高三总复习必备专题物质的结构与性质

1、、常见重要知识点一 原子结构与性质一.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义1. 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云 图.离核越近，电子出现的机会大，过子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子_ 云密度越/匕.电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M N、O P、Q.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用 s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺

2、锤形,d轨 道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2. （构造原理）了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示136号元素原子核外电子的排布.（1）.原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道（亚层）和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子（2）.原子核外电子排布原理. .能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. .泡利不相容原理：每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子. .洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同 _ .洪特规则的特例：在等价轨道的全

3、充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时（p0、d、 f）的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr Ar3d 54品29CU Ar3d 強.掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.V nsi 7s(gf5f(u-lcl了 Po o o4f沁6P o4d5P4 SrAd4P*2?i2P1 S 根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图箭头所示的顺序。 根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图所示，由下而上表示七个能级组，其能量 依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由 低到高的顺序依次排布。3. 元素电离能

4、和元素电负性第一电离能：气态电中性 基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号 11表示，单位为kJ/mol。(1) .原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：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ns1到ns2np6的周期性变化.(2) .元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金_属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.说明： 同周期元素，从左往右第一电离能呈 增大趋势

5、。电子亚层结构为 全满、半满时较相邻元素要大即第n A族、第 V A族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be N Mg P .元素第一电离能的运用：a. 电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.b. 用来比较元素的金属性的强弱 .I 1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱事一隔I生.(3).元素电负性的周期性变化元素的电负性：元素的原子在分子中 吸引电子对 的能力叫做该元素的电负性。随着原子序数的递增， 元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.电负性的运用：a. 确定元素类型（一般1.8，非金属元素；1.8，金属元

6、素）.b. 确定化学键类型（两元素电负性差值1.7，离子键；1.7，共价键）.c. 判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）d. 电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.2. 原子结构与元素性质的递变规律二.化学键与物质的性质.内容：离子键离子晶体1. 理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCI型和CsCI型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质（1）.化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.（2）.离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强

7、，离子晶体的熔沸点越心.离子键 的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大_.离子晶体：通过离子键作用形成的晶体.典型的离子晶体结构：NaCI型和CsCI型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有 6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有 4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶 体中，每个铯离子周围有 8个氯离子，每个氯离子周围有 8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含 有1个铯离子和1个氯离子.NaCI型晶体CsCI型晶体NflCI每个Na+离子周围被6个C1 离子所包围，同样每 个C1 也被6

8、个Na+所包围。CsC每个正离子被 8个负离子包围着，同时每个负离子 也被8个正离子所包围。（3）.晶胞中粒子数的计算方法-均摊法.位置顶点棱边面心体心I- P 、贝献1/81/41/21内容：共价键分子晶体一一原子晶体2. 了解共价键的主要类型b键和n键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对 b键和n键之间相对强弱的比较不作要求）（1）.共价键的分类和判断：6键（“头碰头”重叠）和n（ “肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键（2）.共价键三参数概念对分子的影响键能拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：kJ/mol）键能越大，键越牢固，分子越稳定键长成

9、键的两个原子核间的平均距离（单位：10-10 米）键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳疋键角分子中相邻键之间的夹角（单位：度）键角决定了分子的空间构型共价键的键能与化学反应热的关系：反应热=所有反应物键能总和-所有生成物键能总和3. 了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子 及其性质的差异.（1）.共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键.（2）.键的极性：极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.（3）.分子的极性： .极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分

10、子非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子 .分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.非极性分子和极性分子的比较非极性分子极性分子形成原因整个分子的电荷分布均匀， 对称整个分子的电荷分布不均匀、不对称存在的共价键 非极性键或极性键极性键分子内原子排列对称不对称举例说明:分子共价键的极性分子中正负 电荷中心结论举例同核双原子分子非极性键重合非极性分子H2、N2、02异核双原子分子极性键不重合极性分子CO、HF、HCI异核多原子分子分子中各键的向 里和为零重合非极性分子CO2、BF3、CH4分子中各键的向 量和不为零不重合极性分子H2O、NH3、CH3CI

11、.相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中（如 HCI易溶于水中），非极性分子易溶 于非极性分子溶剂中（如 CO易溶于CS2中）.4. 分子的空间立体结构（记住）常见分子的类型与形状比较分子类型分子形状键角键的极性分子极性代表物A球形非极性He、NeA2直线形非极性非极性H2、O2AB直线形极性极性HCl、NOABA直线形180 极性非极性CO2、CS2ABAV形工 180 极性极性H2O、SO2A4正四面体形60非极性非极性P4AB 3平面二角形120 极性非极性BF3、SO3AB 3三角锥形工 120 极性极性NH3、NCl3Nqnil of BoiNumber of BondsN-ui

