资源简介

(共20张PPT)
1.物质结构常见考点剖析
(1)以原子或离子结构为主线的考查角度
(2)以物质结构为主线的考查角度
(3)以晶体结构为主线的考查角度
2.物质结构常见问题的答题模板
(1)第一电离能比较的答题模板
氮元素的第一电离能比同周期相邻元素都大的原因 基态原子电子占据的2p轨道为半充满,较稳定
第一电离能F>N>O的原因 同一周期从左至右第一电离能呈增大趋势,但N原子2p轨道为半充满稳定状态,第一电离能反常增大,因而F>N>O
(2)稳定性比较答题模板
CuO在1 273 K时分解为Cu2O和O2,请从铜的原子结构来说明在高温下Cu2O比CuO更稳定的原因 最外层电子排布,Cu2O中Cu+为3d10,而CuO中Cu2+为3d9,最外层电子排布达到全充满时更稳定
稳定性H2S>H2Se的原因 S原子半径比Se小,S—H键的键能比Se—H键的键能大
硅与碳同族,硅也有系列氢化物,但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多的原因 C—H键和C—C键较强,所以形成的烷烃稳定,而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低,易断裂,导致长链硅烷难以形成
SiH4的稳定性小于CH4,更易生成氧化物的原因 C—H键的键能大于C—O键,C—H键比C—O键稳定,而Si—H键的键能却远小于Si—O键,所以Si—H 键不稳定而倾向于形成稳定性更好的Si—O键
(3)配位键的形成答题模板
CN-做配体时,提供孤电子对的通常是C原子,而不是N原子的原因 碳元素的电负性小于氮元素的电负性,对孤电子对的吸引能力弱,给出电子对更容易
CO作配体时,配位原子是C而不是O的原因 C的电负性小于O,对孤电子对的吸引能力弱,给出电子对更容易
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个共价键的原因 B原子价电子层上没有d轨道,Al原子价电子层上有d轨道
已知NF3与NH3的空间结构相同,但NF3不易与Cu2+形成配位键的原因 在NF3中,共用电子对偏向F原子,偏离N原子,使得N原子核对其孤电子对的吸引能力增强,难与Cu2+形成配位键
(4)晶体熔、沸点比较答题模板
H2O沸点高于H2S的原因 H2O分子间存在氢键,其比范德华力强
SiH4沸点高于CH4的原因 SiH4和CH4是组成和结构相似的物质,SiH4的相对分子质量大,分子间作用力大(范德华力大),熔、沸点高
从结构角度分析并比较CoF2与CoCl2晶体的熔点高低 氟离子半径比氯离子半径小,CoF2的晶格能比CoCl2晶格能大,则CoF2比CoCl2的熔点高
从结构的角度分析SiO2比CO2熔、沸点高的原因 SiO2属于共价晶体,CO2属于分子晶体,故SiO2沸点高
氯化铝的熔点为190 ℃,而氟化铝的熔点为1 290 ℃,导致这种差异的原因 AlCl3是分子晶体,而AlF3是离子晶体,离子键比分子间作用力大得多
[举例示范]
(2025·山东卷)Fe单质及其化合物应用广泛。回答下列问题:
(1)在元素周期表中,Fe位于第　　　　　周期　　　　　族。基态Fe原子与基态Fe3+离子未成对电子数之比为　　　　　。
(2)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁,既可作铁肥,又可作缓释氮肥。
①元素C、N、O中,第一电离能最大的是　　　　　,电负性最大的是　　　　　。
②尿素分子中,C原子采取的轨道杂化方式为　　　　　。
③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6,碳氮键的键长均相等,则与Fe3+配位的原子是　　　　　(填元素符号)。
四
Ⅷ
4∶5　
N
O
sp2杂化
O　
(3)α-Fe可用作合成氨催化剂、其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为a pm)。
①α-Fe晶胞中Fe原子的半径为　　　　pm。
