2013高考化学二轮复习精品资料专题20 物质结构与性质（教学案，教师版）
　　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。 　　三、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。 【知识网络】





【重点知识整合】 一、原子结构与元素的性质 1．基态原子的核外电子排布 (1)排布规律 ①能量最低原理： 基态原子核外电子先占有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只容纳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。 注意：洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为[Ar]3d54s1；Cu原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。 (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： 每个小方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子
。 2．电离能 (1)同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离能逐渐增大；但ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。 (2)如果某主族元素的In＋1远大于In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2远大于I1，所以钠元素的化合价为＋1。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。 3．电负性 (1)变化规律： ①同一周期，从左到右，元素的电负性递增； ②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。 (2)运用： ①确定元素类型(电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素)； ②确定化学键类型(两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键)； ③判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)； ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。 二、分子结构与性质 1．共价键 (1)性质：共价键具有饱和性和方向性。 (2)分类： ①根据形成共价键的共用电子对的偏向或偏离的情况，分为极性键和非极性键； ②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键； ③配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受电子对的空轨道，可表示为A→B。 (3)键参数 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，共价键越牢固； 键长：形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢固； 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。 2．分子的立体结构 (1)价层电子对互斥理论 几种分子或离子的立体构型 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 分子或离子的 立体构型名称  CO2 0 2 直线形  SO2 1 3 V形  H2O 2 4 V形  BF3 0 3 平面三角形  CH4 0 4 正四面体形  NH 0 4 正四面体形  NH3 1 4 三角锥形  SO 1 4 三角锥形  　(2)杂化轨道理论 常见杂化轨道类型与分子构型规律 杂化轨道类型 参加杂化的原子轨道 分子构型 示例  sp 一个s轨道，一个p轨道 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2  sp2 一个s轨道，二个p轨道 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O  sp3 一个s轨道，三个p轨道 正四面体 CH4、CCl4、NH    具体情况不同 NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)  (3)键的极性和分子极性的关系： 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型  X2 H2、N2 --- 非极性键 非极性分子 直线形  XY HCl、NO ---- 极性键 极性分子 直线形  XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线形   SO2 120° 极性键 极性分子 V形   H2O、H2S 105° 极性键 极性分子 V形  XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形   NH3 107° 极性键 极性分子 三角锥形  XY4 CH4、CCl4 109°28′ 极性键 非极性分子 正四面体形  【特别提醒】通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。 4．配合物理论 (1)配合物的组成： ①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、I－、SCN－等。 ②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。 ③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。 (2)常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3等。 5．