高考化學(xué)全國(guó)卷Ⅰ-結(jié)構(gòu)化學(xué)知識(shí)點(diǎn)考點(diǎn)總結(jié)(含答案)

高考化學(xué)全國(guó)卷I專題結(jié)構(gòu)化學(xué)知識(shí)點(diǎn)考點(diǎn)總結(jié)（含答案）

考點(diǎn)逐項(xiàng)過(guò)關(guān)

考點(diǎn)1?電子排布式和電子軌道示意圖

1.能層、能級(jí)和最多容納電子數(shù)之間的關(guān)系

能層（〃）能級(jí)最多容納電子數(shù)

序數(shù)符號(hào)符號(hào)原子軌道數(shù)各能級(jí)各能層

-'K1s122

2s12

二L8

2p36

3s12

三M3P3618

3d510

4s12

4p36

四N32

4d510

4f714

圖1

n2n2

2.原子軌道的形狀和能量關(guān)系

（1）軌道形狀：①s電子的原子軌道呈球形。②p電子的原子軌道呈紡錘形。

（2）能量關(guān)系：①相同能層上原子軌道能量的高低：ws<wp<Md</?fo

②形狀相同的原子軌道能量的高低：ls<2s<3s<4s…

③同一能層內(nèi)形狀相同而伸展方向不同的原子軌道如"Px、“Py、“Pz

的能量相等。

3.原子核外電子的排布規(guī)律

三個(gè)原理：

①能量最低原理：原子核外電子排布遵循構(gòu)造原理，使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。

構(gòu)造原理示意圖如上圖1o

②泡利原理：在一個(gè)原子軌道里最多只能容納1個(gè)電子，而且自旋狀態(tài)相反。

③洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)

一個(gè)軌道,而且自旋狀態(tài)相同。

4.電子的躍遷與原子光譜

（1）電子的躍遷：

①基態(tài)一激發(fā)態(tài)：當(dāng)基態(tài)原子的電子吸收能量后，會(huì)從低能級(jí)躍遷到較高能級(jí)一，變成

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激發(fā)態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)—基態(tài)：激發(fā)態(tài)原子的電子從較高能級(jí)躍遷到低能級(jí)時(shí)會(huì)釋放出能量。

(2)原子光譜：

不同元素的原子發(fā)生躍遷時(shí)會(huì)吸收或也放不同的光,可以用光譜儀攝取各種元素原子的

吸收光譜或發(fā)射光譜，總稱原子光譜。

基態(tài)原子核外電子排布的表示方法

表示方法以硫原子為例

電子排布式Is22s22P63s23P4

「Nel3s23P4

簡(jiǎn)化電子排布式

［稀有氣體］+價(jià)層電子

價(jià)電子排布式3s23P4

|tl||M|惘|tl||M|t|”

電子排布圖(或軌道表示式)

IS2S2p3S3p

|"iT|1t1

價(jià)電子軌道表示式

3S3p

S的原子結(jié)構(gòu)示意圖(+16)286

【過(guò)關(guān)練習(xí)】

1.基態(tài)B原子的電子排布式為___________________________________

2.基態(tài)氮原子的價(jià)電子排布式是__________________________________

3.基態(tài)M「+的核外電子排布式為_________________________________

4.Se的其核外M層電子的排布式為

5.Ni2+的價(jià)層電子排布圖為_________________________________

6.基態(tài)線(Ga)原子的電子排布式為

7.三價(jià)鐵離子的電子排布式為_______________________________

8.Cu的價(jià)層電子軌道示意圖為______________________________

9.P原子的核外電子排布式為________________________________

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答案：1.Is22s22Pl2.2s22P33.1s22s22P63s23P63d5

或[Ar]3d5

4.3s23P63di°

3d

6.Is22s22P63s23P63di04s24Pl

7.Is22s22P63s23P63d58.tlHtltltl9.Is22s22P63s23P3(或

3d4S

[Ne]3s23P3)

考點(diǎn)2?電負(fù)性和第一電離能大小比較

元素第一電離能的遞變性

第一電離能同周期從左到右增大燈勢(shì)（注意HA、VA的特殊性）；同主族（自上而下）

依然減小。

nA族元素的第一電離能大于niA族元素的第一電離能，VA族元素的第一電離能大于

VIA族元素的第一電離能。

（1）特例

當(dāng)原子核外電子排布在能量相等的軌道上形成全空（p°、d°、曰）、半充滿（p\d\f7）

和全充滿（p6、/0、f"）的結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，為穩(wěn)定狀態(tài)，該元素具有較大的第一

電離能，如：第一電離能，Be>B；Mg>Al；N>O；P>S?

