2019-2020年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)專題五物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)專題復(fù)習(xí)新人教版.doc

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2019-2020年高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)專題五物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)專題復(fù)習(xí)新人教版 考點(diǎn)一　微粒結(jié)構(gòu)及相互作用力 原子結(jié)構(gòu)、離子結(jié)構(gòu)是物質(zhì)結(jié)構(gòu)的核心內(nèi)容，同樣也是高考的重要考點(diǎn)。復(fù)習(xí)時(shí)，注意掌握常用規(guī)律，提高解題能力；重視知識(shí)遷移、規(guī)范化學(xué)用語(yǔ)。根據(jù)考綱，應(yīng)從以下五個(gè)方面掌握。 1．明確微粒間“三個(gè)”數(shù)量關(guān)系 中性原子：核電荷數(shù)＝核內(nèi)質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)＝原子序數(shù) 陰離子：核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＋所帶的電荷數(shù) 陽(yáng)離子：核外電子數(shù)＝質(zhì)子數(shù)－所帶的電荷數(shù) 2．“四同”的判斷方法 判斷的關(guān)鍵是抓住描述的對(duì)象。 （1）同位素——原子，如H、H、H。 （2）同素異形體——單質(zhì)，如O2、O3。 （3）同系物——有機(jī)化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 （4）同分異構(gòu)體——有機(jī)化合物，如正戊烷、新戊烷。 3．注意易混淆的問題 （1）同種元素，可以有若干種不同的核素，即核素種類遠(yuǎn)大于元素種類。 （2）元素有多少種核素，就有多少種原子。 （3）同位素是同一元素不同原子的互相稱謂，不指具體原子。 （4）同一元素的不同同位素原子其質(zhì)量數(shù)不同，核外電子層結(jié)構(gòu)相同，其原子、單質(zhì)及其構(gòu)成的化合物的化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同，只是某些物理性質(zhì)略有差異。 4．巧記10e－、18e－ 微粒 10電子體和18電子體是元素推斷題的重要突破口。 以Ne為中心記憶10電子體： 此外，由10電子體中的CH4、NH3、H2O、HF失去一個(gè)H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F為9電子體，兩兩組合得到的物質(zhì)如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也為18電子體。 5．澄清化學(xué)鍵與化合物的關(guān)系 說明　（1）當(dāng)化合物中只存在離子鍵時(shí)，該化合物是離子化合物。 （2）當(dāng)化合物中同時(shí)存在離子鍵和共價(jià)鍵時(shí)，該化合物是離子化合物。 （3）當(dāng)化合物中只存在共價(jià)鍵時(shí)，該化合物是共價(jià)化合物。 （4）在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素(銨鹽除外)；共價(jià)化合物一般只含有非金屬元素，但個(gè)別含有金屬元素，如AlCl3也是共價(jià)化合物；只含有非金屬元素的化合物不一定是共價(jià)化合物，如銨鹽。 （5）非金屬單質(zhì)只有共價(jià)鍵(稀有氣體除外)。 （6）氣態(tài)氫化物是共價(jià)化合物，只含共價(jià)鍵，而金屬氫化物(如NaH)是離子化合物，含離子鍵。 （7）離子晶體熔化時(shí)破壞離子鍵，原子晶體熔化時(shí)破壞共價(jià)鍵，而分子晶體熔化時(shí)破壞分子間作用力。 （8）分子的穩(wěn)定性與分子間的作用力無關(guān)，而與分子內(nèi)部的化學(xué)鍵的強(qiáng)弱有關(guān)。 【例1】(xx上海，1)中國(guó)科學(xué)技術(shù)名詞審定委員會(huì)已確定第116號(hào)元素Lv的名稱為鉝。關(guān)于Lv的敘述錯(cuò)誤的是(　　) A．原子序數(shù)116 B．中子數(shù)177 C．核外電子數(shù)116 D．相對(duì)原子質(zhì)量293 【答案】D 【例2】已知A、B、C、D四種物質(zhì)均是由短周期元素原子組成的，它們之間有如圖所示的轉(zhuǎn)化關(guān)系，且A 是一種含有18電子的微粒，C是一種含有10電子的微粒。請(qǐng)完成下列各題： （1）若A、D均是氣態(tài)單質(zhì)分子，寫出A與B反應(yīng)的化學(xué)方程式：______________________ __________________________________________________。 （2）若B、D屬同主族元素的單質(zhì)分子，寫出C的電子式： ________________。 （3）若A、B均是含2個(gè)原子核的微粒，其中B中含有10個(gè)電子，D中含有18個(gè)電子，則A、B之間發(fā)生反應(yīng)的離子方程式為________________________________________________。 （4）若D是一種含有22電子的分子，則符合如圖關(guān)系的A的物質(zhì)有____________(寫物質(zhì)的化學(xué)式，如果是有機(jī)物則寫相應(yīng)的結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式)。 【答案】（1）2F2＋2H2O===4HF＋O2?。?） （3）HS－＋OH－===S2－＋H2O （4）CH3CH3、CH3OH 【解析】（1）18電子的氣態(tài)單質(zhì)分子為F2，則C為HF、B為H2O、D為O2，反應(yīng)方程式為2F2＋2H2O===4HF＋O2。 （2）B、D為同主族元素的單質(zhì)，且A含有18個(gè)電子，C含有10個(gè)電子時(shí)，則B為O2、A為H2S、C為H2O、D為S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。 （3）含2個(gè)原子核的18電子的微粒為HS－，10電子的微粒為OH－，反應(yīng)離子方程式為HS－＋OH－===S2－＋H2O。 （4）含22電子的分子為CO2，則A為含18電子的含C、H或C、H、O的化合物，可能為CH3CH3和CH3OH。 考點(diǎn)二　正確把握元素周期表　準(zhǔn)確運(yùn)用元素周期律 在歷年高考中，元素周期表、元素周期律的知識(shí)點(diǎn)屬于高頻考點(diǎn)，在復(fù)習(xí)時(shí)，可從以下六個(gè)方面突破： 1．強(qiáng)化記憶元素周期表的結(jié)構(gòu) 2．注意把握元素周期表的特點(diǎn) （1）短周期元素只有前三周期； （2）主族中只有ⅡA族元素全部為金屬元素； （3）ⅠA族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素； （4）元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族； （5）長(zhǎng)周期不一定是18種元素，第六周期有32種元素。 3．理清原子序數(shù)與元素位置的“序數(shù)差值”規(guī)律 （1）同周期相鄰主族原子的“序數(shù)差值”規(guī)律 ①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相鄰元素序數(shù)差為1。 ②同周期第ⅡA族和第ⅢA族為相鄰元素，其原子序數(shù)差為第二、三周期時(shí)相差1，第四、五周期時(shí)相差11，第六、七周期時(shí)相差25。 （2）同主族相鄰元素的“序數(shù)差值”規(guī)律 ①第二、三周期的同族元素原子序數(shù)相差8。 ②第三、四周期的同族元素原子序數(shù)相差有兩種情況：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。 ③第四、五周期的同族元素原子序數(shù)相差18。 ④第五、六周期的同族元素原子序數(shù)鑭系之前的相差18，鑭系之后的相差32。 ⑤第六、七周期的同族元素原子序數(shù)相差32。 4．“三看”比較微粒半徑大小 在中學(xué)化學(xué)要求的范疇內(nèi)，可按“三看”規(guī)律來比較粒子半徑的大小： “一看”電子層數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)不同時(shí)，電子層數(shù)越多，半徑越大。 例：r(Li)r(Na＋) “二看”核電荷數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)相同時(shí)，核電荷數(shù)越大，半徑越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋) “三看”核外電子數(shù)：當(dāng)電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時(shí)，核外電子數(shù)越多，半徑越大。 例：r(Cl－)>r(Cl)　r(Fe2＋)>r(Fe3＋) 5．金屬性、非金屬性的多方面比較 金屬性比較 本質(zhì) 原子越易失電子，金屬性越強(qiáng) 判斷 依據(jù) ①在金屬活動(dòng)性順序中位置越靠前，金屬性越強(qiáng) ②單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)越劇烈，金屬性越強(qiáng) ③單質(zhì)還原性越強(qiáng)或離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng) ④最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng) ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y的金屬性比X強(qiáng) 非金屬性比較 本質(zhì) 原子越易得電子，非金屬性越強(qiáng) 判斷 依據(jù) ①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng) ②單質(zhì)氧化性越強(qiáng)，陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng) ③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng) ④An－＋B―→Bm－＋A，則B的非金屬性比A強(qiáng) 6.重視幾個(gè)易忽略的問題 （1）比較物質(zhì)非金屬性強(qiáng)弱時(shí)，應(yīng)是最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物酸性的強(qiáng)弱，而不是非金屬元素對(duì)應(yīng)氫化物酸性的強(qiáng)弱。 （2）所含元素種類最多的族是ⅢB族，形成化合物種類最多的元素在第ⅣA族。 （3）化學(xué)鍵影響物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)，如穩(wěn)定性等；分子間作用力和氫鍵影響物質(zhì)的物理性質(zhì)，如熔、沸點(diǎn)等。 （4）并非所有非金屬元素的氫化物分子間都存在氫鍵，常見的只有非金屬性較強(qiáng)的元素如N、O、F的氫化物分子間可形成氫鍵。 （5）金屬性是指金屬氣態(tài)原子失電子能力的性質(zhì)，金屬活動(dòng)性是指在水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質(zhì)，二者順序基本一致，僅極少數(shù)例外。如金屬性Pb>Sn，而金屬活動(dòng)性Sn>Pb。 （6）利用原電池原理比較元素金屬性時(shí)，不要忽視介質(zhì)對(duì)電極反應(yīng)的影響。如Al—Mg—NaOH溶液構(gòu)成原電池時(shí)，Al為負(fù)極，Mg為正極；Fe—Cu—HNO3(濃)構(gòu)成原電池時(shí)，Cu為負(fù)極，F(xiàn)e為正極。 