2018届二轮复习物质结构与性质课件（115张）（全国通用）

2018届二轮复习物质结构与性质课件（115张）（全国通用）

专题十五 物质结构与性质 ( 选考 ) 1. 原子结构与元素的性质： (1) 了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素 (1 ～ 36 号 ) 原子核外电子、价电子的排布，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。 考纲要求 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) 了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质； (3) 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； (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，了解金属晶体的常见堆积方式； (5) 了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型 (sp 、 sp 2 、 sp 3 ) ，能用价层电子对互斥理论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； (4) 能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算； (5) 了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。 内容索引 考点一 基态原子的核外电子排布 考点二 元素的电离能和电负性 考点三 两大理论与分子构型 考点四 微粒作用与分子性质 考点五 微粒作用与晶体结构 考点一 基态原子的核外电子排布 核心精讲 1 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：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. 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 ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 (2) 简化电子排布式 “ [ 稀有气体 ] ＋价层电子 ” 的形式表示。 如： Cu ： [Ar] 3d 10 4s 1 (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 ： 1.Zn 2 ＋ 基态核外电子排布式为 __________________________ 。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 题组集训 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 或 [Ar] 3d 10 答案 2. 基态 Ge 原子的核外电子排布式为 [ Ar ] __________ ，有 ____ 个未成对电子。 3d 10 4s 2 4p 2 2 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 3. 镍元素基态原子的电子排布式为 __________________ ___________ ， 3d 能级上的未成对的电子数为 ___ 。 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 或 [Ar] 3d 8 4s 2 2 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 4. 写出基态 As 原子的核外电子排布式 ____________________________________ 。 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 3 或 [Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 5Cr 3 ＋ 基态核外电子排布式为 __________________________ 。 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 ( 或 [Ar] 3d 3 ) 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 6. 处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用 ________ 形象化描述。在基态 14 C 原子中，核外存在 ____ 对自旋相反的电子。 电子云 2 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 7.(1)Si 位于元素周期表第 ___ 周期第 _______ 族。 (2)N 的基态原子核外电子排布式为 _________ ； Cu 的基态原子最外层有 ____ 个电子。 三 Ⅳ A 1s 2 2s 2 2p 3 1 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 8.Cu 2 ＋ 的电子排布式是 __________________________ 。 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 或 [Ar] 3d 9 反思归纳 1 2 3 4 5 6 7 8 返回 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) ( 违反泡利原理 ) (3) ( 违反洪特规则 ) (4) ( 违反洪特规则 ) 反思归纳 1 2 3 4 5 6 7 8 返回 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 n p 3 、 n p 6 Cr ： 3d 5 4s 1 　 Mn ： 3d 5 4s 2 　 Cu ： 3d 10 4s 1 　 Zn ： 3d 10 4s 2 1 2 3 4 5 6 7 8 考点二 元素的电离能和电负性 核心精讲 1 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，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 到 的周期性变化。 n s 1 n s 2 n p 6 答案 答案 (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 小 大 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。 (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 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。 答案 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) 答案 题组集训 2 1 2 3 4 5 6 7 8 1. 光催化还原 CO 2 制备 CH 4 反应中，带状纳米 Zn 2 GeO 4 是该反应的良好催化剂。 Zn 、 Ge 、 O 电负性由大至小的顺序是 _________ 。 