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2019-2020年高考化學二輪復習專題五物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)專題復習新人教版 考點一　微粒結(jié)構(gòu)及相互作用力 原子結(jié)構(gòu)、離子結(jié)構(gòu)是物質(zhì)結(jié)構(gòu)的核心內(nèi)容，同樣也是高考的重要考點。復習時，注意掌握常用規(guī)律，提高解題能力；重視知識遷移、規(guī)范化學用語。根據(jù)考綱，應(yīng)從以下五個方面掌握。 1．明確微粒間“三個”數(shù)量關(guān)系 中性原子：核電荷數(shù)＝核內(nèi)質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)＝原子序數(shù) 陰離子：核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＋所帶的電荷數(shù) 陽離子：核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)－所帶的電荷數(shù) 2．“四同”的判斷方法 判斷的關(guān)鍵是抓住描述的對象。 （1）同位素——原子，如H、H、H。 （2）同素異形體——單質(zhì)，如O2、O3。 （3）同系物——有機化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 （4）同分異構(gòu)體——有機化合物，如正戊烷、新戊烷。 3．注意易混淆的問題 （1）同種元素，可以有若干種不同的核素，即核素種類遠大于元素種類。 （2）元素有多少種核素，就有多少種原子。 （3）同位素是同一元素不同原子的互相稱謂，不指具體原子。 （4）同一元素的不同同位素原子其質(zhì)量數(shù)不同，核外電子層結(jié)構(gòu)相同，其原子、單質(zhì)及其構(gòu)成的化合物的化學性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有差異。 4．巧記10e－、18e－ 微粒 10電子體和18電子體是元素推斷題的重要突破口。 以Ne為中心記憶10電子體： 此外，由10電子體中的CH4、NH3、H2O、HF失去一個H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F為9電子體，兩兩組合得到的物質(zhì)如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也為18電子體。 5．澄清化學鍵與化合物的關(guān)系 說明?。?）當化合物中只存在離子鍵時，該化合物是離子化合物。 （2）當化合物中同時存在離子鍵和共價鍵時，該化合物是離子化合物。 （3）當化合物中只存在共價鍵時，該化合物是共價化合物。 （4）在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素(銨鹽除外)；共價化合物一般只含有非金屬元素，但個別含有金屬元素，如AlCl3也是共價化合物；只含有非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，如銨鹽。 （5）非金屬單質(zhì)只有共價鍵(稀有氣體除外)。 （6）氣態(tài)氫化物是共價化合物，只含共價鍵，而金屬氫化物(如NaH)是離子化合物，含離子鍵。 （7）離子晶體熔化時破壞離子鍵，原子晶體熔化時破壞共價鍵，而分子晶體熔化時破壞分子間作用力。 （8）分子的穩(wěn)定性與分子間的作用力無關(guān)，而與分子內(nèi)部的化學鍵的強弱有關(guān)。 【例1】(xx上海，1)中國科學技術(shù)名詞審定委員會已確定第116號元素Lv的名稱為鉝。關(guān)于Lv的敘述錯誤的是(　　) A．原子序數(shù)116 B．中子數(shù)177 C．核外電子數(shù)116 D．相對原子質(zhì)量293 【答案】D 【例2】已知A、B、C、D四種物質(zhì)均是由短周期元素原子組成的，它們之間有如圖所示的轉(zhuǎn)化關(guān)系，且A 是一種含有18電子的微粒，C是一種含有10電子的微粒。請完成下列各題： （1）若A、D均是氣態(tài)單質(zhì)分子，寫出A與B反應(yīng)的化學方程式：______________________ __________________________________________________。 （2）若B、D屬同主族元素的單質(zhì)分子，寫出C的電子式： ________________。 （3）若A、B均是含2個原子核的微粒，其中B中含有10個電子，D中含有18個電子，則A、B之間發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為________________________________________________。 （4）若D是一種含有22電子的分子，則符合如圖關(guān)系的A的物質(zhì)有____________(寫物質(zhì)的化學式，如果是有機物則寫相應(yīng)的結(jié)構(gòu)簡式)。 【答案】（1）2F2＋2H2O===4HF＋O2?。?） （3）HS－＋OH－===S2－＋H2O （4）CH3CH3、CH3OH 【解析】（1）18電子的氣態(tài)單質(zhì)分子為F2，則C為HF、B為H2O、D為O2，反應(yīng)方程式為2F2＋2H2O===4HF＋O2。 （2）B、D為同主族元素的單質(zhì)，且A含有18個電子，C含有10個電子時，則B為O2、A為H2S、C為H2O、D為S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。 （3）含2個原子核的18電子的微粒為HS－，10電子的微粒為OH－，反應(yīng)離子方程式為HS－＋OH－===S2－＋H2O。 （4）含22電子的分子為CO2，則A為含18電子的含C、H或C、H、O的化合物，可能為CH3CH3和CH3OH。 考點二　正確把握元素周期表　準確運用元素周期律 在歷年高考中，元素周期表、元素周期律的知識點屬于高頻考點，在復習時，可從以下六個方面突破： 1．強化記憶元素周期表的結(jié)構(gòu) 2．