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(共37张PPT)
第27讲　原子结构　核外电子排布规律
1．认识原子结构，知道元素、核素、同位素的含义。
2．了解原子核外电子的运动状态和排布原理，能结合能量最低原理、泡利原理、洪特规则书写1～36号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式。

01
考点梳理 高效演练
考点一　原子结构　核素、同位素

1．原子的构成
(1)构成微粒及作用。
元素　
核素　
化学　
(2)微粒间的数量关系。
①阳离子的核外电子数＝质子数________阳离子所带的电荷数。
②阴离子的核外电子数＝质子数________阴离子所带的电荷数。
③原子的核外电子数＝质子数＝核电荷数。
中子　
质子
－　
＋　
2．元素、核素、同位素
(1)元素、核素、同位素的关系。
质子数(核电荷数)　
质子　
中子
质子数　
中子数　
基本相同　
不同　
(4)常见的重要核素及其用途。
制造氢弹
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)×
答案：1∶1
答案：核素　同位素　
(2)互为同素异形体的微粒是________________________。
答案：30　24
(4)上述9种微粒中有________种核素，含有________种元素。
答案：5　5
考点二　核外电子运动状态与排布原理

1．核外电子运动状态
核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
(1)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系。
能层(n) 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 _____ ___ ____ ___ _____ ______ ______ ______ ___ ___
各能级原 子轨道数 ___ ___ ____ ____ ______ ______ ______ ______ ____ ___
各能层原 子轨道数 ___ _____ ______ ______ 最多容纳 电子数 ____ ______ ______ ______ 1s　
2s　
2p　
3s　
3p　
3d　
4s
4p　
4d　
4f　
1　
1　
3　
1　
3　
5
1　
3　
5　
7　
1　
4　
9
　16　
2　
8
18　
32　
(2)原子轨道的形状和能量。
轨道形状 能量比较
s轨道呈____形，能层序数越大，原子轨道的半径越____ 形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
球　
大　
轨道形状 能量比较
p轨道呈________形，能层序数越大，原子轨道的半径越________ 同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，即npx＝npy＝npz
哑铃　
大　
2.基态原子和激发态原子　原子光谱
(1)基态原子：处于________________的原子。
激发态原子：基态原子________能量，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。
(2)原子光谱。
不同元素原子的电子发生跃迁时会______或________不同的光，用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱便得到原子光谱。利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
最低能量状态　
吸收　
吸收　
释放
　吸收　
发射
3．基态原子的核外电子排布
(1)排布原则。
能量最 低原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低
泡利(不相 容)原理 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，且它们的自旋相反
洪特规则 基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行
[特别提醒]
当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的基态原子核外电子排布式为[Ar]3d54s1，29Cu的基态原子核外电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)填充顺序——构造原理。
以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理。
(3)表示方法。
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)√
2．下列Li原子轨道表示式表示的状态中，能量最低和最高的分别为______、______(填字母)。
解析：根据核外电子排布规律可知，基态Li原子的核外电子排布式为1s22s1，故D中能量最低；C中有2个电子处于2p能级上，能量最高。
答案：D　C
3．根据核外电子排布推断元素。
(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，A的元素符号为_________________________________________，
其基态原子的价层电子轨道表示式为______________________________。
(2)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子且只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的核外电子排布式为__________________________________________________。
(3)元素D的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的核外电子排布式为___________________________。
02
真题研做 高考通关
1.(1)(2023·新高考北京卷)基态S原子的价层电子排布式为________。
(2)(2023·高考全国乙卷)基态Fe原子的价层电子排布式为________。
(3)(2023·浙江6月选考)基态N原子的价层电子排布式为____________________。
(4)(2023·新高考广东卷)基态Fe2＋的3d电子轨道表示式为____________。
(5)(2022·新高考海南卷)基态O原子的电子排布式为______________，其中未成对电子有________个。
(6)(2022·新高考山东卷)基态Ni原子的价层电子排布式为________。
(7)(2022·高考全国乙卷)氟原子激发态的电子排布式有________(填标号，下同)，其中能量较高的是________。
a．1s22s22p43s1　　　　　 b．1s22s22p43d2
c．1s22s12p5 d．1s22s22p33p2
(8)(2022·新高考河北卷)基态S原子的价层电子中，两种自旋状态的电子数之比为________。
答案：(6)3d84s2　(7)ad　d　(8)1∶2(或2∶1)
√
2．(2022·新高考北京卷)38Sr(锶)的87Sr、86Sr稳定同位素在同一地域土壤中87Sr/86Sr值不变。土壤生物中87Sr/86Sr值与土壤中87Sr/86Sr值有效相关。测定土壤生物中87Sr/86Sr值可进行产地溯源。下列说法不正确的是(　　)
A．Sr位于元素周期表中第六周期第ⅡA族
B．可用质谱法区分87Sr和86Sr
C．87Sr和86Sr含有的中子数分别为49和48
D．同一地域产出的同种土壤生物中87Sr/86Sr值相同
解析：A.Sr位于元素周期表中第五周期第ⅡA族，故A错误；
B.质谱法可以测定原子的相对原子质量，87Sr和86Sr的相对原子质量不同，可以用质谱法区分，故B正确；
C.87Sr的中子数为87－38＝49，86Sr的中子数为86－38＝48，故C正确；
D.由题意可知，38Sr(锶)的87Sr、86Sr稳定同位素在同一地域土壤中87Sr/86Sr值不变，故D正确。
√
√
Li单质在空气中燃烧的产物是Li2O，B错误；
B元素与H元素可形成多种共价化合物，如B2H6、B4H10等，C错误；
同素异形体是由同一种元素组成的不同形态的单质，故6Y和7Y不互为同素异形体，而互为同位素，D错误。(共47张PPT)
第28讲　元素周期表　元素周期律
1．知道元素周期表的结构、分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。
2．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。
3．通过元素周期律(表)核心知识的学习，建立“位—构—性”等认知模型，体会结构与性质的联系。
01
考点梳理 高效演练
考点一　元素周期表

1．元素周期表的编排原则
原子序数　
最外层电子数　
电子层数
2．原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系。
原子的电子层数＝周期序数
(2)主族元素的价层电子排布特点。
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
价层电子排布特点 ______ ______ ______ ________
价层电子排布特点 ______ ______ ______ —
ns1　
ns2　
ns2np1　
ns2np2　
ns2np3　
ns2np4
ns2np5　
(3)原子结构与元素分区的关系。
①元素周期表分区简图。
②各区元素化学性质及价层电子的排布特点。
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区 ⅢA族～ ⅦA族、0族 ns2np1～6 (除He外) 通常是最外层电子参与反应(0族除外)
分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点
d区 ⅢB族～ ⅦB族、Ⅷ族 (除镧系、锕系外) (n－1)d1～9 ns1～2 (除Pd外) d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近
(4)根据金属与非金属分界线分区。
3．元素周期表的应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料。
半导体　
催化剂　
合金　
农药
[易错秒判]
(1)元素周期表共18个纵列，18个族，7个周期 (　　)
(2)所有非金属元素都分布在p区(　　)
(3)原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素(　　)
(4)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素(　　)
(5)第ⅠA族元素都是碱金属元素，在化学反应中均易失去1个电子(　　)
(6)过渡元素都是金属元素，且均由副族元素组成(　　)
(7)两种短周期元素的原子序数相差8，周期序数一定相差1(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√　 (7)√
一、元素周期表的结构
1．请在下表中画出元素周期表的轮廓，并回答下列问题：
(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类数。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号～117号元素的位置。
答案：
二、元素周期表的应用
2．部分元素在元素周期表中的分布如下。下列说法不正确的是(　　)
A．B只能得电子，不能失电子
B．原子半径：Ge＞Si
C．As可用作半导体材料
D．Po位于第六周期第ⅥA族
√
解析：由题图可知，虚线为金属元素与非金属元素的分界线。B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近,既能得电子，也能失电子，故A错误；
同一主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；
As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可用作半导体材料，故C正确；
Po为主族元素，原子核外有6个电子层，最外层电子数为6，即位于元素周期表中第六周期第ⅥA族，故D正确。
3．根据元素周期表的结构确定元素原子序数之间的关系。
(1)若甲、乙是元素周期表中同一周期的第 ⅡA 族和第ⅦA 族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为________________________。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是___________________。
答案：(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29
(2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为________。
(4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字表示原子序数，其中M的原子序数为37的是________。
答案：(3)y＝x＋m或y＝x＋n
(4)B
考点二　元素周期律

