2016届高考化学第一轮复习导学案（含解析） 第十二章 物质结构与性质

第十二章 物质结构与性质(选修三) 第一节 原子结构与性质

考点一

[教材知识层面]

1．能层、能级和最多容纳电子数之间的关系

能层(n) 序数 一 二[来源学优高考网]1.了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。

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。

| 原子结构

能级 符号 K 符号 1s 2s [来源学优高考网]最多容纳电子数 原子轨道数 1 各能级 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ? ? ? 2n2 32 18 各能层 2 8 L 1 3 1 3 5 1 3 5 7 ? ? [来源:gkstk.Com][来源:gkstk.Com]2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 三 M 四 N ? n ? ? ? ? 2.原子轨道的形状和能量关系 (1)轨道形状：

①s电子的原子轨道呈球形。 ②p电子的原子轨道呈纺锤形。 (2)能量关系：

①相同能层上原子轨道能量的高低：ns

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。

3．原子核外电子的排布规律 (1)三个原理：

①能量最低原理：原子核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。构造原理示意图如下图。

②泡利原理：在一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋状态相反。 ③洪特规则：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，而且自旋状态相同。

(2)基态原子核外电子排布的表示方法：

表示方法 电子排布式 简化电子排布式 电子排布图(或轨道表示式) 价电子排布式 4.电子的跃迁与原子光谱 (1)电子的跃迁： ①基态→激发态：

当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级_，变成激发态原子。 ②激发态→基态：

激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。

(2)原子光谱：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原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。

3s23p4 以硫原子为例 1s22s22p63s23p4 [Ne]3s23p4 [高考考查层面]

命题点1 核外电子排布的表示方法

1．电子排布式

按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。

2．简化电子排布式

用“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。如Cu：[Ar]3d104s1。 3．电子排布图(轨道表示式)

用方框(或圆圈)表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋状态不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如：

4．原子结构示意图

如S的原子结构示意图为[典题示例]

1．下列表示钠原子的式子中能反映能级差别和电子自旋状态的是( )

A.

23B.11Na

C．1s22s22p63s1

D.

解析：选D 只有轨道排布式(电子排布图)才能反映出电子的自旋状态。 2．(1)(2014·浙江高考)基态镓(Ga)原子的电子排布式：________。 (2)(2014·全国卷Ⅰ)Fe3的电子排布式为________。

＋

(3)(2012·福建高考)基态Mn2的核外电子排布式为________。

＋

(4)(2011·福建高考)基态氮原子的价电子排布式是________。 (5)(2013·全国卷Ⅱ)Ni2的价层电子排布图为________。

＋

解析：(1)镓(Ga)的原子序数为31，电子分布的能级为1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p。 (2)Fe的原子序数为26，Fe3的电子分布的能级为1s、2s、2p、3s、3p、3d。

＋

(3)Mn是25号元素，其电子排布式为[Ar]3d54s2，失去最外层2个电子，即得Mn2的电

＋

子排布式为[Ar]3d5。

(4)氮原子的最外层有5个电子，其价电子排布式为2s22p3。

(5)Ni2的价电子排布图为

＋

。

答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p1 (2)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 或[Ar]3d5 (3)1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5

(4)2s22p3 (5)

命题点2 核外电子的排布规律及应用

1．下列说法错误的是( )

A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量 B．6C的电子排布式1s22s22p2x违反了洪特规则

C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理 D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理 解析：选A A项，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s

3d4p5s??ns电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4s

2．(2015·昆明模拟)下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是( ) A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子 B．2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子

C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子 D．最外层电子数是核外电子总数1/5的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子 解析：选C A项，3p能级有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项，2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的2p能级上只能是5个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项，M层全充满而N层为4s2的原子，其M层应为18个电子，而后者的M层上只有8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子中，最外层电子数要小于或等于8个电子，且电子总数为5的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的1/5且符合核外电子排布规则的只能是35号元素，该元素原子的外围电子排布式为4s24p5，所以两原子

是同种元素的原子。

[考点达标层面]

A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；

(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________；

(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________________；

(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为__________________。

解析：(1)A元素基态原子的电子排布图由题意可写成：可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。

(2)B、C的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。

(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素Fe。

(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。 答案：(1)N (2)Cl K

(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1

考点二

[教材知识层面]

1．原子结构与元素周期表的关系

电子 层数 2 3 每周期第一种元素 原子 序数 3 11 基态原子的 电子排布式 [He]2s1 [Ne]3s1 每周期最后一种元素 原子 序数 10 18 基态原子的电子排布式 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6 －＋

| 原子结构、元素周期表与元素性质的关系

周期 二 三

四 4 19 [Ar]4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p6 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s2五 5 37 [Kr]5s1 54 5p6 1s22s22p63s23p6六 6 55 [Xe]6s1 86 3d104s24p64d104f145s25p6 5d106s26p6 2．每族元素的价电子排布特点 (1)主族：

主族 排布 特点 (2)0族：He: 1s2；其他：ns2np6。 (3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1

～10

ⅠA ns1 ⅡA ns2 ⅢA ns2np1 ⅣA ns2np2 ⅤA ns2np3 ⅥA ns2np4 ⅦA ns2np5 ns12。

～

3．元素周期表的分区与价电子排布的关系 (1)元素周期表的分区：

(2)各区外围电子排布特点：

分区 s区 p区 d区 ds区 f区

4．第一电离能、电负性

外围电子排布 ns12 ～ns2np16(除He外) ～(n－1)d19ns12(除钯外) ～～(n－1)d10ns12 ～(n－2)f0～14(n－1)d02ns2 ～(1)第一电离能：

气态基态电中性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。 (2)电负性：

用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

5．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，如：

[高考考查层面]

命题点1 电离能及其应用 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；反之越弱。 2．判断元素的化合价(I1、I2??表示各级电离能)

如果某元素的In＋1?In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为＋1。

3．判断核外电子的分层排布情况

多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。

4．反映元素原子的核外电子排布特点

同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。

[典题示例]

1．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．最外层电子排布为ns2np6(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

解析：选B 第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错误；C项所述元素为零族元素，性质稳定，第一电离能都较大。

2．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。请根据下表所列数据判断，错误的是( )

元素 X Y

I1 500 580 I2 4 600 1 820 I3 6 900 2 750 I4 9 500 11 600 A．元素X的常见化合价是＋1 B．元素Y是第ⅢA族元素

C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应

解析：选D 由数据分析X中I2?I1，X易呈＋1价，为第ⅠA 族，A、C均正确；Y中I4?I3，易呈＋3价，应在第ⅢA族，B正确；若Y处于第3周期，则Y为铝元素，铝单质不与冷水反应，D错误。 命题点2 电负性的应用

[典题示例]

1．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是( )

A．元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大 B．元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大 C．电负性越大，金属性越强 D．电负性越小，非金属性越强

解析：选A 利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。

2．如图： 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负性 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16 (1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是___________________________。

(2)通过分析电负性变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围__________。 (3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是______________________。

(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。

答案：(1)Be(OH)2＋2H===Be2＋2H2O，Be(OH)2＋2OH===BeO22＋2H2O

＋

＋

－

－

(2)0.93～1.57

(3)元素的非金属性越强，电负性越大；元素的金属性越强，电负性越小

(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物。将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。

命题点3 原子结构与元素性质的递变规律

项 目 原子核外电子排布 原子半径 同周期(从左→右) 能层数相同，最外层电子数逐渐增多 逐渐减小(0族除外) 最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1 得电子能力逐渐增强； 失电子能力逐渐减弱 增大的趋势 逐渐增大 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强

同主族(从上→下) 最外层电子数相同，能层数递增 逐渐增大 最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8 得电子能力逐渐减弱； 失电子能力逐渐增强 逐渐减小 逐渐减小 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱 元素主要化合价 原子得、失电子能力 第一电离能 电负性 元素金属性、 非金属性 [典题示例]

1．(2013·山东高考)下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是( )

解析：选A 同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错误；HF分子间存在氢键，使HF熔沸点最高，C错误；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错误。

2．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p3 ③1s22s22p3 ④1s22s22p5 则下列有关比较中正确的是( ) A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>①

解析：选A ①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F>N>P>S，A项正确；原子半径P>S>N>F，B项错误；电负性F>N>S>P，C项错误；F无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价，D项错误。

[考点达标层面]

1．(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

解析：选C 根据题意，Z为Mg元素，Y原子最外层电子排布为ns2np2，是C或Si元素，X为N或O元素，W为Al或Cl元素，N的氢化物的水溶液显碱性，但O的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A错误；Al3的半径比Mg2小，Cl半径比Mg2大，B错误；氮气、

＋

＋

－

＋

氧气均能与镁反应，C正确；CO2形成的晶体熔沸点低，D错误。

2．A、B、C、D、E、F六种短周期元素，原子序数依次增大；A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A原子核外有2个未成对电子，C单质可与热水反应但不能与冷水反应；E、F原子在基态时填充电子的轨道数有9个，且E原子核外有3个未成对电子，F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F。用元素符号回答：

