2019年高考化学二轮复习专题27物质结构与性质教案(含答案解析).pdf

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1、1 专题 27 物质结构与性质原子结构与性质的考查集中在核外电子排布规律以及元素性质的周期性变化和应用方向。题型以填空题为主，常与物质结构和性质的其他考点综合在一起来考查。问题的设置以核外电子排布的表示方法和元素电负性、电离能的大小判断，及其变化规律和应用为主。2018 年考查点和命题方式将保持不变。分子结构与性质的考查集中在共价键的类型特征，杂化轨道和分子类型及微粒之间作用力的判断和比较等。题型以填空题为主，常作为综合应用的一个方面进行考查，比如分子立体构型和极性，分子间作用力与物质性质的比较等，2018 年将仍会持续考查，应重点理解杂化轨道和分子构型的关系、氢键和配位键的含义等。晶体结构与

2、性质是高考重点考查的内容，要求熟悉常见晶体结构与性质的关系，具备从宏观和微观两个方面理解应用晶体知识的能力，2018 高考将在根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算上、晶格能对离子晶体性质的影响、常见金属晶体的堆积方式上重点考查。预计高考将以一种已知的元素立题，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子、分子和晶体的结构与性质；或以几种已知的元素立题，依托不同元素的物质分别独立或侧重考查原子、分子和晶体的结构与性质；或以推断出的几种元素立题，依托它们之间组成的物质综合考查原子、分子和晶体的结构与性质考点一原子结构一、理清2 个概念1电子层(或能层)：原子核外电子是分层排布的，根据

3、电子的能量差异，可将核外电子分成不同的电子层。2能级：在多电子原子中，同一电子层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。3电子层与能级的关系电子层一二三四五符号K L M N O 能级1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 最多电子数2 2 6 2 6 10 2 6 1014 26电子离核远近近远电子能量高低低高2 二、熟记原子轨道的形状、数目和能量关系三、掌握基态原子核外电子排布1排布原则 注意 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr 的电子排布式为Ar3

4、d54s1,29Cu的电子排布式为Ar3d104s1。2填充顺序构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。它是书写基态原子核外电子排布式的依据。3 3电子排布式和轨道表示式(或电子排布图)以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式Ne3s23p4轨道表示式(或电子排布图)价电子排布式3s23p4四、明晰原子的状态和原子光谱1原子的状态(1)基态原子：处于最低能量的原子。(2)激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到较高能级状态的原子。2原子光谱不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到

5、原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。3基态、激发态及光谱示意图本考点是一些识记性的基础知识，在高考中，常以某个问题出现在非选择题中，结合原子结构与元素的性质进行综合考查，高考再现率极高，在备考复习中，以下基础知识要理清。例 1按要求填空。(1)镍元素基态原子的电子排布式为_，3d 能级上的未成对电子数为_。(2)基态 Ge原子的核外电子排布式为_，有 _个未成对电子。4(3)Zn2基态核外电子排布式为_。(4)处 于 一 定 空 间 运 动 状 态 的 电 子 在 原 子 核 外 出 现 的 概 率 密 度 分 布 可 用_。形象化描述。在基态14C原子中，核外存在_对

6、自旋相反的电子。(5)基态 Fe 原子有 _个未成对电子。Fe3的电子排布式为_。(6)基态 硼原子的电子排布式为_。(7)S 的基态原子核外有_个未成对电子；Si 的基态原子核外电子排布式为_。(8)基态 Si原子中，电子占据的最高能层符号为_，该能层具有的原子轨道数为_、电子数为 _。【答案】(1)1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d84s22(2)1s22s22p63s23p63d104s24p2或 Ar3d104s24p22(3)1s22s22p63s23p63d10或Ar3d10(4)电子云2(5)4 1s22s22p63s23p63d5(或Ar3d5)(6)1s22

7、s22p1(7)2 1s22s22p63s23p2(8)M 9 4 例 2下列各项叙述正确的是()5 A镁原子由1s22s22p63s21s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态B价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第A族，是 s 区元素C所有原子任一电子层的s 电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同D24Cr 原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2【答案】C【解析】镁原子由1s22s22p63s21s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态，A 错误；价电子排布为5s25p1的元素，位于第五周期第A族，是 p 区元素，B错误；所

8、有原子任一电子层的s 电子云轮廓图都是球形，电子层能量越大，球的半径越大，C正确；24Cr 原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，半充满轨道能量较低，D错误。例 3下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是()解析：选A A 项，符合电子的基态排布原理，表示氮原子的最低能量状态，正确；B、C 项，2p 的 3个电子排布违背洪特规则，不是基态原子的排布，错误；D项，表示B原子的基态核外电子，错误。例 4下列关于钠元素的几种表达式错误的是()ANa的轨道表示式：BNa的结构示意图：CNa的电子排布式：1s22s22p53s2DNa的简化 电子排布式：Ne3s1【答案】C