1．元素周期律
原子序数　
元素原子的核外电子排布　
2．主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 核电荷数 逐渐______ 逐渐______
电子层数 ________ 逐渐______
原子半径 逐渐______ 逐渐______
离子半径 阳离子半径逐渐________，阴离子半径逐渐____，r(阴离子)____r(阳离子) 逐渐____
增大　
增大　
相同　
增多　
减小　
增大
减小　
减小　
＞　
增大　
项目 同周期(左→右) 同主族
(上→下)
性质 化合价 最高正化合价由____→____(O、F除外)，最低负化合价＝________________(H为－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的 金属性和 非金属性 金属性逐渐______，非金属性逐渐________ 金属性逐渐____，非金属性逐渐______
＋1　
＋7
－(8－主族序数)　
减弱　
增强　
增强　
减弱
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
性质 第一电离能 ______________ 逐渐____
电负性 逐渐______ 逐渐____
气态氢化物 的稳定性 逐渐______ 逐渐____
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐____，酸性逐渐________ 碱性逐渐______，酸性逐渐______
总体呈增大趋势　
减小　
增大
　减小　
增强　
减弱　
减弱　
增强　
增强　
减弱　
3.金属性、非金属性的判断方法
金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
4.电离能
(1)第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的_________，符号为________，单位为 __________。
(2)变化规律
①同周期：第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最______，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最______，从左到右呈增大的变化趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性)。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐________。
③同种原子：逐级电离能越来越大，即I1最低能量
I1　
kJ·mol－1　
小　
大　
减小
(3)应用
5．电负性
(1)含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子的能力大小的一种度量。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越______。
(2)标准：以氟的电负性为________和锂的电负性为________作为相对标准，得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
(3)变化规律。
同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐________；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐________。
　强　
4.0
1.0　
变大　
变小　
(4)应用。
6．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与______的主族元素的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。
右下方
[易错秒判]
(1)第二周期元素从左到右，最高正化合价从 ＋1 价递增到＋7价(　　)
(2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(　　)
(3)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱(　　)
(4)元素的气态氢化物越稳定，其水溶液的酸性越强，元素的非金属性越强(　　)
(5)元素的原子得电子越多，元素的非金属性越强；失电子越多，元素的金属性越强(　　)
(6)主族元素的电负性越大，元素的第一电离能一定越大(　　)
(7)在形成化合物时，电负性越大的元素越容易显示正价(　　)
(8)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)×
1．比较下列微粒半径的大小(填“＞”或“＜”)。
(1)Na______Mg______Cl
(2)Li______Na______K
(3)Na＋______Mg2＋______Al3＋
(4)F－______Cl－______Br－
(5)Cl－______O2－______Na＋______Mg2＋
(6)Fe2＋______Fe3＋
答案：(1)＞　＞　(2)＜　＜　(3)＞　＞　(4)＜　＜
(5)＞　＞　＞　(6)＞
[方法技巧]
“三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：当最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
2．下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)
选项 事实 结论
A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg
B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg
C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C
D t ℃时，Br2＋H2 2HBr　K＝5.6×107，I2＋H2 2HI　K＝43 非金属性：Br＞I
√
解析：SO2能与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明H2SO3的酸性比H2CO3的酸性强，但H2SO3不是最高价含氧酸，故不能说明非金属性：S＞C。
3．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表数据判断，错误的是(　　)
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4 600 6 900 9 500
Y 580 1 800 2 700 11 600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B．元素Y是第ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
√
解析：由数据知，X的I2 I1，X易呈＋1价，为第ⅠA 族元素，A、C正确；
Y的I4 I3，Y易呈＋3价，为第ⅢA 族元素，B正确；
若Y处于第三周期，则Y为铝元素，铝不与冷水反应，D错误。
4．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n种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0
元素 Mg N Na O P S Si
电负性 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
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)通过分析电负性数值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是________。
答案：(1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化　(2)0.9～1.5
(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．SiC
属于离子化合物的是________(填字母，下同)；属于共价化合物的是________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：______________。
(4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是________________________________________________________。
答案：(3)A　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　(4)负　Cl的电负性大于P的电负性，Cl对键合电子的吸引能力强
02
真题研做 高考通关
1.(2023·新高考江苏卷)元素C、Si、Ge位于元素周期表中第ⅣA族。下列说法正确的是(　　)
A．原子半径：r(C)>r(Si)>r(Ge)
B．第一电离能：I1(C)C．碳单质、晶体硅、SiC均为共价晶体
D．可在元素周期表中元素Si附近寻找新半导体材料
√
解析：A.同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：r(C)B.同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，故第一电离能：I1(C)>I1(Si)>I1(Ge)，B错误；
C.晶体硅、SiC均为共价晶体，碳单质中金刚石为共价晶体，而石墨为混合型晶体，C60为分子晶体，C错误；
D.元素周期表中元素Si附近存在许多准金属，可在其周围寻找新半导体材料，D正确。
√
2．(2023·新高考重庆卷)“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由Ca、Fe、P、O和Y(钇，原子序数比Fe大13)组成，下列说法正确的是(　　)
A．Y位于元素周期表的第ⅢB族
B．基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中
C．5种元素中，第一电离能最小的是Fe
D．5种元素中，电负性最大的是P
解析：A.钇原子序数比Fe大13，为39号元素，位于元素周期表的第五周期第ⅢB族，A正确；
B.钙为20号元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，核外电子填充在10个轨道中，B错误；
C.同主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，5种元素中，钙的第一电离能最小，C错误；
D.同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，5种元素中，电负性最大的是O，D错误。
√
3．(2023·新高考北京卷)下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是(　　)
A．F—F的键能小于Cl—Cl的键能
B．三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
C．氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性
D．气态氟化氢中存在(HF)2，而气态氯化氢中是HCl分子
解析：A项，F原子半径小，电子云密度大，两个原子间的斥力较强，F—F不稳定，因此F—F的键能小于Cl—Cl的键能；
B项，氟的电负性大于氯的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基极性更大，更容易电离出氢离子，酸性更强；
C项，氟的电负性大于氯的电负性，F—H的极性大于Cl—H的极性，导致HF分子的极性强于HCl分子的极性；
D项，氟的电负性大于氯的电负性，与氟原子相连的氢原子可以与另外的氟原子形成分子间氢键，因此气态氟化氢中存在(HF)2。
√
解析：A.核外电子排布相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故r(Al3＋)C.同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小，故I1(O)>I1(Na)，C错误；
D.元素的金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱为NaOH>Al(OH)3，D错误。
5．(2023·浙江6月选考)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、Y元素相邻；X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是(　　)
A．第一电离能：Y>Z>X
B．电负性：Z>Y>X>W
C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：WD．W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子
√
解析：X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、Y元素相邻；X基态原子核外有2个未成对电子，故X为C、Y为N、Z为F；W原子在同周期中原子半径最大，故W为Na。A.同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Z>Y>X，A错误；
B.同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故电负性：Z>Y>X>W，B正确；
C.电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小，Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：WD.W2X2与水反应生成产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，D正确。(共30张PPT)
第29讲　化学键
1．了解化学键的形成和表示方法，了解化学键与化合物类型的关系。
2．能说出微粒间作用(离子键、共价键)的主要类型、特征和实质。
3．能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
01
考点梳理 高效演练
考点一　化学键与化合物类型

1．化学键
(1)化学键的定义及分类。
极性键　
非极性键　
(2)离子键、共价键的比较。
项目 离子键 共价键 非极性键 极性键
成键粒子 ____________ ________ 成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对与成键原子间的静电作用 阴、阳离子　
原子　
项目 离子键 共价键 非极性键 极性键
形成 条件 __________与____________经电子得失，形成离子键；铵根离子与酸根离子之间形成离子键 ________元素原子之间成键 _______元素原子之间成键
形成的 物质 离子化合物 非金属单质、某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或某些离子化合物　
活泼金属　
活泼非金属　
同种　
不同种
2.离子化合物和共价化合物
项目 离子化合物 共价化合物
定义 含有________的化合物 只含有_______的化合物
构成微粒 ____________ _____________
化学键类型 一定含有__________，可能含有________ 只含有______
离子键　
共价键　
阴、阳离子　
原子　
离子键
共价键　
共价键　
3.化学键的表示方法——电子式
(1)常见物质电子式的书写。
原子 钠原子：____________
氯原子：____________
简单离子 铝离子：____________
氟离子：____________
复杂离子
铵根离子：___________ 氢氧根离子：_____________
Na·　
Al3＋
离子化合物 氯化镁：_____________________
过氧化钠：________________
非金属单质 氮气：________________
共价化合物 二氧化碳：____________
过氧化氢：____________
[易错秒判]
(1)形成离子键的静电作用指的是阴、阳离子间的静电吸引作用(　　)
(2)所有物质均含有化学键(　　)
(3)某些金属与非金属原子间也能形成共价键(　　)
(4)非金属元素的两个原子之间形成的一定是共价键，多个原子形成的化合物中可能含有离子键(　　)
(5)某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素原子结合时，所形成的化学键一定是离子键(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×
1．一定条件下，氨与氟气发生反应：4NH3＋3F2===NF3＋3NH4F，其中NF3的空间结构与NH3的相似。下列有关说法错误的是(　　)
A．除单质F2外，反应物和生成物均为共价化合物
B．NF3中各原子均满足8电子稳定结构
C.NF3中只含极性共价键
D．NH4F中既含有离子键又含有共价键
解析：NH3、NF3为共价化合物，NH4F为离子化合物。
√
2．现有下列物质：①NaCl，②Na2O，③Na2O2，④NaOH，⑤AlCl3，⑥H2O，⑦N2，⑧NH4Cl，⑨CO2，⑩H2O2。
(1)只含离子键的物质有________(填序号，下同)，只含共价键的物质有________。
(2)属于离子化合物的有________，含非极性键的离子化合物有______________，含有非极性键的共价化合物有____________。
答案：(1)①②　⑤⑥⑦⑨⑩　(2)①②③④⑧　③　⑩
(2)HClO__________，CCl4_____________________________，
CO2____________，N2H4____________。
(3)Na2S__________，NaH________________________________，
NaBH4__________________，Na2O2________________________。
考点二　共价键及其键参数

