【鲁科版】2017-2018学年化学选修3教师用书及分层检测（34份，含解析）

学业分层测评(十一)　认识晶体
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列叙述中，不正确的是(　　)
A．具有规则几何外形的固体一定是晶体
B．晶体内部粒子按一定的规律周期性重复排列
C．具有各向异性的固体一定是晶体
D．依据构成微粒的作用力不同可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体
【解析】　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，所以A选项错误；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、C选项正确；晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体的依据是构成晶体的微粒及微粒间的相互作用力，因此D选项正确。
【答案】　A
2．下列关于晶体与非晶体的说法正确的是(　　)
A．晶体一定比非晶体的熔点高
B．晶体有自范性但排列无序
C．非晶体无自范性而且排列无序
D．固体SiO2一定是晶体
【解析】　非晶体无固定熔沸点，A错；二氧化硅有非晶态二氧化硅和晶态二氧化硅，D错。
【答案】　C
3．多数晶体中的微观粒子服从紧密堆积原理的根本原因是(　　)
A．便于形成规则的几何外形
B．微观粒子结合得越紧密，体系总能量越低，体系就越稳定
C．便于使晶体具有对称性
D．为了使晶体具有各向异性
【解析】　能量越低物质越稳定。
【答案】　B
4．区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是(　　)
A．测定熔点、沸点
B．观察外形
C．对固体进行X射线衍射实验
D．通过比较硬度确定
【解析】　从外形和某些物理性质可以初步鉴别晶体和非晶体，但并不一定可靠。区分晶体和非晶体的最可靠的科学方法是对固体进行X射线衍射实验，所以只有C选项正确。
【答案】　C
5．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、分子间作用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、分子间作用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体系变得较稳定。
【答案】　B
6．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．分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、分子间作用力、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形式，而分子晶体的堆积方式要受分子本身形状的影响。分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
7．下列有关晶胞的叙述，正确的是(　　)
A．晶胞是晶体中最小的结构重复单元
B．不同的晶体中晶胞的大小和形状都相同
C．晶胞中的任何一个粒子都属于该晶胞
D．A3型最密堆积由一个晶胞构成
【解析】　晶胞有六方晶胞、面心立方晶胞等，B不正确；晶胞中的一个粒子可能被几个晶胞共用，C不正确；A3型最密堆积由3个晶胞构成，D不正确；故选A。
【答案】　A
8．图为高温超导领域里的一种化合物(钙钛矿)结构中的最小重复单元。该化合物中，每个钛离子周围与它最接近且距离相等的钛离子有a个，元素氧、钛、钙的原子个数比为b。则a、b是(　　)
A．6　3∶1∶1
B．24　10∶8∶1
C．12　5∶4∶1
D．3　3∶2∶1
【解析】　钛处于晶胞的顶点，同在晶胞顶点上相邻的钛相距最近。发挥空间想象能力，以一个顶点为中心，以棱长作延长线，可以得出钛离子周围与它接近且距离相等的钛离子有6个，该晶胞内含氧原子数目为：12×＝3，含钛原子数目为：8×＝1，一个钙原子在晶胞内，所以元素氧、钛、钙的原子个数比为3∶1∶1。
【答案】　A
9．如图所示是晶体结构中具有代表性的最小重复单元(晶胞)的排列方式，其对应的化学式是XY的是(图中：o－X，－Y)(　　)
【解析】　根据顶点、棱上、面上、体心和其他处于立方体内部的原子对晶胞的贡献分别为、、、1，求出X、Y的数目之比，其化学式分别为XY、X3Y、XY4、XY4。
【答案】　A
10．(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
11．如下图所示的甲、乙、丙三种晶体：
甲　　　　　　　　乙　　　　　　　　丙
试写出：
(1)甲晶体化学式(X为阳离子)为________。
(2)乙晶体中A、B、C三种微粒的个数比是________。
(3)丙晶体中每个D周围结合E的个数是________个。
【解析】　明确由晶胞构成的晶体，其化学式不是表示一个分子中含有多少个原子，而是表示每个晶胞中平均含有各类原子的个数，即各类原子的最简个数比。解答这类习题，通常采用切割法。切割法的根本原则是：晶胞任意位置上的一个原子如果是被x个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。只要掌握晶体立方体中微粒实际占有“份额”规律：顶点微粒在立方体中实占，立方体面上微粒实占，立方体棱边上微粒实占，立方体内部微粒按有1算1统计。甲中X位于立方体体心，算做1，Y位于立方体顶点，实际占有：×4＝个，X∶Y＝1∶＝2∶1，所以甲的化学式为X2Y。乙中A占有：×8＝1个，B占有：×6＝3个，C占有1个，由此推出A∶B∶C＝1∶3∶1。丙中D周围的E的个数与E周围D的个数相同，E周围有8个D，所以D周围有8个E。
【答案】　(1)X2Y　(2)1∶3∶1　(3)8
12．现有甲、乙、丙三种晶体的晶胞(甲中X处于晶胞的中心，乙中A处于晶胞的中心)，可推知：甲晶体中X与Y的个数比是________，乙中A与B的个数比是________，丙晶胞中有________个C离子，有________个D离子。
甲　　　　　　　　乙　　　　　　　丙
甲晶体的化学式是________(X为阳离子)。丙晶胞中距离C离子等距离且最近的D离子有________个。
【解析】　根据切割法：甲中体心X为1，顶点Y为×6，所以X∶Y＝1∶＝4∶3；同理可计算出乙、丙中微粒个数及其比值。丙晶胞中有C离子为1＋12×＝4，丙晶胞中有D离子为6×＋8×＝4。
由于甲晶体中两种微粒的个数之比为4∶3X为阳离子，因此该晶体的化学式为X4Y3。以体心位置的C离子为例，与它等距离且最近的D离子应该在晶胞中六个面的面心位置，共六个。
【答案】　4∶3　1∶1　4　4　X4Y3　6
[能力提升]
13．对于A1型密堆积的描述错误的是(　　)
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原子
C．平均每个面心立方晶胞中有14个原子
D．平均每个面心立方晶胞中有4个原子
【解析】　如图为A1型密堆积晶体的晶胞，它为面心立方晶胞，面心和顶点上各有1个原子故A、B均正确，平均每个面心立方晶胞中所拥有的原子个数为：8×＋6×＝4个，故D正确。
【答案】　C
14．铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4＋处于立方晶胞顶角，Ba2＋处于晶胞中心，O2－处于晶胞棱边中心，则该化合物的化学式为(　　)
A．BaPbO3
B．BaPb2O3
C．BaPbO
D．BaPbO4
【解析】　1个晶胞中有1个Ba2＋，Pb4＋的个数为8×＝1，O2－的个数为12×＝3，故化学式为BaPbO3。
【答案】　A
15．某晶体的一部分如图所示，这种晶体中A、B、C三种粒子数之比是(　　)
【导学号：66240025】
A．3∶9∶4
B．1∶4∶2
C．2∶9∶4
D．3∶8∶4
【解析】　由图示知，A原子被12个晶胞所用。上下表面的棱上的B原子被4个晶胞所用，侧棱上的B原子被6个晶胞所用，A粒子数为6×＝；B粒子数为6×＋3×＝2；C粒子数为1。故A、B、C粒子数之比为1∶4∶2。
【答案】　B
16．金晶体的最小重复单元(也称晶胞)是面心立方体，即在立方体的8个顶点各有一个金原子，各个面的中心有一个金原子，每个金原子被相邻的晶胞所共用(如图所示)。金原子的直径为d，用NA表示阿伏加德罗常数，M表示金的摩尔质量。
(1)金晶体每个晶胞中含有________个金原子。
(2)如果金原子是钢性球且面对角线上三个小球两两相切，那么一个晶胞的体积为________。
(3)金晶体的密度是________。
【解析】　(1)由晶胞构型可知，每个金晶胞中金原子数为：8×＋6×＝4。
(2)由A1型密堆积模型知，面对角线上三个小球相切，根据小球直径求算出立方体的棱长为2d×，则每个晶胞体积为：(×2d)3＝2d3。
(3)每个晶胞质量为，故金的密度为：＝。
【答案】　(1)4　(2)2d3　(3)第2课时　元素的电负性及其变化规律
1．了解电负性的概念，掌握电负性的变化规律及应用。(重点)
2．了解原子结构与元素性质的周期性。(难点)
元
素
的
电
负
性、
变
化
规
律
和
应
用
[基础·初探]
1．电负性
(1)概念：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。
(2)标准：指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元素的电负性。
2．电负性的变化规律
观察课本P25图1－3－7，总结元素电负性的变化规律。
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性递增。
(2)同一主族，自上而下，元素的电负性递减。
3．电负性的应用
(1)判断金属性和非金属性的强弱
通常，电负性小于2的元素为金属元素(大部分)；电负性大于2的元素为非金属元素(大部分)。
(2)判断化合物中元素化合价的正负
化合物中，电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。
(3)判断化学键的类型
电负性差值大的元素原子之间主要形成离子键；电负性差值小的元素原子之间主要形成共价键。
(1)同周期元素中，稀有气体的电负性数值最大。(×)
(2)非金属性越活泼的元素，电负性越小。(×)
(3)在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越小。(×)
(4)在形成化合物时，电负性越小的元素越容易显示正价。(√)
(5)形成离子键的两元素电负性差值一般较大。(√)
[合作·探究]
[探究背景]
同周期或同主族元素随原子序数的递增，其电负性呈一定的变化规律。
[探究问题]
1．电负性最大和最小的元素分别位于周期表什么位置？
【提示】　电负性最大的元素位于周期表的右上方(F)，最小的位于周期表左下方(Cs)。
2．主族元素的电负性约为2的元素在周期表中什么位置？
【提示】　电负性约为2的元素在周期表中金属与非金属的分界线附近。
3．Be的电负性与Al的相同都为1.5，则Be能否与强碱溶液反应？
【提示】　Be与Al处于对角线位置，由于Al能与强碱溶液反应，所以Be也能与强碱溶液反应。
[核心·突破]
1．决定元素电负性大小的因素：质子数、原子半径、核外电子排布。
2．同一周期从左到右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径递减，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增强，因而电负性递增。
3．同一主族自上而下，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，因而电负性递减。
4．在周期表中，右上方氟的电负性最大(稀有气体除外)，左下方铯的电负性最小(放射元素除外)；同一周期，碱金属元素的电负性最小，卤族元素的电负性最大。
5．非金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强。
6．电负性差值大的元素之间形成的化学键不一定是离子键，若判断化学键类型须看其化合物在熔融状态下是否导电。
[题组·冲关]
1．下列价电子排布式表示的四种元素中，电负性最大的是(　　)
A．4s1　
B．2s22p3
C．3s23p4
D．3d64s2
【解析】　由价电子排布式可知A是钾、B是氮、C是硫、D是铁，根据元素的性质及元素周期律可知氮的电负性最大。
【答案】　B
2．不能说明X的电负性比Y的电负性大的是(　　)
A．X单质比Y单质容易与H2化合
B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强
C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
【解析】　A、B、D三项均能说明X的非金属性比Y的强。而原子的最外层电子数不能决定元素得失电子的能力。
【答案】　C
【规律方法】　判断元素电负性大小的方法
(1)非金属电负性>金属电负性；(2)运用同周期、同主族电负性变化规律；(3)利用气态氢化物的稳定性；(4)利用最高价氧化物对应水化物的酸、碱性强弱；(5)利用单质与H2化合的难易；(6)利用单质与水或酸反应置换氢的难易；(7)利用化合物中所呈现的化合价；(8)利用置换反应。
3．下列元素的原子间最容易形成离子键的是(　　)
A．Na和Cl
B．S和O
C．Al和Br
D．Mg和S
【解析】　元素的电负性差值越大，越易形成离子键。S和O只形成共价键；Cl、Br、S中，Cl的电负性最大，Na、Mg、Al中Na的电负性最小。
【答案】　A
4．下列不是元素电负性的应用的是(　　)
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．判断化合物的类型
D．判断化合物溶解度的大小
【解析】　化合物的溶解度是其物理性质，不能用电负性来描述。
【答案】　D
5．下面给出15种元素的电负性
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
Mg
N
Na
O
P
S
Si
H
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
2.1
已知：一般来说，两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键；两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_____________________________________________________________。
(2)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)把表中元素按原子序数递增的顺序排序，然后对应写出它们的电负性数值，从Li→F电负性增大，到Na时电负性又突然变小，从Na→Cl又逐渐增大，所以随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。
(2)根据已知条件及表中数值，Mg3N2中两元素电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中两元素电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
【答案】　(1)随原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化
(2)离子化合物　共价化合物　共价化合物　共价化合物
【温馨提示】　(1)元素电负性的值是个相对的量，没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。
(2)离子键和共价键之间没有绝对的界限。一般认为：如果两种成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
元素周期律的实质及元素化合价规律
[基础·初探]
1．元素周期律的实质
(1)实质：元素性质的周期性变化取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。
(2)具体表现
①
②主族元素是金属元素还是非金属元素原子中价电子的多少。
2．元素化合价变化规律
(1)元素化合价的决定因素
元素的化合价与原子的核外电子排布尤其是价电子排布有着密切的关系。
(2)化合价规律
①除Ⅷ族的某些元素和0族外，元素的最高化合价等于它所在族的序数。
②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)。
③稀有气体元素的化合价在通常情况下为0。
④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。
⑤氟无正价，氧无最高正价。
⑥过渡元素的价电子较多，并且各级电离能相差不大，因此具有多种价态，如锰元素的化合价为＋2～＋7。
(1)价电子数大于4的主族元素是非金属元素。(×)
(2)同主族元素化合价一定相同。(×)
(3)元素原子的核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化。(√)
(4)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大，非金属性越强。(√)
[核心·突破]
[题组·冲关]
1．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
2．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是(　　)
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能Y一定小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y对应酸的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY【解析】　X、Y同周期，且电负性：X>Y，说明得电子能力：X>Y，但第一电离能不一定存在X>Y。如电负性：O>N，但第一电离能：N>O。
【答案】　B
3．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
【导学号：66240009】
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；
④1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是(　　)
A．第一电离能：④>③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
【解析】　由电子排布式可知：①为S，②为P，③为N，④为F。第一电离能为④>③>②>①，A项正确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，最高正价①>②＝③，D项不正确。
【答案】　A
4．四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价电子数相同；W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∶1。
(1)Y与Z比较，电负性较大的是________(填相应元素符号)。
(2)W的元素符号是________，其＋2价离子的核外电子排布式是________。
【解析】　由于C和Si同主族，电负性与原子半径有关且同主族中随核电荷数的增大电负性减小，因此电负性较大的是C。
【答案】　(1)C
(2)Zn　1s22s22p63s23p63d10章末综合测评(二)　化学键与分子间作用力
(时间45分钟，满分100分)
一、选择题(本题包括12小题，每小题4分，共48分)
1．下列各组物质中，都属于共价化合物的是(　　)
A．H2S和Na2O2
B．H2SO4和HClO
C．NH3和N2
D．H2O2和CaF2
【解析】　A项中过氧化钠是离子化合物；B项中均是共价化合物；C项中N2是单质；D项中CaF2是离子化合物。
【答案】　B
2．在HCl、Cl2、H2O、NH3、CH4这一组分子的共价键形成方式分析正确的是(　　)
A．都是σ键，没有π键
B．都是π键，没有σ键
C．既有σ键，又有π键
D．除CH4外，都是σ键
【解析】　题给分子中没有双键或叁键结构，故所含共价键都是σ键，没有π键。
【答案】　A
3．老鼠能在多氟碳化物溶液内部潜水游动，科学家预测多氟碳化物可能成为血液替代品。全氟丙烷(C3F8)是一种常见的多氟碳化物，下列对该物质的叙述中正确的是(　　)
A．全氟丙烷的电子式为
B．原子半径C比F的小
C．全氟丙烷分子中的化学键只有共价键
D．全氟丙烷分子中既含σ键又含π键
【解析】　A项，F原子在全氟丙烷分子中满足8电子稳定结构，A错；B项，C原子半径比F原子半径大，B错；C项，正确；D项，全氟丙烷分子中只含有σ键，不含有π键，D错。
【答案】　C
4．下列说法中正确的是(　　)
A．双原子分子中化学键键能越大，分子越稳定
B．双原子分子中化学键键长越长，分子越稳定
C．双原子分子中化学键键角越大，分子越稳定
D．在双键中，σ键的键能要小于π键的键能
【解析】　A项，正确；B项，化学键键长越长，键越不牢固，分子越不稳定，B错；C项，双原子分子无键角，C错；D项，在双键中，σ键的键能大于π键的键能，D错。
【答案】　A
5．下列各组微粒中不属于等电子体的是(　　)
A．CH4、NH
B．H2S、HCl
C．CO2、N2O
D．CO、NO
【解析】　原子数相同、价电子总数相同的微粒称为等电子体，B项中两者的原子数不等。
【答案】　B
6．短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外层电子数之比为4∶3，Z原子的核外电子数比X原子多4。下列说法正确的是(　　)
A．W、Y、Z的电负性大小顺序一定是Z>Y>W
B．Z的氢化物分子间存在氢键
C．Y、Z形成的分子的中心原子可能采用sp3杂化
D．WY2分子中σ键与π键的数目之比是2∶1
【解析】　根据题目条件，可得W为C，X为Al，Z为Cl，Y可能是Si、P、S。选项A，若Y为Si，因为C的电负性大于Si，则电负性：W>Y。选项B，HCl分子间不存在氢键。选项C，SiCl4的空间构型为正四面体形，其中Si原子采用sp3杂化。选项D，若Y为S，WY2为CS2，S===C===S中，σ键和π键的数目相等。
【答案】　C
7．下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　)
A.W、R元素单质分子内的化学键都是非极性键
B．X、Z元素都能够形成双原子分子
C．键能W－H＞Y－H，键的极性Y－H＞W－H
D．键长X－H＜W－H，键能X－H＜W－H
【解析】　从表中可以看出X、Y、Z、W、R的对应元素分别是X(N)、Y(S)、Z(Br)、W(P)、R(Ar)，再根据键参数规律很容易判断C、D不正确。
【答案】　B
8．
NA为阿伏加德罗常数的值。下列说法正确的是(　　)
A．2.4
g
Mg在足量O2中燃烧，转移的电子数为0.1NA
B．标准状况下，5.6
L
CO2气体中含有的氧原子数为0.5NA
C．氢原子数为0.4NA的CH3OH分子中含有的σ键数为0.4NA
D．0.1
L
0.5
mol/L
CH3COOH溶液中含有的H＋数为0.05NA
【解析】　A．2.4
g
Mg在足量O2中燃烧，转移的电子数为0.2NA，A项错误；B.标准状况下，5.6
L
CO2的物质的量为0.25
mol，所含的氧原子数为0.5NA，B项正确；C.含0.4NA个氢原子的甲醇分子为0.1
mol，1个甲醇分子含有5个σ键，0.1
mol甲醇含有的σ键数为0.5NA，C项错误；D.CH3COOH为弱电解质，0.1
L
0.5
mol/L
CH3COOH溶液中含有的H＋数小于0.05NA，D项错误。
【答案】　B
9．下列说法正确的是(　　)
A．N2分子中的π键与CO2分子中的π键的数目之比为2∶1
B．稳定性：甲烷>乙烯
C．强度：氢键>化学键>范德华力
D．沸点：
【解析】　选项A，N2的结构式为N≡N，分子中含有一个σ键和两个π键，CO2的结构式为O===C===O，分子中含有两个σ键和两个π键，故二者分子中π键数目之比为1∶1。选项B，乙烯分子中的π键易断裂，而甲烷分子中只含有σ键，故甲烷分子稳定。选项C，作用力的强度：化学键>氢键>范德华力。选项D，存在分子内氢键，存在分子间氢键，沸点受分子间氢键的影响较大，故的沸点较高。
【答案】　B
10．某物质的结构如图所示：
下列有关该物质的分析中正确的是(　　)
A．该物质的分子中不存在σ键
B．该物质的分子内只存在共价键和配位键两种作用力
C．该物质是一种配合物，其中Ni原子为中心原子
D．该物质的分子中C、N、O原子均存在孤电子对
【解析】　选项A，该物质中碳原子之间、碳氢原子间、碳氮原子间等，均存在σ键。选项B，该物质中H、O原子间存在氢键，C与其他原子间存在共价键，Ni、N之间存在配位键，所以该物质的分子内存在氢键、共价键、配位键三种作用力。选项C，Ni原子具有空轨道，是孤对电子的接受者，是配合物的中心原子。选项D，C原子最外层的4个电子全部参与成键，没有孤电子对。
【答案】　C
11．汽车尾气中通常含有CO、NOx等气体，为减轻污染，现在的汽车加装了三元催化转换器，此转换器可将汽车尾气中的有毒气体转化为无污染的气体，如图为该转换器中发生反应的微观示意图(未配平)，其中不同颜色的球代表不同原子。下列说法不正确的是(　　)
甲　
　　　乙　　　　　丙　　　　　丁
A．甲、乙、丙、丁中有3种非极性分子
B．甲和丁中同种元素的化合价不相等
C．丙的空间构型为直线形
D．N2O5的水化物存在分子内氢键
【解析】　选项A，根据微观示意图可知，甲为NO2，乙为CO，丙为CO2，丁为N2，其中CO2、N2为非极性分子。选项B，比较甲、丁的化学式，丁为单质，所以甲、丁中同种元素的化合价不相等。选项C，CO2的空间构型为直线形。选项D，N2O5的水化物为HNO3，HNO3分子内存在氢键。
【答案】　A
12．Co(Ⅲ)的八面体配合物
CoClm·nNH3，若1
mol配合物与AgNO3作用生成1
mol
AgCl沉淀，则m、n的值是(　　)
A．m＝1，n＝5
B．m＝3，n＝4
C．m＝5，n＝1
D．m＝4，n＝5
【解析】　由1
mol配合物生成1
mol
AgCl知，1
mol配合物电离出1
mol
Cl－即配离子显＋1价，外界有一个Cl－，又因Co显＋3价，所以[CoClm－1·nNH3]＋中有两个Cl－，又因为该配合物空间构型为八面体，所以n＝6－2＝4。
【答案】　B
二、非选择题(本题包括4小题，共52分)
13．(8分)在以下6种物质中选取序号填空(仅填序号，可重复选填)。
①二氧化碳　②过氧化氢　③氯化铵　④氟化钙　⑤甲醛　⑥甲酸
(1)含有非极性键的是___________________________________________；
(2)含有配位键的是____________________________________________；
(3)分子间能形成氢键的是_______________________________________；
(4)既含有σ键又含有π键的是___________________________________；
(5)分子结构呈平面三角形的是__________________________________；
(6)属于非极性分子的是________________________________________；
(7)属于离子化合物的是______________________________________；
(8)以sp3杂化轨道成键的是______________________________________。
【解析】　(1)同种非金属元素之间易形成非极性键，H2O2中氧氧原子之间存在非极性共价键，故选②。
(2)含有孤对电子的原子和含有空轨道的原子之间易形成配位键，NH4Cl中氮原子含有孤对电子、H＋含有空轨道，所以氯化铵中含有配位键，故选③。
(3)电负性强的元素如氟、氧、氮等形成的氢化物中含有氢键，过氧化氢和甲酸中也含有氢键。
(4)双键或叁键中既含有σ键又含有π键，故选①⑤⑥。
(5)甲醛中碳原子含有1对孤对电子且成键电子对数是3，所以甲醛的立体结构是平面三角形。
(6)正、负电荷重心重合的分子为非极性分子，CO2分子中正、负电荷重心重合，所以为非极性分子，故选①。
(7)含有金属阳离子或者是NH的化合物是离子化合物，故选③④。
(8)过氧化氢中的氧、氯化铵中的氮、甲酸中羟基上的氧，都是sp3杂化。
【答案】　(1)②　(2)③　(3)②⑥　(4)①⑤⑥
(5)⑤　(6)①　(7)③④　(8)②③⑥
14．(12分)已知和碳元素同主族的X元素位于周期表中的第1个长周期，短周期元素Y原子的最外层电子数比内层电子总数少3，它们形成的化合物的分子式是XY4。
(1)X元素原子的基态电子排布式为_______________________________；
Y元素原子最外层电子的轨道表示式为___________________________。
(2)若X、Y两元素电负性分别为2.1和2.85，则XY4中X与Y之间的化学键为________(填“共价键”或“离子键”)。
(3)该化合物的空间结构为________，中心原子的杂化类型为________，分子为________(填“极性”或“非极性”)分子。
(4)该化合物的沸点与SiCl4的比较，________(填化学式)的高，原因是
_______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　与碳同主族的第1个长周期元素是Ge，最外层电子数比内层电子总数少3的短周期元素应该是Cl。(1)Ge的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2；Cl的最外层电子的轨道表示式为；(2)根据电负性差值2.85－2.1＝0.75<1.7，可判断GeCl4中的化学键为共价键；(3)由于GeCl4的成键电子对数n＝＝4，故其为正四面体，中心原子的杂化类型为sp3杂化；分子正、负电荷重心重合，是非极性分子；(4)GeCl4与SiCl4结构相似，GeCl4的相对分子质量大，因此分子间作用力强，沸点高。
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p2　
(2)共价键　(3)正四面体　sp3杂化　非极性
(4)GeCl4　二者结构相似，但GeCl4相对分子质量大，分子间作用力强，沸点高
15．(16分)已知A、B、C、D、E、F为周期表前四周期原子序数依次增大的六种元素。其中A是元素周期表中原子半径最小的元素，B原子最外层电子数是内层电子数的2倍。D、E为同主族元素，且E的原子序数为D的2倍。F元素在地壳中的含量位于金属元素的第二位。试回答下列问题：
【导学号：66240023】
(1)F元素原子价电子排布式为________。
(2)下列关于B2A2的说法中正确的是________(填字母)。
A．B2A2中的所有原子都满足8电子结构
B．每个B2A2分子中σ键和π键数目比为1∶1
C．B2A2是由极性键和非极性键形成的非极性分子
D．B2A2分子中的B—A键属于s—sp1
σ键
(3)B和D形成的一种三原子分子与C和D形成的一种化合物互为等电子体，则满足上述条件的B和D形成的化合物的结构式为________。
(4)C元素原子的第一电离能比B、D两元素原子的第一电离能高的主要原因是___________________________________________________________
_____________________________________________________________。
(5)D的氢化物比E的氢化物的沸点高，其主要原因是________________
_____________________________________________________________。
E的氢化物的价电子对互斥理论模型为________，E原子的杂化方式为________杂化。
【解析】　由题意知A为H，B是C；F元素在地壳中含量位于金属元素第二位，为Fe；D、E为同主族元素，且E的原子序数为D的2倍，则推出D为O，E为S；根据原子序数依次增大可推出C为N。(1)铁的价电子排布式为3d64s2。(2)A项，C2H2中H原子不可能满足8电子结构，A错；B项，C2H2分子中σ键和π键数目比为3∶2，B错；C项，C—H键是极性键，碳碳叁键是非极性键，C2H2属于非极性分子，C正确；D项，C2H2中的碳原子是sp1杂化，故正确。(3)CO2与N2O互为等电子体，CO2的结构式为O===C===O。(4)N原子的最外电子层的p轨道处于半充满状态，能量低，较稳定，失去第一个电子需要的能量较C、O多。(5)H2O分子之间存在氢键的作用，故它的沸点比H2S高；由于H2S的成键电子对数为2，S原子上有2对孤电子对，故H2S的价电子对互斥理论模型为四面体形；S原子的杂化方式为sp3杂化。
【答案】　(1)3d64s2　(2)CD　(3)O===C===O　(4)N原子的最外电子层的p轨道处于半充满状态，能量低，较稳定，失去第一个电子需要的能量较C、O多　(5)水分子之间能够形成氢键，氢键比范德华力强　四面体形　sp3
16．(16分)
[Zn(CN)4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：
4HCHO＋[Zn(CN)4]2－＋4H＋＋4H2O===[Zn(H2O)4]2＋＋4HOCH2CN
(1)Zn2＋基态核外电子排布式为________。
(2)1
mol
HCHO分子中含有σ键的数目为________mol。
(3)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是________。
HOCH2CN的结构简式
(4)与H2O分子互为等电子体的阴离子为________。
(5)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－的C原子形成配位键。不考虑空间构型，[Zn(CN)4]2－的结构可用示意图表示为________。
【解析】　(1)Zn为30号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，失去最外层的2个电子即可得到Zn2＋，Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。
(2)HCHO的结构式为，单键为σ键，双键中有1个σ键和1个π键，1个HCHO分子中含有3个σ键，故1
mol
HCHO中含有σ键3
mol。
(3)根据HOCH2CN的结构简式为可知，“CH2”中的C原子形成4个σ键，该碳原子采取sp3杂化；“CN”中的C原子形成1个σ键、2个π键，该碳原子采取sp杂化。
(4)等电子体是指原子总数相同、价电子总数相同的微粒，H2O分子中有3个原子、8个价电子，根据质子—电子互换法可知，符合条件的阴离子等电子体为NH。
(5)Zn2＋提供空轨道，CN－中C原子提供孤电子对，两者形成配位键，结构可表示为或。
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}　(2)3
(3)sp3和sp　(4)NH
(5)学业分层测评(八)　分子的空间构型与分子性质
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列分子是由极性键构成的非极性分子的是(　　)
A．CH4
B．NH3　　　C．H2O　　　D．HF
【答案】　A
2．已知H2O2的分子空间结构可在二面角中表示，如图所示，则有关H2O2的结构的说法中正确的是(　　)
A．分子的正、负电荷重心重合
B．分子的正、负电荷重心不重合
C．H2O2是含极性键的非极性分子
D．H2O2是只含非极性键的极性分子
【解析】　由H2O2分子的空间结构可知，正、负电荷重心不重合，H2O2为含极性键和非极性键的极性分子。
【答案】　B
3．下列电子式表示的物质中，属于极性分子的是(　　)
【解析】　A项为离子化合物，不存在分子；B项为非极性分子；D项为阳离子；C项正确。
【答案】　C
4．下列叙述正确的是(　　)
A．NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心
B．CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心
C．H2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央
D．CO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连成的直线的中央
【解析】　本题主要考查常见物质的极性和空间构型。NH3是三角锥形的立体极性分子，A错；CCl4是以C原子为中心的正四面体形结构，B错；CO2是C原子在2个O原子中央的直线形分子，D错；而水分子是O原子在2个H原子中间的V形分子，即，故选C。
【答案】　C
5．膦又称磷化氢，化学式为PH3，在常温下是一种无色有大蒜气味的有毒气体，它的分子呈三角锥形。以下关于PH3的叙述中正确的是(　　)
A．PH3是非极性分子
B．PH3中有未成键电子对
C．PH3是一种强氧化剂
D．PH3分子中P—H键是非极性键
【解析】　N、P属同一主族，故PH3的分子空间构型应与NH3的相似，即为极性键形成的极性分子，有一对孤对电子，无强氧化性。
【答案】　B
6．使用微波炉加热，具有使物质受热均匀、表里一致、速度快、热效率高等优点。其工作原理是炉内的微波场以几亿次的高频改变外电场的方向，水分子因而能高频振动，产生热效应，这是因为(　　)
A．水分子具有极性共价键
B．水分子中有共用电子对
C．水由氢、氧两元素组成
D．水分子是极性分子
【解析】　只有极性分子才能在电场中定向移动，非极性分子几乎不发生定向移动。水分子是由极性键构成的极性分子，故选D。
【答案】　D
7．2001年诺贝尔化学奖授予在“手性碳原子的催化氢化、氧化反应”研究领域做出贡献的美、日三位科学家。在有机物分子中，当碳原子连有4个不同的原子或原子团时，这种碳原子称为“手性碳原子”，凡具有一个手性碳原子的化合物一定具有光学活性。下列分子中含有“手性碳原子”的是(　　)
A．CBr2F2
B．CH3CH2OH
C．CH3CH2CH3
D．CH3CH(OH)COOH
【解析】　手性碳原子连接四个不同的原子或原子团。
【答案】　D
8．下列各组物质中，都是由极性键构成的极性分子的一组是(　　)
A．CH4和H2O
B．CO2和HCl
C．NH3和H2S
D．HCN和BF3
【解析】　CH4、CO2、BF3是由极性键构成的非极性分子；H2O、HCl、NH3、H2S、HCN是由极性键构成的极性分子。
【答案】　C
9．X、Y为两种不同元素，由它们组成的下列物质的分子中，肯定有极性的是(　　)
A．XY4
B．XY3
C．XY2
D．XY
【解析】　若A、B、C空间结构均匀对称，即：A为正四面体结构，B为平面三角形，C为直线形，则均为非极性分子，但D为双原子构成的化合物一定为极性分子。
【答案】　D
10．3 氯 2 丁氨酸的结构简式为：
一个3 氯 2 丁氨酸分子中含有________个手性碳原子。其中一对镜像异构体用简单的投影式表示为：和
则另一对镜像异构体的简单投影式为
和________。
【解析】　根据手性碳原子周围连接四个不同的原子或基团这一规律可以判断该物质的手性碳原子个数；参照例子可以知道对应异构体关系就像我们照镜子一样，其另一种就是该物质在镜子中的“镜像”。
【答案】　2　
11．A、B、C、D、E为五种由短周期元素构成的微粒，它们都有10个电子，其结构特点如下：
【导学号：66240017】
微粒
A
B
C
D
E
原子核数
双核
多核
单核
多核
多核
电荷数
1－
0
2＋
1＋
0
其中：B是由极性键构成的4原子分子，A和D可以形成B和E。
(1)A、C、E的化学式是：A________，C________，
E________。
(2)B分子是________分子(填“极性”或“非极性”)，室温下，等物质的量的B与盐酸反应后，溶液pH________7(填“＜”“＞”或“＝”)。
(3)B、E两种分子的空间构型分别为：B________，
E________。
【解析】　常见的10电子微粒有：(1)分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne；(2)离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－、N3－、OH－、NH、H3O＋等。据题给信息可知A为OH－、C为Mg2＋、B为NH3、D为NH、E为H2O。
【答案】　(1)OH－　Mg2＋　H2O　(2)极性　＜　(3)三角锥形　V形
12．下列物质结构图中， 代表原子序数从1到10的元素的原子实(原子实是原子除去最外层电子后剩余的部分)，小黑点代表形成共价键的最外层电子，短线代表共价键，如F2
(1)试写出四种图示所代表的分子式：
A________，B________，C________，D________。
(2)将上述四种物质的液体呈细流流下，用带静电的玻璃棒靠近细流，细流发生偏转的是________(填分子式)。
(3)写出B分子中极性共价键的类型和个数________________。
(4)A、C分子中，中心原子以何种类型杂化轨道成键？其分子空间构型是什么形状？
【解析】　根据题给条件，很容易判断出A、B、C、D四种物质分别为NH3、HCN、BF3、CO(NH2)2；其中，NH3、HCN、CO(NH2)2为极性分子，易被静电吸引或排斥而偏移，BF3为非极性分子；H—C≡N中，一个C—H
σ键，一个C—N
σ键，两个π键。
【答案】　(1)NH3　HCN　BF3　CO(NH2)2
(2)NH3、HCN、CO(NH2)2　(3)2个σ键，2个π键
(4)NH3分子中N原子以sp3杂化轨道成键，呈三角锥形，BF3分子中，B原子以sp2杂化轨道成键，呈平面正三角形。
[能力提升]
13．科学家最近研制出有望成为高效火箭推进剂的N(NO2)3(如图所示)。　
已知该分子中N—N—N键角都是108.1°，下列有关N(NO2)3的说法正确的是(　　)
A．分子中N、O间形成的共价键是非极性键
B．分子中四个氮原子共平面
C．该物质既有氧化性又有还原性
D．该分子为非极性分子
【解析】　由于N、O为不同原子，其电负性不同，所以N、O间形成极性键，A错；如图四个氮原子形成三角锥形结构，所以B错。该分子结构不对称，所以它是极性分子，D错。
【答案】　C
14．NH3、H2S等是极性分子，CO2、BF3、CCl4等是极性键形成的非极性分子。根据上述事实可推出ABn型分子是非极性分子的经验规律是(　　)
A．分子中不能含有氢原子
B．在ABn分子中A原子的所有价电子都参与成键
C．在ABn分子中每个共价键都相同
D．在ABn分子中A的相对原子质量应小于B的相对原子质量
【解析】　A．如CH4为非极性分子却含有H原子。
B．电子式：、，价电子中有孤对电子，而中心原子所有价电子都参与成键，故B正确。
C．如：NH3、H2S每个共价键都相同却为极性分子。
D．如：CH4中C的相对原子质量大于H的却为非极性分子。
【答案】　B
15．通常把原子总数和价电子总数相同的分子或离子称为等电子体。人们发现等电子体的空间结构相同，则下列有关说法中正确的是(　　)
A．CH4和NH是等电子体，键角均为60°
B．NO和CO是等电子体，空间结构相同
C．H3O＋和PCl3是等电子体，均为三角锥形结构
D．B3N3H6和苯是等电子体，B3N3H6分子中不存在“肩并肩”式重叠的轨道
【解析】　CH4和NH都是正四面体结构，键角均为109.5°，A项不正确；NO和CO是等电子体，均为平面正三角形结构，B项正确；H3O＋和PCl3价电子总数不相等，不是等电子体，C项不正确；B3N3H6结构与苯相似，也存在“肩并肩”式重叠的轨道，D项不正确。
【答案】　B
16．有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核电荷数按C、A、B、D、E的顺序依次增大。C、D都能分别与A按原子个数比为1∶1或2∶1形成化合物。CB可与EA2反应生成C2A和气态物质EB4。E的M层电子数是K层电子数的2倍。
【导学号：66240018】
(1)写出元素的名称A：________；E：________。
(2)画出E的原子结构示意图______________。
(3)写出电子式D2A2______________。
(4)C2A是由________键形成的________分子；EB4是由________键形成的________分子(填“极性”或“非极性”，上同)。
(5)任写一种与C2A互为等电子体的微粒________(写化学式)。
【解析】　E的M层电子数是K层电子数的2倍，故E应为Si，且可知EA2为SiO2，气态EB4为SiF4，则有4HF＋SiO2===SiF4↑＋2H2O，C为H，A为O，C、D分别与A形成原子个数比为1∶1或2∶1的化合物，可判断D为Na。
【答案】　(1)氧　硅　(2)
(3)
　(4)极性　极性　极性　非极性　(5)H2S第1节　共价键模型
1．了解共价键的形成、本质、特征和分类。
2．了解σ键和π键的区别，会判断共价键的极性。(重点)
3．认识键能、键长、键角等键参数的概念，并能应用其说明简单分子的某些性质。(难点)
共
价
键
[基础·初探]
教材整理1　共价键的形成及本质
1．概念
原子间通过共用电子形成的化学键。
2．本质
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。
3．形成元素
通常是电负性相同或差值小的非金属元素原子。
4．表示方法
(1)用一条短线表示由一对共用电子所形成的共价键，如H—H、H—Cl；
(2)“”表示原子间共用两对电子所形成的共价键(共价双键)；
(3)“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键(共价叁键)。
(1)电负性相同或差值小的非金属原子形成的化学键是共价键。(√)
(2)金属元素与非金属元素之间不能形成共价键。(×)
(3)共价键是一种电性吸引。(×)
(4)CO2分子结构式为O＝C＝O。(√)
教材整理2　共价键的分类
1．分类
2．极性键和非极性键：按两原子核间的共用电子对是否偏移可将共价键分为极性键和非极性键
形成元素
电子对偏移
原子电性
非极性键
同种元素
因两原子电负性相同，共用电子对不偏移
两原子均不显电性
极性键
不同种元素
电子对偏向电负性大的原子
电负性较大的原子显负电性
从电负性角度分析H—F键和H—Cl键的极性大小。
【提示】　电负性F＞Cl。分别与H原子形成共价键时，共用电子对更偏向F原子，故极性H—F＞H—Cl。
教材整理3　共价键的特征
1．共价键的饱和性
每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，这称为共价键的饱和性。共价键的饱和性决定了各种原子形成分子时相互结合的数量关系。
2．共价键的方向性
在形成共价键时，原子轨道重叠得越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键越牢固，因此，共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成。共价键的方向性决定着分子的空间构型。
(1)共价键都具有饱和性。(√)
(2)共价键都具有方向性。(×)
(3)原子轨道重叠越多，共价键越牢固。(√)
(4)氨分子中，NN∶NH＝1∶3，体现了共价键饱和性。(√)
[合作·探究]
[探究背景]
各物质的分子式，氢气：H2　氮气：N2　氨气：NH3
[探究问题]
1．只含σ键的分子________；
既含σ键，又含π键的分子________。
【提示】　H2、NH3　N2
2．试解释NH3分子中N原子为1个，氢原子只能为3个的原因。
【提示】　两原子电子式分别为：和，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3个H原子分别形成3对共用电子对，达到共价键的饱和性，从而决定了分子中的原子个数。
[核心·突破]
1．共价键的分类
分类标准
类型
共用电子对数
单键、双键、叁键
共用电子对的偏移程度
极性键、非极性键
原子轨道重叠方式
σ键、π键
2.σ键与π键的比较
键类型
σ键
π键
原子轨道重叠方式
沿键轴方向“头碰头”重叠
沿键轴方向“肩并肩”重叠
原子轨道重叠部位
两原子核之间，在键轴处
键轴上方和下方，键轴处为零
原子轨道重叠程度
大
小
键的强度
较大
较小
分类
s—s，s—p，p—p
p—p
化学活泼性
不活泼
活泼
稳定性
一般来说σ键比π键稳定，但不是绝对的
3.单键、双键、叁键σ键、π键的关系
单键是σ键，双键含1个σ键1个π键，叁键含1个σ键2个π键。
[题组·冲关]
1．下列关于共价键的说法正确的是(　　)
A．共价键只存在于共价化合物中
B．只含有共价键的物质一定是共价化合物
C．非极性键只存在于单质分子中
D．离子化合物中既可能含有极性键也可能含有非极性键
【解析】　共价键可能存在于共价化合物中也可能存在于离子化合物中，可能是极性共价键也可能是非极性共价键；单质中形成的共价键为非极性共价键；离子化合物中可能含有极性共价键也可能含有非极性共价键。
【答案】　D
2．下列物质只含共价键的是(　　)
A．Na2O2
B．H2O
C．NH4Cl
D．NaOH
【解析】　Na2O2、NH4Cl、NaOH既含离子键又含共价键，H2O中只含共价键。
【答案】　B
3．用“—”表示物质分子中的共价键：
【导学号：66240012】
Cl2、CH4、O2、H2O2、C2H2
【答案】　Cl—Cl、，O===O，H—O—O—H，H—C≡C—H
【温馨提示】　活泼的金属元素与活泼的非金属元素之间可形成共价键，如AlCl3中只存在共价键。
4．下列分子中，只有σ键没有π键的是(　　)
A．CH4
B．N2
C．CH2===CH2
D．CH≡CH
【解析】　两原子间形成共价键，先形成σ键，然后再形成π键，即共价单键全部为σ键，共价双键、共价叁键中一定含有一个σ键，其余为π键。
