课件85张PPT。第1章 原子结构1.了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质。
3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 一、原子核外电子排布及表示方法
1.电子层、能级及其最多所容纳的电子数的关系KLM2818N322n22.原子轨道s357球形哑铃形ns
(1)能量最低原则。
电子先占有________的轨道，然后进入_______的轨道，使整
个原子的能量处于_____状态。
(2)泡利不相容原理。
一个原子轨道中最多只能容纳_____电子，且这两个电子的自
旋方向必须_____。
(3)洪特规则。
电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是
尽可能_________的轨道，且自旋方向_____。能量低能量高最低两个相反分占不同相同4.基态原子核外电子排布的表示方法(以S为例)1s22s22p63s23p43s23p4二、核外电子排布与元素周期表
1.核外电子排布与周期的划分
(1)一个能级组最多所能容纳的电子数等于对应周期所包含的
_________,周期表中的7个周期分别对应7个能级组。
(2)周期数=_________。
2.核外电子排布与族的划分
(1)主族。
①一般来说，同主族元素的____________相同。
②主族元素的价电子全部在最外层的_______轨道上。
③主族元素所在族的序数等于该元素原子的_________。元素种数电子层数价电子排布ns或np价电子数(2)副族。
①ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子的数目与________相同。
②ⅠB族和ⅡB族则是根据___轨道上是有一个还是两个电子来
划分的。族序数ns三、元素周期律
1.电离能、电负性失电子吸引电子2.原子结构与元素性质的递变规律同周期（从左→右） 同主族（从上→下） 原子核外电
子排布 原子半径 元素主要化
合价 项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下） 原子得、失
电子能力 元素的第一电离能 元素的电负性 项目 元素金属性、
非金属性 基态原子核外电子排布的表示方法
1．核外电子排布规律
(1)排布原则：①能量最低原理；②泡利不相容原理；③洪特规则。
(2)能级交错现象：原子核外电子在填充原子轨道的过程中，并不是按电子层由里到外逐渐排布，不同电子层的不同能级的能量高低有交错现象,如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。原子核外电子的排布顺序是： (3)当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d54s1，而不是：1s22s22p63s23p63d44s2。2．表示方法
(1)电子排布式。
按电子填入各能级的顺序，用能级符号依次写出各能级中电子数的式子。符号含义图示如下(以H为例)：(2)轨道表示式。
用小圆圈表示一个原子轨道，用箭头“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子。如He原子轨道表示式为：
(3)价电子排布式。
外层原子轨道的电子排布式，对主族元素来说就是其最外层电子排布式。【高考警示钟】
(1)在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n-1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前，如Fe:1s22s22p63s23p63d64s2正确，
Fe:1s22s22p63s23p64s23d6错误。【典例1】已知 X、Y、Z、W、Q、R、E七种元素中，原子序数X＜Y＜Z＜W＜Q＜R＜E，其结构或性质信息如表。请根据信息回答有关问题：
(1)元素X的原子核外共有________种不同运动状态的电子，有________种不同能级的电子。
(2)元素Y原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈
________形。
(3)Z元素的元素符号为_______，其轨道表示式为_______；Q的基态电子排布式为_________，R的元素符号为_______，E元素原子的价电子排布式为___________________________。
(4)含有元素W的盐的焰色反应为________色，许多金属盐都可以发生焰色反应，其原因是________________。【解题指南】解答本题时要注意以下两点：
(1)根据表格中的每条信息具体分析元素的种类，特别注意构造原理和电子排布规律的应用。
(2)注意题目要求中“电子排布式”和“价电子排布式”的区别。
【解析】(1)X原子的L层上s电子数等于p电子数，即其电子排布式为1s22s22p2，故X为碳元素，其原子核外共有6种不同运动状态的电子，有3种不同能级的电子；(2)因Y元素s轨道最多容纳2个电子，所以n=2，其原子最外层电子排布式为2s22p2＋1，其能量最高的电子是2p电子，原子轨道呈哑铃形；
(3)原子的M层上有1个未成对的p电子，可能为Al或Cl，单质常温、常压下是气体的只有Cl元素，故Z为氯元素，Q为铬元素，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1；
R元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成+3价离子，其原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素Fe；根据题意要求， E元素的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu，价电子排布式为3d104s1；
(4)钾元素的焰色为紫色，激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色。答案：(1)6 3 (2)2p 哑铃
(3)Cl
1s22s22p63s23p63d54s1 Fe 3d104s1
(4)紫 激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量，形成不同的颜色【互动探究】(1)若E元素基态原子的N层没有成对电子，只有一个未成对电子，那么该原子的M层未成对电子数最大可以是多少？
提示：M层未成对电子数最大是5个，如最外层电子排布为3d54s1的Cr。
(2)Y元素的氢化物与其最高价氧化物对应的水化物能够发生反应，试写出反应的离子方程式。
提示：NH3 +H+ ==== 。电负性和电离能的应用
1．电离能
(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级增大，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。
(4)反映元素原子的核外电子排布特点。
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。2.电负性
(1)判断金属性与非金属性的强弱。
①金属的电负性一般小于2.0，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；
②非金属的电负性一般大于2.0，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素在化合物中的价态。
①电负性大的元素易呈现负价；
②电负性小的元素易呈现正价。(3)判断化学键类型。
①电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；
②电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。【高考警示钟】
(1)第2、3、4周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空和半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
(2)利用“电负性与2的关系”判断金属性与非金属性只是一般规律，不是绝对的，如第Ⅷ族元素。利用电负性的差值判断化学键类型也不是绝对的。【典例2】根据信息回答下列问题：
(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为___________________(填元素符号)；
②图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第_______
周期第__________族；
(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_______________________________________________；②通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围_______________________________________________；
③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li3N B．BeCl2 C．AlCl3 D．SiC
Ⅰ.属于离子化合物的是______________________________；
Ⅱ.属于共价化合物的是______________________________；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论_______________
_____________________________________________________
___________________________________________________。【解题指南】解答本题时要注意以下两点：
(1)第一电离能的大小排序不仅要考虑到同周期的递变规律以及特殊性，还要注意同主族的比较；
(2)离子化合物和共价化合物的比较方法是看物质在熔融状态下的导电性而非水溶液中的导电性。
【解析】(1)①由信息所给的图可以看出，同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Na②图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第5周期第ⅠA族。(2)①元素的电负性是元素的基本性质，且随着原子序数的递
