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选考部分
1．理解原子的组成，理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们的相互关系。
2．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
3．了解原子核外电子的运动状态。
4．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
5．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
1．电子在排布时必须遵循能量最低原理、泡利原理及洪特规则。可以通过练习一些元素(如N、O、Mg、Si等)原子的电子排布图，加深对泡利原理和洪特规则的理解。
2．熟记元素的第一电离能与元素的金属性、非金属性的关系：一般，元素的第一电离能越小，元素的金属性越强，非金属性越弱。但也要注意例外，如：第一电离能Be＞B；Mg＞Al。
一、原子核外电子的运动特征及其分层排布
1．对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的________；各能层最多容纳的电子数为________。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的________；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按________的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。
2．在同一个原子中，离核越近，n越小的电子层能量________。同一电子层中，各能级的能量按s、p、d、f…的次序________。
3．电子云指电子在原子核外出现的________。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。
4．原子轨道指不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。s电子的原子轨道都是________形的，p电子的原子轨道都是________形的，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以________表示。
5．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，这个规则被称为________。
二、基态原子与电子排布原理
1．现在物质结构理论原理证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，处于最低状态能量的原子叫做________原子。
2．基态原子的核外电子排布要遵循的原则是__________________________________、__________________________________。
3．不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的原子的____________，总称原子光谱。
三、元素周期表 元素周期律
1．元素周期表中的周期是指具有相同的________的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个个横行；元素周期表中的族是指把不同横行中________相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成的纵行。
2．元素的性质随核电核数递增发生________的递变，叫做元素周期律，在化学(必修2)中元素周期律主要体现在________、________、________、________、________等的周期性变化。
四、电离能
1．气态原子或离子___________________叫电离能，常用符号________表示，单位为________。
2．根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子____________，反之，电离能越大，表示在气态时该原子____________，同一周期从左到右，元素的第一电离能总体上具有________的趋势，同一主族从上到下，第一电离能________。
五、电负性
1．____________叫键合电子；我们用电负性描述____________。
2．电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。________的电负性一般小于1.8，________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”的电负性则在1.8左右，他们既有________性又有________性。
答案：
一、1.能层 2n2 能级 s、p、d、f 2.越低 逐渐增大 3.概率密度 4.球 纺锤 px、py、pz 5.洪特规则
二、1.基态 2.能量最低原理 泡利不相容原理 洪特规则 3.吸收光或发射光的波长和频率
三、1.电子层数 最外层电子数 2.周期性 原子半径 元素的金属性 非金属性 元素的电离能 元素的电负性
四、1.失去一个电子所需要的最低能量 I kJ·mol－1 2.越容易失去电子 越难失去电子 增大 逐渐减小
五、1.原子中用于形成化学键的电子 不同元素的原子对键合电子吸引力的大小 2.金属 非金属 金属 非金属
1．下列各能层中，不包含d能级的是 ( )
A．M能层 B．L能层
C．Q能层 D．N能层
答案：B
2．下列电子排布图中，能正确表示某元素原子的最低能量状态的是 ( )
答案：D
3．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．Ca2＋?1s22s22p63s23p6
B．O2－：1s22s22p4
C．Cl－： [Ne]3s23p6
D．Ar：2s22s22p63s23p6
答案：B
4．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( )
A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多
B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高
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：D
5．一种价电子构型为2s22p5的元素，下列有关它的描述正确的是 ( )
A．原子序数为7 B．第一电离能最大
C．原子半径最大 D．电负性最大
答案：D
6．当碳原子的核外电子排布图由转变为时，下列说法中正确的是 ( )
A．碳原子由基态变为激发态
B．碳原子由激发态变为基态
C．碳元素种类发生了变化
D．碳原子要向外界环境释放能量
答案：A
7．下面是s能级和p能级的原子轨道图，试回答下列问题：
(1)s电子的原子轨道呈________形，每个s能级有________个原子轨道；p电子的原子轨道呈________形，每个p能级有________个原子轨道。
(2)s电子的原子轨道、p电子的原子轨道的半径与________有关，二者之间的关系为____________
解析：s电子原子轨道是球形的，随着能层序数的增大，其半径也逐渐增大。p电子原子轨道是纺锤形的，每个p能级有3个相互垂直的原子轨道，p电子原子轨道的平均半径也随着能层序数的增大而增大。
答案：(1)球 1 纺缍 3
(2)能层序数n 能层序数n越大，原子轨道的半径越大
8．有A、B、C、D、E五种元素，其中A、B、C、属于同一周期，A原子最外层p能级的电子数等于次外层的电子总数，B原子最外层中有两个未成对的电子，D、E原子核内各自的质子数与中子数相等，B元素可分别与A、C、D、E生成RB2型化合物，并知在DB2和EB2中，D与B的质量比为 ，E与B的质量比为
根据以上条件，回答下列问题：
(1)推断五种元素分别是：A____________，B____________，C____________，D____________，E____________。
(2)写出D原子的电子排布式____________。
(3)指出E元素在元素周期表中的位置____________。
(4)比较A、B、C三种元素的第一电离能的大小顺序____________(由大到小的顺序排列)。
解析：A原子最外层p能级电子数等于次外层的电子总数，说明次外层为K层，故A的电子排布式为1s22s22p2，即A为碳元素；B原子最外层中有两个未成对的电子，说明B为第Ⅳ A或第Ⅵ A族元素，又B与A同周期，说明B为氧元素；C元素可以与B形成CB2型化合物且C与A、B同周期，说明C为氮元素；在DB2中，D与B质量比为
即D的相对原子量为28，在EB2中，E与B的质量比为， 即E的相对原子质量为32，由D、E核内质子数与中子数相等可以知道D为硅元素，E为硫元素。比较A(碳)、B(氧)、C(氮)三种元素的第一电离能，须注意到氮元素原子的2p原子轨道处于半充满状态，体系的能量较低，原子最稳定，第一电离能最大。故第一电离能的大小顺序为C＞B＞A或氮＞氧＞碳。
答案：(1)C O N Si S
(2)1s22s22p63s23p2
(3)第三周期第Ⅵ A族
(4)C＞B＞A(或氮＞氧＞碳)
1.原子核外电子排布原理
(1)能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。
(2)泡利原理：每个原子轨道最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反(自旋只有两种方向，用↑、↓表示)。
(3)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。
(4)特例
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有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。
规律总结
多电子原子中，原子轨道能量的高低存在以下规律：
①相同能层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜nd＜nf。
②形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜3s＜4s……
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的能量相等。
2．基态原子中电子在原子轨道上的排布顺序：
基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序如图所示。它表示随着原子序数的递增，基态原子的核外电子按照箭头的方向依次排布在各原子轨道上：1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s…这是从实验得到的一般规律，适用于大多数基态原子的核外电子排布。
3．基态原子核外电子排布的表示方法
(1)原子结构示意图(或称原子结构简图)
可表示核外电子分层排布和核内质子数，如O：。
(2)电子式
在元素符号周围用“·”或“×”表示原子最外层电子数目的式子，如
(3)电子排布式
①用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数，如K：1s22s22p63s23p64s1。
②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K：[Ar]4s1。
(4)电子排布图(轨道表示式)
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氧元素基态原子的电子排布如图所示：
误区警示
①在书写基态原子的电子排布图时，常出现以下几种错误：
②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。例如：Fe：1s22s22p63s23p63d64s2，正确；
Fe：1s22s22p63s23p64s23d6，错误。
●案例精析
【例1】 (2007·海南高考)A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：
(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________；
(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________；
(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________；
(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为________。
[解析] (1)A元素基态原子的电子排布图由题意可写成： 可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。
(2)B－，C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。
(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23d64s2即26号元素铁。
(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号Cu。
[答案] (1)N (2)Cl K
(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Cu 1s22s22p63s23p103d64s1或[Ar]3d104s1
下列表达方式错误的是 ( )
解析：Na＋的轨道表示式中电子违反了泡利原理。
答案：A
1.电离能的应用
(1)判断元素的金属性与非金属性强弱：一般元素的第一电离能越大，元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的第一电离能越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。
(2)化学键类型的判断：当两个电离能相差较大的元素原子成键时，一般为离子键；当两个电离能相差较小的元素原子成键时，一般为共价键。
2．电负性的应用
(1)元素的电负性越大，其金属性越弱，非金属性越强；元素的电负性越小，其金属性越强，非金属性越弱。一般情况下，非金属元素的电负性在1.8以上，金属元素的电负性在1.8以下。
(2)在不同元素形成的化合物中，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
(3)两种不同元素原子形成化学键时，一般其电负性差值大于1.7者形成离子键，小于1.7者形成共价键。
(4)元素周期表中“对角线规则”：元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。
特别提醒
①金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。
②不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
③共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
●案例精析
【例2】 已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0 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小于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
(1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是__________________________________。
(2)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物。
Mg3N2 BeCl2 AlCl3 SiC
[解析] 元素的电负性是元素的重要性质，且随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及表中数值知，Mg3N2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。
[答案] (1)随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化；同一周期内，随着原子序数递增，元素电负性增大
(2)Mg3N2为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC均为共价化合物。
下表为元素周期表前三周期的一部分：
(1)X的氢化物的沸点与W的氢化物沸点比较________＞________(填化学式)，原因是______________________。
(2)选出X的基态原子的电子排布图________，另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________(填序号)。
A．能量最低原理 B．泡利原理 C．洪特规则
(3)以上五种元素中，________(填元素符号)元素第一电离能最大。
(4)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如下图所示，则下列判断错误的是________。
A．G是最活泼的非金属单质
B．L是极性分子
C．E的中心原子杂化轨道类型为sp2杂化
D．M的化学性质比同主族相邻元素单质的化学性质活泼
E．M分子中有1个σ键，2个π键