【答案】　A
5．下列说法中不正确的是(　　)
A．一般σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强
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
D．N2分子中有一个σ键，2个π键
【解析】　气体单质中不一定含σ键，如稀有气体分子均为单原子分子，分子内无化学键。
【答案】　C
6．下列物质的分子中既含有极性键，又含有非极性键的是(　　)
A．CO2
B．H2O
C．H2O2
D．H2
【解析】　判断极性键和非极性键的标准是成键原子是否为同种元素的原子。CO2(O===C===O)、H2O(H—O—H)分子中只有极性键；H2分子中只有非极性键；而H2O2分子的结构式为H—O—O—H，既有极性键，又有非极性键。
【答案】　C
7．①CH4　②NH3　③N2　④H2O2　⑤C2H4　⑥C2H2　⑦HCl
(1)分子中只含σ键的是(填序号下同)。
①②④⑦，含2个π键的是③⑥，既含σ键，又含π键的是③⑤⑥；只含极性键的是①②⑦，只含非极性键的是③，既含极性键又含非极性键的是④⑤⑥。
【规律总结】　(1)s轨道与s轨道(或p轨道)只能形成σ键，不能形成π键。
(2)两个原子间可以只形成σ键，但不可以只形成π键。
(3)在同一个分子中，σ键一般比π键强度大。
8．共价键是有饱和性和方向性的，下列关于共价键这两个特征的叙述中不正确的是(　　)
A．共价键的饱和性是由成键原子的未成对电子数决定的
B．共价键的方向性是由成键原子的轨道的方向性决定的
C．共价键的方向性决定了分子的空间构型
D．共价键的方向性与原子轨道的重叠程度有关
【解析】　共价键的方向性与原子轨道的伸展方向有关。
【答案】　D
9．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具有饱和性
C．所有共价键都有方向性
D．两个原子轨道发生重叠后，电子仅存在于两核之间
【解析】　S原子有两个未成对电子，根据共价键的饱和性，形成的氢化物为H2S，A项对；H2O能结合1个H＋形成H3O＋，并不能说明共价键不具有饱和性，B项错；H2分子中，H原子的s轨道成键时，因为s轨道为球形，所以H2分子中的H—H键没有方向性，C项错；两个原子轨道发生重叠后，电子只是在两核之间出现的概率大，D项错。故选A。
【答案】　A
10．H2S分子中两个共价键的夹角接近90°，其原因是(　　)
A．共价键的饱和性
B．硫原子的电子排布
C．共价键的方向性
D．硫原子中p轨道的形状
【解析】　共价键的方向性决定了分子的空间构型。
【答案】　C
键
参
数
[基础·初探]
教材整理1　三个重要的键参数
1．键能
(1)概念：在101.3
kPa，298
K的条件下，断开1_mol
AB(g)分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量，叫A—B键的键能。
(2)表示方式和单位
表示方式：EA－B，单位：kJ·mol－1。
(3)意义
表示共价键的强弱，键能越大，键越牢固。
2．键长
(1)概念：两个成键原子的原子核间的距离叫做该化学键的键长。
(2)意义：键长越短，化学键越强，键越牢固。
3．键角
(1)概念：在多原子分子中，两个化学键的夹角叫键角；
(2)意义：可以判断多原子分子的空间构型。
(1)断开化学键需吸收能量。(√)
(2)键能EH—Cl＞EH—Br。(√)
(3)键长越长，分子越稳定。(×)
(4)键角可以决定分子空间构型。(√)
教材整理2　常见物质的键角及分子构型
分子
键角
空间构型
CO2
180°
直线形
H2O
104.5°
V形
NH3
107.3°
三角锥形
三个键参数中，有哪几种决定化学键稳定性？
【提示】　键能和键长。
[核心·突破]
1．键参数
(1)键能：
①键能单位为kJ·mol－1；
②形成化学键时通常放出能量，键能通常取正值；
③键能越大，即形成化学键时放出的能量越多，意味着这个化学键越稳定，越不容易断开。
(2)键长：键长越短，往往键能越大，共价键越稳定。
(3)键角：键角常用于描述多原子分子的空间构型。如三原子分子CO2的结构式为O===C===O，键角为180°，为直线形分子；三原子分子H2O中的键角为104.5°，是一种V形(角形)分子；四原子分子NH3中的键角是107.3°，分子呈三角锥形。
2．键参数与分子性质的关系
[题组·冲关]
1．关于键长、键能和键角，下列说法不正确的是(　　)
A．键角是描述分子立体结构的重要参数
B．键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关
C．键能越大，键长越长，共价化合物越稳定
D．键角的大小与键长、键能的大小无关
【解析】　键长越长，共价化合物越不稳定。
【答案】　C
2．三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，正确的是(　　)
A．PCl3分子中P—Cl三个共价键的键长、键角都相等
B．PCl3分子中P—Cl三个共价键键能、键角均相等
C．PCl3分子中的P—Cl键属于极性共价键
D．PCl3分子中P—Cl键的三个键角都是100.1°，键长相等
【解析】　PCl3分子是由P—Cl极性键构成的极性分子，其结构类似于NH3。
【答案】　D
3．碳和硅的有关化学键键能如下表所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键
C—C
C—H
C—O
Si—Si
Si—H
Si—O
键能/(kJ·mol－1)
356
413
336
226
318
452
(1)硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是_______________________________________________________
__________________________________________________________
__________________________________________________________。
(2)SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是
__________________________________________________________
__________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定。而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成。
(2)C—H键的键能大于C—O键，C—H键比C—O键稳定。而Si—H键的键能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键。
【答案】　(1)依据图表中键能数据分析，C—C键、C—H键键能大，难断裂；Si—Si键、Si—H键键能较小，易断裂，导致长链硅烷难以生成
(2)SiH4稳定性小于CH4，更易生成氧化物，是因为C—H键键能大于C—O键的，C—H键比C—O键稳定。Si—H键键能远小于Si—O键的，不稳定，倾向于形成稳定性更强的Si—O键
【规律方法】　(1)键能与键长反映键的强弱程度，键长与键角用来描述分子的空间构型，轨道的重叠程度越大，键长越短，键能越大，化学键越稳定。
(2)对键能的概念把握不准，容易忽略键能概念中的前提条件——气态基态原子。
(3)同种元素原子形成的化学键的键能相比较，则有E(叁键)>E(双键)>E(单键)。
4．在白磷(P4)分子中，4个P原子分别处在正四面体的四个顶点，结合有关P原子的成键特点，下列有关白磷的说法正确的是(　　)
A．白磷分子的键角为109.5°
B．分子中共有4对共用电子对
C．白磷分子的键角为60°
D．分子中有6对孤电子对
【解析】　白磷的正四面体结构不同于甲烷的空间结构；由于白磷分子中无中心原子，根据共价键的方向性和饱和性，每个磷原子都以3个共价键与其他3个磷原子结合形成共价键，从而形成正四面体结构，所以键角为60°，总共有6个共价单键，每个磷原子含有一对孤电子对，总计有4对孤电子对。
【答案】　C
5．CO2、C2H2、CH4、H2O、NH3、H2S、CCl4分子空间构型：
(1)直线形的CO2、C2H2；
(2)V形的H2O、H2S；
(3)正四面体形的CH4、CCl4；
(4)三角锥形的NH3。
6．已知H—H键的键能为436
kJ·mol－1，H—N键的键能为391
kJ·mol－1，根据热化学方程式N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH＝－92
kJ·mol－1，则N≡N键的键能是(　　)
A．431
kJ·mol－1
B．946
kJ·mol－1
C．649
kJ·mol－1
D．869
kJ·mol－1
【解析】　据ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和可知：E(N≡N)＋3E(H—H)－6E(H—N)＝ΔH，则，E(N≡N)＋3×436
kJ·mol－1－6×391
kJ·mol－1＝－92
kJ·mol－1，解得：E(N≡N)＝946
kJ·mol－1。
【答案】　B
7．某些化学键的键能如下表(kJ·mol－1)。
键
H—H
Cl—Cl
Br—Br
I—I
H—Cl
H—Br
H—I
键能
436
247
193
151
431
363
297
(1)1
mol
H2在2
mol
Cl2中燃烧，放出热量________kJ。
(2)在一定条件下，1
mol
H2与足量的Cl2、Br2、I2分别反应，放出热量由多到少的顺序是________(填序号)。
a．Cl2＞Br2＞I2　　b．I2＞Br2＞Cl2　　c．Br2＞I2＞Cl2
预测1
mol
H2在足量F2中燃烧比在Cl2中燃烧放热________。
【解析】　(1)1
mol
H2在2
mol
Cl2中燃烧，参加反应的H2和Cl2都是1
mol，生成2
mol
HCl，故放出的热量为431
kJ·mol－1×2
mol－436
kJ·mol－1×1
mol－247
kJ·mol－1×1
mol＝179
kJ。
(2)由表中数据计算知H2在Cl2中燃烧放热最多，在I2中燃烧放热最少；由以上结果分析，生成物越稳定，放出热量越多。因稳定性HF＞HCl，故知H2在F2中燃烧比在Cl2中燃烧放热多。
【答案】　(1)179　(2)a　多
【规律总结】　(1)化学反应的实质是旧化学键的断裂和新化学键的形成，化学反应的热效应本质上来源于旧化学键的断裂和新化学键的形成时键能的变化。因此，键能是与化学反应中能量变化有关的物理量。
(2)当旧化学键断裂所吸收的能量大于新化学键形成所放出的能量时，该反应为吸热反应，反之则为放热反应。
(3)ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。ΔH＜0为放热反应，ΔH＞0为吸热反应。第4节　分子间作用力与物质性质
1.了解分子间作用力的广泛存在及对物质性质的影响。
2.了解氢键的形成条件、类型和特点。
3.列举含有氢键的物质，知道氢键对物质性质的影响。(重难点)
范
德
华
力
与
物
质
性
质
[基础·初探]
教材整理1　分子间作用力
1.概念,分子间存在的一类弱的相互作用力。
2.分类
任何物质的分子之间都一定存在作用力吗？
【提示】　一定存在。
教材整理2　范德华力及其对物质性质的影响
1．概念及实质：范德华力是分子之间普遍存在的一种相互作用力，其实质是分子之间的电性作用。
2．特征
(1)范德华力的作用能比化学键的键能小得多。
(2)范德华力无方向性，无饱和性。
3．影响因素
(1)组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间的范德华力越大。
(2)分子的极性越大，分子间的范德华力越大。
4．对物质性质的影响：范德华力主要影响物质的物理性质，范德华力越大，物质的熔、沸点越高。
(1)范德华力的实质是电性作用，有一定的方向性和饱和性。(×)
(2)分子间作用力就是范德华力。(×)
(3)范德华力存在于任何物质中。(×)
(4)范德华力比化学键弱得多。(√)
(5)HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱，是因为分子间作用力依次减弱。(×)
[核心·突破]
1．化学键与范德华力的比较
化学键
范德华力
概念
分子内相邻的原子间强烈的相互作用
把分子聚集在一起的作用力
存在
分子内原子间
分子间(近距离)
强弱
较强
比化学键弱得多
对物质性质的影响
主要影响化学性质
主要影响物理性质
2.对范德华力存在的理解
(1)离子化合物中只存在化学键，不存在范德华力。
(2)范德华力只存在于由共价键形成的多数共价化合物和绝大多数非金属单质分子之间及稀有气体分子之间。但像二氧化硅、金刚石等由共价键形成的物质的微粒之间不存在范德华力。
3．范德华力对物质性质的影响
(1)对物质熔点、沸点的影响：一般来说，组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔点、沸点通常越高。如熔点、沸点：I2>Br2>Cl2>F2，Rn>Xe>Kr>Ar>Ne>He。
(2)对物质溶解性的影响：如在273
K、101
kPa时，氧气在水中的溶解度比氮气在水中的溶解度大，就是因为O2与水分子之间的作用力比N2与水分子之间的作用力大所导致的。
(3)相似相溶原理：极性分子易溶于极性溶剂中(如HCl易溶于水中)，非极性分子易溶于非极性溶剂中(如I2易溶于CCl4中，S易溶于CS2中)。
[题组·冲关]
1．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干冰，其中含有两种不同类型的作用力的是(　　)
A．①③⑤⑥
B．①③⑥
C．②④⑥
D．①②③⑥
【解析】　①Na2O2中存在离子键和非极性键，②SiO2中只存在极性键，③石墨中存在共价键和范德华力，④金刚石中只存在共价键，⑤CaCl2中只存在离子键，⑥干冰中存在共价键和范德华力。
【答案】　B
2．下列物质的变化，破坏的主要是范德华力的是(　　)
A．碘单质的升华　
B．NaCl溶于水
C．将水加热变为气态
D．NH4Cl受热分解
【解析】　碘的升华，只是状态发生了变化，破坏的是范德华力，没有破坏化学键；NaCl溶于水，会破坏离子键；水由液态变为气态，破坏的是氢键和范德华力；NH4Cl受热分解，破坏的是化学键(包括共价键和离子键)。
【答案】　A
3．下列关于范德华力影响物质性质的叙述中，正确的是(　　)
A．范德华力是决定由分子构成的物质的熔点、沸点高低的唯一因素
B．范德华力与物质的性质没有必然的联系
C．范德华力能够影响物质的化学性质和物理性质
D．范德华力仅是影响物质部分物理性质的一种因素
【解析】　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，如熔点、沸点及溶解性，并且不是唯一的影响因素。
【答案】　D
4．有下列物质及它们各自的沸点：
Cl2：239
K　O2：90.1
K
N2：75.1
K　H2：20.3
K
I2：454.3
K　Br2：331.9
K
(1)据此判断，它们分子间的范德华力由大到小的顺序是_______________。
(2)这一顺序与相对分子质量的大小有何关系？
______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【答案】　(1)I2＞Br2＞Cl2＞O2＞N2＞H2
(2)相对分子质量越大，分子间范德华力越大，沸点越高。按上述顺序相对分子质量逐渐减小，分子间范德华力逐渐减小，物质沸点逐渐减小
氢
键
及
其
对
物
质
性
质
的
影
响
[基础·初探]
教材整理1　氢键
1．概念：当氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，氢原子与另一个电负性大的原子Y之间的静电相互作用和一定程度的轨道重叠作用。
2．表示形式
(1)通常用X—H…Y表示氢键，其中X—H表示氢原子和X原子以共价键相结合。
(2)氢键的键长是指X和Y间的距离，氢键的键能是指X—H…Y分解为X—H和Y所需要的能量。
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电负性和很小的原子半径，主要是N、O、F。
4．分类：分子内氢键和分子间氢键。
5．特征
(1)氢键的作用能比范德华力的作用能大一些，但比化学键的键能小得多。
(2)氢键具有一定的方向性和饱和性。
(1)氢键只存在于分子之间。(×)
(2)液态水分子间的作用力只有氢键。(×)
(3)形成氢键的分子中不一定有H原子。(×)
(4)氢键只有方向性没有饱和性。(×)
教材整理2　氢键对物质性质的影响
1．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高。
2．当形成分子内氢键时，物质的熔、沸点将降低。
3．氢键也影响物质的电离、溶解等过程。
一个H2O分子最多可以形成几个氢键？
【提示】　一个H2O分子有两个H原子。O原子上有两个孤对电子，易与其他H2O分子中的H原子形成氢键，故一个H2O分子最多可形成四个氢键。
[合作·探究]
[探究背景]
一般情况下，结构和组成相似的物质，随相对分子质量的增加，熔沸点逐渐升高。化学课外小组同学查阅资料得ⅥA族元素氢化物熔沸点关系图示：
氧族元素的氢化物的熔点和沸点
[探究问题]
1．四种物质相对分子质量大小顺序：H2O＜H2S＜H2Se＜H2Te。
2．理论上四种物质沸点由低到高顺序是H2O＜H2S＜H2Se＜H2Te。
3．解释H2O沸点最高的原因？
【提示】　O元素电负性较大，水分子中的O原子与其他H2O分子中的H原子形成了氢键，使H2O的沸点升高，而另外三种物质分子间无氢键，故沸点H2O＞H2S。
[核心·突破]
1．氢键的性质
(1)氢键具有饱和性和方向性。
(2)粒子间作用强弱关系：化学键＞氢键＞范德华力。
(3)与H原子结合的X原子的电负性越强，形成氢键时氢键的作用能越大。
2．氢键对物质性质的影响
(1)对物质熔点、沸点的影响：
①某些氢化物分子间存在氢键，如H2O、NH3、HF等，会使同族氢化物沸点反常，如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
②氢键分为分子间氢键和分子内氢键，对物质性质的影响分子间氢键大于分子内氢键。如熔点、沸点：。
(2)对物质密度的影响：氢键的存在，会使某物质的密度出现反常，如液态水变为冰，密度会变小。
(3)对物质溶解度的影响：溶剂和溶质之间存在氢键，溶解性好，溶质分子不能与水分子形成氢键，在水中溶解度就相对小，如NH3极易溶于水，甲醇、乙醇、乙酸等能与水以任意比混溶，就是因为它们与水形成了分子间氢键。
(4)氢键对物质结构的影响：氢键的存在使一些物质具有一些特殊结构，如冰晶体的孔穴结构使体积膨胀。
[题组·冲关]
1．关于氢键的下列说法中正确的是(　　)
A．每个水分子内含有两个氢键
B．在水蒸气、水和冰中都含有氢键
C．分子间能形成氢键使物质的熔点和沸点升高
D．HF的稳定性很强，是因为其分子间能形成氢键
【解析】　水分子间存在氢键，水分子内不存在氢键，A错误；水蒸气中水分子距离较大，不形成氢键，B错误；氢键较一般的分子间作用力强，含有氢键的物质具有较高的熔、沸点，C正确；HF的稳定性很强，是由于H—F键键能较大的原因，与氢键无关，D错误。
【答案】　C
2．下列实验事实与氢键有关的是(　　)
A．乙醇可与水以任意比互溶
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．NH3能与HCl反应
【解析】　A选项中乙醇易溶于水是由于乙醇中O—H键与水中的氧原子形成O—H…O氢键，从而增大了溶解度；B选项中由于H—O键的键长比H—S键的键长短，键能大，故H2O分子稳定；C选项中由于HF能与SiO2发生化学反应，故HF不能用玻璃瓶盛放；D选项是NH3的化学性质。
【答案】　A
3．下列说法不正确的是(　　)
A．分子间作用力是分子间相互作用力的总称
B．分子间氢键的形成对物质的溶解度有影响
C．范德华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，它广泛地存在于自然界中
【解析】　分子间作用力是分子间相互作用力的总称，A正确；分子间氢键的形成除使物质的熔点、沸点升高外，对物质的溶解度等也有影响，B正确；范德华力是分子与分子间的相互作用力，而氢键是分子间比范德华力稍强的作用力，它们可以同时存在于分子之间，C正确；氢键不是化学键，化学键是原子与原子间强烈的相互作用，D错误。
【答案】　D
4．比较下列熔、沸点高低并且说明原因。
【导学号：66240020】
(1)H2O________H2S　原因_____________________________________。
(2)HF________HCl　原因______________________________________。
(3)Br2________I2　原因____________________________________。
(4)CH4________CCl4　原因__________________________________。
【答案】　(1)＞　H2O分子之间存在氢键而H2S分子之间没有氢键
(2)＞　HF分子之间存在氢键而HCl分子之间没有氢键
(3)＜　Br2的相对分子质量没有I2的大
(4)＜　CH4的相对分子质量没有CCl4的大学业分层测评(九)　离子键、配位键与金属键
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列叙述错误的是(　　)
A．带相反电荷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．非金属元素形成的化合物中也可能含有离子键
【解析】　离子键是阴、阳离子间强烈的相互作用，不只是吸引；成键原子所属元素的电负性差值大于1.7时才能形成离子键。
【答案】　A
2．下列叙述不正确的是(　　)
A．活泼金属与活泼非金属化合时，能形成离子键
B．离子化合物中只含离子键
C．离子所带电荷的符号和数目与原子成键时得失电子有关
D．阳离子半径比相应的原子半径小，而阴离子半径比相应的原子半径大
【答案】　B
3．具有下列电子排布的原子中最难形成离子键的是(　　)
A．1s22s22p2　
B．1s22s22p5
C．1s22s22p63s2
D．1s22s22p63s1
【解析】　对应元素A—C、B—F、C—Mg、D—Na，碳和氟都是非金属元素，碳最难形成离子键。
【答案】　A
4．下列关于配位化合物的叙述中，不正确的是(　　)
A．配位化合物中必定存在配位键
B．配位化合物中只有配位键
C．[Cu(H2O)4]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．配位化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】　配位化合物中一定含有配位键，但也可能含有其他化学键；Cu2＋有空轨道，H2O中氧原子有孤对电子，可以形成配位键；配位化合物应用领域特别广泛，D选项中提到的几个领域都在其中。
【答案】　B
5．下列有关叙述正确的是(　　)
A．任何固体中，若含有阳离子也一定含有阴离子
B．金属键越强，则该金属的熔点越低
C．将铁制品做成炊具，金属键没有被破坏
D．常温下，金属单质都以固体金属形式存在
【解析】　固体金属中有金属阳离子、自由电子，但无阴离子；金属键越强，金属的熔点越高；常温下，金属汞是液体。
【答案】　C
6．已知NH3分子可与Cu2＋形成配位化合物离子[Cu(NH3)4]2＋，则除去硫酸铜溶液中少量硫酸可选用的试剂是(　　)
A．NaOH
B．NH3
C．BaCl2
D．Cu(OH)2
【解析】　NaOH、NH3、BaCl2都同时可与CuSO4、H2SO4反应，而Cu(OH)2与CuSO4不反应，与H2SO4反应生成CuSO4。
【答案】　D
7．配位化合物Pt(NH3)2Cl2有顺铂和反铂两种同分异构体。顺铂在水中的溶解度较大，具有抗癌作用；反铂在水中的溶解度小，无抗癌作用。下列说法正确的是(　　)
A．顺铂在苯等有机溶剂中溶解度小于反铂
B．已知Pt位于周期表第十纵行，则Pt是d区的ⅧB族元素
C．分子中Pt和N之间为离子键
D．N原子杂化方式为sp2杂化
【解析】　根据“相似相溶原理”，顺铂的极性大于反铂，因而顺铂在苯等有机溶剂中溶解度小，A对；第十纵行属于Ⅷ族，不存在ⅧB族，B错；Pt和N之间为配位键，C错；NH3分子中N原子为sp3杂化，D错。
【答案】　A
8．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中三种元素可形成的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
9．下列元素间，能以离子键结合生成A2B型离子化合物的是(已知在A2B中B为－2价)(　　)
A．原子序数为11和17
B．原子序数为20和9
C．原子序数为13和17
D．原子序数为19和16
【解析】　对应物质：A—NaCl、B—CaF2、C—AlCl3、D—K2S。
【答案】　D
10．在下列H2O、H2O2、Ba(OH)2、Na2O2、K2O等化合物中，由离子键和极性键构成的化合物是________；由离子键和非极性键构成的化合物是________；由极性键和非极性键构成的化合物是________。
【答案】　Ba(OH)2　Na2O2　H2O2
11．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的电子式为，该化合物由________键形成。
(2)Na3N与盐酸反应生成两种盐，这两种盐的化学式分别是________、________。
(3)Na3N与水的反应属于________(填基本反应类型)。
(4)比较Na3N中两种粒子的半径：r(Na＋)________
r(N3－)(填“＞”“＝”或“＜”)。
【解析】　(1)由Na3N的电子式可知，Na3N是由Na＋和N3－以离子键结合而成。
(2)Na3N与盐酸反应生成NaCl和NH4Cl。
(3)Na3N与水反应生成NaOH和NH3，该反应属于复分解反应。
(4)Na＋和N3－的核外电子层结构相同，但Na＋的质子数大于N3－，故r(N3－)＞r(Na＋)。
【答案】　(1)离子
(2)NaCl　NH4Cl
(3)复分解反应　(4)＜
12．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：
【导学号：66240019】
(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________，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ⅥA族，为S。
【答案】　(1)钠　氧　硫　氮　氢
(2)　(3)N≡N
(4)
【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↑
[能力提升]
13．下列叙述中错误的是(　　)
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．两种不同的非金属元素不可以形成离子化合物
C．配位键在形成时，是由成键双方各提供一个电子形成共用电子对
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】　离子的电荷分布通常被看作是球形对称的，因此一种离子对带异性电荷离子的吸引与其所处的方向无关；每个离子也将尽可能多的吸引异性电荷排列在其周围，故离子键无方向性和饱和性，但共价键具有方向性和饱和性；非金属元素间可形成离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等；配位键中一方提供孤对电子而另一方提供空轨道；金属键是化学键，是一种强烈的相互作用。
【答案】　C
14．某元素基态原子的最外层电子排布为ns1，当它跟卤素结合时可形成的化学键是(　　)
A．一定是共价键
B．一定是离子键
C．可能是共价键，也可能是离子键
D．一定是极性共价键
【解析】　基态原子的最外层电子排布为ns1的元素属于ⅠA族，即为H、Li、Na、K、Rb、Cs等，卤素为F、Cl、Br、I等，故两主族元素两两结合时形成的化学键可能是共价键(如H—F)，也可能是离子键(如NaF)。
【答案】　C
15．在NH离子中存在4个N—H共价键，则下列说法正确的是(　　)
A．四个共价键的键长完全相同
B．四个共价键的键长完全不同
C．原来的三个N—H的键长完全相同，但与由配位键形成的N—H键不同
D．四个N—H键键长相同，但键能不同
【解析】　虽然在NH中的4个N—H中，有三个正常共价键，一个配位键，但这4个N—H的键长、键能、键角都相等。
【答案】　A
16．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形成的化合物中含有________键。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．在一定条件下镁条能与单质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】　由短周期元素知，A、B、C、D的原子序数均≤18。由A单质的用途知，A为Na元素；由B单质的工业制法及原子结构知，B为N或O元素；由C原子的电子排布可知C可能为B或F，又由其物理性质推断C为F；由D的原子结构知，D为Mg元素。(3)由于B单质为N2或O2，O元素及N元素均无＋6价，故a错误；O2、N2常温常压下均难溶于水，故b正确；O2分子中含有16个电子，N2分子中含有14个电子，故c错误；2Mg＋O22MgO、3Mg＋N2Mg3N2，故d正确。(4)比较金属性强弱的依据有：①与水(或酸)反应的剧烈程度；②最高价氧化物对应水化物的碱性；③金属间的置换反应等。
【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剧烈或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁的强(合理即可)第2课时
核外电子排布与元素周期表、原子半径
1.了解核外电子的排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。（重点）
2.了解原子半径的具体意义及其测定方法，并能够解释原子半径的周期性变化规律。（难点）
3.了解元素周期表的应用价值。
核外电子排布与元素周期表
[基础·初探]
教材整理1　核外电子排布与周期的划分
1.周期与能级组、原子轨道的对应关系
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
3．周期数与电子层数的关系
周期数＝最外层电子所在轨道的主量子数。
(1)周期序数＝电子层数＝对应能级组数。(√)
(2)同一能级组内能级之间的能量差较小，而相邻能级组之间的能量差较大。(√)
(3)原子的最外层电子排布为3d14s2，该元素位于第四周期。(√)
教材整理2　核外电子排布与族的划分
1．划分依据
取决于原子的价电子数目和价电子排布。
2．特点
同族元素的价电子数目和价电子排布相同。
3．规律
(1)
(2)
(3)稀有气体→价电子排布：ns2np6(He除外)。
(1)主族元素的价电子数全部排布在最外层的ns轨道上。(×)
(2)主族序数＝该元素原子价电子数。(√)
(3)同一副族不同元素原子价电子排布完全相同。(×)
(4)0族元素很稳定，化合价常为0，故其价电子也为0。(×)
[合作·探究]
[探究背景]
不同元素在周期表中有固定的位置，而且每一周期所包含元素种类可能不同。
[探究问题]
1．如何确定主族元素在周期表中的位置？
【提示】　首先由元素的原子序数，写出该元素原子结构的电子排布式或价电子排布式，再依据下列方法确定周期序数和族序数。
(1)元素原子的电子层数＝周期数。
(2)主族元素原子的价电子数＝该元素在周期表中的族序数。
2．同属长周期的4、5、6周期所包含的元素种类数分别为18、18、32，并解释其原因。
【提示】　18、18、32。
据鲍林近似能级图，第4、5周期元素包含的能级为ns、np、(n－1)d，共有9个原子轨道，最多容纳18个电子，对应两周期中各18种元素；而第6周期元素能级除ns、np和(n－1)d外，还有(n－2)f，故多出7个原子轨道即14个电子，对应多出14种元素。
[核心·突破]
1．核外电子排布与周期的划分
(1)每一周期元素原子的价电子排布和元素种数的关系
价电子排布
对应能级组
元素种数
周期
ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
1
1s1
1s2
2
1s
2
2
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
3
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
4
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
5
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
6
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
7
7s1
8
7s、5f、6d(未完)
26(未完)
(2)核外电子排布与周期划分的关系
①将能量相近的能级分为一组，按能量由低到高可分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
2．核外电子排布与族的划分
(1)价电子排布与族序数之间的关系
价电子排布与族序数之间的关系可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序，由最后一个电子所进入轨道的情况确定，具体情况如下：
①进入ns(ns1～2，1s除外)为ⅠA族、ⅡA族。
②进入np
③进入(n－1)d
④进入(n－2)fⅢB族
(2)有关规律
由上可知：①主族元素的最外层电子数，即价电子数，为其族序数；②副族元素中ⅢB～ⅦB族元素价电子数为其族序数；③稀有气体单独列为0族。
[题组·冲关]
1．下列说法中，正确的是(　　)
A．周期表中的主族元素都是非金属元素
B．周期表中的主族元素都是金属元素
C．周期表中的非金属元素都位于短周期
D．周期表中的过渡元素都是金属元素
【解析】　第ⅡA族都是金属元素，A错；第ⅦA族元素都是非金属元素，B错；ⅤA、ⅥA、ⅦA族的非金属元素，长、短周期都有，C错；D符合题意。
【答案】　D
2．在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是(　　)
A．一定是金属元素
B．一定是稀有气体元素
C．一定是过渡元素
D．无法判断是哪一类元素
【解析】　原子最外电子层只有2个电子的元素如He、Mg、Fe等，看来无法判断是哪一类元素。
【答案】　D
3．价电子排布为5s25p1的元素，在周期表中的位置是(　　)
A．第4周期第ⅤA族
B．第5周期第ⅢA族
C．第5周期第ⅠA族
D．第4周期第ⅢA族
【解析】　n＝5，故应位于第5周期；价电子中有p电子，该元素属于主族元素；价电子数是3，属于第ⅢA族。
【答案】　B
4．(1)砷原子的最外层电子排布式是4s24p3，在元素周期表中，砷元素位于第________周期________族；最高价氧化物的化学式为________，砷酸钠的化学式是________。
(2)已知下列元素在周期表中的位置，写出它们价电子排布式和元素符号：
①第4周期ⅣB族______________________________________________；
②第5周期ⅦA族_____________________________________________。
【解析】　(1)砷原子最外层电子排布式是4s24p3，可知砷原子有4个电子层，价电子数为5，由电子层数＝周期序数可知，砷元素在第4周期，由主族序数＝价电子数＝最高正价可知，砷元素位于ⅤA族，最高价氧化物为As2O5，砷酸钠的化学式为Na3AsO4。
(2)根据元素在周期表中的位置与核外电子排布的关系分析。
【答案】　(1)4　ⅤA　As2O5　Na3AsO4　(2)①3d24s2　Ti　②5s25p5　I
【规律方法】　(1)由元素价电子排布式可推知其在周期表中的位置及化合价。
即：①周期序数＝电子层数；
②主族序数＝价电子数(最外层电子数)＝最高化合价；
③主族序数－8＝最低化合价。
(2)由元素在周期表中的位置可推知其价电子排布式。
核
外
电
子
排
布
与
原
子
半
径
[基础·初探]
教材整理　原子半径大小的影响因素和变化规律
1．影响因素
2．变化规律
(1)主族元素
(2)过渡元素：同一周期自左到右原子半径逐渐减小，但变化幅度不大。
(1)原子半径就是最外层电子到原子核的实际距离。(×)
(2)同周期从左到右，原子半径逐渐增大。(×)
(3)同主族元素从上而下，原子半径递增的主要因素是随核外电子增多，其排斥作用增大。(√)
(4)同周期的过渡元素，自左至右原子半径一定减小。(×)
[合作·探究]
不同周期主族元素原子半径的探究
[探究问题]
1．电子层数越多，原子半径越大，对吗？
【提示】　不对。如r(Li)＞r(Cl)。
2．如何比较相邻周期不同主族的两种元素原子的半径？
【提示】　找出其中一种元素的同主族元素作为参照物进行比较，如比较A、B的原子半径，可引入C元素，可得出原子半径大小顺序为A>C>B。
[核心·突破]
判断微粒半径大小的规律
(1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。
(2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。
(3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)＜r(Na)，r(S)＜r(S2－)。
(4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(N3－)＞r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，r(S2－)＞r(Cl－)＞r(K＋)＞r(Ca2＋)。
(5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)，r(Cu＋)＞r(Cu2＋)。
[题组·冲关]
1．下列微粒半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－
B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜Si
D．Cs＜Rb＜K＜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
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】　依据比较微粒半径大小的规律进行分析，同一主族，随着原子序数的递增，原子的电子层数依次增加，原子半径依次增大，A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项中各微粒的电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，故半径F－最大，Al3＋最小，C项错误；D项中的微粒半径P＞S，S2－＞Cl－，D项错误。
【答案】　A
3．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是(　　)
A．质子数：c>d
B．离子的还原性：Y2－C．氢化物的稳定性：H2Y>HZ
D．原子半径：X>W
【解析】　因四种离子的电子层结构相同，所以质子数a、b、c、d的大小关系应为a>b>d>c，所以氢化物稳定性应为HZ>H2Y，离子的还原性Y2－>Z－。
【答案】　D
4．下列原子和离子：Ca2＋、Br－、Mg2＋，其半径由小到大的顺序是________；在同一周期中，元素的原子半径一般随原子序数的增大而________，这是因为
______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　可找参照离子Sr2＋，Br－与Sr2＋电子层结构相同，原子序数Br【答案】　r(Mg2＋)【规律总结】　有关微粒半径大小的比较可以按“一层二核三电子”法分析
“一层”：先比较电子层数，一般电子层越多，半径越大。
“二核”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三电子”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。章末
知识网络构建
1．原子结构
2．元素周期律
【答案】　
1．①K、L、M、N、O、P、Q　②s　p　d　f　③球形　④哑铃形　⑤1　⑥3　⑦5　⑧7　⑨能量最低　⑩泡利不相容　 洪特规则
2． 16个　 价电子　 7个　 电子层数　 减小　 增大　 呈增大趋势　 减小　 增大　减小第2节　金属晶体与离子晶体
1．能用金属键和离子键的理论解释金属晶体和离子晶体的物理性质。(重点)
2．了解金属晶体的三种原子堆积模型和几种典型离子晶体的晶胞结构。(难点)
3．了解晶格能的概念和意义。
金
属
晶
体
[基础·初探]
1．概念
金属原子通过金属键形成的晶体称为金属晶体。
2．特点
由于金属键没有饱和性和方向性，从而导致金属晶体最常见的结构型式具有堆积密度大、原子配位数高、能充分利用空间等特点。
3．常见堆积方式
三种典型结构型式
面心立方最密堆积A1
体心立方密堆积A2
六方最密堆积A3
常见金属
Ca，Cu，Au，Al，Pd，Pt，Ag
Li，Na，K，Ba，W，Fe
Mg，Zn，Ti
结构示意图
配位数
12
8
12
晶体结构
面心立方晶胞
体心立方晶胞
六方晶胞
4.物理通性
金属晶体具有金属光泽，有良好的导电、导热和延展性。
1．金属在发生变形延展时，金属键断裂吗？
【提示】　不断裂。
2．金属在通常状况下都是晶体吗？金属晶体的性质与哪些因素有关？
【提示】　不是，如汞；金属键和金属原子的堆积方式决定金属的性质。
[核心·突破]
1．金属物理通性的解释
2．金属晶体熔点的影响因素
同类型的金属晶体的熔点由金属阳离子半径、离子所带的电荷决定，阳离子半径越小，所带电荷越多，相互作用力就越强，熔点就越高。例如熔点：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs，Na＜Mg＜Al。
[题组·冲关]
1．金属能导电的原因是(　　)
A．金属晶体中金属阳离子与自由电子间的相互作用较弱
B．金属晶体中的自由电子在外加电场作用下发生定向移动
C．金属晶体中的金属阳离子在外加电场作用下可发生定向移动
D．金属晶体在外加电场作用下可失去电子
【解析】　金属原子失去电子后变为金属离子，失去的电子称为自由电子，自由电子可以在金属晶体中自由移动，在外加电场的作用下，自由电子就会定向移动而形成电流。
【答案】　B
2．关于金属晶体的体心立方密堆积的结构型式的叙述中，正确的是(　　)
A．晶胞是六棱柱
B．属于A2型最密堆积
C．每个晶胞中含4个原子
D．配位数为12
【解析】　金属晶体的体心立方密堆积的晶胞是平行六面体，体心立方密堆积的堆积方式为立方体的顶点和体心各有1个原子，属于A2型最密堆积，每个晶胞中含有8×＋1＝2个原子，A2型的配位数为8。
【答案】　B
3．金属晶体堆积密度大，原子配位数高，能充分利用空间的原因是(　　)
A．金属原子的价电子数少
B．金属晶体中有自由电子
C．金属原子的原子半径大
D．金属键没有饱和性和方向性
【解析】　这是因为借助于没有方向性的金属键形成的金属晶体的结构中，都趋向于使原子吸引尽可能多的原子分布于周围，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】　D
4．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有强烈的相互作用，在一定外力作用下，不因形变而消失
C．钙的熔点低于钾
D．温度越高，金属的导电性越好
【解析】　A项，汞在常温下为液态；C项，由于原子半径r(Ca)＜r(K)且价电子数Ca＞K，所以金属键Ca＞K，故熔点Ca＞K。
【答案】　B
离
子
晶
体
[基础·初探]
1．概念
由阳离子和阴离子通过离子键结合，在空间呈现有规律的排列而形成的晶体。
2．常见AB型的离子晶体
晶体类型
NaCl型
CsCl型
ZnS型
晶体结构模型
配位数
6
8
4
晶胞中微粒数
Na＋　4Cl－　4
Cs＋　1Cl－　1
Zn2＋　4S2－　4
符号类型
Li、Na、K、Rb的卤化物、AgF、MgO等
CsBr、CsI、NH4Cl等
BeO、BeS等
3.晶格能
(1)概念：将1
mol离子晶体中的阴、阳离子完全气化而远离所吸收的能量。
(2)意义：衡量离子键的强弱。晶格能越大，表示离子键越强，离子晶体越稳定。
(3)影响因素：
①晶格能∝，即与阴、阳离子所带电荷的乘积成正比，与阴、阳离子间的距离成反比。
②与离子晶体的结构型式有关。
4．特性
(1)熔点、沸点较高，而且随着离子电荷的增加，离子间距的缩短，晶格能增大，熔点升高。
(2)一般易溶于水，而难溶于非极性溶剂。
(3)在固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电。
离子晶体的化学式是表示真正的分子构成吗？
【提示】　不是。离子晶体的化学式仅代表晶体中阴、阳离子个数比，并不代表分子构成，所以离子晶体中不存在分子。
[核心·突破]
对离子晶体特性的理解
1．离子晶体熔、沸点的比较：一般来说，阴、阳离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高，如Al2O3>MgO；NaCl>CsCl等。
2．对于离子晶体的熔、沸点，要注意“一般来说”和“较高”等字词。“一般来说”说明离子晶体的熔、沸点还有些特例；“较高”是与其他晶体类型比较的结果。
3．离子晶体的一些特殊物理性质可用于确定晶体类型。如在固态时不导电，在熔融状态下能导电的晶体一定是离子晶体。
4．离子晶体导电的前提是先电离出自由移动的阴、阳离子。难溶于水的强电解质如BaSO4、CaCO3等溶于水时，由于浓度极小，故导电性极弱。通常情况下，它们的水溶液不导电。
[题组·冲关]
1．下列物质的晶体属于离子晶体的是(　　)
A．苛性钾
B．碘化氢
C．硫酸
D．醋酸
【解析】　苛性钾含有离子键，故属于离子晶体；碘化氢、硫酸、醋酸均含有分子间作用力，故三者均为分子晶体。
【答案】　A
2．下列性质适合于离子晶体的是(　　)
A．熔点1
070
℃，固态不导电，液态能导电
B．熔点10.31
℃，液态不导电，水溶液能导电
C．能溶于CS2，熔点112.8
℃，沸点444.6
℃
D．熔点97.81
℃，质软，导电，密度0.97
g·cm－3
【解析】　离子晶体的性质是熔点较高，固态不导电，液态和水溶液能导电，质脆。
【答案】　A
3．下列说法正确的是(　　)
A．晶体中若存在阴离子，就一定存在阳离子
B．离子晶体不一定是化合物
C．离子晶体都易溶于水
D．离子晶体一定是由活泼金属和活泼非金属形成的
【解析】　离子晶体的构成微粒是阴离子与阳离子，A项正确。离子晶体中存在离子键，存在电子得失，一定是化合物，B项错。CaCO3、BaSO4等离子晶体难溶于水，C项错。NH4Cl晶体全部由非金属元素组成，D项错。
【答案】　A
4．
NaCl晶体模型如下图所示：
【导学号：66240026】
(1)在NaCl晶体中，每个Cl－周围同时吸引着________个Na＋；在NaCl晶胞中含有________个Na＋、________个Cl－，晶体中每个Na＋周围与它距离最近且相等的Na＋共有________个。
(2)对于氯化钠晶体，下列描述正确的是________。
A．它是六方紧密堆积
B．相邻的正负离子核间距等于正负离子半径之和
C．与氯化铯晶体结构相同
D．每个Na＋与6个Cl－邻近
【解析】　(1)在氯化钠晶体中，一个Na＋位于晶胞的中心，12个Na＋分别位于晶胞的12条棱上，则属于该晶胞的Na＋相当于3个(×12＝3，棱边上的每个Na＋同时被4个晶胞共用，属于该晶胞的Na＋仅占)，因此一个晶胞中共含有4个Na＋；
8个Cl－分别位于晶胞的8个顶点上，则属于该晶胞的Cl－相当于1个(×8＝1，顶点上的每个Cl－同时被8个晶胞共用，属于该晶胞的Cl－仅占)，6个Cl－分别位于晶胞的6个面心上，则属于该晶胞的Cl－相当于3个(×6＝3，面心上的每个Cl－同时被2个晶胞共用，属于该晶胞的Cl－仅占)，所以一个晶胞中共含有4个Cl－。
可见NaCl晶体中Na＋、Cl－的个数比为1∶1。图中位于晶胞中心的Na＋实际上共有3个平面通过它，通过中心Na＋的每个平面都有4个Na＋位于平面的四角，这4个Na＋与中心Na＋距离最近且距离相等。所以在NaCl晶体中，每个Na＋周围与它距离最近且距离相等的Na＋共有12个，按相似的方法可推出每个Cl－周围与它最近且距离相等的Cl－也共有12个。
(2)氯化钠晶体是面心立方最密堆积，故A错；氯化铯晶体结构呈体心立方密堆积A2，所以C不正确；氯化钠晶体中以Na＋为中心向三维方向伸展，有6个Cl－近邻，所以D正确；相邻的正、负离子核间距不等于正、负离子半径之和，B错。
【答案】　(1)6　4　4　12　(2)D章末
知识网络构建
1．物质的聚集状态
2．四种常见的晶体类型
(1)金属晶体
(2)离子晶体
(3)原子晶体
(4)分子晶体
【答案】　1.①等径圆球　②非等径圆球　③平行六面体　④1/8　⑤1/4　⑥1/2　⑦1　⑧无序　⑨有序　⑩长轴　 颗粒　 界面　 带电微粒　 中性微粒
2． 金属阳离子、自由电子　 金属键　 离子键
较高　 高　 大　低　小第2节　共价键与分子的空间构型
第1课时　一些典型分子的空间构型
1．了解典型的分子空间构型，能够制作典型分子的空间模型。
2．了解杂化轨道理论，掌握常见的杂化轨道类型。
(重点)
3．能够应用杂化轨道理论解释典型分子的空间构型。(难点)
甲
烷
分
子
的
空
间
构
型
[基础·初探]
教材整理1　轨道杂化和杂化轨道
1.
