高中化学选修三《物质结构及性质》复习提纲及高考分析.doc

高中化学选修三《物质结构及性质》
复习提纲及高考分析
归纳整理：索会锋 2016、元月
前言：《物质结构与性质》这门课虽然就是选修课程，但就是在高考中作为选考题之一，占得分值与《有机化学基础》《化学工艺》一样多，但内容比另两门选修课程要少，题型单一易解，所以复习方便，得分容易，就是高考复习中对于基础较差得学生复习得捷径之选，所以经郭校长与高三化学组研究决定，特归纳整理了有关该课程得知识点及高考题型分析，便于同学们寒假回家自我复习，请同学们给予重视。
高三化学组索会锋
一、原子结构与性质、
一、认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）得含义、
1、电子云：用小黑点得疏密来描述电子在原子核外空间出现得机会大小所得得图形叫电子云图、离核越近，电子出现得机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现得机会小，电子云密度越小、
电子层（能层）：根据电子得能量差异与主要运动区域得不同，核外电子分别处于不同得电子层、原子由里向外对应得电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q、
原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层得原子核外电子，也可以在不同类型得原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状得轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道与f轨道较复杂、各轨道得伸展方向个数依次为1、3、5、7、
2、(构造原理）
了解多电子原子中核外电子分层排布遵循得原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子得排布、
(1)、原子核外电子得运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)与自旋方向来进行描述、在含有多个核外电子得原子中，不存在运动状态完全相同得两个电子、
(2)、原子核外电子排布原理、
①、能量最低原理:电子先占据能量低得轨道，再依次进入能量高得轨道、
②、泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同得电子、
③、洪特规则:在能量相同得轨道上排布时，电子尽可能分占不同得轨道，且自旋状态相同、
洪特规则得特例:在等价轨道得全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)得状态，具有较低得能量与较大得稳定性、如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1、
(3)、掌握能级交错图与1-36号元素得核外电子排布式、

①根据构造原理，基态原子核外电子得排布遵循图⑴箭头所示得顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量得差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子得排布按能量由低到高得顺序依次排布。
3、元素电离能与元素电负性
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要得能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1)、原子核外电子排布得周期性、
随着原子序数得增加,元素原子得外围电子排布呈现周期性得变化:每隔一定数目得元素，元素原子得外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6得周期性变化、
(2)、元素第一电离能得周期性变化、
随着原子序数得递增，元素得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得趋势，稀有气体得第一电离能最大，碱金属得第一电离能最小；
★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小得趋势、
说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。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 族元素得第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P
②、元素第一电离能得运用：
a、电离能就是原子核外电子分层排布得实验验证、
b、用来比较元素得金属性得强弱、 I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱、

(3)、元素电负性得周期性变化、
元素得电负性：元素得原子在分子中吸引电子对得能力叫做该元素得电负性。
随着原子序数得递增，元素得电负性呈周期性变化：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得趋势、
电负性得运用:
a、确定元素类型(一般>1、8，非金属元素；<1、8，金属元素)、
b、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)、
c、判断元素价态正负（电负性大得为负价，小得为正价）、
d、电负性就是判断金属性与非金属性强弱得重要参数（表征原子得电子能力强弱）、
例8、下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高得顺序排列得就是
A．K、Na、Li B．N、O、C C．Cl、S、P D．Al、Mg、Na
例9、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误得就是
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能可能Y小于X
C．最高价含氧酸得酸性：X对应得酸性弱于Y对应得酸性
D．气态氢化物得稳定性：HmY小于HmX
例10、气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要得最低能量叫做第一电离能（I1），气态正离子继续失去电子所需最低能量依次称为第二电离能（I2）、第三电离能（I3）……下表就是第三周期部分元素得电离能［单位：eV（电子伏特）］数据、
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5、7
47、4
71、8
乙
7、7
15、1
80、3
丙
13、0
23、9
40、0
丁
15、7
27、6
40、7
下列说法正确得就是
A、甲得金属性比乙强 B、乙得化合价为＋1价
C、丙一定为非金属元素 D、丁一定就是金属元素
例11、在下面得电子结构中,第一电离能最小得原子可能就是
A、ns2np3 B、ns2np5 C、ns2np4 D、ns2np6
例12、第一电离能I1就是指气态原子X（g）处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X+（g）所需得能量、下图就是部分元素原子得第一电离能I1随原子序数变化得曲线图、

