备战2020年高考化学纠错笔记系列专题11物质结构与性质（含解析）.docx

专题11 物质的结构与性质易错点1 不清楚基态与激发态的关系1下列各项叙述中正确的是A电子层序数越大，s原子轨道的形状相同，半径越大B在同一电子层上运动的电子，其自旋方向肯定不同C镁原子由1s22s22p63s21s22s22p63p2时，释放能量，由基态转化成激发态D杂化轨道可用于形成键、键或用于容纳未参与成键的孤电子对【错因分析】本题的易错点为B，要注意在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一能级不同轨道中电子的自旋方向是可以相同。【参考答案】A【试题解析】As能级原子轨道都是球形的，且能层序数越大，半径也越大，故A正确； B在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一能层中电子的自旋方向是可以相同，如N原子的2p轨道中的3个电子的自旋方向相同，故B错误；CMg原子3s2能级上的2个电子吸收能量跃迁为3p2能级上，由基态转化成激发态，故C错误；D杂化轨道只用于形成键或用于容纳未参与成键的孤对电子，没有杂化的p轨道形成键，故D错误；答案选A。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，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。但处于激发态的原子不稳定，当电子从激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，通常以光(辐射)的形式释放出来。1下列电子排布图所表示的元素原子中，能量处于最低状态的是ABCD【答案】C【解析】A.2s能级的能量比2p能量低，电子尽可能占据能量最低的轨道，不符合能量最低原理，原子处于能量较高的激发态，故A错误；B.违反了洪特规则，2p能级的3个简并轨道(能级相同的轨道)只有优先单独占据一个原子轨道，且自旋状态相同，才能容纳第二个电子，不符合能量最低原理，原子处于能量较高的激发态，故B错误；C.能级能量由低到高的顺序为：1s、2s、2p；每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反，简并轨道(能级相同的轨道)中电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，能量最低，故C正确；D.2p能级的能量比3s能量低，电子尽可能占据能量最低的轨道，不符合能量最低原理，原子处于能量较高的激发态，故D错误。故选C。易错点2 核外电子的运动状态判断出错2下列是关于多电子原子核外电子运动规律的叙述，其中叙述正确的是A核外电子是分层运动的B所有电子在同一区域里运动C能量高的电子在离核近的区域运动D同一能层的电子能量相同【错因分析】对原子核外电子运动规律不明确，则无法解题。【试题解析】根据多电子的原子，核外电子是分层运动的，不在在同一区域里运动，能量高的电子在离核远的区域里运动，能量低的电子在离核近的区域里运动，在同一能层在，又根据电子能量的高低分成不同的能级，因此同一能层的电子能量不相同。故合理选项是A。【参考答案】A误区一忽视不同电子层的同种能级的电子云或原子轨道形状相同，但半径不一样。误区二不清楚不同电子云或原子轨道的形状取决于其类型，而与电子的数目无关。2下列叙述不正确的是A在多电子原子里，核外电子的能量不同B原子核外的电子按其能量不同分层排布C电子的能量越低，运动区域离核越远DM层电子的能量大于L层电子的能量【答案】C【解析】A、在多电子原子中，核外电子的能量不同，选项A正确；B、电子的能量不同，按照能量的高低在核外排布，分层运动，选项B正确；C、原子核外能量区域能量不同，离核越近能量越低，离核越远能量越高，选项C不正确；D、M层电子的能量大于L层电子的能量，选项D正确；答案选C。易错点3 电子排布式书写错误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ACa2+：1s22s22p63s23p6BO2：1s22s22p4CCl：Ne3s23p6DAr：1s22s22p63s23p6【错因分析】本题易错点是误以为氧离子核外有8个电子而错选B。【试题解析】A、钙原子失去2个电子变成钙离子，使次外层变成最外层，所以钙离子核外有18个电子，排布式正确，故A正确；B、氧原子核外有8个电子，氧原子得2个电子变成氧离子，最外层电子数由6个变成8个，所以氧离子核外有10个电子，排布式应该是1s22s22p6，故B错误；C、氯原子核外有17个电子，氯原子得一个电子变成氯离子，最外层由7个电子变成8个电子，所以氯离子核外有18个电子，排布式正确，故C正确；D、氩是18号元素，原子核外有18个电子，排布式正确，故D正确。【参考答案】B书写电子排布式时，要注意两点：（1）能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2正确，而1s22s22p63s23p64s23d6错误。