【例3】在元素周期表中的前四周期，兩兩相鄰的5種元素如圖所示，若B元素的核電荷數(shù)為a。下列說法正確的是(　　) A．B、D的原子序數(shù)之差可能為2 B．E、B的原子序數(shù)之差可能是8、18或32 C．5種元素的核電荷數(shù)之和可能為5a＋10 D．A、E的原子序數(shù)之差可能是7 【答案】C 【解析】由題中所給5種元素的位置關(guān)系可以看出D一定不是第一周期元素(因?yàn)槿绻鸇是第一周期元素，則D一定屬于元素周期表最左邊的第ⅠA族元素或最右邊的0族元素)，所以A選項(xiàng)錯(cuò)誤；由題意可知5種元素在前四周期，所以D、B、E分別為第二、三、四周期的元素，由元素周期表的結(jié)構(gòu)可知5種元素一定在過渡元素右邊，所以D、E的原子序數(shù)分別為a－8、a＋18，A、C的原子序數(shù)分別為a－1、a＋1，即只有C選項(xiàng)正確。 【例4】(xx山東理綜，8)短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相對(duì)位置如圖所示。已知Y、W的原子序數(shù)之和是Z的3倍，下列說法正確的是(　　) Y Z X W A.原子半徑：XZ C．Z、W均可與Mg形成離子化合物 D．最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性：Y>W 【答案】C 【解析】由題意可知，短周期元素X、Y、Z、W分別位于2、3周期，設(shè)Z的原子序數(shù)為x，則Y、W的原子序數(shù)分別為x－1、x＋9，則有x－1＋x＋9＝3x，解得x＝8，則元素X、Y、Z、W分別為Si、N、O、Cl。A項(xiàng)，原子半徑應(yīng)為X>Y>Z，錯(cuò)誤；B項(xiàng)，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性應(yīng)為Xb>a B．a(chǎn)和其他3種元素均能形成共價(jià)化合物 C．d和其他3種元素均能形成離子化合物 D．元素a、b、c各自最高和最低化合價(jià)的代數(shù)和分別為0、4、6 【答案】B 【解析】a－的電子層結(jié)構(gòu)與氦相同，則a為氫元素；b和c的次外層有8個(gè)電子，且最外層電子數(shù)分別為6、7，則b為硫元素，c為氯元素；d的最外層電子數(shù)為1，且c－和d＋的電子層結(jié)構(gòu)相同，則d為鉀元素。A項(xiàng)，元素的非金屬性次序?yàn)镃l>S>H，正確；H2S和HCl是共價(jià)化合物，KH、K2S和KCl是離子化合物，B項(xiàng)錯(cuò)誤，C項(xiàng)正確；D項(xiàng)，氫、硫、氯三種元素的最高和最低化合價(jià)分別為＋1和－1、＋6和－2、＋7和－1，因此它們各自最高和最低化合價(jià)的代數(shù)和分別為0、4、6，正確。 考點(diǎn)三　基態(tài)原子的核外電子排布 1．排布規(guī)律 （1）能量最低原理：基態(tài)原子核外電子優(yōu)先占據(jù)能量最低的原子軌道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。 （2）泡利原理：每個(gè)原子軌道上最多只能容納2個(gè)自旋狀態(tài)相反的電子。 （3）洪特規(guī)則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時(shí)，電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，且自旋狀態(tài)相同。 2．表示方法 （1）電子排布式 按電子排入各電子層中各能級(jí)的先后順序，用能級(jí)符號(hào)依次寫出各能級(jí)中的電子數(shù)，同時(shí)注意特例。 如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 （2）簡(jiǎn)化電子排布式 “[稀有氣體]＋價(jià)層電子”的形式表示。 如：Cu：[Ar]3d104s1 （3）電子排布圖 用方框表示原子軌道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級(jí)的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。 如S： 【例6】[xx新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅰ，37（2）]基態(tài)Fe原子有________________________個(gè)未成對(duì)電子。Fe3＋的電子排布式為________________。可用硫氰化鉀檢驗(yàn)Fe3＋，形成的配合物的顏色為________。 【答案】4　1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5　血紅色 【解析】基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為[Ar]3d64s2，其中3d軌道有4個(gè)軌道未充滿，含有4個(gè)未成對(duì)電子。Fe原子失去4s軌道的2個(gè)電子和3d軌道的1個(gè)電子形成Fe3＋，則其電子排布式為1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。檢驗(yàn)Fe3＋時(shí)，F(xiàn)e3＋與SCN－形成配合物而使溶液顯血紅色。 【點(diǎn)睛】 “兩原理，一規(guī)則”的正確理解 1．原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規(guī)則、泡利原理，若違背其一，則電子能量不處于最低狀態(tài)。 易誤警示　在寫基態(tài)原子的電子排布圖時(shí)，常出現(xiàn)以下錯(cuò)誤： 2．同能級(jí)的軌道半充滿、全充滿或全空狀態(tài)的原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定。 如np3、np6 Cr：3d54s1　 Mn：3d54s2　 Cu：3d104s1　 Zn：3d104s2 考點(diǎn)四　元素的電離能和電負(fù)性 1．元素的電離能 第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號(hào)I1表示，單位為kJmol－1。 （1）原子核外電子排布的周期性 隨著原子序數(shù)的增加，元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化：每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復(fù)出現(xiàn)從ns1到ns2np6的周期性變化。 （2）元素第一電離能的周期性變化 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化： 同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢(shì)，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最?。? 同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢(shì)。 說明　同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢(shì)。同能級(jí)的軌道為全滿、半滿時(shí)較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N、Mg、P。 （3）元素電離能的應(yīng)用 ①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱 電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱。 ②判斷元素的化合價(jià) 如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價(jià)為＋n價(jià)，如鈉元素I2?I1，所以鈉元素的化合價(jià)為＋1價(jià)。 2．元素的電負(fù)性 （1）元素電負(fù)性的周期性變化 元素的電負(fù)性：不同元素的原子對(duì)鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負(fù)性。 隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負(fù)性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負(fù)性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負(fù)性呈現(xiàn)減小的趨勢(shì)。 （2） 【例6】[xx新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅱ，37（2）]前四周期原子序數(shù)依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的價(jià)電子層中未成對(duì)電子均只有1個(gè)，并且A－和B＋的電子數(shù)相差為8；與B位于同一周期的C和D，它們價(jià)電子層中的未成對(duì)電子數(shù)分別為4和2，且原子序數(shù)相差為2。 四種元素中第一電離能最小的是__________，電負(fù)性最大的是__________(填元素符號(hào))。 【答案】K　F 考點(diǎn)五　兩大理論與分子構(gòu)型 1．分子構(gòu)型與雜化軌道理論 雜化軌道的要點(diǎn) 當(dāng)原子成鍵時(shí)，原子的價(jià)電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。 雜化 類型 雜化軌道數(shù)目 雜化軌道夾角 空間構(gòu)型 實(shí)例 sp 2 180 直線形 BeCl2 sp2 3 120 平面三角形 BF3 sp3 4 10928′ 正四面體形 CH4 2.分子構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)互斥模型 價(jià)層電子對(duì)互斥模型說明的是價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型，而分子的空間構(gòu)型指的是成鍵電子對(duì)空間構(gòu)型，不包括孤電子對(duì)。 （1）當(dāng)中心原子無孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型一致。 （2）當(dāng)中心原子有孤電子對(duì)時(shí)，兩者的構(gòu)型不一致。 電子 對(duì)數(shù) 成鍵 對(duì)數(shù) 孤電子 對(duì)數(shù) 電子對(duì)空 間構(gòu)型 分子空 間構(gòu)型 實(shí)例 2 2 0 直線形 直線形 BeCl2 3 3 0 三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面體 四面體形 CH4 3 1 三角錐形 NH3 2 2 V形 H2O 3.中心原子雜化類型和分子空間構(gòu)型的相互判斷 中心原子的雜化類型和分子空間構(gòu)型有關(guān)，二者之間可以相互判斷。 分子組 成(A為 中心原子) 中心原子的 孤電子對(duì)數(shù) 中心原子的 雜化方式 分子空 間構(gòu)型 示例 AB2 0 sp 直線形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三 角形 BF3 1 sp3 三角錐形 NH3 AB4 0 sp3 正四面體形 CH4 【例7】[xx新課標(biāo)全國(guó)卷Ⅱ，37（2）（3）改編]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序數(shù)依次增大。a的核外電子總數(shù)與其周期數(shù)相同，b的價(jià)電子層中的未成對(duì)電子有3個(gè)，c的最外層電子數(shù)為其內(nèi)層電子數(shù)的3倍，d與c同族；e的最外層只有一個(gè)電子，但次外層有18個(gè)電子。則a和其他元素形成的二元共價(jià)化合物中，分子呈三角錐形，該分子的中心原子的雜化方式為______________；這些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)為3的____________；酸根呈三角錐結(jié)構(gòu)的酸是______________。 【答案】sp3　HNO2、HNO3　H2SO3 考點(diǎn)六　微粒作用與分子性質(zhì) 1．