结构化学-选修3知识点总结(人教版)全国卷适用

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1、精选优质文档-倾情为你奉上一、考纲考点展示选修3：物质的结构与性质高考试题中9种常考点序号考点考察内容1电子排布式电子轨道【2011新课标卷】B原子电子排布式【2012新课标卷】Se原子M层电子排布式【2013新课标卷】Ni2+价层电子排布式【2014新课标卷】Fe3+电子排布式【2015新课标卷】P电子排布式【2014新课标卷】Cu价层电子轨道2电负性大小第一电离能大小【2011新课标卷】比较B与N电负性【2013新课标卷】F、Fe、Ni、K电负性最大的是【2015新课标卷】O、Na、P、Cl电负性最大的是【2012新课标卷】O、S、Se第一电离能由大到小排序【2013新课标卷】F、Fe、N

2、i、K第一电离能最小的是【2014新课标卷】N、O、S第一电离能最大的是3杂化方式、键角、构型的判断分子中键数【2011新课标卷】BF3杂化方式【2012新课标卷】S8杂化方式，SeO3构型、SO32构型【2013新课标卷】SiO44杂化方式【2014新课标卷】CH3CHO碳杂化方式【2014新课标卷】SO32构型，NH3杂化方式【2015新课标卷】CS2杂化方式【2015新课标卷】Cl2O构型，PCl3构型和杂化方式【2014新课标卷】1molCH3CHO分子中键数4晶体密度计算【2011新课标卷】金刚石型晶体BN密度计算【2012新课标卷】金刚石型晶体ZnS密度计算【2013新课标卷】K4

3、NiF8晶体密度计算【2014新课标卷】面心立方Al晶体密度计算【2015新课标卷】Na2O晶体密度计算5氢化物酸性比较含氧酸的酸性比较及解释【2012新课标卷】H2Se与H2S酸性比较【2012新课标卷】H2SeO4比H2SeO3酸性强解释6配位数【2013新课标卷】K2NiF4晶体中Ni配位数【2014新课标卷】面心立方Al晶体配位数【2015新课标卷】金刚石型晶体Na2O中O的配位数7熔沸点比较【2014新课标卷】解释乙酸比乙醛沸点高8等电子体【2015新课标卷】写出两个CS2的等电子体9石墨和金刚石结构【2015新课标卷】石墨每个C连接几个环，每个环占有几个C金刚石晶体中每个C连接几个

4、环，每个环最多几个C共面。本统计只包含全国卷，不包含地方卷。普通高等学校招生全国统一考试理科综合（化学部分）考试大纲的说明（节选）必修2：物质结构和元素周期律了解元素、核素和同位素的含义。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。 了解原子核外电子排布。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。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。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。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。了解化学键的定义。了解离子键、共价

5、键的形成。选修3：物质结构与性质 1原子结构与元素的性质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（136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。了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。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。了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2化学键与物质的性质理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。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。理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的

6、一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。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分子间作用力与物质的性质了解化学键和分子间作用力的区别。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。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。能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。二、考点逐项过关考点1电子排布式和电子轨道示意图1能层、能级和最多容纳电子数之间的关系能层（n）能级最多容纳电子数图1序数符号符号原子轨道数各能级各能

7、层一K1s122二L2s1282p36三M3s12183p363d510四N4s12324p364d5104f714n2n22原子轨道的形状和能量关系（1）轨道形状：s电子的原子轨道呈球形。p电子的原子轨道呈纺锤形。（2）能量关系：相同能层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3s4s同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道如npx、npy、npz的能量相等。3原子核外电子的排布规律三个原理：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。构造原理示意图如上图1。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

8、。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。4电子的跃迁与原子光谱（1）电子的跃迁：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。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。基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式Ne3s23p4稀有气体价层电子价电子排布式3s23p4电子排布图（或轨道表

9、示式）价电子轨道表示式S的原子结构示意图【过关练习】1【2011新课标卷】基态B原子的电子排布式为_2【2011福建卷】基态氮原子的价电子排布式是_3【2012福建卷】基态Mn2的核外电子排布式为_4【2012新课标卷】Se的其核外M层电子的排布式为_5【2013新课标全国】Ni2的价层电子排布图为_6【2014浙江卷】基态镓（Ga）原子的电子排布式为_7【2014新课标全国】三价铁离子的电子排布式为_8【2014新课标全国】Cu的价层电子轨道示意图为_9【2015新课标全国】P原子的核外电子排布式为_答案：11s22s22p1 22s22p3 31s22s22p63s23p63d5或Ar3d

