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第十三章　物质结构与性质(选考)
学案63　原子结构与性质
[考纲要求]　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(1－36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。
知识点一　原子核外电子排布及表示方法
1．能层、能级及其最多容纳电子数的关系
能层
一
二
三
四
五
…
符号
K
L
M
N
O
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
…
最多容纳
电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
…
2
8
18
32
…
2n2
2.原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在____________的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
p
第1电子层：只有s轨道。
第2电子层：有s、p两种轨道。
第3电子层：有s、p、d三种轨道。
3．构造原理
构造原理：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理可以写出元素基态原子的电子排布式。
随着__________的递增，基态原子的核外电子按照右图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p，____，____，____，____，____，____，4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
4．原子核外电子排布规律
(1)能量最低原理
①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基态原子：______________。当基态原子________能量后，电子会______________，变成__________原子。
(2)泡利原理
一个原子轨道最多容纳____个电子，并且____________相反。
(3)洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先________________，并且__________相同。
问题思考
1．电子按构造原理排布时，先排在4s轨道，再排3d轨道，为什么？而失电子时，是先失4s轨道上的，还是先失3d轨道上的？
　
知识点二　元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律
1．电离能
(1)第一电离能：气态电中性基态原子____________转化为气态基态正一价离子所需要的最低能量。
(2)元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
(3)变化规律：
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈________的趋势，但某些地方出现曲折变化，如____>____，____>____，____>____，____>____。
②同一族从上到下元素的第一电离能__________。
2．电负性
(1)成键电子：原子中用于形成________的电子。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对________吸引力的大小。
(3)意义：电负性越大的原子，对成键电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。
(4)变化规律
①同周期从__________元素的电负性逐渐增大。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐________。
(5)应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性>1.8；金属的电负性<1.8；类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：两元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；两元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
问题思考
2．为什么同周期的ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的，ⅤA族的大于ⅥA族的？如I1(Al)　
　
　
一、原子结构
1．构造原理
(1)能级序数与能层能量之间有什么关系？
　
　
(2)在同一能层中，各能级间的能量关系如何？
　
　
(3)当能层不同，能级相同时，其能量关系如何？
　
　
　
(4)高能层上的电子能量一定比低能层上的能量高吗？
　
　
2．电子云
怎样理解电子云的小黑点及小黑点的疏密？
　
　
　
3．基态原子核外电子排布的表示方法
基态原子核外电子的表示方法有哪些？各表示什么含义？请举例说明。
　
　
　
典例导悟1　A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：
(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，其元素符号为____；
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为____，C的元素符号为____；
(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为____，其基态原子的电子排布式为____________________。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为______，其基态原子的电子排布式为__________________。
二、元素周期律与元素推断
1．元素周期律所描述内容汇总(完成下表)
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外
电子排布
电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2)
最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径
逐渐____(0族除外)
逐渐增大
元素
主要化合价
最高正价由(＋1→＋7)
最低负价由－4→－1
最高正价＝________，非金属最低负价＝_______
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第
一电离能
第一电离能呈______的趋势
第一电离能________
元素的
电负性
电负性逐渐____
电负性________
元素金属性、
非金属性
金属性逐渐________
非金属性逐渐________
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性
氧化性逐渐____
还原性逐渐____
氧化性逐渐____
还原性逐渐____
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___
非金属气态氢化物的稳定性
_
生成由__到__稳定性逐渐____
生成由__到__稳定性逐渐____
2.元素周期律与元素推断的关系
在试题中，通常用元素周期律的某项内容，来推断新元素名称，然后再考查该元素的其它性质。
典例导悟2　下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
　　性质
元素　　
原子半径(10－10m)
最高价态
最低价态
①
1.02
＋6
－2
②
2.27
＋1
③
0.74
－2
④
1.43
＋3
⑤
0.77
＋4
－4
⑥
1.10
＋5
－3
⑦
0.99
＋7
－1
⑧
1.86
＋1
⑨
0.75
＋5
－3
⑩
1.17
＋4
－4
请回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤⑥⑦三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⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，它是一种重要的结构材料，推测它应属于__________晶体；元素①的原子价电子排布式是__________________________。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由大到小的顺序是
________________________________________________________________________
(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，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X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界的存在形式
题组一　原子的核外电子排布
1．判断正误
(1)硫原子的最外层电子排布式为3s23p4(　　)
(2010·上海－2C)
(2)B.电离能最小的电子能量最高(　　)
C．(在基态多电子原子中)p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量(　　)
(2008·海南－23B、C)
2．[2011·福建理综－30(1)节选]氮元素可以形成多种化合物。基态氮原子的价电子排布式是________________________________________________________________________。
3．[2011·山东理综－32(1)节选]氧是地壳中含量最多的元素。氧元素基态原子核外未成对电子数为_________________________________________________________个。
4．[2010·福建理综－30(2)]原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2。T的基态原子外围电子(价电子)排布式为________，Q2＋的未成对电子数是________。
姓名：________　班级：________　学号：________5.[2010·课标全国卷一41(1)]W(O)元素的L层电子排布式为________。
6．[2010·江苏－21A(2)]Cu＋基态核外电子排布式为______________。
7．[2010·海南，19(1)]Ni原子的核外电子排布式为
