高中化学物质结构与性质结构梳理.doc

物质结构与性质
原子结构与性质
考点1、原子核外电子排布原理
[知识梳理]
1．能层、能级与原子轨道之间的关系
能层(n)
能级
最多容纳电子数
序数
符号
符号
原子轨道数
各能级
各能层
一
K
1s
1
2
2
二
L
2s
1
2
8
2p
3
6
三
M
3s
1
2
18
3p
3
6
3d
5
10
四
N
4s
1
2
32
4p
3
6
4d
5
10
4f
7
14
…
…
…
…
…
…
n
…
…
…
…
_____
2.原子轨道的能量关系
(1)轨道形状
①s电子的原子轨道呈_____。
②p电子的原子轨道呈________。
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf。
②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。
【特别提醒】
(1)第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(2)能层数＝电子层数，每个能层所包含的能级数＝能层序数。
3．基态原子核外电子排布的三个原理
(1)能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即原子的核外电子排布遵循__________能使整个原子的能量处于最低状态。
如图为构造原理示意图：

(2)泡利原理：在一个原子轨道中，最多只能容纳____个电子，而且它们的__________相反。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先_________________，而且自旋状态______。
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在_______ (p6、d10、f14)、________ (p3、d5、f7)和________ (p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
4．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写
(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
(3)电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
例如：S的电子排布图为

核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
5．基态原子、激发态原子和原子光谱
(1)基态原子：处于__________的原子。
(2)激发态原子：当基态原子的电子__________后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(3)原子光谱
①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因。
②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
【习题练习】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)硫原子的价电子排布式是3s23p4。( )
(2)多电子原子中，在离核较近区域运动的电子能量较高。( )
(3)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多。( )
(4)电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理。( )
(5)2s和3s轨道形状均为球形对称，能量也相同。( )
(6)基态磷原子的核外电子排布图为 ( )
2.(1)[2017•高考全国卷Ⅰ，35(2)]基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是____，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。
(2)[2016•高考全国卷Ⅰ，37(1)]基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]__________，有________个未成对电子。
(3)[2016•高考全国卷Ⅱ，37(1)]镍元素基态原子的电子排布式为________ ____，3d能级上的未成对电子数为_____。
(4)[2015·高考全国卷Ⅰ，37(1)]处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。在基态14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。
(5)下列表示的为激发态原子的是________。
A．1s12s1 B．1s22s22p1
C．1s22p53s1 D．1s22s22p63s2
变式训练：(1)基态铜原子的核外电子排布式为[Ar]4s23d9，对吗？若不对请纠正。

(2)请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋比Fe2＋更稳定的原因。

3.(2018·大原模拟)下列各项叙述正确的是( )
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
4．(2018·长春高三模拟)如图是s能级和p能级的原子轨道图，试回答下列问题：

(1)s电子的原子轨道呈_______形，每个s能级有________个原子轨道；p电子的原子轨道呈_______形，每个p能级有_______个原子轨道。
(2)元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，原子中能量最高的是________电子，其电子云在空间有________________的伸展方向；元素X的名称是________，它的氢化物的电子式是________。若元素X的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1，那么X的元素符号为_____，原子的电子排布图为___________。
考点2、原子结构与元素性质
1．原子结构与元素周期表的关系
周期
电子层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子序数
基态原子的简化电子排布式
原子序数
基态原子电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
________
18
__________________
四
4
19
________
36
_________________________
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f14
5s25p65d106s26p6
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
排布特点
ns1
____
________
________
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA

排布特点
________
________
________

(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd、镧系、锕系除外)：
(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区

(2)各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
外围电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6 (He除外)
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(镧系、锕系除外)
(n－1)d1～9
ns1～2
(Pd除外)
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10 ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14
(n－1)d0～2
ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
4.元素周期律
(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐______；同主族元素从上到下，原子半径逐渐______。
(2)电离能
①第一电离能：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_________，符号：____，单位：_________。
②变化规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能______，总体呈现从左至右__________的变化趋势。
b．同族元素：从上至下第一电离能__________。
c．同种原子：逐级电离能越来越____，即I1____I2____I3……
(3)电负性
①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为____作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
a．金属元素的电负性一般______ (填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般______ 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐______，同主族从上至下，元素的电负性逐渐______。
(4)对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：

