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07 常考题空7 结构决定性质——解释原因类简答题 （附答案解析）-备战高考化学大题逐空突破系列（全国通用）
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常考题空7 结构决定性质——解释原因类简答题
【方法和规律】
1．晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体熔、沸点的比较
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如：钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低
(2)同种晶体类型熔、沸点的比较——比较晶体内微粒之间相互作用力的大小
①共价晶体：看共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小
规律：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＞晶体硅
②离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数
规律：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，硬度越大。一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，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＞NaCl＞CsCl
③分子晶体：看分子间作用力 (一般先氢键后范德华力最后分子的极性)
a．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，
如沸点：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S
b．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，如沸点：SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4
c．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，如沸点：CO＞N2
d．在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷
④金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数
规律：金属离子的半径越小，离子的电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点就越高
如熔、沸点：Na＜Mg＜Al
【题组训练1】
1．一些氧化物的熔点如下表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/°C
1570
2800
23.8
−75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因______________________________________________
2．FeF3具有较高的熔点(熔点高于1 000 ℃)，其化学键类型是________，FeBr3的式量大于FeF3，但其熔点只有200 ℃，原因是__________________________________________________________
3．砷化镓以第三代半导体著称，熔点为1 230 ℃，具有空间网状结构。已知氮化硼与砷化镓属于同种晶体类型。则两种晶体熔点较高的是_______(填化学式)，其理由是_______________________________________________
4．Na2O、MgO的熔点分别为1 132 ℃、2 852 ℃，解释它们之间熔点差异的原因__________________________
__________________________________________________________________________________
5．OF2的熔、沸点________(填“高于”或“低于”)Cl2O，原因是____________________________________________
6．研究发现，CO2低压合成甲醇反应为CO2＋3H2===CH3OH＋H2O，该反应涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为____________________，原因是____________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
7．Al2O3、N2、CO的沸点从高到低的顺序为________，原因是________________________________________
8．NaCl比KI的熔、沸点高，其原因是_______________________________________________________________
9．已知：K2O的熔点为770 ℃，Na2O的熔点为1 275 ℃，二者的晶体类型均为____________，K2O的熔点低于Na2O的原因是___________________________________________________
10．K和Cr位于同一周期，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的低，原因是_________________________________________________________________________________________
2．键角大小的判断方法
(1)常见的分子(离子)空间构型和键角
分子(离子)空间构型
键角
实例
空间构型
正四面体形
109°28′
CH4、CCl4、NH4+
60°
白磷：P4
平面三角形
120°
BF3、SO3、苯、乙烯
三角锥形
107°18′
NH3
V形
104.5°
H2O
直线形
180°
CO2、CS2、CH≡CH
【规律】
键角大小：直线形＞平面三角形＞正四面体形＞三角锥形＞V形
(2)排斥力大小对键角的影响
①排斥力大小顺序：LP－LP>LP－BP>BP－BP (LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)
②三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键－三键>三键－双键>双键－双键>双键－单键>单键－单键
(3)键角大小的判断方法
①中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式
分子
CO2、CS2
BF3、SO3
CH4、NH4+
杂化方式
sp(1800)
sp2(1200)
sp3(109028)
分子构型
直线型
平面三角形
正四面体
键角
1800
1200
109028＇
②中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数
排斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对，中心原子孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小
分子
CH4
NH3
H2O
杂化方式
sp3
sp3
sp3
孤电子对数
0
1
2
键角
109028＇
107018＇
104030＇
分子构型
正四面体
三角锥形
V形
③中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性：中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大
键角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se
④中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性：配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成键电子对排斥力减小，键角越小
键角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O
⑤单键、双键、三键的影响
三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键－三键>三键－双键>双键－双键>双键－单键>单键－单键
乙烯分子中键角①(121.3°)＞键角②(117.4°)
原因是斥力大小：双键—单键＞单键—单键
⑥配体体积对键角的影响：配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小
键角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3)
【题组训练2】
1．Si与C元素位于同一主族，SiO2键角小于CO2的原因是______________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
2．比较键角大小：气态SeO3分子_______SeO离子(填“>”“<”或“=”)，原因是______________________________
_______________________________________________________________________________________________
3．比较SO和H2O分子中的键角大小并给出相应解释：______________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
4．H2O的键角小于NH3的，分析原因：_______________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
5．[PtCl4(NH3)2]中H—N—H之间的夹角________(填“＞”“＜”或“＝”)NH3分子中H—N—H之间的夹角，原因是________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
6．乙酸分子()中键角1________(填“大于”“等于”或“小于”)键角2，原因是__________________
______________________________________________________________________________________________
7．键角NH3_____PH3，原因是________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
8．NF3的键角_____NH3的键角，理由是_____________________________________________________________
9．NH3分子在独立存在时H－N－H键角为107°。如图是[Zn(NH3)6]2＋离子的部分结构以及H－N－H键角的测量值。解释NH3形成如图配合物后H－N－H键角变大的原因：_______________________________________
3．原子结构、化学键与晶体结构
(1)电离能、电负性、半满和全满、焰色反应
①元素第一电离能的周期性变化规律
一般规律
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；
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
特殊情况
第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA和ⅥA族元素
应用
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I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1
②电负性的周期性变化规律
规律
同一周期，电负性从左到右逐渐增大；同一主族，从上往下逐渐减小
应用
a．判断元素的化合价：电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值
b．判断化学键的类型：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键
c．判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br
③半充满、全充满解释稳定性
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如：24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
(2)化学键与物质的稳定性
①化学键与物质类别关系
②共价键的分类
③影响化学键强弱的因素
a．离子键强弱的判断(看晶格能)：离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数
规律：阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键(或晶格能)越大
b．共价键强弱影响因素(看键能)：共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小
规律：原子半径越小―→键长越短―→键能越大
c．金属键强弱的判断：金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数，即：金属原子的价电子数
规律： 金属离子半径越小，离子电荷数越多，则金属键越强
④化学键对物质性质的影响：化学键主要影响物质的稳定性
a．离子键对物质性质的影响：离子键(或晶格能)越强，形成的离子晶体越稳定；熔、沸点越高，硬度越大；在岩浆晶析时，晶格能越大的的矿物越容易结晶析出
b．共价键对物质性质的影响：共价键越强，形成的物质越稳定；对于原子晶体，共价键越强，则原子晶体的晶体的熔、沸点越高
c．金属键对物质性质的影响：金属键越强，金属熔、沸点就越高
(3)晶体结构
①几种常见的晶体类型比较
类型
比较
分子晶体
共价晶体
金属晶体
离子晶体
概念
分子间以分子间作用力相结合的晶体
相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体
通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体
阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
范德华力(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
物
理
性质
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、导热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
