《物质结构与性质》高考热点- 电离能与电负性 化学键与晶体结构核外电子排步

《物质结构与性质》高考热点--电离能与电负性2010考试大纲1．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。2．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。考点内容精讲一、电离能元素基态的气态原子失去1个电子而变成气态+1价阳离子，这时要吸收的能量叫做元素的第一电离能（I1），通常叫做电离能，又叫做电离势。由气态+1价阳离子再失去1个电子而变成气态+2价阳离子，这时要吸收的能量叫做第二电离能（I2）。以下I3、I4等可以依此类推。逐级电离能逐步长高。一、电离能知识规律：

①用X射线作为激发光源照射到样品上，使元素原子中某个“轨道”上的电子突然受光激发，这时原子中其他电子的运动按理都要发生变化。假定这些其他电子来不及调整它们的运动状态而被“冻结”在各自的轨道上，于是被激轨道上的电子的结合能就近似等于该轨道能的绝对值，也就是该电子的电离能。②由中性原子失去的第一个电子，是指从基态原子中失去处于最高能级的那个电子。一般电子所处轨道的轨道能级随电子层数n的增大而升高，而电离能却随之降低，即表示该电子越容易失去。③用元素的I1可以衡量元素金属性的强弱。I1越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。

④元素的电离能表征原子核外电子的行为，因而它必定呈现周期性变化。一般地，同一周期元素的I1基本上随原子序数的递增而增大，同一主族元素的I1从上到下一般趋于减小，这些都和元素金属性递变规律一致。有时候也有一些反常和交错的现象，这跟过渡元素和镧系元素半径的收缩或出现轨道全充满、半充满状态等因素有关。二、电负性原子在分子中吸引成键电子能力相对大小的量度。知识规律：①元素电负性的值是个相对的量，它没有单位。电负性大的元素吸引电子能力强，反之就弱。同周期主族元素电负性从左到右逐渐增大，同主族元素的电负性从上到下逐渐减小。②根据元素电负性大小可以判别化合物分子中键的性质。两种元素的电负性差值（XA-XB）越大，形成键的极性越强。鲍林曾对A—B键的离子性大小提出如下经验方程式。

离子性=

当键的离子性为50%时，相当于两元素电负性差值XA-XB=1.665。因此，习惯上就以电负性差值ΔX大于或小于1.7作为判断该A—B键的离子性或共价性的依据。当ΔX＞1.7时，多数属于离子键；当ΔX＜1.7时，多数属于共价键。离子键和共价键没有严格的界限。典型高考试题例析例题1．（08年海南化学·23）在基态多电子原子中，关于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．在离核最近区域内运动的电子能量最低解析：选项C没有指明p轨道电子和s轨道电子是否处于同一电子层。答案：C例2．（09年海南化学·19.3）下列说法中错误的是:A．SO2、SO3都是极性分子B．在NH4+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。答案：A例3．（09年福建理综·30）[化学——物质结构与性质]（13分）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，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子（外围电子）排布msnmpn③R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＋离子中，Z2＋的空间轨道受NH3分子提供的形成配位键。（3）Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是。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顺序为（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：本题考查物质结构与性质。29号为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层为数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道为2和4，则C（或Si）和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增。故可推出：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＋可以与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。因为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由于具有半充满状态，故第一电离能比相邻元素大，所以N>C>Si。（5）C、H形成的相对分子质量的物质为C2H2，结构式为H-C≡C-H，单键是σ键，叁键中有两个是σ键一个π键，所以σ键与π键数之比为3︰2。（6）电负性最大的非元素是O，最小的非金属元素是Si，两者构成的SiO2，属于原子晶体。答案：（1）1s22s22p63s23p63d9（2）孤对电子（孤电子对）（3）b（4）Si<C<N（5）3:2（6）原子晶体例4．（2003上海25）下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素⑴下列（填写编号）组元素可能都是电的良导体。①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f⑵如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：A、原子核对核外电子的吸引力；B、形成稳定结构的倾向（2）下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（KJ/mol）：①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。②表中X可能为以上13种元素中的＿＿＿＿＿＿＿（填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿；Y是周期表中＿＿＿＿＿＿族元素。③以上13种元素中，＿＿（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。答案：（1）①④（2）①Li原子失去一个电子后，Li＋已经形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难②aNa2O和Na2O2③IIIA或第三主族④m点评：试题通过给出新信息打掉气态原子核外第一个电子所耗掉能量的数据，让考生通过自学掌握划分电子层的新方法是一种对自学能力知识迁移能力的考查。这种考查形式实质上是元素周期律的迁移应用。专题训练1、（2000上海25不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为Ｅ）如下图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。(1)同主族内不同元素的Ｅ值变化的特点是：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。各主族中Ｅ值的这种变化特点体现了元素性质的＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿变化规律。

(2)同周期内，随原子序数增大，Ｅ值增大。但个别元素的Ｅ值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是＿＿＿＿＿＿（填写编号，多选倒扣）

