江苏省2017届高考化学创新复习(适合二轮三轮复习)知识组块九 九种微粒结构模型
知识组块九九种微粒结构模型
【选修部分】
命题点
1．原子结构与元素的性质
（1）了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1~36号）原子核外电子的排
（2）了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
（3）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。
（4）了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
2．化学键与物质的性质
（1）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。
（2）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。（3）了解简单配合物的成键情况。
（4）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。
（5）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。
（6）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。
3．分子间作用力与物质的性质
（1）了解化学键和分子间作用力的区别。
（2）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。
关联点
《选修三（物质结构与性质）》安排了三章内容，依次是原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。我们选取有代表性的九种微粒，并分别选取一个特定角度来研究相应的结构：三种原子（N——电离能，Cu——电子排布式，Br——价电子排布图），三种分子（N2——直线形、等电子体，H2O——V形、氢键，NH3——三角锥形、键角)，三种晶体（金刚石——原子晶体，CO2——分子晶体，CaF2——离子晶体）。
1．结构相关归纳
（1）三种典型原子的结构归纳
相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为Ar]3d54s1，Cu原子的电子排布式为Ar]3d104s1。
规律：
每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。
①原子半径递变规律：
图1 主族元素原子半径的周期性变化
②同周期元素从左到右，原子的第一电离能呈增大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子；每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大。同主族元素从上到下，原子的第一电离能逐渐减小，表示元素原子越来越易失去电子。但第IIA、VA族的元素要大于左右相邻的元素的第一电离能。（见图2）
图2元素的第一电离能的周期性
③电负性的周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
图3电负性的周期性变化
（2）三种典型分子的结构归纳
①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高。
②氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）。
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。（3）三种典型晶体的结构归纳
晶体熔、沸点高低的比较
（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：
原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。
（2）原子晶体：
原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
（3）离子晶体：
一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
（4）分子晶体：
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如H2O ＞H2Te＞H2Se＞H2S。
②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SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
③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CO＞N2。
（5）金属晶体：
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。
2．金属晶体的常见堆积
3．几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目
A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)B．干冰(含4个CO2)
C．CaF2(含4个Ca2＋，8个F－)D．金刚石(含8个C)
E．体心立方(含2个原子)F．面心立方(含4个原子)
4．有关晶胞各物理量的关系
对于立方晶胞，可简化成下面的公式进行各物理量的计算：a3×ρ×N A＝n×M，a表示晶胞的棱长，ρ表示密度，N A表示阿伏加德罗常数，n表示1 mol晶胞中所含晶体的物质的量，M
表示相对分子质量，a3×ρ×N A表示1 mol晶胞的质量。
1．如何将共价键分类？共价键的键参数对分子性质有什么影响？
（1）根据原子轨道重叠方式，将共价键分为σ键(“头碰头”重叠)和π键(“肩并肩”重叠)；根据电子对是否偏移，将共价键分为极性键(发生偏移)和非极性键(不发生偏移)；根据原子间共用电子对的数目，将共价键分为单键、双键和三键；根据形成电子对的方式，将共价键分为普通共价键和配位键。
（2）共价键的键参数包括键能、键长和键角。键长越短，键能越大，键越稳定，分子越稳定，即键长和键能决定了分子的稳定性；键角表明共价键有方向性，键长和键角决定了分子的空间构型。
2．配离子Cu(H2O)4]2＋中，Cu2＋与H2O之间的配位键是怎样形成的？中心离子、配体、配位原子、配位数各是什么？
水分子中的氧原子提供孤对电子对，铜离子提供空轨道接受水分子的孤电子对，从而形成一种特殊的共价键——配位键。其中Cu2＋是中心离子，H2O是配体，H2O中的氧原子是配位原子，配位数是4。
3．如何计算长方体(正方体)晶胞中所含粒子的数目？
常用均摊法计算。①处于顶点的粒子，同时为8个晶胞共有，每个粒子的1
8属于该晶胞；②
处于棱上的粒子，同时为4个晶胞共有，每个粒子的1
4属于该晶胞；③处于面上的粒子，同时为
2个晶胞共有，每个粒子的1
2属于该晶胞；④处于体内的粒子，则完全属于该晶胞。
4．不同视角的各种晶体 （1）NaCl 晶体
（2）CsCl 晶体
（3）CaF 2晶体
5．金属晶体空间占有率计算公式 （1）简单立方堆积（Po ）
（2）体心立方堆积（K 、 Na 、Fe ）
F - Ca 2+
（3）六方紧密堆积（Mg、Zn、Ti）
空间利用率=晶胞中球的体积/晶胞体积= =74.06% （4）面心立方紧密堆积（Cu、Ag、Au）
面心立方紧密堆积的顶视图
空间利用率=晶胞中球的体积/晶胞体积= =74.06%
集训点
一、选择题（每个小题只有一个选项正确）
1．以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是( )
A．∶He B．C．1s2D．
2．(2013·上海高考)230Th和232Th是钍的两种同位素，232Th可以转化成233U。下列有关Th的说法正确的是( )
A．Th元素的质量数是232B．Th元素的相对原子质量是231
C．232Th 转换成233U是化学变化D．230Th和232Th的化学性质相同
