归纳与整理教学设计第一课时

物质结构与性质

考点一

微粒结构及相互作用力

1．突破原子或离子微粒组成的“数量关系”

中性原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数

阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数

阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数

2．正确把握一个信息丰富的符号

3．辨析“四同”概念

同位素

质子数相同，中概念

子数不同的同一种元素的原子之间互为同位素

同素异形体

同种元素组成的结构不同的单质之间互为同素异形体

同分异构体

同系物

结构相似，在分分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体

子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称同系物

一般为有机化合物之间

可能相似也可能不同

CH3COOH与HCOOCH3

有机化合物

对象

化学性质

原子之间

单质之间

相似，一定条件下可以相互转变

金刚石、石墨、几乎完全相同

相似

如甲烷、乙烷、丙烷；乙烯、丙烯；甲酸、乙酸

实例

1231H、1H、1H C60；红磷、白磷；O2与O3

4.注意易混淆的问题

(1)同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。

(2)元素有多少种核素，就有多少种原子。

(3)同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。

(4)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

5．巧记10e、18e

微粒

－－

10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。以Ne为中心记忆10电子体：

―――――――――――――――――→Ne――――――――→

OH、O2、N3、F、NH、HO、NH－－－－＋＋－CH4、NH3、H2O、HF4Na、Mg2、Al3＋＋＋32以Ar为中心记忆18电子体：

―――――――――――→Ar――――→

HS、Cl、S2、P3、O2－－－－－SiH4、PH3、H2S、HClK、Ca2＋＋2此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。

6．正确理解微粒间的相互作用力

(1)当一个化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。

(2)当一个化合物中同时存在离子键和共价键时，该化合物是离子化合物。

(3)当化合物中只存在共价键时，该化合物才是共价化合物。

(4)在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素(铵盐除外)；共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl3也是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。

(5)非金属单质只有共价键(稀有气体除外)。

(6)气态氢化物是共价化合物，只含共价键，而金属氢化物(如NaH)是离子化合物，含离子键。

(7)离子晶体熔化时破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间作用力。

(8)分子的稳定性与分子间的作用力无关，而与分子内部的化学键的强弱有关。

【题组训练】

1．现有下列几组粒子：①N2、CO、C2H2；②NH4、H3O、OH；③C2O2CN；④PO32、2、4、＋＋－－＋－－SO24、ClO4。对上述四组粒子归类正确的是(

) －－A．质子数相等、电子数和原子数不相等：①

B．质子数和电子数相等、原子数不相等：②

C．电子数相等、质子数和原子数不相等：③

D．原子数和电子数相等、质子数不相等：④

2．已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它们之间有如图所示的转化关系，且A是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。请完成下列各题：

(1)若A、D均是气态单质分子，写出A与B反应的化学方程式：_______________。

(2)若B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式：

________________________________________________________________________。

(3)若A、B均是含2个原子核的微粒，其中B中含有10个电子，D中含有18个电子，则A、B之间发生反应的离子方程式为____________________________________________。

(4)若D是一种含有22电子的分子，则符合如图关系的A的物质有____________(写物质的化学式，如果是有机物则写相应的结构简式)。

考点二

正确把握元素周期表

多角度运用元素周期律

1．强化认识元素周期表的结构

(1)记住元素周期表的18个纵行及对应的族

(2)记住元素周期表的边界

(3)记住元素周期表的一些特点

①短周期元素只有前三周期；

②主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素；

③ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；

④元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；

⑤长周期不一定是18种元素，第六周期有32种元素。

2．探究元素周期表中的规律

(1)电子排布规律

最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。

(2)序数差规律

①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律

a．除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。

b．同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为第二、三周期时相差1，第四、五周期时相差11，第六、七周期时相差25。

②同主族相邻元素的“序数差”规律

a．第二、三周期的同族元素原子序数相差8。

b．第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。

c．第四、五周期的同族元素原子序数相差18。

d．第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。

e．第六、七周期的同族元素原子序数相差32。

(3)奇偶差规律

元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数(N、Cl元素除外，N元素有多种价态，Cl元素也有ClO2)。0族元素的原子序数为偶数，其化合价看作0。

(4)半径大小比较规律

在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：

“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

例：r(Li)r(Na)

r(Fe)>r(Fe2) ＋＋“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) r(O2)>r(F)>r(Na)>r(Mg2)>r(Al3) －－＋＋＋“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

