第18讲物质结构与性质

专项六物质构造与性质(选考)第18讲物质构造与性质一、原子构造与元素的性质1.基态原子的核外电子排布规律（1）能量最低原理基态原子核外的电子先占有能量最低的原子轨道，当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，从而使原子处在能量最低的稳定状态。如Ge属于32号元素，因此其核外电子的排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p2。（2）泡利原理在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。（3）洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占据一种轨道，并且自旋方向相似，这样有助于减少体系的能量。洪特规则特例：能量相似的轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。如Cr:1s22s22p63s23p63d44s2(×)Cr:1s22s22p63s23p63d54s1(√)Cu:1s22s22p63s23p63d94s2(×)Cu:1s22s22p63s23p63d104s1(√)2.核外电子排布的表达形式（1）电子排布式①用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，即电子排布式，如Mg:1s22s22p63s2;②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达成稀有气体元素原子构造的部分以对应稀有气体的元素符号来表达，如K：［Ar］4s1。（2）轨道表达式用一种小方框代表一种轨道，每个轨道中最多可容纳两个电子。如K：↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑3.元素第一电离能的周期性变化（1）同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小。（2）同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐步减小。1s2s2p3s3p4s（3）第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。普通状况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）构造时，原子的能量较低，该元素含有较大的第一电离能。4.元素电负性的周期性变化（1）随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同一周期，主族元素的电负性从左到右逐步增大，表明其吸引电子的能力逐步增强，金属性逐步削弱，非金属性逐步增强；同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引电子的能力逐步削弱，金属性逐步增强，非金属性逐步削弱。（2）电负性的运用：①拟定元素类型（电负性>1.8,非金属元素；电负性<1.8,金属元素）；②拟定化学键类型（两元素电负性差值>1.7,离子键；两元素电负性差值<1.7,共价键）；③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一（表征原子得电子能力强弱）。二、分子构造与性质1.共价键（1）性质：共价键含有饱和性和方向性。（2）分类：①根据形成共价键的原子所带电荷的状况，分为极性键和非极性键。②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键。③配位键:形成配位键的条件是成键原子一方（A）能够提供孤对电子，另一方（B）含有能够接受孤对电子的空轨道，可表达为AB。（3）键参数键能：键能越大，共价键越牢固键长：键长越短，共价键越牢固键角：键角是描述分子立体构造的重要参数2.分子的立体构造（1）杂化轨道理论在外界条件的影响下，原子内部能量相近的原子轨道重新组合，形成新的能量相似的原子轨道。（2）常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp1个s轨道，1个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp21个s轨道，2个p轨道平面三角形BF3、BCl3、HCHOsp31个s轨道，3个p轨道等性杂化CH4、CCl4、NH4+不等性杂化NH3（三角锥形）、H2S、H2O（V形）正四面体具体情况不同（3）键的极性和分子极性的关系

