2020届二轮复习物质结构与性质课件（115张）（江苏专用）

2020届二轮复习物质结构与性质课件（115张）（江苏专用）

专题 十一 　 物质结构与性质 ( 选考 ) 考纲要求 1. 原子结构与性质： (1) 认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层 ( 能层 ) 、原子轨道 ( 能级 ) 的含义； (2) 了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示 1 ～ 36 号元素的原子和离子的基态核外电子排布； (3) 了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。 2. 化学键与物质的性质： (1) 理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成； (2) 了解 NaCl 型和 CsCl 型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质； (3) 了解共价键的主要类型 σ 键和 π 键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质 ( 对 σ 键和 π 键之间相对强弱的比较不作要求 ) ； (4) 了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的某些性质差异； (5) 能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型 (d 轨道参与杂化和 AB 5 型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求 ) ； (6) 了解 “ 等电子原理 ” 的含义，能结合实例说明 “ 等电子原理 ” 的应用； (7) 了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系； (8) 能用金属键的自由电子理论解释金属的某些物理性质； (9) 知道金属晶体的基本堆积方式，了解简单晶体的晶胞结构特征 ( 晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求 ) ； (10) 了解简单配合物的成键情况 ( 配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求 ) 。 3. 分子间作用力与物质的性质： (1) 知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别； (2) 知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响； (3) 了解氢键的存在对物质性质的影响 ( 氢键相对强弱的比较不作要求 ) ； (4) 了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。 考点二　分子结构与性质 内容索引 NEIRONGSUOYIN 考点一　原子结构与性质 考点三　晶体类型与微粒间作用力 原子结构与性质 YUAN ZI JIE GOU YU XING ZHI 01 ( 一 ) 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。 核心回扣 1 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 ( 或轨道表示式 )   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 。 ( 二 ) 元素的第一电离能和电负性的递变性及应用 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 I 1 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 ) 。 n s 1 n s 2 n p 6 (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。 增大 大 小 减小 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、半满时较相邻元素要大，即第 Ⅱ A 族、第 Ⅴ A 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 I n ＋ 1 ≫ I n ，则该元素的常见化合价为＋ n 价，如钠元素 I 2 ≫ I 1 ，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。 增大 减小 (2) 角度一　基态原子的核外电子排布 ( 一 )2019 高考试题汇编 1. [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 ) 。 真题研究 2 1 2 3 4 5 6 7 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 。 A 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 2. [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 ____ 。 1 2 3 4 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 。 5 6 7 4s 4f 5 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 (3) 比较离子半径： F － ______O 2 － ( 填 “ 大于 ”“ 等于 ” 或 “ 小于 ” ) 。 1 2 3 4 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 － Ge>Zn 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 17. [2016· 全国卷 Ⅱ ， 37(3)] 元素铜与镍的第二电离能分别为 I Cu ＝ 1 959 kJ·mol － 1 ， I Ni ＝ 1 753 kJ·mol － 1 ， I Cu > I Ni 的原因是 __________________________________________ ________ 。 1 2 3 4 5 6 7 铜失去的是全充满的 3d 10 电子，而镍失去的是 4s 1 电子 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 1. 按要求书写： (1)Sc 的价电子排布式 _________ 。 题组集训 3 1 2 3d 1 4s 2 (2)V 的价电子排布图 ______________________________ 。 (3) 基态铜原子的核外电子排布式 ( 简写 ) ： ___________ 。 (4) 基态 Ga 原子的核外电子排布式 ( 简写 ) ： _____________ 。 (5) 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 ) ： __________ 。 [Ar]3d 10 4s 1 [Ar]3d 10 4s 2 4p 1 [Ar]3d 6 4s 2 2. 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 ____ 。 1 2 氧 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 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。 1 2 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 (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 _______________________________________________________________________ __________________________________________________ 。 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 (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 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，三种元素电负性由大到小的顺序为 _________ 。 