高中化学专题11 物质结构与性质-2021年高考化学纠错笔记（学生版）

专题11物质的结构与性质

易错点1无视构造原理错误进行电子排布

画画囹园

1.卜列由电子排布式所得的结论错误的是

选项电子排布式结论

22200违背洪特规则

A1s2s2px2py2pz

B1s22s22P63s23P2违背能量最低原理

Cls22s22p63s23p10违背泡利原理

D1s22s22P63s23P23d5违背能量最低原理

【错因分析】洪特规则、泡利原理以及能量最低原理是原子核外电子排布遵循的规则，运用相应的规则才

能识别核外电子的具体排列情况，无视这些规则不能正确的做出选择判断。

【参考答案】B

【试题解析】电子排布式为：Is22s22Px22py02pz。,此处2px,2py,2Pz就是2P能级的3个简并轨道,两个电

子排入2P能级，它们将分别占据2个简并轨道且自旋平行，而不是自旋相反地挤入其中一个轨道，电子排

布是违反洪特规则的，A项正确；电子排布式为：Is22s22P63s23P2,排布符合构造原理，符合三个原理，B

项错误；电子排布式为：Is22s22P63s23pQ3P轨道最多容纳6个电子,不可能出现3pi。的情况,电子排布

式违反泡利原理，C项正确；电子排布式为：Is22s22P63s23P23d54s*虽然3d轨道为半充满结构，但3P上只

有2个电子，没有充满，电子排布式违反能量较低原理，D项正确。答案选B。

⑥身错点击

泡利原理和洪特规则

量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有

7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“n”来表示.

①泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，并且其自旋状态相反。

②洪特规则：对于基态原子，当电子排布在同一能级的不同轨道时，将尽可能分占不同的轨道，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充满（p6、一。、"）、半充满（p3、d\F）和全空（p。、d。、f°）

状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为Is22s22P63s23P63d54si,而不是

1S22s22P63s23P63d44s2。

即时见s

I.以下列出的是一些基态原子的2P轨道和3d轨道中电子排布的情况，违反洪特规则的有

①I111②11回IJ③111小I

©iiti11111M⑤附用w山।甲］®111M1111m

A.①®@B.④⑤⑥C.②@©D.③④⑥

易错点2混淆基态与激发态及对应关系

园园囹园

2.下列各项叙述中正确的是

A.电子层序数越大，s原子轨道的形状相同，半径越大

B.在同一电子层上运动的电子，其自旋方向肯定不同

C.镁原子由Is22s22P63s2Tls22s22P63P2时，释放能量，由基态转化成激发态

D.杂化轨道可用于形成0键、兀键或用于容纳未参与成键的孤电子对

【错因分析】本题的易错点为B,要注意在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一能级不同轨道中

电子的自旋方向是可以相同。

【参考答案】A

【试题解析】s能级原子轨道都是球形的，且能层序数越大，半径也越大，A项正确；在一个轨道中电子的

自旋方向肯定不同，但在同一能层中电子的自旋方向是可以相同，如N原子的2P轨道中的3个电子的自旋

方向相同，B项错误；Mg原子3s2能级上的2个电子吸收能量跃迁为3P2能级上，由基态转化成激发态，C

项错误；杂化轨道只用于形成G键或用于容纳未参与成键的孤对电子，没有杂化的p轨道形成兀键，D项错

误。答案选A。

⑥身错点击

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。但处于

激发态的原子不稳定，当电子从激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，通常以光（辐射）

的形式释放出来。

即时见S

2.下列各项叙述中，正确的是

A.镁原子由Is22s22P63s2fls22s22P63P2时，原子释放能量，由基态转化成激发态

B.外围电子排布式为5s25Pl的元素位于第五周期第IA族，是s区元素

C.24Cr原子的核外电子排布式是Is22s22P63s23P63d44s2

D.所有原子任一电子层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同

易错点3电子排布式书写错误

画画囹园

3.主族元素原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离子。下列各

原子或离子的电子排布式错误的是

A.Ca2+：1s22s22P63s23P6B.O2-：1s22s22p4

C.Cr：[Ne]3s23P6D.Ar：1s22s22P63s23P6

.