10、543s23p63d10 5 61s22s22p63s23p63d104s24p171s22s22p63s23p63d5 8 91s22s22p63s23p3（或Ne 3s23p3）考点2电负性和第一电离能大小比较元素第一电离能的递变性第一电离能同周期从左到右增大趋势（注意A、A的特殊性）；同主族（自上而下）依次减小。A族元素的第一电离能大于A族元素的第一电离能，A族元素的第一电离能大于A族元素的第一电离能。（1）特例当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半充满（p3、d5、f7）和全充满（p6、d10、f14）的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的

11、第一电离能，如：第一电离能，BeB；MgAl；NO；PS。（2）应用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。判断元素的化合价。如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n，如铝元素I4I3，所以铝元素的化合价为3。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有2价7价。元素电负性的递变性（1）规律同一周期，从左到右，元素的电负性递增；同一主族，自上到下，元素的电负性递减。氢氦2.1锂铍硼碳氮氧氟氖1.01.52.02.53.03.54.0钠镁铝硅磷硫氯氩0.91.21.51.82.12.53.0钾钙镓锗砷硒溴氪0.8

12、1.01.61.82.02.42.8钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌1.361.541.631.661.551.831.881.911.91.65（2）应用确定元素类型（电负性1.8，非金属元素；电负性1.8，金属元素）；确定化学键类型（两元素电负性差值1.7，离子键；两元素电负性差值1.7，共价键）；判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。电离能与电子的分层排布一般来说，对于一个原子I1I2I3Al(OH)3，都是两性氢氧化物，而且都难溶于水B与Si的相似性硼与硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔单质的制备，与酸碱的作用，氢化物的制备与性质等都相似

13、硼和硅的卤化物水解性也相似SiCl4+4H2OH4SiO4+4HC1、BC13+3H2OH3BO3+3HC1【过关练习】1试用“”、“OCSi （2）ONCSi （3）ONCSi2（1）SiCON PNFHe （2）NaMgAl PSO考点3杂化方式、键角、构型、分子中键数的判断分子或离子的空间构型及杂化方式的判断方法一、价层电子对互斥理论分子或离子的空间构型与中心原子的价层电子对数目有关；价层电子对成键电子对+孤对电子对；价层电子对尽可能远离，以使斥力最小。1杂化轨道类型的判断方法（1）看中心原子有没有形成双键或三键，如果有1个三键，则其中有2个键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个

14、双键则其中有1个键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。（2）由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4个杂化轨道应呈四面体形，为sp3杂化。（3）价电子法：对于ABm型分子，若A原子的价电子数目有x个，B原子的价电子数目有y个，则杂化轨道数目（xmy）/2。例如CH4杂化轨道数目（441）/24，则碳原子为sp3杂化。使用这个公式计算杂化轨道数目时：当O和S元素作为中心原子时提供6个电子，作为配位原子时提供0个电子；而F、Cl、Br、I等原子作为中心原子时提供7个电子，而作

15、为配位原子时提供1个电子。例如：CO2中中心碳原子的杂化轨道数目（402）/22，则为sp杂化；又如BF3中中心硼原子的杂化轨道数目（331）/23，则硼原子为sp2杂化。（4）公式法：多原子的离子也可使用这个公式计算。需要对阳离子（或阴离子）减去（或加上）所带电荷。例如NH 中N原子的杂化轨道数目（5411）/24，则N原子的杂化方式为sp3杂化；又如H3O中。原子的杂化轨道数目（6131）/24，则O原子的杂化方式为sp3杂化；再如SO中S原子的杂化轨道数目（602）/24，则S原子的杂化方式为sp3杂化。2价层电子对的空间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，

16、于是价层电子对的空间构型与价层电子对数目关系如下价层电子对数23456价层电子对构型直线正三角形正四面体三角双锥正八面体3分子空间构型价层电子对有成键电子对和孤对电子对之分，中心原子周围配位原子（或原子团）数，即ABn中n值就是成键对数，价层电子对的总数减去成键对数，得孤对电子对数。若孤对电子对0：分子的构型等于电子对的空间构型，孤对电子对0：分子的构型不同于电子对的空间构型。价层电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤对电子数分子的空间构型实例2直线20直线BeCl2、CO23三角形30正三角形BF3、SO321V形SnBr2、PbCl24四面体40正四面体CH4、CCl431三角锥NH3、