9、例 5下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是()A3p 能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子B2p 能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子CM层全充满而N层为 4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子D最外层电子数是核外电子总数15的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子6【答案】C【解析】A项，3p 能级有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p 轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项，2p 能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，

10、它的2p 能级上只能是 5 个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项，M层全充满而N层为 4s2的原子，其M层应为 18 个电子，而后者的M层上只有 8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的15的原子中，最外层电子数要小于或等于8 个电子，且电子总数为5 的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的15且符合核外电子排布规则的只能是35 号元素，该元素原子的外围电子排布式为4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。“两原理，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

11、规则、泡利不相容原理，若违背其一，则原子能量不处于最低状态。注意 在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：(2)半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等处于相对稳定结构状态。如Cr：3d54s1、Mn：3d54s2、Cu：3d104s1、Zn：3d104s2。(3)当出现d 轨道时，虽然电子按ns、(n1)d、np 的顺序填充，但在书写时，仍把(n1)d 放在ns前。考点二原子结构与元素的性质一、熟记原子结构与元素周期表的关系1原子结构与元素周期表的关系周期电子层数每周期第一种元素每周期最后一种元素原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二2 3 He2

12、s110 1s22s22p6三3 11 Ne3s118 1s22s22p63s23p6四4 19 Ar4s136 1s22s22p63s23p67 3d104s24p6五5 37 Kr5s154 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六6 55 Xe6s186 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p62每族元素的价电子排布特点(1)主族主族AAAAAAA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5(2)0 族：He：1s2；其他：ns2np6。(3)过渡元素(副族和第族

13、)：(n1)d110ns1 2(Pd 除外)。3元素周期表的分区(1)根据原子核外电子排布分区分区简图：各区元素分布及性质与价电子排布特点：分区元素分布价电子排布元素性质特点s 区A、A族ns12除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p 区A 族A族、0 族ns2np16通常是最外层电子参与反应d 区B 族B(n1)d19ns1 2d 轨道可以不同程度地参8 族、族(除镧系、锕系外)(Pd 除外)与化学键的形成ds 区B 族、B族(n1)d10ns1 2金属元素f 区镧系、锕系(n 2)f014(n1)d0 2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近(2)根据元素金属性与非金

14、属性分区分区简图：特别说明：处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。二、掌握元素周期律1电离能、电负性(1)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。(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强。2原子结构与元素性质的递变规律项目同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外电子排布电子层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐减小(0 族除外)逐渐增大元素主要化合价最 高正价由 1 7(O，F 除外)，最

15、低负价由 4 1 最高正价主族序数(O，F 除外)，非金属最低负价主族序数 8 原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强第一电离能增大的趋势逐渐10减小电负性逐渐 11增大逐渐12减小元素金属性、金属性逐渐减弱；非金属性逐金属性逐渐增强；9 非金属性渐增强非金属性逐渐减弱3.对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如右所示。注意 (1)“外围电子排布”即“价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素原子不仅仅是最外电子层，如Fe 的价电子层排布为3d64s2。(2)主族元素的最高正价(

16、O、F 除外)族序数 8|最低负价|。(3)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。(4)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。题点(一)电离能及其应用例 6已知 X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJmol1。请根据表中所列数据判断，下列说法错误的是()元素I1I2I3I4X 500 4 600 6 900 9 500 Y 580 1 820 2 750 11 600 A.元素 X的常见化合价是1 价B元素 Y是第A族元素C元素 X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反

17、应【答案】D 例 7根据表中所列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJmol 1)，回答下列问题：元素代号I1I2I3I4Q 2 080 4 000 6 100 9 400 R 500 4 600 6 900 9 500 S 740 1 500 7 700 10 500 T 580 1 800 2 700 11 600 U 420 3 100 4 400 5 900(1)在元素周期表中，最可能处于同一族的是_(填字母，下同)。AQ和 R BS和 T CT 和 U DR和 T ER和 U(2)下列离子的氧化性最弱的是_。10 AS2BR2CT3DU(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元