【错因分析】本题易错点是误以为氧离子核外有8个电子而错选Bo

【试题解析】钙原子失去2个电子变成钙离子，使次外层变成最外层，所以钙离子核外有18个电子，排布

式正确，A项正确；氧原子核外有8个电子，氧原子得2个电子变成氧离子，最外层电子数由6个变成8个,

所以氧离子核外有10个电子，排布式应该是Is22s22P6,B项错误；氯原子核外有17个电子，氯原子得一个

电子变成氯离子，最外层由7个电子变成8个电子，所以氯离子核外有18个电子，排布式正确，C项正确;

氤是18号元素，原子核外有18个电子，排布式正确，D项正确。答案选B。

【参考答案】B

⑥易错点击

书写基态原子电子排布式的方法

1.由原子序数书写核外电子排布式

(1)根据构造原理、各能级最多容纳的电子数及能量最低原理，由低能级向高能级依次填充电子。如31号元素

钱，电子填充顺序为Is、2s、2p、3s、3p、4s、3d,最后1个电子排入4P能级；

(2)我们也可以通过31—18=13,以Ar的电子排布式为基础再填充13个电子，即[Ar]3cP。4s24p%

2.由元素名称书写核外电子排布式

(1)前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6,其电子排布式为[Ne]3s23P4

(2)第四周期从K开始数，数到几，就可以写成[Ar](从4s能级开始，依次填充多余的电子)。如Fe,从钾开始数

到铁为8,其电子排布式为[Ar]3d64s2；Se,从钾开始数到Se为16,其电子排布式为队门3卬。4s24P、

注意事项

①出现nd能级时，虽然电子排布按ns、(n-l)d、叩的顺序填充，但书写核外电子排布式时，仍把(n-l)d放在

ns前面,如Fe：Is22s22P63s23P63d64s2正确，Is22s22P63s23P64s23d6错误。

②熟记前四周期的能级排布顺序(Is、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。

③要抓住核外电子排布的特殊性，如Cr、Cu的基态原子核外电子排布；Cr的基态原子未成对电子最多一一6

个；当np能级中未成对电子数mW3时，np能级的电子排布可能为np'11或叩&m,但3d能级中有4个未成

对电子时，只能为3d6,不会是3d4。

即时见S

3.(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。

易错点4忽视第一电离能“异常”

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4.下列说法或有关化学用语的表达正确的是

A.在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量

3d4s

B.基态Fe原子的外围电子排布图为卜"}|||小|口

C.因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大

D.根据原子核外电子排布的特点，Cu在元素周期表中位于s区

【错因分析】元素周期律(包括第一电离能)除了相似性、递变性之外，还存在特异性，因此解题时尤其是要

注意这些特异性质的关注，防止误选。

【试题解析】在基态多电子原子中，3P轨道电子能量比4s轨道电子能量低，A项错误；基态Fe原子的外围

电子排布式为3d64s2,3d轨道中，电子未充满，应遵循洪特规则，则外围电子排布图为

3d4s

ME；eH亢，B项正确；因为氮原子的最外层电子处于半充满的稳定状态，第一电离能出现反

常，所以氧原子第一电离能比氮原子第一电离能小，C项错误；Cu的价电子排布式为3印。4$1所以Cu在

元素周期表中位于ds区，D项错误。答案选B。

【参考答案】B

⑥属错点击

第一电离能/i大小的比较：同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，但要注意第IIA族和第HIA

族的反常,如/1(Be)>/,(B),h(Mg)>A(Al)；第VA族和第VIA族的反常，如h(N)>/,(O),h(P)>/i(S)»

同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。

即时见S

4.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.最外层电子排布为雁2叩6(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<…

易错点5混淆分子的VSEPR模型和立体构型

回园囹园

5.下列分子或离子中，价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，VSEPR模型几何构型与分子或离子的立

