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第四节 离子晶体
一、离子晶体
1．离子晶体中阴、阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性。
2．离子晶体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。
3．离子晶体难溶于非极性溶剂而易溶于极性溶剂。
4．离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴、阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱，又可用离子半径衡量，通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。
5．离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
6．几种晶体的比较
晶体类型 金属晶体 离子晶体 分子晶体 原子晶体
基本微粒 金属阳离子、自由电子 阴离子、阳离子 分子 原子
物质类别 金属单质 离子化合物 多数的非金属单质和共价化合物 金刚石、碳化硅(SiC)、晶体硅、二氧化硅等少数的非金属单质和共价化合物
物理性质 硬度和密度较大，熔、沸点较高，有延展性，有光泽 硬度和密度较大，熔、沸点较高 硬度和密度较小，熔、沸点较低 硬度和密度大，熔、沸点高
决定熔、沸点高低的因素 金属键强弱 离子键强弱(或晶格能大小) 范德华力(或氢键)的强弱 共价键的强弱
导电性 固态就可导电 熔融或溶于水能导电 某些溶于水能导电 均不导电
7.通常情况下各种晶体熔、沸点高低顺序为原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体熔、沸点有的很高，有的很低。但也有些离子晶体的熔、沸点比原子晶体高，如MgO的熔、沸点比SiO2的高。
二、晶格能
1．晶格能的影响因素
离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大。
2．岩浆晶出规则的影响因素
(1)晶格能(主要)：晶格能越大，越早析出晶体。
(2)浓度：越早达到饱和，越易析出。
在医院施行外科手术时，常用HgCl2的稀溶液作为手术刀的消毒剂。已知HgCl2有如下性质：①HgCl2晶体熔点较低；②HgCl2在熔融状态下不能导电；③HgCl2在水溶液中可发生微弱的电离。下列关于HgCl2的叙述正确的是( )
A．HgCl2属于共价化合物 B．HgCl2属于离子化合物
C．HgCl2属于非电解质 D．HgCl2属于强电解质
解析 分子晶体一般熔、沸点较低，熔化后不能导电，符合共价化合物的特点，溶于水后可微弱电离则说明是弱电解质。
答案 A
此类习题主要考查不同类型晶体的物理性质的特点。正确解答这类习题，要全面比较并记忆四种类型晶体的物理性质各个方面的异同点。
离子晶体熔点的高低决定于阴、阴离子之间的距离、晶格能的大小，据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是( )
A．KCl>NaCl>BaO>CaO B．NaCl>KCl>CaO>BaO
C．CaO>BaO>KCl>NaCl D．CaO>BaO>NaCl>KCl
解析 对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子核间距离越小，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。阳离子半径大小顺序为：Ba2＋>K＋>Ca2＋>Na＋；阴离子半径：Cl－>O2－，比较可得只有D项是正确的。
答案 D
NaCl晶体模型如下图所示，在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引________个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着________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。
解析 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。
答案 6 6 4 4 12
充分理解分摊法并熟练应用是计算晶胞中微粒数目的关键，同时也应具备一定的空间想象能力。
1．离子晶体中离子的配位数(缩写为C.N.)是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。CsCl、NaCl的阳离子和阴离子的比例都是1∶1，同属AB型离子晶体。参考课本图3－27、图3－28，数一数这两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数，它们是否相等？
NaCl和CsCl晶体中的阴、阳离子的配位数
离子晶体 阴离子的配位数 阳离子的配位数
NaCl
CsCl
提示 NaCl中，Na＋和Cl－的配位数均为6，在CsCl中，Cs＋和Cl－的配位数均为8。由此可见，两种离子晶体中阳离子的配位数等于阴离子的配位数，但就两种晶体而言，它们离子的配位数是不相等的。显而易见，NaCl和CsCl是两种不同类型的晶体结构。
2．你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？利用下表的数据进行计算，把计算结果填入下表，可能有助于你推测为什么NaCl、CsCl晶体中离子的配位数不同。
几种离子的离子半径
离子 Na＋ Cs＋ Cl－
离子半径/pm 95 169 181
NaCl、CsCl中的正、负离子的半径比和配位数
NaCl CsCl
r＋/r－＝0.524 r＋/r－＝0.934
C.N.＝6 C.N.＝8
提示 由以上可见，正负离子半径比是决定离子的配位数的重要因素。氯化钠、氯化铯晶体中，正负离子的半径比是不同的，配位数也不同，它们是两种不同类型的晶体。
1．B 2.C 3.D
4．NaCl和CsCl的化学式可以用同一通式(AB型)表示，但晶体结构却不相同，原因是确定晶体结构的因素与晶体中正负离子的半径比有关。NaCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.524，CsCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.934，由于r＋/r－值不同，因而晶体中离子的配位数不同，导致晶体结构不同。
6．略
7．食盐和石英属于不同的晶体类型。石英属于原子晶体，而原子晶体的硬度与共价键的键能有关；食盐属于离子晶体，而离子晶体的硬度与离子晶体的晶格能的大小有关。
8．由数据知Na＋、Mg2＋、Al3＋的晶格能逐渐增大，这是因为晶格能与离子所带的电荷数成正比，而与离子半径的大小成反比。Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增多，离子半径依次减小，因而晶格能逐渐增大。
1．离子晶体中一定不会存在的相互作用是( )
A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．范德华力
答案 D
解析 离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，主要是OH－和含氧酸根中的极性共价键，还有O中的非极性共价键；只有分子晶体中才含有范德华力，离子晶体中一定不会有范德华力。因此选D项。
2．下列说法错误的是( )
A．非金属元素的两原子之间不可能形成离子键
B．离子化合物不可能全部由非金属元素组成
C．含有非极性键的分子不一定是共价化合物
D．离子化合物中一定含有离子键
答案 B
解析 离子化合物是阴、阳离子通过离子键形成的一类化合物。非金属元素的电负性差别不大，所以两个非金属元素的原子之间可以形成共价键但不会形成离子键，但是，离子化合物却可以全部由非金属元素组成，例如铵盐。含有非极性键的分子可能是非金属单质，如氢气、氧气、氮气，也可以是共价化合物，如H2O2中的O—O，还可能是离子化合物，如Na2O2中的O—O。
3．下列不属于影响离子晶体结构的因素的是( )
A．晶体中正、负离子的半径比 B．离子晶体的晶格能
C．晶体中正、负离子的电荷比 D．离子键的纯粹程度
答案 B
解析 影响离子晶体结构的因素是几何因素(即晶体中正、负离子的半径比)、电荷因素、键性因素(即离子键的纯粹程度)，晶格能的大小是最能反映离子晶体稳定性的数据，而不是影响离子晶体结构的因素。所以，只有B选项符合题意。
4．下列物质中，属于含有极性共价键的离子晶体的是( )
A．CsCl B．KOH C．H2O D．Na2O2
答案 B
解析 水是共价化合物，形成的晶体是分子晶体。CsCl、KOH、Na2O2都是离子晶体，但是CsCl中只有离子键；KOH由K＋和OH－组成，OH－存在极性共价键；Na2O2存在的是非极性共价键O—O，B项符合题意。
5．为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物，可以进行下列实验，其中合理、可靠的是( )
A．观察常温下的状态，SbCl5是苍黄色液体，SnCl4为无色液体。结论：SbCl5和SnCl4都是离子化合物
B．测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔点依次为73.5℃、2.8℃、－33℃。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物
C．将SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中，滴入HNO3酸化的AgNO3溶液，产生白色沉淀。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
D．测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液的导电性，发现它们都可以导电。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
答案 B
解析 离子化合物一般熔、沸点较高，熔化后可导电；分子晶体溶于水后也可发生电离而导电，如HCl等，同样也可电离产生Cl－，能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应，产生白色沉淀，故A、C、D都不可靠。
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．都含离子
C．一般具有较高的熔点和沸点 D．都能导电
答案 D
解析 金属晶体和离子晶体都可采取紧密堆积，离子晶体的熔、沸点较高，金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异，但是大多数的熔、沸点还是比较高的，所以，A、C两选项的叙述是正确的；金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，离子晶体由阳离子和阴离子组成，所以二者都含有离子，因此B选项也是正确的；金属晶体中有自由电子，可以在外加电场的作用下定向移动，而离子晶体的阴、阳离子不能自由移动，因此不具有导电性，所以应该选择D选项。
7．下列说法中一定正确的是( )
A．固态时能导电的物质一定是金属晶体
B．熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
C．水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
D．固态不导电而熔融态导电的晶体一定是离子晶体
答案 D
解析 四种晶体在不同状态下的导电性区别如下：
分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体
固态 不导电 不导电 可导电 不导电
熔融状态 不导电 不导电 可导电 可导电
水溶液 有的可导电 不溶于水 不溶于水 可导电
对于A项，固态时能导电的物质可能是石墨，而它是一种混合晶体。
8．判断下列有关化学基本概念的依据正确的是( )
A．氧化还原反应：元素化合价是否变化
B．共价化合物：是否含有共价键
C．强弱电解质：溶液的导电能力大小
D．金属晶体：晶体是否能够导电
答案 A
解析 本题是一道基本概念的判断题。氧化还原反应的特征是元素化合价变化，A项正确；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH含有共价键，但是离子化合物；强弱电解质，是根据溶于水后是否完全电离，不是根据溶液的导电能力，溶液的导电能力主要由离子浓度的大小决定；导电的晶体不一定是金属，如石墨。
9．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是( )
A．干冰 B．氯化钠 C．氢氧化钠 D．碘
答案 B
解析 干冰是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在范德华力；NaCl是离子晶体，只存在离子键；NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在H—O共价键；碘也是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。
10．下列有关化学键与晶体结构说法正确的是( )
A．两种元素组成的分子中一定只有极性键
B．离子化合物的熔点一定比共价化合物的高
C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
D．含有阴离子的化合物一定含有阳离子
答案 D
解析 由两种元素组成的双原子分子只含极性键，但多原子分子就不一定，如H2O2中就含有O—O非极性键，所以A错；共价化合物中有些熔点很高如原子晶体，B错；由非金属元素组成的化合物不一定全是共价化合物，如NH4Cl是离子化合物，C错；根据物质所含正、负电荷相等判断D正确。
11．下列式子中能表示物质分子组成的是( )
A．NaCl B．SiO2 C．MgSO4 D．P4
答案 D
解析 NaCl、MgSO4是离子晶体，SiO2是原子晶体，它们的化学式只表示晶体中各元素原子的个数比；只有分子晶体的化学式才能表示物质的分子组成，所以把分子晶体的化学式称为分子式。所以选D项。
12．下列说法错误的是( )
A．原子晶体中只存在非极性共价键
B．分子晶体的状态变化，只需克服分子间作用力
C．金属晶体通常具有导电、导热和良好的延展性
D．离子晶体在熔化状态下能导电
答案 A
解析 本题考查四种晶体的组成、结构及性质。原子晶体是原子间以共用电子对所形成的空间网状结构，原子间的共价键可以是同种原子间的非极性共价键如金刚石、晶体硅等，也可是不同原子间的极性共价键如SiO2、SiC等，故A项不正确；其他三项对分子晶体、金属晶体和离子晶体的描述皆正确。
教材复习题解答
1．A 2.A 3.C 4.C 5.A 6.D 7.C 8.D
9．在HF晶体中，HF分子之间存在着氢键
10．根据分子晶体具有熔点低、易溶于有机溶剂等性质，可判断硫粉属于分子晶体。
11．干冰熔化或升华时，只是改变了CO2分子之间的距离，从而破坏了分子间作用力，而CO2分子内的C＝O键并未被破坏。
12．在水分子之间，主要作用力是氢键，在冰的晶体中，每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。氢键跟共价键一样具有方向性，氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引。这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙，当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大，当在4℃时，水分子间空隙最小，密度最大，超过4℃时，水由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小。
水的这种特殊性使水结冰时密度减小，使冰浮在液态水的表面上，便于在寒冷的冬天水中生物的生存。
13．钠的卤化物形成的晶体是离子晶体，而离子晶体的熔点较高；硅的卤化物形成的晶体是分子晶体，而分子晶体的熔点很低，因此钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多。
14．略
1．下列各类物质中，固态时只能形成离子晶体的是( )
A．非金属氧化物 B．非金属单质 C．强酸 D．强碱
答案 D
解析 根据分类标准，纯净物可分为单质和化合物，单质又可分为金属单质与非金属单质，化合物可以分为离子化合物和共价化合物。在这四类物质中，金属单质形成的晶体一定是金属晶体，离子化合物形成的晶体一定是离子晶体，非金属单质与共价化合物形成的晶体可能是分子晶体，也可能是原子晶体。非金属氧化物、强酸都属于共价化合物，强碱属于离子化合物。
2．下列化学式表示的物质中，属于离子晶体并且含有非极性共价键的是( )
A．CaCl2 B．Na2O2 C．N2 D．NH4Cl
答案 B
解析 题中有两个限制条件：属于离子晶体，含有非极性共价键。属于离子晶体的有CaCl2、Na2O2和NH4Cl，只有Na2O2中含有非极性共价键，电子式为Na＋[∶∶∶]2－Na＋。
3．①NaF、②NaI、③MgO均为离子化合物，根据表中数据，推知这三种化合物的熔点高低顺序是( )
物质 ① ② ③
离子电荷数 1 1 2
键长(10－10m) 2.31 3.18 2.10
A.①>②>③ B．③>①>② C．③>②>① D．②>①>③
答案 B
解析 离子化合物的熔点高低主要取决于离子键的强弱(或晶格能的大小)，而离子键的强弱(或晶格能的大小)与离子所带的电荷的乘积成正比，与离子间距离成反比。
4．下列性质中，可以证明某化合物形成的晶体一定是离子晶体的是( )
A．可以溶于水 B．具有较高的熔点
C．水溶液能导电 D．熔融状态能导电
答案 D
解析 某些分子晶体也能溶于水，故A错。原子晶体也具有较高的熔点，故B错。某些分子晶体的水溶液也能导电，故C错。将化合物加热至熔融状态能导电，该晶体肯定是离子晶体，而不会是分子晶体或原子晶体。
5．为什么Al2O3和MgO常作耐火材料？
答案 因为二者晶格能大、熔点沸点高。
6．比较NaF、MgF2、AlF3的晶格能大小、熔点高低。
答案 因为Na＋、Mg2＋、Al3＋三种离子所带电荷逐渐增多，离子半径r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，离子键强度：AlF3>MgF2>NaF，所以晶格能大小顺序为：AlF3>MgF2>NaF，熔点由高到低顺序为：AlF3>MgF2>NaF。
1．下列叙述中正确的是( )
A．熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物
B．P4和NO2都是共价化合物
C．在氧化钙中不存在单个小分子
D．离子化合物中一定不存在单个的分子
答案 CD
解析 金属晶体在熔融状态下也导电，故A项不正确；P4不是化合物，是单质。
2．离子晶体不可能具有的性质是( )
A．较高的熔、沸点 B．良好的导电性
C．溶于极性溶剂 D．坚硬而易粉碎
答案 B
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。离子晶体只有在溶于水或熔融后，电离成可以自由移动的阴、阳离子，才可以导电。
3．碱金属和卤素形成的化合物大多具有的性质是( )
①固态时不导电，熔融状态导电 ②能溶于水，其水溶液导电 ③低溶点 ④高沸点
⑤易升华
A．①②③ B．①②④ C．①④⑤ D．②③④
答案 B
解析 卤素、碱金属形成的化合物为典型的离子化合物，具备离子晶体的性质。
4．下列关于晶格能的说法中正确的是( )
A．晶格能指形成1 mol离子键放出的能量
B．晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量
C．晶格能指气态离子结合成1 mol离子晶体时所放出的能量
D．晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关
答案 C
5．氧化钙在2 973 K时熔化，而氯化钠在1 074 K时熔化，两者的离子间距离和晶体结构都类似，有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是( )
A．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多
B．氧化钙的晶格能比氯化钠的晶格能大
C．氧化钙晶体的结构类型与氯化钠晶体的结构类型不同
D．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下，晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定
答案 C
解析 CaO和NaCl都属于离子晶体，熔点的高低可根据晶格能的大小判断。晶格能的大小与离子所带电荷多少、离子间距离、晶体结构类型等因素有关。CaO和NaCl的离子间距离和晶体结构都类似，故晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定。
6．如图是氯化铯晶体的晶胞(晶体中最小的重复结构单元)，已知晶体中2个最近的Cs＋核间距为a cm，氯化铯(CsCl)的相对分子质量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为( )
A． g·cm-3 B. g·cm－3
C. g·cm－3 D. g·cm－3
答案 C
解析 ρ＝＝g·cm－3＝ g·cm－3
7．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
答案 A
解析 A中全是分子晶体，但由于HF分子间存在氢键，故HF的熔点最高，排序应为HF>HI>HBr>HCl；B中也全是分子晶体，按相对分子质量由大到小排列，正确；C中全是离子晶体，离子半径r(Cl－)
NaBr，而阳离子r(Na＋)KBr，正确；D中全是原子晶体，按键长可知正确。
8．下列7种物质：①白磷(P4)；②水晶；③氯化铵；④氢氧化钙；⑤氟化钠；⑥过氧化钠；⑦石墨，固态下都为晶体，回答下列问题(填写序号)：
(1)不含金属离子的离子晶体是______，只含离子键的离子晶体是______，既有离子键又有非极性键的离子晶体是______，既有离子键又有极性键的离子晶体是______。
(2)既含范德华力又有非极性键的晶体是________，熔化时既要克服范德华力又要破坏化学键的是______，熔化时只破坏共价键的是________。
答案 (1)③ ⑤ ⑥ ③和④ (2)① ⑦ ②
解析 (1)属于离子晶体的有③④⑤⑥，其中③只含非金属元素，NaF中只含离子键，Na2O2中有离子键和非极性共价键，NH4Cl和Ca(OH)2有离子键和极性共价键。
(2)分子晶体中含范德华力，只有白磷、石墨晶体中既有范德华力又有共价键，水晶中只含共价键。
9．1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成1 mol氯化钠晶体所释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能。
(1)下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是________。
A．Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(s) ΔH
B．Na(s)＋Cl2(g)===NaCl(s) ΔH1
C．Na(s)===Na(g) ΔH2
D．Na(g)－e－===Na＋(g) ΔH3
E.Cl2(g)===Cl(g) ΔH4
F．Cl(g)＋e－===Cl－(g) ΔH5
(2)写出ΔH1与ΔH2、ΔH3、ΔH4、ΔH5之间的关系式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)A或ΔH
(2)ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
解析 (1)根据晶格能的定义：气态离子生成1 mol离子晶体释放的能量，故应为A或ΔH。
(2)根据方程式的叠加原理：
B＝C＋D＋E＋F，故ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
10．A、B为两种短周期元素，A的原子序数大于B，且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍。A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物，该化合物熔融时能导电。试回答下列问题：
(1)A、B的元素符号分别是________、________。
(2)用电子式表示A、B元素形成化合物过程：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)A、B所形成的化合物的晶体结构与氯化钠晶体结构相似，则每个阳离子周围吸引了________个阴离子；晶体中阴、阳离子数之比为：________。
(4)A、B所形成化合物的晶体的熔点比NaF晶体的熔点________，其判断的理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)Mg O
(2)Mg＋ ―→Mg2＋[]2－
(3)6 1∶1
(4)高 离子半径相差不大，MgO中离子所带电荷较多，离子键强
8，B原子的最外层电子数是A原子的3倍，且A、B能形成常见的化合物，则B原子的最外层电子数只能为6，A是2。短周期元素分别为：A是Be或Mg，B是O或S，又因为原子序数A>B，则A是Mg，B为O。
→8，B原子的最外层电子数是A原子的3倍，且A、B能形成常见的化合物，则B原子的最外层电子数只能为6，A是2。短周期元素分别为：A是Be或Mg，B是O或S，又因为原子序数A>B，则A是Mg，B为O。
(2)电子式表示形成过程：Mg＋ ―→Mg2＋[]2－
(3)MgO晶体结构与NaCl相似，则每个Mg2＋周围有6个O2－，阴、阳离子数之比为1∶1。(4)因为Mg2＋、O2－所带电荷比Na＋、F－所带电荷多，且r(Mg2＋)r(F－)，总体比较，离子半径相差不大，但MgO中离子电荷多，离子键强。
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第一章 原子结构与性质
第一节 原子结构
一、原子的诞生
二、宇宙的组成与各元素的含量
三、元素的分类
非金属元素：22种（包括稀有气体）
元素
金属元素：绝大多数
四、能级与能层
1．能级表示方法及各能级所能容纳的最多电子数
2．各能层包含的原子轨道数目和可容纳的电子数
电子层 原子轨道类型 原子轨道数目 可容纳电子数
1 1s 1 2
2 2s,2p 4 8
3 3s,3p,3d 9 18
4 4s,4p,4d,4f 16 32
n － n2 2n2
五、核外电子进入轨道的顺序
按照构造原理，电子进入轨道的顺序为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p……
因此，特别要注意的是，核外电子排布并非全是按照能层的顺序逐层排布的，排满K层后再排到L层，排满了L层再排到M层，但并非排满M层后再排到N层，根据构造原理中电子进入轨道的顺序，电子是排满4s后再进入3d。例如：21号元素钪核外的21个电子依次填充轨道的顺序为1s22s22p63s23p64s23d1，但钪元素原子的电子排布式应写作：1s22s22p63s23p63d14s2或[Ar]3d14s2。
六、能量最低原理的简述
在多电子原子中，核外电子总是尽先占据能量最低的轨道，然后再依次进入能量较高的原子轨道，以使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理
能量最低原理是自然界中一切物质共同遵守的普遍法则。
绝大多数元素原子的核外电子排布，都是按照构造原理中的能级顺序依次进入原子轨道，而使整个原子处于能量最低状态，称之为基态。
七、少数元素的基态原子的电子排布
它们对于构造原理有1个电子的偏差。因为能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
八、原子最外层、次外层及倒数第三层最多容纳电子数的解释
1．依据
构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，可由公式得出ns<(n－2)f<(n－1)d2．解释
(1)最外层由ns、np组成，电子数不大于2＋6＝8。
(2)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。
(3)倒数第三层由(n－2)s(n－2)p(n－2)d(n－2)f组成，电子数不大于2＋6＋10＋14＝32。
九、多电子原子中，电子填充原子轨道时，原子轨道能量的高低存在如下规律：
1．相同能层上原子轨道能量的高低：
ns2．形状相同的原子轨道能量的高低：
1s<2s<3s<4s……
3．能层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
十、第二周期元素基态原子的电子排布
如下图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子)：
第二周期元素基态原子的电子排布图
由上图总结：
1．每个原子轨道里最多只能容纳2个电子。
2．当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)2s______3s (2)2s______3d (3)3p______3s (4)4f______6f
(5)3d______4s (6)3px________3pz
解析 本题所考查的是不同原子轨道的能量高低。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)＝
原子里面电子的轨道分为不同的等级，越靠近原子核的轨道能量越低。熟记解析中的原子轨道能级的顺序。
并不是高能层的所有能级的能量都比低能层的能级的能量高。例如：4s<3d。
下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A．Na＋ 1s22s22p6 B．F 1s22s22p5
C．Cl－ 1s22s22p63s23p5 D．Ar 1s22s22p63s23p6
解析 本题考查的是构造原理及各能级最多容纳的电子数。s能级最多容纳2个电子，p能级有3个轨道，最多可容纳6个电子，电子总是从能量低的电子层、原子轨道排列，Cl－应是Cl原子得一个电子形式的稳定结构，所以Cl－的电子排布式应为1s22s22p63s23p6。
答案 C
书写电子排布式时，要从左向右，按电子层能量递增的顺序排列。每个能层中的能级是按s、p、d、f能量递增的顺序排列，各能级上的电子数标在能级符号的右上角。
以下是两个原子的2p能级或3d能级的电子排布情况，试分析有无错误，若有，违反了什么原则？
(1)
↑ ↑ ↓
(2)
↓↑ ↓↑ ↑↑ ↓↑ ↓↑
解析 本题考查的是学生对电子排布的两个原则(泡利原理和洪特规则)的理解。泡利原理：在同一个原子轨道内的电子的自旋方向是相反的。而(2)中的第三个轨道中的两个电子自旋方向完全相同，所以(2)排布错误，违反了泡利原理。洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。而(1)中的第三个轨道内的电子的自旋方向与前两个轨道的电子自旋方向相反，排布违反了洪特规则。
答案 (1)错误，违反了洪特规则 (2)错误，违反了泡利原理
原子的核外电子排布与电子排布图描述的内容是完全相同的，相对而言，电子排布图不仅能表示出原子的核外电子排布在哪些电子能层上，还能表示出这些电子的自旋状态。处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，且要遵守泡利原理、洪特规则。
观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是…( )
A．一个小黑点表示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轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少
解析 尽管人们不能确定某一时刻原子中电子的精确位置，但能够统计出电子在什么地方出现的概率大，在什么地方出现的概率小。为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。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，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远。出现的概率越小。图中的小黑点不表示电子，而表现电子曾经出现过的位置。
答案 D
电子云图中的黑点绝无具体数目的意义，而有相对多少的意义。单位体积内黑点数目较多(黑点密度较大)，表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较大；单位体积内黑点数目相对较少(黑点密度较小)，表示电子在该空间的单位体积内出现的机会相对较小。电子的运动无宏观物体那样的运动规律，但有它自身的规律。
1．原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在什么关系？
提示 每个能层最多可容纳的电子数是能层序数平方的两倍，即2n2。
2．不同的能层分别有多少个能级，与能层的序数(n)间存在什么关系？
提示 任一能层的能级数等于该能层序数。
3．不同层中，符号相同的能级中所能容纳的最多电子数是否相同？
提示 相同。
1．从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理？
提示 按构造原理画出铜、银、金的外围电子层排布图，按元素周期表中的外围电子排布画出铜、银、金排布图，可以看出铜、银、金不符合构造原理。其原因主要从电子排布处于全满或半充满时，能量最低考虑。
2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3s1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗？
提示 [Ne]的意义是指与Ne的电子排布相同。
O：[He]2s22p4 Si：[Ne]3s23p2 Fe：[Ar]3d64s2
第二周期元素基态原子的电子排布如图所示(图中每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子)：
第二周期元素基态原子的电子排布图
由上图总结：
1．每个原子轨道里最多只能容纳几个电子？
提示 2个。
2．当电子排布在同一能级时，有什么规律？
提示 总是优先占据不同轨道，且自旋方向相同。
1．AD 2.D 3.B 4.C 5.C
6．只有C项是基态原子的电子排布
7．9F：1s22s22p5 核外电子分2层，最外层电子数为7
17Cl：1s22s22p63s23p5 核外电子分3层，最外层电子数为7
35Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5 核外电子分4层，最外层电子数为7
8．Na：1s22s22p63s1 最高化合价为＋1价
S：1s22s22p63s23p4 最高化合价为＋6价，最低化合价为－2价
1．以下能级符号正确的是( )
A．6s B．2d C．1d D．3f
答案 A
解析 能级数等于该能层序数：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p、3d)，依次类推。
2．下列能级中轨道数为5的是( )
A．s能级 B．p能级 C．d能级 D．f能级
答案 C
解析 s、p、d、f能级分别有1、3、5、7个轨道。
3．表示一个原子在第三个电子层上有10个电子可以写成( )
A．3s10 B．3d10 C．3s23p63d2 D．3s23p53d3
答案 C
解析 按照能量最低原理，电子应先排满s能级，再排满p能级，最后排d能级。
4．Cl－核外电子的运动状态共有( )
A．3种 B．5种 C．17种 D．18种
答案 D
解析 每个核外电子的运动状态都不相同，因此核外电子有几个就有几种运动状态。
5．以下电子排布式不是基态原子的电子排布的是( )
A．1s12s1 B．1s22s12p1 C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63s1
答案 AB
解析 基态原子的电子排布是能量最低的。
6．具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( )
A．1s22s22p63s23p1 B．1s22s22p1 C．1s22s22p3 D．1s22s22p63s23p4
答案 A
解析 一般情况下，原子半径最大的原子应是电子层数最多的。电子层数相同的原子，即同周期元素的原子，因同周期从左到右原子半径减小，所以最外层电子数最少的原子半径最大。
7．下列有关电子云的叙述中，正确的是( )
A．电子云形象地表示了电子在核外某处单位体积内出现的概率
B．电子云直观地表示了核外电子的数目
C．1s电子云界面图是一个球面，表示在这个球面以外，电子出现的概率为零
D．电子云是电子绕核运动形成了一团带负电荷的云雾
答案 A
解析 为了形象地表示电子在原子核外空间的分布状况，人们常用小黑点的疏密程度来表示电子在原子核外出现几率的大小：点密集的地方，表示电子出现的几率大；点稀疏的地方，表示电子出现的几率小，这就是电子云。在1s电子云界面以外，电子出现的概率(几率)不为零，只是出现的几率很小。
8．以下电子排布式是激发态原子的电子排布的是( )
A．1s22s1 B．1s22s22p1 C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63p1
答案 D
解析 基态原子的电子排布式符合能量最低原理。A、B、C均为基态，D项1s22s22p63p1为激发态，其基态应为1s22s22p63s1。
9．下列能层中，原子轨道的数目为4的是( )
A．K层 B．L层 C．M层 D．N层
答案 B
解析 能级数等于该能层序数：第一能层只有1个能级(1s)，第二能层有2个能级(2s和2p)，第三能层有3个能级(3s、3p、3d)，依次类推，1、3、5、7……分别是ns、np、nd、nf……能级里的原子轨道数。
10．在1s、2px、2py、2pz轨道中，具有球对称性的是( )
A．1s B．2px C．2py D．2pz
答案 A
11．下列轨道表示式所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是( )
答案 D
解析 A项原子处于激发态；B项违背洪特规则；C项原子也处于激发态；D项原子处于基态，其能量处于最低状态，故选D。
12.写出P、S原子的轨道表示式。
答案
13.将下列多电子原子的原子轨道按能量由高到低的顺序排列：
1s 3p 2p 5d 4s 5f
答案 5f>5d>4s>3p>2p>1s
解析 相同电子层上原子轨道能量的高低：ns14.试画出第三周期Mg、P的基态原子的电子排布图。
答案
15.下列原子的外围电子排布式(或外围轨道表示式)中，哪一种状态的能量较低？试说明理由。
(1)氮原子：
A.