(1)上述六种元素中，________元素的第一电离能最大，理由是

________________________________________________________________________。 (2) C、D元素的第一电离能较大的是__________，原因是_______________________。 (3)六种元素按电负性从小到大排列顺序是_______________________________。 (4)C、D、E、F元素形成的最高价氧化物是离子化合物的是____________，是共价化合物的是____________。

解析：A、B的阴离子与C、D的阳离子的电子排布式均为1s22s22p6，A、B在第二周期，A原子核外有2个未成对电子，是氧元素，B只能为氟元素；C、D在第三周期，C单质可与热水反应但不能与冷水反应，为镁元素，D只能是铝元素。F能与A形成相同价态的阴离子，且离子半径A小于F，F为硫元素。E原子在基态时填充电子的轨道数有9个，且E原子核外有3个未成对电子，是磷元素。

答案：(1)F 其最外层有7个电子且原子半径小，容易得电子，不容易失电子 (2)Mg Mg最外层3s轨道全满，3p全空，是较稳定状态 (3)Mg＜Al＜P＜S＜O＜F (4)MgO、Al2O3 P2O5、SO3

1．(2015·福州模拟)下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )

A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子 B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子 C．2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子 D．最外层都只有一个电子的X、Y原子

解析：选C A项，原子核外电子排布式为1s2的X原子是稀有气体，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是ⅡA族元素的原子，化学性质不同；B项，原子核外M层上仅有两个电子的X原子是ⅡA族的元素原子，而原子核外N层上仅有两个电子的Y原子可能是ⅡA族、副族或Ⅷ族元素的原子，化学性质不一定相似；C项，2p轨道上只有两个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有两个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似；D项，最外层只有一个电子的原子可能是ⅠA族元素的原子，也可能是过渡金属原子，化学性质不一定相似。

2．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( ) A．第一电离能的大小：Mg>Al

B．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳

C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳

D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F

解析：选B 同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻

的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确； 锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性C

3．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( )

A．y轴表示的可能是第一电离能 B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径

D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数

解析：选B 对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A项错误；原子半径逐渐减小，C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为：Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，D项错误。

4．下列有关说法正确的是( )

A．C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是 O＞N＞C

B．根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大 C．根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7 D．Ni原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2

解析：选D 同一周期自左向右，元素的第一电离能呈现增大趋势，但由于p轨道处于全空、半充满或全充满时相对稳定，这使得第ⅡA族、第ⅤA族反常，故第一电离能N>O，Mg>Al，A、B不正确；F的电负性最大，没有正化合价，C不正确。

5．(2015·秦皇岛模拟)下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2??表示，单位为kJ·mol1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是( )

－

R

I1 740 I2 1 500 I3 7 700 I4 10 500 ?? ①R的最高正价为＋3价 ②R元素位于元素周期表中第ⅡA族 ③R元素第一电离能大于同周期相邻元素 ④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2

A．①②

B．②③

C．③④ D．①④

解析：选B 由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有两个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或者Mg元素，因此①不正确，②正确，④不确定；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素，③正确。

6．(1)(2013·全国卷Ⅰ)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。

(2)(2013·福建高考)依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照右图B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。

(3)(2013·浙江高考)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：

电离能 In/kJ·mol1 －I1 578 I2 1 817 I3 2 745 I4 11 578 ?? ?? 则该元素是________(填写元素符号)。 ②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。 ③Ge元素可能的性质或应用有________。 A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料

D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点

解析：(1)基态Si原子中，电子占据的最高能层为第三层，符号为M，该能层中有3个能级：3s、3p和3d,3s能级有1个原子轨道，3p能级有3个原子轨道，3d能级有5个原子轨道，所以该能层具有的原子轨道数为9，填充的电子数为4。

(2)同一周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第二周期中第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅠA和第ⅢA族元素大，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族的电离能。

(3)①由电离能数据可知，该元素呈＋3价。②Ge的最高正价为＋4价。③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。

答案：(1)M 9 4

(2)

(3)①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2 GeCl4 ③CD

7．有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中A为非金属元素；A和E属同一族，它们原子最外层电子排布为ns1，B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍。C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：

(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。 (2)由这五种元素组成的一种化合物是(写化学式)________。写出该物质的一种主要用途： ________________________________________________________________________。 (3)写出C元素基态原子的电子排布式：

________________________________________________________________________。 (4)用电子排布图表示D元素原子的价电子排布为

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (5)元素B与D的电负性的大小关系是B________D，C与E的第一电离能的大小关系是C________E(填“>”“<”或“＝”)。

解析：A、B、C、D、E 5种元素核电荷数都小于20，故都为主族元素，A、E同一族且最外层电子排布为ns1，故为第ⅠA族，而A为非金属元素，则A为氢；B、D为同一族，其原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，故其最外层电子排布为ns2np4，为第ⅥA族元素，B的核电荷数小于D，则B为氧，D为硫，E为钾；C原子最外层上的电子数为硫原子最外层上电子数的一半，则C为铝，同主族元素自上而下电负性逐渐减小，故B(氧)的电负性大于D(硫)，E(钾)的第一电离能小于钠，钠的第一电离能小于C(铝)，故第一电离能Al>K。

答案：(1)H O Al S K(写元素名称也可) (2)KAl(SO4)2·12H2O 做净水剂 (3)1s22s22p63s23p1 (4) (5)> >

8．(2015·昌乐模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：

(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式______________。 (2)d与a反应的产物的分子中，中心原子的杂化形式为________________。 (3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因： ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：

元素 I1 电离能/kJ·mol1 －o 717 1 509 3 248 p 759 1 561 2 957 ＋

I2 I3

比较两元素的I2、I3可知，气态o2再失去一个电子比气态p2再失去一个电子难。对此，

＋

你的解释是________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图(Ⅰ)所示，其中电负性最大的是____________(填下图中的序号)。

(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图(Ⅱ)所示，则该元素是____________(填元素符号)。

解析：(1)26号为铁元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。 (2)d为N元素，a为H元素，二者形成的NH3中N原子的杂化形式为sp3。

(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。

(4)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2的基态离子的电

＋

子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结构，相对比较稳定，当其失去第三个电子时比较困难，而p2的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个

＋

电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。

(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。

(6)由图可知，该元素的电离能I4 远大于I3，故为第ⅢA族元素，周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。

答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)sp3

(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量 (4)Mn2的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定

＋

(5) 2 (6)Al

9．有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述： 元素 A B C D 请根据表中信息填写：

(1)A原子的核外电子排布式：_______________________________________________。 (2)B元素在元素周期表中的位置__________；离子半径：B________A(填“大于”或“小于”)。

(3)C原子的电子排布图是______________，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________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________，

与D的氢化物的水溶液反应的化学方程式为__________________________。 解析：根据题中信息可推出：A为Na，B为Al，C为N，D为Cl。 (1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1。

(2)B为Al，其在元素周期表中的位臵为第三周期第ⅢA族，Na与Al3核外电子排布相

＋

＋

－

结构、性质等信息 是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆的导热剂 B与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性 元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂 同，核电荷数Al3大于Na，故r(Al3)

＋

＋

＋

＋

(3)C为N，其电子排布图为

高的为2p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。

，其中有3个未成对电子，能量最

(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，简化电子排布式为[Ne]3s23p5，Cl的

－

结构示意图为

。(5)Al(OH)3与NaOH和盐酸反应的化学方程式分别为Al(OH)3＋

NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。

答案：(1)1s22s22p63s1 (2)第三周期第ⅢA族 小于 (3) 3 2p 哑铃

(4)1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5 (5)NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O 3HCl＋Al(OH)3===AlCl3＋3H2O

10．(2013·安徽高考)X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素，其相关信息如下表：

元素 X Y Z W

(1)W位于元素周期表第________周期第________族；W的原子半径比X的________(填“大”或“小”)。

(2)Z的第一电离能比W的________(填“大”或“小”)；XY2由固态变为气态所需克服的微粒间作用力是________；氢元素、X 、Y的原子可共同形成多种分子，写出其中一种能形成同种分子间氢键的物质名称________。

(3)振荡下，向Z单质与盐酸反应后的无色溶液中滴加NaOH溶液直至过量，能观察到的现象是________；W的单质与氢氟酸反应生成两种无色气体，该反应的化学方程式为

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)在25°C、101 kPa下，已知13.5 g的Z固体单质在Y2气体中完全燃烧后恢复至原状态，放热419 kJ，该反应的热化学方程式为

相关信息 X的最高价氧化物对应的水化物化学式为H2XO3 Y是地壳中含量最高的元素 Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1 W的一种核素的质量数为28，中子数为14 ________________________________________________________________________。 解析：根据题给信息，可以推断出X为C，Y为O，Z为Al，W为Si。(1)Si位于元素周期表第三周期第ⅣA族。原子半径Si>C。(2)第一电离能：Al

生成SiF4和H2两种气体。(4)该反应为4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s)，则ΔH＝－×4＝

0.5 mol－3 352 kJ·mol1。

－

答案：(1)三 ⅣA 大 (2)小 分子间作用力 乙酸 (3)先生成白色沉淀，后沉淀逐渐溶解，最后变成无色溶液 Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑ (4)4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s) ΔH＝－3 352 kJ·mol1