请回答以下问题：
(1)、认真分析上图中同周期元素第一电离能得变化规律，将Na——Ar之间六种元素用短线连接起来，构成完整得图像、
(2)、从上图分析可知，同一主族元素原子得第一电离能I1变化规律就是______________；
(3)、上图中5号元素在周期表中得位置就是________________________________________；
(4)、上图中4、5、6三种元素得气态氢化物得沸点均比同主族上一周期得元素气态氢化物低很多，原因就是：__________________________________、
例12、(1)、见上图（右） (2)、从上到下依次减小
(3)、第三周期，ⅤA族
(4)、因同主族上一周期得元素得氢化物分子间存在氢键
例13、1932年美国化学家鲍林首先提出了电负性得概念、电负性(用X表示)也就是元素得一种重要性质，若 x 越大，其原子吸引电子得能力越强，在所形成得分子中成为带负电荷得一方、下面就是某些短周期元素得 x 值：
元素符号
Li
Be
B
C
O
F
Na
Al
Si
P
S
Cl
x 值
0、98
1、57
2、04
2、55
3、44
3、98
0、93
1、61
1、90
2、19
2、58
3、16
⑴、通过分析 x 值变化规律，确定N、Mg得 x 值范围：
＜x (N)＜ ， ＜x (Mg)＜ 、
⑵、推测x值与原子半径得关系就是 ；根据短周期元素得x值变化特点，体现了元素性质得 变化规律、
⑶、某有机化合物结构中含S－N键，其共用电子对偏向 （写原子名称）、
⑷、经验规律告诉我们：当成键得两原子相应元素得 x 差值△x＞1、7时，一般为离子键，当△ x＜1、7时，一般为共价键、试推断AlBr3中化学键类型就是 、
⑸、预测周期表中， x 值最小得元素位于 周期 族、（放射性元素除外）
例13、(1)、2、55 3、44 0、93 1、57
(2)、电负性随原子半径减小而增大，周期性
(3)、氮 (4)、共价键 (5)、6，IA
『综合模拟训练』
1．【2008珠海一模】已知A、B、C、D与E五种分子所含原子得数目依次为1、2、3、4与6，且都含有18个电子，又知B、C与D就是由两种元素得原子组成，且D分子中两种原子个数比为1：1。
请回答：
(1)  组成A分子得原子得核外电子排布式就是 ；
(2)  B与C得分子式分别就是 与 ；C分子得立体结构呈 形，该分子属于 分子（填“极性”或“非极性”）；
(3) 向D得稀溶液中加入少量氯化铁溶液现象就是 ，该反应得化学方程式为
(4)  若将1molE在氧气中完全燃烧，只生成1molCO2与2molH2O，则E得分子式就是 。
FeCl3
（1）1S22S22P63S23P6（2） HCl， H2S， V形（或角形或其她合理答案），极性分子。
（3）有无色气体产生 2H2O2＝＝＝2H2O+O2↑ （4）CH4O。
2 【2008茂名一模】Al与Si、Ge与As在元素周期表金属与非金属过渡位置上，在其单质与化合物在建筑业、电子工业与石油化工等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1) As 得价层电子构型为
(2) AlCl3就是化工生产中得常用催化剂，熔点为192、6℃，熔融状态以二聚体A12C16形式存在，其中铝原子与氯原子得成键类型就是
(3）超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝（AlN）在绝缘材料中得应用广泛，AlN晶体与金刚石类似，每个Al原子与个N原子相连，与同一个Al原子相连得N原子构成得空间构型为。在四大晶体类型中，AlN属于 晶体。
(4)Si与C 同主族，Si、C与0成键情况如下：
在C与0之间可以形成双键形成CO2分子，而Si与O则不能与碳那样形成有限分子原因就是
(5)SiCl4(l）常用作烟雾剂，原因Si存在3d轨道，能同H20 (l）配位而剧烈水解，在潮湿得空气中发烟，试用化学方程式表示其原理
(l) 4s24p3( l 分） (2）共价键（或σ键） (l分）
(3) 4 (l分）正四面体（l分）原子（2分） (4) Si一0大于C一0得键，C=0得键能大于Si=O得键能，所以Si与O成单键，而C与O以双键形成稳定分子（ 2 分）
(5)SiCl4（l) + 3H2O (l) = H2Si03 (s) + 4HCl(aq) ( 2 分）
二、化学键与物质得性质、
内容：离子键――离子晶体
1、理解离子键得含义，能说明离子键得形成、了解NaCl型与CsCl型离子晶体得结构特征，能用晶格能解释离子化合物得物理性质、
(1)、化学键：相邻原子之间强烈得相互作用、化学键包括离子键、共价键与金属键、
(2)、离子键：阴、阳离子通过静电作用形成得化学键、
离子键强弱得判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体得熔沸点越高、
离子键得强弱可以用晶格能得大小来衡量，晶格能就是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子与阳离子所吸收得能量、晶格能越大，离子晶体得熔点越高、硬度越大、
离子晶体:通过离子键作用形成得晶体、
典型得离子晶体结构：NaCl型与CsCl型、氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子与4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子与1个氯离子、
NaCl型晶体
CsCl型晶体

