高中化学专题11 物质结构与性质-高中化学纠错笔记

这是一份高中化学专题11 物质结构与性质-高中化学纠错笔记，共33页。试卷主要包含了下列电子排布式正确的是，下列叙述正确的是，NA为阿伏加德罗常数的值等内容，欢迎下载使用。


1．下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是
A．1s22s22p63s13p3
B．1s22s22p63s23p63d104s14p1
C．1s22s22p63s23p63d24s1
D．1s22s22p63s23p63d104s24p1

【错因分析】一般情况下，核外电子排布不符合构造原理的原子都是非基态原子，原子不稳定，但要注意洪特规则特例，如Cr和Cu。易错选A、B或C
【参考答案】D


原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。但处于激发态的原子不稳定，当电子从激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，通常以光(辐射)的形式释放出来。

1．下列所发生的现象与电子的跃迁无关的是

【答案】D
易错点2 核外电子的运动状态判断出错

2．电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。下列有关电子云的说法正确的是
A．概率密度的大小体现了电子数目的多少
B．概率密度的大小体现了空间某处电子出现概率的大小
C．基态C原子的1s电子的电子云和2s电子的电子云完全相同
D．基态Li原子的1s电子的电子云和2s电子的电子云形状不同

【错因分析】对电子云的定义不明确。电子云包含两方面：半径大小和电子云形状，电子云与填充的电子数目的多少无关。学&科网
【试题解析】电子云是核外电子的概率密度分布，体现了电子在空间某处出现概率的大小，不是电子的数目的多少，A项错误，B项正确。1s、2s电子的电子云形状相同，半径不等，C、D项均错误。
【参考答案】B



误区一　忽视不同电子层的同种能级的电子云或原子轨道形状相同，但半径不一样。
误区二　不清楚不同电子云或原子轨道的形状取决于其类型，而与电子的数目无关。

2．下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是
A．原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云
B．s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动
C．p能级的原子轨道呈纺锤形，随着能层序数的增加，p能级原子轨道也在增多
D．与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层序数的增大而增大
【答案】D
易错点3 电子排布式书写错误

3．下列电子排布式正确的是
A．K+的电子排布式：1s22s22p63s23p6
B．F的价电子排布式：1s22s22p5
C．S2-的电子排布式：1s22s22p63s23p4
D．Ti的电子排布式：1s22s22p63s23p64s23d2

【错因分析】本题容易忽视电子排布式的书写顺序与原子轨道的能量顺序不完全相同，如果按原子轨道能量高低的顺序书写电子排布式会错选D。学&科网
【试题解析】电子排布式的书写方法：将原子轨道按照电子层数由小到大的顺序从左到右排列，电子层数相同的原子轨道按照s、p、d、f的顺序从左到右排列。按照原子轨道的能量顺序和两个原理、一个规则向各原子轨道中填充电子。B项F的价电子排布式为2s22p5；C项S2-是硫原子得到两个电子后形成的稳定结构，所以第三能层中的电子排布式应为3s23p6；D项Ti的电子排布式：1s22s22p63s23p63d24s2。
【参考答案】A

书写电子排布式时，要注意两点：
（1）能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2正确，而1s22s22p63s23p64s23d6错误。
（2）注意对比电子排布式，简化电子排布式，价电子排布式的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。

3．（1）Ni原子的电子排布式为____________________。
（2）原子序数均小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q大2。T的价电子排布式为____________________，Q2+的未成对电子数是____________________。
（3）D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为____________________，其基态原子的电子排布式为____________________。
（4）E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为____________________，其基态原子的电子排布式为____________________。
【答案】（1）[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2
（2）3d84s2 4
（3）Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
（4）Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或［Ar］3d104s1
【思路分析】解答本题应注意以下两点：（1）要明确能层、能级与轨道之间的关系，确定电子数。
（2）注意洪特规则特例。
[Ar]3d64s2，所以Fe2+的核外电子排布式为[Ar]3d6，有4个未成对电子
（3）D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即第Ⅷ族元素Fe。学&科网
（4）根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，即第ⅠB族元素Cu。
易错点4 元素周期表中特殊元素的易错点

