第十一章物质结构与性质(选修3)

PAGE第57页共57页第十一章物质结构与性质(选修3)考点一eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(原子结构基础送分型——自主学习))[记牢主干知识]1．能层、能级和最多容纳电子数之间的关系能层(n)能级最多容纳电子数序数符号符号原子轨道数各能级各能层一K1s122二L2s1282p36三M3s1eq\o(□,\s\up1(10))2eq\o(□,\s\up1(15))183peq\o(□,\s\up1(11))3eq\o(□,\s\up1(12))63deq\o(□,\s\up1(13))5eq\o(□,\s\up1(14))10四N4seq\o(□,\s\up1(16))1eq\o(□,\s\up1(17))2eq\o(□,\s\up1(24))324peq\o(□,\s\up1(18))3eq\o(□,\s\up1(19))64deq\o(□,\s\up1(20))5eq\o(□,\s\up1(21))104feq\o(□,\s\up1(22))7eq\o(□,\s\up1(23))14………………n…………eq\o(□,\s\up1(25))2n22．原子轨道的形状及能量关系原子轨道eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(轨道形状\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(s电子的原子轨道呈球形对称,p电子的原子轨道呈哑铃形)),各能级上的原子轨道数目\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(s能级1个,p能级3个,d能级5个,f能级7个,……)),能量关系\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(①相同能层上原子轨道能量的高低：ns＜np＜,nd＜nf,②形状相同的原子轨道能量的高低：1s＜2s＜,3s＜4s……,③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原,子轨道的能量相等，如2px、2py、2pz轨道的,能量相等))))原子轨道3．基态原子核外电子排布(1)基态原子核外电子排布三原则[注意]当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时体系的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。(2)基态原子核外电子在原子轨道上的填充顺序——构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。它是书写基态原子核外电子排布式的依据。(3)基态原子核外电子排布的表示方法表示方法以硫原子为例电子排布式1s22s22p63s23p4简化电子排布式[Ne]3s23p4电子排布图(或轨道表示式)价电子排布式3s23p44．原子状态与原子光谱(1)原子的状态①基态原子：处于最低能量的原子。②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到较高能级状态的原子。(2)原子光谱不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。(3)基态、激发态及光谱示意图[练通基础小题]一、基础知识全面练1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)p能级能量一定比s能级的能量高(×)(2)钠元素的基态原子的电子排布式为1s22s22p62d1(×)(3)磷元素基态原子的电子排布图为(×)(4)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(×)(5)Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d44s2(×)(6)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(×)2．按要求填空(1)(2014·安徽高考)S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为___________________________________________________________________。(2)(2014·浙江高考)31Ga基态原子的核外电子排布式是_________________________。(3)(2014·福建高考)基态硼原子的电子排布式为_______________________________。(4)(2014·江苏高考)Cu＋基态核外电子排布式为________________________________。(5)(2014·全国卷Ⅱ)前四周期元素中e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，e的价层电子轨道示意图为____________。(6)(2014·四川高考)XY2是红棕色气体；X与氢元素可形成XH3；Y基态原子的电子排布式是________________________________________________________________________。(7)(2014·全国卷Ⅰ)基态Fe原子有________个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为________________。答案：(1)21s22s22p63s23p2(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1(3)1s22s22p1(4)[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10(5)(6)1s22s22p4(7)41s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d53．请用核外电子排布的相关规则解释Fe3＋较Fe2＋更稳定的原因。提示：26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2，Fe3＋价层电子的电子排布式为3d5，Fe2＋价层电子的电子排布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低”的原则，3d5处于半满状态，结构更为稳定，所以Fe3＋较Fe2＋更为稳定。二、常考题点分组练题点(一)核外电子排布的表示方法1．下列有关化学用语的表达正确的是()A．CO2的电子式：B．N原子最外层电子排布图：C．Cl原子的结构示意图：D．Al原子最外层电子排布式：3s23p1解析：选DA．CO2的电子式应为，错误；B.N原子最外层有5个电子，最外层电子排布图应为，错误；C.Cl原子最外层有7个电子，原子的结构示意图应为，错误；D.Al原子最外层有3个电子，根据原子核外电子排布规律可知其电子排布式为3s23p1，正确。2．(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__________________。解析：(1)Ni的原子序数为28，比Ar多10，所以其电子排布式为[Ar]3d84s2；(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Ⅷ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[Ar]3d84s2,26号元素Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，所以Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6，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Ⅷ族元素Fe；(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，即第ⅠB族元素Cu。