高考化学总复习 第十二章 物质结构与性质

【创新设计】（江西版）届高考化学总复习第十二章物质结构与性质课时1原子结构与性质最新考纲1．了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子、价电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。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。4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。考点一原子核外电子排布原理1．能层、能级与原子轨道(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。(3)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p纺缍形3———————————[特别提醒]—————————第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级；第三能层(M)，有s、p、d三种能级；s能级上只有一个原子轨道，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，d能级上有五个原子轨道，各能级上的原子轨道具有相同的能量。2．基态原子核外电子排布的三个原理(1)能量最低原理：电子尽先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。即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。如图为构造原理示意图：———————————[特别提醒]—————————————————能级交错现象：核外电子的能量并不是完全按能层序数的增加而升高，不同能层的能级之间的能量高低有交错现象，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。(2)泡利原理在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋状态相反。(3)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，并且自旋状态相同。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。3．原子(离子)核外电子排布式(图)的书写(1)核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如Cu：1s22s22p63s23p63d104s1，其简化电子排布式为：[Ar]3d104s1。(2)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。(3)电子排布图(轨道表示式)：用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如：S：核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。4．基态原子、激发态原子和原子光谱(1)基态原子：处于最低能量的原子。(2)激发态原子：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。(3)原子光谱：①当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，释放一定频率的光子，这是产生原子光谱的原因。②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。探究思考1．写出下列原子的电子排布式与简化电子排布式原子电子排布式简化电子排布式N1s22s22p3[He]2s22p3Cl1s22s22p63s23p5[Ne]3s23p5Ca1s22s22p63s23p64s2[Ar]4s2Fe1s22s22p63s23p63d64s2[Ar]3d64s2Cu1s22s22p63s23p63d104s1[Ar]3d104s12.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。【示例1】(高考题汇编)(1)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。(·新课标Ⅰ，37(1))(2)可正确表示原子轨道的是()。(·浙江自选，15(1))A．2sB．2dC．3pxD．3f(3)[·山东理综，32(1)改编]氧是地壳中含量最多的元素。氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。思维启迪根据核外电子排布规律进行判断。解析(1)基态Si原子中，有14个电子，核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，电子占据的最高能层符号为M。该能层具有的原子轨道数为1个s轨道，3个p轨道，5个d轨道。(2)第2能层中没有d轨道，第3能层中没有f轨道。(3)氧元素基态原子的核外电子排布图为故未成对电子数为2个。答案(1)M94(2)AC(3)2【示例2】(高考题汇编)(1)Ni2＋的价层电子排布图为________。(·新课标Ⅱ，37(1)改编)(2)基态铜原子的核外电子排布式为________。(·福建，31(2)②)(3)Se原子序数为________，其核外M层电子的排布式为________。(·新课标，37(3))(4)基态B原子的电子排布式为________。(·新课标，37(2))思维启迪看清题目要求，认真分析规范作答。解析(1)Ni原子的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，Ni2＋的价电子排布式为3d8，画出原子轨道图。(2)Cu为29号元素，注意全充满更稳定。(3)Se位于第四周期，与S的原子序数相差18，故其原子序数为34。由于其核外M层有18个电子，故M层的电子排布式为3s23p63d10。答案(1)↑↓↑↓↑↓↑↑(2)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1(3)343s23p63d10(4)1s22s22p1或[He]2s22p11．(1)写出基态(Ga)原子的电子排布式________；(·浙江自选，15(2))(2)Ni原子的核外电子排布式为________；(·海南化学，19－Ⅱ(1))(3)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为________；(·海南化学，19－Ⅱ(4))(4)原子序数小于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多2。T的基态原子外围电子(价电子)排布式为________________，Q2＋的未成对电子数是____________。(·福建理综，30(2))解析(3)Cu原子价电子排布式为：3d104s1，Au与Cu同族，其价电子排布式应该相同，故其最外层电子排布式为6s1。(4)位于同一周期、同一族的只能为Ⅷ族，原子序数T比Q多2，则T为28Ni、Q为26Fe，Fe2＋的价电子排布式为3d6，d轨道共有5个轨道，所以电子排布是1对、4单。答案(1)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)(2)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2(3)6s1(4)3d84s242．A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：(1)A元素基态原子的最外层有2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能级为半充满，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_________________。