4．X、Y、Z、W、M均为短周期元素，X、Y同主族，X的氢化物和最高价氧化物对应的水化物能反应生成一种离子化合物，其水溶液呈酸性；Z、W、M是第三周期连续的三种元素，其中只有一种是非金属元素，且原子半径：Z>W>M。下列叙述正确的是
A．Z是海水中含量最多的金属元素，W是地壳中含量最多的金属元素
B．X、M两元素的氢化物的稳定性：X C．X、M两元素的氧化物均可作高温耐火材料，M的单质可用于制造太阳能电池
D．X和W组成的化合物水解生成一种可净水的化合物

【错因分析】没有准确审清题意或不熟悉海水、地壳中典型元素的含量而导致错误；未能准确掌握N的化合物间的反应(NH3+HNO3NH4NO3)而导致错误。
【参考答案】D


1．氢元素的特性：①有唯一不含中子的同位素氕；②氢气是质量最轻的气体，氢原子是半径最小的原子；③既能形成简单阳离子(H+)，又能形成简单阴离子(H-)；④形成化合物种类最多的元素；⑤最高正化合价和最低负化合价的代数和为0；⑥是唯一不在p区的非金属元素。
2．短周期元素中能形成原子个数比为1∶1或2∶1两种化合物的元素：H和O(H2O、H2O2)、Na和O(Na2O、Na2O2)。
3．氟元素的特性：其单质是唯一能与水剧烈反应的非金属元素；是唯一无正化合价的非金属元素；常温下，H2和F2混合可以发生爆炸。

4．a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2−和C+离子的电子层结构相同，d与b同族。下列叙述错误的是
A．a与其他三种元素形成的二元化合物中其化合价均为+1
B．b与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物
C．c的原子半径是这些元素中最大的
D．d和a形成的化合物的溶液呈弱酸性
【答案】A
易错点5 忽视第一电离能“反常”

5．同周期内不同元素的第一电离能I1随着原子序数的增大而增大，但个别元素的I1出现反常现象。下列关系正确的
A．I1 (氮)> I1 (氧) B．I1 (氟)< I1 (氧)
C．I1 (镁)< I1 (铝) D．I1 (钙)> I1 (镁)

【错因分析】解本题最容易犯的错误是依据第一电离能的变化规律（同周期从左到右I1呈增大趋势），而错选C。学&科网
【试题解析】A中N的p轨道处于半充满状态，较稳定，其I1会出现反常；B中F的原子半径较小，非金属性F大于O，因而I1 (氟)> I1 (氧)；C中Mg的3s轨道处于全充满状态，较为稳定，I1出现反常；D中Mg和Ca最外层ns2均为全充满状态，但Ca比Mg多一个能层，Ca的原子半径较大，因而I1 (钙) 【参考答案】A


第一电离能I1大小的比较：同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg）> I1 (Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1 (S)。同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。

5．下表是某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是
电离能
I1
I2
I3
I4
……
Im/kJ·mol−1
740
1 500
7 700
10 500
……
①R的最高正价为+3 ②R元素位于元素周期表中第ⅡA族
③R元素的第一电离能大于同周期相邻元素 ④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
【答案】B
易错点6 混淆分子的VSEPR模型和立体构型

6．用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体构型，下列结论中正确的是
A．直线形；三角锥形
B．V形；三角锥形
C．正四面体；正四面体
D．V形；平面三角形

【错因分析】本题最容易犯的错误是混淆分子VSEPR模型和立体构型，误将分子的立体构型当作VSEPR模型而错选C。
【参考答案】D


分子或离子立体构型的判断方法

（1）σ键电子对数的确定
由分子式确定σ键电子对数。例如，H2O的中心原子为O，O有2对σ键电子对；NH3的中心原子为N，N有3对σ键电子对。
（2）中心原子上的孤电子对数的确定
中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)。式中a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（氢为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”）。例如，SO2的中心原子为S，S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6)，则a＝6；与中心原子S结合的O的个数为2，则x＝2；与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2，则b＝2。所以，SO2的中心原子S上的孤电子对数＝×(6－2×2)＝1。



6．在气相中，关于BeF2和SF2的说法错误的是
A．BeF2分子中，中心原子Be的价层电子对数等于2，其空间排布为直线，成键电子对数也等于2
B．BeF2分子的立体结构为直线形
C．SF2分子中，中心原子S的价层电子对数等于4，其空间排布为四面体，成键电子对数等于2，没有孤对电子
D．在气相中，BeF2是直线形而SF2是V形
【答案】C
易错点7 判断物质类别、键的极性及分子的极性之间的关系

