資源簡介

一、原子結構與性質
1.元素周期律的應用
性質 同周期(自左而右) 同主族(自上而下)
電子層結構 層數_____ 層數_____
失電子能力
得電子能力
金屬性
非金屬性
主要化合價 最高正價升高(O、F除外) 最高正價相同(O、F除外)
最高價氧化物對應水化物的酸、堿性 酸性增強： H2SiO3__H3PO4__H2SO4__HClO4 堿性減弱： NaOH__Mg(OH)2__Al(OH)3 酸性減弱： HNO3__H3PO4 堿性增強： LiOH__NaOH__KOH
非金屬氣態氫化物的穩定性 增強：SiH4__PH3__H2S__HCl 減弱：HF__HCl__HBr__HI
原子半徑 減小：Si__P__S__Cl 增大：F__Cl__Br__I
陽離子半徑 減小：Na+__Mg2+__Al3+ 增大：Li+__Na+__K+
陰離子半徑 減小：P3-__S2-__Cl- 增大：F-__Cl-__Br-__I-
2.1~36號元素的第一電離能(I1)變化規律
說明：①同周期元素從左到右，第一電離能呈增大趨勢，第ⅡA、ⅤA族反常；
②同主族元素從上到下，第一電離能逐漸減小。
3.元素電負性的周期性變化
一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸____；同族元素從上到下，元素的電負性逐漸____。
4.比較原子半徑、離子半徑大小的方法
一看電子層數：最外層電子數相同時，電子層數越多，半徑越大。
二看核電荷數：當電子層結構相同時，核電荷數越大，半徑越小。
三看核外電子數：當核電荷數相同時，核外電子數越多，半徑越大。
1.正誤判斷
(1)最外層電子數為2的元素一定在第 ⅡA族(　　)
(2)第三周期元素的離子半徑從左至右逐漸減小(　　)
(3)CH4和SiH4中H元素化合價均為+1價(　　)
(4)第ⅠA族元素與第ⅦA族元素結合時，所形成的化學鍵都是離子鍵(　　)
(5)Li+比H-多一個電子層(　　)
(6)原子半徑：r(Br)>r(Cl)>r(Mg)>r(Na)(　　)
(7)最高價氧化物對應的水化物的酸性：H3PO4(8)第一電離能：I1(Al)(9)電負性：F>N>H(　　)
(10)基態Cu+轉化為基態Cu2+，失去3d軌道上的電子(　　)
2.(2024·河北，7)侯氏制堿法工藝流程中的主反應為QR+YW3+XZ2+W2Z===QWXZ3+YW4R，其中W、X、Y、Z、Q、R分別代表相關化學元素。下列說法正確的是(　　)
A.原子半徑：WB.第一電離能：XC.單質沸點：ZD.電負性：W3.[2021·山東，16(2)節選]O、F、Cl電負性由大到小的順序為　　　　　　　　。
4.[2020·全國卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相鄰元素的第一電離能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是　　　　　　　　　　　　　。I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是　　　　。
I1/(kJ·mol-1)
Li 520 Be 900 B 801
Na 496 Mg 738 Al 578
二、化學鍵　分子結構與性質
(一)化學鍵及分類
1.化學鍵的存在
2.共價鍵的類型
共價鍵 舉例 說明
σ鍵、 π鍵 單鍵(σ鍵) ①相同原子之間形成的共價鍵可能是非極性鍵，也可能是極性鍵，如O2中的共價鍵是非極性鍵，O3中的共價鍵是極性鍵；不同原子之間形成的共價鍵是極性鍵。 ②分子中的大π鍵可用符號表示，其中m代表參與形成大π鍵的原子數，n代表參與形成大π鍵的電子數。如苯分子中的大π鍵可表示為。 ③配位鍵也是共價鍵： A.含有常見配體的配合物舉例： 注：冰晶石——六氟合鋁酸鈉(工業上用于電解制鋁，可以降低氧化鋁的熔融溫度)。 B.含有特殊配體：π鍵配位體[CO、環戊二烯基(C5H5—)等]和螯合配位體的配合物舉例：
雙鍵(1個σ鍵、1個π鍵)
三鍵 (1個σ鍵、2個π鍵)
大π鍵
配位鍵 ①配合物的組成。以[Cu(NH3)4](OH)2為例： 一般來說，配合物內界與外界之間為離子鍵，電荷相互抵消。 ②配體可能有多個配位原子與中心離子或原子形成螯合物。 以C與乙二胺形成的配離子為例：
3.共價鍵對物質化學性質的影響
(1)共價鍵的強弱對物質穩定性的影響：鍵能越__，鍵長越__，分子越穩定。
(2)共價鍵的極性對羧酸酸性的影響：鍵的極性對羧酸酸性大小的影響實質是通過改變羧基中羥基的極性而實現的，羧基中羥基的極性越大，越容易電離出H+，則羧酸的酸性越大。
注意　與羧基相連的基團會影響羧基中羥基的極性。