17、PCl322V形H2O5三角双锥50三角双锥PCl56八面体60八面体SF6注意：如果在价层电子对中出现孤对电子对时，价层电子对空间构型还与下列斥力顺序相关：孤对孤对孤对键对键对键对。因此价层电子对空间构型为正三角形和正四面体时，孤对电子对对成键电子对斥力较大，使成键电子对夹角变小，所以SnBr2的键角应小于120，NH3、H2O分子的键角应小于109.5。对于分子中有双键、三键等多重键时，使用价层电子对理论判断其分子构型时，双键的两对电子和三键的三对电子只能作为一对电子来处理，或者说在确定中心原子的价电子层电子对总数时，不包括键电子。二、杂化轨道理论1杂化轨道理论的基本要点同一原子中不同的类

18、型的能量相近的原子轨道在成键时，互相混合，重新组合成一组新的原子轨道的过程叫做轨道的杂化，所形成的一组新轨道叫做杂化轨道。（1）有几条原子轨道参与杂化就能形成几条杂化轨道；（2）杂化轨道分等性杂化（无孤对电子对）与不等性杂化（有孤对电子对）轨道；（3）杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理，与其他成键或被孤对电子对占有。2中学常见的杂化轨道类型杂化类型spsp2sp3参与杂化的原子轨道1个s+1个p1个s+2个p1个s+3个p杂化轨道数2个sp杂化轨道3个sp2杂化轨道4个sp3杂化轨道夹角180120109.5空间构型直线正三角形正四面体3sp杂化轨道和简单分子几何构型的关系（1）对ABn类型

19、的分子来说，当中心原子无孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道的空间构型相同；当中心原子有孤对电子对时，分子空间构型和杂化轨道的空间构型不一致。杂化方式spsp2sp2不等性杂化sp3sp3不等性杂化轨道夹角180120120109.5109.5杂化轨道数2334444键数2324321中心原子孤对电子数0010123分子几何构型直线形正三角形V形正四面体三角锥V形直线形实例BeCl2HgCl2BF3SO2NO2CH4SiCl4NH3PH3H2OH2SHCl（2）对两中心或多中心的分子来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。C2H2每个中心原子C形成2条键，无孤对电子对，共需要2个杂化轨道，则采用s

20、p杂化；C2H4每个中心原子C形成3条键，无孤对电子对，共需要3个杂化轨道，则采用sp2杂化；N2H4每个中心原子N形成3条键，有1对孤对电子对，共需要4个杂化轨道，则采用sp3杂化。（3）对给定结构的微粒来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。金刚石每个C与另外4个C形成4条键，无孤对电子对，则C采用sp3杂化；石墨每个C与另外3个C形成3条键，无孤对电子对，则C采用sp2杂化。【过关练习】1常见分子的极性、空间构型与杂化方式类型实例键角键的极性分子的极性空间构型杂化方式XY2CO2 CS2SO2X2YH2O H2SXY3BF3NH3XY4CH4 CCl42按要求填空（1）HCHO中心原子的杂化

21、方式_，其空间构型为_，键和键个数比_（2）C2H2中心原子的杂化方式_，其空间构型为_，键和键个数比_（3）HCN中心原子的杂化方式_，其空间构型为_，键和键个数比_（4）CH2CHCCCN，C原子的杂化方式是_，键和键个数比_（5）N2H4中心原子的杂化方式_，键数_（6）H3O+中O原子采用_杂化。H3O+中HOH键角比H2O中HOH键角大，因为：_。答案：1常见分子的极性、空间构型与杂化方式键角键的极性分子的极性空间构型杂化方式180极性键非极性分子直线形sp120极性键极性分子V形sp2105极性键极性分子V形sp3120极性键非极性分子平面三角形sp2107极性键极性分子三角锥形s

22、p310928极性键非极性分子正四面体形sp32按要求填空（1）sp2 平面三角形 3:1 （2）sp 直线形 3:2 （3）sp 直线形 1:1（4）sp 和sp2 8:5 （5）sp3 5（6）sp3 H2O中O原子有2对孤对电子，而H3O+中O原子有1对孤对电子，排斥力小。考点4晶体密度计算对于立方晶胞，无论是求其晶体密度、还是晶胞体积、边长等，都可建立如下思维途径：获得关系式：，再根据题目已知条件代入数据，移项、化简即可。【特别提醒】晶胞中微粒的计算方法均摊法长方体晶胞中粒子对晶胞的贡献顶角占，棱上占，面上占，内部1。图示：非长方体（非正方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石