答案：(1)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2(2)3d84s24(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1[知能存储]核外电子排布的表示方法表示方法含义举例原子或离子结构示意图表示核外电子分层排布和核内质子数Na：Na＋：电子式表示原子最外层电子数目核外电子排布式表示每个能级上排布的电子数S：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4S2－：1s22s22p63s23p6电子排布图(轨道表示式)表示每个原子轨道中电子的运动状态价电子排布式或排布图表示价电子的排布题点(二)核外电子排布的规律及应用3．(2016·太原模拟)下列电子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是()A．B．C．D．解析：选D电子的排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则等。A.2p能级未排满，则排布3s轨道，违背能量最低原理，错误；B.2p能级的3个电子应单独占据3个轨道，违背洪特规则，错误；C.2p能级未排满，违背能量最低原理，错误；D.符合电子的排布原理，能量处于最低状态，正确。4．下列说法错误的是()A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量B．6C的电子排布式1s22s22peq\o\al(2,x)违反了洪特规则C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理解析：选AA项，各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……ns电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4s<E3d，对于21Sc原子来说，最后3个电子应先排满4s轨道，再排3d轨道，电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2，故违反了能量最低原理；D项，对于22Ti原子来说，3p能级共有3个轨道，最多可以排6个电子，如果排10个电子，则违反了泡利原理。5．(2016·昆明模拟)下列各组表述中，两个原子不属于同种元素原子的是()A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布式为1s22s22p63s23p2的原子B．2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布式为2s22p5的原子C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2的原子D．最外层电子数是核外电子总数eq\f(1,5)的原子和最外层电子排布式为4s24p5的原子解析：选CA项，3p能级有一个空轨道的基态原子，按洪特规则可得其3p轨道上只能有两个电子，所以两个原子是同种元素的原子；B项，2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子，它的2p能级上只能是5个电子，所以两原子是同种元素的原子；C项，M层全充满而N层为4s2的原子，其M层应为18个电子，而后者的M层上只有8个电子，所以两原子不是同种元素的原子；D项，最外层电子数是核外电子总数的eq\f(1,5)的原子中，最外层电子数要小于或等于8个电子，且电子总数为5的倍数，所以可得该原子可能是原子序数为5、10、15、20、25、30、35、40，其中满足最外层电子数是核外电子总数的eq\f(1,5)且符合核外电子排布规则的只能是35号元素，该元素原子的外围电子排布式为4s24p5，所以两原子是同种元素的原子。[知能存蓄]“两原理，一规则”的正确理解1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。[注意]在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：2．半充满、全充满状态的原子结构稳定，即ns2、np3、np6等处于相对稳定结构状态。如Cr：3d54s1、Mn：3d54s2、Cu：3d104s1、Zn：3d104s2。3．当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。考点二eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(原子结构与元素的性质重点保分型——师生共研))[基础自主落实]1．原子结构与元素周期表(1)原子结构与元素周期表的关系周期电子层数每周期第一种元素每周期最后一种元素原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二23[He]2s1101s22s22p6三311[Ne]3s1181s22s22p63s23p6四419[Ar]4s1361s22s22p63s23p63d104s24p6五537[Kr]5s1541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6六655[Xe]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6(2)每族元素的价电子排布特点①主族：主族ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA排布特点ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5②0族：He：1s2；其他：ns2np6。③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。(3)元素周期表的分区①根据原子核外电子排布分区。a．分区简图：b．各区元素分布及性质与价电子排布特点：分区元素分布价电子排布元素性质特点s区ⅠA、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6通常是最外层电子参与反应d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)(n－1)d1～9ns1～2d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近②根据元素金属性与非金属性分区。a．分区简图：b．特别说明：处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。2．元素周期律(1)电离能、电负性①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强。(2)原子结构与元素性质的递变规律项目同周期(从左→右)同主族(从上→下)原子核外电子排布能层数相同，最外层电子数逐渐增多最外层电子数相同，能层数递增原子半径逐渐减小(0族除外)逐渐增大元素主要化合价最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8原子得、失电子能力得电子能力逐渐增强；失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱；失电子能力逐渐增强第一电离能增大的趋势逐渐eq\o(□,\s\up1(10))减小电负性逐渐eq\o(□,\s\up1(11))增大逐渐eq\o(□,\s\up1(12))减小元素金属性、非金属性金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱(3)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如右所示。小题热身1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(√)(2)根据元素周期律，氮与氧相比，后者的第一电离能大(×)(3)过渡元素中含有非金属元素(×)(4)s区全部是金属元素(×)(5)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)(6)价电子排布为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(√)(7)价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期ⅠA族，是s区元素(×)2．