新高考化學(xué)二輪復(fù)習(xí)分層訓(xùn)練高考解密05 物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（講義）（解析版）-試卷下載-教習(xí)網(wǎng)

考點(diǎn)1、原子結(jié)構(gòu)的組成、化學(xué)用語的使用
1．（2022·北京·高考真題）(鍶)的、穩(wěn)定同位素在同一地域土壤中值不變。土壤生物中值與土壤中值有效相關(guān)。測定土壤生物中值可進(jìn)行產(chǎn)地溯源。下列說法不正確的是
A．位于元素周期表中第六周期、第ⅡA族
B．可用質(zhì)譜法區(qū)分和
C．和含有的中子數(shù)分別為49和48
D．同一地域產(chǎn)出的同種土壤生物中值相同
【解析】A．位于元素周期表中第五周期、第ⅡA族，故A錯誤；B．質(zhì)譜法可以測定原子的相對原子質(zhì)量，和的相對原子質(zhì)量不同，可以用質(zhì)譜法區(qū)分，故B正確；C．的中子數(shù)為87-38=49，的中子數(shù)為86-38=48，故C正確；D．由題意可知，(鍶)的、穩(wěn)定同位素在同一地域土壤中值不變，故D正確；故選A。
【答案】A
考點(diǎn)2、元素周期表與元素周期律
2．（2022·浙江·高考真題）X、Y、Z、M、Q五種短周期主族元素，原子序數(shù)依次增大。X的核外電子數(shù)等于其周期數(shù)，分子呈三角錐形，Z的核外電子數(shù)等于X、Y核外電子數(shù)之和。M與X同主族，Q是同周期中非金屬性最強(qiáng)的元素。下列說法正確的是
A．X與Z形成的10電子微粒有2種
B．Z與Q形成的一種化合物可用于飲用水的消毒
C．與的晶體類型不同
D．由X、Y、Z三種元素組成的化合物的水溶液均顯酸性
【解析】X的核外電子數(shù)等于其周期數(shù)，X為H，YX3分子呈三角錐形，Y為N，Z的核外電子數(shù)等于X、Y核外電子數(shù)之和，則Z為O，M與X同主族，則M為Na，Q是同周期中非金屬性最強(qiáng)的元素，則Q為Cl，綜合分析，X為H，Y為N，Z為O，M為Na，Q為Cl。
A．由分析可知X為H，Z為O，則其形成的10電子微粒有H2O、OH-、H3O+，A錯誤；B．由分析可知Z為O，Q為Cl，可形成ClO2，有氧化性，可用于自來水消毒，B正確；C．由分析可知Z為O，M為Na，Q為Cl，則M2Z為Na2O，為離子晶體，MQ為NaCl，為離子晶體，晶體類型相同，C錯誤；D．由分析可知X為H，Y為N，Z為O，這三種元素可以形成NH?·H?O，其溶液顯堿性，D錯誤；故選B。
【答案】B
考點(diǎn)3、微粒間的作用力
3．（2019·浙江·高考真題）下列說法不正確的是
A．純堿和燒堿熔化時克服的化學(xué)鍵類型相同
B．加熱蒸發(fā)氯化鉀水溶液的過程中有分子間作用力的破壞
C．CO2溶于水和干冰升華都只有分子間作用力改變
D．石墨轉(zhuǎn)化為金剛石既有共價鍵的斷裂和生成，也有分子間作用力的破壞
【答案】C
【解析】A.燒堿和純堿均屬于離子化合物，熔化時須克服離子鍵，A項(xiàng)正確；B.加熱蒸發(fā)氯化鉀水溶液，液態(tài)水變?yōu)闅鈶B(tài)水，水分子之間的分子間作用力被破壞，B項(xiàng)正確；C.CO2溶于水發(fā)生反應(yīng)：CO2+H2O?H2CO3，這里有化學(xué)鍵的斷裂和生成，C項(xiàng)錯誤；D.石墨屬于層狀結(jié)構(gòu)晶體，每層石墨原子間為共價鍵，層與層之間為分子間作用力，金剛石只含有共價鍵，因而石墨轉(zhuǎn)化為金剛石既有共價鍵的斷裂和生成，也有分子間作用力的破壞，D項(xiàng)正確。故答案選C。
考點(diǎn)4、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
4．（2021·江蘇·高考真題）N2是合成氨工業(yè)的重要原料，NH3不僅可制造化肥，還能通過催化氧化生產(chǎn)HNO3；HNO3能溶解Cu、Ag等金屬，也能與許多有機(jī)化合物發(fā)生反應(yīng)；在高溫或放電條件下，N2與O2反應(yīng)生成NO，NO進(jìn)一步氧化生成NO2。2NO(g)+O2(g)=2NO2(g) ΔH=-116.4kJ·ml-1。大氣中過量的NOx和水體中過量的NH、NO均是污染物。通過催化還原的方法，可將煙氣和機(jī)動車尾氣中的NO轉(zhuǎn)化為N2，也可將水體中的NO3-轉(zhuǎn)化為N2。下列有關(guān)NH3、NH、NO的說法正確的是
