专题01 原子、分子结构与性质（期中复习讲义）高二化学下学期人教版

专题01 原子、分子结构与性质（期中复习讲义） 内 容 导 航 明·期中考情 把握命题趋势，明确备考路径 理·要点归纳 梳理核心脉络，扫除知识盲区 破·重难题型 题型分类突破，方法技巧精讲 题型01 核外电子排布的表示方法 题型02 电子跃迁和原子光谱 题型03 核外电子排布规律及应用 题型04 原子结构与元素周期表的关系 题型05 原子（或离子）半径大小的比较 题型06 电离能和电负性的应用 题型07 元素的中和推断 题型08 共价键的类型、键参数及应用 题型09 分子空间结构的判断 题型10 杂化轨道与分子的空间结构 题型11 键角的比较 题型12 分子间作用力与物质的性质 题型13 分子的手性 过·分层验收 阶梯实战演练，验收复习成效 核心考点 复习目标 考情规律 原子结构 1. 能准确描述原子结构，了解基态原子和激发态原子及原子光谱的应用； 2. 能用构造原理和三大原理表示原子核外电子排布，能规范书写原子核外电子的排布式；特别注意Cr、Cu的电子排布式的书写。 3. 能准确描述原子核外电子排布的状态。 多以选择题、填空题形式考查，侧重利用原子核外电子排布规律推断元素、书写电子排布式和轨道表示式。 原子结构与性质 1. 熟悉原子周期表的结构，理解原子结构与元素周期表的关系； 2. 熟悉元素周期表的分区的依据； 3. 掌握元素周期律的内容，能通过元素周期表比较元素的原子半径、金属性和非金属性；掌握元素金属性和非金属性的比较方法； 4. 掌握电离能和电负性的规律及应用；记住同周期和同主族元素第一电离能的变化规律； 5. 能利用元素“位—构—性”关系推断元素。 多以选择题和解答题形式出现，侧重通过推断元素并对元素及其化合物的性质进行考查；实验题侧重金属性和非金属性的比较。 共价键及键参数 1. 能判断共价键的类型，不同分类的共价键的特点，σ键和π键的特征； 2. 能利用键能和键角比较共价键的强弱，利用键能计算化学反应的反应热。 多以选择题出现，侧重σ键和π键的判断。 分子的空间结构 1. 能应用VSEPR模型推测分子的空间结构；能判断键角的大小； 2. 能结合杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断分子（离子）中心原子的杂化类型及成键情况。 高频考点，各类题型均可能出现，侧重分子空间结构的判断、中心原子的杂化类型。 共价键的极性和分子的极性 1. 能辨别共价键的极性，能判断分子的极性； 2. 知道键的极性对有机酸的酸性的影响，能判断羧酸的酸性强弱。 多以选择题形式考查，侧重分子的极性的判断和酸性比较。 分子间作用力 1. 了解范德华力和氢键的特点、存在，熟悉氢键的类型、表示方法； 2. 能根据分子间作用力的类型判断分子的熔、沸点，溶解性； 3. 能判断分子的手性和手性碳原子。 高平考点，常以选择题、填空题形式考查，侧重物质的性质的比较和原因分析。 要点01 能层与能级、基态与激发态、原子光谱 1．能层和能级 原子轨道 (1)核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。量子力学把电子在原子核外的一个___________状态称为一个原子轨道。 (2)原子轨道 ①概念：量子力学把电子在原子核外的一个___________状态称为一个原子轨道。 空间运动状态种类＝____________数目 ②常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。 其中，s电子云轮廓图呈_____形、有______种伸展方向；p电子云轮廓图呈_______形、有_____种伸展方向。 (3)能级或原子轨道的能量高低 ①1s_____2s_____2p_____3s_____3p_____3d　②2s_____2px_____2py_____2pz (3)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 能级符号 各能级原子轨道数 各能层原子轨道数 最多容纳电子数 3．基态和激发态　原子光谱 (1)基态和激发态 ①基态原子：处于_________状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量后，它的电子会跃迁到_____能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的______________时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素原子的_________或_________，总称原子光谱。 利用原子光谱上的_________来鉴定元素，称为光谱分析。 (3)基态、激发态和原子光谱的关系 特｜别｜提｜醒 原子轨道与能层、能级的关系 (1)第一能层(K层)只有s能级，有1个原子轨道；第二能层(L层)有s、p两种能级，有4个原子轨道；第三能层(M层)有s、p、d三种能级，共有9个原子轨道。 (2)同一能级的不同原子轨道具有相同的能量(如2px、2py、2pz的能量相同)。 (3)不同能层的形状相同的原子轨道具有的能量随能层序数(n)增大而升高，如能量：1s<2s<3s等。 要点02 原子核外电子排布 1．原子核外电子排布的三大规律 (1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据_________的原子轨道，使整个原子的能量_______。 (2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳_____个电子，它们的自旋_______。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 (3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋状态_______。 如2p3的电子排布为，不能表示为或。 当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如基态24Cr原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 2．核外电子的填充顺序——构造原理 以光谱学事实为基础，从氢开始，随__________递增，新增电子填入_____的顺序称为构造原理，如图所示： 由构造原理可知，从第三能层开始，不同能层的能级出现“交错现象”，如E(3d)>E(4s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等，即E(ns)<E[(n－2)f]<E[(n－1)d]<E(np)，其中n表示能层序数。 3．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式(书写时，能层低的能级写在左侧，不能完全按构造原理顺序书写) 电子排布式是表示原子核外电子排布的一种式子。根据______________按能级进行排序，进而在ns、np、nd等符号的右上角用数字表示出该能级的_______的数目。例如，基态Cu原子：______________，其简化电子排布式：______________。 (2)价层电子排布式 为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生_____的能级称为价电子层(简称价层)。Fe的简化电子排布式为________________，价层电子排布式为_______。 (3)电子排布的轨道表示式(又称电子排布图) 用方框(或圆圈)表示__________；能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称_______，“↑”或“↓”称_______ (或未成对电子)。箭头同向的单电子称自旋_______。 归｜纳｜小｜结 结构示意图 意义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 Al 　　S2－ 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 意义 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 意义 主族元素的价层电子指最外层电子，副族元素还包括次外层的d电子及次次外层的f电子 实例 Al：3s23p1；Cu：3d104s1 轨道表示式 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 电子式 意义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子数 实例 要点03 元素周期表 1．元素周期表的结构 (1)结构 ①周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 (2)族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 Ⅷ族 第_______列，共_____个纵列 0族 第_____纵列 特｜别｜提｜醒 (1)碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 (3)根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (4)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (5)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (6)电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 2．原子结构与元素周期表的分区 按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区。除ds区外，一般来说，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的_______的符号。 (1)s区：包括第_______族元素，价层电子排布为ns1~2，最后一个电子填在_______能级上，除氢元素外均属于______________元素。 (2)p区：包括第______________族以及_______族元素，价层电子排布为ns2np1~6(除He)外，最后一个电子填在_______能级上，为非金属元素、稀有气体元素和少数金属元素。 (3)d区：包括第_______族元素(除镧系、锕系外)，价层电子排布为(n-1)d1~9ns1~2(钯除外)，最后一个电子填在(n-1)d能级上，为______________元素。 (4)ds区：包括第_______族元素，价层电子排布为(n-1)d10ns1~2，可理解为先填满了(n-1)d能级而后再填充_______能级，为______________元素。 (5)f区：包括______________元素，价层电子排布为(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2。 归｜纳｜小｜结 元素周期表与原子结构的规律 (1)电子排布规律 ①最外层电子数为3～7的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 ②最外层为1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。 ③原子最外层比次外层电子多的元素一定位于第二周期。 ④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。 ⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 (2)化合价规律 ①主族元素的最高正化合价＝它所在的族序数＝最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价，非金属元素(H除外)的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 要点04 元素周期律 1．元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着_____________的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是______________周期性变化的必然结果。 2．主族元素的原子结构和元素性质的变化规律 (1)原子结构的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核电荷数 逐渐_______　 逐渐_______　 电子层数 均相同 逐渐_______　 原子半径 逐渐_______　 逐渐_______　 离子半径 阳离子逐渐_______　 阴离子逐渐_______　 阳离子(或阴离子)逐渐_______　 (2)元素性质的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 金属性 逐渐_______　 逐渐_______ 非金属性 逐渐_______　 逐渐_______　 气态氢化物的稳定性 逐渐_______　 逐渐_______　 第一电离能 呈_______趋势 逐渐_______　 电负性 逐渐_______ 逐渐_______　 特｜别｜提｜醒 (1)影响原子半径的因素 ①能层数——能层数越多，原子半径越大； ②核电荷数——能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小(0族除外)。 (2)F无正价，O无最高正价。 要点05 电离能和电负性 1．电离能 (1)含义 第一电离能：_______基态原子失去一个电子转化为_______基态正离子所需要的______________，符号：_______，单位：_______。 (2)规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈_______的趋势，其中第_______族、第_______族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐_______。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 ①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属越容易_______电子，金属性_______；反之金属性_______。 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为_______，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为_______。 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渐增大，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。 2．电负性 (1)含义：不同元素的原子______________的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力_______。 (2)标准：以氟的电负性为_______和锂的电负性为_______作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐_______，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐_______。 ②金属元素的电负性一般_______，非金属元素的电负性一般_______，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)应用 ①判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越_____，金属元素的电负性越小，金属性越______； ②判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现______价，电负性小的元素呈现______价； ③判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为_______键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为_______键。 3．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与_______的主族元素的有些性质是相似的，如： 要点06 元素金属性和非金属性强弱的比较 1．元素金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐_______。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐_______。 (2)根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性_______，元素的金属性也_______。 (3)根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性_______。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性_______。 (4)金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将_______的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn______Cu。 (5)根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性_______，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu_____Fe。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐______。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐_______。 (2)根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性_______。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性_______。 (3)非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将__________的非金属从其盐溶液或氢化物中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl_______Br。 (4)根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性_______，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl_____I。 要点07 元素的综合推断 1．元素的“位—构—性”关系 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下 2．“位－构－性”关系的应用 (1)结构与位置的关系 最外层电子数=_______序数 电子层数=_______序数 (2)结构与性质的关系 最外层电子数越少，电子层数越多→越易_______电子，金属性越_______ 最外层电子数越多，电子层数越少→越易_______电子，非金属性越_______ (3)位置、结构和性质的关系 特｜别｜提｜醒 1．元素推断中主族元素及其化合物的物理性质 (1)颜色： ①常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl。 ②常温下，单质为黄色固体的元素是S。 ③焰色试验现象呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K(通过蓝色钴玻璃观察)。 (2)状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br。 (3)熔点：单质熔点最高的非金属元素是C。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。 (4)硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。 (5)密度：单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是 H　。 (6)溶解性：简单气态氢化物最易溶于水的元素是N。 (7)导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。 (8)晶体类型：单质及其最高价氧化物都是共价晶体的元素是Si。 2．元素推断中主族元素及其化合物的化学性质 (1)空气中含量最多的元素、气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是 N　。 (2)最高价氧化物及对应水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素是 Al　。 (3)最高价氧化物对应水化物与其气态氢化物可形成离子化合物的元素是 N　。 (4)单质及其氢化物均具有漂白性的元素是 O　。 (5)盐溶液加入NaOH溶液并加热，产生使红色石蕊试纸变蓝的气体，该元素是 N　。 (6)最高价氧化物对应水化物的酸性(碱性)最强的元素是 Cl(Na)　。 (7)短周期中单质与水反应最剧烈的金属元素是 Na　，非金属元素是 F　。 要点08 共价键及键参数 1．共价键 (1)共价键的本质和特征： 共价键是原子间通过______________所形成的相互作用，其特征是具有_______和_______。