1、不清楚基态与激发态的关系1下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是A1s22s22p63s13p3B1s22s22p63s23p63d104s14p1 C1s22s22p63s23p63d24s1 D1s22s22p63s23p63d104s24p1【错因分析】一般情况下，核外电子排布不符合构造原理的原子都是非基态原子，原子不稳定，但要注意洪特规则特例，如 Cr 和 Cu。易错选 A、B 或 C【参考答案】D原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。但处于激发
2、态的原子不稳定，当电子从激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，通常以光(辐射) 的形式释放出来。1. 在短周期元素中，元素的基态原子核外未成对电子数等于电子层数的元素有 a 种，元素的基态原子最外层电子数是未成对电子数 2 倍的元素有 b 种，则 a :b 的值为A1B2C3D4【答案】B核外电子的运动状态判断出错2. 电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 概率密度分布的形象化描述。下列有关电子云的说法正确的是A. 概率密度的大小体现了电子数目的多少B. 概率密度的大小体现了空间某处电子出现概率的大小C. 基态 C 原子的 1s 电子的电子云和 2s 电子的电子云完
3、全相同D. 基态 Li 原子的 1s 电子的电子云和 2s 电子的电子云形状不同【错因分析】对电子云的定义不明确。电子云包含两方面：半径大小和电子云形状，电子云与填充的电子数目的多少无关。【试题解析】电子云是核外电子的概率密度分布，体现了电子在空间某处出现概率的大小，不是电子的数目的多少，A 项错误，B 项正确。1s、2s 电子的电子云形状相同，半径不等，C、D 项均错误。【参考答案】B误区一忽视不同电子层的同种能级的电子云或原子轨道形状相同，但半径不一样。 误区二不清楚不同电子云或原子轨道的形状取决于其类型，而与电子的数目无关。2观察 1s 轨道的电子云示意图，判断下列说法正确的是A1 个小
4、黑点表示 1 个自由运动的电子B. 1s 轨道的电子云为圆形的面C. 电子在 1s 轨道上的运动像地球围绕太阳旋转D. 1s 轨道电子云的点的疏密程度表示电子在某一位置出现的概率【答案】D电子排布式书写错误339 号元素钇的原子核外电子排布式是A1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2B1s22s22p63s23p63d104s24p65s24d1 C1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2D1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d1【错因分析】本题易错点是盲目根据构造原理中的电子填充顺序书写电子排布式而错选 B。【试题解析】根据
5、构造原理可知电子填入能级的先后顺序为 4s、3d、4p、5s、4d，因此钇元素原子的 3 个价电子分别填入 5s、4d 能级，价电子排布式为 4d15s2，故 A 项正确。【备注】电子排布式的书写方法:（1） 将原子轨道按照能层序数由小到大的顺序从左到右排列，能层序数相同的原子轨道按照 s、p、d、f 的顺序从左到右排列。按照构造原理向各原子轨道中填充电子。（2） 电子排布式的书写顺序与电子填充顺序有所不同，电子进入能级的顺序是按照构造原理中能级的能量 递增的顺序，而电子排布式的书写则按能层递增的顺序。【参考答案】A书写电子排布式时，要注意两点：（1） 能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写
6、，如 Fe 的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2 正确，而1s22s22p63s23p64s23d6 错误。（2） 注意对比电子排布式， 简化电子排布式， 价电子排布式的区别与联系。如 Fe 的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：Ar3d64s2；价电子排布式：3d64s2。3（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
7、 ，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 。【答案】（1）Ar3d84s2 或 1s22s22p63s23p63d84s2（2）3d84s24（3）Fe1s22s22p63s23p63d64s2 或Ar3d64s2（4）Cu1s22s22p63s23p63d104s1 或Ar3d104s1【思路分析】解答本题应注意以下两点：（1）要明确能层、能级与轨道之间的关系，确定电子数。（2）注意洪特规则特例。元素周期表中特殊元素的易错点4X、Y、Z、W、M 均为短周期元素，X、Y 同主族，
8、X 的氢化物和最高价氧化物对应的水化物能反应生成一种离子化合物，其水溶液呈酸性；Z、W、M 是第三周期连续的三种元素，其中只有一种是非金属元素，且原子半径：ZWM。下列叙述正确的是AZ 是海水中含量最多的金属元素，W 是地壳中含量最多的金属元素B. X、M 两元素的氢化物的稳定性：XWM”可知，Z、W、M 分别为 Mg、Al、Si。海水中含量最多的金属元素是 Na，A 项错误；N、Si 的氢化物稳定性：NH3SiH4，B 项错误；N 的氧化物不能作高温耐火材料，C 项错误；AlN 的水解反应为 AlN+3H2O Al(OH)3+NH3，Al(OH)3 可净水，D 项正确。【参考答案】D11.
