1、专题二十 物质结构与性质 高频考点导悟考点一 原子、分子结构与元素性质典例 1(2011福建理综，30)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。NH3 分子的空间构型是_；N2H4 分子中氮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)H1 038.7 kJmol1若该反应中有 4 mol NH 键断裂，则形成的 键有_mol。肼
2、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)。aCF4bCH4cNH+4dH2O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
3、 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锥形，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 mol NH 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。答案(1)2s22p3(2)NOC(3)三角锥形 sp3 3 d(4)c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)能
4、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。知识归纳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，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低体系的能量。
5、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Cr：1s22s22p63s23p63d44s2()Cr：1s22s22p63s23p63d54s1()Cu：1s22s22p63s23p63d94s2()Cu：1s22s22p63s23p63d104s1()2核外电子排布的表示形式(1)电子排布式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；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外加中括号来表示，如 K：Ar4s1。(2)电子排布图用一个小方框代表一个轨道，每个
6、轨道中最多可容纳两个电子。如 K：3元素第一电离能的周期性变化(1)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，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小。(2)同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。(3)第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。4元素电负性的周期性变化(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表
7、明其吸引电子的能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。(2)电负性的运用：确定元素类型(电负性1.8，非金属元素；电负性1.7，离子键；两元素电负性差值离子晶体分子晶体。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，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：MgOMgCl
8、2NaClCsCl。(4)分子晶体分子间作用力越大，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 H2OH2TeH2SeH2S。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 SnH4GeH4SiH4CH4。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 CON2，CH3OHCH3CH3。(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：NaMgAl。命题猜想2能源、材料和信息是现代社会的三大“支柱”。(1)目前，利用金属或合金储氢的研究已取得很大进展，上图是一种镍基合金储氢后的晶胞结构图
9、。Ni原子的价电子排布式是_。该合金储氢后，含1 mol La的合金可吸附H2的数目为_。(2)南师大结构化学实验室合成了一种多功能材料对硝基苯酚水合物(化学式为C6H5NO31.5H2O)。实验表明，加热至94 时该晶体能失去结晶水，由黄色变成鲜亮的红色，在空气中温度降低又变为黄色，具有可逆热色性；同时实验还表明它具有使激光倍频的二阶非线性光学性质。晶体中四种基本元素的电负性由大到小的顺序是_。对硝基苯酚水合物失去结晶水的过程中，破坏的微粒间作用力是_。(3)科学家把NaNO3和Na2O在一定条件下反应得到一种白色晶体，已知其中阴离子与SO23 互为等电子体，且该阴离子中的各原子的最外层电子
10、都满足8电子稳定结构。该阴离子的电子式是_，其中心原子N的杂化方式是_。解析(1)Ni的原子序数为28，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，价电子排布式为3d84s2；该晶胞中含有La为8181个，含有H2为8142123个，则1 mol La可吸附3NA个H2。(2)根据C、N、O、H在元素周期表中的位置，其电负性为ONCH，由于94 结晶水能失去，说明断裂的不是化学键。(3)由于SO 23 为42e微粒，则只有NO 34 才能符合42e的结构特征，SO23 中的S原子采用sp3杂化，NO34 中的N原子也采用sp3杂化。答案(1)3d84s2 3NA(2)ONCH
