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第4讲　分子空间构型与物质性质
考纲点击
1．能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型。
2．“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用。21世纪教育网
3．了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异。
4．了解简单配合物的成键情况。
一、分子构型与物质的性质
(一)分子的空间构型
1．杂化轨道理论简介
(1)sp杂化
sp杂化轨道由________和________组合而成，杂化轨道间夹角为______，呈______形，如__________。
(2)sp2杂化
sp2杂化轨道由________和__________组合而成，杂化轨道间夹角为______，呈__________，如______。
(3)sp3杂化
sp3杂化轨道由________和______组合而成，杂化轨道间夹角为__________，呈________形，如________。
2．价层电子对互斥模型
(1)中心原子上的价电子都用于形成共价键
ABn 几何构型 范例
n＝2
n＝3
n＝4
(2)中心原子上有孤对电子的分子
中心原子上的____________________，并参与______。分子的立体结构模型与其VSEPR模型不完全相同，如H2O呈______形，NH3分子呈______形。
3．常见分子的立体结构
分子类型 实例 结构式 立体结构 其他实例
三原子分子21世纪教育网 CO2 [来源:21世纪教育网][来源:21世纪教育网] BeCl2
H2O SO2、H2S
四原子分子 HCHO BF3
NH3 PH3
五原子分子 CH4 CCl4
CH3Cl CH3Br
4．等电子原理
________相同、________相同的分子具有相似的____________，它们的许多性质______，如CO和______。
特别提示：由于孤对电子参与互相排斥，会使分子的构型与杂化轨道的形状有所区别。如水分子中氧原子的sp3杂化轨道有2个是由孤对电子占据的，其分子不呈正四面体构型，而呈V形，氨分子中氮原子的sp3杂化轨道有1个由孤对电子占据，氨分子不呈正四面体构型，而呈三角锥形。
(二)分子的极性和手性
1．分子内各原子及共价键的空间排布______，分子内正、负电荷中心______的分子为非极性分子；分子内各原子及共价键的空间排布______，分子内正、负电荷中心______的分子为极性分子。常见分子中，属非极性分子的不多，具体有：
(1)非金属单质分子。如稀有气体、H2、Cl2、N2等。
(2)结构对称的直线形分子。如CO2。
(3)结构对称的正三角形分子。如：BF3、BCl3。
(4)结构对称的正四面体形分子。如CH4、CCl4、P4。
而其他大多数分子则为极性分子。如HCl、H2O、NH3、CH3Cl等。
2．相似相溶原理
(1)“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于__________，极性溶质一般能溶于________。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性______。
(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如乙醇与水______，而戊醇在水中的溶解度明显______。
(3)如果溶质与水发生反应，将增加物质的溶解度，如SO2。
3．手性
(1)手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的分子，如左手和右手一样互为______，在三维空间里__________的现象。
(2)手性分子：具有________的分子。
(3)手性碳原子：在有机物分子中，连有________的碳原子。含有一个手性碳原子的分子是手性分子，如。
特别提示：(1)分子的极性与键的极性没有必然的联系。由极性键形成的分子不一定是极性分子，如CO2；含有非极性键的分子也不一定是非极性分子，如H2O2。
(2)几种常见共价分子的空间构型
①直线形：O===C===O、H—Cl、N≡N、CH≡CH
②V形：H2O　键角(H—O—H)为104°30′
③平面形：CH2===CH2及苯C6H6
④三角锥形：NH3键角(H—N—H)为107°18′
⑤正四面体：CH4和CCl4及NH键角为109°28′；P4键角为60°
(3)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下容易电离出H＋，酸性越强。如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4，HNO2＜HNO3，H2SO3＜H2SO4。
即时训练1下列关于丙烯(CH3—CH===CH2)的说法正确的是(　　)。
A．丙烯分子中有8个σ键，1个π键
B．丙烯分子中3个碳原子都是sp3杂化
C．丙烯分子不存在极性键
D．丙烯分子中3个碳原子在同一直线上
二、配合物的形成和应用
1．配合物的形成
(1)配合物：由提供孤对电子对的______与接受孤对电子对的________以__________结合形成的化合物称为配位化合物。
(2)形成条件：配位体有____________，中心原子或离子有______。
(3)配位体的内界与外界
2．配合物的应用
在实验研究中，人们常用形成配合物的方法来________、________、________测定物质的组成；在生产中，配合物被广泛用于染色、____、硬水软化、________领域；在许多尖端研究领域如激光材料、________、______________的研究，______研制方面，配合物发挥的作用越来越大。
特别提示：1．常见的中心原子或离子：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋、Al3＋、Fe、Ni、Co等。
2．常见的配位体：H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
即时训练2在[Pt(NH3)4]Cl2中Pt2＋的配位数是(　　)。
A．1个 B． 2个
C．4个 D．6个
一、分子极性的判断
由非极性键结合而成的分子是非极性分子，由极性键结合而成的非对称性分子一般是极性分子；由极性键结合而成的完全对称性分子为非极性分子。
【例1】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都是直线形分子
方法归纳
分子极性的判断方法
(1)只含非极性键的双原子分子一定是非极性分子，如H2、N2、O2等。
(2)ABn型分子，可根据分子的立体构型进行判断：若分子是对称的(直线形、正三角形、正四面体等)，极性键的极性向量和等于零时，为非极性分子；否则是极性分子。如CH4、CO2等含有极性键，是非极性分子；H2O、NH3等含有极性键，是极性分子。
(3)ABn型分子中若中心原子A的化合价的绝对值＝该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。BCl3、CO2是非极性分子；SO2、NF3是极性分子。
二、分子的空间构型与杂化方式的判断
1．根据分子结构式进行推断
(1)公式：
杂化轨道数＝中心原子孤对电子对数(未参与成键)＋中心原子形成的σ键个数
(2)中心原子形成σ键个数的判断方法：
因为两原子之间只能形成一个σ键，所以中心原子形成的σ键个数等于中心原子结合的原子数。
(3)中心原子孤对电子对数的判断方法：
对于通式AX中心原子(A)未用于键合的孤对电子对数＝；如SO中的孤对电子对数＝＝0、NH中的孤对电子对数＝＝0、HCN中的孤对电子对数＝＝0。
2．根据分子的空间构型推断杂化方式
多原子(3个或3个以上)分子的立体结构与中心原子杂化方式的对照：
分子的立体结构 正四面体形 三角锥形 V形 平面三角形 V形 直线形
杂化类型 sp3 sp2 sp
(1)只要分子构型为直线形的，中心原子均是sp杂化，同理，只要中心原子是sp杂化的，分子构型均为直线形。
(2)只要分子构型为平面三角形的，中心原子均是sp2杂化。
(3)只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp3杂化。
(4)V形分子的判断需要借助孤对电子，有一对孤对电子的中心原子是sp2杂化，有两对孤对电子的中心原子是sp3杂化。
3．根据等电子体原理结构相似进行推断
如：CO2是直线形分子，CNS－、NO、N与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
【例2】判断下列物质的立体结构和杂化类型。
PF3__________；SO3__________；SO2__________。
方法指导
1．判断分子的杂化方式时，首先要判断出中心原子，然后判断各原子的最外层电子数，再判断孤对电子、σ及π键。
2．杂化轨道类型与分子空间构型的关系及常见分子
杂化类型 杂化轨道几何构型 常见分子
sp 直线形 BeCl2、HgCl2、CH≡CH等
sp2 平面三角形 BF3、BCl3、CH2===CH2
sp3 四面体形 CH4、CCl4、NH3(三角锥形)、H2O(V形)
一般来说，一个分子有几个轨道参与杂化就会形成几个能量相同的杂化轨道，就形成几个共价键，形成对应的分子构型，但如果分子中存在孤对电子或在一定场效应作用下，分子构型会发生变化，如NH3、H2O等。另外，具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征。
1．下列说法中错误的是(　　)。
A．SO2、SO3都是极性分子
B．在NH和[Cu(NH3)4]2＋中都存在配位键
C．元素电负性越大的原子，吸引电子的能力越强
D．原子晶体中原子以共价键结合，具有键能大、熔点高、硬度大的特性
2．SiCl4的分子结构与CCl4类似，对其做出如下推测，其中不正确的是(　　)。
A．SiCl4是分子晶体
B．常温、常压下SiCl4是气体
C．SiCl4的分子是由极性键形成的非极性分子
D．SiCl4熔点高于CCl4
3．下列说法正确的是(　　)。
A．CHCl3是三角锥形
B．AB2是V形，其A可能为sp2杂化
C．二氧化硅中Si以sp杂化，是非极性分子
D．NH是平面四边形结构
4．用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体结构，其中不正确的是(　　)。
A．NH为正四面体形
B．CS2为直线形
C．HCN为折线形(V形)
D．PCl3为三角锥形
5．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
6．NH3、H2O等是极性分子，CO2、BF3、CCl4等是极性键构成的非极性分子。根据上述事实可推出ABn型分子是非极性分子的经验规律是 (　　)。
A．在ABn分子中A原子的所有价电子都参与成键
