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2019-2020年高三化學一輪復習 第5章 元素周期律教案復習目標：1、掌握元素周期表的結(jié)構(gòu)、原子結(jié)構(gòu)。2、了解原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系?；A(chǔ)知識：一、元素周期表1、元素周期表的編排原則（1）橫行：把電子層數(shù)相同的元素按原子序數(shù)遞增的順序從左至右排成橫行。（2）縱行：把不同橫行中最外層電子數(shù)相等的元素，按電子層數(shù)遞增的順序，由上而下排成縱行。2元素周期表的結(jié)構(gòu)(1)周期（七個橫行，七個周期）短周期長周期序號一二三四五六七元素種數(shù)288181832不完全周期最多容納 32 種元素0族元素原子序數(shù)21018365486(2)族（18個縱行，16個族）主族列序121314151617族序AAAAAAA副族列序345671112族序BBBBBBB第族第 8、9、10 共3個縱行0族第 18 縱行3元素周期表的分區(qū)按構(gòu)造原理最后填入電子的能級的符號可把周期表里的元素劃分為5個區(qū)，分別為s區(qū)、d區(qū)、ds、p區(qū)、f區(qū)，各區(qū)分別包括A、族元素、B族元素、B、B族元素、AA族和0族元素、鑭系和錒系元素，其中s區(qū)(H除外)d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素都為金屬?！咀⒁狻扛鶕?jù)元素原子最后一個電子填充的原子軌道的所屬能級不同，將元素周期表中的元素分為5個區(qū)，并以此電子所處能級的符號作為該區(qū)的符號。元素的化學性質(zhì)主要決定于價電子，而周期表的分區(qū)主要基于元素的價電子構(gòu)型，處于同一區(qū)內(nèi)的元素價電子排布是相似的，具體情況如下表所示。分區(qū)價層電子的電子排布式s區(qū)Ns12p區(qū)ns2np16d區(qū)(n1)d19ns12ds區(qū)(n1)d10ns12f區(qū)(n2)f114(n1)d02ns2元素周期表1元素周期表結(jié)構(gòu)的記憶(1)七個橫行七周期，三短三長一不全。即一、二、三周期為短周期，長周期為四、五、六、七，其中第七周期還未填滿。(2)18縱行16族，7主7副0和。2元素周期表中的幾個特殊區(qū)域(1)過渡元素：元素周期表中部從B族到B族10個縱行共六十多種元素，通稱為過渡元素，這些元素都是金屬，所以又把它們叫做過渡金屬。(2)主、副族的交界：A族后是第B族，B族后是A族。(3)鑭系元素：在第六周期，第B族中共有15種元素，是57號元素鑭到71號元素镥，因它們原子的電子層結(jié)構(gòu)與性質(zhì)十分相似，統(tǒng)稱鑭系元素。(4)錒系元素：在第七周期，第B族中共有15種元素，是89號元素錒到103號元素鐒，因它們原子的電子層結(jié)構(gòu)與性質(zhì)十分相似，統(tǒng)稱錒系元素。(5)第族：在元素周期表中第8、9、10三個縱行統(tǒng)稱第族。3元素原子序數(shù)的確定(1)依據(jù)主族元素在周期表中的位置對于主族元素，電子層數(shù)周期數(shù)，最外層電子數(shù)主族序數(shù)，所以知道元素在周期表中的位置，即能畫出其原子結(jié)構(gòu)示意圖，從而確定其原子序數(shù)。如某元素的位置為第四周期第A族，其原子結(jié)構(gòu)示意圖為 ，則原子序數(shù)Z為35。 (2)利用同主族相鄰兩元素原子序數(shù)的關(guān)系元素周期表中左側(cè)元素(A、A族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)Z(上)上一周期元素所在周期的元素種類數(shù)目。元素周期表中右側(cè)元素(AA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)Z(上)下一周期元素所在周期的元素種類數(shù)目。(3)利用同周期A族和A族元素原子序數(shù)的關(guān)系設A族、A族元素原子序數(shù)分別為x、y，則有y=x+1（第二、三周期）y=x+11（第四、五周期）y=x+25（第六、七周期）4已知元素的原子序數(shù)確定其在元素周期表中的位置方法：利用稀有氣體的原子序數(shù)來確定。第一至第七周期中稀有氣體的原子序數(shù)依次為2、10、18、36、54、86、118。例如：(1)35號元素(相鄰近的是36Kr)，則35361，故周期數(shù)為四，族序數(shù)為8|1|7，即第四周期第A族，即溴元素。(2)87號元素(相鄰近的是86Rn)，則87861，故周期數(shù)為七，族序數(shù)為1，即第七周期第A族，即Cs元素?！纠?、2】例題精講：【例1】(1)甲、乙是周期表中同一主族的兩種元素，若甲的原子序數(shù)為x，則乙的原子序數(shù)不可能是 。A.x+2B.x+4 C.x+8D.x+18(2)若甲、乙分別是同一周期的A族和A族元素，原子序數(shù)分別是為m和n，則下列關(guān)于m和n的關(guān)系不正確的是 。An=m+1Bn=m+18 Cn=m+25Dn=m+11解析 (1)同主族的兩種元素第一、二周期元素，原子序數(shù)相差2。第二、三周期元素，原子序數(shù)相差8。第四、五周期元素，原子序數(shù)相差18。第六、七周期元素，原子序數(shù)相差32。故絕不可能相差4。（2）同周期A族和A族元素，原子序數(shù)之差：第二、三周期，原子序數(shù)差為1;第四、五周期，原子序數(shù)差為11；第六周期，原子序數(shù)差為25。故絕不可能相差18。答案 (1)B (2)B【例2】A、B、C為短周期元素，在周期表中所處的位置如下圖所示。A、C兩元素的原子核外電子數(shù)之和等于B原子的質(zhì)子數(shù)。B原子核內(nèi)質(zhì)子數(shù)和中子數(shù)相等。ACB(1)寫出A、B、C三種元素的名稱：_、_、_。(2)B位于元素周期表中第_周期第_族。(3)C的原子結(jié)構(gòu)示意圖為_，C的單質(zhì)與H2O反應的化學方程式為(4)寫出A的氣態(tài)氫化物與B的最高價氧化物對應水化物反應的化學方程式導航解答該題要利用A、B、C三種元素在元素周期表中的位置特點，結(jié)合條件“Z(B)Z(A)Z(C)”即可推斷出B元素，其他問題迎刃而解。