1、第11章物质结构与性质(选修3)考点一记牢主干知识1电子层、能级和最多容纳电子数之间的关系电子层(n)能级最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数各能级各电子层一K1s122二L2s1282p36三M3s12183p363d510四N4s12324p364d5104f714n2n22原子轨道的形状及能量关系原 子 轨 道3基态原子核外电子排布(1)基态原子核外电子排布三原则注意当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为Ar3d54s1,29Cu的电子排布式为Ar3d104s1。(2)基态原子核外电
2、子在原子轨道上的填充顺序构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。它是书写基态原子核外电子排布式的依据。(3)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电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式3s23p44原子状态与原子光谱(1)原子的状态基态原子：处于最低能量的原子。激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到较高能级状态的原子。(2)原子光谱不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光
3、谱分析。(3)基态、激发态及光谱示意图练通基础小题一、基础知识全面练1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)p能级能量一定比s能级的能量高()(2)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1()(3)磷元素基态原子的电子排布图为 ()(4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多()(5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2()(6)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等()2按要求填空(1)(2014安徽高考)S的基态原子核外有_个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为_。(2)(2014浙江高考)31Ga基态原子的核外电子排布式是_
4、。(3)(2014福建高考)基态硼原子的电子排布式为_。(4)(2014江苏高考)Cu基态核外电子排布式为_。(5)(2014全国卷)前四周期元素中e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，e的价层电子轨道示意图为_。(6)(2014四川高考)XY2是红棕色气体；X与氢元素可形成XH3；Y基态原子的电子排布式是_。(7)(2014全国卷)基态Fe原子有_个未成对电子，Fe3的电子排布式为_。答案：(1)21s22s22p63s23p2(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1(3)1s22s22p1(4)Ar3d10或1s22s22p63s23p63d10(5) (6)1s2
5、2s22p4(7)41s22s22p63s23p63d5或Ar3d53请用核外电子排布的相关规则解释Fe3较Fe2更稳定的原因。提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3价层电子的电子排布式为3d5，Fe2价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3较Fe2更为稳定。二、常考题点分组练题点(一)核外电子排布的表示方法1下列有关化学用语的表达正确的是()ACO2的电子式：BN原子最外层电子排布图： CCl原子的结构示意图：DAl原子最外层电子排布式：3s23p1解析：选DACO2的电子式应为
6、，错误；B.N原子最外层有5个电子，最外层电子排布图应为 ，错误；C.Cl原子最外层有7个电子，原子的结构示意图应为 ，错误；D.Al原子最外层有3个电子，根据原子核外电子排布规律可知其电子排布式为3s23p1，正确。2(1)Ni原子的电子排布式为_。(2)原子序数均小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q大2。T的价电子排布式为_，Q2的未成对电子数是_。(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为_。(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为_，其基态原子的电子排布式为
7、_。解析：(1)Ni的原子序数为28，比Ar多10，所以其电子排布式为Ar3d84s2；(2)元素Q和T既位于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2，T、Q只能位于第族，所以T为Ni、Q为Fe，注意28号元素Ni的核外电子排布式为Ar3d84s2,26号元素Fe的核外电子排布式为Ar3d64s2，所以Fe2的核外电子排布式为Ar3d6，有4个未成对电子；(3)D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即第族元素Fe；(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，即第B族元
8、素Cu。答案：(1)Ar3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2(2)3d84s24(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1知能存储核外电子排布的表示方法表示方法含义举例原子或离子结构示意图表示核外电子分层排布和核内质子数Na：Na：电子式表示原子最外层电子数目核外电子排布式表示每个能级上排布的电子数S：1s22s22p63s23p4或Ne3s23p4S2：1s22s22p63s23p6电子排布图(轨道表示式)表示每个原子轨道中电子的运动状态价电子排布式或排布图表示价电子的排
9、布题点(二)核外电子排布的规律及应用3(2016太原模拟)下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是()解析：选D电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则等。A.2p能级未排满，则排布3s轨道，违背能量最低原理，错误；B.2p能级的3个电子应单独占据3个轨道，违背洪特规则，错误；C.2p能级未排满，违背能量最低原理，错误；D.符合电子的排布原理，能量处于最低状态，正确。4下列说法错误的是()Ans电子的能量不一定高于(n1)p电子的能量B6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则C电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D电子排布式(
10、22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理解析：选AA项，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5sns电子的能量一定高于(n1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4sE3d，对于21Sc原子来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti原子来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原
