解析 同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，则出现反常现象。Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。O2与Na的核外电子
－
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排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此O2的离子半径大于Na。NaCl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高
－
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于NaCl。一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl元素的非金属性强于S元素，则HClO4的酸性强于H2SO4。
6．[2013·江苏，21(A)节选]已知元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2，元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的最外层电子数是其内层的3倍。
则①与YZ24互为等电子体的分子的化学式__________________________(任写一种)。
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②X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol该配合物中含有σ键的数目为__________。
③Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_________________________ _______________________________________________。
答案 ①CCl4或SiCl4等 ②16 mol或16×6.02×1023个 ③水分子与乙醇分子之间形成氢键 解析 X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号元素锌。Y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，为16号元素硫，Z为氧。①与SO24互为等电子体的分子可以采用“左右移
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2位，同族替换”的方法，SO24→SiF4→SiCl4→CCl4等。②[Zn(NH3)4]中Zn与NH3之间以配
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位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。③在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。
7．[2013·山东理综，32(4)]若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________。 答案 X
解析 由于在BCl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X。 8．[2013·新课标全国卷Ⅰ，37(5)]碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实： 化学键 键能/ (kJ·mol1) －C—C 356 C—H 413 C—O 336 Si—Si 226 Si—H 318 Si—O 452 ①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是______________________。
②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是______________________。
答案 ①C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成
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②C—H键的键能大于C—O键，C—H键比C—O键稳定。而Si—H键的键能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键
9．[2013·福建理综，(3)(4)](3)BF3与一定量的水形成(H2O)2·BF3晶体Q，Q在一定条件下可转化为R：
晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及________(填序号)。 a．离子键 b．共价键 c．配位键 d．金属键 e．氢键 f．范德华力 (4)已知苯酚(
)具有弱酸性，其Ka＝1.1×10
－10
；水杨酸第一级电离形成的离子
能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨
酸)________Ka(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是________________。 答案 (3)ad
(4)＜ 中形成分子内氢键，使其更难电离出H
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考点七 微粒作用与晶体结构
1．离子键——离子晶体
(1)化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。 (2)离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。 (3)离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。 ①典型的离子晶体结构： NaCl型晶体 CsCl型晶体
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每个Na周围被6个Cl所包围，同样每个Cl也被6个Na所包围 ②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法 位置 贡献 2.共价键——原子晶体
顶点 1/8 －＋＋－ 每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围 棱边 1/4 面心 1/2 体心 1 (1)原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。
(2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。 (3)典型原子晶体结构 金刚石 二氧化硅 结构示意图 晶胞示意图 正四面体空间网状结构，最小的碳特点 环中有6个碳原子，每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键，1 mol金刚石中含有2 mol碳碳键 二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧键 (4)共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。 3．分子间作用力——分子晶体
(1)分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
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(2)①分子晶体：分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体，典型的有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为 干冰 冰 晶体模型 干冰晶体是一种立方面心结构——每8个CO2分子构成立方体，在六个面的中结构特点 心又各占据1个CO2分子。每个CO2分子周围，离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个(同层4个，上层4个，下层4个) 每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引，这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小 ②分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能量，熔沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
(3)NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。 影响物质的性质方面：增大物质的熔沸点，增大物质的溶解性。表示方法：X—H?Y(N、O、F)，一般都是氢化物中存在。 4．金属键——金属晶体
(1)金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。 运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。 晶体中的微粒 金属离子和自由电子 导电性 自由电子在外加电场的作用下发生定向移动 导热性 自由电子与金属离子碰撞传递热量 延展性 晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用 (2)①金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。
②金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律：阳离子所带电荷数越多，半径越小，金属键越强，熔沸点越高，如熔点：Na
5．分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别
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晶体类型 结构微粒 微粒间作用(力) 熔沸点 原子晶体 原子 共价键 很高 分子晶体 分子 分子间作用力 很低 金属晶体 金属阳离子、自由电子 复杂的静电作用 一般较高，少部分低 一般较硬，少部分软 难溶(Na等与水反应) 离子晶体 阴、阳离子 离子键 较高 硬度 很硬 一般较软 较硬 易溶于极性溶剂 固体不导溶解性 难溶解 相似相溶 导电情况 不导电(除硅) 一般不导电 良导体 电，熔化或溶于水后导电 金刚石、实例 水晶、碳化硅等 6.物质熔沸点的比较
干冰、冰、纯硫酸、H2(S)等 NaCl、Na、Mg、Al等 CaCO3、NaOH等 (1)不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体。 (2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 ①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 ②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔沸点越高。 ③原子晶体：键长越短，键能越大，则熔沸点越高。
(3)常温常压下状态：①熔点：固态物质>液态物质；②沸点：液态物质>气态物质。
1．[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)(4)]Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有______个铜原子。Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为______。列式表示Al单质的密度____ g·cm3。
4×27
答案 16 12 －
6.02×1023×?0.405×107?3－
2．[2014·江苏，21(A)—(5)]Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为__________。
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