（2）應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱。電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)；反之越弱。

②判斷元素的化合價(jià)。如果某元素的/■+>>/",則該元素的常見化合價(jià)為+〃，如鋁元素

/4>>心，所以鋁元素的化合價(jià)為+3。而過(guò)渡元素的價(jià)電子數(shù)較多，且各級(jí)電離能之間相差不

大，所以常表現(xiàn)多種化合價(jià)，如鎰元素有+2價(jià)?+7價(jià)。

元素電負(fù)性的遞變性

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②確定化學(xué)鍵類型（兩元素電負(fù)性差值＞1.7,離子鍵；兩元素電負(fù)性差值＜1.7,共價(jià)

鍵）；

③判斷元素價(jià)態(tài)正負(fù)（電負(fù)性大的為負(fù)價(jià)，小的為正價(jià)）；

④電負(fù)性是判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的重要參數(shù)之一。

電離能與電子的分層排布

一般來(lái)說(shuō)，對(duì)于一個(gè)原子……這很容易理解，因?yàn)閺恼粌r(jià)的氣態(tài)陽(yáng)離子中去

掉一個(gè)電子需克服的電性引力比從中性原子中掉一個(gè)電子要大，消耗的能量就更多。

因此，一個(gè)原子的電離能是依次增大的，甚至是成倍增長(zhǎng)，但增大的倍數(shù)并不相同。有

的增大的多，有的增大的很多（逐級(jí)遞增，存在突躍）。我們結(jié)合下表說(shuō)明：

I216

I(kJ/mol)IiI3I4I5I7

Na496456269129543133531661020114

Mg7381451|773310540136301799521703

Al57818172745|11575148301837623293

Na,L比I2增大不到一倍，但12比L卻增大了近百倍。這說(shuō)明L比12、L小得多，說(shuō)

明有一個(gè)電子能量較高，在離核較遠(yuǎn)的區(qū)域運(yùn)動(dòng)，容易失去。另外的幾個(gè)電子能量較低，在

離核較近的區(qū)域運(yùn)動(dòng)。

Mg,按照上面的分析，b比L增大不到一倍、14比13增大不到一倍，但13比12卻增大

了好幾倍。因此可認(rèn)為有兩個(gè)電子能量較高，在離核較遠(yuǎn)的區(qū)域運(yùn)動(dòng)，另外的幾個(gè)電子能量

較低，在離核較近的區(qū)域運(yùn)動(dòng)。

至于A1元素，請(qǐng)同學(xué)自己分析一下。通過(guò)分析電離能的數(shù)據(jù)，我們也可以看到14比13

增大了好幾倍，在多電子原子中，電子是分層排布的。

金屬活動(dòng)順序與電離能大小順序不一致的原因

我們知道金屬活動(dòng)順序中Ca元素排在Na元素的前面，而我們查的第一電離能的數(shù)據(jù)

發(fā)現(xiàn)，鈉元素的L=496kJ/mol,鈣元素的L=590kJ/mol；1145kJ/moL為什么第一電離

能表現(xiàn)出來(lái)的金屬性順序與金屬活動(dòng)性順序表現(xiàn)出來(lái)的不一樣呢？其實(shí),這是因?yàn)閮蓚€(gè)概念

表達(dá)的內(nèi)容不同并且測(cè)量的手段也不一樣，金屬活動(dòng)性順序指的是水溶液中金屬單質(zhì)中的原

子失去電子的難易程度。而電離能指的是氣態(tài)的金屬原子失去電子成為氣態(tài)陽(yáng)離子的能力，

它是金屬原子在氣態(tài)時(shí)的活潑型量度。二者所對(duì)應(yīng)的條件不同，所以二者不可能完全一致。

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由此可以知道，我們?cè)诜治瞿硞€(gè)問(wèn)題時(shí)，一定要注意具體的條件。

對(duì)角線規(guī)則

Li與Mg,Be與Al,B與Si這三對(duì)元素在周期表中處于對(duì)角線位置，相應(yīng)的兩元素及

其化合物的性質(zhì)有許多相似之處，這種相似性稱為對(duì)角線規(guī)則。

Li與Mg的相似性叼」

★鋰和鎂在過(guò)量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過(guò)氧化物

★鋰、鎂都能與氮?dú)庵苯踊隙傻?/p>

★鋰、鎂與水反應(yīng)均較緩慢

★鋰、鎂的氟化物、碳酸鹽、磷酸鹽均難溶于水

★鋰、鎂的碳酸鹽在加熱時(shí)均能分解為相應(yīng)的氧化物和二氧化碳

★鋰、鎂的氯化物均能溶于有機(jī)溶劑中，表現(xiàn)出共價(jià)特性

值得注意的是，鋰的金屬性比鎂強(qiáng)，氫氧化鋰為強(qiáng)堿，氫氧化鎂為中強(qiáng)堿，鋰與水反應(yīng)