注意把握元素周期表的特點 （1）短周期元素只有前三周期； （2）主族中只有ⅡA族元素全部為金屬元素； （3）ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素； （4）元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族； （5）長周期不一定是18種元素，第六周期有32種元素。 3．理清原子序數(shù)與元素位置的“序數(shù)差值”規(guī)律 （1）同周期相鄰主族原子的“序數(shù)差值”規(guī)律 ①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相鄰元素序數(shù)差為1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族為相鄰元素，其原子序數(shù)差為第二、三周期時相差1，第四、五周期時相差11，第六、七周期時相差25。 （2）同主族相鄰元素的“序數(shù)差值”規(guī)律 ①第二、三周期的同族元素原子序數(shù)相差8。 ②第三、四周期的同族元素原子序數(shù)相差有兩種情況：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。 ③第四、五周期的同族元素原子序數(shù)相差18。 ④第五、六周期的同族元素原子序數(shù)鑭系之前的相差18，鑭系之后的相差32。 ⑤第六、七周期的同族元素原子序數(shù)相差32。 4．“三看”比較微粒半徑大小 在中學化學要求的范疇內(nèi)，可按“三看”規(guī)律來比較粒子半徑的大?。? “一看”電子層數(shù)：當電子層數(shù)不同時，電子層數(shù)越多，半徑越大。 例：r(Li)r(Na＋) “二看”核電荷數(shù)：當電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) “三看”核外電子數(shù)：當電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，核外電子數(shù)越多，半徑越大。 例：r(Cl－)>r(Cl)　r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 5．金屬性、非金屬性的多方面比較 金屬性比較 本質(zhì) 原子越易失電子，金屬性越強 判斷 依據(jù) ①在金屬活動性順序中位置越靠前，金屬性越強 ②單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強 ③單質(zhì)還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強 ④最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性越強，金屬性越強 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y的金屬性比X強 非金屬性比較 本質(zhì) 原子越易得電子，非金屬性越強 判斷 依據(jù) ①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強 ②單質(zhì)氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強 ③最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性越強，非金屬性越強 ④An－＋B―→Bm－＋A，則B的非金屬性比A強 6.重視幾個易忽略的問題 （1）比較物質(zhì)非金屬性強弱時，應(yīng)是最高價氧化物對應(yīng)水化物酸性的強弱，而不是非金屬元素對應(yīng)氫化物酸性的強弱。 （2）所含元素種類最多的族是ⅢB族，形成化合物種類最多的元素在第ⅣA族。 （3）化學鍵影響物質(zhì)的化學性質(zhì)，如穩(wěn)定性等；分子間作用力和氫鍵影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，如熔、沸點等。 （4）并非所有非金屬元素的氫化物分子間都存在氫鍵，常見的只有非金屬性較強的元素如N、O、F的氫化物分子間可形成氫鍵。 （5）金屬性是指金屬氣態(tài)原子失電子能力的性質(zhì)，金屬活動性是指在水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質(zhì)，二者順序基本一致，僅極少數(shù)例外。如金屬性Pb>Sn，而金屬活動性Sn>Pb。 （6）利用原電池原理比較元素金屬性時，不要忽視介質(zhì)對電極反應(yīng)的影響。如Al—Mg—NaOH溶液構(gòu)成原電池時，Al為負極，Mg為正極；Fe—Cu—HNO3(濃)構(gòu)成原電池時，Cu為負極，F(xiàn)e為正極。 【例3】在元素周期表中的前四周期，兩兩相鄰的5種元素如圖所示，若B元素的核電荷數(shù)為a。下列說法正確的是(　　) A．B、D的原子序數(shù)之差可能為2 B．E、B的原子序數(shù)之差可能是8、18或32 C．5種元素的核電荷數(shù)之和可能為5a＋10 D．A、E的原子序數(shù)之差可能是7 【答案】C 【解析】由題中所給5種元素的位置關(guān)系可以看出D一定不是第一周期元素(因為如果D是第一周期元素，則D一定屬于元素周期表最左邊的第ⅠA族元素或最右邊的0族元素)，所以A選項錯誤；由題意可知5種元素在前四周期，所以D、B、E分別為第二、三、四周期的元素，由元素周期表的結(jié)構(gòu)可知5種元素一定在過渡元素右邊，所以D、E的原子序數(shù)分別為a－8、a＋18，A、C的原子序數(shù)分別為a－1、a＋1，即只有C選項正確。 【例4】(xx山東理綜，8)短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相對位置如圖所示。已知Y、W的原子序數(shù)之和是Z的3倍，下列說法正確的是(　　) Y Z X W A.原子半徑：XZ C．Z、W均可與Mg形成離子化合物 D．