第四周期中，未成对电子数最多的元素是________。(填名称)(1)它位于第________族。(2)核外电子排布式是_______________________________________________________。(3)它有________个能层，________个能级，________种运动状态不同的电子。(4)价电子排布式________，价电子排布图____________________________________。(5)属于________区。答案：铬(1)ⅥB(2)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1(3)4724(4)3d54s1(5)d3．(1)为什么Mg的第一电离能比Al大，P的第一电离能比S大？提示：Mg电子排布式为1s22s22p63s2、P电子排布式为1s22s22p63s23p3，镁原子、磷原子最外层的能级中，电子处于全满或半满稳定状态，失电子较难。(2)为什么Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al易形成＋2价、＋3价离子？提示：Na的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子。[考向合作探究]电离能及其应用1．下表是某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。下列关于元素R的判断中一定正确的是()电离能I1I2I3I4……Im/(kJ·mol－1)7401500770010500……①R的最高正价为＋3②R元素位于元素周期表中第ⅡA族③R元素的第一电离能大于同周期相邻元素④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2A．①②B．②③C．③④D．①④解析：选B由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有两个电子，最高正价为＋2，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg，①不正确，②正确，④不确定；短周期第ⅡA族的元素(价电子排布式为ns2np0)，因p轨道处于全空状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻主族元素，③正确。2．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I1<I2<I3……解析：选B第一电离能越小，表明该元素原子越易失去电子，活泼性越强，A项正确；同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，第一电离能一般来说依次增大，但有反常，如第一电离能：N>O、Mg>Al，B项错误；C项所述元素为零族元素，性质稳定，第一电离能都较大。[探规寻律]电离能的应用规律1．判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。2．判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。3．判断核外电子的分层排布情况多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。4．反映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是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。电负性及其应用3．电负性的大小也可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。下列关于电负性的变化规律正确的是()A．元素周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．元素周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强解析：选A利用同周期从左至右元素电负性逐渐增大，同主族从上至下元素电负性逐渐减小的规律来判断。电负性越大，金属性越弱，非金属性越强。4．如图：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSCl电负性0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.16(1)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有两性，其中Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是________________________________________________________________________________________________________。(2)通过分析电负性变化规律，确定Mg元素电负性的最小范围__________。(3)请归纳元素的电负性和金属、非金属的关系是_____________________________________________________________________________________________________。(4)从电负性角度，判断AlCl3是离子化合物还是共价化合物？请说出理由，并设计一个实验方案证明上述所得结论。答案：(1)Be(OH)2＋2H＋=Be2＋＋2H2O，Be(OH)2＋2OH－=BeOeq\o\al(2－,2)＋2H2O(2)0.93～1.57(3)元素的非金属性越强，电负性越大；元素的金属性越强，电负性越小(4)Al元素和Cl元素的电负性差值为1.55<1.7，所以形成共价键，为共价化合物。将氯化铝加热到熔融态，进行导电性实验，如果不导电，说明是共价化合物。[探规寻律]电负性的应用规律原子结构与元素性质的综合应用5．(2013·山东高考)下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是()解析：选A同主族元素从上到下电负性依次减小，A正确；卤族元素中氟无正价，B错误；HF分子间存在氢键，使HF熔沸点最高，C错误；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D错误。6．(2016·天水模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是()A．最高正化合价：③＞②＞①B．原子半径：③＞②＞①C．电负性：③＞②＞①D．第一电离能：③＞②＞①解析：选D根据核外电子排布可知①是S，②是P，③是F。F无最高正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②＞①＞③，B错误；非金属性越强，电负性越大，则电负性：③＞①＞②，C错误；非金属性越强第一电离能越大，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能强于S，则第一电离能：③＞②＞①，D正确。7．根据信息回答下列问题：(1)如图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。①认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断Na～Ar元素中，Al的第一电离能的大小范围为________＜Al＜________(填元素符号)；②图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第______周期________族。