学习讲义部分
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
第1课时 能层与能级 基态与激发态 原子光谱
知识点一
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）× （4）×
2.C ②L能层只有s、p能级，没有d能级，错误；③K能层只有s能级，没有p能级，错误；①④正确。
3.C 某一原子中，3d能级最多容纳的电子数为10个，实际容纳的电子数可能少于10个，C错误。
4.（1）＜ （2）＜ （3）＞ （4）＜ ＜
解析：不同能层的能量按K、L、M、N、O、P、Q的顺序依次升高，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f……的顺序依次升高。
知识点二
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）× （4）×
2.C 激光、焰色试验、霓虹灯光均与原子核外电子发生跃迁有关，缓慢氧化放热是化学能转化为热能，与电子跃迁无关，选C。
3.B 金属原子的核外电子先吸收能量，由基态转化为激发态，再将电子由激发态跃迁到基态，将能量以光的形式释放，从而形成烟花，该过程中并没有化学反应发生，只是电子发生基态与激发态的转换，属于物理变化。
【随堂演练】
1.D M能层包括s、p、d三个能级，没有f能级，D项错误。
2.B 每一能层所含的能级数目＝能层序数，所以共有4个能级的能层是第四能层，第四能层符号为N。
3.A 能层含有的能级数等于能层序数，每一能层总是从s能级开始，B错误；同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数都是2，C错误；多电子原子中，同一能层的同一能级上电子的能量相同，D错误。
4.D 原子中的电子从激发态向基态跃迁时产生发射光谱，从基态向激发态跃迁时产生吸收光谱，D错误。
5.（1） （2）① 吸收 发射
解析：（1）根据所学知识，钠原子结构示意图为。（2）由于能量：3s＜3p＜3d，则钠原子的能量最低的情况是①；由于能量：①＜②，所以若将钠原子完成①转化②，则会吸收能量；因为能量：③＞①，所以将钠原子从③转化为①，则会产生发射光谱。
第2课时 构造原理与电子排布式
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）√
2.B 根据原子中上述能级的能量高低顺序：ns＜（n－2）f＜（n－1）d＜np，所以最后一个排布的应是能量最高的能级，应为np能级。
3.A B项，按照构造原理，应为E（4d）＞E（5s）＞E（4p）；C项，应为E（4f）＞E（4d）＞E（4s）；D项，应为E（5f）＞E（5s）＞E（4s）。
知识点二
【对点训练】
1.D A项，基态Mg原子的电子式排布式为1s22s22p63s2，基态Mg2＋的电子排布式为1s22s22p6，正确；B项，基态Br原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，正确；C项，基态O原子的电子排布式为1s22s22p4，基态O2－的电子排布式为1s22s22p6，正确；D项，基态Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，错误。
2.B V是23号元素，根据构造原理可知，基态V原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d34s2，其价层电子排布是3d34s2，选B。
3.（1）1s22s22p63s23p5（或[Ne]3s23p5）
（2）1s22s22p63s23p63d104s24p2（或[Ar]3d104s24p2）
（3）1s22s22p63s23p63d104s24p3（或[Ar]3d104s24p3）
（4）1s22s22p63s23p3（或[Ne]3s23p3）
4.（1）1s22s22p63s23p64s1（或[Ar]4s1） N
（2）31 [Ar]3d104s24p1 （3）2s22p3 （4）3s23p4
解析：（1）根据构造原理书写电子排布式，最高能层为N层。（2）镓（Ga）的原子序数为31，基态Ga原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，简化电子排布式为[Ar]3d104s24p1。（3）基态N原子电子排布式为1s22s22p3，其价层电子排布式是2s22p3。（4）基态S原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其价层电子排布式为3s23p4。
【随堂演练】
1.A 根据构造原理，多电子原子中，3s、3d、4p能级的电子能量由低到高的顺序为3s＜3d＜4p，选A。
2.C A项，该原子基态电子排布式为[Ne]3s23p2，不符合题意；B项，该原子基态电子排布式为[Ar]3d54s2，不符合题意；D项，该原子基态电子排布式为[Ar]3d34s2，不符合题意。
3.D 21号Sc元素原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2，A错误；Ca原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p64s2，B错误；Cu原子的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d104s1，C错误；K是19号元素，K＋核外有18个电子，电子排布式为[Ne]3s23p6，D正确。
4.（1）①33 ②4 8
③1s22s22p63s23p63d104s24p3
（2）①1s22s22p63s23p4 ②1s22s22p63s23p6
③1s22s22p63s23p6 （3）①25 ②4 ③13
解析：（1）核电荷数＝原子序数＝核外电子数，故此原子的核外电子数为33；依据构造原理，能量由低到高的顺序为E（4s）＜E（3d）＜E（4p），则此元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3。（2）书写离子的电子排布式时，先书写基态原子的电子排布式，再根据得失电子数推理写出基态离子电子排布式。（3）从电子排布式看，各能级的电子数之和为25，该原子最高能级为4s能级，故有4个能层，M层电子排布为3s23p63d5，故该能层电子数为13。
第3课时 电子云与原子轨道 泡利原理、洪特规则、能量最低原理
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）× （4）× （5）√
2.D 电子云图和原子轨道不是同一个概念，A项错误；3p2表示3p能级中容纳了两个电子，B项错误；s能级的电子云轮廓图呈球形而不是圆形，C项错误；p能级的原子轨道图呈哑铃形，有px、py、pz 3个伸展方向，并且互相垂直，D项正确。
3.A B项，p能级有3个原子轨道，其在空间中的伸展方向不同， 错误；C项，s能级均只含有1个原子轨道，错误；D项，各能层（n）含有的原子轨道数为n2，错误。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）×
2.B 表示激发态He原子的轨道表示式，A不符合题意；表示基态C原子的轨道表示式，B符合题意；表示基态N原子的轨道表示式，但不符合泡利原理，其正确表示为C不符合题意；违背了洪特规则，D不符合题意。
3.C A项，违反了洪特规则，错误；B项，同一原子轨道中的两个电子自旋平行，违反了泡利原理，错误；C项，Ca原子的电子排布式：1s22s22p63s23p64s2，违反能量最低原理，正确；D项，Fe3＋的电子排布式：1s22s22p63s23p63d5，评价错误，错误。
【随堂演练】
1.C 2s能级有1个原子轨道，2p能级有3个原子轨道，4d能级有5个原子轨道，4f能级有7个原子轨道，则能级中轨道数为5的是4d能级。
2.D 3px中，3表示第三能层，p原子轨道在三维空间的分布分别沿x、y、z三个方向，px表示沿x轴方向伸展的p轨道，A错误；能层数为3时，有3s、3p、3d 3个能级，有3类轨道，共有9个轨道，B项错误；氢原子中只有1个电子，但轨道是人为规定的，可以是空轨道，C项错误；能层序数越小，s能级的原子轨道半径越小，D正确。
3.B 2p能级上的电子在2px、2py原子轨道各排布一个电子，且自旋平行，排布违背了洪特规则，A项正确；根据构造原理，电子应先填充4s能级，再填充3d能级，违背了能量最低原理，B项错误；1s、2s轨道上的 2个电子应自旋相反， 违背了泡利原理，C项正确；电子排布式1s22s22p63s23p63d54s1符合能量最低原理，书写正确，D项正确。
4.（1）球 1 哑铃 3
（2）2p 3 氮 S
解析：（1）根据图中信息可得，s电子的原子轨道呈球形，每个s能级有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈哑铃形，每个p能级有3个原子轨道。（2）元素X的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝2，原子中能量最高的是2p电子，其电子云在空间有3个伸展方向；原子核外有7个电子，为氮元素。若元素X的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1，则n＝3，原子核外有16个电子，为S元素，原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道表示式为。
拓展专题1 核外电子排布的规范书写与应用
【对点训练】
1.D A项只表示出最外层电子数，B项只表示出核外电子的分层排布情况，C项具体到能层、能级以及能级上的电子数，而D项包含了能层、能级以及原子轨道上电子的自旋状态。
2.D 基态32Ge原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s24p2，A错误；基态28Ni原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，B错误；基态O原子的轨道表示式为C错误；能层高的电子先失去，即先失去4s电子，后失去3d电子，Cu＋的价层电子排布为3d10，D正确。
3.B Na＋的轨道表示式是A错误；Na＋核外有10个电子，Na＋结构示意图：，B正确；基态Cu原子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，C错误；基态Ga（镓）原子的价层电子排布为4s24p1，D错误。
4.（1）N （2）
（3）1s22s22p63s23p63d104s1
解析：（1）由题意知，A元素基态原子只有2个能层，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p3，A为N元素，其轨道表示式为。（2）由题意知，B为S元素、C为K元素，B的原子结构示意图为，B、C所形成的化合物的电子式为K＋[︰︰]2－K＋。（3）D元素原子核外电子数目为2＋8＋18＋1＝29，故D为Cu元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1， Cu＋的价层电子的轨道表示式为。
5.（1）①[Ne]3s23p2 ②
③1s22s22p63s23p64s1 （2）As 4s24p3
解析：已知A原子中只含1个电子，为H元素；B原子的3p轨道上得到1个电子后形成半满结构，3p轨道上有2个电子，为Si元素；C原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反，则2p轨道上有4个电子，为O元素；D原子3d能级全空，第四电子层上只有1个电子，为K元素；E原子的核电荷数为B、D核电荷数之和，则E的原子序数为14＋19＝33，为As元素。（1）①B为Si元素，原子序数为14，原子核外有3个电子层，最外层电子数为4，基态原子简化核外电子排布式为[Ne]3s23p2；②C为O元素，原子核外有8个电子，原子的价层电子轨道表示式为；③D为K元素，原子核外有4个电子层，最外层电子数为1，电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。（2）E为As元素，原子序数为33，价层电子排布式为4s24p3。
拓展专题2 电子运动状态
与未成对电子数的判断
一、电子运动状态的判断
【对点训练】
1.D 由基态原子的轨道表示式可知，该基态原子的核外电子排布式为 1s22s22p2，该原子序数为6，为C元素；该原子有2个电子层，最外层有4个电子，核外电子占据的能级为1s、2s、2p 能级，故有3种能量不同的电子，A、B、C正确；该原子核外共有 6 个电子，则有 6 种不同运动状态的电子，D错误。
2.A N能层中有4s、4p、4d、4f四个能级，各具有1、3、5、7个轨道，每个轨道最多可容纳2个电子，故可容纳32个电子，所以可容纳32种运动状态的电子，A正确；在K能层中，只有1个轨道，能容纳自旋相反的2个电子，B错误；电子云通常是用小黑点来表示电子出现的机会多少，但小黑点不表示电子，D错误。
3.8 哑铃形 4s24p1
解析：基态Si原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，核外电子空间运动状态共有8种；核外电子占据最高能级为p能级，形状为哑铃形；镓元素的原子序数是31，其基态原子的价层电子排布式为4s24p1。
4.（1）9 （2）3d24s2 12 22 （3）4 洪特规则 （4）15
解析：（1）基态F原子共有9个核外电子，每个电子都有对应的原子轨道和自旋状态，所以核外电子的运动状态有9种。（2）基态Ti原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，价层电子排布式为3d24s2；s能级有一种空间运动状态，p能级有三种空间运动状态，d能级有五种空间运动状态，3d能级只有两个电子，有两种空间运动状态，因此基态Ti原子的核外电子的空间运动状态有12种；核外有22个电子，就有22种运动状态。（4）基态Cu原子核外电子排布式为[Ar]3d104s1，基态Cu原子核外有几个原子轨道，其核外电子就有几种空间运动状态，则基态Cu原子核外电子的空间运动状态有1＋1＋3＋1＋3＋5＋1＝15种。
二、基态原子中未成对电子数的判断
【对点训练】
1.C A中1s22s22p63s23p6中每个轨道上都达到饱和，未成对电子数为0；B中1s22s22p63s23p63d54s2中3d轨道上有5个未成对电子，其他轨道达到饱和，未成对电子数为5；C中1s22s22p63s23p63d54s1中的3d、4s轨道上各有5、1个未成对电子，未成对电子数为6；D中1s22s22p63s23p63d104s1只有4s上有1个未成对电子，未成对电子数为1。
2.B 价层电子排布为3d14s2、3s23p1、3s23p5的元素的基态原子M层都有一个未成对电子，3d94s2不遵循能量最低原理，排布式不正确，正确的排布式为3d104s1，M层没有未成对电子，选B。
3.（1）2 （2）Cr （3）1s22s22p4或[He]2s22p4 2 （4）4∶5
解析：（1）ⅣA族元素基态原子的价层电子排布式为ns2np2，核外未成对电子数为2。（2）基态Mn原子的电子排布式为[Ar]3d54s2，未成对电子有5个，同周期中，基态原子未成对电子数比Mn多的元素是Cr，基态Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1，有6个未成对电子。（3）O为8号元素，基态O原子核外有8个电子，因此基态O原子的电子排布式为1s22s22p4或[He]2s22p4，其2p轨道有2个未成对电子，即O原子有2个未成对电子。（4）根据构造原理可知基态Fe2＋和Fe3＋的价层电子排布式分别为3d6和3d5，其未成对电子数分别为4和5，即未成对电子数之比为4∶5。
4.（1）3d104s24p2 2 （2）[Ar]3d84s2 2 （3）[Ar]3d64s2 （4）4
解析：（1）Ge处于第四周期第ⅣA族，基态Ge原子核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2；根据洪特规则，基态Ge原子有2个未成对电子。（2）镍元素的原子序数为28，基态Ni原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，根据洪特规则，Ni原子3d轨道上有2个未成对电子。（3）第四周期元素中未成对电子数为4的元素是Fe，Fe原子的原子序数为26，基态Fe原子的简化核外电子排布式为[Ar]3d64s2。（4）Cu为29号元素，其4s轨道上有一个未成对电子，与Cu同周期且基态原子核外未成对电子数为1的元素有K（4s1）、Sc（3d14s2）、Ga（4s24p1）、Br（4s24p5）共4种。
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）× （4）√
2.D 由价层电子排布式（不涉及电子）知，该元素原子最高能层为M层，位于第三周期，最外层有6个电子，位于第ⅥA族。
3.D 如铬元素，d能级上有5个电子，s能级上有1个电子，对应第6列，A错误；第18列He元素最外层电子排布为1s2，B错误；第四周期第8列元素的原子序数为26，是铁元素，C错误；第15列元素原子的价层电子排布为ns2np3，最外层有5个电子，D正确。
知识点二
【对点训练】
1.D 由简化电子排布式为[Xe]5d106s2可知，位于元素周期表第六周期第ⅡB族，处于ds区，选D。
2.D 氢元素分布在s区，A错误；s区的氢元素是非金属元素，B错误；s区元素的最后一个电子进入s轨道，C错误；d区、ds区和f区都属于过渡金属，均为金属元素，D正确。
3.（1）四 18 （2）ⅢA 1 （3）p 第ⅢA～ⅦA族、0族
解析：（1）根据该元素原子核外有4个电子层及容纳的电子数可知，该元素处于第四周期，该周期对应能级组的电子排布式为[Ar]3d1～104s1～24p1～6，故共有18种元素。
（2）该元素位于第ⅢA族，该族只有一种非金属元素——硼。
（3）根据价层电子排布式4s24p1可以确定该元素位于p区，该区所包括族的种类是第ⅢA～ⅦA族、0族。
【随堂演练】
1.B Ca是20号元素，位于s区， Co是27号元素，位于d区， Zn是30号元素，位于ds区， Ga是31号元素，位于p区。
2.C 元素的最外层电子数为2，价电子数为3，并且是同族中原子序数最小的元素，则基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2，该元素为位于元素周期表第ⅢB族且处于d区的Sc元素。
3.B 第一周期元素原子的最外层电子排布是从1s1到1s2，A错误；价层电子排布为（n－1）d6～8ns2的元素为第Ⅷ族元素，一定是过渡元素，B正确；Zn的电子排布式为[Ar]3d104s2，最外层电子数为2，但Zn位于ds区，C错误；主族元素原子的最外层电子数等于其所在主族的族序数，0族或副族均有例外，如Cu的价层电子排布为3d104s1，Cu位于第ⅠB族，D错误。
4.（1）
（2）ds （3）见上图
解析：对于24号元素，若根据构造原理，其核外价层电子排布应该是3d44s2，而实际上是3d54s1，原因是能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满状态时能量较低，而29号元素也正是因为这一点排成3d104s1，而不是3d94s2，故将29号、30号元素所在纵列归为ds区。所以有的同学认为第6、7纵列的部分元素可以排在ds区是有道理的。
第2课时 元素周期律
知识点一
【对点训练】
1.B 由电子排布式知，A为P原子，B为N原子，C为C原子，D为S原子，由同一周期、同一主族原子半径大小关系知，原子半径：P＞S，P＞N，C＞N，S有3个电子层，N有2个电子层，半径：S＞N，半径最小的是N原子。
2.D 由电子排布式知，X2－为S2－，Y为O2－，Z为Cl－，Na＋与O2－、S2－与Cl－电子层结构相同，半径：O2－＞Na＋，S2－＞Cl－，O2－有2个电子层，Cl－有3个电子层，半径：Cl－＞O2－，半径大小：S2－＞Cl－＞O2－＞Na＋，即②＞④＞③＞①。
3.（1）O＜N＜C （2）B （3）Mg2＋
解析：（1）同一周期的元素，从左到右原子半径依次减小，因此，原子半径从小到大的顺序为O＜N＜C。（2）H、B、N中，H的电子层数最少，原子半径最小，而B、N同周期， N的核电荷数大，原子半径小于B，三种元素中原子半径最大的是B。（3）Mg2＋、Al3＋的电子层结构相同，但铝的核电荷数大，Al3＋的半径小。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）× （4）√
2.C 所给元素都是第三周期元素，分别是P、Cl、S、Ar，同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于其相邻元素，第一电离能大小顺序是Ar＞Cl＞P＞S，所以第一电离能最小的原子是S。
3.B 某短周期元素R的第三电离能剧增，说明该原子最外层有2个电子，处于第ⅡA族，该原子存在第五电离能，说明核外电子数大于4，故R为Mg元素。Mg的最高正价为＋2价，原子最外层共有2个电子，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s2。
知识点三
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）√ （4）×
2.A 电子排布式为1s22s22p4，为O元素；电子排布式为1s22s22p63s23p3，为P元素；电子排布式为1s22s22p63s23p2，为Si元素；电子排布式为1s22s22p63s23p64s2，为Ca元素。Ca属于金属元素，电负性最小，非金属性：O＞P＞Si，故O元素的电负性最大。
3.（1）0.93 1.57
（2）电负性越大，其原子半径越小 周期性
（3）－2 0 （4）共价键 （5）六 ⅠA
解析：（1）由表中数据可知，非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小。据此可知电负性Mg大于Na，而小于Be，即0.93＜Mg＜1.57。（2）同周期元素自左向右原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大，电负性逐渐减小，即同周期（同主族）中，电负性越大，其原子半径越小；体现了元素性质的周期性变化规律。（3）电负性：F＞O＞Cl，所以在化合物HClO和HFO中氧元素的化合价分别是－2价和0价（因为F没有正价，只有－1价和0价）。（4）Al的电负性是1.61，Br的电负性小于3.16，二者的电负性差值小于1.7，因此二者形成的化学键是共价键。（5）金属性越强，电负性越小，则元素周期表中，电负性最小的元素为位于第六周期第ⅠA族的Cs（放射性元素除外）。
【随堂演练】