B．在ABn分子中A的相对原子质量应小于B的相对原子质量
C．在ABn分子中每个共价键的键长都相等
D．分子中不能含有H原子
7．A、B、C、D四种元素处于同一周期。在同族元素中，A的气态氢化物沸点最高，B的最高价氧化物对应水化物的酸性在同周期中最强，C的电负性介于A、B之间，D与B相邻。
(1)C原子的价电子排布式为_________________________________________________。
(2)A、B、C三种原子的第一电离能由大到小的顺序是(写元素符号)________。
(3)B的单质分子中存在________个π键；D的气态氢化物DH4分子中的中心原子轨道采用________杂化。B和D形成一种超硬、耐磨、耐高温的化合物，该化合物属于________晶体，其硬度比金刚石________(填“大”或“小”)。
(4)A的气态氢化物的沸点在同族中最高的原因是______________________________。
8．(2011福建理综)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)　ΔH＝－1 038.7 kJ·mol－1
若该反应中有4 mol N—H键断裂，则形成的π键有______mol。
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．NH d．H2O
参考答案
基础梳理整合
一、(一)1．(1)1个s轨道　1个p轨道　180°　直线　H—C≡C—H
(2)1个s轨道　2个p轨道　120°　平面三角形　HCHO
(3)1个s轨道　3个p轨道　109°28′　正四面体　CH4
2．(1)直线形　CO2　平面三角形　BF3　正四面体形　CCl4
(2)孤对电子也要占据中心原子周围空间　互相排斥　V　三角锥
3．O===C===O　直线形　　V形　　平面三角形　　三角锥形　　正四面体形　l　变形四面体
4．原子总数　价电子总数　化学键特征　相似　N2
(二)1．对称　重合　不对称　不重合
2．(1)非极性溶剂　极性溶剂　越强
(2)互溶　减小
3．(1)镜像　不能重叠
(2)手性异构体
(3)四个不同基团
即时训练1
A　解析：丙烯分子中2个碳原子是sp2杂化，只有一个碳原子是sp3杂化，B错误；丙烯分子中中间的碳原子是sp2杂化，所以3个碳原子一定不在同一直线上，D错误。
二、1．(1)配位体　中心原子　配位键
(2)孤对电子　空轨道
2．检验金属离子　分离物质　定量　电镀　金属冶炼　超导材料　抗癌药物　催化剂
即时训练2
C　解析：根据结构可知4个NH3是配体，所以C正确。
核心归纳突破
【例1】　B　解析：分子的极性一般与物质的空间结构有关，空间结构对称，这属于非极性分子，反之属于极性分子。对于ABn分子，其经验规则是中心原子A的化合价的绝对值若等于最外层电子数，则属于非极性分子，反之属于极性分子。当然根据分子的极性也可以判断它的空间结构。键的极性只与是否属于同种非金属有关，而物质的稳定性在结构相似的条件下，与原子半径有关。所以选项A中CO2属于非极性分子；选项C中HF、HCl、HBr、HI的稳定性减弱；选项D中的H2O属于V形结构。
【例2】　答案：三角锥形、sp3　平面三角形、sp2　V形、sp2
解析：P最外层有5个电子与3个F原子形成3个σ键后还余1对孤对电子，是sp3杂化，三角锥形；SO3：孤对电子对数为＝0，σ键个数为3，所以是sp2杂化，平面三角形；SO2：孤对电子对数为＝1，σ键个数为2，所以是sp2杂化，V形。
演练巩固提升
1．A　解析：A选项中，SO3是平面三角形的分子，为非极性分子，明显错误。
2．B　解析：由SiCl4的分子结构与CCl4类似，可知SiCl4也是正四面体结构的分子晶体，且其相对分子质量大于CCl4的，故SiCl4的熔沸点应高于CCl4的，所以常温常压下SiCl4不是气体，B不正确。因SiCl4的结构对称，所以SiCl4是非极性分子。
3．B　解析：CHCl3分子中C原子没有孤对电子，是四面体结构，A错误；AB2分子中A原子如果以sp2或sp3杂化均是V形，B正确；二氧化硅中硅以sp3杂化，且是原子晶体，无分子，C错误；NH是正四面体结构，D错误。
4．C　解析：NH、CS2、HCN、PCl3结构中价层电子对数分别为4对、2对、2对、4对，VSEPR模型分子为正四面体形、直线形、直线形、空间四面体形，其中前三者中心原子均参与成键，立体结构就是VSEPR模型，PCl3分子中有1对孤对电子，所以立体结构为三角锥形。
5．C　解析：因为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，由此可判断在B(OH)3晶体中其键角应为120°，B原子杂化类型与石墨中C原子杂化轨道类型相同，为sp2杂化；B(OH)3分子中羟基氧原子为sp3杂化，有孤对电子，易与其他B(OH)3分子中的氢原子形成氢键，故C正确。
6．A　解析：由题给信息可以判断若ABn型分子是非极性分子，则ABn型分子中A原子的所有价电子都参与成键，与相对原子质量大小、键长以及是否含有H原子无关。
7．答案：(1)2s22p4
(2)F＞N＞O
(3)2　sp3　原子　大
(4)分子之间形成氢键
解析：A的气态氢化物沸点最高，A的气态氢化物中含有氢键，A可能是N、O、F；B的最高价氧化物对应水化物的酸性在同周期中最强，所以B为N，C的电负性介于A、B之间，所以A为F、C为O，所以D为碳。(3)B和D形成一种超硬、耐磨、耐高温的化合物可知符合原子晶体特征。
8．答案：(1)2s22p3
(2)N＞O＞C
(3)①三角锥形　sp3　②3　③d
(4)c
解析：本题考查了原子核外电子排布、杂化轨道理论、分子结构等知识，同时考查了考生的观察能力和分析推理能力。(3)肼分子中有4个N—H键，故有4 mol N—H键。断裂时，有1 mol肼发生反应，生成1.5 mol N2，则形成2×1.5 mol＝3 mol π键。SO中存在配位键、共价键，N2H与SO之间存在离子键，离子晶体中不存在范德华力。(4)与4个氮原子形成4个氢键，要求被嵌入微粒能提供4个氢原子，并至少存在“N…H”、“H…O”、“H…F”三类键中的一种，对照条件知，NH符合此要求。
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选修三　物质结构与性质
第1讲　物质结构研究的发展
考纲点击
1．了解研究物质结构的意义。
2．了解测定物质组成和结构的常用仪器。
一、探索物质的微观结构
1．物质的____________________、__________________决定物质的性质与变化。
2．金刚石、石墨、C60、碳纳米管互称为______________，它们的物理性质____________________________，化学性质__________________________。
3．元素____________________的周期性变化是元素性质周期性变化产生的原因。
即时训练1经验表明，除氢和氦外，当元素原子的电子层数n多于或等于原子最外层电子数m，即n－m≥0时，该元素属于金属元素；当元素原子的最外层电子数m多于原子的电子层数n，即n－m＜0时，该元素属于非金属元素。试回答：
(1)第n(n≥2)周期有____种主族金属元素，有______种非金属元素。
(2)第m(m＞1)主族有______种非金属元素。
(3)试根据每周期最后一种金属元素出现的族序数，预测原子序数最大的金属元素将在第______周期______族。元素周期表在填满第______周期后将结束，该周期有______种元素。
(4)试根据周期表中每个周期非金属元素的种数预测周期表中应有______种非金属元素(含0族元素)，还有______种未发现，未发现的非金属元素处在第____周期______族。
二、原子结构模型的演变
1．19世纪初，英国科学家____________提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的________________。
2．1897年，英国科学家汤姆生发现了______________，1904年提出“____________”的原子结构模型。21世纪教育网
3．1911年英国物理学家______________(汤姆生的学生)提出了______________的原子结构模型。
4．1913年丹麦物理学家________(____________的学生)引入量子论观点，提出____________________的原子结构模型。
5．电子云密度大的地方说明__________________，而电子云密度小的地方说明____________________。
即时训练21911年前后，英国物理学家卢瑟福用带正电的α粒子轰击极薄的金箔，为了解释实验结果，他提出了原子的核式结构学说。下列图中，“·”表示金原子核的位置，曲线ab、cd和ef表示经过金原子核附近的α粒子的运动轨迹，能正确反映该实验结果的图是(　　)。
三、研究物质结构的实验方法和实验技术
1．研究物质结构常用____________、______________、科学假设和论证方法，______________和______________方法早已应用于研究原子、分子和晶体结构。
2．用于测定物质的组成和结构的新仪器有____________________、____________________、__________________、____________________等。
即时训练3下列说法不正确的是(　　)。
A．化学反应有新物质生成，并遵循质量守恒定律和能量守恒定律
B．原子吸收光谱仪可用于测定物质中的金属元素，红外光谱仪可用于测定化合物的官能团
C．分子间作用力比化学键弱得多，但它对物质的熔点、沸点有较大的影响，而对溶解度无影响[来源:21世纪教育网]
D．酶催化反应具有高效、专一、条件温和等特点，化学模拟生物酶对绿色化学、环境保护及节能减排具有重要意义
四、研究物质结构的意义
1．道尔顿、汤姆生、卢瑟福、玻尔等人提出的________________模型对人类探索物质结构作出了巨大贡献。1811年，阿伏加德罗提出了____________概念，成为“原子—分子论”基础。1869年，俄国化学家__________________提出元素周期律，从理论上指导化学元素的发现和应用。
2．揭示物质的结构与性能的关系，可帮助我们预测物质的性能。
3．研究物质结构，能帮助我们了解材料的结构与性能之间的关系。____________、纳米材料、超导材料、__________高分子材料等新型材料的开发、研制和应用，都依赖于物质结构的研究。
4．物质结构的研究，使生命科学在____________水平上探索生命现象的本质。
5．物质结构研究对于保护________________、实现社会的可持续发展具有重大意义。
即时训练4下列有关新技术的开发应用叙述正确的是(　　)。
A．我国首创用CO2合成可降解的塑料聚二氧化碳，该塑料的结构简式为
B．有人建议用液氨作为清洁的汽车燃料，燃烧的最终产物为氮气和水
C．“纳米泡沫”被称为第五形态的单质碳，形似海绵并有磁性，与石墨化学性质完全不同
D．超临界CO2可从天然动植物中萃取、分离生物活性成分，它与CO互为同素异形体