例：r(Cl)>r(Cl)

r(Fe2)>r(Fe3) －＋＋(5)元素金属性、非金属性强弱规律

本质

金属性比较

判断依据

原子越易失电子，金属性越强

①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强

②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若Xn＋Y―→X＋Ym，则Y金属性比X强

＋＋本质

非金属性比较

判断依据

原子越易得电子，非金属性越强

①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强

④An＋B―→Bm＋A，则B非金属性比A强

－－3.重视几个易忽略的问题

(1)比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素

对应氢化物酸性的强弱。

(2)所含元素种类最多的族是ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族。

(3)化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸点等。

(4)并非所有非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。

(5)金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。

(6)利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。

1．(2014·海南，2)下列有关物质性质的说法错误的是(

) A．热稳定性：HCl＞HI B．原子半径：Na＞Mg C．酸性：H2SO3＞H2SO4

D．结合质子能力：S2＞Cl

－－答案

C 解析

A项，同主族自上而下，元素非金属性减弱，非金属性越强氢化物越稳定，故稳定性HCl＞HI，正确；B项，同周期从左到右，元素原子半径逐渐减小，所以原子半径：Na＞Mg，正确；C项，H2SO3属于中强酸，H2SO4属于强酸，故酸性：H2SO4＞H2SO3，错误；D项，酸性越弱，酸越难电离，对应的酸根离子越易结合氢离子，因为HCl酸性强于H2S，所以结合质子能力：S2＞Cl，正确。

－－2．(2014·山东理综，8)根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是(

) A．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱

B．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同

C．Cl、S2、Ca2、K半径逐渐减小

－－＋＋37D.3517Cl与17Cl得电子能力相同

4．(2014·广东理综，23改编)甲～辛等元素在周期表中的相对位置如右表。甲与戊的原子序数相差3，戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，丁与辛属同周期元素，下列判断正确的是(

)

A．金属性：甲>乙>丁

B．原子半径：辛>己>戊

C．丙与庚的原子核外电子数相差3 D．乙的单质在空气中燃烧生成只含离子键的化合物

5．(2014·浙江理综，9)如表所示的五种元素中，W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22。下列说法正确的是(

)

W T X

Y

Z

A.X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次升高

B．由X、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键

C．物质WY2、W3X4、WZ4均有熔点高、硬度大的特性

D．T元素的单质具有半导体的特性，T与Z元素可形成化合物TZ4

“位—构—性”之间的关系

考点三

基态原子的核外电子排布

1．排布规律

(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。

(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态不同的电子。

(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。

2．表示方法

(1)电子排布式

按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。

如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

(2)简化电子排布式

“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。

如：Cu：[Ar]3d104s1

(3)电子排布图

用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。

如S：

6．[2014·浙江自选模块，15(1)节选]31Ga基态原子的核外电子排布式是________。

答案

1s22s22p63s23p63d104s24p1

7．[2013·新课标全国卷Ⅱ，37(1)]Ni2的价电子排布图为

＋________________________________________________________________________。

答案

“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、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

易误警示

在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：

(1)

(2)

(3)

(4)

(违反能量最低原理)

(违反泡利原理)

(违反洪特规则)

(违反洪特规则)

2．同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定

如np3、np6

Cr：3d54s1

Mn：3d54s2

Cu：3d104s1

Zn：3d104s2 考点四

元素的电离能和电负性

1．元素的电离能

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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol1。

－(1)原子核外电子排布的周期性

随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。

(2)元素第一电离能的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：

同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；

同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明

同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。

(3)元素电离能的应用

①判断元素金属性的强弱

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

如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。

2．元素的电负性

(1)元素电负性的周期性变化

元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。

(2)

1．[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(1)改编]在N、O、S中第一电离能最大的是________。

答案

N 2．[2014·四川理综，8(1)]已知Z基态原子的M层与K层电子数相等，则Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是______________________。