1.D 同周期元素主族从左到右原子半径减小，电负性增大，最高正化合价从＋1价逐渐增大（除O、F外），第一电离能总体呈增大趋势（第ⅡA、ⅤA 族元素有特殊情况），选D。
2.C 同周期越靠右原子半径越小，A错误；同周期越靠右第一电离能越大，但是铝和硫除外，B错误；同周期越靠右元素的电负性越大，C正确；钠、镁、铝常温下是固体，但是氯气常温下为气体，熔点较低，D错误。
3.B 同周期元素从左到右，电负性依次增大，电负性：N＜O＜F，A错误； 电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越多半径越小，原子半径：Na＞O＞F，C错误；第ⅡA族元素p能级处于全空状态，结构稳定，第一电离能大于同周期相邻元素，第一电离能：Mg＞Al＞Na，D错误。
4.（1）Na Ar （2）F （3）Cs （4）F （5）N、P、As
解析：同周期从左到右，元素的第一电离能（除第ⅡA族、第ⅤA族反常外）逐渐增大，同周期中第ⅠA族元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。元素的电负性，同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故元素周期表中，电负性最大的元素是氟。
拓展专题3 元素周期表与元素周期律的综合应用
【对点训练】
1.B 由短周期元素 X、Y、Z、W在周期表中的相对位置可知，X、Y位于第二周期，Z、W位于第三周期，设Y的质子数为y，W的质子数为y＋8，则Z的质子数为y＋5，根据Y、Z质子数之和为21，y＋y＋5＝21，解得y＝8，可知X为C、Y为O、Z为Al、W为S。除稀有气体元素外，同周期元素从左到右原子半径递减，Z、W元素原子半径大小关系为r（W）＜r（Z），A错误；同主族元素从上到下非金属性递减，非金属性越强，简单氢化物越稳定，则Y、W的气态氢化物中，Y的稳定性高，B正确；元素X与Y能形成CO、CO2，不止一种化合物，C错误；除O、F外，主族序数＝最外层电子数＝最高正价，W为S，W元素的最高化合价为＋6价，D错误。
2.D 基态X原子的价层电子排布式中p能级上排有电子，则s能级有2个电子，即n－1＝2，n＝3，故X的价层电子排布式为3s23p4，为S元素，则Y为As元素，由此可判断A、B、C项正确。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，即原子半径：Mg＞S，D项错误。
3.A 原子序数依次增大的X、Y、Z、W四种短周期主族元素中，X元素原子的最外层有三个未成对电子，则X为N，且第一电离能比Y大，由于N为半充满状态，故N的第一电离能大于O，则Y为O元素，Z元素的简单离子半径在同周期中最小，则Z为Al元素，Y、W位于同一主族，W为S元素，X、Y、Z、W分别是N、O、Al、S。同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增强，则电负性：N＜O，即Y（O）的电负性更大，A错误；Y、Z简单离子分别为O2－、Al3＋，核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，则简单离子半径：Y＞Z， B正确；W为S元素，其最高价氧化物对应的水化物是硫酸，为强酸，C正确；X、Y两种元素的价层电子排布式分别为2s22p3、2s22p4，都位于元素周期表p区，D正确。
4.C 基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，则X的核外电子排布式为1s22s2或1s22s22p4，X为Be或O元素；Z可与X形成淡黄色的化合物Z2X2，则Z为Na元素，X为O元素，化合物Z2X2为Na2O2；X、Y、Z、W均为短周期主族元素且原子序数依次增大，则Y只能是F元素，Y、W最外层电子数相同，则W为Cl元素。根据第一电离能的递变规律可知其相对大小顺序为F＞O＞Cl＞Na，A项错误；根据非金属性：F＞O＞Cl，可知简单离子的还原性：Cl－＞O2－＞F－，B项错误；根据离子半径的变化规律，可知简单离子半径：Cl－＞O2－＞F－＞Na＋，C项正确；氢化物水溶液的酸性：HF＜HCl，D项错误。
5.（1）1s22s22p4 （2）
（3）四 ⅡB （4）H︰︰︰H （5）AlCl3
解析：
章末整合提升
【主题探究】
1.（1）提示：A为基态原子，能量最低，B、C、D均发生了跃迁，B中发生1s轨道电子跃迁至2p轨道，C中发生2s轨道电子跃迁至2p轨道，由于1s轨道能量低，故能量：B＞C；D中将1s轨道、2s轨道电子跃迁至2p轨道，能量最高，故能量由低到高的顺序为A＜C＜B＜D。
（2）提示：六 [Ar]3d104s24p3。根据价层电子排布可知最高能层数为6，所以位于周期表的第六周期；4f有7个轨道，所以4f6的电子排布图为As的简化电子排布式为[Ar]3d104s24p3。
（3）提示：3d24s2。基态Ti原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2。
2.（1）提示：F＞O＞N＞As。
（2）提示：F＞N＞O，原因：N、O、F位于同一周期，从左到右原子半径减小，核电荷数增大，失电子能力减弱，所以F的第一电离能最大，由于N的2p轨道半充满，能量低且稳定，所以N的第一电离能大于O。
3.（1）提示：Sc是第21号元素，处于周期表的第四周期第ⅢB族，所以Y在第五周期第ⅢB族。该族中包括Sc、Y、镧系（15种元素）、锕系（15种元素）一共32种元素。
（2）提示：没有。Y：d区、Ba：s区；Cu：ds区；O：p区。
（3）提示：Cl－＞O2－＞F－。Cl－核外电子排布有三个能层，O2－与F－核外电子排布有两个能层，且O2－的核内质子数小于F－。
【针对训练】
1.C X、Y是同周期的两种主族元素，由X元素：I2 I1可知，X是第ⅠA族元素，Y元素：I3 I2，Y是第ⅡA族元素。同周期元素从左到右，电负性增大，所以电负性：X＜Y，A错误；同周期元素从左到右，金属性减弱，所以金属性：X＞Y，金属性越强，越易与水反应，与水反应剧烈程度：X＞Y，B错误；由X元素：I2 I1可知，X是第ⅠA族元素，X的最外层电子数为1，C正确；由Y元素：I3 I2可知，Y是第ⅡA族元素，Y的最高化合价为＋2价，D错误。
2.（1）ⅢB （2）3d104s1
（3）＞ 氧、硫为同一主族元素，氧原子半径小于硫原子，氧原子核对核外电子的吸引力更大 （4）d
解析：（1）铁为26号元素，钇（Y）的原子序数比Fe大13，Y为39号元素，位于元素周期表的第四周期第ⅢB族。（2）基态Cu原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，价层电子排布式为3d104s1。（3）氧、硫为同一主族元素，第一电离能：I1（O）＞I1（S）。（4）根据钡的核外电子排布[Xe]6s2可知，该元素位于元素周期表第六周期第ⅡA族，位于同周期第ⅠA族的元素是Cs。Ba的电负性及第一电离能均比Cs大；钡的金属性强于同主族的钙，钙能与冷水反应生成氢气，故钡也能与冷水反应放出氢气。
3.（1）ad d （2）
（3）Cu Cu的第二电离能失去的是3d10电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
（4） a 同周期元素从左往右第一电离能的总体趋势是依次升高的，但N元素的2p轨道处于半充满状态，相对较稳定，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 b
解析：（1）F的原子序数为9，其基态原子电子排布式为1s22s22p5，1s22s22p43s1是基态氟原子2p能级上的1个电子跃迁到3s能级上，属于氟原子的激发态，a正确；1s22s22p43d2，核外共10个电子，不是氟原子，b错误；1s22s12p5，核外共8个电子，不是氟原子，c错误；1s22s22p33p2是基态氟原子2p能级上的2个电子跃迁到3p能级上，属于氟原子的激发态，d正确；而同一原子3p能级的能量比3s能级的能量高，因此能量最高的是1s22s22p33p2。（2）F为第9号元素，其电子排布为1s22s22p5，则其价层电子排布图为。（3）铜元素的第二电离能失去的是3d10电子，第一电离能失去的是4s1电子，锌元素的第二电离能失去的是4s1电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大，所以铜与锌相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是铜元素。（4）同周期元素的第一电离能从左到右呈增大的趋势，但N的2p轨道上的电子排布是半充满的，比较稳定，其第一电离能高于邻位C、O的第一电离能，故图a符合C、N、O、F第一电离能的大小顺序；C、N、O、F的价层电子排布式分别为2s22p2、2s22p3、2s22p4、2s22p5，失去两个电子后，价层电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p2、2s22p3，此时F的2p轨道上的电子排布处于半充满状态，比较稳定，其第三电离能最大，O的半径小于N的半径，O的第三电离能大于N，C失去的第三个电子为2s上的电子，导致其第三电离能大于N，故图b符合C、N、O、F第三电离能的大小顺序。
4.（1）[Ar]3d54s2或1s22s22p63s23p63d54s2 （2）HClO4
（3）PH3 （4） Cu＋
解析：前四周期元素X、Y、Z、R、Q核电荷数依次增加，由Y原子的M层p轨道有3个未成对电子可知，Y原子价电子排布为3s23p3，则Y为P元素；Z与Y同周期，且在该周期中电负性最大，则Z为Cl元素；R原子的L层电子数与最外层电子数之比为4∶1说明最外层电子数为2，由d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5∶2可知，d轨道电子数为5，原子的价电子排布为3d54s2，则R为Mn元素；由X、Y、Z、R四种元素的核电荷数之和为58可知，X元素核电荷数为58－15－17－25＝1，则X为H元素；Q2＋的价电子排布式为3d9，则Q为Cu元素。（1）锰元素的原子序数为25，位于元素周期表中第四周期第ⅦB族，基态原子核外电子的排布式为[Ar]3d54s2或1s22s22p63s23p63d54s2。（2）氯元素的最高价氧化物对应的水化物为高氯酸，化学式为HClO4。（3）非金属元素的非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强，氯元素的非金属性强于磷元素，则氯化氢的稳定性强于磷化氢。（4）铜元素的原子序数为29，位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，基态原子的价电子排布式为3d104s1，则价电子轨道表示式为，铜原子失去1个电子形成亚铜离子，价电子排布式为3d10，失去2个电子形成铜离子，价电子排布式为3d9，亚铜离子的3d轨道为全充满稳定结构，则从轨道结构角度看，亚铜离子的稳定性强于铜离子。
【真题体验】
1.A A项，41Ca的质量数为41，质子数为20，所以中子数为41－20＝21，正确；B项，41Ca的半衰期长短与得失电子能力没有关系，错误；C项，根据题意41Ca衰变一半所需的时间要大于14C衰变一半所需的时间，错误；D项，从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子的过程没有新物质产生，不属于化学变化，错误。
2.A 钇原子序数比Fe大13，为39号元素，位于元素周期表的第五周期第ⅢB族，A正确；钙为20号元素，原子核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2，基态Ca原子的核外电子填充在10个轨道中，B错误；同一主族随原子序数变大，原子半径变大，第一电离能变小；同一周期随着原子序数变大，第一电离能呈增大趋势，5种元素中，钙第一电离能比铁小，C错误；同周期主族元素从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；5种元素中，电负性最大的是O，D错误。
3.C
解析：元素周期表中H的原子半径最小，A错误；同周期元素从左至右第一电离能呈增大趋势，故每一周期最后一种元素（稀有气体元素）的第一电离能最大，B错误；同周期主族元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小，则元素周期表中F的电负性最强，C正确；F没有正化合价，D错误。
4.D X、Y、Z、W、Q为原子序数依次增大的短周期元素，W元素的焰色试验呈黄色，则W为Na元素；Z和Q同族，Z的原子序数是Q的一半，则Z为O元素、Q为S元素；Y原子核外有两个单电子，且原子序数小于O元素，故Y为C元素；结合X、Y、Z、W、Q的最外层电子数之和为18，则X的最外层电子数为1，故X为H元素或Li元素。C的电负性大于H和Li，故该化合物中C为负价，具有还原性，则该化合物具有可燃性，A项正确；该化合物中S元素为负价，具有还原性，B项正确；Na2O、Na2O2均能与水反应，C项正确；Na2S属于强碱弱酸盐，其溶于水所得溶液呈碱性，D项错误。
5.D Z的价电子所在能层有16个轨道，故Z为第四周期元素，结合题给化合物的结构图可知，Z为K元素；W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，结合题给结构图可知，X为O元素、Y为S元素；W形成一个共价键，则W为H元素。电负性：H＜S，A错误；H2SO3为弱酸，故酸性：H2SO3＜H2SO4，B错误；基态H原子中未成对电子数为1，基态O原子中未成对电子数为2，C错误；K的氧化物溶于水生成KOH，溶液pH＞7，S的氧化物溶于水生成H2SO3或H2SO4，溶液pH＜7，D正确。
第二章 分子结构与性质
第一节 共价键
第1课时 共价键
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）√
2.D 氯化铝分子中铝原子与氯原子之间形成的化学键是共价键，A错误；非金属元素的原子形成的共价键数目不一定等于该元素的价电子数，如NH3中共价键数是3，但是氮原子的价电子数是5，B错误；稀有气体分子中不存在任何化学键，C错误。
3.（1）氢原子核外只有1个电子，需形成1对共用电子对达到稳定结构即形成H2，而氦原子最外层上已经达到2个电子的稳定结构，无需形成共用电子对即形成单原子分子即可，不能形成He2。
（2）氢原子核外只有1个电子即1个成单电子，Cl原子核外有7个电子，但只有1个成单电子，根据共价键具有饱和性，二者均只能形成一对共用电子对，即1个H原子与1个Cl原子结合成HCl，而不能形成H2Cl或HCl2。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）√ （4）× （5）×
2.A A是2个p轨道“肩并肩”重叠形成的π键；B是s轨道与p轨道重叠形成的σ键；C是2个p轨道重叠形成的σ键；D是2个s轨道重叠形成的σ键。
3.B 肼分子的结构式为，则肼分子只含σ键，不含π键；二氧化碳分子的结构式为OCO，则二氧化碳是含有σ键和π键的共价化合物；过氧化氢的结构式为H—O—O—H，则过氧化氢分子只含σ键，不含π键；石墨是非金属单质，不是化合物。
4.A π键电子云呈镜面对称，B错误；一般而言，σ键比π键重叠程度大，π键更活泼，C错误；N与N连线形成的是σ键，D错误。
5.σ键 由于Cl2、HCl分子中只存在一对共用电子，即形成的是单键，单键为σ键
【随堂演练】
1.C p-p σ键是“头碰头”重叠而p-p π键是“肩并肩”重叠，C错误。
2.B CH4分子只有C—H单键，单键为σ键；[C≡N]－、CH2CH2、CH≡CH分别含三键、双键、三键，既有σ键又有π键。
3.A 不是所有的共价键都有方向性，如s-s σ键不具有方向性，A错误。
4.（1）①②③⑥⑦⑧ ④⑤⑨ （2）⑦ （3）①③⑤⑥⑧⑨ （4）②④⑤⑥⑧⑨
解析：（1）单键只有σ键，双键或三键才含有π键，故只有σ键的是①②③⑥⑦⑧；既有σ键又有π键的是④⑤⑨。（2）H原子只有s轨道，题给物质中含有由两个原子的s轨道重叠形成的σ键的只有H2。（3）含有由一个原子的s轨道与另一个原子的p轨道重叠形成的σ键的有①③⑤⑥⑧⑨。（4）含有由一个原子的p轨道与另一个原子的p轨道重叠形成的σ键，说明构成这种σ键的原子中一定没有H原子，其为②④⑤⑥⑧⑨。
第2课时 键参数——键能、键长与键角
知识点一
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）× （4）√
2.C 键能是指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量。N—H的键能是指拆开1 mol N—H所吸收的能量，不是指形成1个N—H所释放的能量。1 mol NH3中含有3 mol N—H，拆开1 mol NH3吸收的能量是N—H键能的三倍。
3.（1）依据图表中键能数据分析，C—C、C—H键能大，难断裂；Si—Si、Si—H键能较小，易断裂，导致长链硅烷难以生成
（2）C—H键能大于C—O，C—H比C—O稳定。Si—H键能远小于Si—O的键能，不稳定，倾向于形成稳定性更强的Si—O
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）√
2.B 形成共价键的两个原子的核间距叫做键长，A错误；F、Cl、Br、I中F原子半径最小，H—F的键长是H—X中最短的，B正确；H—F是H的1s轨道与F的2p轨道“头碰头”成键，是s-p σ键，C错误；键长越短键能越大，H—F的键长是H—X中最短的，键能是H—X中最大的，D错误。
3.C 已知电负性：F＞Cl＞H，且NH3、NF3、NCl3分子中心原子相同，如果周围原子电负性大者键角小，可知，键角：NH3＞NCl3＞NF3，选C。
4.（1）①＞ ＞ ②＞ （2）＜ ＜ （3）①＞ ②＜
解析：（1）①由于C、N、O的原子半径依次减小，所以C—H、N—H、H—O的键长依次减小；②N2H4分子中的N—N的键长大于N2分子中的N≡N的键长。（2）由于C—H、N—H、H—O的键长依次减小，因此键能依次增大。（3）①CO2为直线形分子，NH3为三角锥形分子，故CO2的键角大于NH3；②H2O为V形分子，H2O分子键角是105°，CH4分子键角是109°28'，H2O分子中键角小于CH4分子中键角。
【随堂演练】
1.D 原子半径越大，形成的分子的键长越长，键能越小。四种原子中，I的原子半径最大，键能最小，D项正确。
2.A 键能越大，键长越小时，分子越稳定，A正确，B错误；双原子分子中的共价键不存在键角，C错误；两原子之间σ键的重叠程度一般大于π键，故σ键的键能一般要大于π键，D错误。
3.B 分子中键长越短，键能越大，则分子越稳定，A错误；元素周期表中的第ⅠA族（除H外）和第ⅦA族元素都是典型的金属和非金属元素，所以形成的化学键是离子键，B正确；水分子的结构是V形，键角是105°，C错误； 18 g H2O即1 mol H2O分解成2 mol H和1 mol O时消耗的能量为2×463 kJ，D错误。
4.A O2和的键长分别是121 pm、112 pm，键能分别为496 kJ·mol－1、628 kJ·mol－1，说明键长愈短，键能愈大，因此a＜b，A正确，D错误；氧气中不含O—O键，O—O键的键能不是 496 kJ·mol－1，B错误；中氧原子之间形成的是非极性共价单键，并且有1对共用电子，电子式为[︰︰︰]2－，不存在π键，C错误。
5.（1）吸收 243 （2）N2 I2 H2O HI
（3）－185 kJ·mol－1
解析：（1）键能是指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量，新键形成释放能量，旧键断裂吸收能量，根据能量守恒定律，断开1 mol Cl—Cl吸收的能量等于形成1 mol Cl—Cl释放的能量。（2）键能越大，化学键越稳定，越不容易断裂，化学性质越稳定，因此最稳定的单质为N2，最不稳定的单质是I2，最稳定的化合物是H2O，最不稳定的化合物是HI。（3）ΔH＝E（反应物键能之和）－E（生成物键能之和）＝（436＋243－2×432）kJ·mol－1＝－185 kJ·mol－1。
第二节 分子的空间结构
第1课时 分子结构的测定、多样的
分子空间结构、价层电子对互斥模型
知识点一
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）× （4）√ （5）×
2.C 该标准谱图为红外光谱。
3.（1）CO2、C2H2（合理即可） 键角为180°
（2）CH2O 键角约为120° （3）NH3 键角为107°
（4）CH4 键角为109°28'
知识点二
【对点训练】
1.C H3O＋中心原子的价层电子对数为3＋＝4，C错误。
2.B 水分子价层电子对互斥模型为四面体形，分子空间结构为V形，A不符合题意；甲烷分子价层电子对互斥模型为正四面体形，分子空间结构为正四面体形，B符合题意；氨分子价层电子对互斥模型为四面体形，分子空间结构为三角锥形，C不符合题意；二氧化硫分子价层电子对互斥模型为平面三角形，分子空间结构为V形，D不符合题意。
3.（1）2 （2）0 （3）0 （4）1
4.（1）4 （2）2 （3）3 （4）4
【随堂演练】
1.B 水分子中氧原子、甲烷分子中碳原子和氨分子中氮原子的价层电子对数都为4，三氟化硼分子中硼原子的价层电子对数为3，选B。
2.B 由题图知，右边最高质荷比为16，是H＋质荷比的16倍，即其相对分子质量为16，可能是甲烷。
3.A SiCl4中Si原子的价层电子对数为4＋×（4－4×1）＝4，孤电子对数为0，为正四面体形。
4.（1）2 2 4 四面体形 V形 （2）3 0 3 平面三角形 平面三角形 （3）4 0 4 正四面体形 正四面体形
第2课时 杂化轨道理论简介
知识点一
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）×
2.D 同一能层上的s轨道与p轨道的能量差异不大，sp2杂化轨道是由同一能层上的s轨道与p轨道杂化而成的，A项正确；同种类型的杂化轨道能量相同，B项正确；sp2杂化轨道是由1个s轨道与2个p轨道杂化而成的，还有1个p轨道未参与杂化，可用于形成π键，C项正确；sp2杂化轨道最多可形成3个σ键，D项错误。
3.A sp杂化轨道的空间结构是直线形，夹角是180°，sp3杂化轨道的空间结构为正四面体形，夹角是109°28'，sp2杂化轨道的空间结构为平面三角形，夹角是120°，因此sp杂化轨道的夹角最大，A正确。
知识点二
【对点训练】
1.C PCl3分子中中心原子磷原子上的价层电子对数为4，因此PCl3分子中磷原子采取sp3杂化，A项错误；sp3杂化轨道是原子中能量相近的最外电子层上的s轨道和3个p轨道“混杂”起来，形成能量相等、成分相同的4个轨道，B项错误；中心原子采取sp3杂化轨道全部用于成键得到的分子的空间结构为四面体形，如甲烷分子，但如果有杂化轨道被中心原子上的孤电子对占据，则空间结构发生变化，如NH3、PCl3分子是三角锥形，H2O分子是V形，C项正确，D项错误。
2.