（氢气中s-sσ键无方向性） (2)分类 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 轨道“_______”重叠 π键 轨道“_______”重叠 形成共价键的电子对是否偏移 极性键 共用电子对_______偏移 非极性键 共用电子对_______偏移 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有_______共用电子对 双键 原子间有_______共用电子对 三键 原子间有_______共用电子对 3．σ键和π键的形成及特征 (1)σ键 形成 由两个原子的s轨道或p轨道“_______”重叠形成 类型 s­s型 s­p型 p­p型 特征 ①以形成化学键的两原子核的_______为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形_______，这种特征称为_______； ②σ键的强度_______。 (2)π键 形成 由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成 p­p型 特征 ①每个π键的电子云由两块组成，它们互为_______，这种特征称为_______； ②π键_______旋转；不如σ键牢固，比较容易_______。 4．键参数 (1)键能： 指_______中1 mol化学键解离成_______所吸收的能量。键能的单位是_______。键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值。 (2)键长 ①构成化学键的两个原子的_______。因此__________决定化学键的键长，__________越小，共价键的键长越短。 ②键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越______，表明共价键越_______。 (3)键角 指在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。多原子分子的键角一定，表明共价键具有_______性。键角是描述分子_______的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。 特｜别｜提｜醒 (1)共价键的形成 ①只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而会形成离子键。 ②原子形成共价键时优先形成σ键，成键原子半径越大，越难形成π键，如Si等难形成双键。 (2)σ键与π键的判断方法 ①依据轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。 ②依据单、双键进行判断：共价单键全是σ键，共价双键中含有一个σ键一个π键；共价三键中含有一个σ键和两个π键。 ③依据强度方式判断：σ键的强度较大，较稳定。π键活泼，比较容易断裂(注意：N≡N中的π键强度较大)。 ④由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 ⑤σ键的数目＝单键数＋双键数＋三键数＋配位键数(配位键为σ键)。 ⑥π键的数目＝双键数＋三键数×2。 (3)极性键与非极性键的判断 ①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。 ②看电子对的偏移：共用电子对有偏移的为极性键，无偏移的为非极性键。 ③看电负性：成键原子电负性不同，即不同种元素形成的为极性键。 要点09 价层电子对互斥模型 1．理论要点 (1)分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”_________的结果。 (2)VSEPR的“价层电子对”是指分子中中心原子与结合原子间的______电子对和中心原子上的__________。即：价层电子对数＝σ键电子对数＋中心原子的孤电子对数。 其中： σ键电子对数＝B原子的个数(以ABx型分子为例，σ键电子对数＝x) 孤电子对数＝(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数。 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数。 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数。 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值)。 ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数。 2．VSEPR模型的应用——预测分子或离子的空间结构 (1)预测分子或离子空间结构的步骤 价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 (2)实例分析 σ键电子对数 孤电子对数 价层电子对数 电子对的排列方式 VSEPR模型 分子或离子的立体构型 实例 2 0 2 HgCl2、BeCl2、CO2 3 0 BF3、AlCl3 2 1 3 SnBr2、PbCl2 4 0 CH4、CCl4 3 1 4 NH3、NF3 2 2 H2O 3．多原子分子（离子）中键角的判断方法 (1)由于孤电子对比成键电子对更靠近中心原子的原子核，因而价层电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对与孤电子对之间的斥力______孤电子对与成键电子对之间的斥力______成键电子对与成键电子对之间的斥力。 (2)孤电子对数越多，与成键电子对斥力越大，成键原子所形成的键角_______。例如H3O＋和H2O键角大小，H3O＋中O只有一个孤电子对，而H2O中O有两个孤电子对，所以H3O＋的键角_______H2O分子的键角。 (3)结构相同的物质，元素的电负性越大，吸引电子的能力越强，成键电子对距离中心原子较近，成键电子对之间的斥力越大，键角_______。例如NH3、PH3、AsH3中，中心原子价层电子对数均为4，都有1对孤电子对，NH3分子的中心原子N的电负性大，成键电子对距离中心原子较近，键角_______，所以这三种物质键角由大到小的顺序为NH3_____PH3_____AsH3。 要点10 杂化轨道理论 1．杂化轨道理论概述 中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、_______相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道。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．杂化理论要点 (1)只有能量_______的轨道才能杂化(如ns、np)。 (2)原子轨道的杂化只有在形成_______的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。 (3)杂化前后轨道数目_______。 (4)杂化后轨道的__________、_______发生改变。 (5)杂化结果：成键数目有些会增多，比如C原子通过杂化最多形成4个共价键；成键更加稳定，sp杂化轨道是不对称哑铃形，以“大头”通过头碰头方式(重叠程度更高)形成σ键，共价键一般更加稳定。 3．杂化轨道类型与分子空间结构的关系 (1)当杂化轨道全部用于形成σ键时 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 一个ns轨道和一个np轨道 一个ns轨道和两个np轨道 一个ns轨道和三个np轨道 轨道夹角 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子构型 (2)当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时 由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。在杂化轨道的基础上，略去孤电子对，即为分子的立体构型。 杂化类型 sp2 sp3 中心原子所在族 第ⅥA族 第ⅤA族 第ⅥA族 中心原子的孤电子对数 分子空间结构 实例 SO2 NH3、PCl3、PH3 H2O、H2S (3)sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道，可用于形成_____键，而杂化轨道只用于形成_____键或者用来容纳未参与成键的_________。 4．中心原子轨道杂化类型的判断方法 (1)利用价层电子对互斥理论、杂化轨道理论判断成为分子构型的思路： 价层电子对VSEPR模型杂化轨道构型。 VSEPR模型 四面体形 三角形 直线形 杂化类型 (2)有机物中碳原子杂化类型的判断： 饱和碳原子采取______杂化，连接双键的碳原子采取______杂化，连接三键的碳原子采取______杂化。 要点11 键的极性和分子的极性 1．键的极性和分子的极性 (1)键的极性 由_______原子形成的共价键，电子对会发生_______，是极性键，极性键中的两个键合原子，一个显正电性（δ+），一个负电性（δ-）。 由_______原子形成的共价键，电子对不发生_______，是非极性键。 (2)分子的极性 极性分子：分子的正电中心与负电中心_______，使分子的某一个部分呈正电性（δ+）另一部分呈负电性（δ-）。 非极性分子：分子的正电中心与负电中心_______。 (3)键的极性与分子的极性之间的关系 ①只含非极性键的分子一定是_______分子。 ②含有极性键的分子，当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是_______分子，否则是_______分子。 2．键的极性对物质化学性质的影响 键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的_______而实现的，羧基中羟基的极性越大，越_______电离出H＋，则羧酸的酸性_______。 ①与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性_______，则羧酸的酸性_______。 ②烷基是推电子基团，从而_______羟基的极性，导致羧酸的酸性_______。一般地，烷基越长，推电子效应_______，羧酸的酸性_______。 归｜纳｜小｜结 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数是非极性分子。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： ①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。 ②若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。 要点12 分子间作用力和分子的性质 1．范德华力及其对物质性质的影响 (1)定义及实质：分子间普遍存在作用力称为范德华力，其实质是_______作用。 (2)特征：范德华力很弱，比化学键的键能_______数量级。 (3)影响因素 ①分子结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力_______。 ②分子的极性越大，范德华力_______。 (4)对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的物理性质，范德华力越强，物质的熔点、沸点_______。 ①对物质熔、沸点的影响 a．通常组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力_______，物质的熔、沸点_______。如熔、沸点：F2____Cl2____Br2____I2；CF4____CCl4____CBr4____CI4。 b．相对分子质量相近的物质，分子的极性越小，范德华力________，物质的熔、沸点________。如熔、沸点：N2____CO。 ②对物质溶解性的影响 溶质分子与溶剂分子间的范德华力越大，则溶质分子的溶解度____。如I2、Br2与苯分子间的范德华力较大，故I2、Br2____溶于苯中，而水与苯分子间的范德华力很小，故水______溶于苯中。 2．氢键及其对物质性质的影响 (1)定义 氢键是由已经与________很大的原子形成共价键的____原子(如水分子中的氢)与另一个________很大的原子(如水分子中的氧)之间的________。 (2)表示方法 通常用X—H…Y—表示氢键，其中X、Y为________，“—”表示的________，“…”表示形成的______。 (3)氢键的特征 氢键_______化学键，而是特殊的分子间作用力，其键能比化学键____，比范德华力____。 (4)氢键的类型 氢键分为________氢键和________氢键。 ①分子内氢键 邻羟基苯甲醛分子内的羟基与醛基之间形成的氢键是分子内氢键。 ②分子间氢键 如水分子之间、氨分子之间、氟化氢分子之间以及水分子与氨分子之间、水分子与氟化氢分子之间、氨分子与氟化氢分子之间、对羟基苯甲醛分子间均存在分子间氢键。 (5)氢键对物质性质的影响 ①氢键对物质熔、沸点的影响 a．分子间存在氢键时，物质在熔化或汽化时，除破坏普通的分子间作用力外，还需要破坏分子间的氢键，消耗更多的能量，所以存在着分子间氢键的物质一般具有____的熔点和沸点。 例如：ⅤA～ⅦA族元素的氢化物中，NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素的氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键，如图所示。 b．有机物能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的____。如邻羟基苯甲醛能形成________氢键，而对羟基苯甲醛能形成________氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点________邻羟基苯甲醛的熔、沸点。 ②氢键对物质溶解度的影响 如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度________。 由于氨分子与水分子间能形成________，且都是________分子，所以NH3________溶于水。低级的醇、醛、酮等可溶于水，都与它们的分子能与水分子形成________有关。 ③氢键的存在引起密度的变化 由于水分子之间的氢键，水结冰时体积变大而密度________；冰融化成水时，体积变小而密度________；在接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而相互“缔合”，形成“缔合分子”，导致这种水蒸气的相对分子质量比用化学式H2O计算出来的相对分子质量____。 3．溶解性 (1)“相似相溶”规律： 非极性溶质一般能溶于________溶剂，极性溶质一般能溶于________溶剂。如蔗糖和氨________于水，________于四氯化碳。而萘和碘却________于四氯化碳，________于水。 (2)影响物质溶解性的因素 ①外界因素：主要有温度、压强等。 ②氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性________。 (3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性________。如乙醇与水________，而戊醇在水中的溶解度明显________。 归｜纳｜小｜结 物质溶解性的比较和判断方法 (1)依据“相似相溶”规律 非极性溶质一般易溶于非极性溶剂，难溶于极性溶剂；极性溶质一般易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂。 (2)依据溶质与溶剂之间是否存在氢键 如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶质溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好。如NH3、HF极易溶于水；甲醇、乙醇、乙二醇、丙三醇、甲酸、乙酸、甲醛、乙醛、氨基乙酸、乙胺等易溶于水，就是因为它们与水分子间形成氢键。 (3)依据分子结构的相似性 溶质与溶剂分子结构的相似程度越大，其溶解度越大。如烃基越大的醇(羧酸、醛)在水中的溶解度越小。 4．分子的手性 (1)手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为________，却在三维空间里____________的现象。 (2)手性分子：具有____________的分子。 (3)手性碳原子：在有机物分子中，连有四个______的原子或原子团的碳原子。如。 5．无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO____HClO2____HClO3 ____ HClO4。 特｜别｜提｜醒 (1)范德华力只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子之间及稀有气体分子之间。SiO2、金刚石等由共价键形成的物质的粒子之间不存在范德华力。 (2)范德华力的大小主要与相对分子质量的大小和分子的极性有关，相对分子质量越大，范德华力越大；相对分子质量相同时，极性分子的范德华力大于非极性分子的范德华力。如范德华力：CO＞N2。 (3)由分子构成的物质，其稳定性与范德华力和氢键无关，由共价键的强弱决定，其熔、沸点才与范德华力和氢键有关。 题型01 核外电子排布的表示方法 【典例1】下列对电子排布式或轨道表示式书写的评价正确的是(　　) 选项 电子排布式或轨道表示式 评价 A 基态O原子的轨道表示式： 错误；违背泡利原理 B 基态N原子的轨道表示式： 错误；违背洪特规则 C 基态Ca原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2 错误；违背能量最低原理 D 基态Br－的电子排布式：[Ar]3d104s24p6 错误；违背能量最低原理 【变式1】氧是地壳中含量最多的元素，下列有关基态氧原子的表述不规范的是( ) A．核外电子排布式：1s22s22p4 B．价电子排布式：2s22p4 C．轨道表示式： D．原子结构示意图： 【变式2】(1)新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在国防技术、航空航天及5G技术等领域扮演着重要的角色。回答下列问题。 (1)基态Si原子中，核外电子占据的最高能层的符号为_______，占据最高能级的电子的电子云轮廓图形状为____________。 (2)基态Ga原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p1，其转化为下列激发态时，吸收能量最少的是_______(填字母)。 (3)碘元素在元素周期表中的位置为_____________________，碘基态原子价电子的电子排布式为___________。价电子共占据______个轨道。 易｜错｜点｜拨 (1)能级数等于能层序数，英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。 (2)主族元素的最外层电子就是外围电子，如碱金属的外围电子排布式为ns1。 (3)过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，如铁原子的外围电子排布式为3d64s2。 (3)虽然电子排布是遵循构造原理的，但在书写电子排布式时，应将能层低的能级写在左边，而不能按填充顺序写。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6，即最后两个能级表示为3d64s2，而不能写成4s23d6。 (4)书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。 (5)能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 (6)多电子原子的原子轨道的能量高低顺序，是概括了大量实验事实后总结出的一般规律，适用于绝大多数原子的核外电子排布。然而，第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果，并不符合原子核外电子排布的轨道能量顺序。因此，原子的核外电子排布，要以实验测定的结果为准。 题型02 电子跃迁和原子光谱 【典例1】下列说法正确的是( ) A．金属钠的焰色是黄色，它的产生与电子的跃迁吸收能量有关 B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C．氢原子核外只有一个电子，它产生的原子光谱中只有一根或明或暗的线 D．光谱分析就是利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素 【变式1】激发态原子和基态原子可以通过电子跃迁的方式相互转换，跃迁过程中可得到光谱，下列说法正确的是(　　) A．K元素的焰色试验呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长约为700 nm B．利用光谱仪只能测得原子的发射光谱 C．焰色试验是化学变化 D．原子光谱可以用于定性鉴定元素 【变式2】北京冬奥会开幕式上，璀璨的焰火表演光彩夺目、高潮迭起，令观众大饱眼福，惊叹不已。其中焰火的色彩与锂、钠等金属原子核外电子跃迁有关。下列Li原子轨道表示式表示的状态中，能量最高的为( ) 题型03 核外电子排布规律及应用 【典例1】(1)基态F原子核外电子的运动状态有______种。 (2)基态钛原子的价层电子排布式为________，其原子核外电子的空间运动状态有________种，共有________种运动状态不同的电子。 (3)基态Si原子价层电子的运动状态有________种，若其电子排布式表示为[Ne]3s23p违背了________。 (4)基态Cu原子核外电子的空间运动状态有________种。 