高考化学二轮复习 专题15 物质结构与性质考点讲解学案

1、专题15物质结构与性质【考情报告】考查角度考查内容命题特点原子结构与性质电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义；电子排布式和轨道表示式；元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律及应用。本部分是选修物质结构与性质的选做题，题型为填空题，总分15分左右。从近三年高考试题来看，主要考查杂化轨道的类型、分子或离子的空间构型、化学键的类型、晶体的结构与性质、核外电子排布式的书写、等电子原理、配合物的分析等知识，重点突出，整体难度不大，复习时可以对照考纲，对重点知识逐一排查过关。 分子结构与性质共价键的类型；根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型；等电子原理；配合物理

2、论。晶体结构与性质晶体结构的分析；晶体的基本类型与性质；晶体的堆积模型；物质熔沸点的判断；判断晶体类型的方法；晶胞中实际拥有微粒的求算。【考向预测】纵观近几年各地新课改高考试题，稳定加创新是本专题的基本特点，命题的形式没有太大的变化，原子的结构与性质、分子的结构与性质和晶体的结构与性质是命题的三大要点。从题的情况来看，给出一定的知识背景，然后设置成34个小题，每个小题考查一个知识要点是主要的命题模式。从题型分析主要在II卷中以填空命题，内容可考查基本概念，如电子排布式，轨道式，电离能，电负性，杂化方式以及空间构型等，也可联系有机考查有机物中C原子的杂化，联系数学几何知识考查晶体的计算等。“物质

3、结构与性质”模块的内容主要是讨论物质结构与性质之间的关系，较为抽象，在复习时，要以“本”为本，抓住课本，也就抓住了“双基”，要紧密联系我们己有的有关物质及其变化的经验与知识，并利用各种模型、图表，提高学习质量和效率。预测2019年对本专题的考查，命题可能采取结合新科技，新能源等社会热点为背景，着重考查学生对基本概念的掌握，如元素周期律的变化规律，晶体类型的判断与性质等，同时对整个高中化学整合的考查也不容忽视，因为这样可以很好地考查学生对化学知识的全面掌握，同时增加了试题区分度。【经典在线】1.知识梳理一、原子结构与元素性质1.基态原子的核外电子排布的规律及表示方法(1) 排布规律能量最低原理：

4、原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。泡利原理。每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向不同的电子。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。如2p3的电子排布为，不能表示为或。特例有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的偏差。因为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。(2)核外电子排布的表示方法原子结构示意图可表示核外电子分

5、层排布和核内质子数，如。电子排布式a用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。这就是电子排布式。例如，K：1s22s22p63s23p64s1。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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：Ar4s1电子排布图每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。如第二周期元素基态原子的电子排布如下图所示。 2族的划分与原子的价电子数和价电子排布的关系族主族0族副族VIII族价电子(或最外层电子)排布价电子都在排在最外层的ns和np轨道上ns2np6(最外层电子排布)(n1)d15ns2或(n1)d10ns12(n1)d68

6、ns2族与价电子数关系族序数等于价电子数目IIBVIIB族序数等于价电子数目，IB、IIB族序数与s轨道电子数相等3周期表中元素性质的递变规律 性质同周期(左右) 同主族(上下) 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 电子层结构 电子层数相同最外层电子数渐多 电子层数递增最外层电子数相同 失电子能力 逐渐减小 逐渐增大 得电子能力 逐渐增大 逐渐减小 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 主要化合价最高正价(17)非金属负价(8族序数) 最高正价族序数 (O、F除外)非金属负价(8族序数) 最高价氧化物对应水化物 的酸性、碱性 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强

7、非金属气态氢化物的形成难易、稳定性 形成由难易 稳定性逐渐增强 形成由易难 稳定性逐渐减弱 阳离子半径 依次减小 依次增大 阴离子半径 依次减小 依次增大4电离能(1)气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最少能量，叫做电离能。同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3；第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。(2)电离能递变规律周一周期同一族第一电离能从左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈减小趋势。注意第IIA族元素和第VA族元素的特殊性。(2)与元素周期表中位置的关系：同周期元素从左到右(除稀有气体)，第一

