资源描述
一、离子晶体1、离子晶体比较脆的原因：离子晶体收到外力作用，离子错位，离子键被破坏。2、晶格能（1）含义：气态离子形成1mol离子晶体释放的能量或1mol离子晶体形成气态离子吸收的能量（2）离子所带的电荷数越多，半径越小，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。（3）碳酸盐稳定性规律：金属氧化物越稳定，碳酸盐越不稳定。金属氧化物的稳定性看晶格能。语言描述：解释分解温度CaCO3SrCO3：Ca2+由于半径小于Sr2+，和氧离子结合更容易，CaO晶格能大，所以CaCO3分解温度低。1、NaCl晶胞、CsCl、CaF2晶胞、ZnS晶胞看课本二、金属晶体1.金属键(3)决定因素:原子半径越小，价电子数越多，金属键越强，熔沸点越高，硬度越大。(4)合金的硬度一般比成分金属大，熔沸点比成分金属低例：熔点LiNaK，NaMgAl，生铁纯铁硬度NaMgAl，生铁纯铁2.电子气理论的内容：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的电子气，被所有原子共用，从而把所有金属原子维系在一起。3.电子气理论解释金属的物理通性。 （1）延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但没有改变原来的排列方式，金属键没有被破坏。（2）导电性：金属晶体的自由电子在电场中定向移动。温度越高，金属晶体导电性越差。（3）导热性：自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞，进行能量传递。（4）金属光泽：自由电子吸收光并反射光。4、金属晶体堆积模型(1)二维空间有两种堆积方式：非密置层和密置层。非密置层：配位数为4，密置层：配位数为6。(2)金属原子在三维空间有四种堆积方式。其中非密置层两种（简单立方堆积，体心立方堆积）；密置层两种（六方最密堆积、面心立方最密堆积）(3)金属堆积的四个模型（课本76页）三、原子晶体1、常见原子晶体(1)单质：第A族某些元素形成的某些单质金刚石、硅、锗、灰锡等以及硼(A族)。(2)化合物：SiO2、BN、SiC、GaAs等（2）原子半径越小、键长越短、键能越大，原子晶体熔沸点、硬度越大，越稳定性。(如金刚石SiCSi)。2、为什么Si与C相比Si与O难形成双键？因为Si原子半径大，与O形成的键长长，“肩并肩”重叠程度小，难以形成稳定的键。3、原子晶体脆的原因：原子晶体中的共价键具有方向性，当受到大的外力作用时会发生原子错位，共价键断裂。4、金刚石 (1)每个C以共价单键对称地与相邻的4个C相结合，形成正四面体结构，C-C-C夹角为109o28，碳原子采取sp3杂化。最小环上有6个C原子，6条C-C键，其中4个C原子共面。每个C原子被12个六元环共用，每条C-C键被6个六元环共用。1mol金刚石含2molC-C键六元环数：C原子个数：C-C键数= （1:(61/12):(61/6)）=2:1:2(2)晶胞中，碳原子的位置：8个C在顶点，6个在面心，4个在互不相邻的小立方体体心。每个C周围最近的C有4个(通过共价键相连)，C的配位数为： 4。顶点到小立方体体心距离最近，为3/4a（a为晶胞边长）5、二氧化硅(SiO2)硅的结构和金刚石一样。在晶体硅结构中的每个Si-Si键中各“插入”一个O，便可得到二氧化硅的结构。每个Si和4个O各形成一个共价单键。Si、O的杂化方式分别为sp3、sp3。硅原子数：氧原子数=1:2。Si原子个数：Si-O键数=1:4。1molSiO2含4molSi-O键最小环上有12个原子，6个Si，6个O四、分子晶体1.干冰晶胞中，CO2分子的排列在空间有4种不同的方向。CO2分子位于顶点和面心，配位数12，类比金属的面心立方最密堆积。2.冰中，每一个水分子周围有4个水分子，1mol冰中有2NA个氢键。（1）水在4时密度最大，原因：冰中，每一个水分子周围有4个水分子，导致水分子间空隙大，空间利用率低，密度小；当冰融化为水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间空隙减小，密度增大，超过4C。热运动加剧，分子间距增大，密度减小。（2）在接近水的沸点时测得M18g/mol，原因：水分子间以氢键结合成缔合分子。（类比测得乙酸相对分子质量为120，2HF可逆（HF）2） 五、混合晶体1.石墨晶体（1）存在作用力：既有共价键、又有金属键(无限大的“大键”)，还有范德华力，是一种混合晶体。石墨晶体层间靠范德华力维系。（2）结构特点石墨晶体是层状结构，层内每个C原子的配位数为3，碳原子呈sp2杂化，形成平面六元环结构，有大派键。C-C键的夹角为120o。六元环数：C原子数：C-C键数=1:2:3。（1）性质导电性：层内每个碳有1个未参与杂化的2p电子，可在整个平面中运动。做润滑剂：原因：石墨层于层之间靠范德华力维系，作用力很小，容易在层间发生相对滑动，硬度低，能起到减磨作用。耐火材料：熔点高，大于金刚石。原因：石墨中的键长更短，键能更大，熔点更高。铅笔芯：质软、颜色深、润滑性、性质稳定，保存时间长。