－

第二节 分子结构与性质

考点一 共价键

[教材知识层面]

1．共价键的本质和特征

共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。 2．共价键的分类

分类依据 形成共价键的原子轨道重叠方式 形成共价键的电子对是否偏移

σ键 π键 极性键 非极性键 类型及特点 原子轨道“头碰头”重叠 原子轨道“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 1.了解共价键的形成，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。 2.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.了解化学键与分子间作用力的区别。

4.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．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： 键能越大，键长越短，分子越稳定。 4.等电子原理

原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。如CO和N2。

[高考考查层面]

命题点1 共价键类型的判断 1．σ键与π键的判断

(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)共价单键是σ键，共价双键中含有一个σ键，一个π键；共价三键中含有一个σ键，两个π键。

2．极性键与非极性键的判断

看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。

[典题示例]

1．下列说法中不正确的是( )

A．σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强 B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键 C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键 D．N2分子中有一个σ键，两个π键

解析：选C 稀有气体的分子中不含有共价键。 2．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是( ) ①HCl ②H2O ③N2 ④H2O2 ⑤C2H4 ⑥C2H2 A．①②③ C．①③⑥

B．③④⑤⑥ D．③⑤⑥

解析：选D 单键均为σ键，双键和三键中各存在一个σ键，其余均为π键。

命题点2 键参数及其应用

1．能够用键能的大小解释的是( ) A．常温常压下，氯气呈气态而溴单质呈液态 B．硝酸是挥发性酸，硫酸是难挥发性的酸 C．稀有气体一般难发生化学反应

D．氮气在常温下很稳定，化学性质不活泼

解析：选D 共价分子构成物质的状态与分子内共价键的键能无关，A错误；物质的挥发性与分子内键能的大小无关，B错误；稀有气体是单原子分子，无化学键，C错误；氮气分子稳定是由于氮气分子中含有三键，键能很大的缘故，D正确。

2．NH3分子的空间构型是三角锥形，而不是正三角形的平面结构，其充分的理由是( ) A．NH3分子是极性分子

B．分子内3个N—H键的键长相等，键角相等

C．NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于107.3° D．NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于120°

解析：选C A选项：NH3为极性分子不能说明NH3一定为三角锥形；B项三条N—H键键能与键长分别相同，键角相等仍有可能为正三角形；D选项与事实不符。

命题点3 等电子体及其应用

1．常见的等电子体汇总

微粒 CO2、CNS、NO2、N3 CO23、NO3、SO3 －－－＋－

通式 AX2 AX3 AX2 AX4 －价电子总数 16 24 18 32 26 10 8 空间构型 直线形 平面三角形 V形 正四面体形 三角锥形 直线形 正四面体形 SO2、O3、NO2 3SO24、PO4 －－－2PO33、SO3、ClO3 －－AX3 AX AX4 CO、N2 CH4、NH4

＋2．根据已知的一些分子结构推测另一些与它等电子的微粒的立体结构，并推测其物理性质

(1)(BN)x与(C2)x，N2O与CO2等也是等电子体；

(2)硅和锗是良好的半导体材料，他们的等电子体磷化铝(AlP)和砷化镓(GaAs)也是很好的半导体材料；

2

(3)SiCl4、SiO44、SO4的原子数目和价电子总数都相等，它们互为等电子体，中心原子

－

－

都是sp3杂化，都形成正四面体形立体构型。

[典题示例]

1．下列粒子属于等电子体的是( ) A．CH4和NH4 C．NO2和O3

＋

B．NO和O2 D．HCl和H2O

解析：选A 只要原子个数和最外层电子数相等的两种微粒，即为等电子体。 2．已知CO2为直线形结构，SO3为平面正三角形结构，NF3为三角锥形结构，请推测COS、CO23、PCl3的空间结构。

－

解析：COS与CO2互为等电子体，其结构与CO2相似，所以其为直线形结构；CO23与

－

SO3互为等电子体，结构相似，所以CO23为平面正三角形结构；PCl3与NF3互为等电子体，

－

结构相似，所以PCl3为三角锥形结构。

答案：COS为直线形结构；CO23为平面正三角形结构；PCl3为三角锥形结构

－

[考点达标层面]

1．(2012·浙江高考节选)下列物质中，只含有极性键的分子是________，既含离子键又含共价键的化合物是________，只存在σ键的分子是________，同时存在σ键和π键的分子是________。

A．N2 B．CO2 C．CH2Cl2 D．C2H4 E．C2H6 F．CaCl2 G．NH4Cl

解析：双键中含有σ键和π键，故N2、CO2、C2H4中均含有σ键和π键。 答案： BC G CE ABD 2．试根据下表回答问题。 某些共价键的键长数据如下所示： 共价键 键长 (nm) (1) 根据表中有关数据，你能推断出影响共价键键长的因素主要有哪些？其影响的结果怎样？

(2)键能是_____________________________________________________________。 通常，键能越________，共价键越________，由该键构成的分子越稳定。

答案：(1)原子半径、原子间形成共用电子对数目。形成相同数目的共用电子对，原子半径越小，共价键的键长越短；原子半径相同，形成共用电子对数目越多，键长越短。

(2)气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量 大 稳定

C—C 0.154 C===C 0.134 C≡C 0.120 C—O 0.143 C===O 0.122 N—N 0.146 N===N 0.120 N≡N 0.110 3．原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。

(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是________和________；________和________。

(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO2互为等电子体的分子有________、________。

解析：(1)仅由第二周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，如N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子。

(2)依题意，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，即可互称为等电子体，NO2

－

－

为三原子，各原子最外层电子数之和为5＋6×2＋1＝18，SO2、O3均为三原子，各原子最外层电子数之和为6×3＝18。

答案：(1)N2 CO N2O CO2 (2)SO2 O3

考点二 分子的立体构型

[教材知识层面]

1．用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型

(1)用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中中心原子上的价层电子对数。

|

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)，b是1个与中心原子结合的原子提供的价电子数，x是与中心原子结合的原子数。

(2)价层电子对互斥理论与分子构型： 电子对数 2 3 成键数 2 3 2 4 3 孤电子 对数 0 0 1 0 1 四面体形 电子对空 间构型 直线形 三角形 分子空 间构型 直线形 三角形 V形 正四面体形 三角锥形 实例 CO2 BF3 SO2 CH4 NH3 4 2 2 V形 H2O 2．用杂化轨道理论推测分子的立体构型

杂化类 型 sp sp2 sp3 3．配位键和配合物 (1)配位键：

由一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共用电子对。 (2)配位键的表示方法：

用A→B表示，其中A表示提供孤对电子的原子，B表示接受共用电子对的原子。 (3)配位化合物：

①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。 ②形成条件：

?中性分子，如HO、NH和CO等

?配位体有??

?孤电子对?离子，如F、Cl、CN等?

?中心原子有空轨道，如Fe、Cu、Zn、Ag等

2

3

－

－

－

杂化轨道 数目 2 3 4 杂化轨道 间夹角 180° 120° 109°28′ 空间构型 直线形 三角形 正四面体形 实例 BeCl2 BF3 CH4

3＋2＋2＋

＋

③组成：

[高考考查层面]

命题点1 杂化轨道、杂化类型的判断

“五方法”判断分子中心原子的杂化类型 (1)根据杂化轨道的空间分布构型判断。

①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。 ②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。

③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。 (2)根据杂化轨道之间的夹角判断。

若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。

(3)根据等电子原理进行推断，如CO2是直线形分子，CNS、N3与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。

(4)根据中心原子的电子对数＝参与杂化的轨道数目判断，如中心原子的电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。

(5)根据分子或离子中有无π键及π键数目判断，如没有π键为sp3杂化，含一个π键为sp2杂化，含二个π键为sp杂化。

[典题示例]

1．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是( ) A．CO2与SO2 C．BeCl2与BF3

B．CH4与NH3 D．C2H2与C2H4

－

－

解析：选B A项中CO2为sp杂化，SO2为sp2杂化，A项错；B项中均为sp3杂化，B项正确；C项中BeCl2为sp杂化，BF3为sp2杂化，C项错；D项中C2H2为sp杂化，C2H4为sp2杂化，D项错。

2．下列描述中正确的是( ) ①CS2为V形的极性分子 ②ClO3的空间构型为平面三角形 ③SF6中有6对完全相同的成键电子对

3④SiF4和SO23的中心原子均为sp杂化

－

－

A．①② C．③④

B．②③ D．①④

－

解析：选C CS2的空间构型与CO2相同，是直线形，①错误；ClO3的空间构型是三角锥形，所以②也错误，SF6分子是正八面体构型，中心原子S原子具有6个杂化轨道，每个杂化轨道容纳2个电子(1对成键电子对)，形成6个S—F键，所以SF6分子有6对完全相同

3

的成键电子对，③正确；SiF4和SO23的中心原子都是sp杂化(但是前者为正四面体，后者为

－

三角锥形)，所以④正确。

命题点2 配合物理论的应用

1．(2013·山东高考节选)若BCl3与XYn 通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物提供孤对电子的原子是________。