O>Ge>Zn 答案 2. 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 _______________________________ _____________ 。 铜失去的是全充满的 3d 10 电子 ， 镍失 去的是 4s 1 电子 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 3.CH 4 和 CO 2 所含的三种元素电负性从小到大的顺序为 __________ 。 H 、 C 、 O 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 4. 在 N 、 O 、 S 中第一电离能最大的是 ____ 。 N 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 5. 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 ) 。 K F 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 6. 第一电离能介于 B 、 N 之间的第二周期元素有 ______ 种。 3 1 2 3 4 5 6 7 8 7. 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 ________ 。 √ 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 8. 依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照 右 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　 返回 1 2 3 4 5 6 7 8 考点三 两大理论与分子构型 核心精讲 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 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 BeCl 2 3 3 0 三角形 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空间构型的相互判断 中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，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 分子空间构型 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 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 题组集训 2 1. 分子中碳原子轨道的杂化类型为 ________ 。 sp 3 、 sp 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 2.Ge 单晶具有金刚石结构，其中 Ge 原子的杂化方式为 ____ 。 sp 3 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 3.AsCl 3 分子的立体构型为 ________ ，其中 As 的杂化轨道类型为 ____ 。 答案 三角锥形 sp 3 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 4.CS 2 分子中， C 原子的杂化轨道类型是 ____ 。 sp 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 5.F 2 通入稀 NaOH 溶液中可生成 OF 2 ， OF 2 分子构型为 _____ ，其中氧原子的杂化方式为 ____ 。 V 形 sp 3 答案 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 6.CH 3 COOH 中 C 原子轨道杂化类型为 ________ 。 sp 3 、 sp 2 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 7. 醛基中碳原子的轨道杂化类型是 ____ 。 sp 2 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 8. 乙醛中碳原子的杂化类型为 ________ 。 sp 3 、 sp 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 9. 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 的最外层只有一个电子，但次外层有 18 个电子。 则 a 和其他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 ____ ；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 的是 _____________ ；酸根呈三角锥结构的酸是 ______ 。 sp 3 HNO 2 、 HNO 3 H 2 SO 3 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 10. 中阳离子的空间构型为 __________ ，阴离子 的中心原子轨道采用 ____ 杂化。 三角锥形 sp 3 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 11.BCl 3 和 NCl 3 中心原子的杂化方式分别为 ____ 和 ____ 。 sp 2 sp 3 答案 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 12. 已知元素 Y 基态原子的 3p 轨道上有 4 个电子，元素 Z 的原子最外层电子数是其内层的 3 倍，则在 Y 的氢化物 (H 2 Y) 分子中， Y 原子轨道的杂化类型是 ____ ， YZ 的空间构型为 _________ 。 sp 3 正四面体 返回 考点四 微粒作用与分子性质 核心精讲 1 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 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) 等电子原理 原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。物理性质相似，化学性质不同。 常见等电子体： 微粒 通式 价电子总数 立体构型 AX 2 16e － 直线形 AX 3 24e － 平面三角形 AX 2 18e － V 形 AX 4 32e － 正四面体形 AX 3 26e － 三角锥形 CO 、 N 2 AX 10e － 直线形 AX 4 8e － 正四面体形 (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(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。 2. 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 。 