(5)F元素的原子的最外层电子排布式为nsnnpn＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子。解析(1)A元素基态原子的次外层有2个电子，故次外层为K层，A元素有2个电子层，由题意可写出其电子排布图为：，则该元素核外有6个电子，为碳元素，其元素符号为C，另外氧原子同样也符合要求，其电子排布图为：(2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。(3)D元素原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2即26号元素铁。(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号Cu。(5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子的最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中的2p能级能量最高。答案(1)C或O(2)ClK(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1(5)22p(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：(2)当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。(3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围电子排布式：3d104s1。考点二元素性质的递变规律1．原子结构与元素在周期表中的位置关系(1)原子结构与周期表的关系周期能层数每周期第一个元素每周期最后一个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]6s1861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p注意：①能层数＝电子层数＝周期数②价电子数＝主族序数(2)周期表的分区与原子的价电子排布的关系分区元素分布外围电子排布s区ⅠA族、ⅡA族ns1～2p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6(He除外)d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns22.原子半径(1)影响因素eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(能层数：能层数越多，原子半径越大,核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小))(2)变化规律元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。3．电离能(1)含义第一电离能：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，符号I，单位kJ·mol－1。(2)规律①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。②同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。(3)应用①判断元素金属性的强弱：电离能越小，金属原子越容易失去电子，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，所以钠原子的最外层电子数为1，其化合价为＋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，当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。④判断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。4．电负性(1)含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。(2)标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。(3)变化规律①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。②在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。(4)应用探究思考1．某元素的原子序数为29，试问：(1)该元素的名称为________，元素符号为________。(2)该元素原子的电子排布式为________。(3)它有________个能层？有________个能级？(4)它的价电子排布式是________。(5)它属于第________周期，第________族，属于________区。(6)它有________个未成对电子。解析29号元素为铜(Cu)元素，其原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1，故有四个能层，七个能级，价电子排布为3d104s1，属于第ⅠB族，为ds区。其价电子的轨道表示式为故有一个未成对电子。答案(1)铜Cu(2)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1(3)47(4)3d104s1(5)四ⅠBds(6)12．为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？答案随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。3．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？答案Mg：1s22s22p63s2P：1s22s22p63s23p3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。【示例3】(高考题汇编)(1)F、K、Fe、Ni四种元素中第一电离能最小的是________(填元素符号)。(·新课标Ⅱ，37(2)改编)(2)Al的第一电离能比Si的________(填“大”或“小”)。(·安徽，25(2)改编)(3)依据第2周期元素第一电离能的变化规律，参照如图B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。(·福建，30(1))(4)请回答下列问题：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……Im/kJ·mol－15781817274511578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的最高价氯化物分子式是____。该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(·浙江自选，15(1)(2))(5)原子的第一电离能是指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，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为________。(·全国新课标，37(2))思维启迪注意同周期元素的第一电离能、电负性的变化规律及反常现象。解析(2)同周期元素第一电离能呈增大趋势。(3)B的第一电离能最小，F的第一电离能最大，注意N的第一电离能比O的大。则第一电离能：B＜C＜O＜N＜F；(4)I4≫I3，所以该元素最外层3个电子为Al。