解析：B原子与X原子形成配位键，因为B为缺电子原子，只能作中心原子，故形成配位键时提供孤对电子的原子是X。

答案：X

2．(2013·全国卷Ⅱ节选)F、K和Fe3三种离子组成的化合物K3FeF6，其中化学键的类

－

＋

＋

型有________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为________，配位体是________。

解析：由化合物K3FeF6，知它是一种离子化合物，其中的化学键有离子键和配位键，复杂离子为[FeF6]3，配位体是F。

－

－

答案：离子键、配位键 [FeF6]3 F

－

－

[考点达标层面]

1．(1)BF3分子的立体结构为__________，NF3分子的立体结构为__________。 (2)碳原子有4个价电子，在形成化合物时价电子均参与成键，但杂化方式不一定相同。在乙烷、乙烯、乙炔和苯四种分子中，碳原子采取sp杂化的分子是________(写结构简式，下同)，采取sp2杂化的分子是________，采取sp3杂化的分子是________。试写出一种有机物分子的结构简式，要求同时含有三种不同杂化方式的碳原子：____________。

解析：(1)BF3分子中的B原子采取sp2杂化，所以其分子的立体结构为平面三角形；NF3

分子中的N原子采取sp3杂化，其中一个杂化轨道中存在一对孤电子对，所以其分子的立体结构为三角锥形。

(2)乙烷分子中的碳原子采取sp3杂化，乙烯、苯分子中的碳原子均采取sp2杂化，乙炔分子中的碳原子采取sp杂化，同时含有三种不同杂化方式的碳原子的有机物分子中应该同时含有烷基(或环烷基)、碳碳双键(或苯环)和碳碳三键。

答案：(1)平面三角形 三角锥形 (2)CH≡CH CH2HC≡=====C—CH

CH2、 CH3—CH3

CH—CH3(其他合理答案均可)

2．铜单质及其化合物在很多领域有重要的用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。

(1)Cu位于元素周期表第ⅠB族，Cu2的核外电子排布式为____________。

＋

(2)往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2配离子。已知NF3与NH3的空间

＋

构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2形成配离子，其原因是______________。

＋

解析：(1)Cu(电子排布式为[Ar]3d104s1)―→Cu2的过程中，参与反应的电子是最外层4s

＋

及3d上的各一个电子，故Cu2的电子排布式为[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9。

＋

(2)N、F、H三种元素的电负性：F>N>H，所以NH3中共用电子对偏向N，而在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N原子。

答案：(1)[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9

(2)N、F、H三种元素的电负性：F>N>H，在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N原子，

使得氮原子上的孤电子对难与Cu2形成配位键

＋

考点三 分子间作用力与分子的性质

[教材知识层面]

1．分子的极性

(1)非极性分子与分子极性的判断：

双原子分子单质正负电荷中心重合非极性分子化合物正负电荷中心不重合极性分子结构不对称↓多原子分子结构对称

(2)键的极性、分子空间构型与分子极性的关系：

类型 X2 XY XY2 (X2Y) 实例 H2、N2 HCl、NO CO2、CS2 SO2 H2O、H2S BF3 NH3 CH4、CCl4 键的极性 非极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 空间构型 直线形 直线形 直线形 V形 V形 平面正三角形 三角锥形 正四面体形 分子极性 非极性分子 极性分子 非极性分子 极性分子 极性分子 非极性分子 极性分子 非极性分子 |

XY3 XY4

2．范德华力和氢键 (1)范德华力：

物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。

(2)氢键：

由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢原子)与另一个电负性很强的原子(如水分子中的氧原子)之间的作用力。

3．溶解性

(1)“相似相溶”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。

(2)“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中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。

4．手性

具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样，镜面对称，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体，具有手性异构体的分子叫手性分子。

5．无机含氧酸分子的酸性

无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，酸性越强，如HClO

[高考考查层面]

命题点1 分子极性与化学键极性的关系

1．下列各组分子中，都属于含极性键的非极性分子的是( ) A．CO2、H2S C．Cl2、C2H2

B．C2H4、CH4 D．NH3、HCl

解析：选B H2S和NH3、HCl都是含有极性键的极性分子；Cl2是含有非极性键的非极性分子；CO2、CH4是含有极性键的非极性分子；C2H4和C2H2是含有极性键和非极性键的非极性分子。

2．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，一定含有非极性共价键

解析：选A 采用反例法判断正误。A项正确，如O2、H2、N2等；B项错误，以极性键结合起来的分子不一定是极性分子，若分子构型对称，正负电荷重心重合，就是非极性分子，如CH4、CO2、CCl4、CS2等；C项错误，某些共价化合物如C2H4等也是非极性分子；D项错误，非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2。

命题点2 粒子间作用力对物质性质的影响

范德华力、氢键和共价键的比较 作用粒子 强度比较 影响其强 范德华力 分子或原子(稀有气体分子) 氢键 氢原子，氟、氮、氧原子(分子内，分子间) 共价键 原子

共价键＞氢键＞范德华力 ①随着分子极性和相对分子对于 成键原子半径越小，度的因素 质量的增大而增大 ②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 ①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质 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 ①分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶键长越短，键能越大，共价键越稳定 ①影响分子的稳定性，共价键键能越大，对物质性 质的影响 ②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 解度增大，如熔沸点：分子稳定性越强 H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 ②分子内氢键使物质的熔、沸点降低 ③对于原子晶体，共价键键能越大，晶体的熔点越高 [典题示例]

1．某化合物的分子式为AB2，A属ⅥA族元素，B属ⅦA族元素，A和B在同一周期，它们的电负性值分别为3.44和3.98，已知AB2分子的键角为103.3°。下列推断不正确的是( )

A．AB2分子的空间构型为“V”形

B．A—B键为极性共价键，AB2分子为非极性分子 C．AB2与H2O相比，AB2的熔点、沸点比H2O的低

D．AB2分子中无氢原子，分子间不能形成氢键，而H2O分子间能形成氢键

解析：选B 根据A、B的电负性值及所处位臵关系，可判断A为O元素，B为F元素，该分子为OF2。O—F键为极性共价键。因为OF2分子的键角为103.3°，OF2分子中键的极性不能抵消，所以为极性分子。

2．(2012·浙江高考节选)下列物质变化，只与范德华力有关的是________。 A．干冰熔化 C．乙醇与丙酮混溶 E．碘溶于四氯化碳

B．乙酸汽化

D．HCON(CH3)2溶于水 F．石英熔融

解析：范德华力存在于分子之间，不含氢键的分子晶体符合题目要求。乙酸、乙醇分子间存在氢键，HCON(CH3)2溶于水时与水分子间会形成氢键，石英为原子晶体，熔融时破坏的是共价键。

答案：AE

[考点达标层面]

1．已知和碳元素同主族的X元素位于元素周期表中的第一个长周期，短周期元素Y原

子的最外层电子数比内层电子总数少3，它们形成化合物的分子式是XY4。试回答：

(1)X元素基态原子的电子排布式为____________，Y元素原子最外层电子的电子排布图为________________________________________________________________________。

(2)若X、Y两元素电负性分别为2.1和2.85，试判断XY4中X与Y之间的化学键为________(填“共价键”或“离子键”)。

(3)该化合物的空间结构为________形，中心原子的轨道杂化类型为________，分子为________(填“极性分子”或“非极性分子”)。

(4)该化合物在常温下为液体，该液体微粒间的作用力是________。 (5)该化合物的沸点与SiCl4比较：________(填化学式)的高，原因是

________________________________________________________________________。 解析：第四周期第ⅣA族元素为Ge，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，Y元素原子的最外层电子数比内层电子总数少3，Y是氯，Y元素原子最外层电子的电子排布

图为

，XY4中X与Y形成的是共价键，空间构型为正四面体，中心原

子为sp3杂化，为非极性分子，分子间的作用力是范德华力。

答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p2

(2)共价键 (3)正四面体 sp3杂化 非极性分子

(4)范德华力 (5)GeCl4 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高

2．氧是地壳中含量最多的元素。

(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。

(2)H2O分子内的OH键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为

________________________________________________________________________。 HOCHO的沸点比OHCHO高，原因是________________________________________。 (3)H可与H2O形成H3O，H3O中O 原子采用________杂化。H3O中HOH键角比H2O中HOH键角大，原因是_______________________________________________________。

解析：(1)氧原子核外有8个电子，其基态原子核外电子排布为1s22s22p4，所以氧元素基态原子核外未成对电子数为2个；

(2)OH键属于共价键，键能最大；分子间的范德华力和氢键均属于分子间作用力的范畴，但氢键要强于分子间的范德华力，所以它们从强到弱的顺序依次为OH键、氢键、范德华力；氢键不仅存在于分子之间，有时也存在于分子内。邻羟基苯甲醛在分子内易形成氢键，对羟基苯甲醛只能在分子间形成氢键，而在分子内不能形成氢键，而分子间氢键可使物质熔沸点升高，所以对羟基苯甲醛的沸点比邻羟基苯甲醛的高。

