1、专题五 物质结构与性质【考纲解读】1、原子结构表示方法：核素、同位素、轨道表示式、电子表示式。2、周期的信息(四个关系式)。3、元素性质及递变规律、电离能、电负性。4、化学键：离子键、共价键(配位键)、极性键、非极性键、键和键。5、分子的空间结构、杂化轨道(sp、sp2、sp3)、价层电子对互斥理论、等电子体。6、分子间作用力、氢键。7、晶体模型：离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体、晶胞中微粒和相对位置。8、晶体的物理性质规律：熔沸点、硬度。【考点回顾】1下列8种符号：Li、Li、C、N、O、Na、Mg、Cl（1）包含_种元素，_种核素，其中互为同位素的是_。（2）氯离子的结构示意图为_，
2、其价电子排布式_。（3）原子最外层电子数是次外层电子数2倍、3倍的分别是_、_。（4）质量数相等的是_和_。【答案】（1）78Li和Li（2）3s23p6（3）CO（4）CN2依据下表选择有关序号，用其相应的元素符号或化学式填空。主族周期AAAAAAA0一H二三四（1）这些元素中，_是最活泼的金属元素，_是最活泼的非金属元素，它的电子排布式为_；_是最不活泼的元素。（2）第三周期中，含有1个未成对电子的有_、_、_。（3）短周期元素最高价氧化物对应的水化物中，_酸性最强；_碱性最强；_呈两性(填化学式)。（4）和的金属元素中，单质的熔点较低的是_，形成最高价氧化物熔点较高的是_(填化学式)。（
3、5）第三周期的主族元素中，第一电离能最小的是_，电负性最大是_。（6）在所形成的气态氢化物中，最稳定的是_；最不稳定的是_。（7）元素能形成多种同素异形体，形成的晶体中，属于原子晶体的是_，分子晶体的是_(填名称)。（8）第二周期元素与氢元素可形成多种10电子微粒，在分子中沸点最高是_，最低的是_，分子间能形成氢键的有 _、_、_(填化学式)。(9)氢元素与、三种元素既可形成共价化合物，又可形成离子化合物，各列举两个例子：共价化合物_、_；离子化合物_、_。【答案】（1）KF1s22s22p5Ar（2）NaAlCl（3）HClO4NaOHAl(OH)3（4）Ca MgO（5）NaCl（6）HF
4、SiH4（7）金刚石C60（8）H2OCH4NH3H2OHF(9)HNO3 HNO2NH4NO3NH4NO23原子序数为24的元素原子的基态原子（1）核外电子排布式为_，价电子排布式是_。（2）有_个电子层，_个能级；有_个未成对电子。（3）在周期表中的位置是第_周期第_族。【答案】（1）1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s13d54s1 （2）476（3）四B4分析下列化学式，选出划线元素符合要求的物质：AC2H2BH2OCBeCl2DCH4EC2H4 FN2H4（1）既有键，又有键的是_。（2）分子间能形成氢键的物质是_，能作配体形成配位键的是_。（3）既含有极性键又
5、含有非极键的是_，属于非极性分子的是_。【答案】（1）AE（2）BFBF（3）AEFACDE5用“”、“（2）（3）（4）6晶体结构与性质如图为NaCl晶胞示意图，边长为a cm，在1 mol的晶胞中：（1）含有_个Na，1个Na周围与其距离最近并且距离相等的Cl有_个，形成_构型。（2）NaCl的密度为_(列出计算式)。【答案】（1）4NA6正八面体（2） gcm3【题型预测】【例1】(2015上海，1)中国科学技术名词审定委员会已确定第116号元素Lv的名称为鉝。关于Lv的叙述错误的是()A原子序数116 B中子数177C核外电子数116 D相对原子质量293【答案】D【点睛】1原子(离子
6、)中基本微粒的关系（1）质子数核电荷数核外电子数原子序数（2）质量数质子数中子数（3）质子数阳离子的核外电子数阳离子所带电荷数（4）质子数阴离子的核外电子数阴离子所带电荷数2基态原子核外电子排布常见表示方法及易错点（1）表示方法(以含16个中子的硫原子为例)表示方法举例原子(核素)S原子结构示意图电子式电子排布式1s22s22p63s23p4或Ne3s23p4电子排布图（2）常见错误防范电子排布式a3d、4s书写顺序混乱如：b违背洪特规则特例如：电子排布图a. (违背能量最低原理)b. (违背泡利原理)c. (违背洪特规则)d. (违背洪特规则)3电离能和电负性（1）元素第一电离能的周期性变化
7、规律同一周期，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。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。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。（2）电离能、电负性大小判断规律：在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小。特性：同周期主族元素，第A族(ns2)全充满、A族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能