2．甲烷中碳原子的杂化类型。
(1)任意能级的s轨道和p轨道都可以形成杂化轨道。(×)
(2)有多少个原子轨道发生杂化就形成多少个杂化轨道。(√)
(3)杂化轨道用于形成π键。(×)
(4)杂化轨道能量相同。(√)
教材整理2　杂化轨道的类型
杂化类型
sp1
sp2
sp3
用于杂化的原子轨道及数目
s
1
1
1
p
1
2
3
杂化轨道的数目
2
3
4
杂化轨道间的夹角
180°
120°
109.5°
空间构型
直线形
平面三角形
正四面体形
实例
CO2、C2H2
BF3、苯、乙烯
CH4、CCl4
1个s轨道和2个p轨道能否形成sp1杂化轨道？
【提示】　不能。轨道杂化后形成杂化轨道的数目与杂化之前相同。1个s轨道和2个p轨道形成sp2杂化轨道。
[合作·探究]
[探究背景]
NH3、CH4两分子中，N、C原子都采用sp3杂化，NH3分子空间构型是三角锥形，CH4分子是正四面体形。
[探究问题]
1．形成sp3杂化的原子轨道是哪些？杂化轨道夹角是多少？
【提示】　2s和2p原子轨道，109.5°。
2．两分子空间构型不同的原因是什么？
【提示】　形成的4个sp3杂化轨道中，NH3分子中只有三个轨道中的未成对电子与H原子的1s电子成键。另1个轨道中有一对未成键的孤对电子不参加成键，但对成键电子对有较强的排斥作用，使三个N—H键角变小，成为三角锥形。而CH4分子中4个杂化轨道都分别与4个H原子形成共价键，轨道夹角＝共价键键角＝109.5°，为正四面体形。
[核心·突破]
1．杂化轨道的特点
(1)形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。
(2)原子轨道的杂化只有在形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的。
(3)杂化前后轨道数目不变。
(4)杂化后轨道伸展方向、形状发生改变。
(5)只有能量相近的轨道才能杂化(ns、np)。
2．分子空间构型的确定
轨道杂化类型
电子对的空间构型
成键电子对数
孤对电子数
电子对的排列方式
分子的空间构型
实例
sp1
直线型
2
0
直线形
HC≡CH
BeCl2
CO2
sp2
平面三角形
3
0
平面三角形
BF3
BCl3
2
1
V形
SnBr2
PbCl2
sp3
四面体
4
0
正四面体
CH4
CCl4
3
1
三角锥
NH3
NF3
2
2
V形
H2O
[题组·冲关]
1．下列有关杂化轨道的说法不正确的是(　　)
A．原子中能量相近的某些轨道，在成键时，能重新组合成能量相等的新轨道
B．轨道数目杂化前后可以相等，也可以不等
C．杂化轨道成键时，要满足原子轨道最大重叠原理、能量最低原则
C．CH4分子中两个sp3杂化轨道的夹角为109.5°
【解析】　轨道数目杂化前后一定相等。
【答案】　B
2．下列关于杂化轨道的说法错误的是(　　)
A．所有原子轨道都参与杂化
B．同一原子中能量相近的原子轨道参与杂化
C．杂化轨道能量集中，有利于牢固成键
D．杂化轨道中不一定有电子
【解析】　参与杂化的原子轨道，其能量不能相差太大，如1s轨道与2s、2p轨道能量相差太大，不能形成杂化轨道，即只有能量相近的原子轨道才能参与杂化，故A项错误，B项正确；杂化轨道的电子云一头大一头小，成键时利用大的一头，可使电子云重叠程度更大，形成牢固的化学键，故C项正确；并不是所有的杂化轨道中都会有电子，也可以是空轨道，也可以有一对孤电子对(如NH3、H2O的形成)，故D项正确。
【答案】　A
3．能正确表示CH4中碳原子成键方式的示意图为(　　)
　
【解析】　碳原子中的2s轨道与2p轨道形成4个等性的杂化轨道，因此碳原子最外层上的4个电子分占在4个sp3杂化轨道上并且自旋方向相同。
【答案】　D
4．乙炔分子中的碳原子采取的杂化方式是(　　)
A．sp1杂化
B．sp2杂化
C．sp3杂化
D．无法确定
【解析】　乙炔的结构式为H—C≡C—H，其空间构型为直线形，属于sp1杂化。
【答案】　A
5．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
6．(1)对于CH4、NH3、H2O三分子，中心原子都采用________杂化，键角由大到小顺序是________。
(2)对于H2O、BeCl2、BF3、C2H2、C2H4、CH4、C6H6、NH3、CO2等分子，中心原子采用sp1杂化的：________，sp2杂化的：________，sp3杂化的：________。
【答案】　(1)sp3　
CH4＞NH3＞H2O
(2)BeCl2、C2H2、CO2　BF3、C2H4、C6H6　CH4　H2O　NH3
【规律方法】　杂化轨道类型的判断
(1)对于ABm型分子、中心原子的杂化轨道数可以这样计算。杂化轨道数
n＝。
其中配位原子中，卤素原子、氢原子提供1个价电子，硫原子、氧原子不提供价电子，即提供价电子数为0。
例如：
代表物
杂化轨道数(n)
杂化轨道类型
CO2
(4＋0)＝2
sp1
CH2O
(4＋2＋0)＝3
sp2
CH4
(4＋4)＝4
sp3
SO2
(6＋0)＝3
sp2
NH3
(5＋3)＝4
sp3
H2O
(6＋2)＝4
sp3
(2)离子的杂化轨道计算：
n＝(中心原子的价电子数＋配位原子的成键电子数±电荷数)。
代表物
杂化轨道数(n)
杂化轨道类型
NO
(5＋1)＝3
sp2
NH
(5－1＋4)＝4
sp3
苯
分
子
的
空
间
构
型
与
大
π
键
[基础·初探]
教材整理1　苯的空间构型
在乙烯分子和苯分子中，成键碳原子都采用sp2杂化方式，为何二者的化学性质有较大差异？
【提示】　在苯分子中，6个碳原子中未参与杂化的2p轨道形成π键，使原子轨道的重叠程度比乙烯中大，所以比乙烯中的键能大，性质稳定。
教材整理2　苯分子空间构型的解释
每个C原子的两个sp2杂化轨道上的电子分别与邻近的两个C原子的sp2杂化轨道上的电子配对形成σ键，六个碳原子组成一个正六边形的碳环；另外一个sp2杂化轨道上的电子与H原子的1s电子配对形成σ键。同时，六个C原子上剩余的2p轨道，以“肩并肩”的方式形成多原子、多电子的大π键。
(1)苯分子中C原子发生sp2杂化。(√)
(2)苯分子中C—H键是σ键。(√)
(3)苯分子中大π键是6个C原子共同形成的。(√)
(4)苯分子为平面正六边形，键角为120°。(√)
[核心·突破]
1．苯分子中C原子均以sp2杂化方式成键，形成夹角为120°的三个sp2杂化轨道，故为正六边形的碳环。
2．苯分子中苯环上的六个碳碳键的键长、键能均相同，不是单、双键交替形成。
3．由分子结构决定分子性质可知，苯分子不具有烯烃分子的某些特征性质，如能使溴水、酸性KMnO4溶液退色。
[题组·冲关]
1．有关苯分子中的化学键描述不正确的是(　　)
A．每个碳原子的sp2杂化轨道中的其中一个形成大π键
B．每个碳原子的未参加杂化的2p轨道形成大π键
C．碳原子的三个sp2杂化轨道与其他原子形成三个σ键
D．苯分子中六个碳碳键完全相同，键角均为120°
【解析】　苯分子中每个碳原子中的三个sp2杂化轨道分别与两个碳原子和一个氢原子形成σ键。同时每个碳原子还有一个未参加杂化的2p轨道，它们均有一个未成对电子。这些2p轨道相互平行，以“肩并肩”方式相互重叠，形成一个多电子的大π键。所以苯分子中6个碳原子和6个氢原子都在同一平面内，6个碳碳键完全相同，键角皆为120°。
【答案】　A
2．下列关于苯分子的性质描述错误的是
(　　)
A．苯分子呈平面正六边形，六个碳碳键完全相同，键角皆为120°
B．苯分子中的碳原子采取sp2杂化，6个碳原子中未参与杂化的2p轨道以“肩并肩”形式形成一个大π键
C．苯分子中的碳碳键是介于单键和双键之间的一种特殊类型的键
D．苯能使溴水和酸性KMnO4溶液退色
【解析】　苯分子中的碳原子采取sp2杂化，六个碳碳键完全相同，呈平面正六边形结构，键角皆为120°；在苯分子中间形成一个较稳定的六电子大π键，因此苯分子中的碳碳键并不是单、双键交替结构，不能使溴水和酸性KMnO4溶液退色。
【答案】　D
3．指出下列原子的杂化轨道类型及分子的结构式、空间构型。
【导学号：66240015】
(1)CO2分子中的C为_____杂化，分子的结构式为_____，空间构型为___；
(2)CH2O分子中的C为________杂化，分子的结构式为________，空间构型为________；
(3)CF4分子中的C为________杂化，分子的结构式为________，空间构型为________；
(4)H2S分子中的S为________杂化，分子的结构式为________，空间构型为________。
【解析】　解答本题应首先通过资料或所学知识掌握各分子的杂化轨道类型或分子空间构型，然后再推断其他问题。杂化轨道类型决定了分子(或离子)的空间构型，如sp2杂化轨道的键角为120°，空间构型为平面三角形。因此，也可根据分子的空间构型确定分子(或离子)中杂化轨道的类型，如CO2为直线形分子，因此分子中杂化轨道类型为sp1杂化。
【答案】　(1)sp1　O===C===O　直线形
(2)sp2　　平面三角形
(3)sp3　　正四面体形
(4)sp3　H—S—H　V形
【规律总结】　判断分子空间构型的方法
(1)根据杂化轨道类型判断：sp1杂化——直线形、sp2杂化——平面形、sp3杂化轨道全部形成σ键时——正四面体形。
(2)根据价电子对互斥理论判断：sp3杂化轨道部分形成σ键时，结合σ键数目分析。如NH3分子中σ键数目为3，则为三角锥形，H2O分子中σ键数目为2，则为V形。
(3)利用等电子原理判断：如CH4和NH均为正四面体形。学业分层测评(十四)　几类其他聚集状态的物质
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列物质中，不属于非晶体的是(　　)
A．玻璃
B．石蜡和沥青
C．塑料
D．干冰
【解析】　干冰属于分子晶体，玻璃、石蜡、沥青、塑料均属于非晶体。
【答案】　D
2．物质的非晶体能自动转变为晶体，而晶体却不能自动地转变为非晶体，这说明(　　)
A．非晶体是不稳定的，处于非晶体时能量大
B．晶体是稳定的，处于晶体时能量大
C．非晶体是不稳定的，处于非晶体时能量小
D．晶体是不稳定的，处于非晶体时能量小
【解析】　根据“非晶体能自动转变为晶体”可知，非晶体不稳定；能量越低越稳定，说明非晶体是处于高能量状态，转变为晶体后趋向于低能量的稳定状态。
【答案】　A
3．下列关于各向异性的描述中正确的是
(　　)
A．各向异性是指非晶体没有规则的几何形状
B．各向异性是指非晶体的物理性质与方向的关系
C．各向异性是指非晶体的内部结构与方向有关
D．各向异性是指晶体的物理性质与方向的关系
【解析】　各向异性指晶体在不同的方向上表现出不同的物理性质。
【答案】　D
4．下列有关等离子体的叙述，不正确的是(　　)
A．等离子体是物质的另一种聚集状态
B．等离子体是很好的导体
C．水可能形成等离子体状态
D．等离子体中的微粒不带电荷
【解析】　等离子体中的微粒带有电荷，而且能自由移动，所以等离子体具有良好的导电性。
【答案】　D
5．电子表、电子计算器、电脑显示器都运用了液晶材料显示图像和文字。有关其显示原理的叙述中，正确的是(　　)
A．施加电压时，液晶分子沿垂直于电场方向排列
B．移去电压后，液晶分子恢复到原来状态
C．施加电场时，液晶分子恢复到原来状态
D．移去电场后，液晶分子沿电场方向排列
【解析】　液晶的显示原理为施加电压时，液晶分子沿电场方向排列；移去电场后，液晶分子恢复到原来状态。
【答案】　B
6.关于纳米材料，下列说法正确的是
(　　)
①纳米材料可大大提高材料的强度和硬度
②纳米材料可提高材料的磁性
③纳米材料能制作高贮存密度的量子磁盘
④纳米机器人“医生”能进入人体杀死癌细胞
⑤纳米是长度单位
A．①②③④⑤
B．②③④
C．②③④⑤
D．①②③④
【解析】　纳米材料的性能包括提高材料的强度、硬度、改变颜色、增强磁性等。纳米技术能制造出纳米“机器人”，进入人体杀死癌细胞，制作的量子磁盘，能作高密度的磁记录。纳米是长度单位。
【答案】　A
7．下列说法不正确的是
(　　)
A．晶体具有固定的熔、沸点，而非晶体没有固定的熔、沸点
B．晶体与非晶体具有相同的性质
C．部分电子表、电脑的显示器是由液晶材料制成的
D．等离子体是一种很好的导电体，在信息产业等领域有非常好的应用前景
【解析】　晶体与非晶体内部结构不同，故表现的性质不同。
【答案】　B
8．有关等离子体的说法不正确的是(　　)
A．等离子体内部全部是带电荷的微粒
B．等离子体正、负电荷大致相等
C．等离子体具有很好的导电性
D．等离子体的用途之一是可以制造等离子显示器
【解析】　等离子体中有带电微粒，也有中性微粒，A错误；等离子体总体来看正、负电荷数相等，呈准电中性，B正确；等离子体中的微粒带有电荷且能自由运动，使等离子体有很好的导电性，C正确；如等离子电视就是运用等离子体显示技术制造出的等离子显示器。
【答案】　A
9．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
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
【解析】　等离子体是由大量带电微粒(离子、电子)和中性微粒(原子或分子)组成，A正确。非晶体的内部微粒的排列是长程无序和短程有序，B正确。液晶内部分子的排列沿分子长轴方向呈现有序排列，C正确。纳米颗粒内部具有晶状结构，界面则为无序结构，D不正确。
【答案】　D
10．请用四种特殊聚集状态填空：
(1)________中正、负电荷大致相等，总体看来呈准电中性，但此物质具有很好的导电性。
(2)________既具有液体的流动性，又具有晶体的各向异性。
(3)________无固定的熔沸点。
(4)________具有良好的物理、化学特性，完全不同于微米或毫米量级的材料。
【答案】　(1)等离子体　(2)液晶　(3)非晶体
(4)纳米材料
11．21世纪的新领域纳米技术正日益受到各国科学家的关注，2000年时任美国总统的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。
请根据如图回答下列问题：
(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
[能力提升]
12．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】　某些非晶体合金的硬度和强度比晶体合金的硬度和强度高。
【答案】　B
13．液晶广泛用于电子仪表产品等，MBBA是一种研究较多的液晶材料，其化学式为C18H21NO，下列有关说法正确的是
(　　)
【导学号：66240032】
A．MBBA属于有机高分子化合物
B．MBBA由碳、氢、氧、氮四种元素组成
C．MBBA中碳、氢、氧、氮的原子个数比为18∶21∶2∶1
D．MBBA中含有一氧化氮分子
【解析】　A项，有机高分子化合物是由一类相对分子质量很大的分子聚集而成，且无固定的化学式；B项，此物质由碳、氢、氧、氮四种元素组成；C项，由MBBA的化学式可知，碳、氢、氧、氮的原子个数比为18∶21∶1∶1；D项，MBBA物质是由C18H21NO分子构成的化合物。
【答案】　B
14．(1)(CH3)3NH＋和[AlCl4]－可形成离子液体。离子液体由阴、阳离子构成，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_____________________________________________________________。
【答案】　(1)小　b　(2)纳米管直径越小结冰温度越高学业分层测评(一)　原子结构模型
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．自从1803年英国化学家、物理学家道尔顿提出了原子学说，人类对原子结构的认识就不断深入、发展，并通过实验事实不断地完善对原子结构的认识。下列关于原子结构模型的说法中，正确的是(　　)
A．道尔顿的原子结构模型将原子看作实心球，故不能解释任何问题
B．汤姆逊“葡萄干布丁”原子结构模型成功地解释了原子中的正负粒子是可以稳定共存的
C．卢瑟福核式原子结构模型指出了原子核和核外电子的质量关系、电性关系及占有体积的关系
D．玻尔电子分层排布原子结构模型引入了量子化的概念，能够成功解释所有的原子光谱
【解析】　道尔顿的原子理论成功地解释了质量守恒定律等规律，故A选项是错误的。汤姆逊“葡萄干布丁”原子结构模型提出了正负电荷的共存问题，但同时认为在这样微小的距离上有着极大的作用力，存在着电子会被拉进去并会碰撞在带正电的核心上这样的问题，故B选项是错误的。卢瑟福通过α粒子散射实验提出了核式原子结构模型，散射实验的结果能够分析出原子核和核外电子的质量关系、电性关系及占有体积的关系，故C选项是正确的。玻尔电子分层排布原子结构模型只引入了一个量子化的概念，只能够解释氢原子光谱，而不能解释比较复杂的原子光谱，故D选项是错误的。
【答案】　C
2．观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是(　　)
A．一个小点表示1个自由运动的电子
B．1s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轨道电子云小点的疏密表示电子在某一位置出现概率的大小
【解析】　由图可知，处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，电子在该区域出现的概率大，不是在面上或内部，而是在整个区域。图中的小点不表示电子，而表示电子在此位置出现概率的大小。
【答案】　D
3．下列能级中轨道数为3的是(　　)
A．s能级
B．p能级
C．d能级
D．f能级
【解析】　s能级中轨道数为1，p能级中轨道数为3，d能级中轨道数为5，f能级中轨道数为7。
【答案】　B
4．下列说法中正确的是(　　)
A．电子云通常是用小黑点来表示电子的多少
B．处于最低能量的原子叫基态原子
C．能量高的电子在离核近的区域运动，能量低的电子在离核远的区域运动
D．电子仅在激发态跃迁到基态时才会产生原子光谱
【解析】　A项，电子云通常用小黑点表示单位体积内电子出现概率的大小；C项，电子离核由近到远，能量由低到高；D项，电子在基态跃迁到激发态时也会产生原子光谱。
【答案】　B
5．对焰色反应的描述正确的是(　　)
A．焰色反应只是金属单质特有的性质
B．焰色反应是化学变化
C．焰色反应是金属原子从基态跃迁到激发态时，将能量以光的形式表现出来
D．焰色反应是金属原子或离子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将能量以光的形式表现出来的现象
【解析】　焰色反应是大多数金属元素的性质，是物理变化，从基态→激发态要吸收能量，从激发态→基态会辐射能量。
【答案】　D
6．(双选)下列各组多电子原子的原子轨道能量高低比较中，错误的是(　　)
A．2s＜2p
B．3px＜3py
C．3s＜3d
D．4s＞4p
【解析】　同一电子层上原子轨道的能量高低为ns＜np＜nd，A、C正确，D错误，同一能级上各原子轨道的能量相同，3px＝3py，B错误。
【答案】　BD
7．(双选)下面是s能级和p能级的原子轨道图，下列说法正确的是(　　)
A．s电子的原子轨道呈圆形
B．每个s能级有2个原子轨道
C．每个p能级有3个原子轨道
D．原子轨道的半径与电子层数有关
【解析】　每个s能级有1个原子轨道，s电子原子轨道是球形的，随着电子层序数的增大，其半径也逐渐增大。p电子原子轨道是轴对称的，每个p能级有3个相互垂直的原子轨道，p电子原子轨道的平均半径也随着电子层序数的增大而增大。
【答案】　CD
8．图中所发生的现象与电子的跃迁无关的是(　　)
【解析】　燃放烟火、霓虹灯、燃烧蜡烛等获得的光能都是电子跃迁时能量以光的形式释放出来导致的，而平面镜成像则是光线反射的结果。
【答案】　D
9．下列关于电子层与能级的说法中正确的是(　　)
【导学号：66240002】
A．原子核外电子的每一个电子层最多可容纳的电子数为n2
B．电子层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该电子层序数
C．同是s能级，在不同的电子层中所能容纳的最多电子数是不相同的
D．1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，但自旋方向相同
【解析】　A项中每一个电子层最多可容纳的电子数为2n2；C项中不同电子层中的s能级容纳的最多电子数都是2个；D项中1个原子轨道里容纳的2个电子的自旋方向应相反。
【答案】　B
10．
(1)玻尔原子结构模型成功地解释了________________的实验事实，电子所处的轨道的能量是________的。最大不足之处是____________________________________________________________
_____________________________________________________________。
(2)p能级上有________个原子轨道，在空间沿________轴对称，记为________，________，________，其能量关系为________。
【解析】　(1)线状光谱与量子化之间有必然的联系。
(2)p能级有3个能量相同、伸展方向不同的原子轨道。
【答案】　(1)氢原子光谱是线状光谱　量子化　某些光谱现象难以用该模型解释
(2)3　x、y、z　px　py　pz　px＝py＝pz
11．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；③s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
12．以下各能级是否存在？如果存在，各包含多少个原子轨道？
(1)2s　(2)2d　(3)3p　(4)5d
【解析】　由电子层、能级数和原子轨道数之间的关系可知，存在着2s能级，且只有1个原子轨道；不存在2d能级，电子层为2时只有2s、2p两个能级；存在3p能级，且含有3个原子轨道，分别为3px、3py、3pz；存在5d能级，其含有5个原子轨道。
【答案】　(1)2s存在，原子轨道数为1
(2)2d不存在
(3)3p存在，原子轨道数为3
(4)5d存在，原子轨道数为5
[能力提升]
13．量子力学原子结构模型中的原子轨道是描述核外电子的空间运动状态。下列关于原子轨道的叙述中错误的是(　　)
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
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，自旋方向相反
【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。
【答案】　A
14．在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是(　　)
A．最易失去的电子能量最高
B．同一个电子层上的不同能级上的原子轨道，能量大小不同
C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
D．在离核最近区域内运动的电子能量最低
【解析】　能量越高的电子在离核越远的区域内运动，也就越容易失去，A正确；在第n层中不同能级的能量大小顺序为E(ns)【答案】　C
15．原子核外电子的运动情况是化学学科的研究对象，下列关于电子运动规律的叙述中合理的是(　　)
A．核外电子在核外高速运动，不能同时准确地测定其速度和位置
B．电子在核外运动时有确定的轨道和轨迹，电子云就是对其运动轨迹的准确描述
C．量子力学中，n值决定电子能量，一般而言n值越大，电子离核越远，电子能量越低
D．玻尔理论能成功地解释钠原子的黄光谱线为双线结构的实验事实
【解析】　电子运动的特点决定了人们不能同时确定电子的运动速度和位置，故A对；电子云是从概率上描述电子运动情况的，其点的疏密只反映了电子在相关区域出现概率的大小，不是电子的真实轨迹的图象，故B错；n越大，离核越远，能量越高，故C错；玻尔理论仅能解释简单原子的光谱，对于多电子原子的光谱需要用量子力学理论解释，故D错。
【答案】　A
16．填空。
(1)用符号填写电子层所含能级种类：
K层：________；L层：________；M层：________；N层：________。
(2)用数字填写能级所含原子轨道数目：
s：________；p：________；d：________；f：________。
(3)比较下列原子轨道的能量高低(填“<”、“＝”或“>”)。
①4s____3s____2s____1s；
②3px____3py____3pz；
③4f____4d____4p____4s；
④1s____2p____3d____4f。
【答案】　(1)1s　2s、2p　3s、3p、3d　4s、4p、4d、4f
(2)1　3　5　7
(3)①>　>　>　②＝　＝　③>　>　>
④<　<　<第4节　几类其他聚集状态的物质
1．了解非晶体、液晶、等离子体、纳米材料的结构特征及特殊性质。
2．了解上述其他聚集状态物质的实际用途和应用。(难点)
非
晶
体
和
液
晶
[基础·初探]
教材整理1　非晶体
1．定义
内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的固体称为非晶体。
例如：橡胶、玻璃、石蜡、沥青等。
2．与晶体的区别
最大区别：物质内部的微粒能否有序地规则排列。
(1)晶体内部微粒在空间按一定规律周期性重复排列而表现出长程有序。
(2)非晶体的内部微粒的排列则是长程无序和短程有序的。
3．非晶体的优异性能
(1)某些非晶态合金的强度和硬度比相应晶态合金的高。
(2)某些非晶态合金在中性盐溶液或酸性溶液中的耐腐蚀性比不锈钢好。
(3)非晶态硅对阳光的吸收系数比单晶硅大。
为什么非晶体没有晶体所具有的对称性、各向异性和自范性？
【提示】　因为非晶体的内部微粒的排列是长程无序和短程有序。
教材整理2　液晶
1．定义
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物质称液晶。
2．性质及原因
性质：液晶在折射率、磁化率、电导率等宏观性质方面表现各向异性。
原因：液晶内部分子的排列沿分子长轴方向呈现出有序的排列。
为什么液晶具有显示功能？
【提示】　液晶的显示功能与液晶材料内部分子的排列有关，在施加电压时，液晶分子能够沿电场方向排列，而在移去电场后，液晶分子又恢复到原来的状态，所以液晶具有显示功能。
[题组·冲关]
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．非晶体内部的粒子是长程无序和短程有序
C．非晶体结构无对称性、各向异性和自范性
D．水晶属于非晶体
【解析】　水晶(SiO2)属于原子晶体。
【答案】　D
2．下列有关晶体和非晶体的说法中正确的是(　　)
A．具有规则几何外形的固体均为晶体
B．晶体具有自范性，非晶体没有自范性
C．晶体研碎后即变成非晶体
D．将玻璃加工成规则的固体即变成晶体
【解析】　是否具有规则的几何外形不能作为判断晶体与非晶体的依据，如玻璃虽有规则的几何外形但却是混合物，属于非晶体，A项错误；研碎只是晶体大小发生变化，但晶体内部微粒仍为长程有序，所以晶体类型不变，同样，非晶体即便是加工成形，其内部粒子仍然是长程无序，短程有序，仍为非晶体，B项正确，C、D项错误。
【答案】　B
3．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选项错误；固体在不同方向上的物理性质相同，该固体可能是非晶体，也可能是其他类型的聚集状态的物质，如纳米材料。综上所述，只有D选项合理。
【答案】　D
4．关于液晶的下列说法正确的是(　　)
A．液晶是液体和晶体的混合物
B．液晶是一种晶体
C．液晶分子在特定方向排列比较整齐，但不稳定
D．所有物质在一定条件下都能成为液晶
【答案】　C
纳
米
材
料
和
等
离
子
体
[基础·初探]
教材整理1　纳米材料
1．定义
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。
2．结构
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。纳米颗粒内部具有晶状结构，界面则为无序结构，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。
3．构成粒子
(1)纳米材料的结构粒子是排列成了纳米量级的原子团。
(2)通常，组成纳米材料的晶状颗粒内部的有序原子与晶粒界面的无序原子各约占原子总数的50%，从而形成与晶态、非晶态均不同的一种新的结构状态。纳米材料的粒子细化和界面原子比例较高。
纳米材料有什么特性？
【提示】　粒子细化、界面原子比例较高，使纳米材料在光、声、电、磁、热、力、化学反应等方面具有特性。
教材整理2　等离子体
1．定义
由大量带电微粒(离子、电子)和中性微粒(原子或分子)所组成的物质聚集体称为等离子体。
2．特点
等离子体中正、负电荷数大致相等，总体来看等离子体呈准电中性。
3．性质
等离子体具有很好的导电性，很高的温度和流动性。
如何使气体转变为等离子体？
【提示】　高温加热气体或用紫外线、X射线和γ射线照射气体，都可以使气体转变为等离子体。
[合作·探究]
等离子体、液晶、纳米材料典型性质探究
[探究问题]
1．等离子体中正、负电荷大致相等，总体来看等离子体呈准电中性，等离子体具有很好的导电性。
2．液晶既具有液体的可流动性，又具有像晶体那样的各向异性，在折射率、磁化率、电导率等方面具有宏观物体的性质。
3．纳米材料具有良好的物理、化学性质。纳米材料在光、声、电、磁、热、力、化学反应等方面完全不同于由微米量级或毫米量级的结构颗粒构成的材料。
[核心·突破]
四种聚集状态的比较
聚集状态
非晶体
液晶
纳米材料
等离子体
定义
基本构成微粒的排列是长程无序和短程有序的聚集状态
在一定温度范围内既具有液体的可流动性，又具有晶体各向异性的聚集状态
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
由大量带电微粒和中性微粒所组成的物质聚集体
特征
某些非晶体合金强度和硬度高、耐腐蚀性强，非晶态硅对光的吸收系数大
折射率、磁化率、电导率均表现出各向异性，液晶显示的驱动电压低、功率小
粒子细化、界面原子比例较高，使纳米材料在光、声、电、磁、热、力、化学反应等方面具有特性
导电性好、具有高温、流动性
重要应用
制作各种容器、太阳能电池
液晶显示器、电子表、计算器、数字仪表
化妆品、涂料、食品、化纤布料、隐形飞机
切割金属、代替手术刀进行外科手术、显示器
[题组·冲关]
1．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。纳米粒子是指直径为1～100
nm的超细粒子(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。下列有关纳米粒子的叙述不正确的是(　　)
A．因纳米粒子半径太小，故不能将其制成胶体
B．一定条件下纳米粒子可催化水的分解
C．一定条件下，纳米TiO2陶瓷可发生任意弯曲，可塑性好
D．纳米粒子半径小，表面活性高
【解析】　根据纳米粒子微粒大小，判断出其分散质粒子大小刚好处在胶体分散质大小的范围内，所以纳米材料可以形成胶体。
【答案】　A
2．下列关于纳米技术的叙述不正确的是(　　)
【导学号：66240031】
A．将“纳米材料”均匀分散到液体分散剂中可制得液溶胶
B．用纳米级金属颗粒粉剂作催化剂可加快反应速率，提高反应物的平衡转化率
C．用纳米颗粒粉剂做成火箭的固体燃料将有更大的推动力
D．银器能抑菌、杀菌，纳米银微粒植入内衣织物中，有奇异的抑菌、杀菌效果
【解析】　纳米材料的直径在1
nm～100
nm范围内，与胶粒直径范围相同，A正确；催化剂可加快化学反应的速率，但不能使化学平衡发生移动，B不正确；与块状固体相比，纳米颗粒直径小，表面积大，因而化学反应的速率快，所以短时间内可产生更大推动力，C正确；银为重金属，重金属微粒可使蛋白质变性，故有杀菌作用，D正确。
【答案】　B
3．高温、紫外线、X射线和γ射线等都可以使气体转化为等离子体。下列叙述中不涉及等离子体的是(　　)
A．日光灯和霓虹灯的灯管中
B．蜡烛的火焰中
C．流星的尾部
D．南极的冰山中
【解析】　高温下存在等离子体，日光灯、霓虹灯、蜡烛、流星都能形成高温环境。
【答案】　D
4．等离子体的用途十分广泛，运用等离子体来切割金属或者进行外科手术，其利用了等离子体的特点是(　　)
A．微粒带有电荷
B．高能量
C．基本构成微粒多样化
D．准电中性
【解析】　运用等离子体来切割金属或者进行外科手术，是利用了等离子体具有高能量的特点。
【答案】　B学业分层测评(十)　分子间作用力与物质性质
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．范德华力的作用能为a
kJ·mol－1，化学键的键能为b
kJ·mol－1，则a、b的大小关系是(　　)
A．a＞b　
B．a＜b
C．a＝b
D．无法确定
【解析】　范德华力是分子间作用力，其强度较弱，而化学键是指相邻原子之间强烈的相互作用，故化学键的键能比范德华力的作用能大得多。
【答案】　B
2．干冰汽化时，下列所述内容发生变化的是(　　)
A．分子内共价键
B．分子间的作用力增大
C．分子间的距离
D．分子内共价键的键长
【答案】　C
3．水的沸点是100
℃，硫化氢的分子结构跟水相似，但它的沸点却很低，是－60.7
℃，引起这种差异的主要原因是(　　)
A．范德华力
B．共价键
C．氢键
D．相对分子质量
【解析】　H2O和H2S属于同一主族元素的氢化物，随着相对分子质量的增加，分子间作用力增大，沸点逐渐升高，但是由于H2O分子间容易形成氢键，使它的沸点反常得高。
【答案】　C
4．下列事实，不能用氢键知识解释的是(　　)
A．水和乙醇可以完全互溶
B．氨容易液化
C．干冰易升华
D．液态氟化氢化学式有时写成(HF)n的形式
【解析】　干冰易升华，破坏的是分子间作用力，故选C。
【答案】　C
5．如图中每条折线表示周期表中ⅣA～ⅦA族中的某一族元素氢化物的沸点变化，其中a点代表的是(　　)
A．H2S
B．HCl
C．PH3
D．SiH4
【解析】　由图可知a点所在曲线沸点没有反常现象，说明不是ⅤA、ⅥA、ⅦA族的氢化物，则只能为ⅣA族的氢化物，即为SiH4。
【答案】　D
6．卤族元素包括F、Cl、Br等。
下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是(　　)
A　　　　　　　　　　B
C
D
【解析】　元素非金属性越强，其电负性也越大，F的电负性最强，A正确；F元素无正价，B错误；因HF之间可形成氢键，使其沸点升高，C错误；随核电荷数增加，F2、Cl2、Br2的熔点依次升高，D错误。
【答案】　A
7．下列几种氢键：①O—H…O；②N—H…N；③F—H…F；④O—H…N。氢键从强到弱的顺序正确的是(　　)
A．③＞①＞④＞②
B．①＞②＞③＞④
C．③＞②＞①＞④
D．①＞④＞③＞②
【解析】　F、O、N的电负性依次降低，F—H、O—H、N—H键的极性依次降低，故F—H…F中的氢键最强，其次是O—H…O，再次是O—H…N，最弱是N—H…N。
【答案】　A
8．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主要的相互作用依次是(　　)
A．氢键；分子间作用力；非极性键
B．氢键；氢键；极性键
C．氢键；极性键；分子间作用力
D．分子间作用力；氢键；非极性键
【解析】　固态水和液态水分子间作用力相同，均为氢键和范德华力，区别在于氢键的数目，故由固态水→液态水破坏氢键，同样由液态水→气态水，也是破坏氢键，而由H2O(气)→H2(气)＋O2(气)时，破坏的是化学键。
【答案】　B
9．下列关于范德华力的叙述中，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化学键
B．范德华力与化学键的区别是作用力的强弱不同
C．任何分子间在任意情况下都会产生范德华力
D．范德华力非常微弱，故破坏范德华力不需要消耗能量
【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)，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；虽然范德华力非常微弱，但破坏它时也要消耗能量；范德华力普遍地存在于分子之间，但也必须满足一定的距离要求，若分子间的距离足够大，分子之间也难产生相互作用。
【答案】　B
10．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)；分子BC2中含σ键________个，含π键________个。
(2)C的氢化物比下一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元素组成两种常见的溶剂，其分子式为________、________。DE4在前者中的溶解度________(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解度。
(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)①、②、③、④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子，CO2中含2个σ键，2个π键。
(2)C的氢化物为H2O，水分子间可形成氢键是其沸点较高的重要原因。
(3)B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂。SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。
(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　2
(2)水分子间存在氢键
(3)C6H6　H2O　大于
(4)SiCl4>CCl4>CH4
11．水分子间存在一种叫“氢键”的作用(介于范德华力与化学键之间)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固态冰。则：
【导学号：66240021】
(1)1
mol冰中有________
mol氢键。
(2)水分子可电离生成两种含有相同电子数的粒子，其电离方程式为：_____________________________________________________________。
(3)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，则冰中氢键的作用能是________
kJ·mol－1。
(4)用x、y、z分别表示H2O、H2S、H2Se的沸点(℃)，则x、y、z的大小关系________。其判断依据是______________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　H2O电离后形成的2种离子是H3O＋和OH－，氢键的作用能为：
＝20
kJ·mol－1。
【答案】　(1)2　(2)2H2O??H3O＋＋OH－　(3)20
(4)x＞z＞y　H2O中存在氢键，H2Se的相对分子质量大于H2S的，故H2Se的范德华力大于H2S的，则沸点由高到低的顺序为H2O＞H2Se＞H2S
12．稀有气体的熔点、沸点和在水中的溶解度等信息(部分)如下表：
氦(He)
氖(Ne)
氩(Ar)
氪(Kr)
氙(Xe)
熔点/K
83.95
116.55
161.15
沸点/K
4.24
27.25
87.45
溶解度(mL·L－1)
(H2O，20
℃)
13.8
14.7
73
110.9
(1)表中的稀有气体，熔点最低的是________，沸点最高的是________，氩在水中的溶解度大于________而小于________。
(2)下列说法中错误的是(用序号填空)________。
①稀有气体的范德华力随着熔点的升高而增大
②稀有气体的范德华力随着沸点的升高而增大
③稀有气体的范德华力随着溶解度的增大而增大
④稀有气体的范德华力随着相对原子质量的增大而增大
【解析】　表中稀有气体熔、沸点和在水中溶解度的数据变化呈现了一定的规律，这种规律反映了稀有气体中范德华力的变化规律。组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔、沸点越高。
【答案】　(1)氦(He)　氙(Xe)　14.7
mL·L－1
73
mL·L－1　(2)①②③
[能力提升]
13．通常情况下，NCl3是一种油状液体，其分子空间构型与NH3相似。下列对NCl3和NH3的有关叙述正确的是(　　)
A．分子中N－Cl键键长与CCl4分子中C－Cl键键长相等
B．在氨水中，大部分NH3与H2O以氢键(用“…”表示)结合形成NH3·H2O分子，则NH3·H2O的结构式为
C．NCl3分子是非极性分子
D．NBr3比NCl3易挥发
【解析】　根据题意，NCl3的空间结构与NH3相似，也应为三角锥形，故为极性分子，故C项错误；根据NH3·H2O??NH＋OH－，故B正确；NBr3的结构与NCl3相似，因NBr3的相对分子质量大于NCl3的相对分子质量，故沸点NBr3大于NCl3，所以NBr3不如NCl3易挥发，故D项错误；因N原子的半径小于C原子的半径，所以C—Cl键长大于N—Cl键，故A项错误。
【答案】　B
14．下列化合物的沸点，前者低于后者的是(　　)
A．乙醇与氯乙烷
B．邻羟基苯甲酸()与对羟基苯甲酸()
C．对羟基苯甲醛与邻羟基苯甲醛
D．C3F8(全氟丙烷)与C3H8
【解析】　根据一般强弱规律：分子间氢键＞分子内氢键＞范德华力，进行比较；比较分子结构相似的物质的沸点高低，无氢键存在时，比较相对分子质量的相对大小。
【答案】　B
15．在解释下列物质性质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键的强弱无关的变化规律是(　　)
A．H2O、H2S、H2Se、H2Te的热稳定性依次减弱
B．熔点：Al>Mg>Na>K
C．NaF、NaCl、NaBr、NaI的熔点依次降低
D．CF4、CCl4、CBr4、CI4的熔点、沸点逐渐升高
【解析】　A项，与共价键有关；B项，与金属键有关；C项，与离子键有关；D项，与范德华力有关。
【答案】　D
16．水分子间存在一种叫“氢键”的作用(介于范德华力与化学键之间)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”相互连接成庞大的分子晶体，其结构示意图如下图所示：
【导学号：66240022】
(1)水分子可电离生成两种含有相同电子数的微粒，其电离方程式为：
____________________________________________________________。
已知在相同条件下双氧水的沸点明显高于水的沸点，其可能的原因是__________________。
(2)氨气极易溶于水的原因之一也是与氢键有关。请判断NH3溶于水后，形成的NH3·H2O的合理结构是______________(填序号)。
【解析】　(1)H2O电离生成的H＋与另一个H2O的配位键结合形成H3O＋。
(2)由一水合氨的电离特点确定。
【答案】　(1)H2O＋H2O??H3O＋＋OH－　双氧水分子之间存在更强烈的氢键　(2)b第2课时　分子的空间构型与分子性质
1．知道手性分子的概念，会判断手性碳原子。
2．了解等电子原理。
3．了解分子的手性以及手性分子在生产、生活和医疗中的应用。
4．了解分子的极性以及分子的极性与共价键的极性、分子的空间结构之间的关系。(重点)
分
子
的
对
称
性
[基础·初探]
教材整理1　对称分子
1．概念
依据对称轴的旋转或借助对称面的反映能够复原的分子。
2．性质
具有对称性。
3．与分子性质的关系
分子的极性、旋光性及化学性质都与分子的对称性有关。
(1)CH4分子是面对称。(√)
(2)NH3和H2O分子是面对称。(×)
(3)CH3—CH3分子是轴对称。(√)
(4)分子的对称性对物质的化学性质有一定影响。(√)
教材整理2　手性分子
1．手性
一种分子和它在镜中的像，就如同人的左手和右手，相似而不完全相同，即它们不能重叠。
2．手性分子
具有手性的分子。一个手性分子和它的镜像分子构成一对异构体，分别用D和L标记。
3．手性碳原子
四个不同的原子或原子团连接的碳原子。
4．应用
(1)手性分子缩合制蛋白质和核酸。
(2)分析药物有效成分异构体的活性和毒副作用。
(3)药物的不对称合成。
分子中含几个手性碳原子。
【提示】　2个。
[核心·突破]