平緩不劇烈，鎂則緩慢，氫氧化鋰易溶，20度是溶解度12.8g,氫氧化鎂難溶20度時(shí)溶解

度0.00095g

Be與Al的相似性

★鍍、鋁都是兩性金屬，既能溶于酸，也能溶于強(qiáng)堿

★鍍和鋁都能被冷的濃硝酸鈍化

★鍍和鋁的氧化物均是熔點(diǎn)高、硬度大的物質(zhì)

★鍍和鋁的氫氧化物Be(OH)2>Al(OH)3,都是兩性氫氧化物，而且都難溶于水

B與Si的相似性

★硼與硅的含氧酸鹽都能形成玻璃且互熔

★單質(zhì)的制備，與酸堿的作用，氫化物的制備與性質(zhì)等都相似

★硼和硅的鹵化物水解性也相似SiCl4+4H2O=H4SiO4+4HCl,BC13+3H2O=

H3BO3+3HC1

【過(guò)關(guān)練習(xí)】

1.試用“尹、“<”、"="表示元素C、N、0、Si的下列關(guān)系：(用元素符號(hào)表示，下同)

(1)第一電離能：____________________________________

(2)電負(fù)性：________________________________________

(3)非金屬性：______________________________________

2.比較大小

(1)第一電離能C、N、O、SiHe、N、P、F

(2)電負(fù)性Na、Mg、AlO、S、

P_____________________

答案：1.(1)N>O>C>Si(2)0>N>C>Si(3)0>N>C>Si

2.(1)Si<C<O<NP<N<F<He(2)Na<Mg<AlP<S<0

考點(diǎn)3?雜化方式、鍵角、構(gòu)型、分子中。鍵數(shù)的判斷

分子或離子的空間構(gòu)型及雜化方式的判斷方法

一、價(jià)層電子對(duì)互斥理論

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分子或離子的空間構(gòu)型與中心原子的價(jià)層電子對(duì)數(shù)目有關(guān)；價(jià)層電子對(duì)=成鍵電子對(duì)+

孤對(duì)電子對(duì)；價(jià)層電子對(duì)盡可能遠(yuǎn)離，以使斥力最小。

1.雜化軌道類型的判斷方法

(1)看中心原子有沒(méi)有形成雙鍵或三鍵，如果有1個(gè)三鍵，則其中有2個(gè)兀鍵，用去

了2個(gè)p軌道，則為sp雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)兀鍵，則為sp2雜化；如果全部

是單鍵，則為sp3雜化。

(2)由分子的空間構(gòu)型結(jié)合價(jià)電子對(duì)互斥理論判斷。沒(méi)有填充電子的空軌道一般不參

與雜化，1對(duì)孤電子對(duì)占據(jù)1個(gè)雜化軌道。如NH3為三角錐形，且有一對(duì)孤電子對(duì)，即4

個(gè)雜化軌道應(yīng)呈四面體形，為sp3雜化。

(3)價(jià)電子法：對(duì)于AB?,型分子，若A原子的價(jià)電子數(shù)目有尤個(gè)，B原子的價(jià)電子數(shù)

目有了個(gè)，則雜化軌道數(shù)目=Cx+my)/2。例如CH4雜化軌道數(shù)目=(4+4x1)/2=4,則

碳原子為sp3雜化。使用這個(gè)公式計(jì)算雜化軌道數(shù)目時(shí)：當(dāng)。和S元素作為中心原子時(shí)提供

6個(gè)電子，作為配位原子時(shí)提供0個(gè)電子；而F、ChBr、I等原子作為中心原子時(shí)提供7

個(gè)電子，而作為配位原子時(shí)提供1個(gè)電子。例如：CCh中中心碳原子的雜化軌道數(shù)目=(4

+0x2)2=2,則為sp雜化；又如BF3中中心硼原子的雜化軌道數(shù)目=(3+3x1)/2=3,

則硼原子為sp?雜化。

(4)公式法：多原子的離子也可使用這個(gè)公式計(jì)算。需要對(duì)陽(yáng)離子(或陰離子)減去

(或加上)所帶電荷。例如NH：中N原子的雜化軌道數(shù)目=(5+4X1-1)/2=4,則N原

子的雜化方式為sp3雜化；又如H3O+中。原子的雜化軌道數(shù)目=(6+1x3-1)/2=4,則O

原子的雜化方式為sp3雜化；再如SO/中S原子的雜化軌道數(shù)目=(6+0+2)/2=4,則S

原子的雜化方式為sp3雜化。

2.價(jià)層電子對(duì)的空間構(gòu)型

由于價(jià)層電子對(duì)之間的相互排斥作用，它們趨向于盡可能的相互遠(yuǎn)離，于是價(jià)層電子對(duì)

