专题01 原子、分子结构与性质（期中培优讲义）高二化学下学期人教版

专题01 原子、分子结构与性质 目 录 第一部分 知识体系·导图构型 第二部分 重难剖析·方法技巧 重点01 基态原子核外电子的排布 重点02 电离能与电负性 重点03 元素推断与元素周期律的综合应用 重点04 分子结构与物质的性质 重点05 判断分子或离子的空间构型与键角的比较 重点06 等电子体、大π键、配合物和超分子 第三部分 典例精析·迁移应用 第四部分 考场练兵·分层实战 夯实基础·综合应用·思维拔高 重点一 基态原子核外电子的排布 1．原子核外电子的排布 （1）基态原子核外电子排布的表示方法 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价层电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式(电子排布图) 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： （3）常见特殊原子或离子基态简化电子排布式 微粒 简化电子排布式 微粒 简化电子排布式 微粒 简化电子排布式 Fe原子 [Ar]3d64s2 Cu+ [Ar]3d10 Cu2+ [Ar]3d9 Fe2+ [Ar]3d6 Cr原子 [Ar]3d54s1 Mn2+ [Ar]3d5 Fe3+ [Ar]3d5 Cr3+ [Ar]3d3 Ni原子 [Ar]3d84s2 重点二 电离能与电负性 1．第一电离能 （1）第一电离能(I1)变化规律 ①同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第ⅡA、ⅢA族反常；第ⅤA ⅥA族反常； ②同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 ③逐级电离能逐渐增大，同能层的电离能变化不大，但不同能层的电离能差别很大(突变)。如。 （2）电离能及其应用 电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱：一般来说，第一电离能越小，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：根据逐级电离能确定最外层电子数和各层电子数 2．电负性 （1）变化规律：(以氟的电负性为4.0作为相对标准) 一般来说，同周期主族元素，从左到右电负性逐渐增大，非金属性逐渐增大。 同主族元素，从上到下电负性逐渐减小，非金属性逐渐减小。 其中元素周期表中电负性最大的是F，然后是O。 （2）电负性及其应用 电负性的变化规律 一般来说，在元素周期表中，元素的电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小 电负性的三个主要应用 ①确定元素类型：一般来说，电负性大于1.8的为非金属元素，电负性小于1.8的为金属元素 ②确定化学键类型：一般来说，两成键元素的电负性差值大于1.7时易形成离子键，两成键元素的电负性差值小于1.7时易形成共价键 ③判断化合物中元素价态正负：一般来说，电负性大的元素呈负价，电负性小的元素呈正价 3．“对角线”规则 “对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上或右下方相邻的另一元素及其化合物的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8. “对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： ①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物； ②能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性： ①单质在冷的浓硝酸中钝化； ②氧化物、氢氧化物都有两性； ③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3和2.336 g·cm-3，两者相近； ②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； ③最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 重点三 元素推断与元素周期律的综合应用 1．微粒半径大小比较的一般规律 ①同周期(除0族外)，随原子序数的递增，原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； ②同主族，随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+； ③具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大，微粒的半径越小(阴前阳下，径小序大)，如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； ④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。 2．金属性和非金属性的比较方法 ①非金属性强弱判断： a．与氢气化合越容易，非金属性越强； b．简单氢化物越稳定，非金属性越强； c．最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强； d．单质的氧化性越强，非金属性越强。 ②金属性强弱判断： a．金属与水或酸反应置换H2越容易(反应越剧烈)，金属性越强； b．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强； c．单质的还原性越强(对应离子的氧化性越弱)，金属性越强。 3．常考元素的价键情况 常考元素 价键数 举例 、、 1 、、 、 4 、、 2 、、 、 3或5 、、 2或4或6 、、 重点四 分子结构与物质的性质 1．分子的极性 （1）分子极性的判断依据 （2）常见的键极性与分子极性 分子类型 键的极性 分子空间结构 分子极性 代表分子 双原子分子 A2 非极性键 直线(对称) 非极性 N2等 AB 极性键 直线(不对称) 极性 CO、HF等 三原子分子 AB2 直线(对称) 非极性 CO2、CS2、BeCl2等 V形(不对称) 极性 H2O、H2S、SO2等 四原子分子 AB3 平面三角形(对称) 非极性 BF3、BCl3、SO3等 三角锥形 极性 NH3、PCl3、NF3等 五原子分子 AB4 正四面体(对称) 非极性 CH4、SiF4等 ABnC4-n 四面体形(不对称) 极性 CH2Cl2等 （3）分子极性的判断方法 ①只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子。如O2、H2、P4、C60. ②含有极性键的双原子分子都是极性分子。如HCl、HF、HBr。 ③含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的是极性分子。 ④判断ABn型分子极性的经验规律： a．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。 b．中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。 （4）分子极性对物质性质的影响 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，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 3．范德华力、氢键及共价键的比较 范德华力 氢键 共价键 概念 物质分子之间普遍存在的一种相互作用力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。 由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间形成的作用力。氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 作用微粒 分子 氢原子、电负性很大的原子 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响强度的因素 ①随着分子极性的增大而增大；②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X—H…Y—，X、Y的电负性越大，Y原子的半径越小，作用力越大 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 ①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质；②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，如熔、沸点：F2<Cl2<Br2<I2，CF4<CCl4<CBr4 ①分子间氢键使物质沸点较高例如：沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。 ②分子内氢键使物质的熔、沸点降低，如熔沸点：<。 ③物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。 ④解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。 ①影响分子的稳定性；②共价键的键能越大，分子的稳定性越强 4．分子手性的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 重点五 判断分子或离子的空间构型与键角的比较 1．分子离子的空间结构的判断 （1）价层电子对互斥理论与分子构型 ①价层电子对互斥理论和分子构型 价层电子对数 σ键电子对数 中心原子上的孤电子对数 VSEPR模型名称 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 平面三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O ②中心原子杂化类型和分子构型的相互判断 分子组成(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子立体构型 示例 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 正四面体形 CH4 （2）等电子原理判断杂化方式： 如CO2是直线形分子，CNS-、N3-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。 （3）中心原子的成键特点与杂化方式的关系 ①单键C、N、O(、、—O—)：sp3杂化。 ②双键C、N、O(、、)：sp2杂化。 ③“=C=”：sp杂化。 ④三键C、N(—C≡C—、—C≡N)：sp杂化。 2．分子或离子键角的比较 （1）利用价层电子对互斥模型比较键角的方法 ①中心原子杂化类型不同的粒子，键角大小：sp杂化>sp2杂化>sp3杂化，如键角：CH≡CH>CH2==CH2>CH4. ②中心原子杂化方式相同的粒子，由于斥力：孤电子对与孤电子对之间>孤电子对与成键电子对之间>成键电子对与成键电子对之间，孤电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小。如键角：CH4>NH3>H2O。 ③中心原子杂化方式相同且孤电子对数也相同，利用中心原子的电负性大小，比较键角大小。如H2O、H2S中，中心原子均为sp3杂化，分子空间结构均为V形，由于电负性：O>S，吸引电子的能力：O>S，且键长：O—H键<S—H键，使得H2S中成键电子对的斥力比H2O中成键电子对的斥力弱，键角小，即键角：H2O(104°30′)>H2S(92°)。 ④中心原子相同，且中心原子的杂化方式和孤电子对数也相同，利用配位原子的电负性比较键角大小，配位原子电负性越大，键角越小，如NF3<NCl3. ⑤同一粒子中不同共价键的键角，由于斥力：双键间>双键与单键间>单键间，则键角大小不同。如甲醛中：，键角：α>β。 重点六 等电子体、大π键、配合物和超分子 1．等电子体 （1）概念：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH。 （2）等电子体的寻找方法：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互为等电子体，根据等电子体定义，寻找等电子体的常用方法就是换原子。 ①技巧一(竖换——同族替换) 换同族原子(同族原子价电子数相同) 以寻找NH3的等电子体为例 ②方法二(横换——左右移位) 换相邻族的原子，这时价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等 以寻找CO的等电子体为例 COCN-，CN—C CON2 4. 常见的等电子体汇总 微粒 通式 价电子总数 立体构型 CO2、CNS-、NO、N AX2 16e- 直线形 CO、NO、SO3 AX3 24e- 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e- V形 SO、PO AX4 32e- 正四面体形 PO、SO、ClO AX3 26e- 三角锥形 CO、N2 AX 10e- 直线形 CH4、NH AX4 8e- 正四面体形 2．大π键(离域π键) （1）形成条件 ①中心原子采取sp或sp2杂化。 ②参与形成大π键的多个原子应在同一个平面或同一直线上。 （2）大π键共用电子数分析方法 ①大π键中共用电子的数目等于垂直于分子或离子平面的p轨道中的电子数目总和。 ②判断出中心原子的杂化方式，并画出价层电子轨道表示式。未参与成键的杂化轨道，优先填充两个电子，形成孤电子对，杂化轨道中的电子不参与形成大π键。 ③根据配位原子的价层电子轨道表示式，判断配位原子中未参与成键且垂直该分子或离子平面的p轨道中电子数目(单电子优先形成π键)。 （3）常见分子的等电子体 ① O3： O3的等电子体：SO2：   NO： ②CO(等电子体SO3、NO、BF3) ③环状分子(环上的原子都是sp2杂化) 苯：；吡啶：；吡咯：；噻吩： 2．配合物和超分子 （1）配位键 ①形成：由一个原子单方面提供孤电子对而另一个原子接受孤电子对形成的共价键，即“电子对给予—接受”键被称为配位键。 ②表示方法：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H形成过程与其他3个N—H形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 2.配位化合物 ①概念：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物。如[Cu(NH3)4]SO4： ②形成条件 中心离子或原子：有空轨道，一般是带正电的金属离子，特别是过渡金属离子，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等，但也有电中性的原子等。 配位体：其中的配位原子(配位体中直接同中心离子或原子配合的原子)有孤电子对。配位体可以是分子，如CO、NH3、H2O等，也可以是离子，如F-、Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-、OH-等。 ③配位原子及配位数 配位原子：配位体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子。 配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数。如：[Cu(NH3)4]2＋的配位数为4，[Ag(NH3)2]＋的配位数为2。 ④内界和外界：配合物分为内界和外界，其中中心离子或原子与配位体组成的部分称为内界，与内界发生电性匹配的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4的内界是[Cu(NH3)4]2＋，外界是SO，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分。即：[Cu(NH3)4]SO4=[Cu(NH3)4]2＋＋SO，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2＋=Cu2＋＋4NH3。 3.配合物的形成对性质的影响 (1)颜色改变，如Fe(SCN)3的形成。 (2)影响物质的溶解性。 基态原子核外电子的排布 【典例1】（25-26高二下·吉林四平·月考）下列有关化学用语表示错误的是 A．HCl的形成过程： B．氯气的共价键电子云轮廓图： C．的价层电子对互斥模型： D．基态氧原子电子轨道表示式： 【迁移应用1】（25-26高二下·黑龙江哈尔滨·月考）化学用语是学习化学的重要工具。下列化学用语表述不正确的是 A．的电子式为： B．的基态原子的简化电子排布式： C．中的键电子云轮廓图： D．基态铯原子电子占据最高能级的电子云轮廓图 【迁移应用2】（25-26高二上·宁夏银川·期末）下列化学用语表示不正确的是 A．的结构示意图： B．水的电子式： C．基态铬原子（）的价层电子排布式： D．