第二节分子结构与性质考点一共价键【基础回顾】1.共价键的本质与特征:(1)本质:两原子之间形成_。(2)特征:具有方向性和_性。共用电子对饱和2.共价键的分类:分分类依据依据类型型形成共价形成共价键的原的原子子轨道重叠方式道重叠方式键原子原子轨道道“_”重叠重叠键原子原子轨道道“_”重叠重叠形成共价形成共价键的的电子子对是否偏移是否偏移极性极性键共用共用电子子对_非极性非极性键共用共用电子子对_头碰头肩并肩偏移不偏移分分类依据依据类型型原子原子间共用共用电子子对的数目的数目单键原子原子间有一有一对共用共用电子子对双双键原子原子间有两有两对共用共用电子子对三三键原子原子间有三有三对共用共用电子子对3.键参数:(1)定义。(2)键参数对分子性质的影响。稳定性空间构型键能越_,键长越_,分子越稳定。4.等电子原理:原子总数相同、_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。大短价电子总数相同【思维诊断】(正确的打“”,错误的打“”)(1)常温常压下4.4g乙醛所含键数目为0.7NA。()提示:。1个乙醛分子中存在4个CH键、1个CC键,而CO键中的一个键是键,另一个是键,所以4.4g乙醛即0.1mol乙醛中应含有0.6mol的键,即键数目为0.6NA。(2)CS2分子中键与键的数目之比是21。()提示:。CS2的结构式为SCS,键和键数目之比为11。(3)只有非金属原子之间才能形成共价键。()提示:。有些不活泼金属和非金属原子间也能形成共价键,如AlCl3中铝原子和氯原子间以共价键结合。(4)键比键的电子云重叠程度大,形成的共价键弱。()提示:。键比键的电子云重叠程度大,形成的共价键强。(5)H2O2分子中既有极性键,又有非极性键。()提示:。H2O2的结构式为HOOH,其中氧氢键为极性键,氧氧键为非极性键。(6)CH4与互为等电子体。 ()提示:。CH4与原子总数相同,价电子总数相同,互为等电子体。【方法点拨】判断共价键类型的方法1.键与键的判断:(1)由轨道重叠方式判断。“头碰头”重叠为键,“肩并肩”重叠为“”键。(2)由物质的结构式判断。通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为键,双键中有一个键和一个键,三键中有一个键和两个键。(3)由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是键;杂化轨道形成的共价键全部为键。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。【题组过关】1.(2018邵阳模拟)氰化钾(KCN)是一种有剧毒的物质,贮存和使用时必须注意安全。已知:KCN+H2O2=KOCN+H2O。回答下列问题: 导学号79100196(1)OCN-中所含三种元素的第一电离能从大到小的顺序为_(用元素符号表示,下同),电负性从大到小的顺序为_;基态氮原子外围电子排布式为_。(2)H2O2中的共价键类型为_(填“键”或“键”),其中氧原子的杂化轨道类型为_;分子中4个原子_(填“在”或“不在”)同一条直线上;H2O2易溶于水除它们都是极性分子外,还因为_。(3)与OCN-键合方式相同且互为等电子体的分子为_(任举一例);在与OCN-互为等电子体的微粒中,由一种元素组成的阴离子是_。【解析】(1)C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次减小,同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大,但第A族的大于第A族的,所以其第一电离能大小顺序是NOC,同周期自左而右电负性增大,故电负性:ONC,氮原子的核电荷数为7,核外电子排布式为1s22s22p3,其外围电子排布式是2s22p3;(2)H2O2为共价化合物,分子中存在两个氧氢键和一个OO键,电子式为:,OH、OO键都为键,由H2O2的结构可知,O原子形成1个OH键、1个OO键,含有2对孤对电子,杂化轨道数为4,杂化方式为sp3,水为极性分子,H2O2与水互溶,极性分子易溶于极性分子中,H2O2分子中羟基上,氢原子与另一个分子的氧原子能形成氢键;(3)OCN-含有3个原子,价电子总数为6+4+5+1=16,故其等电子体为CO2(或N2O)等,在与OCN-互为等电子体的微粒中,由氮元素组成的阴离子是;答案：(1) NOCONC2s22p3 (2)键sp3不在H2O2分子与H2O分子之间可形成氢键(3)CO2(或N2O)2.卤素化学丰富多彩,化合物类型多,如卤化物、卤素互化物、多卤化物等;还有拟卤素形成的单质和化合物。(1)溴元素在周期表中的位置为_,碘原子的价层电子排布图为_。