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1、物质结构与性质（选修3）一、原子结构与元素的性质1基态原子的核外电子排布(1)排布规律能量最低原理原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道泡利原理 每个原子轨道上最多只容纳2个自旋方向相反的电子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，而且自旋状态相同(2)表示形式电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。如K：1s22s22p63s23p64s1或Ar4s1 电子排布图：每个小框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子的电子排布图为：易错警示洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和
2、全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如Cr 原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1Cu 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s12元素第一电离能的周期性变化(1)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小。但同周期元素第A 族的元素的第一电离能大于第A 族元素，同周期元素第A 族元素大于第A 族元素的电离能。(2)同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。如果某主族元素的In 1 In，则该元素的常见化合价为n。过渡
3、元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，过渡元素常表现多种化合价，如锰元素27价。3元素电负性的周期性变化元素原子的电负性越大，原子吸引键合电子的能力越强。对于短周期元素，同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小。易错警示1书写电子排布图时常出现错误：(违反泡利原理)；(违反洪特规则)；正确应为。2书写基态原子或价电子的电子排布式时，能量E(n 1)d E(ns)，但书写排布式时，应将(n 1)d 排在ns 前。如：Fe：1s22s22p63s23p64s23d6(错误)，正确应为1s22s22p63s23p63d64s2(正确)。3同周期从左到
4、右元素的第一电离能逐渐增大，但要注意反常：如：BeB，NO，MgAl，PS 等。二、分子结构与性质1共价键(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。(2)特性：具有饱和性和方向性。(3)分类：根据两原子间的成键电子对数，分为单键、双键和三键；根据形成共价键的原子所带电荷的状况，分为极性键和非极性键；根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为 键和 键。(4)键参数：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，共价键越牢固。键长：形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢固。键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键角是描述分子立体结构的重要
5、参数。(2)杂化轨道理论规律杂化时轨道总数不变；杂化轨道只能用于形成 键或用来容纳未参与成键的孤电子对，不能用于形成 键。类型 特别提醒判断杂化轨道类型的一般方法：(1)看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个 键，用去了2个p 轨道，是sp 杂化；如果有1个双键则其中有1个 键，是sp2杂化；如果全部是单键，则是sp3杂化。(2)没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。特别提醒 通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。3配合物理论(1)配合物的组成配体：含有孤电子对的分子或
6、离子，如NH3、H2O、Cl、Br、I、SCN等。中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2、Fe3 等。配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。(2)常见配位化合物：如Cu(NH3)4(OH)2深蓝色溶液Cu(NH3)4SO4H2O 深蓝色晶体Ag(NH3)2OH 无色溶液Fe(SCN)3红色溶液4影响物质溶解度的因素(1)相似相溶极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。(2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。(3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。2.晶胞中粒子数目的计算 易错警示1由原子构成的晶体不一定
7、是原子晶体，如稀有气体形成的晶体是分子晶体。2含有离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属阳离子。3含共价键的晶体不一定是原子晶体，如分子晶体的结构粒子分子内部含共价键，离子晶体结构粒子离子内部也可以有共价键，如Na2O2、NaOH、NH4Cl等。4计算晶胞中粒子个数时，并不是所有晶胞都简单套用立方晶胞的分摊法；如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的粒子依次被6、3、4、2个晶胞共有。3晶体熔、沸点高低的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。(2)原子晶体由共价键形成的原子晶体
