2019届高考化学一、二轮衔接专题整合(十九)　物质结构与性质_选修3作业

2019届高考化学一、二轮衔接专题整合(十九)　物质结构与性质_选修3作业

专题整合(十九)　物质结构与性质 做一做——融会贯通知识联系寒假期间，检测一轮，启动二轮，学习状态保持好！‎ ‎[一题串知·迁移练]‎ ‎ M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。‎ ‎[串知设计]‎ ‎(1)R基态原子的电子排布式是________，X和Y中电负性较大的是______(填元素符号)。 ‎(2)X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物，其原因是 ‎________________________________________________________________________，‎ X与M形成的XM3分子的空间构型是________。 ‎(3)M和R所形成的一种离子化合物R‎2M晶体的晶胞如图所示，则图中黑球代表的离子是________(填离子符号)。 答案：(1)1s22s22p63s1或[Ne]3s1　Cl ‎(2)H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键　平面三角形 ‎(3)Na＋‎ ‎[保分题目·综合练]‎ ‎1．A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型，C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：‎ ‎(1)四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为________________。‎ ‎(2)单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是________(填分子式)，原因是________________________________________________________________________；‎ A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。‎ ‎(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为________，中心原子 的杂化轨道类型为________。‎ ‎(4)化合物D‎2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D‎2A，其化学方程式为____________________________。‎ ‎(5)A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F的化学式为________；晶胞中A原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3 )________。‎ 解析：由A2－和B＋具有相同的电子构型可知，A是氧元素，B是钠元素；由C元素原子核外电子总数是最外层电子数的3倍可知，C元素是磷元素；A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大，C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，因此D是氯元素。(1)元素的非金属性：O>Cl>P，则电负性：O>Cl>P，Na是金属，其电负性最小；P的电子数是15，根据构造原理可写出其核外电子排布式。(2)氧元素有O2和O3两种同素异形体，相对分子质量O3>O2，范德华力O3>O2，则沸点O3>O2。A和B的氢化物分别是H2O和NaH，所属晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。(3)PCl3分子中P含有一对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为三角锥形，中心原子P的杂化轨道类型为sp3。(4)Cl2O分子中心原子O原子含有2对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为V形；根据电子守恒和质量守恒可写出Cl2与湿润的Na2CO3反应的化学方程式。(5)根据化合物F的晶胞结构，利用均摊法可计算出氧原子个数：N(O)＝8×＋6×＝4，钠原子全部在晶胞内，N(Na)＝8，因此F的化学式为Na2O；以顶角氧原子为中心，与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个，即晶胞中A 原子的配位数为8；晶胞参数即晶胞的棱长a＝0.566 nm，晶体F的密度＝＝≈‎2.27 g·cm－3。‎ 答案：(1)O　1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)‎ ‎(2)O3　O3相对分子质量较大，范德华力较大　分子晶体　离子晶体 ‎(3)三角锥形　sp3‎ ‎(4)V形　4　2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl ‎(5)Na2O　8　≈‎2.27 g·cm－3‎ ‎2．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＋Cu2S6Cu＋SO2。回答下列问题：‎ ‎(1)Cu＋的价电子轨道表示式为_________________________________________；‎ Cu2O与Cu2S比较，晶格能较大的是________。‎ ‎(2)新制的Cu(OH)2能够溶于过量浓碱溶液中，反应的离子方程式为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)SO2中心原子的价层电子对数目为________，SO2的分子构型为________。