②晶体类别的判断方法
a．依据物质的分类判断
I．金属单质、合金是金属晶体
II．离子化合物是离子晶体
III．非金属单质和共价化合物大部分是分子晶体
IV．部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体
V．常见的共价晶体：硼(B)、硅(Si)、金刚石、金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)
b．依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断
由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体
c．依据晶体的熔点判断
不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低
d．依据导电性判断
I．离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电
II．原子晶体一般为非导体
III．分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电
IV．金属晶体是电的良导体
【题组训练3】
1．N、O、S的第一电离能(I1)大小为(I1N)＞(I1N)(I1O)＞(I1S)，原因是_____________________________________
_______________________________________________________________________________________________
2．Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_______，原因是_____________________________
_______________________________________________________________________________________________
3．Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是____________________________
______________________________________________________________________________________________，I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
4．Na＋和Ne互为等电子体，电离能：I2(Na)>I1(Ne)，原因是___________________________________________
______________________________________________________________________________________________
5．请结合核外电子排布相关知识解释，电负性：C小于O，原因是___________________________________
_______________________________________________________________________________________________
6．聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因_____________________________________
7．FeO和Fe2O3中较稳定的是________，从原子结构角度分析，其理由是_________________________________
8．一氯乙烷(C2H5Cl)、一氯乙烯(C2H3Cl)、一氯乙炔(C2HCl)分子中，C－Cl键长的顺序是_________________，理由：(ⅰ)C的杂化轨道中s成分越多，形成的C－Cl键越强；(ⅱ)________________________________________
9．ZnO晶体中部分O原子被N原子替代后可以改善半导体的性能，Zn－N键中离子键成分的百分数小于Zn－O键，原因是___________________________________________________________________
10．钛比钢轻，比铝硬，是一种新兴的结构材料。钛的硬度比铝大的原因是_____________________________
11．Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________________________________
12．Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是_____________________________________________________________________________
13．碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是__________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
14．氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是______________________________________
______________________________________________________________________________________________
15．碳酸盐的阳离子不同，热分解的温度不同.MgCO3、CaCO3、SrCO3、BaCO3的热稳定性由强到弱的顺序为_____________________，其原因是_______________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
16．SiO2为何是原子晶体，原因是_________________________________________________
17．请解释金属铜能导电的原因___________________________________________________________
18．石墨晶体能导电的原因是_______________________________________________________________________
__________________________________________________
19．CO2是密堆积的原因是_______________________________________
20．原子晶体不能形成最密堆积结构的原因是__________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
21．冰晶体不能形成最密堆积结构的原因是__________________________________________________________
22．冰晶胞中水分子的空间排列方式与金刚石晶胞类似。每个冰晶胞平均占有8个水分子，冰晶胞与金刚石晶胞排列方式相同的原因是_______________________________________
23．Cu、Zn等金属具有良好的导电性，从金属键的理论看，原因是___________________________
24．从原子结构的角度解释形成焰色反应的原因为___________________________________
4．分子的性质
(1)分子的极性和键的极性
①极性键、非极性键的判断方法：同种元素的原子之间形成的共价键为非极性键，不同种元素的元之间形成的共价键以为极性键
②判断共价键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。如：极性：H—F>H—Cl>H—Br
(2)氢键对物质性质的影响
①氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键
邻羟基苯甲醛存在分子内氢键
HF分子间存在分子间氢键
F—H…F—H
微点拨
分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团
②氢键对物质性质的影响
a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常
b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃)
c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子
d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大
e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)
(3)溶解性
①“相似相溶”的规律：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，如：NH3是极性分子，易溶于极性溶剂H2O中，难溶于非极性溶剂CCl4中；I2为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂H2O中
②氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好
③分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小，随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度则会明显减小
④溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大
如：SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
(4)无机含氧酸的酸性强弱的规律
①对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强
如：HClO
②含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即：(HO)mROn中，n值越大，酸性越强
含氧酸酸性强弱与非羟基氧原子数的关系
含氧酸
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
结构简式
Cl—OH
非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
③根据元素周期律比较含氧酸的酸性强弱
a．同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱
b．同一周期，从左到右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强
【题组训练4】
1．NH3和PH3都是极性分子，其中极性较大的是NH3，原因是_______________________________________
2．已知OF2分子的极性比水分子的极性弱，其原因是________________________________________________
__________________________________________________________________________________________
3．H2Se的沸点低于H2O，其原因是_______________________________________________________
4．用质谱仪检测气态乙酸时，谱图中出现质荷比(相对分子质量)为120的峰，原因是_______________
5．硫氰酸(HSC===N)和异硫氰酸(H—N===C===S)，这两种酸中沸点较高的是________________(填名称)，试分析原因：__________________________________________________________________________
6．在水中的溶解度，吡啶()远大于苯，主要原因是①___________________________________________________，②_____________________________________________
7．2－巯基烟酸()水溶性优于2巯基烟酸氧钒配合物()的原因是______________________
_______________________________________________________________________________________________
8．甲胺中三种元素的电负性由大到小的顺序为________________。甲胺极易溶于水，除因为它们都是极性分子外，还因为________________________________________________________________________
9．已知对氨基苯磺酰胺易溶于盐酸，不溶于苯。分析其易溶于盐酸的主要原因______________________________
_____________________________________________________________________________________(至少两条)
10．常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是________________________________________________
11．从分子结构角度分析，HNO3酸性强于HNO2的原因是______________________________________________
___________________________________________________________________________________
12．H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10－3和2.5×10－8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1.2×10－2，
请根据结构与性质的关系解释：
①H2SeO3和H2SeO4溶液中第一步电离程度均大于第二步电离的原因_______________________________
②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因______________________________________________________________
______________________________________________________________________________
13．H2Se比H2S水溶液的酸性强，原因是____________________________________________________________