增呈周期性变化。
②根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增
大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电
负性NaMg>Ca，最小范围应为0.9～1.5。
③根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于
1.7形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差
值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。
答案：(1)①Na Mg ②5 ⅠA
(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化
②0.9～1.5
③Ⅰ.A Ⅱ.B、C、D 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物【误区警示】(1)确定元素在周期表中的位置时，族的类别要用“A”、“B”来区分，族序数用罗马数字表示。
(2)Al元素的第一电离能因不注意规律易错，认为比镁的大。 元素位、构、性互推
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质，故三者之间可相互推断。
三者的关系可归纳如下：【高考警示钟】
1.元素周期表中的递变规律(“三角”
规律)
若A、B、C三种元素位于元素周期表中
如图所示位置，则有关的各种性质均
可排出顺序(但D不能参与排列)。
(1)原子半径：C＞A＞B;(2)金属性：C＞A＞B;(3)非金属性:B＞A＞C。2.元素周期表中的相似规律
(1)同主族元素性质相似(因为最外层电子数均相同)；
(2)元素周期表中位于对角线位置(图中A、D位置)的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等；
(3)相邻元素性质差别不大。【典例】下图是各个原子的性质和原子序数(1～20)的关系图，各图的纵轴可能代表下列的某一性质：质量数、质子数、中子数、最高正价、原子半径相对大小、第一电离能。图3中原子序数8、9在纵轴上没有对应的数值。(1)图1～图4的纵轴分别代表________、_________、____________、___________。
(2)已知aA、bB、cC、dD、eE、gG六种元素原子序数依次增大，
原子半径按A、E、D、C、B、G的顺序增大，它们分散在三个
短周期中。B是生命体的构架元素，E是同周期中半径最小的
元素，G的最高价含氧酸的产量是衡量一个国家化工实力的标
志。它们的原子序数存在如下关系：a＋b＝c，
请根据提供的信息，回答下列问题：
①下图是元素周期表前三周期的边界，请将A～G六种具体元
素符号填在表中相应的位置。 ②写出铜与上述某一元素最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式(任写一个，下同)：___________________________
___________________________________________________。③X、Y、Z、W是仅由上述元素组成的四种物质，且有如下转化关系：X＋Y→Z＋W。若X为单质，Y、Z、W均为化合物，其相应的化学方程式为)_______________________________
___________________________________________________；
若X、Y、Z、W均为化合物，其相应的化学方程式为_________
_____________________________________。(只写一个即可)【解题指南】解答本题注意以下三点：
(1)根据元素性质可以推导元素在周期表中的位置。
(2)根据元素在周期表中的位置可以分析元素单质及化合物的转化关系。
(3)元素性质随原子序数的递增呈周期性变化。
【解析】(1)元素的质子数等于该元素的原子序数，故图1纵轴代表质子数。某元素原子的中子数可能等于质子数，也可能大于或小于质子数，故图2纵轴代表中子数。元素的最高正价等于最外层电子数，且O、F无最高正价，故图3纵轴代表最高正价。从图4中，可以发现元素原子的某种性质随原子序数的递增而呈周期性变化(小→大)，且个别元素出现反常现象，故图4纵轴代表第一电离能。
(2)①由题意知，A为H，B为C，C为N，D为O，E为F，G为S。依据元素周期表的结构及元素的结构，把具体的元素符号填入周期表中。②上述元素最高价氧化物对应的水化物能与铜反应的是浓硫酸和浓硝酸。
③本问为开放式问题，符合的化学反应方程式特别多。书写时可采用逐族排查无机反应和分类考虑有机反应的方法。答案：(1)质子数 中子数 最高正价 第一电离能
(2)①
②Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋SO2↑＋2H2O(合理即可)③CH4＋2O2 CO2＋2H2O或4NH3＋5O2 4NO＋6H2O或
2H2S＋3O2 2SO2＋2H2O(合理即可)
3NO2＋H2O ==== 2HNO3＋NO
或SO2＋NO2====SO3＋NO(合理即可)【互动探究】(1)试分析B、C、D三种元素电负性的大小顺序；
(2)A分别与D、G元素形成的化合物的难易程度及还原性的强弱。
提示：(1)C、N、O三种元素电负性的顺序为C＜N＜O。
(2)A与D、G形成的化合物分别为H2O、H2S，由于非金属性O>S，故与H2化合时O2>S，还原性H2O＜H2S。1. 下列说法正确的是( )
A．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
B．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了能量最低原则
C． 表示的原子能量处于最低状
态
D.正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素
在周期表中位于Ⅷ族【解析】选D。相同能级的原子轨道数目相同，A错；对于22Ti来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理，B错；C项的电子排布违反了洪特规则，不是基态原子，不处于能量最低状态 ，C错；由离子的电子排布式可推出原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为3d64s2，因为排布在d、s轨道，所以为副族，因为共有8个价电子，所以为Ⅷ族，D正确。2.(2012·厦门模拟)下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )
A.原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C.2p轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子
D.最外层都只有一个电子的X、Y原子【解析】选C。A项，原子核外电子排布式为1s2的X原子是稀有气体，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是ⅡA族的元素原子，化学性质不同；B项，原子核外M层上仅有两个电子的X原子是ⅡA族的元素原子，而原子核外N层上仅有两个电子的Y原子可能是ⅡA族、副族或Ⅷ族元素原子，故化学性质不一定相似；C项，2p轨道上只有两个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有两个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似；D项，最外层只有一个电子的原子可能是ⅠA族元素原子，也可能是过渡金属原子，故化学性质不一定相似。【误区警示】此类试题分析时要切记紧紧依靠电子排布式分析，不能只简单的考虑必修中的核外电子排布特点。3.如图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是( )
A．y轴表示的可能是第一电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数【解析】选B。对于第3周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，故A项错误；原子半径逐渐减小，故C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为：Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为2，Cl为1，故D项错误。4.(2012·西安模拟)某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断( )
A．R一定是第4周期元素
B．R一定是ⅣA族元素
C．R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定
D．R气态氢化物化学式为H2R【解析】选D。由于元素的最高正价与最低负化合价的绝对值之和为8，且该元素的最高正价与最低负化合价的代数和为4，该元素为ⅥA族中除氧元素之外的其他非金属元素，故A、B两项错误，ⅥA族元素气态氢化物最稳定的是水，由于氧元素没有最高正价，因此该元素不可能是氧，C项错误。5.现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3； ④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )
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【解析】选A。由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。根据元素周期律可知：第一电离能为④>③>②>①，A正确；原子半径应是②最大，④最小，B不正确；电负性应是④最大，②最小，C不正确；F无正价，②、③最高正化合价为+5，①的最高正化合价为+6，D不正确。6.某元素原子的价电子排布式为3d104s24p1，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：
