高考化学（苏教版）一轮复习《选修3物质结构与性质》课件

选修3物质结构与性质[考纲展示]

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种性质。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。第一单元原子结构与性质[主干知识]一、原子结构1．电子层与能级2.原子轨道3．原子核外电子排布规律(1)电子排布原理①能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。②泡利不相容原理：1个原子轨道里最多容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。③洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。(2)构造原理示意图(3)基态原子核外电子排布的表示方法4.原子光谱和电子云(1)基态原子：处于最低能量的原子。(2)激发态原子：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。(3)原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。(4)电子云：是指用小黑点的疏密来表示电子在核外空间单位体积内出现概率大小的一种图形。离核越近处，单位体积内电子出现概率越大，“电子云”密度越大，相反，离核越远处，单位体积内电子出现的概率越小，“电子云”密度越小。请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因？提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。二、原子结构与元素周期表1．元素周期表中每周期所含元素种数2.周期表的分区与原子的价电子排布的关系三、元素周期律1．电离能、电负性(1)第一电离能某元素的气态原子失去一个电子形成＋1价气态阳离子所需的最低能量。(2)电负性用来衡量元素在化合物中吸引电子的能力。2．性质递变规律3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

1．为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？提示：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。2．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？提示：Mg：1s22s22p63s2

P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。[自我诊断]1．基态Cu原子的核外电子排布式为[Ar]3d94s2。(×)2．多电子原子中，在离核较近区域运动的电子能量高。(×)3．Cr原子的价电子轨道表示式为 (√)4．C、N、O三种元素的第一电离能逐渐增大。(×)5．元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强。(√)6．O2－、F－、Na＋、Al3＋的离子半径逐渐减小。(√)1．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(

)，最高化合价相同的是(

)A．1s22s22p63s23p1

B．1s22s22p1C．1s22s22p3 D．1s22s22p63s23p4解析：同主族原子的电子层数越多，半径越大；电子层数相同时，质子数越小，半径越大。元素的最高化合价等于原子的最外层电子数。答案：A

AB基态原子核外电子排布1．核外电子排布规律(1)遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规则。(2)能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按电子层序数的增加而升高，不同电子层的电子级之间的能量高低有交错现象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。(3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d44s2。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“[稀有气体的元素符号]＋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：[典例1]已知X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素中，原子序数X<Y<Z<W<Q<R<E，其结构或性质信息如下表。请根据信息回答有关问题：(1)元素X的原子核外共有________种不同运动状态的电子，有________种不同能级的电子。(2)元素Y原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________状。(3)Q的基态电子排布式为________，R的元素符号为________，E元素原子的价电子排布式为________。(4)含有元素W的盐的焰色反应为________色，许多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是_____________________________________。[解析]

(1)X原子的L层上s电子数等于p电子数，即其电子排布式为1s22s22p2，故X为碳元素，其原子核外共有6种不同运动状态的电子，有3种不同能级的电子；(2)因Y元素s轨道最多容纳2个电子，所以n＝2，其原子最外层电子排布式为2s22p2＋1，其能量最高的电子是2p电子，原子轨道呈哑铃状；(3)原子的M层上有1个未成对的p电子，可能为Al或Cl，单质常温、常压下是气体的只有Cl元素，故Z为氯元素，Q为铬元素，基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；R元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素Fe；根据题意要求，E元素的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu，价电子排布式为3d104s1；(4)钾元素的焰色为紫色，激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色。[答案]

(1)6

3

(2)2p哑铃(3)1s22s22p63s23p63d54s1

Fe

3d104s1(4)紫激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色1．有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素；A和E属同一族，它们原子最外层电子排布为ns1，B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍。C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。(2)由这五种元素组成的一种化合物是(写化学式)____________。写出该物质的一种主要用途：________。(3)写出C元素基态原子的电子排布式：________________________________________________________________________。(4)用轨道表示式表示D元素原子的价电子排布为___________________________________________。(5)元素B与D的电负性的大小关系是B________D，C与E的第一电离能的大小关系是C________E(填“>”“<”或“＝”)。解析：A、B、C、D、E5种元素核电荷数都小于20，故都为主族元素，A、E同一族且最外层电子排布为ns1，故为ⅠA族，而A为非金属元素，则A为氢；B、D为同一族，其原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，故其最外层电子排布为ns2np4，为ⅥA族元素，B核电荷数小于D，则B为氧，D为硫，E为钾；C原子最外层上的电子数为硫原子最外层上电子数的一半，则C为铝，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，故B(氧)的电负性大于D(硫)，E(钾)的第一电离能小于钠，钠的第一电离能小于C(铝)，故第一电离能Al>K。答案：(1)H

