通用版2020高考化学二轮复习专题十二物质结构与性质课件.pptx

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1、专题十二 物质结构与性质 突破选考第35题 考纲要求 1.原子结构与元素的性质：(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理 ，能正确书写136号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和电子排布图；(2)了 解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；(3)了解电子在原子轨道之间的跃 迁及其简单应用；(4)了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。 2.化学键与分子结构：(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)了解共价键的形成、极性、类型(键和键)，了解配位键的含义； (3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(4)了解杂化轨道理论及简单 的

2、杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)；(5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测 简单分子或离子的立体构型。 3.分子间作用力与物质的性质：(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响；(2)了 解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。 4.晶体结构与性质：(1)了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作 用力的区别；(2)了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响；(3)了解分 子晶体结构与性质的关系；(4)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；(5)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，了

3、解金属晶体常见的堆积方式；(6)了解晶胞的概念，能根据晶胞确定 晶体的组成并进行相关的计算。 考点二 分子结构与性质 内容索引 NEIRONGSUOYIN 考点一 原子结构与性质 考点三 晶体类型与微粒间作用力 原子结构与性质 YUAN ZI JIE GOU YU XING ZHI01 (一)基态原子的核外电子排布 1.排布规律 (1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge： 1s22s22p63s23p63d104s24p2。 (2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。 (3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优

4、先单 独占据一个轨道，且自旋状态相同。 核心回扣 1 2.表示方法 表示方法举例 电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 简化电子排布式Cu：Ar3d104s1 价电子排布式Fe：3d64s2 电子排布图(或轨道表示式) 3.特殊原子的核外电子排布式 (1)Cr的核外电子排布： 先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故 需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的 排到一起，得该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。 (2)Cu的核外电

5、子排布： 先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故 需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的 排到一起，得该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。 易错提醒 (1)在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误： 3d、4s书写顺序混乱。 违背洪特规则特例。 (2)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误： (违反能量最低原理) (违反泡利原理) (违反洪特规则) (违反洪特规则) (3)注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与

6、联系。 如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：Ar3d64s2；价电子排 布式：3d64s2。 (二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用 1.元素的电离能 第一电离能：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 低能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJmol1。 (1)原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定 数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从 到 的周期性变化( 第一周期除外)。 ns1ns2np6 (2)元素第一电离能的周期性变化 随着原子序数的

7、递增，元素的第一电离能呈周期性变化： 同周期从左到右，第一电离能有逐渐 的趋势，稀有气体的第一电离能最 ， 碱金属的第一电离能最 ； 同主族从上到下，第一电离能 有逐渐 的趋势。 增大大 小 减小 说明 同周期元素，从左到右第一 电离能呈增大趋势。同能级的轨道 为全满、半满时较相邻元素要大， 即第A族、第A族元素的第一 电离能分别大于同周期相邻元素。 如Be、N、Mg、P。 (3)元素电离能的应用 判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。 判断元素的化合价 如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n价，如钠元素I2I1，所以钠元 素的化合价为1价。

8、 2.元素的电负性 (1)元素电负性的周期性变化 元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电 负性逐渐 ；同一主族从上到下，元素电负性呈现 的趋势。 增大减小 (2) 角度一 基态原子的核外电子排布 (一)2019高考试题汇编 1.2019全国卷，35(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 _(填标号)。 真题研究 2 1234567 解析 由题给信息知，A项和D项代表Mg，B项和C项代表Mg。 A项，Mg再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层 一个电

9、子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电 离最外层一个电子所需能量：AC、AD，选A。 A 89 10 11 12 13 14 15 16 2.2019全国卷，35(2)(3)(2)Fe成为阳离子时首先失去_轨道电子，Sm的价层 电子排布式为4f66s2，Sm3价层电子排布式为_。 1234 解析 Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2、Fe3的价层电子排布式分别是 3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3时，首先失 去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3的价层电子排布式为4f5 。 567