（2）注意对比电子排布式，简化电子排布式，价电子排布式的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：Ar3d64s2；价电子排布式：3d64s2。3（1）Ni原子的电子排布式为_。（2）原子序数均小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q大2。T的价电子排布式为_，Q2+的未成对电子数是_。（3）D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，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_。【答案】（1）Ar3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2（2）3d84s2 4（3）Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2（4）Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1【思路分析】解答本题应注意以下两点：（1）要明确能层、能级与轨道之间的关系，确定电子数。（2）注意洪特规则特例。【解析】（1）Ni的原子序数为28，比Ar多10，所以其电子排布式为Ar3d84s2。（2）元素Q和T既位于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2，T、Q只能位于第族，所以T为Ni、Q为Fe，注意28号元素Ni的核外电子排布式为Ar3d84s2，26号元素Fe的核外电子排布式为Ar3d64s2，所以Fe2+的核外电子排布式为Ar3d6，有4个未成对电子（3）D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即第族元素Fe。（4）根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，即第B族元素Cu。易错点4 忽视第一电离能“反常”4已知A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等；B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；D原子L层上有2对成对电子；E+ 原子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满。请回答： （1）E元素基态原子的电子排布式为_。（2）B、C、D三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为_(填元素符号)（3）D元素与氟元素相比，电负性：D_F(填“”、“=”或“”)，下列表述中能证明这一事实的是_(填选项序号) A常温下氟气的颜色比D单质的颜色深B氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质 C氟与D形成的化合物中D元素呈正价态D比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 （4）只含C、A两元素的离子化合物，其电子式为_，它的晶体中含有多种化学键，但一定不含有的化学键是_(填选项序号)。A极性键 B非极性键 C离子键 D金属键（5）B2A4是重要的基本石油化工原料。1 mol B2A4分子中含键_mol。【错因分析】解本题最容易犯的错误是第（3）依据第一电离能的变化规律（同周期从左到右I1呈增大趋势），而发生错误。【试题解析】A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等，A是H元素； B原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍，B是C元素；D原子L层上有2对成对电子，可知D是O元素；A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，可知C是N元素；E+ 原子核外有3层电子且M层3d轨道电子全充满，可知E是Cu元素。