物质结构与性质修改

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物质结构与性质考纲解读1.了解原子核外电子的排布原理及其能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1-36号）原子核外电子、价电子的排布；了解原子核外电子的运动状态；了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用；了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；了解简单配合物的成键情况；了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质；了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）；能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构；了解化学键和分子间作用力的区别；了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质；3.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别；能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算、了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。知识清单粒子的电子排布式、轨道表示式电负性的大小比较及应用共价键（σ键和π键个数判断）原子结构与性质第一电离能的大小比较及应用配位键理论（配合物的形成、结构）分子结构与性质物质结构与性质分子的极性判断、氢键和范德华力及其对物质性质的影响价层电子对互斥理论（分子的空间构型及键角大小比较）杂化轨道理论（杂化类型判断、分子空间构型预测）晶体结构与性质晶体类型判断晶体熔沸点大小比较晶体的空间结构分析1．粒子核外电子排布及其表示方法（1）能层与能级①每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf…… ②s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍（2）构造原理根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。电子排布的能级顺序：1s2s2p3s3p4s3d4p……（3）元素原子的电子排布：（1—36号）氢H1s1……钠Na1s22s22p63s1……钾K1s22s22p63s23p64s1或【Ar】4s1……有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬Cr[Ar]3d54s1铜Cu[Ar]3d104s12.元素原子的第一电离能大小比较（1）随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.（2）同周期元素，电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大，即第IIA族、第VA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P（3）金属的活动顺序与相应的电离能的大小顺序不一定一致，金属活动性表示在水溶液中金属原子失去电子的难易；电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，它是金属原子在气态时活泼性的量度，二者条件不同。如金属活泼性：Ca>Na,第一电离能：Na1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).②确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).④判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价).③电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数(表征原子得电子能力强弱).4．共价键（1）共价键的特点①共价键的形成是由于原子轨道的重叠，两核间的电子云密度增大。②共价键具有饱和性和方向性的特点。 （2）共价键类型及个数判断共价单键全为σ键，双键中有1个σ键和1个π键，三键中有1个σ键和2个π键。5.配位键及配位化合物（1）形成条件：其中一个原子的价电子层有孤对电子，另一原子有可接受电子对的空轨道。表示方法：AB（A为电子对给予体，B为电子对接受体）（2）当配体不止一种，配位数应是所有配体的配位数之和。（3）常见的配合物有：H3O+，NH4+，[Fe(SCN)6]3-，[Ag(NH3)2]+，[Cu(NH3)4]2+，[Cu(H2O)4]2+6.价层电子对互斥理论把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如CO2、CH2O、CH4等分子中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：ABn立体结构范例n=2直线型CO2n=3平面三角形CH2On=4正四面体型CH4另一类是中心原子上有孤对电子（未用于形成共价键的电子对）的分子。如H2O和NH3中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而H2O分子呈V型，NH3分子呈三角锥型。应用VSEPR理论判断下表中分子或离子的构型。进一步认识多原子分子的立体结构。化学式中心原子含有孤对电子对数中心原子结合的原子数空间构型H2S22V形NH2-22V形BF303正三角形CHCl304四面体SiF404正四面体7.