高中化學選修三《物質結構及性質》復習提綱及高考分析課件

學海無

涯高中化學選修三《物質結構及性質》復習提綱及高考分析歸納整理：索會鋒 2016.元月前言：《物質結構與性質》這門課雖然是選修課程，但是在高考中作為選考題之一，占得分值和《有機化學基礎》《化學工藝》一樣多，但內容比另兩門選修課程要少，題型單一易解，所以復習方便，得分容易，是高考復習中對于基礎較差的學生復習的捷徑之選，所以經郭校長和高三化學組研究決定，特歸納整理了有關該課程的知識點及高考題型分析，便于同學們寒假回家自我復習，請同學們給予重視。高三化學組索會鋒學海無涯1學海無

涯一.原子結構與性質.一.認識原子核外電子運動狀態(tài)，了解電子云、電子層（能層）、原子軌道（能級）的含義.1.電子云：用小黑點的疏密來描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的機會大小所得的圖形叫電子云圖.離核越近，電子出現(xiàn)的機會大，電子云密度越大；離核越遠，電子出現(xiàn)的機會小，電子云密度越小.

電子層（能層）：根據電子的能量差異和主要運動區(qū)域的不同，核外電子分別處于不同的電子層.原子由里向外對應的電子層符號分別為

K、L、M、N、O、P、Q.

原子軌道（能級即亞層）：處于同一電子層的原子核外電子，也可以在不同類型的原子軌道上運動，分別用

s、p、d、f

表示不同形狀的軌道，s

軌道呈球形、p

軌道呈紡錘形，d

軌道和

f

軌道較復雜.各軌道的伸展方向個數(shù)依次為

1、3、5、7.2.(構造原理）了解多電子原子中核外電子分層排布遵循的原理，能用電子排布式表示

1～36

號元素原子核外電子的排布.原子核外電子的運動特征可以用電子層、原子軌道(亞層)和自旋方向來進行描述.在含有多個核外電子的原子中，不存在運動狀態(tài)完全相同的兩個電子.

原子核外電子排布原理.①.能量最低原理:電子先占據能量低的軌道，再依次進入能量高的軌道.

②.泡利不相容原理:每個軌道最多容納兩個自旋狀態(tài)不同的電子.

③.洪特規(guī)則:在能量相同的軌道上排布時，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋狀態(tài)相同.洪特規(guī)則的特例:在等價軌道的全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）、全空時(p0、d0、f0)的狀態(tài)，具有較低的能量和較大的穩(wěn)定性.如

24Cr

[Ar]3d54s1、29Cu

[Ar]3d104s1.掌握能級交錯圖和

1-36

號元素的核外電子排布式.學海無涯一.原子結構與性質.2學海無

涯

①根據構造原理，基態(tài)原子核外電子的排布遵循圖⑴箭頭所示的順序。②根據構造原理，可以將各能級按能量的差異分成能級組如圖⑵所示，由下而上表示七個能級組，其能量依次升高；在同一能級組內，從左到右能量依次升高?；鶓B(tài)原子核外電子的排布按能量由低到高的順序依次排布。3.元素電離能和元素電負性

第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去

1

個電子，轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號

I1

表示，單位為

kJ/mol。原子核外電子排布的周期性.隨著原子序數(shù)的增加,元素原子的外圍電子排布呈現(xiàn)周期性的變化:每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現(xiàn)從

ns1

到

ns2np6

的周期性變化.

元素第一電離能的周期性變化.

隨著原子序數(shù)的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化:

★同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；

★同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢.說明：①同周期元素，從左往右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第

ⅡA

族、第

ⅤA

族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。Be、N、Mg、P

②.元素第一電離能的運用：電離能是原子核外電子分層排布的實驗驗證.

用來比較元素的金屬性的強弱.

I1

越小，金屬性越強，表征原子失電子能力強弱.

學海無涯3學海無

涯

(3).元素電負性的周期性變化.元素的電負性：元素的原子在分子中吸引電子對的能力叫做該元素的電負性。隨著原子序數(shù)的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現(xiàn)減小的趨勢.

