2020高考化学新课标地区专用版提分大二轮复习讲义：专题四 物质结构与性质 Word版含答案.doc

考点一原子结构及核外电子排布
1．明确微粒间“三个”数量关系
中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数＝原子序数
阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数
阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数
2．元素、核素、同位素、同素异形体之间的联系
特别提醒许多元素存在同位素，故原子的种数大于元素的种数。

一种单质可由不同的核素组成，如HD、HT等；同种核素可以构成不同的单质，如18O2、18O3等。

3．原子核外电子排布规律
(1)能量规律
核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里。

(2)排布规律
特别提醒核外电子的排布规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求，如M层不是最外层时，最多能容纳18个电子，当M层为最外层时，最多容纳8个电子。

4．基态原子的核外电子排布
(1)排布规律
①能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：
1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 2。

②泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。

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单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

(2)表示方法
(3)特殊原子的核外电子排布式 ①Cr 的核外电子排布：
先按能量从低到高排列：1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 4，因3d 5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s 轨道的一个电子调整到3d 轨道，得1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1。

②Cu 的核外电子排布：
先按能量从低到高排列：1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 9，因3d 10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s 轨道的一个电子调整到3d 轨道，得1s 22s 22p 63s 23p 64s 13d 10，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1。

易错提醒 (1)在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误： ①3d 、4s 书写顺序混乱。

如⎩
⎪⎨⎪⎧
Fe ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 6
(×)Fe ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 64s 2
(√) ②违背洪特规则特例。

如⎩⎪⎨⎪⎧
Cr ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2(×)Cr ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1
(√) ⎩
⎪⎨⎪⎧
Cu ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 94s 2(×)Cu ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1
(√) (2)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
①
(违反能量最低原理)
②
(违反泡利原理)
③(违反洪特规则)
④(违反洪特规则)
(3)注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。

如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。

1．(2018·全国卷Ⅲ，8)下列叙述正确的是()
A．24 g镁与27 g铝中，含有相同的质子数
B．同等质量的氧气和臭氧中，电子数相同
C．1 mol重水与1 mol水中，中子数比为2∶1
D．1 mol乙烷与1 mol乙烯中，化学键数相同
答案 B
解析等质量的氧气和臭氧，所含氧原子数相等，故电子数相同，B项正确；24 g镁、27 g 铝的物质的量均为1 mol，1个镁原子和1个铝原子所含的质子数分别为12、13，故24 g镁与27 g铝中含有的质子数分别为12 mol和13 mol，A项错误；1个重水分子含有10个中子，1个水分子含有8个中子，1 mol重水与1 mol水中含有的中子数之比为10∶8(5∶4)，C项错误；1个乙烷分子中含有7对共用电子，而1个乙烯分子中含有6对共用电子，故1 mol乙烷与1 mol 乙烯中，含有的化学键数之比为7∶6，D项错误。

2．(2017·海南，3)下列分子中，其中子总数为24的是()
A．18O3B．2H217O2
C．14N16O2D．14C16O2
答案 D
解析A项，1 mol 18O中含有中子物质的量为(18－8)mol＝10 mol，即1 mol 18O3中含有中子物质的量为3×10 mol＝30 mol，错误；B项，1 mol 2H217O2中含有中子物质的量为(2×1＋2×9)mol＝20 mol，错误；C项，1 mol 14N16O2中含有中子物质的量为(7＋2×8)mol＝23 mol，错误；D项，1 mol 14C16O2中含有中子物质的量为(8＋2×8)mol＝24 mol，正确。

3．(2019·江苏，2)反应NH4Cl＋NaNO2===NaCl＋N2↑＋2H2O放热且产生气体，可用于冬天石油开采。

下列表示反应中相关微粒的化学用语正确的是()
A．中子数为18的氯原子：1817Cl
B．N2的结构式：N==N
C．Na＋的结构示意图：
D．H2O的电子式：
答案 D
解析A项，中子数为18的氯原子应表示为3517Cl，错误；B项，N2分子中N与N之间形成
三键，结构式为N≡N，错误；C项，Na＋的结构示意图为，错误；D项，H2O为共价化合物，每个H原子和O原子之间共用一个电子对，正确。

