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教材习题答案
第 1章　原子结构与元素性质 同，违反了泡利不相容原理；（２）（３）违反了洪特规则，洪特规
则指出基态原子核外电子在能量相同的原子轨道上排布时，
第 1节　原子结构模型 将尽可能分占不同的原子轨道并且自旋状态相同。
练习与活动 ３．略
１．Ｃ　 １８０３ ， ；１９０４ ， ４．答案　 （１）２ｓ 能级或 ２ｓ 轨道　 （２）在 ２ｐ 能级上有 ３ 个电子　年 道尔顿提出了原子论 年 汤姆孙在发现电
子的基础上提出了原子结构的“葡萄干布丁”模型；１９１１ ， （３）在 ３ｐｘ轨道上有 １ 个电子年
英国物理学家卢瑟福根据 α 粒子散射实验提出了原子结构的 ５．答案　 （１）４ｓ 能级上电子所具有的能量比 ３ｄ 能级上电子所具
核式模型；１９１３ 年，丹麦科学家玻尔根据原子光谱实验，进一 有的能量低，所以先排在 ４ｓ 能级上。
步建立起核外电子分层排布的原子结构模型；２０ 世纪 ２０ 年代 （２）能量相同的原子轨道在全充满（如 ｄ１０）、半充满（如 ｄ５）和
， ④②⑤①③， 全空（如 ｄ０中期建立的量子力学模型 所以正确的顺序为 ）状态时，体系的能量较低，基态铬原子的电子排布
Ｃ。 为 １ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ５４ｓ１选 时能量较低，原子较稳定。
２．Ｄ　 量子数 ｎ＝ ２ 时，有 ２ 个能级，分别为 ｓ、ｐ，没有 ｄ 能级。 （３）根据洪特规则，核外电子在能量相同的原子轨道上排布
３．Ａ　 玻尔原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线状光谱 时，将尽可能分占不同的原子轨道且自旋状态相同。
的实验事实。 （４）根据鲍林近似能级图，第 ２、３ 能级组最多能容纳的电子数
４．Ｃ　 ｓ、ｐ、ｄ、ｆ 能级的原子轨道数分别为 １、３、５、７，故选 Ｃ。 为 ８，第 ４、５ 能级组最多容纳 １８ 个电子，第 ６、７ 能级组最多容
５．Ａ　 ｓ、ｐ、ｄ 能级的原子轨道数分别为 １、３、５，故 Ａ 正确；第 １ 电 纳 ３２ 个电子，一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期
子层只有 ｓ 能级，第 ２ 电子层有 ｓ、ｐ 能级，第 ３ 电子层有 ｓ、ｐ、ｄ 所包含元素的种数。
能级，从第 ４ 电子层开始才有 ｆ 能级，故 Ｂ 不正确；ｓ 能级只有 ６．Ｃ　 最外层有 １ 个电子的原子可能是ⅠＡ 族元素或副族元素
１ 个原子轨道，故 Ｃ 不正确；各电子层含有的原子轨道数为 的原子，故 Ａ 不正确；最外层电子排布为 ｎｓ２ 的原子可能为Ⅱ
ｎ２，故 Ｄ 不正确。 Ａ 族元素原子，也可能是稀有气体元素原子、副族元素元素原
６．答案　 玻尔原子结构模型的主要内容： 子、第Ⅷ族元素原子，故 Ｂ 不正确；最外层有 ３ 个未成对电子
①原子中的电子在具有确定半径的圆周轨道上绕原子核运 的原子为ⅤＡ 族元素，故 Ｃ 正确；次外层无未成对电子的原
动，并且不辐射能量。 子，可能为主族元素（如 Ｏ）、零族元素（如 Ａｒ）、副族元素（如
②在不同轨道上运动的电子具有不同的能量（Ｅ），而且能量 锌）的原子，故 Ｄ 不正确。
是“量子化”的。 轨道能量依 ｎ（量子数）值（１、２、３…）的增大 ７．Ｃ　 Ａ 项，原子核外电子排布式为 １ｓ２ 的 Ｘ 原子为 Ｈｅ，原子核２ ２
而升高；对氢原子而言，电子处于 ｎ ＝ １ 的轨道时能量最低，这 外电子排布式为 １ｓ ２ｓ 的 Ｙ 原子为 Ｂｅ，前者是零族元素，后
种状态称为基态，能量高于基态能量的状态称为激发态。 者是第ⅡＡ 族元素，二者化学性质不相似；Ｂ 项，原子核外 Ｍ
③当电子在能量不同的轨道之间跃迁时，辐射或吸收的能量 层上仅有两个电子的 Ｘ 原子为 Ｍｇ，原子核外 Ｎ 层上仅有两个
以光的形式表现出来并被记录下来，就形成了光谱。 电子的 Ｙ 原子可能是 Ｃａ、Ｚｎ 等，二者化学性质不一定相似；Ｃ
成功之处：玻尔原子结构模型成功地解释了氢原子光谱是线 项，２ｐ 轨道上有一对成对电子的 Ｘ 原子为 Ｏ，３ｐ 轨道上有一
状光谱的实验事实，阐明了原子光谱源自核外电子在能量不 对成对电子的 Ｙ 原子为 Ｓ，二者位于同一主族，化学性质相
同的轨道之间的跃迁，指出了电子所处的轨道的能量是量子 似；Ｄ 项，最外层只有一个电子的 Ｘ、Ｙ 原子，化学性质可能相
化的，玻尔提出的这些重要概念和观点至今对我们理解原子 似，也可能不相似。 故选 Ｃ。
结构仍然具有启发性。 ８．答案　 （１）Ａ 为 Ｎ 元素，位于周期表中第二周期ⅤＡ 族，其基２ ２ ３
玻尔原子结构模型的不足之处：对多电子原子体系的谱线不 态原子核外电子排布式为 １ｓ ２ｓ ２ｐ 。
能很好地予以解释。 （２）Ｂ 为 Ｓ，Ｓ 位于元素周期表中的 ｐ 区，原子核外电子占据的
７．Ａ　 在电流的作用下，基态氩原子的电子由能量低的轨道向能 最高能级为 ３ｐ 能级，该能级最多容纳的电子数为 ６。
量高的轨道跃迁时要吸收能量，不会发光；当氩原子的电子由 （３） Ｃ 为 Ｚｎ， 其 基 态 原 子 的 轨 道 表 示 式 为
能量高的轨道向能量低的轨道跃迁时以光的形式辐射能量， １ｓ ２ｓ ２ｐ ３ｓ ３ｐ ３ｄ ４ｓ
， Ａ 。 ↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑↓ ，其基从而产生蓝紫色的光 故 正确
态原子核外有 １５ 对成对电子。
第 2节　原子结构与元素周期表 （４）Ｄ 为 Ｃｕ，其基态原子核外填充有电子的能量最高的电子
练习与活动 层为 Ｎ 层，该电子层上具有的原子轨道数为 １６。
１．答案 　 （ １） 基态 Ｂ、Ｓ、Ｆｅ 的电子排布式分别为 １ｓ２２ｓ２２ｐ１、 解析　 元素 Ａ 的基态原子有 ５ 个原子轨道填充有电子，有 ３