杂化轨道理论(1)甲烷分子轨道的形成：形成甲烷分子时，中心原子的2s和2px，2py，2pz等四条原子轨道发生杂化，形成一组新的轨道，即四条sp3杂化轨道，这些sp3杂化轨道不同于s轨道，也不同于p轨道。（2）根据参与杂化的s轨道与p轨道的数目，除了有sp3杂化轨道外，还有sp2杂化和sp杂化，sp2 杂化轨道表示由一个s轨道与两个p轨道杂化形成的，sp杂化轨道表示由一个s轨道与一个p轨道杂化形成的。（3）三种杂化轨道的轨道形状：sp杂化：夹角为180°的直线型杂化轨道，sp2杂化：夹角为120°的平面三角形，sp3杂化：夹角为109°28′的正四面体构型。（4）中心原子的孤对电子对数与相连的其他原子数之和，就是杂化轨道数8.分子的极性判断（1）极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.（2）分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀，对称整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称（3）判断ABn型分子极性的简便方法是：当中心原子A化合价的绝对值与其最外层电子数相同时，为非极性分子，否则为极性分子。9.分子间作用力及其对物质性质的影响（1）分子间作用力：比化学键弱得多，包括范德华力和氢键；范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.（2）分子晶体:分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(3)分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地偏高.（4）形成氢键的条件是电负性大、原子半径小、有孤对电子，氢键可表示为A-H…B-，其中“-”表示共价键，“…”表示氢键；NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高；当溶质分子和溶剂分子间形成氢键时，会使溶质的溶解度增大。10．晶体类型的判断一般地，固态时的离子化合物为离子晶体，固态时的金属是金属晶体，常见的原子晶体有：金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅、BN等。11．晶体熔、沸点的比较（1）不同晶体类型的物质一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶 体，而金属晶体的熔沸点差异较大，有的很高（钨），有的很低（汞）；对于有明显状态差异的物质，根据常温下状态进行判断。如NaCl>Hg>CO2（2）同种晶体类型①原子晶体：熔沸点取决于共价键的强弱。一般，原子半径越大，共价键越长，共价键就越弱，熔沸点越低。如：金刚石（C—C）>碳化硅（C—Si）>晶体硅（Si—Si）②离子晶体：熔沸点取决于离子键的强弱，离子所带电荷越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点越高。如：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl③金属晶体：金属阳离子带的电荷越多，半径越小，金属键越强，熔沸点越高。如：Al>Mg>Na④分子晶体：分子之间通过分子间作用力形成分子晶体，分子晶体熔沸点比较复杂：a.组成和结构相似的分子晶体，一般相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔沸点越高，如I2>Br2>Cl2>F2；CH4HI>HBr>HCl12．几种典型的晶体模型及结构分析通常采用均摊法来分析这些晶体的结构特点；均摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的原子如果是被n个晶胞所共有，则每个晶胞只能分得这个原子的1/n。（1）氯化钠晶体由下图氯化钠晶体结构模型可得：每个Na+紧邻6个，每个紧邻6个（上、下、左、右、前、后），这6个离子构成一个正八面体。设紧邻的Na+与Cl-间的距离为a，每个Na+与12个Na+等距离紧邻（同层4个、上层4个、下层4个），距离为。由均摊法可得：该晶胞中所拥有的Na+数为，数为，晶体中Na+数与Cl-数之比为1：1，则此晶胞中含有4个NaCl结构单元。（2）氯化铯晶体每个Cs+紧邻8个Cl-，每个Cl-紧邻8个Cs+，这8 个离子构成一个正立方体。设紧邻的Cs+与Cs+间的距离为，则每个Cs+与6个Cs+等距离紧邻（上、下、左、右、前、后）。在如下图的晶胞中Cs+数为，在晶胞内其数目为8，晶体中的数与数之比为1：1，则此晶胞中含有8个CsCl结构单元。（3）干冰每个CO2分子紧邻12个CO2分子（同层4个、上层4个、下层4个），则此晶胞中的CO2分子数为。（4）二氧化硅晶体每个Si原子与4个O原子紧邻成键，每个O原子与2个Si原子紧邻成键。晶体中的最小环为十二元环，其中有6个Si原子和6个O原子，含有12个Si-O键；每个Si原子被12个十二元环共有，每个O原子被6个十二元环共有，每个Si-O键被6个十二元环共有；每个十二元环所拥有的Si原子数为，拥有的O原子数为，拥有的Si-O键数为，则Si原子数与O原子数之比为1：2。 （5）氟化钙晶体其晶体结构特点：在晶胞中，Ca2+位于立方体的8个顶点和6个面上，8个F-位于立方体的内部，Ca2+的配位数是8，F-的配位数是4,与Ca2+最近且等距的F-的个数为8，Ca2+的个数为12，与F-最近且等距的Ca2+-的个数是4，F-的个数是6。历年考法以下是针对全国各省的典型真题绘制了如下表格：典型题源题型考查方向考查知识结构难易度分值2009年上海卷2选择题核外电子排布核外电子排布容易山东卷32填空题原子结构与性质分子结构与性质核外电子排布、电负性、杂化轨道理论、σ键和π键中等8分江苏卷21A填空题原子结构分子机构晶体结构核外电子排布、杂化轨道理论、分子的空间构型、晶胞分析中等12分广东化学27填空题原子结构分子结构核外电子排布、杂化轨道理论、配合物理论中等10分2010年山东卷32.