＋

＋

＋

＋

1＋

(3)依据价层电子对互斥理论知H3O中O 上的孤对电子对数＝(5－3×1)＝1，由于中心

2O的价层电子对数共有3＋1＝4对，所以H3O为四面体，因此H3O中O原子采用的是sp3

＋

＋

1

杂化；同理可以计算出H2O中O原子上的孤对电子对数＝(6－2×1)＝2，因此排斥力较大，

2水中HOH键角较小。

答案：(1)2 (2)O—H键、氢键、范德华力 邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大

(3)sp3 H2O中O原子有2对孤对电子，H3O只有1对孤对电子，排斥力较小

＋

1．(2013·上海高考)374 ℃、22.1 MPa以上的超临界水具有很强的溶解有机物的能力，并含有较多的H和OH，由此可知超临界水( )

A．显中性，pH等于7 B．表现出非极性溶剂的特性 C．显酸性，pH小于7 D．表现出极性溶剂的特性

解析：选B 超临界水仍然呈中性，A、C项错误，根据“相似相溶”原理可以知B正确(有机物大多数是非极性分子)，D错误。

2．下列说法中正确的是( )

A．(2013·安徽高考)HCHO分子中既含σ键又含π键 B．(2013·安徽高考)CO2分子中的化学键为非极性键 C．(2013·四川高考)NH3分子中N原子的杂化轨道类型是sp2 D．(2013·重庆高考)沸点：PH3＞NH3＞H2O

解析：选A HCHO分子中含有碳氧双键，既含σ键又含π键，A项正确；CO2分子中的化学键是极性键，B不正确；NH3分子中N原子的杂化轨道类型是sp3杂化，C项不正确；氨气分子之间存在氢键，因而氨的沸点反常高，由于水分子之间的氢键强于氨气分子之间的氢键，因此水的沸点高于氨的沸点，D项不正确。

3．在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是( )

A．sp，范德华力 C．sp2，氢键

B．sp2，范德华力 D．sp3，氢键

＋

－

解析：选C 由石墨的晶体结构知C原子为sp2杂化，故B原子也为sp2杂化，但由于B(OH)3中B原子与3个羟基相连，羟基间能形成氢键，故同层分子间的主要作用力为氢键。

4．(2012·上海高考)PH3是一种无色剧毒气体，其分子结构和NH3相似，但P—H键键能

比N—H键键能低。下列判断错误的是( )

A．PH3分子呈三角锥形 B．PH3分子是极性分子

C．PH3沸点低于NH3沸点，因为P—H键键能低

D．PH3分子稳定性低于NH3分子，是因为N—H键键能高

解析：选C PH3与NH3构型相同，因中心原子上有一对孤电子对，均为三角锥形，属于极性分子，A、B项正确；PH3的沸点低于NH3，是因为NH3分子间存在氢键，C项错误；PH3的稳定性低于NH3，是因为N—H键键能高，D项正确。

5．下列推论正确的是( )

A．SiH4的沸点高于CH4，可推测PH3的沸点高于NH3 B．NH4为正四面体结构，可推测出PH4也为正四面体结构 C．CO2晶体是分子晶体，可推测SiO2晶体也是分子晶体

D．C2H6是碳链为直线形的非极性分子，可推测C3H8也是碳链为直线形的非极性分子 解析：选B 氨气分子之间存在氢键，沸点高于PH3的；NH4与PH4等电子体，结构类似；SiO2晶体是原子晶体；C3H8不是直线形的，碳链呈锯齿形且为极性分子。

6．(2013·江苏高考)元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2。元素Y基态原子的3p 轨道上有4个电子。元素Z 的原子最外层电子数是其内层的3倍。

(1)在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是__________。 (2)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是

________________________________________________________________________。 (3)Y 与Z 可形成YZ24

－

＋

＋

＋

＋

①YZ24的空间构型为________(用文字描述)。

－

②写出一种与YZ24互为等电子体的分子的化学式：______________。

－

(4)X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol该配合物中含有σ键的数目为________________。

解析：X为第四周期元素，且内层轨道全部排满电子，最外层电子数为2，则其基态电子排布式应为[Ar]3d104s2，为Zn元素。Y的3p轨道上有4个电子，则Y为S元素。Z的最外层电子数是内层数的3倍，为O元素。

(1)H2S分子中，S上有两对孤对电子，价层电子对数为2＋2＝4，所以S为sp3杂化。 (2)水与乙醇分子间形成氢键，增大了水在乙醇中的溶解度。

32(3)SO24中S无孤对电子，S的价层电子对为4，则S为sp杂化，SO4为正四面体。等

－

－

电子体的原子数相等，价电子数相等，SO24的原子数为5，价电子数为32。

－

(4)NH3分子中的σ键数为3，它与Zn形成的配位键也属于σ键，故1 mol [Zn(NH3)4]Cl2

中的σ键为16 mol。

答案：(1)sp3 (2)水分子与乙醇分子之间形成氢键 (3)①正四面体 ②CCl4 或SiCl4 等 (4)16NA个

7．(1)肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。

①NH3分子的空间构型是________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是________。 ②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－1 038.7 kJ·mol1。

－

若该反应中有4 mol N—H键断裂，则形成的π键有________ mol。

③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4晶体内不存在________(填标号)。

a．离子键 b．共价键 c．配位键 d．范德华力

(2)(2012·全国卷节选)ⅥA族元素氧、硫、硒(Se)的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题：

①H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)，气态SeO3分子的立体构型为________，SO23离子的立体构型为________。

－

②H2SeO3的K1和K2分别为2.7×10

－

－3

和2.5×108，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2

－

为1.2×102，请根据结构与性质的关系解释H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)①NH3分子中氮原子的杂化方式为sp3杂化，其分子的空间构型为三角锥形；氨基(—NH2)中氮原子的杂化方式也为sp3杂化，其分子的空间构型为V形。N2H4的结构为H2N—NH2，为2个氨基相连，所以氮原子的杂化方式也为sp3杂化。

②1个N2H4分子含有4个N—H键，即4 mol N—H键断裂的同时生成1.5 mol N2，N2

分子中，含1个σ键和2个π键，所以会形成3 mol π键；

2③N2H6SO4和(NH4)2SO4都是离子晶体，N2H2N2H26和SO4之间存在离子键，6中N和H

＋

－

＋

之间形成6个共价键(其中2个配位键)，N和N之间形成共价键，SO24中S和O之间形成共

－

价键，不含范德华力。

(2)①Se的原子半径大于S的原子半径，H2Se与H2S相比，H2Se中Se原子对H原子的作用力较弱，H2Se在水中更容易电离出H，所以其酸性较强；SeO3中Se原子采取sp2杂化

＋

3

且有3个配位原子，故其立体构型为平面三角形；SO23中S原子采取sp杂化且有3个配位

－

原子，故其立体构型为三角锥形。②H2SeO3中Se为＋4价，而H2SeO4中Se为＋6价，正电性更高，导致Se—O—H中O原子的电子向Se原子偏移，因而在水分子的作用下，更容易

电离出H，即酸性更强。

答案：(1)①三角锥形 sp3 ②3 ③d (2)①强 平面三角形 三角锥形 ②H2SeO3和H2SeO4可表示为(HO)2SeO和(HO)2SeO2，H2SeO3中的Se为＋4价，而H2SeO4中的Se为＋6价，正电性更高，导致Se—O—H中O的电子更向Se偏移，更易电离出H

8．X、Y、Z、Q、E五种元素中，X原子核外的M层中只有两对成对电子，Y原子核外的L层电子数是K层的两倍，Z是地壳内含量(质量分数)最高的元素，Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和，E在元素周期表的各元素中电负性最大。请回答下列问题：

(1)X、Y的元素符号依次为________。

(2)XZ2与YZ2分子的立体结构分别是______________和____________，相同条件下两者在水中的溶解度较大的是________(写分子式)，理由是

________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。

(3)Q的元素符号是________，它的基态原子的核外电子排布式为________________，在形成化合物时它的最高化合价为________。

(4)用氢键表示式写出E的氢化物溶液中存在的所有氢键____________________。 解析：(1)X原子核外的M层中只有两对成对电子，则M层的电子排布图为

＋

＋

，X为S元素，Y原子核外的L层电子数是K层的两倍，则

Y原子的核外电子排布式为1s22s22p2，故Y为C元素。(2)Z是地壳内含量(质量分数)最高的元素，则Z为O元素，SO2、CO2的立体结构分别为V形、直线形。(3)Q的核电荷数为24，为Cr元素，其核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1，其外围电子排布为3d54s1，最高化合价为＋6。(4)元素周期表中F的电负性最强，HF溶液中，HF与HF、H2O与H2O、HF与H2O之间存在氢键。

答案：(1)S、C

(2)V形 直线形 SO2 CO2是非极性分子，SO2和H2O都是极性分子，根据“相似相溶”原理，SO2在H2O中的溶解度较大

(3)Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 ＋6

(4)F—H?F、F—H?O、O—H?F、O—H?O 9．(1)(2012·福建高考节选)