１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ４、１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ６４ｓ２。 个未成对电子，所以 Ａ 的基态原子核外电子排布式为
３ｄ ４ｓ １ｓ２２ｓ２２ｐ３，Ａ 为 Ｎ 元素；Ｂ 元素的基态原子有 １６ 个不同运动状
（２）基态 Ｃｒ、Ｎｉ 的价电子轨道表示式分别为 ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑、 态的电子，说明 Ｂ 的基态原子核外有 １６ 个电子，Ｂ 为 Ｓ 元素；
３ｄ ４ｓ Ｃ 元素的基态原子的价电子排布式为 ３ｄ１０４ｓｘ，ｘ 为 １ 时为 Ｃｕ，
↑↓↑↓↑↓↑ ↑ ↑↓。 ｘ 为 ２ 时为 Ｚｎ，Ｚｎ 在化合物中只有一种常见的化合价，所以 Ｃ
２．答案　 （１） （４）违反了泡利不相容原理，（２） （３）违反了洪特 为 Ｚｎ；Ｄ 元素的基态原子的 Ｍ 层全充满，Ｎ 层没有成对电子，
规则。 只有一个未成对电子，原子序数为 ２＋ ８＋ １８＋ １ ＝ ２９，为 Ｃｕ。
解析　 （１）（４）中均有一个原子轨道中的 ２ 个电子自旋状态相 （１）Ａ 为 Ｎ 元素，位于第二周期ⅤＡ 族，基态原子核外电子排
　 １

布式为 １ｓ２２ｓ２２ｐ３。 （２）Ｂ 为 Ｓ 元素，其基态原子的电子排布式 为 ２，基态 Ｎ 原子未成对电子数为 ３，基态 Ｆ 原子未成对电子
为 １ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ４，位于 ｐ 区，核外电子占据的最高能级为 ｐ 数为 １，故选 Ｃ。
能级，该能级最多容纳的电子数为 ６。 （３）Ｃ 为 Ｚｎ 元素，其基 ３．Ｂ　 元素的非金属性越强，电负性越大，选项中 Ｏ 元素的非金
态 原 子 的 轨 道 表 示 式 为 属性最强，所以电负性最大，故选 Ｂ。
１ｓ ２ｓ ２ｐ ３ｓ ３ｐ ３ｄ ４ｓ ４．Ｂ　 Ａｌ 元素的基态原子最外层电子排布式为 ３ｓ２３ｐ１，属于主族
↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑↓ ，该原 元素；基态原子最外层电子排布式为 ４ｓ２ 的元素，可能是 Ｃａ、
子核外有 １５ 对成对电子。 （４）Ｄ 为 Ｃｕ 元素，价电子排布式为 Ｓｃ、Ｔｉ、Ｖ、Ｍｎ、Ｆｅ、Ｃｏ、Ｎｉ、Ｚｎ 中的一种，不一定属于主族元素；
３ｄ１０４ｓ１，填充有电子的能量最高的电子层为 Ｎ 层，该电子层上 基态原子最外层电子排布式为 ２ｓ２ 的元素为铍元素，属于主族
具有的原子轨道数为 ４２ ＝ １６。 元素；基态原子最外层电子排布式为 ４ｓ２４ｐ５ 的元素为溴元素，
属于主族元素。 故选 Ｂ。
第 3节　元素性质及其变化规律 ５．Ａ　 处于最低能量状态的原子为基态原子，故 Ａ 正确；ｐ 能级
练习与活动
． 　 ， ， Ａ。 有三个原子轨道，３ｐ
２ 表示 ３ｐ 能级上有 ２ 个电子，故 Ｂ 不正
１ Ａ 同一周期的主族元素 从左到右电负性逐渐增大 故选
． 　 ， 确；同一原子中 １ｓ、２ｓ、３ｓ 的能量逐渐增大，故 Ｃ 不正确；２ｐ、２ Ｃ 对同一周期的元素而言 稀有气体元素的第一电离能最
， ３ｐ、４ｐ 能级原子轨道数均为 ３ 个，故 Ｄ 不正确。大 同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，在所有元素
， ６．Ｃ　 在多电子原子中电子填充在不同的能层，能层又分为不同中 氦的第一电离能最大。
． 　 ， ， ， 的能级，同一能级又有不同的原子轨道，每个原子轨道最多容３ Ｂ 同一周期的主族元素 从左到右电负性逐渐增大 同主族
， Ｌｉ＞Ｎａ＞Ｋ，Ｆ＞Ｏ＞Ｓ，Ｎ＞ 纳两个电子，并且自旋状态不同，所以在一个多电子的原子自上而下电负性逐渐递减 所以电负性
Ｐ＞Ａｓ，Ｂ＞Ａｌ＞Ｍｇ， Ｂ。 中，不可能有两个运动状态完全相同的电子，故 Ａ 不正确；每故选
． 　 ① Ｓ，② Ｃｌ，③ Ｓ２－，④ Ｏ， 个原子轨道上的电子能量相同，故 Ｂ 不正确；在一个基态多电４ Ｃ 根据题意可知 为 为 为 为 同一周期 子的原子中，Ｌ 层上的电子能量一定比 Ｋ 层上的电子能量高，
主族元素的原子半径从左到右逐渐减小，同一主族元素的原
故 Ｃ 正确；３ｐ 能级有 ３ 个原子轨道，３ｐ 能级上若仅有 ２ 个电
子半径自上而下逐渐减小，Ｓ２－为三个电子层的稳定结构，原子
， ③＞①＞②＞④， Ｃ。 子，则它们要分占不同的轨道并且自旋状态相同，故 Ｄ 不半径最大 所以粒子半径 选
． 正确。５ 答案　 （１）第一电离能由大到小的顺序：Ｍｇ＞Ａｌ＞Ｎａ。
（２） ， ＜ ７．Ａ　 同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，第一电离能逐渐同一元素的逐级电离能是逐渐增大的 即 Ｉ１ Ｉ２＜Ｉ３……，这 减小，同一周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，第一电
是由于原子失去一个电子变成＋１ 价阳离子后，半径变小，核
， ， 离能总体上呈现增大的趋势，但第ⅡＡ、ⅤＡ 族元素第一电离电荷数未变而电子数目变少 核对电子吸引作用增强 因而第
能高于同周期相邻元素。 Ａ 项，按 Ｋ、Ｎａ、Ｌｉ 的顺序原子半径
二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电
逐渐减小，第一电离能逐渐增大；Ｂ 项，原子半径按 Ａｌ、Ｍｇ、Ｎａ
子需要更多的能量，则 Ｉ２＞Ｉ１，同理，Ｉ３＞Ｉ２、Ｉ４＞Ｉ３……Ｉｎ＋１＞Ｉｎ。
（３） ， 的顺序逐渐增大，第一电离能由大到小的顺序为 Ｍｇ、Ａｌ、Ｎａ；Ｃ同周期元素原子具有相同的电子层数 从左到右核电荷数