【变式1】(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；其基态原子价层电子的轨道表示式为___________________________。 (2)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子且只有一个未成对电子，E的元素符号为______，其基态原子的核外电子排布式为_________________________。 (3)元素D的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的核外电子排布式为_______________。 【变式2】(1)基态Ti3＋中未成对电子数有_______个；与Ti同族相邻的元素Zr的基态原子价层电子排布式为__________________。与钛同周期元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的元素有________种。 (2)血红蛋白中的铁处于基态时，其最高能级中的单电子数为________。 (3)Cr与Ni的基态原子核外未成对电子数之比为________。 (4)第四周期中未成对电子数最多的基态原子的价层电子轨道表示式为________________________。 (5)2020年12月17日，“嫦娥五号”首次成功实现地外天体采样返回，标志着我国航天向前迈出了一大步。其制作材料中包含了Al、Cr、Cu、C、N、O、Si等多种元素。上述元素中基态原子未成对电子数与Al相同的有________。 解｜题｜技｜巧 核外电子运动状态和核外电子的空间运动状态的判断 (1)原子核外电子的运动状态判断 ①描述原子核外电子运动状态有4个参数：能层、能级、原子轨道和自旋方向。 ②原子核外不同电子的运动状态不同，故核外电子的运动状态种类＝核外电子总数。 (2)原子核外电子空间运动状态判断 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，空间运动状态种类＝原子轨道数目。 题型04 原子结构与元素周期表的关系 【典例1】已知几种元素原子的核外电子排布情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。 元素 电子排布 元素符号 原子序数 周期 族 A 1s22s22p63s1 B C 3d104s1 D [Ne]3s23p4 E 【典例2】下列有关说法正确的是( ) A．某元素基态原子的最外层有2个电子，则该元素一定处于第ⅡA族 B．短周期中基态原子最外层有2个未成对电子，该元素一定是C和Si C．基态原子的价电子排布为4s24p2，则该元素处于第四周期第ⅣA族，属于p区元素 D．两种短周期元素的原子序数相差8，则两种元素一定处于不同主族 【变式1】确定下列指定元素的原子序数 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第 ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为__________________。 (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是___________________。 (3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为______________________。 (4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是______(填字母)。 【变式2】已知：用中子轰击原子的核反应：。下列说法正确的是 A．X是金属元素 B．Y位于ⅠA族 C．和互为同素异形体 D．位于元素周期表的d区 解｜题｜技｜巧 元素周期表中元素的原子序数的差值关系 (1)同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差有三种情况：第二、三周期(短周期)相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。 (2)相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相邻周期元素， A、B所在周期分别有m和n种元素。如右图： 当A、B在第ⅠA或第ⅡA族时，y＝x＋m。当A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。 题型05 原子(或离子)半径的大小 【典例1】下列各组微粒中微粒半径由大到小的是( ) A．N、P、Si、Al 　 B．O2－、F－、Na＋、Mg2＋ C．Al3＋、Mg2＋、K＋、Li＋ D．F、Cl、Br、I 【变式1】下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Na＋　②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：2s22p6　④Z－：3s23p6 A．③>④>②>① B．④>③>②>① C．④>③>①>② D．②>④>③>① 【变式2】下列有关粒子半径的大小比较错误的是(　　) A．K＞Na＞Li B．P＞S＞O C．Mg2＋＞Na＋＞F－ D．Cl－＞F－＞F 解｜题｜技｜巧 微粒半径大小的比较方法 (1)原子半径大小比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)，如：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)，如：r(H)＞r(H＋)； ③(低价阳离子)＞r(高价阳离子)，如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (3)离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(Na＋)；r(S2－)＞r(K＋)。 题型06 电离能和电负性的应用 【典例1】现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。 则下列有关比较正确的是( ) A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>① 【典例2】已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　) A．X与Y形成化合物中X可以显负价，Y显正价 B．第一电离能Y可能小于X C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的 D．气态氢化物的稳定性：HmY弱于HnX 【变式1】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 【变式2】已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是(　　) 元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8 A．Mg元素电负性的最小范围为0.9～1.5 B．Ge既具有金属性，又具有非金属性 C．Be和Cl可形成离子键 D．O和F形成的化合物O显正价 题型07 元素的综合推断 【典例1】短周期主族元素W、X、Y和Z在元素周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外层电子数之和为21。下列关系正确的是( ) W X Y Z A．电负性：Z>X>Y B．氧化物对应水化物的酸性：Y>W C．含Y元素的盐溶液均呈酸性 D．简单离子的半径：Y<X 【典例2】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径：Z>X>Y B．W与Y能形成含有非极性键的化合物 C．X和Y的最简单氢化物的沸点：X>Y D．由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性 【典例3】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，它们形成的某种化合物的结构如图所示，其中X、Z同主族、W、X、Y同周期。下列有关四种元素说法不正确的是( ) A．最简单氢化物的沸点：Y>X B．非金属性最强的元素是Y C．简单离子半径：Z>W>X D．最简单氢化物的稳定性：Y>X>W 【变式1】Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次增大。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价层电子排布为msnmpn；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题： (1)Z2＋的核外电子排布式是____________。 (2)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是________(填字母)。 A．稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙 B．稳定性：甲>乙，沸点：甲<乙 C．稳定性：甲<乙，沸点：甲<乙 D．稳定性：甲<乙，沸点：甲>乙 (3)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号作答)。 (4)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物的化学式为________。 【变式2】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的核外电子数等于其主族序数，X的单质在空气中含量最多，Y的最高价氧化物的水化物是两性化合物，Z的最高正价与最低负价的代数和为4。下列说法错误的是(　　) A．W与X形成的最简单化合物极易溶于水 B．Y和Z可形成化合物Y2Z3 C．最外层电子数：Z>X>Y>W D．Y和Z的简单离子的电子层结构相同 【变式3】有八种短周期主族元素x、y、z、d、e、f、g、h，其中x、y、d、f随着原子序数的递增，其原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图1所示。z、e、g、h的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0．01 mol·L－1)的pH与原子序数的关系如图2所示。 根据上述信息进行判断，并回答下列问题： (1)g在元素周期表中的位置是____________________。 (2)比较d、e、f的简单离子半径大小为______<______<______(用离子符号表示)；y、h的最高价氧化物对应水化物酸性较强的是_________(用化学式表示)。 (3)下列可作为比较e和f金属性强弱的依据是______(填序号)。 A．测同温同压同浓度相应氯化物水溶液的pH B．测两种元素单质的硬度和熔、沸点 C．比较单质作还原剂时失去的电子数目的多少 D．比较两种元素在化合物中化合价的高低 E．比较单质与同浓度盐酸反应的难易程度 (4)由上述元素中的y、z、e组成的某剧毒化合物eyz不慎泄漏时，消防人员通常采用喷洒过氧化氢溶液的方式处理，以减少污染。反应生成一种酸式盐和一种气体，二者的水溶液均呈碱性，该反应的化学方程式为________________________________________________。已知eyz含有z2分子中类似的化学键，写出化合物eyz的电子式____________。 解｜题｜技｜巧 元素位、构、性推断关系中的四个关注 (1)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 (2)关注关键词“最高价”，根据元素的氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。 (3)关注关键词“最简单”“稳定性”，通过氢化物比较元素非金属性的强弱时，必须是最简单气态氢化物的稳定性，注意C、N等有多种氢化物，稳定性与熔、沸点无关。 (4)关注结构特点和特殊性质的描述，对核外电子排布特点(如价层电子排布、未成对电子、成对电子等)或物质特殊性质的描述往往是推断的突破口。 题型08 共价键的类型、键参数及应用 【典例1】甲、乙、丙三种有机物的结构如下： 甲： 乙：CH2===CH2 丙：CH2===CHCN (1)甲分子中有_____个σ键，_____个π键。 (2)乙分子中____(填“有”或“没有”)极性键，______(填“是”或“不是”)极性分子。 (3)丙分子中σ键与π键的数目之比为______。 【典例2】碳和硅的有关化学键的键能如表所示。 化学键 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 键能/(kJ·mol-1) 347.7 413.4 351 226 318 452 分析数据，下列说法不正确的是(　　) A．C==O的键能为702 kJ·mol-1 B．SiH4的稳定性小于CH4 C．一般原子半径越大，键能越小 D．C与C之间比Si与Si之间更易形成π键 【变式1】柠檬酸是一种重要的有机酸，存在于柠檬、柑橘、菠萝等水果中，其结构简式如图所示。 (1)从原子间共用电子对数目看，柠檬酸中存在______________。 (2)从共用电子对的偏移看，柠檬酸含有的极性键有__________________________，含有的非极性键有_______。 (3)1 mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成的σ键为______mol，含有π键数目为_____NA。 【变式2】已知几种共价键的键能如下： 化学键 H—N N≡N Cl—Cl H—Cl 键能/(kJ·mol－1) 391 946 328 431 下列说法错误的是( ) A．键能：N≡N>N===N>N—N B．H(g)＋Cl(g)===HCl(g)　ΔH＝－431 kJ·mol－1 C．H—N键能小于H—Cl键能，故NH3的沸点高于HCl D．2NH3(g)＋3Cl2(g)===N2(g)＋6HCl(g)　ΔH＝－202 kJ·mol－1 解｜题｜技｜巧 多角度认识σ键和π键的形成及特征 题型09 分子空间结构的判断 【典例1】下列描述正确的是(　　) A．CS2为V形的极性分子 B．ClO的空间结构为平面三角形 C．SF6中有6对完全相同的成键电子对 D．SiF4和SO的中心原子均为sp2杂化 【变式1】根据价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子的价层电子对数及空间结构正确的是( ) 选项 分子或离子 中心原子的价层电子对数 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 A NO 4 四面体形 V形 B BF3 3 平面三角形 三角锥形 C SOCl2 4 四面体形 三角锥形 D ClO 3 平面三角形 平面三角形 【变式2】有X、Y两种活性反应中间体微粒，均含有1个碳原子和3个氢原子，其球棍模型如图所示：(X)，(Y)。下列说法错误的是( ) A．X的组成为CH B．Y的组成为CH C．X的价层电子对数为4 D．Y中键角小于120° 解｜题｜技｜巧 推测分子(或离子)的空间结构的步骤 题型10 杂化类型与分子空间结构的判断 【典例1】下列中心原子的杂化轨道类型和分子空间结构不正确的是(　　) A．PCl3中P原子为sp3杂化，三角锥形 B．N中N原子为sp3杂化，正四面体形 C．H2S中S原子为sp杂化，直线形 D．SO2中S原子为sp2杂化，V形 【变式1】根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子杂化方式及空间结构正确的是( ) 选项 分子或离子 中心原子杂化方式 价层电子对互斥模型 分子或离子的空间结构 A H2O sp 直线形 直线形 B BBr3 sp2 平面三角形 三角锥形 C PCl3 sp2 四面体形 平面三角形 D CO sp2 平面三角形 平面三角形 【变式2】按要求回答下列问题： (1)CH3COOH中C原子的杂化轨道类型是　　　　　　　　　　　　　。  (2)醛基中碳原子的杂化轨道类型是　　　　。  (3)化合物中阳离子的空间结构为　 　，阴离子的中心原子采取　 杂化。  (4)X的单质与氢气可化合生成气体G，G的水溶液的pH>7。G分子中X原子的杂化轨道类型是　　　。  解｜题｜技｜巧 判断分子中原子轨道杂化类型的两种方法 题型11 键角的比较 【典例1】如图是甲醛分子的空间结构模型，根据该图和所学化学知识回答下列问题： (1)甲醛分子中碳原子的杂化方式是　　　　　，做出该判断的主要理由是　　　　　　。  (2)下列是对甲醛分子中碳氧键的判断，其中正确的是　　　　　(填序号)。  ①单键　②双键　③σ键　④π键　⑤σ键和π键 (3)甲醛分子中C—H与C—H间的夹角　　　　(填“=”“>”或“<”)120°，出现该现象的主要原因是　　　　 　　　　。  【变式1】(1)比较下列分子或离子中的键角大小(填“>”“<”或“＝”)。 ①BF3 NCl3，H2O CS2。 ②H2O NH3 CH4，SO3 SO。 ③H2O H2S，NCl3 PCl3。 ④NF3 NCl3，PCl3 PBr3。 (2)在CHOH分子中，键角∠HCO (填“>”“<”“＝”)∠HCH。理由是 。 【变式2】用价层电子对互斥模型可以预测空间结构，也可以推测键角大小，下列判断不正确的是( ) A．SO2、CS2、BeCl2都是直线形的分子 B．BF3键角为120°，NF3键角小于109°28′ C．CH2O、SO3都是平面三角形的分子 D．NH3、PCl3都是三角锥形的分子 解｜题｜技｜巧 在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。键角是决定物质分子空间结构的主要因素之一。在高中阶段学习中，影响键角大小的因素主要有三个：一是中心原子的杂化轨道类型；二是中心原子的孤电子对数；三是中心原子的电负性大小。 (1)中心原子杂化轨道类型不同的粒子，键角大小为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目也相同，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<S—H，使得H2O、H2S中成键电子对间的斥力逐渐减弱，键角减小，即键角：H2O(105°)>H2S(92.1°)。 (4)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。 题型12 分子间作用力与物质的性质 【典例1】下列对一些实验事实的理论解释不正确的是(　　) 选项 实验事实 理论解释 A 溴单质、碘单质在四氯化碳中的溶解度比在水中大 溴单质、碘单质和四氯化碳都为非极性分子 B 卤素单质从F2到I2，在常温、常压下的聚集状态由气态、液态到固态 范德华力逐渐增大 C 在常温常压下，1体积水可以溶解700体积氨气 氨是极性分子且有氢键影响 D HF的沸点高于HCl H—F的键长比H—Cl的短 【典例2】某科研员在国际上首次“拍”到氢键的“照片”，实现了氢键的实空间成像，为“氢键的本质”这一化学界争论了80多年的问题提供了直观证据。下列有关氢键说法不正确的是( ) A．由于氢键的存在，HF的稳定性强于H2S B．由于氢键的存在，乙醇比二甲醚(CH3—O—CH3)更易溶于水 C．由于氢键的存在，沸点：HF>HI>HBr>HCl D．由于氢键的存在，冰能浮在水面上 【变式1】下列物质的性质变化与范德华力有关的是( ) A．按H2、N2、O2、Cl2的顺序，单质的熔、沸点依次升高 B．按F、Cl、Br、I的顺序，卤族元素的气态氢化物的稳定性逐渐减弱 C．按H2S、H2Se、H2Te的顺序，其还原性逐渐增强 D．按AsH3、PH3、NH3的顺序，其稳定性逐渐增强 【变式2】关于氢键，下列说法正确的是(　　) A．分子中有N、O、F原子，分子间就存在氢键 B．因为氢键的存在， 比的熔、沸点高 C．由于氢键比范德华力强，所以H2O分子比H2S分子稳定 D．“可燃冰”——甲烷水合物(例如：CH4·8H2O)中CH4与H2O之间存在氢键 【变式3】(1)苯胺()与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是________________________。 (2)如图为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 ________________________________________________________________________。 (3)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。元素As与N同族。预测As的氢化物分子的空间结构为________，其沸点比NH3的________(填“高”或“低”)，其判断理由是___________________________________________________________。 解｜题｜技｜巧 分子间作用力对物质性质的影响 (1)一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 (2)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质，范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。 (3)分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。 题型13 分子的手性 【典例1】在有机物分子中，连有4个不同原子或基团的碳原子称为“手性碳原子”，具有手性碳原子的化合物具有光学活性。结构简式如图所示的有机物分子A中含有一个手性碳原子，该有机物具有光学活性。当该有机物发生下列化学变化时，生成的新有机物无光学活性的是(　　) A．分子A中的—CHO转化为—COOH B．与甲酸发生酯化反应 C．与金属钠发生反应 D．分子A中的—CHO与H2发生加成反应生成—CH2OH 【变式1】当一个碳原子连接四个不同的原子或原子团时，该碳原子叫做手性碳原子。