1．对称轴：以通过两个碳原子的连线为轴线旋转120°或240°时，分子完全恢复原状，我们称这条连线为对称轴。
2．对称面：如甲烷分子，通过与碳原子相连的两个氢原子所构成的平面，分子被分割成相同的两部分，我们称这个平面为对称面。
3．碳原子形成双键或叁键时不是手性碳原子，手性碳原子和非手性碳原子可以通过化学反应相互转化。
4．含有手性碳原子的分子是手性分子。
[题组·冲关]
1．下列分子为手性分子的是(　　)
A．CH2Cl2
B．
C．
D．CH3CH2COOCH2CH3
【解析】　B项乳酸分子的中间碳原子连—CH3、—H、—OH、—COOH四种不同的原子和原子团，为手性分子。
【答案】　B
2．有机物具有手性，发生下列反应后，生成的分子仍有手性的是(　　)
①与H2发生加成反应　②与乙酸发生酯化反应　③发生水解反应　④发生消去反应
A．①②
B．②③
C．①④
D．②④
【解析】　原有机物中与—OH相连的碳原子为手性碳原子，与H2加成后，该碳原子连有两个乙基，不再具有手性；与乙酸发生酯化反应后，该碳原子所连四个取代基不同，仍具有手性；发生水解反应后，该碳原子所连四个取代基也不同，仍具有手性；当发生消去反应时，原手性碳原子生成双键后不再具有手性。故选B项。
【答案】　B
3．如下图中两分子的关系是(　　)
A．互为同分异构体
B．是同一种物质
C．是手性分子
D．互为同系物
【解析】　本题很容易看成为镜面对称结构而选择手性分子，但根据手性分子的判断方法，根本找不到手性碳原子，所以不是手性分子；分子相同，构型相同，是同一种物质。
【答案】　B
【规律方法】　分子是否表现手性的判断
分子表现手性，是因为其含有手性碳原子。如果一个碳原子所连接的四个原子或基团各不相同，那么该碳原子称为手性碳原子，用
C来表示。例如，R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物分子是否具有手性，就看其含有的碳原子是否连有四个不同的原子或基团。
分
子
的
极
性
[基础·初探]
教材整理1　极性分子与非极性分子
NH3、CH4、H2O、CO2四种分子正负电荷重心重合的是CH4、CO2，正负电荷重心不重合的是NH3、H2O。
教材整理2　分子极性的判断
1.
2.
1．由极性键形成的分子，一定是极性分子吗？
【提示】　不一定。
2．由非极性键形成的分子一定是非极性分子吗？
【提示】　一定。
教材整理3　等电子原理
1．内容：化学通式相同且价电子总数相等的分子或离子具有相同的空间构型和化学键类型等结构特征。
2．应用：(1)判断一些简单分子或离子的空间结构。
①SO、PO等离子具有AX4通式，价电子总数为32，中心原子采取sp3杂化，呈四面体空间构型。
②SO、PO等离子具有AX3通式，价电子总数为26，中心原子采取sp3杂化，由于存在一对孤对电子，分子空间构型呈三角锥形。
(2)利用等电子体在性质上的相似性制造新材料。
(3)利用等电子原理针对某物质找等电子体。
[合作·探究]
[探究问题]
对CH4和CH3Cl分子结构和性质，完成填空。
1．两分子中化学键都为σ键(填σ或π)，属于极性共价键。
2．CH4为非极性分子，CH3Cl为极性分子。
3．通常情况下，更易发生取代反应的是CH3Cl。
[核心·突破]
1．分子的极性与分子空间构型
分子类型
键的极性
分子构型
分子极性
代表物
单原子分子
非极性
He、Ne等稀有气体
双原子分子
A2
非极性键
直线形(对称)
非极性
H2、O2、Cl2、N2等单质
AB
极性键
直线形(不对称)
极性
HF、HCl、CO、NO等
三原子分子
AB2
极性键
直线形(对称)
非极性
CO2、CS2(键角180°)等
A2B
极性键
V形(不对称)
极性
H2O(键角104.5°)
等
四原子分子
AB3
极性键
平面三角形(对称)
非极性
BF3、BCl3等
AB3
极性键
三角锥形(不对称)
极性
NH3(键角107.3°)等
A4
非极性键
正四面体形(对称)
非极性
P4
五原子分子
AB4
极性键
正四面体形(对称)
非极性
CH4、CCl4(键角109.5°)等
ABnC4－n（0＜n＜4且为整数）
极性键
四面体形(不对称)
极性
CHCl3、CH2Cl2等
2.分子或离子空间构型的确定——等电子原理
(1)互为等电子体应满足的条件
①化学通式相同。
②价电子总数相等。
(2)等电子原理的应用
①利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的立体构型。如NH3和H3O＋的空间构型相似(三角锥形)；SiCl4、SO、PO都呈正四面体构型。
②等电子体不仅有相似的空间构型，且有相似的性质。
[题组·冲关]
1．下列分子中，各原子均处于同一平面上的是(　　)
A．NH3
B．CCl4
C．H2O
D．CH4
【解析】　NH3中氮原子为sp3杂化，呈三角锥形；CCl4、CH4中碳原子为sp3杂化，呈正四面体形；H2O中的氧原子也为sp3杂化，呈V形，三点共面。
【答案】　C
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，则分子是非极性分子，A项说法错误；含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项说法错误；CO2是由极性键形成的非极性分子，C项说法错误；以极性键结合的双原子分子都是极性分子，D项说法正确。
【答案】　D
3．用一带静电的玻璃棒靠近A、B两种纯液体流，现象如图所示，据此分析，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】　由图示用一带静电的玻璃棒靠近A时，A不偏转，说明A无极性，靠近B时，B偏转，说明B有极性。
【答案】　B
4．在HF、H2O、NH3、CS2、CH4、N2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________________；
(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__________________。
【解析】　HF是含有极性键的双原子分子，为极性分子；H2O中氧原子采取sp3杂化方式，与H原子形成极性键，为极性分子；NH3中有极性键，N原子采取sp3杂化，三角锥形结构；CS2与CO2相似，极性键、直线形非极性分子；CH4中C原子采取sp3杂化方式与H原子形成极性键，正四面体构型，非极性分子；N2是由非极性键结合的非极性分子。
【答案】　(1)N2　(2)CS2　(3)CH4　(4)NH3　
(5)NH3、H2O、CH4
【规律方法】　判断分子极性的方法
(1)根据分子的对称性判断
分子结构对称，正电荷重心和负电荷重心重合，则为非极性分子，正、负电荷重心不重合，则为极性分子。
(2)根据键的极性判断
(3)经验规律
①化合价法：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。
②孤对电子法：若中心原子有孤对电子则为极性分子，否则为非极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。
5．下列微粒与SO是等电子体的是(　　)
A．NO
B．BF3
C．PO
D．SO3
【答案】　C
6．下列各组微粒属于等电子体的是(　　)
A．12CO2和14CO
B．H2O和NH3
C．NO＋和CN－
D．NO和CO
【解析】　根据等电子体的条件①原子总数相同，②最外层电子数之和相等判断，NO＋和CN－属于等电子体。
【答案】　C
7．
1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。
(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是：________和________；________和________。
(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。由短周期元素组成的物质中，与NO互为等电子体的分子有________。
【解析】　(1)仅由第二周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子，符合题意。
(2)依据等电子原理的发展，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和也相同，即可互称等电子体，NO是三原子构成的离子，其外层电子数(即价电子)之和为5＋6×2＋1＝18，SO2、O3也是三原子，价电子总数为6×3＝18。
【答案】　(1)N2　CO　N2O　CO2　(2)SO2、O3第1节　认识晶体
1．了解晶体的重要特征，简单了解晶体的分类。
2．通过等径圆球与非等径圆球的堆积模型认识晶体中微粒排列的周期性规律。(重点)
3．了解晶胞的概念，以及晶胞与晶体的关系，会用“切割法”确定晶胞中的粒子数目(或粒子数目比)和晶体的化学式。(重难点)
晶
体
的
特
性
[基础·初探]
教材整理1　晶体
1．晶体的概念
内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的固体物质。
2．晶体的特性
(1)晶体的自范性：在适宜的条件下，晶体能够自发地呈现封闭的、规则的多面体外形。
(2)晶体的各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。
(3)晶体有特定的对称性：晶体具有规则的几何外形。
1．晶体与玻璃、橡胶等非晶体有什么不同？
【提示】　晶体与非晶体不同之处：晶体外观上有规则的几何外形；晶体的特性：自范性、各向异性、对称性；晶体的结构：内部微粒在空间按一定规律做周期性重复性排列。
2．用什么方法区别晶体和非晶体？
【提示】　测定熔点法。晶体有固定的熔点，非晶体无固定熔点。
教材整理2　晶体的分类
1．分类标准：根据晶体内部微粒的种类和微粒间相互作用的不同。
2．分类
晶体类型
构成微粒
微粒间的相互作用
实例
离子晶体
阴、阳离子
离子键
NaCl
金属晶体
金属阳离子、自由电子
金属键
铜
原子晶体
原子
共价键
金刚石
分子晶体
分子
分子间作用力
冰
(1)1
mol
NaCl晶体含NA个NaCl分子。(×)
(2)金属晶体是由金属键为基本作用形成的，还含有离子键。(×)
(3)SiO2属于原子晶体。(√)
(4)构成分子晶体的微粒是分子，故稀有气体形成的晶体不属于分子晶体。(×)
[核心·突破]
晶体和非晶体的区别
固体
外观
微观结构
自范性
各向异性
熔点
晶体
具有规则的几何外形
粒子在三维空间周期性有序排列
有
各向异性
固定
非晶体
不具有规则的几何外形
粒子排列相对无序
没有
各向同性
不固定
本质区别
微观粒子在三维空间是否呈现周期性有序排列
[题组·冲关]
1．下列物质具有自范性、各向异性的是(　　)
A．钢化玻璃
B．塑料
C．水晶
D．陶瓷
【解析】　晶体具有自范性和各向异性，钢化玻璃、塑料、陶瓷均不属于晶体。
【答案】　C
2．下列不属于晶体的特点的是(　　)
A．一定有固定的几何外形
B．一定有各向异性
C．一定有固定的熔点
D．一定是无色透明的固体
【解析】　晶体的特点有：有规则的几何外形(由晶体的自范性决定)、固定的熔点及各向异性，但不一定是无色透明的固体，如紫黑色的碘晶体、蓝色的硫酸铜晶体。
【答案】　D
3．普通玻璃和水晶的根本区别在于(　　)
A．外形不一样
B．普通玻璃的基本构成粒子无规则地排列，水晶的基本构成粒子按一定规律做周期性重复排列
C．水晶有固定的熔点，普通玻璃无固定的熔点
D．水晶可用于能量转换，普通玻璃不能用于能量转换
【解析】　晶体和非晶体的本质区别就是粒子(原子、离子或分子)在微观空间里是否呈现周期性的有序排列。
【答案】　B
4．下列晶体中由原子直接构成的分子晶体是(　　)
A．氯化钠
B．氦气
C．金刚石
D．金属
【解析】　A项，氯化钠是由Na＋和Cl－通过离子键结合形成的离子晶体；B项，氦气是由氦气原子(分子)通过分子间作用力结合形成的分子晶体；C项，金刚石是由碳原子通过共价键结合形成的原子晶体；D项，金属是由金属阳离子和自由电子通过金属键结合形成的金属晶体。
【答案】　B
5．下列晶体熔化时不需要破坏化学键的是(　　)
A．金刚石
B．食盐
C．干冰
D．金属钾
【解析】　熔化时金刚石断裂共价键，食盐断裂离子键，干冰断裂分子间作用力(范德华力)，金属钾断裂金属键。
【答案】　C
6．关于晶体与化学键关系的下列说法中，正确的是(　　)
A．离子晶体中一定存在共价键
B．原子晶体中可能存在离子键
C．金属晶体中含有离子，但却不存在离子键
D．分子晶体中一定存在共价键
【解析】　A项，离子晶体中一定存在离子键，可能存在共价键；B项，原子晶体中只存在共价键；D项，分子晶体中可能存在共价键。
【答案】　C
【规律总结】　判断晶体类型的依据
(1)依据构成晶体微粒的种类。离子晶体：阴、阳离子；分子晶体：分子；原子晶体：原子；金属晶体：金属阳离子和自由电子。
(2)依据构成晶体微粒之间的作用。离子晶体：离子键；分子晶体：分子间作用力；原子晶体：共价键；金属晶体：金属键。
晶
体
结
构
的
堆
积
模
型
[基础·初探]
教材整理1　等径圆球的密堆积——金属晶体
1.
2.配位数：在密堆积中，一个原子或离子周围所邻接的原子或离子的数目。
(1)等径圆球在每一列上进行紧密堆积的方式只有一种。(√)
(2)金属镁的晶体属于A3型最密堆积。(√)
(3)金属铜的晶体属于A1型最密堆积。(√)
(4)金属晶体的配位数都相同。(×)
教材整理2　非等径圆球的密堆积
所有晶体微粒都采取紧密堆积的排列方式吗？
【提示】　不一定。
[合作·探究]
[探究背景]
中学化学常见物质：NaCl、蔗糖、干冰、ZnCl2、铜、玻璃、钠、金刚石、SiO2、甲烷晶体。
[探究问题]
1．属于离子晶体的是NaCl、ZnCl2，属于分子晶体的是蔗糖、干冰、甲烷晶体，属于金属晶体的是铜、钠，属于原子晶体的是金刚石、SiO2。
2．不服从紧密堆积原理的晶体是金刚石、SiO2，并解释其原因。
【提示】　形成原子晶体微粒间以共价键进行堆积，因共价键有饱和性和方向性，决定了一个原子周围的其他原子数目不仅是有限的，而且堆积方向也是一定的。金刚石、SiO2晶体中原子之间以共价键结合，故不服从紧密堆积原理。
[核心·突破]
1．不同晶体的堆积方式
2．配位数
在密堆积中，一个原子或离子周围所邻接的原子或离子的数目。
[题组·冲关]
1．关于晶体结构型式的说法正确的是(　　)
A．所有晶体的空间排列都服从紧密堆积原理
B．晶体尽量采用紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
C．金属晶体的结构型式可以归结为非等径圆球的密堆积
D．等径圆球的密堆积有A1、A3两种结构型式，其中Cu属于A3型密堆积
【解析】　离子晶体、分子晶体、金属晶体的空间排列服从紧密堆积原理，而原子晶体的构成微粒为原子，微粒间的相互作用为共价键，由于共价键有方向性和饱和性，所以原子晶体的空间排列不服从紧密堆积原理，A项不正确；金属晶体的结构型式为等径圆球的密堆积，C项不正确；Cu属于A1型密堆积，D项不正确。
【答案】　B
2．如图为金属镉的堆积方式，下列说法正确的是(　　)
A．此堆积方式属于非最密堆积
B．此堆积方式为A1型
C．配位数(一个金属离子周围紧邻的金属离子的数目)为8
D．镉的堆积方式与铜的堆积方式不同
【解析】　据图可看出，镉的堆积方式为“…ABAB…”形式，为A3型，而铜的堆积方式为A1型，故A、B两项错误，D项正确；A3型密堆积的配位数为12，即中间一层有6个，上下两层各有3个，C项错误。
【答案】　D
3．下列晶体按A1型进行紧密堆积的是(　　)
A．干冰、NaCl、金属铜
B．ZnS、金属镁、氮化硼
C．水晶、金刚石、晶体硅
D．ZnS、NaCl、金属镁
【解析】　干冰、NaCl、Cu、ZnS均为A1型紧密堆积，Mg为A3型紧密堆积，水晶、金刚石、氮化硼、晶体硅为原子晶体，不遵循紧密堆积原则，故只有A正确。
【答案】　A
4．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．基本构成微粒种类
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
D．晶体内部微粒的种类及微粒间相互作用的种类
【解析】　根据晶体内部微粒的种类和微粒间的相互作用的不同，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
【规律方法】　晶体类型不同，堆积模型不同
(1)金属晶体采用等径圆球的密堆积。
(2)离子晶体采用不等径圆球密堆积，大球先做等径圆球密堆积，小球再填充空隙。
(3)原子晶体不是紧密堆积。
(4)分子晶体尽可能采用紧密堆积。
晶
体
结
构
的
最
小
重
复
单
元——晶
胞
[基础·初探]
概念
晶体结构中最小的重复单元
形状
大小、形状完全相同的平行六面体
类型
A3型——六方最密堆积——六方晶胞
A1型——面心立方最密堆积——面心立方晶胞
“切割法”计算
某晶胞中的微粒，如果被n个晶胞所共有，则微粒的1/n属于该晶胞
面心立方最密堆积(A1型)和六方最密堆积(A3型)所示的图形均代表一个晶胞吗？
【提示】　A1型所示图形为一个晶胞，而A3型所示图形为三个晶胞。
[核心·突破]
晶胞中粒子数目的计算——切割法
1．平行六面体晶胞中不同位置的粒子数的计算
某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。
2．非平行六面体晶胞
晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定，如正六棱柱形晶胞，顶点上的每个微粒对晶胞的贡献为，水平棱边为，竖直棱边为，面为，内部为1。
如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占该粒子的1/3。
3．气态团簇分子不能用切割法
如图所示，由金属原子M和非金属原子N构成的气态团簇分子，顶角和面上的原子是M原子，棱中心和体心的原子是N原子，则分子式可表示为M14N13或N13M14。
[题组·冲关]
1．有下列离子晶体的空间结构示意图：以M代表阳离子，以N代表阴离子，·代表阳离子，?代表阴离子，化学式为MN2的晶体结构为(　　)
【解析】　利用切割法计算立方晶胞微粒个数的过程如下：A中阳离子处于顶点位置，故其在晶胞中的数目为8×＝1个，而阴离子位于体心，其数目为1，故A的化学式为MN；同理可得，B中，M为4×＝，N为1，化学式为MN2；C中M为4×＝，N为4×＋1＝，化学式为MN3；D中M为8×＋4×＝3，N为1，化学式为M3N。
【答案】　B
2．如图所示是晶体结构中具有代表性的最小重复单元(晶胞)的排列方式，图中?—X、 —Y、 —Z。其对应的化学式不正确的是(　　)
A　　　　　　B　　　　　　　C　　　　　　　D
【解析】　A图中X、Y原(离)子的位置、数目完全等同，化学式XY正确；B图化学式应为XY，不正确；C图中X的数目为4×＋1＝，Y的数目为4×＝，化学式X3Y正确；D图中X的数目为8×＝1，Y的数目为6×＝3，Z位于内部，数目为1，化学式XY3Z正确。
【答案】　B
3．X(Zn)与Y(S)所形成化合物晶体的晶胞如图所示。
【导学号：66240024】
(1)在1个晶胞中，X离子的数目为________。
(2)该化合物的化学式为________。
【解析】　一个晶胞中Zn2＋的数目＝1(8个顶点)＋3(6个面心)＝4，S2－的数目＝4(4个体内)。
【答案】　(1)4　(2)ZnS
4．利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，如图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为________，该功能陶瓷的化学式为________。
【解析】　由晶胞结构示意图，根据切割法，可得B原子为8×＋1＝2个，N原子为4×＋1＝2个，则该功能陶瓷的化学式为BN。
【答案】　2　BN学业分层测评(二)　基态原子的核外电子排布
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列原子中未成对电子(单独占据1个原子轨道的电子)数为2的是(　　)
A．O　　　B．N　　　C．Cu　　　D．F
【解析】　氧原子的电子排布式为1s22s22p4，所以2p轨道上有两个单电子分别占据两个不同的2p轨道。
【答案】　A
2．R元素的原子，其最外层的p能级电子数等于所有的电子层s能级电子总数，则R是(　　)
A．Li
B．Be
C．S
D．Ar
【解析】　若只有1个电子层，则不存在p能级，若有2个电子层，则有两个s能级，则电子排布式为1s22s22p4，为氧元素，若有3个电子层，则有三个s能级，则电子排布式为1s22s22p63s23p6，则可以看出应选D。
【答案】　D
3．下列微粒的核外电子的表示方法中正确的是(　　)
A．碳原子的轨道表示式：
B．磷原子价电子轨道表示式：
C．铬原子的价电子排布式：3d44s1
D．Fe2＋的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2
【解析】　A表示碳原子的轨道表示式，正确；B不符合洪特规则；正确的铬原子的价电子排布式为3d54s1；Fe2＋是铁原子失去最外层2个电子形成的，其电子排布式是1s22s22p63s23p63d6。
【答案】　A
4．(双选)下列价电子排布表示正确的是(　　)
A．Cu：3d94s2
B．Ca：3d2
C．Na：3s1
D．
Fe：3d64s2
【解析】　A项中违反洪特规则特例，应为3d104s1；B项中违反能量最低原则，应为4s2。
【答案】　CD
5．下列各原子或离子的电子排布式错误的是(　　)
A．K＋：1s22s22p63s23p6
B．As：1s22s22p63s23p63d104s24p3
C．N3－：1s22s22p6
D．Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
【解析】　根据洪特规则，能量相同的原子轨道在全充满、半充满、全空状态时原子较稳定，故Cr原子电子排布式应为1s22s22p63s23p63d54s1。
【答案】　D
6．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(　　)
A．ns
B．np
C．(n－1)d
D．(n－2)f
【解析】　按照能级顺序，电子在原子轨道上排布顺序为ns(n－2)f(n－1)dnp，即最后排布在np轨道。
【答案】　B
7．一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是(　　)
A．＋1
B．＋2
C．＋3
D．－1
【解析】　据题意可知该元素原子价电子排布为3s23p1，由元素最高正化合价＝价电子数可知该元素为＋3价。
【答案】　C
8．下列微粒中，电子排布式为1s22s22p63s23p6的是(　　)
A．Na＋
B．Mg2＋
C．Cl－
D．Br－
【解析】　该微粒的核外电子数为18，Cl－符合。
【答案】　C
9．下面是某些原子的最外层电子排布式，各组指定的元素不能形成AB2(A为正价，B为负价)型化合物的是(　　)
A．2s22p2和2s22p4
B．3s23p4和2s22p4
C．3s2和2s22p5
D．3s1和3s23p4
【解析】　A项为C和O，能形成CO2；B项为S和O，能形成SO2；C项为Mg和F，能形成MgF2；D项为Na和S，形成Na2S，属A2B型。
【答案】　D
10．某元素的激发态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p14s1，则该元素基态原子的电子排布式为________；元素符号为________；其最高价氧化物对应的水化物的酸性比碳酸________(增“强”或“弱”)。
【解析】　由该元素的激发态原子的电子排布式可知其基态原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p2，故为14号元素Si，其最高价氧化物对应的水化物H4SiO4的酸性比碳酸弱。
【答案】　1s22s22p63s23p2　Si　弱
11．A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素。A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：，B是同周期除稀有气体外半径最大的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：
(1)A为______________(写出元素符号，下同)，电子排布式是________；
(2)B为________，简化电子排布式是_______________________；
(3)C为________，价电子排布式是______________________________；
(4)D为________，轨道表示式是________________________________；
(5)E为________，原子结构示意图是_____________________________。
【解析】　由题意可知，A为Si，B为Na，C为P，则D为N，E为Fe。
【答案】　(1)Si　1s22s22p63s23p2　(2)Na　[Ne]3s1　(3)P　3s23p3　(4)N　
　　(5)Fe　
12．已知X、Y两种元素的原子序数之和等于41。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。请回答下列问题。
(1)X元素原子基态时的电子排布式为________，该元素的符号是____；
【导学号：66240004】
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为__________________________，该元素的名称是________。
【解析】　(1)因为X原子4p轨道上有3个未成对电子，可知其电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p3，并推出其元素符号为As。
(2)根据Y元素的最外层2p轨道上有2个未成对电子，又因为X、Y的原子序数和为41，故Y的原子序数为41－33＝8，为氧，故价层电子的轨道表示式为：
，元素名称为氧。
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3　As
(2)
　氧
[能力提升]
13.下列各组表述中，两个微粒一定不属于同种元素原子的是(　　)
A.3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p2的原子
B.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2的原子
C.最外层电子数是核外电子总数的的原子和价电子排布为4s24p5的原子
D.2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布为2s22p5的原子
【解析】　A项，3p能级有一个空轨道，说明3p上填2个电子，因填1个电子有2个空轨道，填3个电子或3个以上电子无空轨道，则3p上有2个电子，3s上肯定已填满，价电子排布为3s23p2，因此A中两微粒相同。B项，M层全充满而N层为4s2，M层上有d轨道，即：3s23p63d10，应该是锌元素，3d64s2是铁元素，B选项符合题意。C中价电子排布为4s24p5，则3d上已排满10个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子数是核外电子总数的原子，可按下述方法讨论：若最外层电子数为1，核外电子总数为5不可能，最外层电子数为2，核外电子总数为10不可能，同理，可讨论，只有最外层电子数为7，核外电子总数为35时合理，其电子排布式也是1s22s22p63s23p63d104s24p5，二者是同种元素的原子。D中2p能级有一个未成对电子，可以是2p1，也可以是2p5，因此二者不一定属于同种元素的原子，D选项不符合题意。
【答案】　B
14.下列有关原子结构或元素性质说法正确的是(　　)
A.原子核外电子排布式为1s2的元素与原子核外电子排布式为1s22s2的元素化学性质相似,B.基态碳原子的价电子轨道表示式：
C.基态铜原子的价电子轨道表示式：
D．Fe3＋的最外层电子排布式为3s23p63d5
【解析】　原子核外电子排布式为1s2的元素是He，原子核外电子排布式为1s22s2的元素是Be，二者化学性质不相似，A错；根据能量最低原则，基态碳原子的价电子排布式为2s22p2，B错；根据洪特规则，原子轨道全满，半满，全空时体系能量最低，原子最稳定，因此基态铜原子的价电子排布式为3d104s1，C错；Fe的基态原子核外电子排布为[Ar]3d64s2，失去3个电子后，最外层即M层的电子排布式为3s23p63d5，D正确。
【答案】　D
15．某元素原子的3p原子轨道中有2个未成对电子，则下列叙述中一定正确的是(　　)
A．M层上有4个电子
B．最高正价为＋2
C．最高正价为＋4
D．L层上没有未成对电子
【解析】　3p轨道上有两个未成对电子，则该原子的价电子轨道式可表示为：，即S元素。它们的L层上均已填满。
【答案】　D
16．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：
【导学号：66240005】
(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
(3)学业分层测评(四)　电离能及其变化规律
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列说法中不正确的是(　　)
A．电离能最小的电子能量最高
B．同主族元素，随着核电荷数的增加，I1逐渐增大
C．通常情况下，电离能I1＜I2＜I3
D．通常情况下，电离能越小，元素的金属性越强
【解析】　同主族元素，随核电荷数的增大，I1逐渐减小，B错误。
【答案】　B
2．下列原子中，第一电离能最大的是(　　)
A．B　　　　
B．C
C．Al
D．Si
【解析】　B、C属于同周期元素，故I1(C)>I1(B)，Al、Si属于同周期元素，故I1(Si)>I1(Al)；C、Si属于同主族元素，故I1(C)>I1(Si)，B、Al属于同主族元素，故I1(B)>I1(Al)。综上所述知I1(C)最大。
【答案】　B
3．在第2周期中，B、C、N、O四种元素的第一电离能由大到小的排列顺序是(　　)
A．I1(N)>I1(C)>I1(O)>I1(B)
B．I1(N)>I1(O)>I1(B)>I1(C)
C．I1(N)>I1(O)>I1(C)>I1(B)
D．I1(O)>I1(N)>I1(C)>I1(B)
【解析】　B、C、N、O属于同周期元素，同一周期元素随原子序数递增，第一电离能有增大的变化趋势，但ⅡA族元素大于ⅢA族元素，VA族元素大于ⅥA族元素。
【答案】　C
4．元素周期表第3周期所含主族元素(Ar除外)中，第一电离能最大和最小的两元素形成的化合物是(　　)
A．Na2S
B．MgCl2
C．NaCl
D．AlCl3
【解析】　第3周期主族元素中，第一电离能最大的元素为Cl，第一电离能最小的元素为Na，二者形成的化合物为NaCl。
【答案】　C
5．下列四种元素中，第一电离能由大到小顺序正确的是(　　)
①原子含有未成对电子最多的第2周期元素
②电子排布为1s2的元素
③周期表中电负性最强的元素
④原子最外层电子排布为3s23p4的元素
A．②③①④
B．③①④②
C．①③④②
D．无法比较
【解析】　根据原子的核外电子排布及元素周期律可知，①、②、③、④分别表示氮、氦、氟和硫，第一电离能由大到小的顺序是He＞F＞N＞S，A项正确。
【答案】　A
6．下列选项中，第二电离能最大的元素所具有的电子层结构为(　　)
A．1s2
B．1s22s1
C．1s22s2
D．1s22s22p2
【解析】　I2最大的元素应失去的是内层上已达稳定结构的电子层上的电子。
【答案】　B
7．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ/mol。根据下表所列数据判断错误的是(　　)
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4
600
6
900
9
500
Y
580
1
800
2
700
11
600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
C．元素Y是ⅢA族的元素
D．若元素Y处于第3周期，它可与冷水剧烈反应
【解析】　对元素X，I2开始突跃，说明X最容易失去1个e－，对于元素Y，I4开始突跃，说明Y容易失去3个e－，由此可知X的常见化合价为＋1价，元素Y是ⅢA族元素，若Y处于第3周期，Y是Al，Al与冷水不反应。
【答案】　D
8．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)
元素
I1
I2
I3
I4
……
R
740
1
500
7
700
10
500
……
下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　)
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第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
9．下列各组元素，按原子半径依次减小、第一电离能逐渐增大的顺序排列的是(　　)
A．K、Na、Li
B．Al、Mg、Na
C．N、O、C
D．Cl、S、P
【解析】　同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小(除稀有气体元素)，第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势。同主族元素，从上到下，原子半径递增，第一电离能递减。
【答案】　A
10．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的最低能量I1如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素原子的I1变化的特点是______________________，各主族中I1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增大。但个别元素的I1出现反常，试预测下列关系中正确的是________(填序号)。
①I1(砷)>I1(硒)　②I1(砷)I1(硒)　④I1(溴)(3)第10号元素XT较大的原因是_____________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)从Li、Na、K等可以看出，同主族元素随原子序数的增大，I1变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性变化。
(2)考查第一电离能与洪特规则的关系。同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子价电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大。基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)状态时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。从第2、3周期可以看出第ⅢA、第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素的I1都低，由此可以推测：I1(砷)＞I1(硒)，I1(溴)＞I1(硒)。
(3)10号元素是稀有气体元素氖，已达到稳定结构，此时失去一个电子就需要很高的能量。
【答案】　(1)随着原子序数增大，I1变小　周期性
(2)①③
(3)10号元素是氖，该元素的原子最外层电子排布已达到8电子的稳定结构
11．根据下列5种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题。
元素符号
I1
I2
I3
I4
Q
2
080
4
000
6
100
9
400
R
500
4
600
6
900
9
500
S
740
1
500
7
700
10
500
T
580
1
800
2
700
11
600
V
420
3
100
4
400
5
900
(1)在元素周期表中，最有可能处于同一族的是________(填序号，下同)。
A．Q和R
B．S和T
C．T和V
D．R和T
E．R和V
(2)它们的氯化物的化学式，最有可能正确的是________。
A．QCl2　B．RCl　C．SCl3　D．TCl　E．VCl4
(3)下列元素中，最有可能与Q元素处于同一族的是________。
A．硼
B．铍
C．锂
D．氢
E．氦
(4)在这5种元素中，最容易与氯元素形成离子化合物的是________。
A．Q
B．R
C．S
D．T
E．V
(5)利用表中的数据判断，V元素最有可能是下列元素中的________。
A．H
B．Li
C．Na
D．K
理论根据是_____________________________________________。
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
【解析】　各级电离能中发生突跃式增高的情况是R：I2 I1、S：I3 I2、T：I4 I3、V：I2 I1，化合价分别为＋1、＋2、＋3、＋1；Q的第一电离能比其他元素的第一电离能明显高得多，最有可能为稀有气体。
【答案】　(1)E　(2)B　(3)E　(4)E
(5)D　R和V都是I2 I1，应该属于ⅠA族元素，因为R和V都存在第四电离能，核外电子数应该至少为4个，故应该是Na、K，并且V的第一电离能小于R的，所以V的金属性更强，应该是K
12．Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：
①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn；
③R原子核外L层电子数为奇数；
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：
【导学号：66240008】
(1)Q是________，R是________，X是________，
Y是________，Z是________(用元素符号填写)。
(2)Z的核外电子排布式是________。
(3)Q、R、X、Y四种元素的第一电离能由小到大的顺序是________________________________________________(用元素符号表示)。
(4)Q、R、Y三种元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱顺序为____________________________________________________(用化学式表示)。
【解析】　由①得Z为铜元素，3d轨道是全充满状态；由②得Y为ⅣA族元素；由③得R原子L层电子数可能为1、3、5、7，且为第二周期元素；由④得Q价电子排布为ns2np2，X价电子排布为ns2np4。结合原子序数大小关系：Q＜R＜X＜Y＜Z可知，Q为碳元素，Y为硅元素，R为氮元素，X为氧元素。
【答案】　(1)C　N　O　Si　Cu
(2)1s22s22p63s23p63d104s1
(3)Si＜C＜O＜N
(4)HNO3＞H2CO3＞H4SiO4(或H2SiO3)
[能力提升]
13．某元素X的逐级电离能如图所示，下列说法正确的是(　　)
A．X元素显＋4价
B．X为非金属
C．X为第五周期元素
D．X与氯反应时最可能生成的阳离子为X3＋
【解析】　从图可以看出I4 I3，元素X易失去3个e－。
【答案】　D
14．(双选)下列叙述正确的是(　　)
A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C．室温时，0族元素的单质都是气体
D．同一周期中，碱金属的第一电离能最小
【解析】　本题考查元素周期表中，同周期和同主族元素性质的一些递变规律。A项错，因为在同周期元素中ⅦA族元素原子的半径最小；B项错，因为在同主族元素中，原子半径越大越难得到电子。
【答案】　CD
15．下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是(　　)
A.W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B．X元素的第一电离能小于Z元素的第一电离能
C．p能级未成对电子最多的是W元素
D．X元素是同周期中第一电离能最大的元素
【解析】　根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为：F、P、S、Ar、Br。同周期VA族元素原子价电子排布为ns2np3为半充满结构，故P元素的第一电离能比S元素的第一电离能要略大；F、Br在同一主族，F元素的第一电离能比Br元素的第一电离能要大，故A选项和B选项是错误的。W元素的p能级上有3个未成对的电子，故C选项是正确的。同周期中碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，故D选项错误。
【答案】　C
16．如图是元素周期表的一部分，其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，原因是__________________________________________________
_____________________________________________________________。
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________族的元素。
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】　锂原子核外电子排布式为1s22s1，失去核外第一个电子形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，比较稳定，难以再失电子，所以失去第二个电子时所需能量要远远大于失去第一个电子时所需的能量。由表中所提供数据可知，X原子的各级电离能数据中，I2 I1，可判断其最外层只有一个电子，化合价为＋1，故可推知X是钠元素的原子，由j在元素周期表中的位置可推出j是氧元素，Na和O可形成Na2O和Na2O2两种化合物。Y元素原子的I4 I3，可判断其最外层有3个电子，故Y元素位于ⅢA族。因为m为稀有气体元素氩，价电子排布式为3s23p6，p能级达到全充满状态，是稳定结构，难以失去电子，故该元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
【答案】　(1)①④
(2)①锂原子失去一个电子后，形成的Li＋核外电子排布式为1s2，为全充满状态，达到稳定结构，此时再失去一个电子很困难
②a　Na2O和Na2O2　③ⅢA　④m学业分层测评(五)　元素的电负性及其变化规律
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．利用元素的电负性不能判断的是(　　)
A．元素的得电子能力
B．化学键的类别(离子键和共价键)
C．元素的活泼性
D．元素稳定化合价的数值
【解析】　元素电负性是元素原子在化合物中吸引电子能力的标度。所以利用元素电负性的大小能判断元素得电子能力(电负性越大，元素原子得电子能力越强)、化学键的类别(两元素电负性差值小于1.7的一般是共价键，大于1.7的一般是离子键)、元素的活泼性(金属元素的电负性越小，金属元素越活泼，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼)、元素在化合物中所显示化合价的正负(电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价)，但不能判断元素稳定化合价的数值。
【答案】　D
2．元素电负性随原子序数的递增而增大的是(　　)
A．Na　K　Rb
B．N　P　As
C．O　S　Cl
D．Si　P　Cl