①Ｅ(砷)＞Ｅ（硒）②Ｅ(砷)＜Ｅ（硒）③Ｅ(溴)＞Ｅ（硒）④Ｅ(溴)＜Ｅ（硒）（３）估计１ｍｏｌ气态Ｃａ原子失去最外层一个电子所需能量Ｅ值的范围：＿＿＿＿＿＿＿＜Ｅ＜＿＿＿＿＿＿＿（４）１０号元素Ｅ值较大的原因是＿＿＿＿＿＿＿＿。2、电离能是指由蒸气状态的孤立原子移去电子形成阳离子需要的能量。从中性原子中移去第一个电子所需的能量为第一电离能(I1)，移去第二个电子所需要的能量为第二电离能(I2)，依次类推。现有5种元素A，B，C，D，E，其中I1～I3分裂下表，根据表中数据判断其中的金属元素有___，稀有气体元素有___，最活泼的金属是___，显二价的金属是___。附表各元素的电离能3、1932年美国化学家鲍林（L．Pauling）首先提出了电负性的概念。电负性（用X表示）也是元素的一种重要性质，下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：元素HLiBeBCNOF电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0元素NaMgAlSiPSClK电负性0.91.21.51.72.12.33.00.8请仔细分析，回答下列有关问题：(1)预测周期表中电负性最大的元素应为______；估计钙元素的电负性的取值范围：____＜X＜____。(2)根据表中的所给数据分析，同主族内的不同元素X的值变化的规律是__________________________________________；简述元素电负性X的大小与元素金属性、非金属性之间的关系__________________________________________________________________。(3)经验规律告诉我们：当形成化学键的两原子相应元素的电负性差值大于1.7时，所形成的一般为离子键；当小于1.7时，一般为共价键。试推断AlBr3中形成的化学键的类型为________，其理由是______________________________________________________。4．元素的原子在分子中吸引电子的能力可以用电负性X表示。下表是某些短周期元素的X值：元素符号LiBeBCNOFNaMgAlPSX值0.981.572.042.553.043.443.980.931.311.612.192.58⑴根据表中数据归纳元素的电负性与原子吸引电子的能力的关系。⑵试推测，周期表所列元素中除放射性元素外，电负性最小的元素与电负性最大的元素形成的化合物的电子式为。⑶若NCl3最初水解产物是NH3和HClO，则X(Cl)的最小范围：＜X(Cl)＜(填表中数值)；若已知X(P)＜X(Cl)，则PCl3水解的化学反应方程式是。5、1932年，美国化学大师LinusPauling提出电负性（用希腊字母χ表示）的概念，用来确定化合物中原子某种能力的相对大小。LinusPauling假定F的电负性为4，并通过热化学方法建立了其他元素的电负性。LinusPauling建立的主族元素的电负性如下：H：2.1Li：1.0Be：1.5B：2.0C：2.5N：3.0O：3.5F：4.0Na：0.9Mg：1.2Al：1.5Si：1.8P：2.1S：2.5Cl：3.0K：0.8Ca：1.0Ga：1.6Ge：1.8As：2.0Se：2.4Br：2.8Rb：0.8Sr：1.0In：1.7Sn：1.8Sb：1.9Te：χI：2.5Cs：0.7Ba：0.9Tl：1.8Pb：1.9Bi：1.9Po：2.0At：2.2Fr：0.7Ra：0.9回答下列问题：⑴纵观各周期主族元素电负性变化，谈谈你对元素性质呈现周期性变化的理解：；⑵预测Te元素χ的值；⑶你认为LinusPauling提出电负性的概念是确定化合物中原子哪种能力的相对小？；⑷大量事实表明，当两种元素的电负性差值小于1.7时，这两种元素通常形成共价化合物。用电子式表示AlBr3的形成过程。6、电离能是指1mol气态原子（或阳离子）失去1mol电子形成1mol气态阳离.子（或更高价气态阳离子）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（I1表示原子失去第一个电子的电离能，In表示原子失去第n个电子的电离能。单位：eV）序号I1I2I3I4I5I6电离能7.64415.0380.12109.3141.2186.5序号I7I8I9I10I11┈电离能224.9266.0327.9367.41761┈(1)外层电子离核越远，能量越高，电离能＿＿＿＿（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”）。(2)上述11电子分属几个电子层？(3)去掉11个电子后，该元素还有＿＿＿＿个电子。7、不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定的数值x来表示．若x值越大．其原子吸引电子的能力越强．在分子中形成负电荷的一方．下面是某些短周期元素的x值：⑴通过分析x值变化规律,确定N、Mg的x值范围：_＜x（Mg）＜_，_＜x（N）＜__。⑵推测x值与原子半径关系是_________。根据短周期元素的x值变化特点，体现了元素性质的变化规律。⑶某有机化合物结构式为：其中S—N中，你认为共用电子对偏向谁？（写原子名称）。⑷经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的x差值（Δx）即Δx＞1.7时，一般为离子键，Δx＜1.7，一般为共价键，试推断：AlBr3中化学键类型是。⑸预测元素周期表中，x值最小的元素的位置：（放射性元素除外）。8．[化学——选修物质结构与性质]（15分）（08年宁夏理综·35）X、Y、Z、Q、E五种元素中，X原子核外的M层中只有两对成对电子，Y原子核外的L层电子数是K层的两倍，Z是地壳内含量（质量分数）最高的元素，Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和，E在元素周期表的各元素中电负性最大。请回答下列问题：（1）X、Y的元素符号依次为、；（2）XZ2与YZ2分子的立体结构分别是和，相同条件下两者在水中的溶解度较大的是（写分子式），理由是；（3）Q的元素符号是，它属于第周期，它的核外电子排布式为，在形成化合物时它的最高化合价为；（4）用氢键表示式写出E的氢化物溶液中存在的所有氢键。9．（11分）（08年海南化学·25）四种元素X、Y、Z、W位于元素周期表的前四周期，已知它们的核电荷数依次增加，且核电荷数之和为51；Y原子的L层p轨道中有2个电子；Z与Y原子的价层电子数相同；W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4︰1，其d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5︰1。（1）Y、Z可分别与X形成只含一个中心原子的共价化合物a、b，它们的分子式分别是、；杂化轨道分别是、_；a分子的立体结构是。（2）Y的最高价氧化物和Z的最高价氧化物的晶体类型分别是晶体、晶体。（3）X的氧化物与Y的氧化物中，分子极性较小的是（填分子式）。（4）Y与Z比较，电负性较大的，其+2价离子的核外电子排布式是。10．（09年安徽理综·25）（17分）W、X、Y、Z是周期表前36号元素中的四种常见元素，其原子序数一次增大。W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，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的单质反应的化学方程式是。Fe(s)＋EQ\f(1,2)O2(g)=FeO(s)△H=－272.0kJ·mol－12X(s)＋EQ\f(3,2)O2(g)=X2O3(s)△H=－1675.7kJ·mol－1X的单质和FeO反应的热化学方程式是。参考答案及祥解：1、解析：本题以元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量为依据，考查了对元素周期律的掌握和理解，同时考查了对元素性质递变规律的认识。

（１）同主族元素最外层电子数相同，从上到下原子核电荷数逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此失去最外层电子所需要能量逐渐减小。这充分体现了元素周期性变化的规律。