↓↑
2s
↓↑ ↑
2p
B.
↓↑
2s
↑ ↑ ↑
2p
(2)钠原子：A.3s1 B．3p1
(3)铬原子：A.3d54s1 B．3d44s2
(4)碳原子：A.
↑ ↑
2p
B.
↓↑
2p
答案 (1)B。A违背洪特规则，能量高。
(2)A。B表示钠原子处于激发态，能量高。
(3)A。A表示铬原子3d轨道处于半充满状态，能量低。
(4)A。B表示碳原子违背洪特规则，能量高。
16.写出下列原子的电子排布式。
(1)S (2)Cu (3)24Cr (4)34Se (5)30Zn (6)Fe
(1)________________________________________________________________________；
(2)________________________________________________________________________；
(3)________________________________________________________________________；
(4)________________________________________________________________________；
(5)________________________________________________________________________；
(6)________________________________________________________________________。
答案 (1)1s22s22p63s23p4
(2)1s22s22p63s23p63d104s1
(3)1s22s22p63s23p63d54s1
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p4
(5)1s22s22p63s23p63d104s2
(6)1s22s22p63s23p63d64s2
17.某元素最外层只有1个电子，最高能层n＝4。问：
(1)符合上述条件的元素，可以有______种，原子序数分别为__________。
(2)写出相应元素原子的电子排布式，并指出其在周期表中的位置。
答案 (1)3 19、24、29
(2)K：[Ar]4s1 第四周期ⅠA族
Cr：[Ar]3d54s1 第四周期ⅥB族
Cu：[Ar]3d104s1 第四周期ⅠB族
学案1 原子核外电子的排布
1.开天辟地——原子的诞生(大爆炸宇宙学理论)
现代大爆炸宇宙学理论认为：我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸，大爆炸后约2小时诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其它元素。
2.能层与能级
(1)能层
在含有多个电子的原子里，由于电子的能量是不相同的，因此，它们运动的区域也不同，通常能量低的电子在离核近的区域运动，而能量高的电子在离核远的区域运动。
按原子核外电子能量的差异，将核外电子分为不同的能层。并用符号K、L、M、N、O、P、Q表示
K—O能层所容纳的最多电子数分别是2、8、18、32、50。如能层序数为n，每个能层最多可容纳的电子数为2n2。
(2)能级
①多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成不同的能级。第一能层只有1个能级1s，第二能层有2个能级2s、2p，第三能层有3个能级3s、3p、3d，第四能层有4个能级4s、4p、4d、4f，依次类推。如能层序数为n，该能层的能级为n。
②不同能级所能容纳的最多电子数不同，s、p、d、f各能级可容纳的最多电子数依次为2、6、10、14，依次为1、3、5、7的二倍。
③同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s④不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高，如：1s<2s<3s……；2p<3p<4p……。
3.构造原理及其图示
(1)构造原理
随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外的电子的排布将遵循一定的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。
(2)构造原理图示
原子核外电子排布应遵循的顺序是：
1s2s 2p3s3p4s 3d 4p5s 4d 5p6s 4f 5d 6p7s 5f6d7p
1.比较下列多电子原子的原子轨道，能量最高的是________。
2s、3s、3d、3px、3pz、4f、6f、4s
答案 6f
解析 根据构造原理，能量最高的应是能层数最大、能级最高的。
2.根据下列电子排布式，指出可以表示1～20号元素中的何种粒子：
(1)1s22s22p63s23p6(阳离子)
(2)1s22s22p5(原子)
(3)1s22s22p63s23p6(阴离子)
(4)1s22s22p63s23p6(原子)
答案 (1)K＋或Ca2＋ (2)F
(3)S2－或Cl－ (4)Ar
解析 根据构造原理即可判断。
1.以下能级符号错误的是( )
A.5s B．2d C．3f D．6p
答案 BC
解析 第二电子层无d原子轨道，第三电子层无f原子轨道。
2.分析发现，某陨石中含有半衰期极短的镁的一种放射性同位素28Mg，该同位素的原子核内的中子数是( )
A.12 B．14 C．16 D．18
答案 C
解析 由A＝N＋Z的关系，镁元素的Z＝12，则N＝A－Z＝28－12＝16
3.Se是人体必需的微量元素，下列关于Se和Se的说法正确的是( )
A.Se和Se互为同素异形体
B.Se和Se互为同位素
C.Se和Se分别含有44和46个质子
D.Se和Se都含有34个中子
答案 B
解析 以Se和Se为载体考查原子结构的有关“量”的关系及同位素、同素异形体的概念，侧重考查学生的辨别能力。同素异形体指单质，而同位素指原子，故A错；Se的两种同位素的质子数都为34，而中子数分别为44和46，故C、D错。
4.下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应，又能与烧碱溶液反应，且都产生H2的是( )
A.核内无中子的原子
B.电子构型为3s23p1
C.最外层电子数等于倒数第三层上的电子数的原子
D.N层上无电子，最外层上的电子数等于电子层数的原子
答案 B
解析 据B的信息元素是Al，符合题意，A为氢，C为镁，与碱不反应；D为H、Be或Al。
5.物质发生化学变化时：①电子总数 ②原子总数 ③分子总数 ④物质的种类 ⑤物质的总质量 ⑥物质的总能量，反应前后肯定不发生变化的是( )
A.①②③⑤ B．①②⑤ C.②⑤⑥ D．①④⑤⑥
答案 B
6.基态原子的第5电子层只有2个电子，则该原子的第四电子层中的电子数肯定为( )
A.8个 B．18个 C．8～18个 D．8～32个
答案 C
解析 基态原子第5电子层只有2个电子，根据构造原理，其中4s和4p轨道一定是充满的，而4d轨道上的电子数可以是0—10个，所以该原子的第四电子层上的电子数为8—18个，选C。
7.主族元素的原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A.Ca2＋：1s22s22p63p6
B.F－：1s22s23p6
C.S：1s22s22p63s23p4
D.Ar：1s22s22p63s23p6
答案 AB
解析 首先要写出各粒子的正确的电子排布式，再与答案中各选项相对比，就能找出正确答案。
8.下列各原子的电子排布式正确的是( )
A.Be：1s22s12p1 B．C：1s22s22p2
C.He：1s12s1 D．Cl：1s22s22p63s23p5
答案 BD
解析 A应为Be：1s22s2；C应为He：1s2。
9.根据下列电子排布，处于激发态的原子是( )
A.1s22s22p6 B．1s22s23s1
C.1s22s14d1 D．1s22s22p63s1
答案 BC
10.写出具有下列电子排布的原子的核电荷数、名称、元素符号及在周期表中的位置。
(1)1s22s22p63s23p4
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p65s2
(3)1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
答案 (1)16 硫(S) 第三周期ⅥA族
(2)38 锶(Sr) 第五周期ⅡA族
(3)55 铯(Cs) 第六周期ⅠA族
解析 此题的突破口是看各原子的电子排布式，根据具有的电子层数的最外层电子数确定在周期表中的位置，所有的问题也就迎刃而解了。
11.根据下列叙述，写出元素名称，画出原子结构示意图，并写出核外电子排布式。
(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半：________________。
(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍：________________。
(3)C元素的单质在常温下可与水剧烈反应，产生的气体能使带火星的木条复燃：________________。
(4)D元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4：________________。
答案 (1)硅 1s22s22p63s23p2
(2)硼 1s22s22p1
(3)氟 1s22s22p5
(4)氖 1s22s22p6
解析 (1)L层有8个电子，则M层有4个电子，故A为 硅。
(2)当次外层为K层时，最外层电子数则为3，是硼；当次外层为L层时，最外层电子数为1.5×8＝12，违背了排布规律，故不可能。
(3)单质在常温下与水剧烈反应产生O2的是F2。
(4)当次外层为K层时，D为○＋10 氖；当次外层为L层时，则最外层有32个电子，故不可能。
12.(1)短周期的元素A、B，A原子最外层电子数为a个，次外层电子数为b个；B原子M层电子数为(a－b)个，L层为(a＋b)个，则A为________，B为________。
(2)已知X元素L层比Y元素L层少3个电子，Y元素原子核外电子总数比X元素多5个，则X、Y分别为______、________。
答案 (1)O Si (2)N Mg
解析 (1)短周期元素最多有三个电子层K、L、M，则A元素的次外层只可能为K层或L层，b只可能是2或8。又因为B元素L层电子数为(a＋b)，而L层最多容纳8个电子，所以b只可能等于2。由a＋b＝8，得a＝6。故A元素核外电子排布为K层2个，L层6个，A为O；B元素核外电子排布为K层2个，L层8个，M层4个，B为Si。
(2)依题意，Y比X电子总数多5个，而其L层只多出3个，故Y的最外层不是L层，必是M层。根据核外电子排布规律，L层为次外层时只能排8个电子，则X的L层为5个电子，其原子的核外电子排布为2、5，故X为N元素；Y的电子排布为2、8、2，故Y为Mg元素。
13.比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低。
(1)1s,3d (2)3s,3p,3d (3)2p,3p,4p
答案 (1)1s<3d (2)3s<3p<3d (3)2p<3p<4p
解析 在多电子原子中，原子轨道能量的高低存在如下规律：
①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s……
③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2px,2py,2pz轨道的能量相等。
14.写出下列元素基态原子的电子排布式。
核电荷数 元素名称 元素符号 电子排布式
9 氟 F
10 氖 Ne
11 钠 Na
12 镁 Mg
13 铝 Al
14 硅 Si
15 磷 P
16 硫 S
17 氯 Cl
18 氩 Ar
19 钾 K
20 钙 Ca
21 钪 Sc
22 钛 Ti
23 钒 V
24 铬 Cr
25 锰 Mn
26 铁 Fe
27 钴 Co
28 镍 Ni
29 铜 Cu
30 锌 Zn
31 镓 Ga
32 锗 Ge
33 砷 As
34 硒 Se
35 溴 Br
36 氪 Kr
答案
核电荷数 元素名称 元素符号 电子排布式
9 氟 F 1s22s22p5
10 氖 Ne 1s22s22p6
11 钠 Na 1s22s22p63s1
12 镁 Mg 1s22s22p63s2
13 铝 Al 1s22s22p63s23p1
14 硅 Si 1s22s22p63s23p2
15 磷 P 1s22s22p63s23p3
16 硫 S 1s22s22p63s23p4
17 氯 Cl 1s22s22p63s23p5
18 氩 Ar 1s22s22p63s23p6
19 钾 K 1s22s22p63s23p64s1
20 钙 Ca 1s22s22p63s23p64s2
21 钪 Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
22 钛 Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
23 钒 V 1s22s22p63s23p63d34s2
24 铬 Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
25 锰 Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
26 铁 Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
27 钴 Co 1s22s22p63s23p63d74s2
28 镍 Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
29 铜 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
30 锌 Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
31 镓 Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1
32 锗 Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2
33 砷 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3
34 硒 Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4
35 溴 Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
36 氪 Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6
学案2 核外电子排布规律
1.下列3d能级的电子排布图正确的是( )
A.
↑↑ ↑↑ ↑↑ ↑ ↑
B.
↓↑ ↑ ↑ ↑ ↑
C.
↓↑ ↓↑ ↓↑
D.
↓↑ ↓↑ ↓↓ ↓↑ ↓↑
答案 B
解析 A、D违背泡利原理；C违背洪特规则；B正确。
2.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，若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数为( )
A.a－4 B．a－5 C．a＋3 D．a＋4
答案 BC
解析
从中看出B和Al，O和S符合题意，即其成对电子占据的轨道数和不成对电子占据的轨道数相等。分别设A为硼，序数为5，B可以为铝、氧、硫，序数分别为a＋8、a＋3、a＋11，依次类推可得B、C。
3.某元素的原子3d能级上有1个电子，它的N能层上电子数是( )
A.0 B．2 C．5 D．8
答案 B
解析 根据该元素的原子3d能级上有1个电子可以写出该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d14s2，由此可知该元素N能层上的电子数为2。
4.下列说法中肯定错误的是( )
A.某原子K层上只有一个电子
B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍
C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍
D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等
答案 B
解析 本题主要考查核外电子的排布规律。K、L、M电子层上最多容纳的电子数分别为2、8、18；K层上可排1个电子，也可排2个电子，所以A项有可能；当M层上排有电子时，L层上一定排满了8个电子，而M层上最多只能排18个电子，又18<8×4，所以B项一定是错误的；K层上最多只能排2个电子，2×4＝8，即M层和L层都为8个电子的离子
，K＋、Ca2＋等均有可能；对D项来说，最外层电子数可为2或8，核电荷数与最外层电子数相等，可有两种情况，一种是均为2，但这种情况只能是原子，另一种是均为8，核电荷数为8的元素为氧，氧离子的最外层电子数也为8，所以D项有可能。
1.主族元素原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是( )
A.K＋ 1s22s22p63s23p6 B．O2－ 1s22s23p4
C.S2－ 1s22s22p63s23p6 D．Ne 1s22s22p6
答案 B
解析 氧原子的电子排布式为1s22s22p4，O2－的电子排布式为1s22s22p6，故B错。
2.下面是某些元素的最外层电子排布，各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是( )
A.2s22p2和2s22p4 B．3s23p4和2s22p4
C.3s2和2s22p5 D．3s1和3s23p4
答案 D
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能形成Na2S，属A2B型，故选D。
3.下列表示式中错误的是( )
A.Na＋的电子式[]＋
B.Na＋的结构示意图：
C.Na的电子排布式：1s22s22p63s1
D.Na的简化电子排布式：[Na]3s1
答案 AD
解析 金属阳离子的电子式即为其离子符号，故A中Na＋的电子式应为Na＋；简化电子排布式的“[]”中应为该元素上一周期的稀有气体元素，故D应为[Ne]3s1。
4.下列轨道表示式能表示最低能量状态的氮原子的是( )
答案 B
解析 A项少1个电子；C、D项都违背了洪特规则，能量高；B项正确。
5.下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是( )
A.原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子
B.原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子
C.2p轨道上有三个未成对的电子的X原子与3p轨道上只有三个未成对的电子的Y原子
D.最外层都只有一个电子的X、Y原子
答案 C
解析 本题考查的是核外电子排布的知识。A中1s2结构的原子为He,1s22s2结构的原子为Be，两者化学性质不相似；B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种元素，如第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项为同主族的元素，化学性质一定相似；D项最外层只有1个电子的第ⅠA族元素可以，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故化学性质不一定相似。
6.A和M为两种元素，已知A位于短周期，且A2－与M＋的电子数之差为8，则下列说法正确的是( )
A.A和M原子的电子总数之和可能是11
B.A和M的原子序数之和为8
C.A和M原子的最外层电子数之和为8
D.A和M原子的最外层电子数之差为7
答案 A
解析 由题意可知A位于第ⅥA族，B位于第ⅠA族。故A正确，此时A、M分别为O、Li。
7.氡(Rn)可从矿泉水、岩石、地下水、天然气、建筑材料中源源不断地释放出来。它可通过呼吸进入人体，停留在呼吸道中，放出α射线，其衰变产物还能放出β、γ射线。这些射线可诱发肺癌。关于氡的下列叙述正确的是( )
A.Rn的原子核内含有222个中子
B.Rn位于元素周期表中第七周期0族
C.Rn的最外层电子排布式为6s26p6，化学性质活泼，因此对人体有害
D.新铺大理石地面的居室，可常打开门窗换气，以减少氡对人体的危害
答案 D
解析 中子数＝质量数－质子数，Rn的中子数应为222－86＝136，A项不正确；Rn位于元素周期表中第六周期0族，B项不正确；Rn的最外层已达8电子稳定结构，化学性质稳定，故C项不正确；由题意知，D项正确。
8.正电子、负质子等都属于反粒子，它们跟普通电子、质子的质量、电量等相等，而电性相反。科学家设想在宇宙的某些部分可能存在完全由反粒子构成的物质——反物质。
欧洲和美国的科研机构先后宣布：他们分别制造出9个和7个反氢原子，这是人类探索反物质的一大进步。请回答下面两题：
(1) 反氢原子的结构示意图中，正确的是________。
(2)如果制取了反氧原子，则下列说法中正确的是________。
A.核内有8个带正电的质子，核外有8个带负电的电子
B.核内有8个带负电的电子，核外有8个带正电的质子
C.核内有8个带负电的中子，核外有8个带正电的质子
D.核内有8个带负电的质子，核外有8个带正电的电子
答案 (1)C (2)D
解析 本题是将已学过的知识灵活运用的问题，一方面在原子中仍然符合质子数＝电子数，电子排布仍遵循核外电子排布的规律；另一方面抓住反物质的特征，电子带正电荷，质子带负电荷。
9.处于前三周期的主族元素A、B、C、D，其离子半径逐渐增大，它们的原子中核外都有一个未成对电子。已知A和D处于同一周期，0.2摩尔A单质可以从D的氢化物的水溶液中置换出6.72 L氢气(标准状况)，试回答：
(1)写出元素符号A：_____，B：_____，C：_____，D：_____。
(2)比较C和D的氢化物：沸点________，稳定性______，水溶液的酸性____________。
(3)元素A原子的轨道表示式为____________________________________________。
答案 (1)Al Na F Cl
(2) HF>HCl HF>HCl HCl>HF (3)Al
解析 判断电子是否成对，必须写出电子排布式或轨道表示式，核外均有一个未成对电子，符合条件的(有价电子构型)：ns1，ns2np1，ns2np5。结合题意知C、D为非金属，肯定为ns2np5构型，结合离子半径C10.有第四周期的A、B、C、D四种元素，其价电子数依次为1、2、2、7，其原子序数依A、B、C、D依次增大。已知A与B的次外层电子数为8，而C与D的为18。根据原子结构，判断A、B、C、D各是什么元素？
(1)哪些是金属元素？
(2)D与A的简单离子是什么？并写出其离子的电子排布式。
(3)哪一元素的氢氧化物碱性最强？
(4)B与D两原子间能形成何种化合物？写出化学式，并写出电子式。
答案 A：K B：Ca C：Zn D：Br
(1)K、Ca、Zn
(2)Br－、K＋ Br－：1s22s22p63s23p63d104s24p6
K＋：1s22s22p63s23p6 (3)K (4)离子化合物 CaBr2 []－Ca2＋[]－
解析 此题的突破口在于A价电子为1，且次外层电子数为8，且在第四周期，所以A为K；B价电子数为2，次外层电子数为8，所以B为Ca；C、D价电子数应为2、7，次外层电子数都为18，又都在第四周期，所以C、D分别是Zn、Br。
11.A、B、C、D是短周期元素，A元素的最高价氧化物对应的水化物与它的气态氢化物反应得到离子化合物，1 mol该化合物含有42 mol电子，B原子的最外层电子排布式为nsnnp2n。C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半。C元素是植物生长的营养元素之一。试写出：
(1)A、B元素形成的酸酐的化学式：____________。
(2)D元素的单质与水反应的化学方程式：
________________________________________________________________________。
(3)A、C元素气态氢化物的稳定性大小：______<______(用分子式表示)。
答案 (1)N2O3或N2O5
(2)2Li＋2H2O===2LiOH＋H2↑
(3)PH3 NH3
解析 A元素有气态氢化物，说明A为非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物显酸性，气态氢化物为碱性气体，可知A为N元素，所得离子化合物为NH4NO3；B原子的最外层电子排布式为nsnnp2n，n必为2，即B原子的最外层电子排布式为2s22p4，则B为O元素；C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半，若最外层为L层，则内层电子数为2，L层为1，即为Li元素，若最外层为M层，则内层电子数为10，M层为5，即为P元素，且C元素是植物生长的营养元素之一，所以，C、D元素分别为P、Li。
学案3 本节知识归纳
1．下列叙述中正确的是( )
A．两种粒子，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同
B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布
C．两原子，如果核外电子排布相同，则一定属于同一种元素
D．不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子
答案 CD
解析 A中粒子可以是原子或离子，如Na＋、Ne、O2－三种粒子都是10个电子，核外电子排布相同，但其化学性质相差很大；B中若H原子失电子形成H＋时，核外无电子，与稀有气体元素原子的排布不同；C中原子，由于质子数＝核外电子，所以核外电子排布相同时，则一定属于同种元素；D中若阴、阳离子的电子数相同，但它们的质子数不可能相等，如Na＋、O2－，所以选C、D。2．有A、B、C、D四种微粒，A得到一个电子后，其电子层构型与Ar相同。B有三个电子层，其失去2个电子后，第一、三层电子数之和等于第二层。C呈电中性，在空气中的含量仅次于氮气。D的符号为D2＋。试回答下列问题：
(1) 用化学符号表示：A________，B________，C_________，D________；
(2)A微粒和D微粒的电子排布式分别是__________，__________；
(3)B和C所属元素的原子结合时可形成分子或离子，各举两例：______________，__________。
答案 (1)Cl S2－ O2 Ca2＋
(2)1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6
(3)SO2、SO3 SO、SO
解析 本题中的四种微粒，应包括原子、离子和分子等，通常可运用电子排布规律，确定原子或简单离子的核电荷数来确定答案，如本题中A、B、D的推断就是如此。A得到一个电子，具有Ar的电子层结构，即1s22s22p63s23p6，故A的核电荷数为17，是氯原子；B有3个电子层，它的第一、二层上电子数应是2、8，B失去2个电子为0价，则B为S2－；C在空气中含量仅次于氮气且呈电中性，则C为O2；D的质子数为20，即原子序数为20，显＋2价，则D为Ca2＋。
3．已知M2＋3d轨道上有5个电子，试推出：
(1)M原子的核外电子排布。
(2)M原子的最外层和最高能级组中电子数各为多少？
(3)M元素在周期表中的位置。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d54s2 (2)2 7
(3)第四周期ⅦB族
解析 (1)根据鲍林的轨道近似能级图，3d轨道在第四能级组出现，M必定为第四周期元素；因3d未充满，4p轨道肯定无电子。该周期元素失电子时，应先失4s电子再失3d电子，故M的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2。
(2)M原子最外层有2个电子，即4s2，最高能级组为(4s 3d 4p)，共有7个电子。
(3)元素周期的划分是以能级组的划分为内在依据，元素所在周期数等于核外最高能级电子所在的能级组数，故该元素属第四周期。对于ⅢB～ⅦB族的价电子数与族数相同，该元素M的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，故M为ⅦB族。
1．下列元素中，价电子排布不正确的是( )
A．V 3d34s2 B．Cr 3d44s2 C．Ar 3s23p6 D．Ni 3d84s2
答案 B
解析 根据洪特规则的特例，同能级的轨道在全充满、半充满或全空时能量最低，所以Cr元素的原子价电子层排布为3d54s1时，能量最低。
2．氢原子的电子云图中小黑点表示的意义是( )
A．1个小黑点表示一个电子
B．黑点的多少表示电子个数的多少
C．表示电子运动的轨迹
D．表示电子在核外空间出现机会的多少
答案 D
解析 在电子云图中，小黑点并不代表电子，小黑点代表电子在核外空间区域内出现的机会，小黑点的疏密与电子在该区域内出现的机会大小成正比。
3．下列说法中正确的是( )
A．因为p轨道是“8”字形的，所以p电子走“8”字形
B．主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四个轨道
C．氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一条轨道
D．原子轨道与电子云都是用来形象描述电子运动状态的
答案 D
解析 A．p轨道是纺锤形，是说电子出现频率高的“区域”的形状；B.主量子数为3时，共有九条轨道；C.氢原子中有一个电子，但轨道是人们规定的，只是空轨道而已；D正确。
4．X、Y两元素可形成X2Y3型化合物，则X、Y原子最外层的电子排布可能是( )
A．X：3s23p1 Y：3s23p5 B．X：2s22p3 Y：2s22p4
C．X：3s23p1 Y：3s23p4 D．X：3s2 Y：2s22p3
答案 BC
解析 X、Y两元素形成的化合物X2Y3中，X的化合价为＋3价，Y的化合价为－2价，则可根据所给X、Y原子的最外层电子排布来判断其化合价。A中X为＋3价，Y为－1价；D中X为＋2价，Y为－3价，只有B、C中X均为＋3价，而Y为－2价。
5．下列各组表述中，两个微粒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的排布为1s22s22p63s23p2的原子
B．2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布为2s22p5的原子
C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2的原子
D．最外层电子数是核外电子总数的1/5的原子和最外层电子排布为4s24p5的原子
↑ ↑
答案 C
解析 A中3p能级有一个空轨道，根据洪特规则只能为，又根据能量最低原理，能量低于3p能级的轨道均已充满，即其电子排布式为1s22s22p63s23p2为同种元素；B中2p能级有一个未成对电子但无空轨道，即为
↓↑ ↓↑ ↑
，其排布式为1s22s22p5，也为同种元素；C中M层有s、p、d三个能级，全充满应为3s23p63d10与3s23p64s2非同种元素；D中最外层电子排布为4s24p5，其电子排布为1s22s22p63s23p63d104s24p5，最外层电子数为7，核外电子总数为35，故也为同种元素。
6.用“>”“＝”或“<”表示下列各组多电子原子的原子轨道能量的高低。
(1)2s____3p (2)4s____4d (3)4s______3p (4)5p______7d (5)3d____4d
答案 (1)< (2)< (3)> (4)< (5)<
7.A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，而B的核电荷数比A大两个单位，C的质子数比B多4个，1 mol A的单质与酸反应，能置换出1 g H2，这时A转化为具有与氖原子相同的电子层结构的离子。试问：