答案

Cl 考点五

两大理论与分子构型

1．分子构型与杂化轨道理论

杂化轨道的要点

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，形成分子的空间形状不同。

杂化类型

sp sp2

sp3

杂化轨道数目

2 3 4 杂化轨道夹角

180°

120°

109°28′

空间构型

直线形

平面三角形

正四面体形

实例

BeCl2

BF3

CH4

2.分子构型与价层电子对互斥模型

价层电子对互斥模型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，不包括孤电子对。

(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。

(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

电子对数

成键对数

孤电子对数

电子对空间构型

分子空间构型

实例

2 3 2 3 2 4 0 0 1 0 1 2 直线形

三角形

直线形

三角形

V形

四面体形

BeCl2

BF3

SO2

CH4

NH3

H2O 4 3 2 四面体

三角锥形

V形

3.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断

中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，二者之间可以相互判断。

分子组成(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数

0 AB2

1 2 AB3

AB4

2．[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)节选]乙醛中碳原子的杂化类型为________。

答案

sp3、sp2

3．[2014·福建理综，31(5)]NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼纳米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有________ mol配位键。

答案

2 4．[2014·四川理综，8(2)]已知XY2为红棕色气体，X与H可形成XH3，则XY2离子的立体构型是________，R2离子的3d轨道中有9个电子，则在R2的水合离子中，提供孤电子对＋＋－中心原子的杂化方式

sp sp2

sp3

sp2

sp3

sp3

分子空间构型

直线形

V形

V形

平面三角形

三角锥形

正四面体形

示例

BeCl2

SO2

H2O BF3

NH3

CH4

0 1 0 的原子是________。

答案

V形

O 6．[2013·福建理综，31(3)

__________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。

答案

三角锥形

sp3

中阳离子的空间构型为11．[2012·山东理综，32(4)]甲醛(H2C==O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为____________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。

答案

sp3

小于

考点六

微粒作用与分子性质

1．共价键

(1)共价键的类型

①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

(2)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，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定。

(3)σ键、π键的判断

①由轨道重叠方式判断

“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。

②由共用电子对数判断

单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。

③由成键轨道类型判断

s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

(4)等电子原理

原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。物理性质相似，化学性质不同。

常见等电子体：

微粒

CO2、SCN、NO2、N3

CO23、NO3、SO3

－－－＋－通式

AX2

AX3

AX2

AX4

价电子总数

16e

24e

18e

32e

－－－－立体构型

直线形

平面三角形

V形

正四面体形

SO2、O3、NO2

3SO24、PO4

－－－

2PO33、SO3、ClO3

－－－AX3

AX AX4

26e

10e

8e

－－－三角锥形

直线形

正四面体形

CO、N2

CH4、NH4

(5)配位键

①孤电子对

＋分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。

②配位键

a．配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；

b．配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4可表＋示为，在NH4中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成＋的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

③配合物

如[Cu(NH3)4]SO4

配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。中心原子有空轨道，如Fe3、－－－＋Cu2、Zn2、Ag等。

＋＋＋2．分子性质

(1)分子的极性

①分子构型与分子极性的关系

②键的极性与分子的极性的关系

类型

X2

XY 实例

H2、N2

HCl、NO CO2、CS2

XY2 (X2Y) SO2

H2O、H2S 键的极性

非极性键

极性键

极性键

极性键

极性键

空间构型

直线形

直线形

直线形

V形

V形

分子极性

非极性分子

极性分子

非极性分子

极性分子

极性分子

XY3

XY4

(2)溶解性

BF3

NH3

CH4、CCl4

极性键

极性键

极性键

平面三角形

三角锥形

正四面体形

非极性分子

极性分子

非极性分子

①“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。

②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

(3)无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。

3．范德华力、氢键、共价键的比较

作用粒子

特征

强度比较

范德华力

分子或原子(稀有气体) 无方向性、无饱和性

氢键

氢、氟、氮、氧原子(分子内、分子间) 共价键

原子

＋有方向性、有饱和性

有方向性、有饱和性

共价键＞氢键＞范德华力

①随着分子极性和相对影响强度的因素

分子质量的增大而增大

②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大

①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质

对物质性质的影响

②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔沸点升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4

对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大

成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定

分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3

①影响分子的稳定性

②共价键键能越大，分子稳定性越强

1．[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)]1 mol乙醛分子中含有σ键的数目为________，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是______________________________________________。

答案

6NA

CH3COOH存在分子间氢键

2．[2014·江苏，21(A)—(2)]与OH互为等电子体的一种分子为________________(填化学式)。

答案

HF 4．[2014·浙江自选模块，15(2)(3)](2)维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用。该物质的结构式为