基态氧原子的轨道表示式： 原子结构与元素性质 【典例2】（25-26高二下·浙江·月考）下列叙述中不正确的是 A．原子半径：Na＞Mg B．电负性：F＞Cl C．酸性： D．第一电离能：O＞N 【迁移应用1】（25-26高二上·内蒙古包头·期末）2025年诺贝尔化学奖授予三位从事金属有机框架(MOFs)研究的科学家。构成MOF-5的两种基本单元和有机配体(化学式)的结构如图所示： (1)Zn元素位于周期表的位置是______。 (2)基态O原子价层电子的轨道表示式为______，价层电子占据的最高能级的电子云轮廓图的形状为______。 (3)中三种元素电负性由大到小的顺序是______(用元素符号表示)。 (4)下列属于激发态碳原子的电子排布式的是______(填字母)。 A． B． C． D． (5)Cu与Zn两元素的部分电离能数据如下表所示，比较两元素的可知，气态再失去一个电子比气态再失去一个电子更难。对此，你的解释是______。 元素 Cu Zn 电离能 745 915 1957 1743 3577 3837 【迁移应用2】（25-26高二上·广东揭阳·期末）根据下列事实或数据回答下列问题： (1)普宁市科技文化节化学实验铁粉造星河，写出基态Fe原子的电子排布式___________，基态Fe2+中未成对的电子数有___________个。 (2)下列四种元素是第三或第四周期主族元素，其中X、Y、Z是同一周期元素，下表是这四种元素的第一电离能(I1)到第四电离能(I4)的数据(单位：kJ·mol-1 )。 元素代号 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 740 1500 7700 10500 Z 580 1800 2700 11600 W 420 3100 4400 5900 ①推断Y可能是元素周期表___________区元素(填写“s或p或d或ds或f”)。 ②由表中数据，推测Z元素的化合价___________，推断的理由是___________。 ③推测X、Y、Z、W元素的原子半径从小到大的顺序是___________。 ④Z的第一电离能比Y小的原因是___________。 (3)根据对角线规则，写出氢氧化铍与氢氧化钠溶液反应的化学方程式___________。 元素推断与元素周期律的综合应用 【典例1】（25-26高二上·甘肃兰州·期末）周期表中1-36号之间的七种元素，它们的原子序数依次增大。已知是宇宙中含量最多的元素。原子的未成对电子数是同周期中最多的。C元素原子的最外层电子数是内层电子数的3倍。周期表中D元素最高价氧化物的水化物酸性最强。E元素的逐级电离能为：，，，。F元素在前四周期中未成对电子数最多。G的N能层上有2对成对电子。 (1)F元素为___________(写元素符号)，其价层电子轨道表示式为：___________。 (2)E+与离子半径大小___________(用元素符号表示)。电负性D___________E(填“>”“<””或“=”)，D和E形成___________(写“离子键”或“共价键”)。写出BA4D的电子式：___________。 (3)第一电离能顺序B___________C(填“>”“<””或“=”)，请写出原因：___________。 (4)G元素在元素周期表中的位置是___________。其基态原子电子排布式简写为___________，原子中共有___________种运动状态不同的电子，有___________种空间运动状态不同的电子，共有能量不同的___________电子。 (5)元素周期表中处于对角线处的元素具有相似的化学性质，因此也具有两性，请用E元素最高价氧化物的水化物来验证这个性质___________(用离子方程式表示)。 【迁移应用1】（25-26高二下·陕西安康·月考）现有六种元素A、B、C、D、E、F，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。 A．元素形成的物质种类繁多，其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具 B．元素原子的核外p电子数比s电子数少1 C．元素是地壳中含量最多的元素 D．元素原子的第一至第四电离能分别是：；；； E.原子核外所有p轨道全满或半满 F.在周期表的第8纵列 (1)某同学根据上述信息，推断A基态原子的轨道表示式为，该同学所画的轨道表示式违背了______。 (2)A、B、C三种元素的第一电离能由大到小的顺序是______(用元素符号表示)。 (3)C与氢形成的化合物的电子式为______，该化合物分子中C原子的杂化方式为______，分子的空间构型为______。 (4)E基态原子中能量最高的电子，其电子云轮廓图是______形。 (5)下列关于F原子的价电子轨道表示式正确的是______。 a．    b． c．    d． (6)基态核外电子排布式为______。 【迁移应用2】（25-26高二下·河北衡水·开学考试）物质的组成、结构决定着物质的性质与变化，我们必须在原子、分子层次上深入地研究物质的结构。Q、R、X、Y、W、Z六种元素的原子序数依次增大。已知： ①Q、R、X、Y均为短周期主族元素； ②Z的原子序数为29； ③W是前四周期元素中核外电子未成对电子数最多的； ④Y原子价层电子排布msnmpn(m≠n)； ⑤R原子核外L层电子数为奇数； ⑥Q、X原子最外层p轨道的电子数分别为2和4. 请回答下列问题： (1)W原子的原子结构示意图为________。 (2)Z元素位于周期表________区；Z2＋的核外电子排布式是________。 (3)Q的最高价氧化物的电子式是________。 (4)Q、Y形成的最简单气态氢化物中，稳定性最强的是：________(填化学式)。 (5)Q、R、X三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号填空)。 (6)六种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是________(填化学式)。 分子结构与物质的性质 【典例1】（25-26高二下·甘肃酒泉·月考）已知三种煤烟气脱硫方法的原理如下。 方法1 用将转化为，再将氧化为 方法2 用生物质热解气(主要成分为CO、、)将在高温条件下还原为单质硫 方法3 用粉末加水制成浆液吸收生成和，再将氧化为 请回答下列问题： (1)在、、、中，属于非极性分子的是_______，属于极性分子的是_______。 (2)比较、、的键角大小、沸点高低。 ①键角由大到小的顺序为_______(填化学式，下同)。 ②沸点由高到低的顺序为_______。 (3)相同条件下，与在水中的溶解度较大的是_______(填化学式)，可能的原因是_______。 (4)运用价层电子对互斥模型预测、的空间结构。 ①的空间结构为_______。 ②的空间结构为_______。 【迁移应用1】（25-26高二下·河南驻马店·月考）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素，由这四种元素组成的化合物结构如图，Z和W的价层电子数相同且基态Z原子的s能级电子总数与p能级电子总数相等。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．阳离子的空间结构为正四面体形 C．1 mol该化合物中含8 mol σ键 D．简单氢化物的沸点： 【迁移应用2】（25-26高二下·湖北黄石·月考）氯吡苯脲是一种常用的膨大剂，其结构简式如图，它是经国家批准使用的植物生长调节剂。氯吡苯脲能在动物体内代谢，其产物较为复杂，其中有、、等。 (1)氯吡苯脲晶体中，微粒间的作用力类型没有________(填字母)。 A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．键 (2)热稳定性：________(选填“>”或“<”)，原因是________。 (3)氯吡苯脲晶体中，氮原子的杂化方式为________，基态氮原子的核外有________种不同运动状态的电子。 (4)能够测定氯吡苯脲相对分子质量的仪器分析方法为________。 (5)和是锡的常见氯化物，可被氧化得到。 ①分子的VSEPR模型名称是________。 ②的键是由锡的________轨道与氯的轨道重叠形成键。 判断分子或离子的空间构型与键角的比较 【典例1】（25-26高二上·河南洛阳·期末）周期表前四周期元素及其化合物是结构化学研究的热点。根据前四周期元素回答下列问题： (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)。 a．    b． c．    d． (2)已知：顺时针旋转的电子，其自旋量子数，逆时针旋转的电子，其自旋量子数 对于基态的磷原子，其价层电子自旋量子数的代数和为________。 (3)过渡元素中某基态原子X 的最外层电子排布式为ns1，X可能是_______(填元素符号)。 (4)基态W原子最外层电子数是电子层数的2倍且价电子位于能层符号为M，而基态Q原子的价层电子排布式为 ①W、Q构成的下列粒子中，WQ2的空间结构为_______， 的VSEPR模型为_______。 ②W能与电负性最大的元素Z形成WZ6分子，该分子的中心原子价层电子对数为_______，下列对该分子中心原子杂化方式判断合理的是________。 a. sp3    b. sp3d      (5)杂化类型的判断 ①As4O6的分子结构如图，其中 As原子的杂化轨道类型为________。 ②用价层电子对互斥模型推断SnBr2分子中，Sn原子的杂化轨道类型为__________，分子中Br-Sn-Br的键角 _____120°(填“>”“<”或“=”)。 【迁移应用1】（25-26高二下·湖南岳阳·开学考试）硼元素在地壳中的含量仅为0.001%，但它却有着种类繁多的化合物。 (1)基态B原子的核外电子空间运动状态有____________种。 (2)根据的解离反应：，，可判断是__________酸，离子的VSEPR模型名称为_________，离子中含有__________mol键。 (3)分子式为的化合物的结构如图，其中B原子的杂化类型是____________，B-B-B键的键角____________Cl-B-Cl的键角(填“”“”或“”)。 (4)在、、和三种分子中，属于极性分子的是____________，多原子分子中各原子若在同一平面，且有相互平行的p轨道，则p电子可在多个原子间运动，形成“离域π键”，上述三种分子中存在“离域π键”的是____________。 【迁移应用2】（25-26高二上·甘肃武威·期末）元素周期表中金属和非金属分界线附近的元素性质特殊，其单质及化合物应用广泛，已成为科学研究的热点。回答下列问题： (1)锗（Ge）可以作半导体材料，写出基态锗原子的价层电子轨道表示式：___________。 (2)锗与碳同族，性质和结构有一定的相似性，锗元素能形成无机化合物（如锗酸钠：；二锗酸钠：等），也能形成类似于烷烃的锗烷。 ①中锗原子的杂化方式是________。 ②推测中含有的键的数目是________（表示阿伏加德罗常数的值）。 (3)环硼氮六烷的结构和物理性质与苯很相似，故称为无机苯，其结构式如图所示。 ①第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。 ②环硼氮六烷中硼、氮原子的杂化方式是________。 (4)硅烷分子式为，其中的氢元素显-1价，其原因是___________________，分子中键角为________。 (5)根据价层电子对互斥理论（VSEPR）推测：的VSEPR模型名称为________；写出的空间结构：________。 等电子体、大π键、配合物和超分子 【典例1】（25-26高二下·福建龙岩·月考）IVA族元素(C、Si、Ge、Sn)具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。回答下列问题： (1)Si元素基态能量最高的能级电子云轮廓图为_______。 (2)某有机物的分子结构如图所示，分子中所含的四种元素的第一电离能由强到弱的顺序是_______，含手性碳原子的个数为_______。 (3)用价层电子对互斥理论推断分子中，的VSEPR模型名称是_______，属_______分子(填“极性”或“非极性”)。 (4)含碳的有机物种类繁多，但有些有机物的溶解性却不同，比如：吡啶(在水中溶解性比苯在水中溶解性大，说明原因： _______。 (5)分子中的大键可用表示，其中m代表参与形成大键的原子数，n代表参与形成大键的电子数。咪唑()中的各个原子均在同一平面内。则咪唑环中的大键应表示为_______；_______更易与形成配位键(填“①号N”、“②号N”)。 【迁移应用1】（2027·全国·一模）回答下列问题： (1)和是锡的常见氯化物，可被氧化得到。 ①分子的模型名称是___________。 ②的键是由锡的___________轨道与氯的轨道重叠形成键。 (2)(如图)是晶型转变的诱导剂。的空间结构为___________；中咪唑环存在大键，则原子采取的轨道杂化方式为___________。 (3)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷，其中电负性最大的元素是___________，硅原子的杂化轨道类型为___________。 (4)结构如图所示，其中含有键的数目为___________。 (5)俗称电石，该化合物中不存在的化学键类型为___________(填字母)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 【迁移应用2】（25-26高二下·浙江·月考）一种冠醚分子可通过识别，从卤水中萃取。该冠醚（直径为123～150 pm）合成、识别的过程如下（有机物中的C、H原子省略，只表示化学键的连接情况和官能团，每个拐点或终点均表示有一个碳原子）。下列说法不正确的是 A．常温下有机物Y难溶于水 B．R为超分子 C．冠醚分子Z不能识别（直径为304 pm） D．Z中所有原子均处在同一平面 夯实基础 1．（2026·河北保定·一模）下列化学用语表示正确的是 A．的电子式可能为： B．基态O原子的价层电子排布图： C．的结构示意图： D．互为同素异形体 2．（2026·辽宁辽阳·一模）下列化学用语或图示表达不正确的是 A．的电子式为： B．HClO的结构式为： C．电子云轮廓图： D．基态S原子的价层电子轨道表示式为 3．（25-26高二下·安徽马鞍山·月考）锂离子电池和锂金属电池在生活中有着较为广泛的应用，请回答下列问题： Ⅰ．(磷酸铁锂)、(锰酸锂)都是锂离子电池中常用的电极材料。 (1)Fe元素在周期表中的位置是___________，其基态原子价电子轨道表示式为___________，基态P原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为___________形。 (2)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最高的为___________(填标号)。 A．    B．    C． (3)从原子结构的角度分析比稳定的原因：___________。 (4)下列说法正确的是___________。 A．电负性： B．原子变成，优先失去3d轨道上的电子 C．第一电离能： D．键角： Ⅱ．一种用于心脏起搏器的微型电池的电极材料是石墨和锂，电解质为等物质的量的、溶解在(亚硫酰氯)中形成的溶液。 (5)把溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是___________；将与：混合加热，可得到无水，相关的化学总反应方程式为___________。 4．（25-26高二下·辽宁葫芦岛·开学考试）我国科学家用大阴离子(如图所示)的锌盐溶液作电解液，设计制备了水系锌离子电池。X、Y、Z、W均为短周期元素，X、Y、Z位于同一周期，Y、W价层电子排布相同，下列叙述正确的是 A．与Z同周期的元素中，Z的第一电离能最大 B．基态原子未成对电子数：Z<Y=X C．简单气态氢化物的稳定性：Z>W>Y D．该离子中的原子均满足8电子稳定结构 5．（25-26高二上·广东·期末）新型储能电池的电极材料研发中，科研团队通过光谱分析发现其含七种关键元素（仅涉及前四周期），这些元素的原子结构特征与性质数据如表所示： 元素编号 原子结构特征或性质数据 A 基态原子2p轨道半充满 B 地壳中含量最多的元素 C 与B同主族，单质为淡黄色固体 D 第三周期元素中简单离子半径最小 E 前四周期主族元素中电负性最小 F 基态原子有5个未成对电子，位于第四周期 G 基态原子序数小于30，其+2价阳离子的3d轨道电子数比的+2价阳离子多1个 回答下列问题： (1)基态A原子中，核外电子占据的最高能层符号为___________，最高能级的电子云轮廓图形状为___________。 (2)B、C、D的原子半径由大到小的顺序为___________(用元素符号表示，下同)。 (3) A、B、C的第一电离能由大到小的顺序为___________，请从原子结构角度简要解释原因：___________。 (4)上述某种元素的逐级电离能如图所示，该元素是___________。 电离能 某元素逐级电离能 578 1817 2745 11575 14830 该元素的氧化物与元素最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为___________。 (5)元素位于周期表的___________区，的价层电子轨道排布图为___________，气态再失去一个电子比气态再失去一个电子更难，原因是___________。 6．（25-26高二上·贵州安顺·期末）2025年中国科学家首次合成并分离出纯净的晶体，解锁了两百多年的化学谜团。W、X、Y、Z为原子序数依次增大的主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的s能级电子数是p能级的两倍，Y的价层电子数是内层电子数的3倍，Z的K层和L层电子数之和等于M层和N层电子数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．简单氢化物的键角： C．化合物中存在键和键 D．基态Z的核外电子空间运动状态有10种 7．（25-26高二下·安徽蚌埠·月考）下列事实不能用键能的大小来解释的是 A．的化学性质很稳定 B．比更稳定 C．的沸点比高 D．HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强 8．（25-26高二下·黑龙江哈尔滨·月考）按要求回答下列问题 (1)用“>”或“<”填空 ①键能大小：_____ ②键角大小：_____ ③沸点高低：______ ④稳定性：_____ (2)基态Cu原子的电子排布式为_____在元素周期表中属于_____区； (3)邻苯二甲酸酐（）和邻苯二甲酰亚胺（）都是有机化学常见的物质，后者熔点高于前者，主要原因是_____。 (4)基态铁原子的价层电子排布图为_____。相同条件下，和相比，_____更稳定，原因是_____。 9．（25-26高二下·浙江杭州·月考）下列关于物质的结构或性质及解释不正确的是 选项 物质的结构或性质 解释 A 分子极性： F的电负性大于H B 熔点： 前者形成分子内氢键，而后者能形成分子间氢键，导致熔点增大。 C 的酸性大于 O的电负性比S大，使羧基中O-H键极性更大，更易电离出H⁺ D P 原子间难形成三键而N原子间可以 P的原子半径大于N，难形成p-pπ键 A．A B．B C．C D．D 综合运用 10．（25-26高二下·江苏南通·月考）金云母的化学式为，下列说法正确的是 A．半径大小： B．碱性强弱： C．第一电离能大小： D．氢化物沸点： 11．（25-26高二下·河北保定·月考）氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要的作用。 (1)基态N原子的核外电子排布式为__________。 (2)①液氨汽化时破坏的作用力有__________（填字母）。 A．离子键    B．共价键    C．氢键    D．范德华力 ②硫酸镍溶于氨水形成蓝色溶液。在中，阴离子的空间结构是__________，中含有键的数目为__________（设是阿伏加德罗常数的值）。 (3)无机苯、吡啶与苯结构类似（结构式如图）：      ①元素、、电负性从小到大的顺序为_______。 ②无机苯分子中B原子的杂化轨道类型是_______。 ③共价键极性：无机苯中键_______苯中键（填“>”“<”或“=”）。 ④在水中的溶解度，吡啶远大于苯，主要原因是_______、_______。 (4)麻黄碱的结构简式如下图，分子中含有_______个手性碳原子。 12．（25-26高二上·河南·期末）周期表中1-36号之间的A、B、C、D、E、F、G七种元素，它们的原子序数依次增大。已知A是宇宙中含量最多的元素。B原子的未成对电子数是同周期中最多的。C元素原子的最外层有两个未成对电子。周期表中D元素最高价氧化物的水化物酸性最强。E元素的逐级电离能为：，，，。F元素在前四周期中未成对电子数最多。G的N能层上有2对成对电子。 (1)F元素为___________(写元素符号)，其价层电子轨道表示式为：___________。 (2)与离子半径大小___________(用元素符号表示)；写出的电子式：___________。 (3)第一电离能顺序B___________C(填“>”“<”或“=”)，请写出原因：___________。 (4)G元素在元素周期表中的位置是___________，其基态原子电子排布式简写为___________，有___________种空间运动状态不同的电子，共有___________种能量不同的电子。 13．（25-26高二上·贵州贵阳·期末）甘氨酸亚铁[]是一种新型补铁剂，用于治疗缺铁性贫血。回答下列问题： (1)元素位于元素周期表的________（填“s”、“p”、“d”或“ds”）区，其基态原子最高能层电子的电子云轮廓图为________形；基态与基态中未成对电子数目之比为________。 (2)、、三种元素的电负性由小到大的顺序为________；、、三种元素的第一电离能由小到大的顺序为________。 (3)基态N原子的电子排布式为________；基态N原子核外有________种空间运动状态不同的电子。 (4)、、、四种元素中原子半径最大的是________。 14．（25-26高二下·湖北荆州·月考）回答下列问题： (1)基态Pb原子的价电子排布式为_______；空间结构为_______。 (2)Mg元素的下列微粒中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_______(填标号)。 A． B． C． D． (3)已知某化合物的结构简式为，该分子含有大键，可表示为_______，Se的杂化方式为_______。 (4)已知与的结构如图所示，则中的∠O-P-O_______(填“>”、“＜”或“=”)中的∠O-P-O。 (5) 分子中含有_______个手性碳原子。 (6)常温下，乳酸、醋酸()、碳酸(HOCOOH)的酸性依次减弱，根据键的极性对化学性质的影响分析，乳酸中是_______基团(填“推电子”或“吸电子”)。 15．（25-26高二下·湖南岳阳·开学考试）血红素是吡咯的重要衍生物，血红素（含）可用于治疗缺铁性贫血。吡咯和血红素的结构如图所示。 (1)基态与中未成对的电子数之比为________。 (2)已知吡咯中的各个原子均在同一平面内，则吡咯分子中N原子的杂化类型为________，N原子的价层电子对数为________。 (3)1 mol吡咯分子中所含的键总数为________个。 (4)H、C、N三种元素的电负性由大到小的顺序为________。三种元素组成的化合物HCN分子中，碳原子的轨道杂化类型为________。 (5)等电子体是指原子总数、价电子总数相同的粒子，其结构往往相似。称为叠氮酸，常温下为无色有刺激性气味的液体。的空间结构是________，与互为等电子体的分子的化学式为________（写一种即可）。 16．（25-26高二上·黑龙江鸡西·期末）某种离子液体的结构如图所示，X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的五种短周期非金属元素，Z的原子序数等于X、Y原子序数之和，Q为非金属性最强的元素。下列说法正确的是 A．原子半径：M>Z>X B．的键能小于的键能 C．的VSEPR模型为正四面体形 D．的键角大于的键角 17．（25-26高二下·广东揭阳·开学考试）肼又称联氨(N2H4)，是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，具有强还原性，在碱性溶液中能将铜、镍等金属离子还原成金属，可用在塑料、玻璃上镀金属膜。回答下列问题： (1)N元素位于元素周期表中_______区；C与N、O同周期，C、N、O原子的第一电离能由大到小的顺序为_______。 (2)Ni元素在元素周期表中的位置为_______；基态Cu＋的价电子排布式为_______。 (3)N2H4在水溶液中的第一步电离方程式为_______；N2H4与足量稀硫酸反应生成酸式盐的化学式为_______。 (4)肼可以在氧气中燃烧生成氮气和水，利用肼、氧气与KOH溶液组成的燃料电池，其负极的电极反应式为_______。 18．（25-26高二下·河南驻马店·月考）乙二胺四乙酸(简称EDTA)结构简式为，是一种常用的螯合剂，能与形成配离子，结构如图。下列说法错误的是 A．中心离子的配位数为6 B．基态的价层电子排布式为 C．EDTA中碳原子采取、杂化 D．EDTA与均可形成分子内氢键 19．（25-26高二上·浙江·期末）X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、Y元素相邻。元素X形成的化合物种类最多，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是 A．与水反应生成产物之一含有非极性键 B．电负性：Z＞Y＞X＞W C．最高价氧化物对应的水化物酸性：X＞Y D．Z、W原子形成的简单离子的半径：W＜Z 20．（25-26高二下·上海·月考）现有六种元素A、B、C、D、E、F，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。 A元素形成的物质种类繁多，其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具 B元素原子的核外p电子数比s电子数少1 C元素是地壳中含量最多的元素 D元素原子的第一至第四电离能分别是：；；； E原子核外所有p轨道全满或半满 F在周期表的第8纵列 (1)某同学根据上述信息，推断A基态原子的轨道表示式为，该同学所画的轨道表示式违背了___________。 (2)B元素的电负性___________(填“大于”“小于”或“等于”)C元素的电负性。 (3)E基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有___________个伸展方向。 (4)下列关于F原子的价电子轨道表示式正确的是___________。 a．　　　　　　　b． c．　　　　d． (5)基态Fe3+核外电子排布式为___________。 (6)常温下，向浓度为0.1mol·L-1、体积为VL的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH，变化曲线如图所示，d点两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题： 该温度时NH3·H2O的电离常数Kb≈___________；b、c、d三点的溶液中，由水电离出的c(H+)由大到小的顺序为___________；根据以上滴定曲线判断点d所示溶液中：c(Cl-)=c(NH3·H2O)+___________。 (7)近期我国科技工作者研发了一种“酸碱混合硝酸”锌电池，其工作原理如图所示。图中“双极膜”中间层中的H2O解离为H+和OH-，并在电场作用下分别向两极迁移。其中，M膜是___________(阴，阳)离子交膜，正极区的反应式为___________。 思维拔高 21．（25-26高二下·宁夏陕西·月考）硼有“金属材料的维生素”之称，其化合物如硼酸、硼砂等在工业生产中应用广泛。请回答下列问题： Ⅰ．与可形成，硼的化合物中氢元素化合价为-1价。 (1)基态硼原子的核外电子轨道表示式为_______。 (2)的电子式为_______，中硼原子的杂化方式为_______。 (3)中所含元素电负性由大到小的顺序为_______。 Ⅱ．硼酸是一种片层状结构的白色晶体，层内氧原子通过氢键连结，结构如下图所示，层与层之间以微弱的分子间作用力相结合构成整个硼酸晶体。 (4)若HF中氢键表示为“”，则硼酸中氢键表示为_______。 (5)温度升高，硼酸在水中的溶解度增大，主要原因是_______。 Ⅲ．硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子(含三种元素)的球棍模型如图： (6)在中，1号氧原子的价层电子对数为_______，_______(填数字)。 22．（25-26高二下·河北保定·月考）窝穴体a的结构如图所示，它能与形成“超分子”。 下列叙述正确的是 A．该“超分子”呈电中性 B．窝穴体a中存在极性键、非极性键、氢键等化学键 C．窝穴体a也一定能与碱金属离子形成“超分子” D．窝穴体中、原子上的孤电子对与通过相互作用形成超分子 23．（25-26高二下·山东泰安·月考）一、有以下物质：①HF、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨HCN。 (1)只含有键的是_______(填序号，下同)：既含有键又含有键的是_______。 (2)含有由两个原子的s轨道重叠形成键的是_______。 二、钴的一种配位聚合物的化学式为。 (3)基态核外电子排布式为_______；的空间结构为_______。 (4)bte的分子式为，其结构简式如图所示。 ①中，与形成配位键的原子是_______和_______(填元素符号) ②C、H、N的电负性从大到小顺序为_______。 ③bte分子中碳原子轨道杂化类型为_______和_______。 ④1 mol bte分分子中含键的数目为_______mol。 11 / 54 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 原子、分子结构与性质 目 录 第一部分 知识体系·导图构型 第二部分 重难剖析·方法技巧 重点01 基态原子核外电子的排布 重点02 电离能与电负性 重点03 元素推断与元素周期律的综合应用 重点04 分子结构与物质的性质 重点05 判断分子或离子的空间构型与键角的比较 重点06 等电子体、大π键、配合物和超分子 第三部分 典例精析·迁移应用 第四部分 考场练兵·分层实战 夯实基础·综合应用·思维拔高 重点一 基态原子核外电子的排布 1．原子核外电子的排布 （1）基态原子核外电子排布的表示方法 电子式 含义 化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式 实例 原子(离子)结构示意图 含义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 电子排布式 含义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 含义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价层电子排布式 含义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式 实例 Al：3s23p1 轨道表示式(电子排布图) 含义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 Al： （3）常见特殊原子或离子基态简化电子排布式 微粒 简化电子排布式 微粒 简化电子排布式 微粒 简化电子排布式 Fe原子 [Ar]3d64s2 Cu+ [Ar]3d10 Cu2+ [Ar]3d9 Fe2+ [Ar]3d6 Cr原子 [Ar]3d54s1 Mn2+ [Ar]3d5 Fe3+ [Ar]3d5 Cr3+ [Ar]3d3 Ni原子 [Ar]3d84s2 重点二 电离能与电负性 1．第一电离能 （1）第一电离能(I1)变化规律 ①同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，第ⅡA、ⅢA族反常；第ⅤA ⅥA族反常； ②同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。 ③逐级电离能逐渐增大，同能层的电离能变化不大，但不同能层的电离能差别很大(突变)。如。 （2）电离能及其应用 电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱：一般来说，第一电离能越小，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：根据逐级电离能确定最外层电子数和各层电子数 2．电负性 （1）变化规律：(以氟的电负性为4.0作为相对标准) 一般来说，同周期主族元素，从左到右电负性逐渐增大，非金属性逐渐增大。 同主族元素，从上到下电负性逐渐减小，非金属性逐渐减小。 其中元素周期表中电负性最大的是F，然后是O。 （2）电负性及其应用 电负性的变化规律 一般来说，在元素周期表中，元素的电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小 电负性的三个主要应用 ①确定元素类型：一般来说，电负性大于1.8的为非金属元素，电负性小于1.8的为金属元素 ②确定化学键类型：一般来说，两成键元素的电负性差值大于1.7时易形成离子键，两成键元素的电负性差值小于1.7时易形成共价键 ③判断化合物中元素价态正负：一般来说，电负性大的元素呈负价，电负性小的元素呈正价 3．“对角线”规则 “对角线”规则又称斜线关系，指元素周期表中某一元素及其化合物的性质与它左上或右下方相邻的另一元素及其化合物的性质相类似。这种现象称为“对角线”规则。在第2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有三对：锂与镁，铍与铝，硼与硅。