类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型X2H2、N2-非极性键非极性分子直线形XYXCl、NO-极性键极性分子直线形XY2(X2Y)CO2、CS2180°极性键非极性分子直线形SO2120°极性键极性分子V形H2O、H2S105°极性键极性分子V形XY3BF3120°极性键非极性分子平面三角形NH3107°极性键极性分子三角锥形XY4CH4、CCl4109°28′极性键非极性分子正四面体形3.配合物理论（1）配合物的构成①配体:含有孤对电子的分子或离子，如NH3、H2O、Cl-、Br-、I-、SCN-等。②中心离子：普通是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2+、Fe3+等。③配位数：直接同中心原子（或离子）配位的含有孤对电子的分子（或离子）的数目。（2）常见配合物：如［Cu(NH3)4］(OH)2、［Cu(NH3)4］SO4、［Ag(NH3)2］OH、Fe(SCN)3、［Fe(SCN)6］3-等。4.价层电子对互斥模型判断共价分子构造的普通规则（1）理论模型分子中的价电子对（涉及成键电子对和孤电子对），由于互相排斥作用，而趋向尽量彼此远离以减小斥力，分子尽量采用对称的空间构型。（2）价电子对之间的斥力①电子对之间的夹角越小，排斥力越大。②由于成键电子对受两个原子核的吸引，因此电子云比较紧缩，而孤对电子只受到中心原子的吸引，电子云比较“肥大”，对邻近电子对的斥力较大，因此电子对之间斥力大小次序以下：孤对电子-孤对电子>孤对电子—成键电子>成键电子—成键电子③由于三键、双键比单键包含的电子数多，因此其斥力大小次序为三键>双键>单键。（3）价层电子对互斥模型的两种类型价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型，不涉及孤对电子。①当中心原子无孤对电子时，两者的构型一致；②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不一致。以下表：物质H2ONH3CH4CCl4价层电子对互斥构型四面体四面体四面体四面体分子的空间构型V形三角锥形正四面体正四面体5.分子间作用力与物质的性质（1）大小判断：构成和构造相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大；分子的极性越强，分子间作用力越大。（2）对物质的熔、沸点及溶解度影响：①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；②溶质分子与溶剂分子间的分子间作用力越大，则溶质分子的溶解度越大。6.氢键及其对物质性质的影响（1）定义：由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一种分子中电负性很强的原子之间形成的作用力。（2）表达方式：A—H……B—（A、B为N、O、F，“—”表达共价键，“……”表达形成的氢键）（3）分类分子内氢键：如邻羟基苯甲醛、邻羟基苯甲酸等分子间氢键：如对羟基苯甲醛、对羟基苯甲酸等（4）属性：氢键不属于化学键，它属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间。（5）对物质性质的影响：①溶质分子和溶剂分子间形成氢键，则溶解度骤增。②氢键的存在，使物质的熔、沸点升高。三、晶体构造与性质1.晶体的基本类型与性质晶体类型离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体构成晶体的粒子阳离子和阴离子分子原子金属离子、自由电子组成晶体粒子间的相互作用离子键范德华力（以及氢键）共价键金属键典型实例NaCl冰（H2O）、干冰（CO2）金刚石、晶体硅、SiO2、SiC以及Si3N4等大多数新型高温结构陶瓷金属及合金晶体的物理性质熔、沸点熔点较，沸点高熔、沸点低熔、沸点高易导电、易导热，大多数具有较好的延展性，密度、硬度、熔、沸点等差别较大导热性不良不良不良导电性固态不导，熔化或溶于水能导电固体、熔融不导电，部分化合物溶于水能导电不导电机械加工性能不良不良不良硬度略硬而脆硬度低高硬度2.晶胞中粒子数目的计算（1）处在顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞；（2）处在棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞；（3）处在面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有属于该晶胞；（4）处在晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。3.晶体熔、沸点高低的比较（1）不同类型晶体的熔、沸点高低普通规律原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。（2）原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。（3）离子晶体普通地说，阴、阳离子的电荷数越多，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：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。（4）分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点就越高;含有氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。②构成和构造相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。③构成和构造不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2,CH3OH>CH3CH3。（5）金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越

强,金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。考点一原子构造与元素的性质之间的关系【例1】（2009·安徽理综，25）W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数依次增大。W、Y的氧化物是造成酸雨的重要物质，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，Z能形成红色（或砖红色）的Z2O和黑色的ZO两种氧化物。（1）W位于元素周期表第周期第族。W的气态氢化物稳定性比H2O（g）（填“强”或“弱”）。（2）Y的基态原子核外电子排布式是，Y的第一电离能比X的（填“大”或“小”）。（3）Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液与Z的单质反映的化学方程式是。（4）已知下列数据：Fe（s）+O2（g）FeO（s）ΔH=-272.0kJ/mol2X（s）+O2（g）X2O3（s）

ΔH=-1675.7kJ/molX的单质和FeO反映的热化学方程式是。解析根据X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，可知X为Al，W、Y的氧化物是造成酸雨的重要物质，且原子序数依次增大可知W为N，Y为S，Z能形成红色Z2O和黑色ZO可知Z为Cu。（1）N属第二周期第ⅤA族元素，气态氢化物稳定性与元素的非金属性一致，因此H2O>NH3。（2）S的原子构造示意图，核外电子排布式为：1s22s22p63s23p4，因第一电离能与元素非金属性的关系为：元素的非金属性越强，第一电离能越大，故S>Al。（3）Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O↑。（4）根据题目中给出的两个热化学方程式，结合盖斯定律可写出Al与FeO反映的热化学方程式。