14．磷酸和亚磷酸(H3PO3)是磷元素的两种含氧酸。亚磷酸与NaOH反应只生成NaHPO3和NaH2PO3两种盐，则H3PO3的结构式为___________，其为______元酸，原因是_____________________________________________
5．配位键与配合物
(1)配位键
①概念：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。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键
②配位键的形成条件
a．成键原子一方能提供孤电子对，如：分子有NH3、H2O、HF、CO等；离子有Cl－、OH－、CN－等
b．成键原子另一方能提供空轨道，如：H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子
③成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用
④表示方法：配位键可以用AB来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子
如：NH可表示为
(2)配位化合物
①配合物的概念：把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如：[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH
②常见性质：多数能溶解、能电离、有颜色
③配合物的组成：以“[Cu(NH3)4]SO4”为例
a．中心离子：提供空轨道接受孤电子对，中心离子一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道，如：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等
b．配位体(配体)：含有并提供孤电子对的分子或阴离子，即电子对的给予体，如Cl－、NH3、H2O等
c．配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如H2O中的O原子，NH3中的N原子
d．配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+
e．配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数
如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2，[Fe(CN)6]4－中配位数为6
f．内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界
如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42－，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分
即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2+＋SO42－，而内界很难电离，其电离程度很小，
[Cu(NH3)4]2+Cu2+＋4NH3
(3)配位键的强弱：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定
【题组训练5】
1．乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是 ，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是 (填“Mg2+”或“Cu2+”)
2．向硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋配离子。已知NF3与NH3的立体构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子的原因是_____________________________________________________________
________________________________________________________________________
3．CO为配合物中常见的配体。CO作配体时，提供孤电子对的通常是C原子而不是O原子，其原因是_________
________________________________________________________________________
【巩固练习】
1．卤化物CsICl2受热发生非氧化还原反应，生成无色晶体X和红棕色液体Y。X为_______。解释X的熔点比Y高的原因________________________________________________________
2．四种晶体的熔点数据如表：
物质
CF4
SiF4
BF3
AlF3
相对分子质量
－183
－90
－127
＞1000
CF4和SiF4熔点相差较小，BF3和AlF3熔点相差较大，原因是_________________________________________
____________________________________________________________________________________
3．硅和卤素单质反应可以得到SiX4。
SiX4的熔、沸点
SiF4
SiCl4
SiBr4
SiI4
熔点/K
183.0
203.2
278.6
393.7
沸点/K
187.2
330.8
427.2
560.7
0 ℃时，SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4呈液态的是___________________________(填化学式)，沸点依次升高的原因是_____________________________________________________________________________
4．金属镓(Ga)位于元素周期表中第4周期ⅢA族，其卤化物的熔点如下表：
GaF3
GaCl3
GaBr3
熔点/℃
>1000
77.75
122.3
GaF3熔点比GaCl3熔点高很多的原因是_____________________________________________________
5．Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是______________________________________________________________________________________________
化合物
TiF4
TiCl4
TiBr4
TiI4
熔点/℃
377
－24.12
38.3
155
6．已知下列数据：
物质
熔点/K
沸点/K
分解温度/K
NH3
195.3
239.7
1 073
PH3
139.2
185.4
713.2
NH3的熔、沸点均高于PH3的原因是_______________________________________________________________；
PH3的分解温度高于其沸点，其原因是_____________________________________________________________
7．Cu2O与Cu2S比较，熔点较高的是__________，原因是____________________________________________
8．金属铼的熔点高于锰，试从原子结构的角度加以解释：_____________________________________________
___________________________________________________________________________________________
9．已知Ba、Mo的氯化物沸点信息如表所示。二者沸点差异的原因是___________________________________
____________________________________________________________________________
氯化物
沸点
BaCl2
1 560 ℃
MoCl5
268 ℃
10．[Zn(IMI)4](ClO4)2是Zn2＋的一种配合物，IMI的结构为，IMI的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物常温下为液态而非固态，原因是___________________________________________
11．CaF2、CaCl2晶体的熔点依次为1 402 ℃、782 ℃，二者熔点相差较大的主要原因是______________________
________________________________________________
11．GaN、GaP、GaAs具有相同的晶体类型，熔点如下表所示，分析其变化原因：________________________
晶体
GaN
GaP
GaAs
熔点/℃
1 700
1 477
1 238
12．碳、硅与铅同主族。碳纳米管可以制成透明导电的薄膜，其结构类似于石墨晶体，则多层碳纳米管的层与层之间靠____________结合在一起。四卤化硅(SiX4)的沸点按F、Cl、Br、I依次升高的原因是_______________
________________________________________________________________________
12．H2O、PH3、KH按熔点由高到低的顺序排列为______________________________________________，熔点差异的原因______________________________________________________________________________________
13．氟硼酸钾是制备氟硼铍酸钾的原料之一。氟硼酸钾在高温下分解为KF和BF3，二者的沸点分别为1 500 ℃、－101 ℃，KF的沸点远高于BF3的原因是______________________________________________________
14．CuCl熔点为426 ℃，融化时几乎不导电，CuF的熔点为908 ℃，沸点1 100 ℃，都是铜(I)的卤化物，熔、沸点相差这么大的原因是____________________________________________________
15．AsH3分子为三角锥形，键角为91.80°，小于氨分子键角107°18＇，AsH3分子键角较小的原因是________________
_______________________________________________________________________________________________
16．H3BO3 分子中的 O－B－O 的键角 (填“大于”、“等于”或“小于”) BH4－中的 H－B－H 的键角，判断依据是__________________________________________________________________________________________
17．H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中H—O—H的键角比H2O中H—O—H的键角大，原因为__________________
____________________________________________________________________________________________
18．高温陶瓷材料Si3N4晶体中键角N－Si－N______Si－N－Si，原因是______________________________
_______________________________________________________________________________________________
19．H+可与H2O形成H3O+ ，H3O+中O原子采用sp3 杂化。H3O+中H－O－H键角比H2O中H－O－H键角大，原因
_____________________________________________________________________________________________
20．配合物[TiCl4(H2NCH2CH2NH2)]与游离的H2NCH2CH2NH2分子相比，其H—N—H键角______(填“较大”“较小”或“相同”)，原因是______________________________________________________________________
21．H2Te和CO2均为三原子分子，但它们的键角差别较大，试用杂化轨道理论解释，理由是_______________
________________________________________________________________________
22．已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4＞NH3＞H2O，原因为_______________________
______________________________________________________________________________________________
23．图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_______(填标号)，判断的根据是_______；第三电离能的变化图是_______(填标号)
24．已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol－1)如下表：
N—N
N≡N
P—P
P≡P
193
946
197
489
从能量角度看，氮以N2、而白磷以P4(结构式可表示为)形式存在的原因是_______________________
________________________________________________________________________
25．气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因是_____________________________________
26．K＋与Cl－具有相同的核外电子排布，r(K＋)小于r(Cl－)，原因是______________________
27．Ca的第一电离能____(填“大于”或“小于”)Ga。理由是____________________________________________
28．黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为：ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICu＜IZn的原因是______________________________________
29．Be和B的第一电离能(I1)如表所示。I1(Be)＞I1(B)的原因是__________________。
I1/(kJ·mol－1)
Be
900
B
801