9、氢元素的特性：有唯一不含中子的同位素氕1 H ；氢气是质量最轻的气体，氢原子是半径最小的原子；既能形成简单阳离子(H+)，又能形成简单阴离子(H-)；形成化合物种类最多的元素；最高正化合价和最低负化合价的代数和为 0；是唯一不在 p 区的非金属元素。2. 短周期元素中能形成原子个数比为 11 或 21 两种化合物的元素：H 和 O(H2O、H2O2)、Na 和 O(Na2O 、 Na2O2) 。3. 氟元素的特性：其单质是唯一能与水剧烈反应的非金属元素；是唯一无正化合价的非金属元素；常温下， H2 和 F2 混合可以发生爆炸。4. X、Y、Z、W 是短周期元素，X 元素原子的最外层未达到 8
10、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【答案】C忽视第一电离能“反常”5. 同周期内不同元素的第一电离能 I1 随着原子序数的增大而增大，但个别元素的 I1 出现反常现象。下列关系正确的AI1 (氮) I1 (氧)BI1 (氟)
11、 I1 (氧)CI1 (镁) I1 (镁)【错因分析】解本题最容易犯的错误是依据第一电离能的变化规律（同周期从左到右 I1 呈增大趋势），而错选 C。【参考答案】A第一电离能 I1 大小的比较：同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，但要注意第A 族和第A 族的反常，如 I1 (Be) I1 (B)，I1 (Mg） I1 (Al)；第A 族和第A 族的反常，如 I1 (N) I1 (O)，I1 (P) I1 (S)。同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。5. 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
12、渐减小，故第一电离能必依次增大C最外层电子排布为 ns2np6（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 I1I2I3HNO2、H2SO4H2SO3 而混淆酸的酸性与氧化性，误认为酸性越强的酸其氧化性也越强。名称正磷酸偏磷酸亚磷酸次磷酸分子式H3PO4HPO3H3PO3H3PO2结构式磷的化合价+5+5+3+1酸的元数三元一元二元一元2. 误认为羟基数就是含氧酸的元数。如磷元素的几种含氧酸的名称、分子式、结构式、磷的化合价、酸的 元数如下表：3. 同种元素的含氧酸，中心原子的价态越高，含氧酸的氧化性不一定越强。如酸性：HClO4HClO3HClO， 氧
13、化性：HClO4HClO3SiH4GeH4SnH4BKClNaClMgCl2MgO CRbKNaLiD. 石墨金刚石SiO2【错因分析】解本题最容易犯的错误是错用离子晶体中的晶格能而错选 B。【试题解析】分子晶体熔点的高低取决于该晶体的结构和粒子间作用力的大小。A 项物质均为结构相似的分子晶体，其熔点高低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，相对分子质量越大， 分子间作用力越大，熔点越高，错误；B 项物质均为离子晶体，离子晶体的熔点高低取决于晶格能的大小， 一般来说，离子的半径越小，所带电荷数越多，晶格能越大，熔点越高，错误；C 项物质均为同主族的金属晶体，其熔点高低取决于金
14、属键的强弱，而金属键的键能由金属原子的半径、价电子数决定，选项中金属原子的半径从 Rb 至 Li 逐渐减小，价电子数相同，故熔点应是Li 最高，Rb 最低，错误；D 项中石墨、金刚石和SiO2 均为原子晶体，原子晶体的熔点取决于共价键的键能，而共价键的键能与键长成反比，石墨中 CC 键键长比金刚石中 CC 键的键长更短些，所以石墨的熔点比金刚石略高，金刚石的熔点又比 SiO2 高，正确。【参考答案】D1. 不同类型晶体的熔、沸点的比较（1） 不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如 MgO 具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定
15、比分子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。（2） 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。3. 同种类型晶体的熔、沸点的比较（1）原子晶体熔、沸点越高键能越大键长越短原子半径越小如熔点：金刚石碳化硅硅。（2） 离子晶体一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2NaClCsCl。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，硬度也越大。（3） 分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如 H2OH2Te