解析(1)根據(jù)圖示，A、B、C一定在A族元素之后，又因Z(B)Z(A)Z(C)，設Z(B)b，則有b(b8)1(b8)1，即b16，即B為16S，則A為N，C為F。(2)S在元素周期表中第三周期第A族。(3)F的原子結(jié)構(gòu)示意圖為 ，F(xiàn)2與H2O反應的化學方程式為2F22H2O=4HFO2。(4)NH3與H2SO4反應的化學方程式為：2NH3H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3H2SO4=NH4HSO4)。答案(1)氮硫氟 (2)三A (3) 2F22H2O=4HFO2(4)2NH3H2SO4=(NH4)2SO4(或NH3H2SO4=NH4HSO4)第五章 元素周期律第二課時 原子結(jié)構(gòu)與組成微粒間的關(guān)系復習目標：1、了解原子的組成及組成微粒間的關(guān)系。2、掌握原子結(jié)構(gòu)示意圖、電子排布式、電子排布圖等表示方法?；A(chǔ)知識：一、原子結(jié)構(gòu)原子X原子核核外電子質(zhì)子（Z）個中子（A-Z）個電子數(shù)（Z）個電子排布（分層排布）核電荷數(shù)（Z）決定元素的種類質(zhì)量數(shù)（A）近似相對原子質(zhì)量在質(zhì)子數(shù)決定后，決定原子的種類最外層電子數(shù)各層電子數(shù)同位素決定主族元素化學性質(zhì)原子的電子式電子層(K、L、M）原子結(jié)構(gòu)示意圖1原子的構(gòu)成(1)原子的組成(2)符號中各數(shù)字的含義(3)組成原子的各種微粒及相互關(guān)系質(zhì)子數(shù)（Z）= 核電荷數(shù) = 原子序數(shù)質(zhì)量數(shù)（A）= 質(zhì)子數(shù)（Z） + 中子數(shù)（N）陽離子的核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)-所帶電荷數(shù)陰離子的核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+所帶電荷數(shù)注：有質(zhì)子的微粒不一定有中子如 。有質(zhì)子的微粒不一定有電子如H+。質(zhì)子數(shù)相同的微粒不一定屬于同一種元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。任何元素都有零價，但不一定都有負價或正價。如F無正價，Na、Mg、Al等無負價。2元素、核素、同位素元素核素同位素概念具有相同核電荷數(shù)（質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱具有一定數(shù)目質(zhì)子和一定數(shù)目中子的一種原子質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的原子或同一元素的不同核素范圍宏觀概念，對同一類原子而言，既有游離態(tài)又有化合態(tài)微觀概念，對某種元素的一種原子而言微觀概念，對某種元素的原子而言。因同位素的存在而使原子的種類多余元素的種類特性主要通過形成的單質(zhì)或化合物來體現(xiàn)不同的核素可能質(zhì)子數(shù)相同、或中子數(shù)相同、或質(zhì)量數(shù)相同，或各類數(shù)均不同。同位素質(zhì)量數(shù)不同，物理性質(zhì)有差異，化學性質(zhì)相同。實例H、OH、H、N、C、Mg是不同的核素H、H、H為氫的同位素【例1】3幾種“相對原子質(zhì)量”（1）同位素的相對原子質(zhì)量的計算式：Mr=（2）同位素的近似相對原子質(zhì)量，數(shù)值上約等于該同位素原子的相對質(zhì)量。（3）元素的相對原子質(zhì)量是根據(jù)各種同位素的相對原子質(zhì)量和他們在自然界中所占的原子個數(shù)百分含量計算的結(jié)果。=Aa%+ Bb%+ Cc%【例2】3、核外電子排布（1）排布方式 分層排布，電子層由里到外依次是：第一、二、七層，符號分別對應：K、L、M、N、O、P、Q。(2)排布規(guī)律電子是在原子核外距核由近及遠，能量由低至高的不同電子層上分層排布。每層最多容納的電子數(shù)為2n2(n代表電子層數(shù))。電子一般總是先排在能量低 的電子層里，即最先排在 K層，當 K 層排滿后，再排 L 層，依此類推。最外層電子數(shù)不超過8個(或 2個)，次外層不超過18個，倒數(shù)第3層不超過32個。4、構(gòu)造原理能量最低原理(1)能層與能級能層多電子原子的核外電子的能量是不同的。按電子的能量差異，可將核外電子分成不同的能層。原子核外電子的每一個能層(序數(shù)為n)最多可容納的電子數(shù)為2n2。能級多電子原子中，同一能層的電子，能量也不同，還可以把它們分成能級。(2)構(gòu)造原理隨著原子核電荷數(shù)的遞增，基態(tài)原子的核外電子按照上圖中箭頭的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p該原理適用于絕大多數(shù)基態(tài)原子的核外電子排布。【思考】核外電子排布完全依照電子層順序排列嗎？核外電子排布的規(guī)律并不完全依據(jù)電子層順序，而是按能級順序進行的。(3)能量最低原理、基態(tài)與激發(fā)態(tài)光譜能量最低原理原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。基態(tài)與激發(fā)態(tài)原子核外電子在一定條件下會發(fā)生躍遷，躍遷過程中伴隨著能量的變化?；鶓B(tài)原子激發(fā)態(tài)原子（吸收能量）（釋放能量）光譜光(輻射)是電子釋放能量的重要形式之一。不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱為原子光譜。利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。(4)電子云與原子軌道電子云電子云是電子在核外空間各處出現(xiàn)概率的形象化描述。黑點密的地方表示電子出現(xiàn)的概率大，黑點疏的地方表示電子出現(xiàn)的概率小。原子軌道電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。原子軌道軌道形狀軌道個數(shù)s球形1p紡錘形3泡利原理和洪特規(guī)則A泡利原理條件：當電子在同一個軌道中排布時；結(jié)論：1個軌道里最多容納2個電子，且自旋方向相反。