②研究发现,α-Fe晶胞中阴影所示m,n两个截面的催化活性不同,截面单位面积含有Fe原子个数越多,催化活性越低。m、n截面中,催化活性较低的是　　　　　,该截面单位面积含有的Fe原子为　　　　　个·pm-2。
n

解析　(1)Fe为26号元素,基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2,故Fe位于第四周期Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价电子排布式分别为3d64s2、3d5,未成对电子数之比为4∶5。(2)①同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N由于2p轨道为半充满状态,能量较低较稳定,其第一电离能大于O,故元素C、N、O中,第一电离能最大的是N;同周期元素从左到右电负性逐渐增大,故元素C、N、O中,电负性最大的是O。②尿素分子中,C原子形成1个双键、2个单键,无孤电子对,故C原子采取的轨道杂化方式为sp2杂化。③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6,则形成6个配位键,H2NCONH2中O和N上有孤电子对,能与Fe3+形成配位键,由碳氮键的键长均相等,知配位原子不能是N,故与Fe3+配位的原子是O。(3)①α-Fe晶胞为体心立方晶胞,体对角
1.(2025·维吾尔自治区乌鲁木齐地区质检)
元素周期表是认识和研究元素及其化合物的重要工具。硒(Se)是动物和人体所必需的微量元素之一,也是一种重要的工业原料,其在元素周期表中的位置如图所示。回答下列问题:
(1)基态Se原子价电子排布式为　　　,H2Se 属于　　　(填“极性”或“非极性”)分子,H2Te 的沸点低于H2O,其原因是________________________________________。
(2)SeO2熔点为340~350 ℃,315 ℃时升华,由此可判断SeO2的晶体类型为_________。
4s24p4
极性
水分子间存在氢键,分子间作用力大,沸点高
分子晶体
　硫硒键
四面体形
体内

2.(2026·德州市开学摸底)钌(Ru)及其化合物应用广泛。回答下列问题:
(1)Ru的原子序数为44,在元素周期表中,Ru位于第　　　　　周期　　　　　族。
(2)Ru2+的配合物是常见的一种水氧化催化剂,结构如图:
①形成配合物且位于第二周期的非金属元素中,第一电离能由大到小的排序为　　　　 　(用元素符号表示,下同),电负性最大的是　　　　　。
②[PF6]-中心原子的杂化方式为sp3d2,该阴离子的空间结构为　　　　　。
③配体 中含有与苯类似的大π键,则N 原子的价层孤电子对占据　　　　　轨道。
F>N>O>C
F
正八面体形
sp2杂化　
3

(3)交错磁性的发现或将引起一场技术革命,其中最具代表性的物质RuO2的四方晶胞结构如下图(a、b为晶胞参数,α=β=γ=90°)。

①晶体中O原子的配位数为　　　　　。
②该晶胞的密度为　　　　　 g·cm-3(用含a、b,NA 的式子表示)。

3(共17张PPT)
1.根据物质的特殊性质与用途进行推断
推断信息 元素
空气中含量最多的元素;气态氢化物的水溶液呈碱性的元素;气态氢化物与最高价含氧酸反应生成盐的元素 氮
地壳中含量最多的元素;简单氢化物的沸点最高的元素;氢化物在通常状况下呈液态的元素 氧
最活泼的非金属元素;无正价的元素;无含氧酸的非金属元素;无氧酸可腐蚀玻璃的元素;气态氢化物最稳定的元素;阴离子的还原性最弱的元素 氟
地壳中含量最多的金属元素;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 铝
推断信息 元素
良好的半导体材料,地壳中含量第二的元素,能跟强碱溶液反应,还能被氢氟酸溶解 硅
短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素 氯
2.根据结构进行推断
(1)依据元素原子的特殊核外电子排布推元素
①核内无中子的元素是H;
②最外层电子数是内层电子数2倍的元素是C;
③最外层电子数是内层电子数3倍的元素是O;
④短周期未成对电子数最多(3个)的元素是N或P;