8、电离能逐渐增大；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。注意：半充满、全充满、全空状态稳定，第一电离能较高。如：Be、N、Mg、P反常。5电负性表示当两个不同原子在形成化学键时对共用电子的吸引能力大小。同周期元素(除稀有气体)从左到右，元素的电负性逐渐变大，表明元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小；表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。二.分子结构与性质1.共价键(1)共价键的本质：共价键是原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作用，故共价键的本质是原子间形成共用电子对，即电子云的重叠，使得电子出现在核间的概率增大。共价键具有饱和性和方向性。(2)

9、共价键的类型 按键的极性分：若成键原子属于同种元素，则共用电子对不发生偏移，成键原子双方不显电性，这样的共价键叫非极性共价键(非极性键)。若成键原子不同，则共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，该元素显示负化合价，偏离吸引电子能力弱的一方，该元素显正化合价，这样的共价键叫极性共价键(极性键)。 按形成共价键的原子轨道重叠方式的不同分为键和键。(3)共价键的键参数 键能：气态基态原子形成1 mol共价键释放的最低能量。键能越大，说明破坏(或形成)化学键时吸收(或放出)的能量越多，化学键越牢固。 键长：指成键原子的核间距离，它与共价键稳定性的关系是键长越小，共价键越稳定。 键角：键角是分子内两共价键

10、间的夹角，它是描述分子立体结构的重要参数。2.三种化学键的比较 类型比较 离子键 共价键 非极性键 极性键 配位键本质阴、阳离子间通过静电作用形成相邻原子间通过共用电子对(电子云重叠)与原子核间的静电作用形成成键条件(元素种类)成键原子的得、失电子能力差别很大(金属与非金属之间)成键原子得、失电子能力相同(同种非金属)成键原子得、失电子能力差别较小(不同非金属)成键原子一方有孤对电子(配对体)另一方有空轨道(中心离子)特征无方向性、饱和性有方向性、饱和性表示方式(电子式) H:H 存在离子化合物(离子晶体)单质H2，共价化合物H2O2，离子化合物Na2O2共价化合物HCl，离子化合物NaOH离

11、子化合物NH4Cl3.分子的立体结构(1)价层电子对互斥模型：把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下： ABn立体结构范例n=2直线型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面体型CH4 另一类是中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。(2)杂化轨道理论： 中心原子杂化轨道数、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数 =孤电子对

12、数与之相连的原子数。杂化前后轨道总数不变，杂化轨道用来形成键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在的平面垂直，可用来形成键。 几种常见的杂化轨道类型的比较如下表：杂化类型夹角分子空间构型实例等性sp杂化180 o直线形C2H2、CO2、BeCl2等性sp2杂化120 o平面三角形C2H4、BF3、C6H6等性sp3杂化1095o正四面体CH4、CCl4、NH4 不等性杂化轨道类型(杂化轨道中有孤对电子存在)不等性sp3杂化1045oV型H2O1073o三角锥形NH3(3)键的极性与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X2H2、N2非极性键非极性分子直线型XYHC

13、l、NO极性键极性分子直线型XY2(X2Y)CO2、CS2180极性键非极性分子直线型SO2120极性键极性分子三角形H2O、H2S104.5极性键极性分子V形XY3BF3120极性键非极性分子平面三角形NH3107.3极性键非极性分子三角锥形XY4CH4、CCl4109.5极性键非极性分子正四面体 3. 配合物理论及应用 (1) 中心离子：配合物的中心离子一般都是带正电的阳离子，过渡金属离子最常见，但也有电中性的原子甚至还有极少数的阴离子。 (2) 配位体：配位体可以是阴离子，如X(卤素离子)、OH、SCN、CN等；也可以是中性分子，如H2O、NH3、CO、醇、胺、醚等。配位体中直接同中心离

14、子配合的原子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤对电子的原子，如NH3中的N原子，H2O分子中的O原子，配位原子常是VA、VIA、VA族的元素。 (3)配位数：直接同中心离子(或原子)配位的原子数目叫中心离子(或原子)的配位数。如在Pt(en)2Cl2中Pt2的配位数为224，而配位体只有两个。4.分子间作用力和化学键的比较化学键分子间作用力氢键范德华力概念相邻的原子之间强烈的相互作用某些物质的分子间存在的比范德华力稍强的相互作用物质分子间存在的微弱的相互作用存在范围分子内或某些晶体内分子间(某些物质的分子内也存在)分子间强度较强比范德华力稍强较弱对物质性质的影响主要影响物质的化学性质，化学键越