（２）根据图像可知，同周期元素Ｅ（氮）＞Ｅ（氧），Ｅ（磷）＞Ｅ（硫）。Ｅ值出现反常现象。故可推知第四周期Ｅ（砷）＞Ｅ（硒）。但ⅥＡ族元素的Ｅ值。并未出现反常，所以Ｅ（溴）＞Ｅ（硒）。

（３）１ｍｏｌ气态Ｃａ原子失去最外层一个电子比同周期元素Ｋ要难，比同主族元素Ｍｇ要容易，故其Ｅ值应在４１９———７３８之间。

（４）１０号元素是Ｎｅ，它的原子最外层已经成为８电子稳定结构，故其Ｅ值较大。答案:（1）随着原子序数增大．E值变小周期性（2）①③（3）419738［或填E（钾）E（镁）］（4）10号元素是氖．该元素原子的最外层电子排布已达到8个电子稳定结构。2、解析：从电离能的定义知，电离能数值越小，反映出电子越易失去，由题给电离能数据可知：B，C，D第一电离能很小，说明B，C，D易失电子，所以B，C，D为金属。E元素的各级电离能都很大，说明E原子很难失电子，所以稀有气体为E。B元素的第一电离能最小，所以最活泼的金属应是B。D的I1和I2相差不大，而I2与I3相差很大，说明D有两个电子易失去，所以显二价的金属是D。3、答案:（1）F0.8＜X＜1.2（2）从上向下X值减小元素电负性越大，非金属性越强，金属越弱；反之亦然（3）共价键因为AlCl3中Cl和Al的电负性差值为1.5，而Br的电负性小于Cl，所以AlBr3中两元素的电负性差值小于1.54、答案：⑴元素的电负性越大，原子吸引电子的能力越强。⑵⑶2.58＜X(Cl)＜3.04PCl3＋3H2O＝3HCl＋H3PO3（或P(OH)3）5．⑴