有人从元素的电负性值相近解释“对角线”规则：锂1.0、镁1.2；铍1.5、铝1.5；硼2.0、硅1.8. “对角线”规则的表现，举例如下： 锂和镁的相似性： ①在氧气中燃烧生成氧化物，而其他碱金属则易生成过氧化物、超氧化物； ②能直接与氮作用，生成氮化物Li3N、Mg3N2，而其他碱金属不与氮直接反应；③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水，而其他碱金属的相应盐易溶于水等。 铍和铝的相似性： ①单质在冷的浓硝酸中钝化； ②氧化物、氢氧化物都有两性； ③氯化物都是共价化合物，易汽化，能升华，能溶于有机溶剂等。 硼和硅的相似性： ①硼和硅的密度分别为2.35 g·cm-3和2.336 g·cm-3，两者相近； ②硼和硅的简单气态氢化物都能直接被氧气氧化； ③最高价氧化物的水化物都是弱酸等。 重点三 元素推断与元素周期律的综合应用 1．微粒半径大小比较的一般规律 ①同周期(除0族外)，随原子序数的递增，原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； ②同主族，随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+； ③具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大，微粒的半径越小(阴前阳下，径小序大)，如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； ④同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。 2．金属性和非金属性的比较方法 ①非金属性强弱判断： a．与氢气化合越容易，非金属性越强； b．简单氢化物越稳定，非金属性越强； c．最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强； d．单质的氧化性越强，非金属性越强。 ②金属性强弱判断： a．金属与水或酸反应置换H2越容易(反应越剧烈)，金属性越强； b．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强； c．单质的还原性越强(对应离子的氧化性越弱)，金属性越强。 3．常考元素的价键情况 常考元素 价键数 举例 、、 1 、、 、 4 、、 2 、、 、 3或5 、、 2或4或6 、、 重点四 分子结构与物质的性质 1．分子的极性 （1）分子极性的判断依据 （2）常见的键极性与分子极性 分子类型 键的极性 分子空间结构 分子极性 代表分子 双原子分子 A2 非极性键 直线(对称) 非极性 N2等 AB 极性键 直线(不对称) 极性 CO、HF等 三原子分子 AB2 直线(对称) 非极性 CO2、CS2、BeCl2等 V形(不对称) 极性 H2O、H2S、SO2等 四原子分子 AB3 平面三角形(对称) 非极性 BF3、BCl3、SO3等 三角锥形 极性 NH3、PCl3、NF3等 五原子分子 AB4 正四面体(对称) 非极性 CH4、SiF4等 ABnC4-n 四面体形(不对称) 极性 CH2Cl2等 （3）分子极性的判断方法 ①只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子。如O2、H2、P4、C60. ②含有极性键的双原子分子都是极性分子。如HCl、HF、HBr。 ③含有极性键的多原子分子，空间结构对称的是非极性分子；空间结构不对称的是极性分子。 ④判断ABn型分子极性的经验规律： a．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。 b．中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子。如CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子。 （4）分子极性对物质性质的影响 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，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 3．范德华力、氢键及共价键的比较 范德华力 氢键 共价键 概念 物质分子之间普遍存在的一种相互作用力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。 由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间形成的作用力。氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 作用微粒 分子 氢原子、电负性很大的原子 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响强度的因素 ①随着分子极性的增大而增大；②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X—H…Y—，X、Y的电负性越大，Y原子的半径越小，作用力越大 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 ①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质；②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，如熔、沸点：F2<Cl2<Br2<I2，CF4<CCl4<CBr4 ①分子间氢键使物质沸点较高例如：沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。 ②分子内氢键使物质的熔、沸点降低，如熔沸点：<。 ③物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。 ④解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。 ①影响分子的稳定性；②共价键的键能越大，分子的稳定性越强 4．分子手性的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 重点五 判断分子或离子的空间构型与键角的比较 1．分子离子的空间结构的判断 （1）价层电子对互斥理论与分子构型 ①价层电子对互斥理论和分子构型 价层电子对数 σ键电子对数 中心原子上的孤电子对数 VSEPR模型名称 分子立体构型 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2 3 3 0 平面三角形 平面三角形 BF3 2 1 V形 SO2 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O ②中心原子杂化类型和分子构型的相互判断 分子组成(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子立体构型 示例 AB2 0 sp 直线形 BeCl2 1 sp2 V形 SO2 2 sp3 V形 H2O AB3 0 sp2 平面三角形 BF3 1 sp3 三角锥形 NH3 AB4 0 sp3 正四面体形 CH4 （2）等电子原理判断杂化方式： 如CO2是直线形分子，CNS-、N3-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。 （3）中心原子的成键特点与杂化方式的关系 ①单键C、N、O(、、—O—)：sp3杂化。 ②双键C、N、O(、、)：sp2杂化。 ③“=C=”：sp杂化。 ④三键C、N(—C≡C—、—C≡N)：sp杂化。 2．分子或离子键角的比较 （1）利用价层电子对互斥模型比较键角的方法 ①中心原子杂化类型不同的粒子，键角大小：sp杂化>sp2杂化>sp3杂化，如键角：CH≡CH>CH2==CH2>CH4. ②中心原子杂化方式相同的粒子，由于斥力：孤电子对与孤电子对之间>孤电子对与成键电子对之间>成键电子对与成键电子对之间，孤电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小。如键角：CH4>NH3>H2O。 ③中心原子杂化方式相同且孤电子对数也相同，利用中心原子的电负性大小，比较键角大小。如H2O、H2S中，中心原子均为sp3杂化，分子空间结构均为V形，由于电负性：O>S，吸引电子的能力：O>S，且键长：O—H键<S—H键，使得H2S中成键电子对的斥力比H2O中成键电子对的斥力弱，键角小，即键角：H2O(104°30′)>H2S(92°)。 ④中心原子相同，且中心原子的杂化方式和孤电子对数也相同，利用配位原子的电负性比较键角大小，配位原子电负性越大，键角越小，如NF3<NCl3. ⑤同一粒子中不同共价键的键角，由于斥力：双键间>双键与单键间>单键间，则键角大小不同。如甲醛中：，键角：α>β。 重点六 等电子体、大π键、配合物和超分子 1．等电子体 （1）概念：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH。 （2）等电子体的寻找方法：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互为等电子体，根据等电子体定义，寻找等电子体的常用方法就是换原子。 ①技巧一(竖换——同族替换) 换同族原子(同族原子价电子数相同) 以寻找NH3的等电子体为例 ②方法二(横换——左右移位) 换相邻族的原子，这时价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等 以寻找CO的等电子体为例 COCN-，CN—C CON2 4. 常见的等电子体汇总 微粒 通式 价电子总数 立体构型 CO2、CNS-、NO、N AX2 16e- 直线形 CO、NO、SO3 AX3 24e- 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e- V形 SO、PO AX4 32e- 正四面体形 PO、SO、ClO AX3 26e- 三角锥形 CO、N2 AX 10e- 直线形 CH4、NH AX4 8e- 正四面体形 2．大π键(离域π键) （1）形成条件 ①中心原子采取sp或sp2杂化。 ②参与形成大π键的多个原子应在同一个平面或同一直线上。 （2）大π键共用电子数分析方法 ①大π键中共用电子的数目等于垂直于分子或离子平面的p轨道中的电子数目总和。 ②判断出中心原子的杂化方式，并画出价层电子轨道表示式。未参与成键的杂化轨道，优先填充两个电子，形成孤电子对，杂化轨道中的电子不参与形成大π键。 ③根据配位原子的价层电子轨道表示式，判断配位原子中未参与成键且垂直该分子或离子平面的p轨道中电子数目(单电子优先形成π键)。 （3）常见分子的等电子体 ① O3： O3的等电子体：SO2：   NO： ②CO(等电子体SO3、NO、BF3) ③环状分子(环上的原子都是sp2杂化) 苯：；吡啶：；吡咯：；噻吩： 2．配合物和超分子 （1）配位键 ①形成：由一个原子单方面提供孤电子对而另一个原子接受孤电子对形成的共价键，即“电子对给予—接受”键被称为配位键。 ②表示方法：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H形成过程与其他3个N—H形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 2.配位化合物 ①概念：金属离子或原子(称为中心离子或原子)与某些分子或离子(称为配体或配位体)以配位键结合形成的化合物。如[Cu(NH3)4]SO4： ②形成条件 中心离子或原子：有空轨道，一般是带正电的金属离子，特别是过渡金属离子，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等，但也有电中性的原子等。 配位体：其中的配位原子(配位体中直接同中心离子或原子配合的原子)有孤电子对。配位体可以是分子，如CO、NH3、H2O等，也可以是离子，如F-、Cl-、Br-、I-、CN-、SCN-、OH-等。 ③配位原子及配位数 配位原子：配位体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子。 配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数。如：[Cu(NH3)4]2＋的配位数为4，[Ag(NH3)2]＋的配位数为2。 ④内界和外界：配合物分为内界和外界，其中中心离子或原子与配位体组成的部分称为内界，与内界发生电性匹配的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4的内界是[Cu(NH3)4]2＋，外界是SO，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分。即：[Cu(NH3)4]SO4=[Cu(NH3)4]2＋＋SO，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2＋=Cu2＋＋4NH3。 3.配合物的形成对性质的影响 (1)颜色改变，如Fe(SCN)3的形成。 (2)影响物质的溶解性。 基态原子核外电子的排布 【典例1】（25-26高二下·吉林四平·月考）下列有关化学用语表示错误的是 A．HCl的形成过程： B．氯气的共价键电子云轮廓图： C．的价层电子对互斥模型： D．基态氧原子电子轨道表示式： 【答案】A 【详解】A．HCl是共价化合物，形成过程为，A错误； B．氯气分子中氯原子与氯原子形成键，共价键电子云轮廓图为，B正确； C．的价层电子对数为，且含有1个孤电子对，的价层电子对互斥模型为，C正确； D．氧元素的原子序数为8，基态氧原子的电子排布式为，轨道表示式为，D正确； 故答案为：A。 【迁移应用1】（25-26高二下·黑龙江哈尔滨·月考）化学用语是学习化学的重要工具。下列化学用语表述不正确的是 A．的电子式为： B．的基态原子的简化电子排布式： C．中的键电子云轮廓图： D．基态铯原子电子占据最高能级的电子云轮廓图 【答案】C 【详解】A．中C的价电子总数为，C与3个H共形成3对共用电子，整体带1个正电荷，A正确； B．Ge是32号元素，简化电子排布式为，B正确； C．键是p轨道沿键轴方向头碰头重叠，电子云沿键轴对称分布在两个原子核之间，正确的图示为，C错误； D．基态铯的电子排布中，电子占据的最高能级为6s，s能级的电子云轮廓图为球形，D正确； 故选C。 【迁移应用2】（25-26高二上·宁夏银川·期末）下列化学用语表示不正确的是 A．的结构示意图： B．水的电子式： C．基态铬原子（）的价层电子排布式： D．基态氧原子的轨道表示式： 【答案】B 【详解】A．镁离子是由镁原子失去最外层的2个电子而形成的，所以其结构示意图为，A正确； B．水是共价化合物，电子式为：，B错误； C．铬为24号元素，其原子核外电子数为24，其中3d能级达到半满，所以基态铬原子的价层电子排布式：，C正确； D．氧为8号元素，基态氧原子的轨道表示式：，D正确； 故选B。 原子结构与元素性质 【典例2】（25-26高二下·浙江·月考）下列叙述中不正确的是 A．原子半径：Na＞Mg B．电负性：F＞Cl C．酸性： D．第一电离能：O＞N 【答案】D 【详解】A．同周期主族元素，从左到右原子半径逐渐减小，则钠原子的原子半径大于镁原子，A正确； B．同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，电负性依次减小，则氟元素的电负性大于氯元素，B正确； C．同主族元素，从上到下非金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱，则高氯酸的酸性强于高溴酸，C正确； D．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于相邻元素，则氮元素的第一电离能大于氧元素，D错误； 故选D。 【迁移应用1】（25-26高二上·内蒙古包头·期末）2025年诺贝尔化学奖授予三位从事金属有机框架(MOFs)研究的科学家。构成MOF-5的两种基本单元和有机配体(化学式)的结构如图所示： (1)Zn元素位于周期表的位置是______。 (2)基态O原子价层电子的轨道表示式为______，价层电子占据的最高能级的电子云轮廓图的形状为______。 (3)中三种元素电负性由大到小的顺序是______(用元素符号表示)。 (4)下列属于激发态碳原子的电子排布式的是______(填字母)。 A． B． C． D． (5)Cu与Zn两元素的部分电离能数据如下表所示，比较两元素的可知，气态再失去一个电子比气态再失去一个电子更难。对此，你的解释是______。 元素 Cu Zn 电离能 745 915 1957 1743 3577 3837 【答案】(1)第四周期IIB族 (2)      哑铃形 (3) (4)B (5)的价层电子排布式为轨道为全充满，比较稳定；的价层电子排布式为电子能量较高。所以相比气态，气态再失去一个电子更难 【详解】（1）Zn为30号元素，核外电子排布为[Ar]3d104s2，位于元素周期表第四周期IIB族； （2）基态氧原子的价层电子排布式为2s22p4，故轨道表示式为；价层电子占据的最高能级为2p能级，其电子云轮廓图为哑铃形； （3）该离子中含有C、H、O三种元素，同周期元素从左往右电负性递增，电负性O>C，H的电负性小于C，故电负性O>C>H； （4）A．