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（n）能級(jí)最多容納電子數(shù)圖1序數(shù)符號(hào)符號(hào)原子軌道數(shù)各能級(jí)各能層一K1s122二L2s1282p36三M3s12183p363d510四N4s12324p364d5104f714………………n…………2n22．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：ns<np<nd<nf。②形狀相同的原子軌道能量的高低：1s<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npx、npy、npz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1。②泡利原理：在一個(gè)原子軌道里最多只能容納2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：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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第1頁(yè)。①基態(tài)→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)_，變成激發(fā)態(tài)原子。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第1頁(yè)。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)吸收或釋放不同的光，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?；鶓B(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1s22s22p63s23p4簡(jiǎn)化電子排布式[Ne]3s23p4[稀有氣體]＋價(jià)層電子價(jià)電子排布式3s23p4電子排布圖（或軌道表示式）價(jià)電子軌道表示式S的原子結(jié)構(gòu)示意圖【過關(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)Mn2＋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)鎵（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_____________________________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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第2頁(yè)。9．P原子的核外電子排布式為_______________________________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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第2頁(yè)。答案：1．1s22s22p12．2s22p33．1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d54．3s23p63d105．6．1s22s22p63s23p63d104s24p17．1s22s22p63s23p63d58．9．1s22s22p63s23p3（或[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趨勢(shì)（注意ⅡA、ⅤA的特殊性）；同主族（自上而下）依次減小。ⅡA族元素的第一電離能大于ⅢA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（p0、d0、f0）、半充滿（p3、d5、f7）和全充滿（p6、d10、f14）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In＋1?In，則該元素的常見化合價(jià)為＋n，如鋁元素I4?I3，所以鋁元素的化合價(jià)為＋3。而過渡元素的價(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)，如錳元素有＋2價(jià)～＋7價(jià)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第3頁(yè)。元素電負(fù)性的遞變性高考化學(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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第3頁(yè)。（1）規(guī)律①同一周期，從左到右，元素的電負(fù)性遞增；②同一主族，自上到下，元素的電負(fù)性遞減。氫氦2.1－鋰鈹硼碳氮氧氟氖1.01.52.02.53.03.54.0－鈉鎂鋁硅磷硫氯氬0.91.21.51.82.12.53.0－鉀鈣鎵鍺砷硒溴氪0.81.01.61.82.02.42.8－鈧鈦釩鉻錳鐵鈷鎳銅鋅1.361.541.631.661.551.831.881.911.91.65（2）應(yīng)用①確定元素類型（電負(fù)性＞1.8，非金屬元素；電負(fù)性＜1.8，金屬元素）；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說，對(duì)于一個(gè)原子I1<I2<I3<……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)合下表說明：I（kJ/mol）I112I3I4I5I6I7Na496456269129543133531661020114Mg7381451773310540136301799521703Al5781817274511575148301837623293Na，I3比I2增大不到一倍，但I(xiàn)2比I1卻增大了近百倍。這說明I1比I2、I3小得多，說明有一個(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，I2比I1增大不到一倍、I4比I3增大不到一倍，但I(xiàn)3比I2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Al元素，請(qǐng)同學(xué)自己分析一下。