(1)该元素处于元素周期表的第_________周期，该周期的元素种数是_________；
(2)该元素处于元素周期表的第__________族，该族的非金属元素种数是_________；
(3)该元素处于元素周期表的_________区，该区包括的元素族有__________。【解析】由元素原子的电子排布式或价电子排布式推测元素在周期表中的位置时，要注意，周期数=电子层数，主族元素的族序数=最外层电子数，元素的分区要看最后一个电子进入的轨道名称。
(1)因电子层数为4层，所以为第4周期，第4周期中元素有18种。
(2)因最外层电子数为3，所以是第ⅢA族元素，此族中非金属元素只有B。
(3)因最后一个电子进入p轨道，所以此元素为p区元素。
答案：(1)4 18 (2)ⅢA 1 (3)p ⅢA～ⅦA族、0族7.(2011·安徽高考)W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图所示。
已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。(1)X位于元素周期表中第_______周期第_________族；W的基态原子核外有_________个未成对电子。
(2)X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是_________(写化学式)；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是___________
(写化学式)。
(3)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是_____________________________
___________________________________________________。(4)在25 ℃、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转移1 mol 电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是_______________________________
___________________________________________________。
【解题指南】解答本题要注意以下两点：
(1)解答本题的关键信息：“质量数为18，中子数为10”、“常见的半导体材料”、“电负性在同周期主族元素中最大”，这些信息都可以作为解题的突破口。
(2)比较X的单质和Y的单质熔点高低时要先判断晶体类型。【解析】本题综合考查元素周期表、晶体结构、元素化合物以及热化学方程式等知识。根据题意，W的一种核素的质量数为18，中子数为10，则W为O；X和Ne原子的核外电子数相差1，且原子半径比W大，则X为Na；Y的单质是一种常见的半导体材料，不难推断出Y为Si； Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比O大，而比Na小,不难推出Z为Cl。 答案：(1)3 ⅠA 2 (2)Si HCl
(3) SiCl4＋3H2O ==== H2SiO3＋4HCl(其他合理答案均可)
(4)SiH4(g)＋2O2(g) ==== SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－18.下表是五种主族元素的结构特点及其元素、单质、化合物的性质。(1)写出X的电子排布式________；其单质的化学性质_______
(填“稳定”或“活泼”)，该元素的非金属性_________(填“强”或“弱”)，证明其强弱的理由是：________________
___________________________________________________。
(2)W的最高价氧化物对应水化物可以与X、Z的最高价氧化物对应水化物反应，写出反应的离子方程式：_____________，
___________________________________________________。
(3)Y元素的电子排布式为___________，其在周期表中的位置是第__________周期__________族。(4)X的气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物所形成的盐的水溶液的pH_________7(填“>”、“<”或“=”)，理由是___________________________________________________
_________________________________(用离子方程式解释)。
(5)X、Y、Z、W、T五种元素中，第一电离能最小的是_______
(填元素符号或化学式，下同)，电负性最大的是_________，
最小的是_________，五种元素两两所形成的化合物中，最有可能是离子化合物的是__________。【解题指南】解答本题时要注意以下两点：
(1)“s电子数与p电子数相同”、“黄色火焰”、 “紫色的烟”等信息都可作为解题的突破口。
(2)电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键。
【解析】根据题中信息可推知，X为N；Y的电子层若有2层，则其电子排布式为：1s22s22p4，为O，若有3个电子层则其电子排布式为:1s22s22p63s23p0不符合p电子能量最高所以Y为O；Z为Na；W中n=2，所以其价层电子排布式为3s23p1为Al元素；T为I元素。(1)由于X为N，所以其核外电子排布式为：1s22s22p3，其单质N2由于两个N原子间以N≡N结合，所以其化学性质较稳定。
(2)Al(OH)3为两性氢氧化物，既能与强酸反应，又能与强碱反应。
(3)由电子排布式判断元素在周期表中的位置时，先看电子层数，后看最外层电子数。
(4)本题中得到的盐为NH4NO3，其在水溶液中发生水解反应：
+H2O NH3·H2O+H+，所以该盐溶液显酸性。(5)由于第一电离能的递变规律是：同周期从左到右呈现增大趋势，同主族从上到下逐渐减小，故第一电离能最小的是Na。电负性的递变规律为同一主族从上到下电负性减小；同一周期从左到右，电负性增大。故电负性最大的为O，最小的为Na，所以Na与O形成的化合物中最有可能存在离子键。答案：(1)1s22s22p3 稳定 强 硝酸是强酸
(2)Al(OH)3+3H+ ==== Al3++3H2O
Al(OH)3+OH- ====［Al(OH)4］-
(3)1s22s22p4 2 ⅥA
(4)< +H2O NH3·H2O+H+
(5)Na O Na Na2O(或Na2O2)9.(2012·长沙模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：
(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子电子排布式___________________________________________________。
(2)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：_______________________________。(3)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：
比较两元素的I2、I3可知，气态o2+再失去一个电子比气态p2+再失去一个电子困难。对此，你的解释是______________
___________________________________________________。(4)第3周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图(Ⅰ)所示，其中电负性最大的是_________(填图中的序号)。
(5)表中所列的某主族元素的电离能情况如图(Ⅱ)所示，则该元素是__________元素(填元素符号)。【解析】(1)根据基态原子电子排布式书写的规则，能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则可知26号元素基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。
(2)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(3)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，o2+的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结构，相对比较稳定，当其失去第三个电子时比较困难，而p2+的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。(4)第3周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、
氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅
形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下
磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点高低
的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最
大的为氯。
(5)由图可知，该元素的电离能I4? I3，故为第ⅢA族元素，周
期表中所列的第ⅢA元素i属于第3周期，应为Al。答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2 (2)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量
(3)Mn2＋的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定
(4) 2 (5)Al课件79张PPT。第2章 化学键与分子间作用力1.了解共价键的形成，能用键长、键能、键角等说明简单分子的某些性质。
2.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