填空题分子结构与性质晶体结构有关计算杂化轨道理论、分子的空间构型、电负性、根据晶胞确定晶体组成中等8分福建卷30填空题分子结构与性质电负性、晶体类型、轨道杂化类型、σ键和π键、配离子中等13分 江苏卷21填空题分子结构与性质π键、核外电子排布、杂化轨道理论、晶胞分析中等12分2011年海南19-I选择题分子极性判断分子极性判断容易6分江苏21A填空题分子结构与性质晶体有关计算杂化轨道理论、氢键、根据晶胞确定晶体组成中等12分福建30填空题原子结构与性质分子结构与性质价电子排布、第一电离能大小比较、分子的空间构型、原子轨道的杂化类型、π键、氢键中等13分新课标全国填空题原子结构与性质分子结构与性质晶体结构与性质电子排布、电负性、键角、杂化轨道理论、分子的空间构型、晶胞分析中等6分真题剖析一、原子结构与性质1.（2011安徽卷，11题）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7C.根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO答案：D解析：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，由周期表可知同周期元素的第一电离能随着核电荷数的增大而逐渐增大，但Mg的电子亚层结构为半满状态，所以Mg的第一电离能比Al大，A错误；卤族元素中氟元素是最活泼的非金属元素不可能失去电子，所以氟元素无正价，B错误；只有再常温下pH=6.8的溶液才一定显酸性，而在100℃时pH=6.8的溶液却显酸性，因此用pH判断溶液酸碱性时必需考虑温度，因此C不正确；碳酸的酸性强于次氯酸的，所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO，方程式为：CO2＋2ClO－＋H2O=CO32－＋2HclO，因此只有答案D正确，2．（2010上海卷，23题）胃舒平主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁(Mg2Si3O8.nH2O)等化合物。(1)三硅酸镁的氧化物形式为，某元素与镁元素不同周期但在相邻一族，且性质和镁元素十分相似，该元素原子核外电子排布式为。 (2)铝元素的原子核外共有种不同运动状态的电子、种不同能级的电子。(3)某元素与铝元素同周期且原子半径比镁原子半径大，该元素离子半径比铝离子半径(填“大”或“小”)，该元素与铝元素的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为：(4)Al2O3、MgO和SiO2都可以制耐火材料，其原因是。a．Al2O3、MgO和SiO2都不溶于水b．Al2O3、MgO和SiO2都是白色固体c．Al2O3、MgO和SiO2都是氧化物d．Al2O3、MgO和SiO2都有很高的熔点答案：(1)2MgO.3SiO.nH2O、1s22s1；(2)13、5；(3)大、Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；(4)ad。解析：(1)根据胃舒平中三硅酸镁的化学式和书写方法，其写作：2MgO.3SiO.nH2O；与镁元素在不同周期但相邻一族的元素，其符合对角线规则，故其是Li，其核外电子排布为：1s22s1；(2)中铝元素原子的核外共有13个电子，其每一个电子的运动状态都不相同，故共有13种；有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级；(3)与铝元素同周期且原子半径大于镁的元素是钠，其离子半径大于铝的离子半径；两者氢氧化物反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；(4)分析三种氧化物，可知三者都不溶于水且都具有很高的熔点。3．（09福建卷，30题，13分）Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子（外围电子）排布msnmpn③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：（1）Z2+的核外电子排布式是。（2）在[Z(NH3)4]2+离子中，Z2+的空间轨道受NH3分子提供的形成配位键。（3）Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是。a.稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙b.稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙c.稳定性：甲<乙，沸点：甲<乙d.稳定性：甲<乙，沸点：甲>乙(4)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为（用元素符号作答）（5）Q的一种氢化物相对分子质量为26，其中分子中的σ键与π键的键数之比为。（6）五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于。答案：（1）1s22s22p63s23p63d9（2）孤对电子（孤电子对）（3）b（4）SiSiH4。因为SiH4的相对分子质量比CH4大，故分子间作用力大，沸点高。（4）C、N和Si中，C、Si位于同一主族，则上面的非金属性强，故第一电离能大，而N由于具有半充满状态，故第一电离能比相邻元素大，所以N>C>Si。（5）C、H形成的相对分子质量的物质为C2H2，结构式为H-C≡C-H，单键是σ键，叁键中有两个是σ键一个π键，所以σ键与π键数之比为3：2。