2019高考化学专题43物质结构与性质（一）考点讲解.doc

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1、1专题 43 物质结构与性质（一）【考情报告】考查角度 考查内容 命题特点原子结构与性质 电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义；电子排布式和轨道表示式；元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律及应用。分子结构与性质 共价键的类型；根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型；等电子原理；配合物理论。晶体结构与性质 晶体结构的分析；晶体的基本类型与性质；晶体的堆积模型；物质熔沸点的判断；判断晶体类型的方法；晶胞中实际拥有微粒的求算。本部分是选修物质结构与性质的选做题，题型为填空题，总分 15 分左右。从近三年高考试题来看，主要考查杂化轨道的类型、分子或离子的空间

2、构型、化学键的类型、晶体的结构与性质、核外电子排布式的书写、等电子原理、配合物的分析等知识，重点突出，整体难度不大，复习时可以对照考纲，对重点知识逐一排查过关。 【考向预测】纵观近几年各地新课改高考试题，稳定加创新是本专题的基本特点，命题的形式没有太大的变化，原子的结构与性质、分子的结构与性质和晶体的结构与性质是命题的三大要点。从题的情况来看，给出一定的知识背景，然后设置成 34 个小题，每 个小题考查一个知识要点是主要的命题模式。从题型分析主要在 II 卷中以填空命题，内容可考查基本概念，如电子排布式，轨道式，电离能，电负性，杂化方式以及空间构型等，也可联系有机考查有机物中 C 原子的杂化，

3、联系数学几何知识考查晶体的计算等。 “物质结构与性质”模块的内容主要是讨论物质结构与性质之间的关系，较为抽象，在复习时，要以“本”为本，2抓住课本，也就抓住了“双基” ，要紧密联系我们己有的有关物质及其变化的经验与知识，并利用各种模型、图表，提高学习质量和效率。预测 2019 年对本专题的考查，命题可能采取结合新科技，新能源等社会热点为背景，着重考查学生对基本概念的掌握，如元素周期律的变化规律，晶体类型的判断与性质等，同时对整个高中化学整合的考查也不容忽视，因为这样可以很好地考查学生对化学知识的全面掌握，同时增加了试题区分度。【经典在线】1.知识梳理一、原子结构与元素性质1.基态原子的核外电子

4、排布的规律及表示方法(1) 排布规律能量最低原理：原子核外电子先占有能量低的轨道，然后依次进入能量高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。泡利原理。每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向不同的电子。如 2s 轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。洪特规则：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。如 2p3的电子排布为 ，不能表示为 或 。特例有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有 1 个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如 p6和 d10)、半充满(如 p3和 d5)和全空(如 p0和 d0)状态时，体系

5、的能量较低，原子较稳定。(2)核外电子排布的表示方法原子结构示意图可表示核外电子分层排布和核内质子数，如 +8 2 6 。电子排布式a 用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。这就是电子排布式。例如，K：1s 22s22p63s23p64s1。b 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示。例如：K：Ar4s 1电子排布图3每个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如下图所示。2族的划分与原子的价电子数和价电子排布的关系族 主族 0 族 副族 VIII 族价电子(或最外层电子)排布价电子都

6、在排在最外层的 ns 和 np轨道上ns2np6(最外层电子排布)(n1)d 15 ns2或(n1)d10ns12(n1)d68 ns2族与价电子数关系族序数等于价电子数目IIBVIIB 族序数等于价电子数目，IB、IIB 族序数与s 轨道电子数相等3周期表中元素性质的递变规律性质 同周期(左右) 同主族(上下)原子半径 逐渐减小 逐渐增大电子层结构 电子层数相同最外层电子数渐多电子层数递增最外层电子数相同失电子能力 逐渐减小 逐渐增大得电子能力 逐渐增大 逐渐减小金属性 逐渐减弱 逐渐增强非金属性 逐渐增强 逐渐减弱主要化合价 最高正价(17)非金属负价(8族序数)最高正价族序数(O、F 除