体构型不一致的是

2

A.C02B.H20C.CO3D.CCU

【错因分析】本题最容易犯的错误是混淆分子VSEPR模型和立体构型，误将分子的立体构型当作VSEPR

模型而错选。

【试题解析】C02分子中每个O原子和C原子形成两个共用电子对，所以C原子价层电子对个数是2,且

不含孤电子对，为直线形结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，A项不符合题意；水分子中价层电

子对个数=2+2x(6-2x1)=4,VSEPR模型为正四面体结构；含有2个孤电子对，略去孤电子对后，实际上

其空间构型是V型，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，B项符合题意；CO3?一的中心原子C原子上

2

含有3个。键，中心原子上的孤电子对数=EX(4+2-2X3)=0,所以C032的空间构型是平面三角形，VSEPR

模型与分子立体结构模型一致，C项不符合题意；CCL,分子中中心原子C原子原子价层电子对个数=。键个

1

数+孤电子对个数=4+工4-汉4)=4,VSEPR模型为正四面体结构，中心原子不含有孤电子对，分子构型为

正四面体结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，D项不符合题意。答案选B。

【参考答案】B

【名师点睛】价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，根据价电子对互斥理论，价层电子对个数="键个数

1

+孤电子对个数。◎键个数=配原子个数，孤电子对个数=2x(a-xb),a指中心原子价电子个数，x指配原

子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数：分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包

括中心原子未成键的孤对电子；实际空间构型要去掉孤电子对，略去孤电子对就是该分子的空间构型。价

层电子对个数为4,不含孤电子对，为正四面体结构；含有一个孤电子对，空间构型为三角锥形，含有两个

孤电子对，空间构型是V型；价层电子对个数为3,不含孤电子对，平面三角形结构；含有一个孤电子对,

空间构型为为V形结构；价层电子对个数是2且不含孤电子对，为直线形结构，据此判断。

⑥身错点击

分子或离子立体构型的判断方法

(1)6键电子对数的确定

由分子式确定。键电子对数。例如，40的中心原子为0,0有2对G键电子对；NH3的中心原子为N,N

有3对。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=」(〃一动)。式中“为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于

2

原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；人为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为

1,其他原子为“8—该原子的价电子数”)。例如，SO?的中心原子为S,S的价电子数为6(即S的最外层电子

数为6),则a=6；与中心原子S结合的O的个数为2,则x=2；与中心原子结合的0最多能接受的电子数

为2,则匕=2。所以，SO2的中心原子S上的孤电子对数='x(6-2x2)=l。

2

即时见S

5.对于短周期元素形成的各分子，下表所述的对应关系错误的是

选项ABCD

分子式

CH4NH3CO2SC12

VSEPR模型正四面体形四面体形直线形四面体形

分子的立体构型正四面体形平面三角形直线形V形

易错点6判断物质类别、键的极性及分子的极性之间的关系

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6.研究表明:H2O2具有立体结构，两个氢原子像在半展开一本书的两页上，两页纸面的夹角为94。，氧原子

在书的夹缝上，0-H键与0-0键之间的夹角为97。，如图所示，下列说法错误的是

A.H2O2分子中既有极性键又有非极性键

B.H2O2分子为含有非极性键的极性分子

C.H2O2分子为非极性分子

D.H2O2分子为既含极性键又含非极性键的极性分子

【错因分析】本题易错之处是误认为双氧水结构对称。

【试题解析】H2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，A项正确；H2O2分子中含有氧氢极性

共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，B项正确；H2O2分子中含有氧氢极

性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，C项错误；H2O2分子中含有氧氢

极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，D项正确。答案选C。

【参考答案】C

⑥易错点击

1.全部由非极性键构成的分子不一定是非极性分子，如03是由非极性键构成的极性分子；由极性键构成

的双原子分子一定是极性分子，如HF是由极性键构成的极性分子；非金属单质中不一定含有非极性键，如

稀有气体分子中，不含有化学键；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如NazCh、NH4CI、NaOH等