下列化合物中含有2个手性碳原子的是(　　) A． B． C． D． 期中基础通关练（测试时间：10分钟） 1．下列说法错误的是 A．违反了泡利原理 B．原子核外每一能层最多可容纳的电子数为(n表示能层序数) C．轨道相互垂直，且能量各不相等 D．在一个原子中，不可能出现运动状态完全相同的两个电子 2．下列说法或有关化学用语的表达错误的是 A．s轨道的电子云轮廓图呈球形，p轨道的电子云轮廓图呈哑铃形 B．的价层电子排布： C．的电子排布式：违反了洪特规则 D．违反了泡利原理 3．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： 4． “中国天眼”探测到距离地球很远的恒星光谱，经光谱分析，该恒星的组成元素有硅、磷、铁、硫等。下列说法错误的是 A．基态S原子核外3p能级电子云有3种不同取向 B．最高正价：Si<P<S C．第一电离能：Si<P<S D．酸性：H2SO4>H3PO4>H2SiO3 5．单分子磁体能用于量子信息存储。某单分子磁体含W、X、Y、Z四种元素，其中W、X、Y的核外电子数之和为15，离子半径最小，基态X原子的s能级电子数是p能级的2倍，Y与Z组成的某种化合物是实验室制取氯气的原料之一，下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单氢化物的稳定性： C．电负性： D．基态Z原子的电子排布式： 6．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．元素A、D形成的氢化物的稳定性： B．元素C形成的单质具有漂白性 C．基态A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的基态原子核外有4种能量不同的电子 7．下列对分子性质的解释中，不正确的是 A．“碘易溶于四氯化碳”“甲烷难溶于水”都可用相似相溶原理解释 B．H2O2分子的结构如图所示，可知H2O2为极性分子 C．水很稳定(1000℃以上才会部分分解)，是因为水中含有大量的氢键 D．苯不能使酸性KMnO4溶液褪色，是因为苯分子中含大π键，没有碳碳双键，大π键稳定性较强 8．下列关于微粒的结构叙述正确的是 A．P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为 B．CS2是空间结构为V形的极性分子 C．中心原子的价层电子对数为3，空间构型为平面三角形 D．BF3、CCl4都是含有极性键的非极性分子 9．下列现象或事实的解释错误的是 现象或事实 解释 A 夜晚街道上霓虹灯光彩夺目 电子跃迁到较低能级以光的形式释放能量 B CH4的稳定性强于SiH4 C-H键键长比Si-H键的键长短，C-H键键能更大 C POCl3和的空间结构都是四面体形 POCl3和中P原子轨道的杂化类型均为sp3 D NaHCO3与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀 NaHCO3与Na2SiO3的水解相互促进 10．(1)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka=1.1×10-10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)　　　　(填“>”或“<”)Ka(苯酚)，其原因是　　　　  　　　　。  (2)CO2由固态变为气态所需克服的微粒间作用力是　　　　；氢、碳、氧元素的原子可共同形成多种分子，写出其中一种能形成同种分子间氢键的物质名称：　　　　　　　　。  (3)下图中曲线表示卤素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是　　　　(填字母)。  (4)O的氢化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于H2S在乙醇中的溶解度，其原因是　 　　　。  (5)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是　 　　　。  期中重难突破练（测试时间：15分钟） 11．某团队研制出超大尺寸光学级铌酸锂（）晶体。晶体中部分元素相对位置如图所示。下列叙述正确的是 A．铌酸锂晶体中各元素均位于短周期 B．基态Nb原子有5个未成对电子 C．位于周期表ds区 D．第二电离能： 12．赤血盐{K3[Fe(CN)6]}可用于检验Fe2+，也可用于蓝图印刷术等。下列说法错误的是 A．电负性：C>N>Fe B．K+核外有18种不同运动状态的电子 C．Fe位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族 D．C、N元素均分布在元素周期表的p区 13．由五种元素组成的某配离子是一种常用的有机催化剂，结构如图。X、Y、Z、M、Q五种元素原子序数依次增大，Y、Z、M同周期，基态Z原子2p轨道有两个单电子，的价电子排布式为。下列说法正确的是 A．离子半径：M>Z B．键的极性：Z-M>Y-M C．含有X、Y、Z的酸的分子式一定是X2YZ3 D．基态Q原子有15种不同空间运动状态的电子 14．我国新一代载人飞船使用的绿色推进剂硝酸羟胺在催化剂作用下可完全分解为和。为阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是 A．0.1mol[NH3OH]+含有的电子数为 B．48g固态硝酸羟胺含有的离子数为 C．0.5mol硝酸羟胺含有的键数为 D．硝酸羟胺分解每形成3 molπ键，消耗96g固态硝酸羟胺 15．观察模型或示意图，结合已学知识进行判断。下列相关说法错误的是 冰的微观结构 A．中的共价键是非极性键，中心氧原子呈正电性 B．分子中所有原子均为杂化 C．冰中分子的配位数是4，原因是分子间存在氢键，氢键具有饱和性和方向性 D．分子极性：，主要原因是电负性差值：P与Cl大于N与Cl 16．是一种液态化合物，极易水解。等物质的量的LiCl、溶解在中形成的电解质溶液，常用于心脏起搏器的微型锂电池（电极材料是石墨和锂，总反应为）。下列说法不正确的是 A．正极反应： B．既作溶剂，又能吸收体系中的微量水分，提升电池稳定性 C．等物质的量的LiCl、可能形成，提升电解质溶液的导电性 D．是极性分子，其∠O—S—Cl小于∠Cl—S—Cl 17．请根据所学物质与结构的相关知识回答下列问题： (1)下列不同状态的Si中，处于激发态的是___________。 A．[Ne]    B．[Ne]   C．[Ne] (2)中心原子采用_______杂化，分子的空间构型_______，其键角比H2O中键角____ (填“大”或“小”)； (3)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si-H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则Se、H、Si的电负性相对大小为___________。(用元素符号表示) (4)可看作中一个氧原子被硫原子取代而得到的产物，两者是等电子体，其结构如图所示。的空间结构是___________。 (5)HSCN的结构有两种，其中硫氰酸()的沸点低于异硫氰酸()，原因是___________。 (6)SiCl4可发生水解反应，机理如下： 含s、p、d轨道的杂化类型有：①dsp2、②sp3d、③sp3d2，中间体SiCl4(H2O)中Si采取的杂化类型为___________(填标号)。 (7)1-甲基咪唑()常用于配合物的制备，分子中存在大π键，能形成配位键的N原子是_____ (填“①”或“②”)，在酸性环境中，与过渡金属的配位能力会减弱，请尝试说明原因___________。 18．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）。 1 / 4 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01 原子、分子结构与性质（期中复习讲义） 内 容 导 航 明·期中考情 把握命题趋势，明确备考路径 理·要点归纳 梳理核心脉络，扫除知识盲区 破·重难题型 题型分类突破，方法技巧精讲 题型01 核外电子排布的表示方法 题型02 电子跃迁和原子光谱 题型03 核外电子排布规律及应用 题型04 原子结构与元素周期表的关系 题型05 原子（或离子）半径大小的比较 题型06 电离能和电负性的应用 题型07 元素的中和推断 题型08 共价键的类型、键参数及应用 题型09 分子空间结构的判断 题型10 杂化轨道与分子的空间结构 题型11 键角的比较 题型12 分子间作用力与物质的性质 题型13 分子的手性 过·分层验收 阶梯实战演练，验收复习成效 核心考点 复习目标 考情规律 原子结构 1. 能准确描述原子结构，了解基态原子和激发态原子及原子光谱的应用； 2. 能用构造原理和三大原理表示原子核外电子排布，能规范书写原子核外电子的排布式；特别注意Cr、Cu的电子排布式的书写。 3. 能准确描述原子核外电子排布的状态。 多以选择题、填空题形式考查，侧重利用原子核外电子排布规律推断元素、书写电子排布式和轨道表示式。 原子结构与性质 1. 熟悉原子周期表的结构，理解原子结构与元素周期表的关系； 2. 熟悉元素周期表的分区的依据； 3. 掌握元素周期律的内容，能通过元素周期表比较元素的原子半径、金属性和非金属性；掌握元素金属性和非金属性的比较方法； 4. 掌握电离能和电负性的规律及应用；记住同周期和同主族元素第一电离能的变化规律； 5. 能利用元素“位—构—性”关系推断元素。 多以选择题和解答题形式出现，侧重通过推断元素并对元素及其化合物的性质进行考查；实验题侧重金属性和非金属性的比较。 共价键及键参数 1. 能判断共价键的类型，不同分类的共价键的特点，σ键和π键的特征； 2. 能利用键能和键角比较共价键的强弱，利用键能计算化学反应的反应热。 多以选择题出现，侧重σ键和π键的判断。 分子的空间结构 1. 能应用VSEPR模型推测分子的空间结构；能判断键角的大小； 2. 能结合杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断分子（离子）中心原子的杂化类型及成键情况。 高频考点，各类题型均可能出现，侧重分子空间结构的判断、中心原子的杂化类型。 共价键的极性和分子的极性 1. 能辨别共价键的极性，能判断分子的极性； 2. 知道键的极性对有机酸的酸性的影响，能判断羧酸的酸性强弱。 多以选择题形式考查，侧重分子的极性的判断和酸性比较。 分子间作用力 1. 了解范德华力和氢键的特点、存在，熟悉氢键的类型、表示方法； 2. 能根据分子间作用力的类型判断分子的熔、沸点，溶解性； 3. 能判断分子的手性和手性碳原子。 高平考点，常以选择题、填空题形式考查，侧重物质的性质的比较和原因分析。 要点01 能层与能级、基态与激发态、原子光谱 1．能层和能级 原子轨道 (1)核外电子按能量不同分成能层，同一能层的电子，还被分成不同能级。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。 (2)原子轨道 ①概念：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。 空间运动状态种类＝原子轨道数目 ②常用电子云轮廓图的形状和取向来表示原子轨道的形状和取向。 其中，s电子云轮廓图呈球形、有1种伸展方向；p电子云轮廓图呈哑铃形、有3种伸展方向。 (3)能级或原子轨道的能量高低 ①1s<2s<2p<3s<3p<3d　②2s<2px＝2py＝2pz (3)原子核外能层、能级、原子轨道之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 能层符号 K L M N 能级符号 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 各能级原子轨道数 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 各能层原子轨道数 1 4 9 16 最多容纳电子数 2 8 18 32 3．基态和激发态　原子光谱 (1)基态和激发态 ①基态原子：处于最低能量状态的原子。 ②激发态原子：基态原子吸收能量后，它的电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。 (2)原子光谱 不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 (3)基态、激发态和原子光谱的关系 特｜别｜提｜醒 原子轨道与能层、能级的关系 (1)第一能层(K层)只有s能级，有1个原子轨道；第二能层(L层)有s、p两种能级，有4个原子轨道；第三能层(M层)有s、p、d三种能级，共有9个原子轨道。 (2)同一能级的不同原子轨道具有相同的能量(如2px、2py、2pz的能量相同)。 (3)不同能层的形状相同的原子轨道具有的能量随能层序数(n)增大而升高，如能量：1s<2s<3s等。 要点02 原子核外电子排布 1．原子核外电子排布的三大规律 (1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。 (2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反。如2s轨道上的电子排布为，不能表示为。 (3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋状态相同。 如2p3的电子排布为，不能表示为或。 当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如基态24Cr原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 2．核外电子的填充顺序——构造原理 以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理，如图所示： 由构造原理可知，从第三能层开始，不同能层的能级出现“交错现象”，如E(3d)>E(4s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等，即E(ns)<E[(n－2)f]<E[(n－1)d]<E(np)，其中n表示能层序数。 3．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式(书写时，能层低的能级写在左侧，不能完全按构造原理顺序书写) 电子排布式是表示原子核外电子排布的一种式子。根据能量最低原理按能级进行排序，进而在ns、np、nd等符号的右上角用数字表示出该能级的电子的数目。例如，基态Cu原子：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式：[Ar]3d104s1。 (2)价层电子排布式 为突出化合价与电子排布的关系，将在化学反应中可能发生变动的能级称为价电子层(简称价层)。Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2，价层电子排布式为3d64s2。 (3)电子排布的轨道表示式(又称电子排布图) 用方框(或圆圈)表示原子轨道；能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或未成对电子)。箭头同向的单电子称自旋平行。 归｜纳｜小｜结 结构示意图 意义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子 实例 Al 　　S2－ 电子排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数 实例 K：1s22s22p63s23p64s1 简化电子排布式 意义 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结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示 实例 K：[Ar]4s1 价电子排布式 意义 主族元素的价层电子指最外层电子，副族元素还包括次外层的d电子及次次外层的f电子 实例 Al：3s23p1；Cu：3d104s1 轨道表示式 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子 实例 电子式 意义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子数 实例 要点03 元素周期表 1．元素周期表的结构 (1)结构 ①周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 (2)族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ族 第8、9、10列，共3个纵列 0族 第18纵列 特｜别｜提｜醒 (1)碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 (3)根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (4)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (5)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (6)电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 2．原子结构与元素周期表的分区 按照核外电子排布，可把元素周期表划分成5个区。除ds区外，一般来说，各区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 (1)s区：包括第ⅠA、ⅡA族元素，价层电子排布为ns1~2，最后一个电子填在ns能级上，除氢元素外均属于活泼金属元素。 (2)p区：包括第ⅢA~ⅦA族以及0族元素，价层电子排布为ns2np1~6(除He)外，最后一个电子填在np能级上，为非金属元素、稀有气体元素和少数金属元素。 (3)d区：包括第ⅢB~Ⅷ族元素(除镧系、锕系外)，价层电子排布为(n-1)d1~9ns1~2(钯除外)，最后一个电子填在(n-1)d能级上，为过渡金属元素。 (4)ds区：包括第ⅠB、ⅡB族元素，价层电子排布为(n-1)d10ns1~2，可理解为先填满了(n-1)d能级而后再填充ns能级，为过渡金属元素。 (5)f区：包括镧系和锕系元素，价层电子排布为(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2。 归｜纳｜小｜结 元素周期表与原子结构的规律 (1)电子排布规律 ①最外层电子数为3～7的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 ②最外层为1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。 ③原子最外层比次外层电子多的元素一定位于第二周期。 ④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。 ⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 (2)化合价规律 ①主族元素的最高正化合价＝它所在的族序数＝最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价，非金属元素(H除外)的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 要点04 元素周期律 1．元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。 2．主族元素的原子结构和元素性质的变化规律 (1)原子结构的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核电荷数 逐渐 增大　 逐渐 增大　 电子层数 均相同 逐渐 增大　 原子半径 逐渐 减小　 逐渐 增大　 离子半径 阳离子逐渐 减小　 阴离子逐渐 减小　 阳离子(或阴离子) 逐渐 增大　 (2)元素性质的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 金属性 逐渐 减弱　 逐渐 增强　 非金属性 逐渐 增强　 逐渐 减弱　 气态氢化物的稳定性 逐渐 增强　 逐渐 减弱　 第一电离能 呈 增大　趋势 逐渐 减小　 电负性 逐渐 增强　 逐渐 减弱　 特｜别｜提｜醒 (1)影响原子半径的因素 ①能层数——能层数越多，原子半径越大； ②核电荷数——能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小(0族除外)。 (2)F无正价，O无最高正价。 要点05 电离能和电负性 1．电离能 (1)含义 第一电离能：气态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，符号：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)规律 ①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 ②同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大。 (3)应用 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；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，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渐增大，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。 2．电负性 (1)含义：不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)应用 ①判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强； ②判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价； ③判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为离子键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为共价键。 