化学中的“三素”比较
元素 同位素 核素
概念 具有相同质子数的同一类原子的总称 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
对象 宏观概念，对同类原子而言 微观概念，对某种元素的原子而言 微观概念，指元素的具体的某种原子
特征 既有游离态，又有化合态，性质通过形成单质或化合物来体现 同位素化学性质几乎相同，物理性质不同；天然存在的各种同位素所占的原子百分数一般不变 具有真实的质量，不同核素的质量不相同21世纪教育网21世纪教育网
【例题】2010年4月7日，俄罗斯科学家宣布在实验中获得了Un和Un两种新原子。下列有关这两种原子的说法错误的是(　　)。
A．是同一种核素
B．互称为同位素
C．中子数分别为176、177
D．质量数均超过质子数的两倍
方法归纳
(1)互为同位素的核素的特点可概括为“三同”(元素、质子数、化学性质相同)、“四不同”(质量、质量数、中子数、物理性质不同)，“一不变”(原子个数百分比不变)。
(2)元素、核素、同位素这三个概念关系图：
1．利用合成气(H2＋CO)生产汽油、甲醇和氨等已经实现了工业化，合成气也可转化成醛、酸、酯等多种产物。下列表述正确的是(　　)。
①以合成气为原料的反应都是化合反应；②改变合成气中CO与H2的体积比，可以得到不同产物；③合成气的转化反应需在适当的温度和压强下通过催化完成；④从合成气出发生产液态烃或醇类有机物是实现“煤变油”的有效途径；⑤以合成气为原料的反应产物中不可能有烯烃或水。
A．①②④ B．②③④ C．②④⑤ D．③④⑤
2．下列说法中正确的是(　　)。
A．氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱之一
B．“量子化”就是不连续的意思，微观粒子运动均有此特点
C．玻尔理论不但成功地解释了氢原子光谱，而且还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
3．关于电子云的叙述不正确的是(　　)。
A．电子云是用小点的疏密程度来表示电子在空间出现概率大小的图形
B．电子云实际是电子运动形成的类似云一样的图形
C．电子在小点密集的地方出现的概率大
D．轨道不同，电子云的图形也不一样
4．利用太阳光分解水制取氢气是未来解决能源危机的理想方法之一。某研究小组设计了如图所示的循环系统实现光分解水制氢。反应过程中所需的电能由太阳能光电池提供，反应体系中I2和Fe2＋等可循环使用。
(1)写出电解池A、电解池B和光催化反应池中反应的离子方程式。
(2)若电解池A中生成3.36 L H2(标准状况下)，试计算电解池B中生成Fe2＋的物质的量。
(3)若循环系统处于稳定工作状态时，电解池A中流入和流出的HI浓度分别为a mol·L－1和b mol·L－1，光催化反应生成Fe3＋的速率为c mol·min－1，循环系统中溶液的流量为Q(流量为单位时间内流过的溶液体积)。试用含所给字母的代数式表示溶液的流量Q。
参考答案
基础梳理整合
一、1．组成　结构
2．同素异形体　不同　相似
3．原子结构
即时训练1
答案：(1)n　8－n
(2)m－2
(3)8　0　8　50
(4)23　1　7　0
解析：第n周期的元素，电子层数为n，m≤n的元素即主族金属有n种，则有(8－n)种非金属元素；m主族元素最外层电子数为m，属于非金属元素，必须n＜m，则从第2周期到第(m－1)周期共有(m－2)种元素为非金属元素；(3)、(4)解析可参看上文所述内容。
二、1．道尔顿　实心球体
2．电子　葡萄干面包式
3．卢瑟福　带核
4．玻尔　卢瑟福　电子在一定轨道上运动
5．电子出现的机会多　电子出现的机会少
即时训练2
D　解析：在金原子中，原子核带正电且质量很大，占有的体积很小，用α粒子(带正电、质量较小)轰击金箔时，大部分α粒子可畅通无阻地通过，极少的一部分发生偏转或被笔直弹回。
三、1．实验方法　模型化方法　光谱　衍射实验21世纪教育网
2．红外光谱仪　电子显微镜　原子吸收光谱仪　X射线衍射仪
即时训练3
C　解析：用红外光谱仪可以确定物质中是否存在某些有机原子基团，用原子吸收光谱仪可以确定物质中含有哪些金属元素，B项正确；分子间作用力影响物质熔、沸点和溶解性，影响着物质的溶解度，C项错；酶是一类具有催化作用的蛋白质，酶的催化作用条件温和，不需加热、高效、有很强的专一性等特点，对人体健康和环境无毒、无害，符合绿色化学的原则与范围，所以化学模拟生物酶对绿色化学、环境保护及节能减排具有重要意义，D项正确。
四、1．原子结构　分子　门捷列夫
3．信息材料　可降解
4．分子
5．生态环境
即时训练4
B　解析：由CO2合成聚二氧化碳时应只断裂1个C===O键中的π键，形成；碳单质的化学性质相似；CO2与CO不互为同素异形体。
核心归纳突破
【例题】A　解析：Un与Un是质子数相同、中子数不同的互为同位素的两种核素，其中子数分别为293－117＝176、294－117＝177，其质量数分别为293、294，均大于117的2倍，故只有A项错误。
演练巩固提升
1．B　解析：以合成气为原料生产汽油的原理可以简单地表示为(2n＋1)H2＋nCOCnH2n＋2＋nH2O；生产甲醇的原理可以简单地表示为CO＋2H2CH3OH；若要合成烯烃，可以改变CO与H2的体积比，如nCO＋2nH2CnH2n＋nH2O。因此①、⑤错误。
2．B　解析：氢原子光谱是元素的所有光谱中最简单的光谱，而不是“之一”；玻尔理论成功解释了氢原子光谱，但不能推广到其他原子光谱，其他光谱则复杂得多；原子中的电子运动并没有确定的半径，也不是圆周轨道，不遵循宏观物体的运动规律。
3．B　解析：用统计的方法描述电子在核外空间出现的概率大小的图形称为电子云，常用小点的疏密程度来表示电子在原子核外出现概率的大小。小点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大；小点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小。
4．答案：(1)电解池A：2H＋＋2I－H2↑＋I2；
电解池B：4Fe3＋＋2H2OO2↑＋4H＋＋4Fe2＋；
光催化反应池：2Fe2＋＋I22Fe3＋＋2I－。
(2)0.300 mol　
(3)Q＝L·min－1
解析：(2)n(H2)＝＝0.150 mol。
转移电子的物质的量为：n(e－)＝2n(H2)＝0.150 mol×2＝0.300 mol。
因为A、B是串联电解池，电路中转移的电子数目相等，故n(Fe2＋)＝n(e－)＝0.300 mol。
(3)根据化学反应2Fe2＋＋I22Fe3＋＋2I－知，光催化反应生成I－的速率v(I－)＝v(Fe3＋)＝c mol·min－1。
电解池A中消耗I－的速率应等于光催化反应池中生成I－的速率，即：
a mol·L－1×Q－b mol·L－1×Q＝c mol·min－1。
解得：Q＝L·min－1。
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第2讲　原子结构与元素的性质
考纲点击
1．了解原子核外电子运动状态的描述。了解电子云的概念。了解电子层、原子轨道的概念。了解原子核外电子的能级分布。能用电子排布式和轨道表示式表示常见元素(1～36号)原子的核外电子排布。
2．了解元素电离能的含义、电负性的概念及其周期性变化规律，并能用以说明元素的某些性质。
3．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。
4．了解根据原子外围电子排布特征对元素周期表进行分区的方法。
一、原子核外电子排布及表示方法
1．能层与能级
(1)能层21世纪教育网
多电子原子的核外电子的______是不同的。按电子的______差异，可将核外电子分成不同的能层。原子核外电子的每一个能层(序数为n)最多可容纳的电子数为______。
(2)能级
多电子原子中，同一能层的电子，______也不同，还可以把它们分成______。
2．原子轨道
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图称为原子轨道。
原子轨道[来源:21世纪教育网] 轨道形状 轨道个数
s
p
d —
f —
(1)ns能级上只有____个原子轨道；
np能级上有____个原子轨道；
nd能级上有____个原子轨道；
nf能级上有____个原子轨道。
(2)第1电子层：只有____轨道。
第2电子层：有______两种轨道。
第3电子层：有________三种轨道。
第4、5、6、7电子层：有____________等轨道。
3．电子层、原子轨道及其最多容纳电子数的关系
电子层 1 2 3 4 5 n
符号
原子轨道 … …
最多容纳的电子数 21世纪教育网 …21世纪教育网 …
…
4．原子核外电子排布规律
(1)能量最低原理：原子的核外电子总是先__________，然后依次__________________，这样使整个原子处于______能量状态。
[注]：原子核外电子排布的轨道能量顺序如下(按图中箭头方向能量由低到高排序)
(2)泡利不相容原理：1个原子轨道里最多容纳________________。
(3)洪特规则：原子的核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能______________，且______________，这样整个原子的能量最低。
5．基态原子核外电子排布的表示方法
表示方法 举例(以S为例)
原子结构示意图
电子式
电子排布式
外围电子排布式
外围电子轨道表示式
即时训练1　Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次增大。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子的外围电子排布为msnmpn；③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道电子数分别为2和4。请回答：
(1)Z2＋的核外电子排布式为______________。
(2) Q的原子结构示意图为______________。
(3)R的轨道表示式为______________。
(4)Y的氢化物的分子式为______________。
(5)X原子有________个不成对电子，X与Q形成的属于酸酐的化合物的电子式为________。
二、原子核外电子排布的周期性
1．主族元素原子核外电子排布和元素性质的周期性变化
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外价电子排布
最高正化合价
最低负化合价 — — —
化合价变化规律 同主族 最高正价______，且等于______
同周期 最高正价逐渐升高，从______递增到______
金属性非金属性变化规律 同主族 从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
同周期 从左到右，金属性逐渐______________，非金属性逐渐______________
原子半径变化规律 同主族 从上到下，原子半径逐渐________________
