物质结构.docx

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物质结构

专题四物质结构元素周期律

直击高考考点

本专题是高考的重点和热点，每一年高考都有涉及。

原子结构和同位素的考点，常以重大科技成果为题材，寓教于考；化学键类型与晶体类型的判断、成键原子最外层8电子结构的判断、离子化合物和共价化合物的电子式、各类晶体物理性质的比较、晶体的空间结构等是高考的重点内容。

本部分考试大纲的要求：

1．了解元素、核素和同位素的含义。

2．了解原子构成。

了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

3．了解原子核外电子排布。

4．掌握元素周期律的实质。

了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。

5．以第３周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

6．以ⅠＡ和ⅦＡ族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

7．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。

8．了解化学键的定义。

了解离子键、共价键的形成。

今后的题型将可能向多角度、多层次、多方位的方向发展。

将元素周期率与元素周期表知识与元素化合物知识相结合，进行定性推断、归纳总结、定量计算等。

知识要点串讲

要点一构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系

1．质子数+中子数=质量数=原子的近似相对原子质量

2．原子的核外电子数=核内质子数=核电荷数

3．阳离子核外电子数=核内质子数–电荷数

4．阴离子核外电子数=核内质子数+电荷数

5．核外电子数相同的粒子规律

（1）与He原子电子层结构相同的离子有（2电子结构）：

H-、Li+、Be2+

（2）与Ne原子电子层结构相同的离子有（10电子结构）：

阴离子有F-、O2-、N3-、OH-、NH2-；阳离

子有Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；分子有Ne、HF、H2O、NH3、CH4

（3）与Ar原子电子层结构相同的离子有（18电子结构）：

阴离子有P3-、S2-、Cl-、HS-；阳离子有K+、

Ca2+；分子有Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4

6．核素与同位素

（1）相对原子质量的计算：

元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的原子个数百分比求出的平均值。

＝Arl*a1％+Ar2＊a2％+

其中Ar1、Ar2…为各种同位素的相对原子质量，a1％、a2％…为同位素的原子数百分比或同位素的原子的物质的量分数但不是质量分数。

（2）同位素的特征：

①同一元素的各种同位素（原子）虽然质量数不同，但化学性质几乎完全一样；②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。

要点二元素金属性和非金属性强弱的实验标志

1．金属性强弱的判断原则

（1）元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度

（2）元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱

（3）元素的单质的还原性（4）对应离子的氧化性强弱（Fe3+除外）

（5）相互置换反应（6）原电池反应中正负极

2．非金属性强弱判断原则

（1）与H2反应生成气态氢化物的难易或反应的剧烈程度或生成气态氢化物的稳定性强弱

（2）元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱（3）相互置换反应

（4）单质的氧化性强弱（5）对应离子的还原性强弱

注意：

金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。

例如I－有较强

的还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性。

要点三元素周期表的规律

（1）元素周期表中元素性质的递变规律

元素性质

同周期元素（左→右）

同主族元素（上→下）

最外层电子数

逐渐增多（1e—→8e—）

相同

原子半径

逐渐减小

逐渐增大

主要化合价

最高正价逐渐增大（＋1→＋7）

最低负价＝－（8－主族序数）

最高正价、最低负价相同

最高正价＝主族序数

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强

酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强

非金属元素气态氢化物的稳定性

逐渐增强

逐渐减弱

元素的金属性和非金属性

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强

非金属性逐渐减弱

金属性逐渐增强

（2）若主族元素族序数为m，周期数为n，则：

当m／n<1时，为金属元素，其氧化物的水化物显碱性；当m／n=1时，为两性元素（氢除外），其氧化物的水化物显两性；当m／n>1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。

无论同周期还是同族中，m／n值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m／n值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。

（3）对角线规则

A

BB

周期表中A、B两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。

如Be

和

Al单质在常温下均能被浓H2SO4钝化；BeO和Al2O3均显示两性;A1C13B

和BeCl2均为共价化合物等。

要点四化学键和分子结构

1．化学键与分子间作用力

概念

范围

能量

性质影响

化学键

相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用

分子内或某些晶体内

键能一般为：

12～800KJ/mol

主要影响分子的化学性质

分子间

作用力

物质的分子间存在的微弱的相互作用

分子间

约几个至数十个KJ/mol

主要影响物质的物理性质

2．极性分子和非极性分子

（1）只含有非极性键的单质分子是非极性分子。

（2）含有极性键的双原子化合物分子都是极性分子。

（3）含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的为极性分子。

注意：

判断ABn型分子可参考使用以下经验规律：

①若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子；②若中心原子有孤对电子（未参与成键的电子对）则为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