8、中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石碳化硅硅。(3)离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO MgCl2NaCl CsCl。(4)分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O H2Te H2SeH2S。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、沸点越高，如CON2，CH3OH CH3CH3。(5)金属晶体金属离子半径越小，离子
9、电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na Mg Al。易错警示1离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如熔点：MgO SiO2。2金属晶体的熔点不一定高于分子晶体，如熔点：S Hg(Hg 常温下为液体)。3晶体类型判断出现错误。如石墨晶体的熔点很高，但不属于原子晶体，而是过渡型晶体。4有氢键存在，回答熔、沸点高低原因时，回答不准确。如H2O 的熔、沸点高于H2S 的原因答成H2O 分子存在氢键是错误的，而应该是H2O 分子间易形成氢键。原子结构和分子结构 例1(2011 年安徽理综)W、X、Y、Z 是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。已知W的一种核素的质
10、量数为18，中子数为10；X 和Ne 原子的核外电子数相差1；Y 的单质是一种常见的半导体材料；Z 的电负性在同周期主族元素中最大。(1)X 位于元素周期表中第_周期第_族；W的基态原子核外有_个未成对电子。(2)X 的单质和Y 的单质相比，熔点较高的是_(写化学式)；Z 的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是_(写化学式)。(3)Y 与Z 形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是_。(4)在25、101 kPa 下，已知Y 的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol 电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是_。解析 W的质子数Z A
11、N 18108，则W为氧；X 和Ne 的核外电子数相差1，且图中X 的原子半径大于W，则X 为钠；Y 的单质是一种常见的半导体材料，则Y 为硅；Z 的原子序数大于Y，且在同周期主族元素中电负性最大，则Z 为氯。(1)Na 在元素周期表中位于第三周期第A 族。O 的基态原子的轨道表示式为，故有2个未成对电子。(2)Na 的单质和Si 的单质相比较，晶体Si 为原子晶体，故熔、沸点高。氯的非金属性强于溴，故HCl 的稳定性更强。(3)SiCl4与H2O 反应的化学方程式为SiCl43H2O=H2SiO34HCl。(4)1 mol SiH4与足量O2反应，转移8 mol 电子，该反应的热化学方程式为
12、SiH4(g)2O2(g)=SiO2(s)2H2O(l)H 1 520.0 kJmol1。答案(1)三A 2(2)Si HCl(3)SiCl43H2O=H2SiO34HCl(其他合理答案均可)(4)SiH4(g)2O2(g)=SiO2(s)2H2O(l)H 1 520.0 kJmol1答案：CD晶体的结构与性质 例2(2011 年高考海南化学)(双选).下列分子中，属于非极性的是()A SO2B BeCl2C BBr3 D COCl2.铜(Cu)是重要金属，Cu 的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答下列问题：(1)CuSO4可由金属铜与浓硫
13、酸反应制备，该反应的化学方程式为_；(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是_；(3)的立体构型是_，其中S 原子的杂化轨道类型是_；(4)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu 同族，Au 原子最外层电子排布式为_；一种铜金合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu 原子处于面心、Au 原子处于顶点位置，则该合金中Cu 原子与Au 原子数量之比为_；该晶体中，原子之间的作用力是_；(5)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu 原子与Au 原子构成的四面体空隙中。若将Cu 原子与Au 原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学
14、式应为_。解析.对于ABn型分子，若A 原子的最外层电子均参与成键，该分子为非极性分子，否则为极性分子。BeCl2和BBr3为非极性分子，SO2为极性分子。COCl2的分子结构为，碳上连一个双键氧，然后左右各一个氯，键角约111.8。负电在三角上，正电在碳上，但它们的正负电荷中心不是重合的，是极性分子。.(1)Cu 在加热条件下与浓H2SO4反应，生成CuSO4、SO2和H2O：Cu 2H2SO4(浓)CuSO4SO22H2O。(2)CuSO4易与水结合生成蓝色的CuSO45H2O 晶体，白色粉末变成蓝色晶体，反应现象明显。(3)中S 原子采取sp3杂化，为正四面体构型。答案.BC.(1)Cu