为激发态的N原子，A错误； B．为激发态的C原子，B正确； C．为激发态的B原子，C错误； D．为基态的C原子，D错误； 故答案选B； （5）的价层电子排布式为3d10，3d轨道为全充满，比较稳定；的价层电子排布式为3d104s1，4s电子能量较高。所以相比气态，气态再失去一个电子更难。 【迁移应用2】（25-26高二上·广东揭阳·期末）根据下列事实或数据回答下列问题： (1)普宁市科技文化节化学实验铁粉造星河，写出基态Fe原子的电子排布式___________，基态Fe2+中未成对的电子数有___________个。 (2)下列四种元素是第三或第四周期主族元素，其中X、Y、Z是同一周期元素，下表是这四种元素的第一电离能(I1)到第四电离能(I4)的数据(单位：kJ·mol-1 )。 元素代号 I1 I2 I3 I4 X 500 4600 6900 9500 Y 740 1500 7700 10500 Z 580 1800 2700 11600 W 420 3100 4400 5900 ①推断Y可能是元素周期表___________区元素(填写“s或p或d或ds或f”)。 ②由表中数据，推测Z元素的化合价___________，推断的理由是___________。 ③推测X、Y、Z、W元素的原子半径从小到大的顺序是___________。 ④Z的第一电离能比Y小的原因是___________。 (3)根据对角线规则，写出氢氧化铍与氢氧化钠溶液反应的化学方程式___________。 【答案】(1) 4 (2) s +3 Z的远大于，说明Z易失去3个电子 Z < Y < X < W Mg的全满，更稳定，Al的电子易失去，故Mg第一电离能高于Al (3) 【详解】（1）Fe是26号元素，位于第四周期第Ⅷ族。根据构造原理，其基态电子排布为。的电子排布为，未成对电子数为4。 （2）X的远大于，说明X易失去1个电子，为ⅠA族。Y的远大于，说明Y易失去2个电子，为ⅡA族。Z的远大于，说明Z易失去3个电子，为ⅢA族。W的远大于，说明W易失去1个电子，为ⅠA族。X、Y、Z同周期，且均为第三周期主族元素，W为第四周期，故X、Y、Z、W分别是Na 、 Mg 、 Al、K。 ①根据分析，Y为Mg，属于s区元素。 ②Z为Al，化合价为+3，原因是Z的远大于，说明Z易失去3个电子。 ③同周期（第三周期）：Na > Mg > Al（核电荷数增加，半径减小）。同主族（ⅠA族）：K > Na（电子层数增加，半径增大）。综上：Al < Mg < Na < K，即Z < Y < X < W。 ④ Y（Mg）的价电子排布为，3s轨道全满，能量低且稳定，第一电离能较高；而Z（Al）的价电子排布为，失去电子后可达到更稳定状态，故第一电离能较低。 （3）根据对角线规则，Be与Al性质相似。与NaOH反应生成四羟基合铝酸钠，故氢氧化铍（）与氢氧化钠（NaOH）反应，生成四羟基合铍酸钠，其化学方程式如下：。 元素推断与元素周期律的综合应用 【典例1】（25-26高二上·甘肃兰州·期末）周期表中1-36号之间的七种元素，它们的原子序数依次增大。已知是宇宙中含量最多的元素。原子的未成对电子数是同周期中最多的。C元素原子的最外层电子数是内层电子数的3倍。周期表中D元素最高价氧化物的水化物酸性最强。E元素的逐级电离能为：，，，。F元素在前四周期中未成对电子数最多。G的N能层上有2对成对电子。 (1)F元素为___________(写元素符号)，其价层电子轨道表示式为：___________。 (2)E+与离子半径大小___________(用元素符号表示)。电负性D___________E(填“>”“<””或“=”)，D和E形成___________(写“离子键”或“共价键”)。写出BA4D的电子式：___________。 (3)第一电离能顺序B___________C(填“>”“<””或“=”)，请写出原因：___________。 (4)G元素在元素周期表中的位置是___________。其基态原子电子排布式简写为___________，原子中共有___________种运动状态不同的电子，有___________种空间运动状态不同的电子，共有能量不同的___________电子。 (5)元素周期表中处于对角线处的元素具有相似的化学性质，因此也具有两性，请用E元素最高价氧化物的水化物来验证这个性质___________(用离子方程式表示)。 【答案】(1) Cr (2) > 离子键 (3) > N元素的价电子排布为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，更稳定，更难失去电子 (4) 第4周期ⅥA族 [Ar]3d104s24p4 34 18 8 (5) 【分析】是宇宙中含量最多的元素，所以A为H元素；C元素原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，所以C为O元素；的原子序数小于O，且B原子的未成对电子数是同周期中最多的，所以B为N元素；周期表中D元素最高价氧化物的水化物酸性最强，该酸为HClO4，所以D为Cl元素；E元素的逐级电离能为：，，，，因此E应为第ⅠA族元素，所以E为K元素；F元素在前四周期中未成对电子数最多，因此F为Cr元素；G的N能层上有2对成对电子，价电子排布应为4s24p4，所以G为Se元素。 【详解】（1）由分析可知，F元素为Cr，其价层电子轨道表示式为； （2）由分析可知，D为Cl元素，E为K元素，所以和的电子层数相同，的核电荷数大于，原子核对核外电子的吸引力更强，所以离子半径；电负性，所以；D和E形成的物质为KCl，为离子键；BA4D为NH4Cl，电子式为； （3）由分析可知，B为N元素，C为O元素，由于N元素的价电子排布为2s22p3，2p轨道处于半充满状态，更稳定，更难失去电子，因此第一电离能N>O； （4）由分析可知，G为Se元素，在元素周期表中的位置是第4周期ⅥA族；基态原子电子排布式简写为[Ar]3d104s24p4；核外共有34个电子，所以原子中共有34种运动状态不同的电子；基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，共占据18个原子轨道，所以有18种空间运动状态不同的电子；共占据8个能级，所以由8种能量不同的电子； （5）E元素最高价氧化物的水化物为KOH，与KOH反应的离子方程式为。 【迁移应用1】（25-26高二下·陕西安康·月考）现有六种元素A、B、C、D、E、F，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。 A．元素形成的物质种类繁多，其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具 B．元素原子的核外p电子数比s电子数少1 C．元素是地壳中含量最多的元素 D．元素原子的第一至第四电离能分别是：；；； E.原子核外所有p轨道全满或半满 F.在周期表的第8纵列 (1)某同学根据上述信息，推断A基态原子的轨道表示式为，该同学所画的轨道表示式违背了______。 (2)A、B、C三种元素的第一电离能由大到小的顺序是______(用元素符号表示)。 (3)C与氢形成的化合物的电子式为______，该化合物分子中C原子的杂化方式为______，分子的空间构型为______。 (4)E基态原子中能量最高的电子，其电子云轮廓图是______形。 (5)下列关于F原子的价电子轨道表示式正确的是______。 a．    b． c．    d． (6)基态核外电子排布式为______。 【答案】(1)洪特规则 (2)N＞O＞C (3) sp3 V形 (4)哑铃形 (5)A (6)[Ar]3d5 【分析】A元素形成的物质种类繁多，其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具，为金刚石，则A为C元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，B有2个电子层，故B为N元素；C元素是地壳中含量最多的元素，即C为O；D原子电离能数据可知，其为第二主族元素，为Mg；E原子核外所有p轨道全满或半满，即为P；F在周期表的第8列，为第四周期元素，则F为Fe。 【详解】（1）洪特规则是指在相同能量的轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同；图示是C元素的原子，2p轨道自旋方向相反，其违反了洪特规则。 （2）A为C元素，B为N元素，C为O元素，第一电离能由大到小的顺序是N＞O＞C。 （3）C为O元素，则为H2O，电子式为。该化合物分子中O原子的杂化方式为sp3，分子的空间构型为V形。 （4）E基态原子能量最高的电子为3p3，其电子云轮廓图是哑铃形。 （5）F原子为26号元素铁，基态Fe原子的价电子排布为3d64s2，故价电子轨道表示式，故A正确。 （6）铁原子失去3个电子形成铁离子，基态Fe3+核外电子排布式[Ar]3d5。 【迁移应用2】（25-26高二下·河北衡水·开学考试）物质的组成、结构决定着物质的性质与变化，我们必须在原子、分子层次上深入地研究物质的结构。Q、R、X、Y、W、Z六种元素的原子序数依次增大。已知： ①Q、R、X、Y均为短周期主族元素； ②Z的原子序数为29； ③W是前四周期元素中核外电子未成对电子数最多的； ④Y原子价层电子排布msnmpn(m≠n)； ⑤R原子核外L层电子数为奇数； ⑥Q、X原子最外层p轨道的电子数分别为2和4. 请回答下列问题： (1)W原子的原子结构示意图为________。 (2)Z元素位于周期表________区；Z2＋的核外电子排布式是________。 (3)Q的最高价氧化物的电子式是________。 (4)Q、Y形成的最简单气态氢化物中，稳定性最强的是：________(填化学式)。 (5)Q、R、X三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号填空)。 (6)六种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物是________(填化学式)。 【答案】(1) (2) ds [Ar]3d9 (3) (4)CH4 (5)C<O<N (6)SiO2 【分析】由Z的原子序数为29可知，Z为Cu；Y原子的价层电子排布式为msnmpn(m≠n)，则n=2，Y的原子序数比Z的小且Y位于短周期，且m≠n，故m=3，Y为Si；因Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增，且Q、X原子p轨道上的电子数分别为2和4，只能为L层的p轨道，二者分别为C、O；R原子核外L层电子数为奇数，则R只能为N；W是前四周期元素中核外电子未成对电子数最多的，W是Cr；即Q、R、X、Y、W、Z六种元素依次为C、N、O、Si、Cr、Cu。 【详解】（1）W是Cr元素，原子的原子结构示意图为。 （2）Z是Cu元素，Cu元素位于周期表ds区；Z2+为Cu2+，Cu的价电子排布为3d104s1，失去两个电子，则为3d9，Cu2+的核外电子排布式是[Ar]3d9。 （3）Q为C元素，最高价氧化物为二氧化碳，电子式是。 （4）Q、Y分别为C元素与Si元素，根据元素周期律可知，非金属性碳大于硅，形成的最简单气态氢化物的稳定性最强的是CH4。 （5）Q、R、X三种元素分别为C、N、O，三种元素中，同周期主族元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势，基态N原子轨道处于半充满状态，较稳定，因此N的第一电离能最大，C的第一电离能最小，故第一电离能数值由小到大的顺序为C<O<N。 （6）六种元素中，电负性最大的非金属元素是O，电负性最小的非金属元素是Si，二者形成的化合物为SiO2。 分子结构与物质的性质 【典例1】（25-26高二下·甘肃酒泉·月考）已知三种煤烟气脱硫方法的原理如下。 方法1 用将转化为，再将氧化为 方法2 用生物质热解气(主要成分为CO、、)将在高温条件下还原为单质硫 方法3 用粉末加水制成浆液吸收生成和，再将氧化为 请回答下列问题： (1)在、、、中，属于非极性分子的是_______，属于极性分子的是_______。 (2)比较、、的键角大小、沸点高低。 ①键角由大到小的顺序为_______(填化学式，下同)。 ②沸点由高到低的顺序为_______。 (3)相同条件下，与在水中的溶解度较大的是_______(填化学式)，可能的原因是_______。 (4)运用价层电子对互斥模型预测、的空间结构。 ①的空间结构为_______。 ②的空间结构为_______。 【答案】(1) ​ (2) (3) 是极性分子，为非极性分子，水为极性溶剂，根据相似相溶原理，更易溶于水，且可与水反应，溶解度更大 (4) 平面正三角形 三角锥形 【详解】（1）分子正负电荷中心重合为非极性分子，反之为极性分子。为正四面体形对称结构，为直线形对称结构，正负中心重合，属于非极性分子； 中心原子N的价层电子对数为，有1对孤对电子，为三角锥形、中心原子S的价层电子对数为，有1对孤对电子，为V形，正负中心不重合，属于极性分子。 （2） ① 三者中心原子均为杂化，孤电子对越多，对成键电子对的排斥力越大，键角被压缩越小。无孤电子对，有1对孤电子对，有2对孤电子对，故键角：。 ② 都能形成分子间氢键，分子间氢键数目多于，不能形成氢键，分子间作用力最小，故沸点：； （3）根据相似相溶原理，极性分子易溶于极性溶剂，为极性分子，为非极性分子，水是极性溶剂，且可与水反应，因此溶解度远大于。 （4）① 中心C的价层电子对数，无孤电子对，空间结构为平面正三角形。 ② 中心S的价层电子对数，含1对孤电子对，空间结构为三角锥形。 【迁移应用1】（25-26高二下·河南驻马店·月考）X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素，由这四种元素组成的化合物结构如图，Z和W的价层电子数相同且基态Z原子的s能级电子总数与p能级电子总数相等。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．阳离子的空间结构为正四面体形 C．1 mol该化合物中含8 mol σ键 D．简单氢化物的沸点： 【答案】B 【分析】Z和W的价电子数相同且基态Z原子的s能级电子总数与p能级电子总数相等，且Z能与W形成共价键，推出Z为O，W为S；Y能与X形成四个单键且带一个正电荷，推出X为H，Y为N。 【详解】A．N的2p能级为半满稳定结构，第一电离能：，故第一电离能：，A错误； B．阳离子为，氮原子的价层电子对数为，N原子的杂化类型为，且无孤电子对，故空间结构为正四面体形，B正确； C．该化合物为，中含键，中含键，1 mol该化合物中共含键，C错误； D．H2O分子间氢键强度大于NH3分子间氢键的强度，且分子间氢键个数多于，沸点：，分子间不存在氢键，沸点最低，故沸点：，即，D错误； 故选B。 【迁移应用2】（25-26高二下·湖北黄石·月考）氯吡苯脲是一种常用的膨大剂，其结构简式如图，它是经国家批准使用的植物生长调节剂。氯吡苯脲能在动物体内代谢，其产物较为复杂，其中有、、等。 (1)氯吡苯脲晶体中，微粒间的作用力类型没有________(填字母)。 A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．键 (2)热稳定性：________(选填“>”或“<”)，原因是________。 (3)氯吡苯脲晶体中，氮原子的杂化方式为________，基态氮原子的核外有________种不同运动状态的电子。 (4)能够测定氯吡苯脲相对分子质量的仪器分析方法为________。 (5)和是锡的常见氯化物，可被氧化得到。 ①分子的VSEPR模型名称是________。 ②的键是由锡的________轨道与氯的轨道重叠形成键。 【答案】(1)A (2) 氧的电负性大于氮，键键能大于键，热稳定性更强 (3) 7 (4)质谱法 (5) 平面三角形 杂化 【详解】（1）氯吡苯脲晶体为分子晶体，微粒间存在分子间作用力，分子内含极性键，如、、等；分子内含非极性键，如苯环中键；分子内含π键，如、苯环中π键，不存在离子键； （2）热稳定性：，原因是氧元素的电负性大于氮元素，键的键能大于键的键能，化学键更稳定，热稳定性更强； （3）氮原子在分子中形成2个键，含1对孤电子对，杂化方式为杂化；基态氮原子的核外有7个电子，每个电子运动状态均不同，共7种不同运动状态的电子； （4）质谱法可通过测定分子离子峰的质荷比，确定物质的相对分子质量； （5）①分子中原子的价层电子对数为，VSEPR模型为平面三角形； ②中原子为杂化，键由锡的杂化轨道与氯的轨道重叠形成键。 判断分子或离子的空间构型与键角的比较 【典例1】（25-26高二上·河南洛阳·期末）周期表前四周期元素及其化合物是结构化学研究的热点。根据前四周期元素回答下列问题： (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)。 a．    b． c．    d． (2)已知：顺时针旋转的电子，其自旋量子数，逆时针旋转的电子，其自旋量子数 对于基态的磷原子，其价层电子自旋量子数的代数和为________。 (3)过渡元素中某基态原子X 的最外层电子排布式为ns1，X可能是_______(填元素符号)。 (4)基态W原子最外层电子数是电子层数的2倍且价电子位于能层符号为M，而基态Q原子的价层电子排布式为 ①W、Q构成的下列粒子中，WQ2的空间结构为_______， 的VSEPR模型为_______。 ②W能与电负性最大的元素Z形成WZ6分子，该分子的中心原子价层电子对数为_______，下列对该分子中心原子杂化方式判断合理的是________。 a. sp3    b. sp3d      (5)杂化类型的判断 ①As4O6的分子结构如图，其中 As原子的杂化轨道类型为________。 ②用价层电子对互斥模型推断SnBr2分子中，Sn原子的杂化轨道类型为__________，分子中Br-Sn-Br的键角 _____120°(填“>”“<”或“=”)。 【答案】(1) d c (2)或 (3)Cr、Cu (4) V形或角形、折线形 正四面体形 6 c (5) sp3 sp2杂化 ＜ 【分析】基态W原子最外层电子数是电子层数的2倍且价电子位于能层符号为M，W核外电子分三层排布，核外电子分别为2、8、6，W为S元素；基态Q原子的价层电子排布式为，为满足s轨道最多容纳2个电子，n必须为2，Q的价层电子排布式为，Q为O元素；Z为电负性最大的元素，Z为F元素。 【详解】（1）a．该状态为激发态，1s能级1个电子跃迁到2s能级； b．该状态为激发态，1s能级2个电子分别跃迁到2s、2p能级； c．该状态为激发态，1s能级2个电子跃迁到2p能级； d．符合能量最低原理，能量最低； 由于各个能级的能量高低顺序为：1s＜2s＜2p，该能级电子数越多，含有该结构的微粒能量就越高，d选项能量最低，c选项能量最高； 故答案为：d；c； （2）基态磷原子的价层电子的轨道表示式为，能级的3个原子轨道上的电子自旋平行，故基态磷原子的价层电子自旋量子数的代数和为或； （3）Cr价电子排布式为、Cu价电子排布式为。过渡元素中某基态原子X的最外层电子排布式为ns1，X为Cr、Cu； （4）①中的价层电子对数为，孤电子对数为1，的空间结构为V形或角形、折线形，中的价层电子对数为，VSEPR模型为正四面体形； ②该分子的中心原子价层电子对数为；S原子通过激发电子，将1个3s轨道，3个3p轨道和2个3d轨道混合杂化形成6个能量相同的杂化轨道，故选c； （5）①根据分子结构示意图可知，形成键为3，孤电子对数为1，价层电子对数，采取杂化； ②由价层电子对互斥模型可知，分子中原子的价层电子对数，原子的轨道杂化方式为；中心原子含有1个孤电子对，孤电子对的斥力使分子中的键角减小，小于120°。 【迁移应用1】（25-26高二下·湖南岳阳·开学考试）硼元素在地壳中的含量仅为0.001%，但它却有着种类繁多的化合物。 (1)基态B原子的核外电子空间运动状态有____________种。 (2)根据的解离反应：，，可判断是__________酸，离子的VSEPR模型名称为_________，离子中含有__________mol键。 (3)分子式为的化合物的结构如图，其中B原子的杂化类型是____________，B-B-B键的键角____________Cl-B-Cl的键角(填“”“”或“”)。 (4)在、、和三种分子中，属于极性分子的是____________，多原子分子中各原子若在同一平面，且有相互平行的p轨道，则p电子可在多个原子间运动，形成“离域π键”，上述三种分子中存在“离域π键”的是____________。 【答案】(1)3 (2) 一元弱酸 正四面体形 8 (3) 和 < (4) 【详解】（1）量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，基态B原子的电子排布式为，核外电子占据的原子轨道数为1+1+1=3，所以基态B原子的核外电子空间运动状态有3种； （2）根据的解离反应：，，可判断是一元弱酸； 中心原子B形成4个键，孤电子对数为，价层电子对数为4，且B无孤电子对，所以的VSEPR模型为正四面体形；离子中化学键均为σ键，其中含4 mol B-O键，4 mol O-H键，所以1 mol 离子中含有4 mol+4 mol=8 mol σ键； （3）从其结构图示，可以看出：中心B原子参与形成4个σ键，其杂化类型是，而另外3个B原子形成3个σ键，其杂化类型是；从结构图示可知，环状结构中的B原子为杂化，其B-B-B键角接近109.5°，而与Cl原子相连的B原子为杂化，其Cl-B-Cl键角接近120°，因此，B-B-B键的键角小于Cl-B-Cl键的键角； （4）在 、和三种分子中， 分子中B的价层电子对数为，为平面三角形，非极性分子；分子中C的价层电子对数为， 为正四面体形，非极性分子； 分子中N的价层电子对数为，有1对孤电子对，为三角锥形，极性分子；形成“离域π键”的要求是多原子分子中各原子若在同一平面，且有相互平行的p轨道，三种分子里只有为平面三角形，所以存在“离域π键”的是。 【迁移应用2】（25-26高二上·甘肃武威·期末）元素周期表中金属和非金属分界线附近的元素性质特殊，其单质及化合物应用广泛，已成为科学研究的热点。回答下列问题： (1)锗（Ge）可以作半导体材料，写出基态锗原子的价层电子轨道表示式：___________。 (2)锗与碳同族，性质和结构有一定的相似性，锗元素能形成无机化合物（如锗酸钠：；二锗酸钠：等），也能形成类似于烷烃的锗烷。 ①中锗原子的杂化方式是________。 ②推测中含有的键的数目是________（表示阿伏加德罗常数的值）。 (3)环硼氮六烷的结构和物理性质与苯很相似，故称为无机苯，其结构式如图所示。 ①第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有________种。 ②环硼氮六烷中硼、氮原子的杂化方式是________。 (4)硅烷分子式为，其中的氢元素显-1价，其原因是___________________，分子中键角为________。 (5)根据价层电子对互斥理论（VSEPR）推测：的VSEPR模型名称为________；写出的空间结构：________。 【答案】(1) (2) 301 (3) 3 (4) 氢原子的电负性比硅原子的电负性大 (5) 四面体形 正四面体形 【详解】（1）Ge为32号元素，价层电子排布式为4s24p2，故价层电子轨道表示式为； （2）①锗原子的价层电子对数为，VSEPR模型为平面三角形，杂化方式为； ②与烷烃结构类似，分子中的共价键均为键，n个Ge原子之间形成（n-1）个键，Ge与2n+2个H原子形成（2n+2）个键，所以1个分子中键的个数为（2n+2）+（n-1）=3n+1，1mol该物质中含有的键的数目为301NA； （3）①Be的p轨道全空，其第一电离能高于B，N的2p轨道半充满，其第一电离能高于O，则第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O，共3种； ②B、N原子都是3个键，无孤对电子，故为sp2杂化； （4）SiH4分子中氢和硅以共价键相连，氢原子吸电子能力比硅原子强，即氢原子的电负性比硅原子的电负性大，则共用电子对偏向氢原子，因此氢显负价；的中心原子Si的价层电子对数为，孤电子对数为0 ，空间结构为正四面体，键角为； （5）的中心原子价层电子对数为，故的VSEPR模型名称为四面体形；的中心原子价层电子对数为，孤电子对数为0，故空间结构为正四面体形。 等电子体、大π键、配合物和超分子 【典例1】（25-26高二下·福建龙岩·月考）IVA族元素(C、Si、Ge、Sn)具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。回答下列问题： (1)Si元素基态能量最高的能级电子云轮廓图为_______。 (2)某有机物的分子结构如图所示，分子中所含的四种元素的第一电离能由强到弱的顺序是_______，含手性碳原子的个数为_______。 (3)用价层电子对互斥理论推断分子中，的VSEPR模型名称是_______，属_______分子(填“极性”或“非极性”)。 (4)含碳的有机物种类繁多，但有些有机物的溶解性却不同，比如：吡啶(在水中溶解性比苯在水中溶解性大，说明原因： _______。 (5)分子中的大键可用表示，其中m代表参与形成大键的原子数，n代表参与形成大键的电子数。咪唑()中的各个原子均在同一平面内。则咪唑环中的大键应表示为_______；_______更易与形成配位键(填“①号N”、“②号N”)。 【答案】(1)哑铃形 (2) N>O>H>C 3 (3) 平面三角形 极性 (4)吡啶()中氮原子能和水形成分子间氢键 (5) ①号N 【详解】（1）Si基态核外电子排布为，能量最高的能级是3p，p能级的电子云轮廓图为哑铃形。 （2）该分子所含元素为H、C、N、O，第一电离能规律：同周期从左到右整体增大，N的2p轨道为半满稳定结构，第一电离能，H的第一电离能大于C、小于O，因此顺序为；手性碳原子是连接4个不同基团的饱和碳原子，该结构的脱氧核糖部分共有3个符合要求的手性碳原子，如图所示。 （3） 中Sn的价层电子对数，因此VSEPR模型为平面三角形；分子实际空间构型为V形，正负电荷中心不重合，属于极性分子。 （4）吡啶()含有N原子，可与水分子形成氢键，因此吡啶在水中溶解度远大于苯。 （5）咪唑环共5个原子共平面参与大π键：①号N（双键N）提供1个电子，3个环上碳原子各提供1个电子，②号N（-NH-的N）的孤对电子参与大π键，提供2个电子，总电子数为6，因此大π键表示为；①号N的孤电子对未参与大π键，更容易提供孤电子对与形成配位键。 【迁移应用1】（2027·全国·一模）回答下列问题： (1)和是锡的常见氯化物，可被氧化得到。 ①分子的模型名称是___________。 ②的键是由锡的___________轨道与氯的轨道重叠形成键。 (2)(如图)是晶型转变的诱导剂。的空间结构为___________；中咪唑环存在大键，则原子采取的轨道杂化方式为___________。 (3)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷，其中电负性最大的元素是___________，硅原子的杂化轨道类型为___________。 (4)结构如图所示，其中含有键的数目为___________。 (5)俗称电石，该化合物中不存在的化学键类型为___________(填字母)。 a．离子键    b．极性共价键    c．非极性共价键    d．配位键 【答案】(1) 平面三角形 杂化 (2) 正四面体形 (3) (4)8 (5) 【详解】（1）①中Sn的价层电子对数为，有一对孤对电子，VSEPR模型名称是平面三角形。 ②中Sn的价电子对数为，无孤电子对，中心原子采取杂化后，形成4个杂化轨道，键是由锡的杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成键。 （2）中B形成4个σ键（其中有1个配位键），为sp3杂化，空间构型为正四面体形；咪唑环存在大键，则咪唑环为平面结构，N原子形成3个σ键且无孤电子对，采取的轨道杂化方式为sp2。 （3）电负性C>H，同族元素电负性由上到下减弱，电负性Si<C，故电负性最大的是C；硅原子与周围的4个原子形成共价键，没有孤电子对，价层电子对数为4，则硅原子的杂化轨道类型为sp3。 （4）单键全是键，三键中含1个键，由结构简式可知分子中含8条键。 （5）中与之间存在离子键，中C原子之间存在非极性共价键，不存在极性共价键和配位键，选bd。 【迁移应用2】（25-26高二下·浙江·月考）一种冠醚分子可通过识别，从卤水中萃取。该冠醚（直径为123～150 pm）合成、识别的过程如下（有机物中的C、H原子省略，只表示化学键的连接情况和官能团，每个拐点或终点均表示有一个碳原子）。下列说法不正确的是 A．常温下有机物Y难溶于水 B．R为超分子 C．冠醚分子Z不能识别（直径为304 pm） D．Z中所有原子均处在同一平面 【答案】D 【分析】X（）与Y（）在KOH条件下发生取代反应生成冠醚Z（），冠醚的空腔直径（123~150pm）与尺寸相匹配，Z通过氧原子的孤对电子与形成弱配位键，从而识别并结合，实现从卤水中萃取； 【详解】A．有机物Y为卤代烃，卤代烃都难溶于水，A说法正确； B．R是冠醚Z与通过弱配位键结合形成的超分子，B说法正确； C．冠醚Z空腔直径为（123～150 pm），直径为304 pm，大于冠醚Z空腔直径，无法进入空腔被识别，C说法正确； D．Z中除苯环的碳原子为杂化，其余碳原子都是杂化，通过杂化形成的分子中所有原子不可能共面，D说法错误； 答案选择D。 夯实基础 1．（2026·河北保定·一模）下列化学用语表示正确的是 A．的电子式可能为： B．基态O原子的价层电子排布图： C．的结构示意图： D．互为同素异形体 【答案】D 【详解】A．每个氧原子最外层有6个电子，3个氧原子最外层一共有18个电子，而题给的电子式价电子总数计算错误，A错误； B．基态O原子的价层电子排布式为，根据洪特规则，电子排布在同一能级的不同轨道时，优先单独占据不同轨道且自旋方向相同，正确的价层电子排布图为，B错误； C．的质子数为8，核外电子数为10，题干所给的结构图中质子数为10，不代表，C错误； D．同素异形体指由同种元素形成的结构不同的单质；、、都是由氧元素组成的不同单质，符合同素异形体的概念，D正确； 故选D。 2．（2026·辽宁辽阳·一模）下列化学用语或图示表达不正确的是 A．的电子式为： B．HClO的结构式为： C．电子云轮廓图： D．基态S原子的价层电子轨道表示式为 【答案】C 【详解】A．在H2O2分子中，氧原子存在两个单电子，分别与氢原子、氧原子共用形成共价键，电子式为，A正确； B．HClO的电子式为,结构式为H-O-Cl，B正确； C．p轨道电子云轮廓图为哑铃形，C错误； D．S原子价电子排布为3s23p4，选项中的轨道表示式遵守泡利不相容原理和洪特规则，D正确； 故选C。 3．（25-26高二下·安徽马鞍山·月考）锂离子电池和锂金属电池在生活中有着较为广泛的应用，请回答下列问题： Ⅰ．(磷酸铁锂)、(锰酸锂)都是锂离子电池中常用的电极材料。 (1)Fe元素在周期表中的位置是___________，其基态原子价电子轨道表示式为___________，基态P原子核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为___________形。 (2)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最高的为___________(填标号)。 A．    B．    C． (3)从原子结构的角度分析比稳定的原因：___________。 (4)下列说法正确的是___________。 A．电负性： B．原子变成，优先失去3d轨道上的电子 C．第一电离能： D．键角： Ⅱ．一种用于心脏起搏器的微型电池的电极材料是石墨和锂，电解质为等物质的量的、溶解在(亚硫酰氯)中形成的溶液。 (5)把溶液蒸干、灼烧，最后得到的主要固体产物是___________；将与：混合加热，可得到无水，相关的化学总反应方程式为___________。 【答案】(1) 第四周期第Ⅷ族 哑铃 (2)C (3)基态的价电子排布式为，处于半充满较稳定状态，故比稳定 (4)CD (5) 【详解】（1）Fe是26号元素，在元素周期表中位于第四周期第Ⅷ族；基态Fe原子价电子排布为，轨道表示式为；P原子核外电子排布为，最高能级为3p，p能级电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。 （2）能级能量规律：，电子占据的能级越高，原子总能量越高；选项C中2个电子都在能量更高的2p能级，因此总能量最高。 （3）洪特规则特例：轨道半充满、全充满时为稳定结构，的3d轨道为半充满稳定结构，因此比价电子为的更稳定。 （4）A．同周期主族元素电负性从左到右递增，电负性应为O>N>B，A错误； B．Fe原子电子排布为，失电子优先失去最外层4s轨道的电子，B错误； C．同周期第一电离能从左到右整体呈增大趋势，P的3p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于相邻的S，因此第一电离能，C正确； D．孤电子对对化学键的作用力大于化学键对化学键的作用力，孤电子对越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小，因此顺序为：CH4>NH3>H2O，D正确； 故答案为：CD。 （5）是强酸弱碱盐，溶液中存在水解平衡，蒸干时HCl挥发，水解完全得到 ​，灼烧时分解生成 ​，因此最终固体为； 可以和结晶水反应生成和，既吸收水，又生成HCl抑制 ​水解，因此得到无水，总反应配平后为。 4．（25-26高二下·辽宁葫芦岛·开学考试）我国科学家用大阴离子(如图所示)的锌盐溶液作电解液，设计制备了水系锌离子电池。X、Y、Z、W均为短周期元素，X、Y、Z位于同一周期，Y、W价层电子排布相同，下列叙述正确的是 A．与Z同周期的元素中，Z的第一电离能最大 B．基态原子未成对电子数：Z<Y=X C．简单气态氢化物的稳定性：Z>W>Y D．该离子中的原子均满足8电子稳定结构 【答案】B 【分析】由图可知， Y、W 价层电子排布相同且分别形成 2 个和6个共价键，由于O没有d轨道，可确定 Y 为 O、W 为 S；X、Y、Z 同属第二周期，X 形成 4 个共价键，故为 C，Z 形成 1 个共价键故为 F。 【详解】A．同周期元素，从左到右，第一电离能逐渐增大，与F元素同周期的元素中第一电离能最大的是Ne元素，A错误； B．F（Z）元素的价层电子排布为2s22p5，故F元素未成对电子数为1，；O（Y）元素的价层电子排布为2s22p4，未成对电子数为2；C（X）元素的价层电子排布为2s22p2，C元素未成对电子数为2，故Z<Y=X，B正确； C．元素非金属性越强，简单气态氢化物越稳定，非金属性 F>O>S，故简单气态氢化物稳定性 HF>H2O>H2S，即 Z>Y>W，C错误； D．