⑤第四周期未成对电子数为4的元素是Fe,为5的是Mn,为6的是Cr;
⑥第四周期最外层有1个电子且内层全充满的元素是Cu。
(2)常考短周期元素的成键特点
短周期
元素 族 常见成键情况 特殊成键情况
H ⅠA —X —
B、Al ⅢA (位于阴离子中)
C、Si ⅣA 或 或 —
短周期
元素 族 常见成键情况 特殊成键情况
N、P ⅤA 或 (位于阳离子中)
O、S ⅥA —X—或 S可形成 (12e-结构)等
F、Cl ⅦA —X Cl可形成 (14e-结构)等
短周期
元素 族 常见成键情况 特殊成键情况
B成键
的特殊
性 中B与1个H形成的是配位键,B为缺电子原子,可提供空轨道。配位键是指成键的一方提供孤电子对,另一方提供空轨道而形成的“电子对给予—接受”键,如 ,氮原子提供孤电子对并与B原子共用而形成氨硼烷中的配位键。
(注:X表示对应表格中的元素)
[举例示范]
(2025·湖南卷)MZ2浓溶液中含有的X[MZ2(YX)]具有酸性,能溶解金属氧化物。元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大,分别位于不同的前四周期。Y的最外层电子数是内层的3倍,X和Y的最外层电子数之和等于Z的最外层电子数,M的价层电子排布是3d104s2。下列说法正确的是(　　)
A.电负性:X>Y
B.Y形成的两种单质均为非极性分子
C.由X、Y、Z形成的化合物均为强电解质
D.铁管上镶嵌M,铁管不易被腐蚀
D
解析　Y的最外层电子数是内层的3倍,则Y的最外层电子数为6,Y为O,X和Y的最外层电子数之和等于Z的最外层电子数,则X的最外层电子数应为1,原子序数小于氧元素,则X为H,Z的最外层电子数为7,则Z为Cl,M的价层电子排布是3d104s2,M是Zn,综上所述:X为H、Y为O、Z为Cl、M是Zn。
[根据元素周期律及物质性质判断选项]
非金属性越强,电负性越大,H2O 中O为负化合价,因此X(H)的电负性小于Y(O),A错误;Y(O)的单质O2是非极性分子,但O3是极性分子,B错误;X(H)、Y(O)、Z(Cl)形成的化合物如HClO,属于弱电解质,并非全部为强电解质,C错误;M为Zn,比Fe活泼,镶嵌Zn会通过牺牲阳极保护铁管,使其不易被腐蚀,D正确;故选D。
【解题建模】　依据原子结构、元素性质推断元素的解题模型
1.(2025·湖北卷)某化合物的分子式为XY2Z。X、Y、Z三种元素位于同一短周期且原子序数依次增大,三者的原子核外电子层数之和与未成对电子数之和相等,Z是周期表中电负性最大的元素。下列说法正确的是(　　)
A.三者中Z的原子半径最大
B.三者中Y的第一电离能最小
C.X的最高化合价为+3
D.XZ3与NH3键角相等
B
解析　Z是周期表中电负性最大的元素,Z为F,电子层数为2,未成对电子数为1;X、Y、Z三种元素位于同一短周期且原子序数依次增大,三者的原子核外电子层数之和与未成对电子数之和相等,则X和Y未成对电子数之和为5,X为C和Y为N或X为N和Y为O;化合物分子式为XY2Z,则X和2个Y总化合价为+1价,NO2F符合,故X为N,Y为O,Z为F。X为N,Y为O,Z为F,N、O、F位于同周期,F在最右边,F的原子半径最小,A错误;X为N,Y为O,Z为F,同周期从左往右,第一电离能呈增大趋势,N的2p轨道半充满,第一电离能大于O,故三者中O的第一电离能最小,B正确;X为N,N的最高正化合价为+5,C错误;X为N,Z为F,NF3和NH3的中心原子均为sp3杂化,孤电子对数均为1,前者成键电子对离中心N较远,成键电子对之间的斥力较小,键角较小,D错误;答案选B。
2.(2025·云南卷)钙霞石是一种生产玻璃陶瓷的原料,所含M、Q、R、T、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号主族元素,M是原子半径最小的元素,Q是形成物质种类最多的元素,R是地壳中含量最高的元素,T、X、Y同周期,Q、X均与Y相邻,Z的原子序数等于M、R和T的原子序数之和。下列说法正确的是(　　)
A.M与Z可形成离子化合物
B.原子半径:RC.QR2是极性分子
D.电负性:YA