硅烷(SinH2n＋2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是_____________________________________ ___________________________________________________________。

(2)(2012·福建高考节选)硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm(含B、O、H三种元素)的球棍模型如图所示：

－

①在Xm中，硼原子轨道的杂化类型有________；配位键存在于________原子之间(填原

－

子的数字标号)；m＝________(填数字)。

②硼砂晶体由Na、Xm和H2O构成，它们之间存在的作用力有________(填序号)。

＋

－

A．离子键 B．共价键 C．金属键 D．范德华力 E．氢键

(3)(2012·山东高考节选)金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。

①过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n＝________。CO与N2结构相似，CO分子内σ键与π键个数之比为________。

②甲醛(H2CO)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。

解析：(1)硅烷是分子晶体，相对分子质量越大，分子间范德华力越大，熔沸点越高。 (2)①由中心原子B的球棍模型可知，硼原子能形成3条、4条共价键，B原子为sp2、sp3

杂化；B原子提供空轨道，O原子提供孤对电子，故4,5原子之间形成配位键；由阴离子的组成可知，Xm为[H4B4O9]m，得出m＝2；②Na与Xm分子间存在离子键，H2O分子间存

－

－

＋

－

在氢键和范德华力。

(3)①配合物Ni(CO)n中由CO提供孤电子对，Ni的价电子数为10，则由CO提供的电子数为8，而每个CO提供电子数为2，故n＝4。N2与CO互为等电子体，故CO的分子内存在三键，一个σ键，两个π键。

②甲醇中碳原子形成四个σ键，碳原子采取sp3杂化，甲醇中O—C—H的键角接近109°28′，甲醛中碳原子为sp2杂化，键角为120°。

答案：(1)硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越大，沸点越高(或其他合理答案) (2)①sp2、sp3 4,5(或5,4) 2 ②ADE (3)①4 1∶2 ②sp3 小于

10．(2014·全国卷Ⅱ)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。回答下列问题：

(1)b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为________________________________________________________________________。

(2)a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为________；分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是________(填化学式，写出两种)。

(3)这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是________；酸根呈三角锥结构的酸是________。(填化学式)

(4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1，则e离子的电荷为________。 (5)这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________________，判断理由是________________________________________。

解析：由题意推出元素a、b、c、d、e依次是H、N、O、S、Cu。(1)N、O、S中第一电

离能最大的是N，Cu的价层电子轨道示意图为 。(2)a和其他元素形

成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形的是NH3，NH3中的N原子的杂化方式为sp3，分子中既含有极性共价键又含有非极性共价键的化合物是H2O2、N2H4。(3)这些元素的含氧酸有HNO2、HNO3、H2SO3、H2SO4，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是HNO2、HNO3，酸根呈三角锥结构的酸是H2SO3。(4)由图可知，e和c的个数比为2∶1，则化学式为Cu2O，e离子的电荷为＋1。(5)由该化合物的阳离子结构可知，该阳离子可以表示为[Cu(NH3)4(H2O)2]2

＋

，结合阴离子呈四面体结构，可知阴离子为SO2阳离4，即该化合物是Cu(NH3)4(H2O)2SO4；

－

＋

子中存在的化学键有共价键和配位键；由于阳离子呈轴向狭长，则H2O与Cu2的配位键比NH3与Cu2的弱，故加热该化合物时，首先失去的组分是H2O。

＋

答案：(1)N (2)sp3 H2O2、N2H4

(3)HNO2、HNO3 H2SO3 (4)＋1

22

(5)SO24 共价键和配位键 H2O H2O与Cu的配位键比NH3与Cu的弱

－

＋

＋

第三节 晶体结构与性质

1.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。

2.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。

3.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。 4.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。了解金属晶体常见的堆积方式。了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。

5.能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。 考点一 晶体和晶胞

[教材知识层面]

1．晶体与非晶体 (1)晶体与非晶体的比较：

比较 结构特征 自范性 性质特征 熔点 异同表现 二者区别方法 (2)获得晶体的三条途径： ①熔融态物质凝固。②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。③溶质从溶液中析出。 2．晶胞

(1)概念：晶胞是描述晶体结构的基本单元。

(2)晶体与晶胞的关系：数量巨大的晶胞“无隙并置”构成晶体。

[高考考查层面]

命题点1 考查晶胞中粒子个数的计算

“分割法”突破晶胞组成的计算

晶体 结构粒子周期性有序排列 有 固定 各向异性 非晶体 结构粒子无序排列 无 不固定 各向同性 |

间接方法：测定其是否有固定的熔点 科学方法：对固体进行X－射线衍射实验

[典题示例]

1.(2013·江苏高考)Zn与S所形成化合物晶体的晶胞如右图所示。 ①在1个晶胞中，Zn离子的数目为________。 ②该化合物的化学式为________。

解析：从晶胞图分析，含有Zn离子为8×1/8＋6×1/2＝4。S为4个，所以化合物中Zn与S数目之比为1∶1，则化学式为ZnS。

答案：4 ZnS

2.利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，右图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为________，该功能陶瓷的化学式为________。

解析：B的原子半径比N大，因而结构示意图中大球代表B原子，利用晶胞结构可计算出含有2个B和2个N，化学式为BN。

答案：2 BN

命题点2 考查晶体密度与微粒距离间的关系计算

晶体微粒与M(摩尔质量，g/mol)、ρ(晶体密度，g/cm3)之间的关系

若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积，单位为cm3)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。

[典题示例]

1.(2013·全国卷Ⅱ节选)F、K和Ni三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。

(1)该化合物的化学式为________；Ni的配位数为________； (2)列式计算该晶体的密度________g·cm3。

－

解析：(1)在该化合物中F原子位于棱、面心以及体内，故F原子个数111

为×16＋×4＋2＝8个，K原子位于棱和体内，故K原子个数为×8＋24241

＝4个，Ni原子位于8个顶点上和体内，故Ni原子个数为×8＋1＝2个，

8

K、Ni、F原子的个数比为4∶2∶8＝2∶1∶4，所以化学式为K2NiF4；由图示可看出在每个Ni原子的周围有6个F原子，故配位数为6。

39×4＋59×2＋19×8m－

(2)结合解析(1)，根据密度公式可知ρ＝＝cm3≈3.4 －30 g·232V6.02×10×400×1 308×10g·cm3。

－

答案：(1)K2NiF4 6 (2)3.4

2．(2012·海南高考节选)用晶体的X射线衍射法可以测得阿伏加德罗常数。对金属铜的测定得到以下结果：晶胞为面心立方最密堆积，边长为361 pm。又知铜的密度为9.00 g·cm

3

－

，则铜晶胞的体积是 ________cm3，晶胞的质量是________g，阿伏加德罗常数为

______________(列式计算，已知Ar(Cu)＝63.6)。

1

解析：体积是a3；m＝V×ρ，一个体心晶胞含4个原子，则M＝×m晶胞×NA，可求NA。

4答案：4.70×10

－23

4.23×10

－22

NA＝＝6.01×1023mol1

1－

×4.23×1022g4

－

63.6 g·mol

－1

[考点达标层面]

某离子晶体晶胞的结构如图所示。X()位于立方体顶点，Y()位于立方体中心。试分析：

(1)晶体的化学式为________。

(2)晶体中距离最近的2个X与1个Y形成的夹角∠XYX是________。

(3)设该晶体的摩尔质量为M g/mol，晶体的密度为ρ g/cm3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为________cm。

解析：(1)晶胞中，X的个数＝4×1/8＝1/2，Y在体内，个数是1个，则X与Y的个数比是1∶2。

(2)若将4个X连接，构成1个正四面体，Y位于正四面体的中心，可联系CH4的键角，知∠XYX＝109°28′。

(3)摩尔质量是指单位物质的量的物质的质量，数值上等于该物质的相对分子(或原子)质11

量。由题意知，该晶胞中含有个XY2或Y2X，设晶胞的边长为a cm，则有ρa3NA＝M，a

22＝

3

3MM，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为2 cm。 2ρNA2ρNA

3M 2ρNA

答案：(1)XY2或Y2X (2)109°28′ (3)2

考点二

| 常见晶体类型的结构和性质

[教材知识层面]