11、理。5(2016昆明模拟)下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是()A3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子B2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子CM层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子D最外层电子数是核外电子总数的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子解析：选CA项，3p能级有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项，2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的2
12、p能级上只能是5个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项，M层全充满而N层为4s2的原子，其M层应为18个电子，而后者的M层上只有8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的的原子中，最外层电子数要小于或等于8个电子，且电子总数为5的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的且符合核外电子排布规则的只能是35号元素，该元素原子的外围电子排布式为4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。知能存储“两原理，一规则”的正确理解1原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则
13、电子能量不处于最低状态。注意在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：2半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等处于相对稳定结构状态。如Cr：3d54s1、Mn：3d54s2、Cu：3d104s1、Zn：3d104s2。3当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n1)d放在ns前。考点二基础自主落实1原子结构与元素周期表(1)原子结构与元素周期表的关系周期电子层数每周期第一种元素每周期最后一种元素原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二23He2s1101s22s22p6三311Ne3s1181s22s22p63s2
14、3p6四419Ar4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五537Kr5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 六655Xe6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 (2)每族元素的价电子排布特点主族：主族AAAAAAA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np50族：He：1s2；其他：ns2np6。过渡元素(副族和第族)：(n1)d110ns12。(3)元素周期表的分区根据原子核外电子排布分区。a分区简图：b各区元素分布及性质与
15、价电子排布特点：分区元素分布价电子排布元素性质特点s区A、A族ns12除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区A族A族、0族ns2np16通常是最外层电子参与反应d区B族B族、族(除镧系、锕系外)(n1)d19ns12d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区B族、B族(n1)d10ns12金属元素分区元素分布价电子排布元素性质特点f区镧系、锕系(n2)f014(n1)d02ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近根据元素金属性与非金属性分区。a分区简图：b特别说明：处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金
16、属。2元素周期律(1)电离能、电负性第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强。(2)原子结构与元素性质的递变规律项目同周期(从左右)同主族(从上下)原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，电子层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由17(O，F除外)，最低负价由41最高正价主族序数(O，F除外)，非金属最低负价主族序数8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱；失电子能力
17、逐渐增强第一电离能增大的趋势逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱(3)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如右所示。小题热身1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价()(2)根据元素周期律，氮与氧相比，后者的第一电离能大()(3)过渡元素中含有非金属元素()(4)s区全部是金属元素()(5)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大()(6)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期A族，是p区元素()(7)价电子排布为5s25
18、p1的元素位于第五周期A族，是s区元素()2第四周期中，未成对电子数最多的元素是_。(填名称)(1)它位于第_族。(2)核外电子排布式是_。(3)它有_个电子层，_个能级，_种运动状态不同的电子。(4)价电子排布式_，价电子排布图_。(5)属于_区。答案：铬(1)B(2)1s22s22p63s23p63d54s1或Ar3d54s1(3)4724(4)3d54s1(5)d3(1)为什么Mg的第一电离能比Al大，P的第一电离能比S大？提示：Mg电子排布式为1s22s22p63s2、P电子排布式为1s22s22p63s23p3，镁原子、磷原子最外层的能级中，电子处于全满或半满稳定状态，失电子较难。(
19、2)为什么Na容易形成1价离子，而Mg、Al易形成2价、3价离子？提示：Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成3价离子。考向合作探究电离能及其应用1下表是某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2表示，单位为kJmol1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是()电离能I1I2I3I4Im/(kJmol1)7401 5007 70010 500R的最
20、高正价为3R元素位于元素周期表中第A族R元素的第一电离能大于同周期相邻元素R元素基态原子的电子排布式为1s22s2ABCD解析：选B由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有两个电子，最高正价为2，位于第A族，可能为Be或Mg，不正确，正确，不确定；短周期第A族的元素(价电子排布式为ns2np0)，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素，正确。2下列关于元素第一电离能的说法不正确的是()A钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C最外层电子排布为ns2n