7．下列叙述正确的是
A．离子化合物中不可能存在非极性键
B．非极性分子中不可能既含极性键又含有非极性键
C．非极性分子中一定含有非极性键
D．不同非金属元素的原子之间形成的化学键都是极性键

【错因分析】离子化合物中一定存在离子键，可能存在极性键(NaOH)、非极性键(Na2O2)、配位键(NH4Cl)；离子化合物中不存在分子间作用力，掌握这些常见物质的结构，可以减少失分因素。学&科网
【试题解析】过氧根离子的电子式为，其中含有非极性键，A错误；CH2CH2、CH≡CH均为非极性分子，分子中C—H键为极性键、CC键和C≡C键均为非极性键，B项错误；CO2、BF3、CCl4等是由极性键形成的非极性分子，C项错误；不同非金属元素形成的共用电子对发生偏移，形成极性键，D项正确。
【参考答案】D


1．全部由非极性键构成的分子不一定是非极性分子，如O3是由非极性键构成的极性分子；由极性键构成的双原子分子一定是极性分子，如HF是由极性键构成的极性分子；非金属单质中不一定含有非极性键，如稀有气体分子中，不含有化学键；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如Na2O2、NH4Cl、NaOH等含有共价键，但属于离子化合物；共价化合物中一定不存在离子键，若存在离子键，则化合物一定是离子化合物。
2．掌握典型物质的组成和结构，有利于减少解答这类题目时产生的错误。例如，稀有气体(单原子分子)、H2O2、CH≡CH、Na2O2、NaOH、(NH4)2SO4(含离子键、配位键、极性键)、CO(C≡O含配位键、极性键)、CCl4(含极性键，属于非极性分子)、O3(含非极性键，属于极性分子)等。

7．[双选]下列说法正确的是
A．由分子组成的物质中一定存在共价键
B．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物
C．非极性键只存在于双原子单质分子里
D．两个非金属元素原子间不可能形成离子键
【答案】BD
易错点8 对含氧酸的元数、酸性、氧化性的认识错误

8．下列叙述正确的是
A．能电离出H+的化合物除水外都是酸，分子中含有几个氢原子它就是几元酸
B．无机含氧酸分子中含有几个羟基，它就属于几元酸
C．同一元素的含氧酸，该元素的化合价越高，其酸性越强，氧化性也越强
D．H3PO4和H2CO3分子中非羟基氧的个数均为1，但它们的酸性不相近，H3PO4是中强酸而H2CO3是弱酸

【错因分析】错选A、B项是由于只考虑到了HNO3、H2SO4、H3PO4等个例，而忽略了酸式盐、CH3COOH、H3BO3等例外；错选C项是由于只考虑到了HNO3与HNO2、H2SO4与H2SO3的酸性与氧化性符合酸性强的氧化性也强，而忽略了HClO与HClO4等例外。
【参考答案】D


1．由HNO3、H2SO4、H3PO4的相关知识而误认为有几个H或几个羟基的酸就属于几元酸；由氧化性：HNO3>HNO2、H2SO4>H2SO3而混淆酸的酸性与氧化性，误认为酸性越强的酸其氧化性也越强。
2．误认为羟基数就是含氧酸的元数。如磷元素的几种含氧酸的名称、分子式、结构式、磷的化合价、酸的元数如下表：
名称
正磷酸
偏磷酸
亚磷酸
次磷酸
分子式
H3PO4
HPO3
H3PO3
H3PO2
结构式




磷的
化合价
+5
+5
+3
+1
酸的元数[来源:学,科,网Z,X,X,K]
三元
一元
二元
一元
3．同种元素的含氧酸，中心原子的价态越高，含氧酸的氧化性不一定越强。如酸性：HClO4>HClO3>HClO，氧化性：HClO4
8．20世纪60年代美国化学家鲍林提出了一个经验规则：设含氧酸的化学式为HnROm，其中(m-n)为非羟基氧原子数。鲍林认为含氧酸的酸性强弱与非羟基氧原子数(m-n)的关系如下表：
m-n
0
1
2
3
含氧酸酸性强弱
弱
中强
强
超强
实例
HClO
H3PO4
HNO3
HClO4