(2)气态氟化氢中存在二聚分子(HF)2。这是由于_。(3)属于多卤素阳离子,其空间构型为_。中心原子的杂化轨道类型为_。(4)卤素互化物如IBr、ICl等与卤素单质结构和性质相似。Cl2、IBr、ICl沸点由高到低的顺序为_。(5)拟卤素(CN)2、(SCN)2等的性质也与卤素单质性质相似,其中(CN)2组成中电负性较大的元素是_;写出与SCN-互为等电子体的微粒的化学式:_(写两种),在硫酸铜溶液中加入过量KCN溶液生成的配离子Cu(CN)42-的配位数为_。【解析】(1)Br的原子序数为35,最外层有7个电子,溴元素在周期表中的位置为第四周期第A族;碘原子的价层电子排布图为。(2)气态氟化氢中存在二聚分子(HF)2。这是由于F的电负性很大,HF分子之间形成氢键。(3)属于多卤素阳离子,成键数为2,孤对电子数为(7-1-21)/2=2,与水相似,则空间构型为V形,中心I的杂化轨道类型为sp3。(4)分子晶体,相对分子质量越大,沸点越高,则沸点为IBrIClCl2。(5)同一周期,从左到右元素的电负性变大,(CN)2组成中电负性较大的元素是N;与SCN-互为等电子体的微粒的化学式为CO2、CS2;配离子Cu(CN)42-的配位数为4。答案:(1)第四周期第A族(2)HF分子间可形成氢键(3)V形sp3(4)IBrIClCl2(5)NCO2、CS24【加固训练】1.乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。(1)CaC2中与互为等电子体,的电子式可表示为_;1mol中含有的键数目为_。(2)将乙炔通入Cu(NH3)2Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu+基态核外电子排布式为_。(3)乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(CH2CHCN)。丙烯腈分子中碳原子轨道杂化类型是_;该分子中键和键数目之比为_。【解析】(1)在CaC2中的电子式为,根据等电子原理可知, 的电子式应为,1 mol三键中含有2 mol 键和1 mol 键,故1 mol中,含有2NA个键。(2)Cu为29号元素,Cu的基态核外原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,故Cu+的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。(3)根据丙烯腈的结构可以看出:乙烯基(CH2CH)中的两个碳原子均形成3个键,因此均为sp2杂化;氰基(CN)中的碳原子形成两个键,因此为sp杂化。由乙烯和CN的结构可知,丙烯腈的结构式可表示为,分子中单键均为键,双键和三键中只有1个键,因此一分子丙烯腈中含有键6个,键3个,因此键和键数目之比为21。答案:(1)2NA(2)1s22s22p63s23p63d10(3)sp、sp2212.(2018荆州模拟)(1)已知N2、CO、H2O、NH3、CO2均为高中化学常见的分子,根据要求回答有关问题:根据N2与CO互为等电子体,写出CO分子的电子式_。试比较两分子中的键角大小:H2O_NH3(填“”“=”或“”)。CO2中含有的键和键的数目之比为_。(2)氢气作为一种清洁能源,必须解决它的储存问题,C60可用作储氢材料。根据要求回答有关问题:已知金刚石中的CC键的键长为154.45pm,C60中CC键的键长为140145pm,有同学据此认为C60的熔点高于金刚石,你认为是否正确:_(填“正确”或“错误”),并阐述理由_。科学家把C60和K掺杂在一起制造了一种富勒烯化合物,其晶胞如图所示,该物质在低温时是一种超导体。该物质中的钾原子和C60的个数比为_。继C60后,科学家又合成了Si60、N60,Si60分子中每个硅原子只跟相邻的3个硅原子形成共价键,且每个硅原子最外层都满足8电子稳定结构,则28gSi60分子中键的数目为_。【解析】(1)N2与CO互为等电子体,互为等电子体的物质结构相似,则依据氮气的电子式可知CO分子的电子式为。水分子中氧元素含有2对孤电子对,而氨气分子中氮元素含有一对孤电子对,孤电子对越多,排斥力越强,因此H2O分子中的键角小于NH3分子中的键角。单键都是键,双键中含有1个键和1个键,则根据二氧化碳的结构式O C O可知CO2中含有的键和键的数目之比为22=11。(2)金刚石是原子晶体,熔化时破坏共价键,而C60是分子晶体,熔化时破坏分子间作用力,与共价键的键能无关,所以该同学的说法是错误的。该晶胞中C60的分子个数是8 +1=2,而钾原子的个数是62 =6,所以钾原子和C60的个数比为62=31。