， ， ，ⅡＡ 项，原子半径按 Ｏ、Ｎ、Ｃ 的顺序逐渐增大，第一电离能由大到增大 原子半径减小 Ｉ１ 总体上有增大的趋势 族元素出
； ， 小的顺序为 Ｎ、Ｏ、Ｃ；Ｄ 项，原子半径按 Ｃｌ、Ｓ、Ｐ 的顺序逐渐增现特殊情况 通常情况下 同一元素的电离能逐级增大，当
， 。 大，第一电离能由大到小的顺序为 Ｃｌ、Ｐ、Ｓ。 故选 Ａ。Ｉｎ Ｉｎ＋１时 说明原子的最外层有 ｎ 个电子 ２ ２ ６ ２ ６ ５ １
６．答案　 （１）Ｏ＞Ｃ＞Ｈ　 （２）Ｃ＞Ｈ＞Ｓｉ　 （３） 　 ＋１　 ＢｒＣｌ＋ ８．答案 　 （ １） Ｈ　 １ｓ ２ｓ ２ｐ ３ｓ ３ｐ ３ｄ ４ｓ 　 （ ２） ９ 　 （ ３） Ｋ、Ｃｕ 　共价键
Ｈ２Ｏ ＨＣｌ＋ＨＢｒＯ （４）Ｎ、Ｃ、Ｈ　 （５）＋２
　 （１） ， Ｏ、Ｃ、Ｈ 解析　 Ｘ 的基态原子只有一种形状的轨道填有电子，并容易解析 元素的非金属性越强电负性越大 所以 三
种元素电负性从大到小的顺序为 Ｏ＞Ｃ＞Ｈ。 （２） 形成共价键，则 Ｘ 为 Ｈ 元素；Ｙ 的基态原子的核外电子所有电元素的非金属
子层共有 ３ 个不同的能级，各能级中电子数相等，其基态原子
性越强电负性越大，元素对共用电子对的吸引能力越强，所以 ２ ２ ２
Ｃ、Ｓｉ、Ｈ Ｃ＞Ｈ＞Ｓｉ。 （３） 的电子排布式为 １ｓ ２ｓ ２ｐ ，则 Ｙ 为 Ｃ 元素；Ｚ 与 Ｙ 同周期，位三种元素电负性从大到小的顺序为 溴
ＢｒＣｌ，Ｃｌ ， 于第二周期，其第一电离能高于同周期与之相邻的元素，且原原子与氯原子以共价键结合形成 的非金属性强 对电
， ＢｒＣｌ －１， 子序数大于 ６，则 Ｚ 为 Ｎ 元素；Ｘ、Ｙ、Ｚ、Ｒ、Ｑ 皆为前四周期的元子对的吸引能力强 所以 中氯元素的化合价为 溴元
＋１， ＢｒＣｌ 素，原子序数依次增大且分布于四个不同的周期中，所以 Ｒ、Ｑ素的化合价为 根据氯气与水反应的化学方程式和 中
，ＢｒＣｌ ＢｒＣｌ＋ 分别位于第三、四周期，Ｒ 元素的电负性在同周期元素中最元素的化合价可推知 与水反应的化学方程式为
Ｈ２Ｏ ＨＣｌ＋ＨＢｒＯ。 大，则 Ｒ 为 Ｃｌ 元素；Ｑ 元素的基态原子在前四周期中未成对
． 　 （１） ， ， 电子数最多，铬元素原子中有 ６ 个未成对电子，所以 Ｑ 为 Ｃｒ７ 答案 同一周期的主族元素 从左到右 元素的电负性逐
； ， ， 。 元素。 （１）Ｘ 的元素符号为 Ｈ；基态 Ｃｒ 原子的电子排布式为渐增大 同一主族 自上而下 元素的电负性逐渐减小 ２
（２） Ｋ， Ｆ， １ｓ ２ｓ
２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ５４ｓ１。 （２）Ｒ 为 Ｃｌ 元素，基态 Ｃｌ 原子的电子
前四周期电负性最小的元素是 电负性最大的元素是
排布式为 １ｓ２·· ２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ５，基态原子核外电子共占据 ９ 个原子
两种元素形成的离子化合物 ＫＦ 的电子式为 Ｋ＋［·· Ｆ··］ －·· 。 轨道。 （３）Ｃｒ 原子的最外层电子数为 １，第四周期基态原子最
（３） ， ， ， 外层电子数与 Ｃｒ 相同的元素有 Ｋ、Ｃｕ。 （４）元素的非金属性同一周期的主族元素 从左到右 元素的电负性逐渐增大
Ｓｉ Ａｌ Ｐ ， １．５， ２．１。 越强，电负性越大，所以 Ｈ、Ｃ、Ｎ 三种元素电负性从大到小的所以 的电负性介于 与 之间 即大于 小于
顺序为 Ｎ、Ｃ、Ｈ。 （５）Ｈ、Ｃ、Ｎ 三种元素组成的该物质的结构式
本章自我评价 为Ｈ Ｃ Ｎ ，Ｈ 元素的化合价为＋１，氮元素与碳元素形成共
１．Ｂ　 能量相同的原子轨道在全充满（如 ｄ１０）、半充满（如 ｄ５）和 价三键，氮元素的非金属性强，对共用电子对的吸引力强，所
全空（如 ｄ０）状态时，体系的能量较低，原子较稳定，基态 Ｃｒ 原 以氮元素的化合价为－３，根据化合物中元素的化合价的代数
子的价电子排布式为 ３ｄ５４ｓ１，故 Ｂ 不正确。 和为 ０，可求出碳元素的化合价为＋２。
２．Ｃ　 基态 Ｃ 原子未成对电子数为 ２，基态 Ｏ 原子未成对电子数 ９．答案　 （１）单一非贵金属元素的电负性比贵金属元素的电负
　 ２

教材习题答案
性小，与氧元素间形成的化学键的极性强。 非极性分子中也可能只含有极性键，如 ＣＯ２，故 Ｃ 错误；以极
（２）非贵金属元素的电负性小，贵金属元素的电负性大，二者 性键结合的双原子分子中两种元素原子对电子吸引能力不
可以形成金属间化合物。 同，导致该分子的正、负电荷重心不重合，则为极性分子，故 Ｄ
（３）Ｐｔ 元素的电负性大，单一 Ｐｔ４＋盐在十八胺体系中发生反应 正确。
得到的产物为 Ｐｔ 单质，与非贵金属盐反应得到合金或金属间 ４．Ｄ　 含有手性碳原子的分子具有旋光性，选项中只有乳酸分子
化合物。 结构中含有手性碳原子，故选 Ｄ。
（４）略 ５．答案　 ＢＦ３ 分子中，Ｂ 原子 ２ｓ 轨道上的一个电子受激发跃迁
到 ２ｐ 轨道上，发生了 ｓｐ２ 杂化，与三个 Ｆ 原子形成三个 σ 键，
第 2章　微粒间相互作用与物质性质 故是平面三角形；而在 ＮＦ３ 分子中 Ｎ 原子发生了 ｓｐ３ 杂化，形
成四个 ｓｐ３ 杂化轨道，其中有一对孤对电子占据一个轨道，另
第 1节　共价键模型 三个轨道与三个 Ｆ 形成三个 σ 键，故是三角锥形。
练习与活动 ６．答案　
１．Ａ　 σ 键和 π 键能同时存在于同一分子中，如乙烯中同时存在 分子 ＣＨ ＣＨ Ｈ—Ｃ Ｃ—Ｈ
σ 键和 π 键，故 Ａ ２ ２不正确。
． 　 ， 中心原子杂化轨道类型 （Ｃ）ｓｐ
２ （Ｃ）ｓｐ
２ Ｃ 同种非金属元素间形成非极性键 不同非金属元素间形成
极性键。 分子的空间构型 平面形 直线形
３．Ｃ　 键长和键角常被用来描述分子的空间构型，键角是描述分 ７．答案　
子立体结构的重要参数，故 Ａ 正确；形成共价键的两原子半径 分子 ＨＦ Ｈ２Ｏ ＮＨ， ， ， Ｂ ； ， ３