12、m.lsier of BonCH2CI222 J5. 了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体TP(1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空Contirwed间立体网状结构的晶体Bent(2).典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、H氧化硅（SiO2） . hH -Contis金刚石是正四面体的空间网状结构,原子形成四个共价键；晶体：最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的硅的结构与金刚石相似；环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.(3).共价

13、键强弱和原畐体熔沸点大小的判断原子半径越小，形成共价键的键长越短， 共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石 碳化硅 晶体硅.6.理解金属键的含能用金属键的自由电子理论解释金属的一些物理性质的基本堆积方式，了解常见金属晶体的晶胞结构(晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶.知道金属晶体体结构参数相关的计算不作要求)(1).金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互作用.金属键的强弱和金属晶体熔沸点的变化规律:阳离子所带电荷越多、半径越小，金请运用自由电子理论解释金属晶体的导电性、导热性和延展性晶体中的微粒导电性导热性延展性金属离子和自由电子自由电子在外加电场的自由电子与金属离晶体中各原子

14、层相对作用下发生定向移动子碰撞传递热量滑动仍保持相互作用(2).金属晶体：通过金属键作用形成的晶体属键越强，熔沸点越高_如熔点：NaMgNaKRbCs.金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量7. 了解简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)概念表示条件共用电子对由一个原子单方向提 供给另一原子共用所形成的 共价 键。A B电子对给予体电子对接受体其中一个原子必须提供 孤对电子， 另一原子必须能接受孤对电子的 轨道。(1) .配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.(2) .配合物：

15、由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原 (或离子)以配位键形成的化合物称配合物，又称络合物. .形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道.b.配位体具有提供孤电子对的原子. .配合物的组成. .配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳 .当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关三.分子间作用力与物质的性质.1. 知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.范德华力一般没有饱和性和方向性,而氢键则有饱和性和方向性 .2.

16、知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响(1) .分子晶体：分子间以分子间作用力 (范德华力、氢键)相结合的晶体.典型的有冰、干冰.(2) .分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：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,服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸 点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高 _.3. 了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对强弱的比较不作要求)NH3、HzO HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高_.影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性表示方法：X HY(N

17、O F) 一般都是氢化物中存在4. 了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.晶体类型原子晶体分子晶体金属晶体离子晶体粒子原子分子金属阳离子、自由电子阴、阳离子粒子间作 用（力）共价键分子间作用力复杂的静电作用离子键熔沸点很高很低一般较咼，少部分低较咼硬度很硬一般较软一般较硬，少部分软较硬溶解性难溶解相似相溶难溶（Na等与水反应）易溶于极性溶剂导电情况不导电一般不导电良导体固体不导电，熔（除硅）化或溶于水后导电实例金刚石、水干冰、冰、纯硫Na、Mg Al 等NaCl、CaCONaOH等晶、碳化硅等酸、f（S）四、几种比较1离子键、共价键和金属键的比较化学键类型离

18、子键共价键金属键概念阴、阳离子间通过静 电作用所形成的化学 键原子间通过共用电子对 所形成的化学键金属阳离子与自由电子通过相 互作用而形成的化学键成键微粒阴阳离子原子金属阳离子和自由电子成键性质静电作用共用电子对电性作用形成条件活泼金属与活泼的非 金属兀素非金属与非金属元素金属内部实例NaCl、MgOHCl、H2SO4Fe、Mg2、非极性键和极性键的比较非极性键极性键概念冋种兀素原子形成的共价 键不冋种兀素原子形成的共价键， 共用电子对发生偏移原子吸引电子能力 相同:不同共用电子对不偏向任何一方偏向吸引电子能力强的原子成键原子电性电中性显电性形成条件由冋种非金属兀素组成由不冋种非金属兀素组成3

19、. 物质溶沸点的比较（重点）（1） 不同类晶体：一般情况下，原子晶体离子晶体 分子晶体（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。 离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。 分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。 原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。（3）常温常压下状态 熔点：固态物质 液态物质 沸点：液态物质 气态物质二、典型例题例1 下列电子排布图中，能正确表示该元素原子的最低能量状态的是（）2 （DG）O Ob. OG Oc. O GXDCD GXDG 0【解析】A、B两项违背洪特规则，C项违背能量最低原则， D项正确。