15、强，物质越稳定主要影响物质的物理性质，分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点反常的升高主要影响物质的物理性质，组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高三. 晶体结构与性质1.晶体类型及性质比较晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体组成晶体的粒子阳离子和阴离子原子分子金属离子和自由电子组成晶体粒子间的相互作用离子键共价键范德华力(有的还有氢键)金属键典型实例NaCl金刚石、晶体硅、SiO2、SiC冰(H2O)、干冰(CO2)镁、铝是否有分子存在无无分子，是网状结构无无熔化时键的变化断开离子键破坏共价键不破坏化学键，破坏分子间力减弱晶体的物理特性熔点、沸点熔点较高、沸点高

16、熔、沸点高熔、沸点低变化无规律导热性不良不良不良良好导电性固态不导电，熔化或溶于水能导电差差良好机械加工性能不良不良不良良好硬度略硬而脆高硬度硬度较小变化无规律2. 均摊法计算晶体中粒子数目在做由晶体结构确定物质的化学式或各质点所拥有的化学键时，一般利用均摊法，如由立方结构晶体的晶胞确定晶体化学式的方法：(1)处于立方体顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8属于该晶胞。(2)处于立方体棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有1/4属于该晶胞。(3)处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有1/2属于该晶胞。3四种晶体熔、沸点对比规律(1)做这类题时首先要判断物质的晶体类

17、型，不同晶体类型的物质的熔沸点高低顺序一般是：原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体熔沸点差距加大，如钨是熔点最高的金属，汞在常温下为液态。(2)同一类型晶体的物质，粒子间的作用力越强，熔沸点越高，如：离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径小(或阴、阳离子半径之和越小的)，键能越强的熔、沸点就越高。如NaCl、 NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于 NaCl 分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，相对分子质量越大，分子间的作用力越大，熔沸点越高，如O2N2、HIHBrHCl(HF除外)。但结构相

18、似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。 原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、金刚砂(碳化硅)、晶体硅的熔、沸点逐渐降低。 金属晶体：金属阳离子半径越小，带的电荷越多，其熔、沸点也就越高。如A的Al， A的Mg，IA的Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越高。4下表列出了常见晶体的结构类型及分析：晶体晶体结构示意图晶体中微粒分布详解氯化钠晶体Na和Cl交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个Na周围最近的等距离(设为a)的Cl有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl周围最近的等距离为Na亦有6个，这6个离子构成一个正八面

19、体；在每个Na周围最近的等距离(必为a)的Na有12个(同层4个、上层4个，下层4个)，在每个Cl周围最近的等距离的Cl亦有12个氯化铯晶体每8个Cs、八个Cl各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs或Cl)。在每个Cs周围最近的等距离(为/2)的Cl有8个，在每个Cs周围最近的等距离(必为a)的Cs有6个(上、下、左、右、前、后)，在每个Cl周围最近的等距离的C1亦有6个二氧化碳晶体每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各占据1个C02。在每个CO2周围等距离(a/2，a为立方体棱长)最近的CO2有12个(同层4个、上层4个、下层4个)金刚石晶体每个C与另4个C以共价键结合，

20、前者位于正四面体中心，后四者位于正四面体顶点。晶体中所有C-C键长相等、键角相等(均为10928)；晶体中最小碳环由6个C 组成且六者不在同一平面内；晶体中每个C参与了4条C-C键的形成，而在每条键中心的贡献只有一半，故C原子数与C-C键数之比为1:2石墨晶体层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个C与3个C形成C-C键，构成正六边形，键长相等，键角相等(均为120)；在晶体中，每个C参与了3条C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，每个正六边形平均只占61/3=2个C，C原子个数与C-C键数之比为2：3二氧化硅晶体每个Si与4个O

