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文档介绍
2018届一轮复习鲁科版物质结构与性质学案
物质结构与性质 最新考纲展示 1.原子结构与元素性质：(1)了解元素、核素和同位素的含义；(2)了解原子构成，了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、质量数以及它们之间的相互关系；(3)了解多电子原子的核外电子分层排布规律，能用电子排布式表示常见元素1～36号元素的原子核外电子及简单离子的排布；(4)理解元素周期律的实质，了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用；(5)以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；(6)以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系；(7)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律；(8)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质，了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系，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。2.化学键与物质的性质：(1)了解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；(2)了解共价键的形成及其主要类型(σ键和π键)，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(3)能用价层电子对互斥理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构，了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)；(4)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质；(5)了解键的极性和分子的极性；(6)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。3.分子间作用力与物质的性质：(1)了解分子间作用力和化学键的区别，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；(2)了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举存在氢键的常见物质；(3)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，能根据晶胞确定晶体的组成；(4)了解简单配合物的成键情况。 基础回扣 1．下列8种符号：Li、Li、C、N、O、Na、Mg、Cl (1)包含________种元素，________种核素，其中互为同位素的是________。 (2)氯离子的结构示意图为____________，其价电子排布式__________。 (3)原子最外层电子数是次外层电子数2倍、3倍的分别是________、________。 (4)质量数相等的是________和________。 答案 (1)7 8 Li和Li (2) 3s23p6 (3)C O (4)C N 2．依据下表选择有关序号，用其相应的元素符号或化学式填空。 主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 周期 一 H 二 ① ② ③ ④ 三 ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩ ⑪ ⑫ 四 ⑬ ⑭ …… (1)这些元素中，______是最活泼的金属元素，________是最活泼的非金属元素，它的电子排布式为__________；________是最不活泼的元素。 (2)第三周期中，含有1个未成对电子的有__________、________、________。 (3)短周期元素最高价氧化物对应的水化物中，________酸性最强；________碱性最强；________呈两性(填化学式)。 (4)⑥和⑭的金属元素中，单质的熔点较低的是______，形成最高价氧化物熔点较高的是________(填化学式)。 (5)第三周期的主族元素中，第一电离能最小的是______，电负性最大是________。 (6)在所形成的气态氢化物中，最稳定的是________；最不稳定的是________。 (7)①元素能形成多种同素异形体，形成的晶体中，属于原子晶体的是________，分子晶体的是________(填名称)。 (8)第二周期元素与氢元素可形成多种10电子微粒，在分子中沸点最高是________，最低的是________，分子间能形成氢键的有 ________、________、________(填化学式)。 (9)氢元素与②、③三种元素既可形成共价化合物，又可形成离子化合物，各列举两个例子：共价化合物______、________；离子化合物________、________。 答案 (1)K F 1s22s22p5 Ar (2)Na Al Cl (3)HClO4 NaOH Al(OH)3 (4)Ca MgO (5)Na Cl (6)HF SiH4 (7)金刚石 C60 (8)H2O CH4 NH3 H2O HF (9)HNO3 NH3·H2O NH4NO3 NH4NO2 3．