Ge是ⅣA族元素，最高价氯化物分子式是GeCl4，Ge位于金属和非金属交界处可作半导体材料。(5)同主族元素、从上往下第一电离能逐渐减小。答案(1)K(2)小(3)(4)①Al②1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2GeCl4CD(5)O＞S＞Se【示例4】(1)F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)。(·新课标Ⅱ，37(2)改编)(2)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________。(·山东，32(1))(3)中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为：2KNO3＋3C＋Seq\o(=,\s\up7(引燃))A＋N2↑＋3CO2↑(已配平)除S外，上列元素的电负性从大到小依次为________。(·福建，30(1)①)(4)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。(·山东，32(2))(5)B和N相比，电负性较大的是________，BN中B元素的化合价为________。(·新课标，37(2))思维启迪注意同周期、同主族元素电负性变化规律及电负性的应用。解析(2)非金属性越强，电负性越大。同主族自上而下非金属性逐渐减弱，电负性逐渐降低，a正确；F是最强的非金属，没有正价，b错误；HF分子间存在氢键沸点大于HBr的，c错误；卤素单质自上而下单质的熔点逐渐升高，d错误，答案选a。(3)C、N、O同周期，从左到右，非金属增强，所以电负性从大到小为O、N、C。(4)CH4中共用电子对偏向C，说明C原子吸引电子能力强，即电负性大，同理H的电负性大于Si。(5)依据同周期元素随原子序数增大电负性依次增大可知，N的电负性较大；B位于第ⅢA族，由化学式得B元素的化合价为＋3价。答案(1)F(2)a(3)O＞N＞C(4)C＞H＞Si(5)N＋31．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是()。A．(·浙江高考)第一电离能的大小：Mg＞AlB．(·海南高考)锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳C．(·山东高考)Ni是元素周期表中第28号元素，第2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．(·福建高考)元素的第一电离能：Al＜Si解析同周期从左到右第一电离能增大，但第ⅡA族的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素大，A正确；锗是金属而碳是非金属元素，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2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；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，D项正确。答案B2．(·海安中学模拟)有A、B、C、D、E5种元素，它们的核电荷数依次增大，且都小于20。其中C、E是金属元素；A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1。B和D也属同一族，它们原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍，C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半。请回答下列问题：(1)A是________，B是________，C是________，D是________，E是________。(2)C、D、E三种元素的简单离子按半径由小到大的顺序为(用离子符号表示)________。(3)元素B与D的电负性的大小关系是________，C与E的第一电离能的大小关系是________。(填＞、＜、＝，用元素符号表示)(4)用电子排布图表示D元素原子的价电子构型________。(5)写出A和B按原子个数比1∶1形成的化合物的电子式________。解析“A和E属同一族，它们原子的最外层电子排布为ns1”，则A和E为第ⅠA族元素，又“核电荷数依次增大，前20号的金属”，则E应为钾，A为氢；“B、D原子最外层的p能级电子数是s能级电子数的两倍”，则应为2s22p4或3s23p4，分别是O和S。“C原子最外层上电子数等于D原子最外层上电子数的一半”，则C的最外层为3个电子，答案(1)HOAlSK(2)Al3＋＜K＋＜S2－(3)O＞SAl＞K(4)(5)(时间：45分钟分值：100分)一、选择题(本题共7个小题，每题6分，共42分，每个小题只有一个选项符合题意。)1．下列有关说法正确的是 ()。A．(·福建高考)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是O＞N＞CB．(·安徽高考)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．(·安徽高考)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．(·福建高考)基态氮原子的价电子排布式是2s22p3解析同一周期，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、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。答案D2．(海南高考)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在同一能层中p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量，但在不同能层中s轨道电子能量也可能高于p轨道电子能量，如E(3s)＞E(2p)。答案C3．下列说法中正确的是 ()。A．第3周期所包含的元素中钠的原子半径最小B．钠的第一电离能比镁的第一电离能大C．在所有元素中，氟的电负性最大D．电子云示意图中的每个小黑点都表示一个电子解析同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小，第3周期所包含的元素中钠的原子半径最大，A错误；同一周期，从左到右，虽然有个别特殊性，但总体上元素第一电离能是逐渐增大的，钠的第一电离能比镁的第一电离能小，B错误；电负性就是以氟作为标准的，氟的电负性最大是正确的；电子云示意图中的小黑点的疏密代表电子在这一区域出现机会的大小，D是不对的。答案C4．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。答案B5．(·盘锦模拟)下表列出了某短周期元素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()。I1I2I3I4……R7401500770010500①R的最高正价为＋3价②R元素位于元素周期表中第ⅡA族③R元素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．①② B．②③ C．③④ D．①④解析由表中数据可知，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价，位于第ⅡA族，可能为Be或者Mg元素，因此①不正确，②正确，④不确定；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，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。答案B6．