（6）电负性最大的非元素是O，最小的非金属元素是Si，两者构成的SiO2，属于原子晶体。解题方法与技巧：1.熟练掌握1-36号元素的核外电子排布，区别核外电子排布和价电子排布。2.掌握第一电离能的一般变化趋势，特别注意电子亚层结构为全满或者半满状态的原子，其第一电离能比同周期相邻元素要大。丢分陷阱：1.把价电子排布写成核外电子排布。2．只知道第一电离能的一般变化趋势，而忽视了电子亚层结构为全满或者半满状态的原子(Be、Mg、N、P)。二、分子结构与性质1.（2011海南，19题，6分）下列分子中，属于非极性的是A.SO2B.BeCl2C.BBr3D.COCl2答案：BC解析：根据价层电子对互斥理论（VSEPR）可得四种分子的结构如下：四个选项中物质的共价键均为极性键，其中只有BeCl2和BBr3为分子为对称结构，整个分子的电荷分布均匀、对称，所以为非极性分子。2.（2011四川卷）下列推论正确的是A.SiH4的沸点高于CH4，可推测PH3的沸点高于NH3B.NH4+为正四面体结构，可推测出PH4+也为正四面体结构C.CO2晶体是分子晶体，可推测SiO2晶体也是分子晶体D.C2H6是碳链为直线型的非极性分子，可推测C3H8也是碳链为直线型的非极性分子 答案：B解析：氨气分子之间存在氢键，沸点高于PH3的；SiO2晶体也是原子晶体；C3H8不是直线型的，碳链呈锯齿形且为极性分子。3.（2011福建卷30题，13分）氮元素可以形成多种化合物；回答以下问题：（1）基态氮原子的价电子排布式是_________________。（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是____________。（3）肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被－NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物。①NH3分子的空间构型是____________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是_______。②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g)△H=－1038.7kJ·mol－1若该反应中有4molN－H键断裂，则形成的π键有________mol。③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4的晶体内不存在__________(填标号)a.离子键    b.共价键    c.配位键   d.范德华力（4）图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点（见图2），分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_________（填标号）。a.CF4     b.CH4     c.NH4＋    d.H2O答案：（1）2s22p3（2）N＞O＞C（3）①三角锥形sP3②3③d（4）c解析：（1）基态氮原子的价电子排布式是2s22p3，注意区分核外电子排布式。（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是N＞O＞C（3）①NH3分子的空间构型是三角锥型，NH3中氮原子轨道的杂化类型是sp3，而肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2（氨基）取代形成的，所以N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是sp3，这个与H2O，H2O2中O的杂化类型都是sp3的道理是一样的。 ②反应中有4molN－H键断裂，即有1molN2H4参加反应，生成1.5molN2，则形成的π键有3mol。　　　③N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，可见它是离子晶体，晶体内肯定不存在范德华力。（4）要形成氢键，就要掌握形成氢键的条件：一是要有H原子，二是要电负性比较强，半径比较小的原子比如F、O、N等构成的分子间形成的特殊的分子间作用力。符合这样的选项就是c和d，但题中要求形成4个氢键，氢键具有饱和性，这样只有选c。4．（2011山东卷，32题，8分）氧是地壳中含量最多的元素。（1）氧元素基态原子核外未成对电子数为个。（2）H2O分子内的O-H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为。（3）H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用杂化。H3O+中H-O-H键角比H2O中H-O-H键角大，原因为。（4）CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为ag·cm-3，表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为cm3。答案：（1）2（2）O-H键、氢键、范德华力；邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键是分子间作用力增大；（3）sp3；H2O中O原子有2对孤对电子，H3O＋只有1对孤对电子，排斥力较小；（4）解析：（1）氧元素核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1S22S22P4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个；（2）O-H键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为O-H键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内。