(1)A是______元素、B是________元素，C是________元素。
(2)A的原子结构示意图：________________，B的核外电子排布式：________________，C原子最外层电子的轨道表示式：________________。
答案 (1)Na Al Cl
(2) 1s22s22p63s23p1
↓↑
3s
↓↑ ↓↑ ↑
3p
解析 A、B、C三种元素的原子具有相同的电子层数，而A转化为阳离子之后与氖原子具有相同的电子层结构，说明A、B、C三元素的核电荷数比氖大，比氩小。1 mol A与酸反应能置换出1 g H2，即A转化为A＋，所以A为Na；B的核电荷数比A大两个单位，故B为Al；C的质子数比B多4，是17，所以C是Cl。
8.有1～20号的几种元素微粒的电子层结构均为 ，根据下列叙述，填写相应的微粒符号：
(1)某微粒一般不和其他元素的原子反应，这种微粒符号是________。
(2)某微粒的盐溶液，能使溴水褪色，并出现浑浊，这种微粒符号是________。
(3)某微粒氧化性虽弱，但得到一个电子后的原子还原性很强，这种微粒符号是____________。
(4)某微粒还原性虽弱，但失去一个电子后的原子氧化性较强，这种微粒符号是____________。
答案 (1)Ar (2)S2－ (3)K＋ (4)Cl－
解析 题中“微粒”的电子层结构为 ，是一种稳定结构，该“微粒”可以是中性原子，也可以是阳离子或阴离子。
(1)不和其他元素反应的微粒应是稀有气体原子，其原子核电荷数为2＋8＋8＝18，是氩元素的原子；
(2)能使溴水褪色，并出现浑浊的盐溶液应是硫化物溶液，所以该微粒是S2－；
(3)该微粒得到一个电子后的原子，只能是第四电子层上有一个电子的原子，是K原子，K原子失去一个电子后的K＋氧化性较弱；
(4)该微粒失去一个电子的原子应是Cl原子，Cl原子氧化性很强，但得一个电子后形成Cl－，其还原性较弱。
9.已知A原子只有一个不成对电子，M电子层比N电子层多11个电子，试回答下列问题：
(1)N电子层的s亚层和p亚层中只有一个不成对电子的元素有哪些？
(2)写出A原子的电子排布式和元素符号。
(3)指出元素A在周期表中的位置。
(4)指出元素A的最高化合价和最低化合价。
答案 (1)4s1的元素有：K [Ar]4s1，Cr [Ar]3d54s1，Cu [Ar]3d104s1；4p亚层中只有一个不成对电子的元素有：Ga [Ar]3d104s24p1，Br [Ar]3d104s24p5。
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p5 Br
(3)第四周期ⅦA族。
(4)最高化合价为＋7价，最低化合价为－1价。
解析 解答该题的关键是核外电子的排布规律，以及原子结构与元素在周期表中的位置、元素的化合价之间的关系。
(1)4s亚层只有一个未成对电子的元素有第四周期的第一种元素钾，3d半满时即3d54s1的24号元素铬和3d104s1的29号元素铜。4p亚层只有一个未成对电子的元素有电子开始进入4p亚层的31号元素镓，以及4p亚层余下一个未成对电子的35号元素溴，以上元素均为第四电子层没有排满，所以都是第四周期中的元素。
(2)由题意可知，A原子的M电子层比N电子层多11个电子，其3d亚层必已排满，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p5，根据其最外层电子排布，可知其位于元素周期表中的位置为第四周期ⅦA族，是卤族中的Br元素，其最高化合价为＋7价，最低化合价为－1价。
10.A、B、C三种元素原子的最外层电子排布分别为：A：msm－1mpm，B：nsnnpn＋3，C：xsx－1xpx－1，这三种元素形成气态氢化物的分子式分别为(按稳定性由强到弱的顺序排列)________________；若已知：3.4 g A的氢化物完全燃烧生成液态水和固态氧化物放出21.4 kJ热量，则反应的热化学方程式是
________________________________________________________________________。
答案 HF>PH3>SiH4 PH3(g)＋4O2(g)===P2O5(s)＋H2O(l) ΔH＝－214 kJ·mol－1
解析 A、B、C三种元素原子均已出现了p电子，则其同一能级中的s能级均已填满，则m－1＝2，m＝3；n＝2；x－1＝2，x＝3，即A、B、C的核外电子排布分别为A：1s22s22p63s23p3(P)，B：1s22s22p5(F)，C：1s22s22p63s23p2(Si)。气态氢化物的稳定性由其非金属性决定，非金属性越强，气态氢化物越稳定。1 mol PH3完全燃烧放出×21.4 kJ＝214 kJ热量。
11.写出下列离子的电子排布式：
(1)Mg2＋ (2)Al3＋ (3)O2－ (4)S2－ (5)Cl－ (6)K＋
(7)Ca2＋ (8)Br－
答案 (1)1s22s22p6 (2)1s22s22p6 (3)1s22s22p6
(4)1s22s22p63s23p6 (5)1s22s22p63s23p6 (6)1s22s22p63s23p6
(7)1s22s22p63s23p6 (8)1s22s22p63s23p63d104s24p6
解析 首先利用构造原理书写各离子对应的原子的电子排布式，再通过得失电子书写离子的电子排布式。
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第二节 原子结构与元素的性质
一、元素周期表的编排原则
1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。
2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。
二、周期表的结构
周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。
主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。
副族：仅由长周期元素构成的族。
三、各周期元素数目与相应能级组的原子轨道关系
周期 元素数目 相应能级组中原子轨道 电子最大容量
一 2 1s 2
二 8 2s 2p 8
三 8 3s 3p 8
四 18 4s 3d 4p 18
五 18 5s 4d 5p 18
六 32 6s 4f 5d 6p 32
七 26(未完) 7s 5f 6d(未完) 未满
四、原子结构与元素位置的关系
1.核外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进入的情况决定，具体情况如下：
(3)进入(n－1)d
①(n－1)d1～5为ⅢB～ⅦB 族数＝[(n－1)d＋ns]电子数
②(n－1)d6～8为Ⅷ
③(n－1)d10为ⅠB、ⅡB 族数＝ns的电子数
④进入(n－2)fⅢB
2.纵列与族的关系
纵列序数 1 2 3 4 5 6 7 8～10
族 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族
纵列序数 11 12 13 14 15 16 17 18
族 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族
3.族序数与价电子数的关系
(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB的族序数＝原子最外层电子数(ns＋np或ns)。
(2)副族ⅢB～ⅦB的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。
(3)零族：最外层电子数等于8或2。
(4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。
五、各区元素特点
包括的元素 价电子排布 化学性质
s区 ⅠA、ⅡA ns1～2 除氢、氦外，都是活泼金属元素
p区 ⅢA～ⅦA、零族 ns2np1～6 随着最外层电子数目的增加，非金属性增强，金属性减弱
d区 ⅢB～ⅦB、Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 均为金属。由于d轨道都未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2 均为金属。d轨道充满电子，因此d轨道一般不再参与化学键的形成
f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近
六、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＋)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(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＋)。
特别提醒
在中学要求的范畴内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小
“一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。
“二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
“三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
七、电离能
1.第一电离能
(1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。
(2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
2.逐级电离能
(1)原子的逐级电离能越来越大
首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。
(2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系
一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。
八、元素电负性的应用
1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断
(1)金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
(2)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。
(3)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。
(4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。
2.化学键的类型的判断
一般认为：如果两个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；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。
图1
(1)上表中的实线是元素周期表的部分边界，请在表中用实线补全元素周期表的边界。
(2)元素甲是第三周期、第ⅥA族元素，请在下边方框中按氦元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外层电子排布。
(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：______>______；甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：______>______(用化学式表示)。
(4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：
________________________________________________________________________。
解析 (1)略
(2)因甲位于第三周期、第ⅥA族，则应是硫元素，答案为
(3)因乙元素的3p亚层只有一个电子，即其电子排布式为1s22s22p63s23p1，即乙元素是Al，其原子半径大于硫，甲、乙的最高价氧化物对应水化物分别为H2SO4和Al(OH)3，显然酸性前者强于后者。
(4)元素周期律的本质是核外电子排布的周期性变化。因此元素周期表不是随意设定的，并且元素在周期表中的位置与原子结构密切相关，元素的周期数即为原子核外电子层数；元素所在主族数即为原子结构的最外层电子数。
答案 (1)
(2)
(3)Al S H2SO4 Al(OH)3
(4)周期性变化 元素的周期数即为原子核外电子层数，元素的主族序数即为原子结构的最外层电子数
本题考查元素周期律及元素周期表的有关知识，综合性较强，解答本题的关键是掌握元素在周期表中位置、结构、性质三者之间的关系以及同一周期元素性质的递变规律。可根据元素性质的递变规律体会周期表中不同位置的元素具有不同的结构，所以应该具有不同的性质。
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素 Li Be B C O F
x值 0.98 1.57 2.04 2.53 3.44 3.98
元素 Na Al Si P S Cl
x值 0.93 1.61 1.90 2.19 2.58 3.16
(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：
______(2)推测x值与原子半径的关系是
________________________________________________________________________。
(1) 某有机物结构式为：
，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？__________(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx>1.7时，一般为离子键，当Δx<1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是____________。
(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置____________(放射性元素除外)。
解析 由所给数据分析知：同周期，从左到右x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Si)，x(C)>x(P)，x(O)>x(Cl)，则可推知：x(N)>x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.55<1.7，又x(Br)答案 (1)0.93 1.57 2.53 3.44 (2)x值越小，半径越大 (3)氮 (4)共价键 (5)第六周期ⅠA族
归纳总结是学习过程中很重要的一种能力，在做该题时可以先找出x值相差不大的元素，分组比较，x值较大的一组应为非金属元素，x值较小的一组应为金属元素。然后，再对同一组中的元素的x值进行比较找出变化规律。
不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：______________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_________________________________________________________
(填写编号，多选倒扣分)。
①E(砷)>E(硒) ②E(砷)E(硒) ④E(溴)(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________(4)10号元素E值较大的原因是
________________________________________________________________________。
解析 此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)(4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
答案 (1)随着原子序数的增大，E值变小 周期性
(2)①③ (3)485 kJ·mol－1 738 kJ·mol－1 (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
要综合考虑图示信息，抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19的碱金属族)的E值的大小，同一周期(如3～10号元素)E值的大小规律，且要注意哪些有反常现象。
下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( )
A.K、Na、Li B．Al、Mg、Na C.N、O、C D．Cl、S、P
解析 本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。
答案 A
①通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。
有A、B、C、D四种元素。其中A为第三周期元素，与D可形成1∶1和2∶1原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为元素周期表所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列顺序。A________，B__________，C________________________________________________________________________，
D________，电负性由大到小的顺序为
________________________________________________________________________。
解析 由电负性推知D为O；A与D可形成1∶1和2∶1的化合物，可推知A为Na；B为第四周期d区元素且最高正价为＋7，可知B为Mn；C与B同周期且最高价为＋7，可知C为Br。
答案 钠(Na) 锰(Mn) 溴(Br) 氧(O) O>Br>Mn>Na
并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。
考查元素周期表，探究下列问题：
1.元素周期表共有几个周期？每个周期各有多少种元素？写出每个周期开头第一个元素和结尾元素的最外层电子的排布式的通式。为什么第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同？
提示 元素周期表共有7个周期；每个周期包含的元素种类如下：
周期 一 二 三 四 五 六 七
元素数目2 8 8 18 18 32 32(？)
每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1
每周期结尾最外层电子排布通式为ns2np6(第一周期为1s2)。
第一周期元素原子只有一个能层，只有1s一个能级，最多为2个电子。而其他周期元素原子最外层有ns、np两个能级，最多可排8个电子。
2.元素周期表共有多少个纵列？周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。每个纵列的价电子层的电子总数是否相等？
提示 18个纵列；不相等。
3.按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，如课本图1－16所示。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列？为什么s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属？
提示 s区有2个纵列，d区有8个纵列，p区有6个纵列。s区、d区和ds区的元素原子最外层电子数为1～2个，在反应中易失去电子，故s区(H除外)、d区和ds区的元素都是金属元素。
4.元素周期表可分为哪些族？为什么副族元素又称为过渡元素？
提示 元素周期表可分为7个主族：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA；7个副族：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB；一个Ⅷ族和一个0族。在周期表中从第四周期开始由ⅡA经过副族、Ⅷ族到ⅢA，所以副族和第Ⅷ族元素又称过渡元素。
5.为什么在元素周期表中非金属主要集中在右上角三角区内？
提示 从周期表看，同周期元素越向右，非金属性越强，同主族元素越向上，非金属性越强，所以非金属主要集中在右上角。
6.处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？
提示 处于非金属三角区边缘的元素具有一定的金属性。
元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规律？
提示 元素周期表中，同周期的主族元素从左到右：最高化合价从＋1―→＋7(第二周期到＋5)；最低化合价从－4―→－1；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？
提示 同周期主族元素，从左到右，原子半径减小，因为同周期元素原子具有相同的电子能层，但随核电荷数增多，核对电子的引力变大，从而使原子半径减小。
同主族元素，从上到下，原子半径增大，因为同主族元素自上到下，原子具有的电子能层数增多，使原子半径增大；虽然自上到下核电荷数也增多可使原子半径减小，但前者是主要因素，故最终原子半径增大。
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
提示 碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。
2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？
提示 因为原子首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1。而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。
1.课本图1－26是用课本图1－23的数据制作的第三周期元素的电负性变化图，请用类似的方法制作第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。
提示
2．在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，被称为“对角线规则”。查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
提示 Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；B和Si的含氧酸都是弱酸，说明“对角线规则”的正确性。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5，B和Si的电负性分别为2.0、1.8，它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。
1.电子层数 最外层电子数 最外层电子数 电子层数
2.碱金属 稀有气体元素
3.
原子序数 电子排布式 在周期表中的位置 是金属还是非金属 最高价氧化物的水化物化学式及酸碱性 气态氢化物的化学式
15 1s22s22p63s23p3 第三周期ⅤA族 非金属 H3PO4酸性 PH3
16 1s22s22p63s23p4 第三周期ⅥA族 非金属 H2SO4酸性 H2S
7 1s22s22p3 第二周期ⅤA族 非金属 HNO3酸性 NH3
4.(1)三 ⅦA 1s22s22p63s23p5 Cl HClO4
(2)四 ⅡA 1s22s22p63s23p64s2 Ca Ca(OH)2
5.主族元素次外层是排满的，而副族元素次外层或倒数第三层没有排满。主族元素的价电子层即其最外层，而副族元素的价电子层为最外层和次外层的电子，有的还包括倒数第三层的电子，统称为外围电子。
6.H：1s1 H原子再得一个电子便可满足1s2的稳定结构。
从化合价情况看，H得一个电子后，表现－1价，与ⅦA族相同。
7.以第三周期元素为例：
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
Na是非常活泼的碱金属元素，在常温下能与H2O剧烈反应，NaOH是强碱；
Mg是较活泼的金属元素，能与沸水反应，Mg(OH)2是中强碱；
Al具有两性，不能与H2O反应，Al2O3是两性氧化物，Al(OH)3是两性氢氧化物；
Si具有金属的某些性质，是半导体材料，H4SiO4是不溶于水的弱酸；
P对应的最高价含氧酸H3PO4是中强酸；
Cl对应的最高价含氧酸HClO4是无机含氧酸中最强的酸。由此可以出结论。
8.电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力大小的，元素电负性越大，对键合电子的吸引力越大，相应的元素其非金属性就越强。通常以氟的电负性4.0、锂的电负性1.0为标准，金属的电负性一般小于1.8，而非金属的电负性一般大于1.8。所以用电负性可以度量金属性与非金属性的强弱。
9.元素核外电子的排布最外层从1个逐渐增加到8个(第一周期到2个)，并呈周期性变化，故元素的最高正化合价也从＋1～＋7变化，并随核电荷数递增而呈周期性变化。
10.50种
11.元素周期律的科学价值可从如下几个方面分析：
(1)元素周期律的具体表现形式是元素周期表，它是学习和研究化学的一种重要工具。可以利用元素的性质与元素在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。
(2)对科学研究的指导作用
门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展起到了一定的推动作用。不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现以预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(3)元素周期律和元素周期表对于工农业生产也具有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。
①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物，在周期表的右上角。
②半导体材料都是周期表里金属与非金属交界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。
③催化剂的选择。人们在长期的生产实践中已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们的原子的次外层电子排布的物点有密切关系。于是，人们努力在过渡元素(包括稀土元素)中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素可大大改善催化剂的性能。
④而高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取。在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钨、铬具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。
⑤矿物的寻找。地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系，科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少。处于地球表面的元素多数呈现
高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，金属性强的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，分布在地壳的外表面。有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。
元素周期律的科学价值，还在于它从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律。
1.下列关于稀有气体的叙述不正确的是( )
A.各原子轨道电子均已填满
B.其原子与同周期ⅠA、ⅡA族阳离子具有相同的核外电子排布
C.化学性质非常不活泼
D.同周期中第一电离能最大
答案 B
解析 稀有气体各轨道均已填满，达到稳定结构，因此A项叙述正确；稀有气体元素原子的核外电子排布和同周期ⅤA、ⅥA、ⅦA族阴离子(得电子达饱和)的电子排布相同，还和下一周期ⅠA、ⅡA族阳离子(失去最外层电子)的电子排布相同，因此B项叙述不正确。
2.在短周期元素中，原子最外层只有1个电子或2个电子的元素是( )
A.金属元素 B．稀有气体元素
C.非金属元素 D．无法确定是哪一类元素
答案 D
解析 本题考查了元素周期表的有关知识，最外层电子数为1个或2个电子的元素可能是金属，如Na；也可能是非金属，如H；还可能是稀有气体元素，如He。
3.同一主族的两种元素的原子序数之差可能为( )
A.6 B．12 C．26 D．30
答案 C
解析 本题考查元素周期表的结构。元素周期表中同一主族相邻元素原子序数的差与所处位置存在一定的关系，若在过渡元素左边，相差的是上一周期容纳的原子序数；若在右边，相差的是下一周期容纳的元素种类。第一、二、三、四、五、六周期分别含有2、8、8、18、18、32种元素，相邻周期所含元素种数相加可得16、26、36，据此分析，则C项有可能，A、B、D项不可能。
4.A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3∶4，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是( )
A.X、Y、Z的稳定性逐渐减弱
B.A、B、C、D只能形成5种单质
C.X、Y、Z三种化合物的熔、沸点逐渐升高
D.自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物
答案 CD
解析 据A、C核电荷数之比为3∶4推知A为碳，C为氧，则B为氮，D为氢，据此可知X、Y、Z依次为CH4、NH3、H2O。
5.我国的纳米基础研究能力已跻身于世界的前列，例如曾作为我国两年前十大科技成果之一的就是合成一种一维纳米的材料，化学式为RN。已知该化合物里与氮微粒结合的Rn＋核外有28个电子，则R位于元素周期表的( )
A.第三周期ⅤA族 B．第四周期ⅢA族
C.第五周期ⅢA族 D．第四周期ⅤA族
答案 B
解析 由化学式RN知R为＋3价，故R原子核外有31个电子，核电荷数为31，价电子构型为4s24p1，为镓元素，位于第四周期ⅢA族。
6.下列关于碱金属性质的叙述中错误的是( )
A.它们都能在空气中燃烧生成M2O(M指碱金属)
B.它们都能与水反应生成氢气和碱
C.所形成的阳离子的氧化性依次减弱
D.碱金属中密度最小、熔、沸点最高的是铯
答案 AD
解析 A项只有锂在空气中燃烧生成Li2O，其他碱金属元素生成过氧化物或比过氧化物更复杂的超氧化物；D项碱金属随核电荷数的递增，密度依次增大，熔、沸点依次降低。
7.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( )
A.1s22s22p63s23p2 B．1s22s22p3
C.1s22s22p2 D．1s22s22p63s23p4
答案 A
解析 A选项最外层电子排布式为3s23p2，说明是第三周期、第ⅣA族元素，故为Si；同理可知：B选项为N；C选项为C；D选项为S。其中，Si和S均为3个电子层，半径大于N和C，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小，故Si原子半径最大。