共價(jià)鍵 （1）共價(jià)鍵的類型 ①按成鍵原子間共用電子對(duì)的數(shù)目分為單鍵、雙鍵、三鍵。 ②按共用電子對(duì)是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。 ③按原子軌道的重疊方式分為σ鍵和π鍵，前者的電子云具有軸對(duì)稱性，后者的電子云具有鏡像對(duì)稱性。 （2）鍵參數(shù) ①鍵能：氣態(tài)基態(tài)原子形成1 mol化學(xué)鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學(xué)鍵越穩(wěn)定。 ②鍵長(zhǎng)：形成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子之間的核間距，鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵越穩(wěn)定。 ③鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個(gè)共價(jià)鍵之間的夾角。 ④鍵參數(shù)對(duì)分子性質(zhì)的影響 鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定。 （3）σ鍵、π鍵的判斷 ①由軌道重疊方式判斷 “頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵。 ②由共用電子對(duì)數(shù)判斷 單鍵為σ鍵；雙鍵或三鍵，其中一個(gè)為σ鍵，其余為π鍵。 ③由成鍵軌道類型判斷 s軌道形成的共價(jià)鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價(jià)鍵全部為σ鍵。 （4）等電子原理 原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征。物理性質(zhì)相似，化學(xué)性質(zhì)不同。 常見等電子體： 微粒 通式 價(jià)電子總數(shù) 立體構(gòu)型 CO2、SCN－、NO、N AX2 16e－ 直線形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 SO、PO AX4 32e－ 正四面體形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角錐形 CO、N2 AX 10e－ 直線形 CH4、NH AX4 8e－ 正四面體形 （5）配位鍵 ①孤電子對(duì) 分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對(duì)稱孤電子對(duì)。 ②配位鍵 a．配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對(duì)，另一方提供空軌道形成的共價(jià)鍵； b．配位鍵的表示：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對(duì)的原子，如NH可表示為，在NH中，雖然有一個(gè)N—H鍵形成的過程與其他3個(gè)N—H鍵形成的過程不同，但是一旦形成之后，4個(gè)共價(jià)鍵就完全相同。 ③配合物 如[Cu(NH3)4]SO4 配位體有孤電子對(duì)，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空軌道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 2．分子性質(zhì) （1）分子的極性 ①分子構(gòu)型與分子極性的關(guān)系 ②鍵的極性與分子的極性的關(guān)系 類型 實(shí)例 鍵的極性 空間構(gòu)型 分子極性 X2 H2、N2 非極性鍵 直線形 非極性分子 XY HCl、NO 極性鍵 直線形 極性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 極性鍵 直線形 非極性分子 SO2 極性鍵 V形 極性分子 H2O、H2S 極性鍵 V形 極性分子 XY3 BF3 極性鍵 平面三角形 非極性分子 NH3 極性鍵 三角錐形 極性分子 XY4 CH4、CCl4 極性鍵 正四面體形 非極性分子 （2）溶解性 ①“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑，若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。 ②“相似相溶”還適用于分子結(jié)構(gòu)的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。 （3）無機(jī)含氧酸分子的酸性 無機(jī)含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使R—O—H中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H＋，酸性越強(qiáng)，如HClO氫鍵>范德華力 影響 強(qiáng)度 的因 素 ①隨著分子極性和相對(duì)分子質(zhì)量的增大而增大 ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大 對(duì)于A—H…B—，A、B的電負(fù)性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大 成鍵原子半徑越小，鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，共價(jià)鍵越穩(wěn)定 對(duì)物 質(zhì)性 質(zhì)的 影響 ①影響物質(zhì)的熔沸點(diǎn)、溶解度等物理性質(zhì) ②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對(duì)分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔沸點(diǎn)升高，如F2H2S，HF>HCl，NH3>PH3 ①影響分子的穩(wěn)定性 ②共價(jià)鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強(qiáng) 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 【例8】[xx江蘇，21(A)－（1）（2）（3）節(jié)選]下列反應(yīng)曾用于檢測(cè)司機(jī)是否酒后駕駛： 2Cr2O＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→ 4[Cr(H2O)6]3＋＋3CH3COOH （1）配合物[Cr(H2O)6]3＋中，與Cr3＋形成配位鍵的原子是________(填元素符號(hào))。 （2）1 mol CH3COOH分子含有σ鍵的數(shù)目為________。 （3）與H2O互為等電子體的一種陽(yáng)離子為__________(填化學(xué)式)；H2O與CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因?yàn)樗鼈兌际菢O性分子外，還因?yàn)開___________________________________ ____________________________________。 【答案】（1）O?。?）7 mol(或76.021023) （3）H2F＋　H2O與CH3CH2OH之間可以形成氫鍵 考點(diǎn)七　微粒作用與晶體結(jié)構(gòu) 1．離子鍵——離子晶體 （1）化學(xué)鍵：相鄰原子之間強(qiáng)烈的相互作用?；瘜W(xué)鍵包括離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵。 （2）離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過靜電作用形成的化學(xué)鍵。 離子鍵強(qiáng)弱的判斷：離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，離子鍵越強(qiáng)，離子晶體的熔沸點(diǎn)越高。 離子鍵的強(qiáng)弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1 mol離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽(yáng)離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔、沸點(diǎn)越高，硬度越大。 （3）離子晶體：通過離子鍵作用形成的晶體。 ①典型的離子晶體結(jié)構(gòu)： NaCl型晶體 CsCl型晶體 每個(gè)Na＋周圍被6個(gè)Cl－所包圍，同樣每個(gè)Cl－也被6個(gè)Na＋所包圍 每個(gè)正離子被8個(gè)負(fù)離子包圍著，同時(shí)每個(gè)負(fù)離子也被8個(gè)正離子所包圍 ②晶胞中粒子數(shù)的計(jì)算方法——均攤法 位置 頂點(diǎn) 棱邊 面心 體心 貢獻(xiàn) 1/8 1/4 1/2 1 2.共價(jià)鍵——原子晶體 （1）原子晶體：所有原子間通過共價(jià)鍵結(jié)合成的晶體或相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。 （2）典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 （3）典型原子晶體結(jié)構(gòu) 金剛石 二氧化硅 結(jié)構(gòu) 示意圖 晶胞 示意圖 特 點(diǎn) 正四面體空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的碳環(huán)中有6個(gè)碳原子，每個(gè)碳原子與周圍4個(gè)碳原子形成四個(gè)共價(jià)鍵，1 mol金剛石中含有2 mol碳碳鍵 二氧化硅晶體是空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，最小的環(huán)中有6個(gè)硅原子和6個(gè)氧原子，每個(gè)硅原子與4個(gè)氧原子成鍵，每個(gè)氧原子與2個(gè)硅原子成鍵，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧鍵 （4）共價(jià)鍵強(qiáng)弱和原子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：原子半徑越小，形成共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，共價(jià)鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點(diǎn)越高。如熔點(diǎn)：金剛石>碳化硅>晶體硅。 3．分子間作用力——分子晶體 （1）分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學(xué)鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。 （2）①分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結(jié)合的晶體，典型的分子晶體有冰、干冰。其晶體結(jié)構(gòu)模型及特點(diǎn)為 干冰 冰 晶體 模型 結(jié)構(gòu) 特點(diǎn) 干冰晶體是一種立方面心結(jié)構(gòu)——每8個(gè)CO2分子構(gòu)成立方體，在六個(gè)面的中心又各占據(jù)1個(gè)CO2分子。每個(gè)CO2分子周圍，離該分子最近且距離相等的CO2分子有12個(gè)(同層4個(gè)，上層4個(gè)，下層4個(gè)) 每個(gè)水分子周圍只有4個(gè)緊鄰的水分子，在四面體中心的每個(gè)水分子與四面體頂角方向的4個(gè)相鄰水分子相互吸引，這一排列使冰晶體中的水分子的空間利用率不高，留有相當(dāng)大的空隙。當(dāng)冰剛剛?cè)诨癁橐簯B(tài)水時(shí)，熱運(yùn)動(dòng)使冰的結(jié)構(gòu)部分解體，水分子的空隙減小，密度反而增大，超過4 ℃時(shí)，才由于熱運(yùn)動(dòng)加劇，分子間距離加大，密度逐漸減小 ②分子間作用力強(qiáng)弱和分子晶體熔沸點(diǎn)大小的判斷：組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對(duì)分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，克服分子間作用力使物質(zhì)熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸點(diǎn)越高。