2020版高考化学二轮复习 第1部分 专题12 物质结构与性质-突破选考第35题

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1、 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杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)

2、；(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，了解金属晶体常见的堆积方式；(6)了解晶

3、胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行 相关的计算。 考点一考点一 原子结构与性质原子结构与性质 (一)基态原子的核外电子排布 1排布规律排布规律 (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 表示方法 举例 电子排布式 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 简化电子排布式 Cu：Ar3d104

4、s1 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

5、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 Fe：1s22s22p63s23p64s23d6 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2 违背洪特规则特例。 如 Cr：1s22s22p63s23p63d44s2 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 Cu：1s22s22p63s23p63d94s2 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1 (2)在

6、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 kJ mol 1。 (1)原子核外电子排布的周期性 随着原子序数的增加，主

7、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

8、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 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

9、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)4s 4f5 (3)小于

10、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，离子半径越小，故离子 半径：F Zn 16 2016 全国卷， 37(3)元素铜与镍的第二电离能分别为 ICu1 959 kJ mol 1， I Ni1 753 kJ mol 1，I CuINi 的原因是_。 答

11、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 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)。

12、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 2 3d (3)已知 Al 的第一电离能为 578 kJ mol 1、第二电离能为 1 817 kJ mol1、第三电离能为 2 745 kJ mol 1、第四电离能为 11 575 kJ mol1。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

13、 _。 答案 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 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 3d6 NSC 考点二考点二 分子结构与性质分子结构与性质 1分子构型与杂化轨道理论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

14、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 sp 2 180 直线形 BeCl2 sp2 3 120 平面三角形 BF3 sp3 4 109 28 正四面体形 CH4 2.分子构型与价层电子对互斥模型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

15、立体构型 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 三角形 平面三角形 BF3 2 1 V 形 SO2 4 4 0 四面体 四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V 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 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V 形 SO2 2 sp3 V 形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1

16、 sp3 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 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 LPLP LPBPBPBP(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 排斥力分析 实际键角 H2O 109 28 LPLPLPBPBPBP 105 NH3 109 28 LPBPBPBP 107 COCl2 120 C=O

17、 对 CCl 的排斥力大 于 CCl 对 CCl 的排斥力 形成两种键角分别为 124 18、111 24 4.共价键共价键 (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

18、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 CO2、SCN 、NO 2、N 3 AX2 16e 直线形 CO2 3、NO 3、SO3 AX3 24e 平面三角形 SO2、O3、NO 2 AX2 18e V 形

19、SO2 4、PO 3 4 AX4 32e 正四面体形 PO3 3、SO 2 3、ClO 3 AX3 26e 三角锥形 CO、N2 AX 10e 直线形 CH4、NH 4 AX4 8e 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，如 NH 4可表 示为，在 NH 4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(NH

20、3)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

21、的作用下越易电离出 H ，酸性越强，如 HClO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 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

22、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。 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53 2 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_

23、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。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)O sp3 (5)(PnO3n1)(n 2) 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

24、 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。PO3 4中中心原子 P 的价层电子对数为 4，故 P 为 sp 3 杂化，P 的 sp3杂化轨道与 O 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 221 23，属于左、右两边的 2 个 P 原子的 O 原子 数为 321 227，故若这类磷酸根离子中含 n

25、 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)5nn 2，这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n1)(n 2)。 (二)2018 高考试题汇编 42018 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 sp3 52018 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，

26、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 2 sp3 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 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

27、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。 62018 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 _。 答案 平面三角形 sp2 72018 江苏，21(1)(3)(4)(1)SO2 4中心原子轨道的杂化类型为_；NO 3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

28、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 2 (4)12 82018 江苏，21(5)Fe(H2O)62 与 NO 反应生成的Fe(NO)(H 2O)5 2中，NO 以 N 原子与 Fe2 形成配位键。请在Fe(NO)(H 2O)5 2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 92017 全国卷，35(3)X 射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在 I 3离子。I 3离子的几何构型 为_，中心原子的杂化形式为_。 答案 V 形 sp3 102017 全国卷，35(2)CO2和 CH3O

29、H 分子中 C 原子的杂化形式分别为_和 _。 答案 sp sp3 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_。 答案 sp3 122016 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 132018 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 142018 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

30、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 152017 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 5中的 键总数为_个。分子中的大 键可用符号 n m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(

31、如苯分子中的大 键可表示为 66)，则 N 5中的大 键应表示为_。 图(b)中虚线代表氢键，其表示式为(NH 4)NHCl、_、 _。 答案 ABD C 5 65 (H3O )OHN(N 5) (NH 4)NHN(N 5) 162017 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 172016 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

32、熔点和沸点，分析其变化规律及原因：_ _。 GeCl4 GeBr4 GeI4 熔点/ 49.5 26 146 沸点/ 83.1 186 约 400 答案 (2)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 (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 182016 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 NH 3之间形成的化学键称为_，提供孤

33、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 sp3 11 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 _。 答案 6NA 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)。 答案 HF 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_(填化学 式，写出

34、两种)。 答案 N2H4、H2O2 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_。 答案 X 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： 化学键 CC CH CO SiSi SiH SiO 键能/kJ mol 1 356 413 336 226 318 452 (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_。 答案 (

35、1)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 (2)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)2 BF3，Q 在一定条件下可转化为 R： 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 Ka1.110 10；水杨酸第一级电离形成的离子 能形成分子内氢

36、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“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 原子半径越小 键长越短 键能越大 熔、沸点

37、越高 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

38、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： NaCO2H2 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 92016 全国卷，37(4)GaF3的熔点高于 1 000 ，GaCl3的熔点为 77.9 ，其原因是 _。 答案 GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 102015 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_。

39、答案 O3 O3相对分子质量较大且是极性分子，范德华力较大 1FeF3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_。 答案 离子键 FeF3为离子晶体，FeBr3的化学键以共价键为主，属于分子晶体 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)。 答案 分子晶体 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_。 答案 离子晶

40、体 K 的半径大于 Na，K 2O 的晶格能小于 Na2O 的 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_。 答案 Ti 原子的价电子数比 Al 多，金属键更强 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“”“Li2O。分子间作用力(分 子量)：P4O6SO2 解析 (2)乙二胺中 2 个 N 原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键， 故能 形成稳定环状离子。由于铜属于过渡金属，Cu2 比 Mg2更易形成稳定的配合物。(3)氧化锂、 氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。 22019 全国卷，35(1)节选AsH3沸点比 NH3的_(填“高”或“低”)，其判断理 由是_ _。 答案 低 NH3分子间存在氢键 解析 NH3中 N 的电负性比 AsH3中 As 的大得多，故 NH3易形成分子间氢键，从而使其沸 点升高。 32019 全国卷，35(3)苯胺()的晶体类型是_。苯胺与甲苯 ()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(5.9 )、沸点(184.4 )分别高于甲 苯的熔点(95.0 )、沸点(110.6 )，原因是_