7、外)非金属负价(8族序数)最高价氧化物对应水化物 的酸性、碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强4非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难易稳定性逐渐增强形成由易难稳定性逐渐减弱阳离子半径 依次减小 依次增大阴离子半径 依次减小 依次增大4电离能(1)气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最少能量，叫做电离能。同一种元素的逐级电离能的大小关系：I 1I 2I 3；第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。(2)电离能递变规律周一周期 同一族第一电离能从 左往右，第一电离能呈增大的趋势从上到下，第一电离能呈减小趋势。注

8、意第 IIA 族元素和第 VA 族元素的特殊性。(2)与元素周期表中位置的关系：同周期元素从左到右(除稀有气体)，第一电离能逐渐增大；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。注意：半充满、全充满、全空状态稳定，第一电离能较高。如：Be、N、Mg、P 反常。5电负性表示当两个不同原子在形成化学键时对共用电子的吸引能力大小。同周期元素(除稀有气体)从左到右，元素的电负性逐渐变大，表明元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小；表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。二.分子结构与性质1.共价键(1)共价键的本质：共价键是原子间通过共用电子对形成的强烈的相互作

9、用，故共价键的本质是原子间形成共用电子对，即电子云的重叠，使得电子出现在核间的概率增大。共价键具有饱和性和方向性。(2)共价键的类型 按键的极性分：若成键原子属于同种元素，则共用电子对不发生偏移，成键原子双方不显电性，这样的共价键叫非极性共价键(非极性键)。若成键原子不同，则共用电子对偏向吸引电子能力强的一方，该元素显示负化合价，偏离吸引电子能力弱的一方，该元素显正化合价，这样的共价键叫极性共价键(极性键)。 按形成共价键的原子轨道重叠方式的不同分为 键和 键。5(3)共价键的键参数 键能：气态基态原子形成 1 mol 共价键释放的最低能量。键能越大，说明破坏(或形成)化学键时吸收(或放出)的

10、能量越多，化学键越牢固。 键长：指成键原子的核间距离，它与共价键稳定性的关系是键长越小，共价键越稳定。 键角：键角是分子内两共价键间的夹角，它是描述分子立体结构的重要参数。2.三种化学键的比较共价键 类型比较离子键非极性键 极性键 配位键本质 阴、阳离子间通过静电作用形成相邻原子间通过共用电子对(电子云重叠)与原子核间的 静电作用形成成键条件(元素种类)成键原子的得、失电子能力差别很大(金属与非金属之间)成键原子得、失电子能力相同(同种非金属)成键原子得、失电子能力差别较小(不同非金属)成键原子一方有孤对电子(配对体)另一方有空轨道(中心离子)特征 无方向性、饱和性有方向性、饱和性表示方式(电

11、子式)H:H 存在 离子化合物(离子晶体)单质 H2，共价化合物 H2O2，离子化合物 Na2O2共价化合物 HCl，离子化合物NaOH离子化合物NH4Cl3.分子的立体结构(1)价层电子对互斥模型：把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如 CO2、CH 2O、CH 4等分子中的 C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：ABn 立体结构 范例n=2 直线型 CO26n=3 平面三角形 CH2On=4 正四面体型 CH4另一类是中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)的分子。如 H2O 和 NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间

12、，并参与互相排斥。因而 H2O 分子呈 V 型，NH 3分子呈三角锥型。(2)杂化轨道理论： 中心原子杂化轨道数、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数 =孤电子对数 与之相连的原子数。杂化前后轨道总数不变，杂化轨道用来形成 键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在的平面垂直，可用来形成 键。 几种常见的杂化轨道类型的比较如下表：杂化类型 夹角 分子空间构型 实例等性 sp 杂化 180 o 直线形 C2H2、CO 2、BeCl 2等性 sp2杂化 120 o 平面三角形 C2H4、BF 3、C 6H6等性 sp3杂化 1095 o 正四面体 CH4、CCl 4、NH 不等性杂