30．研究发现固态PCl5和PBr5均为离子晶体，但其结构分别为[PCl4]＋[PCl6]－和[PBr4]＋Br－，分析PCl5和PBr5结构存在差异的原因是__________________________________________________________________
31．N与P同主族。科学家在一定条件下把氮气(氮氮三键键能为942 kJ·mol－1)聚合为固体高聚氮，全部以N—N键相连且键能为160 kJ·mol－1，这种固体高聚氮可能潜在的用途是___________，这是因为_________________
________________________________________________________________________
32．尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能：N>O，原因是_______________________________________
____________________________________________________________________________
33．酞菁的铜、锌配合物在光电传感器方面有着重要的应用价值。酞菁分子结构如下图，分子中所有原子共平面，所有N原子的杂化轨道类型相同，均采取_______杂化。邻苯二甲酸酐()和邻苯二甲酰亚胺()都是合成菁的原料，后者熔点高于前者，主要原因是_______
34．如图为H3BO3晶体的片层结构，硼酸在热水中比在冷水中溶解度显著增大的主要原因是________________
____________________________________________________
35．两种有机物的相关数据如表：
物质
HCON(CH3)2
HCONH2
相对分子质量
73
45
沸点/℃
153
220
HCON(CH3)2相对分子质量比HCONH2的大，但其沸点反而比HCONH2的低，主要原因是______________
____________________________________________________________________________
36．甲醇的沸点(64.7 ℃)介于水(100 ℃)和甲硫醇(CH3SH，7.6 ℃)之间，其原因是_________________________
37．NH3的沸点比PH3的________，原因是________________________________，
38．在常压下，甲醇的沸点(65℃)比甲醛的沸点(－19℃)高。主要原因是________
39．H3BO3在水溶液中存在解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋[B(OH)4]－。[B(OH)4]－中存在配位键，其中B原子的杂化类型是________，从原子结构分析[B(OH)4]－中能形成配位键的原因是__________________________
【常考题空7 结构决定性质——解释原因类简答题】答案
【题组训练1】
1．Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO＞Li2O，分子间力(相对分子质量)P4O6＞SO2
2．离子键 FeF3为离子晶体，FeBr3的化学键以共价键为主，属于分子晶体
3．BN 两种晶体均为原子晶体，N和B原子半径较小，键能较大，熔点更高
4．二者都是离子晶体，r(Na＋)大于r(Mg2＋)，且Na＋所带电荷小于Mg2＋所带电荷，电荷越大、半径越小晶格能越大，所以MgO的晶格能大于Na2O
5．低于 OF2和Cl2O都是分子晶体，结构相似，Cl2O的相对分子质量大，Cl2O的熔、沸点高
6．H2O＞CH3OH＞CO2＞H2 H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中分子间氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量较大、范德华力较大
7．Al2O3＞CO＞N2 Al2O3是离子晶体，沸点高，CO与N2两者相对分子质量相同，且都是双原子分子，但是CO是极性分子，N2是非极性分子，故CO分子间作用力大，沸点较高
8．NaCl、KI均为离子晶体，离子电荷数相同，r(Na＋)＜r(K＋)，r(Cl－)＜r(I－)，NaCl的晶格能更大，所以NaCl的熔、沸点较高
9．离子晶体 K＋的半径大于Na＋的，K2O的离子键键能比Na2O的离子键键能小
10．K的原子半径比Cr的原子半径大且价电子数少，金属键较弱
【题组训练2】
1．SiO2中心Si原子采用SP3杂化，键角109°28'；CO2中心C原子采用sp杂化，键角为180°
2．SeO3的空间构型为平面三角形，SeO的空间构型为三角锥形
3．SO的键角大于H2O，SO中S原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，离子的空间构型为正四面体形，H2O分子中O原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形
4．H2O、NH3均为sp3杂化，其中心原子的孤电子对数分别为2、1，由于孤电子对对成键电子对的斥力大于成键电子对对成键电子对的斥力，因此孤电子对数越多，键角越小
5．＞ [PtCl4(NH3)2]形成过程中，NH3中N原子的孤电子对与Pt形成配位键，N→Pt配位键相比于孤电子对，对其他成键电子对的排斥作用减小，造成H—N—H的键角增大
6．大于 C===O对C—C的斥力大于C—O对C—C的斥力
7．> 中心原子的电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大
8．< F的电负性比H大，NF3中成键电子对离中心原子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小
9．NH3分子中N原子的孤电子对进入Zn2＋的空轨道形成配位键后，原孤电子对与成键电子对间的排斥作用变为成键电子对间的排斥，排斥作用减弱
【题组训练3】
1．N原子轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O，S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子
2．Cu Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
3．Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
4．Na＋和Ne电子排布结构相同，而Na＋比Ne的核电荷数大，因此Na＋原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na＋更难失去电子，电离能更大
5．碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，电负性也小于氧
6．C-F键的键能大于聚乙烯中C-H的键能，键能越大，化学性质越稳定
7．Fe2O3 Fe2O3中的＋3价Fe的3d为半充满状态，较稳定
8．一氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔 Cl参与形成的大π键越多，形成的C-Cl键的键长越短
9．电负性O＞N，O对电子的吸引能力更强，Zn和O更易形成离子键
10．Ti原子的价电子数比Al原子的多，金属键更强
11．Li＋核电荷数较大
12．Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键
13．C有4个价电子且半径小,难以通过得或失电子达到稳定电子结构
14．砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键
15．BaCO3>SrCO3>CaCO3>MgCO3
碳酸盐分解的本质为CO32-生成CO2和O2-，O2-与金属阳离子结合的过程，而MgO晶格能最大最稳定，故MgCO3最易分解 (或离子晶体中阳离子的半径越小，结合碳酸根中的氧离子越容易)
16．Si原子与O原子以共价键相互结合形成空间网状结构
17．铜是金属晶体，由金属阳离子和自由电子构成，自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动
18．在石墨晶体中，形成大π键的电子可以在整个原子平面上活动，比较自由，相当于金属晶体中的自由电子，故可以导电
19．CO2分子间作用力是范德华力，范德华力无方向性和饱和性
20．原子晶体是原子之间以共价键结合的，共价键有饱和性和方向性，一个原子不可能形成12条共价键，所以原子晶体不能形成配位数是12 的最密堆积
21．冰晶体分子间的作用力是氢键，氢键具有方向性和饱和性
22．每个水分子与相邻的四个水分子形成氢键
23．自由电子在外加电场中作定向移动
24．处于能量较高激发态的电子容易跃迁到能量较低激发态或基态，并以光的形式释放能量
【题组训练4】
1．两者都是三角锥形的分子，N的电负性大于P
2．OF2和H2O均为V形分子，且孤对电子均为2对，F与O的电负性差值较O与H的电负性差值小
3．两者都是分子晶体，由于水存在分子间氢键，沸点高
4．两个乙酸分子通过氢键形成二聚体()
5．异硫氰酸 异硫氰酸分子中存在N—H键，能形成分子间氢键
6．①吡啶能与H2O分子形成分子间氢键 ②吡啶和H2O均为极性分子相似相溶，而苯为非极性分子
7．2－巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢键，使其在水中溶解度增大
8．N＞C＞H (2)甲胺与水形成分子间氢键
9．—NH2显碱性，与HCl反应生成可溶性离子化合物；—NH2与水分子之间形成氢键
10．乙醇与水形成分子间氢键而氯乙烷不能与水形成氢键
11．HNO3中的N为＋5价，其N的正电性强于HNO2中的N，使羟基中O—H键极性增强，共用电子对更偏向O原子，羟基更易电离出H＋，所以HNO3酸性强于HNO2
12．①第一步电离生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子，且第一步电离出的H+对第二步电离有抑制作用
13．Se原子半径大于S原子半径，H－Se共价键更容易断裂
14． 二 一个H3PO3分子中只有两个羟基，含氧酸羟基上的氢易电离
【题组训练5】
1．乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键 Cu2＋
2．F的电负性大于N，N—F成键电子对偏向F，导致NF3中的N原子核对孤电子对的吸引力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2＋形成配离子
3．C电负性比O小，C原子提供孤电子对的倾向更大，更易形成配位键
【巩固练习】
1．CsCl CsCl为离子晶体，ICl为分子晶体
2．CF4和SiF4都是分子晶体，结构相似，分子间作用力相差较小，所以熔点相差较小；BF3通过分子间作用力形成分子晶体，AlF3通过离子键形成离子晶体，破坏离子键需要能量多得多，所以熔点相差较大
3．SiCl4 SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4都是分子晶体，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增大
4．GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体；离子键强于分子间作用力
5．TiF4为离子化合物，熔点高，其他三种均为共价化合物，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高
6．氨分子之间能形成氢键
PH3分解需要破坏 P—H 键，PH3汽化需要破坏分子间作用力，而化学键比分子间作用力大得多，所以PH3的分解温度高于其沸点
7．Cu2O 两物质均为离子化合物，且离子带电荷数相同，O2－的半径小于S2－的，所以Cu2O的离子键键能大，熔点更高
8．从锰到铼原子序数增大，原子核对外层电子引力增大，电子层数增多，原子核对外层电子引力减小，但前者占主导，所以铼中的金属键更强，熔点更高
9．BaCl2属于离子晶体，MoCl5属于分子晶体，离子晶体的沸点主要取决于离子键，分子晶体的沸点主要取决于分子间作用力，离子键通常强于分子间作用力(合理即可)
10．阴、阳离子半径大，电荷小，形成的离子键键能小，熔点低
11．CaF2、CaCl2都是离子晶体，F－的半径小于Cl－，故CaF2的晶格能较大，离子键较强
11．原子半径：N＜P＜As，键长：Ga—N＜Ga—P＜Ga—As，键能：Ga—N＞Ga—P＞Ga—As，故GaN、GaP、GaAs的熔点逐渐降低
12．范德华力 四卤化硅SiX4均为分子晶体，范德华力随相对分子质量的增大而增大
12．KH>H2O>PH3 KH为离子晶体，H2O和PH3为分子晶体，H2O分子间除范德华力外，还存在分子间氢键
13．KF为离子晶体，BF3是分子晶体，离子晶体的沸点高于分子晶体
14．CuCl是分子晶体，CuF为离子晶体，离子晶体比分子晶体的熔、沸点高
15．砷原子电负性小于氮原子，其共用电子对离砷核距离较远，斥力较小，键角较小
16．大于 H3BO3分子中的B采取sp2杂化，而BH4－中的B采取sp3杂化，sp2杂化形成的键角大于sp3杂化
17．H2O中氧原子有两对孤电子对，H3O＋中氧原子有一对孤电子对，排斥力较小
18．> N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si—N—Si键角较小
19．H2O中O原子有2对孤对电子，H3O+中O原子只有1对孤对电子，排斥力较小
20．较大 与Ti结合后，孤电子对变成了σ键电子对，排斥力减小，因此N—H键之间的夹角会增大
21．H2Te中Te为sp3杂化，由于两对孤电子对的排斥作用使其键角小于109°28，CO2中C为sp杂化，键角为180°
22．孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，CH4分子中无孤对电子，NH3分子中含有1对孤对电子，H2O分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小
23．图a 同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b
24．3倍的N—N键的键能小于N≡N键的键能，而3倍的P—P键的键能大于P≡P键的键能
25．原子半径FCl—H
26．K＋的核电荷数较大
27．大于 Ga的4p轨道上有一个电子，易失去，而Ca的4p轨道上全空较稳定
28．锌失去的是全充满的4s2电子，铜失去的是4s1电子
29．Be的核外电子排布为1s22s2，为全满稳定结构，第一电离能更大
30．Br－半径较大，无法形成[PBr6]－
31．炸药(或高能材料) 固体高聚氮断开2 mol N—N键，结合成氮分子，且断裂2 mol N—N键消耗320 kJ，生成1 mol氮氮三键放出942 kJ，因此这是个剧烈放热且剧烈熵增(产生大量气体)的反应
32．N元素的2p能级为半充满状态，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量更多
33．sp2 两者均为分子晶体，后者能形成分子间氢键，使分子间作用力增大，熔点更高
34．热水破坏了硼酸晶体中的氢键，并且硼酸分子与水分子形成分子间氢键，使溶解度增大
35．HCON(CH3)2分子间只有一般的分子间作用力，HCONH2分子间存在氢键，破坏一般的分子间作用力更容易，所以沸点低