15、 2H2SO4(浓)CuSO4SO22H2O(2)CuSO4粉末遇水生成蓝色晶体(3)正四面体sp3(4)5d106s131金属键(5)Cu3AuH82已知A、B、C、D 和E 都是元素周期表中前36号元素，它们的原子序数依次增大。A 与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族。B 和C 属同一主族，D 和E 属同一周期，又知E 是周期表中118列中的第7列元素。D 的原子序数比E 小5，D 跟B 可形成离子化合物，其晶胞结构如图。请回答：(1)A 元素的名称是_；(2)B 的元素符号是_，C 的元素符号是_，B 与A 形成的化合物比C 与A 形成的化合物沸点高，其原因是_；(3)E 属元素周
16、期表中第_周期第_族的元素，其元素名称是_，它的2价离子的电子排布式为_；(4)从图中可以看出，D 跟B 形成的离子化合物的化学式为_；该离子化合物晶体的密度为a gcm3，则晶胞的体积是_(只要求列出算式)。1第A、V A 族元素组成的化合物AlN、AlP、AlAs 等是人工合成的半导体材料，它们晶体结构与单晶硅相似。(1)核电荷数比As 小4的原子基态的电子排布式为_。(2)前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有_种。(3)在AlN 晶体中，每个Al原子与_个N 原子相连，AlN 属于_晶体。(4)NCl3中心原子杂化方式为_，NCl3的空间构型为_。解析：(2)前
17、四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有5种，对应元素和价电子构型分别是：氢(1s1)、碳(2s22p2)、氧(2s22p4)、磷(3s23p3)、铁(3d64s2)，注意没有3d44s2(应为3d54s1)；(3)依据题干信息“它们晶体结构与单晶硅相似”，通过硅类推AlN。答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1(2)5(3)4 原子(4)sp3杂化三角锥形2空气质量高低直接影响着人类的生产和生活，它越来越受到人们的关注。被污染的空气中杂质的成分有多种，其中计入空气质量日报空气污染指数的项目有SO2、CO、NO2、O3和可吸入颗粒物等，血红蛋白中含有Fe2
18、，CO易与血红蛋白结合成稳定的配合物而使人中毒。请回答下列问题：(1)铁是一种重要的金属元素，基态铁原子的外围电子排布式为_。(2)O3有多种等电子体，其中常见的一种分子为_。(3)SO2是一种大气污染物，为减轻SO2污染，火力发电厂生产中常在燃煤中加入CaO以“固硫”。CaO晶胞如下图所示，其中Ca2 的配位数为_，与1个Ca2 距离最近且相等的Ca2 有_个，CaO晶体和NaCl 晶体中离子排列方式相同，CaO晶体的熔点高于NaCl晶体的熔点的主要原因是_。解析：(1)铁原子核外有26个电子，基态铁原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(2)O3中含有3个氧原子
19、，价电子总数为18，其等电子体中常见的为SO2。(3)离子晶体的配位数是指离某离子距离最近且相等的带相反电荷的离子的个数；离子晶体的熔点主要决定于离子的电荷和离子半径。答案：(1)3d64s2(2)SO2(3)6 12CaO晶体中离子所带电荷高于NaCl 晶体中离子所带电荷1(2010 年高考全国卷)下列判断错误的是()A 熔点：Si3N4NaCl SiI4B 沸点：NH3PH3AsH3C 酸性：HClO4H2SO4H3PO4D 碱性：NaOH Mg(OH)2Al(OH)3解析：A 项，氮化硅为原子晶体，氯化钠为离子晶体，碘化硅为分子晶体，晶体熔、沸点的一般规律为原子晶体离子晶体分子晶体，正确
20、；B 项，N、P、As 为同主族元素，它们的氢化物的熔、沸点高低与其相对分子质量大小成正比，但由于氨气分子间存在氢键，所以其熔、沸点要高一些，故沸点正确的顺序为NH3AsH3PH3；C 项，根据非金属的氧化性越强，其对应最高价氧化物的水化物的酸性越强的判断规律可知该项正确；D 项，根据金属的还原性越强，其对应水化物的碱性越强的规律可知该项正确。答案：B2(2011 年高考安徽理综)科学家最近研制出可望成为高效火箭推进剂的N(NO2)3(如下图所示)。已知该分子中NNN 键角都是108.1，下列有关N(NO2)3的说法正确的是()A 分子中N、O 间形成的共价键是非极性键B 分子中四个氮原子共平
21、面C 该物质既有氧化性又有还原性D 15.2 g该物质含有6.021022个原子答案：C3(2010 年高考全国理综)下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是()A 最小的环上，有3个Si 原子和3个O 原子B 最小的环上，Si 和O 原子之比为12C 最小的环上，有6个Si 原子和6个O 原子D 存在四面体结构单元，O 处于中心，Si 处于4个顶角解析：联想教材中SiO2的晶体空间结构模型，每个硅原子与4个氧原子结合形成4个共价键，每个氧原子与2个硅原子结合形成2个共价键，其空间网状结构中存在四面体结构单元，硅原子位于四面体的中心，氧原子位于四面体的4个顶角，故D 项错误；金刚石的最小环上
22、有6个碳原子，SiO2的晶体结构可将金刚石晶体结构中的碳原子用硅原子代替，每个SiSi 键中“插入”一个氧原子，所以其最小环上有6个硅原子和6个氧原子，Si、O 原子个数比为11，故A、B 两项错误，C 项正确。答案：C4(2011 年高考山东理综)氧是地壳中含量最多的元素。(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为_个。(2)H2O 分子内的OH 键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_。的沸点比 高，原因是_。(3)H可与H2O 形成H3O，H3O中O 原子采用_杂化。H3O中HOH 键角比H2O 中HOH 键角大，原因为_。(4)CaO 与NaCl 的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a gcm3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_cm3。