影响物质溶解度的因素 (1)相似相溶： ①极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 ②溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。 (2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。 (3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。 三、晶体结构与性质 1．晶体的基本类型与性质 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体  结 构 组成晶体微粒 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子   微粒间作用力 离子键 范德华力或氢键 共价键 金属键   离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体  物 理 性 质 熔、沸点 较高 低 很高 一般较高，少部分低   硬度 硬而脆 小 大 一般较大，少部分小   导电性 不良(熔融可导电) 不良 不良 良导体  典型实例 离子化合物 多数非金属单质及其氧化物、氢化物等　 金刚石、SiO2、晶体硅、SiC等 金属单质  2．立方晶胞中粒子数目的计算
3．晶体熔、沸点高低的比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律： 原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。 (2)原子晶体： 原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 (3)离子晶体： 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。 (4)分子晶体： ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。 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SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。 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＞N2。 (5)金属晶体： 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。 【高频考点突破】 考点一 原子、分子结构与性质 例1、 Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知： ①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素； ②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn； ③R原子核外L层电子数为奇数； ④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。 请回答下列问题： (1)Z2＋的核外电子排布式是 。 (2)在[Z(NH3)4]2＋中，Z2＋的空轨道接受NH3分子提供的 形成配位键。 (3)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是 。 a．稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙 b．稳定性：甲>乙，沸点：甲<乙 c．稳定性：甲<乙，沸点：甲<乙 d．稳定性：甲<乙，沸点：甲>乙 (4) Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为 (用元素符号作答)。 (5)Q的一种氢化物相对分子质量为26，其中分子中的σ键与π键的键数之比为 。 (6)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于 。

【知识归纳】 1.原子结构与元素的性质 (1)基态原子的核外电子排布规律 ①能量最低原理 基态原子核外的电子先占有能量最低的原子轨道，当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，从而使原子处于能量最低的稳定状态。如Ge属于32号元素，所以其核外电子的排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 ②泡利原理 在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，总是优先占据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低体系的能量。 洪特规则特例：能量相同的轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。 如  (2)核外电子排布的表示形式 ①电子排布式 a．用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，即电子排布式，如Mg：1s22s22p63s2； b．为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号来表示，如K：[Ar]4s1。 ②轨道表示式 用一个小方框代表一个轨道，每个轨道中最多可容纳两个电子。 如K：