答案 题组集训 2 1. [ Zn(CN) 4 ] 2 － 在水溶液中与 HCHO 发生如下反应： 4HCHO ＋ [Zn(CN) 4 ] 2 － ＋ 4H ＋ ＋ 4H 2 O=== [ Zn(H 2 O) 4 ] 2 ＋ ＋ 4HOCH 2 CN HOCH 2 CN 的结构简式 (2)1 mol HCHO 分子中含有 σ 键的数目为 ___mol 。 (4) 与 H 2 O 分子互为等电子体的阴离子为 _____ 。 3 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (5) [ Zn(CN) 4 ] 2 － 中 Zn 2 ＋ 与 CN － 的 C 原子形成配位键。不考虑空间构型， [ Zn(CN) 4 ] 2 － 的结构可用示意图表示为 ____________________________ 。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 2.(2)Ge 与 C 是同族元素， C 原子之间可以形成双键、叁键，但 Ge 原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是 ________________________________________________________ _______________________________________ 。 答案 锗的原子半径大，原子之间形成的 σ 单键较长， pp 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 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (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 _____________________________________________________________________________ 。 答案   GeCl 4 GeBr 4 GeI 2 熔点 / ℃ － 49.5 26 146 沸点 / ℃ 83.1 186 约 400 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 8 9 10 11 GeCl 4 、 GeBr 4 、 3. 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 ____ 。 答案 正四面体 配位键 N 高于 NH 3 分子间可 形成氢键 极性 sp 3 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 4. 下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶： 2Cr 2 O ＋ 3CH 3 CH 2 OH ＋ 16H ＋ ＋ 13H 2 O ―→ 4 [ Cr(H 2 O) 6 ] 3 ＋ ＋ 3CH 3 COOH (1) 配合物 [Cr(H 2 O) 6 ] 3 ＋ 中，与 Cr 3 ＋ 形成配位键的原子是 ____( 填元素符号 ) 。 (2)1 mol CH 3 COOH 分子含有 σ 键的数目为 ____________________ 。 (3) 与 H 2 O 互为等电子体的一种阳离子为 _____( 填化学式 ) ； H 2 O 与 CH 3 CH 2 OH 可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为 _________________________ 。 答案 O 7 mol( 或 7 × 6.02 × 10 23 ) H 2 F ＋ H 2 O 与 CH 3 CH 2 OH 之间可以形成氢键 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 5.1 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 6 N A CH 3 COOH 存在分子间氢键 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 6. 与 OH － 互为等电子体的一种分子为 _____( 填化学式 ) 。 答案 HF 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 7. 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 N 2 H 4 、 H 2 O 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 8. 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。则 (1) 与 YZ 互为等电子体的分子的化学式 _____________( 任写一种 ) 。 解析答案 CCl 4 或 SiCl 4 等 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (2)X 的氯化物与氨水反应可形成配合物 [ X(NH 3 ) 4 ] Cl 2 ， 1 mol 该配合物中含有 σ 键的数目为 _______________________ 。 解析　 [ Zn(NH 3 ) 4 ] 2 ＋ 中 Zn 与 NH 3 之间以配位键相连，共 4 个 σ 键，加上 4 个 NH 3 的 12 个 σ 键，共 16 个 σ 键。 (3)Z 的氢化物 (H 2 Z) 在乙醇中的溶解度大于 H 2 Y ，其原因是 ______________ _________________ 。 解析　 在乙醇中的溶解度 H 2 O 大于 H 2 S ，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。 16 mol 或 16 × 6.02 × 10 23 个 水分子与乙醇 分子之间形成氢键 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 9. 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 ____ 。 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 。 X 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 10. 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： 答案 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 __________________________________________________________ ________________________________________________ 。 C—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 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (2)SiH 4 的稳定性小于 CH 4 ，更易生成氧化物，原因是 _________________ _______________________________________________________________________________________________________________ 。 