ⅰ.烷基是推電子基團，烷基越長推電子效應越大，使羧基中的羥基的極性越小，羧酸的酸性越小；
ⅱ.與羧基相鄰的共價鍵的極性越大，通過傳導作用使羧基中羥基的極性越大，則羧酸的酸性越大。
(二)分子、離子的空間結構
1.價層電子對互斥模型
(1)公式
價層電子對數=×(中心原子的價電子數+每個配位原子提供的價電子數×n±電荷數)。
(2)注意事項
①O、S作中心原子提供____個價電子，作配位原子不提供價電子。
②當出現單電子時，單電子算一對。如價層電子對數為≈4。
③該公式適用范圍：ABn型分子或型離子。
2.VSEPR模型與中心原子雜化方式的關系
常見 微粒 中心原子的 雜化方式 VSEPR 模型 孤電子 對數 微粒的 空間結構 遷移
CH4 N、B、P、Cl
H2O H2S
NH3 H3O+、NF3
BF3 SO3、N、C、HCHO
SO2 N
CO2 CS2
注意　原子總數相同、價電子總數相同的分子(或離子)互為等電子體。等電子體具有相同的結構特征(空間結構和化學鍵類型)及相近的性質。
3.中心原子的成鍵特點與雜化方式的關系
(1)單鍵C、N、O(、、—O—)：______雜化。
(2)雙鍵C、N、O(、、)：______雜化。
(3)“==C==”：______雜化。
(4)三鍵C、N(—C≡C—、—C≡N)：______雜化。
(三)分子間作用力　分子性質
1.鍵的極性與分子的極性
分子類型 典型分子 鍵的極性 空間結構 分子極性
三原子 分子 H2O、H2S、SO2 極性鍵 ____形 ____分子
CS2、CO2 極性鍵 ____形 ____分子
四原子 分子 NH3 極性鍵 ____形 ____分子
BF3、SO3 極性鍵 __________形 ______分子
P4 非極性鍵 ______形 ______分子
五原子 分子 CH3Cl 極性鍵 ______形 ______分子
CH4、CCl4 極性鍵 ______形 ______分子
2.氫鍵及其對物質性質的影響
氫鍵不屬于化學鍵，氫鍵的作用力要大于范德華力。
對物理性質的影響：
(1)分子間氫鍵使物質沸點較高
例如，沸點：NH3>PH3(NH3分子間形成氫鍵)、H2O>H2S(H2O分子間形成氫鍵)、HF>HCl(HF分子間形成氫鍵)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子間形成氫鍵)。
(2)分子內氫鍵使物質的熔、沸點降低，如熔、沸點：<。
(3)使物質易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子與水分子間形成氫鍵)。
(4)解釋一些特殊現象：例如水結冰體積膨脹(水分子間形成氫鍵，體積大，密度小)。
1.σ鍵和π鍵、配位鍵、配位數的識別和計算
2.鍵角大小的比較
(1)雜化類型不同
鍵角：中心原子sp雜化>sp2雜化>sp3雜化。如CH4、BF3、CO2的中心原子分別為sp3、sp2和sp雜化，它們對應的鍵角分別為109°28'、120°、180°。
(2)雜化類型相同
①孤電子對數越多，鍵角越小，如鍵角：H2O②孤電子對數相同，中心原子電負性越大，鍵角越大，如鍵角：H2O>H2S。
③孤電子對數相同，中心原子相同，配位原子電負性越大，鍵角越小，如鍵角：NF33.物質穩定性分析
4.某些物質的熔點、沸點、氣體溶解性分析
5.結構型元素推斷
方法技巧　熟悉常見結構中的共價鍵數目
(1)鹵素原子或氫原子能形成一個共價鍵。
(2)O、S能形成兩個共價鍵，也可能形成若干配位鍵。
(3)N、P能形成三個共價鍵，也可能形成三個共價鍵、一個配位鍵，P還能形成五個共價鍵。
(4)C、Si能形成四個共價鍵，C也可以形成雙鍵或三鍵。
(5)B能形成三個共價鍵，也可以形成三個共價鍵、一個配位鍵。
1.正誤判斷
(1)s s σ鍵與s p σ鍵的電子云形狀對稱性相同(　　)
(2)氫鍵是一種特殊的化學鍵，它廣泛存在于自然界中(　　)
(3)H2O比H2S穩定是因為水分子間存在氫鍵(　　)
(4)碳碳三鍵和碳碳雙鍵的鍵能分別是碳碳單鍵鍵能的3倍和2倍(　　)
(5)凡中心原子采取sp3雜化的分子，其VSEPR模型都是四面體(　　)
(6)NH3和CH4兩個分子中的中心原子N和C都是sp3雜化(　　)
(7)PCl3分子是三角錐形，這是因為P原子是以sp2雜化的結果(　　)
(8)P4與PC中的鍵角相同(　　)
(9)SO2和SO3中的鍵角相等(　　)
(10)CO2中的鍵角比CH4的大(　　)
2.(2023·河北，8)如圖所示化合物是制備某些藥物的中間體，其中W、X、Y、Z、Q均為短周期元素，且原子序數依次增大，分子中的所有原子均滿足稀有氣體的穩定電子構型，Z原子的電子數是Q的一半。下列說法正確的是(　　)
