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答题规范(1)　晶体熔、沸点高低的原因解释
【方法和技巧】
1．晶体熔、沸点高低的分析
(1)不同类型晶体熔、沸点的比较
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体
②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)同种晶体类型熔、沸点的比较——比较晶体内微粒之间相互作用力的大小
①共价晶体：看共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小
规律：原子半径越小键长越短键能越大熔沸点越高
如熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
②离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数
规律：衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，离子间的作用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl
③分子晶体：看分子间作用力 (一般先氢键，后范德华力，最后分子的极性)
a．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，
如沸点：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S
b．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，如沸点：SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4
c．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，如沸点：CO＞N2
d．在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷
④金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数
规律：金属离子的半径越小，离子的电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点就越高
如熔、沸点：Na＜Mg＜Al
2．晶体熔、沸点高低的分析的原因解释答题模板
(1)不同类型晶体熔、沸点比较
①规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体
②答题模板：×××为×××晶体，而×××为×××晶体
③实例
a．金刚石的熔点比NaCl高，原因是：金刚石是原子晶体，而NaCl是离子晶体
b．SiO2的熔点比CO2高，原因是：SiO2是原子晶体，CO2而是分子晶体
c．Na的氯化物的熔点比Si的氯化物的熔点高，理由是：NaCl为离子晶体而SiCl4为分子晶体
(2)同为共价晶体
①规律：看共价键的强弱，取决于键长；即成键原子半径大小
②答题模板：同为共价晶体，×××晶体的键长短，键能大，熔、沸点高
③实例：Si单质比化合物SiC的熔点高，理由是晶体硅与SiC均属于原子晶体，晶体硅中的Si—Si比SiC中Si—C的键长长，故键能也低，所以SiC熔点低
(3)同为离子晶体
①规律：看离子键(或晶格能)的强弱，取决于阴、阳离子半径的大小和电荷数
②答题模板：
a．阴离子(或阳离子)电荷数相等，则看阴离子(或阳离子)半径：同为离子晶体，Rn－(或Mn＋)半径小于Xn－(或
Nn＋)，故×××晶体晶格能大(离子键强)，熔、沸点高
b．阴离子(或阳离子)电荷数不相等，阴离子半径(或阳离子半径)不同：同为离子晶体，Rn－(或Mn＋)半径小于Xm－(或Nm＋)，Rn－(或Mn＋)电荷数大于Xm－(或Nm＋)，故×××晶体晶格能大(或离子键强)，熔、沸点高
③实例：
a．ZnO和ZnS的晶体结构相似，熔点较高的是ZnO，理由是：同属于离子晶体，O2－半径小于S2－，故ZnO晶格能大(或离子键强)，熔点高
b．FeO的熔点大于Fe2O3的熔点，原因是：同为离子晶体，Fe2+半径比Fe3+大，所带电荷数也小于Fe3+，FeO的晶格能比Fe2O3小
(4)同为分子晶体
①规律：一般先氢键，后范德华力，最后分子的极性
②答题模板：
a．同为分子晶体，×××存在氢键，而×××仅存在较弱的范德华力
b．同为分子晶体，×××的相对分子质量大，范德华力强，熔、沸点高
c．同为分子晶体，两者的相对分子质量相同(或相近)，×××的极性大，熔、沸点高
d．同为分子晶体，×××形成分子间氢键，而×××形成的是分子内氢键，形成分子间氢键会使熔、沸点增大
③实例
a．NH3的沸点比PH3高，原因是：同为分子晶体，NH3分子间存在较强的氢键，而PH3分子间仅有较弱的范德华力
b．CO2比CS2的熔沸点低，其理由是：同为分子晶体，CS2的相对分子质量大，范德华力强，熔沸点高
c．CO比N2的熔沸点高，其理由是：同为分子晶体，两者相对分子质量相同，CO的极性大，熔沸点高
d．的沸点比高，原因是：形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大
(5)同为金属晶体
①规律：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数
②答题模板：
a．阳离子电荷数相等，则看阳离子的半径：同为金属晶体，Mn＋半径小于Nn＋，故M晶体的金属键强，熔、沸点高
b．阳离子电荷数不相等，阳离子半径也不相等：同为金属晶体，Mm＋半径小于Nn＋，Mm＋电荷数大于Nn＋，故M晶体的金属键强，熔、沸点高
③实例
a．K的熔沸点小于Na，原因是：同为金属晶体，K+的半径大于Na+，故金属键Na的强，熔沸点也高
b．Mg的熔沸点小于Al，原因是：同为金属晶体，Mg2+的半径大于Al3+，Mg2+的阳离子所带的电荷数小于
Al3+，故金属键Al的强，熔沸点也高
【精准训练1】
1．金刚石的熔点比NaCl高，原因是_____________________________
2．SiO2的熔点比CO2高，原因是_____________________________
3．Na的氯化物的熔点比Si的氯化物的熔点高，理由是_____________________________
4．NH3的沸点比PH3高，原因是__________________________________________________________