最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性：Y>W 【答案】C 【解析】由題意可知，短周期元素X、Y、Z、W分別位于2、3周期，設(shè)Z的原子序數(shù)為x，則Y、W的原子序數(shù)分別為x－1、x＋9，則有x－1＋x＋9＝3x，解得x＝8，則元素X、Y、Z、W分別為Si、N、O、Cl。A項，原子半徑應(yīng)為X>Y>Z，錯誤；B項，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性應(yīng)為Xb>a B．a(chǎn)和其他3種元素均能形成共價化合物 C．d和其他3種元素均能形成離子化合物 D．元素a、b、c各自最高和最低化合價的代數(shù)和分別為0、4、6 【答案】B 【解析】a－的電子層結(jié)構(gòu)與氦相同，則a為氫元素；b和c的次外層有8個電子，且最外層電子數(shù)分別為6、7，則b為硫元素，c為氯元素；d的最外層電子數(shù)為1，且c－和d＋的電子層結(jié)構(gòu)相同，則d為鉀元素。A項，元素的非金屬性次序為Cl>S>H，正確；H2S和HCl是共價化合物，KH、K2S和KCl是離子化合物，B項錯誤，C項正確；D項，氫、硫、氯三種元素的最高和最低化合價分別為＋1和－1、＋6和－2、＋7和－1，因此它們各自最高和最低化合價的代數(shù)和分別為0、4、6，正確。 考點三　基態(tài)原子的核外電子排布 1．排布規(guī)律 （1）能量最低原理：基態(tài)原子核外電子優(yōu)先占據(jù)能量最低的原子軌道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 （2）泡利原理：每個原子軌道上最多只能容納2個自旋狀態(tài)相反的電子。 （3）洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時，電子總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。 2．表示方法 （1）電子排布式 按電子排入各電子層中各能級的先后順序，用能級符號依次寫出各能級中的電子數(shù)，同時注意特例。 如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 （2）簡化電子排布式 “[稀有氣體]＋價層電子”的形式表示。 如：Cu：[Ar]3d104s1 （3）電子排布圖 用方框表示原子軌道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。 如S： 【例6】[xx新課標全國卷Ⅰ，37（2）]基態(tài)Fe原子有________________________個未成對電子。Fe3＋的電子排布式為________________?？捎昧蚯杌洐z驗Fe3＋，形成的配合物的顏色為________。 【答案】4　1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5　血紅色 【解析】基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為[Ar]3d64s2，其中3d軌道有4個軌道未充滿，含有4個未成對電子。Fe原子失去4s軌道的2個電子和3d軌道的1個電子形成Fe3＋，則其電子排布式為1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。檢驗Fe3＋時，F(xiàn)e3＋與SCN－形成配合物而使溶液顯血紅色。 【點睛】 “兩原理，一規(guī)則”的正確理解 1．原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規(guī)則、泡利原理，若違背其一，則電子能量不處于最低狀態(tài)。 易誤警示　在寫基態(tài)原子的電子排布圖時，常出現(xiàn)以下錯誤： 2．同能級的軌道半充滿、全充滿或全空狀態(tài)的原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定。 如np3、np6 Cr：3d54s1　 Mn：3d54s2　 Cu：3d104s1　 Zn：3d104s2 考點四　元素的電離能和電負性 1．元素的電離能 第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJmol－1。 （1）原子核外電子排布的周期性 隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。 （2）元素第一電離能的周期性變化 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化： 同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小； 同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。 說明　同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。同能級的軌道為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N、Mg、P。 （3）元素電離能的應(yīng)用 ①判斷元素金屬性的強弱 電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。 ②判斷元素的化合價 如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n價，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價為＋1價。 2．元素的電負性 （1）元素電負性的周期性變化 元素的電負性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負性。 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢。 （2） 【例6】[xx新課標全國卷Ⅱ，37（2）]前四周期原子序數(shù)依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的價電子層中未成對電子均只有1個，并且A－和B＋的電子數(shù)相差為8；與B位于同一周期的C和D，它們價電子層中的未成對電子數(shù)分別為4和2，且原子序數(shù)相差為2。 