1、专题十六 物质结构与性质（选修3）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(136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。5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。6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。考纲解读7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。8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。9了解杂化轨道理论与常
2、见的杂化轨道类型(sp1，sp2，sp3)。10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。11了解化学键和分子间作用力的区别。12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。13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。本讲为选考内容，选修物质结构与性质的考生较多，各课标省市都把该选修内容定为选考内容，考理科综合的试题，是一道综合填空题，单科考化学试题的省市选择题、综合填空题同时出现。近五年来，新课标地区对原子结构与性质考查6次。对分子结构与性质考查10次。对晶体结构与性质考查12次。综合填空题一般结合元素推断考查电子
3、排布式、轨道表达式、判断成键类型、分子构型及晶体结构和性质等；选择题也是考查分子的成键特征、分子的构型、晶体结构、原子结构、轨道的杂化方式、物质熔沸点比较等知识。考点探究 该部分在高考中常与必修中所学有关知识联合考查，其主要考点是原子结构；原子结构与元素的性质。这部分内容可以培养学生探索物质及变化的兴趣，揭示微观世界的本质和规律，是高考中的重点。共价键；分子的立体结构；分子的性质。其中共价键是一类重要的化学键，它使原子结合成可以独立存在的分子，共价键是现代化学键理论的核心，分子的立体结构和分子之间的作用力也是理解分子结构与性质关系的重要内容。晶体常识：分子晶体与原子晶体；金属晶体；离子晶体。它
4、是原子结构和化学键知识的延伸和提高，其中对四大晶体做了阐述，结合立体几何的知识，充分认识和挖掘典型晶胞的结构，形象、直观地认识四种晶体，在2012年高考中这些知识均有出现。预测2013年高考仍将以元素周期表为基础，延续填空题的形式。对结构知识进行系统考查。分值约814分。2013年试题难度可能会适当加大，可能会在晶胞结构上进行加深，应予以关注。一、构造原理 能量最低原理1原子的诞生(1)大爆炸宇宙学理论的要点宇宙大爆炸诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。(2)宇宙中的元素宇宙中最丰富的元素是氢，其次是氦，地球上的元素大多数是金属，非金属(包
5、括稀有气体)仅22种。2能层与能级(1)能层多电子原子的核外电子的能量是不同的。按电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为2n2。基础知识梳理3构造原理(2)能级多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成能级。随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。【思考】核外电子排布完全依照电子层顺序排列吗？核外电子排布的规律并不完全依据电子层顺序，而是按能级顺序进行的。4能量最低原理、基态与
6、激发态光谱(1)能量最低原理原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。(2)基态与激发态原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。(3)光谱光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称为原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。5电子云与原子轨道(1)电子云电子云是电子在核外空间各处出现概率的形象化描述。黑点密的地方表示电子出现的概率大，黑点疏的地方表示电子出现的概率小。(2)原子轨道电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称
7、为原子轨道。原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p纺锤形3(3)泡利原理和洪特规则泡利原理条件：当电子在同一个轨道中排布时；结论：1个轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。洪特规则条件：当电子排布在同一能级的不同轨道时；结论：总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理、洪特规则。二、原子结构与元素周期表、元素周期律1元素周期表结构2元素周期表的分区按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括A、族元素、B族元素、B、B族元素、AA族和0族元素、镧系和锕系
8、元素，其中s区(H除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。【注意】根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。分区价层电子的电子排布式s区ns12p区ns2np16d区(n1)d19ns12ds区(n1)d10ns12f区(n2)f114(n1)d02ns23.元素周期律(1)原子半径变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
9、(2)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。第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。规律每周期：第一个元素的第一电离能最小，最后一个元素的第一电离能最大。同族元素：从上到下第一电离能变小。同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大。(3)电负性含义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为标准，得出了各元素的电负性。变化规律：在元素周期表中，从左到右