16、H2SeH2S。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物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如 CON2，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，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：NaMgAl。10. 下列说法不正确的是A. 离子晶体的晶格能越大离子键越强B. 阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多C. 通常阴、阳离子的半径越小、所带电荷数越多，该阴、阳离子组成的离子化合物的晶格能越大D. 拆开 1 mol 离子键
17、所需的能量为该离子晶体的晶格能【答案】D1. 基态原子的核外电子排布（1） 排布规律能量最低原理原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。所有电子排布规则都需满足能量最低原理。泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋状态相反。洪特规则当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，且自旋状态相同。（2） 电子在原子轨道上的填充顺序构造原理图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以
18、看出，不同能层的能级有交错现象，如 E(3d) E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图的主要依据之一。但需注意洪特规则特例。表示方法举例（3） 基态原子核外电子排布的表示方法（以S为例）原子结构示意图电子式电子排布式1s22s22p63s23p4或Ne3s23p4电子排布图（4） 基态原子电子排布式的书写方法由原子序数书写核外电子排布式a. 常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3
19、p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高能级排列，如 31 号元素镓，首先排满 1s2，依次填充 2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10，最后填充 4p1；b. 也可以用 311813，然后再填充 13 个电子，如Ar3d104s24p1。由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：a. 位于 s 区的第A、第A 分别为Ar4s1、Ar4s2；b. 位于 p 区的主族元素为Ar3d104s24p 族序数2(0 族元素除外)；c. 位于 d 区的副族元素为Ar3dm4sn(mn族序数，第族元素除外)；d. 位于 ds
20、 区的副族元素为Ar3d104sm(m族序数) 。由元素名称书写核外电子排布式a. 前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如 S 的最外层电子数为 6，其核外电子排布式为Ne3s23p4；b. 第四周期从 K 开始数，数到 n，就可以写成“Arn 个电子”。如 Fe，从 K 开始数到 Fe 为 8，其核外电子排布式为Ar3d64s2；Se，从 K 开始数到 Se 为 16，其核外电子排布式为Ar3d104s24p4。2. 电离能和电负性的应用（1）电离能判断元素金属性的强弱：电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱。判断元素的化合价(I1、I2表示各级电离能)：如果某元
21、素的 In+1In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素的 I2I1，所以钠元素的常见化合价为+1。元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布处于全空、半充满或全充满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期相邻元素的第一电离能。（2）电负性3. 形形色色的分子单原子分子(稀有气体)、双原子分子不存在立体构型，多原子分子中，由于空间的位置关系，会有不同类型的立体异构。（1） 三原子分子直线形和 V 形化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CO2直线形180H2OV 形105（2） 四原子分子平面三角形和三角锥形化学式立体构型结构式键角比例