解析　M是原子半径最小的元素,为H,Q形成物质种类最多,则为C, R是地壳中含量最高的元素,为O, T、X、Y同周期且原子序数递增。Q(C)和X均与Y相邻,结合Z的原子序数Z=M+R+T=1+8+T,Z ≤ 20,得T=11(Na),Z=20(Ca)。又因为T、X、Y同周期,Q、X均与Y相邻,可推出Q(C)与Y(Si)同主族相邻,X(Al)与Y(Si)相邻且T(Na)、X(Al)、Y(Si)同属第三周期, 故推出M为H、Q为C、R为O、T为Na、X为Al、Y为Si、Z为Ca,据此解答。H与Ca形成CaH2,为活泼金属形成的氢化物,为离子化合物,A正确;同周期原子半径从左到右逐渐减小,同主族原子半径从上到下逐渐增大,R为O、T为Na、X为Al,则它们的原子半径大小为O3.(2026·安徽6校联考)将离子液体用作高性能电解质,构筑新型高安全性的电化学器件。一种离子液体的结构如图所示,已知X、Y、Z、M和W为原子序数依次增大的短周期主族元素,Y、Z、M为同周期相邻元素,且M的氧化物能引起光化学烟雾,下列说法一定正确的是(　　)
A
一个是配位键),最外层满足8e-,F或者Cl最外层7个电子,与B形成1个共价键,最外层满足8e-,C错误;最高价氧化物对应水化物酸性,W如果是F元素则无最高价氧化物对应水化物,D错误;故选A。(共8张PPT)
键角比较的常用方法:
(1)先看中心原子杂化类型,sp(180°)>sp2(120°)>sp3(109°28')。
(2)杂化类型相同时,看中心原子孤电子对数,孤电子对数越多,键角越小。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。
(3)杂化类型和中心原子孤电子对数相同,看原子电负性(以AXn为例):
①中心原子电负性越强,A—X形成的共用电子对之间的斥力越强,键角越大:如NH3>PH3。
②成键原子电负性越强,A—X形成的共用电子对之间的斥力越弱,键角越小:如NCl3(4)看化学键类型:双键间斥力>双键与单键间斥力>单键间斥力,如HCHO中∠O==C—H>∠H—C—H。
[举例示范]
(1)(2025·北京卷)NH3分子中H—N—H 键角小于109°28‘,从结构角度解释原因:____________________________________________________________________
______________________________________________________________________
______________________________________________________________________
____________。　
CH4中碳原子的价电子对数为4,孤电子对数为0;NH3中氮原子的价电子对数为4,孤电子对数为1;孤电子对对成键电子对的排斥能力大于成键电子对对成键电子对的排斥能力,CH4分子中H—C—H的键角为109°28',故NH3分子中H—N—H的键角小于109°28'
—NH2中N有孤电子对,对成键电子对排斥力大,键角小
sp3　
<　
>　
<　
　　>
<
<
>　
>　
<　
<　
∠2>∠1>∠3
>　
NH3分子中N原子的孤电子对进入Zn2+的空轨道形成配位键后,原孤电子对与成键电子对间的排斥作用变为成键电子对间的排斥作用,排斥作用减弱　
(3)乙酸分子( )中键角1大于键角2,其原因为_____________________________
_____________。
C==O对C—C的斥力大于C—O
对C—C的斥力(共15张PPT)
1.不同类型晶体熔、沸点高低的判断
[一般规律]
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律: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。
[规范答题]×××为×××晶体,而×××为×××晶体。
[应用举例]
(1)金刚石的熔点比NaCl高,原因是金刚石是共价晶体,NaCl是离子晶体;
(2)Na的氯化物的熔点比Si的氯化物的熔点高,原因是NaCl是离子晶体,而SiCl4为分子晶体。
2.同种类型晶体熔、沸点高低的判断