‎ ‎(4)将纯液态SO3冷却到289.8 K时凝固得到一种螺旋状单链结构的固体，其结构如图Ⅰ所示。此固态SO3中S原子的杂化轨道类型是________；该结构中S—O键键长有两类，一类键长约为140 pm，另一类键长约为160 pm，较短的键为________(填图中字母)。‎ ‎(5)CuFeS2的晶胞如图Ⅱ所示。CuFeS2的晶胞中与Cu原子距离最近且相等的Fe原子有________个；其晶体密度ρ＝________________________________________________‎ g·cm－3(列出表达式即可)。‎ 解析：(3)SO2中的中心原子S上有1对孤对电子，故其价层电子对数目为1＋2＝3，SO2的分子构型为V形。(4)根据题图Ⅰ，知固态SO3中S原子无孤对电子，1个S原子与4个O原子形成S—O键，故其杂化轨道类型为sp3。S—O键a中O原子不被共用，而S—O键b中O原子被两个S原子共用，故a的键长较短。(5)根据题图Ⅱ，知距离Fe原子最近且相等的Cu原子有8个，故距离Cu原子最近且相等的Fe原子有8个。该晶胞中Cu原子的个数为8×＋4×＋1＝4，Fe原子的个数为6×＋4×＝4，S原子的个数为8，其晶体密度ρ＝ g÷(524×10－‎10 cm×524×10－‎10 cm×1 048×10－‎10 cm)＝×‎107 g·cm－3。‎ 答案：(1)‎ ‎↑↓‎ ‎↑↓‎ ‎↑↓‎ ‎↑↓‎ ‎↑↓‎ ‎　Cu2O ‎(2)Cu(OH)2＋2OH－===[Cu(OH)4]2－‎ ‎(3)3　V形　(4)sp‎3　‎a　(5)8　×107‎ ‎3．金属钛性能优越，被誉为继Fe、Al后应用广泛的“第三金属”。‎ ‎(1)Ti基态原子的价电子排布式为________________。‎ ‎(2)钛能与B、C、N、O等非金属元素形成稳定的化合物。电负性：C________B(填“>”或“<”，下同)；第一电离能：N________O，原因是________________________________。‎ ‎(3)月球岩石——玄武岩的主要成分为钛酸亚铁(FeTiO3)。FeTiO3与80%的硫酸反应可生成TiOSO4。SO的空间构型为________形，其中硫原子的杂化方式为________，写出与SO互为等电子体的一种分子的化学式：________________。‎ ‎(4)Ti的氧化物和CaO相互作用能形成钛酸盐CaTiO3，CaTiO3的晶体结构如图1，Ti位于立方体的体心。该晶体中，Ca2＋的配位数为________。‎ ‎(5)Fe能形成多种氧化物，其中FeO晶胞结构如图2。FeO晶胞边长为428 pm，则FeO晶体的密度为________g·cm－3(阿伏加德罗常数的值用NA表示，1 pm＝10－‎12 m，写出计算式即可)。‎ 解析：(1)Ti原子核外电子数为22，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，价电子排布式为3d24s2；(2)同周期自左而右元素电负性增大，故电负性C＞B，N原子中的2p轨道处于半充满状态，更稳定，第一电离能高于同周期相邻元素的，故第一电离能N＞O；(3)SO中S原子孤电子对数＝×(6＋2－2×4)＝0，价层电子对数＝4，为正四面体结构，杂化轨道数目为4，S原子杂化方式为sp3；原子数目相同、价电子总数相同的微粒互为等电子体，SO的一种等电子体的一种分子为CCl4、SiCl4、SO2Cl2等；(4)CaTiO3的晶体结构中Ti位于立方体的体心，由晶胞结构图和化学式可知，顶点为Ca2＋，面心为O2－，该晶体中每个顶点Ca2＋与面心的O2－相邻，每个顶点为8个晶胞共用，每个面为2个晶胞共用，晶体中，Ca2＋和周围紧相邻O2－数目为×(3×8)＝12，即Ca2＋的配位数为12；(5)FeO晶胞中含有的Fe数目为8×＋6×＝4，O原子数目为12×＋1＝4，则FeO晶体的密度为 g·cm－3。‎ 答案：(1) 3d24s2‎ ‎(2)>　>　N原子中的2p轨道处于半充满状态，更稳定 ‎ ‎(3)正四面体　sp3　CCl4、SiCl4、SO2Cl2等(任写一种)‎ ‎(4)12 　(5) ‎4．A、B、C、D、E代表前四周期原子序数依次增大的五种元素。A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA3；工业上电解熔融C‎2A3制取单质C；B、E均除最外层只有2个电子外，其余各层全充满，E位于元素周期表的ds区。回答下列问题：‎ ‎(1)B、C中第一电离能较大的是________，基态D原子价电子的轨道表达式为________________，DA2分子的VSEPR模型是________________。‎ ‎(2) 实验测得C与氯元素形成化合物的实际组成为C2Cl6，其球棍模型如图1所示。已知C2Cl6在加热时易升华，与过量的NaOH溶液反应可生成Na[C(OH)4]。‎ ‎①C2Cl6属于________(填晶体类型)晶体，其中C原子的杂化轨道类型为________杂化。‎ ‎②[C(OH)4]－中存在的化学键有________________。‎ ‎③C2Cl6与过量的NaOH溶液反应的化学方程式为___________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)B、C的氟化物晶格能分别是2 957 kJ·mol－1、5 492 kJ·mol－1，二者相差很大的原因是__________________________________________________________________________。‎ ‎(4)D与E所形成化合物晶体的晶胞如图2所示。‎ ‎①在该晶胞中，E的配位数为________。‎ ‎②原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置。图2晶胞中，原子坐标参数a为(0,0,0)；b为；c为，则d原子的坐标参数为________。‎ ‎③已知该晶胞的密度为ρ g·cm－3，则其中两个D原子之间的距离为________pm(列出计算式即可)。