8.已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，下列说法错误的是( )
A.第一电离能：Y小于X
B.气态氢化物的稳定性：HmY强于HnX
C.最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性强于Y的
D.X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
答案 AB
解析 据电负性X>Y推知，原子序数X>Y，同周期元素，第一电离能Y不一定小于X，A不正确；氢化物稳定性HmY弱于HnX，最高价含氧酸的酸性X的强于Y的，C正确；电负性值大的吸引电子能力强，在化合物中显负性，电负性值小的吸引电子的能力弱，在化合物中显正价。
9.下列说法中正确的是( )
A.第三周期所含的元素中钠的第一电离能最小
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
答案 A
解析 同周期中碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体最大，故A正确；B不正确，由于Mg为3s2，而Al为3s23p1，故Al的小于Mg的；钾比镁更易失电子，钾的小于镁的，D不正确。
10.下列元素电负性最大的是( )
A.C B．Cl C．F D．N
答案 C
解析 同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
11.某短周期元素原子的最外层有2个电子，则( )
A.一定是ⅡA族元素 B.其最外层电子已形成了稳定结构
C.一定是镁元素 D.可能是氦元素或ⅡA族元素
答案 D
解析 最外层有2个电子的元素有：
等，显然只有D项正确。
12.下列说法错误的是( )
A.欲研制新农药，应着重研究非金属元素化合物
B.耐高温、耐腐蚀的合金材料应在过渡元素中寻找
C.当发现第七周期零族元素时，其原子序数肯定是118
D.第七周期零族元素是金属元素
答案 D
解析 元素周期表对于寻找新元素、合成新物质具有指导意义。合成新农药应着重研究非金属元素化合物；耐高温、耐腐蚀的合金材料应在过渡元素中寻找；第七周期零族元素的原子序数为：2＋8＋8＋18＋18＋32＋32＝118；根据元素周期表中金属与非金属分界线，第七周期零族元素应该是非金属元素。
13.具有下列电子层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是( )
A.两种原子的电子层上全部都是s电子
B.3p上只有一个空轨道的原子和3p亚层上只有一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亚层和p亚层都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的两种原子
答案 B
解析 电子层上全部都是s电子的原子有1s1,1s2,1s22s1,1s22s2，显然不一定属于同一周期，故A错误；3p上只有一个空轨道的原子为1s22s22p63s23p2,3p亚层上只有一个未成对电子的原子为1s22s22p63s23p5，分别属于Si和Cl，是同一周期；最外层电子排布为2s22p6的原子为Ne，最外层电子排布为2s22p6的离子为F－、Na＋、Mg2＋等，不一定同一周期；M层上的s亚层和p亚层都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的原子有1s22s22p63s23p6,1s22s22p63s23p64s1,
1s22s22p63s23p64s2，显然不一定是同一周期。
14.下列原子的第一电离能最大的是( )
A.B B．C C．Al D．Si
答案 B
15.下列各组元素属于p区的是( )
A.原子序数为1、2、7的元素 B.O、S、P
C.Fe、Ar、Cl D.Na、Li、Mg
答案 B
解析 p区包括ⅢA～“0”族元素。
16.某元素原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p1，根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系，完成下列各题：
(1)该元素处于元素周期表的第______周期，该周期的元素种数是__________；
(2)该元素处于元素周期表的第______族，该族的非金属元素种数是________；
(3)试推测该元素处于周期表的______区，该区包括元素族的种类是________。
答案 (1)四 18 (2)ⅢA 1
(3)p ⅢA～ⅦA族、0族
解析 根据元素原子有4个电子层容纳了电子，该元素处于第四周期，该周期元素原子的电子排布式为[Ar]4s1～23d1～104p1～6，故共有18种元素；根据轨道能量顺序和族的相对顺序可以确定该元素位于第ⅢA族，本族元素只有一种非金属元素——硼；根据价层电子的电子排布式4s24p1可以确定该元素为p区，由该区元素的价层电子的电子排布式为ns2np1～6，可以确定所包括元素族的种类是ⅢA～ⅦA族、0族。
17.已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 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 1.7
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是
________________________________________________________________________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
答案 (1)随原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性的变化
(2)Mg3N2为离子化合物，SiC、BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
解析 元素的电负性随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值：Mg3N2中电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
18.处于相邻两个周期的主族元素A、B、C、D，它们的原子半径依次变小；A离子和B离子的电子层相差两层，且能形成BA2型的离子化合物；C的离子带3个正电荷；D的气态氢化物通式为H2R，D在它的最高价氧化物中的质量分数是40%，原子核中有16个中子。试回答：
(1)写出A、B、C、D的元素符号：
A：________ B：________ C：________ D：________
(2)B、C、D的第一电离能从大到小的顺序如何排列？______________________。
(3)A、B、C的电负性从大到小的顺序如何排列？________________________。
(4)向D的氢化物的水溶液中滴入少量A的单质，发生什么现象？________________。写出有关反应的化学方程式___________________________________________________。
答案 (1)Br Mg Al S
(2)S>Mg>Al (3)Br>Al>Mg
(4)溶液变浑浊，Br2的深红棕色褪去 H2S＋Br2===S↓＋2HBr
解析 由BA2为离子化合物可以推知，B为＋2价，最外层有2个电子，A为－1价，最外层有7个电子。C最外层有3个电子。D在氢化物中呈－2价，最高价氧化物为RO3，由其中D占40%可求出R相对原子质量为32，质子数为16，即S。综合上述信息可以推出各元素。
教材复习题解答
1.A 2.A 3.A 4.B
5.(1)Na K Mg Al C O Cl Br Ar Ar
(2)NaOH
(3)K、Na、Mg
(4)H2O 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ >
(5)NaBr
(6)18
6.CO2 SO2
7.X：O 第二周期ⅥA族 Y：S 第三周期ⅥA族
SO2 SO3
8.略
9.Rb(铷)是1861年发现的 其拉丁文原意是深红色。
Cs(铯)是1860年发现的 其拉丁文原意是天空上的蓝色。
10.略
学案1 原子结构与元素周期表
1.X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为ns1、3s23p1和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是( )
A.XYZ2 B．X2YZ3 C．X2YZ2 D．XYZ3
答案 A
解析 由X、Y、Z三元素的最外层电子排布可知X为ⅠA族中的元素，在化合物中呈＋1价，Y为铝，在化合物中呈＋3价，Z为氧，在化合物中呈－2价，再由化合物中各元素的化合价代数和为0，可推知答案为A。
2.某元素的原子序数为29，试问：
(1)此元素原子的电子总数是多少？
(2)它有多少个电子层？有多少个能级？
(3)它的外围电子排布式是什么？
(4)它属于第几周期？第几族？主族还是副族？
(5)它有多少个未成对电子？
答案 (1)29个 (2)4个电子层；7个能级
(3)3d104s1 (4)第四周期；第ⅠB族；副族
(5)有1个未成对电子
解析 解答该题需掌握原子核外电子排布与元素周期表的关系和原子核外电子排布的规律。
根据核外电子排布原则，该元素的核外电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s1，共有29个电子，故为Cu元素。从核外电子排布式中可以得出n＝4，有四个电子层，所以为第四周期，外围电子排布式为3d104s1，所以在第ⅠB族。外围电子的轨道表示式为
，所以有1个未成对电子。
3.下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
(1)表中属于d区的元素是________(填编号)。
(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子名称为________。
(3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn＋1，该元素原子的核外最外层电子的孤对电子对数为________；该元素与元素①形成的分子X的空间构型为________。
(4)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)⑨ (2)苯
(3)1 三角锥形
(4)Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
1.短周期元素X、Y的原子序数相差2。下列有关叙述正确的是( )
A.X与Y不可能位于同一主族 B.X与Y一定位于同一周期
C.X与Y可能形成共价化合物XY D.X与Y可能形成离子化合物XY
答案 CD
解析 本题主要考查元素周期表的结构及化合物的成键规律。短周期元素原子序数相差2，可能是第一周期ⅠA族元素氢和第二周期ⅠA族的金属Li，且它们可形成离子化合物LiH，第二周期ⅦA族元素F、第三周期ⅠA族元素钠亦形成离子化合物，但也可能为第二周期的氧和碳，二者可形成共价化合物CO，故本题答案为C、D。
2.下列说法中错误的是( )
A.所有的非金属元素都分布在p区
B.p区元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C.除氦以外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D.同一元素的各种同位素的化学性质一定相同
答案 A
解析 A项错，非金属元素大部分在p区，而H元素在s区。
3.下列说法中错误的是( )
A.原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数
B.元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C.除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D.同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同
答案 AD
解析 A项：例如Na原子最外层电子在第3层，确实是第三周期元素，但是钠离子的最外层电子却是在第2层，与命题不符，所以本命题错误，是应选项；B项：从ⅢB族到ⅡB族，共经过7个副族，另有Ⅷ族的3行，所以确实是有10个纵行，它们所包括的元素都是金属元素，这种说法也正确，不是应选项；C项：稀有气体原子中只有氦原子最外层是2个电子，其他元素都是8电子稳定结构，正确，所以也不应选；D项：同一元素可以有多种同位素，起码它们的质量数就不同，更不要说放射性等性质了，所以本项说法不正确，也是应选项。
4.某元素的最高正价与负价的代数和为2，则该元素原子的最外层电子数为( )
A.4 B．5 C．6 D．7
答案 B
解析 依据最高正价＋|负价|＝8，依题意有最高正价－|负价|＝2，解得最高正价为5。
5.X元素能形成H2X和XO2两种化合物，该元素的原子序数是( )
A.13 B．14 C．15 D．16
答案 D
解析 该元素在H2X和XO2中呈现出－2价和＋4价两种价态，当同一元素既有负价又有正价时，解题应从负价着手，因为非金属元素的正价往往有变价，而负价无变价。X元素在H2X中显－2价，说明其最外层有6个电子，以上四种元素中最外层有6个电子的只有D。
6.下列各组元素按最高正价由高到低、负价绝对值由低到高顺序排列的是( )
A.Na、Mg、Al B．F、O、N C．N、O、F D．S、P、Si
答案 D
解析 题述要求各组元素中必须既有正价，又有负价，各元素必须为非金属元素，因金属元素不存在负价，故A不在讨论范围；又因F元素无正价，故B、C也不在讨论范围；验证D符合。
7.元素X的最高正价和负价的绝对值之差为6，元素Y原子次外层与元素X原子次外层均为8个电子，X、Y的离子具有相同的电子排布，X、Y形成的化合物是( )
A.MgF2 B．MgCl2 C．CaCl2 D．CaBr2
答案 C
解析 X的最高正价与负价绝对值之差为6，说明X为卤素，且次外层为8个电子，该元素为Cl，与Cl－具有相同的电子排布的Y元素按题意只能是Ca2＋，故C正确。
8.下表列出的是部分元素的原子序数，有关该表中元素的下列说法中正确的是( )
1 2 3
9 10 11
A.每一横行元素其原子的电子层数相同
B.第一纵行元素其原子的最外层电子数相同
C.中间一纵行元素不易与其他元素结合
D.中间一纵行元素金属性(或非金属性)强弱介于左右两纵行元素之间
答案 C
解析 该表中元素为：
H He Li
F Ne Na
H和He有一个电子层，Li、F、Ne有两个电子层，Na有三个电子层。最外层电子数相同的纵行为Li、Na。He和Ne的最外层已达稳定结构，不易再与其他元素结合。
9.完成下列表格：
原子序数 15 6
周期 四 二
族 ⅣB ⅦA
基态原子的电子排布 [Ar]3d64s2 [Xe]6s1
最高正价
最低负价 － － －
答案
原子序数 26 22 55 9
周期 三 四 六 二
族 ⅤA Ⅷ ⅠA ⅣA
基态原子的电子排布 [Ne]3s23p3 [Ar] 3d24s2 [He] 2s22p5 [He] 2s22p2
最高正价 ＋5 ＋3 ＋4 ＋1 － ＋4
最低负价 －3 － － － －1 －4
解析 本题考查元素的位置、结构与性质之间的关系，原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数；周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正化合价数；主族元素的负化合价＝主族序数－8。
10.今有A、B、C、D四种短周期元素，它们的核电荷数依次增大，A与C、B与D分别是同族元素，B、D两元素的质子数之和是A、C质子数之和的两倍，这四种元素中有一种元素的单质溶于CS2溶剂。
(1)确定四种元素分别是：
A.________，B.________，C.________，D._________________。
(2)两种均含四种元素的化合物相互反应放出气体的化学方程式为
________________________________________________________________________。
答案 (1)H O Na S
(2)NaHSO4＋NaHSO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑
解析 根据这四种元素中有一种元素的单质溶于CS2溶剂，可知这种元素为硫，而与硫同族的短周期元素为氧，二者的质子数之和为24，再根据A、B、C、D的核电荷数依次增大，可推知A为氢，B为氧，C为钠，D为硫。
11.有X、Y、Z、W四种短周期元素，原子序数依次增大，其核电荷数总和为38，Y元素原子最外层电子数占核外电子总数的3/4，W元素原子最外层电子数比同周期Z元素多5个电子，且W和Y不属于同一主族。
(1)写出元素符号：X________、Y________、Z________________、W__________；
(2)Z、W两元素的最高价氧化物的水化物之间发生反应的方程式是
________________________________________________________________________；
(2) 这四种元素组成的一种化合物，化学式是
________________________________________________________________________。
答案 (1)H O Mg Cl
(2)Mg(OH)2＋2HClO4===Mg(ClO4)2＋2H2O
(3)Mg(OH)Cl
解析 Y元素的原子结构示意图为
，故为氧。W元素原子最外层电子数比同周期Z元素多5个电子，说明Z为ⅡA，W为ⅦA，又W和Y不属于同一主族，知W为氯，Z为镁。
学案2 元素周期律
1.具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－、C，下列分析正确的是( )
A.原子序数的关系是C>B>A B.微粒半径的关系是Bn－C.C一定是稀有气体元素的一种原子 D.原子半径的关系是A答案 C
解析 选C。设C的原子序数为m，则A的原子序数为m＋n，B的原子序数为m－n，所以原子序数A>C>B；因A的质子数大于B，且An＋、Bn－具有相同的电子层结构，故微粒半径Bn－>An＋；因为Bn－与C具有相同的电子层结构，且具有稀有气体元素的电子层结构，C只能为稀有气体元素的原子。
2.美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素 H Li Be B C N O F
电负性 2.1 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
元素 Na Mg Al Si P S Cl K
电负性 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 0.8
请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是：________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为：________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：______(3)预测周期表中，电负性最小的元素位小第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为______________________。
答案 (1)核电荷数越大，电负性越小 原子半径越小，电负性越大
(2)F 0.8 1.2
(3)六 ⅠA 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
解析 (1)由题给信息可知：元素的非金属性越强，则元素的电负性越大；元素金属性越强，则元素的电负性越小，所以同主族元素，从上至下，电负性逐渐变小；同周期元素的电负性随原子半径的减小而增大。
(2)周期表中F元素的非金属性最强，所以氟的电负性最大；由于元素金属性强弱为K>Ca>Mg，所以Ca的电负性的取值范围为0.8～1.2。
(3)电负性越小，元素的金属性越强，周期表中金属性最强的元素为Cs，它位于周期表中第六周期的ⅠA族。其基态原子核外电子排布为：
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1。
3.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。
请回答以下问题：
(1)认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na—Ar 8种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)从图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是
________________________________________________________________________。
(3)图中5号元素在周期表中的位置是________。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一个电子为519 kJ/mol，失去第二个电子为7296 kJ/mol，失去第三个电子为11799 kJ/mol，据此数据分析为何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________________________________________________________________________。
答案 (1)如图所示
(2)从上到下依次减小
(3)第三周期ⅤA族
(4)锂原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难。
解析 (1)由题中图示可知，同周期元素第ⅡA族元素第一电离能高于第ⅢA族元素的第一电离能，第ⅤA族元素的第一电离能高于第ⅥA族元素的第一电离能，其原因是，当原子核外电子排布的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)结构时，原子的能量最低，该元素具有较高的第一电离能，故2号元素为Mg，1号元素为Al,5号元素为P,4号元素为S，据此连接可得完整图像。
(2)比较图中同主族元素第一电离能大小可知，同主族元素原子的第一电离能从上到下随电子层数的增加而依次减小。
(4)从题中气态锂原子失去核外不同电子所需的能量数据不难看出，失去第一个电子所需的能量远小于失去第二、三个电子所需的能量，说明锂原子核外电子共有两层，第一个电子处于L层(电子离核相对较远)，第二、三个电子处于K层(电子离核相对较近)。当锂原子失去第一个电子变成Li＋后，只剩下K层的两个电子(属于稳定结构)，此时要想再失去电子已变得很困难。
1.下列元素原子半径依次增大的是( )
A.C、N、O、F B．Mg、Al、Si、S
C.B、Be、Mg、Na D．Mg、Na、K、Ca
答案 C
解析 在周期表中，同一周期从左至右原子半径逐渐减小，同一主族从上而下原子半径逐渐增大。A、B均依次减小，D中半径增大顺序Mg、Na、Ca、K。
2.下列外围电子排布式(或外围轨道表示式)的原子中，第一电离能最小的是( )
A.
↓↑
2s
↓↑ ↓↑ ↑
2p
B.
↓↑
2s
↑ ↑
2p
C.3d64s2
D．6s1
答案 D
解析 A为F，B为C，C为Fe，D为Cs，由电离能变化规律知Cs的第一电离能最小。
3.下列叙述中正确的是( )
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，零族元素的单质都是气体
D.同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
答案 C
解析 本题主要考查元素周期表中，同周期、同主族元素性质的一些递变规律。A项错，在同周期元素中ⅦA族元素的原子半径最小；B项不正确，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子；C项正确；D项错误，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小。
4.下列叙述中错误的是( )
A.所有的非金属元素都在p区
B.P区的外围电子排布方式为3s23p3
C.碱金属元素具有较大的电负性
D.当各轨道处于全满、半满、全空时原子较稳定
答案 AC
解析 A中氢在s区，A错误；C项碱金属极易失去电子，元素的电负性很小。
5.根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述中不正确的是( )
A.K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等
B.L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
C.L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等
答案 C
解析 K层为奇数的元素，只能是H元素，符合题意；L层为奇数的元素，说明该层还没有排满，符合要求；L层为偶数的元素，该层可能达到8个，已经排满，不是最外层，也可能没有排满，为2、4、6等情况，是最外层，故不正确；D选项与B项类似，正确。故选择C。
6.下列各组元素性质的递变情况错误的是( )
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B.P、C、Cl元素最高正价依次升高
C.N、O、F电负性依次增大 D.Na、K、Rb第一电离能逐渐增大
答案 BD
解析 根据元素周期律可知，随原子序数的递增，原子结构、原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性、电负性、元素的第一电离能呈周期性变化，故A、C正确，B、D错误。
7.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，则下列叙述中正确的是( )
A.原子半径：A>B>D>C B.原子序数：d>c>b>a
C.离子半径：C>D>B>A D.元素的第一电离能：A>B>D>C
答案 C
解析 aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都是短周期元素，其原子序数不会超过18，因而它们都是主族元素。由于它们离子的电子层结构相同，因而C、D位于A、B的上一周期，为非金属元素，且原子序数d>c。A、B为金属元素，原子序数a>b，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为a>b>d>c；A、B由于在C、D的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比C、D的原子半径大，由同周期元素原子半径的递变规律知：B>A>C>D；电子层结构相同的离子，阴离子半径必大于阳离子半径，且带负电荷越多半径越大，阳离子带正电荷越多半径越小，故离子半径由大到小的顺序为C>D>B>A；单质中同周期的A、B为金属，A原子序数大于B，故第一电离能A>B，同一周期非金属元素C、D，C的原子序数小于D，第一电离能D>C，但金属元素的第一电离能比非金属元素小，故D>C>A>B。
8.判断半径大小并说明原因：
(1)Sr与Ba (2)Ca与Sc (3)Ni与Cu (4)S2－与S
(5)Na＋与Al3＋ (6)Sn2＋与Pb2＋ (7)Fe2＋与Fe3＋
答案 (1)Ba>Sr 同族元素，Ba比Sr多一个电子层；
(2)Ca>Sc 同周期元素，Sc核电荷数多；
(3)Cu>Ni 同周期元素，Cu次外层为18电子，屏蔽作用大，有效核电荷数小，外层电子受到的引力小；
(4)S2－>S 同一元素，电子数越多，半径越大；
(5)Na＋>Al3＋ 同一周期元素，Al3＋正电荷数高；
(6)Pb2＋>Sn2＋ 同一族元素的离子，正电荷数相同，但Pb2＋比Sn2＋多一电子层；
(7)Fe2＋>Fe3＋ 同一元素离子，电子越少，正电荷数越高，则半径越小。
解析 比较微粒半径大小应依据以下规律：
(1)同种元素，原子半径大于阳离子半径，如r(Na)>r(Na＋)，原子半径小于阴离子半径，如r(Cl)(2)同主族元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数增加，半径加大，如r(Na)>r(Li)，r(Cl)>r(F)。
(3)同周期元素，电子层数相同，从左到右随核电荷数的递增，半径逐渐减小。
(4)具有相同电子层结构的微粒，可以是带负电荷的阴离子，也可以是带正电荷的阳离子，都是随着核电荷数递增微粒的半径减小。
9.A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期的主族元素。已知A、C、F三种元素原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4；E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。
(1)写出下列元素的符号：A________，D________，E________。
(2)B的单质在F的单质中反应的现象是
________________________________________________________________________，
化学方程式是
________________________________________________________________________。
(3)A、C两种元素最高价氧化物的水化物反应的离子方程式是
________________________________________________________________________。
答案 (1)Na Si P
(2)产生白色的烟 Mg＋Cl2MgCl2
(3)OH－＋Al(OH)3===AlO＋2H2O
解析 根据各种元素均为短周期的主族元素，A、C、F三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应生成盐和水，可推知其中有一种元素为铝。因A、B、C、D、E、F原子序数依次增大，故只能是C为铝元素，A为钠元素，B为镁元素。再据A、C、F三种元素的最外层共有11个电子，可求得F的最外层电子数为7，F为氯元素。D和E的原子序数应介于13和17之间，依据D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4，E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3，可推知D为硅元素，E为磷元素。
10.在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成_____外，也生成微量的______。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是
________________________________________________________________________，
属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为
________________________________________________________________________
_、________________________________________________________________________。
(3) 若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇强碱溶液反应的离子方程式为________________________________________________________________________。