22、模型球棍模型CH2O平面三角形120NH3三角锥形107（3） 五原子分子化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CH4正四面体形10928（4） 常见多原子分子的立体构型多原子分子的立体构型形形色色，异彩纷呈。如白磷(P4，正四面体)、PCl5(三角双锥)、SF6(正八面体)、P4O6、P4O10、C60(“足球”状分子，由平面正五边形和正六边形组成)、C6H12(环己烷)、C10H16(金刚烷)、S8、B12(硼单质)等的立体构型如图所示。P4(正四面体)PCl5(三角双锥)SF6(正八面体) P4O6 P4O10C60椅式 C6H12船式 C6H12 C10H16S8B124. 分子立体
23、构型的确定利用 VSEPR 理论预测分子立体构型的思路： 键电子对数+ 孤电子对数= 价层电子对数VSEPR 模型分子的立体构型。其中正确地确定键数和 a、x、b 的值是计算价电子对数的关键，也是判断、预测VSEPR 模型和立体构型的关键。一些常见的分子、离子的价层电子对数和立体构型如下表。分子或离子键电子对数中心原子上的孤电子对数价层电子对数立体构型axb1 (axb)2分子CO2242202直线形BeCl2222102直线形SO2262213V 形SO3363203平面三角形NH3353114三角锥形H2O262124V 形CH4(CCl4)444104正四面体形离子H3O+361=531
24、14三角锥形CO2-334+2=63203平面三角形SO2-446+2=84204正四面体形ClO-337+1=83214三角锥形注意：当中心原子无孤电子对时，VSEPR 模型与分子的立体构型一致；当中心原子有孤电子对时，VSEPR 模型与分子的立体构型不一致。运用价电子对互斥理论的注意事项（1） 利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时应注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构 型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。（2） 二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中 心原子上有孤电子对时，二者的构型不一致。5. 常
25、见晶体的结构类型晶体类型晶体晶体中粒子分布详解金属晶体体心立方堆积(如 Na、K、Fe 等)体心立方堆积，每个原子的配位数为 8，每个晶胞中含有 2 个原子六方最密堆积(如 Mg、Zn、Ti 等)ABABAB方式最密堆积，每个原子的配位数为 12，每个晶胞(1 个小立方体)中含有 2 个原子面心立方最密堆积(如Cu、Ag、Au 等)ABCABCABC方式最密堆积，每个原子的配位数为 12，每个晶胞中含有 4 个原子离子晶体氯化铯晶体每 8 个 Cs+、8 个 Cl各自构成立方体，在每个立方体的中心有 1个异电性离子(Cl或 Cs+)。在每个 Cs+周围最近且等距离的 Cl有8 个，在每个 Cl
26、周围最近且等距离的 Cs+也有 8 个氯化钠晶体Na+和 Cl交替占据立方体的顶角而向空间延伸。在每个 Na+周围最近且等距离的 Cl有 6 个(上、下、左、右、前、后各 1 个)，在每个 Cl-周围最近且等距离的 Na+也有 6 个原子晶体金刚石晶体每个 C 与另外 4 个 C 以共价键结合，前者位于正四面体中心， 后者位于正四面体顶点。晶体中所有 CC 键的键长相等、键角相等(均为 10928)；晶体中最小碳环由 6 个 C 组成且不在同一平面内石英(SiO2)晶体每个 Si 与 4 个 O 结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点，同时每个 O 被两个四面体所共用。正四面体内的O
27、SiO 键角为 10928，晶体中硅、氧原子个数比为 12分子晶体干冰晶体每 8 个 CO2 构成立方体且在 6 个面的中心又各有 1 个 CO2，CO2分子的配位数为 12混合晶体石墨晶体层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼有原子晶体、 金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个 C 与 3 个 C 形成 CC 键，构成正六边形，每个六边形平均只占 2 个 C，碳原子个数与CC 键个数之比为 236. 与晶体有关的计算晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元。在它的上下左右前后“无隙并置”地排列着无数晶胞，而且晶 胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列均完全相同。如某个粒子为 n 个晶