（1）E为Cu，Cu的原子序数为29，基态Cu的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，故答案为：1s22s22p63s23p63d104s1；（2）B、C、D三种元素分别是C、N、O元素，三种元素都处于第二周期，同周期元素的第一电离能呈增大趋势，N的2p能级为半充满结构，较稳定，第一电离能比O大，则第一电离能数值由小到大的顺序为CON，故答案为：CON；（3）同周期从左到右元素的电负性逐渐增大，D为O元素，O电负性小于F；A项，常温下氟气的颜色比D单质的颜色深，颜色属于物理性质，与电负性无关；B项，氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质，说明F的非金属性强于O，非金属性越强电负性越大，能说明F的电负性大于O的电负性；C项，氟与D形成的化合物中D元素呈正价态，说明F得电子能力强于O，F的非金属性强于O，非金属性越强电负性越大，能说明F的电负性大于O的电负性；D项，比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目 ，得电子数目多少不能说明得电子能力的强弱，不能说明电负性的大小；故答案为：BC；（4）只含A、C两元素的离子化合物为NH4H，其电子式为，其中含有极性键和离子键，不含非极性键和金属键，故答案为：；BD；（5）B2A4为C2H4，其结构简式为CH2=CH2，1个C2H4分子中含有4个CH键和1个C=C键，单键全为键，双键中含1个键和1个键，则1 mol C2H4分子中键5mol。【参考答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s1 （2）CON （3） I1 (B)，I1 (Mg） I1 (Al)；第A族和第A族的反常，如I1 (N) I1 (O)，I1 (P) I1 (S)。同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。4下列关于元素第一电离能的说法不正确的是A钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C最外层电子排布为ns2np6（当只有K层时为1s2）的原子，第一电离能较大D对于同一元素而言，原子的电离能I1I2I3C，则OH键的极性强于CH键的极性，C项正确；D. 羟基中氧原子成键电子对为2，孤电子对为2，则采取sp 3杂化，其VSEPR模型为四面体形，D项正确；答案选B。【参考答案】B【名师点睛】根据价层电子对互斥理论进行确定；价层电子对个数=键个数+孤电子对个数，键个数=配原子个数，孤电子对个数= (axb)，a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数；凡是中心原子采取sp3杂化的的分子，价层电子对数为4，不含有孤电子对，为正面体构型；含有1个孤电子对的，空间构型为三角锥形，含有2个孤电子对的，空间构型为是V形。分子或离子立体构型的判断方法（1）键电子对数的确定由分子式确定键电子对数。例如，H2O的中心原子为O，O有2对键电子对；NH3的中心原子为N，N有3对键电子对。（2）中心原子上的孤电子对数的确定中心原子上的孤电子对数(axb)。式中a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数（氢为1，其他原子为“8该原子的价电子数”）。例如，SO2的中心原子为S，S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6)，则a6；与中心原子S结合的O的个数为2，则x2；与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2，则b2。所以，SO2的中心原子S上的孤电子对数(622)1。5对于短周期元素形成的各分子，下表所述的对应关系错误的是选项ABCD分子式CH4NH3CO2SCl2VSEPR模型正四面体形四面体形直线形四面体形分子的立体构型正四面体形平面三角形直线形V形【答案】B【解析】A项，C原子形成了4个键，孤电子对数为0，VSEPR模型及分子的立体构型均是正四面体形，A项正确；B项，N原子有1对孤电子对且形成了3个键，VSEPR模型为四面体形，分子的立体构型为三角锥形，B项错误；C项，C原子的价层电子对数为2+(4-22)=2，VSEPR模型为直线形，分子的立体构型也为直线形，C项正确；D项，S原子有2对孤电子对且形成了2个键，VSEPR模型为四面体形，分子的立体构型为V形，D项正确。易错点6 判断物质类别、键的极性及分子的极性之间的关系6研究表明:H2O2具有立体结构，两个氢原子像在半展开一本书的两页上，两页纸面的夹角为94，氧原子在书的夹缝上， OH键与OO键之间的夹角为97，如图所示，下列说法错误的是AH2O2分子中既有极性键又有非极性键BH2O2分子为含有非极性键的极性分子CH2O2分子为非极性分子DH2O2分子为既含极性键又含非极性键的极性分子【错因分析】本题易错之处是误认为双氧水结构对称。【试题解析】AH2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，选项A正确；BH2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，选项B正确；CH2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，选项C错误；DH2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，选项D正确；答案选C。