3.了解化学键与分子间作用力的区别。4.了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含氢键物质。
5.理解离子键的形成。
6.理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。一、几种化学键的概念和特征静电作用共用电子对原子核金属阳离子孤对电子空轨道无方向性、
无饱和性有方向性、饱和性二、共价键
1.共价键
(1)本质：在原子之间形成共用电子对。
(2)特征：具有饱和性和方向性。
(3)分类。头碰头肩并肩发生偏移不发生偏移一对两对三对2.键参数
(1)概念。
①键能
在101.3 kPa、298 K条件下，断开1 mol AB(g)分子中的化
学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所_____的能量。
②键长
两个成键原子的原子核间的距离。
③键角
多原子分子中两个化学键的夹角。吸收(2)键参数对分子性质的影响。稳定性空间构型性质三、分子的空间构型
1.杂化轨道理论
(1)基本概念。相近能量(2)用杂化轨道理论推测分子的立体构型。234180°直线形120°平面三角形109.5°正四面体形2.价电子对互斥理论
(1)价电子对互斥理论。
①分子中的价电子对——成键电子对(bp)和孤电子对(lp)由于排斥作用，尽可能趋向彼此远离。
②斥力大小顺序可定性表示为lp—lp lp—bp>bp—bp
(2)价电子对互斥模型。直线形三角形V形正四面体形三角锥形V形四、配位化合物
1.配位键
(1)形成过程。
由一个原子_____________与另一个接受电子的原子形成的化
学键
(2)表示方法。
常用“A B”表示配位键，箭头指向接受孤对电子的原子提供一对电子2.配位化合物
(1)概念。
由______元素的原子或离子，与含_________的分子或离子所
形成的化合物
(2)形成条件。
①配位体有__________。
②中心原子有________。 过渡孤对电子孤对电子空轨道五、分子的性质
1.分子间作用力
(1)范德华力：物质分子之间普遍存在的一种相互作用力，又称分子间作用力。
(2)氢键：由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间形成的作用力。
2.分子的极性
(1)分子构型与分子极性的关系。(2)分子的极性与共价键的极性的关系。对称不对称3.溶解性
(1)“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小(戊醇中烃基较大，二者羟基相似因素小)。4.手性
(1)手性异构体。
如果一对分子，它们的组成和原子的排列方式完全相同，但如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠，则这对分子互称手性异构体。
(2)手性分子。
有手性异构体的分子称为手性分子。(3)手性碳原子。
当四个不同的原子或基团连接在碳原子上时，形成的化合物存在手性异构体，其中连接四个不同的原子或基团的碳原子称为手性碳原子。 分子的空间构型及分子的性质
1.中心原子杂化类型判断分子构型
(1)杂化轨道类型的判断。
①杂化轨道数的推断
杂化轨道数=中心原子的孤电子对数+中心原子的σ键个数
其中中心原子的孤电子对数= (a-xb)
式中a为中心原子的价电子数，x为与中心原子结合的原子数，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。②杂化轨道数与杂化轨道类型的关系(2)中心原子杂化类型和分子构型的关系。
中心原子的杂化类型和分子构型有关，二者之间可以相互判断。2.分子的极性
共价键的极性
(1)决定因素
分子空间构型
(2)极性判断。
①由非极性键结合而成的分子是非极性分子(O3除外)；
②由极性键结合而成的非对称型分子一般是极性分子；
③由极性键结合而成的完全对称型分子为非极性分子；④对于ABn型分子，若中心原子A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，否则为极性分子。
(3)相似相溶规则：极性分子构成的物质易溶于极性溶剂；非极性分子构成的物质易溶于非极性溶剂。【高考警示钟】
(1)杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳孤电子对，剩余的p轨道可以形成π键，即杂化过程中若还有未参与杂化的p轨道，可用于形成π键。
(2)组成相似的分子中心原子的杂化类型不一定相同，要看其σ键和孤对电子数是否相同。
(3)杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。(4)共价键的极性不等价于分子的极性。
(5)根据分子构型可以判断分子的极性，但必须注意键对极性的影响，例如，同是直线形的O＝C＝O和H—C≡N，前者为非极性分子，后者为极性分子；同是四面体形的CH4和CH3Cl，前者为非极性分子，后者为极性分子。【典例1】(2011·福建高考改编)氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题：
(1)基态氮原子的价电子排布式是_________。
(2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是_______。
(3)肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。
①NH3分子的空间构型是________，是________分子(填“极性”或“非极性”)，________溶于水(填“难”或“易”)；
N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是___________。②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4(l)+2N2H4(l)====3N2(g)+4H2O(g)
ΔH=-1 038.7 kJ·mol-1
若该反应中有4 mol N—H键断裂，则形成的π键有____mol。
(4)图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点(见图2)，分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是________。a.CF4 b.CH4 c. d.H2O【解题指南】解答本题要明确以下三点：
(1)根据肼分子的形成过程确定肼与氨气的结构相似；
(2)注意氢键的形成条件和存在；
(3)结构式的书写方法及σ键和π键个数的判断方法。
【解析】(1)氮原子的最外层有5个电子，其价电子排布式为2s22p3。(3)①NH3分子中氮原子的杂化方式为sp3，其分子的空间构型为三角锥形,因其空间结构不高度对称，该分子为极性分子，根据相似相溶原理，易溶于水；氨基(—NH2)中氮原子的杂化方式也为sp3，N2H4的结构为H2N—NH2，相当于2个氨基，所以氮原子的杂化方式也为sp3。
②1个N2H4分子中含有4个N—H键，有4 mol N—H键断裂同时生成1.5 mol N2，N2的结构式为N≡N，含1个σ键和2个π键，所以会形成3 molπ键。(4)H原子连接电负性大，半径小有孤对电子的N、O、F原子
时，能够形成氢键，所以CF4和CH4不能形成氢键，由图2可
知，4个氮原子处于正四面体的顶点形成4个氢键，需要4个
氢原子，所以 能够被该有机化合物识别。
答案：(1)2s22p3 (2)N＞O＞C
(3)①三角锥形 极性 易 sp3 ②3 (4)c【误区警示】
(1)“价电子排布式”与“电子排布式”，书写时易混淆；
(2)前四周期同周期第一电离能的递变规律中ⅡA、ⅤA比相邻主族均大；
(3)注意氢键的形成条件是“H原子”与“N、O、F原子”，其他原子不形成氢键。 微粒间作用力的判断及对物质性质的影响
1．σ键、π键的判断
(1)由轨道重叠方式判断。
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
(2)由共用电子对数判断。
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
(3)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。2.几种常见化学键的判断3.三种作用力的比较及对物质性质的影响【高考警示钟】
(1)氢键属于一种较强的分子间作用力。
(2)有氢键的物质，分子间也有范德华力，但有范德华力的物质分子间不一定有氢键。
(3)一个氢原子只能形成一个氢键，这是氢键的饱和性。【典例2】(2011·江苏高考改编)原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。
回答下列问题：
(1)Y2X2分子中Y原子的杂化轨道类型为__________，1molY2X2含有σ键的数目为___________。
(2)化合物ZX3中所含的化学键类型为_________，该化合物的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是_________。(3)Y的一种氧化物能与NaOH溶液发生反应，元素Y的这种氧化物的分子式是___________，其分子构型为__________形，属于__________分子(填“极性”或“非极性”)，其分子之间所存在的作用力为____________。
(4)元素W能在Cl2中燃烧，燃烧产物中所含化学键为________
_____；W的一种氯化物中W的化合价为+1，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成的配合物HnWCl3中配体是__________，反应的化学方程式为___________。【解题指南】解答本题应注意以下四点：
(1)根据题干提供的各元素的特征及原子结构特点推断出相关元素；
(2)熟悉常见微粒的杂化轨道类型和σ键数目的确定方法；
(3)利用化学键的组成元素判断化学键的类型；
(4)了解配位键的组成。
【解析】根据题给信息可推知X、Y、Z、W分别为氢、碳、氮、铜四种元素。(1)Y2X2为乙炔，乙炔含有一个碳碳叁键，乙炔中的碳原子的杂化轨道类型为sp杂化,一个乙炔分子中含有3个σ键，1 mol乙炔中含σ键为3 mol。
(2)ZX3为氨气，YX4为甲烷，氨气分子间能形成氢键，使沸点升高。