11、氢键(3)高考模拟导练1下列物质形成的晶体中，其中任何一个原子都被相邻的四个原子包围，以共价键形成正四面体，并向空间伸展成网状结构的是()A四氯化碳B石墨C金刚石D二氧化硅C解析 CCl4 为分子晶体，其构成微粒为分子，石墨为混合晶型，以平面六边形相互连接成层状结构；金刚石中以 C为中心，形成 4 个 CC 键，向空间发展成网状结构；D 中Si 与 O 形成硅氧四面体，但不是正四面体。2下列描述中正确的是()ACS2 为 V 形的极性分子BClO3 的空间构型为平面三角形CSF6 中有 4 对完全相同的成键电子对DSiF4 和 SO23 的中心原子均为 sp3 杂化D解析 CS2 的分子结构为
12、 SCS，该分子为平面直线形分子，A 错误；ClO3 中 Cl 原子为 sp3 杂化，ClO3 的离子结构为，为三角锥形结构，B 错误；SF6 中 S 与 F形成 6 个相同的电子对；SiF4、SO23 中心原子均为 sp3 杂化，D 正确。3下列说法中错误的是()ASO2、SO3 都是极性分子B在 NH+4和Cu(NH3)42中都存在配位键C元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强D原子晶体中原子以共价键结合，具有键能大、熔点高、硬度大的特性A解析 SO2 为角形(或 V 形)分子，因此 SO2 为极性分子，SO3 为平面分子，SO3 为非极性分子，A 错误；NH+4中存在 NH 配位键，C
13、u2与 NH3 之间以配位键形成，B 正确；电负性为原子吸引电子的能力大小，电负性越大的原子，吸引电子的能力越强；原子晶体的构成微粒为原子，原子之间以共价键结合，因此原子晶体的熔点高，硬度大。4下列事实与氢键有关的是()A水加热到很高的温度都难以分解B水结成冰体积膨胀，密度变小CCH4、SiH4、GeH4、SnH4 熔点随相对分子质量增大而升高DHF、HCl、HBr、HI 的热稳定性依次减弱B解析 水的熔、沸点低，说明水为分子晶体，水分解时的能量高说明水分子内 HO 键键能大；由于分子间氢键具有饱和性和方向性，使水变成冰后体积膨胀，密度变小；分子晶体的熔、沸点与分子量成正比，C 正确，但与氢键
14、无关；HF 中存在氢键，导致 HF 的熔、沸点大于 HCl，热稳定性由中心元素非金属性决定，与氢键无关。5.下列说法正确的是_(填字母编号，每小题只有一个正确答案，下同)A离子晶体中一定存在离子键，分子晶体中一定存在共价键B主族元素形成的单质，从上到下熔、沸点逐渐升高CN2分子中的共价键是由两个键和一个键组成的D以极性键结合的分子不一定是极性分子.下列叙述正确的是_。A用VSEPR理论预测PCl3的立体构型为平面三角形BSO2和CO2都是含有极性键的非极性分子C在NH+4和Cu(NH3)42中都存在配位键D铝元素的原子核外共有5种不同运动状态的电子.Q、R、X、Y、Z 五种元素的原子序数逐渐增
15、大。已知 Z的原子序数为 29，其余均为短周期主族元素。Y 原子的价电子排布为 msnmpn。R 原子核外 L 层的电子数为奇数，Q、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_。如图是 Z 和X 形成晶体的晶胞结构示意图(O 代表 X)，可确定该晶胞中阴离子的个数为_。(2)Q 与 Y 形成的最简单气态氢化物分别为 A、B，试比较它们的热稳定性并说明理由：_。(3)Q 和 X 形成的一种化合物甲的相对分子质量为 44，则甲的空间构型是_，中心原子采取的杂化轨道类型是_，该分子中含有_个 键。(4)R 有多种氧化物，其中乙的相对分子质量最小。在一定
16、条件下，2 L 的乙气体与 0.5 L 的氧气相混合，若该混合气体被足量的 NaOH 溶液完全吸收后没有气体残留，所生成的 R 的含氧酸盐的化学式是_。(5)这五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于_晶体；Q、R、X 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)。解析.He、Ne等单原子形成的分子晶体中只有分子间作用力，没有共价键，A错误；碱金属单质从上到下熔、沸点逐渐降低，由于金属键由上而下依次减弱，B错误；N2分子结构式为，其中有1个键和2个键，C错误；H2O、SO2等为极性分子，而CO2、SO3等为非极性分子，D正确。.由于PCl3分子中P的价电子为5
17、38个，则P有4对电子，在空间应以四面体形式排列，所以PCl3为三角锥形分子；SO2为极性分子；根据核外电子排布规律，不可能有2个运动状态完全相同的电子存在，因此Al的原子核外有13种不同运动状态的电子。.(1)29号元素为Cu，其核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，失去2e后的离子为1s22s22p63s23p63d9。Q的电子排布式为1s22s22p2，Q为C，则X为O，由此推知R为N，则Y为Si。代表氧离子，一个晶胞中顶点有8个氧离子，棱上有4个，面心上有2个，体心上有1个，所以氧离子个数为81841421214。(2)由于非金属性CSi，所以氢化物稳定性CH4S
18、iH4。(3)C与O形成CO、CO2，分子量为44的为CO2，其结构为O=C=O，由于C与O以直线相连，则C以sp杂化形式成键。(4)N的氧化物中分子量最小的为NO，根据题给信息(4NOO2)的混合气体实质为(2NO2NO2),2NO2NO24NaOH=4NaNO22H2O，因此产物为NaNO2。(5)Si与O形成SiO2，为原子晶体，C、N、O的第一电离能数值中，N最大，因为N已达到p电子层的半充满状态，较难失去e。答案.D.C.(1)1s22s22p63s23p63d9(或Ar3d9)4(2)A 大于 B，因为 C 的非金属性比 Si 的非金属性强(其他合理答案也可)(3)直线形 sp 杂化 2(4)NaNO2(5)原子 CON返回