13、化轨道类型(杂化轨道中有孤对电子存在)1045 o V 型 H2O不等性 sp3杂化 1073 o 三角锥形 NH3(3)键的极性与分子极性的关系类型 实例两个键之间的夹角键的极性 分子的极性 空间构型X2 H2、N 2 非极性键 非极性分子 直线型XY HCl、NO 极性键 极性分子 直线型CO2、CS 2 180 极性键 非极性分子 直线型SO2 120 极性键 极性分子 三角形XY2(X2Y)H2O、H 2S 104.5 极性键 极性分子 V 形BF3 120 极性键 非极性分子 平面三角形XY3NH3 107.3 极性键 非极性分子 三角锥形XY4 CH4、CCl 4 109.5 极性

14、键 非极性分子 正四面体3. 配合物理论及应用(1) 中心离子：配合物的中心离子一般都是带正电的阳离子，过渡金属离子最常见，但也有电中性的原7子甚至还有极少数的阴离子。(2) 配位体：配位体可以是阴离子，如 X (卤素离子)、OH 、SCN 、CN 等；也可以是中性分子，如H2O、NH 3、CO、醇、胺、醚等。配位体中直接同中心离子配合的原子叫做配位原子。配位原子必须是含有孤对电子的原子，如 NH3中的 N 原子，H 2O 分子中的 O 原子，配位原子常是 VA、VIA、VA 族的元素。(3)配位数：直接同中心离子(或原子)配位的原子数目叫中心离子(或原子)的配位数。如在Pt(en) 2Cl2

15、中 Pt2 的配位数为 224，而配位体只有两个。4.分子间作用力和化学键的比较分子间作用力化学键氢键 范德华力概念相邻的原子之间强烈的相互作用某些物质的分子间存在的比范德华力稍强的相互作用物质分子间存在的微弱的相互作用存在范围分子内或某些晶体内分子间(某些物质的分子内也存在)分子间强度 较强 比范德华力稍强 较弱对物质性质的影响主要影响物质的化学性质，化学键越强，物质越稳定主要影响物质的物理性质，分子间形成的氢键会使物质的熔点和沸点反常的升高主要影响物质的物理性质，组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高三. 晶体结构与性质1.晶体类型及性质比较晶体类型 离子晶体

16、原子晶体 分子晶体 金属晶体组成晶体的粒子阳离子和阴离子原子 分子金属离子和自由电子组成晶体粒子间的相互作用 离子键 共价键范德华力(有的还有氢键)金属键典型实例 NaCl金刚石、晶体硅、SiO2、SiC冰(H 2O)、干冰(CO2)镁、铝8是否有分子存在无无分子，是网状结构无 无熔化时键的变化断开离子键 破坏共价键不破坏化学键，破坏分子间力减弱熔点、沸点熔点较高、沸点高熔、沸点高 熔、沸点低 变化无规律导热性 不良 不良 不良 良好导电性固态不导电，熔化或溶于水能导电差 差 良好机械加工性能不良 不良 不良 良好晶体的物理特性硬度 略硬而脆 高硬度 硬度较小 变化无规律2. 均摊法计算晶体中

17、粒子数目在做由晶体结构确定物质的化学式或各质点所拥有的化学键时，一般利用均摊法，如由立方结构晶体的晶胞确定晶体化学式的方法：(1)处于立方体顶点上的粒子，同时为 8 个晶胞所共有，每个粒子有 1/8 属于该晶胞。(2)处于立方体棱上的粒子，同时为 4 个晶胞所共有，每个粒子有 1/4 属于该晶胞。(3)处于面上的粒子，同时为 2 个晶胞所共有，每个粒子有 1/2 属于该晶胞。3四种晶体熔、沸点对比规律(1)做这类题时首先要判断物质的晶体类型，不同晶体类型的物质的熔沸点高低顺序一般是：原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体熔沸点差距加大，如钨是熔点最高的金属，汞在常温下为液态。(2)同 一类型晶体的

18、物质，粒子间的作用力越强，熔沸点越高，如：离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径小(或阴、阳离子半径之和越小的)，键能越强的熔、沸点就越高。如 NaCl、 NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl 等的熔、沸点依次降低。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO 熔点高于 NaCl分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，相对分子质量越大，分子间的作用力越大，熔沸点越高，如 O2N 2、HIHBrHCl(HF 除外)。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、金刚砂(碳化硅)、9晶体硅的熔、沸

