【三维设计】高中化学鲁科版选修三 配套课件+课时跟踪训练+随堂基础巩固+单元质量检测（全套，56份）

模块综合检测
(时间：90分钟　满分：100分)
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分)
1．下列各基态原子的电子排布式正确的是(　　)
A．Be　1s22s12p1　　　　 B．C　1s22s22p2
C．He　1s12s1 D．Cl　1s22s22p63s23p6
解析：基态原子的核外电子排布遵循能量最低原理，选项中Be、He的电子排布不符合能量最低原理，因此不是基态的电子排布，Cl原子的基态电子排布式为1s22s22p63s23p5。
答案：B
2．下列叙述正确的是(　　)
A．P4和NO2都是共价化合物
B．CCl4和NH3都是以极性键结合的极性分子
C．在CaO和SiO2晶体中，都不存在单个小分子
D．甲烷(结构式：)是对称的平面结构，所以是非极性分子
解析：P4是单质，A项错误；CCl4呈正四面体型结构，是以极性键结合的非极性分子，B项错误；CaO是离子晶体，SiO2是原子晶体，它们的化学式只表示化合物中各元素的原子数目比，不存在分子结构，C项正确；甲烷是正四面体结构的非极性分子，D项错误。
答案：C
3．图1和图2分别是1s电子的概率分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的是(　　)
A．图1中的每个小黑点表示1个电子
B．图2表示1s电子只能在球体内出现[来源:21世纪教育网]
C．图2表示1s轨道呈圆形，有无数对称轴21世纪教育网
D．图1中的小黑点表示电子在原子核附近单位体积内出现的概率
解析：电子云中的小黑点仅表示电子在某一区域内出现的概率， s能级的原子轨道呈球形，1s电子只是在球体内出现的概率大，它在球体外也出现，只是出现的机会小。
答案：D
4．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[21世纪教育网
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
解析：根据电子排布式可推知：①②③④分别是S、P、N、F，根据原子半径和电负性的递变性规律，可判断原子半径：②>①>③>④；电负性为④>③>①>②；最高正价为①>②＝③，F无正价。
答案：A
5．[双选题]下列说法错误的是(　　)
A．在化合物中，存在不对称碳原子
B．原子间形成分子时，决定各原子相互结合的数量关系的是共价键的饱和性
C．根据对角线规则判断Be(OH)2是两性氢氧化物
D．在相同条件下，邻羟基苯甲醛的沸点高于对羟基苯甲醛
解析：A项中的化合物不存在手性碳原子；邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，熔、沸点低，对羟基苯甲醛形成的是分子间氢键，沸点较高。
答案：AD
6．关于金属晶体的面心立方最密堆积的结构叙述中，正确的是(　　)
A．属于A2型密堆积 B．属于A3型最密堆积
C．每个晶胞中含4个原子 D．每个晶胞中含7个原子
解析：金属晶体的面心立方最密堆积属于A1型最密堆积，每个晶胞中含有4个原子。21世纪教育网
答案：C
7．[双选题]对于多电子原子来说，下列说法中正确的是(　　)
A．主量子数n决定原子轨道的能量
B．主量了数n是决定原子轨道能量的主要因素
C．主量子数n决定角量子数l的取值范围
D．主量子数n决定原子轨道的形状
解析：多电子原子中电子的能量主要取决于主量子数n，但也与角量子数l有关，故B正确，A不正确；主量子数为n，则l的取值为0,1,2，…，(n－1)，故C正确；原子轨道的形状由角量子数l决定，故D不正确。
答案：BC
8．下列说法中错误的是(　　)
A．SO2、SO3都是极性分子
B．在NH和[Cu(NH3)4]2＋中都存在配位键
C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强
D．原子晶体中原子以共价键结合，具有键能大、熔点高、硬度大的特性
解析：SO3是平面三角形分子，键角120°，因此SO3是非极性分子。
答案：A
9．共价键、离子键和范德华力都是微观粒子之间的不同作用力，下列物质：①Na2O2；②SiO2；③石墨；④金刚石；⑤CaCl2；⑥白磷，其中含有两种结合力的组合是(　　)
A．①③⑤⑥　　　　　　B．①③⑥
C．②④⑥ D．①②③⑥21世纪教育网
解析：①Na2O2中含有离子键和共价键，③石墨与⑥白磷中都含有共价键、范德华力。
答案：B
10．元素周期表是安置元素的一座“大厦”，已知原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中的“单元号和房间号”即位置的是(　　)
A．某元素原子的第二电子层电子排布图为
B．某元素在某种化合物中的化合价为＋4
C．某元素的原子最外层上电子数为6
D．某元素的原子外围电子排布式为5s25p1
解析：A项由于第二层已排满，故不能确定；B不能确定；C只能得出是VIA族；D中元素位于第5周期ⅢA族。
答案：D
11．[双选题]下列说法中正确的是(　　)
A．离子键和共价键都有饱和性和方向性
B．原子间成键后，体系的能量下降
C．苯分子中的碳碳键与乙烯中的完全相同
D．NH4Cl中既有离子键，也有极性共价键和配位键
解析：共价键具有方向性和饱和性，离子键既没有方向性也没有饱和性，A项错误；苯分子中的碳碳键是介于C—C和C===C之间的一种独特的化学键，与乙烯中的C===C不同，C项错误。
答案：BD
12．有关甲醛分子的说法正确的是(　　)21世纪教育网
A．C原子采用sp′杂化
B．甲醛分子为三角锥形结构
C．甲醛分子为三角形结构
D．在甲醛分子中没有π键
解析：由HCHO的电子式：知甲醛分子中存在双键，所以存在一个π键，采取sp2杂化，是平面三角形结构。
答案：C
13．有下列离子晶体的空间结构示意图。图中?和化学式中M分别代表阳离子，图中?和化学式中N分别代表阴离子，则化学式为MN2的晶体结构为(　　)
解析：观察晶体的结构，应用均摊法计算可知A、B、C、D的化学式分别为MN、MN2MN、M4N。
答案：B
14．AB型的化学式形成的晶体结构情况多种多样。如图所示的几种结构中最有可能是分子晶体的是(　　)
A．①②③　　　　　　　　 B．③④⑥
C．②⑤ D．①②
解析：从①③④⑥的结构上看，构成晶体的结构单元都是向外延伸和扩展的，符合离子晶体或原子晶体的结构特点，而②⑤的结构没有这种特点，该结构中每一个“·”或“。”可看成是一个原子，形成晶体时为分子晶体。
答案：C
15．如图所示表为元素周期表短周期的一部分。下列有关A、B、C、D、E五种元素的叙述中，不正确的是(　　)
A．A与B形成的阴离子可能有：ABA2B
B．E的氢化物的沸点比C的氢化物的沸点高
C．D在过量的B中燃烧的主要产物为DB2
D．A与E形成的化合物分子是非极性分子
解析：由所给元素周期表可知A、B、C、E、F五种元素分别是C、O、F、S、Cl。由于HF分子间存在氢键，故HCl的沸点比HF的沸点低，选B。
答案：B
16．右图为食盐晶体结构示意图。已知食盐的密度为ρ g·cm－3，摩尔质量为M g·mol－1，阿伏加德罗常数为NA，则在食盐晶体中Na＋和Cl－的间距大约是
(　　)
A.  cm　　　　 B.  cm
C.  cm D.  cm21世纪教育网
解析：食盐晶胞中含有4个Na＋和4个Cl－，每个晶胞的体积为×4 cm3，设食盐晶体里Na＋和Cl－的间距为x cm，所以可得(2x)3＝×4，解得x＝ ，则在食盐晶体中Na＋和Cl－的间距大约是  cm。
答案：B
二、非选择题(本题包括6小题，共52分)
17．(9分)A、B、C、D四种元素处于同一短周期，在同族元素中，A的气态氢化物的沸点最高，B的最高价氧化物对应的水化物的酸性在同周期中是最强的，C的电负性介于A、B之间，D与B相邻。
(1)C的原子的价电子排布式为________。
(2)在B的单质分子中存在________个π键，________个σ键。
(3)已知B的气态氢化物很容易与H＋结合，B原子与H＋间形成的键叫________，形成的离子立体结构为________，其中B原子采取的杂化方式是________。
(4)在A、B、C、D四种元素形成的电子数相同的四种氢化物中沸点最低的是________(写分子式)，其沸点显著低于其他三种氢化物的原因是_____________________________
________________________________________________________________________。
解析：根据已知条件可以推断出，A是氟元素(F)、B是氮元素(N)、C是氧元素(O)、D是碳元素(C)。
(1)氧原子电子排布式是1s22s22p4，价电子排布式是2s22p4。
(2)氮气分子(N≡N)中有一个σ键，两个π键。
(3)NH3与H＋结合成NH时，NH3中N原子提供孤对电子，H＋提供空轨道，形成配位键。NH3中N原子是sp3杂化，NH是正四面体结构。
(4)形成的等电子氢化物分别是HF、NH3、H2O、CH4，其中只有CH4分子间不能形成氢键，因此沸点低。
答案：(1)2s22p4　(2)2　1
(3)配位键　正四面体形　sp3杂化
(4)CH4　CH4分子间只有范德华力没有氢键，而NH3、H2O、HF分子间还存在氢键
18．(7分)高温超导材料是科学家研究的重点物质之一。
(1)科学家把C60和K掺杂在一起制造了一种富勒烯化合物，其晶胞如下左图所示。该富勒烯化合物中的化学式为___________________________________________。
　
(2)某同学画出的C的基态原子核外电子轨道表示式如上右图，该电子排布图违背了________________________________________________________________________。
(3)金属钾采用的是下列________(填字母代号)堆积方式，每个钾原子的配位数是________。
(4)富勒烯(C60)的结构如右图。
①1 mol C60分子中σ键的数目为
__________________________________________________。
②已知：金刚石中的C—C的键长为154.45 pm，C60中C—C键长为145～140 pm。有同学据此推断C60的熔点高于金刚石，你认为是否正确并阐述理由：________________________________________________________________________。
解析：(1)由富勒烯化合物的晶胞结构，可知其中C60个数为8×＋1＝2，K原子个数为12×＝6，故化学式为K3C60。
(2)2s轨道能量低于2p，根据能量最低原理，应先填满2s再填2p。
(3)金属K属于体心立方(A2型)结构，配位数为8。
(4)①由图可知每个C原子与周围3个C原子形成3个σ键，每个σ键只有属于该碳原子，则1个碳原子拥有的σ键为3×＝，C60中σ键有×60＝90。②C60是分子晶体，熔点低于金刚石。
答案：(1)K3C60　(2)能量最低原理　(3)A　821世纪教育网
(4)①90NA　②错误，因为金刚石是原子晶体，而C60是分子晶体
19．(9分)化合物YX2、ZX2中X、Y、Z都是短周期元素，X与Y同周期，Y与Z同主族，Y元素原子的最外层中p轨道上的电子数等于前一电子层电子总数，X原子最外层的p轨道中有一个轨道填充了2个电子，则：
(1)X原子的电子排布式为________，Y原子的价层电子轨道表示式为________。
(2)YX2的分子构型是________，YX2的熔、沸点比ZX2__________(选填“高”或“低”)，理由是__________________________________________。
(3)YX2分子中，Y原子的杂化类型是________，一个YX2分子中含________个π键。
(4)下图表示一些晶体的结构(晶胞)，其中代表YX2的是________。
解析：Y元素原子的最外层p轨道上的电子数等于前一电子层电子总数，则Y为C元素，Y与Z同主族，则Z为Si元素。X与Y同周期，X原子电外层的p轨道中有一个轨道填充了2个电子(2p4)，X为O元素。CO2分子中C原子采取sp杂化，一个CO2分子中含有2个σ键，2个π键，CO2为直线形分子，形成的晶体是分子晶体，SiO2为原子晶体，熔、沸点高于CO2，干冰晶体的晶胞为面心立方，B符合。
答案：(1)1s22s22p4
(2)直线形　低　CO2是分子晶体，SiO2是原子晶体，故熔、沸点SiO2高于CO2
(3)sp　2　(4)B
20．(7分)(1)中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为：
2KNO3＋3C＋SA＋N2↑＋3CO2↑(已配平)
①除S外，上列元素的电负性从大到小依次为________________________。
②在生成物中，A的晶体类型为________。
③已知CN－与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为__________。
(2)原子序数小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2。T的基态原子外围电子(价电子)排布式为________，Q2＋的未成对电子数是________。
解析：(1)①除S外，上列元素为C、N、O、K，根据元素电负性的递变规律，电负性强的元素主要位于元素周期表的右上方，则电负性大小顺序为：O>N>C>K。
②根据原子守恒，知A为K2S，其为离子晶体。③HCN的分子结构为H—C≡N，其中C—H键为σ键，C≡N键中含1个σ键和2个π键，故σ键和π键数目之比为1∶1。
(2)根据Q、T既处于同一周期又处于同一族，则位于VⅢ族，由于Q、T原子序数小于36，且原子序数T比Q多2，则Q为Fe，T为Ni。Ni的基态原子外围电子排布式为3d84s2，Fe2＋的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d6,3d轨道上有4个未成对电子。
答案：(1)①O>N>C>K　②离子晶体　③1∶1　(2)3d84s2　4
21．(10分)X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前四周期元素，已知：
①X元素原子的最外层电子数是次外层的2倍
②Y元素原子的p轨道上有2个未成对电子
③Z元素在同一短周期元素中的原子半径最大
④W元素原子的核外最外层电子数与Z相同，其余各电子层均充满电子
请回下列问题：
(1)X、Y、Z三种元素的第一电离能从小到大的顺序是________(用元素符号表示，下同)。
(2)W元素原子核外电子排布式是__________。
(3)Z元素的氢化物熔点比Y元素的氢化物熔点高，原因是________________________。
(4)X的一种氢化物的相对分子质量为42，分子中含有σ键和π键的个数比为8∶1，则该分子中X原子的杂化类型是________和________。分子中所有原子是否可能处于同一平面？答：______(选填“是”“不是”或“无法确定”)。
(5)Y的简单氢化物可以和W2＋形成配位键，而X的简单氢化物则不行，其原因是________________。
解析：X元素原子结构示意图应为，为碳(C)元
素，Y的p轨道可能为，据Y的原子序数大于X，则Y电子排布应为1s22s22p4，为氧(O)元素，Z的原子序数比Y大，且应在ⅠA族，则Z为钠(Na)，W元素原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d104s1，铜(Cu)元素。钠的氢化物是NaH，为离子晶体，氧的氢化物为H2O，属分子晶体。碳的一种氢化物相对分子质量为42，应含有一个双键，为CH3—CH＝CH2，则碳原子有sp3和sp2两种杂化方式，含有—CH3，分子中所有原子不可能在同一平面上。H2O分子中氧原子有孤电子对，可以形成配位键，CH4中不含孤电子对，则不能与Cu2＋形成配位键。
答案：(1)Na(3)NaH是离子晶体，熔化时破坏离子键，H2O是分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，破坏离子键比破坏分子间作用力所需的能量大21世纪教育网
(4)sp2　sp3　不是
(5)H2O中的O原子中存在孤电子对，而CH4中的C原子没有孤电子对
22．(10分)X、Y、Z、Q为短周期非金属元素，R是长周期元素。X原子的电子占据2个电子层且原子中成对电子数是未成对电子数的2倍；Y的基态原子有7种不同运动状态的电子；Z元素在地壳中含量最多；Q是电负性最大的元素；R2＋只有三个电子层且完全充满电子。
请回答下列问题：(答题时，X、Y、Z、Q、R用所对应的元素符号表示)：
(1)R2＋的电子排布式为________。
(2)已知Y2Q2分子存在如下所示的两种结构(球棍模型，短线不一定代表单键)：
①该分子中两个Y原子之间的键型组合正确的是________。
A．仅1个σ键　　　　　　 B．1个σ键和2个π键
C．1个σ键和1个π键 D．仅2个σ键
②该分子中Y原子的杂化方式是_______________________________________。
(3)R2＋水溶液中存在配合物离子[R(H2O)4]2＋，请画出[R(H2O)4]2＋的结构式
________________________________________________________________________。
(4)X与Y元素可以形成一种超硬新材料，其晶体部分结构如下图所示，有关该晶体的说法正确的是_________________________________________________________。
A．该晶体属于分子晶体
B．此晶体的硬度比金刚石还大
C．晶体的化学式是X3Y4
D．晶体熔化时共价键被破坏，没有克服范德华力和氢键
解析：X是非金属，电子排布应是1s22s22p2，是C；Y原子核外应有7个电子，是N；地壳中含量最多的元素是氧，电负性最大的是氟，故Z是O，Q是F，
(1)R2＋的电子排布应是1s22s22p63s23p63d10，价电子排布为3d104s2是Zn。
(2)根据球棍模型和原子成键特点，Y2Q2的结构式应为F—N===N—F，故两个氮原子间的双键中有一个σ键和一个π键，N原子采取sp2杂化。
(3)[Zn(H2O)4]2＋水中氧原子有孤电子对和Cu2＋形成配位键，结构式表示为21世纪教育网
(4)由晶体结构知，X与Y元素原子通过共价键形成立体网状结构，应是原子晶体，因原子半径r (N)答案：(1)1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
(2)①C　②sp2
(3) 。
(4)BCD
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大智慧专题讲坛专题专练第1章元素化合价的判断 1．由化合物中元素得失电子的能力判断
(1)金属元素在化合物中显正价。
(2)多种非金属元素的化合物中，得电子能力强的元素显负价，得电子能力弱的元素显正价。
2．由元素的电离能确定元素在化合物中的化合价
下表数据为Na、Mg、Al的电离能。　由表中数据分析：Na的I1?I2，表明Na原子易失去1个电子成为＋1价阳离子；Mg原子的I2?I3，表明Mg原子易失去2个电子成为＋2价阳离子；Al原子的I3?I4，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。
3．由元素的电负性确定元素在化合物中的化合价
电负性数值的大小能够衡量元素在化合物中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正价；电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负价。如：NaH中，Na的电负性为0.9，H的电负性为2.1，H的电负性数值大于Na的电负性数值，故NaH中Na呈正价，H呈负价。 [例证]　已知某原子的各级电离能数据如下：I1＝519 kJ·mol－1，I2＝7 296 kJ·mol－1，I3＝11 799 kJ·mol－1，则该原子形成离子的化合价为 (　　)
A．＋1　　　　　　 B．＋2
C．＋3 D．＋4
[解析]　由各级电离能数据知，I2较I1增加14倍，说明该原子失去第二个电子十分困难，即形成的离子应为＋1价。
[答案]　A点击下图片进入“专题专练”课件6张PPT。小专题
大智慧专题讲坛专题专练第1章比较原子轨道能量高低的规律 1．多电子原子中，原子轨道能量高低的一般规律
(1)相同电子层上的原子轨道能量：ns (2)形状相同、不同电子层上的原子轨道能量：1s<2s<3s<4s<……
(3)同能级的几个原子轨道的能量相等，如2p能级的三个轨
道2px、2py、2pz能量相等。
2．用量子数来比较轨道能量的大小
(1)当主量子数n相同时，角量子数l越大，轨道能量(E)越大。
(2)当角量子数l相同时，主量子数n越大，轨道能量(E)越大。
(3)磁量子数m与轨道能量(E)无关。 [解析]　多电子原子中，电子的能量与主量子数和角量子数有关，主量子数n起决定作用，n值越大则能量越高，n若相同时，l值越大则能量越高。
[答案]　A点击下图片进入“专题专练”课件39张PPT。知识点三第1章第1节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三 1．氢原子光谱是线状光谱，四个量子数(n、l、m、ms)是为了解释原子光谱而引入的。
2．原子中单个电子的空间运动状态是用原子轨道描述的。
3．原子光谱源自核外电子在能量不同的原子轨道之间的跃迁，电子所处的原子轨道的能量是量子化的。
4．原子轨道的能量由n、l两个量子数决定，核电子的运动
状态由n、l、m、ms四个量子数决定。
5．具有相同n、l值的运动状态叫能级，如1s能级、2p能级等。 1．原子结构的发展历程
在道尔顿原子学说的基础上，不同时期原子结构模型先后经历了汤姆逊的 模型―→卢瑟福的 模型―→玻尔的 的原子结构模型―→
模型。
2．氢原子光谱
光谱分为 光谱和 光谱，氢原子光谱是 光谱。葡萄干布丁核外电子分层排布氢原子光谱和玻尔的原子结构模型核式量子力学连续线状线状 3．玻尔原子结构模型的基本观点
(1)电子在具有确定 的圆周轨道上绕 运动，不辐射能量。
(2)不同轨道上运动的电子具有 的能量，而且能量是 的。轨道能量依量子数n值(1,2,3，…)的增大而
。
(3)电子在不同能量的轨道之间跃迁时，会 或
能量。半径原子核升高不同量子化辐射吸收 (1)人们利用仪器将物质吸收的光或发射的光的波长和强度分布记录下来，得到所谓的光谱。
(2)线状光谱是由特定波长的、彼此分立的谱线组成的光谱，如氢原子光谱；连续光谱是由各种波长的光所组成，且相近的波长因差别极小而不能分辨的光谱，如阳光形成的光谱。
(3)轨道能量是量子化的，即其能量是“一份一份”的，不能连续变化而只能取某些不连续的数值。以氢原子而言，电子处于n＝1的轨道时能量最低，称为基态，能量高于基态的状态称为激发态。1．下列说法正确的是 (　　)
A．自然界中的所有原子都处于基态
B．同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量
C．无论原子种类是否相同，基态原子的能量总是低于激
发态原子的能量
D．激发态原子的能量较高，极易失去电子，表现出较强
的还原性
答案：B 1．原子轨道
用来描述原子中单个电子的 状态。每个原子轨道须由三个量子数 、 、 共同描述。
2．四个量子数
(1)主量子数n：
量子数n称为 。n的取值为正整数1,2,3,4,5,6…，对应的符号为 、 、 、 、 、 等。一般而言，n越大，电子离核的平均距离越 ，能量越 ，因此n值所表示的电子运动状态称为 。原子轨道与四个量子数空间运动nlm主量子数KLMNOP高远电子层 (2)角量子数l：
量子数l称为 。对多电子原子来说，对于确定的n值，l共有 个值，0,1,2，…,(n－1)，分别用 、 、d、f等表示。
电子运动状态的能量不仅与n有关，还与l有关。若两个电子运动状态的n、l值均相同，就表明这两个电子具有
的能量。
在一个电子层中，l有多少个取值，就表示该电子层有多少个不同的 ，如在L层中有 个s能级和 个p能级。角量子数nsp相同能级11 (3)磁量子数m：
在外磁场作用下，对 相同的一个能级l而言，电子的运动状态共有 个。在外磁场中，原来光谱中一条谱线会分裂为 条谱线。
(4)自旋磁量子数ms：
处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态只有两种，分别用符号“ 和”“ ”标记。能量(2l＋1)多↑↓ (1)每个原子轨道须由三个只能取整数的量子数n、l、m共同描述。电子除做轨道运动外，还做自旋运动，其自旋的状态由自旋磁量子数描述，因此要完整地描述一个核外电子运动状态需要四个量子数n、l、m、ms。
(2)n值与该电子层中的能级数相等。在K(n＝1)层中只有1个s能级、记作1s；在L(n＝2)层中有1个s能级和1个p能级，分别记作2s和2p；在M(n＝3)层中有1个s能级，1个p能级和1个d能级，分别记作3s、3p和3d。 (3)对同一个能级而言，m的取值可为0，±1，±2，±3，…，±l，共有(2l＋1)个值。
(4)s能级中有1个原子轨道，p能级中有3个能量相同的原子轨道，d能级中有5个能量相同的原子轨道。第n层的s轨道记作ns，第n层的3个p轨道分别记作npx、npy、npz。2．下列各电子层不包含p能级的是 (　　)
A．N电子层 B．K电子层
C．L电子层 D．M电子层
解析：在一个电子层中，l的取值数与n相同，l有多少个取值，该电子层就有多少个不同的能级，因此，K电子层只有1个s能级。
答案：B 1.原子轨道的图形描述
(1)对象：单个电子的 即原子轨道。
(2)方法：用 标注。
(3)意义：表示原子轨道的 。
(4)形状：s轨道为 形，具有 性；p轨道是哑铃形并分别相对于 对称。
2．电子云
(1)概念：形象地描述电子在空间单位体积内出现的
的图形。原子轨道的图形描述和电子云空间运动状态直角坐标系空间分布球对称x、y、z轴球概率大小 (2)意义：小点的 表示电子在原子核外出现概率的大小。点 的地方，表示电子在那里出现的概率大；点 的地方，表示电子在那里出现的概率小。
(3)电子云图中的小点不代表一个电子，每个点表示电子出现过一次。
(4)s能级的电子云图呈球形对称，而且离核越近，单位体积内电子出现的概率越大，电子云越密集；p能级的原子轨道的电子云呈哑铃形，在空间的分布分别沿x、y、z方向。疏密程度密集稀疏3．氢原子的电子云图中小黑点表示的意义是 (　　)
A．1个小黑点表示一个电子
B．小黑点的多少表示电子个数的多少
C．表示电子运动的轨迹
D．表示电子在核外空间出现机会的多少
解析：电子云图中的小黑点并不代表电子，每个小黑点表示电子出现过一次，用单位体积内小黑点的疏密程度表示电子在原子核外单位体积内出现的概率大小。
答案：D氢原子光谱和玻尔原子结构模型 [解析]　玻尔理论是针对原子的稳定存在和氢原子光谱为线状光谱的事实提出的，有外加磁场时氢原子光谱增加多条谱线，玻尔的原子结构模型已无法解释这一现象，必须借助于量子力学加以解释。
[答案]　D 原子结构理论的发展是不断深入的，各个时期的原子结构模型都是为了解释当时出现的某一现实问题或实验现象而提出的。随后可能又会碰到不能解释的问题，这些问题的出现又会推动原理论的改进或新理论的创建。1．下列说法正确的是 (　　)
A．氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此
特点
C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还推
广到其他原子光谱
D．原子中电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一
样高速运转着解析：A项，氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱；C项，玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对多电子原子的光谱解释却遇到了困难；D项，原子中电子运动没有确定半径的原子轨道，原子轨道是电子运动出现的“区域”。
答案： B电子运动状态与四个量子数 [例2]　下列有关n、l、m、ms四个量子数的说法中，正确的是 (　　)
A．一般而言，n越大，电子离核平均距离越远，能量越低
B．l数值的多少，决定了某电子层不同能级的个数
C．对于确定的n值，m的取值共有(2n＋1)个
D．ms表示电子的自旋方向，处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态可能有多种 [解析] 　随着n值的增大，电子离核的平均距离越来越远，能量越来越高，故A项错误；n值和l值相同的电子，能量相同，故同一电子层(n值相同)中能级个数取决于l的取值，故B项正确；对于确定的n值，m的取值共有n2个，故C项错误；ms表示电子的自旋方向，但处于同一原子轨道上的电子自旋运动状态只能有两种，故D项错误。
[答案]　B2．下列组合中的电子运动状态，理的是 (　　)
A．n＝1，l＝1，m＝0，ms＝＋
B．n＝2，l＝0，m＝±1，ms＝－
C．n＝3，l＝3，m＝±3，ms＝＋
D．n＝4，l＝3，m＝±2，ms＝＋解析：解答本题，必须熟悉描述核外电子运动状态的四个量子数的相互关系。A项，n＝1时，l只能取值为0；B项，当l＝0时，m只能取值为0；C项，当n＝3时，l不能取值3，m可取值为0、±1、±2，不能取值±3；D项符合题意。
答案：D [例3]　下列说法正确的是 (　　)
A．因为p轨道是“8”字形的，所以p电子走“8”字形
B．主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四个轨道
C．氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一条轨道
D．原子轨道与电子云都是用来形象描述电子运动状态的原子轨道的图形描述和电子云 [解析]　p轨道是哑铃形，是说电子出现频率高的“区域”的形状，而不是p电子的运动轨迹，A错误；n＝3时，l＝0,1,2，共有3s、3p、3d三个能级，共有1＋3＋5＝9个轨道，B错误；电子数目多少与原子轨道数目之间没有必然联系，C错误。
[答案]　D (1)因人们不能确定原子中的电子在某一时刻一定出现在何处，只可能预言在空间某处电子出现的概率，故量子力学中轨道的含义已与玻尔轨道的含义完全不同，它既不是圆形轨道，也不是其他经典意义上的固定轨迹。
(2)电子云图中的小黑点的疏密表示的是电子在核外空间某处单位体积内出现机会的多少，而不表示电子的多少。3．[双选题]下列关于电子云示意图的叙述正确的是(　　)
A．电子云表示电子的运动轨迹
B．黑点的多少表示电子个数的多少
C．处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分别呈球形
对称，而且电子在原子核附近出现的概率大，离核
越远电子出现的概率越小
D．处在2pz轨道的电子主要在xOy平面的上、下方出现解析：电子云示意图中的小黑点是电子在原子核外出现的概率大小的形象描述，并不具体指电子。如A项中电子的运动轨迹无法确定，错把电子云作为电子的运动轨迹；B项中将电子式与电子云混淆或抽象思维欠缺，错把小黑点认为是电子。
答案：CD点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．首先提出原子结构模型并开始涉及原子内部结构的科学家是(　　)
A．卢瑟福 B．玻尔
C．汤姆逊 D．道尔顿
解析：A项，卢瑟福根据α粒子散射实验提出原子结构的核式模型；B项，玻尔建立了核外电子分层排布的原子结构模型；C项，汤姆逊提出了原子结构的“葡萄干布丁”模型，开始涉及原子的内部结构；D项，道尔顿建立了原子学说，故选C。
答案：C
2．原子的吸收光谱或发射光谱是线状的而不是连续的，根本上取决于(　　)
A．原子中电子能量的高低
B．外界条件的能量
C．原子轨道的能量是量子化的
D．仪器设备的工作原理
解析：原子光谱源自核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁，而电子所处的轨道的能量是量子化的。
答案：C
3．下列有关电子云的叙述中，正确的是(　　)
A．电子云形象地表示了电子在核外某处单位体积内出现的概率
B．电子云直观地表示了核外电子的数目
C．1s电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为零
D．电子云是电子绕核运动形成了一团带负电荷的云雾21世纪教育网
解析：为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用单位体积内小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外单位体积内出现概率的大小、点密集的地方，表示电子在单位体积内出现的概率大，点稀疏的地方，表示电子在单位体积内出现的概率小，这就是电子云。1s电子云界面以外，电子出现的概率不为零，只是出现的概率很小。
答案：A
4．角量子数l＝2的某一电子，其磁量子数m(　　)
A．只能为＋2
B．只能为－1、0、＋1三者中的某一个数值
C．可以为－2、－1、0、＋1、＋2中的任意一个数值
D．可以为任何一个数值21世纪教育网21世纪教育网
解析：本题考查n、l、m的取值，当角量子数为2时，磁量子数可取0，±1，±2.
