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专题2.17 物质结构与性质（选修）考纲解读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轨道表达式。（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） （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空间结构。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。考点探究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。2019年考查点和命题方式将保持不变。 同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。同种原子：逐级电离能越来越大(即I1I2I3)。2电负性（1）含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子能力的能力越强。（2）标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。（3）变化规律金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。四、共价键1、共价键的本质和特征：共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。其特征是共价键具有饱和性和方向性。2、共价键类型分类依据类型分类依据形成共价键的原子轨道重叠方式形成共价键的电子对是否偏移键电子云“头碰头”重叠键电子云“肩并肩”重叠原子间共用电子对的数目形成共价键的原子轨道重叠方式极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移形成共价键的电子对是否偏移单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有三对共用电子对3、键参数（1）键能： 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。（2）键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。（3）键角：在原子数超过2个的分子中，两个共价键之间的夹角，是描述分子立体结构的重要参数。小结：（1）怎样判断化学键的类型和数目？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，这时形成离子键。 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；判断成键方式时，需掌握：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。（2）三点说明：s轨道与s轨道重叠形成键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成键时，无方向性。两个s轨道只能形成键，不能形成键。两个原子间可以只形成键，但不能只形成键。（3）键参数与分子性质的关系：五、分子的立体构型与性质1、价层电子对互斥模型（1）价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。（2）孤电子对的排斥力较大。电子对数成键电子对数孤电子对数电子对立体构型分子立体构型实例220直线形直线形BeCl2330平面三角形平面正三角形BF321V形SnBr2、SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O注意：运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：n(中心原子的价电子数每个配位原子提供的价电子数m)/22、杂化轨道理论（1）概念：在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。（2）杂化轨道类型与分子立体构型杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角立体构型实例sp2180直线形BeCl2sp23120平面三角形BF3sp3410928四面体形CH43、分子的极性：类型非极性分子极性分子形成原因正电中心和负电中心重合的分子正电中心和负电中心不重合的分子存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键分子内原子排列对称不对称小结：分子中的中心原子的最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。六、配合物的组成、结构、性质1、概念：由金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合而成的化合物。2、组成3、形成条件4、空间结构：5、结构和性质：。6、配合物异构七、分子间作用力与物质性质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。3、强弱：范德华力氢键化 小结：1、一个规律：同种元素的含氧酸的强弱规律，其酸性具有如下规律：对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。