每隔一定数目的元素，后面元素的变化重复前面元素变化的规律⑵2.0＜χ＜2.4⑶

吸引电子的能力⑷（或写成双聚分子形式）6、解析：相当一部分学生看不懂题意，反映出的问题是不会应用相对量进行分析，从表中可看出,电离能的绝对量是I1〈I2〈I3┅但在此更应关注相对量。相邻两个电离能的相对量是：，，，┈而，从相对量的变化说明I1、I2两个电子的排布与I3到I10八个电子的排布不同，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。本题的分析还可以启发教育我们的学生，科学家是如何认识电子在核外是分层排布的。答案:（1）小；大（2）3（3）1（4）Mg(OH)27、解析：题中给出第二、第三周期元素的x值（其中缺少了氮、镁两种元素的x值），x值与这种原子在分子中吸收电子的能力有关。可根据元素性质的周期性变化来推测镁和氮的x值。从表中数值可看出，同周期中元素的x值随原子半径的减少而增大，x值的变化体现了元素性质的周期变化。用x值大小可判断共价键中共用电子对偏向哪一方。对于S—N，由于N的x值大于S的x值，所以其中共用电子对偏向N原子。表中查不到溴的x值，可根据元素周期律来推测，氯与溴同主族，氯的x值必定比溴的x值大，而：x（Cl）-x（Al）=3.16-1.61=1.45<1.7，而溴与铝的x值这差必定小于1.45，所以溴化铝肯定属于共价化物。x值越小，元素的金属越强，x值最小的元素应位于第六周期的IA主族。答案：（1）0.93<x(Mg)<1.61，2.55<x(N)<3.44。（2）同周期（同主族）中，x值大，其原子半径越小；周期性。（3）氮原子。（4）共价键。（5）第六周期IA主族。8、解析：根据电子的核外排布规律，能量最低原理，且X原子核外的M层中只有两对成对电子，故X为硫元素，Y原子核外的L层电子数是K层的两倍，共有6个电子，Y为碳元素，Z是地壳内含量（质量分数）最高的元素为氧元素，Q的核电荷数是X与Z的核电荷数之和，Q的核电荷数为24，是铬元素，在元素周期表的各元素中电负性最大的是氟元素。XZ2与YZ2分子为SO2、CO2，SO2和H2O都是极性分子，根据“相似相溶”原理，SO2在H2O中的溶解度较大。且H易与O、F、N形成氢键。答案：（1）SC（2）V形直线形SO2因为CO2是非极性分子，SO2和H2O都是极性分子，根据“相似相溶”原理，SO2在H2O中的溶解度较大（3）Cr四1s22s22p63s23p63d54s1+6（4）F—H…FF—H…OO—H…FO—H…O9、解析：由“Y原子的L层p轨道中有2个电子”可知Y原子的电子排布式是1s22s22p2，为碳元素；由“Z与Y原子的价层电子数相同”可知Z与碳元素同主族，又因Z位于元素周期表的前四周期且核电荷数大于Y，所以Z可能为硅元素（14号）或锗元素（32号），若Z为锗元素，则四种元素的核电荷数之和大于51（因W的核电荷数比Z的还要大），即Z只能为硅元素；由“W原子的L层电子数与最外层电子数之比为4︰1”可知W的最外层电子数为2，由“d轨道中的电子数与最外层电子数之比为5︰1”可知d轨道中的电子数为10，所以W原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s2，即W为锌元素；又因四种元素的核电荷数之和为51，所以X元素的核电荷数为1，是氢元素。答案：（11分）（1）CH4SiH4sp3sp3正四面体（2）分子原子（3）CO2（4）C（5）Zn1s22s22p63s23p63d1010、解析：首先推出题中几种元素，W、Y的氧化物是导致酸雨的主要物质，在结合原子序数的大小可知，W是氮元素，Y是硫元素，X的基态原子核外有7个原子轨道填充了电子，根据基态原子核外电子所遵循的原则，可以写出电子排布式为：1s22s22p63s23p1，X为铝元素，Z能够形成红色的Z2O和黑色的ZO两种氧化物，推知Z为铜元素，两种氧化物分别为Cu2O和CuO。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)△H=－859.7KJ/mol《物质结构与性质》高考热点辅导---化学键与晶体结构2010考纲能力要求（1）了解化学键和分子间作用力的区别。（2）了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。（3）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。知识体系和复习重点从近几年的高考试题来看，考查化学键和晶体结知识的重点是：化学键和晶体类型的判断；离子化合物和共价化合物电子式的书写或正误判断；各类晶体物理性质（如硬度、熔沸点）的比较；根据粒子的空间排列推断化学式；将晶体学和热力学联系起来等。由于晶体结构试题很好地考查学生的观察能力和三维空间想象能力，因而它将成为命题的热点在情理之中。一、晶体类型与结构、性质关系晶体的类型直接决定着晶体的物理性质，如熔、沸点、硬度、导电性、延展性、水溶性等。而晶体的类型本质上又是由构成晶体的微粒及微粒间作用力决定，通常可以由晶体的特征性质来判定晶体所属类型。掌握下表内容是重点之一。对一些常见物质，要会判断其晶体类型。比较四种晶体类型二、如何比较物质熔、沸点高低1．由晶体结构来确定.首先分析物质所属的晶体类型，其次抓住决定同一类晶体熔、沸点高低的决定因素.①一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体如：Si02＞NaCl＞CO2(干冰)，但也有特殊，如熔点：MgO＞SiO2②同属原子晶体，一般键长越短，键能越大，共价键越牢固，晶体的熔、沸点越高.如：金属石＞金刚砂＞晶体硅原因rC-C<rC-Si<rSi-si③同类型的离子晶体，离子电荷数越大，阴、阳离子核间距越小，则离子键越牢固，晶体的熔、沸点一般越高.如：MgO＞NaCl④分子晶体，分子间范德华力越强，熔、沸点越高.分子组成和结构相似的分子晶体，一般分子量越大，分子间作用力越强，晶体熔、沸点越高.如：F2＜Cl2＜Br2＜I2ii若分子量相同，如互为同分异构体，则支链数越多，沸点越高，分子越对称，则熔点越高.如：沸点：熔点：因而应注意，并非外界条件对物质熔、沸点的影响总是一致的.熔点常与晶体中微粒排布对称性有关.iii若分子间有氢键，则分子间作用力比结构相似的同类晶体强，故熔、沸点特别高.如：氢化物的沸点如下图所示.从上图中看出，H2Te、H2Se、H22O的沸点应为193K左右，但实际上为373K、此种“反常”的升高，就是因为H2O分子间存在氢键。对比同主族氢化物的沸点，从中可清楚看到NH3、HF的沸点高得“反常”，也是因为分子间存在氢键。HF分子间氢键：H2O分子间氢键：氢键的生成对化合物性质有显著影响，一般分子间形成氢键时，可使化合物的熔、沸点显著升高，在极性溶剂中，若溶质分子和溶剂分子间形成氢键，则可使熔解度增大.如NH3极易溶于水就与此有关.除上述几种物质外，在醇、羧酸、无机酸、水合物、氨合物等中均有氢键.⑤金属晶体：金属原子的价电子数越多，原子半径越小、金属键越强，熔、沸点越高.如：Na＜Mg＜Al2．根据物质在同条件下的状态不同.一般熔、沸点：固＞液＞气.如果常温下即为气态或液态的物质，其晶体应属分子晶体(Hg除外).如惰性气体，虽然构成物质的微粒为原子，但应看作为单原子分子.