同周期 从左到右，原子半径逐渐________________
2．1～6周期元素原子的外围电子排布
周期 元素种类 外围电子排布
ⅠA族 0族 最多容纳电子数
1
2
3
4
5
6
3．元素原子核外电子排布的周期性变化
每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从________到________的周期性变化。
即时训练2在研究原子核外电子排布与元素周期表的关系时，人们发现价电子排布相似的元素集中在一起。据此，人们将元素周期表分为五个区，并以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，如图所示。
(1)在s区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子的电子云形状为__________。
(2)在d区中，族序数最大、原子序数最小的元素，常见离子的电子排布式为______________。
(3)在ds区中，族序数最大、原子序数最小的元素，原子的价电子排布式为______________。
(4)在p区中，第2周期ⅤA族元素原子价电子的轨道表示式为__________。
(5)当今常用于核能开发的元素是铀和钚，它们在__________区中。
三、元素周期表中元素及其化合物的性质递变规律
1．电离能(I)
(1)第一电离能(I1)：气态原子________________形成______________所需的最低能量。
(2)元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子____________的难易程度。第一电离能数值越______，原子越______________，该元素的________性越强；反之，第一电离能数值越______，原子越____________，该元素的______性越弱。
(3)变化规律
①同一周期从左到右元素的第一电离能呈______的趋势，但某些地方出现曲折变化，如____＞____，____＞____，____＞____，____＞____。
②同一族从上到下元素的第一电离能______。
2．电负性
用来衡量元素的原子在化合物中__________的能力。
(1)意义
电负性越大的原子，____________的能力越强，元素的________性越强。
(2)变化规律
①同周期从左到右元素的电负性逐渐______。
②同主族从上到下元素的电负性逐渐______。
(3)应用
①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性＞1.8；金属的电负性＜1.8；类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。
3．元素性质的递变规律
项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
原子核外电子排布 电子层数______，最外层电子数逐渐____，由____→____(第1周期1→2) 最外层电子数____，电子层数______
原子半径 逐渐______(0族除外) 逐渐______
元素主要化合价 最高正价由____→____，最低负价由____→____ 最高正价＝______序数，非金属最低负价＝__________
原子得、失电子能力 得电子能力逐渐______，失电子能力逐渐______ 得电子能力逐渐______，失电子能力逐渐______
元素的第一电离能 ______的趋势 逐渐______
元素的电负性 逐渐______ 逐渐______
元素金属性、非金属性 金属性逐渐______，非金属性逐渐______ 金属性逐渐______，非金属性逐渐______
即时训练3从①P和S，②Mg和Ca，③Al和Si三组原子中，分别找出原子的第一电离能较高的元素，这三种元素的原子序数之和是__________；再分别找出电负性较大的元素，这三种元素的原子序数之和是__________。
即时训练4X、Y、Z、W是元素周期表前4周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：
元素 相关信息
X X的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等
Y 常温常压下，Y单质是淡黄色固体，常在火山口附近沉积
Z Z和Y同周期，Z的电负性大于Y
W W的一种核素的质量数为63，中子数为34
(1)Y位于元素周期表第________周期________族，Y和Z的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是______________(写化学式)。
(2)XY2是一种常用的溶剂，XY2的分子式为__________________。
(3)W的基态原子核外电子排布式是______________。W2Y在空气中煅烧生成W2O的化学方程式是______________________________。
(4)Y和Z两元素原子的第一电离能Y________Z，电负性Y________Z，离子半径Y________Z(填“＞”“＜”或“＝”)。
一、表示原子结构和组成的常见化学用语
1．原子结构示意图
可表示核外电子的分层排布和核内质子数，如氧原子的结构示意图：；Cl－的结构示意图：。
2．电子式
可表示原子最外层电子数目，如·∶。
3．核素符号
侧重表示原子核的组成，表示符号：X(A代表质量数，Z代表质子数)，它告诉人们该原子核内的质子数和质量数，并推及中子数(N＝A－Z)和核外电子数(等于质子数)，如O。
4．核外电子排布式
(1)用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式。例如，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。例如，K：[Ar]4s1。
5．外围电子排布式
指只表示价电子层电子排布的式子。如，K：4s1；Cu：3d104s1。
6．轨道表示式
用方框表示一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如氮原子的电子排布图为。
Cu原子的外围电子轨道表示式：。
【例1】A、B、C、D、E、F代表6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________；其单质的电子式为________。
(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元素的负一价离子的结构示意图为________________；C元素的基态原子的核外电子排布式为______________。
(3)D元素的＋3价离子的3d能级为半充满，则D元素在元素周期表中的位置为__________，其外围电子排布式为______________。
(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________，其基态原子的外围电子轨道表示式为________________。
(5)F元素的原子最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________形。
方法归纳
原子核外电子的排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则(及其特例)。由电子排布来确定元素或确定元素的电子排布所依据的都是电子排布的原理，对于Cr、Cu等原子要注意应用洪特规则的特例。熟悉(熟记)1～36号原子的核外电子排布，解这类题便会轻松、快捷。
特别提示：要注意题目的书写要求(例如，是写元素符号还是元素名称，是写原子还是离子的电子排布，是写电子排布式还是价电子排布式或是轨道表示式，是写电子式还是结构式等)，看清要求才能准确作答，避免失分。
二、原子结构、元素位置和元素性质三者关系的应用
1．元素周期律
(1)含义：元素的性质随核电荷数递增而发生周期性变化的规律。
(2)实质：原子核外电子排布的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
2．元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律
项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
最外层电子数 由1递增到7 相同
主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外)负价由－4→－1 最高正价相同
原子半径 逐渐减小(惰性气体除外) 逐渐增大
金属性与非金属性 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱酸性逐渐增强 碱性逐渐增强酸性逐渐减弱
非金属的气态氢化物 生成由难到易稳定性由弱到强 生成由易到难稳定性由强到弱
得失电子能力 得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强
第一电离能 逐渐增大(特例：Be＞B，N＞O，Mg＞Al，P＞S) 逐渐减小
电负性 逐渐增大 逐渐减小
【例2】根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是________。
A．Q和R B．S和T
C．T和U D．R和T
E．R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是________。
A．S2＋ B．R2＋
C．T3＋ D．U＋
(3)它们的氯化物的化学式，最可能正确的是________。
A．QCl2 B．RCl
C．SCl3 D．TCl
E．UCl4
(4)下列元素中，化学性质最像Q元素的是________。
A．硼 B．铍 C．氦 D．氢
(5)利用表中的数据判断，U元素最有可能是下列元素中的________。
A．H B．Li C．Na D．K
(6)做出上题(5)判断结论的依据是______________。
(7)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：______________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第二次电离能飞跃数据将发生在失去第________个电子时。
(8)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是________，其中元素________的第一电离能异常高的原因是____________________________。
三、元素周期表的结构和区域划分
1．元素周期表的结构
方法归纳