解析：根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。
(1)X、W的氢化物为NH3和PH3，因NH3可以形成氢键，故NH3的沸点、熔点显著升高，故沸点NH3＞PH3。
(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，且自旋方向相同，因此N元素的基态原子的电子排布图为：
(3)原子失电子所需能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关；还与形成稳定结构的倾向有关。结构越稳定，失去电子所需能量越高，在所给五种元素中，Ne元素最外层已达8e－的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。
(4)根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，NH3中N原子的杂化轨道类型为sp3杂化，在N2中N原子间以1个σ键和2个π键形成三键，故键能高，化学性质不活泼，故C、D错误。
答案：(1)NH3 PH3 NH3可形成氢键，使NH3熔点、沸点明显升高 (2)② C (3)Ne (4)C、D
【例1】 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)如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的E值的变化的特点是：________。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。试预测下列关系中正确的是________(填写编号，多选倒扣)。
①E(砷)＞E(硒) ②E(砷)＜E(硒)
③E(溴)＞E(硒) ④E(溴)＞E(硒)
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：________＜E＜________。
(4)10号元素E值较大的原因是________________。
[解析] (1)同主族元素最外层电子数相同，从上到下原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需能量逐渐小。这充分体现了元素性质周期性变化的规律。
(2)根据图象可知，同周期元素E(氮)＞E(氧)，E(磷)＞E(硫)。E值出现反常现象。故可推知第4周期E(砷)＞E(硒)。但ⅥA族元素与ⅦA族元素的E值并未出反常，所以E(溴)＞E(硒)。应填①、③。
(3) 1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子比同周期元素钾要难，比同主族元素Mg要容易，故其E值应在419 kJ·mol～738 kJ·mol－1。
(4)10号元素是Ne，它的原子最外层已经成为8电子稳定结构，故其E值较大。
[答案] (1)随着原子序数增大，E值变小 周期性 (2)①③ (4)419 kJ·mol－1 738 kJ·mol－1[或填E(钾) E(镁)] (4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
(2008·上海高考题)元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。
元素 A B C D
性质或结构信息 单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远 工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层未达到稳定结构 单质常温、常压下是气体，原子的L层有一个未成对的p电子 ＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同
(1)上表中与A属于同一周期的元素是________，写出D离子的电子排布式________。
(2)D和C形成的化合物属于________晶体。写出C单质与水反应的化学方程式______________。
(3)对元素B的单质或化合物描述正确的是________。
a．B元素的最高正价为＋6
b．常温、常压下单质难溶于水
c．单质分子中含有18个电子
d．在一定条件下镁条能与单质B反应
(4)A和D两元素金属性较强的是(写元素符号)________。写出能证明该结论的一个实验事实______________________________________________________________________________________。
解析：由题可推出A、B、C、D元素分别为：Na、O或N、F、Mg，关键要注意B元素的推断，B的单质可能是氧气，也可能是氮气，因此(3)中有b、d项正确。(4)问中元素金属性的比较方法一般有：①比较最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，②与酸反应的剧烈程度等。
答案：(1)Mg 1s22s22p6
(2)离子 2F2＋2H2O===4HF＋O2
(3)b、d(B是氧气或氮气)
(4)Na 钠与水反应比镁与水反应激烈或氢氧化钠的碱性比氢氧化镁强
(2006·上海，)
(1)上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。
(2)元素甲是第3周期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电子层排布。
(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)元素周期表包括7个周期，第7周期为不完全周期，由所给表格的最下边一行向上数7行为第1周期，又由于第1周期只有两种元素分别在ⅠA族(最左侧)和零族，第2、3周期各有8种元素，分布在ⅠA、ⅡA族周期表的最左侧的两个纵行，ⅢA～ⅦA族和零族(从最右侧向左依次为零族、ⅦA、ⅥA、ⅤA…ⅢA)，第4至6周期全部为长周期。由此可得周期表边界。
(2)因甲位于第2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)(见下图)
(3)Al S(或乙 甲或铝 硫)
H2SO4 Al(OH)3(或H3AlO3)
(4)周期性 元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数(其他合理答案也给分)
请同学们认真完成课后强化作业
选修3第一节
一、选择题
1．下列说法正确的是 ( )
A．氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还能推广到其他原子光谱
D．原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上像火车一样高速运转着
【解析】 A项中氢光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱；B项正确；C项中玻尔理论成功地解释了氢原子光谱，但对解释多电子原子的光谱却遇到了困难；D项中原子没有确定的半径，所谓原子半径是电子运动出现的“区域。”
【答案】 B
2．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轨道上有一个空轨道的X原子与3p轨道上只有一个空轨道的Y原子
D．最外层都只有一个电子的X、Y原子
【解析】 本题考查的是核外电子排布的知识。A中1s2结构的He,1s22s2结构为Be，两者性质不相似。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个电子可能是第ⅠA族元素，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。
【答案】 C
3．下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是 ( )
①电子分层排布模型 ②“葡萄干布丁”模型 ③量子力学模型 ④道尔顿原子学说 ⑤核式模型
A．①③②⑤④ B．④②③①⑤[来源:Zxxk.Com]
C．④②⑤①③ D．④⑤②①③[来源:学科网]
【解析】 ①电子分层排布模型由玻尔1913年提出；②“葡萄干布丁”模型由汤姆逊1903年提出；③量子力学模型于1926年提出；④道尔顿原子学说于1803年提出；⑤核式模型由卢瑟福于1911年提出。
【答案】 C
4．在1s、2px、2py、2pz轨道中，具有球对称性的是 ( )
A．1s B．2px
C．2py D．2Pz
【解析】 1s轨道和2p轨道的图象分别为：
由图象可看出，呈球对称性的为1s原子轨道。
【答案】 A
5．下列各原子的轨道表示式正确的是 ( )
【答案】 AC
6．下列关于四个量子数的说法中，正确的是 ( )
A．电子的自旋磁量子数是±，表示一个原子轨道中的2个电子的运动状态完全相反
B．磁量子数m＝0的轨道都是球形的轨道
C．角量子数l的可能取值是从0到n的正整数
D．多电子原子中，电子的能量决定于主量子数n和角量子数l
【解析】 自旋磁量子数为±，只表示一个原子轨道中的两个电子的自旋方向相反。既然在同一原子轨道中，它们的主量子数、角量子数和磁量子数都相同，故A错误。角量子数为零时，对应的为s轨道，在空间呈球形伸展方向，故B错误。l最大取值为n－1，故C错误。
【答案】 D[来源:学|科|网Z|X|X|K]
7．下列说法中正确的是 ( )
A．第3周期所包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小
C．在所有元素中，氟的电负性最大
D．钾的第一电离能比镁的第一电离能大
【解析】 金属性越强，第一电离能越小，非金属性越大，电负性越大。
【答案】 AC
8．下列各种原子的核外电子排布中，属于基态的是 ( )
A．1s22s12p1 B．1s22s22p33s1
C．1s22s22p63s14s1 D．1s22s22p63s23p64s1
【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排布得到的结果，激发态是基态电子获得能量发生电子跃迁得到的结果。
【答案】 D
9．第3周期元素的基态原子中，不可能出现d电子，主要依据是 ( )
A．能量守恒原理
B．泡利不相容原理
C．洪特规则
D．近似能级图中的顺序3d轨道能量比4s轨道高
【解析】 电子排布时，要从能量低的轨道排起，第3周期元素出现了M层，当电子排满P层时，原子序数为18，当再增加一个电子时，应当排4s轨道上，进入第4周期所以第3周期不可能出现d电子。
【答案】 D
10．原子序数为33的元素，其原子在n＝4，l＝1的轨道中电子数为 ( )
A．3 B．4 C．5 D．6
【解析】 33号元素的电子排布应为1s22s22p63s23p63d104s24p3，所以4p电子个数为3。
【答案】 A
11．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据下表所列数据判断，错误的是 ( )
元素 I1 I2 I3 I4
X 500 4600 6900 9500
Y 580 1800 2700 11600
A.元素X的常见化合价是＋1
B．元素Y是ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
【答案】 D
12．如图为元素周期表的一部分。X、Y、Z、W均为短周期元素，若W原子的最外层电子数是其次外层电子数的7/8。则下列说法中正确的是 ( )
X Y
Z W
A.Y单质可与Z的氢化物的水溶液反应，使溶液pH升高
B．最高价氧化物的水化物酸性：W＞Z
C．原子半径由大到小的排列顺序是Z＞Y＞X
D．X的单质中有一种为白色蜡状固体
【答案】 AB
13．下列表达方式错误的是 ( )
【答案】 BC
14．在d轨道中电子排布成
↑ ↑ ↑ ↑
，而不能排布成
↑↓ ↑↓
，其最直接的根据是 ( )
A．能量最低原理 B．泡利原理
C．原子轨道构造原理 D．洪特规则
【答案】 D
15．下图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是 ( )
A．y轴表示的可能是电离能
B．y轴表示的可能是电负性
C．y轴表示的可能是原子半径
D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
【答案】 B
16．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“未成对原子”的说法错误的是 ( )
A．核电荷数为奇数的原子，其原子轨道中一定含有“未成对电子”
B．核电荷数为偶数的原子，其原子轨道中可能不含“未成对电子”
C．核电荷数为偶数的原子，其原子轨道中可能含有“未成对电子”
D．核电荷数为奇数的原子，其原子轨道中一定不含“未成对电子”
【答案】 D
17．(2009·福建福州八中高二期末)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．O2－：1s22s22p4 D．Ar：1s22s22p63s23p6
【答案】 C
二、非选择题
18．下表为周期表的一部分，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)写出元素⑨的基态原子的电子排布式________。
(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成对电子为________对。
(4)元素④的氢化物的分子构型为________，中心原子的杂化形式为________。
(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如下图，其中序号“8”代表________(填元素符号)；其中电负性最大的是________(填图中的序号)。
【答案】 (1)⑨ (2)1s22s22p63s23p64s2
(3)1 (4)三角锥形 sp3
(5)Si 2
19．下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
性质
元素 原子半径(10－10m) 最高价态 最低价态
① 1.02 ＋6 －2
② 2.27 ＋1 －
③ 0.74 － －2
④ 1.43 ＋3 －
⑤ 0.77 ＋4 －4
⑥ 1.10 ＋5 －3
⑦ 0.99 ＋7 －1
⑧ 1.86 ＋1 －
⑨ 0.75 ＋5 －3
⑩ 1.17 ＋4 －4
试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，它是一种重要的结构材料，推测它应是属于________晶体；元素①的原子价电子排布式是________。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由大到小的顺序是______________________________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是________(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。
A．气态氢化物的挥发性和稳定性
B．单质分子中的键能
C．两元素的电负性
D．含氧酸的酸性
E．氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F．两单质在自然界的存在形式
【解析】 由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，我们不难推出①S，②K，③O，④Al，⑤C，⑥P，⑦Cl，⑧Na，⑨N，⑩Si。
(1)在同一周期中，从第ⅠA族到第ⅦA族，元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小，故在10种元素中，第一电离能最小的是②K。
(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8e－稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S元素的原子价电子排布式是3s23p4。
(3)元素的非金属性越强，形成气态氢化物越稳定，非金属性强弱为Cl＞S＞P＞Si，故其氢化物稳定性为HCl＞H2S＞PH3＞SiH4。
(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。
【答案】 (1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 原子 3s23p4
(3)HCl＞H2S＞PH3＞SiH4
(4)氮元素 CE
20．(2009·宁夏)已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：
(1)X元素原子基态时的电子排布式为________，该元素的符号是________；[来源:学科网]
(2)Y元素原子的价层电子的轨道表示式为________，该元素的名称是________；
(3)X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为________；
(4)已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物还有ZnSO4和H2O，该反应的化学方程式是________；
(5)比较X的氢化物与同族第二、三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由____________。
【解析】 X元素原子基态电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p3，是砷元素(As)，Y元素原子基态电子排布式为1s22s22p4，是氧元素(O)，Z的原子序数为42－33－8＝1，是氢元素(H)。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p3 As
