 21(4)] N 2 分子中 σ 键与 π 键的数目比 n (σ) ∶ n (π) ＝ _____ 。 3. [2018· 全国卷 Ⅱ ， 35(3)] 图 (a) 为 S 8 的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为 ___________________________________ 。 1 ∶ 2 S 8 相对分子质量大，分子间范德华力强 4.[2017· 全国卷 Ⅲ ， 35(4)] 硝酸锰是制备 CO 2 ＋ 3H 2 == =CH 3 OH ＋ H 2 O 反应的催化剂的原料， Mn(NO 3 ) 2 中的化学键除了 σ 键外，还存在 ____________ 。 离子键、 π 键 1 2 3 4 5 6 7 5. [2016· 全国卷 Ⅰ ， 37(2)(3)] (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 ______________ _____________________________________________________________________________________ 。 (3) 比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因： __________________ _______________________________________________________________________________________ 。   GeCl 4 GeBr 4 GeI 4 熔点 / ℃ － 49.5 26 146 沸点 / ℃ 83.1 186 约 400 锗的原子半径大，原子之间形成的 σ 单键较长， p-p 轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成 π 键 GeCl 4 、 GeBr 4 、 GeI 4 熔、沸点依次升高；原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强 1 2 3 4 5 6 7 6. [2016· 全国卷 Ⅰ ， 37(2) ③ ] 氨的沸点 _____( 填 “ 高于 ” 或 “ 低于 ” ) 膦 (PH 3 ) ，原因是 _____________________ 。 高于 NH 3 分子间可形成氢键 7. [2018· 江苏， 21(5)] [Fe(H 2 O) 6 ] 2 ＋ 与 NO 反应生成的 [Fe(NO)(H 2 O) 5 ] 2 ＋ 中， NO 以 N 原子与 Fe 2 ＋ 形成配位键。请在 [Fe(NO)(H 2 O) 5 ] 2 ＋ 结构示意图的相应位置补填缺少的配体。 答案　 1 2 3 4 5 6 7 1.(1) 现有下列 10 种物质： ① O 2 ； ② H 2 ； ③ NH 4 NO 3 ； ④ Na 2 O 2 ； ⑤ Ba(OH) 2 ； ⑥ CH 4 ； ⑦ CO 2 ； ⑧ NaF ； ⑨ NH 3 ； ⑩ I 2 。 其中既含离子键又含非极性键的是 ____( 填序号，下同 ) ；既含离子键又含极性键的是 _____ ；只含共价键的是 ______________ ；只含离子键的是 ____ 。 题组集训 3 ④ ③⑤ ①②⑥⑦⑨⑩ ⑧ 1 2 3 4 5 6 7 归纳总结 化学键类型与物质类型的对应关系 2. 下列说法不正确的是 A.SiO 2 、 SiCl 4 的相对分子质量不同，所以沸点不同 B.NH 4 Cl 与 NaOH 所含化学键类型和晶体类型均相同 C.PCl 3 、 H 2 O 中所有原子均处于稳定结构 D.CO 2 与水反应过程中，有共价键的断裂和形成 √ 1 2 3 4 5 6 7 解析　 SiO 2 是原子晶体，原子间以共价键结合，由于共价键强度大，断裂消耗的能量多，所以沸点高，而 SiCl 4 是由分子构成的物质，分子间以分子间作用力结合， 分子间作用力十分微弱，所以沸点低，不是由于二者的相对分子质量不同所致， A 错误； 二者都是离子化合物，含有离子键，在 中含有极性共价键，在 OH － 含有极性共价键，所以二者含有的化学键类型相同， B 正确； PCl 3 、 H 2 O 中每个原子都达到最外层 8 个或 2 个电子的稳定结构，故所有原子均处于稳定结构状态， C 正确； CO 2 ＋ H 2 O H 2 CO 3 ，化学反应是旧键断裂、新键形成的过程，由于反应物、生成物都是共价化合物，所以有共价键的断裂和形成， D 正确。 1 2 3 4 5 6 7 3.1 mol 乙醛分子中含有 σ 键的数目为 _____ ，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是 ________________________ 。 4. 已知 a 是 H ， b 是 N ， c 是 O ， d 是 S ， a 与 b 、 c 、 d 形成的二元共价化合物中，分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是 ____________( 填化学式，写出两种 ) 。 5. 若 BCl 3 与 XY n 通过 B 原子与 X 原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是 ___ 。 6 N A CH 3 COOH 存在分子间氢键 N 2 H 4 、 H 2 O 2 X 解析　 由于在 BCl 3 中 B 原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是 X 。 