B洪特規(guī)則條件：當電子排布在同一能級的不同軌道時；結(jié)論：總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同。C基態(tài)原子的核外電子在原子軌道上排布要遵循三個原則：能量最低原理、泡利原理、洪特規(guī)則。表示原子結(jié)構(gòu)和組成的常見化學用語1原子結(jié)構(gòu)示意圖 可表示核外電子的分層排布和核內(nèi)質(zhì)子數(shù)，如 2電子式 可表示原子最外層電子數(shù)目，如 。3核素符號 側(cè)重表示原子核的組成，它告訴人們該原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)和質(zhì)量數(shù),并推及中子數(shù)和核外電子數(shù)，如O4電子排布式（1）用數(shù)字在能級符號右上角標明該能級上排布的電子數(shù)，這就是電子排布式。例如：K：1s22s22p63s23p64s1。 （2）為了避免電子排布式書寫過于繁瑣，把內(nèi)層電子達到稀有氣體元素原子結(jié)構(gòu)的部分以相應稀有氣體的元素符號外加方括號表示。例如：K：Ar4s1。 （3）有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布相對于構(gòu)造原理有1個電子的偏差。因為能量相同的原子軌道在全充滿（如p6和d10）、半充滿（如p3和d5）和全空（如p0和d0）狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。例如： Cr：1s22s22p63s23p63d44s2()Cr：1s22s22p63s23p63d54s1()5電子排布圖 用方框表示一個原子軌道，每個箭頭代表一個電子，如氮原子的電子排布圖為：【例3、4】典型例題：【例1】(xx年高考廣東卷)xx年諾貝爾化學獎得主Gerhard Ertl對金屬Pt表面催化氧化CO反應的模型進行了深入研究。下列關(guān)于Pt和Pt的說法正確的是()APt和Pt的核外電子數(shù)相同，是同一種核素BPt和Pt的中子數(shù)相同，互稱為同位素CPt和Pt的質(zhì)子數(shù)相同，互稱為同位素DPt和Pt的質(zhì)量數(shù)相同，不能互稱為同位素答案C【例2】一個12C原子的質(zhì)量為aKg，一個12C16O2分子的質(zhì)量為bKg，若以12C16O2中的一個氧原子質(zhì)量的作為相對原子質(zhì)量的標準，則12C16O2的相對分子質(zhì)量為 （）A B C D答案 B【例3】(xx年海南高考)在基態(tài)多電子原子中，關(guān)于核外電子能量的敘述錯誤的是()A最易失去的電子能量最高B電離能最小的電子能量最高Cp軌道電子能量一定高于s軌道電子能量D在離核最近區(qū)域內(nèi)運動的電子能量最低解析原子在反應中失去的電子應是離核最遠的外層電子，其能量最高，A正確，B項，電離能最小的電子離原子核最遠，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正確；處于高能層中的s軌道電子的能量要比處于較低能層中p軌道電子的能量高，C錯誤；能量越低的電子盡量排布在離原子核越近的軌道上，D正確。答案C【例4】下列各種基態(tài)原子的核外電子排布式中，正確的是 ( )A1s22s12p1 B1s22s22p33s1 C1s22s22p63s14s1 D1s22s22p63s23p64s1答案D第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第三課時 元素周期律復習目標：1、掌握元素周期律的本質(zhì)、內(nèi)容。能根據(jù)元素周期確定元素的性質(zhì)。2、深入了解“位-構(gòu)-性”的關(guān)系?；A(chǔ)知識：1概念 元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)遞增發(fā)生周期性的遞變。2實質(zhì) 元素周期律的實質(zhì)是元素原子結(jié)構(gòu)的周期性變化必然引起元素性質(zhì)的周期性變化。3對角線規(guī)則 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質(zhì)相似，如Li和Mg，Be和Al。4元素周期表中同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律項目同周期（從左到右）同主族（從上到下）最外層電子數(shù)由1遞增到7相同主要化合價最高正價由+1+7（O、F除外）負價由-4-1最高正價相同原子半徑逐漸減?。ǘ栊詺怏w除外）逐漸增大金屬性與非金屬性金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱最高價氧化物對應水化物的酸堿性堿性逐漸減弱酸性逐漸增強堿性逐漸增強酸性逐漸減弱非金屬的氣態(tài)氫化物生成由難到易穩(wěn)定性由弱到強生成由易到難穩(wěn)定性由強到弱得失電子能力得電子能力逐漸增強失電子能力逐漸減弱得電子能力逐漸減弱失電子能力逐漸增強第一電離能逐漸增大（特例：Be>B,N>O,Mg>Al，P>S）逐漸減小電負性逐漸增大逐漸減小5電離能（1）第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子 失去一個電子 轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。（2）元素第一電離能的意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。 第一電離能數(shù)值越小，原子越易失去一個電子，該元素的金屬性越強；反之，第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個電子。（3）變化規(guī)律：同一周期從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢，但某些地方出現(xiàn)曲折變化，如Be >B，N >O， Mg > Al，P >S。同一族從上到下元素的第一電離能變小。6電負性（1）鍵合電子：原子中用于形成 化學鍵 的電子。（2）電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。