每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。

每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
(3)、晶胞中粒子数得计算方法--均摊法、
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
例14、下列离子晶体中,熔点最低得就是
A、NaCl B、KCl C、CaO D、MgO
例15、X、Y都就是IIA（Be除外）得元素,已知它们得碳酸盐得热分解温度:T（XCO3）>T（YCO3）,则下列判断正确得就是
A、晶格能: XCO3>YCO3 B、阳离子半径: X2+>Y2+
C、金属性: X>Y D、氧化物得熔点: XO>YO
例16、萤石（CaF2）晶体属于立方晶系,萤石中每个Ca2+被8个F-所包围,则每个F-周围最近距离得Ca2+数目为
A、2 B、4 C、6 D、8
例17、01年曾报道，硼元素与镁元素形成得化合物刷新了金属化合物超导温度得最高记录、该化合物得晶体结构如图所示：镁原子间形成正六棱柱，且棱柱得上下底面还各有1个镁原子；6个硼原子位于棱柱内，则该化合物得化学式可表示为
A．MgB B．MgB2 C．Mg2B D．Mg3B2
○镁原子，位于顶点与上下两个面心
●硼原子，位于六棱柱得内部
内容：共价键－分子晶体――原子晶体
2、了解共价键得主要类型σ键与π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子得某些性质（对σ键与π键之间相对强弱得比较不作要求）、
(1)、共价键得分类与判断：σ键（“头碰头”重叠）与π键（“肩碰肩”重叠）、极性键与非极性键，还有一类特殊得共价键-配位键、
(2)、共价键三参数、

概念
对分子得影响
键能
拆开1mol共价键所吸收得能量（单位：kJ/mol）
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键得两个原子核间得平均距离（单位：10-10米）
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
分子中相邻键之间得夹角(单位：度）
键角决定了分子得空间构型
共价键得键能与化学反应热得关系:反应热= 所有反应物键能总与－所有生成物键能总与、
例18、下列分子既不存在s-p σ键，也不存在p-p π键得就是
A．HCl B．HF C．SO2 D．SCl2
例19、下列关于丙烯（CH3—CH =CH2）得说法正确得
A．丙烯分子有8个σ键，1个π键 B．丙烯分子中3个碳原子都就是sp3杂化
C．丙烯分子存在非极性键 D．丙烯分子中3个碳原子在同一直线上
3、了解极性键与非极性键，了解极性分子与非极性分子及其性质得差异、
(1)、共价键:原子间通过共用电子对形成得化学键、
(2)、键得极性：
极性键：不同种原子之间形成得共价键，成键原子吸引电子得能力不同，共用电子对发生偏移、
非极性键：同种原子之间形成得共价键，成键原子吸引电子得能力相同，共用电子对不发生偏移、
(3)、分子得极性：
①、极性分子：正电荷中心与负电荷中心不相重合得分子、
非极性分子：正电荷中心与负电荷中心相重合得分子、
②、分子极性得判断：分子得极性由共价键得极性及分子得空间构型两个方面共同决定、
非极性分子与极性分子得比较

非极性分子
极性分子
形成原因
整个分子得电荷分布均匀，对称
整个分子得电荷分布不均匀、不对称
存在得共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
不对称
举例说明：
分子
共价键得极性
分子中正负
电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
非极性键
重合
非极性分子
H2、N2、O2
异核双原子分子
极性键
不重合
极性分子
CO、HF、HCl
异核多原子分子
分子中各键得向量与为零
重合
非极性分子
CO2、BF3、CH4
分子中各键得向量与不为零
不重合
极性分子
H2O、NH3、CH3Cl
③、相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）、
例20、根据科学人员探测：在海洋深处得沉积物中含有可燃冰,主要成分就是甲烷水合物、其组成得两种分子得下列说法正确得就是
A、它们都就是极性键形成得极性分子 B、它们都只有σ键
C、它们成键电子得原子轨道都就是sp3-s D、它们得立体结构都相同
4、分子得空间立体结构（记住）
常见分子得类型与形状比较
分子类型
分子形状
键角
键得极性
分子极性
代表物
A
球形