1 2 3 4 5 6 7 6. 碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实： 化学键 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 键能 /kJ·mol － 1 356 413 336 226 318 452 (1) 硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是 ________________________________________________________________________________________________________________ 。 (2)SiH 4 的稳定性小于 CH 4 ，更易生成氧化物，原因是 ___________________________ ___________________________________________________________________________________________________ 。 C—C 键和 C—H 键的键能较大，所形成的烷烃稳定，而硅烷中 Si—Si 键和 Si—H 键的键能较小，易断裂，导致长链硅烷难以生成 C—H 键的键能大于 C—O 键， C—H 键比 C—O 键稳定；而 Si—H 键的键能小于 Si—O 键，所以 Si—H 键不稳定而倾向于形成稳定性更强的 Si—O 键 1 2 3 4 5 6 7 晶体 Q 中各种微粒间的作用力不涉及 ____( 填字母 ) 。 a. 离子键　 b. 共价键　 c. 配位键　 d. 金属键　 e. 氢键　 f. 范德华力 (2) 已知苯酚 ( ) 具有弱酸性，其 K a ＝ 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 K a2 ( 水杨 酸 )____ K a ( 苯酚 )( 填 “ > ” 或 “ < ” ) ，其原因是 _________________________________ ______________ 。 7.(1)BF 3 与一定量的水形成晶体 Q[(H 2 O) 2 ·BF 3 ] ， Q 在一定条件下可转化为 R ： ad < 能形成分子内氢键，使其 更难电离出 H ＋ 返回 1 2 3 4 5 6 7 04 分子结构与性质 FEN ZI JIE GOU YU XING ZHI 1. 分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的立体构型不同。 核心回扣 1 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl 2 sp 2 3 120° 平面三角形 BF 3 sp 3 4 109°28 ′ 正四面体形 CH 4 2. 分子构型与价层电子对互斥模型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。 (1) 当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。 (2) 当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。 电子对数 成键对数 孤电子对数 价层电子对立体构型 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl 2 3 3 0 三角形 平面三角形 BF 3 2 1 V 形 SO 2 4 4 0 四面体 正四面体形 CH 4 3 1 三角锥形 NH 3 2 2 V 形 H 2 O 3. 中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断 中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。 分子组成 (A 为中心原子 ) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子立体构型 实例 AB 2 0 sp 直线形 BeCl 2 1 sp 2 V 形 SO 2 2 sp 3 V 形 H 2 O AB 3 0 sp 2 平面三角形 BF 3 1 sp 3 三角锥形 NH 3 AB 4 0 sp 3 正四面体形 CH 4 特别提醒　 (1) 用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为 LP—LP ≫ LP—BP>BP—BP(LP 代表孤电子对， BP 代表成键电子对 ) 。 (2) 三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序： 三键 — 三键 > 三键 — 双键 > 双键 — 双键 > 双键 — 单键 > 单键 — 单键。 (3) 排斥力大小对键角的影响 分子 杂化轨道角度 排斥力分析 实际键角 H 2 O 109°28 ′ LP—LP ≫ LP—BP>BP—BP 105° NH 3 109°28 ′ LP—BP>BP—BP 107° COCl 2 120° C = =O 对 C—Cl 的排斥力大于 C—Cl 对 C—Cl 的排斥力 形成两种键角分别为 124°18 ′ 、 111°24 ′ 4. 