1．共价键的本质及特征
共价键是原子间通过____________所形成的相互作用，其特征是具有____________和____________。
共用电子对　
方向性　
饱和性　
2．共价键的分类
分类依据 类型 形成共价键的原 子轨道重叠方式 σ键 电子云“________”重叠
π键 电子云“______”重叠
形成共价键的 电子对是否偏移 ______键 共用电子对____偏移
_______键 共用电子对________偏移
原子间共用 电子对的数目 单键 原子间有________共用电子对
双键 原子间有________共用电子对
三键 原子间有________共用电子对
头碰头　
肩并肩　
极性　
发生
　非极性　
不发生
一个　
两个　
三个　
3.键参数
(1)概念。
键能　
键长　
键角
(2)对分子性质的影响。
①键能越大，键长越短，分子越稳定。
②
[易错秒判]
(1)共价键的成键原子只能是非金属原子(　　)
(2)共价键的键长是成键的两个原子半径之和(　　)
(3)在任何情况下，σ键都比π键强度大(　　)
(4)σ键能单独形成，而π键不能单独形成(　　)
(5)σ键可以绕键轴旋转，π键不能绕键轴旋转(　　)
(6)分子的稳定性与分子间作用力的大小无关(　　)
(7)碳碳三键的键能是碳碳单键的键能的3倍(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√　(7)×
1．下列有关化学键类型的叙述正确的是(　　)
A．化合物NH5中所有原子最外层均满足2个或8个电子的稳定结构，故1 mol NH5中含有5NA个N—H σ键(NA表示阿伏加德罗常数的值)
B．乙烯酮的结构简式为CH2===C===O，其分子中含有极性共价键和非极性共价键，且σ键与π键数目之比为1∶1
C．已知乙炔的结构式为H—C≡C—H，故乙炔分子中存在2个σ键(C—H)和3个π键(C≡C)　
D．乙烷分子中只存在σ键，不存在π键
√
√
2．关于键长、键能和键角，下列说法错误的是(　　)
A．键角是描述分子空间结构的重要参数
B．键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关
C.C===C键能等于C—C键能的2倍
D．因为O—H的键能小于H—F的键能，所以O2与H2反应的能力比F2与H2反应的能力弱
解析：C===C由一个σ键和一个π键构成，C—C为σ键，二者的键能不是2倍的关系，C项错误。
3．硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。碳和硅的有关化学键键能如表所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O
键能/ (kJ·mol－1) 347.7 413.4 351 226 318 452
(1)硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是_______________________________________________。
(2)SiH4的稳定性小于CH4的，SiH4更易生成氧化物，原因是____________________________________________________________。
答案：(1)C—C和C—H的键能较大，所形成的烷烃稳定，而硅烷中 Si—Si 和Si—H的键能较小，易断裂，导致难以形成长链硅烷
(2)C—H的键能大于C—O的，C—H比C—O稳定，而Si—H 的键能小于Si—O的，Si—H不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O
02
真题研做 高考通关
√
√
2．(2022·新高考北京卷改编)由键能数据大小，不能解释下列事实的是(　　)
化学键 C—H Si—H C===O C—O Si—O C—C Si—Si
键能/(kJ ·mol－1) 413.4 318 745 351 452 347.7 226
A.稳定性：CH4>SiH4
B．键长：C===OC．熔点：CO2D．硬度：金刚石>晶体硅
解析：A.键能越大越稳定，键能：C—H>Si—H，所以稳定性：CH4>SiH4，故不符合题意；
B.键能越大，键长越短，键能：C===O>C—O，所以键长：C===OC.CO2是分子晶体，熔点由分子间作用力决定，SiO2是共价晶体，熔点由共价键决定，不能用键能解释二者熔点高低，故符合题意；
D.金刚石、晶体硅都是共价晶体，共价晶体中键能越大，晶体的硬度越大，键能：C—C>Si—Si，所以硬度：金刚石>晶体硅，故不符合题意。
√
3．(2020·新高考山东卷)下列关于C、Si及其化合物结构与性质的论述错误的是(　　)
A．键能C—C>Si—Si、C—H>Si—H，因此 C2H6稳定性大于Si2H6
B．立方型SiC是与金刚石成键、结构均相似的共价晶体，因此具有很高的硬度
C．SiH4中Si的化合价为＋4，CH4中C的化合价为－4，因此SiH4还原性小于CH4
D．Si原子间难形成双键而C原子间可以，是因为Si的原子半径大于C，难形成p-p π键
解析：化合物中键能越大，该物质越稳定，由于键能C—C>Si—Si、C—H>Si—H，故可判断稳定性：C2H6>Si2H6，A项正确；
SiC与金刚石均为共价键三维骨架结构的共价晶体，二者成键和结构均相似，均具有很高的硬度，B项正确；
根据非金属性：C>Si，可知还原性：SiH4>CH4，C项错误；
由于原子半径：Si>C，Si原子间难形成p-p π键，故Si原子间很难形成双键，D项正确。(共40张PPT)
第30讲　价层电子对互斥模型　杂化轨道理论
1．能根据价层电子对互斥模型和杂化轨道理论，分析常见微粒的空间结构。
2．会分析比较键角的大小，并能规范描述其原因。
3．能根据杂化轨道理论，分析大π键的形成方式。
01
考点梳理 高效演练
考点一　价层电子对互斥模型和杂化轨道理论

1．价层电子对互斥(VSEPR)模型
(1)理论要点。
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对数越多，排斥力越大，键角越小。
(2)用价层电子对互斥模型推测分子的空间结构。
①a表示中心原子的_______________。
对于主族元素：a＝__________________________。
对于阳离子：a＝__________________________________。
对于阴离子：a＝_________________________________________。
②x表示___________________________。
③b表示与中心原子结合的原子_______________________(氢为________，其他原子＝________________________，如氧和氧族元素中的S、Se等均为2，卤族元素均为1)。
价电子数　
原子的最外层电子数　
中心原子的价电子数－离子的电荷数　
中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值)　
与中心原子结合的原子数
最多能接受的电子数　
1　
8－该原子的价电子数
2．杂化轨道理论
(1)理论要点：中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道发生混杂，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道。
(2)杂化轨道的三种类型。
　1个s轨道　
1个p轨道　
180°　
直线形　
1个s轨道　
2个p轨道　
120°　
平面三角形　
1个s轨道　
3个p轨道　
109°28′　
四面体形　
(3)杂化轨道数目的判断。
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有关系式：杂化轨道数目＝中心原子上的孤电子对数＋中心原子的σ键电子对数＝中心原子的价层电子对数。
(4)VSEPR模型与微粒空间结构的关系。
实例 价层电子 对数(杂 化轨道数) σ键 电子 对数 中心原子 上的孤电 子对数 中心原子 的杂化轨 道类型 VSEPR 模型 分子或
离子的
空间结构
BeCl2 2 2 0 sp ______ ______
CO2 BF3 3 3 0 ______ _______ ______ ____________
SO2 2 1 ___________
CH4 4 4 0 ______ _______ ____________
NH3 3 1 三角锥形
H2O 2 2 ______
直线形
直线形
　sp2　
平面三角形　
平面三角形　
四面体形　
sp3　
V形
正四面体形
　V形
实例 价层电子 对数(杂 化轨道数) σ键 电子 对数 中心原子 上的孤电 子对数 中心原子 的杂化轨 道类型 VSEPR 模型 分子或
离子的
空间结构
____ ____ ____ ______ ___________ ______
________
____ ____ ____ ______ __________ ______
________
　3　
　3　
0　
sp2　
平面三角形　
平面三角形　
4　
4　
0　
sp3　
四面体形　
正四面体形
[易错秒判]
(1)杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对(　　)
(2)分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键，则该分子一定为正四面体形结构(　　)
(3)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化(　　)
(4)只要分子的空间结构为平面三角形，中心原子均为sp2杂化(　　)
(5)中心原子是sp杂化的，其分子的空间结构不一定为直线形(　　)
(6)价层电子对互斥模型中，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数(　　)
(7)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)√　(7)√
1．根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子杂化方式、价层电子对互斥模型及空间结构均正确的是(　　)
√
答案：(1)直线形　sp　(2)sp3　三角锥形　(3)sp3　sp3　sp2、sp　
答案：(4)正四面体形　4　sp3　(5)正四面体形　sp3　(6)sp3　sp2
考点二　键角的比较方法　大π键的判断