23、墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目ANaCl（含4个Na，4个Cl）B干冰（含4个CO2）CCaF2（含4个Ca2，8个F）D金刚石（含8个C）E体心立方（含2个原子）F面心立方（含4个原子）【过关练习】1NaCl晶胞边长为a cm，NaCl的密度为_2离子化合物CaF2晶体的密度为agcm3，则晶胞的体积是（写出表达式即可）_3化合物DB（摩尔质量为b gmol1）晶胞结构与金刚石相似，晶胞的边长为a cm。该晶体的密度为_gcm3。4若铜原子半径为a cm，则铜单质晶体（面心立

24、方最密堆积）的密度为_gcm3（只列出计算式）。答案：1gcm3 2 3 4考点5氢化物和含氧酸的酸性比较酸性强弱与分子结构的关系一、含氧酸的酸性与分子结构的关系含氧酸的分子中，原子的排列顺序是HOR，（有的含氧酸有配位键HORO）。含氧酸的酸性强弱主要取决于结构中的两个因素：1比较中心原子跟氧的化学键的极性和氢氧键的极性，如果RO键的极性越小，对于氢氧键来说极性就越大，就越容易发生HO键的断裂，酸性就越强。我们知道，同周期元素中，随R的电荷数的增大，半径变得越小，RO键的极性就越小，RO间的引力加大，含氧酸的酸性就越强。因此，Si、P、S、Cl的电荷数从4到7，而原子半径减小，所以H4SiO

25、4H3PO4H2SO4 HClO3 HClO，因为HClO4分子中有三个未被氢化的氧原子，而次氯酸分子中没有未被氢化的氧原子。名称次氯酸磷酸硫酸高氯酸含氧酸分子式HClOH3PO4H2SO4HClO4结构简式非羟基氧原子数0123酸性弱酸中强酸强酸最强酸二、无氧酸的酸性强度无氧酸的酸性强度是指氢化物水溶液的酸性强度。同主族元素的氢化物水溶液的酸性自上而下增强。如酸性HFHClHBrHI，H2OH2SH2SeH2Te。同主族自左至右酸性增强，如H2OHF，H2SHCl。那么又该如何理解？在HF、HCl、HBr、HI分子中，HF分子的化学键极性最强，离解能特别大，说明吸热多，虽然F原子的电子亲合能

26、和F离子水合能也稍大，但总的热效应仍以离解能为主，因此，HF更难电离，酸性也在同类中最弱。在H2O与HF、H2S与HCl的比较中，由于X原子的电子亲合能和离子水合能的影响大于离解能的影响，HF的离解能虽然比H2O大，HCl的离解能也比H2S大，但因电子亲合能和离子水合能的关系，总的效应还是放热多，因此HF比H2O容易电离，HCl比H2S容易电离，所以酸性HF比H2O强、HCl比H2S强。【过关练习】1【2012新课标卷】（1）H2Se的酸性比H2S_（填“强”或“弱”）。（2）H2SeO3的K1和K2分别为2.7103和2.5108，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1.2102，请根据结

27、构与性质的关系解释： H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因：_；H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：_ _。答案：（1）强 （2）第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子；H2SeO3和H2SeO4可表示成(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SeOH中O的电子更向Se偏移，越易电离出H+。考点6配位数的确定配位数确定中常见的误区NaCl晶体中阴离子的配位数为6，而Cl按面心立方堆积的配位数是12。怎么都是配位数一会儿是6，一会儿又是12，这怎么理解？氯离子按面心立方堆积

28、是没错，但那不是真正的配位数，因为氯离子是同号离子，是相互斥的；同理，钠离子也是按面心立方堆积的，这两种离子形成的面心立方堆积都产生八面体空穴，彼此进入对方八面体空穴中就对了，此时异号离子之间的接触才算配位数，这样配位数就是真正的配位数，即6。面心立方堆积如果是金属原子，则其配位数是12，因为周围的原子都与该原子形成金属键的，这时也是真正的配位数。面心立方步骤配位数确定过程Cu型面心立方配位数12第一步：取一个面心晶胞第二步：将两个面心晶胞合并第三步：以右侧面心为参照物观察最近距离原子与右侧面心最近等距离的12个原子标注成深色，其他距离较远的标注成白色（黑色白色都是Cu原子！）第四步：取出与右