8、大于同周期相邻的A和A族元素。方法：我们常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：a.HClO中Cl为1价、O为2价，可知O的电负性大于Cl；b.Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。4粒子半径比较方法(一般规律)（1）电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。（2）电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。（3）电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。（4）同种元素原子形成的微粒半径，随核外电子数的增多而增大。（5）电子数和核电荷数都不同时，可通过一种参照物进行比较。如比较Al3与S2的半径大
9、小，可找出与Al3电子数相同、与S2同族的元素O2比较，r(Al3)r(O2)，且r(O2)r(S2)，故r(Al3)r(S2)。高考题型2分子的结构与性质【例2】2015海南，19（3）（4）V2O5常用作SO2转化为SO3的催化剂。SO2分子中S原子价层电子对数是_对，分子的立体构型为_；SO3气态为单分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为_；SO3的三聚体环状结构如图1所示，该结构中S原子的杂化轨道类型为_；该结构中SO键长有两类，一类键长约140 pm，另一类键长约160 pm，较短的键为_(填图1中字母)，该分子中含有_个键。V2O5溶解在NaOH溶液中，可得到钒酸钠(Na3VO4)，
10、该盐阴离子的立体构型为_；也可以得到偏钒酸钠，其阴离子呈如图2所示的无限链状结构，则偏钒酸钠的化学式为_。【答案】3V形sp2杂化sp3杂化a12正四面体形NaVO3【解析】SO2分子中S原子价电子排布式为3s23p4，价层电子对数是3对，分子的立体构型为V形；SO3气态为单分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为sp2杂化；根据题中SO3的三聚体环状结构图，可知该结构中S原子形成了四个共价键，则杂化轨道类型为sp3杂化；该结构中SO键长有两类，一类键长约140 pm，另一类键长约160 pm，a键除了键外还有键的成分，b键为键，故较短的键为a，由图可知该分子中含有12个键。钒酸钠(Na3VO4)
11、中的阴离子VO的中心原子(V)有4对价层电子对，且与4个O原子形成了4个共价键，故其立体构型为正四面体形；由偏钒酸钠的阴离子呈如题中图2所示的无限链状结构，可知偏钒酸钠的阴离子为VO，则偏钒酸钠的化学式为NaVO3。【点睛】1共价键（1）分类配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为AB。（2）描述共价键的参数2用价层电子对互斥理论判断分子空间构型（1）价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的
12、构型不一致。分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数电子对空间构型分子或离子的立体构型CO202直线形直线形SO213平面三角形V形H2O24正四面体形V形BF303平面三角形平面三角形CH404正四面体形正四面体形NH04正四面体形正四面体形NH314正四面体形三角锥形（2）运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为n注意：氧族元素的原子作为中心原子A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电子；若为分子，电荷数为0；若为阳离子，则减去电荷数，如NH，n4；若为阴离子，则加上电荷数，如SO，n
13、4。3判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法（1）看中心原子有没有形成双键或三键。如果有1个三键，则其中有2个键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。（2）由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4条杂化轨道应呈正四面体形，为sp3杂化。得分技巧熟记常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp1个s轨道，1个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp21个s轨道，2个p
14、轨道平面三角形BF3、BCl3、HCHOsp31个s轨道，3个p轨道等性杂化正四面体CH4、CCl4、NH不等性杂化具体情况不同NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)题型3晶体结构及简单计算【例3】2015全国卷，37（2）（5）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2和B具有相同的电子构型：C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是_(填分子式)，原因是_；A和B的氢化物所属的晶体类型分别为_和_。（5）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a0.566 nm，F的