O

Al

S

K(写元素名称也可)(2)KAl(SO4)2·12H2O净水剂(3)1s22s22p63s23p1(5)>

>电离能和电负性的应用2．下列元素中，电负性最大的是(

)，第一电离能最大的是(

)A．O

B．B

C．N

D．C答案：AC1．电离能(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，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。(3)判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。(4)反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。2．电负性[典例2]根据信息回答下列问题：(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________<Al<________(填元素符号)；②图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第________周期________族；(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是___________________________________________________________；②通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_______________________________________________________；③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：A．Li3N

B．BeCl2

C．AlCl3

D．SiCⅠ.属于离子化合物的是__________________________(填序号)；Ⅱ.属于共价化合物的是__________________________(填序号)；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_________________________________________________________。[解析]

(1)①由信息所给的图可以看出，同周期的ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素的第一电离能小于ⅡA族元素的第一电离能，故Na<Al<Mg。②图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第五周期ⅠA族。(2)①元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化。②根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性Na<Mg<Al，同主族Be>Mg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。③根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于1.7形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。[答案]

(1)①Na

Mg

②五ⅠA(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化②0.9～1.5

③Ⅰ.AⅡ.BCD测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物2．(2014年潍坊模拟)(1)图1为X元素的前五级电离能的数值示意图。已知X的原子序数<20，请写出X基态原子的核外电子排布式________。(2)A、B、C、D、E、F、G、H八种短周期元素，其单质的沸点如图2所示。请回答：①上述元素中，某些元素的常见单质所形成的晶体为分子晶体，这些单质分子中既含有σ键又含有π键的是______(填化学式)。②已知D、F、G三种元素的离子具有跟E相同的电子层结构，则B、C、D三种元素的第一电离能由大到小的顺序为________(用相关元素符号表示)。③已知H的电负性为1.5，而氯元素的电负性为3.0，二者形成的化合物极易水解，且易升华。据此推测该化合物的化学键类型为________。④原子序数比A小1的元素与D元素形成的化合物的空间构型为________，中心原子的杂化方式为________。解析：(1)根据图1中X元素的前五级电离能，从其第三电离能开始突增，因此其最外层有两个电子，故X为Mg(注意Be原子只有4个电子，没有第五电离能)，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s2。(2)根据图2中元素单质的沸点，可知A、B、C、D、E、F、G、H为C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。①单质形成的晶体为分子晶体的有N2、O2、F2、Ne等，其中N2、O2中既含有σ键又含有π键。②B、C、D三种元素分别为N、O、F，第一电离能大小顺序为：F>N>O(注意N、O电离能反常)。③Al、Cl形成的化合物为AlCl3，根据其化合物的物理性质，可以推断其含有共价键。④原子序数比A小1的元素为B，与F元素可形成化合物BF3，为平面三角形结构，中心原子B的杂化方式为sp2。答案：(1)1s22s22p63s2(2)①N2、O2

②F>N>O

③极性共价键④平面三角形sp2

本小节结束请按ESC键返回［考纲展示］1.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3），能用杂化轨道理论推测常见的简单分子或离子的空间结构。3.了解简单配合物的成键情况。