在Si60分子中每个硅原子只跟相邻的3个硅原子形成共价键,且每个硅原子最外层都满足8电子稳定结构,说明每个硅原子形成4个共价键,其中一个为双键,则每2个硅原子之间一定存在一个SiSi键,其中一个为键,有属于该硅原子,所以在一个Si60分子中所含键的数目为60 =30。答案:(1) 11(2)错误C60为分子晶体,熔化时破坏的是分子间作用力,无需破坏共价键,而分子间作用力较弱,所需能量较低,故C60熔点低于金刚石310.5NA考点二分子的立体结构【基础回顾】1.价层电子对互斥理论:(1)理论要点。价层电子对在空间上彼此相距越远时,排斥力越小,体系的能量越低。孤电子对的排斥力较大,孤电子对越多,排斥力越强,键角越小。(2)价层电子对互斥理论与分子构型。价价电子子对数数成成键数数孤孤电子子对数数电子子对立立体构型体构型分子立分子立体构型体构型实例例2 22 20 0直直线形形_COCO2 23 33 30 0三角形三角形三角形三角形BFBF3 32 21 1_SOSO2 24 44 40 0四面体四面体形形正四面体形正四面体形CHCH4 43 31 1_NHNH3 32 22 2V V形形H H2 2O O直线形V形三角锥形2.杂化轨道理论:(1)当原子成键时,原子的价电子轨道相互混杂,形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同,轨道间的夹角不同,形成分子的空间结构不同。(2)杂化轨道的类型1个s轨道一个p轨道1801个s轨道2个p轨道1201个s轨道3个p轨道10928正四面体3.配位键和配合物:(1)配位键。孤电子对:分子或离子中没有与其他原子共用的电子对。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_。配位键的表示方法:如AB:A表示_孤电子对的原子,B表示_电子对的原子。共价键提供接受(2)配位化合物概念:由金属离子(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。组成。形成条件。【思维诊断】(正确的打“”,错误的打“”)(1)CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp。 ()提示:。CH4分子是碳原子形成的都是键,碳原子的杂化类型是sp3杂化,而CO2分子中碳原子与两个氧原子分别形成了两个共价键,一个键,一个键,碳原子的杂化类型是sp杂化。(2)杂化轨道只用于形成键或用于容纳未参与成键的孤电子对。 ()提示:。杂化轨道的数目应根据键和孤电子对数进行确定,与键无关。(3)分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键,则该分子一定为正四面体结构。()提示:。像H2O和NH3分子中心原子均为sp3杂化,但分子并不是正四面体结构。(4)NH3分子为三角锥形,氮原子发生sp2杂化。 ()提示:。NH3分子中氮原子为sp3杂化。(5)只要分子立体构型为平面三角形,中心原子均为sp2杂化。()提示:。分子立体构型为平面三角形,则说明分子中中心原子不存在孤电子对,中心原子均为sp2杂化。【典题】(2018太原模拟)为了解释和预测分子的立体构型,科学家提出了价层电子对互斥(VSEPR)模型。(1)利用VSEPR理论推断P的VSEPR模型是_。(2)有两种活性反应中间体粒子,它们的粒子中均含有1个碳原子和3个氢原子。请依据下面给出的这两种微粒的球棍模型,写出相应的化学式:甲:_;乙:_。(3)按要求写出第2周期非金属元素构成的中性分子的化学式:平面三角形分子:_,三角锥形分子:_,四面体形分子:_。(4)写出SO3常见的等电子体的化学式,一价阴离子:_(写出一种,下同);二价阴离子:_,它们的中心原子采用的杂化方式都是_。【解析】(1)根据价层电子对互斥理论知P 立体构型为正四面体结构。(2)甲的立体结构为平面三角形,则碳原子为sp2杂化,中心碳原子无孤电子对,因此价层电子对数为3,化学式为,乙的立体结构为三角锥形,则碳原子为sp3杂化,中心碳原子有1个孤电子对,因此价层电子对数为4,化学式为。(3)由第2周期非金属元素构成的中性分子,第2周期元素为中心原子,通过sp2杂化形成中性分子,是平面形分子,该类型分子有BF3;第2周期元素为中心原子,通过sp3杂化形成中性分子,如果是三角锥形分子,则该分子中价层电子对数是4且含有一个孤电子对,该类型分子有NF3;如果该分子为正四面体结构,则该分子的价层电子对数是4且不含孤电子对,该类型分子有CF4。(4)SO3的原子数为4,价电子数为24,分子中S价层电子对数为=3,杂化类型为sp2,分子构型为平面三角形。