(1)共价晶体
[一般规律]
[规范答题]同为共价晶体,×××晶体的键长短,键能大,熔、沸点高。
[应用举例]晶体Si比化合物SiC的熔点低,理由是晶体硅与SiC均属于共价晶体,晶体硅中Si—Si键比SiC中Si—C键的键长长,键能低,所以晶体Si熔点低。
(2)离子晶体
[一般规律]
①一般地说,阴、阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,则离子间的作用力就越强,对应离子晶体的熔、沸点就越高。
②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。
[规范答题]
①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Mm+)半径小于Xn-(或Nm+),故×××晶体离子键强,熔、沸点高。
②阴离子(或阳离子)电荷数不相等,阴离子半径(或阳离子半径)不相同: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×××晶体离子键强,熔、沸点高。
[应用举例]
①ZnO和ZnS的晶体结构相似,熔点较高的是ZnO,原因是两者同属于离子晶体,O2-半径小于S2-,故ZnO的离子键强,熔点高;
②FeO的熔点低于Fe2O3的熔点,原因是两者同为离子晶体,Fe2+半径比Fe3+大,所带电荷数也小于Fe3+,故FeO的离子键比Fe2O3弱,熔点低。
(3)分子晶体
[一般规律]
一般先氢键,后范德华力,最后分子的极性
[规范答题]
①同为分子晶体,×××存在氢键,而×××仅存在较弱的范德华力。
②同为分子晶体,×××的相对分子质量大,范德华力强,熔、沸点高。
③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。
④同为分子晶体,×××形成分子间氢键,而×××形成的则是分子内氢键,形成分子间氢键会使物质的熔、沸点升高。
[应用举例]
①NH3的沸点比PH3高,原因是两者同为分子晶体,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。
② CO2的熔、沸点比CS2低,原因是两者同为分子晶体,CS2的相对分子质量大,范德华力强,熔、沸点高。
③CO的熔、沸点比N2高,原因是两者同为分子晶体,相对分子质量相同,CO的极性大,熔、沸点高。
的沸点比 高的原因是 形成分子内氢键,而
形成分子间氢键,分子间氢键使物质熔、沸点升高。
(4)金属晶体
[一般规律]
金属离子半径越小,离子所带电荷数越多,其金属键越强,金属熔、沸点就越高。
[规范答题]
①阳离子电荷数相等,则看阳离子的半径:若为同主族金属元素,同为金属晶体,Mn+半径小于Nn+,则M晶体的金属键强,熔、沸点高。
②阳离子电荷数不相等,阳离子半径也不相等:若为同周期金属元素,同为金属晶体,Mm+半径小于Nn+,Mm+电荷数大于Nn+,则M晶体的金属键强,熔、沸点高。
[应用举例]
Mg的熔、沸点低于Al,原因是同为金属晶体,Mg的半径大于Al,Mg所带电荷数也小于Al,故Al的金属键强,熔、沸点高。
1.(2025·四平市期中)下列比较正确的是(　　)
A.沸点:CCl4>CBr4>CI4
B.熔点:NaC.熔点:金刚石>硅
D.分子中π键数目:HCN>N2
C
解析　CCl4 、CBr4 、CI4三种物质均属于分子晶体,CI4的相对分子质量最大,沸点最高,A错误;钠原子半径比钾的小,金属键较强,熔点:Na>K,B错误;金刚石、硅属于共价晶体,因C—C 键的键能大于Si—Si 键的键能,故金刚石熔点高于硅,C正确;HCN 的结构为H—C≡N,N2的结构为N≡N,则HCN分子中π键数目与N2中π键的数目相同,D错误;答案选C。
2.下列各物质中,按熔点由高到低的顺序排列正确的是(　　)
A.Rb>K>Na>Li
B.KCl>NaCl>MgCl2>MgO
C.金刚石>SiO2>CsCl>钠
D.H2O>CH4>硫黄>H2
C