ＣＳ２ ＣＨ４ Ｎ２
之和越小 共价键越牢固 键长越短 故 正确 键能越大 键
， ， Ｃ ； 键的极性 极性键 极性键 极性键 极性键 极性键 非极性键长越短 共价键越牢固 故 错误 反应物的总键能减去生成
物的总键能等于反应的焓变，所以利用键能数据，可估算化学 分子 极性 极性 极性 非极性 非极性 非极性
， Ｄ 。 极性 分子 分子 分子 分子 分子 分子反应的能量变化 故 正确
４．答案　 Ｈ 原子和 Ｃｌ 原子各有 １ 个未成对电子，共价键有饱和 １
性，所以氯气与氢气化合时生成的是 ＨＣｌ 而不是 Ｈ２Ｃｌ。
８．答案　 （１）ＣＯ２ 分子中价电子对数为 ２＋ ２ ×（４－２×２）＝ ２，中
５．答案　 形成的都是 σ 键。 Ｃｌ 原子中的一个 ３ｐ 轨道与另一个 心原子采用 ｓｐ 杂化，不含孤对电子，分子构型为直线形；ＳＯ２
Ｃｌ 原子中的一个 ３ｐ 轨道以“头碰头”的方式重叠形成 σ 键，Ｈ １分子中价电子对数为 ２＋ （６－２×２）＝ ３，中心原子采用 ｓｐ２ 杂
原子的 １ｓ 轨道与 Ｃｌ 原子的一个 ３ｐ 轨道以“头碰头”的方式重 ２
叠形成 σ 键。 化，含有一对孤对电子，所以分子构型为 Ｖ 形；ＣＯ２－３ 中 Ｃ 的价
６．答案　 （１）Ｃ—Ｃ 键和 Ｃ—Ｈ 键的化学键键能较大，所形成的 １电子对数为 ３＋ （４－３×２＋２）＝ ３，中心原子采用 ｓｐ２ 杂化，不
烷烃稳定；硅烷中 Ｓｉ—Ｓｉ 键和 Ｓｉ—Ｈ ２键的键能较小，易断裂，
含孤对电子，所以离子构型为平面三角形；ＮＨ＋ 中 Ｎ 的价电子
导致长链硅烷难以形成。 ４
（２）Ｃ—Ｈ １键的键能大于 Ｃ—Ｏ 键，Ｃ—Ｈ 键比 Ｃ—Ｏ 键稳定， 对数为 ４＋ （５－４×１－１）＝ ４，中心原子采用 ｓｐ３ 杂化，不含孤
而 Ｓｉ—Ｈ 键的键能小于 Ｓｉ—Ｏ 键，所以 Ｓｉ—Ｈ ２键不稳定而倾向
于形成稳定性更强的 Ｓｉ—Ｏ 。 对电子，离子构型为正四面体形。键
７．答案　 键能 ＥＨ—Ｆ＞ＥＨ—Ｏ＞ＥＮ—Ｈ＞ＥＰ—Ｈ，键长 Ｈ—Ｆ＜Ｈ—Ｏ＜Ｎ—Ｈ＜ （２）ＣＯ２－ １３ 中 Ｃ 的价电子对数为 ３＋ ×（４－３×２＋２）＝ ３，中心原
Ｐ—Ｈ，键能越大， ２键长越短，化学键越强，键就越牢固，所以稳 ２
定性：ＨＦ＞Ｈ２Ｏ＞ＮＨ ＞ＰＨ 。
子采用 ｓｐ 杂化，不含孤对电子，所以离子构型为平面三角形，
３ ３
键角为 １２０°；ＳＯ２ 分子中价电子对数为 ２＋ １ ×（６－２×２）＝ ３，中
第 2节　共价键与分子的空间结构 ２
心原子采用 ｓｐ２练习与活动 杂化，含有一对孤对电子，对成键原子有排斥
作用，使键角减小。
１．Ｂ　 Ａ 项，Ｈ Ｏ １２ 中 Ｏ 的价电子对数＝ ２＋ ２ ×（６－２×１）＝ ４，所以 ９．答案　
Ｈ２Ｏ 中 Ｏ 原子采用 ｓｐ３ 杂化；Ｂ 项，Ｃ２Ｈ４ 中 Ｃ 原子含有 ３ 个 σ 分子 Ｃ２Ｈ４ Ｃ２Ｈ２ ＢＦ３ ＨＣｌ ＣＯ２
键，价电子对数为 ３，不含孤电子对，为 ｓｐ２ 杂化；Ｃ 项，Ｃ２Ｈ２ 中 键的 Ｃ—Ｈ 极性键 Ｃ—Ｈ 极性键 Ｂ—Ｆ Ｈ—Ｃｌ Ｃ Ｏ
Ｃ 原子含有 ２ 个 σ 键，价电子对数为 ２，不含孤电子对，为 ｓｐ 极性 Ｃ Ｃ非极性键 Ｃ Ｃ非极性键 极性键 极性键 极性键
杂化；Ｄ 项，ＣＨ４ 中 Ｃ 原子杂化轨道数 ＝ ４，所以采取 ｓｐ３ 杂化。 分子 非极性 极性 非极性
故选 Ｂ。 非极性分子 非极性分子极性 分子 分子 分子
２．Ｃ　 ＮＨ３ 为极性分子，ＮＨ３ 呈三角锥形，故 Ａ 不正确；ＣＣｌ４ 为
非极性分子，其空间构型为正四面体形，故 Ｂ 不正确；Ｈ２Ｏ 为 第 3节　离子键、配位键与金属键
极性分子，其空间构型为 Ｖ 形，分子中 Ｏ 原子不处在 ２ 个 Ｈ 练习与活动
原子所连线段中点，故 Ｃ 正确；ＣＯ２ 为非极性分子，其空间构 １．（１） 　 离子键的实质是静电作用，静电作用包括静电引力和
型为直线形，分子中 Ｃ 原子处在 ２ 个 Ｏ 原子所连线段中点，故 斥力。
Ｄ 不正确。 （２）√　 含有离子键的化合物一定是离子化合物。
３．Ｄ　 由极性键构成的极性分子，若正、负电荷重心重合，则为非 （３） 　 离子键没有饱和性和方向性。
极性分子，如 ＣＨ４，故 Ａ 错误；含非极性键的分子也可能含有 ２．Ｄ　 Ｄ 选项中两元素的电负性差值最大，最容易形成离子键。
极性键，分子也可能是极性分子，如 ＣＨ３ＣＨ２ＯＨ 等，故 Ｂ 错误； ３．Ｄ　 金属键是金属阳离子和自由电子之间的强烈相互作用，自
　 ３

由电子为整个金属的所有阳离子所共有，金属键没有方向性 无关；ＮＨ３ 与 ＨＣｌ 反应与物质的性质有关，与氢键无关。 故
和饱和性，故 Ａ 正确；金属键是金属阳离子和“自由电子”这两 选 Ａ。
种带异性电荷的微粒间的强烈静电作用，既包括静电吸引也 ４．答案　 Ｃｌ２、Ｂｒ２、Ｉ２ 都是由分子构成的，且分子之间不存在氢
包括静电排斥，故 Ｂ 正确；当可见光照射到金属表面上时，“自 键，随着相对分子质量的增加，范德华力增大，所以 Ｃｌ２、Ｂｒ２、Ｉ２
由电子”能够吸收所有频率的光并迅速释放，使得金属不透明 的熔点依次增大。
和具有金属光泽，故 Ｃ 正确；金属导电由自由电子在外加电场 ５．答案　 在 Ｘ—Ｈ…Ｙ 中，氢原子两边的 Ｘ 原子和 Ｙ 原子所属元
中的定向运动实现，与金属阳离子无关，金属导热由自由电子 素通常具有较大的电负性和较小的原子半径，Ｃ 和 Ｉ 的原子半
与金属阳离子在相互碰撞中实现，故 Ｄ 错误。 径较大、电负性较小，所以碘化氢的分子之间不能形成氢键，
４．答案　 Ｆｅ２＋、Ｃｕ２＋、Ｚｎ２＋、Ａｇ＋可以接受孤电子对；Ｈ２Ｏ、ＮＨ３、Ｆ－、 ＣＨ４ 的分子间也不能形成氢键。
ＣＮ－可以提供孤电子对。 ６．答案　 （１）乙醇分子与水分子之间可以形成氢键，所以水和乙
５．答案　 醇可以以任意比互溶。（２）氨分子之间可形成氢键，则氨气的沸点比 ＰＨ３ 高，易键型 离子键 共价键
液化。
原子之间通过形成