【参考答案】C1全部由非极性键构成的分子不一定是非极性分子，如O3是由非极性键构成的极性分子；由极性键构成的双原子分子一定是极性分子，如HF是由极性键构成的极性分子；非金属单质中不一定含有非极性键，如稀有气体分子中，不含有化学键；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如Na2O2、NH4Cl、NaOH等含有共价键，但属于离子化合物；共价化合物中一定不存在离子键，若存在离子键，则化合物一定是离子化合物。2掌握典型物质的组成和结构，有利于减少解答这类题目时产生的错误。例如，稀有气体(单原子分子)、H2O2、CHCH、Na2O2、NaOH、(NH4)2SO4(含离子键、配位键、极性键)、CO(CO含配位键、极性键)、CCl4(含极性键，属于非极性分子)、O3(含非极性键，属于极性分子)等。6下列叙述中正确的是A卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，共价键的极性越大，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看分子中是否含有极性键D非极性分子中，各原子间都应以非极性键结合【答案】A【解析】卤素中非金属性越强，键的极性越大，A项正确。以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，但以极性键结合形成的多原子分子，也可能是非极性分子，如CO2，B项错误。A2B型如H2O、H2S等，AB2型如CO2、CS2等，判断其是否是极性分子的依据是看分子中是否含有极性键及分子的立体构型是否对称。如CO2、CS2为直线形，分子的立体构型对称，为非极性分子；如H2O，有极性键，分子的立体构型不对称，为极性分子，C项错误。多原子分子，其分子的立体构型对称，这样的非极性分子中可能含有极性键，D项错误。易错点7 对含氧酸的元数、酸性、氧化性的认识错误7下列叙述正确的是A能电离出H+的化合物除水外都是酸，分子中含有几个氢原子它就是几元酸B无机含氧酸分子中含有几个羟基，它就属于几元酸C同一元素的含氧酸，该元素的化合价越高，其酸性越强，氧化性也越强DH3PO4和H2CO3分子中非羟基氧的个数均为1，但它们的酸性不相近，H3PO4是中强酸而H2CO3是弱酸【错因分析】错选A、B项是由于只考虑到了HNO3、H2SO4、H3PO4等个例，而忽略了酸式盐、CH3COOH、H3BO3等例外；错选C项是由于只考虑到了HNO3与HNO2、H2SO4与H2SO3的酸性与氧化性符合酸性强的氧化性也强，而忽略了HClO与HClO4等例外。【试题解析】由NaHSO4、CH3COOH、H3BO3等示例可判断A、B均错误；由HClO的酸性很弱而氧化性很强可判断C错误；D项中H3PO4和H2CO3的非羟基氧原子数均为1，但H2CO3的酸性比H3PO4弱很多。【参考答案】D1由HNO3、H2SO4、H3PO4的相关知识而误认为有几个H或几个羟基的酸就属于几元酸；由氧化性：HNO3HNO2、H2SO4H2SO3而混淆酸的酸性与氧化性，误认为酸性越强的酸其氧化性也越强。2误认为羟基数就是含氧酸的元数。如磷元素的几种含氧酸的名称、分子式、结构式、磷的化合价、酸的元数如下表：名称正磷酸偏磷酸亚磷酸次磷酸分子式H3PO4HPO3H3PO3H3PO2结构式磷的化合价+5+5+3+1酸的元数三元一元二元一元3同种元素的含氧酸，中心原子的价态越高，含氧酸的氧化性不一定越强。如酸性：HClO4HClO3HClO，氧化性：HClO4HClO3HClO。7判断无机含氧酸酸性强弱的一条规律:在无机含氧酸分子中非羟基氧原子数越多，酸性越强。例如:含氧酸的化学式非羟基氧原子数酸性HClO0弱酸H3PO41中强酸HNO32强酸HClO43超强酸若已知H3PO3(亚磷酸)为中强酸，H3AsO3(亚砷酸)为弱酸，试写出H3PO3和H3AsO3的结构简式。【答案】【解析】H3PO3为中强酸，H3AsO3为弱酸，结合信息可知，H3PO3分子中有1个非羟基氧原子，H3AsO3中有0个非羟基氧原子。据此来写出结构简式。【备注】本题是无机含氧酸的结构和性质的推断题，考查学生运用题给信息推导物质结构和性质的能力。只要将题给信息与要回答的问题联系起来，依据问题，分析信息，即可顺利解答。易错点8 常见原子晶体结构判断错误8（1）纳米氧化铜、纳米氧化锌均可作合成氨的催化剂，Cu2+价层电子的轨道表达式为_。（2）2巯基烟酸()水溶性优于2巯基烟酸氧钒配合物()的原因是_。（3）各原子分子中各原子若在同一平面，且有相互平行的p轨道，则p电子可在多个原子间运动，形成“离域键”，下列物质中存在“离域键”的是_。ASO2 BSO42 CH2S DCS2（4）尿素(H2NCONH2)尿素分子中，原子杂化轨道类型有_，键与键数目之比为_。（5）氮化硼(BN)是一种性能优异、潜力巨大的新型材料，主要结构有立方氮化硼(如左下图)和六方氮化硼(如右下图)，前者类似于金刚石，后者与石墨相似。晶胞中的原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置。