PCl3 BCl3 CS2 SCl2
sp3 sp2 sp sp3
三角锥形 平面三角形 直线形 V形
解析：
分子 σ键电子对数 中心原子上的孤电子对数 价层电子对数 VSEPR 模型名称 中心原子的杂化轨道类型 分子空间结构
PCl3 3 ×（5－3×1）＝1 4 四面体形 sp3 三角锥形
BCl3 3 ×（3－3×1）＝0 3 平面三角形 sp2 平面三角形
CS2 2 ×（4－2×2）＝0 2 直线形 sp 直线形
SCl2 2 ×（6－2×1）＝2 4 四面体形 sp3 V形
3.（1）4 sp3 （2）3 sp2 （3）4 sp3 （4）3 sp2
解析：（1）NH3中n＝＝4，N为sp3杂化。（2）N中n＝＝3，N为sp2杂化。（3）N中n＝＝4，N为sp3杂化。（4）SO2中n＝＝3，S为sp2杂化。
【随堂演练】
1.D 该杂化轨道的空间结构为直线形，夹角为180°，共有2个杂化轨道，为sp杂化，A错误；未形成杂化轨道，B错误；杂化轨道的空间结构为正四面体形，为sp3杂化，C错误；杂化轨道的空间结构为平面三角形，为sp2杂化，D正确。
2.D 碳原子的2s轨道与2p轨道杂化，形成4个杂化轨道，因此碳原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道，且自旋平行。
3.B SO3中心原子的成键电子对数为3，孤电子对数为＝0，采用sp2杂化；H3O＋中心原子的成键电子对数为3，孤电子对数为＝1，采用sp3杂化；SO2中心原子的成键电子对数为2，孤电子对数为＝1，采用sp2杂化；C中心原子的成键电子对数为3，孤电子对数为＝0，采用sp2杂化。
4.（1）三角锥形 sp3 （2）sp （3）sp
解析：（1）AsCl3中As原子价层电子对数为4，As的杂化方式为sp3，AsCl3分子的空间结构为三角锥形。（2）CS2的结构式为SCS，C原子形成2个双键，无孤电子对，所以为sp杂化。（3）（CN）2的结构式为N≡C—C≡N，其中1个碳原子与1个氮原子形成1个三键，与另一个碳原子形成1个单键，则C原子采取sp杂化。
5.（1）sp2 sp3
（2）120° 正四面体形
（3）SCS 直线形
（4）2∶1 3
（5）H2O分子中O原子有两对孤电子对，H3O＋中O原子只有一对孤电子对，排斥作用较小
解析：（1）BCl3的中心原子的价层电子对数是3，NCl3的成键电子对数为3，孤电子对数为1，则NCl3的中心原子的价层电子对数是4，根据价层电子对互斥模型判断中心原子的杂化类型，前者为sp2，后者为sp3。（2）BF3分子为平面正三角形结构，所以F—B—F键角为120°；B中B原子价层电子对数＝4＋＝4，且不含孤电子对，根据价层电子对互斥模型判断该微粒的空间结构为正四面体形。（3）等电子体结构相似，CO2的结构式为OCO，是直线形分子，则二硫化碳结构式为SCS，也为直线形。（4）共价单键为σ键，共价双键中含有一个σ键、一个π键，所以丙烯腈分子中σ键和π键的个数之比＝6∶3＝2∶1；C—C≡N位于同一条直线上，所以该分子中最多有3个原子共直线。（5）孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，H2O分子中O原子有两对孤电子对，H3O＋中O原子只有一对孤电子对，排斥作用较小，所以H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大。
拓展专题4 分子（或离子）
空间结构与杂化轨道类型的判断
【对点训练】
1.B 若有1个孤电子对，为三角锥形，A项正确；若有2个孤电子对，则为V形，B项错误；若无孤电子对，可为正四面体形，C项正确；中心原子为sp3杂化，其VSEPR模型为四面体形，D项正确。
2.D SO2中S原子的价层电子对数为2＋＝3，杂化方式为sp2，VSEPR模型为平面三角形，有1个孤电子对，所以分子的空间结构为V形，D项错误。
3.D 将中一个碘原子看成中心原子，另两个是与中心原子结合的原子，中心原子的价层电子对数为2＋（7－1－2×1）＝4，所以其空间结构为V形，中心原子的杂化方式为sp3，A正确；C中，中心原子价层电子对数为3＋（4＋2－3×2）＝3，C原子为sp2杂化，C空间结构为平面三角形，B正确；单分子SO3的中心S原子价层电子对数为3＋＝3，其杂化方式为sp2，由题给三聚分子固体的结构式可知，其S原子形成4个共价键，其杂化方式为sp3，D错误。
4.A Cl和C的价电子总数分别为7＋3×6＋1＝26、4＋3×6＋2＝24，不相同，A项错误；M中Cl元素的化合价是＋3价，杂化轨道类型是sp3，因此M的化学式为Cl，B项正确；Cl中价层电子对数是3＋＝4，ClO－中价层电子对数是1＋＝4，因此氯原子的杂化类型都为sp3，C项正确；M中价层电子对数是2＋＝4，含有2个孤电子对，所以空间结构为V形，D项正确。
5.（1）sp3 （2）正四面体形 4 sp3 （3）正四面体形
解析：（2）P中中心原子P不含孤电子对，成键电子对数为4，价层电子对数为4，因此其空间结构为正四面体形，P原子采用sp3杂化。（3）在SnCl4中，Sn的价层电子对数为4＋（4－4×1）＝4，则Sn采取sp3杂化，SnCl4的空间结构为正四面体形。
6.（1）AB （2）F＞O＞Cl V形
（3）sp2
解析：（1）由结构示意图可知，4个O原子构成正四面体，Si位于正四面体的中心，键角为109°28'，A项错误；Si原子形成4个Si—O，Si的化合价为＋4价，O的化合价为－2价，则该离子的化学组成为Si，C项正确；Si原子形成4个Si—O σ键，Si原子上没有孤电子对，则中心原子Si采取sp3杂化，B项错误。（2）电负性一定程度上相当于得电子能力，所以电负性大小顺序为F＞O＞Cl；根据VSEPR模型，中心原子的价层电子对数为2＋＝4，去掉2个孤电子对，知OF2分子的空间结构是V形。（3）已知（CH3）3Ga分子的空间结构为平面三角形，则其中心原子镓原子的杂化方式是sp2杂化。
拓展专题5 大π键与键角大小的判断
一、大π键
【对点训练】
1.A 每个碳原子的未参与杂化的p轨道参与形成大π键，A错误；苯分子中6个碳原子各提供1个电子，共同形成大π键，B正确；碳原子的三个sp2杂化轨道与其他原子形成三个σ键，C正确；苯分子呈平面正六边形，六个碳碳键完全相同，键角均为120°，D正确。
2.5
解析：根据图可知，中的σ键总数为5；中每个N原子采取sp2杂化，未参与杂化的p轨道，垂直于该离子平面形成大π键，每个p轨道各提供一个电子，再加上一个单位的负电荷，所以中一共有6个电子参与形成大π键，应表示为。
3.D
解析：已知吡啶中含有与苯类似的大π键，则说明吡啶中N原子也是采用sp2杂化，杂化轨道只用于形成σ键和容纳孤电子对，则吡啶中N原子的价层孤电子对占据sp2杂化轨道。
二、键角大小的判断
【对点训练】
1.D ①S8是一个环形分子，每个S与另外两个S原子相连，S原子形成2个孤电子对，2个σ键，所以S是sp3杂化，正确；②碳碳双键中一个是σ键，另一个是π键，错误；③SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数是×（4－2×1）＋2＝3，含有1个孤电子对，SnBr2的空间结构为V形，根据价层电子对互斥模型可以判断其键角小于120°，正确；④H3O＋和H2O中氧原子均采取sp3杂化，H2O中O原子有2个孤电子对，H3O＋中O原子有1个孤电子对，导致H3O＋中H—O—H的键角比H2O中H—O—H的键角大，正确。
2.①④②⑤③
解析：①HCN中的C原子采取sp杂化，键角为180°。②SiF4中Si原子杂化轨道数为4，采取sp3杂化，键角为109°28'。③H2O中O原子杂化轨道数为4，采取sp3杂化，含有2个孤电子对，分子为V形结构，键角为105°。④C中C原子的杂化轨道数为3，所以C原子采取sp2杂化，分子为平面三角形结构，键角为120°。⑤H3O＋中O原子的杂化轨道数为4，所以O原子采取sp3杂化，O原子上有1个孤电子对，分子为三角锥形结构，键角大于H2O的键角，但小于120°。所以各粒子按键角由大到小的顺序排列为①④②⑤③。
3.sp3 ＜
解析：甲醇分子内C原子价层电子对数为4＋0＝4，所以C原子的杂化方式为sp3杂化，O—C—H的键角约为109°28'，甲醛分子内的C原子的杂化方式为sp2杂化，O—C—H的键角约为120°，所以甲醇分子内的O—C—H的键角小于甲醛分子内的O—C—H的键角。
4.（1）CH4、NH3、H2O中心原子都采取sp3杂化，中心原子上的孤电子对数依次为0、1、2。孤电子对数越多，排斥作用越大，键角越小
（2）CO2＞BF3＞SO2
（3）H2O、H2S中心原子都采用sp3杂化，都有2对孤电子对，由于电负性：O＞S，所以成键电子对靠近O原子，故H2O分子中成键电子对的斥力更大，H2O的键角大于H2S的键角
（4）＜ C、O原子形成双键，对C—H键的斥力大
5.（1）SiH4＞PH3＞H2S 中心原子都是sp3杂化，H2S、PH3的中心原子分别有2个、1个孤电子对，SiH4的中心原子无孤电子对，而孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，导致H2S的键角最小，PH3次之，SiH4最大
（2）sp sp2 ＞
（3）sp3 ＜ F的电负性大于Cl，S—F成键电子对间的斥力小
解析：（1）H2S、PH3、SiH4三者中心原子都是sp3杂化，H2S、PH3的中心原子分别有2个、1个孤电子对，SiH4的中心原子无孤电子对，而孤电子对数越多，对成键电子对的排斥力越大，键角越小，则H2S的键角最小，PH3次之，SiH4最大，则键角：SiH4＞PH3＞H2S。（2）N2O的中心N原子采取sp杂化，N2O中存在2个大π键（）；NO2是V形分子，且存在大π键，则NO2中N原子采取sp2杂化，N—N—O键角大于O—N—O键角。（3）SO2F2中S的价层电子对数为4，则其杂化方式为sp3；F的电负性大于Cl，则SO2F2中S—F的共用电子对更加偏向于F，共价键斥力较小，键角较小，即F—S—F键角＜硫酰氯（SO2Cl2）中的Cl—S—Cl键角。
第三节 分子结构与物质的性质
第1课时 共价键的极性
知识点一
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）× （4）× （5）×
2.D 由极性键构成的分子不一定是极性分子，如甲烷是非极性分子，A错误；含非极性键的分子不一定是非极性分子，如S2Cl2（Cl—S—S—Cl）结构不对称，是极性分子，B错误；非极性分子不一定含有非极性键，如甲烷是非极性分子，只含极性键，C错误；以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，如氯化氢是极性分子，D正确。
3.（1）非极性 （2）有 有 （3）a
解析：（1）N4分子是正四面体形结构，是非极性分子。（2）P—H为不同元素原子之间形成的共价键，为极性键，PH3分子的空间结构为三角锥形，正、负电中心不重合，PH3为极性分子。（3）NCl3中N原子的价层电子对数为3＋＝4，孤电子对数为1，该分子的空间结构为三角锥形，a错误；N、Cl之间形成的键为极性键，b正确；NCl3分子的正、负电中心不重合，为极性分子，c正确。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）× （4）√
2.A 根据与羧基（—COOH）相连的基团中共价键或基团的特点进行判断。—CH3是推电子基团，导致羧基中O—H的极性减小，酸性减弱，故酸性：HCOOH＞CH3COOH；F的电负性最大，C—F的共用电子对偏向F，通过传导作用，导致羧基中O—H的极性增大，酸性增强，F原子越多，酸性越强，故酸性：CHF2COOH＞CH2FCOOH＞CH3COOH，选A。
3.D 羧酸的酸性强弱与其分子的组成和结构有关，与相对分子质量和分子中氢原子数目无关，A、B错误，D正确；羧基所连基团的极性越大，如—CF3，羧酸的酸性越强，而烷基越长，酸性越弱，C错误。
【随堂演练】
1.C 同种元素的电负性相同，电子对不出现偏移，原子间形成的共价键为非极性共价键，C错误。
2.D CO2的结构式为OCO，分子中共价键为碳氧极性键，不存在非极性键，A错误；CH4分子、H2O分子中共价键均为极性键，不存在非极性键，B、C错误；CH2CH2中含有碳氢极性键和碳碳非极性键，由于CH2CH2分子结构对称，为非极性分子，D正确。
3.C H2O2分子中H—O为极性键，O—O为非极性键，A正确；H2O2分子为含有极性键和非极性键的极性分子，B、D正确，C错误。
4.（1）⑥ （2）⑤ （3）③ （4）②③⑤
解析：①HF是含有极性键的双原子分子，为极性分子；②H2O中氧原子采取sp3杂化，与H原子形成极性键，为极性分子；③NH3中有极性键，N原子采取sp3杂化，为三角锥形结构；④CS2与CO2相似，为由极性键形成的直线形非极性分子；⑤CH4中C原子采取sp3杂化与H原子形成极性键，为正四面体形的非极性分子；⑥N2是由非极性键结合的非极性分子；⑦BF3中B原子采取sp2杂化，与F形成极性键，为非极性分子。
第2课时 分子间的作用力
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）√
2.C 蜘蛛不能掉下的根本原因是蜘蛛脚上的大量细毛与天花板之间存在范德华力。
3.B 键能影响分子的稳定性，键能越大，分子越稳定。H—Cl的键能大于H—I的键能，所以HCl比HI稳定。范德华力影响物质的熔、沸点，范德华力越大，物质的熔、沸点越高。由于HI分子间的范德华力大于HCl分子间的范德华力，所以HI的沸点比HCl的高，选B。
知识点二
【对点训练】
1.B 氢键不属于化学键，B错误；氢键分为分子间氢键和分子内氢键，所以同一分子内也可能形成氢键，D正确。
2.A 分子间氢键的存在使分子间作用力增强，物质的熔点和沸点升高，A正确；冰和水都是由水分子构成的，冰中存在氢键，水中也存在氢键，B错误；氢键为分子间作用力，水分子内部为O原子和H原子之间形成的共价键，C错误；H2O是一种非常稳定的化合物，这是因为H—O键能较大，D错误。
3.（1）水分子间有氢键
（2）由分子构成的结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高
（3）冰中所有水分子以氢键互相联结成晶体，氢键的形成使水分子之间的间隙增大
（4）醇分子间有氢键
解析：（1）水分子间存在氢键，而硫化氢分子间为范德华力，两种作用力相比，氢键的作用力大于范德华力，因此水的沸点比硫化氢高。（2）氯单质与溴单质结构相似，其熔、沸点与分子间作用力有关，溴的相对分子质量大，范德华力较大，熔、沸点较高，因此溴在常温下为液态。（3）冰中所有水分子以氢键互相联结成晶体，氢键的形成使水分子之间的间隙增大，因此冰的密度比水的密度小。（4）烃分子间的作用力为范德华力，而醇分子中含有羟基，分子间可形成氢键，导致醇的熔、沸点比碳原子数相同的碳氢化合物的熔点和沸点高得多。
【随堂演练】
1.D 范德华力相比于化学键，属于弱作用力，属于既没有方向性也没有饱和性的静电作用，只有分子间距离很近时才存在范德华力，它只影响由分子构成的物质的物理性质。
2.B 范德华力是一种分子间作用力，不是化学键，A错误；在水分子内含有O—H共价键，水分子间存在氢键，同时也存在范德华力，B正确；卤素单质从F2→I2由气态、液态到固态的原因是范德华力增大，C错误；H2O是一种非常稳定的化合物，这是由于水分子内氧氢键键能大，化合物的稳定性与氢键无关，D错误。
3.B ①氟化氢分子间易形成氢键，导致液态氟化氢中形成了三聚氟化氢[（HF）3]分子，①符合题意；②水分子高温下也很稳定与氢氧键的键能大有关，与氢键无关，②不符合题意；③接近水的沸点的水蒸气的相对分子质量测定值比按化学式H2O计算出来的相对分子质量大一些，其主要原因是接近水的沸点的水蒸气中存在相当量的水分子因氢键而形成了“缔合分子”，③符合题意；④邻羟基苯甲酸能形成分子内氢键，对羟基苯甲酸能形成分子间氢键，则邻羟基苯甲酸的熔、沸点低于对羟基苯甲酸，④符合题意。
4.H2O＞CH3OH＞CO2＞H2 H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量较大，范德华力较大
解析：4种物质中，H2O和CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多，CO2和H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量大，范德华力较大，所以沸点从高到低的顺序为H2O＞CH3OH＞CO2＞H2。
第3课时 溶解性 分子的手性
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）× （4）√
2.C 二氧化氮易溶于水而且与水反应，不能用排水法收集，A错误；乙醇与水互溶，不能萃取碘单质，B错误；氯化氢和水都是极性分子，利用“相似相溶”规律可以解释氯化氢极易溶于水进行喷泉实验，C正确；二氧化硫用NaOH溶液吸收是由于发生了化学反应，D错误。
3.（1）①氢键、范德华力
②CO2的分子直径小于笼状空腔直径，且与H2O的结合能大于CH4
③SO2为极性分子，CO2为非极性分子，H2O为极性溶剂，极性分子易溶于极性溶剂，故SO2的溶解度较大
（2）H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键
解析：（1）②根据题给数据可知，笼状空腔的直径是0.586 nm，而CO2分子的直径是0.512 nm，笼状空腔直径大于CO2分子的直径，而且CO2与水分子之间的结合能大于CH4，因此可以实现用CO2置换CH4的设想。③SO2为极性分子，CO2为非极性分子，H2O为极性溶剂，极性分子易溶于极性溶剂，故SO2的溶解度较大。（2）水可以与乙醇互溶，是因为H2O与CH3CH2OH之间可以形成分子间氢键。
知识点二
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）√ （4）√
2.C Ⅰ和Ⅱ分子都是极性分子，含有极性键，也含有非极性键（C—C），A错误；Ⅰ和Ⅱ呈镜面对称，但是二者存在的化学键相同，正、负电荷中心不重合，都是极性分子，B错误；Ⅰ和Ⅱ属于对映异构，Ⅰ和Ⅱ分子中均存在1个手性碳原子，C正确；Ⅰ和Ⅱ中存在化学键的种类和数目均相同，D错误。
3.A 圈内部分相同，所以指定的碳原子（用*标记）不属于手性碳原子，A项符合题意。
【随堂演练】
1.D C60属于非极性分子，不溶于水溶液中，在正己烷、苯、二硫化碳、四氯化碳等非极性溶剂中有一定的溶解性，选D。
2.C 手性碳原子是指与四个不相同原子或基团相连的碳原子，该分子中含有2个手性碳原子，位置为，选C。
3.D “相似相溶”规律：由极性分子组成的溶质易溶于极性分子组成的溶剂，难溶于非极性分子组成的溶剂；由非极性分子组成的溶质易溶于非极性分子组成的溶剂，难溶于极性分子组成的溶剂。CCl4和I2都是非极性分子，而H2O是极性分子，所以碘单质在水中的溶解度很小，在CCl4中的溶解度很大。
4.（1）乙醇分子与水分子之间形成氢键，而氯乙烷分子与水分子之间不能形成氢键
（2）无 （3）易溶于水 2
解析：（1）乙醇、氯乙烷、水均为极性分子，但乙醇与水分子之间能形成氢键，而氯乙烷与水分子之间不能形成氢键，因此在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷。（2）手性碳原子所连接的四个基团是不同的，乙烷的二溴代物不存在手性碳原子，故乙烷的二溴代物中无手性分子。（3）1个抗坏血酸分子中含有4个—OH，其可以与H2O形成分子间氢键，所以抗坏血酸易溶于水；连接4个不同原子或原子团的碳原子为手性碳原子，抗坏血酸分子中有2个手性碳原子，如图所示：。
拓展专题6 从不同角度解释影响物质性质的因素
【对点训练】
1.A H2O比H2S沸点高，是因为H2O分子之间除范德华力外，还存在氢键，增加了分子之间的作用力，而H2S分子之间只存在范德华力，沸点高低与物质分子内的化学键的键能大小无关，A错误。
2.C 键能：N—H＞P—H，键能更大，稳定性更强，因此NH3的热稳定性强于PH3，A正确；由于N的电负性大于P的电负性，因此N—H的极性大于P—H的极性，故NH3分子的极性较强，B正确；氨分子之间存在氢键，则沸点高低为NH3＞PH3，C错误；由于N的电负性大于P的电负性，NH3中N—H的键长比PH3中P—H的键长要短，所以在NH3中成键电子对更靠近N，排斥力更大，以致键角更大，D正确。
3.C 分子为正四面体形结构，原子位于顶点，共价键键角均为60°，A错误；原子半径：As＞P，一般键长越长，键能越小，B错误；黄砷分子为非极性分子，根据“相似相溶”规律，黄砷难溶于水，C正确；黄砷与白磷结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越强，则熔点越高，所以黄砷的熔点高于白磷，D错误。
4.B 过氧乙酸分子中含有单键碳原子和双键碳原子，碳原子的杂化方式不相同，分别为sp3杂化和sp2杂化，A正确；过氧乙酸由分子构成，其熔点取决于分子间作用力的强弱，与共价键的键能大小无关，B错误；过氧乙酸分子中含有碳氢、碳氧、氢氧极性共价键和碳碳、氧氧非极性共价键，C正确；过氧乙酸分子是能与水分子形成氢键的极性分子，在水中的溶解度大，易溶于水，D正确。
5.（1）sp3 水分子和过氧化氢分子同为极性分子，它们的结构相似，相似相溶，且相互之间可以形成氢键，互相吸引，所以可以任意比例互溶
（2）①吡啶分子能与H2O分子形成分子间氢键 ②吡啶分子和H2O分子均为极性分子，相似相溶，而苯分子为非极性分子
（3）