19、点逐渐降低。金属晶体：金属阳离子半径越小，带的电荷越多，其熔、沸点也就越高。如A 的 Al， A 的Mg，IA 的 Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越高。4下表列出了常见晶体的结构类型及分析：晶体 晶体结构示意图 晶体中微粒分布详解氯化钠晶体Na 和 Cl 交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个 Na 周围最近的等距离(设为 a)的 Cl 有 6个(上、下、左、右、前、后)，在每个 Cl 周围最近的等距离为 Na 亦有 6 个，这 6 个离子构成一个正八面体；在每个 Na 周围最近的等距离(必为2a)的 Na 有 12 个(同层 4 个、上层 4 个，下

20、层4 个)，在每个 Cl 周围最近的等距离的 Cl 亦有12 个氯化铯晶体每 8 个 Cs 、八个 Cl 各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子(Cs 或 Cl )。在每个Cs 周围最近的等距离(为 a3/2)的 Cl 有 8 个，在每个 Cs 周围最近的等距离(必为 a)的 Cs 有 6个(上、下、左、右、前、后)，在每个 Cl 周围最近的等距离的 C1 亦有 6 个二氧化碳晶体每 8 个 CO2构成立方体且在 6 个面的中心又各占据1 个 C02。在每个 CO2周围等距离( 2a/2，a 为立方体棱长)最近的 CO2有 12 个(同层 4 个、上层 4个、下层 4 个)金刚石晶体

21、每个 C 与另 4 个 C 以共价键结合，前者位于正四面体中心，后四者位于正四面体顶点。晶体中所有C-C 键长相等、键角相等(均为 10928)；晶体中最小碳环由 6 个 C 组成且六者不在同一平面内；晶体中每个 C 参与了 4 条 C-C 键的形成，而在每条10键中心的贡献只有一半，故 C 原子数与 C-C 键数之比为 1:2石墨晶体层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个 C 与 3 个 C 形成 C-C 键，构成正六边形，键长相等，键角相等(均为 120)；在晶体中，每个 C 参与了 3 条 C-C 键的形成，而在每条键中的贡献只

22、有一半，每个正六边形平均只占 61/3=2 个C，C 原子个数与 C-C 键数之比为 2：3二氧化硅晶体每个 Si 与 4 个 O 结合，前者在正四面体的中心，后四者在正四面体的顶点；同时每个 0 被两个正四面体所共用。正四面体内键角为 10928，每个正四面体占有一个完整的 Si，四个“半 O 原子” ，故晶体中 Si 原子与 O 原子个数比为 1：(41/2)=1：2(可看作是金刚石结 构中的每个碳原子之间插入一个氧原子，再将碳原子换成硅原子)5金属晶体模型常见的三种结构三种典型结构类型 体心立方晶格 面心立方晶体 密排六方晶格配位数 8 12 12常见金属晶体结构(有些金属晶体可能有两种

23、或三种晶格)Li、Na、K、Rb、Cs、Ca、Sr、Ba、Ti、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、FeCa、Sr、Cu、Au、A1、Pb、NiPd、PtBe、Mg、Ca、Sr、Co、Ni、Zn、Cd、Ti结构示意图空间利用率 68.02 74.05 74.05堆积形式 体心立方 密堆积 面心立方最密堆积 六方最密堆积112.经典精讲【经典考题 1】 （2018 新课标 1卷）Li 是最轻的固体金属，采用 Li 作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题 ：（1）下列 Li 原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_、_（填标号） 。A BC D（2）

24、Li +与 H具有相同的电子构型， r(Li+)小于 r(H)，原因是_。（3）LiAlH 4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH 4中的阴离子 空间构型是_、中心原子的杂化形式为_。LiAlH 4中，存在_（填标号） 。A离子键 B 键 C 键 D氢键（4）Li 2O 是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的 BornHaber 循环计算得到。可知，Li 原子的 第一电离能为_kJmol 1，O=O 键键能为_kJmol 1，Li 2O 晶格能为_kJmol1。（5）Li 2O 具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为 0.4665 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则 Li2O 的密度