電負性的運用:a.確定元素類型(一般>1.8，非金屬元素；<1.8，金屬元素).

b.確定化學鍵類型(兩元素電負性差值>1.7，離子鍵；<1.7，共價鍵).c.判斷元素價態(tài)正負（電負性大的為負價，小的為正價）.

d.電負性是判斷金屬性和非金屬性強弱的重要參數(shù)（表征原子得電子能力強弱）.

例

8.下列各組元素，按原子半徑依次減小，元素第一電離能逐漸升高的順序排列的是A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na例

9.已知

X、Y

元素同周期，且電負性X＞Y，下列說法錯．誤．的是A．X

與Y

形成化合物時，X

顯負價，Y顯正價第一電離能可能Y小于

X最高價含氧酸的酸性：X

對應的酸性弱于Y

對應的酸性氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：HmY小于

HmX例

10.氣態(tài)中性原子失去一個電子轉化為氣態(tài)正離子所需要的最低能量叫做第一電離能（I1

），氣態(tài)正離子繼續(xù)失去電子所需最低能量依次稱為第二電離能（

I2）、第三電離能（I3）……下表是第三周期部分元素的電離能［單位：eV（電子伏特）］數(shù)據.元素

I1/eV

I2/eV

I3/eV

甲5.7

47.4

71.8

乙7.7

15.1

80.3

丙13.0

23.9

40.0

學海無涯元素I1/eVI2/eVI3/eV4學海無

涯丁15.7

27.6

40.7

下列說法正確的是A.甲的金屬性比乙強B.乙的化合價為＋1

價C.丙一定為非金屬元素 D.丁一定是金屬元素例

11.在下面的電子結構中,第一電離能最小的原子可能是A.ns2np3 B.ns2np5 C.ns2np4 D.ns2np6例

12.第一電離能

I1

是指氣態(tài)原子

X（g）處于基態(tài)時，失去一個電子成為氣態(tài)陽離子

X+（g）所需的能量.下圖是部分元素原子的第一電離能

I1

隨原子序數(shù)變化的曲線圖.

請回答以下問題：

認真分析上圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律，將

Na——Ar

之間六種元素用短線連接起來，構成完整的圖像.

從上圖分析可知，同一主族元素原子的第一電離能

I1

變化規(guī)律是

；

(3).上圖中

5

號元素在周期表中的位置是

；(4).上圖中

4、5、6

三種元素的氣態(tài)氫化物的沸點均比同主族上一周期的元素氣態(tài)氫化物低很多，原因是：

.

例

12.(1).見上圖（右） (2).

從上到下依次減小 (3).第三周期，ⅤA

族

(4).因同主族上一周期的元素的氫化物分子間存在氫鍵

例

13.1932

年美國化學家鮑林首先提出了電負性的概念.電負性(用

X

表示)也是元素的一種重要性質，

若

x

越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為帶負電荷的一方.下面是某些短周期元素的

x

值：

元素符號LiBeBCOFNaAlSiPSClx

值

0.98

1.572.04

2.55

3.44

3.980.93

1.61

1.90

2.19

2.583.16

⑴.通過分析

x

值變化規(guī)律，確定

N、Mg

的

x

值范圍：

學海無涯丁15.727.640.7下列說法正5學海無

涯

＜x(N)＜

，

＜x(Mg)＜

.

⑵.推測x值與原子半徑的關系是

；根據短周期元素的x

值變化特點，體現(xiàn)了元素性質的

變化規(guī)律.

⑶.某有機化合物結構中含

S－N

鍵，其共用電子對偏向

（

寫原子名稱）.

⑷.經驗規(guī)律告訴我們：當成鍵的兩原子相應元素的

x

差值△x＞1.7時，一般為離子鍵，當△

x＜1.7

時，一般為共價鍵.試推斷

AlBr3

中化學鍵類型是

.