原子通过得、失电子形成稳定 （３）氟原子比较小、氟电负性很大，所以氟化氢分子间易形成
成键方式 共用电子对达到稳
结构 氢键，氟化氢的沸点较高，液态氟化氢的化学式可写为（ＨＦ） ｎ。
定结构 ７．答案　 ＣＨ４、ＳｉＨ４、ＧｅＨ４、ＳｎＨ４ 等分子，都不具备形成氢键的条
成键微粒 阴离子和阳离子 原子 件，分子间以范德华力相结合；组成与结构相似的分子，范德
共用电子与成键原 华力随着相对分子质量的增大而增大，范德华力增大使物质
实质 阴、阳离子之间的静电作用 子 核 之 间 的 静 电 的沸点升高；所以ⅣＡ 族元素气态氢化物的沸点：ＣＨ４ ＜ＳｉＨ４ ＜
作用 ＧｅＨ４ ＜ ＳｎＨ４。 但 ＮＨ３、 Ｈ２Ｏ、 ＨＦ 可形成分子间氢键，使得
特征 无饱和性和方向性 有饱和性和方向性 ⅤＡ 族、ⅥＡ 族、ⅦＡ 族元素气态氢化物的沸点呈现如题图变化。
离子化合物中的阴、 阳离子 分子、原子团中的原 ８．答案　 假如水分子间没有氢键，只存在范德华力，则水在常温
存在
之间 子之间 下呈气态，水的熔点、沸点较低，固体水的密度比液态水的密
度大。
６．答案　 金属易导电，如铜易导电是因为金属铜中存在“自由电 －１
子”，在通电的条件下“ ” ； ９．答案　 （１）２ ｍｏｌ　 （２）２０ ｋＪ·ｍｏｌ自由电子 可定向移动 以氯化钠溶液
， 解析　 （１）在冰中每个 Ｈ２Ｏ 分子被四个 Ｈ２Ｏ 分子包围，每个为例 电解质溶液可以导电是因为溶液中存在自由移动的离
， 氢键由两个 Ｈ２Ｏ 分子形成，所以含 １ ｍｏｌ Ｈ２Ｏ 的冰中有１ ｍｏｌ×子 在通电的条件下离子可发生定向移动。
７．答案　 （１）ＮＨ １３ 中中心原子 Ｎ 原子中含有孤电子对，ＢＦ３ 中中 ４× ２ ＝ ２ ｍｏｌ 氢键。
心原子 Ｂ 原子中含有空轨道，二者通过配位键结合生成化合 （２）冰的升华热是 ５１ ｋＪ·ｍｏｌ－１，水分子间还存在范德华力
物 ＮＨ３·ＢＦ３。 （１１ ｋＪ·ｍｏｌ－１），１ ｍｏｌ 水分子中含有 ２ ｍｏｌ 氢键，所以冰中氢
（２）一元酸 Ｈ３ＢＯ３ 中中心原子 Ｂ 原子中含有空轨道，ＯＨ－中 Ｏ １ － －
原子中含有孤电子对，Ｂ 键的作用能为原子与 ＯＨ－ 通过配位键结合生成 ２ ×（５１－１１）ｋＪ·ｍｏｌ
１ ＝ ２０ ｋＪ·ｍｏｌ １。
［Ｂ（ＯＨ） ４］ －。
８．Ａ　 电子排布为 １ｓ２２ｓ２２ｐ２ 本章自我评价的原子为 Ｃ，较难形成离子键；电子
１ｓ２２ｓ２２ｐ５ Ｆ， ； １．Ｃ　 单键中只有 σ 键、没有 π 键，双键、三键中既有 σ 键、又有排布为 的基态原子为 与金属原子易形成离子键 π 键，Ｎ２ 中存在三键，含有 σ 键和 π 键，Ｈ２、ＮＨ３、ＨＣｌ 中只有
电子排布为 １ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２ 的基态原子为 Ｍｇ，较易形成离子键；
电子排布为 １ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ１ 的基态原子为 Ｎａ，易形成离子键。 单键。
． 　 ＫＣｌ、Ｎａ Ｏ、ＭｇＣｌ ；Ｎａ ＳＯ ２．Ａ　 ＢＦ３ 分子 Ｂ—Ｆ 键间的夹角为 １２０°，能说明 ＢＦ３ 分子中的９ Ｂ ２ ２ 中只含有离子键 ２ ４ 中既含离子键 四个原子在同一平面上。
又含共价键。
． 　 （１）③　 （２）①　 （３）②　 （４）⑦　 （５）④　 （６）⑤　 ３．ＢＤ　 Ａ 项，过渡金属离子含有空轨道，易形成配位键；Ｂ 项，非１０ 答案
（７）⑥ 金属元素也可形成离子化合物，如氯化铵属于离子化合物；Ｃ项，含有非极性键的物质不一定是共价化合物，如过氧化钠属
第 4节　分子间作用力 于离子化合物，Ｎａ２Ｏ２ 中含有非极性键和离子键；Ｄ 项，离子化
练习与活动 合物可能含有共价键，如氢氧化钠。 故选 ＢＤ。
１．（１） 　 ４．答案　范德华力是一种常见的分子间作用力。
（２）√　 范德华力是一种常见的分子间作用力，比化学键弱
得多。
（３） 　 ＨＦ、ＨＣｌ、ＨＢｒ、ＨＩ 的稳定性依次减弱，是因为分子中
化学键的键能依次减小。
（４） 　 氢键不仅可存在于分子之间，而且可以存在于分子
内部。
２．Ａ　 碘升华主要破坏的是范德华力，ＮａＣｌ 溶于水主要破坏的
是离子键，将水加热变为气态主要破坏的是氢键，ＮＨ４Ｃｌ 受热
分解破坏的是离子键、共价键、配位键，故选 Ａ。
３．Ａ　 水结冰体积变大与氢键存在有关；Ｈ２Ｏ 中的共价键比 Ｈ２Ｓ
强，所以 Ｈ２Ｏ 比 Ｈ２Ｓ 稳定；ＨＦ 能与 ＳｉＯ２ 反应生成 ＳｉＦ４ 与氢键
　 ４

教材习题答案
５．答案　 Ｈ Ｏ 分子中 Ｏ 原子能提供孤电子对、ＮＨ 分子中 Ｎ 原 １５．答案　 （１）Ｎ　 ３ｄ１０４ｓ１２ ３ 　 （２） ｓｐ３ 　 Ｈ２Ｏ２、Ｎ２Ｈ４（合理即可） 　
子能提供孤电子对、Ｆ－能提供孤电子对、ＣＮ－中 Ｎ 原子能提供 （３）ＳＯ２－３ 　 （４）ＳＯ２－ 　 配位键、共价键　 水　 Ｃｕ２＋４ 和 ＮＨ３ 之间
孤电子对与某些金属离子如 Ｃｕ２＋、Ｚｎ２＋、Ａｇ＋ 等形成配位键； 的 配 位 键 比 Ｃｕ２＋ 和 Ｈ２Ｏ 之 间 的 配 位 键 强 　
ＣＨ４ 分子中 Ｃ 原子不能提供孤电子对，不能形成配位键。 Ｈ
６．ＡＤ　 原子序数为 ６ 和 ８ 的元素分别为 Ｃ 和 Ｏ，二者能形成
ＡＢ （５） Ｈ Ｎ…Ｈ Ｏ 　 ＮＨ３·Ｈ Ｏ 会部分电离出 ＮＨ
＋ 和 ＯＨ－２ ４ ，
２ 型共价化合物 ＣＯ２；原子序数为 １１ 和 １３ 的元素分别为
Ｎａ 和 Ａｌ，二者不能化合；原子序数为 １６ 的元素为 Ｓ，Ｎａ 与 Ｓ Ｈ Ｈ
使氨水呈碱性
可形成为 Ａ２Ｂ 型共价化合物 Ｎａ２Ｓ；原子序数为 １２ 和 １１ 的元
Ｍｇ Ｃｌ， ＡＢ 解析　 Ａ 的核外电子总数与其电子层数相同，则 Ａ 为 Ｈ 元素分别为 和 二者可形成 ２ 型离子化合物 ＭｇＣｌ２。