‎ 解析：由“A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA‎3”‎可推断出A、D分别是O、S；工业上一般通过电解熔融的Al2O3制备单质Al，所以C是Al；位于ds区的第四周期元素有Cu和Zn两种，最外层只有2个电子的是Zn，故E是Zn；B位于O、Al之间，且其最外层只有2个电子，则B是Mg。(2)①由于Al2Cl6在加热时易升华，所以其是分子晶体；由于每个Al原子都形成4个σ键，故Al原子的杂化轨道类型为sp3杂化。②[Al(OH)4]－中O原子与H原子以共价键结合，Al原子与其中3个OH－以共价键结合，Al原子与另外1个OH－以配位键结合。③Al2Cl6与过量的NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]和NaCl，反应的化学方程式为Al2Cl6＋8NaOH===2Na[Al(OH)4]＋6NaCl。(4)①由均摊法计算出每个晶胞中含有4个Zn原子、4个S原子，故该晶体的化学式为ZnS。根据图2可知，每个Zn原子周围有4个距离最近且相等的S原子，故Zn的配位数是4。②根据各原子的相对位置可知d原子的坐标参数为。③两个S原子之间的距离为面对角线长度的一半。设晶胞参数为a，则ρ g·cm－3×a3＝×4，解得a＝ cm＝×1010 pm，故面 对角线长度为× ×1010 pm，则两个S原子之间的距离为× ×1010 pm。‎ 答案：(1)镁(或Mg)　↑↓ ‎ ‎↑↓‎ ‎↑‎ ‎↑‎ ‎　平面三角形 ‎(2)①分子　sp3‎ ‎②极性共价键、配位键(或共价键、配位键)‎ ‎③Al2Cl6＋8NaOH===2Na[Al(OH)4]＋6NaCl ‎(3)Al3＋比Mg2＋所带电荷数多、半径小 ‎(4)①4　② ‎③× ×1010‎ ‎5．钠、铝是两种重要的金属，其单质及化合物在人们的日常生活、生产及科学研究中具有广泛的用途。回答下列问题：‎ ‎(1)基态铝原子核外电子的轨道表达式是__________________________________。‎ ‎(2)与Al3＋具有相同的核外电子层结构的简单阴离子有________，其中形成这些阴离子的元素中，电负性最强的是________，第一电离能最小的是________。‎ ‎ 元素 Al Cl 电负性 ‎1.5‎ ‎3.0‎ 式是________。‎ ‎(4)氢化铝钠(NaAlH4)与氢化铝锂一样是重要的有机合成中的还原剂。‎ ‎①AlH的空间构型为________。‎ ‎②NaAlH4的晶胞结构如图所示，与Na＋紧邻且等距的AlH有________个；NaAlH4晶体的密度为________g·cm－3(用含a、NA的代数式表示，NA为阿伏加德罗常数的值)。‎ 解析：(1)Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，故Al原子核外电子的轨道表达式为 。(2)Al3＋核外有10个电子，而核外有10‎ 个电子的简单阴离子有F－、O2－、N3－。同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，故F的电负性最大；同周期主族元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但N元素因2p轨道中有3个电子，为半充满状态，较为稳定，故其第一电离能比相邻的O元素大。(3)AlCl3为分子晶体。氯化铝蒸气的相对分子质量约为267，则其分子式为Al2Cl6，结构式为，Al周围有4对成键电子，是sp3杂化。(4)①AlH中Al周围成键电子对数为＝4，且无孤电子对，故其空间构型为正四面体形。②由题图可知，与Na＋紧邻且等距的AlH有8个。根据AlH和Na＋在晶胞中的位置关系可知，该晶胞中AlH的数目为1＋8×＋4×＝4，Na＋的数目为6×＋4×＝4，晶胞质量m＝ g，V＝a×10－‎7cm×a×10－‎7cm×‎2a×10－‎7cm＝‎2a3×10－‎21cm3，故NaAlH4晶体的密度ρ＝＝ g·cm－3。‎ ‎ ‎ ‎(2)F－、O2－、N3－　F　O ‎(3)分子　sp3‎ ‎(4)①正四面体形　②8　 ‎6．钴是人体必需的微量元素，含钴化合物作为颜料，具有悠久的历史，在机械制造、磁性材料等领域也具有广泛的应用，请回答下列问题：‎ ‎(1)Co基态原子的电子排布式为______________________________________________。‎ ‎(2)酞菁钴近年来在光电材料、非线性光学材料、光动力学中的光敏剂、催化剂等方面得到广泛的应用，其结构如图所示，中心离子为钴离子。‎ ‎①酞菁钴中三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为________，(用相应的元素符号作答)；碳原子的杂化轨道类型为________；‎ ‎②与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是________。‎ ‎(3)用KCN处理含Co2＋的盐溶液，有红色的Co(CN)2析出，将它溶于过量的KCN溶液后，可生成紫色的[Co(CN)6]4－，该配离子中的配位体为________，配位原子为________。‎ ‎(4)Co的一种氧化物的晶胞如图所示，在该晶体中与一个钴原子等距离且最近的钴原子 有________个；与一个钴原子等距离且次近的氧原子有____个； 若该钴的氧化物晶体中钴原子与跟它最近邻的氧原子之间的距离为r，该钴原子与跟它次近邻的氧原子之间的距离为________；已知在该钴的氧化物晶体中钴原子的半径为a pm，氧原子的半径为b pm，它们在晶体中是紧密接触的，则在该钴的氧化物晶体中原子的空间利用率为________________(用含a、b的式子表示)。‎ ‎(5)筑波材料科学国家实验室一个科研小组发现了在5 K下呈现超导性的晶体，该晶体具有CoO2的层状结构(如图所示，小球表示Co原子，大球表示O原子)。