非极性
He、Ne
A2
直线形

非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形

极性
极性
HCl、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
V形
≠180°
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3、SO3
AB3
三角锥形
≠120°
极性
极性
NH3、NCl3
AB4
正四面体形
109°28′
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH3Cl、CHCl3
AB2C2
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH2Cl2

直 线
三角形
V形
四面体
三角锥
V形 H2O
5、了解原子晶体得特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体得结构与性质得关系、
(1)、原子晶体：所有原子间通过共价键结合成得晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构得晶体、
(2)、典型得原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）、
金刚石就是正四面体得空间网状结构，最小得碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅得结构与金刚石相似；二氧化硅晶体就是空间网状结构，最小得环中有6个硅原子与6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键、
(3)、共价键强弱与原子晶体熔沸点大小得判断：原子半径越小，形成共价键得键长越短，共价键得键能越大，其晶体熔沸点越高、如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅、
例26、下列说法正确得就是(NA为阿伏加德罗常数)
A、电解CuCl2溶液，阴极析出16g铜时，电极上转移得电子数为NA
B、12 g石墨中含有C—C键得个数为1．5NA C、12 g金刚石中含有C—C键得个数为4NA
D、SiO2晶体中每摩尔硅原子可与氧原子形成2NA个共价键
例27、单质硼有无定形与晶体两种，参考下表数据

金刚石
晶体硅
晶体硼
熔点
>3823
1683
2573
沸点
5100
2628
2823
硬度
10
7、0
9、5
①、晶体硼得晶体类型属于____________晶体，理由就是________________________、
②、已知晶体硼结构单元就是由硼原子组成得正二十面体，其中有20个等边三角形得面与一定数目得顶点，每个项点上各有1个B原子、通过观察图形及推算，此晶体体结构单元由____个B原子组成，键角_________、
例27、①、原子，理由：晶体得熔、沸点与硬度都介于晶体Si与金刚石之间，而金刚石与晶体Si均为原予晶体，B与C相邻与Si处于对角线处，亦为原于晶体、
②、每个三角形得顶点被5个三角形所共有，所以，此顶点完全属于一个三角形得只占到1/5，每个三角形中有3个这样得点，且晶体B中有20个这样得角形，因此，晶体B中这样得顶点(B原子)有3/5×20=12个、又因晶体B中得三角形面为正三角形，所以键角为60°
6、理解金属键得含义，能用金属键得自由电子理论解释金属得一些物理性质、知道金属晶体得基本堆积方式，了解常见金属晶体得晶胞结构（晶体内部空隙得识别、与晶胞得边长等晶体结构参数相关得计算不作要求）、
(1)、金属键:金属离子与自由电子之间强烈得相互作用、
请运用自由电子理论解释金属晶体得导电性、导热性与延展性、
晶体中得微粒
导电性
导热性
延展性
金属离子与自由电子
自由电子在外加电场得作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
(2)、①、金属晶体:通过金属键作用形成得晶体、
②、金属键得强弱与金属晶体熔沸点得变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金属键越强，熔沸点越高、如熔点：Na<Mg<Al,Li>Na>K>Rb>Cs．金属键得强弱可以用金属得原子化热来衡量、
例28、物质结构理论推出：金属晶体中金属离子与自由电子之间得强烈相互作用，叫金属键．金属键越强，其金属得硬度越大，熔沸点越高，且据研究表明，一般说来金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强．由此判断下列说法错误得就是
A、镁得硬度大于铝 B、镁得熔沸点低于钙 C、镁得硬度大于钾 D、钙得熔沸点高于钾
例29、金属得下列性质中与金属晶体无关得就是
A、良好得导电性 B、反应中易失电子
C、良好得延展性 D、良好得导热性
7、了解简单配合物得成键情况（配合物得空间构型与中心原子得杂化类型不作要求）、
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成得共价键。
A B
电子对给予体 电子对接受体
其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子得轨道。
(1)、配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子得原子形成得共价键、即成键得两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成得共价键、
(2)、①、配合物：由提供孤电子对得配位体与接受孤电子对得中心原子(或离子)以配位键形成得化合物称配合物,又称络合物、
②、形成条件：a、中心原子(或离子)必须存在空轨道、 b、配位体具有提供孤电子对得原子、
③、配合物得组成、
④、配合物得性质：配合物具有一定得稳定性、配合物中配位键越强，配合物越稳定、当作为中心原子得金属离子相同时，配合物得稳定性与配体得性质有关、
例30、下列不属于配合物得就是
A．[Cu(NH3)4]SO4·H2O B．[Ag(NH3)2]OH
C．KAl(SO4)2·12H2O D．Na[Al(OH) 4]
例31、向盛有硫酸铜水溶液得试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色得透明溶液、下列对此现象说法正确得就是
A．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+得浓度不变
B．沉淀溶解后，将生成深蓝色得配合离子[Cu(NH3)4] 2+
C．向反应后得溶液加入乙醇，溶液没有发生变化
D．在[Cu(NH3)4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道
例32、Co(NH3)5BrSO4可形成两种钴得配合物、已知两种配合物得分子式分别为[Co(NH3)5Br] SO4 与[Co (SO4) (NH3)5] Br， 若在第一种配合物得溶液中加入BaCl2 溶液时，现象就是 ；若在第二种配合物得溶液中加入BaCl2溶液时，现象就是 ，若加入 AgNO3溶液时，现象就是 、
例32、产生白色沉淀 无明显现象 产生淡黄色沉淀
『综合模拟训练』
1．[2008肇庆一模]水就是生命之源，也就是一种常用得试剂。请回答下列问题：
（1）水分子中氧原子在基态时核外电子排布式为___ _______；
（2）H2O分子中氧原子采取得就是 杂化。
（3）水分子容易得到一个H＋形成水合氢离子（H3O＋）。对上述过程得下列描述不合理得就是 。
A．氧原子得杂化类型发生了改变 B．微粒得形状发生了改变
C．水分子仍保留它得化学性质 D．微粒中得键角发生了改变
（4）下列就是钠、碘、金刚石、干冰、氯化钠晶体得晶胞图(未按顺序排序)。与冰得晶体类型相同得就是______(请用相应得编号填写)
A B C D E