四種元素中第一電離能最小的是__________，電負性最大的是__________(填元素符號)。 【答案】K　F 考點五　兩大理論與分子構(gòu)型 1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論 雜化軌道的要點 當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。 雜化 類型 雜化軌道數(shù)目 雜化軌道夾角 空間構(gòu)型 實例 sp 2 180 直線形 BeCl2 sp2 3 120 平面三角形 BF3 sp3 4 10928′ 正四面體形 CH4 2.分子構(gòu)型與價層電子對互斥模型 價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對空間構(gòu)型，不包括孤電子對。 （1）當中心原子無孤電子對時，兩者的構(gòu)型一致。 （2）當中心原子有孤電子對時，兩者的構(gòu)型不一致。 電子 對數(shù) 成鍵 對數(shù) 孤電子 對數(shù) 電子對空 間構(gòu)型 分子空 間構(gòu)型 實例 2 2 0 直線形 直線形 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面體 四面體形 CH4 3 1 三角錐形 NH3 2 2 V形 H2O 3.中心原子雜化類型和分子空間構(gòu)型的相互判斷 中心原子的雜化類型和分子空間構(gòu)型有關(guān)，二者之間可以相互判斷。 分子組 成(A為 中心原子) 中心原子的 孤電子對數(shù) 中心原子的 雜化方式 分子空 間構(gòu)型 示例 AB2 0 sp 直線形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三 角形 BF3 1 sp3 三角錐形 NH3 AB4 0 sp3 正四面體形 CH4 【例7】[xx新課標全國卷Ⅱ，37（2）（3）改編]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序數(shù)依次增大。a的核外電子總數(shù)與其周期數(shù)相同，b的價電子層中的未成對電子有3個，c的最外層電子數(shù)為其內(nèi)層電子數(shù)的3倍，d與c同族；e的最外層只有一個電子，但次外層有18個電子。則a和其他元素形成的二元共價化合物中，分子呈三角錐形，該分子的中心原子的雜化方式為______________；這些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的價層電子對數(shù)為3的____________；酸根呈三角錐結(jié)構(gòu)的酸是______________。 【答案】sp3　HNO2、HNO3　H2SO3 考點六　微粒作用與分子性質(zhì) 1．共價鍵 （1）共價鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。 （2）鍵參數(shù) ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定。 ②鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩(wěn)定。 ③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。 ④鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響 鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。 （3）σ鍵、π鍵的判斷 ①由軌道重疊方式判斷 “頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵。 ②由共用電子對數(shù)判斷 單鍵為σ鍵；雙鍵或三鍵，其中一個為σ鍵，其余為π鍵。 ③由成鍵軌道類型判斷 s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。 （4）等電子原理 原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學鍵特征。物理性質(zhì)相似，化學性質(zhì)不同。 常見等電子體： 微粒 通式 價電子總數(shù) 立體構(gòu)型 CO2、SCN－、NO、N AX2 16e－ 直線形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 SO、PO AX4 32e－ 正四面體形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角錐形 CO、N2 AX 10e－ 直線形 CH4、NH AX4 8e－ 正四面體形 （5）配位鍵 ①孤電子對 分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。 ②配位鍵 a．配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵； b．配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如NH可表示為，在NH中，雖然有一個N—H鍵形成的過程與其他3個N—H鍵形成的過程不同，但是一旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。 ③配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 配位體有孤電子對，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 2．