________________________________________________________________________
____________。
8．[2011·课标全国卷－37(2)节选]基态B原子的电子排布式为________________；B和N相比，电负性较大的是____________，BN中B元素的化合价为__________。
9．[2011·福建理综－30(2)节选]C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是______________。
题组二　原子结构与元素性质
10．[2010·山东理综，32(2)]CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为
________________________________________________________________________。
11．(2009·安徽理综，25改编)W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
(1)W位于元素周期表第________周期第________族。W的气态氢化物稳定性比H2O(g)________(填“强”或“弱”)。
(2)Y的基态原子核外电子排布式是
________________________________________________________________________，
Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。
(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
题组一　原子核外电子的排布
1．下列关于硅原子的核外电子排布表示式中，错误的是(　　)
A．1s22s22p63s23p2
B．[Ne]3s23p2
2．(2011·大连质检)主族元素A原子的结构示意图为。则X、Y及该原子3p能级上的电子数分别为(　　)
A．18、6、4 B．20、8、6
C．18、8、6 D．15～20、3～8、1～6
题组二　元素的推断
3．(2011·烟台调研)下列各组中的X和Y两种原子，化学性质一定相似的是(　　)
A．X原子和Y原子最外层都只有一个电子
B．X原子的核外电子排布为1s2，Y原子的核外电子排布为1s22s2
C．X原子2p能级上有三个电子，Y原子的3p能级上有三个电子
D．X原子核外M层上仅有两个电子，Y原子核外N层上仅有两个电子
4．(2011·南昌模拟)(1)某质量数为32，核内有16个中子的原子，其电子排布式是____________，该原子中有____个未成对电子，这些未成对电子具有________(填“相同”或“相反”)的自旋状态。
(2)某元素的原子最外层电子排布为3s23p2，它的次外层上电子云形状有____种，原子中所有电子占有____个轨道，核外共有____个电子。
(3)M电子层上有____个能级，有____个轨道，作为内层最多可容纳____个电子，作为最外层时，最多可含有____个未成对电子。
(4)在元素周期表中，最外层只有1个未成对电子的主族元素原子处于__________族；最外层有2个未成对电子的主族元素原子处于__________族。
(5)A元素的最高正价是＋4，A原子次外层上有2个电子，A原子的电子排布式是____________。
(6)B元素在气态氢化物中显－3价，气态氢化物极易溶于水，B原子的电子排布式是__________。
(7)E原子核外占有9个轨道，且具有1个未成对电子，E离子结构示意图是 ____________。
(8)F、G都是短周期元素，F2－与G3＋的电子层结构相同，则F2－的电子排布式是____________，G元素的原子序数是______。
题组三　元素周期律
5．下列说法中正确的是(　　)
A．第三周期所含元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
题号
1
2
3
5
答案
6.(2011·苏州模拟)不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是______________________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是
________________________________________________________________________。
①E(砷)>E(硒)　　②E(砷)③E(溴)>E(硒)　　④E(溴)(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：______(4)10号元素E值较大的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
题组四　综合探究
7．A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次递增。已知：
①F的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②E原子价电子(外围电子)排布式为msnmpn－1；③D原子最外层电子数为偶数；④A、C原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
(1)下列叙述正确的是________(填序号)。
A．金属键的强弱：D>E
B．基态原子第一电离能：D>E
C．五种元素中，电负性最大与最小的两种金属元素形成晶体的化学式为EB，属于离子晶体
D．晶格能：NaCl>DCl2
(2)F的核外电子排布式为
________________________________________________________________________；
与F同一周期的副族元素的基态原子中最外层电子数与F原子相同的元素为__________(填元素符号)。
(3)A与C形成的非极性分子中，σ键与π键的个数之比为________；该分子与过量强碱反应生成的酸根离子的空间构型为__________。
(4)已知原子数和价电子数相同的分子或离子互为等电子体，互为等电子体的微粒结构相同，B中心原子的杂化轨道类型为____________。
8．有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：
元素
结构、性质等信息
A
是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂
B
B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性
C
元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂
D
是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂
请根据表中信息填写：
(1)A原子的核外电子排布式为
________________________________________________________________________。
(2)B元素在周期表中的位置是
________________________________________________________________________；
离子半径：B______A(填“大于”或“小于”)。
(3)C原子的电子排布图是
________________________________________________________________________，
其原子核外有____个未成对电子，能量最高的电子为______轨道上的电子，其轨道呈______形。
(4)D原子的核外电子排布式为__________，D－的结构示意图是__________。
(5)B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为________________________________________________________________________
________________________________________________________________________，
与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
学案63　原子结构与性质
【课前准备区】
知识点一
2.核外经常出现　球形　1　纺锤形　3
3．原子核电荷数　3s　3p　4s　3d　4p　5s
4．(1)②处于最低能量的原子　吸收　跃迁到较高能级　激发态
(2)2　自旋状态
(3)单独占据一个轨道　自旋状态
知识点二
1．(1)失去一个电子　(3)①增大　Be　B　N　O　Mg　Al　P　S
②变小
2．(1)化学键　(2)成键电子　(4)①左到右　②减小
问题思考
1．先排4s轨道再排3d轨道，原因是3d轨道能量高，而失电子时，却先失4s轨道上的。
2．主要是因为ⅡA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，ⅤA族的元素原子最外层3个能量相同的p轨道处于半充满状态，均属于相对稳定的状态，故这两个主族的元素原子相对难失去第1个电子，第一电离能相对较大，属于电离能周期性变化的特例。
【课堂活动区】
一、1.(1)随着能级序数n的增大，能层能量逐渐升高，即E(K)(2)在同一能层中，各能级是按s、p、d、f的顺序逐渐
升高，即E(ns)(3)能层序数越大，能量越高，如1s<2s<3s<……
(4)不一定，不同能层的能级上，能量有交错现象，
如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、
E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。
2．(1)电子云表示电子在核外空间某处出现的几率，不代表电子的运动轨迹。
(2)一个小黑点不代表一个电子，只是代表电子在此处出现过。
(3)电子云图中的小黑点的疏密表示电子出现几率的大小。密：几率大；疏：几率小。
3．基态原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图(或称原子结构简图)可表示核外电子分层排布和核内质子数，如。　(2)电子式可表示原子最外层电子数目，如。
(3)电子排布式
①用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。
②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用相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。如K：[Ar]4s1。
(4)电子排布图(又称为轨道表示式)
每个圆圈(或方框)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图如图所示。