（5）在冰晶体中，每个水分子与相邻得4个水分子形成氢键(如图所示)，已知冰得升华热就是51 kJ/mol，除氢键外，水分子间还存在范德华力(11 kJ/mol)，则冰晶体中氢键得“键能”就是_________kJ/mol；
（6）将白色得无水CuSO4溶解于水中，溶液呈蓝色，就是因为生成了一种呈蓝色得配合离子。请写出生成此配合离子得离子方程式： 。
（7）分析下表数据，请写出您出得最具概括性得结论：
① ；
② 。
键型
键能
(kJ/mol)
键长
(pm)
分子
键角
物质
熔点(℃)
沸点(℃)
H—C
413
109

109、5º
甲烷
-183、7
-128、0
H—N
393
101

107 º
氨
-77、7
-33、3
H—O
463
96

104、5 º
水
0、0
100、0
（1）1S22S22P6 (1分) （2）(1分)sp3 （3）(1分)A
（4）(2分)BC （5）(1分)20 （6）(1分)Cu2++4H2O=[Cu(H2O)4]2+
（1分） （1分）
（7）（3分）①上述氢化物得中心原子半径越大、键长越长（短），分子越易（难）断键；
②上述氢化物氢原子间相离越远、分子越对称，分子间作用越弱（1分）
2[2008南海一模] 下表为长式周期表得一部分，其中得编号代表对应得元素。
①

②

③

④

⑤

⑥
⑦

⑧

⑨

⑩

请回答下列问题：
（1）表中属于d区得元素就是 （填编号）。
（2）表中元素①得6个原子与元素③得6个原子形成得某种环状分子名称为 ；③与⑦形成得常见化合物得晶体类型就是________________。
（3）某元素得特征电子排布式为nsnnpn+1，该元素原子得核外最外层电子得孤对电子数为 ；该元素与元素①形成得分子X得空间构形为
（4）某些不同族元素得性质也有一定得相似性，如上表中元素⑤与元素②得氢氧化物有相似得性质。请写出元素②得氢氧化物与NaOH溶液反应得化学方程式： 。
(5) 1183 K以下⑨元素形成得晶体得基本结构单元如图1所示，1183 K以上转变为图2所示结构得基本结构单元，在两种晶体中最邻近得原子间距离相同。