下列用粗线画出的重复结构单元示意图不能描述CoO2的化学组成的是________。‎ 解析：(1)Co为27号元素，核外电子数为27，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2。(2)①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期从左到右电负性增大，所以电负性N>C>H；分子中碳原子均形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数为3，碳原子的杂化轨道为sp2杂化。②含有孤电子对N与Co通过配位键结合形成配位键后，形成4对共用电子对，1号、3号N原子形成3对共用电子对为普通的共价键；2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co原子通过配位键结合。(3)通过题意可知，该离子中的配位体为CN－，形成配位键的原子为N。(4)假设黑色球是钴原子，以顶点钴原子为研究对象，与之最近的钴原子位于面心，每个顶点8个晶胞共用，每个面心为2个晶胞共用，在该晶胞中与一个钴原子等距离且最近的钴原子的个数为3×＝12；与一个钴原子等距离且次近的氧原子有8个；钴离子与跟它次近邻的氧离子之间距离为晶胞体对角线的一半，距离为 r；钴的氧化物晶体中共含有钴原子8×＋6×＝4个，含有氧原子12×＋1＝4，即晶胞中含有4个CoO，体积为π(a3＋b3)×4，晶胞的边长为(‎2a＋2b)，晶胞的体积为(‎2a＋2b)3，钴的氧化物晶体中原子的空间利用率为＝。(5)CoO2重复结构单元中钴原子∶氧原子数目之比为1∶2；由题图可知：A中钴原子∶氧原子＝1∶＝1∶2，符合；B中钴原子∶氧原子＝∶4＝1∶2，符合；C中钴原子∶氧原子＝∶＝1∶2，符合；D中钴原子∶氧原子＝1∶＝1∶1，不符合。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d74s2　(2)①N>C>H　sp2②2,4　(3)CN－　N　(4)12　8　r　‎ eq f(2π(a3＋b3),3(a＋b)3)　(5)D 看一看——主干知识牢记心间寒假自修，平时浏览，考前温故，基础知识何时都不能丢！‎ ‎(一)原子结构与性质 ‎1．原子核外电子排布的规律 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 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 洪特规则 原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同 ‎2．原子核外电子排布的表示方法 ‎(1)电子排布式 按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。‎ 如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1‎ ‎(2)简化电子排布式 用“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。‎ 如Cu：[Ar]3d104s1‎ ‎(3)电子排布图 用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。‎ ‎ ‎ ‎3．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，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，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。‎ ‎(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。‎ ‎①‎ 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小。‎ ‎②同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。‎ ‎[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、半满时较相邻元素第一电离能要大，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。‎ ‎4．元素的电负性 ‎(1)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。‎ ‎(2)元素电负性的变化规律 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增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。‎ ‎(二)分子结构与性质 ‎1．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 ‎ ‎ ‎(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NH可表示为 ，在NH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(NH3)4]SO4‎ ‎2．分子的立体结构 ‎(1)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。‎ 电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例 ‎2‎ ‎2‎ ‎0‎ 直线形 直线形 BeCl2‎ ‎3‎ ‎3‎ ‎0‎ 三角形 三角形 BF3‎ ‎2‎ ‎1‎ V形 SO2‎ ‎4‎ ‎4‎ ‎0‎ 四面体 正四面体形 CH4‎ ‎3‎ ‎1‎ 三角锥形 NH3‎ ‎2‎ ‎2‎ V形 H2O ‎(2)杂化轨道理论 杂化轨道理论的要点：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，形成分子的空间结构不同。