答案：C21世纪教育网
5．[双选题]量子力学原子结构模型中的原子轨道是描述核外电子空间运动状态的。下列关于原子轨道的叙述中，正确的是(　　)
A．原子轨道就是原子核外电子运动的轨道，这与宏观物体运动轨道的含义相同
B．第n电子层上共有n2个原子轨道[来源:21世纪教育网]
C．任意电子层上的p能级都有3个伸展方向相互垂直的原子轨道
D．处于同一原子轨道上的电子，运动状态完全相同
解析：原子轨道与宏观物体的运动轨道完全不同，它是指电子出现的主要区域，而不是电子运动的实际轨迹，A项错误。p能级的l＝1，所以m值可以取0、±1，有3种伸展方向的原子轨道，C项正确。当处于同一轨道上的电子自旋方向不同时，其运动状态也不同，D项错误。
答案：BC
6．以下对核外电子运动状况的描述正确的是(　　)
A．电子的运动与行星相似，围绕原子核在固定的轨道上调整旋转
B．能量低的电子只能在s轨道上运动，能量高的电子总是在f轨道上运动
C．电子层序数越大，s原子轨道的半径越大21世纪教育网
D．各电子层的能级都是从s能级开始至f能级结束
解析：人们不能同时准确地测定电子的位置和速度，无法描述电子的运动轨迹，宏观物体如行星的运动规律与电子的运动规律不同，A项错误；在多电子原子中，主量子数n和角量子数l一起决定电子能量高低，B项错误；电子层序数n越大，原子轨道的半径越大，s电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展，C项正确；在同一能级上运动的电子，其运动状态肯定不同，电子层的能级数目及种类与主量子数n有关，D项错误。
答案：C
7．关于下列对四个量子数的说法正确的是(　　)
A．电子的自旋磁量子数是±，在某一个轨道中有两个电子，所以总自旋磁量子数是1或是0
B．磁量子数m＝0的轨道都是球形的轨道
C．角量子数l的可能取值是从0到n－1的整数
D．多电子原子中，电子的能量取决于主量子数n
解析：轨道的形状由角量子数l决定，磁量子数决定轨道在空间的分布特点，实际上m＝0的轨道可以是球形，也可以是其他形状。多电子原子中，电子的能量不仅与n有关，还与l有关。
答案：C
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)21世纪教育网21世纪教育网
8．(10分)写出具有下列指定量子数的能级符号。
(1)n＝2，l＝0______________。
(2)n＝3，l＝1 ______________。
(3)n＝5，l＝2 ______________。21世纪教育网
(4)n＝4，l＝3 ______________。
解析：n与电子层数相对应，当n的取值分别为2、3、4、5时，电子层数分别为2、3、4、5，而l的取值决定了轨道的形状，当l取值分别为0、1、2、3时，对应的轨道分别为s、p、d、f。
答案：(1)2s　(2)3p　(3)5d　(4)4f
9．(10分)(1)日光等白光经棱镜折射后产生的是________光谱。原子光谱则与之不同，它是由不连续特征谱线组成的，称为________光谱。根据原子光谱谱线分析结果，可以得到的认识是原子轨道能量变化是不连续的，这种情况又称为原子的能量是________的。
(2)比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低(填“<” “>”或“＝”)。
①2s________3s　　　　　　　②2s________3d
③2px________2py ④4f________6f
解析：(1)阳光形成的光谱为连续光谱，原子光谱是由不连续特征谱线组成的，都是线状光谱。根据原子光谱谱线分析结果，可以得到的认识是原子轨道能量变化是不连续的，这种情况又称为原子的能量是量子化的。
(2)相同电子层上原子轨道能量的高低：ns答案：(1)连续　线状　量子化
(2)①<　②<　③＝　④<
10．(10分)K层有____________个能级，用符号分别表示为________；L层有________个能级，用符号分别表示为____________；M层有________个能级，用符号分别表示为____________。
由此可推知n电子层最多可能有________个能级，能量最低的两个能级其符号分别表示为________，它们的原子轨道电子云形状各为________、________。
解析：此题对电子层和能级的关系作了总结，有助于学生理解和掌握以下几个基本内容：(1)第n个电子层有n个能级；(2)核外电子的能量取决于该电子所处的电子层和能级；(3)s能级和p能级电子云的形状。
答案：1　1s　2　2s、2p　3　3s、3p、3d　n　ns、np　球形　哑铃形
11．(9分)下面是s能级、p能级的原子轨道图，试回答问题：
(1)s电子的原子轨道呈________形，每个s能级有________个原子轨道；p电子的原子轨道呈________形，每个p能级有________个原子轨道。
(2)s电子原子轨道、p电子原子轨道的半径与什么因素有关？是什么关系？[来源:21世纪教育网]
解析：s轨道在三维空间分布的图形为球形，p轨道空间分布的图形分别相对于x、y、z轴对称，原子轨道的半径随主量子数n的增大而增大。
答案：(1)球　1　哑铃　3
(2)随主量子数n(或电子层数)增大而增大
[随堂基础巩固]
1．原子结构模型是科学家根据自己的认识，对原子结构的形象描摹，一种原子模型代表了人类对原子认识的一个阶段。描述电子在原子核外空间的一定轨道上绕核做高速运动的原子模型是(　　)
A．玻尔原子模型 B．电子云模型21世纪教育网
C．汤姆逊原子模型 D．卢瑟福原子模型
解析：玻尔原子模型认为原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运动。
答案：A
2．3px所代表的含义是(　　)
A．px轨道上有3个电子
B．第三电子层px轨道有3个伸展方向21世纪教育网
C．px电子云有3个伸展方向
D．第三电子层沿x轴方向伸展的p轨道
解析：n、l、m共同确定原子核外电子的空间运动状态。3px中，3表示第三电子层，p原子轨道在空间的分布分别沿x、y、z轴三个方向，px表示沿x轴方向伸展的p轨道。21世纪教育网
答案：D
3．下列各量子数与原子轨道的类型相符合的是(　　)
A．n＝1，l＝0　1s B．n＝2，l＝0　2p
C．n＝3，l＝1　3d D．n＝3，l＝2　3p
解析：当n＝1时，l≤n－1，l只能为0，即K层只有一个轨道为1s轨道，故A正确；当n＝2(L层)时，l＝0，表示2s轨道，n＝2，l＝1，表示2p轨道，故B错误；当n＝3，l＝1时表示3p轨道，故C错误；n＝3，l＝2，表示3d轨道，故D错误。
答案：A
4.观察1 s轨道电子云图，判断下列说法正确的是(　　)
A．1个小黑点表示1个自由运动的电子
B．1 s轨道的电子云形状为圆形的面
C．电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转
D．1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现概率的大小21世纪教育网
解析：1s轨道的电子云呈球形对称，用点的疏密表示电子出现的概率的大小。21世纪教育网
答案：D21世纪教育网
5．下列说法是否正确？不正确的改正。
①s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞形。
②主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。
答案：①错　改正：s电子在核外运动，其轨道空间图形为球形，p轨道是哑铃形。
②错　改正：主量子数为1时，有一条轨道，有自旋相反的两个电子。

1．在多电子原子中，下列原子轨道上的电子，其中能量最高的是(　　)
A．2s　　　　　　　 B．3p
C．2p D． 3d
解析：在多电子原子中，电子能量与n、l有关，与m、ms无关。先比较主量子数n，n越大，能量越高，B、D中n＝3，A、C中n＝2，排除A、C；再比较角量子数l，l越大，能量越高，B中l＝1，D中l＝2。
答案：D[来源:21世纪教育网]
2．下列轨道按能量由高到低排列，正确的是(　　)
A．E4p>E4s>E3d>E3p　 　 B．E4s>E3s>E2s>E1s21世纪教育网
C．E5s>E3d>E4s>E4p D．E5s>E4d>E4p>E3d
解析：各轨道按能量由低到高排列，得到的能级组如下图所示，故只有B正确。
7个能级组
121世纪教育网21世纪教育网
1s
2
2s[来源:21世纪教育网]
2p
3
3s
21世纪教育网
3p21世纪教育网
4
4s
3d
4p
5
5s
[来源:21世纪教育网]
4d
5p
6
6s
4f
5d
6p
7
7s
5f
6d
7p[来源:21世纪教育网]
答案：B
[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)21世纪教育网
1．以下各能级顺序不正确的是(　　)
A．3s>2p　　　　　　　　 B．3d>5s
C．3s>2s D．3d>4s
解析：根据能级图可知3d<5s。21世纪教育网
答案：B21世纪教育网
2．[双选题]下列原子轨道表示式能表示氧原子的最低能量状态的是(　　)
解析：基态氧原子的核外电子排布式为1s22s22p4,2p轨道上的4个电子有2个处于同一个轨道上且自旋方向相反，另外2个电子各占据一个轨道，并且自旋方向相同，故A、B正确。21世纪教育网
答案：AB
3．下列价电子排布表示正确的是(　　)
A．铜：3d94s2 B．钙：3d2
C．镁：3s13p1 D．铁：3d64s2
解析：A项应为3d104s1，B项按照能量最低原则，应为4s2，C项应为3s2。
答案：D
4．下列表示式错误的是(　　)
A．Na＋的轨道表示式：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p63s1
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s121世纪教育网
解析：Na原子电子排布式写C或D，A中违反了泡利不相容原理。
答案：A
5．下列基态原子的电子排布式中，其未成对电子数最多的是(　　)
A．1s22s22p63s23p63d64s2
B．1s22s22p63s23p64s1
C．1s22s22p63s23p63d54s1
D．1s22s22p63s23p63d104s121世纪教育网
解析：A中未成对电子数4，B中未成对电子数1，C中未成对电子数6，D中未成对电子数1。
答案：C
6．若某原子在处于能量最低状态时，价电子排布式为4d15s2，则下列说法正确的是(　　)
A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子
B．该元素原子核外共有5个电子层
C．该元素原子的M层共有8个电子
D．该元素原子最外层共有3个电子
解析：A项，原子中应有1个未成对电子，B项n＝5，共有5个电子层，C项M层为n＝3,3s23p63d10共18个电子，D项最外层为第5层，只有2个电子。
答案：B
7．X、Y两元素可形成XY3型共价化合物，则X、Y最外层的电子排布可能是(　　)
A．X：3s2　　　 Y：3s23p5
B．X：2s22p3 Y：2s22p4
C．X：3s23p1 Y：2s22p3
D．X：2s22p3 Y：1s1
解析：A中X为Mg，Y为Cl，能形成MgCl2型离子化合物；B中X为N，Y为O，不能形成NO3；C中X为Al，Y为N，能形成AlN；D中X为N，Y为H，能形成NH3。
答案：D
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(10分)写出下列元素原子的电子排布式，并给出原子序数和元素名称。
(1)含有半充满p轨道最轻原子： 。
(2)自然界中最活泼的金属元素原子： 。
(3)最活泼的非金属元素原子: 。
(4)4p轨道半充满元素的原子: 。
解析：(1)p轨道半充满最轻只能为2p3，补全为1s22s22p3，为N原子。
(2)自然界中最活泼的金属元素原子为Cs，价电子排布为6s1。
(3)最活泼的非金属元素原子为F。
(4) 4p3时价电子排布为4s24p3。
答案：(1)1s22s22p3, 7，氮元素
(2)[Xe]6s1,55，铯元素
(3)1s22s22p5,9，氟元素
(4)[Ar]3d104s24p3,33，砷元素
9．(8分)某元素原子共有6个价电子，其中一个价电子的4个量子数为：n＝3，l＝2，m＝2，ms＝＋。试回答：
(1)写出该元素原子价电子的电子排布式____________，
(2)该元素原子中的6个价电子排布在了________个轨道中，这样排布的原因是____________________________________________。
解析：n＝3，l＝2，为第3层d轨道， m＝2为五个轨道，表明该电子为五个3d轨道中的其中一个，由电子排布规则知6个价电子排布应为3d54s1，第(2)问由洪特规则推出。
答案：(1)3d54s1
(2)6　根据洪特规则，电子应尽可能分占不同轨道且自旋方向相同和能量相同的轨道在全充满、半充满和全空时体系最稳定
10．(10分)有A、B、C、D、E 5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C、E是金属元素；A和E属同一族，且A为非金属元素，它们原子的最外层电子排布为ns1，B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍。C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：
(1)A是_______________，B是______________，E是______________(写元素符号)。
(2)写出C元素基态原子的电子排布式__________________________________。
(3)用轨道表示式表示D元素原子的价电子排布__________________________。
解析：(1)A为非金属元素，且原子最外层电子排布为ns1，只能是H。B、D的价电子排布为ns2np4，前20号元素中B、D只能分别为O、S。由核电荷数及其为金属元素可知E为K。C最外层有3个电子，为Al。
(2)C为Al，电子排布式为1s22s22p63s23p1。
(3)D为S，价电子排布为3s23p4，用轨道表示式表示为：
答案：(1)H　O　K
(2)1s22s22p63s23p1[来源:21世纪教育网][来源:21世纪教育网]
11．(11分)甲、乙、丙、丁、戊五种元素，其中甲元素原子核外L层上s能级和p能级电子个数相同；乙元素原子3p能级上只有一对成对电子；丙和丁元素原子N层上都只有1个电子，但其中丙元素原子各内层均已充满，而丁元素原子次外层的电子充满在2个能级中；戊元素原子最外层原子轨道表示式为
它的单质常温下为气态。试用化学用语回答以下问题：
(1)写出下列元素的符号：甲________；丁________；
戊________。
(2)用电子式表示甲和乙元素组成化合物的形成过程
________________________________________________________________________。
(3)丙元素原子价电子排布式为______________________________________。
(4)戊和丁形成化合物的电子式为________________________________________。
解析：(1)甲元素原子核外L层上s能级和p能级电子个数相同，可知甲的核外电子排布式为：1s22s22p2，即甲为碳(C)元素。乙元素原子3p能级上只有一对成对电子，即乙的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p4，乙为硫(S)元素。丙和丁元素原子N层上都只有1个电子，但其中丙元素原子各内层均已充满，而丁元素原子次外层的电子充满在2个能级中，丙的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，即丙为铜(Cu)元素，丁的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p64s1，即丁为钾(K)元素。由戊元素原子最外层电子轨道表示式为
可知，戊元素为氧(O)元素，它的单质常温下为气态，可能为O2或O3。
(2)用电子式表示CS2的形成过程时，要注意中间写“―→”而不能写“===”。[来源:21世纪教育网]
(3)丙元素原子价电子排布式为3d104s1。
(4)当戊和丁形成化合物K2O时，其电子式为K＋[∶∶]2－K＋。
答案：(1)C　K　O
(2)· ·＋2―→··C··21世纪教育网
(3)3d104s1
(4)K＋[]2－K＋(其他答案合理也可)
[随堂基础巩固]
1．在2p能级上最多只能排布6个电子，其依据的规律是(　　)
A．能量最低原则
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．能量最低原则和泡利不相容原理
解析：2p能级有3个原子轨道，依据泡利不相容原理，每个原子轨道最多排布2个电子，所以2p能级上最多只能排布6个电子。
答案：B
2．电子在一个原子的下列能级的原子轨道中排布时，最后排布的是(　　)[来源:21世纪教育网]
A．ns B．np
C．(n－1)d D． (n－2)f
解析：电子排布在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低，由于存在能级交错现象，故电子一般按ns、(n－2)f、(n－1)d、np顺序排布。
答案：B
3．下面是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况，其中正确的是(　　)21世纪教育网
解析：A项违背泡利不相容原理，B项违背洪特规则，C项违背洪特规则。
答案：D21世纪教育网
4．下列基态原子或离子的电子排布式错误的是(　　)
A．K：1s22s22p63s23p64s1
B．F－：1s22s22p6
C．Fe：1s22s22p63s23p63d54s3
D．Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6
解析：C中4s轨道最多容纳2个电子，违背了泡利不相容原理。
答案：C
5．元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，原子中能量最高的是________电子，其电子云在空间有________种伸展方向；元素X的名称是________。21世纪教育网
解析：依据能量最低原则，核外电子总是尽先占据能量较低的原子轨道，然后再依次进入能量较高的原子轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。p轨道上有电子排布，说明s轨道已经排满了电子，n＝2，X的原子最外层电子排布式为2s22p3，原子中能量最高的是2p3电子，其电子云在空间有三种伸展方向；元素X是氮。21世纪教育网
答案：2p3　三　氮
课件30张PPT。知识点三第1章第2节
第1课时
晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练第1课时　基态原子的核外电子排布 1．电子在原子轨道的排布遵循能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则。
2．能量最低原则的含义是核外电子的排布方式应使整个原子的能量最低。
3．泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。
4．洪特规则：对于基态原子，电子在能量相同的原子轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。5．氮原子的核外电子排布：
(1)原子结构示意图： ；
(2)电子排布式：1s22s22p3；↑↓
(3)轨道表示式： 1．能量最低原则
(1)核外电子的排布轨按道能量由 到 ，由 到
依次排列，使整个原子处于 的能量状态。
(2)基态原子核外电子在原子轨道上的排列顺序为
3p,4s, ，适用于大多数基态原子的核外电子排布。低外基态原子的核外电子排布原则高里最低1s,2s,2p,3s,3d,4p,5s,4d,5p,6s 2．泡利不相容原理
(1)每个原子轨道上最多容纳 电子，且一个原子轨道上的电子自旋方向必须 。
(2)在原子中，每个电子层最多能容纳2n2个电子，每个能级最多能容纳2(2l＋1)个电子。
3．洪特规则
(1)对于基态原子，电子在 的轨道上排布时，应尽可能分占 的轨道并且自旋方向 。
(2)洪特通过分析光谱实验的结果进一步指出，能量相同的原子轨道在 (d10)、 (d5)和 (d0)状态时，体系能量低，原子较稳定。两个相反相同能量相同不同全充满半充满全空 (1)泡利原理可叙述成：在同一原子中，不可能有两个电子处于完全相同的状态，或者说，一个原子中不会存在四个量子数(n、l、m、ms)完全相同的两个电子。
(2)在不违反泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。
(3)n值小的能级其轨道能量不一定小于n值较大的能级能量，如E3d>E4s。1．基态原子的核外电子排布的原则不包括 (　　)
A．能量守恒原理　　　　　　B．能量最低原则
C．泡利不相容原理 D．洪特规则
答案：A 1.电子排布式
(1)简写为nlx，其中n为 ，l为 ，并用其所对应的符号表示，x为 。如氧原子的电子排布式为 。
(2)为了书写方便和更好地突出正在填充的电子层的差别，通常把内层已达到稀有气体的电子层结构写成“原子实”，用稀有气体元素符号加方括号来表示，如Be：[He]2s2，Mg：[Ne]3s2。电子排布的表达方式主量子数角量子数电子数1s22s22p4 2．轨道表示式
一般用 表示一个确定的 ，用“↑”或“↓”来区别 上不同的电子。如氧原子的轨道表示式为：小圆圈原子轨道同一轨道2．写出下列基态原子的电子排布式和轨道表示式：
　 　　电子排布式　　　 　轨道表示式
(1)P　____________　______________
(2)Na ____________ ______________
答案：(1)1s22s22p63s23p3
(2)1s22s22p63s1 1.洪特规则特例
19～36号元素基态原子的电子排布式中，利用洪特规则特例的两元素是 和 ，其电子排布式分别为
和 ，相对于排布原则有1个电子的偏差。
2．价电子
(1)概念：与元素的 密切相关的在 原子轨道上的电子，称为价电子。19～36号元素的基态原子的核外电子排布1s22s22p63s23p63d54s1Cr1s22s22p63s23p63d104s1外层x、y、z轴化学性质Cu (2)为了便于研究化学性质与 的关系，人们常常只表示出原子的 排布。
(3)价电子对于主族元素来说就是最外电子层上的电子，对于副族元素不仅是最外电子层上的电子，有的还要涉及次外电子层或倒数第三电子层上的部分电子，如Fe的价电子排布为3d64s2。核外电子间价电子3．价电子排布满足4s半充满而3d为全充满的元素是(　　)
A．Ca　　　　　　　 B．V
C．Cr D．Cu
解析：价电子排布4s半充满即为4s1,3d全充满为3d10，因此该元素原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，是29号元素Cu。
答案：D基态原子核外电子排布原则 [解析]　 (1)对于C原子来说，2p有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋方向相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则。
(2)根据轨道能量高低顺序可知E4s (3)对于22Ti来说，3p共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利不相容原理。
[答案]　 (1)洪特规则　(2)能量最低原则　(3)泡利不相容原理 电子最先排布在能量低的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上，由于存在能级交错现象，故电子一般按ns (n－2)f (n－1)d np的顺序排布。用电子排布式(或轨道表示式)表示下列原子的价电子排布中，哪一种状态的能量较低？
(1)氮原子：A.
B.
(2)钠原子：A.3s1　B．3p1
(3)铬原子：A.3d54s1　B．3d44s2
(4)碳原子：解析：(1)根据洪特规则，对于基态原子，电子在能量相同的原子轨道上排布时尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，因此B状态的能量较低。
(2)由于3s轨道能量低于3p轨道，故A状态的能量较低。
(3)d5为半充满状态，为相对稳定状态，故A状态能量较低。
(4)根据洪特规则，对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，故A状态能量较低。
答案：(1)B　(2)A　(3)A　(4)A基态原子电子排布的表达方式 [例2]　已知锰的核电荷数为25，以下是一些同学绘制的基态锰原子核外电子的轨道表示式(即电子排布图)，其中最能准确表示基态锰原子核外电子运动状态的是 (　　) [解析] 　基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则，A、C违背了洪特规则，B违背了泡利不相容原理。
[答案]　 D (3)基态原子核外电子是按由能量低的轨道到能量高的轨道的顺序排列；而原子形成阳离子时，是按由外到内的顺序失电子的。
?(1)写出基态锰原子的电子排布式。
(2)27号元素钴的基态原子的电子排布式如何表示？答案：(1)1s22s2
2p63s23p63d54s2
(2)1s22s22p63s23p63d74s2点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．某原子的一种激发态为1s22s12p1，则该元素在周期表中的位置为(　　)
A．第2周期ⅡA族　　　　 B．第2周期ⅢA族
C．第1周期ⅠA族 D．第1周期ⅡA族
解析：该原子基态电子排布为1s22s2，位于第2周期ⅡA族。
答案：A
2．某元素＋3价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，则该元素在周期表中的位置为(　　)[来源:21世纪教育网]21世纪教育网
A．ⅤB族 B．ⅢB族
C．Ⅷ族 D．ⅤA族
解析：由离子的电子排布式可推出该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布为3d64s2，因为共有8个价电子，所以为Ⅷ族。
答案：C21世纪教育网[来源:21世纪教育网]
3．[双选题]具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－、C，下列分析正确的是(　　)
A．原子序数关系是C>B>A
B．微粒半径的关系是Bn－>An＋
C．C是稀有气体元素的一种原子
D．原子半径的关系是A解析：An＋、Bn－、C具有相同的电子层结构，离子的电子层结构一般是稳定结构，因此C原子具有稳定结构，即为稀有气体元素中的一种原子，选项C正确。分析题意知A、B、C三元素在周期表中的位置关系可表示为：，A、B、C元素的原子序数关系为A>C>B，原子半径的大小关系是A>B；An＋、Bn－、C具有相同的电子层结构，核电荷数越大，半径越小，微粒半径的大小关系为Bn－>An＋，选项B正确。
答案：BC
4．下列各组中的X和Y两种原子，在周期表中一定位于同一族的是(　　)
A．X原子和Y原子最外层都只有一个电子
B．X原子的核外电子排布式为1s2，Y原子的核外电子排布式为1s22s2
C．X原子2p能级上有三个电子，Y原子的3p能级上有三个电子
D．X原子核外M层上仅有两个电子，Y原子核外N层上也仅有两个电子
解析：最外层只有一个电子的不一定在同一族，如Na和Cu的最外层都是一个电子，但是Na在ⅠA族，而Cu在ⅠB族，A选项错误；B选项中X原子是He，在0族，Y原子是Be，在ⅡA族，B选项错误；X原子核外M层上仅有两个电子，X是镁原子，在ⅡA族，N层上也仅有两个电子的原子除了ⅡA族的钙原子，还有锌、铁等原子，D选项错误。
答案：C
5．下列离子化合物中，阳离子与阴离子半径之比最小的是(　　)
A．KCl B．NaBr
C．MgI2 D．KF
解析：找出阳离子半径最小的，再找出阴离子半径最大的，则阳离子与阴离子半径之比最小。对于核外电子层结构不同的离子，电子层数越多，半径越大。阳离子电子层数最少的是Na＋和Mg2＋，它们电子层数相同，Mg2＋核电荷数大，半径较小，阴离子电子层数最多的是I－，半径最大。所以正确选项为C。
答案：C
6．已知元素原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中位置的是(　　)
A．某元素原子的第二电子层电子排布图为
B．某元素在某种化合物中的化合价为＋4
C．某元素的原子最外层上电子数为6
D．某元素的外围电子排布式为5s25p1
解析：A中只能说明该元素的L层有8个电子，没法确定其在周期表中的位置；非金属元素有多种化合价，＋4价不一定是其最高化合价，无法确定；C中根据最外层电子数只能确定族序数，无法确定周期数；D可确定该元素在第5周期ⅢA族。
答案：D
7．下列各组微粒，半径大小比较中错误的是(　　)
A．K＞Na＞Li B．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋
C．Mg2＋＞Na＋＞F－ D．Cl－＞F－＞F21世纪教育网
解析：Li、Na、K为同主族元素，随核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径增大，A正确；F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋核外电子排布相同，随核电荷数递增，离子半径减小，B正确，C不正确；Cl－、F－是同主族元素的阴离子，电子层数越多，半径越大，F－与F核电荷数相同，F－电子数多，半径大，D正确。
答案：C
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)写出下列原子或离子的核外电子排布式，并判断各对应元素在元素周期表中的位置：
(1)17Cl：______________，________周期________族；
(2)25Mn：______________，________周期________族；
(3)26Fe3＋______________，________周期________族。
解析：周期数等于电子层数，族数等于价电子数，区分主族、副族的标准是看电子排布在哪层，当出现d层排布时为副族，另外，特别注意(3)其原子排布应为1s22s22p63s23p63d64s2所以其价层电子排布为3d64s2，n＝4，第4周期，电子数为8，有d层，为Ⅷ族。另外(1)的价电子排布为3s23p5，n＝3，第3周期，电子数为7，只有s、p层，所以为ⅦA族，(2)的价电子排布为3d54s2，n＝4，第4周期，电子数为7，有d层，为ⅦB族。
答案：(1)1s22s22p63s23p5　第3　ⅦA
(2)1s22s22p63s23p63d54s2 第4　ⅦB
(3)1s22s22p63s23p63d5 第4　Ⅷ
9．(8分)A、B、C、D、E属于短周期主族元素。其中A元素的原子是短周期中原子半径最大的原子，B是半径最小的原子；C元素原子的最外层电子数为m，次外层电子数为n；D元素原子的L层电子数为m＋n，M层电子数为m－n；E元素原子的最外层电子数等于其电子层数，且在周期表中与D元素相邻；A、B、C三种元素可形成化合物X，C、E可组成化合物Y。
(1)写出下列元素的元素符号：A________，D________。
(2)A～E所形成的简单离子中，电子排布式为1s22s22p6的是____________(用离子符号回答，下同)，离子半径由大到小的顺序是________________。
(3)化合物Y与X的水溶液反应的离子方程式为___________________________
________________________________________________________________________。
(4)C和D组成的化合物Z的化学式为______________________________________。[来源:21世纪教育网]
Z在信息技术上的一种重要用途是_______________________________________。
解析：短周期主族元素中原子半径最大的是钠，最小的是氢，则A为钠B为氢；由题给信息知，C元素原子的最外层电子数为m，次外层电子数为n；D元素原子的L层电子数为m＋n，m＋n＝8，m<8，n<8，则n＝2，m＝6，所以C为氧，D是硅，与硅相邻且原子的最外层电子数等于其电子层数的元素是铝，所E是铝。
答案：(1)Na　Si
(2)Na＋、Al3＋、O2－　O2－>Na＋>Al3＋
(3)Al2O3＋2OH－＋3H2O===2[Al(OH)4]－
(4)SiO2　光导纤维21世纪教育网
10．(12分)有A、B、C、D四种短周期主族元素，它们的原子序数依次增大，其中A元素原子核外只有1个电子，B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，C为金属元素且原子核外p电子数和s电子数相等；D元素的原子核外所有p轨道全充满或半充满。
(1)写出四种元素的元素符号：
A________，B________，C________，D________。
(2)写出C、D两种元素基态原子核外电子排布的轨道表示式：
C__________________，D__________________。
(3)写出B、C两种元素单质在一定条件下反应的化学方程式____________________。
(4)C元素位于第________周期________族。A、B、C、D四种原子半径由大到小的顺序是________。B、C离子半径大小是______________。21世纪教育网21世纪教育网
解析：A元素原子核只有一个电子，则A为氢；B元素原子的核外电子排布为1s22s22p3，为氮;C元素原子的核外电子排布为1s22s22p63s2，为镁;D元素原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p3，为磷。推知C位于第3周期ⅡA族。Mg和P位于同周期，则r(Mg)>r(P)，N与P位于同主族，则r(N)答案：(1)H　N　Mg　P
(3)N2＋3MgMg3N2
(4)3　ⅡA　r(Mg)>r(P)>r(N)>r(H)
r(Mg2＋)11．(10分)(1)X原子在第二电子层上只有一个空轨道，则X是________；其轨道表示式为____________________________________________。
(2)R原子的3p轨道上只有一个未成对电子，则R原子可能是________、________，原子半径较大的是____________。
(3)Y原子的核电荷数为33，其价电子排布是_______________________________，
其在元素周期表中的位置是____________________________________________，
属于________ (填“金属”或“非金属”) 元素。[来源:Z§xx§k.Com]
解析：由核外电子排布推断元素，一般是先推出元素原子的价电子排布，再由其与周期表的关系确定其在周期表中的位置。
(1)X的电子排布为1s22s22p2，即6号元素C。
(2)R原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p1或1s22s22p63s23p5，即13号元素Al或17号元素Cl，二者同周期，Al的原子半径较大。
(3)33号元素的价电子排布为4s24p3，位于第4周期ⅤA族，是非金属元素。
答案：(1)C(或碳)　
(2)Al　Cl　Al
(3)4s24p3　第4周期ⅤA族　非金属
[随堂基础巩固]
1．某元素原子基态的电子构型为[Ar]3d74s2，它在元素周期表中的位置是(　　)
A．第3周期ⅡB族 B．第4周期Ⅱ B族
C．第4周期ⅦB族 D．第4周期Ⅷ族
解析：n＝4即为第4周期，次外层未满不是主族元素，价电子数为9，属Ⅷ族。
答案：D
2．具有下列电子层结构的原子，其对应的元素一定属于同一周期的是(　　)
A．两种元素原子的电子层上全部都是s电子21世纪教育网
B．3p能级上只有1个空轨道的原子和3p能级上只有1个未成对电子的原子21世纪教育网
C．最外层电子排布为2s22p6的原子和最外层电子排布为2s22p6的离子
D．原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子
解析：两种元素原子的电子层上全部都是s电子，即为：1s1或1s2或1s22s1或1s22s2，的分别是H、He、Li、Be即：两种元素原子的电子层上全部都是s电子，可能属于第1周期和第2周期。3p能级上只有1个空轨道的原子即1s22s22p63s23p2，硅元素；3p能级上只有1个未成对电子的原子即1s22s22p63s23p1，铝元素，或1s22s22p63s23p5，是氯元素，都属于第3周期元素。最外层电子排布为2s22p6的原子是氖，属于第2周期元素。最外层电子排布为2s22p6的离子对应的元素可能为钠、镁、铝，属于第3周期元素，很显然不属于同一周期元素。原子核外的M层上的s、p能级上都填满了电子而d轨道未排电子的两种原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6或1s22s22p63s23p64s1或1s22s22p63s23p64s2，可能为Ar、K、Ca，很显然不一定属于同一周期(K、Ca属于同一周期；Ar、K或Ar、Ca不属于同一周期)。
答案：B
3．下列离子半径比大于1的是(　　)
A.　　　　　 B. 
C. D.
解析：核外电子排布相同，核电核数越大，半径越小，A对。同周期从左到右原子半径依次减小，B错。同种元素的阴离子半径>半径>阳离子半径，C、D错。
答案：A
4．关于同一种元素的原子或离子，下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径比阴离子半径小
B．原子半径比阴离子半径大[来源:21世纪教育网]
C．原子半径比阳离子半径小21世纪教育网21世纪教育网
D．带正电荷多的阳离子半径比带正电荷少的阳离子半径大21世纪教育网
解析：对于同一种元素的原子和离子，核电荷数相同，则核外电子数越多，半径越大，故阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径，且带正电荷多的阳离子半径更小。21世纪教育网
答案：A
5．指出下列元素是主族元素还是副族元素？位于周期表中的第几周期？第几族？
(1)1s22s22p63s23p5______________。
(2)[Kr]4d105s25p2______________。
(3)[Ar]3d34s2______________。
(4)[Ar]3d104s1______________。
(5)[Ar]4s1______________。
解析：(1)价电子排布为3s23p5，最大主量子数为3，价电子数为7，是第3周期ⅦA族元素。[来源:21世纪教育网]
(2)价电子排布为5s25p2，最大主量子数为5，价电子数为4，是第5周期ⅣA族元素。
(3)价电子排布为3d34s2，最大主量子数为4，价电子数为5，是第4周期ⅤB族元素。
(4)价电子排布为3d104s1，最大主量子数为4，价电子数为11，是第4周期ⅠB族元素。
(5)价电子排布为4s1，最大主量子数为4，价电子数为1，是第4周期ⅠA族元素。
答案：(1)主族元素，第3周期，ⅦA族
(2)主族元素，第5周期，ⅣA族
(3)副族元素，第4周期，ⅤB族
(4)副族元素，第4周期，ⅠB族
(5)主族元素，第4周期，ⅠA族
课件30张PPT。知识点三第1章第2节
第2课时
晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练第2课时　核外电子排布与元素周期表、原子半径 1．1～6周期对应的能级组分别为：1s,2s2p,3s3p,
4s3d4p,5s4d5p,6s4f5d6p；包含的元素种数分别为：2，8，8，18，18，32。
2．主族元素价电子排布为ns1～2或ns2np1～5。主族序数＝价电子数。
3．过渡元素价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，价电子数＝纵列数。
4．每一周期原子半径自左至右逐渐减小，同一主族原子半径自上而下逐渐增大。1.鲍林近似能级图核外电子排布与周期的划分简单地写成7个能级组：
。
2．核外电子排布与周期的划分
(1)周期与能级组的对应关系：
①第一能级组对应第 周期，涉及 轨道。
②第二能级组对应第 周期，涉及 轨道。
③第三能级组对应第 周期，涉及 轨道。
④第四能级组对应第 周期，涉及 轨道。
(2)原子核外电子排布与元素周期表中周期划分的本质联系：1s,2s2p,3s3p,4s3d4p,5s4d5p,6s4f5d6p,7s5f6d7p1s、ps23s、p4s、p、d 7个周期对应7个 。一个 最多容纳的电子数等于对应周期所包含的 ，周期的 恰好是对应能级图中 数目的两倍。
(3)周期与主量子数的关系：
最外层电子所在轨道的主量子数为n时，该原子所属元素属于第n周期。能级组能级组元素种数原子轨道元素种数 3．特别提示
(1)当原子最外层的轨道能量相同时，最后几个电子的排布要符合洪特规则。当出现d轨道时，电子按ns、(n－1)d、np的顺序在原子轨道上排布，即为能级顺序。
(2)最早产生“能级交错”现象的是在第4周期。
(3)各周期所包含的元素种数分别是2,8,8,18,18,32，第7周期为不完全周期。1．第6周期元素的最高能级组含有的能级为(　　)
A．6s6p　　　　　　　B．6s6p6d
C．6s5d6p D．6s4f5d6p
答案：D (1)族的划分取决于原子的价电子 和 。一般来说，同族元素的 相同。
(2)主族元素的价电子全部排布在最外层的 或 轨道上，并且族的序数等于该元素原子的 。
(3)过渡元素的原子价电子排布为 。ⅢB～ⅦB族元素原子的价电子数目仍然与 相同；ⅠB族和ⅡB族是根据 轨道上有 电子来划
分的。核外电子排布与族的划分数目排布价电子数目nsnsnp价电子数(n－1)d1～10 ns1～2族序数n s1个或2个 (4)稀有气体元素原子除氦外最外层电子排布均为
，这种全满结构是稀有气体元素原子具有特殊
的内在原因。
(5)最外层电子排布为ns1的元素不一定是ⅠA族的元素，过渡元素的原子的最外层电子排布也有是ns1的，如ⅥB、Ⅷ族的某些元素及ⅠB族的元素。ns2np6稳定性2．已知某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p6，该
元素在周期表中属于 (　　)
A．ⅤB族 B．ⅡB族
C．Ⅷ族 D．ⅡA族
解析：＋2价离子比原子少2个电子，因此原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，在ⅡA族。
答案：D 1.原子半径
根据量子力学理论，原子并不是一个具有明确“边界”的
。人们假定原子是一个 ，并用统计的方法来测定它的半径。
2．原子半径的周期性变化
(1)同周期中，除稀有气体元素外，随着元素 的递增，元素的原子半径自左至右逐渐 ，原因是增加的电子产生的电子间的 小于核电荷增加导致的核对外层电子的 ，有效核电荷 。核外电子排布与原子半径实体排斥作用原子序数减小球体吸引作用增加 (2)同主族元素的原子随着元素 的增加，原子半径自上而下逐渐 。这是因为电子层数依次增加，导致的核对外层电子的吸引作用处于次要地位。
(3)同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度越来 ，原因是增加的电子都分布在 轨道上，电子间的 与核对电子的 大致相当，使有效核电荷的变化再度不大。原子序数增大越小(n－1)d排斥作用吸引作用 3．有效核电荷
(1)电子不仅受核电荷的吸引作用，还受其他电子的排斥作用，电子间的排斥作用将减弱原子核对电子的吸引作用，我们称吸引电子的净正电荷为有效核电荷。
(2)同周期从左到右有效核电荷增加，结果原子半径逐渐减小，同一周期的过渡元素从左到右有效核电荷的变化幅度不大，原子半径的减小幅度越来越小。3．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s23p3 B．1s22s22p3
C．1s22s22p5 D．1s22s22p63s23p4
解析：电子层数越多，一般原子半径越大；电子层数相同，原子序数越大，有效核电荷增大，原子半径越小。
答案：A核外电子排布与元素周期表的关系 [解析]　根据核外电子排布原则，该元素的核外电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s1，共有29个电子，故为Cu元素。从核外电子排布式中可以得出n＝4，有4个电子层，所以为第4周期，价电子排布为3d104s1，所以在ⅠB族。价电子的轨道表示式为 所以有1个未成对电子。
[答案]　(1)29个　(2)4个电子层　7个能级
(3)3d104s1　(4)第4周期　ⅠB族　副族
(5)有1个未成对电子 (1)周期序数＝最大主量子数＝电子层数。
(2)主族元素价电子排布为ns1～2或ns2np1～5，主族序数＝价电子数。
(3)过渡元素价电子排布为(n－1)d1～10ns1～2，价电子数＝纵列数。当价电子数为3～7时，是副族序数；为8、9、10时是第Ⅷ族；为11、12时，个位数为副族序数。(1)例1中元素原子的价电子结构与主族元素的价电子结构有什么不同？
(2)为什么例1中元素原子的价电子排布是3d104s1而不是3d94s2?答案：(1)该元素原
子的价电子包括
最外层s能级和次
外层d能级，主族
元素原子的价电子
只包括最外层的s能
级或s能级和p能级。
(2)因为3d104s1的排布使价电子各能级处
于全充满和半充满状态，使原子更稳定。微粒半径大小的比较 [例2]　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－ [解析] 　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项正确；同一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，B项错误；C项中各粒子的核外电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P>S，S2－>Cl－，D项错误。
[答案]　 A 微粒半径的大小应根据同周期、同主族微粒半径的变化规律及“一层二核三电子”的方法判断。一层：先看电子层，层数多的半径大；二核：若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数大的半径小；三电子：若电子层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。下列微粒半径大小比较正确的是 (　　)
A．Na＋B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na解析：A中四种离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小；B中S2－与Cl－，Na＋与Al3＋的核外电子排布分别相同，S2－和Cl－比Na＋和Al3＋多一个电子层，微粒半径大；C中微粒电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，应为Na>Mg>Al>Si；D中微粒为同一主族，电子层数越多，原子半径越大，应为Cs>Rb>K>Na。
答案：B点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”课件37张PPT。知识点三第1章第3节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三 1．元素的第一电离能：同周期从左到右呈现从小到大的变化趋势，同主族自上而下逐渐减小。
2．元素的电负性：同周期从左到右递增，同主族自上而下递减。
3．在周期表中，第一电离能最大的是He，最小的是Cs；电负性最大的是F，最小的是Cs。
4．除Ⅷ族的某些元素、IB、0族以及氧氟外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。
5．非金属元素的最高化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8(氢元素除外)。 1．概念
电离能是 失去一个电子所需要的最小能量，常用符号 表示，单位为 。
2．分类
M(g)===M＋(g)＋e－　　
M＋(g)=== I2(第二电离能)
M2＋(g)=== I3(第三电离能)电离能及其变化规律气态原子或离子kJ·mol－1I1(第一电离能)M2＋(g)＋e－M3＋(g)＋e－I 3．电离能的变化规律