与SO3互为等电子体的为、或BF3等, 、BF3中中心原子价层电子对数分别为(5+1)、(4+2)、(3+3),均为3对,所以中心原子杂化方式都是sp2。答案:(1)正四面体结构(2)(3)BF3NF3CF4(4)sp2【母题变式】(1)第3周期元素形成的含氧酸根离子中有多种与互为等电子体,试写出两种,并判断中心原子的杂化方式。提示:Si、Cl,这些离子中心原子均为sp3杂化。(2)氯原子可形成多种含氧酸根离子,其中三角锥形的是_,V形的是_,直线形的是_。提示:ClO-。氯原子可形成、ClO-等含氧酸根离子,这几种离子中心原子均为sp3杂化,则为正四面体形,为三角锥形,为V形,ClO-为直线形。【归纳提升】1.判断分子或离子立体构型“三步曲”:第一步:确定中心原子上的价层电子对数a为中心原子的价电子数减去阳离子的电荷数或加上阴离子的电荷数,b为非中心原子所能接受的电子数,x为非中心原子的原子数。如的中心原子为N,a=5-1,b=1,x=4,所以中心原子孤电子对数=(a-xb)=(4-41)=0。第二步:确定价层电子对的立体构型由于价层电子对之间的相互排斥作用,它们趋向于尽可能的相互远离,这样已知价层电子对的数目,就可以确定它们的立体构型。第三步:分子或离子立体构型的确定价层电子对有成键电子对和孤电子对之分,价层电子对的总数减去成键电子对数,得孤电子对数。根据成键电子对数和孤电子对数,可以确定相应的较稳定的分子立体构型。2.“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。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。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。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10928,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判断。如CO2是直线形分子,CNS-、与CO2互为等电子体,所以分子构型均为直线形,中心原子均采用sp杂化。(4)根据中心原子的价电子对数判断。如中心原子的价电子对数为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键及键数目判断。如没有键为sp3杂化,含1个键为sp2杂化,含2个键为sp杂化。【题组过关】1.(2017海南高考节选)A族元素及其化合物在材料等方面有重要用途。回答下列问题:导学号79100197(1)碳的一种单质的结构如图(a)所示。该单质的晶体类型为_,原子间存在的共价键类型有_,碳原子的杂化轨道类型为_。(2)SiCl4分子的中心原子的价层电子对数为_,分子的立体构型为_,属于_分子(填“极性”或“非极性”)。(3)四卤化硅SiX4的沸点和二卤化铅PbX2的熔点如图(b)所示。SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是_。结合SiX4的沸点和PbX2的熔点的变化规律,可推断:依F、Cl、Br、I次序,PbX2中的化学键的离子性_、共价性_。(填“增强”“不变”或“减弱”)(4)碳的另一种单质C60可以与钾形成低温超导化合物,晶体结构如图(c)所示。K位于立方体的棱上和立方体的内部,此化合物的化学式为_;其晶胞参数为1.4nm,晶体密度为_gcm-3。【解析】(1)图(a)是石墨晶体的结构图,石墨属于混合型晶体,层内碳原子之间形成键,层间的碳原子间形成的是键,石墨中每个碳原子形成3条键,无孤电子对,因此杂化类型为sp2。(2)SiCl4中心原子是Si,有4个键,孤电子对数=(4-41)/2=0,价层电子对数为4,空间构型为正四面体,属于非极性分子。(3)SiX4都是分子晶体,随着相对分子质量的增大,分子间作用力逐渐增大,沸点逐渐升高;一般来说,离子晶体的熔沸点高于分子晶体的熔沸点。PbX2都是离子晶体,依F、Cl、Br、I次序,离子半径逐渐增大,晶格能逐渐减小,熔点逐渐降低,电负性逐渐减小,PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强。(4)该晶胞中,K位于立方体的棱上和立方体的内部,一共有21个K,其中棱上有12个K,则内部含9个K,所以晶胞中实际含K的数目为N(K)=12+9=12;C60位于立方体的顶点和面的中心,实际含C60的数目为N(C60)=8+6=4;N(K)N(C60)=124=31,所以此化合物的化学式为K3C60。