要点五晶体结构

1．判断晶体类型的方法

（1）依据组成晶体的晶格质点和质点间的作用判断

离子晶体的晶格质点是阴、阳离子，质点间的作用是离子键；原子晶体的晶格质点是原子，质点间的作用是共价键；分子晶体的晶格质点是分子，质点间的作用是分子间作用力是范德华力；金属晶体的晶格质点是金属阳离子和自由电子，质点间的作用是金属键。

（2）依据物质的分类判断

金属氧化物（如K2O、Na2O2等），强碱（如NaCl、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。

大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。

常见的原子晶体单质有金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。

金属单质（除汞外）与合金都是金属晶体。

（3）依据晶体的熔点判断

离子晶体的熔点较高，常在数百至1000余度；原子晶体熔点高，常在1000度至几千度；分子晶体熔点低，常在数XX以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。

（4）依据导电性判断

离子晶体水溶液及熔化时能导电；原子晶体一般为非导体，但石墨等导电；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（主要是酸和非金属氢化物）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；金属晶体是良导体。

2．晶体熔、沸点比较规律：

（1）不同晶体类型的物质：

原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体的熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。

（2）同一晶体类型的物质，需比较晶体内部结构粒子间作用力，作用力越大，熔沸点越高。

原子晶体：

要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体熔沸点越高。

如熔点：

金刚石>碳化硅>晶体硅。

离子晶体：

要比较离子键的强弱，一般地说，阴、阳离子的电荷数越大，离子半径越小，则离子间作用就越强，其离子晶体熔沸点越高。

如熔点：

MgO>MgCl2>NaCl>KCl。

分子晶体：

组成结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高，如熔沸点：

O2>N2,HI>HBr>HCl。

组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点：

CO>N2。

在同分异构体中，一般地说，支链数越多，熔沸点越低，如熔沸点：

O2>N2,HI>HBr>HCl。

组成结构不相似的物质，分子的极性越大，其熔沸点就越高，如熔沸点:

CO>N2。

金属晶体：

要比较离子的电荷数和离子的半径，离子的电荷数越多，半径越小，其金属键就越强，金属熔沸点越高，如熔点:

Al>Mg>Na。

由上述可知，同类晶体熔沸点比较思路为：

原子晶体→共价键键能→键长→原子半径

分子晶体→分子间作用力→相对分子质量

离子晶体→离子键强弱→离子电荷、离子半径

（3）常温常压下状态：

①熔点：

固体物质>液态物质

②沸点：

液态物质>气态物质

3．常见的几种晶体的结构分析

（1）氯化钠晶体

NaCl晶体中Na+和Cl-交替占据立方体的顶点而向空间延伸。

在每个Na+周围最近的等距离（设为a）的Cl-有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl-周围最近的等距离的Na+亦有6个；在每个Na+周围最近的等距离（必为

a）的Na+有12个（同层4个，上层4个，下层4个），在每个Cl-周围最近的等距离的Cl-亦有12个。

（2）氯化铯晶体

CsCl晶体是一种立方体结构——每8个Cs+、8个Cl-各自构成立方体，在每个立方体的中心有一个异种离子（Cl-或Cs+）。

在每个Cs+周围最近的等距离（设为

a/2）的Cl-有8个，在每个Cl-周围最近的等距离的Cs+亦有8个；在每个Cs+周围最近的等距离（必为a）的Cs+有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl-周围最近的等距离的Cl-亦有6个。