原子序数为24的元素原子的基态原子 (1)核外电子排布式为______________，价电子排布式是____________。 (2)有________个电子层，________个能级；有________个未成对电子。 (3)在周期表中的位置是第________周期第________族。 答案 (1)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1 3d54s1 (2)4 7 6 (3)四 ⅥB 4．分析下列化学式，选出划线元素符合要求的物质： A．C2H2 B．H2O C．BeCl2 D．CH4 E．C2H4 F．N2H4 (1)既有σ键，又有π键的是________。 (2)分子间能形成氢键的物质是________，能作配体形成配位键的是________。 (3)既含有极性键又含有非极键的是________，属于非极性分子的是________。 答案 (1)AE (2)BF BF (3)AEF ACDE 5．用“>”、“<”或“＝”表示下列物质的熔沸点关系： (1)H2O________H2S (2)CH4________CCl4 (3)Na________Mg ________Al (4)金刚石________石墨 (5)SiO2________CO2 答案 (1)> (2)< (3)< < (4)< (5)> 6．晶体结构与性质 如图为NaCl晶胞示意图，边长为a cm，在1 mol的晶胞中： (1)含有________个Na＋，1个Na＋周围与其距离最近并且距离相等的Cl－有________个，形成________构型。 (2)NaCl的密度为______________(列出计算式)。 答案 (1)4NA 6 正八面体 (2)ρ＝ g·cm－3 题型1 原子结构与元素周期律 1．(2014·上海，1)“玉兔”号月球车用Pu作为热源材料，下列关于Pu的说法正确的是( ) A.Pu与U互为同位素 B.Pu与Pu互为同素异形体 C.Pu与U具有完全相同的化学性质 D.Pu与Pu具有相同的最外层电子 答案 D 解析 本题考查同位素，Pu与U是两种不同的元素，Pu与Pu的质子数相同(质子数＝核外电子数)，中子数不同，互为同位素，故D正确。 2．[2014·天津理综，7(1)(2)]元素单质及其化合物有广泛用途，请根据周期表中第三周期元素相关知识回答下列问题： (1)按原子序数递增的顺序(稀有气体除外)，以下说法正确的是________。 a．原子半径和离子半径均减小 b．金属性减弱，非金属性增强 c．氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强 d．单质的熔点降低 (2)原子最外层电子数与次外层电子数相同的元素名称为________，氧化性最弱的简单阳离子是________。 答案 (1)b (2)氩 Na＋(或钠离子) 解析 (1)第三周期元素从左到右原子序数依次增大，从左到右原子半径逐渐减小，金属元素阳离子的半径小于同一周期非金属元素阴离子半径，a错误；第三周期元素从左到右元素得电子能力增强，失电子能力减弱，即金属性减弱，非金属性增强，b正确；第三周期元素从左到右最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强，c错误；第三周期元素单质熔点最高的是硅，最低的是氯气，所以从左到右元素单质的熔点不是逐渐降低的，d错误。 (2)原子最外层电子数与次外层电子数相同的元素的原子结构示意图为，其元素名称是氩；Na的失电子能力最强，所以Na＋的氧化性最弱。 3．(2014·高考题片段组合)按要求完成下列填空： (1)[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(2)节选]基态铁原子有________个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为__________________。 答案 4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 (2)[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(1)]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的 3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为________________。 答案 N 解析 由于周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其电子层数相同，则a为氢元素，b的价电子层中的未成对电子有3个，则b为氮元素；c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，则c为氧元素；d与c同主族，则d为硫元素；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，则e为铜元素。氮元素的2p轨道处于半充满，第一电离能最大。 (3)[2014·四川理综，8(1)]X、Y、Z、R为前四周期元素，且原子序数依次增大。XY2是红棕色气体；X与氢元素可形成XH3；Z基态原子的M层与K层电子数相等；R2＋ 离子的3d轨道中有9个电子。Y基态原子的电子排布式是________________________________；Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是____________________________________________。 