晶胞中含4个K3C60,晶胞密度:答案:(1)混合型晶体键、键sp2(2)4正四面体非极性(3)它们都是分子晶体,随着相对分子质量的增大,分子间作用力逐渐增大,沸点逐渐升高减弱增强(4)K3C602.02.(2018成都模拟)已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数依次增多。其中A、B、C都是能层数为2的非金属元素。化合物DC为离子化合物,D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。AC2为非极性分子。E的核外电子排布中有6个未成对电子,是同周期中最多的,ECl3能与B、C的氢化物形成六配体的配合物,且两种配体的物质的量之比为21,三个氯离子位于外界。试用相应的元素符号或式子填空:(1)写出元素的名称A_E_。(2)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为_。B的氢化物分子的中心原子采取_杂化;该分子的空间构型为_。(3)化合物AC2与一种由B、C组成的化合物X互为等电子体,则X的化学式为_;完全由B的原子组成的某粒子与AC2也属于等电子体,该粒子的化学式为_,其空间构型为_。(4)ECl3形成的配合物的化学式为_。(5)D的单质在AC2中可以燃烧生成一种白色固体和一种黑色固体,该反应的化学方程式为_。(6)与E同周期,且最外层电子排布相同的原子的价层电子排布式有_。【解析】C是能层数为2的非金属元素,化合物DC为离子化合物,D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构,D为镁、C为氧;AC2为非极性分子,AC2为CO2,A为碳元素;因A、B、C的核电荷数依次增多,则B为氮元素;E的核外电子排布中有6个未成对电子,是同周期中最多的,则E为铬元素。(1)A是碳元素、E是铬元素;(2)C、N、O的第一电离能呈增大趋势,而N的2p3是半充满更稳定,则C、N、O的第一电离能由小到大的顺序为CON;B的氢化物NH3分子的中心原子(N)采取sp3杂化;由于分子中只有3个氢原子,所以该分子的空间构型为三角锥形;(3)化合物CO2与一种由N、O组成的化合物N2O互为等电子体,完全由氮原子组成的与CO2也属于等电子体,它们的空间构型相同,为直线形;(4)CrCl3能与N、O的氢化物形成六配体的配合物,且两种配体的物质的量之比为21,三个氯离子位于外界,配合物的化学式为Cr(NH3)4(H2O)2Cl3;(5)Mg的单质在CO2中可以燃烧生成一种白色固体(MgO)和一种黑色固体(C),该反应的化学方程式为2Mg+CO22MgO+C;(6)与Cr同周期,且最外层电子排布相同的原子的价层电子排布式有3d104s1。答案:(1)碳铬(2)COAs。Ga的价电子排布为4s24p1,As的价电子排布为4s24p3,As的4p轨道电子处于半充满状态,稳定性强,所以第一电离能GaH2SO3,HNO3HNO2,HClO4HClO3HClO2HClO。强强【思维诊断】(正确的打“”,错误的打“”)(1)高氯酸的酸性与氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性。()提示:。HClO4可以写成(HO)ClO3,HClO可写成(HO)Cl,高氯酸中非羟基氧原子多于次氯酸,因此高氯酸的酸性强于次氯酸,但高氯酸的氧化性比次氯酸弱。(2)邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛的熔点。()提示:。邻羟基苯甲醛形成分子内氢键,降低物质熔点,对羟基苯甲醛形成分子间氢键,增大物质熔点,故邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛熔点。(3)卤素氢化物中,HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小。()提示:。在卤素的氢化物中,HF分子间能形成氢键沸点最高,HCl、HBr、HI中,相对分子质量依次增大,分子间的范德华力逐渐增大。(4)因为碳氢键键能小于碳氧键,所以CH4熔点低于CO2。 ()提示:。CH4和CO2分子之间通过分子间作用力结合,分子间作用力越强,物质的熔、沸点越高,与分子内的化学键的强弱无关。(5)以极性键结合起来的分子不一定是极性分子。()提示:。像CH4分子以极性键结合,但为非极性分子。(6)非极性分子中,一定含有非极性共价键。()提示:。像CO2、CH4等分子属于非极性分子,但不含非极性共价键。【典题探究】【典题】(2018武汉模拟)请回答下列问题:(1)维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢,并有保护神经系统的作用,该物质的结构简式如图所示:以下关于维生素B1的说法正确的是_。