29、侧面心最近距离的12个原子一个粒子周围最近邻的粒子数：配位数12NaCl型面心立方配位数6离子周围最近的异电性离子的数目配位数含义我们在提到配位数时应当注意晶体学和配位化学中的配位数含义不同的。晶体学中，一个粒子周围最近邻的粒子数称为配位数。（离子晶体中，指一个离子周围最近的异电性离子的数目。）配位化学中，配位数指化合物中中心原子周围的配位原子个数。1晶体中配位数问题晶体晶体结构晶体详解原子晶体金刚石（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10928（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CC键的形成，C原子数与CC键数之比为12SiO2

30、（1）每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构（2）每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n（Si）n（O）12（3）最小环上有12个原子，即6个O，6个Si分子晶体干冰（1）8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子（2）每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个离子晶体NaCl （型）（1）每个Na（Cl）周围等距且紧邻的Cl（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ClCsCl （型）（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）有8个（2）如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs、1

31、个Cl金属晶体简单立方堆积典型代表Po，配位数为6，空间利用率52%面心立方最密堆积又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为12，空间利用率74%体心立方堆积又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为8，空间利用率68%六方最密堆积又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为12，空间利用率74%2配位化合物中的配位数问题配合物是“配位化合物”的简称，曾经也称为“络合物”。最初这一类的化合物都是由稳定的简单化合物进一步合成得到的，如CoCl36NH3、PtCl22NH3等。后来发现绝大多数的无机化合物，包括盐类的水合晶体，都是以配合物形式存在的。（1）配合物的

32、定义金属原子或金属离子与其他分子或离子以配位键结合而形成的复杂离子或化合物，称为配离子或配合物。（2）配合物的组成中心离子（或原子）配离子中心位置的离子（或原子），通常把它叫做中心离子（或原子），如Cu(NH3)42+和Fe(CO)5中的Cu2+和Fe原子。中心离子（或原子）的特征是，必须具有可以接受孤电子对的空轨道，一般为带正电荷的阳离子，常见的为过渡元素离子（或原子）。配体和配位原子在配合物中和中心离子（或原子）结合的分子或离子称为配体。如Cu(NH3)42+中的NH3分子和Fe(SCN)6中的SCN。提供配体的物质称为配位剂。配体中与中心离子（或原子）成键的原子称为配位原子，如Cu(NH

33、3)42+中的N原子和Fe(SCN)6中的S原子。配位原子提供孤电子对给中心离子（或原子）的空轨道，从而形成配位键。通常，配位原子是电负性较大的非金属原子，如O、S、N、P、C、F、Cl、Br、I等。配位数在配合物中和中心离子（或原子）结合的配位原子总数，称为该中心离子（或原子）配位数。在Cu(NH3)42+中，Cu2+配位数为4；Fe(CO)5中，Fe原子的配位数为5等。目前已证实的配合物中，中心离子的配位数可以从112，其中最常见的是4、6。配合物的内界和外界从配合物整体来看，配合物可以分为内界和外界两个组成部分。内界为配合物的特征部分，是由中心离子和配体结合而成的|一个完整的、稳定的整体

34、，即配离子。在配合物的化学式中，用方括号表示。外界由与配离子电荷相反的其它离子构成，距离配离子的中心较远。由于配合物整体呈电中性，所以，也可以根据外界离子的电荷总数来确定配离子的电荷数。例如，K3Fe(CN)6和K4Fe(CN)6中，可由外界确定配离子所带电荷分别为3和4，进而可以确定二者中铁元素的化合价为+3和+2。综上所述，关于配合物的组成，以Cu(NH3)4SO4和K4Fe(CN)6为例，图示如下：若配合物为中性分子，如CoCl3(NH3)3、Ni(CO)4等，则没有外界。【过关练习】1NaCl晶体中Na+的配位数是_，CsCl晶体中Cs+的配位数是_CaF2晶体中Ca2+的配位数是_，