(2)
↑↓
↑↓ ↑ ↑
氧
2s 2p
(3)三角锥形
(4)As2O3＋6Zn＋6H2SO4(稀)===2AsH3↑＋6ZnSO4＋3H2O
(5)稳定性：NH3＞PH3＞AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定；沸点：NH3＞AsH3＞PH3，NH3可以形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高
(共137张PPT)
第二节 分子结构与性质
1．了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
2．了解简单配合物的成键情况。
3．了解化学键和分子间作用力的区别。
4．了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键物质。
1．在复习必修2中“共价键极性”的基础上，进一步认识共价键的形成过程，了解共价键的本质，能用键参数来解释分子的空间结构和性质。
2．能用杂化轨道理论解释分子的空间结构。
3．能根据共价键的构型和分子的空间结构正确判断极性分子和非极性分子。
一、共价键
1．共价键是常见化学键之一，它是指原子间通过共用电子对形成的化学键，在原子间形成________。
2．判断σ键和π键的一般规律是：共价单键是________键；而共价双键中有________个σ键，共价三键中有________个σ键，其余为π键。
3．键参数通常包括________、________与________。
4．等电子原理的概念：________相同、________相同的分子具有相似的化学键特征。
5．互为等电子体的物质其________(填“物理”或“化学”，下同)性质相近，而________性质差异较大。
二、分子的立体结构
1．________是用元素符号描述物质组成的式子。
2．________是用短线来表示一对共用电子对的图式。
3．________是省略了部分短线的结构式。
4．________是在元素符号周围用小黑点表示原子最外层电子数目的式子。
5．________是与元素的化学性质密切相关的最外层电子轨道上的电子。
6．杂化轨道理论是一种价键理论，是________为了解释分子的立体结构提出的。
7．在形成分子时，受外界条件影响，原子内部能量相近的原子轨道重新组合的过程叫做________，________组合后形成的一组新的原子轨道称为________。
8．一方是能够提供孤对电子的原子，另一方是能够接受孤对电子的空轨道的原子间形成的“电子对给予——接受键”这种化学键叫做________。
9．通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子以配位键结合形成的一类化合物称为________。
三、分子的性质
1．共价键有两种：________和________。其中极性共价键指____________形成的共价键，简称极性键；非极性共价键指____________形成的共价键，又简称非极性键。
2．分子有________分子和________分子之分。
3．极性键和非极性键的判断，可归纳为：________(填“相同”或“不同”)元素原子间形成的共价键为非极性键，如A—A型；________元素原子间形成的共价键为极性键，如A—B型。
4．氢键是除范德华力外的另一种____________力，它是由____________原子和____________原子之间的作用力。又分________和________。
5．氢键和范德华力、化学键的强弱关系为__________________________________(由强到弱排列)，其中氢键____________(填“属于”或“不属于”)化学键。
6．通过对许多实验的观察和研究，人们得出了一个经验性的“相似相溶”规律：非极性溶质一般易溶于非极性溶剂，极性溶质一般易溶于极性溶质；如果存在氢键，则溶解性________。此外，“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。
7．具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠，互为________。手性分子指__________________。
答案：
一、1.共用电子对 2.σ 1 1 3.键能 键长 键角 4.原子总数 价电子总数 5.物理 化学
二、1．化学式 2.结构式 3.结构简式 4.电子式 5.价电子 6.鲍林 7.杂化 杂化 杂化轨道 8.配位键 9.配合物
三、1.极性共价键 非极性共价键 不同种原子间 同种原子间 2.极性 非极性 3.相同 不同 4.分子间作用 已经与电负性很强的原子形成共价键的氢 另一个分子中电负性很强的 分子内氢键 分子间氢键 5.化学键＞氢键＞范德华力 不属于 6.更大 7.手性异构体 有手性异构体的分子
1．下列说法不正确的是 ( )
A．σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强
B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键
C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键
D．N2分子中有一个σ键，2个π键
答案：C
2．(2009·福建福州八中高二期末)在AgNO3溶液中加入过量氨水，先有沉淀，后沉淀溶解，沉淀溶解的原因是形成了 ( )
A．AgNO3 B. [Ag(NH3)2]＋
C．NH3·H2O D．NH4NO3
答案：B
3．下列说法中，错误的是 ( )
A．键长越长，化学键越牢固
B．成键原子间原子轨道重叠越多，共价键越牢固
C．对双原子分子来讲，键能越大，含有该键的分子越稳定
D．原子间通过共用电子对所形成的化学键叫共价键
答案：A
4．下列化学微粒的中心原子是以sp2杂化的是( )
A．BCl3 B．NH3
C．C2H4 D．BeF2
答案：AC
5．与 互为等电子体的是 ( )
A．SO3 B．SO2 C．CH4 D．NO2
答案：B
6．三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型理由的叙述，不正确的是 ( )
A．PCl3分子中三个共价键的键长，键角都相等
B．PCl3分子中的P—Cl键属于极性共价键
C．PCl3分子中三个共价键键能，键角均相等
D．PCl3是非极性分子
答案：D
7．DAN分子的两条链之间通过氢键结合。DNA分子复制前先将双链解开，则DNA分子复制将双链解开的过程可视为 ( )
A．化学变化
B．物理变化
C．既有物理变化又有化学变化
D．是一种特殊的生物变化
答案：B
8．(1)向盛有硫酸铜水溶液的试管里滴加氨水，首先形成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解，得到深蓝色的透明溶液，下列对此现象的说法正确的是 ( )
A．开始滴加氨水时形成的难溶物为Cu(OH)2
B．沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu(NH3)4]2＋，配位数为4
C．反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2＋的浓度不变
D．在[Cu(NH3)4]2＋中，Cu2＋给出孤电子对，NH3提供空轨道
(2)配合物[Ag(NH3)2]OH的中心原子(或离子)是____________，配位体是____________，配位数是____________，发生电离的电离方程式为__________________________________。
解析：(1)此过程的离子方程式为：Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。反应后溶液中不存在任何沉淀，但Cu2＋转化为[Cu(NH3)4]2＋，所以Cu2＋的浓度减小，A项正确，C项错误；
在[Cu(NH3)4]2＋中，NH3提供孤电子对，Cu2＋提供空轨道，D项错误；配合离子[Cu(NH3)4]2＋的配位数为4，B项正确。
(2)[Ag(NH3)2]OH的中心离子是Ag＋，配位原子是NH3分子中的N原子，配位数是2，由于配合物的内界是以配位键形成的，一般不电离，而内界和外界之间是通过离子键相结合的，可以完全电离，所以电离方程式为[Ag(NH3)2]OH===[Ag(NH3)2]＋＋OH－。
答案：(1)AB (2)Ag＋ NH3 2
[Ag(NH3)2]OH===[Ag(NH3)2]＋＋OH－
9．已知PH3与NH3结构相似，回答下列问题：
(1)PH3的电子式____________，结构式____________。
(2)它们的几何构型为____________。
(3)中心原子采取________杂化。
(4)PH3分子中的化学键________(填“有”或“无”)极性，其分子为________分子(填“极性”或“非极性”)。
(5)热稳定性：PH3________NH3(填“＞”、“＜”或“＝”)。
解析：解答此题时应明白NH3的空间构型，根据PH3与NH3结构相似，做出回答。
10．下图中A、B、C、D四条曲线分别表示第Ⅳ A、Ⅴ A、Ⅵ A、Ⅶ A族元素的氢化物的沸点，其中表示Ⅵ A族元素氢化物沸点的曲线是________；表示Ⅳ A族元素氢化物沸点的曲线是________；同一族中第3、4、5周期元素的氢化物沸点依次升高，其原因是_____________；A、B、C曲线中第二周期元素的氢化物的沸点显著高于第三周期元素的氢化物的沸点，其原因是 _________。
解析：第Ⅳ A、Ⅴ A、Ⅵ A、Ⅶ A族氢化物的晶体为分子晶体，其沸点的高低取决于分子间作用力(氢键和范德华力)的强弱。
分子间作用力强的沸点高、分子间作用力弱的沸点低。对于第Ⅳ A、Ⅴ A、Ⅵ A、Ⅶ A族元素的氢化物存在氢键的有NH3、H2O、HF，其他氢化物不存在氢键，故同主族元素的氢化物中，NH3、H2O、HF的沸点比其他元素氢化物的沸点要高得多。除NH3、H2O、HF在同族的氢化物中沸点反常外，其他同族元素的氢化物的相对分子质量随元素原子序数的增大而增大，分子间的作用力增强，沸点升高。由常识可知，在NH3、HF、H2O中，H2O沸点最高(通常H2O为液体，HF、NH3为气体)，故A为第Ⅵ A族氢化物的沸点曲线。第Ⅳ A族的元素的氢化物无氢键，沸点依元素原子序数的增大而增大，无反常情况，故D是第Ⅳ A族元素氢化物的沸点曲线。
答案：A D 组成和结构相似，相对分子质量依次增大，范德华力依次增大，故沸点依次升高 分子间存在氢键
1.共价键的特征
(1)共价键的饱和性
①按照共价键的共用电子对理论，一个原子有几个未成对电子，便可和几个自旋相反的电子配对成键，这就是共价键的“饱和性”。H原子、Cl原子都只有一个未成对电子，因而只能形成H2、HCl、Cl2分子，不能形成H3、H2Cl、Cl3等分子。
②共价键的饱和性决定了共价分子的组成。
(2)共价键的方向性
①共价键形成时，两个参与成键的原子轨道总是尽可能沿着电子出现概率最大的方向重叠，而且原子轨道重叠越多，电子在两核间出现概率越大，形成的共价键就越牢固。电子所在的原子轨道都有一定的形状，所以要取得最大重叠，共价键必然有方向性。多原子分子的键角一定，也表明了共价键具有方向性。
②共价键的方向性影响着共价分子的立体结构。
2．共价键的类型
(1)按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
(2)按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
(3)按原子轨道的重叠方式分为σ键、π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
●案例精析
【例1】 下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是 ( )
①HCl ②H2O ③N2 ④H2O2 ⑤C2H4 ⑥C2H2
A．①②③ B．③④⑤⑥
C．①③⑥ D．③⑤⑥
[解析] 共价键尽可能沿着原子轨道重叠最大的方向形成，这样原子轨道重叠愈多，形成的键越牢固。其中σ键是原子轨道以“头碰头”的方式成键，π键是原子轨道以“肩并肩”的 方式成键，σ键比π键强。当两个原子间能形成多个共用电子对时，先形成一个σ键，另外的原子轨道只能形成π键。
N2中有三个共价键；一个σ键，两个π键；C2H4中碳碳原子之间有两个共价键：一个σ键，一个π键；C2H2中碳碳原子之间有三个共价键；一个σ键，两个π键。
[答案] D
下列说法中正确的是 ( )
A．分子中键能越大，键长越长，则分子越稳定
B．元素周期表中的第Ⅰ A族(除H外)和第Ⅶ A族元素的原子间可能形成共价键
C．水分子可表示为HO—H，分子中键角为180°
D．H—O键键能为463 kJ·mol－1，即18 g H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×463 kJ
思路点拨：本题主要考查共价键的三个键参数，要理解它们的概念及相互关系，掌握它们对键强弱的影响。
解析：D项中H—O键键能为463 kJ·mol－1，指的是气态基态氢原子和氧原子形成1 mol H—O键时释放的最低能量，则拆开1 mol H—O键形成气态氢原子和氧原子所需吸收的能量也为463 kJ,18 g H2O即1 mol H2O中含2 mol H—O键，断开时需吸收2×463 kJ的能量形成气态氢原子和氧原子，再进一步形成H2和O2时，还需释放出一部分能量，故D项错误；Li的电负性为1.0，I的电负性为2.5，其差值为1.5＜1.7，所以LiI以共价键成分为主，B项正确。
答案：B
1.价层电子对互斥模型的两种类型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的排斥的作用对分子空间构型的影响，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤对电子。
(1)当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致。
(2)当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。
2．价层电子对互斥模型、杂化轨道理论与分子空间构型的关系
分
子
构
型 杂化轨道理论 杂化
类型 杂化轨
道数目 杂化轨道间夹角 空间构型 实例
sp 2 180° 直线形 BeCl2
sp2 3 120° 平面三角形 BF3
sp3 4 109°28′ 正四面体形 CH4
价层电子对互斥模型 电子对数 成键对数 孤对电子数 电子对空间构型 分子空间构型 实例
2 2 0 直线形 直线形 BeCl2
3 3 0 三角形 平面三角形 BF3
2 1 V形 SnBr2
4 4 0 四面体 正四面体形 CH4
3 1 三角锥形 NH3
2 2 V形 H2O
●案例精析
【例2】 用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体结构，两个结论都正确的是 ( )
A．直线形，三角锥形 B．V形；三角锥形
C．直线形；平面三角形 D．V形；平面三角形
[解析] 在H2S中，价电子对数为4，若无孤电子对存在，则其应为正四面体构形。但中心原子S上有两对孤电子对，而且孤电子对也要占据中心原子周围的空间，它们相互排斥，因此H2S为V形结构。在BF3中，价电子对数为3，其中心原子B上无孤电子对，因此BF3应为平面三角形。
[答案] D
[点评] 价层电子对互斥理论的基本要点是：分子中的价电子对由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。关键是不可忽视孤对电子对成键电子的影响。
指出下列分子中，中心原子可能采用的杂化轨道类型，并预测分子的几何构型。
分子式 杂化轨道类型 分子的几何构型
PCl3
BCl3
CS2
解析：(1)PCl3中P原子为ps3杂化，与NH3、NCl3中的N原子相似，分子构型为三角锥形。(2)BCl3与BF3相似，B原子为sp2杂化，分子构型为平面三角形。(3)CS2和CO2相似，C原子为sp杂化，分子构型为直线形。
答案：
分子式 杂化轨道类型 分子的几何构型
PCl3 sp3 三角锥形
BCl3 sp2 平面三角形
CS2 sp 直线形
1.键的极性的判断
(1)电负性差法：两原子电负性差为零，则为非极性键，两原子电负性差大于零，则为极性键。
(2)组成元素法：A—A为非极性键，A—B为极性键。
2．分子极性的判断
(1)根据所含共价键类型及分子的空间构型判断
①由非极性键形成的A—A型分子一定是非极性分子，如H2。
②由极性键形成的A—B型分子一定是极性分子，如HCl。
③由极性键形成的AB2型分子，除直线形结构B—A—B(如CO2)为非极性分子外，其他均为极性分子
④由极性键形成的AB3型分子，除平面正三角形结构 (如BCl3)为非极性分子外，其他均为
极性分子。
⑤由极性键形成的AB4型分子，除正四面体形(如CH4)及平面正四边形结构为非极性分子外，其他均为极性分子。
(2)据中心原子最外层电子是否全部成键判断
中心原子即其他原子围绕它成键的原子。分子中的中心原子最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子，如CO2、BF3、CH4等；分子中的中心原子最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子，如H2O、NH3等。
●案例精析
【例3】 下列叙述中正确的是 ( )
A．以非极性键结合起来的双原子分子一定是非极性分子
B．以极性键结合起来的分子一定是极性分子
C．非极性分子只能是双原子单质分子
D．非极性分子中，一定含有非极性共价键