（3）意義：電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大，非金屬性越強。故電負性的大小可用來衡量元素非金屬性和金屬性的大小。（4）變化規(guī)律同周期從左到右元素的電負性逐漸增大。同主族從上到下元素的電負性逐漸變小。（5）應用判斷元素的金屬性和非金屬性的強弱：非金屬的電負性>1.8;金屬的電負性<1.8;類金屬的電負性在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。判斷化學鍵的類型：元素的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；元素的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵?！纠?、2】7實例（1）堿金屬堿金屬元素原子結(jié)構(gòu)特點與化學性質(zhì)的關(guān)系元素LiNaKRbCs相似性結(jié)構(gòu)原子的最外層都只有 1個電子化學性質(zhì)都表現(xiàn)出較強的 還原 性：如能夠與氧氣等非金屬單質(zhì)反應；能夠置換水中的氫等。反應產(chǎn)物中，堿金屬元素的化合價都是 +1 。遞變性結(jié)構(gòu)從LiCs，核外電子層數(shù)逐漸 增多，原子半徑依次 增大 ，原子核對最外層電子的吸引力逐漸 減小 ，因此元素的原子失去電子的能力逐漸 增強。化學性質(zhì)從LiCs，元素的金屬性逐漸 .與氧氣的反應越來越劇烈，且產(chǎn)物越來越復雜與水反應置換出水中的氫越來越容易單質(zhì)物理性質(zhì)的比較A堿金屬元素的單質(zhì)一般呈 銀白 色，密度 小 ，熔、沸點 低，導電、導熱性 良好 。B遞變性：從LiCs，堿金屬的密度逐漸 增大 ，熔沸點逐漸 降低 。C堿金屬元素單質(zhì)的個性特點：銫略帶金黃色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔點：Li大于100 。（2）鹵素原子結(jié)構(gòu)特點相同點：最外層都是 7 個電子。不同點：按F、Cl、Br、I的順序，電子層數(shù)依次增多，原子半徑依次增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱。鹵素單質(zhì)的物理性質(zhì)遞變規(guī)律按F2、Cl2、Br2、I2的順序：顏色逐漸變深；熔、沸點逐漸升高 ；密度逐漸 增大。鹵素單質(zhì)的化學性質(zhì)F2Cl2Br2I2與H2化合H2X2=2HX冷暗處爆炸化合，生成的HF很穩(wěn)定強光下爆炸化合，生成的HCl穩(wěn)定高溫下緩慢化合，生成的HBr較不穩(wěn)定持續(xù)加熱緩慢化合，生成的HI不穩(wěn)定與H2O反應2F22H2O=4HFO2Cl2H2O=HClHClO與水反應，但較氯氣緩慢與水只起微弱反應置換反應Cl22NaBr=2NaClBr2Br22NaI=2NaBrI2不能把其他鹵素從它們的鹵化物中置換出來結(jié)論非金屬性逐漸減弱判斷元素金屬性、非金屬性強弱的方法1根據(jù)元素在周期表中的位置2根據(jù)金屬活動性順序表金屬的位置越靠前，其金屬性越強。3根據(jù)實驗 (1)元素金屬性強弱的比較根據(jù)金屬單質(zhì)與水（或酸）反應的難易程度：越易反應，則對應金屬元素的金屬性越強。根據(jù)金屬單質(zhì)與鹽溶液的置換反應：A置換出B，則A對應的金屬元素比B對應的金屬元素金屬性強。根據(jù)金屬單質(zhì)的還原性或?qū)栯x子的氧化性強弱：單質(zhì)的還原性越強，對應陽離子的氧化性越弱，元素的金屬性越強（Fe對應的是Fe2+，而不是Fe3+）。根據(jù)最高價氧化物對應水化物的堿性強弱：堿性越強，則對應金屬元素的金屬性越強。根據(jù)電化學原理：不同金屬形成原電池時，作負極的金屬活潑；在電解池中的惰性電極上，先析出的金屬其對應的元素不活潑。(2)元素非金屬性強弱的比較根據(jù)非金屬單質(zhì)與H2化合的難易程度：越易化合則其對應元素的非金屬性越強。根據(jù)形成的氫化物的穩(wěn)定性或還原性：越穩(wěn)定或還原性越弱，則其對應元素的非金屬性越強。根據(jù)非金屬之間的相互置換：A能置換出B，則A對應的非金屬元素的非金屬性強于B對應元素的非金屬性。根據(jù)最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強，則元素的非金屬性越強。根據(jù)非金屬單質(zhì)的氧化性或?qū)庪x子的還原性強弱：單質(zhì)的氧化性越強，其對應陰離子的還原性越弱，元素的非金屬性越強?！咎貏e提醒】(1)元素的非金屬性與金屬性強弱的實質(zhì)是元素的原子得失電子的難易，而不是得失電子的多少。如Mg比Na失電子數(shù)多，但Na比Mg失電子更容易，故Na的金屬性比Mg強。(2)根據(jù)產(chǎn)物中元素化合價的高低可比較元素金屬性和非金屬性的強弱，例如2Fe+3Cl2=2FeCl3，F(xiàn)e+S=FeS,則元素非金屬性Cl>S。(3)用酸性強弱判斷元素非金屬性強弱時，一定是最高價含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判斷非金屬性：S>P；但酸性H2SO4>HClO，HCl>H2S，均不能用于判斷元素非金屬性強弱?！纠?】微粒半徑的大小比較規(guī)律1同周期元素的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增逐漸減小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有氣體的原子半徑不參與比較）。2同主族元素原子的半徑隨原子序數(shù)的遞增逐漸增大。如：Li<Na<K<Rb;O<S<Se。3同周期陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小。如：第三周期中：Na+>Mg2+>Al3+。4同周期陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸減小。如：第三周期中：P3->S2->Cl-。5同主族陽離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大。如：第A族中：Na+<K+<Rb+<Cs+。6同主族陰離子半徑隨原子序數(shù)遞增逐漸增大，如：第A族中：F-<Cl-<Br-<I-。7陽離子半徑總比相應原子半徑小。如：Na+<Na，F(xiàn)e2+<Fe。