７．答案　 、 、 素；Ｃ 的最外层电子数为其内层电子数的 ３ 倍，为 ２ 个电子乙烷分子中碳碳单键的键长比乙烯 乙炔中双键 三键
层，电子数分别为 ２、６，则 Ｃ 为 Ｏ 元素；Ｂ 的原子序数比 Ｏ
的键长长，２ＥＣ—Ｃ＞Ｅ Ｃ Ｃ 、３ＥＣ—Ｃ＞Ｅ Ｃ Ｃ ，说明碳碳双键、碳碳三
键中不只有 σ 键， π ； ｓｐ２ 小，价电子层中有 ３ 个未成对电子，为 Ｎ 元素；Ｅ 的最外层只还有键能较小的 键 乙烯中碳原子为
杂化，乙炔中碳原子为 ｓｐ 杂化， 有 １ 个电子，但次外层有 １８ 个电子，核外各层的电子数分别乙烯、乙炔的空间构型分别为
平面形和直线形。 为 ２、８、１８、１，则 Ｅ 为 Ｃｕ 元素；Ｄ 和 Ｃ 同主族，且原子序数比
． 　 ２９ 小，则 Ｄ 为 Ｓ 元素。 （１）由于元素的第一电离能从左到右８ 答案 邻硝基苯酚分子内的羟基与硝基之间形成分子内氢
， 呈增大趋势，但 Ｎ 原子最外层的 ２ｐ 轨道处于半充满状态，失键 使得熔点降低；对硝基苯酚的羟基和硝基之间可形成分子
， 。 去 １ 个电子较难，所以其第一电离能大于 Ｏ 元素， Ｉ１（Ｏ） ＞间氢键 使得熔点升高
． 　 （ＳＦ Ｉ１（Ｓ），故 Ｎ、Ｏ、Ｓ 元素中第一电离能最大的是 Ｎ；Ｅ 为铜元９ Ａ 六氟化硫 ６）中硫原子最外层上有 ６ 对电子，三氟化硼 素，其原子价电子排布式为 ３ｄ１０ １（ＢＦ ） ４ｓ 。 （２）Ｈ 元素与 Ｎ 元素形３ 中硼原子最外层有 ３ 对电子，五氯化磷（ＰＣｌ５）中磷原子
５ ， 成的二元共价化合物 ＮＨ３ 的分子构型为三角锥形，中心原子最外层上有 对电子 不能满足所有原子最外层 ８ 电子稳定
。 的杂化方式是 ｓｐ
３；既含极性共价键又含非极性共价键的化
结构
． 　 ＣＨ 、ＣＣｌ 、ＣＯ ；Ｈ Ｏ、 合物有 Ｈ２Ｏ２、Ｎ２Ｈ４ 等。 （３）这五种元素形成的含氧酸中，酸１０ Ｂ ４ ４ ２ 都是由极性键构成的非极性分子 ２
ＨＣｌ、Ｈ Ｓ、ＮＨ ；Ｂｒ 根离子呈三角锥形，说明离子中含 ４ 个原子，中心原子的杂２ ３ 都是由极性键构成的极性分子 ２ 是由非极
。 化方式是 ｓｐ
３，可以为 ＳＯ２－３ 。 （４）Ｈ、Ｏ、Ｎ、Ｃｕ、Ｓ 五种元素形成
性键构成的非极性分子
１１．Ｄ　 ＨＣｌ 气体溶于水后电离出 Ｈ＋ 和 Ｃｌ－，ＨＣｌ １ ∶ １ 型离子化合物，根据阳离子结构示意图可知该阳离子为分子中的共价
。 ［Ｃｕ（ＮＨ３） （Ｈ Ｏ）
２＋
４ ２ ２ ］ ；阴离子呈正四面体结构，且含 Ｓ 元
键被破坏 ２－ ２＋
１２．答案　 （１）ＣＯ２ 　 （２）ＢＦ３ 　 （３）ＮＨ 　 （４）ＣＨ
素，只能是 ＳＯ４ ；Ｃｕ 和 ＮＨ３、Ｈ２Ｏ 之间存在配位键，Ｎ 原子
３ ４
． 与 Ｈ 原子、Ｏ 原子与 Ｈ 原子间存在共价键，所以阳离子中存１３ 略 ２＋
１４．答案　 （１）Ｓ　 ｐ　 １ｓ２２ｓ２２ｐ４ 　 （２）Ｖ 形　 直线形　 ＳＯ２ 　 ＳＯ
在的化学键有共价键、配位键；该化合物中 Ｃｕ 和 ＮＨ３ 之间
２ ２＋
和 Ｈ２Ｏ 都是极性分子，ＣＯ２ 为非极性分子，相同条件下 ＳＯ
的配位键强于 Ｃｕ 和 Ｈ２Ｏ 之间的配位键，所以加热先失去
２ ＋ －
比 ＣＯ２ 在水中的溶解度大　 （３）ｓｐ２ 杂化　
水。 （５）由于部分 ＮＨ３·Ｈ２Ｏ 会电离出 ＮＨ４ 和 ＯＨ ，使氨水
平面三角形
（４）Ｈ２Ｏ、Ｈ２Ｓ、ＣＨ４ 　 Ｈ２Ｏ
Ｈ
分子间存在氢键，沸点高，Ｈ２Ｓ 和
ＣＨ 呈碱性，所以结构式应为Ｈ Ｎ…Ｈ Ｏ 。４ 没有分子间氢键，Ｈ２Ｓ 比 ＣＨ４ 的相对分子质量大，分子
间范德华力大，沸点高　 （５）４ Ｈ Ｈ
解析　 基态 Ｘ 原子核外电子的 Ｍ 层中只有两对成对电子， １６．略
其 Ｍ 层电子排布式为 ３ｓ２３ｐ４，则 Ｘ 为 Ｓ 元素；基态 Ｙ 原子核
外电子的 Ｌ 层电子数是 Ｋ 层的两倍，则 Ｙ 为 Ｃ 元素；Ｚ 是地 第 3章　不同聚集状态的物质与性质
壳内含量质量分数最高的元素，为 Ｏ 元素；Ｔ 是元素周期表
中电负性最大的元素，为 Ｆ 元素。 （１）Ｘ 的元素符号为 Ｓ，Ｙ 第 1节　认识晶体
为碳元素，位于 ｐ 区，基态 Ｏ 原子的电子排布式为 １ｓ２２ｓ２２ｐ４。 练习与活动
（２）ＳＯ １２ 分子中 Ｓ 的价电子对数为 ２＋ ２ ×（６－２×２）＝ ３，
１．ＢＣ　 玻璃和橡胶是非晶体。
中心
２．Ｄ　 晶体通常有规则的几何外形，具有固定的熔点，具有各向
原子采用 ｓｐ２ 杂化，含有一对孤对电子，分子构型为 Ｖ 形； 异性；晶体不一定是无色透明的固体，例如硫酸铜晶体为蓝
ＣＯ Ｃ １ 色；有些非晶体具有无色透明的外观，如玻璃，故选 Ｄ。２ 分子中 的价电子对数为 ２＋ ２ ×（４－２×２）＝ ２，中心原 ３．答案　
子采用 ｓｐ 杂化，不含孤对电子，分子构型为直线形。 由于
ＳＯ Ｈ 聚集状态 微观特征 宏观性质 举例和用途２ 和 ２Ｏ 都是极性分子，ＣＯ２ 为非极性分子，根据相似相
溶原理，在相同条件下 ＳＯ ＣＯ 粒子在三维空２ 比 ２ 在水中的溶解度大。 具有规则的几何 石英手表靠石英晶晶体 间周期性有序
外形、各向异性 体的振动控制时间
（３）ＳＯ３分子中 Ｓ 的价电子对数为 ３＋ １ 排列２ ×（６－２×３）＝ ３，中心 非晶态硅对阳光的
原子采用 ｓｐ２ 杂化，不含孤对电子，分子构型为平面三角形。 通常不具有规则粒子排列相对 吸收系数大，只需
（４）Ｈ２Ｏ 分子间存在氢键，沸点高；Ｈ２Ｓ ＣＨ 非晶体 的几何外形、具有和 ４ 分子间不存在 无序 要 ０． ００１ ｍｍ 就能
氢键，Ｈ２Ｓ 比 ＣＨ４ 的相对分子质量大， 各向同性分子间范德华力大，沸 有效吸收阳光
点高，所以三者最简单气态氢化物的沸点由高到低的排列顺 ４．答案　 ２　 ＢＮ
序是 Ｈ２Ｏ、Ｈ２Ｓ、ＣＨ４。 （５）ＨＦ 的水溶液中存在的氢键类型有 １
Ｆ…Ｈ—Ｆ、Ｆ…Ｈ—Ｏ、Ｏ…Ｈ—Ｏ、Ｏ…Ｈ—Ｆ， ４ 。 解析　 根据“切割法”可知，一个晶胞中 Ｂ 原子个数＝ １＋８× ＝共 种 ８