二、1.减小　主族序数　主族序数－8　增大　逐渐减小　增大　逐渐减小　减弱　增强　增强　减弱　减弱
增强　减弱　增强　增强　减弱　难　易　增强　易　难　减弱
典例导悟
1．(1)N　(2)Cl　K　(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
解析　(1)根据A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有两个电子，可推知该元素是氮元素，符号为N。
(2)根据B、C元素的离子的电子层结构与氩相同，可推知B为氯(Cl)，C为钾(K)。
(3)因D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，可知D为铁元素(Fe)，其基态原子的排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，推知E为铜(Cu)，基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
2．(1)②
(2)PCl3、CCl4　Si3N4　原子　3s23p4
(3)HCl>H2S>PH3>SiH4
(4)氮元素　CE
【课后练习区】
高考集训
1．(1)√　(2)B.√　C．×
解析　电离能是原子失去电子时所要吸收的能量，能量越高的电子在失去时消耗的能量也就越少，因而电离能也就越小，B正确；同一层即同一能级中的p轨道电子的能量一定比s轨道电子能量高，但外层s轨道电子能量则比内层p轨道电子能量高，C错误。
2．2s22p3
解析　氮原子的价电子排布式：2s22p3。
3．2
解析　氧元素基态原子的核外电子轨道表示式为：
，故未成对电子数为2个。
4．3d84s2　4
解析　原子序数小于36的元素既处于同一周期又位于同一族，只有第Ⅷ族中的Fe、Co、Ni符合条件，由题意知T为Ni，Q为Fe，Ni为28号元素，价电子排布式为3d84s2。Fe2＋外围电子轨道表示式为
，而内层电子全部成对，故未成对电子有4个。
5．2s22p4
6．1s22s22p63s23p63d10
7．1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2
解析　核外电子排布式与价电子排布式要区别开。
8．1s22s22p1　N　＋3
解析　B原子的原子序数为5，其电子排布式为1s22s22p1；B、N处于同周期，依据同周期元素随原子序数增大电负性依次增大可知，N的电负性较大；B位于元素周期表的第ⅢA族，由化学式BN得B元素的化合价为＋3价。
9．N>O>C
解析　同周期元素第一电离能从左向右有增大的趋势，第ⅤA族元素最外层p轨道电子处于半充满稳定状态，第一电离能大于第ⅥA族元素，因此三者的第一电离能从大到小的顺序为N>O>C。
10．C>H>Si
解析　共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：C>H>Si。
11．(1)二　ⅤA　弱　(2)1s22s22p63s23p4　大
(3)Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
考点集训
1．C　[A和B两个选项都是电子排布式，C和D两个选项都是轨道表示式，其中C选项违背了洪特规则。]
2．B
3．C　[A项，H与Na最外层都只有一个电子，但二者性质差别很大；B项，X为He，Y为Be，二者性质差别很大；C项，X为N，Y为P，二者同主族性质相似；D项X为Mg，Y原子可能为Ca，也可能是过渡金属元素的原子，故选C。]
4．(1)1s22s22p63s23p4　2　相同
(2)2　8　14
(3)3　9　18　3
(4)ⅠA、ⅢA、ⅦA　ⅣA、ⅥA
(5)1s22s22p2
(6)1s22s22p3
(7)
(8)1s22s22p6　13
5．A　[同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素最大，故A正确，C不正确；由于Mg为3s2而Al为3s23p1，故铝的第一电离能小于镁的；D中钾比镁更易失电子，钾的第一电离能小于镁的，D不正确。]
6．(1)随着原子序数的增大，E值减小　周期性
(2)①③
(3)485　738
(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
解析　(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)(4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
7．(1)D　(2)1s22s22p63s23p63d104s1　Cr
(3)1∶1　平面三角形　(4)sp杂化
8．(1)1s22s22p63s1　(2)第三周期第ⅢA族　小于
(3)
　
　3　p　哑铃
(4)1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5　
(5)NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O
3HCl＋Al(OH)2===AlCl3＋3H2O
解析　根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D为Cl。
(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1。
(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)(3)C为N，其电子排布图为
，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。
(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，简化电子排布式为[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为。
(5)本题考查Al(OH)3与NaOH和HCl反应的化学方程式，Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。
学案64　分子结构与性质
[考纲要求]　1.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。2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)。3.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离子的空间结构。4.了解化学键和分子间作用力的区别。5.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。
知识点一　共价键
1．本质
原子之间形成__________。
2．特征
具有________性和________性。
3．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“头碰头”重叠
Π键
电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
4.键参数
(1)键能
①键能：气态基态原子形成______化学键释放的最低能量。
②单位：__________，用EA－B表示，如H—H键的键能为436.0 kJ·mol－1，N≡N键的键能为946 kJ·mol－1。
③应为气态基态原子：保证释放能量最低。
④键能为衡量共价键稳定性的参数：键能越大，即形成化学键时释放的能量越____，形成的化学键越________。
⑤结构相似的分子中，化学键键能越大，分子越稳定。
(2)键长
①键长：形成共价键的两个原子之间的________为键长。因成键时原子轨道发生重叠，键长小于成键原子的原子半径之和。
②键长是衡量共价键稳定性的另一个参数。
键长越短，键能越____，共价键越________。
(3)键角
①键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角称为键角。
②键角决定了分子的__________。
③多原子分子中共价键间形成键角，表明共价键具有______性。
④常见分子中的键角：CO2分子中的键角为__________，为________形分子；H2O分子中键角为105°，为______形(或____形)分子；CH4分子中键角为109°28′，为______________形分子。
5．等电子原理
原子总数、价电子总数均相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。这样的分子(或微粒)互称为________。
问题思考
1．怎样判断原子间所形成的化学键是离子键，还是共价键，是极性键还是非极性键？
　
2．所有的共价键都有方向性吗？
　
3．σ键和π键哪个活泼？
　
知识点二　分子的立体构型
1．价层电子对互斥模型的两种类型
价层电子对互斥模型说明的是________的空间构型，而分子的空间构型指的是____________的空间构型，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型________；
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型________。
2．杂化轨道理论
当原子成键时，原子的价轨道相互混杂，形成与原轨道数相等的能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的立体构型不同。
3．价层电子对互斥模型、杂化轨道理论与分子立体构型的关系
(1)杂化轨道理论
杂化
类型
杂化轨
道数目
杂化轨道间夹角
立体构型
实例
sp
BeCl2
sp2
BF3
sp3
CH4
(2)价层电子对互斥模型
电子
对数
成键
对数
孤电子
对数
电子对
空间构型
分子立
体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
3
3
0
三角形
正三角形
BF3
2
1
V形
SnBr2
4
4
0
四面体形
正四面
体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
4.配位化合物
(1)配位键：成键原子一方提供孤对电子，另一方提供空轨道。
(2)配位化合物：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。
(3)组成：如对于[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH3，配位数为2。
问题思考
4．CH4和H2O的杂化方式是否相同？怎样理解其分子立体结构的不同？
　
知识点三　分子的结构与性质
1．键的极性和分子极性
(1)极性键和非极性键
①极性键：____________________________________________的共价键。
②非极性键：_____________________________________________的共价键。