(2)已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：元素AlBBeCClFLi电负性1.52.01.52.53.04.01.0元素MgNNaOPSSi电负性3.00.93.52.12.51.8已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_____________；②通过分析电负性值变化规律，确定Mg元素电负性值的最小范围________；③判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：A．Li3NB．BeCl2C．AlCl3Ⅰ.属于离子化合物的是________；Ⅱ.属于共价化合物的是________；请设计一个实验方案证明上述所得到的结论__________________________________________________________________________________________________________。解析：(1)①由图可以看出，同周期的第ⅠA族元素的第一电离能最小，而第ⅢA族元素的第一电离能小于第ⅡA族元素的第一电离能，故Al的第一电离能：Na＜Al＜Mg。②图中电离能最小的应是碱金属元素Rb，在元素周期表中第五周期ⅠA族。(2)①将表中数据按照元素周期表的顺序重排，可以看出电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。②根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性Na＜Mg＜Al，同主族Be＞Mg＞Ca，最小范围应为0.9～1.5。③根据已知条件及表中数值：Li3N电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。答案：(1)①NaMg②五ⅠA(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化②0.9～1.5③ABCD测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物1．(2016·绍兴模拟)下列有关化学用语正确的是()A．某元素基态原子的电子排布图B．NH4Cl电子式为C．Ca2＋基态电子排布式为1s22s22p63s23p6D．F原子的结构示意图：解析：选CA中电子排布图应为，错误；B中电子式为，错误；D中结构示意图应为，错误。2．下列关于价电子构型为4s24p4的原子的描述正确的是()A．其电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d104p4B．其价电子排布图为C．其4p轨道电子排布图为D．其电子排布式可以简化为[Ar]3d104s24p4解析：选DA项，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4，错误；B项，违反了洪特规则，错误；C项，违反了泡利原理，错误；D正确。3．(2016·沈阳模拟)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Y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轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子D．最外层都只有一个电子的X、Y原子解析：选C原子核外电子排布式为1s2的X原子是He，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是Be，二者的性质不同，A错误；原子核外M层上仅有两个电子的X原子是Mg，原子核外N层上仅有两个电子的Y原子不一定是Ca，还可以为副族元素，二者的性质不一定相似，B错误；2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子分别是第ⅣA族的C和Si，性质相似，C正确；最外层都只有一个电子的X、Y原子可以是H和Na等，性质不同，D错误。4．(2016·衡水模拟)下列有关电子排布图的表述正确的是()A．可表示单核10电子粒子基态时电子排布B．此图错误，违背了泡利原理C.表示基态N原子的价电子排布D．表示处于激发态的B的电子排布图解析：选AA．单核10电子粒子基态时电子排布式为1s22s22p6，每个轨道内排布2个电子，自旋方向相反，正确；B.此图违背了洪特规则，错误；C.正确的价电子排布图为，错误；D.该电子排布图中的电子没有激发跃迁到能量更高的轨道上，错误。5．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是()A．第一电离能的大小：Mg>AlB．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F解析：选B同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；锗是金属元素而碳是非金属元素，第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有碳和氧，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性C<O，故该元素为碳，C正确；一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，D项正确。6．(2016·华中师大附中模拟)长式周期表共有18个纵行，从左到右排为1～18列，即碱金属为第一列，稀有气体元素为第18列。按这种规定，下列说法正确的是()A．第9列中元素中没有非金属元素B．只有第二列的元素原子最外层电子排布为ns2C．第四周期第9列元素是铁元素D．第10、11列为ds区解析：选AA．第9列中元素是第Ⅷ族元素，都是金属元素，没有非金属元素，正确；B.第2列的元素原子最外层电子排布为ns2，此外He核外电子排布是1s2，也符合该最外层电子排布，错误；C.第四周期第9列元素是Co元素，错误；D.第11、12列元素为ds区，错误。7．如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是()A．y轴表示的可能是第一电离能B．y轴表示的可能是电负性C．y轴表示的可能是原子半径D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数解析：选B对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P特殊，A项错误；原子半径逐渐减小，C项错误；形成基态离子转移的电子数依次为：Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成 离子，P为3，S为2，Cl为1，D项错误。8．下列有关说法正确的是()A．C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是O＞N＞CB．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C．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＋7D．Ni原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2解析：选D同一周期自左向右，元素的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、第ⅤA族反常，故第一电离能N>O，Mg>Al，A、B不正确；F的电负性最大，没有正化合价，C不正确。9．(2016·黄冈模拟)以下有关元素性质的说法不正确的是()A．具有下列电子排布式的原子中：①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s23p1，②3s23p2，③3s23p3，④3s23p4，第一电离能最大的是③C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X3＋解析：选DA项，①为Si，②为N，③为C，④为S，原子半径最大的为Si，正确；B项，①为Al，②为Si，③为P，④为S，第一电离能最大的为P，正确；C项，同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，电负性呈增大趋势，正确；D项，根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有2个电子，所以与Cl2反应时应呈＋2价，D错。