　 ５

２，Ｎ ＝ １＋４× １ ＝ ２， Ｂ、Ｎ ＝ （２）二氧化碳是由二氧化碳分子构成的，分子间作用力是范德原子个数 ４ 该晶胞中 原子个数之比 华力；二氧化硅是共价晶体，硅原子与氧原子之间以较强的共
２ ∶ ２＝ １ ∶ １，所以化学式为 ＢＮ。 价键相结合，所以二者的性质差别较大。
５．答案　 （１）４　 （２）２．５８ ２ ×１０－１０ ｍ １０．Ｄ　 根据表中数据可知，金刚石的熔点最高，而金刚石是同种
解析　 （１）根据“切割法”可知，每个晶胞中包含的铜原子的 原子构成的，①不正确；共价晶体熔化时需要克服原子间的
８× １ ＋６× １ ＝ ４。 共价键，所以构成共价晶体的原子间的键能越大，晶体的熔个数为 ８ ２ 点越高，②正确；根据表中的数据可知，构成共价晶体的原子
（２）ＡＣ 的长度为 １．２９×１０－１０ ｍ×４ ＝ ５．１６×１０－１０ ｍ，故根据几何 半径越大，共价键越不牢固，晶体的硬度越小，③不正确；构
２ 成共价晶体的原子半径越小，晶体的硬度越大，④正确。 故
关系可得 ＡＢ 的长度为 ５．１６×１０－１０ ｍ× ２ ＝ ２．５８× ２ ×１０
－１０ ｍ。
选 Ｄ。
第 节　几种简单的晶体结构模型 １１．Ｂ　 Ａ 项，熔点高，导电性好，延展性强的晶体为金属晶体；Ｂ2
练习与活动 项，熔点很高，质硬，不导电，难溶于水和有机溶剂的晶体为
１．ＡＣ　 ， 共价晶体；Ｃ 项，熔点较高，能溶于水，熔化时能导电的晶体汞单质在常温下为液体 在金属晶体中价电子属于整块
。 为离子晶体；Ｄ 项，沸点很低，固态或液态时均不导电的晶体金属
２．Ｄ　 金刚石晶体中不存在单个分子，故 Ａ 正确；金刚石中碳原 为分子晶体。 故选 Ｂ。
子之间以共价键结合成空间网状结构，故 Ｂ 正确；金刚石是硬 １２．Ｂ　 分子晶体的特征是熔点低，液态不导电，有些溶于水后能
度最大的物质之一，故 Ｃ 正确；金刚石的化学性质稳定，在高 导电。
温下能与氧气发生反应，故 Ｄ 错误。 １３．答案　 同素异形体　 金刚石　 金刚石是共价晶体，金刚石中
３．ＡＢ　 由于共价键具有饱和性和方向性，所以 ＳｉＯ２ 晶体中原子 的各原子都以共价键相结合，并构成了空间立体网状结构；
未排列成紧密堆积结构。 Ｃ６０晶体是分子晶体，分子之间仅以范德华力相结合，所以金
４．Ａ　 碱金属与卤素形成的化合物为离子化合物，通常能溶于 刚石晶体比足球烯晶体熔点高。
水，其水溶液及其熔融状态下均能导电。
． 　 第 3节　液晶、纳米材料与超分子５ Ｂ 氯化钠是离子晶体，熔化时破坏离子键；十七烷是分子晶
体，熔化时破坏的是分子间的范德华力，没有破坏化学键； 练习与活动金
， ； ， １．Ｃ　 液晶在一定温度范围内像液体一样具有可流动性，但又具刚石是共价晶体 熔化时破坏共价键 水晶是共价晶体 熔化
。 Ｂ。 有类似晶体的各向异性，不是液体和晶体的混合物，故 Ａ 不正时破坏共价键 故选
６．答案　 （１）金属晶体通常采用密堆积方式，在外力作用下，密 确；液晶不是晶体，故 Ｂ 不正确；液晶在特定条件如外加电场
堆积层之间容易发生滑动，但在滑动过程中自由电子能维系 作用下分子变成沿电场方向排列，而在移去电场后又恢复原
金属键的存在，使金属键不被破坏。 离子晶体在外力作用下， 状，所以液晶不稳定，Ｃ 正确；不是所有物质在一定条件下都
使得阴、阳离子间的离子键被破坏。 因此金属晶体受到外力 能成为液晶，故 Ｄ 不正确。
作用时易发生形变，而离子晶体易破裂。 ２．Ｂ　 液晶的显示原理为施加电场时，液晶分子沿电场方向排
（２）离子晶体中由于离子键无方向性，阴、阳离子尽可能采取 列；移去电场后，液晶分子恢复到原来状态，故选 Ｂ。
密堆积方式。 例如，ＮａＣｌ 晶体中，每个 Ｎａ＋距离最近且紧邻 ６ ３．答案　
个 Ｃｌ－，同样每个 Ｃｌ－距离最近且紧邻 ６ 个 Ｎａ＋，整个晶体通过 聚集状态 宏观或微观特征及性质 举例和用途
这种方式无限延伸，因此离子晶体中并不存在单个的分子。
． 　 内部分子的排列沿分子长轴方向呈现７ 答案 液 晶 显 示 器、出有序的排列；在一定温度范围内既具
液晶 ， 电子 表、 计 算有液体的可流动性 又具有晶体各向异
器、数字仪表
性的聚集状态
纳米颗粒内部具有晶体结构、原子排列
有序；而界面则为无序结构；由直径为 化妆 品、 化 纤
纳米材料
， 几或几十纳米的颗粒和颗粒间的界面 布料等在二氧化硅结构中 每一个硅原子与四个硅原子形成四个共
， 。 两部分组成价键 连接的四个硅原子连接起来构成了正四面体结构
８． 　 ４　 ， 超分子内部分子之间通过非共价键相答案 甲烷晶体为分子晶体 分子间以微弱的范德华力相
， ， 。 结合，包括氢键、
催化 剂、 分 子
静电作用、疏水作用以
结合 在常温常压下 甲烷呈气态 超分子 识 别、 分 子
　 “ ” ， 及一些分子与金属离子形成的弱配位解析 根据 切割法 可知 每个晶胞所包含的甲烷分子个数 组装
１ １ 键等
为 ８× ８ ＋６× ２ ＝ ４。 甲烷晶体为分子晶体，甲烷分子的作用力 ４．略
为范德华力，且甲烷分子是非极性分子，相对分子质量较小， ５．小论文要点：纳米技术会使人们的未来生活更加舒适、安全、
因此甲烷分子间的作用力较弱，在常温、常压下甲烷只能以气 健康。 化妆品、涂料、食品、衣料等的生产会越来越多地应用
态形式存在而不能以晶体状态存在。 到纳米技术，使这些产品的性能更好，适用性更强。 例如，化
９．答案　 （１）离子晶体熔点的高低与晶格能有关，离子所带电荷 妆品中加入纳米颗粒可使化妆品具备防紫外线的功能，化纤
越多、离子间的间距越小，晶格能越大，熔点越高；氧化钙和氯 布料中加入少量纳米颗粒可使化纤布料防静电等。 科学家告
化钠都是离子晶体，且离子间距和晶体结构类似，但氧离子和 诉我们，纳米技术于细微处显神奇，其已经悄然渗透到人们的
钙离子各带两个单位的电荷，而钠离子和氯离子各带一个单 衣、食、住、行等领域。 纳米材料在人们日常生活中的广泛应