－

以下关于维生素B1的说法正确的是________。

A．只含σ键和π键

B．既有共价键又有离子键

C．该物质的熔点可能高于NaCl

D．该物质易溶于盐酸

(3)维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有________。

A．离子键、共价键

B．离子键、氢键、共价键

C．氢键、范德华力

D．离子键、氢键、范德华力

答案

(2)BD

(3)D 5．[2014·安徽理综，25(2)]用“>”或“<”填空：

第一电离能

Si____S 答案

<

>

<

< 7．[2013·山东理综，32(4)]若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________。

答案

X 11．现有X、Y、Z、W、R五种元素，其中前四种为短周期主族元素。X原子的最外层电子数是核外电子层数的3倍，Y的最高正价与最低负价的代数和为6；X、Z同主族，W与X、Y均不同周期，R2的价电子排布式为3d5。

＋离子半径

O2____Na

－＋熔点

NaCl____Si 酸性

H2SO4____HClO4

(1)R元素在周期表中的位置_______________________________________________________ _________________；

W2X2的电子式_______________________________________________________________。

(2)X、Y、Z的最低价氢化物中：沸点最高的是____________________________(填化学式，下同)；共价键键能最小的是______________________；X、Y、Z的杂化类型__________(填“相同”或“不相同”)。

(3)若R的晶体中每个晶胞平均含有2个R原子，请在下图晶胞中用“·”标出未画出的R原子。

(4)将1.19 g ZXY2溶于100 mL水中发生非氧化还原反应，生成2种酸，反应方程式为

________________________________________________________________________；

所得溶液中阴离子浓度由大到小的顺序是____________________________________________ ____________________________。

答案

(1)第四周期ⅦB族

(2)H2O

H2S

相同

(3)

(4)SOCl2＋2H2O===2HCl＋H2SO3

c(Cl)＞c(HSO3)＞c(SO23)＞c(OH) －－－－

考点七

微粒作用与晶体结构

1．离子键——离子晶体

(1)化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。

(2)离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。

离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。

离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。

(3)离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。

①典型的离子晶体结构：

NaCl型晶体

CsCl型晶体

每个Na周围被6个Cl所包围，同样每个Cl也被6个Na所包围

②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法

－＋＋－

每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围

位置

贡献

2.共价键——原子晶体

顶点

1/8 棱边

1/4 面心

1/2 体心

1 (1)原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。

(2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。

(3)典型原子晶体结构

金刚石

二氧化硅

结构示意图

晶胞示意图

正四面体空间网状结构，最小的碳特点

环中有6个碳原子，每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键，1 mol金刚石中含有2 mol碳碳键

二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧键

(4)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。

3．分子间作用力——分子晶体

(1)分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。

(2)①分子晶体：分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体，典型的有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为

干冰

冰

晶体模型

干冰晶体是一种立方面心结构——每8个CO2分子构成立方体，在六个面的中结构特点

心又各占据1个CO2分子。每个CO2分子周围，离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个(同层4个，上层4个，下层4个) 每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引，这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小

②分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。

(3)NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。

影响物质的性质方面：增大物质的熔沸点，增大物质的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氢化物中存在。

4．金属键——金属晶体

(1)金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。

运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。

晶体中的微粒

金属离子和自由电子

导电性

自由电子在外加电场的作用下发生定向移动

导热性

自由电子与金属离子碰撞传递热量

延展性

晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用

(2)①金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。

②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律：阳离子所带电荷数越多，半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。

5．分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别

晶体类型

结构微粒

原子晶体

原子

分子晶体

分子

金属晶体

金属阳离子、自由电子

离子晶体

阴、阳离子

微粒间作用(力) 熔沸点

共价键

很高

分子间作用力

很低

复杂的静电作用

一般较高，少部分低

一般较硬，少部分软

难溶(Na等与水反应) 离子键

较高

硬度

很硬

一般较软

较硬

易溶于极性溶剂

固体不导溶解性

难溶解

相似相溶

导电情况

不导电(除硅) 一般不导电

良导体

电，熔化或溶于水后导电

金刚石、实例

水晶、碳化硅等

6.物质熔沸点的比较

干冰、冰、纯硫酸、H2(S)等

NaCl、Na、Mg、Al等

CaCO3、NaOH等

(1)不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体。

(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。

①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。

②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔沸点越高。

③原子晶体：键长越短，键能越大，则熔沸点越高。

(3)常温常压下状态：①熔点：固态物质>液态物质；②沸点：液态物质>气态物质。

1．[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)(4)]Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有______个铜原子。Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为______。列式表示Al单质的密度____ g·cm3。