8陰離子半徑總比相應原子半徑大。如：S2->S，Br->Br。9電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如：S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+<Mg2+<Na+<F-。10同一元素不同價態(tài)的離子半徑，價態(tài)越高則離子半徑越小。如：Fe>Fe2+>Fe3+，H->H>H+。【例4】例題精講：【例1】下列關(guān)于元素電負性大小的比較中，不正確的是 ( )AO<S<Se<Te BC<N<O<F CP<S<O<F DK<Na<Mg<Al解析A選項元素屬于同一主族,電負性從上到下依次減?。籅選項元素屬于同一周期，電負性從左到右依次增大；C、D兩個選項元素的相對位置如下圖所示：C:OFD:NaMgAlPSk周期表中，右上角元素（惰性元素除外）的電負性最大，左下角元素電負性最小。【例2】下表列出前20號元素中的某些元素性質(zhì)的一些數(shù)據(jù)： 試回答下列問題：(1)以上10種元素中，第一電離能最小的是_(填編號)。(2)上述、三種元素中的某兩種元素形成的化合物中，每一個原子都滿足8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的物質(zhì)可能是_(寫分子式)。元素和形成的化合物的化學式為_，它是一種重要的結(jié)構(gòu)材料，推測它應是屬于_晶體；元素的原子價電子排布式是_。(3)四種元素的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，由強到弱的順序是_(填化學式)。(4)和兩元素比較，非金屬性較弱的是_(填名稱)，可以驗證你的結(jié)論的是下列中的_(填序號)。A氣態(tài)氫化物的揮發(fā)性和穩(wěn)定性B單質(zhì)分子中的鍵能C兩元素的電負性D含氧酸的酸性E氫化物中XH鍵的鍵長(X代表和兩元素)F兩單質(zhì)在自然界的存在形式解析由題意可知，10種元素是前20號元素，根據(jù)表中數(shù)據(jù)，可推出S，K，O，Al，C，P，Cl，Na，N，Si。(1)在同一周期中，自左至右元素的第一電離能逐漸增大；同一主族中，從上向下，元素的第一電離能逐漸減?。还试?0種元素中，第一電離能最小的是K。(2)C、P、Cl中的某兩種元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一個原子都滿足8e-穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；元素和形成的化合物Si3N4屬于原子晶體；S元素的原子價電子排布式是3s23p4。(3)元素的非金屬性越強，形成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性強弱為Cl>S>P>Si，故其氫化物穩(wěn)定性為HCl>H2S>PH3>SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金屬性較弱的是氮元素，可通過C、E驗證。答案(1)(2)PCl3、CCl4Si3N4原子3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素CE【例3】下列推斷正確的是（）A根據(jù)同濃度的兩元素含氧酸鈉鹽（正鹽）溶液的堿性強弱，可判斷該兩元素非金屬性的強弱B根據(jù)同主族兩非金屬元素氫化物沸點高低，可判斷該兩元素非金屬性的強弱C根據(jù)相同條件下兩主族金屬單質(zhì)與水反應的難易，可判斷兩元素金屬性的強弱D根據(jù)兩主族金屬原子最外層電子數(shù)的多少，可判斷兩元素金屬性的強弱解析元素非金屬性的強弱與最高價含氧酸的酸性對應，A錯；氫化物沸點高低與元素的非金屬性強弱沒有必然聯(lián)系，B錯；當電子層數(shù)相同時，才可以根據(jù)最外層電子數(shù)的多少判斷金屬性的強弱，D錯。答案C【例3】 已知118號元素的離子aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，下列關(guān)系正確的是 （ ）A質(zhì)子數(shù)c>d B離子的還原性Y2->Z-C氫化物的穩(wěn)定性H2Y>HZ D原子半徑X<W解析 因四種離子的電子層結(jié)構(gòu)相同，所以質(zhì)子數(shù)a、b、c、d的大小關(guān)系應為a>b>d>c，所以氫化物穩(wěn)定性應為HZ>H2Y，原子半徑大小關(guān)系應為X>W，故選B。【規(guī)律總結(jié)】 在中學要求范疇內(nèi)可按“三看”規(guī)律來比較微粒半徑的大?。?一看電子層數(shù)：在電子層數(shù)不同時，電子層數(shù)越多，半徑越大； 二看核電荷數(shù)：在電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越??； 三看電子數(shù)：在電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，電子數(shù)越多，半徑越大。此規(guī)律對于原子、離子之間的半徑比較均適用；稀有氣體元素的原子半徑與同周期中相鄰非金屬原子半徑不具有可比性，因測定依據(jù)不同。 第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第四課時 元素周期律與元素周期表綜合應用復習目標：1、掌握元素周期表和元素周期律綜合應用的問題。2、能夠解決原子結(jié)構(gòu)、元素周期律綜合性問題解題的方法?；A(chǔ)知識：1元素的分區(qū) 虛線兩邊 的元素，既能表現(xiàn)出一定的非金屬性，又能表現(xiàn)出一定的金屬性。2元素周期律和元素周期表的應用 (1)根據(jù)周期表中的位置尋找未知元素。 (2)預測元素的性質(zhì)（由遞變規(guī)律推測）。比較不同周期、不同主族元素的性質(zhì)。如金屬性Mg>Al，Ca>Mg，則堿性Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2；推測未知元素的某些性質(zhì)。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知鹵族元素的性質(zhì)遞變規(guī)律，可推知未學元素砹（At）應為 色固體，與氫 化合，HAt不穩(wěn)定，水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。