28、胞所共有，则该粒子有 1 属于这个晶胞。中学常见的晶胞为立方晶胞(如铜晶胞)。n（1） “均摊法”原理晶胞中任意位置上的一个原子如果被 n 个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子分得的份额就是 1 。n非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石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 ，那么一3个六边形实际有 6 1 =2 个碳原子。又如，在六棱柱晶胞（如下图所示的 MgB2 晶胞）中，顶点上的原3子为 6 个晶胞(同层 3 个，上层或下层 3 个)共有，面上的原子为 2 个晶胞共有，因此镁原子个数为12
29、16+2 12=3，硼原子个数为 6。（2） 晶体微粒与 M、之间的关系若 1 个晶胞中含有 x 个微粒，则 1 mol 该晶胞中含有 x mol 微粒，其质量为 xM g(M 为微粒的相对“分子” 质量)；又 1 个晶胞的质量为a3 g(a3 为晶胞的体积)，则 1 mol 晶胞的质量为a3NA g，因此有 xMa3NA。1 Li 是最轻的固体金属，采用 Li 作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：（1） 下列 Li 原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为 、 （填标号）。ABC D（2） Li+与 H具有相同的电子构型，r（Li+）小于
30、 r（H），原因是 。（3） LiAlH4 是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4 中的阴离子空间构型是 、中心原子的杂化形式为 。LiAlH4 中，存在 （填标号）。A离子键B键C键D氢键（4） Li2O 是离子晶体，其晶格能可通过图（a）的 BornHaber 循环计算得到。可知，Li 原子的第一电离能为 kJmol1，O=O 键键能为 kJmol1，Li2O 晶格能为 kJmol1。（5） Li2O 具有反萤石结构，晶胞如图（b）所示。已知晶胞参数为 0.4665 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则 Li2O 的密度为 gcm3（列出计算式）。【答案】（1）DC（2） Li+核电荷数较大
31、（3） 正四面体sp3AB（4）52049829088 7 + 4 16N（5）A(0.4665 10-7 )3详解：（1）根据核外电子排布规律可知 Li 的基态核外电子排布式为 1s22s1，则 D 中能量最低；选项 C 中有2 个电子处于 2p 能级上，能量最高；（2） 由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此 Li半径小于 H；（3） LiAlH4 中的阴离子是 AlH4，中心原子铝原子含有的价层电子对数是 4，且不存在孤对电子，所以空间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是 sp3 杂化；阴阳离子间存在离子键，Al 与 H 之间还有共价单键，不存在双键和氢键，答案选
32、 AB；（4） 根据示意图可知 Li 原子的第一电离能是 1040 kJ/mol2520 kJ/mol；0.5mol 氧气转化为氧原子时吸热是 249 kJ，所以 OO 键能是 249 kJ/mol2498 kJ/mol；根据晶格能的定义结合示意图可知 Li2O 的晶格能是 2908 kJ/mol；（5） 根据晶胞结构可知锂全部在晶胞中，共计是 8 个，根据化学式可知氧原子个数是 4 个，则 Li2O 的密度是r= m =VNA8 7 + 4 16g/cm3 。(0.4665 10-7 )3点睛：本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，电离能、晶格能，化学键类型，晶胞的计算等知识，
33、保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。难点仍然是晶胞的有关判断与计算，晶胞中原子的数目往往采用均摊法：位于晶胞顶点的原子为 8 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/8；位于晶胞面心的原子为 2 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/2；位于晶胞棱心的原子为 4 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/4；位于晶胞体心的原子为 1 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1。2硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2SS8FeS2SO2SO3H2SO4熔点/85.5115.2600（分解）75.516.810.3沸点/60.3444.610.045.0337.
