2019高考化學 考點必練 專題28 物質(zhì)結構與性質(zhì)知識點講解.doc

考點二十八 物質(zhì)結構與性質(zhì)知識點講解一、原子結構 1. 能層與能級由必修的知識，我們已經(jīng)知道多電子原子的核外電子的能量是不同的，由內(nèi)而外可以分為： 第一、二、三、四、五、六、七能層符號表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q 能量由低到高例如：鈉原子有11個電子，分布在三個不同的能層上，第一層2個電子，第二層8個電子，第三層1個電子。由于原子中的電子是處在原子核的引力場中，電子總是盡可能先從內(nèi)層排起，當一層充滿后再填充下一層。理論研究證明，原子核外每一層所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 一 二 三 四 五 六 七符 號 K L M N O P Q最多電子數(shù) 2 8 18 32 50即每層所容納的最多電子數(shù)是：2n2(n：能層的序數(shù)) 但是同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(S、P、d、F)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。能級的符號和所能容納的最多電子數(shù)如下：能 層 K L M N O 能 級 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 最多電子數(shù) 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 各能層電子數(shù) 2 8 18 32 50 （1） 每個能層中，能級符號的順序是ns、np、nd、nf（2） 任一能層，能級數(shù)=能層序數(shù)（3） s、p、d、f可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7的兩倍 各能層所包含的能級類型及各能層、能級最多容納的電子數(shù)見下表：2. 構造原理根據(jù)構造原理，只要我們知道原子序數(shù)，就可以寫出幾乎所有元素原子的電子排布。即電子所排的能級順序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s電子填充的先后順序（構造原理）為：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p.ns (n2)f (n1)d np構造原理揭示了原子核外電子的能級分布。不同能層的能級有交錯現(xiàn)象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)等。構造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子電子排布圖（即軌道表示式）的主要依據(jù)之一。如：Na：1s22s22p63s1，能級符號上面數(shù)字是該能級上的電子數(shù)。元素原子的電子排布：（136號）氫 H 1s1 鈉 Na 1s22s22p63s1 鉀 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1 有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有一個電子的偏差，如：鉻 24Cr Ar3d54s1 銅 29Cu Ar3d104s1例如：寫出17Cl（氯）、21Sc(鈧)、35Br（溴）的電子排布氯：1s22s22p63s23p5鈧：1s22s22p63s23p63d14s2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p53.電子云和原子軌道： (1) 電子運動的特點：質(zhì)量極小 運動空間極小 極高速運動。因此，電子運動來能用牛頓運動定律來描述，只能用統(tǒng)計的觀點來描述。我們不可能像描述宏觀運動物體那樣，確定一定狀態(tài)的核外電子在某個時刻處于原子核外空間如何，而只能確定它在原子核外各處出現(xiàn)的概率。概率分布圖看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。常把電子出現(xiàn)的概率約為90%的空間圈出來，人們把這種電子云輪廓圖成為原子軌道。S的原子軌道是球形的，能層序數(shù)越大，原子軌道的半徑越大。 P的原子軌道是紡錘形的，每個P能級有3個軌道，它們互相垂直，分別以Px、Py、Pz為符號。P原子軌道的平均半徑也隨能層序數(shù)增大而增大。 s電子的原子軌道都是球形的(原子核位于球心)，能層序數(shù)，2越大，原子軌道的半徑越大。這是由于1s，2s，3s電子的能量依次增高，電子在離核更遠的區(qū)域出現(xiàn)的概率逐漸增大，電子云越來越向更大的空間擴展。這是不難理解的，打個比喻，神州五號必須依靠推動(提供能量)才能克服地球引力上天，2s電子比1s電子能量高，克服原子核的吸引在離核更遠的空間出現(xiàn)的概率就比1s大，因而2s電子云必然比1s電子云更擴散。