(3)第一电离能的变化规律 第一电离能的变化规律 原因  在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子 同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大  同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越易失去电子 同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小  (4)电负性的变化规律 ①同一周期，从左到右，元素电负性递增。 ②同一主族，自上而下，元素电负性递减。 (5)电负性的运用 ①确定元素类型(电负性>1.8，非金属元素；电负性<1.8，金属元素)； ②确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；两元素电负性差值<1.7，共价键)； ③判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)； ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表明原子得电子能力强弱)。 2．分子结构与性质 (1)共价键 ①性质：共价键具有饱和性和方向性。 ②分类 a．根据形成共价键的原子所带电荷的情况，分为极性键和非极性键。 b．根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键。 c．配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A—→B。 ③键参数 a．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，共价键越牢固。 b．键长：形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢固。 c．键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键角是描述分子立体结构的重要参数。 (2)分子的立体结构 ①价层电子对互斥理论 几种分子或离子的立体构型
②杂化轨道理论 常见杂化轨道类型与分子构型规律
③键的极性和分子极性的关系
(3)配合物理论 ①配合物的组成 a．配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、I－、SCN－等。 b．中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如 Cu2＋、Fe3＋等。 c．配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。 ②常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、[Fe(SCN)6]3－等。 【变式探究】X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表： 元素 相关信息  X X的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等  Y 常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积  Z Z和Y同周期，Z的电负性大于Y  W W的一种核素的质量数为63，中子数为34  (1)Y位于周期表第______周期第______族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是____________(写化学式)。 (2)XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子中存在________个σ键。在H－Y、H－Z两种共价键中，键的极性较强的是__________，键长较长的是______________。 (3)W的基态原子核外电子排布式是__________________。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是_______________。 (4)处理含XO、YO2烟道气污染的一种方法是将其在催化剂作用下转化为单质Y。 已知：XO(s)＋O2(g)===XO2(g)　ΔH＝－283.0 kJ/mol Y(s)＋O2(g)===YO2(g)　ΔH＝－296.0 kJ/mol 此反应的热化学方程式是________________________。 【答案】(1)三　ⅥA　HClO4 (2)2　H－Cl　H－S (3)1s22s22p63s23p63d104s1　2Cu2S＋3O22Cu2O＋2SO2 (4)2CO(g)＋SO2(g)===2CO2(g)＋S(s) ΔH＝－270 kJ/mol 考点二　晶体结构与性质 例2、碳族元素包括C、Si、Ge、Sn、Pb。 (1)碳纳米管由单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过 杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠 结合在一起。 (2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为 。 (3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br键的键角 120°(填“>”、“<”或“＝”)。 (4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是Pb4＋处于立方晶胞顶点，Ba2＋处于晶胞中心，O2－处于晶胞棱边中心。该化合物化学式为 ，每个Ba2＋与 个O2－配位。 【解析】
【规律总结】 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。 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SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 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>N2，CH3OH>CH3CH3。 (5)金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na”)； (3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为______、__________； (4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如下图所示。该合金的化学式为____________；
(5)丁二酮肟常用于检验Ni2＋：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2＋反应可生成鲜红色沉淀，其结构如下图所示。