通過分析電離能的數(shù)據(jù)，我們也可以看到I4比I3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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第4頁(yè)。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I1＝496kJ/mol，鈣元素的I1＝590kJ/mol；I2＝1145kJ/mol。為什么第一電離能表現(xiàn)出來的金屬性順序與金屬活動(dòng)性順序表現(xiàn)出來的不一樣呢？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。由此可以知道，我們?cè)诜治瞿硞€(gè)問題時(shí)，一定要注意具體的條件。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第4頁(yè)。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★鋰和鎂在過量的氧氣中燃燒均生成正常氧化物，而不是過氧化物★鋰、鎂都能與氮?dú)庵苯踊隙傻铩镤?、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0.00095gBe與Al的相似性★鈹、鋁都是兩性金屬，既能溶于酸，也能溶于強(qiáng)堿★鈹和鋁都能被冷的濃硝酸鈍化★鈹和鋁的氧化物均是熔點(diǎn)高、硬度大的物質(zhì)★鈹和鋁的氫氧化物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+4HC1、BC13+3H2O＝H3BO3+3HC1【過關(guān)練習(xí)】1﹒試用“>”、“<”、“＝”表示元素C、N、O、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?。?）第一電離能C、N、O、Si____________________He、N、P、F____________________（2）電負(fù)性Na、Mg、Al_____________________O、S、P____________________答案：1﹒（1）N>O>C>Si（2）O>N>C>Si（3）O>N>C>Si2﹒（1）Si＜C＜O＜NP＜N＜F＜He（2）Na＜Mg＜AlP＜S＜O考點(diǎn)3﹒雜化方式、鍵角、構(gòu)型、分子中σ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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第5頁(yè)。一、價(jià)層電子對(duì)互斥理論高考化學(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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第5頁(yè)。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）看中心原子有沒有形成雙鍵或三鍵，如果有1個(gè)三鍵，則其中有2個(gè)π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)π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ABm型分子，若A原子的價(jià)電子數(shù)目有x個(gè)，B原子的價(jià)電子數(shù)目有y個(gè)，則雜化軌道數(shù)目＝（x＋my）/2。例如CH4雜化軌道數(shù)目＝（4＋4×1）/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)O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、Cl、Br、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：CO2中中心碳原子的雜化軌道數(shù)目＝（4＋0×2）/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＋3×1）/2＝3，則硼原子為sp2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NHeq\o\al(＋,4)中N原子的雜化軌道數(shù)目＝（5＋4×1－1）/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＋1×3－1）/2＝4，則O原子的雜化方式為sp3雜化；再如SOeq\o\al(2－,4)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)≠0：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BeCl2、CO23三角形30正三角形BF3、SO321V形SnBr2、PbCl24四面體40正四面體CH4、CCl431三角錐NH3、PCl322V形H2O5三角雙錐50三角雙錐PCl56八面體60八面體SF6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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第6頁(yè)。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)－孤對(duì)>孤對(duì)－鍵對(duì)>鍵對(duì)－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SnBr2的鍵角應(yīng)小于120°，NH3、H2O分子的鍵角應(yīng)小于109.5°。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第6頁(yè)。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)電子來處理，或者說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π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σ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類型的分子來說，當(dāng)中心原子無孤對(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。