物质结构复习（四） ---晶体结构与性质
一、晶体
1．晶体的自范性是指 、晶体的 、 、 等物理性质常表现出各向异性。
2．获得晶体的途径通常有 ； ； 。
3．晶胞中含有的粒子数计算法（以正六面体晶胞为例）：
（1）处于顶点的粒子，同时为 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 个晶胞共有，每个粒子有 属于该晶胞。
（3）处于面心上的粒子，同时为 个晶胞共有，每个粒子有 属于该晶胞。
（4）处于晶胞体内的粒子，则完全属于该晶胞。
二、分子晶体
1．分子晶体定义：分子间以 相结合的晶体。
2．构成微粒： 。
3．微粒间作用力： 。
4．常见分子晶体的物质类型：
5．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。
6．干冰晶体结构分析：
在每个CO2周围等距离最近的CO2有 个。
7．关于冰（水的晶体）的结构
冰中的水分子间主要的作用力是 ，
每个水分子与周围 个水分子相邻，当冰融化为液态，密度变 。
三、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：
熔、沸点______，硬度______；（2）______一般的溶剂。（3）_______导电。
3．原子晶体的化学式是否可以代表其分子式______
4．常见的原子晶体有________________________________________等。
5．金刚石、二氧化硅、石墨的结构差异
（1）在金刚石晶体中,每个C与 个C成键，碳原子的杂化形式是 ，形成
的空间结构，最小碳环由 个碳原子组成，C原子个数与C—C键数之比
为 。
（2）在SiO2晶体中，每个Si原子与 个O原子结合，构成 结构，Si位
于_____ ______，O 位于________ _____。最小的环为 个Si和 个O组
成的 元环。Si原子与O原子个数比为 。Si原子个数与Si—O键数之比
为 。
（3）石墨的片层结构如右图所示，层内碳原子以 杂化，碳原子间以 结合， 层与层间以 结合。片层中平均每个六元环含碳原子数
为 个。碳原子数、C—C键数、六元环数之比为 。
四、金属晶体
1．金属键
（1）金属键实质： 。
（2）成键微粒： 。
（3）金属键的特征： 。
2．电子气理论及其对金属通性的解释
（1）电子气理论
（2）金属通性的解释
金属共同的物理性质：容易导电、导热、有延展性、有金属光泽等。
3．金属晶体
（1）构成： 。
（2）存在： 。
（3）物理性质： 。
4.金属晶体的四种堆积模型对比：
堆积模型 典型代表 空间利用率 配位数
简单立方
钾型（体心立方）
镁型（六方）
铜型（面心立方）
5．合金
（1）定义： 。
（2）性能： 。
五、离子晶体
1．定义： 叫离子晶体，以离子键结合的化合
物是 化合物，离子化合物在常温下以 的形式存在。
2．类型
（1）CsCl晶胞
（2）NaCl晶胞
（3）ZnS晶胞
(4) CaF2晶胞
3．晶格能
（1）晶格能是指 的能量。放出的能量越多，晶格能的
绝对值越 ，表示离子键越 ，晶体越稳定。
（2）晶格能与 成正比，与 成反比，即离子电荷数
越 ，核间距越 ，晶格能越大。
（3）离子键的强弱用离子晶体的晶格能来衡量。晶格能越大，离子键越 ，离子晶体
越 。
（4）岩浆晶出规则：
4．离子晶体的结构决定着离子晶体具有一系列特性
（1）离子晶体的熔点、沸点 ，而且随着离子电荷的增加，核间距离的缩短，晶格能 ，
熔点 。
（2）离子晶体一般 溶于水， 溶于非极性溶剂。
（3）离子晶体在固态时 导电，熔融状态或在水溶液中 导电。
5．物质熔沸点的比较
⑴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。
⑵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。
【课堂练习】
1．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。
⑴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 。
⑵根据等电子原理，写出CO分子的结构式 。
⑶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甲醇的沸点比甲醛高，其主要原因是 ；
甲醛分子中碳原子的轨道杂化类型为 。
②甲醛分子的空间构型是 ；
1mol甲醛分子中σ键的数目为 。
③在1个Cu2O晶胞中（结构如图所示），所包含的Cu原子数目为 。
2．原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种最多的元素，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。
回答下列问题：
（1）分子中Y原子轨道的杂化类型为 ，1mol含有键的数目为 。
（2）化合物的沸点比化合物的高，其主要原因是 。
（3）元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是 。
（4）元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如图13所示，该氯化物的化学式是 ，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物，反应的化学方程式为 。
3．已知：A、B、C、D、E为周期表1～36号中的元素，它们的原子序数逐渐增大。A的基态原子有3个不同的能级，各能级中电子数相等；C的基态原子2p能级上的未成对电子数与A原子相同；C2－离子D2＋离子具有相同的、稳定的电子层结构；E的基态原子的外围电子排布式为3d84s2。
请回答下列问题：
(1) A、B、C、D四种元素中，电负性最大的是________(填元素符号)。
(2) B的氢化物的沸点远高于A的氢化物的主要原因是 。
(3) 由A、B、C形成的离子CAB－与AC2互为等电子体，则CAB－中A原 子的杂化方式为__________________。
(4) E2＋离子能与AC分子形成[E(AC)4]2＋，其原因是AC分子中含有
____________。
(5) 最近发现，只含A、D、E三种元素的一种晶体(晶胞如右图所示)具有超导性。A原子周围距离最近的原子个数为________；该晶体的化学式为____________________。
4． 零排放、太阳能、绿色光源等高科技点亮2010上海世博。
(1) 世博园区外围设置生态化停车场，有害尾气被纳米光触媒涂料分解为无毒物质，汽车尾气中的下列物质属于由极性键形成的非极性分子的是________。
a. CO b. NO c. NO2 d. CO2
(2) “一轴四馆”中安装了高亮度节能的陶瓷金卤灯，金卤灯中填充物通常包含Na、81Tl、49In、Sc、I等元素的单质或化合物。有关说法正确的是________。
a. 第ⅢA元素铊和铟，第一电离能Tl小于In
b. 元素Sc位于周期表s区
c. 钠的熔点低，是因为金属键较弱
d. I2溶于KI溶液，可产生I，由价层互斥理论可推知I呈直线形
(3) 世博馆广泛采用了冰蓄冷空调。冰蓄冷空调采用液态化合物乙二醇(HOCH2CH2OH)介质，乙二醇沸点高，是由于______________________。
(4) 上海城区大规模集中使用“21世纪绿色光源”LED半导体照明，LED晶片采用砷
化镓(GaAs)等材料组成。其中Ga原子在基态时，核外电子排布式为________。GaAs
的晶胞结构如右图，晶胞中含砷原子数为______。
(5) “东方之冠”(中国馆)表面装有7 000多块红色铝板，红色铝板为新型氟碳喷涂型材，