20、【答案】D例2 下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是（）A 原子核外电子排布式为 1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的丫原子B 原子核外M层上仅有两个电子的 X原子与原子核外 N层上仅有两个电子的 Y原子C. 2p轨道上有一个空轨道的 X原子与3p轨道上有一个空轨道的 Y原子D 最外层都只有一个电子的 X、Y原子【解析】本题考查的是核外电子排布的知识。A中1s2结构的原子为 He,1s22s2结构的原子为Be,两者性质不相似；B项X原子为Mg, Y原子N层上有2个电子的有多种，如 第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一定相似；C项均为W A元素，同主族元素，化学性质一定相

21、似；D项最外层只有1个电子的第IA族元素可以，过渡元素中也有很多最外 层只有1个电子的，故性质不一定相似。【答案】C【例3】以下电子排布式表示基态原子电子排布的是（）A 1s22s22p63s13p3B 1s22s22p63s23p63d104s14p1C. 1s22s22p63s23p63d24s1D 1s22s22p63s23p63d104s2 4p1解析与评价：A B C均不符合能量最低原理，选 D答案：D例3.下列叙述正确的是（）A P4和N02都是共价化合物B CCI4和NH3都是以极性键结合的极性分子C 在CaO和SiO2晶体中，都不存在单个小分子II甲烷的结构式：IIH是对称的平

22、面结构川以是非极性分子答案C解析P4和N02分子中都含有共价键，但 P4是单质，故选项 A错误。CCI4空间构型为正四面体形，结构对称，是含有极性键的非极性分子，故选项B错误。原子晶体、离子晶体和金属晶体中不存在小分子，只有分子晶体中才存在小分子，故选项C正确。甲烷分子是空间构型为正四面体形的非极性分子，故选项D错误。本题正确答案为 Co例4下列现象与氢键有关的是 （） NH3的熔、沸点比第V A族其他元素氢化物的熔、沸点高 小分子的醇、羧酸可以和水以任意比互溶 冰的密度比液态水的密度小 尿素的熔、沸点比醋酸的高 邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的低 水分子在较高温度下也很稳定A .B .

23、C.D .答案B解析氢键存在于电负性较大的 N、0、F原子与另外的N、0、F等电负性较大的原子之间，而水的稳定性与分子内的0 H共价键的强度有关。例5.下列物质中，分子内和分子间均可形成氢键的是（）扎nh3OH CHOC II.0答案B解析氢键的形成有的是分子内，有的是分子间。例6.下列过程中，共价键被破坏的是A .碘升华B .溴蒸气被木炭吸附C.酒精溶于水D .氯化氢气体溶于水答案D解析HCI溶于水电离成 H +和CI -，破坏了共价键。【例7】有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述 元素结构、性质等信息A是短周期中(除稀有气体外)原子半径最大的元素，该元素的某种合金是原子反应堆

24、的导热剂BB与A同周期，其最高价氧化物的水化物呈两性C元素的气态氢化物极易溶于水，可用作制冷剂D是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物也是自来水生产过程中常用的消毒杀菌剂请根据表中信息填写：(1) A原子的核外电子排布式 .B元素在周期表中的位置 ;离子半径：BA(填“大于”或“小于” )(3) C原子的电子排布图是 ，其原子核外有 个未成对电子，能量最高的电子为轨道上的电子，其轨道呈 形.(4) D 原子的电子排布式为 , D _的结构示意图是 .(5) B的最高价氧化物对应的水化物与A的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式为 ,与D的氢化物的水化物反应的化学方程式为【解析

25、】根据题中信息可推出：A为Na, B为Al , C为N, D为Cl.(1) Na原子核外电子排布式为1s22s22p63s1.B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期第川A族，Na +与A13 +核外电子排布相同，核电荷数 A13 +大于Na+，故r(Al3 + )。(填元素符号)D元素原子的结构示意图为 。(5)A、E所形成化合物的电子式为 。【解析】据稀有气体的最外层电子构型，知其为第4周期，则A、B、C、D均为第4周期元素。D元素最外层电子数为 7,则D为Br； A、C两元素原子的次外层电子数均为 8,最 外层电子数分别为 2、1，则A为Ca，C为K ； B元素原子的次外层电子数为 1