(1)同周期元素， 元素的第一电离能最小，
元素的第一电离能最大，从左到右总体呈现
的变化趋势。
(2)同族元素，从上到下，第一电离能逐渐 。
(3)第一电离能的周期性递变规律与 和核外电子排布周期性变化密切相关。碱金属稀有气体从小到大减小原子半径 (1)运用电离能数据可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。
(2)通常…>I3>I2>I1，若某元素的电离能In?Ii时，该元素的化合价为＋i。
(3)金属的活动性顺序与电离能的大小顺序并不完全一致，这是因为：金属活动性表示的是在水溶液中金属单质原子失去电子的能力，而电离能是指金属原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者条件不同，所以排列顺序不完全一致。1．元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度，下
列有关说法不正确的是 (　　)
A．元素的第一电离能越大，其金属性越强
B．元素的第一电离能越小，其金属性越强
C．金属单质跟酸反应的难易，跟金属元素的电离能有关
D．金属单质跟酸反应的难易，除跟该金属元素的电离能有关外，还与该单质中金属原子失去电子后在水溶液里形成水合离子的变化有关
解析：元素的第一电离能越大，说明越难失电子，金属性越弱。
答案：A. 1.概念
电负性是元素的原子在化合物中 的标度。电负性是相对值，没有 。
2．意义
金属元素的电负性较 ，非金属元素的电负性较 。
3．变化规律
(1)同一周期从左到右，元素的电负性递 。
(2)同一主族，从上而下，元素的电负性递 。对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现这种变化趋势。元素的电负性及其变化规律吸引电子能力单位大小减增 4．应用
(1)判断金属元素、非金属元素及活泼性。通常电负性
的元素，大部分是金属元素；电负性 的元素，大部分是非金属元素。非金属元素的电负性越 ，非金属
元素越活泼；金属元素的电负性越 ，金属元素越活泼。
(2)判断化合物中元素化合价的正负，电负性大的元素
易呈现负价，电负性小的元素易呈现 价。
(3)判断元素间形成化学键的类型。电负性差值大的元
素原子之间形成的化学键主要是 ，电负性相同或差
值小的非金属元素原子之间形成的化学键主要是 。小于2大于2大小正离子键共价键2．比较下列元素电负性的大小。
①Na________Be　　　　②Mg________Al
③C________Si ④O________Cl
答案：①<　②<　③>　④> (1)元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是 排布有着密切的关系。
(2)元素的最高化合价等于它所在的 (ⅠB、0族、氧、氟以及Ⅷ族的某些元素除外) 。
(3)非金属元素的 和它的 的绝对值之和等于8(氢元素除外)。
(4)稀有气体元素的化合价通常为 ，过渡金属元素的
较多，且 相差不大，因此具有多种价态。元素的化合价价电子价电子最高化合价负化合价族的序数各级电离能0 (5)金属元素在化合物中只表现正价，非金属元素既可显正价，也可显负价。
(6)氟无正价，氧无最高正价。3．具有下列特征的元素，一定是非金属元素的是(　　)
A．对应的氢氧化物是两性氢氧化物
B．具有负化合价
C．最高价氧化物对应的水化物是酸
D．具有可变化合价
解析：金属元素和非金属元素的最高价氧化物对应的水化物都有可能是酸，二者均可具有可变化合价，对应的氢氧化物是两性化合物的元素是金属元素；只有非金属元素才有负化合价，金属元素只有正化合价。
答案：B电离能的变化规律及其应用 [例1]　部分元素的第一电离能如下图所示，试根据元素在元素周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答问题：
(1)同主族内不同元素的I1值的变化特点是________。各主族中I1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，I1值增大，但个别元素的I1值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是________________(填写编号)。
①I1(砷)＞I1(硒)　　　　　②I1(砷)＜I1(硒)
③I1(溴)＞I1(硒) ④I1(溴)＜I1(硒)
(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量I1值的范围：________＜I1＜________。
(4)10号元素I1值较大的原因是__________________。 [解析]　(1)同主族元素原子最外层电子数相同，从上到下原子的核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需能量逐渐减小。这充分体现了元素性质的周期性变化规律。
(2)根据图象可知，同周期元素I1(氮)＞I1(氧)，I1(磷)＞I1
(硫)，I1值出现反常现象。故可推知第4周期I1(砷)＞I1(硒)。但ⅥA族元素和ⅦA族元素的I1值并未出现反常，所以I1(溴)＞I1(硒)。此题应填①③。
(3)1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其I1值应在419～738 kJ·mol－1之间。 (4)10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其I1值较大。
[答案]　(1)随着原子序数增大，I1值变小　周期性
(2)①③
(3)419 kJ·mol－1　738 kJ·mol－1[或填I1(钾)　I1(镁)]
(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构 (1)利用电离能数值可以判断核外电子的分层排布，这是由于层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，而同层内电离能数值差别较小。
(2)同周期主族元素中，第ⅡA族(np0)和第ⅤA族(ns2np3)元素因其原子的p轨道处于全空和半充满的特殊稳定状态，所以这两族元素的第一电离能要高于与它相邻主族的第一电离能。1．下列各组元素的第一电离能按递增的顺序排列的是(　　)
A．Li、Be、B B．Al、Si、P
C．N、O、F D．Li、Na、K
解析：元素的第一电离能同周期从左到右呈增大的趋势，但ⅡA、ⅤA族反常，比相邻主族元素的第一电离能大，故A、C不符合题意；同主族自上而下递减，故D也不符合题意。
答案：B元素的电负性及应用 [例2]　已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质，下面是某些短周期元素的电负性x的值。
(1)推测在同周期的元素中x值与原子半径的关系是____________________。短周期元素x值的变化特点，体现了元素性质的________变化规律。
(2)通过分析x值的变化规律，确定Mg、N的x值范围：____________ (3)在P—N键中，共用电子对偏向________原子。
(4)经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值即Δx>1.7时，一般为离子键；Δx<1.7，一般为共价键。试推断：AlBr3中化学键类型是________。 (5)推测元素周期表中，x值最大的元素是________。
(6)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。
Mg3N2　　　BeCl2　　　AlCl3　　　SiC
[解析]　(1)表中同一周期的元素从Li→F，x值越来越大。而我们已知的同一周期元素从Li→F，原子半径越来越小，故原子半径越小，x值越大。
(2)根据(1)的规律，Mg的x值应大于Na的x值(0.93)小于Be的x值(1.57)；N的x值应大于C的x值(2.25)小于O的x值(3.44)。
(3)从P和N的x值大小可看出，N原子吸引电子的能力比P原子的强，在形成的分子中N原子带负电荷，故共用电子对偏向N原子一方。 (4)根据规律：Br的x值小于Cl的x值(3.16)，AlCl3中的Δx＝3.16－1.61＝1.55，所以AlBr3中的化学键为共价键。
(5)元素周期表中，非金属性最强的元素是F，推测x值最大的应为F。
(6)Mg与N电负性差值大于1.7，形成离子键，为离子化合物，Be与Cl、Al与Cl、Si与C电负性差值均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
[答案]　(1)原子半径越小，x值越大　周期性
(2)0.93　1.57　2.25　3.44　(3)氮　(4)共价键
(5)F　(6)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为
共价化合物 利用元素电负性的大小能判断元素的得电子能力(电负性越大，元素原子得电子的能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7的一般形成共价键，大于1.7的一般形成离子键)、元素的活泼性(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(电负性大的显负价，小的显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。2．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的
是 (　　)
A．第一电离能Y可能小于X
B．气态氢化物的稳定性：HmY强于HnX
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y的
D．X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价解析：据同周期元素电负性X>Y推知，原子序数X>Y，一般情况下，第一电离能Y小于X，A正确；氢化物稳定性HmY弱于HnX；最高价含氧酸的酸性X对应的强于Y的，C正确。电负性值大的吸引电子能力强，在化合物中显负价，电负性值小的吸引电子能力弱，在化合物中显正价。
答案：B元素化合价的判断 [例3]　元素化合价的下列叙述中正确的是 (　　)
A．化合价是元素性质的一种重要体现
B．元素的化合价与价电子的排布无关
C．元素的最高化合价等于它所在的族的族序数
D．非金属元素的最高化合价与最低化合价的代数和等于8(氢除外) [解析]　化合价是价电子排布的一种表现，是元素性质的体现，所以A正确B错误。元素的最高化合价等于族序数，只对大部分主族元素成立，故少部分主族元素和部分副族元素不成立。D应是绝对值之和等于8，所以D错误。
[答案]　A (1)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价数值。如K元素I1?I2 (2)利用电负性的大小可判断元素化合价的正负。 D项改为“某主族元素的最
高正价与最低负价的代数和为4”，
试推测该元素原子的最外层电
子数。提示：只有元素最高正价为＋6，最低负价为－2时，其代数和才为4，由最外层电子数等于最高正化合价知其最外层电子数为6。
答案：6点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”
1．某元素X的各级电离能(kJ·mol－1)分别为740、1 500、7 700、10 500、13 600、18 000、21 700。当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是(　　)
A．X＋ B．X2＋
C．X3＋ D．X4＋
解析：由上述数据可以看出X的I1、I2接近，I3、I4…比I2、I1明显增大，说明X原子失去2个电子较易，故答案为B。21世纪教育网
答案：B[来源:21世纪教育网]
2．第3周期元素X、Y、Z的各级电离能数据如下：
I/(kJ·mol－1)
I1
I2
I3
I4
X
738
1 451
7 733
10 54021世纪教育网
Y
496
4 562
6 912
9 540
Z
577
1 817
2 74521世纪教育网
11 578
试写出X、Y、Z三种元素的元素符号和常见化合价，并按电负性由小到大的顺序排列。
解析：从表中可看出元素X的I3?I2，元素Y的I2?I1，元素Z的I4?I3，故X、Y、Z的常见化合价依次为＋2、＋1、＋3。在第3周期中，易形成＋2、＋1、＋3价离子的元素分别为Mg、Na、Al。故X为Mg，Y为Na，Z为Al。
又在同一周期中，电负性变化规律为：从左到右电负性逐渐增大，故电负性由小到大的顺序为Na、Mg、Al。
答案：X为Mg，常见化合价为＋2价；Y为Na，常见化合价为＋1价；Z为Al，常见化合价为＋3价。电负性由小到大为Na、Mg、Al。
3．根据下表中五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下面各题：
元素代号
I1
I2
I321世纪教育网
I4
Q
2 08021世纪教育网
4 000
6 100
9 400
R
500
4 600
6900
9 500
S
740
1 500
7 700
10 500
T
580
1 800
2 700
11 600
U
420
3 100
4 400
5 900
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A．Q和R B．S和T[21世纪教育网]
C．T和U D．R和T
E．R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是________。
A．S2＋ B．R2＋
C．T3＋ D．U＋
(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。
A．硼 B．铍
C．氦 D．氢
(4)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是________，其中元素________的第一电离能反常高的原因是______________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)在周期表中，最可能处于同一族的元素是电离能突变位置类似的元素，R和U的第二电离能突然增大，说明它们的最外层上只有一个电子，同属于ⅠA族。
(2)离子的氧化性最弱的是在同周期中最左面的元素的阳离子或同主族中下面元素的阳离子；ⅠA族中R和U相比较，各级电离能中U都比R的小，说明同主族中U在R的下侧，因此离子的氧化性最弱的是U＋。21世纪教育网
(3)Q元素的各级电离能都很大，且各级电离能之间的差值非常接近，因此，可能是ⅣA族的元素或零族元素，化学性质和物理性质最像Q元素的是氦元素。
(4)由电离能的数值分析可得，R为ⅠA族元素，S为ⅡA族，T为ⅢA族元素，若R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序必然是R答案：(1)E　(2)D　(3)C21世纪教育网
(4)R[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．能够证明电子在原子核外是分层排布的事实是(　　)
A．电负性　　　　　　　B．电离能
C．化合价 D．原子半径
解析：原子核外的电子是分层排布的，同一电子层的电子具有的能量相近，而不同电子层的电子具有的能量差别较大。电离能反映了原子或离子失去一个电子所消耗的能量，故失去同一电子层上的电子消耗的能量差别较小，而失去不同电子层上的电子消耗的能量差别较大。故可根据失去一个电子消耗的能量发生突变而确定原子核外电子是分层排布的。
答案：B21世纪教育网
2．下列外围电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是(　　)
A．4s1 B．2s22p5
C．3s23p4 D．3d64s2
解析：由外围电子排布式中主量子数和价电子数的分析可知，价电子数相同时，主量子数越大，电负性越小；主量子数相同时，价电子数越多，电负性越大。
答案：B
3．[双选题]下列说法中正确的是(　　)
A．第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B．铝的第一电离能比镁的第一电离能大21世纪教育网
C．在所有元素中，氟的第一电离能最大
D．在所有元素中，氟的电负性最大
解析：同周期中，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确，C不正确。由于Mg的最外层电子排布为3s2，而Al的为3s23p1，故Al的第一电离能小于Mg，B不正确。同一周期从左到右，元素的电负性递增，D正确。
答案：AD21世纪教育网
4．几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表：
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.102
0.08921世纪教育网
0.074
主要化合价
＋2
＋3
＋6、－2
＋2
－2
下列叙述正确的是(　　)
A．L、R的单质与稀盐酸反应速率LB．M与T形成的化合物有两性
C．Q、T两元素的氢化物稳定性Q>T
D．L、Q形成的简单离子核外电子数相等
解析：根据元素的化合价推知，R、L在ⅡA族，Q、T在ⅥA族，M在ⅢA族，原子半径同主族自上而下逐渐增大，故R为Be，L为Mg，T为O，Q为S，原子半径同周期从左到右逐渐减小，故M为Al。由于镁的金属性大于铍，故与盐酸反应时，v(Mg)>v(Be)；Al2O3为两性氧化物；H2O与H2S比较，稳定性H2O>H2S，Mg形成的简单离子Mg2＋核外有10个电子，而S2－的核外却有18个电子。
答案：B
5．下列有关电负性的说法中正确的是(　　)
A．主族元素的电负性数值越大，元素原子的第一电离能一定越大
B．在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小
C．金属元素电负性一定小于非金属元素的电负性
D．在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价
解析：同周期ⅤA族元素的电负性比ⅥA族元素的小，但第一电离能前者大；从左到右元素的电负性越来越大；有的金属元素的电负性比非金属元素的电负性大；形成化合物时，电负性越小的元素越容易显正价。
答案：D
6．下列关于电离能的叙述不正确的是(　　)
A．电离能越大，电子越不易失去
B．两元素相比，第一电离能较大的，第二电离能必然也较大
C．同周期以ⅠA族元素的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大
D．第一电离能大的元素不一定易得到电子
解析：电离能是使电子脱离原子核束缚需要吸收的能量大小的量度，电离能大，需要吸收的能量大，意味着该电子不易失去，但不易失去电子的原子并不一定易得电子，如ⅣA族的碳、硅，零族元素等都既不易失去电子，又不易得到电子，所以A、D项都正确；B项可举例排除，如Na和Mg，Na的金属性强，所以第一电离能小，但Na的第二个电子在次外层，而镁的第二个电子仍在最外层，所以第二电离能反而是钠比镁大。
答案：B
7．下列不是元素的电负性应用的是(　　)
A．判断一种元素是金属还是非金属
B．判断化合物中元素化合价的正负
C．判断化学键类型
D．判断化合物的溶解性
解析：电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度，当两种元素形成化合物时，电负性大的显负化合价，电负性小的显正化合价；通常电负性小于2的元素大部分是金属元素，电负性大于2的元素大部分是非金属元素；利用电负性还可以判断化学键的性质，电负性差值大(一般大于1.7)的元素原子间形成的化学键主要是离子键，电负性相同或差值小(一般小于1.7)的非金属元素原子间形成的化学键主要是共价键；电负性与化合物溶解性无关。
答案：D
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)用元素符号填空。
(1)第3周期原子半径最小的元素：__________。
(2)第一电离能最大的元素：____________。
(3)电负性最大的元素：________________。
(4)第4周期中第一电离能最小的元素：__________________________。
(5)基态时原子的第二电子层有三个单电子的元素：____________。
(6)原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍的元素：______________。
解析：元素周期表中，从左到右元素的第一电离能呈逐渐增大趋势，电负性逐渐增大，同主族从上到下元素的第一电离能逐渐减小，电负性逐渐减小；N原子核外电子排布为2p轨道有三个单电子。
答案：(1)Cl　(2)He　(3)F　(4)K　(5)N　(6)B
9．(8分)现有A、B、C、D、E、F六种主族元素，其电负性分别为0.9、2.1、1.2、2.5、1.5、3.0。
(1)其中属于金属元素的是__________，属于非金属元素的是___________________。
(2)按得电子能力由强至弱排列的顺序是____________________。
(3)化合物A3F、EF2、D2F2中，属于离子化合物的是____________，属于共价化合物的是____________。
解析：(1)通常情况下，元素电负性小于2的一般是金属元素，元素电负性大于2的一般是非金属元素。因此，A、C、E为金属元素，B、D、F为非金属元素。
(2)元素原子得电子的能力越强，元素的电负性越大；元素原子失电子的能力越强，元素的电负性越小。所以，上述元素中得电子能力由强至弱的顺序为F、D、B、E、C、A。
(3)电负性差值大于1.7的元素原子之间形成的化学键主要是离子键，差值小于1.7的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。A3F：3.0－0.9＝2.1>1.7，为离子化合物；EF2：3.0－1.5＝1.5<1.7，为共价化合物；D2F2：3.0－2.5＝0.5<1.7，为共价化合物。
答案：(1)A、C、E　B、D、F
(2)F>D>B>E>C>A
(3)A3F　EF2、D2F2
10．(12分)现有核电荷数小于18的元素A，其电离能数据如表所示(I1表示失去第1个电子的电离能，In表示失去第n个电子的电离能，单位为eV)
序号
I1
I2
I3
I4
I5
I6
电离能
7.64
15.03
80.12
109.3
141.2
186.5[来源:21世纪教育网]
序号
I7
I8[来源:21世纪教育网]
I9
I10
I11
电离能
224.9
226.0
327.9
367.4
1 76121世纪教育网
(1)电子离核越远，能量越高，电离能越________(填“大”或“小”)；阳离子核电荷数越高，再失去电子时，电离能越________(填“大”或“小”)。
(2)上述11个电子分属________个电子层。[21世纪教育网]
(3)去掉11个电子后，该元素还有________个电子。
(4)该元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是_______________________。
解析：(1)电子离核越远，能量越高，受原子核的引力越小，失去电子越容易，则电离能越小。阳离子核电荷数越高，离子半径越小，原子核对核外电子的引力越大，失电子越难，则电离能越大。
(2)据题目数据，I1、I2较小，I3突然增大，说明最外层有2个电子，I3到I10变化较小，但I11突然增大，说明次外层有8个电子，又由于核电荷数小于18，所以A为Mg。
(3)Mg元素的原子去掉11个电子后，还有1个电子。
(4)Mg元素的最高价氧化物对应的水化物为Mg(OH)2。
答案：(1)小　大　(2)3　(3)1　(4)Mg(OH)2
11．(10分)今有A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中电负性最大。
(1)试推断A、B、C、D四种元素的符号：
A________、B________、C________、D________。
(2)写出A元素原子的核外电子排布式________________________________；
写出B元素原子核外电子排布的价电子构型________________________________；
用轨道表示式表示C原子的核外电子排布情况_____________________________
________________________________________________________________________。
(3)比较四种元素的第一电离能和电负性的大小：
第一电离能____________________________________________________________；
电负性____________________________________________________________。
解析：地壳中含量最多的是O；B元素N层已排布电子，故K、L层电子数之和10，由此推知M层有8个电子，N层有2个电子，是Ca；第3周期电离能最小的是Na，电负性最大的是Cl，因此A是O，B是Ca，C是Na，D是Cl。
答案：(1)O　Ca　Na　Cl
(2)1s22s22p4　4s221世纪教育网
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大智慧专题讲坛专题专练第2章常见的化学键及与物质类别的关系1．常见的几种化学键的比较 2．化学键与物质类别的关系
(1)只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
(2)只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
(3)既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等。
(4)只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
(5)既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、CaC2等。
(6)无化学键的物质，稀有气体。 [例证]　由下列各组的三种元素共同组成的化合物中，既可能有离子化合物，又可能有共价化合物的是 (　　)
A．H、O、C　　　 B．Na、S、O
C．H、N、O D．H、S、O
[解析]　要形成离子键，必须形成阴、阳离子。B中三种元素可形成Na2SO3、Na2SO4、Na2S2O3等，都是离子化合物；C中三种元素可形成HNO3、HNO2、NH4NO3等，既有离子化合物，又有共价化合物；A、D中三种非金属元素只能形成共价化合物。
[答案]　C点击下图片进入“专题专练”课件12张PPT。小专题
大智慧专题讲坛专题专练第2章确定分子空间构型的简易方法——价电子对互斥理论 理论要点：分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)，由于相互排斥作用，而尽可能趋向彼此远离以减小斥力，分子尽可能采取对称的空间构型。
价电子对(vp)＝成键电子对(bp)＋孤电子对(lp)
推断分子或离子的空间构型的具体步骤：
1．确定中心原子的价电子对数
以AXm为例(A为中心原子，X为配位原子)
成键电子对(bp)＝m， 2．确定价电子对的空间构型
价电子对数目分别为2、3、4时，价电子对的几何分布分别呈直线形、平面三角形和正四面体形，如下图所示。
②由于孤电子对对其邻旁的共用电子有排斥作用，必然造成对键角压缩，孤电子对越多，对键角的压缩现象越严重。
例如：在NH3分子中，价电子对总数为4，其中成键电子对数为3，孤电子对数为1，价电子对的几何分布为四面体形，但由于孤电子对比成键电子对更靠近原子核，它对成键电子对的排斥作用较大，因此使成键电子对之间的距离变小，从而使相应的键角变小，使NH3的空间构型呈三角锥形，键角为107.3°。在H2O分子中，价电子对总数也为4，其中成键电子对数为2，孤电子对数也为2，价电子对的几何分布为四面体形，由于同样的作用使键角变小，H2O的空间构型呈V形，键角为104.5°。氨分子和水分子的空间物型分别如下图所示。同理可知，H2S分子构型为V形，NF3、PCl3分子构型为三角锥形。 [例证]　根据价电子对互斥理论和杂化轨道理论，填写下列内容：[答案]　
点击下图片进入“专题专练”课件8张PPT。小专题
大智慧专题讲坛专题专练第2章范德华力、氢键和共价键的比较 [例证]　下列变化过程中无化学键断裂或生成的是
(　　)
A．石墨转化为金刚石　　　B．NaCl晶体溶于水
C．干冰升华 D．氮的固定
[解析]　A、D中属于化学反应，均涉及化学键的断裂和生成，B项NaCl晶体溶于水有化学键断裂；C项干冰升华破坏的仅是分子间作用力，故C项正确。
[答案]　C点击下图片进入“专题专练”课件31张PPT。第2章第1节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三 1．高概率地出现在两个原子核之间的电子与两个原子核之间的电性作用是共价键的本质。
2．σ键为原子轨道以“头碰头”方式重叠，π键为原子轨道以“肩并肩”方式重叠。共价单键是σ键，双键、叁键中只有一个是σ键，其他是π键。
3．同种原子间形成非极性键，不同种原子间形成极性键。
4．共价键的特征是饱和性和方向性，一般来说一个原子有几个未成对电子就可以形成几个共价键，共价键形成时尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成。
5．键能和键长反映了共价键的强弱，键长和键角决定了分子的空间构型。 1.共价键的形成及本质
(1)概念：
原子间通过 形成的化学键。
(2)本质：
高概率地出现在两个原子核之间的 与两个原子核间的 。
(3)形成共价键的元素：
通常是电负性相同或差值小的 元素原子。共价键的形成、分类和特征共用电子电子电性作用非金属 (4)共价键的表示：
用一条短线表示由 所形成的共价键，如H—H、H—Cl。“ ”表示两对电子所形成的共价键，
“ ”表示三对电子所形成的共价键。
2．σ键与π键
(1)σ键：
原子轨道以“ ”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率 而形成的共价键。一对共用电子===≡头碰头增大 (2)π键：
原子轨道以“ ”方式相互重叠导致电子在核间出现的概率 而形成的共价键。
(3)氮分子的N≡N中有 个σ键， 个π键。
3．共价键的特征
(1)方向性：
在形成共价键时，原子轨道 越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键越 ，因此共价键将尽可能沿着 的方向形成。共价键的方向性决定着分子的 。肩并肩增大一两重叠牢固电子出现概率最大空间构型 (2)饱和性：
每个原子所能形成的共价键的 或以单键连接的
是一定的。共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的 关系。
4．极性键与非极性键
(1)极性键：
元素的原子之间形成的共价键。其中共用电子对偏向 较大的原子使其带部分 电荷，另一原子带部分 电荷。
(2)非极性键：
元素的原子之间形成的共价键。因两原子
相同，共用电子对不发生 ，两原子均不显电性。总数原子数量数目不同负吸引电子能力同种正吸引电子的能力偏移1．下列对共价键的说法中，不正确的是 (　　)
A．共价键是通过形成共用电子对或通过原子轨道重叠形
成的
B．形成共价键的原子之间电负性相同或相差不大
C．一般情况下，一个原子有几个不成对电子就会和几个
自旋方向相反的未成对电子成键
D．共价键是通过共用电子对形成的，不属于电性作用
解析：共价键是通过共用电子对形成的化学键，也是一种电性作用。答案：D
. 1.键能
(1)定义：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 和 所
的能量。
(2)表示方式： 。
(3)含义：键能大小可定量地表示化学键的 ，键能越大，共价键越 ，含有该键的分子越 。
2．键长
(1)概念：两成键原子之间的 间的距离。键参数气态A原子气态B原子强弱程度吸收稳定牢固原子核EA－B (2)含义：两原子间的键长越短，化学键 ，键越
。键长是影响分子 的因素之一。
3．键角
(1)概念：多原子分子中， 的夹角。
(2)常见物质的键角及分子构型：
①CO2键角： ，分子构型： 。
②H2O键角： ，分子构型： 。
③NH3键角： ，分子构型： 。
牢固愈强空间构型两个化学键180°直线形104.5°V形107.3°三角锥形 4．特别提示
(1)成键原子的原子半径越大，形成共价键的键长越长。
(2)共价键的键长、键能反映了共价键的强弱程度；键长和键角决定分子的空间构型。 2．将分子的化学键与键能连线:
化学键　　　　　　　键能(kJ·mol－1)
　①H—H　　　　　　　A．193
　②H—Cl B．436
　 ③H—Br C．431
　④Br—Br D．363
其中最不稳定的分子是________，键长最长的是____。
解析：成键原子的半径越大，键长越长，键能越小，形成的分子越不稳定。
答案：①—B，②—C，③—D，④—A　Br2　Br—Br共价键的形成、分类和特征 [例1]　下列关于化学键的说法正确的是 (　　)
A．构成单质分子的粒子中一定含有共价键
B．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物
C．非极性键只存在于双原子单质分子里
D．不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是极性键 [解析]　A项，单质分子有单原子分子(即稀有气体分子)、双原子分子(H2、Cl2、N2等)、三原子分子(如O3)和多原子分子(如P4、S8、C60等)，在单原子的稀有气体分子中不存在任何化学键，其他的双原子分子和多原子分子都是由非极性键构成，A不正确。B项，由非金属元素组成的化合物多数是共价化合物，也有离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2SO4等，B正确。C项，非极性键存在于同种元素的原子之间，但不一定是双原子的单质分子中，可以是多原子的单质分子，如P4、S8，也可以是化合物中，如Na2O2、H2O2中的氧原子间，烃分子的碳原子之间等，C不正确。D项，不同元素组成的多原子分子里，既有极性键也可以有非极性键，如H2O2中的氧原子间为非极性键，烃分子中C—H键为极性键，而C—C、C===C、C≡C均为非极性键，D不正确。[答案]　B (1)共价键存在于除稀有气体以外的非金属单质、共价化合物(非金属氧化物、非金属氢化物、酸、大多数有机物)、多原子组成的复杂离子中。
(2)极性键和非极性键可从成键原子是否是同种元素的原子来判断。1．下列说法正确的是 (　　)
A．若把H2S分子写成H3S分子，违背了共价键的饱和性
B．H3O＋的存在，说明共价键不应有饱和性
C．所有共价键都有方向性
D．两个原子轨道发生重叠后，两核间的电子不仅仅存在
于两核之间，而绕两个原子核运动解析：硫原子价电子的轨道排布式为
有两个未成对电子，只能与两个H原子形成2个σ键。并非所有的共价键都有方向性，如在H2分子中两个H的1s轨道重叠，因s轨道为球形对称，所以H—H键无方向性。H2O分子与H＋以一种特殊的共价键形成H3O＋。原子轨道重叠后，成键电子在核间区域出现的概率增加。
答案：Aσ键和π键 [例2]　下列物质的分子中既有σ键又有π键的是(　　)
①HCl　②H2O　③N2　④H2O2　⑤C2H4　⑥C2H2
A．①②③　B．③④⑤⑥ C．①③⑤ D．③⑤⑥
[解析]　当两个原子间能形成多个共用电子对时先形成一个σ键，另外的共用电子对只能形成π键。N2中有三个共价键：一个σ键、两个π键；C2H4中碳碳原子之间有两个共价键：一个σ键、一个π键；C2H2中碳碳原子之间有三个共价键：一个σ键、两个π键。
[答案]　D (1)形成π键时电子云重叠程度比σ键小，π键不如σ键稳定。
(2)π键通常存在于双键或叁键中。
(3)共价单键为σ键；双键中有一个σ键和一个π键；叁键中有一个σ键和两个π键。(1)题中所给物质的分子中只含有σ键的是________。
(2)题中所给物质的分子中既含有σ键又有π键，既有极性键又有非极性键的是
_____。答案：(1)①②④　
(2)⑤⑥键参数 [例3]　下列说法中正确的是 (　　)
A．分子中键能越大，键长越长，则分子越稳定
B．在卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，稳定性越强
C．水分子可表示为H—O—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463 kJ·mol－1，即18 g H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×463 kJ [解析]　分子中键能越大，键长越短。在卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，形成的共价键的键长越短，分子越稳定；水分子中两个共价键的键角为104.5°，是V形分子；18 g H2O分解成H2和O2，断开H—O共价键需吸收能量2×463 kJ，生成H—H和O===O还要释放能量。
[答案]　 B (1)共价分子构成的物质的熔、沸点以及挥发性等，都是物理性质，变化过程与化学键断裂无关；而稳定性属于物质的化学性质，则与分子中化学键的断裂有关。
(2)键能与反应热的关系：①定性关系：反应热由化学键断裂吸收的能量与化学键形成释放的能量的相对大小来决定。如果旧化学键断裂所吸收的总能量大于新化学键形成所释放的总能量，该反应为吸热反应；反之，为放热反应。②定量关系：ΔH＝反应物键能总和—生成物键能总和。2．NH3分子的空间构型是三角锥形结构而不是平面正三角形
结构，最充分的理由是 (　　)
A．NH3分子中NH键是σ键
B．NH3分子内三个价键的键角和键长均相等
C．NH3分子内3个NH键的键长相等，键角都等于107.3°
D．NH3分子内3个NH键的键长相等，键角都等于120°
解析：NH3分子内NH键的键角和键长都相等，其分子的空间构型可能是平面正三角形或是三角锥形，如果键角为120°，则为平面正三角形。答案：C
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(时间45分钟　满分60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．用价层电子对互斥模型预测下列微粒的立体构型，是直线形的是(　　)
A．SO2 B．H2Se21世纪教育网
C．HClO D．CS2
解析：SO2中硫原子上孤电子对数为1，H2Se中硒原子上孤电子对数为2，HClO分子的中心原子是氧原子，孤电子对数为2，以上三种分子的立体构型均为V形；CS2分子中，碳原子上的孤电子对数为0，是直线形分子。
答案：D
2．[双选题]下列分子中，价层电子对互斥模型与分子的立体结构模型相同的是(　　)
A．CH2O B．CO2
C．NCl3 D．H2S
解析：两种模型相同，说明中心原子的价电子均参与成键，无孤电子对存在。
答案：AB
3．[双选题]下列分子的中心原子有孤电子对的是(　　)
A．H2O B．BF3
C．CCl4 D．PCl3
解析：有孤对电子的中心原子一般是ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的原子。
答案：AD[来源:21世纪教育网]
4．下列分子或离子的空间构型为平面三角形的是(　　)
A．NO B．SO
C．H3O＋ D．PF3
解析：NO中N原子上的孤电子对数为0，立体构型为平面三角形；SO、H3O＋、PF3分子中心原子上的孤电子对数均为1，立体构型均为三角锥形。
答案：A
5．若ABn分子的中心原子A上没有未用于形成共价键的孤对电子，运用价层电子对互斥模型分析，下列说法正确的是(　　)
A．若n＝2，则分子的立体构型为V形
B．若n＝3，则分子的立体构型为三角锥形21世纪教育网
C．若n＝4，则分子的立体构型为正四面体形
D．以上说法都不正确
解析：若中心原子A上没有未用于成键的孤电子对，则根据斥力最小的原则，当n＝2时，立体构型为直线形；n＝3时，立体构型为平面三角形；n＝4时，立体构型为正四面体形。
答案：C
6．下列对应关系不正确的是(　　)
选项
A
B
C
D
中心原子所在族
ⅣA
ⅤA
ⅣA
ⅥA
分子通式
AB4
AB3
AB2
AB2
立体构型
正四面体形
平面三角形
直线形
V形
解析：当中心原子在ⅤA族，AB3分子应是三角锥形。当中心原子在ⅣA族，AB4分子是正四面体形，AB2分子是直线形。当中心原子在ⅥA族，AB2是V形。21世纪教育网
答案：B
7．用价层电子对互斥模型预测下列分子或离子的立体构型，其中不正确的是(　　)
A．NH为正四面体形 B．CS2为直线形
C．HCN为折线形(V形) D．PCl3为三角锥形
解析：NH、CS2、HCN、PCl3结构中价层电子对数分别为4对、2对、2对、4对，价层电子对互斥模型为正四面体形、直线形、直线形、空间四面体形，其中前三者中心原子无孤对电子，立体结构就是价层电子对互斥模型，PCl3分子中有1对孤对电子，所以立体构型为三角锥形。
答案：C
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(5分)有下列分子或离子：①CS2，②PCl3，③H2S，④CH2O，⑤H3O＋，⑥NH，⑦BF3，⑧SO2。
粒子的立体构型为直线形的有________；粒子的立体构型为V形的有______；粒子的立体构型为平面三角形的有______；粒子的立体构型为三角锥形的有______；粒子的立体构型为正四面体形的有________。
解析：中心原子上孤电子对数及粒子的空间构型如下表
ABn
中心原子孤
电子对数
分子或离子
分子或离子的立体构型
AB2
0
CS221世纪教育网21世纪教育网
直线形21世纪教育网
AB3[来源:21世纪教育网]
CH2O、BF3
平面三角形
AB4
NH
正四面体
AB2
1
SO2
V形
AB3
PCl3、H3O＋
三角锥形
AB2
2
H2S
V形
答案：①　③⑧　④⑦　②⑤　⑥
9．(8分)为了解释和预测分子的立体构型，科学家在归纳了许多已知的分子空间构型的基础上，提出了一种十分简单的理论模型——价层电子对互斥模型。这种模型把分子分成两类：
一类是____________________________________________________________；
另一类是__________________________________________________________。
BF3和NF3都是四个原子的分子，BF3的中心原子是________，NF3的中心原子是________；BF3分子的立体构型是平面三角形，而NF3分子的立体构型是三角锥，形原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：多原子分子的中心原子的价层电子均是未成对电子时，全部和其他原子形成化学键，若有成对电子，则以孤电子对的形式存在，故价层电子对互斥理论把分子按中心原子的成键情况分成两类。
BF3的中心原子是B原子，共有三个价电子，全部用于成键，根据价电子对互斥模型，形成平面三角形最稳定，NF3分子的中心原子是N原子，有五个价电子，只用了三个成键，还有一对孤电子对，根据价电子对互斥模型，孤对电子参与价键的排斥，使三个共价键偏离平面三角形而形成三角锥形。
答案：中心原子上的价电子都用于形成共价键　中心原子上有孤电子对　B　N　BF3分子中B原子的3个价电子都与F原子形成共价键而呈平面三角形，而NF3分子中N原子的3个价电子与F原子形成共价键，还有一对未成键的电子对，占据了N原子周围的空间，参与相互排斥，形成三角锥形
10．(12分)(1)利用VSEPR推断分子或离子的空间构型。
PO________；
CO________；
AlBr3(共价分子)________。
(2)有两种活性反应中间体微粒，它们的微粒中均含有1个碳原子和3个氢原子。请依据下面给出的这两种微粒的球棍模型，写出相应的化学式：
______________；
______________。
(3)按要求写出第二周期非金属元素的原子构成的中性分子的化学式。
平面形分子________，三角锥形分子________，四面体形分子________。
解析：PO是AB4型，成键电子对是4，为四面体形。CO和AlBr3是AB3型，成键电子对是3，孤电子对数为0，是平面三角形。AB3型，中心原子无孤电子对的呈平面三角形，有一对孤电子对的呈三角锥形，所以分别是CH、CH。第二周期非金属元素构成的中性分子的化学式，呈三角锥形的是NF3，呈平面三角形的是BF3，呈四面体形的是CF4。
答案：(1)四面体形　平面三角形　平面三角形
(2)CH　CH　(3)BF3　NF3　CF4
11．(14分)20世纪50年代科学家提出价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，用于预测简单分子的立体结构。其要点可以概括为：
Ⅰ.用AXnEm表示只含一个中心原子的分子组成，A为中心原子，X为与中心原子相结合的原子，E为中心原子最外层未参与成键的电子对(称为孤电子对)，(n＋m)称为价层电子对数。分子中的价层电子对总是互相排斥，均匀地分布在中心原子周围的空间。
Ⅱ.分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤电子对。
Ⅲ.分子中价层电子对之间的斥力的主要顺序为。
ⅰ.孤电子对之间的斥力>孤电子对与共用电子对之间的斥力>共用电子对之间的斥力；ⅱ.双键与双键之间的斥力>双键与单键之间的斥力>单键与单键之间的斥力；ⅲ.X原子得电子能力越弱，A—X形成的共用电子对之间的斥力越强；ⅳ.其他。
请仔细阅读上述材料，回答下列问题：
(1)画出AXnEm的VSEPR理想模型，请填写下表：
n＋m
2
VSEPR理想模型
正四面体
价层电子对之间的理想键角
109.5°
(2)请用VSEPR模型解释CO2为直线型分子的原因
________________________________________________________________________。
(3)H2O分子的立体构型为：_________________________________________________，
请你预测水分子中∠H—O—H的大小范围并解释原因
___________________________________________________________________。
(4)SO2Cl2和SO2F2都属于AX4E0型分子，S===O之间以双键结合，S—Cl、S—F之间以单键结合。请你预测SO2Cl2和SO2F2分子的立体构型：______，SO2Cl2分子中∠Cl—S—Cl________(选填“<”、“>”或“＝”)SO2F2分子中∠F－S－F。
解析：(1)n＋m＝2，即价层电子对数为2，VSEPR理想模型为直线形，键角180°；而正四面体结构，价层电子对数应为4，即n＋m＝4。
(2)CO2为AX2E0，n＋m＝2，按照(1)，CO2应为直线形。
(3)H2O为AX2E2，n＋m＝4，其VSEPR理想模型为正四面体，键角109.5°，但由于含有两对孤电子对，由Ⅲ知，2个O—H受到2个孤电子对的斥力，∠H—O—H<109.5°，为V形结构。
(4)SO2Cl2和SO2F2为AX4E0型分子，n＋m＝4，其VSEPR理想模型为正四面体，因S===O键与S—Cl键或S—F键电子云分布不均匀，故为变形四面体；根据Ⅲ知2个S—F键之间的斥力小于2个S—Cl键，则∠Cl—S—Cl>∠F—S—F。
答案：(1)
4
直线形
180°
(2)CO2属AX2E0，n＋m＝2，故为直线形
(3)V形　按VSEPR预测，∠H－O－H为109°28′，由于O—H键受到孤电子对的斥力，使键角变小，所以∠H－O－H<109.5°
(4)变形的四面体结构　>
[随堂基础巩固]
1．下列有关叙述中，正确的是(　　)
A．按共用电子对是否偏移可以把共价键划分为极性键和非极性键
B．同种元素的原子间形成的共价键可能是极性共价键
C．极性键肯定没有非极性键牢固
D．两个原子之间共用两对电子对，形成的化学键一定有极性
解析：不同种元素的原子之间形成的化学键一定是极性键，同种元素的原子间形成的一定是非极性键，共价键的极性与成键原子吸引共用电子对的能力是否有差别有关，而与共用电子对的多少无关。21世纪教育网21世纪教育网
答案：A
2．下列说法正确的是(　　)21世纪教育网
A．键角决定了分子的结构
B．共价键的键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定
C．CH4、CCl4中键长相等，键角不同
D．碳碳双键中的键能是碳碳单键中的键能的两倍21世纪教育网
解析：分子结构是由键角和键长共同决定的，A项错误。CH4、CCl4分子均为正四面体形，它们的键角相同，C—H与C—Cl键长不等，C错误。碳碳双键由一个σ键和一个π键构成，通常σ键键能大于π键键能，故碳碳双键中的键能应小于碳碳单键键能的两倍，D错误。