5．CO2比CS2的熔沸点低，其理由是__________________________________________________________
6．邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是______________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
7．SiC、Si、金刚石中熔点由高到低的顺序为______________，理由是_____________________________________
_______________________________________________________________________________________________
8．ZnO和ZnS的晶体结构相似，其中熔点较高的是ZnO，理由是_____________________________________
________________________________________________________________________________
9．FeO的熔点____Fe2O3的熔点(填“＜”、“＞”或“=”)，原因是___________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
答题规范(2)　键角大小的原因解释
【方法和技巧】
1．分子中键角大小判断的思维过程
(1)第一步，先判断杂化类型。先判断中心原子的杂化类型，若杂化方式不同，其键角为sp杂化＞sp2杂化＞sp3杂化，如CO2、BF3、CH4的杂化轨道分别为sp、sp2、sp3，则键角∠O－C－O(1800)＞∠F－B－F(1200)＞
∠H－C－H(109°28′)
(2)第二步，再确定孤电子对数。当中心原子的杂化轨道类型相同时，中心原子上的孤对电子数越多，键角越小，如H2O、NH3、CH4分子的中心原子均采取sp3杂化，其孤电子对数分别是2、1、0，则键角∠H－O－H(1050)＜∠H－N－H(107018′)＜∠H－C－H(109028′)
(3)第三步，再看电负性。当中心原子的杂化类型和孤电子对数都相同时，可根据中心原子和配位原子的电负性大小判断，其中，中心原子电负性越大键角越大，配位原子电负性越大，键角越小，如NH3和PH3杂化类型、孤电子对数均相同，但电负性N＞P，因此键角∠H－N－H(107018′)＞∠H－P－H(93.50)，再如NF3和NCl3杂化类型、孤电子对数均相同，但电负性F＞Cl，因此键角∠Cl－N－Cl＜∠F－N－F
(4)第四步，最后看化学键类型。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(大于1200)要大于∠H－C－H(小于1200)
2．键角大小的原因解释答题模板
(1)中心原子杂化方式不相同时，优先看杂化方式，键角：sp＞sp2＞sp3
①答题模板：×××中心原子采取×××杂化，键角为×××，而×××中心原子采取×××杂化，键角为×××
②实例：Si与C元素位于同一主族，SiO2键角小于CO2的原因是：SiO2中中心Si原子采取sp3杂化，键角为109°28′；CO2中中心C原子采取sp杂化，键角为180°
(2)中心原子杂化方式相同时，看电子对间的斥力
①答题模板： ×××分子中无孤电子对，×××分子中含有n个孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥作用较大，因而键角较小
②实例：PH3键角小于PO，原因是：PH3与PO中中心P原子都采取sp3杂化，PO中无孤电子对，PH3分子中含有1个孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥作用较大，因而键角较小
(3)空间结构相同时，看中心原子或配位原子的电负性
①中心原子不同，配位原子相同：如AC3与BC3，若电负性A＞B＞C，则键角AC3＞BC3
a．答题模板：电负性A＞B＞C，则AC3中成键电子对离中心原子较近，斥力较大，键角也较大
b．实例：H2O键角大于H2S，原因是：O的电负性大于S，O的半径小于S，H2O中成键电子对离中心原子更近，排斥力更大，故H2O的键角大于H2S
②中心原子相同，配位原子不同：如AB3与AC3，若电负性：B＞A＞C，则键角AB3＜AC3
a．答题模板：电负性B＞A＞C，则AB3中成键电子对离中心原子较远，斥力较小，因而键角较小
b．实例：NCl3键角小于NBr3，原因是：Cl的电负性大于Br，NCl3中成键电子对离中心原子较远，斥力较小，因而键角也较小
【精准训练2】
1．比较键角大小：气态SeO3分子_______SeO离子(填“>”“<”或“=”)，原因是______________________________
_______________________________________________________________________________________________
2．比较SO和H2O分子中的键角大小并给出相应解释：______________________________________________
3．[PtCl4(NH3)2]中H—N—H之间的夹角________(填“＞”“＜”或“＝”)NH3分子中H—N—H之间的夹角，原因是________________________________________________________________________________________
4．乙酸分子()中键角1________(填“大于”“等于”或“小于”)键角2，原因是__________________
______________________________________________________________________________________________
5．NF3的键角_____NH3的键角，理由是_____________________________________________________________
答题规范(3)　电离能大小比较
【方法和技巧】
1．电离能及其变化规律
一般规律 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
特殊情况 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。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA和ⅥA族元素