26、8,最外层电 子数为2，则B为Zn； E、D两元素处于同族，为四 A族，且在该族元素中，E的气态氢化 物的沸点最高，可知 E为F(HF分子间存在氢键)。【答案】(1)第4周期口族3胪(2)HK分子之间存在氢键(3)Ca K(4) 倒加悶 (5) : F ；Ca-+； F ：三、课时作业1、 ( 2012 上海高考 6)元素周期表中铋元素的数据见右图，下列说法正确的是S3 Bi%209.0A . Bi元素的质量数是 209B. Bi元素的相对原子质量是 209.0C. Bi原子6p亚层有一个未成对电子D. Bi原子最外层有5个能量相同的电子B【解析】本题考查原子结构，意在考查考生对元素周期表知识

27、记忆的再现。由元素周期表 中元素方格中各种符号、数字的意义可知Bi的质子数为83,因不知中子数，无法确定其质C项错量数，A项错误；Bi的相对原子质量为 209.0,B项正确；6p亚层有3个未成对电子 误；最外层5个电子分别在s、P层，能量不同，D项错误。2、 ( 2012 福建高考30) (13分)化学-物质结构与性质13分(1) 元素的第一电离能：AlSi (填“或：“ ”(2) 基态Mn2+的核外电子排布式为。(3) 硅烷(SinH2n+2)的沸点与其相对分子质量的变化关系如右图所示，呈现这种变化关系的原因是。(4) 硼砂是含结晶水的四硼酸钠，其阴离子Xm (含B、0、H三种元素)的 球棍

28、模型如右下图所示： 在Xm 中，硼原子轨道的杂化类型有；配位键存在于原子之间(填原子的数字标号)； m=(填数字)。 硼砂晶体由Na+、Xm 和H2O构成，它们之间存在的作用力有(填序号A .离子键B.共价键C.金属键D. 范德华力E.氢键【解题指南】解答本题要明确如下三点：(1 )电离能是衡量原子或离子失电子能力的标度，越容易失电子，第一电离能越大。(2 )分子晶体的沸点是由范德华力、氢键和分子极性等因素决定的。(3)根据球棍模型和元素的成键数目写出Xm 的结构，再根据化合价求出 m的数值。(4 )根据孤对电子和空轨道的存在判断配位键。【解析】(1)同周期从左到右第一电离能逐渐增大趋势，n

29、A和V A族则反常。Al是活泼金属，容易失去电子，第一电离能小，硅是非金属，不容易失去电子，第一电离能大。(2)Mn是25号元素，其电子排布式为A门3d54s2，失去最外层的2个电子，即得Mn2+ :Ar: 3d5。(3)硅烷为分子晶体，其组成和结构相似，相对分子质量越大，范德华力 越大，熔沸点越高。(4H可以形成1个共价键，0可以形成2个共价键，B可以 形成3个共价键，所以最小的球为 H原子，共4个，颜色浅的大球为 0原子，共9个， 颜色深的大球为 B原子，共9个，其化学式为(H4B4O9 ) m, H为+1价，B为+3 价，0为2价，所以4X 1+4X 3 2 X 9= m,得m= 2。B

30、原子正常形成 3个共价 键，采用sp2杂化，4号B原子形成了 4个共价键，四面体构型，采用sp3杂化，其中1个共价键为配位键，5号0原子形成2个共价键，还有1个离子键(0H -)，所以其中1个共价键为配位键，即4和5号原子之间的共价键为配位键。钠离子与Xm-形成离子键,结晶水分子间存在氢键和范德华力。学生没仔细读题，题目是问钠离子、Xm-、水分子之间的作用力，而不是硼砂晶体中的作用力，可能会多选B。【答案】(1)( 2) 1s22s22p63s23p63d5 或Ar: 3d5(3)硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越大，熔沸点越高(或其他合理答案)。(4 sp2 和 sp3 4，5 或(5

31、，4)2 ADE3. 电离能是指1 mol气态原子(或阳离子)失去1 mol电子形成1 mol气态阳离子(或更高 价阳离子)所需吸收的能量。现有核电荷数小于 20的元素A，其电离能数据如下：(11表示失 去第1个电子的电离能；In表示原子失去第n个电子的电离能，单位： kJ/mol)序号I1 1I2I3I4I5I6电离能7.644 :15.0380.12109.3P 141.2186.5序号17|8|9I 10I11电离能224.9266.0327.9367.41 761(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能越 (填“大”或“小”);阳离子电荷数越高，再失去电子时，电离能越 (填“大”或“小