21、p6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D对于同一元素而言，原子的电离能I1I2O、MgAl，B项错误；C项所述元素为零族元素，性质稳定，第一电离能都较大。探规寻律电离能的应用规律1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。2判断元素的化合价(I1、I2表示各级电离能)如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n。如钠元素I2I1，所以钠元素的化合价为1。3判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。4反映元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一
22、电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。电负性及其应用3电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是()A元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C电负性越大，金属性越强D电负性越小，非金属性越强解析：选A利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。4如图：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性0.981.572.042.553.443.980.931.611.
23、902.192.583.16(1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是_。(2)通过分析电负性变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围_。(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是_。(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。答案：(1)Be(OH)22H=Be22H2O，Be(OH)22OH=BeO2H2O(2)0.931.57(3)元素的非金属性越强，电负性越大；元素的金属性越强，电负性越小(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.5
24、5AlB锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳CNi是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳DF、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F解析：选B同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第A族的第一电离能比相邻的第A族元素的第一电离能大，A正确； 锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性CO，MgAl，A、B不正确；F的电负性最大，没有正化合价，C不正确。9(2016黄冈模拟)以下有关元素性质的说法不正确的
25、是()A具有下列电子排布式的原子中：1s22s22p63s23p2，1s22s22p3，1s22s22p2，1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是B具有下列价电子排布式的原子中：3s23p1，3s23p2，3s23p3，3s23p4，第一电离能最大的是CNa、K、Rb，N、P、As，O、S、Se，Na、P、Cl中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是D某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3解析：选DA项，为Si，为N，为C，为S，原子半径最大的为Si，正确；B项
26、，为Al，为Si，为P，为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，电负性呈增大趋势，正确；D项，根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈2价，D错。10(2013上海高考)X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是()AX元素的氢化物的水溶液显碱性BZ元素的离子半径大于W元素的离子半径CZ元素
27、的单质在一定条件下能与X元素的单质反应DY元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点解析：选C根据题意，Z为Mg元素，Y原子最外层电子排布为ns2np2，是C或Si元素，X为N或O元素，W为Al或Cl元素，N的氢化物的水溶液显碱性，但O的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A错误；Al3的半径比Mg2小，Cl半径比Mg2大，B错误；氮气、氧气均能与镁反应，C正确；CO2形成的晶体熔沸点低，D错误。11A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第四周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。已知：A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子的核外p电子
28、数比s电子数少1个；C原子的第一至第四电离能为I1738 kJmol1，I21 451 kJmol1，I37 733 kJmol1，I410 540 kJmol1；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。(1)写出E元素在周期表中位置：_；D元素的原子的核外电子排布式：_。(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的核外电子排布为 。该同学所画的轨道式违背了_。(3)已知BA5为离子化合物，写出其电子式：_。(4)DE3中心原子杂化方式为_，其空间构型为_。解析：(1)由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的常见化合价为2价，为Mg，D为P，E为Cl。
29、(2)原子的核外电子分能级排布，按构造原理先排能量低的能级，再排能量高的能级，遵循能量最低原理时，该原子才最稳定。该同学未排满3s能级就排3p能级，违背了能量最低原理。(3)NH5为离子化合物，则为铵盐，存在NH和H。(4)PCl3中心原子P上的价层电子对3(531)4，杂化类型为sp3杂化；存在一个孤电子对，故分子构型为三角锥形。答案：(1)第三周期A族1s22s22p63s23p3(2)能量最低原理(3) (4)sp3三角锥形12(1)(2015安徽高考节选)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。Si位于元素周期表第_周期第_族。N的基态原子核外电子排布式为_；Cu的基态原子最外层
30、有_个电子。用“”或“”填空：原子半径电负性熔点沸点Al_SiN_O金刚石_晶体硅CH4_SiH4(2)(2013浙江高考节选)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能I1I2I3I4In/(kJmol1)5781 8172 74511 578则该元素是_(填写元素符号)。基态锗(Ge)原子的电子排布式是_。Ge的最高价氯化物的分子式是_。Ge元素可能的性质或应用有_。A是一种活泼的金属元素B其电负性大于硫C其单质可作为半导体材料D其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点解析：(1)Si是14号元素，位于元素周期表中第三周期第A族。N是7号元素，其基态原子核外电子排布式