答案：B
3．关于乙醇分子的说法正确的是(　　)
A．分子中共含有8个极性键
B．分子中不含非极性键
C．分子中只含σ键
D．分子中含有1个π键
解析：乙醇的结构式为，共含有8个共价键，其中C—H、C—O、O—H为极性键，共7个，C—C为非极性键。由于全为单键，故无π键。
答案：C
4．下列说法不正确的是(　　)
A．双键、叁键都有π键
B．成键原子间原子轨道重叠愈多，共价键愈牢固
C．因每个原子未成对电子数是一定的，故配对原子个数也一定
D．所有原子轨道在空间都具有自己的方向性
解析：对D选项可举反例。如：s轨道的形状是球形对称的，无方向性。
答案：D
5．下列说法中不正确的是(　　)
A．σ键比π键重叠程度大，形成共价键键能大
B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键
C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键[来源:21世纪教育网]
D．N2分子中有一个σ键，两个π键21世纪教育网
解析：从原子轨道的重叠程度看，π键轨道重叠程度比σ键小，故π键稳定性低于σ键，A正确。在单质分子中有的存在σ键，如H2，有的存在σ键和π键，如N2，还有的不存在化学键，如稀有气体，故B、D正确，C错误。
答案：C
6．从实验测得不同物质中氧—氧之间的键长和键能的数据：
O
O
O2
O
键长/nm
1.49
1.28
1.21[21世纪教育网
1.12
键能/kJ·mol－1
x
y
z＝494
w＝628
其中x、y的键能数据尚未测定，但可根据规律性推导键能的大小顺序为w＞z＞y＞x。该规律性是(　　)
A．成键时电子数越多，键能越大21世纪教育网
B．键长越长，键能越小
C．成键所用的电子数越少，键能越大
D．成键时电子对越偏移，键能越大
解析：观察表中数据发现，O2与O的键能大者键长短，同理，O中O—O键键长比O中的长，所以键能要小。按键长由短而长的顺序应为O＜O2＜O＜O，键能则应为w＞z＞y＞x。21世纪教育网
答案：B
课件30张PPT。第2章第2节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练 1．常见杂化轨道类型有sp3杂化，轨道间夹角109.5°，sp2杂化轨道间夹角 120°，sp1杂化轨道间夹角180°。
2．中心原子没有孤对电子时，分子或离子的空间构型与杂化轨道的空间构型相同，否则不相同，如NH3、SO2。
3．由极性键形成的分子若分子在空间完全对称，则该分子为非极性分子，否则为极性分子。
4．连有四个不同的原子或基团的碳原子为不对称碳原子。 1．甲烷分子的空间构型
(1)杂化轨道：
①杂化：在外界条件的影响下，原子内部 的原子轨道重新组合的过程，叫做原子轨道的杂化。
②杂化轨道：组合后形成的一组新的 ，叫做杂化原子轨道，简称杂化轨道。
(2)甲烷中碳原子的杂化方式：
碳原子中能量相近的一个 轨道和3个 轨道重新组成新的轨道，称之为sp3杂化，形成的四个能量相同的杂化轨道称之为 。一些典型分子的空间构型能量相近原子轨道2s2psp3杂化轨道 (3)甲烷分子的空间构型：
碳原子与氢原子成键时，碳原子中每个杂化轨道的一个未成对电子与氢原子的一个 电子配对形成一个共价键，这样所形成的四个共价键是 的，从而使甲烷分子具有
构型。
(4)杂化轨道的类型：1s等同正四面体180° 120° 109.5°直线形 平面形 正四面体形3　　 2.苯分子的空间构型
苯环上，C原子以sp2杂化，每个C原子的两个sp2杂化轨道上的电子分别与邻近两个C原子的杂化轨道上的电子配对形成 键，六个碳原子形成 的碳环，另外一个sp2杂化轨道上的电子与H原子的 电子配对形成σ键，同时，六个C原子上剩余的2p轨道以“ ”的形式形成六原子、六电子的 。正六边形σ1s肩并肩大π键 (1)原子轨道的杂化，只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的，同时只有能量相近的原子轨道(如2s、2p等)才能发生杂化，1s轨道与2p轨道由于能量相差较大，是不能发生杂化的。
(2)杂化轨道成键时，要满足能量最低原则，各轨道电子之间排斥力大小决定键的方向，即决定杂化轨道间的夹角。由于键角越大化学键之间的排斥力越小，对sp1杂化来说，当键角为180°时，其能量最小，所以sp1杂化轨道成键时分子呈直线形；对sp2杂化来说，当键角为120°时，其能量最小，所以sp2杂化轨道成键时分子呈平面三角形。由于杂化轨道类型不同，杂化轨道间夹角也不相同，其成键时键角也就不相同，故杂化轨道的类型与分子的空间构型有关。1．指出下列分子中，中心原子可能采用的杂化轨道类型，并
预测分子的几何构型。
(1)BCl3 (2)CS2　 (3)CF4　(4)CH3Cl
答案：(1)中心原子B采用sp2杂化，分子是平面三角形
(2)中心原子C采用sp1杂化，分子是直线形
(3)中心原子C采用sp3杂化，分子是正四面体形
(4)中心原子C采用sp3杂化，分子是四面体形 1．分子的对称性
(1)对称分子：
①依据 的旋转或借助 的反映能够复原的分子。
②分子的许多性质如 、 及 等都与分子的对称性有关。
(2)手性分子：
①不对称碳原子：连接有 个不同的原子或基团的碳原子。分子的空间构型与分子性质对称轴对称面极性旋光性化学性质四 ③手性分子：具有 的分子。手性分子和它的镜像
分子构成一对异构体，分别用 和 标记。
2．分子的极性
(1)极性分子：分子内 的分子。
(2)非极性分子：分子内 的分子。
(3)对双原子分子来说，化学键有极性，分子就 。
(4)多原子分子的极性除了与 有关外，还与
分子的 有关。D手性L存在正、负两极没有正、负两极有极性键的极性空间构型 (1)有机物分子中若存在一个碳原子连有4个不同的原子或原子团，则该有机物就是手性分子。
(2)双原子分子的极性与键的极性一致，多原子分子除看键的极性外，还要看分子的空间构型，当分子的空间构型对称时(如直线形、平面正三角形、正四面体形等)，虽然含有极性键，但分子是非极性分子。
(3)相似相溶原理：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。2．下列化合物中，化学键的类型和分子的极性(极性或非极
性)皆相同的是 (　　)
A．CO2和SO2　　　　　　　B．CH4和SO2
C．BF3和NH3 D．HCl和H2O
解析：CO2、CH4、BF3是非极性分子，SO2、NH3、HCl和H2O是极性分子。
答案：D杂化轨道与分子的空间构型 [例1]　下列分子中有原子sp3杂化并形成正四面体空间构型的是 (　　)
①CH4　②NH3　③CF4　④SiH4　⑤C2H4　⑥CO2
⑦CH2Cl2
A．①②③ B．①③④
C．②④⑤ D．①③⑤ [解析]　 CH4、NH3、CF4、SiH4、CH2Cl2分子中的C、N、Si在参与成键时都是形成了四个sp3杂化轨道，但只有CH4、CF4、SiH4分子中的四个sp3杂化轨道分别可以结合一个相同的原子，形成正四面体结构；CH2Cl2分子中的四个sp3杂化轨道结合的原子不同，形成四面体，但不是正四面体构型；NH3中N的四个sp3杂化轨道只有三个有未成对电子，分别结合三个氢原子形成三角锥形结构。C2H4分子中的碳原子是sp2杂化，形成平面结构；CO2分子中的碳原子是sp1杂化，形成直线形结构。[答案]　B (1)杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤对电子，未参与杂化的p轨道，可用于形成π键。
(2)CH4、NH3、H2O分子中价电子对数都是4，但由于孤电子对排斥力大，使NH3(107.3°)、H2O(104.5°)分子中的键角小于CH4(109.5°)分子中的键角。
(3)判断杂化轨道类型的方法：
①根据分子或离子的空间构型，如直线形为sp1杂化，平面形为sp2杂化，四面体、三角锥形为sp3杂化。 ②根据价电子对数判断，如2个价电子对为sp杂化，3个价电子时为sp2杂化，4个价电子对为sp3杂化。
③根据分子中有无π键判断。若分子中无π键，为sp3杂化；分子中有一个π键，为sp2杂化；分子中有两个π键，为sp1杂化。1．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是(　　)
A．BeCl2与BF3 B．CO2与SO2
C．CCl4与NH3 D．C2H2与C2H4
解析：BeCl2分子、BF3分子中杂化轨道数分别为2、3，中心原子杂化类型分别为sp1、sp2。CO2分子中含有2个π键，SO2分子中杂化轨道数为3，杂化类型分别为sp1、sp2。C项中杂化类型均为sp3。D项中杂化类型分别为sp1、sp2。
答案：C分子的极性 [例2]　下列说法正确的是 (　　)
A．由极性键构成的分子都是极性分子
B．含有非极性键的分子一定是非极性分子
C．极性分子一定含有极性键，非极性分子一定含有非
极性键
D．以极性键结合的双原子分子一定是极性分子 [解析]　由极性键构成的分子若空间构型均匀对称，则是非极性分子，A错误；含有非极性键的分子也可能含有极性键，分子也可能是极性分子，如CH3CH2OH等，B错误；非极性分子中可能只含有极性键，如CO2分子，C错误；以极性键结合的双原子分子都是极性分子，D正确。
[答案]　D(1)共价键的极性与分子极性的关系： (2)判断ABn型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价(在分子ABn中所呈现的)的绝对值等于该元素所在的主族序数，则ABn为非极性分子，若二者不相等，则ABn为极性分子。2．下列叙述正确的是 (　　)
A．SO2、SO3都是极性分子
B．CO2分子是由非极性键形成的极性分子
C．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子
D．CS2、H2O、C2H2都是直线形分子
解析：SO3、CO2、CH4、CCl4、CS2、C2H2都是由极性键形成的非极性分子，H2O是V形分子。
答案：C点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”
1．用价层电子对互斥模型预测下列分子或离子的立体结构，其中不正确的是(　　)
A．NH为正四面体形　　　　 B．CS2为直线形
C．HCN为折线形(V形) D．PCl3为三角锥形
解析：NH、CS2、HCN、PCl3结构中价层电子对数分别为4对、2对、2对、4对，价层电子对互斥模型分子为正四面体形、直线形、直线形、空间四面体形，其中前三者中心原子均参与成键，立体结构就是价层电子对互斥模型，PCl3分子中有1对孤对电子，所以立体结构为三角锥形。
答案：C
2．[双选题]下列分子的价层电子对互斥模型与分子的立体结构模型相同的是(　　)
A．CH2O B．CO2
C．NCl3 D．H2S[来源:21世纪教育网]
解析：两种模型相同，说明中心原子均参与成键，无孤电子对存在。[来源:21世纪教育网]
答案：AB
3．20世纪50年代科学家提出价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，用于预测简单分子立体结构。其要点可以概括为：
Ⅰ.用AXnEm表示只含一个中心原子的分子组成，A为中心原子，X为与中心原子相结合的原子，E为中心原子最外层未参与成键的电子对(称为孤电子对)，(n＋m)称为价层电子对数。分子中的价层电子对总是互相排斥，均匀地分布在中心原子周围的空间；
Ⅱ.分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤电子对；21世纪教育网
Ⅲ.分子中价层电子对之间的斥力主要顺序为：ⅰ.孤电子对之间的斥力>孤电子对与共用电子对之间的斥力>共用电子对之间的斥力；ⅱ.双键与双键之间的斥力>双键与单键之间的斥力>单键与单键之间的斥力；ⅲ.X原子得电子能力越弱，A—X形成的共用电子对之间的斥力越强；ⅳ.其他。
请仔细阅读上述材料，回答下列问题：
(1)画出AXnEm的VSEPR理想模型，请填写下表：[来源:21世纪教育网]
21世纪教育网
n＋m
2
VSEPR理想模型
正四面体
价层电子对之间
21世纪教育网
的理想键角
109.5°
(2)请用VSEPR模型解释CO2为直线形分子的原因
________________________________________________________________________。[来源:21世纪教育网]
(3)H2O分子的立体构型为__________________________________________，
请你预测水分子中∠H—O—H的大小范围并解释原因
_____________________________________________________________________。
(4)SO2Cl2和SO2F2都属于AX4E0型分子，S===O之间以双键结合，S—Cl、S—F之间以单键结合。请你预测SO2Cl2和SO2F2分子的立体构型：________，SO2Cl2分子中∠Cl—S—Cl________(选填“<” “>”或“＝”)SO2F2分子中∠F－S－F。
解析：(1)n＋m＝2，即价层电子对数为2，VSEPR理想模型为直线形，键角180°，而正四面体结构，价层电子对数应为4，即n＋m＝4。
(2)CO2为AX2E0，n＋m＝2，按照(1)，CO2应为直线形。
(3)H2O为AX2E2，n＋m＝4，其VSEPR理想模型为正四面体，键角109.5°，但由于含有两对孤电子对，由Ⅲ知，2个O—H受到2个孤对电子的斥力，∠H—O—H<109.5°，为V形结构。
(4)SO2Cl2和SO2F2为AX4E0型分子，n＋m＝4，其VSEPR理想模型为正四面体，由S===O键与S—Cl键或S—F键电子云分布不均匀，故为变形四面体，根据Ⅲ知2个S—F键之间的斥力小于2个S—Cl键，则∠Cl—S—Cl>∠F—S—F。21世纪教育网
答案：(1)
421世纪教育网
直线形
180°
(2)CO2属AX2E0，n＋m＝2，故为直线形
(3)V形　按VSEPR预测，∠H－O－H为109°28′，由于O—H键受到孤电子对的斥力，使键角变小，所以∠H－O－H<109.5°
(4)变形的四面体结构　>
[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．下列画线原子的杂化轨道类型属于sp1杂化的是(　　)
A．H2O B．NH3
C．C6H6 D．C2H221世纪教育网
解析：H2O中O采取sp3杂化，NH3中N采取sp3杂化，C6H6中C采取sp2杂化，C2H2中C采取sp1杂化。21世纪教育网
答案：D
2．用一带静电的玻璃棒靠近A、B两种纯液体流，现象如图，
试分析A、B两种液体分子的极性正确的是(　　)
A．A是极性分子，B是非极性分子
B．A是非极性分子，B是极性分子
C．A、B都是极性分子
D．A、B都是非极性分子
解析：玻璃棒带电，靠近液体后有一种液体发生偏离说明有力的作用，证明液体带电性，极性分子电性重心不重合，故A是非极性分子，B为极性分子。
答案：B[来源:21世纪教育网]
3．[双选题](2010·海南高考)下列描述中正确的是(　　)
A．CS2为Ⅴ形的极性分子
B．ClO的空间构型为平面三角形
C．SF6中有6对完全相同的成键电子对
D．SiF4和SO的中心原子均为sp3杂化
解析：由CO2的分子构型可知CS2应为直线形的非极性分子，由ClO的中心原子Cl外围有电子数为7＋1＝8，电子对数为4，采取sp3杂化，因Cl结合3个氧原子，所以为三角锥形，S有6个电子正好与6个F原子形成6个共价键，SiF4中Si原子有四个σ键，SO中S原子形成3个σ键，还有一对孤对电子，所以Si、S均是sp3杂化。
答案：CD
4．下列化合物中含有不对称碳原子的是(　　)
A．CCl2F2　　　　　　　　 B．
C．CH3CH2OH D．
解析：连有四个不同的原子或基团的碳原子叫不对称碳原子，A选项中碳原子上连有两个氯原子和两个氟原子，B选项中有一个碳原子连有氢原子、甲基、羟基、羧基四个不同的原子或基团，C、D中的每个碳原子都连有两个或两个以上相同的原子或基团。
答案：B
5．下列推断正确的是(　　)
A．BF3为三角锥形分子
B．NH的电子式为，离子呈平面正方形结构
C．CH4分子中的4个C—H键都是氢原子的1s轨道与碳原子的2p轨道形成的s—p σ键
D．CH4分子中的碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个C—H σ键
解析：BF3为平面三角形，NH为正四面体形，CH4分子中碳原子的2s轨道与2p轨道形成4个sp3杂化轨道，然后与氢原子的1s轨道重叠，形成4个s—sp3σ键。
答案：D
6．下列分子的空间构型可用sp2杂化轨道来解释的是(　　)
①BF3　②CH2CH2　③ 　④CH≡CH
⑤NH3　⑥CH4
A．①②③ B．①⑤⑥
C．②③④ D．③⑤⑥
解析：sp2杂化轨道形成夹角为120°的平面三角形杂化轨道。①BF3呈平面三角形且B—F键夹角为120°；②C2H4中的C原子以sp2杂化，且未杂化的2p轨道形成π键；③同②相似；④C2H2中的C原子为sp1杂化；⑤NH3中的N原子是sp3杂化；⑥CH4中的C原子为sp3杂化。
答案：A
7．下列各组分子中都属于含极性键的非极性分子的是(　　)
A．CO2、H2S B．C2H4、CH4[来源:21世纪教育网]
C．Cl2、C2H2 D．NH3、HCl
解析：A中CO2的结构式为C===O===O，H2S的结构式为，所以都含极性键，但H2S是极性分子；B中C2H4的结构式为，CH4的结构式为，都含极性键，且都属于非极性分子；C中Cl2不含极性键，D中NH3、HCl为极性分子，都不符合题意。
答案：B
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)[来源:21世纪教育网]
8．(9分)在HF、H2O、NH3、CS2、CH4、N2、BF3分子中：
(1)以非极性键结合的非极性分子是__________。
(2)以极性键结合的具有直线形结构的非极性分子是__________________。[来源:21世纪教育网]
(3)以极性键结合的具有正四面体形结构的非极性分子是__________________。
(4)以极性键结合的具有三角锥形结构的极性分子是__________________。
(5)以极性键结合的具有sp3杂化轨道结构的分子是______________。
(6)以极性键结合的具有sp2杂化轨道结构的分子是______________。
解析：据分子中化学键的极性及分子空间构型不难作答。
答案：(1)N2　(2)CS2　(3)CH4　(4)NH3
(5)H2O、NH3、CH4　(6)BF3
9．(10分)如图所示是甲醛分子的模型。根据该图和所学化学键知识回答下列问题：
(1)甲醛分子中碳原子的杂化方式是________，做出该判断的主要理由是
________________________________________________________________________。21世纪教育网
(2)下列是对甲醛分子中碳氧键的判断，其中正确的是________(填序号)。
①单键 ②双键 ③σ键 ④π键 ⑤σ键和π键21世纪教育网
(3)甲醛分子中C—H键与C—H键间的夹角________(填“＝”“＞”或“＜”)120°，
出现该现象的主要原因是_________________________________________。
解析：(1)原子中的杂化轨道，类型不同，分子的空间构型也不同。由图可知，甲醛分子为平面三角形，所以甲醛分子中的碳原子采取sp2杂化。
(2)甲醛分子中，碳原子最外层上有4个电子，其中的2个电子分别与2个氢原子形成共价键，另外2个电子与氧原子结合，所以甲醛分子中的碳氧键是双键。一般来说，双键是σ键和π键的组合。
(3)由于存在碳氧双键，它对C—H键的排斥作用较强，所以甲醛分子中C—H键与C—H键间的夹角小于120°。
答案：(1)sp2杂化　甲醛分子的立体结构为平面三角形　(2)②⑤
(3)＜　碳氧双键中存在π键，它对C—H键的排斥作用较强
10．(10分)化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z的核电荷数均小于18；X原子最外能层的p能级中有一个轨道充填了2个电子，Y原子的最外层中p能级的电子数等于前一能层电子总数，且X和Y具有相同的电子层；Z与X在周期表中位于同一主族。回答下列问题：
(1)X的电子排布式为__________，Y的轨道表示式为__________。
(2)ZX2的分子式是__________，Z的杂化方式为____________。
(3)Y与Z形成的化合物的分子式是________，分子是____________ (填“极性”或“非极性”) 分子。
解析：本题属于元素推断题，Y原子的最外层中p能级的电子数等于前一能层电子总数，则Y的电子排布式为1s22s22p2，即Y为碳元素；又X和Y具有相同的电子层，则X的电子排布式为1s22s22p4，即X为氧元素；Z与X在周期表中位于同一主族，则Z为硫元素。YX2为CO2，ZX2为SO2，Y与Z形成的化合物为CS2。21世纪教育网
答案：(1) ls22s22p4　C:
(2)SO2　sp2　(3)CS2　非极性分子
11．(10分)W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数依次增大。其中X原子的价电子排布为2s22p2，Y原子的L电子层中有三个未成对电子，且无空轨道；W、Z的原子序数相差10，且Z原子的第一电离能在同周期中最低。
回答下列问题：
(1)写出Y元素基态原子的最外层电子轨道表示式__________________________。[来源:21世纪教育网]
(2)WXY分子中的三个原子除W原子外均为8电子构型，写出该分子的结构式________，根据电子云重叠方式的不同，分子里共价键的主要类型有____________。
(3)YW3分子是一种常见气体，分子中Y原子的杂化方式是________；为________性分子，空间构型为_____________________________________________________________。
(4)液态的YW3也是一种重要的溶剂，其性质与H2O相似，Z的单质与液态YW3反应的化学方程式为________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)X的电子排布式为1s22s22p2，则X为碳元素。Y为1s22s22p3，则Y为氮元素。W、Z原子序数相差10，且Z原子的第一电离能在同周期中最低，则在短周期中只能为第3周期，则W为氢元素，Z为钠元素。
(2)WXY为HCN，结构式为H—C≡N，叁键中有一个σ键和两个π键。
(3)YW3为NH3，N的杂化方式为sp3杂化，空间构型为三角锥形。
(4)Na与液态NH3反应置换出其中的氢。
答案：(1)
(2)H—C≡N　σ键、π键
(3)sp3　极　三角锥
(4)2Na＋2NH3===2NaNH2＋H2↑
[随堂基础巩固]
1．在中，中间的碳原子和两边的碳原子分别采用的杂化方式是(　　)
A．sp2　sp2 B．sp3　sp3
C．sp2　sp3 D．sp1　sp3
解析：中间的碳原子形成了3个σ键，无未成键价电子对，需要形成3个杂化轨道，采用的杂化方式是sp2。两边的碳原子各自形成了4个σ键，无未成键电子对，需要形成4个杂化轨道，采用的是sp3杂化。
答案：C
2.如图在乙烯分子中有5个σ键、1个π键，它们分别是(　　)
A．sp2杂化轨道形成σ键、未杂化的2p轨道形成π键
B．sp2杂化轨道形成π键、未杂化的2p轨道形成σ键
C．C—H之间是sp2形成的σ键，C—C之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键
D．C—C之间是sp2形成的σ键，C—H之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键
解析：乙烯分子中每个碳原子均采取sp2杂化，其中杂化轨道形成5个σ键，未杂化的2p轨道形成π键。
答案：A
3．下列物质中既有极性键，又有非极性键的非极性分子是(　　)
A．二氧化硫　　　　　　　 B．四氯化碳
C．双氧水 D．乙炔
解析：分子中既有极性键，又有非极性键，则分子中必须有同种元素原子间和不同元素原子间形成的键，A、B选项中没有非极性键。C选项由于空间结构不对称，为极性分子。
答案：D
4．下列说法正确的是(　　)
A．含有非极性键的分子一定是非极性分子
B．非极性分子中一定含有非极性键
C．由非极性键形成的双原子分子一定是非极性分子
D．键的极性与分子的极性无关
解析：含有非极性键的分子不一定是非极性分子，如H2O2；非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2均是非极性分子，却都只含极性键；分子的极性除与键的极性有关外，还与分子的空间构型有关。[来源:21世纪教育网]
答案：C
5．请填写下表中的空格：
单原子分子
双原子分子
三原子分子
四原子分子
五原子分子
分子
He、Ne
H2
HCl
H2O
CO2
BF3
NH3
CH4
CH3Cl
杂化
轨道
键角
[来源:21世纪教育网]
21世纪教育网[来源:21世纪教育网]
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分子的
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极性
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根据以上分析结果，试推测以上哪些物质易溶于水？__________________________
______________________________________________。
解析：在He、Ne、H2、HCl等分子中不存在原子的杂化轨道。在H2O、NH3、CH4、CH3Cl分子中，O、N、C三原子采用sp3杂化，但它们的夹角不同。CO2分子中的C原子采用sp1杂化，直线形对称。BF3分子中的B原子采用sp2杂化，形成键角为120°的平面形分子。由单原子构成的分子、同种原子构成的双原子分子都无极性。不同元素的原子形成的化学键为极性共价键。根据相似相溶原理，易溶于水的物质为HCl、NH3。
答案：
单原子分子
双原子分子
三原子分子
四原子分子
五原子分子
分子
He、Ne
H2
HCl
H2O
CO2
BF3
NH3
CH4
CH3Cl
杂化轨道
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sp3
sp1
sp2
sp3
sp3
sp3
键角
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104.5°
180°
120°
107.3°
109.5°
空间构型


V形

平面三角形
三角锥形
正四面体形
四面体形
键的极性
非极性
极性
极性
极性
极性
极性
极性
极性
分子的极性
非极性
非极性
极性
极性
非极性
非极性
极性
非极性
极性
HCl、NH3

1．下列原子序数所对应的元素组中，两者可形成离子键的是(　　)
A．1和17 B．12和9
C．14和6 D．15和8
解析：A项中两元素对应为H和Cl，不能形成离子键；B项两元素分别为Mg和F，可形成离子键；C项两元素分别为Si和C，形成共价键；D项两元素分别为P和O，形成共价键。
答案：B
2．下列物质中，既含有离子键，又含有共价键的是(　　)21世纪教育网[来源:21世纪教育网]
A．H2O B．CaCl2
C．NaOH D．Cl2
解析：H2O为共价化合物，Cl2为共价单质分子，均不含离子键；CaCl2为离子化合物，但只含有离子键，不含共价键；NaOH中Na＋与OH－通过离子键结合，而OH－中H、O之间通过共价键结合。
答案：C[来源:21世纪教育网]
3．下列叙述正确的是(　　)
A．离子化合物可能含有共价键21世纪教育网
B．常温下的气体分子中一定都含有共价键
C．共价化合物中可能含有离子键
D．只含有共价键的物质一定是共价化合物
解析：B项，稀有气体分子中无化学键；C项，共价化合物中无离子键；D项，非金属单质如H2等虽含共价键，但它们不属化合物。只有A项正确。
答案：A
4．下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是(　　)
A．可溶于水 B．具有较高的熔点
C．水溶液能导电 D．熔融状态能导电
解析：A.某些共价化合物也是可以溶于水的，如HCl、H2SO4等，而有些离子化合物却是难溶于水的，如BaCO3、Cu(OH)2等，所以A项错误；通常共价化合物具有较低的熔点，而离子化合物具有较高的熔点，但共价化合物AlCl3的熔点较高，SiO2的熔点很高，所以B项错误；共价化合物如HCl溶于水形成能导电的溶液，所以C项错误；共价化合物不含离子，以分子形式存在，在熔融状态下也不会电离出离子，所以不能导电，而离子化合物可以电离出自由移动的离子，D项正确。
答案：D
课件35张PPT。第2章第3节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三知识点三 1．离子键的实质是阴、阳离子之间的静电作用，其离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强。
2．配位键的形成条件是成键原子一方能够提供孤对电子，另一方具有能够接受孤对电子的空轨道。
3．金属键的实质是在“自由电子”与金属阳离子之间强的相互作用，其金属原子半径越小，价电子数越多，金属键越强。 1．概念
阴、阳离子通过 形成的化学键。
2．实质
离子键的实质是 ，它包括 之间的静电引力和 及 之间的斥力两个方面。用公式 表示。
3．特征
离子键没有 性和 性。离子键静电作用静电作用阴、阳离子电子与电子原子核与原子核方向饱和 4．形成
一般认为当成键原子所属元素的电负性差值 时，原子间才有可能形成离子键。大于1.7
(1)由于离子键的实质是静电作用，且离子的电荷分布通常被看成是球形对称的，一种离子对带有异性电荷离子的吸引作用与其所处的方向无关，因此，相对于共价键而言，离子键无方向性。 (2)在离子化合物中，只要空间允许，每个离子周围将吸引尽可能多的带异性电荷离子与其最邻近，所以离子键没有饱和性。
(3)离子键存在于大多数盐、强碱、金属氧化物等离子化合物中。
(4)离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强。
1．下列物质中只含有离子键的是 (　　)
A．H2O　　　　　　　B．CaCl2
C．NaOH D．Na2O2
解析：H2O中含有共价键，NaOH、Na2O2中既含有离子键又含有共价键，CaCl2中只含有离子键。
答案：B? 1．概念
成键的两个原子一方提供 ，一方提供
而形成的共价键。
2．表示方法
若A提供孤对电子，B提供空轨道，则配位键表示为
。如[Ag(NH3)2]OH中的配位键可表示为
、[Cu(NH3)4]SO4中的配位键可表示为
。配位键孤对电子空轨道A→B[H3N→Ag←NH3]＋ 3．配合物
(1)概念：含有 的化合物。
(2)组成：价电子层部分 和 是空轨道的 的原子或离子和含有 的分子(如
、 、H2O)或离子(如 、 、 )。过渡金属s、p轨道配位键d轨道CO孤对电子NH3CN－Cl－NO-2 2．配合物形成时性质的改变
(1)颜色的改变：如用KSCN或NH4SCN溶液检验Fe3＋时形成血红色配合物。
(2)溶解度的改变：如AgCl难溶于水和稀硝酸，但易溶于稀氨水，原因是形成的配合物的离子[Ag(NH3)2]＋更稳定。
2．下列不属于配位化合物的是 (　　)
A．六氟合铝酸钠 B．六氟合铁酸钾
C．硫酸钾 D．硝酸二氨合银
解析：配位化合物是含有配位键的物质，多指由过渡金属的原子或离子与含孤对电子的分子或离子通过配位键构成的物质。
答案：C 1．概念
“ ”和金属阳离子之间存在的强的相互作用叫做金属键。
2．成键微粒
和 。
3．实质
金属键本质是一种 。
4．特征
(1)金属键没有共价键所具有的 和 。金属键自由电子电性作用金属阳离子自由电子方向性饱和性 (2)金属键中的电子在整个 里运动，属于整块固态金属。
5．金属的性质
(1)金属光泽：
当可见光照射到金属表面上时，“ ”能够吸收所有频率的光并很快 ，使得金属不透明并具有金属光泽。
(2)导电性：
当把金属导线分别接到电源的正、负极时，有了电势差：“自由电子”就能沿着导线由 极向 极流动而形成电流，使金属表现出导电性。三维空间负自由电子放出正 (3)导热性：
当金属中有温度差时，不停运动着的“自由电子”通过它们与 间的碰撞，把能量由高温处传向低温处，使金属表现出导热性。金属阳离子 (1)在固态金属中，由于金属元素的电负性和电离能较小，金属原子的价电子容易脱离原子核的束缚在所形成的金属阳离子之间“自由”运动，成为“自由电子”。
(2)金属键的强弱主要决定于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱，原子半径越小，价电子越多，金属键越强。3．与金属的导电性和导热性有关的是 (　　)
A．原子半径大小 B．最外层电子数
C．金属的活泼性 D．自由电子
解析：金属的导电性是由于自由电子在外加电场中的定向移动造成的。金属的导热性是因为自由电子热运动的加剧会不断和金属离子碰撞而交换能量，使热能在金属中迅速传递。
答案：D离子键 [例1]　下列说法不正确的是 (　　)
A．离子键没有方向性和饱和性
B．并不是只有活泼的金属和非金属化合才形成离子键
C．离子键的实质是静电作用
D．静电作用只有引力. [解析]　离子键是阴、阳离子之间的静电作用，包括静电吸引和静电排斥，且一个离子同时吸引多个带相反电荷的离子，故无方向性和饱和性，非金属元素也可形成离子键，如NH4Cl中NH 与Cl－形成离子键。
[答案]　D+4 (1)金属元素与非金属元素的电负性差值大于1.7时才有可能形成离子键；非金属元素也可能形成离子键，如NH4Cl中NH与Cl－之间存在离子键。
(2)离子键的强弱影响物质的熔、沸点。
(3)离子化合物的“化学式”，如NaCl、CsCl等，只是表示离子个数比的式子。1．下列说法中正确的是 (　　)
A．两个原子或多个原子之间的相互作用叫做化学键
B．阴、阳离子通过静电引力而形成的化学键叫做离子键
C．只有金属原子和非金属原子化合时才能形成离子键
D．大多数的盐、碱和低价金属氧化物中含有离子键解析：化学键必须是原子之间强烈的相互作用，A错误；离子键中阴、阳离子之间的静电作用包括引力和斥力，B错误；非金属与非金属化合时也能形成离子键，如NH4Cl，故C错误；大多数的盐、碱和低价金属氧化物都属于离子化合物，离子化合物中一定有离子键，D正确。
答案：D配位键 [例2]　下列说法中不正确的是 (　　)
A．配位键也是一种电性作用
B．配位键实质也是一种共价键
C．形成配位键的电子对由成键双方原子提供
D．配位键具有饱和性和方向性
[解析]　配位键也是通过共用电子对形成的，实质也是一种共价键，具有方向性和饱和性；形成配位键的电子对由一方成键原子提供。
[答案]　C. 配位键是一种特殊的共价键，具有共价键的特征，只是形成配位键的电子对由一方成键原子提供。2．下列物质：①H3O＋；②[B(OH)4]－；③CH3COO－；④
NH3；⑤CH4。含有配位键的是 (　　)
A．①②　　　 B．①③
C．④⑤ D．②④
解析：水分子中的氧有未成键电子对，H＋离子有空轨道，可以形成H3O＋离子，由此可以判断该离子有配位键；[B(OH)4]－离子中，B只有3个电子可以成键，故还有一个空轨道，故其中一个OH－是通过配位键与B结合的。
答案：A金属键及对物质性质的影响 [例3]　下列关于金属键与金属性质关系的描述中，不正确的是 (　　)
A．自由电子吸收可见光后又迅速地释放，使金属具有不透明性和金属光泽
B．金属的导电性是由金属阳离子和自由电子的定向移动体现的
C．金属的导热性是通过自由电子与金属阳离子的相互碰撞完成的
D．金属键可以看成是许多个原子共用许多个电子形成的. [解析]　金属导电是自由电子在外加电场作用下定向移动完成的，与金属阳离子无关。
[答案]　B (1)金属键可以看成是许多个原子共用许多个电子形成的，但与共价键有着明显的不同。首先，金属键没有共价键所具有的方向性和饱和性；其次，金属键中的电子在整个三维空间运动，属于整块金属。
(2)金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。3．根据物质结构理论判断下列说法错误的是 (　　)
A．镁的硬度大于铝 B．钠的熔、沸点低于镁
C．镁的硬度大于钾 D．钙的溶、沸点高于钾
解析：镁和铝的自由电子数Al>Mg，离子半径Al3＋Mg2＋，金属键Mg>Na，钠的熔、沸点低于镁，B正确；用以上比较方法可推出：电荷数Mg2＋>K＋；离子半径Mg2＋K，硬度Mg>K，C正确；钙和钾价电子数Ca>K，离子电荷数Ca2＋>K＋，离子半径K＋>Ca2＋，金属键Ca>K，熔点Ca>K，D正确。
答案：A点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．下列物质中存在离子键、共价键和配位键的是(　　)
A．Na2O2 B．H3O＋
C．NH4Cl D．NaOH
解析：Na2O2中含离子键和共价键；H3O＋中含共价键和配位键；NaOH中含有离子键和共价键；NH4Cl中含有离子键、配位键和共价键。
答案：C
2．[双选题]下列叙述错误的是(　　)
A．带相反电荷的离子之间的相互吸引称为离子键
B．金属元素与非金属元素化合时，不一定形成离子键
C．某元素的原子最外层只有一个电子，它跟卤素结合时所形成的化学键不一定是离子键
D．由非金属元素形成的化合物中不可能含有离子键
解析：离子键的静电作用包括静电引力与静电斥力两个方面，所以A项错误；B项正确，如AlCl3、BeCl2是由金属元素与非金属元素通过共价键形成的共价化合物；C项正确，如HCl是通过共价键形成的；D项错误，如NH4Cl是由非金属元素形成的离子化合物，其中存在NH与Cl－形成的离子键。
答案：AD
3．下列有关金属的说法正确的是(　　)
A．金属原子的核外电子在金属晶体中都是自由电子
B．金属的导电、导热性均与自由电子有关
C．金属原子在化学变化中失去的电子数越多，其还原性越强
D．金属导电的实质是金属阳离子在外电场作用下的定向移动
解析：A中金属原子脱落下来的电子是自由电子，其导电的实质是自由电子的定向移动，故A、D错，B正确。C中金属原子失去电子越容易，还原性越强，其还原性的强弱与失去电子的数目多少无关，故C错。
答案：B
4．下列关于配合物的叙述中，不正确的是(　　)
A．配合物中必定存在配位键21世纪教育网
B．配合物中只有配位键
C．[Cu(H2O)6]2＋中的Cu2＋提供空轨道，H2O中的氧原子提供孤对电子形成配位键
D．配合物在半导体等尖端技术、医学科学、催化反应和材料化学等领域都有着广泛的应用
解析：配合物中一定含有配位键，但也可能含有其他化学键，所以A正确，B错误；Cu2＋有空轨道，H2O中氧原子有孤对电子，可以形成配位键，所以C正确；配合物应用领域特别广泛，D正确。
答案：B
5．下列叙述错误的是(　　)
A．离子键没有方向性和饱和性，而共价键有方向性和饱和性
B．离子键的强弱主要决定于离子半径和离子电荷值
C．配位键在形成时，由成键双方各提供一个电子形成一对共用电子
D．金属键的实质是金属中的自由电子与金属阳离子形成的一种强烈的相互作用
解析：A项正确，这是离子键和共价键的特征；B项正确，离子键的强弱可根据F＝k判断；C项错误，形成配位键的条件是形成配位键的一方是能够提供孤对电子的原子，另一方是具有接受孤对电子的空轨道的原子；D项正确，这是金属键的本质。
答案：C21世纪教育网
6．下列生活中的问题，不能用金属键知识解释的是(　　)21世纪教育网
A．用铁制品做炊具 B．用金属铝制成导线
C．用铂金做首饰 D．铁易生锈
解析：铁制品做炊具，利用金属铁有延展性、易传热，而这些性质都与金属键有关。B项利用了铝易导电，与金属键有关。铂金做首饰利用了它有很好的延展性，也与金属键有关。铁易生锈是化学性质，与铁的原子结构及周围介质有关。
答案：D21世纪教育网
7．[双选题]下列说法不正确的是(　　)
A．全部由非金属元素组成的化合物一定不是离子化合物
B．金属原子与非金属原子之间的化学键可能是离子键，也可能是共价键
C．物质中有阳离子，则必定有阴离子21世纪教育网
D．物质中有阴离子，则必定有阳离子
解析：离子化合物由阴离子和阳离子组成，而阳离子并不一定都是金属离子，如铵盐中的NH，A错误；金属原子与非金属原子之间既可以形成阴、阳离子以离子键结合，也可以以共价键结合，当二者电负性差值大于1.7时形成离子键，小于1.7时形成共价键，B正确；在金属固体中只有阳离子和自由电子，无阴离子，但物质中有阴离子，必定有带正电荷的阳离子，因为物质呈电中性，所以C错误，D正确。
答案：AC
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(6分)铝与氯气反应可以生成AlCl3，实验测定AlCl3只是一个化学式，它实际是以Al2Cl6分子的形式存在，结构式是。请将图中你认为是配位键的斜线上加上箭头，并用共价键和配位键理论来解释其中的结构。[来源:21世纪教育网]
解析：中心原子Al价电子排布式为3s23p1。Al2Cl6分子中Al有4个价电子对，为sp3杂化，其中有一个空的sp3杂化轨道，Cl原子有孤对电子，能形成配位键。
答案：
Al原子最外层有三个电子，占据四个sp3杂化轨道中的三个，与三个Cl原子形成共价键，还有一个sp3杂化轨道没有电子，与最近的一个Cl原子上的孤对电子形成配位键。
9．(9分)氮化钠(Na3N)是科学家制备的一种重要的化合物，它与水作用可产生NH3。请回答下列问题：
(1)Na3N的电子式是________________，该化合物是由__________键形成的。
(2)Na3N与盐酸反应生成__________种盐，其电子式是___________________________
_____________________________________________。
(3)Na3N与水的反应属于__________反应，反应的化学方程式为________________。[来源:21世纪教育网][来源:21世纪教育网]
(4)比较Na3N中两种微粒的半径r(Na＋)____r(N3－)。
解析：(1)N原子最外层有5个电子，非金属性比较强，Na最外层只有1个电子，金属性强，Na与N可形成离子键。21世纪教育网
(2)Na3N＋4HCl===3NaCl＋NH4Cl
(3)Na3N＋3H2O===3NaOH＋NH3↑，应属于复分解反应(或水解反应)。
(4)Na＋和N3－核外电子排布相同，核电荷数越多，对外层电子的引力越强，微粒半径越小，则r(Na＋)＜r(N3－)。
答案：(1)Na＋[]3－Na＋　离子
(2)两　Na＋[??]－和[]＋[??]－
(3)复分解(或水解)
Na3N＋3H2O===3NaOH＋NH3↑
(4)＜
10．(12分)(1)在配合物[Fe(SCN)]2＋中，提供空轨道接受孤对电子的微粒是________________，画出配合物离子[Cu(NH3)4]2＋中的配位键________。
(2)H3O＋的空间结构为：________，BCl3的空间结构为：________。
(3)按要求写出由第2周期元素为中心原子，通过sp3杂化形成中性分子的化学式(各写一种)：正四面体形分子________，三角锥形分子________，V形分子________。
解析：(1)高中化学中涉及的配位键和配合物非常有限，学习过程中要记住常见的配合物。
(2)H3O＋中中心原子以sp3方式杂化，但有一个孤对电子，故H3O＋呈三角锥形。BCl3中心原子以sp2方式杂化，没有孤对电子，故BCl3分子呈平面三角形。
答案：(1)Fe3＋　21世纪教育网
(2)三角锥形　平面三角形
(3)CH4(或CF4)　NH3(或NF3)　H2O
11．(12分)已知五种元素的原子序数的大小顺序为C>A>B>D>E；A、C同周期，B、C同主族；A与B形成离子化合物，A2B中所有离子的电子数相同，其电子总数为30，D和E可形成4核10电子分子。试回答下列问题：
(1)写出五种元素的名称：
A________，B________，C________，D________，E________。
(2)用电子式表示离子化合物A2B的形成过程________________________。
(3)写出D元素形成的单质的结构式________。
(4)写出下列物质的电子式：
E与B形成的化合物：__________________；
A、B、E形成的化合物：__________________；
D、E形成的化合物：_______________________________________________。
(5)B、C、D、E四种元素分别形成的单质中化学键最强的是________(写分子式)。
(6)A、B两种元素组成的化合物A2B2属于________(填“离子”或“共价”)化合物，存在的化学键是__________________，写出A2B2与水反应的化学方程式为______________________________________________。
解析：①因为A、B离子的电子数相同，在电子总数为30的A2B型化合物中，每个离子的电子数平均为10个，故可推知A是Na，B是O。②因为4核10电子分子中，每个原子平均不到3个电子，所以只有从原子序数1～8的元素中寻找，Li已有3个电子，故一定含有氢原子，分子中有4个原子核共10个电子，一定为NH3；因原子序数D>E，所以D为N，E为H。③C与A(Na)同周期、与B(O)同主族，所以C位于第3周期第ⅥA族，为S。
答案：(1)钠　氧　硫　氮　氢
(2)　(3)N≡N
(4)
(5)N2
(6)离子　离子键、共价键
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
[随堂基础巩固]
1．在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是(　　)
A．Li，F B．Na，F
C．Na，Cl D．Mg，O
解析：金属性Na>Mg>Li，非金属性F>O>Cl，因此NaF中共价键成分最少。21世纪教育网
答案：B
2．以下叙述中错误的是(　　)
A．钠原子和氯原子作用生成NaCl后，其结构的稳定性增强
B．在氯化钠中，除氯离子和钠离子的静电吸引作用外，还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用21世纪教育网
C．任何离子键在形成的过程中必定有电子的得与失
D．钠与氯气反应生成氯化钠后，体系能量降低
解析：活泼的金属原子和活泼的非金属原子之间形成离子化合物，阳离子和阴离子均达到稳定结构。这样体系的能量降低，其结构的稳定性增强，故A、D正确，B也正确。离子键的形成只是阴、阳离子间的静电作用，并不一定发生电子的得失，如Na＋与OH－结合成NaOH。
答案：C21世纪教育网21世纪教育网
3．下列物质中含有配位键的是(　　)
①N2H　②CH4　③OH－　④NH　⑤Fe(CO)3[来源:21世纪教育网]
⑥Fe(SCN)3　⑦H3O＋　⑧[Ag(NH3)2]OH
A．①②④⑦⑧ B．③④⑤⑥⑦
C．①④⑤⑥⑦⑧ D．全部
解析：配位键的形成应满足一方能提供孤对电子，一方能提供空轨道。①④⑧中氮原子能提供孤对电子，H＋、Ag＋能提供空轨道，可形成配位键；同理⑤⑥⑦中C、S、O能提供孤对电子，Fe、Fe3＋、H＋能提供空轨道，故也可形成配位键。
答案：C
4．下列关于金属的叙述中，不正确的是(　　)
A．金属键是金属阳离子和自由电子这两种带异性电荷的微粒间的强烈相互作用，其实质与离子键类似，也是一种电性作用
B．金属键可以看成是许多原子共用许多电子所形成的强烈的相互作用，所以与共价键类似，也有方向性和饱和性
C．金属键是带异性电荷的金属阳离子和自由电子间的相互作用，故金属键无饱和性和方向性
D．金属中的自由电子在整个金属内部的三维空间中做自由运动
解析：从构成微粒的性质看，金属键与离子键的实质类似，都属于电性作用，特征都是无方向性和饱和性，自由电子是由金属原子提供的，并且在整个金属内部的三维空间内运动，为整个金属的所有阳离子所共有，从这个角度看，金属键与共价键有类似之处，但两者又有明显的不同，如金属键无方向性和饱和性。
答案：B
5．在下列物质中：①CO2，②KCl，③CaBr2，④O2，⑤NH4Cl，⑥Ca(OH)2，⑦N2，⑧ HBr，⑨NH3，Na2O2，?金属铜，请用序号回答下列问题：[来源:21世纪教育网]
(1)只有非极性键的是__________。
(2)只有极性键的是__________。21世纪教育网
(3)只有离子键的是__________。
(4)有离子键，也有非极性键的是__________。
(5)既有离子键，又有极性键的是__________。
(6)属于离子化合物的是__________。
(7)属于共价化合物的是__________。
(8)含有配位键的物质是__________，含有金属键的物质是__________。
解析：电负性相差较大的较活泼的金属元素与较活泼的非金属元素易形成离子化合物。铵盐为离子化合物且含有配位键；Na2O2为离子化合物，含O—O非极性键。
答案：(1)④⑦　(2)①⑧⑨　(3)②③　(4)[来源:21世纪教育网]
(5)⑤⑥　(6)②③⑤⑥　(7)①⑧⑨　(8)⑤　?
