专题01 原子、分子结构与性质 元素推断（期末复习讲义）高二化学下学期人教版

**基本信息** 以“基础-重难-综合”三阶分层设计，通过核心要点梳理与典型题型突破，构建从原子结构到分子性质的完整知识网络，适配期末复习的梯度化巩固需求。 **分层设计** |层次|知识覆盖|设计特色| |----|----------|----------| |基础通关练|能层能级、电子排布式等基础概念|6题聚焦单一知识点，如电负性比较、电子云示意图判断，强化化学观念| |重难突破练|杂化轨道、氢键、分子极性等核心难点|6题整合键参数应用、VSEPR模型等，通过对比分析（如H₂O与H₂S沸点）培养科学思维| |综合拓展练|元素推断与物质性质综合应用|8题结合周期表与分子结构（如含手性碳有机物判断），提升科学探究与实践能力|

专题01原子、分子结构与性质 元素推断 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 能层与能级、基态与激发态、原子光谱、构造原理与电子排布式 认识核外电子的运动特点；电子运动的能量状态具有量子化的特征；电子可以处于不同的能级；原子核外电子排布的构造原理；1～36号元素基态原子核外电子的排布。 电子云与原子轨道、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 电子的运动状态的描述；基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则等。 原子结构与元素周期表、元素周期律 元素周期表的分区、周期和族的划分、原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化、电负性等元素性质的周期性变化 共价键、键能、键长与键角 共价键具有饱和性和方向性；共价键可分为σ键和π键；共价键的键能、键长和键角可以用来描述键的强弱和分子的空间结构。 分子结构的测定、多样的分子空间结构、价层电子对互斥模型 通过波谱、晶体X射线衍射等技术进行测定分子的结构；运用价层电子对互斥模型进行解释和预测空间结构；常见简单分子的空间结构；能利用杂化轨道理论解释简单的共价分子的空间结构。 共价键的极性、分子间的作用力、分子的手性 极性分子和非极性分子；分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构；能说明分子间作用力(含氢键)对物质熔、沸点等性质的影响；能列举含有氢键的物质及其性质特点；分子的手性对其性质的影响。 要点01 能层与能级、基态与激发态、原子光谱 一、能层与能级 1.能层 (1)含义：核外电子按能量不同分成不同的能层(电子层)。电子的能层 排序，分别用K、L、M、N、O、P、Q表示，其中每个能层最多容纳的电子数为2n2个(其中能层序数用n表示)。 (2)能量关系：能层越高，电子的 ，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 2.能级 (1)含义：同一能层电子的能量不同，将它们分为不同的能级。分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f表示，如第3能层的s能级可表示为3s。任一能层能级总是从s能级开始。 (2)同一能层不同能级的能量顺序：E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)……。 (3)各能级最多容纳的电子数 能层 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… 最多电子数 …… 二、基态与激发态、原子光谱 1.基态原子与激发态原子 (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，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (3)基态与激发态的相互转化 基态原子激发态原子 光(辐射)是电子跃迁释放能量的重要形式。 2.原子光谱与光谱分析 (1)原子光谱 不同元素的原子，电子跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪器摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 (2)光谱分析：在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 归｜纳｜总｜结 同一原子处于不同状态能量高低的判断方法 (1)原子处于基态时，能量最低，激发态能量高于基态，其中各能层能级的能量高低顺序为：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜… (2)电子由基态跃迁到激发态时，激发态原子所处的能层和能级数越高，需要的能量越多。 (3)能层和能级数低的能级上排布的电子数越多，原子所处的能量越低，能层和能级数高的能级上排布的电子数越多，原子所处的能量越高。 要点02 构造原理与电子排布式、电子云与原子轨道 一、依据构造原理书写电子排布式 1.构造原理 (1)依据构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s……但部分 元素基态原子的电子排布不符合构造原理。如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布式分别为3d54s1和3d104s1。 (2)“能级交错”现象 当出现d能级时，电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充电子，当出现f能级时，电子按ns、(n－2)f、(n－1)d、np的顺序填充电子。从第三能层开始，各能级能量高低不完全符合能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象。要特别记忆4s＜3d这一能级交错现象。 2.电子排布式中各符号的含义(以Al原子为例) 3.电子排布式的书写 (1)“三步法”书写一般电子排布式 (2)简化电子排布式 将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的 元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。如钠、铁、砷的简化电子排布式分别为[Ne]3s1、[Ar]3d64s2、[Ar]3d104s24p3。 (3)离子核外电子排布式的书写 先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。对于主族元素的原子来说，原子失去电子时，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外层未填满的能级上。如 归｜纳｜总｜结 (1)以稀有气体的元素符号外加方括号表示的部分称为“原子实”。[Ne]、[Ar]等符号的意义分别是指该部分与Ne、Ar等的电子排布式相同。 (2)根据构造原理，在多电子原子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外层上的能级，如Ti、V等过渡元素电子最后填入的是3d能级而不是4s能级。 二、原子轨道 1.能层、能级与原子轨道 原子轨道 2.s能级和p能级原子轨道的比较 能级 s p 轨道图形 轨道形状 轨道数目 最多容纳电子数 相同点 ①均以原子核为对称中心 ②原子轨道的平均半径分别随能层数增大而增大，且同种能级符号的原子轨道形状相似 要点03 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 一、核外电子的排布规则 1.电子自旋与泡利原理 (1)电子自旋：自旋是电子的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称 ，常用上、下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 (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 ，这个原理称为泡利原理。 2.洪特规则 (1)内容：基态原子中，填入简并轨道(能量相同的原子轨道)的电子总是先单独分占，且 ，称为洪特规则。 (2)特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和 时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态 如：Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1，而不是[Ar]3d44s2。 3.能量最低原理 (1)内容：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)影响原子能量的因素：整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。 二、电子排布的轨道表示式(电子排布图) 1.几个相关概念 (1)简并轨道：能量相同的原子轨道。 (2)电子对：同一原子轨道中，自旋相反的一对电子。用“↑↓”表示。 (3)单电子：一个原子轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子，用“↑”或“↓”表示，又称未成对电子。 (4)自旋平行：箭头同向的单电子称为自旋平行。 (5)运动状态：原子中一个电子是一种运动状态，有几个电子，则有几种运动状态。 2.轨道表示式的书写 (1)轨道表示式中一个方框(或圆圈)表示一个原子轨道。不同能级中的“”要相互分开，同一能级中的“”要相互连接。 (2)一个箭头表示一个电子，“↑↓”表示电子对，“↑”或“↓”表示单电子。 (3)当“”中有2个电子时，它们的自旋必须相反。 要点04 原子结构与元素周期表 一、原子结构与元素周期表的关系 1.核外电子排布与周期的划分 (1)每一周期元素原子的价层电子排布与元素种类。 周期 价层电子排布 各周期增 加的能级 元素 种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 1s 二 2s1 2s22p6 2s、2p 三 3s1 3s23p6 3s、3p 四 4s1 4s24p6 4s、3d、4p 五 5s1 5s25p6 5s、4d、5p 六 6s1 6s26p6 6s、4f、5d、6p 七 7s1 7s27p6 7s、5f、6d、7p (2)核外电子排布与周期划分的本质联系。 一个能级组最多能容纳的电子数等于对应的周期包含的元素种数。 (3)原子核外电子的最外能层数＝ 。 2.核外电子排布与族的划分 (1)主族元素的价层电子排布 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价层电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ①主族元素的族序数＝价层 ＝最高正价(O、F除外)。 ②同主族元素原子的价层电子排布相同，价层电子全部排布在ns或nsnp轨道上。 (2)稀有气体的价层电子排布为1s2或ns2np6。 (3)过渡元素(副族和Ⅷ族)(以第四周期为例)的价层电子排布： 族序数 价层电子排布 ⅢB 3d14s2 ⅣB 3d24s2 ⅤB 3d34s2 ⅥB 3d54s1 ⅦB 3d54s2 Ⅷ 3d6～84s2 ⅠB 3d104s1 ⅡB 3d104s2 (4)有关规律 ①主族元素的最外层电子数，即价层电子数为其族序数。 ②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价层电子数，为其族序数；ⅠB和ⅡB族ns电子数为其族序数。 ③Ⅷ族元素价层电子数为其在周期表中的列数。 ④稀有气体元素单独列为0族。 二、原子结构与元素周期表的分区 1.根据核外电子排布分区 (1)分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。 (2)各区价层电子排布特点 分区 元素位置 价层电子排布 s区 ⅠA、ⅡA ns1～2 p区 ⅢA～ⅦA族及0族 ns2np1～6(He除外) d区 ⅢB～ⅦB及Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2 f区 镧系及锕系元素 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 2.根据元素金属性与非金属性分区 (1)金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。 (2)处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。 依据原子结构判断元素分区的方法 电子排布式价层电子排布式 要点05 元素周期律 一、原子半径 1.递变规律 (1)同周期主族元素原子：从左到右，核电荷数越大，原子 (稀有气体元素除外)。 (2)同主族元素原子：从上到下，能层数越多，原子 。 2.微粒半径大小比较的常用方法 微粒特点 比较方法 实例 原 子 同周期主族元素 核电荷数越大， r(Na)＞r(Mg)＞r(Al) 同主族元素 电子的能层越多， r(F)＜r(Cl)＜r(Br) 一般原子 一般电子的能层越多， r(S)>r(C) 离 子 核外电子排布相同 核电荷数越大， r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3＋)＜r(O2－)＜r(S2－) 同种元素的原子和离子 核外电子数越多， ；价态越高， r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋) 3.微粒半径大小比较的思路 (1)“一看层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒 。 (2)“二看核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒 。 (3)“三看电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 二、电离能 1.第一电离能的变化规律和原因 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的核外电子排布。 同周期元素 规律 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大 原因 同周期元素原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱，元素的第一电离能整体呈增大趋势 同主族元素 规律 同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小 原因 同主族元素原子的价层电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，元素的第一电离能逐渐减小 过渡元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加 原因 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大 2.逐级电离能变化规律 (1)原子的逐级电离能越来越大 原子失电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量增多；同时，失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的吸引更强，从而使电离能越来越大。 (2)逐级电离能递增有突变现象 同一能层的电子，能量相差不大，从同一能层逐渐失去一个电子时，所需能量差别不是太大。再从不同能层失去一个电子时，所需能量有很大的差距。 3.电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱：一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布：由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因而元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价：如果≫，即电离能在In与In＋1之间发生突变，那么元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价，0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 三、电负性 1.电负性的变化规律 (1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 (2)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。 (3)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。 (4)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。 2.电负性的应用 3.解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 归｜纳｜总｜结 电负性大小的判断方法 (1)根据位置判断。同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小。 (2)根据元素种类判断。一般金属元素的电负性＜非金属元素的电负性。金属元素的电负性越小，金属越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属越活泼。 (3)根据化合价判断。化合物中显正化合价的元素的电负性小于显负化合价的元素的电负性，如HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl。 (4)根据化合物类型判断。一般情况下，组成化合物的两种元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；差值小于1.7时，形成共价键。差值越小，键的极性越弱。如Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。 要点06 元素推断 1.利用元素原子或离子的核外电子排布推断 (1)最外层电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族或0族元素，位于p区。若是最外层电子排布式为ns2np1～5，则位于第ⅢA～ⅦA族；若最外层电子排布式为ns2np6，则位于0族。 (2)若最外层只有ns能级上有电子，价层电子排布式可能为ns1～2(He除外)，位于s区；也可能为(n－1)d1～10ns1～2，属于过渡元素，位于d区、ds区。 (3)一些元素原子核外电子排布的特殊性，如前18号元素中： ①族序数等于周期序数的元素：H、Be、Al。 ②族序数等于周期序数两倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期序数三倍的元素：O。 ④周期序数等于族序数两倍的元素：Li。 ⑤周期序数等于族序数三倍的元素：Na。 2.利用元素的特殊性质推断 (1)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。 (2)最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素：S。 (3)除H外，原子半径最小的主族元素：F。 (4)第一电离能最大的主族元素：F；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 (5)电负性最小的主族元素：Cs(0.7，放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 (6)同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，此两种元素为O和S。 3.利用元素的单质或化合物的性质、用途、存在的特殊性推断 (1)地壳中含量最多的元素或通常氢化物呈液态的元素：O。 (2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 (3)形成化合物种类最多的元素或形成的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。 (4)地壳中含量最多的金属元素或常见氧化物、氢氧化物呈两性的元素：Al。 (5)最活泼的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或氢化物最稳定的元素：F。 (6)焰色呈黄色的元素：Na。 (7)焰色呈紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素：K。 (8)最轻的金属元素：Li。 (9)气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N。 (10)常温下单质呈液态的非金属元素：Br。 要点07 共价键 一、σ键和π键的比较 键的类型 σ键 π键 原子轨道重叠方式 两个原子的成键轨道沿着键轴的方向以“头碰头”的方式重叠 两个原子的成键轨道以“肩并肩”的方式重叠 原子轨道重叠部位 两原子核之间，在键轴处 键轴上方和下方，键轴处为零 原子轨道重叠程度 化学活泼性 示意图 归｜纳｜总｜结 (1)因s电子云轮廓图是球形的，故s轨道与s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。 (2)两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。 (3)通常情况下，σ键比π键牢固，π键容易断裂，如乙烯、乙炔的化学性质比乙烷活泼，但N2中的π键由于原子轨道重叠程度大，π键牢固，故N2中的π键不易断裂，不易发生加成反应和氧化反应。 二、确定分子或离子中σ键和π键数目的方法 (1)依据电子式或结构式进行判断 如乙炔(H—C≡C—H)中σ键数为3、π键数为2；CN－[∶C⋮⋮N∶]－中σ键数为1、π键数为2。 (2)依据共价键的类型判断 共价键类型 (3)依据共价分子的组成判断σ键 ABx型分子或原子团中，含σ键的数目为x；如H2O中含2个σ键，NH3中含3个σ键，CO中含3个σ键，SO中含4个σ键。 要点08 键参数及其应用 1.键参数对分子性质的影响 2.键能的应用 (1)判断共价键的强弱 键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。 (2)判断分子的稳定性 结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。 (3)计算化学反应的反应热 ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和。 3.键长的应用 (1)一般键长越短，键能越大，共价键越稳定，分子越稳定。 (2)键长的比较方法 ①根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。 ②根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。 4.键角的应用 判断分子的空间结构，如NH3分子的H—N—H键角是107°，N—H键的键长是101 pm，则可以判断NH3分子是三角锥形分子，如图： 归｜纳｜总｜结 (1)并不是所有共价键都存在三个键参数，如双原子分子中不存在键角。 (2)由分子构成的物质，其熔沸点与共价键的键长和键能无关。 (3)并非所有的共价键都满足“键长越小，键能越大”，如卤素单质分子中的键长：F—F＜Cl—Cl，但键能F—F＜Cl—Cl。 要点09 利用价层电子对互斥模型判断分子(或离子)的空间构型 1.根据价层电子对互斥模型判断分子的空间结构 (1)判断流程 (2)常见分子的VSEPR模型和分子的空间结构 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 分子的空间结构 实例 2 HgCl2、BeCl2、CO2 3 BF3、BCl3 2 SO2、PbCl2 4 CH4、CCl4 3 NH3、NF3 2 H2O 2.注意事项 (1)ABn型分子中，A与B之间的多重键(如双键或三键)计算σ键数时，把双键或三键作为一对电子对看待。 (2)利用公式(a－xb)计算中心原子的孤电子对时，若出现小数，则采用近似值处理，如NO2分子中的σ键数是2，中心原子上的孤电子对是(5－2×2)＝0.5≈1，则NO2分子中的价层电子对数是3，空间构型为V形。 (3)中心原子上有孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型不同，如H2O、NH3等。 归｜纳｜总｜结 价层电子对数的计算方法 1.结构分析法 利用分子的电子式或结构式计算，其中共价单键是1个价层电子对，双键和三键也为1个价层电子对，如PH3的电子式为，则价层电子对数为3＋1＝4。甲醛的结构式为，价层电子对数为3。 2.公式计算法 中心原子的价层电子对数＝σ键数＋孤电子对数，其中孤电子对数＝(a－xb)。 要点10 杂化轨道类型与分子空间结构的关系 1.杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。 (1)没有孤电子对：能量相同的杂化轨道彼此远离→形成的分子为对称结构。 (2)有孤电子对：孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥→形成的分子的空间结构发生变化。 2.杂化轨道与分子的空间结构的关系 (1)杂化轨道全部用于形成σ键 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 一个ns和一个np 一个ns和两个np 一个ns和三个np 轨道夹角 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子的空间结构 (2)杂化轨道中有未参与成键的孤电子对 杂化类型 sp2 sp3 中心原子所在族 中心原子的孤电子对数 分子空间结构 实例 SO2 NH3、PCl3、PH3 H2O、H2S 归｜纳｜总｜结 常见物质中心原子的杂化方式 (1)采取sp3杂化：有机物中饱和碳原子、NH3、H2O、金刚石中的碳原子、晶体硅中的硅原子、SiO2、N等。 (2)采取sp2杂化：有机物中的双键碳原子、BF3、石墨中的碳原子、苯环中的碳原子等。 (3)采取sp杂化：有机物中的三键碳原子、CO2、BeCl2等。 【特别提醒】注意结构相似的物质，如CO2与CS2、BF3与BBr3等的中心原子的杂化轨道类型分别相同。 要点11 键的极性与分子极性 1.键的极性与分子极性的关系 2.从向量的角度理解分子的极性 (1)若分子中共价键极性的向量和等于0，则为非极性分子，如CH4、BF3等。 实 例 解 释 对称的3个F所带负电的向量和位于分子中心，即与B重合，且负电量与B所带正电量相等，分子不带电，为非极性分子 对称的4个H所带正电的向量和位于分子中心，即与C重合，且正电量与C所带负电量相等，分子不带电，为非极性分子 (2)若分子中共价键极性的向量和不等于0，则为极性分子，如H2O、NH3等。 实 例 解 释 2个H所带正电的向量和位于2个H连线的中间，即正电中心与负电中心不重合，为极性分子 3个H所带正电的向量和位于3个H连线的正三角形的中心，即正电中心与负电中心不重合，为极性分子 归｜纳｜总｜结 (1)一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，空间不对称结构，故为极性分子。 (2)AB型分子均为极性分子。 (3)只含有极性键的分子不一定是极性分子(如CH4)；极性分子不一定只含有极性键(如C2H5OH)；含有非极性键的分子不一定是非极性分子(如H2O2)。 要点12 氢键 一、氢键对物质性质的影响总结 对物质熔、 沸点的影响 (1)含有分子间氢键的物质，熔、沸点往往比同系列氢化物的熔、沸点高，如ⅤA、ⅥA、ⅦA三个主族中，NH3、H2O和HF的熔、沸点反常高。 (2)含有分子内氢键的物质，熔、沸点一般会有所降低，如有分子内氢键的邻硝基苯酚熔点(45 ℃)比有分子间氢键的间硝基苯酚熔点(96 ℃)和对硝基苯酚熔点(114 ℃)都要低。 对溶解 度的影响 在极性溶剂中，如果溶质分子与溶剂分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大，如HF和NH3在水中溶解度比较大。而溶质分子内如果能够形成氢键，它在极性溶剂中的溶解度则会有所降低。 对物质密 度的影响 (以水为例) 在水中，一个水分子的氧原子与另一个水分子的氢原子是沿该氧原子的一个sp3杂化轨道的方向形成氢键，因此当所有水分子全部缔合——结冰后，所有的水分子按一定的方向全部形成了氢键，成为晶体，因此在冰的结构中形成许多空隙，造成体积膨胀，密度减小。故冰的体积大于等质量的水的体积，冰的密度小于水的密度。 归｜纳｜总｜结 (1)氢键不属于化学键，它是一种较强的分子间作用力，其强度：共价键＞氢键＞范德华力。 (2)在一定条件下测定HF、H2O的相对分子质量时，测定结果偏大的原因是HF分子间及H2O分子间通过氢键形成了(HF)n、(H2O)n等缔合分子。 二、范德华力、氢键和共价键的比较 概念 范德华力 氢键 共价键 含义 物质分子之间普遍存在的一种作用力 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的作用力 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 特征 无方向性和饱和性 有方向性和饱和性 有方向性和饱和性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响强度的因素 ①随分子极性的增大而增大 ②分子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，作用越强 成键原子半径和共用电子对数目。键长越小，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，物质熔、沸点升高，如熔、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大。如熔、沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 共价键键能越大，含有该共价键分子的热稳定性越强 归｜纳｜总｜结 (1)氢键与范德华力主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点等；化学键主要影响物质的化学性质。 (2)范德华力只存在于分子之间，但金刚石、SiO2等由共价键形成的晶体的微粒之间不存在范德华力。 要点13 手性分子的成因与判断 1.手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。例如，CHBrClF的手性结构如图1所示。又如丙氨酸分子(手性碳原子上连接—H、—CH3、—NH2、—COOH)的手性结构如图2所示。 2.手性碳原子的判断 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。 题型01 能层与能级的关系 【典例1】下列说法正确的是(　　) A.第三能层只有s、p两个能级 B.在基态多电子原子中，p能级电子能量一定高于s能级电子能量 C.第三能层最多容纳8个电子 D.无论哪一能层的s能级最多容纳的电子数均为2 方｜法｜点｜拨 能级与能层关系：第n能层包含n个能级（s、p、d、f…），例如第三能层有3s、3p、3d。 能量高低判断：同一能层中，np > ns；不同能层间可能出现能级交错，如4s < 3d。 最多容纳电子数：能层为2n²，能级：s为2、p为6、d为10、f为14。 易错警示：s能级无论在哪一层，最多都只容纳2个电子（泡利原理）。 【变式1-1】下列能层(n)中，不包含d能级的是(　　) A.2 B.3 C.4 D.5 【变式1-2】第四能层上4d能级最多容纳的电子数是(　　) A.6 B.10 C.14 D.18 题型02 基态、激发态与电子跃迁 【典例2】下列关于同一种原子的基态和激发态的说法中，正确的是(　　) A.激发态时的能量比基态时高 B.激发态时比较稳定 C.由基态转化为激发态过程中放出能量 D.电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 方｜法｜点｜拨 能量关系：基态能量最低，激发态能量更高，更不稳定。 跃迁本质：基态→激发态 吸收 能量；激发态→基态 释放 能量（多以光的形式）。 原子光谱：电子在激发态与基态之间跃迁时（包括吸收和发射），都会产生原子光谱（吸收光谱或发射光谱）。 【变式2-1】下列说法不正确的是(　　) A.p能级的能量一定比s能级的能量高 B.在现代化学中，常利用光谱分析法来鉴定元素 C.同一原子处于激发态时的能量一定高于其处于基态时的能量 D.焰色试验中观察到的特殊焰色是金属原子的电子从激发态跃迁到基态时产生的光的颜色 【变式2-2】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色，其紫色对应的辐射波长最长 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 题型03 构造原理与电子排布式 【典例3】下列有关构造原理的说法错误的是(　　) A.原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序为3p→4s→3d B.某基态原子部分核外电子的排布式为3d64s2 C.所有基态原子的核外电子排布都遵循构造原理 D.构造原理中的电子排布能级顺序，实质是各能级能量由低到高的顺序 方｜法｜点｜拨 构造原理顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p…（记住能级交错：4s<3d）。 书写电子排布式：按主量子数从小到大顺序写（如先写3d再写4s），但填充时先填4s后填3d。 例外元素：Cr、Cu等（半满、全满更稳定），不严格遵守构造原理。 核心本质：构造原理反映的是各能级能量由低到高的顺序。 【变式3-1】下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　) A.Al　1s22s22p63s23p1 B.S2－　1s22s22p63s23p4 C.Na　1s22s22p63s1 D.F　1s22s22p5 【变式3-2】已知Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，通常可把内层已达稀有气体原子的电子层结构的部分写成“原子实”，如Na的核外电子排布式可写成[Ne]3s1。用“原子实”表示的30号元素锌的原子核外电子排布式正确的是(　　) A.[Ne]3d104s2 B.[Ar]3d104s24p2 C.[Ar]3d84s24p2 D.[Ar]3d104s2 题型04 原子轨道 【典例4】下列说法正确的是(　　) A.不同的原子轨道形状一定不相同 B.p轨道呈哑铃形，因此p轨道上的电子运动轨迹呈哑铃形 C.2p能级有3个p轨道 D.氢原子的电子运动轨迹呈球形 方｜法｜点｜拨 轨道形状：s球形、p哑铃形、d更复杂；不同能层的同种形状轨道（如1s、2s）形状相同但大小不同。 电子运动：无法测定确切轨迹，原子轨道仅代表电子出现概率高的区域。 p轨道数目：任何能层的p能级都有3个简并轨道（px、py、pz）。 避免混淆：不要把“轨道形状”说成“电子运动轨迹”。 【变式4-1】如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是(　　) A.s能级和p能级的原子轨道形状相同 B.每个p能级都有6个原子轨道 C.s能级的原子轨道半径与能层序数有关 D.钠原子的电子在11个原子轨道上高速运动 【变式4-2】3px所代表的含义是(　　) A.px轨道上有3个电子 B.第三能层px轨道有3个伸展方向 C.px电子云有3个伸展方向 D.第三能层沿x轴方向伸展的p轨道 题型05 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 【典例5】下列排布不符合泡利原理的是(　　) A.2p轨道： B.2p轨道： C.3d轨道： D.3d轨道： 方｜法｜点｜拨 泡利原理：一个原子轨道最多容纳2个电子，且自旋相反（↑↓）。同一轨道两个箭头同向即违反。 洪特规则：电子在简并轨道上尽量分占不同轨道且自旋平行（↑↑↑），以降低能量。 能量最低原理：电子先填能量低的轨道。 常见错误：将两个自旋相同的电子填入同一轨道（违反泡利）；未优先单独占据轨道（违反洪特）。 【变式5-1】下列说法错误的是(　　) A.电子排布式1s22s22p63s3违反了泡利原理 B.基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d5违反了能量最低原理 C.根据构造原理可知原子核外电子填充顺序为…4p、4d、4f、5s、5p…… D.8O的电子排布式为1s22s22p2p，违反了洪特规则 【变式5-2】下列各项叙述错误的是(　　) A.若硫原子的轨道表示式为，违反了泡利不相容原理 B.若第25号Mn元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d7，则违反了构造原理 C.氮原子的轨道表示式为，符合洪特规则和泡利不相容原理 D.泡利不相容原理、洪特规则、构造原理都是核外电子排布满足能量最低的条件 题型06 原子结构与元素周期表的关系 【典例6】价层电子排布式为5s25p1的元素，在周期表中的位置是(　　) A.第四周期ⅤA族 B.第五周期ⅢA族 C.第五周期ⅠA族 D.第四周期ⅢA族 方｜法｜点｜拨 周期数 = 最高主量子数（即最外层电子层数）。 主族族序数 = 最外层电子数（即价电子数，ns+np）。 副族与Ⅷ族：需根据(n-1)d+ns电子数判断。 快速定位：看价电子构型，ns¹~²为s区（ⅠA、ⅡA），ns²np¹~⁵为p区（ⅢA~ⅦA），ns²np⁶为0族。 【变式6-1】某元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d74s2，它在元素周期表中的位置是(　　) A.