A.簡單氫化物的穩定性：Z>Q
B.第一電離能：X>Y
C.基態原子的未成對電子數：X>Q
D.原子半徑：Z3.(1)AlCl3在178 ℃時升華，屬于　　　　晶體，其蒸氣的相對分子質量約為267，蒸氣分子的結構式為 (標明配位鍵)，其中，Al原子的雜化方式為　　　。
(2)平面形分子中的大π鍵應表示為　　　　。
(3)一種鈷的配合物乙二胺四乙酸合鈷的結構如圖。
1 mol該配合物形成的配位鍵有　　　　 mol，配位原子是　　　　　，碳原子的雜化類型有　　　　。
4.[2023·海南，19(1)(2)(3)(4)]我國科學家發現一種釩配合物Ⅰ可以充當固氮反應的催化劑，反應過程中經歷的中間體包括Ⅱ和Ⅲ。
(代表單鍵、雙鍵或三鍵)
回答問題：
(1)配合物Ⅰ中釩的配位原子有4種，它們是　　　　　　。
(2)配合物Ⅰ中，R'代表芳基，V—O—R'空間結構呈角形，原因是　　　　。
(3)配合物Ⅱ中，第一電離能最大的配位原子是　　　　　。
(4)配合物Ⅱ和Ⅲ中，釩的化合價分別為+4和+3，配合物Ⅱ、Ⅲ和N2三者中，兩個氮原子間鍵長最長的是　　　　。
三、晶體結構與性質
1.不同晶體的特點比較
比較項目 離子晶體 金屬晶體 分子晶體 共價晶體
概念 陽離子和陰離子通過離子鍵結合而形成的晶體 通過金屬離子與自由電子之間的較強作用形成的晶體 分子間以分子間作用力相結合的晶體 相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網狀結構的晶體
晶體微粒 陰、陽離子 金屬陽離子、自由電子 分子 原子
微粒之間作用力 離子鍵 金屬鍵 分子間作用力 共價鍵
物 理 性 質 熔、沸點 較高 有的高、有的低 低 很高
硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大
溶解性 一般情況下，易溶于極性溶劑(如水)，難溶于有機溶劑 鈉等可與水、醇類、酸類反應 極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑 難溶于一般溶劑
2.常見共價晶體結構分析
(1)金剛石
①每個C與相鄰4個C以共價鍵結合，形成正四面體結構；
②鍵角均為109°28'；
③最小碳環由6個C組成且6個C不在同一平面內；
④每個C參與4個C—C的形成，C原子數與C—C數之比為1∶2；
⑤密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
(2)SiO2
①每個Si與4個O以共價鍵結合，形成正四面體結構；
②每個正四面體占有1個Si，4個“O”，因此二氧化硅晶體中Si與O的個數之比為1∶2；
③最小環上有12個原子，即6個O、6個Si；
④密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
(3)SiC、BP、AlN
①每個原子與另外4個不同種類的原子形成正四面體結構；
②密度：ρ(SiC)= g·cm-3；ρ(BP)= g·cm-3；ρ(AlN)= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
3.常見分子晶體結構分析
(1)干冰
①8個CO2位于立方體的頂角且在6個面的面心各有1個CO2；
②每個CO2分子周圍緊鄰的CO2分子有12個；
③密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
(2)白磷
①面心立方最密堆積；
②密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
4.常見離子晶體結構分析
晶體 晶胞 配位數
NaCl Na+、Cl-的配位數均為6
CsCl Cs+、Cl-的配位數均為8
CaF2 Ca2+()的配位數為8；F-()的配位數為4
1.正誤判斷
(1)Na2O中離子鍵的百分數為62%，則Na2O不是純粹的離子晶體，是離子晶體與共價晶體之間的過渡晶體(　　)
(2)碳、硅均為第ⅣA族元素，因而CO2與SiO2的晶體類型相同(　　)
(3)金屬晶體的熔點都比分子晶體的熔點高(　　)
(4)晶體熔點由低到高：CH42.(2023·湖南，11)科學家合成了一種高溫超導材料，其晶胞結構如圖所示，該立方晶胞參數為a pm。阿伏加德羅常數的值為NA。下列說法錯誤的是(　　)
A.晶體最簡化學式為KCaB6C6
B.晶體中與K+最近且距離相等的Ca2+有8個
C.晶胞中B和C原子構成的多面體有12個面
D.晶體的密度為 g·cm-3
3.(2023·遼寧，14)晶體結構的缺陷美與對稱美同樣受關注。某富鋰超離子導體的晶胞是立方體(圖1)，進行鎂離子取代及鹵素共摻雜后，可獲得高性能固體電解質材料(圖2)。下列說法錯誤的是(　　)