4．(2019·浙江4月选考，7)下列表示不正确的是()
A．次氯酸的电子式
B．丁烷的球棍模型
C．乙烯的结构简式
D．原子核内有8个中子的碳原子14 6C
答案 A
解析次氯酸中Cl最外层为7个电子，为达到8电子稳定结构，需要拿出一个电子与其他原子形成一对共用电子对，O原子最外层为6个电子，为达到8电子稳定结构，需要拿出两个
电子与其他原子形成两对共用电子对，因而次氯酸的电子式为，A项错误。

5．[2019·全国卷Ⅰ，35(1)]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。

答案 A
解析由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。

A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p 能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。

6．[2019·全国卷Ⅱ，35(2)(3)](2)Fe成为阳离子时首先失去________轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为________。

(3)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。

答案(2)4s4f5(3)小于
解析(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、
3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时，首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。

(3)F－与O2－核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：F－<O2－。

7．[2019·全国卷Ⅲ，35(1)]在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。

答案Mg相反
解析由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。

8．[2018·全国卷Ⅰ，35(1)(2)](1)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________(填标号)。

A.
B.
C.
D.
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是____________________。

答案(1)D C(2)Li＋核电荷数较大
9．[2018·全国卷Ⅱ，35(1)]基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为_____________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________形。

答案(1)(或)哑铃(纺锤)
“两原理，一规则”的正确理解
(1)原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。

(2)同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。

如n p3、n p6
Cr：3d54s1Mn：3d54s2Cu：3d104s1Zn：3d104s2
(3)31Ga、33As等基态原子核外电子排布(简写)常出现以下错误：
Ga[Ar]4s24p1应为[Ar]3d104s24p1
31
As[Ar]4s24p3应为[Ar]3d104s24p3
33
题组一微粒中指定“粒子”数目的比较
1．下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是()
A．H3O＋和OH－B．CO和N2
C．HNO2和NO－2D．CH＋3和NH＋4
答案 D
解析中性微粒核外电子数等于核内质子数；阳离子核外电子数等于质子数减所带的电荷数，阴离子核外电子数等于质子数加所带的电荷数。

CH＋3中的电子数为8，NH＋4中电子数为10，二者不相等。

2．下列关于NH＋4与CH4的相关数目比较前者大于后者的是()
A．电子数B．化学键数C．质子数D．原子数
答案 C
解析铵根与甲烷均是10电子微粒，A错误；二者均含有4个共价键，B错误；铵根含有11个质子，甲烷含有10个质子，C正确；均含有5个原子，D错误。

题组二对比书写电子式
3．按要求书写下列电子式：
(1)H3O＋________________，C2－2______________________________________，
O2－2__________________，NH＋4_______________________________________。

(2)HClO__________________，CCl4___________________________________，
NH3________________，CO2_________________________________________，
CS2________________，COS_________________________________________，
HCHO________________，C2H4_______________________________________，
(CN)2________________，(SCN)2______________________________________，
COCl2________________，N2H4_______________________________________，
N2H＋5________________。

(3)Na3N________________，Mg(OH)2___________________________________，
Na2S________________，NaH__________________________________________，
NH4H________________，NaCN________________________________________，
NaSCN________________，NaBH4______________________________________。

答案(1)
(2)
(3)
书写“电子式”需要注意5个问题
(1)首先要判断是阴离子，还是阳离子，是离子化合物还是共价化合物。

(2)不能漏写没有参与成键的电子对，如NH3的电子式不是。

(3)不能错误合并离子，如Na2O2的电子式写成是错误的。

(4)不能混淆化学键的类别，如H2O2的电子式写成是错误的。

(5)离子(或根)带电荷，基团不显电性，如OH－为，—OH为。

题组三“10e－、18e－”微粒在推断题中的应用
4．已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它们之间有如图所示的转化
关系，且A是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。

请完成下列各题：
(1)若A、D均是气态单质分子，写出A与B反应的化学方程式：_______________________。

(2)若B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式：________________。

(3)若A、B均是含2个原子核的微粒，其中B中含有10个电子，D中含有18个电子，则A、B之间发生反应的离子方程式为___________________________________。

(4)若D是一种含有22电子的分子，则符合如图关系的A的物质有_________________________(写物质的化学式，如果是有机物则写相应的结构简式)。

答案(1)2F2＋2H2O===4HF＋O2(2)
(3)HS－＋OH－===S2－＋H2O (4)CH3CH3、CH3OH
解析(1)18电子的气态单质分子为F2，则C为HF、B为H2O、D为O2，反应的化学方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。