⑸.預測周期表中，

x值最小的元素位于

周期

族.（放射性元素除外）

例13.(1).2.553.440.931.57(2).電負性隨原子半徑減小而增大，周期性(3).氮

(4).共價鍵

(5).6，IA

『綜合模擬訓練』1．【2008

珠海一?！恳阎?/p>

A、B、C、D

和

E

五種分子所含原子的數(shù)目依次為

1、2、3、4和

6，且都含有

18

個電子，又知B、C

和D

是由兩種元素的原子組成，且D

分子中兩種原子個數(shù)比為

1：1。請回答：組成A

分子的原子的核外電子排布式是

；B

和C

的分子式分別是

和

；C

分子的立體結構呈

形，該分子屬于

分子（填“極性”或“非極性”）；向D

的稀溶液中加入少量氯化鐵溶液現(xiàn)象是

，該反應的化學方程式為

若將

1molE

在氧氣中完全燃燒，

只生成

1molCO2

和

2molH2O，則

E

的分子式是

。（1）1S22S22P63S23P6（2）

HCl，

H2S，

V形（或角形或其他合理答案），極性分子。FeCl3（3）有無色氣體產生 2H2O2＝＝＝2H2O+O2↑ （4）CH4O。2

【2008

茂名一?！緼l

和

Si、Ge

和

As

在元素周期表金屬和非金屬過渡位置上，在其單質和化合物在建筑業(yè)、電子工業(yè)和石油化工等方面應用廣泛。請回答下列問題：

(1)As的價層電子構型為

(2)

AlCl3

是化工生產中的常用催化劑，熔點為

192.6℃，熔融狀態(tài)以二聚體

A12C16

形式存在，其中鋁原子與氯原子的成鍵類型是

(3）超高導熱絕緣耐高溫納米氮化鋁（AlN）在絕緣材料中的應用廣泛，AlN

晶體與金剛石類似，每個

Al

原子與個N

原子相連，與同一個

Al

原子相連的

N

原子構成的空間構型為。在四大晶體類型中，AlN屬于

晶體。

(4)Si

和

C

同主族，Si、C

和

0

成鍵情況如下：學海無涯6學海無

涯

在

C

和

0

之間可以形成雙鍵形成

CO2

分子，而

Si

和O

則不能和碳那樣形成有限分子原因是

(5)SiCl4(l）常用作煙霧劑，原因

Si

存在

3d

軌道，能同

H20

(l）配位而劇烈水解，在潮濕的空氣中發(fā)煙，試用化學方程式表示其原理(l)4s24p3(l

分）

(2）共價鍵（或σ鍵）(l

分）

4

(l

分）正四面體（l

分）原子（2

分）

(4)

Si

一

0

大于C

一

0

的鍵，C=0

的鍵能大于

Si=O

的鍵能，所以

Si

和

O

成單鍵，而C

和

O

以雙鍵形成穩(wěn)定分子（2分）

(5)SiCl4（l)

+

3H2O

(l)

=

H2Si03

(s)

+

4HCl(aq)

(

2

分）

二.化學鍵與物質的性質.內容：離子鍵――離子晶體

理解離子鍵的含義，能說明離子鍵的形成.了解

NaCl

型和

CsCl

型離子晶體的結構特征，能用晶格能解釋離子化合物的物理性質.

(1).化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用.化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵.(2).離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵.

離子鍵強弱的判斷:離子半徑越小，離子所帶電荷越多，離子鍵越強，離子晶體的熔沸點越高.

離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開

1mol

離子晶體使之形成氣態(tài)陰離子和陽離子所吸收的能量.晶格能越大，離子晶體的熔點越高、硬度越大.

離子晶體:通過離子鍵作用形成的晶體.

典型的離子晶體結構：NaCl

型和

CsCl

型.氯化鈉晶體中，每個鈉離子周圍有

6

個氯離子，每個氯離子周圍有

6

個鈉離子，每個氯化鈉晶胞中含有

4

個鈉離子和

4

個氯離子；氯化銫晶體中，每個銫離子周圍有

8

個氯離子，每個氯離子周圍有

8

個銫離子，每個氯化銫晶胞中含有

1

個銫離子和

1

個氯離子.

NaCl

型晶體CsCl

型晶體學海無涯NaCl型晶體CsCl型晶體7學海無

涯每個

Na+離子周圍被

6

個

C1—離子所包圍，同樣每個

C1—也被

6

個

Na+所包圍。每個正離子被

8

個負離子包圍著，同時每個負離子也被

8

個正離子所包圍。(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法.