(1)元素周期表中，第1至第7周期所包含的元素种数分别为2种(H、He)、8种(Li～Ne)、8种(Na～Ar)、18种、18种、32种、26种(87～112号，现行周期表排到了112号元素)。各周期的元素种数可以由原子的核外电子排布规律来解释：由于K层只有1s原子轨道，当2个电子排满1s轨道后，第3个电子进入2s轨道，增加了一个电子层，所以第1周期只有2种元素；L层有2s、2p原子轨道，排满2s、2p轨道即2s22p6后电子将进入M层的3s轨道，所以第2周期有8种元素；M层有3s、3p、3d原子轨道，18个电子在排满1s、2s、2p、3s、3p轨道后，根据构造原理，第19个电子排在能量较低的4s轨道而不是能量较高的3d轨道上，所以钾原子核外已有4个电子层，第3周期只有8种元素；当4s轨道排满后，电子将进入3d轨道，至3d轨道排满后(3d104s2)电子再依次进入4p轨道、5s轨道，所以由3s23p6到4s24p6，跨越了3d10、4s2、4p6，第4周期有18种元素；同理，第5周期也有18种元素；而第6周期有32种元素是由于有14个电子填满了4f原子轨道的缘故(54Xe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6，86Rn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s2
5p65d106s26p6)。
(2)从左至右，各族在周期表中的排列顺序为：ⅠA→ⅡA→ⅢB→…→ⅦB→Ⅷ→ⅠB→ⅡB→ⅢA→…→ⅦA→0，其中Ⅷ族不能写成ⅧA或ⅧB。
(3)记忆每周期所包含的元素种类(若第7周期排满，则有32种元素，可简记为1个2、2个8、2个18、2个32)、每周期起止元素的原子序数(1～2,3～10,11～18,19～36,37～54,55～86,87～)和各族的排列顺序，可以很方便地由原子序数推断元素在周期表中的位置。
2．元素周期表中区的划分
(1)按原子结构分区：按核外电子排布式中最后填入电子的原子轨道的类型可将元素周期表分为s、p、d、f 4个区，而ⅠB、ⅡB族这2个纵行的元素的核外电子因先填满了(n－1)d能级后再填充ns能级而得名ds区。5个区的位置关系如图所示。
元素周期表的分区
【例3－1】用电子排布式表示Al、Cr(原子序数为24)、Fe(原子序数为26)、As(原子序数为33)等元素原子的价电子排布，并由此判断它们属于哪一周期哪一族，以及哪一区。
Al：________________________________________________________________________
Cr：________________________________________________________________________
Fe：________________________________________________________________________
As：________________________________________________________________________
方法归纳
各区元素原子的价电子排布及元素的位置与类别关系如下：
s区：ns1～2，最后的电子填充在ns上，包括ⅠA、ⅡA族元素，属于活泼金属(氢除外)，为碱金属和碱土金属。
p区：ns2np1～6，最后的电子填充在np上，包括ⅢA～ⅦA族及0族元素，为非金属和少数金属。
d区：(n－1)d1～8ns1～2(个别例外)，最后的电子填充在(n－1)d上，包括ⅢB～ⅦB族以及Ⅷ族元素，为过渡金属。
ds区：(n－1)d10ns1～2，(n－1)d全充满，最后的电子填在ns上，包括ⅠB、ⅡB族元素，为过渡金属(d和ds区金属合起来为过渡金属)。
f区：(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2，包括镧系和锕系元素，称为内过渡元素或内过渡系。
(2)金属元素和非金属元素的分区：沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋之间画一条虚线，虚线的左面是金属元素，虚线的右面是非金属元素，如图所示。最后一个纵行是稀有气体元素，稀有气体元素属于非金属元素。
金属元素和非金属元素的分区
【例3－2】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能级上只有一个空轨道的原子和3p能级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M层上的s能级和p能级都填满了电子，而d轨道上尚未有电子的两种原子
方法归纳
(1)这条分界线常称为“硼砹”分界线，分界线附近的元素既具有一定的金属性，又具有一定的非金属性，称为“准金属”或“类金属”元素。
(2)元素的金属性与非金属性之间并没有严格的界限。
(3)第1、2、3、4、5、6周期分别含有2、6、5、4、3、2种非金属元素，共有22种。
(4)最外层电子排布为ns1的不一定是金属元素(可能为氢)，不一定是ⅠA族元素(可能为铬、铜等)，不一定在s区；最外层电子排布为ns2的不一定是金属元素(可能为氦)，不一定是ⅡA族元素，不一定在s区(可能为Se、Ti、V、Mn、Fe、Co、Ni、Zn等)；最外层电子排布为ns2np1的一定是ⅢA族元素，一定在p区；最外层电子排布为ns2np1～ns2np6的元素位于ⅢA～0族，其内层已饱和，n为周期序数，最外层电子数即为主族序数，位于p区。
1．下面关于核外电子的运动状态的说法，错误的是(　　)。
A．原子轨道描述电子运动的电子云的形状
B．只有在电子层、原子轨道的形状和伸展方向及电子的自旋状态都确定时，电子运动状态才能被确定下来
C．必须在电子层、原子轨道的形状和空间伸展方向及电子的自旋状态都确定时，才能决定组成每一个电子层的最多轨道数
D．原子轨道的空间伸展方向与能量大小无关
2．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－：1s22s22p63s23p6
D．Ar：1s22s22p63s23p6
3．下列轨道表示式能表示氧原子的最低能量状态的是(　　)。
4．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是(　　)。
A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量
B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光
C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质
D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应
5．已知几种元素原子的核外电子情况，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在周期表中的位置。
元素 核外电子排布 元素符号 原子序数 周期 族
A 1s22s22p63s2
B
C [Ne]3s23p2
D
6．(1)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是__________。
(2)B和N相比，电负性较大的是__________，BN中B元素的化合价为__________。
(3)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。
参考答案
基础梳理整合
一、1．(1)能量　能量　2n2
(2)能量　能级
2．球形　1　纺锤形　3　5　7
(1)1　3　5　7
(2)s　s、p　s、p、d　s、p、d、f
3．K　L　M　N　O　1s　2s　2p　3s　3p　3d　4s　4p　4d　4f　5s　2　2　6　2　6　10　2　6　10　14　2　2　8　18　32　2n2
4．(1)占据能量最低的轨道　进入能量较高的轨道　最低
(2)2个自旋相反的电子
(3)分占不同的原子轨道　自旋状态相同
5． ··　1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4　3s23p4　
即时训练1
答案：(1)1s22s22p63s23p63d9
(2)
(3)
(4)SiH4
(5)2　∶∶∶C∶∶∶
解析：由题意，Z是Cu元素；Y的原子序数小于18，其外围电子排布式msnmpn中n必为2，则为3s23p2，是Si元素；R的L层电子数为奇数，则R在第2周期，可能为Li、B、N、F，结合Q和X的p轨道电子数为2和4可知，Q为C元素，X为O元素，则R为N元素。5种元素依次为：C、N、O、Si、Cu。(1)中Cu―→Cu2＋，失去1个4s电子和1个3d电子；(5)中C与O形成的酸酐是CO2。
二、1．ns1　ns2　ns2np1　ns2np2　ns2np3　ns2np4　ns2np5　＋1　＋2　＋3　＋4　＋5　＋6　＋7　－4　－3　－2　－1　相同　主族序数　＋1　＋7　减弱　增强　增大　减小
2．
2 1s1 1s2 2
8 2s1 2s22p6 8
8 3s1 3s23p6 8
18 4s1 4s24p6 8
18 5s1 5s25p6 8
32 6s1 6s26p6 8
3．ns1　ns2np6
即时训练2
答案：(1)球形
(2)Fe2＋：1s22s22p63s23p63d6，Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5
(3)3d104s2
(4)
(5)f
解析：(1)s区包括ⅠA族和ⅡA族，族序数最大、原子序数最小的元素是Be，价电子排布式为2s2，其电子云的形状为球形。
(2)d区包括ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族，族序数最大、原子序数最小的元素是Fe，其电子排布式是1s22s22p63s23p63d64s2，常见的离子是Fe2＋和Fe3＋。
(3)ds区包括ⅠB族和ⅡB族，族序数最大、原子序数最小的元素是Zn，该区元素原子价电子层结构的特征是(n－1)d10ns2。
(4)p区包括ⅢA～ⅦA族和0族，第2周期ⅤA族元素是N，其价电子排布式为2s22p3。
三、1．(1)失去一个电子　＋1价气态阳离子
(2)失去一个电子　小　易失去一个电子　金属　大　难失去一个电子　金属
(3)①增大　Be　B　N　O　Mg　Al　P　S　②变小
2．吸引电子
(1)吸引电子　非金属
(2)①增大　②变小
3．相同　增多　1　8　相同　递增　减小　增大　＋1　＋7　－4　－1　主族　主族序数－8　增强　减弱　减弱　增强　增大　减小　增大　减小　减弱　增强　增强　减弱
即时训练3
答案：41　42
解析：第一电离能I1(P)＞I1(S)(同周期ⅤA族元素高于ⅥA族元素)，I1(Mg)＞I1(Ca)(同主族递变规律)，I1(Si)＞I1(Al)(同周期递变规律)，P、Mg、Si三种元素的原子序数之和为15＋12＋14＝41；电负性：P＜S，Mg＞Ca，Al＜Si，S、Mg、Si三种元素的原子序数之和为16＋12＋14＝42。
即时训练4
答案：(1)3　ⅥA　HClO4
(2)CS2