1．键角比较的思维方法
(1)先看中心原子杂化类型，键角：sp>sp2>sp3。
(2)杂化类型相同时，看中心原子的孤电子对数，孤电子对数越多，键角越________。排斥力大小：孤电子对－孤电子对>孤电子对－成键电子对>成键电子对－成键电子对。
小　
(3)杂化类型和中心原子的孤电子对数均相同，看原子电负性(以AXn为例)：
①中心原子电负性越大，A—X形成的共用电子对之间的斥力越______，键角越______，如NH3>PH3。
②成键原子电负性越大，A—X形成的共用电子对之间的斥力越______，键角越______，如NCl3(4)看化学键类型：双键间的斥力>双键与单键间的斥力>单键间的斥力，如HCHO中∠O===C—H>∠H—C—H。
强　
大　
弱　
小
2．大π键(离域π键)的分析与判断
(1)形成条件。
①中心原子采取sp或sp2杂化。
②参与形成大π键的多个原子应在同一个平面或同一直线上。
(2)共用电子数分析方法。
①大π键中共用电子的数目等于垂直于分子或离子平面的p轨道中的电子数目总和。
②判断出中心原子的杂化方式，并画出价层电子轨道表示式。未参与成键的杂化轨道，优先填充两个电子，形成孤电子对，杂化轨道中的电子不参与形成大π键。
③根据配位原子的价层电子轨道表示式，判断配位原子中未参与成键且垂直该分子或离子平面的p轨道中电子数目(单电子优先形成π键)。
一、键角的大小比较
1．比较下列分子或离子中的键角大小，并解释原因。
(1)O与S元素位于同一主族，键角：H2O____CS2(填“＞”“＜”或“＝”)，原因是________________________________________________。
答案：＜　H2O分子中O原子采取sp3杂化且含2个孤电子对，键角为105°；CS2分子中C原子采取sp杂化，键角为180°
(2)已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是__________________，原因是_______________________________________。
(3)①键角：NH3______PH3(填“＞”“＜”或“＝”)，理由是__________。
②键角：NF3____________NH3(填“＞”“＜”或“＝”)，理由是
_____________________。
答案：(2)CH4＞NH3＞H2O　CH4、NH3、H2O均采取sp3杂化，CH4分子中无孤电子对，NH3分子中含有1个孤电子对，H2O分子中含有2个孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥作用依次增大，键角逐渐减小
(3)①＞　中心原子的电负性N大于P的，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，斥力越大，键角也越大　②<　成键原子的电负性F的比H的大，NF3中成键电子对离中心原子较远，斥力较小，因而键角也较小
答案：＞　π键斥力大于σ键斥力
√
√
(2)N2O分子中的大π键表示为________。
(3)叠氮酸(HN3)是一种弱酸，在水中能微弱电离出H＋和N，N中的大π键应表示为________。
02
真题研做 高考通关
√
解析：CH4和H2O的中心原子的价层电子对数均为4，故CH4和H2O的VSEPR模型均为四面体形，A正确；
√
B.中心N原子为sp3杂化，与中心N原子直接相连的N原子为sp2杂化，与端位N原子直接相连的N原子为sp杂化，端位N原子为sp2杂化，N原子的杂化方式有3种，B错误；
C.中心N原子为sp3杂化，其空间结构为四面体形，C正确；
√
答案：sp2　>　键长：ClO25．(2022·高考全国甲卷)CF2===CF2和ETFE(CH2===CH2与CF2===CF2的共聚物)分子中C的杂化轨道类型分别为________和________；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因：
________________________________________________________。
答案：sp2　sp3　氟的电负性较大，C—F的键能比C—H的键能大，使得聚四氟乙烯的化学稳定性比聚乙烯的强
解析：杂化轨道形成共价键时只形成σ键。
答案：sp2　σ　
(2)一氯乙烷(C2H5Cl)、一氯乙烯(C2H3Cl)、一氯乙炔(C2HCl)分子中，C—Cl键长的顺序是_____________________________________________________，
理由：(ⅰ)C的杂化轨道中s成分越多，形成的C—Cl越强；(ⅱ)__________。
解析：一氯乙烷(C2H5Cl)、一氯乙烯(C2H3Cl)、一氯乙炔(C2HCl)分子中的碳原子的杂化方式分别是sp3、sp2、sp，由“(ⅰ)C的杂化轨道中s成分越多，形成的C—Cl越强”可知，一氯乙烷(C2H5Cl)、一氯乙烯(C2H3Cl)、一氯乙炔(C2HCl)分子中，C—Cl键长依次变短；一氯乙烯中Cl的3pz轨道与C的2pz轨道形成3中心4电子的大π键，分析可知，一氯乙炔中Cl的2个3p轨道分别与C的2个2p轨道形成2个3中心4电子的大π键，一氯乙烷中不含大π键，因此可推知，Cl参与形成的大π键越多,形成的C—Cl越强，对应的 C—Cl越短。
答案：一氯乙烷(C2H5Cl)>一氯乙烯(C2H3Cl)>一氯乙炔(C2HCl)　Cl参与形成的大π键越多，形成的C—Cl越强(共53张PPT)
第31讲　分子的性质　配合物与超分子
1．知道分子极性与键的极性、分子的空间结构密切相关，认识键的极性对分子性质的影响。
2．了解范德华力、氢键的含义及其对物质性质的影响。
3．掌握常见配合物的形成和结构，了解超分子的概念及特征。
01
考点梳理 高效演练
考点一　键的极性与分子极性

1．极性键与非极性键
(1)极性键与非极性键的比较。
不同　
同种　
发生　
不发生
(2)键的极性对化学性质的影响。
键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的________而实现的，羧基中羟基的极性越大，越________________，羧酸的酸性越强。
①与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中__________________，羧酸的酸性越强。
②烷基是推电子基团，通过减小羟基的________，使羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应__________，羧酸的酸性__________。
　极性　
容易电离出H＋　
羟基的极性越大
　极性
越大　
越弱　
2．极性分子与非极性分子
类型 非极性分子 极性分子
概念 分子的正电中心和负电中心______，键的极性的向量和______零 分子的正电中心和负电中心______，键的极性的向量和________零
判断 方法 ①A—A型分子一定是非极性分子、A—B型分子一定是极性分子 ②ABn型分子中，若A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子；反之，则为极性分子 ③ABn型分子中，若A没有孤电子对，则为非极性分子；反之，则为极性分子 重合　
等于　
不重合　
不等于
一、分子极性的判断
1．下列化合物中，化学键的类型(极性或非极性)和分子的极性皆相同的是(　　)
A．CO2和SO2 B．CH4和CH2Cl2
C．BF3和NH3 D．HCl和HI
√
解析：A项，CO2是由极性键构成的非极性分子，SO2是由极性键构成的极性分子；
B项，CH4是由极性键构成的非极性分子，CH2Cl2是由极性键构成的极性分子；
C项，BF3是由极性键构成的非极性分子，NH3是由极性键构成的极性分子；
D项，HCl和HI都是由极性键构成的极性分子。
2．下列分子P4、C60、O3、CS2、H2O2、SO2、SO3、HCHO、PCl3、PCl5中，属于非极性分子的是______________________；属于极性分子的是____________________。
答案：P4、C60、CS2、SO3、PCl5　O3、H2O2、SO2、HCHO、PCl3
二、羧酸酸性强弱的比较
3．试比较下列有机酸的酸性强弱。
①CF3COOH　②CCl3COOH　③CHCl2COOH
④CH2ClCOOH　⑤CH3COOH
酸性由强到弱的顺序为____________________________(填序号)。
答案：①＞②＞③＞④＞⑤
4．酸性：HCOOH________CH3COOH(填“>”或“<”)，其原因是_________。
答案：>　烷基(R—)是推电子基团，烷基越长推电子效应越大，羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱
考点二　分子间作用力