[思路点拨] 本题主要考查键的极性与分子极性的关系，要求全面、准确理解二者的区别和相互关系。当抽象的判断题中出现“一定”、“可能”、“不一定”、“不可能”等时，可用例证法来判断正误。
[解析] A项正确，如O2、H2、N2等；B项错误，以极性键结合起来的分子不一定是极性分子，若分子构型对称、正负电荷中心重合，就是非极性分子，如CH4、CO2、CCl4、CS2等；C项错误，非极性分子也可能是某些由极性键构成的结构对称的化合物，如CH4、CO2等；D项错误，非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2等。
[答案] A
下列叙述中不正确的是 ( )
A．卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，共价键的极性越强，稳定性也越强
B．以极性键结合的分子，一定是极性分子
C．判断A2B或AB2型分子是否是极性分子的依据是，具有极性键且分子构型不对称、键角小于180°的非直线型结构
D．非极性分子中，各原子间都应以非极性键结合
解析：A：对比HF、HCl、HBr、HI分子中H—X极性键强弱，卤素中非金属性越强、键的极性越强是对的。B：以极性键结合的双原子分子，一定是极性分子，但以极性键结合成的多原子分子，也可能是非极性分子。如CO2分子中，两个C===O键(极性键)是对称排列的，两键的极性互相抵消，所以CO2是非极性分子。C：A2B型如H2O、H2S等，AB2型如CO2、CS2等，判断其是否是极性分子的根据是必有极性键且电荷分布不对称。CO2、CS2为直线型，键角180°，电荷分布对称为非极性分子。D：多原子分子，其电荷分布对称，这样的非极性分子中可以含有极性键。
答案：BD
范德华力 氢键 共价键
概念 分子之间普遍存在的一种相互作用力 由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一电负性很强的原子之间形成的作用力 原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用
分类 分子内氢键、分子间氢键 极性共价键、非极性共价键
作用微粒 分子或原子(稀有气体) 氢原子、原子 原子
特征 无方向性、无饱和性 有方向性、有饱和性 有方向性、有饱和性
强度比较 共价键＞氢键＞范德华力
影响强度的因素 ①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大 对于A—H……B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，键能越大 成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响 ①影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3 ①影响分子的稳定性②共价键键能越大，分子稳定性越强
特别提示
①有氢键的物质分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。
②一个氢原子只能形成一个氢键，这是氢键的饱和性。
③分子内氢键基本上不影响物质的物理性质。
●案例精析
【例4】 氧族元素的氢化物的沸点如下表：
H2O H2S H2Se H2Te
100 ℃ －60.75 ℃ －41.5 ℃ －1.8 ℃
下列关于氧族元素氢化物的沸点高低的分析和推断中，正确的是 ( )
A．氧族元素氢化物沸点高低与范德华力的大小无关
B．范德华力一定随相对分子质量的增大而减小
C．水分子间存在氢键这一特殊的分子间作用力
D．水分子间存在共价键，加热时较难断裂
[解析] 氢键是由电负性比较强的O、N、F等与H之间形成的一种介于范德华力与化学键之间的一种作用力，一些物质(如H2O、HF、NH3)，由于分子间存在氢键使得它们的熔、沸点高于同系列的氢化物。
[答案] C
[点评] 范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力，它们都比化学键弱。范德华力的存在较为普遍。
下列关于范德华力的叙述中，正确的是( )
A．范德华力的实质也是一种电性作用，所以范德华力是一种特殊的化学键
B．范德华力与化学键的区别是作用力的强弱问题
C．任何分子间在任意情况下都会产生范德华力
D．范德华力非常微弱，故破坏范德华力不需要消耗能量
答案：B
【例1】 已知A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数A(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为__________。
(2)B的氢化物分子的空间构型是__________，其中心原子采取__________杂化。
(3)写出化合物AC2的电子式__________；一种由B、C组成的化合物与AC2互为等电子体，其化学式为__________。
(4)E的核外电子排布式__________，ECl3形成的配合物的化学式为__________。
(5)B的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液与D的单质反应时，B被还原到最低价，该反应反化学方程式是__________。
[解析] 由DC构成离子晶体可知D为金属元素，D离子化合价为＋2价，可能为ⅡA族Mg或Cu；C元素阴离子为－2价则C处于ⅥA族；由AC2可知A呈＋4价可能为C或Si；由：“B、C氢化物沸点比它们相邻周期相同主族元素氢化物的沸点高”可确定C为氧元素，A就为碳元素，B为氮元素，D为镁元素，E原子序数为24，为Cr元素，形成配合物[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3。
[答案] (1)C
(4)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)
[Cr(NH3)4(H2O)2]Cl3
(5)4Mg＋10NHO3===4Mg(NO3)2＋NH4NO3＋＋3H2O
(2008·全国Ⅱ高考题)Q、R、X、Y、Z为前20号元素中的五种，Q的低价氧化物与X的单质分子的电子总数相等，R与Q同族，Y和Z的离子与Ar原子的电子结构相同且Y的原子序数小于Z。
(1)Q的最高价氧化物，其固态属于__________晶体，俗名叫__________；
(2)R的氢化物分子的空间构型是__________，属于__________分子(填“极性”或“非极性”)；它与X形成的化合物可作为一种重要的陶瓷材料，其化学式是__________；
(3)X的常见氢化物的空间构型是__________，它的另一氢化物X2H4是火箭燃料的成分，其电子式是__________；
(4)Q分别与Y、Z形成的共价化合物的化学式是__________和__________；Q与Y形成的分子的电子式是__________，属于__________分子(填“极性”或“非极性”)。
解析：由题干(3)“X2H4是火箭燃料”确定X为N(氮元素)，据Q的低价氧化物与X单质分子的电子总数相等确定Q为C(碳元素)，由“R与Q同族”确定R为Si，据(4)和“Y与Z的离子与……小于Z”确定Y为S，Z为Cl。
答案：(1)分子 干冰
(2009·山东莱阳一中5月)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种化学元素。
(1)T3＋的核外电子排布式是____________。
(2)Q、R、M的第一电离能由大到小的顺序是________(用元素符号表示)。
(3)下列有关上述元素的说法中，正确的是________(填序号)。
①G单质的熔点高于J单质是因为G单质的金属键较强
②J比X活泼，所以J可以在溶液中置换出X
③将J2M2溶于水要破坏离子键和共价键
④RE3沸点高于QE4主要是因为前者相对分子质量较大
⑤一个Q2E4分子中含有五个σ键和一个π键
综上所述，正确的选项为①③⑤。(4)EQ9R即HC9N，由题给信息可推出其结构只能为H—C≡C—C≡C—C≡C—C≡C—C≡N。
(4)加拿大天文台在太空发现了EQ9R，已知分子中所有原子均形成8电子或2电子稳定结构，是直线形分子，不存在配位键。写出其结构式：____________。
(5)G与R单质直接化合生成一种离子化合物C3R。该晶体具有类似石墨的层状结构。每层中G原子构成平面六边形，每个六边形的中心有一个R原子，层与层之间还夹杂一定数量的原子。请问这些夹杂的原子应该是________(填G或R的元素符号)。
解析：(1)T元素位于周期表中第四周期第8纵行，应为Fe，因此Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5。(2)由表可知Q、R、M分别为C、N、O三种元素，同一周期电离能从左向右，有增大的趋势，但因N原子的2p轨道为半充满状态，比O原子稳定故第一电离能比O大，因此第一电离能大小顺序为N>O>C。(3)同样由表中位置可确定E、G、J、X分别为H、Li、Na、Cu。①Li与Na为金属晶体，金属晶体的熔沸点高低取决于金属键的强弱，因Li＋半径小于Na＋，金属键强，故其熔点高于Na；
②Na的金属性尽管比Cu强，但Na不能从盐溶液中置换出Cu；③Na2O2溶于水发生反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑，因此离子键和共价键均被破坏；④NH3的沸点高于CH4，是因为NH3之间存在比范德华力更强的氢键的缘故；⑤C2H4的结构为
分子内单键均为σ键，双键中有一个σ键，一个π键，因此一个分子内含有五个σ键和一个π键，
(5)由Li3N晶体结构可看出在一个六边形内含有Li原子个数为：×6＝2，而N原子则为1个，因此夹杂在层与层之间的原子应为Li。
答案：(1)[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5
(2)N>O>C (3)①③⑤
(4)H—C≡C—C≡C—C≡C—C≡C—C≡N
(5)Li
请同学们认真完成课后强化作业
选修3第二节
一、选择题
1．(2009·苏州市高三调研)下列有关比较中，大小顺序排列正确的是 ( )
A．热稳定性：PH3>H2S>HBr>NH3
B．离子半径：Ca2＋>K＋>Cl－>S2－
C．物质沸点：碘化氢>溴化氢>氯化氢>氟化氢
D．物质酸性：盐酸>乙酸>碳酸>苯酚
【解析】 A项中非金属性越强，氢化物热稳定性就越好，比如NH3>H2S>PH3，A项错误；B项中离子电子层结构相同时，质子数越大，离子半径越小，正确的顺序应该是S2－>Cl－>K＋>Ca2＋；C项中由于氟化氢分子间存在着氢键，所以沸点应该最高。D项正确。
【答案】 D
2．用杂化轨道理论解释甲烷分子的四面体结构，下列说法不正确的是 ( )
A．C原子的四个杂化轨道的能量一样
B．C原子的sp3杂化轨道之间夹角一样
C．C原子的4个价电子分别占据4个sp3杂化轨道
D．C原子有1个sp3杂化轨道由孤对电子占据
【答案】 D
3．下列叙述中不正确的是 ( )
A．卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，共价键的极性越强，分子越稳定
B．以极性键结合的分子，一定是极性分子
C．判断A2B或AB2型分子是极性分子的依据是：具有极性键且分子构型不对称、键角小于180°的非直线形结构
D．非极性分子中，各原子间都应以非极性键结合
【答案】 BD
4．下列分子和离子中，中心原子价层电子对的几何构型为四面体且分子或离子空间构型为V形的是 ( )
A．NH B．PH3 C．H3O＋ D．OF2
【答案】 D
5．下列叙述正确的是 ( )
A．NH3是极性分子，分子中N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心
B．CCl4是非极性分子，分子中C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心
C．H2O是极性分子，分子中O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央
D．CO2是非极性分子，分子中C原子不处在2个O原子所连成的直线的中央
【答案】 C
6．(2008·全国Ⅰ高考题)下列叙述中正确的是 ( )
A．NH3、CO、CO2都是极性分子
B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子
C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强
D．CS2、H2O、C2H2都是直线型分子
【解析】 A项CO2为非极性分子；C项中，同主族元素氢化物的稳定性自上而下依次减弱；D项中H2O为“V”型分子。[来源:Zxxk.Com]
【答案】 B
7．(2008·天津高考题)下列叙述正确的是 ( )
A．1个甘氨酸分子中存在9对共用电子对
B．PCl3和BCl3分子中所用原子的最外层都达到8电子稳定结构[来源:学,科,网]
C．H2S和CS2分子都是含极性键的极性分子
D．熔点由高到低的顺序是：金刚石>碳化硅>晶体硅
【解析】 甘氨酸的分子式为H2N—CH2COOH，其结构简式为 有10对共用电子对，A项不正确；BCl3分子中B最外层只有6电子，B项错误；CS2为非极性分子，C错误。
【答案】 D
8．(2008·海南化学)在硼酸[B(OH)3]分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体具有与石墨相似的层状结构。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的主要作用力分别是
( )
A．sp，范德华力 B．sp2，范德华力
C．sp2，氢键 D．sp3，氢键
【解析】 B原子的最外层的3个电子都参与成键，故B原子中可以形成sp2杂化轨道；B(OH)3分子中的—OH可以与其他分子中的H原子形成氢键。
【答案】 C
9．在乙烯分子中有5个σ键和1个π键，它们分别是 ( )
A．sp2杂化轨道形成σ键，末杂化的2p轨道形成π键
B．sp2杂化轨道形成π键，未杂化的2p轨道形成σ键
C．C—H之间是sp2杂化轨道形成σ键，C—C之间是未杂化的2p轨道形成π键
D．C—C之间是sp2杂化轨道形成σ键，C—H之间是未杂化的2p轨道形成π键
【解析】 在乙烯分子中，每个碳原子的2s轨道与2个2p轨道杂化形成3个sp2杂化轨道，其中2个sp2杂化轨道分别与2个氢原子的1s轨道“头碰头”重叠形成C—H σ键，另外1个sp2杂化轨道形成C—C σ键。2个碳原子未杂化的2p轨道“肩并肩”重叠形成1个π键。
【答案】 A
10．(2007·天津理综)下列关于粒子结构的描述不正确的是 ( )
A．H2S和NH3均是价电子总数为8的极性分子
B．HS－和HCl均是含一个极性键的18电子粒子
C．CH2Cl2和CCl4均是四面体构型的非极性分子
D．1 mol DO中含中子、质子、电子各10 NA(NA代表阿伏加德罗常数)
【答案】 C
11．(2008·宿迁)下列现象与氢键有关的是 ( )
①NH3的熔、沸点比第ⅤA族其他元素氢化物的熔、沸点高
②小分子的醇、羧酸可以和水以任意比互溶
③冰的密度比液态水的密度小
④尿素的熔、沸点比醋酸的高
⑤邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的低
⑥水分子在较高温度下也很稳定
A．①②③④⑤⑥ B．①②③④⑤
C．①②③④ D．①②③
【解析】 氢键在于电负性较大的N、O、F原子与另外含氢的分子之间，而水的稳定性与分子内的O—H共价键的强度有关。[来源:Z.xx.k.Com]
【答案】 B
12．氨气溶于水时，大部分NH3与H2O以氢键(用“…”表示)结合形成NH3·H2O分子。根据氨水的性质可推知NH3·H2O的结构式为 ( )
【解析】 依据NH3·H2O??NH＋OH－说明NH3中的N原子与H2O中H原子间形成氢键。
【答案】 B
13．三氯化磷分子的空间构型是三角锥形而不是平面正三角形，下列关于三氯化磷分子空间构型的叙述，不正确的是 ( )
A．PCl3分子中的三个共价键的键长、键角都相等
B．PCl3分子中的P—Cl键属于极性共价键
C．PCl3分子中三个共价键键能、键角均相等
D．PCl3是非极性分子
【解析】 由PCl3电子式??其结构类似于NH3为三角锥形，属于极性分子。
【答案】 D
14．(2009·辽宁省沈阳市2009届高三第三次模拟)现代无机化学对硫－氮化合物的研究是最为活跃的领域之一。其中如图所示是已经合成的最著名的硫－氮化合物的分子结构。下列说法正确的是 ( )
A．该物质的分子式为SN
B．该物质的分子中既有极性键又有非极性键
C．该物质具有很高的熔沸点
D．该物质与化合物S2N2互为同素异形体
【解析】 该物质的分子式为S4N4，A项错误；该分子结构中存在N－S和S－S键，故B项正确；分子晶体的熔沸点很低，C项错误；同素异形体的研究对象是单质，D项错误。
【答案】 B
15．氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为 ( )
A．两种分子的中心原子杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化
B．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成四个杂化轨道
C．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强
D．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子
【解析】 NH3、CH4都采用sp3杂化形成，二者不同在于NH3杂化后的四个轨道中有三个成键，而有一个容纳孤对电子，CH4杂化后的四个轨道全部用于成键，这样会导致二者的空间构型有所不同。
【答案】 C
16．下列过程与配合物的形成无关的是 ( )
A．除去Fe粉中的SiO2可用强碱溶液
B．向一定量的AgNO3溶液中加入氨水至沉淀消失
C．向Fe3＋溶液中加入KSCN溶液
D．向一定量的CuSO4溶液中加入氨水至沉淀消失