的空間構(gòu)型與價(jià)層電子對(duì)數(shù)目關(guān)系如下

價(jià)層電子對(duì)數(shù)23456

價(jià)層電子對(duì)構(gòu)型直線正三角形正四面體三角雙錐正八面體

3.分子空間構(gòu)型

價(jià)層電子對(duì)有成鍵電子對(duì)和孤對(duì)電子對(duì)之分，中心原子周圍配位原子(或原子團(tuán))數(shù),

即ABn中n值就是成鍵對(duì)數(shù)，價(jià)層電子對(duì)的總數(shù)減去成鍵對(duì)數(shù)，得孤對(duì)電子對(duì)數(shù)。若孤對(duì)

電子對(duì)=0：分子的構(gòu)型等于電子對(duì)的空間構(gòu)型，孤對(duì)電子對(duì)加：分子的構(gòu)型不同于電子對(duì)

的空間構(gòu)型。

價(jià)層電子對(duì)數(shù)目電子對(duì)的空間構(gòu)型成鍵電子對(duì)數(shù)孤對(duì)電子數(shù)分子的空間構(gòu)型實(shí)例

2直線20直線BeCb、CO2

30正三角形BF3、SO3

3三角形

21V形SnBr2>PbCh

正四面體

40CH4>CC14

4四面體31三角錐NH3、PCI3

22V形H2O

5三角雙錐50三角雙錐PCI5

八面體八面體

660SF6

注意：如果在價(jià)層電子對(duì)中出現(xiàn)孤對(duì)電子對(duì)時(shí)，價(jià)層電子對(duì)空間構(gòu)型還與下列斥力順序

相關(guān)：孤對(duì)一孤對(duì)〉孤對(duì)一鍵對(duì),鍵對(duì)一鍵對(duì)。因此價(jià)層電子對(duì)空間構(gòu)型為正三角形和正四

面體時(shí)，孤對(duì)電子對(duì)對(duì)成鍵電子對(duì)斥力較大，使成鍵電子對(duì)夾角變小，所以SnB"的鍵角應(yīng)

小于120°,NH3、H2O分子的鍵角應(yīng)小于109.5%

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對(duì)于分子中有雙鍵、三鍵等多重鍵時(shí)，使用價(jià)層電子對(duì)理論判斷其分子構(gòu)型時(shí)，雙鍵的

兩對(duì)電子和三鍵的三對(duì)電子只能作為一對(duì)電子來(lái)處理，或者說(shuō)在確定中心原子的價(jià)電子層電

子對(duì)總數(shù)時(shí)，不包括兀鍵電子。

二、雜化軌道理論

1.雜化軌道理論的基本要點(diǎn)

同一原子中不同的類型的能量相近的原子軌道在成鍵時(shí)，互相混合，重新組合成一組新

的原子軌道的過(guò)程叫做軌道的雜化，所形成的一組新軌道叫做雜化軌道。（1）有幾條原子軌

道參與雜化就能形成幾條雜化軌道；（2）雜化軌道分等性雜化（無(wú)孤對(duì)電子對(duì)）與不等性雜

化（有孤對(duì)電子對(duì)）軌道；（3）雜化軌道成鍵滿足原子軌道最大重疊原理，與其他成。鍵或

被孤對(duì)電子對(duì)占有。

2.中學(xué)常見的雜化軌道類型

雜化類型spsp2sp3

參與雜化的原子軌道1個(gè)s+1個(gè)p1個(gè)s+2個(gè)p1個(gè)s+3個(gè)p

雜化軌道數(shù)2個(gè)sp雜化軌道3個(gè)sp2雜化軌道4個(gè)sp3雜化軌道

夾角180°120°109.5°

空間構(gòu)型直線正三角形正四面體

3.s—p雜化軌道和簡(jiǎn)單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系

（1）對(duì)ABn類型的分子來(lái)說(shuō)，當(dāng)中心原子無(wú)孤對(duì)電子對(duì)時(shí)，分子空間構(gòu)型和雜化軌道