课件28张PPT。第2章第4节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练 1．范德华力是普遍存在的一种分子间作用力，属于电性作用，这种作用力比化学键弱得多。
2．对于结构和组成相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力增强。范德华力越强，物质的熔点和沸点越高。
3．氢键属于一种较强的分子间作用力，分子间氢键使物质的熔、沸点升高，溶解性增大，分子内氢键使物质的熔、沸点降低。
4．氢键存在于含H－F、H－O、H－N等键的分子间或分子内。 1.分子间作用力
分子间存在的一类弱的 ，常见的有
和 。
2．范德华力
分子之间普遍存在的一种 ，它使许多物质能以一定的 (固态或液态)存在。
3．特征
(1)范德华力的作用能通常比 的键能 得多。范德华力与物质性质相互作用力范德华氢键力相互作用力凝聚态化学键小 (2)范德华力的实质为 作用，没有 和 。
4．影响因素
一般来说， 和 相似的物质，随着
的增加，范德华力逐渐增强。
5．范德华力和物质的物理性质
(1)范德华力主要影响物质的熔点、沸点等物理性质。范
德华力越强，物质的熔、沸点越 。
(2)范德华力弱的时候物质一般呈 ，强的时候一般呈 。电性方向性饱和性组成结构相对分子质量高气体液态或固态1．以下说法中正确的是 (　　)
A．范德华力存在于分子之间，化学键存在于分子内的所
有原子之间
B．范德华力较弱，化学键是一种强烈的相互作用
C．范德华力只影响物质的物理性质，化学键只影响物质
的化学性质
D．范德华力没有方向性和饱和性，化学键都有方向性和
饱和性解析：化学键是存在于相邻原子间的强烈的相互作用，不仅对物质的化学性质有影响，对一些物质的物理性质也有影响，共价键具有方向性和饱和性，离子键不具有方向性和饱和性。
答案：B 1.概念
当氢原子与 大的X原子以共价键结合时，H原子与另一个 大的原子Y之间的 相互作用和一定程度的 作用。
2．表示形式
(1)通常用 表示氢键，其中X—H表示氢原子和X原子以 相结合。
(2)氢键的键长是指 间的距离，键能是指X—H…Y分解为 和 所需要的能量。氢键与物质性质电负性电负性X－H…Y共价键静电轨道重叠X和YX—HY 3．形成条件
(1)氢原子位于X原子和Y原子之间。
(2)X、Y原子所属元素具有很强的 和很小的
。一般是指位于元素周期表右上角的 原子、
原子和 原子。
4．类型
氢键有两种，分为 氢键和 氢键。氧电负性原子半径氟氮分子间分子内 5．特征
(1)氢键的键能比范德华力的作用 ，比化学键的键能 。
(2)氢键具有一定的 和 。
6．氢键对物质性质的影响
(1)当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将 。
(2)当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点将 。
(3)氢键也影响物质的 、 等过程。饱和性大一些小得多升高方向性电离降低溶解2．CH3CH2OH和CH3OCH3二者熔沸点较高的是______，
原因是___________________________________________
__________________________________________________________________________________________________。
答案：CH3CH2OH　CH3CH2OH与CH3OCH3互为同分异构体，但CH3CH2OH分子内存在—O—H，可形成分子间氢键，而CH3—O—CH3不能形成氢键范德华力与物质性质 [例1]　下列叙述与范德华力无关的是 (　　)
A．气体物质加压或降温时能凝结或凝固
B．通常状况下氯化氢为气体
C．氟、氯、溴、碘单质的熔、沸点依次升高
D．氟、氯、溴、碘的气态氢化物的稳定性越来越弱 [解析]　分子间作用力主要影响物质的熔点、沸点等物理性质。A项，气体物质加压时，范德华力增大，降温时，气体分子的平均动能减小，两种情况下，分子靠自身的动能不足以克服分子间作用力，从而聚集在一起形成液体甚至固体；B项，HCl分子之间的作用力是很弱的范德华力，因此通常状况下氯化氢为气体；C项，一般来说组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增强，物质的熔、沸点逐渐升高；D项，气态氢化物的稳定性受分子中化学键强弱的影响，与范德华力无关。
[答案]　D 分子间作用力只存在于分子之间，即由分子构成的物质中存在分子间作用力，由离子或原子构成的物质中不存在分子间作用力。下列物质发生变化时，所克服的粒子间相互作用属于同种类型的是 (　　)
A．液溴和苯分别受热变为气体
B．干冰和氯化铵分别受热变为气体
C．二氧化硅和铁分别受热熔化
D．食盐和葡萄糖分别溶解在水中解析：液溴、苯都是由分子组成的，汽化时克服分子间作用力；干冰受热汽化克服分子间作用力，氯化铵受热分解克服离子键；二氧化硅熔化克服共价键，铁熔化克服金属键；食盐溶于水克服离子键，葡萄糖溶于水克服分子间作用力。
答案： A氢键与物质性质 [例2]　水分子间存在“氢键”从而
彼此结合而形成(H2O)n。在冰中每个
水分子被4个水分子包围形成变形的
正四面体，通过氢键相互连接成庞大
的冰晶体，其结构示意图如图所示：
(1)1 mol冰中有________mol
“氢键”。 (2)在冰的结构中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接。在冰晶体中除氢键外，还存在范德华力(11 kJ·mol－1)。已知冰的升华热是51 kJ·mol－1，则冰晶体中氢键的能量是________kJ·mol－1。
(3)用x、y、z分别表示H2O、H2S、H2Se的沸点(℃)，则x、y、z的大小关系是________，其判断依据是__________
________________________________________________________________________。 [答案]　(1)2　(2)20
(3)x>z>y　水分子间存在氢键，故沸点最高，硒化氢比硫化氢相对分子质量大，分子间作用力大，故硒化氢沸点高冰晶体中由于存在氢键，使其与液态水的物理性质有何变化？有何意义？
答案：水分子之间形成
的孔穴造成冰晶体的微
观空间存在空隙，反映
在宏观性质上就是冰的
密度比水的密度小，使冰可以浮在水面上，从而使水中生物在寒冷的冬季得以在冰层下的水中存活。点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”
1．若不断地升高温度，实现“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化。在变化的各阶段被破坏的粒子间的主要相互作用依次是(　　)21世纪教育网
A．氢键；分子间作用力；非极性键
B．氢键；氢键；极性键21世纪教育网
C．氢键；极性键；分子间作用力21世纪教育网
D．分子间作用力；氢键；非极性键
解析：因为O的电负性较大，在雪花、水中存在O－H…O氢键，故在实现雪花→水→水蒸气的变化阶段主要破坏水分子间的氢键，而由水蒸气→氧气和氢气则破坏了O－H极性共价键。
答案：B
2．固体乙醇晶体中不存在的作用力是(　　)
A．离子键 B．氢键
C．非极性键 D．范德华力
解析：本题主要考查微粒间相互作用力的类型。固体乙醇不存在离子键，乙醇的分子内存在C—C、C—H、C—O、O—H等极性键和非极性键，分子间存在范德华力和氢键。
答案：A21世纪教育网
3．共价键、离子键和分子间作用力是构成物质微粒间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是(　　)
A．干冰 B．氯化钠
C．氢氧化钠 D．碘
解析：干冰分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力；氯化钠中只存在离子键；氢氧化钠中Na＋与OH－之间是离子键，O、H之间是共价键；碘分子内存在共价键，分子间以分子间作用力相结合。
答案：B
[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．下列说法中正确的是(　　)
A．范德华力存在于所有分子之间
B．范德华力是影响所有物质物理性质的因素
C．Cl2相对于其他气体来说，是易液化的气体，由此可以得出结论，范德华力属于一种强作用
D．范德华力属于既没有方向性也没有饱和性的静电作用
解析：随着分子间距离的增加，范德华力迅速减弱，所以范德华力作用范围很小，即只有当分子间距离很近时才能存在范德华力；范德华力只是影响由分子构成的物质的某些物理性质(如熔、沸点以及溶解性等)的因素之一；在常见气体中，Cl2的相对分子质量较大，分子间范德华力较强，所以易液化，但其作用能比化学键键能小得多，仍属于弱的作用。所以只有D选项正确。
答案：D
2．卤素单质从F2到I2在常温常压下的聚集状态由气态、液态到固态的原因是(　　)
A．原子间的化学键键能逐渐减小
B．范德华力逐渐增大
C．原子半径逐渐增大
D．氧化性逐渐减弱
解析：卤素单质从F2到I2结构相似，相对分子质量依次增大，相对分子质量越大，范德华力就越大，分子的熔、沸点就越高。
答案：B
3．[双选题]关于氢键，下列说法不正确的是(　　)
A．每一个HF分子内都含有一个氢键
B．液态HF中存在氢键
C．HF是一种非常稳定的化合物，这是由于HF分子之间能形成氢键
D．由于N、O、F的电负性比较大，所以NH3、H2O、HF分子间都可以形成氢键21世纪教育网
解析：在HF分子中，氢原子与氟原子以共价键结合，分子之间存在氢键；化合物的稳定性与化学键有关，与分子间作用力无关。
答案：AC
4．下列几种氢键：①O－H…O，②N－H…N，③F－H…F，④O－H…N；按氢键从强到弱顺序正确的是(　　)
A．③>①>④>②　　　　　　　 B．①>②>③>④
C．③>①>②>④ D．①>④>③>②
解析：氢键可以表示为：X－H…Y，氢键的强弱与X和Y的电负性大小有关。电负性越大，形成的氢键越强。氢键的强弱还和Y的半径大小有关，Y的半径越小，越能接近H－X键，形成的氢键也越强。例如F的电负性最大，半径又小，所以F－H…F是最强的氢键，O－H…O次之，O－H…N又次之，N－H…N最弱。
答案：A
5．下列说法中正确的是(　　)
A．化学键的极性越大，键就越强
B．凡能形成氢键的物质，其熔、沸点比同类物质的熔、沸点高
C．CFH3分子中，既有氢原子，又有电负性大、半径小的氟原子，因此，CFH3分子间可以形成氢键
D．稀有气体能在温度充分降低时液化，而且随相对分子质量的增大熔点升高
解析：A项说法错误，影响化学键强度的因素很多，键的极性只是其中之一。B项说法错误，分子内氢键使化合物的熔、沸点降低。C项说法错误，因为在CFH3分子中，是C—F和C—H间形成共价键，而在H与F之间并没有形成共价键，不符合形成氢键的条件，所以CFH3分子间不能形成氢键。D项说法正确，稀有气体是非极性的单原子分子，分子间存在范德华力，所以在温度充分降低时液化，而且范德华力随着相对分子质量的增大而增大，所以熔点依次升高。
答案：D
6．下列叙述中错误的是(　　)
A．范德华力是普遍存在的一种分子间作用力，属于电性作用
B．范德华力比较弱，但范德华力越强，物质的熔、沸点越高
C．氢键属于一种较强的分子间作用力，只能存在于分子间
D．形成氢键时必须含有氢原子，另外氢原子两边的原子必须具有很强的电负性、很小的原子半径
解析：氢键是一种较强的分子间作用力，它可以存在于分子之间，也可以存在于复杂的分子内部，如邻羟基苯甲醛 ()分子、邻硝基苯酚分子、硝酸分子、水杨酸()分子内都可以形成分子内氢键。[来源:21世纪教育网]21世纪教育网
答案：C
7．下列事实与氢键有关的是(　　)
A．乙醇难电离
B．H2O的热稳定性比H2S强
C．HF能与SiO2反应生成SiF4，故氢氟酸不能盛放在玻璃瓶中
D．冰的密度比水小，冰是一种具有许多空洞结构的晶体
解析：氢键主要影响物质的物理性质，乙醇难电离，H2O与H2S的热稳定性强弱与其含有的化学键有关。
答案：D
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(10分)在下列几组气体中，试分析判断哪种物质更易液化。
①Cl2、N2　②SiH4、CH4　③SO2、CO2　④甲烷、乙烷　⑤丁烷、异丁烷
解析：①②⑤三组气体中的分子均为组成和结构相似的分子，只要比较相对分子质量的大小就可以判断出更易液化的物质，即分别是各组中相对分子质量较大的物质。③组中SO2的相对分子质量大于CO2的相对分子质量，并且SO2是极性分子，所以SO2分子间的范德华力大于CO2分子间的范德华力，故SO2易液化。⑤中丁烷、异丁烷互为同分异构体，异丁烷分子中含有支链，使分子间的接触面积减小，分子间的范德华力减小，所以丁烷分子更易液化。
答案：①Cl2　②SiH4　③SO2　④乙烷　⑤丁烷
9．(9分)图中A、B、C、D四条曲线分别表示ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族元素的气态氢化物的沸点，其中表示ⅥA族元素气态氢化物的沸点的是曲线____________，表示ⅣA族元素气态氢化物的沸点的是曲线________。同一主族中第3、4、5周期元素的气态氢化物的沸点依次升高，其原因是__________________
______。曲线中第2周期元素的气态氢化物的沸点显著高于第3周期元素的气态氢化物的沸点，其原因是__________________。21世纪教育网
解析：每个水分子可与四个其他水分子形成氢键，故水的沸点最高，曲线A表示ⅥA族元素气态氢化物的沸点，ⅣA族元素的氢化物都为非极性分子，分子间作用力只有范德华力，不存在氢键，只有曲线D中第2周期元素的气态氢化物中不存在氢键，沸点较低；同一主族中第3、4、5周期元素的气态氢化物，不存在氢键，分子间作用力只有范德华力，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增大，范德华力依次增强，故沸点依次升高；曲线A、B、C中第2周期元素的氢化物中存在氢键，所以沸点较高。
答案：A　D　组成和结构相似，相对分子质量依次增大，范德华力依次增强，故沸点依次升高　分子间存在氢键
10．(10分)已知N、P同属于元素周期表的第ⅤA族元素，N在第2周期，P在第3周期。NH3分子呈三角锥形，N原子位于锥顶，3个H原子位于锥底，N—H键间的夹角是107.3°。[来源:21世纪教育网]
(1)PH3分子与NH3分子的构型关系________(填“相同”“相似”或“不相似”)，P—H键________(填“有”或“无”)极性，PH3分子________(填“有”或“无”)极性。
(2)NH3与PH3相比，热稳定性更强的是________。
(3)NH3与PH3在常温、常压下都是气体，但NH3比PH3易液化，其主要原因是________。
A．键的极性N—H比P—H强
B．分子的极性NH3比PH3强
C．相对分子质量PH3比NH3大
D．NH3分子之间存在特殊的分子间作用力
解析：(1)N原子与P原子结构相似，NH3分子与PH3分子结构也相似，P—H键为不同种元素原子之间形成的共价键，为极性键。[来源:21世纪教育网]
(2)由N、P在元素周期表中的位置关系和元素周期律知，元素的非金属性N比P强。由元素的非金属性与氢化物之间的热稳定性关系知，NH3比PH3的热稳定性强。
(3)“易液化”属于物质的物理性质，NH3与PH3都是共价型分子，其物理性质与化学键无关。按照相对分子质量与范德华力的关系，范德华力与物质的物理性质的关系分析，应该是PH3比NH3的沸点高，PH3比NH3易液化。现实是NH3比PH3易液化，这种反常现象是由于NH3分子之间存在特殊的分子间作用力——氢键。
答案：(1)相似　有　有　(2)NH3　(3)D
11．(10分)构成物质的微粒种类及相互间的作用力是决定物质表现出何种物质性质的主要因素。
(1)三氯化铁常温下为固体，熔点282℃，沸点315℃，在300℃以上易升华。易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂。据此判断三氯化铁固体内存在的微粒间的作用力有________________________________________________________________________。
(2)氢键常表示为“A…H—B”，其中A/B为电负性很强的一类原子，如________(列举三种)，X、Y两种物质和部分物理性质如下表，二者物理性质有差异的主要原因是__________________________。
代号
结构简式
水中溶解度/g(25℃)
熔点/℃
沸点/℃
X
21世纪教育网
0.2
45
100
Y
1.7
114
295
(3)钙是人体所需的重要元素之一，有一种补钙剂—抗坏血酸钙的组成为Ca(C6H7O6)2·2H2O，其结构如图所示：
该物质中存在的化学键类型包括________(填字母)。
A．金属键 B．离子键21世纪教育网21世纪教育网
C．共价键 D．配位键
解析：(1)由三氯化铁的物理性质可知三氯化铁为共价型分子，固体中的作用力有共价键和范德华力。
(2)N、O、F是容易形成氢键的原子；从分子结构看出，X物质形成分子内氢键，Y物质形成分子间氢键，分子间氢键对物质物理性质影响较大。
(3)金属键仅存在于金属或合金中。
答案：(1)共价键、范德华力
(2)N、O、F　X物质形成分子内氢键，Y物质形成分子间氢键　(3)BCD
[随堂基础巩固]
1．下列关于范德华力的有关叙述中，正确的是(　　)
A．范德华力的实质也是一种电性作用，所以范德华力是一种特殊的化学键
B．范德华力与化学键的区别是作用力的强弱问题
C．范德华力是决定由分子构成的物质熔、沸点高低的唯一因素21世纪教育网
D．范德华力能够影响物质的化学性质和物理性质
解析：范德华力是分子与分子之间的一种相互作用，其实质与化学键类似，也是一种电性作用，但两者的区别是作用力的强弱不同，化学键必须是强烈的相互作用(120～800 kJ·mol－1)，范德华力只有几到几十千焦每摩尔，故范德华力不是化学键；范德华力不能影响物质的化学性质，仅能影响由分子构成的物质的部分物理性质，如熔、沸点，溶解性，并且不是唯一的影响因素。21世纪教育网
答案：B
2．下列物质中，只需克服范德华力就能汽化的是(　　)
A．金属钾　　　　　　　　　B．干冰
C．氯化钾 D．氯化钠21世纪教育网
解析：干冰分子间靠范德华力结合，汽化时只需克服范德华力。
答案：B21世纪教育网
3．关于氢键，下列说法正确的是(　　)
A．甲硫醇(CH3SH)比甲醇的熔点低的原因是甲醇的分子间易形成氢键
B．氯化钠易溶于水是因为形成了氢键
C．氨易液化与氨分子间存在氢键无关21世纪教育网
D．H2O是一种非常稳定的化合物，这是由于氢键所致
解析：氢键是一种分子间作用力，对物质的熔、沸点及溶解、电离等都有影响。NaCl中含有离子键，无氢键存在；氨易液化是因为存在分子间氢键；H2O稳定，与分子中的化学键有关，与氢键无关。
答案：A
4．范德华力的作用能为a kJ·mol－1，化学键的键能为b kJ·mol－1，氢键的作用能为c kJ·mol－1，则a、b、c的大小关系是(　　)
A．a>b>c　　　　　　　 B．b>a>c
C．c>b>a D．b>c>a
解析：化学键是强烈的相互作用，范德华力和氢键属于分子间作用力，比化学键弱得多，但氢键比范德华力强。21世纪教育网
答案：D
5．下列分子或离子中，能形成分子内氢键的有________，不能形成分子间氢键的有________。
①NH3　②H2O　③HNO3　④HF　⑤NH
⑥
解析： NH3中的三个氢原子都连在同一个氮原子上，氮原子上有孤对电子，可以与其他NH3中的氢原子形成分子间氢键，但不能与分子内的氢原子再形成氢键；与NH3类似的还有H2O；在HNO3中，既可以形成分子内氢键()，也可以形成分子间氢键()；在HF([F—H…F]－)中，已经存在分子内氢键，所以没有可以形成分子间氢键的氢原子；NH中的氮原子上已经没有孤对电子，不能形成氢键；既可以形成分子内氢键，也可以形成分子间氢键。
答案：③④⑥　④⑤
课件10张PPT。小专题
大智慧专题讲坛专题专练第3章物质熔、沸点高低的比较 物质熔、沸点高低的比较在考试中比较常见，只要掌握其规律，有关问题便可迎刃而解。
1．根据物质的聚集状态
常温常压下，固体的熔、沸点高于液体，液体的熔、沸点高于气体。
2．根据晶体的类型
判断晶体熔、沸点的高低要抓住晶体熔化和汽化时所需要克服的作用力来分析。因为不同晶体微粒间的作用力不同，影响晶体熔、沸点的因素不同，所以比较晶体熔、沸点时首先应该明确晶体的类型。一般来说，熔、沸点：原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点比较特殊，有的很高，如钨、铂等；有的很低，如汞、铯等。
3．同种类型晶体的比较规律
(1)原子晶体：
比较原子晶体熔、沸点高低的关键是比较共价键的强弱。一般来说，成键原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔、沸点越高。如熔、沸点：金刚石>碳化硅>硅。 (2)离子晶体：
离子晶体熔、沸点的高低决定于离子键的强弱，离子所带电荷数越多，阴、阳离子核间距越小，则晶格能越大，晶体的熔、沸点一般越高。如熔、沸点：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl。
(3)分子晶体：
①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，其熔、沸点越高。如熔、沸点：HI>HBr>HCl。
②组成和结构不相似的分子晶体，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如熔、沸点：CO>N2。 ③在同分异构体中，一般支链数越多，熔、沸点越低。如熔、沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷。
④具有氢键的分子晶体，与同类化合物相比，其熔、沸点反常。如熔、沸点：H2O>H2Te>H2Se>H2S。
(4)金属晶体：
金属晶体熔、沸点的高低决定于金属键的强弱。金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属键越强，熔、沸点越高。如熔、沸点：Na A．SiO2>CsCl>CBr4>CF4
B．SiO2>CsCl>CF4>CBr4
C．CsCl>SiO2>CBr4>CF4
D．CF4>CBr4>CsCl>SiO2 [解析]　物质的熔点的高低与晶体的类型有关，一般来说：原子晶体>离子晶体>分子晶体；即：SiO2>CsCl>CBr4、CF4。当晶体的类型相同时，原子晶体的熔点与原子半径有关；离子晶体的熔点与离子的半径和离子所带的电荷有关；分子晶体当组成和结构相似时，熔点的高低与相对分子质量的大小有关，一般来说，相对分子质量大的熔点高，即CBr4>CF4。
[答案]　A点击下图片进入“专题专练”课件33张PPT。第3章第1节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三知识点三 1．晶体的概念
内部微粒(原子、 或 )在空间按一定规律做
构成的固体物质。
2．晶体的特征
有 的几何外形、 性、 性、 性以
及固定的 。
3．晶体的主要类型
根据晶体内部微粒的 和微粒间的 的不同，可将晶体分为 、 、 和 。晶体的特征离子分子周期性重复排列规则自范各向异对称熔、沸点种类相互作用离子晶体金属晶体原子晶体分子晶体 (1)晶体具有规则的几何外形，但有些人工加工的具有规则几何外形和高度对称性的固体不属于晶体。
(2)晶体的特征是晶体内部的微粒在空间按照一定规律做周期性重复排列；内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态的固体，称为非晶体。
(3)离子晶体是阴、阳离子通过离子键形成的晶体，金属晶体是金属元素以金属键为基本作用形成的晶体，原子晶体是原子通过共价键形成的晶体，分子晶体是分子通过分子间作用力形成的晶体。1．下列叙述不属于晶体特征的是 (　　)
A．水溶性　　　　　　　　　　B．具有各向异性
C．有规则的几何外形 D．有对称性
答案：A. 1.原理
由于在金属晶体、离子晶体和分子晶体的结构中，
、 和 均无方向性，因此都趋向于使原子、离子或分子吸引尽可能多的其他原子、离子或分子分布于其周围，并以 的方式 体系的能量，使晶体变得比较 。
2．等径圆球的密堆积
(1)列：
等径圆球在一列上紧密堆积的方式只有一种，即所有的圆球都在 上排列。晶体结构的堆积模型离子键金属键降低稳定范德华力密堆积一条直线 (2)层：
等径圆球在一个平面上最紧密堆积的方式只有一种，即每个等径圆球与周围其他 个球接触。这样形成的层称为 。
(3)类型：
等径圆球密堆积的方式有 最密堆积和 最密堆积两种。
(4)配位数：
密堆积中，一个原子或离子周围所
的数目。A1型六密置层A3型邻接的原子或离子 3．非等径圆球的密堆积
离子晶体可视为 的密堆积，即将不同半
径圆球的堆积看成是 先按一定方式做
，小球再填充到大球所形成的 中。
4．分子晶体的堆积形式
(1)在分子晶体中，原子先以 形成分子，分子再
以 形成晶体。
(2)在分子晶体中由于范德华力没有 和 ，因此分子间尽可能采取 排列方式，但分子的排列与分
子的 有关。等径圆球的密堆不等径圆球大球共价键空隙分子间作用力方向性饱和性积紧密形状 5．原子晶体
在原子晶体中由于共价键的 和 ，使晶体不遵循“紧密堆积”原理。方向性饱和性2. 下列说法中错误的是 (　　)
A．分子晶体中范德华力没有方向性和饱和性，所以分子
晶体一般都采用密堆积，但要受到分子形状的影响
B．离子晶体一般都是非等径圆球的密堆积
C．由于共价键的方向性和饱和性，原子晶体堆积的紧密
程度大大降低
D．金属晶体采用非等径圆球的密堆积解析：由于离子键、范德华力、金属键都没有方向性和饱和性，所以离子晶体、分子晶体、金属晶体都尽可能地采用密堆积方式，而分子晶体的堆积方式要受分子本身形状的影响。离子晶体遵循非等径圆球的密堆积，金属晶体遵循等径圆球的密堆积。
答案：　D 1.晶胞
(1)概念：晶体结构中最小的 单元。
(2)形状：同一晶体中的每个晶胞都是大小、形状完全相同的 。A3型最密堆积为 最密堆积。A1型最密堆积为 最密堆积。晶体结构的基本单元——晶胞重复平行六面体六方面心立方3．下列有关晶胞的叙述不正确的是 (　　)
A．晶胞是晶体中的最小的结构重复单元
B．同一晶体的晶胞大小和形状都相同
C．晶胞中的任何一个微粒都完全属于该晶胞
D．已知晶胞的组成就可推知晶体的组成
解析：晶胞中的微粒，有的与其他晶胞共用，不完全属于该晶胞。
答案：C.晶体的特征及性质 [例1]　下列叙述中正确的是 (　　)
A．具有规则几何外形的固体一定是晶体
B．晶体与非晶体的根本区别在于是否具有规则的几何
外形
C.晶体中一定含化学键
D．依据构成晶体的粒子及粒子间的相互作用可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体 [解析]　晶体与非晶体的根本区别在于其内部微粒在空间是否按一定规律做周期性重复排列。晶体所具有的规则几何外形、各向异性和特定的对称性是其内部微粒规律性排列的外部反映，因此B错误。有些人工加工而成的固体也具有规则几何外形和高度对称性，但不属于晶体，A错误。稀有气体分子形成的晶体中只有范德华力，C错误。晶体划分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体是依据构成晶体的粒子及粒子间的相互作用来进行分类的，D正确。
[答案]　D1．云母属于晶体，是单斜晶系一族层状结构的硅酸盐矿物的
总称。用烧热了的针去接触涂有薄薄一层石蜡的云母片的反面时，熔化了的石蜡呈现椭圆形，这是因为 (　　)
A．云母是热的不良导体，传热不均匀
B．石蜡是热的不良导体，传热不均匀
C．石蜡具有各向异性，不同的方向导热性不同
D．云母具有各向异性，不同的方向导热性不同
解析：云母属于晶体，晶体具有各向异性。
答案：D晶体结构的堆积模型 [例2]　下列叙述不正确的是 (　　)
A．氯化钠的晶体结构为非等径圆球密堆积
B．晶体尽量采取紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
C．因为共价键有饱和性和方向性，所以原子晶体不遵循“紧密堆积”原则
D．金属铜和镁均以“…ABAB…”方式堆积. [解析]　在NaCl晶体中，半径较大的Cl－按A1型方式进行最密堆积，而Na＋填在Cl－所构成的空隙中，因此NaCl晶体结构为非等径圆球密堆积，A正确。密堆积原理适合于分别由没有方向性的金属键、离子键和范德华力相互作用形成的金属晶体、离子晶体和分子晶体，采用密堆积的方式可降低体系能量，使晶体变得较稳定，B、C正确。金属铜采用“…ABCABC…”(A1)方式堆积，金属镁采用“…ABAB…”(A3)最紧密堆积方式，D错。
[答案]　D (1)等径圆球和非等径圆球的密堆积的共同特点是微粒间的结合力没有方向性，故都采用密堆积结构。
(2)分子晶体中，范德华力无方向性和饱和性，分子间尽可能采取紧密排列方式，但分子的形状影响分子排列方式。
(3)分子间靠氢键结合形成晶体，如冰等。氢键是有方向性的，因此与原子晶体类似，一个分子周围其他分子的数目和位置是一定的，不采取密堆积结构。2．金属晶体、离子晶体和分子晶体采取密堆积方式的原因是
(　　)
A．构成晶体的微粒均可视为圆球
B．金属键、离子键、范德华力均无饱和性和方向性
C．三种晶体的构成微粒相同
D．三种晶体的构成微粒多少及相互作用力相同
解析：金属键、离子键、范德华力均无方向性和饱和性，趋向于使原子、离子或分子吸引尽可能多的其他原子、离子或分子分布于周围，并以密堆积的方式降低体系的能量，使晶体变得比较稳定。
答案：B晶胞和晶体化学式的确定 [例3]　如图所示的甲、乙、丙三种晶体：
试推断甲晶体的化学式(X为阳离子)为________，乙晶体中A、B、C三种微粒的个数比是________，丙晶体中每个D周围结合E的个数是________个。[答案]　X2Y　1∶3∶1　8
3.硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超
导温度的最高纪录。如图是该化合物的晶
体结构单元：镁原子间形成正六棱柱，
且棱柱的上下底面还各有一个镁原子；6
个硼原子位于棱柱内。则该化合物的化学式可表示为(　　)
A．MgB　　　　　　　 B．MgB2
C．Mg2B D．Mg3B2答案：B
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(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．[双选题]如图是a、b两种不同物质的熔化曲线，下列说法正确的是(　　)
[21世纪教育网
A．a是晶体　　　　　　　　　　　 B．b是晶体
C．a是非晶体 D．b是非晶体
解析：据图可知a有固定的熔点，属于晶体，b没有固定的熔点，属于非晶体。
答案：AD
2．对于A1型密堆积的描述错误的是(　　)[来源:21世纪教育网]
A．A1型密堆积晶体的晶胞也叫面心立方晶胞
B．面心立方晶胞的每个顶点上和每个面的中心上都各有一个金属原子21世纪教育网
C．平均每个面心立方晶胞中有14个金属原子[21世纪教育网
D．平均每个面心立方晶胞中有4个金属原子
解析：应用分割法计算，平均每个晶胞含有金属原子：8×＋6×＝4。
答案：C
3．将晶体划分为离子晶体、金属晶体、原子晶体和分子晶体的本质标准是(　　)
A．构成微粒的种类
B．晶体中最小重复结构单元的种类
C．微观粒子的密堆积种类[21世纪教育网
D．晶体内部微粒的种类及微粒间相互作用的不同
解析：根据晶体内部微粒的种类和微粒间相互作用的不同，可将晶体分为离子晶体、金属晶体、原子晶体和分子晶体。
答案：D
4．某晶体的一部分如图所示，这种晶体中A、B、C三种微粒数之比是(　　)
A．3∶9∶4　　　　　　　　　　B．1∶4∶2
C．2∶9∶4 D．3∶8∶5
解析：该晶胞中含A原子个数为6×＝，B原子个数为6×＋3×＝2，C原子个数为1；则A、B、C的个数比为∶2∶1＝1∶4∶2。
答案：B21世纪教育网
5．下列关于晶体性质的叙述中，不正确的是(　　)
A．晶体的自范性指的是在适宜条件下晶体能够自发地呈现封闭的、规则的多面体外形
B．晶体的各向异性和对称性是矛盾的
C．晶体的对称性是微观粒子按一定规律做周期性重复排列的必然结果21世纪教育网
D．晶体的各向异性直接取决于微观粒子的排列具有特定的方向性
解析：晶体的各向异性取决于微观粒子在各个方向上的不同排列，而对称性是微观粒子按一定规律做周期性重复排列的必然结果。[来源:21世纪教育网]
答案：B
6．已知X、Y、Z三种元素组成的化合物是离子晶体，其晶胞如图所示，则下面表示该化合物的化学式正确的是(　　)
A．ZXY3　　　　　　　　　　B．ZX2Y6
C．ZX4Y8　　　　　　　　　　D．ZX8Y12
解析：由晶胞可知X占据8个顶点，属于该晶胞的X：8×＝1；Y占据12条棱的中间，属于该晶胞的Y：12×＝3；Z居于该晶胞的体心，属于该晶胞的Z有1个，故化学式为ZXY3。
答案：A
7．有关A1型最密堆积与A3型最密堆积的说法中正确的是(　　)
A．A1型最密堆积是最密堆积，A3型最密堆积不是最密堆积
B．两者都是最密堆积，其中A3型最密堆积是一、三、五……各层球心重合，二、四、六……各层球心重合；A1型最密堆积是四、五、六层各层球心分别和一、二、三层各层球心重合
C．原子晶体一般都采用A1型最密堆积或A3型最密堆积21世纪教育网21世纪教育网
D．只有金属晶体才可能采用A1型最密堆积或A3型最密堆积
解析：A1型最密堆积与A3型最密堆积都是最密堆积，故A选项错误。A1型最密堆积采用“…ABCABCABC…”堆积，所以其四、五、六层各层球心分别和一、二、三层各层球心重合；A3型最密堆积采用“…ABABAB…”堆积，所以它的一、三、五……各层球心重合，二、四、六……各层球心重合，故B项正确。组成晶体的微粒间作用力没有方向性，在空间的排列大都服从紧密堆积原理，于组成原子晶体的原子间靠有方向性的共价键结合，故C项错误。金属晶体、离子晶体和分子晶体结构中的金属键、离子键和范德华力没有方向性、没有饱和性，一般都采用A1型最密堆积或A3型最密堆积，故D项错误。
答案：B
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(10分)(1)在下列物质中________是晶体，________是非晶体。
①塑料　②明矾　③松香　④玻璃
⑤CuSO4·5H2O　⑥冰糖　⑦糖果　⑧单晶硅
⑨铝块　⑩橡胶
(2)晶体和非晶体在外形上有差别，晶体都具有________________，而非晶体__________________；另外非晶体的多种物理性质，在各个方向都是________________的，而晶体的多种物理性质在各个方向都是__________的。
(3)判断物质是晶体还是非晶体，比较正确的方法是____________________。
①从外形上来判断　②从各向异性或各向同性上来判断
③从导电性能来判断　④从有无固定熔点来判断
解析：明矾是KAl(SO4)2·12H2O，它和CuSO4·5H2O、冰糖、单晶硅、铝块都是晶体；塑料、松香、玻璃、糖果、橡胶都是非晶体。晶体最大的特征就是各向异性和有固定的熔点。
答案：(1)②⑤⑥⑧⑨　①③④⑦⑩
(2)规则的几何外形　没有规则的几何外形　各向同性　各向异性　(3)②④
9．(6分)有一种多聚硼酸盐为无限网状结构(如图)，其结构的基本单元可以表示为(B5On)m－，则m＝________，n＝________。
解析：由题意可知，该图为一个基本单元，但与另一个基本单元连接的氧原子为两个基本单元所共有，因此，该氧原子属于该基本单元的数量只能算。基本单元中共有6个这样的氧原子，即×6＝3个，所以n＝3＋6＝9(环上6个氧原子为基本单元独有)。又因为硼元素为＋3价，氧元素为－2价，则m＝|3×5－2×9|＝3。
答案：3　9
10.(11分)某离子晶体的晶胞结构如图所示，X位于立方体的顶点，Y位于立方体的中心。
(1)晶体中每个Y同时吸引着________个X，每个X同时吸引着________个Y，该晶体的化学式为________。
(2)晶体中在每个X周围与它最接近且距离相等的X共有________个。
(3)晶体中距离最近的2个X与一个Y形成的夹角∠XYX为________(填角的度数)。
解析：晶胞中的微粒，根据其在晶胞中的位置分为4种：①体心上的微粒完全属于该晶胞所有；②面心上的微粒，属于该晶胞所有；③棱上的微粒，属于该晶胞所有；④顶点上的微粒，属于该晶胞所有。本题微粒Y为体心，微粒X为顶点，所以该晶体的化学式为Y2X(或XY2)。观察图，4个X和1个Y构成了一个正四面体，故∠XYX＝109.5°。
答案：(1)4　8　Y2X或XY2　(2)12　(3)109.5°
11．(12分)2009年4月23日，一场展示各国海军共同构建和谐海洋决心的海上大阅兵在青岛附近的黄海海域展开。本次阅兵，展示了我国制造的具有世界级先进水平的092型攻击性核潜艇，铁、铜是制造潜艇必不可少的重要金属材料。无氧铜是指不含氧也不含任何脱氧剂残留物的纯铜，它广泛用于制造潜艇所需的真空电子器件、电缆。
(1)已知金属铜的晶胞是一个“面心立方体”(8个顶点和6个面的中心分别有一个铜原子，见图1)。则金属铜的每个晶胞由________个铜原子组成。已知铜的摩尔质量是64 g·mol－1，金属铜的密度是8.93 g·cm－3，则金属铜的晶胞体积是________。
(2)已知铁有δ、γ、α三种晶体结构，图2是δ、γ、α三种晶体不同温度下转化的图示，试回答下列问题：
①δ-Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有________个。
②γ-Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有________个。
③将铁加热到1 500℃分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型________(填“相同”或者“不相同”)。
解析：(1)利用切割法的思想计算，处于顶点的铜原子，同时为8个晶胞所共有，每个铜原子有属于该晶胞；处于面上的铜原子，同时为2个晶胞所共有，每个铜原子有属于该晶胞；则每个晶胞中的铜原子的个数为：8×＋6×＝4。铜的摩尔质量为64 g·mol－1，则有：4M(Cu)＝ρ·V·NA,4×64 g·mol－1＝8.93 g·cm－3×V×6.02×1023mol－1，V＝4.76×10－23 cm3。
(2)①从图中可看出，δ-Fe晶体是体心立方结构，与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有8个。②对于γ-Fe晶体，以位于立方体顶点的铁原子为中心，有三个互相垂直的面，每个正方形中心的铁原子距离顶点的上的铁原子最近，这样每个面上是4个铁原子三个面共有4×3＝12。③晶体的形成与其结晶速率有关，所以将同一种物质急速冷却，和缓慢冷却，得到的晶体类型不同。
答案：(1)4　4.76×10－23 cm3
(2)①8　②12　③不相同
[随堂基础巩固]
1．下列叙述正确的是(　　)
A．固态物质一定是晶体
B．冰和固态碘晶体中微粒间的相互作用力相同
C．晶体内部的微粒按一定规律做周期性排列
D．凡有规则外形的固体一定是晶体21世纪教育网
解析：固态物质分为晶体和非晶体，二者的根本区别是晶体有三大特性：有规则的几何外形、有各向异性、有固定的熔点，B中冰中除范德华力还含有氢键，而碘中只有范德华力。所以，A、B、D错误，C正确。
答案：C
2．关于如图说法不正确的是(　　)
A．此种最密堆积为面心立方最密堆积21世纪教育网
B．该种堆积方式称为A1型的最密堆积
C．该种堆积方式可用符号“…ABCABC…”表示21世纪教育网
D．金属Mg就属于此种最密堆积方式
解析：从图示可看出，该堆积方式的第一层和第四层重合，所以这种堆积方式属于A1型堆积，这种堆积方式可用符号“…ABCABC…”表示，属面心立方最密堆积，而Mg属于A3型密堆积，所以选项D不正确。
答案：D
3．钋(Po)晶胞的示意图为，则晶胞中含有的钋原子个数为(　　)
A．8 B．4
C．2 D．1
解析：晶胞顶点的原子为8个晶胞共用，8×＝1。21世纪教育网
答案：D
4．某离子化合物的晶胞如图所示。阳离子位于晶胞的中心，阴离子位于晶胞的8个顶点上，则该离子化合物中阴、阳离子的个数比为(　　)21世纪教育网
A．1∶8 B．1∶4
C．1∶2 D．1∶1
解析：阴离子位于晶胞的8个顶点，个数为8×＝1，阳离子位于晶胞的中心，个数为1。
答案：D
5．根据下图回答：
(1)(a)所示的A3型最密堆积实际由________个(b)晶胞组成。21世纪教育网
(2)(b)晶胞实际拥有微粒数为________。
(3)(b)晶胞称为________晶胞。
解析：(2)(b)晶胞拥有的微粒数为：8×＋1＝2。
答案：(1)3　(2)2　(3)六方
[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．关于金属晶体的六方最密堆积的结构型式的叙述正确的是(　　)[来源:21世纪教育网]
A．晶胞是六棱柱
B．晶胞是六面体21世纪教育网
C．每个晶胞中含4个原子
D．每个晶胞中含17个原子
解析：金属晶体的六方最密堆积结构型式的晶胞是六棱柱的1/3——平行六面体，有8个顶点和1个内部原子，晶胞绝对占有2个原子。
答案：B
2．下列关于金属晶体的说法中不正确的是(　　)
A．金属晶体中一定存在金属键
B．金属晶体中的金属键没有方向性和饱和性
C．金属晶体中金属原子只是采用最密堆积方式形成晶体
D．金属晶体中的自由电子为整块金属所共有
解析：金属原子并非仅仅采用最密堆积方式形成晶体，还能以其他紧密程度相对较低的密堆积方式形成晶体，如A2型，故C是错误的。
答案：C
3．NaF、NaI、MgO均为离子化合物，这三种化合物的熔点由高到低的顺序是(　　)
①NaF　②NaI　③MgO
A．①>②>③ B．③>①>②
C．③>②>① D．②>①>③
解析：离子化合物的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷越多，离子半径越小，离子键越强，该离子化合物熔点越高。同一周期从左到右，同种类型离子的半径逐渐减小，同一主族，从上到下离子半径逐渐增大。故离子半径：Na＋>Mg2＋，I－>O2－>F－，可知NaI中离子键最弱，MgO中的离子键最强。
答案：B
4．氧化钙在2 973 K时熔化，而氯化钠在1 074 K时熔化，两者的离子间距离和晶体结构类似，有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是(　　)
A．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多
B．氧化钙的晶格能比氯化钠的晶格能大[来源:21世纪教育网]
C．氧化钙晶体的结构类型与氯化钠晶体的结构类型不同
D．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下，晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定
解析：晶格能越大，熔点越高。晶格能∝，故A、B、D正确；从题干中信息可知C错误。
答案：C
5．下图是从NaCl或CsCl晶体结构图中分割出来的部分结构图，试判断属于NaCl晶体结构的是(　　)
A．a和c B．b和c
C．a和d D．只有a
解析：c是CsCl晶体结构模型示意图，把c向上或向下延伸后，再进行分割后就可得到b。a可看成是氯化钠晶胞中以体心的钠离子为中心和与这个钠离子直接相连的6个氯离子构成的八面体；d恰好是氯化钠晶胞分割成八个小立方体所得到的一个单元。
答案：C
6．金属具有延展性的原因是(　　)
A．金属原子半径都较大，价电子较少
B．金属受外力作用变形时，金属阳离子与自由电子间仍保持较强烈的作用[来源:21世纪教育网]
C．金属中大量自由电子受外力作用时，运动速度加快
D．自由电子受外力作用时能迅速传递能量
解析：金属晶体受到外力作用时，原子层易产生滑动，但各层之间始终保持着金属键的作用，使金属具有良好的延展性。
答案：B
7．在金属晶体中，金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属键越强，金属的熔、点越高。由此判断下列各组金属熔、点高低顺序，其中正确的是(　　)