21、结合，前者在正四面体的中心，后四者在正四面体的顶点；同时每个0被两个正四面体所共用。正四面体内键角为10928，每个正四面体占有一个完整的Si，四个“半O原子”，故晶体中Si原子与O原子个数比为1：(41/2)=1：2(可看作是金刚石结构中的每个碳原子之间插入一个氧原子，再将碳原子换成硅原子)5金属晶体模型常见的三种结构 三种典型结构类型 体心立方晶格 面心立方晶体 密排六方晶格 配位数 8 12 12常见金属晶体结构(有些金属晶体可能有两种或三种晶格)Li、Na、K、Rb、Cs、Ca、Sr、Ba、Ti、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、Fe Ca、Sr、Cu、Au、A1、Pb、NiPd、Pt

22、Be、Mg、Ca、Sr、Co、Ni、Zn、Cd、Ti 结构示意图 空间利用率 68.02 74.05 74.05 堆积形式 体心立方密堆积 面心立方最密堆积 六方最密堆积2.经典精讲【经典考题1】【2018新课标1卷】Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_、_（填标号）。A BC D（2）Li+与H具有相同的电子构型，r(Li+)小于r(H)，原因是_。（3）LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是_、中心原子的杂化形式为_。L

23、iAlH4中，存在_（填标号）。A离子键 B键 C键 D氢键（4）Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的BornHaber循环计算得到。可知，Li原子的第一电离能为_kJmol1，O=O键键能为_kJmol1，Li2O晶格能为_kJmol1。（5）Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Li2O的密度为_gcm3（列出计算式）。【答案】 D C Li+核电荷数较大 正四面体 sp3 AB 520 498 2908 【解析】分析：（1）根据处于基态时能量低，处于激发态时能量高判断；（2）根据原子核对最外层电子的吸引力判断；（

24、3）根据价层电子对互斥理论分析；根据物质的组成微粒判断化学键；（4）第一电离能是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，据此计算；根据氧气转化为氧原子时的能量变化计算键能；晶格能是气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，据此解答；（5）根据晶胞中含有的离子个数，结合密度的定义计算。点睛：本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，电离能、晶格能，化学键类型，晶胞的计算等知识，保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。难点仍然是晶胞的有关判断与计算，晶胞中原子的数目往往采用均摊法：位于晶胞顶点的原子为8个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1

25、/8；位于晶胞面心的原子为2个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1/2；位于晶胞棱心的原子为4个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1/4；位于晶胞体心的原子为1个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1。【经典考题2】【2018新课标2卷】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2SS8FeS2SO2SO3H2SO4熔点/85.5115.2600（分解）75.516.810.3沸点/60.3444.610.045.0337.0回答下列问题：（1）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为_，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_形。（2）根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气

26、态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是_。（3）图（a）为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为_。（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_形，其中共价键的类型有_种；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为_。（5）FeS2晶体的晶胞如图（c）所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，其晶体密度的计算表达式为_gcm3；晶胞中Fe2+位于所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为_nm。【答案】 哑铃（纺锤） H2S S8相对分子质量大，分子间范德华力强 平面三角 2 sp

27、3 【解析】分析：（1）根据铁、硫的核外电子排布式解答；（2）根据价层电子对互斥理论分析；（3）根据影响分子晶体熔沸点高低的是分子间范德华力判断；（4）根据价层电子对互斥理论分析；（5）根据晶胞结构、结合密度表达式计算。详解：（1）基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图（轨道表达式）为；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。（2）根据价层电子对互斥理论可知H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是，因此不同其他分子的是H2S。（3）S8

28、、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体，由于S8相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多；【经典考题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。回答下列问题：(1)D2的价层电子排布图为_。(2)四种元素中第一电离最小的是_，电负性最大的是_。(填元素符号)(3)A、B和D三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。该化合物的化学式为_；D的配位数为_；列式计算该晶体的密度_gcm3。(4)A、B和C3三

29、种离子组成的化合物B3CA6，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_。答案：(1)(2)K F(3)K2NiF4； 6 (4)离子键、配位键；FeF63；F解析：A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A和B的电子相差为8，所以A是F，B是K。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，C应该是Fe，D应该是Ni。(1)根据构造原理可知，D2的价层电子排布图为。(2)金属性越强，第一电离能越小，所以四种元素中第一电离最小的是K。非金属性越强，电负性越大，所以电负性最大的是F。(3)根据晶胞的结构简式可知，