【解析】　根据同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小的规律来判断。
【答案】　D
3．下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是(　　)
A．OB．CC．PD．K【解析】　同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，故A选项符合题意。
【答案】　A
4．有短周期A、B、C、D四种元素，A、B同周期，C、D同主族，已知A的阳离子与D的阴离子具有相同的电子层结构，B的阴离子和C的阴离子电子层结构相同，且C离子的核电荷数高于B离子，电负性顺序正确的是(　　)
A．A>B>C>D
B．D>C>B>A
C．C>D>B>A
D．A>B>D>C
【解析】　根据题意可知A、B、C处于同一周期，且原子序数C>B>A，C、D处于同一主族，且C在D的下一周期。据此分析画出A、B、C、D在周期表中相对位置关系为：，然后依据同周期、同主族元素电负性变化规律即可确定其电负性顺序：D>C>B>A。
【答案】　B
5．下列说法正确的是
(　　)
A．金属与非金属化合时，都可以形成离子键
B．金属元素的电负性一定小于非金属元素的电负性
C．电负性相差越大的元素间越容易形成离子键
D．同周期元素从左到右，第一电离能和电负性均增大
【解析】　A项，金属和非金属电负性相差较大时可以形成离子键；B项，金属元素的电负性不一定小于非金属元素；D项，同周期元素从左到右，第一电离能有增大趋势，但并不是依次增大。
【答案】　C
6．下列元素电负性最大的是
(　　)
A．最高正化合价和最低负化合价的代数和为4的短周期元素
B．最高正化合价与最低负化合价绝对值相等的元素
C．没有负化合价的元素
D．没有正化合价的元素
【解析】　A中元素为S，B中元素为ⅣA族的元素或氢元素，C中元素为金属元素，D中元素是氟元素，氟元素的电负性最大。
【答案】　D
7．元素周期表中能稳定存在且电负性相差最大的两种元素形成的化合物的化学式为(　　)
A．HI
B．LiI
C．CsF
D．KI
【解析】　
电负性最强的元素在元素周期表的右上方即氟元素，电负性最小的在元素周期表的左下方，能在自然界稳定存在的为Cs，所以二者形成化合物的化学式为CsF。故正确答案为C。
【答案】　C
8．下列是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
【解析】　A、B、C、D四种元素分别为O、P、Si、Ca，电负性最大的原子是氧。
【答案】　A
9．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的方法，下列关于电负性的变化规律正确的是(　　)
A．周期表中同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大
B．周期表中同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐增大
C．电负性越大，金属性越强
D．电负性越小，非金属性越强
【解析】　根据元素周期律，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，选项B错；电负性越大，非金属性越强，金属性越弱，选项C、D错。
【答案】　A
10．(1)比较下列元素电负性的大小。
①Li______Na　②O______F　③Si______P
④K______Ca　⑤Mg______Al　⑥N______O
(2)按要求回答下列问题。
①标出下列化合物中元素的化合价。
a．MgO　b．BeCl2　c．CO2　d．Mg3N2　e．IBr　f．SOCl2
②判断下列化合物类型：NaF、HCl、NO2、MgO、CaCl2、CH4
a．离子化合物：_____________________________________________；
b．共价化合物：__________________________________________。
【答案】　(1)①＞　②＜　③＜　④＜　⑤＜　⑥＜
(2)①a.　b.2　c.2　d.32
e.　f.2
②a：NaF　MgO　CaCl2
b：HCl　NO2　CH4
11．下列给出14种元素的电负性：
元素
Al
B
Be
C
Cl
F
Li
电负性
1.5
2.0
1.5
2.5
3.0
4.0
1.0
元素
Mg
N
Na
O
P
S
Si
电负性
1.2
3.0
0.9
3.5
2.1
2.5
1.8
请运用元素周期律知识完成下列各题：
(1)同一周期中，从左到右，元素的电负性________；同一主族中，从上到下，元素的电负性________。所以，元素的电负性随原子序数递增呈________变化。
(2)短周期元素中，电负性最大的元素是________，电负性最小的元素是________，由这两种元素形成的化合物属于________化合物，用电子式表示该化合物的形成过程：____________________________。
【答案】　(1)逐渐增大　逐渐减小　周期性　(2)F　Na　离子　
12．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。
【导学号：66240010】
(1)X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学方程为________________________________。
(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)。
(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_________________________。
(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。
【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
[能力提升]
13．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中错误的是(　　)
A．金属性：B>A>C>D
B．原子半径：B>A>C>D
C．元素的电负性：D>C>B>A
D．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
【解析】　据题意可知，A、B、C、D在周期表中的位置为：
C
D
B
A
…
则金属性：B>A>C>D，原子半径：B>A>C>D，电负性：D>C>A>B，离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋。
【答案】　C
14．处于同一周期的A、B、C、D四种短周期元素，其气态原子获得一个电子所放出的能量A＞B＞C＞D。下列关于A、B、C、D四种元素的说法中，正确的是(　　)
A．元素的非金属性依次增强
B．元素的电负性依次减小
C．元素的第一电离能依次增大
D．最高价的大小关系是：A＜B＜C＜D
【解析】　气态原子获得一个电子放出的能量越多，说明该原子越易获得电子，非金属性越强，电负性越大，第一电离能一般也越大。
【答案】　B
15．A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，有关两元素的下列叙述：①原子半径AB；③原子序数A>B；④原子最外层电子数AA．③④⑥
B．①②⑦
C．③⑤
D．③④⑤⑥⑦
【解析】　A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则A在B的下一周期，则原子半径A>B，故①错误；A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构，则离子半径AB，故③正确；当原子最外层电子数<4时，易失去最外层电子形成阳离子，当原子最外层电子数>4时，易得到电子形成阴离子，则原子最外层电子数A【答案】　A
16．下面是元素周期表的简略框架图。
(1)请在上面元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。
(2)根据氢元素最高正价与最低负价的绝对值相等，你认为还可把氢元素放在周期表中的________族；有人建议将氢元素排在元素周期表的ⅦA族，请你写出支持这一观点的1个化学事实_______________________________________。
(3)上表中元素①、②原子的最外层电子的电子排布式分别为________、________；比较元素①与元素②的下列性质(填写“>”或“<”)。
原子半径：①________②，电负性：①________②，
金属性：①________②。
(4)某短周期元素最高正价为＋7，其原子结构示意图为______________。
【解析】　(1)金属与非金属的分界线是非金属元素的硼、硅、砷、碲、砹与金属元素铝、锗、锑、钋之间的分界线。
(2)最高正价与最低负价绝对值相等的族为ⅣA族；氢原子得到1个电子达到稳定结构，这一特点同ⅦA族元素相同。
(3)由①和②在周期表中的位置可确定①、②分别为Mg和Al，其价电子排布式分别为3s2和3s23p1。利用同周期元素的递变规律可知：原子半径Mg>Al，金属性Mg>Al，电负性Al>Mg。
(4)因短周期元素最高正价为＋7的元素应为ⅦA族元素，氟元素无正价，所以该元素为氯元素。
【答案】　(1)
(2)ⅣA　H原子得到一个电子实现最外电子层稳定结构；氢分子的结构式为H—H(其他合理答案也可)
(3)3s2　3s23p1　>　<　>
(4)第3节　离子键、配位键与金属键
1．知道离子键的形成过程及特征。(重点)
2．了解配位键的实质和简单的配位化合物。
3．了解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的某些性质。(难点)
离
子
键
与
配
位
键
[基础·初探]
教材整理1　离子键
1．概念
阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
2．形成条件
成键原子所属元素的电负性差值越大，原子间越容易发生电子得失，形成离子键。一般认为当成键原子所属元素的电负性差值大于1.7时，原子间才有可能形成离子键。
3．形成过程
4．实质：离子键的实质是静电作用，它包括阴、阳离子之间的静电引力和两原子核及它们的电子之间的斥力两个方面。其中，静电引力用公式F＝k(k为比例系数)表示。
5．特征：离子键没有方向性和饱和性。
(1)离子键是阴、阳离子间的静电引力。(×)
(2)含离子键的化合物一定是离子化合物。(√)
(3)离子键与共价键都有方向性和饱和性。(×)
(4)离子化合物中一定含有金属元素。(×)
(5)共价化合物中可能含有离子键。(×)
教材整理2　配位键
1．配位键
概念
成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的化学键。
形成条件及表示方法　
一方(如A)是能够提供孤对电子的原子，另一方(如B)是具有能够接受孤对电子的空轨道的原子。用符号A→B表示。
2.配合物
(1)概念：组成中含有配位键的物质。
(2)组成：
(1)配位键可看作是一种特殊的共价键。(√)
(2)配位键中一方提供孤对电子。(√)
(3)分子和离子不能形成配位键。(×)
(4)含有配位键的化合物为配合物。(√)
[合作·探究]
[探究背景]
向AgNO3溶液中滴入氨水，现象：生成白色沉淀，随氨水的增加，沉淀逐渐溶解。
[探究问题]
1．写出以上反应的离子方程式：
【提示】　Ag＋＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH
AgOH＋2NH3===[Ag(NH3)2]＋＋OH－
2．利用化学平衡移动原理解释配合离子是如何形成的。
【提示】　AgOH水溶液中存在AgOH(s)??Ag＋(aq)＋OH－(aq)平衡，继续滴入氨水时，NH3分子与Ag＋形成[Ag(NH3)2]＋配合离子，且配合离子很稳定，使以上平衡右移，AgOH逐渐溶解。
3．配位键与共价键的关系怎样？配位化合物中一定含过渡元素吗？
【提示】　如果仅从共用电子的角度考虑，配位键与共价键有类似之处，但形成配位键的共用电子是由一方提供而不是由双方共同提供的。配位键的形成过程与共价键不同，但是一旦形成之后与共价键没有区别。配位化合物是含配位键的化合物，不一定含过渡元素，如NH4Cl。
[核心·突破]
1．离子键
(1)离子键存在于大多数盐、强碱、金属氧化物等离子化合物中。
(2)共价化合物中一定不含有离子键。
(3)离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强。
(4)离子键越强，相应离子化合物的熔、沸点越高。
(5)离子化合物在熔化和水溶液中所含的离子键均能断裂。
2．配位键
(1)配位键实质上是一种特殊的共价键，在配位键中成键的原子一方能提供孤对电子，另一方具有能够接受孤对电子的空轨道。
(2)同共价键一样，配位键可以存在于分子之中[如Ni(CO)4]，也可以存在于离子之中(如NH)。
(3)两种原子间所形成的配位键和普通共价键的性质(键长、键能、键角)完全相同。例如，NH中的1个配位键和3个共价键性质相同，即NH中4个价键的性质完全相同。
[题组·冲关]
1．下列物质中，既含有离子键，又含有非极性共价键的是(　　)
A．Na2O2　
B．NaOH
C．Na2O
D．MgCl2
【解析】　Na2O2中含有Na＋与O的离子键，O中含有O—O非极性键，A正确；NaOH中含有Na＋与OH－的离子键，OH－中含有H—O极性键，B不正确；Na2O中只含有Na＋与O2－的离子键，C不正确；MgCl2中只含有Mg2＋与Cl－的离子键，D不正确。
【答案】　A
2．具有选项中电负性的两种元素，最容易形成离子键的是(　　)
A．4和1
B．3.5和1
C．1.8和2
D．4和0.8
【解析】　D选项中两元素的电负性差值最大，最容易形成离子键。
【答案】　D
3．氯化钠是日常生活中人们常用的调味品。下列性质可以证明氯化钠中一定存在离子键的是(　　)
A．具有较高的熔点
B．熔融状态能导电
C．水溶液能导电
D．常温下能溶于水
【解析】　NaCl在熔融状态能导电，说明NaClNa＋＋Cl－，即说明NaCl中存在离子键。
【答案】　B
4．在下列物质中：①CO2、②KCl、③CaBr2、④O2、⑤NH4Cl、⑥Ca(OH)2、⑦N2、⑧HBr、⑨NH3、⑩Na2O2，请用序号回答下列问题：
(1)只有非极性键的是________。
(2)只有极性键的是________。
(3)只有离子键的是________。
(4)既有离子键，又有非极性键的是________。
(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________。
【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)⑩　(5)⑤⑥　(6)②③⑤⑥⑩　(7)①⑧⑨
5．下列说法中，不正确的是(　　)
A．配位键也是一种静电作用
B．配位键实质上也是一种共价键
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】　配位键是一种特殊的共价键，孤对电子由一方提供，另一方提供空轨道。
【答案】　C
6．H＋离子与NH3分子反应生成NH离子，它们之间的相互作用是(　　)
A．分子间的作用
B．非极性共价键
C．离子键
D．配位键
【解析】　H＋提供空轨道，NH3提供孤对电子，两者以配位键结合。
【答案】　D
7．锌和铝都是活泼金属，其氢氧化物既能溶于强酸，又能溶于强碱。但是氢氧化铝不溶于氨水，而氢氧化锌能溶于氨水，生成配合物离子[Zn(NH3)4]2＋。
回答下列问题：
(1)单质铝溶于氢氧化钠溶液后，溶液中铝元素的存在形式为________(用化学式表示)。
(2)写出锌和氢氧化钠溶液反应的化学方程式________________________
_____________________________________________________________。
(3)下列各组中的两种溶液，用相互滴加的实验方法即可鉴别的是________。
①硫酸铝和氢氧化钠　②硫酸铝和氨水　③硫酸锌和氢氧化钠　④硫酸锌和氨水
(4)写出可溶性铝盐与氨水反应的离子方程式_______________________
_____________________________________________________________。
试解释在实验室不适宜用可溶性锌盐与氨水反应制备氢氧化锌的原因
_____________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【答案】　(1)[Al(OH)4]－
(2)Zn＋2NaOH＋2H2O===Na2Zn(OH)4＋H2↑
(3)①③④
(4)Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
可溶性锌盐与氨水反应产生的Zn(OH)2可溶于过量氨水中，生成[Zn(NH3)4]2＋，氨水的用量不易控制
金
属
键
[基础·初探]
1．含义
概念
金属中金属阳离子和“自由电子”之间存在的强的相互作用
实质
金属键本质是一种电性作用
特征
(1)金属键无方向性和饱和性(2)金属键中的电子在整个三维空间里运动，属于整块固态金属
2.金属性质
金属不透明，具有金属光泽及良好的导电性、导热性和延展性，这些性质都与金属键密切相关。
金属导电与电解质溶液导电有什么区别？
【提示】　金属导电是自由电子的定向移动，属于物理变化，电解质溶液导电是阴阳离子的定向移动并在阴、阳极放电的过程，是化学变化。
[核心·突破]
1．金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决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，价电子数越多，金属键越强。
2．金属键对金属性质的影响
(1)金属键越强，金属熔沸点越高。
(2)金属键越强，金属硬度越大。
(3)金属键越强，金属越难失电子，一般金属性越弱，如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。
(4)金属键越强，金属原子的电离能越大。
3．含金属键的物质：金属单质及其合金。
[题组·冲关]
1．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．金属键中的电子属于整块金属
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存在的强烈的静电作用，而不仅指静电吸引作用，还有金属阳离子间的和自由电子间的排斥作用。
【答案】　B
2．下列关于金属键的叙述中，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种电荷的微粒间的强烈相互作用，其实质也是一种静电作用
B．金属键可以看作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．构成金属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】　从基本构成微粒的性质看，金属键属于静电作用，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，并且在整块金属内部的三维空间内运动，为整块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
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．金属的导电性是由自由电子的定向运动体现的
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．金属的导热性和导电性都是通过自由电子的定向运动完成的
【解析】　金属导热是自由电子和金属阳离子在相互碰撞中完成的热能传递。
【答案】　D
【温馨提示】　金属键的认识误区
(1)金属的“自由电子”指金属易失去的价电子，不是金属原子核外所有的电子。
(2)金属键可以看成是由许多个金属阳离子跟许多个电子所形成的。“自由电子”不专属于某一个金属阳离子，而为整个金属晶体所共有。
(3)金属键没有方向性和饱和性，其不只存在于金属晶体中，金属合金中也有。第2节　原子结构与元素周期表
第1课时　基态原子的核外电子排布
1．了解基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序。
2．掌握基态原子的核外电子排布规律，会书写常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。(重点)
3．学会利用电子排布式、轨道表示式正确表示核外电子排布。(难点)
基
态
原
子
的
核
外
电
子
排
布
原
则
[基础·初探]
1．能量最低原则
(1)基态原子的核外电子排布使整个原子体系的能量最低。
(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：
1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……
2．泡利不相容原理
(1)一个原子轨道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；或者说，一个原子中不存在两个完全相同的电子。
(2)在原子中，每个电子层最多能容纳2n2个电子。
3．洪特规则
(1)对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同轨道并且自旋方向相同。
(2)能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，基态铜原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
4．电子数与电子层和能级的关系
在原子中，每个电子层最多容纳2n2个电子，每个能级最多能容纳的电子数为其所包含的原子轨道数的2倍。
(1)原子轨道能量的相对大小为：E4s＞E3d＞E3p＞E3s。(×)
(2)基态O原子电子排布式为：1s22s22p4。(√)
(3)Al原子核外有1个未成对电子。(√)
(4)2p能级上有2个未成对电子的元素只有碳。(×)
(5)基态铜原子：①1s22s22p63s23p63d94s2(×)
②1s22s22p63s23p63d104s1(√)
[合作·探究]
原子核外电子排布规律
[探究背景]
根据基态原子核外电子排布原则可知每一层上的电子排布有一定的数值或数值范围。
[探究问题]
1．为什么每个电子层最多容纳2n2个电子？
【提示】　各电子层上的能级数目＝电子层序数n，根据泡利不相容原理，每个原子轨道最多只能容纳2个电子，所以每个电子层最多容纳2n2个电子。
2．为什么原子核外最外层的电子不超过8个？次外层不超过18个电子？
【提示】　由于E(nd)＞E[(n＋1)s]，当ns和np轨道电子排满时，多余的电子不是填入nd轨道，而是首先填入(n＋1)s轨道，因此最外层电子数不可能超过2＋6＝8。同理次外层由(n－1)s(n－1)p(n－1)d组成，所容纳的电子数不大于2＋6＋10＝18。
[核心·突破]
1．多电子的基态原子核外电子排布遵循的排布顺序可表示为
2．基态原子电子排布原则
核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。其中，能量最低原则又可叙述为：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。
[题组·冲关]
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
【解析】　基态原子的核外电子排布必须遵守三个原则：泡利不相容原理、能量最低原则和洪特规则。能量守恒原理与此无关。
【答案】　A
2．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】　A中能量最低原则主要是电子排布先后顺序，洪特规则指的是相同能级电子尽量占据不同轨道，只有B选项泡利不相容原理说明一个轨道上最多容纳2个电子且自旋方向相反，2p能级共有3个轨道，最多容纳6个电子。
【答案】　B
3．价电子排布满足4s半充满而3d为全充满的元素是(　　)
【导学号：66240003】
A．Ca
B．V
C．Cr　　　D．Cu
【解析】　由题意可知其价电子排布为3d104s1为Cu。
【答案】　D
4．下列原子或离子的电子排布式(或轨道表示式)正确的是________，违反能量最低原理的是________，违反洪特规则的是________，违反泡利原理的是________。
①Ca2＋：1s22s22p63s23p6
②F－：1s22s23p6
③P：
④Cr：1s22s22p63s23p63d44s2
⑤Fe：1s22s22p63s23p63d64s2
⑥Mg2＋：1s22s22p6
⑦C：。
【解析】　根据核外电子排布规律，②中错误在于电子排完2s轨道后应排2p轨道而不是3p轨道，正确的应为1s22s22p6；③中没有遵循洪特规则——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并且自旋方向相同，正确的应为：；④中忽略了能量相同的原子轨道在半充满状态时，体系的能量较低，原子较稳定，正确的应为：
【答案】　①⑤⑥　②　③④　⑦
【温馨提示】　在写基态原子的轨道表示式时，防止出现以下几种错误：
①　（违反泡利不相容原理）
②（违反洪特规则）
③
(违反洪特规则)
基
态
原
子
中
核
外
电
子
排
布
的
表
示
方
法
[基础·初探]
1．电子排布式
按照能量最低原则对能级进行排序，进而在ns、np、nd等能级符号的右上角用数字表示出电子的数目。
如基态氧原子的电子排布式可表示为1s22s22p4。
2．轨道表示式
一般用小圆圈(或方框)表示一个原子轨道。用“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。如基态氧原子的轨道表示式可表示为　。
3．价电子
(1)与化学性质密切相关的外层原子轨道上的电子，称为价电子。
(2)为了便于研究元素化学性质与核外电子间的关系，人们常常只表示出原子的价电子排布。如基态铁原子的价电子排布式为3d64s2。
(1)基态铁原子失去4s、3d轨道上各1个电子变为Fe2＋。(×)
(2)24Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(√)
(3)K的价电子排布式：4s1。(√)
(4)氮原子的轨道表示式：。(√)
(5)原子的价电子决定了其物理性质和化学性质。(×)
(6)基态N原子电子排布式为：[He]
。(×)
[合作·探究]
价电子及价电子排布
[探究背景]
原子的价电子影响元素的化学性质，主族元素和过渡元素价电子排布各不相同。
[探究问题]
1.价电子就是最外层电子吗？
【提示】　不一定。价电子是指决定元素化学性质的电子。主族元素的最外层电子是价电子，但过渡元素的次外层甚至倒数第三层电子也是价电子。
2.铁原子的价电子排布式为3d64s2，铁原子可以失去2或3个电子形成离子Fe2＋或Fe3＋，且离子稳定性大小顺序是Fe3＋＞Fe2＋。
[核心·突破]
核外电子排布的表示方法
原子结构示意图
意义
将每个电子层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
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，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子排布式
意义
为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
价电子排布式
意义
主族元素的价电子指最外层电子，价电子排布式即外围电子排布式
实例
Al：3s23p1
轨道表示式
意义
每个圆圈（或方框）代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
[题组·冲关]
题组　基态原子中核外电子排布的表示方法
1.下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是（　　）
【解析】　基态原子的电子在能量相同的轨道上分布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同。
【答案】　A
2．下列关于价电子构型为3s23p4的粒子描述正确的是(　　)
A．它的元素符号为O
B．它的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．它可与H2生成液态化合物
D．其轨道表示式为
【解析】　A项，据价电子构型可知该粒子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，故该元素为硫元素；C项，S与H2化合生成气态氢化物H2S；D项，S原子核外电子轨道表示式应为
【答案】　B
3.下列原子中，单电子数最多的是（　　）
A.16S　　　B.35Br　　　C.24Cr　　　D.15P
【解析】　写出各项原子的价电子轨道表示式进行判断。
【答案】　C
4．按要求填空：
(1)Cu的原子结构示意图为____________________________________。
(2)P的价电子排布式为____________________________________。
(3)Fe的电子排布式为____________________________________。
(4)N的轨道表示式为____________________________________。
(5)X元素的价电子排布式是4s24p5，X元素的符号是________。
【解析】　Cu的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1，所以其原子结构示意图是；P的价电子排布式为3s23p3；Fe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2；N的电子排布式为1s22s22p3，所以其轨道表示式是。X元素出现了4p能级，说明3d能级已经排满，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，原子序数是35，为溴元素。
【答案】　(1)
(2)3s23p3
(3)1s22s22p63s23p63d64s2
(4)
　(5)Br学业分层测评(七)　一些典型的空间构型
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．有关原子杂化的说法正确的是(　　)
A．空间构型是正四面体的分子，中心原子都是以sp3杂化
B．苯分子中的碳原子以sp2杂化轨道形成π键、未杂化的2p轨道也形成σ键
C．乙烯分子的碳原子以sp2杂化，其中，C—H之间是以sp2杂化轨道形成的σ键，C—C之间除了以sp2杂化轨道形成σ键外，未参加杂化的2p轨道也形成π键
D．只要分子的中心原子的杂化类型相同，分子的键角就一定相同
【解析】　A项，比如白磷分子虽然为正四面体，但却不发生杂化；B项，苯分子中的碳原子发生sp2杂化，碳原子之间以sp2杂化轨道形成σ键，每个碳原子上的未杂化的2p轨道重叠形成π键；D项，分子的中心原子的杂化类型相同，比如都是以sp3杂化的分子，由于中心原子上的孤对电子不同，对杂化轨道的排斥能力不同，导致分子的键角不同。
【答案】　C
2．s轨道和p轨道杂化的类型不可能有(　　)
A．sp1杂化
B．sp2杂化
C．sp3杂化
D．sp4杂化
【解析】　np轨道有三个：npx、npy、npz，当
s轨道和p轨道杂化时只有三种类型：①sp1杂化：即一个s轨道和一个p轨道的杂化；②sp2杂化：即一个s轨道和两个p轨道的杂化；③sp3杂化：即一个s轨道和三个p轨道的杂化。
【答案】　D
3．下列分子的空间构型是正四面体形的是(　　)
①CH4　②NH3　③CF4　④SiH4　⑤C2H4　⑥CO2
A．①②③
B．①③④
C．②④⑤
D．①③⑤
【解析】　C原子与Si原子的价电子层都是ns2np2结构，参与成键时都是形成了4个sp3杂化轨道，故它们形成的①CH4，③CF4和④SiH4的空间构型都是正四面体形。而NH3为三角锥形，C2H4为平面形，CO2为直线形。
【答案】　B
4．下列分子中的中心原子的杂化轨道类型相同的是(　　)
A．CO2与SO2
B．CH4与NH3
C．BeCl2与BCl3
D．C2H4与C2H2
【解析】　A选项中CO2中心原子为sp1杂化，SO2中心原子为sp2杂化，A不正确；B选项中，CH4、NH3中心原子均为sp3杂化，B正确；C选项BeCl2中心原子为sp1杂化，BCl3中心原子为sp2杂化，C不正确；D选项C2H2中心原子为sp1杂化，C2H4中心原子为sp2杂化，D不正确。
【答案】　B
5．下列分子的空间构型为平面三角形的是(　　)
A．CO2
B．H2O
C．CH2O
D．NH3
【解析】　CO2是线形结构，A错；H2O是V形结构，B错；NH3是三角锥形结构，D错。
【答案】　C
6．下列物质中，分子的立体结构与水分子相似的是(　　)
A．CO2　　　B．H2S　　　C．PCl3　　　D．SiCl4
【解析】　H2S中S原子与H2O中O原子的成键电子对数和孤电子对数都相同，故分子立体结构相似。
【答案】　B
7．对SO2与CO2说法正确的是(　　)
A．都是直线形结构
B．中心原子都采取sp1杂化
C．硫原子和碳原子上都没有孤对电子
D．SO2为V形结构，CO2为直线形结构
【解析】　CO2中碳原子是sp1杂化，是直线形结构，SO2中硫原子是sp2杂化，是V形结构，有1对孤对电子。
【答案】　D
8．已知在CH4中，C—H键间的键角为109.5°，NH3中，N—H键间的键角为107.3°，H2O中O—H键间的键角为104.5°，则下列说法中正确的是(　　)
A．孤对电子与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力
B．孤对电子与成键电子对间的斥力小于成键电子对与成键电子对间的斥力
C．孤对电子与成键电子对间的斥力等于成键电子对与成键电子对间的斥力
D．题干中的数据不能说明孤对电子与成键电子对间的斥力和成键电子对与成键电子对间的斥力之间的大小关系
【解析】　电子对斥力大小规律：孤对电子与孤对电子>孤对电子与成键电子对>成键电子对与成键电子对。
【答案】　A
9．如图在乙烯分子中有5个σ键、一个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
10．(1)在形成氨气分子时，氮原子中的原子轨道发生sp3杂化形成4个________，形成的4个杂化轨道中，只有________个含有未成对电子，所以只能与________个氢原子形成共价键，又因为4个sp3杂化轨道有一对________，所以氨气分子中的键角与甲烷不同。
(2)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________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________。
【解析】　(1)在形成NH3分子时，氮原子的2p轨道和2s轨道发生sp3杂化，形成4个杂化轨道，，含有一对孤对电子，3个未成键的单电子，可以与3个氢原子形成3个σ键。
(2)H3O＋中O原子的价电子数为6＋2＝8个，价电子对为4对，所以杂化方式为sp3杂化；H3O＋中只有一对孤对电子，H2O中有两对孤对电子，对所成共价键的排斥力H2O大于H3O＋，使得H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大。
【答案】　(1)sp3杂化轨道　3　3　孤对电子
(2)sp3　H3O＋分子中有一对孤对电子，H2O分子中有两对孤对电子，对形成的H—O的排斥力H2O大于H3O＋，造成H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大
11．X、Y、Z均为短周期元素，可形成X2Z和YZ2两种化合物。X、Y、Z的原子序数依次增大，X原子的K层的电子数目只有一个，Y位于X的下一周期，它的最外层电子数比K层多2个，而Z原子核外的最外层电子数比次外层电子数少2个。
(1)它们的元素符号分别为X________；Y________；Z________；
(2)用价电子对互斥理论判断：
物质
价电子对数
轨道杂化形式
分子的形状
成键电子对数
孤电子对数
X2Z
YZ2
【解析】　X原子的K层(第一层)的电子数只有一个，可知X为氢原子；Y位于X的下一周期，即为第二周期元素，它的最外层电子数比K层多2个，则其原子结构示意图为，故Y为C元素；Z原子核外的最外层电子数比次外层电子数少2个，且原子序数：Z>Y，则Z为S元素。从而推知X2Z为H2S，YZ2为CS2。
【答案】　(1)H　C　S
(2)
物质
价电子对数
轨道杂化形式
分子的形状
成键电子对数
孤电子对数
X2Z
2
2
sp3
V形
YZ2
2
0
sp1
直线形
12.A、B、C、D、E、F都是短周期元素，原子序数依次增大，B、C、D同周期，A、E同主族。A、C能形成两种液态化合物甲和乙，原子个数比分别为2∶1和1∶1。B元素原子有两个未成对电子，D是周期表中电负性最大的元素，F是地壳中含量最多的金属元素。根据以上信息回答下列问题：
【导学号：66240016】
(1)比较C、D对应氢化物的稳定性______________(填分子式)。
(2)甲、乙两分子中含有非极性共价键的是________(填分子式)，它的电子式为________。
(3)C、D、E、F的离子中，半径最小的是________(填离子符号)。
(4)B的氢化物的空间构型是________。
【解析】　A、C能形成两种液态化合物甲和乙，则甲和乙为H2O和H2O2，且原子序数A【答案】　(1)H2O(3)Al3＋　(4)正四面体形
[能力提升]
13．关于原子杂化轨道的说法正确的是(　　)
A．凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体形
B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合而形成的
C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合形成的一组能量相同的新轨道
D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键
【解析】　中心原子采取sp3杂化，轨道形状是正四面体，但如果中心原子还有孤对电子，分子的空间结构不是正四面体。CH4分子中的sp3杂化轨道是C原子的一个2s与三个2p轨道杂化而成的。AB3型的共价化合物，A原子可能采取sp2杂化或sp3杂化。
【答案】　C
14．已知次氯酸分子的结构式为H—O—Cl，下列有关说法正确的是(　　)
A．O原子发生sp1杂化
B．O原子与H、Cl都形成σ键
C．该分子为直线形分子
D．该分子电子式是
【解析】　HClO分子的结构式为H—O—Cl，O原子应为sp3杂化，形成4个杂化轨道，其中有2个是孤对电子，另2个杂化轨道分别与H原子和Cl原子各形成1个σ键。因为O原子是sp3杂化，所以分子构型为V形，其电子式为，故B项正确。
【答案】　B
15．了解有机物分子中化学键特征以及成键方式是研究有机物性质的基础。下列关于有机物分子的成键方式的描述不正确的是(　　)
A．烷烃分子中碳原子均采用sp3杂化成键
B．炔烃分子中的碳碳叁键由1个σ键、2个π键组成
C．苯分子中所有碳原子均采用sp2杂化成键，苯环中存在6个碳原子共有的大π键
D．甲苯分子中所有碳原子均采用sp2杂化成键
【解析】　甲苯分子中，苯环上的碳原子都采用sp2杂化，但甲基上的碳原子采用sp3杂化，D错。
【答案】　D
16．元素X和Y属于同一主族。负二价的元素X和氢的化合物在通常状况下是一种液体，其中X的质量分数为88.9%；元素X和元素Y可以形成两种化合物，在这两种化合物中，X的质量分数分别为50%和60%。
(1)确定X、Y两种元素在周期表中的位置分别为_________________、_________________。
(2)在元素X和元素Y两种元素形成的化合物中，写出X质量分数为50%的化合物的化学式_______；该分子的中心原子以_______杂化，分子构型为_______。
(3)写出X的质量分数为60%的化合物的化学式________；该分子的中心原子以________杂化，分子构型为________。
(4)由氢元素与X元素形成的化合物中，含有非极性键的是________(写分子式)，分子构型为V形的是________(写分子式)。
【解析】　根据氢化物化学式H2X，知×100%＝88.9%，M(X)≈16。可推知，X的相对原子质量为16，则Y为S，其氧化物分别为SO2、SO3，根据杂化轨道理论易确定其分子构型、极性。X元素为O，与氢元素形成两种化合物H2O和H2O2，其中H2O的分子构型为V形，H2O2分子中含有非极性键“—O—O—”。
【答案】　(1)第2周期ⅥA族　第3周期ⅥA族
(2)SO2　sp2　V形
(3)SO3　sp2　平面三角形
(4)H2O2　H2O章末
知识网络构建
1．共价键
2．金属键和离子键
(1)金属键
(2)离子键
3．分子间作用力与分子的空间构型
(1)分子间作用力
(2)分子的空间构型
【答案】　1.①共用电子对　②方向性　③饱和性　④头碰头　⑤肩并肩　⑥稳定
2．⑦金属阳离子　⑧金属离子、自由电子　⑨无饱和性、无方向性　⑩越强　 阴、阳离子　 阴、阳离子　 无饱和性、无方向性　 越强
3． 越高　 升高　 平面三角形　 四面体形
概念
子”间强烈的
互作用
金成键微粒:8
禹
键
征
影响因素:金属原子半径越小、单位体积
内自由电子数目越多,金属键⑩
概念:①
通过静电作用
听形成的化学键
成键微粒:2
键特征:B
形成条件:一般为活泼金属与活泼非金属
影响因素:离子所带电荷越多,离子半径
越小,离子键⑩
组成和结构相似的分子,相
对分子质量越大,范德华
范德华
力越大,熔沸
对熔沸
作+贺键)的影响
分子间氢键的存在使物质的
熔沸点第3节　原子晶体与分子晶体
1．了解原子晶体、分子晶体的结构与性质。
2．能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体和石墨晶体的结构与性质。(重点)
原
子
晶
体
[基础·初探]
教材整理1　原子晶体
1．概念
相邻原子间以共价键结合而形成的具有空间立体网状结构的晶体称为原子晶体。
2．特点
原子晶体的熔点很高，硬度很大。对结构相似的原子晶体来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。
原子晶体中的原子服从紧密堆积排列吗？说明理由。
【提示】　不服从。由于共价键具有方向性和饱和性，原子晶体中每个原子周围排列的原子的数目是有限的，故原子的排列不服从紧密堆积方式。
教材整理2　几种原子晶体的结构
1．金刚石的结构
金刚石的晶体结构
在晶体中，碳原子以sp3杂化轨道与周围4个碳原子以共价键相结合，C—C键间的夹角为109.5°。因为中心原子周围排列的原子的数目是有限的，所以这种比较松散的排列与金属晶体和离子晶体中的紧密堆积排列有很大的不同。
2．SiO2晶体的结构
二氧化硅的晶体结构
水晶是由Si和O构成的空间立体网状的二氧化硅晶体，一个硅原子与4个氧原子形成4个共价键，每个氧原子与2个硅原子形成2个共价键，从而形成以硅氧四面体为骨架的结构，且只存在Si—O键。二氧化硅晶体中硅原子和氧原子个数比为1∶2，不存在单个分子，可以把整个晶体看成巨型分子。
3．SiC晶体的结构
SiC晶体的结构类似于金刚石晶体结构，其中C原子和Si原子的位置是交替的，所以在整个晶体中Si原子与C原子个数比为1∶1。
(1)金刚石的晶胞构型为正四面体。(×)
(2)二氧化硅的分子式是SiO2。(×)
(3)SiC熔化时断裂非极性共价键。(×)
(4)原子晶体一定不是电解质。(√)
[合作·探究]
原子晶体的物理性质
[探究背景]
金刚石、碳化硅、晶体硅这三种晶体的晶胞结构和键参数的差异决定了其性质不同。
[探究问题]
1．三种晶体都属于原子晶体。
金刚石晶体的每个晶胞含有8个碳原子。
2.