的空間構(gòu)型相同；當(dāng)中心原子有孤對(duì)電子對(duì)時(shí)，分子空間構(gòu)型和雜化軌道的空間構(gòu)型不一致。

23

雜化方式spspSp2不等性雜化spSp3不等性雜化

軌道夾角180°120°<120109.5°<109.5°

雜化軌道數(shù)2334444

鍵數(shù)2324321

中心原子孤對(duì)電子數(shù)0010123

分子幾何構(gòu)型直線形正三角形V形正四面體三角錐V形直線形

實(shí)例SO2

BeCLBF3CH4NH3H2OHC1

HS

HgCbNO2"SiCl4PH32

（2）對(duì)兩中心或多中心的分子來(lái)說(shuō)，運(yùn)用雜化軌道理論判斷比較方便。

C2H2每個(gè)中心原子C形成2條◎鍵，無(wú)孤對(duì)電子對(duì)，共需要2個(gè)雜化軌道，則采用sp

雜化；

c2H4每個(gè)中心原子C形成3條◎鍵，無(wú)孤對(duì)電子對(duì)，共需要3個(gè)雜化軌道，則采用sp2

雜化；

N2H4每個(gè)中心原子N形成3條。鍵，有1對(duì)孤對(duì)電子對(duì)，共需要4個(gè)雜化軌道，則采

用sp3雜化。

（3）對(duì)給定結(jié)構(gòu)的微粒來(lái)說(shuō)，運(yùn)用雜化軌道理論判斷比較方便。

金剛石每個(gè)C與另外4個(gè)C形成4條◎鍵，無(wú)孤對(duì)電子對(duì)，則C采用sp3雜化；

石墨每個(gè)C與另外3個(gè)C形成3條。鍵，無(wú)孤對(duì)電子對(duì)，則C采用sp?雜化。

【過(guò)關(guān)練習(xí)】

1.常見分子的極性、空間構(gòu)型與雜化方式

類型實(shí)例鍵角鍵的極性分子的極性空間構(gòu)型雜化方式

XY2co2cs2

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SO2

X2YH2OH2S

BF3

XY3

NH3

XY4CH4CC14

2.按要求填空

(1)HCHO中心原子的雜化方式,其空間構(gòu)型為,◎鍵和兀鍵個(gè)數(shù)比

(2)C2H2中心原子的雜化方式，其空間構(gòu)型為，。鍵和兀鍵個(gè)數(shù)比

(3)HCN中心原子的雜化方式,其空間構(gòu)型為,◎鍵和無(wú)鍵個(gè)數(shù)比

(4)CH2=CH—OC—CN,C原子的雜化方式是,0鍵和兀鍵個(gè)數(shù)比

(5)N2H4中心原子的雜化方式,◎鍵數(shù)

(6汨3。+中0原子采用雜化。+中H-O-H鍵角比H20中H-O-H鍵角大,

因?yàn)椋?/p>

答案：

1.常見分子的極性、空同構(gòu)型與雜化方式

鍵角鍵的極性分子的極性空間構(gòu)型雜化方式

180°極性鍵非極性分子直線形sp

<120°極性鍵極性分子V形sp2

105°極性鍵極性分子V形sp3

120°極性鍵非極性分子平面三角形sp2

107°極性鍵極性分子三角錐形sp3

109°28r極性鍵非極性分子正四面體形sp3

2.按要求填空

(1)sp2平面三角形3:1(2)sp直線形3:2(3)sp直線形1:1

(4)sp和sp28:5(5)sp35

3

(6)spH2O中0原子有2對(duì)孤對(duì)電子，而H3。+中0原子有1對(duì)孤對(duì)電子，排斥力

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小。

考點(diǎn)4?晶體密度計(jì)算

對(duì)于立方晶胞，無(wú)論是求其晶體密度、還是晶胞體積、邊長(zhǎng)等，都可建立如下思維途徑:

一個(gè)晶胞中摩爾質(zhì)量（M）.求一個(gè)晶

粒子數(shù)目⑺阿伏加德”胞的質(zhì)量

羅常數(shù)（M）晶胞的

密度（P）

晶胞邊長(zhǎng)（或求一個(gè)晶

離子半徑）（0胞的體積

獲得關(guān)系式：比，再根據(jù)題目已知條件代入數(shù)據(jù)，移項(xiàng)、化簡(jiǎn)即可。

ClK/VA

【特別提醒】晶胞中微粒的計(jì)算方法一一均攤法

①長(zhǎng)方體晶胞中粒子對(duì)晶胞的貢獻(xiàn)頂角占棱上占面上占內(nèi)部1。

842

②非長(zhǎng)方體（非正方體）晶胞中粒子對(duì)晶胞的貢獻(xiàn)視具體情況而定。如石墨晶胞每一

層內(nèi)碳原子排成六邊形，其頂點(diǎn)（1個(gè)碳原子）對(duì)六邊形的貢獻(xiàn)為1/3o再如圖所示的正三

棱柱形晶胞中：

?---------頂點(diǎn):為12個(gè)晶胞共有,出屬于該晶胞

------為4個(gè)晶胞共有,今屬于該晶胞

）---------為6個(gè)晶胞共有］屬于該晶胞

O-------處于晶胞內(nèi)部，全部屬于該晶胞

熟記幾種常見的晶胞結(jié)構(gòu)及晶胞含有的粒子數(shù)目

A.NaCl（含4個(gè)Na+,4個(gè)CD

B.干冰（含4個(gè)CO2）

C.CaF2（含4個(gè)Ca2+,8個(gè)廣）

D.金剛石（含8個(gè)C）

E.體心立方（含2個(gè)原子）

F.面心立方（含4個(gè)原子）

【過(guò)關(guān)練習(xí)】

1.NaCl晶胞邊長(zhǎng)為acm,NaCl的密度為

2.離子化合物CaF2晶體的密度為ag-cm^3,則晶胞的體積是（寫出表達(dá)式即可）

3.化合物DB（摩爾質(zhì)量為bg-mo「i）晶胞結(jié)構(gòu)與金剛石相似，晶胞的邊長(zhǎng)為acm。該晶

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體的密度為g-cm-3?

4.若銅原子半徑為acm,則銅單質(zhì)晶體（面心立方最密堆積）的密度為g-cnT3（只

列出計(jì)算式）。

內(nèi)心，4x58.5-4x78g?w/T。4bA64x4

答案：［/=,不N，.卷-~~尸二---

gcm2.-----------3-----------------2--3-------1r3Na44.3

aNA-cmx6.02x10mof^'（2V2a）NA

考點(diǎn)5?氫化物和含氧酸的酸性比較

酸性強(qiáng)弱與分子結(jié)構(gòu)的關(guān)系

一、含氧酸的酸性與分子結(jié)構(gòu)的關(guān)系

含氧酸的分子中，原子的排列順序是H—O—R,（有的含氧酸有配位鍵H-O—R—O）。

含氧酸的酸性強(qiáng)弱主要取決于結(jié)構(gòu)中的兩個(gè)因素：

1.比較中心原子跟氧的化學(xué)鍵的極性和氫氧鍵的極性，如果R—O鍵的極性越小，對(duì)于

氫氧鍵來(lái)說(shuō)極性就越大，就越容易發(fā)生H—O鍵的斷裂，酸性就越強(qiáng)。我們知道，同周期元

素中，隨R的電荷數(shù)的增大，半徑變得越小，R—O鍵的極性就越小，R—O間的引力加大，

含氧酸的酸性就越強(qiáng)。因此，Si、P、S、Cl的電荷數(shù)從4到7,而原子半徑減小，所以

H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4的酸性依次增強(qiáng)。

2.含氧酸分子中未被氫化的氧原子數(shù)越多，含氧酸的酸性就越強(qiáng)。因?yàn)椋幢粴浠?/p>

氧原子數(shù)越多，因氧的電負(fù)性大，中心原子電子向未被氫化的氧原子轉(zhuǎn)移，中心原子從O

—H鍵中吸引的電子也就越多，更易離解出H+。所以，酸性HCK）4>HC1C>3>HC1O,因?yàn)?/p>

HC1CU分子中有三個(gè)未被氫化的氧原子，而次氯酸分子中沒(méi)有未被氫化的氧原子。

名稱次氯酸磷酸硫酸高氯酸

含氧酸分子式

HC1OH3P。4H2so4HC1O4

?H?H?

結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式HO-CIHO-^Oo=s=o0=(JI=0

1

OHOHOH

非羥基氧原子數(shù)0123

酸性弱酸中強(qiáng)酸強(qiáng)酸最強(qiáng)酸

二、無(wú)氧酸的酸性強(qiáng)度

無(wú)氧酸的酸性強(qiáng)度是指氫化物水溶液的酸性強(qiáng)度。同主族元素的氫化物水溶液的酸性自

上而下增強(qiáng)。如酸性HF<HCl<HBr<HLH20VHzSvESevHzTe。同主族自左至右酸性增強(qiáng)，

如H2O<HF,H2S<HC1?那么又該如何理解？

在HF、HC1、HBr、HI分子中，HF分子的化學(xué)鍵極性最強(qiáng)，離解能特別大，說(shuō)明吸熱

多，雖然F原子的電子親合能和F離子水合能也稍大，但總的熱效應(yīng)仍以離解能為主，因

此，HF更難電離，酸性也在同類中最弱。

在H2O與HF、H2s與HC1的比較中，由于X原子的電子親合能和離子水合能的影響

大于離解能的影響，HF的離解能雖然比H2O大，HC1的離解能也比H2S大，但因電子親合

能和離子水合能的關(guān)系，總的效應(yīng)還是放熱多，因此HF比H2O容易電離，HC1比H2s容

易電離，所以酸性HF比H2O強(qiáng)、HC1比H2s強(qiáng)。

【過(guò)關(guān)練習(xí)】

1.（1）LSe的酸性比H2s.（填“強(qiáng)”或“弱嘰

（2）HzSeCh的Ki和冷分別為2.7xlO-3^2.5xlO_8,HzSeCU第一步幾乎完全電離，出為

1.2x10-2,請(qǐng)根據(jù)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系解釋：①HzSeCh和HzSeCh第一步電離程度大于第二步