‎ 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道夹角 空间构型 实例 sp ‎2‎ ‎180°‎ 直线形 BeCl2‎ sp2‎ ‎3‎ ‎120°‎ 平面三角形 BF3‎ sp3‎ ‎4‎ ‎109°28′‎ 正四面体形 CH4‎ ‎3．分子的性质 ‎(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)mROn，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)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：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。‎ ‎(三)晶体结构与性质 ‎1．离子键——离子晶体 ‎(1)离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。‎ 离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高。‎ 离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。‎ ‎(2)离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。‎ ‎①典型的离子晶体结构：‎ NaCl型晶体 CsCl型晶体 每个Na＋周围被6个Cl－所包围，同样每个Cl－也被6个Na＋所包围 每个Cs＋被8个Cl－所包围，同时每个Cl－也被8个Cs＋所包围 ‎②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法 位置 顶点 棱边 面心 体心 贡献 ‎1/8‎ ‎1/4‎ ‎1/2‎ ‎1‎ ‎2．共价键——原子晶体 ‎(1)原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。‎ ‎(2)典型原子晶体结构 金刚石 二氧化硅 结构示意图 ‎ ‎ 晶胞示意图 ‎ ‎ 特点 正四面体空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键，1 mol金刚石中含有2 mol碳碳键 二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧键 ‎(3)共价键强弱和原子晶体熔、沸点高低的判断 原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔、沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。‎ ‎3．金属键——金属晶体 ‎(1)金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。‎ 晶体中的微粒 导电性 导热性 延展性 金属离子和自由电子 自由电子在外加电场的作用下发生定向移动 自由电子与金属离子碰撞传递热量 晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用 ‎(2)金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。‎ 金属键的强弱和金属晶体熔、沸点的变化规律：阳离子所带电荷数越多，半径越小，金属键越强，熔、沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。‎ ‎4．分子间作用力——分子晶体 ‎(1)分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。‎ ‎(2)分子晶体：分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体，典型的分子晶体有冰、干冰。其晶体结构模型及特点如下。‎ 干冰 冰 晶体模型 结构特点 每个水分子周围只有4‎ 干冰晶体是一种立方面心结构——每8个CO2分子构成立方体，在六个面的中心又各占据1个CO2分子。每个CO2分子周围，离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个(同层4个，上层4个，下层4个)‎ 个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引，这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过‎4 ℃‎时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小 分子间作用力强弱和分子晶体熔、沸点大小的判断：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，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能量，熔、沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔、沸点往往反常地高。‎ ‎5．物质熔、沸点的比较 ‎(1)不同类型晶体 一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体。‎ ‎(2)同种类型晶体 ‎①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔、沸点就越高。‎ ‎②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔、沸点越高。‎ ‎③原子晶体：键长越短，键能越大，则熔、沸点越高。‎ ‎(3)常温常压下状态 ‎①熔点：固态物质>液态物质。‎ ‎②沸点：液态物质>气态物质。‎