2018届高考二轮复习鲁科版专题16物质结构与性质教案44

2018届高考二轮复习鲁科版专题16物质结构与性质教案44

专题十六 物质结构与性质（选修） 教学目标： 1、原子结构与元素的性质 (1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36 号)原子核外电子的排布。了解 原子核外电子的运动状态； (2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质； (3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用； (4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 2、化学键与物质的性质 (1)理解离子键的形成，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)了解简单配合物的成键情况； (4)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； (5)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； (6)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价层电子对互斥模型或者杂化轨道理 论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。 3、分子间作用力与物质的性质 (1)了解化学键和分子间作用力的区别； (2)了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质； (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。 教学重点： 1、 核外电子排布、电离能与电负性。 2、 共价键的类型、杂化轨道及空间结构。 3、 晶体类型及微粒间作用力 教学难点： 晶胞的计算 教学过程： 考点一：基态原子的核外电子排布 【知识精讲】 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：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利不相容原理：每个原子轨道上最多只能容纳 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。 2．表示方法 (1)电子排布式 按电子排入各电子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 “[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。 如：Cu：[Ar]3d104s1 (3)轨道表示式 用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺 序和在轨道中的排布情况书写。 如 S： 【题组集训】 1．基态 Fe 原子有____个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为________。可用硫氰化钾检验 Fe3＋，形成的配合 物的颜色为________。 【答案】4 1s22s22p63s23p63d5 或[Ar]3d5 血红色 【解析】基态 Fe 原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中 3d 轨道有 4 个轨道未充满，含有 4 个未成对电 子。Fe 原子失去 4s 轨道的 2 个电子和 3d 轨道的 1 个电子形成 Fe3＋，则其电子排布式为 1s22s22p63s23p63d5 或[Ar]3d5。检验 Fe3＋时，Fe3＋与 SCN－形成配合物而使溶液显血红色。 2．Cu＋基态核外电子排布式为______________________________________________________。 【答案】[Ar]3d10 或 1s22s22p63s23p63d10 【解析】Cu 的原子序数为 29，根据洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满(如 p6 和 d10)、半充满(如 p3 和 d5)和全空(如 p0 和 d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定，因此 Cu 原子的基态核外电子排布 式为 1s22s22p63s23p63d104s1，故 Cu＋核外基态电子排布式为 1s22s22p63s23p63d10。 3．Na 位于元素周期表第____周期第____族；S 的基态原子核外有________个未成对电子；Si 的基态原子核 外电子排布式为______________________ __________________________________________________。 【答案】三 ⅠA 2 1s22s22p63s23p2 或[Ne]3s23p2 【解析】Na 元素基态原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s1，则 Na 位于元素周期表中第三周期第ⅠA 族。S 元 素基态原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p4，其中 3p 轨道有两个未成对电子。Si 元素基态原子的核 外电子排布式为 1s22s22p63s23p2 或[Ne]3s23p2。 4． XY2 是红棕色气体，Y 基态原子的电子排布式是________________________________。 【答案】1s22s22p4 5．基态硼原子的电子排布式为 ________________________________________________________________________。 【答案】1s22s22p1 【解析】B 的原子序数为 5，故其基态原子的电子排布式为 1s22s22p1。 6． 31Ga 基态原子的核外电子排布式是________。 【答案】1s22s22p63s23p63d104s24p1 7．Ni2＋的价电子排布图为___________________________________________________________。 【答案】 [反思归纳]“两原理，一规则”的正确理解 1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利不相容原理，若违背其一，则电子能量不处于最 低状态。 易误警示 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) (违反泡利不相容原理) (3) (违反洪特规则) (4) (违反洪特规则) 2．同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定 如 np3、np6 Cr：3d54s1 Mn：3d54s2 Cu：3d104s1 Zn：3d104s2 考点二：元素的电离能和电负性 【知识精讲】 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： 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； 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。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第 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。 (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；反之越弱。 ②判断元素的化合价 如果某元素的 In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n 价，如钠元素 I2≫I1，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增大；同一主 族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。 (2) 【题组集训】 1．在 N、O、S 中第一电离能最大的是________。 【答案】N 2． 已知 Z 基 态原 子的 M 层 与 K 层 电子 数相 等， 则 Z 所 在周 期中 第一 电离 能最 大的 主族 元素 是 ______________________。 【答案】Cl 【解析】第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为 Cl 元素。 3．前四周期原子序数依次增大的元素 A、B、C、D 中，A 和 B 的价电子层中未成对电子均只有 1 个，并且 A －和 B＋的电子数相差为 8；与 B 位于同一周期的 C 和 D，它们价电子层中的未成对电子数分别为 4 和 2， 且原子序数相差为 2。 四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________(填元素符号)。 