10、 4s 4f5 (3)比较离子半径：F_O2(填“大于”“等于”或“小于”)。 解析 F与O2核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力 越大，离子半径越小，故离子半径：FGeZn 123456789 10 11 12 13 14 15 16 16.2016全国卷，37(3)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu1 959 kJmol1，INi 1 753 kJmol1，ICuINi 的原因是_ _。 铜失去的是全充满的3d10电子，而镍失去的是 123456 4s1电子 789 10 11 12 13 14 15 16 1.按要求书写： (1)Sc的价电子排布式_。 (2)V的价

11、电子排布图_。 (3)基态铜原子的核外电子排布式(简写)：_。 (4)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)：_。 (5)第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式( 简写)：_。 题组集训 3 12 3d14s2 Ar3d104s1 Ar3d104s24p1 Ar3d64s2 2.按要求回答问题： (1)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。 组成M的元素中，电负性最大的是_(填名称)。 (2)钛元素基态原子未成对电子数为_，能量最高的电子占据的能级符号为_ 。 12 氧 2 3d (3)已知Al 的第一电离能为578 kJmol1、第

12、二电离能为1 817 kJmol1、第三电离 能为2 745 kJmol1、第四电离能为11 575 kJmol1。请解释其第二电离能增幅较大 的原因_。 第二电离能I(Cu)_(填“”或“”)I (Zn)。 基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有_种。 (4)以第二周期为例，除Be、N外，其他元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因 是_ _。 12 Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全满状态，较稳定 29 从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引能 力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大 (5)科学家可以通过_法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态

13、Fe原子 的价电子排布图：_。从结构上分析Fe3比Fe2稳定 的原因：_。 SCN常用来检测Fe3的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为_。 12 原子光谱 Fe3价电子排布式为3d5，为半充满结构，而Fe2价电子排布式为3d6 NSC 返回 02 分子结构与性质 FEN ZI JIE GOU YU XING ZHI 核心回扣 1 1.分子构型与杂化轨道理论 杂化轨道的要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂 化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的立体构型不同。 杂化类型杂化轨道数目杂化轨道夹角立体构型实例 sp2180直线形BeCl2 sp

14、23120平面三角形BF3 sp3410928正四面体形CH4 2.分子构型与价层电子对互斥模型 价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成 键电子对立体构型，不包括孤电子对。 (1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。 (2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。 电子对数成键对数 孤电子对数价层电子对立体构型分子立体构型实例 220直线形直线形BeCl2 3 30 三角形 平面三角形BF3 21V形SO2 4 40 四面体 四面体形CH4 31三角锥形NH3 22V形H2O 3.中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断 中心原子的杂化类型和分子立体构型

15、有关，二者之间可以相互判断。 分子组成(A为中心 原子) 中心原子的孤电子 对数 中心原子的杂化 方式 分子立体构型实例 AB20sp直线形BeCl2 1sp2V形SO2 2sp3V形H2O AB30sp2平面三角形BF3 1sp3三角锥形NH3 AB40sp3正四面体形CH4 特别提醒 (1)用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时，不仅要考虑中心原子 的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力 大小顺序为LPLPLPBPBPBP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。 (2)三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序： 三键三键三键双键双键双键双键单键单键单键。

16、(3)排斥力大小对键角的影响 分子杂化轨道角度排斥力分析实际键角 H2O10928LPLPLPBPBPBP105 NH310928LPBPBPBP107 COCl2120 C=O对CCl的排斥力大于 CCl对CCl的排斥力 形成两种键角分别为 12418、11124 4.共价键 (1)共价键的类型 按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。 按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。 按原子轨道的重叠方式分为键和键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子 云具有镜像对称性。 (2)键参数 键能：指气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳 定。 键长：指形成共价

17、键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。 键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。 键参数对分子性质的影响 键长越短，键能越大，分子越稳定。 (3)键、键的判断 由轨道重叠方式判断 “头碰头”重叠为键，“肩并肩”重叠为键。 由共用电子对数判断 单键为键；双键或三键，其中一个为键，其余为键。 由成键轨道类型判断 s轨道形成的共价键全部是键；杂化轨道形成的共价键全部为键。 (4)等电子原理 原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。其物理性质 相似，化学性质不同。 常见等电子体： 微粒通式价电子总数立体构型 AX216e直线形 AX324e平面三角形 AX