15、化学式为_；晶胞中A原子的配位数为_；列式计算晶体F的密度(gcm3 )_。【答案】（2）O3O3相对分子质量较大，范德华力较大分子晶体离子晶体（5）Na2O82.27 gcm3【解析】由C元素原子核外电子总数是最外层电子数的3倍可知，C是磷元素；由A2和B具有相同的电子构型，且A、B原子序数小于15可知，A是氧元素，B是钠元素；A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大，C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，因此D是氯元素。（2）氧元素有O2和O3两种同素异形体，相对分子质量O3O2，范德华力O3O2，则沸点O3O2。A和B的氢化物分别是H2O和NaH，所属晶体类型分别为分子晶体
16、和离子晶体。（5）根据化合物F的晶胞结构，利用均摊法可计算出氧原子个数：N(O)864，钠原子全部在晶胞内，N(Na)8，因此F的化学式为Na2O；以顶角氧原子为中心，与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个，即晶胞中A 原子的配位数为8；晶胞参数即晶胞的棱长a0.566 nm，晶体F的密度2.27 gcm3。【点睛】1晶胞中微粒数目的计算方法均摊法熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目ANaCl(含4个Na，4个Cl)B干冰(含4个CO2)CCaF2(含4个Ca2，8个F)D金刚石(含8个C)E体心立方(含2个原子)F面心立方(含4个原子)2物质熔沸点高低比较规律（1）一般情况下，不同类型
17、晶体的熔沸点高低规律：原子晶体离子晶体分子晶体，如：金刚石NaClCl2；金属晶体分子晶体，如：NaCl2(金属晶体熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)。（2）形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：金刚石石英碳化硅晶体硅。（3）形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如：MgOMgCl2，NaClCsCl。（4）金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔沸点就越高，如AlMgNa。（5）分子晶体的熔沸点比较规律组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如：HIH
18、BrHCl；组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如：CON2；同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：正戊烷异戊烷新戊烷；同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物间位取代物对位取代物，如：邻二甲苯间二甲苯对二甲苯。题型4“位、构、性”三者关系的综合考查【例4】2015四川理综，8（1）（2）（3）X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。X和R属同族元素；Z和U位于第A族；X和Z可形成化合物XZ4；Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等；T的一种单质在空气中能够自燃。请回答下列问题：（1）R基态原子的电子排布式是_。（2）利用价层电子对互斥理论判
19、断TU3的立体构型是_。（3）X所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是_(填化学式)；Z和U的氢化物中沸点较高的是_(填化学式)；Q、R、U的单质形成的晶体，熔点由高到低的排列顺序是_(填化学式)。【答案】（1）1s22s22p63s23p2 或Ne3s23p2（2）三角锥形（3）HNO3HFSi、Mg、Cl2【解析】由于X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素，Z和U位于第A族，故Z 为氟元素，U为氯元素；由于X和R属于同族元素，且X和氟元素可形成化合物XF4，则X和R位于第A族，故X为碳元素，R为硅元素；Q基态原子电子排布式为1s22s22p63s2，则Q为镁元素；由于T的一种单质在空气中能自燃，则T为P元素。（1）Si位于第三周期第A族，从而可写出其基态原子的电子排布式。（2）PCl3分子有4对价层电子对，其中有一对孤电子对，三对成键电子对，根据电子对互斥理论可知，PCl3分子呈三角锥形。（3）碳元素所在的周期是第二周期，能形成含氧酸且非金属性最强的是氮元素，故该周期酸性最强的是HNO3；HF分子间存在氢键，故HF的沸点高于HCl；单质镁是金属晶体，单质硅是原子晶体，单质氯气是分子晶体，故三者的熔点由高到低的排列顺序是Si、Mg、Cl2。【点睛】