A．NH3能形成分子間氫鍵
B．NO的空間構(gòu)型為三角錐形
C．NH3與NH中的鍵角相等
D．NH3與Ag+形成的[Ag(NH3)2]+中有6個配位鍵
【解析】A．NH3能形成分子間氫鍵，氨分子是一個極性分子，氮原子帶有部分負(fù)電荷,氫原子帶有部分正電荷，當(dāng)氨分子互相靠近時，由于取向力的作用，帶有部分正電荷的氫原子與另外一個氨分子中的帶有部分負(fù)電荷的氮原子發(fā)生異性電荷的吸引進(jìn)一步靠攏，A正確；B．硝酸根離子的空間構(gòu)型是個標(biāo)準(zhǔn)的正三角形，N在中間，O位于三角形頂點(diǎn)，N和O都是sp2雜化，B錯誤；C．NH3和NH都是sp3雜化，但NH3中存在一個孤電子對，是三角錐結(jié)構(gòu)，而NH為標(biāo)準(zhǔn)的正四面體，所以鍵角是不一樣的，NH3中每兩個N—H鍵之間夾角為107°18＇,正四面體為109°28＇，C錯誤；D．N-H為σ鍵，配位鍵也為σ鍵，則[Ag(NH3)2]+中含有8個σ鍵，2個配位鍵，D錯誤；答案選A。
【答案】A
考點(diǎn)5、晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
7．（2022·湖北·高考真題）某立方鹵化物可用于制作光電材料，其晶胞結(jié)構(gòu)如圖所示。下列說法錯誤的是
A．的配位數(shù)為6B．與距離最近的是
C．該物質(zhì)的化學(xué)式為D．若換為，則晶胞棱長將改變
【解析】A．配位數(shù)為與其距離最近且等距離的F-的個數(shù)，如圖所示，位于體心，F(xiàn)-位于面心，所以配位數(shù)為6，A正確；B．與的最近距離為棱長的，與的最近距離為棱長的，所以與距離最近的是，B錯誤；C．位于頂點(diǎn)，所以個數(shù)==1，F(xiàn)-位于面心，F(xiàn)-個數(shù)==3，位于體心，所以個數(shù)=1，綜上，該物質(zhì)的化學(xué)式為，C正確；D．與半徑不同，替換后晶胞棱長將改變，D正確；故選B。
【答案】B
1、對點(diǎn)核心素養(yǎng)
（1）宏觀辨識與微觀探析:認(rèn)識原子核外電子的運(yùn)動狀態(tài)、排布原理及元素的某些性質(zhì),能從化學(xué)鍵的角度認(rèn)識分子的結(jié)構(gòu)、性質(zhì),從宏觀和微觀相結(jié)合的視角分析與解決實(shí)際問題。
（2）證據(jù)推理與模型認(rèn)知:能運(yùn)用價層電子對互斥理論和晶體模型解釋和推測簡單分子或離子的空間結(jié)構(gòu)、常見晶體的晶胞結(jié)構(gòu)及類型,揭示現(xiàn)象的本質(zhì)和規(guī)律。
2、對點(diǎn)命題分析
物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)和元素周期律與元素周期表是中學(xué)化學(xué)的重要理論基礎(chǔ)，是無機(jī)化學(xué)的核心知識，在近幾年高考中出現(xiàn)頻率達(dá)100%?？v觀近幾年各地新課改高考試題，穩(wěn)定加創(chuàng)新是本專題的基本特點(diǎn)，命題采取結(jié)合新科技，新能源等社會熱點(diǎn)為背景，命題的形式?jīng)]有太大的變化，題型相對穩(wěn)定，多為選擇題和主觀大題。高考中選擇題主要是通過重大科技成果(化學(xué)科學(xué)的新發(fā)展、新發(fā)明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、農(nóng)業(yè)、醫(yī)療、考古等方面的應(yīng)用為題材，來考查粒子的個微粒的相互關(guān)系；元素“位”“構(gòu)”“性”三者關(guān)系的題型會繼續(xù)以元素及其化合物知識為載體，用物質(zhì)結(jié)構(gòu)理論，解釋現(xiàn)象、定性推斷、歸納總結(jié)相結(jié)合考查元素的推斷。主觀大題穩(wěn)定加創(chuàng)新是本專題的基本特點(diǎn)，命題采取結(jié)合新科技，新能源等社會熱點(diǎn)為背景，命題的形式?jīng)]有太大的變化，原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、分子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)和晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)是命題的三大要點(diǎn)。