含有共价键，但属于离子化合物；共价化合物中一定不存在离子键，若存在离子键，则化合物一定是离子

化合物。

2.掌握典型物质的组成和结构，有利于减少解答这类题目时产生的错误。例如，稀有气体（单原子分子）、

H2O2>CH=CH、Na2O2、NaOH、（NH^SO”含离子键、配位键、极性键）、C0（00含配位键、极性键）、

CC14（含极性键，属于非极性分子）、03（含非极性键，属于极性分子）等。

秘f双原子分子：如HC1、NO、IBr等

极右同木就砍2V形分子：如H2O、H2S.SO?等

性产间不对吒用三角锥形分子:如NH,、PH3等

键军非正四面体形分子：如CHCU、

\阿丁等

ICH,CI2,CH3a

%非

非\曹f单质分子：如C12、4、P,、k等

极空间对称、落直线形分子：如82、CSz、CM等

性g1正四面体形分子：如CH,、CCL、CF,等

键JI平面正三角形分子：如BF3、S03等

即时见IS

6.下列叙述中正确的是

A.卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，共价键的极性越大，稳定性也越强

B.以极性键结合的分子，一定是极性分子

C.判断A?B或AB2型分子是否是极性分子的依据是看分子中是否含有极性键

D.非极性分子中，各原子间都应以非极性键结合

易错点7对含氧酸的元数、酸性、氧化性的认识错误

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7.下列叙述正确的是

A.能电离出H+的化合物除水外都是酸，分子中含有几个氢原子它就是几元酸

B.无机含氧酸分子中含有几个羟基，它就属于几元酸

C.同一元素的含氧酸，该元素的化合价越高，其酸性越强，氧化性也越强

D.H3P和H2c03分子中非羟基氧的个数均为1，但它们的酸性不相近，H3P04是中强酸而H2co3是

弱酸

【错因分析】错选A、B项是由于只考虑到了HNC)3、H2so4、H3P。4等个例，而忽略了酸式盐、CH3coOH、

H3BO3等例外；错选C项是由于只考虑到了HNO&与HNO?、H2so4HH2SO3的酸性与氧化性符合酸性强的

氧化性也强，而忽略了HCI0与HCICh等例外。

【试题解析】由NaHSCh、CH3COOH,H3BO3等示例可判断A、B均错误；由HC1O的酸性很弱而氧化性

很强可判断C错误；D项中H3P04和H2c的非羟基氟原子数均为I，但H2c03的酸性比HFCU弱很多。

【参考答案】D

⑥身错点击

1.无机含氧酸的通式可写成(H0),“R0“，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0的电子向R偏移程度越大，在水分子的作用下越易电离出H+,酸性越强，如酸性：HC10<HC102<

HCIO3<HC1O4«由HNO3、H2so4、H3P的相关知识而误认为有几个H或几个羟基的酸就属于几元酸；由

氧化性：HNC>3>HNO2、H2sO4>H2s03而混淆酸的酸性与氧化性，误认为酸性越强的酸其氧化性也越强。

2.误认为羟基数就是含氧酸的元数。如磷元素的几种含氧酸的名称、分子式、结构式、磷的化合价、酸的

元数如下表:

名称正磷酸偏磷酸亚磷酸次磷酸

分子式H3P。4HPO3H3P03H3P。2

OO

t0t

结构式HO—P—0HHO-LoHO—P—OHH—P—OH

1

OH

磷的化合价+5+5+3+1

酸的元数三元一元二元一元

3.同种元素的含氧酸，中心原子的价态越高，含氧酸的氧化性不一定越强。如酸性：HC1O4>HC1O3>HC1O,

氧化性：HC1O4<HC1O3<HC1OO

即时见回

7.判断无机含氧酸酸性强弱的一条规律:在无机含氧酸分子中非羟基氧原子数越多，酸性越强。例如:

含氧酸的化学式非羟基氧原子数酸性

HC1O0弱酸

H3PO41中强酸

HNO32强酸

HCIO43超强酸

若已知H3Po3（亚磷酸）为中强酸，H3ASO3（亚碎酸）为弱酸，试写出H3Po3和H3ASO3的结构简式。

易错点8常见原子晶体结构判断错误

画画囹画

8.（1）纳米氧化铜、纳米氧化锌均可作合成氨的催化剂，C/+价层电子的轨道表达式为.