答案 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 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 11.(1)BF 3 与一定量的水形成 (H 2 O) 2 ·BF 3 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 √ √ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 (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 ______________________________________________ 。 答案 < 中形成分子内氢键，使其更难电离出 H ＋ 返回 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 考点五 微粒作用与晶体结构 核心精讲 1 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 　　　 、 _______ 和 。 (2) 离子键：阴、阳离子通过 形成的化学键。 离子键强弱的判断：离子半径越 ，离子所带电荷数越 ，离子键越 ，离子晶体的熔、沸点越 。 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 ，离子晶体的熔、沸点越 ，硬度越 。 答案 离子键 共价键 金属键 静电作用 小 多 强 高 大 高 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 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 (SiO 2 ) 。 (3) 典型原子晶体结构   金刚石 二氧化硅 结构示意图 答案 空间立体网状 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 SiO 2 中含有 4 mol 硅氧键 答案 (4) 共价键强弱和原子晶体熔、沸点大小的判断：原子半径越 ，形成共价键的键长越 ，共价键的键能越 ，其晶体熔、沸点越 。如熔点：金刚石 碳化硅 晶体硅。 小 短 大 高 > > 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 饱和性和方向性，而氢键则 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，典型的分子晶体有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为   干冰 冰 晶体模型 答案 没有 有 结构特点 干冰晶体是一种立方面心结构 —— 每 8 个 CO 2 分子构成立方体，在六个面的中心又各占据 1 个 CO 2 分子。每个 CO 2 分子周围，离该分子最近且距离相等的 CO 2 分子有 12 个 ( 同层 4 个，上层 4 个，下层 4 个 ) 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 ，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更 的能量，熔、沸点越 。但存在氢键时分子晶体的熔、沸点往往反常地 。 (3)NH 3 、 H 2 O 、 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。 答案 大 多 高 高 4. 金属键 —— 金属晶体 (1) 金属键：金属离子和 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。 答案 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 自由电子 (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 ，半径越 ，金属键越 ，熔、沸点越高，如熔点： Na Mg Al ， Li Na K Rb Cs 。金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。 答案 多 小 强 < < > > > > 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 金属键 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、 H 2 (S) 等 Na 、 Mg 、 Al 等 NaCl 、 CaCO 3 、 NaOH 等 6. 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：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。 解析答案 题组集训 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1.(5)Ge 单晶具有金刚石型结构，则微粒之间存在的作用力是 ________ 。 (6) 晶胞有两个基本要素： ① 原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置 ， 如 图 为 Ge 单晶的晶胞，其中原子坐标参数 A 为 (0,0,0) ； B 为 ； C 为 。则 D 原子坐标参数为 _________ 。 共价键 ② 晶胞参数，描述晶胞的大小和形状，已知 Ge 单晶的晶胞参数 a ＝ 565.76 pm ，其密度为 _________________g·cm － 3 ( 列出计算式即可 ) 。 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 2.(3) 单质铜及镍都是由 _____ 键形成的晶体。 (4) 某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示 。 ① 晶胞中铜原子与镍原子的数量比为 _____ 。 解析　 根据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为 6 × 1 /2 ＝ 3 ，镍原子的个数为 8 × 1/ 8 ，则铜和镍的数量比为 3 ∶ 1 ， 金属 3∶1 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 ② 若合金的密度为 d g·cm － 3 ，晶胞参数 a ＝ ___________________nm 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 3.(4)GaF 3 的熔点高于 1 000 ℃ ， GaCl 3 的熔点为 77.9 ℃ ，其原因是 ________________________________ 。 解析　 由于 GaF 3 是离子晶体， GaCl 3 是分子晶体，所以离子晶体 GaF 3 的熔、沸点高。 GaF 3 是离子晶体， GaCl 3 是分子晶体 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 答案 (5)GaAs 的熔点为 1 238 ℃ ，密度为 ρ g·cm － 3 ，其晶胞 结构如图所示。该晶体的类型为 ________ ， Ga 与 As 以 _______ 键键合。 