应用 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
2．电负性及其变化规律
规律 同一周期，电负性从左到右逐渐增大；同一主族，从上往下逐渐减小
应用 a．判断元素的化合价：电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值b．判断化学键的类型：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键c．判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br
3．半充满、全充满解释稳定性
洪特规则特例：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 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
4．原子结构原因解释答题模板
(1)电离能与原子结构
①答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断
②答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B， 故第一电离能A小于B
③实例：请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O，原因是碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，第一电离能也小于氧
(2)电离能与半充满、全充满
①答题策略：能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子
②答题模板：A原子的价电子排布式为×××处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大
③实例：
a．第一电离能N大于O，原因是：N原子的价电子排布式为2s22p3处于半充满，比较稳定，难失电子，第一电离能大
b．已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·mol－1，I2(K)＝3 051 kJ·mol－1。I2(Ti)(3)电负性与原子结构
①答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断
②答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B， 故电负性A小于B
③实例：请结合核外电子排布相关知识解释，电负性：C小于O，原因是：碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，电负性也小于氧
(4)半满和全满解释稳定性
①答题策略：能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)时，比较稳定
②答题模板：A原子的价电子排布式为×××处于半充满(全充满)，比较稳定
③实例：从结构上分析Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：Fe3＋价电子排布式为3d5，为半充满结构，而Fe2＋价电子排布式为3d6
(5)焰色反应与电子跃迁
①答题策略：从电子跃迁去考虑
②答题模板：在加热的条件下钠原子的核外电子吸收能量，电子从基态跃迁到激发态，电子处于激发态不稳定又重新跃迁到基态，在此过程中以光波的形式释放能量
③实例：钾的焰色反应为紫色，试从原子结构的角度解释其原因：在加热的条件下钠原子的核外电子吸收能量，电子从基态跃迁到激发态，电子处于激发态不稳定又重新跃迁到基态，在此过程中以光波的形式释放能量
【精准训练3】
1．请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C_____O，原因是__________________________________
_______________________________________________________________________________________________
2．尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能：N>O，原因是________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
3．钠元素的逐级电离能的大小关系：I1_______________________________________________________________________________________________
4．Na＋和Ne互为等电子体，电离能：I2(Na)>I1(Ne)，原因是____________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
5．铁的第三电离能(I3)、第四电离能(I4)分别为2 957 kJ·mol－1、5 290 kJ·mol－1，I4远大于I3的原因是_________
______________________________________________________________________________________________
6．Be和B的第一电离能(I1)如表所示。I1(Be)＞I1(B)的原因是___________________________________________
I1/(kJ·mol－1)
Be 900
B 801
7．已知Al 的第一电离能为578 kJ·mol－1、第二电离能为1 817 kJ·mol－1、第三电离能为2 745 kJ·mol－1、第四电离能为11 575 kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因_________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
8．元素铁与铜的第二电离能分别为：ICu=1958 kJ·mol－1、IFe=1561 kJ·mol－1，ICu比IFe大得多的原因是__________