△答案

（1）二ⅤA弱（2）1s22s22p63s23p4大（3）Cu+2H2SO4（浓）CuSO4+SO2↑+2H2O(4)3FeO(s)+2Al(s)Al2O3(s)+3Fe(s)ΔH=-859.7kJ/mol1.认识基态原子的核外电子排布，首先要掌握排布原则，同时要明确电子在原子轨道上的排布次序，具体说是在原子轨道能量排序的基础上，在不违反泡利原理的基础上，核外电子在各个原子轨道上的排布方式要符合洪特规则，使整个原子体系能量最低。2.第一电离能的变化规律第一电离能的变化规律原因在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越容易失去电子同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小3.电负性的变化规律（1）同一周期，从左到右，元素电负性递增。（2）同一主族，自上而下，元素电负性递减。(2009·福建理综，30)Q、R、X、Y、Z五种元素的原子序数依次递增。已知：①Z的原子序数为29，其它的均为短周期主族元素；②Y原子价电子（外围电子）排布msnmpn;③R原子核外L层电子数为奇数；④Q、X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：（1）Z2+的核外电子排布式是。（2）在［Z(NH3)4］2+中，Z2+的空轨道接受NH3分子提供的形成配位键。（3）Q与Y形成的最简朴气态氢化物分别为甲、乙，下列判断对的的是。a.稳定性：甲>乙，沸点：甲>乙b.稳定性：甲>乙，沸点：甲<乙c.稳定性：甲<乙，沸点：甲<乙d.稳定性：甲<乙，沸点：甲>乙（4）Q、R、Y三种元素的第一电离能数值由小到大的次序为（用元素符号作答）。（5）Q的一种氢化物相对分子质量为26,其中分子中的σ键与π键的键数之比为。（6）五种元素中,电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于。解析29号元素为Cu。Y价电子：msnmpn中n只能取2，又为短周期，则Y可能为C或Si。R的核外L层电子数为奇数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道的电子数分别为2和4，则可能为C（或Si）和O(或S)。由于五种元素原子序数依次递增。因此可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。（1）Cu的价电子排布为3d104s1，失去两个电子，则为3d9。（2）Cu2+能够与NH3形成配合物，其中NH3中N提供孤对电子，Cu提供空轨道，而形成配位键。（3）Q、Y的氢化物分别为CH4和SiH4，由于C的非金属性强于Si，则稳定性CH4>SiH4。由于SiH4的相对分子质量比CH4大，故分子间作用力大，沸点高。（4）C、N和Si中，C、Si位于同一主族，则上面的非金属性强，故第一电离能大，而N由于含有半充满状态，故第一电离能比相邻元素大，因此N>C>Si。（5）C、H形成的相对分子质量为26的物质是C2H2，构造式为H—C≡C—H，单键是σ键，三键中有2个π键、1个σ键，因此σ键与π键数之比为3∶2。（6）电负性最大的非金属元素是O，最小的非金属元素是Si，两者构成的SiO2，属于原子晶体。【例2】（2009·广东，27）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，五水硫酸铜可用作杀菌剂。（1）Cu位于元素周期表第IB族。Cu2+的核外电子排布式为

。考点二化学键与分子间作用力答案

（1）1s22s22p63s23p63d9

(2)孤对电子（孤电子对）（3）b(4)Si<C<N（5）3∶2(6)原子晶体（2）下图是铜的某种氧化物的晶胞构造示意图，可拟定该晶胞中阴离子的个数为。（3）胆矾CuSO4·5H2O可写成［Cu(H2O)4］SO4·H2O，其构造示意图以下：下列说法对的的是（填字母）。在上述构造示意图中，全部氧原子都采用sp3杂化B.在上述构造示意图中，存在配位键、共价键和离子键C.胆矾是分子晶体，分子间存在氢键D.胆矾中的水在不同温度下会分步失去（4）往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成［Cu(NH3)4］2+配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2+形成配离子，其因素是。（5）Cu2O的熔点比Cu2S的(填“高”或“低”)，请解释因素。解析（1）铜为29号元素，Cu2+即失去最外层2个电子，故其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9。（2）晶胞中阴离子个数为。（3）根据CuSO4·5H2O的构造示意图看出，氧原子采用sp2杂化，A错误；B中不存在离子键，错误；C中很显然存在氢键。（4）由于NF3的分子比NH3要大，造成空间位阻过大不易形成配合物。（5）Cu2O和Cu2S都属离子晶体，因半径r(O)<r(S)，故熔点Cu2O高。氢键对物质性质的影响（1）氢键不是化学键，属分子间作用力的范畴。除NH3、H2O、HF外，与其同主族的元素的其它氢化物的沸点还遵照相对分子质量增大，分子间作用力增大，熔、沸点升高的规律。H2O、HF的沸点是同族气态氢化物中最高的。答案（1）1s22s22p63s23p63d9(2)4(3)C(4)由于NF3的分子比NH3要大，造成空间位阻过大不易形成配合物(5)高Cu2O和Cu2S都属离子晶体，因半径r(O)<r(S)（2）分子间氢键的形成除使物质的熔、沸点升高外，对物质的溶解度、硬度等也都有影响。如NH3极易溶解于水（溶解度为1∶700），因素就在于氨分子和水分子之间形成了氢键，彼此互相缔合，加大了NH3的溶解。再如，冰的硬度比普通固态共价化合物的硬度大，也是由于冰中有氢键构造。（3）互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其沸点和熔点较能形成分子间氢键的物质的熔、沸点要低。