(2)极性分子和非极性分子
①极性分子：正电中心和负电中心________的分子。
②非极性分子：正电中心和负电中心________的分子。
2．范德华力及其对物质性质的影响
(1)概念
________与________之间存在着的一种把分子聚集在一起的作用力。
(2)特点
范德华力________，约比化学键的键能小1～2个数量级。
(3)影响因素
①______________越大，则范德华力越大。
②________越大，则范德华力越大。
(4)对物质性质的影响
范德华力主要影响物质的______性质，化学键主要影响物质的________性质。
3．氢键及其对物质性质的影响
(1)概念
氢键是一种____________________，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个分子中____________的原子之间的作用力。其表示方法为____________。
(2)特点
①大小：介于__________和________之间，约为化学键的____分之几，不属于化学键。
②存在：氢键不仅存在于__________，有时也存在于__________。
③氢键也和共价键一样具有________性和________性。
(3)对物质性质的影响
主要表现为使物质的熔、沸点________，对电离和溶解等产生影响。
4．溶解性
(1)“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于____________，极性溶质一般能溶于__________。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________。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如乙醇与水________，而戊醇在水中的溶解度明显________。
(3)如果溶质与水发生反应，将增加物质的溶解度，如____________等。
问题思考
5．由极性键形成的分子一定是极性分子吗？
　
6．氢键是化学键吗？怎样理解氢键的强、弱对分子熔、沸点的影响？
　
　
一、范德华力、氢键、共价键的比较
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
完成下列表格
范德华力
氢键
共价键
概念
物质分子之间普遍存在的一种相互作用力，又称分子间作用力
原子间通过共用电子对所形成的相互作用
分类
分子内氢键、分子间氢键
极性共价键、非极性共价键
存在范围
双原子或多原子的分子或共价化合物和某些离子化合物
特征(有、无方向性和饱和性)
强度比较
影响强度
的因素
对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大
对物质性质的影响
①影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如熔、沸点F2分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3
典例导悟1　已知和碳元素同主族的X元素位于元素周期表中的第1个长周期，短周期元素Y原子的最外层电子数比内层电子总数少3，它们所形成化合物的分子式是XY4。试回答：
(1)若X、Y两元素电负性分别为2.1和2.85，则XY4中X与Y之间的化学键为________(填“共价键”或“离子键”)。
(2)该化合物的立体构型为________，中心原子的杂化类型为________，分子为__________(填“极性分子”或“非极性分子”)。
(3)该化合物在常温下为液体，该化合物中分子间作用力是________。
(4)该化合物的沸点与SiCl4 比较，________(填化学式)的高，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
二、等电子原理及应用
1．常见的等电子体汇总(完成下表)
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、CNS－、NO、N
AX2
CO、NO、SO3
AX3
SO2、O3、NO
AX2
V形
SO、PO
AX4
PO、SO、ClO
AX3
三角锥形
CO、N2
AX
直线形
CH4、NH
AX4
2.应用
根据已知的一些分子结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构，并推测其物理性质。
(1)(BN)x与(C2)x，N2O与CO2等也是等电子体；(2)硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体磷化铝(AlP)和砷化镓(GaAs)也是很好的半导体材料；(3)白锡(β-Sn2)与锑化铟是等电子体，它们在低温下都可转变为超导体；
(4)SiCl4、SiO、SO的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，中心原子都是sp3杂化，都形成正四面体形立体构型。
特别提醒　等电子体结构相同，物理性质相近，但化学性质不同。
典例导悟2　1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。
(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：________和______；________和________。
(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO互为等电子体的分子有：________、________。
1．[2011·课标全国卷－37(3)(4)](3)在BF3分子中，F—B—F的键角是____________，B原子的杂化轨道类型为__________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF的立体构型为________________。
(4)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为__________。
2．[2011·福建理综，30(3)(4)](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。
①NH3分子的空间构型是________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是__________。
②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)
ΔH＝－1 038.7 kJ·mol－1
若该反应中有4 mol N—H键断裂，则形成的π键有______mol。
③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)。
a．CF4 b．CH4 c．NH d．H2O
3．[2011·山东理综－32(2)(3)](2)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为________________________________________________________________。
的沸点比高，原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用____杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O
中H—O—H键角大，原因为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
4．[2010·山东理综，32(1)(3)]碳族元素包括C、Si、Ge、Sn、Pb。
(1)碳纳米管由单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过______杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠____________结合在一起。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br键的键角____120°(填“>”、“<”或“＝”)。
姓名：________　班级：________　学号：________5.[2010·福建理综，30(1)]中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为：
2KNO3＋3C＋SA＋N2↑＋3CO2↑(已配平)
①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为
________________________________________________________________________
______________。
②在生成物中，A的晶体类型为________________，含极性共价键的分子的中心原子轨道杂化类型为________。
③已知CN－与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为________。
6．[2010·海南理综，19－Ⅰ，19－Ⅱ(5)]
Ⅰ.下列描述中正确的是(　　)
A．CS2为V形的极性分子
B．ClO的立体构型为平面三角形
C．SF6中有6对完全相同的成键电子对
D．SiF4和SO的中心原子均为sp3杂化
Ⅱ.(5)丁二酮肟常用于检验Ni2＋：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2＋反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。
①该结构中，碳碳之间的共价键类型是σ键，碳氮之间的共价键类型是__________，氮镍之间形成的化学键是
________________________________________________________________________；
②该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在
________________________________________________________________________；
③该结构中，碳原子的杂化轨道类型有
________________________________________________________________________。
题组一　共价键
1．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是(　　)
①HCl　②H2O　③N2　④H2O2　⑤C2H4　⑥C2H2
A．①②③ B．③④⑤⑥
C．①③⑥ D．③⑤⑥
2．(2011·台州质检)下列有关σ键的说法错误的是(　　)