但存在氫鍵時(shí)分子晶體的熔沸點(diǎn)往往反常地高。 （3）NH3、H2O、HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點(diǎn)比同族其他元素氫化物的沸點(diǎn)反常地高。 影響物質(zhì)的性質(zhì)方面：增大物質(zhì)的熔沸點(diǎn)，增大物質(zhì)的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氫化物中存在。 4．金屬鍵——金屬晶體 （1）金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強(qiáng)烈的相互作用。 運(yùn)用自由電子理論可解釋金屬晶體的導(dǎo)電性、導(dǎo)熱性和延展性。 晶體中的微粒 導(dǎo)電性 導(dǎo)熱性 延展性 金屬離子 和自由電子 自由電子在外加電場(chǎng)的作用下發(fā)生定向移動(dòng) 自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量 晶體中各原子層相對(duì)滑動(dòng)仍保持相互作用 （2）①金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。 ②金屬鍵的強(qiáng)弱和金屬晶體熔沸點(diǎn)的變化規(guī)律：陽(yáng)離子所帶電荷數(shù)越多，半徑越小，金屬鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)越高，如熔點(diǎn)：NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強(qiáng)弱可以用金屬的原子化熱來衡量。 5．分子晶體、原子晶體、離子晶體與金屬晶體的結(jié)構(gòu)微粒，以及微粒間作用力的區(qū)別 晶體類型 原子晶體 分子晶體 金屬晶體 離子晶體 結(jié)構(gòu)微粒 原子 分子 金屬陽(yáng)離子、 自由電子 陰、陽(yáng) 離子 微粒間 作用(力) 共價(jià)鍵 分子間 作用力 復(fù)雜的 靜電作用 離子鍵 熔沸點(diǎn) 很高 很低 一般較高， 少部分低 較高 硬度 很硬 一般較軟 一般較硬， 少部分軟 較硬 溶解性 難溶解 相似相溶 難溶(Na等 與水反應(yīng)) 易溶于極 性溶劑 導(dǎo)電情況 不導(dǎo)電 (除硅) 一般 不導(dǎo)電 良導(dǎo)體 固體不導(dǎo)電，熔化或溶于水后導(dǎo)電 實(shí)例 金剛石、 水晶、 碳化硅等 干冰、冰、 純硫酸、 H2(S)等 Na、Mg、 Al等 NaCl、CaCO3、NaOH等 6.物質(zhì)熔沸點(diǎn)的比較 （1）不同類型晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體。 （2）同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。 ①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點(diǎn)就越高。 ②分子晶體：對(duì)于同類分子晶體，相對(duì)分子質(zhì)量越大，則熔沸點(diǎn)越高。 ③原子晶體：鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，則熔沸點(diǎn)越高。 （3）常溫常壓下狀態(tài)：①熔點(diǎn)：固態(tài)物質(zhì)>液態(tài)物質(zhì)；②沸點(diǎn)：液態(tài)物質(zhì)>氣態(tài)物質(zhì)。 【例10】[xx全國(guó)卷Ⅰ，37（4）（5）]（4）CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5，該化合物熔點(diǎn)為253 K，沸點(diǎn)為376 K，其固體屬于________晶體。 （5）碳有多種同素異形體，其中石墨烯與金剛石的晶體結(jié)構(gòu)如圖所示： ①在石墨烯晶體中，每個(gè)C原子連接________個(gè)六元環(huán)，每個(gè)六元環(huán)占有________個(gè)C原子。 ②在金剛石晶體中，C原子所連接的最小環(huán)也為六元環(huán)，每個(gè)C原子連接________個(gè)六元環(huán)，六元環(huán)中最多有________個(gè)C原子在同一平面。 【答案】（4）分子 ?。?）①3　2?、?2　4 【例11】（2）硅主要以硅酸鹽、________等化合物的形式存在于地殼中。 （3）單質(zhì)硅存在與金剛石結(jié)構(gòu)類似的晶體，其中原子與原子之間以____________相結(jié)合，其晶胞中共有8個(gè)原子，其中在面心位置貢獻(xiàn)____________個(gè)原子。 （4）單質(zhì)硅可通過甲硅烷(SiH4)分解反應(yīng)來制備。工業(yè)上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介質(zhì)中反應(yīng)制得SiH4，該反應(yīng)的化學(xué)方程式為____________________________________________。 （6）在硅酸鹽中，SiO四面體[如下圖(a)]通過共用頂角氧離子可形成島狀、鏈狀、層狀、骨架網(wǎng)狀四大類結(jié)構(gòu)型式。圖(b)為一種無限長(zhǎng)單鏈結(jié)構(gòu)的多硅酸根：其中Si原子的雜化形式為______________，Si與O的原子數(shù)之比為______________，化學(xué)式為________________。 【答案】（2）二氧化硅?。?）共價(jià)鍵　3 （4）Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2 （6）sp3　1∶3　[SiO3]或SiO 【解析】（3）金剛石晶胞的面心上各有一個(gè)原子，面上的原子對(duì)晶胞的貢獻(xiàn)是。 （6）在多硅酸根中每個(gè)硅原子都與4個(gè)O形成4個(gè)Si—O單鍵，因而Si原子都是sp3雜化；觀察圖(b)可知，每個(gè)四面體通過兩個(gè)氧原子與其他四面體連接形成鏈狀結(jié)構(gòu)，因而每個(gè)四面體中硅原子數(shù)是1，氧原子數(shù)＝2＋2＝3，即Si與O的原子個(gè)數(shù)比為1∶3，化學(xué)式為[SiO3]。 考點(diǎn)八　元素推斷及綜合應(yīng)用 元素推斷題是高考考查的熱點(diǎn)，這類題往往將元素化合物的知識(shí)、物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論、化學(xué)基本理論等知識(shí)串聯(lián)起來，綜合性較強(qiáng)，難度較大。解題的關(guān)鍵是正確推斷元素。常用方法有： 1．根據(jù)原子或離子的結(jié)構(gòu)示意圖推斷 （1）已知原子結(jié)構(gòu)示意圖，可由下列等式確定元素在周期表中的位置和元素的種類：電子層數(shù)＝周期數(shù)，最外層電子數(shù)＝主族序數(shù)。 如果已知離子的結(jié)構(gòu)示意圖，則須將其轉(zhuǎn)化為原子結(jié)構(gòu)示意圖來確定。 （2）電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒：陰離子對(duì)應(yīng)的元素在具有相同電子層結(jié)構(gòu)的稀有氣體元素的前面，陽(yáng)離子對(duì)應(yīng)的元素在具有相同電子層結(jié)構(gòu)的稀有氣體元素的下一周期的左邊位置，簡(jiǎn)稱“陰前陽(yáng)下”。 2．根據(jù)元素化合價(jià)的特征關(guān)系推斷 （1）根據(jù)等式確定元素在周期表中的位置：最高正化合價(jià)數(shù)＝最外層電子數(shù)＝主族序數(shù)(O、F除外)。 （2）如果已知負(fù)化合價(jià)(或陰離子的符號(hào))，則須用等式先求出最高正化合價(jià)：最高正化合價(jià)＝8－|負(fù)化合價(jià)|，再確定元素在周期表中的位置。 3．根據(jù)原子半徑的遞變規(guī)律推斷 根據(jù)原子半徑來推斷元素的相對(duì)位置：同周期中左邊元素的原子半徑比右邊元素的原子半徑大，同主族中下邊元素的原子半徑比上邊元素的原子半徑大。 4．根據(jù)元素的原子結(jié)構(gòu)特征推斷 （1）利用元素的原子結(jié)構(gòu)特征確定元素在周期表中的位置：①最外層電子數(shù)等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外層有1個(gè)或2個(gè)電子，則可能是ⅠA或ⅡA族元素，還有可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。③次外層電子數(shù)是2的元素在第二周期；次外層電子數(shù)是8的元素在第三周期或第四周期的ⅠA、ⅡA族；最外層電子數(shù)比次外層電子數(shù)多的元素一定位于第二周期。④某元素陰離子的最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)相同，該元素位于第三周期；若為陽(yáng)離子，則對(duì)應(yīng)元素位于第四周期。 （2）利用元素的特征來推斷元素的位置：如根據(jù)“形成化合物最多的元素”、“空氣中含量最多的元素”、“地殼中含量最多的元素”等特征來推斷。 5．根據(jù)稀有氣體的原子序數(shù)推斷 各周期最后的元素都是稀有氣體元素，其原子序數(shù)的數(shù)值實(shí)際上等于前幾周期的元素種數(shù)之和。熟記這些原子序數(shù)，對(duì)推斷某元素在周期表中的位置很有幫助。 6．根據(jù)元素基態(tài)原子的核外電子排布特征推斷 （1）利用價(jià)電子排布特征推斷 ①ⅠA(ns1)　ⅡA(ns2)?、驛(ns2np1)　ⅣA(ns2np2) ⅤA(ns2np3)?、鯝(ns2np4)　ⅦA(ns2np5) 0族(ns2np6，氦除外) ②第四周期：ⅢB(3d14s2)?、鬊(3d24s2)?、魾(3d34s2) ⅥB(3d54s1)?、鰾(3d54s2)?、?3d6～84s2) ⅠB(3d104s1)?、駼(3d104s2) （2）利用軌道數(shù)和電子數(shù)間的關(guān)系推斷 如：①占據(jù)三個(gè)軌道且每個(gè)軌道電子數(shù)均相同的應(yīng)為C。 ②軌道數(shù)、電子數(shù)、族序數(shù)、周期數(shù)均相同的應(yīng)為H。 （3）利用成對(duì)電子數(shù)和成單電子數(shù)推斷 如：①前四周期成單電子數(shù)和周期數(shù)相同的元素有：H、C、O、P、Fe。 ②短周期元素中最外層成對(duì)電子數(shù)和成單電子數(shù)相等的元素是C、Si。 ③最外層只有一個(gè)成單電子，其余各層均充滿，應(yīng)為L(zhǎng)i、Na、Cu。 ④前四周期中，成單電子數(shù)最多的元素是Cr。 【例11】X、Y、Z、R為短周期元素且原子序數(shù)依次增大。X、R原子核外電子層數(shù)等于其最外層電子數(shù)，Y元素的基態(tài)原子中電子分布在3個(gè)不同的能級(jí)，且每個(gè)能級(jí)中的電子總數(shù)相同；Z的兩種同素異形體都存在于大氣中，對(duì)生命起著重要作用。另有M元素位于周期表的第四周期第6列。請(qǐng)回答下列問題： （1）上述5種元素中，電負(fù)性最大的是(填名稱)________，X3Z＋的VSEPR模型名稱是________。 （2）M基態(tài)原子的電子排布式是_________________________________________________。 （3）R的單質(zhì)為面心立方最密堆積(見圖)，則一個(gè)晶胞中R原子數(shù)為________。 （4）已知：M2Z3與R2Z3結(jié)構(gòu)和性質(zhì)相似，則M2Z3溶于強(qiáng)堿時(shí)發(fā)生反應(yīng)的離子方程式是_______________________________________________。 【答案】（1）氧　四面體形 （2）1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1 （3）4 （4）Cr2O3＋2OH－===2CrO＋H2O 【解析】根據(jù)元素信息可以推斷：X為H，Y為C，Z為O，R為Al，M為Cr。