4.了解化学键和分子间作用力的区别。5.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键的物质。第二单元分子结构与性质[主干知识]一、共价键1．本质在原子之间形成共用电子对。2．特征具有饱和性和方向性。3．分类4.键参数(1)概念(2)键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定。二、分子的立体构型1．用价电子推测分子的立体构型对于ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：n＝其中，中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算。根据分子的价电子对数，可以很方便地确定价电子对数与配位原子数目相等的ABm型分子的几何构型。对于价电子对全是成键电子对的分子，价电子对的几何构型与分子的空间构型是一致的。2.用杂化轨道理论推测分子的立体构型3.等电子原理原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。如CO和N2。三、配位键和配合物1．配位键(1)形成由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键。(2)表示2．配合物(1)概念由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子以配位键结合形成的化合物。(2)组成：例如[Cu(NH3)4](OH)2(3)形成条件四、分子的性质1．溶解性(1)“相似相溶”的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(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。2．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3.手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体，具有手性异构体的分子叫手性分子。4．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，酸性越强，如HClO<HClO2<HClO3<HClO4。[自我诊断]1．C2H4和C6H6中的碳原子均为sp2杂化。(√)2．C3H8中碳原子均为sp3杂化，排成一条直线。(×)3．HCN与C2H2分子中的碳原子杂化类型相同。(√)5．BF3和NH3的分子构型都是平面三角形。(×)6．HCl分子和H2O均为极性分子，因此HCl在水中易溶。(√)1．下列说法中不正确的是(

)A．σ键比π键的电子云重叠程度大，形成的共价键强B．s­sσ键与s­pσ键的电子云形状对称性相同C．碳碳双键的键能是碳碳单键键能的2倍D．N2分子中有一个σ键，2个π键解析：σ键“头碰头”重叠，π键“肩并肩”重叠，“头碰头”重叠程度大，形成的共价键强；σ键形成的是“轴对称”而π键形成的是“镜像对称”；在双键中一个σ键，一个π键，在叁键中一个σ键，两个π键。答案：C化学键与分子构型的判断1．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。2．中心原子杂化类型与分子构型的判断(1)由杂化轨道数判断杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：杂化轨道数＝中心原子的孤电子对的对数＋中心原子的σ键个数(2)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断中心原子的杂化类型和分子构型有关，二者之间可以相互判断。[典例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＝－1038.7kJ·mol－1若该反应中有4molN—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．NH

D．H2O[解析]

(1)氮原子的价电子排布式：2s22p3。(2)同周期元素第一电离能从左向右有增大的趋势，ⅢA族、ⅥA族突减，因此三者的第一电离能从大到小的顺序为N＞O＞C。(3)①NH3的空间构型是三角锥型，N2H4分子可看作两个NH3分子脱去一个H2分子所得，氮原子采用sp3杂化方式结合。②1molN2中含有2molπ键，4molN—H键断裂即有1molN2H4反应，生成1.5molN2，则形成3molπ键。③硫酸铵晶体是离子晶体，则N2H6SO4晶体也是离子晶体，内部不含有范德华力。(4)能被该有机物识别即能嵌入空腔形成4个氢键，则要求某分子或离子是正四面体结构且能形成氢键，只有c项符合题意。[答案]

(1)2s22p3

(2)N＞O＞C

(3)①三角锥形sp3杂化②3

③d

(4)c1．(2014年南京质检)砷(As)在地壳中含量不大，但砷的化合物却是丰富多彩。(1)基态砷原子的电子排布式为________；砷与溴的第一电离能较大的是________。(2)AsH3是无色稍有大蒜味气体。AsH3的沸点高于PH3，其主要原因是___________________________________________________。(4)某砷的氧化物俗称“砒霜”，其分子结构如图所示。该化合物的分子式为________，As原子采取________杂化。(5)GaAs等是人工合成的新型半导体材料，其晶体结构与金刚石相似。GaAs晶体中，每个As与________个Ga相连，As与Ga之间存在的化学键有______(填字母)。A．离子键

B．σ键C．π键

D．氢键E．配位键F．金属键G．极性键解析：(1)砷位于元素周期表第四周期ⅤA族，核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3，该元素与溴元素属于同一周期的元素，且原子序数小于后者，第一电离能溴元素较大。(2)AsH3和PH3的分子中均不含有氢键，AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量，故AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力，故AsH3的沸点高于PH3。中的As原子与四个氧原子成键，空间构型为正四面体型。(4)根据分子结构可知砒霜的分子式为As4O6，由于每个砷原子与3个氧原子成键，砷原子的价电子数目为5，经推算可知，砷原子的杂化方式为sp3杂化。(5)GaAs的晶体结构与金刚石相似，每个原子形成4个共价键，故每个As与4个Ga相连，由于砷原子核外有3个未成对电子和一对孤电子对，形成4个共价键时，有一个共价键属于配位键，其余为σ键。答案：(1)[Ar]3d104s24p3