31、为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：AlSi；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：NO；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：CCSiSi，故熔点：金刚石晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4SiH4。(2)由电离能数据可知，该元素呈3价。Ge的最高正价为4价。Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。答案：(1)三
32、A1s22s22p31(2)Al1s22s22p63s23p63d104s24p2GeCl4CD13(2016昌乐模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题： (1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式_。(2)d与a反应的产物的分子中，中心原子的杂化形式为_。(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：_。(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：元素op电离能/ (kJmol1)I1717759I21 5091 561I33 2482 957比较两元素的I2、I3可知，气态o2再失去一个电子比气态p2再失
33、去一个电子难。对此，你的解释是_。(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图所示，其中电负性最大的是_(填图中的序号)。(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图所示，则该元素是_(填元素符号)。解析：(1)26号为铁元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(2)d为N元素，a为H元素，二者形成的NH3中N原子的杂化形式为sp3。(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(4)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2的基态
34、离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结构，相对比较稳定，当其失去第三个电子时比较困难，而p2的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。(6)由图可知，该元素的电离能I4 远
35、大于I3，故为第A族元素，周期表中所列的第A族元素i属于第三周期，应为Al。答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2(2)sp3(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量(4)Mn2的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定(5) 2(6)Al考点一记牢主干知识1共价键的本质和特征(1)本质：原子之间形成共用电子对。(2)特征：具有方向性和饱和性。2共价键的分类分类依据类型及特点形成共价键的原子轨道重叠方式键原子轨道“头碰头”重叠键原子轨道“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移3键参数(1)概念(2
36、)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。4等电子原理原子总数相同，价电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。练通基础小题一、基础知识全面练1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)键可以绕键轴旋转，键不能绕键轴旋转()(2)气体单质中一定存在键，可能存在键()(3)只有非金属原子之间才能形成共价键()(4)在所有分子中都存在化学键()(5)键比键的电子云重叠程度大，形成的共价键强()(6)键能单独形成，而键一定不能单独形成()(7)碳碳叁键和碳碳双键的键能分别是碳碳单键键能的3倍和2倍()(8)键长等于成键两原子的半径之和()(9)所有的
37、共价键都有方向性()(10)O2分子中仅含非极性键()(11)CH4与NH互为等电子体()2试根据下表回答问题。某些共价键的键长数据如下所示：共价键CCC=CCCCOC=ONNN=NNN键长(nm)0.1540.1340.1200.1430.1220.1460.1200.110(1) 根据表中有关数据，你能推断出影响共价键键长的因素主要有哪些？其影响的结果怎样？(2)键能是_。通常，键能越_，共价键越_，由该键构成的分子越稳定。答案：(1)原子半径、原子间形成共用电子对数目。形成相同数目的共用电子对，原子半径越小，共价键的键长越短；原子半径相同，形成共用电子对数目越多，键长越短。(2)气态基态
38、原子形成1 mol化学键释放的最低能量大稳定二、常考题点分组练题点(一)共价键类型的判断1下列物质的分子中既有键，又有键的是()HClH2ON2H2O2C2H4C2H2ABC D解析：选D单键均为键，双键和叁键中各存在一个键，其余均为键。2.有以下物质：HF；Cl2；H2O；N2；C2H4。(1)只含有极性键的是_；(2)只含有非极性键的是_；(3)既有极性键又有非极性键的是_；(4)只含有键的是_；(5)既有键又有键的是_；.COCl2分子的结构式为 ，COCl2分子内含有()A4个键B2个键、2个键C2个键、1个键 D3个键、1个键解析：.(1)含不同原子，所以一定只含极性键；中两个氢原子
39、分别与氧原子相连，所以只含极性键。(2)双原子的单质分子只含非极性健，所以符合题意；(3)根据结构可判断既含极性键又含非极性键；(4)只有单键的只含键，即；(5)有双键或叁键的一定既有键又有键，即。.C和Cl之间为键，C和O之间为一个键、一个键，因此该分子中含有3个键、1个键，所以D项正确。答案：.(1)(2)(3)(4)(5).D 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，叁键中有一个键和两个键。(3)由成键轨道类型判断
40、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。题点(二)键参数及其应用3能够用键能的大小解释的是()A常温常压下，氯气呈气态而溴单质呈液态B硝酸是挥发性酸，硫酸是难挥发性的酸C稀有气体一般难发生化学反应D氮气在常温下很稳定，化学性质不活泼解析：选D共价分子构成物质的状态与分子内共价键的键能无关，A错误；物质的挥发性与分子内键能的大小无关，B错误；稀有气体是单原子分子，无化学键，C错误；氮气分子稳定是由于氮气分子中含有叁键，键能很大的缘故，D正确。4NH3分子
41、的空间构型是三角锥形，而不是正三角形的平面结构，其充分的理由是()ANH3分子是极性分子B分子内3个NH键的键长相等，键角相等CNH3分子内3个NH键的键长相等，3个键角都等于107.3DNH3分子内3个NH键的键长相等，3个键角都等于120解析：选CA项NH3为极性分子不能说明NH3一定为三角锥形；B项三条NH键键能与键长分别相同，键角相等仍有可能为正三角形；D选项与事实不符。题点(三)等电子体及其应用5下列粒子属于等电子体的是()ACO和SO3 BNO和O2CNO2和O3 DHCl和H2O解析：选A只要原子个数和最外层电子数相等的两种微粒，即为等电子体。6原子数相同、电子总数相同的分子，互
42、称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是_和_；_和_。(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NO互为等电子体的分子有_、_。解析：(1)仅由第二周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，如N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子。(2)依题意，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，即可互称为等电子体，NO为三原子，各原子最外层电子数之和