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3；④1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是 ()。A．第一电离能：④>③>②>①B．原子半径：④>③>②>①C．电负性：④>③>②>①D．最高正化合价：④>③＝②>①解析①～④四种元素分别为S、P、N、F，第一电离能F＞N＞P＞S，A项正确。原子半径P＞S＞N＞F，B项错误。电负性F＞N＞S＞P，C项错误。F无正化合价，N、S、P最高正化合价分别为＋5、＋6、＋5价。答案A7．(·淮阴中学模拟)A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是 ()。A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、ArB．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A＜CD．元素B、C电负性大小关系为B＞C解析自然界中含量最多的元素为氧；由题意知B元素K层和L层电子数之和为10，则M层为8个，N层为2个，故B元素为钙；C是第3周期第一电离能最小的元素，为钠；第3周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－)＞r(Na＋)。答案C二、非选择题(本题共4个小题，共58分)8．(14分)物质结构决定性质，深入研究物质的微观结构，有利于理解物质变化的本质。请回答下列问题：(1)C、Si、N的电负性由大到小的顺序是________；C、N、O、F的第一电离能由大到小的顺序是________。(2)A、B均为短周期金属元素。依据表中的数据，写出B原子的电子排布式：________。电离能/(kJ·mol－1)I1I2I3I4A93218211539021771B7381451773310540(3)过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色，与其d轨道电子排布有关。一般而言，为d0或d10排布时，无颜色；为d1～d9排布时，有颜色，如[Co(H2O)6]2＋显粉红色。据此判断，[Mn(H2O)6]2＋________颜色(填“无”或“有”)。(4)L的原子核外电子占有9个轨道，而且有一个未成对电子，L是________(填元素符号)。解析(1)依据元素周期表进行判断，C、Si属于同一主族，从上到下电负性逐渐减弱，所以C的电负性大于Si的，C、N属于同一周期，从左到右电负性逐渐增大，所以C的电负性小于N的；第一电离能注意N的大于O的。(2)由I2与I3相差很大可知A、B均是ⅡA族元素，又由A的第一电离能大于B的可知A在B的上一周期，所以B只能在第3周期，为Mg。(3)Mn的电子排布式为[Ar]3d54s2，Mn2＋为[Ar]3d5。(4)L原子核外的9个轨道依次为1s、2s、2p、3s、3p中的所有轨道，所以其排布式为1s22s22p63s23p5，则L为Cl。答案(1)N>C>SiF>N>O>C(2)1s22s22p63s2(3)有(4)Cl9．(14分)(·东北师大附中模拟)现有部分前36号元素的性质或原子结构如下表：元素编号元素性质或原子结构R基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子S单质能与水剧烈反应，所得溶液呈弱酸性T基态原子3d轨道上有1个电子X(1)R元素的第一电离能要大于其同周期相邻的元素，原因是________________________________________________________________________。(2)S元素的常见化合价为________，原因是___________________________。(3)T元素的原子N能层上电子数为________。(4)X的核外电子排布图违背了________。用X单质、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：__________________________。解析(1)R元素基态原子的轨道表示式可表示为可知R为N，N原子2p轨道半充满，能量低，稳定，所以其电离能较大。(2)由题S为氟元素，F的电负性最强，只能得电子，无正价，其常见化合价为－1价。(3)由构造原理可知核外电子排布规律为1s22s22p63s23p64s23d1，由能量最低原理先排3d再排4s，则N能层只有2个电子。(4)X元素的核外电子排布先应排能量低的3s轨道。发射光谱是电子从较高能量的激发态跃迁至较低能量的激发态或基态时释放能量产生的。答案(1)原子2p轨道半充满，能量低，稳定(2)－1F的电负性最强，只能得电子(3)2(4)能量最低原理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。10．(16分)(·长春模拟)A、B、C、D是四种短周期元素，E是过渡元素，A、B、C同周期，C、D同主族，A的原子结构示意图为：，B是同周期第一电离能最小的元素，C的最外层有三个成单电子，E的外围电子排布式为3d64s2。回答下列问题：(1)写出下列元素的符号：A________，B________，C________，D________。(2)用化学式表示上述五种元素中最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________，碱性最强的是________。(3)用元素符号表示D所在周期第一电离能最大的元素是________，电负性最大的元素是________。(4)画出D的核外电子排布图________，这样排布遵循了________原理和________规则。解析由A的原子结构示意图可知，x＝2，原子序数为14，A是硅元素，则B是钠元素，C的最外层电子的排布式为3s23p3，是磷元素，则短周期D元素是氮元素；E的电子排布式为[Ar]3d64s2，核电荷数为18＋8＝26，是铁元素，位于d区的第四周期、Ⅷ族。非金属性最强的是N元素，对应的HNO3酸性最强，金属性最强的是Na元素，对应的NaOH碱性最强。D所在周期第一电离能最大的元素是稀有气体氖，电负性最大的元素是非金属最强的氟。答案(1)SiNaPN(2)HNO3NaOH(3)NeF(4)泡利洪特11．(14分)(·安庆一中模拟)下表为周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。请回答下列问题：(1)表中属于d区的元素是________(填编号)。(2)写出元素⑨的基态原子的电子排布式________。(3)某元素的特征电子排布式为nsnnpn＋1，该元素原子的核外最外层电子的成对电子为________对。(4)第3周期8种元素按单质熔点高低的顺序如下图，其中序号“8”代表________(填元素符号)：其中电负性最大的是________(填图中的序号)。解析(2)⑨号元素是Fe元素，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。(3)由nsnnpn＋1可知n＝2，则该元素是N，其最外层成对电子只有1对。(4)第3周期熔点最高的单质应是Si；电负性最大的是Cl即图中的2。答案(1)⑨(2)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(3)1(4)Si2课时2分子结构与性质最新考纲1．了解共价键的形成：σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。2.了解简单配合物的成键情况。3.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)。4.能用价电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。5.了解化学键和分子间作用力的区别。6.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。考点一共价键1．