Br(或溴)(2)AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量，故AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力(3)正四面体形CCl4(或其他合理答案)(4)As4O6

sp3

(5)4

BEG微粒间作用力与物质的性质2．下列变化或数据与氢键无关的是(

)A．水的沸点比硫化氢的沸点高B．氨分子与水分子形成—水合氨C．乙醇能跟水以任意比混溶D．SbH3的沸点比PH3高解析：A、B、C都具备形成氢键的条件，且叙述都与氢键有关，唯独D项中的物质不能形成氢键。答案：D[典例2]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________________________________________________________________________。2．短周期的5种非金属元素，其中A、B、C的最外层电子排布可表示为：A：asa，B：bsbbpb，C：csccp2c，D与B同主族，E在C的下一周期，且是同周期元素中电负性最大的元素。回答下列问题：(1)由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子，下列分子①BC2

②BA4

③A2C2

④BE4，其中属于极性分子的是________(填序号)。(2)C的氢化物比下周期同族元素的氢化物沸点要高，其原因是______________________________________________。(3)B、C两元素能和A元素组成两种常见的溶剂，其分子式为__________、__________。DE4在前者中的溶解性________(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解性。(4)BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为______________(填化学式)。(5)A、C、E三种元素可形成多种含氧酸，如AEC、AEC2、AEC3、AEC4等，以上列举的四种酸其酸性由强到弱的顺序为：________(填化学式)。解析：由s轨道最多可容纳2个电子可得：a＝1，b＝c＝2，即A为H，B为C，C为O。由D与B同主族，且为非金属元素得D为Si；由E在C的下一周期且E为同一周期电负性最大的元素可知E为Cl。(1)①、②、③、④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子。(2)C的氢化物为H2O，H2O分子间可形成氢键是其沸点较高的重要原因。(3)B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂，SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。

(4)BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4，三者结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，故它们的沸点顺序为SiCl4＞CCl4＞CH4。(5)这四种酸分别为HClO、HClO2、HClO3、HClO4，含氧酸的通式可写为(HO)mClOn(m≥1；n≥0)，n值越大，酸性越强，故其酸性由强到弱的顺序为HClO4>HClO3>HClO2>HClO。答案：(1)③

(2)H2O分子间形成了氢键(3)C6H6

H2O大于(4)SiCl4＞CCl4＞CH4(5)HClO4>HClO3>HClO2>HClO本小节结束请按ESC键返回［考纲展示］1.了解化学键和分子间作用力的区别。2.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。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。5.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。第三单元晶体结构与性质[主干知识]一、晶体和晶胞1．晶体与非晶体(1)晶体与非晶体的区别(2)获得晶体的三条途径①熔融态物质凝固。②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。③溶质从溶液中析出。2．晶胞晶胞与晶体的关系(1)晶胞是描述晶体结构的基本单元。(2)数量巨大的晶胞“无隙并置”构成晶体。二、常见晶体类型的结构和性质四种晶体类型的比较三、几种典型的晶体模型1．立方晶胞中，顶点、棱边、面心依次被多少个晶胞共用？提示：立方晶胞中，顶点、棱边、面心依次被8、4、2个晶胞共用。2．六棱柱晶胞中，顶点，侧棱、底面上的棱、面心依次被多少个晶胞共用？提示：六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞共用。[自我诊断]1．1mol金刚石中含有NA个分子。(×)2．SiO2晶体中最小的环上，Si和O原子之比为1∶2。(×)3．在镁晶体中，1个Mg2＋只与2个价电子存在强烈的相互作用。(×)4．MgO和Na2O相比较，MgO的熔沸点较低。(×)5．物质熔沸点：金刚石>硅晶体>碳化硅。(×)6．石墨是混合型晶体，熔沸点比金刚石低。(×)1．下图所示是晶体结构中具有代表性的最小重复单元(晶胞)的排列方式，其对应的化学式正确的是(图中：○—X，●—Y，⊕—Z)(