位置

頂點

棱邊

面心

體心

貢獻

1/8

1/4

1/2

1例

14.下列離子晶體中,熔點最低的是A.NaCl B.KCl C.CaO D.MgO例

15.X、Y都是

IIA（Be

除外）的元素,已知它們的碳酸鹽的熱分解溫度:T（XCO3）>T（YCO3）,則下列判斷正確的是A.晶格能:

XCO3>YCO3C.金屬性:

X>YB.陽離子半徑:

X2+>Y2+

D.氧化物的熔點:

XO>YO例

16.螢石（CaF2）晶體屬于立方晶系,螢石中每個

Ca2+被

8

個

F-所包圍,則每個

F-周圍最近距離的

Ca2+數(shù)目為A.2 B.4 C.6 D.8例

17.01年曾報道，硼元素和鎂元素形成的化合物刷新了金屬化合物超導溫度的最高記錄.該化合物的晶體結構如圖所示：鎂原子間形成正六棱柱，且棱柱的上下底面還各有

1

個鎂原子；6

個硼原子位于棱柱內，則該化合物的化學式可表示為A．MgB B．MgB2 C．Mg2B D．Mg3B2鎂原子，位于頂點和上下兩個面心

●硼原子，位于六棱柱的內部內容：共價鍵－分子晶體――原子晶體

2.了解共價鍵的主要類型

σ

鍵和

π

鍵，能用鍵能、鍵長、鍵角等數(shù)據說明簡單分子的某些性質（對σ

鍵和π

鍵之間相對強弱的比較不作要求）.

(1).共價鍵的分類和判斷：σ鍵（“頭碰頭”重疊）和π鍵（“肩碰肩”重疊）、極性鍵和非極性鍵，還有一類特殊的共價鍵-配位鍵.

學海無涯(3).晶胞中粒子數(shù)的計算方法--均攤法.8學海無

涯(2).共價鍵三參數(shù).概念對分子的影響鍵能拆開

1mol

共價鍵所吸收的能量（單位：kJ/mol）鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵長成鍵的兩個原子核間的平均距離（單位：10-10

米）鍵越短，鍵能越大，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定鍵角分子中相鄰鍵之間的夾角(單位：度）鍵角決定了分子的空間構型共價鍵的鍵能與化學反應熱的關系:反應熱=

所有反應物鍵能總和－所有生成物鍵能總和.例

18.下列分子既不存在

s-pσ

鍵，也不存在p-pπ

鍵的是A．HCl B．HF C．SO2 D．SCl2例

19.下列關于丙烯（

CH3—CH

=CH2）

的說法正確的A．丙烯分子有

8

個

σ

鍵，

1

個

π

鍵 B．丙烯分子中

3

個碳原子都是

sp3

雜化C．丙烯分子存在非極性鍵 D．丙烯分子中

3

個碳原子在同一直線上3.了解極性鍵和非極性鍵，了解極性分子和非極性分子及其性質的差異.(1).共價鍵:原子間通過共用電子對形成的化學鍵.

鍵的極性：

極性鍵：不同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力不同，共用電子對發(fā)生偏移.

非極性鍵：同種原子之間形成的共價鍵，成鍵原子吸引電子的能力相同，共用電子對不發(fā)生偏移.

分子的極性：

①.極性分子：正電荷中心和負電荷中心不相重合的分子.非極性分子：正電荷中心和負電荷中心相重合的分子.

②.分子極性的判斷：分子的極性由共價鍵的極性及分子的空間構型兩個方面共同決定.非極性分子和極性分子的比較非極性分子極性分子形成原因整個分子的電荷分布均勻，對稱整個分子的電荷分布不均勻、不對稱存在的共價鍵非極性鍵或極性鍵極性鍵分子內原子排列對稱不對稱

學海無涯(2).共價鍵三參數(shù).概念對分子的影響拆開9學海無

涯舉例說明：

分子共價鍵的極性分子中正負電荷中心結論舉例同核雙原子分子非極性鍵重合非極性分子H2、N2、O2異核雙原子分子極性鍵不重合極性分子CO、HF、HCl異核多原子分子分子中各鍵的向量和為零重合非極性分子CO2、BF3、CH4分子中各鍵的向量和不為零不重合極性分子H2O、NH3、CH3Cl

③.相似相溶原理:極性分子易溶于極性分子溶劑中（如

HCl

易溶于水中），非極性分子易溶于非極性分子溶劑中（如

CO2

易溶于

CS2

中）.