3．现有①、②、③三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3。则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：③>②>①B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①D．最高正化合价：③>②>①
4．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是 ( )
A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．外围电子排布为n s2n p6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能I1＜I2＜I3＜…
5．下列关于粒子结构的描述不正确的是( )
A．H2S和NH3均是价电子总数为8的极性分子
B．HS-和HCl均是含一个极性键的18电子粒子
C．CH2Cl2和CCl4均是四面体构型的非极性分子
D．NCl3是含极性键的极性分子
6．通常情况下，NCl3是一种油状液体，其分子空间构型与NH3相似，下列对NCl3和NH3的有关叙述正确的是( )
A．分子中N—Cl键键长与CCl4分子中C—Cl键键长相等
B．在氨水中，大部分NH3与H2O以氢键(用“…”表示)结合形成NH3·H2O分子，则NH3·H2O
的结构式为
C．NCl3分子是非极性分子
D．NBr3比NCl3易挥发
7．根据下列几种物质的熔点和沸点数据，判断下列有关说法中，错误的是( )
注：3
A．SiCl4是分子晶体B．单质B是原子晶体
C．AlCl3加热能升华D．MgCl2所含离子键的强度比NaCl大
8．(2013·上海高考)X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是( )
A．X元素的氢化物的水溶液显碱性
B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径
C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应
D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点
9．下列叙述中正确的是 ( )
A．NH3、CO、CO2都是极性分子B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子
C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强D．CS2、H2O、C2H2都是直线形分子
10.有一种蓝色晶体可表示为：M x Fe y(CN)6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3+和Fe2+互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。下列说法不正确的是( )
A．该晶体的化学式为MFe2(CN)6
B．该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
C．该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
D．晶体中与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－为6个
二、填空题
11．有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述：
（1）A 原子的核外电子排布式。
（2）B 元素在周期表中的位置；离子半径：BA(填“大于”或“小于”)。
（3）C 原子的轨道表示式是，其原子核外有个未成对电子，能量最高的电子为轨道上的电子，其轨道呈形。
（4）D 原子的电子排布式为，D -
的结构示意图是。
（5）B 的最高价氧化物对应的水化物与A 的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为。
12．过渡元素在生活、生产和科技等方面有广泛的用途。
（1）过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色，与其d 轨道电子排布有关。一般而言，为d 0
或d 10
排布时，无颜色；为d 1
～d 9
排布时，有颜色，如Co(H 2O)6]2+
显粉红色，据此判断，Mn(H 2O)6]2+(填“有”或“无”)颜色。
（2）现代污水处理工艺中常利用聚合铁{简称PFS ，化学式为：Fe 2(OH)n (SO 4)3－n /2]m ，n ＜5，
m ＜10}在水体中形成絮状物，以吸附重金属离子。下列说法中不正确的是。(填序号)
A ．PFS 中铁显＋3价
B ．铁原子的外围电子排布式是3d 6
4s 2
C ．由FeSO 4溶液制PFS 需经过氧化、水解和聚合的过程
D ．由下表可知气态Fe 2+
再失去一个电子比气态Mn 2+
再失去一个电子难
（3现有铬(Ⅲ)与甲基丙烯酸根的配合物为：
①该化合物中存在的化学键类型有。 ②该化合物中一个Cr 的配位数为。 ③甲基丙烯酸分子中C 原子的杂化方式有。
④等电子体是具有相同的价电子数和原子数的分子或离子，与H2O分子互为等电子体的微粒是
(填一种即可)。
⑤与铬同周期的所有元素中基态原子最外层电子数与铬原子相同的元素是(填元素符号)。参考答案：
3 2p 纺锤
（5）NaOH +Al(OH)
，其轨道表示式为
能量最高的电子为2p轨道
上的电子，其轨道呈纺锤形。
（5）本题考查
注意点
1．从知识层面上：
（1）ⅡA族的Be、Mg、Ca的第一电离能较同周期ⅢA族的B、Al、Ga的第一电离能要大；ⅤA族的N、P、As的第一电离能较同周期ⅥA族的O、S、Se的第一电离能要大。这是由于ⅡA 族元素的最外层电子排布为n s2，为全充满较稳定状态，而ⅤA族元素的最外层电子排布为n p3，为半充满状态，比ⅥA族的n p4状态稳定。
（2）同周期中卤素元素原子的电负性最大，氟是所有元素中电负性数值最大的元素。
（3）并不是所有的共价键都有方向性，如s－sσ键就没有方向性。
（4）σ键能旋转，而π键不能旋转。
（5）“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。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
（6）“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相似)，而戊醇在水中的溶解度明显减小(戊醇中烃基较大，二者羟基相似因素小)。
（7）无机含氧酸的通式可写成(HO)m RO n，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
（8）手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子
的分子是手性分子，如。
2．从能力层面上：
（1）判断晶体类型的方法与依据
①根据构成粒子及粒子间的作用为类别进行判断。
②根据各类晶体的特征性质判断：一般来说，低熔、沸点的化合物属于分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物为离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的物质属原子晶体；能导电、传热、具有延展性的晶体为金属晶体。
③根据类别判断：
金属氧化物，强碱，大部分盐类是离子晶体；
大多数非金属单质(除金刚石，石墨，晶体硅)，气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、酸、大多数有机物(有机盐除外)是分子晶体；
金刚石，晶体硅，晶体硼，碳化硅，SiO2等是原子晶体；
金属单质固体是金属晶体。
3．从应试层面上：
最后阶段学生应该从四个角度対试题进行研究（下图），从三个方面进行训练，一定会取得好成绩。