(4) 科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是
________________________________________________________________________。
用电子式表示BeCl2的形成过程：
________________________________________________________________________。
答案 (1)Li2O Li3N
(2)Be(OH)2
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O
(3)Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑
(4)将BeCl2加热到熔融状态不能导电证明BeCl2是共价化合物
2 ―→Be
解析 (1)根据对角线规则，锂与镁的化学性质相似，在空气中除与O2作用生成Li2O外，还可与N2作用生成Li3N。
(2)铍为第二周期第ⅡA族元素，与Al处于对角线位置，对照Al(OH)3的两性反应有：
Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O，
Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O。
(3)由于Be、Al元素性质相似，依据所给信息有：
Al4C3＋12H2O===4Al(OH)3↓＋3CH4↑，当强碱过量时有Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O，合并为：Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO＋3CH4↑。
(1) 根据共价化合物与离子化合物的结构特点可知离子化合物在溶于水或熔化时导电，而共价化合物熔化时不导电，因此可将BeCl2加热至熔融状态，若不导电则可证明之。
学案3 本节知识归纳
1.在下列空格中，填上适当的元素符号：
(1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是
________________________________________________________________________，
第一电离能最大的元素是
________________________________________________________________________。
(2)在元素周期表中，电负性最大的元素是
________________________________________________________________________，
电负性最小的元素是
________________________________________________________________________。
(3)最活泼的金属元素是
________________________________________________________________________。
(4)最活泼的气态非金属原子是
________________________________________________________________________。
(5)第二、三、四周期原子中p轨道半充满的元素是
________________________________________________________________________。
(5) 电负性相差最大的两种元素是
________________________________________________________________________。
答案 (1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F (5)N、P、As (6)F、Cs
解析 同周期中从左到右，元素的第一电离能(除ⅢA族、ⅥA族反常外)逐渐增大，同周期中金属元素最小，稀有气体最大，故第三周期中第一电离能最小的为Na，最大的为Ar。电负性的递变规律：同周期从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减小，故周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的为铯。
2.A、B、C、D为原子序数小于18的四种元素：
①A原子的电子层数等于最外层电子数；
②A与B处于同一周期，B与D可形成离子化合物D2B，该化合物的水溶液显碱性；
③C的离子核内质子数与核外电子数之和为18；
④A、C、D三种元素的离子具有相同的电子层排布。
推断A～D各为何种元素，并填空：
(1)A________，B__________，C________，D________。
(2)各原子形成简单离子的电子排布式
_______________________________________、____________________、____________________________、________________。
(3)四种元素离子半径的大小顺序为________________。
(4)用离子方程式表示D2B水溶液呈碱性的原因
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)Al S O Na(或铝 硫 氧 钠)
(2)Al3＋：1s22s22p6 S2－：1s22s22p63s23p6
O2－：1s22s22p6 Na＋：1s22s22p6
(3)r(S2－)>r(O2－)>r(Na＋)>r(Al3＋)
(4)S2－＋H2O??HS－＋OH－，
HS－＋H2O??H2S＋OH－
解析 A、B、C、D均为短周期元素。由①可知：A的族序数等于周期数，可能为H、Be、Al。由②可知：短周期可形成D2B的离子化合物有Li2O、Na2O、Na2S，它们的水溶液为碱性。由③可知：若C为阴离子Cn－，则设核电荷数为c，有2c＋n＝18(n取偶数)，n＝2时，c＝8，为O，O2－在熔融的金属氧化物中存在。n＝4时，c＝7，为N，无N4－，舍去，n不可能大于5。若C为阳离子Cn＋，由2c－n＝18(n取偶数)。n＝2时，c＝10，为Ne，舍去；n＝4时，c＝11，为Na，无Na4＋，舍去；n＝6时，c＝12，为Mg，无Mg6＋，舍去。故C为O元素，由④知：A、C、D必为相邻周期元素。所以C为O，则A为Al，D为Na。
1.下列说法中，正确的是( )
A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数
B.在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数
C.最外层电子数为8的粒子都是稀有气体元素的原子
D.元素的原子序数越大，其原子半径也越大
答案 B
解析 对于主族元素，其主族序数等于最外层电子数，故A不正确；周期数等于电子层数，故B正确；很多离子最外层电子数为8，如Na＋、Cl－等；据元素周期律，同周期原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)，故D不正确。
2.X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是( )
A.元素非金属性由弱到强的顺序为ZB.Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C.3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D.原子半径由大到小的顺序为Z>Y>X
答案 AD
解析 由X原子的电子层结构推知X为氧，由于X、Y属同主族短周期元素，所以Y为硫，又因Z与Y同周期，且核外电子数比Y少1，故Z为磷，由三者在周期表中的位置关系，结合元素周期律很容易找到答案AD。
3.下列各组元素性质递变情况错误的是( )
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B.P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C.B、C、N、O、F原子半径依次增大
D.Li、Na、K、Rb原子半径依次增大
答案 C
解析 由元素周期律知，随原子序数的递增，元素的原子结构、原子半径、化合价、金属性和非金属性都呈现周期性变化。
4.国际无机化学命名委员会将长式元素周期表原先的主、副族及族序序号取消，从左往右改为第18列，碱金属为第1列，稀有气体为第18列。按这个规定，下列说法不正确的是( )
A.只有第2列元素的原子最外层有2个电子
B.第14列元素形成的化合物种类最多
C.第3列元素种类最多
D.第16、17列元素都是非金属元素
答案 AD
解析 在长周期表中各族元素的排列顺序为：ⅠA、ⅡA、ⅢB―→ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA―→ⅦA、0族，18列元素应分别与以上各族对应。所以第2列为碱土金属族，其最外层有2个电子，但元素He及多数过渡元素的最外层也是2个电子；第14列为碳族元素，形成化合物的种类最多；第3列为ⅢB族，有镧系和锕系元素，元素种类最多；第16、17列分别为氧族和卤族元素，并非全部为非金属元素。
5.R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)( )
A.若R(OH)n为强碱，则W(OH)(n＋1)也为强碱
B.若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C.若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋6
D.若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素
答案 B
解析 因R、W、X、Y为同一周期且原子序数递增的短周期元素，所以当R(OH)n为强碱时，W(OH)n＋1不一定为强碱，如NaOH为强碱，Mg(OH)2、Al(OH)3等则不是强碱，A错；若HnXOm为强酸，说明X为活泼非金属，而Y的非金属性大于X，则Y一定为活泼非金属，B正确；若Y的最低价为－2，则Y的最高正价为＋6，因此Z的最高正价大于6，C错；若X的最高正价为＋5，那么R、W也可能是金属，D错。
6.13C—NMR(核磁共振)、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构，Kurt Wuithrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N的叙述中正确的是( )
A.13C与15N有相同的中子数 B.13C电子排布式为1s22s22p3
C.15N与14N互为同位素 D.15N的电子排布式为1s22s22p4
答案 C
解析 A选项中两种原子的中子数为7和8；B选项中电子数为6，中子数为7；所以电子排布式为1s22s22p2；C项符合同位素的概念；D项中电子排布式为1s22s22p3。
7.下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。
(1)下列________(填写编号)组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h ②b、g、k ③c、h、l ④d、e、f
(2)如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
A.原子核对核外电子的吸引力
B.形成稳定结构的倾向
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：
锂 X Y
失去第一个电子 519 502 580
失去第二个电子 7 296 4 570 1 820
失去第三个电子 11 799 6 920 2 750
失去第四个电子 9 550 11 600
1 通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量
__________________________________________________________________________。
②表中X可能为以上13种元素中的(填写字母)________元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式____________________。
③Y是周期表中________族元素。
④以上13种元素中，________(填写字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
答案 (1)①④ (2)①Li原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难
②a Na2O和Na2O2 ③ⅢA ④m
解析 m所对应的元素依次是：Na、H、Mg、Sr、Ti、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中单质属于电的良导体的是金属(a、c、d、e、f、g)及个别特殊的非金属(h形成的石墨)；
→m所对应的元素依次是：Na、H、Mg、Sr、Ti、Al、Ge、C、P、O、Te、Cl、Ar，其中单质属于电的良导体的是金属(a、c、d、e、f、g)及个别特殊的非金属(h形成的石墨)；
(2)①从题中气态锂原子失去核外不同电子所需的能量数据不难看出，失去第一个电子所需的能量远小于失去第二、三个电子所需的能量，说明锂原子核外电子共有两层，第一个电子处于L层(电子离核相对较远)，第二、三个电子处于K层(电子离核相对较近)。当Li原子失去第一个电子变成Li＋后，只剩下K层的两个电子(属于稳定结构)，此时要想再失去电子已变得很困难。
值得注意的是：尽管K层电子离核较近，受原子核的吸引较大，但对失去电子所需能量的影响不会太大，也就是说，处于稳定结构的粒子失去电子所需的能量远比因半径变小(即受核的引力较大)而导致的能量增加值要大。
②分析X原子失去核外不同电子所需的能量数据可看出，失去第一个电子远比失去其它电子要容易，这就说明“第一个电子”属于最外层电子，同时也说明该元素最外层只有一个电子。而此时最外层只有一个电子的元素肯定在表中的ⅠA族，只有a(Na)元素才符合题意。Na元素与j(O)形成的化合物的化学式有两个：Na2O和Na2O2。
③分析Y原子失去核外不同电子所需的能量数据可看出，当其失去第一至第三个电子时，所需能量相差并不大(属于因受原子核吸引力不同而致)，但当失去第四个电子时所需的能量则远大于失去第三个电子时所需的能量，说明当Y原子失去前三个电子之后已经达到稳定结构。也就是说，Y原子的最外层有三个电子，而最外层电子数等于主族序数，因此，Y应该属于周期表中第ⅢA族的元素。
④在表中所列13种元素中，因为m(Ar)元素属于稀有气体元素，其最外层已经达到了稳定结构，因此，Ar元素原子失去核外第一个电子所需要的能量应该比其它元素都多。
8.今有A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素的单质及其化合物的焰色反应都显黄色；氢气在D元素单质中燃烧呈苍白色。
(1)试推断并写出A、B、C、D四种元素的名称和符号。
(2)写出上述元素两两化合成的化合物的化学式。
答案 (1)A：氧元素，O；B：钙元素，Ca；C：钠元素，Na；D：氯元素，Cl。
(2)Na2O、Na2O2、CaO、NaCl、CaCl2等。
解析 地壳中含量最多的元素是氧，A元素是氧；B元素原子核外电子数依次为2、8、8、2，B元素是钙；由C元素焰色反应知C为钠；根据氢气在D元素单质中燃烧现象知D为氯。
9.有A、B、C、D、E五种元素，它们可能是原子或离子，且为短周期元素，A与B可形成BA型化合物，且A元素是非金属性最强的元素，金属B的原子核内质子数比它前一周期同主族元素原子的质子数多8个；C元素有三种同位素C1、C2、C3，自然界里含量最多的是C1，C3原子的质量数是C1的3倍，C2原子的质量数是C1的2倍。D的气态氢化物水溶液显碱性，而其最高价氧化物水化物为强酸，E元素原子的最外层电子数比次外层电子数多4个。
(1)写出各元素的名称：A________，B______，C________________，D______，E________。
(2)各粒子电子排布式______________、
________________________________________________________________________、
______________、____________、
________________________________________________________________________。
(2) 写出C1、C2、C3粒子的符号：__________、
_______________________________________________________________________、
________。
(3) 写出E粒子的结构示意图
________________________________________________________________________，
E的氢化物的分子式______________。
(5)写出A的单质、B的单质分别与水反应的化学方程式
________________________________________________________________________、
________________________________________________________________________，
将反应后生成的溶液混合，发生反应的离子方程式为：
________________________________________________________________________。
答案 (1)氟 钠 氢 氮 氧
(2)F：1s22s22p5 Na：1s22s22p63s1 H：1s1
N：1s22s22p3 O：1s22s22p4
(3)H H(D) H(T)
(4) H2O，H2O2
(5)2F2＋2H2O===4HF＋O2↑
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
OH－＋HF===F－＋H2O
解析 写Na与H2O反应的离子方程式时，Na、H2O、H2均需保留化学式，NaOH是强碱，要改写成离子形式。
10.X、Y、Z
是ⅠA～ⅦA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如右图所示。试回答：
(1)X元素单质的化学式是__________。
(2)Y元素的原子结构示意图是________________，Y与Na所形成化合物的电子式为
________________。
(3)Z元素的名称是__________，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有________性；若从Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因是
________________________________________________________________________，
其外围电子排布式为__________________。
答案 (1)F2 (2) Na＋[]2－Na＋
(3)砷 两 Z位于元素周期表中金属与非金属交界线附近 4s24p3
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章末检测
一、选择题(本题包括13个小题，每小题3分，共39分)
1．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．金属晶体中存在离子，但却不存在离子键
D．分子晶体中一定存在共价键
答案 C
解析 离子晶体中可能有共价键(如NaOH)，也可能没有共价键(如NaCl)；原子晶体中只有共价键，因为有离子键的化合物一定为离子化合物；而金属晶体中存在离子，但只有金属键；分子晶体中可能有共价键，也可能没有(如He)。
2．由下列各组的三种元素构成的化合物中既有离子晶体，又有分子晶体的是( )
A．H、O、C B．Na、S、O C．H、N、O D．H、S、O
答案 C
解析 A、D中三种元素构成的化合物只能为分子晶体；B项中三种元素只能形成离子晶体；C项中HNO3为分子晶体，NH4NO3为离子晶体。
3．下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是( )
A．金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅 B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．MgO>H2O>N2>O2 D．金刚石>生铁>钠>纯铁
答案 B
解析 A项中物质全部为原子晶体，判断其熔、沸点高低可比较其原子半径：Si>C>O，故键长关系为Si—Si>Si—C>Si—O>C—C，故A项中的熔、沸点顺序错误；B项为同种类型的分子晶体，可比较其相对分子质量大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高；C项中，N2与O2为同种类型的分子晶体，O2的熔、沸点比N2高；D项中，熔、沸点关系为金刚石>纯铁>生铁>钠，合金的熔、沸点比纯金属低。
4．下列叙述正确的是( )
①离子化合物可能含有共价键 ②构成晶体的粒子一定含有共价键 ③共价化合物中不可能含有离子键 ④非极性分子中一定含有非极性键
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
答案 B
解析 离子化合物是含有离子键的化合物，并不是只含有离子键，如KOH是由K＋和OH－通过离子键构成的离子晶体，其中OH－是由氢原子和氧原子通过极性共价键构成的，还有NH4Cl，Na2O2等也有类似情况；关于②的叙述，要注意一般规律中的特殊性，稀有气体的晶体是分子晶体，但其中却没有共价键；共价化合物中不可能有离子键；非极性分子有可能是由于极性键的极性抵消而形成的，如CO2、CH4等。
5．下表所列有关晶体的说法中，有错误的是( )
选项 A B C D
晶体名称 碘化钾 干冰 石墨 碘
组成晶体微粒名称 阴、阳离子 分子 原子 分子
晶体内存在的作用力 离子键 范德华力 共价键 范德华力
答案 C
解析 在石墨晶体内还存在着范德华力、金属键。
6．已知C3N4晶体具有比金刚石还大的硬度，且构成该晶体的微粒间只以单键结合。下列关于C3N4晶体说法错误的是( )
A．该晶体属于原子晶体，其化学键比金刚石更牢固
B．该晶体中每个碳原子连接4个氮原子、每个氮原子连接3个碳原子
C．该晶体中碳原子和氮原子的最外层都满足8电子结构
D．该晶体与金刚石相似，都是原子间以非极性键形成空间网状结构
答案 D
7．下列微粒的个数比不是1∶1的是( )
A．NaHCO3晶体中阴、阳离子
B．NH3分子中的质子和电子
C．Na2O2固体中阴、阳离子
D.H原子中的质子和中子
答案 C
解析 Na2O2固体是由Na＋和O构成的，阴、阳离子个数比为1∶2。
8．下列有关数据的比较，不正确的是( )
A．元素的价电子数和所在族的族序数相等
B．NaOH晶体中的阳离子和阴离子数目相等
C．CsCl晶体中每个Cs＋周围紧邻的Cl－和每个Cl－周围紧邻的Cs＋个数相等
D．[Co(NH3)6]3＋中的NH3分子数与配位键数相等
答案 A
解析 A项中主族元素的价电子数与所在的族序数相等，但ⅠB、ⅡB和第Ⅷ族元素的价电子数与族序数不相等；NaOH与CsCl中阳离子与阴离子带的电荷数均相等，因此晶体中阴、阳离子数均相等；D项中每个NH3中有一对孤对电子，因此其配位键数与配位数相等。
9．金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。下列关于它们的说法中，正确的是( )
A．金属晶体和离子晶体都能导电
B．在镁晶体中，1个Mg2＋只与2个价电子存在强烈的相互作用
C．金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式
D．金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等强烈的相互作用，很难断裂，因而都具有延展性
答案 C
解析 离子晶体中没有自由离子，故不导电，A项不正确；金属晶体中有电子气，能导电，金属晶体中的电子气属于整个晶体，故B项不正确；D项中离子晶体没有延展性。
10．下列金属晶体的堆积方式的空间利用率最低的是( )
A．Na B．Mg C．Po D．Au
答案 C
解析 Po是简单立方堆积，其空间利用率最低，Mg、Na、Au分别属于镁型、钾型、铜型，空间利用率较高。
11．同主族元素所形成的同一类型的化合物，其结构和性质往往相似，化合物PH4I是一种无色晶体，下列对它的描述中不正确的是( )
A．在加热时此化合物可以分解
B．它是一种离子化合物
C．这种化合物不能跟强碱发生化学反应
D．该化合物在一定条件下由PH3与HI化合而成
答案 C
解析 此题为信息题，可把PH看作NH来回答。因铵盐易分解且是离子化合物，故A、B两项正确；NH3与HI易化合，故D项正确；又NH与OH－能反应，故PH与OH－能反应，故C项不正确。
12.
如图所示晶体结构是一种具有优良的压电、电光等功能的晶体材料的最小结构单元(晶胞)。晶体内与每个“Ti”紧邻的氧原子数和这种晶体材料的化学式分别是(各元素所带电荷均已略去)( )
A．8；BaTi8O12 B．8；BaTi4O9 C．6；BaTiO3 D．3；BaTi2O3
答案 C
解析 由图可知，晶体中钛原子位于立方体的顶点，为8个晶胞所共用，每个晶胞中与钛原子紧邻的氧原子数为3，且每个氧原子位于晶胞的棱上，为4个晶胞所共用，故晶体内与每个“Ti”紧邻的氧原子数为：3×8×＝6；再据均摊法可计算出晶体中每个晶胞中各元素原子的数目：“Ba”为1，“Ti”为8×＝1，“O”为12×＝3，故此晶体材料的化学式为BaTiO3。
13．氢叠氮酸(HN3)与醋酸性质相近，其盐稳定，但受撞击时易迅速发生反应，生成氮气。关于氢叠氮酸以下说法：①NaN3的水溶液呈碱性 ②固体HN3属分子晶体 ③固体NaN3属离子化合物 ④NaN3可用于小汽车防撞保护气囊，其中正确的是( )
A．①②③ B．①②③④ C．②③④ D．①③④
答案 B
解析 由题中信息可确定：HN3是一种弱酸，故属分子晶体，NaN3可看作强碱弱酸盐，受撞击易分解，其水溶液呈碱性。
二．非选择题(本题包括7个小题，共61分)
14．(14分)(1)氯酸钾熔化，粒子间克服了________的作用力；二氧化硅熔化，粒子间克服了________的作用力；碘的升华，粒子间克服了________的作用力。三种晶体的熔点由高到低的顺序是________。
(2)下列六种晶体：①CO2，②NaCl，③Na，④Si，⑤CS2，⑥金刚石，它们的熔点从低到高的顺序为__________(填序号)。
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中，由极性键形成的非极性分子有________，由非极性键形成的非极性分子有________，能形成分子晶体的物质是________，含有氢键的晶体的化学式是________，属于离子晶体的是________，属于原子晶体的是________，五种物质的熔点由高到低的顺序是__________________________。
(4)A、B、C、D为四种晶体，性质如下：
A．固态时能导电，能溶于盐酸
B．能溶于CS2，不溶于水
C．固态时不导电，液态时能导电，可溶于水
D．固态、液态时均不导电，熔点为3 500℃
试推断它们的晶体类型：
A．________；B.________；C.________；D.________。
(5)下图中A～D是中学化学教科书上常见的几种晶体结构模型，请填写相应物质的名称：
A．________；B.__________；C.________；D.__________。
答案 (1)离子键 共价键 分子间 SiO2>KClO3>I2
(2)①⑤③②④⑥ (3)CO2 H2 H2、CO2、HF HF (NH4)2SO4 SiC SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2 (4)金属晶体 分子晶体 离子晶体 原子晶体
(5)CsCl NaCl SiO2 金刚石
解析 (1)氯酸钾是离子晶体，熔化离子晶体时需要克服离子键的作用力；二氧化硅是原子晶体，熔化原子晶体时需要克服共价键的作用力；碘为分子晶体，熔化分子晶体时需克服的是分子间的作用力。由于原子晶体是由共价键形成的空间网状结构的晶体，所以原子晶体的熔点最高；其次是离子晶体；由于分子间作用力与化学键相比较要小得多，所以碘的熔点最低。
(2)先把六种晶体分类。原子晶体：④、⑥；离子晶体：②；金属晶体：③；分子晶体：①、⑤。由于C原子半径小于Si原子半径，所以金刚石的熔点高于晶体硅；CO2和CS2同属于分子晶体，其熔点与相对分子质量成正比，故CS2熔点高于CO2；Na在通常状况下是固态，而CS2是液态，CO2是气态，所以Na的熔点高于CS2和CO2；Na在水中即熔化成小球，说明它的熔点较NaCl低。
15．(9分)有A、B、C三种晶体，分别由C、H、Na、Cl四种元素中的一种或几种形成，对这三种晶体进行实验，结果见下表。
项目 熔点/℃ 硬度 水溶性 导电性 水溶液与Ag＋反应
A 811 较大 易溶 水溶液(或熔融)导电 白色沉淀
B 3 500 很大 不溶 不导电 不反应
C －114.2 很小 易溶 液态不导电 白色沉淀
(1)晶体的化学式分别为：
A____________；B__________；C________。
(2)晶体的类型分别为：
A____________；B__________；C________。
(3)晶体中粒子间的作用分别为：
A____________；B__________；C________。
答案 (1)NaCl C(金刚石) HCl
(2)离子晶体 原子晶体 分子晶体
(3)离子键 共价键 分子间作用力
解析 由表可知A应为离子晶体，B应为原子晶体，C应为分子晶体；又已知A、B、C分别由C、H、Na、Cl四元素中的一种或几种形成，再结合其水溶液与Ag＋的反应，可确定：A为NaCl，B为C(金刚石)，C为HCl；粒子间的作用力分别为离子键、共价键和分子间作用力。
16．(9分)单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据，回答问题。
金刚石 晶体硅 晶体硼
熔点/K >3 823 1 683 2 573
沸点/K 5 100 2 628 2 823
硬度/Moh 10 7.0 9.5
(1)晶体硼的晶体类型是____________，理由是
________________________________________________________________________。
(2)已知晶体的基本结构单元都是
由硼原子组成的正二十面体，其中含20个等边三角形和一定数目的顶角，每个顶角上各有一个原子，试观察上图，回答：这个基本结构单元由 个硼原子组成，其中B—B键的键角是__________________________________________，共含有 个B—B键。
(3)若将晶体硼结构单元中的每一个顶角削去，余下部分结构就与C60的结构相同，则有
个正六边形和 个正五边形。
答案 (1)原子晶体 熔、沸点很高、硬度很大
(2)12 60° 30 (3)20 12
解析 (1)根据熔、沸点和硬度判断；
(2)B原子个数和B—B键的个数分别为×3×20=12，×3×20＝30，夹角是60°；
(3)正六边形的个数就是原来正三角形的个数，正五边形的个数就是原来顶点的个数；
17．(6分)A、B、C、D都是短周期元素，它们的原子序数依次增大。A的单质与其他物质化合时只能被还原，且A的原子半径在同周期中不是最小的。B的原子半径是短周期元素(除稀有气体元素外)中最大的。C单质有良好的导电、导热性，它能与强碱溶液反应。D元素的最高正价与负价的代数和等于2。试推断：