10．(2013·上海高考)X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是()A．X元素的氢化物的水溶液显碱性B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点解析：选C根据题意，Z为Mg元素，Y原子最外层电子排布为ns2np2，是C或Si元素，X为N或O元素，W为Al或Cl元素，N的氢化物的水溶液显碱性，但O的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A错误；Al3＋的半径比Mg2＋小，Cl－半径比Mg2＋大，B错误；氮气、氧气均能与镁反应，C正确；CO2形成的晶体熔沸点低，D错误。11．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的六种元素，其中A、B、C、D、E为短周期元素，F为第四周期元素，F还是前四周期中电负性最小的元素。已知：A原子的核外电子数与电子层数相等；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1个；C原子的第一至第四电离能为I1＝738kJ·mol－1，I2＝1451kJ·mol－1，I3＝7733kJ·mol－1，I4＝10540kJ·mol－1；D原子核外所有p轨道为全充满或半充满；E元素的族序数与周期序数的差为4。(1)写出E元素在周期表中位置：________；D元素的原子的核外电子排布式：________________________________________________________________________。(2)某同学根据题目信息和掌握的知识分析C的核外电子排布为。该同学所画的轨道式违背了________。(3)已知BA5为离子化合物，写出其电子式：________。(4)DE3中心原子杂化方式为____________，其空间构型为____________。解析：(1)由题意分析知F为K，A为H，B为N；由电离能知C的常见化合价为＋2价，为Mg，D为P，E为Cl。(2)原子的核外电子分能级排布，按构造原理先排能量低的能级，再排能量高的能级，遵循能量最低原理时，该原子才最稳定。该同学未排满3s能级就排3p能级，违背了能量最低原理。(3)NH5为离子化合物，则为铵盐，存在NHeq\o\al(＋,4)和H－。(4)PCl3中心原子P上的价层电子对＝3＋eq\f(1,2)(5－3×1)＝4，杂化类型为sp3杂化；存在一个孤电子对，故分子构型为三角锥形。答案：(1)第三周期ⅦA族1s22s22p63s23p3(2)能量最低原理(3)(4)sp3三角锥形12．(1)(2015·安徽高考·节选)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。①Si位于元素周期表第________周期第________族。②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。③用“＞”或“＜”填空：原子半径电负性熔点沸点Al____SiN____O金刚石____晶体硅CH4____SiH4(2)(2013·浙江高考·节选)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：电离能I1I2I3I4……In/(kJ·mol－1)5781817274511578……则该元素是________(填写元素符号)。②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。③Ge元素可能的性质或应用有________。A．是一种活泼的金属元素B．其电负性大于硫C．其单质可作为半导体材料D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点解析：(1)①Si是14号元素，位于元素周期表中第三周期第ⅣA族。②N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：CC＞SiSi，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。(2)①由电离能数据可知，该元素呈＋3价。②Ge的最高正价为＋4价。③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。答案：(1)①三ⅣA②1s22s22p31③＞＜＞＜(2)①Al②1s22s22p63s23p63d104s24p2GeCl4③CD13．(2016·昌乐模拟)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表一种化学元素。试回答下列问题：(1)元素p为26号元素，请写出其基态原子的电子排布式______________。(2)d与a反应的产物的分子中，中心原子的杂化形式为________________。(3)h的单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，请用原子结构的知识解释发光的原因：________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)o、p两元素的部分电离能数据列于下表：元素op电离能/(kJ·mol－1)I1717759I215091561I332482957比较两元素的I2、I3可知，气态o2＋再失去一个电子比气态p2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是___________________________________________________________________________________________________________________________________________。(5)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如图Ⅰ所示，其中电负性最大的是____________(填图中的序号)。(6)表中所列的某主族元素的电离能情况如图Ⅱ所示，则该元素是____________(填元素符号)。解析：(1)26号为铁元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2。(2)d为N元素，a为H元素，二者形成的NH3中N原子的杂化形式为sp3。(3)h为Mg元素，Mg单质在空气中燃烧发出耀眼的白光，原因是电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量。(4)o元素为Mn，其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，Mn2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，其3d能级为半充满结构，相对比较稳定，当其失去第三个电子时比较困难，而p2＋的基态离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满结构，形成相对比较稳定的结构，故其失去第三个电子比较容易。(5)第三周期8种元素分别为钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩，其单质中钠、镁、铝形成金属晶体，熔点依次升高；硅形成原子晶体；磷、硫、氯、氩形成分子晶体，且常温下磷、硫为固体，氯气、氩为气体，故8种元素按单质熔点由高到低的顺序为硅、铝、镁、硫、磷、钠、氯、氩，其中电负性最大的为氯。(6)由图可知，该元素的电离能I4远大于I3，故为第ⅢA族元素，周期表中所列的第ⅢA族元素i属于第三周期，应为Al。答案：(1)1s22s22p63s23p63d64s2(2)sp3(3)电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以光(子)的形式释放能量(4)Mn2＋的3d轨道电子排布为半满状态，比较稳定(5)2(6)Al考点一eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(共价键基础送分型——自主学习))[记牢主干知识]1．