第三周期ⅡB族 B.第四周期ⅡB族 C.第四周期ⅦB族 D.第四周期Ⅷ族 【变式6-2】价层电子排布式为5s25p3的元素是(　　) A.第五周期ⅢA族 B.51号元素 C.非金属元素 D.Te 题型07 原子结构与元素周期表的分区 【典例7】按电子排布，可以把周期表中的元素划分为5个区，以下元素属于p区的是(　　) A.Fe B.Mg C.Br D.Cu 方｜法｜点｜拨 分区依据：根据最后一个电子填入的能级。 各区位置：s区（ⅠA、ⅡA）、p区（ⅢA~ⅦA、0族）、d区（ⅢB~Ⅷ族）、ds区（ⅠB、ⅡB）、f区（镧系、锕系）。 价电子特点： s区：ns¹~² p区：ns²np¹~⁶ d区：(n-1)d¹~⁸ns²（有例外） ds区：(n-1)d¹⁰ns¹~² 记忆技巧：p区包含所有非金属（除H）和部分金属。 【变式7-1】已知某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，该元素在周期表中的位置和区分别是(　　) A.第四周期第ⅡB族，s区 B.第四周期第ⅧB族，d区 C.第四周期第Ⅷ族，d区 D.第四周期第Ⅷ族，ds区 【变式7-2】已知某元素＋2价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该元素在元素周期表中的位置及所属分区是(　　) A.第四周期第Ⅷ族，p区 B.第六周期第ⅤB族，d区 C.第四周期第ⅠB族，ds区 D.第四周期第ⅤB族，f区 题型08 粒子半径的比较 【典例8】下列微粒半径依次增大的是(　　) A.同一主族元素随着原子序数的递增 B.同一周期的元素随着原子序数的递增 C.Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－ D.P、S、S2－、Cl－ 方｜法｜点｜拨 同主族：原子序数↑ → 电子层数↑ → 半径↑。 同周期：原子序数↑ → 核电荷数↑ → 半径↓（稀有气体突增）。 同电子层结构（如Ne型）：核电荷数↑ → 半径↓（例：O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺）。 同元素不同价态：阴离子 > 原子 > 阳离子；价态越高，半径越小（如Fe > Fe²⁺ > Fe³⁺）。 【变式8-1】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　) A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3 C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4 【变式8-2】下列离子化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比小于1的是(　　) A.Na2O B.KF C.KCl D.MgCl2 题型09 电离能的比较与应用 【典例9】下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(　　) A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na 方｜法｜点｜拨 同主族：从上到下，I₁减小。 同周期：从左到右，I₁总体增大，但有反常： ⅡA（ns²） > ⅢA（ns²np¹）：因为全满更稳定。 ⅤA（ns²np³） > ⅥA（ns²np⁴）：因为半满更稳定。 比较口诀：“同主族向下减小，同周期右大左小，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA”。 应用：判断金属性（I₁越小越易失电子，金属性越强）。 【变式9-1】下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(　　) A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na 【变式9-2】下列说法正确的是(　　) A.第三周期中钠元素的第一电离能最小 B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故其第一电离能逐渐增大 C.在所有元素中，氟元素的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 题型10 电负性的比较与应用 【典例10】下列元素按电负性由大到小顺序排列的是(　　) A.K、Na、Li B.N、O、F C.As、P、N D.F、Cl、S 方｜法｜点｜拨 同周期：从左到右，电负性增大（F最强）。 同主族：从上到下，电负性减小（F > Cl > Br > I）。 特殊：N的电负性略低于O，但高于P。 应用：判断元素非金属性强弱（电负性越大，非金属性越强）。判断键的极性（差值>1.7为离子键，<1.7为共价键）。 【变式10-1】利用元素的电负性不能判断的是(　　) A.元素原子的得电子能力 B.化学键的类别(离子键和共价键) C.元素的活动性 D.元素稳定化合价的数值 【变式10-2】镁、锂在元素周期表中具有特殊的“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂的性质的叙述，不正确的是(　　) A.Li2SO4易溶于水 B.LiOH是受热不易分解的强碱 C.Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象 D.Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2 题型11 元素推断 【典例11】1.X、Y、Z、W、R是周期表中的短周期主族元素，原子半径依次增大。X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，W在周期表中位于ⅡA族。下列说法正确的是(　　) A.简单离子半径：r(Y)<r(W) B.Y的第一电离能在五种元素中最大 C.R的最高价氧化物对应的水化物可能具有酸性 D.元素电负性X<Y<Z 方｜法｜点｜拨 突破点：2p能级两个未成对电子 → 可能是C（2p²）或O（2p⁴），结合原子半径依次增大，确定X=O，Z=C，Y=N。 结合族位置：W为ⅡA族，半径大于N → W=Mg，R=Na。 规律应用： 离子半径：电子层结构相同时，核电荷数越大半径越小。 第一电离能：N(ⅤA) > O(ⅥA) > C(ⅣA)。 电负性：O > N > C。 思路总结：特征电子排布 → 推断元素 → 比较性质。 【变式11-1】如图所示是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　) A.W的基态原子的最外层p轨道上有2个未成对电子 B.Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C.W的电负性比X的电负性大 D.第一电离能：R＞W＞Y 【变式11-2】一种用作锂电池电解液的锂盐结构如图所示。基态Z原子的电子填充了3个能级，其中2个未成对电子。有W、Z、Y位于同一周期。下列叙述正确的是(　　) A.原子半径：X>Z>W B.氢化物沸点：X>Z>W C.Y的氢化物可用于刻蚀玻璃 D.第一电离能：Y>Z>W 题型12 σ键和π键 【典例12】在N2F2分子中，所有原子均符合8电子稳定结构，则该分子中两个氮原子之间的键型构成是(　　) A.仅有一个σ键 B.仅有一个π键 C.一个σ键，一个π键 D.一个σ键，两个π键 方｜法｜点｜拨 σ键：头对头重叠，可绕键轴旋转，单键必为σ键，双键、三键中含1个σ键。 π键：肩并肩重叠，不能绕键轴旋转，双键中含1个π键，三键中含2个π键。 判断方法： 单键 → 1个σ键。 双键 → 1个σ键 + 1个π键。 三键 → 1个σ键 + 2个π键。 稳定顺序：σ键 > π键（σ键重叠程度大，更稳定）。 【变式12-1】下列分子中既含有σ键又含有π键的是(　　) A.CH4 B.NH3 C.CO2 D.F2 【变式12-2】下列物质中σ键和π键数目比为1∶2的是(　　) A.O2 B.HCN C.CO2 D.N2 题型13 键参数及其应用 【典例13】键长、键角和键能是描述共价键的三个重要参数，下列叙述正确的是(　　) A.键长和键角的数值可以通过晶体的X射线衍射实验获得 B.因为H—O键的键能小于H—F键的键能，所以O2、F2与H2的反应能力逐渐减弱 C.水分子的结构可表示为H—O—H，分子中的键角为180° D.H—O键的键能为463 kJ·mol－1，即18 g H2O分解成H2和O2时，消耗的能量为2×463 kJ 方｜法｜点｜拨 键能：气态分子断开1 mol化学键所需能量。键能越大，键越稳定，分子越稳定（但注意：键能用于判断化学反应焓变时需考虑所有断键和成键）。 键长：成键原子核间距。键长越短，键能越大。 键角：描述分子空间结构，由实验测得（X射线衍射、光谱等）。 常见键角：H₂O 105°、CH₄ 109°28′、CO₂ 180°、BF₃ 120°。 易错点：断键吸收能量，成键释放能量；计算反应热时需考虑全部化学键。 【变式13-1】下列说法正确的是(　　) A.分子的结构是由键角决定的 B.共价键的键能越大，共价键越牢固，由该键形成的分子越稳定 C.CF4、CCl4、CBr4、CI4中C—X的键长、键角均相等 D.NH3分子中两个N—H的键角为120° 【变式13-2】下列事实不能用键能的大小来解释的是(　　) A.N2的化学性质很稳定 B.稀有气体一般难发生反应 C.HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱 D.F2比O2更容易与H2反应 题型14 利用价层电子对互斥模型判断分子(或离子)的空间构型 【典例14】根据价层电子对互斥模型，判断下列分子或者离子的空间结构不是三角锥形的是(　　) A.PCl3 B.H3O＋ C.HCHO D.PH3 方｜法｜点｜拨 VSEPR模型步骤： 计算价层电子对数 = σ键数 + 孤电子对数。 孤电子对数 = (中心原子价电子数 ± 离子电荷数 - 配原子提供的电子数之和) / 2。 判断空间结构： 电子对数为4，孤对为0 → 正四面体；孤对为1 → 三角锥形；孤对为2 → V形。 电子对数为3，孤对为0 → 平面三角形；孤对为1 → V形。 典例：NH₃、PH₃、H₃O⁺、PCl₃均为三角锥形；HCHO为平面三角形。 【变式14-1】下列有关描述正确的是(　　) A.NO为V形微粒 B.ClO的空间结构为平面三角形 C.NO的价层电子对互斥模型、空间结构均为平面三角形 D.ClO的价层电子对互斥模型、空间结构相同 【变式14-2】下列描述正确的是(　　) A.CO2分子的空间结构为V形 B.ClO的空间结构为平面三角形 C.SF6中每个原子均满足最外层8电子稳定结构 D.SiF4和SO的中心原子无孤电子对 题型15 杂化轨道类型与分子空间结构的关系 【典例15】下列分子的空间结构可用sp2杂化轨道来解释的是 (　　) ①BF3　②CH2==CH2　③ ④CH≡CH　⑤NH3　⑥CH4 A.①②③ B.①⑤⑥ C.②③④ D.③⑤⑥ 方｜法｜点｜拨 杂化类型与空间结构： sp杂化：直线形(180°)，如CO₂、C₂H₂。 sp²杂化：平面三角形(120°)，如BF₃、C₂H₄、苯环中的碳。 sp³杂化：正四面体形(109°28′)，如CH₄、NH₃（三角锥）、H₂O（V形）。 双键、三键中的杂化：双键碳为sp²，三键碳为sp。 判断依据：计算中心原子的价层电子对数（=杂化轨道数）。 4 → sp³；3 → sp²；2 → sp。 【变式15-1】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15-2】已知某XY2分子属于V形分子，下列说法正确的是 (　　) A.X原子一定是sp2杂化 B.X原子一定为sp3杂化 C.X原子上一定存在孤电子对 D.VSEPR模型一定是平面三角形 题型16 键的极性与分子极性 【典例16】以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间结构。下列分子都属于含极性键的非极性分子的是(　　) A.CO2　H2O B.NH3　BCl3 C.PCl3　CH4 D.CS2　BF3 方｜法｜点｜拨 键的极性：由不同原子形成 → 极性键；同种原子 → 非极性键。 分子极性判断： 非极性分子：正负电荷中心重合。 单原子分子（稀有气体）。 双原子分子（同种原子，如H₂、Cl₂）。 多原子分子：高度对称（直线形、正四面体、平面三角形等），且中心原子无孤对电子。 极性分子：结构不对称或中心原子有孤对电子（如H₂O、NH₃、CH₃Cl）。 常见例子： 非极性：CO₂、BF₃、CH₄、CS₂、CCl₄、BeCl₂。 极性：H₂O、NH₃、HCl、CHCl₃、SO₂。 【变式16-1】下列叙述中，正确的是(　　) A.NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心 B.CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心 C.H2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连线段的中点 D.CO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连线段的中点 【变式16-2】含有极性键的非极性分子是(　　) A.H2 B.NH3 C.CO2 D.CH2Cl2 题型17 氢键 【典例17】有关氢键的下列说法正确的是(　　) A.氢键比范德华力强，是氢元素与其他元素形成的一种特殊的化学键 B.氢键是乙醇熔、沸点比乙烷高的原因之一 C.只有分子之间才可能形成氢键 D.HF是一种非常稳定的化合物，这是由于氟化氢分子之间氢键的键能大所致 方｜法｜点｜拨 氢键本质：属于分子间作用力（或分子内作用力），不是化学键（比化学键弱，比范德华力强）。 形成条件：H与电负性大、半径小的原子（F、O、N）形成共价键后，再与另一个电负性大的原子吸引。 对性质的影响： 升高熔沸点（如H₂O、NH₃、HF反常高）。 增大溶解度（如乙醇溶于水）。 影响密度（冰密度小于水）。 易错点：氢键不影响分子稳定性（化学稳定性由键能决定）。 【变式17-1】下列说法中错误的是(　　) A.卤化氢中HF沸点最高，是由于HF分子间存在氢键 B.H2O的沸点比HF的高，可能与氢键有关 C.氨水中含有分子间氢键 D.氢键X—H…Y的三个原子总在一条直线上 【变式17-2】下列物质的性质与氢键无关的是(　　) A.冰的密度比液态水的密度小 B.NH3易液化 C.NH3分子比PH3分子稳定 D.相同条件下，H2O的沸点比H2S的沸点高 题型18 分子的手性 【典例18】下列有机物分子具有手性异构体的是(　　) A.CH4 B.CH3CH2OH C. D.CH3COOH 方｜法｜点｜拨 手性判断核心：寻找 手性碳原子（*C）。 手性碳条件： 饱和碳原子（sp³杂化）。 连有 四个不同的原子或基团。 快速排除： 有双键、三键的碳 → 不是手性碳。 有两个相同基团的碳 → 不是手性碳。 甲烷、乙烷、乙醇、乙酸中无手性碳。 典型例子：乳酸（CH₃CHOHCOOH）、甘油醛、葡萄糖等有手性。 【变式18-1】手性分子往往具有一定光学活性。乳酸分子是手性分子，如图。乳酸中的手性碳原子是(　　) A.① B.② C.③ D.②③ 【变式18-2】当一个碳原子连接四个不同原子或原子团时，该碳原子叫“手性碳原子”。下列化合物中含有2个手性碳原子的是(　　) 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1.（25-26高二上·四川德阳·期末）太阳主要由氢和氦元素组成，两者占太阳总质量的98%以上，还含少量氧、碳、氮等元素。下列元素中电负性最大的是 A．氢 B．碳 C．氮 D．氧 2.（25-26高二上·贵州安顺·期末）下列气态离子属于长周期元素，且再失去一个电子最难的是 A． B． C． D． 3.（25-26高二上·湖北武汉·期末）下列表示错误的是 A．二氯甲烷分子的球棍模型： B．Cl2中共价键的电子云图： C．CO2的电子式： D．中子数为1的氦核素： 4.（25-26高二上·河南洛阳·期末）下列关于化学研究方法与原子结构相关概念的说法正确的是 ①电子云示意图中，小黑点的疏密表示电子在该区域出现的概率密度，单个小黑点代表一个电子 ②激光的产生、LED灯发光和节日燃放的焰火与电子数目有关 ③在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来测定文物中组成元素 ④原子光谱是离散不连续的谱线，其原因是电子在不同能级上跃迁 A．①② B．③④ C．②③ D．①④ 5.（25-26高二上·陕西榆林·期末）下列叙述正确的是 A．的VSEPR模型： B．基态Ge原子的简化电子排布式： C．若基态氮原子轨道表示式表示为，则违反了泡利原理 D．分子中键的形成： 6.（25-26高二上·宁夏·期末）硒是人体必需的微量元素，如图是硒在周期表中的信息，关于硒元素的说法正确的是 A．硒元素位于Ⅵ族 B．硒元素的质量数是34 C．硒原子的价电子排布式是4s24p4 D．硒原子的4p能级有一个未成对电子 期末重难突破练（测试时间：10分钟） 7.（25-26高二上·广东·期末）生活中常用的冷敷袋中盛装的主要物质为和。下列说法错误的是 A．基态的成对电子对数为4 B．的电子式为 C．和均为离子化合物 D．成为失去的是轨道上的一个电子 8.（25-26高二上·江苏南京·期末）一种钠硫电池以钠和硫为电极反应物，NaFePO4为正极材料，Al2O3陶瓷为电解质隔膜。下列说法正确的是 A．离子半径：r(Na+)>r(S2-) B．沸点：H2O>H2S C．第一电离能：I1(P)<I1(S) D．碱性：NaOH<Al(OH)3 9.（25-26高二上·浙江宁波·期末）下列各组比较中正确的是 A．沸点： B．稳定性： C．键角： D．酸性： 10.（25-26高二上·广东揭阳·期末）下列说法错误的是 A．水很稳定是因为水中含有大量氢键 B．的熔沸点比高，与分子间的范德华力有关系 C．碘易溶于四氯化碳、甲烷难溶于水；二者都可用相似相溶原理解释 D．氟的电负性大于氯的电负性，导致三氟乙酸的酸性大于三氯乙酸的酸性 11.（25-26高二上·云南·期末）是橙黄色液体，工业上主要用作橡胶硫化剂，其分子结构如图所示。下列关于的说法错误的是 A．采用杂化 B．分子中既含有极性键，又含有非极性键 C．为非极性分子 D．该分子中键能大于中键的键能 12.（25-26高二上·天津·期末）已知氢元素和氧元素可以形成H2O、H2O2和H3O+等分子或离子。下列说法错误的是 A．键角：H2O>H3O+ B．H2O2与O3均为极性分子 C．H3O⁺空间结构为三角锥形，H2O为V形 D．H3O⁺、H2O和H2O2中O原子均为sp3杂化 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 13.（25-26高二上·湖南长沙·期末）一种锂离子电池中电解质的阴离子结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同周期元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y是地壳中含量最多的元素，四种元素原子的最外层电子数之和为20。