①该结构中，碳碳之间的共价键类型是σ键，碳氮之间的共价键类型是________，氮镍之间形成的化学键是____________； ②该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在______________； ③该结构中，碳原子的杂化轨道类型有__________________。 【答案】(1)[Ar]3d84s2 (2)>　(3)6　6　(4)LaNi5 (5)①σ键、π键　配位键　②氢键 ③sp2杂化、sp3杂化 【难点探究】 难点一　原子、分子结构分析 这类题目考查的基本内容为电子排布式、电子排布图的书写；电离能、电负性的大小比较；杂化轨道理论、基层电子对互斥理论及分子的空间构型；化学键、分子间作用力及氢键对物质的性质和结构的影响。命题的基本形式为结合元素及化合物、元素周期律和元素周期表知识直接设问。 例1 、氮元素可以形成多种化合物。 回答以下问题：(1)基态氮原子的价电子排布式是____________。 (2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是_________。 (3)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。 ①NH3分子的空间构型是____________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是____________。 ②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是： N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－1038.7 kJ·mol－1 若该反应中有4 mol N—H键断裂，则形成的π键有________mol。 ③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4的晶体内不存在________(填标号)。 a．离子键 b．共价键 c．配位键 d．范德华力 (4)图17－1(a)表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点[见图(b)]，分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4
个氢键予以识别。下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是__________(填标号)。
图17－1 a．CF4 b．CH4 c．NH d．H2O
大，因为第ⅤA族元素价电子的p轨道是半充满状态，原子更稳定。失去第一个电子更难。
难点二　晶体结构分析 晶体的结构分析是新课标高考的热点。试题的类型主要有两种类型：一是根据晶体晶胞的结构特点确定晶体的化学式；二是根据晶体晶胞的结构特点和有关数据，求算晶体的密度或晶体晶胞的体积。解答以上两种类型题目的关键是确定一个晶胞中含有微粒的个数。 例2 、氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN。 (1)B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________； (2)在BF3分子中，F—B—F的键角是________，B原子的杂化轨道类型为________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF的立体构型为____________； (3)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间
作用力为________； (4)六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5 pm，立方氮化硼晶胞中含有________个氮原子、________个硼原子，立方氮化硼的密度是________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数为NA)。
【点评】 确定晶体一个晶胞中含有的微粒数目要熟悉一些常见晶体晶胞的结构。如下表： 晶体 NaCl CsCl 金刚石 CaF2 干冰  晶胞结构 




 晶胞中含微粒数目 Na＋：1＋12×＝4　 Cl－：8×＋6×＝4 Cs＋：1　　 　 Cl－：8×＝1 C：8×＋6× ＋4＝8　　　　 Ca2＋：8×＋6×＝4 F－：8　　　　　　　　 CO2：8×＋6×＝4   【变式探究】下列叙述不正确的是(　　) A．X、Y可形成立方晶体结构的化合物，其晶胞中X占据所有棱的中心，Y位于顶点位置，则该晶体的组成式为XY3 B．CaO晶体结构与NaCl晶体结构相似，每个CaO晶胞中含有4个Ca2＋和4个O2－ C．设NaCl的摩尔质量为M g·mol－1，NaCl的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数为NA mol－1，在NaCl晶体中，两个距离最近的Cl中心间的距离为·cm D．金刚石、碳化硅、晶体硅的熔点依次降低
难点三 综合推断 例3、原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。 回答下列问题： (1)Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为_______，1 mol Y2X2含有σ键的数目为________。 (2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是_____。 (3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是____________________。 (4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图17－2所示，该氯化物的化学式是________，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为____________________。
图17－2 【答案】(1)sp杂化　3 mol或3×6.2×1023个 (2)NH3分子间存在氢键 (3)N2O (4)CuCl　CuCl＋2HCl===H2CuCl3(或CuCl＋2HCl===H2[CuCl3])
