（江苏专用）2020高考化学二轮复习专题十一物质结构与性质（选考）教案

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1、物质结构与性质考纲要求1.原子结构与性质：(1)认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义；(2)了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示136号元素的原子和离子的基态核外电子排布；(3)了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。2.化学键与物质的性质：(1)理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成；(2)了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质；(3)了解共价键的主要类型键和键，能用键能、键长、键角等数据说

2、明简单分子的某些性质(对键和键之间相对强弱的比较不作要求)；(4)了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的某些性质差异；(5)能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(d轨道参与杂化和AB5型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求)；(6)了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用；(7)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；(8)能用金属键的自由电子理论解释金属的某些物理性质；(9)知道金属晶体的基本堆积方式，了解简单晶体的晶胞结构特征(晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求)；

3、(10)了解简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)。3.分子间作用力与物质的性质：(1)知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别；(2)知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；(3)了解氢键的存在对物质性质的影响(氢键相对强弱的比较不作要求)；(4)了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。考点一原子结构与性质(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

4、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先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。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

5、电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(2)Cu的核外电子排布：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。如违背洪特规则特例。如(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

6、电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。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ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。(2)元素第一电离能的周期

7、性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。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。2元素的电负性(1)元素电负

8、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增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。(2)角度一基态原子的核外电子排布(一)2019高考试题汇编12019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)。答案A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

9、子所需能量：AC、AD，选A。22019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_。(3)比较离子半径：F_O2(填“大于”“等于”或“小于”)。答案(2)4s4f5(3)小于解析(2)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。(3)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

10、半径越小，故离子半径：FO2。32019全国卷，35(1)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是_，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态_(填“相同”或“相反”)。答案Mg相反解析由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。42019江苏，21(1)Cu2基态核外电子排布式为_。答案Ar3d9(或1s22s22p63s23p63d9)解析Cu为29号元素，根据构造原理可知，Cu的核外电子排布式为Ar3d104s1，失去2个电子后变为Cu2，则Cu2的核外电子排布式为Ar3

11、d9。(二)2018高考试题汇编52018全国卷，35(1)(2)(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.B.C.D.(2)Li与H具有相同的电子构型，r(Li)小于r(H)，原因是_。答案(1)DC(2)Li核电荷数较大62018全国卷，35(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。答案(1)(或)哑铃(纺锤)72018全国卷，35(1)(2)(1)Zn原子核外电子排布式为_。(2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)_I1(Cu)(填“大于”或

12、“小于”)。原因是_。答案(1)Ar3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)(2)大于Zn原子核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子(三)2017、2016真题回顾82017全国卷，35(1)(2)(1)元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_nm(填标号)。A404.4B553.5C589.2D670.8E766.5(2)基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是_，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为_。答案(1)A(2)N球形92017全国卷，35(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为_。答案(或)102017全国卷，35(1)Co基态原子核

13、外电子排布式为_。元素Mn与O中，第一电离能较大的是_，基态原子核外未成对电子数较多的是_。答案1s22s22p63s23p63d74s2(或Ar3d74s2)OMn112016全国卷，37(1)基态Ge原子的核外电子排布式为Ar_，有_个未成对电子。答案3d104s24p22122016全国卷，37(1)镍元素基态原子的电子排布式为_，3d能级上的未成对的电子数为_。答案1s22s22p63s23p63d84s2(或Ar3d84s2)2132016全国卷，37(1)写出基态As原子的核外电子排布式：_。答案1s22s22p63s23p63d104s24p3(或Ar3d104s24p3)“两原

14、理，一规则”的正确理解(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。(2)同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。如np3、np6Cr：3d54s1Mn：3d54s2Cu：3d104s1Zn：3d104s2(3)31Ga、33As等基态原子核外电子排布(简写)常出现以2下错误：31GaAr4s24p1应为Ar3d104s24p133AsAr4s24p3应为Ar3d104s24p3角度二元素的电离能和电负性142017江苏，21(A)(3)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为_。答案HCGeZn172016全国卷，37(3)元

15、素铜与镍的第二电离能分别为ICu1959kJmol1，INi1753kJmol1，ICuINi的原因是_。答案铜失去的是全充满的3d10电子，而镍失去的是4s1电子1按要求书写：(1)Sc的价电子排布式_。答案3d14s2(2)V的价电子排布图_。答案(3)基态铜原子的核外电子排布式(简写)：_。答案Ar3d104s1(4)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)：_。答案Ar3d104s24p1(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)：_。答案Ar3d64s22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

16、成M的元素中，电负性最大的是_(填名称)。答案氧(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_。答案23d(3)已知Al的第一电离能为578kJmol1、第二电离能为1817kJmol1、第三电离能为2745kJmol1、第四电离能为11575kJmol1。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。答案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(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_。答案从左到右，随着核电荷数增加，原

17、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_。答案原子光谱Fe3价电子排布式为3d5，为半充满结构，而Fe2价电子排布式为3d6NSC考点二分子结构与性质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