從大題的構(gòu)成來看，給出一定的知識背景，然后設(shè)置成3—4個小題，每個小題考查一個知識要點(diǎn)是主要的命題模式，內(nèi)容主要考查基本概念，如電子排布式，軌道式，電離能，電負(fù)性，雜化方式以及空間構(gòu)型等，也可聯(lián)系有機(jī)考查有機(jī)物中C原子的雜化，聯(lián)系數(shù)學(xué)幾何知識考查晶體的計(jì)算等，一般利用均攤法考查晶胞中的原子個數(shù)，或者考查晶體的化學(xué)式的書寫、晶體類型的判斷等，考查的抽象思維能力、邏輯思維能力；同時培養(yǎng)學(xué)生的分析和推理能力。
核心考點(diǎn)一原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1.原子或離子中各微粒間的數(shù)量關(guān)系
(1)對于原子:質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)。
(2)質(zhì)量數(shù)=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)。
(3)質(zhì)子數(shù)=陽離子的核外電子數(shù)+陽離子所帶正電荷數(shù)。
(4)質(zhì)子數(shù)=陰離子的核外電子數(shù)-陰離子所帶負(fù)電荷數(shù)。
2.元素、核素、同位素之間的關(guān)系
3.核外電子排布
(1)核外電子排布規(guī)律
(2)原子結(jié)構(gòu)示意圖
(3)基態(tài)原子的核外電子排布原理
1)能量最低原理：即電子盡可能地先占有能量低的軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。如圖為構(gòu)造原理示意圖，即基態(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序圖：
2)泡利不相容原理
每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。
如2s軌道上的電子排布為，不能表示為。
3)洪特規(guī)則
當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道，且自旋狀態(tài)相同。如2p3的電子排布為
，不能表示為或
洪特規(guī)則特例：當(dāng)能量相同的原子軌道在全滿(p6、d10、f14)、半滿(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)狀態(tài)時，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1。
(4)表示基態(tài)原子核外電子排布的四種方法
4．明確“4個同”所代表的描述對象
(1)同位素——原子，如eq \\al(1,1)H、eq \\al(2,1)H；
(2)同素異形體——單質(zhì)，如O2、O3；
(3)同系物——化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3；
(4)同分異構(gòu)體——化合物，如正戊烷、異戊烷、新戊烷。
5．1~20號元素原子核外電子排布的特點(diǎn)與規(guī)律
(1)原子核中無中子的原子：11H。
(2)最外層只有一個電子的原子：H、Li、Na、K；
最外層有兩個電子的原子：He、Be、Mg、Ca。
(3)最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)的原子：Be、Ar；
最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)2倍的原子：C；
最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)3倍的原子：O。
(4)電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的原子：H、Be、Al；
最外層電子數(shù)是電子層數(shù)2倍的原子：He、C、S；