1．范德华力与氢键
分子间作用力 范德华力 氢键
作用微粒 分子或原子(稀有气体分子) H与N、O、F等电负性很大的原子
分类 — 分子内氢键和分子间氢键
特征 ______方向性和饱和性 ______饱和性和方向性
强度 ____________＞____________ 无　
有　
氢键　
范德华力　
分子间作用力 范德华力 氢键
影响其强 度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量________，范德华力越大 ②分子的极性________，范德华力越大 X—H…Y—强弱与X和Y的电负性有关
对物质性 质的影响 范德华力越大，物质的熔、沸点________ 分子间氢键使物质的熔、沸点________，分子内氢键使物质的熔、沸点________
[注]　氢键的强度比共价键的小。
越大
越大　
越高　
升高　
降低　
2．分子的溶解性
(1)“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于___________溶剂，________溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度________。
(2)随着溶质分子中憎水基个数的增多，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
非极性
　极性　
增大　
3．分子的手性
(1)手性异构体(或对映异构体)：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________，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。
(2)手性分子：具有____________的分子。
镜像　
手性异构体　
不同原子或原子团
[易错秒判]
(1)氨水中氨分子与水分子间形成了氢键(　　)
(2)氢键的存在一定能使物质的熔、沸点升高(　　)
(3)可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子与水分子之间形成了氢键(　　)
(4)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键(　　)
(5)碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键(　　)
(6)卤素氢化物、碳化物(即CX4)的熔、沸点均随相对分子质量的增大而增大(　　)
答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
一、分子间作用力对物质性质的影响
1．(1)甲醇的沸点(64.7 ℃)介于甲硫醇(CH3SH，7.6 ℃)和水(100 ℃)，其原因是_____________________________________________________。
答案：甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能形成分子间氢键，且物质的量相等的水比甲醇形成的分子间氢键多
_____________________________________________________
______________________________________________________。
(4)硅和卤素单质反应可以得到SiX4。
SiX4的熔、沸点
物质 SiF4 SiCl4 SiBr4 SiI4
熔点/K 183.0 203.2 278.6 393.7
沸点/K 187.2 330.8 427.2 560.7
0 ℃时，SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4呈液态的是______________(填化学式)，沸点依次升高的原因是_____________________________________________。
答案：SiCl4　SiX4都是结构相似的分子晶体，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增大
二、分子的溶解性和手性
2．(1)常温下，CrO2Cl2为深红色液体，能与CCl4、CS2等互溶，据此可判断CrO2Cl2是________(填“极性”或“非极性”)分子。
(2)金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液体Ni(CO)4，呈正四面体结构。Ni(CO)4 易溶于下列物质中的_______________(填字母)。
a．水 b．CCl4
c．苯 d．NiSO4溶液
答案：(1)非极性
(2)bc
(3)甲醛、甲醇和甲酸等碳原子个数较少的醛、醇和羧酸均易溶于水，而甲烷、甲酸甲酯难溶于水，试解释其原因：________________________。
答案：甲醛、甲醇和甲酸等碳原子个数较少的醛、醇、羧酸都能与水分子间形成氢键，而甲烷、甲酸甲酯与水分子间难以形成氢键
考点三　配合物与超分子

1．配位键
(1)概念：由一个原子提供____________，而另一个原子提供__________________接受______________形成的共价键，即“电子对给予—接受”键被称为配位键。
孤电子对　
空轨道　
孤电子对　
→
相同　
2．配合物
(1)概念：__________________(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为________________)以____________结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物，如[Cu(NH3)4]SO4。
(2)形成条件：①配体有______________；②中心原子或离子有____________。
金属离子或原子　
配体或配位体　
配位键
孤电子对　
空轨道　
(3)组成：如[Cu(NH3)4]SO4
配位原子　
配位体　
配位数　
3．配合物的制备
蓝色沉淀　
溶解　
实验操作 实验现象及有关的离子方程式
溶液变为______色：Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
滴加AgNO3溶液后，试管中出现______________：Ag＋＋Cl－===AgCl↓；再滴加氨水后沉淀________，溶液呈______色：AgCl＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－
红　
白色沉淀　
溶解
　无　
4.超分子
(1)含义：由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。
(2)超分子内分子间的作用力。
多数人认为，超分子内部分子之间通过非共价键相结合，包括氢键、静电作用、疏水作用以及一些分子与金属离子形成的弱配位键等。
(3)重要特征：__________、__________。
分子识别　
自组装
[易错秒判]
(1)H3O＋和CH4中均存在配位键(　　)
(2)形成配位键的条件是一方有空轨道，另一方有孤电子对(　　)
(3)配位键实质上是一种特殊的共价键(　　)
(4)配位化合物中的配体可以是分子也可以是阴离子(　　)
(5)配位键强弱取决于配体给电子能力，给电子能力越弱，配位键越强(　　)
(6)配合物[Co(NH3)5Cl]Cl2中的Cl－均可与AgNO3反应生成AgCl沉淀(　　)
答案：(1)×　(2)√　(3)√　(4)√　(5)×　(6)×
√
1．向盛有硫酸铜溶液的试管中滴加氨水，先生成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解，得到深蓝色透明溶液。下列说法正确的是(　　)
A．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2＋的浓度不变
B．沉淀溶解后，生成深蓝色的配离子[Cu(NH3)4]2＋
C．配位化合物中只有配位键
D．在配离子[Cu(NH3)4]2＋中，Cu2＋给出孤电子对，NH3提供空轨道
√
2．利用超分子可分离C60和C70。将C60、C70混合物加入一种空腔大小适配C60的“杯酚”中进行分离的流程如图。下列说法错误的是(　　)
A．第二电离能：CB．杯酚分子中存在π键
C．杯酚与C60形成氢键
D．C60与金刚石的晶体类型不同
解析：C和O分别失去一个电子后的价层电子排布式为2s22p1和2s22p3，失去一个电子后，O的2p能级是半充满结构，比较稳定，所以O的第二电离能大于C的第二电离能，A项正确；
杯酚分子中含有苯环结构，存在大π键，B项正确；
C60中只含有C元素，无法形成氢键，C项错误；
金刚石为共价晶体，C60为分子晶体，D项正确。
3．(1)三价铬离子能形成多种配位化合物。[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋ 中提供孤电子对形成配位键的原子是____________________，中心离子的配位数为__________。
解析：[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中三价铬离子提供空轨道，N、O、Cl提供孤电子对，中心离子的配位数为N、O、Cl三种原子的个数之和，即3＋2＋1＝6。
答案：N、O、Cl　6
(2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为__________键，其电子对由________提供。
答案：配位　N
(3)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物。乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是___________________，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是______(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
解析：乙二胺中2个氮原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时头碰头重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高。
答案：乙二胺的两个N原子提供孤电子对与金属离子形成配位键　Cu2＋
(4)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Cd2＋配合物的结构如图所示，1 mol 该配合物中通过螯合作用形成的配位键有________mol，该螯合物中N原子的杂化方式有________种。
解析：由题图可知，1个Cd2＋与C、N杂环上的4个N原子分别形成4个配位键，与2个O原子分别形成2个配位键，因此1 mol该配合物中通过螯合作用形成的配位键有6 mol。
答案：6　1
02
真题研做 高考通关
√
1.(2023·新高考山东卷)下列分子属于极性分子的是(　　)
A．CS2 B．NF3
C．SO3 D．SiF4
√
2．(2023·新高考湖南卷)下列有关物质结构和性质的说法错误的是(　　)
A．含有手性碳原子的分子叫做手性分子
B．邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛的沸点
C．酰胺在酸或碱存在并加热的条件下可发生水解反应
D．冠醚(18-冠-6)的空穴与K＋尺寸适配，两者能通过弱相互作用形成超分子
邻羟基苯甲醛存在分子内氢键，而对羟基苯甲醛存在分子间氢键，故邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛的沸点，B项正确；
酰胺中的酰胺基在酸或碱存在并加热时可发生水解反应，C项正确；
冠醚(18-冠-6)的空腔直径与K＋尺寸适配，二者可通过弱相互作用形成超分子，D项正确。
√
Al2Cl6为对称结构，正负电中心重合，为非极性分子，B项正确；
该反应中NH3取代Cl与Al形成配位键，说明NH3的配位能力大于氯的配位能力，C项正确；
Al—Br的稳定性弱于Al—Cl的稳定性，故Al2Br6更易与NH3发生反应，D项错误。
√
4．(2023·新高考江苏卷)下列物质结构与性质或物质性质与用途具有对应关系的是(　　)
A．H2具有还原性，可作为氢氧燃料电池的燃料
B．氨极易溶于水，液氨可用作制冷剂
C．H2O分子之间形成氢键，H2O(g)的热稳定性比H2S(g)的高
D．N2H4中的N原子与H＋形成配位键，N2H4具有还原性
解析：A.H2具有还原性，与氧气反应，可作为氢氧燃料电池的燃料，A正确；
B.液氨可用作制冷剂的主要原因是液氨汽化吸收大量的热，和氨极易溶于水无关，B错误；
C.H2O(g) 的热稳定性比H2S(g)高的主要原因是氧氢键的键能高于硫氢键的键能，和H2O分子之间形成氢键无关，C错误；
D.N2H4具有还原性在于N本身可以失电子，且N2H4中不含配位键，D错误。
√
5．(2023·新高考湖北卷)导致SiCl4比CCl4易水解的因素有________(填标号)。
a．Si—Cl键极性更大 b．Si的原子半径更大
c．Si—Cl键键能更大 d．Si有更多的价层轨道
解析：Si原子半径大于C原子半径，Si—Cl键键长长，键能小；同时Si电负性小于C，Si—Cl键极性大；Si位于第三周期，3d轨道更易和H2O分子中的O原子配位。以上因素导致Si—Cl键更易断裂，SiCl4比CCl4更易水解，故选abd。
√
√
6．(2023·新高考海南卷)我国科学家发现一种钒配合物Ⅰ可以充当固氮反应的催化剂，反应过程中经历的中间体包括Ⅱ和Ⅲ。回答下列问题：
(1)配合物Ⅰ中钒的配位原子有4种，它们是____________________。
解析：根据配合物Ⅰ的结构简式可知，中心原子钒的配位原子有C、O、P、Cl。
答案：C、O、P、Cl　
(2)配合物Ⅰ中，R′代表芳基，V—O—R′空间结构呈角形，原因是_________。
解析：根据VSEPR模型，中心原子氧原子的价层电子对数为4，孤电子对数为2，V—O—R′的空间结构呈角形。
答案：根据VSEPR模型，氧原子的价层电子对数为4，孤电子对数为2，V—O—R′的空间结构呈角形　
(3)配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是________。
解析：配合物Ⅱ中，第一电离能最大的配位原子是N。
答案：N　
(4)配合物Ⅱ和Ⅲ中，钒的化合价分别为＋4和＋3，配合物Ⅱ、Ⅲ和N2三者中，两个氮原子间键长最长的是______________。
解析：结合题干所给配合物Ⅱ和配合物Ⅲ的结构，钒的化合价分别为＋4和＋3，配合物Ⅱ中氮原子间是氮氮单键，配合物Ⅲ中为氮氮双键，N2中为氮氮三键，故配合物Ⅱ中两个氮原子间的键长最长。
答案：配合物Ⅱ(共54张PPT)
第32讲　晶体结构与性质
1．了解物质的聚集状态，能说出晶体与非晶体的区别，认识简单的晶胞。
2．能借助各种晶体模型说明晶体中的微粒及微粒间的相互作用。
3．了解各类晶体结构与性质的关系，能比较各类晶体熔、沸点的高低。
01
考点梳理 高效演练
考点一　物质的聚集状态　晶体与非晶体