试简要回答下列问题：
（1）按此规则判断H3AsO4、H2CrO4、HMnO4的酸性由弱到强的顺序为___________________________。
（2）按此规则判断碳酸应属于___________酸，与通常认为的碳酸的酸性是否一致?__________________，其可能的原因是______________________________。
【答案】（1）H3AsO4 （2）中强 不一致 溶于水的那部分CO2并不能完全转化为H2CO3
易错点9 常见原子晶体结构判断错误

9．NA为阿伏加德罗常数的值。下列说法中正确的是
A．28 g晶体硅中含有Si—Si键的个数为2NA
B．124 g白磷(P4)晶体中含有P—P键的个数为4NA
C．12 g金刚石中含有C—C键的个数为4NA
D．SiO2晶体中每摩尔硅可与氧原子形成2NA个共价键(Si—O键)

【错因分析】若对典型晶体的空间结构掌握不清，又不会利用“均摊法”将共价键分配，易错选C、D；对白磷晶体来说，P4的空间构型为(4个P分别位于正四面体的4个顶点)，键角为60°，每个分子中有6个P—P键，而很多同学认为含有4个P—P键，因而错选B。学&科网
【试题解析】晶体硅的结构与金刚石相似，每个硅原子与周围4个原子形成4个共价键，依据“均摊法”，1个硅(或碳)原子分得的共价键数为4×=2，A正确、C错误；白磷为正四面体结构，每个P4分子中含有6个P—P键，B错误；SiO2晶体中每个硅原子与周围4个氧原子形成4个Si—O键，D错误。
【参考答案】A


1．金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等原子晶体中的成键数目。
（1）金刚石(或晶体硅)中，1 mol C(或Si)形成2 mol C—C(或Si—Si)键。
（2）SiC晶体中，1 mol C或1 mol Si均形成4 mol C—Si键。
（3）1 mol SiO2晶体中，共有4 mol Si—O键。
2．金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化碳中最小环上的原子数。
（1）金刚石、晶体硅、SiC晶体中最小环上的原子数分别为6个C、6个Si、3个Si和3个C。
（2）SiO2晶体中最小环上有12个原子(6个Si和6个O)。
3．金刚石、晶体硅的一个晶胞中，分别含有碳原子数为8、硅原子数为8。

9．下列关于SiO2晶体网状结构的叙述中正确的是
A．最小的环上，有3个硅原子和3个氧原子
B．最小的环上，硅原子数和氧原子数之比为1∶2
C．最小的环上，有6个硅原子和6个氧原子
D．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角
【答案】C
易错点10 错用离子晶体中的晶格能[来源:Zxxk.Com]

10．下列各物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是
A．CH4>SiH4>GeH4>SnH4
B．KCl>NaCl>MgCl2>MgO
C．Rb>K>Na>Li
D．石墨>金刚石>SiO2

【错因分析】解本题最容易犯的错误是错用离子晶体中的晶格能而错选B。
【参考答案】D


1．不同类型晶体的熔、沸点的比较
（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。
但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如MgO具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。
（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。
3．同种类型晶体的熔、沸点的比较
（1）原子晶体
原子半径越小 → 键长越短 → 键能越大 → 熔、沸点越高
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
（2）离子晶体
①一般地，离子所带的电荷数越多，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＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也越大。
（3）分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
②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SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
③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CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（4）金属晶体
金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。

10．下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是
A．金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅
B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．MgO>H2O>N2>O2
D．金刚石>生铁>钠>纯铁
【答案】B

1．基态原子的核外电子排布
（1）排布规律
①能量最低原理
原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。所有电子排布规则都需满足能量最低原理。
②泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。
③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，且自旋状态相同。
（2）电子在原子轨道上的填充顺序——构造原理

①图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。
②构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。
③原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图的主要依据之一。但需注意洪特规则特例。
（3）基态原子核外电子排布的表示方法（以S为例）
表示方法
举例
原子结构示意图