34、0回答下列问题：（1） 基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为 ，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形。（2） 根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同其他分子 的是 。（3） 图（a）为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为 。（4） 气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为 形，其中共价键的类型有 种； 固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为 。2（5） FeS2晶体的晶胞如图（c）所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，
35、 其晶体密度的计算表达式为 gcm3；晶胞中Fe2+位于S2- 所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为 nm。【答案】（1）哑铃（纺锤）（2） H2S（3） S8 相对分子质量大，分子间范德华力强（4） 平面三角2sp3（5）4MAN a31021a22详解：（1）基态 Fe 原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图（轨道表达式）为 ；基态 S 原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p4，则电子占据最高能级是 3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。（2） ） 根据价层电子对互斥理论可知 H2S、SO2、SO3 的气态分子中，
36、中心原子价层电子对数分别是2 + 6 -1 2 = 4、2 + 6 - 2 2 = 3、3 + 6 - 2 3 = 3222，因此不同其他分子的是 H2S。（3） S8、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体，由于 S8 相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多；（4） 气态三氧化硫以单分子形式存在，根据（2）中分析可知中心原子含有的价层电子对数是 3，且不存在孤对电子，所以其分子的立体构型为平面三角形。分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有 2 种， 即键、键；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中 S 原子形成 4 个共价键，因此其杂化轨道
37、类型为 sp3。（5） 根据晶胞结构可知含有铁原子的个数是 121/4+14，硫原子个数是 8 1/8+61/24，晶胞边长为 a nm、 FeS2 相对式量为 M，阿伏加德罗常数的值为 NA，则其晶体密度的计算表达式为r= m =V4MAN (a 10-7 )3g/cm3 =4MAN a 3 1021 g/cm3 ；晶胞中 Fe2+位于所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长是面对角线的一半，则为 2 a nm。2点睛：本题主要是考查核外电子排布、杂化轨道、空间构型、晶体熔沸点比较以及晶胞结构判断与计算等， 难度中等。其中杂化形式的判断是难点，由价层电子特征判断分子立体构型时需注意：价层电子
38、对互斥模型说明的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构型，不包括孤电子对。 当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致；价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况， 但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。3锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：（1）Z n 原子核外电子排布式为 。（2） 黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由 Zn 和 Cu
39、 组成。第一电离能1（Zn）1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是 。（3） ZnF2 具有较高的熔点（872 )，其化学键类型是 ；ZnF2 不溶于有机溶剂而 ZnCl2、ZnBr2、ZnI2 能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是 。（4） 中华本草等中医典籍中，记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3 中，阴离子空间构型为 ，C 原子的杂化形式为 。（5） 金属 Zn 晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为 。六棱柱底边边长为 a cm，高为 c cm，阿伏加德罗常数的值为 NA，Zn 的密度为 gcm3（列出计算式）。【答案】（1）Ar3d10