(2) 重點難點泡利原理和洪特規(guī)則量子力學告訴我們：ns能級各有一個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道.而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“”來表示。 一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。洪特規(guī)則的特例：對于同一個能級，當電子排布為全充滿、半充滿或全空時，是比較穩(wěn)定的。 特例： 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 3d 3d 半充滿 全充滿軌道表示式：用“”表示軌道，用“”或“”表示容納的電子。 1s 1s如：1H 2He 1s 2s 1s 2s 2p 3Li 6C注意：ns能級各有1個軌道，np能級各有3個軌道，nd能級各有5個軌道，nf能級各有7個軌道。而每個軌道里最多能容納2個電子，通常稱為電子對，用方向相反的箭頭“”來表示?！啊?“”表示自選方向相反。4. 基態(tài)、激發(fā)態(tài)、光譜 1基態(tài)：最低能量狀態(tài)。如處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。 2激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對基態(tài)而言）。如基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級成為激發(fā)態(tài)原子。 3光譜：不同元素的原子發(fā)生躍遷時會吸收（基態(tài)激發(fā)態(tài)）和放出（基態(tài)激發(fā)態(tài)）能量，產(chǎn)生不同的光譜原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。小結：原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原理。處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子。當基態(tài)原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高能級，變成激發(fā)態(tài)原子。電子從較高能量的激發(fā)態(tài)躍遷到較低能量的激發(fā)態(tài)乃至基態(tài)時，將釋放能量。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，可以用光譜儀攝取各種元素的電子的吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。許多元素是通過原子光譜發(fā)現(xiàn)的。在現(xiàn)代化學中，常利用原子光譜上的特征譜線來鑒定元素，稱為光譜分析。二、分子結構1. 共價鍵.共價鍵的本質(zhì)及特征 共價鍵的本質(zhì)是在原子之間形成共用電子對，其特征是具有飽和性和方向性。.共價鍵的類型按成鍵原子間共用電子對的數(shù)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鍵和鍵，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。說 明：兩原子間形成的共價鍵中，共價單鍵為鍵，共價雙鍵中有一個鍵和一個鍵，共價三鍵中有一個鍵和二個鍵。并不是所有的分子中都含有共價鍵，如單原子的稀有氣體分子中無共價鍵。.鍵參數(shù)鍵能：氣態(tài)基態(tài)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(wěn)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(wěn)定。鍵角：在原子數(shù)超過2的分子中，兩個共價鍵之間的夾角。鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響鍵長越短，鍵能越大，分子越穩(wěn)定.等電子原理原子總數(shù)相同、價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學鍵特征，它們的許多性質(zhì)相近。應用：判斷微粒成鍵方式、空間構型；推測性質(zhì)。如CO與N2 。常見等電子體的空間構型等電子體類型常見等電子體空間構型2原子10電子(價電子，下同)CO ，N2，CN-，NO+，直線形2原子14電子F2，Cl2直線形3原子8電子H2O，H2S，NV形3原子16電子CO2，N2O，CNO-，N，SCN-，HgCl2，BeCl2(g)直線形3原子18電子O3，SO2，NV形4原子8電子NH3，PH3，C，H3O+三角錐形4原子24電子SO3(g)，C，N，B，BF3平面三角形4原子26電子S，Cl，Br，I，XeO3三角錐形5原子8電子CH4，SiH4，N，P，B正四面體形5原子32電子CCl4，SiF4，Si，S，Cl，P正四面體形12原子30電子C6H6，N3B3H6(俗稱無機苯)平面六邊形7原子48電子Al，Si，P，SF6八面體形2. 