键能(kJ·mol－1)
①347
②301
③226
熔点(℃)
④2
600
⑤1
415
⑥3
350
硬度
7
10
9
则：(1)键能：C—C①　C—Si②　Si—Si③(填序号)。
(2)熔点：金刚石⑥，碳化硅④，晶体硅⑤(填序号)。
(3)硬度：金刚石＞碳化硅＞晶体硅(填“＞”或“＜”)
3．规律：原子晶体具有很高的熔点，很大的硬度；对结构相似的原子晶体来说，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点就越高。
[核心·突破]
1．金刚石和二氧化硅结构特点
金刚石
(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为109.5°(3)最小碳环由6个C组成且六个原子不在同一平面内(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键个数之比为1∶2(5)每个晶胞含8个C
SiO2
(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si
2.原子晶体的特点
(1)原子晶体的构成微粒是原子，只存在共价键，不存在其他作用力。
(2)原子晶体的化学式表示其比例组成，晶体中不存在分子。
(3)原子晶体为空间立体网状结构，可把整个原子晶体看成一个巨型分子。
(4)原子晶体一般具有熔点高、硬度大、不溶于溶剂，一般不导电等特点。
[题组·冲关]
1．关于金刚石的下列说法中，错误的是(　　)
A．晶体中不存在独立的分子
B．碳原子间以共价键相结合
C．是硬度最大的物质之一
D．化学性质稳定，即使在高温下也不会与氧气发生反应
【解析】　金刚石在高温下与O2反应生成CO2。
【答案】　D
2．下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确的是(　　)
A．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶点
B．最小的环上，有3个Si原子和3个O原子
C．最小的环上，Si和O原子数之比为1∶2
D．最小的环上，有6个Si原子和6个O原子
【解析】　SiO2晶体中的正四面体单元中，Si处于中心，O处于4个顶点；在SiO2晶体中的最小环上有12个原子，其中有6个硅原子和6个氧原子。
【答案】　D
3．在x
mol石英晶体中，含有Si—O键的数目是(　　)
A．x
mol
B．2x
mol　　C．3x
mol　　D．4x
mol
【解析】　SiO2的结构类似于金刚石的空间网状结构，但每个Si键合4个O，每个O键合2个Si。x
mol石英(SiO2)晶体有x
mol
Si，由于每个Si键合4个O，就形成4个Si—O键，所以形成的Si—O键的物质的量为4x
mol。
【答案】　D
4．通常人们把拆开1
mol某化学键所吸收的能量看成该化学键的键能。键能的大小可以衡量化学键的强弱，也可用于估算化学反应的反应热(ΔH)，化学反应的ΔH等于反应中断裂旧化学键的键能之和与反应中形成新化学键的键能之和的差。
【导学号：66240029】
化学键
Si－O
Si－Cl
H－H
H－Cl
Si－Si
Si－C
键能/kJ·mol－1
460
360
436
431
226
301
请回答下列问题：
(1)比较下列两组物质的熔点高低(填“＞”或“＜”)。
SiC________Si；SiCl4________SiO2。
(2)如图立方体中心的“●”表示硅晶体中的一个原子，请在立方体的顶点用“●”表示出与之紧邻的硅原子。
(3)工业上高纯硅可通过下列反应制取：
SiCl4(g)＋2H2(g)Si(s)＋4HCl(g)
该反应的反应热ΔH＝________
kJ·mol－1。
【解析】　(1)SiC和晶体Si皆为原子晶体，由于碳化硅晶体中的Si－C键的键能大于硅晶体中Si－Si键的键能，故SiC的熔点比Si高；SiCl4为分子晶体，SiO2为原子晶体，故SiCl4的熔点比SiO2低。(2)晶体硅的结构与金刚石相似，每个硅原子都被相邻的4个硅原子包围，这4个硅原子位于四面体的四个顶点上，被包围的硅原子处于正四面体的中心。(3)根据题目所给反应，需要断裂的旧化学键键能之和为：4×360
kJ·mol－1＋2×436
kJ·mol－1＝2
312
kJ·mol－1，形成的新化学键键能之和为：4×431
kJ·mol－1＋2×226
kJ·mol－1＝2
176
kJ·mol－1，所以ΔH＝＋136
kJ·mol－1。
【答案】　(1)＞　＜　(2)如图1或图2　(3)＋136
图1　　　　　　　　　图2
【规律方法】　原子晶体熔、沸点高低的判断方法
原子晶体熔、沸点高低主要看原子半径。因为原子晶体中原子间以较强的共价键相结合，原子半径越大，键长越长，共价键越不稳定，对应物质的熔、沸点越低。
分
子
晶
体
[基础·初探]
教材整理1　分子晶体
1．定义
分子间通过分子间作用力结合形成的晶体称为分子晶体。非金属单质、非金属的氢化物等无机物以及多数有机化合物形成的晶体大都属于分子晶体。
2．性质
(1)分子晶体在熔化时，破坏的只是分子间作用力，所以只需要外界提供较少的能量。因此，分子晶体的熔点通常较低，硬度也较小，有较强的挥发性。
(2)对组成和结构相似，晶体中又不含氢键的物质来说，随着相对分子质量的增大，分子间作用力增强，熔、沸点升高。
(3)一般来说，分子间作用力无方向性，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，但是，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和结构型式。
3．碘晶体
碘晶体的晶胞是一个长方体，碘分子除了占据长方体的每个顶点外，在每个面上还有一个碘分子。
4．干冰
干冰晶胞呈立方体型，其中二氧化碳分子因分子之间的相互作用，在晶胞中呈现有规律的排列。
5．冰晶体
冰晶体主要是水分子依靠氢键而形成的。由于氢键具有一定的方向性，中央的水分子与周围四个水分子结合，边缘的四个水分子也按照同样的规律再与其他水分子结合，每个氧原子周围都有四个氢原子。这种排列类似于蜂巢结构，比较松散。因此水由液态变成固态时，密度变小。
(1)二氧化硅和干冰虽然是同一主族的氧化物，但属于不同的晶体类型。(　　)
(2)分子晶体的熔、沸点比较低，原子晶体的熔、沸点比较高。(　　)
(3)水是一种非常稳定的化合物，这是由于水中存在氢键。(　　)
(4)由极性键形成的分子可能是非极性分子。(　　)
(5)分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定有共价键。(　　)
【答案】　(1)√　(2)√　(3)×　(4)√　(5)√
教材整理2　石墨晶体
石墨晶体具有层状结构，每个碳原子采用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键相结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2p轨道，并含有一个未成对电子，因此能够形成遍及整个平面的大π键。大π键具有金属键的性质。石墨晶体中既有共价键，又有范德华力，同时还有金属键的特性。所以称为混合键型晶体。
1．石墨晶体为什么具有导电性？
【提示】　石墨晶体中每个C原子未参与杂化的轨道中含有1个未成对电子，能形成遍及整个平面的大π键，由于电子可以在整个六边形网状平面上运动，因此石墨沿平行的层能导电。
2．稀有气体由单原子构成，它属于原子晶体吗？
【提示】　不是，它属于分子晶体。
[合作·探究]
[探究问题]
1．干冰、冰结构性质探究
干冰
冰
晶胞结构
构成微粒
分子
分子
微粒间作用力
范德华力
范德华力、氢键
熔、沸点
很低
低
硬度
很小
小
导电性
固态、液态都不导电，溶于水生成弱电解质H2CO3后导电
固态不导电、液态时导电能力很弱
堆积方式
紧密堆积
非紧密堆积
应用
人工降雨、制冷剂
解暑、制冷剂
2.石墨结构中碳原子数和C—C键及性质的探究
(1)平均每个正六边形占有的C原子数和C—C键数各是多少？
(2)石墨晶体不属于原子晶体，但石墨的熔点为什么高于金刚石？
【提示】　(1)石墨层状结构中每个C原子为三个正六边形共有，即对每个六边形贡献个C原子，所以每个正六边形占有C原子数目为×6＝2个。每个C—C键为2个正六边形所共用，所以平均每个正六边形拥有3个C—C键。
(2)石墨晶体为层状结构，同层内碳原子以共价键结合成平面网状结构，C—C键的键长比金刚石中C—C键的键长短，键能大，所以石墨的熔、沸点高。
[核心·突破]
1．分子晶体熔、沸点高低规律
分子晶体要熔化或汽化都需要克服分子间的作用力。分子间作用力越大，物质熔化和汽化时需要的能量就越多，物质的熔、沸点就越高。因此，比较分子晶体的熔、沸点高低，实际上就是比较分子间作用力(包括范德华力和氢键)的大小。
(1)组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。如：O2＞N2，HI＞HBr＞HCl。
(2)相对分子质量相等或相近时，极性分子的范德华力大，熔、沸点高，如：CO＞N2。
(3)分子间含有氢键的物质，熔、沸点较高。如：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3。
(4)在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔、沸点越低。如沸点：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；芳香烃及其衍生物苯环上的同分异构体一般按照“邻位＞间位＞对位”的顺序。
2．四种晶体类型的比较
类型项目　　
离子晶体
原子晶体
分子晶体
金属晶体
构成晶体的微粒
阴、阳离子
原子
分子
金属阳离子和自由电子
微粒间的作用
离子键
共价键
分子间作用力(范德华力或氢键)
金属键
作用力强弱(一般地)
较强
很强
弱
一般较强，有的较弱
确定作用力强弱的一般判断方法
离子电荷、半径
键长(原子半径)
组成和结构相似时比较相对分子质量
离子半径、价电子数
熔、沸点
较高
高
低
差别较大(汞常温下为液态，钨熔点为3
410
℃)
硬度
略硬而脆
大
较小
差别较大
导热和导电性
不良导体(熔化后或溶于水导电)
不良导体
不良导体(部分溶于水发生电离后导电)
良导体
溶解性(水)
多数易溶
一般不溶
相似相溶
一般不溶于水，少数与水反应
组成微粒堆积方式
非等径圆球紧密堆积
不服从紧密堆积原理
紧密堆积(与分子形状有关且分子间不存在氢键)
等径圆球紧密堆积(A1、A2、A3)
[题组·冲关]
1．分子晶体具有的本质特征是(　　)
A．组成晶体的基本构成微粒是分子
B．熔融时不导电
C．晶体内微粒间以分子间作用力相结合，这种作用很弱
D．熔点一般比原子晶体低
【解析】　分子晶体相对于其他晶体来说，熔、沸点较低，硬度较小，导致这些性质特征的本质原因是基本构成微粒间的相互作用——范德华力及氢键相对于化学键来说是极其微弱的。
【答案】　C
2．分子晶体在通常情况下不具有的性质是(　　)
A．晶体构成微粒是分子
B．干燥或熔化时均能导电
C．微粒间以范德华力结合
D．熔点、沸点一般低于原子晶体和离子晶体
【解析】　分子一般含有共价键，所以干燥或熔化时不能电离出离子，故不能导电。分子间以范德华力结合成晶体，熔点、沸点较低，一般低于原子晶体和离子晶体。
【答案】　B
3．下列分子晶体，关于熔点、沸点高低的叙述中，正确的是(　　)
A．Cl2＞I2
B．SiCl4＞CCl4
C．NH3＜PH3
D．C(CH3)4＞CH3CH2CH2CH2CH3
【解析】　A、B项属于无氢键存在的分子结构相似的情况，相对分子质量大的熔点、沸点高；C选项属于分子结构相似的情况，但存在氢键的熔点、沸点高；D项属于相对分子质量相同，但分子结构不同的情况，支链多的熔点、沸点低。
【答案】　B
4．下列物质的熔点高低顺序，正确的是(　　)
A．金刚石＞晶体硅＞碳化硅
B．K＞Na＞Li
C．NaF＜NaCl＜NaBr
D．CI4＞CBr4＞CCl4＞CH4
【解析】　A项，键能：C—C＞C—Si＞Si—Si，故熔点：金刚石＞碳化硅＞晶体硅；B项，金属键：Li＞Na＞K，故熔点：Li＞Na＞K；C项，晶格能：NaF＞NaCl＞NaBr，故熔点：NaF＞NaCl＞NaBr；D项，相对分子质量：CI4＞CBr4＞CCl4＞CH4，故熔点：CI4＞CBr4＞CCl4＞CH4。
【答案】　D
5．下列关于物质熔点的排列顺序，不正确的是(　　)
A．HI＞HBr＞HCl＞HF
B．CI4＞CBr4＞CCl4＞CF4
C．NaCl＞NaBr＞KBr
D．金刚石＞碳化硅＞晶体硅
【解析】　A中为分子晶体，但由于HF分子间存在氢键，故HF的熔点出现反常；B中也为分子晶体，按相对分子质量由大到小排列，正确；C中为离子晶体，离子半径r(Cl－)＜r(Br－)，故熔点NaCl＞NaBr，而阳离子r(Na＋)＜r(K＋)，故熔点NaBr＞KBr，正确；D中为原子晶体，按键长可知正确。
【答案】　A第1节　原子结构模型
1．了解玻尔原子结构模型的基本观点及如何用其解释氢原子光谱的特点。
2．能应用量子力学对原子核外电子的运动状态进行描述。(重点)
3．了解原子轨道和电子云的含义。(难点)
氢
原
子
光
谱
和
玻
尔
的
原
子
结
构
模
型
[基础·初探]
1．不同时期的原子结构模型
2．光谱和氢原子光谱
(1)光谱
①概念：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的谱线。
②形成原因：电子在不同轨道间跃迁时，会辐射或吸收能量。
(2)氢原子光谱：属于线状光谱。
氢原子外围只有1个电子，故氢原子光谱只有一条谱线，对吗？
【提示】　不对。
3．玻尔原子结构模型
(1)基本观点
运动轨迹
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，并且不辐射能量
能量分布
在不同轨道上运动的电子具有不同的能量，而且能量是量子化的。轨道能量依n(量子数)值(1，2，3…)的增大而升高
电子跃迁
对氢原子而言，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。电子在能量不同的轨道之间跃迁时，辐射或吸收的能量以光的形式表现出来并被记录下来，就形成了光谱
(2)贡献
①成功地解释了氢原子光谱是线状光谱的实验事实。
②阐明了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。
(1)道尔顿原子学说涉及到原子内部结构。(×)
(2)氢原子光谱属于线状光谱。(√)
(3)基态氢原子转变成激发态氢原子时释放能量。(×)
(4)焰色反应与电子跃迁有关，属于化学变化。(×)
[核心·突破]
1．光谱
(1)基态原子激发态原子。
(2)同一原子不同状态的能量激发态大于基态；不同原子的能量不一定存在激发态大于基态。
(3)基态原子和激发态原子相互转化时吸收或释放能量，形成光谱。
(4)光谱分析：利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。如焰色反应产生的原因是原子中的电子在能量不同轨道上跃迁。
2．玻尔原子结构模型
(1)基本观点：①电子在确定的轨道上运动
②轨道能量是量子化的
③电子跃迁产生能量变化
(2)意义：①成功解释了氢原子的线状光谱
②说明核外电子是分层排布的
(3)不足：无法解释复杂光谱问题
[题组·冲关]
1．下列有关化学史知识错误的是(　　)
A．原子分子学说的建立是近代化学发展的里程碑
B．俄国科学家门捷列夫发现了元素周期律，编制了元素周期表
C．意大利科学家阿伏加德罗在总结气体反应体积比的基础上提出了分子的概念
D．英国科学家道尔顿首先发现了电子
【解析】　英国科学家汤姆逊首先发现了电子。
【答案】　D
2．下列说法正确的是(　　)
【导学号：66240000】
A．氢原子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，而且还能推广到其他原子光谱
D．原子中的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项中氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱；B项正确；C项中玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对于解释多电子原子的光谱却遇到了困难；D项中电子运动没有确定的轨道，电子的运动特点决定了只能用统计的方法来描述电子在空间出现的概率，不能同时准确测定电子的位置和速度，D项错误。
【答案】　B
3．原子光谱是线状光谱，是由不连续的谱线组成的，这表明(　　)
A．在原子中只有某些电子能够跃迁产生光谱
B．原子中的电子可以处于某些特定的能量状态，即电子的能量是量子化的
C．原子发射的光是单色光
D．白光可以由多种单色光组成
【解析】　原子光谱是线状光谱，也就是由具有特定频率的光形成的谱线，原子光谱之所以产生这种特定的谱线，是由于电子的能量是量子化的，电子跃迁的始态和终态的能级差也是量子化的。
【答案】　B
4．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光，产生这一现象的主要原因是(　　)
A．电子跃迁时发光
B．氖气发光，发出红光
C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应
【解析】　原子发光的根本原因是由于电子跃迁释放或者吸收能量。
【答案】　A
【规律方法】　激发态原子不稳定，电子从能量较高的激发态跃迁到能量较低的激发态乃至基态时，将释放能量。光辐射是电子释放能量的重要形式之一。灯光、霓虹灯光、激光、焰火等可见光都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。激发态的电子从能量较高的轨道跃迁至能量较低的轨道时，以一定波长(可见光区域)光的形式释放能量是大多数金属发生焰色反应的原因。电子的跃迁是物理变化，金属(元素)的焰色反应是物理变化。
量子力学对原子核外电子运动状态的描述
[基础·初探]
教材整理1　原子轨道
1．电子层
分层标准
电子离核的远近
n的取值
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能量
离核
2.能级
在同一电子层中，电子所具有的能量可能不同，所以同一电子层可分成不同的能级，用s、p、d、f表示。
3．原子轨道
(1)概念：原子中的单个电子的空间运动状态。
(2)n值所对应的能级和原子轨道的情况
n(电子层)
能级
原子轨道
取值
符号
符号
符号
数目
1
K
s
2
L
s
p
3
M
s
p
d
4
N
s
p
d
f
【答案】　1s　1　2s　1　2px、2py、2pz　3　3s　1　3px、3py、3pz　3　3d　5　4s　1　4px、4py、4pz　3　4d　5　4f　7
4．自旋运动状态
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“↓”表示。
(1)离核越近的电子，能量越低。(√)
(2)第n电子层共有n个能级，n2个原子轨道。(√)
(3)每个轨道容纳的2个电子自旋方向不固定。(×)
(4)n＝2时，有2s、2px、2py、2pz四个原子轨道。(√)
教材整理2　原子轨道的图形描述和电子云
1．原子轨道的图形描述
(1)对象：原子中单个电子的空间运动状态即原子轨道。
(2)方法：用直角坐标系标注。
(3)意义：表示原子轨道的空间分布。
(4)形状：s轨道球形；p轨道在空间的分布特点是分别相对于x、y、z轴对称，呈哑铃形(∞)。
2．电子云
(1)概念：描述电子在空间单位体积内出现概率大小的图形。
(2)含义：用单位体积内小点的疏密程度表示电子在原子核外出现概率的大小。
电子云中的每一个小点就是一个电子，对吗？
【提示】　不对。
[合作·探究]
原子核外电子运动状态的探究
[探究背景]
多电子原子如氧原子，电子的运动区域不同，其能量不同，而且电子的运动轨迹也不同。
[探究问题]
1．多电子原子中，电子的运动区域与其能量的高低之间有何关系？
【提示】　多电子原子中，通常能量较低的电子在离核较近的区域运动，而能量较高的电子在离核较远的区域运动。
2．不同电子层的同种能级的原子轨道形状是否完全相同？
【提示】　不同能层的同种能级的原子轨道形状相似，但不完全相同。只是原子轨道的半径不同，能级序数n越大，电子的能量越大，原子轨道的半径越大。例如1s、2s、3s轨道均为球形，原子轨道半径：r(1s)＜r(2s)＜r(3s)。
[核心·突破]
1．电子层数(n)、能级数、原子轨道数、容纳电子数的关系：
n取值
1
2
3
4
n
能级数
1
2
3
4
n
原子轨道数
1
4
9
16
n2
最多容纳电子数
2
8
18
32
2n2
2.不同原子轨道能量大小的关系：
3．s轨道为球形，p轨道为“∞”形，并不是说s能级电子绕核做圆周运动，p能级电子绕核做“∞”形运动。
4．电子云图中的一个小黑点，不代表一个电子。
5．离核越近，电子在单位体积内出现的概率越大。
[题组·冲关]
1．下列有关认识正确的是(　　)
A．各能级的原子轨道数按s、p、d、f顺序依次为1、3、5、7
B．各电子层的能级都是从s能级开始至f能级结束
C．各电子层含有的能级数为n－1
D．各电子层含有的电子数为2n2个
【解析】　各电子层的能级数等于其所处的电子层数，即当n＝1时，它只有一个s能级，当n＝2时，它有两个能级：s能级和p能级，所以B、C均错误；而每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。
【答案】　A
2．某元素原子的核外有三个电子层，最外电子层有4个电子，该原子核内的质子数为(　　)
A．14
B．15　　　C．16　　　D．17
【解析】　原子核外共有三个电子层，最内层只有1s能级，可容纳2个电子，第二层有2s、2p两个能级，可容纳1×2＋3×2＝8个电子，最外层有4个电子，所以该原子核外有14个电子，又因在原子中，核外电子数等于核内质子数，故选A项。
【答案】　A
3．如图是2pz轨道电子云的示意图，请观察图，并判断下列说法中不正确的是(　　)
A．2pz轨道上的电子在空间出现的概率分布是z轴对称
B．s电子的电子云形状是球形对称的
C．电子先沿z轴正半轴运动，然后再沿负半轴运动
D．2pz轨道形状哑铃形
【解析】　电子云是电子在一定区域内出现概率大小的图形，它并不是电子运动的实际轨迹(或轨道)，故C错；s轨道是球形对称的，s电子的电子云是球形对称的，故B对；观察该图可知A对；该p轨道为哑铃状，D对。
【答案】　C
4．比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。【导学号：66240001】
(1)2s________3s　
(2)2s________3d
(3)3p________3s
(4)4f________5d
(5)3d________4s
(6)3px________3pz
【解析】　相同电子层上不同原子轨道能量的高低顺序：ns【答案】　(1)<　(2)<　(3)>　(4)<　(5)>　(6)＝
【温馨提示】　(1)一个原子轨道上最多只能容纳两个电子，且运动状态不同。
(2)同一电子层上的电子能量不一定相同，但同一能级上的电子能量一定相同。
(3)不同电子层的能级上的电子能量一定不同。学业分层测评(十三)　原子晶体与分子晶体
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．1999年美国《科学》杂志报道：在40
GPa高压下，用激光器加热到1800
K，人们成功制得了原子晶体干冰，下列推断中不正确的是(　　)
A．原子晶体干冰有很高的熔点、沸点，有很大的硬度
B．原子晶体干冰易汽化，可用作制冷材料
C．原子晶体干冰的硬度大，可用作耐磨材料
D．每摩尔原子晶体干冰中含4
mol
C—O键
【解析】　既然干冰是原子晶体，所以可将干冰类比成原子晶体SiO2，具有熔点高，硬度大，耐磨等性质。每摩尔SiO2中有4
mol
Si—O键，所以D项也正确。
【答案】　B
2．下列晶体的结构不遵循“紧密堆积”原则的是(　　)
A．金属铜
B．氯化钠
C．金刚石
D．干冰
【解析】　金属键、离子键、范德华力均没有方向性，而共价键有方向性。
【答案】　C
3．金刚石晶胞如图，属于一个金刚石晶胞的碳原子数为(　　)
A．18
B．16
C．10
D．8
【解析】　从晶胞上看8个顶点各有1个C原子，属于该晶胞的部分相当于只有1个，6个面上相当于有3个，晶胞内部还有4个，故属于该晶胞的碳原子数为8个。
【答案】　D
4．在常温常压下呈气态的化合物，降温使其固化得到的晶体属于(　　)
A．分子晶体
B．原子晶体
C．离子晶体
D．何种晶体无法判断
【解析】　因该化合物在常温时为气态，说明熔、沸点很低，具有分子晶体的性质。
【答案】　A
5．下列物质变化时，需克服的作用力不属于化学键的是(　　)
A．HCl溶于水
B．I2升华
C．H2O电解
D．烧碱熔化
【解析】　A项破坏H—Cl键；C项破坏H—O键；D项破坏离子键；B项破坏范德华力。
【答案】　B
6．金刚石和石墨两种晶体中，每个最小的碳环里所包含的碳原子数(　　)
A．前者多
B．后者多
C．相等
D．无法确定
【解析】　二者都是6个。
【答案】　C
7．石墨晶体具有一些独特的性质，质地较软，但熔点很高，还具有导电性，这主要是因为石墨具有一种独特的结构，石墨晶体是(　　)
A．原子晶体
B．金属晶体
C．分子晶体
D．前三种晶体的混合型
【答案】　D
8．关于SiO2晶体的叙述正确的是(NA表示阿伏加德罗常数的数值)(　　)
A．通常状况下，60
g
SiO2晶体中含有的分子数为NA
B．60
g
SiO2晶体中，含有2NA个Si－O键
C．晶体中与同一硅原子相连的4个氧原子处于同一四面体的4个顶点
D．SiO2晶体中含有1个硅原子，2个氧原子
【解析】　60
g
SiO2晶体即1
mol
SiO2，原子晶体不是由分子构成的；1
mol
SiO2晶体中含有Si－O键数目为4
mol(每个硅原子、氧原子分别含有4个、2个未成对电子，各拿出一个单电子形成Si－O共价键)，含4NA个Si－O键；SiO2晶体中含有无数的硅原子和氧原子，只是硅氧原子个数比为1∶2。
【答案】　C
9．如图为冰的一种骨架形式，依此为单位向空间延伸，请问该冰中的每个水分子有几个氢键(　　)
A．2
B．4
C．8
D．12
【解析】　每个水分子与四个方向的其他4个水分子形成氢键，因此每个水分子具有的氢键个数为4×1/2＝2。
【答案】　A
10.(1)右图为干冰的晶胞结构，观察图形，确定在干冰中每个CO2分子周围有________个与之紧邻且等距离的CO2分子。在干冰中撒入镁粉，用红热的铁棒引燃后，再盖上另一块干冰，出现的现象为______________________，反应的化学方程式是_____________________________________________________。
(2)下列三种晶体①CO2　②CS2　③SiO2的熔点由高到低的顺序是________＞________＞________(用序号填空)，其原因是
__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
【解析】　(1)以晶胞中的任意一个顶点为坐标原点，以通过该顶点的三条棱边为坐标轴建立起一个三维直角坐标系，在坐标原点的周围可以无隙并置8个晶胞，这样在每一个坐标轴上都可以看到有两个与坐标原点上的CO2分子等距离的CO2分子，但是这些CO2分子与坐标原点上的CO2分子的距离并不是最近的。与坐标原点上的CO2分子最近的CO2分子应该是每一个晶胞的面心上的，其距离应是前者的，每个CO2分子周围共有12个这样的CO2分子。
(2)一般来说，原子晶体的熔点高于分子晶体的熔点，因为原子晶体熔化时要破坏共价键，而分子晶体熔化时只是克服分子间作用力，分子间作用力比共价键弱得多。如果同为分子晶体，当分子的组成和结构相似时，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高。
【答案】　(1)12　镁粉在干冰中继续燃烧，发出耀眼的白光，并有黑色物质生成　2Mg＋CO22MgO＋C
(2)③　②　①　SiO2是原子晶体，CO2、CS2是分子晶体，所以SiO2熔点最高；CO2和CS2组成和结构相似，且CS2的相对分子质量大于CO2的相对分子质量，所以CS2的熔点高于CO2
11．已知氯化铝的熔点为190
℃(2.02×105
Pa)，但它在180
℃和常压下即开始升华。
(1)氯化铝是________晶体(填“离子”或“分子”)。
(2)在500
℃，1.01×105
Pa时，氯化铝的蒸气密度(换算成标准状况)为11.92
g·L－1，且已知它的结构中还含有配位键，氯化铝的结构式为________。
(3)设计一个更可靠的实验，证明氯化铝是离子晶体还是分子晶体，你的实验是_____________________________________________________________。
【解析】　分子晶体的熔点较低，AlCl3的熔点也仅有190
℃，而且它还能升华，这就充分说明AlCl3是分子晶体。AlCl3蒸气的相对分子质量＝11.92×22.4≈267，则1个氯化铝蒸气分子是由2个AlCl3构成的。
【答案】　(1)分子　(2)
(3)在加压条件下加热至熔融，测其导电性，若导电，则是离子晶体；若不导电，则为分子晶体
12．氮化硅是一种高温陶瓷材料，它的硬度大、熔点高、化学性质稳定。
【导学号：66240030】
(1)氮化硅晶体属于________晶体。
(2)下列物质熔化时，所克服的微粒间作用力与氮化硅熔化时所克服的微粒间作用力相同的是________(填编号)。
①单质I2和金刚石　②晶体硅和二氧化硅　③冰和干冰　④金刚石和碳化硅
(3)已知氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且氮原子与氮原子、硅原子与硅原子不直接相连，同时每个原子都满足8电子稳定结构，请写出氮化硅的化学式：________。
(4)现用四氯化硅和氮气在氢气气氛保护下，加强热发生反应，可得到较高纯度的氮化硅，反应的化学方程式为_____________________________________。
【解析】　(1)这是一道信息题，从题给信息知氮化硅是一种高温陶瓷材料，它的硬度大、熔点高、化学性质稳定，应是原子晶体。(2)氮化硅熔化时所克服的微粒间作用力为共价键，所给的4组物质中，单质I2、冰和干冰都是分子晶体，只需破坏范德华力。(3)氮化硅的晶体结构中，原子间都以单键相连，且氮原子和氮原子、硅原子和硅原子不直接相连，同时每个原子都满足8电子稳定结构，因此氮化硅的化学式为Si3N4。
【答案】　(1)原子　(2)②④　(3)Si3N4
(4)3SiCl4＋2N2＋6H2Si3N4＋12HCl
[能力提升]
13．下列关于原子晶体和分子晶体的说法不正确的是(　　)
A．原子晶体硬度通常比分子晶体大
B．原子晶体的熔点、沸点较高
C．分子晶体有些溶于水时导电
D．金刚石、水晶和干冰属于原子晶体
【解析】　原子晶体的硬度、熔点、沸点通常比分子晶体大；分子晶体熔融或晶体时不导电，但有的溶于水能导电，如H2SO4等；干冰属于分子晶体。
【答案】　D
14．通常情况下，氯化钠、氯化铯、二氧化碳和二氧化硅的晶体结构分别如图所示：
下列关于这些晶体结构和性质的叙述不正确的是(　　)
A．同一主族的元素与另一相同元素所形成的化学式相似的物质不一定具有相同的晶体结构
B．氯化钠、氯化铯和二氧化碳的晶体都有立方的晶胞结构，它们具有相似的物理性质
C．二氧化碳晶体是分子晶体，其中不仅存在分子间作用力，而且也存在共价键
D．二氧化硅晶体不是密堆积结构
【解析】　SiO2和CO2的化学式相似，但其晶体结构不同，A项正确；二氧化碳为分子晶体，因此分子间存在分子间作用力，而分子内部碳原子和氧原子间形成共价键，氯化钠和氯化铯为离子晶体，所以三者物理性质不同，B项错误，C项正确；由于共价键具有方向性和饱和性，由此形成的晶体不是密堆积结构，D项正确。
【答案】　B
15．正硼酸(H3BO3)是一种片层状结构的白色晶体，层内的H3BO3分子之间通过氢键相连(层状结构如图所示，图中“虚线”表示氢键)。下列有关说法正确的是(　　)
A．含1
mol
H3BO3的晶体中有6
mol氢键
B．分子中硼原子、氧原子最外层均为8e－的稳定结构
C．正硼酸晶体属于原子晶体
D．H3BO3分子的稳定性与氢键无关
【解析】　每个H3BO3分子能形成6个氢键，属于该分子的氢键占，即1
mol
H3BO3晶体含有3
mol氢键；分子中B原子最外层有6个电子；由题干“分子之间通过氢键相连”知该晶体是由分子构成的，属分子晶体；H3BO3的稳定性与化学键强弱有关，与氢键无关。
【答案】　D
16．C60、金刚石和石墨的结构模型如下图所示(石墨仅表示其中的一层结构)：
(1)C60、金刚石和石墨三者的关系互为________。
A．同分异构体
B．同素异形体
C．同系物
D．同位素
(2)固态时，C60属于________(填“原子”或“分子”)晶体，C60分子中含有双键和单键，推测C60跟F2_______(填“能”或“否”)发生加成反应。
C60固体与金刚石熔点更高的是________，原因是______________________
______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
(3)硅晶体的结构跟金刚石相似，但其最高价氧化物的物理性质差别较大，是因为SiO2是________晶体，CO2是________晶体。
(4)石墨层状结构中，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是________。层与层是以________结合，所以石墨是非常好的润滑剂。
【解析】　(1)C60、金刚石和石墨三者都是碳元素形成的不同单质，所以它们互为同素异形体。
(2)C60晶体中存在不饱和的碳碳双键，在一定条件下能与F2发生加成反应。C60是分子晶体，熔化时需克服分子间作用力，金刚石是原子晶体，熔化时克服共价键，所以金刚石熔点更高。
(4)因为每个碳原子被3个正六边形共用，所以平均每个正六边形拥有的碳原子个数是6×＝2个。
【答案】　(1)B
(2)分子　能　金刚石　C60是分子晶体，熔化时需克服分子间作用力，金刚石是原子晶体，熔化时需克服共价键
(3)原子　分子　(4)2　范德华力学业分层测评(三)　核外电子排布与元素周期表、原子半径
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列关于微粒半径的说法正确的是(　　)
A．电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径
B．核外电子层结构相同的单核粒子，半径相同
C．质子数相同的不同单核粒子，电子数越多半径越大
D．原子序数越大，原子半径越大
【解析】　由于同周期主族元素原子半径逐渐减小，故ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大，如r(Li)＞r(S)＞r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子，半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子，阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径。原子序数增大，原子半径不是一直增大，而是呈周期性变化。
【答案】　C
2．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是(　　)
【导学号：66240006】
A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B．原子半径的大小顺序为：rX>rY>rZ>rW>rQ
C．离子Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数都不相同
D．元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强
【解析】　由元素在周期表中的位置可推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。元素X(N)的最高正价＋5与元素Z(Al)的最高正价＋3之和为8；原子半径的大小顺序为rZ>rW>rQ>rX>rY；Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数均相同；非金属性：W(S)【答案】　A
3．已知某＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，该元素在周期表中所属的族是(　　)
A．ⅠB　
　B．ⅡB　
　C．Ⅷ　
　D．ⅡA
【解析】　＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，由ⅠB、ⅡB族序数等于ns能级上的电子数可知该元素位于ⅠB族。
【答案】　A
4．电子构型为[Ar]3d104s2的元素是(　　)
A．稀有气体
B．过渡元素
C．主族元素
D．ⅡA族元素
【解析】　该元素的价电子排布式出现d轨道，且符合过渡元素价电子排布(n－1)d1～10ns1～2，应为过渡元素。
【答案】　B
5．元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是(　　)
A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性
B．第3周期元素的最高正化合价等于它所处的主族序数
C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构
D．同一主族的元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同
【解析】　处于元素周期表金属与非金属分界线附近的元素，既表现金属性，又表现非金属性，A错误；第3周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数，也等于其最外层电子数，B正确；H＋的最外层电子是0，C项错误；同一主族的元素的原子最外层电子数虽相同，但是核电荷数、原子半径不同，化学性质不完全相同，D错误。
【答案】　B
6．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
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
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，对应的分别是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是硅元素；3p能级上只有1个未成对电子的原子即：1s22s22p63s23p1是铝元素或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。
【答案】　B
7．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是(　　)
A．1s22s22p63s1
B．1s22s22p3
C．1s22s22p2
D．1s22s22p63s23p4
【解析】　据电子排布式可知原子序数，从而推知A→D各项表示的原子分别为Na、N、C、S；再结合同周期从左到右原子半径减小，同主族从上到下原子半径增大，可得Na原子半径最大。
【答案】　A
8．下列四种粒子中，半径按由大到小排列顺序正确的是(　　)
①基态X的原子结构示意图为
②基态Y的价电子排布式：3s23p5
③基态Z2－的轨道表示式：
④W基态原子有2个电子层，其电子式为∶
A.①＞②＞③＞④
B.③＞④＞①＞②
C.③＞①＞②＞④