(2)B、D为同主族元素的单质，且A含有18个电子，C含有10个电子时，则B为O2、A为H2S、C为H2O、D为S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。

(3)含2个原子核的18电子的微粒为HS－，10电子的微粒为OH－，反应的离子方程式为HS－＋OH－===S2－＋H2O。

(4)含22电子的分子为CO2，则A为含18电子的含C、H或C、H、O的化合物，可能为CH3CH3或CH3OH。

巧记10电子微粒和18电子微粒的方法
题组四基态核外电子排布
5．按要求书写：
(1)Sc的价电子排布式___________________________________。

答案3d14s2
(2)V的价电子排布图___________________________________。

答案
(3)基态铜原子的核外电子排布式(简写)：________________。

答案[Ar]3d104s1
(4)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)：_______________。

答案[Ar]3d104s24p1
(5)第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式(简写)：__________________。

答案[Ar]3d64s2
考点二元素周期表元素周期律
(一)元素周期表和周期律
1．强化记忆元素周期表
2．识记理解元素周期律
(二)元素的电离能和电负性 1．元素的电离能
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最低能量叫做第一电离能。

常用符号I 1表示，单位为kJ·mol －
1。

(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从n s 1到n s 2n p 6的周期性变化(第一周期除外)。

(2)元素第一电离能的周期性变化
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，碱金属和氢的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，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。

如Be 、N 、Mg 、P 。

(3)元素电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。

②判断元素的化合价
如果某元素的I n ＋1≫I n ，则该元素的常见化合价为＋n 价，如钠元素I 2≫I 1，所以钠元素的化
合价为＋1价。

2．元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。

随着原子序数的递增，元素的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的趋势。

(2)
角度一周期表、周期律的应用
1．(2019·北京，8)2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。

中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。

铟与铷(37Rb)同周期。

下列说法不正确的是()
A．In是第五周期第ⅢA族元素
B.115 49In的中子数与电子数的差值为17
C．原子半径：In>Al
D．碱性：In(OH)3>RbOH
答案 D
解析Rb为碱金属，属于第五周期元素，故In亦为第五周期元素，In与Al同主族，即为第ⅢA族元素，A项正确；115 49In的中子数为115－49＝66，质子数为49，质子数等于核外电子数，故中子数与电子数之差为66－49＝17，B项正确；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大，故原子半径：In>Al，C项正确；同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，故其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，即碱性：In(OH)3<RbOH，D项错误。

2．(2019·海南，7改编)今年是门捷列夫发现元素周期律150周年，联合国将2019年定为“国
际化学元素周期表年”。

下列有关化学元素周期表的说法正确的是()
A．元素周期表共有18列
B．ⅦA族元素的非金属性自上而下依次增强
C．主族元素均呈现与其族数相同的最高化合价
D．第二周期主族元素的原子半径自左向右依次增大
答案 A
3．(2017·北京，7)2016年IUPAC命名117号元素为Ts(中文名“”，tián)，Ts的原子核外最外层电子数是7，下列说法不正确的是()
A．Ts是第七周期第ⅦA族元素
B．Ts的同位素原子具有相同的电子数
C．Ts在同族元素中非金属性最弱
D．中子数为176的Ts核素符号是176117Ts
答案 D
解析A项，117号元素Ts的原子核外最外层电子数是7，可知Ts是第七周期ⅦA族元素，正确；B项，同位素是同种元素不同原子之间的互称，因此Ts的同位素原子具有相同的电子数，正确；C项，根据元素周期律可知，同一主族元素从上往下非金属性依次减弱，所以Ts
Ts，错误。

在同族元素中非金属性最弱，正确；D项，中子数为176的Ts核素符号是293
117 4．(2015·北京理综，7)下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是()
A．酸性：H2SO4＞H3PO4
B．非金属性：Cl>Br
C．碱性：NaOH>Mg(OH)2
D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3
答案 D
解析A项，同周期元素自左向右其最高价氧化物对应水化物的酸性增强，酸性：H2SO4＞H3PO4，能用元素周期律解释；B项，同主族元素自上而下非金属性逐渐减弱，非金属性：Cl＞Br，能用元素周期律解释；C项，同周期元素自左向右其最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，碱性：NaOH＞Mg(OH)2，能用元素周期律解释；D项，碳酸盐的热稳定性大于其碳酸氢盐的热稳定性，如热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，与元素周期律无关。