(1)单质A是________晶体；单质B是______晶体；单质C是________晶体。
(2)单质D有多种，其中能溶于二硫化碳的单质属于________晶体，名称为________。
(3)A和B形成的化合物(点燃时)化学式为________，属于________晶体。
答案 (1)分子 金属 金属 (2)分子 白磷
(3)Na2O2 离子
18．(9分)下图是金属钨晶体中的一个晶胞的结构示意图，它是一种体心立方结构。实验测得金属钨的密度为19.30 g·cm-3，钨的相对原子质量是183.9。假设金属钨原子为等径刚性球，试完成下列问题：
(1)每一个晶胞中分摊到 个钨原子。
(2)计算晶胞的边长a。
(3)计算钨的原子半径r(提示：只有体对角线上的各个球才是彼此接触的)。
答案 (1)2 (2)3.16×10-8 cm (3)1.37×10-8 cm
解析 (1)正确应用分摊法确定一个晶胞中包含的各粒子的数目；
(2)应用基本关系式：=V(对于本题来说，x=2)，先求出晶胞的体积，然后根据V=a3计算晶胞边长。
19．(6分)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。
化学键 Si—O Si－Cl H－H H－Cl Si－Si Si－C
键能/kJ·mol－1 460 360 436 431 176 347
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)右图中立方体中心的“●”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。
答案 (1)＞ ＜ (2)如下图
(3)+236
解析 本题主要考查键能的大小与物质性质及反应热之间的关系。
(1)SiC与Si皆为原子晶体，由于Si-C键能大于Si-Si键能，故SiC的熔点比Si高；SiCl4为分子晶体，SiO2为原子晶体，前者的熔点低于后者；
(2)根据硅原子与硅原子可形成四个相等的硅硅键可知，除立方体中心的硅原子外，与它相邻的硅原子应处于可形成正四面体的四个顶点上。
(3)根据题意，所给反应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，新化学键键能之和为：
4×431 kJ·mol－1＋2×176 kJ·mol－1(每摩硅原子相当于形成2 mol Si－Si)＝2 076 kJ·mol－1，所以反应热为：
2 312 kJ·mol－1－2 076 kJ·mol－1＝236 kJ·mol－1。
20．(8分)干冰是一种比冰更好的制冷剂，利用“干冰”可以产生－78℃的低温，而且干冰熔化时，不会像冰那样变成液体，使冷藏物品受潮或污损。它直接蒸发成为湿度很低、干燥的CO2气体，围绕在冷藏物品的四周，因而它的冷藏效果特别好。在一定温度下，用X射线衍射法测得干冰晶胞(晶体中最小的重复单元)如图所示，边长a＝5.72×10－8cm，则该温度下干冰的密度为多少？
答案 1.56 g·cm－3
解析 在CO2晶体结构中，每个质点都是一个小分子，该晶体为立方体结构，每个立方体顶点都有一个CO2分子，每个面心上各有一个CO2分子，故该晶胞中的CO2分子个数为8×＋6×＝4个，则一个CO2分子的体积V＝a3·NA×＝(5.72×10－8cm)3×6.02×1023mol－1×＝28.17 cm3·mol－1，则ρ(CO2)＝＝＝1.56 g·cm－3。
1
5加热
M
ρ
NAMnO2
X
高温MnO2
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第三节 金属晶体
一、关于金属键
1．几种化学键的比较
类型 比较 离子键 共价键 金属键
非极性键 极性键 配位键
本质 阴、阳离子间通过静电作用形成 相邻原子间通过共用电子对(电子云重叠)与原子核间的静电作用形成 金属阳离子与自由电子间的作用
成键条件(元素种类) 成键原子的得、失电子能力差别很大(金属与非金属之间) 成键原子得、失电子能力相同(同种非金属) 成键原子得失电子能力差别较小(不同非金属) 成键原子一方有孤对电子(配体)，另一方有空轨道(中心离子) 同种金属或不同种金属(合金)
特征 无方向性、饱和性 有方向性、饱和性 无方向性
表示方式(电子式) Na＋[]－ HH －
存在 离子化合物(离子晶体) 单质H2、共价化合物H2O2、离子化合物Na2O2 共价化合物HCl、离子化合物NaOH 离子化合物NH4Cl 金属单质(金属晶体、合金)
2.金属具有导电性、导热性和延展性的原因
(1)延展性：当金属受到外力作用时，晶体中各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，而且弥漫在金属原子间的“电子气”可以起到类似轴承中滚球之间润滑剂的作用，即金属的离子和自由电子之间的较强作用仍然存在，因而金属都有良好的延展性。
(2)导电性：金属内部的原子之间的“电子气”的流动是无方向性的，在外加电场的作用下，电子气在电场中定向移动形成电流。
(3)金属的热导率随温度的升高而降低，是由于电子气中的自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞的缘故。
3．金属导电与电解质溶液导电的比较。
运动的微粒 过程中发生的变化 温度的影响
金属导电 自由电子 物理变化 升温，导电性减弱
电解质溶液导电 阴、阳离子 化学变化 升温、导电性增强
4.影响金属熔点、硬度的因素
一般地，熔点、硬度等取决于金属晶体内部作用力的强弱。一般来说，金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属晶体内部作用力越强，因而晶体熔点越高，硬度越大。
二、关于金属晶体
1．金属晶体结构
2．物理性质
3．位置与分类
4．金属之最
(1)在生活生产中使用最广泛的金属是铁(一般是铁与碳的合金)；
(2)地壳中含量最多的金属元素是铝(Al)；
(3)自然界中最活泼的金属元素是铯(Cs)；
(4)最稳定的金属单质是金(Au)；
(5)最硬的金属单质是铬(Cr)；
(6)熔点最高的金属单质是钨(3 413℃)(W)；
(7)熔点最低的金属单质是汞(－39℃)(Hg)；
(8)延展性最好的是金(Au)；
(9)导电性能最好的是银(Ag)；
(10)密度最大的是锇(22.57 g·cm－3)(Os)。
5.三维空间模型常见的三种结构
三种典型结构类型 体心立方晶格 面心立方晶体 密排六方晶格
配位数 8 12 12
常见金属晶体结构(有些金属晶体可能有两种或三种晶格) Li、Na、K、Rb、Cs、Ca、Sr、Ba、Ti、V、Nb、Ta、Cr、Mo、W、Fe Ca、Sr、Cu、Au、Al、Pb、Ni、Pd、Pt Be、Mg、Ca、Sr、Co、Ni、Zn、Cd、Ti
结构示意图
空间利用率 68% 74% 74%
堆积形式 体心立方最密堆积 面心立方最密堆积 六方最密堆积
要使金属晶体熔化必须破坏其中的金属键。金属晶体熔、沸点高低和硬度大小一般取决于金属键强弱，而金属键与金属阳离子所带电荷的多少及半径大小有关。由此判断下列说法正确的是( )
A．金属镁的熔点大于金属铝
B．碱金属单质的熔、沸点从Li到Cs是逐渐增大的
C．金属铝的硬度大于金属钠
D．金属镁的硬度小于金属钙
解析 镁离子比铝离子的半径大而所带的电荷少，所以金属镁比金属铝的金属键弱，熔、沸点和硬度都小；从Li到Cs，离子的半径是逐渐增大的，所带电荷相同，金属键逐渐减弱，熔、沸点和硬度都逐渐减小；因离子的半径小而所带电荷多，使金属铝比金属钠的金属键强，所以金属铝比金属钠的熔、沸点和硬度都大；因离子的半径小而所带电荷相同，使金属镁比金属钙的金属键强，所以金属镁比金属钙的熔、沸点和硬度都大。
答案 C
影响晶体熔、沸点的是组成晶体的粒子间的相互作用，包括化学键和分子间作用力。而影响金属晶体熔、沸点的是金属离子和自由电子之间的作用力，金属键的大小要从离子半径和离子所带的电荷两个方面结合起来分析。
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有。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)欲计算一个晶胞的体积，除假定金原子是刚性小球外，还应假定 。
(3)一个晶胞的体积是 。
(4)金晶体的密度是 。
解析 (1)由分摊法，在每个面心立方体中，每个顶点上的金原子为8个晶胞所共有，因此每个原子有属于晶胞；根据类似的道理，每个面的中心的金原子，每个原子有属于晶胞。所以每个晶胞中的金原子数＝8×＋6×＝4；
(2)应假定：在立方体各个面的对角线上3个金原子彼此两两相切(紧密排列)；
(3)每个晶胞的体积为(d×2×)3＝2d3；
(4)每个晶胞的质量为，故金的密度为：ρ＝＝＝。
答案 (1)4 (2)在立方体各个面的对角线上3个金原子彼此两两相切(紧密排列)
(3)2 d3 (4)
在所有有关晶体的计算中一定要注意以下两点：
(1)正确应用分摊法确定一个晶胞中包含的各粒子的数目；
(2)一个基本关系式：＝V，其中，M表示物质的摩尔质量，ρ表示晶体的密度，V是晶胞的体积，NA是阿伏加德罗常数，x表示一个晶胞中所含的粒子数与该物质化学式的比值(如一个氯化钠的晶胞中包含4个钠离子、4个氯离子，是其化学式中离子个数的4倍，所以x＝4)。
将直径相等的圆球放置在平面上，使球面紧密接触，除上面两种方式外，还有没有第三种方式？
提示 事实证明，圆球在平面上放置的方式除了上述两种外，再没有第三种方式；而第二种方式，平面的利用率比第一种方式要高。
1．D 2.C 3.B
4．电子气理论为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
延展性：当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，而且弥漫在金属原子间的电子气可以起到类似轴承中滚珠之间润滑剂的作用。
导电性：金属晶体中弥漫在金属原子之间的电子气，在外加电场的作用下，发生定向移动形成电流。
导热性：金属晶体中，弥漫在金属原子之间的电子气运动时，把能量从温度高的部分传到温度低的部分。
5．(1)根据分子晶体分子之间存在的是分子间作用力，熔点很低，由此判断该固态物质是氖(Ne)。
(2)根据金属晶体的性质有良好的导电性，熔点较高，可判断该固态物质是铜(Cu)。
(3)根据原子晶体是一个三维的共价键网状结构。是一个“巨分子”，有着高硬度、高熔点的特性，可判断出该固态物质是硅(Si)。
6．三种金属晶体的堆积模型分别如下。
(1)钾型
(2)镁型
(3)铜型
由上比较三种典型金属晶体的配位数、原子的空间利用率、堆积方式和晶胞的区别。
金属晶体 配位数 原子的空间利用率 堆积方式 晶胞
钾型 8 68% 见图Ⅰ 见图Ⅱ
镁型 12 74% 见图Ⅱ′ 见图Ⅲ′
铜型 12 74% 见图Ⅱ″ 见图Ⅲ″
1．只有阳离子而没有阴离子的晶体是( )
A．金属晶体 B．原子晶体 C．离子晶体 D．分子晶体
答案 A
解析 分子晶体和原子晶体中不存在离子，所以不能选择B、D两项；离子晶体的构成粒子是阴离子和阳离子，C项也不符合题意；金属晶体的构成粒子是金属阳离子和自由电子，没有阴离子，因此应该选择A项。
2．下列有关金属晶体的说法中正确的是( )
A．常温下都是晶体
B．最外层电子数少于3个的都是金属
C．任何状态下都有延展性
D．都能导电、传热
答案 D
解析 Hg常温下是液态，不是晶体，A项错误；H、He最外层电子数都少于3个，但它们不是金属，B项错误；金属的延展性指的是能抽成细丝、轧成薄片的性质，在液态时，由于金属具有流动性，不具备延展性，所以C项也是错误的；金属晶体中存在自由电子，能够导电、传热，因此D项是正确的。
3．下列有关金属晶体的说法中不正确的是( )
A．金属晶体是一种“巨分子”
B．“电子气”为所有原子所共有
C．简单立方堆积的空间利用率最低
D．钾型堆积的空间利用率最高
答案 D
解析 根据金属晶体的“电子气理论”，A、B选项都是正确的；金属晶体的堆积方式中空间利用率分别是：简单立方堆积52%，钾型68%，镁型和铜型均为74%，因此简单立方堆积的空间利用率最低，镁型和铜型的空间利用率最高，因此应选择D项。
4．下列性质不能用金属键理论解释的是( )
A．导电性 B．导热性 C．延展性 D．锈蚀性
答案 D
解析 金属键是金属晶体中粒子的结合力，它决定了金属晶体的一些性质，可以解释金属晶体的导电性、导热性、延展性等金属晶体的物理性质，但不能决定金属的化学性质，不能解释化学性质锈蚀性。
5．金属的下列性质中，与电子气无关的是( )
A．密度大小 B．容易导电 C．延展性好 D．容易导热
答案 A
解析 金属的导电性、导热性和延展性都可以用电子气理论解释，而金属的密度与此无关。
6．下列有关化学键、氢键和范德华力的叙述中，不正确的是( )
A．金属键是金属离子与“电子气”之间的较强作用，金属键无方向性和饱和性
B．共价键是原子之间通过共用电子对形成的化学键，共价键有方向性和饱和性
C．范德华力是分子间存在的一种作用力，分子的极性越大，范德华力越大
D．氢键不是化学键，而是分子间的一种作用力，所以氢键只存在于分子与分子之间
答案 D
解析 氢键是一种分子间作用力，比范德华力强，但是比化学键要弱。氢键既可以存在于分子间(如水、乙醇、甲醇、液氨等)，又可以存在于分子内(如)，所以应选择D项。
7．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
答案 D
解析 金属晶体有多种堆积方式主要是由于金属键无饱和性和方向性。
8．石墨晶体中不存在的化学作用力是( )
A．共价键 B．氢键 C．金属键 D．范德华力
答案 B
解析 石墨是一种混合型晶体。石墨晶体中，同一层里面的碳原子之间以共价键相互结合，层与层之间是范德华力，石墨中的碳原子采取的是平面三角形
，每一个碳原子上都有一个2p轨道与平面垂直，p电子可以在同一层中自由移动，石墨像金属一样，有金属键，只有氢键不存在，所以应该选择B项。
9．下列对各组物质性质的比较中，正确的是( )
A．熔点：LiCu>Al>Fe
C．密度：Na>Mg>Al D．空间利用率：钾型<镁型<铜型
答案 B
解析 同主族的金属单质，原子序数越大，熔点越低，这是因为它们的价电子数相同，随着原子半径的增大，金属键逐渐减弱，所以A选项不对；Na、Mg、Al是同周期的金属单质，密度逐渐增大，故C项错误；不同堆积方式的金属晶体空间利用率分别是：简单立方52%，钾型68%，镁型和铜型均为74%，因此D项错误；常用的金属导体中，导电性最好的是银，其次是铜，再次是铝、铁，所以B选项正确。
10．金属原子在二维空间里的放置有下图所示的两种方式，下列说法中正确的是( )
A．图(a)为非密置层，配位数为6
B．图(b)为密置层，配位数为4
C．图(a)在三维空间里堆积可得镁型和铜型
D．图(b)在三维空间里堆积仅得简单立方
答案 C
解析 金属原子在二维空间里有两种排列方式，一种是密置层排列，一种是非密置层排列。密置层排列的空间利用率高，原子的配位数为6，非密置层的配位数较密置层小，为4。由此可知，图(a)为密置层，图(b)为非密置层。密置层在三维空间堆积可得到镁型和铜型两种堆积模型，非密置层在三维空间堆积可得简单立方和钾型两种堆积模型。所以，只有C选项正确。
11．请你运用所学的化学知识判断，下列有关化学观念的叙述错误的是( )
A．几千万年前地球上一条恐龙体内的某个原子可能在你的身体里
B．用斧头将木块一劈为二，在这个过程中个别原子恰好分成更小微粒
C．一定条件下，金属钠可以成为绝缘体
D．一定条件下，水在20℃时能凝固成固体
答案 B
解析 本题是化学知识判断题。因为原子是化学变化的最小微粒，原子不会变化，A项正确，B项错误；金属导电是自由电子在外电场的作用下，定向移动，一定条件下金属钠自由电子可不移动；物质的熔点与物质的结构和外部条件有关，水在20℃、一定压强下可成为固体。
12．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
答案 B
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。
13．在核电荷数为1～18的元素中，其单质属于金属晶体的有______________________，金属中，密度最小的是______，地壳中含量最多的金属元素是________，熔点最低的是________，既能与酸反应又能与碱反应的是________，单质的还原性最强的是________。
答案 Li、Be、Na、Mg、Al Li Al Na Al、Be Na
解析 金属元素在元素周期表中的位置，一般可根据周期序数和主族序数来推断。凡是周期序数(原子的电子层数)大于主族序数(原子的最外层电子数)的元素，均为金属元素；若两序数相等的元素一般为既能与酸反应又能与碱反应的金属元素(H例外)，但其单质仍为金属晶体，如Be、Al；周期序数小于主族序数的元素一般为非金属元素。
14．晶胞即晶体中最小的重复单元。已知铜为面心立方晶体，其结构如图Ⅰ所示，面心立方的结构特征如图Ⅱ所示。若铜原子的半径为1.27×10－10 m，试求铜金属晶体中的晶胞边长，即图Ⅲ中AB的长度为______m。
答案 3.59×10-10
解析 本题为信息题，面心立方晶体可通过观察图Ⅰ和图Ⅱ得出其结构特征是：在一个立方体的八个顶点上各有一个原子，且在六个面的面心上各有一个原子。图Ⅲ是一平面图，则有AB2+BC2=AC2即，2AB2=(4×1.27×10-10)2，AB=3.59×10-10 m。
1．下列有关金属的叙述正确的是( )
A．金属元素的原子具有还原性，其离子只有氧化性
B．金属元素的化合价一般表现为正价
C．熔化状态能导电的物质一定是金属的化合物
D．金属元素的单质在常温下均为金属晶体
答案 B
解析 某些金属离子如Fe3＋具有氧化性，而Fe2＋则具有还原性，故A错误；熔化状态能导电的物质除金属晶体外，还可能是离子晶体；在金属晶体中常温时汞为液态，是非晶体形式，故选B。
2．金属的下列性质中，与自由电子无关的是( )
A．密度大小 B．易导电 C．延展性好 D．易导热
答案 A
解析 密度的大小与晶体内微粒的排列顺序和相对原子质量有关，而与自由电子无关。
3．关于晶体的下列说法正确的是( )
A．在晶体中只要有阴离子就一定有阳离子
B．在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子
C．原子晶体的熔点一定比金属晶体的高
D．分子晶体的熔点一定比金属晶体的低
答案 A
解析 构成离子晶体的微粒是阴、阳离子，而构成金属晶体的微粒是金属阳离子和自由电子，故A正确，B错误；晶体熔点一般是：原子晶体>金属晶体>分子晶体，但不排除某些特殊情况，故C、D错误。
4．金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式：六方堆积、面心立方堆积和体心立方堆积，下图(a)、(b)、(c)分别代表这三种晶胞的结构，其晶胞内金属原子个数比为( )
A．3∶2∶1 B．11∶8∶4 C．9∶8∶4 D．21∶14∶9
答案 A
解析 晶胞(a)中所含原子＝12×＋2×＋3＝6，晶胞(b)中所含原子＝8×＋6×＝4，晶胞(c)中所含原子＝8×＋1＝2。
5．金属晶体中，最常见的三种堆积方式有：
(1)配位数为8的________堆积，
(2)配位数为________的镁型堆积，
(3)配位数为______的__________堆积。
其中______和________空间原子利用率相等，________以ABAB方式堆积，________以ABCABC方式堆积，就金属原子的堆积来看，两者的区别是第______层。
答案 (1)钾型 (2)12 (3)12 铜型 镁型 铜型 镁型
铜型 三
6．某晶体具有金属光泽，熔点较高，能否由此判断该晶体属于金属晶体______(填“能”或“否”)，判断该晶体是否属于金属晶体的最简单的实验方法是__________________。
答案 否 测试该晶体在固态时能否导电
解析 具有金属光泽、熔点较高的晶体不一定是金属晶体，有些非金属晶体也具有此性质，但金属晶体固态时能导电，而非金属晶体固态时不导电(石墨除外)。
1．金属晶体的形成是因为晶体中存在( )
①金属原子 ②金属离子 ③自由电子 ④阴离子
A．只有① B．只有③ C．②③ D．②④
答案 C
解析 金属晶体是金属离子和自由电子通过金属键形成的。
2．物质结构理论指出：金属晶体中金属离子与自由电子之间的强烈相互作用，叫金属键。金属键越强，其金属的硬度越大，熔、沸点越高。且据研究表明，一般来说金属原子半径越小，价电子数越多，则金属键越强，由此判断下列说法错误的是( )
A．镁的硬度大于铝 B．镁的熔、沸点低于钙
C．镁的硬度大于钾 D．钙的熔、沸点高于钾
答案 AB
解析 根据题目所给信息：镁和铝处于同一周期，离子半径镁大于铝，价电子数铝大于镁，所以铝的金属键强于镁，即镁的硬度小于铝，A项错；镁和钙属于同一主族元素，离子半径钙大于镁，而价电子数两者相同，所以金属键应是钙的弱于镁的，故镁的熔、沸点要高，因此B项错；根据同样的思路可知，C、D选项是正确的。
3．下列叙述正确的是( )
A．同周期金属的原子半径越大，熔点越高
B．同周期金属的原子半径越小，熔点越高
C．同主族金属的原子半径越大，熔点越高
D．同主族金属的原子半径越小，熔点越高
答案 BD
解析 金属晶体的熔、沸点与金属阳离子的半径和原子最外层电子数有关，阳离子半径越大，原子最外层电子数越少，熔、沸点越低。
4．金属晶体具有延展性的原因是( )
A．金属键很微弱
B．金属键没有饱和性
C．密堆积层的阳离子容易发生滑动，但不会破坏密堆积的排列方式，也不会破坏金属键
D．金属阳离子之间存在斥力
答案 C
解析 金属晶体具有延展性的原因是密堆积层的阳离子在外力作用下很容易滑动，但它们的密堆积排列方式仍然存在，不会被破坏，金属键仍存在。
5．金属的下列性质中，和金属晶体无关的是( )
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
答案 B
解析 备选答案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；备选答案B，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。
6．下列物质的熔点依次升高的是( )
A．Na、Mg、Al B．Na、Rb、Cs
C．Mg、Na、K D．铝、硅铝合金、单晶硅
答案 A
解析 金属键的强弱与离子半径及离子所带电荷有关。离子半径越小，所带电荷越多，金属键越强，A、B、C中只有A组熔点依次升高；合金的熔点应比各组分的熔点都低，D错。
7．下面有关金属的叙述正确的是( )
A．金属受外力作用时常常发生变形而不易折断，是由于金属离子之间有较强的作用
B．通常情况下，金属里的自由电子会发生定向移动，而形成电流
C．金属是借助金属离子的运动，把能量从温度高的部分传到温度低的部分
D．金属的导电性随温度的升高而降低
答案 D
解析 本题考查用金属的电子气理论解释金属通性及影响因素。金属受外力作用时变形而不易折断是因为金属晶体中各原子层会发生相对滑动，但不会改变原来的排列方式，故A项不正确；自由电子要在外电场作用下才能发生定向移动，形成电流，B项不正确；金属的导热性是由于自由电子在热的作用下与金属原子频繁碰撞将能量进行传递，故C项不正确。
8．某固态物质在固态和熔融状态时均能导电，熔点较高，该固态物质可能是( )
A．离子晶体 B．原子晶体 C．分子晶体 D．金属晶体
答案 D
解析 本题考查晶体导电性问题。A项：离子晶体固态时不导电，只有在熔融状态和水溶液中才能导电；B项：原子晶体不导电；C项：分子晶体不导电且熔点低；D项：固态金属和熔融状态都能导电，且金属晶体熔点较高。
9．两种金属A和B，已知A、B常温下为固态，且A、B属于质软的轻金属，由A、B熔合而成的合金不可能具有的性质有( )
A．导电、导热、延展性较纯A或纯B金属强
B．常温下为液态
C．硬度较大，可制造飞机
D．有固定的熔点和沸点
答案 D
解析 合金为混合物，通常无固定组成，因此熔、沸点通常不固定；金属形成合金的熔点比组成合金的金属单质低，如Na、K常温下为固体，而Na—K合金常温下为液态，轻金属Mg—Al合金的硬度比Mg、Al高。
10．下列叙述中正确的是( )
A．金属在通常情况下都是固体
B．晶体中有阳离子不一定有阴离子
C．镁晶体中1个Mg2＋跟2个价电子有较强的作用
D．金属晶体发生形变时，其内部金属离子与自由电子相互作用仍然存在
答案 BD
解析 A项不正确，因为金属Hg在常温下为液体；B项正确，因金属晶体中只有金属阳离子和自由电子，没有阴离子；C项镁晶体中所有Mg提供的电子被Mg2＋共用；D项，金属晶体变形时，金属键仍然存在，且其排列方式不变。
11.关于钾型晶体结构(如图)的叙述中正确的是( )
A．是密置层的一种堆积方式 B．晶胞是六棱柱
C．每个晶胞内含2个原子 D．每个晶胞内含6个原子
答案 C
解析 钾型晶体的晶胞为体心立方体，是非密置层的一种堆积方式，其中8个顶点和体心处各有一个原子，晶胞内含有8×＋1＝2个原子。
第四节 离子晶体
一、离子晶体
1．离子晶体中阴、阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性。
2．离子晶体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。
3．离子晶体难溶于非极性溶剂而易溶于极性溶剂。
4．离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴、阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱，又可用离子半径衡量，通常情况下，同种类型的离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。
5．离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
6．几种晶体的比较
晶体类型 金属晶体 离子晶体 分子晶体 原子晶体
基本微粒 金属阳离子、自由电子 阴离子、阳离子 分子 原子
物质类别 金属单质 离子化合物 多数的非金属单质和共价化合物 金刚石、碳化硅(SiC)、晶体硅、二氧化硅等少数的非金属单质和共价化合物
物理性质 硬度和密度较大，熔、沸点较高，有延展性，有光泽 硬度和密度较大，熔、沸点较高 硬度和密度较小，熔、沸点较低 硬度和密度大，熔、沸点高
决定熔、沸点高低的因素 金属键强弱 离子键强弱(或晶格能大小) 范德华力(或氢键)的强弱 共价键的强弱
导电性 固态就可导电 熔融或溶于水能导电 某些溶于水能导电 均不导电
7.通常情况下各种晶体熔、沸点高低顺序为原子晶体>离子晶体>分子晶体，金属晶体熔、沸点有的很高，有的很低。但也有些离子晶体的熔、沸点比原子晶体高，如MgO的熔、沸点比SiO2的高。
二、晶格能
1．晶格能的影响因素
离子电荷数越大，核间距越小，晶格能越大。
2．岩浆晶出规则的影响因素
(1)晶格能(主要)：晶格能越大，越早析出晶体。
(2)浓度：越早达到饱和，越易析出。
在医院施行外科手术时，常用HgCl2的稀溶液作为手术刀的消毒剂。已知HgCl2有如下性质：①HgCl2晶体熔点较低；②HgCl2在熔融状态下不能导电；③HgCl2在水溶液中可发生微弱的电离。下列关于HgCl2的叙述正确的是( )
A．HgCl2属于共价化合物 B．HgCl2属于离子化合物
C．HgCl2属于非电解质 D．HgCl2属于强电解质
解析 分子晶体一般熔、沸点较低，熔化后不能导电，符合共价化合物的特点，溶于水后可微弱电离则说明是弱电解质。
答案 A
此类习题主要考查不同类型晶体的物理性质的特点。正确解答这类习题，要全面比较并记忆四种类型晶体的物理性质各个方面的异同点。
离子晶体熔点的高低决定于阴、阴离子之间的距离、晶格能的大小，据所学知识判断KCl、NaCl、CaO、BaO四种晶体熔点的高低顺序是( )
A．KCl>NaCl>BaO>CaO B．NaCl>KCl>CaO>BaO
C．CaO>BaO>KCl>NaCl D．CaO>BaO>NaCl>KCl
解析 对于离子晶体来说，离子所带电荷数越多，阴、阳离子核间距离越小，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。阳离子半径大小顺序为：Ba2＋>K＋>Ca2＋>Na＋；阴离子半径：Cl－>O2－，比较可得只有D项是正确的。
答案 D
NaCl晶体模型如下图所示，在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引________个Cl－，每个Cl－周围也同时吸引着________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。
解析 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。
答案 6 6 4 4 12
充分理解分摊法并熟练应用是计算晶胞中微粒数目的关键，同时也应具备一定的空间想象能力。
1．离子晶体中离子的配位数(缩写为C.N.)是指一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。CsCl、NaCl的阳离子和阴离子的比例都是1∶1，同属AB型离子晶体。参考课本图3－27、图3－28，数一数这两种离子晶体中阳离子和阴离子的配位数，它们是否相等？
NaCl和CsCl晶体中的阴、阳离子的配位数
离子晶体 阴离子的配位数 阳离子的配位数
NaCl
CsCl
提示 NaCl中，Na＋和Cl－的配位数均为6，在CsCl中，Cs＋和Cl－的配位数均为8。由此可见，两种离子晶体中阳离子的配位数等于阴离子的配位数，但就两种晶体而言，它们离子的配位数是不相等的。显而易见，NaCl和CsCl是两种不同类型的晶体结构。
2．你认为是什么因素决定了离子晶体中离子的配位数？利用下表的数据进行计算，把计算结果填入下表，可能有助于你推测为什么NaCl、CsCl晶体中离子的配位数不同。
几种离子的离子半径
离子 Na＋ Cs＋ Cl－
离子半径/pm 95 169 181
NaCl、CsCl中的正、负离子的半径比和配位数
NaCl CsCl
r＋/r－＝0.524 r＋/r－＝0.934
C.N.＝6 C.N.＝8
提示 由以上可见，正负离子半径比是决定离子的配位数的重要因素。氯化钠、氯化铯晶体中，正负离子的半径比是不同的，配位数也不同，它们是两种不同类型的晶体。
1．B 2.C 3.D
4．NaCl和CsCl的化学式可以用同一通式(AB型)表示，但晶体结构却不相同，原因是确定晶体结构的因素与晶体中正负离子的半径比有关。NaCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.524，CsCl晶体中，正负离子的半径比r＋/r－＝0.934，由于r＋/r－值不同，因而晶体中离子的配位数不同，导致晶体结构不同。
6．略
7．食盐和石英属于不同的晶体类型。石英属于原子晶体，而原子晶体的硬度与共价键的键能有关；食盐属于离子晶体，而离子晶体的硬度与离子晶体的晶格能的大小有关。
8．由数据知Na＋、Mg2＋、Al3＋的晶格能逐渐增大，这是因为晶格能与离子所带的电荷数成正比，而与离子半径的大小成反比。Na＋、Mg2＋、Al3＋所带电荷数依次增多，离子半径依次减小，因而晶格能逐渐增大。
1．离子晶体中一定不会存在的相互作用是( )
A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．范德华力
答案 D
解析 离子化合物中一定含有离子键，也可能含有共价键，主要是OH－和含氧酸根中的极性共价键，还有O中的非极性共价键；只有分子晶体中才含有范德华力，离子晶体中一定不会有范德华力。因此选D项。
2．下列说法错误的是( )
A．非金属元素的两原子之间不可能形成离子键
B．离子化合物不可能全部由非金属元素组成
C．含有非极性键的分子不一定是共价化合物
D．离子化合物中一定含有离子键
答案 B
解析 离子化合物是阴、阳离子通过离子键形成的一类化合物。非金属元素的电负性差别不大，所以两个非金属元素的原子之间可以形成共价键但不会形成离子键，但是，离子化合物却可以全部由非金属元素组成，例如铵盐。含有非极性键的分子可能是非金属单质，如氢气、氧气、氮气，也可以是共价化合物，如H2O2中的O—O，还可能是离子化合物，如Na2O2中的O—O。
3．下列不属于影响离子晶体结构的因素的是( )
A．晶体中正、负离子的半径比 B．离子晶体的晶格能
C．晶体中正、负离子的电荷比 D．离子键的纯粹程度
答案 B
解析 影响离子晶体结构的因素是几何因素(即晶体中正、负离子的半径比)、电荷因素、键性因素(即离子键的纯粹程度)，晶格能的大小是最能反映离子晶体稳定性的数据，而不是影响离子晶体结构的因素。所以，只有B选项符合题意。