_______________________________________________________________________________________________
9．铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示，铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，而铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是____________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
电离能/(kJ·mol－1) I1 I2
铜 746 1 958
锌 906 1 733
10．Fe、Co、Ni化学性质相似的原因是______________________________________________________________
11．稳定性：Cu2O_____CuO，原因是________________________________________________________________
12．比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是___________________________________________________________________________________________
13．从原子结构角度分析Fe2＋和Fe3＋的稳定性相对强弱：______________________________________________
14．Ti形成的＋4价化合物最稳定，原因是___________________________________________________________
15．钾的焰色反应为_____色，试从原子结构的角度解释其原因___________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
16．Li+与H 具有相同的电子构型，r(Li+)小于r(H )，原因是____________________________
答题规范(4)　化学键与物质性质的关系
【方法和技巧】
1．化学键与物质类别关系
2．共价键的分类
3．影响化学键强弱的因素
(1)离子键强弱的判断(看晶格能)：离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数
规律：阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键(或晶格能)越大
(2)共价键强弱影响因素(看键能)：共价键的强弱，取决于键长，即成键原子半径大小
规律：原子半径越小键长越短键能越大
(3)金属键强弱的判断：金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数
规律：金属离子半径越小，离子电荷数越多，则金属键越强
4．化学键对物质性质的影响
(1)化学键主要影响物质的稳定性
①离子键对物质性质的影响：离子键(或晶格能)越强，形成的离子晶体越稳定，熔、沸点越高，硬度越大；在岩浆晶析时，晶格能越大的的矿物越容易结晶析出
②共价键对物质性质的影响：共价键越强，形成的物质越稳定；对于共价晶体，共价键越强，则晶体的熔、沸点越高
③金属键对物质性质的影响：金属键越强，金属熔、沸点就越高
(2)键的极性对化学性质的影响：与羧基(－COOH)相连的C－X(X为卤素原子的极性越大，羧酸的酸性越大；
C－X的数量越多，羧酸的酸性越大
如酸性：CF3COOH＞CCl3COOH＞CH3COOH；CCl3COOH＞CHCl2COOH＞CH2ClCOOH
5．化学键与物质性质原因解释的答题模板
(1)能否形成双键、三键等原因分析
①规律：轨道重叠程度越大，则键长越短，键能越大。若两成键原子的半径越大，则形成σ键的键长较长不利于形成π键
②答题模板：×××原子的半径较大，原子间形成的σ键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键
③实例：氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键
(2)能否形成共价键
①规律：成键原子的半径小，则键长短，键能大，形成的共价键越牢固，物质越稳定
②答题模板：A原子的半径小于B原子，×××键长短，×××键能大
③实例：硅烷种类没有烷烃多，从键能角度解释，其主要原因是碳原子半径小于硅原子，烷烃中碳碳键键长较
短，键能较大
(3)解释某些碳酸盐的热稳定性
①规律：分解后生成的氧化物晶格能越大，碳酸盐的热稳定性越低
②答题模板：×××金属阳离子半径小(或带电荷多)，与氧离子形成的氧化物的晶格能大，形成的×××金属氧化物稳定，因而热稳定性低
③实例：热分解温度CaCO3低于SrCO3，原因是r(Ca2+)易分解为CaO
(4)共价键极性判断方法
①答题策略：看电负性差值
②答题模板：A和B均为×××形分子，A的电负性大于B，则A分子的极性强
③实例：NH3和PH3都是极性分子，其中极性较大的是NH3，原因是：两者都是三角锥形的分子，N的电负性大于P
【精准训练4】
1．气态氢化物的稳定性：NH3_____PH3，原因是_____________________________________________________
2．氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是______________________________________
______________________________________________________________________
3．锗元素与碳元素类似，可形成锗烷(GenH2n+2)，但至今没有发现n大于5的锗烷，根据下表提供的数据分析其中的原因_____________________________________________________________________________
化学键 C－C C－H Ge－Ge Ge－H
键能(kJ·mol－1) 346 411 188 288
4．有机物中都含有碳原子，这和碳原子电子云的成键特点有关，试解释有机物种类繁多的原因_____________
_______________________________________________________________________________________________
5．CO2分子中，碳原子和氧原子间以碳氧双键结合，而硅原子和氧原子间却难以形成硅氧双键，其原因是______