(2009·海南，19)在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。下列各对原子形成化学键中共价键成分最少的是（）

A.Li，F B.Na，F C.Na，Cl D.Mg，O解析比较两原子电负性的差，其中Na与F的电负性差最大。B考点三分子构造与原子的成键特性【例3】（2009·上海，23）海洋是资源的宝库，蕴藏着丰富的化学元素，如氯、溴、碘等。（1）在光照条件下，氯气和氢气反映过程以下：①Cl2Cl+Cl②Cl+H2HCl+H③H+Cl2HCl+Cl……反映②中形成的化合物的电子式为；反映③中被破坏的化学键属于键（填“极性”或“非极性”）。

（2）在短周期主族元素中，氯元素及其相邻元素的原子半径从大到小的次序是（用元素符号表达）。与氯元素同周期且金属性最强的元素位于周期表的第周期族。（3）卤素单质及化合物在许多性质上都存在着递变规律。下列有关说法对的的是。a.卤化银的颜色按AgCl、AgBr、AgI的次序依次加深b.卤化氢的键长按H-F、H-Cl、H-Br、H-I的次序依次减小c.卤代氢的还原性按HF、HCl、HBr、HI的次序依次削弱d.卤素单质与氢气化合按F2、Cl2、Br2、I2的次序由难变易（4）卤素单质的键能大小以下图。由图推断：

①非金属性强的卤素，其单质分子的化学键断裂（填“容易”或“不容易”或“不一定容易”）。②卤素单质键能大小与键长的关系为：

。解析（1）反映②中形成的化合物为HCl，为共价化合物，故电子式为HCl,反映③中Cl2的化学键被破坏，为非极性共价键。（2）在短周期主族元素中与氯相邻的有：S与氯同周期左邻，F与Cl同主族，位于Cl的上一周期，S与：：：：Cl有三个电子层，位于第三周期，同周期元素从左到右半径逐步减小，故r(S)>r(Cl),F位于第二周期，有两个电子层，半径最小。因此，半径由大到小的次序为S>Cl>F。第三周期金属性最强的元素是Na,位于ⅠA族。（3）由于F→I的原子半径依次增大，因此HF→HI的键长依次增大，b错；F2→I2的氧化性依次削弱，所以F-→I-的还原性依次增强，F2→I2与氢化合由易到难，故c、d错；AgCl→AgI颜色依次加深，a对的。（4）由图可知，F2的键能比Cl2的键能小，故非金属性强的卤素，单质分子的化学键不一定容易断裂。卤素单质F2→I2半径依次增大，键长依次增大，因此由图可知，其键能除F2外，键长越大，键能越小。答案（1）HCI非极性（2）S>Cl>F三IA（3）a（4）①不一定容易②除F2外，键长越大，键能越小：：：：1.σ键和π键的区别从轨道重叠方式来看可分为σ键和π键，σ键是指原子轨道以“头碰头”方式互相重叠造成电子在核间出现的概率增大而形成的共价键；π键是指原子轨道以“肩并肩”方式互相重叠造成电子在核间出现的概率增大而形成的共价键。如在氮分子中，存在1个σ键和2个π键；在O2分子中，存在1个σ键和1个π键；在HCl、H2分子中，只存在1个σ键。由此可见，若双原子分子形成的共价键为1个，则该共价键只能是σ键，若存在多个共价键（n个共价键）中，则存在1个σ键和n-1个π键。2.极性键和非极性键的区别从键的极性来看可分为极性键和非极性键，非极性键是指由两个同种元素原子形成的共价键，这种共价键的特点是电子在每个原子周边出现的概率相等，参加成键的原子不显电性；极性键是指由两个不同种元素原子形成的共价键，这种共价键的特点是电子在电负性大的原子附近出现的概率较大，该原子带部分负电荷，用δ表达，而另一种原子带部分正电荷，用δ+表达。