10、元素的电负性逐渐增大，从上到下元素的电负性逐渐减小。应用：判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。(4)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某些性质相似，如Li 和Mg，Be和Al。(5)元素周期律概念元素的性质随核电荷数递增呈现周期性变化。三、分子的结构1价层电子对互斥模型它是一种可以用来预测分子立体结构的理论模型，总的原则是分子的中心原子上孤对电子对与成键电子对之间的排斥力最小(注意：分子中的双键、三键等多重键要作为一对电子看待)。这种理论
11、把分子分为两类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键，这种分子中，中心原子周围的原子数决定着分子的立体结构。如HCN的空间结构为直线形；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，由于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。例如H2O的空间结构为V形。实质元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。2.杂化轨道理论(1)杂化与杂化轨道的概念这是指在形成分子时由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道，这种轨道重新组合的过程叫做杂化，形成的新轨道叫杂化轨道。(2)杂化的类型除sp3杂
12、化轨道外，还有sp杂化轨道和sp2杂化轨道。sp杂化轨道由1个s轨道和1个p轨道杂化而得；sp2杂化轨道由1个s轨道和2个p轨道杂化而得。(3)几种常见分子的中心原子的杂化轨道类型：代表物杂化轨道数杂化轨道类型分子结构CO2022sp直线形CH2O033sp2平面三角形CH4044sp3正四面体形SO2123sp2V形NH3134sp3三角锥形H2O224sp3V形3.配合物理论简介定义：配合物是由可以给出孤对电子或多个不定域电子的一定数目的离子或分子(称为配体)和接受孤对电子或多个不定域电子的原子或离子(统称中心原子)按一定的组成和空间构型所形成的化合物。配离子：Cu(NH3)42Ag(CN
13、)2配合物：配盐：Cu(NH3)4SO4 Cu(H2O)4SO4H2O配酸：H2PtCl6配碱：Cu(NH3)4(OH)2配合分子：Ni(CO)4 Co(NH3)3Cl3【注意】(1)配合物和配离子的区别。(2)配合物和复盐的区别。四、分子的性质1键的极性和分子的极性一般说来，同种原子形成的共价键，电子对不偏移，是非极性键；由不同种原子形成的共价键，电子对发生偏移，是极性键。分子的极性(1)概念极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。例：HCl、H2O、NH3等。非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。例：Cl2、CO2、BF3、CCl4等。(2)判断方法2范德华力及其对物质性质的影响范德
14、华力：分子间普遍存在的作用力。规律：结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大。范德华力越大，物质的熔沸点越高。3氢键及其对物质性质的影响(1)氢键的概念：除范德华力外的另一种分子间作用力，它是由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一分子中电负性很强的原子之间的作用力。(不属于化学键)一般表示为XHY。(2)氢键的类型分子内氢键(不属于分子间作用力)。分子间氢键(属于分子间作用力)。(3)氢键键能大小：氢键介于范德华力和化学键之间，是一种较弱的作用力。(4)分子间具有氢键的物质，其熔沸点会“反常”的高。4溶解性(1)影响物质溶解性的因素影响固体溶解度的主要因素是温度。影响气体溶解度的主要
15、因素是温度和压强。(2)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。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越大。相反，无氢键相互作用的溶质在有氢键的水中的溶解度就比较小。“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。(3)如果溶质与水发生化学反应可增大其溶解度。5手性(1)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(又称对映异构体、光学异构体)。含有手性异构体的分子叫做手性分子。(2)判断一种有机物是否具有手性异构体，可以看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或原子团，符合上述条件的碳原子叫做
16、手性碳原子。6无机含氧酸分子的酸性(1)对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。原因：无机含氧酸可以写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，导致ROH中的O的电子向R偏移，因而在水分子的作用下，也就越容易电离出H，即酸性越强。(2)含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即(HO)mROn中，n值越大，酸性越强。(3)同主族元素或同周期元素最高价含氧酸的酸性比较，可根据非金属性强弱去比较。同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱。同一周期，从左向右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强。五、化学键、
17、电解质与晶体的关系1化学键与晶体结构2晶体类型与电解质的关系六、晶体类型的判断方法1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，即范德华力；金属晶体的晶格质点是金属阳离子和自由电子，质点间的作用是金属键。2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)是
18、分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼、石墨等；常见的原子晶体。化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质(常温除汞外)与合金是金属晶体。3依据晶体的熔点判断离子晶体的熔点较高，常在数百至1 000余度。原子晶体熔点高，常在1 000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依据导电性判断离子晶体水溶液及熔化时能导电。原子晶体一般为非导体，石墨能导电。分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。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