1．物质的聚集状态
(1)物质的聚集状态除了固态、液态、气态，还有______、______以及介乎________和____________之间的塑晶态、液晶态等。
晶态　
非晶态　
晶态　
非晶态
(2)等离子体和液晶。
物质 概念 主要性能
等离 子体 由____________、_________和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体 具有良好的导电性和流动性
液晶 介于液态和晶态之间的物质状态 既具有液体的流动性、黏度、形变性等，又具有晶体的导热性、光学性质等，表现出类似晶体的各向异性
电子　
阳离子　
2.晶体与非晶体
(1)晶体与非晶体的区别。
项目 晶体 非晶体
微观结构 原子在三维空间里呈____________排列 原子排列相对无序
性质特征 自范性 有 没有
熔点 固定 不固定
各向异性 有 无
二者区别方法 间接方法 测定其是否有固定的________ 科学方法 对固体进行__________实验 周期性有序　
熔点　
X射线衍射
(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。
[易错秒判]
(1)在物质的三态相互转化过程中只是分子间距离发生了变化(　　)
(2)具有规则几何外形的固体一定是晶体(　　)
(3)晶体和非晶体的本质区别是晶体中粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列(　　)
(4)缺角的NaCl晶体在饱和NaCl溶液中会慢慢变为完美的立方体块(　　)
(5)区分晶体和非晶体最可靠的方法是对固体进行X射线衍射实验(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)√
1．下列关于物质聚集状态的叙述错误的是(　　)
A．在电场存在的情况下，液晶分子沿着电场方向有序排列
B．非晶体的内部原子或分子的排列杂乱无章
C．物质的聚集状态除了晶态、非晶态，还有塑晶态、液晶态等
D．等离子体是指由电子、阳离子组成的带有一定电荷的物质聚集体
√
解析：液晶分子间的相互作用容易受温度、压力、电场的影响，在电场存在的情况下，液晶分子沿着电场方向有序排列，A正确；
内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态的固体物质称为非晶体，B正确；
物质的聚集状态有晶态、非晶态、塑晶态、液晶态等，C正确；
等离子体由电子、阳离子和电中性粒子组成的整体上呈电中性的物质聚集体，D错误。
√
2．晶体是一类非常重要的材料，在很多领域都有广泛的应用。我国现已能够拉制出直径为300毫米的大直径硅单晶，晶体硅大量用于电子产业。下列对晶体硅的叙述正确的是(　　)
A．形成晶体硅的速率越大越好
B．晶体硅有固定的熔、沸点，研碎后就变成了非晶体
C．可用X射线衍射实验来鉴别晶体硅和玻璃
D．晶体硅的形成与晶体的自范性有关，而与各向异性无关
解析：A选项，晶体的形成都要有一定的形成条件，如温度、压强、结晶速率等，并不是结晶速率越大越好；
B选项，晶体有固定的熔、沸点，研碎后依然是晶体；
C选项，X射线衍射实验能够测出物质的内部结构，根据微粒是否有规则的排列区分出晶体与非晶体；
D选项，晶体的形成与晶体的自范性和各向异性都有密切关系。
考点二　常见晶体的结构模型

1．晶胞的概念分析及相关计算
(1)概念：描述晶体结构的基本单元。晶体中晶胞“无隙并置”排列。
①“无隙”：相邻晶胞之间没有任何间隙。
②“并置”：所有晶胞______排列，______相同。
平行　
取向　
(3)晶胞中微粒配位数的计算
①晶体中原子(或分子)的配位数
若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下：
②离子晶体的配位数：一个离子周围最接近且等距的异种电性离子的数目。
2．典型晶体模型
晶体 晶体结构 晶体详解
共价 晶体 金刚石 (1)每个碳与相邻的________个碳以共价键结合,形成_________结构
(2)键角均为____________
(3)最小碳环由______个C组成且所有原子不在同一平面内
(4)每个C参与4条C—C的形成，C原子数与C—C数之比为________
4　
正四面体　
109°28′　
6　
1∶2　
晶体 晶体结构 晶体详解
共价 晶体 SiO2
4　
1∶2　
晶体 晶体结构 晶体详解
分子 晶体 干冰 (1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子
(2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有______个
12　
晶体 晶体结构 晶体详解
离子晶体 NaCl 型 (1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有______个，每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Na＋(Cl－)有______个
(2)每个晶胞中含______个Na＋和 ______个Cl－
6　
12　
4
4　
晶体 晶体结构 晶体详解
离子晶体 CsCl型 (1)每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Cs＋)有______个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有______个
(2)左图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋和1个Cl－
8　
6　
晶体 晶体结构 晶体详解
混合型晶体 石墨 (1)层内每个碳原子分别与另外3个碳原子以共价键连接，形成平面六元并环结构
(2)碳原子与共价键的个数比为2∶3；每个六元环平均占有______个碳原子
(3)层间的作用力是_____________
2　
范德华力
一、晶胞中微粒数及化学式的计算
1．(1)结合下图可知，钠、锌、碘、金刚石晶胞中含有原子的数目分别为__________、__________、________、________。
答案：2　2　8　8　
(2)现有甲、乙两种晶体的晶胞。
①甲晶体中每个晶胞含有A、B的个数分别为________，其化学式是________。
②乙晶体中每个晶胞含有A、B、C的个数分别为______，其化学式是________。
2.(1)硼化镁晶体在39 K时呈超导性。在硼化镁晶体中，镁原子和硼原子是分层排布的，上图是该晶体微观结构的透视图，图中的硼原子和镁原子投影在同一平面上。硼化镁的化学式为____________。
解析：每个Mg周围有6个B，而每个B周围有3个Mg，所以其化学式为MgB2。
答案：MgB2　
(2)在硼酸盐中，阴离子有链状、环状等多种结构形式。下图是一种链状结构的多硼酸根离子，该多硼酸根离子的离子符号为___________________。
二、常见晶体类型的结构特点
3．有关晶体的结构如下图所示，下列说法不正确的是(　　)
A．在NaCl晶体中，距Cl－最近的Na＋形成正八面体
B．在CaF2晶体中，每个晶胞平均含有4个Ca2＋
C．冰晶体中每个水分子与另外4个水分子形成四面体结构
D．该气态团簇分子的分子式为EF
解析：气态团簇分子不同于晶胞，该气态团簇分子中含有4个E原子、4个F原子，故分子式为E4F4或F4E4，故D错误。
√
4．碳元素有多种同素异形体，其中C60、石墨与金刚石的结构如下图所示。已知C60的结构是由正五边形和正六边形组成的凸32面体。下列有关说法正确的是(　　)

