1、 高考中对本模块内容的考查是以一道综合题的形式进行，由于题量限制，命题者必须思考如何依靠一道题的几个设问就能覆盖整个模块内容，因此命题者只能选择本模块的几个核心知识点进行命题。本模块的核心考点有以下几个：(1)原子核外电子排布式的表示；(2)元素电离能和电负性的周期性变化，并利用其说明元素的某些性质；(3)离子键与共价键的比较，共价键、氢键与分子间作用力的比较；(4)常见杂化轨道类型的判断，常见简单分子或离子空间构型的判断；(5)晶体的类型判断与性质比较，有关晶胞的计算。上述命题形式和核心考点预计在2013年的高考中不会发生变化。本模块内容较为抽象，在复习时，要紧紧抓住课本，掌握代表物质的结构
2、特征和性质，另外要分析往年高考试题，抓住命题重点和设问形式，然后进行专项训练，突破各个要点。课 堂 反 馈课 堂 探 究考 点 突 破课 时 作 业高 考 集 训考高集 训1(双选)(2011海南，19)下列分子中，属于非极性的是()ASO2BBeCl2CBBr3DCOCl2答案BC2(2011四川，8)下列说法正确的是()A分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键B分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸C含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体D元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强答案A解析本题综合考查化学键、物质分类等化学概念。惰性气体组成的晶体中不含化学键，只含有分子间作用力，A项正
3、确。1分子能电离出两个H的酸才是二元酸，如CH3COOH分子中含有4个H，却是一元酸，B项错误。AlCl3晶体中含有金属阳离子，但是分子晶体，C项错误。氮元素的非金属性较强，但N2很稳定，故D项错误。3(2011安徽，11)中学化学中很多“规律”都有其适用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是()A根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大B根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是7C根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH6.8的溶液一定显酸性D根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO答案D解析本题主要
4、考查了元素周期律、溶液的酸碱性等，突显了化学反应原理中的共性与特性。Mg元素具有全充满的3s2状态，Al元素的3s23p1不是全充满、半充满或全空的状态，因此，Mg的第一电离能比Al大，故A错误；在卤族元素中F元素是非金属性最强的元素，只能显负价，不能显正价，故B错误；溶液中水的电离程度受温度的影响，C项中没有说明溶液的温度，因此，无法判断溶液的酸碱性，故C错误；由于H2CO3的酸性比HClO的强，故将CO2通入NaClO溶液能生成HClO，符合较强酸制取较弱酸的规律，D正确。4(2011浙江，7)下列说法不正确的是()A化学反应有新物质生成，并遵循质量守恒定律和能量守恒定律B原子吸收光谱仪可
5、用于测定物质中的金属元素，红外光谱仪可用于测定化合物的官能团C分子间作用力比化学键弱得多，但它对物质的熔点、沸点有较大的影响，而对溶解度无影响D酶催化反应具有高效、专一、条件温和等特点，化学模拟生物酶对绿色化学、环境保护及节能减排具有重要意义答案C解析本题考查了重要的化学概念、化学术语。A对，因为任何化学反应都是有新物质生成的变化；化学变化必然伴随着物质和能量的变化；变化过程分别遵循质量、能量守恒。B对，因为原子吸收光谱法是基于被测元素基态原子在蒸气状态对其原子共振辐射的吸收进行元素定量分析的方法；红外光谱法作为分子吸收光谱的一种，是利用物质对红外光区的电磁辐射的选择性吸收来进行结构分析及对各
6、种吸收红外光的化合物的定性和定量分析的方法。C错，因为氢键也属于分子间作用力的一种，由于氢键的存在，很多物质譬如氨、乙醇、小苏打等在水中的溶解度显著增大了。D对，因为科学家正是利用酶催化反应的原理造福人类。(3)H可与H2O形成H3O，H3O中O原子采用_杂化。H3O中HOH键角比H2O中HOH键角大，原因为_。(4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为a gcm3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_cm3。(3)在H2O分子中，O原子采用的sp3杂化方式。(4)根据CaO晶胞与NaCl晶胞相同，可知CaO的晶胞中含有4个CaO；晶胞体积为V，则Va gcm3
7、NA4 mol56 g/mol，V456/aNAcm3。堂课探 究解读考纲考点考纲解读原子结构与元素的性质1.了解原子核电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(136号)原子核外电子的排布，了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。3.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。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。基础回扣一、原子结构1能层与能级能级的符号和所能容纳的最多电子数2构造原理与电子排布式(1)构造原理随着原子_，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。(2)电子排布式构造原
8、理的应用根据构造原理，按照能级顺序，用能级符号_的数字表示该能级上_的式子，叫做电子排布式。例如，Na：_。3基态与激发态、光谱与光谱分析(1)基态与激发态：处于_的原子叫做基态原子，当基态原子的电子_能量后，电子会_到较高能级，基态原子变成激发态原子。(2)光谱与光谱分析光 谱：不 同 元 素 的 电 子 发 生 跃 迁 时 会 吸 收 或 释 放_，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或_，总称原子光谱。光谱分析：现代化学中，常利用原子光谱上的_来鉴定元素，称为_。4电子云与原子轨道(1)电子云：现代量子力学指出，不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态(如1s,2s,2p)的核外电