(2009·江苏，21A)生物质能是一种干净、可再生能源。生物质气（重要成分为CO、CO2、H2等）与H2混合，催化合成甲醇是生物质能运用的办法之一。（1）上述反映的催化剂含有Cu、Zn、Al等元素。写出基态Zn原子的核外电子排布式。（2）根据等电子原理，写出CO分子的构造式。（3）甲醇催化氧化可得到甲醛，甲醛与新制Cu（OH）2的碱性溶液反映生成Cu2O沉淀。①甲醇的沸点比甲醛的高，其重要因素是；甲醛分子中碳原子轨道的杂化类型为。②甲醛分子的空间构型是；1mol甲醛分子中σ键的数目为。③在1个Cu2O晶胞中（构造如图所示），所包含的Cu原子数目为。解析（1）Zn为30号元素，位于元素周期表中第四周期第ⅡB族，由原子核外电子排布规律知，Zn原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或［Ar］3d104s2。（2）1molCO分子中含有14mole-，与1mol的N2互为等电子体，根据等电子体原理知，CO的构造类似于N2（N≡N），故CO的构造式为C≡O。（3）①甲醇分子中—O—H中O原子易与其它甲醇分子形成氢键，故沸点比甲醛的高，甲醛的构造式O为HCH，故甲醛分子中碳原子杂化轨道的杂化类型是sp2杂化。②甲醛分子空间构型为平面三角形，1mol甲醛中碳分别与2molH和1molO形成3molσ键。③晶胞中含有4个小球，2个大球（）,结合Cu2O的化学式知大球是O小球是Cu，故1个Cu2O晶胞中含有4个Cu原子。答案

（1）1s22s22p63s23p63d104s2

或［Ar］3d104s2

（2）C≡O（3）①甲醇分子之间形成氢键sp2杂化②平面三角形3NA③4考点四晶体构造与性质【例4】（2009·全国Ⅰ理综，29）已知周期表中，元素Q、R、W、Y与元素X相邻。Y的最高化合价氧化物的水化物是强酸。回答下列问题：（1）W与Q能够形成一种高温构造陶瓷材料。W的氯化物分子呈正四周体构造，W的氧化物的晶体类型是；（2）Q的含有相似化合价且能够互相转变的氧化物是;（3）R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物的化学式是；（4）这5个元素的氢化物分子中，①立体构造类型相似的氢化物的沸点从高到低排列次序是（填化学式），其因素是。②电子总数相似的氢化物的化学式和立体构造分别是;（5）W和Q所形成的构造陶瓷材料的一种合成办法以下：W的氯化物与Q的氢化物加热反映，生成化合物W(QH2)4和HCl气体；W(QH2)4在高温下分解生成Q的氢化物和该陶瓷材料。上述有关反映的化学方程式（各物质用化学式表达）是。解析（1）由W与Q可形成一种高温构造陶瓷材料且W的WCl4为正四周体构造知W为Si，其氧化物SiO2为原子晶体。（2）与Si可形成高温构造陶瓷且相似化合价的氧化物可互相转变的元素Q为N，其氧化物是NO2和N2O4。（3）由Y的最高价氧化物的水化物是强酸知Y为S元素，Si、N、S分别与X相邻，故X为P,R与P相邻，故R为As，R和Y形成的二元化合物中，R呈现最高化合价的化合物的化学式为As2S5。（4）①5种元素分别形成的氢化物为：AsH3、PH3、NH3、SiH4、H2S，立体构造相似的氢化物为NH3、PH3、AsH3，由于NH3分子间存在氢键，故NH3沸点最高，对于构成和构造相似的一类物质，相对分子质量越大，沸点越高，故AsH3的沸点高于PH3。②电子总数相似的氢化物是SiH4、PH3、H2S，其立体构造分别是正四周体、三角锥形、V形。(5)由上述已知W为Si、Q为N，故SiCl4与NH3的反映方程式为SiCl4+4NH3Si(NH2)4+4HCl,Si(NH2)4分解生成Si3N4的化学方程式为3Si(NH2)4Si3N4+8NH3↑。高温答案（1）原子晶体（2）NO2和N2O4（3）As2S5（4）①NH3>AsH3>PH3,NH3分子间存在氢键，故沸点最高，相对分子质量AsH3不不大于PH3，因此分子间作用力AsH3不不大于PH3，故AsH3沸点高于PH3②SiH4正四周体，PH3三角锥形，H2S角形（V形）（5）SiCl4+4NH3Si(NH2)4+4HCl，