30、F原子的个数是；K原子的个数是；Ni原子个数是，所以该化合物的化学式是K2NiF4。根据晶胞的结构简式可知，中间的立方体中Ni原子周围最近的F原子个数是6，既配位数是6。根据可知该晶胞的目的应该是 gcm3。(4)A、B和C3三种离子组成的化合物是K3FeF6，含有的化学键是离子间和配位健，其中复杂的离子是FeF63，配体是F。 【经典考题4】(1)依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照右图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。(2)NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：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

31、 c.原子晶体 d.金属晶体基态铜原子的核外电子排布式为_。(3)BF3与一定量水形成(H2O)2BF3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R中阳离子的空间构型为_，阴离子的中心原子轨道采用_杂化。(4)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka=1.1 1010；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)(2)a、b、d 1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1(

32、3)a、d 三角锥型 sp3(4) 中形成分子内氢键，使其更难电离出H (3)在Q晶体中H2O是由共价键组成的分子、除存在共价键外，B最外层有3个电子，与F原子形成共价键，B原子提供空轨道与O原子间形成配位键，除分子间作用力外，H2O的氧原子与的氢原子键存在氢键。H3O+中的氧原子是sp3杂化，形成的空间构型为三角锥形。阴离子的B原子形成四条单键，无孤对电子对，故其杂化类型为sp3。(4)当形成分子内氢键后，导致酚羟基的电离能力降低，故其第二电离能力比苯酚小。【经典考题5】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金属键具有方向性与饱和性b金属键是

33、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)n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分子内键与键个数之比为_。(4)甲醛(H2C=O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为_，甲醇分子内的OCH键角_(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的OCH键角。答案：(1)b (2)C(碳) (3)4； 1:2

34、(4)sp3； 小于 (3)Ni的外围电子排布为3d84s2，价电子数为10，每个CO与镍配位提供2个电子，所以共4个CO；CO中含1个键、2个键。(4)甲醇()分子内C有4对电子对，无孤电子对，为sp3杂化，OCH键角约10928；甲醛()分子内C为sp2杂化，平面三角形，OCH键角约120；故甲醇分子内OCH键角比甲醛分子内OCH键角小。【经典考题6】 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。Mn2

35、基态的电子排布式可表示为 。NO3 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。根据等电子体原理，CO分子的结构式为 。H2O分子中O原子轨道的杂化类型为 。1 mol CO2中含有的键数目为 。(3)向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成Cu(OH)42。不考虑空间构型，Cu(OH)42的结构可用示意图表示为 。答案：(1)1s22s22p63s23p63d5(或Ar3d5) 平面三角形(2)CO sp3 26.021023个(或2 mol)(3)(或)【解题技巧】1、判断杂化轨道类型的一般方法(1)看中心原子有没有形成

36、双键或叁键，如果有1个叁键，则其中有2个键，是sp杂化；如果有1个双键，则其中有1个键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3杂化。(2)杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为2，则中心原子sp杂化；若和为3，则中心原子sp2杂化；若和为4，则中心原子sp3杂化。如NH3，N原子有1对孤电子对，另外与3个氢原子成键，所以为134，为sp3杂化；再如CO2，C原子没有孤电子对，与2个氧原子成键，所以为022，为sp杂化。2、等电子体的判断方法一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO 与SO3是等电子体

37、。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。3、中心原子A的价层电子对数的计算方法：对ABm型化合物，中心原子A的价层电子对数n，计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。4、晶体类型的判断(1)依据物质的分类判断金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)

38、都是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质(除汞外)与合金是金属晶体。(2)依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；原子晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；金属晶体的晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。(3)晶体的熔点判断离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千余度；原子晶体熔点高，常在一千度至几千度；分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。(4 )依据导电性判断

39、离子晶体水溶液及熔化时能导电；原子晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(如酸和部分非金属气态氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电；金属晶体是电的良导体。(5)依据硬度和机械性能判断离子晶体硬度较大或略硬而脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。5、均摊法确定晶胞组成均摊法确定晶胞组成的原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子占有的份额就是。如立方体晶胞中组成粒子个数的计算方法是同理可知，六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被6、3