【答案】K F 4．第一电离能介于 B、N 之间的第二周期元素有______种。 【答案】3 5．已知 Z 的基态原子最外层电子排布式为 3s23p1，W 的一种核素的质量数为 28，中子数为 14。 则：(1)W 位于元素周期表第______周期第______族。 (2)Z 的第一电离能比 W 的________(填“大”或“小”)。 【答案】(1)三 ⅣA (2)小 6．下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。 【答案】a 7．依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中 B、F 元素的位置，用小黑点标出 C、N、O 三种 元素的相对位置。 【答案】 考点三：微粒作用与分子性质 【知识精讲】 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、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：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：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 ＋ 4 可表示为 ，在 NH ＋ 4 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 配位体有孤电子对，如 H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如 Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 2．分子性质 (1)分子的极性 ①分子构型与分子极性的关系 ②键的极性与分子的极性的关系 类型 实例 键的极性 空间构型 分子极性 X2 H2、N2 非极性键 直线形 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线形 极性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 极性键 直线形 非极性分子 SO2 极性键 V 形 极性分子 H2O、H2S 极性键 V 形 极性分子 XY3 BF3 极性键 平面三角形 非极性分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子 XY4 CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子 (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＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 3．范德华力、氢键、共价键的比较 范德华力 氢键 共价键 作用粒子 分子或原子(稀有气体) 氢、氟、氮、氧原子(分 子内、分子间) 原子 特征 无方向性、无饱和性 有方向性、有饱和性 有方向性、有饱和性 强度比较 共价键＞氢键＞范德华力 影响强度 的因素 ①随着分子极性和相对 分子质量的增大而增大 ②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 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 成键原子半径越小， 键长越短，键能越大， 共价键越稳定 对物质性 质的影响 ①影响物质的熔沸点、溶 解度等物理性质 ②组成和结构相似的物 质，随相对分子质量的增 大，物质的熔沸点升高， 如 F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4 ＜CCl4＜CBr4 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 ①影响分子的稳定性 ②共价键键能越大， 分子稳定性越强 【题组集训】 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 ______________________________________________。 【答案】6NA CH3COOH 存在分子间氢键 2．已知 a 是 H，b 是 N，c 是 O，d 是 S，a 与其他元素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)。 【答案】N2H4、H2O2 3． (1)维生素 B1 可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用。该物质的结构式为 以下关于维生素 B1 的说法正确的是________。 A．只含σ键和π键 B．既有共价键又有离子键 C．该物质的熔点可能高于 NaCl D．该物质易溶于盐酸 (2)维生素 B1 晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有________。 A．离子键、共价键 B．离子键、氢键、共价键 C．氢键、范德华力 D．离子键、氢键、范德华力 【答案】(1)BD (2)D 4．用“>”或“<”填空： 第一电离能 离子半径 熔点 酸性 Si____S O2－____Na＋ NaCl____Si H2SO4____HClO4 【答案】< > < < 【解析】同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但 s、p、d 等轨道处于全空、半满、全 满的稳定状态时，则出现反常现象。Si、S 元素基态原子的价电子排布式分别为 3s23p2、3s23p4，其中 3p 轨道均处于不稳定状态，因此 Si 的第一电离能小于 S。O2－与 Na＋的核外电子排布相同，其电子排布 式均为 1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此 O2－的离子半径大于 Na＋。NaCl 为离子晶体，Si 为原子晶体，因此 Si 的熔点高于 NaCl。一般来说，元素的非金属性越强， 该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl 元素的非金属性强于 S 元素，则 HClO4 的酸性强于 H2SO4。 5．已知元素 X 位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为 2，元素 Y 基态原 子的 3p 轨道上有 4 个电子，元素 Z 的最外层电子数是其内层的 3 倍。 (1)Z 的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于 H2Y，其原因是_________________________ _______________________________________________。 (2X 的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol 该配合物中含有σ键的数目为__________。 【答案】(1)水分子与乙醇分子之间形成氢键 (2)16 mol 或 16×6.02×1023 个 【解析】X 的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s2，为 30 号元素锌。Y 核外电子排布式为 1s22s22p63s23p4， 为 16 号元素硫，Z 为氧。（1）在乙醇中的溶解度 H2O 大于 H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢 键。（2[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。 6．若 BCl3 与 XYn 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 ________。 【答案】X 【解析】由于在 BCl3 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。 7．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______________________。 ②SiH4 的稳定性小于 CH4，更易生成氧化物，原因是______________________。 【答案】①C—C 键和 C—H 键较强，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 ②C—H 键的键能大于 C—O 键，C—H 键比 C—O 键稳定。而 Si—H 键的键能却远小于 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 8． (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＋ 考点四：微粒作用与晶体结构 【知识精讲】 1．离子键——离子晶体 (1)化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。 (2)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。 (3)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 每个正离子被 8 个负离子包围着，同 时每个负离子也被 8 个正离子所包围 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。 (2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 (3)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 (4)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：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．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)①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，典型的有冰、干冰。其晶体结构 模型及特点为 干冰 冰 晶体模型 结构特点 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 每个水分子周围只有 4 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 有 12 个(同层 4 个，上层 4 个，下层 4 个) 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 ②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。 (3)NH3、H2O、HF 中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。 影响物质的性质方面：增大物质的熔沸点，增大物质的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是 氢化物中存在。 4．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。 运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。 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)①金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。 ②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。 5．分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别 晶体类型 原子晶体 分子晶体 金属晶体 离子晶体 结构微粒 原子 分子 金属阳离子、自由 电子 阴、阳离子 微粒间作用(力) 共价键 分子间作用力 复杂的静电作用 离子键 熔沸点 很高 很低 一般较高，少部分 低 较高 硬度 很硬 一般较软 一般较硬，少部分 软 较硬 溶解性 难溶解 相似相溶 难溶(Na 等与水反 应) 易溶于极 性溶剂 导电情况 不导电 (除硅) 一般不导电 良导体 固体不导 电，熔化或 溶于水后 导电 实例 金刚石、 水晶、碳 化硅等 干冰、冰、纯硫 酸、H2(S)等 Na、Mg、Al 等 NaCl、 CaCO3、NaOH 等 6.物质熔沸点的比较 (1)不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体。 (2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 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。 【题组集训】 1．Cu2O 为半导体材料，在其立方晶胞内部有 4 个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有______ 个铜原子。 【答案】16 2．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 3．某种半导体材料由 Ga 和 As 两种元素组成，该半导体材料的化学式_________________________________， 其晶体结构类型为________。 【答案】GaAs 原子晶体 4．Z 基态原子的 M 层与 K 层电子数相等，它与某元素形成的化合物的晶胞如下图所示，晶胞中阴离子和阳 离子的个数之比是________________________。 【答案】2∶1 5．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)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 (2)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____________________________________________。 【答案】(1)bc (2)平面三角形 层状结构中没有自由移动的电子 【解析】(1)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。 (2)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 最外层有 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。 6．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。回答下列问题： (4)e 和 c 形成的一种离子化合物的晶体结构如图 1，则 e 离子的电荷为________。 (5)这 5 种元素形成的一种 1∶1 型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结 构(如图 2 所示)。 该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的 组分是________，判断理由是______________________________________________________________。 【答案】(1)＋1 (2)SO2－ 4 共价键和配位键 H2O H2O 与 Cu2＋的配位键比 NH3 与 Cu2＋的弱 【解析】(1)e 为 Cu，c 为 O，由图 1 可知，晶胞中含 Cu 原子为 4 个，含 O 原子为 8×1 8 ＋1＝2 个，故化学 式为 Cu2O，O 为－2 价，则 Cu 为＋1 价。(2)含有 H、N、O、S、Cu 5 种元素的化合物，结合课本选修 3 络合物有关知识和题目所给信息，观察中心为 1 个 Cu2＋，周围为 4 个 NH3 分子和 2 个 H2O 分子，得到该 化合物化学式为[Cu(NH3)4]SO4·2H2O，加热时，由于 H2O 和 Cu2＋作用力较弱会先失去。 7． Al2O3 在一定条件下可制得 AlN，其晶体结构如下图所示，该晶体中 Al 的配位数是________。 【答案】4 【解析】分析 AlN 晶体结构示意图，与 Al 原子距离最近且等距离的 N 原子数为 4。 8．NF3 可由 NH3 和 F2 在 Cu 催化剂存在下反应直接得到：4NH3＋3F2=====Cu NF3＋3NH4F 上述化学方程式中的 5 种物质所属的晶体类型有______________________________(填序号)。 a．离子晶体 b．分子晶体 c．原子晶体 d．金属晶体 【答案】abd 【解析】NH3、F2、NF3 都是分子晶体，Cu 是金属晶体，NH4F 是离子晶体。 9．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＋8×1 8 ＝2，：1＋4×1 4 ＝2，所以每个晶胞中含有 B 原子的个数为 2，其化学式为 BN。 10．(1)硅主要以硅酸盐、________等化合物的形式存在于地壳中。 (2)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。 (3)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__________________。 【答案】(1)二氧化硅 (2)共价键 3 (3)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2 【解析】(2)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1 2 。 11．元素 X 位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为 2。元素 Y 基态原子的 3p 轨道上有 4 个电子。 X 与 Y 所形成化合物晶体的晶胞如下图所示。 ①在 1 个晶胞中，X 离子的数目为________。 ②该化合物的化学式为________。 【答案】①4 ②ZnS 【解析】①由晶胞结构可知，一个晶胞中 X 离子的数目为 8×1 8 ＋6×1 2 ＝4 个。②Y 在晶胞内部，共 4 个，化 学式为 ZnS。