【点评】 本题把元素推理和物质结构与性质融合成一体，考查学生对元素推理、原子轨道杂化类型、分子空间结构、氢键、等电子体原理、晶胞结构、化学键的数目计算、新情景化学方程式书写等知识的掌握和应用能力。本题基础性较强，重点突出。 【历届高考真题】 【2012高考】 （2012·上海）4．PH3是一种无色剧毒气体，其分于结构和NH3相似，但P-H键键能比N—H键键能低。下列判断错误的是 A．PH3分子呈三角锥形 B．PH3分子是极性分子 C．PH3沸点低于NH3沸点，因为P－H键键能低 D．PH3分子稳定性低于NH3分子，因为N－H键键能高 【答案】C 【解析】从上到下，同一主族元素形成的气态氢化物的稳定性越来越弱，对应的化学键越来越强，沸点越来越低，C错。 【考点定位】本题考查分子的构型及化学键键参数与分子性质的关系。 （2012·福建）30．[化学一物质结构与性质]（13 分）(1) 元素的第一电离能：Al＿Si（填“> ”或“< " ）。 (2) 基态M 矿＋的核外电子排布式为＿。(3) 硅烷（SinH2n+2）的沸点与其相对分子质量的变化关系如右图所示，呈现这种变化关系的原因是＿。 ( 4 ）硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm-（含B、0、H 三种元素）的球棍模型如右下图所示：
① 在Xm-中，硼原子轨道的杂化类型有 ；配位键存在于 原子之间（填原子的数字标号）; m = （填数字）。② 硼砂晶体由Na+、Xm-和H2O构成，它们之间存在的作用力有（填序号）。A.离子键 B.共价键 C.金属键 D.范德华力 E.氢键
②在晶体中Na+与Xm+之间为离子键，H2O分子间存在范德华力，而该阴离子能与水分子形成氢键。 【答案】（1）＜ （2）1s22s22p63s23p63d5 （[Ar]3d5） （3）硅烷的相对分子质量越大，分子间作用力越强 （4）①sp2、sp3 4，5（或5,4） 2 ②ADE 【考点定位】本题综合考查元素第一电离能的变化规律、基态离子核外电子排布、分子晶体熔沸点高低的决定因素、轨道杂化、配位键、微粒间的作用力等，同时考查学生思维能力、图像处理能力、分析物质结构的能力。 （2012·海南）[选修3——物质结构与性质] (20分) 19-I（6分）下列有关元素锗及其化合物的叙述中正确的是 A．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳 B．四氯化锗与四氯化碳分子都是四面体构型 C．二氧化锗与二氧化碳都是非极性的气体化合物 D．锗和碳都存在具有原子晶体结构的单质
19-II(14分)铜在我国有色金属材料的消费中仅次于铝，广泛地应用于电气、机械制造、国防等领域。回答下列问题： (1)铜原子基态电子排布式为 ； (2)用晶体的x射线衍射法可以测得阿伏加德罗常数。对金属铜的测定得到以下结果：晶胞为面心立方最密堆积，边长为361 pm。又知铜的密度为9.00g·cm-3，则铜晶胞的体积是 cm3、晶胞的质量是 g，阿伏加德罗常数为 (列式计算，己知Ar(Cu)=63.6)； (3)氯和钾与不同价态的铜可生成两种化合物，这两种化合物都可用于催化乙炔聚合，其阴离子均为无限长链结构(如下图)，a位置上Cl原子的杂化轨道类型为 。已知其中一种化合物的化学式为KCuCl3，另一种的化学式为 ；
(4)金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是 ，反应的化学方应程式为 。
（2012·江苏）A． [物质结构与性质] 一项科学研究成果表明，铜锰氧化物(CuMn2O4)能在常温下催化氧化空气中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。 (1)向一定物质的量浓度的Cu(NO3)2 和Mn(NO3)2 溶液中加入Na2CO3 溶液，所得沉淀经高温灼烧，可制得CuMn2O4。 ①Mn2＋基态的电子排布式可表示为 。 ②NO3- 的空间构型是
(用文字描述)。 (2)在铜锰氧化物的催化下，CO 被氧化为CO2，HCHO 被氧化为CO2 和H2O。 ①根据等电子体原理，CO 分子的结构式为 。 ②H2O 分子中O 原子轨道的杂化类型为 。 ③1 mol CO2 中含有的σ键数目为 。 (3) 向CuSO4 溶液中加入过量NaOH 溶液可生成[Cu (OH)4 ]2-。不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2-的结构可用示意图表示为 。 【答案】 A． [物质结构与性质] (1)①1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5) ②平面三角形 (2)①C≡O ②sp3 ③2×6. 02×1023个(或2 mol) (3)

（2012·全国新课标卷）37 .【选修3物质结构与性质】（15分） VIA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含VIA族元素的化台物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题： （1）S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是 ； （2）原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为 ； （3）Se原子序数为 ，其核外M层电子的排布式为 ； （4）H2Se的酸性比H2S （填“强”或“弱”）。气态SeO3分子的立体构型 为 ，SO32-离子的立体构型为 ； （5）H2SeO3的K1和K2分别为2.7x l0-3和2.5x l0-8，H2SeO4第一步几乎完全电离， K2为1.2X10-2，请根据结构与性质的关系解释： ①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因： ； ② H2SeO4比 H2SeO3酸性强的原因： （6）ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，其晶胞边长为540.0 pm．密度为 （列式并计算），a位置S2-离子与b位置Zn2+离子之间的距离为 pm（列示表示）
【答案】 （1）SP3 （2）O＞S＞Se （3）34 3s23p63d10 （4）强 正四面体 平面三角形 （5）①H2SeO4和H2SeO3第一步电离产生的氢离子抑制第二步电离，所以第一步电离程度大于第二步电离程度。 ②对同一种元素的含盐酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。 （6）4.1