最外層電子數(shù)是電子層數(shù)3倍的原子：O。
(5)次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子：Li、Si。
(6)內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子：Li、P。
(7)與He原子電子層結(jié)構(gòu)相同的離子：H—、Li+、Be2+。
(8)次外層電子數(shù)是其他各層電子總數(shù)2倍的元素：Li、Mg。
(9)次外層電子數(shù)與其他各層電子總數(shù)相等的元素：Be、S。
6.巧記10e-、18e-微粒
(1)以Ne為中心記憶10e-微粒:
(2)以Ar為中心記憶18e-微粒:
核心考點(diǎn)二元素周期表與元素周期律
1．元素周期表的結(jié)構(gòu)
①“七橫七周期，三短四長；十八縱行十六族，七主八副一0”。
②從左到右族的分布：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅧB、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。ⅧB族：包括8、9、10三個縱列。
③0族：第18縱列，該族元素又稱為稀有氣體元素。其原子序數(shù)為He 2，Ne 10，Ar 18，Kr 36，Xe 54，Rn 86。
④同周期第ⅡA和第ⅢA原子序數(shù)的差值可能為：1、11、25。
2．分區(qū)
①分界線：沿著元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹與鋁、鍺、銻、釙的交界處畫一條虛線，即為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)的分界線。
②各區(qū)位置：分界線左下方為金屬元素區(qū)，分界線右上方為非金屬元素區(qū)。
③分界線附近元素的性質(zhì)：既表現(xiàn)金屬元素的性質(zhì)，又表現(xiàn)非金屬元素的性質(zhì)。
3．元素周期表中的特殊位置
①過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱列共六十多種元素，這些元素都是金屬元素。
②鑭系：元素周期表第6周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。
③錒系：元素周期表第7周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。
④超鈾元素：在錒系元素中92號元素軸(U)以后的各種元素。
4.元素周期表中的重要規(guī)律
(1)三角遞變規(guī)律
相鄰的四種元素關(guān)系如圖所示：，則有原子半徑：C>A>B；金屬性：C>A>B；非金屬性：B>A>C。
(2)相似規(guī)律
同主族元素性質(zhì)相似，位于對角線位置的元素性質(zhì)相似，相鄰元素性質(zhì)差別不大。
(3)電子排布規(guī)律
原子最外層電子數(shù)大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；原子最外層電子數(shù)為1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；原子最外層電子數(shù)為8的元素是稀有氣體元素。
(4)原子序數(shù)與元素位置的“序數(shù)差值”規(guī)律
1)同周期相鄰主族元素的“序數(shù)差值”規(guī)律。
①除第ⅡA族和第ⅢA族外,其余同周期相鄰元素原子序數(shù)差為1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素,其原子序數(shù)差分別是:第二、三周期相差1,第四、五周期相差11,第六、七周期相差25。
2)同族相鄰元素的“序數(shù)差值”規(guī)律。
①第二、三周期的同族元素原子序數(shù)相差8。
②第三、四周期的同族元素原子序數(shù)相差有兩種情況:第ⅠA族、ⅡA族相差8,其他族相差18。
③第四、五周期的同族元素原子序數(shù)相差18。
④第五、六周期的同族元素原子序數(shù)鑭系之前的相差18,鑭系之后的相差32。
⑤第六、七周期的同族元素原子序數(shù)相差32。
(5)含量或性質(zhì)特殊的元素