(3)啟發(fā)人們在一定區(qū)域內(nèi)尋找新物質(zhì)。在周期表中 尋找半導體材料；在周期表中的 附近探索研制農(nóng)藥的材料；在 中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料等?！拔弧?、“構(gòu)”、“性”三者之間的關(guān)系1“位”、“構(gòu)”、“性”三者的關(guān)系可表示如下（1）原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系主族元素的最高正化合價=主族序數(shù)=最外層電子數(shù)。主族元素的最低負化合價=最高正化合價-8。核外電子層數(shù)=周期數(shù)。質(zhì)子數(shù)=原子序數(shù)=原子核外電子數(shù)=核電荷數(shù)。最外層電子數(shù)等于或大于3而小于8的一定是主族元素。最外層有1個或2個電子，則可能是第A、第A族元素，也可能是副族、第族或0族元素氦。（2）性質(zhì)與位置互推是解題的關(guān)鍵熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律，主要包括：元素的金屬性、非金屬性。氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。最高價氧化物對應水化物的酸堿性。（3）結(jié)構(gòu)和性質(zhì)的互推是解題的要素電子層數(shù)和最外層電子數(shù)決定元素原子的氧化性和還原性。同主族元素最外層電子數(shù)相同，性質(zhì)相似。正確推斷原子半徑和離子半徑的大小及結(jié)構(gòu)特點。判斷元素金屬性和非金屬性的方法。2元素“位、構(gòu)、性”規(guī)律中的特例在“位、構(gòu)、性”的規(guī)律中一些例外必須引起我們足夠的注意，否則在解題時會誤入歧途；（1）一般原子的原子核是由質(zhì)子和中子構(gòu)成，但無中子。（2）元素周期表中每一周期一般都是從金屬元素開始，但第一周期例外，是從氫元素開始。（3）大多數(shù)元素在自然界中都有穩(wěn)定的同位素，但Na、F、P、Al等20種元素卻未發(fā)現(xiàn)穩(wěn)定的同位素。（4）元素的原子序數(shù)大，相對原子質(zhì)量不一定大，如18Ar的相對原子質(zhì)量為3995,大于19K的39.10。（5）一般元素性質(zhì)越活潑，其單質(zhì)性質(zhì)也越活潑，但N與P卻相反，N的非金屬性強于P，但N2比白磷、紅磷穩(wěn)定得多。典型例題：【例1】X、Y、Z、W均為短周期元素，它們在周期表中相對位置如右圖所示。若Y原子的最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)的3倍，下列說法中正確的是（ ）A原子半徑：W>Z>Y>XB最高價氧化物對應水化物的酸性W比Z弱CY的氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性較Z的弱D四種元素的單質(zhì)中，Z的熔、沸點最高解析Y原子的最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)的3倍，則Y為O，故X為N，Z為S，W為Cl，A項錯誤；B項HClO4酸性比H2SO4酸性強，錯誤；H2O比H2S穩(wěn)定，故C項錯誤；S為固體，其他為氣體，故D項正確。【例2】（xx山東卷，11）下列說法正確的是A形成離子鍵的陰陽離子間只存在靜電吸引力BHF、HCL、HBr、HI的熱穩(wěn)定性和還原性從左到右依次減弱C第三周期非金屬元素含氧酸的酸性從左到右依次增強D元素周期律是元素原子核外電子排布周期性變化的結(jié)果解析離子鍵是陰陽離子通過靜電作用形成的，靜電作用包括靜電吸引和靜電排斥，故A錯；因同駐足元素從上到下的非金屬性減弱，故HF、HCL、HBr、HI的熱穩(wěn)定性依次減弱，但HF、HCL、HBr、HI的還原性依次增強，故B錯；根據(jù)元素的非金屬性越強，其對應的最高價漢陽算得酸性越強，C錯因為沒有指明是最高價含氧酸；元素周期律的根本原因是元素原子核外電子排布的周期性變化，D正確。答案D【例3】（xx上海卷，20）幾種短周期元素的原子半徑及主要化合價如下表：元素代號XYZW原子半徑/pm1601437066主要化合價+2+3+5、+3、-3-2下列敘述正確的是AX、Y元素的金屬性 X<YB一定條件下，Z單質(zhì)與W的常見單質(zhì)直接生成2W2CY的最高價氧化物對應的水化物能溶于稀氨水D一定條件下，W單質(zhì)可以將Z單質(zhì)從其氫化物中置換出來答案D解析此題考查了物質(zhì)結(jié)構(gòu)與元素周期律知識。根據(jù)題給數(shù)據(jù)，X、Y的化合價不同，但原子半徑相差較小，可知兩者位于同一周期相鄰主族，故金屬性X>Y，A錯；根據(jù)Z、W的原子半徑相差不大，化合價不同，且W只有負價，則其可能是O，Z是N，兩者的單質(zhì)直接生成NO，B錯；據(jù)此判斷可知X是Mg，Y是Al；Y的最高價氧化物的水化物是氫氧化鋁，其不溶于氨水，C錯；一定條件下，氧氣可以和氨氣反應生成水和氮氣，D對。【知識歸納】解答元素推斷題的突破口可能是原子結(jié)構(gòu)、元素在周期表中的位置、元素的性質(zhì)等；在此題中解答時，關(guān)鍵是抓住元素性質(zhì)和元素在周期表中的位置的關(guān)系，從原子半徑的變化和元素的最高正價和最低負價入手尋求突破。第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第五課時 化學鍵復習目標：1、了解離子鍵、共價鍵的形成過程和與物質(zhì)類別間的關(guān)系。2、掌握電子式的書寫方法?；A(chǔ)知識：1化學鍵（1）含義：使 離子 相結(jié)合或 原子 相結(jié)合的作用力。（2）特點：短程有效 強烈的相互作用化學鍵離子鍵共價鍵極性共價鍵非極性共價鍵 （3）分類:2離子鍵和共價鍵 比較 離子鍵 共價鍵極性鍵 非極性鍵 概念 使陰、陽離子結(jié)合成化合物的靜電作用 原子之間通過共用電子對所形成的相互作用 成鍵粒子 陰、陽離子 原子特點 陰、陽離子間的相互作用 共用電子對偏向一方 共用電子對不偏向任一方 形成條件 活潑金屬和活潑非金屬通過得失電子形成陰、陽離子帶正電荷原子團（NH ）與帶負電荷的陰離子之間發(fā)生強烈相互作用 不同非金屬元素的原子間非金屬元素與不活潑的金屬元素之間 同種元素的原子間通過共用電子對結(jié)合 3化學反應的實質(zhì)（1）化學鍵的形成化學鍵的形成與原子結(jié)構(gòu)有關(guān)，主要通過兩個方面來實現(xiàn)。