左上图中原子坐标参数A为(0，0，0)，D为(，0)，则E原子的坐标参数为_。X射线衍射实验测得立方氮化硼晶胞边长为361.5 pm，则立方氮化硼晶体中N与B的原子半径之和为_pm(=1.732)。已知六方氮化硼同层中BN距离为a cm，密度为d g/cm3，则层与层之间距离的计算表这式为_pm。(已知正六边形面积为a2，a为边长)【错因分析】本题易错点是问题（3），学生读不懂信息，首先应是各原子在同一平面，即根据价层电子对数判断空间构型，然后是相互平行的p轨道，即原子中含有p轨道参与成键，这样就可以判断出正确的选项，注意硫化氢中H为s能级。另外不理解原子坐标参数的定义则无法解决第（5）问。【试题解析】（1）考查轨道式的书写，Cu属于副族元素，价电子应是最外层电子和次外层d能级上的电子，因此Cu2+的价层电子的轨道式是；（2）考查溶解性，2巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢鍵，使其在水中溶解度增大；（3）考查化学键类型，A、SO2中心原子S有2个键，孤电子对数为(622)/2=1，价层电子对数为3，则SO2空间构型为V型，符合题中所给条件，即存在离域键，故A正确；B、SO42中心原子S含有4个键，孤电子对数为(6+242)/2=0，价层电子对数为4，空间构型为正四面体，不符合题中信息，不含离域键，故B错误；C、H2S的空间构型为V型，但H不含p能级，即不存在离域键，故C错误；D、CS2空间构型为直线型，符合信息，存在离域键，故D正确；（4）考查杂化类型的判断、化学键数目的判断，尿素的结构简式为，判断出N、C、O杂化类型分别是sp3、sp2、sp3；成键原子之间只能形成1个键，因此1mol尿素中含有键的物质的量为7mol，含有键的物质的量为1mol，比值为7：1；（5）考查晶胞的计算，BN结构类似于金刚石的结构，因此BN为原子晶体，根据金刚石晶胞结构贴点，E的坐标为(1/4，3/4，3/4)；立方氮化硼中B和N最近的距离是体对角线的1/4，求出B与N之间的距离应是pm(x为晶胞的边长)，即为156.5pm；根据六方氮化硼的结构，B的个数为61/6+31/3=2，晶胞的质量为g，根据晶胞的体积为(a2h)cm3(h为六方氮化硼的高)，根据晶胞的密度的定义，求出h=2cm，层与层之间的距离应是高的一半，因此1010pm。【参考答案】（1） （2）2巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢鍵，使其在水中溶解度增大（3）AD （4）sp2、sp3 71 （5）(，) 156.5 1010 1金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等原子晶体中的成键数目。（1）金刚石(或晶体硅)中，1 mol C(或Si)形成2 mol CC(或SiSi)键。（2）SiC晶体中，1 mol C或1 mol Si均形成4 mol CSi键。（3）1 mol SiO2晶体中，共有4 mol SiO键。2金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化碳中最小环上的原子数。（1）金刚石、晶体硅、SiC晶体中最小环上的原子数分别为6个C、6个Si、3个Si和3个C。（2）SiO2晶体中最小环上有12个原子(6个Si和6个O)。3金刚石、晶体硅的一个晶胞中，分别含有碳原子数为8、硅原子数为8。8下列有关原子晶体的叙述不正确的是A金刚石和二氧化硅晶体的最小结构单元都是正四面体B1 mol金刚石中的CC键数目是2NA，1 mol SiO2晶体中的SiO键数目是4NAC水晶和干冰在熔化时，晶体中的共价键都会断裂DSiO2晶体是原子晶体，所以晶体中不存在分子，SiO2不是它的分子式【答案】C【解析】金刚石和二氧化硅晶体的基本结构单元都是正四面体，A正确；金刚石中，1个C原子与另外4个C原子形成CC键，这个C原子对每个单键的贡献只有，所以1 mol C原子形成的CC键为4=2 mol，而二氧化硅晶体中1个Si原子分别与4个O原子形成4个SiO键，则1 mol SiO2晶体中SiO键为4 mol，B正确；水晶是原子晶体，在熔化时，共价键断裂形成自由移动的Si、O原子，而分子晶体干冰熔化时，分子间力被大大削弱，形成自由移动的CO2分子，而CO键不会断裂，所以C错误；根据原子晶体的结构特点可知D正确。易错点9 错用离子晶体中的晶格能9根据下列几种物质的熔点和沸点数据，判断下列有关说法中，错误的是物质NaClMgCl2AlCl3SiCl4单质B熔点/810710190682 300沸点/1 4651 418182.7572 500注：AlCl3熔点在2.02105 Pa条件下测定。ASiCl4是分子晶体B单质B是原子晶体CAlCl3加热能升华DMgCl2所含离子键的强度比NaCl大【错因分析】解本题的关键是先区分晶体种类，然后再进一步比较熔沸点，这是易出错的地方。