2、晶体熔沸点大小的比较3、物质稳定性看化学键，离子晶体看离子键即晶格能，分子晶体和原子晶体看共价键，金属晶体看金属键。例如NH3和H20稳定性比较：本质是O原子半径小，O-H键键长短，键能大，H20更稳定。六、不同晶体性质比较1、 2、晶体熔沸点大小的比较（1）根据事实NH3、硫、汞：硫(固)汞(液)NH3(气)H2O、干冰、I2：I2(常温固)H2O(液)CO2 (气)（2）一般原子晶体离子晶体分子晶体(石墨金刚石)（3）分子晶体看氢键、范德华力。(注意与原子晶体区分)CO2、H2、CH3OH、H2O：H2OCH3OHCO2H2（4）原子晶体看原子半径、键长、键能。金刚石、碳化硅、晶体硅：金刚石碳化硅晶体硅（5）离子晶体看晶格能(离子所带电荷越多、半径越小，晶格能越大)。例：MgOBaOCsCl 。（6）金属晶体看金属键(金属阳离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强)。例：AlNaK。 GaF3的熔点高于1000，GaCl3的熔点为77.9，原因是GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体。B、Al、Ga的单质熔点依次降低的原因是B是原子晶体，Al与Ga均为金属晶体，Ga的原子半径大，金属键弱。七、键角大小的比较方法：（1）首先分析杂化：sp (键角1800) sp2(键角1200) sp3(键角109028/)；如：比较：甲醛、甲醇中O-C-H；（2）杂化方式相同时，比较孤电子对数，孤电子对越多，对成键电子排斥力越大，键角越小。如CH4(键角109028/) NH3(键角1070) H2O(键角1050);H3O+(键角1070) H2O(键角1050)；（3）分子构型相同时（杂化方式和孤电子对数都相同），比较中心原子的电负性，电负性越大，键角越大，如：H3O+ NH3；H2OH2S；若中心原子相同比较配原子的电负性，配原子电负性越大，键角越小如：NCl3 NF3；语言描述：中心原子不同,配位原子相同(AC3与BC3,且电负性AB,键角: AC3BC3):中心原子的电负性A强于B, 成键电子对离中心原子越近,成键电子对之间的距离越小,成键电子对之间的斥力增大,键角变大中心原子相同,配位原子不同(AB3与AC3,且电负性BAC,键角: AB3AC,在AB3中成键电子对离中心原子较远,使A的电子云密度减小，成键电子对之间的排斥力较小,因而键角较小。（4）双键与单键之间的斥力单键与单键之间的斥力如：甲醛中O-C-H键角大于1200、H-C-H键角小于1200八、等电子体原理（1）概念：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，它们的许多性质是相近的。 （2）等电子体的判断方法：同族上下直接替换，左右加减电荷替换。比如ClO4的等电子体：上下替换成BrO4、IO4，左右替换成SO42、PO43还可以是CCl4、SiF4等。（3）氢化物的等电子体还是氢化物，如CH4的等电子体有：SiH4、NH4+。（4）常见等电子体：二原子10电子：N2、CO、CN、NO+、C22三原子16电子：N2O、CO2、CNO、SCN-、NO2+、N3-三原子18电子：NO2-、SO2、O3四原子24电子：CO32-、NO3-、SO3、BF3、SiO32-四原子26电子：SO32-、ClO3-五原子32电子：SO42-、PO43-、BF4-、SiF4、CF4、CCl4、SiCl4九、语言描述题1、碳在形成化合物时，以共价键为主原因：碳原子最外层有4个电子，且半径较小，难以通过得或失达到稳定结构。2、已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2形成配离子，其原因是N、F、H三种元素的电负性：FNH，在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N原子，使得氮原子上的孤对电子难于与Cu2形成配位键。3、对羟基苯甲醛比邻羟基苯甲醛的沸点高，因为对羟基苯甲醛形成的是分子间氢键，邻羟基苯甲醛形成的是分子内氢键。4、NH3极易溶于水原因氨气与水分子间存在氢键；氨气与水都是极性分子，相似相溶；氨气与水反应。5、碘单质在水中和在KI溶液中溶解性更大的是KI溶液，理由I2+I-I3-,使碘单质溶解。6、低碳醇与水互溶，而高碳醇在水中的溶解度却很小的原因：高碳醇的烃基较大使其中的-OH与水中-OH相似因素减少了。7、C、N、O、F简单氢化物的沸点顺序为H2O HF NH3 CH4。原因：1molH20分子间有2mol氢键，1molHF及1molNH3分子之间都是有1mol氢键。（平均后）且HF分子间的氢键比NH3分子间的氢键要强。CH4分子间只有范德华力，作用力弱些。8、含氧酸酸性强弱比较：含氧酸的通式可写为 (HO)mROn，成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，导致R-O-H中O的电子向R偏移，在水分子作用下，就越容易电离出H+即酸性越强。 