分子的立體構型價層電子對互斥理論價電子：原子在參與化學反應時能夠用于成鍵的電子，是原子核外跟元素化合價有關的電子。在主族元素中，價電子數(shù)就是最外層電子數(shù)。價層：就是顯現(xiàn)化合價的電子層，通常指原子的最外層電子層。價層電子對：指的是形成鍵的電子對和孤對電子。孤對電子的存在，增加了電子對間的排斥力，影響了分子中的鍵角，會改變分子構型的基本類型。價層電子對互斥理論基本觀點：分子中的價層電子對-成鍵電子對(即鍵）和孤對電子由于相互排斥作用，盡可能趨向彼此遠離以減小排斥力而采取對稱的空間結構。一般電子對間的排斥大?。汗码娮訉﹂g的排斥（孤-孤排斥）孤對電子和成鍵電子對間的排斥（孤-成排斥）成鍵電子對間的排斥（成-成排斥）說明：價層電子對互斥理論：主要是用來分析主族元素形成的分子或離子的結構的，不用來分析以過渡元素為中心的化合物。（2）根據(jù)價層電子對互斥模型判斷分子的構型、價層電子對互斥模型說明的是價層電子對（含孤電子對）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。當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致； 當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。、對ABm型分子或離子，其價層電子對數(shù)(亦即為雜化軌道數(shù))的判斷方法為：規(guī)定：作為配位原子，鹵素F、Cl、Br、I和H：價電子1個，氧族：O、S：0個；但作為中心原子，鹵素原子按7個價電子計算，氧族元素的原子按6個價電子計算；對于復雜離子，應加或減離子的電荷數(shù)；例如PO43-應加上3個價電子。計算電子對數(shù)時，若剩余1個電子，亦當作1對電子處理。、分子空間構型價層電子對數(shù)雜化類型價電子對排布或VSEPR模型及雜化軌道夾角成鍵電子對數(shù)(即鍵）孤對電子對數(shù)電子對空間構型分子空間構型 實例 2sp直線形20 直線形CO2/BeCl23sp2三角形3 0 平面三角形CO32-/SO3/BF3/ BCl3/CH2O2 1 V形 O3/SO2/PbCl2/SnBr24四面體4 0 四面體形CCl4/SO42-/NH4+/CH4sp33 1 三角錐形H3O+/NF3/NH32 2 V形 H2O/H2S/SCl25sp3d三角雙錐（了解）50三角雙錐PCl541變形四面體SF432T形ClF323直線形I3- 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(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。 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，不包括孤對電子。當中心原子無孤對電子時，兩者的構型一致；當中心原子有孤對電子時，兩者的構型不一致。配位化合物配位鍵與極性鍵、非極性鍵的比較配位化合物a定義：金屬離子(或原子)與某些分子或離子(稱為配體)以配位鍵結合形成的化合物。b組成：如Ag(NH3)2OH，中心離子為Ag，配體為NH3，配位數(shù)為2。3. 分子的性質(zhì)分子間作用力的比較分子的極性(1) 極性分子：正電中心和負電中心不重合的分子。(2) 非極性分子：正電中心和負電中心重合的分子。 溶解性“相似相溶”規(guī)律：非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑若存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好?！跋嗨葡嗳堋边€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 手性具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能重疊的現(xiàn)象。 無機含氧酸分子的酸性無機含氧酸可寫成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，則n值越大，R的正電性越高，使ROH中O的電子向R偏移，在水分子的作用下越易電離出H，酸性越強，如HClOHClO2HClO3HClO4。三、晶體結構與性質(zhì)1晶體與非晶體晶體非晶體結構特征結構微粒周期性有序排列結構微粒無序排列性質(zhì)特征自范性有無熔點固定不固定異同表現(xiàn)各向異性各向同性二者區(qū)別方法間接方法看是否有固定的熔點科學方法對固體進行X射線衍射實驗2.得到晶體的途徑(1)熔融態(tài)物質(zhì)凝固。(2)氣態(tài)物質(zhì)冷卻不經(jīng)液態(tài)直接凝固(凝華)。(3)溶質(zhì)從溶液中析出。3晶胞(1)概念：描述晶體結構的基本單元。(2)晶體中晶胞的排列無隙并置無隙：相鄰晶胞之間沒有任何間隙。并置：所有晶胞平行排列、取向相同。