9、子在某个时刻处 于 原 子 核 外 空 间 何 处，而 只 能 确 定 它 在 原 子 核 外 各 处_，_图看起来像一片云雾，被形象地称为电子云。(2)原子轨道概念：常把电子出现的概率为_的空间圈出来，这种电子云的轮廓图称为原子轨道。形状(3)泡利原理和洪特规则泡利原理条件：当电子在_排布时；结论：1个轨道里最多容纳_，且_相反。洪特规则条件：当电子排布在_时；结论：总是优先_，而且_相同。基态原子的核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：_、_、_。二、原子结构与元素周期表1每一周期的元素数目随着周期序号的递增，金属元素数目逐渐_，非金属元素数目逐渐_。周期一二三四五六七元素数目2_金属元
10、素数目0_非金属元素数目_2各区元素性质及原子外围电子排布的特点分区元素分布及特点外围电子排布元素性质特点s区_除氢外都是活泼的_元素p区A族A族、0族_均是_d区B族B族、族(n1)d19ns12均是_元素ds区_均是金属元素f区镧系、锕系(n2)f 014(n1)d02ns2镧系、锕系元素化学性质相近三、原子半径、电离能和电负性的周期性变化规律1原子半径原子半径r的大小取决于电子的_和_两个因素，电子的能层越多，则电子间的负电排斥_，使原子半径_；核电荷数越大，则核对电子的引力_，使原子半径_。2第一电离能(1)概 念：_原 子 失 去 一 个 电 子 转 化 为_所需要的_。单位：_。(
11、2)第一电离能的递变规律同一周期随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈_的 趋 势。_的 第 一 电 离 能 最 小，_的 第 一 电 离 能 最 大。同 一 主 族 随 着 电 子 层 数 的_，元素的第一电离能逐渐_。3电负性(1)含义：用来描述不同元素的原子对_吸引力的大小。(2)递变规律同周期元素从左往右，电负性_，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐_，表明元素的金属性逐渐_，非金属性逐渐_。三、1.电子层数 核电荷数 越大 增大 越大 越小2(1)气态电中性基态气态基态正离子最低能量kJmol1(2)递增每个周期第一种元素最后一种元素递增减小3(1)
12、键合电子(2)逐渐变大 变小 增强 减弱点考突 破1各原子轨道的能量高低多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律：(1)相同电子层上原子轨道能量的高低：nsnpndnf。(2)形状相同的原子轨道能量的高低：1s2s3sB，NO，MgAl，PS)逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小4.元素在周期表的周期序数基态原子的能层数(即电子层数)。特别提醒金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。例2下表列出前20号元素
13、中的某些元素性质的一些数据：元素性质原子半径(1010m)1.02 2.27 0.74 1.43 0.77 1.10 0.99 1.86 0.75 1.17最高价态613457154最低价态2243134请回答下列问题：(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是_(填编号)。(2)上述、三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是_(写分子式)。元素和形成的化合物的化学式为_，它是一种重要的结构材料，推测它应属于_晶体；元素的原子价电子排布式是_。(3)四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是_(填化学式)。(4)和两元素比较，非金属性较弱的是_(填名
14、称)，可以验证你的结论是下列中的_(填序号)。A气态氢化物的挥发性和稳定性B单质分子中的键能C两元素的电负性D含氧酸的酸性E氢化物中XH键的键长(X代表和两元素)F两单质在自然界的存在形式解析由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，可推出为S，为K，为O，为Al，为C，为P，为Cl，为Na，为N，为Si。(1)在同一周期中，自左至右元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是K。(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素和形成的化合物为Si3N4，属
15、于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。(3)元素的非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，非金属 性 强 弱 为 ClSPSi，故 其 氢 化 物 稳 定 性 为HClH2SPH3SiH4。(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。答案(1)(2)PCl3、CCl4Si3N4 原子 3s23p4(3)HClH2SPH3SiH4(4)氮元素 C、E变式训练4电离能是指气态原子或气态离子失去电子所需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需要的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依此类推。现有5种元素A、B、C、D、E，其中
16、有三种金属元素，一种稀有气体元素，其I1I3分别如下表。根据表中数据判断其中的金属元素有_，稀有气体元素有_，最活泼的金属是_，显2价的金属是_。答案BCDEBD元素I1/eVI2/eVI3/eVA13.023.940.0B4.331.947.8C5.747.471.8D7.715.180.3E21.641.165.2解析电离能越小，说明该原子越易失去电子，金属性越强；电离能越大，说明该原子越不易失去电子，非金属性越强。表中BCD三种元素的第一电离能相对比较小，应该属于金属；E元素的第一电离能最大，应该属于稀有气体元素；B元素的第一电离能最小，应该是所列的元素中最活泼的金属元素；D元素的第二电
