1、專題五物質結構與性質考點一微粒結構及相互作用力原子結構、離子結構是物質結構的核心內容，同樣也是高考的重要考點。復習時，注意掌握常用規律，提高解題能力；重視知識遷移、規范化學用語。根據考綱，應從以下五個方面掌握。1 .明確微粒間“三個”數量關系中性原子：核電荷數=核內質子數=核外電子數=原子序數陰離子：核外電子數=質子數+所帶的電荷數陽離子：核外電子數=質子數一所帶的電荷數2 . “四同”的判斷方法判斷的關鍵是抓住描述的對象。(1)同位素原子，如 1h、2h、3h。(2)同素異形體單質，如 Q、Q。(3)同系物有機化合物，如CHCH、CHCHCH。(4)同分異構體有機化合物，如正戊烷、新戊烷。3

2、 .注意易混淆的問題(1)同種元素，可以有若干種不同的核素，即核素種類遠大于元素種類。(2)元素有多少種核素，就有多少種原子。(3)同位素是同一元素不同原子的互相稱謂，不指具體原子。(4)同一元素的不同同位素原子其質量數不同，核外電子層結構相同，其原子、單質及其構成的化合物的化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有差異。4.巧記10e、18e 微粒10電子體和18電子體是元素推斷題的重要突破口。以Ne為中心記憶10電子體：CH； ,NHj.FLO.HF, %+、鹿+、AT”.c*OH Q-因，一下一.NH7以Ar為中心記憶18電子體：* SiH±、FH3 H_aHS £尸

3、-xOj一此外，由10電子體中的 CH、NH、H2Q HF失去一個 H剩余部分的一 CH、一 NH、一OH F為9電子體, 兩兩組合得到的物質如 CHCH、CHOH H2Q、N2H、F2等也為18電子體。5.澄清化學鍵與化合物的關系說明 (1)當化合物中只存在離子鍵時，該化合物是離子化合物。(2)當化合物中同時存在離子鍵和共價鍵時，該化合物是離子化合物。(3)當化合物中只存在共價鍵時，該化合物是共價化合物。(4)在離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素(錢鹽除外)；共價化合物一般只含有非金屬元素，但個別含有金屬元素，如AlCl 3也是共價化合物；只含有非金屬元素的化合物不一定是共價化合

4、物，如俊鹽。(5)非金屬單質只有共價鍵(稀有氣體除外)。(6)氣態氫化物是共價化合物，只含共價鍵，而金屬氫化物(如NaH)是離子化合物，含離子鍵。(7)離子晶體熔化時破壞離子鍵，原子晶體熔化時破壞共價鍵，而分子晶體熔化時破壞分子間作用力。(8)分子的穩定性與分子間的作用力無關，而與分子內部的化學鍵的強弱有關。【例1】(2015 上海，1)中國科學技術名詞審定委員會已確定第116號元素Lv的名稱為經。關于296Lv的敘述錯誤的是()A.原子序數116 B.中子數177C.核外電子數116 D.相對原子質量 293【答案】D【例2】已知A、B、C、D四種物質均是由短周期元素原子組成的，它們之間有如

5、圖所示的轉化關系，且A是一種含有18電子的微粒，C是一種含有10電子的微粒。請完成下列各題：(1)若A、D均是氣態單質分子，寫出 A與B反應的化學方程式： (2)若B、D屬同主族元素的單質分子，寫出C的電子式:(3)若A、B均是含2個原子核的微粒，其中 B中含有10個電子，D中含有18個電子，則 A B之間 發生反應的離子方程式為 。(4)若D是一種含有22電子的分子，則符合如圖關系的A的物質有(寫物質的化學式，如果是有機物則寫相應的結構簡式)。【答案】(1) 2F2+2H2O=4HFQ (2) 二(3) HS +OHT=S2 + H2O(4) CHCH、CHOH【解析】(1) 18電子的氣態

6、單質分子為 F2,則C為HF、B為D為Q,反應方程式為 2F2+2H2O=4HFQ。2 2) B、D為同主族元素的單質，且 A含有18個電子，C含有10個電子時，則 B為Q、A為H2S、C為H2。D為 S,即 2H2S+Q=2HO+ 2SJ。(3)含2個原子核的18電子的微粒為 H$,10電子的微粒為 0口，反應離子方程式為 HS + OH=d + H2Oo(4)含22電子的分子為 CO,則A為含18電子的含 C、H或C、H O的化合物，可能為 CHCH和CHOH考點二正確把握元素周期表準確運用元素周期律在歷年高考中，元素周期表、元素周期律的知識點屬于高頻考點，在復習時，可從以下六個方面突破:

7、23(1)短周期元素只有前三周期；(2)主族中只有H A族元素全部為金屬元素；3 3) I A族元素不等同于堿金屬元素，H元素不屬于堿金屬元素；(4)元素周期表第18列是0族，不是皿A族，第8、9、10三列是皿族，不是皿 B族；(5)長周期不-一定是 18種元素，第六周期有 32種元素。4 .理清原子序數與元素位置的“序數差值”規律(1)同周期相鄰主族原子的“序數差值”規律除第n A族和第mA族外，其余同周期相鄰元素序數差為1。同周期第n A族和第mA族為相鄰元素，其原子序數差為第二、三周期時相差1,第四、五周期時相差11,第六、七周期時相差 25o(2)同主族相鄰元素的“序數差值”規律第二、

8、三周期的同族元素原子序數相差8。第三、四周期的同族元素原子序數相差有兩種情況：第I A族、n A族相差8,其他族相差18o第四、五周期的同族元素原子序數相差18。第五、六周期的同族元素原子序數例系之前的相差18.,例系之后的相差32o第六、七周期的同族元素原子序數相差必。5 . “三看”比較微粒半徑大小在中學化學要求的范疇內，可按“三看”規律來比較粒子半徑的大小：“一看”電子層數：當電子層數不同時，電子層數越多，半徑越大。例：r(Li)< r(Na)< r(K)< r(Rb)< r(Cs)r(O2 )<r(S2 )<r(Se2 )<r(Te2 )r(N

9、a)> r(Na+)“二看”核電荷數：當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)> r(Si)> r (P)> r (S)> r (Cl)r(O2 )>r(F )> r(Na + )>r(Mg2+)>r(Al 3+)“三看”核外電子數：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。例：r(Cl )>r(Cl)r(Fe2+)>r(Fe3+)6 .金屬性、非金屬性的多方面比較金屬性比較本質原子越易失電子，金屬性越強判斷依據在金屬活動性順序中位置越靠前，金屬性越強單質與水或非

10、氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強單質還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強若乂+ + Y>X+ Y ,則Y的金屬性 比X強非金屬性比較本質原子越易得電子，非金屬性越強判斷依據與Hk化合越容易，氣態氧化物越穩定，非金屬性越強單質氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強A+B>B + A,則B的非金屬性比A強7 .重視幾個易忽略的問題(1)比較物質非金屬性強弱時，應是最高價氧化物對應水化物酸性的強弱，而不是非金屬元素對應氫 化物酸性的強弱。(2)所含元素種類最多的族是出 B族，形成化合物種類最多的

11、元素在第IVA族。(3)化學鍵影響物質的化學性質，如穩定性等；分子間作用力和氫鍵影響物質的物理性質，如熔、沸 點等。(4)并非所有非金屬元素的氫化物分子間都存在氫鍵，常見的只有非金屬性較強的元素如N、Q F的氫化物分子間可形成氫鍵。(5)金屬性是指金屬氣態原子失電子能力的性質，金屬活動性是指在水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質，二者順序基本一致，僅極少數例外。如金屬性Pb>Sn,而金屬活動性 Sn>Ph(6)利用原電池原理比較元素金屬性時，不要忽視介質對電極反應的影響。如Al - Mcg-NaOH溶液構成原電Y時，Al為負極，Mg為正極；Fe-Cuu-HNO(濃)構成原電池時，C

12、u為負極，Fe為正極。【例3】在元素周期表中的前四周期，兩兩相鄰的5種元素如圖所示，若 B元素的核電荷數為 a。下列說法正確的是()A. B、D的原子序數之差可能為 2B. E、B的原子序數之差可能是 8、18或32C. 5種元素的核電荷數之和可能為5a+10D. A、E的原子序數之差可能是 7【答案】C【解析】由題中所給 5種元素的位置關系可以看出D一定不是第一周期元素(因為如果D是第一周期元素，則D一定屬于元素周期表最左邊的第IA族元素或最右邊的 0族元素)，所以A選項錯誤；由題意可知5種元素在前四周期，所以 D、B、E分別為第二、三、四周期的元素，由元素周期表的結構可知5種元素一定在過渡