因为相互间的作用力范德华力，而并非共价键.三、金属键理论化和晶体的紧密堆积结构解释.简要说明见下图.注意：温度升高对金属、电解压溶液导电性影响是不同的.在金属晶体中原子或离子不是静止不动，而在晶格结点上作较小幅度振动，这种振动对电子流动起着阻碍作用，加上阳离子对电子的吸引，电子运动便受到更多阻力，因而升温，金属电阻加大，导电能力下降.在电解压溶液中，导电微粒是自由移动离子，升温有利于加快运动，导电性增强.四、典型晶体的结构特征1．离子晶体CsClNaCl离子配位数8：86：6一个晶胞中含1，14，4阳离子和阴离子数晶胞构型立方体立方体重点掌握NaCl晶体结构，它还具有的特征：①一个Na+周围等距且最近的Cl－有6个，此6个Cl－连线形成的空间几何体为正八而体，Na+位于其中心.②一个Na+周围等距且最近的Na+有12个如何计算离子晶体中不同部位的离子对晶胞的贡献？体心（内）面心棱上角顶系统数1计算NaCl晶体微粒数：Na+：体心(1个)棱(各1个)1+12×=4Cl－面心(各1个)角顶(各1个)×6+×8=42、晶胞中微粒个数的计算构成晶体的结构粒子是按着一定的排列方式所形成的固态群体。在晶体结构中具有代表性的最小重复单位叫晶胞。位于晶胞顶点的微粒，实际提供给晶胞的只有1/8；位于晶胞棱边的微粒，实际提供给晶胞的只有1/4；位于晶胞面心的微粒，实际提供给晶胞的只有1/2；位于晶胞中心的微粒，实际提供给晶胞的只有1。3．金刚石和石墨的比较注意：①石墨有导电性，是因为层内有自由电子.②碳还有多种因素异形体，如足球碳C60等.想一想：C60、N60等属于什么晶体？可能是原子晶体吗？3．二氧化硅和二氧化碳晶体典型高考试题解析例1．（2007海南·22）下列叙述正确的是（）A．分子晶体中的每个分子内一定含有共价键B．原子晶体中的相邻原子间只存在非极性共价键C．离子晶体中可能含有共价键D．金属晶体的熔点和沸点都很高解析：本题中稀有气体为单原子分子无共价键；原子晶体中如SiO2也存在Si－O极性共价键，B错；在铵盐中既存在离子键又存在共价键，C正确。金属汞的熔点很低，D错。答案：C。例2．（2007海南·24）NaCl的晶胞如右图，每个NaCl晶胞中含有的Na+离子和Cl离子的数目分别是（）A．14，13B．1，1C．4，4D．6，6解析：每个NaCl晶胞中含有的Na+离子和Cl离子的数目分别是4、4。答案：C。例3．（08年海南化学·24）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A．ZXY3 B．ZX2Y6C．ZX4Y8 D．ZX8Y12解析：化合物的化学式确定的方法为均摊法。X处在正方体的八个顶点上，其个数为：；Y处在正方体的12条楞上，其个数为：；Z处在正方体的体心上，其个数为1。答案：A。例4．（09年海南化学·19.4）（11分）已知A、B、C、D和E都是元素周期表中前36号的元素，它们的原子序数依次增大。A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族。B和C属同一主族，D和E属同一周期，又知E是周期表中1—18列中的第7列元素。D的原子序数比E小5，D跟B可形成离子化合物其晶胞结构如右图。请回答：（1）A元素的名称是；（2）B的元素符号是，C的元素符号是，B与A形成的化合物比C与A形成的化合物沸点高，其原因是（3）E属元素周期表中第周期，第族的元素，其元素名称是，它的+2价离子的电子排布式为：（4）从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为；该离子化合物晶体的密度为ag·cm-3，则晶胞的体积是（只要求列出算式）。解析：从D、E是周期表中1—18列中E排第7列可判断E是第4周期VIIB族，所以D也在第4周期；图中离子化合物D：B=1：2，则D为Ca，且B的序数在前面，B为F，C为Cl；A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族，所以A为H。（2）考查氢键；（3）锰在周期表中的位置，+2价时已经失去个电子，所以排布式为[Ar]3d5；（4）ρ==（40+38）×4÷（6.02×1023）g÷V=ag·cm-3V=答案：：（11分）（1）氢（1分）（2）FCl氟化氢分子间存在氢键，氯化氢分子间没有氢键（3分）（3）四VIIB锰1s22s22p63s23p63d5（4分）（4）CaF2（3分）专题训练1、2004年7月德俄两国化学家共同宣布，在高压下氮气会发生聚合得到高聚氮,这种高聚氮的N-N键的键能为160kJ/mol(N2的键能为942kJ/mol)，晶体结构如图所示。在这种晶体中，每个氮原子与其它三个氮原子相连；按键型分类时，属于晶体。这种固体的可能潜在应用是，这是因为：。2．分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型：A．碳化铝，黄色晶体，熔点2200OC，熔融态不导电____________B．溴化铝，无色晶体，熔点98OC，熔融态不导电____________C．五氟化钒，无色晶体，熔点19.5OC，易溶于乙醇、氯仿、丙酮中____________D．溴化钾，无色晶体，熔融时或溶于水中都能导电____________3．1995年美国Lagow教授报道，他制得了碳的第四种同素异性体一链式炔碳…-C≡C-C≡C-C≡C-…该物质的一个分子中含有300~500个碳原子，性质很活泼。据此判断，链式炔碳的熔点估计比石墨________4．已知氯化铝的熔点为190OC(2.02×105Pa)，但它在180OC即开始升华.(1)氯化铝是_________(填“离子化合物”或“共价化合物”).(2)在500K和1.01×105Pa时，它的蒸气密度(换算成标准状况时)为11.92g/L，且已知它的结构中还含有配位键，氯化铝的化学式为________，结构式为_________.(3)无水氯化铝在潮湿空气中强烈地“发烟”，其原因是_________.(4)如何通过实验来判别氯化铝是离子化合物还是共价化合物？例4．某离子晶体部分结构如图(1)晶体中每个Y同时吸引着最近的________个X，每个X同时吸引着最近的________个Y，该晶体的化学式为________(2)晶体中每个X周围与它最近且距离相等的X共有________个.(3)晶体中距离最近的2个X与一个Y形成的夹角∠XYX的角度________(4)设该晶体的摩尔质量为Mg·cm-3，晶体密度为ρg·cm-3，阿佛加法罗常数为NA，则晶体中两个距离最近的X中心间距离为_____cm-5．（07年山东理综·32）（8分）【化学－物质结构与性质】请完成下列各题：（1）前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有种。（2）第ⅢA、ⅤA原元素组成的化合物GaN、GaP、GaAs等是人工合成的新型半导体材料，其晶体结构与单晶硅相似。Ga原子的电子排布式为。在GaN晶体中，每个Ga原子与个N原子相连，与同一个Ga原子相连的N原子构成的空间构型为。在四大晶体类型中，GaN属于晶体。（3）在极性分子NCl3中，N原子的化合物为―3，Cl原子的化合价为＋1，请推测NCl3水解的主要产物是（填化学式）。6．