A．C60中含有20个正五边形和12个正六边形
B．石墨的层内碳原子之间只存在σ键
C．石墨的层间碳原子之间存在化学键
D．如图所示的金刚石晶胞中有8个碳原子
√
B项，石墨的层内碳原子之间存在σ键，石墨中每个碳原子经过sp2杂化后，还剩余一个未参与杂化的p轨道，肩并肩重叠，形成π键，故B项错误；
C项，石墨的层间碳原子之间存在范德华力，不存在化学键，故C项错误；
考点三　四种常见晶体类型及其性质比较

1．四种常见晶体的比较
类型 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体
构成微粒 ___________ ____________ 金属阳离子、自由电子 ____________
粒子间的 相互作用力 ___________ (某些含氢键) ____________ ____________ ____________
分子　
原子　
阴、阳离子　
范德华力
共价键　
金属键　
离子键
类型 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体
硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大
熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高
溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 难溶于常见溶剂(部分与水反应) 大多易溶于水等极性溶剂
类型 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体
导电、导热性 一般不导电，溶于水后有的能导电 一般不具有导电性 电和热的优良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类 别及举例 部分非金属单质(如卤素、氧气、硫)、稀有气体、所有非金属氢化物(如水、硫化氢、氨)、几乎所有的酸、部分非金属氧化物(如CO2、SO2)、绝大多数有机化合物(有机盐除外) 某些单质(如金刚石、硅、晶体硼、锗、灰锡)、某些非金属化合物(如SiC、SiO2、Si3N4) 纯金属(如Na、Al、Fe)、合金(如青铜) 金属氧化物
(如K2O、Na2O)、强碱
(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
2.晶体熔、沸点的比较方法
(1)不同类型晶体。
熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。
(2)相同类型晶体。
晶体类型 比较方法
金属晶体 金属阳离子半径越小，所带电荷数越多，金属键越强，金属的熔、沸点越高
离子晶体 阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，熔、沸点越高
共价晶体 原子半径越小，键长越短，熔、沸点越高
分子晶体 ①组成和结构相似，相对分子质量越大，熔、沸点越高；能形成分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常得高
②组成和结构不相似(相对分子质量接近)，分子的极性越大，熔、沸点越高
[易错秒判]
(1)在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子(　　)
(2)分子晶体的熔点一定比金属晶体的低(　　)
(3)离子晶体是由阴、阳离子构成的，所以离子晶体能够导电(　　)
(4)金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体(　　)
(5)冰中包含的作用力有范德华力、氢键和共价键(　　)
(6)金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子(　　)
答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)×
一、常见晶体类型的判断
1．在下列物质中：NaOH、Na2S、H2O2、CaC2、(NH4)2S、CCl4、C2H2、SiC、晶体硅、晶体氩。
(1)只含有离子键的离子晶体是_____________________。
(2)既含有离子键又含有极性共价键的离子晶体是________________。
(3)既含有离子键又含有极性共价键和配位键的离子晶体是__________。
答案：(1)Na2S　(2)NaOH、(NH4)2S　(3)(NH4)2S
(4)既含有离子键又含有非极性共价键的离子晶体是__________________。
(5)形成的晶体为分子晶体的是______________________________。
(6)含有极性共价键的共价晶体是_____________________________。
答案：(4)CaC2　(5)H2O2、CCl4、C2H2、晶体氩　(6)SiC
√
2．下列有关晶体类型的判断正确的是(　　)
选项 晶体的性质 晶体的类型
A SiI4：熔点120.5 ℃，沸点 271.5 ℃ 共价晶体
B B：熔点2 300 ℃，沸点2 550 ℃，硬度大 金属晶体
C 锑：熔点630.74 ℃，沸点1 750 ℃，晶体导电 共价晶体
D FeCl3：熔点282 ℃，易溶于水，也易溶于有机溶剂 分子晶体
二、晶体熔、沸点的比较
3．K和Cr位于同一周期，且核外最外层电子数相同，但金属K的熔、沸点比金属Cr的低，原因是________________________________。
答案：K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
4．FeF3具有较高的熔点(高于1 000 ℃)，其化学键类型是________，FeBr3的相对分子质量大于FeF3的，但其熔点只有200 ℃，原因是________________________________________________________。
答案：离子键　FeF3属于离子晶体，FeBr3的化学键以共价键为主，属于分子晶体
5．已知氨(NH3，熔点：－77.8 ℃、沸点：－33.5 ℃)，联氨(N2H4，熔点：2 ℃、沸点：113.5 ℃)，解释其熔、沸点高低的主要原因：________________________________________________________。
答案：联氨分子间形成氢键的数目多于氨分子间形成氢键的数目
6．已知氮化硼与砷化镓属于同种类型的晶体。两种晶体中熔点较高的是________(填化学式)，其理由是_____________________________________________________。
答案：BN　两种晶体均为共价晶体，N和B的原子半径较小，键能较大，熔点较高
7．一些氧化物的熔点如下表所示：
氧化物 Li2O MgO P4O6 SO2
熔点/°C 1 570 2 800 23.8 －75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因：_____________________________
____________________________________________________________。
答案：Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体；离子键：MgO>Li2O；分子间作用力(相对分子质量)：P4O6>SO2
02
真题研做 高考通关
√
1．(2022·新高考湖北卷)C60在高温高压下可转变为具有一定导电性、高硬度的非晶态碳玻璃。下列关于该碳玻璃的说法错误的是(　　)
A．具有自范性 B．与C60互为同素异形体
C．含有sp3杂化的碳原子 D．化学性质与金刚石有差异
解析：A.自范性是晶体的性质，碳玻璃为非晶态，所以没有自范性，A错误；
B.碳玻璃和C60均是由碳元素组成的不同的单质，所以二者互为同素异形体，B正确；
C.碳玻璃具有高硬度，结构与金刚石类似，所以含有sp3杂化的碳原子，C正确；
D.金刚石与碳玻璃互为同素异形体，二者的性质差异主要表现在物理性质上，化学性质上也有着活性的差异，D正确。
√
2．(2022·新高考山东卷)AlN、GaN属于第三代半导体材料，二者成键结构与金刚石相似，晶体中只存在N—Al、N—Ga。下列说法错误的是(　　)
A．GaN的熔点高于AlN的
B．晶体中所有化学键均为极性键
C．晶体中所有原子均采取sp3杂化
D．晶体中所有原子的配位数均相同
√
3．(2023·新高考重庆卷)配合物[MA2L2]的分子结构以及分子在晶胞中的位置如图所示，下列说法错误的是(　　)
A．中心原子的配位数是4
B．晶胞中配合物分子的数目为2
C．晶体中相邻分子间存在范德华力
D．该晶体属于混合型晶体
解析：由分子结构示意图可知，中心原子M周围形成了4个配位键，故中心原子M的配位数是4，A正确；
由题干信息可知，该晶体为由分子组成的分子晶体，故晶体中相邻分子间存在范德华力，C正确、D错误。
√
4．(2022·新高考湖北卷)某立方卤化物可用于制作光电材料，其晶胞结构如下图所示。下列说法错误的是(　　)
A．Ca2＋的配位数为6
B．与F－距离最近的是K＋
C．该物质的化学式为KCaF3
D．若F－换为Cl－，则晶胞棱长将改变
解析：A.Ca2＋的配位数为与其距离最近且相等的F－的个数，所以Ca2＋的配位数为6，A正确；
5．(2023·新高考广东卷)由CoCl2可制备AlxCoOy晶体，其立方晶胞如图。Al与O最小间距大于Co与O最小间距，x、y为整数，则Co在晶胞中的位置为________；晶体中一个Al周围与其最近的O的个数为________。
解析：根据题干和题图信息可知，晶胞中Co、Al都只有一个，O(白球)有3个，又Al与O最小间距大于Co与O最小间距，故Al在顶点，Co在体心；晶胞中Al位于顶点，O位于面心，故晶体中一个Al周围与其最近的O的个数为12。
答案：体心　12(共19张PPT)
微专题9　突破元素“位—构—性”综合推断题
1．依据元素原子的成键方式推断
2．依据主族元素在元素周期表中的特殊位置推断