43、为562118，SO2、O3均为三原子，各原子最外层电子数之和为6318。答案：(1)N2CON2OCO2 (2)SO2O3考点二基础自主落实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立体构型电子对数成键数孤电子对数价层电子对立体构型分子立体构型实例220直线形直线形CO2330三角形三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O说明价层电子对互斥模型是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体
44、构型，不包括孤电子对。两者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对(未用于形成共价键的电子对)，当中心原子上无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，两者的构型不一致。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)杂化轨道三种类型3配位键和配合物(1)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共用电子对。(2)配位键的表示方法用AB表示，其中A表示提供孤对电子的原子，B表示接受共用电子对的原子。(3)配位化合物定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称
45、为配体)以配位键结合形成的化合物。形成条件：组成：小题热身1判断正误(正确的打“”，错误的打“”)。(1)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()(2)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()(3)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化()(4)只要分子构型为平面三角形，中心原子均为sp2杂化()(5)中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形()2已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4NH3H2O，请分析可能的原因是_。答案：CH4分子中的C原子没有孤电子对，NH3分子中N原子上有1对孤电子对，H2O分子中O原子上
46、有2对孤电子对，随着孤电子对的增多，对成键电子对的排斥作用增大，故键角减小3原子形成化合物时，电子云间的相互作用对物质的结构和性质会产生影响。请回答下列问题：(1)BF3分子的立体结构为_，NF3分子的立体结构为_。(2)碳原子有4个价电子，在形成化合物时价电子均参与成键，但杂化方式不一定相同。在乙烷、乙烯、乙炔和苯四种分子中，碳原子采取sp杂化的分子是_(写结构简式，下同)，采取sp2杂化的分子是_，采取sp3杂化的分子是_。试写出一种有机物分子的结构简式，要求同时含有三种不同杂化方式的碳原子：_。答案：(1)平面三角形三角锥形(2)CHCHCH2CH2、 CH3CH3 (其他合理答案均可)
47、考向合作探究价层电子对互斥理论及其应用1(2016衡水模拟)用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间构型，有时也能用来推测键角大小，下列判断正确的是()ASO2、CS2、HI都是直线形的分子BBF3键角为120，SnBr2键角大于120CCH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子DPCl3、NH3、PCl5都是三角锥形的分子解析：选CASO2是V形分子；CS2、HI是直线型的分子，错误；B.BF3键角为120，是平面三角形结构；而Sn原子价电子是4，在SnBr2中两个价电子与Br形成共价键，还有一对孤对电子，对成键电子有排斥作用，使键角小于120，错误；C.CH2O、B
48、F3、SO3都是平面三角形的分子，正确；D.PCl3、NH3都是三角锥形的分子，而PCl5是三角双锥形结构，错误。2(2016武汉模拟)用价层电子对互斥理论(VSEPR)预测H2S和COCl2的立体结构，两个结论都正确的是()A直线形；三角锥形BV形；三角锥形C直线形；平面三角形 DV形；平面三角形解析：选DH2S分子中的中心原子S原子上的孤对电子对数是1/2(612)2，则说明H2S分子中中心原子有4对电子对，其中2对是孤对电子因此空间结构是V形；而COCl2中中心原子的孤对电子对数是1/2(42112)0，因此COCl2中的中心原子电子对数是3对，是平面三角形结构，故选项是D。探规寻律判断
49、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离子的电荷数，b为电荷数，x为非中心原子的原子个数。如NH的中心原子为N，a51，b1，x4，所以中心原子孤电子对数(axb)(441)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。杂化轨道理论及其应用3下列分子中的中心原子杂化
50、轨道的类型相同的是()ACO2与SO2BCH4与NH3CBeCl2与BF3 DC2H2与C2H4解析：选BA项中CO2为sp杂化，SO2为sp2杂化，A项错；B项中均为sp3杂化，B项正确；C项中BeCl2为sp杂化，BF3为sp2杂化，C项错；D项中C2H2为sp杂化，C2H4为sp2杂化，D项错。4(2016兰州模拟)关于原子轨道的说法正确的是()A凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体BCH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合形成Csp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组新轨道D凡AB3型的共价
51、化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键解析：选CA中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型不都是正四面体，例如氨气是三角锥形的。B.甲烷分子碳原子的2s和2p通过sp3杂化，形成4个杂化轨道，和4个氢原子的1s轨道形成4个CH单键。C.sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组新轨道，它们的能量完全相同，是能量等同的轨道，正确。D.AB3型的共价化合物，其中中心原子A不都采用sp3杂化轨道成键，例如BF3中的B原子是sp2杂化，是平面三角形结构。探规寻律“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
52、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109.5，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、N与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。(4)根据中心原子的电子对数判断如中心原子的电子对数为4，是sp3杂
53、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，含一个键为sp2杂化，含二个键为sp杂化。配合物理论及其应用5(2013山东高考节选)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，则该配合物提供孤对电子的原子是_。解析：B原子与X原子形成配位键，因为B为缺电子原子，只能作中心原子，故形成配位键时提供孤对电子的原子是X。答案：X6(2013全国卷节选)F、K和Fe3三种离子组成的化合物K3FeF6，其中化学键的类型有_；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为_，配位体是_。解析：由化合物K3FeF6，知它是一种离子化合物