A.圖1晶體密度為 g cm-3
B.圖1中O原子的配位數為6
C.圖2表示的化學式為LiMg2OClxBr1-x
D.Mg2+取代產生的空位有利于Li+傳導
答案精析
一、
1.相同　增大　減弱　增強　增強　減弱　減弱
增強　增強　減弱　<　<　<　>　>　>
<　<　<　<　<　>　>　>　>　>　>　<　<　<　>　>　<　<　>　>　<　<　<
3.增大　減小
自我檢測
1.(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
(7)√　(8)×　(9)√　(10)√
2.C　[侯氏制堿法主反應的化學方程式為NaCl+NH3+CO2+H2O===NaHCO3↓+NH4Cl，則可推出W、X、Y、Z、Q、R分別為H元素、C元素、N元素、O元素、Na元素、Cl元素。一般來說，電子層數越多，原子半徑越大；電子層數相同時，核電荷數越大，原子半徑越小，則原子半徑：H3.F>O>Cl
4.Na與Li同主族，Na的電子層數多，原子半徑大，故第一電離能更小　Li、Be和B為同周期元素，同周期元素從左至右，第一電離能呈現增大的趨勢；但由于基態Be原子的2s能級處于全充滿狀態，能量更低更穩定，故其第一電離能大于B的
二、
(一)
3.(1)大　短
(二)
1.(2)①6
2. sp3 　正四面體形　0　正四面體形　 sp3　四面體形　2　V形　sp3 　四面體形　1　三角錐形
sp2 　平面三角形　0　平面三角形　 sp2　平面三角形　1　V形　sp　直線形　0　直線形
3.(1)sp3　(2)sp2　(3)sp　(4)sp
(三)
1.V　極性　直線　非極性　三角錐　極性　平面正三角　非極性　正四面體　非極性　四面體
極性　正四面體　非極性
自我檢測
1.(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)√
(7)×　(8)×　(9)×　(10)√
2.A　[由題給信息分析可知W為H，X為C，Z為O，Q為S，Y為N。非金屬性：O>S，故簡單氫化物的穩定性：Z(O)>Q(S)，A正確；同一周期元素從左到右第一電離能呈增大的趨勢，故第一電離能：Y(N)>X(C)，B錯誤；基態原子中C的未成對電子數為2，S的未成對電子數也為2，故基態原子的未成對電子數：X(C)=Q(S)，C錯誤；原子半徑：Z(O)>W(H)，D錯誤。]
3.(1)分子　sp3　(2)　(3)6　N、O　sp2、sp3
4.(1)C、O、P、Cl　(2)根據VSEPR模型，氧原子的價層電子對數為4，其中孤電子對數為2，成鍵電子對之間呈角形　(3)N　(4)配合物Ⅱ
解析　(4)配合物Ⅱ和Ⅲ中，釩的化合價分別為+4和+3，配合物Ⅱ中氮原子間是氮氮單鍵，配合物Ⅲ中是氮氮雙鍵， N2中為氮氮三鍵，故配合物Ⅱ中兩個氮原子間鍵長最長。
三、
自我檢測
1.(1)√　(2)×　(3)×　(4)√
2.C　[根據晶胞結構可知，其中K個數：8×=1，Ca個數：1，B個數：12×=6，C個數：12×=6，故其最簡化學式為KCaB6C6，A正確；K+位于晶胞頂角，Ca2+位于體心，則晶體中與K+最近且距離相等的Ca2+有8個，B正確；根據晶胞結構可知，晶胞中B和C原子構成的多面體有14個面，C錯誤；該晶胞含1個KCaB6C6，則晶胞質量為 g，晶胞體積為a3×10-30 cm3，則其密度為 g·cm-3，D正確。]
3.C　[根據均攤法，圖1的晶胞中含Li：8×+1=3，O：2×=1，Cl：4×=1，1個晶胞的質量為 g= g，晶胞的體積為(a×10-10cm)3=a3×10-30 cm3，則晶體的密度為 g·cm-3，A項正確；圖1晶胞中，O位于面心，與O等距離且最近的Li有6個，O原子的配位數為6，B項正確；根據均攤法，圖2中Li：1，Mg或空位：8×=2，O：2×=1，Cl或Br：4×=1，根據正負化合價的代數和為0，圖2表示的化學式為LiMgOClxBr1-x，C項錯誤；進行鎂離子取代及鹵素共摻雜后，可獲得高性能固體電解質材料，說明Mg2+取代產生的空位有利于Li+的傳導，D項正確。](共53張PPT)
考前必備
專題四　物質結構與性質
一、原子結構與性質
二、化學鍵　分子結構與性質
內容索引
三、晶體結構與性質
性質 同周期(自左而右) 同主族(自上而下)
電子層結構 層數____ 層數____
失電子能力 _____ _____
得電子能力 _____ _____
金屬性 _____ _____
非金屬性 _____ _____
主要化合價 最高正價升高(O、F除外) 最高正價相同(O、F除外)
一、原子結構與性質
PART ONE
1.元素周期律的應用
相同
增大
