（江苏专用）高考化学二轮复习 专题九 原子、分子晶体结构与性质能力提升-人教版高三全册化学试题

专题九 原子、分子、晶体结构与性质【能力提升】原子结构与性质表1电子排布式与轨道表示式的比较电子排布式特殊原子或离子的电子排布式有时为了简洁采用原子实的形式书写，如K原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p64s1，可简写为Ar4s1。 24Cr：1s22s22p63s23p63d54s129Cu：1s22s22p63s23p63d104s126Fe：1s22s22p63s23p63d64s2常见的错误如下：Cr3+：1s22s22p63s23p63d14s2Cu+：1s22s22p63s23p63d84s2Fe2+：1s22s22p63s23p63d54s1轨道表示式第2周期元素基态原子的电子排布如下图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，“”、“”表示电子的自旋方向相反)：原子的性质原子的性质主要包括：电离能、电负性、原子半径、金属性、非金属性、失电子性、得电子性、还原性、氧化性等。注意：有些元素(如过渡元素)的原子参与化学反应时除了最外层的电子参与外，次外层的电子也参与了，如Fe。以下是表示铁原子和铁离子的3种不同的化学用语：结构示意图电子排布式电子排布图(轨道表示式)铁原子1s22s22p63s23p63d64s2铁离子1s22s22p63s23p63d5表2各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数能层(n)一二三四五六七符号KLMNOPQ能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s最多容纳的电子数226261026101422818322n2表3元素的分区与价电子分区s区p区d区ds区f区分布A、A族A0族B第族B、B族镧系，锕系价电子排布ns12ns2np16(n-1)d19ns2(n-1)d10ns12分子结构与性质表1常见分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式化学式空间构型中心原子的杂化方式CS2直线形spHCN直线形spBeX2直线形spCH2O平面三角形sp2BX3平面三角形sp2SO3平面三角形sp2SO2平面三角形sp2C2H4平面四边形sp2H2SV形sp3H2OV形sp3H3O+三角锥形sp3PCl3三角锥形sp3NH3三角锥形sp3H2O2形似二面角sp3CH4正四面体形sp3N正四面体形sp3S正四面体形sp3表2键与键的对比及判断键型键键成键方向沿轴方向“头碰头”平行或“肩并肩”电子云形状轴对称镜像对称牢固程度键强度大，不易断裂键强度较小，容易断裂成键判断规律共价单键是键；共价双键中一个是键，另一个是键；共价叁键中一个是键，另两个为键表3分子的极性化学式中心原子杂化方式分子的空间构型分子的极性键的极性键角H2Osp3V形极性极性105°NH3sp3三角锥形极性极性107°CO2sp直线形非极性极性180°CH4sp3正四面体形非极性极性109°28'C2H4sp2平面四边形非极性极性、非极性120°C2H2sp直线形非极性极性、非极性180°sp2平面六边形非极性极性、非极性120°BF3sp2平面三角形非极性极性120°BeCl2sp直线形非极性极性180°表4等电子体等电子体的条件构成微粒的原子总数和价电子总数相同空间结构等电子体的性质相似，结构上也存在某些相似性，如N 、CH4互为等电子体，其结构皆为正四面体形。常利用等电子原理判断一些简单分子或离子的立体构型及轨道杂化方式。如CO2、N2O、OCN-、SCN-、为等电子体，结构相似，为直线形，中心原子轨道杂化方式为sp杂化10电子分子和原子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4等；离子：F-、OH-、H3O+、N、N、N3-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等，其中HF与OH-；H2O与NH2；NH3与H3O+；CH4与NH4+互为等电子体。14电子分子和原子：Si、N2、CO、C2H2等，离子：(CaC2)等18电子分子和原子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4(肼)、C2H6(乙烷) 、CH3OH等，离子：Cl-、HS-、S2-、P、K+、Ca2+、N2、N2等，其中HCl与HS-；C2H6 与N2互为等电子体。