13、元素右邊，所以 D E的原子序數分別為 a8、a+18, A、C的原子序數分別為 a1、a + 1,即只有C選項正確。【例4】(2015 山東理綜，8)短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相對位置如圖所示。已知Y、W的原子序數之和是 Z的3倍，下列說法正確的是()YZXWA.原子半徑：X<Y<ZB.氣態氫化物的穩定性：X>ZC. Z、W均可與Mg形成離子化合物D.最高價氧化物對應水化物的酸性：Y>W【答案】C【解析】由題意可知，短周期元素X、Y、Z、W分別位于2、3周期，設Z的原子序數為x,則丫、W的原子序數分別為x1、x+9,則有x-1 + x+9=3x,解得x=

14、8,則元素X、Y、Z、恒別為Si、N。Cl。 A項，原子半徑應為 X>Y>Z錯誤；B項，氣態氫化物的穩定性應為X<Z,錯誤；C項，Q Cl分別與Mg反應生成的 MgO MgC2均為離子化合物，正確； D項，非金屬性：N<Cl,則最高價氧化物對應水化物 的酸性：HNQ<HClQ,錯誤。【例5】（2015 全國卷H, 9）原子序數依次增大的元素a、b、c、d,它們的最外層電子數分別為1、6、7、1。 a 的電子層結構與氦相同，b 和 c 的次外層有8 個電子，c 和 d 的電子層結構相同。下列敘述錯誤的是 （）A.元素的非金屬性次序為c>b>aB a 和其

15、他3 種元素均能形成共價化合物C d 和其他3 種元素均能形成離子化合物D.元素a、b、c各自最高和最低化合價的代數和分別為0、4、6【答案】B【解析】a 的電子層結構與氦相同，則 a 為氫元素；b 和 c 的次外層有8 個電子，且最外層電子數分別為6、7，則b 為硫元素，c 為氯元素；d 的最外層電子數為1 ，且 c 和 d 的電子層結構相同，則d 為鉀元素。A項，元素的非金屬性次序為Cl>S>H,正確；H2S和HCl是共價化合物，KH KS和KCl是離子化合物，B 項錯誤，C 項正確；D 項，氫、硫、氯三種元素的最高和最低化合價分別為 1 和1、6 和2、7 和 1，因此它們各

16、自最高和最低化合價的代數和分別為0、 4、 6，正確。考點三基態原子的核外電子排布1 排布規律（ 1） 能量最低原理：基態原子核外電子優先占據能量最低的原子軌道，如 Ge： 1s22s22p63s23p63d104s24p2。（ 2）泡利原理：每個原子軌道上最多只能容納2 個自旋狀態相反的電子。（ 3）洪特規則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時，電子總是優先單獨占據一個軌道，且自旋狀態相同。2表示方法（ 1）電子排布式按電子排入各電子層中各能級的先后順序，用能級符號依次寫出各能級中的電子數，同時注意特例。如：Cu： 1s22s22p63s23p63d 104s1（ 2）簡化電子排布式“

17、稀有氣體 價層電子”的形式表示。如：Cu： Ar3d 104s1(3)電子排布圖用方框表示原子軌道，用“T”或表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后 順序和在軌道中的排布情況書寫。3+【例62014 新課標全國卷I,37 (2)基態Fe原子有 個未成對電子。Fe的電子排布式為 。可用硫氧化鉀檢驗 Fe3+,形成的配合物的顏色為 。【答案】4 1s22s22p63s23p63d5或Ar3d 5 血紅色【解析】基態Fe原子的核外電子排布式為Ar3d 64s2,其中3d軌道有4個軌道未充滿，含有 4個未成對電 子。Fe原子失去4s軌道的2個電子和3d軌道的1個電子形成Fe3+,則其電子

18、排布式為1s22s22p63s23p63d5 或Ar3d 5O檢驗Fe"時，Fe3+與SCNT形成配合物而使溶液顯血紅色。【點睛】“兩原理，一規則”的正確理解1 .原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規則、泡利原理，若違背其一，則電子能量不處于最低狀態。2 .同能級的軌道半充滿、全充滿或全空狀態的原子結構穩定。3 6如 np、npCr： 3d54s1 Mn： 3d54s2 Cu ： 3dZs1 Zn ： 3d104s2考點四 元素的電離能和電負性1 .元素的電離能第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ

19、m。/1。(1)原子核外電子排布的周期性隨著原子序數的增加，元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化：每隔一定數目的元素，元素原子的外 圍電子排布重復出現從 其到ns2np6的周期性變化。(2)元素第一電離能的周期性變化隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢,稀有氣體的第一電離能最大，堿金處第一電離能最小; 同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。U 2 4 6 a IU 12 14 162I>22：12 34 Aft M用序愷說明 同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。同能級的軌道為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第HA族、第V

20、A族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N Mg P。(3)元素電離能的應用判斷元素金屬性的強弱電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。判斷元素的化合價如果某元素的In+1? In,則該元素的常見化合價為+ n價，如鈉元素I 2? Il,所以鈉元素的化合價為+ 1 價。2 .元素的電負性(1)元素電負性的周期性變化元素的電負性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負性。隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一王 族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。【例6】2013 新課標全國卷n,37 (2)前四周期原

21、子序數依次增大的元素A、B C、D中，A和B的價電子層中未成對電子均只有1個，并且A和B+的電子數相差為 8;與B位于同一周期的 C和D,它們價電子層中的未成對電子數分別為4和2,且原子序數相差為2。四種元素中第一電離能最小的是 ,電負性最大的是 (填元素符號)。考點五兩大理論與分子構型1 .分子構型與雜化軌道理論雜化軌道的要點當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。雜化舊雜化軌道數目雜化軌道夾角空間構型實例sp2180°直線形BeCl22sp3120°平囿二角形BF33sp4

22、109° 28'正四向體形CH42 .分子構型與價層電子對互斥模型價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不 包括孤電子對。(1)當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致。(2)當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。電子對數成鍵對數孤電子對數電子對空 間構型分子空間構型實例220直線形直線形BeCl2330三角形三角形BF321V形SO440四向體四向體形CH31三角錐形NH22V形H2O3.中心原子雜化類型和分子空間構型的相互判斷中心原子的雜化類型和分子空間構型有關，二者之間可以相互判斷。分子組成(A為中心原子)中心原子的

23、孤電子對數中心原子的雜化力式分子空間構型示例AB0sp直線形BeCl21121spV形SO23spV形H2OAB02sp平囿二角形BF313sp三角錐形NHAR03sp止四面體形CH【例71 2014 新課標全國卷H,37 (2) (3)改編周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序數依次增大。a的核外電子總數與其周期數相同，b的價電子層中的未成對電子有3個，c的最外層電子數為其內層電子數的3倍，d與c同族；e的最外層只有一個電子，但次外層有18個電子。則a和其他元素形成的二元共價化合物中，分子呈三角錐形，該分子的中心原子的雜化方式為些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的價層電子對數為;酸根

24、呈三角錐結構的酸是。【答案】sp3 HN。HNO H2SO考點六微粒作用與分子性質1 .共價鍵(1)共價鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數目分為單鍵、雙鍵、三鍵。按共用電子對是否偏移分為極性鍵、非極性鍵。按原子軌道的重疊方式分為b鍵和兀鍵，前者的電子云具有軸對稱性，后者的電子云具有鏡像對稱性。(2)鍵參數鍵能：氣態基態原子形成1 mol化學鍵釋放的最低能量，鍵能越大，化學鍵越穩定。鍵長：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距，鍵長越短，共價鍵越穩定。鍵角：在原子數超過 2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數對分子性質的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩定。健能skJ*B嶼分子的梯定性一健長g分子的性

25、戰 理國*分子的空間構型健用(3) (T鍵、兀鍵的判斷由軌道重疊方式判斷“頭碰頭”重疊為 b鍵，“肩并肩”重疊為 冗鍵。由共用電子對數判斷單鍵為(T鍵；雙鍵或三鍵，其中一個為(T鍵，其余為 冗鍵。由成鍵軌道類型判斷s軌道形成的共價鍵全部是b鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為b鍵。(4)等電子原理原子總數相同、價電子總數相同的分子或離子具有相似的化學鍵特征。物理性質相似，化學性質不同。常見等電子體：微粒通式價電子總數立體構型CO、SCN、NC2、N3AX2一16e直線形CO、NG、SOAX324e平囿二角形SO、Q、N。AX218eV形SO、PO4AX32e正四向體形PO3、SO、ClO3AX326