角度二元素的电离能和电负性
5．[2017·江苏，21(A)－(3)]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为______________。

答案H<C<O
6．[2017·全国卷Ⅱ，35(2)]元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。

第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素
外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是___________________________________；
氮元素的E1呈现异常的原因是_____________________________________________。

答案同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大N的2p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子7．[2016·全国卷Ⅰ，37(4)]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___________________________。

答案O>Ge>Zn
8．[2016·全国卷Ⅱ，37(3)]元素铜与镍的第二电离能分别为I Cu＝1 959 kJ·mol－1，I Ni＝1 753 kJ·mol－1，I Cu>I Ni的原因是_______________________________。

答案铜失去的是全充满的3d10电子，而镍失去的是4s1电子
题组一元素金属性、非金属性的强弱比较
1．(2019·武汉模拟)不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是()
A．单质氧化性的强弱
B．单质沸点的高低
C．单质与氢气化合的难易
D．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
答案 B
解析A项，元素的非金属性越强，其单质获得电子的能力就越强，因此单质氧化性就越强，故可以通过比较单质氧化性的强弱，判断元素的非金属性强弱；B项，S单质、Cl2都是分子晶体，分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高，这与元素的非金属性强弱无关；C项，元素的非金属性越强，其单质与氢气化合形成氢化物越容易；D项，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性就越强。

2．下列实验不能达到实验目的的是()
答案 B
解析A项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应的难易，即可判断出Cl、Br的非金属性强弱，正确；B项，向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，MgCl2与NH3·H2O反应生成Mg(OH)2，AlCl3与NH3·H2O反应生成Al(OH)3，但无法比较二者的金属性强弱，错误；C项，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，即判断出酸性：H2CO3<H2SO4，从而判断出C、S的非金属性强弱，正确；D项，利用Fe、Cu与稀盐酸反应现象的不同即可判断出Fe、Cu的金属性强弱，正确。

(1)比较元素金属性强弱的注意事项
①依据金属与酸反应的剧烈程度进行比较时，所用的酸是非氧化性酸(如盐酸、稀H2SO4)而不是氧化性酸(如HNO3)。

②依据金属阳离子氧化性强弱进行比较时，要注意一些特例，如Fe3＋的氧化性大于Cu2＋，但金属性：Fe>Cu。

③依据原电池原理进行比较时，要注意一些特例，如Mg—Al—NaOH溶液形成的原电池中，Al作负极，但金属性：Mg>Al。

(2)比较元素非金属性强弱的注意事项
应根据最高价氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较，而不是根据非金属元素对应氢化物或其他氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较。

题组二元素周期律的直接应用
3．将碲化镉涂在玻璃上可制得“发电玻璃”。

碲(Te)位于元素周期表的第五周期ⅥA族，下列说法正确的是()
A．原子半径：Te>S
B．单质的氧化性：Te>S
C．最高正价：Te>S
D．气态氢化物稳定性：H2Te>H2S
答案 A
解析同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径：Te>S，故A正确；同主族元素，从上到下，元素非金属性逐渐减弱，对应单质的氧化性逐渐减弱，氧化性：Te<S，故B 错误；Te和S位于同主族，最外层电子数相等，最高正价相同，故C错误；同主族元素，从上到下，元素非金属性减弱，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性：H2Te<H2S，故D错误。

4．依据元素周期律进行推断，下列说法不正确的是()
A．原子半径：Cl＜S B．氧化性：Cl2＞S
C．稳定性：HBr＞HI D．酸性：H3PO4＞HNO3
答案 D
5．已知短周期元素的离子a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是()
A．原子半径：A>B>D>C
B．a－c＝1
C．离子半径：C>D>B>A
D．单质的还原性：A>B>D>C
答案 C
解析a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，则存在a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，原子序数大小顺序是a>b>d>c，C、D在第二周期，A、B在第三周期，A为Mg、B为Na、C为N、D为F。

根据“阴上阳下”规律判断元素位置的方法
依据原子结构推断主族元素在元素周期表中相对位置的方法，若a A＋、b B2＋、c C2－、d D－具有相同的电子层结构，则A、B、C、D四种元素在周期表中的相对位置如下：
①原子序数大小关系：b>a>d>c
②原子半径大小关系：A>B>C>D
③离子半径大小关系：C2－>D－>A＋>B2＋
题组三元素的电离能和电负性
6．按要求回答问题：
(1)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。