9、碳酸与亚硫酸酸性强弱及理由是虽然溶于水形成的酸的非羟基氧均为1，但是CO2溶解度远小于SO2，所以SO2溶于水形成亚硫酸的酸性强于碳酸。10、H2SO3第一步电离程度大于第二步电离的原因：电荷因素：第一步电离后生成的负离子较难进一步电离出带正电荷的氢离子；平衡移动方面：第一步电离产生的氢离子抑制第二步的电离。11、氮原子间能形成参键，而砷原子间不易形成参键的原因是（As原子半径大，原子间形成键的较长，p-p轨道肩并肩重叠程度小或几乎不能重叠，难以形成键）12、硅烷种类没有烷烃多，从键能角度解释其主要原因是（碳原子半径小于硅原子，烷烃中碳碳键较短，键能较大）13、NH3和PH3都是极性分子，其中极性较大的是NH3，原因是:两者都是三角锥形的分子，N的电负性大于P14、已知OF2分子的极性比水分子的极性弱，其原因是OF2和H2O均为V形分子，且孤对电子均为2对，F与O的电负性差值较O与H的电负性差值小15、C、O电负性相差1.0.由此可以判断CO应该为极性强的分子，但实际上CO分子的极性极弱，请解释其原因：从电负性分析，CO中形成配位键的电子对是由氧原子单方面提供的，抵消了共用电子对偏向O而产生的极性。16、已知硼酸（H3BO3）是一元酸，解释其原因：17、元素铜与镍的第二电离能分别为:ICu=1 958 kJmol-1、INi=1 753 kJmol-1，ICuINi的原因是:铜失去的是全充满的 3d10电子，镍失去的是 4s1电子。18、第一电离 I1(Zn)大于I1(Cu)的原因是：Zn 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子。19、钠元素的逐级电离能的大小关系：I1 I2 I3 I4 I5，原因是：随着原子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越高，且半径越来越小，核对电子的引力作用增强，失电子越来越困难，电离能也就越来越大。 /I /I /I /I20、镁元素的 I3I2，原因是：当镁失去 2 个电子后变成 1s22s22p6稳定结构，再失去一个电子较困难，所以镁元素的 I3I2。21、焰色反应的原理：电子由较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时能量以光的形式释放。焰色反应属于发射光谱，因为是释放能量。 22、向硫酸铜溶液中逐滴滴加氨水，首先形成蓝色沉淀，继续滴加氨水。沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液,向深蓝色溶液中加入乙醇，析出深蓝色晶体写出沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液的离子方程式_Cu(OH)2+4NH3=Cu(NH3)42+2OH为什么加入乙醇,能够析出深蓝色晶体?乙醇的极性小于水，在溶液中加入乙醇能够减小溶剂的极性，降低Cu(NH3)4SO4的溶解度为什么NH3常在配合物中作配体，而NH4+却不能作配体?NH3中N原子能够提供孤电子对，而NH4+中N原子价电子层无孤电子对23、I1(Li)I1(Na)，原因是_Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子24、I1(Be)I1(B)I1(Li)，原因是Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大25、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_ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小。26、硫和磷的氢化物为固态时的密度大于其液态，但固态H2O的密度比其液态时小，原因是_冰中水分子间氢键较多，氢键具有方向性，使水分子之间间隙增大，密度变小；27、用BF3分子结构解释反应BF3(g)NH4F(s)=NH4BF4(s)能够发生的原因是BF3分子中硼原子有空轨道，NH4F中F有孤电子对，能通过配位键形成BF428、Ru络合物中含有的片段和中氮原子均采用sp2杂化，都存在大键，氮原子配位能力更强的是_前者_(填“前者”或“后者”)。原因：前者的sp2杂化轨道上有一对孤电子对，后者N上无孤电子对，故前者更容易形成配位键。29、NaCl，CsCl两种晶体，都属于离子晶体，但配位数不同，其原因是_正负离子的半径比不同30、CaF2为离子晶体，但Ca2+、F配位数不同，其原因是正负离子电荷数比不同31、CuCl难溶于水，但易溶于氨水，其原因可能是Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物（或配离子）32、K3Fe(CN)6晶体中Fe3与CN之间的作用力为_配位键_，该化学键能够形成的原因是Fe3提供空轨道，CN提供孤电子对，二者结合形成配位键
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