共价键的本质和特征(1)本质：原子之间形成共用电子对。(2)特征：具有方向性和饱和性。2．共价键的分类分类依据类型及特点形成共价键的原子轨道重叠方式σ键原子轨道“头碰头”重叠π键原子轨道“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移3．键参数(1)概念(2)键参数对分子性质的影响键能越大，键长越短，分子越稳定。4．等电子原理原子总数相同，价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。如CO和N2。[练通基础小题]一、基础知识全面练1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)σ键可以绕键轴旋转，π键不能绕键轴旋转(√)(2)气体单质中一定存在σ键，可能存在π键(×)(3)只有非金属原子之间才能形成共价键(×)(4)在所有分子中都存在化学键(×)(5)σ键比π键的电子云重叠程度大，形成的共价键强(√)(6)σ键能单独形成，而π键一定不能单独形成(√)(7)碳碳三键和碳碳双键的键能分别是碳碳单键键能的3倍和2倍(×)(8)键长等于成键两原子的半径之和(×)(9)所有的共价键都有方向性(×)(10)O2分子中仅含非极性键(√)(11)CH4与NHeq\o\al(＋,4)互为等电子体(√)2．试根据下表回答问题。某些共价键的键长数据如下所示：共价键C—CC=CC≡CC—OC=ON—NN=NN≡N键长(nm)0.1540.1340.1200.1430.1220.1460.1200.110(1)根据表中有关数据，你能推断出影响共价键键长的因素主要有哪些？其影响的结果怎样？(2)键能是__________________________________________________________________。通常，键能越________，共价键越________，由该键构成的分子越稳定。答案：(1)原子半径、原子间形成共用电子对数目。形成相同数目的共用电子对，原子半径越小，共价键的键长越短；原子半径相同，形成共用电子对数目越多，键长越短。(2)气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量大稳定二、常考题点分组练题点(一)共价键类型的判断1．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是()①HCl②H2O③N2④H2O2⑤C2H4⑥C2H2A．①②③ B．③④⑤⑥C．①③⑥ D．③⑤⑥解析：选D单键均为σ键，双键和三键中各存在一个σ键，其余均为π键。2．Ⅰ.有以下物质：①HF；②Cl2；③H2O；④N2；⑤C2H4。(1)只含有极性键的是____________；(2)只含有非极性键的是____________；(3)既有极性键又有非极性键的是____________；(4)只含有σ键的是____________；(5)既有σ键又有π键的是____________；Ⅱ.COCl2分子的结构式为，COCl2分子内含有()A．4个σ键 B．2个σ键、2个π键C．2个σ键、1个π键 D．3个σ键、1个π键解析：Ⅰ.(1)①含不同原子，所以一定只含极性键；③中两个氢原子分别与氧原子相连，所以只含极性键。(2)双原子的单质分子只含非极性健，所以②④符合题意；(3)根据结构可判断⑤既含极性键又含非极性键；(4)只有单键的只含σ键，即①②③；(5)有双键或三键的一定既有σ键又有π键，即④⑤。Ⅱ.C和Cl之间为σ键，C和O之间为一个σ键、一个π键，因此该分子中含有3个σ键、1个π键，所以D项正确。答案：Ⅰ.(1)①③(2)②④(3)⑤(4)①②③(5)④⑤Ⅱ.Deq\a\vs4\al(eq\a\vs4\al([探规寻律])1．σ键与π键的判断(1)由轨道重叠方式判断“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。(2)由物质的结构式判断通过物质的结构式可以快速有效地判断共价键的种类及数目。共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。(3)由成键轨道类型判断s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。2．极性键与非极性键的判断看形成共价键的两原子，不同种元素的原子之间形成的是极性共价键，同种元素的原子之间形成的是非极性共价键。题点(二)键参数及其应用3．能够用键能的大小解释的是()A．常温常压下，氯气呈气态而溴单质呈液态B．硝酸是挥发性酸，硫酸是难挥发性的酸C．稀有气体一般难发生化学反应D．氮气在常温下很稳定，化学性质不活泼解析：选D共价分子构成物质的状态与分子内共价键的键能无关，A错误；物质的挥发性与分子内键能的大小无关，B错误；稀有气体是单原子分子，无化学键，C错误；氮气分子稳定是由于氮气分子中含有三键，键能很大的缘故，D正确。4．NH3分子的空间构型是三角锥形，而不是正三角形的平面结构，其充分的理由是()A．NH3分子是极性分子B．分子内3个N—H键的键长相等，键角相等C．NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于107.3°D．NH3分子内3个N—H键的键长相等，3个键角都等于120°解析：选CA项NH3为极性分子不能说明NH3一定为三角锥形；B项三条N—H键键能与键长分别相同，键角相等仍有可能为正三角形；D选项与事实不符。题点(三)等电子体及其应用5．下列粒子属于等电子体的是()A．COeq\o\al(2－,3)和SO3 B．NO和O2C．NO2和O3 D．HCl和H2O解析：选A只要原子个数和最外层电子数相等的两种微粒，即为等电子体。6．原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。等电子体的结构相似、物理性质相近。(1)根据上述原理，仅由第二周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是________和________；________和________。(2)此后，等电子原理又有所发展。例如，由短周期元素组成的微粒，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征。在短周期元素组成的物质中，与NOeq\o\al(－,2)互为等电子体的分子有________、________。解析：(1)仅由第二周期元素组成的共价分子中，即C、N、O、F组成的共价分子，如N2与CO均为14个电子，N2O与CO2均为22个电子。(2)依题意，只要原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，即可互称为等电子体，NOeq\o\al(－,2)为三原子，各原子最外层电子数之和为5＋6×2＋1＝18，SO2、O3均为三原子，各原子最外层电子数之和为6×3＝18。答案：(1)N2CON2OCO2(2)SO2O3考点二eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(分子的立体结构重点保分型——师生共研))[基础自主落实]1．价层电子对互斥理论(1)理论要点①价层电子对在空间上彼此相距越远时，排斥力越小，体系的能量越低。②孤电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。(2)价层电子对互斥理论与分子立体构型电子对数成键数孤电子对数价层电子对立体构型分子立体构型实例220直线形直线形CO2330三角形三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O[说明]价层电子对互斥模型是价层电子对的立体构型，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。两者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对(未用于形成共价键的电子对)，当中心原子上无孤电子对时，两者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，两者的构型不一致。2．杂化轨道理论(1)当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。