A．Mg>Al>Ca　　　　　　　 B．Al>Na>Li
C．Al>Mg>Ca D．Mg>Ba>Al
解析：电荷数：Al3＋＞Mg2＋＝Ca2＋＞Li＋＝Na＋；而金属阳离子半径：r(Ba2＋)＞r(Ca2＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)＞r(Li＋)，则A和C中，C正确。B中Li＞Na。D中Al＞Mg＞Ba，都不符合题意。
答案：C
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(9分)金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式：六方堆积、面心立方堆积和体心立方堆积，图(a)、(b)、(c)分别代表这三种晶胞的结构。
(1)其晶胞内金属原子个数比为________。[来源:21世纪教育网]
(2)三种堆积方式实质是金属阳离子的堆积，那么自由电子有无确切的堆积方式？________ (填“有”或“无”) 。
(3)影响金属晶体熔点的主要因素是______________。
解析：(1)晶胞(a)中含原子数为12×＋2×＋3＝6，晶胞(b)中含原子数为8×＋6×＝4，晶胞(c)中含原子数为8×＋1＝2。其原子个数比为6∶4∶2＝3∶2∶1。
(2)由于金属晶体中的自由电子不属于每个固定的原子，而且是在整个晶体中自由移动，故自由电子无确切的堆积方式。
(3)金属晶体是由金属键相互结合而成，金属键的强弱直接影响金属晶体的熔点。金属键越强，晶体的熔点越高。而金属离子半径越小，其所带电荷越多，金属键越强，金属晶体的熔点越高。
答案：(1)3∶2∶1　(2)无　(3)金属键的强弱
9．(9分)通过观察CsCl的晶体结构示意图回答下列问题：
(1)每个Cs＋同时吸引着________个Cl－，每个Cl－同时吸引着________个Cs＋。
(2)在CsCl晶体中，每个Cs＋ 周围与它等距离且最近的Cs＋有________个。每个Cl－周围与它等距离且最近的Cl－有________个。
解析：(1)由图可以看出，CsCl中Cl－与Cs＋的位置等同，Cs＋位于Cl－所形成的正方体的中心，每个Cs＋吸引8个Cl－，每个Cl－吸引8个Cs＋。21世纪教育网
(2)取体心上的Cl－，看与Cl－距离最近的Cl－，位于六个面的面心为6个；同样与Cs＋最近的Cs＋，应位于与此立方体共面的六个小立方体体心，共为6个。
答案：(1)8　8　(2)6　6
10．(10分)金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。
请回答下列问题：
(1)Ni原子的核外电子排布式为_________________________________________。
(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“＜”或“＞”)。
(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为____________、__________。
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如图所示。该合金的化学式为________________。
解析：(1)Ni为28号元素，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。21世纪教育网
(2)NiO、FeO都属于离子晶体，熔点高低受离子键强弱影响，离子半径越小离子键越强，熔点越高。
(3)因为NiO晶体结构与NaCl相同。而NaCl晶体中Na＋、Cl－的配位数都是6，所以，NiO晶体Ni2＋、O2－的配位数也是6。
(4)根据晶胞结构可计算，一个合金晶胞中，La：8×＝1，Ni：1＋8×＝5。所以该合金的化学式为LaNi5。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2
(2)＞　(3)6　6　(4)LaNi5
11．(11分)镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。
(1)以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有_______________________________________。
(2)已知MgO的晶体结构属于NaCl型。某同学画出的MgO晶胞结构示意图如图所示，请改正图中错误：________________________________________________________　
________________________________________________________________________。　21世纪教育网
(3)用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成焰火。燃放时，焰火发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：____________________________________。　
(4)Mg是第3周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：
氟化物
NaF
MgF2
SiF421世纪教育网
熔点/K
1266
1534
183
解释表中氟化物熔点差异的原因：________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)Na＋、K＋、Ca2＋氧化性不如Mg2＋，不参与放电，只能增强导电性。
(2)因O2－、Mg2＋均为10电子微粒，但质子数O2－少于Mg2＋，O2－微粒半径较大。
(4)NaF、MgF2是离子晶体。阴、阳离子靠离子键结合，SiF4是分子，分子间存在较弱的范德华力。
答案：(1)增强熔融盐的导电性21世纪教育网
(2)空心球应为O2－，实心球应为Mg2＋；8号空心球改为实心球
(3)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
(4)离子晶体微粒间的作用力随阳离子半径的减小、电荷的增大而增大，故MgF2的熔点高于NaF；SiF4是分子，分子间的作用力为范德华力，因而熔点较低
课件28张PPT。第3章第2节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三 1．金属晶体是金属原子通过金属键形成的晶体，组成微粒是金属阳离子和自由电子。
2．金属晶体有3种常见结构型式：A1、A2、A3，配位数分别为12、8、12。
3．常见的AB型离子晶体有NaCl型、CsCl型、ZnS型，配位数分别为6、8、4。
4．离子晶体中阴、阳离子所带电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，熔点越高，硬度越大。 1.概念
通过 形成的晶体。
2．结构型式
(1)面心立方最密堆积(A1型)：常见的A1型最密堆积有
等金属，配位数为12。
(2)体心立方密堆积(A2型)：常见的A2型密堆积有
等金属，配位数为8。
(3)六方最密堆积(A3型)：常见的A3型最密堆积有
等金属，配位数为12。金属晶体金属原子金属键Ca、Al、Cu、Ag、AuLi、Na、K、Ba、WMg、Zn 3．物理性质
金属晶体一般具有熔、沸点 ，硬度 ，良好的
、 和 等物理性质。高较大导电性导热性延展性1．金属钾晶体为体心立方结构，则在单位晶胞中钾原子的
个数是________。
答案：　2 1.概念
阴、阳离子通过 结合成的有规律的 的晶体。
2．存在
在常温下都可以以离子晶体的形式存在。
3．结构类型
常见的AB型离子晶体有 型、 型、 型等。
(1)NaCl型：Na＋和Cl－的配位数都是 ，一个晶胞实际拥有Na＋ 个、Cl－ 个，在离子晶体中，不存在“NaCl”分子。离子晶体空间排列离子键ZnSCsCl离子化合物NaCl464 (2)CsCl型：Cs＋和Cl－的配位数都是 ，一个晶胞实际拥有Cs＋ 个、Cl－ 个。
(3)ZnS型：Zn2＋和S2－的配位数都是 ，一个晶胞实际拥有Zn2＋ 个、S2－ 个。
4．晶格能
(1)概念：
晶格能是指将1 mol 中的阴、阳离子完全
而远离所 的能量。
(2)意义：
衡量离子键的 。晶格能越大，表示离子键 ，离子晶体越 。气化81离子化合物吸收1444强弱越强稳定 5．离子晶体的特征
(1)熔、沸点 ，而且随着 的增加、
的缩短，晶格能 ，熔点 。
(2)一般 溶于水，难溶于非极性溶剂。
(3) 时不导电， 状态或在 中能导电。结构型式乘积距离离子电荷较高离升高核间距固态易熔融水溶液增大2．离子晶体不可能具有的性质是 (　　)
A．较高的熔、沸点　　　　　　B．良好的导电性
C．溶于极性溶剂 D．坚硬而易粉碎
解析：离子晶体是阴、阳离子通过离子键形成的晶体，晶体中离子不能自由移动，因此不能导电。
答案：B.金属晶体与性质 [例1]　下列关于金属晶体的叙述正确的是(　　)
A．常温下，金属单质都以金属晶体形式存在
B．金属离子与自由电子之间的强烈作用，在一定外力作用下，不因形变而消失
C．钙的熔、沸点低于钾
D．温度越高，金属的导电性越好
[解析]　A：Hg在常温下为液态；D：金属的导电性随温度升高而降低；C：r(Ca)K，所以金属键Ca>K，故熔、沸点Ca>K。
[答案]　B 金属键是一种强的作用，但金属晶体的硬度、熔点相差很大，如金属钨的硬度很大，熔点很高，达3 410℃，而汞常温下为液体，熔点很低，只有－38.9℃。
?(1)固态导电的一定是金属晶体吗？
(2)金属的延展性与金属键有
什么关系？答案：(1)不一定。如
石墨在固态时也导电，
但不是金属。
(2)金属晶体由金属原子堆
积而成，当金属受外力时，层与之间可以发生相对滑动，但金属键仍然存在，所以金属不会断裂，故金属有良好的延展性。离子晶体结构与性质的关系 [例2] 以下为部分离子晶体的晶格能与晶体的物理性质，试回答：离子晶体的结构决定了晶体的哪些性质？ [解析]　离子晶体中阴、阳离子所带的电荷以及离子半径的大小影响晶格能的大小，从而影响了晶体的熔点和硬度。
[答案]　离子晶体中的阴、阳离子所带电荷越多，离子半径越小，晶格能越大，熔点越高，硬度越大。 离子晶体区别于其他晶体的突出特点是：晶体固态时不导电但熔融状态下能导电。而金属晶体无论在固态还是熔融状态都可以导电，分子晶体与原子晶体无论在固态还是熔融状态都不导电。1．下列关于离子晶体性质的叙述中不正确的是 (　　)
A．离子晶体具有较高的熔、沸点
B．离子晶体具有较大的硬度
C．离子晶体在熔化状态时能导电
D．离子晶体中阴、阳离子个数比为1∶1
解析：离子晶体具有较高的熔、沸点和较大的硬度，熔融状态下存在自由移动的离子能导电。离子晶体中阴、阳离子个数比则各不相同，如氯化钠晶体中阴、阳离子个数比为1∶1，氯化镁晶体中阴、阳离子个数比2∶1。
答案：D.金属晶体、离子晶体的有关计算 [例3]　金属钠晶体的晶胞为体心立方晶
胞(如图)，实验测得钠的密度为ρ(g·cm－3)。
已知钠的相对原子质量为a，阿伏加德罗常数
为NA(mol－1)，假定金属钠原子为等径的刚性
球且处于体对角线上的三个球彼此两两相切。则钠原子的半径r(cm)为 (　　)[答案] C
答案： BD
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1．下列有关离子晶体的叙述中，不正确的是(　　)
A．1 mol氯化钠中有NA个NaCl分子
B．氯化钠晶体中，每个Na＋周围距离相等的Cl－共有6个[来源:21世纪教育网]
C．氯化铯晶体中，每个Cs＋周围紧邻8个Cl－
D．平均每个NaCl晶胞中有4个Na＋、4个Cl－
解析：离子晶体采取密堆积型式，晶体中并不存在单独的“NaCl”分子，NaCl只表示阴、阳离子的个数比，表示晶体的组成。
答案：A
2．下列金属的晶体结构类型都属于面心立方最密堆积A1型的是(　　)
A．Li、Na、K、Mg、Ca　 B．Li、Na、K、Mg、Rb
C．Ca、Pd、Cu、Au D．Be、Mg、Ca、Zn[来源:21世纪教育网]
解析：Li、Na、K属于A2型堆积，Mg、Zn属于A3型最密堆积，Ca、Cu、Pd、Au、Ag、Al属于A1型最密堆积。
答案：C
3．有关离子晶体通性的叙述中，正确的是(　　)[来源:21世纪教育网]
A．熔点都较高，难于挥发
B．硬度很小，容易变形
C．都能溶于有机溶剂而难溶于水
D．密度很小
解析：由于离子键作用较强，所以离子晶体熔点较高，不易挥发，硬度较大，不易变形，离子晶体一般易溶于水难溶于有机溶剂，密度较大。[来源:21世纪教育网]
答案：A
4．如图是CsCl晶体的晶胞(晶体中最小重复单元)，已知晶体中两个最近的Cs＋核间距为a cm，氯化铯的相对分子质量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为(　　)
A. g·cm－3　　　　　　　 B. g·cm－3
C. g·cm－3 D. g·cm－3
解析：一个CsCl晶胞中含Cs＋8×＝1个，Cl－1个，m(晶胞)＝ g，V＝a3 cm3；
即ρ＝ g·cm－3。
答案：C
5．同类晶体物质熔点的变化是有规律的，试分析下表所列两组物质熔点规律性变化的原因：[来源:21世纪教育网]
A组物质
NaCl
KCl
CsCl
熔点(K)
1 074
1 049
918[来源:21世纪教育网]21世纪教育网
B组物质
Na
Mg21世纪教育网
Al
熔点(K)
317
923
933
晶体熔点的高低，决定于组成晶体微粒间的作用力的大小。A组是________晶体，晶体微粒之间通过________相连。B组晶体属________晶体，价电子数由少到多的顺序是________，粒子半径由大到小的顺序是_____________________________________，21世纪教育网
金属键强度由小到大的顺序是__________。
解析：A组中NaCl、KCl、CsCl都是离子晶体，微粒之间通过离子键结合，从熔点数值来看，由1 074℃→1 049℃→918℃，熔点逐渐降低，这是因为由Na＋→K＋→Cs＋，半径逐渐增大，离子键逐渐减弱，晶格能逐渐减小的缘故。
B组中Na、Mg、Al都是金属晶体，由于离子半径r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，价电子数Na答案：离子　离子键　金属　Nar(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)　Na课件35张PPT。第3章第3节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向一考向二随堂基础巩固课时跟踪训练考向三知识点三 1．原子晶体中的原子以共价键相连接，因此原子不遵循紧密堆积原则。
2．原子之间共价键的键能较大，使得原子晶体的熔点很高，硬度很大。
3．分子间通过分子间作用力形成分子晶体，以范德华力
形成的分子晶体尽可能采取紧密堆积方式。
4．分子间作用力较小，分子晶体的熔点和硬度都比较低。 1．概念
相邻原子间以 结合而形成的具有空间 结构的晶体。
2．结构特点
(1)由于共价键的 和 ，使每个中心原子周围排列的原子数目是 的。
(2)由于所有原子间均以 相结合，所以晶体中不存在单个 。原子晶体共价键立体网状饱和性方向性共价键固定分子 3．物理性质
(1)原子晶体由于以强的 相结合，因此一般熔点 ，硬度 。
(2)结构相似的原子晶体，原子半径越小，键长 ，键能 ，晶体的熔点 。
4．典型的原子晶体——金刚石和二氧化硅
共价键很高很大越大越短越高 (1)金刚石：
①在晶体中每个碳原子以 与相邻的 个碳原子相
结合，成为 。
②晶体中C—C键间的夹角为 ，碳原子采取 杂化。
(2)二氧化硅：
在晶体中，硅原子和氧原子交替排列，每个硅原子和
个氧原子形成 个共价键；每个氧原子与 个硅原子形成
个共价键。故SiO2晶体中硅原子与氧原子按 的比例组成。共价键正四面体4109.5°sp34221∶24 (1)原子晶体的构成微粒是原子，不存在分子，其化学式表示其比例组成。
(2)在金刚石中形成的最小环上有6个碳原子，SiO2晶体中最小环上有12个原子。
(3)常见的原子晶体，单质有金刚石、晶体硅、晶体硼，化合物有二氧化硅、碳化硅等。1．有关原子晶体的叙述，错误的是 (　　)
A．原子晶体中，原子不遵循紧密堆积原理
B．原子晶体的熔点高于所有金属晶体
C．原子晶体中不存在独立的分子
D．原子晶体熔化时要破坏共价键
答案：B 1．概念
分子间通过 结合而形成的晶体。
2．结构特点
由于范德华力不具有 ，所以分子晶体在堆积排列时尽可能地利用空间，采取 的方式。
3．物理性质
(1)分子晶体由于以比较弱的 相结合，因此一般熔点 ，硬度 。分子晶体紧密堆积分子间作用力较小方向性分子间作用力较低 (2)对组成和结构 ，晶体中又不含氢键的物质来说，随着相对分子质量的增大，分子间作用力 ，熔、沸点
。
4．典型的分子晶体——冰和干冰相似增强升高 (1)冰：
①水分子之间的主要作用力是 ，也存在 。
② 有方向 性，它的存在迫使在 的每个水分子与 方向的4个相邻水分子互相吸引。
(2)干冰：
①干冰的晶胞呈 ，每个CO2分子周围等距离紧邻的CO2分子有 个。
②干冰可用作 。范德华力氢键四面体顶角立方体四面体中心制冷剂氢键12 (1)分子晶体中存在分子，分子内原子以共价键结合，分子间以分子间作用力结合形成晶体。
(2)一般来说，范德华力的无方向性也使得分子在堆积时会尽可能利用空间并采取紧密堆积方式，但分子的形状、分子的极性以及分子间是否存在具有方向性的氢键等都会影响分子的堆积方式。
(3)并不是所有的分子晶体中都有化学键，如稀有气体形成的晶体中只有范德华力，而没有化学键。2．干冰汽化时，下列所述内容会发生变化的是(　　)
A．分子间作用力　　　　　　B．分子内共价键
C．分子内共价键键长 D．分子内键能
解析：干冰汽化时分子没有变化，化学键没有变化，只有分子间作用发生变化。
答案：A 1.结构特点
石墨晶体是层状结构，在每一层内，碳原子排列成
，一个个六边形排列成平面的网状结构，每一个碳原子都跟其他 相结合。在同一个层内，相邻的碳原子以 相结合，层与层之间以 相结合。
2．所属类型
石墨中既有 ，又有 ，同时还有
的性质，是一种 型晶体。石墨晶体共价键六边形范德华力三个碳原子范德华力共价键金属键混合键 3．特别提示
石墨晶体中，每个碳原子用sp2杂化轨道与另外邻近的三个碳原子以共价键结合，在同一平面内形成无数并置的正六边形的环。平面与平面之间存在范德华力，它是一种很弱的作用，很容易发生形变，因此石墨比较软；在每个碳原子上，未参与杂化的2p轨道上还有一个未成对电子，可形成遍及整个平面的大π键，电子可以在同一平面内自由移动，相当于金属中的自由电子，所以石墨可以导电。3．石墨晶体中碳原子杂化轨道的类型及同层原子间的主要
作用力分别是 (　　)
A．sp，范德华力　　　　　　B．sp2，范德华力
C．sp2，共价键 D．sp3，共价键
答案：C原子晶体的结构和性质 [例1]　最近科学家成功制成了一种新型的碳氧化合物，该化合物晶体中每个碳原子均以四个共价单键与氧原子结合为一种空间网状的无限伸展结构，下列对该晶体叙述错误的是________。
A．该晶体类型是原子晶体
B．该晶体中碳原子和氧原子的个数比为1∶2
C．晶体中碳原子数与C—O化学键数之比为1∶2
D．晶体的空间最小环共有6个原子构成
E．硬度很大，可用做耐磨材料
F．容易液化，可作制冷材料 [解析]　解决此类问题要先判断晶体类型，然后再由晶体类型判断物质的性质。由题意可知此晶体为CO2原子晶体，具有类似SiO2的结构与性质：一个碳原子周围有四个氧原子，晶体中最小环由12个原子构成，C与C—O键之比应为1∶4，硬度很大，熔、沸点较高。
[答案]　CDF (1)因为原子晶体中原子间以较强的共价键相结合，熔化时需要很多的能量克服共价键。所以原子晶体的熔、沸点很高，硬度很大。
(2)因为构成原子晶体的原子最外层电子都成键，结构稳定，键能较大，所以原子晶体一般不导电，难溶于水。(1)原子晶体熔化时一定要破坏其共价键吗？
(2)原子晶体熔、沸点高低取
决于什么因素？答案：(1)原子晶体是
原子间以共价键结合
形成的空间网状结构，
其熔化时需要破坏其中
的共价键。
(2)原子晶体的熔、沸点取决于其共价键强弱，一般来说对于结构相似的原子晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，则原子晶体熔、沸点越高。分子晶体的结构和性质 [例2]下列说法中正确的是 (　　)
A．构成分子晶体的微粒一定含有共价键
B．在结构相似的情况下，原子晶体中的共价键越强，晶体的熔、沸点越高
C．分子晶体中共价键的键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定也越高
D．分子晶体中只存在分子间作用力而不存在任何化学键，所以其熔、沸点一般较低 [解析]　构成分子晶体的微粒不一定含有共价键，如稀有气体元素单质形成的晶体；在结构相似的情况下，原子晶体中的共价键越强，晶体的熔、沸点越高；分子晶体熔、沸点的高低决定于分子间作用力的大小，与共价键键能的大小无关；分子晶体中基本构成微粒间的相互作用是分子间作用力，多数分子中存在化学键，但化学键不影响分子晶体的熔、沸点。
[答案]　 B (1)分子的稳定性与物质的挥发性有本质区别。前者有化学键的断裂和形成，是化学变化；而后者与分子间作用力有关，是物理变化。
(2)含有氢键的分子晶体的熔、沸点较高。1．下列性质符合分子晶体的是 (　　)
A．熔点1 070℃，易溶于水，水溶液能导电
B．熔点1 0.31℃，液体不导电，水溶液能导电
C．熔点97.81℃，质软，能导电，密度是0.97 g/cm3
D．熔点63.65℃，熔化时能导电，水溶液也能导电
解析：分子晶体的特点是熔、沸点低，硬度小，熔融状态不导电，其水溶液可以导电。
答案：B晶体类型的判断[例3]　下列晶体分类中正确的一组是 (　　)[答案] C [解析]　从晶体中粒子的性质去判断晶体的类型。NaOH、CH3COONa、Ba(OH)2都是通过离子键相互结合的离子晶体；H2SO4分子间以范德华力和氢键相互结合为分子晶体；Ar、
、SO2分子间以范德华力相互结合为分子晶体；石墨
是过渡型或混合型晶体；水晶与金刚石是典型的原子晶体；硫的化学式以1个S表示，实际上是由多个S原子构成的分子，分
子间以范德华力结合成分子晶体；玻璃无一定的熔点，加热时逐渐软化，是非晶体。
晶体类型的判断可以根据晶体分类的依据，即构成晶体的微粒以及微粒间作用力的不同，如离子化合物都是离子晶体，而共价化合物有的是原子晶体(如二氧化硅、碳化硅等)，其余大部分都是分子晶体。也可根据晶体的性质来推断晶体类型。2．下列结构示意图所对应的晶体中，化学式为XY2且属于
分子晶体的是 (　　)
解析：A为CsCl晶胞结构，B为NaCl晶胞结构，C表示SiO2晶体的结构，D为干冰的晶胞。
答案：D点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”
1．[双选题]下列物质的熔、沸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>CH4[来源:21世纪教育网]
C．MgO>H2O>O2>N2
D．金刚石>生铁>纯铁>钠
解析：A中碳化硅的熔点比晶体硅高，D中纯铁的熔点比生铁高。
答案：BC
2．离子晶体熔点的高低决定于阴、阳离子的核间距离、晶格能的大小，据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是(　　)
A．KCl>NaCl>BaO>CaO21世纪教育网
B．NaCl>KCl>CaO>BaO
C．CaO>BaO>KCl>NaCl
D．CaO>BaO>NaCl>KCl[来源:21世纪教育网]
解析：离子所带电荷越多，离子半径越小、晶格能越大，离子晶体的熔点越高，
r(Ca2＋)BaO，r(O2－)NaCl，r(Na＋)KCl。综上所述：熔点高低顺序为：CaO>BaO>NaCl>KCl。
答案：D
3．下列分子晶体：
①HCl　②HBr　③HI　④CO　⑤N2　⑥H2熔、沸点由高到低的顺序是(　　)
A．①②③④⑤⑥　　　　　　　 B．③②①⑤④⑥
C．③②①④⑤⑥ D．⑥⑤④③②①
解析：分子晶体的熔、沸点主要取决于相对分子质量的大小，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点就越高，CO和N2为等电子体，一般极性分子CO的熔、沸点大于非极性分子N2的熔、沸点。
答案：C21世纪教育网
4．下列关于晶体的说法中，正确的是(　　)
A．分子晶体的熔点一定比金属晶体的熔点低
B．在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子21世纪教育网
C．原子晶体的熔点一定比金属晶体的熔点高
D．在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子
解析：A项，有的分子晶体(如I2)比金属晶体(如汞)熔点高；B项，金属晶体中有阳离子，但没有阴离子；C项，有的金属晶体比原子晶体熔点高，如钨的熔点(3 430℃)高于石英(1 710℃)和晶体硅(1 410℃)。
答案：D
[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．下列物质直接由原子构成的一组是(　　)
①CO2　②SiO2　③晶体Si　④白磷　⑤乙酸　⑥Fe　⑦Na2O　⑧固态He
A．①②③④⑤⑧ B．②③④⑥⑧
C．②③⑧ D．①②⑤⑦⑧[来源:21世纪教育网]
解析：原子晶体都是由原子构成，如②③；离子晶体由阴、阳离子构成，如⑦；分子晶体由分子构成，如①④⑤⑧，但⑧也可称由原子构成；金属晶体由金属阳离子和自由电子构成，如⑥。
答案：C
2．下列有关分子晶体的说法中正确的是(　　)[来源:21世纪教育网]
A．分子内均存在共价键
B．分子间一定存在范德华力
C．分子间一定存在氢键
D．其结构一定为分子密堆积
解析：稀有气体元素的单质组成的晶体中，不存在由多个原子组成的分子，而是原子间通过范德华力结合成晶体，所以不存在任何化学键，A项错误。范德华力存在于所有的分子晶体中，而氢键只存在于含有与电负性较大的N、O、F原子结合的氢原子的分子之间或者分子内，所以B项正确，C项错误。只有只存在范德华力的分子晶体才采取分子密堆积的方式，所以D项错误。
答案：B
3．SiCl4的分子结构与CCl4类似，对其作出如下推测，其中不正确的是(　　)
A．SiCl4晶体是分子晶体
B．常温常压下SiCl4是气体
C．SiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子
D．SiCl4熔点高于CCl4
解析：CCl4是分子晶体，则SiCl4也是分子晶体。结构相似的分子晶体，其熔、沸点随相对分子质量的增大而升高，由于SiCl4的相对分子质量大于CCl4，所以SiCl4的熔、沸点应比CCl4的高，而CCl4在常温常压下是液体，所以SiCl4在常温常压下不可能是气体。[来源:21世纪教育网]
答案：B
4．乙醇晶体中不存在的作用力是(　　)
A．极性键　　　　　　　 　 B．非极性键
C．离子键 D．氢键
解析：乙醇晶体是乙醇分子通过分子间作用力结合形成的，在乙醇分子里有C—C之间的非极性键，C—H、C—O、O—H之间的极性键，在分子之间还存在范德华力和氢键，没有离子键。
答案：C
5．碳化硅(SiC)的一种晶体，具有类似金刚石的结构，其中C原子和Si原子的位置是交替的。在下列三种晶体中①金刚石、②晶体硅、③碳化硅，它们的熔点从高到低的顺序是(　　)
A．①③②　　　　　　　 B．②③①
C．③①② D．②①③
解析：C与Si同为ⅣA族元素，它们的相似性表现在金刚石是原子晶体，晶体硅、碳化硅也是原子晶体。硅的原子半径比碳大，形成共价键的键长更长，键能更小。可推断碳化硅的熔点应在晶体硅与金刚石之间。即熔点从高到低分别是金刚石、碳化硅、晶体硅。
答案：A
6．氮化硼是一种新合成的无机材料，它是一种超硬耐磨、耐高温、抗腐蚀的物质。下列各组物质熔化时所克服的微粒间的作用力与氮化硼熔化所克服的微粒间的作用力类型相同的是(　　)
A．硫酸钠和金刚石 B．冰和干冰
C．晶体硅和水晶 D．苯和四氯化碳
解析：氮化硼超硬耐磨、耐高温，是一种原子晶体，熔化时破坏共价键。A选项中的硫酸钠是离子晶体，熔化时破坏离子键，A选项错误；C选项中的两种物质均为原子晶体，熔化时均破坏共价键，C选项正确；B、D两选项中的四种物质都是分子晶体，熔化时都破坏范德华力，B、D两选项都错误。[来源:21世纪教育网]
答案：C
7．根据下列几种物质的熔点和沸点数据，判断下列有关说法中，错误的是(　　)
NaCl
MgCl2
AlCl3
SiCl4
单质B
熔点/℃
810
710
19021世纪教育网
－68
2 300
沸点/℃
1 465
1 418
182.7
57
2 500
注：AlCl3的熔点在2.5×105Pa条件下测定。
A．SiCl4是分子晶体
B．单质B是原子晶体
C．AlCl3加热能升华
D．MgCl2所含离子键的强度比NaCl大
解析：三类不同的晶体由于形成晶体的微粒和微粒间的作用力不同，因而表现出不同的性质。原子晶体具有高的熔、沸点，硬度大，不能导电。而离子晶体也具有较高的熔沸点、较大的硬度，在水溶液中或熔化状态下能导电。分子晶体熔、沸点低，硬度小，不导电，熔化时无化学键断裂，根据这些性质可确定晶体的类型。根据上述性质特点及表中数据进行分析，NaCl的熔、沸点均比MgCl2高，所以NaCl晶体中的离子键应比MgCl2强，故D不正确。
答案：D[21世纪教育网]
二、非选择题 (本题包括4小题，共39分)
8．(8分)有下列8种晶体：A.水晶、B.冰醋酸、C.氧化镁、D.白磷、E.晶体氩、F.氯化铵、G.铝、H.金刚石。用序号回答下列问题：
(1)属于原子晶体的化合物是________，直接由原子构成的晶体是________________，直接由原子构成的分子晶体是____________。
(2)由极性分子构成的晶体是__________，含有共价键的离子晶体是__________，属于原子晶体的单质是__________。
(3)在一定条件下能导电而不发生化学变化的是____，受热熔化后化学键不发生变化的是________，需克服共价键的是________。
解析：做此类题一定要注意选项的“关键词”如(1)中属于原子晶体的化合物，则不能选H，因为金刚石为单质；直接由原子构成的晶体不仅有原子晶体，还要注意分子晶体中稀有气体的特殊性——稀有气体为单原子分子；(2)中注意选项中的“定语”即关键词，如极性分子、含有共价键、单质等，只有注意到这些词，才能不犯低级错误。
答案：(1)A　A、E、H　E
(2)B　F　H
(3)G　B、D、E　A、H
9．(8分)单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据：
金刚石
晶体硅
晶体硼
熔点/K
3 55021世纪教育网
1 415
2 57321世纪教育网
沸点/K
4 827
2 628
2 823
摩氏硬度
10
7.0
9.5
(1)晶体硼的晶体类型属于________，理由是_________________________________
________________________________________________________________________。
(2)已知晶体硼的结构单元是由硼原子组成的正二十面体(如图所示)，其中有20个等边三角形的面和一定数目的顶点，每个顶点各有一个硼原子。通过观察图形及推算，得出此基本结构单元由________个硼原子构成，其中B—B键的键角为________，共含有________个B—B键。
解析：(1)晶体硼的熔、沸点和硬度都介于晶体硅和金刚石之间，而金刚石和晶体硅均为原子晶体，且从周期表中的位置看硼与碳相邻，与硅处于对角线处(相似)，也能推知晶体硼属于原子晶体。
(2)用切割法计算B原子个数为20××3＝12(个)，正三角形键角为60°，B—B键键数为20××3＝30。
答案：(1)原子晶体　晶体硼的熔、沸点和硬度均介于金刚石和晶体硅之间，而金刚石和晶体硅都是原子晶体
(2)12　60°　30
10．(11分)如图所示表示一些晶体中的某些结构，它们分别是NaCl、CsCl、干冰、金刚石、石墨结构中的某一种的某一部分：
(1)代表金刚石的是(填编号字母，下同)________，其中每个碳原子与________个碳原子最接近且距离相等。金刚石属于______________________晶体。
(2)代表石墨的是______，每个正六边形占有的碳原子数平均为____个。
(3)代表NaCl的是______，每个Na＋周围与它最接近且距离相等的Na＋有____个。
(4)代表CsCl的是________，它属于________晶体，每个Cs＋与______个Cl－紧邻。
(5)代表干冰的是______，它属于______晶体，每个CO2分子与____个CO2分子紧邻。21世纪教育网
解析：根据不同物质晶体的结构特点来辨别图形所代表的物质。NaCl晶体是简单的立方单元，每个Na＋与6个Cl－紧邻，每个Cl－又与6个Na＋紧邻，但观察与Na＋距离最近且等距离的Na＋数时要抛开Cl－，从空间结构上看是12个Na＋，即x轴面上、y轴面上、z轴面上各4个。CsCl晶体由Cs＋、Cl－分别构成立方结构，且由Cs＋组成的立方体中心有1个Cl－，由Cl－组成的立方体中心有一个Cs＋，可称为“体心立方”结构，Cl－紧邻8个Cs＋，Cs＋紧邻8个Cl－。干冰也是立方结构，但在立方体每个正方形面的中央都有一个CO2分子，称为“面心立方”。实际上各面中央的CO2分子也组成立方体结构，彼此相互套入面的中心。所以每个CO2分子在三维空间的三个面各紧邻4个CO2，共12个CO2分子。金刚石的基本单元是正四面体，每个碳原子紧邻4个其他碳原子。石墨的片层由正六边形结构组成，每个碳原子紧邻另外3个碳原子，即每个六边形占有1个碳原子的1/3，每个六边形占有的碳原子数是6×1/3＝2个。
答案：(1)D　4　原子　(2)E　2　(3)A　12
(4)C　离子　8　(5)B　分子　12
11．(12分)1985年，科学家发现的C60分子是由60个碳原子构成的，它的形状像足球(图C)，因此又叫足球烯。1991年科学家又发现一种碳的单质——碳纳米管，它是由六边环形的碳原子构成的管状大分子(图D)，图A、图B分别是金刚石和石墨的结构示意图。图中小黑点或小黑圈均代表碳原子。
试回答下列问题：
(1)金刚石、石墨、足球烯和碳纳米管的物理性质存在较大差异的原因是________________________________________________________________________。　
(2)常温下足球烯和碳纳米管的化学性质是否比金刚石和石墨的活泼？________(填“活泼”或“一样”)，理由是_______________________________________________。[来源:21世纪教育网]
(3)由B图可推算在石墨晶体中，每个正六边形平均所占有的C原子数与C—C键数之比为________。
(4)在金刚石的网状结构中，含有共价键形成的碳原子环，其中最小的环上有____________(填数字)个碳原子，每个碳原子上的任两个C—C键的夹角都是________(填角度)。
(5)燃氢汽车之所以尚未大面积推广，除较经济的制氢方法尚未完全解决外，制得H2后还需解决贮存问题，在上述四种碳单质中有可能成为贮氢材料的是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。　
解析：(1)由题干信息知，几种晶体的类型不同，金刚石：原子晶体，石墨：混合键型晶体，足球烯、碳纳米管为分子晶体，所以物理性质差别大。
(2)足球烯和碳纳米管都含有键能较小的π键，因此易断裂发生化学反应。
(3)石墨中：一个正六边形所占有的碳原子数：6×＝2，C—C键数：6× ＝3，所以，碳原子数与C—C键数之比为2∶3。
(4)由金刚石晶体的结构模型可查出最小环上有6个碳原子，任两个C—C键的夹角为109.5°。
(5)由于C60分子中有多个π键，因此可与H2发生加成反应做贮氢材料。
答案：(1)几种晶体的类型不同，足球烯、碳纳米管为分子晶体，金刚石为原子晶体，石墨为混合键型晶体
(2)活泼　足球烯、碳纳米管分子中含有较不稳定的π键，易发生化学反应
(3)2∶3
(4)6　109.5°
(5)足球烯
[随堂基础巩固]
1．下列物质中，属于原子晶体的化合物是(　　)
A．水晶　　　　　　　　B．晶体硅
C．金刚石 D．干冰21世纪教育网
解析：水晶、晶体硅、金刚石是常见的原子晶体，金刚石和晶体硅是单质。
答案：A
2．下列有关原子晶体的叙述中，正确的是(　　)
A．原子晶体中只存在非极性共价键
B．在SiO2晶体中，1个硅原子和2个氧原子形成2个共价键
C．石英晶体是直接由硅原子和氧原子通过共价键形成的空间网状结构的晶体
D．原子晶体的熔点一定比金属晶体的高
解析：A项中如果是不同原子构成的原子晶体(如二氧化硅)，就会存在极性键，故A错；SiO2晶体中1个硅原子和4个氧原子形成4个共价键，故B错；石英晶体是由硅原子和氧原子通过共价键形成的空间网状结构晶体，即原子晶体，C正确；金属晶体的熔点差别较大，如金属钨的熔点高达(3 410±20)℃，就比原子晶体SiO2熔点(1 723℃)高，而有的金属晶体熔点又很低，常温下为液态，如：金属汞，其熔点比某些分子晶体(如碘常温下为固态)还低，故D错。
答案：C
3．下列化学式既能表示物质的组成，又能表示物质的分子式的是(　　)[来源:21世纪教育网]21世纪教育网
A．NH4NO3　　　　　　　　　B．SiO2
C．C6H5NO2 D．Cu
解析：在四种类型的晶体中，除分子晶体中含有分子外，其余的晶体中都不存在单个的分子，化学式仅代表物质中原子的最简组成而不能表示其真正的分子。21世纪教育网
答案：C
4．下列有关分子晶体熔点高低的叙述中，正确的是(　　)
A．Cl2＞I2　　　　　　　　 B．SiCl4＞CCl4
C．N2＞O2 D．异丁烷>正丁烷21世纪教育网
解析：A、B、C、D选项中均无氢键，且都为分子晶体，物质结构相似则相对分子质量大的熔点高，故A、C错误，B正确；D中同分异构体支链越多，熔点越低，故D错误。
答案：B
5．(1)下图为CO2分子晶体结构的一部分，观察图形，试说明每个CO2分子周围有________个与之紧邻且等距的CO2分子；该结构单元平均占有________个CO2分子。
(2)在金刚石的网状结构中，含有由共价键形成的碳原子环，其中最小的环上有________(填数字)个碳原子，每个碳原子上的任意两个C－C键的夹角都是______(填角度)。[来源:21世纪教育网]
(3)二氧化硅晶体中，每个硅原子周围有________个氧原子，每个氧原子周围有________个硅原子，硅、氧原子个数比为________。
(4)石墨晶体结构如图所示，每一层由无数个正六边形构成。
平均每个正六边形所占有的碳原子数目为________；
平均每个正六边形所占有的共价健数目为________。
解析：(1)题给CO2分子晶体的一部分属面心立方结构。取任一顶点的CO2分子，则与之相邻最近且等距的是共用该顶点的3个面面心上的CO2分子，共3个；而该顶点被8个同样晶胞共用，面心上的分子被2个晶胞共用，这样符合题意的CO2分子有：3×8/2＝12(个)；在此结构中，8个CO2分子处于顶点，为8个同样结构共用，6个CO2分子处于面心，为2个同样结构共用。所以，该结构单元平均占有的CO2分子为8×＋6×＝4(个)。21世纪教育网
(2)在金刚石晶体里，每个碳原子都被相邻的四个碳原子包围，以共价键跟这四个碳原子结合，形成正四面体，被包围的碳原子处于正四面体中心，任意两个C－C键的夹角都是109.5°。
(4)在石墨的层状结构中，每一层由6个碳原子构成正六边形，每个碳原子为3个六边形共用，所以每个六边形平均占有的碳原子数为2；每个六边形由6个共价键构成，即六边形的六条边，每条边为2个六边形共用，故每个六边形平均占有的共价键数为3。
答案：(1)12　4　(2)6　109.5°
(3)4　2　1∶2　(4)2　3
课件21张PPT。第3章第4节晨背关键语句理解教材新知应用创新演练把握热点考向知识点一知识点二考向随堂基础巩固课时跟踪训练 1．物质的聚集状态随构成物质的微粒种类、微粒间相互作用、微粒的聚集程度的不同而有所不同。
2．不同聚集状态的物质具有不同的特性，根据这些特性可以制造出特殊的材料。
3．非晶体内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态。液晶在一定温度范围内既具有液体的可流动性，又具有晶体的各向异性。纳米材料是指三维空间尺寸至少有一维处于纳米尺度的、具有特定功能的材料。等离子体是由大量带电微粒(离子、电子)和中性微粒(原子、分子)所组成的物质聚集体。 1.非晶体
(1)概念：
内部原子或分子的排列呈 的分布状态的固体。
(2)非晶体与晶体的区别：
①本质区别在于物质内部的微粒能否 规则排列。晶体的内部微粒在空间按一定规律周期性重复排列而表现出
，非晶体的内部微粒的排列则是 和
的。非晶体和液晶杂乱无章有序地长程无序短程长程有序有序 ②表现的性质区别在于晶体结构具有 、
和 ，而非晶体没有这些性质。
③某些非晶体具有优异性能。例如：某些非晶态合金的
和 高、 性好；非晶态硅对阳光的吸收系数比单晶硅大得多。
2．液晶
(1)概念：
在一定的温度范围内既具有液体的 ，又具有
晶体的 的物质。对称性性各向异强度耐腐蚀硬度自范性可流动性各向异性 (2)特点：
液晶内部分子的排列沿分子长轴方向呈现出 排列，所以液晶在 、 、 等方面表现出类似晶体的 。
(3)应用：制造 。
有序折射率磁化率电导率电导率液晶显示器1．有关非晶体的描述，不正确的是 (　　)
A．非晶体和晶体均呈固态
B．非晶体内部微粒的排列是长程无序和短程有序的
C．非晶体结构无对称性、各向异性和自范性
D．非晶态合金的硬度和强度一定比晶体合金的低
答案：D. 1.纳米材料
(1)纳米：
纳米是一种 单位，1 nm＝ m。
(2)纳米材料：
三维空间尺寸至少 处于纳米尺度的，具有
的材料。
(3)纳米材料的组成及特点：
纳米材料由直径为几个或几十个纳米的 和颗粒间的界面两部分组成。纳米材料内部具有 结构，界面为
结构。纳米材料和等离子体有一维长度颗粒10－9特定功能晶状无序 (4)纳米材料的应用：尖端技术、医疗、日常生活等。
2．等离子体
(1)概念：
由大量带电微粒( 、 )和中性微粒( 或
)所组成的物质 。
(2)形成：
随着温度的升高，构成物质的原子或分子的 加剧，分子或原子间碰撞使分子分解为 或 甚至会把它们中的 撞击出来，使物质含有大量 。离子电子原子分子聚集体热运动原子原子团电子带电微粒 (3)特点：
①等离子体中正负电荷数大致 ，总体看来呈
。
②等离子体中的微粒带有 ，而且能 ，所以等离子体具有良好的 。
(4)应用：
受控 聚变、 金属、代替手术刀、制造显示器等。准电相等电荷导电性自由运动切割中性热核2．下列关于纳米材料的叙述中，正确的是 (　　)
A．包括纳米颗粒和颗粒间界面两部分
B．纳米材料属于晶体
C．纳米材料属于非晶体
D．同一种金属元素构成的纳米材料与宏观金属晶体具有
完全等同的性质
答案：A物质的特殊聚集状态 [例]　下列关于物质特殊聚集状态结构的叙述中，错误的是 (　　)
A．等离子体的基本构成微粒是带电的离子和电子及不带电的分子或原子
B．非晶体基本构成微粒的排列是长程无序和短程有序的
C．液晶内部分子沿分子长轴方向有序排列，使液晶具有各向异性
D．纳米材料包括纳米颗粒与颗粒间的界面两部分，两部分都是长程有序的 [解析]　题中涉及几种特殊聚集状态的结构，根据纳米材料构成可得，界面是无序结构。
[答案]　D 非晶体、液晶、纳米材料、等离子体这些物质的聚集状态不同于晶体、普通的液体和气体，由于构成物质的微粒排列不同，即内部结构特点不同，使得处于不同聚集状态的物质表现出不同的性质。虽然它们的性质很奇特，但仍然是原子组成的，只不过原子的排列方式发生了重大变化。下列关于特殊聚集状态的应用的描述中，错误的是(　　)
A．运用等离子束切割金属
B．晶体合金的硬度和强度均比非晶体合金的硬度和强度高
C．液晶用于各种显示仪器上
D．化妆品中加入纳米颗粒可使其具备防紫外线的功能
解析：对照上述几种物质对应的用途可知B项错误，因某些非晶体合金的硬度和强度比晶体的高。