(3)1s22s22p63s23p63d104s1　2Cu2S＋3O22Cu2O＋2SO2
(4)＜　＜　＞
解析：由题给信息推出X元素基态原子的电子排布式：1s22s22p2，为碳；Y为硫；Z为氯；W的质子数为63－34＝29，为铜。(1)硫元素位于元素周期表第3周期ⅥA族。(2)XY2为CS2。(3)Cu原子的核外电子数为29,3d电子层全充满状态比较稳定，故基态原子核外电子排布式为[Ar]3d104s1；Cu2S在空气中煅烧生成Cu2O和SO2。(4)根据同周期元素性质的变化规律，第一电离能S＜Cl，电负性S＜Cl，离子半径S2－＞Cl－。
核心归纳突破
【例1】答案：(1)N　∶N N∶
(2) 　[Ar]4s1
(3)第4周期第Ⅷ族　3d64s2
(4)Cu　
(5)2　2p　纺锤
解析：(1)A元素次外层有两个电子，故次外层为K层，最外层为L层。由题意可写出其核外电子轨道表示式为，则该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N，单质为N2，其电子式为∶N 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。Cl－的结构示意图为 ；K元素的核外电子排布式为[Ar]4s1；(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1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素铁。Fe元素在周期表中位置为第4周期第Ⅷ族，外围电子排布式为3d64s2；(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。外围电子轨道表示式为；(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的2p能级能量最高，p电子的原子轨道呈纺锤形。
【例2】答案：(1)E　(2)D　(3)B　(4)C　(5)D
(6)R和U都是I2 I1，属于ⅠA族；而U的I1小于R的I1，故U的金属性更强
(7)电子分层排布，各能层能量不同　10
(8)R＜S＜T　S　S元素的最外层电子处于s能级全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多
解析：由表中电离能数据的突变情况分析：Q元素I1至I4不出现突变点，且I1相对其他四种元素较大，故Q元素为稀有气体元素，即(4)中答案应为C；R和U的I1至I4电离能变化规律相似，即R和U最可能是同一主族，即(1)答案为E；(5)中答案为D，且R、U均从I2开始突变，即R、U元素的稳定价态是＋1价，即属ⅠA族元素，同理：S从I3突变，即S元素的稳定价态为＋2价，属ⅡA族元素；T从I4突变，即T元素的稳定价态为＋3价，属ⅢA族元素。由此可判断：(2)中答案为D；(3)中答案为B。相邻两个电离能数据相差较大，从一个侧面说明电子是分层排布的，且各能层能量不同。若U为短周期元素，则U一定是Na，第一次电离能飞跃是在失去第2个电子，那么第二次电离能飞跃应是失去第一层上的电子即第10个电子。R元素第二电离能有较大飞跃，S元素第三电离能有较大飞跃，T元素第四电离能有较大飞跃，由题意知三者为同周期三种主族元素，可推知R在ⅠA族，S在ⅡA族，T在ⅢA族，故原子序数R＜S＜T，由表中数据知S元素的电离能异常高，其原因是S元素的最外层电子处于s能级全充满状况，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多。
【例3－1】答案：Al：1s22s22p63s23p1　第3周期第ⅢA族　p区
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1　第4周期第ⅥB族　d区
Fe：1s22s22p63s23p63d64s2　第4周期第Ⅷ族　d区
As：1s22s22p63s23p63d104s24p3　第4周期第ⅤA族　p区
【例3－2】B　解析：此题考查核外电子排布与元素在周期表中位置判断的关系。A项中电子层上全部为s电子的有H(1s1)，He(1s2)，Li(1s22s1)，Be(1s22s2)不一定在同一周期；B项中3p能级只有一个空轨道的为1s22s22p63s23p2，只有一个未成对电子的为1s22s22p63s23p1或1s22s22p63s23p5，一定在同一周期；C项中最外层为2s22p6的原子为Ne，离子为2s22p6可能为阳离子也可能为阴离子，若为阳离子不在同一周期，若为阴离子在同一周期；D项电子排布可能为1s22s22p63s23p6或1s22s22p63s23p64s1或1s22s22p63s23p64s2，不一定在同一周期。
演练巩固提升
1．C　解析：电子所具有的能量不同，就会在不同的电子层和原子轨道上运动，而与其电子云的空间伸展方向无关，与其自旋状态也无关，D项正确；原子轨道和自旋状态只是决定其具体运动的状态，但电子运动状态是由电子层、原子轨道的形状和空间的伸展方向及电子的自旋状态共同决定的，A、B项正确；轨道数是由电子层决定的，n层有n2个原子轨道，C项错。
2．B　解析：氧原子的电子排布式为1s22s22p4，所以O2－的电子排布式为1s22s22p6，B项错误。
3．A　解析：掌握氧原子的核外电子排布式和原子轨道表示式就能作出正确选择。氧原子的电子排布式为1s22s22p4，依据洪特规则，2p轨道上有1对成对电子和2个不成对电子(单电子)，且2个单电子的自旋状态相同。
4．A　解析：解答该题的关键是明确基态原子与激发态原子的相互转化及其转化过程中的能量变化和现象。在电流作用下，基态氖原子的电子吸收能量跃迁到较高能级，变为激发态原子，这一过程要吸收能量，不会发出红色光；而电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将释放能量，从而产生红色光，故A项正确。
5．答案：
Mg 12 3 ⅡA
V 23 4 ⅤB
Si 14 3 ⅣA
P 15 3 ⅤA
6．答案：(1)N＞O＞C
(2)N　＋3
(3)C＞H＞Si
解析：(1)由于基态氮原子价电子层p轨道处于半充满状态，所以其第一电离能大于氧原子。(2)B和N同处第2周期，N的非金属性比B强，所以在BN中B元素显＋3价。(3)CH4中共用电子对偏向C，则电负性C＞H，SiH4中共用电子对偏向H，则电负性H＞Si。
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第3讲　微粒间作用力与物质性质
考纲点击
1．理解离子键的形成，了解典型离子晶体的结构类型。了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
2．理解共价键的形成，了解共价键的类型和特征，了解共价键的极性。了解配位键的概念，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。理解键能与化学反应热之间的关系。
3．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。
4．了解金属键的含义，能解释金属的一些物理性质。了解影响金属键强弱的主要因素，了解金属的原子化热的概念。
5．了解化学键和分子间作用力的区别。了解分子间作用力的常见类型(范德华力、氢键)及其对物质性质的影响。了解分子晶体的特征。
一、金属键　金属晶体
1．金属键：金属原子失去部分或全部外围电子形成的金属离子与______之间存在着强烈的相互作用，这种强烈的相互作用叫金属键。
2．金属晶体
(1)构成粒子：__________。
(2)粒子间作用力：__________________。
(3)熔点：差别很大，如钠的熔点较__________、硬度较小，钨的熔点最__________，硬度最大。
(4)导电性：自由电子在电场中作定向运动，形成______________。
(5)导热性：电子气中的自由电子在热的作用下，与金属原子频繁碰撞而________________。
(6)延展性：良好的延展性。
即时训练1关于金属性质和原因的描述不正确的是(　　)。
A．金属一般具有银白色光泽，是物理性质，与金属键没有关系
B．金属具有良好的导电性，是因为在金属晶体中价电子从原子上脱落形成自由电子，在外电场的作用下自由电子定向移动便形成了电流
C．金属具有良好的导热性能，是因为自由电子在受热后，加快了运动速率，自由电子通过与金属离子发生碰撞，传递了能量
D．金属晶体具有良好的延展性，是因为金属晶体中的原子层可以滑动而不破坏金属键
二、离子键　离子晶体
1．离子键：阴、阳离子间通过________形成的相互作用力叫离子键。
2．离子晶体
(1)定义：________通过________结合而形成的晶体。
(2)构成粒子：____________。
(3)粒子间的作用力：____________。
(4)物理性质：熔沸点较________，硬度较________，难于压缩。
(5)决定离子晶体结构的因素
①几何因素：晶体中______________是决定离子晶体结构的重要因素。
②电荷因素：晶体中______________也是决定离子晶体结构的重要因素。
③键性因素：离子晶体的结构类型还取决于离子键的纯粹程度。
(6)NaCl晶体
①与每个Na＋等距紧邻的Cl－有______个，与每个Cl－等距紧邻的Na＋有______个。
②与每个Na＋等距紧邻的Na＋有______个。
③每个NaCl晶胞中有______个NaCl。
(7)CsCl晶体
①与每个Cs＋等距紧邻的Cl－有______个，与每个Cl－等距紧邻的Cs＋有______个。
②与每个Cs＋等距紧邻的Cs＋有______个。
③每个CsCl晶胞中有______个CsCl。
3．晶格能
(1)定义：气态离子形成__________释放的能量。单位：________。
(2)影响晶格能大小的因素
①离子半径：离子半径越小，晶格能越______。
②离子所带电荷：离子所带电荷越大，则晶格能越____。
(3)意义——晶格能是最能反映离子晶体稳定性的数据。
晶格能越大，阴、阳离子间的离子键越______。形成的离子晶体越稳定，则熔点越________，硬度越________。
即时训练2下列关于离子键的强弱与晶格能的大小关系的叙述中正确的是(　　)。
A．离子键的强弱在一定程度上可用晶格能大小来衡量
B．晶格能的大小完全由离子键的强弱决定
C．通常情况下，晶格能越大，离子键越弱
D．晶格能的大小与离子键的强弱没有任何关系
三、共价键　原子晶体
1．共价键
(1)本质：原子之间形成____________。
(2)特点：具有______________。
(3)成键类型
①σ键：原子轨道以“____________”方式重叠成键。
H2：H2分子中的σ键是由两个H原子的1s原子轨道重叠而成，称为________键。
HCl：HCl分子中的σ键是由H原子的1s原子轨道与Cl原子的3p原子轨道重叠形成的，称为__________键。
Cl2：Cl2分子中的σ键是由2个Cl原子的3p原子轨道以“头碰头”方式重叠形成的，称为__________键。
②π键：原子轨道以“________”方式重叠成键。
