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选修三　物质结构与性质
第1节　原子结构与性质
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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、电负性的含义，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。
一、能层与能级
1．能层、能级、原子轨道
(1)能层
多电子原子的核外电子的________是不同的。按电子的______差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一能层(序号为n)最多可容纳的电子数为________。
(2)能级
多电子原子中，同一能层的电子，能量也不同，还可以把它们分成________；同一能层里，能级的能量按__________的顺序升高。
(3)原子轨道
电子云轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道都是______形的，ns能级上各有____个原子轨道；p电子的原子轨道都是________形的，np能级上各有____个原子轨道；nd能级上各有____个原子轨道。
2．能层、能级、原子轨道及其最多容纳电子数之间的关系
能层
一
二
三
四
…
符号
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
…
最多容纳的电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
2
8
18
32
2n2
能量
K＜L＜M＜N＜O＜P＜Q
3.构造原理
随着____________的递增，基态原子的核外电子按照上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。
即时训练1 下列说法中错误的是____________。
①在n＝3的电子层中，可能有的最多轨道数是8
②电子云表示电子在核外单位体积的空间出现的机会多少
③3s的能量小于2p的能量
④3p的能量小于4p的能量
⑤3d的能量小于4s的能量
⑥Fe原子中有3f轨道
⑦3d轨道最多容纳的电子数小于4d轨道最多容纳的电子数
⑧L电子层只有两个能级
特别提示：(1)任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；(2)以s、p、d、f……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；(3)构造原理中存在着能级交错现象；(4)一定要记住前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。
二、原子核外电子排布规律
1．能量最低原理、基态与激发态光谱
(1)能量最低原理
原子的电子排布遵循________________，能使整个原子的________处于________状态。
(2)基态与激发态
原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，跃迁过程中伴随着能量的变化。
基态原子激发态原子
(3)光谱
光(辐射)是电子__________的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会________或________不同的光，用光谱仪摄取各种元素的电子的____________或____________，总称为原子光谱。利用原子光谱上的________________来鉴定元素，称为光谱分析。
2．泡利原理和洪特规则
(1)泡利原理
条件：当电子在__________________排布时。
结论：1个原子轨道里最多容纳________，且________相反。
(2)洪特规则
条件：当电子排布在______________________时。
结论：总是优先__________________，而且__________相同。
(3)基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：____________、________________、______________。
即时训练2 下列说法中错误的有__________。
①2px和2py的能量相等
②3p3轨道中的电子自旋方向全部相同
③Na原子的基态核外电子排布式为1s22s22p53s2
④Cr原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2
⑤核外电子排布式1s22s22p63s1属于激发态
⑥原子光谱是因为电子的跃迁引起的
三、元素周期表及元素周期律
1．核外电子排布与族之间的关系
按电子排布，可把周期表里的元素划分为5个区，如下图：
其中s区(____除外)、____区、______区、____区的元素都为金属元素。
2．原子半径
(1)影响因素
(2)变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐________；同主族元素从上到下，原子半径逐渐________。
3．电离能
(1)第一电离能
气态电中性基态原子失去__________转化为________正离子所需要的最低能量。第一电离能越______，越易失去电子，金属的活泼性越强。
(2)规律
同周期：第一种元素的第一电离能__________，最后一种元素的第一电离能__________。
同主族元素：从上到下第一电离能变______。
同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越________，再失去电子需克服的电性引力越来越______，消耗的能量越来越______，逐级电离能越来越____。
4．电负性
(1)含义
用来描述不同元素的原子对________吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力______。
(2)标准
以氟的电负性为__________和锂的电负性为______作为标准，得出了各元素的电负性。
(3)应用
判断元素金属性、非金属性的强弱。金属的电负性一般________1.8，非金属的电负性一般________1.8，位于非金属三角区边界的元素的电负性则在1.8左右，它们既有________性，又有__________性。
5．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与__________的主族元素的某些性质相似，如Li和______，Be和______。
6．元素周期律
(1)概念
元素的性质随____________呈现______变化。
(2)实质
元素周期律的实质是____________________________。
即时训练3下列说法中正确的是____________。
①同主族元素，随着核电荷数增加，原子半径增大
②第一电离能F＞Cl＞Br
③第一电离能O＞N＞C
④电负性O＞N＞C
⑤F的电负性最大
一、原子结构及其核外电子排布
1．基态原子核外电子排布的表示方法
表示方法
举例
原子结构示意图
S　
电子式
电子排布式