邻羟基苯甲醛在分子内形成氢键，而在分子之间不存在氢键；对羟基苯甲醛正好相反，只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，分子间氢键强于分子内氢键，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。（3）依据价层电子对互斥理论知H3O+中O上的孤对电子对数＝1/2（5－3×1）＝1，由于中心O的价层电子对数共有3+1＝4对，所以H3O+为四面体，因此H3O+中O原子采用的是sp3杂化；同理可以计算出H2O中O原子上的孤对电子对数＝1/2（6－2× 1）＝2，因此排斥力较大，水中H-O-H键角较小。（4）氯化钠的晶胞如图所示，因此钙晶胞中含有的氯离子个数为8×1/8+6×1/3＝4，同样也可以计算出钠离子个数为4。由于CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，所以CaO晶胞中也含有4个钙离子和4个氧离子，因此CaO晶胞体积为。解题方法与技巧：1．学会判断以及熟记一些常见分子或离子的空间结构。2．判断ABn型分子极性的简便方法是：当中心原子A化合价的绝对值与其最外层电子数相同时，为非极性分子，否则为极性分子。3．注意氢键对物质熔沸点的影响。丢分陷阱：1．忽视氢键对物质熔沸点的影响。三、晶体结构与性质1．（2010全国卷1，13题）．下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是A．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角B．最小的环上，有3个Si原子和3个O原子C．最小的环上，Si和O原子数之比为1：2D．最小的环上，有6个Si原子和6个O原子答案：D解析：二氧化硅是原子晶体，结构为空间网状，存在硅氧四面体结构，硅处于中心，氧处于4个顶角所以A项错误；在SiO2晶体中，每6个Si和6个O形成一个12元环（最小环），所以D对，B、C都错误！但是若将题目中B、C、D三个选项前面分别加上“平均每个”，则本题的答案就又变了，这时就要应用均摊法了，由于每个Si原子被12个环所共用，每个O原子被6个环所共用，每个Si-O键被6个环所共用，则均摊之后在每个环上含有0.5个Si，1个O，2个Si-O键，此时则B、D错误，C正确了，也即在1molSiO2中含有4molSi-O键（这是我们经常考的）2.（2011海南，19-II题，14分）铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题： （1）CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为___________；（2）CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是_______；（3）SO42-的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是_______；（4）元素金（Au）处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为______；一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_______；该晶体中，原子之间的作用力是________；（5）上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构为CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为__________。答案：（1）Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O；（2）白色无水硫酸铜可与水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O，显示水合铜离子特征蓝色；（3）正四面体，sp3；（4）6s1；（5）3:1；（4）金属键；（5）H8AuCu3解析：本题各小题内容考查点相互的联系不大，仍属于“拼盘”式题。（3）硫酸根中心原子的价层电子对为：孤对电子数6-2×4+2=0，成键电子对数4，所以为正四面体结构，中心原子为sp3杂化；（4）Au电子排布或类比Cu，只是电子层多两层，由于是面心立方，晶胞内N（Cu）=6×=3，N（Au）=8×=1；（5）CaF2结构如下图所示，所以氢原子在晶胞内有4个，可得储氢后的化学式为H8AuCu3解题方法与技巧：1．学会采用均摊法来分析晶体的结构特点；均摊法的根本原则是：晶胞任意位置上的原子如果是被n个晶胞所共有，则每个晶胞只能分得这个原子的1/n。2．理解SiO2的结构，可从晶体硅进行转化，晶体硅与金刚石结构相似，只需将C原子换成Si原子即可，课本上有我直接拿来用，再将Si-Si键断开，加入氧即可，见： 命题趋势本专题为新课标地区选考部分，从近三年命题情况来看，对本专题的考查以选择题、填空题的形式进行，在考查核外电子排布、电离能、晶体结构、分子极性等知识的同时，可结合元素周期表、元素周期率等知识进行命题，突出对分析问题和解决问题能力的考查。模拟试题1．（2011山西晋中）下列说法中正确的是(　　)A．第三周期所包含的元素中钠的原子半径最小B．钠的第一电离能比镁的第一电离能大C．在所有元素中，氟的电负性最大D．电子云示意图中的每个小黑点都表示一个电子2．（2011广西河池）用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体结构，其中不正确的是(　　)A．NH为正四面体形　　B．CS2为直线形C．