分子性質(zhì) （1）分子的極性 ①分子構(gòu)型與分子極性的關(guān)系 ②鍵的極性與分子的極性的關(guān)系 類型 實例 鍵的極性 空間構(gòu)型 分子極性 X2 H2、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子 XY HCl、NO 極性鍵 直線形 極性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子 SO2 極性鍵 V形 極性分子 H2O、H2S 極性鍵 V形 極性分子 XY3 BF3 極性鍵 平面三角形 非極性分子 NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子 XY4 CH4、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子 （2）溶解性 ①“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑，若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 （3）無機含氧酸分子的酸性 無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強，如HClO氫鍵>范德華力 影響 強度 的因 素 ①隨著分子極性和相對分子質(zhì)量的增大而增大 ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大 對于A—H…B—，A、B的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大 成鍵原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越穩(wěn)定 對物 質(zhì)性 質(zhì)的 影響 ①影響物質(zhì)的熔沸點、溶解度等物理性質(zhì) ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔沸點升高，如F2H2S，HF>HCl，NH3>PH3 ①影響分子的穩(wěn)定性 ②共價鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 【例8】[xx江蘇，21(A)－（1）（2）（3）節(jié)選]下列反應(yīng)曾用于檢測司機是否酒后駕駛： 2Cr2O＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→ 4[Cr(H2O)6]3＋＋3CH3COOH （1）配合物[Cr(H2O)6]3＋中，與Cr3＋形成配位鍵的原子是________(填元素符號)。 （2）1 mol CH3COOH分子含有σ鍵的數(shù)目為________。 （3）與H2O互為等電子體的一種陽離子為__________(填化學式)；H2O與CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因為它們都是極性分子外，還因為____________________________________ ____________________________________。 【答案】（1）O?。?）7 mol(或76.021023) （3）H2F＋　H2O與CH3CH2OH之間可以形成氫鍵 考點七　微粒作用與晶體結(jié)構(gòu) 1．離子鍵——離子晶體 （1）化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。 （2）離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵。 離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高。 離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1 mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。 （3）離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。 ①典型的離子晶體結(jié)構(gòu)： NaCl型晶體 CsCl型晶體 每個Na＋周圍被6個Cl－所包圍，同樣每個Cl－也被6個Na＋所包圍 每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被8個正離子所包圍 ②晶胞中粒子數(shù)的計算方法——均攤法 位置 頂點 棱邊 面心 體心 貢獻 1/8 1/4 1/2 1 2.共價鍵——原子晶體 （1）原子晶體：所有原子間通過共價鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。 （2）典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 （3）典型原子晶體結(jié)構(gòu) 金剛石 二氧化硅 結(jié)構(gòu) 示意圖 晶胞 示意圖 特 點 正四面體空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個碳原子，每個碳原子與周圍4個碳原子形成四個共價鍵，1 mol金剛石中含有2 mol碳碳鍵 二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個硅原子和6個氧原子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，每個氧原子與2個硅原子成鍵，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧鍵 （4）共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高。如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅。 3．分子間作用力——分子晶體 （1）分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。 （2）①分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體，典型的分子晶體有冰、干冰。其晶體結(jié)構(gòu)模型及特點為 干冰 冰 晶體 模型 結(jié)構(gòu) 特點 干冰晶體是一種立方面心結(jié)構(gòu)——每8個CO2分子構(gòu)成立方體，在六個面的中心又各占據(jù)1個CO2分子。