元素特征 推断元素
族序数等于周期数的短周期元素 H、Be、Al
族序数等于周期数2倍的元素 C、S
族序数等于周期数3倍的元素 O
周期数是族序数2倍的短周期元素 Li
周期数是族序数3倍的短周期元素 Na
最高正化合价与最低负化合价代数和为零的短周期元素 H、C、Si
最高正化合价是最低负化合价绝对值3倍的短周期元素 S
除H外，原子半径最小的元素 F
3.依据原子核外电子排布规律推断
(1)原子核外电子排布有“特点”的短周期元素
原子核外电子排布 推断元素
最外层电子数等于次外层电子数的元素 Be、Ar
最外层电子数是次外层电子数2倍的元素 C
最外层电子数是次外层电子数3倍的元素 O
最外层电子数是次外层电子数4倍的元素 Ne
最外层电子数是内层电子数一半的元素 Li、P
电子总数是最外层电子数2倍的元素 Be
电子总数是最外层电子数3倍的元素 Li、P
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素 Li、Si
原子核外电子排布 推断元素
基态原子的核外p电子数比s电子数少1的元素 N
基态原子的核外p轨道有两个未成对电子的元素 C、Si；O、S
基态原子的核外p轨道有一对成对电子的元素 O、S
基态原子的核外s轨道电子数与p轨道电子数相等的元素 O、Mg
(2)“阴三、阳四”规律
某元素的离子最外层电子数与次外层电子数相等，若为阴离子，则该元素位于第三周期；若为阳离子，则该元素位于第四周期。例如，S2－、K＋最外层电子数与次外层电子数相等，S位于第三周期，K位于第四周期。
(3)“阴上、阳下”规律
核外电子排布相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。例如，O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋核外电子排布相同，Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
4．依据元素及其化合物的性质推断
元素及其化合物的性质 推断元素
形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素 C
空气中含量最多的元素或氢化物的水溶液呈碱性的元素 N
地壳中含量最多的元素或简单氢化物的沸点最高的元素或简单氢化物在通常情况下呈液态的元素 O
元素及其化合物的性质 推断元素
最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素(放射性元素除外) Cs
单质最易着火的非金属元素 P
焰色试验呈黄色的元素 Na
焰色试验呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素 K
单质密度最小的元素 H
元素及其化合物的性质 推断元素
单质密度最小的金属元素 Li
常温下，单质呈液态的非金属元素 Br
常温下，单质呈液态的金属元素 Hg
最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素 Al
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素 S
常见的存在几种单质的元素 C、O、P、S
√
解析：由题干信息可推知，X为Mg元素、Y为N元素、Z为H元素、M为P元素、E为O元素。A.同周期主族元素自左而右电负性逐渐增大，N、O在它们的氢化物中都表现负价，它们的电负性都比H大，故元素电负性：O>N>H，故A正确；
B.M、Y、E的氢化物分别为PH3、NH3、H2O，NH3分子之间存在氢键，其沸点比PH3高，而常温下H2O为液态，NH3为气态，H2O的沸点比NH3的高，故沸点：PH3C.N元素原子的2p轨道为半满稳定状态，其第一电离能大于O，而Mg是金属元素，3种元素中Mg的第一电离能最小，故第一电离能：Mg2．(2023·新高考辽宁卷)某种镁盐具有良好的电化学性能，其阴离子结构如下所示。W、X、Y、Z、Q是核电荷数依次增大的短周期元素，W、Y原子序数之和等于Z，Y原子的价层电子数是Q原子价层电子数的2倍。下列说法错误的是(　　)
A．W与X的化合物为极性分子
B．第一电离能：Z>Y>X
C．Q的氧化物是两性氧化物
D．该阴离子中含有配位键
√
解析：根据化合物中原子的成键特点分析：W的原子序数最小，且形成1个共价键，故W为H；X形成4个共价键，故X为C；Y形成2个共价键，故Y为O或S；Z形成1个共价键，且原子序数等于W和Y的原子序数之和，故Z为F或Cl；Q形成4个共价键后带一个单位的负电荷，且Y原子的价层电子数是Q原子价层电子数的2倍，故Q为Al，结合原子序数关系可知，Y只能为O，Z只能为F。H与C形成的化合物为烃类，烃类物质的正负电中心可能重合，如甲烷，为非极性分子，A项错误；
同周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：F>O>C，B项正确；
Al2O3既能与强酸反应，也能与强碱反应，属于两性氧化物，C项正确；
该阴离子中，中心Al原子形成4个键，其中一个为配位键，D项正确。
【练模拟】
3．(2024·南粤名校联考)已知元素M、X、Y、Z均为短周期元素，M、Y与Z同周期，M的最外层电子数比次外层电子数多1，Z为电负性最大的元素，Y是地壳中含量最高的元素，X的3p轨道有3个电子。下列说法不正确的是(　　)
A．第一电离能：Z>Y>X
B．简单离子半径：X>Y>Z
C．简单气态氢化物的稳定性：Z>X
D．X的最高价氧化物对应的水化物能与盐酸反应
√
解析：元素M、X、Y、Z均为短周期元素，M的最外层电子数比次外层电子数多1，说明M是B元素；Z为电负性最大的元素，说明Z是F元素；Y是地壳中含量最高的元素，说明Y是O元素；X的3p轨道有3个电子，说明X是P元素。A.同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，而氧比磷少一个电子层，因此前者更难失去电子，故第一电离能：F>O>P，A正确；
B.电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，故简单离子半径：P3－>O2－>F－，B正确；
C.非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，非金属性：F>P，故简单气态氢化物的稳定性：HF>PH3，C正确；
D.P的最高价氧化物对应的水化物为磷酸，磷酸不与盐酸反应，D错误。
4．(2024·佛山高三质检)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的元素，W的一种同位素常用于测定文物年代，Y是地壳中含量最多的元素。血红素中Z2＋的价层电子排布式为3d6，其结构如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A．元素电负性：Y>W>Z
B．元素第一电离能：WC．血红素能发生氧化反应、酯化反应
D．血红素的配位键中，由Z2＋提供空轨道，X提供孤电子对
√
解析：W的一种同位素常用于测定文物年代，故W为C元素，Y是地壳中含量最多的元素，故Y为O元素，W、X、Y、Z的原子序数依次增大，故X为N元素，血红素中Z2＋的价层电子排布式为3d6，故Z为Fe元素。A.元素电负性：O>C>Fe，A正确；
B.元素第一电离能：CC.由题图可知，血红素结构中含有碳碳双键，能发生氧化反应，含有羧基，能发生酯化反应，C正确；
D.由题图可知，血红素的配位键中，中心离子为Fe2＋，且Fe2＋提供空轨道，N提供孤电子对，D正确。(共22张PPT)
微专题10　晶胞结构的分析及相关计算
一、晶胞参数及相关计算
1．晶胞参数
晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和3组棱相互间的夹角α、β、γ，即晶格特征参数，简称晶胞参数。
3．晶体密度的相关计算
二、原子分数坐标、投影(视图)的相关分析
1．晶胞的立体模型
简单立方堆积的晶胞中8个顶点的微粒完全一致，可任意选择一个原子为坐标原点，以立方体三条棱的延长线为坐标轴，以晶胞边长为1个单位长度，可得如图所示的坐标系。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标。
2．原子分数坐标与投影图
【练真题】
1．(2023·新高考湖南卷)科学家合成了一种高温超导材料，其晶胞结构如图所示，该立方晶胞参数为a pm。阿伏加德罗常数的值为NA。下列说法错误的是(　　)
√
结合图示可知，B、C原子围成的多面体，有6个面位于晶胞的六个面上，上半部分和下半部分还各有4个面，故该多面体中共有14个面，C项错误；
2．(2023·新高考山东卷)一定条件下，CuCl2、K和F2反应生成KCl和化合物X。已知X属于四方晶系，晶胞结构如图所示(晶胞参数a＝b≠c，α＝β＝γ＝90°)，其中Cu的化合价为＋2价。上述反应的化学方程式为__________
_____________________。若阿伏加德罗常数的值为NA，化合物X的密度ρ＝________________g·cm－3(用含NA的代数式表示)。
√
解析：A.Ga元素为第31号元素，其价层电子排布式为4s24p1，位于元素周期表的p区，A错误；
B.由晶胞结构可知，每个N原子与4个Ga原子相连，故晶体结构中N的配位数为4，B错误；
4．钙钛矿类杂化材料(CH3NH3)PbI3在太阳能电池领域具有重要的应用价值。(CH3NH3)PbI3的晶胞结构如下图所示，其中B代表Pb2＋。
(2)已知(CH3NH3)PbI3的摩尔质量为M g·mol－1，该晶体的密度ρ＝____________g·cm－3(设NA为阿伏加德罗常数的值)。
(3)该晶胞沿体对角线方向的投影图为__________________(填字母)。
解析：该晶胞沿体对角线方向的投影，体对角线方向的2个顶点A原子和体心B原子投到1个点，另外6个顶点A原子在平面上投出1个六边形，面心6个C原子在A原子投出的六边形内部组成1个小六边形，故选a。
答案：a

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