高考化學二輪專題復習30個考點 第二版塊 化學基本理論 專題五 原子結構 元素周期律 晶體結構 考點9 組成原子的粒子間的關系（含解析）1

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考點9 組成原子的粒子間的關系 【考點9】 組成原子的粒子間的關系 核電荷數(shù)（Z）=核內質子數(shù)=核外電子數(shù) 質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）＋中子數(shù)（N） 【考點10】 “10電子”和“18電子”的微粒 具有“10電子”的微粒 分子 離子 一核10電子 Ne N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+ 二核10電子 HF OH- 三核10電子 H2O NH2- 四核10電子 NH3 H3O+ 五核10電子 CH4 NH4+ 具有“18電子”的微粒 分子 離子 一核18電子 Ar K+、Ca2+、Cl-、S2- 二核18電子 F2、HCl HS-、O22- 三核18電子 H2S 四核18電子 PH3、H2O2、H2NF 五核18電子 SiH4、CH3F. NH2OH PH4+ 六核18電子 N2H4、CH3OH 七核18電子 CH3NH2 八核18電子 C2H6 等電子體： a．具有相同原子數(shù)目和相同電子總數(shù)（或價電子總數(shù)）的分子或離子具有相同的結構特征。 b．常見等電子體： N2、CO、CN–、C22–（電子總數(shù)為14e–，存在叁鍵）； CO2、N2O、CS2、COS、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–（價電子數(shù)為16e–，均為直線型）； BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–（價電子數(shù)為24e–，均為平面正三角形）； NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–（價電子數(shù)為24e–，均為三角錐形）； SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–（價電子數(shù)為24e–，均為正四面體形）。 【例8】現(xiàn)有A、B、D、E、G原子序數(shù)依次增大的五種短周期元素，其中A的原子半徑與G的原子半徑之比最小，B、D、E三種元素的原子的電子層數(shù)相同，同一周期中B的一種單質的熔點最高，E與A、B、D、G均能形成多種常見化合物。 （1）BE2的電子式是 。 （2）實驗室制取B2A2的化學方程式是 （3）常溫下液態(tài)化合物甲只含上述元素中的兩種，分子中原子個數(shù)比為l︰l，僅用一個化學方程式表示甲既有氧化性又有還原性： 。 （4）電解質乙和丙由上述元素中的幾種組成，l mol乙或丙中均含有20 mol電子，丙可以抑制乙在水溶液中的電離，則丙中的化學鍵類型有 ，乙的電離方程式是 。 （5）由A、B兩元素形成的含18個電子的氣態(tài)化合物，該化合物與氧氣和KOH溶液可構成燃料電池，寫出該燃料電池負極電極反應式： 。 【答案】 （1） （2）CaC2＋2H2O→Ca(OH)2＋HC≡CH↑ （3）2H2O22H2O＋O2↑ （4）離子鍵，極性共價健，NH3H2ONH4+＋OH- （5）C2H6―14e-＋180H-＝2CO32-＋12H2O 【點撥】元素推斷并不一定是完全地推斷出來的，很大程度依靠特征想象猜想，然后驗證，符合題意即可。10電子、14電子、18電子、20電子、22電子微粒是考查的常用發(fā)散點。 【考點11】 元素周期律與周期表 【考點12】 化學鍵與分子結構 附：分子極性與鍵的極性、分子的空間構型 類型 實例 鍵角 鍵的極性 空間構型 分子的極性 A2 H2、N2、Cl2等 ― 非極性鍵 直線形 非極性分子 AB HCl、NO、CO等 ― 極性鍵 直線形 極性分子 AB2 CO2、CS2等 180 極性鍵 直線形 非極性分子 H2O、H2S等 ＜180 極性鍵 “V”形或角形 極性分子 SO2分子 120 極性鍵 三角形 極性分子 ABC COS 180 極性鍵 直線形 極性分子 AB3 BF3分子 120 極性鍵 三角形 非極性分子 NH3、PCl3等分子 ＜109.5 極性鍵 三角錐形 極性分子 AB4 CH4、CCl4等分子 109.5 極性鍵 正四面體形 非極性分子 【考點13】 晶體類型與性質 晶體類型 性質比較 離子晶體 分子晶體 原子晶體 金屬晶體 結構 組成粒子 陰、陽離子 分子 原子 金屬陽離子和自由電子 粒子間作用 離子鍵 范德瓦耳斯力 共價鍵 金屬鍵 物理 性質 熔沸點 較高 低 很高 有高有低 硬度 硬而脆 小 大 有大有小、有延展性 溶解性 易溶于極性溶劑，難溶于非極性溶劑 極性分子 易溶于極性溶劑 不溶于任何溶劑 難溶（鈉等與水反應） 導電性 晶體不導電； 能溶于水的其水溶液導電；熔化導電 晶體不導電，溶于水后能電離的，其水溶液可導電；熔化不導電 不良（半導體Si） 良導體（導電傳熱） 典型實例 NaCl、NaOH Na2O、CaCO3 干冰、白磷 冰、硫磺 金剛石、SiO2 晶體硅、SiC NA. MG. Al FE. Cu、Zn 附：晶體熔、沸點高低的比較 一般規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體。 ① 離子晶體：離子晶體的離子鍵越強，晶體熔、沸點越高。 例如：MgO＞NaCl（Mg2+半徑小，所帶電荷多）。 FeO＞NaCl（Fe2+與Cl–電子層數(shù)相同，O2–與Na+電子層數(shù)相同，但FeO中離子所帶電荷數(shù)多） ② 分子晶體：組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力越強，晶體的熔、沸點越高。 例如：F2＜Cl2＜Br2＜I2。 此外，當分子形成分子間氫鍵時，分子晶體的熔、沸點升高。 例如：NH3、H2O、HF的熔、沸點均比同主族下一周期的氫化物的高。 ③ 原子晶體：原子半徑越小，鍵長越短，鍵能越大，鍵越牢固，晶體的熔、沸點越高。 例如：金剛石＞二氧化硅＞金剛砂＞晶體硅。 ④ 金屬晶體：金屬離子所帶電荷越多，半徑越小，金屬鍵越強，晶體的熔、沸點越高。 例如：Na＜Mg＜Al。 【例9】用NA表示阿伏加德羅常數(shù)的值。下列敘述正確的是（ ） A．4.5g SiO2晶體中含有的共價鍵數(shù)目為0.3NA B．25℃時，pH=13的1.0LBa(OH)2溶液中含有的OH-數(shù)目為0.2NA C．0.1molCl2與過量NaOH溶液反應轉移電子總數(shù)為0.2NA D．標準狀況下，22.4L甲醇中含有的氧原子數(shù)為NA 【答案】A。 【點撥】這類題涉及的范圍廣泛，可以涉及氣體摩爾體積和物質的狀態(tài)關系、物質組成和結構、氧化還原反應關系、電離、水解內容。審題過程中要注意分析題目中概念的層次，要特別注意試題中一些關鍵性的字、詞，要留心“陷阱”，對常見的一些陷阱要千萬警惕。例題中B項的Ba（OH）2有干擾作用。 附：常用數(shù)字識別 1．84gNaHCO3晶體中含有離子數(shù)目（2NA） 2．1 mol金剛石晶體中含碳碳鍵數(shù)目（2NA） 3．1 mol Na2O2與足量CO2反應轉移的電子數(shù)（NA） 4．1mol白磷分子中所含共價鍵數(shù)（6NA） 5．在銅與硫反應中，1mol銅失去的電子數(shù)（NA） 6．SiO2晶體中，1mol硅原子與氧原子形成的共價鍵數(shù)目（4NA） 7．28g乙烯含有共用電子對對數(shù)（6NA） 8．1 mol H2O2完全分解時轉移電子個數(shù)（NA） 9．標準狀況下，1mol任何氣體的體積都約為22.4L。 10．強酸和強堿的稀溶液反應的中和熱為57.3KJ?mol-1 【例10】A、B、C、D. E五種元素在元素周期表中的位置如圖所示： 已知A、B、C三種元素形成的單質均為氣體，D. E兩種元素的單質均為固體。回答下列問題： （1）A在元素周期表中的位置是 ，A的原子結構示意圖為 。 （2）E的名稱為 ，其最高價氧化物水化物的化學式 。 （3）鈉元素與D元素形成的化合物屬于 晶體，該化合物的電子式為 ，其熔點比D元素的單質的熔點要 （填“高”或“低”）。 （4）C元素的單質能與某化合物反應生成B元素的單質，該反應的化學方程式為 。 【答案】（1）第二周期第VA族 （2）硒 H2SeO4 （3）離子 高 （4）2F2+2H2O==4HF+O2 【點撥】元素“位”、“構”、“性”三者關系可以相互推導。推出元素可能不算太難，重要是能規(guī)范表達題設問題。一些關鍵的字能寫出、寫對，如“硒”“砷”。 例如用電子式表示MgCl2的形成過程應準確、規(guī)范到位： 。 【例11】X、Y為同周期元素，如果X的原子半徑大于Y，則下列說法正確的是（ ） A．若X為金屬，Y為非金屬，則X的最高價氧化物對應的水化物與Y的最高價氧化物對應的水化物不一定反應 B．若X、Y均為非金屬元素，則X的陰離子的還原性比Y的陰離子的還原性一定弱 C．若X、Y均為金屬元素，則由X、Y對應的單質作電極的原電池中，X一定為負極 D．若X、Y均為非金屬元素，則Y的氫化物的沸點比X的氫化物的沸點一定高 【答案】A。 【解析】同周期元素X的原子半徑大于Y，則X的原子序數(shù)小于Y。若X為金屬Mg，Y為非金屬Si，Mg（OH）2與H2SiO3不反應。若X、Y均為非金屬元素，則X原子的非金屬性小于Y，X的陰離子的還原性比Y的陰離子的還原性強。若X、Y均為金屬元素，X的金屬性大于Y，但是，由X、Y對應的單質作電極的原電池中，X不一定為負極。如MG. Al為電極置于濃NaOH溶液中構成原電池，Al為負極。若X、Y均為非金屬元素，Y的氫化物的沸點不一定比X的氫化物的沸點高。第二周期元素的氫化物的沸點：H2O＞HF＞NH3＞CH4。 【點撥】元素“位”、“構”、“性”關系討論要求學生的思維具有嚴密性、準確性、靈敏性。運用知識進行判斷時應以事例為基礎，注重一般性和特殊性的結合。