每個CO2分子周圍，離該分子最近且距離相等的CO2分子有12個(同層4個，上層4個，下層4個) 每個水分子周圍只有4個緊鄰的水分子，在四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰水分子相互吸引，這一排列使冰晶體中的水分子的空間利用率不高，留有相當大的空隙。當冰剛剛?cè)诨癁橐簯B(tài)水時，熱運動使冰的結(jié)構(gòu)部分解體，水分子的空隙減小，密度反而增大，超過4 ℃時，才由于熱運動加劇，分子間距離加大，密度逐漸減小 ②分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間作用力使物質(zhì)熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸點越高。但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。 （3）NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其他元素氫化物的沸點反常地高。 影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大物質(zhì)的熔沸點，增大物質(zhì)的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氫化物中存在。 4．金屬鍵——金屬晶體 （1）金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用。 運用自由電子理論可解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性。 晶體中的微粒 導電性 導熱性 延展性 金屬離子 和自由電子 自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動 自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量 晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用 （2）①金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。 ②金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律：陽離子所帶電荷數(shù)越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量。 5．分子晶體、原子晶體、離子晶體與金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒，以及微粒間作用力的區(qū)別 晶體類型 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 離子晶體 結(jié)構(gòu)微粒 原子 分子 金屬陽離子、 自由電子 陰、陽 離子 微粒間 作用(力) 共價鍵 分子間 作用力 復雜的 靜電作用 離子鍵 熔沸點 很高 很低 一般較高， 少部分低 較高 硬度 很硬 一般較軟 一般較硬， 少部分軟 較硬 溶解性 難溶解 相似相溶 難溶(Na等 與水反應(yīng)) 易溶于極 性溶劑 導電情況 不導電 (除硅) 一般 不導電 良導體 固體不導電，熔化或溶于水后導電 實例 金剛石、 水晶、 碳化硅等 干冰、冰、 純硫酸、 H2(S)等 Na、Mg、 Al等 NaCl、CaCO3、NaOH等 6.物質(zhì)熔沸點的比較 （1）不同類型晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體。 （2）同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。 ①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。 ②分子晶體：對于同類分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，則熔沸點越高。 ③原子晶體：鍵長越短，鍵能越大，則熔沸點越高。 （3）常溫常壓下狀態(tài)：①熔點：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)；②沸點：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)。 【例10】[xx全國卷Ⅰ，37（4）（5）]（4）CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5，該化合物熔點為253 K，沸點為376 K，其固體屬于________晶體。 （5）碳有多種同素異形體，其中石墨烯與金剛石的晶體結(jié)構(gòu)如圖所示： ①在石墨烯晶體中，每個C原子連接________個六元環(huán)，每個六元環(huán)占有________個C原子。 ②在金剛石晶體中，C原子所連接的最小環(huán)也為六元環(huán)，每個C原子連接________個六元環(huán)，六元環(huán)中最多有________個C原子在同一平面。 【答案】（4）分子 ?。?）①3　2　②12　4 【例11】（2）硅主要以硅酸鹽、________等化合物的形式存在于地殼中。 （3）單質(zhì)硅存在與金剛石結(jié)構(gòu)類似的晶體，其中原子與原子之間以____________相結(jié)合，其晶胞中共有8個原子，其中在面心位置貢獻____________個原子。 （4）單質(zhì)硅可通過甲硅烷(SiH4)分解反應(yīng)來制備。工業(yè)上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介質(zhì)中反應(yīng)制得SiH4，該反應(yīng)的化學方程式為____________________________________________。 （6）在硅酸鹽中，SiO四面體[如下圖(a)]通過共用頂角氧離子可形成島狀、鏈狀、層狀、骨架網(wǎng)狀四大類結(jié)構(gòu)型式。圖(b)為一種無限長單鏈結(jié)構(gòu)的多硅酸根：其中Si原子的雜化形式為______________，Si與O的原子數(shù)之比為______________，化學式為________________。 