A．如果电子云图象是由两个s电子重叠形成的，即形成s-s σ键
B．s电子与p电子形成s-p σ键
C．p电子与p电子不能形成σ键
D．HCl分子里含一个s-p σ键
3．(2011·青州调研)下列说法不正确的是(　　)
A．双键、三键中都有π键
B．成键原子间原子轨道重叠愈多，共价键愈牢固
C．因每个原子未成对电子数是一定的，故配对原子个数也一定
D．所有原子轨道在空间都具有自己的方向性
题组二　分子的立体构型
4．(2011·兰州调研)下列分子中，各原子均处于同一平面上的是(　　)
A．NH3 B．CCl4 C．H2O2 D．CH2O
5．下列推断正确的是(　　)
A．BF3是三角锥形分子
B．NH的电子式：，离子呈平面形结构
C．CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子的p轨道形成的s-p σ键
D．CH4分子中的碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个C—H σ键
题组三　分子的性质
6．(2011·合肥模拟)下列各组分子中都属于含极性键的非极性分子的是(　　)
A．CO2、H2S B．C2H4、CH4
C．Cl2、C2H2 D．NH3、HCl
7．(2011·成都模拟)已知CO2、BF3、CH4、SO3都是非极性分子，NH3、H2S、H2O、SO2都是极性分子，由此可推知ABn型分子是非极性分子的经验规律是(　　)
A．分子中所有原子在同一平面内
B．分子中不含氢原子
C．在ABn分子中，A元素为最高正价
D．在ABn型分子中，A原子最外层电子不一定都成键
题号
1
2
3
4
5
6
7
答案
题组四　综合探究
8．均由两种短周期元素组成的A、B、C、D化合物分子，都含有18个电子，它们分子中所含原子的数目依次为2、3、4、6。A和C分子中的原子个数比为1∶1，B和D分子中的原子个数比为1∶2。D可作为火箭推进剂的燃料。
请回答下列问题：
(1)A、B、C、D分子中相对原子质量较大的四种元素第一电离能由大到小排列的顺序为______________(用元素符号回答)。
(2)A与HF相比，其熔、沸点较低，原因是
________________________________________________________________________。
(3)B分子的空间构型为____________形，该分子属于________分子(填“极性”或“非极性”)。由此可以预测B分子在水中的溶解度较______(“大”或“小”)。
(4)A、B两分子的中心原子的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱为__________(填化学式)，若设A的中心原子为X，B的中心原子为Y，比较下列物质的酸性强弱。
HXO____HXO3____HXO4；H2YO3____H2YO4
(5)D分子中心原子的杂化方式是__________，由该原子组成的单质分子中包含________个π键，与该单质分子互为等电子体的常见分子的分子式为__________。
学案64　分子结构与性质
【课前准备区】
知识点一
1．共用电子对
2．饱和　方向
4．(1)①1 mol　②kJ·mol－1　④多　牢固
(2)①核间距　②大　稳定
(3)②空间构型　③方向　④180°　直线　角　V　正四面体
5．等电子体
知识点二
1．价层电子对　成键电子对
(1)一致　(2)不一致
3．(1)2　180°　直线形　3　120°　平面三角形　4
109°28′　四面体形
知识点三
1．(1)①电子对发生偏移　②电子对不发生偏移
(2)①不重合　②重合
2．(1)分子　分子　(2)很弱　(3)①相对分子质量　②分子极性
(4)物理　化学
3．(1)除范德华力之外的另一种分子间作用力　电负性很强　A—H…B—
(2)①范德华力　化学键　十　②分子间　分子内
③方向　饱和
(3)升高
4．(1)非极性溶剂　极性溶剂　越强
(2)互溶　减小
(3)SO2与H2O
问题思考
1．一般有两种方法：①经验判断，活泼金属与活泼的非金属，强碱，多数盐形成的是离子键，非金属原子间、酸、弱碱等分子中形成的是共价键，同种元素间形成的是非极性键，不同种元素间形成的是极性键。②电负性判断：当两原子间的电负性相差很大(大于1.7)时，形成的为离子键；当原子间的电负性相差不大时形成的是共价键，电负性相同的原子形成的为非极性键，其余为极性键。
2．H2分子中的s－sσ键无方向性。
3．π键比σ键活泼，易断开。
4．它们都是以sp3杂化的方式形成分子的，电子对空间构型都是四面体形，CH4分子中碳原子无孤对电子故其分子构型为正四面体，而H2O分子中氧原子有两对未成键电子，而分子的空间构型是指成键电子对的空间构型，故其分子构型为V形。
5．不一定，如CH4、CCl4等，分子中全是极性键，但正负电荷中心重合，不显极性。
6．氢键不是化学键，定位于一种较强的分子间作用力。
若分子间形成氢键，造成分子间作用力增大，分子间距离增大(如熔化、汽化)克服的能量较高，故熔、沸点升高。若仅分子内形成氢键，则分子间的作用力减弱，则熔、沸点降低。
【课堂活动区】
一、由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力　分子间　某些含强极性键氢化物的分子间(如HF、H2O、NH3)或含F、N、O及H的化合物中或其分子间　无方向性、无饱和性　有方向性、有饱和性　有方向性、有饱和性　共价键>氢键>范德华力　①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大；②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大　成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定　①影响分子的稳定性；②共价键键能越大，分子稳定性越强
二、1.16e－　直线形　24e－　平面三角形　18e－　32e－　正四面体形　26e－　10e－　8e－　正四面体形
典例导悟
1．(1)共价键
(2)正四面体形　sp3杂化　非极性分子
(3)范德华力
(4)GeCl4　组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高
解析　推断出X为Ge，Y元素为Cl，与CCl4，SiCl4类比即可。
2．(1)N2　CO　N2O　CO2
(2)SO2　O3
解析　(1)仅由第二周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，如：N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子。
(2)依题意，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，即可互称为等电子体，NO为三原子，各原子最外层电子数之和为：5＋6×2＋1＝18，SO2、O3也为三原子，各原子最外层电子数之和为6×3＝18。
【课后练习区】
高考集训
1．(3)120°　sp2　正四面体形　(4)共价键(或极性共价键)　分子间作用力
解析　(3)BF3的空间构型为平面正三角形，故F—B—F的键角为120°；B原子的杂化类型为sp2杂化；根据价电子对互斥理论可知，BF的立体构型为正四面体形。
(4)借助于石墨的结构可知，B与N原子之间的化学键为共价键，层与层之间依靠分子间作用力相结合。
2．(3)①三角锥形　sp3　②3　③d　(4)c
解析　(3)①NH3的空间构型是三角锥形，N2H4分子可看作两个NH3分子脱去一个H2分子所得，氮原子采用sp3杂化方式结合。②1 mol N2中含有2 mol π键，4 mol N—H键断裂即有1 mol N2H4反应，生成1.5 mol N2，则形成3 mol π键。③硫酸铵晶体是离子晶体，则N2H6SO4晶体也是离子晶体，内部不含有范德华力。
(4)能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。
3．(2)O—H键、氢键、范德华力　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　(3)sp3　H2O中O原子上有2对孤电子对，H3O＋中O原子上只有1对孤电子对，排斥力较小
解析　(2)水分子内的O—H键为化学键，氢键为分子间作用力；
存在分子间氢键而存在分子内氢键，而分子间氢键主要影响物质的熔、沸点(升高)。
(3)H2O、H3O＋中的O原子均采取sp3杂化，孤电子对对成键电子对具有排斥作用，而孤电子对数多的H2O中排斥力大，键角小。
4．(1)sp2　分子间作用力　(3)<
解析　(1)石墨的每个碳原子采用sp2杂化与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成六边形平面网状结构，这些平面网状结构再以分子间作用力结合形成层状结构。
(3)SnBr2分子中，Sn原子价电子对数目是＝3，配位原子数为2，故Sn原子含有孤对电子，SnBr2立体构型为V形，键角小于120°。
5．①O>N>C>K　②离子晶体　sp　③1∶1
解析　由原子守恒可知A为K2S，其晶体类型为离子晶体，含有极性共价键的分子为CO2，其中心原子轨道杂化为sp杂化，N2中含有1个σ键和2个π键，所以CN－中也含有1个σ键和2个π键，在HCN中又多了一个H—C σ键，所以在HCN中σ键和π键各为2个。
6．Ⅰ.CD
Ⅱ.(5)①σ键、π键　配位键　②氢键　③sp2杂化、sp3杂化
解析　Ⅱ.(5)碳氮之间是共价双键，一个是σ键，一个是π键；氮镍之间形成的是配位键，氮原子提供孤对电子，镍原子提供空轨道；分子中和氮原子形成双键的碳原子发生sp2杂化，甲基中的碳原子发生sp3杂化。
考点集训
1．D　2.C
3．D　[对D选项可举反例。如：s轨道的形状是球形对称的，无方向性。]
4．D
5．D　[BF3中B原子采用sp2杂化方式，故应为平面三角形；NH中N原子采用sp3杂化方式，且孤对电子与H＋形成配位键，故应为正四面体形；CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子sp3杂化后的4个杂化轨道形成的σ键。]
6．B　[此题考查键的极性和分子的极性。A中CO2结构式为O===C===O，H2S为 ，所以都含极性键，但H2S是极性分子；B中C2H4为，CH4为，都含极性键，且都属于非极性分子；C中Cl2不含极性键，D中NH3、HCl为极性分子，都不符合题意。]
7．C　[结合所给出的例子进行分析，可知当A元素最外层电子均已成键时，分子无极性，此时A的化合价也均是最高正价。]
8．(1)N>O>Cl>S　(2)HF分子之间存在氢键
(3)V　极性　大
(4)HClO4>H2SO4　<　<　<
(5)sp3杂化　2　CO
解析　根据18电子化合物和分子中原子个数比可推知A、B、C、D四种化合物分别为HCl、H2S、H2O2、N2H4。
(1)四种化合物中相对原子质量较大的元素分别为：Cl、S、O、N。根据第一电离能的递变规律可知，四种元素的第一电离能为N>O>Cl>S。
(2)A为HCl，因为HF的分子之间存在氢键和范德华力，而HCl分子之间只存在范德华力，所以HF的熔、沸点高于HCl。