18、218eV形 AX432e正四面体形 AX326e三角锥形 CO、N2AX10e直线形 AX48e正四面体形 (5)配位键 孤电子对 分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对。 配位键 a.配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键； b.配位键的表示：常用“ ”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子， 可表示为 ，在 中，虽然有一个NH键形成的过程与其他3个 NH键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 配合物 如Cu(NH3)4SO4 配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。中心原子有空轨道，如 Fe3、Cu2、Z

19、n2、Ag等。 5.分子性质 (1)分子构型与分子极性的关系 (2)溶解性 “相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极 性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 “相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶 解度明显减小。 (3)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的正电性越高， 使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如 HClO氢键范德华力 (4)影响强度的因素：对于AHB，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢 键键能越大。

20、(5)对物质性质的影响：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：H2OH2S，HFHCl，NH3PH3。 角度一 “两大理论”与微粒构型 (一)2019高考试题汇编 1.2019全国卷，35(2)节选乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中 氮、碳的杂化类型分别是_、_。 真题研究 2 123467895 sp3 sp3 解析 乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电 子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子 对数为4，采取sp3杂化。 10 11 12 13 14 15

21、16 17 18 2.2019全国卷，35(1)节选元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为 _。 1234 解析 AsH3的中心原子As的价层电子对数为 4，包括3对成键电子和1对孤电子 对，故其立体结构为三角锥形。 67895 三角锥形 10 11 12 13 14 15 16 17 18 3.2019全国卷，35(2)(4)(5)(2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下 以双聚分子存在的FeCl3的结构式为_，其中Fe的配位数为_。 123467895 4 解析 Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位 键。由常见AlCl3的双

22、聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为 ， 其中Fe的配位数为4。 10 11 12 13 14 15 16 17 18 (4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是_；P的_杂化轨道与O的2p轨道形成 _键。 123467895 O sp3 解析 同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故O的电负性大于N，同主族 从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性N大于P，又因H的电负性小于O，因 此NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。 中中心原子P的价层电子对数为4，故P为 sp3杂化，P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成键。 10 11 12 13 14 15 16 17 18 (5

23、)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐， 如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示： 这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为_(用n代表P原子数)。 123467895 (PnO3n1)(n2) 10 11 12 13 14 15 16 17 18 解析 由三磷酸根离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全 属于该P原子，另外2个O原子分别属于2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2 2 3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为32 27，故若这类磷酸 根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n1，又因O元素的化

24、合价为2，P元素的 化合价为5，故该离子所带电荷为2(3n1)5nn2，这类磷酸根离子的 化学式可用通式表示为(PnO3n1)(n2)。 12346789510 11 12 13 14 15 16 17 18 (二)2018高考试题汇编 4.2018全国卷，35(3)节选LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子 空间构型是_，中心原子的杂化形式为_。 123467895 正四面体 sp3 10 11 12 13 14 15 16 17 18 5.2018全国卷，35(2)(4)(2)根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分 子中，中心原子价层电子对数不同于其他

25、分子的是_。 123467895 H2S 解析 根据价层电子对互斥理论可知，H2S、SO2、SO3三种分子中S原子的价层电子 对数分别为4、3、3，因此H2S中S原子价层电子对数不同于其他两种分子。 10 11 12 13 14 15 16 17 18 (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_。 123467895 平面三角 2 解析 SO3的中心原子为S，中心原子的孤电子对数(623)/20，中心原子结合 3个氧原子，结合每个O原子有且只能有一个键，所以S形成3个键，

26、S的价层电子 对数为033，S为sp2杂化，根据sp2杂化轨道构型可知，SO3为平面三角形分子， 符合形成大键的条件，可形成4中心6电子大键，因此有两种共价键类型。如图(b) 所示的三聚分子中每个S原子与4个O原子结合，形成正四面体结构，S原子的杂化轨 道类型为sp3。 sp3 10 11 12 13 14 15 16 17 18 6.2018全国卷，35(4)中华本草等中医典籍中，记载了炉甘石(ZnCO3)入药， 可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中，阴离子空间构型为_，C原 子的杂化形式为_。 123467895 平面三角形 sp2 10 11 12 13 14 15 16 17 1