解析：（1）H2O2的结构式为H—O—O—H，氧原子形成两个σ键并含有两个孤电子对，杂化轨道类型为sp3；H2O2和H2O能以任意比例互溶，这是由于水分子和过氧化氢分子同为极性分子，它们的结构相似，相似相溶，且相互之间可以形成氢键，互相吸引。（2）已知苯分子为非极性分子，吡啶分子和H2O分子均为极性分子，且吡啶分子中N原子上含有孤电子对，能与H2O分子形成分子间氢键，从而导致在水中的溶解度：吡啶远大于苯。（3）已知—CH3为推电子基团，—Cl是吸电子基团，则导致N原子电子云密度大小顺序为＞＞，结合题干信息可知，其中碱性最弱的为。
6.（1）水存在分子间氢键 （2）FDCA形成的分子间氢键更多
（3）HC＞HB＞HA O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：CO＞CS＞CSe，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，其中羟基与水形成的氢键逐渐增强 （4）S8的相对分子质量大，范德华力强
解析：（1）H2Se的沸点低于H2O，其原因是水存在分子间氢键，沸点高。（2）由HMF和FDCA的结构可知，HMF和FDCA均能形成分子间氢键，但FDCA形成的分子间氢键更多，使得FDCA的熔点远大于HMF。（3）O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：CO＞CS＞CSe，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，其中羟基与水形成的氢键由强到弱的顺序为HC＞HB＞HA。（4）S8的相对分子质量大于SO2，相对分子质量越大，范德华力越强，熔、沸点越高。
章末整合提升
【主题探究】
1.（1）提示：8 3。CH3CH2OH结构式为，共价单键都是σ键，1个CH3CH2OH分子中含有8个σ键。HCHO结构式是，共价单键都是σ键，共价双键中一个是σ键，一个是π键，1个HCHO分子中含有3个σ键。
（2）提示：极性键。CS2是由分子构成，结构式是SCS，CS是两种不同的非金属元素的原子形成的共价键，因此属于极性键。
（3）提示：sp3 σ。NH4H2PO4中，H2P中心P原子的价层电子对数为4，P的杂化轨道类型是sp3，另外，杂化轨道只能用于形成σ键或用来容纳未参与成键的孤电子对，故P的sp3杂化轨道与氧原子的2p轨道形成σ键。
2.（1）提示：正四面体形 4 sp3。P中不含孤电子对，成键电子对数为4，价层电子对数为4，因此其空间结构为正四面体形，P原子采用sp3杂化。
（2）提示：sp2。该药物中N原子形成2个σ键，有1个孤电子对。
（3）提示：sp3、sp2。甲醇中碳原子是饱和碳原子，是sp3杂化，甲醛中碳原子是sp2杂化。
3.（1）提示：乙酸甲酯不易与水形成氢键，而甲醇易与水形成氢键使甲醇沸点升高，使得乙酸甲酯容易从混合物中蒸出。
（2）提示：沸点：B＞A。A能形成分子内氢键，B能形成分子间氢键，所以沸点：B＞A。
【针对训练】
1.A H原子中未成对电子为s电子，O原子中未成对电子为sp3杂化轨道中的电子，所以H2O分子的共价键是s轨道和sp3杂化轨道形成的σ键，A错误；非金属性较强的元素的氢化物易形成氢键，则H2O分子间可以形成氢键，B正确；H2O分子中O原子价层电子对数为2＋＝4且含有2个孤电子对，则水分子为V形结构，C正确；H2O分子内含有H—O极性共价键，H2O分子空间结构为V形，分子结构不对称，正、负电荷中心不重合，则为极性分子，D正确。
2.A CH4和H2O的中心原子的价层电子对数均为4，故CH4和H2O的VSEPR模型均为四面体形，A正确；S的中心原子S的价层电子对数为3＋＝4，含有1个孤电子对，故S的空间结构为三角锥形，B错误；CF4的结构与甲烷相似，正、负电中心重合，为非极性分子，SF4中S的价层电子对数为4＋＝5，含有1个孤电子对，SF4的结构不对称，正、负电中心不重合，为极性分子，C错误；XeF2、XeO2中Xe的孤电子对数不同，F、O的电负性不同，成键电子对间的排斥力不同，键角不相等，D错误。
3.（1）三角锥形 sp3 （2）sp2 sp3
解析：（1）Sn是第ⅣA族元素，SnC的中心Sn原子的价层电子对数为3＋＝4，有1个孤电子对，中心原子是sp3杂化，SnC的空间结构是三角锥形。（2）CF2CF2中C原子存在3个σ键，其C原子的杂化方式为sp2杂化，但其共聚物ETFE中C原子存在4个σ键，其C原子为sp3杂化。
4.（1）＞ （2）肼分子间存在氢键，乙烯分子间无氢键
（3）sp2 V形 （4）氨分子能与水分子间形成氢键；氨气是极性分子；氨气能与水反应（任意作答两点即可）
（5）小于 H2O中O和NH3中N均为sp3杂化，O有两个孤电子对，N有一个孤电子对，孤电子对越多，排斥力越大，键角越小
解析：（1）同一周期从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势，N原子核外电子排布处于半充满较稳定状态，其第一电离能大于相邻主族元素，则第一电离能：N＞O。（2）N2H4和C2H4均属于共价化合物，N2H4分子间存在氢键，C2H4分子间无氢键，所以肼沸点远高于乙烯。（3）尿素中C原子上没有孤电子对，形成3个σ键，所以尿素分子中碳原子的杂化方式为sp2杂化；N中N的价层电子对数：2＋＝3，含一个孤电子对，空间结构为V形。（4）氨分子能与水分子间形成氢键，增大NH3在水中的溶解度；氨气是极性分子，水分子是极性分子，根据相似相溶，氨易溶于水。（5）H2O中O和NH3中N的价层电子对数均为4，均为sp3杂化，O有两个孤电子对，N有一个孤电子对，孤电子对越多，排斥力越大，键角越小。
【真题体验】
1.C 由题干物质结构式可知，过氧化氢为非平面分子，故不可能所有原子处于同一平面，A错误；由题干物质结构式可知，分子中存在过氧键，其中O的化合价为－1价，其余氧的化合价为－2价，B错误；由题干物质结构式可知，分子中存在过氧键，具有强氧化性，杀菌能力源于其氧化性，C正确；由题干物质结构式可知，分子中存在过氧键，过氧键为非极性键，其余共价键均为极性键，D错误。
2.A P和Q分子结构对称，正、负电中心重合，都是非极性分子，A错误；第一电离能由小到大的顺序为B＜C＜N，B正确；P的分子式为C24H12，Q的分子式为B12N12H12，P、Q分子都是含156个电子，故1 mol P和1 mol Q所含电子数目相等，C正确；P和Q分子中C、B和N均与其他三个原子成键，且P和Q为平面结构，C、B和N均为sp2杂化，D正确。
3.B HCl是共价化合物，其形成过程表示为H·＋·︰H︰︰，A错误；N的中心N原子为sp3杂化，孤电子对数为0，Cl的中心Cl原子为sp3杂化，孤电子对数为0，故N和Cl的VSEPR模型和空间结构都相同，B正确；C60和石墨中的碳原子均为sp2杂化，金刚石中的碳原子为sp3杂化，C错误；NH3分子间存在氢键，CO2分子间作用力为范德华力，D错误。
4.D 由结构图知，Y形成5个共价键，Z形成3个共价键，Z和Y同族，Y的原子序数比Z大，则Z为N元素，Y为P元素；W形成4个共价键，原子序数比N小，则W为C元素；R形成1个共价键，原子序数比C小，则R为H元素；X形成2个共价键，原子序数在N和P之间，则X为O元素。NH3分子间可形成氢键，PH3分子间为范德华力，故沸点：NH3＞PH3，A项错误；非金属性：C＜N，则最高价氧化物的水化物的酸性：H2CO3＜HNO3，B项错误；同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，第ⅤA族元素由于p能级半充满，为稳定结构，其第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能：C＜O＜N，C项错误；N中N原子的价层电子对数为3＋＝3，无孤电子对，N的空间结构为平面三角形，C中C原子的价层电子对数为3＋＝3，无孤电子对，C的空间结构为平面三角形，D项正确。
第三章 晶体结构与性质
第一节 物质的聚集状态与晶体的常识
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）√
2.D 常温下Hg是液态，A错误；液晶是介于液态和晶态之间的物质状态，B错误；塑晶态是物质介乎晶态和非晶态之间的聚集状态，C错误。
3.A 固态物质不一定由离子构成，例如Fe，气态和液态物质不一定由分子构成，例如Hg，A错误。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）× （4）√ （5）√
2.D 玻璃、石蜡、沥青、塑料都是常见的非晶体，水晶为晶体。
3.①③④⑤
解析：将液态的玻璃冷却所得到的固体玻璃不是晶体，②错误；熔融石蜡迅速冷却形成的石蜡固体不是晶体，⑥错误。
知识点三
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）√ （4）√ （5）×
2.D 常规的晶胞是平行六面体，A错误；相同晶体中晶胞的大小和形状完全相同，不同晶体中晶胞的大小一般不相同，B错误；描述晶体结构的基本单元称为晶胞，晶胞的结构并不是晶体的结构，C错误；“并置”是指所有晶胞都是平行排列的，取向相同，D正确。
3.A 对乙酸晶体进行测定，可以得到其晶胞结构中含有4个乙酸分子，A错误。
4.（1）XY3Z （2）2 BN
解析：（1）晶胞中X位于顶点，一个晶胞中X数目为8×＝1；晶胞中Y位于棱上，一个晶胞中Y数目为12×＝3；Z位于晶胞内部，一个晶胞中Z数目为1；则该化合物的化学式为XY3Z。（2）该功能陶瓷晶胞中，B原子位于顶点和内部，B原子的个数为8×＋1＝2，N原子位于棱上和内部，N原子的个数为4×＋1＝2，B和N原子的个数比为1∶1，所以该功能陶瓷的化学式为BN。
【随堂演练】
1.B 液晶是在一定的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的特殊物质，在施加电场时，液晶分子能够平行于电场方向排列，而在移去电场之后，液晶分子又恢复到原来的状态。
2.B 题图所示晶体结构中，硼原子数为6，镁原子位于上、下面心（2个）及12个顶角，共有镁原子数为2×＋12×＝3，则镁、硼原子个数之比为1∶2。
3.（1）非晶硅 晶体硅 （2）ACD
解析：（1）从粒子在微观空间里是否有有序性和自范性角度观察。（2）A项，玻璃是一种无固定熔、沸点的非晶体；B项，许多固体粉末不能用肉眼观察到晶体外形，但可通过光学显微镜或电子显微镜看到规则的几何外形，所以固体粉末也可能是晶体。
4.（1）X2Y （2）1∶3∶1 （3）8
解析：（1）X位于晶胞体心，该晶胞中含有1个X；Y位于顶角，该晶胞中Y的个数＝4×＝，则该晶胞中X、Y的个数比是2∶1，又X为阳离子，所以甲晶体的化学式为X2Y。（2）乙晶胞中A的个数＝8×＝1，B的个数＝6×＝3，C的个数为1，所以乙晶体中A、B、C三种微粒的个数比为1∶3∶1。（3）丙晶体中每个D微粒周围结合E微粒的个数是8，即共用D微粒的8个晶胞中的E微粒的个数，这8个E微粒与D微粒的距离最近且相等。
第二节 分子晶体与共价晶体
第1课时 分子晶体
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）√ （4）×
2.C 碘升华时只破坏分子间作用力，不破坏共价键；分子晶体中分子间作用力越大，晶体的熔点越高，不影响分子的稳定性；在He、Ne、Ar形成的分子晶体中只有原子，其中不存在共价键。
3.（1）分子 （2）稀有气体是分子晶体，随着相对分子质量增大，范德华力增大，熔、沸点逐渐升高；随着相对分子质量的增大，稀有气体与水分子之间的作用力也逐渐增大，在水中的溶解度也逐渐增大
解析：（1）由化合物熔点为253 K，沸点为376 K可知，其熔、沸点较低，所以为分子晶体。（2）由题表可知，随着相对分子质量增大，稀有气体的熔、沸点逐渐升高，在水中的溶解度逐渐增大。
知识点二
【对点训练】
1.A B项，冰晶体属于分子晶体；C项，水分子间通过分子间作用力形成冰晶体；D项，冰融化，氢键部分断裂，水分子之间的空隙减小。
2.A 干冰晶体中CO2分子间只存在范德华力，分子采取密堆积，一个分子周围有12个紧邻的分子；冰晶体中水分子间除了范德华力之外还存在氢键，由于氢键具有方向性和饱和性，故每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，采取非密堆积的方式。
3.C 干冰为分子晶体，能自发地呈现多面体外形，A正确；根据“均摊法”，晶胞中含8×＋6×＝4个CO2分子，B正确；干冰升华为物质状态的变化，破坏的是分子间作用力，不是CO受到破坏，C错误；CO2分子中含有碳氧极性键，分子结构对称，正、负电中心重合，为非极性分子，D正确。
【随堂演练】
1.B H2属于分子晶体，但为单质；SiO2不是分子晶体；Na2S中含有离子键，不属于分子晶体。
2.B 根据HF分子晶体与冰结构相似可知，每个HF分子周围有4个HF分子与之最近，构成四面体，B正确。
3.B 水分子中氧原子的价层电子对数为4，孤电子对数为2，分子的空间结构为V形；雪花是分子晶体，融化时只破坏范德华力和氢键，不会破坏共价键，融化成液态水后，水的质量不变，但体积变小，所以密度变大。
4.（1）分子晶体 HF、H2O2 （2）随着同族元素的电子层数的增多，熔点依次升高，原因是SiCl4、GeCl4、SnCl4均形成分子晶体，分子晶体的熔点由分子间作用力决定，同族元素的氯化物随同族元素的电子层数增多，相对分子质量增大，分子间作用力增大，则其熔点升高
解析：（1）常温常压下，HOF为无色气体，则HOF的沸点较低，固态HOF的晶体类型为分子晶体。HOF分子中F显－1价，其水解时结合H2O电离的H＋生成HF，则OH＋结合H2O电离的OH－，两者反应生成H2O2，因此，HOF水解反应的产物为HF、H2O2。（2）由表中的数据可知，SiCl4、GeCl4、SnCl4熔点变化趋势为随着同族元素的电子层数的增多，其熔点依次升高，原因是SiCl4、GeCl4、SnCl4均形成分子晶体，随着相对分子质量增大，其分子间作用力依次增大，则其熔点依次升高。
第2课时 共价晶体
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）√ （4）×
2.A C3N4晶体中每个碳原子连接4个氮原子，每个氮原子连接3个碳原子，只含极性共价键，不含非极性共价键，A错误，C正确；C3N4晶体具有比金刚石还大的硬度，则C3N4晶体为共价晶体，其C—N键比C—C键更牢固，则该晶体的熔点比金刚石高，B、D正确。
3.D 共价晶体中原子是通过共价键连接的，熔化时需要破坏共价键。
4.（1）分子 共价 （2）分子 能 （3）强
解析：（1）由表中数据可知，SiCl4的熔、沸点较低，属于分子晶体，晶体硼的熔、沸点很高，所以晶体硼是共价晶体。（2）由表中数据可知AlCl3的沸点比熔点低，所以AlCl3加热能升华。（3）C原子半径小于Si的原子半径，金刚石中的C—C键长比晶体硅中的Si—Si键长短，键能也大，C—C比Si—Si强。
知识点二
【对点训练】
1.（1）√ （2）× （3）√ （4）×
2.C 二氧化碳为分子晶体，二氧化硅是硅原子和氧原子形成的共价晶体，晶体中不存在分子，C错误。
3.（1）AB （2）sp3
解析：（1）共价键具有方向性和饱和性，导致SiO2中Si和O必须按照一定的方向和一定的数目比例进行结合，导致在二氧化硅晶体中原子未排列成紧密堆积结构。（2）由二氧化硅晶体的结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链可知，每个硅原子连有4个氧原子，硅原子的杂化方式为sp3杂化。
【随堂演练】
1.A 碳化硅是由碳原子和硅原子形成的共价晶体，A正确。
2.B 共价晶体的熔点高，但不能导电，延展性差，B符合题意。
3.C 金刚石是共价晶体，CH4是分子晶体，二者的晶体类型不同；C—C的键能大，断裂时需要的能量多，故金刚石的熔点很高；碳原子数与C—C数之比为1∶＝1∶2；在打孔过程中会产生很高的温度，若不浇水冷却钻头，会导致钻头熔化或高温下氧化。
4.（1）共价晶体 晶体硼的熔、沸点和硬度介于金刚石和晶体硅之间，而金刚石、晶体硅都是共价晶体（或熔、沸点都很高，硬度大） （2）12 60°
解析：（1）晶体硼的熔、沸点和硬度介于金刚石和晶体硅之间，而金刚石、晶体硅都是共价晶体，因此晶体硼也是共价晶体。（2）每个三角形的顶点B原子被5个三角形所共有，所以，此顶点B原子完全属于一个三角形的只占到，每个三角形中有3个这样的顶点，且晶体B中有20个这样的三角形，因此，晶体B中的顶点（B原子）有×3×20＝12个。又因晶体B中的三角形为正三角形，所以键角为60°。
第三节 金属晶体与离子晶体
第1课时 金属键与金属晶体
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）× （4）×
2.B 金属键是存在于金属阳离子和“自由电子”之间的强烈的相互作用，“自由电子”为所有阳离子所共用，其本质是电性作用，包括静电吸引和静电排斥，B错误。
3.由题表可知，铜的原子半径更小、价电子数更多，熔点更高，故铜的金属键强于钾
解析：金属键的强弱直接影响金属的熔点，原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强，导致金属的熔点越高。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）× （3）× （4）√
2.B 金属易失电子是由金属原子的结构决定的，和晶体结构无关。
3.（1）1∶4∶2 （2）无
解析：（1）a中原子位于顶点，数目为8×＝1；b中原子位于顶点和面心，数目为8×＋6×＝4；c中原子位于顶点和体心，数目为8×＋1＝2；a、b、c三种晶胞内金属原子数目之比为1∶4∶2。（2）由于金属晶体中的自由电子不属于每个固定的原子，而是在整个晶体中自由移动，故自由电子无确切的堆积方式。
【随堂演练】
1.B 金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，金属阳离子和自由电子（“电子气”）之间存在的强烈的相互作用称金属键。
2.D 因金属元素的电负性和电离能较小，金属原子中的价电子容易脱离原子核的束缚成为晶体中的“自由电子”，A错误；金属导电的实质是“自由电子”在外电场作用下的定向移动，B错误；金属性的强弱与价电子数的多少无必然联系，C错误。
3.C 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中熔、沸点：Al＞Mg，B中熔、沸点：Li＞Na，D中熔、沸点：Al＞Mg＞Ba，都不符合题意。
4.（1）金属 （2）8 12
解析：（1）纯铁晶体中铁原子以金属键相互结合。（2）在1 183 K以下的纯铁晶体中，以图甲体心处铁原子为例与铁原子等距离且最近的铁原子为立方体顶角的8个铁原子；在1 183 K以上的纯铁晶体中，以图乙顶点处铁原子为例，与铁原子等距离且最近的铁原子为互相垂直的3个面上的铁原子，每个面上4个，共12个。
第2课时 离子晶体 过渡晶体与混合型晶体
知识点一
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）× （4）×
2.B 四种离子晶体所含阴离子相同，所含阳离子不同。对Mg2＋、Cs＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，Cs＋半径最大、所带电荷数最少，其与O2－形成的离子键最弱，故Cs2O的熔点最低；Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋所带电荷数一样多，半径：Mg2＋＜Ca2＋＜Ba2＋，与O2－形成的离子键由强到弱的顺序是MgO＞CaO＞BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO＞CaO＞BaO。综上所述，四种离子晶体熔点由高到低的顺序是MgO＞CaO＞BaO＞Cs2O。
3.D A项，该晶体含活泼金属元素Zn，则该晶体属于离子晶体；B项，从晶胞图分析，属于该晶胞的Zn2＋数目为8×＋6×＝4，S2－数目也为4，所以化合物中Zn2＋与S2－个数之比为1∶1，Zn2＋与S2－的数目相等；C项，在ZnS晶胞中，Zn2＋的配位数为4；D项，ZnO和ZnS中，r（O2－）小于 r（S2－），所带的电荷数相等，所以ZnO的熔点大于ZnS。
4.（1）
（2）12 （3）4 8×＋6×＝4 4 12×＋1＝4
解析：（1）氯化钠晶体中，阳离子和阴离子是交替排列的，且氯离子和钠离子的配位数都是6。（2）在（1）中所示的NaCl晶胞中，氯离子所处的位置是顶点和面心，从体心处的Na＋看，与它最近且距离相等的Na＋共有12个。（3）根据均摊法，（1）中所示的NaCl晶胞中，钠离子所处的位置是体心和棱边的中点，所含Na＋的个数为12×＋1＝4，氯离子所处的位置是顶点和面心，则所含Cl－的个数为8×＋6×＝4。
知识点二
【对点训练】
1.（1）× （2）√ （3）× （4）√ （5）×
2.A 根据表格信息，电负性差值越大的两种元素组成的化合物中离子键成分的百分数越大。前四周期元素中，钾元素的电负性最小，氟元素的电负性最大，A项符合题意。
3.②③⑦
解析：①石墨层内为平面结构，因此石墨中的C为sp2杂化，错误；④石墨的熔点比金刚石的高，错误；⑤石墨中每个碳原子形成3个共价键，因此石墨中碳原子数和C—C个数之比为2∶3，错误；⑥石墨质软，金刚石的硬度大，错误。
【随堂演练】
1.B CaCl2中只有离子键；K2SO4中，钾离子和硫酸根离子之间存在离子键，硫酸根离子中S和O之间为极性共价键；Na2O中只有离子键；Na2O2中含有离子键和非极性共价键。
2.D NaI是离子化合物，如改变离子的核间距，可能为共价化合物，但仍为纯净物，不是混合物，A错误；NaOH晶体中就有离子键和共价键，但不是泽维尔的研究成果，B错误；NaI晶体中当Na＋和I－的核间距为1.0～1.5 nm时，呈共价键，但不存在既有离子键又有共价键的情形，C错误。