答案：B点击下图片进入“随堂基础巩固”点击下图片进入“课时跟踪训练”[课时跟踪训练]
(时间：45分钟　满分：60分)
一、选择题(本题包括7小题，每小题3分，共21分)
1．某个固体在不同方向上的物理性质是相同的，那么它(　　)
A．一定是晶体　　　　　　　B．一定是非晶体
C．一定是多晶体 D．不一定是非晶体
解析：晶体具有各向异性，A错误；固体在不同方向上的物理性质相同，该固体可能是非晶体，也可能是其他聚集状态的物质，如纳米材料，综上所述，只有D正确。
答案：D
2．下列说法符合科学性的是(　　)
A．我厂生产的食盐对人体有益，它是纳米材料，易吸收、易消化
B．我厂生产的食盐，处于液晶状态，是你日常生活中不可缺少的物质，它是非常纯净的非晶体
C．金的常规熔点为1 064℃，而制成2 mm尺寸的金的熔点只有327℃左右，所以纳米金属于分子晶体
D．液晶在一定的温度范围内既具有液体的流动性，又具有晶体的各向异性可用于制造显示器[来源:21世纪教育网]
解析：A、B是错误的，食盐易溶于水，溶解前处于什么状态与溶解、吸收无多大关系，只是溶解的快慢问题。通常使食盐处于晶体状态，不是处于液晶状态。纳米材料不同于一般的晶体、非晶体，所以C也是错误的。
答案：D21世纪教育网
3．下列关于等离子体的叙述正确的是(　　)
A．物质一般有固态、液态和气态三态，等离子体却被认为是物质存在的第四态
B．为了使气体变成等离子体，必须使其通电
C．等离子体通过电场时，所有粒子的运动方向都发生改变
D．等离子体性质稳定，不易发生化学反应[来源:21世纪教育网]21世纪教育网
解析：除高温加热外，用X射线、紫外线和γ射线来照射气体，也可以使气体转变为等离子体，B错误。等离子体中也存在中性微粒，通过电场时运动方向不发生改变，C错误。等离子体性质活泼，可发生在一般条件下无法进行的化学反应，D错误。
答案：A
4．下列关于物质聚集状态的叙述中，错误的是(　　)[来源:21世纪教育网]
A．物质只有气、液、固三种聚集状态21世纪教育网
B．气态是高度无序的体系存在状态
C．固态中的原子或者分子结合得较紧凑，相对运动较弱
D．液态物质的微粒间距离和作用力的强弱介于固、气两态之间，表现出明显的流动性
解析：物质的聚集状态除了气、液、固三态外，还有非晶体、液晶、纳米材料和等离子体等；物质处于气态时，分子间距离大，分子运动速度快，体系处于高度无序状态；对于固态物质，原子或分子相距很近，分子难以平动和转动，但能够在一定的位置上做不同程度的振动；对液态物质而言，分子间距离比固态中的大一些，分子间作用力也比固态中的小一些，分子的转动明显活跃，平动也有所增加，使之表现出明显的流动性。
答案：A
5．我国科学家已成功合成了一种碳纤维(3 nm长的管状纳米管，长度居世界之首)，这种碳纤维具有强度高、刚度(抵抗变形的能力)高、密度小(只有钢的1/4)、熔点高、化学性质稳定性好的特点，因而被称为“超级纤维”。下列对碳纤维的说法不正确的是(　　)
A．它是制造飞机的理想材料
B．它的主要组成元素是碳
C．它的抗腐蚀能力强
D．碳纤维复合材料不易导电
解析：纳米材料有其独特的性能。我们都知道：一般飞机是用钢铁制造的，由于碳纤维的“强度高、刚度高、密度小”，故它是制造飞机的理想材料；碳纤维复合材料其主要组成元素是碳，但由于合成的是纳米级材料，碳原子最外层有4个电子，也可以有类似于石墨晶体的结构，存在自由电子，故可以导电。
答案：D
6．水除了气态、液态、固态以外，还有玻璃态。它是由液态水急速冷却到160 K时形成的，无固定的形状，不存在晶体结构，且密度与液态水相同。以下关于玻璃态水的叙述中正确的是(　　)
A．水由液态变为玻璃态，体积缩小
B．水由液态变为玻璃态，体积膨胀
C．水的玻璃态是一种特殊状态
D．玻璃态水是分子晶体
解析：由题给信息知“玻璃态水的密度与液态水相同”，表明水由液态变为玻璃态其体积不变，因而答案A、B错误。此外，“玻璃态水无固定形状，不存在晶体结构”，故D错误。[来源:21世纪教育网][来源:21世纪教育网]
答案：C
7．下列关于物质特殊聚集状态结构的叙述中，错误的是(　　)
A．等离子体的基本构成微粒的排列是带电的离子或电子及不带电的分子或原子
B．非晶体基本构成微粒的排列是长程无序和短程有序
C．液晶内部分子沿分子长轴方向有序排列，使液晶具有各向异性
D．纳米材料包括纳米颗粒与颗粒间的界面两部分，两部分都是长程有序的
解析：纳米材料由直径为几个或几十个纳米的颗粒和颗粒间的界面两部分组成。纳米颗粒是长程有序的晶体结构，界面则是既不长程有序也不短程有序的无序结构，因此纳米材料具有既不同于微观粒子又不同于宏观物体的独特性质。21世纪教育网
答案：D
二、非选择题(本题包括4小题，共39分)
8．(8分)将下列物质和用途对应连接。
A金刚石 (1)用作导线
B金属铜 (2)显示器
C液晶 (3)吸光材料
D非晶体硅 (4)钻磨材料
解析：题目考查各种物质的主要用途。
答案：A—(4)　B—(1)　C—(2)　D—(3)
9．(8分)(1)等离子体：由大量带电微粒(离子、电子)和________所组成的物质聚集体称为等离子体。因为等离子体中正、负电荷数大致相等，总体来看等离子体呈______。等离子体中的微粒带有电荷且能自由运动，使等离子体具有很好的________，加之有很高的温度和流动性，所以等离子体用途十分广泛。
(2)使气体转变为等离子体的条件：除高温外，用______、________和________来照射气体，都可以使气体转变为等离子体。
答案：(1)中性微粒(原子或分子)
准电中性　导电性
(2)紫外线　X射线　γ射线
10．(12分)21世纪的新领域纳米技术正日益受到各国科学家的关注，2000年时任美国总统克林顿宣布了国家纳米倡议，并于2001年财政年度增加科技支出26亿美元，其中5亿给纳米技术。[21世纪教育网]
请根据下图回答下列问题：
(1)纳米是________单位，1纳米等于________米。纳米科学与技术是研究结构尺寸在1至100纳米范围内材料的性质与应用。它与________分散系的粒子大小一样。
(2)世界上最小的马达，只有千万分之一个蚊子那么大，如上图，这种分子马达将来可用于消除体内垃圾。
①该图是马达分子的________。
②该分子中含有的组成环的原子是________元素的原子，分子中共有________个该原子。
解析：本题主要考查对纳米及晶体结构的理解。根据题给信息，分子马达可用于消除体内垃圾，应是含碳物质，再根据图中“●”原子的结构特点，进一步确定组成环的原子是碳原子。
答案：(1)长度　10－9　胶体
(2)①球棍模型　②碳　30
11．(11分)(1)(CH3)3NH＋和[AlCl4]可形成离子液体。离子液体由阴、阳离子组成，熔点低于100℃，其挥发性一般比有机溶剂________(填“大”或“小”)，可用作________(填代号)。
a．助燃剂　　　　　　　b．“绿色”溶剂
c．复合材料 d．绝热材料
(2)在纳米级的空间中，水的结冰温度是怎样的呢？为此，科学家对不同直径碳纳米管中水的结冰温度进行分析。下图是四种不同直径碳纳米管中的冰柱结构及结冰温度，冰柱的大小取决于碳纳米管的直径。水在碳纳米管中结冰的规律是____________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)由(CH3)3NH＋和[AlCl4]形成的离子液体，阴、阳离子间的作用力肯定大于有机溶剂分子间的范德华力，因此其挥发性一般比有机溶剂小；该离子液体中不含氧，则其不助燃，属于无机物，一般不能用作复合材料；由阴、阳离子形成的离子液体，应该具有导热性，不可能用作绝热材料。
(2)由题图可知，随着碳纳米管直径的增大，结冰温度依次为27℃、7℃、－53℃、－83℃，即碳纳米管直径越大，结冰温度越低。
答案：(1)小　b
(2)碳纳米管直径越大，结冰温度越低
[随堂基础巩固]
1．从我们熟悉的食盐、金属、冰到贵重的钻石等都是晶体，而同样透明的玻璃却是非晶体。下列关于晶体和非晶体本质区别的叙述中，正确的是(　　)
A．是否具有规则的几何外形的固体
B．是否具有固定组成的物质
C．是否具有美观对称的外形
D．内部基本构成微粒是否按一定规律做周期性重复排列
解析：有规则几何外形或美观对称外形的固体不一定都是晶体，如玻璃制品可以塑造出规则的几何外形，也可以具有美观对称的外观；具有固定组成的物质也不一定是晶体，如某些无定形体也有固定的组成。晶体和非晶体的本质区别在于其微观结构不同。
答案：D
2．有关液晶的叙述，不正确的是(　　)
A．液晶既具有液体的流动性，又具有晶体的各向异性
B．液晶最重要的用途是制造液晶显示器
C．液晶不是物质的一种聚集状态21世纪教育网
D．液晶分子聚集在一起时，其分子间相互作用很容易受温度、压力和电场的影响21世纪教育网21世纪教育网
解析：从液晶的结构特征看，液晶具有晶体的某些性质，如各向异性。在电场作用下，液晶分子能够沿电场方向排列，这也是制造液晶显示器的依据。液晶是介于液态和固态之间的一种聚集状态，故只有C选项错误。
答案：C
3．下列关于等离子体的叙述中，错误的是(　　)
A．是物质的一种聚集状态
B．是一种混合物存在状态21世纪教育网
C．具有导电性21世纪教育网
D．基本构成微粒只有阴、阳离子
解析：根据等离子体的构成，可知既有带电的阴、阳离子，也有中性的分子或原子，是个复杂的混合体系。21世纪教育网
答案：D
4．纳米材料是21世纪最有前途的新型材料之一，世界各国对这一新材料给予了极大的关注。纳米微粒是指直径为1～100 nm的超细微粒(1 nm＝10－9 m)。由于表面效应和体积效应，其常有奇特的光、电、磁、热等性质，可开发为新型功能材料，有关纳米微粒的叙述不正确的是(　　)
A．因纳米微粒半径太小，故不能将其制成胶体[来源:21世纪教育网]
B．一定条件下纳米微粒可催化水的分解
C．一定条件下，纳米TiO2陶瓷可发生任意弯曲，可塑性好
D．纳米微粒半径小，表面活性高
解析：题中涉及纳米材料这一新型材料，根据纳米微粒直径的大小，判断出其分散质微粒直径的大小刚好处在胶体分散质大小的范围内，因此我们要结合胶体知识，并紧密联系题干中的有关知识分析、讨论。
答案：A
5．当物质达到纳米尺度 (约1～100 nm)这个空间范围内，物质的性能就会发生突变，出现特殊性能。如果仅仅是尺度达到纳米量级，但是没有特殊性能的材料，也不能叫做纳米材料。一个导电性、导热性很好的铜、银导体在形成纳米材料后，就会失去原来的性质，不导电、不导热，从而失去金属光泽。针对以上叙述回答：
(1)纳米是________单位。
(2)物质变成纳米材料后，性质会________。
(3)金属晶体具有导电性是因为________________，形成纳米材料后其导电性、导热性会________。
(4)纳米量级的物质是否一定为纳米材料？________________________________，
理由是______________________________________________________________。
解析：正确理解纳米材料的性能。
答案：(1)长度　(2)发生突变
(3)晶体中存在自由电子　失去
(4)不一定　因为纳米材料必须具备特殊性能21世纪教育网

1．以下有关元素性质的说法不正确的是(　　)
A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2[来源:21世纪教育网]
②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．下列原子的价电子排布中：①3s23p1，②3s23p2，
③3s23p3，④3s23p4，对应的第一电离能最大的是③
C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数的增加而递增的是④21世纪教育网
D．某元素的逐级电离能(kJ/mol)分别为738、1 451、7 733、 10 540、13 630、17 995、 21 703，当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是①X＋，②X2＋，③X3＋，④X4＋中的③
解析：A选项：由电子的排布式可知四种原子分别为Si、N、C、S，它们在周期表中的位置如下：
C　　N
Si　　(P)　　S
根据同周期中和同主族中原子半径的变化规律可知，r(Si)>r(S)，r(Si)>r(C)>r(N)，故原子半径最大的为Si原子，即①；B选项：四种元素均为第三周期，由第一电离能的变化规律及核外电子的排布情况知③中3p能级处于半充满状态，第一电离能最大；C选项同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同一主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故④符合。D选项：判断电离能与元素化合价的关系，关键看各级电离能之间的变化趋势，相邻两级电离能变化较大说明再失一个电子的难度增大，由此可判断出该离子所带的电荷数，所以X最有可能生成的阳离子是X2＋。
答案：D
2．(2011·福建理综)氮元素可以形成多种化合物。
回答以下问题：21世纪教育网
(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________；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。
③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4晶体内不存在________(填标号)。
a．离子键　　　　　　b．共价键
c．配位键 d．范德华力
(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________(填标号)。
a．CF4 b．CH4
c．NH d．H2O
解析：(1)基态氮原子价电子排布为2s22p3，不要写成所有电子的排布式。[来源:21世纪教育网]
(2)C、N、O属于同一周期， VA族元素的第一电离能大于同周期相邻元素的第一电离能，所以三种元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C
(3)①NH3分子空间构型为三角锥形，N原子sp3杂化，根据题干中给出的信息可知N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型也是sp3
②反应中有4 mol N—H键断裂，即有1 mol N2H4反应，根据反应方程式可知，1 mol N2H4参加反应有1.5 mol N2生成，而每摩尔N2中有2 mol π键，则形成的π键为3 mol。
③N2H中存在配位键、共价键，N2H与SO之间存在离子键，离子晶体中不能存在范德华力。[来源:21世纪教育网]21世纪教育网
(4)四个选项中能形成氢键的是NH、H2O，但只有NH空间构型为正四面体，4个H原子位于四个顶点，恰好对应该有机化合物的4个N原子，形成4个氢键。21世纪教育网
答案：(1)2s2 2p3　(2)N>O>C　(3)①三角锥形　sp3　②3　③d　(4)c

5．(2011·海南高考)铜(Cu)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)SO的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是__________。21世纪教育网
(4)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为________；一种铜金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)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到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________________。
解析：(1)金属铜与浓硫酸在加热条件下反应生成硫酸铜、二氧化硫和水，其化学方程式为Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O。21世纪教育网
(2)无水硫酸铜与水能形成硫酸铜晶体，硫酸铜晶体为蓝色，所以CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分。
(3)SO的立体构型为正四面体形，S原子采取sp3杂化。
(4)Au原子最外层电子排布式为6s1。由均摊法，晶胞中Cu原子个数为6×＝3，Au原子个数为8×＝1，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为3∶1，该晶体中，原子之间的作用力是金属键。[来源:21世纪教育网]
(5)CaF2的晶胞结构如图所示，若将Cu原子与Au原子等同看待，则该晶体中储氢个数为8个，所以该晶体储氢后的化学式为Cu3AuH8。
答案：(1)Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
(2)硫酸铜粉末吸水后变为蓝色晶体21世纪教育网
(3)正四面体形　sp3杂化
(4)6s1　3∶1　金属键
(5)Cu3AuH8
6．生物质能是一种等洁净、可再生能源，生物质气(主要成分为CO、CO2、H2)与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一
(1)上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的核外电子排布式________。21世纪教育网
(2)根据等电子原理，写出CO分子的结构式________。
(3)甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu(OH)2的碱性溶液反应生成Cu2O沉淀。
①甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是________；甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为________。21世纪教育网
②甲醛分子的空间构型是________；1 mol甲醛分子中σ键的数目为________。
③在1个Cu2O晶胞中(结构如图所示)，所包含的Cu原子数目为____________。
解析：(3)在杂化轨道类型分析中，要注意该原子形成的σ键的数目，在据晶胞图确定晶胞中各原子数目时，要考虑组成微粒的共用情况，如正方体的顶点原子为8个晶胞共用，棱上原子为4个晶胞共用，面上原子为2个晶胞共用等。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2
(2)C≡O
(3)①甲醇分子之间形成氢键　sp2杂化
②平面三角形　3NA
③4

3．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。21世纪教育网
(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/cm3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为________cm3。21世纪教育网
解析：(1)氧元素原子的基态核外电子排布式为1s22s22p4,2p能级中4个电子在三个轨道中排布，故未成对的电子个数是两个。[来源:21世纪教育网]
(2)化学键是强烈的相互作用；氢键的作用力比化学键弱，但比范德华力的作用力要强。可形成分子间氢键，而形成的是分子内氢键，分子间氢键使分子间的作用力增大，故前者比后者的沸点要高。[来源:21世纪教育网]
(3)H3O＋的立体构型为三角锥形，故O原子的杂化方式为sp3；H3O＋中O原子只有一对孤对电子，排斥力较小，使得键角变大。
(4)根据NaCl的晶胞可知，一个CaO晶胞含有4个CaO，设晶胞的体积为V，则：×NA×a＝56，则V＝。
答案：(1)2　(2)O—H键、氢键、范德华力21世纪教育网
易形成分子内氢键，而易形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大　(3)sp3　H2O中O原子有两对孤对电子，H3O＋中O原子只有一对孤对电子，排斥力较小　(4)
4．(2011·全国新课标)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和过量NaF作用可生成NaBF4，BF的立体构型为________。
(4)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为________，层间作用力为________。
(5)六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5 pm。立方氮化硼晶胞中含有________个氮原子、________个硼原子，立方氮化硼的密度是__________________________________________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值。阿伏加德罗常数为NA)。
解析：本题主要考查新型陶瓷材料的制取、电子排布、杂化以及晶胞的有关计算，意在考查考生的推理分析能力。
(1)已知反应物和主要的生成物，根据原子守恒判断出次要生成物，写出化学方程式，配平即可。
(2)B原子核外有5个电子，其基态电子排布式为：1s22s22p1；BN中N的电负性较大，N为－3价，那么B就为＋3价。
(3)因为BF3的空间构型为平面三角形，所以F—B—F的键角为120°。21世纪教育网
(4)六方氮化硼晶体结构与石墨相似，故B、N以共价键相结合，其层间作用力是分子间作用力。
答案：(1)B2O3＋3CaF2＋3H2SO42BF3↑＋3CaSO4＋3H2O　B2O3＋2NH32BN＋3H2O
(2)1s22s22p1　N 　＋3
(3)120°　sp2　正四面体
(4)共价键(极性共价键)　分子间作用力
(5)4　4　
[原 子 结 构]
(满分100分　时间90分钟)
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分)
1．下列说法中正确的是(　　)
A．处于最低能量的原子叫做基态原子
B．3p2表示3p能级有两个轨道
C．同一原子中，1s、2p、3p电子的能量逐渐减小
D．同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多
解析：处于最低能量状态的原子叫做基态原子，A正确；3p2表示3p轨道上有2个电子，B不正确；同一原子中，1s、2p、3p电子的能量逐渐升高，C不正确；同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数均为3，D不正确。
答案：A
2．如果每个轨道只能容纳2个电子，那么L电子层最多可容纳的电子数为(　　)
A．3个　　　　　　　　　 B．8个
C．9个 D．18个
解析：L电子层有1个s轨道和3个p轨道，每个轨道只能容纳2个电子，因此L电子层最多可容纳8个电子。
答案：B
3．在d轨道中电子排布成，而不排布成，其最直接的根据是(　　)
A．能量最低原则　　　　　 B．泡利不相容原理
C．原子轨道构造原理 D．洪特规则
解析：洪特规则表明，当电子排布在能量相同的不同轨道时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同。
答案：D
4．A原子的结构示意图为。则x、y及该原子3p能级上的电子数分别为
(　　)
A．18、6、4 B．20、8、6
C．18、8、6 D．15～20、3～8、1～6
解析：该元素原子核外电子排布可能是1s22s22p63s23p63d1～104s2；出现4s能级，3p能级上已排满电子，故3p能级上的电子数为6，若y＝8(3d能级上未排电子)，则x＝20。
答案：B
5．某元素的原子具有的价电子排布，则该元素可能有的化合价是(　　)
①－2　②＋3　③＋4　④＋5　⑤＋6
A．只有① B．①②③
C．①③⑤ D．①②③④⑤
解析：由其价电子排布为ns2np4可知共有6个价电子，故最高正价为＋6价，最低价为－2价，也可形成＋4价。
答案：C
6．可以表示基态钠原子最外层电子的四个量子数的是(　　)
A．3,1,0，↑ B．3,0,0，↓
C．3,0，－1，↑ D．3,1，－1，↑
解析：各量子数之间的关系为n＞l、l≥|m|，自旋磁量子数只有两个取值，钠原子的最外层电子的主量子数为3，角量子数为0，磁量子数也只能为0，故B正确。
答案：B
7．位于元素周期表中第6周期的元素，原子核外的最高能级组是(　　)
A．6s6p　　　　　　　　B．6s6p6d
C．6s5d6p D．6s4f5d6p
解析：第6周期，对应的最大主量子数为6，最高能级组为6s(6－2)f(6－1)d6p。
答案：D
8．下列关于价电子为3s23p4的描述正确的是(　　)
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．可以与H2化合生成液态化合物
D．其轨道表示式为
解析：由它的价电子3s23p4 可知该元素为S，与H2化合生成的H2S为气体，D中电子排布图违背了洪特规则。
答案：B
9．下列说法正确的是(　　)
A．原子核外电子在某一时刻的位置可以测定或计算出来
B．原子核外电子的运动轨迹可以描画出来
C．人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小
D．电子云图中的小黑点表示电子的个数多少
解析：核外电子的运动无法用运动轨迹描述，也不能确定某一时刻电子的位置。小黑点只代表电子在此处出现过，并不代表一个电子。21世纪教育网
答案：C
10．下列比较正确的是(　　)
A．第一电离能：I1(P)>I1(S)
B．离子半径：r(Al3＋)>r(O2－)
C．能量：E(4s)>E(3d)
D．电负性：K原子>Na原子
解析：同周期第一电离能ⅤA族元素大于ⅥA族元素，A正确。具有相同电子层结构的离子半径，原子序数越大半径越小，B不正确。能量E(4s)答案：A
11．A＋、B2＋、C－、D2－四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列顺序：①B2＋＞A＋＞C－＞D2－；②C－＞D2－＞A＋＞B2＋；③B2＋＞A＋＞D2－＞C－；④D2－＞C－＞A＋＞B2＋。四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序分别是(　　)
A．①④ B．④①
C．②③ D．③②
解析：四种离子A＋、B2＋、C－、D2－的电子层结构相同，核电荷数由大到小的顺序为B2＋＞A＋＞C－＞D2－，故离子半径由大到小的顺序为D2－＞C－＞A＋＞B2＋。21世纪教育网
答案：B
12．如图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量的变化关系，其中A、B、C各点表示的元素是(　　)
A．N、S、P B．F、Cl、O
C．He、Ne、Ar D．Si、C、B
解析：稀有气体为稳定结构，失去一个电子所需能量是同周期元素中最高的，故A、B、C分别代表He、Ne、Ar。
答案：C
13．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是(　　)
A．X的原子半径小于Y
B．X和Y的核电荷数之差为m－n
C．电负性X＞Y
D．第一电离能X＜Y
解析：Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，则质子数X＞Y，原子半径X＞Y。X比Y更易失电子，第一电离能X＜Y，电负性X＜Y。X与Y的核电荷数之差为m＋n。
答案：D
14．X、Y两种元素可形成X2Y3型化合物，则X和Y原子的价电子排布可能是(　　)
①X：3s23p1　Y：3s23p5　②X：2s22p3　Y：2s22p4
③X：3s23p1　Y：3s23p4　④X：3s2　Y：2s22p3
A．①② B．②③
C．③④ D．①④
解析：①中形成化合物为AlCl3；②中X为N元素，Y为氧元素，可形成多种化合物，其中有N2O3；③中可形成化合物Al2S3；④中可形成Mg3N2。
答案：B
15．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。21世纪教育网
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I1
I2
I3
I4
……
R
740
1 500
7 700
10 500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中ⅡA族
C．R元素的原子最外层共有4个电子
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
解析：由表中数据I3?I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be元素。
答案：B
16．已知M元素原子的价电子排布式为3s23p1，N元素位于周期表中第3周期，其原子最外层p轨道为半充满状态，下列叙述错误的是(　　)
A．M为金属元素，N为非金属元素
B．M与N为同周期元素
C．N的电负性大于M
D．M的第一电离能大于N
解析：由已知可得M为Al元素，N为P元素，故A、B、C均正确。因P原子最外层p轨道为半充满状态，比较稳定，第一电离能较大，故D错误。
答案：D
二、非选择题(本题包括6小题，共52分)
17．(6分)某元素的基态原子外层的电子排布为4s1。
(1)若该元素为主族元素，则该元素的元素符号为_______________________________，
写出该元素阳离子的电子排布式________。
(2)若该元素的原子中3d轨道上有5个电子，则该元素为__________，其价电子排布式为____________，位于周期表中第__________周期________族。
解析：若该元素为主族元素，则该元素原子3d能级上没有电子，所以应为K；若该元素的原子中3d轨道上有5个电子，则该元素为Cr，由价电子排布可知该元素位于周期表中第4周期ⅥB族。
答案：(1)K　1s22s22p63s23p6
(2)Cr　3d54s1　4　ⅥB
18．(9分)元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题：
元素
A
B
C
D
性质或结构信息
单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远
工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层未达到稳定结构
单质常温、常压下是气体，原子的L层有一个未成对的p电子
＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同
(1)上表中与A属于同一周期的元素是________，写出D离子的电子排布式______________。
(2)D和C形成的化合物属于____________化合物。写出C单质与水反应的化学方程式______________________________________________________。
(3)对元素B的单质或化合物描述正确的是________。
A．B元素的最高正价为＋6
B．常温、常压下单质难溶于水
C．单质分子中含有18个电子
D．在一定条件下镁能与单质B反应
(4)A和D两元素金属性较强的是(写元素符号)________________。写出能证明该结论的一个实验事实_____________________________________________________
________________________________________________________________________。　
解析：根据题意可知A是钠元素，B是氮元素或氧元素，C是氟元素，D是镁元素。B的单质无论为O2还是N2，常温、常压下单质都难溶于水，都能与Mg反应。
答案：(1)Mg　1s22s22p6
(2)离子　2F2＋2H2O===4HF＋O2
(3)BD
(4)Na　钠与水反应比镁与水反应激烈或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁强(合理即可)
19．(9分)第4周期的A、B、C、D四种元素，其价电子数依次为1、2、2、7。其原子序数按A、B、C、D的顺序增大。已知A与B的次外层电子数为8，而C与D的次外层电子数为18。根据结构填空：
(1)写出元素名称：
A________，B________，C________，D________。
(2)D的简单离子是____________。
(3)元素的氢氧化物碱性最强的是________。
(4)B原子与D原子间能形成的化合物的化学式是________________。
(5)写出A、B的电离能大小________________。
(6)写出C基态原子的电子排布式_______________________________________。　
解析：(1)第4周期的四种元素，A次外层电子数为8，价电子数为1，可知该元素为钾元素；B次外层电子数为8，价电子数为2，可知该元素为钙元素；C、D次外层为18电子，价电子数分别为2、7，可知C、D分别为30号元素锌和35号元素溴。
(2)D的简单离子为Br－。[来源:21世纪教育网]
(3)A、B、C、D形成的最高价氧化物对应的水化物分别为KOH、Ca(OH)2、Zn(OH)2、HBrO4，碱性最强的为KOH。
(4)B、D化合形成CaBr2。
(5)K与Ca相比，K更活泼，失电子能力K＞Ca，所以电离能K＜Ca。
(6)Zn的基态电子排布为1s22s22p63s23p63d104s2。
答案：(1)钾　钙　锌　溴　(2)Br－　(3)KOH
(4)CaBr2　(5)K＜Ca　(6)1s22s22p63s23p63d104s2
20．(8分)A、B、C、D、E分别代表五种短周期元素，且原子序数依次增大，已知B的最外电子层是ns2npn＋1；C的p轨道上未成对的电子比B少一个，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构；E与D同周期且E在该周期中原子半径最小；B与A能生成具有刺激性气味的气体。
(1)B核外电子排布式为______________________________________________。　
(2)A与E化合时原子间以________键相结合，D与C化合时原子间以________键相结合。
(3)写出A、C直接形成的化合物与E的单质反应的离子方程式__________________。　
(4)写出B和D形成的化合物遇水时发生反应的方程式。
________________________________________________________________________。　
解析：由B的最外层电子排布ns2npn＋1，结合其他条件可推知短周期中符合条件的为N：1s22s22p3，C的p轨道上未成对电子比B少一个，C为1s22s22p4，应为O元素，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构，可知D为Mg，E与Mg同周期且在该周期中半径最小，则E应为Cl，A能与N形成具有刺激性气味的气体，所以A为H。[来源:21世纪教育网]
答案：(1)1s22s22p3　(2)共价　离子
(3)Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO
(4)Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2↓＋2NH3↑
21．(10分)W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X>W>Z>Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。
(1)X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学方程式为________________________。
(2)W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为________＜________(用化学式表示)。21世纪教育网
(3)四种元素原子半径的大小为_________>_________>________>________(填元素符号)。
(4)四种元素的电负性由大到小的顺序为________________________。21世纪教育网
(5)这四种元素形成的化合物中为离子化合物的有________________(写化学式，至少写4种)；属于共价化合物的有________________________(写化学式，写两种)。
解析：X原子核外s电子与p电子数之比为1∶1，可能为1s22s22p4或1s22s22p63s2，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1∶1，则可能为1s22s22p2或1s22s22p63s23p2，由于原子序数X>Y，所以Y只能为1s22s22p2，是碳元素，Z原子核外电子p电子数比Y原子多2个，则Z为1s22s22p4，是氧元素，又X的原子序数大于Z，所以X为1s22s22p63s2，是镁元素，则W为钠元素。21世纪教育网
答案：(1)2Mg＋CO22MgO＋C
(2)Mg(OH)2　NaOH　
(3)Na　Mg　C　O
(4)O>C>Mg>Na
(5)Na2O、Na2O2、MgO、Na2CO3、MgCO3　CO、CO2
22．(10分)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h　②b、g、k　③c、h、l　④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
A．原子核对核外电子的吸引力
B．形成稳定结构的倾向
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：
锂
X
Y
失去第一个电子
519
502
580
失去第二个电子
7 296
4 570
1 820
失去第三个电子
11 799
6 920
2 750
失去第四个电子
9 550
11 600
①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量？____________________________________　
________________________________________________________________________　
________________________________________________________________________。　
②表中X可能为以上13种元素中的________(填写字母)元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式________________________________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
解析：(1)金属单质是电的良导体，非金属单质中石墨是电的良导体，非金属元素除H外全部位于周期表B～At连线的右上角。故选①④。
(2)①锂原子最外层只有1个电子，容易失去，故I1小，当失去一个电子后，Li＋形成与He相同的稳定结构，此时再失去电子已变得很困难，故I2(Li)很大。②由X元素的I2?I1推知，X在IA族，同主族元素自上而下，I1递减，故X是Na(即a元素)。③由Y元素的I4?I3推知，Y的化合价为＋3，在ⅢA族。④第一电离能，同周期从左到右呈增大趋势，同主族自上而下递减，故m即Ar的第一电离能最大。
答案：(1)①④[来源:Zxxk.Com]
(2)①锂原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难　②a　Na2O和Na2O2
③ⅢA　④m
[物质的聚集状态与物质性质]
(满分100分　时间90分钟)
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分)
1．下列各组物质各自形成晶体，均属于分子晶体的化合物是(　　)
A．NH3、HD、C10H8　　　　　 B．PCl3、CO2、H2SO4
C．SO2、SiO2、P2O5 D．CCl4、Na2S、H2O2
解析：A中HD为单质不是化合物，C中SiO2为原子晶体，D中Na2S为离子晶体。
答案：B
2．下列关于晶体的说法一定正确的是(　　)
A．分子晶体中都存在共价键
B．如图CaTiO3晶体中每个Ti4＋与12个O2－相紧邻
C．Na2O2晶体中阴离子与阳离子数目之比为1∶1
D．金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高
解析：A项中，固态的稀有气体属于分子晶体，但不存在共价键；B项中，在CaTiO3晶体中每个Ti4＋处在立方体的顶点，所以一个Ti4＋同时为8个立方体所共有，在这8个立方体中有12个O2－与之相紧邻；C项中，阴阳离子数目之比为1∶2；D项中，金属汞在常温下呈液态，它的熔点比常温下呈固态的分子晶体要低。
答案：B
3．二氧化硅有晶体和无定形两种形态，晶态二氧化硅主要存在于石英矿中。除石英外，SiO2还有磷石英和方英石等多种变体。方英石结构和金刚石相似，其结构单元如图。下列有关说法正确的是(　　)
A．方英石晶体中存在着SiO4结构单元
B．1 mol Si形成2 mol Si－O键
C．图示结构单元中实际占有18个硅原子
D．方英石晶体中，Si－O键之间的夹角为90°
解析：本题考查SiO2的晶体结构。由方英石结构示意图，知方英石晶体中存在着SiO4的结构单元，A项正确；1 mol Si形成4 mol Si－O键，B项错误，题图所示的结构单元实际占有的硅原子数：8×＋6×＋4＝8个，C项错误；方英石晶体中存在着SiO4的结构单元，说明Si－O键之间的夹角为109°28′，D项错误。
答案：A
4．下列说法中错误的是(　　)
A．分子晶体中范德华力没有方向性和饱和性，所以分子晶体一般都采用密堆积，但要受到分子形状的影响
B．离子晶体一般都是非等径圆球的密堆积
C．由于共价键的方向性和饱和性，原子晶体堆积的紧密程度大大降低
D．金属晶体采用非等径圆球的密堆积
解析：由于离子键、范德华力、金属键都没有方向性和饱和性，所以离子晶体、分子晶体、金属晶体都尽可能采用密堆积形式，而分子晶体的堆积方式要受氢键和分子本身形状的影响。离子晶体遵循非等径圆球的密堆积，金属晶体遵循等径圆球的密堆积。
答案：D
5．关于液晶的下列说法中正确的是(　　)
A．液晶是液体和晶体的混合物
B．液晶是一种晶体
C．液晶分子在特定条件下排列比较整齐，但不稳定
D．所有物质在一定条件下都能成为液晶
解析：液晶是指在一定的温度范围内既具有液体的流动性，又有具晶体的各向异性的一类特殊的物质，它既不同于晶体又不同于非晶体，在特定条件如外加电场作用下排列整齐，一旦移去电场又恢复原状，所以液晶不稳定。不是所有的物质都能成为液晶。
答案：C
6．下列物质性质的变化规律，与共价键的键能大小有关的是(　　)
A．F2、Cl2、Br2、I2的熔点、沸点逐渐升高
B．HF、HCl、HBr、HI中，HF的沸点最高21世纪教育网
C．金刚石的硬度、熔点、沸点都高于晶体硅
D．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
解析：分子晶体熔、沸点的高低只与分子间作用力的大小有关，A项不正确；HF中含有氢键，导致沸点升高，B不正确；原子晶体的熔、沸点高低与其组成微粒间的共价键的键能大小有关，而离子晶体熔、沸点高低与离子键的强弱有关，所以C项正确，D项不正确；共价化合物的稳定性与共价键键能大小有关，键能越大，化合物分子越稳定。
答案：C