25、为_gcm 3（列出计算式） 。 【答案】D C Li +核电荷数较大 正四面体 sp 3 AB 520 498 2908 12点睛：本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，电离能、晶格能，化学键类型，晶胞的计算等知识，保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。难点仍然是晶胞的有关判断与计算，晶胞中原子的数目往往采用均摊法：位于晶胞顶点的原子为 8 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/8；位于晶胞面心的原子为 2 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1/2；位于晶胞棱心的原子为 4 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/4；位于晶胞体心的原子为 1个晶胞共用，对

26、一个晶胞的贡献为 1。【经典考题 2】 （2018 新课标 2 卷）硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4熔点/ 85.5 115.2 600（分解） 75.5 16.8 10.313沸点/ 60.3 444.6 10.0 45.0 337.0回答下列问题：（1）基态 Fe 原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为_，基态 S 原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_形。 （2）根据价层电子对互斥理论，H 2S、SO 2、SO 3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是_。（3）图（a）为 S8的结构，其熔点和沸点要比

27、二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为_。（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_形，其中共价键的类型有_种；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中 S 原子的杂化轨道类型为_。（5）FeS 2晶体的晶胞如图（c）所示。晶胞边长为 a nm、FeS 2相对式量为 M，阿伏加德罗常数的值为NA，其晶体密度的计算表达式为_gcm 3；晶胞中 Fe2+位于 所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为_nm。【答案】 哑铃（纺锤） H2S S8相对分子质量大，分子间范德华力强 平面三角 2 sp 3 【解析】分析：（1）根据铁、硫的核外电子排布式解答；14占据最高能级是

28、3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。 回答下列问题：(1)D2 的价层电子排布图为_。(2)四种元素中第一电离最小的是_，电负性最大的是_。(填元素符号)(3)A、B 和 D 三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。该化合物的化学式为_；D 的配位数为_；列式计算该晶体的密度_gcm 3 。(4)A 、B 和 C3 三种离子组成的化合物 B3CA6，其中化学键的类型有_；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为_，配位体是_。【答案】(1)(2)K F15(3)K 2NiF4； 6(4)离子键、配位键；FeF 63 ；F FeF63 ，配体是 F 。 【经典考题 4】(1)依据第 2 周

29、期元素第一电离能的变化规律，参照右图 B、F 元素的位置，用小黑点标出C、N、O 三种元素的相对位置。(2)NF3可由 NH3和 F2在 Cu 催化剂存在下反应直接得到：上述化学方程式中的 5 种物质所属的晶体类型有_(填序号)。a.离子晶体 b.分子晶体 c.原子晶体 d.金属晶体基态铜原子的核外电子排布式为_。(3)BF3 与一定量水形成(H 2O)2BF3晶体 Q，Q 在一定条件下可转化为 R：16晶体 Q 中各种微粒间的作用力不涉及_(填序号)。a.离子键 b.共价键 c.配位键 d.金属键 e.氢键 f.范德华力R 中阳离子的空间构型为_，阴离子的中心原子轨道采用_杂化。(4)已知苯

30、酚( )具有弱酸性，其 Ka=1.1 1010 ；水杨酸第一级电离形成的离子 能形成分子内氢键。据此判断，相同温 度下电离平衡常数 Ka2(水杨酸)_Ka(苯酚)(填“”或“”)，其原因是_。【答案】(1)(2)a、b、d1s 22s22p63s23p63d104s1或Ar3d 104s1(3)a、d三角锥型 sp 3(4) 中形成分子内氢键，使其更难电离出 H【解析】本题考查物质结构与性质模块的内容。考查了电离能、电子排布式、空间构型、杂化以及氢键等知识。(1)同周期元素的第一电离能呈增大趋势，但是氮的 2p 轨道处于半满状态 2p3，使其结构相对较为稳定，致使其第一电离能大于相邻的碳、氧元

31、素。(2)NH 3、F 2、NF 3为分子晶体，铜为金属晶体，而 NH4F 是由 NH 和 F 组成的为离子晶体。17【经典考题 5】金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。(1)下列关于金属及金属键的说法正确的是_。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)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_。(3)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 N