3.D 利用均摊法计算，一个NaCl晶胞里含有4个Na＋和4个Cl－，Na＋、Cl－的配位数都为6，A、B错误；每个钠离子周围与它最近且等距离的钠离子有12个，C错误；将晶胞分成8个小正方体，CD为右上后方小正方体的体对角线，与AB平行，若将晶胞沿体对角线AB作投影，则C、D两原子的投影相互重合，D正确。
4.（1）同素异形体 （2）分子 混合型 （3）8
解析：（1）由同种元素组成的不同单质互称为同素异形体。（2）一个“C60”就是一个分子，故C60属于分子晶体；石墨层与层之间是范德华力，而同一层中碳原子之间是共价键，故石墨为混合型晶体。（3）金刚石晶胞中含有8×＋6×＋4＝8个碳原子。
拓展专题7 不同类型晶体的比较
【典例1】 B 四种物质都为共价晶体，结构相似，则原子半径越大，键长越长，键能越小，熔、沸点越低，Si—Si键长最长，所以熔点最低的为单晶硅。
【典例2】 （1）SnF4为离子晶体，熔点最高，后三个为分子晶体，熔点较低，随着相对分子质量增加，熔点逐渐升高
（2）钠的电负性小于硅，氯化钠为离子晶体，而SiCl4为分子晶体
解析：（1）根据表中数据可知，SnF4的熔点远高于其余三种物质，SnF4属于离子晶体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，SnCl4、SnBr4、SnI4三种物质的相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强，熔点升高。（2）NaCl熔点明显高于SiCl4，原因是氯化钠为离子晶体，其熔点较高，而SiCl4为分子晶体，其熔点较低。
【对点训练】
1.D 石墨固态时能导电，是混合型晶体；金属熔融状态也能导电；水溶液能导电的晶体不一定是离子晶体，某些分子晶体的水溶液也能导电，如干冰。
2.A 原子间优先形成σ键，三种物质中均存在σ键，A项正确；金刚石中所有碳原子均采用sp3杂化，石墨中所有碳原子均采用sp2杂化，石墨炔中苯环上的碳原子采用sp2杂化，碳碳三键上的碳原子采用sp杂化，B项错误；金刚石为共价晶体，石墨炔为分子晶体，石墨为混合型晶体，C项错误；金刚石中没有自由移动的电子，不能导电，D项错误。
3.C 金刚石中C原子杂化方式为sp3，石墨中碳原子的杂化方式为sp2，金刚石中每个碳原子被12个六元环共用，A错误；石墨是混合型晶体，B错误；键角3是硫酸根离子中的键角，S中S上的孤电子对数为0，价层电子对数为4，键角为109°28'，键角1与键角2中的O均采用sp3杂化，键角1中的O含有1个孤电子对，键角2中O的孤电子对数为2，导致键角1比键角2大，故键角1、2、3由大到小的顺序：3＞1＞2，C正确；离子半径：Ca2＋＞Mg2＋，熔点：MgO＞CaO，金刚石是共价晶体，熔点高于CaO和MgO，则晶体熔点：金刚石＞MgO＞CaO，D错误。
4.（1）共价 共价键 （2）①②③④ （3）②④
（4）NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl
解析：（1）A组熔点最高，属于共价晶体，微粒间作用力为共价键。（2）B组物质为金属，具有金属光泽、导电性、导热性、延展性。（3）D组物质为离子晶体，有硬度大、水溶液能导电、固体不能导电而第2课时 元素周期律
学习目标
1.能说出电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。 3.认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因，了解元素周期律的应用。
知识点一 原子半径
1.原子半径的影响因素
2.原子半径的递变规律
（1）同周期：从左到右，核电荷数越大，半径 （稀有气体除外）。
（2）同主族：从上到下，能层数越多，半径 。
3.问题探究
已知短周期元素的微粒aA2＋、bB＋、cC2－、dD－具有相同的电子层结构。
回答下列问题：
（1）A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何等量关系？ 四种元素在元素周期表中的相对位置如何？
（2）原子序数从大到小的顺序是什么？A、B、C、D的原子半径大小顺序是什么？A2＋、B＋、C2－、D－的离子半径大小顺序是什么？
（3）A与A2＋、D与D－的半径大小顺序是什么？
1.下列电子排布式的原子半径最小的是（ ）
A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3
C.1s22s22p2 D.1s22s22p63s23p4
2.下列离子半径的大小顺序正确的是（ ）
①Na＋ ②X2－：1s22s22p63s23p6
③Y2－：2s22p6 ④Z－：3s23p6
A.③＞④＞②＞① B.④＞③＞②＞①
C.④＞③＞①＞② D.②＞④＞③＞①
3.（1）温室气体N2O在催化剂作用下可分解为O2和N2，也可以作为氧化剂氧化苯制苯酚。C、N、O中原子半径从小到大的顺序为 。
（2）氨硼烷（NH3BH3）含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。H、B、N中，原子半径最大的是 。
（3）镁铝均为工业常用金属， Mg2＋、Al3＋中半径较大的是 。
归纳总结
微粒半径大小比较的一般思路
（1）“一层”：先看能层数，能层数越多，一般微粒半径越大。
（2）“二核”：若能层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，微粒半径越小。
（3）“三电子”：若能层数、核电荷数均相同，则看核外电子数，电子数多的半径大。
（4）同种元素的原子和离子：核外电子数越多，半径越大；价态越高，半径越小。
知识点二 电离能
1.电离能
（1）第一电离能
原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 叫做第一电离能，通常用 表示。
（2）逐级电离能
电离能 含义
第二电离能 ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量，通常用 表示
第三电离能 ＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量，通常用 表示
大小关系 同种原子的逐级电离能I1 I2 I3
2.第一电离能的变化规律
（1）每个周期的第一种元素（氢和碱金属）的第一电离能 ，最后一种元素（稀有气体）的第一电离能 ，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈 趋势。
（2）同族元素从上到下第一电离能 。
【教材挖掘】
（1）从教材图1-22可以看出“同周期元素从左到右，第一电离能整体呈增大趋势。”但第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元素都高，解释原因。
（2）①从教材【思考与讨论】表格数据中可得“同种原子的逐级电离能越来越大（I1＜I2＜I3…）”，解释原因。
②根据教材【思考与讨论】表格数据分析为什么Na、Mg、Al的化合价分别为＋1、＋2、＋3价。
3.电离能的应用
（1）比较元素金属性的强弱
一般情况下，元素的第一电离能越 ，元素的金属性越强。
（2）确定元素原子的核外电子层排布
由于电子是分层排布的，内层电子比外层电子难失去，因此当元素原子失去不同能层的电子时电离能会发生突变。
（3）确定元素的化合价
如果电离能在In与In＋1之间发生突变，则元素的原子易形成＋n价离子，或主族元素的最高化合价为＋n价。某元素的逐级电离能若I2 I1，则该元素通常显 价；若I3 I2＞I1，则该元素通常显 价；若I4 I3＞I2＞I1，则该元素通常显 价。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能依次增大。（ ）
（2）M（g）M2＋（g）＋2e－所需能量不是第二电离能。（ ）
（3）钠的电离能I2 I1，说明钠元素常显＋1价，镁的电离能I3 I2，则镁常显＋1和＋2价。（ ）
（4）同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小。（ ）
2.在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是 （ ）
A.3s23p3 B.3s23p5
C.3s23p4 D.3s23p6
3.（2025·华中师大二附中高二月考）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）。下列关于元素R的判断正确的是（ ）
I/（kJ·mol－1） I1 I2 I3 I4 I5
R 740 1 500 7 700 10 500 13 600
A.R的最高正价为＋3价
B.R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C.R元素的原子最外层共有5个电子
D.R元素基态原子的电子排布式为1s22s22p4
知识点三 电负性
1.键合电子和电负性
（1）键合电子
原子中用于形成 的电子。
（2）电负性
用来描述不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 。
2.电负性衡量标准
电负性是由美国化学家鲍林提出的，以 的电负性为4.0和 的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
3.电负性递变规律
（1）同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ；
（2）同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 。
4.电负性的应用
【思考】 电负性越大的元素，非金属性越强吗？第一电离能越大吗？
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。（ ）
（2）第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大。（ ）
（3）主族元素中，电负性最大的元素为位于元素周期表右上角的氟元素。（ ）
（4）根据化合物HCl、HClO判断，H、Cl、O的电负性大小顺序为Cl＞O＞H。（ ）
2.下列几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是（ ）
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
3.（2025·佛山高二检测）如表是某些短周期元素的电负性：
元素 Li Be B C O F
电负性 0.98 1.57 2.04 2.55 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
电负性 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
（1）通过分析电负性变化规律，确定Mg的电负性范围： ＜Mg＜ 。
（2）推测同周期元素电负性与原子半径的关系是 ；短周期元素的电负性变化特点，体现了元素性质的 变化规律。
（3）分别指出下列两种化合物中氧元素的化合价：HClO ，HFO 。
（4）试推断AlBr3中化学键类型是 。
（5）预测元素周期表中，电负性最小的元素位于第 周期第 族（放射性元素除外）。
1.同周期主族元素从左到右，下列变化中错误的是（ ）
A.原子半径逐渐减小
B.最高正化合价逐渐增大
C.电负性逐渐增大
D.第一电离能逐渐减小
2.（教材改编题）第三周期主族元素（或物质）某一性质随原子序数的递变规律如图所示，该性质可以为（ ）
A.原子半径
B.元素的第一电离能
C.元素的电负性
D.单质的熔点
3.（2025·天津河西区高二月考）下列叙述正确的是（ ）
A.电负性：N＞O＞F
B.金属性：Na＞Mg＞Al
C.原子半径：O＞F＞Na
D.第一电离能：Al＞Mg＞Na
4.（苏教版改编题）根据元素周期表中完整周期元素的性质，在下列空格中填上适当的元素符号。
（1）在第三周期中，第一电离能最小的元素是 ，第一电离能最大的元素是 。
（2）在元素周期表中，电负性最大的元素是 。
（3）能稳定存在的最活泼的金属元素是 。
（4）最活泼的气态非金属原子是 。
（5）第二、三、四周期，原子最外电子层中p能级半充满的元素是 。
提示：完成课后作业 第一章 第二节 第2课时
5 / 5探究超导材料组成元素的原子结构与性质
超导材料，是指具有在一定的低温条件下呈现出电阻等于零以及排斥磁力线的性质的材料。我国成功掌握了铁基超导技术，一举打破了世界纪录，目前我们可以将这项技术灵活运用到磁悬浮列车等重要的生活和生产领域当中。近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—N—O组成的化合物。
1.探究超导材料组成元素的原子的核外电子的排布规律及其表示方法
（1）下列四种N原子的电子排布图表示的状态中，能量由低到高的顺序是 （用字母表示）。
（2）Sm的价层电子排布式为4f66s2，则该元素位于周期表中第 周期，4f6的电子排布图为 。As的简化电子排布式为 。
（3）写出基态Ti原子的价层电子排布式。
2.探究超导材料组成元素的电离能、电负性
（1）比较Fe—Sm—As—F—N—O组成的化合物中几种非金属元素的电负性从大到小排列的顺序。
（2）比较N、O、F的第一电离能（从大到小排列），并说明原因。
3.以高温超导材料为背景探究元素周期表与元素周期律的综合应用
（1）钇钡铜氧（YBa2Cu3O7－x）类高温超导材料中Y（钇）是一种稀土金属元素，与Sc（钪）同族相邻。指出Y在元素周期表中的位置，目前的周期表中，该族共有多少种元素？
（2）已知：钡与镁在同一主族。元素周期表分为5个区，钇钡铜氧（YBa2Cu3O7－x）类高温超导材料中的四种组成元素在元素周期表有没有在同一个分区中的？
（3）比较Cl－、O2－、F－的半径大小。
1.X、Y是同周期的两种主族元素，均为高温超导材料常用元素。它们的逐级电离能（I）数据如下表所示：
电离能/（kJ·mol－1） I1 I2 I3 I4 I5 ……
X 496 4 562 6 912 9 543 13 353 ……
Y 738 1 451 7 733 10 540 13 630 ……
下列有关说法正确的是（ ）
A.电负性：X＞Y
B.与水反应剧烈程度：X＜Y
C.X的最外层电子数为1
D.Y的最高化合价为＋3价
2.（原创题）已发现的高温超导材料按成分分为含铜的和不含铜的。含铜超导材料有铋锶钙铜氧体系、铅锶钇铜氧体系等，不含铜超导体主要是钡镓铋氧体系等。回答下列问题：
（1）钇（Y）的原子序数比Fe大13，Y位于元素周期表的第 族。
（2）基态铜原子的价层电子排布式为 。
（3）第一电离能：I1（O） （填“＞”“＜”或“＝”）I1（S），其原因是
。
（4）钡的核外电子排布为[Xe]6s2，下列关于钡的说法错误的是 （填字母）。
a.其电负性比Cs大
b.位于第六周期第ⅡA族
c.能与冷水反应放出氢气
d.第一电离能比Cs小
3.铜氧化物超导材料和碳化物超导材料是常见超导材料中的两种。铜氧化物超导材料是指以氧化铜为主要成分的超导材料，碳化物超导材料又称为B—C—N—F超导材料，是指材料中含有碳、硼、氮、氟等元素的超导材料，均被广泛应用于超导电缆、磁体和器件等领域。
（1）氟原子激发态的电子排布式有 ，其中能量较高的是 （填字母）。
a.1s22s22p43s1 b.1s22s22p43d2
c.1s22s12p5 d.1s22s22p33p2
（2）基态F原子的价电子排布图（轨道表示式）为 。
（3）Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是 ，原因是
。
（4）图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势（纵坐标的标度不同）。第一电离能的变化图是 （填字母），判断的根据是
；
第三电离能的变化图是 （填字母）。
4.前四周期元素X、Y、Z、R、Q核电荷数逐渐增加，其中X、Y、Z、R四种元素的核电荷数之和为58；Y 原子的M层p轨道有3个未成对电子；Z与Y同周期，且在该周期中电负性最大；R原子的L层电子数与最外层电子数之比为4∶1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5∶2；Q2＋的价电子排布式为3d9。
回答下列问题：
（1）R基态原子核外电子的排布式为 。
（2）Z元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式是 。
（3）Y、Z分别与X形成最简单共价化合物A、B，A与B相比，稳定性较差的是 （写分子式）。
（4）Q的价电子的轨道表示式为 ；从轨道结构角度考虑Q的两种价态离子中更稳定的为 （写出离子符号）。
一、原子结构与核外电子排布
1.（2024·北京高考1题）我国科研人员利用激光操控方法，从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子，实现了对同位素41Ca的灵敏检测。41Ca的半衰期（放射性元素的原子核有半数发生衰变所需的时间）长达10万年，是14C的17倍，可应用于地球科学与考古学。下列说法正确的是（ ）
A.41Ca的原子核内有21个中子
B.41Ca的半衰期长，说明41Ca难以失去电子
C.41Ca衰变一半所需的时间小于14C衰变一半所需的时间
D.从Ca原子束流中直接俘获41Ca原子的过程属于化学变化
二、电离能 电负性
2.（2024·重庆高考6题）“嫦娥石”是中国首次在月球上发现的新矿物，其主要由Ca、Fe、P、O和Y（钇，原子序数比Fe大13）组成，下列说法正确的是（ ）
A.Y位于元素周期表的第ⅢB族
B.基态Ca原子的核外电子填充在6个轨道中
C.5种元素中，第一电离能最小的是Fe
D.5种元素中，电负性最大的是P
3.（2024·上海高考1题）下列关于氟元素的性质说法正确的是 。
A.原子半径最小
B.原子第一电离能最大
C.元素的电负性最强
D.最高正化合价为＋7
三、元素“位—构—性”综合考查
4.（2024·甘肃高考5题）X、Y、Z、W、Q为短周期元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为18。Y原子核外有两个单电子，Z和Q同族，Z的原子序数是Q的一半，W元素的焰色试验呈黄色。下列说法错误的是（ ）
A.X、Y组成的化合物有可燃性
B.X、Q组成的化合物有还原性
C.Z、W组成的化合物能与水反应
D.W、Q组成的化合物溶于水呈酸性
5.（2024·湖北高考9题）主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，X、Y的价电子数相等，Z的价电子所在能层有16个轨道，4种元素形成的化合物如图。下列说法正确的是（ ）
A.电负性：W＞Y
B.酸性：W2YX3＞W2YX4
C.基态原子的未成对电子数：W＞X
D.氧化物溶于水所得溶液的pH：Z＞Y
4 / 4第1课时 能层与能级 基态与激发态 原子光谱
学习目标
1.认识原子结构及核外电子排布，知道原子核外电子的能层分布、能级分布及其与能量的关系。 2.知道电子运动的能量状态具有量子化的特征（能量不连续），电子可以处于不同的能级， 在一定条件下会发生激发与跃迁。
知识点一 能层与能级
1.能层
（1）含义
核外电子按 不同分成能层。
（2）表示方法
电子的能层由内向外排序，其序号、符号如下：
能层 一 二 三 四 五 六 七
符号
（3）能层间的能量关系
能层越高，电子的能量 ，能量的高低顺序为E（K） E（L） E（M） E（N） E（O） E（P） E（Q）。
2.能级
（1）含义
同一 的电子，还被分成不同能级。
（2）表示方法
能级用相应能层的序数和字母 ……组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为 、 、 、 等。
（3）能层序数及容纳电子数
①任一能层的能级总是从s能级开始。
②能级数等于该能层序数，如第三能层有3个能级（ ）。
③s、p、d、f能级可容纳的电子数依次为1、3、5、7的 。
3.能层与能级的关系
4.能层、能级与最多容纳的电子数
能层（n） 一 二 三 四 五 ……
符号 K L M N O ……
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s …… ……
最多容 纳的电子数 2 6 10 2 …… ……
…… 2n2
【思考】 （1）以s、p、d、f为符号的能级分别最多可容纳多少个电子？3d、4d、5d能级所能容纳的最多电子数是否相同？
（2）第五能层最多可容纳多少个电子？它们分别容纳在几个能级中？
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）能层就是电子层， 包含不同的能级。（ ）
（2）2d表示L能层上的d能级。（ ）
（3）不同能层，s能级的能量相同。（ ）
（4）3f能级最多容纳14个电子。（ ）
2.以下能级符号正确的是（ ）
①5s ②2d ③1p ④3d
A.①② B.②③
C.①④ D.③④
3.（教材改编题）下列有关原子结构的说法中错误的是（ ）
A.第五能层有5个能级，最多能容纳50个电子
B.同一原子中，不同能层均含有的能级是s能级
C.某一原子中，3d能级实际容纳的电子数一定为10个
D.能层和能级的划分，均以电子的能量高低为依据
4.比较各能层或能级中电子能量大小（填“＞”“＜”或“＝”）：