a.只含键和键b.既有共价键又有离子键c.该物质的熔点可能高于NaCld.既含有极性键又含有非极性键(2)维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间的作用力有_。a.离子键、共价键b.离子键、氢键、共价键c.氢键、范德华力d.离子键、氢键、范德华力(3)维生素B1燃烧可生成N2、NH3、CO2、SO2、H2O、HCl等物质,这些物质中属于非极性分子的化合物有_。氨气极易溶于水,其原因是_。(4)液氨常被用作制冷剂,若不断地升高温度,实现“液氨氨气氮气和氢气氮原子和氢原子“的变化,在变化的各阶段被破坏的粒子间的相互作用是_;极性键;_。【解析】(1)由结构简式知,维生素B1中含有Cl-及另一种有机离子,存在离子键,其他原子之间形成共价键,故a错误、b正确;与氯化钠晶体相比,维生素B1中的阳离子比Na+半径大,晶格能小,熔点不可能高于NaCl,故c错误;维生素B1中碳碳键为非极性键,氮氢键、氧氢键、碳氢键等为极性键,故d正确。(2)晶体溶于水的过程会电离出Cl-等,故需要克服离子键,维生素B1分子间存在氢键、范德华力,故d正确。(3)N2为单质,另外五种化合物中属于非极性分子的是CO2。NH3极易溶于水,是因为NH3和水均为极性分子,NH3溶于水后,NH3与水之间可形成氢键,NH3可与水反应。(4)液氨汽化破坏了分子间作用力,包括氢键和范德华力;氨气分解生成N2和H2,破坏了氮氢极性键;N2、H2生成氮原子和氢原子,破坏了非极性键。答案:(1)bd(2)d(3)CO2氨气分子为极性分子,易溶于极性溶剂水中,氨气分子与水分子间易形成氢键,氨气可与水反应(4)氢键、范德华力非极性键【母题变式】(1)维生素B1由多种元素组成,这些元素可形成多种二元化合物,其中这些二元化合物有多种是非极性分子,试举三例。提示:CH4、CCl4、CS2、C2H4、C2H6、C2H2等。(2)CO2和SO2均为酸性氧化物,均可与水反应生成含氧酸,但SO2的溶解度远大于CO2,试解释原因。提示:水为极性溶剂,CO2为非极性分子,SO2为极性分子,根据相似相溶的规律,可以确定SO2在水中的溶解度比CO2大。【归纳提升】1.分子的极性判断方法:(1)根据键的类型及分子的空间构型判断。极性键极性分子极性键或非极性键非极性分子(2)根据中心原子最外层电子是否全部成键判断。分子中的中心原子最外层电子若全部成键,一般为非极性分子,如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键,它们都是非极性分子,而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未完全成键,都是极性分子。(3)判断ABn型分子极性的经验规律。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.范德华力、氢键和共价键的比较:范德范德华力力氢键共价共价键作作用用粒粒子子分子或原子分子或原子( (稀有气体分稀有气体分子子) )氢原子原子, ,氟、氟、氮、氧原子氮、氧原子( (分子内分子内, ,分分子子间) )原子原子强强度度比比较共价共价键 氢键 范德范德华力力范德范德华力力氢键共价共价键影影响响其其强强度度的的因因素素随着分子极随着分子极性和相性和相对分子分子质量的增大而量的增大而增大增大组成和成和结构构相似的物相似的物质, ,相相对分子分子质量越量越大大, ,范德范德华力越力越大大对于于AHBAHB, ,A A、B B的的电负性越大性越大,B,B原子的原子的半径越小半径越小, ,氢键键能能越大越大成成键原子原子半径越小半径越小, ,键长越越短短, ,键能能越大越大, ,共共价价键越越稳定定【题组过关】1.(2018锦州模拟)锂磷酸氧铜电池正极的活性物质是Cu4O(PO4)2,可通过下列反应制备:2Na3PO4+4CuSO4+2NH3H2O=Cu4O(PO4)2+3Na2SO4+(NH4)2SO4+H2O导学号79100198(1)写出基态Cu2+的电子排布式:_;与Cu同周期的元素中,与铜原子最外层电子数相等的元素还有_(填元素符号)。(2)的立体构型是_。(3)P、S第一电离能大小关系为_,原因为_。(4)NH3H2O分子中NH3与H2O之间氢键表示为_(填序号)。A.N-HOB.O-HNC.H-NHD.H-OH(5)氨基乙酸铜分子结构如图,碳原子的杂化方式为_,基态碳原子核外电子有_个空间运动状态。(6)在硫酸铜溶液中加入过量KCN,生成配合物Cu(CN)42-,则1mol该配合物中含有的键的数目为_。