27、8 123467895 7.2018江苏，21(1)(3)(4)(1) 中心原子轨道的杂化类型为_； 的空间构 型为_(用文字描述)。 (3)与O3分子互为等电子体的一种阴离子为_(填化学式)。 (4)N2分子中键与键的数目比n()n()_。 sp3 平面(正)三角形 12 10 11 12 13 14 15 16 17 18 8.2018江苏，21(5)Fe(H2O)62与NO反应生成的Fe(NO)(H2O)52中，NO以N原子 与Fe2形成配位键。请在Fe(NO)(H2O)52结构示意图的相应位置补填缺少的配体。 123467895 答案 10 11 12 13 14 15 16 17 1

28、8 (三)2017、2016真题回顾 9.2017全国卷，35(3)X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在 离子。 离子的几何 构型为_，中心原子的杂化形式为_。 123467895 V形sp3 10 11 12 13 14 15 16 17 18 10.2017全国卷，35(2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为_和_ 。 12346785 spsp3 10 11 12 13 14 15 16 17 189 11.2016全国卷，37(5)节选Ge单晶具有金刚石结构，其中Ge原子的杂化方式为 _。 12346785 sp3 10 11 12 13 14 15 16 17 189

29、 12.2016全国卷，37(3)AsCl3分子的立体构型为_，其中As的杂化轨 道类型为_。 12346785 三角锥形 sp3 10 11 12 13 14 15 16 17 189 角度二 微粒作用与分子性质 13.2018全国卷，35(3)图(a)为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸 点高很多，主要原因为_。 12346785 S8相对分子质量大，分子间范德华力强 10 11 12 13 14 15 16 17 189 14.2018全国卷，35(3)ZnF2具有较高的熔点(872 )，其化学键类型是_ ；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇

30、、乙醚等有机溶剂，原因 是_。 12346785 离子键 ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小 10 11 12 13 14 15 16 17 189 15.2017全国卷，35(3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图 (b)所示。 从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为_，不同之处为_。(填 标号) A.中心原子的杂化轨道类型 B.中心原子的价层电子对数 C.立体结构 D.共价键类型 12346785 ABD C 10 11 12 13 14 15 16 17 189 图(b)中虚线代表氢键，其表示式为( )NHCl、_、

31、_。 12346785 5 10 11 12 13 14 15 16 17 189 16.2017全国卷，35(4)硝酸锰是制备CO23H2=CH3OHH2O反应的催化剂的 原料，Mn(NO3)2中的化学键除了键外，还存在_。 12346785 离子键、键 10 11 12 13 14 15 16 17 189 17.2016全国卷，37(2)(3)(2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键 ，但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析，原因是 _ _ _。 (3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：_ _ _。 12346785 GeCl4GeBr4Ge

32、I4 熔点/49.526146 沸点/83.1186约400 锗的原子半径 大，原子之间形成的单键较长，p-p轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠 ，难以形成键 GeCl4、GeBr4、 GeI4熔、沸点依次升高；原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间 相互作用力逐渐增强 10 11 12 13 14 15 16 17 189 18.2016全国卷，37(2)硫酸镍溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4蓝色溶液。 Ni(NH3)6SO4中阴离子的立体构型是_。 在Ni(NH3)62中Ni2与NH3之间形成的化学键称为_，提供孤电子对的成 键原子是_。 氨的沸点_(填“高于”或“低于”)

33、膦(PH3)，原因是_ ；氨是_分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为_。 12346785 正四面体 配位键 N 高于 NH3分子间可形成氢键 极性sp3 10 11 12 13 14 15 16 17 189 1.1 mol乙醛分子中含有键的数目为_，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原 因是_。 题组集训 3 12345 6NA 6 CH3COOH存在分子间氢键 2.与OH互为等电子体的一种分子为_(填化学式)。 12345 HF 6 123 3.已知a是H，b是N，c是O，d是S，a与b、c、d形成的二元共价化合物中，分子中既 含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是