2、三点提醒：氢键应用要注意：有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。分子内氢键基本上不影响物质的性质。八、晶体常识1、晶体与非晶体晶体非晶体结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列性质特征自范性有无熔点固不固异同表现各向异性各向同性两者区别方法间接方法看是否有固定的熔点科学方法对固体进行X射线衍射实验2、晶胞（1）概念：描述晶体结构的基本单元。（2）晶胞的排列特征：无隙：相邻晶胞之间没有如何间隙。并置：所有晶胞都是平行排列的，取向相同。3、晶格能（1）定义：气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ/mol。（2）影响因素离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。（3）与离子晶体性质的关系：晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。九、四种晶体的比较分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体构成粒子分子原子金属阳离子、自由电子阴阳离子粒子间的相互作用力分子间作用力共价键金属键离子键硬度较小很大有的很大，有的很小较大熔、沸点较低很高有的很高，有的很低较高溶解性相似相溶难溶于任何溶剂难溶于常见溶剂大多易溶于水等极性溶剂导电、传热性一般不导电，溶于水后有的导电一般不具有导电性，个别为半导体电和热的良导体晶体不导电，在水溶液或熔融状态下导电物质类别及举例大多数非金属单质、酸、气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)小结：1、获得晶体的三条途径：熔融态物质凝固。气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。溶质从溶液中析出。2、晶胞的计算方法：在立方体形状的晶胞中，一个晶胞平均占有的原子数：顶角1/8，棱心1/4，面心1/2，体心1。考点突破考点1 基态原子的核外电子排布及表示方法【例1】下列电子排布式中，原子处于激发状态的是()A. 1s22s22p5 B. 1s22s22p43s2C. 1s22s22p63s23p63d44s2 D. 1s22s22p63s23p63d34s2【答案】B点睛：激发态与基态的区别是，激发态时低能级的电子跃迁到高能级轨道，判断的方法是：本应填充在低能级的电子，如果填充在高能级轨道，则是激发态。 考点6 常见晶体的熔沸点高低的判断【例6】在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与键能无关的变化规律是（ ）A. HF、HCl、HBr、HI的热稳性依次减弱B. 金刚石的硬度大于硅，其熔、沸点也高于硅C. NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低D. F2、Cl2、Br2、I2的熔、沸点逐渐升高【答案】D【解析】A非金属性FClBrI，元素的非金属性越强，形成的氢化物共价键的键能越大，对应的氢化物越稳定，故A不选；B金刚石中键能大于硅中的键能，则金刚石的硬度大，熔点高，与键能有关，故B不选；CNaF、NaCl、NaBr、NaI都为离子晶体，离子半径越小，晶格能越大，故C不选；DF2、Cl2、Br2、I2的相对分子质量在增大，分子间作用力增大，则熔、沸点在增大，与键能无关，故D选；故选D。考点7 晶体结构的分析与计算方法【例7】如下图所示，铁有、三种同素异形体，三种晶体在不同温度下能发生转化。下列说法正确的是 ()A. Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有6个B. Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有6个C. 将铁加热到1 500 分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型相同D. 三种同素异形体的性质相同【答案】B【点睛】该题是高考中的常见题型和考点，属于中等难度试题的考查，试题综合性强，侧重对学生能力的培养和训练，有利于培养学生的逻辑推理能力、自学能力和知识的迁移能力，提高学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力。易错点为选项CD，将铁加热到1500分别急速冷却和缓慢冷却，温度不同，分别得到-Fe、-Fe、-Fe，晶体类型不相同，据此判断；由于三种同素异形体的结构不同，所以它们性质差异很大，据此判断。 （4）NaF的熔点比NaI的熔点高的原因是NaF和NaI同属于离子晶体，r(F-)r(I-)，离子半径越小，晶格能越大，熔点越高；NaCl晶格能是786 kJ/mol，r(F-)小，晶格能大，则NaF的晶格能可能是C： 928 kJ/mol。【点睛】本题考查物质结构和性质，涉及核外电子排布、杂化方式的判断、空间构型的判断、晶胞的计算等知识点，难点是晶胞的计算，灵活运用公式是解答本题的关键。2第四周期中的18种元素具有重要的用途，在现代工业中备受青睐。（1）钛原子的价电子排布式为_，TiCl4沸点136，熔点25，晶体类型为_晶体。（2）铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是_。（3）与As同主族的短周期元素是N、P。