36．甲醇和水均能形成分子间氢键，而甲硫醇不能，且水比甲醇的氢键多
37．高 NH3分子间存在氢键
38．甲醇分子间存在氢键
39．p3杂化 B原子存在空轨道，O原子有孤电子对
常考题空7 结构决定性质——解释原因类简答题
【方法和规律】
1．晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体熔、沸点的比较
①不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体
②金属晶体的熔、沸点差别很大，如：钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低
(2)同种晶体类型熔、沸点的比较——比较晶体内微粒之间相互作用力的大小
①共价晶体：看共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小
规律：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＞晶体硅
②离子晶体：看离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数
规律：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，硬度越大。一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，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＞NaCl＞CsCl
③分子晶体：看分子间作用力 (一般先氢键后范德华力最后分子的极性)
a．分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，
如沸点：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S
b．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，如沸点：SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4
c．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，如沸点：CO＞N2
d．在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷
④金属晶体：看金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数
规律：金属离子的半径越小，离子的电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点就越高
如熔、沸点：Na＜Mg＜Al
【题组训练1】
1．一些氧化物的熔点如下表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/°C
1570
2800
23.8
−75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因______________________________________________
2．FeF3具有较高的熔点(熔点高于1 000 ℃)，其化学键类型是________，FeBr3的式量大于FeF3，但其熔点只有200 ℃，原因是__________________________________________________________
3．砷化镓以第三代半导体著称，熔点为1 230 ℃，具有空间网状结构。已知氮化硼与砷化镓属于同种晶体类型。则两种晶体熔点较高的是_______(填化学式)，其理由是_______________________________________________
4．Na2O、MgO的熔点分别为1 132 ℃、2 852 ℃，解释它们之间熔点差异的原因__________________________
__________________________________________________________________________________
5．OF2的熔、沸点________(填“高于”或“低于”)Cl2O，原因是____________________________________________
6．研究发现，CO2低压合成甲醇反应为CO2＋3H2===CH3OH＋H2O，该反应涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为____________________，原因是____________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
7．Al2O3、N2、CO的沸点从高到低的顺序为________，原因是________________________________________
8．NaCl比KI的熔、沸点高，其原因是_______________________________________________________________
9．已知：K2O的熔点为770 ℃，Na2O的熔点为1 275 ℃，二者的晶体类型均为____________，K2O的熔点低于Na2O的原因是___________________________________________________
10．K和Cr位于同一周期，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的低，原因是_________________________________________________________________________________________
2．键角大小的判断方法
(1)常见的分子(离子)空间构型和键角
分子(离子)空间构型
键角
实例
空间构型
正四面体形
109°28′
CH4、CCl4、NH4+
60°
白磷：P4
平面三角形
120°
BF3、SO3、苯、乙烯
三角锥形
107°18′
NH3
V形
104.5°
H2O
直线形
180°
CO2、CS2、CH≡CH
【规律】
键角大小：直线形＞平面三角形＞正四面体形＞三角锥形＞V形
(2)排斥力大小对键角的影响
①排斥力大小顺序：LP－LP>LP－BP>BP－BP (LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)
②三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键－三键>三键－双键>双键－双键>双键－单键>单键－单键
(3)键角大小的判断方法
①中心原子的杂化方式不同且中心原子无孤对电子——看中心原子杂化方式
分子
CO2、CS2
BF3、SO3
CH4、NH4+
杂化方式
sp(1800)
sp2(1200)
sp3(109028)
分子构型
直线型
平面三角形
正四面体
键角
1800
1200
109028＇
②中心原子杂化方式相同且中心原子有孤对电子——看中心原子的孤电子对数
排斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对＞孤电子对—成键电子对＞成键电子对—成键电子对，中心原子孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小
分子
CH4
NH3
H2O
杂化方式
sp3
sp3
sp3
孤电子对数
0
1
2
键角
109028＇
107018＇
104030＇
分子构型
正四面体
三角锥形
V形
③中心原子不同，配位原子及中心原子孤电子对数相同且结构相似——看中心原子的电负性：中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大
键角：NH3＞PH3＞AsH3；H2O＞H2S＞H2Se
④中心原子及孤电子对数相同，配位原子不同且结构相似——看配位原子的电负性：配位原子电负性越大，成键电子对越偏离中心原子，成键电子对排斥力减小，键角越小
键角：NF3＜NCl3＜NBr3；NF3＜NH3；OF2＜H2O
⑤单键、双键、三键的影响
三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键－三键>三键－双键>双键－双键>双键－单键>单键－单键
乙烯分子中键角①(121.3°)＞键角②(117.4°)
原因是斥力大小：双键—单键＞单键—单键
⑥配体体积对键角的影响：配体体积越大，电子云占据空间增大，对成键电子斥力增强，导致键角减小
键角：NH3＞NH2OH＞NH2(CH3)
【题组训练2】
1．Si与C元素位于同一主族，SiO2键角小于CO2的原因是______________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
2．比较键角大小：气态SeO3分子_______SeO离子(填“>”“<”或“=”)，原因是______________________________
_______________________________________________________________________________________________
3．比较SO和H2O分子中的键角大小并给出相应解释：______________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
4．H2O的键角小于NH3的，分析原因：_______________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
5．[PtCl4(NH3)2]中H—N—H之间的夹角________(填“＞”“＜”或“＝”)NH3分子中H—N—H之间的夹角，原因是________________________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
6．乙酸分子()中键角1________(填“大于”“等于”或“小于”)键角2，原因是__________________
______________________________________________________________________________________________
7．键角NH3_____PH3，原因是________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
8．NF3的键角_____NH3的键角，理由是_____________________________________________________________
9．NH3分子在独立存在时H－N－H键角为107°。如图是[Zn(NH3)6]2＋离子的部分结构以及H－N－H键角的测量值。解释NH3形成如图配合物后H－N－H键角变大的原因：_______________________________________
3．原子结构、化学键与晶体结构
(1)电离能、电负性、半满和全满、焰色反应
①元素第一电离能的周期性变化规律
一般规律
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；
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
特殊情况
第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA和ⅥA族元素
应用
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I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1
②电负性的周期性变化规律
规律
同一周期，电负性从左到右逐渐增大；同一主族，从上往下逐渐减小
应用
a．判断元素的化合价：电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值
b．判断化学键的类型：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键
c．判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，如极性：H－F＞H－Cl＞H－Br
③半充满、全充满解释稳定性
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如：24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
(2)化学键与物质的稳定性
①化学键与物质类别关系
②共价键的分类
③影响化学键强弱的因素
a．离子键强弱的判断(看晶格能)：离子键的强弱，取决于阴、阳离子半径大小和所带电荷数
规律：阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键(或晶格能)越大
b．共价键强弱影响因素(看键能)：共价键的强弱，取决于键长，即：成键原子半径大小
规律：原子半径越小―→键长越短―→键能越大
c．金属键强弱的判断：金属键的强弱，取决于金属阳离子半径和所带电荷数，即：金属原子的价电子数
规律： 金属离子半径越小，离子电荷数越多，则金属键越强
④化学键对物质性质的影响：化学键主要影响物质的稳定性
a．离子键对物质性质的影响：离子键(或晶格能)越强，形成的离子晶体越稳定；熔、沸点越高，硬度越大；在岩浆晶析时，晶格能越大的的矿物越容易结晶析出
b．共价键对物质性质的影响：共价键越强，形成的物质越稳定；对于原子晶体，共价键越强，则原子晶体的晶体的熔、沸点越高
c．金属键对物质性质的影响：金属键越强，金属熔、沸点就越高
(3)晶体结构
①几种常见的晶体类型比较
类型
比较
分子晶体
共价晶体
金属晶体
离子晶体
概念
分子间以分子间作用力相结合的晶体
相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体
通过金属离子与自由电子之间的较强作用形成的晶体
阳离子和阴离子通过离子键结合而形成的晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
范德华力(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
物
理
性质
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、导热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
②晶体类别的判断方法
a．依据物质的分类判断
I．金属单质、合金是金属晶体
II．离子化合物是离子晶体
III．非金属单质和共价化合物大部分是分子晶体
IV．部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体
V．常见的共价晶体：硼(B)、硅(Si)、金刚石、金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)、氮化硼(BN)、氮化硅(Si3N4)
b．依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断