组成M的元素中，电负性最大的是__________(填名称)。

答案氧
(2)钛元素基态原子未成对电子数为________，能量最高的电子占据的能级符号为________。

答案23d
(3)①已知Al 的第一电离能为578 kJ·mol－1、第二电离能为1 817 kJ·mol－1、第三电离能为2 745 kJ·mol－1、第四电离能为11 575 kJ·mol－1。

请解释其第二电离能增幅较大的原因
_________________________________________。

②基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有____种。

答案①Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全满状态，较稳定②29
(4)以第二周期为例，除Be、N外，其他元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因是________ _________________________________________。

答案从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大
(5)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子排布图：______________。

从结构上分析Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：__________________________。

②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，S、C、N三种元素电负性由大到小的顺序为_____________。

答案①原子光谱
Fe3＋价电子排布式为3d5，为半充满结构，而Fe2＋价电子排布式为3d6②N>S>C
考点三微粒之间的相互作用力
1．化学键的概念及分类
(1)概念：相邻原子或离子之间强烈的相互作用。

(2)形成与分类
2．共价键
(1)共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。

③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

(2)键参数
①键能：指气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：指形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。

④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。

(3)σ键、π键的判断
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。

②由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。

③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。

(4)配位键
①孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对。

②配位键
a．配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
b．配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH＋4可表
示为，在NH＋4中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。

③配合物
如[Cu(NH3)4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。

中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。

3．分子间作用力和氢键
(1)分子间作用力
①定义：把分子聚集在一起的作用力。

②特点
a．分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔、沸点等物理性质，而化学键主要影
响物质的化学性质。

b．分子间作用力存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数气态、液态、固态非金属单质分子之间。

但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质，微粒之间不存在分子间作用力。

③变化规律
一般来说，对于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，物质的熔、沸点也越高。

例如，熔、沸点：I2>Br2>Cl2>F2。

(2)氢键
①作用粒子：氢、氟、氧、氮原子(分子内、分子间)。

②特征：有方向性和饱和性。

③强度：共价键>氢键>范德华力。

④影响强度的因素：对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大。

⑤对物质性质的影响：分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。

4．理解化学键与物质溶解、熔化的关系
(1)离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。

(2)共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。

②有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。

③有些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。

(3)单质的溶解过程
某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。

1．(2019·浙江4月选考，18)下列说法不正确的是()
A．纯碱和烧碱熔化时克服的化学键类型相同
B．加热蒸发氯化钾水溶液的过程中有分子间作用力的破坏
C．CO2溶于水和干冰升华都只有分子间作用力改变
D．石墨转化为金刚石既有共价键的断裂和生成，也有分子间作用力的破坏
答案 C
解析烧碱和纯碱均属于离子化合物，熔化时须克服离子键，A项正确；加热蒸发氯化钾水溶液，液态水变为气态水，水分子之间的分子间作用力被破坏，B项正确；CO2溶于水发生
反应：CO2＋H2O H2CO3，这里有化学键的断裂和生成，C项错误；石墨属于层状结构晶体，每层石墨原子间为共价键，层与层之间为分子间作用力，金刚石只含有共价键，因而石墨转化为金刚石既有共价键的断裂和生成，也有分子间作用力的破坏，D项正确。

2．[2018·江苏，21(4)]N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)＝________。

答案1∶2
3．[2018·全国卷Ⅱ，35(3)]图(a)为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为_________________________________________________________。

答案S8相对分子质量大，分子间范德华力强
4．[2017·全国卷Ⅲ，35(4)]硝酸锰是制备CO2＋3H2===CH3OH＋H2O反应的催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在______________________________。

答案离子键、π键
5．[2016·全国卷Ⅰ，37(2)(3)](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)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：_________________________。

答案(2)锗的原子半径大，原子之间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键(3)GeCl4、GeBr4、GeI4熔、沸点依次升高；原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强
6．[2016·全国卷Ⅰ，37(2)③]氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是____________________________________。

答案高于NH3分子间可形成氢键
7．[2018·江苏，21(5)][Fe(H2O)6]2＋与NO反应生成的[Fe(NO)(H2O)5]2＋中，NO以N原子与Fe2＋形成配位键。

请在[Fe(NO)(H2O)5]2＋结构示意图的相应位置补填缺少的配体。