S：1s22s22p63s23p4或[ Ne]3s23p4
电子排布图
S：
2．基态原子电子排布式的书写方法
(1)由原子序数书写核外电子排布式
①常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10最后4p1；②我们也可以用31－18＝13，然后再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。
(2)由在周期表中的位置书写核外电子排布式
常根据元素周期表进行书写。如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：
①位于s区的ⅠA、ⅡA分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2；
②位于p区的主族元素[Ar]3d104s24p族序数－2(0族除外)；
③位于d区的副族元素[Ar]3dm4sn(m＋n＝族序数，Ⅷ除外)；
④位于ds区的副族元素[Ar]3d104sm(m＝族序数)。
(3)由元素名称书写核外电子排布式
①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其排布式为[Ne]3s23p4；
②第四周期从K开始数，数到几，就可以写成“[Ar]＋几个电子”。如Fe，从钾开始数到铁为8，其排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其排布式为[Ar]3d104s24p4。
3．注意事项
(1)能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10)、半充满(p3、d5)、全空时(p0、d0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性。如24Cr[Ar]3d54s1、29Cu[Ar]3d104s1。
(2)出现d轨道时，虽然电子排布按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但书写原子的电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Ti：1s22s22p63s23p63d24s2正确，Ti：1s22s22p63s23p64s23d2错误。
【例1】 (1)Ni原子的电子排布式为_________________________________________。
(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大2。T的基态原子外围电子(价电子)排布为______________，Q2＋的未成对电子数是________________。
(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__________________________。
方法归纳
规律学习是主线，特性、特点往往是考点，所以我们在复习时要抓住核外电子排布的一些特性，如前四周期中①Cr、Cu的基态原子核外电子排布；②Cr的基态原子未成对电子最多——6个；③当np能级中未成对电子数m小于3时，np能级的电子排布可能为npm或np6－m。
二、电离能、电负性的大小判断
1．依据元素周期律进行判断
同一周期(从左往右)
同一族(从上到下)
第一电离能
呈增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
注意：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ⅢA和ⅥA元素。
2．依据化合价及物质类别判断电负性大小
元素电负性越大，原子吸引电子的能力越强，此原子在反应中得电子成阴离子或电子对偏向它显负价，所以两种元素化合时显负价的元素电负性大。
如果一种元素与另外两种元素结合形成两种化合物，一种为离子化合物，一种为共价化合物，则可判断电负性大小，如：①由MCl是离子化合物、NCl是共价化合物，可知M的电负性小于N的电负性；②由Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl的电负性。
【例2】 (1)元素C、N、O、K的电负性从大到小依次为____________。
(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__________________________________________________________________。
(3)右图是周期表中短周期的一部分，A的单质是空气中含量最多的物质，其中第一电离能最小的元素是____________(填“A“B”“ C”或“D”)。
1．(高考集萃)(1)(2013课标全国理综)ⅥA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)有许多重要用途。①原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为________________；
②Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为____________。
(2)(2013福建理综)①元素的第一电离能：Al________Si。(填“＞”或“＜”)
②基态Mn2＋的核外电子排布式为________________________。
(3)(2013海南化学)铜原子基态电子排布式为____________________________。
(4)(2013浙江理综)①可正确表示原子轨道的是________。
A．2s　　　　B．2d　　　　C．3p　　　　D．3f
②写出基态镓(Ga)原子的电子排布式：______________________。
③用“＞”“＜”“＝”填空：第一电离能的大小：Mg________Al；熔点的高低：KCl________Mg。
(5)(2013山东理综)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是________。
2．Ⅰ.氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料，以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：
请回答下列问题：
(1)由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是______________________________、______________________________；
(2)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________。
Ⅱ.氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。
Ⅲ.(1)基态氮原子的价电子排布式是________。
(2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是________。
3．根据信息及要求填空。
(1)B原子3p能级上有一个未成对电子，常温下B单质呈气态，B是_______元素。