例

20.根據科學人員探測：在海洋深處的沉積物中含有可燃冰,主要成分是甲烷水合物.其組成的兩種分子的下列說法正確的是

A.它們都是極性鍵形成的極性分子

B.它們都只有

σ

鍵

C.它們成鍵電子的原子軌道都是

sp3-s

D.它們的立體結構都相同4.分子的空間立體結構（記住）

常見分子的類型與形狀比較分子類型分子形狀鍵角鍵的極性分子極性代表物A球形非極性He、NeA2直線形非極性非極性H2、O2AB直線形極性極性HCl、NOABA直線形180°極性非極性CO2、CS2ABAV

形≠180°極性極性H2O、SO2A4正四面體形60°非極性非極性P4AB3平面三角形120°極性非極性BF3、SO3AB3三角錐形≠120°極性極性NH3、NCl3AB4正四面體形109°28′極性非極性CH4、CCl4AB3C四面體形≠109°28′極性極性CH3Cl、CHCl3AB2C2四面體形≠109°28′極性極性CH2Cl2

直

線三角形V

形四面體三角錐V形

H2O

學海無涯舉例說明：分子中正負同核雙原子分子非極性鍵10學海無

涯5.了解原子晶體的特征，能描述金剛石、二氧化硅等原子晶體的結構與性質的關系.(1).原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結構的晶體.

典型的原子晶體有金剛石（C）、晶體硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.

金剛石是正四面體的空間網狀結構，最小的碳環(huán)中有

6

個碳原子，每個碳原子與周圍四個碳原子形成四個共價鍵；晶體硅的結構與金剛石相似；二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環(huán)中有

6

個硅原子和

6

個氧原子，每個硅原子與

4

個氧原子成鍵，每個氧原子與

2

個硅原子成鍵.

共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形成共價鍵的鍵長越短，共價鍵的鍵能越大，其晶體熔沸點越高.如熔點：金剛石>碳化硅>晶體硅.

例

26.下列說法正確的是(NA

為阿伏加德羅常數(shù))

A.電解

CuCl2

溶液，陰極析出

16g

銅時，電極上轉移的電子數(shù)為NAB.12

g石墨中含有C—C

鍵的個數(shù)為

1．5NA

C.12g

金剛石中含有C—C

鍵的個數(shù)為

4NA

D.SiO2

晶體中每摩爾硅原子可與氧原子形成

2NA個共價鍵例

27.單質硼有無定形和晶體兩種，參考下表數(shù)據

金剛石

晶體硅

晶體硼

熔點

>38231683

2573

沸點

5100

2628

2823

硬度

107.0

9.5

①.晶體硼的晶體類型屬于

晶體，理由是

.

②.已知晶體硼結構單元是由硼原子組成的正二十面體，其中有

20

個等邊三角形的面和一定數(shù)目的頂點，每個項點上各有

1

個

B

原子.通過觀察圖形及推算，此晶體體結構單元由個

B

原子組成，鍵角

.

例

27.①.原子，理由：晶體的熔、沸點和硬度都介于晶體

Si

和金剛石之間，而金剛石和晶學海無涯金剛石晶體硅晶體硼熔點>382311學海無

涯體

Si

均為原予晶體，B

與C

相鄰與

Si

處于對角線處，亦為原于晶體.

②.每個三角形的頂點被

5

個三角形所共有，所以，此頂點完全屬于一個三角形的只占到

1/5，每個三角形中有

3

個這樣的點，且晶體

B

中有

20

個這樣的角形，因此，晶體

B

中這樣的頂點(B

原子)有

3/5×20=12

個.又因晶體

B

中的三角形面為正三角形，所以鍵角為

60°6.理解金屬鍵的含義，能用金屬鍵的自由電子理論解釋金屬的一些物理性質.知道金屬晶體的基本堆積方式，了解常見金屬晶體的晶胞結構（晶體內部空隙的識別、與晶胞的邊長等晶體結構參數(shù)相關的計算不作要求）.