D.①＞②＞④＞③
【解析】　由题意可知：X、Y、Z2－、W分别为S、Cl、S2－、F。S、Cl、S2－、F粒子半径大小排列顺序为r（S2－）＞r（S）＞r（Cl）＞r（F），故C项正确。
【答案】　C
9.下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是（　　）
A.LiI
B.NaBr
C.KCl
D.CsF
【解析】　阳离子都为碱金属元素的金属阳离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，阴离子都为卤素阴离子，元素的核电荷数越大，离子半径越大，则金属阳离子半径最小的是Li＋，非金属阴离子半径最大的是I－，所以阴离子半径和阳离子半径之比最大的是LiI。
【答案】　A
10.五种元素原子的电子排布式如下：
A.1s22s22p63s23p63d54s2；B.1s22s22p63s2；
C.1s22s22p6；D.1s22s22p63s23p2；E.[Ar]4s1。
试回答：
（1）哪种元素是稀有气体？　　　　。
（2）A的元素符号是　　　　。
（3）画出D元素核外电子的轨道表示式：　　　　。
（4）B、D、E三种元素的原子半径大小顺序是　　　　　　　　　　。
【解析】　由原子的电子排布式可知A～E元素分别为Mn、Mg、Ne、Si、K。依据相关知识，可得各小题答案。
【答案】　（1）C（Ne）　（2）Mn
（3）Si：
(4)E＞B＞D[或r(K)＞r(Mg)＞r(Si)]
11．原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题：
(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：________周期________族。
(2)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________。
(3)被誉为“21世纪的金属”的钛(Ti)元素原子的价电子排布式为：________。
(4)写出原子序数最小的Ⅷ族元素原子的核外电子排布式：________。
(5)写出3p轨道上有2个未成对电子的元素符号：
________。
(6)日常生活中广泛应用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素的价电子排布式为3d54s1，该元素的名称为：________。
【解析】　(1)31号元素电子排布为4s24p1位于第四周期，第ⅢA族。
(2)X的电子排布为1s22s22p2为C元素。
(3)钛为22号元素，其价电子排布式为3d24s2。
(4)此元素为Fe元素。
(5)此元素3p轨道电子排布为，故是Si或是S元素。
(6)为铬
【答案】　(1)4　ⅢA
(2)C(或碳)　
(3)3d24s2　(4)1s22s22p63s23p63d64s2　(5)Si或S　(6)铬
12．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元素。结合元素周期表回答下列问题：
(1)写出基态时J元素原子的价电子排布式________，N元素原子的价电子排布式________。
(2)下列关于元素在元素周期表中的位置以及元素原子的价电子排布特点的有关叙述不正确的是______(填字母序号)。
A．L位于元素周期表中第5周期、ⅠA族，属于s区元素
B．O位于元素周期表中第7周期、Ⅷ族，属于d区元素
C．M的价电子排布式为6s1，属于ds区元素
D．F所在族的价电子排布式为ns2np2，属于p区元素
(3)某元素＋2价离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，则该元素位于________族。
(4)根据鲍林能级图，Ⅰ元素原子核外电子最高能级组的电子占有________个轨道。
(5)B、C、D、E、H元素的原子所形成的简单离子的半径由大到小的顺序为(用离子符号表示)_______________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)J位于第ⅤⅢ族，价电子数为8，所以其价电子排布式为3d64s2；N位于第6周期第ⅦA族，原子最外层有7个电子，所以价电子排布式为6s26p5。
(2)M位于第6周期ⅠB族，价电子排布式为5d106s1，属ds区元素。
(3)某元素＋2价离子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d9，则其原子的价电子排布式为3d104s1，根据次外层3d上有10个电子，最外层有1个电子，可知它位于第4周期ⅠB族。
(4)Ⅰ位于第4周期第ⅤB族，价电子数为5，价电子排布式为3d34s2，最高能级组为4s、3d、4p，5个电子共占4个轨道。
(5)B、C、D、E、H分别为O、Na、Mg、Al、S元素，对应的离子分别为O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋、S2－，根据电子层结构相同，核电荷数越多，离子半径越小，可知离子半径由大到小顺序为r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，又因S2－比O2－多一个电子层，所以离子半径r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
【答案】　(1)3d64s2　6s26p5　(2)C　(3)ⅠB　(4)4
(5)r(S2－)＞r(O2－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
[能力提升]
13．X＋、Y＋、M2＋、N2－均为含有一定数目电子的短周期元素的简单离子，离子半径大小关系是N2－>Y＋、Y＋>X＋、Y＋>M2＋，下列比较正确的是(　　)
A．原子半径：N可能比Y大，也可能比Y小
B．M2＋、N2－核外电子数：可能相等，也可能不等
C．原子序数：N>M>X>Y
D．碱性：M(OH)2>YOH
【解析】　N原子只可能是第2周期的非金属元素，Y只能是第2、3周期的金属元素，所以N的原子半径只能小于Y的原子半径，A项错；若M、N是相邻周期的元素，则M2＋、N2－核外电子数可能相等，反之不等，B项对；与以上分析类似，C、D项都错。
【答案】　B
14．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示，已知Y元素原子的外围电子排布为ns(n－1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是(　　)
X
Y
Z
A．Y元素原子的外围电子排布为4s24p4
B．Y元素在周期表的第3周期第ⅥA族
C．X元素所在周期中所含非金属元素最多
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3
【解析】　因为Y元素原子的外围电子排布中出现了np能级，故其ns能级已经排满且只能为2个电子，则n－1＝2，n＝3，即Y元素原子的外围电子排布为3s23p4，故A项错误，B项正确。Y为S元素，X为F元素，第2周期所含非金属元素最多，故C项正确。Z为As元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，D项正确。
【答案】　A
15．A、B属于短周期中不同主族的元素，A、B原子的最外层电子中，成对电子和未成对电子占据的轨道数相等，A、B可组成化合物AnBm。若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数为(　　)
A．a－8
B．a－3
C．a＋3
D．a＋4
【解析】　原子的最外层电子中，成对电子占据轨道数和不成对电子占据轨道数相等的情况可能为：①[He]2s22p1(硼元素)；②[He]2s22p4(氧元素)；③[Ne]3s23p1(铝元素)；④[Ne]3s23p4(硫元素)，这四种元素相互结合成化合物时，按其原子序数关系，若A的原子序数为a，B的原子序数可能为a＋3(在B2O3和Al2S3中)和a－5(在Al2O3中)，即C选项正确。
【答案】　C
16．现有下列短周期元素性质的数据：
元素编号元素性质　
①
②
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
原子半径(10－10
m)
0.74
1.60
1.52
1.10
0.99
1.86
0.75
1.43
化合价
最高
＋2
＋1
＋5
＋7
＋1
＋5
＋3
最低
－2
－3
－1
－3
试回答下列问题：
(1)上述元素中处于第ⅤA族的有________，处于第2周期的有________(以上均用编号表示)。
(2)上述元素中金属性最强的是________(用编号表示)。
(3)比较元素非金属性强弱有很多方法，其中④和⑦的非金属性强弱的研究方案中不可行的是________(填字母)。
A．比较两种单质的颜色
B．比较氢化物的稳定性
C．依据两元素在周期表中的位置
D．比较原子半径大小
E．比较最高价氧化物对应水化物的酸性
(4)写出元素①、⑧形成的化合物与KOH溶液反应的化学方程式：
________________________________________________________________。
【解析】　(1)④、⑦元素由其最高化合价为＋5知它们在第ⅤA族，由于⑦的原子半径小于④，故⑦为N，④为P。由①的原子半径小于⑦，故①为O。③、⑥位于第ⅠA族，且因③的原子半径小于⑥，故③为Li，⑥为Na，由于②、⑧的原子半径与⑥相近且又是第ⅡA、第ⅢA族元素，故②为Mg，⑧为Al。则处于第ⅤA族的有④、⑦，处于第2周期的有锂、氧、氮元素，即①③⑦。
(2)Mg、Al、Na、Li中金属钠的金属性最强。
(3)N、P位于同一主族，可依据元素周期律比较非金属性强弱，但其单质的颜色不具有可比性。
(4)①、⑧形成的化合物Al2O3与KOH溶液反应的化学方程式为Al2O3＋2KOH＋3H2O===2K[Al(OH)4]。
【答案】　(1)④⑦　①③⑦　(2)⑥　(3)A
(4)Al2O3＋2KOH＋3H2O===2K[Al(OH)4]章末综合测评(三)　物质的聚集状态与物质性质
(时间45分钟，满分100分)
一、选择题(本题包括12小题，每小题4分，共48分)
1．下列晶体为分子晶体的是(　　)
A．CaF2
　　
B．CH4
C．SiO2
D．Na2O2
【解析】　CH4晶体为分子晶体。CaF2晶体、Na2O2晶体为离子晶体。SiO2晶体为原子晶体。
【答案】　B
2．下列晶体中，其中任何一个原子都被相邻四个相同原子包围，以共价键形式结合形成正四面体，并向空间伸展成网状结构的是
(　　)
A．四氯化碳
B．石墨
C．硅晶体
D．水晶
【解析】　四氯化碳晶体中一个碳原子被4个氯原子包围；石墨晶体中一个碳原子被3个碳原子包围，为层状结构；硅晶体中每个硅原子被4个硅原子包围(与金刚石的晶体结构相似)，为空间网状结构；水晶晶体中一个硅原子被4个氧原子包围，一个氧原子被2个硅原子包围，为空间网状结构。
【答案】　C
3．下列有关晶体的说法中正确的是(　　)
A．氯化钾溶于水时离子键未被破坏
B．金属晶体中金属键越强，熔点越高
C．冰融化时分子中共价键发生断裂
D．分子间作用力越大，分子越稳定
【解析】　氯化钾溶于水时离子键被破坏，A错；冰融化时破坏的是分子间作用力而共价键没有发生断裂，C错；分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高，分子间作用力与分子稳定性无关，D错。
【答案】　B
4．下列说法中，正确的是(　　)
A．分子晶体中，分子间作用力越大，分子越稳定
B．具有高熔、沸点的晶体一定是离子晶体或原子晶体
C．与单晶硅晶体结构相似的晶体属于原子晶体
D．同族元素的氧化物形成的晶体类型相同
【解析】　A项，分子间作用力只影响分子晶体的物理性质，与分子稳定性无关；B项，有些金属晶体也具有高熔、沸点，如钨等；C项，单晶硅为原子晶体，与其晶体结构相似的晶体属于原子晶体；D项，CO2、SiO2分别属于分子晶体、原子晶体。
【答案】　C
5．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熔化
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】　液溴和苯受热变为气体，克服的是分子间作用力；干冰和氯化铵分别为分子晶体和离子晶体，受热熔化时分别克服分子间作用力和离子键；二氧化硅和铁分别为原子晶体和金属晶体，受热熔化分别克服共价键和金属键；食盐和葡萄糖分别属于离子晶体和分子晶体，溶解于水克服离子键和分子间作用力。
【答案】　A
6．下列数据是对应物质的熔点，有关的判断错误的是(　　)
Na2O
Na
AlF3
AlCl3
Al2O3
BCl3
CO2
SiO2
920
℃
97.8
℃
1
291
℃
190
℃
2
073
℃
－107
℃
－57
℃
1
723
℃
A.只要含有金属阳离子的晶体就一定是离子晶体
B．晶格能：Al2O3＞AlF3
C．同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体
D．金属晶体的熔点不一定比分子晶体的高
【解析】　根据表格信息知AlCl3的熔点较低，故AlCl3为分子晶体。含有金属阳离子的晶体不一定是离子晶体，可能是金属晶体。
【答案】　A
7．下列关于物质熔、沸点的比较不正确的是(　　)
A．Si、SiC、金刚石的熔点依次降低
B．SiCl4、MgBr2、氮化硼的熔点依次升高
C．F2、Cl2、Br2、I2的沸点依次升高
D．PH3、NH3、H2O的沸点依次升高
【解析】　因Si、SiC、金刚石都是原子晶体，键能的大小顺序为C—C键>Si—C键>Si—Si键，所以Si、SiC、金刚石的熔点依次升高。
【答案】　A
8．CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如右图所示)，但CaC2晶体中由于哑铃形C的存在，使晶胞沿一个方向拉长。则关于CaC2晶体的描述不正确的是(　　)
A．CaC2晶体的熔点较高、硬度也较大
B．和Ca2＋距离相同且最近的C构成的多面体是正六面体
C．和Ca2＋距离相同且最近的Ca2＋有4个
D．如图的结构中共含有4个Ca2＋和4个C
【解析】　A项，据CaC2晶体结构可知其属于离子晶体，故熔点较高、硬度较大；B项，由于晶胞沿一个方向拉长，故该晶胞不是由正方体构成，而是由长方体构成，和Ca2＋距离相同且最近的C有4个，且在同一平面上；C项，和Ca2＋距离相同且最近的Ca2＋有4个，也在同一平面上；D项，图示结构中N(Ca2＋)＝12×＋1＝4，N(C)＝8×＋6×＝4。
【答案】　B
9．下列有关化学键和晶体的说法中正确的是(　　)
①分子晶体的熔点一定比金属晶体的低　②原子晶体中共价键越强，熔点越高　③冰融化时水分子中共价键发生断裂　④氯化钠熔化时离子键未被破坏　⑤在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子　⑥在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子　⑦原子晶体的熔点一定比金属晶体的高
A．①②③④
B．⑤⑥⑦
C．②⑤
D．①④
【解析】　如I2晶体熔点高于汞，①不正确；原子晶体是相邻原子间以共价键结合而成的空间网状结构的晶体，共价键越强，熔点越高，②正确；冰是由水分子形成的分子晶体，融化时破坏的是分子间作用力，③不正确；氯化钠是由Na＋和Cl－构成的离子晶体，在熔化时离子间距离发生了变化，离子键也发生了变化而被破坏，④不正确；金属晶体中无阴离子，⑥错误；钨的熔点(3
410
℃)比硅(1
410
℃)高，⑦不正确。
【答案】　C
10．在硼化镁晶体的理想模型中，镁原子和硼原子是分层排布的，一层镁一层硼的相间排列，如图是从该晶体微观空间中取出的部分原子沿z轴方向的投影，白球是镁原子投影，黑球是硼原子投影，图中的硼原子和镁原子投影在同一平面上。根据该图确定硼化镁的化学式为(　　)
A．MgB
B．MgB2
C．Mg2B
D．MgB6
【解析】　根据题意可将相邻的一层镁一层硼压缩为一层，即可将如题图所示结构看成一个平面结构，并且不影响镁与硼的原子个数比的计算结果。每个镁原子周围有6个硼原子，每个硼原子为3个镁原子所共有，所以镁原子与硼原子个数之比为1∶2，化学式为MgB2。
【答案】　B
11．
Al2O3在一定条件下可转化为硬度、熔点都很高的氮化铝晶体，氮化铝的晶胞结构如图所示。下列说法正确的是(　　)
A．氮化铝属于离子晶体
B．氮化铝可用于制造切割金属的刀具
C．一个氮化铝晶胞中含有9个Al原子
D．氮化铝晶体中Al的配位数为2
【解析】　根据氮化铝晶体的性质，可知它属于原子晶体，能用于制造切割金属的刀具；根据晶胞结构可知，一个氮化铝晶胞中含有的Al原子的数目为8×＋1＝2；观察晶胞结构可得氮化铝晶体中Al的配位数为4。
【答案】　B
12．下表中的数据是对应物质的熔点。
【导学号：66240033】
Na2O
NaCl
AlF3
AlCl3
920℃
801℃
1
291℃
190℃
BCl3
MgO
CO2
SiO2
－107℃
2
852℃
－57℃
1
723℃
据此做出的下列判断中错误的是(　　)
A．铝的化合物的晶体中有的是分子晶体
B．表中只有BCl3和干冰是分子晶体
C．同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体
D．不同族元素的氧化物可形成相同类型的晶体
【解析】　AlCl3是分子晶体，A对，B错；C、Si同族，但CO2、SiO2分别为分子晶体、原子晶体，C对；Na、Mg不同族，但Na2O、MgO均为离子晶体，D对。
【答案】　B
二、非选择题(本题包括4小题，共52分)
13．(10分)现有几组物质的熔点(℃)数据：
A组
B组
C组
D组
金刚石：3
350
Li：181
HF：－83
NaCl：801
硅晶体：1
415
Na：98
HCl：－115
KCl：776
硼晶体：2
573
K：64
HBr：－89
RbCl：718
二氧化硅：1
713
Rb：39
HI：－51
CsCl：645
据此回答下列问题：
(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间作用力是________。
(2)B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。
①有金属光泽　②导电性　③导热性　
④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于____________________________。
(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小　②水溶液能导电　③固体能导电　④熔融状态能导电
(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl，其原因为_____________________________________________________________。
【解析】　(1)A组物质熔点均很高，且均由非金属元素组成，故为原子晶体，熔化时克服共价键。
(2)B组晶体均为金属单质，故均属于金属晶体，金属晶体的物理通性：有金属光泽，易导电、导热，有延展性。
(3)C组物质均属于分子晶体，由于HF分子间存在氢键，故HF熔点反常。
(4)D组物质均属于离子晶体，一般来说，硬度较大，水溶液能导电，固体不导电，熔融状态导电。
(5)决定离子晶体熔点的因素：晶格能。离子半径越小，离子所带电荷数越多，晶格能越大，离子晶体的熔点越高。
【答案】　(1)原子　共价键　(2)①②③④
(3)HF分子间形成氢键
(4)②④　(5)晶格能：NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl
14．(14分)(1)下列物质在固态时，属于分子晶体的有________，属于原子晶体的有________，属于离子晶体的有________。
①金刚石　②氩　③水晶　④水银　
⑤氧化铝
⑥P4　⑦苯
(2)比较下列物质的有关性质(用“>”“<”“＝”或“≈”号连接)
沸点：16O2________18O2　熔点：Na________K
稳定性：H2O________D2O
(3)某常见固体能导电，质软，它可能属于________。
A．分子晶体　B．原子晶体　C．离子晶体　D．金属晶体　E．混合晶体
(4)在氯化铯晶体(见图1)中，若以某一铯离子为球心，与之等距离的若干离子构成一个球面。与某铯离子距离最近的离子构成的球面(最内层的球面或第一层球面)上有________个________离子(填写离子符号，下同)，第二层球面上有________个________离子。
图1
(5)在氯化钠晶体(见图2)中，每个钠离子与________个最近且等距离的氯离子以________键相结合，与每个氯离子最近的且等距离的氯离子有________个。
图2
【解析】　(1)根据物质的类别分析作答。
(2)相对分子质量：16O2<18O2，故沸点：16O2<18O2；金属键：Na>K，故熔点：Na>K；键能：H—O＝H—D，故稳定性：H2O＝D2O。
(3)固体能导电，该固体可能是金属晶体或石墨。
(4)以Cs＋为球心，与之等距离且距离最近的离子为Cl－，由图1可知每个Cs＋周围有8个最近等距离的Cl－，第二层球面则为等距离的Cs＋，以球心为原点的x、y、z轴上有6个这样的Cs＋(即上、下、左、右、前、后位置)。
(5)每个Na＋的上、下、左、右、前、后有6个最近且等距离的Cl－与Na＋以离子键结合；计算每个Cl－最近且等距离的Cl－个数时，可按分析，每个正方体中有3个Cl－与1个Cl－最近，而1个顶点上的Cl－为8个正方体共用，故周围等距离的Cl－个数为：3×8×＝12。
【答案】　(1)②⑥⑦　①③　⑤
(2)<　>　≈或＝　(3)DE
(4)8　Cl－　6　Cs＋
(5)6　离子　12
15．(14分)下面是一些晶体的结构示意图。
甲　　　　乙　　
　丙
(1)下列关于晶体的说法正确的是________。
A．晶体的形成与晶体的自范性有关
B．可以用X－射线衍射仪区分晶体和非晶体
C．石蜡是非晶体，但有固定的熔点
D．晶胞就是晶体
(2)图甲表示的是晶体的二维平面示意图，a、b中可表示化学式为AX3的化合物的是________。
(3)图乙表示的是金属铜的晶胞，请完成以下各题：
①该晶胞“实际”拥有的铜原子数是________，铜原子的配位数为________。
②该晶胞称为________(填序号)。
A．六方晶胞
B．体心立方晶胞
C．面心立方晶胞
(4)图丙为钛酸钡晶体的晶胞结构，该晶体经X－射线分析得出，重复单位为立方体，顶点位置被Ti4＋所占据，体心位置被Ba2＋所占据，棱心位置被O2－所占据。
①写出该晶体的化学式：__________________。
②若将Ti4＋置于晶胞的体心，Ba2＋置于晶胞顶点，则O2－处于立方体的________位置。
③在该物质的晶体中，每个Ti4＋周围与它距离最近且相等的Ti4＋有________个，它们所形成的立方体为________。
④Ti4＋的氧配位数和Ba2＋的氧配位数分别为________。
【解析】　(1)选项A，在一定条件下，物质能形成具有几何形状的晶体，这个形成过程与晶体的自范性有关。选项B，同一条件下，当单一波长的X－射线通过晶体和非晶体时，摄取的图谱是不同的，非晶体图谱中看不到分立的斑点或明锐的谱线。选项C，非晶体没有固定的组成，也没有固定的熔点。选项D，晶体是由数量巨大的晶胞“无隙并置”而成的。
(2)由图甲可知，a、b中两类原子的个数之比分别为1∶2和1∶3，所表示的化合物的化学式可分别表示为AX2、AX3。
(3)①利用“均摊法”可求得该铜晶胞中拥有的铜原子数＝8×1/8＋6×1/2＝4。在铜晶胞中，与每个Cu原子距离最近且相等的铜原子有12个，因此铜原子的配位数为12。
②由图可知，铜晶胞为面心立方晶胞。
(4)①在该晶胞中三种元素所形成的离子的个数比为Ba2＋∶Ti4＋∶O2－＝1∶(8×)∶(12×)＝1∶1∶3。
②将共用一个Ti4＋的8个晶胞的体心Ba2＋连接起来构成新的立方体晶胞，则O2－正好处在面心位置。
③晶胞顶点位置上的Ti4＋与其前、后、左、右、上、下的6个Ti4＋距离最近且相等，若将它们连接起来，则形成正八面体。
④Ti4＋周围与其距离最近且相等的O2－有6个，立方晶胞12条棱上的12个O2－与体心位置上的Ba2＋距离最近且相等。
【答案】　(1)AB　(2)b　(3)①4　12　②C
(4)①BaTiO3　②面心　③6　正八面体　④6、12
16．(14分)碳元素不仅能形成丰富多彩的有机化合物，而且还能形成多种无机化合物，同时自身可以形成多种单质，碳及其化合物的用途广泛。
【导学号：66240034】
已知A为离子晶体，B为金属晶体，C为分子晶体
(1)上图分别代表了五种常见的晶体，分别是：
A________，B________，C________，D________，E________。(填名称或化学式)
(2)
干冰和冰是两种常见的分子晶体，下列关于两种晶体的比较中正确的是________。
a．晶体的密度：干冰>冰
b．晶体的熔点：干冰>冰
c．晶体中的空间利用率：干冰>冰
d．晶体中分子间相互作用力类型相同
(3)
金刚石和石墨是碳的两种常见单质，下列叙述正确的有
________。
a．金刚石中碳原子的杂化类型为sp3杂化，石墨中碳原子的杂化类型为sp2杂化
b．晶体中共价键的键长：金刚石中C—C<石墨中C—C
c．晶体的熔点：金刚石>石墨
d．晶体中共价键的键角：金刚石>石墨
e．金刚石晶体中只存在共价键，石墨晶体中则存在共价键、金属键和范德华力
f．金刚石和石墨的熔点都很高，所以金刚石和石墨都是原子晶体
(4)金刚石晶胞结构如图，一个晶胞中的C原子数目为
________。
金刚石晶胞
(5)C与孔雀石共热可以得到金属铜，铜原子的原子结构示意图为________，金属铜采用面心立方最密堆积(在晶胞的顶点和面心均含有一个Cu原子),
已知Cu单质的晶体密度为ρ
g/cm3，Cu的相对原子质量为M，阿伏加德罗常数为NA，则Cu的原子半径为
____________。
【解析】　(2)干冰为密堆积，冰不是密堆积，故ac正确；冰中有氢键，干冰中无氢键，熔点：干冰<冰，故bd错误。
(5)1个铜晶胞中有4个Cu原子，1
mol铜晶胞的质量为4M
g，设一个铜晶胞的体积为V，1
mol铜晶胞的质量VNA
ρ
g
4M＝VNAρ
设一个铜原子的半径为R，一个铜晶胞的棱长为4R×＝2R
V＝(2R)3
4M＝(2R)3NAρ
2R＝
R＝×
【答案】　(1)NaCl　Na　干冰　金刚石　石墨(答案合理即可)
(2)ac　(3)ae　(4)8
(5)
　×章末综合测评(一)　原子结构
(时间45分钟，满分100分)
一、选择题(本题包括12小题，每小题4分，共48分)
1．为揭示原子光谱是线性光谱这一事实，玻尔提出了核外电子的分层排布理论。下列说法中，不符合这一理论的是(　　)
A．电子绕核运动具有特定的半径和能量
B．电子在特定半径的轨道上运动时不辐射能量
C．电子跃迁时，会吸收或放出特定的能量
D．揭示了氢原子光谱存在多条谱线
【解析】　玻尔理论解释了氢原子光谱为线状光谱，但却没有解释出氢原子在外磁场的作用下分裂为多条谱线，所以D是错误的，A、B、C是玻尔理论的三个要点。
【答案】　D
2．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)＜E(3d)，C不正确。同主族元素，自上而下电负性减小，D不正确。
【答案】　A
3．下列轨道表示式能表示氧原子的最低能量状态的是(　　)
【解析】　氧原子共有8个电子，C有10个，D有7个，都错。B不符合洪特规则，也错。
【答案】　A
4．某元素原子的价电子构型是3s23p4，则它在周期表中的位置是(　　)
A．第2周期ⅣA族
B．第3周期ⅣA族
C．第4周期ⅡA族
D．第3周期ⅥA族
【解析】　由价电子构型为3s23p4可知为硫，故D正确。
【答案】　D
5．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高速旋转
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．电子层数越大，s轨道的半径越大
D．在同一轨道上运动的电子，其能量不相同
【解析】　电子的运动没有固定的轨道，也不能描画出它的运动轨迹，A错误；原子轨道能量的高低取决于电子层数和原子轨道的形状两个因素，不能单从原子轨道的形状来判断，例如7s轨道的能量比4f轨道的能量高，故B错误；相同类型的原子轨道，电子层序数越大，能量越高，电子运动的区域越大，原子轨道的半径越大，C正确。
【答案】　C
6．甲、乙两元素原子的L层电子数都是其他层电子总数的2倍。下列推断正确的是(　　)
A．甲与乙位于同一周期
B．甲与乙位于同一主族
C．甲与乙都位于元素周期表的p区
D．甲与乙的原子序数之和为偶数
【解析】　甲和乙的电子层排布可能为1s22s22p2和1s22s22p63s2，即为碳和镁元素，它们位于不同的周期、不同的主族、不同的区域。
【答案】　D
7．前四周期元素的基态原子中，未成对电子数与其所在周期数相同的元素有
(　　)
A．3种
B．4种
C．5种　　　
D．6种
【解析】　符合题意的元素有：H(1s1)、C(2s22p2)、O(2s22p4)、P(3s23p3)、Fe(3d64s2)。
【答案】　C
8．用R代表短周期元素，R原子最外层的p能级上的未成对电子只有2个。下列关于R的描述中正确的是(　　)
A．R的氧化物都能溶于水
B．R的最高价氧化物对应的水化物都是H2RO3
C．R的氢化物均为共价化合物
D．R的氧化物都能与NaOH反应
【解析】　据题意可知R原子价电子排布式为ns2np2或ns2np4，即R可能是C、Si、O、S。A项，CO、SiO2不溶于水；B项，R的最高价氧化物对应水化物可能是H2RO3或H2RO4；D项，CO与NaOH不反应。
【答案】　C
9．下列各组原子，彼此性质一定相似的是(　　)
A．1s2与2s2的元素
B．M层上有两个电子与N层上有两个电子的元素
C．2p上有一个未成对电子与3p上有一个未成对电子的元素
D．L层的p轨道上有一个空轨道和M层的p轨道上有一个空轨道的元素
【解析】　A项：电子排布为1s2的元素是He，电子排布为2s2的元素是Be，性质不相似。B项：M层上有两个电子的元素是Mg，而N层上有两个电子的元素有多种，如Ca、Sc、Ti、V、Mn、Fe等，性质不一定相似。C项：2p上有一个未成对电子的元素可能是B或F，3p上有一个未成对电子的元素是Al或Cl，性质也不一定相似。D项：L层的p轨道上有一个空轨道的元素是C，M层p轨道上有一个空轨道的元素是Si，处于同一主族，性质一定相似。
【答案】　D
10．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　②1s22s22p3　③1s22s22p2　④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①
B．下列原子的外围电子排布中，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④
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③
①X＋　②X2＋　③X3＋　④X4＋
【解析】　A选项：电子层数越多，最外层电子数越少，半径越大，正确；B选项：四种元素均为第三周期元素，由电离能的变化规律及核外电子的排布情况知③中3p能级半充满，第一电离能最大；C选项：元素的电负性可用来衡量元素的金属性和非金属性的强弱，在元素周期表中，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，说明再失去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
11．以下是A、B、C、D、E五种短周期元素的某些性质：
序号
A
B
C
D
E
最低负化合价
－4
－2
－1
－2
－1
电负性
2.5
2.5
3.0
3.5
4.0
下列判断正确的是(　　)
A．C、D、E的氢化物的稳定性顺序为C>D>E
B．元素A的最外层轨道中无自旋方向相同的电子
C．元素B、C不可能形成化合物
D．与元素B处于同周期且在该周期中第一电离能最小的元素的单质能与H2O发生置换反应
【解析】　根据五种元素的电负性和最低负化合价，推知A为C、B为S、C为Cl、D为O、E为F。选项A，C、D、E的氢化物依次为HCl、H2O、HF，氢化物的稳定性顺序：HF>H2O>HCl。选项B，碳元素原子最外层电子排布式为2s22p2，2p能级上的两个电子分占两个p轨道，且自旋方向相同。选项C，S原子最外层有6个电子，Cl原子最外层有7个电子，它们之间可通过形成共价键，使两种原子均达到8电子稳定结构，形成的化合物有S2、Cl2、SCl2等。选项D，此单质为Na，Na能与H2O发生置换反应生成NaOH和H2。
【答案】　D
12．x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知错误的是(　　)
A．x的原子半径大于y的原子半径
B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性
D．x的第一电离能大于y的第一电离能
【解析】　从题干可知：x与y相差一个周期，x属于非金属元素原子，y属于金属元素原子且y的周期数大，所以原子半径是：y的原子半径大于x的原子半径，A错。
【答案】　A
二、非选择题(本题包括4小题，共52分)
13．(12分)W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色(或砖红色)的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。
【导学号：66240011】
(1)W位于元素周期表第________周期第________族，W的气态氢化物稳定性比H2O(g)________(填“强”或“弱”)。
(2)Y的基态原子核外电子排布式是________，Y的第一电离能比X的________(填“大”或“小”)。
(3)Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反应的化学方程式是_____________________________________________________________。
【解析】　首先推出题中几种元素，W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，再结合原子序数的大小可知，W是氮元素，Y是硫元素，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，根据基态原子核外电子所遵循的原则，可以写出电子排布式为：1s22s22p63s23p1，X为铝元素，Z能够形成红色的Z2O和黑色的ZO两种氧化物，推知Z为铜元素，两种氧化物分别为Cu2O和CuO。
【答案】　(1)2　ⅤA　弱　(2)1s22s22p63s23p4　大
(3)Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
14．(14分)有A、B、C、D、E
5种元素，其中A、B、C属于同一周期，A原子最外层p能级的电子数等于次外层的电子总数，B原子最外层中有两个未成对的电子，D、E原子核内各自的质子数与中子数相等，B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物，并知在DB2和EB2中，D与B的质量比为，E与B的质量比为。
根据以上条件，回答下列问题：
(1)推断五种元素分别是(填元素符号)
A________，B________，C________，D________，E________。
(2)写出D原子的电子排布式_________________________________。
(3)指出E元素在元素周期表中的位置_____________________________。
(4)比较A、B、C
3种元素的第一电离能的大小________(按由大到小的顺序排列)。
(5)比较元素D和E的电负性的相对大小________。
【解析】　A原子最外层p能级电子数等于次外层的电子总数，说明次外层为K层，故A的电子排布式为1s22s22p2，即A为碳元素；B原子最外层中有两个未成对的电子，说明B为第ⅣA或第ⅥA族元素，又因B与A同周期，说明B为氧元素；C元素可以与B形成CB2型化合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素；在DB2中，D与B的质量比为，即D的相对原子质量为28，在EB2中，E与B的质量比为，即E的相对原子质量为32，由D、E核内质子数与中子数相等可以知道D为硅元素，E为硫元素。比较A(碳)、B(氧)、C(氮)三种元素的第一电离能，须注意到氮元素原子的2p原子轨道处于半充满状态，体系的能量较低，原子最稳定，第一电离能最大。故第一电离能的大小顺序为C>B>A或氮>氧>碳。
【答案】　(1)C　O　N　Si　S
(2)1s22s22p63s23p2
(3)第3周期第ⅥA族
(4)C>B>A(或氮>氧>碳)
(5)E>D(或硫>硅)
15．(10分)X、Y、Z三种主族元素。X原子L层无空轨道，且成对电子与未成对电子占据的轨道数相等；Y原子无未成对电子，Y离子比Z原子多一个电子层；Z原子核外有一个单电子，其单质在通常情况下为易挥发的液体。
(1)X、Y、Z的元素符号依次是______、_________________、________。
(2)在X与Y形成的一种化合物中，Y与X所含质子数之比为7∶2，则此化合物的化学式是__________。
(3)Z与Y的原子半径的大小顺序为_______________________，
X、Z的简单离子电子排布式分别是_______________、________________。
(4)三种元素中电负性最大的是__________。
【解析】　X原子L层无空轨道且成对电子与未成对电子所占轨道数相等，即可推出X为氧元素，依据Z原子核外有一单电子且单质为易挥发性液体，则Z为Br；Y原子无未成对电子且为主族元素，则Y为ⅡA族元素，又知其离子比Z原子多一个电子层，则Y为Ba。
【答案】　(1)O　Ba　Br　(2)BaO2
(3)Ba＞Br　O2－：1s22s22p6
Br－：1s22s22p63s23p63d104s24p6
(4)O
16．(16分)下表为元素周期表中的一部分，列出了10种元素在元素周期表中的位置。用化学符号回答下列各问题。
族周期　　
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
⑥
⑦
3
①
③
⑤
⑧
⑩
4
②
④
⑨
(1)10种元素中，第一电离能最大的是________(填元素符号)；电负性最小的金属是________。
(2)①、③、⑤第一电离能大小顺序是________＞________＞________。⑧最高价氧化物对应水化物化学式________，与①、⑤、⑧两元素最高价氧化物对应的水化物两两反应的离子方程式为________________________________，
_____________________________________________________________，
_____________________________________________________________。
(3)①③⑤⑦四种元素形成的离子，离子半径由大到小的顺序是：________＞________＞________＞________。
⑤与⑦形成化合物是________化合物(填“离子”或“共价”)；工业用电解法制⑤单质在阳极得________，阴极得________，当转移15