1 2 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 02 分子结构与性质 FEN ZI JIE GOU YU XING ZHI 核心回扣 1 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。 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 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. 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) 等电子体原理 原子数相同、电子总数 ( 或价电子总数 ) 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 ( 立体结构和化学键类型 ) 及相近的性质。确定等电子体的方法 ( 举例 ) ： ① 变换过程中注意电荷变化，并伴有元素种类的改变 序号 方法 示例 1 竖换：把同族元素 ( 同族原子价电子数相同 ) 上下交换，即可得到相应的等电子体 CO 2 与 CS 2 O 3 和 SO 2 2 横换：换相邻主族元素，这时候价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等 N 2 与 CO 3 可以将分子变换为离子，也可以将离子变换为分子 ② 常见等电子体的空间构型 等电子体类型 常见等电子体 空间构型 2 原子 10 电子 ( 价电子，下同 ) 直线形 2 原子 14 电子 直线形 3 原子 8 电子 V 形 3 原子 16 电子 直线形 3 原子 18 电子 V 形 4 原子 8 电子 NH 3 ， PH 3 ， H 3 O ＋ 平面三角形 4 原子 24 电子 平面三角形 4 原子 26 电子 三角锥形 5 原子 8 电子 正四面体形 5 原子 32 电子 正四面体形 12 原子 30 电子 C 6 H 6 ， N 3 B 3 H 6 ( 俗称无机苯 ) 平面六边形 7 原子 48 电子 八面体形 (5) 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。 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) 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 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 。 角度一　 “ 两大理论 ” 与微粒构型 ( 一 )2019 高考试题汇编 1. [2019· 全国卷 Ⅰ ， 35(2) 节选 ] 乙二胺 (H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 ) 是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是 ____ 、 ____ 。 真题研究 2 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 sp 3 　 sp 3 解析　 乙二胺分子中， 1 个 N 原子形成 3 个单键，还有一个孤电子对，故 N 原子价层电子对数为 4 ， N 原子采取 sp 3 杂化； 1 个 C 原子形成 4 个单键，没有孤电子对，价层电子对数为 4 ，采取 sp 3 杂化。 2. [2019· 全国卷 Ⅱ ， 35(1) 节选 ] 元素 As 与 N 同族。预测 As 的氢化物分子的立体结构为 __________ 。 1 2 3 4 包括 3 对成键电子和 1 对孤电子对，故其立体结构为三角锥形。 6 7 8 9 5 10 三角锥形 11 12 13 14 15 16 17 18 19 3. [2019· 全国卷 Ⅲ ， 35(2)(4)(5)] (2)FeCl 3 中的化学键具有明显的共价性，蒸汽 状态下以双聚分子存在的 FeCl 3 的结构式为 _____________________ ，其中 Fe 的配位数为 ____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 4 解析　 Fe 能够提供空轨道，而 Cl 能够提供孤电子对，故 FeCl 3 分子双聚时可形成配位键。由常见 AlCl 3 的双聚分子的结构可知 FeCl 3 的双聚分子的结构式为 ，其中 Fe 的配位数为 4 。 11 12 13 14 15 16 17 18 19 (4)NH 4 H 2 PO 4 中，电负性最高的元素是 _____ ； P 的 ____ 杂化轨道与 O 的 2p 轨道形成 ___ 键。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 O sp 3 σ 解析　 同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故 O 的电负性大于 N ，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性 N 大于 P ，又因 H 的电负性小于 O ，因此 NH 4 H 2 PO 4 中电负性最高的元素是 O 。 中中心原子 P 的价层电子对数为 4 ，故 P 为 sp 3 杂化， P 的 sp 3 杂化轨道与 O 的 2p 轨道形成 σ 键。 11 12 13 14 15 16 17 18 19 (5)NH 4 H 2 PO 4 和 LiFePO 4 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、三磷酸根离子如图所示： 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 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 ) 。 (P n O 3 n ＋ 1 ) ( n ＋ 2) － 11 12 13 14 15 16 17 18 19 1 2 3 4 6 7 8 9 5 解析　 由三磷酸根离子的结构可知， 中间 P 原子连接的 4 个 O 原子中， 2 个 O 原子完全属于该 P 原子， 另外 2 个 O 原子分别属于 2 个 P 原子， 10 故若这类磷酸根离子中含 n 个 P 原子，则 O 原子个数为 3 n ＋ 1 ， 又因 O 元素的化合价为－ 2 ， P 元素的化合价为＋ 5 ， 故该离子所带电荷为－ 2 × (3 n ＋ 1) ＋ 5 n ＝－ n － 2 ， 这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为 (P n O 3 n ＋ 1 ) ( n ＋ 2) － 。 11 12 13 14 15 16 17 18 19 4. [2019· 江苏， 21(2)(3) ] Cu 2 O 广泛应用于太阳能电池领域。以 CuSO 4 、 NaOH 和抗坏血酸为原料，可制备 Cu 2 O 。 (2) 的空间构型为 ___________( 用文字描述 ) ； Cu 2 ＋ 与 OH － 反应能生成 [ Cu(OH) 4 ] 2 － ， [Cu(OH) 4 ] 2 － 中的配位原子为 ___( 填元素符号 ) 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 正四面体型 O 该配离子中 Cu 提供空轨道， O 提供孤电子对，故配位原子为 O 。 11 12 13 14 15 16 17 18 19 (3) 抗坏血酸的分子结构如图 1 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 ” ) 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 sp 3 、 sp 2 易溶于水 解析　 该分子中形成单键的碳原子为 sp 3 杂化，形成双键的碳原子为 sp 2 杂化。 1 个抗坏血酸分子中含有 4 个羟基，其可以与 H 2 O 形成分子间氢键，所以抗坏血酸易溶于水。 