3Si(NH2)4Si3N4+8NH3↑高温晶体熔、沸点高低的判断规律比较晶体的熔、沸点高低应首先搞清晶体是属于哪种类型的晶体，然后根据不同类型晶体进行判断，其规律为：1.不同类型晶体的熔、沸点高低规律：普通的，原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点变化无规律，不考虑。2.由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如金刚石>碳化硅>硅。3.离子晶体间需比较离子键的强弱。普通的说，阴、阳离子的电荷数越多，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：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。4.分子晶体：构成和构造相似的物质，存在氢键的比不存在氢键的分子晶体的熔、沸点高。构成和构造相似且不存在氢键的物质，普通相对分子质量越大，熔、沸点越高，如HI>HBr>HCl。构成和构造不相似的物质，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如CO>N2。在同分异构体中，普通的说，支链越多，熔、沸点越低，如沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；同分异构体的芳香烃及其衍生物，其熔、沸点高低的次序是邻位>间位>对位化合物。5.元素周期表中第ⅦA族卤素单质（分子晶体）的熔、沸点随着原子序数递增而升高；第ⅠA族碱金属元素的单质（金属晶体）的熔、沸点随着原子序数的递增而减少。如：Li>Na>K>Rb>Cs。

(2009·山东理综，32)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次序为。（2）SiC的晶体构造与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为，微粒间存在的作用力是。（3）氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为（填元素符号）。MO是优良的耐高温材料，其晶体构造与NaCl晶体相似。MO的熔点比CaO的高，其因素是。解析(1)Si的原子构造示意图为，核外电子排布为1s22s22p63s23p2,非金属性O>C>Si。（2）SiC为正四周体构造，C原子为sp3杂化，作用力为共价键。（4）C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但构造和性质有很大不同。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健。从原子半径大小的角度分析，为什么C、O原子间能形成，而Si、O原子间不能形成上述π键。（3）SiC为20个电子，故M为Mg;MgO和CaO都属离子晶体，离子半径r(Mg2+)<r(Ca2+),离子键MgO比CaO更强，故熔点更高。答案（1）1s22s22p63s23p2O＞C＞Si（2）sp3共价键（3）MgMg2+半径比Ca2+小，MgO晶格能大（4）C的原子半径较小，C、O原子能充足靠近，pp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，pp轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键1.其原子处在基态，价电子排布可用轨道表达成↓↑↑↓↓↑↓↑↓↑↑而不是