26、e三角錐形CO N2AX10e直線形CH、N日AX48e正四向體形(5)配位鍵孤電子對分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱孤電子對。配位鍵a.配位鍵的形成：成鍵原子一方提供孤電子對，另一方提供空軌道形成的共價鍵；b.配位鍵的表示：常用“一 一”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子，如Nb4可表示為H t HNH 丁H ，在Nd中，雖然有一個N- H鍵形成的過程與其他 3個N H鍵形成的過程不同， 但是一 旦形成之后，4個共價鍵就完全相同。配合物如Cu(NH3)4SO4配位原F (擢供孤電OJ)中心廉于 I配位體1提供空棚A、|Cui NH JjS%配位It配位體有孤電子對，如 H2。N

27、H、CO L、C、CN等。中心原子有空軌道，如Fe3+、Cu"、Zn2 Ag+等。2 .分子性質(1)分子的極性分子構型與分子極性的關系拿報性分手單蒯一亞倒電格中心噠合一都向而林tt最原子-分子呈原子仍子,If 憶負也荷中心軍重介一站構不勸林I極性分子鍵的極性與分子的極性的關系實例鍵的極性空間構型分子極性XH2、N2非極性鍵直線形非極性分子XYHCl、NO極性鍵直線形極性分子XY(X2Y)CO、CS極性鍵直線形非極性分子SO極性鍵V形極性分子HQ H2s極性鍵V形極性分子XY3BF3極性鍵平囿二角形非極性分子NH極性鍵三角錐形極性分子XYCH、CC14極性鍵止四面體形非極性分子(2)

28、溶解性“相似相溶”規律：非極性溶質一般能溶于非極性溶劑，極性溶質一般能溶于極性溶劑，若存在氫鍵，則溶劑和溶質之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。“相似相溶”還適用于分子結構的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明顯減小。(3)無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成(HO)nRO,如果成酸元素 R相同，則n值越大，R的正電性越高，使 R-0-H中。的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出酸性越強，如 HC1O<HC1Q<HC1O<HC104O3 .范德華力、氫鍵、共價鍵的比較范德華力氫鍵共價鍵作用粒子分子或原子(稀有氣體)氫、氟、氮、氧原子(分 子內、分子間)原子特征無力

29、向性、無飽和性后力向性、有飽和性后力向性、有飽和性強度比較共價鍵 > 氫4t >范德華力影響 強度 的因 素隨著分子極性和相 對分子質量的增大而 增大組成和結構相似的 物質，相對分子質量 越大，分子間作用力 越大對于A- H - B, AB的電負性越大，B原子的半徑越小，氫鍵鍵能越大成鍵原子半徑越小， 鍵長越短，鍵能越大， 共價鍵越穩定對物質性質的影響影響物質的熔沸 點、溶解度等物理性 質組成和結構相似的 物質，隨相對分子質 量的增大，物質的熔 沸點升高，如F2<Cl 2<Br2<I 2, CH<CCl4<CB4分子間氫鍵的存在， 使物質的熔沸點升 高

30、，在水中的溶解度 增大，如熔沸點： H20>HS, HF>HClNH>PH影響分子的穩定性共價鍵鍵能越大，分子穩定性越強例8 2015 江蘇，21(A) (1) (2) (3)節選下列反應曾用于檢測司機是否酒后駕駛:2Cr202 + 3CHCH0H+ 16H+ + 13H20>_ 3+_ _ _ _4Cr(H 20)6 +3CHCOOH(1)配合物Cr(H 20)6 3+中，與Cr3+形成配位鍵的原子是 (填元素符號)。(2) 1 mol CH3C00H子含有(T鍵的數目為 。(3)與HbO互為等電子體的一種陽離子為 (填化學式)；H2O與CHCHOH可以任意比例互溶,