该离子中 S 原子形成 6 个共价键，最外层电子数为 12，不满足 8 电子稳定结构，D错误； 故答案选B。 5．（25-26高二上·广东·期末）新型储能电池的电极材料研发中，科研团队通过光谱分析发现其含七种关键元素（仅涉及前四周期），这些元素的原子结构特征与性质数据如表所示： 元素编号 原子结构特征或性质数据 A 基态原子2p轨道半充满 B 地壳中含量最多的元素 C 与B同主族，单质为淡黄色固体 D 第三周期元素中简单离子半径最小 E 前四周期主族元素中电负性最小 F 基态原子有5个未成对电子，位于第四周期 G 基态原子序数小于30，其+2价阳离子的3d轨道电子数比的+2价阳离子多1个 回答下列问题： (1)基态A原子中，核外电子占据的最高能层符号为___________，最高能级的电子云轮廓图形状为___________。 (2)B、C、D的原子半径由大到小的顺序为___________(用元素符号表示，下同)。 (3) A、B、C的第一电离能由大到小的顺序为___________，请从原子结构角度简要解释原因：___________。 (4)上述某种元素的逐级电离能如图所示，该元素是___________。 电离能 某元素逐级电离能 578 1817 2745 11575 14830 该元素的氧化物与元素最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为___________。 (5)元素位于周期表的___________区，的价层电子轨道排布图为___________，气态再失去一个电子比气态再失去一个电子更难，原因是___________。 【答案】(1) L 哑铃形或纺锤形 (2) (3) 同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但的轨道处于半充满的稳定结构，第一电离能大于相邻的；同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，故的第一电离能大于S (4) (5) 的轨道处于半充满的稳定结构，失去一个电子所需能量更高，而的轨道为，失去一个电子后变为半充满稳定结构，故气态失去一个电子比更难 【分析】A的基态原子2p轨道半充满，根据电子排布规律，2p轨道半充满时电子排布式为，故A为N；地壳中含量最多的元素为氧，故B为O；C与B同主族，说明位于第VIA族，且单质为淡黄色固体，第VIA族中单质为淡黄色固体的是硫，故C为S；D是第三周期元素中简单离子半径最小的元素，第三周期元素的简单离子包括金属阳离子和非金属阴离子，阴离子电子层数为3，阳离子电子层数为2，电子层数越少半径越小，同电子层结构的阳离子中，核电荷数越大，半径越小，故第三周期简单离子半径最小的是Al3+，对应D为Al；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，前四周期主族元素中电负性最小的是第四周期第IA族元素，故E为K；F位于第四周期，基态原子有5个未成对电子，故F为Mn；G的原子序数小于30，其+2价阳离子的3d轨道电子数比F的+2价阳离子多1个，Mn2+的电子排布为，故G2+的3d轨道电子数为6，即G的价层电子排布式为，对应原子序数26，故G为Fe。 【详解】（1）基态A原子的电子排布式为，核外电子占据的能层依次为K层、L层，故最高能层符号为L；最高能级为2p能级，p轨道的电子云轮廓图形状为哑铃形或纺锤形； （2）电子层数越多，半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小，故原子半径：Al > S > O； （3）、同属第二周期，的轨道半充满，能量低、结构稳定，失去一个电子所需能量更高，故第一电离能：，、同属第族，的电子层数更多，原子半径更大，核对外层电子的吸引力更弱，失去一个电子更易，故第一电离能：； （4）逐级电离能为578 kJmol-1、1817  kJmol-1、2745 kJmol-1 、11575  kJmol-1、14830 kJmol-1，与的差值为8830  kJmol-1远大于与的差值为928  kJmol-1，说明该元素最外层有3个电子，失去3个电子后达到稳定结构，后续再失去电子需克服更大能量；结合推断出的元素，最外层3个电子的是Al，故该元素为Al；E为K，其最高价氧化物对应的水化物为KOH，Al的氧化物为Al2O3，二者反应生成四羟基合铝酸钾和水，化学方程式为； （5）F为Mn，价层电子排布式为，故Mn位于d区；G为Fe，价层电子排布式为，Fe2+价层电子排布图为；气态Mn2+的价电子排布为3d5，是半充满的稳定结构，再失去一个电子较难；而气态Fe2+的价电子排布为3d6，失去一个电子后变为3d5的半充满稳定结构，因此Mn2+气态再失去一个电子比气态Fe2+更难。 6．（25-26高二上·贵州安顺·期末）2025年中国科学家首次合成并分离出纯净的晶体，解锁了两百多年的化学谜团。W、X、Y、Z为原子序数依次增大的主族元素，W是宇宙中含量最多的元素，X的s能级电子数是p能级的两倍，Y的价层电子数是内层电子数的3倍，Z的K层和L层电子数之和等于M层和N层电子数之和。下列说法错误的是 A．原子半径： B．简单氢化物的键角： C．化合物中存在键和键 D．基态Z的核外电子空间运动状态有10种 【答案】B 【分析】根据题干信息推断元素：W是宇宙中含量最多的氢（H，原子序数1）； X的s能级电子数是p能级的两倍，且为原子序数增大的主族元素，满足此条件的为碳（C，原子序数6，s电子总数4，p电子总数2，4=2×2）； Y的价层电子数是内层电子数的3倍，且原子序数大于X，满足此条件的为氧（O，原子序数8，价层电子数6，内层电子数2，6=3×2）； Z的K层和L层电子数之和等于M层和N层电子数之和，且原子序数大于Y，满足此条件的为钙（Ca，原子序数20，K层2、L层8电子和10，M层8、N层2电子和10）。化合物为。 【详解】A．原子半径：Ca > C > O > H，原子半径取决于电子层数和原子序数，H的电子层数最少，Ca的电子层数最多，C、O层数相同，O的核电荷数大，半径小于C，A正确。   B．简单氢化物的键角：X(C)的，Y(O)的都为杂化，但甲烷无孤电子对，水有两对孤电子，即水的键角小于甲烷的键角，故X的键角大于Y的键角，选项错误，B错误。 C．化合物XY2()为直线形分子，结构为O=C=O，含C=O双键，有σ键和π键，C正确。   D．基态Z(Ca)的电子构型为，轨道数为1s(1)+2s(1)+2p(3)+3s(1)+3p(3)+4s(1)=10，核外电子空间运动状态有10种，D正确。   故选B。 7．（25-26高二下·安徽蚌埠·月考）下列事实不能用键能的大小来解释的是 A．的化学性质很稳定 B．比更稳定 C．的沸点比高 D．HCl、HBr、HI的酸性逐渐增强 【答案】C 【详解】A．由于分子中存在键，键能较大，故的化学性质很稳定，故A正确； B．由于键的键能大于键，所以比更稳定，故B正确； C．分子间存在氢键，导致的沸点比高，与键能无关，故C错误 D．卤族元素从F到I，原子半径逐渐增大，其氢化物中化学键的键长逐渐变长，键能逐渐变小，所以稳定性逐渐减弱，酸性增强故，D正确； 答案选C。 8．（25-26高二下·黑龙江哈尔滨·月考）按要求回答下列问题 (1)用“>”或“<”填空 ①键能大小：_____ ②键角大小：_____ ③沸点高低：______ ④稳定性：_____ (2)基态Cu原子的电子排布式为_____在元素周期表中属于_____区； (3)邻苯二甲酸酐（）和邻苯二甲酰亚胺（）都是有机化学常见的物质，后者熔点高于前者，主要原因是_____。 (4)基态铁原子的价层电子排布图为_____。相同条件下，和相比，_____更稳定，原因是_____。 【答案】(1) < > < > (2) ds (3)两者均为分子晶体，后者能形成分子间氢键，使分子间作用力增大，熔点更高 (4) 的价电子排布式为，的价电子排布为，的价电子排布为半充满结构，能量低，故比稳定 【详解】（1）① 同周期从左到右原子半径逐渐减小，键长：，键长越短键能越大，因此键能：； ② 中心原子价层电子对数为，采取杂化，空间构型为平面正三角形，键角为；中心原子价层电子对数为，为杂化，存在1对孤对电子，空间构型为三角锥形，键角小于，因此键角：； ③ 图1为邻羟基苯甲酸，分子内形成氢键，图2为对羟基苯甲酸，分子间形成氢键，分子间氢键会升高物质沸点，因此沸点：邻羟基苯甲酸 < 对羟基苯甲酸； ④ 非金属性，非金属性越强，简单氢化物越稳定，因此稳定性：； （2）是29号元素，根据洪特规则特例，全充满结构更稳定，因此基态电子排布式为（或），属于区元素； （3） 两者均为分子晶体，邻苯二甲酰亚胺含键，分子间可以形成氢键，增大了分子间作用力；邻苯二甲酸酐无法形成分子间氢键，因此邻苯二甲酰亚胺熔点更高； （4）基态原子价电子排布为，根据洪特规则，电子优先分占不同轨道，排布图；的价电子排布式为，的价电子排布为，的价电子排布为半充满结构，能量低，故比稳定。 9．（25-26高二下·浙江杭州·月考）下列关于物质的结构或性质及解释不正确的是 选项 物质的结构或性质 解释 A 分子极性： F的电负性大于H B 熔点： 前者形成分子内氢键，而后者能形成分子间氢键，导致熔点增大。 C 的酸性大于 O的电负性比S大，使羧基中O-H键极性更大，更易电离出H⁺ D P 原子间难形成三键而N原子间可以 P的原子半径大于N，难形成p-pπ键 A．A B．B C．C D．D 【答案】A 【详解】A． 和均为V形分子，电负性顺序为， 中，键的共用电子对偏向，键的极性叠加后分子总偶极矩更大；而中，键共用电子对偏向F，键的极性与中心O孤对电子的偶极部分抵消，因此实际分子极性：，A错误； B．邻羟基苯甲酸的羟基和羧基相邻，易形成分子内氢键，分子间不存在氢键，熔点较低；对羟基苯甲酸形成分子间氢键，分子间作用力更大，熔点更高，因此熔点顺序、解释均正确，B正确； C． O的电负性大于S，吸电子能力更强，会使羧基中键的极性增大，更易电离出，因此含氧杂环的二甲酸酸性强于含硫杂环的二甲酸，C正确； D．三键包含1个键和2个键，键由p轨道肩并肩重叠形成；P原子半径远大于N，p轨道重叠程度很小，难以形成p-p键，因此P原子间难形成三键而N可以，D正确； 故选A。 综合运用 10．（25-26高二下·江苏南通·月考）金云母的化学式为，下列说法正确的是 A．半径大小： B．碱性强弱： C．第一电离能大小： D．氢化物沸点： 【答案】B 【详解】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同时核电荷数越大半径越小，离子半径为，A不符合题意； B．金属性强弱：，金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性强弱顺序为，B符合题意； C．同周期主族元素从左到右，总体趋势是第一电离能逐渐增大，但原子轨道为半满稳定结构，第一电离能大于同周期相邻的，正确顺序为，C不符合题意； D．、分子间存在氢键，沸点高于，且分子间氢键更多，沸点更高，正确顺序为，D不符合题意； 故选B。 11．（25-26高二下·河北保定·月考）氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要的作用。 (1)基态N原子的核外电子排布式为__________。 (2)①液氨汽化时破坏的作用力有__________（填字母）。 A．离子键    B．共价键    C．氢键    D．范德华力 ②硫酸镍溶于氨水形成蓝色溶液。在中，阴离子的空间结构是__________，中含有键的数目为__________（设是阿伏加德罗常数的值）。 (3)无机苯、吡啶与苯结构类似（结构式如图）：      ①元素、、电负性从小到大的顺序为_______。 ②无机苯分子中B原子的杂化轨道类型是_______。 ③共价键极性：无机苯中键_______苯中键（填“>”“<”或“=”）。 ④在水中的溶解度，吡啶远大于苯，主要原因是_______、_______。 (4)麻黄碱的结构简式如下图，分子中含有_______个手性碳原子。 【答案】(1) (2) CD 正四面体 16NA (3) > 吡啶能与分子形成分子间氢键 吡啶和均为极性分子相似相溶，而苯为非极性分子 (4)2 【详解】（1）N为7号元素，基态N原子的核外电子排布式为； （2）①液氨分子中存在氢键、分子间作用力，汽化为物理变化，则汽化时破坏的作用力有C.氢键、D.范德华力； ②在中阴离子为，的中心原子S原子的价层电子对数为，为sp3杂化，空间构型为正四面体形，配位键也是键，中含有16mol键，键的数目为16NA； （3）①同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；元素、、电负性从小到大的顺序为。 ②无机苯分子中B原子形成3个共价键且无孤电子对，杂化轨道类型是。 ③氮的电负性大于碳，则共价键极性：无机苯中键>苯中键； ④在水中的溶解度，吡啶远大于苯，主要原因是吡啶能与分子形成分子间氢键，且吡啶和均为极性分子相似相溶，而苯为非极性分子； （4），分子中含有2个手性碳原子。 12．（25-26高二上·河南·期末）周期表中1-36号之间的A、B、C、D、E、F、G七种元素，它们的原子序数依次增大。已知A是宇宙中含量最多的元素。B原子的未成对电子数是同周期中最多的。C元素原子的最外层有两个未成对电子。周期表中D元素最高价氧化物的水化物酸性最强。E元素的逐级电离能为：，，，。F元素在前四周期中未成对电子数最多。G的N能层上有2对成对电子。 (1)F元素为___________(写元素符号)，其价层电子轨道表示式为：___________。 (2)与离子半径大小___________(用元素符号表示)；写出的电子式：___________。 (3)第一电离能顺序B___________C(填“>”“<”或“=”)，请写出原因：___________。 (4)G元素在元素周期表中的位置是___________，其基态原子电子排布式简写为___________，有___________种空间运动状态不同的电子，共有___________种能量不同的电子。 【答案】(1) (2) (3) N原子的2p轨道为半充满的稳定结构，失去电子所需能量高于O原子 (4) 第四周期第ⅥA族 18 8 【分析】已知A是宇宙中含量最多的元素，故A为H；B原子未成对电子数是同周期中最多的，其价电子排布为，故B为N；C元素原子最外层有两个未成对电子，原子序数大于N，故C为O；D元素最高价氧化物的水化物酸性最强，故D为Cl；E的逐级电离能远小于，说明E最外层有1个电子，原子序数大于Cl，故E为K；F元素在前四周期中未成对电子数最多，价电子排布为，故F为Cr；G的N能层上有2对成对电子，价电子排布为，故G为Se，据此分析。 【详解】（1）F元素为Cr，其价电子排布式为，价层电子轨道表示式为：； （2）与核外电子排布相同，核电荷数，核电荷数越大，离子半径越小，故离子半径；为，其电子式为； （3）第一电离能顺序B（N）>C（O），原因是N原子的2p轨道为半充满的稳定结构，失去电子所需能量高于O原子，故第一电离能； （4）G为Se，原子序数为34，在元素周期表中位于第四周期第ⅥA族；其基态原子电子排布式简写为；Se的电子排布为，轨道数为，故有18种空间运动状态不同的电子；能量不同的电子对应不同能级，即1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p，共8种。 13．（25-26高二上·贵州贵阳·期末）甘氨酸亚铁[]是一种新型补铁剂，用于治疗缺铁性贫血。回答下列问题： (1)元素位于元素周期表的________（填“s”、“p”、“d”或“ds”）区，其基态原子最高能层电子的电子云轮廓图为________形；基态与基态中未成对电子数目之比为________。 (2)、、三种元素的电负性由小到大的顺序为________；、、三种元素的第一电离能由小到大的顺序为________。 (3)基态N原子的电子排布式为________；基态N原子核外有________种空间运动状态不同的电子。 (4)、、、四种元素中原子半径最大的是________。 【答案】(1) d 球 (2) (3) 5 (4) 【详解】（1）铁元素位于元素周期表第四周期第Ⅷ族，根据核外电子排布分区属于d区；基态铁原子核外电子排布式为，最高能层电子位于4s能级，电子云轮廓图为球形；基态核外电子排布式为，未成对电子数为4，基态核外电子排布式为，未成对电子数为5，故答案为4:5； （2）同周期元素从左至右，电负性逐渐增大，C、N、O元素电负性由小到大的顺序为；同周期元素从左至右，第一电离能逐渐增大，但第ⅤA族元素由于p能级电子半充满，能量更低更稳定，第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，所以，C、N、O元素第一电离能由小到大的顺序为； （3）基态氮原子的电子排布式为，核外电子占据5个原子轨道，核外电子空间运动状态数等于电子占据的原子轨道的个数，所以，基态氮原子核外有5种不同运动状态的电子； （4）元素原子半径大小比较主要根据电子层数和原子序数判断，电子层数大的元素原子半径大，电子层数相同，原子序数越大，元素原子半径越小，所以，四种元素原子半径的大小关系为，原子半径最大的是。 14．（25-26高二下·湖北荆州·月考）回答下列问题： (1)基态Pb原子的价电子排布式为_______；空间结构为_______。 (2)Mg元素的下列微粒中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_______(填标号)。 