【答案】（2）二氧化硅　（3）共價鍵　3 （4）Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2 （6）sp3　1∶3　[SiO3]或SiO 【解析】（3）金剛石晶胞的面心上各有一個原子，面上的原子對晶胞的貢獻是。 （6）在多硅酸根中每個硅原子都與4個O形成4個Si—O單鍵，因而Si原子都是sp3雜化；觀察圖(b)可知，每個四面體通過兩個氧原子與其他四面體連接形成鏈狀結(jié)構(gòu)，因而每個四面體中硅原子數(shù)是1，氧原子數(shù)＝2＋2＝3，即Si與O的原子個數(shù)比為1∶3，化學式為[SiO3]。 考點八　元素推斷及綜合應(yīng)用 元素推斷題是高考考查的熱點，這類題往往將元素化合物的知識、物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論、化學基本理論等知識串聯(lián)起來，綜合性較強，難度較大。解題的關(guān)鍵是正確推斷元素。常用方法有： 1．根據(jù)原子或離子的結(jié)構(gòu)示意圖推斷 （1）已知原子結(jié)構(gòu)示意圖，可由下列等式確定元素在周期表中的位置和元素的種類：電子層數(shù)＝周期數(shù)，最外層電子數(shù)＝主族序數(shù)。 如果已知離子的結(jié)構(gòu)示意圖，則須將其轉(zhuǎn)化為原子結(jié)構(gòu)示意圖來確定。 （2）電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒：陰離子對應(yīng)的元素在具有相同電子層結(jié)構(gòu)的稀有氣體元素的前面，陽離子對應(yīng)的元素在具有相同電子層結(jié)構(gòu)的稀有氣體元素的下一周期的左邊位置，簡稱“陰前陽下”。 2．根據(jù)元素化合價的特征關(guān)系推斷 （1）根據(jù)等式確定元素在周期表中的位置：最高正化合價數(shù)＝最外層電子數(shù)＝主族序數(shù)(O、F除外)。 （2）如果已知負化合價(或陰離子的符號)，則須用等式先求出最高正化合價：最高正化合價＝8－|負化合價|，再確定元素在周期表中的位置。 3．根據(jù)原子半徑的遞變規(guī)律推斷 根據(jù)原子半徑來推斷元素的相對位置：同周期中左邊元素的原子半徑比右邊元素的原子半徑大，同主族中下邊元素的原子半徑比上邊元素的原子半徑大。 4．根據(jù)元素的原子結(jié)構(gòu)特征推斷 （1）利用元素的原子結(jié)構(gòu)特征確定元素在周期表中的位置：①最外層電子數(shù)等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外層有1個或2個電子，則可能是ⅠA或ⅡA族元素，還有可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。③次外層電子數(shù)是2的元素在第二周期；次外層電子數(shù)是8的元素在第三周期或第四周期的ⅠA、ⅡA族；最外層電子數(shù)比次外層電子數(shù)多的元素一定位于第二周期。④某元素陰離子的最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)相同，該元素位于第三周期；若為陽離子，則對應(yīng)元素位于第四周期。 （2）利用元素的特征來推斷元素的位置：如根據(jù)“形成化合物最多的元素”、“空氣中含量最多的元素”、“地殼中含量最多的元素”等特征來推斷。 5．根據(jù)稀有氣體的原子序數(shù)推斷 各周期最后的元素都是稀有氣體元素，其原子序數(shù)的數(shù)值實際上等于前幾周期的元素種數(shù)之和。熟記這些原子序數(shù)，對推斷某元素在周期表中的位置很有幫助。 6．根據(jù)元素基態(tài)原子的核外電子排布特征推斷 （1）利用價電子排布特征推斷 ①ⅠA(ns1)　ⅡA(ns2)?、驛(ns2np1)　ⅣA(ns2np2) ⅤA(ns2np3)?、鯝(ns2np4)?、鰽(ns2np5) 0族(ns2np6，氦除外) ②第四周期：ⅢB(3d14s2)?、鬊(3d24s2)?、魾(3d34s2) ⅥB(3d54s1)?、鰾(3d54s2)　Ⅷ(3d6～84s2) ⅠB(3d104s1)?、駼(3d104s2) （2）利用軌道數(shù)和電子數(shù)間的關(guān)系推斷 如：①占據(jù)三個軌道且每個軌道電子數(shù)均相同的應(yīng)為C。 ②軌道數(shù)、電子數(shù)、族序數(shù)、周期數(shù)均相同的應(yīng)為H。 （3）利用成對電子數(shù)和成單電子數(shù)推斷 如：①前四周期成單電子數(shù)和周期數(shù)相同的元素有：H、C、O、P、Fe。 ②短周期元素中最外層成對電子數(shù)和成單電子數(shù)相等的元素是C、Si。 ③最外層只有一個成單電子，其余各層均充滿，應(yīng)為Li、Na、Cu。 ④前四周期中，成單電子數(shù)最多的元素是Cr。 【例11】X、Y、Z、R為短周期元素且原子序數(shù)依次增大。X、R原子核外電子層數(shù)等于其最外層電子數(shù)，Y元素的基態(tài)原子中電子分布在3個不同的能級，且每個能級中的電子總數(shù)相同；Z的兩種同素異形體都存在于大氣中，對生命起著重要作用。另有M元素位于周期表的第四周期第6列。請回答下列問題： （1）上述5種元素中，電負性最大的是(填名稱)________，X3Z＋的VSEPR模型名稱是________。 （2）M基態(tài)原子的電子排布式是_________________________________________________。 （3）R的單質(zhì)為面心立方最密堆積(見圖)，則一個晶胞中R原子數(shù)為________。 （4）已知：M2Z3與R2Z3結(jié)構(gòu)和性質(zhì)相似，則M2Z3溶于強堿時發(fā)生反應(yīng)的離子方程式是_______________________________________________。 【答案】（1）氧　四面體形 （2）1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1 （3）4 （4）Cr2O3＋2OH－===2CrO＋H2O 【解析】根據(jù)元素信息可以推斷：X為H，Y為C，Z為O，R為Al，M為Cr。