表5化学键与分子间作用力的比较化学键分子间作用力共价键离子键金属键范德华力氢键存在分子或物质的内部分子间分子间或部分分子内部强弱判断键长越短，键能越大，共价键越强电荷越大，离子键越强成键的阴、阳离子半径越小，离子键越强与金属阳离子所带电荷成正比与阳离子半径成反比相对分子质量越大，范德华力越强在X-HY中，X、Y元素的电负性越大，形成的氢键越强对物质性质的影响化学性质物理性质和化学性质物理性质和化学性质熔、沸点(物理性质)熔、沸点，溶解度(物理性质)表6配合物配合物的组成中心离子(配体)n外界典型配合物Cu(NH3)4SO4Fe(SCN)3Ag(NH3)2OH中心离子Cu2+Fe3+Ag+中心离子结构特点一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道配体NH3SCN-NH3配体结构特点分子或离子必须含有孤对电子(如：NH3、H2O、CO、Cl、SCN-等)配位数(n)432外界S无OH-颜色深蓝色血红色无色配离子所含化学键配体通过配位键与中心离子结合配合物所含化学键配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键配合物的常见性质属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色金属羰基配合物是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍Ni(CO)4。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂二茂铁二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物晶体结构与性质1. 常见的几种典型晶体的晶胞结构图及其主要性质化学式晶胞晶体类型微粒间作用力熔、沸点配位数CO2分子晶体分子间作用力较低12H2O(冰)分子晶体分子间作用力和氢键较低NaCl离子晶体离子键较高6CsCl离子晶体离子键较高8C(金刚石)原子晶体共价键很高SiO2原子晶体共价键高2. 晶胞中粒子数目的计算当晶胞为立方体时当晶胞为六棱柱时处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞处于体心的粒子，只为该晶胞所有处于顶点的粒子，同时为6个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞处于棱上的粒子，同时为3个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞注意：处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞3. 金属晶体的三种堆积模型堆积模型晶胞结构配位数空间利用率常见金属面心立方最密堆积面心立方1274%Cu、Ag、Au六方最密堆积六方晶胞1274%Mg、Zn、Ti体心立方密堆积体心立方868%Na、K、Fe4. 晶体熔、沸点高低的判断规律(1) 不同类型晶体的熔、沸点，一般来说，原子晶体>离子晶体>分子晶体。 (2) 由共价键形成的原子晶体中，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) 离子晶体由离子键的强弱决定熔、沸点高低。一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小离子间的作用力就越强离子晶体的熔、沸点就越高。如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。(4) 分子晶体中，组成和结构相似的物质，存在氢键的比不存在氢键的物质的熔、沸点高；组成和结构相似且不存在氢键的物质，一般相对分子质量越大熔、沸点越高，如熔点：HI>HBr>HCl；组成和结构不相似的物质，分子极性越大，熔、沸点越高，如熔点：CO>N2。(5) 有机物的同分异构体中，一般来说，支链越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；同分异构体的芳香烃及其衍生物的熔、沸点：邻位化合物>间位化合物>对位化合物。 典题演示类型一.核外电子排布式书写、元素性质、杂化类型、化学键类型典题演示1. （2014南京市考前押题卷改编）超细氧化镍（NiO）是一种功能材料，已被广泛用于电池电极、催化剂、半导体、玻璃染色剂等方面。工业上常以Ni(NO3)2·6H2O和尿素CO(NH2)2为原料制备。（1）Ni2+的基态核外电子排布式为 。（2）尿素CO(NH2)2中碳、氢、氧三元素电负性由大到小的顺序为 ，碳、氮、氧三元素第一电离能由大到小的顺序为 （3）尿素分子中碳原子的杂化方式为 ，1 mol尿素分子中含有的键数为 。答案：（1）Ar3d8（2）ONH、NOC（3）sp2、7 mol或7×6.02×1023个解析：（1）镍元素的原子序数是28，根据构造原理书写Ni2+基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s1或Ar 3d8（2）碳与氧位于同周期，氧的原子序数大于碳，非金属性强，碳位于第四主族，非金属性大于氢（第一主族），所以电负性顺序是ONH；碳、氮、氧三元素位于同周期，非金属性逐渐增强，由于N原子结构中P轨道都为半充满结构比较稳定，第一电离能分别大于O和C，第一电离能顺序是NOC（3）尿素分子中碳与氧形成碳氧双键，所以碳原子的杂化方式为sp2；尿素分子中有一个碳氧键、两个碳氮键、四个氮氢键，共七个键。变式训练1（2014届高三年级百校联研考试改编）已知X、Y、Z、W、K五种元素均位于周期表的前四周期，且原子序数依次增大。元素X是周期表中原子半径最小的元素；Y的基态原子中电子占据了三种能量