【习题练习】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(1)改编]元素Mn与O中，第一电离能较大的是Mn。( )
(2)[2016·高考全国卷Ⅰ，37(4)改编]光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是O＞Ge＞Zn。( )
(3)[2016·高考全国卷Ⅲ，37(2)改编]根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。( )
(4)B和N相比，电负性较大的是N。( )
(5)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C。( )
(6)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于第Ⅷ族。( )
(7)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素。( )
(8)s区元素全部是金属元素。( )
(9)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。( )
2．(1)[2015·高考全国卷Ⅱ，37(1)]A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是______(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为______。
(2)(2017·高考江苏卷)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
3. (2016·高考四川卷)M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。R基态原子的电子排布式是__________，X和Y中电负性较大的是________(填元素符号)。
4. 根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mo1－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6 900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
①在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A．Q和R B．S和T C．T和U D．R和T E．R和U
②每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：________________________；如果R元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第________个电子时。
③如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是____________，其中________元素的第一电离能异常高的原因是__________________________________。
变式训练：(1)为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？
(2)为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3 价离子？
5. (2017·天水高三模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是( )
A．最高正化合价：③>②>①
B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>①
D．第一电离能：③>②>①
考点3、共价键
[知识梳理]
1．共价键的本质和特征
共价键的本质是在原子之间形成____________，其特征是具有________和________。
2．共价键的分类
分类依据
类型
形成共价键的原子轨道重叠方式
____键
原子轨道“________”重叠
____键
原子轨道“________”重叠
形成共价键的电子对是否偏移
______键
共用电子对________偏移
非极性键
共用电子对________偏移
原子间共用电子对的数目
____键
原子间有______共用电子对
____键
原子间有______共用电子对
____键
原子间有______共用电子对
3.共价键类型的判断
(1)σ键与π键
①依据强度判断：σ键的强度较大，较稳定；π键活泼，比较容易断裂。
②共价单键都是σ键，共价双键中含有____个σ键、____个π键，共价三键中含有____个σ键、____个π键。
(2)极性键与非极性键
看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是_____共价键，同种元素的原子之间形成的是_____共价键。
(3)只有两原子的电负性相差不大时，才能通过共用电子对形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。
(4)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。
4．键参数
(1)键参数对分子性质的影响

(2)键参数与分子稳定性的关系：键长越____，键能越____，分子越稳定。
5．配位键及配合物
(1)配位键
由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的__________。
(2)配位键的表示方法
如A→B：A表示_______孤电子对的原子，B表示_______孤电子对的原子。
(3)配位化合物
①组成

②形成条件

【习题练习】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)(2017·高考江苏卷)1 mol丙酮()分子中含有σ键的数目为8NA。( )
(2)(2016·高考江苏卷)1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为3 mol。( )
(3) 气体单质中一定存在σ键，可能存在π键。( )
(4)只有非金属原子之间才能形成共价键。( )
(5)σ键比π键的电子云重叠程度大，形成的共价键弱。( )
(6)H2O2分子中既有极性键，又有非极性键。( )
2．(教材改编题)已知N—N、N===N和N≡N键能之比为 1.00∶2.17∶4.90，而C—C、C===C、C≡C键能之比为 1.00∶1.77∶2.34。下列说法正确的是( )
A．σ键一定比π键稳定
B．N2较易发生加成
C．乙烯、乙炔较易发生加成
D．乙烯、乙炔中的π键比σ键稳定
3.(1)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(4)]硝酸锰是制备某些反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在________。
(2)[2016·高考全国卷Ⅰ，37(2)]Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析，原因是___________________________。
(3)Zn的氯化物与氨水反应可形成配合物[Zn(NH3)4]Cl2，1 mol 该配合物中含有σ键的数目为________。
4.(2015·高考安徽卷)碳酸亚乙烯酯是锂离子电池低温电解液的重要添加剂，其结构如右所示。下列有关该物质的说法正确的是( )
A．分子式为C3H2O3
B．分子中含6个σ键
C．分子中只有极性键
D．8.6 g该物质完全燃烧得到6.72 L CO2
5．(2018·烟台模拟)能用共价键键能大小来解释的是( )
A．通常情况下，Br2呈液态，碘呈固态
B．CH4分子是正四面体立体构型
C．NH3分子内3个N—H键的键长、键角都相等
D．N2稳定性强于O2
6．(1)[Cu(NH3)4]SO4·H2O中，与Cu2＋形成配位键的原子是____________(填元素符号)。
(2)K3[Fe(C2O4)3]中化学键的类型有____________。
考点4、分子的立体构型
[知识梳理]
1．用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型
先确定中心原子上的价层电子对数，得到含有孤电子对的VSEPR模型，再根据存在孤电子对的情况最后确定分子的立体构型。
(1)理论要点
①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。
②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。
(2)判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法