___________________________________________________________________________________________
6．C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和性质有很大不同。CO2中C与O原子间形成键和键，SiO2中Si与O原子间不形成上述健。从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能形成，而Si、O原子间不能形成上述键？_____________________________________________________
_________________________________________________________________
7．N与P同主族。科学家在一定条件下把氮气(氮氮三键键能为942 kJ·mol－1)聚合为固体高聚氮，全部以N—N键相连且键能为160 kJ·mol－1，这种固体高聚氮可能潜在的用途是______________________________，这是因为___________________________________________________________________________________________
8．硅烷种类没有烷烃多，从键能角度解释，其主要原因是________________________
9．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下所示，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) 365 413 336 226 318 452
(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，更易生成氧化物，原因是____________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
10．C3N4晶体和金刚石结构类似，但硬度比金刚石大，请解释原因_____________________________________
________________________________________________________________________________
11．铵盐大多不稳定。NH4F、NH4I中，较易分解的是______，原因是____________________________________
_____________________________________________________________________________
答题规范(5)　物质的溶解性
【方法和技巧】
1．影响物质溶解性的因素
(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，如：NH3是极性分子，易溶于极性溶剂H2O中，难溶于非极性溶剂CCl4中；I2为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂H2O中
(2)氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好
(3)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大
如：SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
(4)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小，随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度则会明显减小
2．物质的溶解性原因解释答题模板
(1)“相似相溶”原理
①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
②答题模板：×××为极性分子(或×××为非极性分子)，×××为极性溶剂(或×××为非极性溶剂)，相似相溶
③实例：O3比O2在水中溶解度大，原因是O3为极性分子，O2为非极性分子，H2O为极性溶剂，相似相溶
(2)氢键对溶解性的影响
①规律：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越大
②答题模板：×××与H2O(×××)分子间形成氢键
③实例：NH3 易溶于水而CH4 难溶于水的原因是：NH3和H2O分子间形成氢键，CH4为非极性分子，不易溶
于水
(3)溶质与水发生反应对溶解性的影响
①规律：如果溶质与水发生化学反应时，可增大其溶解度
②答题模板：×××与水反应，增大了×××的溶解度
③实例：SO2易溶于水，原因是根据相似相溶原理，SO2和水均为极性分子，且SO2与H2O反应生成了H2SO3，增大了其溶解度
【精准训练5】
1．NH3溶于水，其原因是__________________________________________________________________________
______________________________________________________________________
2．NH3极易溶于水，其原因主要是__________________________________
3．SO2易溶于水，原因是________________________________________________________________________
4．O3比O2在水中溶解度大，原因是___________________________________________________________
5．尿素[CO(NH2)2]易溶于水，其原因除尿素和水都是极性分子外，还有________________________________
6．C、N、O 的第一电离能由大到小的顺序为_____________(用元素符号表示)；NH3 易溶于水而CH4 难溶于水的原因是___________________________________________________________
7．硝酸易溶解于水的原因 _____________________________________________________________________