（1）E（2s） E（4s）；
（2）E（3p） E（3d）；
（3）E（5d） E（4d）；
（4）E（K） E（L） E（M）。
知识点二 基态与激发态 原子光谱
1.基态原子与激发态原子
（1）基态原子
处于 状态的原子。
（2）激发态原子
基态原子 能量，它的电子会跃迁到 能级，变为激发态原子。
（3）基态、激发态原子相互间转化的能量变化
基态原子激发态原子
2.原子光谱
（1）原子光谱
不同元素原子的电子发生跃迁时会 ，可以用光谱仪摄取各种元素原子的 或 ，总称原子光谱。
（2）光谱的成因与分类
（3）光谱分析及应用
①光谱分析
在现代化学中，利用原子光谱上的 来鉴定元素的分析方法。
②光谱分析的应用
a.发现新元素：许多元素是通过原子光谱发现的，如铯（1860年）和铷（1861年），其光谱图中有特征的蓝光和红光。
b.检验元素：焰色试验中产生的焰色是电子跃迁的结果，可通过焰色试验检验元素。
c.原子光谱在生产、生活中也有许多应用，如焰火、霓虹灯光、激光等。
【教材挖掘】
（1）教材中描述“在日常生活中，我们看到的许多可见光，如焰火、霓虹灯光、激光、荧光、LED灯光……都与原子核外电子跃迁释放能量有关”， 充有氖气的霓虹灯管通电，为什么会发出红色光？
（2）教材中描述“可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱”，金属元素的焰色属于吸收光谱还是发射光谱？金属的焰色试验是化学变化还是物理变化？
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量。（ ）
（2）电子跃迁时只吸收能量。（ ）
（3）霓虹灯光、激光、荧光都与原子核外电子跃迁吸收能量有关。（ ）
（4）电子仅从激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱。（ ）
2.（2025·金华高二月考）下列现象和应用与电子跃迁无关的是（ ）
A.激光 B.焰色试验
C.缓慢氧化放热 D.霓虹灯光
3.烟花又称花炮、焰火，主要用于军事、盛大的典礼或表演中。下列对形成烟花的过程叙述错误的是（ ）
A.与电子的跃迁有关
B.该过程中吸收能量
C.焰色试验属于物理变化
D.该过程中金属原子可能由激发态转化为基态
特别说明
现代量子物理学认为原子核外电子的可能状态是不连续的，因此各状态对应能量也是不连续的，也就是量子化的，原子核外电子在不同的能量量子化的状态之间跃迁，能量差是确定的，与能量差相对应的光谱是1条谱线，由此可知，原子光谱是线状光谱，不是连续光谱。
1.（鲁科版改编题）下列能级符号中，错误的是（ ）
A.3s B.3p C.3d D.3f
2.共含有4个能级的能层符号为（ ）
A.M B.N
C.P D.Q
3.下列关于能层与能级的说法，正确的是（ ）
A.同一原子中，字母代号相同的能级上电子能量不一定相同
B.任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数不一定等于该能层序数
C.同是s能级，在不同的能层中所能容纳的最多电子数是不相同的
D.多电子原子中，每个能层上电子的能量一定不同
4.（2025·珠海高二检测）下列有关光谱的说法中错误的是（ ）
A.原子中的电子在跃迁时会发生能量变化，这是原子光谱产生的原因
B.焰色试验产生的焰色和五彩霓虹灯都是发射光谱
C.原子光谱可用于鉴定和发现元素
D.原子中的电子从激发态向基态跃迁时才能产生原子光谱
5.钠离子电池具有长循环、高倍率等性能优势。钠原子的原子序数为11，试回答下列问题：
（1）写出钠的原子结构示意图： 。
（2）钠的最外层有1个电子，若该电子分别位于①3s ②3p ③3d三种能级，则钠原子的能量最低的情况是 （填序号），若将钠原子完成①转化为②，则会 （填“吸收”或“释放”）能量，若将钠原子从③转化为①，则会产生 （填“吸收”或“发射”）光谱。
提示：完成课后作业 第一章 第一节 第1课时
4 / 4拓展专题2 电子运动状态与未成对电子数的判断
一、电子运动状态的判断
1.核外电子的运动状态
（1）空间运动（或轨道运动）
电子的空间运动由其能层、能级和原子轨道三个方面决定。
（2）自旋
电子自旋有顺时针和逆时针两种取向，常用“↑”和“↓”表示。
（3）电子的运动状态
把既具有一定空间运动状态又具有一定自旋状态的电子称为具有一定运动状态的电子。
2.泡利原理的另一类描述
（1）内容
在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在。
（2）理解
电子运动状态由四个方面进行描述：能层、能级、原子轨道和自旋。若两个电子的能层、能级和原子轨道相同，则自旋一定不同，即一个原子轨道里只能容纳自旋相反的两个电子。
3.三个结论
（1）一个原子中，电子占据几个原子轨道，即有几种空间运动状态。
（2）一个原子有几个电子，则有几种运动状态的电子。
（3）第n能层的轨道数为n2，则n能层最多容纳的电子数为2n2。
1.（2025·天津南开区高二期末）某基态原子价层电子的轨道表示式为从中得到的信息错误的是（ ）
A.有2个电子层
B.最外层有4个电子
C.有3种能量不同的电子
D.有6种空间运动状态不同的电子
2.（2025·泸州高二期末）下列关于原子结构、原子轨道的说法正确的是（ ）
A.N能层中有4s、4p、4d、4f四个能级，共16个轨道，可容纳32种运动状态的电子
B.在K能层中，有自旋相反的两条轨道
C.s电子绕核运动，其轨道为球面，而p电子在哑铃形曲面上运动
D.电子云通常是用小黑点来表示电子的多少
3.（2025·沈阳五校协作高二节选）新型半导体材料如碳化硅（SiC）、氮化镓（GaN）等在航空航天、国防技术及5G技术等领域扮演着重要的角色。基态Si原子的核外电子空间运动状态共有 种，其核外电子占据最高能级的电子云轮廓图的形状为 ，基态镓原子的价层电子排布式为 。
4.回答下列问题。
（1）基态F原子核外电子的运动状态有 种。
（2）基态钛原子的价层电子排布式为 ，其原子核外电子的空间运动状态有 种，共有 种运动状态不同的电子。
（3）基态Si原子价层电子的运动状态有 种，若其电子排布式表示为[Ne]3s23违背了 。
（4）基态Cu原子核外电子的空间运动状态有 种。
二、基态原子中未成对电子数的判断
1.成对电子与未成对电子
（1） 一个原子轨道若有2个电子且自旋相反，这2个电子称为成对电子，即电子对。
（2）一个原子轨道若有1个电子，这个电子称为未成对电子，即单电子。如N的轨道表示式为原子中有2对电子对，3个单电子或未成对电子。
（3）未成对电子只存在于价层电子中。
2.基态原子中未成对电子数的判断
（1）轨道表示式能直观地反映出原子核外电子的自旋状态以及成对电子对数和单电子数。应根据价层电子的轨道表示式判断微粒中的未成对电子数。
（2）在元素周期表中，一般有如下的规律：第ⅠA、ⅢA、ⅦA族元素都存在着1个未成对电子，第ⅣA、ⅥA族元素的未成对电子数是2，第ⅤA族元素的未成对电子数是3，而第ⅡA族和0族元素，均没有未成对电子。
（3）副族元素可以通过书写电子排布式的方法来进行判断。需要特别注意的是铬和铜两种元素，铬的基态原子中存在6个未成对电子，而不是4个，铜的基态原子中存在1个未成对的s电子而不是d电子。
1.（2025·广州广雅中学高二检测）人们通常将在同一原子轨道上运动、自旋相反的2个电子，称为“电子对”，将在某一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。下列基态原子的电子排布式中，未成对电子数最多的是（ ）
A.1s22s22p63s23p6
B.1s22s22p63s23p63d54s2
C.1s22s22p63s23p63d54s1
D.1s22s22p63s23p63d104s1
2.某元素基态原子M层上有一个未成对电子，则该基态原子价层电子排布不可能是（ ）
A.3d14s2 B.3d94s2
C.3s23p1 D.3s23p5
3.高考真题组合
（1）（2024·全国甲卷35题节选）ⅣA族元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。该族元素基态原子核外未成对电子数为 。
（2）（2024·山东高考16题节选）锰氧化物具有较大应用价值，同周期中，基态原子未成对电子数比Mn多的元素是 （填元素符号）。
（3）（经典高考）基态O原子的电子排布式 ，其中未成对电子有 个。
（4）（经典高考）基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为 。
4.（2025·山东各地市高二月考节选）完成下列各题：
（1）基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] ，有 个未成对电子。
（2）镍元素基态原子的电子排布式为 ，3d能级上的未成对电子数为 。
（3）第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的简化核外电子排布式为 。
（4）与Cu同周期且基态原子核外单电子数与Cu相同的元素还有 种。
3 / 3拓展专题1 核外电子排布的规范书写与应用
1.原子核外电子排布的表示方法
结构 示意图 意义 将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例 Al：；S2－：
电子 排布式 意义 用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数
实例 K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式 意义 为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
实例 K：[Ar]4s1
价层 电子 排布式 意义 主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式，副族元素还包括次外层的d电子及次次外层的f电子
实例 Al：3s23p1；Cu：3d104s1
轨道 表示式 意义 每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
电子式 意义 在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子数
实例 Na＋[︰︰]－
2.核外电子排布的规范书写
（1）核外电子排布式与原子结构示意图、轨道表示式的关系
从原子结构示意图→电子排布式→轨道表示式逐步细化核外电子的运动状态。
（2）核外电子排布表示方法的常见误区
①当出现d轨道时，虽然电子按ns、（n－1）d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把（n－1）d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
②在画基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
a. （违反能量最低原理）；
b. （违反泡利原理）；
c. （违反洪特规则）；
d. （违反洪特规则）；
e.画轨道表示式时，不能省略空轨道。如C的轨道表示式应为 而不是
1.（2025·天津武清区高二月考）下列表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是（ ）
A.︰He B.
C.1s2 D.
2.（2025·烟台高二检测）下列几种表示电子排布的方法中正确的是（ ）
A.基态32Ge原子的电子排布式：4s24p2
B.基态28Ni原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d94s1
C.基态O原子的轨道表示式：
D.基态29Cu＋的价层电子排布：3d10
3.下列表示式正确的是（ ）
A.Na＋的轨道表示式：
B.Na＋的结构示意图：
C.基态Cu原子的核外电子排布式：
1s22s22p63s23p63d94s2
D.基态Ga（镓）原子的价层电子排布式：3d104s24p1
4.（2025·梅州高二月考改编）A、B、C、D代表四种元素。请回答下列问题：
（1）A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为 ，轨道表示式为 。
（2）B元素的－2价离子和C元素的＋1价离子的电子层结构都与氩原子的相同，B的原子结构示意图为 ，B、C所形成的化合物的电子式为 。
（3）D元素基态原子的M层为全充满状态，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，则D的基态原子的电子排布式为 ，D＋的价层电子的轨道表示式为 。
5.已知A原子中只含1个电子；B原子的3p轨道上得到1个电子后形成半满结构；C原子的2p轨道上有1个电子的自旋方向与其他电子的自旋方向相反；D原子3d能级全空，第四电子层上只有1个电子；E原子的核电荷数为B、D核电荷数之和。
（1）按要求书写下列图式。
①基态B原子的简化核外电子排布式： ；
②基态C原子的价层电子轨道表示式： ；
③基态D原子的核外电子排布式： ；
（2）写出E的元素符号： ，价层电子排布式为 。
2 / 2基础梳理答案
第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
第1课时 能层与能级 基态与激发态 原子光谱
知识点一
1.（1）能量 （2）K L M N O P Q
（3）越高 ＜ ＜ ＜ ＜ ＜ ＜
2.（1）能层 （2）s、p、d、f ns np nd nf
（3）②3s、3p、3d ③2倍
4.2 2 6 2 6 10 14 2 8 18 32
【思考】
（1）提示：s、p、d、f能级最多容纳的电子数分别为2、6、10、14。3d、4d、5d能级所能容纳的最多电子数相同，均为10个电子。
（2）提示：第五能层最多容纳2×52＝50个电子；它们分别容纳在5个能级中。
知识点二
1.（1）最低能量 （2）吸收 较高
2.（1）吸收或释放不同的光 吸收光谱 发射光谱
（2）吸收光谱 发射光谱 （3）①特征谱线
【教材挖掘】
（1）提示：当灯管通电时，氖原子的电子吸收能量由基态跃迁为激发态，电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量，所发出的光的波长恰好位于可见光区域中的红色波段，从而产生红光。
（2）提示：光（辐射）是电子跃迁释放能量的重要形式，金属元素的焰色属于发射光谱，焰色试验属于物理变化。
第2课时 构造原理与电子排布式
知识点一
1.光谱学 能级
2.能层 能级 填入能级
【思考】
提示：先填充4s能级。
3.（1）4s→3d
【教材挖掘】
提示：不正确。根据构造原理，多电子原子核外电子应先填充4s能级，再填充3d能级。如K、Ca基态原子4s能级有电子，但3d能级没有填充电子。
知识点二
1.（1）右上 能层 （2）能级符号 电子数
2.（1）1s22s22p2 1s22s22p6 1s22s22p63s23p5
1s22s22p63s23p64s1 （2）1s22s22p63s23p63d64s2
（3）[Ar]3d24s2 （4）电子排布 电子变动 3d64s2
3s23p5 （5）1s22s22p63s23p63d104s1
【思考】
（1）提示： 3d54s1和3d104s1。
（2）提示：[Ar]3d10。原子失电子时的顺序与电子填充顺序不完全相同，失去电子时先失最外层电子，所以基态Cu＋的简化电子排布式是[Ar]3d10。
第3课时 电子云与原子轨道 泡利原理、洪特规则、能量最低原理
知识点一
1.（1）概率 （2）电子在某处出现的概率 概率密度
（3）①概率密度 大 空间运动状态 90％
②球形 一 哑铃形
2.（1）一个空间运动状态 （2）①球 大 ②哑铃
（3）1 5 7
【思考】
（1）提示：p能级的3个原子轨道互相垂直，分别用px、py、pz表示。在同一能层中，px、py、pz的能量相同。
（2）提示：7种。
知识点二
1.（1）顺时针和逆时针 自旋相反 （2）2 相反
2.（1）原子轨道 （2）能量相同的原子轨道 （3）同一原子轨道中，自旋相反的一对电子 （4）一个原子轨道中只有1个电子 （5）简并轨道中箭头同向的单电子 （6）1个电子及其自旋状态 2个自旋相反的电子 1个轨道
【教材挖掘】
提示：在基态氮原子中，有2对电子对，成对电子数为4，有3个单电子，未成对电子数为3。
3.（1）①平行
4.能量最低的原子轨道
【思考】
提示：根据构造原理，3d能量大于4s能量，所以依据能量最低原理，电子填入能量低的能级可使整个原子的能量最低。
5.（1）提示：①②③⑤违背了洪特规则，当电子排布在同一能级的不同轨道时，原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋平行。④违背了泡利原理，一个原子轨道最多只容纳2个电子，而且这2个电子的自旋相反。
（2）提示：不正确。在简并轨道上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有稳定性和较低的能量。如24Cr的电子排布式应写为1s22s22p63s23p63d54s1，3d能级为半充满状态。
（3）提示：[Ar]3d24s2
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
知识点一
1.（1）原子序数 周期性 （2）①原子序数（即原子核电荷数） ②表格
2.（1）①2s、2p 8 4s、3d、4p 18 6s、4f、5d、6p 32
②a.ns np （2）①相同 2 ②a.价层电子
【思考】
（1）提示：元素周期表共有18个纵列。同列元素的价层电子数不一定相等，如He的价层电子数为2，同列其他元素的价层电子数为8。第ⅢA族～第ⅦA族的价层电子排布通式是ns2np1～5。
（2）提示：该元素的价层电子排布式为4s24p4，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4。
知识点二
1.（1）能级 （n－1）d ns ds （2）ns1～2 ns2np1～6
【思考】
提示：该元素为Zn，位于ds区。s区（氢除外）、d区和ds区的元素原子最外层电子数为1～2（Pd除外），在反应中易失去电子，故都是金属元素。
2.（2）①右上角 左下角
3.（1）氧化物 过氧化物
【思考】
提示：根据对角线规则，Be、Al元素的化学性质相似，Al（OH）3与强酸（H＋）、强碱（OH－）发生反应的离子方程式分别为Al（OH）3＋3H＋Al3＋＋3H2O、Al（OH）3＋OH－[Al（OH）4]－，则Be（OH）2与强酸（H＋）、强碱（OH－）发生反应的离子方程式分别为Be（OH）2＋2H＋Be2＋＋2H2O、Be（OH）2＋2OH－[Be（OH）4]2－。
第2课时 元素周期律
知识点一
1.增大 减小
2.（1）越小 （2）越大
3.（1）提示：由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子的核外电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋2＝d＋1，且在元素周期表中A、B在C、D的下一周期。
（2）提示：原子序数：a＞b＞d＞c；原子半径：B＞A＞C＞D；离子半径：C2－＞D－＞B＋＞A2＋。
（3）提示：A＞A2＋、D－＞D。
知识点二
1.（1）气态基态 最低能量 I1 （2）I2 I3 ＜ ＜
2.（1）最小 最大 增大 （2）变小
【教材挖掘】
（1）提示：同周期中，从左向右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2，第ⅤA族元素的价层电子排布为ns2np3，np轨道为半充满状态，比较稳定，失去一个电子需要的能量大，所以第一电离能比同周期相邻元素的要高。
（2）①提示：原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，原子核对电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子更难失去，故I2＞I1，同理I3＞I2。
②提示：钠的I2比I1大很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，说明Al容易失去3个电子形成＋3价离子。
3.（1）小 （3）＋1 ＋2 ＋3
知识点三
1.（1）化学键 （2）键合电子 越大
2.氟 锂
3.（1）变大 （2）变小
4.强 强 金属 非金属
【思考】
提示：元素电负性越大，非金属性越强，但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
第二章 分子结构与性质
第一节 共价键
第1课时 共价键
知识点一
1.（1）共用电子对 （2）非金属 （3）共用电子对 （4）1.7
2.（1）未成对电子 自旋相反 组成 空间结构
（2）提示：不是所有的共价键都有方向性。两个s轨道重叠的共价键没有方向性，因为s轨道为球形，无论从什么方向发生原子轨道重叠，重叠程度都相同。
【教材挖掘】
提示：N和H原子的电子式分别为··和H·，N原子最外层有3个未成对电子，H原子有1个未成对电子，形成共价键时每个N原子只需与3个H原子形成3个共用电子对即可达到稳定状态，共价键达到饱和，从而决定了分子中H原子个数。
知识点二
1.头碰头 ①连线 不变
2.肩并肩 ①镜面 镜像 ②不能 牢固 断裂
3.σ σ π σ π
5.（1）提示：σ键是原子轨道以“头碰头”方式发生重叠成键；π键是p轨道与p轨道以“肩并肩”方式发生重叠成键。