5.元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法
6.第一電離能、電負(fù)性
(1)元素第一電離能的周期性變化規(guī)律。
(2)電負(fù)性大小判斷。
7.解答元素推斷題的基本方法
(1)已知元素原子或離子的核外電子排布
eq \x(核外電子排布)eq \(――→,\s\up15(推知))eq \x(電子層數(shù)、最外層電子數(shù))eq \(――→,\s\up15(推知))eq \x(周期序數(shù)、族序數(shù))eq \(――→,\s\up15(推知))eq \x(單質(zhì)及其化合物的性質(zhì))
(2)已知元素單質(zhì)或化合物的性質(zhì)(特性)
eq \x(元素單質(zhì)及其化合物的特性)eq \(――→,\s\up15(推知))eq \x(元素名稱或符號)eq \(――→,\s\up15(推知))eq \x(原子結(jié)構(gòu))eq \(――→,\s\up15(推知))eq \x(元素在周期表中位置)
(3)已知元素在周期表中的位置
(4)利用周期表片斷推斷元素的種類
①利用H、He的特殊位置
已知X、Y、Z、W四種短周期元素的位置關(guān)系如圖：
則可以推出X為He，再依次推知Y為F、Z為O、W為P。
②利用元素的位置關(guān)系與原子序數(shù)關(guān)系
a．同一周期中元素的原子序數(shù)一般比左邊元素原子序數(shù)大1，比右邊元素的原子序數(shù)小1。
b．同主族中相鄰周期元素的原子序數(shù)關(guān)系
8、關(guān)于元素周期律、元素周期表的認(rèn)識誤區(qū)
(1)誤認(rèn)為主族元素的最高正價一定等于族序數(shù)。但是，F(xiàn)無正價。
(2)誤認(rèn)為元素的非金屬性越強(qiáng)，其氧化物對應(yīng)水化物的酸性就越強(qiáng)。但是，HClO、H2SO3是弱酸，忽略了關(guān)鍵詞“最高價”。
(3)誤認(rèn)為同周期相鄰兩主族元素原子序數(shù)之差等于1。忽視了相差11(第4、5周期)和25(第6、7周期)。
(4)誤認(rèn)為失電子難的原子得電子的能力一定強(qiáng)。碳原子、稀有氣體元素的原子失電子難，得電子也難。
(5)誤認(rèn)為得失電子多的原子，得失電子的能力一定強(qiáng)。
(6)誤認(rèn)為最高正價和最低負(fù)價絕對值相等的元素只有第ⅣA族的某些元素。忽視了第ⅠA族的H的最高正價為＋1價，最低負(fù)價為－1價。
核心考點(diǎn)三微粒間的相互作用力
1．共價鍵與離子鍵的比較
2．化學(xué)鍵與物質(zhì)類別的關(guān)系
(1)含有離子鍵的化合物一定是離子化合物，但離子化合物中可能含有共價鍵，如Na2O2。
(2)只含有共價鍵的化合物一定是共價化合物。
(3)由金屬元素和非金屬元素組成的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3是共價化合物；只含有非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，如銨鹽是離子化合物。
(4)非金屬單質(zhì)不一定含有共價鍵，如稀有氣體單質(zhì)。
(5)氣態(tài)氫化物是共價化合物，只含共價鍵，如NH3；而金屬氫化物是離子化合物，只含離子鍵，如NaH。
(6)可能含有非極性鍵的物質(zhì)有非金屬單質(zhì)(稀有氣體單質(zhì)除外)、某些共價化合物(如H2O2、C2H6等)、某些離子化合物(如Na2O2等)。
(7)從圖中可以看出，離子化合物一定含有離子鍵，離子鍵只能存在于離子化合物中。
(8)共價鍵可存在于離子化合物、共價化合物和共價單質(zhì)分子中。
(9)熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物是離子化合物，如NaCl；熔融狀態(tài)下不能導(dǎo)電的化合物是共價化合物，如HCl。
(10)金屬元素與非金屬元素形成的化合物不一定是離子化合物，如AlCl3為共價化合物；只由非金屬元素形成的化合物不一定是共價化合物，如NH4Cl為離子化合物。
(11)有些物質(zhì)中不存在化學(xué)鍵，如稀有氣體分子中不存在化學(xué)鍵。
3.σ鍵與π鍵的判斷方法
(1)由軌道重疊方式判斷?！邦^碰頭”重疊為σ鍵,“肩并肩”重疊為π鍵。