由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体；由原子形成的共价键构成的晶体为原子晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体
c．依据晶体的熔点判断
不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体＞离子晶体＞分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低
d．依据导电性判断
I．离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电
II．原子晶体一般为非导体
III．分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电
IV．金属晶体是电的良导体
【题组训练3】
1．N、O、S的第一电离能(I1)大小为(I1N)＞(I1N)(I1O)＞(I1S)，原因是_____________________________________
_______________________________________________________________________________________________
2．Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_______，原因是_____________________________
_______________________________________________________________________________________________
3．Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是____________________________
______________________________________________________________________________________________，I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是______________________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
4．Na＋和Ne互为等电子体，电离能：I2(Na)>I1(Ne)，原因是___________________________________________
______________________________________________________________________________________________
5．请结合核外电子排布相关知识解释，电负性：C小于O，原因是___________________________________
_______________________________________________________________________________________________
6．聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因_____________________________________
7．FeO和Fe2O3中较稳定的是________，从原子结构角度分析，其理由是_________________________________
8．一氯乙烷(C2H5Cl)、一氯乙烯(C2H3Cl)、一氯乙炔(C2HCl)分子中，C－Cl键长的顺序是_________________，理由：(ⅰ)C的杂化轨道中s成分越多，形成的C－Cl键越强；(ⅱ)________________________________________
9．ZnO晶体中部分O原子被N原子替代后可以改善半导体的性能，Zn－N键中离子键成分的百分数小于Zn－O键，原因是___________________________________________________________________
10．钛比钢轻，比铝硬，是一种新兴的结构材料。钛的硬度比铝大的原因是_____________________________
11．Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________________________________
12．Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是_____________________________________________________________________________
13．碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是__________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
14．氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是______________________________________
______________________________________________________________________________________________
15．碳酸盐的阳离子不同，热分解的温度不同.MgCO3、CaCO3、SrCO3、BaCO3的热稳定性由强到弱的顺序为_____________________，其原因是_______________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
16．SiO2为何是原子晶体，原因是_________________________________________________
17．请解释金属铜能导电的原因___________________________________________________________
18．石墨晶体能导电的原因是_______________________________________________________________________
__________________________________________________
19．CO2是密堆积的原因是_______________________________________
20．原子晶体不能形成最密堆积结构的原因是__________________________________________________________
______________________________________________________________________________________________
21．冰晶体不能形成最密堆积结构的原因是__________________________________________________________
22．冰晶胞中水分子的空间排列方式与金刚石晶胞类似。每个冰晶胞平均占有8个水分子，冰晶胞与金刚石晶胞排列方式相同的原因是_______________________________________
23．Cu、Zn等金属具有良好的导电性，从金属键的理论看，原因是___________________________
24．从原子结构的角度解释形成焰色反应的原因为___________________________________
4．分子的性质
(1)分子的极性和键的极性
①极性键、非极性键的判断方法：同种元素的原子之间形成的共价键为非极性键，不同种元素的元之间形成的共价键以为极性键
②判断共价键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强。如：极性：H—F>H—Cl>H—Br
(2)氢键对物质性质的影响
①氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键
邻羟基苯甲醛存在分子内氢键
HF分子间存在分子间氢键
F—H…F—H
微点拨
分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团
②氢键对物质性质的影响
a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常
b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃)
c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子
d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大
e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)
(3)溶解性
①“相似相溶”的规律：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，如：NH3是极性分子，易溶于极性溶剂H2O中，难溶于非极性溶剂CCl4中；I2为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂H2O中
②氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好
③分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小，随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度则会明显减小
④溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大
如：SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
(4)无机含氧酸的酸性强弱的规律
①对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强
如：HClO
②含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即：(HO)mROn中，n值越大，酸性越强
含氧酸酸性强弱与非羟基氧原子数的关系
含氧酸
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
结构简式
Cl—OH
非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
③根据元素周期律比较含氧酸的酸性强弱
a．同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱
b．同一周期，从左到右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强
【题组训练4】
1．NH3和PH3都是极性分子，其中极性较大的是NH3，原因是_______________________________________
2．已知OF2分子的极性比水分子的极性弱，其原因是________________________________________________
__________________________________________________________________________________________
3．H2Se的沸点低于H2O，其原因是_______________________________________________________
4．用质谱仪检测气态乙酸时，谱图中出现质荷比(相对分子质量)为120的峰，原因是_______________
5．硫氰酸(HSC===N)和异硫氰酸(H—N===C===S)，这两种酸中沸点较高的是________________(填名称)，试分析原因：__________________________________________________________________________
6．在水中的溶解度，吡啶()远大于苯，主要原因是①___________________________________________________，②_____________________________________________
7．2－巯基烟酸()水溶性优于2巯基烟酸氧钒配合物()的原因是______________________
_______________________________________________________________________________________________
8．甲胺中三种元素的电负性由大到小的顺序为________________。甲胺极易溶于水，除因为它们都是极性分子外，还因为________________________________________________________________________
9．已知对氨基苯磺酰胺易溶于盐酸，不溶于苯。分析其易溶于盐酸的主要原因______________________________
_____________________________________________________________________________________(至少两条)
10．常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是________________________________________________
11．从分子结构角度分析，HNO3酸性强于HNO2的原因是______________________________________________
___________________________________________________________________________________
12．H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10－3和2.5×10－8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1.2×10－2，
请根据结构与性质的关系解释：
①H2SeO3和H2SeO4溶液中第一步电离程度均大于第二步电离的原因_______________________________
②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因______________________________________________________________
______________________________________________________________________________
13．H2Se比H2S水溶液的酸性强，原因是____________________________________________________________