【解析】（1）因为S8为环状立体结构，键角为120°，所以轨道杂化方式为SP3。 （2）根据同主族电离能变化规律，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为O＞S＞Se.（3）Se原子序数为34，其核外M层电子的排布式为3s23p63d10（4）原子半径越大，氢化物越容易电离出氢离子，所以H2Se的酸性比H2S强。气态SeO3分子的立体构型为正四面体，SO32-离子的立体构型为平面三角形。（5）①H2SeO4和H2SeO3第一步电离产生
（2012·山东）32．（8分）【化学——物质结构与性质】金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。 （1）下列关于金属及金属键的说法正确的是_______。 a．金属键具有方向性和饱和性 b．金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用 c．金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子 d．金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光 （2）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______。 （3）过渡金属配合物Ni（CO）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o- 建于π键个数之比为________。 （4）甲醛（H2C＝O）在Ni催化作用下加氢可得甲醛（CH2OH）。甲醛分子内C原子的杂化方式为________，甲醛分子内的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】（1）b （2）C （3）4 1:2 （4）sp3 ＞ 【解析】（1）金属键没有方向性和饱和性，a错；金属键是金属阳离子和自由电子间的相互作用，b对；金属导电是因为在外加电场作用下发生定向移动，c错；金属具有光泽是因为自由电子能够吸收并放出可见光，d错。（2）Ni的外围电子排布为3d84s2,3d能级上有2个未成对电子。，第二周期中未成对电子数为2的元素有C、O，其中C的电负性小。（3）CO中C和O为叁键，含有1个σ键、2个π键。（4）甲醇分子内C的成键电子对为4，无孤电子对，杂化类型为sp3，甲醇分子内O－C－H键角比甲醛分子内O－C－H键角大。 【考点定位】物质结构域性质，原子结构域元素性质，分子空间构型。 【2011高考】 1.（2011·安徽卷）科学家最近研制出可望成为高效火箭推进剂的N(NO2)3（如下图所示）。已知该分子中N
-N-N键角都是108.1°，下列有关N(NO2) 3的说法正确的是 A.分子中N、O间形成的共价键是非极性键 B.分子中四个氮原子共平面 C.该物质既有氧化性又有还原性 D.15.2g该物质含有6.02×1022个原子
(2011·江苏卷)短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图1所示。下列说法正确的是
A.元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8 B.原子半径的大小顺序为：rX＞rY＞rZ＞rW＞rQ C.离子Y2－和
Z 3＋的核外电子数和电子层数都不相同 D.元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强 【解析】该题以“周期表中元素的推断”为载体，考查
学生对元素周期表的熟悉程度及其对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。考查了学生对物质结构与性质关系以及运用元素周期律解决具体化学问题的能力。根据周期表的结构可推出元素分别为：X:N ； Y :O ； Z: Al ； W :S ； Q :Cl，A.元素最高正化合价一般等于其主族数。B.同周期原子半径从左到右依次减小，同主族从上到下依次增大。C.离子Y2－和Z 3＋都为10微粒，核外电子数和电子层数都相同。D.元素最高价氧化物对应的水化物的酸性是与非金属性一致的，因此酸性Q的强。 【答案】A （2011·广东卷）短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，乙位于第VA族，甲和丙同主族，丁原子最外层电子数与电子层数相等，则 A、原子半径：丙>丁>乙 B、单质的还原性：丁>丙>甲 C、甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物 D、乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应
（2011·山东卷）元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是 A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高 C.P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强 D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 【解析】对应主族元素的原子其最高化合价等于元素原子的最外层电子数，但氟元素无正价，氧元素没有最高化合价，A不正确；在多电子原子中，电子的能量是不相同的。在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，B不正确；P、S、Cl均属于第三周期的元素，且原子序数依次递增，所以非金属性依次增强，所以得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强，依次选项C正确；元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素一般既有金属性又有非金属性，在周期表中第三纵行到第十纵行，包括7个副族和一个Ⅷ共同组成了过渡元素，因此选项D也不正确。 【答案】C （2011·天津卷）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是 A．第IA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 B．同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小 C．第 ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低