雜化方式spsp2sp2不等性雜化sp3sp3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BeCl2HgCl2BF3SO2NO2－CH4SiCl4NH3PH3H2OH2SHCl（2）對(duì)兩中心或多中心的分子來說，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σ鍵，無孤對(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σ鍵，無孤對(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σ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)的微粒來說，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σ鍵，無孤對(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σ鍵，無孤對(duì)電子對(duì)，則C采用sp2雜化?！具^關(guān)練習(xí)】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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第8頁(yè)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第7頁(yè)。1．常見分子的極性、空間構(gòu)型與雜化方式高考化學(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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第8頁(yè)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第7頁(yè)。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XY2CO2CS2SO2X2YH2OH2SXY3BF3NH3XY4CH4CCl42．按要求填空（1）HCHO中心原子的雜化方式_____，其空間構(gòu)型為__________，σ鍵和π鍵個(gè)數(shù)比_____（2）C2H2中心原子的雜化方式_____，其空間構(gòu)型為_____，σ鍵和π鍵個(gè)數(shù)比_____（3）HCN中心原子的雜化方式_____，其空間構(gòu)型為_____，σ鍵和π鍵個(gè)數(shù)比_____（4）CH2＝CH－C≡C－CN，C原子的雜化方式是_____，σ鍵和π鍵個(gè)數(shù)比_____（5）N2H4中心原子的雜化方式_____，σ鍵數(shù)_____（6）H3O+中O原子采用_____雜化。H3O+中H－O－H鍵角比H2O中H－O－H鍵角大，因?yàn)椋篲_____________________________________________________________________________。答案：1．常見分子的極性、空間構(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sp2105°極性鍵極性分子V形sp3120°極性鍵非極性分子平面三角形sp2107°極性鍵極性分子三角錐形sp3109°28′極性鍵非極性分子正四面體形sp32．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（6）sp3H2O中O原子有2對(duì)孤對(duì)電子，而H3O+中O原子有1對(duì)孤對(duì)電子，排斥力小?？键c(diǎn)4﹒晶體密度計(jì)算對(duì)于立方晶胞，無論是求其晶體密度、還是晶胞體積、邊長(zhǎng)等，都可建立如下思維途徑：獲得關(guān)系式：ρ＝eq\f(n×M,a3×NA)，再根據(jù)題目已知條件代入數(shù)據(jù)，移項(xiàng)、化簡(jiǎn)即可?！咎貏e提醒】晶胞中微粒的計(jì)算方法－－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。圖示：eq\a\vs4\al()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1/3。再如圖所示的正三棱柱形晶胞中：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)Cl－）B．干冰（含4個(gè)CO2）C．CaF2（含4個(gè)Ca2＋，8個(gè)F－）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）_________________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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第9頁(yè)。3．化合物DB（摩爾質(zhì)量為bg·mol－1）晶胞結(jié)構(gòu)與金剛石相似，晶胞的邊長(zhǎng)為acm。該晶體的密度為_____________________g·cm－3。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第9頁(yè)。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·cm－3（只列出計(jì)算式）。答案：1．ρ＝eq\f(4×58.5,a3NA)g·cm－32．3．eq\f(4b,NA·a3)4．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)于氫氧鍵來說極性就越大，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)?，未被氫化的氧原子?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HClO4>HClO3>HClO，因?yàn)镠ClO4分子中有三個(gè)未被氫化的氧原子，而次氯酸分子中沒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HClOH3PO4H2SO4HClO4結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式非羥基氧原子數(shù)0123酸性弱酸中強(qiáng)酸強(qiáng)酸最強(qiáng)酸二、無氧酸的酸性強(qiáng)度無氧酸的酸性強(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<HI，H2O<H2S<H2Se<H2Te。