8．HF和HCl在水中的溶解度_____较大，原因是____________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
9．在乙醇中的溶解度H2O大于H2S__________________________________________________
10．2－巯基烟酸()水溶性优于2 巯基烟酸氧钒配合物()的原因是______________________
_______________________________________________________________________________________________
答题规范(6)　配位键与配合物
【方法和技巧】
1．配位键的形成及表示方法
概念 成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键
形成条件 ①成键原子一方能提供孤电子对，如：NH3、H2O、HF、CO、Cl－、OH－、CN－、SCN－等②成键原子另一方能提供空轨道，如：H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子
成键性质 共用电子对对两个原子的电性作用
表示方法 配位键可以用AB来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子如：NH可表示为
2．配合物
概念 把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键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、[Ag(NH3)2]OH等
所含化学键 配位键或配位键和离子键；配体或外界中可能还含有共价键
常见性质 多数能溶解、能电离、有颜色
配合物的组成
中心离子 提供空轨道接受孤电子对，中心离子一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道，如：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等
配体 含有并提供孤电子对的分子或阴离子，即电子对的给予体，如：Cl－、NH3、H2O等
配位原子 配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子
配离子 由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+
配位数 作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2，[Fe(CN)6]4－中配位数为6
内界和外界 配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42－，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2+＋SO42－，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2+Cu2+＋4NH3
化学键的类型及共价键数目的判断 若配体为单核离子如Cl－等，可以不予计入，若为分子，需要用配体分子内的共价键数乘以该配体的个数，此外，还要加上中心原子与配体形成的配位键，这也是σ键如：[Cu(NH3)4]SO4化学键的类型：离子键、共价键、配位键共价键数(σ键)为：3×4＋4＋4＝20
3．配位键的强弱：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定
4．配位键及配合物原因解释答题模板
(1)配位键的形成条件
①答题策略：一个原子提供孤电子对，另一原子提供空轨道
②答题模板：×××提供孤对电子，×××提供空轨道
③实例
a．Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道，因此能与一些分子或离子形成配合物，则与之形成配合物的分子的配位原子应具备的结构特征是具有孤电子对
b．BF3和NH3的分子能够通过配位键相结合的原因是NH3的N具有孤对电子，BF3中的B核外具有空轨道
(2)配位键的强弱或配合物的稳定性
①规律：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子的能力越强，则配位体与中心离子或原子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定
②答题模板：A元素的电负性比B元素小，A原子提供孤电子对的倾向更大，形成的配位键更强
③实例：Co2＋在水溶液中以[Co(H2O)6]2＋存在。向含Co2＋的溶液中加入过量氨水可生成更稳定的[Co(NH3)6]2＋，其原因是N元素电负性比O元素电负性小，N原子提供孤电子对的倾向更大，与Co2＋形成的配位键更强
【精准训练6】
1．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+”)
2．向硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋配离子。已知NF3与NH3的立体构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子的原因是_____________________________________________________________
________________________________________________________________________
3．CO为配合物中常见的配体。CO作配体时，提供孤电子对的通常是C原子而不是O原子，其原因是_________
________________________________________________________________________
4．H2O可以和Cu2+形成配位键，而CH4则不行，其原因是 _________________________
5．BF3和NH3的分子能够通过配位键相结合的原因是___________________
6．B与Cl可形成BCl3，在有机物合成反应中，BCl3与THF(四氢呋喃，结构简式为)易形成络合物THF·BCl3。简述能形成该络合物的原因：____________________________________________________