一种氟碳涂层聚脂(FEP)，它的单体为CF3—CF===CF2，该分子中碳原子的杂化方式有 。物质结构复习（五） ---综合练习1
1．铜单质及其化合物在很多领域有重要的用途，如金属铜用来制造电线电缆，超细铜粉可应用于导电材料、催化剂等领域中，CuCl和CuCl2都是重要的化工原料，常用作催化剂、颜料、防腐剂和消毒剂等。
(1) 超细铜粉的某制备方法如下：
① [Cu(NH3)4]SO4中所含的化学键有 ，N、O、S三种元素的第一电离能大小顺序为________＞________＞________。(填元素符号)
② NH4CuSO3中的金属阳离子的核外电子排布式为____________。
③ NH3分子中N原子的杂化方式为____________。
④ SO离子的空间构型为____________。
(2) 氯化亚铜(CuCl)的某制备过程是：向CuCl2溶液中通入一定量SO2，微热，反应一段时间后即生成CuCl白色沉淀。
① 写出上述制备CuCl的离子方程式：
② CuCl的晶胞结构如右图所示，其中Cl原子的配位数为________。
③ CuCl的熔点比CuO的熔点________。(填“高”或“低”)
2．铁及铁的化合物在生产、生活中有着重要的用途。
(1) 聚合硫酸铁(简称PFS)的化学式为[Fe(OH)n(SO4)(3－n)/2]m。现代污水处理工艺中常利用PFS在水体中形成絮状物，以吸附重金属离子。与PFS中铁元素价态相同的铁的离子的电子排布式为____________。
(2) 六氰合亚铁酸钾K4[Fe(CN)6]可用作显影剂，该化合物中存在的化学键类型有________。
A. 离子键 B. 共价键 C. 金属键 D. 配位键 E. 氢键
CN－中碳原子的杂化轨道类型是__________，
写出一种与CN－互为等电子体的离子的化学式________________________。
(3) 三氯化铁常温下为固体，熔点304℃，沸点316℃，在300℃以上可升华，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________晶体。
(4) 普鲁士蓝可用作染料，它的结构如右图所示。
普鲁士蓝中，n(K+)∶n(Fe3+)∶n(Fe2+)∶n(CN - )＝__________
3．氧元素与多种元素具有亲和力，所形成化合物的种类仅次于碳元素。
(1) 氮、氧、氟元素的第一电离能从大到小的顺序为____________，氧元素与氟元素能形成OF2分子，该分子的空间构型为________。
(2) 根据等电子原理，判断NO离子中，氮原子轨道的杂化类型为________，1 mol NO3+所含π键的数目为______________。
(3) 氧元素与过渡元素可以形成多种价态的金属氧化物。如铬可生成Cr2O3、CrO3、CrO5等，试写出Cr3+核外电子排布式________________。
(4) 钙在氧气中燃烧时得到一种钙的氧化物晶体，其结构如右图所示：由此可判断该钙的氧
化物的化学式为________________。
4．甲烷、甲醇、肼(N2H4)、氨和氢气等都可作为燃料电池的燃料。
(1) 与甲醇互为等电子体的有机物分子式为____________________，甲醇的熔、沸点比甲烷的熔、沸点高，其主要原因是 。
(2) N2H4中N—N键键能________(填“＞”、“＜”或“＝”)CH3CH3中C—C键键能，工业上将NH3、(CH3)2CO与氯气反应后水解制取N2H4，(CH3)2CO中碳原子轨道的杂化类型为________、________，1 mol (CH3)2CO中的π键数目为____________。
(3)用钛锰储氢合金储氢，与高压氢气钢瓶相比，具有重量轻、体积小的优点。锰原子外围电子排布式为____________。金属钛的晶胞是面心立方结构(如图)，则钛晶体的1个晶胞中钛原子数为__________，钛原子的配位数为____________。
5．2010年诺贝尔物理学奖授予英国曼彻斯特大学科学家安德烈·海姆和康斯坦丁·诺沃肖洛夫。共同工作多年的二人因“突破性地”用撕裂的方法成功获得超薄材料石墨烯而获奖。制备石墨烯方法有石墨剥离法、化学气相沉积法等。石墨烯的球棍模型示意图如右图。
(1) 下列有关石墨烯说法正确的是________。
A．石墨烯的结构与金刚石相似
B．石墨烯分子中所有原子可以处于同一平面
C．12 g石墨烯含σ键数为NA
D．从石墨剥离得石墨烯需克服石墨层与层之间的分子间作用力
(2) 化学气相沉积法是获得大量石墨烯的有效方法之一，催化剂为金、铜、钴等金属或合金，含碳源可以是甲烷、乙炔、苯、乙醇或酞菁等中的一种或任意组合。
① 钴原子在基态时，核外电子排布式为________________。
② 乙醇沸点比氯乙烷高，主要原因是 。
③ 金与铜可形成的金属互化物合金(如图)，它的化学式可表示为________________。
④ 下列含碳源中属于非极性分子的是______。
a．甲烷 b．乙炔 c．苯 d．乙醇
⑤ 酞菁与酞菁铜染料分子结构如图，酞菁分子中氮原子采用的杂化方式是____________；酞菁铜分子中心原子的配位数为________。
6．雷尼镍(Raney Ni)是一种历史悠久、应用广泛的催化剂，由镍—铝合金为原料制得。
(1) 元素第一电离能：Al________Mg(选填“＞”、“＜”或“＝”)
(2) 雷尼镍催化的一实例为
a b
化合物b中进行sp3杂化的原子有____________。
(3) 一种铝镍合金的结构如图，与其结构相似的化合物是______(选填序号：a. 氯化钠
b. 氯化铯 c. 石英 d. 金刚石)。
(4) 实验室检验Ni2+可用丁二酮肟与之作用生成腥红色配合物沉淀。
① Ni2+在基态时，核外电子排布式为____________。
② 在配合物中用化学键和氢键标出未画出的作用力(镍的配位数为4)。
7．MnO2是碱锰电池材料中最普通的正极材料之一，在活性材料MnO2中加入CoTiO3纳米粉体，可以提高其利用率，优化碱锰电池的性能。
(1)写出基态Mn原子的核外电子排布式____________________。
(2)CoTiO3晶体结构模型如图。在CoTiO3晶体中1个Ti原子、1个Co原子周围距离最近的O数目分别为________个、________个。
(3)二氧化钛(TiO2)是常用的、具有较高催化活性和稳定性的光催化剂，常用于污水处理。O2在其催化作用下，可将CN -氧化成CNO-，进而得到N2。与CNO-互为等电子体的分子、离子化学式分别为________、________(各写一种)。
(4)三聚氰胺是一种含氮化合物，其结构简式如图。三聚氰胺分子中氮原子轨
道杂化类型是__________；1mol三聚氰胺分子中σ键的数目为________。
8．能源问题日益成为制约国际社会经济发展的瓶颈，越来越多的国家开始实行“阳光计划”，开发太阳能资源，寻求经济发展的新动力。
(1) 太阳能热水器中常使用一种以镍或镍合金空心球为吸收剂的太阳能吸热涂层，写出基态镍原子的外围电子排布式__________，它位于周期表____________区。
(2) 富勒烯衍生物由于具有良好的光电性能，在太阳能电池的应用上具有非常光明的前途。富勒烯(C60)的结构如图1，分子中碳原子轨道的杂化类型为________；1 mol C60分子中σ键的数目为____________个。
图1
(3) Cu单质晶体中原子的堆积方式如图甲所示，其晶胞特征如图乙所示，原子之间相互位置关系的平面图如图丙所示。晶胞中Cu原子的配位数为____________，一个晶胞中Cu原子的数目为________。
(4) Fe(CO)5常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe(CO)5晶体属于________(填晶体类型)；Fe(CO)5是配合物，配体、配位数分别是________、________。