(2)C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数、电子层数，C是________元素。
(3)D原子L层上有两个轨道充满电子，D是________元素。
(4)E原子的电子分布在四个轨道上，E是________元素。
(5)L原子核外电子占有9个轨道，而且有一个未成对电子，L是________元素。
4．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的元素的基态原子的电子排布式为________________，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________。
(5)前四周期元素中，基态原子中未成对电子数与其所在周期数相同的元素有________种。
参考答案
基础梳理整合
一、1.(1)能量　能量　2n2
(2)能级　s、p、d、f
(3)球　1　哑铃　3　5
3．原子核电荷数　3s　3p　4s　3d　4p　5s
即时训练1
答案：①③⑤⑥⑦
二、1.(1)构造原理　能量　最低
(3)释放能量　吸收　释放　吸收光谱　发射光谱　特征谱线
2．(1)同一个原子轨道中　2个电子　自旋方向
(2)同一能级的不同轨道　单独占据一个轨道　自旋方向
(3)能量最低原理　泡利原理　洪特规则
即时训练2
答案：③④⑤
三、1.s　d　ds　p　H　d　ds　f
2．(1)越大　越小
(2)减小　增大
3．(1)一个电子　气态基态　小
(2)最小　最大　小　多　大　大　大
4．(1)键合电子　越大
(2)4.0　1.0
(3)小于　大于　金属　非金属
5．右下方　Mg　Al
6．(1)核电荷数递增　周期性
(2)元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化
即时训练3
答案：①②④⑤
核心归纳突破
【例1】 答案：(1)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2　
(2)[Ar]3d84s2　4　
(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2　
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1
解析：(1)镍原子序数为28，比氩多10，所以外围电子排布为[Ar]3d84s2；(2)位于同一族，且原子序数T比Q多2，所以T、Q只能位于第Ⅷ族，所以T为Ni、Q为Fe，注意28号元素Ni的核外电子排布式为[Ar]3d84s2,26号元素Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，所以Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，有4个未成对电子；(3)D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即第Ⅷ族元素铁；(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1即第ⅠB族元素Cu。
【例2】 答案：(1)O＞N＞C＞K　(2)C＞H＞Si　(3)D
解析：(1)C、N、O位于第二周期，且相对位置为从左到右，电负性逐渐增大，K位于第三周期最左边，所以电负性最小；(2)共用电子对偏向电负性大的原子，所以C的电负性大于H的电负性，Si的电负性小于H的电负性；(3)A为N，A、C为第ⅤA族元素，其第一电离能大于第ⅥA族的，同一主族从上往下第一电离能逐渐减小，D的最小。
演练巩固提升
1．答案：(1)①O＞S＞Se　②34　3s23p63d10
(2)①＜　②1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5
(3)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
(4)①AC　②1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1　③＞　＞
(5)C
2．答案：Ⅰ.(1)B2O3＋3CaF2＋3H2SO42BF3＋3CaSO4＋3H2O　B2O3＋2NH32BN＋3H2O
(2)1s22s22p1　N　＋3
Ⅱ.2
Ⅲ.(1)2s22p3　(2)N＞O＞C
3．答案：(1)氯　(2)铍　(3)氧　(4)碳　(5)氯
4．答案：(1)N
(2)1s22s22p63s23p5　K
(3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1
(5)5
解析：(1)A次外层有2个电子，只能是第二周期的元素，由最外层有3个未成对电子可知为p能级上有3个电子，为ⅤA族元素，所以A元素为氮元素；(3)D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即Ⅷ族元素铁元素；(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1即ⅠB族元素Cu；(5)第一周期中，有一个未成对电子的是氢原子，其电子排布为1s1；第二周期中，未成对电子是两个的有两种——C：1s22s22p2和O：1s22s22p4；第三周期中，未成对电子是三个的是P：1s22s22p63s23p3；第四周期中未成对电子是四个的是Fe：1s22s22p63s23p63d64s2。

第2节　分子结构与性质
1．了解共价键的主要类型σ键和π键，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)，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。
3．了解简单配合物的成键情况。
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。　　　
一、共价键
1．本质
在原子之间形成____________。
2．基本特征
具有________性和________性。
3．共价键的类型
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
极性键
共用电子对______偏移
非极性键
共用电子对________偏移
4．判断方法
(1)σ键与π键
①依据强度判断：σ键的强度较________，较稳定，π键强度较________，比较容易断裂。注意NN中的π键强度大。
②共价单键是σ键，共价双键中含有____个σ键____个π键；共价三键中含有____个σ键____个π键。
(2)极性键与非极性键
看形成共价键的两原子：不同种元素的原子之间形成的是____性共价键；同种元素的原子之间形成的是__________性共价键。
5．键参数
(1)键能
________________原子形成__________化学键释放的最低能量。键能越____________，化学键越稳定。
(2)键长
形成共价键的两个原子之间的____________。键长越__________，共价键越稳定。
(3)键角
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。如O===C===O键角为________，H—O—H键角为__________。
6．等电子原理