(4)键参数(键能、键长、键角)
键能是指在101.3 kPa，298 K条件下，断开1 mol AB(g)分子中的化学键，使其分别生成气态A原子和气态B原子所吸收的能量；键能越大，意味着化学键越__________。键长是指成键两原子原子核间的距离，键长越短，表明共价键越__________。键角是指两个化学键之间的夹角，它是描述分子空间结构的重要参数。
2．原子晶体
(1)原子晶体：晶体中所有的原子通过__________结合，像这样的晶体叫原子晶体。
如：晶体硅(Si)、金刚砂(SiC)、二氧化硅(SiO2)和氮化硼(BN)等。
(2)原子晶体的特点：一般具有很高的熔、沸点和很大的硬度。
即时训练3下列说法中不正确的是(　　)。
A．碳原子与碳原子之间形成σ键的重叠程度比π键大得多，σ键比π键牢固
B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键
C．分子中可能只有σ键，也可能只有π键，也可能既有σ键又有π键，还有可能是既没有σ键也没有π键
D．N2分子中有一个σ键，2个π键，而HCN分子中σ键与π键数目之比为1∶1
四、分子间作用力　分子晶体
1．分子间作用力
分子与分子之间存在着一种把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又叫______________力。影响范德华力的因素主要包括：分子的大小，分子的空间构型以及分子中电荷分布是否均匀等。对组成和结构相似的分子，其范德华力一般随相对分子质量的增大而__________。
2．氢键
(1)氢键是一种既可以存在于分子之间又可以存在于分子内部的作用力。它比化学键______，比范德华力______。当氢原子与电负性大的原子X以共价键结合时，H原子能够跟另一个电负性大的原子Y之间形成氢键。氢键基本上还是属于静电作用，它既有________性，又有________性。通过用X—H…Y表示氢键，其中X—H表示氢原子和X原子以共价键相结合。氢键的键能是指X—H…Y分解为X—H和Y所需要的能量。
(2)氢键的形成条件
①化合物中有氢原子，即氢原子处在X—H…Y其间。
②氢只有跟电负性很大且其原子半径较小的元素化合后，才有较强的氢键，像这样的元素有N、O、F等。
3．分子晶体
(1)概念：分子通过分子间作用力构成的固态物质，叫分子晶体。
(2)特点：由于分子间作用力较弱，分子晶体一般硬度__________，熔点__________。
(3)多数非金属单质、非金属元素组成的无机化合物以及绝大多数有机化合物形成的晶体都属于分子晶体。
即时训练4下列说法正确的是(　　)。
A．氢键是一种化学键
B．氢键使物质具有较高的熔、沸点
C．能与水分子形成氢键的物质易溶于水
D．水结成冰体积膨胀与氢键无关
一、σ键和π键的比较
σ键 π键
定义 未成对电子的原子轨道采取“头碰头”重叠形成的共价键 未成对电子的原子轨道采取“肩并肩”重叠形成的共价键
类型 s－s(σ)键、s－p(σ)键、p－p(σ)键 p－p(π)键
成键原子轨道 σ键在直线上相互交盖，沿成键轨道方向结合 π键相互平行而交盖，沿成键轨道平行方向结合
电子云的重叠及分布情况 σ键重叠程度大，有对称轴，呈圆柱形对称分布，电子云密集在两个原子之间，对称轴上电子云最密集 π键重叠程度较小，分布成块状，通过键轴有一个对称面，电子云较扩散，分布在分子平面上、下两部分，对称面上电子云密集最小
键的性质 σ键键能较大，可沿键轴自由旋转，键的极化性较小 π键键能较小，不能旋转，键的极化性较大
存在的情况 可以单独存在，并存在于任何含共价键的分子中 不能单独存在，必须与σ键共存，可存在于双键和叁键中
实例21世纪教育网 CH4中只有σ键 CH2===CH2中既含有σ键，又含有π键
【例1－1】N≡N的键能为942 kJ·mol－1，N—N单键的键能为247 kJ·mol－1，计算说明N2中的__________键比__________键稳定(填“σ”或“π”)。
【例1－2】乙炔是有机合成工业的一种原料。工业上曾用CaC2与水反应生成乙炔。
(1)CaC2中C与O互为等电子体，O的电子式可表示为________________；1 mol O中含有的π键数目为________________。
(2)将乙炔通入[Cu(NH3)2]Cl溶液生成Cu2C2红棕色沉淀。Cu＋基态核外电子排布式为__________________。
(3)乙炔与氢氰酸反应可得丙烯腈(H2C===CH—C≡N)。分子中处于同一直线上的原子数目最多为________________。
(4)CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图所示)，但CaC2晶体中含有的哑铃形C的存在，使晶胞沿一个方向拉长。CaC2晶体中1个Ca2＋周围距离最近的C数目为________________。
二、常见晶体类型
晶体类型 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体
晶体微粒 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子、21世纪教育网自由电子
微粒间相互作用 离子键 分子间作用力 共价键 金属键
熔、沸点 较高 很低 很高 无规律
硬度 较硬 一般很软 很硬 无规律
溶解性 易溶于极性溶剂 相似相溶 难溶 难溶(部分与水反应)
导电情况 晶体不导电，熔融导电 晶体和熔融状态下都不导电 一般不导电，个别导电，还有半导体 晶体导电
导热性 不良 不良 不良 良
物质类别 离子化合物 多数非金属单质及化合物 金刚石，SiC，晶体硅，SiO2等少数非金属单质和化合物 金属单质
【例2】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至弱的顺序为______________________。
(2)SiC的晶体结构与晶体硅的相似，微粒间存在作用力是__________________________________。
(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________________。
三、物质熔、沸点的判断规律
(1)原子晶体中原子间键长越短，共价键越稳定，物质熔沸点越高，反之越低。
(2)离子晶体中阴、阳离子半径越小，离子电荷越多，离子键越强，熔沸点越高，反之越低。
(3)金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子的静电作用越强，熔沸点越高，反之越低。
(4)分子晶体中分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高，反之越低(具有氢键的分子晶体的熔沸点反常较高)。
①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物质的熔沸点越高。
②在高级脂肪酸甘油酯中，不饱和程度越大，熔沸点越低。
③烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物，一般随着分子中碳原子数的增多，熔沸点升高。
④链烃及其衍生物的同分异构体随着支链的增多，熔沸点降低。
⑤相同碳原子数的有机物，分子中官能团不同，一般随着相对分子质量的增大，熔沸点升高；官能团相同时，官能团数越多，熔沸点越高。
⑥晶体类型不同时的一般规律为原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，金属晶体无规律。
【例3】下列各晶体熔沸点高低的比较，正确的是(　　)。
A．硅＞金刚石＞金刚砂
B．CsCl＞KCl＞NaCl
C．SiO2＞CO2＞Hg
D．H2O＞NH3＞H2
四、判断晶体类型的方法
(1)依据组成晶体的微粒和微粒间的作用判断。离子晶体的微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键；原子晶体的微粒是原子，微粒间的作用是共价键；分子晶体的微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力；金属晶体的微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
(2)依据物质的分类判断。金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体；大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体；常见的原子晶体单质有金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等；金属单质(除液态汞外)与合金是金属晶体。
(3)依据晶体的熔点判断。离子晶体的熔点较高，常在数百至1 000 ℃；原子晶体熔点高，常在1 000 ℃至几千摄氏度；分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度；金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
(4)依据导电性判断。离子晶体水溶液及熔化时能导电；原子晶体一般为非导体；分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是强酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电；金属晶体是电的良导体。
(5)依据硬度和机械性能判断。离子晶体硬度较大或较硬、脆；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
【例4】已知氯化铝的熔点为190 ℃(2.02×105 Pa)，但它在180 ℃时开始升华。
(1)氯化铝是______________(填“离子化合物”或“共价化合物”)。
(2)在500 K和1.01×105 Pa时，它的蒸气密度(换算为标准状况时)为11.92 g·L－1，试确定氯化铝在蒸气状态时的化学式为______________，是________晶体。
(3)无水氯化铝在空气中剧烈“发烟”，其原因是____________________________。
(4)设计一个可靠的实验，判断氯化铝是离子化合物还是共价化合物。你设计的实验是____________________。
五、晶胞中粒子数目的计算
计算晶胞中粒子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。例如某个粒子为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目的计算
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(或正方体)晶胞中粒子数目的计算视具体情况而定，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)被三个六边形共有，每个六边形占1/3。