下列说法正确的是 A．同周期元素中，第一电离能介于W和Y之间的元素只有1种 B．基态W原子最外层有3个能量相同的电子 C．基态Z原子的价层电子轨道表示式： D．简单氢化物的沸点： 14.（25-26高二上·湖南长沙·期末）我国科学家最近研究出一种具有抗氧化能力的无机盐纳米药物，其阴离子为。W最外层电子数是其内层电子数的2倍；X的单质是空气主要成分之一，常温常压下性质稳定；基态Z的M层未成对电子数为4。下列叙述错误的是 A．电负性：W＜X B．Z的价电子数为8 C．最简单氢化物的沸点：W>X D．可用于溶液中阳离子的检验 15.（25-26高二上·湖南湘西·期末）一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．中，Z的化合价为-2价 D．分子空间构型为直线形 16.（25-26高二上·重庆·期末）X、Y、Z、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，这四种元素原子构成的某分子结构如下图所示，基态R原子核外s能级上的电子数等于p能级上的电子数。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．微粒键角： C．分子极性： D．简单氢化物的热稳定性： 17.（25-26高二上·天津·期末）短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X的基态原子2p轨道中未成对电子数同周期最多，Y是地壳中含量最高的非金属元素，Z的基态原子3s轨道中只有1个电子，W与Y同主族。下列说法正确的是 A．W的基态电子排布式为1s22s22p63s23p3 B．简单氢化物的沸点：W<Y C．第一电离能：I1(Y)>I1(X)>I1(W) D．简单氢化物的稳定性：X>Y 18.（25-26高二上·四川泸州·期末）W、X、Y、Z是四种短周期元素，X、Y、Z同周期，W、Z同主族，W原子的最外层电子数是其电子层数的3倍；基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的5倍；同周期元素除稀有气体外，Y原子的半径最大；Q是第四周期过渡元素，其基态原子只有一个单电子。下列说法错误的是 A．第一电离能：X＞Z＞Y B．简单氢化物中键长：H-Z＞H-X＞H-W C．Q元素可能是Sc或Cu D．可通过光谱分析鉴定Y元素 19.（25-26高二上·四川绵阳·期末）元素周期表中前四周期的元素A、B、C、D、E，原子序数依次增大。对于它们的基态原子而言，A的核外电子只有一种运动状态；B的未成对电子数是同周期元素中最多的；C的最外层电子数为其内层电子数的3倍；D与C同族；E的最外层只有1个电子，但次外层全充满。下列说法中正确的是 A．电负性：C>E>A B．简单离子半径：D>C C．第一电离能：D>B>C D．简单氢化物键角：C>B 20.（25-26高二上·浙江温州·期末）X、Y、Z、M、W是周期表中前四周期元素，原子序数依次增大。X是周期表中半径最小的元素，基态Y原子的s轨道中电子总数比p轨道中电子总数多1，Z与Y同周期且相邻，M与Z同主族，W是ds区元素且所有轨道的电子均成对。下列说法不正确的是 A．热稳定性：X2Z>X2M B．Y元素的第一电离能比同周期相邻元素都要大 C．Z形成的两种常见单质均为非极性分子 D．船舶的外壳镶嵌W的单质，可保护船体遭受腐蚀 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $ 专题01原子、分子结构与性质 元素推断 内容导航 明·期末考情：把握考试趋势方向，精准备考 理·核心要点：系统归纳知识脉络，构建体系 破·重难题型：攻克典型疑难问题，突破瓶颈 过·分层验收：阶梯式检测与评估，稳步提升 考查重点 命题角度 能层与能级、基态与激发态、原子光谱、构造原理与电子排布式 认识核外电子的运动特点；电子运动的能量状态具有量子化的特征；电子可以处于不同的能级；原子核外电子排布的构造原理；1～36号元素基态原子核外电子的排布。 电子云与原子轨道、泡利原理、洪特规则、能量最低原理 电子的运动状态的描述；基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则等。 原子结构与元素周期表、元素周期律 元素周期表的分区、周期和族的划分、原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化、电负性等元素性质的周期性变化 共价键、键能、键长与键角 共价键具有饱和性和方向性；共价键可分为σ键和π键；共价键的键能、键长和键角可以用来描述键的强弱和分子的空间结构。 分子结构的测定、多样的分子空间结构、价层电子对互斥模型 通过波谱、晶体X射线衍射等技术进行测定分子的结构；运用价层电子对互斥模型进行解释和预测空间结构；常见简单分子的空间结构；能利用杂化轨道理论解释简单的共价分子的空间结构。 共价键的极性、分子间的作用力、分子的手性 极性分子和非极性分子；分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构；能说明分子间作用力(含氢键)对物质熔、沸点等性质的影响；能列举含有氢键的物质及其性质特点；分子的手性对其性质的影响。 要点01 能层与能级、基态与激发态、原子光谱 一、能层与能级 1.能层 (1)含义：核外电子按能量不同分成不同的能层(电子层)。电子的能层由内向外排序，分别用K、L、M、N、O、P、Q表示，其中每个能层最多容纳的电子数为2n2个(其中能层序数用n表示)。 (2)能量关系：能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E(K)＜E(L)＜E(M)＜E(N)＜E(O)＜E(P)＜E(Q)。 2.能级 (1)含义：同一能层电子的能量不同，将它们分为不同的能级。分别用相应能层的序数和字母s、p、d、f表示，如第3能层的s能级可表示为3s。任一能层能级总是从s能级开始。 (2)同一能层不同能级的能量顺序：E(ns)＜E(np)＜E(nd)＜E(nf)……。 (3)各能级最多容纳的电子数 能层 K L M N O 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 …… 二、基态与激发态、原子光谱 1.基态原子与激发态原子 (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，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (3)基态与激发态的相互转化 基态原子激发态原子 光(辐射)是电子跃迁释放能量的重要形式。 2.原子光谱与光谱分析 (1)原子光谱 不同元素的原子，电子跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪器摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。 (2)光谱分析：在现代化学中，利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 归｜纳｜总｜结 同一原子处于不同状态能量高低的判断方法 (1)原子处于基态时，能量最低，激发态能量高于基态，其中各能层能级的能量高低顺序为：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜… (2)电子由基态跃迁到激发态时，激发态原子所处的能层和能级数越高，需要的能量越多。 (3)能层和能级数低的能级上排布的电子数越多，原子所处的能量越低，能层和能级数高的能级上排布的电子数越多，原子所处的能量越高。 要点02 构造原理与电子排布式、电子云与原子轨道 一、依据构造原理书写电子排布式 1.构造原理 (1)依据构造原理，绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s……但部分过渡金属元素基态原子的电子排布不符合构造原理。如Cr和Cu的最后两个能级的电子排布式分别为3d54s1和3d104s1。 (2)“能级交错”现象 当出现d能级时，电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充电子，当出现f能级时，电子按ns、(n－2)f、(n－1)d、np的顺序填充电子。从第三能层开始，各能级能量高低不完全符合能层顺序，产生了能级交错排列，即产生“能级交错”现象。要特别记忆4s＜3d这一能级交错现象。 2.电子排布式中各符号的含义(以Al原子为例) 3.电子排布式的书写 (1)“三步法”书写一般电子排布式 (2)简化电子排布式 将电子排布式中内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分用相应的稀有气体元素符号外加方括号表示的式子称为简化电子排布式。如钠、铁、砷的简化电子排布式分别为[Ne]3s1、[Ar]3d64s2、[Ar]3d104s24p3。 (3)离子核外电子排布式的书写 先写出原子的电子排布式，再根据得失电子情况进行调整。对于主族元素的原子来说，原子失去电子时，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外层未填满的能级上。如 归｜纳｜总｜结 (1)以稀有气体的元素符号外加方括号表示的部分称为“原子实”。[Ne]、[Ar]等符号的意义分别是指该部分与Ne、Ar等的电子排布式相同。 (2)根据构造原理，在多电子原子中，电子最后填入的能级不一定是原子最外层上的能级，如Ti、V等过渡元素电子最后填入的是3d能级而不是4s能级。 二、原子轨道 1.能层、能级与原子轨道 原子轨道 2.s能级和p能级原子轨道的比较 能级 s p 轨道图形 轨道形状 球形 哑铃形 轨道数目 1 3(空间相互垂直) 最多容纳电子数 2 6 相同点 ①均以原子核为对称中心 ②原子轨道的平均半径分别随能层数增大而增大，且同种能级符号的原子轨道形状相似 要点03 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 一、核外电子的排布规则 1.电子自旋与泡利原理 (1)电子自旋：自旋是电子的内在属性，电子自旋在空间有顺时针和逆时针两种取向，简称自旋相反，常用上、下箭头(↑和↓)表示自旋相反的电子。 (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，这个原理称为泡利原理。 2.洪特规则 (1)内容：基态原子中，填入简并轨道(能量相同的原子轨道)的电子总是先单独分占，且自旋平行，称为洪特规则。 (2)特例：在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。 相对稳定的状态 如：Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1，而不是[Ar]3d44s2。 3.能量最低原理 (1)内容：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)影响原子能量的因素：整个原子的能量由核电荷数、电子数和电子状态三个因素共同决定。 二、电子排布的轨道表示式(电子排布图) 1.几个相关概念 (1)简并轨道：能量相同的原子轨道。 (2)电子对：同一原子轨道中，自旋相反的一对电子。用“↑↓”表示。 (3)单电子：一个原子轨道中若只有一个电子，则该电子称为单电子，用“↑”或“↓”表示，又称未成对电子。 (4)自旋平行：箭头同向的单电子称为自旋平行。 (5)运动状态：原子中一个电子是一种运动状态，有几个电子，则有几种运动状态。 2.轨道表示式的书写 (1)轨道表示式中一个方框(或圆圈)表示一个原子轨道。不同能级中的“”要相互分开，同一能级中的“”要相互连接。 (2)一个箭头表示一个电子，“↑↓”表示电子对，“↑”或“↓”表示单电子。 (3)当“”中有2个电子时，它们的自旋必须相反。 要点04 原子结构与元素周期表 一、原子结构与元素周期表的关系 1.核外电子排布与周期的划分 (1)每一周期元素原子的价层电子排布与元素种类。 周期 价层电子排布 各周期增 加的能级 元素 种类 第ⅠA族 0族 最外层最多容纳电子数 一 1s1 1s2 2 1s 2 二 2s1 2s22p6 8 2s、2p 8 三 3s1 3s23p6 8 3s、3p 8 四 4s1 4s24p6 8 4s、3d、4p 18 五 5s1 5s25p6 8 5s、4d、5p 18 六 6s1 6s26p6 8 6s、4f、5d、6p 32 七 7s1 7s27p6 8 7s、5f、6d、7p 32 (2)核外电子排布与周期划分的本质联系。 一个能级组最多能容纳的电子数等于对应的周期包含的元素种数。 (3)原子核外电子的最外能层数＝周期序数。 2.核外电子排布与族的划分 (1)主族元素的价层电子排布 主族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价层电子排布 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ①主族元素的族序数＝价层电子总数＝最高正价(O、F除外)。 ②同主族元素原子的价层电子排布相同，价层电子全部排布在ns或nsnp轨道上。 (2)稀有气体的价层电子排布为1s2或ns2np6。 (3)过渡元素(副族和Ⅷ族)(以第四周期为例)的价层电子排布： 族序数 价层电子排布 ⅢB 3d14s2 ⅣB 3d24s2 ⅤB 3d34s2 ⅥB 3d54s1 ⅦB 3d54s2 Ⅷ 3d6～84s2 ⅠB 3d104s1 ⅡB 3d104s2 (4)有关规律 ①主族元素的最外层电子数，即价层电子数为其族序数。 ②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价层电子数，为其族序数；ⅠB和ⅡB族ns电子数为其族序数。 ③Ⅷ族元素价层电子数为其在周期表中的列数。 ④稀有气体元素单独列为0族。 二、原子结构与元素周期表的分区 1.根据核外电子排布分区 (1)分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(ⅠB族、ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB族、ⅡB族这2个纵列的元素原子的核外电子因先填充满(n－1)d能级而后再填充ns能级而得名ds区。 (2)各区价层电子排布特点 分区 元素位置 价层电子排布 s区 ⅠA、ⅡA ns1～2 p区 ⅢA～ⅦA族及0族 ns2np1～6(He除外) d区 ⅢB～ⅦB及Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2 f区 镧系及锕系元素 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 2.根据元素金属性与非金属性分区 (1)金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。 (2)处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。s区的元素除氢外，也全部是金属元素。 依据原子结构判断元素分区的方法 电子排布式价层电子排布式 要点05 元素周期律 一、原子半径 1.递变规律 (1)同周期主族元素原子：从左到右，核电荷数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。 (2)同主族元素原子：从上到下，能层数越多，原子半径越大。 2.微粒半径大小比较的常用方法 微粒特点 比较方法 实例 原 子 同周期主族元素 核电荷数越大，半径越小 r(Na)＞r(Mg)＞r(Al) 同主族元素 电子的能层越多，半径越大 r(F)＜r(Cl)＜r(Br) 一般原子 一般电子的能层越多，半径越大 r(S)>r(C) 离 子 核外电子排布相同 核电荷数越大，半径越小 r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋) 电子数和核电荷数均不同 通过电子数或核电荷数相同的微粒做参照物 r(Al3＋)＜r(O2－)＜r(S2－) 同种元素的原子和离子 核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小 r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋) 3.微粒半径大小比较的思路 (1)“一看层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。 (2)“二看核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。 (3)“三看电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。 二、电离能 1.第一电离能的变化规律和原因 电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的核外电子排布。 同周期元素 规律 同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种元素(稀有气体)的第一电离能最大 原因 同周期元素原子的电子层数相同，但随着核电荷数增大，原子核对外层电子的吸引作用增强，失去电子的能力逐渐减弱，元素的第一电离能整体呈增大趋势 同主族元素 规律 同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小 原因 同主族元素原子的价层电子数相同，但自上而下，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引作用逐渐减弱，失去电子的能力逐渐增强，元素的第一电离能逐渐减小 过渡元素 规律 过渡元素的第一电离能的变化不太规则，同周期过渡元素中随着元素原子核电荷数的增加，第一电离能略有增加 原因 对过渡元素原子来说，增加的电子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f轨道上，原子核对外层电子的吸引作用变化不是太大 2.逐级电离能变化规律 (1)原子的逐级电离能越来越大 原子失电子时，首先失去的是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要的能量增多；同时，失去电子后，阳离子所带的正电荷对电子的吸引更强，从而使电离能越来越大。 (2)逐级电离能递增有突变现象 同一能层的电子，能量相差不大，从同一能层逐渐失去一个电子时，所需能量差别不是太大。再从不同能层失去一个电子时，所需能量有很大的差距。 3.电离能的应用 (1)比较元素金属性的强弱：一般情况下，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强。 (2)确定元素原子的核外电子层排布：由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因而元素的电离能会发生突变。 (3)确定元素的化合价：如果≫，即电离能在In与In＋1之间发生突变，那么元素的原子易形成＋n价离子，并且主族元素的最高化合价为＋n价(或只有＋n价，0价)。