(2)由物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式判斷。通過物質(zhì)的結(jié)構(gòu)式可以快速有效地判斷共價鍵的種類及數(shù)目。共價單鍵全為σ鍵,雙鍵中有一個σ鍵和一個π鍵,三鍵中有一個σ鍵和兩個π鍵。
(3)由成鍵軌道類型判斷。s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵;雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵。
4.幾種典型物質(zhì)的電子式、結(jié)構(gòu)式和模型：
5.三種作用力及對物質(zhì)性質(zhì)的影響
核心考點(diǎn)四分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1．與分子結(jié)構(gòu)有關(guān)的兩種理論
(1)雜化軌道理論
①基本觀點(diǎn)：雜化軌道成鍵滿足原子軌道最大重疊原理；雜化軌道形成的共價鍵更加牢固。
②雜化軌道類型與分子立體構(gòu)型的關(guān)系
注意：雜化軌道數(shù)＝與中心原子結(jié)合的原子數(shù)＋中心原子的孤電子對數(shù)。
(2)價層電子對互斥理論
①基本觀點(diǎn)：分子的中心原子上的價層電子對(包括σ鍵電子對和中心原子上的孤電子對)由于相互排斥，盡可能趨向彼此遠(yuǎn)離。
②價層電子對數(shù)的計(jì)算
中心原子的價層電子對數(shù)＝σ鍵電子對數(shù)(與中心原子結(jié)合的原子數(shù))＋中心原子的孤電子對數(shù)＝σ鍵電子對數(shù)＋eq \f(1,2)(a－xb)
其中a為中心原子的價電子數(shù)，x、b分別為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)及與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)(H為1，其他原子為“8－該原子的價電子數(shù)”)。微粒為陽離子時，中心原子的價電子數(shù)要減去離子所帶電荷數(shù)；微粒為陰離子時，中心原子的價電子數(shù)要加上離子所帶電荷數(shù)。如SO2中硫原子的孤電子對數(shù)為eq \f(6－2×2,2)＝1；H3O＋中氧原子的孤電子對數(shù)為eq \f(6－1－3×1,2)＝1；COeq \\al(2－,3)中碳原子的孤電子對數(shù)為eq \f(4＋2－3×2,2)＝0。
【易錯提醒】在計(jì)算孤電子對數(shù)時，出現(xiàn)0.5或1.5，則把小數(shù)進(jìn)位為整數(shù)，即1或2。如NO2的中心原子N的孤電子對數(shù)為eq \f(5－2×2,2)＝0.5≈1，則價層電子對數(shù)為3，故VSEPR模型為平面三角形，分子立體構(gòu)型為V形。
③利用價層電子對互斥理論判斷分子(或離子)立體構(gòu)型
2、判斷雜化軌道類型的一般方法
(1)看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個叁鍵，則其中有2個π鍵，是sp雜化；如果有1個雙鍵，則其中有1個π鍵，是sp2雜化；如果全部是單鍵，則是sp3雜化。
(2)雜化軌道數(shù)等于中心原子的孤對電子對數(shù)與相連的其他原子個數(shù)之和。若和為2，則中心原子sp雜化；若和為3，則中心原子sp2雜化；若和為4，則中心原子sp3雜化。如NH3，N原子有1對孤電子對，另外與3個氫原子成鍵，所以為1＋3＝4，為sp3雜化；再如CO2，C原子沒有孤電子對，與2個氧原子成鍵，所以為0＋2＝2，為sp雜化。
3、中心原子A的價層電子對數(shù)的計(jì)算方法：
對ABm型化合物，中心原子A的價層電子對數(shù)n＝eq \f(A的價電子數(shù)＋B提供的電子數(shù)×m,2)，計(jì)算時一般說來，價電子數(shù)即為最外層電子數(shù)，但B為鹵素原子、氫原子時，提供1個價電子，若為氧原子、硫原子時，則不提供電子。
4、等電子體的判斷方法
（1）判斷方法：一是同主族變換法，如CO2與CS2、CF4與CCl4是等電子體，二是左右移位法，如N2與CO，COeq \\al(2－,3)、NOeq \\al(－,3) 與SO3是等電子體。如果是陰離子，價電子應(yīng)加上陰離子所帶的電荷數(shù)；如果是陽離子，價電子應(yīng)減去陽離子所帶的電荷數(shù)。如NHeq \\al(＋,4)價電子為8，COeq \\al(2－,3)價電子為24。