18、素的是 _。A硼B铍C氦D氢(4)每 种 元 素 都 出 现 相 邻 两 个 电 离 能 的 数 据 相 差 较 大 的 情 况，这 一 事 实 从 一 个 侧 面 说 明：_，如果 U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能突跃数据将发生在失去第_个电子时。(5)如果 R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是_，其中_元素的第一电离能异常高的原因是_ _。【答案】(1)E(2)D(3)C(4)电子分层排布，各能层能量不同10(5)RST S S 元素的最外层电子处于s 能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多电离能应用的规律1判断元素金属性的强

19、弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。2判断元素的化合价(I1、I2表示各级电离能。如果某元素的In 1?In，则该元素的常见化合价为n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为1。3判断核外电子的分层排布情况。多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。4反映元素原子的核外电子排布特点。同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。题点(二)电负性及其应用例 8下表为一些元素的电负性：11 元素符号Li Be B C O F Na

20、 Al Si P S Cl 电负性0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 回答下列问题：(1)根据对角线规则，Be、Al 元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_ _。(2)通过分析电负性变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围_。(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是_ _。(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。答案：(1)Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22O

21、H=BeO222H2O(2)0.93 1.57(3)元素的非金属性越强，电负性越大；元素的金属性越强，电负性越小(4)Al元素和Cl 元素的电负性差值为1.551.7，所以形成共价键，为共价化合物。将AlCl3加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。题点(三)原子结构与元素性质例 9.微粒 M和 N，肯定属于同族元素且化学性质相似的是()A原子核外电子排布式：M为 1s22s2，N为 1s2B结构示意图：M为，N为CM原子基态2p 轨道上有一对成对电子，N原子基态3p 轨道上有一对成对电子12 DM原子基态2p 轨道上有 1 个未成对电子，N原子基态3p 轨道上有 1 个未

22、成对电子【答案】C 例10.现 有 三 种 元 素 的 基 态 原 子 的 电 子 排 布 式 如 下：1s22s22p63s23p4；1s22s22p63s23p3；1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是()A最高正化合价：B原子半径：C电负性：D第一电离能：【答案】例 11根据信息回答下列问题：(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中 12 号至 17 号元素的有关数据缺失)。认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断NaAr 元素中，Al 的第一电离能的大小范围为_Al _(填元素符号)；图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_周期 _族。(

23、2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14 种元素的电负性：元素Al B Be C Cl F Li 13 电负性1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素Mg N Na O P S Si 电负性3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7 时，形成共价键。根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_；通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_；判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：ALi3N BBeCl2CAlCl3D S

24、iC.属于离子化合物的是_；.属于共价化合物的是_；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_ _。【答案】(1)Na Mg 五A(2)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化0.9 1.5 A BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物考点三共价键一、熟记共价键的本质、特征和分类1共价键的本质和特征(1)本质：原子之间形成共用电子对。(2)特征：具有方向性和饱和性。2共价键的分类分类依据类型及特点形成共价键的原子轨道重叠方式 键原子轨道“头碰头”重叠 键原子轨道“肩并肩”重叠14 形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发

25、生偏移二、明辨键参数及其对分子性质的影响1概念2键参数对分子性质的影响键能 决定 分子的稳定性 决定 分子的性质 分子的空间构型决定键长键角键能越大，键长越短，分子越稳定。注意 (1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键；当两原子的电负性相差很大(大于 1.7)时，不会形成共用电子对，会形成离子键。(2)碳碳叁键和碳碳双键的键能不是碳碳单键的键能的3 倍和 2 倍，原因是这些键的类型不完全相同。(3)键长约等于成键两原子的半径之和，实际上，由于轨道的重叠，前者比后者略小一些。(4)由于原子轨道的重叠程度不同从而导致 键和 键的稳定性不同，一般 键比 键稳定。(5)并不是

26、所有的共价键都有方向性，如s-s 键，因为s 轨道是球形对称的，从哪个方向重叠都相同，因此这种共价键没有方向性。三、等电子原理原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质，如CO和 N2。题点(一)共价键类型的判断例 12 下列说法中正确的是()A电子云通常是用小黑点来表示电子的多少B处于最低能量的原子叫基态原子C能量高的电子在离核近的区域运动，能量低的电子在离核远的区域运动D电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱【答案】B 例 13下列物质的分子中既有 键，又有 键的是()HCl H2O N2H2O2C2H4C2H215 ABCD【答案】D【解析】单键均为

27、键，双键和三键中各存在一个 键，其余均为 键。例 14.碳酸亚乙酯是锂离子电池低温电解液的重要添加剂，其结构如图所示。下列有关该物质的说法正确的是()A分子式为C3H2O3B分子中含6 个 键C分子中只有极性键D8.6 g该物质完全燃烧得到6.72 L CO2【答案】A【解析】A项，观察图形根据碳四键可知分子式正确；B项，根据图示可知分子中含8 个 键；C项，观察图形可知分子中含有碳碳双键属于非极性键；D项，没有指明条件，无法进行气体体积计算。例 15.有以下物质：HF；Cl2；H2O；N2；C2H4。(1)只含有极性键的是_；(2)只含有非极性键的是_；(3)既有极性键又有非极性键的是_；(