↓↑↓↑↓↑↓↑↑↑↓下列说法中对的的是（）A.这两种排布方式都符合能量最低原则B.这两种排布方式都符合泡利原理3d4s3d4sC.这两种排布方式都符合洪特规则D.这个实例阐明洪特规则有时候和能量最低原则是矛盾的解析洪特规则事实上是能量最低原则的一种特例，电子排充满足洪特规则是为了更加好地遵照能量最低原则。通过分析光谱实验的成果，洪特指出能量相似的原子轨道在全满（p6和d10）、半充满（p3和d5）和全空（p0和d0）状态时，体系能量最低，原子最稳定。答案B2.在硼酸［B（OH）3］分子中，B原子与3个羟基相连，其晶体含有与石墨相似的层状构造。则分子中B原子杂化轨道的类型及同层分子间的重要作用力分别是()A.sp,范德华力 B.sp2，范德华力C.sp2,氢键 D.sp3,氢键解析石墨晶体为层状构造，同一层上的碳原子形成平面正六边形构造，因此为sp2杂化，石墨晶体为混合型晶体，现有原子晶体的特点，又有分子晶体的特点。因此同层分子间的重要作用力为氢键，层间为范德华力。C3.在基态多电子原子中，有关核外电子能量的叙述错误的是()A.最易失去的电子能量最高B.电离能最小的电子能量最高C.p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量D.在离核近来区域内运动的电子能量最低解析核外电子分层排布，电子总是尽量的排布在能量最低的电子层里，离原子核越近，能量越低，离原子核越远能量越高，因此A、B、D正确；p轨道电子能不一定不不大于s轨道，例如3s轨道能量不不大于2p轨道，因此C不对的。C4.用价层电子对互斥理论预测H2S和BF3的立体构造，两个结论都对的的是()A.直线形；三角锥形B.V形；三角锥形C.直线形；平面三角形D.V形；平面三角形解析根据价层电子对互斥理论可推知，H2S为V形，BF3为平面三角形。D5.有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A+比B-少一种电子层，B原子得一种电子后3p轨道全满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D的质量分数为40%，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A与D离子数之比为2∶1。请回答下列问题：（1）A单质、B单质、化合物R的熔点大小次序为下列的（填序号）：a.A单质>B单质>R b.R>A单质>B单质c.B单质>R>A单质 d.A单质>R>B单质（2）在CB3分子中C元素原子的原子轨道发生的是杂化，其固体时的晶体类型为。（3）写出D原子的核外电子排布式，C的氢化物比D的氢化物在水中的溶解度大得多的因素可能是。（4）如图是D和Fe形成的晶体FeD2最小单元“晶胞”，FeD2晶体中阴、阳离子数之比为，FeD2物质中含有的化学键类型为。解析B原子得一种电子后3p轨道全满，则电子排布式为：1s22s22p63s23p5，故B为Cl元素；A+比B-少一种电子层，因此A为Na元素。C原子的p轨道中有3个未成对电子，则最外层电子排布为ns2np3,并且其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大，因此C为N元素。由题意可推知D为S元素。（1）A单质、B单质、化合物R分别为：Na、Cl2、Na2S，晶体类型分别为：金属晶体、分子晶体、离子晶体，故熔点高低次序为R>A单质>B单质。（2）CB3是NCl3，其中N原子发生sp3杂化，是分子晶体。（3）D原子即S元素的核外电子排布式：1s22s22p63s23p4；NH3比H2S溶解度大的因素可能是：NH3与水分子形成氢键且更易与水发生化学反映。（4）根据晶胞示意图，FeD2晶体中阴、阳离子数之比：，故FeS2中阴、阳离子数之比为1∶1，阐明形成的是，故存在离子键和非极性键。答案（1）b(2)sp3分子晶体（3）1s22s22p63s23p4NH3与水分子形成氢键且更易与水发生化学反映（4）1∶1离子键、非极性键

(2009·上海，2)下列表达氦原子构造的化学用语中，对电子运动状态描述最详尽的是（）A.∶He B.C.1s2 D.↑↓1s解析最详尽描述电子运动状态的应当描述出核外电子数目、轨道运动轨迹、排布方式等，D最符合题意。D解析SOCl2的构造式为S，类似NH3，S以不等性sp3方式杂化。2.氯化亚砜（SOCl2）是一种很重要的化学试剂，能够作为氯化剂和脱水剂。下列有关氯化亚砜分子的几何构型和中心原子（S）采用的杂化方式的说法中，对的的是()A.三角锥形，sp3 B.V形，sp2C.平面三角形，sp2 D.三角锥形，sp2OClClA3.钡在氧气中燃烧时得到一种钡的氧化物晶体，其晶体构造如图所示，有关说法对的的是()

A.该晶体属于离子晶体B.晶体的化学式为Ba2O2C.该晶体晶胞构造与CsCl相似D.与每个Ba2+距离相等且近来的Ba2+共有8个解析从晶体构造可知，该晶体属于离子晶体，O作为一种整体，其构造类似NaCl晶体，Ba2+与O比例为1∶1，因此化学式为BaO2，每个Ba2+周边有12个近来且距离相等的Ba2+。答案A4.某晶体仅由一种微观粒子构成，其密度为ρg·cm-3,用X射线研究该晶体的构造时得知：在边长为acm的正方体中含有N个粒子，若以NA表达阿伏加德罗常数，则此粒子的摩尔质量为(算式中各物理量的单位均略去没有写出)()A.B.C.a3ρNAg·mol-1D.a3ρg·mol-1解析

N个粒子的体积为a3，则实际质量为a3·ρ,则该粒子的摩尔质量为。5.二氯化硫（S2Cl2）是广泛用于橡胶工业的硫化剂；其分子构造如图所示。常温下,S2Cl2是一种橙黄色的液体，遇水易水解，并产生能使品红褪色的气体。答案

A下列说法中错误的是()A.S2Cl2的电子式为B.S2Cl2为含有极性键和非极性键的非极性分子C.S2Br2与S2Cl2构造相似，熔、沸点：S2Br2>S2Cl2D.S2Cl2与H2O反映的化学方程式可能为：2S2Cl2+2H2OSO2↑+3S↓+4HCl解析S2Cl2构造类似H2O2分子不共面，含有极性键和非极性键，为极性分子。答案