(7)铜晶体为面心立方最密堆积,配位数为_,铜的原子半径为127.8pm,NA表示阿伏加德罗常数的值,列出晶体铜的密度计算式_gcm-3。【解析】(1)铜是29号元素,根据构造原理知,Cu的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1(或Ar3d104s1),Cu2+核外有27个电子,Cu2+的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d9(或Ar3d9);K的核外电子排布式是Ar4s1,Cr的核外电子排布式是Ar3d54s1,所以与Cu同周期的元素中,与铜原子最外层电子数相等的元素还有K和Cr。(2) 中P的价层电子对=4+ (5+3-42)=4,且不含孤电子对,所以其立体构型为正四面体形。(3)同一周期元素中,元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势,但P 3p3处于半充满状态,较稳定,所以第一电离能大于同周期相邻元素,P、S为同周期相邻元素,所以第一电离能大小关系为PS。(4)氢键应形成于XH-Y形式当中,X、Y必须是N、O、F元素之一,这样就有两种可能:H3NH-O-H;H2N-HOH2;由于一水合氨可电离出和OH-,所以结构是合理的,如果是则应电离出和H3O+,故B项正确。(5)氨基乙酸铜的分子中有一种碳有碳氧双键,碳的杂化方式为sp2杂化,另一种碳周围都是单键,碳的杂化方式为sp3杂化;原子核外没有两个运动状态完全相同的电子,所以说,一个原子核外有几个电子就有几种运动状态,但是空间运动状态不是电子运动状态,碳原子有1s、2s、2个2p共4个轨道,4个空间运动状态。(6)在CN-中碳原子与氮原子是以共价三键结合的,含有1个键、2个键,所以1 molCu(CN)42-含有的键的数目为24NA4.821024 。(7)面心立方结构的晶体,其配位数是12,因为以某一原子为原点,离它最近的(即第一近邻)有12个原子;铜晶体为面心立方最密堆积,则每个晶胞中含有铜的原子:8 +6 =4,Cu原子半径为r=127.8 pm=127.810-10 cm,假设晶体铜的密度为,晶胞的边长为d, d=4r,d=2 r=2 127.810-10,则晶胞的体积是d3,则d3= ,解得:= 。答案:(1)Ar3d9K、Cr(2)正四面体形(3)PSP 3p3半充满,较稳定,所以第一电离能大(4)B(5)sp3、sp24(6)4.821024(7)122.(2015四川高考)X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。X和R属同族元素;Z和U位于第A族;X和Z可形成化合物XZ4;Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等;T的一种单质在空气中能够自燃。请回答下列问题:(1)R基态原子的电子排布式是_。(2)利用价层电子对互斥理论判断TU3的立体构型是_。(3)X所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是_(填化学式);Z和U的氢化物中沸点较高的是_(填化学式);Q、R、U的单质形成的晶体,熔点由高到低的排列顺序是_(填化学式)。(4)CuSO4溶液能用作T4中毒的解毒剂,反应可生成T的最高价含氧酸和铜,该反应的化学方程式是_。【解析】T的一种单质在空气中能自燃,为磷元素;Z和U为短周期元素且为卤族元素,原子序数又依次增大,因此分别为F和Cl;Q元素的原子序数大于9,且基态原子的s轨道电子和p轨道电子总数相等,其电子排布式为1s22s22p63s2,即为镁元素;X与Z形成的化合物中Z为-1价,则X为+4价,X为碳元素,X和R属同族元素,则R为硅元素。(1)可写出电子排布式为1s22s22p63s23p2。(2)已知TU3为PCl3,算出其杂化轨道数目为4,VSEPR模型为四面体结构,又因磷原子有一对孤电子对,所以其立体构型为三角锥形。(3)X元素所在的第2周期由左到右元素非金属性增强,可得到酸性最强的是HNO3;HF中由于含有氢键,其沸点高于HCl;各晶体熔点比较的一般规律为原子晶体金属晶体分子晶体,可得出SiMgCl2。(4)根据题干中所给信息,硫酸铜与白磷反应生成磷酸和铜:P4+10CuSO4+16H2O=10Cu+4H3PO4+10H2SO4。答案:(1)1s22s22p63s23p2(2)三角锥形(3)HNO3HFSi、Mg、Cl2(4)P4+10CuSO4+16H2O=10Cu+4H3PO4+10H2SO4【加固训练】1.