(3)元素Y为C,常见的氧化物为CO、CO2,而能与NaOH溶液发生反应的为CO2，CO2为由极性键构成的非极性分子，分子间以范德华力结合。(4)根据题目提供信息可知W为Cu,Cu在Cl2中燃烧产物为CuCl2，CuCl2中存在离子键；由氯化物中Cu的化合价可知该氯化物的化学式为CuCl，CuCl与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成物中有1个Cu，3个Cl，所以CuCl与HCl反应的物质的量之比为1∶2。生成物H2CuCl3中Cu为中心原子，Cl离子为配体。
答案：(1)sp 3 mol或3×6.02×1023
(2)极性共价键 NH3分子间存在氢键
(3)CO2 直线 非极性 范德华力
(4)离子键 Cl- CuCl＋2HCl====H2CuCl3
(或CuCl＋2HCl====H2［CuCl3］)【互动探究】
(1)ZX3的水溶性与YX4比较有何不同？为什么？
提示：NH3极易溶于水，CH4难溶于水。
原因：NH3为极性分子，CH4为非极性分子，根据相似相溶原理，NH3在水中的溶解度大；且NH3易与水形成氢键，更利于氨气的溶解。
(2)上题(2)中ZX3结合1个X+后所形成的微粒中所含化学键有
哪些？
提示：NH3+H+===== ，所形成的化学键为配位键和共价键。1.(双选)(2011·海南高考)下列分子中，属于非极性的
是( )
A．SO2 B．BeCl2 C．BBr3 D．COCl2
【解析】选B、C。SO2是V形分子，其结构不高度对称，为极
性分子；BeCl2的结构式为Cl—Be—Cl，是直线形分子，结构
对称，为非极性分子；BBr3是平面正三角形分子，结构对
称，为非极性分子；COCl2的结构式为 ，其结构不
高度对称，为极性分子。2．(2012·西安模拟)对σ键的认识不正确的是( )
A．σ键不属于共价键，是另一种化学键
B．s-s σ键与s-p σ键的对称性相同
C．分子中含有共价键，则至少含有一个σ键
D．含有π键的化合物与只含σ键的化合物的化学性质不同
【解析】选A。共价键根据原子轨道的重叠形式不同分成了σ键和π键，A项错误；σ键都是轴对称的，B项正确；若两个原子形成共价单键，则一定是σ键，C项正确；π键不如σ键稳定，D正确。3.向盛有硫酸铜水溶液的试管里滴加氨水，首先形成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液，下列对此现象的说法正确的是( )
A.开始滴加氨水时形成的难溶物为Cu(OH)2
B.沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子
［Cu(OH)4］2+，配位数为4
C.反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变
D.在［Cu(NH3)4］2+中，Cu2+给出孤电子对，NH3提供空轨道【解析】选A。此过程的离子方程式为：
Cu2++2NH3·H2O====Cu(OH)2↓+2 ，Cu(OH)2+4NH3====［Cu(NH3)4］2++2OH-。反应后溶液中不存在任何沉淀，但Cu2+转化为［Cu(NH3)4］2+，所以Cu2+的浓度减小，A项正确，C项错误；在［Cu(NH3)4］2+中，NH3提供孤电子对，Cu2+提供空轨道，D项错误；沉淀溶解后，生成深蓝色的［Cu(NH3)4］2+，配合离子［Cu(NH3)4］2+的配位数为4，B项错误。4.(2011·安徽高考)科学家最近研制出可望成为高效火箭推进剂的N(NO2)3(如图所示)。已知该分子中N—N—N键角都是108.1°，下列有关N(NO2)3的说法正确的是( )
A.分子中N、O间形成的共价键是非极性键
B.分子中四个氮原子共平面
C.该物质既有氧化性又有还原性
D.15.2 g该物质含有6.02×1022个原子【解析】选C。 5.PCl3的结构类似于NH3，是一种三角锥形分子，下列有关叙述正确的是( )
A．PCl3分子中三个P—Cl键的键长、键能、键角都相等
B．PCl3分子中P原子采取sp3杂化，其中三个用于形成P—Cl键，另一个为空轨道
C．PCl3分子中的P原子采取sp3杂化，因此其键角与甲烷分子的键角完全相同
D．PCl3是由极性键构成的非极性分子【解析】选A。PCl3分子中三个P—Cl键完全相同，因此键参数完全相同；PCl3分子中P原子采取sp3杂化，其中三个用于形成P—Cl键，另一个被孤对电子占据，也正是因为这对孤对电子导致其键角比甲烷的键角要小；PCl3分子的空间结构不对称，因此该分子为极性分子。6.(1) 下列物质的分子中①HCl ②H2O ③N2
④H2O2 ⑤C2H2 ⑥C6H6 既有σ键，又有π键的是________。
(2)上题中⑤和⑥的C原子的杂化类型分别是______和______。键角分别是_________和________。
(3)某有机物分子结构为H2C＝C＝CH—C≡N，其分子中碳原子
杂化轨道类型是_________；分子中处于同一直线上的原子数
目最多为__________。(4)下列分子中若有手性分子，请用“*”标出其手性碳原
子。
【解题指南】解答本题时应注意以下三点：
(1)利用共价键不同分类的关系判断共价键类型；
(2)利用价电子对互斥理论确定分子的空间构型；
(3)碳原子所连的四个原子或原子团均不相同时，该碳原子为手性碳原子。【解析】(1)当两个原子间能形成多个共用电子对时，先形成一个σ键，另外的原子轨道只能形成π键。N2中有三个共价键：一个σ键，两个π键；C2H2中碳碳原子之间有三个共价键：一个σ键，两个π键；C6H6中碳碳原子之间有7个共价键：6个σ键，1个π键。
(2)C2H2分子中C原子发生sp杂化，键角为180°,C6H6分子中C原子发生sp2杂化，键角为120°。(3)分子 H21C＝2C＝3CH—4C≡N中，1C、3C原子发生sp2杂化，2C、4C原子发生sp杂化，与叁键碳直接相连的原子在同一直线上。
(4)形成的四条键均不相同的碳原子为手性碳原子。
答案：(1)③⑤⑥ (2)sp sp2 180° 120°
(3)sp2杂化、sp杂化 3 (4)【误区警示】中心原子的杂化轨道类型判断的易错点
并不是说碳原子只要形成双键就发生sp2杂化，如第(3)小题中第2个C原子形成两条双键，为sp杂化。判断中心原子的杂化轨道类型的方法：
(1)看中心原子有没有形成双键或叁键，如果碳原子形成1个叁键或两个双键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，形成的是sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，形成的是sp2杂化；如果全部是单键，则形成的是sp3杂化。 (2)由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，为sp3杂化。7.(2012·潍坊模拟)A、B、C、D、E五种元素，A元素的周期数、主族数、原子序数相同；B的基态原子核外有3种能量不同的原子轨道，且每种轨道中的电子数相同；C元素的电离能如图所示；D元素的价电子构型为nsnnpn＋2；E是第四周期的过渡金属元素，血红蛋白中的E元素与BD形成的配位键比与D形成的配位键强。E单质与BD形成的配合物E(BD)5，常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂。(1)A元素和B元素组成的化合物分子之间__________(填“有”或“没有”)形成氢键。
(2)基态E原子的电子排布式为_______________________。(3)B、C、D三种元素的电负性由大到小的顺序是___________
_________(填元素符号)。
(4)C2和B2A2的分子中根据电子云重叠的方式不同，都包含的共价键类型有__________。
【解析】由题意可推出A是H，B是C，C是N，D是O，E是Fe。
(1)碳的氢化物分子间没有氢键。
(2)基态Fe原子的电子排布式是
1s22s22p63s23p63d64s2。(3)由电负性的概念可知非金属性越强其电负性越大，故C、N、O三种元素的电负性由大到小的顺序是：O、N、C。
(4)N2和C2H2中均有σ键和π键。
答案：(1)没有 (2)1s22s22p63s23p63d64s2
(3)O、N、C (4)σ键和π键8.(2011·新课标全国卷改编)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如图所示：请回答下列问题：
(1)由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是______、______；
(2)基态B原子的电子排布式为________；B和N相比，电负性
较大的是_________，BN中B元素的化合价为__________；
(3)在BF3分子中，F—B—F的键角是_______，B原子的杂化轨
道类型为________，BF3分子含有的化学键类型为________，
分子类型为________，易溶于__________(填“A、B或C”)；
A.水 B.苯 C.四氯化碳
(4)BF3和过量NaF作用可生成配合物NaBF4，表示其配位键为___________， 的立体结构为_________;【解题指南】解答本题时应注意以下三点：
(1)化合物中电负性强的元素显负价；
(2)利用价电子对互斥理论确定分子的空间构型；
(3)相似相溶原理的应用。
【解析】(1)由B2O3制备BF3、BN的化学反应都是非氧化还原反应，写出主要的反应物、生成物再配平即可。
(2)B原子的核外电子为5个，电子排布式为1s22s22p1;N电负性比B强，BN中B显正价，为+3价。(3)BF3分子构型为平面正三角形，B原子的杂化轨道类型为sp2杂化，F—B—F的键角是120°，由于分子很对称，BF3分子为极性键构成的非极性分子。
(4) 中B为中心原子，F为配体， 为正四面体形。
答案：(1)B2O3＋3CaF2＋3H2SO4 2BF3↑＋3CaSO4＋3H2O
B2O3＋2NH3 2BN＋3H2O (2)1s22s22p1 N +3
(3)120° sp2 极性共价键 非极性分子 B、C
(4) F→B 正四面体9.短周期的5种非金属元素，其中A、B、C的特征电子排布可表示为：A：asa，B：bsbbpb，C：csccp2c，D与B同主族，E在C的下一周期，且是同周期元素中电负性最大的元素。回答下列问题：
(1)由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子，下列分子①BC2 ②BA4 ③A2C2 ④BE4，其中属于极性分子的是___________(填序号)。(2)C的氢化物比下周期同主族元素的氢化物沸点还要高，其原因是_____________________________________________。