54、，其中的化学键有离子键和配位键，复杂离子为FeF63，配位体是F。答案：离子键、配位键FeF63F考点三记牢主干知识1分子的极性(1)非极性分子与分子极性的判断(2)键的极性、分子空间构型与分子极性的关系类型实例键的极性空间构型分子极性X2H2、N2非极性键直线形非极性分子XYHCl、NO极性键直线形极性分子XY2(X2Y)CO2、CS2极性键直线形非极性分子SO2极性键V形极性分子H2O、H2S极性键V形极性分子XY3BF3极性键平面正三角形非极性分子NH3极性键三角锥形极性分子XY4CH4、CCl4极性键正四面体形非极性分子2范德华力和氢键(1)范德华力物质分子间普遍存在的一种相互作用力称
55、为范德华力。范德华力约比化学键的键能小12个数量级。(2)氢键由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢原子)与另一个电负性很强的原子(如水分子中的氧原子)之间的作用力。(3)对物质性质的影响范德华力和氢键主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点和溶解性等。3溶解性 (1)“相似相溶”规律非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。4手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手
56、与右手一样，镜面对称，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体，具有手性异构体的分子叫手性分子。5无机含氧酸分子的酸性对于同一种元素的无机含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn，R相同时，n值越大，R的正电性越强，ROH中的氧原子的电子就会越向R偏移，在水分子的作用下，就越容易电离出H，酸性也就越强。如H2SO3可写成(HO)2SO，n1；H2SO4可写成(HO)2SO2，n2。所以H2SO4的酸性强于H2SO3。同理，酸性：HNO3HNO2，HClO4HClO3HClO2HClO。练通基础小题一、基础知识全面练1判断正误(正确的打“”，错误的
57、打“”)。(1)以极性键结合起来的分子不一定是极性分子()(2)非极性分子中，一定含有非极性共价键()(3)氨水中氨分子与水分子间形成了氢键()(4)乙醇分子和水分子间只存在范德华力()(5)碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键()(6)水分子间既存在范德华力，又存在氢键()(7)氢键具有方向性和饱和性()(8)H2和O2之间存在氢键()(9)H2O2分子间存在氢键()(10)卤素单质、卤素氢化物、卤素碳化物(即CX4)的熔、沸点均随着相对分子质量的增大而增大()(11)氢键的存在一定能使物质的熔、沸点升高()(12)极性分子中可能含有非极性键()(13)H2O比H2S稳定是
58、因为水分子间存在氢键()2在下列物质中：HClN2NH3Na2O2H2O2NH4ClNaOHArCO2C2H4(1)只存在非极性键的分子是_；既存在非极性键又存在极性键的分子是_；只存在极性键的分子是_。(2)只存在单键的分子是_，存在叁键的分子是_，只存在双键的分子是_，既存在单键又存在双键的分子是_。(3)只存在键的分子是_，既存在键又存在键的分子是_。(4)不存在化学键的是_。(5)既存在离子键又存在极性键的是_；既存在离子键又存在非极性键的是_。答案：(1)(2)(3)(4)(5)3按要求回答下列问题：(1)已知苯酚( )具有弱酸性，其Ka1.1 1010；水杨酸第一级电离形成的离子
59、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_。(2)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是_。(3)H2O分子内的OH键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_。的沸点比 高，原因是_。答案：(1) 中形成分子内氢键，使其更难电离出H(2)NH3分子间能形成氢键(3)OH键、氢键、范德华力形成分子内氢键，使物质沸点降低而 形成分子间氢键，使物质沸点升高二、常考题点分组练题点(一)键的极性与分子极性的关系1下列各组分子中，都属于含极性键的非极性分子的是()ACO2、H2SBC2H4、CH4CCl2、C2H2 DNH3、H
60、Cl解析：选BH2S和NH3、HCl都是含有极性键的极性分子；Cl2是含有非极性键的非极性分子；CO2、CH4是含有极性键的非极性分子；C2H4和C2H2是含有极性键和非极性键的非极性分子。2下列叙述中正确的是()A以非极性键结合起来的双原子分子一定是非极性分子B以极性键结合起来的分子一定是极性分子C非极性分子只能是双原子单质分子D非极性分子中，一定含有非极性共价键解析：选A采用反例法判断正误。A项正确，如O2、H2、N2等；B项错误，以极性键结合起来的分子不一定是极性分子，若分子构型对称，正负电荷重心重合，就是非极性分子，如CH4、CO2、CCl4、CS2等；C项错误，某些共价化合物如C2H
61、4等也是非极性分子；D项错误，非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2。探规寻律分子的极性判断方法(1)分子的极性由共价键的极性和分子的立体构型两方面共同决定极性键极性分子极性键或非极性键非极性分子(2)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。题点(二)分子间作用力对物质性质的影响3若不断地升高温度，实现“雪花水水蒸气氧气和氢气”的变化。在变化的各阶段被破坏的粒子间的主要相互作用依次是()A氢键；范德华力；极性键B氢键；氢键；非极性键C氢键；极性键；范德华力D范德华力；氢键；非极性键解析：选A从“雪花水水蒸
62、气氧气和氢气”的变化看，各阶段主要被破坏的是氢键、范德华力、极性共价键。4某化合物的分子式为AB2，A属A族元素，B属A族元素，A和B在同一周期，它们的电负性值分别为3.44和3.98，已知AB2分子的键角为103.3。下列推断不正确的是()AAB2分子的空间构型为“V”形BAB键为极性共价键，AB2分子为非极性分子CAB2与H2O相比，AB2的熔点、沸点比H2O的低DAB2分子中无氢原子，分子间不能形成氢键，而H2O分子间能形成氢键解析：选B根据A、B的电负性值及所处位置关系，可判断A为O元素，B为F元素，该分子为OF2。OF键为极性共价键。因为OF2分子的键角为103.3，OF2分子中键的
63、极性不能抵消，所以为极性分子。5氨气溶于水时，大部分NH3与H2O以氢键(用“”表示)结合形成NH3H2O分子。根据氨水的性质可推知NH3H2O的结构式为()解析：选B中学阶段仅需知道氢键存在于N、O、F与H之间，故C、D两项不符合题意；又因NH3H2O=NHOH，故A不符合题意，B符合题意。知能存储范德华力、氢键和共价键的比较范德华力氢键共价键作用粒子分子或原子(稀有气体分子)氢原子，氟、氮、氧原子(分子内，分子间)原子强度比较共价键氢键范德华力影响其强度的因素随着分子极性和相对分子质量的增大而增大组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大对于AHB，A、B的电负性越大，B原子的半
64、径越小，氢键键能越大成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定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分子内氢键使物质的熔、沸点降低影响分子的稳定性，共价键键能越大，分子稳定性越强对于原子晶体，共价键键能越大，晶体的熔点越高题点(三)无机含氧酸分子的酸性6下列无机含氧酸分子中酸性最强的是()AHNO2BH2SO3CHClO3DHClO4解析：选DHNO2和H2S
65、O3在水中部分电离属弱酸；对于同一种元素的含氧酸，该元素的化合价越高其含氧酸的酸性越强，HBrHClC金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅DNaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低解析：选CA项、B项中分子晶体熔、沸点高低与分子间的作用力有关，含有氢键时会出现反常现象，与分子内共价键无关。D项离子晶体内存在的是离子键。4下列各组物质中，按熔点由低到高的顺序排列正确的是()O2、I2、HgCO、KCl、SiO2Na、K、Rb Na、Mg、AlA BC D解析：选D常温下O2为气体、I2为固体、Hg为液体，熔点由低到高的顺序为O2、Hg、I2，熔点由低到高的顺序为Rb、K、Na，故错误探规