（）

（2）2-筑基烟酸（个大川］）水溶性优于2-疏基烟酸氧钢配合物（

（3）各原子分子中各原子若在同一平面，且有相互平行的p轨道，则p电子可在多个原子间运动，形成“离

域兀键”，下列物质中存在“离域W键''的是。

2-

A.SO2B.SO4C.H2sD.CS2

(4)尿素(H2NCONH2)尿素分子中，原子杂化轨道类型有,◎键与兀键数目之比为。

(5)氮化硼(BN)是一种性能优异、潜力巨大的新型材料，主要结构有立方氮化硼(如左下图)和六方氮化硼

(如右下图)，前者类似于金刚石，后者与石墨相似。

ON

•B

①晶胞中的原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置。左上图中原子坐标参数A为(0,0,

0),D为(,，1,0),则E原子的坐标参数为oX-射线衍射实验测得立方氮化硼晶胞

22

边长为361.5pm,则立方氮化硼晶体中N与B的原子半径之和为pm(=1.732)。

②已知六方氮化硼同层中B-N距离为acm,密度为"g/cn^,则层与层之间距离的计算表这式为

pm。(已知正六边形面积为空层，。为边长)

2

【错因分析】本题易错点是问题(3),学生读不懂信息，首先应是各原子在同一平面，即根据价层电子对数

判断空间构型，然后是相互平行的p轨道，即原子中含有p轨道参与成键，这样就可以判断出正确的选项，

注意硫化氢中H为s能级。另外不理解原子坐标参数的定义则无法解决第(5)问。

【试题解析】(1)考查轨道式的书写，Cu属于副族元素，价电子应是最外层电子和次外层d能级上的电子，

3d

因此C/+的价层电子的轨道式是叵叵向迎J］；(2)考查溶解性，2-毓基烟酸的峻基可与水分子之间

形成氢金建，使其在水中溶解度增大；(3)考查化学键类型，SO2中心原子S有2个。键，孤电子对数为

(6-2x2)/2=l,价层电子对数为3,则SO?空间构型为V型，符合题中所给条件，即存在离域兀键，A项正确;