17、离能最小，且第三电离能最大，说明D元素的原子很容易失去2个电子，应该是显2价的金属元素。5已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi电负性1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_。(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？Mg3N2BeCl2AlCl3SiC答案(1)随
18、着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化(2)Mg3N2为离子化合物；SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。解析元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递增呈周期性变化。根据已知条件及表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。堂课反 馈1下列图像表述的现象与电子的跃迁无关的是()答案A2下列原子的电子排布式能表示基态原子电子排布的是()ANe3s13p3BAr3d64s1CAr3d64s2DNe3s23p63d5答案C解析
19、此题考查基态原子核外电子的排布规律。A应为Ne3s23p2，B应为Ar3d54s2，D应为Ne3s23p63d34s2。3在多电子原子中，各电子中能量最高的是()A2pB2sC3p D3d答案D解析多电子原子中电子的能量高低取决于主量子数n和角量子数l。当主量子数n相同时，nsNO BOClFCAsPH DClSAs答案D解析本题考查电负性大小的比较。同周期中从左到右，电负性增大；同主族从上至下电负性逐渐减小。可以首先判断元素在周期表中相对位置，然后再应用规律判断。A项应为FON，B项中电负性最大为F，其次为O，第三是Cl，这是应知道的知识，因而A、B错；C项P、As同主族，电负性PAs，H的
20、电负性一般比其他非金属元素小(也可根据氢化物价态判断)，因而电负性大小应为PAsH，C错。5某元素原子3p能级上有一个空轨道，则该元素为()ANa BMgCAl DSi答案D6下列轨道表示式能表示氧原子的最低能量状态的是()答案A解析掌握氧的核外电子排布式和原子轨道表示式就能作出正确选择。7(双选)下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应，且都产生H2的是()A核内无中子的原子B电子构型为3s23p1C最外层电子数等于倒数第三层上的电子数的主族元素的原子DN层上无电子，最外层上的电子数等于电子层数的原子答案BD解析此题考查元素性质与原子核外电子排布知识。A项信息说明为H，但H2与
21、酸、碱都不发生反应；B、D两项可推断该元素是铝，符合题意；C项为镁，与烧碱溶液不反应。8有A、B、C三种主族元素，已知A元素原子的价电子构型为nsn，B元素原子的M层上有两个未成对电子，C元素原子L层的p轨道上有一对已成对电子，由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是()AA3BC4BA2BC4CA2BC3DABC4答案A解析此题考查元素核外电子排布与元素化合价知识。A的价电子构型为nsn，而n2，因而A为H或Be；B的M层即有两个未成对电子只可能为3s23p2或3s23p4，为S或Si；C为第二周期元素，符合条件的2s22p4，为O；然后根据元素可能化合价，判断可能形成H2SO4或H2SO3
22、或BeSO4或BeSO3四种化合物。9短周期的两种元素A、B，其中A元素的原子最外层电子排布式为(n1)sn(n1)pn1，B元素的原子最外层电子排布式为(n1)sn(n1)pn3。试解答下列各题：(1)电子排布式中的n_；原子中能量最高的是_电子，其电子云在空间有_方向，原子轨道呈现_形。(2)元素A的名称是_；元素B的名称是_；二者形成的化合物有_种，其中分子空间构型呈三角锥形的是_(写化学式)；形成这些化合物的化学键类型是_。答案(1)23p(写np也可以)三种互相垂直的伸展 纺锤(2)磷 氯 2PCl3 共价键解析(1)根据构造原理，先填满ns能级，而s能级只有1个原子轨道，故最多只能
23、容纳2个电子，即n2，所以元素A的原子最外层电子排布式为3s23p3，元素B的原子最外层电子排布式为3s23p5，由此可知A、B分别是P、Cl两种元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知P、Cl原子的核外电子中的3p能级能量最高，p电子的原子轨道呈纺锤形，在空间伸展有三种互相垂直的方向。(2)磷、氯元素可以形成PCl3和PCl5两种化合物，其中P原子是中心原子，三角锥形结构需要3个配位原子，故呈三角锥形空间结构的是PCl3；PCl键都是共价键。10已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化
24、合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：(1)X元素原子基态时的电子排布式为_，该元素的符号是_；(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为_，该元素的名称是_；(3)X与 Z可 形 成 化 合 物 XZ3，该 化 合 物 的 空 间 构 型 为_；(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是_；(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由_。(3)X与Z形成的化合物为AsH3，其空间构型可类比同主族的氢化物NH3，为三角锥形。(4)根据电子守恒配平即可。(5)氢化物的稳定性和元素的非金属性有关，或与共价键的键 长 有 关。键 长 越 短，键 能 越 大，氢 化 物 越 稳 定。所 以NH3PH3AsH3。沸点高低和分子间作用力有关。分子间作用力越大，沸点越高。NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3比PH3的相对分子质量大，所以AsH3沸点高于PH3。温示提馨请做：课时作业（39）课时作业堂堂清（点击进入）