答案 1s22s22p4 Cl 解析 X、Y、Z、R为前四周期元素，且原子序数依次增大。XY2是红棕色气体，该气体是NO2，则X是氮元素，Y是氧元素；X与氢元素可形成XH3，该气体是氨气；Z基态原子的M层与K层电子数相等，则该元素的原子序数是2＋8＋2＝12，即为镁元素；Z(镁)在第三周期中，非金属性最强的是氯。 1．“四同”的判断方法 判断的关键是抓住描述的对象。 (1)同位素——原子，如H、H、H。 (2)同素异形体——单质，如O2、O3。 (3)同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 (4)同分异构体——化合物，如正戊烷、新戊烷。 2．巧记10e－、18e－微粒 10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。 以Ne为中心记忆10电子体： 此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。 3．粒子半径比较的一般方法 (1)电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。 (2)电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 (3)电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。 (4)同种元素原子形成的微粒半径，随核外电子数的增多而增大。 (5)电子数和核电荷数都不同时，可通过一种参照物进行比较。如比较Al3＋与S2－的半径大小，可找出与Al3＋电子数相同、与S2－同族的元素O2－比较，r(Al3＋)＜r(O2－)，且r(O2－)＜r(S2－)，故r(Al3＋)＜r(S2－)。 4．基态原子的核外电子排布 (1)排布规律 ①能量最低原理：原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 ②泡利原理：每个原子轨道上最多容纳2个自旋状态不同的电子。 ③洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。 洪特规则特例：能量相同的轨道处于全充满、半充满或全空的状态时原子是比较稳定的。 如 (2)表示形式 ①电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K：1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1。 ②电子排布图：每个小框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子： 。 5．电离能和电负性的变化规律 (1)元素第一电离能的周期性变化规律 ①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； ②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； ③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(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 (2)电离能、电负性大小判断 ①规律：在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小； ②特性：同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素； ③方法：我们常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：a.HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；b.Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。 (一)原子、离子构成及表示法 1．下列关于指定粒子构成的叙述中，不正确的是( ) A．37Cl与39K具有相同的中子数 B．第114号元素的一种核素X与Pb具有相同的最外层电子数 C．H3O＋与OH－具有相同的质子数和电子数 D．O与S2－具有相同的质子数和电子数 答案 C 解析 37Cl和39K含有的中子数都是20，A正确；X与Pb的核电荷数之差为114－82＝32，即相差一个电子层，属于同一主族元素，具有相同的最外层电子数，B正确。 2．下列关于原子结构及微粒间的数量关系的说法不正确的是( ) A．同种元素的原子均有相同的质子数和中子数 B．微粒Na＋、Mg2＋、O2－具有相同的电子层结构 C．短周期第ⅣA与ⅦA族元素的原子间构成的分子，均满足原子最外层8电子结构 D.Ca2＋的中子数比核外电子数多10 答案 A 解析 A项，同位素概念不清；B项中都与Ne的电子层结构相同；C项可形成XY4化合物，均满足原子最外层8电子稳定结构。 3．据报道，在火星和金星大气层中发现了一种非常特殊的能导致温室效应的气态化合物，它的结构式为16O===C===18O。下列说法正确的是( ) A．16O与18O为同种核素 B．16O===C===18O与16O===C===16O互为同位素 C．16O===C===18O与16O===C===16O的化学性质几乎完全相同 D．目前提出的“低碳经济”的目标是向空气中增加CO2，促进碳的平衡 答案 C 解析 A项中是O元素的两种核素；B项同位素研究的对象是原子。 4．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________；27号元素价层电子排布式为________，它位于第________周期第________族，其化学符号是________，有________个成单电子。 