(1).金屬鍵:金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用.

請運用自由電子理論解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性.

晶體中的微粒

導電性

導熱性

延展性

金屬離子和自由電子

自由電子在外加電場的作用下發(fā)生定向移動

自由電子與金屬離子碰撞傳遞熱量

晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用

①.金屬晶體:通過金屬鍵作用形成的晶體.

②.金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規(guī)律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高.如熔點：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量.

例

28.物質結構理論推出：金屬晶體中金屬離子與自由電子之間的強烈相互作用，叫金屬鍵．金屬鍵越強，其金屬的硬度越大，熔沸點越高，且據研究表明，一般說來金屬原子半徑越小，價電子數(shù)越多，則金屬鍵越強．由此判斷下列說法錯誤的是

A.鎂的硬度大于鋁

B.鎂的熔沸點低于鈣

C.鎂的硬度大于鉀

D.鈣的熔沸點高于鉀

例

29.金屬的下列性質中和金屬晶體無關的是

A.良好的導電性

B.反應中易失電子C.良好的延展性

D.良好的導熱性

7.了解簡單配合物的成鍵情況（配合物的空間構型和中心原子的雜化類型不作要求）.

概念表示條件共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。A B電子對給予體 電子對接受體其中一個原子必須提供孤對電子，另一原子必須能接受孤對電子的軌道。

(1).配位鍵：一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵.即成鍵的兩個學海無涯晶體中的微粒導電性導熱性延展性金12學海無

涯原子一方提供孤對電子，一方提供空軌道而形成的共價鍵.

(2).①.配合物：由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物.

②.形成條件：a.中心原子(或離子)必須存在空軌道.

b.配位體具有提供孤電子對的原子.

③.配合物的組成.

④.配合物的性質：配合物具有一定的穩(wěn)定性.配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定.當作為中心原子的金屬離子相同時，配合物的穩(wěn)定性與配體的性質有關.

例

30.下列不屬于配合物的是A．[Cu(NH3)4]SO4·H

2OB．[Ag(NH3)2]OHC．KAl(SO4)2·12H

2O D．Na[Al(OH)

4]例

31.向盛有硫酸銅水溶液的試管里加入氨水，首先形成難溶物，繼續(xù)添加氨水，難溶物溶解得到深藍色的透明溶液.下列對此現(xiàn)象說法正確的是

A．反應后溶液中不存在任何沉淀，

所以反應前后

Cu2+的濃度不變

B．沉淀溶解后，

將生成深藍色的配合離子[Cu(NH3)4]

2+向反應后的溶液加入乙醇，溶液沒有發(fā)生變化在[Cu(NH3)4]

2+離子中，

Cu2+給出孤對電子，

NH3

提供空軌道例

32.Co(NH3

)5

BrSO

4

可形成兩種鈷的配合物.已知兩種配合物的分子式分別為[Co(NH3)5Br]

SO4

和[Co

(SO4)(NH3)5]

Br，

若在第一種配合物的溶液中加入

BaCl2溶液時，現(xiàn)象是

；若在第二種配合物的溶液中加入

BaCl2

溶液時，現(xiàn)象是

，若加入

AgNO3

溶液時，

現(xiàn)象是

.例

32.產生白色沉淀 無明顯現(xiàn)象 產生淡黃色沉淀『綜合模擬訓練』1．[2008

肇慶一模]水是生命之源，也是一種常用的試劑。請回答下列問題：水分子中氧原子在基態(tài)時核外電子排布式為

；H2O

分子中氧原子采取的是

雜化。水分子容易得到一個

H＋形成水合氫離子（H3O＋）。對上述過程的下列描述不．合．理．的是

。A．氧原子的雜化類型發(fā)生了改變C．水分子仍保留它的化學性質B．微粒的形狀發(fā)生了改變D．微粒中的鍵角發(fā)生了改變（4）下列是鈉、碘、金剛石、干冰、氯化鈉晶體的晶胞圖(未按順序排序)。與冰的晶體學海無涯A．[Cu(NH3)4]SO4·H2O13學海無