(3)B分子为H2S，其结构类似于H2O，因为H2O分子中O原子为sp3杂化，分子构型为V形，所以H2S分子也为V形，属于极性分子。
(4)A、B的中心原子为Cl和S，形成的酸为HClO4和H2SO4，因为非金属性Cl>S，所以酸性HClO4>H2SO4；X、Y的化合价越高，酸性越强，所以HClO(5)D分子为N2H4，其结构式为，N原子为sp3杂化，N2的结构式为N≡N，其中有1个σ键，2个π键。
学案65　晶体的结构与性质
[考纲要求]　1.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。2.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。3.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。4.了解分子晶体、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。
知识点一　晶体与非晶体
1．晶体与非晶体
晶体
非晶体
结构特征
结构微粒________排列
结构微粒____排列
性质特征
自范性
熔点
异同表现
二者区别方法
间接方法
看是否有固定的______
科学方法
对固体进行__________实验
2.得到晶体的途径
(1)________________________。
(2)____________________________________。
(3)__________________________。
3．晶胞
(1)概念
描述晶体结构的__________。
(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：相邻晶胞之间没有__________。
②并置：所有晶胞________排列、________相同。
知识点二　分子晶体与原子晶体
1．分子晶体的结构特点
(1)晶体中只含__________。
(2)分子间作用力为______________，也可能有
________________________________________________________________________。
(3)分子密堆积：一个分子周围通常有____个紧邻的分子。
2．原子晶体的结构特点
(1)晶体中只含原子。
(2)原子间以____________结合。
问题思考
1．具有规则几何外形的固体一定是晶体吗？晶胞是否一定为“平行六面体”？
　
　
　
知识点三　金属晶体
1．金属键
(1)“电子气理论”要点
该理论把金属键描述为金属原子脱落下来的__________形成遍布整块晶体的“电子气”，被__________所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
(2)金属晶体是由__________、__________通过________形成的一种“巨分子”。金属键的强度__________。
2．金属晶体的几种堆积模型
堆积模型
采纳这种堆积的典型代表
空间利用率
配位数
晶胞
简单立方
Po
52%
钾型
Na、K、Fe
68%
镁型
Mg、Zn、Ti
74%
12
铜型
Cu、Ag、Au
74%
知识点四　离子晶体
1．离子晶体
(1)概念
①离子键：__________间通过________________(指相互排斥和相互吸引的平衡)形成的化学键。
②离子晶体：由阳离子和阴离子通过________结合而成的晶体。
(2)决定离子晶体结构的因素
①几何因素：即
________________________________________________________________________。
②电荷因素，即阴、阳离子电荷不同，配位数必然不同。
③键性因素：离子键的纯粹程度。
(3)一般物理性质
一般地说，离子晶体具有较高的____点和____点，较大的________、难于压缩。这些性质都是因为离子晶体中存在着较强的离子键。若要破坏这种作用需要较多的能量。
2．晶格能
(1)定义：气态离子形成1摩尔离子晶体________的能量，单位kJ·mol－1，通常取正值。
(2)大小及与其他量的关系
①晶格能是最能反映离子晶体________的数据。②在离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷数越大，则晶格能越大。③晶格能越大，阴、阳离子间的离子键就越强，形成的离子晶体就越稳定，而且熔点高，硬度大。
知识点五　几种常见的晶体模型
(1)原子晶体(金刚石和二氧化硅)
①金刚石晶体中，每个C与另外____个C形成共价键，C—C键之间的夹角是______，最小的环是____元环。含有1 mol C的金刚石中，形成的共价键有____ mol。
②SiO2晶体中，每个Si原子与____个O成键，每个O原子与____个硅原子成键，最小的环是______元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是____原子。
(2)分子晶体
①干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有____个。
②冰的结构模型中，每个水分子与相邻的____个水分子以氢键相连接，1 mol 冰中，有____ mol“氢键”。
(3)离子晶体
①NaCl型：在晶体中，每个Na＋同时吸引____个Cl－，每个Cl－同时吸引____个Na＋，配位数为____。每个晶胞含____个Na＋和____个Cl－。
②CsCl型：在晶体中，每个Cl－吸引____个Cs＋，每个Cs＋吸引____个Cl－，配位数为____。
(4)石墨晶体
石墨层状晶体中，层与层之间的作用是____________________，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是____，C原子采取的杂化方式是______。
问题思考
2．在晶体模型中，金刚石中的“铁棍”和干冰中的“铁棍”表示的意义一样吗？分子晶体中有化学键吗？
　
一、晶体基本类型和性质的比较
　　　　类型
比较　　　　
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
概念
分子间靠分子间作用力结合而成的晶体
原子之间以共价键结合而形成的具有空间网状结构的晶体
金属阳离子和自由电子以金属键结合而形成的晶体
阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体
构成粒子
结构
粒子间的相互作用力
性
质
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
有的很高，有的很低
溶解性
相似相溶
导电、传热性
一般不导电、溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
延展性
无
无
良好
无
物质类别
及举例
大多数非金属单质(如P4、Cl2)、气态氢化物、酸(如HCl、H2SO4)、非金属氧化物(如SO2、CO2，SiO2除外)、绝大多数有机物(如CH4，有机盐除外)
一部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，一部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
典例导悟1　(2010·黄冈质检)下列叙述正确的是(　　)
A．分子晶体中的每个分子内一定含有共价键
B．原子晶体中的相邻原子间只存在非极性共价键
C．离子晶体中可能含有共价键
D．金属晶体的熔点和沸点都很高
二、晶体的有关计算
1．确定晶体组成的方法——均摊法
均摊法：指每个晶胞平均拥有的粒子数目。如：某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有1/n属于一个晶胞。
(1)长方体形(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献
①处于顶点的粒子，同时为____个晶胞共有，每个粒子对晶胞的贡献为____。②处于棱上的粒子，同时为____个晶胞共有，每个粒子对晶胞的贡献为____。③处于面上的粒子，同时为____个晶胞共有，每个粒子对晶胞的贡献为____。④处于体心的粒子，则完全属于该晶胞，对晶胞的贡献为____。
(2)非长方体形(正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内6个碳原子排成六边形，其顶点的1个碳原子对六边形的贡献为1/3。
典例导悟2　
右图为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿晶体结构是具有代表性的最小重复单元。
(1)在该物质的晶体中，每个钛离子周围与它最近且等距离的钛原子共有____个。
(2)该晶体中，元素氧、钛、钙的个数比是________。
2．晶体密度(或微粒间距离)的计算
解题思路　知道微粒间距离晶胞体积密度，或已知密度求微粒间距离。
典例导悟3　右图是
氯化铯晶体的晶胞(晶体中的最小重复单元)，已知晶体中两个最近的Cs＋核间距离为a cm，氯化铯的相对分子质量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体密度是(　　)
A. g·cm－3 　　　　B.g·cm－3
C. g·cm－3 　　　　D. g·cm－3
题组一　晶体的“分割”与计算
1．[2011·课标全国卷－37(5)]六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5 pm。立方氮化硼晶胞中含有______个氮原子、______个硼原子、立方氮化硼的密度是__________________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值。阿伏加德罗常数为NA)。
2．[2011·山东理综－32(4)]CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a g·cm－3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为________cm3。
3．(2010·全国理综Ⅰ，13)下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是(　　)
A．最小的环上，有3个Si原子和3个O原子
B．最小的环上，Si和O原子数之比为1∶2
C．最小的环上，有6个Si原子和6个O原子
D．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶点
4.[2010·全国课标卷，37(4)]X、Y、Z可形成立方晶体结构的化合物，其晶胞中X占据所有棱的中心，Y位于顶角，Z处于体心位置，则该晶体的组成为X∶Y∶Z＝________。