______________相同、______________相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征，它们的许多性质____________，如CO和________。
即时训练1 下列叙述正确的是________。
①s电子与s电子、p电子形成的共价键一定是σ键
②H—CN中含有一个σ键、三个π键
③NaCl中含有一个σ键
④甲烷中含有四个相同的极性共价键
⑤乙烯中既含σ键和π键，也含极性键和非极性键
⑥HF的键长小于HCl的，所以HF的键能小于HCl的
特别提示：(1)并不是所有的分子都含有共价键，如单原子分子的稀有气体；(2)两原子之间形成的共价键中有且只有一个σ键；(3)键能、键长决定分子的稳定性，键长、键角决定分子的空间构型。
二、分子的立体构型
1．价层电子对互斥模型
对于ABn型分子的立体构型
(1)中心原子A的价电子都用于形成共价键，无孤对电子，则n＝2时________形、n＝3时____________形、n＝4时______________形。
(2)中心原子A有未用于形成共价键的价电子，有孤对电子，则n＝2时________形、n＝3时__________形。
2．杂化轨道理论
(1)sp杂化
sp杂化轨道由__________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为________，呈________形。
(2)sp2杂化
sp2杂化轨道由__________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为__________，呈____________。
(3)sp3杂化
sp3杂化轨道由__________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为__________________，呈__________形。
特别提示：注意电子对的空间构型与分子的空间构型有所不同，当分子中无孤对电子时，电子对的空间构型与分子的空间构型相同；当分子中有孤对电子时，电子对的空间构型与分子的空间构型不同。
3．配位键
(1)孤电子对
分子或离子中没有与其他原子共用的电子对称孤电子对。
(2)配位键
成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道。含有孤电子对的微粒有：分子如CO、NH3、H2O等；离子如Cl－、CN－、NO等。含有空轨道的微粒有：过渡金属的原子或离子。
(3)配位化合物的组成
如对于硫酸四氨合铜，化学式为[Cu(NH3)4]SO4称为配位化合物(简称配合物)，Cu2＋有空轨道为中心离子，NH3有孤对电子为配体，配位键的数目为4，配位数为4，表示为。NH的形成为＋，在NH中，虽然有一个N—H键形成过程与其他三个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，四个共价键就完全相同。
即时训练2 (1)填写下列表格
分子类型
实例
结构式
立体构型
中心原子的杂化方式
中心原子的孤对电子数
三原子
CO2
H2O
四原子
HCHO
NH3
五原子
CH4
(2)在[Cu(NH3)4]2＋中含有________________，中心离子是________，配体为________。
三、分子的性质
1．分子的极性
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心____的分子
正电中心和负电中心______的分子
存在的共价键
______键或____键
____键
分子内原子排列
2．范德华力、氢键、共价键的比较
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
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形成的作用力
相邻原子间通过共用电子对所形成的相互作用
作用微粒
分子或原子(稀有气体)
氢原子、电负性很强的原子
原子
强度比较
________＞________＞____________
影响强度的因素
①随着分子极性和相对分子质量的增大而______
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______
对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，作用力______
成键原子半径越小，键长______，键能越大，共价键越______
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F2__Cl2__Br2__I2，CF4__CCl4__CBr4
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
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，分子稳定性______
3．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，则溶剂与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，将增大物质的溶解度，如____________等。
4．无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越________，导致R—O—H中O的电子向________偏移，在水分子的作用下越________电离出H＋，酸性越________，如H2SO3________H2SO4。
即时训练3 下列说法中正确的是______。
①甲烷是由极性键构成的非极性分子
②水是非极性分子
③乙醇分子跟水分子之间只存在范德华力
④甲烷可与水形成氢键
⑤HF的相对分子质量小于HCl的，所以HF的沸点小于HCl的
⑥汽油易溶于四氯化碳符合“相似相溶”规律
⑦邻羟基苯甲酸和对羟基苯甲酸均可以形成氢键，但对羟基苯甲酸的沸点高于邻羟基苯甲酸的
⑧酸性由强到弱的顺序为：HClO2＞HClO3
⑨二氯甲烷属于手性分子
一、分子的空间构型与杂化方式的判断
1．根据分子结构式进行推断
(1)公式：
杂化轨道数＝中心原子孤电子对数(未参与成键)＋中心原子形成的σ键个数
(2)中心原子形成σ键个数的判断方法：
因为两原子之间只能形成一个σ键，所以中心原子形成的σ键个数＝中心原子结合的原子数。
(3)中心原子孤电子对数的判断方法：
①依据经验公式进行计算：对于通式AX中心原子(A)未用于成键的孤电子对数＝；如SO中的孤电子对数＝＝0、NH中的孤电子对数＝＝0、HCN中的孤电子对数＝＝0。
②根据分子结构式推断出中心原子的孤电子对数。如HCN：结构简式(H—CN)，中心原子C形成两个σ键，C原子的四个价电子全部参与成键无孤电子对；H2O：结构式(H—O—H)，中心原子O形成两个σ键，O只有两个价电子参与成键，还余四个电子形成两对孤电子对。
2．根据分子的空间构型推断杂化方式
多原子(3个或3个以上)分子的立体结构与中心杂化方式的对照：
分子的立体结构
正四面体形
三角锥形
V形
平面三角形
V形
直线形
杂化类型
sp3
sp2
sp
(1)只要分子构型为直线形的，中心原子均为sp杂化，同理，只要中心原子是sp杂化的，分子构型均为直线形。