（10分）（08年广东化学·27）镁、铜等金属离子是人体内多种酶的辅因子。工业上从海水中提取镁时，先制备无水氯化镁，然后将其熔融电解，得到金属镁。（1）以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备镁时，常加入NaCl、KCl或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有。（2）已知MgO的晶体结构属于NaCl型。某同学画出的MgO晶胞结构示意图如下图所示，请改正图中错误：。（3）用镁粉、碱金属盐及碱土金属盐等可以做成焰火。燃放时，焰火发出五颜六色的光，请用原子结构的知识解释发光的原因：。（4）Mg是第三周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：氧化物NaFMgF2SiF4熔点/K12661534183解释表中氟化物熔点差异的原因：。（5）人工模拟是当前研究的热点。有研究表明，化合物X可用于研究模拟酶，当其结合或Cu（I）（I表示化合价为+1）时，分别形成a和b：①a中连接相邻含N杂环的碳碳键可以旋转，说明该碳碳键具有键的特性。②微粒间的相互作用包括化学键和分子间相互作用，比较a和b中微粒间相互作用力的差异。7．（8分）（08年山东理综·32）【化学——物质结构与性质】氮是地球上极为丰富的元素。（1）Li3N晶体中氮以N3-存在，基态N3-的电子排布式为___________。（2）NN的键能为942kJ·mol-1，N-N单键的键能为247kJ·mol-1，计算说明N2中的___________键比____________键稳定（填“σ”或“π”）。（3）(CH3)3NH+和AlCl4-可形成离子液体。离子液体由阴、阳离子组成，熔点低于100℃，其挥发性一般比有机溶剂__________（填“大”或“小”），可用作__________（填代号）。a．助燃剂b．“绿色”溶剂c．复合材料d．绝热材料（4）X＋中所有电子正好充满K、L、M三个电子层，它与N3－形成的晶体结构如图所示。X的元素符号是_____________，与同一个N3-相连的X+有__________个。8、．（09年广东化学·27）（10分）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。（2）右图是铜的某种氧化物的晶胞结构示意图，可确定该晶胞中阴离子的个数为。（3）胆矾CuSO4·5H2O可写成[Cu(H2O)4]SO4H2O，其结构示意图如下：下列说法正确的是（填字母）。A．在上述结构示意图中，所有氧原子都采用sp3杂化B．在上述结构示意图中，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(NH2)2]2＋配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，单NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是。（5）Cu2O的熔点比Cu2S的（填“高”或“低”），请解释原因。9、研究离子晶体，常考察以一个离子为中心时，其周围不同距离的离子对它的吸引或排斥的静电作用力。设氯化钠晶体中钠离子跟离它的最近的氯离子之间的距离为d，以钠离子为中心，则：（1）第二层离子有_____________个，离中心离子的距离为_________d，它们是________离子。（2）已知在晶体中钠离子的半径为116pm，氯离子的半径为167pm，它们在晶体中是紧密接触的。求离子占据整个晶体空间的百分数。（3）纳米材料的表面原子占总原子数的比例极大，这是它具有许多特殊性质的原因。假设某氯化钠纳米颗粒的大小和形状恰等于氯化钠晶胞的大小和形状，求这种纳米颗粒的表面原子占总原子数的百分比。（4）假设某氯化钠颗粒形状为六立方体，边长为氯化钠晶胞边长的10倍，试估算表面原子占总原子数的百分比。10、图中NaCl晶体结构向三维空间延伸得到完美晶体。最近的Na+与Cl-核间距离为a×10-8cm，求晶体密度?答案详解：1、点拨：本题需通过组成该晶体的微粒及微粒间的相互作用力来判断晶体的类型，以及进一步探讨该晶体的用途。答案：原子炸药（或高能材料）高聚氮分解成N2释放大量能量2、解析：晶体的熔点高低，熔融态能否异电及溶剂性相结合，是判断晶体类型的重要依据。原子晶体和离子晶体的熔点都很高或较高，两者最大的差异是熔融态的异电性不同。原子晶体熔融不导电，离子晶体熔融时或水溶液都能导电。原子晶体和分子晶体的区别则主要在于熔、沸点有很大差异。一般原子晶体和分子晶体熔融态时都不能导电。另外易溶于一些有机溶剂的物质往往也是分子晶体的特征之一。3、解析：不要被“含有300~500个碳原子”所迷惑、而应抓住该物质的组成微粒“分子”，从而可判定链式炔碳属分子晶体，显烙点然比石墨低得多.4、解析：(1)从氯化铝的熔点低且易升华的性质可判定其晶体为分子晶体，也就不可能属于离子化合物。同学不能简单地从组成元素为较活泼金属元素和活泼非金属元素考虑，将其为离子化合物，其实不然，应尊重事实。可根据其熔融态能否导电进行判断。切勿用它的水溶液做导电性实验。因为象HCl等许多共价化合物在水分子作用下能电离，故所得水溶液能导电。(2)应根据M=22.2关系式求出蒸气的分子量，与常见的AlCl3分子量比较是否相同，从而确定氯化铝的化学式，要注意配位键的表示方式.“→”是从具有孤对电子的一方指向具有空道的原子，在此只可能C1→A1，每一个C1还与A1原子形成一个共价键.(3)抓住题中条件“在潮湿空气中发烟”应从AlCl3水铜生成HCl与水蒸气形成酸雾，不能误认AlCl3为升华成气体。5、解析：(1)从图中可知，Y位于立方体中心，X位于立方体相向的四个项点，故一个Y同时吸引着最近的X有4个，每个X同时吸引着最近的8个Y，由此确定其化学式.(2)由于顶点X是8个立方体共有，每个面是两个立方体共享，故晶体中每个X周围与它最近且距离相等的X应有8×3×=12(个)(3)可将图中4个X分别与Y连线，形成的构型类同于CH4分子，∠XYX=(4)每个小方体中会XY2的物质的量为.根据质量m=ρV和m=nM联立方程，求解。答案：（1）4；8；XY2(或Y2X)。（2）12。（3）109°28'。（4）。5、解析：（1）第四周期中，基态原子中未成对电子数与其周期数相同的元素包括：第１周期的氢、第二周期的碳和氧、第三周期的磷、第四周期的铁，共5种。（2）Ga在元素周期表中是第四周期、第ⅢA族，原子序数是31，即其原子核外电子数是31，根据核外电子的排布规律可以写出该原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1。因为GaN晶体结构与单晶硅相似，可知GaN晶体是原子晶体，晶体结构为空间网状结构，每个Ga原子与四个N相连，这四个N原子构成的空间构型是正四面体型。（3）水解反应前后各元素的化合价不变，由题意知NCl3中N的化合价为-3价，Cl的化合价为+1价，则在NCl3水解的产物中N的化合价也是-3价，Cl的化合价是+1价，分析可知其水解产物是HClO和NH3·H2O。答案：（1）5（2）1s22s22p63s23p63d104s24p1（或[Ar]3d104s24p1）4正四面体原子（3）HClONH3·H2O6、解析：(1)