66、寻律“两角度”比较晶体熔、沸点的高低1不同类型晶体熔、沸点的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 2同种类型晶体熔、沸点的比较(1)原子晶体如熔点：金刚石碳化硅硅。 (2)离子晶体 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力越强，其晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgOMgCl2，NaClCsCl。衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。(3)分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸
67、点反常高。如H2OH2TeH2SeH2S。组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4GeH4SiH4CH4。组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3OHCH3CH3。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 (4)金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：NaMgAl。1(2016资阳模拟)关于晶体的下列说法中正确的是()A溶质从溶液中析出是得到晶体的三条途径之一B区别晶体和非晶体最好的方法是观察是否有规则的几何外形C水晶在不同方向上的硬度、导热性、导电性相同D只有无色透明的
68、固体才是晶体解析：选AA获得晶体的方法有熔融态物质凝固、气态物质凝华、溶质从溶液中结晶析出，因此溶质从溶液中析出是得到晶体的三条途径之一，正确；B.区别晶体和非晶体最好的方法是对固体进行X射线衍射实验，而不是通过观察是否有规则的几何外形，错误；C.水晶是晶体SiO2，其性质的各向异性表现在物理性质如在不同方向上的硬度、导热性、导电性不相同，错误；D.晶体不一定是无色透明的，如CuSO45H2O，无色透明的也不一定是晶体，如玻璃属于玻璃态物质，错误。2现有四种晶体，其离子排列方式如图所示，其中化学式正确的是()解析：选CAA离子个数是1，B离子个数 1/8 81 ，所以其化学式为AB，故A错误；
69、B.E离子个数 1/ 8 4 1/2 ，F离子个数 1/8 4 1/2 ，E、F离子个数比为 11，所以其化学式为EF，故B错误；C.X离子个数是1，Y离子个数 1 /2 63 ，Z离子个数 1/ 8 81 ，所以其化学式为XY3 Z，故C正确；D.A离子个数 1/8 8 1/2 64 ，B离子个数121/4 1 4，A、B离子个数比11，所以其化学式为AB，故D错误。3下列说法中，正确的是()A冰融化时，分子中HO键发生断裂B原子晶体中，共价键越强，熔点越高C分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔沸点一定越高D分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定解析：选BA项，冰为分子晶体，融化时
70、破坏的是分子间作用力，错误。B项，原子晶体熔点的高低取决于共价键的强弱，共价键越强，熔点越高，正确。分子晶体熔沸点高低取决于分子间作用力的大小，而共价键的强弱决定了分子的稳定性大小，C、D项错误。4下列变化需克服相同类型作用力的是()A碘和干冰的升华B硅和C60的熔化C氯化氢和氯化钾的溶解 D溴和汞的汽化解析：选AA项变化克服的都是范德华力，正确；硅和C60的熔化分别克服的是共价键、范德华力， B项错误；氯化氢和氯化钾的溶解分别克服的是共价键、离子键，C项错误；溴和汞的汽化分别克服的是范德华力、金属键，D项错误。5氮氧化铝(AlON)属原子晶体，是一种超强透明材料，下列描述错误的是()AAlO
71、N和石英的化学键类型相同BAlON和石英晶体类型相同CAlON和Al2O3的化学键类型不同DAlON和Al2O3晶体类型相同解析：选DAlON与石英(SiO2)均为原子晶体，所含化学键均为共价键，A、B项正确；Al2O3是离子晶体，晶体中含离子键，不含共价键，C项正确，D项错误。6下面有关晶体的叙述中，不正确的是()A金刚石网状结构中，由共价键形成的碳原子环中，最小的环上有6个碳原子B氯化钠晶体中，每个Na周围距离相等且紧邻的Na共有6个C氯化铯晶体中，每个Cs周围紧邻8个ClD干冰晶体中，每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子解析：选B氯化钠晶体中每个Na周围距离相等且紧邻的Na共有12个，
72、B项错误。7.(2016邢台模拟)某晶体的一部分如图所示，这种晶体中A、B、C三种粒子数之比是()A394B142C294 D384解析：选BA粒子数为6；B粒子数为632；C粒子数为1；故A、B、C粒子数之比为21142。8(2016绵阳模拟)下列对各组物质性质的比较中，正确的是()A硬度：LiNaKB熔点：金刚石晶体硅二氧化硅碳化硅C第一电离能：NaMgAlD空间利用率：六方密堆积面心立方体心立方解析：选A碱金属元素中，其硬度随着原子序数的增大而减小，所以硬度LiNaK，故A正确；原子晶体中，键长越长其键能越小，则晶体的熔点越低，键能大小顺序是：CC键、CSi键、SiSi键，所以熔点高低顺
73、序是：金刚石碳化硅晶体硅，故B错误；同一周期，元素第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第A族、第A族元素第一电离能大于相邻元素，第一电离能：MgAlNa，故C错误；空间利用率：六方密堆积74%、面心立方74%、体心立方68%，所以空间利用率：六方密堆积面心立方体心立方，故D错误。 9下列各物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是()ACH4SiH4GeH4SnH4BKClNaClMgCl2MgOCRbKNaLiD金刚石Si钠解析：选D晶体熔点的高低取决于构成该晶体的结构粒子间作用力的大小。A项物质均为结构相似的分子晶体，其熔点取决于分子间作用力的大小，一般来说，结构相似的分子晶体，相对
74、分子质量越大者分子间作用力也越大，故A项各物质熔点应为逐渐升高的顺序；B项物质均为离子晶体，离子晶体熔点高低取决于离子键键能的大小，一般来说，离子的半径越小，电荷越多，离子键的键能就越强，故B项各物质熔点也应为升高顺序；C项物质均为同主族的金属晶体，其熔点高低取决于金属键的强弱，而金属键键能与金属原子半径成反比，与价电子数成正比，碱金属原子半径依LiCs的顺序增大，价电子数相同，故熔点应是Li最高，Cs最低；D项，原子晶体的熔点取决于共价键的键能，后者则与键长成反比，金刚石CC键的键长更短些，所以金刚石的熔点比硅高。原子晶体的熔点一般比金属晶体的熔点高。10高温下，超氧化钾晶体呈立方体结构，晶
75、体中氧的化合价部分为0价，部分为2价。如图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞，则下列说法正确的是()A超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K和4个OB晶体中每个K周围有8个O，每个O周围有8个KC晶体中与每个K距离最近的K有8个D晶体中与每个O距离最近的O有6个解析：选A由题中的晶胞结构知：有8个K位于顶点，6个K位于面心，则晶胞中含有的K数为4(个)；有12个O位于棱上，1个O处于中心，则晶胞中含有O数为1214(个)，所以超氧化钾的化学式为KO2；晶体中每个K周围有6个O，每个O周围有6个K，晶体中与每个K(或O)距离最近的K(或O)有12个。11(2016扬州模拟)(1)金属镍及其化合物