18、型实例sp2180直线形BeCl2sp23120平面三角形BF3sp3410928正四面体形CH42.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BeCl2330三角形平面三角形BF321V形SO2440四面体四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O3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有关，二

19、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BeCl21sp2V形SO22sp3V形H2OAB30sp2平面三角形BF31sp3三角锥形NH3AB40sp3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。(3)排斥力大小对键角的影响分子杂化轨道角度排斥

20、力分析实际键角H2O10928LPLPLPBPBPBP105NH310928LPBPBPBP107COCl2120C=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、111244.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1mol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

21、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)等电子体原理原子数相同、电子总数(或价电子总数)相同的分子(或离子)互为等电子体。等电子体具有相同的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。确定等电子体的方法(举例)：变换过程中注意电荷变化，并伴有元素种类的改变序号方法示例1竖换：把同族元素(同族原子价电子数相同)上下交换，即可得到相应的等电子体CO

22、2与CS2 O3和SO22横换：换相邻主族元素，这时候价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等N2与CO3可以将分子变换为离子，也可以将离子变换为分子O3与NOCH4与NHCO与CN常见等电子体的空间构型等电子体类型常见等电子体空间构型2原子10电子(价电子，下同)CO，N2，CN，C直线形2原子14电子F2，O，Cl2直线形3原子8电子H2O，H2S，NHV形3原子16电子CO2，N2O，CNO，N，SCN，HgCl2，BeCl2(g)直线形3原子18电子O3，SO2，NOV形4原子8电子NH3，PH3，H3O平面三角形4原子24电子SO3(g)，CO，NO，BF3平面三角形4原子26

23、电子SO，ClO，BrO，IO，XeO3三角锥形5原子8电子CH4，SiH4，NH，BH正四面体形5原子32电子CCl4，SiF4，SiO，SO，ClO，PO正四面体形12原子30电子C6H6，N3B3H6(俗称无机苯)平面六边形7原子48电子AlF，SiF，PF，SF6八面体形(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，如NH可表示为，在NH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

24、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、Zn2、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，

25、酸性越强，如HClOHClO2HClO3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。(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12019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_、_。答案sp3sp3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

26、孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。22019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_。答案三角锥形解析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。32019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_。(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。(5)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

27、。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)。答案(2)4(4)Osp3(5)(PnO3n1)(n2)解析(2)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。(4)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。PO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

28、的2p轨道形成键。(5)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223，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3227，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)。42019江苏，21(2)(3)Cu2O广泛应用于太阳能电池领域。以CuSO4、NaOH和抗坏血酸为原料，可制备Cu2O。(2)SO的空间构型为_(用文字描述)；Cu2与OH

29、反应能生成Cu(OH)42，Cu(OH)42中的配位原子为_(填元素符号)。(3)抗坏血酸的分子结构如图1所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为_；推测抗坏血酸在水中的溶解性：_(填“难溶于水”或“易溶于水”)。答案(2)正四面体型O(3)sp3、sp2易溶于水解析(2)SO中S没有孤电子对，价电子对数为044，故S为sp3杂化，SO的空间构型为正四面体型。该配离子中Cu提供空轨道，O提供孤电子对，故配位原子为O。(3)该分子中形成单键的碳原子为sp3杂化，形成双键的碳原子为sp2杂化。1个抗坏血酸分子中含有4个羟基，其可以与H2O形成分子间氢键，所以抗坏血酸易溶于水。(二)2018高考试题汇编5

30、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_。答案正四面体sp362018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分子的是_。(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_。答案(2)H2S(4)平面三角2sp3解析(2)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

31、H2S中S原子价层电子对数不同于其他两种分子。(4)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，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。72018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

32、的杂化形式为_。答案平面三角形sp282018江苏，21(1)(3)(4)(1)SO中心原子轨道的杂化类型为_；NO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()_。答案(1)sp3平面(正)三角形(3)NO(4)1292018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。答案(三)2017、2016真题回顾102017全国卷，35(3)X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离

33、子。I离子的几何构型为_，中心原子的杂化形式为_。答案V形sp3112017全国卷，35(2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为_和_。答案spsp3122016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_。答案sp3132016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_。答案三角锥形sp3角度二微粒作用与分子性质142018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_。答案S8相对分子质量大，分子间范德华力强152018全国卷，35(3)ZnF2具有较高的熔点(872)

34、，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、乙醚等有机溶剂，原因是_。答案离子键ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小162017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R中阴离子N中的键总数为_个。分子中的大键可用符号表示，其中m代表参与形成大键的原子数，n代表参与形成大键的电子数(如苯分子中的大键可表示为)，则N中的大键应

35、表示为_。图(b)中虚线代表氢键，其表示式为(NH)NHCl、_、_。答案ABDC5(H3O)OHN(N)(NH)NHN(N)172017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_。答案离子键、键182016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：_。GeCl4GeBr4GeI4熔点/49.526146沸点/83.1186约400答案(2)锗的原子半径大

36、，原子之间形成的单键较长，pp轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成键(3)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192016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”)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_。答案正四面体配位键N高于NH3分子间可形成氢键极性sp311mol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_