(5) 下列说法正确的是________。
A．第一电离能大小：S＞P＞Si
B．电负性顺序：C＜N＜O＜F
C．因为晶格能CaO比KCl高，所以KCl比CaO熔点低
D．SO2与CO2的化学性质类似，分子结构也都呈直线型，相同条件下SO2的溶解度更大
E．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点越高
9．下表是元素周期表的一部分，所列的字母分别代表一种元素。
试回答下列问题：
(1) m元素基态原子外围电子排布式为________。
(2) 下列有关说法正确的是________(填序号)。
A．b、c、d元素的电负性逐渐增大
B．f、g、h元素的第一电离能逐渐增大
C．b、g、p三种元素分别位于元素周期表的p、s、d区
D．f、g分别与e组成的物质的晶格能，前者比后者低
E．a、b和d以原子个数比2∶1∶1构成的最简单化合物分子中σ键和π键的个数比为3∶1
(3) 与c的最简单氢化物互为等电子体的离子是________(填化学式)。
(4) 最近发现，只含b、g和n三种元素的某种晶体具有超导性。该晶体的一个晶胞如图1所示，则该晶体的化学式为________________。
图1 图2
(5) 丁二酮肟常用于检验n2+。在稀氨水介质中，丁二酮肟与n2+反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图2所示。该结构中，C原子的杂化方式为____________，N、n之间的化学键类型是________(填写字母代号)
A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．配位键 E．氢键
10．能源、材料和信息是现代社会的三大“支柱”。
(1) 目前，利用金属或合金储氢的研究已取得很大进展，右图是一种镍基合金储氢后的晶胞结构图。
① Ni原子的价电子排布式是 。
② 该合金储氢后，含1 mol La的合金可吸附H2的数目为_____________。
(2) 南师大结构化学实验室合成了一种多功能材料——对硝基苯酚水合物(化学式为C6H5NO3·1.5H2O)。实验表明，加热至94℃时该晶体能失去结晶水，由黄色变成鲜亮的红色，在空气中温度降低又变为黄色，具有可逆热色性；同时实验还表明它具有使激光倍频的二阶非线性光学性质。
① 晶体中四种基本元素的电负性由大到小的顺序是__________________。
② 对硝基苯酚水合物失去结晶水的过程中，破坏的微粒间作用力是 。
(3) 科学家把NaNO3和Na2O在一定条件下反应得到一种白色晶体，已知其中阴离子与SO互为等电子体，且该阴离子中的各原子的最外层电子都满足8电子稳定结构。
该阴离子的电子式是________，其中心原子N的杂化方式是____________________。
物质结构复习（六） ---综合练习2
11．氮元素可形成卤化物、氮化物、叠氮化物及络合物等。
(1) NF3沸点－129 ℃，其分子的空间构型为__________________；
(2) 叠氮酸(HN3)是一种弱酸，部分电离出H+和N3-。
① 与N3-互为等电子体的分子、离子有________(各举1例)。
② 叠氮化物、氰化物都能与Fe2+、Cu2+及Co3+等形成络合物，如[Co(N3)(NH3)5]SO4、Fe(CN)64-。写出铁的基态原子核外电子排布式________，CN -中C原子的杂化类型是________。[Co(N3)(NH3)5]SO4中钴的配位数为________。
③ NaN3与KN3结构类似，NaN3晶格能__________KN3晶格能(填“>”或“<”)。
(3) X与N形成的氮化物中，X+中所有电子正好充满K、L、M三个电子层，它与N3-形成晶体结构如图所示。X+符号是________，每个N3-与其距离最近的X+有________个。
12．镍(Ni)可形成多种配合物，且各种配合物有广泛的用途。
(1) 配合物Ni(CO)4常温下为液态，易溶于CCl4、苯等有机溶剂。固态Ni(CO)4属于________
晶体；基态Ni原子的电子排布式为________________；写出两种与配体CO互为等电子体微粒的化学式________、________。
(2) 某镍配合物结构如图所示，分子内含有的作用力有________(填字母)。
A．氢键 B．离子键 C．共价键 D．金属键 E．配位键
(3) 很多不饱和有机物在Ni催化下可与H2发生加成反应，如①CH2===CH2、②乙炔、③、④HCHO等，其中碳原子采取sp2杂化的分子有________(填序号)；HCHO分子的空间构型为________。
(4) 据报道，某种含有镁、镍和碳三种元素的晶体具有超导性，其结构如图所示。则该晶体的化学式为____________。晶体中每个镁原子周围距离最近的镍原子有________个。
13．已知A、B、C、D、E、F都是周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数依次增大，其中A、B、C、D、E为不同主族的元素。A、C的最外层电子数都是其电子层数的2倍，B的电负性大于C，通过蓝色钴玻璃观察E的焰色反应为紫色，F的基态原子中有4个未成对电子。
(1)基态的F3+核外电子排布式是________。
(2)B的气态氢化物在水中的溶解度远大于A、C的气态氢化物，原因是________。
(3)化合物FD3是棕色固体、易潮解、100 ℃左右时升华，它的晶体类型是________；化合物ECAB中的阴离子与AC2互为等电子体，该阴离子的电子式是________。
(4)FD3与ECAB溶液混合，得到含多种配合物的血红色溶液，其中配位数为5的配合物的化学式为________。
(5)化合物EF[F(AB)6]是一种蓝色晶体，右图表示其晶胞的(E＋未画出)。该蓝色晶体的一个晶
胞中E+的个数为________。
14．叠氮化钠(NaN3)是一种无色结晶，广泛用于汽车安全气囊及化工合成等。常见的两种制备方法为：2NaNH2＋N2O===NaN3＋NaOH＋NH3；3NaNH2＋NaNO3===NaN3＋3NaOH＋NH3↑。
(1) 下列说法正确的是________。
A．N3-与N2O互为等电子体
B．NaN3、NaNH2、NaOH、NaNO3均为离子化合物
C．NaNH2熔点(210℃)比NaOH熔点(318.4℃)低，是因为前者相对分子质量小
D．第一电离能N比O大
(2) NH3沸点(－33.34℃)比N2O沸点(－88.49℃)高，其主要原因是 。
(3) 依据价层电子对互斥理论，NO3-空间构型呈________形。
(4) 一种叠氮桥基化合物，合成方法如下：
醋酸铜中，Cu2+ 在基态时核外电子排布式为________。
配合物C中，氮原子杂化方式有________。
(5) 汽车安全气囊是基于反应6NaN3＋Fe2O33Na2O＋2Fe＋9N2↑，铁的晶体有三种堆积方式，其中两种的堆积方式如图。下列说法正确的是________。
A．空间利用率αFe大于γFe
B．αFe、γFe的堆积方式分别与铜和镁相同
C．金属铁的导电性是由于通电时自由电子作定向移动
D．αFe延展时，可以转变为γFe
15（1）在短周期主族元素中，氯及其相邻两元素的电负性由大到小的顺序是 （用元素符号表示）
（2）A、B、C为同一短周期金属元素。依据下表数据分析，C元素在化合物中的主要化合价为 ；A、B、C三种元素的原子半径由大到小的顺序是 。
电离能/kJ·mol-1 I1 I2 I3 I4
A 500 4600 6900 9500
B 740 1500 7700 10500
C 580 1800 2700 11600