其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，x是与中心原子结合的原子数，b是与中心
原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。
价层电子对数
σ键电子对数
中心原子上的孤电子对数
VSEPR模型名称
分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
________
CO2
3
3
0
平面三角形
平面三角形
BF3
2
1
______
SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
__________
NH3
2
2
V形
H2O
(3)价层电子对互斥理论与分子构型
2．杂化轨道理论
(1)杂化轨道概念：在外界条件的影响下，原子内部__________的原子轨道重新组合的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。

(2)杂化轨道的类型与分子立体构型的关系
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
分子立体构型
实例
sp
_____
180°
________
BeCl2
sp2
_____
_____
平面三角形
BF3
sp3
_____
109°28′
__________
CH4
(3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型
杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：
杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。
代表物
杂化轨道数
中心原子杂化轨道类型
CO2
0＋2＝2
_____
CH2O
0＋3＝3
_____
CH4
0＋4＝4
sp3
SO2
1＋2＝3
_____
NH3
1＋3＝4
sp3
H2O
2＋2＝4
sp3
(4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断
分子组成
(A为中心原子)
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
分子立体构型
示例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
_____形
H2O
AB3
0
sp2
__________形
BF3
1
sp3
_______形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
3.等电子原理：__________相同、_______________相同的分子具有相似的化学键特征，它们的许多性质_____，如CO和_____都是直线形的立体结构。
【习题练习】
1．(1)(2016·高考江苏卷)与H2O分子互为等电子体的阴离子为________。
(2)根据等电子原理写出下列分子或离子的立体构型。
①N2O：________，②H3O＋：________，③H2S：________。
2.(1)[2017·高考全国卷Ⅰ，35(3)]X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离子。I离子的几何构型为________，中心原子的杂化形式为________。
(2)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(2)]CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。
(3)[2016·高考全国卷Ⅲ，37(3)]AsCl3分子的立体构型为______，其中As的杂化轨道类型为________。
(4)[2015·高考全国卷Ⅰ，37(3)]CS2分子中，C原子的杂化轨道类型是________，写出两个与CS2具有相同立体构型和键合形式的分子或离子：________________。
(5)在硅酸盐中，SiO四面体[如图(a)]通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。
图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根；其中Si原子的杂化形式为_____，Si与O的原子数之比为________，化学式为________。

3．(2018·衡水高三模拟)用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的立体构型，有时也能用来推测键角大小，下列判断正确的是( )
A．SO2、CS2、HI都是直线形的分子
B．BF3键角为120°，SnBr2键角大于120°
C．CH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子
D．PCl3、NH3、PCl5都是三角锥形的分子
4．(2018·黄冈模拟)等电子体之间结构相似、物理性质也相近。根据等电子原理，由短周期元素组成的粒子，只要其原子总数和原子最外层电子总数相同，均可互称为等电子体。下列各组粒子不能互称为等电子体的是(　　)
A．CO和NO B．O3和SO2
C．CO2和NO D．SCN－和N
考点5、分子间作用力与分子的性质
1．分子间作用力
(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力。
(2)分类：最常见的是范德华力和氢键。
(3)强弱：范德华力__氢键__化学键。
(4)范德华力：范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，____________相似的物质，随着______________的增加，范德华力逐渐_______；相对分子质量相近的分子，分子的极性越大，范德华力_______。
(5)氢键
①形成：已经与_____________的原子形成共价键的_________ (该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中______________的原子之间的作用力，称为氢键。
②表示方法：A—H…B
说明：a.A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。b.A、B可以相同，也可以不同。
③特征：具有一定的_______性和_______性。
④分类：氢键包括_______氢键和_______氢键两种。
⑤分子间氢键对物质性质的影响：主要表现为使物质的熔、沸点_______，对电离和溶解度等产生影响。
2．分子的性质
(1)分子的极性
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心_____
正电中心和负电中心_______
存在的共价键
非极性键或极性键
_____________________
分子内原子排列
______
____ ___
(2)分子的溶解性
①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于_______溶剂，极性溶质一般能溶于_____溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度_______。
②随着溶质分子中憎水基个数的增多，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
(3)分子的手性
①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为____，在三维空间里__
____的现象。
②手性分子：具有手性异构体的分子。
③手性碳原子：在有机物分子中，连有_____________________的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如
(4)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，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。
【习题练习】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)以极性键结合起来的分子不一定是极性分子。( )
(2)卤素单质、卤素氢化物、卤素碳化物(即CX4)的熔、沸点均随着相对分子质量的增大而增大。( )
(3)乙醇分子和水分子间只存在范德华力。( )
(4)碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键。( )
(5)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键。( )
2．(1)[2017·高考全国卷Ⅲ，35(3)]研究发现，在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为________________，原因是_________________
_____________________________________________________。
(2)[2016·高考全国卷Ⅱ，37(2)]硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。
②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。
③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是___________________________________________________；
氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为____________。
3.(2018·武汉模拟)请回答下列问题：
(1)维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用，该物质的结构简式如图所示。以下关于维生素B1的说法正确的是____________。