同主族自左至右酸性增強(qiáng)，如H2O<HF，H2S<HCl。那么又該如何理解？在HF、HCl、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HCl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，HCl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，HCl比H2S容易電離，所以酸性HF比H2O強(qiáng)、HCl比H2S強(qiáng)?！具^關(guān)練習(xí)】1．（1）H2Se的酸性比H2S_____（填“強(qiáng)”或“弱”）。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第10頁(yè)。（2）H2SeO3的K1和K2分別為2.7×10－3和2.5×10－8，H2SeO4第一步幾乎完全電離，K2為1.2×10－2，請(qǐng)根據(jù)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的關(guān)系解釋：①H2SeO3和H2SeO4第一步電離程度大于第二步電離的原因：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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第10頁(yè)。___________________________________________________________________________；②H2SeO4比H2SeO3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；②H2SeO3和H2SeO4可表示成(HO)2SeO和(HO)2SeO2。H2SeO3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+?？键c(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Cl－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。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第12頁(yè)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第11頁(yè)。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)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第12頁(yè)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第11頁(yè)。面心立方步驟配位數(shù)確定過程Cu型面心立方配位數(shù)12第一步：取一個(gè)面心晶胞第二步：將兩個(gè)面心晶胞合并第三步：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?。┑谒牟剑喝〕雠c右側(cè)面心最近距離的12個(gè)原子一個(gè)粒子周圍最近鄰的粒子數(shù)：配位數(shù)12NaCl型面心立方配位數(shù)6離子周圍最近的異電性離子的數(shù)目配位數(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)粒子周圍最近鄰的粒子數(shù)稱為配位數(shù)。（離子晶體中，指一個(gè)離子周圍最近的異電性離子的數(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)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第14頁(yè)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第13頁(yè)。1．晶體中配位數(shù)問題高考化學(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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第14頁(yè)。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第13頁(yè)。晶體晶體結(jié)構(gòu)晶體詳解原子晶體金剛石（1）每個(gè)碳與相鄰4個(gè)碳以共價(jià)鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)（2）鍵角均為109°28′（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)（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∶2SiO2（1）每個(gè)Si與4個(gè)O以共價(jià)鍵結(jié)合，形成正四面體結(jié)構(gòu)（2）每個(gè)正四面體占有1個(gè)Si，4個(gè)“eq\f(1,2)O”，n（Si）∶n（O）＝1∶2（3）最小環(huán)上有12個(gè)原子，即6個(gè)O，6個(gè)Si分子晶體干冰（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)CO2分子（2）每個(gè)CO2分子周圍等距緊鄰的CO2分子有12個(gè)離子晶體NaCl（型）（1）每個(gè)Na＋（Cl－）周圍等距且緊鄰的Cl－（Na＋）有6個(gè)。每個(gè)Na＋周圍等距且緊鄰的Na＋有12個(gè)（2）每個(gè)晶胞中含4個(gè)Na＋和4個(gè)Cl－CsCl（型）（1）每個(gè)Cs＋周圍等距且緊鄰的Cl－有8個(gè)，每個(gè)Cs＋（Cl－）周圍等距且緊鄰的Cs＋（Cl－）有8個(gè)（2）如圖為8個(gè)晶胞，每個(gè)晶胞中含1個(gè)Cs＋、1個(gè)Cl－金屬晶體簡(jiǎn)單立方堆積典型代表Po，配位數(shù)為6，空間利用率52%面心立方最密堆積又稱為A1型或銅型，典型代表Cu、Ag、Au，配位數(shù)為12，空間利用率74%體心立方堆積又稱為A2型或鉀型，典型代表Na、K、Fe，配位數(shù)為8，空間利用率68%六方最密堆積又稱為A3型或鎂型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位數(shù)為12，空間利用率74%2．