（2）提示：1个乙烷分子由7个σ键组成；1个乙烯分子由5个σ键和1个π键组成；1个乙炔分子由3个σ键和2个π键组成。
（3）提示：乙烯的碳碳双键和乙炔的碳碳三键中分别含有1个和2个π键，π键原子轨道重叠程度小，不稳定，容易断裂。而乙烷中没有π键，σ键稳定，不易断裂。
第2课时 键参数——键能、键长与键角
知识点一
1.气态原子 kJ·mol－1 436.0
2.越大 越多 稳定 稳定 反应物 生成物
4.（1）提示：单键键能＜双键键能＜三键键能。由C—C、CC、C≡C键能可知，成键原子相同而共价键数目不同时，键能强弱规律：单键键能＜双键键能＜三键键能。
（2）提示：HF＞HCl＞HBr＞HI；HI；结构相似的物质，共价键的键能越大，分子越稳定。
（3）提示：431.8。气态原子形成1 mol化学键变成气态分子释放的能量与气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量相等，故形成1 mol H—Cl释放的能量是431.8 kJ。
知识点二
1.（1）核间距 （2）短 （3）大 稳定
【教材挖掘】
提示：键长：HF＜HCl＜HBr＜HI。对于结构相似的物质，键长越长，键能越小，物质稳定性越差。
2.（1）两个相邻共价键 （2）方向 空间结构 （3）X射线衍射实验 （4）①180° 直线形 105° V形（或角形）
109°28' 正四面体形
②提示：不同，白磷分子的键角是指P—P之间的夹角，为60°；而甲烷分子的键角是指C—H的夹角，为109°28'。
第二节 分子的空间结构
第1课时 分子结构的测定、多样的
分子空间结构、价层电子对互斥模型
知识点一
1.（1）化学性质 （2）红外光谱 （3）①振动频率 吸收峰 化学键 官能团 ②3 C—H O—H C—O
（4）①相对分子质量 ②质谱仪 ③92
④a.提示：不能。
b.提示：相对分子质量＝最大质荷比。
2.（1）直线 V 直线形 OCO V形 （2）平面三角 三角锥 平面三角形 三角锥形 （3）四面体形 四面体形
（4）提示：不是。由于N—N—N键角都是108.1°。所以四个氮原子围成的空间不是正四面体形而是三角锥形。
知识点二
1.空间结构 相互排斥 中心原子 电子对 孤电子对
2.（1）σ键电子对数＋中心原子的孤电子对数 （2）①3
②（a－xb） a.价电子数 原子的最外层电子数 中心原子的价电子数－离子的电荷数 中心原子的价电子数＋离子的电荷数（绝对值） b.与中心原子结合的原子数
c.最多能接受的电子数 1 8减去该原子的价电子数
3.0 2 直线形 直线形 1 3 平面三角形 V形 0 3
平面三角形 平面三角形 2 4 四面体形 V形 1 4
四面体形 三角锥形 0 4 正四面体形 正四面体形
5.（1）提示：BCl3分子中的中心原子是B，成键电子对数为3，孤电子对数＝（a－xb）＝×（3－3×1）＝0，价层电子对数＝0＋3＝3。
NF3分子中的中心原子是N，成键电子对数为3，孤电子对数＝（a－xb）＝×（5－3×1）＝1，价层电子对数＝1＋3＝4。
（2）提示：BCl3的价层电子对数为3，VSEPR模型为平面三角形，分子空间结构为平面三角形；NF3的价层电子对数为4，VSEPR模型为四面体形，分子空间结构为三角锥形。
（3）提示：价层电子对的空间结构与分子的空间结构不一定一致，分子的空间结构指的是成键电子对的空间结构，不包括孤电子对（未用于形成共价键的电子对）。
第2课时 杂化轨道理论简介
知识点一
1.（1）价键 鲍林 （2）2s 2p sp3 sp3 σ 正四面体
2.（1）1 3 正四面体形 （2）1 2 120° 平面三角形
（3）1 1 180° 直线形
（4）提示：不相同。sp、sp2两种杂化形式中还有未参与杂化的p轨道，用于形成π键，而杂化轨道只用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对。
知识点二
1.sp V sp3 V 平面三角 sp3 三角锥 sp3
4.（1）提示：采取sp2杂化。乙烯分子中两个碳原子之间形成双键，碳原子为sp2杂化。
杂化轨道形成过程为：
（2）提示：CO2分子中的碳原子采用的是sp杂化，2个杂化轨道以碳原子为中心，呈直线形分布，分别与2个氧原子的2p轨道形成σ键，键角为180°，分子呈直线形；SO2分子中的硫原子采用的是sp2杂化，3个杂化轨道以硫原子为中心呈平面三角形分布，其中1个杂化轨道中是孤电子对，另2个杂化轨道中的未成对电子分别与2个氧原子的2p轨道形成σ键，分子呈V形，由于孤电子对的排斥作用，使键角小于120°。
（3）提示：sp3杂化。
第三节 分子结构与物质的性质
第1课时 共价键的极性
知识点一
1.不同 同种 发生 不发生 正 负 电中
2.不重合 不等于零 重合 等于零
3.（1）非极性 （2）①非极性 极性 ②非极性 极性
（3）极性
5.（1）提示：CO2的正电中心与负电中心重合，属于非极性分子；HCl、HCN、H2O的正电中心与负电中心不重合，属于极性分子。
（2）提示：②③⑤⑦ ①④⑥⑧
（3）提示：臭氧分子中的共价键是极性键，臭氧分子是极性分子。
知识点二
1.（2）组成和结构 （3）越强 ＜
2.（1）＞ ＞ ＞ ＞ ＞ （2）＞ ＞ 推电子 推电子 越小 越弱
【教材挖掘】
提示：乙醇分子中的C2H5—是推电子基团，使得乙醇分子中的电子云向着远离乙基的方向偏移，羟基的极性比水分子中的小，因而钠和乙醇的反应不如钠和水的剧烈。
第2课时 分子间的作用力
知识点一
1.相互作用力 1～2 越大 越大 液化 凝固
3.（1）提示：因为CS2比CO2相对分子质量大，所以分子间范德华力也大，使CS2沸点升高，常温下呈液态。
（2）提示：CO、N2的相对分子质量相同，CO是极性分子，N2是非极性分子，CO分子的极性比N2分子的极性强，分子的极性越大，范德华力也越大，分子的熔、沸点越高，故CO的熔、沸点高于N2。
知识点二
1.（1）电负性 氢原子 电负性 （2）F、O、N 共价键 氢键
（3）①共价键 ②小
2.（1）小1～2个
3.（1）①分子间 ②分子内 （2）升高 降低
5.Ⅰ.（1）提示：因为H2O分子间能形成氢键，H2S、H2Se、H2Te等分子间不能形成氢键，所以H2O的熔点和沸点高于H2S、H2Se、H2Te等。
（2）提示：H2S、H2Se、H2Te的相对分子质量逐渐增大，范德华力逐渐增大，熔、沸点逐渐升高。
（3）提示：相同数目的水分子形成分子间氢键的数目多于氨分子，分子间作用力大。
Ⅱ.（4）提示：苯胺分子之间存在氢键。
第3课时 溶解性 分子的手性
知识点一
1.非极性 极性 易溶于 难溶于 易溶于 难溶于
2.温度 压强 好 氢键 氢键 增大
【教材挖掘】
（1）提示：白磷和CS2均为非极性分子，水为极性分子，依据“相似相溶”规律判断，白磷在CS2中的溶解度远大于在水中的溶解度。
（2）提示：氨分子和水分子都是极性分子，而甲烷分子是非极性分子，根据“相似相溶”原理，故氨气易溶于水而甲烷难溶于水，此外，氨分子和水分子之间还能形成氢键，增大了溶质与溶剂分子之间的作用力，溶解度也随之增大。
知识点二
1.（2）组成 原子排列 镜像 叠合
2.手性异构体
3.（3）手性异构体
4.有效 无效 有害的 只催化 催化 手性催化剂 手性分子
5.（1）提示：2个。根据手性碳原子周围连接四个不同的原子或基团可判断该分子结构简式中中间2个碳原子为手性碳原子。
（2）提示：不一定。有机物分子中如果有一个手性碳原子，则该有机物分子就是手性分子，具有手性异构体。分子中如果有两个及以上手性碳原子，则该分子不一定是手性分子。
第三章 晶体结构与性质
第一节 物质的聚集状态与晶体的常识
知识点一
2.分子
3.（1）电子 阳离子 电中性粒子 电中性 （2）液态 晶态 流动性 黏度 形变性 导热性 光学性质
知识点二
1.有 多面体 周期性有序 没有 多面体 无序
2.（1）熔融态 （2）气态 凝固 （3）溶质
3.（1）①自发地 ②速率 ③周期性
（2）强度 导热性 光学性质
（3）固定 X射线衍射
【探究活动】
活动1 提示：有规则几何外形或美观、对称外形的固体不一定是晶体。例如，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。
活动2 提示：CuSO4·5H2O固体会变成规则的立方体。
活动3 提示：晶体有固定的熔点，由a的熔化曲线分析可知，中间有一段温度不变但一直在吸收能量，该段所对应的温度就是晶体a的熔点；由b的熔化曲线可知，温度一直升高，所以物质b没有固定的熔点，为非晶体。
知识点三
1.基本单元
2.平行六面体 无隙并置 （1）间隙 （2）平行 相同
（3）形状 原子种类 个数 几何排列
【思考】
提示：A图中的晶体结构满足晶胞的特点，是晶胞。B图中的晶体结构不满足晶胞“8个顶角相同”的要求，无法进行“无隙并置”，不是晶胞。C图中的晶体结构不满足晶胞“三套各4根平行棱分别相同”的要求，无法进行“无隙并置”，不是晶胞。D图中的晶体结构不满足“三套各两个平行面分别相同”的要求，无法进行“无隙并置”，不是晶胞。
3.（1）①a.8 b.4 c.2 （2）①8×＋6×＝4
②2 2 8 8
4.（1）X射线衍射仪 分立的斑点 明锐的衍射峰
（2）数目 位置
【探究活动】
活动1 提示：根据图示可以观察出Zn2＋位于晶胞的内部，1个晶胞含有4个Zn2＋；a位于晶胞的顶点和面心，个数为8×＋6×＝4。
活动2 提示：Zn2＋与a的个数比为1∶1，则该晶体的化学式为ZnS，a代表的离子符号为S2－。
活动3 提示：晶胞的体积为（540.0×10－10 cm）3，一个ZnS晶胞含有4个S2－和4个Zn2＋，则晶胞的密度为＝ g·cm－3。
第二节 分子晶体与共价晶体
第1课时 分子晶体
知识点一
1.分子
2.分子 分子间作用力 共价键
3.非金属氢化物 非金属单质 非金属氧化物 酸 有机物
4.（1）较低 很小 （3）非极性 极性
知识点二
1.范德华力 12 范德华力、氢键
2.氢键 范德华力 氢键 四面体中心 四面体顶角 4 范德华力 氢键 4 12 12
【思考】
提示：由于氢键的方向性，使冰晶体中每个水分子与四面体顶角方向的4个分子相互吸引，形成空隙较大的网状晶体，使冰的密度比水小，所以结的冰会浮在水面上。
【探究活动】
活动1 提示：冰晶体中微粒间的相互作用有：共价键、氢键、范德华力；电解水生成氢气和氧气时破坏的作用力是共价键。
活动2 提示：冰晶体中水分子间存在氢键，氢键具有方向性，迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子形成氢键，因此，冰中1个水分子周围只有4个紧邻分子。而硫化氢分子之间没有氢键，只有范德华力，范德华力无饱和性与方向性，晶体中分子采取密堆积，因此，1个硫化氢分子周围有12个紧邻分子。
活动3 提示：水分子存在分子间氢键，CO2分子之间只存在范德华力。
第2课时 共价晶体
知识点一
1.（1）原子 共价键 （2）骨架
【教材挖掘】
提示：二氧化硅为共价晶体，晶体中不存在单个分子，其化学式为Si与O的最简个数比，而不是分子式。
2.非金属单质 非金属化合物
3.（1）很高 （2）短 大 高
【探究活动】
活动1 提示：三者形成的是结构相似的共价晶体，其中原子半径：Si＞C，共价键键长：Si—Si＞Si—C＞C—C，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高，硬度越大。
活动2 提示：能。根据元素周期表，碳和硅为同一主族元素，原子半径：C＜Si，因此键长大小顺序为C—C＜C—Si＜Si—Si，键能大小顺序为C—C＞C—Si＞Si—Si，晶体的熔点和硬度大小顺序为金刚石＞碳化硅＞晶体硅。
知识点二
1.（1）109°28' sp3 （2）6 4 （3）1∶2 （4）12
【思考】
1.（1）提示：8
（2）提示：
（3）提示：a
（4）提示：2r＝a pm，即r＝a pm。
2.提示：依据均摊法可知，金刚石中每个碳原子形成4个共价键，其中碳原子数与C—C共价键数之比是1∶2，故12 g金刚石中含有的C—C数目是2NA。
2.（1）①sp3 109°28' ②4 4 Si O 2 2 2 1∶2
③12 6 6 （2）硅氧四面体
第三节 金属晶体与离子晶体
第1课时 金属键与金属晶体
知识点一
1.金属阳离子 自由电子 金属阳离子 自由电子 价电子 电子气 金属原子 （2）方向 饱和
2.（1）强 （2）强
3.高 大 钨 铬
知识点二
1.金属键
2.相对滑动 不变 电子气 定向移动 降低 碰撞
【探究活动】
活动1 提示：金属中存在自由电子，自由电子被所有原子共用，从而把所有金属原子维系在一起，当金属受到外力作用时，各原子层发生相对滑动而具有良好的延展性；在外加电场作用下，自由电子会发生定向移动而导电；自由电子在运动时会与金属原子发生碰撞而传递热量。
活动2 提示：Na、Mg、Al的原子半径逐渐减小，价电子数逐渐增多，金属键逐渐增强，熔点逐渐升高。
活动3 提示：合金与纯金属相比，由于掺入了不同的金属或非金属原子，相当于滚珠之间掺入了细小而坚硬的砂土或碎石，所以一般情况下合金的延展性比纯金属差，硬度比纯金属大。
第2课时 离子晶体 过渡晶体与混合型晶体
知识点一
1.阳离子 阴离子
2.（1）阳离子 阴离子 （2）离子键
3.6 6 12 4 4 8 8 1 1 6
4.（1）高 大 高 大 （2）能
【探究活动】
活动1 提示：不是，NaCl、CsCl和MgO都是离子晶体，只表示晶体中阴、阳离子个数比，是化学式。
活动2 提示：NaCl晶体。NaCl晶体和CsCl晶体均为离子晶体且离子所带电荷数相同，但Na＋半径小于Cs＋，随着离子半径的增大，离子键强度减弱，晶体熔点降低。
活动3 提示：MgO晶体。由于Mg2＋所带正电荷数比Na＋多，离子半径比Na＋小，O2－所带负电荷数比Cl－多，离子半径比Cl－小，故MgO中离子键强于NaCl中的离子键，所以MgO晶体的熔点高于NaCl晶体。
知识点二
1.（1）分子 共价 金属 离子
【思考】
提示：其中作为离子晶体处理的是Na2O；作为共价晶体处理的是Al2O3、SiO2；作为分子晶体处理的是P2O5、SO3、Cl2O7。
2.（2）①sp2 共价键 平面六元并环 整个碳原子平面 范德华力 （3）共价键 分子间作用力 （4）高 导电
【思考】
1.（1）提示：＞
（2）提示：金刚石中只存在C—C间的σ键，而石墨中层内的C—C间不仅存在σ键，还存在大π键，电子云重叠程度大，所以C—C间的键长短。
2.提示：3 3 2 2 2∶3
第四节 配合物与超分子
知识点一
1.（1）孤电子对 空轨道 （2）[Cu（H2O）4]2＋ 水分子 铜离子 铜离子 水分子 （3）提供 接受 H2O H＋ []＋ NH3 H＋ []＋
2.（1）配位键 （2）①提供空轨道接受孤电子对
②提供孤电子对 直接同中心原子配位 ③配位键 6
3.蓝色沉淀 溶解 Cu2＋＋2NH3·H2OCu（OH）2↓＋2N Cu（OH）2＋4NH3[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－ [Cu（NH3）4]2＋＋S＋H2O[Cu（NH3）4]SO4·H2O↓
红色 Fe3＋＋3SCN－Fe（SCN）3 白色沉淀 溶解 无色 Ag＋＋Cl－AgCl↓ AgCl＋2NH3[Ag（NH3）2]＋＋Cl－
4.（1）Fe2＋
【教材挖掘】
提示：CO能导致人体因缺氧而中毒，说明CO通过配位键与血红素中的Fe2＋结合能力强于O2，故Fe2＋与CO形成的配位键更稳定。
【探究活动】
活动1 提示：Cl－和H2O；6。
活动2 提示：2 mol；原因是只有外界的Cl－能与AgNO3溶液反应，而内界的Cl－与AgNO3溶液不反应。
活动3 提示：[Cu（NH3）4]2＋更稳定；原因是N和O都有孤电子对，但O的电负性大，吸引孤电子对的能力强，故NH3提供孤电子对的能力比H2O强。
活动4 提示：电负性：F＞H，使得NF3提供孤电子对的能力小于NH3。
知识点二
1.两种 两种 分子间
2.（1）C70 C70 杯酚 （2）空穴
12 / 12第3课时 电子云与原子轨道 泡利原理、洪特规则、能量最低原理
学习目标
1.知道电子的运动状态（空间分布及能量）可通过原子轨道和电子云模型来描述。 2.认识基态原子中核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则等。
知识点一 电子云与原子轨道
1.电子云
（1）电子运动特点
量子力学指出，一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的 不同，可以算出它们的概率密度分布。
（2）概率密度
用P表示 ，V表示该处的体积，则称为 ，用ρ表示。
（3）电子云
①电子云与电子云轮廓图
项目 含义 注意
电子云 处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 分布的形象化描述 小点越密，表明概率密度越
电子云轮廓图 表示电子云轮廓的形状，对核外电子的 有一个形象化的简便描述 把电子在原子核外空间出现概率P＝ 的空间圈出来就绘制成了电子云轮廓图
②电子云轮廓图的形状
2.原子轨道
（1）含义
量子力学把电子在原子核外的 称为一个原子轨道。
（2）形状
①s电子的原子轨道呈 形，能层序数越大，原子轨道的半径越 。
②p电子的原子轨道呈 形，且每个p能级有3个轨道，分别为px、py、pz。
（3）各能级所含原子轨道数目
能级符号 ns np nd nf
原子轨道数目 3
【思考】 （1）p能级有3个原子轨道，它们位置有何关系？在同一能层中，px、py、pz的能量是否相同？
（2）4f能级有7个轨道，则其电子云在空间有几种伸展方向？
3.能层、能级和原子轨道
（1）能层、能级和原子轨道
能层 能级 原子轨道数 原子轨道名称 原子轨道的形状
K 1s 1 1s 球形
L 2s 1 2s 球形
2p 3 2px、2py、2pz 哑铃形
M 3s 1 3s 球形
3p 3 3px、3py、3pz 哑铃形
3d 5 … …
… … … …
（2）两个数量关系
①能层中能级数＝能层序数（n）＝原子轨道类型数。
②能层中原子轨道总数＝n2。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）所有原子的电子云均为球形。（ ）
（2）1s的电子云图中一个小点表示一个自由运动的电子。（ ）
（3）2s的电子云比1s的电子云大，说明2s的电子云中的电子比1s的多。（ ）
（4）原子轨道都具有一定的伸展方向。（ ）
（5）2px、2py、2pz轨道相互垂直，能量相等。（ ）
2.（2025·唐山一中高二月考）如图甲是氢原子的1s电子云图（即概率密度分布图），图乙、丙分别表示s、p能级的电子云轮廓图。下列有关说法正确的是（ ）
A.电子云图（即概率密度分布图）就是原子轨道图
B.3p2表示3p能级中有两个原子轨道
C.由图乙可知，s能级的电子云轮廓图呈圆形，有无数条对称轴
D.由图丙可知，p能级的原子轨道图呈哑铃形，且有3个伸展方向
3.（鲁科版改编题）下列叙述中，正确的是（ ）
A.s、p、d能级所含有的原子轨道数分别为1、3、5
B.同一能级的原子轨道能量、形状、空间伸展方向均相同
C.不同的能层所含的s能级的原子轨道数是不同的
D.各能层含有的原子轨道数为2n2
知识点二 泡利原理、洪特规则、能量最低原理
1.电子自旋与泡利原理
（1）电子自旋
电子除空间运动状态外，还有一种状态叫做自旋。电子自旋在空间有 两种取向，常用上下箭头（↑和↓）表示 的电子。
（2）泡利原理
在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，它们的自旋 ，这个原理被称为泡利原理（也称泡利不相容原理）。
2.电子排布的轨道表示式（电子排布图）
（1）含义
在轨道表示式中，用方框（也可用圆圈）表示 。
（2）简并轨道 。
（3）电子对 。
（4）单电子（或未成对电子） 。
（5）自旋平行 。
（6）示例
以铝原子为例，轨道表示式中各符号、数字的意义为
【教材挖掘】
教材中描述“轨道表示式（又称电子排布图）是表述电子排布的一种图示”。写出基态氮原子的轨道表示式，并指出其中成对电子数与单电子（未成对电子）数。
3.洪特规则
（1）洪特规则
①洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋 ，称为洪特规则。
②实例：如碳原子的轨道表示式是而不是或
（2）洪特规则特例
在简并轨道（同一能级）上的电子处于全充满、半充满或全空的状态时，原子具有较低的能量和较高的稳定性。也就是说，具有下列电子层结构的原子是比较稳定的：
全充满：p6、d10、f14；半充满：p3、d5、f7；全空：p0、d0、f0。
因此，铬元素和铜元素的基态原子的电子排布式如下：
Cr：[Ar]3d54s1（3d能级半充满）
Cu：[Ar]3d104s1（3d能级全充满）
4.能量最低原理
在构建基态原子时，电子将尽可能地占据 ，使整个原子的能量最低。
【思考】 为什么基态K和Ca的价层电子是4s1和4s2，而不是3d1和3d2？
5.问题探究
核外电子在原子轨道上排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。这三个原则并不是孤立的，而是相互联系、相互制约的。也就是说核外电子在原子轨道上排布要同时遵循这三个原则。
（1）指出下列核外电子的轨道表示式的书写分别违背了什么原则？
①2p轨道上有3个电子的原子：
②2p轨道上有2个电子的原子：
③基态P原子：1s22s22p63s233
④4s轨道上有2个电子的原子：
⑤3d轨道上有8个电子的原子：
（2）24Cr的电子排布式按照能量最低原理写成1s22s22p63s23p63d44s2，是否正确？