32、2结构相似，CO 分子内 键与 键个数之比为_。(4)甲醛(H 2C= O)在 Ni 催化作用下加氢可得甲醇(CH 3OH)。甲醇分子内 C 原子的杂化方式为_，甲醇分子内的 OCH 键角_(填“大于” 、 “等于”或“小于”)甲醛分子内的 OCH 键角。【答案】(1)b (2)C(碳) (3)4； 1:2 (4)sp 3； 小于【解析】(1)金属键没有方向性和饱和性，a 错；b 对；金属中本身就存在着自由电子，并不是外加电场而产生的自由电子，c 错；金属具有光泽是因为自由电子能够吸收所有波长的光，随即又反射出来时，若全部反射就是银白色，若反射一部分就呈其它颜色(如金)，所以 d 项说是因为金

33、属阳离子，是错误的。(2)Ni 的外围电子排布为 3d84s2，3d 能级上有 2 个未成对电子。第二周期中未成对电子数为 2 的元素有C、O，其中 C 的电负性小。(3)Ni 的外围电子排布为 3d84s2，价电子数为 10，每个 CO 与镍配位提供 2 个电子，所以共 4 个 CO；C O中含 1 个 键、2 个 键。18(4)甲醇( HCOH)分子内 C 有 4 对 电子对，无孤电子对，为 sp3杂化，OCH 键角约 10928；甲醛( )分子内 C 为 sp2杂化，平面三角形，OCH 键角约 120；故甲醇分子内 OCH 键角比甲醛分子内 OCH 键角小。【经典考题6】 一项科学研究成

34、果表明，铜锰氧化物(CuMn 2O4)能在常温下催化氧化空气中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。(1)向一定物质的量浓度的Cu(NO 3)2和M n(NO3)2溶液中加入Na 2CO3溶液，所得沉淀经高温灼烧，可制得CuMn2O4。Mn 2 基态的电子排布式可表示为 。NO 的空间构型是 (用文字描述)。(2)在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化为CO 2，HCHO被氧化为CO 2和H 2O。根据等电子体原理，CO分子的结构式为 。H 2O分子中O原子轨道的杂化类型为 。1 mol CO 2中含有的键数目为 。(3)向CuSO 4溶液中加入过量NaOH溶液可生成Cu(OH) 42 。不考虑空间构型，C

35、u(OH) 42 的结构可用示意图表示为 。【答案】(1)1s 22s22p63s23p63d5(或Ar3d 5) 平面三角形(2)C O sp 3 26.0210 23个(或2 mol)(3) (或 )【解题技巧】1、判断杂化轨道类型的一般方法19(1)看中心原子有没有形成双键或叁键，如果有 1 个叁键，则其中有 2 个 键，是 sp 杂化；如果有 1 个双键，则其中有 1 个 键，是 sp2杂化；如果全部是单键，则是 sp3杂化。(2)杂化轨道数等于中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子个数之和。若和为 2，则中心原子 sp 杂化；若和为 3，则中心原子 sp2杂化；若和为 4，则中心原子

36、 sp3杂化。如 NH3，N 原子有 1 对孤电子对，另外与3 个氢原子成键，所以为 134，为 sp3杂化；再如 CO2，C 原子没有孤电子对，与 2 个氧原子成键，所以为 022，为 sp 杂化。2、等电子体的判断方法一是同主族变换法，如 CO2与 CS2、CF 4与 CCl4是等电子体，二是左右移位法，如 N2与 CO，CO 、NO 23 3与 SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如 NH 价电子为 8，CO 价电子为 24。 4 233、中心原子 A 的价层电子对数的计算方法：对 ABm型化合物，中心原子 A 的

37、价层电子对数 n ，计算时一般说来，A的 价 电 子 数 B提 供 的 电 子 数 m2价电子数即为最外层电子数，但 B 为卤素原子、氢原子时，提供 1 个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。4、晶体类型的判断(1)依据物质的分类判断金属氧化物(如 K2O、Na 2O2等)、强碱(如 NaOH、KOH 等)和绝大多数的盐类是离子晶体。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除 SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)都是分子晶体。常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质(除汞外)与合金