以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备Mg时，常加入NaCl、KCl、或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有：增大离子浓度，从而增大熔融盐的导电性。(2)

请更正图中错误：⑧应为黑色。(3)

请用原子结构的知识解释发光的原因：原子核外电子按一定轨道顺序排列，轨道离核越远，能量越高。燃烧时，电子获得能量，从内侧轨道跃迁到外侧的另一条轨道。跃迁到新轨道的电子处在一种不稳定的状态，它随即就会跳回原来轨道，并向外界释放能量（光能）。(4)

解释表中氟化物熔点差异的原因：NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高。又因为Mg2+的半径小于Na+的半径，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MaF2的熔点大于NaF。(5)

①a中连接相邻含N杂环的碳碳键可以旋转，说明该碳碳键具有：σ键的特性。②微粒间的相互作用包括化学键和分子间相互作用，比较a和b中微粒间相互作用的差异：a中微粒间的相互作用为氢键，b中微粒间的相互作用为配位共价键。

答案：（10分）（物质结构选做题）（1）增大离子浓度，从而增大熔融盐的导电性（2）⑧应为黑色（3）原子核外电子按一定轨道顺序排列，轨道离核越远，能量越高。燃烧时，电子获得能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的另一条轨道。跃迁到新轨道的电子处在一种不稳定的状态，它随即就会跳回原来的地能量轨道，并向外界释放能量（光能）（4）NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF与MgF2远比SiF4熔点要高。又因为Mg2＋的半径小于Na＋的半径，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MaF2的熔点大于NaF。（5）①σ键②a中存在氢键和范德华力，b中存在配位键7、解析：基态N3-的电子10个，已达稳定状态，故为1s22s22p6，计算可知，N≡N中的π键的键能为942kJ·mol-1减去N－N单键的键能247kJ·mol-1，因此π键比σ键稳定。离子液体由阴、阳离子组成，其挥发性较小，且无污染。X+中所有电子正好充满KLM三个电子层，应含有28个电子，则X原子未29个电子，X的元素符号是Cu，X+和N3-组成比例为3：1，根据晶体结构图所示黑点为X+，白点为N3-，与同一个N3-相连的X+有6个。答案：（1）1s22s22p6（2）πσ（3）小b（4）Cu68、解析：（1）Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,失去两个电子后电子排布式应为1s22s22p63s23p63d9。（2）由题给图示可以看出氧原子O有8个位于定点，2个位于面心，4个位于棱上，1个位于体内，所以晶胞中氧离子个数为8×1/8+2×1/2+4×1/4+1=4。（3）在上述结构示意图中，所有氧原子都是饱和氧原子，所以都采用sp3杂化，A正确；在上述结构示意图中，存在O→Cu配位键，H—O、S—O共价键和Cu、O离子键，B正确；胆矾是五水硫酸铜，从性质和组成上应为离子晶体，C错误；由于胆矾晶体中水两类，一类是形成配体的水分子，一类是形成氢键的水分子，结合上有着不同，因此受热时也会因温度不同而得到不同的产物，D正确。答案：ACD。（4）NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键。（5）Cu2O和Cu2S均为离子化合物，离子化合物的熔点与离子键的强弱有关。由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜离子与氧离子形成的离子键强于亚铜离子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔点比Cu2S的高。答案：（1）1s22s22p63s23p63d9（2）4（3）ACD（4）NF3分子中氟原子非金属性强是吸电子的，使得氮原子上的孤对电子难于与Cu2＋形成配位键（5）高；由于氧离子的例子半径小于硫离子的离子半径，所以亚铜离子与氧离子形成的离子键强于亚铜离子与硫离子形成的离子键，所以Cu2O的熔点比Cu2S的高。9、解析：对于第（1）小题和第（2）小题，只要理解了题意很容易获得答案：（1）12，，。（2）晶胞体积离子体积（3）若氯化钠纳米颗粒的大小和形状恰等于氯化钠晶胞的大小和形状，只要联想到氯化钠晶体结构模型就可以得出，表面上的离子总数为26个，离子总数为27个，所以这种纳米颗粒的表面原子占总原子数的百分比为：（4）某氯化钠颗粒形状为六立方体，边长为氯化钠晶胞边长的10倍，相当于每一棱边由10个氯化钠晶胞堆积而成，所以每一条棱边上有21个离子，那么这块晶体中共有离子数为213个。同样道理可得出这块晶体的里层离子数为193个，所以这种纳米颗粒的表面原子占总原子数的百分比为：10、解析：截取一个1/8大的小立方体如图，因各顶点上的Na+或Cl-为8个小立方体共用，故小立方体占1/2个Na+，1/2个Cl-，即占1/2Na+—Cl-离子对。立方体体积为：V=（a×10-8）3cm3故密度：ρ=（（1/2）个×58.5g·mol-1÷6.02×1023个·mol-1）/（a3×10-24cm3）=（48.6/a3）g·cm-3《物质结构与性质》高考热点辅导---核外电子排步2010考纲能力要求1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1~36号)原子核外电子的排布2．了解原子核外电子的运动状态。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。知识体系和复习重点一、电子云和原子轨道：(1)电子运动的特点：①质量极小②运动空间极小③极高速运动。电子云：电子在原子核外空间一定范围内出现,可以想象为一团带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围,人们形象地把它叫做“电子云”称作电子云。电子云轮廓图称原子轨道。S的原子轨道是球的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。如O： 二、泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各有1个轨道，np能级各有3个个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道而且自旋方向相反，这个规则是洪特规则。洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。三、能层与能级对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：能层(n)一二三四五六七符号KLMNOPQ能级(l)1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s………最多电子数22626102610142………281832……2n2四、核外电子排布规律1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，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。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（即轨道表示式）的主要依据之一。2．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。3．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。4．洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。五、能量最低原理、基态、激发态、光谱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。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。典型高考试题例析例1．（08年海南化学·23）在基态多电子原子中，关于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．在离核最近区域内运动的电子能量最低解析：选项C没有指明p轨道电子和s轨道电子是否处于同一电子层。答案：C。10．（11分）（2007海南·25）A、B、C、D、E代表5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

；（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的元素符号为

，C的元素符号为

；（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

。解析：(1)A元素原子核外共有5个电子，则核内为5个质子，因此为N。(2)B、C分别为17、19号元素即Cl、K。(3)D3+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，可知D为26号元素，即Fe，因此其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(4)E元素原子核外共有29个电子，即第29号元素为Cu，电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。