5．[2010·山东理综，32(4)]铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4＋处于立方晶胞顶点，Ba2＋处于晶胞中心，O2－处于晶胞棱边中心。该化合物化学式为__________，每个Ba2＋与______个O2－配位。
题组二　晶体的类型与晶体的性质
6．(2011·江苏－21A)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。回答下列问题：
(1)Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为__________，1 mol Y2X2含有σ键的数目为________。
(2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是
________________________________________________________________________。
(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是____________。
(4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图所示，
该氯化物的化学式是__________，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为
________________________________________________________________________。
7．(2010·浙江理综，8)有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期，Z、M同主族；X＋与M2－具有相同的电子层结构；离子半径：Z2－>W－；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。
下列说法中，正确的是(　　)
A．X、M两种元素只能形成X2M型化合物
B．由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低
C．元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体
D．元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂
8．[2010·海南，19(Ⅱ)]金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)Ni原子的核外电子排布式为
________________________________________________________________________；
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO______FeO(填“<”或“>”)；
(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为______、
________________________________________________________________________；
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如下图所示。该合金的化学式为____________；
题组一　晶体的结构与性质
1．下列关于晶体的说法正确的是(　　)
A．在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子
B．在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C．原子晶体的熔点一定比金属晶体的高
D．分子晶体的熔点一定比金属晶体的低
2．(2011·惠州调研)下列性质适合分子晶体的是(　　)
①熔点1 070 ℃，易溶于水，水溶液导电
②熔点10.31 ℃，液态不导电，水溶液导电
③能溶于CS2，熔点112.8 ℃，沸点444.6 ℃
④熔点97.81 ℃，质软导电，密度为0.97 g·cm－3
A．①② B．②③ C．①④ D．③④
题组二　常见晶体及其结构的认识
3．如下图表示一些晶体中的某些结构，它们分别是NaCl、CsCl、干冰、金刚石、石墨结构中的某一种的某一部分。
(1)其中代表金刚石的是(填编号字母，下同)____，其中每个碳原子与____个碳原子最接近且距离相等。金刚石属于________晶体。
(2)其中代表石墨的是____，其中每个正六边形占有的碳原子数平均为____个。
(3)其中代表NaCl的是____，每个Na＋周围与它最接近且距离相等的Na＋有____个。
(4)代表CsCl的是____，它属于________晶体，每个Cs＋与____个Cl－紧邻。
(5)代表干冰的是____，它属于________晶体，每个CO2分子与______个CO2分子紧邻。
题组三　晶体的有关计算
4．(2011·沈阳质检)最近科学家发现一种由钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，如右
图所示。图中顶点和面心的原子都是钛原子，棱的中心和体心的原子都是碳原子，该分子的化学式是(　　)
A．Ti13C14 B．Ti14C13
C．Ti4C5 D．TiC
5．(2011·西安联考)金晶体的最小重复单元(也称晶胞)是面心立方体，即在立方体的8个顶点及
各个面的中心各有一个金原子，每个金原子被相邻的晶胞所共用(右图)。金原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，M表示金的摩尔质量。
(1)金晶体每个晶胞中含有____个金原子。
(2)欲计算一个晶胞的体积，除假定金原子是刚性小球外，还应假定
________________________________________________________________________。
(3)一个晶胞的体积是______。
(4)金晶体的密度是__________。
题组四　综合探究
6．已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次递增，A、B、C、D位于前三周期。A位于周期表的s区，其原子中电子层数和未成对电子数相同；B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每种轨道中的电子总数相同；D原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍。A、B、D三种元素组成的一种化合物M是新装修居室中常含有的一种有害气体，A、B两种元素组成的原子个数之比为1∶1的化合物N是常见的有机溶剂。E有“生物金属”之称，E4＋和氩原子的核外电子排布相同。
请回答下列问题(答题时，A、B、C、D、E均用所对应的元素符号表示)：
(1)E的基态原子的外围电子排布式为__________。
(2)由A、B、C形成的ABC分子中，含有______个σ键，______个π键。
(3)下列叙述正确的是________(填字母)。
a．M易溶于水，是因为M与水分子之间能形成氢键，且M是极性分子；N不溶于水，是因为N是非极性分子
b．M和二氧化碳分子中的中心原子均采用sp2杂化
c．N分子中含有6个σ键和1个π键
d．BD2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低
(4)E的一种氧化物Q，其晶胞结
构如图所示，则Q的化学式为
________________________________________________________________________，
该晶体中氧原子的配位数为
________________________________________________________________________。
(5)B、C、D三种元素的第一电离能由小到大的顺序为__________。
(6)在浓的ECl3的盐酸溶液中加入乙醚，并通入HCl至饱和，可得到配位数为6、组成为ECl3·6H2O的绿色晶体，该晶体中两种配体的物质的量之比为1∶5，则该配离子的化学式为__________。
学案65　晶体的结构与性质
【课前准备区】
知识点一
1．周期性有序　无序　有　无　固定　不固定　各向异性　各向同性　熔点　X-射线衍射
2．(1)熔融态物质凝固
(2)气态物质冷却不经液态直接凝固
(3)溶质从溶液中析出
3．(1)基本单元
(2)①任何间隙　②平行　取向
知识点二
1．(1)分子　(2)范德华力　氢键
(3)12
2．(2)共价键
知识点三
1．(1)价电子　所有原子
(2)金属阳离子　自由电子　金属键　差别很大
2．6　8　12
知识点四
1．(1)①阴、阳离子　静电作用
②离子键
(2)①晶体中阴、阳离子的半径比决定晶体结构
(3)熔　沸　硬度
2．(1)释放　(2)①稳定性
知识点五
(1)①4　109°28′　六　2
②4　2　十二　Si
(2)①12　②4　2
(3)①6　6　6　4　4
②8　8　8
(4)分子间作用力　2　sp2
问题思考
1．(1)具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃；
(2)晶胞是从晶体中“截取”出来具有代表性的最小部分，而不一定是最小的“平行六面体”。
2．不一样，金刚石中表示的是C－C共价键，而干冰中的“铁棍”表示分子间作用力，分子晶体中多数含有化学键(如CO2中的C===O键)，少数则无(如稀有气体形成的晶体)。
【课堂活动区】
一、分子　原子　金属阳离子、自由电子　阴、阳离子　分子间作用力　共价键　金属键　离子键　很高　较高　难溶于任何溶剂　常见溶剂难溶　大多易溶于水等极性溶剂
二、1.(1)①8　　②4　　③2　　④1
典例导悟
1．C　[稀有气体为单原子分子，晶体中分子内无共价键，A不正确；SiO2晶体为原子晶体，Si原子与氧原子间为极性键，B不正确；Na2O2、铵盐等离子晶体中含有共价键，C正确；不同金属晶体、金属键强弱不同，其熔、沸点差别很大，D不正确。]
2．(1)6　(2)3∶1∶1
解析　从所给模型图中可确定晶体中距离最近的钛原子的相对位置为，即每个钛原子周围与它最近且等距离的钛原子有6个。图中钙原子位于立方体体心，为该立方体单独占有；钛原子位于顶点，为8个立方体共有，故每个立方体拥有钛原子数为8×＝1(个)；氧原子位于棱上，为4个立方体所共有，每个立方体拥有氧原子数为12×＝3(个)，故N(O)∶N(Ti)∶N(Ca)＝3∶1∶1。
3．C　[该晶胞中含有1个Cs＋和1个Cl－，则1个CsCl分子的质量为g，晶胞的体积为a3 cm3，故密度为 g·cm－3。]
【课后练习区】
高考集训
1．4　4　
解析　依据金刚石的晶胞结构及化学式BN可确定立方氮化硼晶胞中含有4个N原子，4个B原子。则一个晶胞的质量可表示为×4 g(BN的摩尔质量为25 g·mol－1)，一个晶胞的体积可表示为(361.5×10－10)3cm3(1 pm＝10－12m＝10－10cm)，晶体密度的表达式为 g·cm－3。
2.