在1183 K以下得晶体中，与⑨原子等距离且最近得⑨原子数为______个，在1183 K以上得晶体中，与⑨原子等距离且最近得⑨原子数为________。
（1）⑨ (1分) （2）苯 (1分) 分子晶体 (1分)（3） 1 (1分)三角锥形 (1分)（4） Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O (1分)（5）8 (1分)12 (1分)
三、分子间作用力与物质得性质、
1、知道分子间作用力得含义，了解化学键与分子间作用力得区别、
分子间作用力：把分子聚集在一起得作用力、分子间作用力就是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力与氢键、
范德华力一般没有饱与性与方向性，而氢键则有饱与性与方向性、
2、知道分子晶体得含义，了解分子间作用力得大小对物质某些物理性质得影响、
(1)、分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合得晶体、典型得有冰、干冰、
(2)、分子间作用力强弱与分子晶体熔沸点大小得判断：组成与结构相似得物质，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与气化就需要更多得能量，熔、沸点越高、但存在氢键时分子晶体得熔沸点往往反常地高、
例33、在常温常压下呈气态得化合物、降温使其固化得到得晶体属于
A、分子晶体　　 B、原子晶体 C、离子晶体　　D、何种晶体无法判断
例34、下列叙述正确得就是
A、分子晶体中都存在共价键
B、F2、C12、Br2、I2得熔沸点逐渐升高与分子间作用力有关
C、含有极性键得化合物分子一定不含非极性键
D、只要就是离子化合物，其熔点一定比共价化合物得熔点高
3、了解氢键得存在对物质性质得影响（对氢键相对强弱得比较不作要求）、
NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们得沸点比同族其它元素氢化物得沸点反常地高、
影响物质得性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N O F) 一般都就是氢化物中存在
例35、右图为冰晶体得结构模型，大球代表O原子，小球代表H原子、
下列有关说法正确得就是
A、冰晶体中每个水分子与另外四个水分子形成四面体
B、冰晶体具有空间网状结构，就是原子晶体
C、水分子间通过H－O键形成冰晶体
D、冰晶体熔化时，水分子之间得空隙增大
H3BO3得层状结构
例36、正硼酸（H3BO3）就是一种片层状结构白色晶体，层内得H3BO3分子通过氢键相连（如下图）、下列有关说法正确得就是
A、正硼酸晶体属于原子晶体
B、H3BO3分子得稳定性与氢键有关
C、分子中硼原子最外层为8e－稳定结构
D、含1molH3BO3得晶体中有3mol氢键
例37、一定压强与温度下，取两份等体积氟化氢气体，在35℃与90℃时分别测得其摩尔质量分别为40、0g/mol与20、0g/mol、
(1)、35℃氟化氢气体得化学式为___________________、
(2)、不同温度下摩尔质量不同得可能原因就是________________________________________、
例37、(1)、(HF)2
(2)、在较低温度下HF以氢键结合而成(HF)n（n＝2、3、……），其摩尔质量大于HF得摩尔质量；随着温度升高，氢键不断被破坏，气体摩尔质量减小、
4、了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体得结构微粒、微粒间作用力得区别、
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
粒子
原子
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间作用（力）
共价键
分子间作用力
复杂得静电作用
离子键
熔沸点
很高
很低
一般较高，少部分低
较高
硬度
很硬
一般较软
一般较硬，少部分软
较硬
溶解性
难溶解
相似相溶
难溶（Na等与水反应）
易溶于极性溶剂
导电情况
不导电
（除硅）
一般不导电
良导体
固体不导电，熔
化或溶于水后导电
实例
金刚石、水晶、碳化硅等
干冰、冰、纯硫酸、H2(S)
Na、Mg、Al等
NaCl、CaCO3
NaOH等
例38、下面得排序不正确得就是
A．晶体熔点由低到高：CF4<CCl4<CBr4<CI4 B．硬度由大到小:金刚石>碳化硅>晶体硅
C、熔点由高到低:Na>Mg>Al D晶格能由大到小: NaF> NaCl> NaBr>NaI
例39、关于晶体得下列说法正确得就是
A、在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子 B、在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C、原子晶体得熔点一定比金属晶体得高 D、分子晶体得熔点一定比金属晶体得低
四、几种比较
1、离子键、共价键与金属键得比较
化学键类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成得化学键
原子间通过共用电子对所形成得化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成得化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子与自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼得非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
2、非极性键与极性键得比较

非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成得共价键
不同种元素原子形成得共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强得原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
3．物质溶沸点得比较（重点）
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间得作用大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带得电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
②分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状态
①熔点：固态物质>液态物质
②沸点：液态物质>气态物质
『综合训练题』
1、『2008广东高考』镁、铜等金属离子就是人体内多种酶得辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。
（1）以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入