【试题解析】A、由表中数据可知，SiCl4的熔沸点较低，属于分子晶体，选项A正确；B、单质B的熔沸点很高，所以单质B是原子晶体，选项B正确；C、由表中数据可知AlCl3的沸点比熔点高，所以AlCl3加热能升华，选项C正确；D、离子晶体的离子键越强，熔沸点越高，由表中数据可知，NaCl的熔、沸点均比MgCl2高，所以NaCl晶体中的离子键应比MgCl2的强，选项D错误；答案选D。【参考答案】D1不同类型晶体的熔、沸点的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体离子晶体分子晶体。但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如MgO具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。2同种类型晶体的熔、沸点的比较（1）原子晶体原子半径越小 键长越短 键能越大 熔、沸点越高如熔点：金刚石碳化硅硅。（2）离子晶体一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgOMgCl2NaClCsCl。衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也越大。（3）分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如H2OH2TeH2SeH2S。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SnH4GeH4SiH4CH4。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CON2，CH3OHCH3CH3。同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。（4）金属晶体金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：NaMgAl。9纯铜在工业上主要用来制造导线、电器元件等，铜能形成+1和+2价的化合物。回答下列问题：（1）写出基态Cu+的核外电子排布式：_；C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序是_（2）如图是铜的某种氧化物的晶胞示意图，该氧化物的化学式为_。（3）向硫酸铜溶液中滴加氨水会生成蓝色沉淀，在滴加氨水至沉淀刚好全部溶解时可得到蓝色溶液，继续向其中加入极性较小的乙醇可以生成深蓝色的Cu(NH3)4SO4H2O沉淀。该深蓝色沉淀中的NH3通过_键与中心离子Cu2+结合；NH3分子中N原子的杂化方式是_，与NH3分子互为等电子体的一种微粒是_(任写一种)。（4）CuO的熔点比CuCl的熔点_(填“高”或“低”)。（5）CuO在高温下易转化为Cu2O，其原因是_。【答案】（1）1s22s22p63s23p63d10 N、O、C （2）CuO （3）配位 sp3 H3O+ （4）高 （5）Cu2O中Cu的d轨道为全充满状态，较稳定 【解析】（1）Cu原子核外电子数为29，根据能量最低原理，其核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，则基态Cu+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或Ar3d10；（2）由晶胞示意图可知，1个晶胞中有4个铜，氧为8+6=4个，原子个数之比为1：1，该氧化物的化学式为CuO；（3）NH3中N原子提供孤对电子，Cu2+提供空轨道，形成配位键，NH3分子中N原子的价电子对数 n，N原子为 sp3 杂化；与NH3分子互为等电子体的一种微粒具有相同的价电子数和原子数，如PH3或H3O+等；（4）离子化合物中，离子半径越小，离子键越强，熔点越高，离子半径O2Cl，CuO阴阳离子所带电荷大于CuCl阴阳离子所带电荷，CuO中晶格能大，则CuO的熔点比CuCl的熔点高；（5）CuO在高温下易转化为Cu2O，其原因是Cu2O中Cu的d轨道为全充满状态，较稳定。【名师点睛】本题考查了价电子排布、晶体结构、原子杂化方式、离子晶体的熔点大小比较等知识，有一定的综合性，注意基础知识的运用。易错点为（4）离子化合物中，离子半径越小，离子键越强，晶格能大，熔点越高。1基态原子的核外电子排布（1）排布规律能量最低原理原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。所有电子排布规则都需满足能量最低原理。泡利原理每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。（2）电子在原子轨道上的填充顺序构造原理图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)E(4s)、E(4d)E(5s)、E(5d)E(6s)、E(6d)E(7s)、E(4f)E(5p)、E(4f)E(6s)等。