SCV■■中心原子S含有4个。键，孤电子对数为(6+2-4x2)/2=0,价层电子对数为4,空间构型为正四面体，

不符合题中信息，不含离域兀键，B项错误；H2s的空间构型为V型，但H不含p能级，即不存在离域兀

键，C项错误；CS2空间构型为直线型，符合信息“存在离域兀键，D项正确；(4)考查杂化类型的判断、化

学键数目的判断，尿素的结构简式为f,判断出N、C、。杂化类型分别是sp3、sp?、sp3；成

H：N—C-NH：

键原子之间只能形成I个。键，因此Imol尿素中含有。键的物质的量为7mol，含有兀键的物质的量为Imol,

比值为7：1：（5）考查晶胞的计算，①BN结构类似于金刚石的结构，因此BN为原子晶体，根据金刚石晶胞

结构贴点，E的坐标为（1/4,3/4,3/4）；立方氮化硼中B和N最近的距离是体对角线的1/4,求出B与N之

间的距离应是如xpm（x为晶胞的边长），即为156.5pm；②根据六方氮化硼的结构，B的个数为

4

2x253出

6xl/6+3xl/3=2,晶胞的质量为七一g,根据晶胞的体积为（王序xh）cm3（h为六方氮化硼的高），根据晶

NA2

2525

胞的密度的定义，求出〃=2x36/cm,层与层之间的距离应是高的一半，因此八，3居2xioiopm。

dNA2亚-^―

【参考答案】（1）|”|用“「币~|

（2）2-疏基烟酸的竣基可与水分子之间形成氢维，使其在水中溶解度增大

（3）AD

（4对、sp37：1

25

i33-----------------

⑸①（：，---）156.5②3V3«2xlO10

444dNA下一

⑥属错点击

1.金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等原子晶体中的成键数目。

⑴金刚石（或晶体硅）中，1molC（或Si）形成2molC—C（或Si—Si）键。

（2）SiC晶体中，1molC或1molSi均形成4molC—Si键。

（3）1molSiO2晶体中,共有4molSi—O键。

2.金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化碳中最小环上的原子数。

（1）金刚石、晶体硅、SiC晶体中最小环上的原子数分别为6个C、6个Si、3个Si和3个C。

（2）SiO2晶体中最小环上有12个原子（6个Si和6个O）。

3.金刚石、晶体硅的一个晶胞中，分别含有碳原子数为8、硅原子数为80

体晶体结构晶体详解

(1)每个碳原子与4个碳原子以共价键结

a合.形成正四曲,体结构

金(2)键角均为109°28'

冈IJ।'r(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在

石同一平面内

(4)每个C参与4个C一C键的形成,C原

子数与C一C键数之比为1：2

(1)每个Si与4个。以共价键结合，形成正

%二曷四面体结构

(2)每个正四面体占有1个Si,4个

SiO2

“汐”,"Si)：n(O)=l：2

(3)最小环上有12个原子,WJ6个0,6个Si

即时见s

8.设NA为阿伏加德罗常数的值。下列说法中正确的是

A.28g晶体硅中含有Si—Si键的个数为2NA

B.124g白磷(P。晶体中含有P—P键的个数为4NA

C.12g金刚石中含有C—C键的个数为4NA

D.SiO2晶体中每摩尔硅原子可与氧原子形成2NA个共价键(Si—0键)

易错点9错用离子晶体中的晶格能

画画囹园

9.根据下列几种物质的熔点和沸点数据，判断下列有关说法中，错误的是

物质

NaClMgCl2AIC13SiCl4单质B

熔点/℃810710190-682300

沸点/7572500

注：AlCb熔点在2.02x105Pa条件下测定。

A.SiCL是分子晶体B.单质B是原子晶体

C.AlCb加热能升华D.MgCL所含离子键的强度比NaCl大

【错因分析】解本题的关键是先区分晶体种类，然后再进一步比较熔沸点，这是易出错的地方。

【试题解析】山表中数据可知，SiCL,的熔沸点较低，属于分子晶体，A项正确；单质B的熔沸点很高，所

以单质B是原子晶体，B项正确；由表中数据可知AlCb的沸点比熔点高，所以AlCb加热能升华，C项正

确；离了•晶体的离子键越强，熔沸点越高，由表中数据可知，NaCl的熔、沸点均比MgCL高，所以NaCl

晶体中的离子键应比MgCL的强，D项错误。答案选D。

【参考答案】D

⑥易错点击

1.不同类型晶体的熔、沸点的比较

(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体〉离子晶体〉分子晶体。

但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如MgO具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定比

分子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。

(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如鸽、伯等金属的熔、沸点很高，汞、葩等金属的熔、沸点很低。

2.同种类型晶体的熔、沸点的比较

(1)原子晶体

原子半径越小|一|键长越短|一|键能越大|一|熔、沸点越高

如熔点：金刚石>碳化硅>硅。

(2)离子晶体

①一般地，离子所带的电荷数越多，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>MgCh>NaCl>CsClo

②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也越

大。

(3)分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如H2O>H2Te

>H2Se>H2S1,

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。

③组成和结构不相似的物质(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。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

(4)金属晶体

金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na<Mg

<Alo

即时见s

9.根据下表的数据，判断下列说法正确的是

离子化合物离子电荷数键长/pm晶格能/(kJ・md-)熔点/℃摩氏硬度

NaF12319239933.2

NaCl12827868012.5

MgO2210389028006.5

CaO2240340126144.5

A.晶格能的大小与正负离子电荷数和距离成正比

B.晶格能越大，即正负离子间的静电引力越强，晶体的熔点就越高，硬度就越大

C.NaF晶体比NaCl晶体稳定

D.表中物质CaO晶体最稳定

画圈囹图

I.基态原子的核外电子排布

(1)排布规律

①能量最低原理

原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最

低的状态。所有电子排布规则都需满足能量最低原理。

②泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

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，且自旋状态相同。

(2)电子在原子轨道上的填充顺序——构造原理

可•国ooooo

<:软®软ooo

三:&:⑥：逾、®o

/®

\\

①图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增

而增加的电子填入能级的顺序。

②构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)