4晶格能(1)定義：氣態(tài)離子形成1摩離子晶體釋放的能量，通常取正值，單位：kJmol1。(2)影響因素離子所帶電荷數(shù)：離子所帶電荷數(shù)越多，晶格能越大。離子的半徑：離子的半徑越小，晶格能越大。(3)與離子晶體性質(zhì)的關系晶格能越大，形成的離子晶體越穩(wěn)定，且熔點越高，硬度越大?！旧疃人伎肌烤О嬎愕乃季S方法(1)晶胞計算是晶體考查的重要知識點之一，也是考查學生分析問題、解決問題能力的較好素材。晶體結構的計算常常涉及如下數(shù)據(jù)：晶體密度、NA、M、晶體體積、微粒間距離、微粒半徑、夾角等，密度的表達式往往是列等式的依據(jù)。解決這類題，一是要掌握晶體“均攤法”的原理，二是要有扎實的立體幾何知識，三是要熟悉常見晶體的結構特征，并能融會貫通，舉一反三。(2)“均攤法”原理特別提醒在使用均攤法計算晶胞中微粒個數(shù)時，要注意晶胞的形狀，不同形狀的晶胞，應先分析任意位置上的一個粒子被幾個晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，頂點、側(cè)棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2個晶胞所共有。(3)晶體微粒與M、之間的關系若1個晶胞中含有x個微粒，則1 mol晶胞中含有x mol微粒，其質(zhì)量為xM g(M為微粒的相對“分子”質(zhì)量)；又1個晶胞的質(zhì)量為a3 g(a3為晶胞的體積)，則1 mol晶胞的質(zhì)量為a3NA g，因此有xMa3NA。四種晶體性質(zhì)比較 類型比較分子晶體原子晶體金屬晶體離子晶體構成粒子分子原子金屬陽離子、自由電子陰、陽離子粒子間的相互作用力分子間作用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數(shù)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)類別及舉例所有非金屬氫化物(如水、硫化氫)、部分非金屬單質(zhì)(如鹵素X2)、部分非金屬氧化物(如CO2、SO2)、幾乎所有的酸、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)晶體類型的判斷方法1依據(jù)構成晶體的微粒和微粒間的作用判斷(1)離子晶體的構成微粒是陰、陽離子，微粒間的作用是離子鍵。(2)原子晶體的構成微粒是原子，微粒間的作用是共價鍵。(3)分子晶體的構成微粒是分子，微粒間的作用為分子間作用力。(4)金屬晶體的構成微粒是金屬陽離子和自由電子，微粒間的作用是金屬鍵。2依據(jù)物質(zhì)的分類判斷(1)金屬氧化物(如K2O)、強堿(如NaOH)和絕大多數(shù)的鹽類是離子晶體。(2)大多數(shù)非金屬單質(zhì)(除金剛石、石墨、晶體硅等)、非金屬氫化物、非金屬氧化物(除SiO2外)、幾乎所有的酸、絕大多數(shù)有機物(除有機鹽外)是分子晶體。(3)常見的單質(zhì)類原子晶體有金剛石、晶體硅、晶體硼等，常見的化合類原子晶體有碳化硅、二氧化硅等。(4)金屬單質(zhì)是金屬晶體。3依據(jù)晶體的熔點判斷(1)離子晶體的熔點較高。(2)原子晶體熔點高。(3)分子晶體熔點低。(4)金屬晶體多數(shù)熔點高，但也有相當?shù)偷摹?依據(jù)硬度和機械性能判斷離子晶體硬度較大或硬而脆。原子晶體硬度大。分子晶體硬度小且較脆。金屬晶體多數(shù)硬度大，但也有較低的，且具有延展性。注意(1)常溫下為氣態(tài)或液態(tài)的物質(zhì)，其晶體應屬于分子晶體(Hg除外)。(2)石墨屬于混合型晶體，但因?qū)觾?nèi)原子之間碳碳共價鍵的鍵長為1.421010 m，比金剛石中碳碳共價鍵的鍵長(鍵長為1.541010 m)短，所以熔、沸點高于金剛石。(3)AlCl3晶體中雖含有金屬元素，但屬于分子晶體，熔、沸點低(熔點190 )。(4)合金的硬度比成分金屬大，熔、沸點比成分金屬低。比較晶體的熔、沸點1不同類型晶體的熔、沸點高低一般規(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，如汞、鎵、銫等沸點很低，金屬晶體一般不參與比較。2原子晶體由共價鍵形成的原子晶體中，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離子晶體一般地說，陰、陽離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間的作用就越強，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、沸點反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。(2)組成和結構相似的分子晶體，相對分子質(zhì)量越大，熔、沸點越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F(xiàn)2<Cl2<Br2<I2。(3)組成和結構不相似的物質(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)同分異構體，支鏈越多，熔、沸點越低。