(2)只要分子构型为平面三角形的，中心原子均为sp2杂化。
(3)只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp3杂化。
(4)V形分子的判断需要借助孤电子对数，孤电子对数是1的中心原子是sp2杂化，孤电子对数是2的中心原子是sp3杂化。
3．根据等电子体原理结构相似推断
如：CO2是直线形分子，CNS－、NO、N与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
【例1】 判断下列物质的立体结构和杂化类型。
BF3________；PF3________；SO3________；SO2________；H2S________；HCHO________；NH________；H3O＋________。
二、分子的结构和性质
1．分子极性的判断方法
(1)只含非极性键的分子一定是非极性分子，如H2、P4等。
(2)含极性键的双原子分子一定是极性分子，如HCl、CO等。
(3)ABn(n≥3)型分子：
①根据分子构型判断。
若分子是对称的(直线形、正三角形、正四面体形等)，极性键的极性向量和等于零时，为非极性分子；否则是极性分子。如CH4、CO2等含有极性键，是非极性分子；H2O、NH3等含有极性键，是极性分子。
②利用孤电子对判断。
若中心原子A中无孤电子对，则为非极性分子，有孤电子对，则为极性分子。
③利用化合价判断。
中心原子A的化合价的绝对值＝该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。BCl3、CO2是非极性分子；SO2、NF3是极性分子。
2．物质的熔沸点及氢键
(1)分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断
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，克服分子间引力使物质液化和气化就需要更多的能量，熔沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
(2)易形成氢键的元素
位于第二周期右边的三种电负性比较大的元素(N、O、F)易形成氢键。N、O、F三种元素对应氢化物NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们氢化物的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。
【例2】 第四周期的Cr、Fe、Co、Ni、Cu、Zn等许多金属能形成配合物。
(1)NH3是一种很好的配体，氨气是______(填“极性”或“非极性”)分子，氨气分子的沸点________(填“高于”“等于”或“低于”)AsH3。
(2)科学家通过X射线测得胆矾结构示意图可简单表示如下：
图中虚线表示的作用力为____________________。
(3)胆矾溶液与氨水在一定条件下可以生成Cu(NH3)4SO4·H2O晶体。在Cu(NH3)4SO4·H2O晶体中，[Cu(NH3)4]2＋为平面正方形结构，则呈正四面体结构的原子团或分子是____________，其中心原子的杂化轨道类型是____________。
(4)金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液态Ni(CO)4，呈正四面体构型。试推测四羰基镍的晶体类型是____________，Ni(CO)4易溶于__________(填下列选项)。
A．水 B．四氯化碳
C．苯 D．硫酸镍溶液
1．(高考集萃)(1)(2013课标全国理综)①S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________；
②H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为__________，SO的立体构型为__________；
③H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10－3和2.5×10－8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1.2×10－2，请根据结构与性质的关系解释：
a．H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因：________________________ _____________________________________________________________________________；
b．H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：____________________________________________ ______________________________________________________________________________。
(2)(2013福建理综)①硅烷(SinH2n＋2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是____________________________________。
②硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm－(含B、O、H三种元素)的球棍模型如图所示：
a．在Xm－中，硼原子轨道的杂化类型有________；配位键存在于________原子之间(填原子的数字标号)；m＝________(填数字)。
b．硼砂晶体由Na＋、Xm－和H2O构成，它们之间存在的作用力有________(填序号)。
A．离子键　B．共价键　C．金属键　D．范德华力　　E．氢键
(3)(2013海南化学)①氯和钾与不同价态的铜可生成两种化合物，这两种化合物都可用于催化乙炔聚合，其阴离子均为无限长链结构(如下图)，a位置上Cl原子的杂化轨道类型为________。已知其中一种化合物的化学式为KCuCl3，另一种的化学式为__________。
②金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是________________________，反应的化学方程式为________________。
2．(高考集萃)(1)(2013江苏化学)①NO的空间构型__________(用文字描述)。
②在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化成CO2，HCHO被氧化成CO2和H2O。
a．根据等电子原理，CO分子的结构式为__________。
b．H2O分子中O原子轨道的杂化类型为__________。
c．1 mol CO2中含有的σ键数目为______________。
③向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为________________________。
(2)(2013山东理综)①过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n＝________。CO与N2结构相似，CO分子内σ键与π键个数之比为________。