19、。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。七、晶体熔沸点高低比较的规律1不同类型晶体的熔、沸点高低规律：原子晶体离子晶体分子晶体；金属晶体(除少数外)分子晶体。金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等；有的则很低，如汞、镓、铯等。2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：金刚石石英碳化硅硅。3离子晶体要比较离子键的强弱。一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2NaClCsCl。4分子晶体：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔、
20、沸点越高，如熔、沸点：O2N2，HIHBrHCl。组成和结构不相似的物质，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CON2，在同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷异戊烷新戊烷；芳香烃及其衍生物的同分异构体，其熔、沸点高低顺序是“邻位间位对位”化合物。四、常见的几种晶体结构1晶体里的微粒数描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。物质晶型基本单位微粒数氯化钠NaCl离子立方体每个Na周围与它最接近等距的Na有12个CsCl离子立方体每个Cs(或Cl)的等距离Cs(或Cl)有6个金刚石C原子正四面体最小环上有6个碳原子石墨C混合正六边形平均每个六边形占有2个碳原子石英SiO2
21、原子硅氧四面体最小环有12个原子干冰CO2分子面心立方体等距相邻12个CO2分子1.化学键与晶体结构考点整合2.晶体类型与电解质的关系3原子结构与性质(1)能层与能级原子是由原子核和核外电子构成的，多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成不同能级。任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级等数等于能层序数。从s、p、d、f排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7的2倍。(2)能级形状与能级数量s电子的原子轨道都是球形的，能层序数n越大，原子轨道的半径越大。p电子的原子轨道是纺锤形的，每个p能级有3个原子轨道，它们相互垂直。而且，p电子原子轨道的平均半径也随n增大而
22、增大。ns能级各有1个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道。(3)核外电子的排布遵循的三个原理能量最低原理，内容是：原子的电子排布遵循使整个原子的能量处于最低状态的原理。泡利不相容原理，内容是：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反。洪特规则，内容是：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。(4)元素基本性质的周期性变化规律原子半径：同一周期元素从左到右，原子半径越来越小；同一族元素从上到下，原子半径越来越大。电离能：元素的第一电离能是从一个气态原子失去一个最外层电子而形成1价离子时所需的最低能量。电离能越小
23、，电子越容易失去。同一周期元素从左到右，电离能逐渐增大(A和A元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能)；同一主族元素从上往下，电离能逐渐减小。4化学键、分子间作用力与物质性质(1)共价键共价键的类型由成键条件的不同，可将共价键分为极性键、非极性键和配位键。NH4Cl中含有离子键、极性键和配位键。电负性：同一周期元素从左到右，电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下，电负性逐渐减小。元素的金属性和非金属性：同一周期元素，从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素，从上到下，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。键和键的比较键类型键键原子轨道重叠方式沿键轴方向相对重叠沿键轴方
24、向平行重叠原子轨道重叠部位两原子核之间，在键轴上键轴上方和下方，键轴处为零原子轨道重叠程度大小键的强度较大较小化学活泼性不活泼活泼成键规律共价单键是键，双键中有一个键，一个键，叁键中有一个键，两个键键参数(键能、键长、键角)键能是指在101.3 kPa,298 K条件下，断开1 mol AB(g)分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量；键能越大，意味着化学键越牢固，键长是指成键两原子原子核间的距离，键长越短，表明共价键越强。键角是指两个化学键之间的夹角，它是描述分子空间结构的重要参数。(2)分子的立体结构与性质中心原子的杂化轨道数键数孤对电子数物质杂化类型分子空间构型N
25、H3sp3三角锥形H2Osp3V形CH4sp3正四面体形CO2sp直线形NH4sp3正四面体形H3Osp3三角锥形极性分子和非极性分子分子有极性分子和非极性分子之分。在极性分子中，正电中心和负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性()，另一部分呈负电性()；非极性分子的正电中心和负电中心重合。分子间作用力a范德华力分子与分子之间存在着一种把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。影响范德华力的因素主要包括：分子的大小，分子的空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。对组成和结构相似的分子，其范德华力一般随相对分子质量的增大而增大。b氢键氢键是一种既可以存在于分子之间又可以存在于分子内
26、部的作用力。它比化学键弱，比范德华力强。当氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大的原子Y之间形成氢键。氢键基本上还是属于静电作用，它既有方向性又有饱和性。氢键的形成条件化合物中有氢原子，即氢原子处于XHY其间。氢只有跟电负性很大且原子半径较小的元素化合后，才有较纯的氢键，如N、O、F等。(3)晶体的基本类型与性质晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体举例NaCl、CsClCO2、HClSiO2、金刚石Na、Fe组成晶体粒子阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子粒子间的相互作用离子键分子间作用力共价键金属键物理性质熔沸点较高较低高较高硬度较大较小大较大其他在熔融状态