35、F的配位数是_。2写出硫酸铜溶液与过量氨水反应的离子方程式_所形的络合离子的结构简式 ，1mol该离子含有的键数_。3配合物K3Co(CN)6中的中心离子_、配位体_、其配位数_，1mol该配合物中的络合离子的键数_。答案：16 8 8 42Cu2+2NH3H2OCu(OH)2 +2NH4+ Cu(OH)2 +4 NH3H2OCu(NH3)42+2OH+4H2O 16NA3Co3 CN 6 12 NA考点7熔沸点比较1 氢键对物质性质的影响比较VIIA族和VIA族元素氢化物的沸点，人们发现H2O和HF的沸点比相应的同族元素氢化物沸点反常的高。这说明分子间的作用力很强，以至分子间发生了缔合。这种

36、缔合是由氢键造成的。我们以水分子为例，加以说明。由于氧元素的电负性比氢元素的电负性大得多，因此水分子中OH键的极性很强。共用电子对强烈的偏向于氧原子的一端，结果氧原子带部分负电荷，而氢原子带部分正电荷，几乎为裸露的质子。当两个水分子充分靠近时，带部分正电荷的氢原子与另一分子中含有孤电子对、带部分负电荷的氧原子产生相互吸引，这种特殊的分子间力称为分子间的氢键。（1）氢键的表示氢键通常用表示，如XHY，其中X，Y可以是同种元素的原子，也可以是不同种元素的原子。一般的，氢键中的X，Y原子般是电负性大、半径小的F，N，O等，这样的氢键较强。氢键可分为分子内氢键和分子间氢键，图示如下：邻硝基苯酚分子内氢

37、键 邻羟基苯甲醛分子内氢键 碳酸氢根离子间氢键 水中的分子间氢键 冰中的分子间氢键 CuSO45H2O晶体内的氢键（2）氢键的特点氢键的具有方向性和饱和性。方向性是指，XHY中，Y与XH键形成氢键时，XHY位于一条直线上，这样可以使X和Y原子相距最远，两原子斥力最小，体系稳定。饱和性是指，每一个XH最多只能和一个Y形成氢键。氢键的这一特点，可以解释为什么冰的密度比水小。（3）氢键对物质性质的影响氢键对化合物熔沸点的影响分子间形成氢键时，化合物的熔沸点显著升高。因此，像NH3、H2O、HF等氢化物，由于其分子间氢键的存在，要使其固体熔化或液体气化，必须给予额外的能量破坏分子间氢键，所以它们的熔沸

38、点比同主族其他元素的氢化物都要高。值得注意的是，能够形成分子内氢键的物质，其分子间氢键将被削弱，因此他们的熔沸点不如只形成分子间氢键的物质高。如硫酸和磷酸都是高沸点的无机酸，但硝酸由于可以形成分子内氢键，是挥发性的低沸点无机强酸。前面举例中的邻硝基苯酚和邻羟基苯甲醛，其熔点远低于它的同分异构体对硝基苯酚和对羟基苯甲醛。氢键对溶解度的影响在极性溶剂里，如果溶质分子与溶剂分子间可以生成氢键，则溶质的溶解度增大。例如HF和NH3在水中的溶解度比较大，就是这个缘故。如果溶质分子内形成氢键，则在极性溶剂里的溶解度减小。例如，对硝基苯酚中羟基，能同水分子中的氧原子缔合成氢键，促使它在水中溶解，因此溶解度大

39、。但邻硝基苯酚的羟基，通过氢原子能与其邻位上硝基的氧原子形成分子内氢键，即不能再同水的氢原子形成氢键，因此溶解度减小。另外，像NaHCO3的溶解度小于其对应正盐Na2CO3的溶解度也是由于其阴离子可以形成离子间氢键形成二聚体。 2范德华力、氢键、共价键的比较范德华力氢键共价键对物质性质的影响影响物质的熔、沸点，溶解度等物理性质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F2Cl2Br2I2，CF4CCl4CBr4分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2OH2S，HFHCl，NH3PH3影响分子的稳定性共价键键能越大，分子稳定性越强特征无

40、方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性强度比较共价键氢键范德华力 3物质熔沸点高低比较规律（1）一般情况下，不同类型晶体的熔沸点高低规律：原子晶体离子晶体分子晶体，如：金刚石NaClCl2；金属晶体分子晶体，如：NaCl2（金属晶体熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等）。（2）形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：金刚石石英碳化硅晶体硅。（3）形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如：MgONaClCsCl。（4）金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔沸点就