本质共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。2．特征具有饱和性和方向性。3．类型分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式σ键电子云“头碰头”重叠π键电子云“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原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有三对共用电子对——————————[特别提醒]—————————————————(1)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。4．键参数(1)概念键参数—eq\b\lc\|(\a\vs4\al\co1(—键能：气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量,—键长：形成共价键的两个原子之间的核间距,—键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角))(2)键参数对分子性质的影响①键能越大，键长越短，分子越稳定。②5．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，它们的许多性质相似，如CO和N2。探究思考1．判断下列说法是否正确：(1)s－sσ键与s－pσ键的电子云形状对称性相同()(2)碳碳双键的键能是碳碳单键键能的2倍()(3)σ键能单独形成，而π键一定不能单独形成()(4)σ键可以绕键轴旋转，π键一定不能绕键轴旋转()(5)双键中一定有一个σ键，一个π键，三键中一定有一个σ键，两个π键()答案(1)√(2)×(3)√(4)√(5)√2．试根据下表回答问题。某些共价键的键长数据如下所示：共价键键长(nm)C—C0.1540.134—C≡C—0.120C—O0.143C=O0.122N—N0.146N=N0.120N≡N0.110(1)根据表中有关数据，可以推断出影响共价键键长的因素主要有________，其影响结果是__________________________________________________________________________________________________________________________。(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【示例1】(·安徽化学卷，7)我国科学家研制出一种催化剂，能在室温下高效催化空气中甲醛的氧化，其反应如下：HCHO＋O2eq\o(→,\s\up10(催化剂))CO2＋H2O。下列有关说法正确的是()。A．该反应为吸热反应B．CO2分子中的化学键为非极性键C．HCHO分子中既含σ键又含π键D．每生成1.8gH2O消耗2.24LO2思维启迪由CO2、HCHO的结构式可判断共价键类型。解析该反应与甲醛燃烧反应的反应物、生成物相同，因此该反应为放热反应，A项错误；CO2分子中全是极性键，B项错误；HCHO的结构为，含3个σ键，1个π键，C项正确；D项没有给出氧气的状态，不能求其体积，错误。答案C【示例2】(1)Zn的氯化物与氨水反应可形成配合物[Zn(NH3)4]Cl2，1mol该配合物中含有σ键的数目为________。(·江苏化学，21A，(5))(2)CaC2中C22－与O22＋互为等电子体，O22＋的电子式可表示为________；1molO22＋中含有的σ键数目为________。(·江苏化学，21A(1))(3)下列物质中，①只含有极性键的分子是________，②既含离子键又含共价键的化合物是________；③只存在σ键的分子是________，④同时存在σ键和π键的分子是________。(·浙江自选，15(4))A．N2B．CO2C．CH2Cl2D．C2H4E．C2HF．CaCl2G．NH4思维启迪根据物质的结构判断化学键的类型。解析(1)[Zn(NH3)4]2＋中Zn2＋与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。(2)等电子体结构相似，则O22＋的电子式与C22－相似，为[··O⋮⋮O··]2＋；1molO22＋中含有2molπ键，即2NA个π键。(3)C2H4、C2H6中含有C—H为极性键，C—C键为非极性键。答案(1)16NA(2)[··O⋮⋮O··]2＋2NA(3)①BC②G③CE④ABD1．下列说法中不正确的是()。A．σ键比π键重叠程度大，形成的共价键强B．两个原子之间形成共价键时，最多有一个σ键C．气体单质中，一定有σ键，可能有π键D．N2分子中有一个σ键，两个π键解析单键均为σ键，双键和三键中各存在一个σ键，其余均为π键。稀有气体单质中不含化学键。答案C2．下列物质的分子中既有σ键，又有π键的是()。①HCl②H2O③O2④H2O2⑤C2H4⑥C2H2A．①②③B．③④⑤⑥C．①③⑥D．③⑤⑥解析单键一定是σ键，双键或三键中有一个σ键，其余均是π键。答案D3．已知CO2为直线形结构，SO3为平面正三角形结构，NF3为三角锥形结构，COS、CO32－、PCl3的空间结构分别为________、________、________。解析COS与CO2互为等电子体，其结构与CO2相似，所以其为直线形结构。CO32－与SO3互为等电子体，结构相似，所以CO32－为平面正三角形结构。PCl3与NF3互为等电子体，结构相似，所以PCl3为三角锥形结构。答案直线形平面正三角形三角锥形快速判断σ键、π键的方法1．通过物质的结构式，可以快速有效地判断键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：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。2．σ键比π键稳定。

考点二分子的立体构型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最远时，排斥力最小，体系的能量最低。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)价层电子对数的确定方法价层电子对是指分子中的中心原子上的电子对，包括σ键电子对和中心原子上的孤电子对。①σ键电子对数的确定由分子式确定σ键电子对数。例如，H2O中的中心原子为O，O有2对σ键电子对；NH3中的中心原子为N，N有3对σ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＝eq\f(1,2)(a－xb)。ⅰ.分子：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；阳离子：a为中心原子的价电子数减去离子的电荷数；阴离子：a为中心原子的价电子数加上离子的电荷数(绝对值)。ⅱ.x为与中心原子结合的原子数；ⅲ.b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于“8－该原子的价电子数”。(3)价层电子对互斥模型与分子立体构型的关系电子对数成键电子对数孤电子对数电子对立体构型分子立体构型实例220直线形直线形CO2330三角形平面三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O——————————[特别提醒]——————————————————价层电子对互斥理论说明的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。(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。2．杂化轨道理论(1)杂化轨道概念：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的过程叫原子轨道的杂化，组合后形成的一组新的原子轨道，叫杂化原子轨道，简称杂化轨道。