減弱
增強
增強
減弱
減弱
增強
增強
減弱
性質 同周期(自左而右) 同主族(自上而下)
最高價氧化物對應水化物的酸、堿性 酸性增強： H2SiO3 H3PO4 H2SO4____ HClO4 堿性減弱： NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 酸性減弱：
HNO3 H3PO4
堿性增強：
LiOH NaOH KOH
非金屬氣態氫化物的穩定性 增強：SiH4 PH3 H2S HCl 減弱：HF HCl HBr HI
原子半徑 減小：Si P S Cl 增大：F Cl Br I
陽離子半徑 減小：Na+ Mg2+ Al3+ 增大：Li+ Na+ K+
陰離子半徑 減小：P3- S2- Cl- 增大：F- Cl- Br- I-
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2.1~36號元素的第一電
離能(I1)變化規律
說明：①同周期元素從
左到右，第一電離能呈
增大趨勢，第ⅡA、ⅤA
族反常；
②同主族元素從上到下，
第一電離能逐漸減小。
3.元素電負性的周期性變化
一般來說，同周期元素從左到右，元素的電負性逐漸 ；同族元素從上到下，元素的電負性逐漸 。
4.比較原子半徑、離子半徑大小的方法
一看電子層數：最外層電子數相同時，電子層數越多，半徑越大。
二看核電荷數：當電子層結構相同時，核電荷數越大，半徑越小。
三看核外電子數：當核電荷數相同時，核外電子數越多，半徑越大。
增大
減小
1.正誤判斷
(1)最外層電子數為2的元素一定在第 ⅡA族(　　)
(2)第三周期元素的離子半徑從左至右逐漸減小(　　)
(3)CH4和SiH4中H元素化合價均為+1價(　　)
(4)第ⅠA族元素與第 ⅦA族元素結合時，所形成的化學鍵都是離子鍵
(　　)
(5) Li+比H-多一個電子層(　　)
×
×
×
×
×
自我檢測
(6)原子半徑：r(Br)>r(Cl)>r(Mg)>r(Na)(　　)
(7)最高價氧化物對應的水化物的酸性：H3PO4(8)第一電離能：I1(Al)(9)電負性：F>N>H(　　)
(10)基態Cu+轉化為基態Cu2+，失去3d軌道上的電子(　　)
×
√
×
√
√
2.(2024·河北，7)侯氏制堿法工藝流程中的主反應為QR+YW3+XZ2+W2Z
===QWXZ3+YW4R，其中W、X、Y、Z、Q、R分別代表相關化學元素。下列說法正確的是
A.原子半徑：WB.第一電離能：XC.單質沸點：ZD.電負性：W√
侯氏制堿法主反應的化學方程式為NaCl+NH3+CO2+H2O===NaHCO3↓
+NH4Cl，則可推出W、X、Y、Z、Q、R分別為H元素、C元素、N元素、O元素、Na元素、Cl元素。一般來說，電子層數越多，原子半徑越大；電子層數相同時，核電荷數越大，原子半徑越小，則原子半徑：H同周期元素從左到右第一電離能呈增大趨勢，第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能大于同周期相鄰元素，則第一電離能：CO2、Cl2在常溫下為氣體，相對分子質量越大，分子間作用力越大，沸點越高，鈉在常溫下為固體，則沸點：O2同周期元素從左往右電負性逐漸增大，同主族元素從上到下電負性逐漸減小，電負性：Na3.[2021·山東，16(2)節選]O、F、Cl電負性由大到小的順序為　　　　。
4.[2020·全國卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相鄰元素的第一電離能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是___________________
_________________________________________。
I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是___________________
____________________________________________
____________________________________________
__________________________________________。
F>O>Cl
I1/(kJ·mol-1)
Li 520 Be 900 B
801
Na 496 Mg 738 Al
578
電子層數多，原子半徑大，故第一電離能更小
Na與Li同主族，Na的
Li、Be和B為同周期
元素，同周期元素從左至右，第一電離能呈現增大
的趨勢；但由于基態Be原子的2s能級處于全充滿狀
態，能量更低更穩定，故其第一電離能大于B的