AsH3中心原子轨道杂化的类型_；一定压强下将AsH3、NH3和PH3的混合气体降温时液化顺序是_，理由是_。（4）铬是一种硬而脆抗腐蚀性强的金属，常用于电镀和制造特种钢。下图1为铬的晶胞结构图，则铬晶胞属于_堆积；该晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为_。（5）钴晶体的一种晶胞(如图2所示)的边长为anm，密度为gcm3，NA表示阿伏加德罗常数的值，则钴原子半径为_mm，钴的相对原子质量可表示为_。【答案】3d24s2 分子 气态Cu失去一个电子变成结构为Ar3d10的Cu+，此时3d轨道处于全满的稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大，而气态Zn失去一个电子变成结构为Ar3d104s1的Zn+，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小。 sp3 NH3 AsH3PH3 NH3分子间有氢键，AsH3和PH3结构相似，而AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量，所以分子间作用力AsH3大于PH3 体心立方 68 a 5a3NA 【解析】【分析】（1）根据钛原子电子排布分析其价电子排布式，依据沸点判断晶体类型；（2）根据轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定,再失去电子需要的能量较大来分析；（3）与As同主族的短周期元素是N、P，所以AsH3的结构应与NH3相似，NH3分子之间有氢键，沸点较高；（4）由图1可以看出铬晶胞属于体心立方堆积，设晶胞参数（晶胞边长）为anm,则晶胞体积为a3,铬原子半径为：a,根据均摊原则晶胞中含有铬原子数为81/81=2,故铬原子体积为：（a）32，进而求算该晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率；（5）根据晶胞结构，计算晶胞的体积，依据密度计算摩尔质量 。【详解】（3）氨分子中氮原子按sp3方式杂化，N与As同主族，所经AsH3的结构应与NH3相似，AsH3中心原子杂化的类型为sp3，NH3分子之间有氢键，沸点较高，所以一定压强下将AsH3和NH3PH3的混合气体降温时首先液化的是NH3，由于AsH3和PH3均为分子晶体，AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量，所以分子间作用力AsH3大于PH3，故一定压强下将AsH3、NH3和PH3的混合气体降温时液化顺序是：NH3 AsH3PH3； 本题答案为：sp3、NH3 AsH3PH3、NH3分子间有氢键，AsH3和PH3结构相似，而AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量，所以分子间作用力AsH3大于PH3。（4）由图1可以看出铬晶胞属于体心立方堆积，设晶胞参数（晶胞边长）为anm,则晶胞体积为a3,铬原子半径为：a,根据均摊原则晶胞中含有铬原子数为81/81=2,故铬原子体积为：（a）32，所以该晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为：（a）32/ a3=68；本题答案为：体心立方，68。3H、N、O、S、Ni、As为元素周期表中14周期元素。请回答下列问题：(1)上述元素中第一电离能最大的元素符号是_，电负性最大的元素的原子其价电子轨道表示式为_。(2)CH3NO2中C和N的原子轨道杂化方式分别为_、_。(3)SO32其空间构型为_。写出一种与该酸根等电子体的微粒_。(4)NH3极易溶于水其原因除二者都为极性分子外，另一个重要原因是_。(5)Ni与As形成的一种化合物，其晶体如图所示，属六方晶系。该晶体的化学式为_，As原子的配位数为_。已知晶胞参数a=360.2pm，c=500.9pm，此晶体的密度为_gcm3。(写出计算式，NA为阿伏加德罗常数的值)【答案】N sp3 sp2 三角锥形 AsO33-、ClO3- 、PCl3 NH3分子与水分子间形成氢键 NiAs 6 【解析】【分析】（1）因为N的价电子排布式为2s22p3，处于半充满状态，第一电离能最大的是N；O原子电负性最大；（2）分析C、N成键情况，结合VSEPR模型判断；（3）结合VSEPR模型判断；结合等电子体解答；（4）NH3分子与水分子间形成氢键，增大氨的溶解性。（5）根据均摊法求解；根据=m/V计算。【详解】(1)H、N、O、S、Ni、As中，因为N的价电子排布式为2s22p3，处于半充满状态，第一电离能最大的是N；O原子电负性最大，其价电子轨道表示式为。(4)NH3极易溶于水其原因，除二者都为极性分子外，另一个重要原因是NH3分子与水分子间形成氢键。(5)Ni与As形成的一种化合物，其晶体如图所示，属六方晶系。 邻氨基吡啶的铜配合物中，Cu2+形成2个Cu-N键，2个Cu-O键，Cu2+的配位数是4；-NH2上的N形成3个键，一对孤电子对，sp3杂化，杂环上的N形成3个键，一个键，sp2杂化；（3）D的原子坐标参数x为0，y、z为1/2，D的原子坐标参数为（0，1/2，1/2）；Cu晶体的粒子堆积方式为面心立方最密堆积，该晶胞中Cu原子个数=61/2+81/8=4，其晶胞体积V=(2 R10-7)3cm3，其密度=m/V=4M/（NAV）gcm3= =gcm3。【点睛】本题考查位置结构性质的相互关系及应用，解题关键：掌握晶胞计算、构造原理、晶体类型判断等知识点，侧重考查分析、计算能力，难点（3）晶胞计算，Cu晶体的粒子堆积方式为面心立方最密堆积。