某元素的逐级电离能，若I2≫I1，则该元素通常显＋1价；若I3≫I2，则该元素通常显＋2价；若I4≫I3，则该元素通常显＋3价。 三、电负性 1.电负性的变化规律 (1)金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。 (2)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。 (3)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。 (4)电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素集中在元素周期表的左下角。 2.电负性的应用 3.解释元素“对角线”规则 在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。这可以由元素的电负性得到解释：Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5；B、Si的电负性分别为2.0、1.8。它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，它们表现出的性质相似，如Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；Be(OH)2、Al(OH)3均属于难溶的两性氢氧化物；B、Si的含氧酸都是弱酸等。 归｜纳｜总｜结 电负性大小的判断方法 (1)根据位置判断。同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族，元素的电负性从上到下逐渐减小。 (2)根据元素种类判断。一般金属元素的电负性＜非金属元素的电负性。金属元素的电负性越小，金属越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属越活泼。 (3)根据化合价判断。化合物中显正化合价的元素的电负性小于显负化合价的元素的电负性，如HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl。 (4)根据化合物类型判断。一般情况下，组成化合物的两种元素的电负性差值大于1.7时，形成离子键；差值小于1.7时，形成共价键。差值越小，键的极性越弱。如Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。 要点06 元素推断 1.利用元素原子或离子的核外电子排布推断 (1)最外层电子排布式为ns2np1～6的元素一定是主族或0族元素，位于p区。若是最外层电子排布式为ns2np1～5，则位于第ⅢA～ⅦA族；若最外层电子排布式为ns2np6，则位于0族。 (2)若最外层只有ns能级上有电子，价层电子排布式可能为ns1～2(He除外)，位于s区；也可能为(n－1)d1～10ns1～2，属于过渡元素，位于d区、ds区。 (3)一些元素原子核外电子排布的特殊性，如前18号元素中： ①族序数等于周期序数的元素：H、Be、Al。 ②族序数等于周期序数两倍的元素：C、S。 ③族序数等于周期序数三倍的元素：O。 ④周期序数等于族序数两倍的元素：Li。 ⑤周期序数等于族序数三倍的元素：Na。 2.利用元素的特殊性质推断 (1)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。 (2)最高正价是最低负价绝对值三倍的短周期元素：S。 (3)除H外，原子半径最小的主族元素：F。 (4)第一电离能最大的主族元素：F；第一电离能最小的主族元素：Cs(放射性元素除外)。 (5)电负性最小的主族元素：Cs(0.7，放射性元素除外)；电负性最大的主族元素：F(4.0)。 (6)同主族相邻两种元素的原子序数若具有2倍关系，此两种元素为O和S。 3.利用元素的单质或化合物的性质、用途、存在的特殊性推断 (1)地壳中含量最多的元素或通常氢化物呈液态的元素：O。 (2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。 (3)形成化合物种类最多的元素或形成的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。 (4)地壳中含量最多的金属元素或常见氧化物、氢氧化物呈两性的元素：Al。 (5)最活泼的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或氢化物最稳定的元素：F。 (6)焰色呈黄色的元素：Na。 (7)焰色呈紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素：K。 (8)最轻的金属元素：Li。 (9)气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N。 (10)常温下单质呈液态的非金属元素：Br。 要点07 共价键 一、σ键和π键的比较 键的类型 σ键 π键 原子轨道重叠方式 两个原子的成键轨道沿着键轴的方向以“头碰头”的方式重叠 两个原子的成键轨道以“肩并肩”的方式重叠 原子轨道重叠部位 两原子核之间，在键轴处 键轴上方和下方，键轴处为零 原子轨道重叠程度 大 小 化学活泼性 不活泼 活泼 示意图 归｜纳｜总｜结 (1)因s电子云轮廓图是球形的，故s轨道与s轨道形成σ键时，无方向性。两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。 (2)两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。 (3)通常情况下，σ键比π键牢固，π键容易断裂，如乙烯、乙炔的化学性质比乙烷活泼，但N2中的π键由于原子轨道重叠程度大，π键牢固，故N2中的π键不易断裂，不易发生加成反应和氧化反应。 二、确定分子或离子中σ键和π键数目的方法 (1)依据电子式或结构式进行判断 如乙炔(H—C≡C—H)中σ键数为3、π键数为2；CN－[∶C⋮⋮N∶]－中σ键数为1、π键数为2。 (2)依据共价键的类型判断 共价键类型 (3)依据共价分子的组成判断σ键 ABx型分子或原子团中，含σ键的数目为x；如H2O中含2个σ键，NH3中含3个σ键，CO中含3个σ键，SO中含4个σ键。 要点08 键参数及其应用 1.键参数对分子性质的影响 2.键能的应用 (1)判断共价键的强弱 键能越大，断开化学键时需要的能量越多，化学键越稳定。 (2)判断分子的稳定性 结构相似的分子中，共价键的键能越大，分子越稳定。 (3)计算化学反应的反应热 ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和。 3.键长的应用 (1)一般键长越短，键能越大，共价键越稳定，分子越稳定。 (2)键长的比较方法 ①根据原子半径比较，同类型的共价键，成键原子的原子半径越小，键长越短。 ②根据共用电子对数比较，相同的两个原子间形成共价键时，单键键长>双键键长>三键键长。 4.键角的应用 判断分子的空间结构，如NH3分子的H—N—H键角是107°，N—H键的键长是101 pm，则可以判断NH3分子是三角锥形分子，如图： 归｜纳｜总｜结 (1)并不是所有共价键都存在三个键参数，如双原子分子中不存在键角。 (2)由分子构成的物质，其熔沸点与共价键的键长和键能无关。 (3)并非所有的共价键都满足“键长越小，键能越大”，如卤素单质分子中的键长：F—F＜Cl—Cl，但键能F—F＜Cl—Cl。 要点09 利用价层电子对互斥模型判断分子(或离子)的空间构型 1.根据价层电子对互斥模型判断分子的空间结构 (1)判断流程 (2)常见分子的VSEPR模型和分子的空间结构 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 分子的空间结构 实例 2 0 2 直线形 直线形 HgCl2、BeCl2、CO2 3 0 3 平面 三角形 平面 三角形 BF3、BCl3 2 1 V形 SO2、PbCl2 4 0 4 正四面 体形 正四面 体形 CH4、CCl4 3 1 三角锥形 NH3、NF3 2 2 V形 H2O 2.注意事项 (1)ABn型分子中，A与B之间的多重键(如双键或三键)计算σ键数时，把双键或三键作为一对电子对看待。 (2)利用公式(a－xb)计算中心原子的孤电子对时，若出现小数，则采用近似值处理，如NO2分子中的σ键数是2，中心原子上的孤电子对是(5－2×2)＝0.5≈1，则NO2分子中的价层电子对数是3，空间构型为V形。 (3)中心原子上有孤电子对时，分子的空间结构与VSEPR模型不同，如H2O、NH3等。 归｜纳｜总｜结 价层电子对数的计算方法 1.结构分析法 利用分子的电子式或结构式计算，其中共价单键是1个价层电子对，双键和三键也为1个价层电子对，如PH3的电子式为，则价层电子对数为3＋1＝4。甲醛的结构式为，价层电子对数为3。 2.公式计算法 中心原子的价层电子对数＝σ键数＋孤电子对数，其中孤电子对数＝(a－xb)。 要点10 杂化轨道类型与分子空间结构的关系 1.杂化轨道用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对。 (1)没有孤电子对：能量相同的杂化轨道彼此远离→形成的分子为对称结构。 (2)有孤电子对：孤电子对占据一定空间且对成键电子对产生排斥→形成的分子的空间结构发生变化。 2.杂化轨道与分子的空间结构的关系 (1)杂化轨道全部用于形成σ键 杂化类型 sp sp2 sp3 轨道组成 一个ns和一个np 一个ns和两个np 一个ns和三个np 轨道夹角 180° 120° 109°28' 杂化轨道示意图 实例 BeCl2 BF3 CH4 分子的空间结构 直线形 平面三角形 正四面体形 (2)杂化轨道中有未参与成键的孤电子对 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 归｜纳｜总｜结 常见物质中心原子的杂化方式 (1)采取sp3杂化：有机物中饱和碳原子、NH3、H2O、金刚石中的碳原子、晶体硅中的硅原子、SiO2、N等。 (2)采取sp2杂化：有机物中的双键碳原子、BF3、石墨中的碳原子、苯环中的碳原子等。 (3)采取sp杂化：有机物中的三键碳原子、CO2、BeCl2等。 【特别提醒】注意结构相似的物质，如CO2与CS2、BF3与BBr3等的中心原子的杂化轨道类型分别相同。 要点11 键的极性与分子极性 1.键的极性与分子极性的关系 2.从向量的角度理解分子的极性 (1)若分子中共价键极性的向量和等于0，则为非极性分子，如CH4、BF3等。 实 例 解 释 对称的3个F所带负电的向量和位于分子中心，即与B重合，且负电量与B所带正电量相等，分子不带电，为非极性分子 对称的4个H所带正电的向量和位于分子中心，即与C重合，且正电量与C所带负电量相等，分子不带电，为非极性分子 (2)若分子中共价键极性的向量和不等于0，则为极性分子，如H2O、NH3等。 实 例 解 释 2个H所带正电的向量和位于2个H连线的中间，即正电中心与负电中心不重合，为极性分子 3个H所带正电的向量和位于3个H连线的正三角形的中心，即正电中心与负电中心不重合，为极性分子 归｜纳｜总｜结 (1)一般情况下，单质分子为非极性分子，但O3是V形分子，空间不对称结构，故为极性分子。 (2)AB型分子均为极性分子。 (3)只含有极性键的分子不一定是极性分子(如CH4)；极性分子不一定只含有极性键(如C2H5OH)；含有非极性键的分子不一定是非极性分子(如H2O2)。 要点12 氢键 一、氢键对物质性质的影响总结 对物质熔、 沸点的影响 (1)含有分子间氢键的物质，熔、沸点往往比同系列氢化物的熔、沸点高，如ⅤA、ⅥA、ⅦA三个主族中，NH3、H2O和HF的熔、沸点反常高。 (2)含有分子内氢键的物质，熔、沸点一般会有所降低，如有分子内氢键的邻硝基苯酚熔点(45 ℃)比有分子间氢键的间硝基苯酚熔点(96 ℃)和对硝基苯酚熔点(114 ℃)都要低。 对溶解 度的影响 在极性溶剂中，如果溶质分子与溶剂分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大，如HF和NH3在水中溶解度比较大。而溶质分子内如果能够形成氢键，它在极性溶剂中的溶解度则会有所降低。 对物质密 度的影响 (以水为例) 在水中，一个水分子的氧原子与另一个水分子的氢原子是沿该氧原子的一个sp3杂化轨道的方向形成氢键，因此当所有水分子全部缔合——结冰后，所有的水分子按一定的方向全部形成了氢键，成为晶体，因此在冰的结构中形成许多空隙，造成体积膨胀，密度减小。故冰的体积大于等质量的水的体积，冰的密度小于水的密度。 归｜纳｜总｜结 (1)氢键不属于化学键，它是一种较强的分子间作用力，其强度：共价键＞氢键＞范德华力。 (2)在一定条件下测定HF、H2O的相对分子质量时，测定结果偏大的原因是HF分子间及H2O分子间通过氢键形成了(HF)n、(H2O)n等缔合分子。 二、范德华力、氢键和共价键的比较 概念 范德华力 氢键 共价键 含义 物质分子之间普遍存在的一种作用力 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的作用力 原子间通过共用电子对所形成的相互作用 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 特征 无方向性和饱和性 有方向性和饱和性 有方向性和饱和性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响强度的因素 ①随分子极性的增大而增大 ②分子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，作用越强 成键原子半径和共用电子对数目。键长越小，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，物质熔、沸点升高，如熔、沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大。如熔、沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 共价键键能越大，含有该共价键分子的热稳定性越强 归｜纳｜总｜结 (1)氢键与范德华力主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点等；化学键主要影响物质的化学性质。 (2)范德华力只存在于分子之间，但金刚石、SiO2等由共价键形成的晶体的微粒之间不存在范德华力。 要点13 手性分子的成因与判断 1.手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。例如，CHBrClF的手性结构如图1所示。又如丙氨酸分子(手性碳原子上连接—H、—CH3、—NH2、—COOH)的手性结构如图2所示。 2.手性碳原子的判断 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。 题型01 能层与能级的关系 【典例1】下列说法正确的是(　　) A.第三能层只有s、p两个能级 B.在基态多电子原子中，p能级电子能量一定高于s能级电子能量 C.第三能层最多容纳8个电子 D.无论哪一能层的s能级最多容纳的电子数均为2 【答案】D 【解析】第三能层有s、p、d三个能级，A错误；同一能层中的p能级电子的能量一定比s能级电子能量高，但能层较高的s能级电子能量则比能层低的p能级电子能量高，B错误；每个能层最多可容纳的电子数是2n2，第三能层最多容纳18个电子，C错误；s能级最多容纳的电子数为2，D正确。 方｜法｜点｜拨 能级与能层关系：第n能层包含n个能级（s、p、d、f…），例如第三能层有3s、3p、3d。 能量高低判断：同一能层中，np > ns；不同能层间可能出现能级交错，如4s < 3d。 最多容纳电子数：能层为2n²，能级：s为2、p为6、d为10、f为14。 易错警示：s能级无论在哪一层，最多都只容纳2个电子（泡利原理）。 【变式1-1】下列能层(n)中，不包含d能级的是(　　) A.2 B.3 C.4 D.5 【答案】A 【解析】A.2能层，含有2个能级，分别是2s、2p能级，不包含d能级，A选；B.3能层，含有3个能级，分别是3s、3p、3d能级，包含d能级，B不选；C.4能层，含有4个能级，分别是4s、4p、4d、4f能级，包含d能级，C不选；D.5能层，含有5个能级，分别是5s、5p、5d、5f、5g能级，包含d能级，D不选。 【变式1-2】第四能层上4d能级最多容纳的电子数是(　　) A.6 B.10 C.14 D.18 【答案】B 【解析】s、p、d、f能级最多容纳的电子数依次是1、3、5、7的2倍，即d能级最多容纳的电子数是5×2＝10。 题型02 基态、激发态与电子跃迁 【典例2】下列关于同一种原子的基态和激发态的说法中，正确的是(　　) A.激发态时的能量比基态时高 B.激发态时比较稳定 C.由基态转化为激发态过程中放出能量 D.电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱 【答案】A 【解析】同一原子处于激发态时能量较高，较不稳定，A正确、B不正确；电子从能量较低的基态跃迁到能量较高的激发态时，也会产生原子光谱，D不正确。 方｜法｜点｜拨 能量关系：基态能量最低，激发态能量更高，更不稳定。 跃迁本质：基态→激发态 吸收 能量；激发态→基态 释放 能量（多以光的形式）。 原子光谱：电子在激发态与基态之间跃迁时（包括吸收和发射），都会产生原子光谱（吸收光谱或发射光谱）。 【变式2-1】下列说法不正确的是(　　) A.p能级的能量一定比s能级的能量高 B.在现代化学中，常利用光谱分析法来鉴定元素 C.同一原子处于激发态时的能量一定高于其处于基态时的能量 D.焰色试验中观察到的特殊焰色是金属原子的电子从激发态跃迁到基态时产生的光的颜色 【答案】A 【解析】2p能级的能量小于3s能级的，A项错误；不同元素的特征谱线不同，故可以利用光谱分析法来鉴定元素，B项正确；基态是原子能量最低时的状态，C项正确；焰色试验中观察到的特殊焰色是金属原子的电子从激发态跃迁到基态时产生的光的颜色，D项正确。 【变式2-2】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色，其紫色对应的辐射波长最长 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色，可见光中紫色的波长最短，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；原子光谱可以用于定性鉴定元素，D正确。 题型03 构造原理与电子排布式 【典例3】下列有关构造原理的说法错误的是(　　) A.原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序为3p→4s→3d B.某基态原子部分核外电子的排布式为3d64s2 C.所有基态原子的核外电子排布都遵循构造原理 D.构造原理中的电子排布能级顺序，实质是各能级能量由低到高的顺序 【答案】C 【解析】A.根据构造原理ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np，可判断原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序为3p→4s→3d，故A正确；B.