电子式

电子排布式
1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4
电子排布图

（4）基态原子电子排布式的书写方法
①由原子序数书写核外电子排布式
a.常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次填充2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10，最后填充4p1；
b.也可以用31－18＝13，然后再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。
②由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式
如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：
a.位于s区的第ⅠA、第ⅡA分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2；
b.位于p区的主族元素为[Ar]3d104s24p族序数－2(0族元素除外)；
c.位于d区的副族元素为[Ar]3dm4sn(m＋n＝族序数，第Ⅷ族元素除外)；
d.位于ds区的副族元素为[Ar]3d104sm(m＝族序数)。
③由元素名称书写核外电子排布式
a.前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其核外电子排布式为[Ne]3s23p4；
b.第四周期从K开始数，数到n，就可以写成“[Ar]＋n个电子”。如Fe，从K开始数到Fe为8，其核外电子排布式为[Ar]3d64s2；Se，从K开始数到Se为16，其核外电子排布式为[Ar]3d104s24p4。
2．电离能和电负性的应用
（1）电离能
①判断元素金属性的强弱：
电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：
如果某元素的In+1＞＞In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素的I2＞＞I1，所以钠元素的常见化合价为+1。
③元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布处于全空、半充满或全充满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期相邻元素的第一电离能。
（2）电负性

3．形形色色的分子
单原子分子(稀有气体)、双原子分子不存在立体构型，多原子分子中，由于空间的位置关系，会有不同类型的立体异构。
（1）三原子分子——直线形和V形
化学式
立体构型
结构式
键角
比例模型
球棍模型
CO2
直线形

180°


H2O
V形

105°



（2）四原子分子——平面三角形和三角锥形
化学式
立体构型
结构式
键角
比例模型
球棍模型
CH2O
平面三角形

120°


NH3
三角锥形

107°


（3）五原子分子
化学式
立体构型
结构式
键角
比例模型
球棍模型
CH4
正四面体形

109°28'


（4）常见多原子分子的立体构型
多原子分子的立体构型形形色色，异彩纷呈。如白磷(P4，正四面体)、PCl5(三角双锥)、SF6(正八面体)、P4O6、P4O10、C60(“足球”状分子，由平面正五边形和正六边形组成)、C6H12(环己烷)、C10H16(金刚烷)、S8、B12(硼单质)等的立体构型如图所示。
P4(正四面体)　　　　PCl5(三角双锥)　　　　SF6(正八面体)
P4O6 P4O10 C60
椅式C6H12 船式C6H12 C10H16
S8 B12
4．分子立体构型的确定
利用VSEPR理论预测分子立体构型的思路：σ键电子对数+孤电子对数=价层电子对数VSEPR模型分子的立体构型。其中正确地确定σ键数和a、x、b的值是计算价电子对数的关键，也是判断、预测VSEPR模型和立体构型的关键。一些常见的分子、离子的价层电子对数和立体构型如下表。

分子或离子
σ键电
子对数
中心原子上的孤电子对数
价层电
子对数[来源:Zxxk.Com][来源:学,科,网]
立体构型[来源:Zxxk.Com]
a
x
b
(a−xb)
分子
CO2
2
4
2
2
0
2
直线形
BeCl2
2
2
2
1
0
2
直线形
SO2
2
6
2
2
1
3
V形
SO3
3
6
3
2
0
3
平面三角形
NH3
3
5
3
1
1
4
三角锥形
H2O
2
6
2
1
2
4
V形
CH4(CCl4)
4
4
4
1
0
4
正四面体形
离子
H3O+
3
6−1=5
3
1
1
4
三角锥形