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： 要点06 元素金属性和非金属性强弱的比较 1．元素金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 (2)根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 (3)根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 (4)金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 (5)根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 (2)根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液或氢化物中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 (4)根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 要点07 元素的综合推断 1．元素的“位—构—性”关系 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下 2．“位－构－性”关系的应用 (1)结构与位置的关系 最外层电子数=主族序数 电子层数=周期序数 (2)结构与性质的关系 最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强 最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强 (3)位置、结构和性质的关系 特｜别｜提｜醒 1．元素推断中主族元素及其化合物的物理性质 (1)颜色： ①常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl。 ②常温下，单质为黄色固体的元素是S。 ③焰色试验现象呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K(通过蓝色钴玻璃观察)。 (2)状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br。 (3)熔点：单质熔点最高的非金属元素是C。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。 (4)硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。 (5)密度：单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是 H　。 (6)溶解性：简单气态氢化物最易溶于水的元素是N。 (7)导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。 (8)晶体类型：单质及其最高价氧化物都是共价晶体的元素是Si。 2．元素推断中主族元素及其化合物的化学性质 (1)空气中含量最多的元素、气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是 N　。 (2)最高价氧化物及对应水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素是 Al　。 (3)最高价氧化物对应水化物与其气态氢化物可形成离子化合物的元素是 N　。 (4)单质及其氢化物均具有漂白性的元素是 O　。 (5)盐溶液加入NaOH溶液并加热，产生使红色石蕊试纸变蓝的气体，该元素是 N　。 (6)最高价氧化物对应水化物的酸性(碱性)最强的元素是 Cl(Na)　。 (7)短周期中单质与水反应最剧烈的金属元素是 Na　，非金属元素是 F　。 要点08 共价键及键参数 1．共价键 (1)共价键的本质和特征： 共价键是原子间通过共用电子对所形成的相互作用，其特征是具有方向性和饱和性。（氢气中s-sσ键无方向性） (2)分类 分类依据 类型 形成共价键的原子轨道重叠方式 σ键 轨道“头碰头”重叠 π键 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 原子间共用电子对的数目 单键 原子间有一对共用电子对 双键 原子间有两对共用电子对 三键 原子间有三对共用电子对 3．σ键和π键的形成及特征 (1)σ键 形成 由两个原子的s轨道或p轨道“头碰头”重叠形成 类型 s­s型 s­p型 p­p型 特征 ①以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称； ②σ键的强度较大。 (2)π键 形成 由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成 p­p型 特征 ①每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称； ②π键不能旋转；不如σ键牢固，比较容易断裂。 4．键参数 (1)键能： 指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能的单位是kJ·mol－1。键能通常是298.15K、101kPa条件下的标准值。 (2)键长 ①构成化学键的两个原子的核间距。因此原子半径决定化学键的键长，原子半径越小，共价键的键长越短。 ②键长与共价键的稳定性之间的关系：共价键的键长越短，往往键能越，表明共价键越稳定。 (3)键角 指在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。多原子分子的键角一定，表明共价键具有方向性。键角是描述分子空间结构的重要参数，分子的许多性质都与键角有关。 特｜别｜提｜醒 (1)共价键的形成 ①只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而会形成离子键。 ②原子形成共价键时优先形成σ键，成键原子半径越大，越难形成π键，如Si等难形成双键。 (2)σ键与π键的判断方法 ①依据轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。 ②依据单、双键进行判断：共价单键全是σ键，共价双键中含有一个σ键一个π键；共价三键中含有一个σ键和两个π键。 ③依据强度方式判断：σ键的强度较大，较稳定。π键活泼，比较容易断裂(注意：N≡N中的π键强度较大)。 ④由成键轨道类型判断。s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。 ⑤σ键的数目＝单键数＋双键数＋三键数＋配位键数(配位键为σ键)。 ⑥π键的数目＝双键数＋三键数×2。 (3)极性键与非极性键的判断 ①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。 ②看电子对的偏移：共用电子对有偏移的为极性键，无偏移的为非极性键。 ③看电负性：成键原子电负性不同，即不同种元素形成的为极性键。 要点09 价层电子对互斥模型 1．理论要点 (1)分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。 (2)VSEPR的“价层电子对”是指分子中中心原子与结合原子间的σ键电子对和中心原子上的孤电子对。即：价层电子对数＝σ键电子对数＋中心原子的孤电子对数。 其中： σ键电子对数＝B原子的个数(以ABx型分子为例，σ键电子对数＝x) 孤电子对数＝(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数。 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数。 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数。 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值)。 ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数。 2．VSEPR模型的应用——预测分子或离子的空间结构 (1)预测分子或离子空间结构的步骤 价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。 (2)实例分析 σ键电子对数 孤电子对数 价层电子对数 电子对的排列方式 VSEPR模型 分子或离子的立体构型 实例 2 0 2 直线形 直线形 HgCl2、BeCl2、CO2 3 0 三角形 平面三角形 BF3、AlCl3 2 1 3 V形 SnBr2、PbCl2 4 0 四面体形 正四面体形 CH4、CCl4 3 1 4 三角锥形 NH3、NF3 2 2 V形 H2O 3．多原子分子（离子）中键角的判断方法 (1)由于孤电子对比成键电子对更靠近中心原子的原子核，因而价层电子对之间的斥力大小顺序：孤电子对与孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对与成键电子对之间的斥力。 (2)孤电子对数越多，与成键电子对斥力越大，成键原子所形成的键角越小。例如H3O＋和H2O键角大小，H3O＋中O只有一个孤电子对，而H2O中O有两个孤电子对，所以H3O＋的键角大于H2O分子的键角。 (3)结构相同的物质，元素的电负性越大，吸引电子的能力越强，成键电子对距离中心原子较近，成键电子对之间的斥力越大，键角越大。例如NH3、PH3、AsH3中，中心原子价层电子对数均为4，都有1对孤电子对，NH3分子的中心原子N的电负性大，成键电子对距离中心原子较近，键角越大，所以这三种物质键角由大到小的顺序为NH3＞PH3＞AsH3。 要点10 杂化轨道理论 1．杂化轨道理论概述 中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道。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．杂化理论要点 (1)只有能量相近的轨道才能杂化(如ns、np)。 (2)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。 (3)杂化前后轨道数目不变。 (4)杂化后轨道的伸展方向、形状发生改变。 (5)杂化结果：成键数目有些会增多，比如C原子通过杂化最多形成4个共价键；成键更加稳定，sp杂化轨道是不对称哑铃形，以“大头”通过头碰头方式(重叠程度更高)形成σ键，共价键一般更加稳定。 3．杂化轨道类型与分子空间结构的关系 (1)当杂化轨道全部用于形成σ键时 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 一个ns轨道和一个np轨道 一个ns轨道和两个np轨道 一个ns轨道和三个np轨道 轨道夹角 180° 120° 109°28′ 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子结构示意图 分子构型 直线形 平面三角形 正四面体形 (2)当杂化轨道中有未参与成键的孤电子对时 由于孤电子对参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。在杂化轨道的基础上，略去孤电子对，即为分子的立体构型。 杂化类型 sp2 sp3 中心原子所在族 第ⅥA族 第ⅤA族 第ⅥA族 中心原子的孤电子对数 1 1 2 分子空间结构 V形 三角锥形 V形 实例 SO2 NH3、PCl3、PH3 H2O、H2S (3)sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。 4．中心原子轨道杂化类型的判断方法 (1)利用价层电子对互斥理论、杂化轨道理论判断成为分子构型的思路： 价层电子对VSEPR模型杂化轨道构型。 VSEPR模型 四面体形 三角形 直线形 杂化类型 sp3 sp2 sp (2)有机物中碳原子杂化类型的判断： 饱和碳原子采取sp3杂化，连接双键的碳原子采取sp2杂化，连接三键的碳原子采取sp杂化。 要点11 键的极性和分子的极性 1．键的极性和分子的极性 (1)键的极性 由不同原子形成的共价键，电子对会发生偏移，是极性键，极性键中的两个键合原子，一个显正电性（δ+），一个负电性（δ-）。 由相同原子形成的共价键，电子对不发生偏移，是非极性键。 (2)分子的极性 极性分子：分子的正电中心与负电中心不重合，使分子的某一个部分呈正电性（δ+）另一部分呈负电性（δ-）。 非极性分子：分子的正电中心与负电中心重合。 (3)键的极性与分子的极性之间的关系 ①只含非极性键的分子一定是非极性分子。 ②含有极性键的分子，当分子中各个键的极性的向量和等于零时，是非极性分子，否则是极性分子。 2．键的极性对物质化学性质的影响 键的极性对羧酸酸性大小的影响实质是通过改变羧基中羟基的极性而实现的，羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H＋，则羧酸的酸性越强。 ①与羧基相邻的共价键的极性越大，羧基中羟基的极性越大，则羧酸的酸性越强。 ②烷基是推电子基团，从而减小羟基的极性，导致羧酸的酸性减小。一般地，烷基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越弱。 归｜纳｜小｜结 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数是非极性分子。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： ①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。 ②若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。 要点12 分子间作用力和分子的性质 1．范德华力及其对物质性质的影响 (1)定义及实质：分子间普遍存在作用力称为范德华力，其实质是电性作用。 (2)特征：范德华力很弱，比化学键的键能小1～2个数量级。 (3)影响因素 ①分子结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。 ②分子的极性越大，范德华力越大。 (4)对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的物理性质，范德华力越强，物质的熔点、沸点越高。 ①对物质熔、沸点的影响 a．通常组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点越高。如熔、沸点：F2<Cl2<Br2<I2；CF4<CCl4<CBr4<CI4。 b．相对分子质量相近的物质，分子的极性越小，范德华力越小，物质的熔、沸点越低。如熔、沸点：N2<CO。 ②对物质溶解性的影响 溶质分子与溶剂分子间的范德华力越大，则溶质分子的溶解度越大。如I2、Br2与苯分子间的范德华力较大，故I2、Br2易溶于苯中，而水与苯分子间的范德华力很小，故水很难溶于苯中。 2．氢键及其对物质性质的影响 (1)定义 氢键是由已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个电负性很大的原子(如水分子中的氧)之间的作用力。 (2)表示方法 通常用X—H…Y—表示氢键，其中X、Y为N、O、F，“—”表示的共价键，“…”表示形成的氢键。 (3)氢键的特征 氢键不是化学键，而是特殊的分子间作用力，其键能比化学键弱，比范德华力强。 (4)氢键的类型 氢键分为分子间氢键和分子内氢键。 ①分子内氢键 邻羟基苯甲醛分子内的羟基与醛基之间形成的氢键是分子内氢键。 ②分子间氢键 如水分子之间、氨分子之间、氟化氢分子之间以及水分子与氨分子之间、水分子与氟化氢分子之间、氨分子与氟化氢分子之间、对羟基苯甲醛分子间均存在分子间氢键。 (5)氢键对物质性质的影响 ①氢键对物质熔、沸点的影响 a．分子间存在氢键时，物质在熔化或汽化时，除破坏普通的分子间作用力外，还需要破坏分子间的氢键，消耗更多的能量，所以存在着分子间氢键的物质一般具有较高的熔点和沸点。 例如：ⅤA～ⅦA族元素的氢化物中，NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素的氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键，如图所示。 b．有机物能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。如邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。 ②氢键对物质溶解度的影响 如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大。 由于氨分子与水分子间能形成氢键，且都是极性分子，所以NH3极易溶于水。低级的醇、醛、酮等可溶于水，都与它们的分子能与水分子形成氢键有关。 ③氢键的存在引起密度的变化 由于水分子之间的氢键，水结冰时体积变大而密度变小；冰融化成水时，体积变小而密度变大；在接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而相互“缔合”，形成“缔合分子”，导致这种水蒸气的相对分子质量比用化学式H2O计算出来的相对分子质量大。 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。如蔗糖和氨易溶于水，难溶于四氯化碳。而萘和碘却易溶于四氯化碳，难溶于水。 (2)影响物质溶解性的因素 ①外界因素：主要有温度、压强等。 ②氢键：溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。 (3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越好。如乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 归｜纳｜小｜结 物质溶解性的比较和判断方法 (1)依据“相似相溶”规律 非极性溶质一般易溶于非极性溶剂，难溶于极性溶剂；极性溶质一般易溶于极性溶剂，难溶于非极性溶剂。 (2)依据溶质与溶剂之间是否存在氢键 如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶质溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好。如NH3、HF极易溶于水；甲醇、乙醇、乙二醇、丙三醇、甲酸、乙酸、甲醛、乙醛、氨基乙酸、乙胺等易溶于水，就是因为它们与水分子间形成氢键。 (3)依据分子结构的相似性 溶质与溶剂分子结构的相似程度越大，其溶解度越大。如烃基越大的醇(羧酸、醛)在水中的溶解度越小。 4．分子的手性 (1)手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合的现象。 (2)手性分子：具有手性异构体的分子。 (3)手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同的原子或原子团的碳原子。如。 5．无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO<HClO2<HClO3 < HClO4。 特｜别｜提｜醒 (1)范德华力只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子之间及稀有气体分子之间。SiO2、金刚石等由共价键形成的物质的粒子之间不存在范德华力。 (2)范德华力的大小主要与相对分子质量的大小和分子的极性有关，相对分子质量越大，范德华力越大；相对分子质量相同时，极性分子的范德华力大于非极性分子的范德华力。如范德华力：CO＞N2。 (3)由分子构成的物质，其稳定性与范德华力和氢键无关，由共价键的强弱决定，其熔、沸点才与范德华力和氢键有关。 题型01 核外电子排布的表示方法 【典例1】下列对电子排布式或轨道表示式书写的评价正确的是(　　) 选项 电子排布式或轨道表示式 评价 A 基态O原子的轨道表示式： 错误；违背泡利原理 B 基态N原子的轨道表示式： 错误；违背洪特规则 C 基态Ca原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2 错误；违背能量最低原理 D 基态Br－的电子排布式：[Ar]3d104s24p6 错误；违背能量最低原理 答案：C 解析：基态O原子→1s22s22p4→ ，题给轨道表示式违背洪特规则，A项错误；同一轨道中的2个电子自旋相反，基态N原子→1s22s22p3→ ，题给轨道表示式违背泡利原理，B项错误；根据构造原理，电子应先填充4s能级，再填充3d能级，基态Ca原子→1s22s22p63s23p64s2，题给电子排布式违背能量最低原理，C项正确；基态Br－→1s22s22p63s23p63d104s2 4p6 或[Ar]3d104s24p6，题给电子排布式正确，D项错误。 【变式1】氧是地壳中含量最多的元素，下列有关基态氧原子的表述不规范的是( ) A．核外电子排布式：1s22s22p4 B．价电子排布式：2s22p4 C．轨道表示式： D．原子结构示意图： 答案 C 【解析】基态氧原子核外有8个电子，其核外电子排布式为1s22s22p4，价电子排布式为2s22p4，原子结构示意图为，根据洪特规则和泡利原理，其轨道表示式为，C错误。 【变式2】(1)新型半导体材料如碳化硅(SiC)、氮化镓(GaN)等在国防技术、航空航天及5G技术等领域扮演着重要的角色。回答下列问题。 (1)基态Si原子中，核外电子占据的最高能层的符号为_______，占据最高能级的电子的电子云轮廓图形状为____________。 (2)基态Ga原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p1，其转化为下列激发态时，吸收能量最少的是_______(填字母)。 (3)碘元素在元素周期表中的位置为_____________________，碘基态原子价电子的电子排布式为___________。价电子共占据______个轨道。 答案 (1)M 哑铃(纺锤)形 (2)B (3)第五周期第ⅦA族 5s25p5　4 【解析】(1)基态Si原子中，核外电子占据三个能层，其中最高能层的符号为M，占据最高能级为p能级，电子的电子云轮廓图形状为哑铃形。 (2)基态Ga原子的核外电子排布为[Ar]3d104s24p1，其转化为激发态且吸收能量最少，则基态原子镓的电子进入高能级的电子最少，电子从基态进入高能级电子由多到少的顺序为C>B，A、D违反洪特规则，所以所需能量最少的为B。 (3)碘是53号元素，其在周期表中的位置是第五周期第ⅦA族，碘基态原子价电子排布式为5s25p5；共占据1个s轨道、3个p轨道，共4个轨道。 易｜错｜点｜拨 (1)能级数等于能层序数，英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。 (2)主族元素的最外层电子就是外围电子，如碱金属的外围电子排布式为ns1。 (3)过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，如铁原子的外围电子排布式为3d64s2。 (3)虽然电子排布是遵循构造原理的，但在书写电子排布式时，应将能层低的能级写在左边，而不能按填充顺序写。如铁原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，而不能写成1s22s22p63s23p64s23d6，即最后两个能级表示为3d64s2，而不能写成4s23d6。 (4)书写离子的电子排布式时，先失去最外层电子，再失去内层电子，如Fe2+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，Fe3+的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d5。 (5)能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 (6)多电子原子的原子轨道的能量高低顺序，是概括了大量实验事实后总结出的一般规律，适用于绝大多数原子的核外电子排布。然而，第5、6、7周期的某些元素的原子核外电子排布的实验测定结果，并不符合原子核外电子排布的轨道能量顺序。因此，原子的核外电子排布，要以实验测定的结果为准。 题型02 电子跃迁和原子光谱 【典例1】下列说法正确的是( ) A．金属钠的焰色是黄色，它的产生与电子的跃迁吸收能量有关 B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动 C．氢原子核外只有一个电子，它产生的原子光谱中只有一根或明或暗的线 D．光谱分析就是利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素 答案 D 【解析】光的产生与电子的跃迁释放能量有关，A错误；同一原子的能层越高，电子的能量越高，s电子云半径越大，电子在离核更远的区域出现的概率越大，并不是4s电子总比3s电子在离核更远的地方运动，B错误；氢原子核外只有一个电子，但它的激发态存在多种情况，当电子跃迁回较低状态时释放能量，发出多条不同波长的光，所以它产生的原子光谱中不只有一根或明或暗的线，故C错误；不同元素原子的吸收光谱或发射光谱不同，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，故D正确。 【变式1】激发态原子和基态原子可以通过电子跃迁的方式相互转换，跃迁过程中可得到光谱，下列说法正确的是(　　) A．K元素的焰色试验呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长约为700 nm B．利用光谱仪只能测得原子的发射光谱 C．焰色试验是化学变化 D．原子光谱可以用于定性鉴定元素 答案：D 解析：K元素的焰色试验呈紫红色，其中紫色波长介于380～420 nm之间，A错误；可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱，B错误；焰色试验是物理变化，C错误。 【变式2】北京冬奥会开幕式上，璀璨的焰火表演光彩夺目、高潮迭起，令观众大饱眼福，惊叹不已。其中焰火的色彩与锂、钠等金属原子核外电子跃迁有关。下列Li原子轨道表示式表示的状态中，能量最高的为( ) 答案 C 【解析】原子核外电子排布中，如果电子所占的轨道能级越高，该电子能量越高，原子能量越高，根据题图知，电子能量最低的是1s能级，能量较高的是2s、2p能级，2p能级电子的能量高于2s能级电子的能量，故C符合题意。 题型03 核外电子排布规律及应用 【典例1】(1)基态F原子核外电子的运动状态有______种。 (2)基态钛原子的价层电子排布式为________，其原子核外电子的空间运动状态有________种，共有________种运动状态不同的电子。 (3)基态Si原子价层电子的运动状态有________种，若其电子排布式表示为[Ne]3s23p违背了________。 (4)基态Cu原子核外电子的空间运动状态有________种。 【答案】(1) 9 (2)3d24s2　12　22 (3)4　洪特规则 (4)15 【解析】(1)基态F原子共有9个核外电子，则每个电子都有对应的轨道和自旋状态，所以核外电子的运动状态有9种。 (2)基态Ti原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，价层电子排布式为3d24s2；s轨道有一种空间运动状态，p轨道有三种空间运动状态，d轨道有五种空间运动状态，3d轨道只有两个电子，有两种空间运动状态，因此基态Ti原子的核外电子的空间运动状态有12种；核外有22个电子，就有22种运动状态。 (4)基态Cu原子核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Cu原子核外有几个轨道，其核外电子就有几种空间运动状态，则基态Cu原子核外电子的空间运动状态有1＋1＋3＋1＋3＋5＋1＝15种。 【变式1】(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；其基态原子价层电子的轨道表示式为___________________________。 (2)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子且只有一个未成对电子，E的元素符号为______，其基态原子的核外电子排布式为_________________________。 (3)元素D的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的核外电子排布式为_______________。 【答案】(1)N　 (2)Cu　1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) (3)Fe　1s22s22p63s23p63d64s2(或[Ar]3d64s2) 【变式2】(1)基态Ti3＋中未成对电子数有_______个；与Ti同族相邻的元素Zr的基态原子价层电子排布式为__________________。与钛同周期元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的元素有________种。 (2)血红蛋白中的铁处于基态时，其最高能级中的单电子数为________。 (3)Cr与Ni的基态原子核外未成对电子数之比为________。 (4)第四周期中未成对电子数最多的基态原子的价层电子轨道表示式为________________________。 (5)2020年12月17日，“嫦娥五号”首次成功实现地外天体采样返回，标志着我国航天向前迈出了一大步。其制作材料中包含了Al、Cr、Cu、C、N、O、Si等多种元素。上述元素中基态原子未成对电子数与Al相同的有________。 【答案】(1)1　4d25s2　3　(2)4　(3)3∶1 (4) (5)Cu 【解析】(1)Ti位于第四周期，Ti基态原子未成对电子数是2，与钛同周期的所有元素的基态原子中，未成对电子数与钛相同的元素有Ni、Ge、Se。 (3)基态铬原子价层电子排布式为3d54s1，核外有6个未成对电子，基态镍原子价层电子排布式为3d84s2，核外有2个未成对电子，则铬与镍的基态原子核外未成对电子数之比为3∶1。 (5)Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，有1个未成对电子，Cr、Cu、C、N、O、Si中只有Cu(价层电子排布：3d104s1)基态原子未成对电子数与Al相同。 解｜题｜技｜巧 核外电子运动状态和核外电子的空间运动状态的判断 (1)原子核外电子的运动状态判断 ①描述原子核外电子运动状态有4个参数：能层、能级、原子轨道和自旋方向。 ②原子核外不同电子的运动状态不同，故核外电子的运动状态种类＝核外电子总数。 (2)原子核外电子空间运动状态判断 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，空间运动状态种类＝原子轨道数目。 题型04 原子结构与元素周期表的关系 【典例1】已知几种元素原子的核外电子排布情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。 元素 电子排布 元素符号 原子序数 周期 族 A 1s22s22p63s1 B C 3d104s1 D [Ne]3s23p4 E 答案 A：Na　11　三　ⅠA　 B：Fe　26　四　Ⅷ C：Cu　29　四　ⅠB　 D：S　16　三　ⅥA E：Cl 17　三　ⅦA 解析 由电子排布式判断A为11号元素Na；由原子结构示意图可知x＝26，B为26号元素Fe；由价层电子排布判断，C为29号元素Cu；由电子排布式判断，D为16号元素S；由基态原子的轨道表示式判断，E为17号元素Cl。 【典例2】下列有关说法正确的是( ) A．某元素基态原子的最外层有2个电子，则该元素一定处于第ⅡA族 B．短周期中基态原子最外层有2个未成对电子，该元素一定是C和Si C．基态原子的价电子排布为4s24p2，则该元素处于第四周期第ⅣA族，属于p区元素 D．两种短周期元素的原子序数相差8，则两种元素一定处于不同主族 答案 C 【解析】基态原子的最外层有2个电子，该元素可能处于第ⅡA族，也可能处于0族(He)或副族(如Zn等)，A错误；短周期中基态原子最外层有2个未成对电子，其价电子排布可能为ns2np2或ns2np4，该元素可能是C、Si、O或S元素，B错误；基态原子的价电子排布式为4s24p2，最高能层序数为4，价电子总数为4，故该元素处于第四周期第ⅣA族，最后1个电子填充在4p轨道，故属于p区元素，C正确；两种短周期元素的原子序数相差8，则两种元素可能处于同主族，如O和S，D错误。 【变式1】确定下列指定元素的原子序数 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第 ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为__________________。 (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是___________________。 (3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为______________________。 (4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是______(填字母)。 【答案】(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29 (2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32 (3)y＝x＋m或y＝x＋n (4)B 【变式2】已知：用中子轰击原子的核反应：。下列说法正确的是 A．X是金属元素 B．Y位于ⅠA族 C．和互为同素异形体 D．位于元素周期表的d区 答案 B 解析 根据粒子守恒可得：N+1=7+4，N=10；Z+0=3+2，Z=5。可知X为B，Y为Li。A．X为B，为非金属元素，故A错误；B．Y为Li，位于第二周期ⅠA族，故B正确；C．和为同种元素的不同原子，互为同位素，故C错误；D．He为零族元素，位于p区，故D错误；故选：B。 解｜题｜技｜巧 元素周期表中元素的原子序数的差值关系 (1)同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差有三种情况：第二、三周期(短周期)相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。 (2)相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相邻周期元素， A、B所在周期分别有m和n种元素。如右图： 当A、B在第ⅠA或第ⅡA族时，y＝x＋m。当A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。 题型05 原子(或离子)半径的大小 【典例1】下列各组微粒中微粒半径由大到小的是( ) A．N、P、Si、Al 　 B．O2－、F－、Na＋、Mg2＋ C．Al3＋、Mg2＋、K＋、Li＋ D．F、Cl、Br、I 答案 B 【解析】同主族元素，从上到下原子半径依次增大，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则原子半径由大到小的顺序为铝、硅、磷、氮，故A错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径由大到小的顺序为氧离子、氟离子、钠离子、镁离子，故B正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子半径小于镁离子，故C错误；同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径由大到小的顺序为碘、溴、氯、氟，故D错误。 【变式1】下列离子半径的大小顺序正确的是(　　) ①Na＋　②X2－：1s22s22p63s23p6 ③Y2－：2s22p6　④Z－：3s23p6 A．③>④>②>① B．④>③>②>① C．④>③>①>② D．②>④>③>① 答案 D 解析 由核外电子排布式可知，②、③、④三种离子分别是S2－、O2－、Cl－，电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，则有②>④，③>①；电子层数越多，半径越大，则大小顺序为②>④>③>①。 【变式2】下列有关粒子半径的大小比较错误的是(　　) A．K＞Na＞Li B．P＞S＞O C．Mg2＋＞Na＋＞F－ D．Cl－＞F－＞F 答案 C 解析 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，A、B项正确；核外电子排布相同的离子，核电荷数越大粒子半径越小，C项错误；Cl－比F－多一个电子层，粒子半径：Cl－>F－；F－比F多一个电子，故粒子半径：F－>F，D项正确。 解｜题｜技｜巧 微粒半径大小的比较方法 (1)原子半径大小比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)，如：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)，如：r(H)＞r(H＋)； ③(低价阳离子)＞r(高价阳离子)，如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (3)离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(Na＋)；r(S2－)＞r(K＋)。 题型06 电离能和电负性的应用 【典例1】现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。 则下列有关比较正确的是( ) A．第一电离能：④>③>②>① B．原子半径：④>③>②>① C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>① 答案 A 【解析】由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，最高正价为①>②＝③，D项不正确。 【典例2】已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　) A．X与Y形成化合物中X可以显负价，Y显正价 B．第一电离能Y可能小于X C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的 D．气态氢化物的稳定性：HmY弱于HnX 答案 C 解析 电负性数值大的元素吸引电子能力强，在化合物中显负价；电负性数值小的元素吸引电子能力弱，在化合物中显正价，故A正确；根据电负性X>Y推知，原子序数X>Y；由于X、Y处在同一周期，第一电离能Y可能小于X，故B正确；X对应的最高价含氧酸的酸性强于Y对应的最高价含氧酸的酸性；气态氢化物的稳定性HmY弱于HnX，故C错误，D正确。 【变式1】下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 【答案】C 【解析】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2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。 【变式2】已知下列元素的电负性数据，下列判断不正确的是(　　) 元素 Li Be C O F Na Al Cl Ge 电负性 1.0 1.5 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 3.0 1.8 A．Mg元素电负性的最小范围为0.9～1.5 B．Ge既具有金属性，又具有非金属性 C．Be和Cl可形成离子键 D．O和F形成的化合物O显正价 答案 C 解析 Mg元素的金属性小于Na，大于Be，故电负性的最小范围为0.9～1.5，A判断正确；Ge的电负性为1.8，既具有金属性，又具有非金属性，B判断正确；根据Be和Cl的电负性，两元素电负性差值小于1.7，可形成共价键，C判断不正确；F的电负性大于O，故O和F形成的化合物O显正价，D判断正确。 题型07 元素的综合推断 【典例1】短周期主族元素W、X、Y和Z在元素周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外层电子数之和为21。下列关系正确的是( ) W X Y Z A．电负性：Z>X>Y B．氧化物对应水化物的酸性：Y>W C．含Y元素的盐溶液均呈酸性 D．简单离子的半径：Y<X 答案 D 【解析】电负性：O>Cl>Al，A错误；Al(OH)3显两性，氮元素的氧化物对应的水化物HNO3、HNO2均显酸性，B错误；含Al元素的盐溶液可能呈酸性(如AlCl3)，也可能呈碱性(如NaAlO2)，C错误；Al3＋和O2－的电子层结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，D正确。 【典例2】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径：Z>X>Y B．W与Y能形成含有非极性键的化合物 C．X和Y的最简单氢化物的沸点：X>Y D．由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性 答案 B 【解析】简单离子半径：X(N3－)>Y(O2－)>Z(Na＋)，A错误；W与Y能形成H2O2，其为含有非极性键的化合物，B正确；X和Y的最简单氢化物的沸点：X(NH3)<Y(H2O)，C错误；W、X、Y三种元素所组成的化合物有NH3·H2O，其水溶液显碱性，D错误。 【典例3】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，它们形成的某种化合物的结构如图所示，其中X、Z同主族、W、X、Y同周期。下列有关四种元素说法不正确的是( ) A．最简单氢化物的沸点：Y>X B．非金属性最强的元素是Y C．简单离子半径：Z>W>X D．最简单氢化物的稳定性：Y>X>W 答案 A 【解析】X、Z可形成Z===X键，X、Z同主族，且Z可形成6个共价键，则Z是S元素，X为O元素，W形成3个共价键，则W是N元素，Y形成1个共价键且原子序数比O大，则Y是F元素。Y、X最简单氢化物分别是HF、H2O，两者都存在氢键，但水的沸点更高，A项错误；同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，非金属性最强的元素位于周期表右上方，是Y，B项正确；电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径Z>W>X，C项正确；元素非金属性越强，其最简单氢化物越稳定，D项正确。 【变式1】Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次增大。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价层电子排布为msnmpn；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题： (1)Z2＋的核外电子排布式是____________。 (2)Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是________(填字母)。 A．稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙 B．稳定性：甲>乙，沸点：甲<乙 C．稳定性：甲<乙，沸点：甲<乙 D．稳定性：甲<乙，沸点：甲>乙 (3)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号作答)。 (4)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的化合物的化学式为________。 