根据构造原理ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np，某基态原子部分核外电子的排布式为3d64s2，故B正确；C.绝大多数基态原子的核外电子排布都遵循构造原理，但也有少数例外，如Cu，故C错误；D.构造原理中电子填入能级的顺序即各能级能量由低到高的顺序，故D正确。 方｜法｜点｜拨 构造原理顺序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p…（记住能级交错：4s<3d）。 书写电子排布式：按主量子数从小到大顺序写（如先写3d再写4s），但填充时先填4s后填3d。 例外元素：Cr、Cu等（半满、全满更稳定），不严格遵守构造原理。 核心本质：构造原理反映的是各能级能量由低到高的顺序。 【变式3-1】下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　) A.Al　1s22s22p63s23p1 B.S2－　1s22s22p63s23p4 C.Na　1s22s22p63s1 D.F　1s22s22p5 【答案】B 【解析】A.Al为13号元素，核外有13个电子，则其核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，故A正确；B.S为16号元素，核外有16个电子，而S2－核外有18个电子，3p轨道也被填满，即1s22s22p63s23p6，故B错；C.Na为11号元素，核外有11个电子，则其核外电子排布式为1s22s22p63s1，故C正确；D.F为9号元素，核外有9个电子，则其核外电子排布式为1s22s22p5，故D正确。 【变式3-2】已知Na的核外电子排布式为1s22s22p63s1，通常可把内层已达稀有气体原子的电子层结构的部分写成“原子实”，如Na的核外电子排布式可写成[Ne]3s1。用“原子实”表示的30号元素锌的原子核外电子排布式正确的是(　　) A.[Ne]3d104s2 B.[Ar]3d104s24p2 C.[Ar]3d84s24p2 D.[Ar]3d104s2 【答案】D 【解析】根据构造原理可知，锌元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，除3d104s2外，锌原子内层电子的排布与稀有气体原子Ar的电子排布相同，因此锌的核外电子排布式可写为[Ar]3d104s2。 题型04 原子轨道 【典例4】下列说法正确的是(　　) A.不同的原子轨道形状一定不相同 B.p轨道呈哑铃形，因此p轨道上的电子运动轨迹呈哑铃形 C.2p能级有3个p轨道 D.氢原子的电子运动轨迹呈球形 【答案】C 【解析】A.不同能级的原子轨道形状可以相同，如1s、2s能级的原子轨道都是球形，只是半径不同，A错；B.现在的技术无法测定电子在原子核外的运动轨迹，原子轨道只是体现电子的运动状态，B错；C.任何电子层的p能级都有3个p轨道，C正确；D.根据B项分析，氢原子s轨道呈球形，并不是电子运动轨迹呈球形，D错。 方｜法｜点｜拨 轨道形状：s球形、p哑铃形、d更复杂；不同能层的同种形状轨道（如1s、2s）形状相同但大小不同。 电子运动：无法测定确切轨迹，原子轨道仅代表电子出现概率高的区域。 p轨道数目：任何能层的p能级都有3个简并轨道（px、py、pz）。 避免混淆：不要把“轨道形状”说成“电子运动轨迹”。 【变式4-1】如图是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是(　　) A.s能级和p能级的原子轨道形状相同 B.每个p能级都有6个原子轨道 C.s能级的原子轨道半径与能层序数有关 D.钠原子的电子在11个原子轨道上高速运动 【答案】C 【解析】s轨道为球形，p轨道为哑铃形，A项错误；每个p能级只有3个原子轨道，B项错误；能层序数越小，s能级的原子轨道半径越小，C项正确；钠原子的电子在6个原子轨道上高速运动，D项错误。 【变式4-2】3px所代表的含义是(　　) A.px轨道上有3个电子 B.第三能层px轨道有3个伸展方向 C.px电子云有3个伸展方向 D.第三能层沿x轴方向伸展的p轨道 【答案】D 【解析】符号3px中“3p”表示第三能层的p轨道，“x”表示原子轨道沿x轴的方向伸展。 题型05 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 【典例5】下列排布不符合泡利原理的是(　　) A.2p轨道： B.2p轨道： C.3d轨道： D.3d轨道： 【答案】B 【解析】由于泡利原理指的是一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这2个电子的自旋方向必然相反，所以只有选项B不满足此原理。 方｜法｜点｜拨 泡利原理：一个原子轨道最多容纳2个电子，且自旋相反（↑↓）。同一轨道两个箭头同向即违反。 洪特规则：电子在简并轨道上尽量分占不同轨道且自旋平行（↑↑↑），以降低能量。 能量最低原理：电子先填能量低的轨道。 常见错误：将两个自旋相同的电子填入同一轨道（违反泡利）；未优先单独占据轨道（违反洪特）。 【变式5-1】下列说法错误的是(　　) A.电子排布式1s22s22p63s3违反了泡利原理 B.基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d5违反了能量最低原理 C.根据构造原理可知原子核外电子填充顺序为…4p、4d、4f、5s、5p…… D.8O的电子排布式为1s22s22p2p，违反了洪特规则 【答案】C 【解析】根据泡利原理可知3s轨道最多排2个电子，A正确；由于4s轨道能量比3d轨道低，根据能量最低原理可知该基态原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d34s2，B正确；根据构造原理可知原子核外电子的填充顺序为…4p、5s、4d、5p、6s、4f…，C错误；根据洪特规则可知，电子尽可能地占据不同的轨道，则基态8O原子的电子排布式应为1s22s22p2p2p，D正确。 【变式5-2】下列各项叙述错误的是(　　) A.若硫原子的轨道表示式为，违反了泡利不相容原理 B.若第25号Mn元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d7，则违反了构造原理 C.氮原子的轨道表示式为，符合洪特规则和泡利不相容原理 D.泡利不相容原理、洪特规则、构造原理都是核外电子排布满足能量最低的条件 【答案】A 【解析】若硫原子的轨道表示式为，3p轨道电子排布违反的是洪特规则，故A错误；第25号Mn元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，若写成1s22s22p63s23p63d7，则违反了构造原理，故B正确；氮原子的轨道表示式为，符合洪特规则和泡利不相容原理，故C正确；泡利不相容原理、洪特规则、构造原理都是核外电子排布满足能量最低的条件，故D正确。 题型06 原子结构与元素周期表的关系 【典例6】价层电子排布式为5s25p1的元素，在周期表中的位置是(　　) A.第四周期ⅤA族 B.第五周期ⅢA族 C.第五周期ⅠA族 D.第四周期ⅢA族 【答案】B 【解析】由价层电子排布知，该元素是主族元素。因为最高电子层的序数＝周期数，价层电子数＝主族序数，所以该元素位于第五周期ⅢA族。 方｜法｜点｜拨 周期数 = 最高主量子数（即最外层电子层数）。 主族族序数 = 最外层电子数（即价电子数，ns+np）。 副族与Ⅷ族：需根据(n-1)d+ns电子数判断。 快速定位：看价电子构型，ns¹~²为s区（ⅠA、ⅡA），ns²np¹~⁵为p区（ⅢA~ⅦA），ns²np⁶为0族。 【变式6-1】某元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d74s2，它在元素周期表中的位置是(　　) A.第三周期ⅡB族 B.第四周期ⅡB族 C.第四周期ⅦB族 D.第四周期Ⅷ族 【答案】D 【解析】由[Ar]3d74s2可知该元素位于第四周期，又由价层电子数为9知其位于第四周期第9纵列，为第Ⅷ族元素。 【变式6-2】价层电子排布式为5s25p3的元素是(　　) A.第五周期ⅢA族 B.51号元素 C.非金属元素 D.Te 【答案】B 【解析】5s25p3，5指的是能层数，即属于第五周期，价层电子指的是最外层电子数，主族元素所在族序数等于最外层电子数，即属于第ⅤA族元素，属于主族元素，又因为最后一个电子填充在p能级上，按照核外电子排布的规律，推出此元素是51号金属元素锑(Sb)，B正确。 题型07 原子结构与元素周期表的分区 【典例7】按电子排布，可以把周期表中的元素划分为5个区，以下元素属于p区的是(　　) A.Fe B.Mg C.Br D.Cu 【答案】C 【解析】Fe的价层电子排布式为3d64s2，属于d区元素，A错误；Mg的价层电子排布式为3s2，属于s区元素，B错误；Br的价层电子排布式为4s24p5，属于p区元素，C正确；Cu的价层电子排布式为3d104s1，属于ds区元素，D错误。 方｜法｜点｜拨 分区依据：根据最后一个电子填入的能级。 各区位置：s区（ⅠA、ⅡA）、p区（ⅢA~ⅦA、0族）、d区（ⅢB~Ⅷ族）、ds区（ⅠB、ⅡB）、f区（镧系、锕系）。 价电子特点： s区：ns¹~² p区：ns²np¹~⁶ d区：(n-1)d¹~⁸ns²（有例外） ds区：(n-1)d¹⁰ns¹~² 记忆技巧：p区包含所有非金属（除H）和部分金属。 【变式7-1】已知某基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，该元素在周期表中的位置和区分别是(　　) A.第四周期第ⅡB族，s区 B.第四周期第ⅧB族，d区 C.第四周期第Ⅷ族，d区 D.第四周期第Ⅷ族，ds区 【答案】C 【解析】由原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2可知共有4个电子层，为第四周期元素，价层电子排布式为3d84s2，为d区元素，位于第四周期第Ⅷ族，故选C。 【变式7-2】已知某元素＋2价离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该元素在元素周期表中的位置及所属分区是(　　) A.第四周期第Ⅷ族，p区 B.第六周期第ⅤB族，d区 C.第四周期第ⅠB族，ds区 D.第四周期第ⅤB族，f区 【答案】C 【解析】由题意可知，该元素＋2价离子的核外有27个电子，则该元素原子核外有29个电子，即该元素是Cu，位于第四周期第ⅠB族，属于ds区。 题型08 粒子半径的比较 【典例8】下列微粒半径依次增大的是(　　) A.同一主族元素随着原子序数的递增 B.同一周期的元素随着原子序数的递增 C.Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－ D.P、S、S2－、Cl－ 【答案】A 【解析】A.依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A正确；B.一般来说，同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B错误；C.各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C错误；D.微粒半径P>S，S2－>Cl－，D错误。 方｜法｜点｜拨 同主族：原子序数↑ → 电子层数↑ → 半径↑。 同周期：原子序数↑ → 核电荷数↑ → 半径↓（稀有气体突增）。 同电子层结构（如Ne型）：核电荷数↑ → 半径↓（例：O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺）。 同元素不同价态：阴离子 > 原子 > 阳离子；价态越高，半径越小（如Fe > Fe²⁺ > Fe³⁺）。 【变式8-1】具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　) A.1s22s22p63s23p5 B.1s22s22p3 C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4 【答案】D 【解析】由核外电子排布式可知A为氯原子，B为氮原子，C为碳原子，D为硫原子。根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素由上到下原子半径逐渐增大，当最外层电子数目相差不大时，一般能层数越多，原子半径越大，故原子半径最大的是硫原子。 【变式8-2】下列离子化合物中，阴离子半径与阳离子半径之比小于1的是(　　) A.Na2O B.KF C.KCl D.MgCl2 【答案】B 【解析】阴离子半径与阳离子半径之比小于1，说明阴离子半径小于阳离子半径。A.氧离子半径大于钠离子，故A不符合题意；B.氟离子半径小于钾离子，故B符合题意；C.氯离子半径大于钾离子，故C不符合题意；D.氯离子半径大于镁离子，故D不符合题意。 题型09 电离能的比较与应用 【典例9】下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(　　) A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na 【答案】A 【解析】A项，四种元素处于同一主族，随着能层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，正确；B项，四种元素处于同一主族，但电子层数逐渐减小，第一电离能逐渐增大，错误；同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族为全充满状态，第一电离能较相邻元素大，C、D错误。 方｜法｜点｜拨 同主族：从上到下，I₁减小。 同周期：从左到右，I₁总体增大，但有反常： ⅡA（ns²） > ⅢA（ns²np¹）：因为全满更稳定。 ⅤA（ns²np³） > ⅥA（ns²np⁴）：因为半满更稳定。 比较口诀：“同主族向下减小，同周期右大左小，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA”。 应用：判断金属性（I₁越小越易失电子，金属性越强）。 【变式9-1】下列各项中元素的第一电离能依次减小的是(　　) A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.Si、Al、Mg、Na 【答案】A 【解析】A项，四种元素处于同一主族，随着能层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小，正确；B项，四种元素处于同一主族，但电子层数逐渐减小，第一电离能逐渐增大，错误；同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈增大趋势，但ⅡA族为全充满状态，第一电离能较相邻元素大，C、D错误。 【变式9-2】下列说法正确的是(　　) A.第三周期中钠元素的第一电离能最小 B.因同周期主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，故其第一电离能逐渐增大 C.在所有元素中，氟元素的第一电离能最大 D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大 【答案】A 【解析】同周期元素从左到右，第一电离能总体呈增大趋势，但由于核外电子排布处于全充满、半充满状态时比较稳定，导致第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能比它同周期相邻的两种元素的第一电离能都大，A项正确，B项错误；氟是最活泼的非金属元素，但其第一电离能比稀有气体元素的小，C项错误；金属性：K＞Na＞Mg，钾的金属性比镁的强，则钾的第一电离能比镁的小，D项错误。 题型10 电负性的比较与应用 【典例10】下列元素按电负性由大到小顺序排列的是(　　) A.K、Na、Li B.N、O、F C.As、P、N D.F、Cl、S 【答案】D 【解析】同一周期元素从左到右电负性逐渐增大；同一主族元素从上到下电负性逐渐减小。 方｜法｜点｜拨 同周期：从左到右，电负性增大（F最强）。 同主族：从上到下，电负性减小（F > Cl > Br > I）。 特殊：N的电负性略低于O，但高于P。 应用：判断元素非金属性强弱（电负性越大，非金属性越强）。判断键的极性（差值>1.7为离子键，<1.7为共价键）。 【变式10-1】利用元素的电负性不能判断的是(　　) A.元素原子的得电子能力 B.化学键的类别(离子键和共价键) C.元素的活动性 D.元素稳定化合价的数值 【答案】D 【解析】利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小的原子间一般形成共价键，差值大的原子间一般形成离子键)、元素的活动性(电负性越小的金属元素越活泼，电负性越大的非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。 【变式10-2】镁、锂在元素周期表中具有特殊的“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂的性质的叙述，不正确的是(　　) A.Li2SO4易溶于水 B.LiOH是受热不易分解的强碱 C.Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象 D.Li2CO3受热分解，生成Li2O和CO2 【答案】B 【解析】运用对角线规则，可由Mg及其化合物的性质推测Li及其相应化合物的性质。根据MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是一种易分解的中强碱，Mg在浓硫酸中不会发生“钝化”，MgCO3受热易分解为MgO和CO2等性质，推测出Li2SO4易溶于水，LiOH是一种易分解的中强碱，Li在浓硫酸中不会发生“钝化”，Li2CO3受热易分解为Li2O和CO2。 题型11 元素推断 【典例11】1.X、Y、Z、W、R是周期表中的短周期主族元素，原子半径依次增大。X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，W在周期表中位于ⅡA族。下列说法正确的是(　　) A.简单离子半径：r(Y)<r(W) B.Y的第一电离能在五种元素中最大 C.R的最高价氧化物对应的水化物可能具有酸性 D.元素电负性X<Y<Z 【答案】B 【解析】X和Z的基态原子的2p能级上各有两个未成对电子，原子半径依次增大，则2p能级上分别有4、2个电子，则X为O，Z为C，Y为N；W在周期表中位于ⅡA族，则W为Mg，R为Na。A.N3－、Mg2＋的电子层数相同，核电荷数越大半径越小，故r(Y)>r(W)，A错误；B.氮原子最外层电子处于半充满的稳定状态，故Y的第一电离能最大，B正确；C.R为钠原子，R的最高价氧化物对应水化物为氢氧化钠，不具有酸性，C错误；D.同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增强，故元素电负性X>Y>Z，D错误。 方｜法｜点｜拨 突破点：2p能级两个未成对电子 → 可能是C（2p²）或O（2p⁴），结合原子半径依次增大，确定X=O，Z=C，Y=N。 结合族位置：W为ⅡA族，半径大于N → W=Mg，R=Na。 