31、除因為它們都是極性分子外，還因為 【答案】(1) 0(2) 7 mol(或 7X6.02 X 10 23)(3) H2F+ H2O與CHCHOH之間可以形成氫鍵考點七微粒作用與晶體結構1 離子鍵一一離子晶體(1)化學鍵：相鄰原子之間強烈的相互作用。化學鍵包括離子鍵、共價鍵和金屬鍵。(2)離子鍵：陰、陽離子通過靜電作用形成的化學鍵。離子鍵強弱的判斷：離子半徑越小，用子所帶電荷數越多，離王鍵越強，離子蜀體的熔沸點越高。_離子鍵的強弱可以用晶格能的大小來衡量，晶格能是指拆開1 mol離子晶體使之形成氣態陰離子和陽離子所吸收的能量。晶格能越大，離子晶體的熔、沸點越高，硬度越大。(3)離子晶體：通過離子

32、鍵作用形成的晶體。典型的離子晶體結構:CsCl型晶體NaCl型晶體每個Na卡周圍被6個C所包圍，同樣每個Cl 也被6個NsT所包圍每個正離子被8個負離子包圍著，同時每個負離子也被 8個正離子所包圍晶胞中粒子數的計算方法一一均攤法ag頂點棱邊面心體心貝獻1/81/41/212 .共價鍵一一原子晶體(1)原子晶體：所有原子間通過共價鍵結合成的晶體或相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間立體網狀結 構的晶體。(2)典型的原子晶體有金剛石(C)、晶體硅(Si)、二氧化硅(SiOz)。(3)典型原子晶體結構止四面體空間網狀結構，最小的碳二氧化硅晶體是空間網狀結構，最小的環中啟6個硅原子和6個氧原特環中有6個

33、碳原子，每個碳原子與子，每個硅原子與4個氧原子成鍵，點周圍4個碳原子形成四個共價鍵，1mol金剛石中含有2 mol碳碳鍵每個氧原子與2個硅原子成鍵，1mol SiO 2中含有4 mol硅氧鍵(4)共價鍵強弱和原子晶體熔沸點大小的判斷：原子半徑越小，形或共價鍵的鍵長越短，共價迎鍵能越&其晶體熔沸點越高口熔點：金剛石碳化硅 晶體硅。3-分子間作用力一一分子晶體(1)分子間作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用，比化學鍵弱得多，包括范德華力和氫鍵。范德華力一般沒有飽和性和方向性，而氫鍵則有飽和性和方向性。(2)分子晶體：分子間以分子間作用力(范德華力、氫鍵)相結合的晶體

34、，典型的分子晶體有冰、干冰。其晶體結構模型及特點為晶體模型干冰晶體是一種立方面心結構每個水分子周圍只有 4個緊鄰的水分子,結構特點每8個CO分子構成立方體,在六個面的中心又各占據1個在四面體中心的每個水分子與四面體頂角方向的4個相鄰水分子相互吸引，這CO分子。每個CO分子周圍，離一排列使冰晶體中的水分子的空間利用該分子最近且距離相等的 CO分 子啟12個（同層4個，上層4個， 下層4個）率小局，留有相當大的空隙。當冰剛剛 融化為液態水時，熱運動使冰的結構部 分解體，水分子的空隙減小，密度反而 增大，超過4 C時，才由于熱運動加劇， 分子間距離加大，密度逐漸減小分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大

35、小的判斷：組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越4克服分子間作用力使物質熔化和汽化就需要更多的能也熔沸點越高。但存在氫鍵時分子晶 體的熔沸點往往反常地高。（3） NH、HQ HF中由于存在氫鍵，使得它們的沸點比同族其他元素氫化物的沸點反常地高。影響物質的性質方面：增大物質的熔沸點，增大物質的溶解性。表示方法：X HY（N、。F）, 一般都是氫化物中存在。4金屬鍵一一金屬晶體（1）金屬鍵：金屬離子和自由電子之間強烈的相互作用。運用自由電子理論可解釋金屬晶體的導電性、導熱性和延展性。晶體中的微粒導電性導熱性延展性金屬離子和自由電子自由電子在外加電場的作用卜發生定向移動自由電子與金屬

36、離子碰撞傳遞熱量晶體中各原子層相對滑動仍保持相互作用（2）金屬晶體：通過金屬鍵作用形成的晶體。金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律：陽離子所帶電荷數越多，半徑越小，金屬鍵越強，熔沸點越高，如熔點：Na<Mg<Al, Li>Na>K>Rb>Cs金屬鍵的強弱可以用金屬的原子化熱來衡量。5 .分子晶體、原子晶體、離子晶體與金屬晶體的結構微粒，以及微粒間作用力的區別晶體類型原子晶體分子晶體金屬晶體離子晶體結構微粒原子分子金屬陽離子、自由電子陰、陽離了微粒間 作用（力）共價鍵分子間作用力復雜的靜電作用離了鍵熔沸點很高很低一般較局，少部分低較局硬度很硬一般較軟一般較硬