解析　碱金属随原子序数增加,熔点降低,所以熔点:RbKCl,O2-所带电荷数多于Cl-且半径小于Cl-,所以熔点:MgO>MgCl2,B错误;金刚石和SiO2为共价晶体,CsCl为离子晶体,钠为金属晶体,且金刚石熔点高于二氧化硅,所以熔点:金刚石>SiO2>CsCl>钠,C正确;硫黄为固体,熔点最高,H2O分子中含有氢键,熔点较高,CH4相对分子质量大于H2,所以熔点: 硫黄>H2O>CH4>H2,D错误。
3.按要求完成下列题目。
(1)一些氧化物的熔点如表所示:
氧化物 Li2O MgO P4O6 SO2
熔点/℃ 1570 2800 23.8 -75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因:_______________________________________
______________________________________________________________________________________________________________________________________________ 。
Li2O、MgO均为离子晶体,P4O6、SO2均为分子晶体。离子晶体的熔点一般高于分子晶体;离子键强度:MgO>Li2O,所以MgO的熔点高于Li2O;分子间作用力(相对分子质量):P4O6>SO2,所以P4O6的熔点高于SO2
(2)砷化镓以第三代半导体著称,其熔点为1 230 ℃,具有空间网状结构。已知氮化硼与砷化镓属于同种晶体类型。则两种晶体熔点较高的是____________(填化学式),其理由是__________________________________________________________________
________。
两种晶体均为共价晶体,N原子和B原子半径较小,B、N之间共价键键能较大,熔点更高
BN　
(3) 在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2==== CH3OH+H2O)所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为H2O>CH3OH>CO2>H2,原因是______________________________
______________________________________________________________________
________________________________________________。
H2O与CH3OH均为极性分子,且能形成分子间氢键,而H2O中氢键比CH3OH多,H2O的沸点更高;CO2与H2均为非极性分子,CO2的相对分子质量较大,范德华力较大,沸点较高
(4) K元素和Cr元素属于同一周期元素,且核外最外层电子结构相同,但金属K的熔、沸点等都比金属Cr低,原因是 。
(5)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,但其熔点只有200 ℃,原因是______________________________________　
________________。
K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱
FeF3为离子晶体,FeBr3的化学键以共价键为
离子键　
主,属于分子晶体(共15张PPT)
2.典型晶胞结构模型的投影图
(1)简单立方体模型的投影图
正视图 沿体对角线
切开的剖面图 沿体对角线
的投影图

(2)体心立方晶胞结构模型的投影图
正视图 沿体对角线
切开的剖面图 沿体对角线
的投影图

(3)面心立方晶胞结构模型的投影图
正视图 沿体对角线
切开的剖面图 沿体对角线
的投影图

(4)金刚石晶胞结构模型的投影图
x、y平面上的投影图: ,沿体对角线投影图: 。
D
分数坐标确定的方法步骤
[思维建模]
1.(2025·陕西卷)一种负热膨胀材料的立方晶胞结构如图,晶胞密度为d g·cm-3,阿伏加德罗常数的值为NA,下列说法错误的是(　　)
A
2.(2026·贵阳市校联考)某立方晶胞结构如图所示。设晶胞的参数为a nm,NA 为阿伏加德罗常数的值,下列说法错误的是(　　)