)晶体组成的计算方法——分割法答案：B[典例1]铜(Cu)是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答下列问题：(1)CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为__________________；(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是__________________；(4)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为________；一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为________；该晶体中，原子之间的作用力是________；(5)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为________。1．(2014年潍坊模拟)元素B、C、N和Si单质及其化合物在工农生产中有很重要的应用。(1)写出基态C原子的电子排布式________。从原子结构的角度分析B、N和O元素的第一电离能由大到小的顺序为________(用元素符号表示)。(2)NH3中N原子的杂化类型是________，饱和氨水中可能形成的分子间氢键有________种。(3)碳化硅(SiC)俗名金刚砂，其硬度仅次于金刚石，SiC的晶体结构与金刚石相似，SiC晶体属于________晶体，微粒间存在的作用力是________。(4)硼和镁的化合物在超导方面有重要应用。右图示意的是某化合物的晶体结构单元；镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下底的中心各有一个镁原子；六个硼原子位于棱柱内。则该化合物的晶体结构单元中硼和镁原子的简单整数比为________。解析：(1)C在第2周期ⅣA族，其核外电子排布式为1s22s22p2；由于N原子最外层的2p能级为半充满状态，不容易失去e－，而O最外层为2s22p4，失去1个p电子后形成p亚层半充满状态，所以第一电离能由大到小的顺序为N>O>B。(2)NH3为三角锥形结构，其中N原子为sp3杂化，NH3与H2O反应形成的氢键为NH3中H与NH3中N成氢键，H2O中H与H2O中O成氢键，H2O中H与NH3中N成氢键，H2O中O与NH3中H成氢键。(3)SiC为原子晶体，Si与C之间以共价键相结合。(4)位于棱柱内的B原子是整个单元含有的B原子，共6个，Mg原子在棱柱的顶点，每一顶点的Mg原子均被6个单元共用，而上下底的Mg原子被2个单元共用，则整个单元中的Mg原子为则B∶Mg＝6∶3＝2∶1。

答案：(1)1s22s22p2

N>O>B(2)sp3

4(3)原子共价键(4)2∶1晶体类型的判断及熔沸点高低的比较2．共价键、金属键、离子键和分子间作用力都是构成物质粒子间的作用力，含有以上所说的两种作用力的晶体是(

)A．SiO2晶体

B．铜晶体C．MgCl2晶体

D．NaOH晶体解析：SiO2晶体中只含有Si—O共价键；铜晶体中只含有金属键、MgCl2晶体中只含有Mg2＋和Cl－之间的离子键；NaOH晶体中含有O—H共价键和Na＋与OH－之间的离子键，所以含有两种作用力的为NaOH，选D。答案：D1．晶体类型的判断(1)依据构成晶体的粒子和粒子间的作用判断①离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，粒子间的作用是离子键。②原子晶体的构成粒子是原子，粒子间的作用是共价键。③分子晶体的构成粒子是分子，粒子间的作用力为分子间作用力。④金属晶体的构成粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的作用是金属键。(2)依据物质的分类判断①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)，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)是分子晶体。③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。④金属单质是金属晶体。(3)依据晶体的熔点判断①离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。②原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。③分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。(4)依据导电性判断①离子晶体水溶液及熔化时能导电。②原子晶体一般为非导体。③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。④金属晶体是电的良导体。(5)依据硬度和机械性能判断①离子晶体硬度较大或略硬而脆。②原子晶体硬度大。③分子晶体硬度小且较脆。④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。2．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、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。(2)原子晶体由共价键形成的原子晶体中，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，离子键就越强，晶格能也就越大。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。④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>(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。[典例2]现有几组物质的熔点(℃)数据：据此回答下列问题：(1)由表格可知，A组熔点普通偏高，据此回答：①A组属于________晶体，其熔化时克服的粒子间的作用