【答案】(1)1s22s22p63s23p63d9 (2)B　(3)Si<C<N　(4)SiO2 【解析】Z为Cu元素；Y原子价层电子排布为msnmpn，n＝2，故为第ⅣA族元素，Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4，则Q为第ⅣA族元素，X为第ⅥA族元素，由于Y的原子序数大于Q，则Q为C元素，Y为Si元素，X原子的核外电子排布式为1s22s22p4，故X为O元素；R原子核外L层电子数为奇数，则R原子有2个电子层，原子序数介于C元素与O元素之间，故R为N元素。 (1)Cu原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1，Cu原子失去4s能级的1个电子及3d能级中的1个电子形成Cu2＋，Cu2＋的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d9。 (2)Q形成的最简单气态氢化物(甲)为CH4，Y形成的最简单气态氢化物(乙)为SiH4，非金属性：C>Si，则稳定性：CH4>SiH4，相对分子质量：CH4<SiH4，则沸点：CH4<SiH4。 (3)同周期从左到右，第一电离能呈增大趋势，同主族从上到下，第一电离能逐渐减小，故第一电离能：Si<C<N。 (4)非金属性：Si<C<N<O，电负性最大的为O元素，电负性最小的为Si元素，二者形成的化合物为SiO2。 【变式2】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的核外电子数等于其主族序数，X的单质在空气中含量最多，Y的最高价氧化物的水化物是两性化合物，Z的最高正价与最低负价的代数和为4。下列说法错误的是(　　) A．W与X形成的最简单化合物极易溶于水 B．Y和Z可形成化合物Y2Z3 C．最外层电子数：Z>X>Y>W D．Y和Z的简单离子的电子层结构相同 答案 D 【解析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的核外电子数等于其主族序数，则W为H元素；X的单质在空气中含量最多，则X为N元素；Y的最高价氧化物的水化物是两性化合物，则Y为Al元素；Z的最高正价与最低负价的代数和为4，因为主族元素的最高正价与最低负价的绝对值之和为8，则Z的最高正价为＋6价，最低负价为－2价，则Z为S元素。H与N形成的最简单化合物氨气极易溶于水，A项正确；Al和S可形成化合物Al2S3，B项正确；H、N、Al、S的最外层电子数分别为1、5、3、6，故最外层电子数：S>N>Al>H，C项正确；Al和S的简单离子的核外电子数分别为10、18，二者的电子层结构不相同，D项错误。 【变式3】有八种短周期主族元素x、y、z、d、e、f、g、h，其中x、y、d、f随着原子序数的递增，其原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如图1所示。z、e、g、h的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0．01 mol·L－1)的pH与原子序数的关系如图2所示。 根据上述信息进行判断，并回答下列问题： (1)g在元素周期表中的位置是____________________。 (2)比较d、e、f的简单离子半径大小为______< ______<______(用离子符号表示)；y、h的最高价氧化物对应水化物酸性较强的是_________(用化学式表示)。 (3)下列可作为比较e和f金属性强弱的依据是______(填序号)。 A．测同温同压同浓度相应氯化物水溶液的pH B．测两种元素单质的硬度和熔、沸点 C．比较单质作还原剂时失去的电子数目的多少 D．比较两种元素在化合物中化合价的高低 E．比较单质与同浓度盐酸反应的难易程度 (4)由上述元素中的y、z、e组成的某剧毒化合物eyz不慎泄漏时，消防人员通常采用喷洒过氧化氢溶液的方式处理，以减少污染。反应生成一种酸式盐和一种气体，二者的水溶液均呈碱性，该反应的化学方程式为________________________________________________。已知eyz含有z2分子中类似的化学键，写出化合物eyz的电子式____________。 答案 (1) 第三周期第ⅥA族 (2) Al3＋　Na＋　O2－ (3)AE (4) NaCN＋H2O2＋H2O===NaHCO3＋NH3↑ Na＋[∶C⋮⋮N∶]－ 【解析】从图1中的化合价、原子半径的大小及原子序数，可知x是氢元素，y是碳元素，d是氧元素，f是铝元素。从图2可知，0．01 mol·L－1 z、h的最高价氧化物对应的水化物溶液pH均为2，应为一元强酸，则z为氮元素、h为氯元素；0．01 mol·L－1 e的最高价氧化物对应的水化物溶液pH为12，应为一元强碱，则e为钠元素，0．01 mol·L－1 g的最高价氧化物对应的水化物溶液pH小于2，则g应为二元强酸，故g为硫元素：综上分析可知，x为氢元素，y为碳元素，d为氧元素，f为铝元素，z为氮元素，e为钠元素，g为硫元素，h为氯元素。 (1)g为硫元素，原子序数为16，在元素周期表中位于第三周期第ⅥA族。 (2)离子的电子层结构相同时，核电荷数越大，离子半径越小；离子的电子层数不同时，电子层数越多，离子半径就越大。则d(O)、e(Na)、f(Al)形成的离子，其电子层结构相同，核电荷数Al>Na>O，故离子半径为Al3＋<Na＋<O2－。y(C)、h(Cl)的非金属性为Cl>C，则氯的最高价氧化物对应水化物的酸性较强，为HClO4。 (3)盐溶液pH越小，金属阳离子水解程度越大，金属阳离子对应的碱越弱，则对应元素的金属性越弱，故A符合题意；单质的硬度和熔、沸点，属于物理性质，不能作为比较金属性强弱的依据，故B不符合题意；金属性强弱与失去电子数目无关，只与失电子难易程度有关，故C不符合题意；元素化合价高低与金属性无关，故D不符合题意；单质与同浓度盐酸反应越剧烈，说明金属性越强，故E符合题意。 (4)y(C)、z(N)、e(Na)组成的化合物NaCN不慎泄漏时，通常采用喷洒过氧化氢溶液的方式处理，以减少污染，反应生成一种酸式盐和一种气体，二者溶于水均呈碱性，应生成NaHCO3、NH3，反应方程式为NaCN＋H2O2＋H2O===NaHCO3＋NH3↑，NaCN由Na＋、CN－构成，含有N2分子中类似的化学键，则CN－中存在三键，NaCN电子式为Na＋[∶C⋮⋮N∶]－。 解｜题｜技｜巧 元素位、构、性推断关系中的四个关注 (1)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 (2)关注关键词“最高价”，根据元素的氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。 (3)关注关键词“最简单”“稳定性”，通过氢化物比较元素非金属性的强弱时，必须是最简单气态氢化物的稳定性，注意C、N等有多种氢化物，稳定性与熔、沸点无关。 (4)关注结构特点和特殊性质的描述，对核外电子排布特点(如价层电子排布、未成对电子、成对电子等)或物质特殊性质的描述往往是推断的突破口。 题型08 共价键的类型、键参数及应用 【典例1】甲、乙、丙三种有机物的结构如下： 甲： 乙：CH2===CH2 丙：CH2===CHCN (1)甲分子中有_____个σ键，_____个π键。 (2)乙分子中____(填“有”或“没有”)极性键，______(填“是”或“不是”)极性分子。 (3)丙分子中σ键与π键的数目之比为______。 答案 (1)8 2 (2)有 不是 (3)2:1 【解析】(1)单键由1个σ键形成，双键由1个σ键和1个π键形成，甲分子中有8个σ键，C===C、C===O键上共有2个π键； (2)乙分子中含有C—H极性键，乙烯分子的正负电荷中心重合，不是极性分子； (3)丙分子—CN键为CN，三键含有1个σ键和2个π键，分子中σ键与π键的数目之比为6∶3＝2∶1。 【典例2】碳和硅的有关化学键的键能如表所示。 化学键 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 键能/(kJ·mol-1) 347.7 413.4 351 226 318 452 分析数据，下列说法不正确的是(　　) A．C==O的键能为702 kJ·mol-1 B．SiH4的稳定性小于CH4 C．一般原子半径越大，键能越小 D．C与C之间比Si与Si之间更易形成π键 【答案】A 【解析】C==O之间存在一个σ键和一个π键，C==O的键能并不是C—O键能的两倍，A项不正确；根据表中数据，Si—H的键能小于C—H的键能，所以CH4的稳定性强于SiH4的稳定性，B项正确；Si原子半径大，相邻Si原子间距离远，p与p轨道“肩并肩”更难重叠形成π键，D项正确。 【变式1】柠檬酸是一种重要的有机酸，存在于柠檬、柑橘、菠萝等水果中，其结构简式如图所示。 (1)从原子间共用电子对数目看，柠檬酸中存在______________。 (2)从共用电子对的偏移看，柠檬酸含有的极性键有__________________________，含有的非极性键有_______。 (3)1 mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成的σ键为______mol，含有π键数目为_____NA。 答案 (1)单键、双键　(2)H—O、O—C、C===O、C—H　 C—C　(3)7 3 【变式2】已知几种共价键的键能如下： 化学键 H—N N≡N Cl—Cl H—Cl 键能/(kJ·mol－1) 391 946 328 431 下列说法错误的是( ) A．键能：N≡N>N===N>N—N B．H(g)＋Cl(g)===HCl(g)　ΔH＝－431 kJ·mol－1 C．H—N键能小于H—Cl键能，故NH3的沸点高于HCl D．2NH3(g)＋3Cl2(g)===N2(g)＋6HCl(g)　ΔH＝－202 kJ·mol－1 答案 C 【解析】三键键长<双键键长<单键键长，键长越短，键能越大，所以键能：N≡N>N===N>N—N，A正确；据H—Cl键能推知，H(g)＋Cl(g)===HCl(g)的焓变ΔH＝－431 kJ·mol－1，B正确；NH3的沸点高于HCl是由于NH3形成分子间氢键，而HCl不能形成分子间氢键，键能不影响其沸点，C错误；根据ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能，则2NH3(g)＋3Cl2(g)===N2(g)＋6HCl(g)　ΔH＝6E(N—H)＋3E(Cl—Cl)－E(N≡N)－6E(H—Cl)＝－202 kJ·mol－1，D正确。 解｜题｜技｜巧 多角度认识σ键和π键的形成及特征 题型09 分子空间结构的判断 【典例1】下列描述正确的是(　　) A．CS2为V形的极性分子 B．ClO的空间结构为平面三角形 C．SF6中有6对完全相同的成键电子对 D．SiF4和SO的中心原子均为sp2杂化 【答案】C 【解析】CS2与CO2的分子结构相似，是直线形的非极性分子，A错误；中心原子Cl有一个孤电子对，所以ClO的空间结构为三角锥形，B错误；S有6个电子，正好与6个F形成6个共价键，C正确；SiF4中Si有四个σ键，SO中S原子形成3个σ键，还有一个孤电子对，所以Si、S均是sp3杂化，D错误。 【变式1】根据价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子的价层电子对数及空间结构正确的是( ) 选项 分子或离子 中心原子的价层电子对数 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 A NO 4 四面体形 V形 B BF3 3 平面三角形 三角锥形 C SOCl2 4 四面体形 三角锥形 D ClO 3 平面三角形 平面三角形 答案 C 【解析】NO中N原子的价层电子对数为3，有1个孤电子对，则VSEPR模型为平面三角形，离子的空间结构是V形，A错误；BF3中B原子的价层电子对数是3，不含孤电子对，则VSEPR模型为平面三角形，分子的空间结构是平面三角形，B错误；SOCl2中S原子的价层电子对数是4，有1个孤电子对，则VSEPR模型为四面体形，分子的空间结构是三角锥形，C正确；ClO中Cl原子的价层电子对数是4，有1个孤电子对，则VSEPR模型为四面体形，离子的空间结构是三角锥形，D错误。 【变式2】有X、Y两种活性反应中间体微粒，均含有1个碳原子和3个氢原子，其球棍模型如图所示：(X)，(Y)。下列说法错误的是( ) A．X的组成为CH B．Y的组成为CH C．X的价层电子对数为4 D．Y中键角小于120° 答案 C 【解析】由题图可知，X为平面三角形结构，其碳原子应该有3对价层电子对，其组成为CH，A项正确，C项错误；Y为三角锥形结构，其碳原子应该有4对价层电子对，其组成为CH。 解｜题｜技｜巧 推测分子(或离子)的空间结构的步骤 题型10 杂化类型与分子空间结构的判断 【典例1】下列中心原子的杂化轨道类型和分子空间结构不正确的是(　　) A．PCl3中P原子为sp3杂化，三角锥形 B．N中N原子为sp3杂化，正四面体形 C．H2S中S原子为sp杂化，直线形 D．SO2中S原子为sp2杂化，V形 【答案】C 【解析】PCl3中P原子价层电子对数=3+=4，含有一个孤电子对，则P原子为sp3杂化，分子空间结构为三角锥形，故A正确；N中N原子价层电子对数=4+=4，不含孤电子对，则N原子为sp3杂化，分子空间结构为正四面体形，故B正确；H2S中S原子价层电子对数=2+=4，含有两个孤电子对，则S原子为sp3杂化，分子空间结构为V形，故C错误；SO2中S原子价层电子对数=2+=3，含有一个孤电子对，则S原子为sp2杂化，分子空间结构为V形，故D正确。 【变式1】根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断，下列分子或离子的中心原子杂化方式及空间结构正确的是( ) 选项 分子或离子 中心原子杂化方式 价层电子对互斥模型 分子或离子的空间结构 A H2O sp 直线形 直线形 B BBr3 sp2 平面三角形 三角锥形 C PCl3 sp2 四面体形 平面三角形 D CO sp2 平面三角形 平面三角形 答案 D 【解析】H2O中心原子O原子形成2个σ键，含有孤电子对数为＝2，则杂化轨道数为4，采取sp3杂化，价层电子对互斥模型为正四面体，而分子的空间结构为V形，故A错误；BBr3中心原子B原子形成3个σ键，含有孤电子对数为＝0，则杂化轨道数为3，采取sp2杂化，价层电子对互斥模型为平面三角形，而分子的空间结构为平面三角形，故B错误；PCl3中心原子P原子形成3个σ键，含有孤电子对数为＝1，则杂化轨道数为4，采取sp3杂化，价层电子对互斥模型为正四面体，而分子的空间结构为三角锥形，故C错误；CO中心原子C原子形成3个σ键，含有孤电子对数为＝0，则杂化轨道数为3，采取sp2杂化，价层电子对互斥模型为平面三角形，而离子的空间结构为平面三角形，故D正确。 【变式2】按要求回答下列问题： (1)CH3COOH中C原子的杂化轨道类型是　　　　　　　　　　　　　。  (2)醛基中碳原子的杂化轨道类型是　　　　。  (3)化合物中阳离子的空间结构为　 　　，阴离子的中心原子采取　　 杂化。  (4)X的单质与氢气可化合生成气体G，G的水溶液的pH>7。G分子中X原子的杂化轨道类型是　　　。  【答案】(1)sp3、sp2　(2)sp2　(3)三角锥形　sp3　(4)sp3 【解析】(1)CH3COOH分子中，—CH3和—COOH上的碳原子的杂化轨道类型分别是sp3和sp2。 (2)上的碳原子形成3个σ键和1个π键，采取sp2杂化。(4)G是NH3，N原子采取sp3杂化。 解｜题｜技｜巧 判断分子中原子轨道杂化类型的两种方法 题型11 键角的比较 【典例1】如图是甲醛分子的空间结构模型，根据该图和所学化学知识回答下列问题： (1)甲醛分子中碳原子的杂化方式是　　　　　，做出该判断的主要理由是　　　　　　。  (2)下列是对甲醛分子中碳氧键的判断，其中正确的是　　　　　(填序号)。  ①单键　②双键　③σ键　④π键　⑤σ键和π键 (3)甲醛分子中C—H与C—H间的夹角　　　　(填“=”“>”或“<”)120°，出现该现象的主要原因是　　　　 　　　　。  【答案】(1)sp2　甲醛分子的空间结构为平面三角形 (2)②⑤　(3)<　碳氧双键中存在π键，它对C—H的排斥作用较强 【解析】(1)原子的杂化轨道类型不同，分子的空间结构也不同。由图可知，甲醛分子为平面三角形，所以甲醛分子中的碳原子采取sp2杂化。 (2)甲醛分子中的碳氧键是双键，一般来说，双键是σ键和π键的组合。 【变式1】(1)比较下列分子或离子中的键角大小(填“>”“<”或“＝”)。 ①BF3 NCl3，H2O CS2。 ②H2O NH3 CH4，SO3 SO。 ③H2O H2S，NCl3 PCl3。 ④NF3 NCl3，PCl3 PBr3。 (2)在CHOH分子中，键角∠HCO (填“>”“<”“＝”)∠HCH。理由是 。 答案：　(1)①＞　＜　②＜　＜　＞　③＞　＞　④＜　＜　(2)＞　π键斥力大于σ键斥力 【变式2】用价层电子对互斥模型可以预测空间结构，也可以推测键角大小，下列判断不正确的是( ) A．SO2、CS2、BeCl2都是直线形的分子 B．BF3键角为120°，NF3键角小于109°28′ C．CH2O、SO3都是平面三角形的分子 D．NH3、PCl3都是三角锥形的分子 答案 A 【解析】SO2中S的价层电子对数＝2＋＝3，且含有1对孤电子对，所以SO2为V形结构，而CS2、BeCl2则为直线形结构，A错误；BF3中价层电子对数＝3＋＝3，所以为平面三角形结构，键角为120°；NF3中价层电子对数＝3＋＝4，且含有1对孤电子对，所以NF3为三角锥形结构，由于孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，所以NF3的键角小于109°28′，B正确；CH2O中C原子形成3个σ键，C原子为sp2杂化，故为平面三角形结构；SO3中的中心原子是sp2杂化，故形成的都是平面三角形的分子，C正确；NH3、PCl3中价层电子对数＝3＋＝4，且含有1对孤电子对，所以NH3、PCl3为三角锥形结构，D正确。 解｜题｜技｜巧 在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角称为键角。键角是决定物质分子空间结构的主要因素之一。在高中阶段学习中，影响键角大小的因素主要有三个：一是中心原子的杂化轨道类型；二是中心原子的孤电子对数；三是中心原子的电负性大小。 (1)中心原子杂化轨道类型不同的粒子，键角大小为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目也相同，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<S—H，使得H2O、H2S中成键电子对间的斥力逐渐减弱，键角减小，即键角：H2O(105°)>H2S(92.1°)。 (4)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。 题型12 分子间作用力与物质的性质 【典例1】下列对一些实验事实的理论解释不正确的是(　　) 选项 实验事实 理论解释 A 溴单质、碘单质在四氯化碳中的溶解度比在水中大 溴单质、碘单质和四氯化碳都为非极性分子 B 卤素单质从F2到I2，在常温、常压下的聚集状态由气态、液态到固态 范德华力逐渐增大 C 在常温常压下，1体积水可以溶解700体积氨气 氨是极性分子且有氢键影响 D HF的沸点高于HCl H—F的键长比H—Cl的短 答案 D 解析 根据“相似相溶”规律，Br2、I2是非极性分子，它们易溶于非极性溶剂CCl4中，而在极性溶剂水中的溶解度较小，A正确；卤素单质组成、结构相似，从F2到I2相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高，B正确；NH3与H2O都是极性分子，且分子间可以形成氢键，所以NH3在H2O中溶解度很大，C正确；HF和HCl的熔、沸点与分子内的共价键无关，D不正确。 【典例2】某科研员在国际上首次“拍”到氢键的“照片”，实现了氢键的实空间成像，为“氢键的本质”这一化学界争论了80多年的问题提供了直观证据。下列有关氢键说法不正确的是( ) A．由于氢键的存在，HF的稳定性强于H2S B．由于氢键的存在，乙醇比二甲醚(CH3—O—CH3)更易溶于水 C．由于氢键的存在，沸点：HF>HI>HBr>HCl D．由于氢键的存在，冰能浮在水面上 答案 A 【解析】由于电负性：F>S，则氢化物的稳定性：HF>H2S，与氢键无关，A错误；乙醇与水分子之间能形成氢键，增大了乙醇在水中的溶解度，二甲醚不能与水形成氢键，故乙醇比二甲醚更易溶于水，B正确；HF能形成氢键，其沸点在第ⅦA族元素形成的氢化物中最高，HI、HBr、HCl只存在范德华力，且相对分子质量逐渐减小，范德华力逐渐减弱，其沸点逐渐降低，故沸点：HF>HI>HBr>HCl，C正确；由于氢键的存在，水结成冰后体积膨胀，密度变小，冰能浮在水面上，D正确。 【变式1】下列物质的性质变化与范德华力有关的是( ) A．按H2、N2、O2、Cl2的顺序，单质的熔、沸点依次升高 B．按F、Cl、Br、I的顺序，卤族元素的气态氢化物的稳定性逐渐减弱 C．按H2S、H2Se、H2Te的顺序，其还原性逐渐增强 D．按AsH3、PH3、NH3的顺序，其稳定性逐渐增强 答案 A 【解析】按H2、N2、O2、Cl2的顺序，相对分子质量逐渐增大，范德华力逐渐增大，故单质的熔、沸点依次升高，A正确；按F、Cl、Br、I的顺序，元素的非金属性逐渐减弱，故卤族元素的气态氢化物的稳定性逐渐减弱，与共价键有关，B错误；元素的非金属性越强，对应氢化物的还原性越弱，非金属性：S>Se>Te，则按H2S、H2Se、H2Te的顺序，其还原性逐渐增强，与范德华力无关，C错误；非金属性：As<P<N，故按AsH3、PH3、NH3的顺序，其稳定性逐渐增强，与范德华力无关，D错误。 【变式2】关于氢键，下列说法正确的是(　　) A．分子中有N、O、F原子，分子间就存在氢键 B．因为氢键的存在， 比的熔、沸点高 C．由于氢键比范德华力强，所以H2O分子比H2S分子稳定 D．“可燃冰”——甲烷水合物(例如：CH4·8H2O)中CH4与H2O之间存在氢键 答案 B 解析 A错，根据氢键的结构特点X—H…Y，分子中有N、O、F原子，分子间不一定存在氢键，如NO分子间就不存在氢键；B对，形成分子内氢键的化合物，其熔点和沸点会低于形成分子间氢键的化合物，形成分子间氢键，形成分子内氢键，故熔、沸点高；C错，分子的稳定性和氢键无关，而与化学键有关；D错，C—H极性非常弱，不可能与水分子形成氢键，可燃冰是因为高压下水分子通过氢键形成笼状结构，笼状结构的体积与甲烷分子相近，刚好可以容纳下甲烷分子，而甲烷分子与水分子之间没有氢键。 