(1)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)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: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)。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)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。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【解析】(1)硅烷形成的晶体是分子晶体,相对分子质量越大,分子间范德华力越强,沸点越高。(2)由球棍模型可以看出,大黑球为硼原子,灰球为氧原子,小黑球为氢原子。2号硼原子形成3个键,采取sp2杂化,4号硼原子形成4个键,采取sp3杂化;4号硼原子三个sp3杂化轨道与除5号氧原子外的三个氧原子形成键后还有一个空轨道,而5号氧原子能提供孤电子对而形成配位键;由图示可以看出该结构可以表示为B4H4O9m-,其中B为+3价,O为-2价,H为+1价,可知m=2。在晶体中Na+与Xm-之间为离子键,H2O分子间存在范德华力,而该阴离子能与水分子形成氢键。(3) 中存在配位键、共价键,N2 与之间存在离子键,离子晶体中不存在范德华力。答案:(1)硅烷的相对分子质量越大,分子间范德华力越强(或其他合理答案)(2)sp2、sp34,5(或5,4)2ADE(3)D2.(2018昆明模拟)A、B、C、D、E、F、G是前四周期(除稀有气体)原子序数依次增大的七种元素,A的原子核外电子只有一种运动状态;B、C的价电子层中未成对电子数都是2;B、C、D同周期;E核外的s、p能级的电子总数相等;F与E同周期且第一电离能比E小;G的+1价离子(G+)的各层电子全充满。回答下列问题:(相关问题用元素符号表示)(1)写出E的基态原子的电子排布式_。(2)B与C可形成化合物BC和BC2,BC2属于_(填“极性”或“非极性”)分子。(3)由元素A、C、G组成的离子G(A2C)42+在水溶液中显天蓝色,不考虑空间结构,G(A2C)42+的结构可用示意图表示为_(配位键用标出)。(4)测定A、D形成的化合物的相对分子质量时,实验测定值一般高于理论值的原因是_。(5)由元素A、B、F组成的原子个数比为931的一种物质,分子中含三个相同的原子团,其结构简式为_,分子中B原子的杂化方式为_,该物质遇水爆炸,生成白色沉淀和无色气体,反应的化学方程式为_。(6)G与氮元素形成的某种化合物的晶胞结构如图,则该化合物的化学式为_,若晶体密度为agcm-3,列式计算G原子与氮原子最近的距离为_pm(不必计算出数值,阿伏加德罗常数的值用NA表示)。【解析】试题分析:在前四周期中原子序数依次增大的七种元素A、B、C、D、E、F、G中,A的原子核外电子只有一种运动状态,故A为H;B、C的价电子层中未成对电子数都是2,则B、C核外电子排布为1s22s22p2或1s22s22p4,为C、O;B、C、D同周期且原子序数依次增大,故D为F;E核外的s、p能级的电子总数相等,故E为Mg,F与E同周期且第一电离能比E小,F为Na,G的+1价离子(G+)的各层电子全充满,元素的基态原子最外能层只有一个电子,其他能层均已充满电子,则核外电子数为2+8+18+1=29,故G为Cu。(1)E为镁元素,基态原子的电子排布为1s22s22p63s2。(2)B(C)与C(O)可形成化合物BC(CO)和BC2(CO2),CO2结构式为OCO,电荷中心重合,为非极性分子。(3)Cu(H2 ,水与铜离子形成4个配位键,结构为。(4)测定A、D形成的化合物HF的相对分子质量时,实验测定值一般高于理论值的原因是HF分子之间存在氢键,形成缔合分子。(5)由元素H、C、Al组成的原子个数比为931的一种物质,分子中含三个相同的原子团,其结构简式为Al(CH3)3,根据价层电子对互斥理论计算电子对数为3+(3-31)/2=3,杂化类型为sp2,该物质遇水爆炸,生成白色沉淀和无色气体,反应的化学方程式为Al(CH3)3+3H2O=Al(OH)3+3CH4。(6)晶胞中Cu数目=121/4=3、N数目=81/8=1,故化学式为Cu3N;晶胞的质量=(643+14)NA g,紧邻的白球与黑球之间的距离为b cm,则晶胞棱长=2b cm,则晶胞体积=(2b cm)3,故晶体的密度=(643+14)NA(2b cm)3=a gcm-3,b= pm。答案:(1)1s22s22p63s2(2)非极性(3) (4)HF分子之间存在氢键,形成缔合分子(5)Al(CH3)3sp2杂化Al(CH3)3+3H2O=Al(OH)3+3CH4(6)Cu3N