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電離的原因:

②H2SeC>4比HzSeCh酸性強(qiáng)的原因:________________________________________________

答案：（1）強(qiáng)（2）①第一步電離后生成的負(fù)離子較難再進(jìn)一步電離出帶正電荷的氫離

子;②HzSeCh和H2SeO4可表示成（HO）2SeOW（HO）2SeO2oH2SeO3中的Se為+4價(jià)，而H2SeO4

中的Se為+6價(jià)，正電性更高，導(dǎo)致Se—O—H中O的電子更向Se偏移，越易電離出H+。

考點(diǎn)6?配位數(shù)的確定

配位數(shù)確定中常見的誤區(qū)

NaCl晶體中陰離子的配位數(shù)為6,而C「按面心立方堆積的配位數(shù)是12。怎

么都是配位數(shù)一會(huì)兒是6,一會(huì)兒又是12,這怎么理解？

氯離子按面心立方堆積是沒(méi)錯(cuò)，但那不是真正的配位數(shù)，因?yàn)槁入x子是同號(hào)

離子，是相互斥的；同理，鈉離子也是按面心立方堆積的，這兩種離子形成的面

心立方堆積都產(chǎn)生八面體空穴，彼此進(jìn)入對(duì)方八面體空穴中就對(duì)了，此時(shí)異號(hào)離

子之間的接觸才算配位數(shù)，這樣配位數(shù)就是真正的配位數(shù)，即6。

面心立方堆積如果是金屬原子，則其配位數(shù)是12,因?yàn)橹車脑佣寂c該

原子形成金屬鍵的，這時(shí)也是真正的配位數(shù)。

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第三步：以右側(cè)

面心為參照物

觀察最近距離

原子

與右側(cè)面心最近等距離的12個(gè)原子標(biāo)注成深色，其他距

離較遠(yuǎn)的標(biāo)注成白色（黑色白色都是Cu原子！）

第四步：取出與

右側(cè)面心最近

距離的12個(gè)原

子

一個(gè)粒子周圍曩近鄰的粒子數(shù)：配位數(shù)12

離子周圍鬟近的耳電性離子的數(shù)目

NaCl型

面心五方

配位數(shù)6

配位數(shù)含義

我們?cè)谔岬脚湮粩?shù)時(shí)應(yīng)當(dāng)注意晶體學(xué)和配位化學(xué)中的配位數(shù)含義不同的。

晶體學(xué)中，一個(gè)粒子周圍鬟近鄰的粒子數(shù)稱為配位數(shù)。（離子晶體中，指一個(gè)離子周圍

最近的耳電性離子的數(shù)目。）

配位化學(xué)中，配位數(shù)指化合物中中心原子周圍的配位原子個(gè)數(shù)。

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1.晶體中配位數(shù)問(wèn)題

晶體晶體結(jié)構(gòu)晶體詳解

(1)每個(gè)碳與相鄰生個(gè)碳以共價(jià)鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)

m

p

4

m5(2)鍵角均為109°28'

Ph<

4

金剛石5-(3)最小碳環(huán)由6個(gè)C組成且六原子不在同一平面內(nèi)

Jr

(4)每個(gè)C參與4條C—C鍵的形成，C原子數(shù)與C—C鍵

數(shù)之比為1：2

原子晶體

(1)每個(gè)Si與生個(gè)O以共價(jià)鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)

Si—

(2)每個(gè)正四面體占有1個(gè)Si,4個(gè)90"，a(Si)：n(0)

SiO2

=1：2

(3)最小環(huán)上有￡個(gè)原子，即6個(gè)0,6個(gè)Si

(1)8個(gè)CO2分子構(gòu)成立方體且在6個(gè)面心又各占據(jù)1個(gè)

分子晶體干冰CO2分子

-c

10(2)每個(gè)C02分子周圍等距緊鄰的CCh分子有12_個(gè)

)

(1)每個(gè)Na+(CID周圍等距且緊鄰的C廣(Na+)有6個(gè)。

NaCl__i'-t-7

離子晶體卅每個(gè)Na+周圍等距且緊鄰的Na+有整個(gè)