【变式3】(1)苯胺()与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是________________________。 (2)如图为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 ________________________________________________________________________。 (3)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。元素As与N同族。预测As的氢化物分子的空间结构为________，其沸点比NH3的________(填“高”或“低”)，其判断理由是___________________________________________________________。 答案 (1)苯胺分子之间存在氢键　(2)S8相对分子质量大，分子间范德华力强　(3)三角锥形　低　NH3分子间存在氢键 解析 (1)苯胺中有—NH2，分子间可形成氢键，而甲苯分子间不能形成氢键，分子间氢键可明显地提高分子晶体的熔、沸点。(2)S8和SO2均为分子晶体，S8的相对分子质量大于SO2，因此S8的分子间作用力大，熔、沸点比SO2的高。(3)AsH3的中心原子As的孤电子对数为＝1，则AsH3含3个σ键电子对和1个孤电子对，故其空间结构为三角锥形；NH3中N的电负性比AsH3中As的大得多，故NH3易形成分子间氢键，从而使其沸点升高。 解｜题｜技｜巧 分子间作用力对物质性质的影响 (1)一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 (2)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质，范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。 (3)分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。 题型13 分子的手性 【典例1】在有机物分子中，连有4个不同原子或基团的碳原子称为“手性碳原子”，具有手性碳原子的化合物具有光学活性。结构简式如图所示的有机物分子A中含有一个手性碳原子，该有机物具有光学活性。当该有机物发生下列化学变化时，生成的新有机物无光学活性的是(　　) A．分子A中的—CHO转化为—COOH B．与甲酸发生酯化反应 C．与金属钠发生反应 D．分子A中的—CHO与H2发生加成反应生成—CH2OH 答案 D 解析：若生成的新有机物为无光学活性的物质，则原有机物中的手性碳原子上至少有一个原子或基团发生转化使两个原子或基团具有相同的结构。A项反应后—CHO转化为—COOH，手性碳原子仍存在；B项反应后—CH2OH转化为，手性碳原子仍存在；C项反应后—CH2OH转化为—CH2ONa，手性碳原子仍存在；D项反应后—CHO转化为—CH2OH，与原有机物手性碳原子上的一个基团结构相同，不再存在手性碳原子。 【变式1】当一个碳原子连接四个不同的原子或原子团时，该碳原子叫做手性碳原子。下列化合物中含有2个手性碳原子的是(　　) A． B． C． D． 答案 C 解析 由题意可知，A、B、D项中的物质均各有1个手性碳原子，C项中物质有2个手性碳原子。 期中基础通关练（测试时间：10分钟） 1．下列说法错误的是 A．违反了泡利原理 B．原子核外每一能层最多可容纳的电子数为(n表示能层序数) C．轨道相互垂直，且能量各不相等 D．在一个原子中，不可能出现运动状态完全相同的两个电子 【答案】C 【解析】A．泡利原理指的是一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，且自旋相反。图中1s和2s轨道里均排布了2个自旋方向相同的电子，违反了泡利原理，A正确；      B．原子核外电子的第n能层最多容纳电子数为，B正确； C．2px、2py、2pz轨道在空间上相互垂直，但属于同一个2p能级，能量相等，C错误；    D．根据泡利不相容原理，同一原子中不可能存在运动状态完全相同的两个电子，D正确； 故选C。 2．下列说法或有关化学用语的表达错误的是 A．s轨道的电子云轮廓图呈球形，p轨道的电子云轮廓图呈哑铃形 B．的价层电子排布： C．的电子排布式：违反了洪特规则 D．违反了泡利原理 【答案】C 【解析】A．s轨道的电子云轮廓图呈球形，p轨道的电子云轮廓图呈哑铃形，故A正确； B．Co原子核外有27个电子，价层电子排布：3d74s2，故B正确； C．V原子核外有23个电子，正确电子排布式为，选项中电子排布违反了构造原理，故C错误； D．1s轨道和2s轨道内均排布了两个自旋方向相同的电子，违反了泡利不相容原理，故D正确； 故答案为C。 3．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 【解析】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。 4． “中国天眼”探测到距离地球很远的恒星光谱，经光谱分析，该恒星的组成元素有硅、磷、铁、硫等。下列说法错误的是 A．基态S原子核外3p能级电子云有3种不同取向 B．最高正价：Si<P<S C．第一电离能：Si<P<S D．酸性：H2SO4>H3PO4>H2SiO3 【答案】C 【解析】A．p能级电子云有种相互垂直的空间取向，基态原子核外能级有电子，故其电子云有3种不同取向，A正确； B．、、最高正价分别为、、，故最高正价顺序为，B正确； C．同周期主族元素第一电离能呈增大趋势，但原子能级为半充满稳定结构，第一电离能大于，正确顺序为，C错误； D．元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物酸性越强，非金属性，故酸性，D正确； 故答案为C。 5．单分子磁体能用于量子信息存储。某单分子磁体含W、X、Y、Z四种元素，其中W、X、Y的核外电子数之和为15，离子半径最小，基态X原子的s能级电子数是p能级的2倍，Y与Z组成的某种化合物是实验室制取氯气的原料之一，下列说法正确的是 A．第一电离能： B．简单氢化物的稳定性： C．电负性： D．基态Z原子的电子排布式： 【答案】A 【分析】首先推断元素：半径最小，故为（核外电子数1）；基态原子s能级电子数是p能级2倍，核外电子排布为，故为C（核外电子数6）；核外电子数之和为15，得核外电子数为8，即为；实验室制氯气的原料中含和的化合物为，故为。 【解析】A．为非金属，原子半径远小于，原子核对外层电子吸引更强，第一电离能更大，故第一电离能，A正确； B．非金属性越强简单氢化物越稳定，非金属性，故简单氢化物稳定性，B错误； C．根据CH4中C显负价，H显正价，可以得出C的吸电子能力比H更强，所以C的电负性大于H，即电负性，C错误； D．基态原子的电子排布式为，D错误； 故答案选A。 6．下表中是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质，下列判断正确的是 元素 A B C D E 最低化合价 电负性 2.5 2.5 3.0 3.5 4.0 A．元素A、D形成的氢化物的稳定性： B．元素C形成的单质具有漂白性 C．基态A的原子最外层轨道中无自旋状态相同的电子 D．与元素B同周期且第一电离能最小的元素的基态原子核外有4种能量不同的电子 【答案】D 【分析】由上述最低化合价和电负性分析可知，A为C元素、B为S元素、C为Cl元素、D为O元素、E为F元素，据此回答； 【解析】A．非金属性越强，对应简单氢化物越稳定，A选项没有强调简单氢化物，A错误； B．氯气本身没有漂白性，其与水生成的次氯酸具有漂白性，B错误； C．根据洪特规则可知，元素A的原子最外层2p轨道中2个电子的自旋状态相同，C错误； D．同周期从左到右，第一电离能总体呈增大趋势，元素B为第三周期，与元素B同周期且第一电离能最小的元素为Na，其核外有4种能量不同的电子，D正确； 故答案选D。 7．下列对分子性质的解释中，不正确的是 A．“碘易溶于四氯化碳”“甲烷难溶于水”都可用相似相溶原理解释 B．H2O2分子的结构如图所示，可知H2O2为极性分子 C．水很稳定(1000℃以上才会部分分解)，是因为水中含有大量的氢键 D．苯不能使酸性KMnO4溶液褪色，是因为苯分子中含大π键，没有碳碳双键，大π键稳定性较强 【答案】C 【解析】A．甲烷、碘、四氯化碳均为非极性分子，水分子为极性分子，根据相似相溶原理，碘易溶于四氯化碳、甲烷难溶于水，A正确； B．H2O2分子的结构中正负电荷中心不重叠，故H2O2分子为极性分子，B正确； C．水分子中的氢氧键键能高，难断键，故水分子稳定，C错误； D．苯分子中含有大π键，没有碳碳双键，故不能使酸性高锰酸钾溶液褪色，D正确； 故选C。 8．下列关于微粒的结构叙述正确的是 A．P4和CH4都是正四面体形分子且键角都为 B．CS2是空间结构为V形的极性分子 C．中心原子的价层电子对数为3，空间构型为平面三角形 D．BF3、CCl4都是含有极性键的非极性分子 【答案】D 【解析】A．CH4是正四面体形分子，键角为，但P4的4个P原子位于正四面体顶点，每个P与相邻3个P成键，键角为，A错误； B．CS2与CO2互为等电子体，空间结构为直线形，结构对称，属于非极性分子，B错误； C．中心S原子的价层电子对数=σ键数+孤电子对数=，含有1对孤电子对，空间构型为三角锥形，C错误； D．BF3为平面正三角形结构，CCl4为正四面体形结构，二者均含极性共价键，且结构对称、正负电荷中心重合，都属于非极性分子，D正确； 故选D。 9．下列现象或事实的解释错误的是 现象或事实 解释 A 夜晚街道上霓虹灯光彩夺目 电子跃迁到较低能级以光的形式释放能量 B CH4的稳定性强于SiH4 C-H键键长比Si-H键的键长短，C-H键键能更大 C POCl3和的空间结构都是四面体形 POCl3和中P原子轨道的杂化类型均为sp3 D NaHCO3与Na2SiO3溶液反应生成白色沉淀 NaHCO3与Na2SiO3的水解相互促进 【答案】D 【解析】A．霓虹灯发光是因为电子从高能级跃迁到较低能级，以光的形式释放能量，A不符合题意； B．键键长比键短，键能更大，故稳定性强于，B不符合题意； C．中P原子价层电子对数为，中P原子价层电子对数为，均为杂化，空间结构均为四面体形，C不符合题意； D．与反应生成沉淀，是因为的酸性强于，发生强酸制弱酸反应，并非水解相互促进，D符合题意； 故选D。 10．(1)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka=1.1×10-10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)　　　　(填“>”或“<”)Ka(苯酚)，其原因是　　　　  　　　　。  (2)CO2由固态变为气态所需克服的微粒间作用力是　　　　；氢、碳、氧元素的原子可共同形成多种分子，写出其中一种能形成同种分子间氢键的物质名称：　　　　　　　　。  (3)下图中曲线表示卤素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是　　　　(填字母)。  (4)O的氢化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于H2S在乙醇中的溶解度，其原因是　 　　　。  (5)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是　 　　　。  【答案】(1)<　能形成分子内氢键，使其更难电离出H+　(2)范德华力　乙酸(答案合理均可)　(3)a　(4)水分子与乙醇分子之间可以形成氢键　(5)NH3分子间可形成氢键 【解析】(1)当形成分子内氢键后，导致酚羟基的电离能力减弱，故其电离能力比苯酚的弱。 (2)固态CO2中存在范德华力；根据氢键的形成条件，由H、C、O构成的能形成分子间氢键的分子，可联想到HCOOH、CH3COOH等。 (3)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小，a正确；F元素无正价，b错误；由于HF中存在分子间氢键，所以其沸点高于HCl、HBr，c错误；随着相对分子质量的增大，范德华力逐渐增大，卤素单质的熔点逐渐升高，d错误。 (4)水与乙醇可形成分子间氢键，使得水与乙醇互溶；而硫化氢与乙醇不能形成分子间氢键，所以硫化氢在乙醇中的溶解度小于水。 期中重难突破练（测试时间：15分钟） 11．（25-26高二下·河北保定·月考）某团队研制出超大尺寸光学级铌酸锂（）晶体。晶体中部分元素相对位置如图所示。下列叙述正确的是 A．铌酸锂晶体中各元素均位于短周期 B．基态Nb原子有5个未成对电子 C．位于周期表ds区 D．第二电离能： 【答案】B 【解析】A．铌酸锂（）由Li、Nb、O三种元素组成，其中，锂（Li，第二周期）和氧（O，第二周期）位于短周期（1~3周期），但铌（Nb）是第五周期元素，属于长周期，故A错误； B．铌（Nb）的原子序数为41，其基态电子排布式为：[Kr] 4d45s1，根据洪特规则，电子在等价轨道（4d）上应尽可能分占不同的轨道且自旋平行，在4d轨道上的4个电子，以及5s轨道上的1个电子，自旋方向相同，因此共有5个单电子，即5个未成对电子，故B正确； C．基态Nb的价层电子构型为4d45s1，属于最后1个电子填入d能级的情况，因此Nb位于d区（第VB族），故C错误； D．基态Mo的电子排布为[Kr] 4d55s1，其第一电离失去的是5s1电子，形成较稳定的4d5半充满结构，要再失去第二个电子需要破坏这个稳定结构，因此需要较高能量，故D错误； 故答案为：B。 12．赤血盐{K3[Fe(CN)6]}可用于检验Fe2+，也可用于蓝图印刷术等。下列说法错误的是 A．电负性：C>N>Fe B．K+核外有18种不同运动状态的电子 C．Fe位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族 D．C、N元素均分布在元素周期表的p区 【答案】A 【解析】A．同周期元素，从左到右电负性增大，电负性：N>C，铁为金属，易失电子，电负性较小，电负性：N>C>Fe，A错误； B．K+核外有18个电子，每个电子运动状态均不同，有18种不同运动状态的电子；B正确； C．Fe原子序数26，位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族，C正确； D．碳(C)为IVA族元素，位于p区；氮(N)为VA族元素，位于p区，D正确； 故选A。 13．由五种元素组成的某配离子是一种常用的有机催化剂，结构如图。X、Y、Z、M、Q五种元素原子序数依次增大，Y、Z、M同周期，基态Z原子2p轨道有两个单电子，的价电子排布式为。下列说法正确的是 A．离子半径：M>Z B．键的极性：Z-M>Y-M C．含有X、Y、Z的酸的分子式一定是X2YZ3 D．基态Q原子有15种不同空间运动状态的电子 【答案】D 【分析】Q2+的价电子排布式为3d9，则Q为Cu，根据成键Y、Z分别为4、2，基态Z原子2p轨道有两个单电子，则Y为C，Z为O，Y、Z、M同周期，且依次增大，则M为F，X只有一个价键，且原子序数最小，X为H； 【解析】A．简单离子层数相同，质子数越小半径越大，M为F，Z为O，F-和O2-具有相同的电子层结构，故离子半径：M<Z，A错误； B．键的极性取决于成键两原子间的电负性差值。Y为C，Z为O，M为F。C-F键的电负性差值大于O-F键的电负性差值，故Y-M键的极性大于Z-M键，B错误； C．含有X、Y、Z的酸可能是碳酸H2CO3，也可能是有机酸CH3COOH等，C错误； D．Q为Cu，基态Cu原子的电子排布式为。其核外电子占据了1s, 2s, 2p(3个), 3s, 3p(3个), 3d(5个), 4s共15个原子轨道，每种原子轨道代表一种空间运动状态，则基态Q原子有15种不同空间运动状态的电子，D正确； 故选D。 14．我国新一代载人飞船使用的绿色推进剂硝酸羟胺在催化剂作用下可完全分解为和。为阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是 A．0.1mol[NH3OH]+含有的电子数为 B．48g固态硝酸羟胺含有的离子数为 C．0.5mol硝酸羟胺含有的键数为 D．硝酸羟胺分解每形成3 molπ键，消耗96g固态硝酸羟胺 【答案】D 【解析】A．的电子总数为，0.1mol该离子含电子数为，A错误； B．硝酸羟胺摩尔质量为，48g该物质的物质的量为，其由1个阳离子和1个阴离子构成，离子总数为，B错误； C．每个硝酸羟胺中，含1个键，含3个键，共4个，0.5mol该物质含键数为，C错误； D．分解反应为，1mol含2mol π键，1mol含1mol π键，每生成1mol和1mol共形成3mol π键，消耗1mol硝酸羟胺，则消耗固态硝酸羟胺，D正确； 故选D。 15．观察模型或示意图，结合已学知识进行判断。下列相关说法错误的是 冰的微观结构 A．中的共价键是非极性键，中心氧原子呈正电性 B．分子中所有原子均为杂化 C．冰中分子的配位数是4，原因是分子间存在氢键，氢键具有饱和性和方向性 D．分子极性：，主要原因是电负性差值：P与Cl大于N与Cl 【答案】A 【解析】A． 分子中，中心氧原子与两端氧原子的电子云环境不同，共用电子对发生偏移，因此键属于极性共价键，同种原子形成共价键为非极性键是一般情况，该结构下因成键原子电子环境不等同，键存在极性，A错误； B． 分子结构为：在正四面体的每个键之间插入1个原子。每个原子形成3个键，还有1对孤对电子，价层电子对数为4，为杂化；每个原子形成2个键，还有2对孤对电子，价层电子对数也为4，也为杂化，所有原子均为杂化，B正确； C．冰中水分子依靠氢键结合，氢键具有饱和性和方向性，1个水分子最多可和周围4个水分子通过氢键结合，因此水分子的配位数为4，C正确； D．根据元素周期律，电负性，因此电负性差值 ，键极性更强；且和空间结构均为三角锥形，因此分子极性，D正确； 故选A。 16．是一种液态化合物，极易水解。等物质的量的LiCl、溶解在中形成的电解质溶液，常用于心脏起搏器的微型锂电池（电极材料是石墨和锂，总反应为）。下列说法不正确的是 A．正极反应： B．既作溶剂，又能吸收体系中的微量水分，提升电池稳定性 C．等物质的量的LiCl、可能形成，提升电解质溶液的导电性 D．是极性分子，其∠O—S—Cl小于∠Cl—S—Cl 【答案】D 【解析】A．正极发生得电子的还原反应，该电极反应式原子、电荷均守恒，符合总反应规律，A正确； B．作为溶剂溶解LiCl、，且其极易水解，可吸收体系微量水分，避免活泼电极Li与水反应，提升电池稳定性，B正确； C．为缺电子化合物，可接受LiCl提供的形成，增大自由移动离子浓度，提升电解质溶液导电性，C正确； D．SOCl2中S原子采取sp3杂化，S原子上有1对孤对电子，形成3个σ键（1个S-O键，2个S-Cl键）。由于S=O双键的电子云密度比S-Cl单键大，S=O双键与S-Cl单键之间的排斥力大于S-Cl单键与S-Cl单键之间的排斥力，导致∠O—S—Cl键角增大，而∠Cl—S—Cl键角相对减小。因此，∠O—S—Cl大于∠Cl—S—Cl，D错误； 故选D。 17．请根据所学物质与结构的相关知识回答下列问题： (1)下列不同状态的Si中，处于激发态的是___________。 A．[Ne]    B．[Ne]   C．[Ne] (2)中心原子采用_______杂化，分子的空间构型_______，其键角比H2O中键角____ (填“大”或“小”)； (3)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si-H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则Se、H、Si的电负性相对大小为___________。(用元素符号表示) (4)可看作中一个氧原子被硫原子取代而得到的产物，两者是等电子体，其结构如图所示。的空间结构是___________。 (5)HSCN的结构有两种，其中硫氰酸()的沸点低于异硫氰酸()，原因是___________。 (6)SiCl4可发生水解反应，机理如下： 含s、p、d轨道的杂化类型有：①dsp2、②sp3d、③sp3d2，中间体SiCl4(H2O)中Si采取的杂化类型为___________(填标号)。 (7)1-甲基咪唑()常用于配合物的制备，分子中存在大π键，能形成配位键的N原子是___________(填“①”或“②”)，在酸性环境中，与过渡金属的配位能力会减弱，请尝试说明原因___________。 【答案】(1)AC (2) sp3 三角锥形 大 (3)Se>H>Si (4)四面体 (5)异硫氰酸()含有分子间氢键 (6)② (7) ① 在酸性环境中，1-甲基咪唑的①号N与形成配位键，与过渡金属的配位能力会减弱 【解析】（1）Si原子序数为14，基态Si的价层电子排布为：A为、C为，均有电子跃迁到更高能级轨道，属于激发态，B为基态，因此选AC； （2） 中心O的价层电子对数为，因此中心O为杂化，中心O含1对孤对电子，空间构型为三角锥形；中心O含2对孤对电子，孤对电子越多对成键电子对的排斥力越大，键角越小，因此键角比大； （3）共用电子对偏向电负性更大的原子，Si-H中共用电子对偏向H，说明电负性；反应中Se是氧化剂，得电子，电子对偏向Se，说明电负性，因此顺序为； （4） 和是等电子体，结构相似；中心S价层电子对数为4，无孤对电子，空间构型为正四面体形，因配位原子不同，空间结构为四面体形； （5）异硫氰酸中存在N-H键，N电负性大，分子间可以形成氢键，分子间氢键使沸点升高，而硫氰酸不能形成分子间氢键，因此硫氰酸沸点更低； （6）中间体中Si共形成5个键，需要5个杂化轨道；杂化是1个s、3个p、1个d轨道杂化得到5个杂化轨道，因此选②； （7）分子存在大π键，①号N的孤对电子不参与大π键，可以提供孤对形成配位键，②号N的孤对电子参与大π键，无法提供，因此选①；酸性中①号N的孤对电子会结合，无法再提供孤对，因此配位能力减弱。 18．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） 【解析】（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）。 1 / 4 学科网（北京）股份有限公司 $