(2)杂化轨道的类型与分子立体构型杂化类型杂化轨道数目杂化轨道间夹角立体构型实例sp2180°直线形BeCl2sp23120°平面三角形BF3sp34109°28′四面体形CH4(3)由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有公式：杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数。代表物杂化轨道数中心原子杂化轨道类型CO20＋2＝2spCH2O0＋3＝3sp2CH40＋4＝4sp3SO21＋2＝3sp2NH31＋3＝4sp3H2O2＋2＝4sp3(4)中心原子杂化类型和分子构型的相互判断：分子组成(A为中心原子)中心原子的孤电子对数中心原子的杂化方式分子空间构型示例AB20sp直线形BeCl21sp2V形SO22sp3V形H2OAB30sp2平面三角形BF31sp3三角锥形NH3AB40sp3正四面体形CH4—————[特别提醒]——————————————————价层电子对互斥理论能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。3．配位键(1)孤电子对分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。(2)配位键①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。②配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4＋可表示为，在NH4＋中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。(3)配合物①形成条件eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(中心原子有空轨道如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。,配位体可提供孤电子对，如：H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。))②结构如[Zn(NH3)4]SO4电离方程式：[Zn(NH3)4]SO4=[Zn(NH3)4]2＋＋SO42－。探究思考填表，VSEPR模型中心原子杂化类型和分子(离子)立体模型的确定化学式孤电子对数σ键电子对数价层电子对数VSEPR模型名称分子或离子的立体模型名称中心原子杂化类型CO2022直线形直线形spClO－314四面体形直线形sp3HCN022直线形直线形spCH≡CH直线形spH2O224四面体形V形sp3SO2123平面三角形V形sp2BF3033平面三角形平面三角形sp2SO3033平面三角形平面三角形sp2CO32－033平面三角形平面三角形sp2NO3－033平面三角形平面三角形sp2HCHO033平面三角形平面三角形sp2NH3134四面体形三角锥形sp3NCl3134四面体形三角锥形sp3H3O＋134四面体形三角锥形sp3SO32－134四面体形三角锥形sp3CH4044正四面体形正四面体形sp3NH4＋044正四面体形正四面体形sp3SO42－044正四面体形正四面体形sp3金刚石立体网状结构sp3石墨层状结构sp2CH2=CH2平面形sp2C6H6平面六边形sp2【示例3】(1)在硅酸盐中，SiO44－四面体(如下图(a))通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si原子的杂化形式为________。(·新课标Ⅰ，37(6))(2)BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。(·山东，32(3))(3)在H2S分子中，S原子轨道的杂化类型是________。(·江苏，21A(2))(4)S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是________。(·新课标，37(1))思维启迪根据价层电子对互斥理论判断中心原子的杂化类型。解析(1)在硅酸盐中，Si与4个O形成4个σ键，Si无孤电子对；SiO44－为正四面体结构，所以硅原子的杂化形式为sp3。(2)根据价层电子对互斥理论可知，BCl3和NCl3中心原子含有的孤电子对数分别是(3－3×1)÷2＝0、(5－3×1)÷2＝1，所以前者是平面三角形，B原子是sp2杂化；后者是三角锥形，N原子是sp3杂化。(3)S原子与H原子形成了2个σ键，另外还有2个孤电子对，所以S为sp3杂化类型。(4)每个S原子与另外2个S原子形成2个共价单键，所以S原子的杂化轨道数＝σ键数＋孤电子对数＝2＋2＝4，故S原子为sp3杂化。答案(1)sp3(2)sp2sp3(3)sp3(4)sp3【示例4】(1)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________。(·新课标Ⅱ，37(4)改编)(2)若BCl3与XYm通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________。(·山东，32(4))思维启迪考查配合物的形成条件。解析(1)F－、K＋和Fe3＋三种离子组成的化合物K3FeF6中化学键的类型有离子键、配位键；该化合物中存在复杂离子[FeF6]3－，配位体是F－。(2)在BCl3分子中B原子最外层的3个电子全部处于成键，所以在该配合物中提供孤电子对的应该是X原子，B原子提供空轨道。答案(1)离子键、配位键[FeF6]3－F－(2)X1．(1)甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。(·山东理综，32(4))(2)丙烯腈分子(H2C=CH—C≡N)中碳原子轨道杂化类型是________；分子中处于同一直线上的原子数目最多为________。(·江苏化学，21A(3)在BF3分子中，F—B—F的键角是________，B原子的杂化轨道类型为________，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，BF4－的立体构型为________；(·新课标，37(3))(4)SO42－的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是________。(·海南化学，19Ⅱ(3))解析(1)甲醇()分子内C有4对σ电子对，无孤电子对，为sp3杂化，O—C—H键角约109°28′；甲醛()分子内C为sp2杂化，平面三角形，O—C—H键角约120°；故甲醇分子内O—C—H键角比甲醛分子内O—C—H键角小。(2)C=C中的碳为sp2杂化，—C≡N中的碳为sp杂化。丙烯腈结构为：，C—C≡N中的三个原子共直线。(3)BF3分子中B原子形成σ键数为3，孤电子对数为0，故杂化轨道数为3，应为sp2杂化，BF3分子的几何构型为平面三角形，F—B—F的键角是120°；BF4－中B原子形成σ键数为4，孤电子对数为0，故BF4－为sp3杂化，为正四面体形。(4)SO42－中成键电子对数为4，中心S原子的杂化轨道类型是sp3，空间构型为正四面体形答案(1)sp3小于(2)sp杂化和sp2杂化3(3)120°sp2正四面体(4)正四面体sp32．(·江苏高考，21A)一项科学研究成果表明，铜锰氧化物(CuMn2O4)能在常温下催化氧化空气中的一氧化碳和甲醛(HCHO)。(1)向一定物质的量浓度的Cu(NO3)2和Mn(NO3)2溶液中加入Na2CO3溶液，所得沉淀经高温灼烧，可制得CuMn2O4。①Mn2＋基态的电子排布式可表示为___________________________________。②NO3－的空间构型是______________(用文字描述)。(2)在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化为CO2，HCHO被氧化为CO2和H2O。