(2011·海南卷)
是常规核裂变产物之一，可以通过测定大气或水中
的含量变化来检测核电站是否发生放射性物质泄漏。下列有关
的叙述中错误的是 A.
的化学性质与
相同 B.
的原子序数为53 C.
的原子核外电子数为78 D.
的原子核内中子数多于质子数 【答案】C 【解析】社会热点问题的体现，由于日本福岛核问题而使
成为社会关注的焦点。本题是相关同位素、核素考查。A选项中考查同位素化学性质相同这点，B选项落在
考查，C中电子数=53因而错，D是中子数的计算。思维拓展：对核素的考查是以前老的命题内容，今年核问题出现后，不少老教师已经猜测到此点，因而做了复习准备。这类题紧跟社会热点问题或主题，每年都可把当年四月份之间与化学相关热点焦点作为备考点。 （2011·四川卷）下列推论正确的 A.SiH4的沸点高于CH4，可推测PH3的沸点高于NH3 B.NH4+为正四面体结构，可推测出PH4+ 也为正四面体结构 C.CO2晶体是分子晶体，可推测SiO2晶体也是分子晶体 D.C2H6是碳链为直线型的非极性分子，可推测C3H8也是碳链为直线型的非极性分子 【解析】氨气分子之间存在氢键，沸点高于PH3的；SiO2晶体也是原子晶体；C3H8不是直线型的，碳链呈锯齿形且为极性分子。 【答案】B （2011·四川卷）下列说法正确的是 A.分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键 B.分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸 C.含有金属离子的晶体一定是离子晶体 D.元素的非金属型越强，其单质的活泼型一定越强
（2011·上海卷）氯元素在自然界有35Cl和37Cl两种同位素，在计算式34.969×75.77%+36.966×24.23% =35.453中 A．75.77%表示35Cl的质量分数 B．24.23%表示35Cl的丰度 C．35. 453表示氯元素的相对原子质量 D．36.966表示37Cl的质量数 【解析】本题考察同位素相对原子质量的计算方法和元素丰度及质量数的理解。34.969和75.77%分别表示35Cl的相对原子质量和丰度。 【答案】C (2011·江苏卷)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。 回答下列问题： （1）Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为 ，1mol Y2X2含有σ键的数目为 。 （2）化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是 。 （3）元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是 。 （4）元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图13所示，该氯化物的化学式是 ，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为 。

（2011·福建卷）氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题： （1）基态氮原子的价电子排布式是_________________。 （2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是____________。 （3）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。 ①NH3分子的空间构型是_______________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是___________。 ②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是： N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) △H=－1038.7kJ·mol－1 若该反应中有4mol N－H键断裂，则形成的π键有________mol。 ③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4的晶体内不存在__________(填标号) a. 离子键???? b. 共价键???? c. 配位键??? d. 范德华力 （4）图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点（见图2），分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。
下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_________（填标号）。 a. CF4????? b. CH4????? c. NH4＋???? d. H2O
③N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，可见它是离子晶体，晶体内肯定不存在范德华力。 （4）要形成氢键，就要掌握形成氢键的条件：一是要有H原子，二是要电负性比较强，半径比较小的原子比如F、O、N等构成的分子间形成的特殊的分子间作用力。符合这样的选项就是c和d，但题中要求形成4个氢键，氢键具有饱和性，这样只有选c。 【答案】（1）2s22p3 （2）N＞O＞C （3）①三角锥形 sP3 ②3 ③d （4）c （2011·山东卷）氧是地壳中含量最多的元素。 （1）氧元素基态原子核外未成对电子数为 个。 （2）H2O分子内的O-H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为 。
（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 。 (4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为ag·cm-3，
表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为 cm3。