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) 无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸可写成 (HO) m RO n ，如果成酸元素 R 相同，则 n 值越大， R 的正电性越高，使 R—O—H 中 O 的电子向 R 偏移，在水分子的作用下越易电离出 H ＋ ，酸性越强，如 HClO 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 离子晶体溶于水及熔融状态时均能导电。 ② 原子晶体一般为非导体。 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：原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有延展性。 3. 晶体熔、沸点的比较 (1) 原子晶体 如熔点：金刚石 > 碳化硅 > 晶体硅。 (2) 离子晶体 ① 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。 ② 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，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 H 2 O>H 2 Te>H 2 Se>H 2 S 。 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 SnH 4 >GeH 4 >SiH 4 >CH 4 。 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>N 2 。 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： NaCH 3 OH>CO 2 >H 2 CH 3 OH 均为极性分子， H 2 O 中氢键比甲醇中多； CO 2 与 H 2 均为非极性分子， CO 2 相对分子质量较大，范德华力大 H 2 O 与 GaF 3 为离子晶体， GaCl 3 为分子晶体 1 2 3 4 5 6 7 8 1.FeF 3 具有较高的熔点 ( 熔点高于 1 000 ℃ ) ，其化学键类型是 _______ ， FeBr 3 的式量大于 FeF 3 ，但其熔点只有 200 ℃ ，原因是 ________________________________________ ___________________ 。 2. 配合物 Fe(CO) x 常温下呈液态，熔点为－ 20.5 ℃ ，沸点为 103 ℃ ，易溶于非极性溶剂，据此可判断 Fe(CO) x 晶体属于 _________( 填晶体类型 ) 。 3. 已知： K 2 O 的熔点为 770 ℃ ， Na 2 O 的熔点为 1 275 ℃ ，二者的晶体类型均为 _________ ， K 2 O 的熔点低于 Na 2 O 的原因是 __________________________________________ 。 4. 钛比钢轻，比铝硬，是一种新兴的结构材料。钛硬度比铝大的原因是 ___________ _________________________ 。 题组集训 3 离子键 FeF 3 为离子晶体， FeBr 3 的化学键以共价键 为主，属于分子晶体 分子晶体 离子晶体 K ＋ 的半径大于 Na ＋ ， K 2 O 的晶格能小于 Na 2 O 的 Ti 原子的价 电子数比 Al 多，金属键更强 1 2 3 4 5 6 7 8 5. 已知 MgO 与 NiO 的晶体结构相同，其中 Mg 2 ＋ 和 Ni 2 ＋ 的离子半径分别为 66 pm 和 69 pm 。 则熔点： MgO____NiO( 填 “ > ”“ < ” 或 “ ＝ ” ) ，理由是 _______________________ _____________________ 。 6. 金属铼的熔点高于锰，试从原子结构的角度加以解释： _______________________ _______________________________________________________________________________________________________________ 。 7.Cu 2 O 与 Cu 2 S 比较，熔点较高的是 ______ ，原因是 _____________________________ ____________________________________________________________ 。 8. 砷化镓以第三代半导体著称，熔点为 1 230 ℃ ，具有空间网状结构。已知氮化硼与砷化镓属于同种晶体类型。则两种晶体熔点较高的是 ____ ( 填化学式 ) ，其理由是 ___________________________________________________________ 。 ＞ Mg 2 ＋ 半径比 Ni 2 ＋ 小， MgO 的晶格能比 NiO 大 从锰到铼原子序数增大，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，所以铼中的金属键更强，熔点更高 Cu 2 O 两物质均为离子化合物，且离子带电荷数相同， O 2 － 半径小于 S 2 － ，所以 Cu 2 O 的晶格能大，熔点更高 BN 两种晶体均为原子晶体， N 和 B 原子半径较小，键能较大，熔点更高 返回 1 2 3 4 5 6 7 8