(3)B、C两元素都能和A元素组成两种常见的溶剂，其分子式为_____________、____________。DE4在前者中的溶解性___
__________(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解性。
【解析】由s轨道最多可容纳2个电子可得：a＝1，b＝c＝2，即A为H，B为C，C为O。由D与B同主族，且为短周期非金属元素得D为Si；由E在C的下一周期且E为同周期电负性最大的元素可知E为Cl。(1)①、②、③、④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子。
(2)C的氢化物为H2O，H2O分子间可形成氢键是其沸点较高的重要原因。
(3)B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂，SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。
答案：(1)③ (2)H2O分子间形成氢键
(3)C6H6 H2O 大于10.已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数依次增加。其中A与B、A与D在周期表中位置相邻，A原子核外有两个未成对电子，B元素的第一电离能比同周期相邻两种元素都大，C原子在同周期原子中半径最大(稀有气体除外)；E与C位于不同周期，E原子核外最外层电子数与C相同，其余各电子层均充满。请根据以上信息，回答下列问题：(答题时A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示)
(1)A、B、C、D四种元素电负性由大到小排列顺序为________
____________。
(2)B的氢化物的结构式为________，其空间构型为_______。(3)E核外电子排布式是____________，E的某种化合物的结构如图所示。
微粒间的相互作用包括化学键和分子间作用力，此化合物中各种粒子间的相互作用力有_____________。(4)A与B的气态氢化物的沸点________更高，A与D的气态氢化物的沸点__________更高。
(5)A的稳定氧化物中，中心原子的杂化类型为___________，空间构型为____________。
【解析】A、B、D的相对位置为 ，又因为B的第一
电离能比同周期相邻的两种元素大，所以B为半充满结构，B
为N，A为C，D为Si，C为Na，E为第四周期的元素，最外层为1
个电子，其余各电子层均排满，则E的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1即为Cu。(1)A、B、C、D分别为C、N、Na、Si，根据电负性的递变规律可知，电负性N>C>Si>Na。
(2)B的气态氢化物为NH3，中心原子N以sp3杂化，空间构型为三角锥形。
(3)E为Cu，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。根据图示可判断H2O分子和Cu2+间存在配位键，同时水分子之间还存在氢键，H2O分子内存在共价键。该化合物还有阴离子，故有离子键。(4)A与B的气态氢化物分别为CH4和NH3，其沸点高低为NH3>CH4(因NH3分子之间存在氢键)，A与D的气态氢化物分别为CH4和SiH4，由于其组成和结构相似，SiH4的相对分子质量大于CH4，故沸点SiH4>CH4。
(5)CO2中C原子为sp杂化，CO2分子呈直线形。
答案：(1)N>C>Si>Na (2)
三角锥形 (3)1s22s22p63s23p63d104s1 离子键、共价键、配位键、氢键 (4)NH3 SiH4
(5)sp 直线形 课件76张PPT。第3章 物质的聚集状态与物质性质1.能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
3.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
4.能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关计算。
5.了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。一、晶体常识
1.晶体与非晶体周期性有序无序熔点2.晶胞
(1)晶胞与晶体的关系。
①晶胞是晶体结构中的最小重复单元。
②将许多晶胞上、下、左、右、前、后并置起来，构成整个晶体。
(2)晶胞中粒子数目的有关计算。二、常见晶体类型的结构和性质
1.四种晶体类型比较金属晶体 分子晶体 很大 有的很大，
有的很小 较大 原子晶体 离子晶体 类型比较 构成
粒子 粒子间的
相互作用
力 硬度 较小 熔、沸点 较低 很高 有的很高，
有的很低 较高 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阴、阳离子 范德华力
(某些含
氢键) 共价键 金属键 离子键 常见溶剂难溶 金属晶体 分子晶体 原子晶体 离子晶体 类型比较 溶解性 相似相溶 难溶于任
何溶剂 大多易溶
于水等极
性溶剂 导电、
传热性 一般不导
电，溶于
水后有的
导电 一般不
具有导
电性 电和热的良导体 晶体不导
电，水溶
液或熔融
态导电 金属单质与合金（如Na、Al、Fe、青铜） 金属晶体 分子晶体 原子晶体 离子晶体 类型比较 物质类别
及举例 大多数非金属
单质、气态氢
化物、酸、非
金属氧化物
(SiO2除外)、
绝大多数有机
物(有机盐除
外) 部分非金属单
质（如金刚
石、硅、晶体硼），部分非金属化合物
（如SiC、
SiO2） 金属氧化物
（如K2O、
Na2O）、强
碱（如KOH、
NaOH）、绝
大部分盐
（如NaCl） 2.几种典型的晶体模型 正四面体109.5°46424正四面体1∶21212612448611面心立方最密12体心立方密8六方最密12晶体类型的判断及有关计算
1.判断晶体类型的五种依据
(1)依据晶体的组成微粒和微粒间的作用判断。
①离子晶体的组成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
②原子晶体的组成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
③分子晶体的组成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力，即范德华力。
④金属晶体的组成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作
用是金属键。(2)依据物质的分类判断。
①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、酸、绝大多数有机物(有机盐除外)是分子晶体。
③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅、氮化硅等。
④金属单质(汞除外)与合金是金属晶体。 (3)依据晶体的熔点判断。
①离子晶体的熔点较高，常在数百至1千余度。
②原子晶体熔点高，常在1千度至几千度。
③分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度。
④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
(4)依据导电性判断。
离子晶体水溶液及熔融状态下能导电。
原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。
金属晶体是电的良导体。
(5)依据硬度和机械性能判断。
离子晶体硬度较大或略硬而脆。
原子晶体硬度大。
分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。2.长方体晶胞中拥有粒子数的计算【高考警示钟】
(1)晶胞是晶体结构中的最小重复单元，晶胞不一定是晶体中的最小单位。
(2)晶胞是从晶体中“截取”出来的具有代表性的最小部分，而不一定是最小的“平行六面体”；
(3)在计算晶胞中微粒个数的过程中，不是任何形状的晶胞均可使用均摊法，注意分析不同位置的微粒被几个晶胞共用。【典例1】(2011·海南高考改编)铜是重要金属，Cu的化合物
在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作
电解液、电镀液等。请回答以下问题：
(1)CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程
式为_______________________________________________；
(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因
是_________________________________________________；
(3) 中S以sp3杂化， 的立体构型是________________；
(4)元素金(Au)处于周期表中的第6周期，与Cu同族，Au原子
最外层电子排布式为_________________________________；一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为___________；该晶体中，原子之间的作用力是____________；
(5)CuSO4晶体的构成微粒是_________和_________，微粒间的作用力是_________，该晶体属于_________晶体；
(6)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为__________。【解题指南】解答本题注意以下三点：
(1)利用价层电子对互斥理论判断微粒的立体构型；
(2)根据金属堆积模型推断微粒间的数量关系；
(3)氟化钙的晶胞中每个F-恰好处于4个Ca2+围成四面体的中间。
【解析】(1)金属铜与浓硫酸在加热时反应生成硫酸铜、二氧化硫和水。
(2)白色的CuSO4粉末与水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O晶体，该反应常用于检验微量水的存在。(3)S原子以sp3杂化，且S原子结合4个O原子，因此 的空间构
型为正四面体形。
(4)铜的价电子排布式为3d104s1，最外层只有1个电子，最外层电