A． B． C． D． (3)已知某化合物的结构简式为，该分子含有大键，可表示为_______，Se的杂化方式为_______。 (4)已知与的结构如图所示，则中的∠O-P-O_______(填“>”、“＜”或“=”)中的∠O-P-O。 (5) 分子中含有_______个手性碳原子。 (6)常温下，乳酸、醋酸()、碳酸(HOCOOH)的酸性依次减弱，根据键的极性对化学性质的影响分析，乳酸中是_______基团(填“推电子”或“吸电子”)。 【答案】(1) 平面三角形 (2)A (3) (4)< (5)2 (6)吸电子 【详解】（1）Pb原子属于第六周期第ⅣA族，价电子排布式为；的孤对电子数，，价层电子对数，中的C原子为杂化，空间构型为平面三角形； （2）A．基态Mg原子的电子排布式为，选项中的粒子是基态，电离最外层电子所需能量为第二电离能； B．选项中的粒子是基态Mg原子，电离一个最外层电子所需能量为第一电离能； C．选项中的粒子是激发态Mg原子，其基态的3s能级电子跃迁至3p能级，电离该电子所需能量小于第一电离能； D．选项中的粒子是激发态，其基态的3s能级电子跃迁至3p能级，电离该电子所需能量小于第二电离能； 粒子的第二电离能大于第一电离能，综上，电离一个最外层电子所需能量最多的是A粒子，故答案选A； （3）Se位于第四周期第ⅥA族，价层电子排布式为，该化合物含有大键，Se原子和C原子为杂化，处于同一平面，因此共有5个原子参与形成键。其中，Se原子的杂化轨道分别与相邻的C原子形成键，未参与杂化的p轨道含有2个电子，C原子未参与杂化的p轨道含有1个电子，因此共有个电子参与形成大键，可表示为； （4）从图像可以看出，和中，P原子均为杂化，但中的P原子含有孤对电子，对成键电子对存在斥力，而中的P原子不含孤对电子，因此中的∠O-P-O小于； （5）连接的四个基团或原各不相同的C原子是手性碳原子，从结构式可以看出，化合物中符合该特征的C原子为：，共2个； （6）烃基是推电子基团，会降低羧基中-OH的极性，但乳酸、醋酸、碳酸的酸性依次减弱，说明乳酸中的-OH取代基是吸电子基团，进一步增强了羧基中-OH的极性，使更容易电离，因此乳酸的酸性最强。 15．（25-26高二下·湖南岳阳·开学考试）血红素是吡咯的重要衍生物，血红素（含）可用于治疗缺铁性贫血。吡咯和血红素的结构如图所示。 (1)基态与中未成对的电子数之比为________。 (2)已知吡咯中的各个原子均在同一平面内，则吡咯分子中N原子的杂化类型为________，N原子的价层电子对数为________。 (3)1 mol吡咯分子中所含的键总数为________个。 (4)H、C、N三种元素的电负性由大到小的顺序为________。三种元素组成的化合物HCN分子中，碳原子的轨道杂化类型为________。 (5)等电子体是指原子总数、价电子总数相同的粒子，其结构往往相似。称为叠氮酸，常温下为无色有刺激性气味的液体。的空间结构是________，与互为等电子体的分子的化学式为________（写一种即可）。 【答案】(1) (2) 3 (3) (4) sp (5) 直线形 （或、，写出一种即可） 【详解】（1）基态电子排布式为，未成对电子数为4；基态电子排布式为，未成对电子数为5，故二者未成对电子数之比为4：5； （2）吡咯中各原子共平面，N原子形成3个键，杂化类型为；N原子采取杂化类型为，N原子的价层电子对数为3； （3）吡咯分子结构为含3个C-C键、4个C-H键、1个N-H键、2个C-N键，共10个键，1 mol吡咯中键总数为； （4）同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，有电负性，又因为H电负性小于C，故电负性顺序为；分子结构为，C原子形成2个键，杂化类型为； （5）与互为等电子体，空间结构为直线形；与互为等电子体的分子有（或、等）。 16．（25-26高二上·黑龙江鸡西·期末）某种离子液体的结构如图所示，X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的五种短周期非金属元素，Z的原子序数等于X、Y原子序数之和，Q为非金属性最强的元素。下列说法正确的是 A．原子半径：M>Z>X B．的键能小于的键能 C．的VSEPR模型为正四面体形 D．的键角大于的键角 【答案】C 【分析】X、Y、Z、M、Q为原子序数依次增大的五种短周期非金属元素，Q为非金属性最强的元素，则Q为F元素；阴离子中，Y得到一个电子形成四个键，Y最外层为3个电子，且Y是非金属，Y为B元素，阳离子中，X形成一个键且序数最小，X为H元素，Z的原子序数等于X、Y原子序数之和，Z为C元素，一个M形成三个键，另外一个M失去一个电子后形成四个键，则M为N元素。 【详解】A．X为H元素、Z为C元素、M为N元素，原子半径：C＞N＞H，故A错误； B．氮气分子中氮氮三键的键能大于氟气分子中氟氟单键的键能，故B错误； C．四氟合硼离子中硼原子的价层电子对数为4，孤对电子对数为0，离子的VSEPR模型为正四面体形，故C正确； D．氨分子中氮原子和甲烷分子中碳原子的价层电子对数均为4，氨分子中氮原子的孤电子对数为1，甲烷分子中碳原子的孤电子对数为0，孤电子对数越多，对成键电子对的斥力越大，分子的键角越小，所以甲烷分子的键角大于氨分子，故D错误； 故选C。 17．（25-26高二下·广东揭阳·开学考试）肼又称联氨(N2H4)，是一种二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，具有强还原性，在碱性溶液中能将铜、镍等金属离子还原成金属，可用在塑料、玻璃上镀金属膜。回答下列问题： (1)N元素位于元素周期表中_______区；C与N、O同周期，C、N、O原子的第一电离能由大到小的顺序为_______。 (2)Ni元素在元素周期表中的位置为_______；基态Cu＋的价电子排布式为_______。 (3)N2H4在水溶液中的第一步电离方程式为_______；N2H4与足量稀硫酸反应生成酸式盐的化学式为_______。 (4)肼可以在氧气中燃烧生成氮气和水，利用肼、氧气与KOH溶液组成的燃料电池，其负极的电极反应式为_______。 【答案】(1) p (2) 第四周期第Ⅷ族 (3) (或) (4) 【详解】（1）N原子的最外层电子排布为，最后一个电子落在p能级上，在周期表中位于p区；由于C、N、O同周期，原子半径越小，第一电离能越大，由于N原子半充满，较稳定，其大小为； （2）Ni元素在元素周期表中位于第四周期第Ⅷ族，基态为Cu原子失去最外层一个电子，即价电子排布式为； （3）在水中的第一步电离方程式与氨电离相似，即为(或)，为二元弱碱与足量稀反应生成的酸式盐为； （4）肼燃料电池中，通入肼的电极为负极，通入氧气的电极为正极，负极在碱性电解质中的电极反应式为。 18．（25-26高二下·河南驻马店·月考）乙二胺四乙酸(简称EDTA)结构简式为，是一种常用的螯合剂，能与形成配离子，结构如图。下列说法错误的是 A．中心离子的配位数为6 B．基态的价层电子排布式为 C．EDTA中碳原子采取、杂化 D．EDTA与均可形成分子内氢键 【答案】D 【详解】A．与4个O和2个N形成配位键，故的配位数为6，A正确； B．基态的核外电子数为28，价层电子排布式为，B正确； C．EDTA中羧基碳原子采取杂化，饱和碳原子采取杂化，C正确； D．中没有O—H、N—H键，不能形成分子内氢键，D错误； 故选D。 19．（25-26高二上·浙江·期末）X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、Y元素相邻。元素X形成的化合物种类最多，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是 A．与水反应生成产物之一含有非极性键 B．电负性：Z＞Y＞X＞W C．最高价氧化物对应的水化物酸性：X＞Y D．Z、W原子形成的简单离子的半径：W＜Z 【答案】C 【分析】X形成的化合物种类最多，故X为；X、Y、Z位于同一周期且只有X、Y相邻，故Y为，Z为；W原子在同周期中原子半径最大，且原子序数大于Z，故W为。 【详解】A．为，与水反应的化学方程式为。产物乙炔（）中含有非极性键，A正确； B．元素的电负性规律为：同周期从左到右电负性增大，同主族从上到下电负性减小。因此电负性顺序为，B正确； C．X的最高价氧化物对应的水化物为（弱酸），Y的为（强酸），故酸性，即最高价氧化物对应水化物的酸性，选项表述为，C错误； D．形成的简单离子为，形成的简单离子为，二者核外电子排布相同。核电荷数越大，离子半径越小，因此离子半径，即，D正确； 故答案选C。 20．（25-26高二下·上海·月考）现有六种元素A、B、C、D、E、F，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。 A元素形成的物质种类繁多，其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具 B元素原子的核外p电子数比s电子数少1 C元素是地壳中含量最多的元素 D元素原子的第一至第四电离能分别是：；；； E原子核外所有p轨道全满或半满 F在周期表的第8纵列 (1)某同学根据上述信息，推断A基态原子的轨道表示式为，该同学所画的轨道表示式违背了___________。 (2)B元素的电负性___________(填“大于”“小于”或“等于”)C元素的电负性。 (3)E基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有___________个伸展方向。 (4)下列关于F原子的价电子轨道表示式正确的是___________。 a．　　　　　　　b． c．　　　　d． (5)基态Fe3+核外电子排布式为___________。 (6)常温下，向浓度为0.1mol·L-1、体积为VL的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH，变化曲线如图所示，d点两种溶液恰好完全反应。根据图中信息回答下列问题： 该温度时NH3·H2O的电离常数Kb≈___________；b、c、d三点的溶液中，由水电离出的c(H+)由大到小的顺序为___________；根据以上滴定曲线判断点d所示溶液中：c(Cl-)=c(NH3·H2O)+___________。 (7)近期我国科技工作者研发了一种“酸碱混合硝酸”锌电池，其工作原理如图所示。图中“双极膜”中间层中的H2O解离为H+和OH-，并在电场作用下分别向两极迁移。其中，M膜是___________(阴，阳)离子交膜，正极区的反应式为___________。 【答案】(1)洪特规则 (2)小于 (3)3 (4)c (5)或 (6) 10-5 d>c>b (7) 阴 【分析】A元素形成的物质种类繁多，其形成的一种固体单质工业上常用作切割工具，为金刚石，则A为C元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，B有2个电子层，故B为N元素；C元素是地壳中含量最多的元素，即C为O；D原子电离能数据可知，其为第二主族元素，为Mg；E原子核外所有p轨道全满或半满，即为P；F在周期表的第8列，为第四周期元素，则F为Fe。 【详解】（1）洪特规则是指在相同能量的轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同；图示是C元素的原子，2p轨道自旋方向相反，其违反了洪特规则。 （2）同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；B元素的电负性小于C元素的电负性。 （3）P元素能量最高的电子是3p轨道上的电子，其电子云在空间有3个方向。 （4）F原子为26号元素铁，基态Fe原子核外价电子排布为，故价电子轨道表示式，故选c。 （5）铁原子失去3个电子形成铁离子，基态Fe3+核外电子排布式为或。 （6）由图可知，0.1 mol/L氨水的pH=11，则，电离方程式：，，，；b点时氨水过量，抑制水的电离，c点时溶液呈中性，水的电离受抑制程度最小，d点时恰好生成，水解促进水的电离，因此水电离出的c(H+)由大到小的顺序为d>c>b；d点溶液中，根据物料守恒：。 （7）锌电极发生氧化反应生成，故锌电极为负极；原电池中负离子向负极移动，故双极膜解离出的向左侧锌电极(负极)迁移，因此M膜是负离子交换膜，允许负离子通过；右侧催化电极为正极，在酸性条件下得到电子被还原为，结合和电子守恒，反应式为：。 思维拔高 21．（25-26高二下·宁夏陕西·月考）硼有“金属材料的维生素”之称，其化合物如硼酸、硼砂等在工业生产中应用广泛。请回答下列问题： Ⅰ．与可形成，硼的化合物中氢元素化合价为-1价。 (1)基态硼原子的核外电子轨道表示式为_______。 (2)的电子式为_______，中硼原子的杂化方式为_______。 (3)中所含元素电负性由大到小的顺序为_______。 Ⅱ．硼酸是一种片层状结构的白色晶体，层内氧原子通过氢键连结，结构如下图所示，层与层之间以微弱的分子间作用力相结合构成整个硼酸晶体。 (4)若HF中氢键表示为“”，则硼酸中氢键表示为_______。 (5)温度升高，硼酸在水中的溶解度增大，主要原因是_______。 Ⅲ．硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子(含三种元素)的球棍模型如图： (6)在中，1号氧原子的价层电子对数为_______，_______(填数字)。 【答案】(1) (2) (3) (4) (5)加热破坏了硼酸分子间氢键，有利于硼酸与水分子形成分子间氢键 (6) 4 2 【详解】（1）硼原子核外有5个电子，基态硼原子核外电子轨道表示式为； （2）为共价化合物，电子式为，中硼原子除了与三个氟原子连接外，还与氮原子形成配位键，所以硼原子的杂化方式为； （3）题干中给出NaBH4中氢元素化合价为-1价，说明H的电负性大于B和Na，Na是活泼金属，B是类金属，金属性Na>B，则电负性B>Na，所以中所含元素电负性由大到小的顺序为； （4）由结构图可知硼酸中氢键是O-H中的氢原子与其他氧原子间形成的分子间较强作用，表示为； （5）由图可知，硼酸分子间形成的分子间氢键影响硼酸与水分子形成分子间氢键，加热破坏了硼酸分子间氢键，有利于硼酸与水分子形成分子间氢键，所以加热时，硼酸在水中的溶解度增大； （6）1号氧原子有2条σ键，2对孤电子对，故价层电子对数为4；由图可知，该微粒为，H元素为+1价、B元素为+3价、O元素为-2价，结合化合价代数运算得m=2。 22．（25-26高二下·河北保定·月考）窝穴体a的结构如图所示，它能与形成“超分子”。 下列叙述正确的是 A．该“超分子”呈电中性 B．窝穴体a中存在极性键、非极性键、氢键等化学键 C．窝穴体a也一定能与碱金属离子形成“超分子” D．窝穴体中、原子上的孤电子对与通过相互作用形成超分子 【答案】D 【详解】A．窝穴体a（主体）是一个电中性的有机分子，而客体是带两个单位正电荷的锶离子，两者通过配位作用结合后，形成的“超分子”整体会带上所带的电荷，即整体带正电，并非电中性，故A错误； B．氢键不属于化学键，它是一种比化学键弱、比范德华力强的分子间或分子内相互作用力，故B错误； C．超分子的形成具有高度的识别性和选择性，取决于主体（窝穴体）空腔的大小、形状以及配位原子（如N、O）的分布与碱金属离子的半径、电荷等是否匹配，即空腔不一定能适配所有碱金属离子，故C错误； D．窝穴体a中的N、O原子电负性较强，其原子上有孤电子对，可以作为电子给予体（路易斯碱），而是带正电的金属阳离子，可以作为电子接受体（路易斯酸），两者之间通过配位键结合，从而形成主客体包合物，故D正确； 故答案为：D。 23．（25-26高二下·山东泰安·月考）一、有以下物质：①HF、②、③、④、⑤、⑥、⑦、⑧、⑨HCN。 (1)只含有键的是_______(填序号，下同)：既含有键又含有键的是_______。 (2)含有由两个原子的s轨道重叠形成键的是_______。 二、钴的一种配位聚合物的化学式为。 (3)基态核外电子排布式为_______；的空间结构为_______。 (4)bte的分子式为，其结构简式如图所示。 ①中，与形成配位键的原子是_______和_______(填元素符号) ②C、H、N的电负性从大到小顺序为_______。 ③bte分子中碳原子轨道杂化类型为_______和_______。 ④1 mol bte分分子中含键的数目为_______mol。 【答案】(1) ①②③⑥⑦⑧ ④⑤⑨ (2)⑦ (3) （或） 平面正三角形 (4) N O 21 【详解】（1）只存在单键的物质：，因此只含键。存在双键/三键的物质：（含三键）、、（含三键），因此既含键又含键。 （2）只有中的σ键是两个原子的轨道重叠形成的，因此选⑦。 （3）是27号元素，失去轨道的2个电子，基态核外电子排布式为（或）。 中中心N的价层电子对数为3+=3，无孤电子对，因此空间结构为平面正三角形。 （4）① 配位键需要配位原子提供孤对电子，中心离子提供空轨道：bte中N原子有孤对电子，配体水的O原子有孤对电子，因此配位原子为N和O。 ② 电负性规律：同周期主族元素从左到右电负性增大，H的电负性小于C，因此电负性从大到小的顺序为。 ③ bte中，双键连接的C原子价层电子对数为3，为杂化；饱和单键连接的烷基C原子价层电子对数为4，为杂化。 ④ 分子中含2个N—N、6个C—N、4个C=N、8个C—H、1个C—C键，单键全为σ键，双键中含1个σ键和1个π键，因此含键。 11 / 54 学科网（北京）股份有限公司 $