例如：CH3CH2CH2CH2CH3>>。(5)同分異構體的芳香烴，其熔、沸點高低順序是鄰>間>對位化合物。5金屬晶體金屬離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，其金屬鍵越強，金屬熔、沸點就越高，如熔、沸點：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs。特別提醒(1)金屬晶體的熔、沸點差別很大，如鎢、鉑等熔點很高，如汞、鎵、銫等熔點很低。(2)金屬晶體的熔點不一定比分子晶體的熔點高，如金屬晶體Na晶體的熔點(98 )小于分子晶體AlCl3晶體的熔點(190 )。(3)并非存在氫鍵的分子晶體的熔、沸點就高，分子內(nèi)形成氫鍵，一般會使分子晶體的熔、沸點降低。例如鄰羥基苯甲醛()由于形成分子內(nèi)氫鍵，比對羥基苯甲醛()的熔、沸點低。幾種常見的晶體模型1原子晶體(金剛石和二氧化硅)(1)金剛石晶體中，每個C與另外4個C形成共價鍵，CC 鍵之間的夾角是10928，最小的環(huán)是六元環(huán)。含有1 mol C的金剛石中，形成的共價鍵有2 mol。(2)SiO2晶體中，每個Si原子與4個O成鍵，每個O原子與2個硅原子成鍵，最小的環(huán)是十二元環(huán)，在“硅氧”四面體中，處于中心的是Si原子。2分子晶體(1)干冰晶體中，每個CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有12個。(2)冰的結構模型中，每個水分子與相鄰的4個水分子以氫鍵相連接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol“氫鍵”。3離子晶體(1)NaCl型：在晶體中，每個Na同時吸引6個Cl，每個Cl同時吸引6個Na，配位數(shù)為6。每個晶胞含4個Na和4個Cl。(2)CsCl型：在晶體中，每個Cl吸引8個Cs，每個Cs吸引8個Cl，配位數(shù)為8。4石墨晶體石墨層狀晶體中，層與層之間的作用是分子間作用力，平均每個正六邊形擁有的碳原子個數(shù)是2，C原子采取的雜化方式是sp2。5常見金屬晶體的原子堆積模型結構型式常見金屬配位數(shù)晶胞面心立方最密堆積A1Cu、Ag、Au12體心立方堆積A2Na、K、Fe8六方最密堆積A3Mg、Zn、Ti12特別提醒(1)判斷某種微粒周圍等距且緊鄰的微粒數(shù)目時，要注意運用三維想象法。如NaCl晶體中，Na周圍的Na數(shù)目(Na用“”表示)：每個面上有4個，共計12個。(2)?？嫉膸追N晶體主要有干冰、冰、金剛石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等，要熟悉以上代表物的空間結構。當題中信息給出與某種晶體空間結構相同時，可以直接套用某種結構。典例1（2018課標）Li是最輕的固體金屬，采用Li作為負極材料的電池具有小而輕、能量密度大等優(yōu)良性能，得到廣泛應用?；卮鹣铝袉栴}：（1）下列Li原子電子排布圖表示的狀態(tài)中，能量最低和最高的分別為_、_（填標號）。A BC D（2）Li+與H具有相同的電子構型，r(Li+)小于r(H)，原因是_。（3）LiAlH4是有機合成中常用的還原劑，LiAlH4中的陰離子空間構型是_、中心原子的雜化形式為_。LiAlH4中，存在_（填標號）。A離子鍵 B鍵 C鍵 D氫鍵（4）Li2O是離子晶體，其晶格能可通過圖(a)的BornHaber循環(huán)計算得到。可知，Li原子的第一電離能為_kJmol1，O=O鍵鍵能為_kJmol1，Li2O晶格能為_kJmol1。（5）Li2O具有反螢石結構，晶胞如圖(b)所示。已知晶胞參數(shù)為0.4665 nm，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則Li2O的密度為_gcm3（列出計算式）?！敬鸢浮緿 C Li+核電荷數(shù)較大 正四面體 sp3 AB 520 498 2908 87+416NA(0.466510-7)3（4）根據(jù)示意圖可知Li原子的第一電離能是1040 kJ/mol2520 kJ/mol；0.5mol氧氣轉(zhuǎn)化為氧原子時吸熱是249 kJ，所以OO鍵能是249 kJ/mol2498 kJ/mol；根據(jù)晶格能的定義結合示意圖可知Li2O的晶格能是2908 kJ/mol；（5）根據(jù)晶胞結構可知鋰全部在晶胞中，共計是8個，根據(jù)化學式可知氧原子個數(shù)是4個，則Li2O的密度是=mV=87+416NA(0.466510-7)3g/cm3。典例2（2018課標）硫及其化合物有許多用途，相關物質(zhì)的物理常數(shù)如下表所示：H2SS8FeS2SO2SO3H2SO4熔點/85.5115.2>600（分解）75.516.810.3沸點/60.3444.610.045.0337.0回答下列問題：（1）基態(tài)Fe原子價層電子的電子排布圖（軌道表達式）為_，基態(tài)S原子電子占據(jù)最高能級的電子云輪廓圖為_形。（2）根據(jù)價層電子對互斥理論，H2S、SO2、SO3的氣態(tài)分子中，中心原子價層電子對數(shù)不同于其他分子的是_。