3
4+2=6
3
2
0
3
平面三角形

4
6+2=8
4
2
0
4
正四面体形

3
7+1=8
3
2
1
4
三角锥形
注意：当中心原子无孤电子对时，VSEPR模型与分子的立体构型一致；当中心原子有孤电子对时，VSEPR模型与分子的立体构型不一致。
运用价电子对互斥理论的注意事项
（1）利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时应注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。
（2）二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，二者的构型不一致。
5．常见晶体的结构类型
晶体类型
晶体
晶体中粒子分布详解
金属晶体
体心立方堆积(如Na、K、Fe等)
体心立方堆积，每个原子的配位数为8，每个晶胞中含有2个原子
六方最密堆积(如Mg、Zn、Ti等)
ABABAB……方式最密堆积，每个原子的配位数为12，每个晶胞(1个小立方体)中含有2个原子
面心立方最密堆积(如Cu、Ag、Au等)
ABCABCABC……方式最密堆积，每个原子的配位数为12，每个晶胞中含有4个原子
离子晶体
氯化铯晶体
每8个Cs+、8个Cl‒各自构成立方体，在每个立方体的中心有1个异电性离子(Cl‒或Cs+)。在每个Cs+周围最近且等距离的Cl‒有8个，在每个Cl‒周围最近且等距离的Cs+也有8个
氯化钠晶体
Na+和Cl‒交替占据立方体的顶角而向空间延伸。在每个Na+周围最近且等距离的Cl‒有6个(上、下、左、右、前、后各1个)，在每个Cl-周围最近且等距离的Na+也有6个
原子晶体
金刚石晶体
每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体中心，后者位于正四面体顶点。晶体中所有C—C键的键长相等、键角相等(均为109°28')；晶体中最小碳环由6个C组成且不在同一平面内
石英(SiO2)晶体
每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点，同时每个O被两个四面体所共用。正四面体内的O—Si—O键角为109°28'，晶体中硅、氧原子个数比为1∶2
分子晶体
干冰晶体
每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各有1个CO2，CO2分子的配位数为12
混合晶体
石墨晶体
层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个C与3个C形成C—C键，构成正六边形，每个六边形平均只占2个C，碳原子个数与C—C键个数之比为2∶3
6．与晶体有关的计算
晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元。在它的上下左右前后“无隙并置”地排列着无数晶胞，而且晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列均完全相同。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。中学常见的晶胞为立方晶胞(如铜晶胞)。
（1）“均摊法”原理
晶胞中任意位置上的一个原子如果被n个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子分得的份额就是。


非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为，那么一个六边形实际有6×=2个碳原子。又如，在六棱柱晶胞（如下图所示的MgB2晶胞）中，顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×+2×=3，硼原子个数为6。

（2）晶体微粒与M、ρ之间的关系
若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol该晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对“分子”质量)；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。

1．[2017新课标Ⅰ]钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：
（1）元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_______nm（填标号）。
A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E．766.5
（2）基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是___________________________。
（3）X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在离子。离子的几何构型为_____________，中心原子的杂化形式为________________。
（4）KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为a=0.446 nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示。K与O间的最短距离为______nm，与K紧邻的O个数为__________。

（5）在KIO3晶胞结构的另一种表示中，I处于各顶角位置，则K处于______位置，O处于______位置。
【答案】（1）A
（2）N 球形 K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
（3）V形 sp3
（4）0.315 12
（5）体心 棱心
这些，才可以更好的解决物质结构的问题。
2．[2017新课标Ⅱ]我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（用R代表）。回答下列问题：
（1）氮原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为_____________。
（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________。

（3）经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图（b）所示。
①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为_________，不同之处为__________。（填标号）
A．中心原子的杂化轨道类型 B． 中心原子的价层电子对数
C．立体结构 D．共价键类型
②R中阴离子中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数（如苯分子中的大π键可表示为），则中的大π键应表示为____________。
③图（b）中虚线代表氢键，其表示式为()N−H…Cl、____________、____________。
（4）R的晶体密度为d g·cm−3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为______________。
【答案】（1）学&科网
（2）同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子
（3）①ABD C ②5
③(H3O+)O-H…N() ()N-H…N()
（4）
3．[2017新课标Ⅲ]研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2+3H2=CH3OH+H2O）中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：
（1）Co基态原子核外电子排布式为_____________。元素Mn与O中，第一电离能较大的是_________，基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。
（2）CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为__________和__________。
（3）在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为_________________，原因是______________________________。
（4）硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在________。
（5）MgO具有NaCl型结构（如图），其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a=0.420 nm，则r(O2-)为________nm。MnO也属于NaCl型结构，晶胞参数为a' = 0.448 nm，则r(Mn2+)为________nm。