子排布式为4s1，所以与Cu同族的第6周期的Au原子最外层电子排
布式为6s1。立方最密堆积的结构中，顶点有8个Au原子，顶点上
的原子为8个晶胞共用，完全属于该晶胞的有8× ＝1(个)，6个
面的中心共有6个Cu原子，面上的原子被2个晶胞共用，完全属
于该晶胞的有6× ＝3(个)，所以Cu原子与Au原子数量之比
为3∶1。金属和合金属于金属晶体，微粒间的作用力为金属键。(5)CuSO4为离子晶体，该晶体由Cu2+和 以离子键结合。
(6)氟化钙的晶胞如图所示，在立方体里面有8个F－，每个F-恰好处于4个Ca2+围成的四面体的中间。若把该铜金合金中的Cu原子和Au原子等同看待，则Cu原子和Au原子相当于CaF2中的Ca2+，所储H原子相当于F-，故其化学式为Cu3AuH8。答案：(1)Cu+2H2SO4(浓) CuSO4+SO2↑+2H2O
(2)白色CuSO4粉末和水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O晶体
(3)正四面体形 (4)6s1 3∶1 金属键
(5)Cu2+ 离子键 离子 (6)Cu3AuH8【互动探究】若已知在第(4)问中铜合金晶体的密度为
ρ g·cm-3，M(Cu)=a g·mol-1，M(Au)=b g·mol-1，则
(1)其晶胞质量为多少？
提示：由于在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位
置，所以Cu原子与Au原子数量之比为3∶1，取1 mol晶胞，其
质量m=(3a+b) g，故一个晶胞的质量为 g。(2)其晶胞边长为多少？
提示：取1 mol晶胞，其质量m=(3a+b) g，其体积V= cm3；
一个晶胞的体积为 cm3，则晶胞边长
(3)与Au原子距离最近并且相等的Cu原子的个数是多少？
提示：12个，从三个面上去考虑，每面上4个，共12个，即 晶体熔、沸点高低的比较方法
1.不同类型晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。 2.同种晶体类型熔、沸点的比较
(1)原子晶体。
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
(2)离子晶体。
①一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
(3)分子晶体。
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。(4)金属晶体。
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。【高考警示钟】
(1)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4Cl是离子晶体；金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体；含有金属离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属离子。
(2)含阴离子的晶体中一定含有阳离子，但含阳离子的晶体中不一定含阴离子，如金属晶体。(3)易误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高，其实不一定，如Na的熔点为97 ℃，尿素的熔点为132.7 ℃。
(4)石墨属于混合型晶体，虽然质地很软，但其熔点比金刚石还高，其结构中的碳碳键比金刚石中的碳碳键还强。【典例2】现有几组物质的熔点(℃)数据： 据此回答下列问题：
(1)由表格可知，A组熔点普遍偏高，据此回答：
①A组属于________晶体，其熔化时克服的粒子间的作用力是
____________；
②硅的熔点低于二氧化硅，是由于___________；
③硼晶体的硬度与硅晶体相对比：___________。
(2)B组晶体中存在的作用力是__________，其共同的物理性质是____________(填序号)，可以用__________理论解释。
①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于_______________。(4)D组晶体可能具有的性质是____________(填序号) 。
①硬度小 ②水溶液能导电
③固体能导电 ④熔融状态能导电
(5)D组晶体中NaCl、KCl、RbCl的熔点由高到低的顺序为：__
_________，MgO晶体的熔点高于三者，其原因解释为：_____
___________________________________________________。 【解题指南】解答本题注意以下三点：
(1)根据表格中数据可以判断出晶体类型，再推测晶体的性质；
(2)HF熔点反常的原因与氢键有关；
(3)利用晶格能的知识分析离子晶体熔点高低的原因。【解析】(1)A组由非金属元素组成，熔点最高，属于原子晶体，熔化时需破坏共价键。由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高，硬度大。
(2)B组都是金属，存在金属键，具有金属晶体的性质，可以用“电子气理论”解释相关物理性质。
(3)C组卤化氢晶体属于分子晶体，HF熔点高是由于分子之间形成氢键。
(4)D组是离子化合物，熔点高，具有离子晶体的性质。
(5)晶格能与离子电荷数和离子半径有关，电荷越多半径越小，晶格能越大，晶体熔点越高。答案：(1)①原子 共价键
②Si—Si键能小于Si—O键能
③硼晶体大于硅晶体
(2)金属键 ①②③④ 电子气
(3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可)
(4)②④ (5)NaCl＞KCl＞RbCl MgO晶体为离子晶体，离子所带电荷越多，半径越小，晶格能越大，熔点越高【误区警示】(1)分子晶体熔沸点的比较要特别注意氢键的存在；
(2)离子晶体的熔点不一定都低于原子晶体，如MgO是离子晶体，熔点是2 800 ℃；而SiO2是原子晶体，熔点是1 732 ℃。1.(2011·四川高考)下列说法正确的是( )
A.分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键
B.分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸
C.含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体
D.元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强【解析】选A。A项，根据分子晶体的概念：分子间通过分子间作用力形成的晶体，分子晶体中的稀有气体是由单原子构成的分子，不存在共价键，由此可知A项正确；Ｂ项，酸的元数是根据该酸能电离出的氢离子数确定的，而不是自身含有的氢原子数，故Ｂ错误；Ｃ项，如含有金属阳离子的AlCl3是分子晶体，而不是离子晶体，故C错误；D项，如氧元素的非金属性比氯元素的非金属性强，但氯气的活泼性比氧气强，故D错误。2.(2012·东营模拟)下列物质的熔点高低顺序正确的是( )
A．金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅
B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．金刚石>KCl>NaCl>干冰
D．HI>HBr>HCl>HF【解析】选B。由于硅原子的半径大于碳原子，因此熔点：碳化硅>晶体硅，A项错误；B项是组成和结构相似的一组分子，相对分子质量越大，熔点越高，B正确；KCl和NaCl为离子晶体，离子的半径越小，电荷数越多，晶格能越大，熔点越高，因此NaCl的熔点高于KCl，C项错误；D项中HF分子之间有氢键，因此熔点反常，错误。3.已知C3N4晶体具有比金刚石还大的硬度，且构成该晶体的微粒间只以单键结合。下列关于C3N4晶体的说法错误的是( )
A.该晶体属于原子晶体，其化学键比金刚石更牢固
B.该晶体中每个碳原子连接4个氮原子，每个氮原子连接3个碳原子
C.该晶体中碳原子和氮原子的最外层都满足8电子结构
D.该晶体与金刚石相似，都是原子间以非极性键形成空间网状结构【解析】选D。C3N4晶体具有比金刚石还大的硬度，所以一定属于原子晶体，其化学键为C—N共价键，由于N原子半径小于C原子半径，C—N键比C—C键键长短，更加牢固，A项说法正确；根据碳原子与氮原子结构与元素化合价，碳原子形成4个共价键而氮原子形成3个共价键，每个碳原子连接4个氮原子、每个氮原子连接3个碳原子，二者均满足8电子稳定结构，B、C说法均正确；该晶体中C—N键属于极性共价键，所以D项错误。4.(2012·广元模拟)下列各元素，最易形成离子晶体的一组是( )
①第3周期第一电离能最小的元素
②价电子构型为3s2的原子
③2p能级为半满的元素
④电负性最大的元素
A．①② B．③④ C．②③ D．①④【解析】选D。活泼的金属和活泼的非金属能形成离子晶体，根据题意①是钠元素，②是镁元素，③是氮元素，④是氟元素，其中最活泼的金属是钠，最活泼的非金属是氟，两者最容易形成离子晶体。5.有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期，Z、M同主族；X+与M2-具有相同的电子层结构；离子半径：Z2-＞W-；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。
下列说法中，正确的是( )
A.X、M两种元素只能形成X2M型化合物
B.由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低
C.元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体
D.元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂【解析】选D。本题的突破口在Y上，短周期元素形成的单质中，熔点高、硬度大的半导体材料是硅，由此可推知X、Z、W、M分别是Na、S、Cl和O元素。A项，钠元素和氧元素可形成Na2O和Na2O2两种化合物，不正确；B项，因H2O分子间存在氢键，其相对分子质量最小，沸点却最高，不正确；C项，硅单质是原子晶体，硫单质和氯气是分子晶体，不正确；D项，氯气和臭氧都可以用作水处理中的消毒剂，正确。6.(2012·大连模拟)图表法、模型法是常用的科学研究方法。
如图是研究部分元素的氢化物的沸点变化规律的图像。
Ⅰ.不同同学对某主族元素氢化物的沸点的变化趋势画出了两