【解析】 对于A项，除去Fe粉中的SiO2是利用SiO2可与强碱反应的化学性质，与配合物的形成无关；对于B项，AgNO3与氨水反应先生成AgOH沉淀，再生成[Ag(NH3)2]＋；对于C项，Fe3＋与KSCN反应生成[Fe(SCN)n]3－n；对于D项，CuSO4与氨水反应先生成Cu(OH)2沉淀，再生成[Cu(NH3)4]2＋。
【答案】 A
二、非选择题
17．氢元素能与许多元素化合形成化合物。下图中，“●”代表原子序数在1到10之间的原子实(原子实是原子除去价电子后剩余的部分)，小黑点“·”代表未成键价电子，短线代表一个化学键(如H2O表示为 )。
(1)写出A、B两种分子的化学式。
(2)判断A、B化合物的分子中各有多少个共价键，是极性键还是非极性键。
(3)判断A、B化合物的分子中各有多少个σ键、π键。
【答案】 (1)A：NH3，B：CH2O。
(2)A(NH3)中有3个共价键，都是极性键；B(CH2O)中有4个共价键，都是极性键。
(3)A(NH3)中有3个σ键，无π键；B(CH2O)中有3个σ键，1个π键。
18．有四组物质，它们的沸点(℃，p＝1.01×105 Pa下)如下表所示：
① He －268.8 Ne －249.5 Ar(x) Kr －151.7
② F2 －187.0 Cl2 －33.6 (a) 58.7 I2 184.0
③ HF(y) HCl －84.0 HBr －67.0 HI －35.3
④ H2O(z) H2S －60.2 (b) －42.0 H2Te －1.8
试根据上表回答下列问题：
(1)a为________色液体；b的分子式为________。
(2)写出②系列中物质主要化学性质的递变规律(任写一种)__________________；能够说明该递变规律的化学事实是：__________________________________(任举一例，用离子方程式表示)。
(3)除极少数情况外，上述四个系列中物质的沸点与相对分子质量之间均存在一定的关系，该关系是_________________________________
________________________________________________________________________。
(4)上表中，________和________两种物质的沸点较同系列其他物质反常，反常的主要原因是_________________________________________________________________。
【解析】 分析表中有关数据知，①为稀有气体；②为卤素单质；③为卤化氢；④为氧族元素氢化物，其中①、②沸点由分子的相对分子质量决定。③、④中HF、H2O因存在分子间氢键使沸点反常。
【答案】 (1)红棕 H2Se
(2)氧化性逐渐减弱 Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2(其他合理答案也可)
(3)随着相对分子质量增大，沸点逐渐升高
(4)HF H2O 分子之间易形成氢键
19．(2009·福建)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：[来源:Zxxk.Com]
①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；
②Y原子价电子(外围电子)排布msnmpn
③R原子核外L层电子数为奇数；
④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。
请回答下列问题：[来源:学。科。网Z。X。X。K]
(1)Z2＋的核外电子排布式是__________________________________。
(2)在[Z(NH3)4]2＋离子中，Z2＋的空轨道接受NH3分子提供的________形成配位键。
(3)Q和Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是________。
a．稳定性：甲＞乙，沸点：甲＞乙
b．稳定性：甲＞乙，沸点：甲＜乙
c．稳定性：甲＜乙，沸点：甲＜乙
d．稳定性：甲＜乙，沸点：甲＞乙
(4)Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为________(用元素符号作答)。
(5)Q的一种氢化物相对分子质量为26，其中分子中的σ键与π键的键数之比为________。
(6)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于________(填晶体类型)。
【解析】 由①知Z为Cu，由②推测Y为第三周期元素，价电子为3s23p2的为Si。由④，因原子序数按Q、R、X、Y、Z递增，故Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4，只能为L层的p轨道，二者分别为C、O，则R只能为ⅤA族元素。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d9
(2)孤对电子(孤电子对) (3)b
(4)Si＜C＜N (5)3?2 (6)原子晶体
20．(2008·海南化学)四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价层电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4?1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5?1。
(1)Y、Z可分别与X形成只含一个中心原子的共价化合物a、b，它们的分子式分别是________、________；杂化轨道分别是________、________；a分子的立体结构是________；
(2)X的氧化物与Y的氧化物中，分子极性较小的是(填分子式)________；
(3)Y与Z比较，电负性较大的是(填元素符号)________；
(4)W的元素符号是________，其＋2价离子的核外电子排布式是________。
【解析】 由Y原子的L层p轨道中有2个电子，可推出Y为C；由Z与Y原子的价层电子数相同，可知Z为14Si或32Ge；再由W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4?1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5?1，且只能位于第4周期等条件能得出W的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，故为30Zn。而X、Y、Z、W的核电荷数之和为51，所以Z只能是14Si、X只能是1H。最后根据价层电子对互斥模型得出它们的构型及对应的杂化类型。
【答案】 (1)CH4 SiH4 sp3 sp3 正四面体
(2)CO2 (3)C
(4)Zn 1s22s22p63s23p63d10
(共185张PPT)
第三节 晶体结构与性质
1．理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
3．理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。
4．了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒。微粒间作用力的区别。
1．以NaCl、CsCl、金刚石、二氧化硅、二氧化碳、冰、石墨为代表物质，复习各类晶体的结构特点。
2．要用比较的方法，将各类晶体的组成粒子、粒子间的相互作用、性质、粒子的空间分布特点等列表比较。
3．借助数学工具，进行晶胞中粒子数目、摩尔质量、阿伏加德罗常数的计算。
一、晶胞
1．为了描述晶体的结构，我们把构成晶体的原子当成一个点，再用假想的线段将这些代表原子的各点连接起来，就绘成了像图中所表示的格架式空间结构。这种用来描述原子在晶体中排列的几何空间格架，称为________。由于晶体中原子的排列是有规律的，可以从晶格中拿出一个完全能够表达晶格结构的最小单元，这个最小单元就叫做________。晶胞是描述晶体微观结构的基本单位。
2．晶体与非晶体的本质异同
自范性 微观结构 相同点
晶体
非晶体
二、金属键与金属晶体
1．在金属单质的晶体中，原子之间以________相互结合。
2．构成金属晶体的粒子是________和________。
3．描述金属键本质的最简单理论是________。它把金属键形象地描绘成从金属原子上“脱落”下来的大量自由电子形成与气体相比拟的带负电的“电子气”，金属原子则“浸泡”在“电子气”的“海洋”之中。
4．金属晶体性质及理论解释
导电性 导热性 延展性
________在外加电场的作用下发生________移动 自由电子与金属离子通过________传递能量 当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生________，但仍保持相互作用。
5.金属晶体的熔点变化规律
(1)金属晶体熔点差别较________，汞在常温下是液体，熔点很低(－38.9 ℃)，而钨的熔点高达3410 ℃。这是由于金属晶体堆积方式、金属阳离子与自由电子的作用力不同而造成的差别。
(2)一般情况下(同类型的金属晶体)，金属晶体的熔点由金属阳离子半径、所带的电荷数、自由电子的多少而定。金属离子半径越________，所带的电荷越________，自由电子越________，金属键越强，熔点就越________。例如，熔点：Na________Mg________Al；熔点：Li________Na________K________Rb________Cs。
三、离子晶体与晶格能
1．离子晶体定义：由________离子通过________结合而成的晶体。
2．晶格能
(1)定义：________态________形成________离子晶体时释放的能量。
(2)规律：①离子电荷越大，离子半径越小的离子晶体的晶格能越________。
②晶格能越大，形成的离子晶体越________，熔点越________，硬度越________。
四、原子晶体
1．原子晶体定义：相邻原子间以________相结合而形成的________结构的晶体。
2．原子晶体的物理性质：
(1)熔、沸点________，硬度________；
(2)________一般的溶剂；
(3)________导电。原子晶体具备以上物理性质的原因___。
3．原子晶体的化学式是否可以代表其分子式________，原因是__________________________
____________________________。
4．常见的原子晶体有__________________________等。
五、分子晶体
1．分子晶体定义：分子间以____________相结合的晶体。
2．分子晶体的物理特性：熔沸点较________、硬度________。固态和熔融状态下都________导电。
六、四种晶体的比较
1．离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体的比较
分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体
概念 分子间以分子间作用力互相结合而形成的晶体 相邻原子间以共价键结合而形成空间网状结构的晶体 金属阳离子与自由电子通过金属键相结合而形成的单质晶体 离子间通过离子键结合而形成的晶体
结构
特
点 组成晶体微粒
微粒间作用力
晶体中是否有小分子
性
质
特
征 熔、沸点
硬度
导电性
延展性
实 例 H2、CO2、I2、P4、He 金刚石、晶体硅、SiO2、SiC Al、Cu、Fe、Ca、Hg、W NaCl、CsCl、NaOH、CaF2
2.物质熔沸点的比较
(1)不同类晶体：一般情况下，________晶体＞________晶体＞________晶体，不同金属晶体的熔沸点差异较大，视具体情况而定。
(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点________，反之亦然。
四种晶体熔、沸点对比规律：
①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径________(或阴、阳离子半径之和越小的)，键能越________的熔、沸点就越高。如NaCl、NaBr、NaI；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次________。离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点________于NaCl。
②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，________大的，分子间作用力就大，熔点也________。如F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均随式量________，熔、沸点升高。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径越________，键能越________，熔点越高。如熔点：金刚石________金刚砂(碳化硅)________晶体硅。
④金属晶体：在元素周期表中，主族数越大，金属原子半径越小，其熔、沸点也就越________。如Ⅲ A的Al，Ⅱ A的Mg，Ⅰ A的Na，熔、沸点就依次________。而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越________。
3．判断晶体类型的依据
(1)看构成晶体的微粒种类及微粒间的相互作用。
对分子晶体，构成晶体的微粒是________，微粒间的相互作用是________；对于原子晶体，构成晶体的微粒是________，微粒间的相互作用是________键。
(2)看物质的物理性质(如：熔、沸点或硬度)。
一般情况下，不同类晶体熔点高低顺序是原子晶体比分子晶体的熔、沸点________。
答案：
一、1.晶格 晶胞
2.
自范性 微观结构 相同点
晶体 有(能自发呈现多面体) 原子在三维空间呈周期性有序排列 都是固体。外观上不能准确看出不同，但内部结构就完全不一样。
非晶体 没有(不能自发呈现多面体) 原子排列相对无序
二、1.金属键 2.金属阳离子 电子
3．电子气理论
4.
自由电子
定向
碰撞
相对滑动
导电性 导热性 延展性
在外加电场的作用下发生 移动 自由电子与金属离子通过 传递能量 当金属受到外力的作用时，晶体中的各原子层就会发生
，但仍保持相互作用
5.(1)大 (2)小 多 多 高 Na＜Mg＜Al
Li＞Na＞K＞Rb＞Cs
三、1.阴阳 静电作用 2.(1)气 离子 1 mol (2)①高 ②稳定 高 大
四.1.共价键 空间网状
2．(1)高 大 (2)不溶于 (3)一般不 原子晶体中所有的原子都以共价键结合，整块晶体构成一个三维立体网状结构
3．否 原子晶体中没有单一分子，化学式代表构成晶体的各原子的比例
4．金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、锗
五、1.分子间作用力
2．低 小 不
六、1.
分子晶体 原子晶体 金属晶体 离子晶体
概念 分子间以分子间作用力互相结合而形成的晶体 相邻原子的以共价键结合而形成空间网状结构的晶体 金属阳离子与自由电子通过金属键相结合而形成的单质晶体 离子间通过离子键结合而形成的晶体
结
构
特点 组成晶体微粒 分子 原子 金属阳离子、自由电子 阳离子阴离子
微粒间作用力 分子间作用 共价键 金属键 离子键
晶体中是否有小分子 存在小分子 无小分子 无小分子 无小分子
性
质
特
征 熔、沸点 非常低 很高 有的高有的低 高
硬度 小 硬度很大 不统一 硬而脆
导电性 不 不导电 导电 固体不导电，熔融或溶于水能导电
延展性 非常小 几乎没有 很好 很小
实 例 H2、CO2、I2、P4、He 金刚石、晶体硅、SiO2、SiC Al、Cu、Fe、Ca、Hg、W NaCl、CsCl、NaOH、CaF2
2.(1)原子 离子 分子 (2)高 ①小 大 减小 高 ②相对分子质量 高 升高 ③小 高 ＞ ＞ ④高 减小 高
3.(1)分子 分子间作用力 原子 共价
(2)高
1．(2009·上海交大附中高一期末)在下列有关晶体的叙述中错误的是 ( )
A．离子晶体中，一定存在离子键
B．原子晶体中，只存在共价键
C．金属的熔、沸点均很高
D．稀有气体的原子能形成分子晶体
答案：C
2．金属晶体的形成是通过 ( )
A．金属原子与自由电子之间的相互作用
B．金属阳离子之间的相互作用
C．自由电子之间的相互作用
D．金属阳离子与自由电子之间的较强的相互作用
答案：D
3．下列说法正确的是 ( )
A．离子晶体都是强电解质
B．分子晶体要么是电解质，要么是非电解质
C．原子晶体都是非电解质
D．金属晶体在熔融状态下能导电，都是电解质
答案：A
4．下列物质性质的变化规律与分子间作用力有关的是 ( )
A．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱
B．金刚石的硬度大于晶体硅，其熔、沸点也高于晶体硅
C．水蒸气比H2S气体易液化
D．F2、Cl2、Br2、I2的沸点依次升高
答案：CD
5．下列有关性质的叙述，可能属于金属晶体的是 ( )
A．由分子间作用力结合而成，熔点低
B．固体或熔融状态易导电，熔点在1000 ℃左右
C．由共价键结合成网状结构，熔点高
D．固体不导电，但溶于水或熔融后能导电
答案：B
6．在氯化钠晶体中，与每个Na＋距离相等且最近的Cl－所围成的空间几何构型为 ( )
A．正四面体 B．正六面体
C．正八面体 D．正二十面体
答案：C
7．下列关于金属晶体的原子堆积模型的叙述中，不正确的是 ( )
A．钾型不属于最密堆积
B．铜型的配位数为12
C．ABCABC……方式的堆积为镁型
D．铜型和镁型的空间利用率相等
答案：C