37、，少部分軟較硬溶解性難溶解相似相溶難溶（Na等易溶于極與水反應)性溶劑導電情況不導電(除硅)不導電良導體固體不導電，熔化或溶于水后導電實例金剛石、水晶、碳化硅等干冰、冰、純硫酸、H2(S)等Na、MgAl等NaCl、CaCQNaOK6 .物質熔沸點的比較(1)不同類型晶體：一般情況下，原子晶體離子晶體 分子晶體。(2)同種類型晶體：構成晶體質點間的作用大，則熔沸點高，反之則小。離子晶體：離子所帶的電荷數越高，離子半徑越小，則其熔沸點就越高。分子晶體：對于同類分子晶體，相對分子質量越大，則熔沸點越高。原子晶體：鍵長越短，鍵能越大，則熔沸點越高。(3)常溫常壓下狀態：熔點：固態物質液態物質；沸點：

38、液態物質 氣態物質。【例102015 全國卷I, 37 (4) (5) (4) CO能與金屬Fe形成Fe(CO)5,該化合物熔點為 253 K,沸 點為376 K ,其固體屬于 晶體。(5)碳有多種同素異形體，其中石墨烯與金剛石的晶體結構如圖所示：石鬢烯晶體金剛仃晶體在石墨烯晶體中，每個 C原子連接 個六元環，每個六元環占有 個C原子。在金剛石晶體中，C原子所連接的最小環也為六元環，每個C原子連接 個六元環，六元環中最多有 個C原子在同一平面。【答案】(4)分子 (5)3 212 4【例11(2)硅主要以硅酸鹽、 等化合物的形式存在于地殼中。(3)單質硅存在與金剛石結構類似的晶體，其中原子與原

39、子之間以 相結合，其晶胞中共有 8 個原子，其中在面心位置貢獻 個原子。(4)單質硅可通過甲硅烷(SiH 4)分解反應來制備。工業上采用MgSi和NHCl在液氨介質中反應制得 SiH，該反應的化學方程式為 。(6)在硅酸鹽中，SiO4一四面體如下圖(a)通過共用頂角氧離子可形成島狀、鏈狀、層狀、骨架網狀四大 類結構型式。圖(b)為一種無限長單鏈結構的多硅酸根：其中 Si原子的雜化形式為 , Si與O的原子數之比為 ,化學式為 【答案】（2）二氧化硅（3）共價鍵 3(4) MgSi+4NHCl=SiH4 + 4NH+2MgCb(6) sp3 1 ： 3 SiO 32n 或 SiO2【解析】（3）

40、金剛石晶胞的面心上各有一個原子，面上的原子對晶胞的貢獻是（6）在多硅酸根中每個硅原子都與4個。形成4個SiO單鍵，因而Si原子都是sp3雜化；觀察圖（b）可知，每個四面體通過兩個氧原子與其他四面體連接形成鏈狀結構，因而每個四面體中硅原子數是1,氧原子12n數=2+2X 2=3,即Si與。的原子個數比為1 ： 3,化學式為SiO3n考點八元素推斷及綜合應用元素推斷題是高考考查的熱點，這類題往往將元素化合物的知識、物質結構理論、化學基本理論等知識串聯起來，綜合性較強，難度較大。解題的關鍵是正確推斷元素。常用方法有：1 .根據原子或離子的結構示意圖推斷（1）已知原子結構示意圖，可由下列等式確定元素在周期表中的位置和元素的種類：電子層數=周期數，最外層電子數=主族序數。如果已知離子的結構示意圖，則須將其轉化為原子結構示意圖來確定。（2）電子層結構相同的微粒：陰離子對應的元素在具有相同電子層結構的稀有氣體元素的前面，陽離子對應的元素在具有相同電子層結構的稀有氣體元素的下一周期的左邊位置，簡稱“陰前陽下”。2 .根據元素化合價的特征關系推斷（1）根據等式確定元素在周期表中的位置：最高正化合價數=最外層電子數=