76、在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2和Fe2的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点FeO_NiO (填“”或“”)；铁有、三种同素异形体，各晶胞如下图，则、两种晶胞中铁原子的配位数之比为_。 (2)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，一种铜金合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_；该晶体中，原子之间的强相互作用是_。 (3)某钙钛型复合氧化物如图1所示，以A原子为晶胞的顶点，A位可以是Ca、Sr、Ba或Pb，当B位是V、Cr
77、、Mn、Fe等时，这种化合物具有CMR效应。用A、B、O表示这类特殊晶体的化学式：_。已知La为3价，当被钙等二价元素A替代时，可形成复合钙钛矿化合物La1xAxMnO3(x0.1)，此时一部分锰转变为4价。导致材料在某一温度附近有反铁磁铁磁、铁磁顺磁及金属半导体的转变，则La1xAxMnO3中三价锰与四价锰的物质的量之比为_。下列有关说法正确的是_。A镧、锰、氧分别位于周期表f、d、p区B氧的第一电离能比氮的第一电离能大C锰的电负性为1.59，Cr的电负性为1.66，说明锰的金属性比铬强D铬的堆积方式与钾相同，则其堆积方式如图2所示解析：(1)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说
78、明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。由于Ni2的离子半径小于Fe2的离子半径，则熔点NiOFeO。、两种晶胞中铁原子的配位数分别是8个和6个，所以、两种晶胞中铁原子的配位数之比是43。(2)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，则最外层电子数为1，则价电子排布式为5d106s1，在晶胞中Cu原子处于面心，N(Cu)63，Au原子处于顶点位置，N(Au)81，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为31，为金属晶体，原子间的作用力为金属键。(3)由图1可知，晶胞中A位于顶点，晶胞中含有A为81个，B位于晶胞的体心
79、，含有1个，O位于面心，晶胞中含有O的个数为63，则化学式为ABO3。设La1xAxMnO3中三价锰与四价锰的物质的量分别为m和n，则有3(1x)2x3m4n6、mn1，解之得m1x，nx，则La1xAxMnO3中三价锰与四价锰的物质的量之比为(1x)x。A.由金属在周期表中的位置可知镧、锰、氧分别位于周期表f、d、p区，故A正确；B.氮元素的2p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，因此氮元素的第一电离能大于氧元素的第一电离能，故B错误；C.元素的电负性越强，金属性越弱，故C正确；D.图中堆积方式为镁型，故D错误。答案：(1)43(2) 31金属键(3)ABO3(1x)xA、C12(2014海南
80、高考).对于钠的卤化物(NaX)和硅的卤化物(SiX4)，下列叙述正确的是_。ASiX4难水解BSiX4是共价化合物CNaX易水解DNaX的熔点一般高于SiX4.碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图： 回答下列问题：(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质形式，它们互为_。(2)金刚石、石墨烯(指单层石墨)中碳原子的杂化形式分别为_、_。(3)C60属于_晶体，石墨属于_晶体。(4)石墨晶体中，层内CC键的键长为142 pm，而金刚石中CC键的键长为154 pm。其原因是金刚石中只存在CC间的_共价键，而石墨层内的CC间不仅存在_共价键，还有_键。(5)
81、金刚石晶胞含有_个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则r_a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率_(不要求计算结果)。解析：.A项SiX4容易发生水解反应，错误。B项卤素与硅都是非金属元素，所以二者结合的化合物SiX4是共价化合物，正确。C项NaX可能是强酸强碱盐，不发生水解反应，错误。D项NaX是离子化合物，微粒间通过离子键结合，而SiX4则是分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合。因此NaX的熔点一般高于SiX4，正确。.(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质，性质不同，它们互称同素异形体。(2)在金刚石中碳原子的四个价电子与四个C原子形成四
82、个共价键，C的杂化形式是sp3；在石墨烯(指单层石墨)中碳原子与相邻的三个C原子形成三个共价键，C的杂化形式是sp2。(3)C60是由60个C原子形成的分子，属于分子晶体。而石墨在层内原子间以共价键结合，在层间以分子间作用力结合，所以石墨属于混合晶体。(4)在金刚石中只存在CC间的共价键，在石墨层内的CC间不仅存在共价键，还存在键。(5)金刚石的立体网状结构金刚石晶胞，顶点8个，相当于1个C原子，然后面心上6个，相当于3个C原子，而在其8个小正方体空隙中有一半也是C原子，且在晶胞内，故还有4个C原子，加在一起，可得一个金刚石晶胞中有8个C原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接
83、触模型，则正方体对角线的1/4就是CC键的键长，即a2r，所以ra，碳原子在晶胞中的空间占有率w。答案：.BD.(1)同素异形体(2)sp3sp2(3)分子混合(4)(或大键或pp键)(5)813(2015全国卷)碳及其化合物广泛存在于自然界中。回答下列问题：(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_形象化描述。在基态14C原子中，核外存在_对自旋相反的电子。(2)碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是_。(3)CS2分子中，共价键的类型有_，C原子的杂化轨道类型是_，写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子_。(4)CO能与金属Fe形成Fe(CO)
84、5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，其固体属于_晶体。(5)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：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。解析：(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布用电子云形象地描述。基态14C原子的轨道表示式为 ，则核外存在2对自旋相反的电子。(2)碳原子核外最外层有4个电子，在化学反应中很难失去4个电子形成阳离子，也很难得到4个电子形成阴离子。因此，碳在形成化合物时，主要通过共用电
85、子对形成共价键。(3)CS2分子中，存在键和键。CS2分子中，C原子的价层电子对数为2，杂化轨道类型为sp。根据等电子理论，与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子有CO2、COS和N2O，离子有NO、SCN。(4)因Fe(CO)5熔、沸点较低，常温下为液体，其固体应属于分子晶体。(5)由石墨烯的结构可知，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有的C原子数为62。由金刚石的结构可知，每个C可参与形成4条CC键，其中任意两条边(共价键)可以构成2个六元环。根据组合知识可知四条边(共价键)任选其中两条有6组，6212。因此每个C原子连接12个六元环。六元环中C原子采取sp3杂化，为空间六边形结构，最多有4个C原子位于同一平面。答案：(1)电子云2(2)C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构(3)键和键spCO2、SCN(或COS等)(4)分子(5)32124