（3）已知过氧化氢分子的空间结构如右图所示，分子中氧原子采取 杂化；
通常情况下，H2O2与水任意比互溶的主要原因是 。
（4）R是1~36号元素中未成对电子数最多的原子。R3+在溶液中存在如下转化：
R3+ R(OH)3 [R(OH)4]-
①基态R原子的价电子排布式为 。
②[R(OH)4]-中存在的化学键是 。
A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．配位键
（5）等电子体原理可广义理解为：重原子数相等（重原子指原子序数≥4），总电子数或价电子数相等的分子或离子。若将H2O2滴入液氨中，可得白色固体A，红外光谱显示，A中有阴阳两种离子，阳离子是正四面体，阴离子与H2O2互为等电子体。则A的结构简式为 。
16．第4周期过渡元素Mn、Fe、Ti可与C、H、O形成多种化合物。
(1)下列叙述正确的是________。(填字母)
A．C6H6分子中含有6个σ键和1个大π键，C6H6是非极性分子
B．CO2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低
C．CH2O与水分子间能形成氢键
D．CH2O和CO2分子中的中心原子均采用sp2杂化
(2)Mn和Fe的部分电离能数据如下表：
元 素 Mn Fe
电离能 I1 717 759
I2 1 509 1 561
I3 3 248 2 957
Mn元素价电子排布式为________，气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难，其原因是_______________________________________________________________。
(3)根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域，其中Ti属于________区。
(4)Ti的一种氧化物X，其晶胞结构如下图所示，则X的化学式为________。
(5)电镀厂排放的废水中常含有剧毒的CN－离子，可在X的催化下，先用NaClO将CN -氧化成CNO-，再在酸性条件下CNO-继续被NaClO氧化成N2和CO2。
①H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为________。
②与CNO-互为等电子体微粒的化学式为________(写出一种即可)。
③氰酸(HOCN)是一种链状分子，它与异氰酸(HNCO)互为同分异构体，其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，试写出氰酸的结构式________。
17．已知A、B、C、D、E五种元素均位于周期表的前四周期，且原子序数依次增大。元素A是周期表中原子半径最小的元素；B的基态原子中电子占据了三种能量不同的原子轨道，且这三种轨道中的电子数相同；D位于第2周期，其原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍；E位于ds区且原子的最外层电子数与A的相同。
请回答下列问题：(答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示)
(1)B、C、D元素的第一电离能由大到小的顺序是________。
(2)E的基态原子的外围电子排布式是________。
(3)B、C元素的某些氢化物的分子中均含有18个电子，则B的这种氢化物的化学式是_______；
(4)若A、B、D形成的某化合物呈酸性，相同条件下，其蒸气对氢气的相对密度为23，则该化合物分子中B原子轨道的杂化类型是________；1mol该分子中含有σ键的数目是________。
(5)C、E两元素形成的某化合物的晶胞结构如图所示，则该化合物的化学式是________，E原子的配位数是________。
18．铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题：
（1）CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为___________；
（2）CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是_______；
（3）的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是_______；
（4）元素金（Au）处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为______；一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_______；该晶体中，原子之间的作用力是________；
（5）上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构为CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为__________。
19．W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如下图所示。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和氖原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。
（1）X位于元素周期表中第 周期第 族；W的基态原子核外有 个未成对电子
（2）X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是 （写化学式）；Z的气态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是 （写化学式）
（3）Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反应的化学方程式是
（4）在25℃、101KPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复到原状态，平均每转移1mol电子，放热190.0KJ，该反应的热化学方程式是
20．氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题：
（1）基态氮原子的价电子排布式是_________________。
（2）C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是____________。
（3）肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被－NH2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物。
①NH3分子的空间构型是_______________；N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是_______。
②肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：
N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(g) △H=－1038.7kJ·mol－1
若该反应中有4mol N－H键断裂，则形成的π键有________mol。
③肼能与硫酸反应生成N2H6SO4。N2H6SO4晶体类型与硫酸铵相同，则N2H6SO4的晶体内不存在__________(填标号)