4．下列物质中，属于含有极性共价键的离子晶体的是( )
A．CsCl B．KOH C．H2O D．Na2O2
答案 B
解析 水是共价化合物，形成的晶体是分子晶体。CsCl、KOH、Na2O2都是离子晶体，但是CsCl中只有离子键；KOH由K＋和OH－组成，OH－存在极性共价键；Na2O2存在的是非极性共价键O—O，B项符合题意。
5．为了确定SbCl3、SbCl5、SnCl4是否为离子化合物，可以进行下列实验，其中合理、可靠的是( )
A．观察常温下的状态，SbCl5是苍黄色液体，SnCl4为无色液体。结论：SbCl5和SnCl4都是离子化合物
B．测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的熔点依次为73.5℃、2.8℃、－33℃。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都不是离子化合物
C．将SbCl3、SbCl5、SnCl4溶解于水中，滴入HNO3酸化的AgNO3溶液，产生白色沉淀。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
D．测定SbCl3、SbCl5、SnCl4的水溶液的导电性，发现它们都可以导电。结论：SbCl3、SbCl5、SnCl4都是离子化合物
答案 B
解析 离子化合物一般熔、沸点较高，熔化后可导电；分子晶体溶于水后也可发生电离而导电，如HCl等，同样也可电离产生Cl－，能与HNO3酸化的AgNO3溶液反应，产生白色沉淀，故A、C、D都不可靠。
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．都含离子
C．一般具有较高的熔点和沸点 D．都能导电
答案 D
解析 金属晶体和离子晶体都可采取紧密堆积，离子晶体的熔、沸点较高，金属晶体的熔、沸点虽然有较大的差异，但是大多数的熔、沸点还是比较高的，所以，A、C两选项的叙述是正确的；金属晶体由金属阳离子和自由电子组成，离子晶体由阳离子和阴离子组成，所以二者都含有离子，因此B选项也是正确的；金属晶体中有自由电子，可以在外加电场的作用下定向移动，而离子晶体的阴、阳离子不能自由移动，因此不具有导电性，所以应该选择D选项。
7．下列说法中一定正确的是( )
A．固态时能导电的物质一定是金属晶体
B．熔融状态能导电的晶体一定是离子晶体
C．水溶液能导电的晶体一定是离子晶体
D．固态不导电而熔融态导电的晶体一定是离子晶体
答案 D
解析 四种晶体在不同状态下的导电性区别如下：
分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体
固态 不导电 不导电 可导电 不导电
熔融状态 不导电 不导电 可导电 可导电
水溶液 有的可导电 不溶于水 不溶于水 可导电
对于A项，固态时能导电的物质可能是石墨，而它是一种混合晶体。
8．判断下列有关化学基本概念的依据正确的是( )
A．氧化还原反应：元素化合价是否变化
B．共价化合物：是否含有共价键
C．强弱电解质：溶液的导电能力大小
D．金属晶体：晶体是否能够导电
答案 A
解析 本题是一道基本概念的判断题。氧化还原反应的特征是元素化合价变化，A项正确；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NaOH含有共价键，但是离子化合物；强弱电解质，是根据溶于水后是否完全电离，不是根据溶液的导电能力，溶液的导电能力主要由离子浓度的大小决定；导电的晶体不一定是金属，如石墨。
9．共价键、离子键和范德华力是构成物质粒子间的不同作用方式，下列物质中，只含有上述一种作用的是( )
A．干冰 B．氯化钠 C．氢氧化钠 D．碘
答案 B
解析 干冰是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在范德华力；NaCl是离子晶体，只存在离子键；NaOH是离子晶体，不仅存在离子键，还存在H—O共价键；碘也是分子晶体，分子内存在共价键，分子间存在分子间作用力。
10．下列有关化学键与晶体结构说法正确的是( )
A．两种元素组成的分子中一定只有极性键
B．离子化合物的熔点一定比共价化合物的高
C．非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
D．含有阴离子的化合物一定含有阳离子
答案 D
解析 由两种元素组成的双原子分子只含极性键，但多原子分子就不一定，如H2O2中就含有O—O非极性键，所以A错；共价化合物中有些熔点很高如原子晶体，B错；由非金属元素组成的化合物不一定全是共价化合物，如NH4Cl是离子化合物，C错；根据物质所含正、负电荷相等判断D正确。
11．下列式子中能表示物质分子组成的是( )
A．NaCl B．SiO2 C．MgSO4 D．P4
答案 D
解析 NaCl、MgSO4是离子晶体，SiO2是原子晶体，它们的化学式只表示晶体中各元素原子的个数比；只有分子晶体的化学式才能表示物质的分子组成，所以把分子晶体的化学式称为分子式。所以选D项。
12．下列说法错误的是( )
A．原子晶体中只存在非极性共价键
B．分子晶体的状态变化，只需克服分子间作用力
C．金属晶体通常具有导电、导热和良好的延展性
D．离子晶体在熔化状态下能导电
答案 A
解析 本题考查四种晶体的组成、结构及性质。原子晶体是原子间以共用电子对所形成的空间网状结构，原子间的共价键可以是同种原子间的非极性共价键如金刚石、晶体硅等，也可是不同原子间的极性共价键如SiO2、SiC等，故A项不正确；其他三项对分子晶体、金属晶体和离子晶体的描述皆正确。
教材复习题解答
1．A 2.A 3.C 4.C 5.A 6.D 7.C 8.D
9．在HF晶体中，HF分子之间存在着氢键
10．根据分子晶体具有熔点低、易溶于有机溶剂等性质，可判断硫粉属于分子晶体。
11．干冰熔化或升华时，只是改变了CO2分子之间的距离，从而破坏了分子间作用力，而CO2分子内的C＝O键并未被破坏。
12．在水分子之间，主要作用力是氢键，在冰的晶体中，每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。氢键跟共价键一样具有方向性，氢键的存在迫使在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引。这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙，当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子间的空隙减小，密度反而增大，当在4℃时，水分子间空隙最小，密度最大，超过4℃时，水由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小。
水的这种特殊性使水结冰时密度减小，使冰浮在液态水的表面上，便于在寒冷的冬天水中生物的生存。
13．钠的卤化物形成的晶体是离子晶体，而离子晶体的熔点较高；硅的卤化物形成的晶体是分子晶体，而分子晶体的熔点很低，因此钠的卤化物的熔点比相应的硅的卤化物的熔点高很多。
14．略
1．下列各类物质中，固态时只能形成离子晶体的是( )
A．非金属氧化物 B．非金属单质 C．强酸 D．强碱
答案 D
解析 根据分类标准，纯净物可分为单质和化合物，单质又可分为金属单质与非金属单质，化合物可以分为离子化合物和共价化合物。在这四类物质中，金属单质形成的晶体一定是金属晶体，离子化合物形成的晶体一定是离子晶体，非金属单质与共价化合物形成的晶体可能是分子晶体，也可能是原子晶体。非金属氧化物、强酸都属于共价化合物，强碱属于离子化合物。
2．下列化学式表示的物质中，属于离子晶体并且含有非极性共价键的是( )
A．CaCl2 B．Na2O2 C．N2 D．NH4Cl
答案 B
解析 题中有两个限制条件：属于离子晶体，含有非极性共价键。属于离子晶体的有CaCl2、Na2O2和NH4Cl，只有Na2O2中含有非极性共价键，电子式为Na＋[∶∶∶]2－Na＋。
3．①NaF、②NaI、③MgO均为离子化合物，根据表中数据，推知这三种化合物的熔点高低顺序是( )
物质 ① ② ③
离子电荷数 1 1 2
键长(10－10m) 2.31 3.18 2.10
A.①>②>③ B．③>①>② C．③>②>① D．②>①>③
答案 B
解析 离子化合物的熔点高低主要取决于离子键的强弱(或晶格能的大小)，而离子键的强弱(或晶格能的大小)与离子所带的电荷的乘积成正比，与离子间距离成反比。
4．下列性质中，可以证明某化合物形成的晶体一定是离子晶体的是( )
A．可以溶于水 B．具有较高的熔点
C．水溶液能导电 D．熔融状态能导电
答案 D
解析 某些分子晶体也能溶于水，故A错。原子晶体也具有较高的熔点，故B错。某些分子晶体的水溶液也能导电，故C错。将化合物加热至熔融状态能导电，该晶体肯定是离子晶体，而不会是分子晶体或原子晶体。
5．为什么Al2O3和MgO常作耐火材料？
答案 因为二者晶格能大、熔点沸点高。
6．比较NaF、MgF2、AlF3的晶格能大小、熔点高低。
答案 因为Na＋、Mg2＋、Al3＋三种离子所带电荷逐渐增多，离子半径r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)，离子键强度：AlF3>MgF2>NaF，所以晶格能大小顺序为：AlF3>MgF2>NaF，熔点由高到低顺序为：AlF3>MgF2>NaF。
1．下列叙述中正确的是( )
A．熔融状态下能导电的物质一定是离子化合物
B．P4和NO2都是共价化合物
C．在氧化钙中不存在单个小分子
D．离子化合物中一定不存在单个的分子
答案 CD
解析 金属晶体在熔融状态下也导电，故A项不正确；P4不是化合物，是单质。
2．离子晶体不可能具有的性质是( )
A．较高的熔、沸点 B．良好的导电性
C．溶于极性溶剂 D．坚硬而易粉碎
答案 B
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。离子晶体只有在溶于水或熔融后，电离成可以自由移动的阴、阳离子，才可以导电。
3．碱金属和卤素形成的化合物大多具有的性质是( )
①固态时不导电，熔融状态导电 ②能溶于水，其水溶液导电 ③低溶点 ④高沸点
⑤易升华
A．①②③ B．①②④ C．①④⑤ D．②③④
答案 B
解析 卤素、碱金属形成的化合物为典型的离子化合物，具备离子晶体的性质。
4．下列关于晶格能的说法中正确的是( )
A．晶格能指形成1 mol离子键放出的能量
B．晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量
C．晶格能指气态离子结合成1 mol离子晶体时所放出的能量
D．晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关
答案 C
5．氧化钙在2 973 K时熔化，而氯化钠在1 074 K时熔化，两者的离子间距离和晶体结构都类似，有关它们熔点差别较大的原因叙述不正确的是( )
A．氧化钙晶体中阴、阳离子所带的电荷数多
B．氧化钙的晶格能比氯化钠的晶格能大
C．氧化钙晶体的结构类型与氯化钠晶体的结构类型不同
D．在氧化钙与氯化钠的离子间距离类似的情况下，晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定
答案 C
解析 CaO和NaCl都属于离子晶体，熔点的高低可根据晶格能的大小判断。晶格能的大小与离子所带电荷多少、离子间距离、晶体结构类型等因素有关。CaO和NaCl的离子间距离和晶体结构都类似，故晶格能主要由阴、阳离子所带电荷的多少决定。
6．如图是氯化铯晶体的晶胞(晶体中最小的重复结构单元)，已知晶体中2个最近的Cs＋核间距为a cm，氯化铯(CsCl)的相对分子质量为M，NA为阿伏加德罗常数，则氯化铯晶体的密度为( )
A． g·cm-3 B. g·cm－3
C. g·cm－3 D. g·cm－3
答案 C
解析 ρ＝＝g·cm－3＝ g·cm－3
7．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
答案 A
解析 A中全是分子晶体，但由于HF分子间存在氢键，故HF的熔点最高，排序应为HF>HI>HBr>HCl；B中也全是分子晶体，按相对分子质量由大到小排列，正确；C中全是离子晶体，离子半径r(Cl－)NaBr，而阳离子r(Na＋)KBr，正确；D中全是原子晶体，按键长可知正确。
8．下列7种物质：①白磷(P4)；②水晶；③氯化铵；④氢氧化钙；⑤氟化钠；⑥过氧化钠；⑦石墨，固态下都为晶体，回答下列问题(填写序号)：
(1)不含金属离子的离子晶体是______，只含离子键的离子晶体是______，既有离子键又有非极性键的离子晶体是______，既有离子键又有极性键的离子晶体是______。
(2)既含范德华力又有非极性键的晶体是________，熔化时既要克服范德华力又要破坏化学键的是______，熔化时只破坏共价键的是________。
答案 (1)③ ⑤ ⑥ ③和④ (2)① ⑦ ②
解析 (1)属于离子晶体的有③④⑤⑥，其中③只含非金属元素，NaF中只含离子键，Na2O2中有离子键和非极性共价键，NH4Cl和Ca(OH)2有离子键和极性共价键。
(2)分子晶体中含范德华力，只有白磷、石墨晶体中既有范德华力又有共价键，水晶中只含共价键。
9．1 mol气态钠离子和1 mol气态氯离子结合生成1 mol氯化钠晶体所释放出的热能为氯化钠晶体的晶格能。
(1)下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶体晶格能的是________。
A．Na＋(g)＋Cl－(g)===NaCl(s) ΔH
B．Na(s)＋Cl2(g)===NaCl(s) ΔH1
C．Na(s)===Na(g) ΔH2
D．Na(g)－e－===Na＋(g) ΔH3
E.Cl2(g)===Cl(g) ΔH4
F．Cl(g)＋e－===Cl－(g) ΔH5
(2)写出ΔH1与ΔH2、ΔH3、ΔH4、ΔH5之间的关系式：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)A或ΔH
(2)ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5
解析 (1)根据晶格能的定义：气态离子生成1 mol离子晶体释放的能量，故应为A或ΔH。
(2)根据方程式的叠加原理：
B＝C＋D＋E＋F，故ΔH1＝ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5。
10．A、B为两种短周期元素，A的原子序数大于B，且B原子的最外层电子数为A原子最外层电子数的3倍。A、B形成的化合物是中学化学常见的化合物，该化合物熔融时能导电。试回答下列问题：
(1)A、B的元素符号分别是________、________。
(2)用电子式表示A、B元素形成化合物过程：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)A、B所形成的化合物的晶体结构与氯化钠晶体结构相似，则每个阳离子周围吸引了________个阴离子；晶体中阴、阳离子数之比为：________。
(4)A、B所形成化合物的晶体的熔点比NaF晶体的熔点________，其判断的理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)Mg O
(2)Mg＋ ―→Mg2＋[]2－
(3)6 1∶1
(4)高 离子半径相差不大，MgO中离子所带电荷较多，离子键强
8，B原子的最外层电子数是A原子的3倍，且A、B能形成常见的化合物，则B原子的最外层电子数只能为6，A是2。短周期元素分别为：A是Be或Mg，B是O或S，又因为原子序数A>B，则A是Mg，B为O。
→8，B原子的最外层电子数是A原子的3倍，且A、B能形成常见的化合物，则B原子的最外层电子数只能为6，A是2。短周期元素分别为：A是Be或Mg，B是O或S，又因为原子序数A>B，则A是Mg，B为O。
(2)电子式表示形成过程：Mg＋ ―→Mg2＋[]2－
(3)MgO晶体结构与NaCl相似，则每个Mg2＋周围有6个O2－，阴、阳离子数之比为1∶1。(4)因为Mg2＋、O2－所带电荷比Na＋、F－所带电荷多，且r(Mg2＋)r(F－)，总体比较，离子半径相差不大，但MgO中离子电荷多，离子键强。
章末检测
一、选择题(本题包括13个小题，每小题3分，共39分)
1．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．金属晶体中存在离子，但却不存在离子键
D．分子晶体中一定存在共价键
答案 C
解析 离子晶体中可能有共价键(如NaOH)，也可能没有共价键(如NaCl)；原子晶体中只有共价键，因为有离子键的化合物一定为离子化合物；而金属晶体中存在离子，但只有金属键；分子晶体中可能有共价键，也可能没有(如He)。
2．由下列各组的三种元素构成的化合物中既有离子晶体，又有分子晶体的是( )
A．H、O、C B．Na、S、O C．H、N、O D．H、S、O
答案 C
解析 A、D中三种元素构成的化合物只能为分子晶体；B项中三种元素只能形成离子晶体；C项中HNO3为分子晶体，NH4NO3为离子晶体。
3．下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是( )
A．金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅 B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．MgO>H2O>N2>O2 D．金刚石>生铁>钠>纯铁
答案 B
解析 A项中物质全部为原子晶体，判断其熔、沸点高低可比较其原子半径：Si>C>O，故键长关系为Si—Si>Si—C>Si—O>C—C，故A项中的熔、沸点顺序错误；B项为同种类型的分子晶体，可比较其相对分子质量大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高；C项中，N2与O2为同种类型的分子晶体，O2的熔、沸点比N2高；D项中，熔、沸点关系为金刚石>纯铁>生铁>钠，合金的熔、沸点比纯金属低。
4．下列叙述正确的是( )
①离子化合物可能含有共价键 ②构成晶体的粒子一定含有共价键 ③共价化合物中不可能含有离子键 ④非极性分子中一定含有非极性键
A．①② B．①③ C．②④ D．③④
答案 B
解析 离子化合物是含有离子键的化合物，并不是只含有离子键，如KOH是由K＋和OH－通过离子键构成的离子晶体，其中OH－是由氢原子和氧原子通过极性共价键构成的，还有NH4Cl，Na2O2等也有类似情况；关于②的叙述，要注意一般规律中的特殊性，稀有气体的晶体是分子晶体，但其中却没有共价键；共价化合物中不可能有离子键；非极性分子有可能是由于极性键的极性抵消而形成的，如CO2、CH4等。
5．下表所列有关晶体的说法中，有错误的是( )
选项 A B C D
晶体名称 碘化钾 干冰 石墨 碘
组成晶体微粒名称 阴、阳离子 分子 原子 分子
晶体内存在的作用力 离子键 范德华力 共价键 范德华力
答案 C
解析 在石墨晶体内还存在着范德华力、金属键。
6．已知C3N4晶体具有比金刚石还大的硬度，且构成该晶体的微粒间只以单键结合。下列关于C3N4晶体说法错误的是( )
A．该晶体属于原子晶体，其化学键比金刚石更牢固
B．该晶体中每个碳原子连接4个氮原子、每个氮原子连接3个碳原子
C．该晶体中碳原子和氮原子的最外层都满足8电子结构
D．该晶体与金刚石相似，都是原子间以非极性键形成空间网状结构
答案 D
7．下列微粒的个数比不是1∶1的是( )
A．NaHCO3晶体中阴、阳离子
B．NH3分子中的质子和电子
C．Na2O2固体中阴、阳离子
D.H原子中的质子和中子
答案 C
解析 Na2O2固体是由Na＋和O构成的，阴、阳离子个数比为1∶2。
8．下列有关数据的比较，不正确的是( )
A．元素的价电子数和所在族的族序数相等
B．NaOH晶体中的阳离子和阴离子数目相等
C．CsCl晶体中每个Cs＋周围紧邻的Cl－和每个Cl－周围紧邻的Cs＋个数相等
D．[Co(NH3)6]3＋中的NH3分子数与配位键数相等
答案 A
解析 A项中主族元素的价电子数与所在的族序数相等，但ⅠB、ⅡB和第Ⅷ族元素的价电子数与族序数不相等；NaOH与CsCl中阳离子与阴离子带的电荷数均相等，因此晶体中阴、阳离子数均相等；D项中每个NH3中有一对孤对电子，因此其配位键数与配位数相等。
9．金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。下列关于它们的说法中，正确的是( )
A．金属晶体和离子晶体都能导电
B．在镁晶体中，1个Mg2＋只与2个价电子存在强烈的相互作用
C．金属晶体和离子晶体都可采取“紧密堆积”方式
D．金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等强烈的相互作用，很难断裂，因而都具有延展性
答案 C
解析 离子晶体中没有自由离子，故不导电，A项不正确；金属晶体中有电子气，能导电，金属晶体中的电子气属于整个晶体，故B项不正确；D项中离子晶体没有延展性。
10．下列金属晶体的堆积方式的空间利用率最低的是( )
A．Na B．Mg C．Po D．Au
答案 C
解析 Po是简单立方堆积，其空间利用率最低，Mg、Na、Au分别属于镁型、钾型、铜型，空间利用率较高。
11．同主族元素所形成的同一类型的化合物，其结构和性质往往相似，化合物PH4I是一种无色晶体，下列对它的描述中不正确的是( )
A．在加热时此化合物可以分解
B．它是一种离子化合物
C．这种化合物不能跟强碱发生化学反应
D．该化合物在一定条件下由PH3与HI化合而成
答案 C
解析 此题为信息题，可把PH看作NH来回答。因铵盐易分解且是离子化合物，故A、B两项正确；NH3与HI易化合，故D项正确；又NH与OH－能反应，故PH与OH－能反应，故C项不正确。
12.
如图所示晶体结构是一种具有优良的压电、电光等功能的晶体材料的最小结构单元(晶胞)。晶体内与每个“Ti”紧邻的氧原子数和这种晶体材料的化学式分别是(各元素所带电荷均已略去)( )
A．8；BaTi8O12 B．8；BaTi4O9 C．6；BaTiO3 D．3；BaTi2O3
答案 C
解析 由图可知，晶体中钛原子位于立方体的顶点，为8个晶胞所共用，每个晶胞中与钛原子紧邻的氧原子数为3，且每个氧原子位于晶胞的棱上，为4个晶胞所共用，故晶体内与每个“Ti”紧邻的氧原子数为：3×8×＝6；再据均摊法可计算出晶体中每个晶胞中各元素原子的数目：“Ba”为1，“Ti”为8×＝1，“O”为12×＝3，故此晶体材料的化学式为BaTiO3。
13．氢叠氮酸(HN3)与醋酸性质相近，其盐稳定，但受撞击时易迅速发生反应，生成氮气。关于氢叠氮酸以下说法：①NaN3的水溶液呈碱性 ②固体HN3属分子晶体 ③固体NaN3属离子化合物 ④NaN3可用于小汽车防撞保护气囊，其中正确的是( )
A．①②③ B．①②③④ C．②③④ D．①③④
答案 B
解析 由题中信息可确定：HN3是一种弱酸，故属分子晶体，NaN3可看作强碱弱酸盐，受撞击易分解，其水溶液呈碱性。
二．非选择题(本题包括7个小题，共61分)
14．(14分)(1)氯酸钾熔化，粒子间克服了________的作用力；二氧化硅熔化，粒子间克服了________的作用力；碘的升华，粒子间克服了________的作用力。三种晶体的熔点由高到低的顺序是________。
(2)下列六种晶体：①CO2，②NaCl，③Na，④Si，⑤CS2，⑥金刚石，它们的熔点从低到高的顺序为__________(填序号)。
(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中，由极性键形成的非极性分子有________，由非极性键形成的非极性分子有________，能形成分子晶体的物质是________，含有氢键的晶体的化学式是________，属于离子晶体的是________，属于原子晶体的是________，五种物质的熔点由高到低的顺序是__________________________。
(4)A、B、C、D为四种晶体，性质如下：
A．固态时能导电，能溶于盐酸
B．能溶于CS2，不溶于水
C．固态时不导电，液态时能导电，可溶于水
D．固态、液态时均不导电，熔点为3 500℃
试推断它们的晶体类型：
A．________；B.________；C.________；D.________。
(5)下图中A～D是中学化学教科书上常见的几种晶体结构模型，请填写相应物质的名称：
A．________；B.__________；C.________；D.__________。
答案 (1)离子键 共价键 分子间 SiO2>KClO3>I2
(2)①⑤③②④⑥ (3)CO2 H2 H2、CO2、HF HF (NH4)2SO4 SiC SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2 (4)金属晶体 分子晶体 离子晶体 原子晶体
(5)CsCl NaCl SiO2 金刚石
解析 (1)氯酸钾是离子晶体，熔化离子晶体时需要克服离子键的作用力；二氧化硅是原子晶体，熔化原子晶体时需要克服共价键的作用力；碘为分子晶体，熔化分子晶体时需克服的是分子间的作用力。由于原子晶体是由共价键形成的空间网状结构的晶体，所以原子晶体的熔点最高；其次是离子晶体；由于分子间作用力与化学键相比较要小得多，所以碘的熔点最低。
(2)先把六种晶体分类。原子晶体：④、⑥；离子晶体：②；金属晶体：③；分子晶体：①、⑤。由于C原子半径小于Si原子半径，所以金刚石的熔点高于晶体硅；CO2和CS2同属于分子晶体，其熔点与相对分子质量成正比，故CS2熔点高于CO2；Na在通常状况下是固态，而CS2是液态，CO2是气态，所以Na的熔点高于CS2和CO2；Na在水中即熔化成小球，说明它的熔点较NaCl低。
15．(9分)有A、B、C三种晶体，分别由C、H、Na、Cl四种元素中的一种或几种形成，对这三种晶体进行实验，结果见下表。
项目 熔点/℃ 硬度 水溶性 导电性 水溶液与Ag＋反应
A 811 较大 易溶 水溶液(或熔融)导电 白色沉淀
B 3 500 很大 不溶 不导电 不反应
C －114.2 很小 易溶 液态不导电 白色沉淀
(1)晶体的化学式分别为：
A____________；B__________；C________。
(2)晶体的类型分别为：
A____________；B__________；C________。
(3)晶体中粒子间的作用分别为：
A____________；B__________；C________。
答案 (1)NaCl C(金刚石) HCl
(2)离子晶体 原子晶体 分子晶体
(3)离子键 共价键 分子间作用力
解析 由表可知A应为离子晶体，B应为原子晶体，C应为分子晶体；又已知A、B、C分别由C、H、Na、Cl四元素中的一种或几种形成，再结合其水溶液与Ag＋的反应，可确定：A为NaCl，B为C(金刚石)，C为HCl；粒子间的作用力分别为离子键、共价键和分子间作用力。
16．(9分)单质硼有无定形和晶体两种，参考下表数据，回答问题。
金刚石 晶体硅 晶体硼
熔点/K >3 823 1 683 2 573
沸点/K 5 100 2 628 2 823
硬度/Moh 10 7.0 9.5
(1)晶体硼的晶体类型是____________，理由是
________________________________________________________________________。
(2)已知晶体的基本结构单元都是
由硼原子组成的正二十面体，其中含20个等边三角形和一定数目的顶角，每个顶角上各有一个原子，试观察上图，回答：这个基本结构单元由 个硼原子组成，其中B—B键的键角是__________________________________________，共含有 个B—B键。
(3)若将晶体硼结构单元中的每一个顶角削去，余下部分结构就与C60的结构相同，则有
个正六边形和 个正五边形。
答案 (1)原子晶体 熔、沸点很高、硬度很大
(2)12 60° 30 (3)20 12
解析 (1)根据熔、沸点和硬度判断；
(2)B原子个数和B—B键的个数分别为×3×20=12，×3×20＝30，夹角是60°；
(3)正六边形的个数就是原来正三角形的个数，正五边形的个数就是原来顶点的个数；
17．(6分)A、B、C、D都是短周期元素，它们的原子序数依次增大。A的单质与其他物质化合时只能被还原，且A的原子半径在同周期中不是最小的。B的原子半径是短周期元素(除稀有气体元素外)中最大的。C单质有良好的导电、导热性，它能与强碱溶液反应。D元素的最高正价与负价的代数和等于2。试推断：
(1)单质A是________晶体；单质B是______晶体；单质C是________晶体。
(2)单质D有多种，其中能溶于二硫化碳的单质属于________晶体，名称为________。
(3)A和B形成的化合物(点燃时)化学式为________，属于________晶体。
答案 (1)分子 金属 金属 (2)分子 白磷
(3)Na2O2 离子
18．(9分)下图是金属钨晶体中的一个晶胞的结构示意图，它是一种体心立方结构。实验测得金属钨的密度为19.30 g·cm-3，钨的相对原子质量是183.9。假设金属钨原子为等径刚性球，试完成下列问题：
(1)每一个晶胞中分摊到 个钨原子。
(2)计算晶胞的边长a。
(3)计算钨的原子半径r(提示：只有体对角线上的各个球才是彼此接触的)。
答案 (1)2 (2)3.16×10-8 cm (3)1.37×10-8 cm
解析 (1)正确应用分摊法确定一个晶胞中包含的各粒子的数目；
(2)应用基本关系式：=V(对于本题来说，x=2)，先求出晶胞的体积，然后根据V=a3计算晶胞边长。
19．(6分)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。
化学键 Si—O Si－Cl H－H H－Cl Si－Si Si－C
键能/kJ·mol－1 460 360 436 431 176 347
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)右图中立方体中心的“●”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。
答案 (1)＞ ＜ (2)如下图
(3)+236
解析 本题主要考查键能的大小与物质性质及反应热之间的关系。
(1)SiC与Si皆为原子晶体，由于Si-C键能大于Si-Si键能，故SiC的熔点比Si高；SiCl4为分子晶体，SiO2为原子晶体，前者的熔点低于后者；
(2)根据硅原子与硅原子可形成四个相等的硅硅键可知，除立方体中心的硅原子外，与它相邻的硅原子应处于可形成正四面体的四个顶点上。
(3)根据题意，所给反应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，新化学键键能之和为：
4×431 kJ·mol－1＋2×176 kJ·mol－1(每摩硅原子相当于形成2 mol Si－Si)＝2 076 kJ·mol－1，所以反应热为：
2 312 kJ·mol－1－2 076 kJ·mol－1＝236 kJ·mol－1。
20．(8分)干冰是一种比冰更好的制冷剂，利用“干冰”可以产生－78℃的低温，而且干冰熔化时，不会像冰那样变成液体，使冷藏物品受潮或污损。它直接蒸发成为湿度很低、干燥的CO2气体，围绕在冷藏物品的四周，因而它的冷藏效果特别好。在一定温度下，用X射线衍射法测得干冰晶胞(晶体中最小的重复单元)如图所示，边长a＝5.72×10－8cm，则该温度下干冰的密度为多少？
答案 1.56 g·cm－3
解析 在CO2晶体结构中，每个质点都是一个小分子，该晶体为立方体结构，每个立方体顶点都有一个CO2分子，每个面心上各有一个CO2分子，故该晶胞中的CO2分子个数为8×＋6×＝4个，则一个CO2分子的体积V＝a3·NA×＝(5.72×10－8cm)3×6.02×1023mol－1×＝28.17 cm3·mol－1，则ρ(CO2)＝＝＝1.56 g·cm－3。
8M
NAa3
1
5加热
M
ρ
NAMnO2
X
高温MnO2
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章末检测
一、选择题(本题包括15个小题，每小题3分，共45分)
1.第三周期元素的原子，其最外层p能级上仅有一个未成对电子，它最高价氧化物对应的水化物的酸根离子是( )