原子的核外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，构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图的主要依据之一。但需注意洪特规则特例。（3）基态原子核外电子排布的表示方法（以S为例）表示方法举例原子结构示意图电子式电子排布式1s22s22p63s23p4或Ne3s23p4电子排布图（4）基态原子电子排布式的书写方法由原子序数书写核外电子排布式a.常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次填充2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10，最后填充4p1；b.也可以用311813，然后再填充13个电子，如Ar3d104s24p1。由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：a.位于s区的第A、第A分别为Ar4s1、Ar4s2；b.位于p区的主族元素为Ar3d104s24p族序数2(0族元素除外)；c.位于d区的副族元素为Ar3dm4sn(mn族序数，第族元素除外)；d.位于ds区的副族元素为Ar3d104sm(m族序数)。由元素名称书写核外电子排布式a.前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其核外电子排布式为Ne3s23p4；b.第四周期从K开始数，数到n，就可以写成“Arn个电子”。如Fe，从K开始数到Fe为8，其核外电子排布式为Ar3d64s2；Se，从K开始数到Se为16，其核外电子排布式为Ar3d104s24p4。2电离能和电负性的应用（1）电离能判断元素金属性的强弱：电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱。判断元素的化合价(I1、I2表示各级电离能)：如果某元素的In+1In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素的I2I1，所以钠元素的常见化合价为+1。元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布处于全空、半充满或全充满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期相邻元素的第一电离能。（2）电负性3形形色色的分子单原子分子(稀有气体)、双原子分子不存在立体构型，多原子分子中，由于空间的位置关系，会有不同类型的立体异构。（1）三原子分子直线形和V形化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CO2直线形180H2OV形105（2）四原子分子平面三角形和三角锥形化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CH2O平面三角形120NH3三角锥形107（3）五原子分子化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CH4正四面体形10928（4）常见多原子分子的立体构型多原子分子的立体构型形形色色，异彩纷呈。如白磷(P4，正四面体)、PCl5(三角双锥)、SF6(正八面体)、P4O6、P4O10、C60(“足球”状分子，由平面正五边形和正六边形组成)、C6H12(环己烷)、C10H16(金刚烷)、S8、B12(硼单质)等的立体构型如图所示。P4(正四面体)PCl5(三角双锥)SF6(正八面体)P4O6P4O10C60椅式C6H12船式C6H12C10H16S8B124分子立体构型的确定利用VSEPR理论预测分子立体构型的思路：键电子对数+孤电子对数=价层电子对数VSEPR模型分子的立体构型。其中正确地确定键数和a、x、b的值是计算价电子对数的关键，也是判断、预测VSEPR模型和立体构型的关键。一些常见的分子、离子的价层电子对数和立体构型如下表。分子或离子键电子对数中心原子上的孤电子对数价层电子对数立体构型axb(axb)分子CO2242202直线形BeCl2222102直线形SO2262213V形SO3363203平面三角形NH3353114三角锥形H2O262124V形CH4(CCl4)444104正四面体形离子H3O+361=53114三角锥形34+2=63203平面三角形46+2=84204正四面体形37+1=83214三角锥形注意：当中心原子无孤电子对时，VSEPR模型与分子的立体构型一致；当中心原子有孤电子对时，VSEPR模型与分子的立体构型不一致。运用价电子对互斥理论的注意事项（1）利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时应注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。