a. 离子键 b. 共价键 c. 配位键 d. 范德华力
（4）图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点（见图2），分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。
下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_________（填标号）。
a. CF4 b. CH4 c. NH4+ d. H2O物质结构复习（三） ---分子结构与性质
一、离子键
1．离子键：阴阳离子之间强烈的相互作用叫做离子键。相互作用即 作用（包含 和 ）
2．离子化合物：由离子构成的化合物叫做离子化合物。即含有离子键的化合物。
（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如NaCl、Na2O、K2S等
（2）强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
（3）大多数盐（包括铵盐：如NH4Cl）：如Na2CO3、BaSO4
3．离子键存在：一般含金属元素的物质(化合物)；铵盐。（一般规律）
注意：①酸（包括强酸）不是离子化合物。
②离子键只存在离子化合物中，离子化合物中一定含有离子键。含有离子键的一定是离子化合物。
二．共价键
1．共价键：原子间通过 所形成的相互作用叫做共价键。
2．共价化合物：只含有共价键的化合物
3．共价键的存在：
非金属单质：H2、X2、N2等（稀有气体除外）
共价化合物：H2O、CO2、SiO2、H2S等
复杂离子化合物：强碱（OH-）、铵盐（NH4+）、含氧酸盐（例NO3-、SO42-等）、O22-
4．共价键的类型：
⑴按轨道重叠方式分常见是 键与 键
σ键：轨道以“ ”的形式重叠；如：s-sσ ，s-pσ，p-pσ
π键：轨道以“ ”的形式重叠；如：p-pπ
通常，σ键比π键强（牢固），是由于
⑵按共用电子对偏移情况分： 键与 键
5、共价键的形成、本质、特征、键参数
三．电子式：在元素符号周围用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。
1．物质的电子式：
（1）离子化合物：阴、阳离子的电子式结合即为离子化合物的电子式。
AB型：NaCl__________________， MgO_________________。
A2B型：如Na2O _______________
AB2型：如MgCl2 ：_________________
复杂型：如NaOH： _______________ Na2O2：_______________
Ca(OH)2： _______________ NH4Cl：_______________
（2）某些非金属单质：如：Cl2______ N2_________等
（3）共价化合物：如H2S_________、CO2_________________、NH3__________、CCl4_________
2．用电子式表示形成过程：
CaCl2的形成过程：
NH3的形成过程：
四、价层电子对互斥理论（VSEPR理论）和杂化轨道理论
杂化轨道数=中心原子价层电子对数
对于ABn型分子，中心原子价电子对数可通过公式确定：
化学式 中心原子含有孤对电子对数 中心原子结合的原子数 中心原子的价层电子对数 中心原子杂化轨道数 中心原子杂化轨道类型 杂化轨道的空间取向 分子的空间构型
BeCl2
H2O
BF3
NH3
CCl4
CHCl3
五、分子的极性
a、以极性键结合成的双原子分子是 分子。如：HCl、HF、HBr
b、以非极性键结合成的双原子分子或多原子分子大多是 分子。如：O2、H2、P4、C60
c、以极性键结合的多原子分子，有的是极性分子也有的是非极性分子。
d、在多原子分子中，中心原子上价电子都用于形成共价键，而周围的原子是相同的原子，一般是非极性分子。
化学式 分子的空间构型 孤对电子对数 中心原子的最外层电子数 中心原子的化合价 分子的极性
H2O
BF3
NH3
CCl4
CHCl3
相似相溶原理： 物质一般易溶于 溶剂， 溶质一般易溶于 溶剂。
六、等电子原理
具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子，它们往往具有相同的分子结构（几何构型）及相似的性质。这条规律就叫等电子原理。
（1）在短周期元素组成的微粒中，与N2互为等电子体的有 。
（2）在短周期元素组成的微粒中，与N2O互为等电子体的有 。
（3）在短周期元素组成的微粒中，与NO2—互为等电子体的有 。
七、配位键与配合物
1．配位键：在共价键中,若电子对是由一个原子提供，而跟另一个原子共用，这样的共价键叫做配位键，具有方向性和饱和性。
成键条件：一方有 ，另一方有
2．配合物
（1）定义：由 与中心原子(或离子)以 形成的化合物称配合物,又称络合物。
（2）形成条件
①中心原子(或离子)必须存在 。
②配位体具有提供 的原子。
3．配合物的组成
配合物 内界 外界 中心原子(离子) 配体 配位数
[Ag(NH3)2]OH
K4[Fe(CN)6]
Na3[AlF6]
Ni(CO)4
[Co(NH3)5Cl]Cl2
八、分子间作用力
1．分子间作用力是一类 ，其中最常见的是 和 。
2．范德华力是 之间普遍存在的一种相互作用力，它使得许多物质能以一定的状态存在。范德华力的作用能通常比化学键的键能 ，化学键的键能一般为 ，而范德华力的作用能一般只有 。
3．氢键不属于化学键，可以表示为： ，形成氢键的常见元素原子为 。氢键的作用一般不超过 ，比化学键的键能 ，比范德华力的作用 。氢键的特征是具有 性和 性。
4．氢键对物质的 、 有较大的影响。如熔沸点反常的氢化物有： 、 、 。
5．氢键有分子间氢键和分子内氢键，举例说明。
【课堂练习】
1．下列叙述正确的是 （ ） A．两种元素构成的共价化合物分子中的化学键都是极性键
B．含有非极性键的化合物不一定是共价化合物
C．只要是离子化合物，其熔点就一定比共价化合物的熔点高 D．在气态单质分子中一定存在共价键
2．对σ键的认识不正确的是 （ ）
A．σ键不属于共价键，是另一种化学键 B．乙烯分子中碳碳双键是π键
C．分子中含有共价键，则至少含有一个σ键
D．含有π键的化合物与只含σ键的化合物的化学性质不同
3．下列说法正确的是 （ ）
A．H－H键具有饱和性和方向性
B．基态C原子有两个未成对电子，所以最多只能形成2个共价键
C．1个N原子最多能与3个H原子结合形成NH3分子，是由共价键的饱和性所决定的
D．所有的原子轨道都具有一定的伸展方向，因此所有的共价键都具有方向性
4．配合物在许多方面有着广泛的应用。下列叙述不正确的是 （ ）
A．以Mg2+为中心的大环配合物叶绿素能催化光合作用 B．Fe2+的卟啉配合物是输送O2的血红素
C．[Ag（NH3）2]+是化学镀银的有效成分 D．向溶液中逐滴加入氨水，可除去硫酸锌溶液中的Cu2+
分子（离子） 中心原子价电子对 杂化类型 微粒的空间构型 分子的极性
CO2
SO2
OF2
HCN
PCl3
SO3
H3O+
NH4+
HCHO
COCl2
CO32-
SO42-
5．填表
6．酸性的判断规律：
（1）酸的元数 == 酸中羟基上的氢原子数，不一定等于酸中的氢原子数（有的酸中有些氢原子不是连在氧子上）
（2）含氧酸可表示为：(HO)mROn,酸的强度与酸中的非羟基氧原子数n有关，n越大，酸性越强。
n=0 弱酸 n=1 中强酸 n=2 强酸 n=3 超强酸
思考：已知硼酸（H3BO3）是弱酸，而亚磷酸是中强酸（H3PO3）
（1）写出两种酸的结构式： 、 。
（2）亚磷酸是 元酸，写出它和过量的NaOH反应的方程式.