mol电子，阴极的产物________g。
(4)⑨元素原子价电子排布式为________，其最高正化合价为________，海水中提取⑨单质，经过氧化、富集和提取三过程对应的离子方程式为_______________________________________________________________
_____________________________________________________________，
_____________________________________________________________，
_____________________________________________________________。
(5)用电子式表示第3周期元素中由电负性最小的元素和电负性最大的元素形成化合物的过程_________________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　根据表格所提供的元素的周期数和族数，可以确定元素的种类，①为Na，②为K，③为Mg，④为Ca，⑤为Al，⑥为C，⑦为O，⑧为Cl，⑨为Br，⑩为Ar。
【答案】　(1)Ar　K
(2)Mg
Al
Na　HClO4
H＋＋OH－===H2O　Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
OH－＋Al(OH)3===[Al(OH)4]－
(3)O2－　Na＋　Mg2＋　Al3＋　离子　O2　Al　135
(4)4s24p5　＋7　Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
Br2＋SO2＋2H2O===2Br－＋SO＋4H＋
Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－
(5)学业分层测评(六)　共价键模型
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．下列说法正确的是(　　)
A．键角越大，该分子越稳定
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．C===C键的键能是C—C键的2倍
【解析】　A项，键角是决定分子空间构型的参数，与分子的稳定性无关；C项，CH4、CCl4中C—H键键长小于C—Cl键键长，键角均为109.5°；D项，C===C键由σ键和π键组成，C—C键为σ键，故C===C键的键能小于C—C键键能的2倍。
【答案】　B
2．下列分子中的σ键是由两个原子的s轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是(　　)
A．H2　　　B．CCl4　　　C．Cl2　　　D．F2
【解析】　各分子中的σ键轨道重叠为最外层未成对电子所在轨道进行重叠，情况如下：H2：1s1—1s1，CCl4：2p1—3p1，Cl2：3p1—3p1，F2：2p1—2p1。
【答案】　A
3．下列有关σ键的说法错误的是(　　)
A．如果电子云图像是由两个s电子重叠形成的，那么形成s—s
σ键
B．s电子与p电子形成s—p
σ键
C．p电子和p电子不能形成σ键
D．HCl分子里含有一个s—p
σ键
【解析】　p电子和p电子头碰头时也能形成σ键。
【答案】　C
4．下列说法中正确的是(　　)
A．p轨道之间以“肩并肩”重叠可形成σ键
B．p轨道之间以“头碰头”重叠可形成π键
C．s和p轨道以“头碰头”重叠可形成σ键
D．共价键是两个原子轨道以“头碰头”重叠形成的
【解析】　轨道之间以“肩并肩”重叠形成π键，“头碰头”重叠形成σ键，共价键可分为σ键和π键。
【答案】　C
5．以下说法正确的是(　　)
A．共价化合物内部可能有极性键和非极性键
B．原子或离子间相互的吸引力叫化学键
C．非金属元素间只能形成共价键
D．金属元素与非金属元素的原子间只形成离子键
【解析】　全部由共价键形成的化合物是共价化合物，则共价化合物内部可能有极性键和非极性键，如乙酸、乙醇中，A正确；相邻原子之间强烈的相互作用是化学键，包括引力和斥力，B不正确；非金属元素间既能形成共价键，也能形成离子键，如氯化铵中含有离子键，C不正确；金属元素与非金属元素的原子间大部分形成离子键，但也可以形成共价键，如氯化铝中含有共价键，D不正确。
【答案】　A
6．(双选)下列说法中正确的是(　　)
A．键能越小，表示化学键越牢固，难以断裂
B．两原子核越近，键长越短，化学键越牢固，性质越稳定
C．破坏化学键时，消耗能量，而形成新的化学键时，则释放能量
D．键能、键长只能定性地分析化学键的特性
【解析】　键能越大，键长越短，化学键越牢固。
【答案】　BC
7．下列事实不能用键能的大小来解释的是(　　)
A．N元素的电负性较大，但N2的化学性质很稳定
B．稀有气体一般难发生反应
C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱
D．F2比O2更容易与H2反应
【解析】　由于N2分子中存在N≡N，键能很大，破坏共价键需要很大的能量，所以N2的化学性质很稳定；稀有气体都为单原子分子，分子内部没有化学键；卤族元素从F到I原子半径逐渐增大，其氢化物中的键长逐渐变长，键能逐渐变小，所以稳定性逐渐减弱；由于H—F的键能大于H—O，所以更容易生成HF。
【答案】　B
8．下列有关化学键类型的叙述正确的是(　　)
【导学号：66240013】
A．全部由非金属构成的化合物中肯定不存在离子键
B．所有物质中都存在化学键
C．已知乙炔的结构式为H—C≡C—H，则乙炔中存在2个σ键(C—H)和3个π键(C≡C)
D．乙烷分子中只存在σ键，不存在π键
【解析】　铵盐是离子化合物，含有离子键，但其全部由非金属构成，A项错；稀有气体的原子本身就达到稳定结构，不存在化学键，B项错；乙炔中存在3个σ键和2个π键，2个C—H键和碳碳叁键中的1个键是σ键，而碳碳叁键中的另外2个键是π键，C项错。
【答案】　D
9．意大利罗马大学的Fulvio
Cacace等人获得了极具理论研究意义的气态N4分子，其分子结构如图所示。已知断裂1
mol
N—N吸收167
kJ热量，生成1
mol
N≡N放出942
kJ热量，根据以上信息和数据，判断下列说法正确的是(　　)
A．N4属于一种新型的化合物
B．N4分子中存在非极性键
C．N4分子中N—N键角为109.5°
D．1
mol
N4转变成N2将吸收882
kJ热量
【解析】　N4是由氮元素形成的一种单质，不是新型的化合物，A错；氮元素是活泼的非金属元素，氮元素与氮元素之间形成的是非极性键，B正确；N4分子是正四面体结构，键角是60°，C错；已知断裂1
mol
N—N吸收167
kJ热量，生成1
mol
N≡N放出942
kJ热量，则1
mol
N4转变成N2时的反应热ΔH＝6×167
kJ·mol－1－2×942
kJ·mol－1＝－882
kJ·mol－1，即该反应是放热反应，因此1
mol
N4转变成N2将放出882
kJ热量，D错误。
【答案】　B
10．分析下列化学式中加点的元素，选出符合题目要求的选项填在横线上。
(1)所有的价电子都参与形成共价键的是________；
(2)只有一个价电子参与形成共价键的是________；
(3)最外层含有一对未成键电子的是________；
(4)既含有极性键又含有非极性键的是________；
(5)既含有σ键又含有π键的是________。
【解析】　六种物质的加点元素均为短周期元素，价电子即最外层电子。电子式分别为
由电子式可推得成键情况。
【答案】　(1)D、E　(2)C　(3)A、F　(4)E　(5)E、F
11．(2016·青岛高二检测)回答下列问题：
(1)1
mol
CO2中含有的σ键数目为________。
(2)已知CO和CN－与N2结构相似，CO分子内σ键与π键个数之比为________。HCN分子中σ键与π键数目之比为________。
(3)肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的—个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g)
ΔH＝－1
038.7
kJ·mol－1
若该反应中有4
mol
N—H键断裂，则形成的π键有________mol。
(4)C、H元素形成的化合物分子中共有16个电子，该分子中σ键与π键的个数比为________。
(5)1
mol乙醛分子中含σ键的数目为________个，1个CO(NH2)2分子中含有σ键的个数为________。
(6)CH4、NH3、H2O、HF分子中共价键的极性由强到弱的顺序是________________________________________________________________。
【解析】　(1)CO2分子内含有碳氧双键，双键中一个是σ键，另一个是π键，则1
mol
CO2中含有的σ键个数为2NA。
(2)N2的结构式为N≡N，推知CO结构式为C≡O，含有1个σ键、2个π键；CN－结构式为[C≡N]－，HCN分子结构式为H—C≡N，HCN分子中σ键与π键均为2个。
(3)反应中有4
mol
N—H键断裂，即有1
mol
N2H4参加反应，生成1.5
mol
N2，则形成的π键有3
mol。
(4)设分子式为CmHn，则6m＋n＝16，解之得m＝2，n＝4，即C2H4，结构式为。单键为σ键，双键有1个σ键和1个π键，所以一个C2H4分子中共含有5个σ键和1个π键。
(5)乙醛与CO(NH2)2的结构简式分别为，故1
mol乙醛中含有σ键6NA个，1个CO(NH2)2分子中含有7个σ键。
(6)两个成键原子的电负性差别越大，它们形成共价键的极性就越大(或从非金属性强弱上来判断)。由于电负性：F＞O＞N＞C，因此四种元素与H形成的共价键的极性：F—H＞O—H＞N—H＞C—H。
【答案】　(1)2NA或1.204×1024　(2)1∶2　1∶1　(3)3　(4)5∶1　(5)6NA或3.612×1024　7　(6)HF＞H2O＞NH3＞CH4
12．A、B、C、D、E五种元素原子序数依次增大，A元素原子的价电子排布为ns2np2，B元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，E元素原子的价电子排布为3d64s2。C、D的电离能数据如下(kJ·mol－1)：
I1
I2
I3
I4
C
738
1
451
7
733
10
540
D
577
1
817
2
745
11
578
(1)化合价是元素的一种性质。由C、D的电离能数据判断，C通常显________价，D显________价。
(2)某气态单质甲与化合物AB分子中电子总数相等，则甲分子中包含1个________键，2个________键。
(3)AB的总键能大于甲的总键能，但AB比甲容易参加化学反应。根据下表数据，说明AB比甲活泼的原因是_______________________________________。
单键
双键
叁键
AB　键能/kJ·mol－1
357.7
798.9
1
071.9
甲　键能/kJ·mol－1
154.8
418.4
941.7
【解析】　(1)由“B元素的最外层电子数是其电子层数的3倍”可推知B为氧；因原子序数B>A，可知A的价电子排布为2s22p2，A为碳；C元素的I3 I2，故C最外层有2个电子；D元素的I4 I3，故D元素的最外层有3个电子，由于原子序数依次增大，且E的价电子排布为3d64s2，为铁元素，故C、D分别为镁和铝元素。(2)AB分子为CO，共14个电子，与之电子数相等的气态单质应为N2，含1个σ键和2个π键。(3)CO与N2相对比，CO性质活泼，容易参加化学反应，应是其化学键易断裂的原因。
【答案】　(1)＋2　＋3　(2)σ　π
(3)CO打开第一个键需要1
071.9
kJ·mol－1－798.9
kJ·mol－1＝273
kJ·mol－1能量，而N2打开第一个键需要941.7
kJ·mol－1－418.4
kJ·mol－1＝523.3
kJ·mol－1
能量
[能力提升]
13．键长、键角和键能是描述共价键的三个重要参数，下列叙述正确的是(　　)
【导学号：66240014】
A．键角是描述分子空间构型的重要参数
B．因为H—O键的键能小于H—F键的键能，所以O2、F2与H2反应的能力逐渐减弱
C．水分子可表示为H—O—H，分子中的键角为180°
D．H—O键的键能为463
kJ·mol－1，即18
g
H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×463
kJ
【解析】　H—O键、H—F键的键能依次增大，意味着形成这些键时放出的能量依次增大，化学键越来越稳定，O2、F2与H2反应的能力逐渐增强，B项错误；水分子呈V形，键角为104.5°，C项错误；D项中H—O键的键能为463
kJ·mol－1，指的是断开1
mol
H—O键形成气态氢原子和气态氧原子所需吸收的能量为463
kJ，18
g
H2O即1
mol
H2O中含2
mol
H—O键，断开时需吸收2×463
kJ的能量形成气态氢原子和气态氧原子，再进一步形成H2和O2时，还需释放出一部分能量，故D项错误。
【答案】　A
14．氰气的化学式为(CN)2，结构式为N≡C—C≡N，性质与卤素相似，下列叙述正确的是(　　)
A．分子中既有极性键，又有非极性键
B．分子中N≡C键的键长大于C—C键的键长
C．分子中含有2个σ键和4个π键
D．不和氢氧化钠溶液发生反应
【解析】　分子中N≡C键是极性键，C—C键是非极性键；成键原子半径越小，键长越短，N原子半径小于C原子半径，故N≡C键比C—C键的键长短；(CN)2分子中含有3个σ键和4个π键；由于与卤素性质相似，故可以和氢氧化钠溶液反应。
【答案】　A
15．下表是从实验中测得的不同物质中氧氧之间的键长和键能数据：
O—O键数据
O
O
O2
O
键长/10－12
m
149
128
121
112
键能/(kJ·mol－1)
x
y
a＝494
b＝628
其中x、y的键能数据尚未测定，但可根据规律推导键能大小的顺序是b>a>y>x，该规律是(　　)
A．成键时，电子数越多，键能越大
B．键长越短，键能越大
C．成键所用电子数越少，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，这几种不同物质中的化学键都是氧氧键，因此不存在成键时电子的多少问题，也不存在电子对偏移的问题，但是O2与O比较，键能大的对应的键长短，按此分析O的键长比O中的键长长，所以键能应该小。若按照此规律，键长由短到长的顺序为Oa>y>x，与题意吻合，所以B项正确。
【答案】　B
16．下表为前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
元素性质　　
A
B
C
D
E
F
G
M
I
J
K
原子半径(10－10m)
1.02
1.86
0.74
1.43
0.77
1.10
0.99
1.54
0.75
1.17
1.34
最高价态
＋6
＋1
＋3
＋4
＋5
＋7
＋1
＋5
＋4
＋1
最低价态
－2
－2
－4
－3
－1
－3
－4
试回答下列问题：
(1)以上11种元素中第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)写出下列反应的化学方程式：
M2C2与EC2反应
______________________________________________。
(3)上述E、F、G三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的是______(写分子式)。比元素B原子序数大5的元素基态原子电子排布式是____________________。
(4)元素E与氢元素可形成分子式为E2H4的分子，分子中共形成________个σ键，________个π键。
(5)C和I相比较，非金属性较弱的是________(填元素名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填编号)。
a．气态氢化物的稳定性和挥发性
b．单质分子中的键能
c．两元素的电负性
d．含氧酸的酸性
【解析】　(1)同一周期元素从左→右第一电离能有增大的趋势，故第一电离能最小的元素在第ⅠA族，第ⅠA族有B、M、K三种元素，且从上到下第一电离能减小，故第一电离能最小的为B。(2)由化合价和原子半径可判断A为S，B为K，C为O，D为Al，E为C，F为P，G为Cl，M为Na，I为N，J为Si，K为Li，故M2C2与EC2的反应为Na2O2与CO2的反应。(3)比B原子序数大5的元素为24号元素Cr，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。(4)E2H4为C2H4，故有5个σ键，1个π键。(5)本题为判断非金属性强弱的方法，其中a项中气态氢化物的挥发性不能判断非金属性强弱，d项应为最高价氧化物对应水化物的酸性。
【答案】　(1)B
(2)2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
(3)CCl4、PCl3　1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1
(4)5　1　(5)氮　c第3节　原子结构与元素性质
第1课时　电离能及其变化规律
1．理解电离能的概念及第一电离能的周期性变化规律。(重点)
2．能运用电离能解释元素的性质及第一电离能与原子半径、核外电子排布周期性变化的关系。(难点)
电
离
能
[基础·初探]
教材整理1　电离能及其分类
1．电离能
(1)概念：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。
(2)符号：I，单位：kJ·mol－1。
2．电离能的分类
M(g)M＋(g)M2＋(g)M3＋(g)…且I1＜I2＜I3。
(1)氮原子的原子半径及第一电离能都比氧原子的大。(√)
(2)M(g)→M2＋(g)＋2e－所需能量不是第二电离能。(√)
(3)Na原子在不同状态失去1个电子所需能量相同。(×)
(4)原子的电离能大小I1＞I2＞I3。(×)
教材整理2　电离能的意义
1．电离能越小，该气态原子越容易失去电子。
2．电离能越大，该气态原子越难失去电子。
3．运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。
“第一电离能大的元素的金属性一定比第一电离能小的元素的金属性弱。”这种说法对吗？
【提示】　不对。
[核心·突破]
1．理解电离能的定义时要把握两点：一是气态(原子或离子)；二是最小能量。
2．对于同一元素：I3＞I2＞I1。
3．运用电离能的数值可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。
[题组·冲关]
1．下列有关电离能的说法中，正确的是
(　　)
A．第一电离能越大的原子失电子的能力越强
B．第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量
C．同一周期中，主族元素原子第一电离能从左到右越来越大
D．可通过一种元素各级电离能的数值，判断元素可能的化合价
【解析】　元素原子的第一电离能越大，表示该元素的原子越难失去电子，A不正确；电离能是气态原子或离子失去核外一个电子需要的最低能量，B不正确；从总的变化趋势上看，同一周期中第一电离能从左到右逐渐增大，但有反常，如N＞O，C不正确。
【答案】　D
2．具有下列电子构型的原子中，第一电离能最大的是(　　)
A．1s22s22p5
B．1s22s22p6
C．1s22s22p63s1
D．1s22s22p63s2
【解析】　A、B、C、D四项对应元素分别是F、Ne、Na、Mg，稀有气体最不易失电子。
【答案】　B
3．元素原子得失电子的能力与元素在元素周期表中的位置存在着一定的联系。在元素周期表中，最容易失电子的元素的位置在
(　　)
A．右下角
B．左上角
C．右上角
D．左下角
【解析】　同周期主族元素，从左向右原子失电子能力逐渐减弱；同主族元素，从上到下原子失电子能力逐渐增强。
【答案】　D
4．从元素原子的第一电离能数据的大小可以判断出(　　)
【导学号：66240007】
A．元素原子得电子的难易
B．元素的主要化合价
C．元素原子失电子的难易
D．核外电子是分层排布的
【解析】　第一电离能仅表示失去一个电子时的能量，所以看不出化合价、核外电子的排布情况。
【答案】　C
电
离
能
变
化
规
律
及
其
影
响
因
素
[基础·初探]
1．递变规律
(1)
(2)同种元素的原子，电离能逐级增大。
2．影响因素
(1)同周期元素，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的最大。(√)
(2)同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，金属性逐渐增强。(√)
(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)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。(×)
[合作·探究]
[探究背景]
电离能数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子的排布。
[探究问题]
1．同周期主族元素自左而右，第一电离能渐变情况如何？
【提示】　逐渐增大的趋势。
2．Mg与Na、Al，P与Si、S第一电离能大小关系如何？
【提示】　I1(Mg)＞I1(Na)，I1(Mg)＞I1(Al)，I1(P)＞I1(Si)，I1(P)＞I1(S)。
3．ⅡA族和ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能高的原因是什么？
【提示】　在同一周期元素第一电离能的递变过程中，ⅡA族和ⅤA族元素作为特例出现，第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高，这主要是因为ⅡA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，ⅤA族元素原子最外电子层的p轨道处于半充满状态，根据洪特规则均属于相对稳定的状态，故这两个主族的元素原子相对较难失去第1个电子，第一电离能相对较大，属于电离能周期性变化的特例，例如：I1(Na)＜I1(Mg)、I1(Mg)＞I1(Al)；I1(Si)＜I1(P)、I1(P)＞I1(S)。
[核心·突破]
1．元素第一电离能的变化趋势图
元素的第一电离能的周期性变化
2．变化规律
(1)同族元素
随着原子序数的增加，第一电离能减小，自上而下原子越来越容易失去电子。
(2)同周期元素
随着原子序数的增加，第一电离能总体增大，自左到右元素原子越来越难失去电子。
(3)过渡元素
第一电离能的变化不太规则，随着原子序数的增加从左到右略有增加。
3．影响电离能的因素
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响
①同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大，即同周期元素从左到右，元素的第一电离能总体有增大的趋势。
②同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，因此原子半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。
(2)核外电子排布对电离能的影响
各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)最外层构型。ⅡA族元素原子最外电子层的s轨道处于全充满状态，p轨道处于全空状态，ⅤA族元素原子最外电子层的p轨道处于半充满状态，故这两个主族的元素原子的第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都高，属于电离能周期性变化的特例。例如I1(Na)＜I1(Mg)、I1(Mg)＞I1(Al)；I1(Si)＜I1(P)、I1(P)＞I1(S)。
4．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
[题组·冲关]
1．下列元素第一电离能大小顺序中，正确的是(　　)
A．Be>B>Mg
B．B>Mg>Be
C．B>Al>Mg
D．Al【解析】　第一电离能呈周期性变化，特别是主族元素规律性相当强。同周期主族元素从左到右第一电离能增大，同主族元素从上而下第一电离能减小。但ⅡA族与ⅢA族、ⅤA族与ⅥA族的第一电离能大小呈现特殊情况，同周期中第一电离能关系ⅡA族>ⅢA族、ⅤA族>ⅥA族。
【答案】　A
2．某主族元素原子的第一、二、三、四各级电离能依次为：899
kJ·mol－1、1
757
kJ·mol－1、14
840
kJ·mol－1、18
025
kJ·mol－1，试分析该元素所在的族序数为(　　)
A．ⅠA族
B．ⅡA族
C．ⅢA族
D．ⅣA族
【解析】　由元素原子各级电离能递增数据分析：I3 I2，所以这种元素最外层应有2个电子，族序数为ⅡA族。
【答案】　B
3．下列说法中正确的是(　　)
A．第3周期所含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
C．在所有的元素中，F的第一电离能最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
【解析】　B项，I1(Mg)>I1(Al)；C项，在所有元素中，He的第一电离能最大；D项
，I1(Na)>I1(K)，I1(Mg)>I1(Na)，故I1(Mg)>I1(K)。
【答案】　A
4．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________。
【解析】　在周期表中，同主族元素从上到下失电子能力增强，第一电离能依次减小。
【答案】　O>S>Se
5．已知某原子的各级电离能数值如下：I1＝577
kJ·mol－1，I2＝1
817
kJ·mol－1，I3＝2
745
kJ·mol－1，I4＝11
578
kJ·mol－1，则该元素的化合价为(　　)
A．＋1价
B．＋2价
C．＋3价
D．＋4价
【解析】　第三电离能到第四电离能发生突跃，所以元素呈现＋3价。
【答案】　C
6．具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是(　　)
①3p轨道上只有一对成对电子的原子　②外围电子排布为3s23p6的原子　③其3p轨道为半充满的原子　④正三价的阳离子的电子层结构与氖原子结构相同
A．①②③④
B．③①②④
C．②③①④
D．②④①③
【解析】　本题考查同周期元素第一电离能的递变规律，题中所述结构的原子都是第三周期元素。②是稀有气体Ar，其第一电离能最大。①是硫原子，③是磷原子，④是铝原子。根据规律I1(Al)最小，S虽然在P的右边，但磷原子3p轨道是3p3半充满结构，较稳定，故I1(P)>I1(S)。
【答案】　C
7．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
7.644
15.03
80.12
109.3
141.2
186.5
序号
I7
I8
I9
I10
I11
…
电离能
224.9
266.0
327.9
367.4
1
761
…
(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。
(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________。
(5)该元素的最高价氧化物对应水化物的碱性比核外电子排布式为1s22s22p63s1的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性________(填“强”、“弱”)。
【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水化物的化学式为Mg(OH)2。
(5)电子排布为1s22s22p63s1的元素为钠，与Mg同周期且在Mg的左边，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2。
【答案】　(1)小　大　(2)3　(3)1　(4)Mg(OH)2　(5)弱
【规律方法】　通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。电离能也是原子核外电子排布的实验佐证，根据电离能的数值可以判断核外电子的分层排布，层与层之间电离能相差较大，电离能数值呈突跃性变化，同层内电离能差别较小。还可以利用电离能来判断金属元素的化合价。学业分层测评(十二)　金属晶体与离子晶体
(建议用时：45分钟)
[学业达标]
1．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、阳离子通过离子键结合而成的，在固态时，阴、阳离子受到彼此的束缚不能自由移动，因而不导电。离子晶体溶于水或在熔融状态下，解离成自由移动的离子，可以导电。
【答案】　B
2．元素X的某价态离子Xn＋与N3－所形成晶体的结构单元如图所示，则Xn＋中n的值为(　　)
A．1　　
B．2
C．3
D．4
【解析】　晶胞中小黑点为12×1/4＝3，空心圆圈为8×1/8＝1，根据化学式中化合价代数和为0，则n＝1。
【答案】　A
3．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、沸点越高。由此判断下列各组金属熔、沸点高低顺序，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。
【答案】　C
4．下列图像是NaCl、CsCl、ZnS等离子晶体结构图或是从其中分割出来的部分结构图。试判断属于NaCl的晶体结构的图像为(　　)
【解析】　由NaCl、CsCl、ZnS的晶胞结构可知：A为ZnS的晶体结构，C、D为CsCl的晶体结构，只有B为NaCl的晶体结构。
【答案】　B
5．金属的下列性质中与金属晶体无关的是(　　)
A．良好的导电性
B．反应中易失电子
C．良好的延展性
D．良好的导热性
【解析】　A、C、D都是金属共有的物理性质，这些性质都是由金属晶体所决定的；B项，金属易失电子是由原子的结构决定的，所以和金属晶体无关。
【答案】　B
6．下列关于金属晶体和离子晶体的说法中，错误的是(　　)
A．都可采取“紧密堆积”结构
B．晶体中都含有阳离子
C．离子晶体的熔点不一定比金属晶体高
D．离子晶体都能导电
【解析】　A项中，金属键和离子键均无方向性和饱和性，使金属晶体和离子晶体均能形成紧密堆积结构；B项中，两类晶体都含有阳离子；C项中，离子晶体熔、沸点较高，金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异，但大多数的熔、沸点是比较高的；D项中，离子晶体在固态时不导电。
【答案】　D
7．X、Y都是ⅡA(Be除外)族的元素，已知它们的碳酸盐的热分解温度：T(XCO3)＞T(YCO3)，则下列判断不正确的是(　　)
A．晶格能：XCO3＞YCO3
B．阳离子半径：X2＋＞Y2＋
C．金属性：X＞Y
D．氧化物的熔点：XO＜YO
【解析】　碳酸盐的热分解温度与形成碳酸盐的金属元素的活泼性有关，金属越活泼，形成的盐越稳定，因此根据碳酸盐的热分解温度：T(XCO3)＞T(YCO3)，可判断出X的活泼性大于Y，即金属性：X＞Y，在周期表中，X位于Y的下面，阳离子半径：X2＋＞Y2＋，所以B、C选项正确。根据阳离子半径：X2＋＞Y2＋以及影响离子化合物晶格能、熔点、沸点的因素可知，晶格能：XCO3＜YCO3，氧化物的熔点：XO＜YO，D项正确。
【答案】　A
8．下图是金属晶体内部结构的简单示意图
仔细观察该结构，以下有关金属能导电的理由中正确的是(　　)
A．金属能导电是因为含有金属阳离子
B．金属能导电是因为含有的自由电子在外电场作用下做定向运动
C．金属能导电是因为含有电子且无规则运动
D．金属能导电是因为金属阳离子和自由电子的相互作用
【解析】　金属中含有金属阳离子和自由电子，自由电子属于整块金属，能够自由移动，在外加电场的作用下，自由电子定向移动，从而能够导电。
【答案】　B
9．Al2O3的下列性质能用晶格能解释的是(　　)
A．Al2O3可用作耐火材料
B．固态时不导电，熔融时能导电
C．Al2O3是两性氧化物
D．晶体Al2O3可以作宝石
【解析】　Al2O3中Al3＋和O2－所带电荷都比较多，半径又都很小，因此Al2O3的晶格能很大，熔点很高，故Al2O3可作耐火材料。
【答案】　A
10．在金属晶体中最常见的三种堆积方式有：
【导学号：66240027】
(1)配位数为8的是________堆积。
(2)配位数为________的是面心立方最密堆积。
(3)配位数为________的是________堆积。其中以…ABAB…方式堆积的________和以…ABCABC…方式堆积的________空间利用率相等，就堆积层来看，二者的区别是在第________层。
【答案】　(1)体心立方最密　(2)12　(3)12　六方最密　六方最密堆积　面心立方最密堆积　三
11．同类晶体物质熔、沸点的变化是有的，试分析下列两组物质熔点规律性变化的原因：
A组
物质
NaCl
KCl
CsCl
熔点(K)
1
074
1
049
918
B组
物质
Na
Mg
Al
熔点(K)
317
923
933
晶体熔、沸点的高低，决定于构成晶体微粒间的作用力的大小。A组晶体属__________晶体，晶体微粒之间通过________相连，微粒之间的作用力由大到小的顺序是________________。B组晶体属________晶体，价电子数由少到多的顺序是________________，离子半径由大到小的顺序是________________。金属键强度由小到大的顺序为________________。
【解析】　A组NaCl、KCl、CsCl为同一主族的卤化物且为离子化合物，故离子键越弱，熔、沸点越低，而Na＋、K＋、Cs＋离子半径逐渐增大，故离子键Na＋与Cl－、K＋与Cl－、Cs＋与Cl－的键能逐渐减小，熔沸点依次降低；而B组中为Na、Mg、Al是金属晶体且为同一周期，因此金属原子核对外层电子束缚能力越来越大，形成金属键时，金属键越来越牢固，故熔、沸点依次升高，价电子数依次增多，离子半径逐渐减小。
【答案】　离子　离子键　NaCl＞KCl＞CsCl　金属　Na＜Mg＜Al　Na＋＞Mg2＋＞Al3＋　Na＜Mg＜Al
12．铜单质及其化合物在很多领域有重要用途，如金属铜用来制造电线电缆，五水硫酸铜可用作杀菌剂。
(1)Cu位于元素周期表第ⅠB族。Cu2＋的核外电子排布式为_____________________________________________________________。
(2)如图是铜的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为________。
(3)往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是
_______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
(4)Cu2O的熔点比Cu2S的____________(填“高”或“低”)，请解释原因
_______________________________________________________________
_____________________________________________________________。
【解析】　(1)Cu(电子排布式为[Ar]3d104s1)变为Cu2＋的过程中，失去的两个电子是最外层的4s轨道和3d轨道上各一个电子，故Cu2＋的电子排布式为[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9；(2)从图中可以看出，阴离子在晶胞中的位置有四类：顶点(8个)、棱上(4个)、面上(2个)、体心(1个)，根据晶胞中微粒个数计算方法——均摊法，可知该晶胞中有4个阴离子；(3)N、F、H三种元素的电负性：F＞N＞H，所以NH3中共用电子对偏向N，而在NF3中，共用电子对偏向F，偏离N，N对其孤对电子的吸引能力增强，难以形成配位键；(4)Cu2O、Cu2S都是离子晶体，阳离子一样，阴离子半径：O2－＜S2－，Cu2O中的离子键比Cu2S中的强，故Cu2O的熔点高。
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9
(2)4　(3)F的电负性比N大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中氮原子核对其孤对电子的吸引能力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2＋形成配离子　(4)高　Cu2O与Cu2S相比，阳离子相同，阴离子所带电荷也相同，但O2－的半径比S2－小，所以Cu2O的晶格能更大，熔点更高
[能力提升]
13．下列关于离子键的强弱与晶格能的大小关系的叙述中正确的是(　　)
A.离子键的强弱在一定程度上可用晶格能大小来衡量
B．晶格能的大小完全由离子键的强弱来决定
C．通常情况下，晶格能越大，离子键越弱
D．晶格能的大小与离子键的强弱没有任何关系
【解析】　离子晶体的熔点、沸点高低决定于离子键的强弱，而离子键的强弱可用晶格能的大小来衡量，晶格能∝，晶格能越大，则离子键越强。晶格能的大小除与离子键强弱有关外，还与晶体的结构型式有关。
【答案】　A
14．铁有δ、γ、α三种晶体结构，以下依次是δ、γ、α三种晶体不同温度下转化的图示，下列有关说法不正确的是(　　)
A．δ Fe晶体中与相邻铁原子距离相等且最近的铁原子有8个
B．γ Fe晶体中与相邻铁原子距离相等且最近的铁原子有12个
C．α Fe晶胞边长若为a
cm，γ Fe晶胞边长若为b
cm，则α Fe和γ Fe两种晶体的密度比为b3∶a3
D．将铁加热到1
500
℃后分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型不同
【解析】　δ Fe为体心立方，中心Fe与8个顶点上的Fe距离相等且最近，晶胞含铁原子1＋8×＝2；γ Fe为面心立方，与相邻铁原子距离相等且最近的铁原子有8×3×＝12，晶胞含铁原子8×＋6×＝4，则α Fe和γ Fe两种晶体的密度比为∶＝b3∶2a3，故C项不正确；由转化温度可以看出急速冷却和缓慢冷却分别得体心立方和面心立方两种不同类型的晶体，故D项正确，A、B项正确。
【答案】　C
15．下列有关金属元素特征的叙述正确的是(　　)
A．金属元素的原子只有还原性，离子只有氧化性
B．金属元素在一般化合物中只显正价
C．金属元素在不同的化合物中的化合价均不同
D．金属元素的单质在常温下均为金属晶体
【解析】　A项，对于变价金属，较低价态的金属离子既有氧化性，又有还原性，如Fe2＋。B项，金属元素的原子只具有还原性，故在化合物中只显正价。C项，金属元素有的有变价，有的无变价，如Na＋。D项，金属汞常温下为液体。
【答案】　B
16．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：
【导学号：66240028】
(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)核外电子排布式与价电子排布式要区别开。(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晶体中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