32、”)。上述11个电子分属几个电子层？ 。(3) 失去了 11个电子后，该元素还有 个电子。(4) 该元素最高价氧化物对应水化物的化学式是 。【解析】从表中可看出，电离能的绝对量是l1 I2 I3但在此更应关注相对量，I213I4I 11相邻两个电离能的相对量是：；5倍，匚 4倍，从相对量的变化说明11、I2两个电子的排布与I3到110八个电子的排布不同， 而I11电子的排布又是另一回事, 所以上述11个电子分属三个电子层，最外层有 2个电子，次外层有 8个电子，是镁元素。【答案】(1)小 大(2)3 (3)1 (4)Mg(0H) 24如表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：(用元素符号填空

33、)族周期I An a川AIV AV AW AW A02 34?(1)写出下列元素符号及电子排布式：，。在中电负性最大的兀素是 ，第一电离能最小的兀素是 (填兀素符号)。(3) 在这些元素中的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是 (填化学式，下同 )，碱性最强的是 ，呈两性的氢氧化物是 ，写出三者之间两两相互反应的离子方程式(4)在这些元素中，原子半径最小的是 (填元素符号 )。【答案】 N , He2s22p3 Si, Ne3s23p2S, Ne3s23p4 Cl, Ne3s23p5 (2)F Na(3) HClO4 KOH Al(OH) 3 HOH=H2O,3HAl(OH) 3=Al33

34、H2O， OH Al(OH) 3=AlO22H2O(4)F5(1 0分)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 ABCDE 。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, ECb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 )A、B、C的第一

35、电离能由小到大的顺序为 。(2) B 的氢化物分子的空间构型是 ,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 , ECI3与B、C的氢化物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 。答案 (1)CON (2)三角锥形sp3(3) O : C O N2O(4) 1s22s22p63s23p63d54s1 (或Ar3d 54s1)Cr(NH 3)4(H2O)2Cl3(5) 4Mg10HNO3= 4

36、Mg(NO3)2NH4NO33H2O解析由题意知，A、B、C、D、E 分别为：C、N、O、Mg、Cr, CrCl3与 NH3和 HQ形成的配合物为 Cr(NH 3)4(H2O)2Cl3。本题是有关电子排布、配合物、电离能等问题的考查,注意电子排布中的特殊情况：d轨道、s轨道的全充满、半充满情况，如：24CrAr3d 54s1,29Cu Ar3d 104s1o6(10分)(1)图1 为元素 X 的前五级电离能的数值示意图。已知 X 的原子序数 N0 极性共价键（或共价键，或共价键与配位键）平面三角形sp2解析（1）根据图1中X的前五级电离能，从其第三电离能开始突增，因此其最外层有两个电子，故 X

37、为Mg（注意Be原子只有4个电子，没有第五电离能），其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s2。根据图2中元素单质的沸点，可知AH为CAl。单质形成的晶体为分子晶体的有N2、O2、F2、Ne等，其中N2、02中既含有b键又含有n键。B、C、D三种元素分别为 N、O、F，第一电离能大小顺序为：FNO（注意N、O电离能反常）。Al、Cl形成的化合物为 AlCl 3,根据其化合物的物理性质，可以推断其含有共价键。B和F形成的化合物 BF3为平面三角形结构，中心原子B的杂化方式为sp2。四、课后作业1. （2011 安徽高考11）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律” 推

38、出的结论合理的是A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比 Mg大B. 根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7C. 根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH=6.8的溶液一定显酸性D. 根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2通入NaCIO溶液中能生成 HCIO【答案】选D。【解析】本题考查各种“规律”，综合考查化学原理中的共性与特性。选项具体分析结论A冋一冋期，第一电离能呈现增大趋势，但由于p轨道处于全空、半充满或全充满时相对稳定，这使得第IIA族与第IIIA族、第VA族与第VIA族反常，故Mg比Al的第一电离能要 大错误BF的电负性最大

39、，没有正化合价。错误C溶液的酸碱性受pH和温度共同影响。常温下，pHHCIO,故能发生反应：NaClO + CO2 + H2O = HClO+NaHCO3正确2.（ 2010上海卷）20.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表:兀素代号XYZW原子半径/pm1601437066主要化合价+2+3+5 、-2+3、-3下列叙述正确的是A . X、Y元素的金属性XY , A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是 O, Z是N，两者的单质直接生成NO , B错；据此判断可知 X是Mg , Y是Al ; Y的最高价氧化物的水化物是氢氧 化铝，其不溶于氨水，C错；一定