（3）次磷酸是一种一元酸，化学式为H3PO2，它的结构为：
7．已知A、B、C、D和E五种分子所含原子的数目依次为1、2、3、6和6，且都含有18个电子，又知B、C和D是由两种元素的原子组成，且D分子中两种原子个数比为1 :2。
（1）组成A分子的原子的元素符号是 ；已知E是有毒的有机物，E的熔、沸点比CH4的熔、沸点高，其主要原因是____________________________________。
（2）C的立体结构呈 形，该分子属于 分子（填“极性”或“非极性”）；
（3）火箭中可充入四氧化二氮和D作为燃料反应生成氮气和水，该反应的化学方程式为_______ 。（不需要写反应条件）
8.（1）CO的总键能大于N2的总键能，但CO比N2容易参加化学反应。
根据下表数据，说明CO比N2活泼的原因是____________________________________。
A－B A=B A≡B
CO 键能（kJ/mol） 357.7 798.9 1071.9
键能差值（kJ/mol） 441.2 273
N2 键能（kJ/mol） 154.8 418.4 941.7
键能差值（kJ/mol） 263.6 523.3
（2）它们的分子中都包含_______个σ键，_________个π键。
（3）Fe、Co、Ni等金属能与CO反应的原因与这些金属原子的电子层结构有关。
Ni原子的价电子排布式为 。Fe(CO)5常温下呈液态，熔点为－20.5℃，沸点为103℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe(CO)5晶体属于 （填晶体类型）；Fe(CO)5是配合物，配体是_________ 。物质结构复习（一）
---原子结构、元素周期律和元素周期表
1.基本概念回顾
（1）元素：具有相同 的同一类 的总称。
（2）核素： 。
（3）同位素： 相同， 不同的原子间互称为同位素。
（4）元素的种类取决于 , 原子的种类取决于 。
（5）质量数（A）=
【例题1】（07宁夏）下列叙述错误的是 （ ）
A．13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素 B．1H和2H是不同的核素，它们的质子数相等
C．14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等 D．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等
2．元素周期律
（1）定义：_________________随着__________________________________________的规律叫做元素周期律。
（2）内容：元素性质周期性变化主要体现在 、 、
、______________________、 等方面。
（3）实质：元素性质周期性变化是由于__________________________周期性变化的必然结果。
【例题2】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的金属性依次增强
【方法指导1】元素的金属性和非金属性强弱的判断依据
a．单质与水（或酸）反应的难易
b．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
c．金属的相互置换
（1）金属性 d．根据它们在周期表的位置
e．依据金属活动顺序表
f．用电化学的方法（构成原电池）
g．金属阳离子的氧化性强弱
a．单质与氢气化合的难易及氢化物的热稳定性
b．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
（2）非金属性 c．非金属的相互置换
d．根据它们在周期表的位置
e．非金属阴离子的还原性强弱
【例题3】同一主族的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性强弱是H3XO4A．元素的非金属性强弱：X>Y>Z B．气态氢化物的稳定性：XH3>YH3>ZH3
C．原子序数：X>Y>Z D．相对原子质量：X>Y>Z
【练习题3】同周期的X、Y、Z三种元素，已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列各判断中正确的是 （ ）
A．原子半径：X＞Y＞Z B．单质的非金属性：X＞Y＞Z
C．气态氢化物稳定性：X＜Y＜Z D．原子序数：X＞Y＞Z
【方法指导2】微粒半径大小的比较
（1）同周期元素的原子半径，从左到右，逐渐______；
同主族元素的原子半径，从上到下，逐渐______。
（2）阳离子半径比其相应的原子半径______；阴离子半径比其相应的原子半径 。
（3）对于电子层结构（核外电子排布）相同的离子，核电荷数越大，半径越 。
【例题4】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子的半径大于Y元素的阳离子半径。Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是 （ ）
A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X
3．元素周期表
短周期：_______个(第一、二、三周期)
周期 长周期：_______个(第__________周期)
不完全周期：________个(第______周期)
主族：_____________个(第ⅠA、_____________________________________族)
副族：_____________个(第__________________________________________族)
第Ⅷ族：____________个(第__________________纵行)
零族：_____________个(____________________________元素)
【例题5】已知A为ⅡA族元素，B为ⅢA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素。下列关系式错误的是 （ ）
A．n = m+1 B．n = m + 11 C．n = m + 25 D．n = m + 10
【练习题5】X、Y两元素处于同一主族相邻周期，则X、Y两元素的原子序数相差不可能为下列哪一数值 （ ）
A．2 B．8 C．10 D．18
4．结构、位置、性质三者关系
比较项目 同周期（从左→右） 同主族（从上→下）
原子半径
得失电子能力
金属性、非金属性
主要化合价
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
非金属气态氢化物稳定性
【例题6】下列叙述中, 错误的是 （ ）
A．原子半径：Cl>S>O B．还原性：Na>Mg>Al
C．稳定性：HF>HCl>HBr D．酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
【练习题6】原子序数大于4的主族元素X、Y的离子X、Y，它们的核外电子排布相同。则下列关于X、Y元素的叙述正确的是 （ ）
A．X的原子序数大于Y的原子序数 B．X和Y处在同一周期
C．Y和X的族序数之差是8－(m＋n) D．X和Y的核电荷数之差是m－n
【例题7】根据周期表对角线规则，金属Be与Al单质及其化合物性质相似，又已知AlCl3在101kPa时，沸点为182.7℃，在253kPa时的熔点为190℃。试回答下列问题：
(1)写出Be与NaOH溶液反应生成Na2BeO2的离子方程式