配位化合物中的配位數(shù)問題配合物是“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CoCl3?6NH3、PtCl2?2NH3等。后來發(fā)現(xiàn)絕大多數(shù)的無機(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]2+和[Fe(CO)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]2+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]2+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O、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]2+中，Cu2+配位數(shù)為4；[Fe(CO)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)界和外界從配合物整體來看，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|一個(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。外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)來確定配離子的電荷數(shù)。例如，K3[Fe(CN)6]和K4[Fe(CN)6]中，可由外界確定配離子所帶電荷分別為－3和－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K4[Fe(CN)6]為例，圖示如下：若配合物為中性分子，如[CoCl3(NH3)3]、[Ni(CO)4]等，則沒有外界。【過關(guān)練習(xí)】1．NaCl晶體中Na+的配位數(shù)是_____，CsCl晶體中Cs+的配位數(shù)是_____CaF2晶體中Ca2+的配位數(shù)是_____，F(xiàn)－的配位數(shù)是_____。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第15頁(yè)。2．寫出硫酸銅溶液與過量氨水反應(yīng)的離子方程式______________________________________________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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第15頁(yè)。______________________________________________________________所形的絡(luò)合離子的結(jié)構(gòu)簡(jiǎn)式，1mol該離子含有的σ鍵數(shù)_____。3．配合物K3[Co(CN)6]中的中心離子_____、配位體_____、其配位數(shù)_____，1mol該配合物中的絡(luò)合離子的σ鍵數(shù)_____。答案：1．68842．Cu2++2NH3·H2O＝Cu(OH)2↓+2NH4+Cu(OH)2+4NH3·H2O＝[Cu(NH3)4]2++2OH－+4H2O16NA3．Co3＋CN－612NA考點(diǎn)7﹒熔沸點(diǎn)比較1．氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響比較VIIA族和VIA族元素氫化物的沸點(diǎn)，人們發(fā)現(xiàn)H2O和HF的沸點(diǎn)比相應(yīng)的同族元素氫化物沸點(diǎn)反常的高。這說明分子間的作用力很強(qiáng)，以至分子間發(fā)生了締合。這種締合是由氫鍵造成的。我們以水分子為例，加以說明。由于氧元素的電負(fù)性比氫元素的電負(fù)性大得多，因此水分子中O－H鍵的極性很強(qiáng)。共用電子對(duì)強(qiáng)烈的偏向于氧原子的一端，結(jié)果氧原子帶部分負(fù)電荷，而氫原子帶部分正電荷，幾乎為裸露的質(zhì)子。當(dāng)兩個(gè)水分子充分靠近時(shí)，帶部分正電荷的氫原子與另一分子中含有孤電子對(duì)、帶部分負(fù)電荷的氧原子產(chǎn)生相互吸引，這種特殊的分子間力稱為分子間的氫鍵。（1）氫鍵的表示氫鍵通常用…表示，如X－H…Y，其中X，Y可以是同種元素的原子，也可以是不同種元素的原子。一般的，氫鍵中的X，Y原子－般是電負(fù)性大、半徑小的F，N，O等，這樣的氫鍵較強(qiáng)。氫鍵可分為分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵，圖示如下：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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第16頁(yè)。鄰硝基苯酚分子內(nèi)氫鍵鄰羥基苯甲醛分子內(nèi)氫鍵碳酸氫根離子間氫鍵高考化學(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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第16頁(yè)。水中的分子間氫鍵冰中的分子間氫鍵CuSO4·5H2O晶體內(nèi)的氫鍵（2）氫鍵的特點(diǎn)氫鍵的具有方向性和飽和性。方向性是指，X－H…Y中，Y與X－H鍵形成氫鍵時(shí)，X－H…Y位于一條直線上，這樣可以使X和Y原子相距最遠(yuǎn)，兩原子斥力最小，體系穩(wěn)定。飽和性是指，每一個(gè)X－H最多只能和一個(gè)Y形成氫鍵。氫鍵的這一特點(diǎn)，可以解釋為什么冰的密度比水小。（3）氫鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響①氫鍵對(duì)化合物熔沸點(diǎn)的影響分子間形成氫鍵時(shí)，化合物的熔沸點(diǎn)顯著升高。因此，像NH3、H2O、HF等氫化物，由于其分子間氫鍵的存在，要使其固體熔化或液體氣化，必須給予額外的能量破壞分子間氫鍵，所以它們的熔沸點(diǎn)比同主族其他元素的氫化物都要高。值得注意的是，能夠形成分子內(nèi)氫鍵的物質(zhì)，其分子間氫鍵將被削弱，因此他們的熔沸點(diǎn)不如只形成分子間氫鍵的物質(zhì)高。