8．在BF3、CCl4、H2O和CS2四种分子中，键角由小到大的顺序为____________，其中属于非极性分子的是____________；在水中，一个氧原子可以跟两个氢原子结合形成水分子，并且两个O—H键间的夹角是105 °，这个事实说明共价键具有________性和________性；在水凝结成冰的过程中，每个水分子最多可与周围水分子形成________个氢键，1 mol冰含有________mol氢键。
解析：BF3是平面正三角形分子，键角为120 °；CCl4是正四面体形分子，键角为109°28′；H2O是V形分子，键角为105°；CS2是直线形分子，键角为180°。BF3、CCl4、CS2三种分子的正电中心与负电中心重合，因此它们都是非极性分子。水分子中，一个O原子可以跟两个H原子结合成H2O分子，说明共价键具有饱和性；两个H—O键之间的夹角(键角)为105°，说明共价键具有方向性。在水凝结成冰的过程中，每个水分子最多与周围水分子形成4个氢键，根据均摊法推知，1 mol冰含有2 mol氢键。
答案：H2O＜CCl4＜BF3＜CS2 BF3、CCl4、CS2 饱和 方向 4 2
9．晶体类型相同的物质的熔点变化是有规律的，现有几种物质的熔点数据如下表：
A组 B组 C组 D组
金刚石：3550 ℃ Li：181 ℃ HF：－83 ℃ NaCl：801 ℃
硅晶体：1410 ℃ Na：98 ℃ HCl：－115 ℃ KCl：776 ℃
硼晶体：2300 ℃ K：64 ℃ HBr：－89 ℃ RbCl：718 ℃
二氧化硅：1723 ℃ Rb：39 ℃ HI：－51 ℃ CsCl：645 ℃
据此回答下列问题：
(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是__________________________________。
(2)B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。
①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
(3)C组中HF熔点反常是由于____________________。
(4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小 ②水溶液能导电 ③固体能导电 ④熔融状态能导电
(5)B组晶体微粒间的相互作用是________________________________________________________________________；
C组物质中最不稳定的是____________(填物质名称)；D组物质中晶格能的大小顺序是____________(填化学式)。
解析：根据表中各组物质的化学式、名称及熔点数据可判断出，A组为原子晶体，原子间以共价键结合；B组为金属晶体，具有金属的物理通性，金属离子与自由电子之间存在金属键；C组为分子晶体，HF分子之间存在氢键；D组为离子晶体，在熔融状态和水溶液中能发生电离；晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大，故晶格能的大小顺序为：NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl。
答案：(1)原子晶体 共价键 (2)①②③④
(3)HF分子间能形成氢键 (4)②④
(5)金属键 碘化氢 NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl
10．化合物YX2、ZX2中X、Y、Z都是前三周期元素，X与Y同周期，Y与Z同主族，Y元素原子最外层的p轨道中的电子数等于前一电子层的电子总数，X原子最外层的p轨道中有一个轨道填充了2个电子。则
(1)X原子的电子排布式是________，Y原子的价层电子轨道表达式是______________________________。
(2)YX2的分子构型是________，YX2的熔沸点比ZX2________(填“高”或“低”)，理由是____________。
(3)YX2分子中，Y原子的杂化类型是________，YX2分子中含________个π键。
(4)下图表示一些晶体的结构(晶胞)，其中代表YX2的是________，代表ZX2的是________。(填序号，下同)
(5)如下图，铁有δ、γ、α三种同素异形体，三种晶体在不同温度下能发生转化。下列说法正确的是________。
A．γ－Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有6个
B．α－Fe晶体中与每个铁原子距离相等且最近的铁原子有6个
C．将铁加热到1500 ℃分别急速冷却和缓慢冷却，得到的晶体类型相同
解析：Y元素的电子排布式为1s22s22p2，是C。X与Y同周期，则X元素的电子排布式为1s22s22p4，是O。Z是Si元素，YX2为CO2，ZX2为SiO2。CO2为分子晶体，SiO2为原子晶体。CO2中煤原子为sp杂化，是直线形分子，C与两个O原子之间各有一个π键。第(5)小题A项中与每个铁原子距离相等的铁原子为12个。C项错误，冷却到不同的温度，得到的晶体类型不同。
答案：(1)1s22s22p4
(2)直线形 低 CO2为分子晶体，SiO2为原子晶体
(3)sp 2 (4)B C (5)B
计算晶胞中微粒数目的常用方法是均摊法。均摊法是指每个晶胞平均拥有的粒子数目。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有 属于这个晶胞。
1．长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算
(1)处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有 属于该晶胞。
(2)处于棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有 属于该晶胞。
(3)处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有 属于该晶胞。
(4)处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。
2．非长方体(非正方体)晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被3个六边形共有，每个六边形占 。
特别提醒
在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定势，不能对任何形状的晶胞都使用上述计算方法。不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞共用。
●案例精析
【例1】 (2008·海南化学)已知X、Y、Z三种元素组成的化合物是离子晶体，其晶胞如图所示，则下面表示该化合物的化学式正确的是 ( )
A．ZXY3 B．ZX2Y6
C．ZX4Y8 D．ZX8Y12
[思路点拨] 本题考查由晶胞的结构确定化合物化学式的知识。
[解析] 处于立方体顶点的微粒同时为8个晶胞所共有，处于立方体棱上的微粒同时为4个晶胞所共有，处于立方体面上的微粒同时为2个晶胞所共有，处于立方体内部的微粒，完全属于该晶胞。故晶胞中X原子数＝8×
＝1，Y原子数＝12× ＝3，Z原子数＝1，该化合物的化学式为ZXY3。
[答案] A
如下图所示是晶体结构中具有代表性的最小重复单元(晶胞)的排列方式，图中：?—X、●—Y、?—Z。其对应的化学式不正确的是 ( )
答案：B
1.不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律
原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，而汞、镓、铯等熔、沸点很低。
2．原子晶体
由共价键形成的原子晶体中，原子半径越小的键长越短，键能越大，晶体的熔、沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
3．离子晶体
一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔、沸点越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。
4．分子晶体
(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；分子间具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常的高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。
(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。
(3)组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。
(4)对于互为同分异构体的分子晶体，支链越多，熔、沸点越低，如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3＞
5．金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。
合金的熔、沸点一般来说比它各组分纯金属的熔、沸点低。如：钠钾合金常温下为液态。
特别提醒
上述总结的规律是一般规律，不能绝对化。在具体比较晶体的熔、沸点高低时，应先弄清晶体的类型，然后根据不同类型晶体进行判断，但应注意具体问题具体分析。如MgO为离子晶体因为离子半径小且离子电荷多，离子键较强，其熔点(2852 ℃)要高于部分原子晶体，如SiO2(1710 ℃)。
●案例精析
【例2】 (2008·全国Ⅰ)下列化合物，按其晶体的熔点由高到低排列正确的是 ( )
A．SiO2 CsCl CBr4 CF4
B．SiO2 CsCl CF4 CBr4
C．CsCl SiO2 CBr4 CF4
D．CF4 CBr4 CsCl SiO2
[解析] SiO2为原子晶体，CsCl为离子晶体，CBr4和CF4都是分子晶体。一般来说，原子晶体的熔、沸点高于离子晶体的，离子晶体的熔、沸点高于分子晶体的，而分子晶体的熔、沸点高低主要由分子间作用力决定，一般来说，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔、沸点越高，同时分子晶体的熔沸点又受氢键、分子的极性等影响。
[答案] A
[点评] 本题主要考查了不同晶体熔点的高低比较，着重考查了考生对基础知识的掌握。
(2008·山东济南高三测试)按熔点由低到高的顺序排列下列各组物质(填物质代号)，并指出判断依据。
(1)①干冰 ②金刚石 ③氯化钠
顺序：____________________________；
依据：_______________________。
(2)①CCl4 ②CBr4 ③CF4 ④CI4
顺序：_____________________________；
依据：___________________________。
(3)①
顺序：__________________________；
依据：__________________________。
解析：(1)干冰为分子晶体，金刚石为原子晶体，氯化钠为离子晶体。
(2)四种物质的晶体都是分子晶体，分子间范德华力的强弱决定着熔点高低。因分子结构相似，故相对分子质量越大，范德华力越大。
(3)①的分子内形成氢键，对熔点影响不大，②的分子间形成氢键，使熔点升高。
答案：(1)①＜③＜② 分子晶体＜离子晶体＜原子晶体
(2)③＜①＜②＜④ 组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔、沸点越高
(3)①＜② ①中氢键存在于分子内部，②中氢键存在于分子间
1.原子晶体(金刚石和二氧化硅)
(1)金刚石——每个碳原子与4个碳原子紧邻。由5个碳原子形成正四面体结构单元。由共价键构成的最小环状结构中有6个碳原子，不在同一平原上(键角为109°28′)。晶体中每个碳原子参与了4个C—C键的形成，而在每个键中的贡献只有一半，碳原子个数与碳碳键数之比为1?(4× )＝1∶2。
(2)二氧化硅——每个硅原子与4个氧原子紧邻，每个氧原子与2个硅原子紧邻。键角(O—S键)为109°28′，每个最小的环上有12个原子(有6个Si和6个O)。1 mol SiO2内含有4mol Si—O键。
2．分子晶体(干冰)
干冰——每个CO2分子紧邻12个CO2分子。晶格的一个面上有5个CO2分子，其中有1个CO2分子位于面心。
3．离子晶体
(1)氯化钠——在晶体中，每个Na＋同时吸引6个Cl－，每个Cl－同时吸引6个Na＋(上、下、左、右、前、后)，配位数为6。每个晶胞含4个Na＋和4个Cl－。每个Na＋与12个Na＋等距离相邻。
(2)氯化铯——每个Cs＋紧邻8个Cl－，每个Cl－紧邻8个Cs＋，配位数为8。每个Cs＋与6个Cs＋等距离相邻(上、下、左、右、前、后)。
4．金属晶体
(1)金属键——电子气理论
金属阳离子与自由电子间的强相互作用。
(2)金属晶体的几种典型堆积模型
堆积模型 采用这种堆积模型的典型代表 空间的利用率 配位数 晶胞
简单立方堆积 Po 52% 6
钾型 Na、K、Fe 68% 8
镁型 Mg、Zn、Ti 74% 12
铜型 Cu、Ag、Au 74% 12
5.混合晶体(石墨)
由共价键形成的6个碳原子环为平面正六边形(键角为120°)。晶体中每个碳原子为3个六边形共有，故碳原子个数与C—C键数之比为：
●案例精析
【例3】 如图，立方体中心的“●”表示硅晶体中的一个原子，请在立方体的顶点用“●”表示出与之紧邻的硅原子。
[解析] 根据硅原子与硅原子可形成四个相同的硅硅键，可知除立方体中心的硅原子外，与它相邻的硅原子应处于形成正四面体的四个顶点上。
[答案]
已知：A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大。A与C原子的价电子构型相同，A的第一电离能是同族中最大的；B原子核外有三个未成对电子，C原子的价电子构型为3s1，D原子的3p轨道上有两对成对电子。
(1)A、B形成的10电子分子中，分子空间构型为________。该分子常常作为配位体形成络合物，请写出其与Zn(OH)2反应形成的络合物的化学式________。
(2)B原子和氧原子相比________的第一电离能更大。
(3)A分别与B、D形成的常见化合物在水中的溶解度都很大，其中________(写化学式)的溶解度更大，原因是________。
(4)下列图象是从某些晶体结构图中分割出来的部分结构图，试判断其中符合元素C、D形成的晶体结构的图象是________。
答案：(1)三角锥形 Zn(NH3)4(OH)2 (2)N (3)NH3 NH3与H2O之间形成氢键 (4)BC
【例1】 下图表示3种晶体的微观结构。
试回答下列问题：
(1)高温下，超氧化钾(KO2)晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为－2价。图甲为KO2晶体的一个晶胞，则此晶体中，与每个K＋距离最近的K＋有________个，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为________。
(2)正硼酸(H3BO3)是一种具有片层状结构的白色晶体，层内的H3BO3分子通过氢键相连(如图乙)。下列说法中正确的有________(填数字序号)。
①正硼酸晶体属于原子晶体
②H3BO3分子的稳定性与氢键有关
③在H3BO3分子中各原子都未能满足8电子稳定结构
④含1 mol H3BO3的晶体中有3 mol氢键
⑤含1 mol H3BO3的晶体中有3 mol极性共价键
⑥H3BO3的结构式可表示为：
，因此H3BO3是三元酸
(3)图乙和图丙均为层状结构，但存在本质性的差别。石墨属于混合晶体。此晶体中，每一层由无数个正六边形构成，平均每一个正六边形所占有的碳原子数为________，C—C键数为________。
[解析] (1)联想离子晶体的典型代表物NaCl晶体，可推知，KO2晶体中，与每个K＋距离最近的K＋有12个；根据KO2晶体中元素化合价代数和为0，可推知，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为：
(2)H2BO3是分子晶体，层内H3BO3分子间通过氢键相连；H3BO3分子的稳定性与分子内的共价键有关，与分子间的氢键无关，氢键影响分子的物理性质；H3BO3分子中H、B原子没有满足8电子稳定结构；根据均摊法推知，1 mol H3BO3的晶体中含有氢键：6× ＝3 mol；H3BO3的结构式为
1 mol H3BO3的晶体含
有6 mol极性共价键，H3BO3是三元含氧酸。
(3)根据均摊法推知，平均每一个正六边形所占有的碳原子数为：
[答案] (1)12 3?1 (3)③④⑥ (3)2 3
(2008·海安)(1)甲、乙两种元素是同一周期的相邻元素，甲元素是形成有机物的主要元素，乙元素的p亚层上有3个电子。
①写出甲元素原子的核外电子排布式________。下列各化合物分子中甲元素的原子轨道杂化方式全部相同的是________(填序号)。
a．CH2===CH—C≡CH
b．CH2===C(CH3)—CH===CH2
c．C(CH2OH)4 d．CH3
②甲、乙两元素可形成硬度大于金刚石的一种化合物，该化合物属于晶体，其化学式为____________。
(2)人们一直致力于人工固氮的研究以获得廉价的氮肥。科学家先后提出并合成出了固氮酶的多种模拟物。其中一类是含Mo、Fe、S原子的类立方体结构，如下图所示：
图中左右两边对称，各含一个近似为立方体的结构。每个立方体含有4个Fe原子、4个S原子，它们位于立方体的8个顶点，且原子只有一种化学键。
①请在图中左边立方体的○中填写出其余3个Fe原子。
②上述一个立方体中4个Fe原子所在的顶点连接所构成的空间几何体为________。