②甲醛(H2C===O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。
(3)(2013海南化学)下列有关元素锗及其化合物的叙述中正确的是________。
A．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
B．四氯化锗与四氯化碳分子都是四面体构型
C．二氧化锗与二氧化碳都是非极性的气体化合物
D．锗和碳都存在具有原子晶体结构的单质
3．(1)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的立体结构为__________。
(2)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____________________________________________。
(3)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__________。
(4)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______________。HOCHO的沸点比高，原因是____________________。
4．铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题：
(1)CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为__________________ _____________________________________________________________________________。
(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是____________________ _____________________________________________________________________________。
(3)SO的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是________。
参考答案
基础梳理整合
一、1.共用电子对
2．饱和　方向
3．头碰头　肩并肩　发生　不发生
4．(1)大　小　一　一　一　两
(2)极　非极
5．(1)气态基态　1 mol　大
(2)核间距　短
(3)180°　105°
6．原子总数　价电子总数　相似　N2
即时训练1
答案：①④⑤
二、1.(1)直线　平面三角　正四面体
(2)V　三角锥
2．(1)1个s轨道　1个p轨道　180°　直线
(2)1个s轨道　2个p轨道　120°　平面三角形
(3)1个s轨道　3个p轨道　109°28′　正四面体
即时训练2
(1)O===C===O　直线形　sp　0　H—O—H　V形　sp3　2　　平面三角形　sp2　0　　三角锥形　sp3　1 　正四面体形　sp3　0
(2)共价键、配位键　Cu2＋　NH3
三、1.重合　不重合　非极性　极性　极性　对称　不对称
2．共价键　氢键　范德华力　增大　越大　越大　越短　稳定　＜　＜　＜　＜　＜　＞　＞　＞　越强
3．(1)非极性溶剂　极性溶剂　越大
(2)互溶　减小
(3)SO2与H2O
4．高　R　易　强　＜
即时训练3
答案：①⑥⑦
核心归纳突破
【例1】 答案：平面三角形、sp2　三角锥形、sp3　平面三角形、sp2　V形、sp2　V形、sp3　平面三角形、sp2　正四面体、sp3　三角锥形、sp3
解析：BF3：B最外层有3个电子分别与3个F原子形成3个σ键，是sp2杂化，平面三角形；PF3：P最外层有5个电子与3个F原子形成3个σ键后还余1对孤电子对，是sp3杂化，三角锥形；SO3：孤电子对数＝＝0，σ键个数＝3，所以是sp2杂化，平面三角形；SO2：孤电子对数＝＝1，σ键个数＝2，所以是sp2杂化，V形；H2S：孤电子对数＝＝2，σ键个数＝2，所以是sp3杂化，V形；HCHO：孤电子对数＝＝0，σ键个数＝3，所以是sp2杂化，平面三角形；NH：孤电子对数＝＝0，σ键个数＝4，所以是sp3杂化，正四面体；H3O＋：孤电子对数＝＝1，σ键个数＝3，所以是sp3杂化，三角锥形。
【例2】 答案：(1)极性　高于　(2)氢键、配位键　(3)SO　sp3　(4)分子晶体　B、C
解析：(1)NH3中氮原子有孤电子对，是极性分子，能形成氢键，所以熔沸点高；(2)氧与铜形成的是配位键、H与O形成的是氢键；(3)晶体中含有的原子团或分子为[Cu(NH3)4]2＋、NH3、SO、H2O，SO中S的孤电子对数＝＝0，S与O形成四个σ键，所以S是sp3杂化，SO为正四面体结构；(4)由熔沸点低，易挥发可知Ni(CO)4是分子晶体，由立体构型可知是非极性分子。
演练巩固提升
1．答案：(1)①sp3　②强　平面三角形　三角锥形　③a.第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子　b．H2SeO3和H2SeO4可表示为(HO)2RO和(HO)2RO2，H2SeO3中Se为＋4价，而H2SeO4中Se为＋6价，正电性更高，导致R—O—H中O的电子更向Se偏移，越易电离出H＋
(2)①硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强(或其他合理答案)
②a.sp2、sp3　4,5(5,4)　2　b．ADE
(3)①sp3　K2CuCl3　②H2O2为氧化剂，氨与Cu2＋形成配离子，两者相互促进使反应进行　Cu＋H2O2＋4NH3===Cu(NH3)＋2OH－
2．答案：(1)①平面三角形　②a.CO　b．sp3　c．2×6.02×1023个(或2 mol)
③
(2)①4　1∶2　②sp3　小于
(3)BD
3．答案：(1)120°　sp2　正四面体
(2)sp3　H2O中O原子有2对孤对电子，而H3O＋中O原子有1对孤对电子，排斥力小
(3)共价键(极性共价键)　分子间力
(4)O—H键、氢键、范德华力　形成分子内氢键，而HOCHO形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大
解析：(1)BF3中B原子最外层有3个电子形成三个共价键，所以是sp2杂化，无孤电子对分子构型为平面正三角形，键角为120°；BF中B与F形成3个σ键和一个配位键，无孤电子对，为正四面体；(2)H3O＋有3个σ键，孤电子对数＝(6－1×3－1)÷2＝1，所以为sp3杂化，H3O＋孤电子对数为1、H2O孤电子对数为2，所以H2O中孤电子对对成键电子的排斥力大，键角小。
4．答案：(1)Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O　(2)白色无水硫酸铜可与水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O，显示水合铜离子特征蓝色　(3)正四面体　sp3
解析：(3)硫酸根中心原子的价层电子对为：孤电子数为(6－2×4＋2)＝0，成键电子对数4，所以为正四面体结构，中心原子为sp3杂化。

第3节　晶体结构与性质
考纲点击