（3）依据价层电子对互斥理论知H3O+中O上的孤对电子对数＝1/2（5－3×1）＝1，由
于中心O的价层电子对数共有3+1＝4对，所以H3O+为四面体，因此H3O+中O原子采用的是sp3杂化；同理可以计算出H2O中O原子上的孤对电子对数＝1/2（6－2×1）＝2，因此排斥力较大，水中H-O-H键角较小。
（2011·重庆卷）用于金属焊接的某种焊条，其药皮由大理石、水泥、硅铁等配制而成。 （1）Al的原子结构示意图为_____________________；Al与NaOH溶液反应的离子方程式为 ________________________________________________。 (2)30Si的原子的中子数为_________；SiO2晶体类型为__________________。 （3）Al3+与Yn－的电子数相同，Y所在族的各元素的氢化物的水溶液均显酸性，则该族氢化物中沸点最低的是________。 （4）焊接过程中，药皮在高温下产生了熔渣和使金属不被氧化的气体，该气体是__________。 （5）经处理后的熔渣36.0g（仅含Fe2O3、Al2O3、SiO2），加入足量稀盐酸，分离得到11.0g固体；滤液中加入过量NaOH溶液，分离得到21.4g固体；则此熔渣中Al2O3的质量分数为__________________。 【解析】本题考察原子的结构、晶体类型、方程式的书写以及有关计算。
（5）熔渣中只有SiO2与盐酸不反应，因此11.0g是SiO2的质量。Fe2O3、Al2O3溶于盐酸分别生成FeCl3、AlCl3，当滤液中加入过量NaOH溶液时AlCl3生成NaAlO2，FeCl3生成Fe(OH)3沉淀。所以21.4g固体是Fe(OH)3的质量，其物质的量为
，由铁原子守恒知Fe2O3的物质的量为0.1mol，其质量为0.1mol×160g·mol－1＝16.0g。熔渣中Al2O3的质量分数为
。 【答案】（1）
2Al＋2OH－＋2H2O=2AlO2－＋3H2↑ （2）16 原子晶体 （3）HCl （4）CO2 （5）25% （2011·新课标全国卷）氮化硼（BN）是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：
请回答下列问题： 由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是_________、__________； 基态B原子的电子排布式为_________；B和N相比，电负性较大的是_________，BN中B元素的化合价为_________； 在BF3分子中，F-B-F的键角是_______，B原子的杂化轨道类型为_______，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF4－的立体结构为_______； 在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为________； （5）六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶苞边长为361.5pm，立方氮化硼晶胞中含有______各氮原子、________各硼原子，立方氮化硼的密度是_______g·cm-3（只要求列算式，不必计算出数值，阿伏伽德罗常数为NA）。
（5）描述晶体结构的基本单元叫做晶胞，金刚石晶胞是立方体，其中8个顶点有8个碳原子，6个面各有6个碳原子，立方体内部还有4个碳原子，如图所示
。所以金刚石的一个晶胞中含有的碳原子数＝8×1/8+6×1/2+4=8，因此立方氮化硼晶胞中应该含有4个N和4个B原子。由于立方氮化硼的一个晶胞中含有4个N和4个B原子，其质量是
是，立方体的体积是(361.5cm)3，因此立方氮化硼的密度是
g·cm-3。 【答案】（1）B2O3＋3CaF2＋3H2SO4
2BF3↑+3CaSO4＋3H2O； B2O3＋2NH3
2BN＋3H2O； （2）1s22s2sp1；N；+3. （3）120°；sp2；正四面体。 （4）共价键（或极性共价键）；
分子间作用力。 （5）

(2011·上海卷)工业上制取冰晶石(Na3AlF6)的化学方程式如下：2Al(OH)3+ 12HF+ 3Na2CO3=2Na3AlF6+ 3CO2↑+ 9H2O 根据题意完成下列填空： （1）在上述反应的反应物和生成物中，属于非极性分子的电子式 ， 属于弱酸的电离方程式 。 （2）反应物中有两种元素在元素周期表中位置相邻，下列能判断它们的金属性或非金属性强弱的是 （选填编号）。 a．气态氢化物的稳定性 b．最高价氧化物对应水化物的酸性 c．单质与氢气反应的难易 d．单质与同浓度酸发生反应的快慢 （3）反应物中某些元素处于同一周期。它们最高价氧化物对应的水化物之间发生反应的离子方程式为 。 （4） Na2CO3俗称纯碱，属于 晶体。工业上制取纯碱的原料是 。 【解析】本题考察电子式和方程式的书写、元素周期律的应用和具体类型的判断。CO2属于非极性分子，HF和H2O属于极性分子；其中氟和氧位置相邻，且位于同一周期；钠和铝、C和O及F处于同一周期。 【答案】
（2）ac （3）Al(OH)3＋OH－=AlO2－＋H2O （4）离子晶体 氯化钠、二氧化碳和氨 【2010高考】 （2010·全国卷Ⅰ）下列判断错误的是 A．沸点：
B．熔点：
C．酸性：
C．碱性：


（2010·全国卷Ⅰ）13．下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是 A．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角 B．最小的环上，有3个Si原子和3个O原子 C．最小的环上，Si和O原子数之比为1：2 D．最小的环上，有6个Si原子和6个O原子 【解析】二氧化硅是原子晶体，结构为空间网状，存在硅氧四面体结构，硅处于中心，氧处于4个顶角所以A项错误；在SiO2晶体中，每6个Si和6个O形成一个12元环（最小环），所以D对，B、C都错误。 【答案】D （2010·上海卷）20．几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 X Y Z W  原子半径/pm 160 143 70 66  主要化合价 +2 +3 +5、+3、-3 -2  下列叙述正确的是 A．X、Y元素的金属性 X

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