40、4s2（2） 大于Zn 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子（3） 离子键ZnF2 为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2 的化学键以共价键为主、极性较小（4） 平面三角形sp2（5） 六方最密堆积（A3 型）65 6N 63 a2cA4（3） 根据氟化锌的熔点可以判断其为离子化合物，所以一定存在离子键。作为离子化合物，氟化锌在有机 溶剂中应该不溶，而氯化锌、溴化锌和碘化锌都是共价化合物，分子的极性较小，能够溶于乙醇等弱极性有机溶剂。3（4） 碳酸锌中的阴离子为 CO 2-，根据价层电子对互斥理论，其中心原子 C 的价电子对为 3+(4322)/2=3对，所以空间构型为正三角形，中心
41、 C 为 sp2 杂化。（5） 由图示，堆积方式为六方最紧密堆积。为了计算的方便，选取该六棱柱结构进行计算。六棱柱顶点的原子是 6 个六棱柱共用的，面心是两个六棱柱共用，所以该六棱柱中的锌原子为 12 +2 +3=6 个，所以该结构的质量为 665/NA g。该六棱柱的底面为正六边形，边长为 a cm，底面的面积为 6 个边长为 acm 的正三角形面积之和，根据正三角形面积的计算公式，该底面的面积为 6 cm2，高为 c cm，所以体积为 6 cm3。所以密度为：gcm-3。点睛：本题是比较常规的结构综合习题，考查的知识点也是多数习题考查的重点知识。需要指出的是最后一步的计算，可以选择其中的晶
42、胞，即一个平行六面体作为计算的单元，直接重复课上讲解的密度计算过程即可。本题的解析中选择了比较特殊的解题方法，选择六棱柱作为计算单元，注意六棱柱并不是该晶体的晶胞（晶胞一定是平行六面体），但是作为一个计算密度的单元还是可以的。4. 碳族元素(C、Si、Ge、Sn、Pb)的单质及其化合物在生产和生活中应用广泛。回答下列问题:（1） 基态 Sn 原子中，核外电子占据的最高能级的符号为 ，该能级具有的原子轨道数为 。（2） Ge 单晶具有晶体硅型结构，Ge 单晶的晶体类型为 。Ge 与同周期的 As、Se 相比较，第一电离能由大到小的顺序是 。（3） Ge 与 C 是同族元素，C 原子之间可以形成双
43、键、叁键，但 Ge 原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是 。（4） 比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因 。GeCl4GeBr4GeI4熔点/-49.526146沸点/83.1186约 400（5） 甲硅烷(SiH4)是硅氢化合物中结构最简单、应用最广泛的一种，与甲硅烷互为等电子体的离子是 (任写一种)。（6） Ge 的晶胞结构与金刚石相似，若 Ge 的原子半径为 r，则 Ge 晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 (列式即可)。【答案】（1）5p3（2） 原子晶体AsSeGe（3） 锗元素原子半径大，难以通过“肩并肩”方式形成键（4） GeCl4、GeBr4、
44、GeI4 均为分子晶体。组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔沸点越高。相对分子质量 GeCl4GeBr4GeI4，所以，熔沸点 GeCl4GeBr4SeGe。（5） 与甲硅烷互为等电子体的离子有PH+ 、 NH+ 。44（6） 根据题意知，Ge 的晶胞结构为，Ge 的原子半径为 r，则 GeGe 键的键长为 2r，据此计算出晶胞的边长为 8 3 r，一个 Ge 晶胞中含有 8 个 Ge 原子，根据空间利用率= Ge原子总体积 100%，34 r3 8晶胞体积可计算出该晶胞中 Ge 原子的空间利用率为 3100%= 3 100%=34% 。(8 3 r)31635.
45、有 A、B、C、D、E 五种元素。其相关信息如下:元素相关信息AA 原子失去一个电子之后被称为质子BB 的基态原子 2p 轨道中有三个未成对电子CC 的基态原子 M 层全充满、N 层 p 能级有两个空轨道DD 能形成红色(或砖红色)的 D2O 和黑色的 DO 两种氧化物EE 的原子核外电子有 25 种运动状态请回答下列问题:（1）D 原子的核外电子排布式为 。（2） A、B、D 三种元素可形成D(BA3)42+配离子。配体的中心原子的杂化方式为 。该配离子中存在的化学键类型有 (填序号)。a.配位键b.金属键c.极性共价键d.非极性共价键e.离子键f.氢键若D(BA3)42+具有对称的空间构型
46、，且当D(BA3)42+中的两个 BA3 被两个 Cl-取代时，能得到两种不同结构的产物，则D(BA3)42+的空间构型为 (填字母)。a.平面正方形b.正四面体c.三角锥形d.V 形（3） 通常，d 轨道全空或全满的过渡金属离子与水分子形成的配合物无颜色，否则有颜色，如Co(H2O)62+显粉红色，据此判断，E(H2O)62+(填“有”或“无”)颜色。（4） C 的元素名称是 ，属于 区元素。B 和 C 组成的化合物是第三代半导体材料，其晶体结构和单晶硅相似，晶胞结构如图所示:a. 原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置，其中原子坐标参数 m 为(0，0，0)，n 为( 12， 1 ，2