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．了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
一、晶体常识
1．晶体与非晶体
晶体
非晶体
结构特征
结构微粒在三维空间里呈周期性____序排列
结构微粒____序排列
性质特征
自范性
熔点
异同表现
各向异性
无各向异性
区别方法
熔点法
有固定熔点
无固定熔点
X射线
对固体进行X射线衍射实验
特别提示：具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃。
2．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。
即时训练1 下列有关晶体的说法中正确的是__________。
①凡是有规则外形的固体一定是晶体
②晶体与非晶体的本质区别：是否有自范性
③熔融态物质凝固就得到晶体
④晶体有一定的熔沸点
⑤区分晶体和非晶体最可靠的科学方法：是否具有固定的熔沸点
⑥晶胞为的示意图：为阳离子，为阴离子。以M代表阳离子，N代表阴离子。化学式为MN2
二、分子晶体和原子晶体
1．分子晶体
(1)结构特点
①晶体中只含分子。
②分子间作用力为范德华力，也可能有氢键。
③分子密堆积：一个分子周围通常有12个紧邻的分子。
(2)典型的分子晶体
①冰：水分子之间的主要作用力是__________，也存在______________，每个水分子周围只有______个紧邻的水分子。
②干冰：CO2分子之间存在____________，每个CO2分子周围有____个紧邻的CO2分子。
2．原子晶体
(1)结构特点
①晶体中只含原子。
②原子间以____________结合。
③____________________结构。
(2)典型的原子晶体——金刚石
①碳原子取________杂化轨道形成共价键，碳碳键之间夹角为________。
②每个碳原子与相邻的____个碳原子结合。
即时训练2 下列说法中正确的是________。
①干冰(CO2)晶体中包含的作用力为分子间力和共价键
②SiO2晶体中包含的作用力只有共价键
③CO2表示一个二氧化碳分子是由一个碳原子和两个氧原子构成的
④SiO2表示一个二氧化硅分子是由一个硅原子和两个氧原子构成的
⑤原子晶体比分子晶体的熔沸点高得多
⑥冰、干冰、水晶均属于分子晶体
特别提示：(1)原子晶体一定含有共价键，分子晶体可能不含有共价键，如稀有气体；(2)分子晶体的熔沸点的比较要注意氢键的影响。
三、金属晶体
1．“电子气理论”要点
(1)该理论把金属键描述为金属原子脱落下来的____________形成遍布_____________的“电子气”，被______________所共用，从而把________________维系在一起。
(2)金属晶体是由______________、______________通过__________形成的一种“巨分子”。
(3)金属键的强度______________。
2．金属晶体的构成、通性及其解释
金属晶体结构微粒
作用力名称
导电性
导热性
延展性
金属阳离子、自由电子
金属键
自由电子在电场中____________形成电流
电子气中的自由电子在____的作用下与金属原子____________而导热
当金属受到外力作用时，金属晶体中的各原子层就会__________，但不会改变其______________，而弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间________的作用
即时训练3 下列说法中正确的是____________。
①含有阳离子的物质一定含有阴离子
②含有阴离子的物质一定含有阳离子
③金属晶体易导电是因为有自由移动的金属阳离子
④金属晶体能导电是因为金属晶体在外加电场作用下可失去电子
⑤金属晶体的熔沸点一定比分子晶体的高
四、离子晶体
1．离子晶体
(1)概念
①离子键：__________间通过____________(指__________和__________的平衡)形成的化学键。
②离子晶体：由__________和____________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：即正负离子________________________。
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熔点和沸点，较大的硬度、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
____________形成1 mol离子晶体__________的能量，单位________________，通常取________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______，离子所带电荷数越______，则晶格能越大。
③晶格能越大，形成的离子晶体就越__________，而且熔点越______，硬度越________。
即时训练4 下列说法中正确的是__________。
①NaCl表示一个氯化钠分子是由一个钠离子和一个氯离子构成的
②离子晶体不导电，熔融或溶于水后能导电
③多数离子晶体易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂
④离子晶体晶格能越大，熔沸点越高
⑤NaCl的晶格能大于NaF的晶格能
一、晶体结构的计算
1．晶体化学式的求法
晶体的化学式的确定常用分摊法，其核心为若晶体中某位置上粒子被n个重复单元共用，那该粒子有属于这个晶胞。如由立方晶胞中：
(1)处于顶点上的粒子被8个晶胞共用，该粒子有属于这个晶胞；
(2)处于棱上的粒子被4个晶胞共用，该粒子有属于这个晶胞；
(3)处于面心上的粒子被2个晶胞共用，该粒子有属于这个晶胞；
(4)处于晶胞内部的粒子，该粒子完全属于这个晶胞。
2．有关晶胞各物理量的关系
对于立方晶胞，可简化成下面的公式进行各物理量的计算：a3×ρ×NA＝n×M，a表示晶胞的棱长，ρ表示密度，NA表示阿伏加德罗常数，n表示1 mol晶胞中所含晶体的物质的量，M表示相对分子质量，a3×ρ×NA表示1 mol晶胞的质量。
【例1】 Ⅰ.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。
Ⅱ.CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如下图所示)，但CaC2晶体中哑铃形C的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2＋周围距离最近的C数目为____________。
特别提醒
要记住一些常见晶体的晶胞，如
晶胞
名称
NaCl
CsCl
CaF2
铜
镁
金刚石
干冰
一个晶
胞中含
Na＋、Cl－
各4个
Cs＋、Cl－
各1个
4个Ca2＋、
8个Cl－
4个
Cu
2
8
4
配位数
6
8
8、4
12
8
……
12
二、四种晶体的比较与判断
晶体类型
离子晶体
分子晶体
原子晶体
金属晶体
晶体粒子
阴、阳离子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
粒子间相互作用
离子键
分子间作用力
共价键
金属键
熔沸点
较高
很低
很高
无规律
硬度
较硬
一般很软
很硬
无规律
溶解性
易溶于
极性溶剂