28、4)只含有 键的是 _；(5)既有 键又有 键的是 _。.COCl2分子的结构式为，COCl2分子内含有 _。A4 个 键B2 个 键、2 个 键C2 个 键、1 个 键D3 个 键、1 个 键【答案】.(1)(2)(3)(4)(5).D判断共价键类型的方法1 键与 键的判断(1)由轨道重叠方式判断。“头碰头”重叠为 键，“肩并肩”重叠为 键。16(2)由物质的结构式判断。通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为 键，双键中有一个 键和一个 键，三键中有一个 键和两个 键。(3)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。2极性

29、键与非极性键的判断看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。题点(二)键参数的应用例 16.能用共价键键能大小来解释的是()A通常情况下，Br2呈液态，碘呈固态BCH4分子是正四面体空间构型CNH3分子内 3 个 NH键的键长、键角都相等DN2稳定性强于O2【答案】D【解析】单质通常情况下的状态与键能大小无关；CH4分子是正四面体空间构型，与键角键长有关，与键能无关；NH3分子内的 3个 NH键的键长、键角都相等与键能无因果关系；N2稳定性强于O2，是因为氮气分子中的键能大于氧气分子中的键能，D正确。例 17实验测得BeCl2为共价化

30、合物，两个BeCl 键间的夹角为180，由此可判断BeCl2属于()A由极性键形成的极性分子B由极性键形成的非极性分子C由非极性键形成的极性分子D由非极性键形成的非极性分子【答案】B【解析】BeCl2中 BeCl 键为极性键，两个BeCl 键间的夹角为180，说明分子是对称的，正电荷中心与负电荷的中心重合，BeCl2分子属于非极性分子，即BeCl2分子是由极性键形成的非极性分子。例 18下列说法中正确的是()A分子的键长越长，键能越高，分子越稳定B元素周期表中的第A族(除 H外)和第A族元素的原子间不能形成共价键C水分子可表示为HOH，分子的键角为180DHO键键能为462.8 kJ mol

31、1，即 18 g H2O分解成 H2和 O2时，消耗能量为2462.8 kJ【答案】B 17 题点(三)等电子原理及其应用例 19.等电子体之间结构相似、物理性质也相近。根据等电子原理，由短周期元素组成的粒子，只要其原子总数和原子最外层电子总数相同，均可互称为等电子体。下列各组粒子不能互称为等电子体的是()ACO23和 NO3BO3和 SO2CCO2和 NO2DSCN和 N3【答案】C【解析】C选项中，CO2与 NO2具有相同的原子总数，但最外层电子总数不同，CO2为 16，而 NO2为 18，故二者不能互称为等电子体。例 20原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似

32、、物理性质相近。(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是_和_；_和_。(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与 NO2互为等电子体的分子有_、_。【答案】(1)N2CO N2O CO2(2)SO2O3考点四分子的立体结构一、价层电子对互斥理论1理论要点(1)价层电子对在空间上彼此相距越远时，排斥力越小，体系的能量越低。(2)孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。2用价层电子对互斥理论推测分子(或离子)

33、的立体构型(1)用价层电子对互斥理论推测分子(或离子)的立体构型的关键是判断分子(或离子)中的中心原子上的价层电子对数。a为中心原子的价电子数(若为离子，则a要相应减去失去的电子数或加上得到的电子数)，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。18 例如，H2O：n262124 CO2：n242222 NH4：n4514124(2)价层电子对互斥理论与分子构型电子对数成键数孤电子对数价层电子对立体构型分子立体构型实例2 2 0 直线形直线形CO23 3 0 三角形三角形BF32 1 V形SO24 4 0 四面体形正四面体形CH4、NH43 1 10三角锥形NH32

34、 2 V形H2O 注意 价层电子对互斥理论说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致。当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。二、杂化轨道理论1杂化轨道理论概述当原子成键时，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，形成分子的空间结构不同。2杂化轨道三种类型3“五方法”判断分子中心原子的杂化类型(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则分子的中心原子发生sp3杂化。19 若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原