（2）常見的等電子體
5、分子性質(zhì)
(1)分子極性
1)分子構(gòu)型與分子極性的關(guān)系
2)鍵的極性與分子極性的關(guān)系
(2)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。
(3)無機(jī)含氧酸分子的酸性
無機(jī)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R—O—H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(qiáng)，如酸性：HClO氫鍵>范德華力
影響因素
組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì),相對分子質(zhì)量越大,范德華力越大
形成氫鍵元素的電負(fù)性
原子半徑
對性質(zhì)的影響
影響物質(zhì)的熔、沸點(diǎn),溶解度等物理性質(zhì)
分子間氫鍵使物質(zhì)熔、沸點(diǎn)升高,溶解度增大
鍵能越大,穩(wěn)定性越強(qiáng)
雜化軌道類型
雜化軌道數(shù)目
分子立體構(gòu)型
實(shí)例
sp
2
直線形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
3
平面三角形
BF3、BCl3、CH2O
V形
SO2、SnBr2
sp3
4
四面體形
CH4、CCl4、CH3Cl
三角錐形
NH3、PH3、NF3
V形
H2S、H2O
價層電子對數(shù)
孤電子對數(shù)
分子(或離子)立體構(gòu)型
示例
2
0
CO2、BeCl2
3
0
BF3、SO3、COeq \\al(2－,3)
3
1
SO2
4
0
CH4、NHeq \\al(＋,4)、SOeq \\al(2－,4)、CCl4
4
1
NH3、PCl3、H3O＋
4
2
H2O、H2S
微粒
通式
價電子總數(shù)
立體構(gòu)型
CH4、NHeq \\al(＋,4)
AX4
8e－
正四面體形
CO、N2
AX
10e－
直線形
CO2、CNS－、NOeq \\al(＋,2)、Neq \\al(－,3)
AX2
16e－
直線形
SO2、O3、NOeq \\al(－,2)
AX2
18e－
V形
COeq \\al(2－,3)、NOeq \\al(－,3)、SO3
AX3
24e－
平面三角形
POeq \\al(3－,3)、SOeq \\al(2－,3)、ClOeq \\al(－,3)
AX3
26e－
三角錐形
SOeq \\al(2－,4)、POeq \\al(3－,4)
AX4
32e－
正四面體形
類型
實(shí)例
兩個鍵之間的夾角
鍵的極性
分子的極性
空間構(gòu)型
X2
H2、N2
－
非極性鍵
非極性分子
直線型
XY
HCl、NO
－
極性鍵
極性分子
直線型
XY2(X2Y)
CO2、CS2
180°
極性鍵
非極性分子
直線型
SO2
120°
極性鍵
極性分子
三角形
H2O、H2S
104．5°
極性鍵
極性分子
V形
XY3
BF3
120°
極性鍵
非極性分子
平面三角形
NH3
107．3°
極性鍵
非極性分子
三角錐形
XY4
CH4、CCl4
109．5°
極性鍵
非極性分子
正四面體
上面心
下面心
左面心
右面心
前面心
后面心
三維坐標(biāo)
晶體中坐標(biāo)
上面四條棱
三維坐標(biāo)
晶體中坐標(biāo)
下面四條棱
三維坐標(biāo)
晶體中坐標(biāo)
垂直底面四條棱
三維坐標(biāo)
晶體中坐標(biāo)
Ca2＋：
0，0，0
1/2，1/2，0
1/2，0，1/2
0，1/2，1/2
F－：
1/4，1/4，1/4
3/4，1/4，1/4
1/4，3/4，1/4
1/4，1/4，3/4
3/4，3/4，1/4
3/4，1/4，3/4
1/4，3/4，3/4
3/4，3/4，3/4
Na＋：
1/2，1/2，1/2
1/2，0，0
0，1/2，0
0，0，1/2
Cl－：
0，0，0
1/2，1/2，0
0，1/2，1/2
1/2，0，1/2
W
X
Y
Z
化合物
TiF4
TiCl4
TiBr4
TiI4
熔點(diǎn)/℃
377
-24.12
38.3
155

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