解析：(1)由题意知甲为碳(C)、乙为氮(N)。①碳原子的三种杂化类型分别为sp杂化，直线形碳原子；sp2杂化，平面形碳原子；sp3杂化，四面体型碳原子。据此可判断c分子内的碳原子均为sp3杂化，e分子内的碳原子均为sp2杂化。②该物质的硬度大于金刚石，故该化合物为原子晶体，依据化合价代数和为零的原则(或原子的成键特点)知其化学式为C3N4。(2)因为立方结构中只有一种化学键，故铁原子和硫原子必间隔出现，具体图形见答案。
答案：(1)①1s22s22p2 ce ②原子C3N4
(2)①
②正四面体
(2009·江苏)生物质能是一种洁净、可再生能源。生物质气(主要成分为CO、CO2、H2等)与H2混合，催化合成甲醇是生物质能利用的方法之一。
(1)上述反应的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的核外电子排布式________。
(2)根据等电子原理，写出CO分子的结构式________。
(3)甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu(OH)2的碱性溶液反应生成Cu2O沉淀。
①甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是____________；甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为____________。
②甲醛分子的空间构型是________；1 mol甲醛分子中σ键的数目为________。
③在1个Cu2O晶胞中(结构如右上图所示)，所包含的Cu原子数目为________。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s2或 [Ar]3d104s2
(2)C≡O(或C===O)
(3)①甲醇分子之间形成氢键 sp2杂化 ②平面三角形3NA ③4
请同学们认真完成课后强化作业
选修3第三节
一、选择题
1．(2007·海南高考)下列叙述正确的是 ( )
A．分子晶体中的每个分子内一定含有共价键
B．原子晶体中的相邻原子间只存在非极性共价键
C．离子晶体中可能含有共价键
D．金属晶体的熔点和沸点都很高
【答案】 C
2．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
3．下列说法错误的是 ( )
A．二氧化碳和二氧化硅都属于原子晶体
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
4．下列说法正确的是 ( )
A．原子晶体中只存在非极性共价键
B．稀有气体形成的晶体属于分子晶体
C．干冰升华时，分子内共价键会发生断裂
D．金属元素和非金属元素形成的化合物一定是离子化合物
【答案】 B
5．下列各物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是 ( )
A．CH4>SiH4>GeH4>SnH4
B．KCl>NaCl>MgCl2>MgO
C．Rb>K>Na>Li
D．石墨>金刚石>SiO2>钠
【答案】 D
6．NaF、NaI、MgO均为离子晶体，现有下表所示数据，试判断这三种化合物熔点由高到低的正确顺序为 ( )
物质 ①NaF ②NaI ③MgO
离子电荷数 1 1 2
键长/(10－30m) 2.31 3.18 2.10
A.①＞②＞③ B．③＞①＞②
C．③＞②＞① D．①＞②＞③
【答案】 B
7．氮化硅(Si3N4)是一种新型的耐高温耐磨损材料，在工业上有广泛用途，它属于( )
A．原子晶体 B．分子晶体
C．金属晶体 D．离子晶体
【解析】 耐高温耐磨损说明熔点高，硬度大，因此是原子晶体。
【答案】 A
8．下列各组物质的晶体中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是 ( )
A．SiO2和SO2 B．CO2和H2O
C．NaCl和HCl D．CCl4和KCl
【解析】 SiO2是共价键形成的原子晶体，SO2是共价键形成的分子晶体，A错；CO2和H2O均为共价键，而且是分子晶体，B对；NaCl是离子键形成的离子晶体，HCl是共价键形成的分子晶体，C错；CCl4是共价键形成的分子晶体，KCl是离子键形成的离子晶体，D错。
【答案】 B
9．共价键、离子键和范德华力都是粒子之间的不同作用力，下列物质同时含有上述两种作用力的组合是 ( )
①Na2O2 ②SiO2 ③石墨 ④金刚石 ⑤NaCl ⑥白磷
A．①②④ B．①③⑥
C．②④⑥ D．③④⑤
【解析】 Na2O2中Na＋与O之间以离子键结合，O中O—O以共价键结合，符合条件；石墨中每一层内以碳碳键结合，层与层之间以分子间作用力结合，符合条件；白磷(P4)分子内P—P以共价键结合，而P4分子之间以分子间力结合，也符合题意；SiO2、金刚石只有共价键，为原子晶体，NaCl中只有离子键。
【答案】 B
10．下列说法正确的是 ( )
A．二氧化碳分子中存在共价键和分子间作用力
B．甲烷、氨和水都是由极性键结合而成的极性分子
C．同主族不同元素的最高价氧化物，一定具有相同的晶体结构
D．氟化氢的沸点高于氯化氢的沸点，正丁烷的沸点高于异丁烷的沸点
【解析】 分子间作用力存在于分子间，CH4属非极性分子，CO2、SiO2的晶体类型不同。
【答案】 D
11．石墨能与熔融金属钾作用，形成石墨间隙化合物，K原子填充在石墨各层碳原子中。比较常见的石墨间隙化合物是青铜色的化合物，其化学式可写成CxK，其平面图形见下图，则x值为 ( )
A．8 B．12 C．24 D．60
【解析】 以三个钾原子形成的小三角形为计算单位；其完全占有的碳原子数为4；占有的钾原子为×3＝，故原子与钾原子个数比为8?1。
【答案】 A
12．二氧化硅晶体是空间网状结构，如图所示。关于二氧化硅晶体的下列说法中，不正确的是 ( )
A．1 mol SiO2晶体中Si—O键为2 mol
B．晶体中Si、O原子个数比为1?2
C．晶体中Si、O原子最外电子层都满足8电子结构
D．晶体中最小环上的原子数为8
【答案】 AD
13．(2009·吉林七校联考)元素A和B的原子序数都小于18。已知A元素原子的最外层电子数为a，次外层电子数为b；B元素原子的M层电子数为(a－b)，L层电子数为(a＋b)，则A、B两元素所形成的化合物的晶体类型为 ( )
A．原子晶体 B．分子晶体
C．离子晶体 D．金属晶体
【答案】 A
14．据权威刊物报道，科学家在宇宙中发现H3分子。甲、乙、丙、丁四位学生对此报道的认识正确的是 ( )
A．甲认为上述发现绝对不可能，因为H3分子违背了共价键理论
B．乙认为宇宙中还可能存在另一种氢单质，因为氢元素有三种同位素必然有三种同素异形体
C．丙认为H3分子实质上是H2分子与H＋以特殊共价键结合的产物，应写成H[来源:学&科&网]
D．丁认为如果上述的发现存在，则证明传统的价键理论有一定的局限性，有待继续发展
【答案】 D
15．媒体曾报道硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超导的最高纪录。如图示意的是该化合物的晶体结构：镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下底面还各有一个镁原子；6个硼原子位于棱柱侧面上。则该化合物的化学式为 ( )
硼镁化合物结构
A．MgB2 B．Mg3B2
C．Mg2B D．Mg2B3
【答案】 A
二、非选择题
16．元素周期表反映了元素性质的周期性变化规律。请根据短周期元素在周期表中的位置、结构和相关性质，回答下列问题：
(1)短周期元素中，原子最外层电子数和电子层数相等的元素有________种。
(2)第二周期元素中，除Be、B、Ne三种元素外，其他元素的氢化物沸点如下表所示，其中C的化学式为________；第三周期元素单质的熔点(℃)变化如下图I所示，其中h的元素符号为________。
氢化物 沸点/℃
A[来源:学#科#网] 1317
B 100
C 19.5
D －33
E －162[来源:学|科|网]
(3)原子半径最小的元素与第二周期的两种元素可分别形成分子甲和离子乙。分子甲和离子乙含有相等的电子数，且乙的立体结构如图Ⅱ所示。请写出甲、乙反应的离子方程式________________________________________。
(4)第二、第三周期的某些元素中能形成具有图Ⅱ所示的结构单元的单质丙和化合物丁，丙和丁的晶体类型相同，且丙和丁在高温时能发生置换反应。若该反应中丙被破坏了1 mol共价键，则参加反应的丁的质量为________g。
【解析】 (1)短周期元素中，原子最外层电子和电子层数相等的元素有H、Be、Al三种元素。
(2)根据表提供的数据及其余元素形成氢化物的性质特点可知，A为LiH，B为H2O，C为HF，D为NH3，E为CH4。图Ⅰ所给的数据为第三周期元素单质的熔点，在第三周期中，晶体硅是原子晶体，其熔点最高，故h为Si。
(3)H元素与第二周期元素形成的氢化物有CH4、NH3、HF、H2O，图Ⅱ为正四面体结构，可见乙为NH，能与NH反应的只有H2O：NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋。
(4)根据题意可推出丙为金刚石，丁为二氧化硅，二者在高温下发生如下置换反应：2C＋SiO2Si＋2CO↑，根据金刚石的结构，可知每1个C原子以4个共价键与其他4个C原子相连，根据均摊法可知每1个C原子分得的共价键数目为2。在反应中金刚石被破坏了1 mol共价键，则参与反应的C为0.5 mol，SiO2为0.25 mol，即SiO2的质量为15 g。
【答案】 (1)3 (2)HF Si
(3)NH＋H2O??NH3·H2O＋H＋ (4)15
17．(2009·山东)C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。
(1)写出Si的基态原子核外电子排布式________。
从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强到弱的顺序为________。
(2)SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为________，微粒间存在的作用力是________。
(3)氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为________(填元素符号)。MO是优良的耐高温材料，其晶体结构与NaCl晶体相似。MO的熔点比CaO的高，其原因是__________________________________。
(4)C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和性质有很大不同。CO2中C与O原子间形成σ键和π键，SiO2中Si与O原子间不形成上述π键。从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能形成、而Si、O原子间不能形成上述π键。
【解析】 (1)Si原子核外有14个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p2，电负性：O＞C＞Si，则非金属性O＞C＞Si。
(2)晶体硅中键角为109°28′，sp3杂化，SiC属原子晶体，原子间以共价键结合。
(3)SiC的电子总数为20，则M为Mg。MgO与CaO相比，r(Mg2＋)比r(Ca2＋)小，离子键强(晶格能大)。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p2 O＞C＞Si
(2)sp3 共价键
(3)Mg Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO晶格能大
(4)C的原子半径较小，C、O原子能充分接近，p－p轨道肩并肩重叠程度较大，形成较稳定的π键；Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，p－p轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键。
18．(2009·广东模拟)有A、B、C、D四种元素，A元素原子的所有能级具有相同的电子数，由B元素形成的单质在常温常压为易挥发的液体，可从海水中提取，C的外围电子构型为3d104s1。D位于A的下一个周期，是构成地球上矿物界的主要元素。
请回答下列问题：
(1)元素A能形成多种单质，其中的一种单质能用做电极、润滑剂与制造铅笔等。A与D所形成的化合物属于________晶体，其中心原子是以________形式杂化成键；
(2)B的核外电子排布式为__________________________________；
(3)向含有C的硫酸盐中逐滴滴加氨水，所观察到的现象是_____________________；
(4)A的氢化物与D的氢化物相比，熔点高的是________(填化学式)，理由是________________________________________________________________________。
(5)下列说法中正确的是________。
a．晶体析出规则是晶格能高的晶体最后析出
b．钾型与铜型都是密置层堆积方式
c．在干冰晶体中，每一个CO2周围有12个紧邻的CO2分子
d．邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点要高
【解析】 (1)A元素原子的所有能级具有相同的电子数，说明A可能为1s22s2或1s22s22p2，结合A单质的用途可知A为碳，D位于A的下一个周期，是构成地球上矿物界的主要元素，说明D为硅。碳与硅形成的化合物为SiC，是原子晶体，中心原子是以sp3形式杂化成键。
(2)在常温常压下呈液态的单质有Br2或Hg，能从海水中提取的是前者。
(3)C为Cu，在硫酸铜溶液中逐滴滴加氨水，首先会出现蓝色沉淀，后蓝色沉淀溶解，形成深蓝色的溶液。
(4)CH4与SiH4相比，后者的熔点要高，可以从范德华力的相对强弱来解释。
(5)晶格能越高，其熔点就会越高，因此越容易析出；钾型是非密置层堆积方式，而铜型、镁型才是密置层堆积方式；邻羟基苯甲醛只能形成分子内氢键，对羟基苯甲醛形成的是分子间氢键，故前者的沸点比后者的要低。
【答案】 (1)原子 sp3
(2)[Ar]3d104s24p5或1s22s22p63s23p63d104s24p5
(3)开始有蓝色沉淀生成，随着氨水的滴入，沉淀的量逐渐增加至最多后开始溶解，最后蓝色沉淀完全消失，形成深蓝色的透明溶液
(4)SiH4 CH4与SiH4是组成与结构相似的物质，而CH4比SiH4的相对分子质量要小，分子间的作用力要小，所以熔点要低
(5)c
19．(2009·南京师大附中模拟)Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于下表：
元 素 Mn Fe
电离能 /kJ·mol－1 I1[来源:学科网ZXXK] 717 759[来源:学#科#网Z#X#X#K]
I2 1509 1561
I3 3248 2957
回答下列问题：
(1)Mn元素价电子层的电子排布式为________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是___________________。
(2)Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物。
①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是________。
②六氰合亚铁离子[Fe(CN)]中的配体CN－中C原子的杂化轨道类型是________，写出一种与CN－互为等电子体的单质分子的路易斯结构式______。
(3)三氯化铁常温下为固体，熔点282 ℃，沸点315 ℃，在300 ℃以上易升华。易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮等有机溶剂。据此判断三氯化铁晶体为________。
(4)金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如图所示。面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际含有的Fe原子个数之比为________。
【答案】 (1)3d54s2 由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态
(2)①具有孤对电子 ②sp ?N≡N?
(3)分子晶体 (4)2?1
20．(2009·南通期中调研)铜及其合金是人类最早使用的金属材料。
(1)铜原子的核外电子排布式是________。
(2)铜的熔点比钙高，其原因是________；右图是金属Ca和Cu所形成的某种合金的晶胞结构示意图，则该合金中Ca和Cu的原子个数比为________。
(3)Cu2＋能与NH3、H2O、Cl－等形成配位数为4的配合物。
①[Cu(NH3)4]2＋中存在的化学键类型有________(填序号)。
A．配位键 B．金属键
C．极性共价键 D．非极性共价键
E．离子键
②[Cu(NH3)4]2＋具有对称的空间构型，[Cu(NH3)4]2＋中的两个NH3被两个Cl－取代，能得到两种不同结构的产物，则[Cu(NH3)4]2＋的空间构型为________。
③某种含Cu2＋的化合物可催化丙烯醇制备丙醛的反应：HOCH2CH===CH2―→CH3CH2CHO。在丙烯醇分子中发生某种方式杂化的碳原子数，是丙醛分子中发生同样方式杂化的碳原子数的2倍，则这类碳原子的杂化方式为______________。
【答案】 (1)1s22s22p63s23p63d104s1
(2)晶体中铜的金属键强度大于钙 1∶5
(3)①A、C ②平面正方形 ③sp2
选修3 物质结构与性质复习检测
试卷说明：本试卷分第Ⅰ卷(选择题)和第Ⅱ卷(非选择题)两部分，请将第Ⅰ卷答案填涂在答题卡上，第Ⅱ卷各题答在试卷的相应位置上。答题时间：90分钟，满分100分。