解析　根据CaO晶胞与NaCl晶胞相同，可知CaO晶胞中含有4个Ca2＋和4个O2－，则晶胞质量为m＝×4＝ g，则晶胞的体积V＝＝＝cm3。
3．C
4．3∶1∶1
解析　每一个晶胞中实际拥有的离子数目的计算规律为：顶点：、棱上：、面心：、体心：晶胞独有，推出X∶Y∶Z＝3∶1∶1。
5．BaPbO3　12
解析　根据共用关系，每个晶胞中含有Pb4＋：8×＝1　Ba2＋：1　O2－：12×＝3，故化学式为BaPbO3。Ba2＋处于晶胞中心，只有1个，O2－处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2＋与12个O2－配位。
6．(1)sp杂化　(2)3NA或3×6.02×1023
(2)NH3分子间存在氢键　(3)N2O
(4)CuCl　CuCl＋2HCl(浓)===H2CuCl3(或CuCl＋2HCl(浓)===H2[CuCl3])
解析　形成化合物种类最多的元素是H，基态时，最外层电子数是内层电子数2倍的元素是C,2p原子轨道上有3个未成对电子的是N元素，原子序数为29的是Cu元素。
(1)C2H2是直线形分子，C原子杂化方式为sp杂化，C2H2分子中有一个碳碳三键，因此1 mol C2H2分子中有3NA σ键，即3×6.02×1023个。
(2)由于NH3分子间存在氢键，使其沸点较高。
(3)CO2和N2O都是22个电子，二者互为等电子体。
(4)晶胞中Cu的个数为8×1/8＋6×1/2＝4，而Cl全在晶胞中，因此该晶体的化学式为CuCl。
7．D　[X＋与M2－具有相同的电子层结构且均属于短周期元素，可推知X为钠元素，M为氧元素，由此可知Z为硫元素；X、Y、Z、W属于同周期元素，由离子半径：Z2－>W－，可推知W为氯元素；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料，不难判断，Y为硅元素。Na与O两种元素可形成Na2O和Na2O2两种化合物，故A项错误；虽然HCl、H2S、H2O相对分子质量依次减小，但因H2O分子间存在氢键，沸点高于HCl和H2S，故B项错误；单质Si属于原子晶体，单质S和Cl2属于分子晶体，故C项错误；O3和Cl2都具有强氧化性，可作为水处理的消毒剂，故D项正确。]
8．(1)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2
(2)>　(3)6　6　(4)LaNi5
解析　(1)核外电子排布式与价电子排布式要区别开。
(2)NiO、FeO都属于离子晶体，熔点高低受离子键强弱影响，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。
(3)因为NiO晶体结构类型与NaCl相同，而NaCl晶体中Na＋、Cl－的配位数都是6，所以，NiO晶体Ni2＋、O2－的配位数也是6。
(4)根据晶胞结构可计算，一个合金晶胞中，La：8×＝1，Ni：1＋8×＝5。所以该合金的化学式为LaNi5。
考点集训
1．A　[在原子晶体中构成晶体的粒子是原子，在离子晶体中构成晶体的粒子是阳离子和阴离子；在分子晶体中构成晶体的粒子是分子，在金属晶体中构成晶体的粒子是金属阳离子和自由电子，故选项B错误；晶体的熔点一般是原子晶体>离子晶体>分子晶体，而金属晶体的熔点相差比较大，晶体硅的熔点(1 410 ℃)要比金属钨的熔点(3 410℃)低，而金属汞的熔点(常温下是液体)比蔗糖、白磷(常温下是固态，分子晶体)等低，所以选项B、C、D不正确。]
2．B　[①熔点高，不是分子晶体，分子晶体熔点较低；④选项是金属钠的性质。]
3．(1)D　4　原子
(2)E　2　(3)A　12　(4)C　离子　8
(5)B　分子　12
4．B　[因为该结构是气态团簇分子，Ti、C原子不存在与其他分子间的共用关系，故由示意图数出Ti和C原子的个数可确定其分子式为Ti14C13。]
5．(1)4
(2)金属原子间相接触，即相切
(3)2d3
(4)
解析　利用均摊法解题，8个顶角上金原子有属于该晶胞，每个面上金原子有属于该晶胞，共有6个，故每个晶胞中金原子个数＝8×＋6×＝4。假设金原子间相接触，则有正方形的对角线为2d。正方形边长为 d。所以V晶＝(d)3＝2 d3，
Vm＝NA＝d3NA，所以ρ＝＝。
6．(1)3d24s2　(2)2　2　(3)ad　(4)TiO2　3
(5)C解析　根据原子的构造原理可知B、D分别是碳和氧，所以C必然是氮，新装修居室中常含有的有害气体M是HCHO，故A是氢。E的原子序数是22，E是钛。
(1)根据构造原理可得钛的基态原子的外围电子排布式为3d24s2。
(2)HCN的结构式为H—C≡N，所以分子中含2个σ键，2个π键。
(3)HCHO是极性分子，N是苯，是非极性分子，a正确；HCHO中的碳原子是sp2杂化，CO2中的碳原子是sp杂化，b错；苯分子中12个σ键(6个碳碳σ键，6个碳氢σ键)，一个大π键，c错；CO2是分子晶体，SiO2是原子晶体，d正确。
(4)钛原子在晶胞的顶点和体心，则一个晶胞中有2个钛原子，氧原子有四个位于面内，2个位于晶胞内，故每个晶胞中有4个氧原子，故Q的化学式是TiO2。
(5)N原子2p轨道处于半满状态，使其第一电离能略高于C、O，碳的非金属性比氧弱，第一电离能也较小，故三者的第一电离能大小顺序为C(6)TiCl3中钛为＋3价，其两个配体分别是Cl－、H2O，故配离子的化学式为[TiCl(H2O)5]2＋。

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