答案 C 3d74s2 四 Ⅷ Co 3 5．根据题目要求写出有关的电子排布式： (1)原子序数为34，其核外M层电子的排布式为__________。 (2)基态氮原子的电子排布式为____________，价电子层的电子排布图为__________。 (3)将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu＋基态核外电子排布式为________________。 答案 (1)3s23p63d10 (2)1s22s22p3 (3)1s22s22p63s23p63d10 (二)电离能和电负性 6．C、Si、N元素的电负性由大到小的顺序是________；C、N、O、F元素的第一电离能由大到小的顺序是________。 答案 N>C>Si F>N>O>C 7．(1)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下： 电离能 I1 I2 I3 I4 …… Ia/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 …… 则该元素是________(填写元素符号)。 (2)基态锗(Ge)原子的电子排布式是________，Ge的最高价氯化物分子式是________，该元素可能的性质或应用有________。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．能形成稳定氢化物GeH4 答案 (1)Al (2)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar] 3d104s24p2 GeCl4 C 题型2 价键模型与分子空间构型 1．[2014·高考题片段组合]按要求回答下列问题。 (1)[2014·四川理综，8(2)改编]NO离子的立体构型是________；Cu2＋的水合离子中，提供孤电子对的原子是________。 答案 V形 O 解析 NO与O3互为等电子体，两者结构相似，为V形；铜离子含有空轨道，而水分子中的氧原子含有孤电子对，因此在Cu2＋的水合离子中，提供孤电子对的原子是O原子。 (2)[2014·江苏，21(A)—(2)(3)]与OH－互为等电子体的一种分子为__________(填化学式)。醛基中碳原子的轨道杂化类型是________；1 mol乙醛分子中含有的σ键的数目为________。 答案 HF sp2 6 mol 解析 等电子体为原子数相同，价电子数相同。醛基中碳原子有碳氧双键，为sp2杂化；根据结构得出共含有6 mol σ键。 (3)[2014·新课标全国卷Ⅱ ，37(2)(3)改编]H与N、O、S元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为________；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)。这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是________；酸根呈三角锥结构的酸是________。(填化学式) 答案 sp3 H2O2、N2H4 HNO2、HNO3 H2SO3 解析 二元共价化合物中，分子呈三角锥形的是NH3，分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物的有：H2O2、N2H4等。HNO2中价电子对数 ＝＝3 同理计算HNO3和H2SO3的价电子对数分别为3、4。注意氧原子作配体，不提供价电子。 (4)[2014·山东理综，33(1)(2)(3)]石墨烯(图甲)是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料，石墨烯中部分碳原子被氧化后，其平面结构会发生改变，转化为氧化石墨烯(图乙)。 ①图甲中，1号C与相邻C形成σ键的个数为________。 ②图乙中，1号C的杂化方式是________，该C与相邻C形成的键角________(填“>”、“<”或“＝”)图甲中1号C与相邻C形成的键角。 ③若将图乙所示的氧化石墨烯分散到H2O中，则氧化石墨烯中可与H2O形成氢键的原子有____________(填元素符号)。 答案 ①3 ②sp3 < ③O、H 解析 ①由图可知，甲中，1号C与相邻C形成3个C—C键，形成σ键的个数为3。②图乙中，1号C形成3个C—C键及1个C—O键，C原子以sp3杂化，为四面体构型，而石墨烯中的C原子杂化方式均为sp2，为平面结构，则图乙中C与相邻C形成的键角<图甲中1号C与相邻C形成的键角。③水中的O电负性较强，吸引电子的能力强，易与氧化石墨烯中的O—H上的H形成氢键，氧化石墨烯中O与水中的H形成氢键。 2．(2013·高考题片段组合)按要求回答下列问题。 (1)[2013·山东理综，32(3)]BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。 答案 sp2 sp3 3 解析 杂化轨道用于形成σ键和容纳孤电子对。BCl3分子中B原子形成3个σ键，无孤电子对，则B原子采取sp2杂化；NCl3中N原子形成3个σ键，且有1对孤电子对，则N原子采取sp3杂化。Be、B、N、O原子的最外层电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p3、2s22p4 ，Be原子的2s轨道处于全充满的稳定状态，故其第一电离能大于B；N原子的2p轨道处于半充满的稳定状态，故其第一电离能大于O，因此元素的第一电离能介于B和N元素之间的第二周期的元素有Be、C、O 3种。 (2)(2013·海南，19改编)H2O分子空间构型是______，其杂化方式为________________。化合物COCl2中心原子的杂化轨道类型为__________。 答案 V形(或角形) sp3 sp2 (3)[2013·江苏，21(A)—(4)(5)]SO的空间构型为________(用文字描述)；写出一种与SO互为等电子体的分子的化学式：______________________；Zn的氯化物与氨水反应可形成配合物[Zn(NH3)4]Cl2,1 mol该配合物中含有σ键的数目为________。 答案 正四面体 CCl4或SiCl4 16×6.02×1023个 解析 SO中由于硫原子是sp3杂化，所以为空间正四面体构型；与SO互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换”的方法，SO→SiF4→SiCl4→CCl4等；[Zn(NH3)4]2＋中Zn与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。 1．化学键与化合物的关系 说明：(1)从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。 (2)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。 (3)氢键不是化学键，它是一种较强的分子间作用力。存在N、O、F与H原子形成的化合物中。 2．用价层电子对互斥理论判断分子空间构型 (1)价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，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。 分子或离子 中心原子的孤电子对数 分子或离子的价层电子对数 电子对空间构型 分子或离子的立体构型 CO2 0 2 直线形 直线形 SO2 1 3 平面三角形 V形 H2O 2 4 正四面体形 V形 BF3 0 3 平面三角形 平面三角形 CH4 0 4 正四面体形 正四面体形 NH 0 4 正四面体形 正四面体形 NH3 1 4 正四面体形 三角锥形 (2)运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为n＝ 注意：①氧族元素的原子作为中心原子A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电子； ②若为分子，电荷数为0； ③若为阳离子，则减去电荷数，如NH，n＝＝4； ④若为阴离子，则加上电荷数，如SO，n＝＝4。 3．判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法 (1)看中心原子有没有形成双键或三键。如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。 (2)由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4条杂化轨道应呈正四面体形，为sp3杂化。 (一)分子空间构型与杂化轨道、价层电子对互斥模型的关系 1．肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物，则NH3分子的空间构型是________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是__________。 答案 三角锥形 sp3 2．甲醛(H2C===O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)，甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。 答案 sp3 小于 解析 甲醇中碳原子形成4个σ键，为sp3 杂化，甲醇分子内O—C—H键角接近109°28′，甲醛分子的空间构型为平面形，键角接近120°。 3．H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用______杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因为_______________________________________________。 答案 sp3 H2O中O原子有两对孤电子对，H3O＋中O原子只有一对孤电子对，排斥力较小 4．I属于多卤素阳离子，根据VSEPR模型推测I的空间构型为________，中心原子杂化类型为________。 答案 V形 sp3 解析 中心I原子的价层电子对数＝＝4，为sp3杂化，有两对孤电子对。 5．(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________________。 (2)H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)；气态SeO3分子的立体构型为__________，SO离子的立体构型为____________。 答案 (1)sp3 (2)强 平面三角形 三角锥形 解析 (1)首先根据S8的结构和价电子特点，确定其杂化方式。S的价电子数是6，其中形成2个σ键，还有两对孤电子对，故杂化方式为sp3。 (2)H—Se键的键长比H—S键的键长长，所以H—Se键易断裂，故H2Se的酸性比H2S强；SeO3中Se的杂化方式为sp2，立体构型为平面三角形；SO中S的杂化方式为sp3，与3个O原子配位，故立体构型为三角锥形。 (二)共价键类型与分子性质 6．[2012·浙江自选模块，15(3)(4)](3)下列物质变化，只与范德华力有关的是________。 A．干冰熔化 B．乙酸汽化 C．乙醇与丙酮混溶 D． 溶于水 E．碘溶于四氯化碳 F．石英熔融 (4)下列物质中，只含有极性键的分子是__________，既含离子键又含共价键的化合物是______________；只存在σ键的分子是________，同时存在σ键与π键的分子是________。 A．N2 B．CO2 C．CH2Cl2 D．C2H4 E．C2H6 F．CaCl2 G．NH4Cl 答案 (3)AE (4)BC G CE ABD 解析 (3)干冰为分子晶体，熔化时只需破坏范德华力；乙酸、乙醇、分子间均存在范德华力和氢键，因此B、C、D三者变化过程中均需克服两种作用力；碘为分子晶体，溶于四氯化碳的过程中只需克服范德华力；石英为原子晶体，熔融过程中共价键被破坏，故选A、E。 (4)只含极性键的分子有CO2、CH2Cl2；既含离子键又含共价键的化合物必须是含“根”的离子化合物，只有NH4Cl符合；共价单键为σ键，双键或三键中有一个σ键，其余为π键，因此只存在σ键的分子有CH2Cl2、C2H6；同时存在σ键和π键的分子有N2、CO2、C2H4。 7．[2012·山东理综，32(3)]过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n＝__________。CO与N2结构相似，CO分子内σ键与π键个数之比为________。 答案 4 1∶2 解析 由题意知：中心原子Ni的价电子数为10，而每个CO提供电子数为2，故n＝4；CO与N2分子中都存在三键，故σ键与π键个数比为1∶2。 8．(1)在①SiO、②SO、③CH3OH、④CS2、⑤CCl4五种微粒中，中心原子采取sp3杂化的有________(填序号，下同)，分子中所有的原子均在同一平面的有__________，CS2属于__________分子(填“极性”或“非极性”)。 (2)利用CO可以合成化工原料COCl2、配合物Fe(CO)5等。 ①COCl2分子的结构式为，每个COCl2分子内含有______个σ键，________个π键。其中心原子采取______杂化轨道方式，COCl2分子的空间构型为_________________。 ②Fe(CO)5在一定条件下发生分解反应：Fe(CO)5===Fe(s)＋5CO↑，反应过程中，断裂的化学键只有________键，形成的化学键是______________。 答案 (1)②③⑤ ①④ 非极性 (2)①3 1 sp2 平面三角形 ②配位 金属键 解析 (1)首先判断中心原子的孤电子对数：①＝0、②＝1、③CH3OH中的C原子无孤电子对、④＝0、⑤＝0；所以杂化方式分别为①sp2、②sp3、③sp3、④sp、⑤sp3；①sp2杂化且无孤电子对、④sp杂化，所以①、④中的原子均在同一平面内。(2)①中心原子C无孤电子对，所以是sp2杂化，分子构型为平面三角形；②Fe与CO之间形成的是配位键，金属晶体中存在的是金属键。 9．(1)BF3与一定量的水形成(H2O)2·BF3晶体Q，Q在一定条件下可转化为R： 晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及____________(填序号)。 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Ka＝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Ka2(水杨酸)________Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是_____________________________。 答案 (1)ad (2)＜ 中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋ 题型3 晶体结构与性质 1．(2014·福建理综，31)氮化硼(BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼是通常存在的稳定相，与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂。立方相氮化硼是超硬材料，有优异的耐磨性。它们的晶体结构如图所示。 (1)基态硼原子的电子排布式为___________________________________________。 (2)关于这两种晶体的说法，正确的是________(填序号)。 a．立方相氮化硼含有σ键和π键，所以硬度大 b．六方相氮化硼层间作用力小，所以质地软 c．两种晶体中的B—N键均为共价键 d．两种晶体均为分子晶体 (3)六方相氮化硼晶体层内一个硼原子与相邻氮原子构成的空间构型为______________，其结构与石墨相似却不导电，原因是__________________________________________。 (4)立方相氮化硼晶体中，硼原子的杂化轨道类型为____________。该晶体的天然矿物在青藏高原地下约300 km的古地壳中被发现。根据这一矿物形成事实，推断实验室由六方相氮化硼合成立方相氮化硼需要的条件应是_________________________________________。 (5)NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼钠米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有____________mol配位键。 