原子的價電子間的 轉(zhuǎn)移 離子鍵。原子的價電子間的 共用 共價鍵。（2）化學反應的本質(zhì)反應物分子內(nèi) 舊鍵的斷裂 和產(chǎn)物分子中_新鍵的形成 ?；瘜W鍵與物質(zhì)類別之間的關(guān)系1離子化合物、共價化合物與物質(zhì)分類的關(guān)系化合物類型 定義 與物質(zhì)分類的關(guān)系 舉例 離子化合物 含有離子鍵的化合物 包括強堿、絕大多數(shù)鹽及活潑金屬的氧化物和過氧化物 NaCl、Na2O2、NaOH、NH4Cl等 共價化合物 只含有共價鍵的化合物 包括酸、弱堿、極少數(shù)鹽、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物、大多數(shù)有機物等 H2S、SO2、CH3COOH、H2SO4、NH3、H2O等 2離子化合物、共價化合物的判斷方法（1）根據(jù)化學鍵類型來判斷一般來說，活潑的金屬原子和活潑的非金屬原子間形成的是離子鍵，同種或不同種非金屬原子間形成的是共價鍵。含有離子鍵的化合物一定為離子化合物，僅含有共價鍵的化合物一定為共價化合物。（2）根據(jù)化合物的類型來判斷大多數(shù)堿性氧化物、強堿和鹽都屬于離子化合物；非金屬氫化物、非金屬氧化物、含氧酸都屬于共價化合物。（3）根據(jù)化合物的性質(zhì)來判斷熔點、沸點較低的化合物是共價化合物。溶于水后不能發(fā)生電離的化合物是共價化合物。熔化狀態(tài)下能導電的化合物是離子化合物，不導電的化合物是共價化合物。3化學鍵與物質(zhì)類別之間的關(guān)系除稀有氣體無化學鍵外，其他物質(zhì)內(nèi)部都存在化學鍵。化學鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律可概括如下： 只含有極性共價鍵的物質(zhì)一般是不同非金屬元素形成的共價化合物。如SiO2、HCl、CH4等。 只含非極性共價鍵的物質(zhì)是同種非金屬元素形成的單質(zhì)。如Cl2、P4、金剛石等。 即有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)一般為多原子（4個原子以上），且相同的原子至少有2個的非金屬元素形成的共價化合物，如：H2O2、C2H4等。 只含離子鍵的物質(zhì)主要是由活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物。如Na2S、CaCl2等。 既有離子鍵又有極性鍵的物質(zhì)，如NaOH、K2SO4等；既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如Na2O2等。 僅由非金屬元素形成的離子化合物，如銨鹽NH4Cl、NH4NO3等。 金屬元素和非金屬元素間可能存在共價鍵。如AlCl3等。 非金屬性較強的元素的氫化物（H2O、NH3、HF等）易形成氫鍵，但氫鍵屬于一種特殊的分子間作用力?！纠?】4分子間作用力和氫鍵（1）分子間作用力定義：把分子聚集在一起的作用力，又稱范德華力。特點A分子間作用力比化學鍵弱得多，它主要影響物質(zhì)的熔點、沸點等物理性質(zhì)，而化學鍵主要影響物質(zhì)的化學性質(zhì)。B分子間作用力存在于由共價鍵形成的多數(shù)共價化合物和絕大多數(shù)氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)非金屬 單質(zhì) 分子之間。但像二氧化硅、金剛石等由共價鍵形成的物質(zhì)，微粒之間不存在分子間作用力。 變化規(guī)律一般說來，對于組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點也 越高。例如，熔、沸點：I2 > Br2 > Cl2 > F2。（2）氫鍵定義：分子間存在著一種比分子間作用力稍強的相互作用。形成條件除H外，形成氫鍵的原子通常是N、O、F。存在氫鍵存在廣泛，如蛋白質(zhì)分子、H2O、NH3、HF等分子之間。分子間氫鍵會使物質(zhì)的熔點和沸點升高。五、幾種表示方法1電子式概念 在 元素符號 周圍，用“”或“”來表示原子的最外層層電子（價電子）的式子 書寫微粒的種類 電子式的表示方法 注意事項 舉例 原子 元素符號周圍標明價電子少于或等于4時以單電子分布，多于4時多出部分以電子對分布 陽離子 單原子 離子符號右上方標明電荷Mg2+ 多原子 元素符號緊鄰鋪開，周圍標清電子分布 用“ ”，右上方標明_電荷_陰離子單原子元素符號周圍合理分布價電子及所獲電子 用“”，右上方標明電荷多原子 元素符號緊鄰鋪開，合理分布價電子及所獲電子 相同原子不得加和，用“”，右上方標明_電荷單質(zhì)及化合物 離子化合物 由陽離子電子式和陰離子電子式組成 同性不相鄰，離子合理分布 單質(zhì)及共價化合物 各原子緊鄰鋪開，標明價電子及成鍵電子情況 原子不加和，無“”，不標明電荷 離子化合物形成過程 原子電子式離子化合物電子式 電子轉(zhuǎn)移方向及位置，用弧形箭頭，變化過程用“”，同性不相鄰，合理分布 共價化合物形成過程 原子電子式共價化合物電子式 無電子轉(zhuǎn)移不用“”，不用“”，不標明電荷 【注意】（1）書寫電子式或判斷電子式的正誤時，首先要判斷化合物是離子化合物還是共價化合物，然后再進行書寫或判斷。（2）要熟練掌握一些重要物質(zhì)電子式的書寫。 2結(jié)構(gòu)式（1）含義：用一根短線“-”表示一對共用電子對，忽略其他電子的式子。（2）特點：僅表示成鍵情況，不代表空間構(gòu)型，如H2O的結(jié)構(gòu)式可表示為H-O-H或都行。 【例2】例題精講：【例1】下列各組化合物中，化學鍵的類型相同的是（）CaCl2和Na2SNa2O和Na2O2 CO2和CS2HCl和NaOHAB C D解析項CaCl2和Na2S中都僅含離子鍵，項CO2和CS2中都僅含共價鍵，但項Na2O中僅含離子鍵而Na2O2中還含有O-O共價鍵，項HCl中無離子鍵而NaOH中既有離子鍵又有共價鍵。【例6】下列各項中表達正確的是（）ANaCl的電子式為 BCO2的分子模型示意圖為CCrO5的結(jié)構(gòu)式為，該氧化物中Cr為+6價D次氯酸的結(jié)構(gòu)式為H-Cl-O解析氯化鈉是離子化合物，存在離子鍵，A錯；CO2是直線形分子，B錯；HClO的結(jié)構(gòu)式是H-O-Cl，D錯。