相似相溶
难溶
难溶(部分与水反应)
导电情况
晶体不导电，熔融状态下导电
晶体和熔融状态下都不导电
一般不导电，个别导电，还有半导体
晶体导电
导热性
不良
不良
不良
良
物质类别
离子
化合物
多数非金属单质及化合物
金刚石、SiC、晶体硅、SiO2等少数非金属单质和化合物
金属单质
【例2】 碳化硅SiC是一种晶体，具有类似金刚石的结构，其中碳原子和硅原子的位置是交替的。在下列各种晶体：①晶体硅　②硝酸钾　③金刚石　④碳化硅　⑤干冰　⑥冰，它们的熔点由高到低的顺序是(　　)。
A．①②③④⑤⑥　　　　 B．①④③②⑥⑤
C．③④①②⑥⑤ D．③④①②⑤⑥
方法归纳
(1)比较晶体的熔点，首先要判断晶体的类型，一般是原子晶体的熔点＞离子晶体＞分子晶体。若有相同类型的晶体，则比较这些晶体中粒子间的作用力强弱。①原子晶体熔化时断开的是共价键，原子半径越小，键长越短，键能越大，熔沸点越高；②离子晶体熔化时断开的是晶格能，离子半径越小，离子电荷数越多，晶格能越大，熔沸点越高；③分子晶体熔化时断开的是分子间作用力，分子间作用力越大，熔沸点越高，具有氢键的分子晶体，熔沸点反常的高；④金属晶体熔化时断开的是金属键，金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，熔沸点越高。
(2)注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体的熔点高，金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高。

1．(高考集萃)(1)(2013课标全国理综)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，其晶胞边长为540.0 pm。密度为__________________(列式并计算)，a位置S2－与b位置Zn2＋之间的距离为__________pm(列式表示)。
(2)(2013海南化学)用晶体的X射线衍射法可以测得阿伏加德罗常数。对金属铜的测定得到以下结果：晶胞为面心立方最密堆积，边长为361 pm。又知铜的密度为9.00 g·cm－3，则铜晶胞的体积是________ cm3、晶胞的质量是________ g，阿伏加德罗常数为________________ [列式计算，已知Ar(Cu)＝63.6]。
(3)(2013山东理综)下列关于金属及金属键的说法中正确的是________。
a．金属键具有方向性与饱和性
b．金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用
c．金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子
d．金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光
2．立方氮化硼结构与金刚石相似，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)。
3．有下列几种晶体：A.水晶　B．冰醋酸　C．白磷　D．金刚石　E．晶体氩　F．干冰　G．NaOH
(1)属于分子晶体的是________，直接由原子构成的分子晶体是________。
(2)属于原子晶体的化合物是________，由非极性键构成的原子晶体是______。
(3)直接由原子构成的晶体是________。
(4)受热熔合时，晶体内的化学键不发生变化的是________，需克服共价键的是________。
(5)既含离子键又含共价键的是________。
(6)下图是干冰晶体结构的一部分，观察此图，试说明每个CO2分子周围有________个与之紧邻等距的CO2分子。
4．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)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“＜”或“＞”)。
(2)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、_____________________________。
(3)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________________。
参考答案
基础梳理整合
一、1.有　无　有　无　固定　不固定
2．(1)基本单元　(2)任何间隙　平行　取向
即时训练1
答案：②④⑥
二、1.(2)氢键　范德华力　4　范德华力　12
2．(1)共价键　三维空间网状
(2)sp3　109°28′　4
即时训练2
答案：①②③⑤
三、1.(1)价电子　整块晶体　所有原子　所有的金属原子　(2)金属阳离子　自由电子　金属键　(3)差别很大
2．定向移动　热　频繁碰撞　相对滑动　体系的排列方式　润滑剂
即时训练3
答案：②
四、1.(1)阴、阳离子　静电作用　相互排斥　相互吸引　阳离子　阴离子　离子键
(2)晶体中正负离子的半径比决定晶体结构　电荷不同，配位数必然不同
2．(1)气态离子　释放　kJ·mol－1　正
(2)稳定性　小　多　稳定　高　大
即时训练4
答案：②③④
核心归纳突破
【例1】 答案：Ⅰ.BaPbO3　12　Ⅱ.4
解析：Ⅰ.每一个晶胞中Ba2＋的个数为1，Pb4＋的个数为8×＝1，O2－的个数为12×＝3，所以其化学式为BaPbO3；立方体的12个棱边中心上的O2－离中心Ba2＋最近且相等，所以每个Ba2＋与12个O2－配位；Ⅱ.因为晶胞为长方体，所以处于6个面心的C有两个离的比另外四个远，所以最近的C数目为4。
【例2】 C　解析：这些晶体属于原子晶体的有①③④、离子晶体的有②、分子晶体的有⑤⑥。一般来说，原子晶体的熔点＞离子晶体的熔点＞分子晶体的熔点；对于原子晶体，键长Si—Si＞Si—C＞C—C，相应键能Si—Si＜Si—C＜C—C，故它们的熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅。
演练巩固提升
1．答案：(1)＝4.1 g·cm－3
或或135
(2)4.70×10－23　4.23×10－22
NA＝＝6.01×1023 mol－1
(3)b
2．答案：4　4　
解析：因为金刚石属于面心立方晶体，即碳原子处在立方体的8个顶点、6个面心，每个晶胞中含有碳原子数为×8＋×6＝4，根据BN的化学式可推知一个晶胞中含有4个N原子；因一个BN的质量是 g，一个晶胞的质量为×4 g，而一个晶胞的体积为(361.5×10－10)3 cm3，依据ρ＝可得。
3．答案：(1)BCEF　E　(2)A　D　(3)ADE　(4)BCEF　AD　(5)G　(6)12
解析：(1)注意氩是单原子分子，不含化学键，其晶体是由原子直接构成；(6)以立方体的一个顶点为研究对象，离其最近的是面中心的分子，补齐其他7个同样的立方体，找出通过所研究顶点的3个相互垂直的截面，每个截面上有4个，总共12个。
4．答案：(1)＞　(2)6　6　(3)LaNi5
解析：(1)晶格能与离子半径有关，其他因素相同时，离子半径越大，晶格能越小；(2)由信息可知NiO与氯化钠相似，所以Ni和O的配位数均为6；(3)La在8个顶点，所以La为＝1，Ni有8个位于面上和一个中心，所以Ni为＋1＝5。

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