二、化學鍵　分子結構與性質
PART TWO
(一)化學鍵及分類
1.化學鍵的存在
共價鍵 舉例
σ鍵、 π鍵 單鍵(σ鍵)

雙鍵 (1個σ鍵、1個π鍵)
三鍵 (1個σ鍵、2個π鍵)
大π鍵

2.共價鍵的類型
共價鍵 舉例
配位鍵 ①配合物的組成。以[Cu(NH3)4](OH)2為例：

一般來說，配合物內界與外界之間為離子鍵，電荷相互抵消。
共價鍵 舉例
配位鍵 ②配體可能有多個配位原子與中心離子或原子形成螯合物。
以C與乙二胺形成的配離子為例：

說明
①相同原子之間形成的共價鍵可能是非極性鍵，也可能是極性鍵，如O2中的共價鍵是非極性鍵，O3中的共價鍵是極性鍵；不同原子之間形成的共價鍵是極性鍵。
②分子中的大π鍵可用符號表示，其中m代表參與形成大π鍵的原子數，n代表參與形成大π鍵的電子數。如苯分子中的大π鍵可表示為。
③配位鍵也是共價鍵：
A.含有常見配體的配
合物舉例：
說明
注：冰晶石——六氟合鋁酸鈉(工業上用于電解制鋁，可以降低氧化鋁的熔融溫度)。
B.含有特殊配體：π鍵配位體[CO、環戊二烯基(C5H5—)等]和螯合配位體的配合物舉例：

3.共價鍵對物質化學性質的影響
(1)共價鍵的強弱對物質穩定性的影響：鍵能越 ，鍵長越 ，分子越穩定。
(2)共價鍵的極性對羧酸酸性的影響：鍵的極性對羧酸酸性大小的影響實質是通過改變羧基中羥基的極性而實現的，羧基中羥基的極性越大，越容易電離出H+，則羧酸的酸性越大。
注意　與羧基相連的基團會影響羧基中羥基的極性。
ⅰ.烷基是推電子基團，烷基越長推電子效應越大，使羧基中的羥基的極性越小，羧酸的酸性越小；
ⅱ.與羧基相鄰的共價鍵的極性越大，通過傳導作用使羧基中羥基的極性越大，則羧酸的酸性越大。
大
短
(二)分子、離子的空間結構
1.價層電子對互斥模型
(1)公式
價層電子對數=×(中心原子的價電子數+每個配位原子提供的價電子數×n±電荷數)。
(2)注意事項
①O、S作中心原子提供6個價電子，作配位原子不提供價電子。
②當出現單電子時，單電子算一對。如價層電子對數為≈4。
③該公式適用范圍：ABn型分子或型離子。
常見 微粒 中心原子的 雜化方式 VSEPR 模型 孤電子 對數 微粒的 空間結構 遷移
CH4 ___ __________ ___ __________ N、B、P、Cl
H2O ___ _________ ___ _____ H2S
NH3 ___ _________ ___ _________ H3O+、NF3
2.VSEPR模型與中心原子雜化方式的關系
sp3
正四面體形
0
正四面體形
sp3
四面體形
2
V形
sp3
四面體形
1
三角錐形
常見 微粒 中心原子的 雜化方式 VSEPR 模型 孤電子 對數 微粒的 空間結構 遷移
BF3 ___ __________ ___ __________ SO3、N、C、HCHO
SO2 ___ __________ ___ _____ N
CO2 ___ _______ ___ _______ CS2
sp2
平面三角形
0
平面三角形
sp2
平面三角形
1
V形
sp
直線形
0
直線形
注意　原子總數相同、價電子總數相同的分子(或離子)互為等電子體。等電子體具有相同的結構特征(空間結構和化學鍵類型)及相近的性質。
3.中心原子的成鍵特點與雜化方式的關系
(1)單鍵C、N、O( 、 、—O—)： 雜化。
(2)雙鍵C、N、O( 、 、 )： 雜化。
(3)“==C==”： 雜化。
(4)三鍵C、N(—C≡C—、—C≡N)： 雜化。
sp3
sp2
sp
sp
分子類型 典型分子 鍵的極性 空間結構 分子極性
三原子 分子 H2O、H2S、SO2 極性鍵 形 分子
CS2、CO2 極性鍵 形 分子
四原子 分子 NH3 極性鍵 形 分子
BF3、SO3 極性鍵 形 分子
P4 非極性鍵 形 分子
五原子 分子 CH3Cl 極性鍵 形 分子
CH4、CCl4 極性鍵 形 分子
(三)分子間作用力　分子性質
1.鍵的極性與分子的極性
V
極性
直線
非極性
三角錐
極性
平面正三角
非極性
正四面體
非極性
四面體
極性
正四面體
非極性
2.氫鍵及其對物質性質的影響
氫鍵不屬于化學鍵，氫鍵的作用力要大于范德華力。
對物理性質的影響：
(1)分子間氫鍵使物質沸點較高
例如，沸點：NH3>PH3(NH3分子間形成氫鍵)、H2O>H2S(H2O分子間形成氫鍵)、HF>HCl(HF分子間形成氫鍵)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子間形成氫鍵)。
(2)分子內氫鍵使物質的熔、沸點降低，如熔、沸點： <
。
(3)使物質易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子與水分子間形成氫鍵)。