第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第六課時 晶體類型及作用力復習目標：1、掌握晶體的常識以及晶體與化學鍵、作用力等相關(guān)知識。2、能判斷出物質(zhì)的晶體類型，能運用晶體知識比較物質(zhì)熔沸點的高低?；A(chǔ)知識：類型比較分子晶體原子晶體金屬晶體離子晶體構(gòu)成粒子分子原子金屬陽離子和自由電子陰、陽離子粒子間的相互作用力分子間作用力（范德華力）共價鍵金屬鍵離子鍵硬度較小很大有的很大，有的很小較大熔、沸點較低很高有的很高，有的很低較高溶解性相似相溶難溶于任何溶劑常見溶劑難溶大多易溶于水等極性溶劑導電、傳熱性一般不導電，溶于水后有的導電一般不具有導電性，個別為半導體電和熱的良導體晶體不導電，水溶液或熔融態(tài)導電物質(zhì)類別及舉例大多數(shù)非金屬單質(zhì)、氣態(tài)氫化物、酸、非金屬氧化物（SiO2除 外）、絕大多數(shù)有機物（有機鹽除外）部分非金屬單質(zhì)(如金剛石、硅、晶體硼),部分非金屬化合物(如SiC、SiO2）金屬單質(zhì) 與合金（如Na、Al、Fe、 青銅）金屬氧化物（如K2O、Na2O）、強堿（如KOH、NaOH）、絕大部分鹽(如NaCl)一、晶體類型的判斷1依據(jù)組成晶體的粒子和粒子間的作用判斷 離子晶體的粒子是陰、陽離子，粒子間的作用是離子鍵；原子晶體的粒子是原子，原子間的作用是共價鍵；分子晶體的粒子是分子，分子間的作用為分子間作用力，即范德華力；金屬晶體的粒子是金屬陽離子和自由電子，粒子間的作用是金屬鍵。2依據(jù)物質(zhì)的性質(zhì)分類判斷 金屬氧化物（如K2O、Na2O2等）、強堿（如NaOH、KOH等）和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。大多數(shù)非金屬單質(zhì)（除金剛石、石墨、晶體硅、晶體硼外）、氣態(tài)氫化物、非金屬氧化物（除SiO2外）、酸、絕大多數(shù)有機物（除有機鹽外）是分子晶體。常見的原子晶體單質(zhì)有金剛石、晶體硅、晶體硼等；常見的原子晶體化合物有碳化硅、二氧化硅等。金屬單質(zhì)與合金屬于金屬晶體。3依據(jù)晶體的熔點判斷 離子晶體的熔點較高，常在幾百至一千多度。原子晶體的熔點高，常在一千至幾千度。分子晶體熔點低，常在幾百度以下至很低溫度。金屬晶體的熔點差別很大。4依據(jù)導電性判斷 固態(tài)不導電、熔融態(tài)能導電的一定是離子晶體。原子晶體一般為非導體。分子晶體為非導體，而分子晶體中的電解質(zhì)溶于水，使分子內(nèi)的化學鍵斷裂形成自由離子，也能導電。金屬晶體是電的良導體。5依據(jù)硬度和機械性能判斷 離子晶體硬度較大或略硬而脆；原子晶體硬度大；分子晶體硬度小且較脆；金屬晶體多數(shù)硬度差別大，且具有延展性。二、晶體熔、沸點高低的判斷1不同類型晶體的熔、沸點高低的一般規(guī)律 原子晶體>離子晶體>分子晶體 金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等沸點很高，而汞、鎵、銫等沸點很低。2原子晶體 在原子晶體中，原子半徑小的鍵長短，鍵能大，晶體的熔、沸點高。如熔點:金剛石>石英>碳化硅>硅。3離子晶體一般來說，陰、陽離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用力就越強，其離子晶體的熔、沸點就越高,如熔點: MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。4分子晶體（1）分子間作用力越大，物質(zhì)的熔、沸點越高；具有氫鍵的分子晶體，熔、沸點反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。（2）組成和結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。（3）組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（相對分子質(zhì)量接近），分子的極性越大，其熔、沸點越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。（4）同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔、沸點越低。 5.金屬晶體 金屬離子半徑越小，離子電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：Na<Mg<Al。例題精講：【例1】下列各組物質(zhì)各自形成晶體，均屬于分子晶體的化合物是 ( )ANH3、HD、C10H8 BPCl3、CO2、H2SO4CSO2、SiO2、P2O5 DCCl4、Na2S、H2O2解析A中HD是單質(zhì)，不是化合物；C中SiO2為原子晶體，不是分子晶體；D中Na2S是離子晶體，不是分子晶體?！纠?】SiCl4的分子結(jié)構(gòu)與CCl4類似，對其作出如下推測，其中不正確的是 ( ) ASiCl4晶體是分子晶體 B常溫、常壓下SiCl4是氣體 CSiCl4的分子是由極性鍵形成的非極性分子 DSiCl4熔點高于CCl4解析由于CCl4是分子晶體，所以SiCl4也是分子晶體，由于SiCl4的相對分子質(zhì)量比CCl4的相對分子質(zhì)量大，分子間作用力也應比CCl4的分子間作用力大，所以SiCl4的熔、沸點應比CCl4高，而CCl4在常溫常壓下是液體，所以SiCl4在常溫、常壓下絕不是氣體。第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律綜合題型選講1 (xx江蘇高考21A，12分)原子序數(shù)小于36的X、Y、Z、W四種元素，其中X是形成化合物種類最多的元素，Y原子基態(tài)時最外層電子數(shù)是其內(nèi)層電子數(shù)的2倍，Z原子基態(tài)時2p原子軌道上有3個未成對的電子，W的原子序數(shù)為29?；卮鹣铝袉栴}：(1) Y2X2分子中Y原子軌道的雜化類型為 ，1mol Y2X2含有鍵的數(shù)目為 。(2)化合物ZX3的沸點比化合物YX4的高，其主要原因是 。(3)元素Y的一種氧化物與元素Z的一種氧化物互為等電子體，元素Z的這種氧化物的分子式是 。(4)元素W的一種氯化物晶體的晶胞結(jié)構(gòu)如圖13所示，該氯化物的化學式是 ，它可與濃鹽酸發(fā)生非氧化還原反應，生成配合物HnWCl3，反應的化學方程式為