C
B
1.原子分数坐标
(1)概念：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)原子分数坐标的表示方法
如位于晶胞原点A(顶点)的原子的坐标为(0,0,0)（如图），可确定B点原子分数坐标为
(（任)C点原子分数坐标为（任，0，）D点原子分数坐标为（位，0,0）
体心
3
面心
y
X
2a
棱中
8
5
6
2
3
产y
X
4
◆
5
8
2
3
产y
X
4
I
02
3
木3
60
星
0
产y
X
e
米3
¤左下
y
a
化
l
1
「举例示范
(2025·河北卷)SmCo(k>1)是一种具有优异磁性能的稀土永磁材料，在航空航天等领域
中获得重要应用。SmCo的六方晶胞示意图如下，晶胞参数a=500pm、c=400pm,M、
N原子的分数坐标分别为（后）、(（后)。设N,是阿伏加德罗常数的值。
a
Z
C
oN
s06909
Mo
x120°
-O
U
a
下列说法错误的是(
A.该物质化学式为SmCos
B体心原子的分数坐标为(2，)
C晶体的密度为
890V3
NA×10-22
D.原子Q到体心的距离为100V41pm
解析
根据均摊法可知，白球位于晶胞体内，数目为1，灰球位于晶孢顶，点、校上与体内
数目为8X+8X+2=5,结合晶胞化学式SmCo(k)可知，白球为Sm、灰球为Co,故该
物质的化学式为SmCo,A正确：体心原子的分数坐标为侵，2，)
B正确；该晶胞中含1个
$m和5个Co,结合晶胞参数可知，该六方晶胞体积为ac-×(500X10
890W3
10cm)2X400X1
<1022cm3,则该晶休密度为
(150+59x5)g
3,
NA×10-22cn
3WAX10-22
3,C正确，结合晶胞示意图可知，原子Q与体心距离为侧面面对角线长度的(共11张PPT)
2.大π键的形成条件
(1)所有参与离域π键的原子都必须在同一平面内,即连接这些原子的中心原子只能采取sp或sp2杂化。
(2)所有参与离域π键的原子都必须提供一个或两个相互平行或行的p轨道。
(3)根据泡利不相容原理,参与离域π键的p轨道上的电子数必须小于2倍的p轨道数。
3.衔接教材—苯分子中的大π键
4.常见分子(或离子)中的大π键
分子(或离子) 大π键
C6H6(苯)
CH2== CH—CH== CH2
D
ad
sp2
1.概念及表示方法
(1)定义
在一个平面形的多原子分子中，如果相邻原子有垂直于分子平面的、对称性一致的、
未参与杂化的原子轨道，那么这些轨道可以相互重叠，形成多中心π键。这种多中心π
键又称为共轭π键”或离域π键，简称大π键”。
(2)表示方法
离域π键符号可用Π”m表示，其中m为平行的p轨道数（即参与形成大π键的原子数），n为
平行p轨道里的电子数，上述符号可读为“m原子n电子大π键”。
[示例]N3中的大π键为Π，吡咯为
Π。
H
H
H
H
H
H最
H
苯分子中
苯分子中碳原
苯分子中
的σ键
子的2p轨道
的π键
分子（或离子）
大π键
C。H(苯
哈
CH2=CH-CH-CH2
Π4
N03、SO3
Π8
CO2、SO2、SCN、N0克、N3、N2O、O3
Π
[举例示范]
C0 中的大π键可以表示为
「形成过程分析]根据价电子对互斥理论判断C0 为平面三角形结构，中心C原子为
$p杂化，价电子轨道表示式为
,每个O原子有两个单电子，三个O分别用
个单电子与中心C原子形成三个C一Oō键，另一个单电子参与形成大π键，形成两个
负电荷的电子也参与形成大π键。则大π键的电子总数为1+3+2-6，表示为Π乐。
[方法技巧1AB型大π键中电子数的计算方法
大π键电子数=价电子总数-ō键电子总数-孤电子对总数
如S02:大π键电子数=(6+2×6)-2×2-(6-2×2)-2×4=4，可表示为Π。
C03:大π键电子数=(4+3×6+2)-3×2-3×4=6，可表示为Π乐。
1.(2025·江西省多校联考)下列微粒中均含有大π键，大π键可用符号Π”m表示，其中m代
表参与形成大π键的原子数，为各原子的单电子数和得电子数的总和，下列粒子中大π
键与其他三种微粒不同的是(
A.NO2
B.N3
D.C03

展开更多......

收起↑