答案(1)1s22s22p1 (2)bc (3)平面三角形 层状结构中没有自由移动的电子 (4)sp3 高温、高压 (5)2 解析 (1)B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。 (2)立方相氮化硼晶体的硬度大小与是否含有σ键和π键无关，与晶体的结构有关，即立方相氮化硼晶体为原子晶体，硬度较大，a错误；六方相氮化硼晶体与石墨晶体相似，根据石墨晶体可知其层和层之间是靠范德华力结合的，故其作用力小，质地较软，b正确；B和N都是非金属元素，两种晶体中的B—N键都是共价键，c正确；六方相氮化硼晶体与石墨晶体相似，属于混合型晶体，立方相氮化硼晶体为原子晶体，d错误。 (3)六方相氮化硼晶体与石墨晶体相似，同一层上的原子在同一平面内，根据六方相氮化硼晶体的晶胞结构可知，1个B原子与3个N原子相连，故为平面三角形结构；由于B最外层的3个电子都参与了成键，层与层之间没有自由移动的电子，故不导电。 (4)立方相氮化硼晶体的结构与金刚石相似，故B原子为sp3杂化；该晶体存在地下约300 km的古地壳中，因此制备需要的条件是高温、高压。 (5)NH中有1个配位键，BF中有1个配位键，故1 mol NH4BF4含有2 mol配位键。 2．(2014·高考题片段组合)按要求回答下列问题： (1)[2014·江苏，21(A)—(5)]Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为________。 答案 12 解析 铜晶体中每个铜原子距离周围最近的铜原子为一个平面上对角线上的原子，每个平面有4个，有3个面共12个。 (2)[2014·山东理综，33(4)]石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。该晶胞中M原子的个数为________，该材料的化学式为________。 答案 12 M3C60 解析 M原子位于晶胞的棱上与内部，棱上有12个M，内部有9个M，其个数为12×＋9＝12，C60分子位于顶点和面心，C60分子的个数为8×＋6×＝4，M原子和C60分子的个数比为3∶1，则该材料的化学式为M3C60。 (3)[2014·海南19—Ⅱ(3)(5)]碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图： C60属于________晶体，石墨属于________晶体。 金刚石晶胞含有____________个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则r＝__________a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率__________(不要求计算结果)。 答案 分子 混合 8 ＝ 解析 C60中构成的微粒是分子，所以属于分子晶体；石墨的层内原子间以共价键结合，层与层之间以分子间作用力结合，所以石墨属于混合晶体。由金刚石的晶胞结构可知，晶胞内部有4个C原子，面心上有6个C原子，顶点有8个C原子，所以金刚石晶胞中C原子数目为4＋6×＋8×＝8；若C原子半径为r，金刚石的边长为a，根据硬球接触模型，则正方体对角线长度的就是C—C键的键长，即a＝2r，所以r＝a，碳原子在晶胞中的空间占有率w＝＝＝。 3．[2013·山东理综，32(2)]利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，下图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为________，该功能陶瓷的化学式为________________________________。 答案 2 BN 解析 ○：1＋8×＝2，：1＋4×＝2 所以每个晶胞中含有B原子、N原子的个数均为2，其化学式为BN。 4．[2013·新课标全国卷Ⅰ，37(2)(3)(4)(6)](2)硅主要以硅酸盐、________等化合物的形式存在于地壳中。 (3)单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以____________相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献____________个原子。 (4)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为__________________。 (6)在硅酸盐中，SiO四面体[如下图(a)]通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根：其中Si原子的杂化形式为______________，Si与O的原子数之比为______________，化学式为________________。 答案 (2)二氧化硅 (3)共价键 3 (4)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2 (6)sp3 1∶3 [SiO3]或SiO 解析 (3)金刚石晶胞的面心上各有一个原子，面上的原子对晶胞的贡献是。 (6)在多硅酸根中每个硅原子都与4个O形成4个Si—O单键，因而Si原子都是sp3杂化；观察图(b)可知，每个四面体通过两个氧原子与其他四面体连接形成链状结构，因而每个四面体中硅原子数是1，氧原子数＝2＋2×＝3，即Si与O的原子个数比为1∶3，化学式为[SiO3]。 1．熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－) B．干冰(含4个CO2) C．CaF2(含4个Ca2＋，8个F－) D．