47、0)，p 为(1，0，1)。则 q 原子的原子坐标参数为 。b. 已知该晶胞的边长为 a nm，其密度为 d gcm-3，则阿伏加德罗常数的值 NA= (用 a、d 表示)。【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s1 或Ar3d104s1（2） sp3 杂化aca（3） 有（4）镓pa.( 3 ， 3 ， 3 )b.336 1021444a3d（3） 基态 Mn 原子的核外电子排布式为Ar3d54s2，Mn2+的核外电子排布式为Ar3d5，d 轨道为半充满状态，与水分子形成的配合物Mn(H2O)62+有颜色。（4） a.氮化镓结构和单晶硅相似，观察氮化镓晶胞可知 q 原子的原子
48、坐标参数为( 34， 3 ，43 )。b.该晶胞4中含有 4 个 GaN，其质量为(484/NA) g，晶胞的体积为(a10-7)3 cm3，所以有(a10-7)3d=484/NA，解得NA= 336a3d1021。6. 钙钛矿的化学成分为 CaTiO3，常含钠、铈、铁、铌等。回答下列问题:（1） 基态钛原子的外围电子排布式为 。基态氧原子核外电子占据的能量最高能级的电子 云轮廓图是 。4（2） 纳米氧化铁常作火箭推进剂 NH4ClO4 分解的催化剂。ClO- 中氯原子的杂化类型是 ，与ClO- 互为等电子体的分子有 (填一种)；氯的含氧酸根离子还有ClO- 、 ClO- 、ClO-，其432
49、中立体构型为三角锥形的离子是 (填离子符号)。（3） 工业上，冶炼钛的原理为:TiO2+2Cl2+2CTiCl4+2CO，TiCl4+2Mg Ti+2MgCl2Mg 的第一电离能大于 Al，其原因是 。已知四氯化钛在通常情况下是无色液体，熔点为-25 ，沸点为 136 。四氯化钛的晶体类型是 。（4） 钛的氧化物和氧化钙反应生成 CaTiO3，钛的氧化物晶胞如图 1 所示，CaTiO3 晶胞如图 2 所示。钛的氧化物的化学式为 ；在钛酸钙晶胞中，Ca2+和周围 个 O2-等距离且最近。（5） 钠晶胞如图 3 所示。已知钠离子半径为 r nm，则钠晶胞原子空间利用率为 ；钠晶体的密度为 gcm-
50、3(NA 表示阿伏加德罗常数的值)。【答案】（1）3d24s2哑铃形ClO-（2） sp3CCl4、SiF4 等(任写一种)3（3） 基态 Mg 原子 3s 能级达到全充满结构，而铝原子价层电子排布式为 3s23p1分子晶体（4） TiO212（5） 3 69 31021A832r3 N【解析】本题考查物质结构与性质，意在考查考生的空间想象能力和计算能力。（1）钛的原子序数为 22，外围电子排布式为 3d24s2；氧原子价层电子排布式为 2s22p4，能量最高的 2p 电子云轮廓图为哑铃形。（5） 设钠晶胞参数为 a nm，由题图 3 知，钠晶胞为体心立方结构，有(4r)2=3a2，a= 4r
51、 ，钠晶胞中原子空34 r3 2间利用率= 3a3= 3 。钠晶体的密度=82 234r-7 3gcm-3=69 332r3 N1021 gcm-3 。3NA(10 )A7. 铜是中学化学常见的元素。（1） Cu2+的电子排布式为 。（2） 往硫酸铜溶液中通入过量的氨气，可生成可溶性配合物Cu(NH3)4SO4H2O。该配合物中存在的化学键除了极性共价键外，还有 。该配合物中所含的第二周期元素的第一电离能的大小关系为 。NH3 的空间构型为 ；其中 N 的杂化方式为 。（3） 铜晶体中铜原子的堆积方式如图 1 所示，则铜晶体中原子的堆积模型属于 。（4） 铜与氯形成的化合物的晶胞如图 2 所示
52、(黑点代表铜原子)。该晶体的化学式为 。该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是 ，此化合物的 NH3H2O 溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为 。已知该晶体的密度为 gcm-3，阿伏加德罗常数的值为 NA，该晶体中铜原子和氯原子之间的最短距离为体对角线长度的 1 ，则该晶体中铜原子和氯原子之间的最短距离为pm。4【答案】（1）1s22s22p63s23p63d9（2） 配位键、离子键NO三角锥形sp3（3） 面心立方最密堆积（4） CuClCu+可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子)Cu(NH3)42+34 99.54rNA31010（4）铜与氯形成的化合物的晶胞中，铜原子共 4 个，氯原子的个数是8 18+6 12=4，所以该晶体的化学式为CuCl。由于 Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子)，因此该化合物难溶于水但易溶于氨水；此化合物的 NH3H2O 溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，则深蓝色溶液中阳离子的化学式为Cu(NH3)42+。 设晶胞的边长是 a cm，根据一个晶胞中含有 4 个“CuCl”可知 a3= 4 99.5 ，该晶体中 Cu 原子和 Cl 原子之NA间的最短距离为体对角线长度的 14，则该晶体中 Cu 原子和 Cl 原子之间的最短距离为34 99.54rNA3101