4×27答案

16

12

－6.02×1023×0.405×1073－2．[2014·江苏，21(A)—(5)]Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为__________。

答案

12 3．[2014·浙江自选模块，15(1)节选]某种半导体材料由Ga和As两种元素组成，该半导体材

料的化学式______________________________________________________________，

其晶体结构类型为________。

答案

GaAs

原子晶体

4．[2014·四川理综，8(3)]Z基态原子的M层与K层电子数相等，它与某元素形成的化合物的晶胞如下图所示，晶胞中阴离子和阳离子的个数之比是________________________。

答案

2∶1 考点八

元素推断及综合应用

元素推断题是高考考查的热点，这类题往往将元素化合物的知识、物质结构理论、化学基本理论等知识串联起来，综合性较强，难度较大。解题的关键是正确推断元素。常用方法有：

1．根据原子或离子的结构示意图推断

(1)已知原子结构示意图，可由下列等式确定元素在周期表中的位置和元素的种类：电子层数＝周期数，最外层电子数＝主族序数。

如果已知离子的结构示意图，则须将其转化为原子结构示意图来确定。

(2)电子层结构相同的微粒：阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的前面，阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周期的左边位置，简称“阴前阳下”。

2．根据元素化合价的特征关系推断

(1)根据等式确定元素在周期表中的位置：最高正化合价数＝最外层电子数＝主族序数(O、F除外)。

(2)如果已知负化合价(或阴离子的符号)，则须用等式先求出最高正化合价：最高正化合价＝8－|负化合价|，再确定元素在周期表中的位置。

3．根据原子半径的递变规律推断

根据原子半径来推断元素的相对位置：同周期中左边元素的原子半径比右边元素的原子半径大，同主族中下边元素的原子半径比上边元素的原子半径大。

4．根据元素的原子结构特征推断

(1)利用元素的原子结构特征确定元素在周期表中的位置：①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA或ⅡA族元素，还有可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。③次外层电子数是2的元素在第二周期；次外层电子数是8的

元素在第三周期或第四周期的ⅠA、ⅡA族；最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。④某元素阴离子的最外层电子数与次外层电子数相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则对应元素位于第四周期。

(2)利用元素的特征来推断元素的位置：如根据“形成化合物最多的元素”，“空气中含量最多的元素”、“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。

5．根据稀有气体的原子序数推断

各周期最后的元素都是稀有气体元素，其原子序数的数值实际上等于前几周期的元素种数之和。熟记这些原子序数，对推断某元素在周期表中的位置很有帮助。

6．根据元素基态原子的核外电子排布特征推断

(1)利用价电子排布特征推断

①ⅠA(ns1)

ⅡA(ns2)

ⅢA(ns2np1)

ⅣA(ns2np2) ⅤA(ns2np3)

ⅥA(ns2np4)

ⅦA(ns2np5) 0族(ns2np6，氦除外) ②第四周期：ⅢB(3d14s2)

ⅣB(3d24s2)

ⅤB(3d34s2) ⅥB(3d54s1)

ⅦB(3d54s2)

ⅧB(3d684s2) ～ⅠB(3d104s1)

ⅡB(3d104s2) (2)利用轨道数和电子数间的关系推断

如：①占据三个轨道且每个轨道电子数均相同的应为C。

②轨道数、电子数、族序数、周期数均相同的应为H。

(3)利用成对电子数和成单电子数推断

如：①前四周期成单电子数和周期数相同的元素有：H、C、O、P、Fe。

②短周期元素中最外层成对电子数和成单电子数相等的元素是C、Si。

③最外层只有一个成单电子，其余各层均充满，应为Li、Na、Cu。

④前四周期中，成单电子数最多的元素是Cr。

1．前四周期元素X、Y、Z、W、Q的原子序数依次增大。X与Y同周期且相邻，Y的基态原子s电子数与p电子数相等，Z是地壳中含量最多的金属元素，W的价电子排布为4s1，基态Q原子的未成对电子是同周期元素中最多的。下列说法错误的是(

) A．简单气态氢化物的热稳定性：Y＞X B．简单离子的半径：Z＞X＞Y C．Z的最高价氧化物对应的水化物既能与强酸反应又能与强碱反应且均生成盐和水

D．由Y、W、Q三种元素形成的某种化合物，可用于检查司机酒后驾车

答案

B9