14．磷酸和亚磷酸(H3PO3)是磷元素的两种含氧酸。亚磷酸与NaOH反应只生成NaHPO3和NaH2PO3两种盐，则H3PO3的结构式为___________，其为______元酸，原因是_____________________________________________
5．配位键与配合物
(1)配位键
①概念：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。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键
②配位键的形成条件
a．成键原子一方能提供孤电子对，如：分子有NH3、H2O、HF、CO等；离子有Cl－、OH－、CN－等
b．成键原子另一方能提供空轨道，如：H＋、Al3＋、B及过渡金属的原子或离子
③成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用
④表示方法：配位键可以用AB来表示，其中A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子
如：NH可表示为
(2)配位化合物
①配合物的概念：把金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物称为配位化合物，简称配合物。如：[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH
②常见性质：多数能溶解、能电离、有颜色
③配合物的组成：以“[Cu(NH3)4]SO4”为例
a．中心离子：提供空轨道接受孤电子对，中心离子一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道，如：Fe3＋、Ag＋、Cu2＋、Zn2＋等
b．配位体(配体)：含有并提供孤电子对的分子或阴离子，即电子对的给予体，如Cl－、NH3、H2O等
c．配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如H2O中的O原子，NH3中的N原子
d．配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+
e．配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数
如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2，[Fe(CN)6]4－中配位数为6
f．内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界
如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42－，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分
即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2+＋SO42－，而内界很难电离，其电离程度很小，
[Cu(NH3)4]2+Cu2+＋4NH3
(3)配位键的强弱：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定
【题组训练5】
1．乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是 ，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是 (填“Mg2+”或“Cu2+”)
2．向硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋配离子。已知NF3与NH3的立体构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子的原因是_____________________________________________________________
________________________________________________________________________
3．CO为配合物中常见的配体。CO作配体时，提供孤电子对的通常是C原子而不是O原子，其原因是_________
________________________________________________________________________
【巩固练习】
1．卤化物CsICl2受热发生非氧化还原反应，生成无色晶体X和红棕色液体Y。X为_______。解释X的熔点比Y高的原因________________________________________________________
2．四种晶体的熔点数据如表：
物质
CF4
SiF4
BF3
AlF3
相对分子质量
－183
－90
－127
＞1000
CF4和SiF4熔点相差较小，BF3和AlF3熔点相差较大，原因是_________________________________________
____________________________________________________________________________________
3．硅和卤素单质反应可以得到SiX4。
SiX4的熔、沸点
SiF4
SiCl4
SiBr4
SiI4
熔点/K
183.0
203.2
278.6
393.7
沸点/K
187.2
330.8
427.2
560.7
0 ℃时，SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4呈液态的是___________________________(填化学式)，沸点依次升高的原因是_____________________________________________________________________________
4．金属镓(Ga)位于元素周期表中第4周期ⅢA族，其卤化物的熔点如下表：
GaF3
GaCl3
GaBr3
熔点/℃
>1000
77.75
122.3
GaF3熔点比GaCl3熔点高很多的原因是_____________________________________________________
5．Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是______________________________________________________________________________________________
化合物
TiF4
TiCl4
TiBr4
TiI4
熔点/℃
377
－24.12
38.3
155
6．已知下列数据：
物质
熔点/K
沸点/K
分解温度/K
NH3
195.3
239.7
1 073
PH3
139.2
185.4
713.2
NH3的熔、沸点均高于PH3的原因是_______________________________________________________________；
PH3的分解温度高于其沸点，其原因是_____________________________________________________________
7．Cu2O与Cu2S比较，熔点较高的是__________，原因是____________________________________________
8．金属铼的熔点高于锰，试从原子结构的角度加以解释：_____________________________________________
___________________________________________________________________________________________
9．已知Ba、Mo的氯化物沸点信息如表所示。二者沸点差异的原因是___________________________________
____________________________________________________________________________
氯化物
沸点
BaCl2
1 560 ℃
MoCl5
268 ℃
10．[Zn(IMI)4](ClO4)2是Zn2＋的一种配合物，IMI的结构为，IMI的某种衍生物与甘氨酸形成的离子化合物常温下为液态而非固态，原因是___________________________________________
11．CaF2、CaCl2晶体的熔点依次为1 402 ℃、782 ℃，二者熔点相差较大的主要原因是______________________
________________________________________________
11．GaN、GaP、GaAs具有相同的晶体类型，熔点如下表所示，分析其变化原因：________________________
晶体
GaN
GaP
GaAs
熔点/℃
1 700
1 477
1 238
12．碳、硅与铅同主族。碳纳米管可以制成透明导电的薄膜，其结构类似于石墨晶体，则多层碳纳米管的层与层之间靠____________结合在一起。四卤化硅(SiX4)的沸点按F、Cl、Br、I依次升高的原因是_______________
________________________________________________________________________
12．H2O、PH3、KH按熔点由高到低的顺序排列为______________________________________________，熔点差异的原因______________________________________________________________________________________
13．氟硼酸钾是制备氟硼铍酸钾的原料之一。氟硼酸钾在高温下分解为KF和BF3，二者的沸点分别为1 500 ℃、－101 ℃，KF的沸点远高于BF3的原因是______________________________________________________
14．CuCl熔点为426 ℃，融化时几乎不导电，CuF的熔点为908 ℃，沸点1 100 ℃，都是铜(I)的卤化物，熔、沸点相差这么大的原因是____________________________________________________
15．AsH3分子为三角锥形，键角为91.80°，小于氨分子键角107°18＇，AsH3分子键角较小的原因是________________
_______________________________________________________________________________________________
16．H3BO3 分子中的 O－B－O 的键角 (填“大于”、“等于”或“小于”) BH4－中的 H－B－H 的键角，判断依据是__________________________________________________________________________________________
17．H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中H—O—H的键角比H2O中H—O—H的键角大，原因为__________________
____________________________________________________________________________________________
18．高温陶瓷材料Si3N4晶体中键角N－Si－N______Si－N－Si，原因是______________________________
_______________________________________________________________________________________________
19．H+可与H2O形成H3O+ ，H3O+中O原子采用sp3 杂化。H3O+中H－O－H键角比H2O中H－O－H键角大，原因
_____________________________________________________________________________________________
20．配合物[TiCl4(H2NCH2CH2NH2)]与游离的H2NCH2CH2NH2分子相比，其H—N—H键角______(填“较大”“较小”或“相同”)，原因是______________________________________________________________________
21．H2Te和CO2均为三原子分子，但它们的键角差别较大，试用杂化轨道理论解释，理由是_______________
________________________________________________________________________
22．已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4＞NH3＞H2O，原因为_______________________
______________________________________________________________________________________________
23．图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_______(填标号)，判断的根据是_______；第三电离能的变化图是_______(填标号)
24．已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol－1)如下表：
N—N
N≡N
P—P
P≡P
193
946
197
489
从能量角度看，氮以N2、而白磷以P4(结构式可表示为)形式存在的原因是_______________________
________________________________________________________________________
25．气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因是_____________________________________
26．K＋与Cl－具有相同的核外电子排布，r(K＋)小于r(Cl－)，原因是______________________
27．Ca的第一电离能____(填“大于”或“小于”)Ga。理由是____________________________________________
28．黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为：ICu＝746 kJ·mol－1，IZn＝906 kJ·mol－1，ICu＜IZn的原因是______________________________________
29．Be和B的第一电离能(I1)如表所示。I1(Be)＞I1(B)的原因是__________________。
I1/(kJ·mol－1)
Be
900
B
801
30．研究发现固态PCl5和PBr5均为离子晶体，但其结构分别为[PCl4]＋[PCl6]－和[PBr4]＋Br－，分析PCl5和PBr5结构存在差异的原因是__________________________________________________________________