40、、4、2个晶胞共有；正三棱柱形晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被12、6、4、2个晶胞共有。【规律总结】误点警示：(1)书写电子排布图时常出现的错误：(违反泡利原理)：或(违反洪特规则)：正确的应为。(2)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：1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1，Cu原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1。(3)书写基态原子或价电子的电子排布式时，虽说能量E (n1)dE(ns)，

41、但书写排布式时，应将(n1)d排在ns前。如Fe：正确应为1s22s22p63s23p63d64s2，错误的是1s22s22p63s23p64s23d6。(4)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小。但要注意反常情况：同周期元素第A族的元素的第一电离能大于第A族元素的第一电离能，同周期元素第A族元素的第一电离能大于第A族元素的第一电离能，如：BeB，NO，MgAl，PS等。(5)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯。判断ABn型分子极性

42、的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不相等，则为极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。(6)同一种键在不同分子中的键长不同，通常所用的数据是一种统计平均值即平均键长作为该键的键长。例如，CC单键的键长在金刚石中为154.2pm，在乙烷中为153.3pm，在丙烷中为154pm，在环已烷中为153pm，因此将CC单键的键长定为154pm。就相同的两原子形成的键而言，单键键长双键键长叁键键长。(7)分子中不一定含有化学键，如稀有气体分子是单原子分子，不存在化学键。(8)氢键不是化学键，是一种特殊的分子间作用力。有

43、氢键分子间也有范德华力，但有范德华力分子间不一定有氢键。(9)极性分子可能含有非极性键，如H2O2；非极性分子可能不含非极性键，如CH4。(10)含有离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属阳离子。(11)由非金属元素构成的晶体不一定为分子晶体。如NH4Cl。含共价键的晶体不一定是原子晶体，如分子晶体的结构粒子分子内部含共价键，离子晶体结构粒子离子内部也可能有共价键，如Na2O2、NaOH、NH4Cl等。(12)具有导电性的晶体不一定是离子晶体。如Si、石墨。(13)金属与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体。如AlCl3为分子晶体。(14)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如熔点：M

44、gOSiO2。(15)金属晶体的熔点不一定高于分子晶体，如熔点：SHg(Hg常温下为液体)。(16)石墨晶体的熔点很高，但不属于原子晶体，而是过渡型晶体。(17)晶体中有阳离子不一定有阴离子，如构成金属晶体的微粒是由阳离子和自由电子构成。(18)H2O的熔、沸点高于H2S的原因不是H2O分子存在氢键，而应该是H2O分子间存在氢键。【高考演练】1(2018江西新余模拟)如图是铊化钠的晶胞结构：(1)若忽略Tl，则Na离子的空间结构跟哪种常见物质的晶体结构一样？ 。(2)该物质化学式为_。(3)(a)Tl的原子序数是81，写出它在元素周期表中的位置_。 (b)写出Na的核外电子排布_。(4)在该晶

45、体中Tl和Na的化合价分别是：_、_。(5)已知该晶体是立方晶系，Na、Tl最近距离为a pm，写出计算该晶体的密度 _。(已知阿佛加德罗常数：NA mol1)【满分解答】(1)金刚石(2)NaTl(3)第六周期、第IIIA族 1s22s22p63s1(4)-1、1(5)g/cm3【解析】本题考查了晶体结构知识。(1)由图中晶体的结构可以看出，Na的排列与Tl的排列相同，每5个钠原子排列成正四面体型，故类似于金刚石的结构。(2)该结构中钠原子数=125=8，Tl原子数=864=8，故化学式为NaTl。(3)在元素周期表中，每周期的元素数分别为2、8、8、18、18、32，故第6周期最后一种元素

46、的原子序数为86，结合各族在周期表中的排列可知Tl位于第六周期IIIA族。(4)因金属性NaTl，故Na为1价，则Tl只能为-1价。(5)Na、Tl最近距离为虚线所示小立方体中心的Na原子与小立方体顶点的Tl之间的距离，故小立方体的棱长为，故大立方体的棱长为，一个大立方体相当于8个NaTl，故晶体密度= g/cm3。2【2018届柳州高级中学考前模拟】锂和氮的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。请回答下列问题(1)Li的氢标电势是最负的，达到-3.045V，与水有很大的反应倾向，然而将Li单质加入水中，其反应烈程度远不如其他碱金属，试解释原因_。(2)基态氮原子中，核外电子占据的