①根据等电子体原理，CO分子的结构式为____________________________。②H2O分子中O原子轨道的杂化类型为_______________________________。③1molCO2中含有的σ键数目为__________________________________。(3)向CuSO4溶液中加入过量NaOH溶液可生成[Cu(OH)4]2－。不考虑空间构型，[Cu(OH)4]2－的结构可用示意图表示为______________________________。解析(1)Mn的原子序数为25，价电子排布式为3d54s2，失去4s2轨道上的两个电子，即得Mn2＋。根据价电子对互斥理论，NO3－中N原子采用sp2杂化，所以NO3－的空间构型为平面三角形。(2)CO与N2互为等电子体，根据氮气分子的结构式可以写出CO的结构式为C≡O。H2O分子中O原子存在两对孤电子对，配位原子个数为2，价电子对数目为4，所以O原子采用sp3杂化。二氧化碳分子内含有两个碳氧双键，一个双键中含有一个σ键，一个π键，则1molCO2中含有2molσ键。(3)Cu2＋中存在空轨道，而OH－中O原子上有孤电子对，故O与Cu之间以配位键结合。答案(1)①1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)②平面三角形(2)①C≡O②sp3③2×6.02×1023个(或2mol)(3)用价层电子对互斥理论推测分子或离子的思维程序用价层电子对互斥理论推测简单分子(ABn型)、离子(ABnm±型)空间构型的方法解题思路—考点三分子的性质1．分子间作用力(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。(2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。(3)强弱：范德华力<氢键<化学键。(4)范德华力：范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大，分子的极性越大，范德华力也越大。(5)氢键①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。②表示方法：A—H…B说明a．A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子。b.A、B可以相同，也可以不同。③特征：具有一定的方向性和饱和性。④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。⑤分子间氢键对物质性质的影响主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。2．分子的性质(1)分子的极性类型非极性分子极性分子形成原因正电中心和负电中心重合的分子正电中心和负电中心不重合的分子存在的共价键非极性键或极性键非极性键或极性键分子内原子排列对称不对称(2)分子的溶解性相似相溶原理：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。如果存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。(3)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。探究思考1．分析下面两图，总结卤素单质和卤素碳化物的范德华力变化规律。答案卤素单质和四卤化碳的范德华力随其相对分子质量增加而变大。2．判断下列说法是否正确，正确的划“√”，错误的划“×”(1)氢键是氢元素与其他元素形成的化学键()(2)可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子与水分子间形成了氢键()(3)乙醇分子和水分子间只存在范德华力()(4)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()(5)水分子间既存在范德华力，又存在氢键()(6)氢键具有方向性和饱和性()(7)H2和O2之间存在氢键()(8)H2O2分子间存在氢键()解析(1)氢键与氢有关但不属于化学键；(2)可燃冰中水分子间存在氢键，但CH4与H2O之间不存在氢键；(3)乙醇分子、水分子中都有—OH，符合形成氢键的条件；(4)HI分子间只存在范德华力的作用；(5)和(6)正确；(7)H2与O2分子中的共价键均为非极性键，分子间只存在范德华力；(8)H2O2分子中的H几乎成为“裸露”的质子，与水分子一样，H2O2分子间也存在氢键。答案(1)×(2)×(3)×(4)×(5)√(6)√(7)×(8)√【示例5】(1)H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是____________________________________________。(·江苏，21A(3))(2)关于化合物，下列叙述正确的有________。A．分子间可形成氢键B．分子中既有极性键又有非极性键C．分子中有7个σ键和1个π键D．该分子在水中的溶解度大于2－丁烯(·浙江自选，15(3))(3)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________。[·福建，31(4)](4)化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是________。(·江苏化学，21A(2))(5)H2O分子内的O—H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________。(·山东理综，32(3))思维启迪分子间作用力对分子的物理性质如溶解度、沸点有较大影响。解析(2)没有与活泼非金属元素(O)相连的H，不能形成分子间氢键，A错误。是非极性共价键，C—H、C=O是极性键，B正确，该有机物的结构式为，σ键数为9，π键数为3，C错误，该有机物与H2O能形成分子间氢键，D正确。(3)氧的电负性较大，则中形成分子内氢键，即O—H…O(或—COO－中双键氧与羟基氢之间存在氢键)，其大小介于化学键和范德华力之间，使其更难电离出H＋，则水杨酸第二步电离常数小于苯酚的电离常数。(4)分子间氢键能使分子间作用力增大，使物质的熔、沸点升高。(5)氢键弱于共价键而强于范德华力。前者形成分子间氢键，后者形成分子内氢键。答案(1)水分子与乙醇分子之间能形成氢键(2)BD(3)<见解析(4)NH3分子间能形成氢键(5)O—H键、氢键、范德华力形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大【示例6】(1)BF3与一定量水形成(H2O)2·BF3晶体Q，Q在一定条件下可转化为R：①晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及____________(填序号)。a．离子键b．共价键c．配位键d．金属键e．氢键f．范德华力②R中阳离子的空间构型为________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。(·福建，31(3))(2)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)。(·福建理综，30(4)②)A．离子键B．共价键C．金属键D．范德华力E．氢键思维启迪判断常见微粒间的作用力。解析(1)晶体Q中不存在阴、阳离子和金属元素，所以不存在离子键和金属键。(2)晶体中Na＋与Xm－之间为离子键，H2O分子间存在范德华力和氢键。答案(1)①a、d②三角锥形sp3(2)ADE1．短周期的5种非金属元素，其中A、B、C的特征电子排布可表示为：A：asa，B：bsbbpb，C：csccp2c，D与B同主族，E在C的下一周期，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①BC2②BA4③A2C2④BE4，(2)C的氢化物比下周期同族元素的氢化物沸点还要高，其原因是_________________________________________________________________。