7．NaBH4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键，而冰晶石(Na3AlF6)的阴离子中一个Al原子可以形成6个共价键，原因是________________________________________________________________
8．Co3＋在水中易被还原成Co2＋，而在氨水中可稳定存在，其原因为___________________________________
9．Co2＋在水溶液中以[Co(H2O)6]2＋存在。向含Co2＋的溶液中加入过量氨水可生成更稳定的[Co(NH3)6]2＋，其原因是_____________________________________________________________________________________
10．氟硼酸(HBF4，属于强酸)常用于替代浓硫酸作铅蓄电池的电解质溶液，可由HF和BF3合成，从化学键形成角度分析HF与BF3能化合的原因__________________________________________________
11．金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是__________
______________________________________________________________________________________________
12．在实验室不适宜用可溶性锌盐与氨水反应制备氢氧化锌的原因：____________________________________
__________________________________________________________________________________________
13．CO的等电子体有CN－、________等。CN－与CO均为配合物中常见的配体CN-作配体时，提供孤电子对的通常是C原子而不是N原子，其原因是_________________________________________
14．CuCl难溶于水但易溶于氨水，其原因是__________________________________，此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为__________
15．研究表明，对于中心离子为Hg2+等阳离子的配合物，若配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定。请预测HgCl与HgI的稳定性强弱，并从元素电负性的角度加以解释。HgCl与HgI 更____________(填“稳定”或“不稳定”)，因为___________________
____________________________________________________________________________________________
16．H3BO3在水溶液中存在解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋[B(OH)4]－。[B(OH)4]－中存在配位键，其中B原子的杂化类型是________，从原子结构分析[B(OH)4]－中能形成配位键的原因是____________________________
17．CCl4与水不互溶而分层，SiCl4与CCl4分子结构相似，但遇水极易发生水解，其原因是_________________
___________________________________________________________________________________________
【结构决定性质——解释原因类答题规范】答案
【精准训练1】
1．金刚石是原子晶体，而NaCl是离子晶体
2．SiO2是原子晶体，CO2而是分子晶体
3．NaCl为离子晶体而SiCl4为分子晶体
4．NH3分子间存在较强的氢键，而PH3分子间仅有较弱的范德华力
5．同为分子晶体，CS2的相对分子质量大，范德华力强，熔沸点也高
6．邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力更大
7．金刚石＞SiC＞Si　C—C、C—Si、Si—Si的键长依次增大，键能依次减小，熔点依次降低
8．同属于离子晶体，O2－半径小于S2－，故ZnO晶格能大(或离子键强)，熔点高
9．同为离子晶体，Fe2+半径比Fe3+大，所带电荷数也小于Fe3+，FeO的晶格能比Fe2O3小
【精准训练2】
1．SeO3的空间构型为平面三角形，SeO的空间构型为三角锥形
2．SO的键角大于H2O，SO中S原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，离子的空间构型为正四面体形，H2O分子中O原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形
3．＞　[PtCl4(NH3)2]形成过程中，NH3中N原子的孤电子对与Pt形成配位键，N→Pt配位键相比于孤电子对，对其他成键电子对的排斥作用减小，造成H—N—H的键角增大
4．大于　C==O对C—C的斥力大于C—O对C—C的斥力
5．＜ F的电负性比H大，NF3中成键电子对离中心原子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小
【精准训练3】
1．碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，第一电离能也小于氧
2．N元素的2p能级为半充满状态，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量更多
3．随着原子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，且半径越来越小，核对电子的引力作用增强，失电子越来越困难，电离能也就越来越大
4．Na＋和Ne电子排布结构相同，而Na＋比Ne的核电荷数大，因此Na＋原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na＋更难失去电子，电离能更大
5．Fe3＋的3d能级半充满，结构稳定，难失去电子
6．Be的核外电子排布为1s22s2，为全满稳定结构，第一电离能更大