27、下或水溶液中能够导电固态、熔融状态均不导电，溶于水可能导电一般不导电，个别为半导体导电、导热，有延展性，有金属光泽(4)杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子杂化类型杂化轨道几何构型常见分子sp直线形BeCl2、HgCl2、CHCH等sp2平面三角形BF3、BCl3、CH2=CH2sp3四面体形CH4、CCl4、NH3(三角锥形)、H2O(V形)一般来说，一个分子有几个轨道参与杂化就会形成几个能量相同的杂化轨道，就形成几个共价键，形成对应的分子构型，但如果分子中存在孤对电子或在一定场效应作用下，分子构成会发生变化，如NH3、H2O等。另外，具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的
28、结构特征。(5)用价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则中心原子的价电子都用于形成共价键，分子的立体结构可用中心原子周围原子个数n来判断。如果价层电子对中有未成键的孤对电子，则几何构型发生相应的变化，用价层电子互斥理论解释。n234几何构型直线形平面三角形四面体形范例CO2CH2OCH41基态原子核外电子排布的表示方法(1)电子排布式用数字在能级符号的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。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号外加方括号表示，例如K：Ar4s1。思维拓展(
29、2)轨道表示式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所示：(3)特殊性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。如2物质溶沸点的判断方法(1)原子晶体中原子间键长越短，共价键越稳定，物质熔沸点越高，反之越低。(2)离子晶体中阴、阳离子半径越小，电荷数越多，离子键越强，熔沸点越高，反之越低。(3)金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子的静电作用越强，熔沸点越高，反之越低。(4
30、)分子晶体中分子间作用力越大，物质的熔沸点越高，反之越低(具有氢键的分子晶体的熔沸点反常较高)。组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点越高。在高级脂肪酸甘油酯中，不饱和程度越大，熔沸点越低。烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物，一般随着分子内碳原子数的增多，熔沸点升高。链烃及其衍生物的同分异构体随着支链的增多，熔沸点降低。相同碳原子数的有机物，分子中官能团不同，一般随着分子量的增大，熔沸点升高；官能团相同时，官能团数越多，熔沸点越高。晶体类型不同时一般熔沸点规律为原子晶体离子晶体分子晶体，金属晶体有高有低。3判断晶体类型的方法(1)依据组成晶体的晶格质点和质点间
31、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，质点间的作用是分子间作用力即范德华力；金属晶体的晶格质点是金属阳离子和自由电子，质点间的作用是金属键。(2)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)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(
32、除汞外)是金属晶体。(4)依据导电性判断：离子晶体水溶液及熔融时能导电；原子晶体一般为非导体；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电；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，具有延展性。(3)依据晶体的熔点判断：离子晶体的熔点较高，常在数百至1 000余摄氏度；原子晶体熔点高，常在1 000摄氏度至几千摄氏度；分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度，金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。典例赏析【例1】氮元素
33、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。NH3 分子的空间构型是_；N2H4分子中氢原子轨道的杂化类型是_。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)H1038.7 kJmol1若该反应中有4mol NH键断裂，则形成的键有_mol。考点一、原子结构与性质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
34、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)。aCF4BCH4 CNH4 DH2O【解析】(1)基态氮原子价电子排布为：2s22p3，注意是价电子，不要答成所有电子的排布式。(2)C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为：NOC，注意N元素第一电离能要比O元素的大。(3)NH3分子空间构型为三角形，N原子sp3杂化，根据题干中给出的信息可知N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型也是sp3。反应中有4
35、 molNH键断裂，即有1 mol N2H4反应，根据反应方程式可知，1 mol N2H4参加反应有1.5 mol N2生成，而每摩尔N2中有2 mol 键。则答案为3 mol。该题为信息题，知道(NH4)2SO4分子中存在的化学键(离子键、共价键、配位键)即可解答，所以答案选d，范德华力只存在于分子晶体中。(4)四个选项中能形成氢键的是NH3、H2O、HF，但只有NH4空间构型为正四面体，4个H原子位于四个顶点，恰好对应该有机化合物的4个N原子，形成4个氢键，故选C。【答案】(1)2s22p3(2)NOC(3)三角锥形 sp33d(4)c【变式训练1】下表列出前20号元素中的某些元素性质的一
36、些数据：试回答下列问题：(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是_(填编号)。(2)上述、三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是_(写分子式)。元素和形成的化合物的化学式为_，它是一种重要的结构材料，推测它应是属于_晶体；元素的原子价电子排布式是_。(3)四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是_(填化学式)。(4)和两元素比较，非金属性较弱的是_(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的_(填序号)。A气态氢化物的挥发性和稳定性B单质分子中的键能C两元素的电负性D含氧酸的酸性E氢化物中XH键的键长(X代表和两元素)F两单质在自然界的存在形式【导