(3)B、C两元素都能和A元素组成两种常见的溶剂，其分子式为________、________。DE4在前者中的溶解性________(填“大于”或“小于”)在后者中的溶解性。(4)BA4、BE4和DE4的沸点从高到低的顺序为________________________(填化学式)。(5)A、C、E三种元素可形成多种含氧酸，如AEC、AEC2、AEC3、AEC4等，以上列举的四种酸其酸性由强到弱的顺序为________________________________________________________________________(填化学式)。解析由五种元素为短周期非金属元素，以及s轨道最多可容纳2个电子可得：a＝1，b＝c＝2，即A为H元素，B为C元素，C为O元素。由D与B同主族，且为非金属元素得D为Si元素；由E在C的下一周期且E为同周期电负性最大的元素可知E为Cl元素。(1)①、②、③、④分别为CO2、CH4、H2O2、CCl4，其中H2O2为极性分子，其他为非极性分子。(2)C的氢化物为H2O，H2O分子间可形成氢键是其沸点较高的主要原因。(3)B、A两元素组成苯，C、A两元素组成水，两者都为常见的溶剂，SiCl4为非极性分子，易溶于非极性溶剂苯中。(4)BA4、BE4、DE4分别为CH4、CCl4、SiCl4，三者组成和结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，故它们的沸点顺序为SiCl4>CCl4>CH4。(5)这四种酸分别为HClO、HClO2、HClO3、HClO4，含氧酸的通式可写为(HO)mROn(m≥1，n≥0)，n值越大，酸性越强，故其酸性由强到弱的顺序为HClO4>HClO3>HClO2>HClO。答案(1)③(2)H2O分子间可形成氢键(3)C6H6H2O大于(4)SiCl4>CCl4>CH4(5)HClO4>HClO3>HClO2>HClO2．(1)甲醇的沸点比甲醛的高，其主要原因是________；(·江苏化学，21A(3)①)(2)下列物质变化，只与范德华力有关的是________。A．干冰熔化B．乙酸汽化C．乙醇与丙酮混溶D．溶于水E．碘溶于四氯化碳F．石英熔融(·浙江自选，15(4))(3)左图表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点(右图)，分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是________(填标号)。a．CF4b．CH4c．NH4＋d．H2(·福建理综，30(4))解析(2)干冰为分子晶体，熔化时只需破坏范德华力；乙酸、乙醇、COHNCH3CH3分子间均存在范德华力和氢键，因此B、C、D三者变化过程中均需克服两种作用力；碘为分子晶体，溶于四氯化碳的过程中只需克服范德华力；石英为原子晶体，熔融过程中共价键被破坏，故A、E正确。(3)能被该有机物识别即能嵌入空腔形成4个氢键，则要求某分子或离子是正四面体结构且能形成氢键，只有c项符合题意。答案(1)CH3OH中含有—OH，分子间能形成氢键(2)AE(3)c1．在对物质性质进行解释时，是用化学键知识解释，还是用范德华力或氢键的知识解释，要根据物质的具体结构决定。2．范德华力越大，熔、沸点越高。组成结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。同分异构体中，支链越多，范德华力越小。相对分子质量相近的分子，极性越大，范德华力越大。(时间：45分钟分值：100分)一、选择题(本题共7个小题，每题6分，共42分，每个小题只有一个选项符合题意。)1．N2的结构可以表示为，CO的结构可以表示为，其中椭圆框表示π键，下列说法中不正确的是 ()。A．N2分子与CO分子中都含有三键B．CO分子中有一个π键是配位键C．N2与CO互为等电子体D．N2与CO的化学性质相同解析由题N2分子中N原子之间、CO分子中C、O原子之间通过2个π键，一个σ键，即三键结合，其中，CO分子中1个π键由O原子单方面提供孤电子对，C原子提供空轨道通过配位键形成。N2化学性质相对稳定，CO具有比较强的还原性，两者化学性质不同。答案D2．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，氢键解析由石墨的晶体结构知C原子为sp2杂化，故B原子也为sp2杂化，但由于B(OH)3中B原子与3个羟基相连，羟基间能形成氢键，故同层分子间的主要作用力为氢键。答案C3．下列叙述中正确的是 ()。A．NH3、CO、CO2都是极性分子B．CH4、CCl4都是含有极性键的非极性分子C．HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次增强D．CS2、H2O、C2H2都是直线形分子解析CO2、CH4、CCl4、CS2均为含极性键的非极性分子，H2O为V形分子，HF、HCl、HBr、HI的稳定性依次减弱。答案B4．下列分子中的中心原子杂化轨道的类型相同的是 ()。A．BeCl2与BF3 B．CO2与SO2C．CCl4与NH3 D．C2H2与C2H4解析BeCl2分子、BF3分子中杂化轨道数分别为2、3，中心原子杂化类型分别为sp、sp2。CO2分子中含有2个σ键，SO2分子中杂化轨道数为1＋2，杂化类型分别为sp、sp2。C项中杂化类型均为sp3。D项中杂化类型分别为sp、sp2。答案C5．氯化亚砜(SOCl2)是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水剂。下列关于氯化亚砜分子的几何构型和中心原子(S)采取杂化方式的说法正确的是()。A．三角锥形、sp3 B．V形、sp2C．平面三角形、sp2 D．三角锥形、sp2解析SOCl2分子中S原子的杂化轨道数为1＋3＝4，S原子采取sp3杂化，由于孤电子对占据一个杂化轨道，分子构型为三角锥形。答案A6．(·东北师大附中模拟)化合物NH3与BF3可以通过配位键形成NH3·BF3，下列说法正确的是 ()。A．NH3与BF3都是三角锥形B．NH3与BF3都是极性分子C．NH3·BF3中各原子都达到8电子稳定结构D．NH3·BF3中，NH3提供孤电子对，BF3提供空轨道解析NH3是三角锥形，而BF3是平面三角形结构，B位于中心，因此，NH3是极性分子，但BF3是非极性分子，A、B都不对；NH3分子中有1对孤电子对，BF3中B原子最外层只有6个电子，正好有1个空轨道，二者通过配位键结合而使它们都达到稳定结构，D正确；但H原子核外只有2个电子，C是错误的。答案D7．下列描述正确的是 ()。A．CS2为V形极性分子B．SiF4与SO32－的中心原子均为sp3杂化C．C2H2分子中σ键与π键的数目比为1∶1D．水加热到很高温度都难分解是因水分子间存在氢键解析CS2为直线形非极性分子；SiF4与SO32－的中心原子的价层电子对数均为4，因此中心原子均为sp3杂化；C2H2分子中σ键与π键的数目比为3∶2；水加热到很高温度都难分解是因O—H键的键能较大。答案B二、非选择题(本题共4个小题，共58分)8．(13分)氢、碳、氧、硫元素是自然界极为丰富的非金属元素，它们构成了许许多多的化合物。(1)如图所示是H2O2的空间构型，H2O2分子中每个氧原子都是________杂化，H2O2为________(填“极性”或“非极性”)分子。(2)H2S和H2O2的主要物理性质如表所示：熔点/K沸点/K水中的溶解度(标准状况)H2S1872022.6H2O2272423以任意比互溶H2S和H2O2的相对分子质量基本相同，造成上述物理性质差异的主要原因是______________________________。(3)甲烷晶体的晶胞如图所示，该晶胞中含有________个甲烷分子，此晶体在常温常压下不能存在的原因是______________________________________________________