34、_(填化学式，写出 两种)。 45 N2H4、H2O2 6 4.若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供 孤电子对的原子是_。 12345 X 6 解析 由于在BCl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X 。 5.碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实： 123456 化学键CCCHCOSiSiSiHSiO 键能/kJmol1356413336226318452 (1)硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是 _ _。 (2)SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是_ _ _

35、。 CC键和CH键的键能较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中SiSi键和SiH键 的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成 CH键的键能大于CO键， CH键比CO键稳定；而SiH键的键能小于SiO键，所以SiH键不稳定而倾 向于形成稳定性更强的SiO键 6.(1)BF3与一定量的水形成晶体Q(H2O)2BF3，Q在一定条件下可转化为R： 返回 晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及_(填字母)。 a.离子键 b.共价键 c.配位键 d.金属键 e.氢键 f.范德华力 (2)已知苯酚( )具有弱酸性，其Ka1.11010；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Ka

36、2(水杨 酸)_Ka(苯酚)(填“”或“离子晶体分子晶体。金属晶体的熔 点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。 (4)依据导电性判断 离子晶体溶于水及熔融状态时均能导电。原子晶体一般为非导体。分子晶体 为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分 子内的化学键断裂形成自由移动的离子，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 一般情况下，硬度：原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有 较小的，且具有延展性。 3.晶体熔、沸点的比较 (1)原子晶体 如熔点：金刚石碳化硅晶体硅。 (2)离子晶体 衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格

37、能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定， 熔点越高，硬度越大。 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，离子间的作 用力就越强，离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgONaClCsCl。 (3)分子晶体 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点 反常得高。如H2OH2TeH2SeH2S。 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如 SnH4GeH4SiH4CH4。 组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越 高，如CON2。 在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷异戊烷。 (4)金属晶

38、体 金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸 点：NaCH3OHCO2H2 H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子， CO2相对分子质量较大，范德华力大 109 9.2016全国卷，37(4)GaF3的熔点高于1 000 ，GaCl3的熔点为77.9 ，其原因 是_。 1234675 GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 8109 10.2015全国卷，37(2)改编单质氧有两种同素异形体，其中沸点高的是_(填 分子式)，原因是_。 1234675 O3 O3相对分子质量较大且是极性分子，范德华力较大 8109 1

39、.FeF3具有较高的熔点(熔点高于1 000 )，其化学键类型是_，FeBr3的式量 大于FeF3，但其熔点只有200 ，原因是_ _。 题组集训 3 12345 离子键 6 FeF3为离子晶体，FeBr3的化学键以共价键 7 为主，属于分子晶体 8 2.配合物Fe(CO)x常温下呈液态，熔点为20.5 ，沸点为103 ，易溶于非极性溶 剂，据此可判断Fe(CO)x晶体属于_(填晶体类型)。 分子晶体 12345678 3.已知：K2O的熔点为770 ，Na2O的熔点为1 275 ，二者的晶体类型均为 _，K2O的熔点低于Na2O的原因是_ _。 离子晶体K的半径大于Na，K2O的晶格能小于

40、1234567 Na2O的 8 4.钛比钢轻，比铝硬，是一种新兴的结构材料。钛硬度比铝大的原因是 _。 1234567 Ti原子的价电子数比Al多，金属键更强 8 5.已知MgO与NiO的晶体结构相同，其中Mg2和Ni2的离子半径分别为66 pm 和 69 pm。则熔点：MgO_NiO( 填“”“”或“”)，理由是_ _。 1234567 Mg2半径比 Ni2小， MgO的晶格能比 NiO大 8 6.金属铼的熔点高于锰，试从原子结构的角度加以解释：_ _ _。 1234567 从锰到铼原子序数增大 ，原子核对外层电子引力增大，电子层数增多，原子核对外层电子引力减小，但 前者占主导，所以铼中的金属键更强，熔点更高 8 1234567 7.Cu2O与Cu2S比较，熔点较高的是_，原因是_ _。 Cu2O两物质均为离子化合物，且离子 带电荷数相同，O2半径小于S2，所以Cu2O的晶格能大，熔点更高 8 123456 8.砷化镓以第三代半导体著称，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 _。 BN 两种晶体均为原子晶体，N和B原子半径较小，键能较大，熔点更高 返回87