(4)解釋一些特殊現象：例如水結冰體積膨脹(水分子間形成氫鍵，體積大，密度小)。
1.σ鍵和π鍵、配位鍵、配位數的識別和計算
2.鍵角大小的比較
(1)雜化類型不同
鍵角：中心原子sp雜化>sp2雜化>sp3雜化。如CH4、BF3、CO2的中心原子分別為sp3、sp2和sp雜化，它們對應的鍵角分別為109°28'、120°、180°。
常考歸納
(2)雜化類型相同
①孤電子對數越多，鍵角越小，如鍵角：H2O②孤電子對數相同，中心原子電負性越大，鍵角越大，如鍵角：H2O>H2S。
③孤電子對數相同，中心原子相同，配位原子電負性越大，鍵角越小，如鍵角：NF33.物質穩定性分析
4.某些物質的熔點、沸點、氣體溶解性分析
5.結構型元素推斷
方法技巧　熟悉常見結構中的共價鍵數目
(1)鹵素原子或氫原子能形成一個共價鍵。
(2)O、S能形成兩個共價鍵，也可能形成若干配位鍵。
(3)N、P能形成三個共價鍵，也可能形成三個共價鍵、一個配位鍵，P還能形成五個共價鍵。
(4)C、Si能形成四個共價鍵，C也可以形成雙鍵或三鍵。
(5)B能形成三個共價鍵，也可以形成三個共價鍵、一個配位鍵。
1.正誤判斷
(1)s s σ鍵與s p σ鍵的電子云形狀對稱性相同(　　)
(2)氫鍵是一種特殊的化學鍵，它廣泛存在于自然界中(　　)
(3)H2O比H2S穩定是因為水分子間存在氫鍵(　　)
(4)碳碳三鍵和碳碳雙鍵的鍵能分別是碳碳單鍵鍵能的3倍和2倍(　　)
(5)凡中心原子采取sp3雜化的分子，其VSEPR模型都是四面體(　　)
自我檢測
×
×
×
√
√
(6)NH3和CH4兩個分子中的中心原子N和C都是sp3雜化(　　)
(7)PCl3分子是三角錐形，這是因為P原子是以sp2雜化的結果(　　)
(8)P4與PC中的鍵角相同(　　)
(9)SO2和SO3中的鍵角相等(　　)
(10)CO2中的鍵角比CH4的大(　　)
×
×
×
√
√
2.(2023·河北，8)如圖所示化合物是制備某些藥物的中間體，其中W、X、Y、Z、Q均為短周期元素，且原子序數依次增大，分子中的所有原子均滿足稀有氣體的穩定電子構型，Z原子的電子數是Q的一半。下列說法正確的是
A.簡單氫化物的穩定性：Z>Q
B.第一電離能：X>Y
C.基態原子的未成對電子數：X>Q
D.原子半徑：Z√
由題給信息分析可知W為H，X為C，Z為O，Q為S，Y為N。非金屬性：O>S，故簡單氫化物的穩定性：Z(O)>Q(S)，A正確；
同一周期元素從左到右第一電離能呈增大的趨勢，故
第一電離能：Y(N)>X(C)，B錯誤；
基態原子中C的未成對電子數為2，S的未成對電子數也為2，故基態原子的未成對電子數：X(C)=Q(S)，C錯誤；
原子半徑：Z(O)>W(H)，D錯誤。
3.(1)AlCl3在178 ℃時升華，屬于　　　晶體，其蒸氣的相對分子質量約
為267，蒸氣分子的結構式為 (標明配位鍵)，其中，Al原
子的雜化方式為　 　。
(2)平面形分子 中的大π鍵應表示為　　　。
分子
sp3
(3)一種鈷的配合物乙二胺四乙酸合鈷的結構如圖。
1 mol該配合物形成的配位鍵有　　 mol，配位原子是　　　，碳原子的雜化類型有　　　　。
6
N、O
sp2、sp3
4.[2023·海南，19(1)(2)(3)(4)]我國科學家發現一種釩配合物Ⅰ可以充當固氮反應的催化劑，反應過程中經歷的中間體包括Ⅱ和Ⅲ。
( 代表單鍵、雙鍵或三鍵)
回答問題：
(1)配合物Ⅰ中釩的配位原子有4種，它們是　　 　　　　。
C、O、P、Cl
(2)配合物Ⅰ中，R'代表芳基，V—O—R'空間結構呈角形，原因是______
______________________________________________________________________________。
(3)配合物Ⅱ中，第一電離能最大的配位原子是　　。
(4)配合物Ⅱ和Ⅲ中，釩的化合價分別為+4和+3，配合物Ⅱ、Ⅲ和N2三者中，兩個氮原子間鍵長最長的是　　　 　。
根據
VSEPR模型，氧原子的價層電子對數為4，其中孤電子對數為2，成鍵電子對之間呈角形
N
配合物Ⅱ
配合物Ⅱ和Ⅲ中，釩的化合價分別為+4和+3，配合物Ⅱ中氮原子間是氮氮單鍵，配合物Ⅲ中是氮氮雙鍵， N2中為氮氮三鍵，故配合物Ⅱ中兩個氮原子間鍵長最長。
三、晶體結構與性質
PART THREE
1.不同晶體的特點比較
比較項目 離子晶體 金屬晶體 分子晶體 共價晶體
概念 陽離子和陰離子通過離子鍵結合而形成的晶體 通過金屬離子與自由電子之間的較強作用形成的晶體 分子間以分子間作用力相結合的晶體 相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網狀結構的晶體