5锆英石常用于耐火材料，其矿砂常与钛铁矿、金红石、石英共生。针对相关物质，回答下列问题：（1）下列基态Si原子结构的表示方法中最能准确表示出电子排布特点的是_(填标号，下同)，能够表示出原子核构成特点的是_。（2）SiO2晶体常伴生于各种矿石中，其晶体结构中，最小的环上有_个原子；Si与C元素位于同一主族，比较SiO2与CO2的键角大小：SiO2_CO2(填写“大于”、“小于”或“等于”)，原因是_。（3）钛铁矿经过H2SO4、HNO3等多种物质处理后会生成TiOSO2等中间产物。TiOSO4晶体中存在_(填标号)。A.离子键 B.键 C.键 D.氢键H2SO4为粘稠状、难挥发性的强酸，而HNO3是易挥发性的强酸，其原因是_。（4）FeO是离子晶体，其晶格能可通过下图的Born- Haber循环计算得到。可知，O原子的第一电子亲和能为_kJmo1，FeO晶格能为_ kJmo1。（5）ZrO2可用于制造高温发热元件，其在高温时具有立方晶型，晶胞如图所示。已知晶胞参数为anm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Zr原子与O原子之间的最短距离为_nm；ZrO2的密度为_gcm3(列式表示)。【答案】D C 12 小于 SiO2中心Si原子采用sp3杂化，键角为10928；CO2中心C原子采用sp杂化，键角为180 ABC H2SO4分子之间容易形成氢键，而HNO3易形成分子内氢键，造成分子间作用力减弱，易挥发 142 3902 a或0.433a 【解析】【分析】（1）最能准确表示出电子排布特点的是轨道表示式；能够表示出原子核构成特点的是原子符号。（2）根据SiO2晶体结构特点可以得出最小环由12个原子构成；根据杂化特点，可以得出键角大小。（3）在SO42-中有键和键，故TiOSO4存在离子键、键 和键。根据分子间氢键和分子内氢键推理得出答案。（4）第一电子亲和能是气态电中性基态原子获得一个电子变为气态一价负离子放出的能量，故O原子的第一电子亲和能为142kJ/mol；离子晶体的晶格能是气态离子形成1mol离子晶体所释放的能量，题图中Fe2+（g）+O2-(g)=FeO(晶体) H=-3902 kJ/mol，故FeO晶格能为3902 kJ/mol 。（5）1个ZrO2晶胞中Zr原子位于顶点及面心，故N(Zr)=8+6=4；O原子位于晶胞内部，故N(O)=8，故Zr原子与O原子之间的最短距离为体对角线的；根据=计算密度。 （5）电子云是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的形象化描述；（6）根据晶胞结构，Cu原子与4个O原子相连，可计算出其配位数；利用均摊法计算晶胞中Cu、O原子数目，进而确定晶胞的质量，结合 = ，注意单位换算，1 pm = 10-10 cm计算其密度。【详解】（3）NH4+价电子数为10，原子数为5，则与NH4+互为等电子体的可以是一种分子，如CH4、SiH4、GeH4中任意一种；也可以是一种离子，如BH4+、AlH4+中的任意一种离子，故答案为：CH4或SiH4或GeH4（任选一种）；BH4+或AlH4+（任选一种）；（4）六方最密堆积和体心立方堆积模型原子的排列方式不同，可用X射线衍射法鉴别，其中体心立方堆积分子内有间隔，空间利用率较低，所以由Ti转变为Ti晶体体积会膨胀，故答案为：X射线衍射法；膨胀；7N、Cu及其相关化合物用途非常广泛。回答下列问题：（1）基态铜原子的价电子排布式为_。（2）铜与钾处于同周期且最外层电子数相同，铜的熔沸点及硬度均比钾大，其原因是_。（3）NH3分子的立体构型为_，中心原子的杂化类型是_。（4）N、S、P是组成蛋白质的常见元素。三种元素中第一电离能最大的是_，电负性最小的是_。(填元素符号)（5）已知：Cu2O熔点为1235，CuCl熔点为426，则可判定Cu2O为_ (填“离子晶体”或“分子晶体”，下同)，CuCl为_。(6)氮与铜形成的一种化合物的晶胞结构如图所示。与每个Cu原子紧邻的Cu原子有_个，阿伏加德罗常数的数值为NA，该晶体的密度为_ (列出计算式)gcm3。【答案】3d104s1 铜原子半径较小且价电子数较多，金属键更强 三角锥形 sp3 N P 离子晶体 分子晶体 8 【解析】【分析】（1）铜是29号元素，基态铜原子的价电子排布式为3d104s1。（2）铜原子半径较小且价电子数较多，金属键更强。（3）NH3中孤对电子数为1，N原子的杂化类型是sp3。（4）N原子2p轨道处于半充满状态，能量低，故第一电离能最大，同周期随着原子序数增大电负性增大，同主族自上而下电负性减小。（5）根据熔点大小可判断。（6）根据均摊法计算。【详解】（5）根据熔点大小可判断，Cu2O为离子晶体，CuCl为分子晶体，故答案为：离子晶体； 分子晶体。（6）由图可知，Cu原子都在棱上，与每个Cu原子紧邻的Cu原子有8个，在立方晶胞中，顶点粒子占1/8，棱上粒子占1/4，因此一个晶胞中，Cu的数目为3 ，N的数目为1，该晶体的化学式为Cu3N，Cu3N的摩尔质量为206g/mol，1nm=10-9m=10-7cm，密度=质量/体积=(206/NA)g/(0.3810-7cm)3=，故答案为：8；。 【点睛】确定晶胞中原(离)子数目及晶体化学式：处于顶点的微粒，同时为8个晶胞所共享，每个微粒有1/8属于该晶胞；处于棱上的微粒，同时为4个晶胞所共享，每个微粒有1/4属于该晶胞；处于面上的微粒，同时为2个晶胞所共享，每个微粒有1/2属于该晶胞；处于晶胞内部的微粒，完全属于该晶胞。
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