（3）已知钛的原子序数是22，写出基态钛原子的简化电子排布式和轨道表示式。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）当电子排布在同一能级的不同轨道时，电子总是先占满1个轨道，然后再占据其他原子轨道。（ ）
（2）原子核外电子排布为ns2np7，它违背了能量最低原理。（ ）
（3）在d轨道有四个电子时电子排布成而不排布成（ ）
（4）基态碳原子中不存在单电子。（ ）
2.（教材改编题）下列轨道表示式中能正确表示某基态原子的核外电子排布的是（ ）
归纳总结
基态原子核外电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则，若违背其一，则原子能量不处于最低状态，原子不稳定。
3.（2025·安庆高二期中）下列对电子排布式或电子排布图书写的评价正确的是（ ）
选项 化学用语 评价
A O原子： 错误；违反泡利原理
B N原子： 错误；违反洪特规则
C Ca原子：1s22s22p63s23p63d2 错误；违反能量最低原理
D 26Fe3＋：1s22s22p63s23p63d6 正确
归纳总结
书写轨道表示式时的“四”注意
（1）注意“一”：一个方框表示一个原子轨道，一个箭头表示一个电子及其自旋取向。
（2）注意“二”：不同能级中的要分开，同一能级中的要简并。
（3）注意“三”：整个轨道表示式中各能级的排列顺序要与相应的电子排布式一致。
（4）注意“四”：当中有2个电子时，它们的自旋相反。
1.（教材改编题）下列能级中，轨道数为5的是（ ）
A.2s B.2p
C.4d D.4f
2.1926年量子力学发展后，人们才解释了原子中的电子波动，提出了新概念——轨道。下列说法正确的是（ ）
A.符号3px所代表的含义：第三个能层px轨道有3个伸展方向
B.能层数为3时，有3s、3p、3d三个轨道
C.氢原子中只有1个电子，故氢原子核外只有1个轨道
D.s能级的原子轨道半径与能层序数有关
3.下列有关电子排布式或轨道表示式的结论错误的是（ ）
选项 电子排布式或轨道表示式 结论
A 1s22s2222 违背洪特规则
B 1s22s22p63s23p63d2 书写正确
C 违背泡利原理
D 1s22s22p63s23p63d54s1 书写正确
4.（2025·保定高二检测）如图是s轨道和p轨道的原子轨道图，试回答下列问题：
（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）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 个伸展方向；元素X的名称是 。若元素X的原子最外层电子排布式为nsn－1npn＋1，那么X的元素符号应为 ，原子的轨道表示式为 。
提示：完成课后作业 第一章 第一节 第3课时
6 / 6拓展专题3 元素周期表与元素周期律的综合应用
1.借助元素周期表进行元素推断——依据“片段结构”推断元素的解题流程
2.原子结构、元素性质和元素在元素周期表中的位置关系规律
3.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
4.同周期、同主族元素性质的递变规律
性质 同一周期（从左到右） 同一主族（从上到下）
核外电子 的排布 能层数 相同 增加
最外层电子数 1→2或8 相同
金属性 减弱 增强
非金属性 增强 减弱
单质的氧化性、还原性 氧化性 增强 减弱
还原性 减弱 增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱
碱性 减弱 增强
气态氢化物的稳定性 增强 减弱
第一电离能 增大（但ⅡA族＞ⅢA族，ⅤA族＞ⅥA族） 减小
电负性 变大 变小
1.（2025·扬州新华中学高二模拟）X、Y、Z、W四种短周期主族元素在周期表中相对位置如表所示，已知：Y、Z质子数之和为21，下列说法中正确的是（ ）
A.Z、W元素原子半径大小关系为r（W）＞r（Z）
B.Y、W的气态氢化物中，Y的稳定性高
C.元素X与Y只能形成一种化合物
D.W元素的最高化合价为＋7价
2.前四周期元素X、Y在元素周期表中的相对位置如图所示，X的基态原子的价层电子排布式为nsn－1npn＋1，下列说法错误的是（ ）
A.X元素的电负性大于Y元素的电负性
B.n＝3
C.Y位于元素周期表中第四周期第ⅤA族
D.原子半径：Mg＜X
3.（2025·重庆高二月考）原子序数依次增大的X、Y、Z、W四种短周期主族元素中，X的基态原子的最外层有三个未成对电子，且第一电离能比Y大，Z元素的简单离子半径在同周期中最小，Y、W位于同一主族。下列说法错误的是（ ）
A.X、Y两种元素中，X的电负性更大
B.简单离子半径：Y＞Z
C.W元素的最高价氧化物对应的水化物是强酸
D.X、Y两种元素都位于元素周期表p区
4.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2，Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是（ ）
A.第一电离能：W＞X＞Y＞Z
B.简单离子的还原性：Y＞X＞W
C.简单离子的半径：W＞X＞Y＞Z
D.氢化物水溶液的酸性：Y＞W
5.已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A、B、C、D为短周期元素。请根据下表中的信息回答有关问题：
元素 信息
A 原子半径最小的元素
B 原子最外层p能级上只有一对成对电子
C 原子的第一至第四电离能分别是I1＝578 kJ·mol－1、I2＝1 817 kJ·mol－1、I3＝2 745 kJ·mol－1、I4＝11 575 kJ·mol－1
D 基态原子的核外电子共有17种运动状态
E 元素基态原子的价层电子排布式为（n－1）dn＋6ns2
（1）基态B原子的核外电子排布式为 。
（2）基态D原子的价层电子轨道表示式为 。
（3）E元素位于元素周期表第 周期第 族。
（4）写出A2B2的电子式： 。
（5）写出C与D形成的化合物的化学式： 。
提示：完成课后作业 第一章 阶段重点练（一）
3 / 3第1课时 原子结构与元素周期表
学习目标
1.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 2.知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征。 3.了解元素周期表的应用价值。
知识点一 原子结构与元素周期表
1.元素周期律、元素周期系和元素周期表
（1）元素周期律
元素的性质随 递增而呈 的变化。
（2）元素周期系和元素周期表
①元素周期系：元素的这一按其 递增排列的序列。
②元素周期表是呈现元素周期系的 。
③元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
2.构造原理与元素周期表
（1）核外电子排布与元素周期表中周期的划分
①能级组与周期
周期 对应能级组 对应能级组最多所能容纳的电子数 周期中所含元素种类
1 1s 2 2
2 8
3 3s、3p 8 8
4 18
5 5s、4d、5p 18 18
6 32
7 7s、5f、6d、7p 32 32
②结论
a.每个周期所含的元素种数等于从 能级开始到 能级结束递增的电子数（第一周期除外）。
b.本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
（2）核外电子排布与元素周期表中族的划分
①同族元素价层电子数 ，这是同族元素性质相似的结构基础。从第四周期开始的长周期，比短周期多出的元素全部是金属元素，这是因为它们的最外层电子数始终不超过 ，即为ns1～2（Pd例外）。
②结论
a.族的划分取决于原子的价层电子数目和 排布。
b.主族元素原子的价层电子数＝该元素在周期表中的主族序数。
【思考】 （1）元素周期表共有多少纵列？同列的价层电子数是否一定相等？第ⅢA族～第ⅦA族的价层电子排布通式是什么？
（2）某元素位于周期表中第四周期第ⅥA族，试写出该元素的价层电子排布式和电子排布式。
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）元素周期系就是元素周期表。（ ）
（2）除氦外，0族元素的价层电子排布式为ns2np6。（ ）
（3）最外层电子排布式为ns1或ns2的元素一定为金属元素。（ ）
（4）价层电子排布式为4s24p1的元素，位于元素周期表的第四周期第ⅢA族。（ ）
2.某元素原子的价层电子排布式是3s23p4，则它在周期表中的位置是（ ）
A.第二周期第ⅣA族
B.第三周期第ⅣA族
C.第四周期第ⅡA族
D.第三周期第ⅥA族
3.（2025·南京高二检测）元素周期表共有18个纵列，从左到右排为1～18列，即碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是（ ）
A.第14列元素中未成对电子数是同周期元素中最多的
B.只有第2列的元素原子最外层电子排布为ns2
C.第四周期第8列元素是镍元素
D.第15列元素原子的价层电子排布为ns2np3
归纳总结
由元素的价层电子排布判断其在周期表中的位置的规律
价层电子排布 x或y的取值 周期表中位置
nsx x＝1，2 第n周期xA族（说明：书写时，x、y应换成相应的罗马字母表示，下同）
ns2npx x＝1，2，3，4，5 第n周期（2＋x）A族
x＝6 第n周期0族
（n－1）dxnsy x＋y≤7 第n周期（x＋y）B族
7＜x＋y≤10 第n周期Ⅷ族
（n－1）d10nsx x＝1，2 第n周期xB族
知识点二 元素周期表的分区
1.根据核外电子排布分区
（1）分区依据
按构造原理最后填入电子的 的符号可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而第ⅠB、ⅡB族这2个纵列的元素的核外电子因先填满了 能级而后再填充 能级而得名 区。5个区的位置关系如图所示。
（2）各区价层电子排布特点
分区 价层电子排布
s区
p区 （除He外）
d区 （n－1）d1～9ns1～2（除钯外）
ds区 （n－1）d10ns1～2
（3）根据原子结构确定元素分区的思路
电子排布式价层电子排布
【思考】 某元素的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s2，据此判断该元素位于元素周期表中的哪一个区？为什么s区（氢除外）、d区和ds区的元素都是金属元素？
2.根据元素的金属性和非金属性分区
（1）分区图示
（2）金属元素和非金属元素的分界线
①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的 三角区内，金属性较强的元素处于元素周期表的 三角区内。
②处于金属和非金属分界线附近的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素（如硼、硅、锗、砷、锑等）常被称为半金属或类金属（一般可用作半导体材料）。
3.对角线规则
（1）在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素（如图）的有些性质是相似的（如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常 ，而不是 ），这种相似性被称为对角线规则。
（2）处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性。
【思考】 根据对角线规则，写出Be（OH）2与强酸（H＋）、强碱（OH－）发生反应的离子方程式。
1.（教材改编题）某元素简化电子排布式为[Xe]5d106s2，其应在（ ）
A.s区 B.p区 C.d区 D.ds区
2.关于元素周期表中各分区元素性质的说法正确的是（ ）
A.所有非金属元素都在p区
B.s区全部是金属元素
C.s区元素的最后一个电子进入p轨道
D.d区、ds区和f区都是金属元素
3.某元素原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p1，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：
（1）该元素处于元素周期表的第 周期，该周期的元素种数是 。
（2）该元素处于元素周期表的第 族，该族的非金属元素种数是 。
（3）试推测该元素处于元素周期表的 区，该区包含族的种类是 。
归纳总结
已知某元素原子的价层电子排布，可推断该元素在元素周期表中的具体位置。依据最大能层数确定所在周期序数；依据价层电子数确定所在族序数，依据最后填入电子的能级符号确定所在区（ds区除外）。
（1）对于主族元素，原子的最大能层数等于周期序数，价层电子数等于主族序数；
（2）第ⅢB～ⅦB族，原子的最大能层数等于周期序数，原子的价层电子数等于族序数；
（3）第ⅠB、ⅡB族要根据ns能级上的电子数来划分。
1.由中国近代化学启蒙者徐寿确认译名的下列元素中，属于d区元素的是（ ）
A.Ca B.Co
C.Zn D.Ga
2.（2025·黑龙江实验中学高二期末）元素的最外层电子数为2，价电子数为3，并且是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是（ ）
A.电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2
B.该元素为Sc
C.该元素为第ⅢA族元素
D.该元素位于d区
3.（2025·湖州中学高二检测）下列关于元素周期表的说法正确的是（ ）
A.每一周期元素原子的最外层电子排布均是从ns1过渡到ns2np6
B.原子的价层电子排布为（n－1）d6～8ns2的元素一定是过渡元素
C.最外层电子数为2的元素都分布在s区
D.元素的价层电子数一定等于其所在族的族序数
4.已知元素周期表中共有18个纵列，如图实线表示元素周期表的边界。按核外电子排布，可把元素周期表里的元素划分为s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
（1）请在图中用实线画出s区、p区、d区、ds区的边界线，并分别用阴影和表示d区和ds区。
（2）有的同学受这种划分的启发，认为第6、7纵列的部分元素可以排在另一区，你认为应排在 区。
（3）请在上述元素周期表中用元素符号标出4s轨道处于半充满状态的元素。
提示：完成课后作业 第一章 第二节 第1课时
5 / 5第2课时 构造原理与电子排布式
学习目标
1.知道原子核外电子的能级高低顺序，了解原子核外电子排布的构造原理。 2.知道1～36号元素基态原子核外电子的排布，了解最外层电子排布和价层电子的含义。
知识点一 构造原理
1.构造原理
以 事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入 的顺序称为构造原理。
2.构造原理示意图
【思考】 根据构造原理分析，3p能级电子填满以后，增加的电子应该先填充的能级是3d还是4s？
3.能级交错
（1）含义
当出现d能级时，随核电荷数递增，电子并不总是填满一个能层后再开始填入下一个能层的。电子是按3p→ 的顺序而不是按3p→3d→4s的顺序填充的，这种现象被称为能级交错。
（2）依据
构造原理呈现的能级交错源于光谱学事实，是经验的，而不是任何理论推导的结果。构造原理是一个思维模型，是个假想过程。
4.构造原理的实质
构造原理中的能级顺序，其实质是各能级能量由低到高的顺序。绝大多数原子核外电子的填充顺序符合构造原理中的能级顺序。
【教材挖掘】
教材中描述“电子填满了一个能级，开始填入下一个能级”。某元素基态原子最外层的4s能级有电子填充，则其3d能级也一定有电子填充。这种说法是否正确？
1.正误判断（正确的打“√”，错误的打“×”）。
（1）能层越大，能级的能量越高。（ ）
（2）能量关系为E（5p）＞E（4f）。（ ）
（3）原子核外电子填充3p、3d、4s能级的顺序为3p→4s→3d。（ ）
（4）构造原理中的电子能级顺序，实质是各能级能量由低到高的顺序。（ ）
2.电子在一个原子的下列能级中排布时，最后一个排布的是（ ）
A.ns B.np
C.（n－1）d D.（n－2）f
3.（2025·福州高二期末）若以E表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是（ ）
A.E（3s）＞E（2s）＞E（1s）
B.E（5s）＞E（4d）＞E（4p）
C.E（4f）＞E（4s）＞E（4d）
D.E（5s）＞E（4s）＞E（5f）
归纳总结
能量高低顺序归纳
（1）同一能层：E（ns）＜E（np）＜E（nd）＜E（nf）。
（2）不同能层相同能级：E（1s）＜E（2s）＜E（3s）＜E（4s）。
（3）能层和能级均不相同：E（ns）＜E[（n－2）f]＜E[（n－1）d]＜E（np）。
知识点二 电子排布式
1.电子排布式
（1）含义
将能级上所容纳的电子数标在该能级符号的 角，并按照 从左到右的顺序排列。
（2）表示方法
如基态氮原子的电子排布式为：
2.电子排布式的书写
（1）简单基态原子的电子排布式
按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中。如：
6C： ；
10Ne： ；
17Cl： ；
19K： 。
（2）复杂原子的电子排布式
对于较复杂原子的电子排布式，应先按构造原理从低到高排列，然后将同能层的能级移到一起。
如26Fe，先排列为1s22s22p63s23p64s23d6，然后将同一能层的能级排到一起，即基态Fe原子的电子排布式为 。
（3）简化电子排布式
如K：1s22s22p63s23p64s1，其简化电子排布式可表示为[Ar]4s1，其中[Ar]代表Ar的核外电子排布式，即1s22s22p63s23p6。再如Ti的简化电子排布式为 。
（4）价层电子排布
为突出化合价与 的关系，将在化学反应中可能发生 的能级称为价电子层（简称价层）。例如Fe的简化电子排布式为[Ar]3d64s2，价层电子排布为 ，如Cl的简化电子排布式为[Ne]3s23p5，则其价层电子排布为 。
通常，元素周期表只给出价层电子排布。
（5）特殊原子的电子排布式
当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定（类似情况有Cr、Cu等）。以基态24Cr原子的电子排布式的书写为例：
同理可得基态29Cu原子的电子排布式为 。
【思考】 （1）分别写出基态Cr原子、Cu原子的价层电子排布式。
（2）写出基态Cu原子失去一个电子后变成的基态Cu＋的简化电子排布式。
1.下列各基态原子或离子的电子排布式错误的是（ ）
A.Mg2＋ 1s22s22p6
B.Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
C.O2－ 1s22s22p6
D.Cr 1s22s22p63s23p63d44s2
2.“鸟巢”使用钒氮合金钢，具有高强度、高性能的特点，钒原子（23V）的价层电子排布为（ ）
A.3d5 B.3d34s2
C.3d44s1 D.3d54s2
3.写出下列原子的电子排布式。
（1）基态Cl原子的电子排布式是 。
（2）基态Ge原子的电子排布式是 。
（3）基态As原子的电子排布式是 。
（4）基态P原子的电子排布式是 。
4.按照要求书写下列电子排布式。
（1）（教材改编题）基态K原子的电子排布式为 ，其电子占据的最高能层的符号为 。
（2）镓（Ga）的原子序数为 ，基态Ga原子的简化电子排布式为 。
（3）（2023·浙江6月选考）氮的化合物种类繁多，应用广泛。基态N原子的价层电子排布式是 。
（4）（2023·北京高考节选）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根（S2）可看作是S中的一个O原子被S原子取代的产物。基态S原子价层电子排布式是 。
归纳总结
1.价层电子排布式的书写流程
2.简单离子电子排布式的书写
（1）先写出相应原子的电子排布式。
（2）由原子的电子排布式改写成离子的电子排布式，其中，失去的是最高能层能级上的电子，得到的电子排布在最高能层的能级上。
1.根据构造原理，多电子原子中，3s、3d、4p能级的电子能量由低到高的顺序为（ ）
A.3s＜3d＜4p B.3s＞3d＞4p
C.3s＜4p＜3d D.无法确定
2.（2025·海南文昌中学高二段考）下列原子的电子排布式能表示基态原子的电子排布式的是（ ）
A.[Ne]3s13p3 B.[Ar]3d64s1
C.[Ar]3d64s2 D.[Ar]3d5
3.（教材改编题）下列电子排布式书写正确的是（ ）
A.21号Sc元素的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d3
B.Ca原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d2
C.Cu原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d94s2
D.K＋的电子排布式：[Ne]3s23p6
4.（1）某元素的原子序数为33，则
①此元素原子的核外电子总数是 ；
②有 个电子层， 个能级；
③该元素基态原子的电子排布式为 。
（2）写出下列基态原子或离子的电子排布式。
①S： ；
②Ca2＋： ；
③Cl－： 。
（3）某原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2。
①该元素原子中共有 个电子；
②该元素原子核外有 个能层；
③该元素原子M能层共有 个电子。
提示：完成课后作业 第一章 第一节 第2课时
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