（2）二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，二者的构型不一致。5常见晶体的结构类型晶体类型晶体晶体中粒子分布详解金属晶体体心立方堆积(如Na、K、Fe等)体心立方堆积，每个原子的配位数为8，每个晶胞中含有2个原子六方最密堆积(如Mg、Zn、Ti等)ABABAB方式最密堆积，每个原子的配位数为12，每个晶胞(1个小立方体)中含有2个原子面心立方最密堆积(如Cu、Ag、Au等)ABCABCABC方式最密堆积，每个原子的配位数为12，每个晶胞中含有4个原子离子晶体氯化铯晶体每8个Cs+、8个Cl各自构成立方体，在每个立方体的中心有1个异电性离子(Cl或Cs+)。在每个Cs+周围最近且等距离的Cl有8个，在每个Cl周围最近且等距离的Cs+也有8个氯化钠晶体Na+和Cl交替占据立方体的顶角而向空间延伸。在每个Na+周围最近且等距离的Cl有6个(上、下、左、右、前、后各1个)，在每个Cl-周围最近且等距离的Na+也有6个原子晶体金刚石晶体每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体中心，后者位于正四面体顶点。晶体中所有CC键的键长相等、键角相等(均为10928)；晶体中最小碳环由6个C组成且不在同一平面内石英(SiO2)晶体每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点，同时每个O被两个四面体所共用。正四面体内的OSiO键角为10928，晶体中硅、氧原子个数比为12分子晶体干冰晶体每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各有1个CO2，CO2分子的配位数为12混合晶体石墨晶体层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个C与3个C形成CC键，构成正六边形，每个六边形平均只占2个C，碳原子个数与CC键个数之比为236与晶体有关的计算晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元。在它的上下左右前后“无隙并置”地排列着无数晶胞，而且晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列均完全相同。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。中学常见的晶胞为立方晶胞(如铜晶胞)。（1）“均摊法”原理晶胞中任意位置上的一个原子如果被n个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子分得的份额就是。非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为，那么一个六边形实际有6=2个碳原子。又如，在六棱柱晶胞（如下图所示的MgB2晶胞）中，顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12+2=3，硼原子个数为6。（2）晶体微粒与M、之间的关系若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol该晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对“分子”质量)；又1个晶胞的质量为a3 g(a3为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为a3NA g，因此有xMa3NA。1下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是ABCD【答案】B【解析】N原子最外层有7个电子，根据构造原理，基态N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，根据洪特规则可知基态原子中的电子优先单独占据1个轨道，且自旋方向相同，因此氮原子的最低能量状态轨道表示式是：，答案选B。【名师点睛】本题考查核外电子排布规律，注意核外电子排布规律的理解与灵活运用。关于核外电子排布需要注意以下几个要点，即三、二、一：三个原理：核外电子排布三个原理能量最低原理、泡利原理、洪特规则；两个图式：核外电子排布两个表示方法电子排布式、电子排布图；一个顺序：核外电子排布顺序构造原理。2已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是 KJmol1。根据下表所列数据所作的判断中错误的是I1I2I3I4X5004 6006 9009 500Y5801 8002 70011 600A元素X的常见化合价是+1B元素Y是A族元素C元素X与氯元素形成的化合物的化学式XClD若元素Y处于第3周期，它可能与冷水剧烈反应【答案】D【解析】X、Y是主族元素，I为电离能，X第一电离能和第二电离能差距较大，