>£(4s),E(4d)>£(5s)>E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。

③原子的核外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，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的主要依据之一。但需注意洪特规则特例。

(3)基态原子核外电子排布的表示方法(以S为例)

表示方法举例

c'\\

原子结构示意图

电子式-s-

电子排布式1s22s22P63s23P■'或[Ne]3s23P4

电子排布图IlillHlIHIHIHIIHIItiltIt1

Is2s2p3s3p

(4)基态原子电子排布式的书写方法

①由原子序数书写核外电子排布式

a.常根据构造原理(Is、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高能

级排列，如31号元素钱,首先排满"，依次填充如2、2P6、3s2、3P6、4s2、3d10,最后填充4pi；

b.也可以用31—18=13,然后再填充13个电子,如[Ar]3di04s24pL

②由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式

如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：

a.位于s区的第IA、第HA分别为[Ar]4si、[Ar]4s2；

b.位于p区的主族元素为[Ar]3+。4s24P防效飞。族元素除外)；

c.位于d区的副族元素为[Ar]3dss"（〃?+”=族序数，第VIII族元素除外）；

d.位于ds区的副族元素为[Ar]3d"）4s"<〃?=族序数）。

③由元素名称书写核外电子排布式

a.前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6,其核外电子排布式为

[Ne]3s23P%

b.第四周期从K开始数，数到小就可以写成“[Ar]+〃个电子”。如Fe,从K开始数到Fe为8,其核外

电子排布式为[Ar]3d64s2；Se,从K开始数到Se为16,其核外电子排布式为a]3出。4s24P、

2.电离能和电负性的应用

（1）电离能

①判断元素金属性的强弱：

电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱。

②判断元素的化合价（4、/2……表示各级电离能）：

如果某元素的则该元素的常见化合价为+〃。如钠元素的h»Ix，所以钠元素的常见化合

价为+1。

③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处于全空、半充

满或全充满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期相邻元素的第一电离能。

（2）电负性

3.形形色色的分子

单原子分子（稀有气体）、双原子分子不存在立体构型，多原子分子中，由于空间的位置关系，会有不同

类型的立体异构。

（1）三原子分子——直线形和V形

化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型

CO2直线形o=c=o180°g

O

HOV形/\105°°

2HH

（2）四原子分子——平面三角形和三角锥形

化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型

H

/

CHO平面三角形O-C120°

2\

H

Na

NH三角锥形/|\107°

3HHH

（3）五原子分子

化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型

H

正四面体形H

CH4H4>109028,

H工。

（4）常见多原子分子的立体构型

多原子分子的立体构型形形色色，异彩纷呈。如白磷（P4,正四面体）、PCk（三角双锥）、SF“正八面体）、

P4O6、PQio、C60（"足球''状分子，由平面正五边形和正六边形组成）、C6H12（环己烷）、GoH|6（金刚烷）、S8、

B|2（硼单质）等的立体构型如图所示。

1SsB12

4.分子立体构型的确定

利用VSEPR理论预测分子立体构型的思路：Q键电子对数+孤电子对数二价层电子对数

价一子F»VSEPR模型略去孤电子对.分子的立体构型。其中正确地确定6键数和a、x、b的值是计算价

互斥理论

电子对数的关键，也是判断、预测VSEPR模型和立体构型的关键。一些常见的分子、离子的价层电子对数

和立体构型如下表。

中心原子上的孤电子对数

6键电价层电

分子或离子立体构型

子对数aXb—(a-xb)子对数

2

co2242202直线形

BeCh222102直线形

SO2262213V形

分子SO3363203平面三角形

NH3353114三角锥形

H20262124V形

正四面体形

CH4(CC14)444104

H3O+36-1=53