(2)杂化轨道三种类型3．配位键和配合物(1)配位键由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用电子对。(2)配位键的表示方法用A→B表示，其中A表示提供孤对电子的原子，B表示接受共用电子对的原子。(3)配位化合物①定义：金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。②形成条件：eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(\a\vs4\al(配位体有,孤电子对)\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(中性分子，如H2O、NH3和CO等,离子，如F－、Cl－、CN－等)),中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等))③组成：小题热身1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤电子对(√)(2)分子中中心原子若通过sp3杂化轨道成键，则该分子一定为正四面体结构(×)(3)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化(×)(4)只要分子构型为平面三角形，中心原子均为sp2杂化(√)(5)中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形(×)2．已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4＞NH3＞H2O，请分析可能的原因是______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。答案：CH4分子中的C原子没有孤电子对，NH3分子中N原子上有1对孤电子对，H2O分子中O原子上有2对孤电子对，随着孤电子对的增多，对成键电子对的排斥作用增大，故键角减小3．原子形成化合物时，电子云间的相互作用对物质的结构和性质会产生影响。请回答下列问题：(1)BF3分子的立体结构为____________，NF3分子的立体结构为____________。(2)碳原子有4个价电子，在形成化合物时价电子均参与成键，但杂化方式不一定相同。在乙烷、乙烯、乙炔和苯四种分子中，碳原子采取sp杂化的分子是____________(写结构简式，下同)，采取sp2杂化的分子是____________________________，采取sp3杂化的分子是________。试写出一种有机物分子的结构简式，要求同时含有三种不同杂化方式的碳原子：____________________。答案：(1)平面三角形三角锥形(2)CH≡CHCH2=CH2、CH3CH3(其他合理答案均可)[考向合作探究]价层电子对互斥理论及其应用1．(2016·衡水模拟)用价层电子对互斥理论(VSEPR)可以预测许多分子或离子的空间构型，有时也能用来推测键角大小，下列判断正确的是()A．SO2、CS2、HI都是直线形的分子B．BF3键角为120°，SnBr2键角大于120°C．CH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子D．PCl3、NH3、PCl5都是三角锥形的分子解析：选CA．SO2是V形分子；CS2、HI是直线型的分子，错误；B.BF3键角为120°，是平面三角形结构；而Sn原子价电子是4，在SnBr2中两个价电子与Br形成共价键，还有一对孤对电子，对成键电子有排斥作用，使键角小于120°，错误；C.CH2O、BF3、SO3都是平面三角形的分子，正确；D.PCl3、NH3都是三角锥形的分子，而PCl5是三角双锥形结构，错误。2．(2016·武汉模拟)用价层电子对互斥理论(VSEPR)预测H2S和COCl2的立体结构，两个结论都正确的是()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：选DH2S分子中的中心原子S原子上的孤对电子对数是1/2×(6－1×2)＝2，则说明H2S分子中中心原子有4对电子对，其中2对是孤对电子因此空间结构是V形；而COCl2中中心原子的孤对电子对数是1/2×(4－2×1－1×2)＝0，因此COCl2中的中心原子电子对数是3对，是平面三角形结构，故选项是D。[探规寻律]判断分子或离子立体构型“三步曲”第一步：确定中心原子上的价层电子对数a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数，b为电荷数，x为非中心原子的原子个数。如NHeq\o\al(＋,4)的中心原子为N，a＝5－1，b＝1，x＝4，所以中心原子孤电子对数＝eq\f(1,2)(a－xb)＝eq\f(1,2)×(4－4×1)＝0。第二步：确定价层电子对的立体构型由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定它们的立体构型。第三步：分子立体构型的确定价层电子对有成键电子对和孤电子对之分，价层电子对的总数减去成键电子对数，得孤电子对数。根据成键电子对数和孤电子对数，可以确定相应的较稳定的分子立体构型。杂化轨道理论及其应用3．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是()A．CO2与SO2 B．CH4与NH3C．BeCl2与BF3 D．C2H2与C2H4解析：选BA项中CO2为sp杂化，SO2为sp2杂化，A项错；B项中均为sp3杂化，B项正确；C项中BeCl2为sp杂化，BF3为sp2杂化，C项错；D项中C2H2为sp杂化，C2H4为sp2杂化，D项错。4．(2016·兰州模拟)关于原子轨道的说法正确的是()A．凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合形成C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组新轨道D．凡AB3型的共价化合物，其中中心原子A均采用sp3杂化轨道成键解析：选CA．中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型不都是正四面体，例如氨气是三角锥形的。B.甲烷分子碳原子的2s和2p通过sp3杂化，形成4个杂化轨道，和4个氢原子的1s轨道形成4个C—H单键。C.sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组新轨道，它们的能量完全相同，是能量等同的轨道，正确。D.AB3型的共价化合物，其中中心原子A不都采用sp3杂化轨道成键，例如BF3中的B原子是sp2杂化，是平面三角形结构。[探规寻律]“五方法”判断分子中心原子的杂化类型(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。(2)根据杂化轨道之间的夹角判断若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。(3)根据等电子原理进行判断如CO2是直线形分子，CNS－、Neq\o\al(－,3)与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。(4)根据中心原子的电子对数判断如中心原子的电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。(5)根据分子或离子中有无π键及π键数目判断如没有π键为sp3杂化，含一个π键为sp2杂化，含二个π键为sp杂化。配合物理论及其应用5．(2013·山东高考·节选)若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物提供孤对电子的原子是________。解析：B原子与X原子形成配位键，因为B为缺电子原子，只能作中心原子，故形成配位键时提供孤对电子的原子是X。答案：X6．(2013·全国卷Ⅱ·节选)F－、K＋和Fe3＋三种离子组成的化合物K3FeF6，其中化学键的类型有________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为________，配位体是________。