条折线——折线a和折线b(其中A点对应的沸点是100 ℃)，你
认为正确的是__________，理由是_____________________。Ⅱ.人类在使用金属的历史进程中，经历了铜、铁、铝之后，第四种将被广泛应用的金属则被科学家预测是钛(Ti)。钛被誉为“未来世纪的金属”。试回答下列问题：
(1)22Ti元素基态原子的价电子排布式为________________。
(2)在Ti的化合物中，可以呈现+2、+3、
+4三种化合价，其中以+4价的Ti最为稳
定。偏钛酸钡的热稳定性好，介电常数
高，在小型变压器、话筒和扩音器中都
有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结构示意图如图，则它的化学式是_______________。Ⅲ.上世纪60年代，第一个稀有气体化合
物Xe［PtF6］被合成出来后，打破了
“绝对惰性”的观念。在随后的几年内，
科学家又相继合成了氙的氟化物、氧化
物等。(1)金属Pt内部原子的堆积方式与
铜及干冰中的CO2相同，如图立方体是Pt晶胞的示意图，试判断出Pt原子在晶胞中的位置_____________。(2)稀有气体(氡除外)中，只有较重的氙能合成出多种化合物，其可能原因是___________(填字母代号)。
A.氙的含量比较丰富
B.氙的相对原子质量大
C.氙原子半径大，电离能小
D.氙原子半径小，电负性大
(3)已知XeO3分子中氙原子上有1对孤电子对，则XeO3为_____
________分子(填“极性”或“非极性”)。【解析】Ⅰ．A的沸点是100 ℃，则A为H2O，即该主族为第ⅥA族，在该族元素形成的氢化物中，因为H2O存在分子间氢键，总强度远远大于分子间作用力，所以氧族元素中其他氢化物的沸点不会高于水，故b线正确。
Ⅱ.(1)根据基态原子电子排布式书写的规则，能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则可知22号元素基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，故其价电子排布式为3d24s2。(2)由偏钛酸钡晶体中晶胞的结构示意图可知，Ti原子位于立
方体晶胞的8个顶点，其个数为8× =1， Ba原子位于立方体
晶胞的体心，其个数为1，O原子位于立方体晶胞棱的中心，
其个数为12× =3，故它的化学式是BaTiO3。
Ⅲ．(1)干冰中的CO2分子位于立方体的八个顶点和六个面
心，故Pt原子在晶胞中的位置也位于立方体的八个顶点和六
个面心。(2)能合成出多种化合物的稀有气体其性质相对活泼，即相对易得电子或相对易失电子，因氙比其他(氡除外)稀有气体的半径大，故电负性应相对较小，得电子能力相对较差，失电子能力相对较强，即电离能较小。
(3)根据价电子对互斥理论，XeO3分子中氙原子最外层有4对电子，因为XeO3分子中氙原子上有1对孤电子对，故其分子结构为三角锥形，为极性分子。答案：Ⅰ.b
A点所示的氢化物是水，其沸点高是由于在水分子间存在氢键，总强度远远大于分子间作用力，所以氧族元素中其他氢化物的沸点不会高于水的沸点
Ⅱ.(1)3d24s2 (2)BaTiO3
Ⅲ.(1)立方体的八个顶点和六个面心 (2)C
(3)极性7.(2011·山东高考)氧是地壳中含量最多的元素。
(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为_________个。
(2)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为____________________________________________。
的沸点比 高，原因是___
__________________________________________________。(3)H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用__________________
杂化。H3O+中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因为___
___________________________________________________。
(4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为
a g·cm-3,NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为
_______cm3。【解析】(1)氧元素为8号元素，核外电子排布式为1s22s22p4。p
能级上有三个轨道4个电子，依据洪特规则，电子总是优先单独
占据一个轨道，而且自旋状态相同，因此有两个未成对的电子。
(2)O—H键＞氢键＞分子间的范德华力。O—H键为化学键，化
学键的键能一般大于氢键， 氢键大于分子间的范德华力。
可以形成分子间氢键， 则
形成分子内氢键，分子间氢键导致分子间作用力增强。(3)H3O+中O原子为sp3 杂化。因为孤电子对和孤电子对的排斥力大于孤电子对和成键电子的排斥力，水分子中有两对孤电子对，排斥力较大，水合氢离子中只有一对孤电子对，排斥力较小，所以H3O+中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大。
(4)因为CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构。所以一个晶胞中有四个钙离子和四个氧离子，根据M(CaO)=56 g/mol，则一个CaO的质量m(CaO)=56/NA g。V(CaO晶胞)=质量/密度 =4× m(CaO)/a g·cm-3=224/aNA cm3。答案：(1)2
(2)O—H键、氢键、范德华力
形成分子间氢键，而
形成分子内氢键，分子间氢键使分子间作用力增强
(3)sp3 H2O中O原子有两对孤电子对，排斥力较大， H3O+中O原子只有一对孤电子对，排斥力较小
(4)224/aNA【误区警示】(1)氢键不属于化学键，其强度远远弱于化学键，但比范德华力强得多，故含有氢键的物质一般熔、沸点较高。
(2)氢键分为分子内氢键和分子间氢键，分子间氢键使物质熔、沸点升高，而分子内氢键使物质熔、沸点降低。8.有A、B、C、D、E、F六种元素，A是周期表中原子半径最小的元素，B是电负性最大的元素，C的2p轨道中有三个未成对的单电子，F原子核外电子数是B与C核外电子数之和，D是主族元素且与E同周期，E能形成红色(或砖红色)的E2O和黑色的EO两种氧化物，D与B可形成离子化合物，其晶胞结构如图所示。请回答下列问题：
(1)E元素原子基态时的电子排布式为_______________。
(2)A2F分子中F原子的杂化类型是_____________，F的氧化物FO3分子空间构型为____________。
(3)CA3极易溶于水，其原因主要是________，试判断CA3溶于水后，形成CA3·H2O的合理结构：________ (填字母代号)，推理依据是________________________。(4)从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为____
_______________；该离子化合物晶体的密度为a g·cm-3，则晶胞的体积是_______________________(写出表达式即可)。
【解题指南】解答本题需注意以下三点：
(1)据原子的电子排布特点和元素性质判断元素种类；
(2)注意氢键对分子结构的影响；
(3)根据晶体质量与密度的关系求算晶胞体积。【解析】由题意可知A、B、C分别为H、F、N，故推出F是S，由题意推出E是Cu，由晶胞的结构用“均摊法”计算出一个晶胞中含有8个F-，同时含有4个D离子，故可判断D是第4周期+2价的金属元素，故D是钙元素。NH3极易溶于水的原因是能与水分子间形成氢键，根据氢键的表示方法可知(b)是合理的；根据密度ρ=m/V进行计算，应注意一个晶胞中含有4个CaF2。答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1或［Ar］3d104s1
(2)sp3 平面正三角形
(3)与水分子间形成氢键 (b) 一水合氨电离产生铵根离子和氢氧根离子
(4)CaF29.(2012·乐山模拟)不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题：(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是_______________，
各周期中E值的这种变化特点体现了元素性质的___________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_____________
___(填写编号)。
①E(砷)>E(硒) ②E(砷)③E(溴)>E(硒) ④E(溴)(4)10号元素E值较大的原因是___________________________
_____________________________________________________
___________________________________________________。
【解题指南】解答本题时要注意以下两点：
(1)电离能表示原子失电子能力强弱；
(2)电离能的大小与原子核外电子排布有密切的关系。【解析】此题考查了元素第一电离能的变化规律和学生的归纳总结能力。
(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；从H到He；从Li到Ne；从Na到Ar，均呈现明显的周期性变化。
(2)从第2、3周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推测：E(K)(4)10号元素是稀有气体氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。 答案：(1)随着原子序数增大，E值变小 周期性
(2)①③
(3)485 738
(4)10号元素为氖。该元素原子最外层电子排布已达到8电子稳定结构【误区警示】(1)同一周期的主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，原因是核电荷数增多，而电子层数不变，原子核对核外电子的吸引力增大；
(2)由于第一电离能与原子核外电子排布有关，所以在解答此类题目时注意第一电离能的总体变化趋势与个别元素的反常现象。