(/;/

(型)!>—r-0-7

0—(2)每個(gè)晶胞中含生個(gè)Na+和生個(gè)C「

?Na+^oci-

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a）每個(gè)cs+周圍等距且緊鄰的cr有&個(gè),每個(gè)cs+（cr）

CsCl

J周圍等距且緊鄰的Cs+（C廣）有8個(gè)

（型）蕤J

1（2）如圖為8個(gè)晶胞，每個(gè)晶胞中含1個(gè)Cs+、1個(gè)cr

oCs*

OCl-

a

簡(jiǎn)單立方尸

典型代表P。，配位數(shù)為空間利用率52%

堆積

x>——-

a

面心立方又稱為Ai型或銅型，典型代表Cu、Ag、Au,配位數(shù)為12，

C>o0o

最密堆積空間利用率74%

金屬晶體〉

體心立方<9又稱為A2型或鉀型，典型代表Na、K、Fe,配位數(shù)為苴，空

堆積屬￥間利用率68%

O

六方最密又稱為A3型或鎂型，典型代表Mg、Zn、Ti,配位數(shù)為12，

o

堆積空間利用率74%

0

2.配位化合物中的配位數(shù)問(wèn)題

配合物是“配位化合物”的簡(jiǎn)稱，曾經(jīng)也稱為“絡(luò)合物”。最初這一類的化合物都是由穩(wěn)定

的簡(jiǎn)單化合物進(jìn)一步合成得到的，如COC13-6NH3,PtCb?2NH3等。后來(lái)發(fā)現(xiàn)絕大多數(shù)的無(wú)

機(jī)化合物，包括鹽類的水合晶體，都是以配合物形式存在的。

（1）配合物的定義

金屬原子或金屬離子與其他分子或離子以配位鍵結(jié)合而形成的復(fù)雜離子或化合物，稱為

配離子或配合物。

（2）配合物的組成

①中心離子（或原子）

配離子中心位置的離子（或原子），通常把它叫做中心離子（或原子），如［Cu（NH3）4產(chǎn)

和［Fe（C0）5］中的Cu2+和Fe原子。中心離子（或原子）的特征是，必須具有可以接受孤電子

對(duì)的空軌道，一般為帶正電荷的陽(yáng)離子，常見的為過(guò)渡元素離子（或原子）。

②配體和配位原子

在配合物中和中心離子（或原子）結(jié)合的分子或離子稱為配體。如［CU（NH3）4產(chǎn)中的NH3

分子和［Fe（SCN）6］中的SCN,提供配體的物質(zhì)稱為配位劑。配體中與中心離子（或原子）

成鍵的原子稱為配位原子，如［Cu（NH3）4產(chǎn)中的N原子和［Fe（SCN）6］中的S原子。配位原子

提供孤電子對(duì)給中心離子（或原子）的空軌道，從而形成配位鍵。通常，配位原子是電負(fù)性

較大的非金屬原子，如0、S、N、P、C、F、Cl、Br、I等。

③配位數(shù)

在配合物中和中心離子（或原子）結(jié)合的配位原子總數(shù)，稱為該中心離子（或原子）配

位數(shù)。在［Cu（NH3）4產(chǎn)中，Ci?+配位數(shù)為4；［Fe（C0）5］中，F(xiàn)e原子的配位數(shù)為5等。目前已

證實(shí)的配合物中，中心離子的配位數(shù)可以從1?12,其中最常見的是4、6。

④配合物的內(nèi)界和外界

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從配合物整體來(lái)看，配合物可以分為內(nèi)界和外界兩個(gè)組成部分。內(nèi)界為配合物的特征部

分，是由中心離子和配體結(jié)合而成的I二個(gè)完整的穩(wěn)定的整體,.即配離子。在配合物的化

學(xué)式中，用方括號(hào)表示。處界由與配離子電荷相反的其它離子構(gòu)成,距離配離子的中心較遠(yuǎn)。

由于配合物整體呈電中性，所以，也可以根據(jù)外界離子的電荷總數(shù)來(lái)確定配離子的電荷數(shù)。

例如，K3［Fe(CN)6］和K4Fe(CN)6］中，可由外界確定配離子所帶電荷分別為一3和一4,

進(jìn)而可以確定二者中鐵元素的化合價(jià)為+3和+2。

綜上所述，關(guān)于配合物的組成，以［Cu(NH3)4］SO4和K4Fe(CN)6］為例，圖示如下:

酉哈物配合物

/------工-----\

外界內(nèi)界

內(nèi)界外界

(配離子)

(配離子)

中心離子酉1體

中心離子配體

+

K4［Fe(CN)］4i

26

［CU(沙3)4片SO4-tt

Jf配位原子

配位原子