规律应用： 离子半径：电子层结构相同时，核电荷数越大半径越小。 第一电离能：N(ⅤA) > O(ⅥA) > C(ⅣA)。 电负性：O > N > C。 思路总结：特征电子排布 → 推断元素 → 比较性质。 【变式11-1】如图所示是元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　) A.W的基态原子的最外层p轨道上有2个未成对电子 B.Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C.W的电负性比X的电负性大 D.第一电离能：R＞W＞Y 【答案】D 【解析】从图中可以看出，R为稀有气体元素；由此推出R、W、X、Y、Z分别为Ar、P、N、S、Br。A.W为磷元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p3，最外层p轨道上有3个未成对电子，A错；B.Y、Z为S、Br，Br比S多一个电子层，原子转化为阴离子时，电子层数不变，它们的阴离子电子层结构不相同，B错；C.W、X分别为P、N，二者为同主族元素，P在N的下方，非金属性P比N小，所以W(P)的电负性比X(N)的电负性小，C错；D.R、W、Y分别为Ar、P、S，Ar的第一电离能最大，P的3p轨道处于半满状态，第一电离能出现反常，所以第一电离能：R(Ar)＞W(P)＞Y(S)，D正确。 【变式11-2】一种用作锂电池电解液的锂盐结构如图所示。基态Z原子的电子填充了3个能级，其中2个未成对电子。有W、Z、Y位于同一周期。下列叙述正确的是(　　) A.原子半径：X>Z>W B.氢化物沸点：X>Z>W C.Y的氢化物可用于刻蚀玻璃 D.第一电离能：Y>Z>W 【答案】C 【解析】由题干信息可知，基态Z原子的电子填充了3个能级，其中有2个未成对电子，故Z为C或者O，根据锂盐结构Z周围形成了2个键，故Z为O，W、Z、Y位于同一周期，Y只形成1个共价键，Y为F，W形成2个共价键且得到1个电子，W为N。由上述分析可知，X为S、W为N、Z为O、Y为F。A.能层数越多、原子半径越大，同周期从左向右原子半径减小，则原子半径：X>W>Z，A错误；B.H2O和NH3的分子间存在氢键，因此沸点比H2S高，Z>W>X，B错误；C.Y的氢化物为HF，可用于刻蚀玻璃，C正确；D.第一电离能N>O，因此，第一电离能Y>W>Z，D错误。 题型12 σ键和π键 【典例12】在N2F2分子中，所有原子均符合8电子稳定结构，则该分子中两个氮原子之间的键型构成是(　　) A.仅有一个σ键 B.仅有一个π键 C.一个σ键，一个π键 D.一个σ键，两个π键 【答案】C 【解析】由题给条件所有原子均符合8电子稳定结构可知，其结构式应为F—N===N—F，则两个氮原子之间为氮氮双键，含有一个σ键和一个π键。 方｜法｜点｜拨 σ键：头对头重叠，可绕键轴旋转，单键必为σ键，双键、三键中含1个σ键。 π键：肩并肩重叠，不能绕键轴旋转，双键中含1个π键，三键中含2个π键。 判断方法： 单键 → 1个σ键。 双键 → 1个σ键 + 1个π键。 三键 → 1个σ键 + 2个π键。 稳定顺序：σ键 > π键（σ键重叠程度大，更稳定）。 【变式12-1】下列分子中既含有σ键又含有π键的是(　　) A.CH4 B.NH3 C.CO2 D.F2 【答案】C 【解析】CO2分子中含有碳氧双键，双键中既含有σ键又含有π键，而CH4、NH3、F2中只含有σ键。 【变式12-2】下列物质中σ键和π键数目比为1∶2的是(　　) A.O2 B.HCN C.CO2 D.N2 【答案】D 【解析】O2的结构式是O===O，分子中σ键和π键数目比为1∶1，A错误；HCN的结构式是H—C≡N，分子中σ键和π键数目比为1∶1，B错误；CO2的结构式是O===C===O，分子中σ键和π键数目比为1∶1，C错误；N2的结构式是N≡N，分子中σ键和π键数目比为1∶2，D正确。 题型13 键参数及其应用 【典例13】键长、键角和键能是描述共价键的三个重要参数，下列叙述正确的是(　　) A.键长和键角的数值可以通过晶体的X射线衍射实验获得 B.因为H—O键的键能小于H—F键的键能，所以O2、F2与H2的反应能力逐渐减弱 C.水分子的结构可表示为H—O—H，分子中的键角为180° D.H—O键的键能为463 kJ·mol－1，即18 g H2O分解成H2和O2时，消耗的能量为2×463 kJ 【答案】A 【解析】H—O键、H—F键的键能依次增大，则H—F键较H—O键稳定，O2、F2与H2的反应能力逐渐增强，B项错误；水分子的空间结构呈V形，键角为105°，C项错误；H—O键的键能为463 kJ·mol－1，指的是断开1 mol H—O键形成气态氢原子和气态氧原子所吸收的能量为463 kJ，18 g H2O即1 mol H2O中含2 mol H—O键，断开时需吸收2×463 kJ的能量形成气态氢原子和气态氧原子，再进一步形成H2和O2时，还会释放出一部分能量，D项错误。 方｜法｜点｜拨 键能：气态分子断开1 mol化学键所需能量。键能越大，键越稳定，分子越稳定（但注意：键能用于判断化学反应焓变时需考虑所有断键和成键）。 键长：成键原子核间距。键长越短，键能越大。 键角：描述分子空间结构，由实验测得（X射线衍射、光谱等）。 常见键角：H₂O 105°、CH₄ 109°28′、CO₂ 180°、BF₃ 120°。 易错点：断键吸收能量，成键释放能量；计算反应热时需考虑全部化学键。 【变式13-1】下列说法正确的是(　　) A.分子的结构是由键角决定的 B.共价键的键能越大，共价键越牢固，由该键形成的分子越稳定 C.CF4、CCl4、CBr4、CI4中C—X的键长、键角均相等 D.NH3分子中两个N—H的键角为120° 【答案】B 【解析】分子结构涉及原子在空间中的位置，与化学键种类有关，包括键长、键角以及相邻三个键之间的二面角，故A错误；共价键的键能越大，共价键越牢固，由该键形成的分子越稳定，故B正确；CF4、CCl4、CBr4、CI4中卤素原子的半径不同，所以C—X的键长不等，但键角均相等，故C错误；NH3分子中两个N—H的键角为107°，故D错误。 【变式13-2】下列事实不能用键能的大小来解释的是(　　) A.N2的化学性质很稳定 B.稀有气体一般难发生反应 C.HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱 D.F2比O2更容易与H2反应 【答案】B 【解析】由于N2分子中存在N≡N键，键能很大，破坏共价键需要很大的能量，所以N2的化学性质很稳定；稀有气体都为单原子分子，分子内部没有化学键；卤族元素从F到I原子半径逐渐增大，其氢化物中的键长逐渐变长，键能逐渐变小，所以稳定性逐渐减弱；由于F—F键的键能小于O===O键的键能，所以F2更容易与H2反应。 题型14 利用价层电子对互斥模型判断分子(或离子)的空间构型 【典例14】根据价层电子对互斥模型，判断下列分子或者离子的空间结构不是三角锥形的是(　　) A.PCl3 B.H3O＋ C.HCHO D.PH3 【答案】C 【解析】PCl3中P原子含有的孤电子对数是＝1，σ键电子对数为3，P的价层电子对数为4，VSEPR模型为正四面体形，PCl3的空间结构为三角锥形，不选A；H3O＋中O原子含有的孤电子对数是＝1，σ键电子对数为3，O的价层电子对数为4，VSEPR模型为正四面体形，H3O＋的空间结构为三角锥形，不选B；HCHO中碳原子含有的孤电子对数是＝0，σ键电子对数为3，C的价层电子对数为3，VSEPR模型为平面三角形，甲醛的空间结构是平面三角形，选C；PH3中P原子含有的孤电子对数是＝1，σ键电子对数为3，P的价层电子对数为4，VSEPR模型为正四面体形，PH3的空间结构为三角锥形，不选D。 方｜法｜点｜拨 VSEPR模型步骤： 计算价层电子对数 = σ键数 + 孤电子对数。 孤电子对数 = (中心原子价电子数 ± 离子电荷数 - 配原子提供的电子数之和) / 2。 判断空间结构： 电子对数为4，孤对为0 → 正四面体；孤对为1 → 三角锥形；孤对为2 → V形。 电子对数为3，孤对为0 → 平面三角形；孤对为1 → V形。 典例：NH₃、PH₃、H₃O⁺、PCl₃均为三角锥形；HCHO为平面三角形。 【变式14-1】下列有关描述正确的是(　　) A.NO为V形微粒 B.ClO的空间结构为平面三角形 C.NO的价层电子对互斥模型、空间结构均为平面三角形 D.ClO的价层电子对互斥模型、空间结构相同 【答案】C 【解析】NO中N原子的价层电子对数为3＋(5＋1－3×2)＝3，没有孤电子对，NO为平面三角形微粒，故A项错误、C项正确；ClO中氯原子的价层电子对数为3＋(7＋1－3×2)＝4，孤电子对数为1，价层电子对互斥模型为四面体形而空间结构为三角锥形，B、D项错误。 【变式14-2】下列描述正确的是(　　) A.CO2分子的空间结构为V形 B.ClO的空间结构为平面三角形 C.SF6中每个原子均满足最外层8电子稳定结构 D.SiF4和SO的中心原子无孤电子对 【答案】D 【解析】CO2分子中C原子形成2个σ键，孤电子对数为0，为直线形分子，A错误；ClO中Cl原子形成3个σ键，孤电子对数为＝1，为三角锥形离子，B错误；SF6中S原子最外层电子数为6×2＝12，C错误；SiF4分子中Si原子形成4个σ键，孤电子对数为0，SO中S原子形成4个σ键，孤电子对数为＝0，D正确。 题型15 杂化轨道类型与分子空间结构的关系 【典例15】下列分子的空间结构可用sp2杂化轨道来解释的是 (　　) ①BF3　②CH2==CH2　③ ④CH≡CH　⑤NH3　⑥CH4 A.①②③ B.①⑤⑥ C.②③④ D.③⑤⑥ 【答案】A 【解析】sp2杂化轨道形成夹角为120°的平面三角形，①BF3为平面三角形且B—F夹角为120°；②C2H4中碳原子以sp2杂化，未杂化的2p轨道重叠形成π键；③与②相似；④乙炔中的碳原子为sp杂化，未杂化的2p轨道重叠形成π键；⑤NH3中的氮原子为sp3杂化；⑥CH4中的碳原子为sp3杂化。 方｜法｜点｜拨 杂化类型与空间结构： sp杂化：直线形(180°)，如CO₂、C₂H₂。 sp²杂化：平面三角形(120°)，如BF₃、C₂H₄、苯环中的碳。 sp³杂化：正四面体形(109°28′)，如CH₄、NH₃（三角锥）、H₂O（V形）。 双键、三键中的杂化：双键碳为sp²，三键碳为sp。 判断依据：计算中心原子的价层电子对数（=杂化轨道数）。 4 → sp³；3 → sp²；2 → sp。 【变式15-1】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15-2】已知某XY2分子属于V形分子，下列说法正确的是 (　　) A.X原子一定是sp2杂化 B.X原子一定为sp3杂化 C.X原子上一定存在孤电子对 D.VSEPR模型一定是平面三角形 【答案】C 【解析】若X原子无孤电子对，则它一定是直线形分子，若X有1个孤电子对或2个孤电子对，则XY2一定为V形分子，此种情况下X的原子轨道可能为sp2杂化，也可能是sp3杂化，A、B项错误，C项正确；若X有2个孤电子对，则该分子的VSEPR模型为四面体形，D项错误。 题型16 键的极性与分子极性 【典例16】以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间结构。下列分子都属于含极性键的非极性分子的是(　　) A.CO2　H2O B.NH3　BCl3 C.PCl3　CH4 D.CS2　BF3 【答案】D 【解析】二氧化碳结构为O===C===O，结构对称，正负电荷的中心重合，属于非极性分子，H2O为V形分子，结构不对称，正负电荷的中心不重合，属于极性分子，A不符合题意；NH3为三角锥形，结构不对称，正负电荷的中心不重合，属于极性分子，BCl3分子为平面三角形，结构对称，正负电荷的中心重合，属于非极性分子，B不符合题意；PCl3为三角锥形，结构不对称，正负电荷的中心不重合，属于极性分子，CH4为正四面体结构，结构对称，正负电荷的中心重合，属于非极性分子，C不符合题意；CS2是直线形分子，正负电荷的中心重合，属于非极性分子，BF3分子为平面三角形，结构对称，正负电荷的中心重合，属于非极性分子，D符合题意。 方｜法｜点｜拨 键的极性：由不同原子形成 → 极性键；同种原子 → 非极性键。 分子极性判断： 非极性分子：正负电荷中心重合。 单原子分子（稀有气体）。 双原子分子（同种原子，如H₂、Cl₂）。 多原子分子：高度对称（直线形、正四面体、平面三角形等），且中心原子无孤对电子。 极性分子：结构不对称或中心原子有孤对电子（如H₂O、NH₃、CH₃Cl）。 常见例子： 非极性：CO₂、BF₃、CH₄、CS₂、CCl₄、BeCl₂。 极性：H₂O、NH₃、HCl、CHCl₃、SO₂。 【变式16-1】下列叙述中，正确的是(　　) A.NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心 B.CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心 C.H2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连线段的中点 D.CO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连线段的中点 【答案】C 【解析】NH3是三角锥形分子，N原子不在3个H原子组成的三角形中心，A错误；CCl4中C原子处在4个Cl原子所形成的正四面体的中心，B错误；H2O是V形分子，O原子不在2个H原子所连线段的中点，C正确；CO2中C原子在2个O原子所连线段的中点，D错误。 【变式16-2】含有极性键的非极性分子是(　　) A.H2 B.NH3 C.CO2 D.CH2Cl2 【答案】C 【解析】A.H2中H与H之间形成的是非极性键，故A错误；B.NH3为三角锥形结构，含有极性键，正负电荷的中心不重合，电荷分布不均匀，为极性分子，故B错误；C.CO2为直线形结构，含有极性键，正负电荷的中心重合，电荷分布均匀，为非极性分子，故C正确；D.CH2Cl2含有极性键，正负电荷的中心不重合，电荷分布不均匀，为极性分子，故D错误。 题型17 氢键 【典例17】有关氢键的下列说法正确的是(　　) A.氢键比范德华力强，是氢元素与其他元素形成的一种特殊的化学键 B.氢键是乙醇熔、沸点比乙烷高的原因之一 C.只有分子之间才可能形成氢键 D.HF是一种非常稳定的化合物，这是由于氟化氢分子之间氢键的键能大所致 【答案】B 【解析】相邻原子间强烈的相互作用是化学键，氢键是分子间的作用力，所以氢键不是化学键，故A错误；乙醇的熔、沸点比含相同碳原子的烷烃的熔、沸点高的主要原因是乙醇分子之间易形成氢键，故B正确；氢键有分子内和分子间氢键，所以不一定只有分子之间才可能形成氢键，故C错误；氢键只影响物质的物理性质，HF是一种非常稳定的化合物，这是由于氢氟键的键能大所致，故D错误。 方｜法｜点｜拨 氢键本质：属于分子间作用力（或分子内作用力），不是化学键（比化学键弱，比范德华力强）。 形成条件：H与电负性大、半径小的原子（F、O、N）形成共价键后，再与另一个电负性大的原子吸引。 对性质的影响： 升高熔沸点（如H₂O、NH₃、HF反常高）。 增大溶解度（如乙醇溶于水）。 影响密度（冰密度小于水）。 易错点：氢键不影响分子稳定性（化学稳定性由键能决定）。 【变式17-1】下列说法中错误的是(　　) A.卤化氢中HF沸点最高，是由于HF分子间存在氢键 B.H2O的沸点比HF的高，可能与氢键有关 C.氨水中含有分子间氢键 D.氢键X—H…Y的三个原子总在一条直线上 【答案】D 【解析】因氟化氢分子之间存在氢键，所以HF是卤化氢中沸点最高的；H2O分子中的O原子与周围H2O分子中的两个H原子形成两个氢键，而HF分子中的F原子只能与其他HF分子中的H原子形成一个氢键，氢键越多，熔沸点越高；氨水中除NH3分子之间存在氢键，NH3与H2O，H2O与H2O之间都存在氢键，C正确；氢键中的X—H…Y三原子应尽可能的在一条直线上，但在特定条件下如空间位置的影响下，也可能不在一条直线上，故D错。 【变式17-2】下列物质的性质与氢键无关的是(　　) A.冰的密度比液态水的密度小 B.NH3易液化 C.NH3分子比PH3分子稳定 D.相同条件下，H2O的沸点比H2S的沸点高 【答案】C 【解析】由于氢键的作用，使水分子的排列更加有序，水结成冰，体积会膨胀，故冰的密度比水的密度小；NH3分子间也存在氢键，增强了分子间作用力，使NH3易液化；H2O分子间有氢键，而H2S分子间无氢键，故H2O的沸点高于H2S；NH3比PH3稳定，原因是N—H键的键能比P—H键的键能大，与氢键无关。 题型18 分子的手性 【典例18】下列有机物分子具有手性异构体的是(　　) A.CH4 B.CH3CH2OH C. D.CH3COOH 【答案】C 【解析】只有C项中分子存在手性异构体，中标有“*”的碳原子是手性碳原子，其余碳原子不是手性碳原子。 方｜法｜点｜拨 手性判断核心：寻找 手性碳原子（*C）。 手性碳条件： 饱和碳原子（sp³杂化）。 连有 四个不同的原子或基团。 快速排除： 有双键、三键的碳 → 不是手性碳。 有两个相同基团的碳 → 不是手性碳。 甲烷、乙烷、乙醇、乙酸中无手性碳。 典型例子：乳酸（CH₃CHOHCOOH）、甘油醛、葡萄糖等有手性。 【变式18-1】手性分子往往具有一定光学活性。乳酸分子是手性分子，如图。乳酸中的手性碳原子是(　　) A.① B.② C.③ D.②③ 【答案】B 【解析】②号碳原子连接—CH3、—H、—COOH、—OH四种不同的基因。 【变式18-2】当一个碳原子连接四个不同原子或原子团时，该碳原子叫“手性碳原子”。下列化合物中含有2个手性碳原子的是(　　) 【答案】C 【解析】A、B、D三项中化合物均只含有1个手性碳原子，中标*的为化合物中含有的手性碳原子，故仅有C项符合题意。 期末基础通关练（测试时间：10分钟） 1.（25-26高二上·四川德阳·期末）太阳主要由氢和氦元素组成，两者占太阳总质量的98%以上，还含少量氧、碳、氮等元素。下列元素中电负性最大的是 A．氢 B．碳 C．氮 D．氧 【答案】D 【解析】在元素周期表中，同周期自左向右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小，所以位置越靠“右上”的非金属元素(稀有气体除外)，电负性越强，故电负性：，故四种元素电负性最大的为O元素，答案为D。 2.（25-26高二上·贵州安顺·期末）下列气态离子属于长周期元素，且再失去一个电子最难的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】铍（Be）是第二周期元素，不属于长周期元素；Be2+的核外电子排布为1s2，是全充满的稳定结构，离子半径小，再失去电子需要极高能量，A不符合题意；镁（Mg）是第三周期元素，不属于长周期元素；Mg2+的核外电子排布为1s22s22p6，是全充满的稳定结构，再失去一个电子需要较高的能量，B不符合题意；锰（Mn）是第四周期元素，属于长周期元素；Mn2+的核外电子排布为[Ar]3d5，具有半满稳定结构，再失去一个电子破坏半满稳定结构需要较高能量，C符合题意；铁（Fe）是第四周期元素，属于长周期元素；Fe2+的电子排布为[Ar]3d6，再失去一个电子可达到[Ar]3d5半满稳定构型，再失去一个电子需要较低能量，D不符合题意；故选C。 3.（25-26高二上·湖北武汉·期末）下列表示错误的是 A．二氯甲烷分子的球棍模型： B．Cl2中共价键的电子云图： C．CO2的电子式： D．