31．N与P同主族。科学家在一定条件下把氮气(氮氮三键键能为942 kJ·mol－1)聚合为固体高聚氮，全部以N—N键相连且键能为160 kJ·mol－1，这种固体高聚氮可能潜在的用途是___________，这是因为_________________
________________________________________________________________________
32．尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能：N>O，原因是_______________________________________
____________________________________________________________________________
33．酞菁的铜、锌配合物在光电传感器方面有着重要的应用价值。酞菁分子结构如下图，分子中所有原子共平面，所有N原子的杂化轨道类型相同，均采取_______杂化。邻苯二甲酸酐()和邻苯二甲酰亚胺()都是合成菁的原料，后者熔点高于前者，主要原因是_______
34．如图为H3BO3晶体的片层结构，硼酸在热水中比在冷水中溶解度显著增大的主要原因是________________
____________________________________________________
35．两种有机物的相关数据如表：
物质
HCON(CH3)2
HCONH2
相对分子质量
73
45
沸点/℃
153
220
HCON(CH3)2相对分子质量比HCONH2的大，但其沸点反而比HCONH2的低，主要原因是______________
____________________________________________________________________________
36．甲醇的沸点(64.7 ℃)介于水(100 ℃)和甲硫醇(CH3SH，7.6 ℃)之间，其原因是_________________________
37．NH3的沸点比PH3的________，原因是________________________________，
38．在常压下，甲醇的沸点(65℃)比甲醛的沸点(－19℃)高。主要原因是________
39．H3BO3在水溶液中存在解离反应：H3BO3＋H2OH＋＋[B(OH)4]－。[B(OH)4]－中存在配位键，其中B原子的杂化类型是________，从原子结构分析[B(OH)4]－中能形成配位键的原因是__________________________
【常考题空7 结构决定性质——解释原因类简答题】答案
【题组训练1】
1．Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO＞Li2O，分子间力(相对分子质量)P4O6＞SO2
2．离子键 FeF3为离子晶体，FeBr3的化学键以共价键为主，属于分子晶体
3．BN 两种晶体均为原子晶体，N和B原子半径较小，键能较大，熔点更高
4．二者都是离子晶体，r(Na＋)大于r(Mg2＋)，且Na＋所带电荷小于Mg2＋所带电荷，电荷越大、半径越小晶格能越大，所以MgO的晶格能大于Na2O
5．低于 OF2和Cl2O都是分子晶体，结构相似，Cl2O的相对分子质量大，Cl2O的熔、沸点高
6．H2O＞CH3OH＞CO2＞H2 H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中分子间氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量较大、范德华力较大
7．Al2O3＞CO＞N2 Al2O3是离子晶体，沸点高，CO与N2两者相对分子质量相同，且都是双原子分子，但是CO是极性分子，N2是非极性分子，故CO分子间作用力大，沸点较高
8．NaCl、KI均为离子晶体，离子电荷数相同，r(Na＋)＜r(K＋)，r(Cl－)＜r(I－)，NaCl的晶格能更大，所以NaCl的熔、沸点较高
9．离子晶体 K＋的半径大于Na＋的，K2O的离子键键能比Na2O的离子键键能小
10．K的原子半径比Cr的原子半径大且价电子数少，金属键较弱
【题组训练2】
1．SiO2中心Si原子采用SP3杂化，键角109°28'；CO2中心C原子采用sp杂化，键角为180°
2．SeO3的空间构型为平面三角形，SeO的空间构型为三角锥形
3．SO的键角大于H2O，SO中S原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，离子的空间构型为正四面体形，H2O分子中O原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形
4．H2O、NH3均为sp3杂化，其中心原子的孤电子对数分别为2、1，由于孤电子对对成键电子对的斥力大于成键电子对对成键电子对的斥力，因此孤电子对数越多，键角越小
5．＞ [PtCl4(NH3)2]形成过程中，NH3中N原子的孤电子对与Pt形成配位键，N→Pt配位键相比于孤电子对，对其他成键电子对的排斥作用减小，造成H—N—H的键角增大
6．大于 C===O对C—C的斥力大于C—O对C—C的斥力
7．> 中心原子的电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大
8．< F的电负性比H大，NF3中成键电子对离中心原子较远，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小
9．NH3分子中N原子的孤电子对进入Zn2＋的空轨道形成配位键后，原孤电子对与成键电子对间的排斥作用变为成键电子对间的排斥，排斥作用减弱
【题组训练3】
1．N原子轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O，S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子
2．Cu Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
3．Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
4．Na＋和Ne电子排布结构相同，而Na＋比Ne的核电荷数大，因此Na＋原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na＋更难失去电子，电离能更大
5．碳原子半径比氧原子半径大，且核电荷数比氧的小，故碳原子对最外层电子的吸引力小于氧，电负性也小于氧
6．C-F键的键能大于聚乙烯中C-H的键能，键能越大，化学性质越稳定
7．Fe2O3 Fe2O3中的＋3价Fe的3d为半充满状态，较稳定
8．一氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔 Cl参与形成的大π键越多，形成的C-Cl键的键长越短
9．电负性O＞N，O对电子的吸引能力更强，Zn和O更易形成离子键
10．Ti原子的价电子数比Al原子的多，金属键更强
11．Li＋核电荷数较大
12．Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键
13．C有4个价电子且半径小,难以通过得或失电子达到稳定电子结构
14．砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键
15．BaCO3>SrCO3>CaCO3>MgCO3
碳酸盐分解的本质为CO32-生成CO2和O2-，O2-与金属阳离子结合的过程，而MgO晶格能最大最稳定，故MgCO3最易分解 (或离子晶体中阳离子的半径越小，结合碳酸根中的氧离子越容易)
16．Si原子与O原子以共价键相互结合形成空间网状结构
17．铜是金属晶体，由金属阳离子和自由电子构成，自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动
18．在石墨晶体中，形成大π键的电子可以在整个原子平面上活动，比较自由，相当于金属晶体中的自由电子，故可以导电
19．CO2分子间作用力是范德华力，范德华力无方向性和饱和性
20．原子晶体是原子之间以共价键结合的，共价键有饱和性和方向性，一个原子不可能形成12条共价键，所以原子晶体不能形成配位数是12 的最密堆积
21．冰晶体分子间的作用力是氢键，氢键具有方向性和饱和性
22．每个水分子与相邻的四个水分子形成氢键
23．自由电子在外加电场中作定向移动
24．处于能量较高激发态的电子容易跃迁到能量较低激发态或基态，并以光的形式释放能量
【题组训练4】
1．两者都是三角锥形的分子，N的电负性大于P
2．OF2和H2O均为V形分子，且孤对电子均为2对，F与O的电负性差值较O与H的电负性差值小
3．两者都是分子晶体，由于水存在分子间氢键，沸点高
4．两个乙酸分子通过氢键形成二聚体()
5．异硫氰酸 异硫氰酸分子中存在N—H键，能形成分子间氢键
6．①吡啶能与H2O分子形成分子间氢键 ②吡啶和H2O均为极性分子相似相溶，而苯为非极性分子
7．2－巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢键，使其在水中溶解度增大
8．N＞C＞H (2)甲胺与水形成分子间氢键
9．—NH2显碱性，与HCl反应生成可溶性离子化合物；—NH2与水分子之间形成氢键
10．乙醇与水形成分子间氢键而氯乙烷不能与水形成氢键
11．HNO3中的N为＋5价，其N的正电性强于HNO2中的N，使羟基中O—H键极性增强，共用电子对更偏向O原子，羟基更易电离出H＋，所以HNO3酸性强于HNO2
12．①第一步电离生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子，且第一步电离出的H+对第二步电离有抑制作用
13．Se原子半径大于S原子半径，H－Se共价键更容易断裂
14． 二 一个H3PO3分子中只有两个羟基，含氧酸羟基上的氢易电离
【题组训练5】
1．乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键 Cu2＋
2．F的电负性大于N，N—F成键电子对偏向F，导致NF3中的N原子核对孤电子对的吸引力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2＋形成配离子
3．C电负性比O小，C原子提供孤电子对的倾向更大，更易形成配位键
【巩固练习】
1．CsCl CsCl为离子晶体，ICl为分子晶体
2．CF4和SiF4都是分子晶体，结构相似，分子间作用力相差较小，所以熔点相差较小；BF3通过分子间作用力形成分子晶体，AlF3通过离子键形成离子晶体，破坏离子键需要能量多得多，所以熔点相差较大
3．SiCl4 SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4都是分子晶体，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增大
4．GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体；离子键强于分子间作用力
5．TiF4为离子化合物，熔点高，其他三种均为共价化合物，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高
6．氨分子之间能形成氢键
PH3分解需要破坏 P—H 键，PH3汽化需要破坏分子间作用力，而化学键比分子间作用力大得多，所以PH3的分解温度高于其沸点
7．Cu2O 两物质均为离子化合物，且离子带电荷数相同，O2－的半径小于S2－的，所以Cu2O的离子键键能大，熔点更高
8．从锰到铼原子序数增大，原子核对外层电子引力增大，电子层数增多，原子核对外层电子引力减小，但前者占主导，所以铼中的金属键更强，熔点更高
9．BaCl2属于离子晶体，MoCl5属于分子晶体，离子晶体的沸点主要取决于离子键，分子晶体的沸点主要取决于分子间作用力，离子键通常强于分子间作用力(合理即可)
10．阴、阳离子半径大，电荷小，形成的离子键键能小，熔点低
11．CaF2、CaCl2都是离子晶体，F－的半径小于Cl－，故CaF2的晶格能较大，离子键较强
11．原子半径：N＜P＜As，键长：Ga—N＜Ga—P＜Ga—As，键能：Ga—N＞Ga—P＞Ga—As，故GaN、GaP、GaAs的熔点逐渐降低
12．范德华力 四卤化硅SiX4均为分子晶体，范德华力随相对分子质量的增大而增大
12．KH>H2O>PH3 KH为离子晶体，H2O和PH3为分子晶体，H2O分子间除范德华力外，还存在分子间氢键
13．KF为离子晶体，BF3是分子晶体，离子晶体的沸点高于分子晶体
14．CuCl是分子晶体，CuF为离子晶体，离子晶体比分子晶体的熔、沸点高
15．砷原子电负性小于氮原子，其共用电子对离砷核距离较远，斥力较小，键角较小
16．大于 H3BO3分子中的B采取sp2杂化，而BH4－中的B采取sp3杂化，sp2杂化形成的键角大于sp3杂化
17．H2O中氧原子有两对孤电子对，H3O＋中氧原子有一对孤电子对，排斥力较小
18．> N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si—N—Si键角较小
19．H2O中O原子有2对孤对电子，H3O+中O原子只有1对孤对电子，排斥力较小
20．较大 与Ti结合后，孤电子对变成了σ键电子对，排斥力减小，因此N—H键之间的夹角会增大
21．H2Te中Te为sp3杂化，由于两对孤电子对的排斥作用使其键角小于109°28，CO2中C为sp杂化，键角为180°
22．孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，CH4分子中无孤对电子，NH3分子中含有1对孤对电子，H2O分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小
23．图a 同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b
24．3倍的N—N键的键能小于N≡N键的键能，而3倍的P—P键的键能大于P≡P键的键能
25．原子半径F
26．K＋的核电荷数较大
27．大于 Ga的4p轨道上有一个电子，易失去，而Ca的4p轨道上全空较稳定
28．锌失去的是全充满的4s2电子，铜失去的是4s1电子
29．Be的核外电子排布为1s22s2，为全满稳定结构，第一电离能更大
30．Br－半径较大，无法形成[PBr6]－
31．炸药(或高能材料) 固体高聚氮断开2 mol N—N键，结合成氮分子，且断裂2 mol N—N键消耗320 kJ，生成1 mol氮氮三键放出942 kJ，因此这是个剧烈放热且剧烈熵增(产生大量气体)的反应
32．N元素的2p能级为半充满状态，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量更多
33．sp2 两者均为分子晶体，后者能形成分子间氢键，使分子间作用力增大，熔点更高
34．热水破坏了硼酸晶体中的氢键，并且硼酸分子与水分子形成分子间氢键，使溶解度增大
35．HCON(CH3)2分子间只有一般的分子间作用力，HCONH2分子间存在氢键，破坏一般的分子间作用力更容易，所以沸点低
36．甲醇和水均能形成分子间氢键，而甲硫醇不能，且水比甲醇的氢键多
37．高 NH3分子间存在氢键
38．甲醇分子间存在氢键
39．p3杂化 B原子存在空轨道，O原子有孤电子对
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