【例5】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(　　)。[来源:21世纪教育网]
A．ZXY3 B．ZX2Y6
C．ZX4Y8 D．ZX8Y12
六、范德华力、氢键、共价键之间的比较
范德华力 氢键 共价键
概念 物质分子之间普遍存在的一种相互作用的力，又称分子间作用力 由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力 原子间通过共用电子对所形成的相互作用
分类 — 分子内氢键分子间氢键 极性共价键、非极性共价键
作用粒子 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
影响其强度的因素 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
【例6】共价键、离子键、范德华力和氢键是形成晶体的粒子之间的四种作用力。下列晶体：①Na2O2　②固体氨　③NaCl　④SiO2　⑤冰　⑥干冰，其中含有三种作用力的是(　　)。
A．①②③ B．①②⑥
C．②⑤ D．⑤⑥
1．下列说法正确的是(　　)。
A．共价键的键能越大，表示含有该键的分子的能量(焓)越高，共价键越难断裂
B．共价键的键长越长，表示成键原子轨道重叠越大，键越牢固[来源:21世纪教育网]
C．HF分子比HCl分子稳定，是由于H—F键的键能比H—Cl键大、键长比H—Cl键小的缘故
D．H2O的沸点比H2S高，是由于H—O键的键能比H—S键大、键长比H—S键小的缘故
2．下列关于金属的叙述中不正确的是(　　)。
A．金属键是金属阳离子和自由电子之间的强烈相互作用，其实质与离子键类似，也是一种电性作用
B．金属键可以看做是许多原子共用许多电子所形成的强烈相互作用，所以与共价键类似，也有方向性和饱和性
C．金属键是带异性电荷的金属阳离子和自由电子间的相互作用，故金属键无饱和性和方向性
D．构成金属的自由电子在整个金属内部的三维空间中做自由运动
3．下列关于化学键的叙述中，正确的是(　　)。
A．离子化合物可能含共价键21世纪教育网
B．共价化合物可能含离子键
C．离子化合物中只含离子键
D．共价化合物中不含离子键
4．比较下列各组离子化合物晶格能的大小，在横线上填写“＞”“＜”。
(1)Na2O______K2O；(2)KCl______MgO；(3)NaF____CsBr。
5．X、Y、Z、M、N、W分别代表六种金属。有以下化学反应及信息：
①水溶液中：X＋Y2＋===X2＋＋Y；
②Z＋2H2O(冷)===Z(OH)2＋H2↑；
③M、N为电极，与N盐溶液组成原电池，发生的电极反应为：M－2e－===M2＋；
④Y可以溶于稀硫酸中，M不被稀硫酸氧化；
⑤W与Z为同周期的主族金属，W的原子化热比Z的原子化热小。
试推断这六种金属的活动性由弱到强的顺序是______________________。
参考答案
基础梳理整合
一、1．自由电子
2．(1)金属阳离子和自由电子　(2)金属键　(3)低　高　(4)电流
(5)导热
即时训练1
A　解析：金属具有金属光泽是由于金属中的自由电子吸收可见光，又把各种波长的光大部分再发射出来，因而金属一般显银白色光泽；导电性是由于在外加电场下自由电子在金属内部会发生定向移动形成电流；导热性是由于自由电子受热后，与金属离子发生碰撞，传递了能量；良好的延展性是由于金属晶体中的原子层滑动，但金属键未被破坏。
二、1．静电作用
2．(1)阴、阳离子间　离子键
(2)阴、阳离子
(3)离子键
(4)高　大
(5)①阴、阳离子的半径比　②阴、阳离子的电荷比
(6)①6　6　②12　③4
(7)①8　8　②6　③1
3．(1)1 mol离子晶体　kJ·mol－1
(2)①大　②大
(3)强　高　大
即时训练2
A　解析：晶格能的大小与离子键强度和晶体的结构型式(如晶胞构型包括阴、阳离子的半径比，配位数)有关。同类型的晶体可用晶格能大小衡量离子键强度。离子键强度决定离子晶体熔、沸点。
三、1．(1)共用电子对
(2)饱和性和方向性
(3)①头碰头　ss(σ)　sp(σ)　pp(σ)　②肩并肩
(4)牢固　强
2．(1)共价键
即时训练3
C　解析：从原子轨道重叠程度看，碳碳原子间π键轨道重叠程度比σ键重叠程度小，故π键稳定性低于σ键；两个原子间成键时，首先形成σ键且只形成1个σ键，如果双方都还有未成对电子，则再形成π键(存在于双键、叁键之中)，因此B项正确而C项错(分子中不可能只有π键)；在单质分子中存在σ键(如Cl2、H2)、π键(N2中存在1个σ键和2个π键)，稀有气体为单原子分子，不存在化学键；而HCN分子(H—C≡N)中存在2个σ键、2个π键。
四、1．范德华　增大
2．(1)弱　强　饱和　方向
3．(2)较小　较低
即时训练4
BC　解析：氢键是由已经与电负性很强的原子X(N、O、F)形成共价键的氢原子(如水分子中的氢)与另一个分子中电负性很强的原子Y(N、O、F)之间形成的作用力，它不是化学键，属于分子间作用力的范畴，比化学键弱很多，但比范德华力稍强。氢键的存在既使物质有较高的熔、沸点(如HF、H2O、NH3等)，也使某些物质易溶于水(如NH3、C2H5OH、CH3COOH等)。水结成冰时，水分子大范围地以氢键互相联结，形成疏松的晶体，导致体积膨胀，密度减小。
核心归纳突破
【例1－1】答案：π　σ
解析：根据题给数据可知，N—N单键即σ键，其键能为247 kJ·mol－1，N≡N的键能为942 kJ·mol－1，其中包含一个σ键和两个π键，则π键的键能是(942－247)kJ·mol－1/2＝347.5 kJ·mol－1＞247 kJ·mol－1(σ键)，键能越大，化学键越稳定，故N2中π键比σ键稳定。
【例1－2】答案：(1)[∶O O∶]2＋　2NA
(2)1s22s22p63s23p63d10
(3)3　(4)4
解析：(1)由C的电子式[∶C C∶]2－可知O的电子式为[∶O O∶]2＋，1个O含有一个叁键，所以有2个π键，1个σ键。
(2)Cu原子的基态核外电子排布式为[Ar]3d104s1，所以Cu＋的基态核外电子排布式为[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10。
(4)因为晶胞为长方体，所以处于6个面心的C，有两个离的比另外四个远，所以最近的C数目为4。
【例2】答案：(1)1s22s22p63s23p2　O＞C＞Si
(2)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
解析：本题考查原子核外电子的轨道排布式、核外电子的杂化方式、熔点比较等。
(1)根据核外电子排布规律，Si的原子序数为14，则其核外电子排布式为1s22s22p63s23p2；C与Si同主族，同主族元素电负性从上到下依次减弱，即电负性C＞Si，C与O同周期，同周期元素从左到右电负性依次增强，即电负性C＜O，可得电负性：O＞C＞Si。
(2)SiC中Si与C原子以共价键相结合，每个C原子与4个Si原子形成4个完全等同的C—Si键。
(3)对于离子晶体，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。MgO中的离子键键能大于CaO中的离子键键能，所以MgO的熔点高。
(4)从σ键、π键的形成条件去分析，π键是“肩并肩”的电子云重叠方式，由于C、O之间的距离短，可形成稳定的π键。
【例3】D　解析：A中都是原子晶体，由于共价键键能：C—C＞C—Si＞Si—Si，所以沸点：金刚石＞金刚砂＞硅；B中都是离子晶体，由于离子半径：Cs＋＞K＋＞Na＋，则沸点：CsCl＜KCl＜NaCl；C中SiO2是原子晶体，CO2常温下为气体，Hg常温下为液体，则沸点：SiO2＞Hg＞CO2；D中NH3、H2O均能形成氢键，则H2沸点最低，且H2O常温下为液体，NH3为气体，D正确。
【例4】答案：(1)共价化合物
(2)Al2Cl6　分子
(3)氯化铝与空气中的水发生水解反应产生HCl气体，HCl在空气中形成酸雾而“发烟”
(4)在其熔融状态下，试验其是否导电，若不导电是共价化合物，否则为离子化合物
解析：(1)因氯化铝晶体的熔点低，并在180 ℃时开始升华，表明构成微粒间作用较弱，可推断氯化铝为共价化合物。若为离子化合物，阴阳离子间的离子键较强，破坏离子键耗能量较多，熔沸点高。
(2)氯化铝蒸气的相对分子质量为：Mr(AlCl3)＝11.9 g·L－1×22.4 L·mol－1＝267 g·mol－1，即相对分子质量为267。氯化铝的组成设为(AlCl3)n，则n＝＝2，即分子式为Al2Cl6。
(3)氯化铝遇空气中的水蒸气发生水解反应，生成的HCl与H2O相溶产生盐酸酸雾。故实际生成的是“雾”而不是“烟”。
(4)离子化合物和共价化合物的性质差别：在熔融状态下离子化合物能导电而共价化合物不能电离产生自由移动的离子，因此不导电。
【例5】A　解析：根据内部原子数等于每个晶胞所含的原子数，每个顶点原子被8个晶胞所共用，平均每个晶胞含个，每条棱上原子为4个晶胞所共用，平均每个晶胞含个，所以晶胞中含Z、X、Y个数比为Z∶X∶Y＝1∶(8×)∶(12×)＝1∶1∶3。
【例6】C　解析：
Na2O2 固体氨 NaCl SiO2 冰 干冰
共价键 √ √ — √ √ √
离子键 √ — √ — — —
范德华力 — √ — — √ √
氢键 — √ — — √ —
演练巩固提升
1．C　解析：键能大，表示破坏该键需要的能量大，并不是分子本身的能量高。键长越长，表示成键的两原子的核间距越长，分子越不稳定。比较HF与HCl的热稳定性，就是要比较H—F键与H—Cl键的键能和键长大小；比较H2O与H2S的沸点，就是要比较H2O分子与H2S分子的分子间作用力大小。
2．B　解析：从基本构成微粒的性质来看，金属键与离子键的实质类似，都属于电性作用，特征都是无方向性和饱和性。自由电子是由金属原子提供的，并且在整个金属内部的三维空间内运动，为整个金属的所有阳离子所共有。从这个角度看，金属键与共价键有类似之处，但两者又有明显的不同，如金属键无方向性和饱和性。
3．AD　解析：化合物中只要含离子键，就一定是离子化合物；共价化合物中只含共价键，一定不含离子键；离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl等。
4．答案：(1)＞　(2)＜　(3)＞
解析：Na2O和K2O中离子的电荷数相同，晶格能的大小由离子间距决定，由于r(Na＋)＜r(K＋)，所以前者的晶格能大；KCl和MgO中离子电荷数前者小于后者，离子的核间距前者大于后者，所以前者的晶格能小于后者，NaF、CsBr中离子的电荷数相同，而r(Na＋)＜r(Cs＋)、r(F－)＜r(Br－)，因此NaF的晶格能比CsBr大。
5．答案：N＜M＜Y＜X＜Z＜W
解析：根据金属活泼性强弱的判断规律有：①能在水溶液中发生置换反应，一定有X＞Y，且均不是Al以前的金属；②Z与冷水反应放出H2，为活泼金属；③原电池中负极活泼，M＞N；④Y可与稀硫酸反应，M不能，则：Y＞M；⑤W与Z同周期，W的原子化热比Z小，说明W的价电子数比Z少，W位于Z的左边，活泼性W＞Z。所以，六种金属的活动性顺序为N＜M＜Y＜X＜Z＜W。
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