(2)用离子方程式表示对Be(OH)2与Mg(OH)2两种固体的鉴别方法
(3)关于Be的化合物的下列各种说法中，正确的是______________ 。
A．BeCl2晶体熔点较低，属于非电解质 B．BeCl2溶液显酸性，蒸干可得Be(OH)2
C．Na2BeO2溶液蒸干后再灼烧可得BeO D．不能用电解BeCl2溶液制取金属铍
(4)根据对角线规则，Li与Mg性质也相似，则Li在空气中燃烧，可能得到产物的化学式是_______ _ ______。
原子结构、元素周期律和元素周期表综合练习
( )1．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图1所示。下列说法正确的是
A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B．原子半径的大小顺序为：X>Y>Z>W>Q
C．离子Y2-和Z 3+的核外电子数和电子层数都不相同
D．元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强
( )2．已知A、B、C、D、E是短周期中原子序数依次增大的5种主族元素，其中元素
A、E的单质在常温下呈气态，元素B的原子最外层电子数是其电子层数的2倍，元素C在同周期的主族元素中原子半径最大，元素D的合金是日常生活中常用的金属材料。下列说法正确的是
A．元素A、B组成的化合物常温下一定呈气态
B．一定条件下，元素C、D的最高价氧化物对应的水化物之间能发生反应
C．工业上常用电解法制备元素C、D、E的单质
D．化台物AE与CE古有相同类型的化学键
( )3．X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增大。X是周期表中原子半径最小的元素，Y原子最外层电子数是次外电层子数的3倍，X、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。下列叙述正确的是
A．元素X、Z、W具有相同层电子层结构的离子，其半径依次增大
B．元素X不能与元素Y形成化合物X2Y2
C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XMY＞XMR
D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸
( )4．下列排列顺序正确的是
热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O
③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4 ④结合质子能力：OH-＞CH3COO-＞Cl-
A．①③ B．②④ C．①④ D．②③
( )5．在元素周期表的主族元素中，甲元素与乙、丙、丁三种元素上下紧密相邻或左右紧密相邻，丙元素的原子序数等于甲、乙两种元素的原子序数之和，四种元素原子的最外层电子数之和为20。下列说法正确的是
A．甲、乙、丙、丁四种元素均为短周期元素
B．元素丁形成的化合物比元素乙形成的化合物多
C．气态氢化物的稳定性比较：甲＞乙
D．最高价氧化物对应水化物的酸性比较：甲＜丙
( )6．Q、W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，X、Y是金属元素，X的焰色呈黄色。五种元素核电荷数之和为54，最外层电子数之和为20。W、Z最外层电子数相同，Z的核电荷数是W的2倍。工业上一般通过电解氧化物的方法获得Y的单质。则下列说法不正确的是
A．Q和Z所形成的分子空间构型为直线型 B．X、Y和W三种元素形成化合物的水溶液呈碱性
C．原子半径：X＞Y＞Q＞W D．Q和W可形成原子个数比为1∶1和2∶1的化合物
( )7．已知A、B、C、D、E是短周期中原子序数依次增大的5种元素，B、C同周期，D、E也同周期， D原子最外层电子数与最内层电子数相等，A、B、C、D的原子序数之和是E的两倍，D与C形成的化合物是一种耐高温材料，A、B形成的气态化合物的水溶液呈碱性。下列说法正确的是( )
A．原子半径：D＞E＞B＞C＞A B．热稳定性：EA4＞A2C
C．单质D可用海水作原料获得 D．化合物DC与化合物EC2中化学键类型相同
( )8．短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其原子的最外层电子数之和为19。X的阳离子比阴离子少一层电子，Y与Z、W位于相邻周期，Y、Z的氧化物排放到空气中会形成酸雨。下列说法正确的是
A．四种元素中，元素Z的非金属性最强
B．X的单质是一种清洁能源
C．只由四种元素中的三种元素不可能形成离子化合物
D．YW3、ZW2、Z2W2中各原子最外层均达到8电子稳定结构
( )9．短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次递增，A、B、C原子的最外层电子数之和为12。B、C、D位于同一周期，C原子最外层电子数是A原子内层电子数的3倍或是B原子最外层电子数的3倍。下列说法正确的是
A．元素A和C的最高价氧化物对应的水化物都是弱酸
B．元素B能与A的最高价氧化物发生置换反应
C．元素B与D形成BD2型共价化合物
D．D的单质有毒，有漂白性
( )10．短周期元素A、B、C、D的原子序数依次递增，它们的原子序数之和为32，且原子最外层电子数之和为10; A、C原子的最外层电子数之和等于B原子的次外层电子数；A与C，B与D均为同主族元素。下列叙述正确的是( )
A．四种元素的原子半径：AB．最高价氧化物对应的水化物的酸性：B>D
C．C元素处于元素周期表中第3周期第ⅡA族
D．B、D的最高价氧化物中，B、D与氧原子之间均为单键
( )11．A、B、C、D、E是五种原子序数依次增大的短周期元素，B与C在放电条件下可生成无色气体，D与E可形成离子化合物，A、B形成的某种气体与A、E形成的气体相遇会产生白烟，B、D最外层电子数之和与E的最外层电子数相等。下列说法正确的是( )
A．A、C、E三种元素形成的化合物一定是弱酸
B．工业上单质D可用海水为原料制备
C．B与C只能形成一种化合物
D．A、C形成的某种化合物不可能与A、E形成的化合物电子总数相同
( )12．短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如下图所示。下列说法正确的是( )
A．若X的氢化物与Z的最高价氧化物对应水化物能反应，则生成的盐仅有一种
B．若Y与Z的核电荷数之和为X的4倍，则X、Z形成的对应氢化物的熔沸点前者高于后者
C．原子半径的大小为Z＞Y＞X
D．若Y的氧化物为两性氧化物，则X、Z分别形成单质的微观结构中均可能具有正四面体构型
( )13．短周期元素A、B、C、D的原子序数依次增大，它们的原子序数之和为36，且原子最外层电子数之和为14；A、C原子的最外层电子数之和等于B原子的次外层电子数；A与C，B与D均为同主族元素。下列叙述正确的是( )
A．A元素与C元素形成的化合物与水反应后，溶液呈碱性
B．B元素与C元素形成的化合物C2B和C2B2中阴、阳离子个数比均为1∶2
C．在地壳中，B元素的含量位于第二位
D．A、B、D三种元素形成的化合物一定是强酸
( )14．下表为元素周期表短周期的一部分。下列有关A、B、C、D、E五种元素的叙述中，正确的是
A．D在过量的B中燃烧的主要产物为DB3
B．C的氢化物的水溶液酸性比E的强
C．A与B形成的阴离子可能有AB、A2B
D．工业上常将E单质通入冷的消石灰中制漂白粉
族物质结构复习（二） ---原子结构与性质
一、原子的结构