1．四种晶体类型的比较 晶体类型 比较项目 金属阳离构成粒子 分子 原子 子、自由电子 粒子间的相互作用力 硬度 范德华力(某些含氢键) 较小 共价键 金属键 有的很大，有的很小 有的很高，有的很低 常见溶剂难溶 电和热的良导体 离子键 阴、阳离子 分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体 很大 较大 熔、沸点 较低 很高 较高 大多易溶于水等极性溶剂 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 金属氧化物(如 K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、 绝大部分盐(如NaCl) 溶解性 导电、传热性 相似相溶 一般不导电，溶于水后有的导电 大多数非金属单质、气态氢化物、 难溶于任何溶剂 一般不具有导电性 部分非金属单质 (如金刚 石、硅、 晶体硼)， 部分非金 属化合 金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜) 物质类别及举例 酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大 多数有机物(有机盐除外) 物(如SiC、SiO2) 2．典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构 (2)键角均为109°28′ 金刚石 原子晶体 (3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内 (4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2 (1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构 SiO2 1(2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”，2n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)最小环上有12个原子，即6个O,6个Si (1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心分子晶体 干冰 又各占据1个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个 (1)每个Na(Cl)周围等距且紧邻的Cl＋＋＋－－离子晶体 NaCl (型) (Na)有6个。每个Na周围等距且紧邻的Na有12个 (2)每个晶胞中含4个Na和4个Cl (1)每个Cs周围等距且紧邻的Cl有8个，每个Cs(Cl)周围等距且紧邻的Cs(Cl)＋－＋－＋－＋－＋ CsCl (型) 金属 晶体 简单立方堆积 有8个 (2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs、1个Cl ＋－典型代表Po，配位数为6，空间利用率52%

面心立方最密堆积 体心立方堆积 六方最密堆积 又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率74% 又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68% 又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74% [高考考查层面] 命题点1 晶体类型的判断

1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断

(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。 (2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。 (3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为范德华力或氢键。 (4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。 2．依据物质的类别判断

(1)金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数盐类是离子晶体。 (2)大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2

外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。

(3)常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。

(4)金属单质、合金是金属晶体。 3．依据晶体的熔点判断 (1)离子晶体的熔点较高。 (2)原子晶体熔点高。 (3)分子晶体熔点低。

(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。 4．依据导电性判断

(1)离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。 (2)原子晶体一般为非导体。

(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。

(4)金属晶体是电的良导体。 5．依据硬度和机械性能判断 (1)离子晶体硬度较大或硬而脆。 (2)原子晶体硬度大。 (3)分子晶体硬度小且较脆。

(4)金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。 [典题示例]

1．(2013·福建高考节选)NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：4NH3＋3F2=====NF3＋3NH4F。上述化学方程式中的5种物质所属的晶体类型有________(填序号)。

a．离子晶体 b．分子晶体 c．原子晶体 d．金属晶体

解析：在反应4NH3＋3F2=====NF3＋3NH4F中，NH3、F2、NF3的晶体类型为分子晶体，Cu为金属晶体，NH4F为离子晶体。

答案：abd

2．有A、B、C三种晶体，分别由H、C、Na、Cl四种元素中的一种或几种组成，对这三种晶体进行实验，结果如表：

熔点/℃ 硬度 水溶性 导电性 水溶液或 熔融导电 不导电 液态不导电 水溶液与 Ag反应 白色沉淀 不反应 白色沉淀 ＋Cu

Cu

A B C 811 3 500 －114.2 较大 很大 很小 易溶 不溶 易溶 (1)晶体的化学式分别为A______、B______、C______。 (2)晶体的类型分别是A______、B______、C______。

(3)晶体中微粒间作用力分别是A______、B______、C________。

解析：根据A、B、C所述晶体的性质可知，A为离子晶体，只能为NaCl，微粒间的作用力为离子键；B应为原子晶体，只能为金刚石，微粒间的作用力为共价键；C应为分子晶体，且易溶，只能为HCl，微粒间的作用力为范德华力。

答案：(1)NaCl C HCl

(2)离子晶体 原子晶体 分子晶体 (3)离子键 共价键 范德华力

命题点2 考查常见的晶体结构

1．下面有关晶体的叙述中，不正确的是( )

A．金刚石网状结构中，由共价键形成的碳原子环中，最小的环上有6个碳原子 B．氯化钠晶体中，每个Na周围距离相等的Na共有6个 C．氯化铯晶体中，每个Cs周围紧邻8个Cl

D．干冰晶体中，每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子

解析：选B 氯化钠晶体中，每个Na周围距离相等的Na共12个。每个Na周围距离相等且最近的Cl共有6个。

2．(1)将等径圆球在二维空间里进行排列，可形成密置层和非密置层。在图1所示的半径相等的圆球的排列中，A属于________层，配位数是________；B属于________层，配位数是________。

(2)将非密置层一层一层的在三维空间里堆积，得到如图2所示的一种金属晶体的晶胞，它被称为简单立方堆积，在这种晶体中，金属原子的配位数是________，平均每个晶胞所占有的原子数目是________。

－

＋

＋

＋

＋

－

＋

＋

(3)有资料表明，只有钋的晶体中的原子具有如图2所示的堆积方式。钋位于元素周期表的第________周期第______族，元素符号是________，最外电子层的电子排布式是________。

答案：(1)非密置 4 密置 6 (2)6 1 (3)六 ⅥA Po 6s26p4

命题点3 晶体熔、沸点高低的比较

1．不同类型晶体熔、沸点的比较

(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

(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．同种类型晶体熔、沸点的比较 (1)原子晶体：

原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高 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，则离子间的作用力越强，其晶

体的熔、沸点越高，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，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。

(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分子晶体(相对分子质量接近)，其分子的极性越大，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。

(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，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。

[典题示例]

1．(2013·重庆高考节选)BN、MgBr2、SiCl4的熔点由高到低的顺序为__________________________。

解析：BN为原子晶体，MgBr2为离子晶体，SiCl4 为分子晶体，因而熔点：BN＞MgBr2

＞SiCl4。

答案：BN＞MgBr2＞SiCl4

2．(2013·浙江高考节选) NaF的熔点________(填“>”“＝”或“<”)BF4的熔

－

点，其原因是____________________________________________________________。

答案：> 两者均为离子化合物，且电荷数均为1，但后者离子半径大，离子键较弱，因此熔点较低

[考点达标层面]

1．下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是( ) A．F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高

B．HF、HCl、HBr、HI的熔、沸点顺序为HF>HI>HBr>HCl C．金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅 D．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低

解析：选C A项、B项中分子晶体熔、沸点高低与分子间的作用力有关，含有氢键时会出现反常现象，与分子内共价键无关。D项离子晶体内存在的是离子键。

2．(2015·威海质检)碳元素在生产生活中具有非常重要的作用，在新物质的制备中也发挥了举足轻重的作用。

(1)与碳同周期，且基态原子的核外未成对电子数相等的元素是________(写出元素符号)。 (2)石墨烯是目前人们制造的新物质，该物质是由单层碳原子六边形平铺而成的，像一张纸一样(如图甲)，石墨烯中碳原子的杂化方式为________；常温条件下丙烯是气态，而相对分子质量比丙烯小的甲醇，常温条件下却呈液态，出现这种现象的原因是______________________。

(3)二氧化硅结构跟金刚石结构相似，即二氧化硅的结构相当于在硅晶体结构中每个硅与硅的化学键之间插入一个O原子。观察图乙中金刚石的结构，分析二氧化硅的空间网状结构中，Si、O形成的最小环上O原子数目是_____________________________________。

(4)图丙是C60的晶胞模型(一个小黑点代表一个C60分子)，图中显示出的C60分子数为14个。实际上一个C60晶胞中含有________个C60分子。

解析：(1)C元素和O元素基态原子的核外未成对电子数都是2。(3)金刚石空间结构中数目最少的环中有6个原子，即六元环，共有6个C—C键，而二氧化硅中的硅原子相当于金刚石中的碳原子，氧原子在硅硅键之间，故二氧化硅中氧原子的数目与金刚石中C—C键的数目相同。(4)晶胞中粒子个数的计算公式＝体内数目×1＋面上数目×1/2＋棱上数目×1/4＋顶角数目×1/8。C60晶胞模型中显示出的14个C60分子，8个在晶胞顶角上，6个在面上，故一个晶胞中含有的C60分子数目为8×1/8＋6×1/2＝4。

答案：(1)O (2)sp2 甲醇分子间存在氢键，而丙烯分子间只有范德华力 (3)6 (4)4

1．下列说法中，正确的是( ) A．冰融化时，分子中H—O键发生断裂 B．原子晶体中，共价键越强，熔点越高

C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔沸点一定越高

D．分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定

解析：选B A项，冰为分子晶体，融化时破坏的是分子间作用力，错误。B项，原子晶体熔点的高低取决于共价键的强弱，共价键越强，熔点越高，正确，分子晶体熔沸点高低取决于分子间作用力的大小，而共价键的强弱决定了分子的稳定性大小，C、D项错误。

2．(2013·上海高考)下列变化需克服相同类型作用力的是( ) A．碘和干冰的升华 C．氯化氢和氯化钾的溶解

B．硅和C60的熔化 D．溴和汞的汽化

解析：选A A项变化克服的都是范德华力，正确；硅和C60的熔化分别克服的是共价键、范德华力， B项错误；氯化氢和氯化钾的溶解分别克服的是共价键、离子键，C项错误；溴和汞的汽化分别克服的是范德华力、金属键，D项错误。

3．(2012·上海高考)氮氧化铝(AlON)属原子晶体，是一种超强透明材料，下列描述错误的是( )