答案：（1）N（2）ClK（3）Fe1s22s22p63s23p63d64s2（4）Cu1s22s22p63s23p63d104s1例3．（09年福建理综·30）[化学——物质结构与性质]（13分）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，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子（外围电子）排布msnmpn③R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＋离子中，Z2＋的空间轨道受NH3分子提供的形成配位键。（3）Q与Y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是。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顺序为（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：本题考查物质结构与性质。29号为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层为数，则可能为Li、B、N或F。Q、X的p轨道为2和4，则C（或Si）和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增。故可推出：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＋可以与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。因为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由于具有半充满状态，故第一电离能比相邻元素大，所以N>C>Si。（5）C、H形成的相对分子质量的物质为C2H2，结构式为H-C≡C-H，单键是σ键，叁键中有两个是σ键一个π键，所以σ键与π键数之比为3︰2。（6）电负性最大的非元素是O，最小的非金属元素是Si，两者构成的SiO2，属于原子晶体。答案：（1）1s22s22p63s23p63d9（2）孤对电子（孤电子对）（3）b（4）Si<C<N（5）3:2（6）原子晶体专题训练一、选择题1．（08年海南化学·22）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2.以下原子能产生发射光谱的是A.1s22s1B.1s22s22p1C.1s22s12p2D.1s22s22p33.σ键可由两个原子的s轨道、一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道或一个原子的p轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠构建而成.则下列分子中的σ键是由两个原子的s轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是A．H2B.HCl C.Cl2 D.F24.最近日本科学家确认世界上还存在的另一种“分子足球”N60，它与C60的结构相似.下列说法正确的是A．N60是一种新型化合物B．N60和14N都是氮的同位素C．N60和N2是同素异形体D．N60和N2是同系物5.下列图象是从NaCl或CsCl晶体结构图中分割出来的部分结构图，试判断属于NaCl晶体结构的图象是⑴⑵⑶⑷A.图⑴和图⑶B.图⑵和图⑶C.只有图⑴D.图⑴和图⑷6．2006年10月16日，美国劳伦斯·利弗莫尔国家实验室宣布，美、俄科学家合作，用大量钙－48离子轰击人造元素锎－249，合成了3个新原子，其存在时间只有0.9毫秒.下列关于的说法不正确的是A.制造出的新的118号元素的一个原子中子数为179，则该原子的摩尔质量为297B.该元素X应该位于元素周期表的０族元素氡之下C.该元素X属过渡金属元素D.118号元素的一个原子释放出一颗由两个质子和两个中子组成的阿尔法粒子后，衰变为已知的116号元素的原子,该过程不属于化学变化7.构造原理揭示的电子排布能级顺序，实质是各能级能量高低顺序.若以E表示某能级的能量，下列能量大小顺序中正确的是A.E(3s)＞E(3p)＞E(3d)B.E(3s)＞E(2s)＞E(1s)

C.E(4f)＞E(3d)＞E(4s)D.E(5s)＞E(4s)＞E(4f)8.下列各原子或离子的电子排布式错误的是A．C

1s22s22p2

B．O2-

1s22s22p6C．Cr1s22s22p63s23p63d44s2

D．Al

3+1s22s22p63s23p19.x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知A.x的原子半径大于y的原子半径B.x的电负性小于y的电负性C.x的氧化性大于y的氧化性D.x的第一电离能小于y的第一电离能10.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号LMQRT原子半径/nm0.1600.1430.1020.0890.074主要化合价+2+3+6、-2+2-2下列叙述正确的是C.T、Q的氢化物常温下均为无色气体D.L、M的单质中金属键的强弱：M＞L11.下列有关说法正确的是A.物质熔沸点的高低顺序是：晶体硅＞氯化钠＞冰＞氖气B.微粒半径由大到小顺序是：H＋＞Li＋＞H－C.溶液中结合H＋能力由强到弱的顺序是：HCO3－＞CH3COO－＞H2PO4－＞SO42－D.CO2、HClO、CF4、PCl3四种物质分子中的所有原子都满足最外层为8电子的稳定结构12.已知氢化锂固体不导电，隔绝空气熔融时能导电，它跟水反应能生成氢气.下列有关氢化锂的说法中，错误的是A.LiH是离子晶体B.LiH的水溶液呈酸性C.LiH是一种氧化剂D.LiH中H—半径大于Li+半径13.纳米材料的表面微粒数占微粒总数的比例极大，这是它有许多特殊性质的原因.假设某纳米颗粒中粒子分布类似于硼镁化合物，其结构如图所示，则这种纳米颗粒的分子式为A.MgBB.Mg3B6C.Mg5B12D.Mg14B6(镁原子○位于顶点和上下两个面心,硼原子●位于内部)14.在高压下氮气会聚合生成高聚氮，这种高聚氮的晶体中每个氮原子都通过三个单键与其它氮原子结合并向空间发展构成立体网状结构.已知晶体中N－N键的键能为160kJ·mol－1，而N≡N的键能为942kJ·mol－1.则下列有关说法不正确的是A.键能越大说明化学键越牢固，所构成物质越稳定B.高聚氮晶体属于原子晶体C.高聚氮晶体中n(N)∶n(N－N)＝1∶3D.用作炸药可能是高聚氮潜在的应用15.假设原子晶体SiO2中Si原子被铝原子取代，不足的价数由钾原子补充.当有25%的硅原子被铝原子取代时，可形成正长石.则正长石的化学组成为A．KAlSiO4 B．KAlSi2O6 C．KAlSi2O8 D．KAlSi3O8二、填空题16．在短周期主族元素中:(1)属于非金属元素但又具有一定的金属性，可作半导体材料的是________（填元素名称）.(2)铝是活泼的金属元素，单质铝由于而具有良好的抗腐蚀能力.美国化学家发现铝的“原子群”（如Al13、Al14、Al37）各具有与某种元素相似的化学性质，并符合元素周期律中的某些规律.例如：Al13与卤素具有相似的化学性质，Al13－离子具有惰性气体元素的性质，可推测Al14的化学性质与族元素相似.(3)甲、乙两种元素是同一周期的相邻元素，甲元素是形成有机物的主要元素，乙元素的p亚层上有3个电子.①写出甲元素的电子排布式_______,乙元素的原子结构示意图________________.②甲、乙元素可形成硬度大于金刚石的一种化合物，该化合物属于_____