47、最高能层的符号为_，核外电子能量最高的电子的电子云轮廓图形状为_。(3)氮元素既可与其他元素形成正离子，比如N2O5结构中存在NO2+的结构，其空间构型为_，氮原子的杂化形式为_；它也可以形成全氮的正离子，比如N5AsF6中存在高能量的N5+，N5+的空间构型为_。(每个N原子都满足8电子稳定结构)(4)下图为一种N和Li形成的二元化合物的晶体结构，试在图中画出其晶胞_，并写出该化合物的化学式_。【答案】 产物氢氧化锂溶解度小，包裹在外层阻碍反应持续进行 L 纺锤形（或哑铃型） 直线型 sp 角形（或V形） Li3N【解析】考查物质结构与性质的综合运用，（1）Li和Mg处于对角线，根据对角线原

48、则，LiOH在水中的溶解度小，附着在Li的表面阻碍反应的进行；（2）基态氮原子的排布式为1s22s22p3，核外电子占据的最高能层的符号是L；核外电子占据能量最高的能级为2p，轮廓图为哑铃型或纺锤形；（3）NO2+中心原子为N，含有2个键，孤电子对数为(5-122)/2=0，价层电子对数为2，空间构型为直线型；价层电子对数等于杂化轨道数，即NO2中N的杂化类型为sp；N5中每个N原子都满足8电子稳定结构，即N5的结构式为，即N5的空间构型为V形或角形；（4）根据晶胞的定义，Li和N形成的晶胞是；根据晶胞结构，N3位于晶胞的顶点，个数为81/8=1，Li位于面上、内部，个数为41/21=3，即化

49、学式为Li3N。点睛：本题的难点是N5空间构型的判断，根据N满足8电子稳定结构，书写出N5的结构式，判断出N的杂化类型为sp和sp2，从而确认空间构型为V形或角形。3(2018宿迁摸底调研)原子序数小于36的X、Y、Z、W、J五种元素，原子序数依次增大，其中X元素原子半径是所有元素原子中最小的，Y元素原子核外有三种不同的能级且各个能级所填充的电子数相同，W元素原子最外层电子数是内层电子数的3倍，J元素原子序数为24。(用元素符号或化学式表示)。(1)Y、Z、W的第一电离能由小到大的顺序为 。(2)J原子的核外电子排布式为 。 (3)Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为 。1 mol Y2X2分

50、子中含有键与键的数目之比为 。(4)Z与W形成的一种Z2W分子，与该分子互为等电子体的阴离子为 (任写一种)。(5)JCl3能与Z、W的氢化物形成配位数为6的络合物，且相应两种配体的物质的量之比为21，氯离子全部位于外界。则该配合物的化学式为 。【满分解答】(1) CON (2)Ar3d54s1 (3)sp， 32(4)SCN或N3 (其它合理答案也得分) (5)Cr (NH3)4(H2O)2Cl3 【解析】依题意得X为氢元素，Y的电子排布式为1s22s22p2，为碳元素，W结构示意图为，为氧元素，Z的原子序数介于碳和氧之间，为氮元素，J是铬元素。(1)氮原子电子排布呈半满状态，所以第一电离能

51、反常；(2)铬原子电子排布式为半满状态；(3)乙炔分子为直线型结构，sp杂化，其中有1个碳碳三键和2个碳氢键，1个碳碳三键由1个键3和2个键构成，碳氢键属于键，所以键3个，键2个；(4)该等电子体为阴离子，则1个氮原子得到1个电子与1个氧原子电子数相同，所以与N2O互为等电子体为为N3 ；(5)Z、W的氢化物分别为NH3、H2O，按照要求可以顺利写出该化学式。4(2018贵州四校模拟)已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A、E原子的最外层电子数均等于其周期序数，E原子的电子层数是A的3倍；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子。请回答下列问题。(1)E元素基态原子的电子排布式为_。(2)B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为(填元素符号)。(3)D元素与氟元素相比，电负性：DF(填“”“”或“”)。(4)BD2在高温高压下所形成的晶体其晶胞如图K414所示。该晶