A．AlON和石英的化学键类型相同 B．AlON和石英晶体类型相同 C．AlON和Al2O3的化学键类型不同 D．AlON和Al2O3晶体类型相同

解析：选D AlON与石英(SiO2)均为原子晶体，所含化学键均为共价键，A、B项正确；Al2O3是离子晶体，晶体中含离子键，不含共价键，C项正确，D项错误。

4．下列各物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是( ) A．CH4>SiH4>GeH4>SnH4 B．KCl>NaCl>MgCl2>MgO C．Rb>K>Na>Li D．金刚石>Si>钠

解析：选D 晶体熔点的高低取决于构成该晶体的结构粒子间作用力的大小。A项物质均为结构相似的分子晶体，其熔点取决于分子间作用力的大小，一般来说，结构相似的分子晶体，相对分子质量越大者分子间作用力也越大，故A项各物质熔点应为逐渐升高的顺序；B项物质均为离子晶体，离子晶体熔点高低取决于离子键键能的大小，一般来说，离子的半径越小，电荷越多，离子键的键能就越强，故B项各物质熔点也应为升高顺序；C项物质均为同主族的金属晶体，其熔点高低取决于金属键的强弱，而金属键键能与金属原子半径成反比，与价电子数成正比，碱金属原子半径依Li～Cs的顺序增大，价电子数相同，故熔点应是Li最高，Cs最低；D项，原子晶体的熔点取决于共价键的键能，后者则与键长成反比，金刚石C—C键的键长更短些，所以金刚石的熔点比硅高。原子晶体的熔点一般比金属晶体的熔点高。

5．高温下，超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为－2价。

如图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞，则下列说法正确的是( )

A．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K和4个O2 B．晶体中每个K周围有8个O2，每个O2周围有8个K C．晶体中与每个K距离最近的K有8个 D．晶体中与每个K距离最近的K有6个

解析：选A 由题中的晶胞结构知：有8个K位于顶点，6个K位于面心，则晶胞中11＋－8×?＋?6×?＝4(个)；有12个O－含有的K数为?位于棱上，1个O22处于中心，则晶胞中?8??2?1－＋

含有O2数为12×＋1＝4(个)，所以超氧化钾的化学式为KO2；晶体中每个K周围有6个

4O2，每个O2周围有6个K，晶体中与每个K距离最近的K有12个。

6．MnO2是碱锰电池材料中最普通的正极材料之一，在活性材料MnO2中加入CoTiO3

纳米粉体，可以提高其利用率，优化碱锰电池的性能。

(1)写出基态Mn原子的核外电子排布式________。

(2)CoTiO3晶体结构模型如图1所示。在CoTiO3晶体中1个Ti原子、1个Co原子周围距离最近的O原子数目分别为________个、________个。

(3)二氧化钛(TiO2)是常用的、具有较高催化活性和稳定性的光催化剂， 常用于污水处理。O2在其催化作用下，可将CN氧化成CNO，进而得到N2。与CNO 互为等电子体的分子、离子化学式分别为________、________(各写一种)。

(4)三聚氰胺是一种含氮化合物，其结构简式如图2所示。

－

－

－

－

－

＋

＋

＋

＋

＋

＋

＋

＋

＋

＋

－

－

＋

＋

－

三聚氰胺分子中氮原子轨道杂化类型是________，1 mol三聚氰胺分子中 σ键的数目为________。

解析：(1)基态Mn原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2。

(2)采用沿X、Y、Z三轴切割的方法确定个数，所以分别是6和12。 (3) CO2(或N2O、CS2、BeCl2等合理均可)和 N3。

－

(4) 根据价层电子对数判断杂化类型，环上的N原子含有2个σ 键，氨基含有3个σ 键和一个孤电子对，所以sp2、sp3杂化；一个分子中含有15个σ 键，所以1 mol三聚氰胺中含有σ数目为15NA。

答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s2 (2)6 12

(3)CO2(或N2O、CS2、BeCl2等合理均可) N3 (4)sp2、sp3 15NA

7.有A、B、C、D、E、F六种元素，A是周期表中原子半径最小的元素，B是电负性最大的元素，C的2p轨道中有三个未成对的单电子，F原子核外电子数是B与C核外电子数之和，D是主族元素且与E同周期，E能形成红色(或砖红色)的E2O和黑色的EO两种氧化物，D与B可形成离子化合物，其晶胞结构如图所示。

请回答下列问题。

(1)E元素原子基态时的电子排布式为________。

(2)A2F分子中F原子的杂化类型是________，F的氧化物FO3分子空间构型为________。 (3)CA3极易溶于水，其原因主要是______________，试判断CA3溶于水后，形成CA3·H2O的合理结构：________(填字母代号)，推理依据是______________________________

________________________________________________________________________。

－

(4)从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为________；该离子化合物晶体的密度为a g·cm3，则晶胞的体积是____________(写出表达式即可)。

－

解析：由题意可知A、B、C分别为H、F、N，故推出F是S，由题意推出E是Cu，由晶胞的结构用均摊法计算出一个晶胞中含有8个F，同时含有4个D离子，故可判断D是第四周期＋2价的金属元素，故D是钙元素。NH3极易溶于水的原因是能与水分子间形成氢键，根据氢键的表示方法可知(b)是合理的；根据密度＝m/V进行计算，应注意一个晶胞中含有4个CaF2。

答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (2)sp3 平面正三角形

(3)与水分子间形成氢键 (b) 一水合氨电离产生铵根离子和氢氧根离子 4×78 g·mol1(4)CaF2 －－

a g·cm3×6.02×1023 mol1－

－

8．(2014·海南高考)Ⅰ.对于钠的卤化物(NaX)和硅的卤化物(SiX4)，下列叙述正确的是________。

A．SiX4难水解 B．SiX4是共价化合物 C．NaX易水解

D．NaX的熔点一般高于SiX4

Ⅱ.碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图：

回答下列问题：

(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质形式，它们互为 ____________________。

(2)金刚石、石墨烯(指单层石墨)中碳原子的杂化形式分别为________、________。 (3)C60属于________晶体，石墨属于________晶体。

(4)石墨晶体中，层内C—C键的键长为142 pm，而金刚石中C—C键的键长为154 pm。其原因是金刚石中只存在C—C间的________共价键，而石墨层内的C—C间不仅存在________共价键，还有________键。

(5)金刚石晶胞含有________个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则r＝__________a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率________(不要求计算结果)。

解析：Ⅰ.A项SiX4容易发生水解反应，错误。B项卤素与硅都是非金属元素，所以二者结合的化合物SiX4是共价化合物，正确。C项NaX是强酸强碱盐，不发生水解反应，错误。D项NaX是离子化合物，微粒间通过离子键结合，而SiX4则是分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合。因此NaX的熔点一般高于SiX4，正确。

Ⅱ.(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质，性质不同，它们互称同素异形体。(2)在金刚石中碳原子的四个价电子与四个C原子形成四个共价键，C的杂化形式是sp3；在石墨烯(指单层石墨)中碳原子与相邻的三个C原子形成三个共价键，C的杂化形式是sp2。(3)C60是由60个C原子形成的分子，属于分子晶体。而石墨在层内原子间以共价键结合，在层间以分子间作用力结合，所以石墨属于混合晶体。(4)在金刚石中只存在C—C间的σ共价键，在石墨层内的C—C间不仅存在σ共价键，还存在π键。(5)金刚石的立体网状结构金刚石晶胞，顶点8个，相当于1个C原子，然后面心上6个，相当于3个C原子，而在其8个小正方体空隙中有一半也是C原子，且在晶胞内，故还有4个C原子，加在一起，可得一个金刚石晶胞中有8个C原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则正方体对角线的1/4就是C—C键的键长，即

33

a＝2r，所以r＝a，碳原子在晶胞48

4?3?34

8×πr38×3π3?8a?3π

中的空间占有率w＝＝＝。 33aa16

答案：Ⅰ.BD Ⅱ.(1)同素异形体 (2)sp3 sp2

4

8×πr3

333π

(3)分子 混合 (4)σ σ π(或大π键或p-pπ键) (5)8 ＝ 38a16

9．(2013·海南高考)图A所示的转化关系中(具体反应条件略)，a、b、c和d分别为四种短周期元素的常见单质，其余均为它们的化合物，i的溶液为常见的酸。a的一种同素异形体的晶胞如图B所示。

图A

回答下列问题：

(1)图B对应的物质名称是________，其晶胞中的原子数为________，晶体的类型为________。

(2)d中元素的原子核外电子排布式为________。

(3)图A中由两种元素组成的物质中，沸点最高的是__________，原因是______________________，该物质的分子构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。

(4)图A中的双原子分子中，极性最大的分子是________。

(5)k的分子式为________，中心原子的杂化轨道类型为________，属于________分子(填“极性”或“非极性”)。

解析：(1)每个原子周围有4个键，判断为金刚石。(2)a为C，则b为H2、c为O2，因i是常见的酸，只由b、d形成可判断为盐酸，则d为Cl2。(3)除a、b、c、d外，f为CO，g为CO2，i为HCl，而k与水反应生成CO2与盐酸，该反应没在教材中出现过，且由f、d反应得到，应含C、O、Cl三种元素，只能判断为COCl2。所有两元素形成的物质中，只有水

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