本卷可能用到的相对原子质量：H－1 C－12 N－14 O－16 Na－23 Mg－24 Al－27 S－32
第Ⅰ卷(选择题，共54分)
一、选择题(本题包括18小题，每小题只有一个选项符合题意，每小题3分，共54分)
1．下列说法中正确的是 ( )
A．1s电子云呈球形，表示电子绕原子核做圆周运动
B．电子云图中的小黑点密度大，说明该原子核外空间电子数目多
C．ns能级的原子轨道图可表示为
D．3d3表示3d能级有3个轨道
【答案】 C
2．“各能级最多容纳的电子数，是该能级原子轨道数的两倍”，支撑这一结论的理论是 ( )
A．质量守恒定律 B．泡利原理
C．洪特规则 D．能量最低原理
【答案】 B
3．硒有两种同素异形体：灰硒和红硒。灰硒溶于三氯甲烷，红硒溶于二硫化碳，它们都不溶于水，则灰硒和红硒的晶体属于 ( )
A．原子晶体 B．分子晶体
C．金属晶体 D．以上均有可能
【答案】 B
4．下列分子构型呈正四面体结构的是 ( )
①P4 ②NH3 ③CCl4 ④金刚石 ⑤CH4 ⑥SiO2 ⑦H2O ⑧CO2
A．①③④⑤ B．①③④⑤⑥
C．①③⑤ D．④⑤
【答案】 C[来源:Zxxk.Com]
5．下列说法中不正确的是 ( )
A．元素的第一电离能是元素的单质失去最外层1个电子所需要吸收的能量，同周期从左到右元素的电离能逐渐增大
B．元素的电负性是衡量元素在化合物中吸引电子能力大小的一种标度，同主族从上到下元素的电负性逐渐减小
C．元素的性质随着原子序数的增大而呈周期性变化
D．鲍林的电负性是以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准得出的
【答案】 A
6．下列说法正确的是 ( )
A．共价键都是极性的
B．共价键的键能越大，共价键越牢固，含有该键的双原子分子越稳定
C．CF4、CCl4、CBr4、CI4中C－X键的键长、键角均相等
D．H2O分子中2个O－H键夹角为180°
【答案】 B
7．(2009·浙江杭州金衢十二校高三联考)下列各组物质熔化或气化时，所克服的微粒间的作用力属同种类型的是 ( )
A．SiO2和CaO的熔化
B．氧化钠和铁的熔化
C．碘和干冰的气化
D．晶体硅和晶体硫的熔化
【解析】 SiO2是共价化合物，熔化时破坏共价键；CaO和氧化钠是离子化合物，熔化时破坏离子键；Fe是金属晶体，熔化时要破坏金属键；碘和干冰为分子晶体，气化时破坏分子间作用力；晶体硅是原子晶体，而晶体硫是分子晶体，因此熔化时破坏的作用力不同。
【答案】 C
8．短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W与Y、X与Z位于同一主族。W与X可形成共价化合物WX2。Y原子的内层电子总数是其最外层电子数的2.5倍。下列叙述中不正确的是 ( )
A．WZ2分子中所有原子最外层都满足8电子结构
B．WX2、ZX2的化学键类型和晶体类型都相同
C．WX2是以极性键结合成的非极性分子
D．原子半径大小顺序为X【解析】 根据Y原子的内层电子总数与最外层电子数关系，确定Y为Si；依据W与Y、X与Z同主族关系，得W为C；再根据W与X形成共价化合物WX2，知X为O，则Z为S。A项WZ2的电子式为??C??；B项WX2为CO2，ZX2为SO2，分子中均是极性共价键，所形成的晶体均为分子晶体；C项CO2为直线形分子，结构对称，为非极性分子；D项原子半径大小顺序为X【答案】 D
9．下列叙述错误的是 ( )
①离子键没有方向性和饱和性，而共价键有方向性和饱和性 ②配位键在形成时，是由成键双方各提供一个电子形成共用电子对 ③金属键的实质是金属中的“自由电子”与金属阳离子形成的一种强烈的相互作用 ④在冰晶体中，既有极性键、非极性键，又有氢键 ⑤化合物NH4Cl和CuSO4·5H2O都存在配位键 ⑥NaCl、HF、CH3CH2OH、SO2都易溶于水，但原因不完全相同
A．①③ B．②④
C．②⑤ D．④⑥
【解析】 配位键在形成时，成键的一方提供孤对电子，另一方接受孤对电子(即提供空轨道)。冰晶体中，水分子内存在极性键，水分子间存在氢键。
【答案】 B
10．下列元素的最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是 ( )[来源:学§科§网Z§X§X§K]
A．原子的L电子层p轨道只填了两个电子的元素
B．外围电子排布式为3s23p2的元素
C．第三周期有7个价电子的元素
D．3p轨道电子半充满的元素
【解析】 A项中元素为C，B项中元素为Si，C项中元素为Cl，D项中元素为P。酸性：HClO4>H3PO4>H2CO3>H2SiO3。
【答案】 C
11．下列关于晶体的说法中，不正确的是 ( )
①晶体中原子呈周期性有序排列，有自范性；而非晶体中原子排列相对无序，无自范性 ②含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体 ③共价键可决定分子晶体的熔、沸点 ④MgO的晶格能远比NaCl大，这是因为前者离子所带的电荷数多，离子半径小 ⑤晶胞是晶体结构的基本单元，晶体内部的微粒按一定规律作周期性重复排列 ⑥晶体尽可能采取紧密堆积方式，以使其变得比较稳定
⑦干冰晶体中，一个CO2分子周围有12个CO2分子紧邻；CsCl和NaCl晶体中阴、阳离子的配位数都为6
A．①②③ B．②③④
C．④⑤⑥ D．②③⑦
【解析】 ②中含有金属阳离子的晶体可能是离子晶体或金属晶体；③中分子晶体的稳定性等化学性质与共价键有关，分子晶体的熔、沸点与分子间作用力有关；⑦中CsCl晶体中阴、阳离子的配位数为8，NaCl晶体中阴、阳离子的配位数为6。
【答案】 D
12．若不断地升高温度，实现“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化。在变化的各阶段被破坏的粒子间主要的相互作用依次是 ( )
A．氢键；分子间作用力；非极性键
B．氢键；氢键；极性键
C．氢键；极性键；分子间作用力
D．分子间作用力；氢键；非极性键
解析：“雪花→水→水蒸气”是物理变化，破坏的是分子间的氢键，而“水蒸气→H2和O2”是化学变化，破坏的是极性键；故选B。
答案：B
13．下列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。
下列叙述中正确的是 ( )
A．字母i所代表的元素的最高价氧化物对应的水化物酸性最强
B．字母a、c、d、h所代表的元素形成的单质可能都是电的良导体
C．上表14种元素中n元素失去核外第1个电子需要的能量最多
D．上表14种元素中m元素失去核外第1个电子需要的能量最少
解析：A项，字母i代表的元素是P，H3PO4是中强酸，字母I代表的元素是Cl其最高价氧化物的水化物HClO4才是酸性最强的酸；B项，a、c、d、h所代表元素分别是Na、Mg、Sr、C，其单质都是电的良导体(碳元素的单质石墨可导电)；C项，n所代表元素是所给元素中金属性最强的，失去最外层的1个电子时所需能量最小；D项，m是稀有气体Ar，失去核外第1个电子需要很高的能量。
答案：B
14．根据元素周期表知识，下列说法不正确的是 ( )
A．最外层电子数为3～7的原子一定是主族元素的原子
B．短周期元素X、Y，若X、Y的最外层电子数相同，且X原子半径小于Y，当X(OH)n为强碱时，Y(OH)n必为强碱
C．短周期元素A、B，若A、B电子层数相同，且A原子半径小于B，当HnAOm为强酸时，B必为活泼非金属元素
D．2007年3月21日，中国科学技术名词审定委员会公布了111号元素Rg的中文名称，111号元素属于过渡元素
解析：本题考查元素周期表和元素周期律。C项中B可能为不活泼非金属元素或金属元素，例如A为N，B为C或A为Cl，B为Al、Si等。
答案：C
15．短周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，它们的原子核外电子层数之和为10；B的化合物种类繁多，数目庞大，A、E同主族，B、C、D同周期相邻。下列说法不正确的是 ( )
A．常见化合物E2D2与水反应生成D的单质，同时生成的溶液能使酚酞试液变红
B．C的氢化物与C的最高价氧化物的水化物反应得到的产物中既有离子键又有共价键
C．D与A、B、C、E分别结合均能形成两种或两种以上的化合物
D．五种元素的原子半径按A～E的顺序依次增大
解析：根据“B的化合物种类繁多，数目庞大”可知B为碳元素，B、C、D同周期相邻，且原子序数依次增大，则C、D分别为氮、氧元素；A、E同主族，且A原子序数最小，E原子序数最大，结合五种元素电子层数之和为10，则A、E分别为第一和第三周期，分别为氢元素和钠元素，五种元素原子半径大小顺序为E>B>C>D>A(即Na>C>N>O>H)，D选项错误。
答案：D
16．下列表示物质结构的化学用语正确的是 ( )
解析：由于质子数等于原子序数，因此核素符号中质子数可不必标出。HF是共价化合物，不必标“[ ]”与所带的电荷数；Cl－核内只有17个质子；NH4Cl是离子化合物，阴离子必须标“[ ]”与所带的电荷数。
答案：A
17．如图为“嫦娥一号”绕月卫星传回的第一张月面图像。我国探月的目的之一是探测月球土壤厚度和He的储量。He是最安全最清洁的能源，地球上仅有15 t左右，而月球上的He估计在1.0×106～1.5×106t。地球上氦元素主要以He的形式存在。已知一个12C原子的质量为a g，一个He原子的质量为b g，NA为阿伏加德罗常数。下列说法正确的是( )
A.He和42He互为同素异形体
B．氦元素的近似相对原子质量为3
C.He的相对原子质量为
D.He的摩尔质量为2bNA
解析：A中He与He互为同位素。B中氦元素的近似相对原子质量是由各核素的质量数和各核素在自然界中的原子百分含量(丰度)共同决定的，现不知道丰度的值，因此不能计算氦元素的近似相对原子质量。D中He的摩尔质量应为bNA g/mol。
答案：C
18．R为短周期元素，其原子所具有的电子层数为最外层电子数的一半。下列说法中不正确的是 ( )
A．当它形成含氧酸根离子R2O时，也可以形成RO
B．当它形成含氧酸根离子RO时，还可以形成HRO
C．当它形成含氧酸根离子RO时，还可以形成RO
D．当它形成含氧酸根离子R2O时，也可以形成RO
解析：本题可以排除法。R为短周期元素，其原子所具有的电子层数为最外层电子数的一半，为C或S，由此可知C错误。从化合价的角度来分析，A、B、D是正确的。
答案：C
第Ⅱ卷(非选择题，共46分)
二、非选择题(本题包括5小题，共46分)
19．(9分)有A、B、C、D四种元素，已知：A的最高正价与最低负价的代数和为6，A、D次外层电子数都是8个，A和D的化合物DA在水溶液中能电离出具有相同电子层结构的阴、阳离子；B有两个电子层，其最高正价与最低负价的代数和为零；C2－离子与氩原子具有相同的电子层结构。
完成下列问题：
(1)写出B、C的元素符号：B________，C________。
(2)DA的电子式为________，B元素基态原子的电子排布图为________________。
(3)BA4中的化学键从形成过程来看，属于________键(填“σ”或“π”)，从其极性来看属于________键，BA4分子属于________分子(填“极性”或“非极性”。
【解析】 最高正价与最低负价代数和为6的元素位于第ⅦA族(＋7，－1)，元素的最高正价与最低负价的代数和为零(＋4，－4)的元素位于第ⅣA族。所以A位于第ⅦA族，B位于第ⅣA族，B有两个电子层，故B为碳元素。C2－离子与氩原子具有相同的电子层结构，所以C为第ⅥA族元素并位于第三周期，是S元素。A和D的化合物DA在水溶液中能电离出具有相同电子层结构的阴、阳离子，且A、D次外层都为8个电子，所以A为氯元素，D为钾元素。
【答案】 (1)C S(每空1分)
(2)K＋[??]－
[来源:学_科_网]
↑ ↑
(每空2分)
(3)σ 极性 非极性(每空1分)
20．(14分)水是自然界中普遍存在的一种物质，也是维持生命活动所必需的一种物质。
信息一：水的性质存在许多反常现象，如固态密度小于液态密度使冰浮在水面上，沸点相对较高使水在常温常压下呈液态等。
信息二：在20℃、1个大气压下，水可以结成冰，称为“热冰”(如下图)：
试根据以上信息回答下列问题：
(1)s轨道与s轨道重叠形成的共价键可用符号表示为δs－s，p轨道以“头碰头”方式重叠形成的共价键可用符号表示为δp－p，则H2O分子中含有的共价键用符号表示为________。
(2)下列物质熔化时，所克服的微粒间的作用与“热冰”熔化时所克服的作用类型完全相同的是________。
A．金刚石 B．干冰 C．食盐 D．固态氨
(3)已知：2H2O??H3O＋＋OH－，H3O＋的立体构型是________，H3O＋中含有一种特殊的共价键是________。
(4)根据等电子原理，写出短周期元素原子形成的与H3O＋互为等电子体的分子或离子________。
(5)水的分解温度远高于其沸点的原因是___________________________________
________________________________________________________________________
(6)从结构的角度分析固态水(冰)的密度小于液态水的密度的原因是__________
【解析】 要弄清化学键、范德华力和氢键的存在对物质性质的影响。理解中心原子杂化类型与空间构型的关系。在“热冰”和固态氨中，分子之间存在氢键和范德华力；根据配位键的形成条件知，H3O＋中的配位键可表示为
；根据等电子原理，原子总数相同、价电子总数相同的分子互为等电子体，因此短周期元素原子形成的NH3与H3O＋互为等电子体。
【答案】 (1)δs－p(2分) (2)D(2分) (3)三角锥形 配位键(每空1分) (4)NH3(2分) (5)水分解需要破坏分子内部的极性键，水的气化只需破坏分子间的范德华力与氢键即可，而极性键远比分子间的范德华力与氢键强得多(3分) (6)水分子之间除了范德华力外还存在较强的氢键，氢键是有方向性和饱和性的，水由液态变为固态时，氢键的这种方向性和饱和性表现得更为突出，每个水分子都处于与直接相邻的4个水分子构成的四面体中心，分子之间的空隙较大，密度较小(3分)
21．(13分)U、V、W、X、Y、Z是原子序数依次增大的六种短周期元素。U的单质在W2中燃烧可生成UW和UW2两种气体。X的单质是一种金属，其在W2中燃烧可生成淡黄色固体。Z的单质在W2中燃烧的产物可使品红溶液褪色。Y的单质也是一种金属，该金属在UW2中剧烈燃烧能生成黑、白两种固体。
请回答下列问题：
(1)V的单质分子的结构式为________；YW的电子式为________；X在周期表中的位置为________。
(2)U元素形成的同素异形体的晶体类型可能是(填序号)________。
①原子晶体 ②离子晶体
③分子晶体 ④金属晶体
(3)U、V、W分别与氢元素可形成10电子氢化物。U、V的氢化物中沸点较低的是(写化学式)__________；V、W的氢化物分子中结合H＋能力较强的是(写化学式)________，请用一个离子方程式加以证明_____________________________________________。
(4)ZW2气体通入BaCl2和HNO3的混合溶液，生成白色沉淀并放出无色气体VW，请用一个离子方程式表示有关反应______________________。
(5)已知通常状况下1 g Z在W2中完全燃烧放出a kJ的热量，请写出表示Z燃烧热的热化学方程式________________________________。
解析：(1)X(金属)在W2中燃烧可生成淡黄色固体，可推X是Na，W是O；Z的单质在O2中燃烧生成SO2(可使品红溶液褪色)，则Z是S；Y(金属)在UW2中剧烈燃烧生成黑、白两种固体，可联想2Mg＋CO22MgO＋C，则可推Y是Mg，U是C，U、V、W三种元素原子序数依次增大，则V是N。
(2)碳元素形成的同素异形体有金刚石是原子晶体、C60是分子晶体。
(3)C、N的氢化物分别是CH4、NH3。NH3分子间有氢键，故二者沸点CH4较低。NH3与H2O结合H＋能力强弱可通过NH3与H2O的反应证明。
(4)SO2通入BaCl2与HNO3的混合溶液生成白色沉淀为BaSO4，产生无色气体是NO，其离子方程式为：
3SO2＋2H2O＋3Ba2＋＋2NO===3BaSO4↓＋2NO↑＋4H＋
(5)1 g S在O2中完全燃烧放出a kJ热量，则1 mol S在O2中完全燃烧放热32a kJ，其燃烧热的热化学方程式为
S(s)＋O2(g)===SO2(g)；ΔH ＝－32 a kJ·mol－1[来源:Zxxk.Com]
答案：(1)N≡N Mg2＋[]2－ 第三周期第ⅠA族(3分)
(2)①③(2分)[来源:学科网]
(3)CH4 NH3(2分) NH3＋H2O??NH＋OH－(或NH3＋H3O＋===NH＋H2O)(2分)
(4)3SO2＋2H2O＋3Ba2＋＋2NO===3BaSO4↓＋2NO↑＋4H＋(2分)
(5)S(s)＋O2(g)===SO2(g)；ΔH＝－32a kJ·mol－1(2分)
22．(10分)A、B、C、D分别代表四种不同的短周期元素。A、B元素原子的价电子排布分别为ns1、ns2np2，C元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的p亚层中有1个电子。
(1)A、C形成的化合物________(填序号)。
①一定属于离子化合物 ②一定属于共价化合物 ③可能属于离子化合物，也可能属于共价化合物
(2)C原子的电子排布式为________。
(3)若A元素的原子最外层电子排布为1s1，写出A、C形成的含有配位键的一种微粒符号：________。
(4)当n＝2时，每个BC2中含有________个σ键，________个π键。当n＝3时，B与C形成的晶体类型为________。
(5)若D元素与Fe形成某种晶体，该晶体的晶胞如图所示。则该晶体的化学式是________(用元素符号表示)；若晶胞的边长为a nm，则合金的密度为________g/cm3。
答案：(1)③(1分)
(2)1s22s22p4(1分)
(3)H3O＋(1分)
(4)2 2(各1分) 原子晶体(1分)
(5)Fe2Al(2分) 0.92/a3或5.56×1023/(a3NA)(2分)