a．只含σ键和π键
b．既有共价键又有离子键
c．该物质的熔点可能高于NaCl
d．既含有极性键又含有非极性键
(2)维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间的作用力有____________。
a．离子键、共价键 b．离子键、氢键、共价键
c．氢键、范德华力 d．离子键、氢键、范德华力
(3)维生素B1燃烧可生成N2、NH3、CO2、SO2、H2O、HCl等物质，这些物质中属于非极性分子的化合物有____________。氨气极易溶于水，其原因是_____________________________
_____________________________________________________。
(4)液氨常被用作制冷剂，若不断地升高温度，实现“液氨氨气氮气和氢气氮原子和氢原子”的变化，在变化的各阶段被破坏的粒子间的相互作用是①______________；
②极性键；③____________。
5．(教材改编题)下列叙述中正确的是( )
A．以非极性键结合起来的双原子分子一定是非极性分子
B．以极性键结合起来的分子一定是极性分子
C．非极性分子只能是双原子单质分子
D．非极性分子中一定含有非极性键
6．(2018·大连模拟)S2Cl2是广泛用于橡胶工业的硫化剂，其分子结构如图所示。常温下，S2Cl2是一种橙黄色的液体，遇水易水解，并产生能使品红褪色的气体。下列说法中错误的是( )

A．S2Cl2的电子式为
B．S2Cl2为含有极性键和非极性键的非极性分子
C．S2Br2与S2Cl2结构相似，熔、沸点：S2Br2>S2Cl2
D．S2Cl2与H2O反应的化学方程式可能为2S2Cl2＋2H2O===SO2↑＋3S↓＋4HCl
7．(2018·三门峡模拟)下列说法不正确的是( )
A．HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高与分子间作用力大小有关
B．H2O的熔、沸点高于H2S是由于H2O分子之间存在氢键
C．I2易溶于CCl4可以用相似相溶原理解释
D．甲烷可与水形成氢键这种化学键
8．(2018·西安模拟)已知含氧酸可用通式XOm(OH)n来表示，如X是S，当m＝2，n＝2，则这个式子就表示H2SO4。一般而言，该式中m大的是强酸，m小的是弱酸。下列各含氧酸中酸性最强的是( )
A．HClO2 B．H2SeO3
C．H3BO3 D．HMnO4

考点6、晶体的结构与性质
一、晶体
1．晶体与非晶体

晶体
非晶体
结构特征
结构微粒___________排列
结构微粒_____排列
性质特征
自范性
__ __
__ __
熔点
___ ___
______ __
异同表现
____ ______
__________
二者区别方法
间接方法
看是否有固定的______
科学方法
对固体进行____________实验
2．得到晶体的途径
(1)熔融态物质凝固。
(2)气态物质冷却不经液态直接____________。
(3)溶质从溶液中析出。
3．晶胞
(1)概念：描述晶体结构的____________。
(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：相邻晶胞之间没有____________。
②并置：所有晶胞都是______排列、______相同。
4．晶格能
(1)定义：气态离子形成1mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：___________。
(2)影响因素
①离子所带电荷数：离子所带电荷数越____，晶格能越大。
②离子的半径：离子的半径越____，晶格能越大。
二、四种晶体类型的比较
类型
比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的
相互作用
范德华力
(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、导热性
一般不导电，溶于水后有的能导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别
及举例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数酸、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)、部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
三、晶体熔、沸点的比较
1．不同类型晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：__________>
__________ >__________。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
2．同种晶体类型熔、沸点的比较
(1)原子晶体
原子半径越____，键长越____，键能越____，熔、沸点越____。如熔点：金刚石____碳化硅____硅。
(2)离子晶体
①一般地说，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____，其离子晶体的熔、沸点就越____，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越________，熔点越____，硬度越____。
(3)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、沸点反常地____，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____，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、CH3OH>CH3CH3。
④同分异构体支链越多，熔、沸点越低。

如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
(4)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。
【习题练习】
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)具有规则几何外形的固体一定是晶体。( )
(2)冰和固体碘晶体中相互作用力相同。( )
(3)由金属元素和非金属元素形成的晶体一定是离子晶体。( )
(4)晶体中只要有阳离子就一定有阴离子。( )
(5)在分子晶体中一定有范德华力和化学键。( )