A.RO B．RO C．RO D．RO
答案 D
解析 据题目信息可知该原子的外围电子排布为3s23p1或者为3s23p5，分别为Al和Cl，Cl、Al的最高价氧化物对应的水化物的酸根离子分别为ClO、AlO。
2.简单原子的原子结构可用图1－1所示方法形象地表示：
图1－1
其中●表示质子或电子，○表示中子，则下列有关①②③的叙述正确的是( )
A.①②③互为同位素 B.①②③互为同素异形体
C.①②③是三种化学性质不同的粒子 D.①②③具有相同的质量数
答案 A
解析 由原子结构的表示方法可知，核外都有1个电子，原子核内都是一个质子，但①无中子，②有1个中子，③中有2个中子，应分别为H，H，H。区分概念：同素异形体和同位素。同位素是同一元素的不同原子；同素异形体是同种元素形成的不同单质，从而否定B；再由原子结构知识推断正确选项。
3.下列电子排布式中，原子处于激发状态的是( )
A.1s22s22p5 B.1s22s22p43s2
C.1s22s22p63s23p63d44s2 D.1s22s22p63s23p63d34s2
答案 BC
解析 基态是原子能量最低的状态，即按照电子排布规则和原子轨道排布顺序进行核外电子的排布得到的结果。激发态是基态电子获得能量发生跃迁后得到的结果。B项的基态应为1s22s22p6，C项基态应为1s22s22p63s23p63d54s1。
4.下列离子中，半径最大的是( )
A.O2－ B．S2－ C．Mg2＋ D．Cl－
答案 B
解析 ①看电子层数：电子层数越多，半径越大；②看核电荷数：对电子层数相同的，核电荷数越大，半径越小；③看核外电子数：对核电荷数相同的，核外电子数越多，半径越大。
5.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的最高价氧化物所对应的水化物都是H2RO3
C.R都是非金属元素
D.R的氧化物都能与NaOH溶液反应
答案 C
解析 短周期元素的原子中，p能级上有2个未成对电子的原子的核外电子排布分别为1s22s22p2(C)、1s22s22p4(O)、1s22s22p63s23p2(Si)、1s22s22p63s23p4(S)，有四种元素，其中SiO2不溶于水，Si、S的最高价氧化物对应的水化物分别是H4SiO4、H2SO4，CO不与NaOH溶液反应。此题考查原子结构中未成对电子，p能级有2个未成对电子且为短周期，即为第二周期元素或第三周期元素；p能级有2对未成对电子，由洪特规则和泡利原理知：p能级只有2个电子或只有2个成单电子，另一个p能级轨道全填满，故答案有多重性。
6.若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是( )
A.b＝a－n－m B.离子半径Am＋C.原子半径A答案 C
解析 由已知可得出a－m＝b＋n，b＝a－(m＋n)，则A、D两项正确；两元素在周期表中的位置关系为，A的原子半径大于B，C项不正确；a>b，则离子半径Am＋7.某主族元素的原子最外层电子排布是5s1，下列描述中正确的是( )
A.其单质常温下跟水反应不如钠剧烈 B.其原子半径比钾原子半径小
C.其碳酸盐易溶于水 D.其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解
答案 C
解析 由题目所给信息可判断该元素位于第五周期ⅠA族，根据元素周期律，其原子半径比钾大，金属性比钠强。
8.原子的电子排布式为1s22s22p4的元素易与下列哪一种原子的电子排布式的元素形成离子键( )
A.1s22s22p6 B．1s2 C.1s22s22p5 D．1s22s22p63s2
答案 D
解析 该元素为氧，能与其形成离子键的应该是活泼的金属元素，符合条件的是D镁。
9.R为1～18号元素，其原子所具有的电子层数为最外层电子数的，它可能形成的含氧酸根
离子有：①R2O，②RO，③R2O，④RO，下列叙述判断正确的是( )
A.当它可以形成①时，不可能形成④ B.当它可以形成②时，可以形成③和④
C.当它可以形成①时，不可能形成②和③ D.当它形成②时，也可以形成①
答案 BC
解析 根据题意，符合条件的元素有C、S两种，C可以形成①④两种酸根形式，S可以形成②③④三种酸根形式。故B、C正确。硫元素可形成的酸根有多种，如SO、SO、S2O、S4O、S2O等。
10.有A、B和C三种主族元素，若A元素的阴离子与B、C元素的阳离子具有相同的电子层结构，且B的阳离子半径大于C的阳离子半径，则这三种元素的原子序数大小次序是( )
A.BC>A
答案 B
解析 A、B、C三种元素在周期表中的位置关系为，则原子序数大小关系为C>B>A。
11.已知元素X的基态原子最外层电子排布为nsn－1npn＋2，则X元素的原子序数为( )
A.9 B．10 C．17 D．18
答案 C
解析 n－1＝2，则n＝3，即最外层电子排布为3s23p5，为Cl元素。
12.核磁共振(NMR)技术已广泛应用于复杂分子结构的测定和医学诊断等高科技领域。已知只有质子数和中子数均为奇数的原子核有NMR现象。试判断下列原子均可产生NMR现象的是( )
A.18O 31P 119Sn B.27Al 19F 12C
C.70Br 2H 14N D.元素周期表中第一周期所有元素的原子
答案 C
解析 质子数与中子数均为奇数，则质量数为偶数，故A、B、D均不正确。
13.下列叙述中，正确的是( )
A.在一个基态多电子的原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子
B.在一个基态多电子的原子中，不可能有两个能量完全相同的电子
C.在一个基态多电子的原子中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高
D.如果某一基态3p能级上仅有2个电子，它们自旋方向必然相反
答案 C
解析 同一轨道上的两个电子，能量相同自旋方向相反，运动状态不一样，所以A、B错误；C中因为M层前没有M与L层的能级交错，为1s 2s 2p 3s 3p 3d，所以M层能量一定大于L层；D中3p有3条轨道，按洪特规则，应占据其中2个，并自旋方向相同。
14.人们常将在同一原子轨道上运动的、自旋方向相反的2个电子，称为“电子对”；将在同一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。以下有关主族元素原子的“未成对电子”的说法，错误的是( )
A.核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中一定含有“未成对电子”
B.核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中一定不含“未成对电子”
C.核外电子数为偶数的基态原子，其原子轨道中可能含有“未成对电子”
D.核外电子数为奇数的基态原子，其原子轨道中可能不含“未成对电子”
答案 BD
解析 本题考查核外电子排布的轨道表示式。洪特规则指出电子在等价轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道且自旋方向相同，这就会造成“未成对电子”。当核外电子为奇数时，一定有未成对电子，故D错误；当核外电子为偶数时，会出现 不同情况，如8O
↑↓ ↑ ↑
↑↓
↑↓
2s 2p
1s
有“有未成对电子”；10Ne
↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓
↑↓
2s 2p
1s
没有“未成对电子”，故B错误。
15．下列各元素，最易形成离子化合物的是( )
①第三周期第一电离能最小的元素 ②外围电子构型为2s22p6的原子
③2p亚层为半满的元素 ④电负性最大的元素
A．①② B．③④ C．②③ D．①④
答案 D
解析 本题考查最易形成离子化合物的元素的判断。活泼金属与活泼的非金属易形成离子化合物。第三周期第一电离能最小的元素是钠，易失去电子；外围电子构型为2s22p6的原子是氖，化学性质不活泼；2p亚层为半满的元素是氮，非金属；电负性最大的元素是氟，非金属性最强；故最易形成离子化合物的是钠和氟。
二．非选择题(本题包括7个小题，共55分)
16．(5分)无机化合物甲、乙分别由三种元素组成。组成甲、乙化合物的元素原子的特征排布都可表示如下：asa、bsbbpb、csccp2c。甲是一种溶解度较小的盐类化合物。由此可知甲、乙的化学式分别是________、________；甲溶于乙的水溶液的化学方程式为________________________________________________________________________。
答案 BeCO3 H2CO3 BeCO3＋H2CO3===Be(HCO3)2
解析 根据原子核外电子排布规律可知asa可能为1s1或2s2，即为H或Be；bsbbpb由于电子已进入p能级，故b必为2，即2s22p2，为C；而同理分析csccp2c得2s22p4，为O；又根据溶解度可知甲为BeCO3，乙为H2CO3。反应的化学方程式为BeCO3＋H2CO3===Be(HCO3)2。
17．(8分)根据周期表对角线规则，金属铍与铝的单质及其化合物性质相似，又已知氯化铝的熔、沸点较低，易升化。回答下列问题：
(1)写出铍与氢氧化钠反应的离子方程式
________________________________________________________________________。
(2)氢氧化铍与氢氧化镁可用________鉴别，其离子方程式是____________。氯化铍属于________(填“离子”或“共价”)化合物。
(3)锂和镁据对角线规则，性质也相似。锂在空气中燃烧主要产物的电子式是________，同时还有少量的________生成。
答案 (1)Be＋2OH－===BeO＋H2↑
(2)NaOH溶液 Be(OH)2＋2OH－===BeO＋2H2O 共价
(3)Li＋[]2－Li＋ Li3N
解析 根据铍与铝的性质相似，单质能与氢氧化钠反应生成Na2BeO2和氢气，氢氧化物有两性，与氢氧化钠反应生成Na2BeO2和水，可用氢氧化钠溶液鉴别氢氧化镁和氢氧化铍。根据氯化铝的性质可知，氯化铍为共价化合物。镁能和空气中的氧气、氮气反应，锂的性质与镁类似，会发生与镁相似的反应和产物。本题考查对角线规则的应用及元素化合物的知识，考查同学们的知识迁移能力和思维拓展能力。
18．(6分)已知砷(As)元素原子的最外层电子排布是 4s24p3。在元素周期表里，砷元素位于第________周期第________族，最高价氧化物的化学式是________，砷酸钠的化学式是________。砷酸钠在酸性条件下能把碘化钾氧化为单质碘，同时生成亚砷酸钠(Na3AsO3)和水，该反应的离子方程式为____________________________________________________。
答案 四 ⅤA As2O5 Na3AsO4
AsO＋2I－＋2H＋===AsO＋H2O＋I2
解析 4s24p3位于p区，是主族元素，最大能层数为其周期数，最外层电子数与其族序数相同。
19．(6分)用元素符号填空：
(1)原子半径最小的元素是________。
(2)第一电离能最大的元素是________。
(3)电负性最大的元素是________。
(4)第四周期中，第一电离能最小的元素是________。
答案 (1)H (2)He (3)F (4)K
解析 本题考查元素周期律同周期、同主族元素的性质变化规律。这也是高考常考的知识点和热点。
20．(12分)下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：
族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
二 ① ②
三 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
四 ⑩
(1)写出下列元素符号：
①________，⑥________⑦________， ________。
(2)在这些元素中，最活泼的金属元素是________，最活泼的非金属元素是________，最不活泼的元素是________(用元素符号表示)。
(3)在这些元素的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是________，碱性最强的是________，呈两性的氢氧化物是____________，写出三者之间相互反应的化学方程式：
________________________________________________________________________，
________________________________________________________________________，
________________________________________________________________________。
(4)在这些元素中，原子半径最小的是________，原子半径最大的是________(用元素符号表示)。
答案 (1)N Si S Ca (2)K F Ar
(3)HClO4 KOH Al(OH)3
3HClO4＋Al(OH)3===Al(ClO4)3＋3H2O
HClO4＋KOH===KClO4＋H2O
KOH＋Al(OH)3===KAlO2＋2H2O
(4)F K
解析 解答本题关键是掌握：①1～20号元素的名称及符号；②元素周期表的结构；③能根据元素周期表中元素性质的递变规律进行分析、判断。
21．(7分)短周期的三种元素X、Y、Z，原子序数依次变小，原子核外电子层数之和是5。X元素原子最外电子层上的电子数是Y和Z两元素原子最外电子层上的电子数的总和；Y元素原子的最外电子层上的电子数是它的电子层数的2倍，X和Z可以形成XZ3的化合物。请回答：
(1)X元素的名称是________；Y元素的名称是________；Z元素的名称是________。
(2)XZ3化合物的分子式是______，电子式是______。
(3)分别写出X、Y的含氧酸的分子式______、______。
答案 (1)氮 碳 氢 (2)NH3 H H
(3)HNO3或HNO2 H2CO3或H2C2O4等有机酸
解析 由Y入手进行推断，Y元素原子的最外电子层上的电子数是它的电子层数的2倍，可推断Y为C，不可能是S(S为3个电子层，若为S，另外两种元素只可能为H和He，与题意不符)，由XZ3结合题设可推断为NH3。
22．(11分)(1)下列曲线分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(Z为核电荷数，Y为元素的有关性质)。把与下面元素有关的性质相符的曲线标号填入相应的空格中：
①ⅡA族元素的价电子数____________。
②第三周期元素的最高化合价__________。
③F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径________。
(2)元素X、Y、Z、M、N均为短周期主族元素，且原子序数依次增大。已知Y元素原子最外层电子数与核外电子总数之比为3∶4；M元素原子的最外层电子数与电子层数之比为4∶3；N－、Z＋、X＋的半径逐渐减小；化合物XN常温下为气体。
据此回答：
①N的最高价氧化物对应的水化物的化学式为________。
②化合物A、B均为由上述五种元素中的任意三种元素组成的强电解质，且两种物质水溶液的酸碱性相同，组成元素的原子数目之比为1∶1∶1，A溶液中水的电离程度比B溶液中水的电离程度小。则化合物A中的化学键类型为________，B的化学式为________。
1 工业上制取单质M的化学方程式为_____________________________________。
答案 (1)①b ②c ③a
(2)①HClO4 ②离子键、(极性)共价键 NaClO
③SiO2＋2CSi＋2CO↑
解析 本题通过图表的形式考查元素周期律及结构、性质。熟练掌握元素周期表中的递变规律可迎刃而解。推断题中常考的就是短周期元素，应熟练掌握其外层电子结构。
(2)由题意可知Y为O，M为Si，由离子所带电荷可知X为H，Z为Na，N为Cl。由题意可知A为NaOH，B为NaClO，A发生电离，B发生水解。
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第三章 晶体结构与性质
第一节 晶体的常识
一、晶体的分类
1．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。
2．由阴离子和阳离子通过离子键形成的晶体称为离子晶体。
3．由金属元素组成，以金属键为基本作用形成的晶体称为金属晶体。
4．完全通过共价键形成的晶体称为原子晶体。
5．通过分子间相互作用使得分子在空间进行周期性重复排列所形成的晶体称为分子晶体。
二、晶体与非晶体的判定方法
1．测熔点：晶体具有固定的熔点，而非晶体则没有固定的熔点。
2．可靠方法：对固体进行X 射线衍射实验。
三、晶体的基本性质是由晶体的周期性结构决定的
1．自范性
指晶体能自发地呈现多面体外形的性质。
2．均一性
指晶体的化学组成、密度等性质在晶体中各部分都是相同的。
3．各向异性
同一晶格构造中，在不同方向上质点排列一般是不一样的，因此，晶体的性质也随方向的不同而有所差异。
4．对称性
晶体的外形和内部结构都具有特有的对称性。在外形上，常有相等的晶面、晶棱和顶角重复出现。
这种相同的性质在不同的方向或位置上做有规律的重复，就是对称性。晶体的格子构造本身就是质点重复规律的体现。
5．最小内能
在相同的热力学条件下，晶体与同种物质的非晶体、液体、气体相比较，其内能最小。
6．稳定性
晶体由于有最小内能，因而结晶状态是一个相对稳定的状态。
下列叙述中，正确的是( )
A．具有规则几何外形的固体一定是晶体
B．晶体与非晶体的根本区别在于是否具有规则的几何外形
C．具有各向异性的固体一定是晶体
D．依据构成粒子的堆积方式可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体
解析 晶体与非晶体的根本区别在于其内部粒子在空间上是否按一定规律做周期性重复排列。晶体所具有的规则几何外形、各向异性和特定的对称性是其内部粒子规律性排列的外部反映，因此B项错；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项错；具有各向异性的固体一定是晶体，C项正确；晶体划分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体是依据构成晶体的粒子及粒子间的相互作用，因此D项错。
答案 C
依据晶体的特性判断固体是不是晶体，存在一定的不可靠性，应从本质特征上进行把握。
如下图所示的甲、乙、丙三种晶体
试写出：
(1)甲晶体的化学式(X为阳离子)为 。
(2)乙晶体中A、B、C三种粒子的个数比是 。
(3)丙晶体中每个D周围结合E的个数是 个。
解析 只要掌握晶体立方体中粒子实际占有“份额”规律：顶点粒子在立方体中实占，立方体面上粒子实占，立方体棱边上粒子实占，立方体内部粒子按有1算1统计。甲中X位于立方体体心，算为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，B占有×6=3，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
解答这类习题时首先要明确：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，通常采用分摊法。分摊法的根本原则是：晶胞在任意位置上的一个原子如果被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。
1．某同学在网站上找到一张玻璃的结构示意图如图，这张图说明玻璃是不是晶体，为什么？
提示 不是晶体。从玻璃的结构示意图来看，玻璃中粒子质点排列无序，没有晶体的自范性。
2．根据晶体物理性质的各向异性的特点，人们很容易识别用玻璃仿造的假宝石。你能列举出一些可能有效的方法鉴别假宝石吗？
提示 (1)采用X 射线衍射实验时，当X 射线照射假宝石时，不能使X 射线产生衍射，只有散射效应。
(2)观看是否具有对称性；在外形上，假宝石没有相等的晶面、晶棱和顶角重复出现。
(3)用它来刻划玻璃；真宝石硬度大，可刻划玻璃，而假宝石硬度小，不能用来刻划玻璃。
(4)加热；真宝石熔、沸点很高，而假宝石无固定的熔、沸点，在一定温度范围内，便开始熔化。
下图依次是金属钠(Na)、金属锌(Zn)、碘(I2)、金刚石(C)晶胞的示意图，数一数，它们分别平均含几个原子？
提示 金属钠的一个晶胞的原子数=8×1/8+1=2；
金属锌的一个晶胞的原子数=8×1/8+1=2；
晶体碘的一个晶胞的原子数=(8×1/8+6×1/2)×2=8；
金刚石的一个晶胞的原子数=8×1/8+6×1/2+4=8。
1.
自范性 微观结构
晶体 有(能自发呈现多面体外形) 原子在三维空间里呈周期性有序排列
玻璃体 没有(不能自发呈现多面体外形) 原子排列相对无序
2.区分晶体和非晶体最科学的方法是对固体进行X 射线衍射实验。
3．8×＋6×＝4；8×＋6×＋4＝8；(8×＋6×)×3＝12。
4．2种
1．下列物质中属于晶体的是( )
A．玻璃 B．水晶 C．水泥 D．橡胶
答案 B
解析 晶体是具有自发形成的规则几何外形的固体，玻璃、水泥、橡胶尽管可以塑造成为规则的几何外形，但不是自发的，所以它们不是晶体。
2．下列关于晶体的说法不正确的是( )
A．粉末状的固体肯定不是晶体
B．晶胞是晶体结构的基本单元
C．晶体内部的粒子按一定规律做周期性的有序排列
D．晶体尽量采取紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
答案 A
解析 晶体和非晶体的本质区别是组成晶体的粒子在三维空间里是否呈现周期性的有序排列，不管固体的颗粒大小，只要其组成粒子在三维空间里呈现周期性的有序排列就属于晶体，因此A选项的判断是错误的，而B、C、D项皆正确。
3．纳米材料的表面粒子数占粒子总数的比例很大，这是它有许多特殊性质的原因。假设某硼镁化合物的结构如下图所示(六个硼原子位于棱柱内)，则这种纳米颗粒的表面粒子数占总粒子数的百分比为( )
A．22% B．70% C．66.7% D．33.3%
答案 B
解析 这是一个纳米颗粒，其中的粒子不会与其他颗粒共用，因此所有的镁原子和硼原子都完全属于这个颗粒。该纳米颗粒表面共有镁原子14个、内部有硼原子6个，原子总数为20，所以镁原子占原子总数的百分比为×100%＝70%，故B选项正确。
4．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( )
A．3∶9∶4 B．1∶4∶2 C．2∶9∶4 D．3∶8∶4
答案 B
解析 这不是一个立方晶胞结构，而是一个正三棱柱结构，那么依据实际情况来计算，原子的均摊数分别为：顶点，水平棱上，竖棱上，面上，内部为1。A、B、C三种粒子数的比为(6×)∶(6×＋3×)∶1＝1∶4∶2。
5．某离子化合物的晶胞如下图所示。阳离子位于晶胞的中心，阴离子位于晶胞的8个顶点上，该离子化合物中阴、阳离子的个数比为( )
A．1∶8 B．1∶4 C．1∶2 D．1∶1
答案 D
解析 离子晶体是由晶胞在三维空间里通过无隙并置构成的。每一个晶胞中的粒子属于该晶胞的份额计算方法如下：
顶点上的粒子，被8个晶胞共用，属于一个晶胞的占其1/8；
棱上的粒子，被4个晶胞共用，属于一个晶胞的占其1/4；
面上的粒子，被2个晶胞共用，属于一个晶胞的占其1/2；
晶胞内的粒子，完全属于该晶胞。由图可知，阳离子位于晶胞的中心，属于该晶胞的数目为1，阴离子位于晶胞的8个顶点上，属于该晶胞的数目为8×1/8＝1，因此，阴离子与阳离子的个数比为1∶1。
6．根据晶体中的晶胞结构，判断下列晶体的化学式中不正确的是( )
答案 A
解析 确定晶体的化学式，其实就是确定晶胞中各粒子的个数比。在立方晶胞中，只有处于晶胞内部的粒子才完全属于该晶胞，处于面上的粒子有1/2属于该晶胞，处于棱上的粒子有1/4属于该晶胞，处于各顶点上的粒子只有1/8属于该晶胞。据此可以算出上述晶体的化学式分别是AB、C2D、EF、XY3Z，所以A选项错误。
7．在晶体中具有代表性的最小重复结构单元称为晶胞。一般来说，晶胞的形状都是________。由于整块晶体可以看作是由很多的晶胞通过________而形成的，因此晶体内部质点的排列________。晶体的许多物理性质(如强度、导热性、光学性质等)常会表现出________。而非晶体由于________(填“存在”或“不存在”)最小重复的结构单元，在X 射线衍射图谱中的特点是__________________________。
答案 平行六面体 无隙并置 高度有序 各向异性 不存在 看不到分立的斑点或明锐的谱线
解析 本题重点考查晶体的微观结构以及晶体和非晶体的X 射线衍射图谱的区别。
1．下列叙述不属于晶体特性的是( )
A．有规则的几何外形 B．具有各向异性
C．有对称性 D．没有固定熔点
答案 D
解析 晶体具有规则的几何外形、各向异性、对称性三大特性，且晶体有固定的熔点。
2．下列物质中，不属于晶体的是( )
A．干冰 B．食盐 C．玻璃 D．钠
答案 C
解析 固体有晶体和非晶体之分，晶体是内部微粒(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，食盐、冰、金属、宝石、水晶、大部分矿石等都是晶体；非晶体的内部原子或分子的排列呈现杂乱无章的分布状态，如玻璃、橡胶等都是非晶体。
3．下列有关晶胞的叙述，正确的是( )
A．晶胞是晶体中的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．已知晶胞的组成就可推知晶体的组成
答案 AD
解析 不同的晶体中晶胞的形状和大小不一定相同，故B错；晶胞中的粒子有的和其他晶胞共用，所以C也错。
4．某晶体中含有A、B、C三种元素，其排列方式如图所示，晶体中A、B、C的原子个数之比依次为( )
A．1∶3∶1 B．2∶3∶1 C．8∶6∶1 D．4∶3∶1
答案 A
解析 N(A)＝8×＝1，N(B)＝6×＝3，N(C)＝1，则晶体中A、B、C的原子个数之比为1∶3∶1。
5．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。
答案 4∶3 1∶1 4 4
解析 根据平摊规律：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。
1．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．晶体研碎后即变为非晶体
D．将玻璃加工成规则的固体即变成晶体
答案 B
解析 晶体的规则几何外形是自发形成的，有些固体尽管有规则的几何外形，但由于不是自发形成的，所以不属于晶体，因此，A、D选项错误；晶体是由晶胞通过无隙并置形成的，组成晶体的粒子在三维空间呈现周期性的有序排列，因此，晶体研碎成小的颗粒仍然是晶体，所以C项是错误的；自范性是晶体与非晶体的本质区别，所以B选项正确。
2．区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是( )
A．测定熔、沸点 B．观察外形
C．对固体进行X 射线衍射 D．通过比较硬度确定
答案 C
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。
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
答案 B
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。
4．水的状态除了气态、液态和固态外，还有玻璃态。它是由气态水急速冷却到165 K时形成的，玻璃态水无固定形态，不存在晶体结构，且密度与普通液态水的密度相同。下列有关玻璃态水的说法中，正确的是( )
A．水由液态变为玻璃态，体积缩小 B．水由液态变为玻璃态，体积膨胀
C．玻璃态是水的一种特殊状态 D．玻璃态水属于晶体
答案 C
解析 题干中已经非常明确地说明：“玻璃态水无固定形态，不存在晶体结构”，故不会是晶体，故D项不对；玻璃态水的密度与普通液态水的密度相同，根据ρ＝m/V，可知水由液态变为玻璃态，体积不会发生变化，所以A、B选项不符合题意。
5．下列途径不能得到晶体的是( )
A．熔融态物质快速冷却 B．熔融态物质凝固
C．气态物质凝华 D．溶质从溶液中析出
答案 A
解析 得到晶体的三个途径是：①溶质从溶液中析出，②气态物质凝华，③熔融态物质凝固，所以B、C、D选项中的措施可以得到晶体；晶体表现自范性是需要一定条件的，即晶体生成的速率要适当，因此熔融态物质快速冷却时不能得到晶体，所以选择A项。
6．有一种钛原子和碳原子构成的气态团簇分子，如图所示，顶角和面心的原子是钛原子，棱的中心和体心的原子是碳原子，它的化学式为( )
A．Ti14C13 B．TiC C．Ti4C4 D．Ti4C3
答案 A
解析 由题意知该物质是气态团簇分子，故题目中图示应是该物质的一个完整的分子，由14个Ti原子和13个C原子构成，选项A正确；此题目极易因审题不严密，误认为是晶体而视为Ti与C原子的个数比为(8×＋6×)∶(12×＋1)＝1∶1，错选B或C。
7．碘元素有多种价态，可以形成多种含氧阴离子IxO。由2个IO正八面体共用一个面形成的IxO的化学式为( )
A．I2O B．I2O C．I2O D．I2O
答案 A
解析 本题主要考查离子组成与空间结构的关系。正八面体由八个正三角形构成，则IO结构应为：I在正八面体中心，6个O原子在正八面体的六个顶点上，即由2个IO正八面体共用一个面后形成的IxO应该拥有2个I和9个O。
8．如图，石墨晶体结构的每一层里平均每个最小的正六边形占有碳原子数目为( )
A．2 B．3 C．4 D．6
答案 A
解析 据均摊法，从图中可知，每个顶点上的原子为三个正六边形共有，因而正六边形占有的碳原子数目为6×＝2。
9．氢是重要而洁净的能源。要利用氢气作为能源，必须解决好安全有效地储存氢气的问题。化学家研究出利用合金储存氢气的方法，其中镧(La)镍(Ni)合金是一种储氢材料，这种合金的晶体结构已经测定，其基本结构单元如图所示，则该合金的化学式可表示为( )
A．LaNi5 B．LaNi C．La14Ni24 D．La7Ni12
答案 A
解析 根据上述物质的结构知La原子的数目为12×＋2×＝3，而Ni原子的数目为12×＋6＋6×＝15，所以La与Ni的原子个数比为3∶15＝1∶5。
10．如图所示为高温超导领域里的一种化合物——钙钛矿的晶体结构，该结构是具有代表性的最小重复单位。
(1)在该物质的晶体结构中，每个钛离子周围与它最近且距离相等的氧离子、钙离子，各有 、 。
(2)该晶体结构中，元素氧、钛、钙的离子个数比是
________________________________________________________________________，
该物质的化学式可表示为 。
(3)若钙、钛、氧三元素的相对原子质量分别为a、b、c，晶体结构图中正方体边长(钛原子之间的距离)为d nm(1 nm=10-9 m)，则该晶体的密度为 g/cm3。
答案 (1)6 8 (2)3∶1∶1 CaTiO3 (3)
解析 (1)以钛离子为顶点，应有8个立方晶胞紧靠在一起，这样钛原子成为空间直角坐标系的中心原点，它的三维方向上前后左右上下最近且相邻各有一个氧原子，共6个，它周围的8个立方晶胞内各含一个钙离子；
(2)该晶体中含氧离子个数为12×=3，钙离子1个，钛离子8×=1，故其比为3∶1∶1，那么它的化学式可表示为CaTiO3；
(3)晶体的质量即三种离子的质量，即 ；
晶体的体积为d3×10-21 cm3；
则其密度为
11.某晶胞结构如图所示，X位于立方体的顶点，Y位于立方体的中心。试分析：
(1)在一个晶胞中有 个X， 个Y，晶体的化学式为 。
(2)晶体中距离最近的两个X与一个Y所形成的夹角∠XYX为 (填角的度数)。
答案 (1) 1 XY2或Y2X (2)109°28′
解析 (1)Y的个数为1，X的个数为4×1/8=1/2，所以X∶Y=1∶2，因此化学式为XY2或Y2X。
(2)X与Y之间的连接线构成一个正四面体，类似甲烷的分子结构，所以∠XYX角度等于甲烷中的键角，为109°28′。
1
8加热
1
2加热
1
4加热
1
8加热
12
2加热
1
2加热
1
8加热
1
2加热
a+b+3cMnO2
60 2d3
1
4加热
1
8加热
a+b+3c
6.02×10233加热
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