金刚石(含8个C) E．体心立方(含2个原子) F．面心立方(含4个原子) 2．物质熔沸点高低比较规律 (1)一般情况下，不同类型晶体的熔沸点高低规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如：金刚石＞NaCl＞Cl2；金属晶体＞分子晶体，如：Na＞Cl2(金属晶体熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)。 (2)形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：金刚石＞石英＞碳化硅＞晶体硅。 (3)形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。 (4)金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔沸点就越高，如Al＞Mg＞Na。 (5)分子晶体的熔沸点比较规律 ①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如：HI＞HBr＞HCl； ②组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如：CO＞N2； ③同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷； ④同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物＞间位取代物＞对位取代物，如：邻二甲苯＞间二甲苯＞对二甲苯。 3．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 1．(1)C60和金刚石都是碳的同素异形体，二者相比较熔点高的是______________。 (2)超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝在绝缘材料中应用广泛，氮化铝晶体与金刚石类似，每个Al原子与______个氮原子相连，与同一个N原子相连的Al原子构成的空间构型为__________，氮化铝晶体属于________晶体。 (3)金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液态Ni(CO)4，呈正四面体构型。试推测Ni(CO)4的晶体类型是________，Ni(CO)4易溶于下列______(填字母)。 A．水 B．四氯化碳 C．苯 D．硫酸镍溶液 (4)氯化铝在177.8 ℃时升华，蒸气或熔融状态以Al2Cl6形式存在。下列关于氯化铝的推断错误的是________。 A．氯化铝为共价化合物 B．氯化铝为离子化合物 C．氯化铝难溶于有机溶剂 D．Al2Cl6中存在配位键 (5)氢键对物质性质具有一定的影响，下列现象与氢键无关的是________(填字母)。 A．水在结冰时体积膨胀 B．NH3比PH3热稳定性好 C．在稀溶液中，盐酸比氢氟酸的酸性强 D．甘油、浓硫酸都呈黏稠状 答案 (1)金刚石 (2)4 正四面体形 原子 (3)分子晶体 BC (4)BC (5)BC 解析 (1)C60是分子晶体、金刚石是原子晶体，所以金刚石的熔点远远高于C60的。(2)由金刚石结构每个C原子均以sp3杂化与其他四个C原子相连形成四个共价键构成正四面体结构可推测。(3)由挥发性液体可知Ni(CO)4是分子晶体，由正四面体构型可知Ni(CO)4是非极性分子。(4)由氯化铝易升华可知氯化铝是分子晶体，Al—Cl键不属于离子键应该为共价键，Al原子最外层三个电子全部成键，形成三个Al—Cl σ键，无孤电子对，是非极性分子，易溶于有机溶剂，Al有空轨道，与氯原子的孤对电子能形成配位键，A、D正确。(5)NH3、PH3热分解断裂的是N—H键、P—H键，与氢键无关；HCl比HF容易电离是因为H—Cl键比H—F键容易断裂，与氢键无关。 2．已知：A、B、C、D、E、F是周期表中前36号元素，A是原子半径最小的元素，B元素基态原子的2p轨道上只有两个电子，C元素的基态原子L层只有2对成对电子，D是元素周期表中电负性最大的元素，E2＋的核外电子排布和Ar原子相同，F的核电荷数是D和E的核电荷数之和。 请回答下列问题： (1)分子式为BC2的空间构型为________；F2＋的核外电子排布式为__________。 (2)A分别与B、C形成的最简单化合物的稳定性B______C(填“大于”或“小于”)；A、C两元素可组成原子个数比为1∶1 的化合物，C元素的杂化类型为______________。 (3)A2C所形成的晶体类型为__________；F单质形成的晶体类型为______________，其采用的堆积方式为____________。 (4)F元素氧化物的熔点比其硫化物的熔点__________(填“高”或“低”)，请解释其原因________________________________________________________________________。 (5)D跟E可形成离子化合物，其晶胞结构如图。该离子化合物晶体的密度为ρ g·cm－3，则晶胞的体积是______(用含ρ的代数式表示)。 答案 (1)直线形 1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9 (2)小于 sp3 (3)分子晶体 金属晶体 面心立方最密堆积 (4)高 因为CuO的晶格能大于CuS的晶格能 (5)cm3 解析 原子半径最小的元素A为氢元素，基态原子的2p轨道上只有两个电子的B元素为碳元素，C为氧元素，电负性最大的元素D是氟元素，E为钙元素，F为29号铜元素。(2)比较非金属性可知稳定性CH4查看更多