41、越高，如AlMgNa。（5）分子晶体的熔沸点比较规律：组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如：HIHBrHCl；组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如：CON2；同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：正戊烷异戊烷新戊烷；同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物间位取代物对位取代物，如：邻二甲苯间二甲苯对二甲苯。【过关练习】1比较下列物质熔沸点CH4、NH3、H2O、HF：_ 金刚石、晶体硅、碳化硅：_NaCl、KCl、MgO：_ CO2、NaCl、Si3N4：_2的沸点比_，原因是_。3冰的结构模型中，每个水分子与相邻的_个水分子以氢键相连接，

42、1 mol 冰中，有_mol“氢键”。4用氢键表示式写出HF水溶液中存在的所有氢键：_。答案：1CH4NH3HFH2O 晶体硅碳化硅金刚石 KClNaClMgO CO2NaClSi3N42高 形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大。34 24FHF、FHO、OHF、OHO考点8等电子体定义：所谓等电子体是指一类分子或离子，组成它们的原子数相同，而且所含的价层电子数相同，则它们互称为等电子体。例子：10个电子的等电子体：N2和CO和NO+，HCN和C2H2；它们具有相似的结构，都有三键：氮氮三键、碳碳三键、碳氧三键、碳氮三键。种类实例结构5原子8价电子CH4、NH4+正四

43、面体3原子16价电子CO2、NO2+、N3、SCN直线形3原子18价电子O3、SO2、NO2V形4原子24价电子SO3、CO32、NO3平面三角形4原子26价电子PO33、SO32、ClO3三角锥5原子32价电子PO43、SO42、ClO4正四面体记忆：等电子体的记忆必须掌握两个技巧：“上下替换”，“左右移动”。“上下替换”：同主族的元素可以替换。例如O3的等电子体，可以把其中一个O换成同主族的S于是得到SO2；“左右移动”：将某原子加减电子换成其他粒子再返回。例如：O3的等电子体，可以把其中的一个O换成N得到NO2。C可以换成N+于是CH4和NH4+、CO2和NO2+互为等电子体；O既可以换

44、成S又可以换成N于是O3和SO2、NO2互为等电子体；S可以换成O，然后O可以换成C2、N于是SO3和CO32、NO3互为等电子体；P3、S2、Cl三者互换于是PO33、SO32、ClO3互为等电子体；PO43、SO42、ClO4互为等电子体。【考点过关】1写出下列微粒的等电子体（写三种）（1）N2 _ （2）CO2 _（3）ClO4_ （4）NO3_2写出下列微粒的空间构型NH4+空间构型_ CO32空间构型_ ClO4空间构型_NO3空间构型_ PO43空间构型_ SO32空间构型_答案：1（1）CO C2 CN （2）CS2 N2O BeCl2（3）CCl4 SO42 PO43 （4）C

45、O32 SO3 BF32正四面体形 平面三角形 正四面体形 平面三角形 正四面体形 三角锥形考点9石墨和金刚石结构从不同角度认识金刚石： 实物（钻石） 空间结构 结构和晶胞 晶胞 晶胞中最小单元金刚石、晶体硅、二氧化硅晶体对比： 石墨、石墨烯、碳纳米管：1mol金刚石有2molCC键，金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，最小的环是6元环。1mol石墨晶体有1.5molC_C键， 石墨晶体中碳原子数与共价键数之比为2:3，石墨层状晶体中，层与层之间的作用是范德华力，C原子采取的杂化方式是sp2。1mol SiO2晶体有4mol Si_O键，SiO2晶体中，每个Si原子与4个O成键，每个O

46、原子与2个硅原子成键，最小的环是12元环。【过关练习】1【2015新课标全国】碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示： 石墨烯晶体 金刚石晶体在石墨烯晶体中，每个C原子连接_个六元环，每个六元环占有_个C原子。在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接_个六元环，六元环中最多有_个C原子在同一平面。答案：3 2 12（提示：以一个C原子为标准，一个C和4个C相连，则它必然在4个环上，这4个C又和另外3个C相连，必然又在另外3个环上，3412，所以一个碳原子连接12个六元环。） 4三、五年真题练习20112015新课标全国卷和化学选修3：物质结构与性质1【2011新课标卷】37化学选修3：物质结构与性质 （15分）氮化硼（BN）是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示：请回答下列问题：（1）由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是_、_；（2）基态B原子的电子排布式为_；B和N相比，电负性较大的是_，BN中B元素的化合价为_；（3）在BF3分子中，FBF的键角是_，B原子的杂化