中子数为1的氦核素： 【答案】C 【解析】二氯甲烷为四面体结构，球棍模型中，中心C原子连接两个大球（Cl原子，半径大于C）和两个小球（H原子，半径小于C），图示符合四面体结构及原子相对大小，故A正确；Cl₂分子中，两个氯原子通过共价键结合，每个氯原子提供一个电子形成共用电子对，其共用电子对的电子云在两原子核间高度重叠，形成纺锤形或椭球形的概率分布区域，故B正确；CO2的电子式中C和O之间应为四个点，代表双键，即，故C错误；核素符号的表示方法为：左上角为质量数（质子数＋中子数），左下角为质子数。氦元素的质子数为2，中子数为1时，质量数=2+1=3，该选项中核素可表示为，故D正确； 故选C。 4.（25-26高二上·河南洛阳·期末）下列关于化学研究方法与原子结构相关概念的说法正确的是 ①电子云示意图中，小黑点的疏密表示电子在该区域出现的概率密度，单个小黑点代表一个电子 ②激光的产生、LED灯发光和节日燃放的焰火与电子数目有关 ③在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来测定文物中组成元素 ④原子光谱是离散不连续的谱线，其原因是电子在不同能级上跃迁 A．①② B．③④ C．②③ D．①④ 【答案】B 【解析】①电子云示意图中小黑点的疏密表示电子出现的概率密度，但单个小黑点没有意义，①错误； ②激光、LED灯发光和焰火现象主要与电子在不同能级间的跃迁有关，与电子的多少无关，②错误； ③原子光谱的特征谱线具有元素特异性，可用于文物元素组成的测定，③正确； ④原子光谱的离散谱线源于电子在不同量子化能级间的跃迁，④正确； 综上所述③④；故选B。 5.（25-26高二上·陕西榆林·期末）下列叙述正确的是 A．的VSEPR模型： B．基态Ge原子的简化电子排布式： C．若基态氮原子轨道表示式表示为，则违反了泡利原理 D．分子中键的形成： 【答案】D 【解析】中心O原子价层电子对数为，O原子采用杂化，O原子上含有2对孤电子对，的VSEPR模型为，A错误；Ge元素的原子序数为32，位于第四周期第IVA族，基态Ge原子的简化电子排布式为，B错误；根据洪特规则，2p轨道的三个电子应单独分占且自旋平行，该轨道表示式违反了洪特规则，C错误；分子中的共价键是由2个氯原子各提供1个未成对电子的3p原子轨道重叠形成的p-p键， 形成过程为，D正确；故选D。 6.（25-26高二上·宁夏·期末）硒是人体必需的微量元素，如图是硒在周期表中的信息，关于硒元素的说法正确的是 A．硒元素位于Ⅵ族 B．硒元素的质量数是34 C．硒原子的价电子排布式是4s24p4 D．硒原子的4p能级有一个未成对电子 【答案】C 【解析】硒在周期表中的信息可知，硒元素的原子序数为34，相对原子质量为78.96，为34号元素，价电子排布式是4s24p4，位于元素周期表第四周期ⅥA族，原子中能量最高的4p电子有4个，有2个未成对电子；故选C。 期末重难突破练（测试时间：10分钟） 7.（25-26高二上·广东·期末）生活中常用的冷敷袋中盛装的主要物质为和。下列说法错误的是 A．基态的成对电子对数为4 B．的电子式为 C．和均为离子化合物 D．成为失去的是轨道上的一个电子 【答案】A 【解析】氧原子得到2个电子形成氧离子，基态的核外电子排布式为1s22s22p6，成对电子对数为5，A错误；中存在氮氢共价键，电子式为，B正确；由钠离子和碳酸根离子构成、由铵根离子和硝酸根离子构成，均为离子化合物，C正确；基态Na原子核外电子排布式为1s22s22p63s1，成为失去的是轨道上的一个电子，D正确；故选A。 8.（25-26高二上·江苏南京·期末）一种钠硫电池以钠和硫为电极反应物，NaFePO4为正极材料，Al2O3陶瓷为电解质隔膜。下列说法正确的是 A．离子半径：r(Na+)>r(S2-) B．沸点：H2O>H2S C．第一电离能：I1(P)<I1(S) D．碱性：NaOH<Al(OH)3 【答案】B 【解析】离子的电子层数越大，离子半径越大，钠离子的电子层数为2，硫离子的电子层数为3，则硫离子的离子半径大于钠离子，A错误；水分子能形成分子间氢键，硫化氢不能形成分子间氢键，所以水分子的分子间作用力大于硫化氢，沸点高于硫化氢，B正确；同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，磷原子的3p轨道为稳定的半充满结构，元素的第一电离能大于同周期的相邻元素，则磷元素的第一电离能大于硫元素，C错误；同周期元素，从左到右金属性依次减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，则氢氧化钠的碱性强于氢氧化铝，D错误；故选B。 9.（25-26高二上·浙江宁波·期末）下列各组比较中正确的是 A．沸点： B．稳定性： C．键角： D．酸性： 【答案】A 【解析】NH3分子间存在氢键，而PH3分子间主要为范德华力，氢键作用更强，因此沸点：NH3 > PH3，A正确；元素的非金属性越强，其简单氢化物的热稳定性越强，因非金属性：F>O，因此稳定性：HF>H2O，B错误；H2O的中心氧原子和CH4的中心碳原子均为sp3杂化，但H2O的中心氧原子有2个孤电子对，CH4的中心碳原子无孤电子对，孤电子对的排斥力大于成键电子对，导致H2O分子的键角减小，因此键角：H2O<CH4，C错误；电负性：Cl>H，Cl-C的极性大于H-C的极性，使的极性大于的极性，导致CCl3COOH的羧基中羟基的极性更大，更易电离出H+，酸性更强，因此酸性：CCl3COOH>CH3COOH，D错误；故选A。 10.（25-26高二上·广东揭阳·期末）下列说法错误的是 A．水很稳定是因为水中含有大量氢键 B．的熔沸点比高，与分子间的范德华力有关系 C．碘易溶于四氯化碳、甲烷难溶于水；二者都可用相似相溶原理解释 D．氟的电负性大于氯的电负性，导致三氟乙酸的酸性大于三氯乙酸的酸性 【答案】A 【解析】氢键主要影响水的物理性质（如沸点、密度），而水的化学稳定性源于O-H共价键的键能较高，与氢键无关，A错误；CS2和CO2均为分子晶体，结构相似，CS2相对分子质量大于CO2相对分子质量，分子间范德华力更强，导致熔沸点更高，B正确；碘和甲烷均为非极性分子，四氯化碳为非极性溶剂，水为极性溶剂，符合“相似相溶原理”（极性相似易互溶），C正确；氟的电负性大于氯，吸电子效应比更强，从而使三氟乙酸（CF3COOH）的羧基极性更强，更容易电离出，因此酸性强于三氯乙酸（CCl3COOH），D正确；故选A。 11.（25-26高二上·云南·期末）是橙黄色液体，工业上主要用作橡胶硫化剂，其分子结构如图所示。下列关于的说法错误的是 A．采用杂化 B．分子中既含有极性键，又含有非极性键 C．为非极性分子 D．该分子中键能大于中键的键能 【答案】C 【解析】S2Cl2的结构式为Cl-S-S-Cl，S原子的价层电子对数为4，则S原子采取sp3杂化，A正确；分子中S-S为非极性键，S-Cl为极性键，B正确；该分子正负电荷中心不能重合，结构不对称为极性分子，C错误；氯原子半径小于溴原子半径，键长越短键能越大，所以分子中S—Cl键能大于S—Br键的键能，D正确；故选C 12.（25-26高二上·天津·期末）已知氢元素和氧元素可以形成H2O、H2O2和H3O+等分子或离子。下列说法错误的是 A．键角：H2O>H3O+ B．H2O2与O3均为极性分子 C．H3O⁺空间结构为三角锥形，H2O为V形 D．H3O⁺、H2O和H2O2中O原子均为sp3杂化 【答案】A 【解析】、均为杂化，有一对孤电子对，有两对孤电子对，故键角，A错误；H2O2分子结构不对称，是极性分子；O3分子结构不对称，是极性分子，B正确；H3O+中心O原子有三对成键电子和一对孤电子对，空间结构为三角锥形；H2O中心O原子有两对成键电子和两对孤电子对，空间结构为V形，C正确；H3O+中O原子价层电子对数为4（三对成键，一对孤对），sp3杂化；H2O中O原子价层电子对数为4（两对成键，两对孤对），sp3杂化；H2O2中每个O原子价层电子对数为4（两对成键，两对孤对），sp3杂化，D正确；故选A。 期末综合拓展练（测试时间：15分钟） 13.（25-26高二上·湖南长沙·期末）一种锂离子电池中电解质的阴离子结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同周期元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y是地壳中含量最多的元素，四种元素原子的最外层电子数之和为20。下列说法正确的是 A．同周期元素中，第一电离能介于W和Y之间的元素只有1种 B．基态W原子最外层有3个能量相同的电子 C．基态Z原子的价层电子轨道表示式： D．简单氢化物的沸点： 【答案】C 【分析】W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同周期元素，X是形成化合物种类最多的元素，则X为C元素；Y是地壳中含量最多的元素，则Y为O元素；Z形成一个共价键，则Z为F元素；四种元素的最外层电子数之和为20，则W最外层电子数为20-4-6-7=3，则W为B元素，即W、X、Y、Z分别为B、C、O、F元素，据此解答。 【解析】W、Y分别为B、O元素，分别位于第ⅢA族和第ⅥA族，同周期从左到右，第一电离能总体呈增大趋势，但第ⅡA族＞第ⅢA族，第ⅤA族＞第ⅥA族，故同周期元素中第一电离能介于B和O之间的元素有Be、C两种，A错误；W为B元素，基态原子的最外层电子排布式为，2s和2p轨道上的电子能量是不同的，B错误；Z为F元素，基态F原子的价层电子排布式为，价层电子轨道表示式为，C正确；和HF均能形成氢键，沸点高于，常温下，为液态，HF为气态，可知简单氢化物的沸点：，D错误；故选C。 14.（25-26高二上·湖南长沙·期末）我国科学家最近研究出一种具有抗氧化能力的无机盐纳米药物，其阴离子为。W最外层电子数是其内层电子数的2倍；X的单质是空气主要成分之一，常温常压下性质稳定；基态Z的M层未成对电子数为4。下列叙述错误的是 A．电负性：W＜X B．Z的价电子数为8 C．最简单氢化物的沸点：W>X D．可用于溶液中阳离子的检验 【答案】C 【分析】W最外层电子数是内层电子数的2倍：C原子K层2电子、L层4电子，满足该条件，故W为C；X单质是空气主要成分，空气主要成分为N2和O2，而N2化学性质稳定，故X为N；Z的M层未成对电子数为4，说明其3d轨道上有电子，价层电子排布式为，对应Z元素为Fe；据此回答。 【解析】电负性C＜N，A正确；Fe原子价电子为，共8个电子，B正确；NH3存在氢键，CH4沸点低于NH3沸点，C错误；与Fe2+反应生成蓝色沉淀，可用于FeCl2中Fe2+的检验，D正确；故选C。 15.（25-26高二上·湖南湘西·期末）一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法正确的是 A．原子半径： B．电负性： C．中，Z的化合价为-2价 D．分子空间构型为直线形 【答案】B 【分析】X的原子核只有1个质子，是H元素；元素Y、Z、W均位于X的下一周期，即第二周期，原子序数依次增大，结合其在一种麻醉剂中的成键情况，推断Y是C元素，Z是O元素，W是F元素；元素E的原子比W原子多8个电子，E是Cl元素，据此答题； 【解析】一般来说，电子层数越多，半径越大，电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，故原子半径：E(Cl)＞Y(C)＞W(F)，A错误；元素的非金属性越强，电负性越大，故电负性：W(F)＞Z(O)＞X(H)，B正确；ZW2为OF2，由于电负性F＞O，故O的化合价为+2，C错误；X2Z2为H2O2，H2O2中O为sp3杂化，故分子构型不可能为直线形，而是半开书页型，D错误；故选B。 16.（25-26高二上·重庆·期末）X、Y、Z、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，这四种元素原子构成的某分子结构如下图所示，基态R原子核外s能级上的电子数等于p能级上的电子数。下列说法正确的是 A．第一电离能： B．微粒键角： C．分子极性： D．简单氢化物的热稳定性： 【答案】B 【分析】X、Y、Z、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，基态R原子核外s能级上的电子数等于p能级上的电子数，电子排布可能为（O）或（Mg）；而Mg容易失去最外层电子，形成离子键，不可能形成该分子，故R为O元素；Y与周围原子形成2个双键，或1个双键2个单键，价电子数为4，且原子序数小于O，故Y为C元素；Z与周围原子形成3个单键，或1个双键1个单键，价电子数为5（3个成键电子，一对孤电子对），原子序数介于C、O之间，故Z为N元素；X只形成1个单键，原子序数最小，故X为H元素；据此回答该问题。 【解析】因为N原子的电子排布式为，三个电子在2p轨道半充满，相对更加稳定，所以第一电离能：，A错误；的空间构型为三角锥形，N原子采取sp3杂化，且键会受到孤电子对的排斥，键角小于，的C原子失去一个电子，所以价层共有3个电子，全部用来与3个H原子成键，价层电子对数为3，C原子采取sp2杂化，空间构型为平面三角形，键角为120°，所以键角大小，B正确；的空间构型为V形，正电中心与负电中心不重合，属于极性分子，的空间构型为直线形，正电中心与负电中心重合，属于非极性分子，所以分子极性：，C错误；O元素的非金属性（电负性）大于N，所以对应简单氢化物的热稳定性：，D错误；故选B。 17.（25-26高二上·天津·期末）短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X的基态原子2p轨道中未成对电子数同周期最多，Y是地壳中含量最高的非金属元素，Z的基态原子3s轨道中只有1个电子，W与Y同主族。下列说法正确的是 A．W的基态电子排布式为1s22s22p63s23p3 B．简单氢化物的沸点：W<Y C．第一电离能：I1(Y)>I1(X)>I1(W) D．简单氢化物的稳定性：X>Y 【答案】B 【分析】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X的基态原子2p轨道中未成对电子数同周期最多，则X为N元素；Y是地壳中含量最高的非金属元素，则Y为O元素；Z的基态原子3s轨道中只有1个电子，则Z为Na元素；W与Y同主族，则W为S元素。 【解析】硫元素的原子序数16，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，A错误；水分子可以形成分子间氢键，硫化氢不能形成分子间氢键，所以水分子的分子间作用力大于硫化氢，沸点高于硫化氢，B正确；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，C错误；元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，氧元素的非金属性强于氮元素，则水的稳定性强于氨分子，D错误；故选B。 18.（25-26高二上·四川泸州·期末）W、X、Y、Z是四种短周期元素，X、Y、Z同周期，W、Z同主族，W原子的最外层电子数是其电子层数的3倍；基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的5倍；同周期元素除稀有气体外，Y原子的半径最大；Q是第四周期过渡元素，其基态原子只有一个单电子。下列说法错误的是 A．第一电离能：X＞Z＞Y B．简单氢化物中键长：H-Z＞H-X＞H-W C．Q元素可能是Sc或Cu D．可通过光谱分析鉴定Y元素 【答案】B 【分析】设W元素为电子层数为2层，则其最外层电子数为6，价电子排布式为，W为O元素；Z与W同主族，故Z为S；同周期元素除稀有气体外，Y原子的半径最大，说明Y为第ⅠA族元素，X、Y、Z同周期，故Y位于第三周期，Y为Na；基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的5倍，则其价电子排布式可能为(B)或(P)，因为X、Y、Z同周期，故X只能为P；Q是第四周期过渡元素，其基态原子只有一个单电子，则其价电子排布式可能为或，可能为或； 即W为O，X为P，Y为Na，Z为S，Q为Sc或Cu； 【解析】X为P，Z为S，Y为Na；同周期元素从左到右第一电离能总体呈递增趋势，磷因3p轨道处于半满状态、较稳定，第一电离能高于硫，钠第一电离能最小，故第一电离能X>Z>Y，A正确；W为O，简单氢化物为；X为磷，简单氢化物为；Z为硫，简单氢化物为；键长主要取决于原子半径，原子半径：P>S>O，故键长H-X > H-Z > H-W，B错误；Q为第四周期过渡元素，基态仅一个单电子，Sc、Cu均满足条件，C正确； Y为钠元素，具有特征发射光谱和吸收光谱，可通过光谱分析鉴定元素，D正确；故选B。 19.（25-26高二上·四川绵阳·期末）元素周期表中前四周期的元素A、B、C、D、E，原子序数依次增大。对于它们的基态原子而言，A的核外电子只有一种运动状态；B的未成对电子数是同周期元素中最多的；C的最外层电子数为其内层电子数的3倍；D与C同族；E的最外层只有1个电子，但次外层全充满。下列说法中正确的是 A．电负性：C>E>A B．简单离子半径：D>C C．第一电离能：D>B>C D．简单氢化物键角：C>B 【答案】B 【分析】A、B、C、D、E为原子序数依次增大前四周期的元素，A基态原子的核外电子只有一种运动状态，为H元素；C的最外层电子数为其内层电子数的3倍，原子只能有2个电子层，最外层电子数为6，C是O元素；在第二周期中氮（原子序数7）有3个未成对电子，最多，B为氮；D与C同族为S；E的最外层只有1个电子，但次外层全充满可能为钾（原子序数19）或铜（原子序数29），据此分析； 【解析】同周期主族元素从左向右电负性逐渐增强，同主族元素从上到下电负性逐渐减弱，元素电负性：O>H>K（或Cu），A错误；电子层越多，半径越大，简单离子半径：S2->O2-，B正确；第一电离能同周期从左到右增大（ⅡA、VA高于相邻元素），同主族从上到下减小，N>O>S，C错误；简单氢化物分别为H2O和NH3，H2O中心原子价层电子对数，NH3中心原子价层电子对数，均属于sp3杂化，H2O的孤电子对多于NH3，H2O键角小于NH3键角，D错误；故选B。 20.（25-26高二上·浙江温州·期末）X、Y、Z、M、W是周期表中前四周期元素，原子序数依次增大。X是周期表中半径最小的元素，基态Y原子的s轨道中电子总数比p轨道中电子总数多1，Z与Y同周期且相邻，M与Z同主族，W是ds区元素且所有轨道的电子均成对。下列说法不正确的是 A．热稳定性：X2Z>X2M B．Y元素的第一电离能比同周期相邻元素都要大 C．Z形成的两种常见单质均为非极性分子 D．船舶的外壳镶嵌W的单质，可保护船体遭受腐蚀 【答案】C 【分析】X、Y、Z、M、W是周期表中前四周期元素，原子序数依次增大，X 是原子半径最小的元素，则X为H；基态Y原子的s轨道中电子总数比p轨道中电子总数多1，其电子构型为 1s22s22p3，则Y为N；Z 与 Y 同周期且相邻、原子序数更大，则Z为O；M 与 Z 同主族，且M的原子序数大于Z，则M为S；W是ds区元素且所有轨道的电子均成对，锌的电子构型为 [Ar] 3d104s2，无未成对电子，则W为Zn，据此分析作答。 【解析】O 的非金属性强与 S，则简单气态氢化的热稳定性：H2O > H2S，A项正确；Y为N，同周期相邻元素为C和O，N原子最外层p轨道为半充满状态，能量较低，较稳定，因此则其第一电离能高于C和O，B项正确；Z 为O，常见单质为O2为属于非极性分子和O3为极性分子，C项错误；W 为Zn，单质作牺牲阳极镶嵌于船体上，通过电化学保护防止腐蚀，D项正确；故选C。 1 / 3 学科网（北京）股份有限公司 $