11 12 13 14 15 16 17 18 19 ( 二 )2018 高考试题汇编 5. [2018· 全国卷 Ⅰ ， 35(3) 节选 ] LiAlH 4 是有机合成中常用的还原剂， LiAlH 4 中的阴离子空间构型是 __________ ，中心原子的杂化形式为 _____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 正四面体 sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 6. [2018· 全国卷 Ⅱ ， 35(2)(4)] (2) 根据价层电子对互斥理论， H 2 S 、 SO 2 、 SO 3 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 _____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 H 2 S 解析　 根据价层电子对互斥理论可知， H 2 S 、 SO 2 、 SO 3 三种分子中 S 原子的价层电子对数分别为 4 、 3 、 3 ，因此 H 2 S 中 S 原子价层电子对数不同于其他两种分子。 11 12 13 14 15 16 17 18 19 (4) 气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为 _______ ______ 形，其中共价键的类型有 ___ 种；固体三氧化硫中存在如图 (b) 所示的三聚分子，该分子中 S 原子的杂化轨道类型为 _____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 平面 解析　 SO 3 的中心原子为 S ，中心原子的孤电子对数＝ (6 － 2 × 3)/2 ＝ 0 ，中心原子结合 3 个氧原子，结合每个 O 原子有且只能有一个 σ 键，所以 S 形成 3 个 σ 键， S 的价层电子对数为 0 ＋ 3 ＝ 3 ， S 为 sp 2 杂化，根据 sp 2 杂化轨道构型可知， SO 3 为平面三角形分子，符合形成大 π 键的条件，可形成 4 中心 6 电子大 π 键，因此有两种共价键类型。如图 (b) 所示的三聚分子中每个 S 原子与 4 个 O 原子结合，形成正四面体结构， S 原子的杂化轨道类型为 sp 3 。 三角 2 sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 7. [2018· 全国卷 Ⅲ ， 35(4)] 《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石 (ZnCO 3 ) 入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。 ZnCO 3 中，阴离子空间构型为 ___________ ， C 原子的杂化形式为 ____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 平面三角形 sp 2 11 12 13 14 15 16 17 18 19 8. [ 2018· 江苏， 21(1)(3)(4)] (1) 中心原子轨道的杂化类型为 _____ ； 的空间构型为 _______________( 用文字描述 ) 。 (3) 与 O 3 分子互为等电子体的一种阴离子为 ______( 填化学式 ) 。 (4)N 2 分子中 σ 键与 π 键的数目比 n (σ) ∶ n (π) ＝ ______ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 sp 3 平面 ( 正 ) 三角形 1 ∶ 2 11 12 13 14 15 16 17 18 19 9. [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。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 答案 11 12 13 14 15 16 17 18 19 ( 三 )2017 、 2016 真题回顾 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 V 形 sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 11. [2017· 全国卷 Ⅲ ， 35(2)] CO 2 和 CH 3 OH 分子中 C 原子的杂化形式分别为 ____ 和 ____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 sp sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 12. [2016· 全国卷 Ⅰ ， 37(5) 节选 ] Ge 单晶具有金刚石结构，其中 Ge 原子的杂化方式为 ______ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 13. [2016· 全国卷 Ⅲ ， 37(3)] AsCl 3 分子的立体构型为 ___________ ，其中 As 的杂化轨道类型为 _____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 三角锥形 sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 角度二　微粒作用与分子性质 14. [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 3 4 6 7 8 9 5 10 S 8 相对分子质量大，分子间范德华力强 11 12 13 14 15 16 17 18 19 15. [2018· 全国卷 Ⅲ ， 35(3)] ZnF 2 具有较高的熔点 (872 ℃ ) ，其化学键类型是 ________ ； ZnF 2 不溶于有机溶剂而 ZnCl 2 、 ZnBr 2 、 ZnI 2 能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是 ____________________________________________________________________ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 离子键 ZnF 2 为离子化合物， ZnCl 2 、 ZnBr 2 、 ZnI 2 的化学键以共价键为主，极性较小 11 12 13 14 15 16 17 18 19 16. [2017· 全国卷 Ⅱ ， 35(3)] 经 X 射线衍射测得化合物 R 的晶体结构，其局部结构如图 (b) 所示。 ① 从结构角度分析， R 中两种阳离子的相同之处为 ______ ，不同之处为 _____ 。 ( 填标号 ) A. 中心原子的杂化轨道类型 B. 中心原子的价层电子对数 C. 立体结构 D. 共价键类型 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 ABD C 11 12 13 14 15 16 17 18 19 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 5 11 12 13 14 15 16 17 18 19 ③ 图 (b) 中虚线代表氢键，其表示式为 ( )N—H … Cl 、 ______________________ 、 ______________________ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 17. [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 ______________ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 离子键、 π 键 11 12 13 14 15 16 17 18 19 18. [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： __________________ ___________________________________________________________________________________________ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 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   GeCl 4 GeBr 4 GeI 4 熔点 / ℃ － 49.5 26 146 沸点 / ℃ 83.1 186 约 400 11 12 13 14 15 16 17 18 19 19. [2016· 全国卷 Ⅱ ， 37(2)] 硫酸镍溶于氨水形成 [Ni(NH 3 ) 6 ] SO 4 蓝色溶液。 ① [Ni(NH 3 ) 6 ]SO 4 中阴离子的立体构型是 __________ 。 ② 在 [Ni(NH 3 ) 6 ] 2 ＋ 中 Ni 2 ＋ 与 NH 3 之间形成的化学键称为 ________ ，提供孤电子对的成键原子是 ____ 。 ③ 氨的沸点 _____( 填 “ 高于 ” 或 “ 低于 ” ) 膦 (PH 3 ) ，原因是 _____________________ ； 氨是 ______ 分子 ( 填 “ 极性 ” 或 “ 非极性 ” ) ，中心原子的轨道杂化类型为 _____ 。 1 2 3 4 6 7 8 9 5 10 正四面体 配位键 N 高于 NH 3 分子间可形成氢键 极性 sp 3 11 12 13 14 15 16 17 18 19 1.1 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 __________________________ 。 题组集训 3 1 2 3 4 5 6 6 N A CH 3 COOH 存在分子间氢键 2. 与 OH － 互为等电子体的一种分子为 ______( 填化学式 ) 。 1 2 3 4 5 HF 6 1 2 3 3. 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 ) 。 4 5 N 2 H 4 、 H 2 O 2 6 4. 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 _____ 。 1 2 3 4 5 X 6 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 。 5. 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： 1 2 3 4 5 6 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 键的键能较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中 Si—Si 键和 Si—H 键的键能较低，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 6.(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 ： 1 2 3 4 5 6 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 ad ( 水杨酸 )___ K a ( 苯酚 )( 填 “ > ” 或 “ < ” ) ，其原因是 ______________________________ __________________ 。 (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 1 2 3 4 5 6 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 < 中形成分子内氢键， 使其更难电离出 H ＋ 返回 03 晶体类型与微粒间作用力 JING TI LEI XING YU WEI LI JIAN ZUO YONG LI 核心回扣 1 1. 不同晶体的特点比较   离子晶体 金属晶体 分子晶体 原子晶体 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 微粒之间作用力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键 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 2. 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、阳离子形成离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；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、自由电子以金属键形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 K 2 O 、 Na 2 O 2 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 常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类原子晶体有 SiC 、 SiO 2 、 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：原子晶体 > 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 H 2 O 与 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 8 9 10 1 2 3 4 6 7 5 9. [2016· 全国卷 Ⅲ ， 37(4)] GaF 3 的熔点高于 1 000 ℃ ， GaCl 3 的熔点为 77.9 ℃ ，其原因是 __________________________________ 。 GaF 3 为离子晶体， GaCl 3 为分子晶体 8 9 10 1 2 3 4 6 7 5 10 .[2015· 全国卷 Ⅱ ， 37(2) 改编 ] 单质氧有两种同素异形体，其中沸点高的是 _____( 填分子式 ) ，原因是 _______________________________________________ 。 O 3 O 3 相对分子质量较大且是极性分子，范德华力较大 8 9 10 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 的相对分子质量大于 FeF 3 ，但其熔点只有 200 ℃ ，原因是 ______________________________ ___________________________ 。 题组集训 3 1 2 3 4 5 离子键 FeF 3 为离子晶体， FeBr 3 的化学键 6 7 8 以共价键为主，属于分子晶体 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 ) 。 分子晶体 1 2 3 4 5 6 7 8 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 ______________________________________ _________ 。 离子 晶体 1 2 3 4 5 K ＋ 的半径大于 Na ＋ ， K 2 O 的晶格能小于 Na 2 O 的 6 7 8 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 ___________ ____________________________ 。 1 2 3 4 5 Ti 原子的价电子数比 Al 多，金属键更强 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 _________________________ __________________ 。 1 2 3 4 5 ＞ Mg 2 ＋ 半径比 Ni 2 ＋ 小， MgO 的晶格能比 NiO 大 6 7 8 6. 金属铼的熔点高于锰，试从原子结构的角度加以解释： ________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________ 。 1 2 3 4 5 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 6 7 8 7.Cu 2 O 与 Cu 2 S 比较，熔点较高的是 _______ ，原因是 _____________________________ _____________________________________________________________ 。 1 2 3 4 5 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 6 7 8 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 ______ __________________________________________________________ 。 1 2 3 4 5 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 6 7 8