【答案】（1）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn
（2）sp sp3
（3）H2O>CH3OH>CO2>H2 H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2分子量较大、范德华力较大 学&科网
（4）离子键和π键（或键）
（5）0.148 0.076
（4）硝酸锰是离子化合物，硝酸根和锰离子之间形成离子键，硝酸根中N原子与3个氧原子形成 3个σ键，硝酸根中有一个氮氧双键，所以还存在π键。
（5）因为O2－是面心立方最密堆积方式，面对角线是O2－半径的4倍，即4r(O2－)=a，解得r(O2−)= nm=0.148nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构，晶胞参数=2 r(O2−)+2 r(Mn2+)，则r(Mn2+)=(0.448 nm-2×0.148 nm)/2=0.076nm。
【名师点睛】物质结构的考查，涉及电子排布式、第一电能能比较、杂化理论、化学键及分子间作用力和晶胞的计算等。其中杂化形式的判断是难点，具体方法是：先计算中心原子价电子对数，价电子对数n=（中心原子的价电子数+配位原子的成键电子数±电荷数）。注意：①当上述公式中电荷数为正值时取“-”，电荷数为负值时取“+”；②当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零；根据n值判断杂化类型：一般有如下规律：当n=2，sp杂化；n=3，sp2杂化；n=4，sp3杂化。学&科网
4．[2016四川]M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。请回答下列问题：
（1）R基态原子的电子排布式是 ① ，X和Y中电负性较大的是 ② （填元素符号）。
（2）X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物，其原因是___________。
（3）X与M形成的XM3分子的空间构型是__________。
（4）M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如图所示，则图中黑球代表的离子是_________（填离子符号）。

（5）在稀硫酸中，Z的最高价含氧酸的钾盐（橙色）氧化M的一种氢化物，Z被还原为+3价，该反应的化学方程式是______________________________。
【答案】（1）①1s22s22p63s1或[Ne]3s1 ②Cl
（2）H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键
（3）平面三角形
（4）Na＋
（5）K2Cr2O7+3H2O2+ 4H2SO4K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O
5．下表为元素周期表的一部分，其中序号代表对应的元素(填空时请用元素符号表示)。

（1）基态⑩原子的电子排布式为__________________。
（2）在元素②与①形成的直线形分子中，元素②的杂化方式为___________杂化。
（3）元素②③④的第一电离能由大到小的顺序为________________。元素④与元素①形成的无色无味的X分子的立体构型为__________________；与元素③的单质互为等电子体的微粒的化学式为__________。
（4）在测定元素①与⑤形成的化合物的相对分子质量时，实验测得的值一般高于理论值的主要原因是__________________________________________。
（5）向⑨的硫酸盐(MSO4)溶液中加入过量浓NaOH溶液可生成[M(OH)4]2−，不考虑立体构型，
[M(OH)4]2−的结构可用示意图表示为_______________________________。
（6）⑧的单质有δ、γ、α三种同素异形体，其对应的晶胞结构如图所示，则⑥⑦形成的金属中与δ-⑧具有相同堆积方式的是__________（填化学式），其中γ-⑧晶胞中所含有的⑧原子数为____________，δ-⑧、α-⑧两种晶胞中⑧原子的配位数之比为_____________。