解析：由化合物K3FeF6，知它是一种离子化合物，其中的化学键有离子键和配位键，复杂离子为[FeF6]3－，配位体是F－。答案：离子键、配位键[FeF6]3－F－考点三eq\b\lc\|\rc\(\a\vs4\al\co1(分子的性质基础送分型——自主学习))[记牢主干知识]1．分子的极性(1)非极性分子与分子极性的判断(2)键的极性、分子空间构型与分子极性的关系类型实例键的极性空间构型分子极性X2H2、N2非极性键直线形非极性分子XYHCl、NO极性键直线形极性分子XY2(X2Y)CO2、CS2极性键直线形非极性分子SO2极性键V形极性分子H2O、H2S极性键V形极性分子XY3BF3极性键平面正三角形非极性分子NH3极性键三角锥形极性分子XY4CH4、CCl4极性键正四面体形非极性分子2．范德华力和氢键(1)范德华力物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。(2)氢键由已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(如水分子中的氢原子)与另一个电负性很强的原子(如水分子中的氧原子)之间的作用力。(3)对物质性质的影响范德华力和氢键主要影响物质的物理性质，如熔点、沸点和溶解性等。3．溶解性(1)“相似相溶”规律非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。(2)“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。4．手性具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样，镜面对称，却在三维空间里不能重叠，互称手性异构体，具有手性异构体的分子叫手性分子。5．无机含氧酸分子的酸性对于同一种元素的无机含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn，R相同时，n值越大，R的正电性越强，—R—O—H中的氧原子的电子就会越向R偏移，在水分子的作用下，就越容易电离出H＋，酸性也就越强。如H2SO3可写成(HO)2SO，n＝1；H2SO4可写成(HO)2SO2，n＝2。所以H2SO4的酸性强于H2SO3。同理，酸性：HNO3＞HNO2，HClO4＞HClO3＞HClO2＞HClO。[练通基础小题]一、基础知识全面练1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。(1)以极性键结合起来的分子不一定是极性分子(√)(2)非极性分子中，一定含有非极性共价键(×)(3)氨水中氨分子与水分子间形成了氢键(√)(4)乙醇分子和水分子间只存在范德华力(×)(5)碘化氢的沸点高于氯化氢的沸点是因为碘化氢分子间存在氢键(×)(6)水分子间既存在范德华力，又存在氢键(√)(7)氢键具有方向性和饱和性(√)(8)H2和O2之间存在氢键(×)(9)H2O2分子间存在氢键(√)(10)卤素单质、卤素氢化物、卤素碳化物(即CX4)的熔、沸点均随着相对分子质量的增大而增大(×)(11)氢键的存在一定能使物质的熔、沸点升高(×)(12)极性分子中可能含有非极性键(√)(13)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键(×)2．在下列物质中：①HCl②N2③NH3④Na2O2⑤H2O2⑥NH4Cl⑦NaOH⑧Ar⑨CO2⑩C2H4(1)只存在非极性键的分子是________；既存在非极性键又存在极性键的分子是________；只存在极性键的分子是________。(2)只存在单键的分子是________，存在三键的分子是________，只存在双键的分子是________，既存在单键又存在双键的分子是________。(3)只存在σ键的分子是________，既存在σ键又存在π键的分子是________。(4)不存在化学键的是________。(5)既存在离子键又存在极性键的是________；既存在离子键又存在非极性键的是________。答案：(1)②⑤⑩①③⑨(2)①③⑤②⑨⑩(3)①③⑤②⑨⑩(4)⑧(5)⑥⑦④3．按要求回答下列问题：(1)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)________Ka(苯酚)(填“>”或“<”)，其原因是_________________________________________________________________________________________________________。(2)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是________________________________________________________________________。(3)H2O分子内的OH键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为________________________________________________________________________。的沸点比高，原因是____________________________________________________________________________________________。答案：(1)<中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋(2)NH3分子间能形成氢键(3)O—H键、氢键、范德华力形成分子内氢键，使物质沸点降低而形成分子间氢键，使物质沸点升高二、常考题点分组练题点(一)键的极性与分子极性的关系1．下列各组分子中，都属于含极性键的非极性分子的是()A．CO2、H2S B．C2H4、CH4C．Cl2、C2H2 D．NH3、HCl解析：选BH2S和NH3、HCl都是含有极性键的极性分子；Cl2是含有非极性键的非极性分子；CO2、CH4是含有极性键的非极性分子；C2H4和C2H2是含有极性键和非极性键的非极性分子。2．下列叙述中正确的是()A．以非极性键结合起来的双原子分子一定是非极性分子B．以极性键结合起来的分子一定是极性分子C．非极性分子只能是双原子单质分子D．非极性分子中，一定含有非极性共价键解析：选A采用反例法判断正误。A项正确，如O2、H2、N2等；B项错误，以极性键结合起来的分子不一定是极性分子，若分子构型对称，正负电荷重心重合，就是非极性分子，如CH4、CO2、CCl4、CS2等；C项错误，某些共价化合物如C2H4等也是非极性分子；D项错误，非极性分子中不一定含有非极性键，如CH4、CO2。[探规寻律]分子的极性判断方法(1)分子的极性由共价键的极性和分子的立体构型两方面共同决定①极性键eq\o(→,\s\up7(空间不对称))极性分子eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(双原子分子，如HCl、NO、IBr等,V形分子，如H2O、H2S、SO2等,三角锥形分子，如NH3、PH3等,非正四面体形分子，如CHCl3、CH2Cl2、,CH3Cl等))②极性键或非极性键eq\o(→,\s\up7(空间对称))非极性分子eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(单质分子，如Cl2、N2、P4、I2等,直线形分子，如CO2、CS2、C2H2等,正四面体形分子，如CH4、CCl4、CF4等))(2)判断ABn型分子极性的经验规律若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。题点(二)分子间作用力对物质性质的影响3．若不断地升高温度，实现“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化。在变化的各阶段被破坏的粒子间的主要相互作用依次是()A．氢键；范德华力；极性键B．氢键；氢键；非极性键C．氢键；极性键；范德华力D．范德华力；氢键；非极性键解析：选A从“雪花→水→水蒸气→氧气和氢气”的变化看，各阶段主要被破坏的是氢键、范德华力、极性共价键。4．某化合物的分子式为AB2，A属ⅥA族元素，B属ⅦA族元素，A和B在同一周期，它们的电负性值分别为3.44和3.98，已知AB2分子的