（3）二氧化碳晶体

干冰晶体中每8个CO2构成立方体且再在6个面的中心又各占据1个CO2。

在每个CO2周围等距离（

a/2,a为立方体棱长）最近的CO2有12个（同层4个，上层4个、下层4个）。

（4）白磷分子的结构

白磷（P4）分子的结构是一个正四面体，其中每个P原子均以三个共价键与另外三个P原子相结合，P-P键之间的夹角为600。

白磷缓慢氧化或在不充分的空气中燃烧时，P-P键断开而嵌入一个氧原子，就生成了分子式为P4O6）的磷的低价氧化物。

在这种氧化物分子中每个磷原子还有一对孤对电子，可以在继续氧化中结合4个氧原子而生成分子式为P4O10的磷的高价氧化物。

（5）Cn的结构

①中有五边形和六边形，每个五边形占有的碳原子数应为5/3个，而每个六边形占有的碳原子数为2个。

②关于棱数，由于每个孤立的碳原子周围有三个键（一个双键，两个单键）。

而每个键却又是两个碳原子所共有，因此棱数=n×3×（1/2）

③单、双键数的求法：

单键数+双键数=总棱边数单键数=2×双键数（即单键数为双键数的2倍）

④五边形及六边形数目的求法：

设五边形为a个，六边形为b个，则有：

a+2×b=n，n+（a+b）-n×

=2（欧拉定理：

顶点数+面数-棱边数=2）

a、b由两式联立方程组求解可得。

（6）金刚石晶体

金刚石晶体是一种空间网状结构——每个C与另4个C以共价键结合，前者位于正四

面体顶点。

晶体中所有C-C键长相等、键角相等（均为109028’）；晶体中最小碳环由6个C组成且六者不在同一平面内；晶体中每个C参与了4个C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，故C原子个数与C-C键数之比为4×

:

4=1:

2。

（7）二氧化硅晶体

SiO2中每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点；同时每个O被两个正四面体所共用。

每个正四面体占有一个完整的Si、四个“半O原子”，故晶体中Si原子与O原子个数比为1：

（4×1/2）=1：

2

（8）石墨晶体

石墨晶体是一种混合型晶体——层内存在共价键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、分子晶体的特征和特性。

在层内，每个C与3个C形成C-C键，构成正六边形，键长相等，键角相等（均为1200）；在晶体中，每个C参与3条C-C键的形成，而在每条键中的贡献只有一半，故每个正六边形平均只占有6×1/3=2个C,C原子个数与C-C键数之比为

2：

×3=2：

3。

热点题型探究

题型一原子结构特点

【典例1】13C-NMR（核磁共振）、15N-NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，KurtǔWthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。

下面有关13C、15N叙述正确的是

A．13C与15N有相同的中子数B．13C与C60互为同素异形体

C．14N与15N互为同位素D．15N的核外电子数与中子数相同

解析：

元素符号左下角的可表示原子序数、原子核中的质子数或者电中性时原子核外的电子数；左上角的数字代表原子质量数，即质子数加中子数；右下角的数字可表示单质分子中的原子数。

答案：

C

点评：

化学符号是化学中最基本的传递信息的载体，元素符号的上下标，更含有有关原子结构的丰富信息，这是中学化学一个重要的知识点。

【变式训练】

1．下列指定微粒的个数比为2:

1的是（）

A．Be2+离子中的质子和电子B．12H原子中的中子和质子

C．NaHCO3晶体中的阳离子和阴离子

D．BaO2（过氧化钡）固体中的阴离子和阳离子

题型二8电子、10电子、18电子结构的应用

【典例2】下列各分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是（）

A．BeCl2B．PCl3C．PCl5D．N2

解析：

方法一：

本题对原子结构、分子结构、化学键知识进行综合考查。

首先应对题中四种分子逐一分析。

在BeCl2分子中，Cl原子最外层有7个电子，只能与Be原子共用一对电子成为8电子的稳定结构;而Be原子最外层只有2个电子，可与2个Cl原子形成共价键，最外层变为4个电子，不能满足8电子结构。

PCl3分子的电子式为

，所有原子都满足最外层8电子结构。

PCl5分子中,P原子最外层有5个电子,若使5个

Cl原子均满足8电子结构,其5个电子应分别与P原子形成共价键,从而使P原子最外层电子变为10个,也不符合题意。

N2分子的电子式为

，每个原子均满足8电子结构。

方法二：

本题还可从另一角度求解。

若分子中所有原子最外层均满足8电子结构,则分子中各原子的最外层电子数之和应为:

8

分子中原子总数-2

共价键总数，即若要满足题目要求，BeCl2分子中各原子最外层电子数之和应为8

3-2

2＝20而实际为16,缺少电子,不能满足所有原子最外层都是8电子结构。

同理PCl3、PCl5、N2分子最外层电子数之和应分别为26、38、10,而实际为26、40、10,显然,PCl5分子中有多余电子，也不能满足题目要求。

答案：

B、D

【典例3】A、B、C、D均为短周期元素，B、A可形成两种液态化合物，其原子个数比分别为1∶1和2∶1，且分子中电子总数分别为18和10。

B与D能形成一种极易溶于水的气体X，X的水溶液呈碱性，X分子可以结合一个质子形成阳离子Z。

B与C能形成极易溶于水的酸性气体Y，Y的水溶液呈酸性。

Y分子中的电子数为18，A、B、D形成离子化合物，其化学式为B4A3D2，其水溶液呈弱酸性。

请回答：

（1）元素符号A._______、B._______、C._______、D._______。

（2）X分子空间构型为_________，Y分子的电子式为_________。

（3）B4A3D2水溶液呈酸性的离子方程式____________。

（4）液态X能电离（可根据B2A电离推知），其电离方程式为_________。

解析：

（1）短周期元素中可形成10电子的分子有：

HF、H2O、NH3和CH4。

因为A和B形成液态化合物，所以A为氧，B为氢。

根据X气体的水溶液呈碱性，知X为NH3，则D为氮元素，Z为NH

。

Y分子中有18个电子且具有酸性，Y为HCl，C为氯元素。

（3）组成为H4O3N2的化学式为NH4NO3，其中NH

水解使溶液呈酸性。

（4）水的电离方程式为H2O＋H2O

H3O＋＋OH－，由此类推：

NH3＋NH3

NH

＋NH

。

答案：

（1）OHClN

（2）三角锥形H∶

∶

（3）NH

＋H2O

NH3·H2O＋H＋（4）2NH3

NH

＋NH

【变式训练】

2．下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是

A．光气（COCl2）B．六氟化硫

C．二氟化氙D．三氟化硼

3．A、B、C、D、E是中学化学常见的分子或离子，它们具有相同的电子数，且A是由5个原子核组成的粒子。

它们之间可发生如下变化：

A＋B====C＋D；B＋E====2D，且D与大多数酸性氧化物及碱性氧化物均能反应。

（1）写出A的电子式_______；写出E的电子式_______。

（2）B的化学式为_______；C的化学式为__________；D的化学式为__________；E的化学式为_______。

（3）用电子式表示D的形成过程：

__________________________________________________。

题型三元素的结构、性质、位置之间的关系

【典例4】有三种短周期元素，最外层电子数之和为17，质子数之和为31。

如果这三种元素中有一种是氩元素，则关于另外两种元素的说法不正确的是

A．如果一种元素是金属元素，则另一种元素一定是稀有元素

B．如果一种元素的单质通常情况下是气体，则另一种元素的单质通常情况下是固体

C．如果一种元素的气态氢化物是三角锥形分子，则另一种元素的气态氢化物可能是正四

面体形分子

D．如果一种元素的最高正价是＋3，则另一种元素的单质有两种常见的同素异形体

解析：

由题所给信息可知，除氩以外的另两种短周期元素最外层电子数之和为9，质子数之和为13，可知内层电子数和为4，均为第二周期，可能为Li、Ne；Be、F；B、O；C、N组合。

A中一种是金属元素，另一种可能是Ne，也可能是氟，A不正确；B中一种是气体，另一种可能是Li、Be、B、C通常状况下是固体；C中气态氢化物是三角锥分子，是NH3，另一种元素的气态氢化物可以是CH4或其它气态烃；D中最高价为正三价，是B元素，另一种元素是O元素，存在O2和O3两种常见同素异形体。

答案：

A

方法探究：

解这类题目的关健是了解元素周期表的结构，掌握元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。

【典例5】某短周期元素的最高价氧化物所对应的水化物的化学式为HxROY，气态氢化物的化学式为HzR（或RHZ）。

已知1molHxROY比lmolHzR质量多64g。

下列说法不正确的是

A．2Y—X+Z=8B．Y=4

C．R一定是硫元素D．R一定处于第三周期

解析：

最高价氧化物所对应的水化物的化学式为HxROY，可得R的最高正价为2Y-X，气态氢化物的化学式为HzR，最低负价为-Z，可得2Y-X+Z=8。

1molHxROY比lmolHzR质量多64g，可得X+R+16Y-Z-R=16，联立解得X=Z，Y=4，R为短周期元素，有H4SiO4、SiH4；H2SO4、H2S，R可能为S，也可能为Si，C不正确。