古希腊原子模型（世间万物最小的粒子）→ 道尔顿原子模型（原子是化学元素的最小粒子）→ 汤姆生原子模型（枣糕模型）→ 卢瑟福原子模型（核式模型）→ 玻尔原子模型（行星轨道式模型）→ 量子力学模型（电子云模型）
二、能层与能级
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（n）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 。
能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能 层 K L M N
能 级
规律：
(1)每个能层中，能级符号按能量由低到高的顺序是
(2)任一能层，能级数与能层序数的关系是
(3)s、p、d、f……可容纳的电子数依次是
三、电子云与原子轨道
1、电子云： 。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。
2、原子轨道： s电子的原子轨道都是 形的，每个s能级有 个原子轨道，能层序数越大，原子轨道的半径 。p电子的原子轨道都是 形的，每个p能级有 个原子轨道，它们相互垂直，分别以 表示。p原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。每个d能级各有 个原子轨道；每个f能级各有 个原子轨道
四、核外电子排布规律
1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：多电子原子的核外电子排布遵循构造原理，根据构造原理,只要我们知道原子序就可以写出元素基态原子的电子排布式。请画出构造原理图
2、能量最低原理：原子的电子排布遵循 能使整个原子的能量处于 。
3、泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳 电子，而且自旋方向 。
4、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是 而且 。
5、洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
五、基态、激发态、光谱
1．基态：最低能量状态。处于 状态的原子称为基态原子。
2．激发态：当基态原子的电子吸收能量后，电子 ，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将 。光（辐射）是电子 的重要形式之一。
3．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态） ，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的 ，总称原子光谱。在现代化学中，常利用原子光谱图上的特征谱线来 ，称为光谱分析。
六、元素周期表
s区：包括 族，价电子排布式为
p区：包括 族，价电子排布式为
区 d区：包括 族，价电子排布式为
ds区：包括 族，价电子排布式为
f区：
七、元素周期律
1．电离能.
（1）概念：气态的原子或离子失去一个电子所需要的 叫做电离能，用符号__ 表示，单位是 。
（2）第一电离能：处于基态的气态原子生成 价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能，常用符号 表示。
（3）意义：电离能是原子核外电子排布的实验佐证，是衡量气态原子 电子难易能力的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易_____电子，即元素在气态时的 性越强。
（4）I变化规律：同周期，从左到右总体呈 趋势，注意 例外， 元素的I1最小，________的I1最大，； 同族，从上到下I1 。
2．电负性.
（1）概念：电负性是原子在化学键中对键合电子 能力的标度，常用符号x表示。
x为相对值，无单位。
（2）x变化规律：同周期，x从左到右 ；同族，x从上到下 。
（3）意义：用于比较元素金属性、非金属性的相对强弱。一般，金属的x ，非金属的x ，Δx 成离子键，Δx 成共价键。
【随堂练习】
1．在1~18号元素的原子中，写出元素符号并画出下列原子的结构示意图：
（1）最外层电子数大于次外层电子数的有 ，
（2）最外层电子数与次外层电子数相等的有 ，
（3）最外层电子数与电子层数相等的有 ，
（4）L层电子数达到最多的有 ，
（5）K层与M层电子数相等的有 。
2．核外电子数相同的微粒：
（1）10电子微粒：
①阳离子： ；
②阴离子： ；
③分子： ；
（2）18电子微粒：
①阳离子： ；
②阴离子： ；
③分子： ；
3．（1）默写原子序数为21~36的元素的名称和符号：
（2）根据构造原理写出14、24、35号元素的基态原子的电子排布式
（3）根据构造原理写出S、Na+、Fe3+元素的基态原子的电子轨道排布式
（4）根据构造原理写出9、29、37号元素的基态原子的外围电子排布式
4.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）
①Ｅ(砷)＞Ｅ（硒）②Ｅ(砷)＜Ｅ（硒） ③Ｅ(溴)＞Ｅ（硒）④Ｅ(溴)＜Ｅ（硒）
（3）估计１ｍｏｌ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 。
5.1932年美国化学家鲍林（L．Pauling）首先提出了电负性的概念。电负性（用X表示）也是元素的一种重要性质，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 1.7 2.1 2.3 3.0 0.8
请仔细分析，回答下列有关问题：
（1）预测周期表中电负性最大的元素应为______；
估计钙元素的电负性的取值范围： ＜X＜ _。
（2）根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是
______________________________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系______________________________________________________________。
（3）经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为
6．（07海南25）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 。
7．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＜B＜C＜D＜E。其中A、B、C是同一周期的非金属元素。化合物DC的晶体为离子晶体，D的二价阳离子与C的阴离子具有相同的电子层结构。AC2为非极性分子。B、C的氢化物的沸点比它们同族相邻周期元素氢化物的沸点高。E的原子序数为24，ECl3能与B、C的氢化物形成六配位的配合物，且两种配体的物质的量之比为2∶1，三个氯离子位于外界。请根据以上情况，回答下列问题：（答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示）
（1）A、B、C的第一电离能由小到大的顺序为 。
（2）B的氢化物的分子空间构型是 。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的核外电子排布式是 ，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，该反应的化学方程式是 。