7.有一种蓝色晶体[可表示为MxFey(CN)6]，经X射线研究发现，它的结构特征是Fe3＋和Fe2＋互相占据立方体互不相邻的顶点，而CN－位于立方体的棱上。其晶体中阴离子的最小结构单元如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．该晶体的化学式为M2Fe2(CN)6
B．该晶体属于离子晶体，M呈＋1价
C．该晶体属于离子晶体，M呈＋2价
D．晶体中与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－为3个
解析：由图可推出晶体中阴离子的最小结构单元中含Fe2＋个数为：4×＝，同样可推出含Fe3＋个数也为，CN－为12×＝3，因此阴离子为[Fe2(CN)6]－，则该晶体的化学式只能为MFe2(CN)6；由阴、阳离子形成的晶体为离子晶体，M的化合价为＋1价，故B项正确；由图可看出与每个Fe3＋距离最近且等距离的CN－为6个。
答案：B
8．最近发现一种由钛(Ti)原子和碳原子构成的气态团簇分子，分子模型如图所示，顶角和面心的原子是钛原子，棱的中心和体心的原子是碳原子，它的化学式是(　　)
A．TiC　　　　　　　　　B．Ti2C3
C．Ti14C13 D．Ti4C7
解析：由题意可知，图为分子结构而不是晶胞，求分子式时，此结构中有多少原子计多少原子，不能再用切割法计算。
答案：C
9．金属晶体中的金属原子的密堆积方式中，相对紧密程度较低的堆积方式是(　　)
A．A1型　　　　　　　　B．A2型
C．A3型 D．…ABCABC…型
解析：A1型和A3型都为最紧密堆积方式，ABCABC型即为A1型，ABAB型即为A3型，而A2型是密堆积方式。
答案：B
10．下列物质所属晶体类型分类正确的是(　　)
A
B
C
D
原子晶体21世纪教育网
石墨
生石灰
碳化硅
金刚石
分子晶体
冰
固态氨
氯化铯
干冰
离子晶体
氮化铝
食盐
明矾
芒硝
金属晶体
铜
汞
铝
铁
解析：A选项中石墨为混合型晶体，B选项中生石灰为离子晶体，C选项中氯化铯为离子晶体。
答案：D
11．下列说法中正确的是(　　)
A．冰熔化时，分子中H—O键发生断裂
B．原子晶体中，共价键越强，熔点越高
C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定越高
D．分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定
解析：A项，冰为分子晶体，熔化时破坏的是分子间作用力，故A项错误。B项，原子晶体熔点的高低取决于共价键的强弱，共价键越强，熔点越高，故B项正确。C项中，分子晶体熔沸点高低取决于分子间作用力的大小，而共价键的强弱决定了分子的稳定性大小，所以C项错误。D项也错误。
答案：B
12．碳化硅(SiC)的晶体有类似金刚石的结构。其中碳原子和硅原子的位置是交替的。它与晶体硅和金刚石相比较，正确的是(　　)
①熔点从高到低的顺序是：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
②熔点从高到低的顺序是：金刚石＞晶体硅＞碳化硅
③三种晶体中的基本单元都是正四面体结构
④三种晶体都是原子晶体且均为电的绝缘体
A．①②　　　　　　B．②③
C．①③ D．②④
解析：依题意，金刚石、碳化硅和晶体硅都是原子晶体，后两者有类似金刚石的正四面体结构单元。因键长由长到短的顺序是Si—Si＞Si—C＞C—C，这可由原子半径来推断，而键能则为C—C＞Si—C＞Si—Si，所以破坏这些键时所需能量依次降低，从而熔点依次降低。上述三种原子晶体中只有晶体硅特殊，是半导体，具有一定的导电性。
答案：C
13．下列有关晶体的说法错误的是(　　)
A．碳、硅为同主族元素，故CO2与SiO2结构相似，晶体类型相同
B．在NaCl晶体中，每个钠离子周围紧邻6个氯离子
C．由C60构成的晶体属于分子晶体，熔、沸点较低
D．在金刚石的晶体结构中，由共价键形成的最小碳环为六元环
解析：CO2是分子晶体，SiO2是原子晶体，晶体类型不同。
答案：A
14．据报道：用激光可将置于铁室中的石墨靶上的碳原子“炸松”，再用一个射频电火花喷射出氮气，可使碳、氮原子结合成碳氮化合物的薄膜，该碳氮化合物的硬度比金刚石更坚硬，则下列分析正确的是(　　)
A．该碳氮化合物呈片层状结构
B．该碳氮化合物呈立体网状结构21世纪教育网
C．该碳氮化合物中C—N键长比金刚石的C—C键长长
D．相邻主族非金属元素形成的化合物的硬度比单质小
解析：由题意知，碳氮化合物的硬度比金刚石还大，说明该碳氮化合物为原子晶体，因此是立体网状结构，与金刚石相比，C原子半径大于N原子半径，所以C—N键长小于C—C键长。故B正确。
答案：B
15．在研究晶体结构的时候，通常可以用“切割法”来计算一个晶胞中实际拥有的微粒数，从而确定其化学式。现有四种晶体，其离子排列方式如图所示，其中化学式不属AB型的是(　　)
解析：这类题解题的思维方法为平均法，即先分析基本结构单元中的一个点或一条边为几个结构单元所共有，若为n个基本结构单元共有，则这个基本结构单元就只占有这个点或这条边的1/n，然后进行相应计算即可得该物质的化学式。
答案：B
16．观察下列模型并结合有关信息，判断有关说法正确的是(　　)
B12结构单元
SF6分子
S8
HCN
结构模型示意图
21世纪教育网
备注21世纪教育网
熔点1 873 K
/
易溶于CS2
/
A．单质硼属原子晶体，结构单元中含有30个B－B键，含20个正三角形
B．SF6是由极性键构成的极性分子
C．固态硫S8属于原子晶体21世纪教育网
D．HCN的结构式为H?C∷N
解析：SF6空间结构高度对称，是由极性键构成的非极性分子，B项错误；根据S8易溶于CS2，可知，固态硫S8属于分子晶体，C项错误；HCN的结构式应为H－C≡N，D项错误。
答案：A[来源:21世纪教育网]
二、非选择题(本题包括6小题，共52分)
17．(8分)已知AlCl3的熔点为190℃(2.202×105 Pa)，但它在180℃即开始升华。
(1)氯化铝是______(填“离子化合物”或“共价化合物”)。
(2)在500 K和1.01×105 Pa时，它的蒸气密度(换算为标准状况)为11.92 g·L－1，试确定AlCl3在蒸气状态时的化学式为________，是________晶体。
(3)无水氯化铝在空气中剧烈“发烟”，其原因是_____________________________
________________________________________________________________________。
(4)设计一个可靠实验，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物，你设计的实验是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：依据氯化铝熔点低及在180℃时开始升华，判断其为共价化合物。AlCl3蒸气的相对分子质量为11.92×22.4＝267，所以蒸气的化学式为Al2Cl6。
答案：(1)共价化合物
(2)Al2Cl6　分子
(3)AlCl3与空气中的水蒸气发生水解反应产生HCl气体， HCl气体在空气中形成酸雾
(4)在熔融状态下，检验其是否导电，若不导电则是共价化合物
18．(8分)(1)水分子的立体结构是________，水分子能与很多金属离子形成配合物，其原因是在氧原子上有________________。
(2)冰晶胞中水分子的空间排列方式与金刚石晶胞(其晶胞结构如图，其中空心球所示原子位于立方体的顶点或面心，实心球所示原子位于立方体内)类似。每个冰晶胞平均占有________个水分子，冰晶胞与金刚石晶胞微粒排列方式相同的原因是________。冰的熔点远低于金刚石熔点的原因是__________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)实验测得冰中氢键的键能为18.8 kJ·mol－1，而冰的熔化热为5.0 kJ·mol－1，这说明________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：冰晶体是分子晶体，分子间以分子间作用力(主要是氢键)结合，金刚石是原子晶体，原子间以共价键结合。21世纪教育网
答案：(1)V形或角形　孤对电子
(2)8　C原子与O原子都为sp3杂化，且氢键和共价键都具有方向性和饱和性(每个水分子与相邻的4个水分子形成氢键)　氢键的键能远远小于金刚石中共价键的键能
(3)冰熔化为液态水时只是破坏了一部分氢键，也说明液态水中仍存在氢键
19．(8分)金晶体的最小重复单元(晶胞)是面心立方体如图所示，即立方体的8个顶点和各个面中心各有一个金原子。假设金原子是刚性小球且距离最近的金原子挨在一起，金原子直径为d，NA表示阿伏加德罗常数，M表示金的摩尔质量。试计算：
(1)每个晶胞中含有________个金原子。
(2)金原子的配位数为________。
(3)一个晶胞的体积是________________。
(4)金晶体的密度是________________。
解析：每个晶胞中实际拥有顶点的，面心的，则每个晶胞中共有8×＋6×＝4个金原子，其配位数为12，立方体每个正方形上的对角线长为2d，则边长为d，晶胞的体积为(d)3＝2d3，密度ρ＝＝。
答案：(1)4　(2)12　(3)2d3　(4)
20．(9分)有A、B、C 3种晶体，分别由C、H、Na、Cl四种元素中的一种或几种形成，对这3种晶体进行实验，结果见下表。
项目
熔点/℃
硬度
水溶性
导电性
水溶液与Ag＋反应
A
801
较大
易溶
水溶液(或熔融)导电
白色沉淀
B
3500
很大
不溶
不导电
C
－114.2
很小
易溶
液态不导电
白色沉淀
(1)晶体的化学式分别为：
A________；B________；C________。
(2)晶体的类型分别为：
A________；B________；C________。
(3)晶体中粒子间的作用分别为：
A________；B________；C________。21世纪教育网
解析：由表可知A应为离子晶体，B应为原子晶体，C应为分子晶体，又知A、B、C分别由C、H、Na、Cl四元素中的一种或几种形成，再结合其水溶液与Ag＋的反应可确定A为NaCl，B为金刚石，C为HCl。粒子间的作用力分别为离子键、共价键和范德华力。
答案：(1)NaCl　C　HCl
(2)离子晶体　原子晶体　分子晶体
(3)离子键　共价键　范德华力
21．(9分)根据要求回答下列各小题：
(1)在基态原子的电子排布中4s轨道上只有1个电子的元素有________(填元素名称)。
(2)试比较：第一电离能I1(Cr)________I1(Co)(填“＞” “＜”或“＝”，下同)；晶格能U(MgO)________U(NaCl)(MgO与NaCl的晶胞结构相似)。
(3)钇钡铜氧是一种新型节能高温超导体，其晶胞结构如图所示，研究发现，此高温超导体中的Cu元素有两种价态，分别为＋2价和＋3价，Y元素的化合价为＋3价，Ba元素的化合价为＋2价。
①该物质的化学式为________。
②该物质中Cu2＋与Cu3＋的原子个数比为________。
解析：(1)价电子排布可为3d04s1,3d54s1,3d104s1，即K、Cr、Cu。
(2)由于Cr的价电子排布为3d54s1，Co的价电子排布为3d74s2，Cr失去一个电子后
变为3d5，是半充满的稳定状态，因此Cr容易失去一个电子，Cr的第一电离能较小。r(Mg2＋)＜r(Na＋)，所以晶格能MgO＞NaCl。
(3)由图可知：N(Cu)＝8×＋8×＝3，N(Ba)＝2，N(Y)＝1，N(O)＝12×＋8×＝7。即化学式为YBa2Cu3O7。由题意知＋2价、＋3价铜的化合价之和为7，即N(Cu2＋)∶[来源:21世纪教育网]
N(Cu3＋)＝2∶1。
答案：(1)K、Cr、Cu
(2)＜　＞
(3)①YBa2Cu3O7　②2∶1
22．(10分)X、Y、Z、W为按原子序数由小到大排列的四种短周期元素，已知：
①X元素原子价电子排布式为ns2np2，且原子半径是同族元素中最小的。
②Y元素是地壳中含量最多的元素；W元素的电负性略小于Y元素，在W原子的电子排布中，p轨道上只有1个未成对电子。
③Z元素的电离能数据见下表(kJ·mol－1)：
I1
I2
I3
I4
…
496
4 562
6 912
9 540
…
请回答：
(1)Z2Y2的电子式为________________________，含有的化学键类型为
________________，Z2Y2为__________________晶体。
(2)X、Y、Z三种元素所形成的常见化合物的名称为__________；XY2的结构式为
________________________________________________________________________，
分子空间构型为________________。
(3)X、Y、Z、W四种元素所形成的单质中，能导电的是____________(填名称)；晶体ZW的熔点比晶体XW4明显高的原因是____________________________________
________________________________________________________________________。
解析：由题意知X、Y、Z、W分别为：C、O、Na、Cl。
(1)Na2O2的电子式为：Na＋[ ]2－Na＋，含有离子键、非极性键，为离子晶体。
(2)C、O、Na三种元素所形成的常见化合物为碳酸钠；CO2的结构式为：O===C===O，是直线形分子。
(3)C、O、Na、Cl四种元素所形成的单质中，石墨、金属钠能导电；由于NaCl为离子晶体，而CCl4为分子晶体，故NaCl晶体的熔点比CCl4晶体的熔点明显高。
答案：(1)Na＋[ ]2－Na＋　离子键、非极性键离子
(2)碳酸钠　O===C===O　直线形
(3)石墨、钠　NaCl为离子晶体而CCl4为分子晶体
[化学键与分子间作用力]
(满分100分　时间90分钟)
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分)
1．下列关于σ键和π键说法正确的是(　　)
A．σ键是由两个p电子“肩并肩”重叠形成的
B．σ键和π键都是共价键，σ键比π键更稳定
C．乙烯分子中的和乙炔分子中的—C≡C—都是π键
D．H2分子中含有σ键，HCl分子中含π键
解析：σ键是原子轨道“头碰头”方式重叠形成的共价键；[来源:21世纪教育网]
和—C≡C—中既有σ键，又有π键。H2分子和HCl分子中的共价键都是σ键。
答案：B
2．下列有关金属键的叙述错误的是(　　)
A．金属键没有饱和性和方向性
B．金属键是金属阳离子和自由电子之间存在的强烈的静电吸引作用
C．金属键中的自由电子属于整个金属
D．金属的性质和金属固体的形成都与金属键有关
解析：金属键是金属阳离子和自由电子之间强烈的相互作用，既有金属阳离子和自由电子间的静电吸引，也存在阳离子之间、电子之间的静电排斥作用。
答案：B
3．以下分子或离子的构型为正四面体且键角为109.5°的是(　　)
①CH4　②NH　③CH3Cl　④P4
A．①②③　　　　　　　　 B．①②④
C．①② D．①④
解析：CH4分子和NH都是正四面体形，键角为109.5°，而P4分子也是正四面体形，但键角是60°；CH3Cl分子为四面体形。
答案：C
4．下列元素的原子在形成不同物质时，既能形成离子键又能形成极性键和非极性键的是(　　)
A．Na B．Mg
C．Cl D．Ne
解析：能形成极性键或非极性键，是电负性大的元素，Na、Mg的电负性数值小，不能形成共价键；Ne是稀有气体元素，形成的单质中无化学键存在。
答案：C
5．下列说法中不正确的是(　　)
A．分子间作用力是分子间相互作用力的总称
B．分子间氢键的形成除使物质的熔、沸点升高，对物质的溶解度、密度等也都有影响
C．分子间作用力与氢键可同时存在于分子之间
D．氢键是一种特殊的化学键，广泛存在于自然界中
解析：氢键不是化学键，化学键是分子内原子之间强烈的相互作用，而氢键是分子间比范德华力稍强的作用力，它们不是包含与被包含的关系。
答案：D
6．根据键能与键长数据，推断下列分子的稳定顺序，正确的是(　　)
物质
N2
Cl2
Br2
I2
O2
键能
(kJ·mol－1)
945
243
193
151
498
键长(nm)
0.110
0.199
0.228
0.266
0.121
A．N2＞Cl2＞Br2＞O2＞I2
B．O2＞N2＞I2＞Br2＞Cl2
C．I2＞Br2＞Cl2＞O2＞N2
D．N2＞O2＞Cl2＞Br2＞I2
解析：键能越大，键长越短，分子越稳定。
答案：D
7.现代无机化学对硫—氮化合物的研究是最为活跃的领域之一。如图是已经合成的最著名的硫—氮化合物的分子结构。下列说法正确的是(　　)
A．该物质的分子式为SN
B．该物质的分子中既有极性键又有非极性键
C．该物质具有很高的熔、沸点
D．该物质与化合物S2N2互为同素异形体
解析：图示为分子结构，分子内含有4个硫原子，4个氮原子，因此，该物质的分子式为S4N4；该物质的分子中S—S键是非极性键，S—N键是极性键，分子内既有极性键又有非极性键；该物质分子间存在较弱的范德华力，因而熔、沸点较低。
答案：B
8．有关苯分子的说法不正确的是(　　)
A．苯分子中C原子均以sp2杂化方式成键，形成120°的三个sp2杂化轨道，故为正六边形的碳环
B．每个碳原子还有一个未参与杂化的2p轨道，垂直碳环平面，相互重叠，形成大π键
C．大π键中6个电子被6个C原子共用，故称为6中心6电子大π键
D．苯分子中共有六个原子共面，六个碳碳键完全相同
解析：苯分子中的C、H原子均在同一平面上，即有12个原子共面，碳碳键完全相同。
答案：D
9．共价键、离子键和范德华力是微粒之间的不同作用力，下列物质中含有上述两种结合力的是(　　)
①NaOH　②SiO2　③NH4Cl　④金刚石　⑤NaCl
⑥白磷
A．①③⑥ B．①②④
C．②④⑤ D．③④⑤
解析：NaOH、NH4Cl中存在离子键、共价键，SiO2、金刚石中只存在共价键，NaCl中只存在离子键，白磷中存在共价键和范德华力。
答案：A
10．下列对一些实验事实的理论解释正确的是(　　)
选项
实验事实
理论解释
A
SO2溶于水形成的溶液能导电
SO2是电解质
B
白磷为正四面体分子
白磷分子中P—P键的键角是109.5°
C
1体积水可以溶解700体积氨气
氨是极性分子且由于有氢键的影响
D
HF的沸点高于HCl
H—F的键长比H—Cl的键长短
解析：A项，SO2的水溶液导电是因为SO2与H2O反应生成电解质H2SO3，SO2不属于电解质；B项，白磷分子式为P4,4个磷原子位于正四面体的四个顶点，每个面都是正三角形，故键角是60°；C项，NH3分子与H2O分子之间可以形成氢键，且都是极性分子，所以NH3在水中溶解度很大；D项，HF和HCl的熔、沸点与分子内的共价键无关，HF分子间可以形成氢键，所以其沸点比HCl的高。
答案：C
11．下列叙述中不正确的是(　　)
A．卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，共价键的极性越强，稳定性也越强
B．以极性键结合的分子，可能是非极性分子
C．判断A2B或AB2型分子是极性分子的依据是，具有极性键且分子构型不对称、键角小于180°的非直线形结构
D．非极性分子中，各原子间都应以非极性键结合
解析：对比HF、HCl、HBr、HI分子中H—X极性键的强弱，卤素中非金属性越强，键的极性越强；以极性键结合的双原子分子，一定是极性分子，但以极性键结合的多原子分子，也可能是非极性分子，如CO2分子中，两个C===O键(极性键)是对称排列的，两键的极性互相抵消，所以CO2是非极性分子；A2B型如H2O、H2S等，AB2型如CO2、CS2等，判断其是极性分子的根据是必有极性键且电荷分布不对称。
答案：D
12．氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为(　　)
A．两种分子的中心原子杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化
B．NH3分子中有N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道
C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强
D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子
解析：NH3分子中的氮原子和CH4分子中的碳原子都是sp3杂化，形成4个杂化轨道。CH4分子中，碳原子以4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的s轨道重叠，形成4个C—H键，因此呈正四面体形。由于NH3分子中有一对未成键的孤对电子占据1个sp3杂化轨道，它对成键电子的排斥作用较强，所以NH3分子的空间构型为三角锥形，结构不对称，属于极性分子。
答案：C
13．现有如下各说法：
①在水分子中氢、氧原子间均以化学键相结合；
②金属和非金属化合形成离子键；
③离子键是阳离子、阴离子的相互吸引；
④根据电离方程式：HCl===H＋＋Cl－，判断HCl分子里存在离子键；
⑤H2分子和Cl2分子的反应过程是H2、Cl2分子里共价键发生断裂生成H、Cl原子，而后H、Cl原子形成离子键的过程。
上述各种说法正确的是(　　)
A．①②⑤ B．都不正确
C．④ D．②③④⑤21世纪教育网
解析：水分子内存在H、O原子之间的相互作用，分子间的H、O原子之间也存在相互作用。而化学键只指分子内相邻原子间强烈的相互作用，①不正确。活泼金属和活泼非金属化合时，才可形成离子键，②不正确。在离子化合物中，阴、阳离子间存在相互作用，但不只是指吸引力，还有排斥力，③也不正确。HCl分子中不存在离子，它属于共价化合物，分子中没有离子键，④不正确。化学反应的本质是旧键断裂、新键形成的过程，但HCl中存在共价键而非离子键，⑤不正确。
答案：B
14．氦晶体的升华能是0.105 kJ·mol－1，而冰的升华能则为46.9 kJ·mol－1。能解释这一事实的叙述是(　　)
①氦原子间仅存在范德华力　②冰晶体中有强的氢键
③氦原子很小，且电子少　④水分子内的共价键强
A．①② B．②③
C．③④ D．①④
解析：影响氦晶体升华能的因素只有范德华力，而影响冰升华能的因素除了范德华力之外还有氢键。
答案：A
15．向盛有少量NaCl溶液的试管中滴入少量AgNO3溶液，再加入氨水，下列关于实验现象的叙述不正确的是(　　)
A．先生成白色沉淀，加入足量氨水后沉淀消失
B．生成的沉淀为AgCl，它不溶于水，但溶于氨水，重新电离成Ag＋和Cl－
C．生成的沉淀是AgCl，加入氨水后生成了可溶性的配合物[Ag(NH3)2]Cl
D．若向AgNO3溶液中直接滴加氨水，产生的现象也是先出现白色沉淀后消失
解析：AgCl溶于氨水是AgCl电离产生的Ag＋和NH3·H2O生成[Ag(NH3)2]＋，使AgCl的溶解平衡正向移动的结果。
答案：B
16．有五个系列同族元素的物质，101.3 kPa时测定的沸点(℃)如下表所示：
①
He－268.8[来源:21世纪教育网]
(a)－249.5
Ar－185.8
Kr－151.7
②
F2－187.021世纪教育网
Cl2－33.6
(b)5.7
I2184.0
③
(c)19.4
HCl－84.0
HBr－67.0
HI－35.5
④
H2O100.0
H2S－60.0
(d)－42.0
H2Te－1.8
⑤
CH4－161.0
SiH4－112.0
GeH4－90.0
(e)－52.0
对应表中内容，下列叙述中正确的是(　　)
A．a、b、e的化学式分别为Ne、Br2、SeH4
B．系列②物质均有氧化性；系列③物质对应水溶液均是强酸21世纪教育网
C．系列④中各化合物的稳定性顺序为：H2O＞H2S＞(d)＞H2Te
D．上表内物质(c)和H2O，由于氢键的影响，其分子特别稳定
解析：根据同族元素推断，a、b、c、d、e分别为Ne、Br2、HF、H2Se、SnH4，A项中SeH4应为SnH4，B项系列③中氢氟酸为弱酸；C项从O到Te，非金属性减弱，其氢化物稳定性减弱，D项，氢键只影响物质的熔、沸点不影响其稳定性。
答案：C
二、非选择题(本题包括6小题，共52分)
17．(6分)ClO－、ClO、ClO、ClO中，Cl都是以sp3杂化轨道方式与O原子成键，则ClO－的空间构型是__________；ClO的空间构型是____________；ClO的空间构型是____________；ClO的空间构型是________。21世纪教育网
解析：ClO－为双原子离子，其组成决定其空间构型为直线型；其他3种离子的中心原子的杂化方式都是sp3杂化，那么从离子的组成看其空间结构，应依次类似于H2O、NH3、CH4。
答案：直线形　V形　三角锥形　正四面体形
18．(9分)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。
请回答下列问题：
(1)请写出元素E的基态原子核外电子排布式__________________________。
(2)在标准状况下，根据M＝测定B的气态氢化物的相对分子质量，结果发现，测定结果总比理论值偏高，其原因是_______________________________________________。
(3)C、D的单质中，________(用元素符号表示)的熔点更高、硬度更大，其原因是________________________________________________________________________[来源:21世纪教育网]
________________________________________________________________________。[来源:21世纪教育网]
(4)各元素形成的单质中含有金属键的有____________(用元素符号回答)。
解析：根据各元素在元素周期表中的位置可知A为N，B为F，C为Mg，D为Al，E为Cr，F为Mn，G为Fe。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d54s1
(2)因HF分子间会形成氢键
(3)Al　Al3＋的半径比Mg2＋的半径小，所带电荷比Mg2＋多，所以金属键更强
(4)Mg、Al、Cr、Mn、Fe
19．(9分)根据氢气分子的形成过程示意图，回答问题。
(1)H—H键的键长为________，①～⑤中，体系能量由高到低的顺序是________。
(2)下列说法中正确的是________。21世纪教育网
A．氢气分子中含有一个π键
B．由①到④，电子在核间出现的概率增加
C．由④到⑤，必须消耗外界的能量
D．氢气分子中含有一个极性共价键
(3)已知几种常见化学键的键能为：
化学键
Si—O
H—O
O===O
Si—Si
Si—C[来源:21世纪教育网]
键能/kJ·mol－1
460
467
498
176
X
请回答下列问题：
①比较Si—Si键与Si—C键的键能大小(填“>” “<”或“＝”)：X________176 kJ·mol－1。
②H2被喻为21世纪人类最理想的燃料，而更有科学家提出硅是“21世纪的能源” “未来的石油”的观点。试计算：每千克H2燃烧(生成水蒸气)放出的热量约为________；每摩尔硅完全燃烧放出的热量约为________。
解析：(1)可以直接从图上有关数据看出，H—H键的键长为0.074 nm；体系能量由高到低的顺序是①⑤②③④。
(2)氢气分子中含有一个σ键，A错误；共价键的本质就是高概率的出现在原子间的电子与原子间的电性作用，B是正确的；④已经达到稳定状态，C是正确的；氢气分子中含有一个非极性共价键，D错误。
(3)①Si—Si键的键长比Si—C键长，键能小。②从图上读出，H—H键的键能为436 kJ·mol－1，每千克H2燃烧(生成水蒸气)放出的热量约为：1 000 g÷2 g·mol－1×(467 kJ·mol－1×2－436 kJ·mol－1－498 kJ·mol－1×)＝124 500 kJ；每摩尔硅完全燃烧放出的热量约为：460 kJ·mol－1×4 mol－498 kJ·mol－1×1 mol－176 kJ·mol－1×2 mol＝990 kJ。
答案：(1)0.074 nm　①⑤②③④　(2)BC　(3)①>　②124 500 kJ　990 kJ
20．(9分)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元素形成两种常见的溶剂，其分子式为__________、__________。
(4)BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为__________(填化学式)。
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)①②③④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。
(4)BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4，三者结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，故它们的沸点顺序为SiCl4>CCl4>CH4。
答案：(1)③　(2)H2O分子间形成氢键
(3)C6H6　H2O　(4)SiCl4>CCl4>CH4
21．(9分)A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18，其价电子数依次为7、4、5、7，已知B的原子核外次外层电子
数为2，C原子的核外次外层电子数为8，D元素的最高价氧化物对应的水化物是已知含氧酸中最强的酸。则：
(1)四种元素形成的氢化物中含有氢键的是__________(填写化学式)。
(2)已知B与氢元素形成的化合物在标准状况下的密度为1.161 g·L－1，则在该化合物分子中B原子的杂化方式为______________，在该化合物分子中含有________个π键，________个σ键。
(3)已知C、D两元素形成的化合物通常有CD3、CD5两种。这两种化合物一种为非极性分子，另一种为极性分子，则属于极性分子的化学式为________________，该分子的空间构型为______________________。
解析：根据条件可得A、B、C、D四种元素分别为F、C、P、Cl。氢化物中含氢键的是HF，B与氢元素形成的化合物为C2H2，所以C原子的杂化方式为sp1，该化合物中含有2个π键，3个σ键。PCl3属于极性分子，其空间构型为三角锥形。
答案：(1)HF　(2)sp1　2　3　(3)PCl3　三角锥形
22．(10分)有A、B、C、D、E五种元素，其中A、B、C、D为短周期元素，A元素的周期数、主族数、原子序数相同；B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原子的价电子构型为csccpc＋1，D元素的原子最外层电子数比次外层电子数少2个，D的阴离子与E的阳离子电子层结构相同，D和E可形成化合物E2D。
(1)B的元素符号为____________，E2D属于____________化合物。
(2)下列分子结构图中的●和○表示上述元素的原子中除去最外层电子的剩余部分，小黑点表示没有形成共价键的最外层电子，短线表示共价键。
则在以上分子中，中心原子采用sp3杂化形成化学键的是____________(填写分子的化学式)；在③的分子中有__________个σ键和________个π键。
(3)A、C、D可形成既具有离子键又具有共价键的化合物，其化学式可能为____________；C的氢化物的水溶液与足量AgNO3溶液反应生成的配合物，其化学式为______________。
解析：五种元素分别为H、C、N、S、K。NH3的水溶液与足量AgNO3溶液反应生成[Ag(NH3)2]OH。
答案：(1)C　离子　(2)NH3、CH4、H2S　5　1
(3)(NH4)2S(或NH4HS)　[Ag(NH3)2]OH
课件43张PPT。高考三大高频考点例析考点一考点三考点二针对训练针对训练针对训练高考三大高频考点例析原子结构与性质 [例1]　(2012·福建高考)
(1)元素的第一电离能：Al________
Si(填“>”或“<”)。
(2)基态Mn2+的核外电子排布式为________。
(3)硅烷(SinH2n＋2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是___________。
(4)硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm－(含B、O、H三种元素)的球棍模型如图所示： ①在Xm－中，硼原子轨道的杂化类型
有________；配位键存在于________原子
之间(填原子的数字标号)；m＝________
(填数字)。
②硼砂晶体由Na＋、Xm－和H2O构成，它们之间存在的作用力有________(填序号)。
A．离子键　B．共价键　C．金属键　D．范德华力
E．氢键 [解析]　(1)通常情况下，同周期元素，第一电离能从左到右逐渐增大，故Al (2)Mn的核外电子数为25，故Mn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)。
(3)硅烷是分子晶体，相对分子质量越大，分子间范德华力越大，熔、沸点越高。
(4)①由中心原子B的球棍模型可知，硼原子能形成3条、4条共价键，B原子为sp2、sp3杂化；B原子提供空轨道，O原子提供孤对电子，故4、5原子之间形成配位键；由阴离子的组成可知，Xm－为[H4B4O9]m－，得出m＝2；②Na＋与Xm－分子间存在离子键，H2O分子间存在氢键和范德华力。 [答案]　(1)<
(2)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(3)硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强(或其他合理答案)
(4)①sp2、sp3　4、5(或5、4)　2
②ADE1．基态原子核外电子排布
(1)表示方法：　　(2)基态原子核外电子排布规则：
基态原子核外电子排布遵循泡利不相容原理、洪特规则和能量最低原理。
有少数元素的基态原子的电子排布对于排布规则有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如： 2．元素性质的变化规律
(1)原子半径：
同一周期元素从左到右，原子半径越来越小；同一主族元素从上到下，原子半径越来越大。
(2)电离能：
电离能越小，电子越容易失去，同一元素：I1 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。
(4)元素的金属性和非金属性：
同一周期元素，从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素，从上到下，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。点击下图片进入“针对训练”分子结构与性质 (2)在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化为CO2，HCHO被氧化为CO2和H2O。
①根据等电子体原理，CO分子的结构式为________。
②H2O分子中O原子轨道的杂化类型为________。
③1 mol CO2中含有的σ键数目为_______________。
(3)向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为____________________________________。 (3)Cu2＋中存在空轨道，而OH－中O原子上有孤对电子，故O与Cu之间以配位键结合。
[答案]　(1)①1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
②平面三角形
(2)①C≡O　②sp3　③2×6.02×1023个(或2 mol)
(3) 1．共价键的分类
(1)极性键和非极性键:
根据成键原子是否是同种元素的原子，将共价键分为极性键和非极性键
(2)σ键和π键:
根据原子轨道的重叠方式可把共价键分为σ键和π键，在分子中，共价单键全部为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三个键中有一个σ键和两个π键。2．分子的立体结构
(1)杂化轨道类型与分子空间构型的关系: 一般来说，有几个轨道参与杂化就会形成几个能量相同的杂化轨道，形成对应的空间构型，但如果分子中存在孤对电子，分子构型会发生变化，如NH3、H2O等。另外，具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。
(2)价层电子对互斥理论判断共价分子结构的一般规则。
①中心原子的价电子都用于形成共价键，分子的立体结构可用中心原子周围的原子个数n来预测。 ②如果价层电子对中有孤对电子，则空间构型发生相应的变化，用价层电子对理论解释。
(3)分子极性的判断规律:
由非极性键结合而成的分子是非极性分子，由极性键结合而成的非对称性分子一般是极性分子；由极性键结合而成的完全对称性分子为非极性分子；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。具体表示为： 3．分子间作用力与物质性质
(1)分子间以范德华力互相结合形成的物质熔、沸点高低比较规律:
①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高。
②组成和结构不相似的物质，分子极性越大，其熔、沸点越高。
③在同分异构体中，一般地说，支链越多，熔、沸点越低。 ④芳香烃及其衍生物的同分异构体，其溶、沸点高低顺序一般是邻>间>对位化合物。
⑤有些有机物的溶、沸点的高低，还与其结构中是否含有C＝C键有关。如熔点：油酸(C17H33COOH)<硬脂酸(C17H35COOH)。
(2)当分子中存在氢键时，其熔、沸点会突然增大，如沸点：HF>HI，H2O>H2Te，NH3>PH3。
(3)氢键既可以存在于分子之间，也可以存在于分子内部的原子团之间，它们对物质性质的影响是不同的。点击下图片进入“针对训练”晶体结构与性质 [例3]　(2012·新课标高考节选)VIA族的氧、硫、硒(Se)、碲(Te)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含VIA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题：
(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________。 (2)原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为__________。
(3)Se原子序数为______，其核外M层电子的排布式为____________________。
(4)H2Se的酸性比H2S____(填“强”或“弱”)。气态SeO3分子的立体构型为__________，SO的立体构型为______。
(5)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，其晶胞边长为540.0 pm，密度为__________________________ g·cm－3(列式并计算)，a位置S2－离子与b位置Zn2＋离子之间的距离为______________________________________ pm。 [解析]　(1)每个S原子与另外2个S原子形成2个共价单键，所以S原子的杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝2＋2＝4，故S原子为sp3杂化。
(2)同主族元素从上到下，元素的第一电离能逐渐减小，故第一电离能O>S>Se。
(3)Se位于第四周期，与S的原子序数相差18，故其原子序数为34。由于其核外M层有18个电子，故M层的电子排布式为3s23p63d10。 1．晶体类型的判断
(1)依据组成晶体的微粒和微粒间的作用判断：
①组成离子晶体的微粒是阴、 阳离子，微粒间的作用是离子键。
②组成原子晶体的微粒是原子，微料间的作用是共价键。
③组成分子晶体的微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
④组成金属晶体的微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。 (2)依据物质的类别判断：
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(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)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，二氧化硅等。
(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1000余摄氏度。
②原子晶体的熔点高，常在1 000摄氏度至几千摄氏度。
③分子晶体的熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
④金属晶体多数熔点高，但也有的相当低。
(4)依据导电性判断：
①离子晶体水溶液及熔融态能导电。
②原子晶体一般为非导体，但硅等少数物质能导电。
③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。 ④金属晶体是电的良导体。
(5)依据硬度和机械性能判断：
①离子晶体硬度较大，略硬而脆。
②原子晶体硬度大。
③分子晶体硬度小。
④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，具有延展性。
2．典型晶体结构的定量分析
(1)金属晶体：
①铜晶体——面心立方最密堆积(A1)，配位数(指每个金属原子周围直接相邻的其他原子的数目)是12，平均每个晶胞占有4个Cu原子。 ②钾晶体——体心立方密堆积(A2)，配位数为8，平均每个晶胞占有2个K原子。
镁晶体——六方最密堆积(A3)，配位数是12，平均每个晶胞占有2个Mg原子。 (2)离子晶体：
①氯化钠晶体——由Na＋和Cl－以离子键结合而成的离子晶体。配位数(配位数是指每个离子周围直接相连的异号电荷离子的数目)是6。每个Na＋周围有12个最小等距离的Na＋，每个Cl－周围有12个最小等距离的Cl－。平均每个晶胞占有4个Na＋和4个Cl－，氯化钠的化学式为NaCl。
②氯化铯晶体——由Cs＋和Cl－以离子键结合而成的离子晶体。配位数是8。平均每个晶胞占有1个Cs＋和1个Cl－，氯化铯的化学式为CsCl。 ③硫化锌晶体——由Zn2＋和S2－以离子键结合而成的离子晶体。配位数是4。平均每个晶胞占有4个Zn2＋和4个S2－，硫化锌的化学式为ZnS。
(3)原子晶体：
①金刚石晶体——由C原子以共价键结合而成的原子晶体。配位数是4，平均每个晶胞占有8个碳原子，最小的环状结构由6个C原子构成。 ②二氧化硅晶体——由Si原子和O原子以共价键结合而成的原子晶体。每个Si原子与4个O原子紧邻，每个O原子与2个Si原子紧邻(配位于Si原子的O原子数是4，配位于O原子的Si原子数是2)。最小的环状结构由6个Si原子和6个O原子构成。Si、O原子个数比是1∶2，二氧化硅的化学式为SiO2。1 mol SiO2对应4 mol Si—O键。 (4)分子晶体：
①二氧化碳晶体(干冰)——由CO2分子以范德华力结合而成的晶体。每个CO2分子周围最近的CO2分子数是12个，平均每个晶体占有4个CO2分子。
②水晶体(冰)——1个中心H2O分子周围有4个H2O分子，其中有2个是以H原子与中心H2O分子的O原子形成O…H—O氢键，另2个是以O原子与中心H2O分子的H原子形成O—H…O氢键。1 mol H2O分子中平均含有2 mol氢键。 (5)石墨晶体：
每6个C原子以C—C共价键构成1个平面正六边形的碳环，C—C键的键角为120°。每个C原子由3个碳环共用，每个碳碳键由2个碳环共用，平均每个碳环占有2个C原子(平均每个碳原子对应1/2个碳环)，平均每个碳环占有3个碳键(平均每个碳键对应1/3个碳环)，C原子数与碳键数之比为2∶3。点击下图片进入“针对训练”