答案：

C

方法探究：

这类题目要掌握元素周期表与原子结构的关系：

主族元素的周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数=元素的最高化合价数；主族元素的负化合价绝对值=8–主族序数；原子序数=核电荷数等。

【典例6】下表是元素周期表中短周期的一部分，表中所列字母分别代表一种元素。

（1）上述元素的单质中熔点最高的可能是（填字母）；dh4比gh4稳定，其原因是。

（2）f和a所形成的物质的沸点在f相应主族元素的同类型化合物中比较高，其原因是。

（3）在发射“神舟”六号载人飞船的火箭推进器中，盛有分别由a、e和a、f元素组成的两种游标态化合物，它们的分子皆为18个电子微粒，当它们混合反应时即产生e的单质和a2f。

该反应的化学方程式为。

（4）c、i、j可组成离子化合物，cxij6，其晶胞（晶胞是在晶体中具有代表性的电小重复单元）结构如下图所示，阳离子c+（用○表示）位于正方体的棱的中点和正方体内部；阴离子ij6x-（用●表示）位于该正方体的顶点和面心。

该化合物的化学式是。

解析：

（1）根据各元素在周期表中的位置，结合物质熔点规律可知d形成的单质熔点是最高的。

CCl4比SiCl4稳定，其原因是碳元素的蜚金属性比硅元素的非金属性要强；

（2）H2O的沸点比同主族其他元素的氢化物沸点高的原因是分子间形成氢键；（3）据元素位置和分子皆为18电子微粒，可知两种液态化合物分别为N2H4和H2O2，则反应为N2H4+2H2O2=N2+4H2O；（4）在1/8晶胞中，含有阴、阳离子的数目比为1：

3，则化学式为Na3AlF6。

答案：

（1）dd、g元素的非金属性随核电荷数的递增而减弱；

（2）物质的分子之间容易形成氢键；（3）N2H4+2H2O2=N2+4H2O；（4）Na3AlF6

方法探究：

本题是元素周期律与物质结构的综合推断题。

它考查了元素周期律（表）知识的应用，同时还考查了晶体化学式的求算。

在复习中要做到：

（1）将元素同期律（表）中的同周期、同主族、元素金属性和非金属性的变化规律熟练掌握，再结合周期表进行应用性训练；

（2）对物质结构，特别是晶体结构中化学式求算方法熟练掌握，如晶胞是正方体型的，微粒位于顶点，则属于该晶胞的只占1/8，微粒位于棱上的，则属于该晶胞的只占1/4，微粒位于面上的，则属于该晶胞的占1/2，而在体内的，则全属于该晶胞。

【变式训练】

4．X、Y、Z三种短周期元素的原子序数之和为28，X、Y为相邻周期元素，X、Z为同周期元素，Y

的质子数比X多5个，X的最外层电子数是Y的2倍，X和Z的最外层电子数之和为11。

下列叙述中，不正确的是（）

A．元素Z的气态氢化物和最高价氧化物的水化物水溶液均为呈酸性

B．X、Y、Z三种元素组成的化合物，其化学式为Y（ZX3）3

C．元素Z可组成由共价键构成的单质

D．X、Y两种元素构成一种阴离子，该阴离子与酸反应时，可能变成Y的阳离子

5．下图中a、b、c、d、e为元素周期表中前4周期的一部分元素，下列有关叙述正确的是

A．b元素除0价外，只有一种化合价

B．五种元素中，c元素的性质最稳定

C．相同条件下b和d气态氢化物溶于水，液体的酸性：

d

D．e元素最高价氧化物的水化物和不同量的氢氧化钠溶液反应，可能生成三种盐

6．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素。

b

h

j

a

c

f

i

l

m

e

g

d

k

（1）下列（填写编号）组元素可能都是电的良导体。

①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f

（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。

核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：

1．原子核对核外电子的吸引力2．形成稳定结构的倾向

下表是一