Ga 和 As 的摩尔质量分别为 M Ga g·mol － 1 和 M As g·mol － 1 ，原子半径分别为 r Ga pm 和 r As pm ，阿伏 加德罗常数值为 N A ，则 GaAs 晶胞中原子的体积占晶胞 体积的百分率为 _____________________ 。 原子晶体 共价键 解析 1 2 3 4 5 6 7 8 9 解析　 GaAs 的熔点为 1 238 ℃ ，密度为 ρ g·cm － 3 ，其晶胞结构如图所示，熔点很高，所以晶体的类型为原子晶体，其中 Ga 与 As 以共价键键合。根据晶胞结构可知晶胞中 Ga 和 As 的个数均是 4 个，所以晶胞的体积是 。二者的原子半径分别为 r Ga pm 和 r As pm ，阿伏加德罗常 数值为 N A ，则 GaAs 晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 × 100% ＝ × 100% 。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 4.(4)CO 能与金属 Fe 形成 Fe(CO) 5 ，该化合物熔点为 253 K ，沸点为 376 K ，其固体属于 _____ 晶体。 (5) 碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示： ① 在石墨烯晶体中，每个 C 原子连接 ____ 个六元环，每个六元环占有 ___ 个 C 原子。 答案 分子 3 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 ② 在金刚石晶体中， C 原子所连接的最小环也为六元环，每个 C 原子连接 _____ 个六元环，六元环中最多有 ____ 个 C 原子在同一平面。 答案 12 4 1 2 3 4 5 6 7 8 9 5. (4) 改编 ] Cu 2 O 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。 Al 单质为面心立方晶体，其晶胞参数 a ＝ 0.405 nm ，晶胞中铝原子的配位数 为 ___ 。列式表示 Al 单质的密度 ___________________________g·cm － 3 。 16 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 6. Cu 2 O 在稀硫酸中生成 Cu 和 CuSO 4 。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 ____ 。 12 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 7. 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 _____ 。 解析　 e 为 Cu ， c 为 O ，由图 1 可知，晶胞中含 Cu 原子数为 4 个，含 O 原子为 8 × ＋ 1 ＝ 2 个，故化学式为 Cu 2 O ， O 为－ 2 价，则 Cu 为＋ 1 价。 ＋ 1 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 答案 (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 _______________ ____________________ 。 解析 共价键和配位键 H 2 O H 2 O 与 Cu 2 ＋ 的配 位键比 NH 3 与 Cu 2 ＋ 的弱 1 2 3 4 5 6 7 8 9 解析　 含有 H 、 N 、 O 、 S 、 Cu 5 种元素的化合物，结合课本选修 3 配合物有关知识和题目所给信息，观察中心为 1 个 Cu 2 ＋ ，周围为 4 个 NH 3 分子和 2 个 H 2 O 分子，得到该化合物化学式为 [ Cu(NH 3 ) 4 ] SO 4 ·2H 2 O ，加热时，由于 H 2 O 和 Cu 2 ＋ 作用力较弱会先失去。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 8.(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。 解析　 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 。 (3) 单质硅可通过甲硅烷 (SiH 4 ) 分解反应来制备。工业上采用 Mg 2 Si 和 NH 4 Cl 在液氨介质中反应制得 SiH 4 ，该反应的化学方程式为 _____________________________________ 。 解析答案 二氧化硅 共价键 3 Mg 2 Si ＋ 4NH 4 Cl == = SiH 4 ＋ 4NH 3 ＋ 2MgCl 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 (4) 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 解析 sp 3 1∶3 1 2 3 4 5 6 7 8 9 解析　 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 sp 3 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 [SiO 3 ] 。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 9. 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一个，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 ，它们的价电子层中未成对电子数分别为 4 和 2 ，且原子序数相差为 2 。 (1)A 、 B 和 D 三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。 ① 该化合物的化学式为 _______ ； D 的配位数为 ___ 。 答案 解析 K 2 NiF 4 6 1 2 3 4 5 6 7 8 9 解析　 有 4 个未成对电子的一定是过渡金属元素，前四周期元素中只有 3d 6 4s 2 符合，因而 C 为 Fe 元素，顺推出 D 为 Ni ， B 为 K ， A 为 F 。 即该化合物的化学式为 K 2 NiF 4 。 D 的配位体是距其最近的异种原子 A ，分别在它的前面、后面、左边、右边、上边、下边，共 6 个 A 原子。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 答案 ② 列式计算该晶体的密度 _________________________________ g·cm － 3 。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 返回 (2)A － 、 B ＋ 和 C 3 ＋ 三种离子组成的化合物 B 3 CA 6 ，其中化学键的类型有 _______________ ；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为 ________ ，配位体是 ____ 。 解析　 在 K 3 [ FeF 6 ] 中 K ＋ 与 [ FeF 6 ] 3 － 之间是离子键， [ FeF 6 ] 3 － 中 Fe 3 ＋ 与 F － 之间是配位键， Fe 3 ＋ 是中心离子， F － 是配位体。 离子键、配位键 [ FeF 6 ] 3 － F － 解析答案 1 2 3 4 5 6 7 8 9 本课结束