37、航】解答该题时先据原子半径和元素主要化合价的规律确定出十种元素，再结合元素的第一电离能和元素金属性、非金属性的规律做出解答。【解析】由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出S，K，O，Al，C，P，Cl，Na，N，Si。(1)在同一周期中，自左至右元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是K。(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e稳定结构；元素和形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。(3)元素的非金属性越强，形成的气
38、态氢化物越稳定，非金属性强弱为ClSPSi，故其氢化物稳定性为HClH2SPH3SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。【答案】(1)(2)PCl3、CCl4Si3N4 原子 3s23p4(3)HClH2SPH3SiH4(4)氮元素 CE考点二、分子结构与性质(3)H可与H2O形成H3O，H3O中O原子采用_杂化。H3O中HOH键角比H2O中HOH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a gcm3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_cm3。【变式训练2】已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期元素，
39、它们的核电荷数ABCDE。其中A、B、C是同一周期的非金属元素。化合物DC的晶体为离子晶体，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。AC2为非极性分子。B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。E的原子序数为24，ECl3能与B、C的氢化物形成六配位的配合物，且两种配体的物质的量之比为21，三个氯离子位于外界。请根据以上情况，回答下列问题：(答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示)(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为_。(2)B的氢化物分子的空间构型是_，其中心原子采取_杂化。(3)写出化合物AC2的电子式_；一种由B、C组成的化合物与AC2互为等电子
40、体，其化学式为_。(4)E的核外电子排布式是_，ECl3形成的配合物的化学式为_。(5)B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与D的单质反应时，B被还原到最低价，该反应的化学方程式是_。【解析】根据题干中信息：“B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高”，可判断B、C分别为N(氮)和O(氧)。E原子序数为24，为Cr(铬)。由“DC为离子晶体，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构”可以判断D为Mg。由“AC2为非极性分子”可判断A为C(碳)。(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为CON。(2)B的氢化物为NH3，其空间构型为三角锥形，其中心原子(N)采取sp3杂化
41、。(3)AC2为CO2，其电子式为：且与CO2互为等电子体的化合物为N2O。(4)E为Cr元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1。CrCl3形成配合物的化学式为Cr(NH3)4(H2O)2Cl3。(5)N的最高价氧化物对应的水化物为HNO3，与Mg反应时，N被还原到最低价3价，即NH4，其反应方程式为：4Mg10HNO3=4Mg(NO3)2NH4NO33H2O。由N、O组成【答案】(1)CON(2)三角锥形 sp3【例3】氮是地球上极为丰富的元素。(1)Li3N晶体中氮以N3存在，基态N3的电子排布式为_。(2)NN的键能为942 kJmol1，N
42、N单键的键能为247 kJmol1，计算说明N2中的_键比_键稳定(填“”或“”)。(3)(CH3)3NH和AlCl4可形成离子液体。离子液体由阴、阳离子组成，熔点低于100，其挥发性一般比有机溶剂_(填“大”或“小”)，可用作_(填代号)。a助燃剂b“绿色”溶剂c复合材料d绝热材料考点三、晶体结构与性质(4)X中所有电子正好充满K、L、M三个电子层，它与N3形成的晶体结构如下图所示。X的元素符号是_，与同一个N3相连的X有_个。【解析】利用“位、构、性”之间的关系，结合题给性质综合解答。(1)基态N3的最外层有8个电子，其电子排布与Ne原子的相同，(2)氮氮三键(一个键和两个键)的键能比单键
43、(键)的三倍要大，因此键比键要稳定。(3)离子液体中的离子键比分子间作用力要大，因此不易挥发，可作为“绿色”溶剂。【答案】(1)1s22s22p6(2)(3)小 b (4)Cu6【变式训练3】人类在使用金属的历史进程中，经历了铜、铁、铝之后，第四种将被广泛应用的金属被科学家预测是钛(Ti)，它被誉为“未来世纪的金属”。试回答下列问题：(1)Ti元素在元素周期表中的位置是第_周期第_族；其基态原子的价电子排布为_。(2)在Ti的化合物中，可以呈现2、3、4三种化合价，其中以4价的Ti最为稳定。偏钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结构示意图如
44、下图所示，它的化学式是_；已知Ti3可形成配位数为6的配合物。现有含钛的两种颜色的晶体，一种为紫色，另一种为绿色，但相关实验证明，两种晶体的组成皆为TiCl36H2O。为测定这两种晶体的化学式，设计了如下实验：a分别取等质量的两种配合物晶体的样品配成待测溶液；b分别往待测溶液中滴入AgNO3溶液，均产生白色沉淀；c沉淀完全后分别过滤得两份沉淀，经洗涤干燥后称量，发现原绿色晶体的水溶液与AgNO3溶液反应得到的白色沉淀质量为紫色晶体的水溶液与AgNO3溶液反应得到的沉淀质量的2/3。则绿色晶体配合物的化学式为_，绿色晶体中含有的化学键类型是_。【答案】(1)四 B3d24s2(2)BaTiO3TiCl(H2O)5Cl2H2O 共价键、配位键、离子键