7．Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全满状态，较稳定
8．铜失去的是全充满的3d10电子 ，而铁失去的4s1电子
9．Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10的Cu＋，能量较低，结构稳定，所以Cu的第二电离能相对较大(或Zn失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d104s1的Zn＋，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小或Cu原子失去一个电子后，核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式变为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大)
10．Fe、Co、Ni的电子层数相同，最外层电子数相同，原子半径相近，化学性质相似　
解析：Fe、Co、Ni的核外电子排布式分别为[Ar]3d64s2，[Ar]3d74s2，[Ar]3d84s2，电子层数相同，最外层电子数相同，只有次外层的3d电子数不同，故原子半径相近，化学性质相似。
11．大于 Cu2O中Cu+的价电子排布式为3d10全充满稳定结构，而CuO中的Cu2+价电子排布式为3d9
12．Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而Fe2＋的3d轨道电子数为6，不是较稳定的状态
13．Fe2＋：[Ar]3d6，Fe3＋：[Ar]3d5，Fe3＋的3d能级电子为半充满的稳定状态，故稳定性：Fe3＋>Fe2＋
14．最外层达到8电子稳定结构
15．紫 在加热的条件下钠原子的核外电子吸收能量，电子从基态跃迁到激发态，电子处于激发态不稳定又重新跃迁到基态，在此过程中以光波的形式释放能量
16．Li+核电荷数较大
【精准训练4】
1．＞ NH3，氮原子半径比磷原子小，氮氢形成的共价键键长短，键能大
2．砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键
3．锗烷中“Ge-Ge”键和“Ge-H”键键能较小，易断裂，导致长链锗烷难以形成、
4．碳原子间的价电子可以通过sp3、sp2、sp等形成共用电子对，构成长的碳链、碳环，以及碳碳单键、双键、三键，而且还存在同分异构现象
5．硅原子半径比碳原子半径大，硅原子与氧原子间形成的σ键的键长较长，两个原子的p轨道重叠程度很小或难以重叠，不能形成有效的π键
6．Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，p-p轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键
7．炸药(或高能材料)　固体高聚氮断开2 mol N－N键，结合成氮分子，且断裂2 mol N－N键消耗320 kJ，生成1 mol氮氮三键放出942 kJ，因此这是个剧烈放热且剧烈熵增(产生大量气体)的反应
8．碳原子半径小于硅原子，烷烃中碳碳键键长较短，键能较大
9．(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，导致长链硅烷难以生成
(2)C－H的键能大于C－O，C－H比C－O稳定。而Si－H的键能却小于Si－O，所以Si－H不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si－O
10．氮原子半径小于碳，氮碳形成的共价键键长更短，键能更大，键更稳定
11．NH4F F原子半径比I原子小，H→F键比H→I键强(H→F更易形成)，F－更易夺取NH中的H+
【精准训练5】
1．①NH3是极性分子，易溶于极性分子H2O形成的溶剂中；②NH3与H2O之间形成分子间氢键；③NH3可与水反应
2．NH3与水分子间形成氢键
3．根据相似相溶原理，SO2和水均为极性分子，且SO2与H2O反应生成了H2SO3，增大了其溶解度
4．O3为极性分子，O2为非极性分子，H2O为极性溶剂，相似相容
5．尿素与水分子之间可以形成氢键
6．N>O>C NH3和H2O分子间形成氢键，CH4为非极性分子，不易溶于水
7．硝酸分子是极性分子，易溶于极性溶剂的水中，硝酸分子中存在“H—O”键，易与水分子间形成氢键
8．HF HF与水分子之间能形成氢键，氢键的存在能增强物质在水中的溶解性，所以HF和HCl在水中HF的溶解度较大
9．水分子与乙醇间能形成分子间氢键
10．2－巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢键，使其在水中溶解度增大　
【精准训练6】
1．乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键　Cu2＋
2．F的电负性大于N，N—F成键电子对偏向F，导致NF3中的N原子核对孤电子对的吸引力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2＋形成配离子
3．C电负性比O小，C原子提供孤电子对的倾向更大，更易形成配位键
4．H2O中的O原子中存在孤电子对，而CH4中的C原子没有
5．NH3的N具有孤对电子，BF3中的B核外具有空轨道
6．BCl3中B原子含有空轨道、THF中O原子含有孤电子对
7．B原子价电子层上没有d轨道，而Al原子价电子层上有d轨道
8．Co3＋可与NH3形成较稳定的配合物
9．N元素的电负性比O元素的电负性小，N原子提供孤电子对的倾向更大，与Co2＋形成的配位键更强
10．HF分子中F原子有孤电子对，而BF3分子中B原子有空轨道，二者可形成配位键
11．过氧化氢为氧化剂，可氧化金属铜为Cu2＋，氨与Cu2＋形成配离子，两者相互促进使反应进行
12．可溶性锌盐与氨水反应产生的氢氧化锌会溶于过量的氨水中，生成[Zn(NH3)4]2＋，氨水的量不易控制
13．N2（或NO+等）；碳元素的电负性小于氮元素的电负性
14．Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物（或配离子） [Cu(NH3)4]2+
15．不稳定；Cl比I电负性强，给出电子能力较弱，形成配位键较弱，配合物较不稳定
16．sp3杂化　B原子存在空轨道，O原子有孤电子对
17．Si原子有3d空轨道，而C原子没有d空轨道(因为没有2d)，不能接受氧原子的孤电子对，所以CCl4不能水解
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