40、条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。知识归纳：解答元素推断题的突破口可能是原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质等；在此题中解答时，关键是抓住元素性质和元素在周期表中的位置的关系，从原子半径的变化和元素的最高正价和最低负价入手寻求突破。3. （2011 安徽高考）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 如图所示。已知W的一种核素的质量数为 单质是一种常见的半导体材料； 表中第 周期第18,中子数为10； X和Ne原子的核外电子数相差 1； Y的 Z的电负性在同周期主族元素中最大。（1）X位于元素周期族；W的基态原子核外有个未成对电子。（2）X的单质和Y的单

41、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（4）在25oC、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均 每转移1mol电子放热190.0kJ，该反应的热化学方程式是【解析】本题要紧扣原子半径的周期性变化，从而确定四种元素的符号。本题综合考查元素周期表、晶体结构、元素化合物以及热化学方程式等知识。根据题意，W的一种核素的质量数为 18，中子数为10，则W为0； X和Ne原子的核外电子数相差 1， 且原子半径比 W大，则X为Na； Y的单质是一种

42、常见的半导体材料，不难推断Y为Si; Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比0大，而比Na小，不难推出Z为Cl。【答案】CU5 142HC1口+3H屮=4HCI Ft他含直蓉案均即)= SKl(ri) +0 kl - mof14. （2011 安徽高考）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 如图所示。已知W的一种核素的质量数为单质是一种常见的半导体材料; 表中第周期第18，中子数为10； X和Ne原子的核外电子数相差 1； Y的Z的电负性在同周期主族元素中最大。（1） X位于元素周期族；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

43、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25oC、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均 每转移1mol电子放热190.0kJ，该反应的热化学方程式是。【解析】本题要紧扣原子半径的周期性变化，从而确定四种元素的符号。本题综合考查元素周期表、晶体结构、元素化合物以及热化学方程式等知识。根据题意，W的一种核素的质量数为 18,中子数为10，则W为0； X和Ne原子的核外电子数相差 1， 且原子半径比 W大，则X为Na； Y的单质是一种常见的半

44、导体材料，不难推断Y为Si; Z的电负性在同周期主族元素中最大，且原子半径比0大，而比Na小，不难推出Z为Cl。【答案】II 2(2JS HC1U罔口+3HM =4HCIf桂他含理善案均可)p) =+AJ/=-l52O 0 kl - moV15已知元素周期表中共有 18纵行，如图实线表示元素周期表的边界。按电子排布，可把周期表里的元素划分为几个区：s区、p区、d区、ds区等。除ds区外，其他区的名称来自按构造原理最后填入的电子的能级符号。s区、p区、d区、ds区的边界线,(1)请在图中用实线画出 表示d区和ds区。有的同学受这种划分的启发，认为 认为应排在区。(3) 请在元素周期表中用元素符号

45、标出(4) 请利用电子排布的相关知识解释I帀“13 14 15 16 17- * II t I I I14 5 67 S 9 If) H 12 Jd区内6、7纵行的部分元素可以排在另一区，你4s轨道半充满的元素。Fe3+比Fe2+稳定的原因：(5) 随着科学技术的发展，不断有新的元素被发现。若把第七周期排满，则元素周期表 共可以排布种元素。【答案】(1)如下图(2) ds(3)见上表Fe价电子的排布式为3d64s2, Fe2+为3d6, Fe3+为3d5，依据“能量相同的轨道处于全空、全充满和半充满时能量最低”的原则，3d5处于半充满状态，结构更稳定，故Fe3+比Fe稳定(5)1186根据下列

46、五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJmo1),回答下列各题:兀素代号11121314Q2 0804 0006 1009 400 :R5004 6006 9009 500S7401 5007 70010 500T5801 8002 70011 600U4203 1004 4005 900(1) 在周期表中，最可能处于同一族的是 。A . Q 和 R B . S 和 TC. T 和 U D . R 和 TE. 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) 下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是。A .硼 B .铍C.氦 D .氢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 2次电离能飞跃 数据将发生在失去第个电子时。(5) 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。回答下列问题：(1) 由A、B、C、E四种元素中的两种元素可形成多种分子，下列分子BC2BA4A2C2BE4,其中属于极性分子