35、子发生sp2杂化。若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp 杂化。(2)根据杂化轨道之间的夹角判断若杂化轨道之间的夹角为109.5，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180，则分子的中心原子发生sp 杂化。(3)根据等电子原理进行判断如 CO2是直线形分子，CNS、N3与 CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp 杂化。(4)根据中心原子的电子对数判断如中心原子的电子对数为4，是 sp3杂化，为3 是 sp2杂化，为2 是 sp 杂化。(5)根据分子或离子中有无 键及 键数目判

36、断如没有 键为 sp3杂化，含一个 键为 sp2杂化，含二个 键为 sp 杂化。三、熟记配位键和配合物1配位键由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共用电子对。2配位键的表示方法用 AB 表示，其中A表示提供孤对电子的原子，B表示接受孤对电子的原子。3配位化合物(1)概念：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。(2)形成条件：配位体有孤电子对中性分子，如H2O、NH3和CO 等离子，如 F、Cl、CN等中心原子有空轨道，如Fe3、Cu2、Zn2、Ag等(3)组成：题点(一)价层电子对互斥理论、杂化轨道理论的综合应用例 21.在乙烯分子中有5 个 键

37、、一个 键，它们分别是()Asp2杂化轨道形成 键、未杂化的2p 轨道形成 键Bsp2杂化轨道形成 键、未杂化的2p 轨道形成 键20 CCH之间是 sp2形成的 键，CC之间是未参加杂化的2p 轨道形成的 键DCC之间是 sp2形成的 键，CH之间是未参加杂化的2p 轨道形成的 键【答案】A 例 22.用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间构型，有时也能用来推测键角大小，下列判断正确的是()ASO2、CS2、HI 都是直线形的分子BBF3键角为 120，SnBr2键角大于120CCH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子DPCl3、NH3、PCl5都是三角锥形的分子

38、【答案】C【解析】ASO2是 V形分子；CS2、HI 是直线形的分子，错误；B.BF3键角为 120，是平面三角形结构；而 Sn原子价电子是4，在 SnBr2中两个价电子与Br 形成共价键，还有一对孤对电子，对成键电子有排斥作用，使键角小于120，错误；C.CH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子，正确；D.PCl3、NH3都是三角锥形分子，而PCl5是三角双锥形结构，错误。例 23.下列中心原子的杂化轨道类型和分子几何构型不正确的是()APCl3中 P原子 sp3杂化，为三角锥形BBCl3中 B原子 sp2杂化，为平面三角形CCS2中 C原子 sp 杂化，为直线形DH2S分子中，S为 s

39、p 杂化，为直线形【答案】D 题点(二)配位键、配合物理论例 24.硫酸镍溶于氨水形成Ni(NH3)6SO4蓝色溶液。(1)Ni(NH3)6SO4中阴离子的立体构型是_。(2)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_。(3)氨的沸点 _(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是 _；21 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】(1)正四面体形(2)配位键N(3)高于NH3分子间可形成氢键极性sp3【解析】(1)SO24中，S 原子的价层电子对数为6224，成键电子对数为4，故 SO24的立体构型为正四面体。

40、(2)Ni(NH3)62中，由于Ni2具有空轨道，而NH3中 N原子含有孤电子对，两者可通过配位键形成配离子。(3)由于 NH3分子间可形成氢键，故NH3的沸点高于PH3。NH3分子中，N原子形成3 个 键，且有1 个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH3属于极性分子。例 25.Zn(CN)42在水溶液中与HCHO 发生如下反应4HCHO Zn(CN)42 4H4H2O=Zn(H2O)424HOCH2CN(1)1 mol HCHO 分子中含有 键的数目为 _ mol。(2)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是_。HOCH2CN的结构简式(3

41、)与 H2O分子互为等电子体的阴离子为_。(4)Zn(CN)42中 Zn2与 CN的 C原子形成配位键。不考虑空间构型，Zn(CN)42的结构可用示意图表示为 _。22 考点五分子的性质一、明辨分子间作用力1概念物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。2分类分子间作用力最常见的是范德华力和氢键，其强弱顺序为范德华力氢键 CH4CMgO H2ON2O2D金刚石生铁纯铁钠【答案】B“两角度”比较晶体熔、沸点的高低1不同类型晶体熔、沸点的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。30(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很

42、低。2同种类型晶体熔、沸点的比较(1)原子晶体原子半径越小、键长越短、键能越大，物质的熔、沸点越高，如熔点：金刚石碳化硅硅。(2)离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO MgCl2，NaClCsCl。(3)分子晶体分子间范德华力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如H2O H2TeH2Se H2S。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分子晶体(相对分子质量接近)，其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3ClCH3CH3。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。如正戊烷 异戊烷 新戊烷(4)金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：NaMg Al。