B6.（1）第三周期最外层s轨道电子数与p轨道电子数相等的元素A，能够与第二周期原子半径最小的元素B形成化合物AB4，该分子的空间构型为，是分子（填“极性”或“非极性”）。（2）第二周期中未成对电子数最多的元素C与第三周期第一电离能最小的元素D能够形成两种化合物D3C和DC3，D3C遇水产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体，则D3C与盐酸反映的化学方程式为；DC3固体属于晶体。（3）钛（Ti）的原子序数为22，其价电子排布式为。钛的化合物TiCl3·6H2O（相对分子质量为262.5）配位数为6，取该晶体26.25g配成溶液，加入足量AgNO3溶液，过滤、洗涤、烘干、称重，沉淀为28.70g，则该晶体的化学式应表达为，氯元素的微粒与其它微粒间的作用力是。答案（1）正四周体非极性（2）Na3N+4HCl3NaCl+NH4Cl离子（3）3d24s2［TiCl(H2O)5］Cl2·H2O离子键、配位键7.A、B、C、D四种元素处在同一周期，在同族元素中，A的气态氢化物的沸点最高，B的最高价氧化物对应的水化物的酸性在同周期中是最强的，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三种元素原子的第一电离能由大到小的次序是（写元素符号）。（3）B的单质分子中存在个π键。（4）D和B形成一种超硬、耐磨、耐高温的新型化合物，该化合物属于晶体，其硬度比金刚石（填“大”或“小”）。（5）A的气态氢化物的沸点在同族中最高的因素是。答案（1）2s22p4（2）F>N>O（3）2(4)原子大（5）HF分子之间能够形成氢键从而使其熔、沸点升高8.元素周期表中第四周期元素由于受3d电子的影响，性质的递变规律与短周期元素略有不同。（1）第四周期过渡元素的明显特性是形成多个多样的配合物。①CO能够和诸多过渡金属形成配合物。CO分子中C原子上有一对孤对电子，C、O原子都符合8电子稳定构造，CO的构造式为，CO分子中的共价键有。②金属镍粉在CO气流中轻微地加热，可生成液态的Ni(CO)4，它在423K就分解为Ni和CO,从而制得高纯度的Ni粉。Ni(CO)4易溶于下列中。a.水 b.四氯化碳c.苯 d.硫酸镍溶液（2）第四周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总趋势是逐步增大的。镓的基态电子排布式是。31Ga的第一电离能却明显低于30Zn，因素是。解析CO中C原子2p电子层有2个单电子，O原子2p电子层有2个单电子，1对孤对电子。C、O在形成CO时，2个原子的2p层单电子形成一种σ键和一种π键，此时C原子上有一种空轨道，再接受O原子提供的孤对电子形成配位键，从而形成CO分子，因此其构造式为：C≡O。根据相似相溶原理知其可溶于四氯化碳、苯等非极性溶剂中。答案（1）①C≡Oσ键、π键②bc（2）1s22s22p63s23p63d104s24p131Ga失去1个电子后内层电子达成全充满的稳定状态9.(2009·宁夏理综，38)已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素能够形成负一价离子。请回答下列问题：（1）X元素原子基态时的电子排布式为，该元素的符号是;（2）Y元素原子的价层电子的轨道表达式为，该元素的名称是;（3）X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为;（4）已知化合物X2Y3在稀硫酸溶液中可被金属锌还原为XZ3，产物尚有ZnSO4和H2O，该反映的化学方程式是;（5）比较X的氢化物与同族第二、第三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并阐明理由。答案（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3As（2）↑↓↑↓↑↑或↑↓↑↓↑↑（3）三角锥型（4）As2O3+6Zn+6H2SO42AsH3↑+6ZnSO4+3H2O（5）稳定性：NH3>PH3>AsH3，由于键长越短，键能越大，化合物越稳定;沸点：NH3>AsH3>PH3,NH3能够形成分子间氢键，沸点最高；AsH3相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高2s2p2s2p氧10.四种短周期元素的性质或构造信息以下表。请根据信息回答下列问题。

元素ABCD性质或结构信息室温下单质是粉末状固体，加热易熔化。单质在空气中燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰单质常温、常压下是气体，能溶于水。原子的M层上有1个未成对的p电子单质质软银白色固体、导电性强。