38、是金属晶体。 (2)依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；原子晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用为分子间作用力；金属晶体的晶格质点是金属离子和自由电子，质点间的作用是金属键。(3)晶体的熔点判断离子晶体的熔点较高，常在数百度至一千余度；原子晶体熔点高，常在一千度至几千度；分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。(4 )依据导电性判断离子晶体水溶液及熔化时能导电；原子晶体一般为非导体，但有些能导电，如晶体硅；分子晶体为非导体，20而分子晶体中的电解质(如酸

39、和部分非金属气态氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电；金属晶体是电的良导体。(5)依据硬度和机械性能判断离子晶体硬度较大或略硬而脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。5、均摊法确定晶胞组成均摊法确定晶胞组成的原则：晶胞任意位置上的一个原子如果是被 n 个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子占有的份额就是 。如立方体晶胞中组成粒子个数的计算方法是1n同理可知，六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被 6、3、4、2 个晶胞共有；正三棱柱形晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被 12、6、4、2 个晶胞

40、共有。【规律总结】误点警示：(1)书写电子排布图时常出现的错误： (违反泡利原理)： 或 (违反洪特规则)：正确的应为 。(2)洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如 d10)、半充满(如 d5)和全空(如 d0)时体系能量较低，原子较稳定。如 Cr 原子的电子排布式为：1s 22s22p63s23p63d54s1或Ar3d 54s1，Cu 原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d 104s1。(3)书写基态原子或价电子的电子排布式时，虽说能量 E (n1)d E(ns)，但书写排布式时，应将( n1)d排在 ns 前。如 Fe：正确应为 1

41、s22s22p63s23p63d64s2，错误的是 1s22s22p63s23p64s23d6。(4)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小。但要注意反常情况：同周期元素第A 族的元素的第一电离能大于第A 族元素的第一电离能，同周期元素第A 族元素的第一电离能大于第A 族元素的第一电离能，如：BeB，NO，MgAl，PS 等。(5)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。电负性最大的元素为氟，电负性最小的为铯。判断 ABn型分子极性的经验规律：若中心原子 A 的化合价的绝对值等

42、于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不相等，则为极性分子。如 BF3、CO 2等为非极性分子，NH 3、H 2O、SO 2等为极性分子。(6)同一种键在不同分子中的键长不同，通常所用的数据是一种统计平均值即平均键长作为该键的键长。21例如，CC 单键的键长在金刚石中为 154.2pm，在乙烷中为 153.3pm，在丙烷中为 154pm，在环已烷中为153pm，因此将 CC 单键的键长定为 154pm。就相同的两原子形成的键而言，单键键长双键键长叁键键长。(7)分子中不一定含有化学键，如稀有气体分子是单原子分子，不存在化学键。(8)氢键不是化学键，是一种特殊的分子间作用力。有氢键分子间也有

43、范德华力，但有范德华力分子间不一定 有氢键。(9)极性分子可能含有非极性键，如 H2O2；非极性分子可能不含非极性键，如 CH4。(10)含有离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属阳离子。(11)由非金属元素构成的晶体不一定为分子晶体。如 NH4Cl。含共价键的晶体不一定是原子晶体，如分子晶体的结构粒子分子内部含共价键，离子晶体结构粒子离子内部也可能有共价键，如 Na2O2、NaOH、NH 4Cl 等。(12)具有导电性的晶体不一定是离子晶体。如 Si、石墨。(13)金属与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体。如 AlCl3为分子晶体。(14)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如熔点：MgOSiO 2。(15)金属晶体的熔点不一定高于分子晶体，如熔点：SHg(Hg 常温下为液体)。(16)石墨晶体的熔点很高，但不属于原子晶体，而是过渡型晶体。(17)晶体中有阳离子不一定有阴离子，如构成金属晶体的微粒是由阳离子和自由电子构成。(18)H2O 的熔、沸点高于 H2S 的原因不是 H2O 分子存在氢键，而应该是 H2O 分子间存在氢键。