位的电荷，所以氧化钙的熔点比氯化钠高。 用必将促进纳米技术的迅速发展。
　 ６

教材习题答案
硬度，且原子间均以单键结合，所以 Ｃ３Ｎ４ 为共价晶体，Ａ 错本章自我评价
． 　 ， Ｃ—Ｃ 误；Ｎ 原子半径比 Ｃ 原子半径小，所以晶体中 Ｃ—Ｎ 键的键长１ Ｃ 金刚石晶体是共价晶体 其中的化学键是 非极性
。 ， Ｓｉ—Ｏ 比 Ｃ—Ｃ 键的键长短，故 Ｂ 错误、Ｃ 正确；Ｃ３Ｎ４ 晶体中微粒间键 二氧化硅晶体是共价晶体 其中的化学键是 极性
。 。 以共价键相结合，不存在离子键，故 Ｄ 错误。键 干冰晶体为分子晶体
． 　 ， ， Ａ ９．答案　 （ １） ＣＯ　 （２） １ｓ
２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ２ 　 ＋ ４ 　 （ ３） ｓｐ 　 １８０° 　
２ Ｃ 离子晶体中一定含有离子键 可能含有共价键 故 不正
； ， Ｂ ； （４）熔点较高的是 ＳｉＣ 晶体，属于共价晶体；碳原子半径比硅确 共价晶体中不含离子键 故 不正确 金属晶体是由金属
， ， 原子半径小，Ｓｉ—Ｃ 键的键长比 Ｓｉ—Ｓｉ 键的键长短，所以 ＳｉＣ阳离子和自由电子构成的 其中的化学键是金属键 不存在离
， Ｃ 的熔点高。 　 （５）６　 ４ａ ｋＪ·ｍｏｌ
－１
子键 故 正确；稀有气体的晶体是分子晶体，其中没有共价
， Ｄ 。 解析　 （１）根据质量守恒定律可知 Ｘ 是 ＣＯ。 （２）硅的原子序键 故 不正确
． 数为 １４，基态 Ｓｉ 原子的电子排布式为 １ｓ
２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ２；ＳｉＣ 中
３ 略
． 　 （ ） 每 １ 个硅原子与 ４ 个碳原子结合，碳元素的非金属强于 Ｓｉ，显４ Ｂ 冰是水分子以分子间作用力 氢键和范德华力 结合而成
， ， 负价，所以硅元素的化合价为＋ ４。 （３） ＣＯ 与氧气反应生成的分子晶体 冰融化是物理变化 水分子内的氢氧键不被破
， Ａ ； ＣＯ２，ＣＯ２ 中碳原子采用 ｓｐ 杂化，属于直线形分子，键角为坏 故 不正确 共价晶体是相邻的原子间以共价键相结合而
， ， １８０°。 （４）ＳｉＣ 和 Ｓｉ 都属于共价晶体，晶体中共价键的键长越形成的具有空间立体网状结构的晶体 共价键越强 晶体的熔
， Ｂ ； 短，共价键越强，熔点越高；碳原子半径比硅原子半径小，所以点越高 故 正确 分子晶体是分子之间通过分子间作用力结
， ， （ ） Ｓｉ—Ｃ 键的键长比 Ｓｉ—Ｓｉ 键的键长短，故 ＳｉＣ 的熔点高。 （５）合成的晶体 分子晶体中共价键键能越大 物质 分子 的化学
， ， 根据 ＳｉＣ 的晶胞结构可知，晶体中最小的环上有 ３ 个硅原子、３性质越稳定 分子晶体中分子间作用力越大 晶体的熔点和沸
， Ｃ、Ｄ 。 个碳原子，即在 ＳｉＣ 晶体中最小的环上有 ６ 个原子。 １ ｍｏｌ ＳｉＣ点越高 故 不正确
． 　 Ａ ， ，ＨＣｌ ；Ｂ ，ＣＯ 中含 ４ ｍｏｌ Ｓｉ—Ｃ 键，所以 １ ｍｏｌ ＳｉＣ 形成气态原子所需要的能５ Ｃ 项 氯化钠属于离子晶体 属于分子晶体 项 ２ 量为 ４ａ ｋＪ·ｍｏｌ－１。
属于分子晶体，二氧化硅属于共价晶体；Ｃ 项，四氯化碳属于
， ， １０．Ｄ　 ＳｉＯ２ 是共价晶体，熔点最高，ＮａＣｌ 是离子晶体，熔点较分子晶体 碳原子和氯原子间以共价键结合 四氯化硅属于分
， ； 高，ＣＯ２ 是分子晶体，熔点较低。子晶体 硅原子和氯原子间以共价键结合 单质铁为金属晶
， １１．答案　 ６．０４×１０
２３ｍｏｌ－１
体 单质碘为分子晶体。 故选 Ｃ。
． 　 （１） 解析　 根据金的晶胞结构可知，１ 个晶胞中含有 ４ 个金原子。６ 答案 钠的卤化物及碱金属的氯化物的熔点与离子半径
， ， 。 金原子的半径为 １．４４×１０
－１０ ｍ＝ １．４４×１０－８ ｃｍ
有关 随离子半径增大 熔点依次降低
（２）硅的卤化物及硅、锗、锡、铅的氯化物的熔点与相对分子质 晶胞的边长为 ４×１．４４×１０－８ ｃｍ× ２２ ＝ ２．８８ ２ ×１０
－８ ｃｍ
量有关，随着相对分子质量增大，范德华力增大，熔点升高。
（３） ， ｍ ＝ ４×１９７ ｇ·ｍｏｌ－１钠的卤化物的熔点比相应硅的卤化物熔点高得多 这与晶 金的密度为 Ｖ （２．８８ ２ ×１０－８ ｃｍ） ３· ＝１９．３２ ｇ·ｃｍ
－３
体类型有关，因为钠的卤化物为离子晶体，其熔点取决于离子 ＮＡ×
键的强弱，硅的卤化物为分子晶体，其熔点取决于分子间作用 Ｎ ＝ ４ １９７所以 Ａ （２．８８ ２ ） ３×１９．３２×１０
２４ ｍｏｌ－１ ＝ ６．０４×１０２３ ｍｏｌ－１
力，而离子键比分子间作用力强得多，故前者熔点远远高于
后者。 １２．答案　 （１）Ｋ 的原子半径较大，且价电子较少，金属键较弱。
７．答案　 （１）基态 Ｇｅ 原子的价电子排布式为 ４ｓ２４ｐ２，其价电子 （２）１２　 （３）０．３１５ ｎｍ
在最高能级上的分布遵循洪特规则。 解析　 （１）Ｋ 和 Ｃｒ 属于同一周期，Ｋ 的原子半径较大，且价
（２）区分晶体和非晶体最可靠的科学方法是进行 Ｘ 射线衍射 电子较少，金属键较弱，所以金属 Ｋ 的熔点比金属 Ｃｒ 低。
实验。 （２）Ｏ 位于面心，Ｋ 位于顶点，１ 个顶点为 １２ 个面共有，即与
（３）由 ＧａＡｓ 的晶胞结构可知，每个 Ａｓ 原子周围距离最近的 Ｋ 紧邻的 Ｏ 个数为 １２。
Ｇａ 有 ４ 个；Ｇａ 位于晶胞内部，每个 ＧａＡｓ 晶胞中有 ４ 个 Ｇａ （３）Ｋ 与 Ｏ 间的最短距离为面对角线的一半，则 Ｋ 与 Ｏ 间的
原子。 ２
． 　 ，Ｃ Ｎ 最短距离为 ×０．４４６ ｎｍ＝ ０．３１５ ｎｍ。８ Ｃ 由题给信息可知 ３ ４ 晶体很可能具有比金刚石还大的 ２
　 ７

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