涯類型相同的是

(請用相應的編號填寫)（1）1S22S22P6(1

分) （2）(1

分)sp32[2008

南海一模]

下表為長式周期表的一部分，其中的編號代表對應的元素。①

②

③

④

⑤

⑥⑦

⑧

⑨

⑩

請回答下列問題：

分子鍵角物質 熔點(℃)沸點(℃)109.5o甲烷-183.7-128.0107o 氨-77.7-33.3104.5

o

（3）(1

分)A水0.0100.0A B C D E在冰晶體中，每個水分子與相鄰的

4

個水分子形成氫鍵(如圖所示)，已知冰的升華熱是

51

kJ/mol，除氫鍵外，水分子間還存在范德華力(11

kJ/mol)，則冰晶體中氫鍵的“鍵能”是

kJ/mol；將白色的無水

CuSO4

溶解于水中，溶液呈藍色，是因為生成了一種呈藍色的配合離子。請寫出生成此配合離子的離子方程式：

。分析下表數(shù)據，請寫出你出的最具概括性的結論：①

；

②

。（4）(2

分)BC （5）(1

分)2H0NH（H6）(1

分)Cu2++4H2O=[Cu(H2O)4]2+O（7）（3

分）①上述氫化物的H中心原H

子半徑越大、鍵長越長（短），分子越易（難）斷鍵；

C鍵型鍵能鍵長(kJ/mol)(pm)H—C413109H—N393101H—O463H96HHH（1

分） （1

分）②上述氫化物氫原子間相離越遠、分子越對稱，分子間作用越弱（1

分）

學海無涯（1）1S22S22P6(1分) （214學海無

涯表中屬于d

區(qū)的元素是

（填編號）。表中元素①的

6

個原子與元素③的

6

個原子形成的某種環(huán)狀分子名稱為

；③和⑦形成的常見化合物的晶體類型是

。

某元素的特征電子排布式為

nsnnpn+1，該元素原子的核外最外層電子的孤對電子數(shù)為

；該元素與元素①形成的分子

X

的空間構形為

某些不同族元素的性質也有一定的相似性，如上表中元素⑤與元素②的氫氧化物有相似的性質。請寫出元素②的氫氧化物與

NaOH

溶液反應的化學方程式：

。

(5)1183

K

以下⑨元素形成的晶體的基本結構單元如圖

1

所示，1183K

以上轉變?yōu)閳D

2所示結構的基本結構單元，在兩種晶體中最鄰近的原子間距離相同。

圖

1 圖

2

在

1183

K

以下的晶體中，與⑨原子等距離且最近的⑨原子數(shù)為

個，在

1183

K

以上的晶體中，與⑨原子等距離且最近的⑨原子數(shù)為

。

（1）⑨

(1

分)

（2）苯(1

分)

分子晶體(1

分)（3）1

(1

分)三角錐形(1

分)（4）

Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O

(1

分)（5）8(1

分)12

(1

分)

三.分子間作用力與物質的性質.知道分子間作用力的含義，了解化學鍵和分子間作用力的區(qū)別.

分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵.范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性.

知道分子晶體的含義，了解分子間作用力的大小對物質某些物理性質的影響.分子晶體:分子間以分子間作用力（范德華力、氫鍵）相結合的晶體.典型的有冰、干冰.

分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量，熔、沸點越高.但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高.

例

33.在常溫常壓下呈氣態(tài)的化合物、降溫使其固化得到的晶體屬于

A.分子晶體

B.原子晶體

C.離子晶體

D.何種晶體無法判斷

例

34.下列敘述正確的是

分子晶體中都存在共價鍵

F2、C12、Br2、I2

的熔沸點逐漸升高與分子間作用力有關C.含有極性鍵的化合物分子一定不含非極性鍵

學海無涯圖1 圖2 在15H3BO3

的層狀結構學海無

涯D.只要是離子化合物，其熔點一定比共價化合物的熔點高

3.了解氫鍵的存在對物質性質的影響（對氫鍵相對強弱的比較不作要求）.NH3、H2O、HF

中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高.