HCN为折线形(V形)D．PCl3为三角锥形3．（2011安徽安庆）C、Si、Ge、Sn是同族元素，该族元素单质及其化合物在材料、医药等方面有重要应用。请回答下列问题：(1)Ge的原子核外电子排布式为_____________________________。(2)C、Si、Sn三种元素的单质中，能够形成金属晶体的是________。(3)按要求指出下列氧化物的空间构型、成键方式或性质：①CO2分子的空间构型及碳氧之间的成键方式________________；②SiO2晶体的空间构型及硅氧之间的成键方式______________________________；③已知SnO2是离子晶体，写出其主要物理性质______________________________(写出2条即可)。(4)CO可以和很多金属形成配合物，如Ni(CO)4，Ni与CO之间的键型为________。(5)碳氧键的红外伸缩振动频率与键的强度成正比，已知Ni(CO)4中碳氧键的伸缩振动频率为2060cm－1，CO分子中碳氧键的伸缩振动频率为2143cm－1，则Ni(CO)4中碳氧键的强度比CO分子中碳氧键的强度________(填字母)。A．强　　　　B．弱C．相等D．无法判断 4．（2011福建建阳）锌是一种重要的金属，锌及其化合物有着广泛的应用。(1)葡萄糖酸锌[CH2OH(CHOH)4COO]2Zn是目前市场上流行的补锌剂。写出Zn2＋基态电子排布式________________；葡萄糖[CH2OH(CHOH)4CHO]分子中碳原子杂化方式是____________。图L14－2(2)Zn2＋也能与NH3形成配离子[Zn(NH3)4]2＋。配位体NH3的分子空间构型为________；在[Zn(NH3)4]2＋中，Zn2＋位于正四面体中心，N位于正四面体的顶点，试在图L14－2中表示[Zn(NH3)4]2＋中Zn2＋与N之间的化学键________。(3)图L14－3表示锌与某种元素X形成的化合物晶胞，其中Zn和X通过共价键结合，该化合物的化学式为____________；图L14－3该化合物的晶体熔点比干冰高得多，原因是_________________________________。5．（2011广东潮州）下表为元素周期表的一部分。请回答下列问题：(1)上述元素中，属于s区的是____________(填元素符号)。(2)写出元素⑩的基态原子的电子排布式____________________。(3)元素第一电离能为⑤________⑨(填“大于”或“小于”)。(4)元素③气态氢化物的中心原子有________对弧对电子，其VSEPR模型为________；中心原子的杂化类型为________；该分子为________分子(填“极性”或“非极性”)。向硫酸铜溶液中逐滴加入其水溶液，可观察到的现象为________________________________。 图L14－4(5)元素⑦的钠盐晶胞结构如图L14－4所示，每个Na＋周围与之距离最近的Na＋的个数为___________。答案解析1．答案：C　解析：同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，第三周期所包含的元素中钠的原子半径最大，A错误；同一周期，从左到右，虽然有个别特殊性，但总体上元素第一电离能是逐渐增大的，钠的第一电离能比镁的第一电离能小，B错误；电负性就是以氟作为标准的，氟的电负性最大是正确的；电子云示意图中的小黑点的疏密代表电子在这一区域出现机会的大小，D不对。2．答案：C　解析：NH、CS2、HCN、PCl3结构中价层电子对数分别为4对、2对、2对、4对，VSEPR模型分子为正四面体形、直线形、直线形、空间四面体形，其中前三者中心原子均参与成键，立体结构就是VSEPR模型，PCl3分子中有1对孤对电子，所以立体结构为三角锥形。3．答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p2(2)Sn(3)①直线型　共价键(或σ键与π键)②Si—O通过共价键形成四面体结构，四面体之间通过共价键形成空间网状结构　共价键(或σ键)③熔融时能导电、较高的熔点(4)配位键　(5)B解析：(1)Ge是第四周期第ⅣA族元素，因此易得核外电子排布式。(2)只有是金属才能形成金属晶体，因此只有金属锡能形成金属晶体。(3)①CO2是非极性分子，空间构型呈直线形，碳氧之间以极性共价键相连接。②SiO2是原子晶体，硅氧原子形成正四面体构型。(4)羰基镍中Ni和CO是以配位键相连，配位键是一类特殊的共价键。(5)根据题中信息“碳氧键的红外伸缩振动频率与键的强度成正比”即可得出答案。4．答案：(1)1s22s22p63s23p63d10　sp2、sp(2)三角锥形 (3)ZnX　该化合物是原子晶体，而干冰是分子晶体解析：(1)写Zn2＋的核外电子排布式先写Zn原子再失2个电子，碳原子的杂化方式，形成4根单键的就是sp3，有1个双键的是sp2。(2)NH3分子中N原子以sp3杂化形成4个轨道，其中1个被孤对电子占据，形成三角锥形结构。(3)采用均摊法分析结构，由于该晶体为原子晶体，所以熔点高于分子晶体的干冰。5．答案：(1)H，Mg，Ca(2)1s22s22p63s23p63d64s2(3)大于(4)1　四面体　sp3　极性　先产生蓝色沉淀，后溶解得深蓝色溶液(5)12解析：(1)结合元素周期表和原子结构，属于s区的是H、Mg、Ca。(2)元素⑩为Fe，Fe的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(3)⑤是Mg，⑨是Ca，它们的第一电离能Mg大于Ca。(4)元素③是N，NH3的中心原子有1对孤对电子；分子为四面体结构；是极性分子；向硫酸铜溶液中逐滴加入氨水时，先生成氢氧化铜沉淀，然后又形成铜氨络离子，所以现象为先产生蓝色沉淀，后溶解得深蓝色溶液。(5)NaCl的结构如题图，每个Na＋周围与之距离最近的Na＋的个数为12。