（3）圖（a）為S8的結構，其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多，主要原因為_。（4）氣態(tài)三氧化硫以單分子形式存在，其分子的立體構型為_形，其中共價鍵的類型有_種；固體三氧化硫中存在如圖（b）所示的三聚分子，該分子中S原子的雜化軌道類型為_。（5）FeS2晶體的晶胞如圖（c）所示。晶胞邊長為a nm、FeS2相對式量為M，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，其晶體密度的計算表達式為_gcm3；晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面體的體心，該正八面體的邊長為_nm。【答案】 啞鈴（紡錘） H2S S8相對分子質(zhì)量大，分子間范德華力強 平面三角 2 sp3 4MNAa31021 22a詳解：（1）基態(tài)Fe原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2，則其價層電子的電子排布圖（軌道表達式）為；基態(tài)S原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p4，則電子占據(jù)最高能級是3p，其電子云輪廓圖為啞鈴（紡錘）形。（2）根據(jù)價層電子對互斥理論可知H2S、SO2、SO3的氣態(tài)分子中，中心原子價層電子對數(shù)分別是2+6-122=4、2+6-222=3、3+6-232=3，因此不同其他分子的是H2S。（3）S8、二氧化硫形成的晶體均是分子晶體，由于S8相對分子質(zhì)量大，分子間范德華力強，所以其熔點和沸點要比二氧化硫的熔點和沸點高很多；（4）氣態(tài)三氧化硫以單分子形式存在，根據(jù)（2）中分析可知中心原子含有的價層電子對數(shù)是3，且不存在孤對電子，所以其分子的立體構型為平面三角形。分子中存在氧硫雙鍵，因此其中共價鍵的類型有2種，即鍵、鍵；固體三氧化硫中存在如圖（b）所示的三聚分子，該分子中S原子形成4個共價鍵，因此其雜化軌道類型為sp3。（5）根據(jù)晶胞結構可知含有鐵原子的個數(shù)是121/4+14，硫原子個數(shù)是81/8+61/24，晶胞邊長為a nm、FeS2相對式量為M，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，則其晶體密度的計算表達式為=mV=4MNA(a10-7)3g/cm3=4MNAa31021g/cm3；晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面體的體心，該正八面體的邊長是面對角線的一半，則為22anm。典例3（2018課標）鋅在工業(yè)中有重要作用，也是人體必需的微量元素?；卮鹣铝袉栴}：（1）Zn原子核外電子排布式為_。（2）黃銅是人類最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu組成。第一電離能1（Zn）_1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_。（3）ZnF2具有較高的熔點（872 )，其化學鍵類型是_；ZnF2不溶于有機溶劑而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能夠溶于乙醇、乙醚等有機溶劑，原因是_。（4）中華本草等中醫(yī)典籍中，記載了爐甘石（ZnCO3）入藥，可用于治療皮膚炎癥或表面創(chuàng)傷。ZnCO3中，陰離子空間構型為_，C原子的雜化形式為_。（5）金屬Zn晶體中的原子堆積方式如圖所示，這種堆積方式稱為_。六棱柱底邊邊長為a cm，高為c cm，阿伏加德羅常數(shù)的值為NA，Zn的密度為_gcm3（列出計算式）。【答案】 Ar3d104s2 大于 Zn核外電子排布為全滿穩(wěn)定結構，較難失電子 離子鍵 ZnF2為離子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化學鍵以共價鍵為主、極性較小 平面三角形 sp2 六方最密堆積（A3型） 656NA634a2c（3）根據(jù)氟化鋅的熔點可以判斷其為離子化合物，所以一定存在離子鍵。作為離子化合物，氟化鋅在有機溶劑中應該不溶，而氯化鋅、溴化鋅和碘化鋅都是共價化合物，分子的極性較小，能夠溶于乙醇等弱極性有機溶劑。（4）碳酸鋅中的陰離子為CO32-，根據(jù)價層電子對互斥理論，其中心原子C的價電子對為3+(4322)/2=3對，所以空間構型為正三角形，中心C為sp2雜化。（5）由圖示，堆積方式為六方最緊密堆積。為了計算的方便，選取該六棱柱結構進行計算。六棱柱頂點的原子是6個六棱柱共用的，面心是兩個六棱柱共用，所以該六棱柱中的鋅原子為12+2+3=6個，所以該結構的質(zhì)量為665/NA g。該六棱柱的底面為正六邊形，邊長為a cm，底面的面積為6個邊長為acm的正三角形面積之和，根據(jù)正三角形面積的計算公式，該底面的面積為6 cm2，高為c cm，所以體積為6 cm3。所以密度為：gcm-3。