影響物質的性質方面：增大溶沸點，增大溶解性表示方法：X—H……Y(N

O

F)一般都是氫化物中存在

例

35.右圖為冰晶體的結構模型，大球代表

O

原子，小球代表

H

原子.下列有關說法正確的是

A.冰晶體中每個水分子與另外四個水分子形成四面體B.冰晶體具有空間網狀結構，是原子晶體

水分子間通過

H－O

鍵形成冰晶體

冰晶體熔化時，水分子之間的空隙增大

例

36.正硼酸（H3BO3）是一種片層狀結構白色晶體，層內的

H3BO3

分子通過氫鍵相連（如下圖）.下列有關說法正確的是A.正硼酸晶體屬于原子晶體B.H3BO3

分子的穩(wěn)定性與氫鍵有關

C.分子中硼原子最外層為

8e－穩(wěn)定結構

D.含

1molH3BO3

的晶體中有

3mol

氫鍵

例

37.一定壓強和溫度下，取兩份等體積氟化氫氣體，在

35℃和

90℃時分別測得其摩爾質量分別為

40.0g/mol

和

20.0g/mol.(1).35℃氟化氫氣體的化學式為

.(2).不同溫度下摩爾質量不同的可能原因是

.例

37.(1).(HF)2(2).在較低溫度下

HF

以氫鍵結合而成(HF)n（n＝2、3、……），其摩爾質量大于

HF

的摩爾質量；隨著溫度升高，氫鍵不斷被破壞，氣體摩爾質量減小.4.了解分子晶體與原子晶體、離子晶體、金屬晶體的結構微粒、微粒間作用力的區(qū)別.

晶體類型

原子晶體

分子晶體

金屬晶體

離子晶體

粒子

原子

分子

金屬陽離子、自由電子

陰、陽離子

粒子間作用（力）

共價鍵

分子間作用力

復雜的靜電作用

離子鍵

熔沸點

很高

很低

一般較高，少部分低

較高

H3BO3的層狀結構學海無涯D.含1molH16學海無

涯硬度

很硬

一般較軟

一般較硬，少部分軟

較硬

溶解性

難溶解

相似相溶

難溶（Na

等與水反應）

易溶于極性溶劑

導電情況

不導電

（除硅）

一般不導電

良導體

固體不導電，熔

化或溶于水后導電

實例

金剛石、水晶、碳化硅等

干冰、冰、純硫酸、H2(S)

Na、Mg、Al

等

NaCl、CaCO3

NaOH

等

例

38.下面的排序不正確的是

A．晶體熔點由低到高：CF4<CCl4<CBr4<CI4

B．硬度由大到小:金剛石>碳化硅>晶體硅

C.熔點由高到低:Na>Mg>Al

D

晶格能由大到小:

NaF>

NaCl>

NaBr>NaI例

39.關于晶體的下列說法正確的是

A.在晶體中只要有陰離子就一定有陽離子

B.在晶體中只要有陽離子就一定有陰離子C.原子晶體的熔點一定比金屬晶體的高

D.分子晶體的熔點一定比金屬晶體的低

四、幾種比較1、離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較化學鍵類型離子鍵共價鍵金屬鍵概念陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵原子間通過共用電子對所形成的化學鍵金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵成鍵微粒陰陽離子原子金屬陽離子和自由電子成鍵性質靜電作用共用電子對電性作用形成條件活潑金屬與活潑的非金屬元素非金屬與非金屬元素金屬內部實例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非極性鍵和極性鍵的比較非極性鍵極性鍵概念同種元素原子形成的共價鍵不同種元素原子形成的共價鍵，共用電子對發(fā)生偏移原子吸引電子能力相同不同共用電子對不偏向任何一方偏向吸引電子能力強的原子成鍵原子電性電中性顯電性形成條件

由同種非金屬元素組成

由不同種非金屬元素組成

3．物質溶沸點的比較（重點）

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

學海無涯硬度很硬一般較軟一般較硬，少部分軟較17學海無

涯同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。

①離子晶體：離子所帶的電荷數(shù)越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。

②分子晶體：對于同類分子晶體，式量越大，則熔沸點越高。

③原子晶體：鍵長越小、鍵能越大，則熔沸點越高。常溫常壓下狀態(tài)

①熔點：固態(tài)物質>液態(tài)物質②沸點