如硫酸和磷酸都是高沸點(diǎn)的無機(jī)酸，但硝酸由于可以形成分子內(nèi)氫鍵，是揮發(fā)性的低沸點(diǎn)無機(jī)強(qiáng)酸。前面舉例中的鄰硝基苯酚和鄰羥基苯甲醛，其熔點(diǎn)遠(yuǎn)低于它的同分異構(gòu)體對(duì)硝基苯酚和對(duì)羥基苯甲醛。②氫鍵對(duì)溶解度的影響在極性溶劑里，如果溶質(zhì)分子與溶劑分子間可以生成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。例如HF和NH3在水中的溶解度比較大，就是這個(gè)緣故。如果溶質(zhì)分子內(nèi)形成氫鍵，則在極性溶劑里的溶解度減小。例如，對(duì)硝基苯酚中羥基，能同水分子中的氧原子締合成氫鍵，促使它在水中溶解，因此溶解度大。但鄰硝基苯酚的羥基，通過氫原子能與其鄰位上硝基的氧原子形成分子內(nèi)氫鍵，即不能再同水的氫原子形成氫鍵，因此溶解度減小。另外，像NaHCO3的溶解度小于其對(duì)應(yīng)正鹽Na2CO3的溶解度也是由于其陰離子可以形成離子間氫鍵形成二聚體。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第17頁(yè)。2．范德華力、氫鍵、共價(jià)鍵的比較高考化學(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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第17頁(yè)。范德華力氫鍵共價(jià)鍵對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響①影響物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)，溶解度等物理性質(zhì)②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，隨相對(duì)分子質(zhì)量的增大，物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4分子間氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸點(diǎn)：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3①影響分子的穩(wěn)定性②共價(jià)鍵鍵能越大，分子穩(wěn)定性越強(qiáng)特征無方向性、無飽和性有方向性、有飽和性有方向性、有飽和性強(qiáng)度比較共價(jià)鍵＞氫鍵＞范德華力3．物質(zhì)熔沸點(diǎn)高低比較規(guī)律（1）一般情況下，不同類型晶體的熔沸點(diǎn)高低規(guī)律：原子晶體＞離子晶體＞分子晶體，如：金剛石＞NaCl＞Cl2；金屬晶體＞分子晶體，如：Na＞Cl2（金屬晶體熔沸點(diǎn)有的很高，如鎢、鉑等，有的則很低，如汞等）。（2）形成原子晶體的原子半徑越小、鍵長(zhǎng)越短，則鍵能越大，其熔沸點(diǎn)就越高，如：金剛石＞石英＞碳化硅＞晶體硅。（3）形成離子晶體的陰陽(yáng)離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子鍵越強(qiáng)，熔沸點(diǎn)就越高，如：MgO＞NaCl＞CsCl。（4）金屬晶體中金屬離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，其形成的金屬鍵越強(qiáng)，金屬單質(zhì)的熔沸點(diǎn)就越高，如Al＞Mg＞Na。（5）分子晶體的熔沸點(diǎn)比較規(guī)律：①組成和結(jié)構(gòu)相似的分子，相對(duì)分子質(zhì)量越大，其熔沸點(diǎn)就越高，如：HI＞HBr＞HCl；②組成和結(jié)構(gòu)不相似的分子，分子極性越大，其熔沸點(diǎn)就越高，如：CO＞N2；③同分異構(gòu)體分子中，支鏈越少，其熔沸點(diǎn)就越高，如：正戊烷＞異戊烷＞新戊烷；④同分異構(gòu)體中的芳香烴及其衍生物，鄰位取代物＞間位取代物＞對(duì)位取代物，如：鄰二甲苯＞間二甲苯＞對(duì)二甲苯。【過關(guān)練習(xí)】1﹒比較下列物質(zhì)熔沸點(diǎn)CH4、NH3、H2O、HF：_______________________金剛石、晶體硅、碳化硅：_______________________NaCl、KCl、MgO：_______________________CO2、NaCl、Si3N4：_______________________2﹒的沸點(diǎn)比_______，原因是____________________________________________________________________________________________________________________________。3﹒冰的結(jié)構(gòu)模型中，每個(gè)水分子與相鄰的____個(gè)水分子以氫鍵相連接，1mol冰中，有____mol“氫鍵”。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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第18頁(yè)。4﹒用氫鍵表示式寫出HF水溶液中存在的所有氫鍵：_____________________________________。

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)全文共22頁(yè)，當(dāng)前為第18頁(yè)。答案：1﹒CH4＜NH3＜HF＜H2O晶體硅＜碳化硅＜金剛石KCl＜NaCl＜MgOCO2＜NaCl＜Si3N42﹒高形成分子內(nèi)氫鍵，而形成分子間氫鍵，分子間氫鍵使分子間作用力增大。3﹒424﹒F－H…F、F－H…O、O－H…F、O－H…O考點(diǎn)8﹒等電子體定義：所謂等電子體是指一類分子或離子，組成它們的原子數(shù)相同，而且所含的價(jià)層電子數(shù)相同，則它們互稱為等電子體。例子：10個(gè)電子的等電子體：N2和CO和NO+，HCN和C2H2；它們具有相似的結(jié)構(gòu)，都有三鍵：氮氮三鍵、碳碳三鍵、碳氧三鍵、碳氮三鍵。種類實(shí)例結(jié)構(gòu)5原子8價(jià)電子CH4、NH4+正四面體3原子16價(jià)電子CO2、NO2+、N3－、SCN－直線形3原子18價(jià)電子O3、SO2、NO2－V形4原子24價(jià)電子SO3、CO32－、NO3－平面三角形4