晶體微粒 陰、陽離子 金屬陽離子、自由電子 分子 原子
微粒之間 作用力 離子鍵 金屬鍵 分子間作用力 共價鍵
比較項目 離子晶體 金屬晶體 分子晶體 共價晶體
物 理 性 質 熔、 沸點 較高 有的高、有的低 低 很高
硬度 硬而脆 有的大、有的小 小 很大
溶解性 一般情況下，易溶于極性溶劑(如水)，難溶于有機溶劑 鈉等可與水、醇類、酸類反應 極性分子易溶于極性溶劑；非極性分子易溶于非極性溶劑 難溶于一般溶劑
2.常見共價晶體結構分析
(1)金剛石
①每個C與相鄰4個C以共價鍵結合，形成正四面體結構；
②鍵角均為109°28'；
③最小碳環由6個C組成且6個C不在同一平面內；
④每個C參與4個C—C的形成，C原子數與C—C數之比為1∶2；
⑤密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
(2)SiO2
①每個Si與4個O以共價鍵結合，形成正四面體結構；
②每個正四面體占有1個Si，4個“O”，因此二氧化
硅晶體中Si與O的個數之比為1∶2；
③最小環上有12個原子，即6個O、6個Si；
④密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
(3)SiC、BP、AlN
①每個原子與另外4個不同種類的原子形成正四面體結構；
②密度：ρ(SiC)= g·cm-3；ρ(BP)= g·cm-3；ρ(AlN)
= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
3.常見分子晶體結構分析
(1)干冰
①8個CO2位于立方體的頂角且在6個面的面心各有1個CO2；
②每個CO2分子周圍緊鄰的CO2分子有12個；
③密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數的值)。
(2)白磷
①面心立方最密堆積；
②密度ρ= g·cm-3(a/cm為晶胞邊長，NA為阿伏加德
羅常數的值)。
晶體 晶胞 配位數
NaCl Na+、Cl-的配位數均為6
CsCl Cs+、Cl-的配位數均為8
CaF2 Ca2+( )的配位數為8；F-( )的配位數為4
4.常見離子晶體結構分析
1.正誤判斷
(1)Na2O中離子鍵的百分數為62%，則Na2O不是純粹的離子晶體，是離子晶體與共價晶體之間的過渡晶體(　　)
(2)碳、硅均為第ⅣA族元素，因而CO2與SiO2的晶體類型相同(　　)
(3)金屬晶體的熔點都比分子晶體的熔點高(　　)
(4)晶體熔點由低到高：CH4自我檢測
×
×
√
√
2.(2023·湖南，11)科學家合成了一種高溫超導材料，其晶胞結構如圖所示，該立方晶胞參數為a pm。阿伏加德羅常數的值為NA。下列說法錯誤的是
A.晶體最簡化學式為KCaB6C6
B.晶體中與K+最近且距離相等的Ca2+有8個
C.晶胞中B和C原子構成的多面體有12個面
D.晶體的密度為 g·cm-3
√
根據晶胞結構可知，其中K個數：8×=1，Ca個數：1，B個數：12×
=6，C個數：12×=6，故其最簡化學式為KCaB6C6，A正確；
K+位于晶胞頂角，Ca2+位于體心，則晶體中
與K+最近且距離相等的Ca2+有8個，B正確；
根據晶胞結構可知，晶胞中B和C原子構成的
多面體有14個面，C錯誤；
該晶胞含1個KCaB6C6，則晶胞質量為 g，
晶胞體積為a3×10-30 cm3，則其密度為 g·cm-3，D正確。
3.(2023·遼寧，14)晶體結構的缺陷美與對稱美同樣受關注。某富鋰超離子導體的晶胞是立方體(圖1)，進行鎂離子取代及鹵素共摻雜后，可獲得高性能固體電解質材料(圖2)。
下列說法錯誤的是
A.圖1晶體密度為 g cm-3
B.圖1中O原子的配位數為6
C.圖2表示的化學式為LiMg2OClxBr1-x
D.Mg2+取代產生的空位有利于Li+傳導
√
根據均攤法，圖1的晶胞中含Li：8×+1=3，O：2×=1，Cl：4×=1，
1個晶胞的質量為 g= g，晶胞的體積為(a×10-10cm)3=a3×10-30 cm3，則晶體的密度為 g·cm-3，A項正確；
圖1晶胞中，O位于面心，與O等距離且最近的Li有6個，O原子的配位數為6，B項正確；
根據均攤法，圖2中Li：1，Mg或空位：8×=2，O：2×=1，Cl或Br：4×=1，根據正負化合價的代數和為0，圖2表示的化學式為LiMgOClxBr1-x，
C項錯誤；
進行鎂離子取代及鹵素共摻雜后，可獲得高性能固體電解質材料，說明Mg2+取代產生的空位有利于Li+的傳導，D項正確。

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