【答案】（1）[Ar]3d104s24p5（或1s22s22p63s23p63d104s24p5）
（2）sp
（3）N＞O＞C V形 CO(或)学&科网
（4）HF分子间会形成氢键
（5）（）
（6）Na 4 4∶3
6．Q、R、X、M、Y、Z是元素周期表前四周期的五种元素，原子序数依次递增。
已知：
①Z位于ds区，最外能层有单电子，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子（外围电子）排布为msnmpn(m≠n)，M的基态原子2p能级有1个单电子；
③Q、X原子p轨道的未成对电子数都是2。
回答下列问题：
（1）基态Z2+的核外电子排布式是______________________。
（2）Q、R、X、M四种元素第一电离能由小到大的顺序为__________ (用对应元素的符号填写)。
（3）Q和Y形成的简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是___________。
a．稳定性：甲＞乙，沸点：甲＞乙 b．稳定性：甲＞乙，沸点：甲＜乙
c．稳定性：甲＜乙，沸点：甲＜乙 d．稳定性：甲＜乙，沸点：甲＞乙
（4）X、M两元素形成的化合物XM2的VSEPR模型名称为_________，已知XM2分子的极性比水分
子的极性弱，其原因是_________________________________。
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d9
（2）C＜O＜N＜F
（3）b
（4）四面体形
OF2和H2O均为V形分子且中心原子孤电子对数均为2，F与O的电负性差值比O与H的电负性差值小
（2）Q、R、X、M四种元素分别是C、N、O、F，同周期元素随核电荷数的递增，第一电离能逐渐增大，但N原子2p轨道电子半满比较稳定，第一电离能大于相邻元素，因此第一电离能由小到大的顺序为C＜O＜N＜F。
（3）Q形成的简单气态氢化物甲为CH4，Y形成的最简单气态氢化物乙为SiH4，非金属性C＞Si，故稳定性CH4＞SiH4，二者结构相似，都可以形成分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高，故沸点CH4＜SiH4。（4）X、M两元素形成的化合物OF2中O的孤电子对数=(6−2×1)=2、价层电子对数=2+2=4，VSEPR模型名称为四面体形，已知OF2分子的极性比水分子的极性弱，其原因是：OF2和H2O均为V形分子且中心原子孤电子对数均为2，F与O的电负性差值比O与H的电负性差值小。学*科网
7．氮及其化合物与人类生产、生活息息相关。回答下列问题：
（1）氮的氢化物之一肼(N2H4)是一种油状液体，常做火箭燃料，与水任意比互溶，并且沸点高达113 ℃。在肼分子中N原子的杂化方式是_________，肼易溶于水的原因是______________，肼的沸点高达113 ℃的原因是___________________。
（2）N2F2是氮的氟化物之一，l mol N2F2中含有_____mol键；N和F中电负性较大的是_____。
（3）氮与钠形成的化合物有Na3N和NaN3。
①Na3N能与水剧烈反应生成NaOH和NH3，则Na3N属于________晶体。
②NaN3用于汽车的安全气囊中，当发生车祸时迅速分解放出氮气，使安全气囊充气。反应原理为2NaN3+CuONa2O+2Cu+3N2↑。写出两种与互为等电子体的分子或离子：______________(填化学式)。
（4）Na2O的晶胞结构如图所示，晶胞边长为566 pm，晶胞中氧原子的配位数为__________，Na2O晶体的密度为_______g·cm−3(只要求列算式，不必计算出结果) 。

【答案】（1）sp3(杂化) 学&科网
水和肼都是极性分子，根据相似相溶原理，极性分子易溶于极性溶剂，因此肼易溶于水
肼分子间可以形成氢键，使其沸点较高
（2）3 F
（3）①离子
②N2O、CO2、CNO−、等(填写两种即可)
（4）8

（4）晶胞中白色球位于顶点和面心，其数目为8×+6×=4、黑色球数目为8，Na2O中Na原子与O原子数目之比为2∶1，则白色球为O原子、黑色球为Na原子，黑色球配位数为4，则白色球配位数为8。1个晶胞的质量m=g，则晶胞密度ρ=g÷(566×10−10 cm)3= g·cm−3。
8．研究物质的微观结构，有助于人们理解物质变化的本质。请回答下列问题：
（1）C60和金刚石都是碳的同素异形体，二者熔点较高的是 ，原因是 。
（2）利用CO可以合成化工原料COCl2、配合物Fe(CO)5等。
①COCl2分子的结构式为，每个COCl2分子内含有_____个σ键，______个π键。其中心原子采取_______杂化轨道方式。
②Fe(CO)5在一定条件下发生分解反应：Fe(CO)5(s)Fe(s)+5CO(g)，反应过程中，断裂的化学键只有配位键，则形成的化学键类型是___________。
（3）铁的多种化合物均为磁性材料，氮化铁是其中一种，某氮化铁的晶胞结构如图所示，则氮化铁的化学式为　　 ；设其晶胞边长为a cm，阿伏加德罗常数为NA，该晶体的密度为　　g·cm−3(用含a和NA的式子表示)。

【答案】（1） 金刚石 金刚石是原子晶体，C60是分子晶体
（2）①3 1 sp2 ②金属键
（3）Fe4N



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链反应
化学上有很多链反应，如氢气与氯气的反应，反应一旦被引发，就会不断地进行下去，直至发生燃烧、爆炸，最后反应终结。人生也有很多链反应，一旦迈出了第一步，后面的往往就身不由己了。如果是好事，那就一帆风顺，通畅无阻；如果是坏事，就麻烦了，往往祸不单行，接踵而至。而要使它停下来，就要借助外界的力量，花费很大的力气。正如柳青所说：“人生的道路虽然漫长,但紧要处常常只有几步,特别是当人年轻的时候。”