化学一轮精品复习学案：第一章 原子结构与性质(选修3)

第一章原子结构与性质

【高考新动向】

【考纲全景透析】

一.原子结构

1.能级与能层

2.原子轨道

3.原子核外电子排布规律

⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。

能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。

说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。

（2）能量最低原理

现代物质结构理论证实，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。

构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言

之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。

（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p 3

的轨道式

为

或

，而不是

。

洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p 0

、d 0

、f 0

、p 3

、d 5

、f 7

、p 6

、d 10

、f 14

时，是较稳定状态。

前36号元素中，全空状态的有4Be 2s 2

2p 0

、12Mg 3s 2

3p 0

、20Ca 4s 2

3d 0

；半充满状态的有：7N 2s 2

2p 3

、15P 3s 2

3p 3

、24Cr 3d 5

4s 1

、25Mn 3d 5

4s 2

、33As 4s 2

4p 3

；全充满状态的有10Ne 2s 2

2p 6

、18Ar 3s 2

3p 6

、29Cu 3d 10

4s 1

、30Zn

3d 10

4s 2

、36

Kr 4s 24p 6

。

4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式

①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。

②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K ：[Ar]4s 1

。 (2)电子排布图(轨道表示式)

每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为

二.原子结构与元素周期表

1.原子的电子构型与周期的关系

(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为n s 1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He 为1s 2外，其余为n s 2n p 6。He 核外只有2个电子，只有1个s 轨道，还未出现p 轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

(2)一个能级组最多所容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

↑↓

↑

↓

↓

↓

↑ ↑ ↑

2.元素周期表的分区

(1)根据核外电子排布

①分区

②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

③若已知元素的外围电子排布，可直接判断该元素在周期表中的位置。如：某元素的外围电子排布为4s24p4，由此可知，该元素位于p区，为第四周期ⅥA族元素。即最大能层为其周期数，最外层电子数为其族序数，但应注意过渡元素(副族与第Ⅷ族)的最大能层为其周期数，外围电子数应为其纵列数而不是其族序数(镧系、锕系除外)。

三.元素周期律

1.电离能、电负性

（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子时所需要的最低能量，第一电离能是指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最低能量。第一电离能数值越小，原子越容易失去1个电子。在同一周期的元素中，碱金属(或第ⅠA族)第一电离能最小，稀有气体(或0族)第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。同主族元素，从上到下，第一电离能逐渐减小。同一原子的第二电离能比第一电离能要大

（2）元素的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。以氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度，金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性在1.8左右。它们既有金属性，又有非金属性。

（3）电负性的应用

①判断元素的金属性和非金属性及其强弱

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。

2.原子结构与元素性质的递变规律

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

【热点难点全析】

※考点一 基态原子核外电子排布的表示方法

1．核外电子排布规律

(1)遵守能量最低原理、泡利原理、洪特规则。

(2)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。

(3)当能量相同的原子轨道在全满(p 6、d 10、f 14)、半满(p 3、d 5、f 7)和全空(p 0、d 0、f 0)状态时，体系的能量最低。如24Cr 的基态原子电子排布式为：1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，而不是：1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。 2．表示方法 (1)电子排布式

按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。 如：Cu ：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1 (2)简化电子排布式

“［稀有气体］+价层电子”的形式表示。 如：Cu ：［Ar ］3d 104s 1 (3)电子排布图

用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。

如：S：

【典例1】有四种短周期元素，它们的结构、性质等信息如下表所述.

请根据表中信息填写：

(1)A原子的核外电子排布式________________________．

(2)B元素在周期表中的位置__________________________；离子半径：B________A(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】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.

(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第3周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)

(3)C为N，其电子排布图为，其中有3个未成对电子，能量最高的为p轨道上的电子，其轨道呈纺锤形．

(4)D为Cl，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，简化电子排

布式为[Ne]3s23p5，Cl－的结构示意图为 (5)本题考查Al(OH)3分别与NaOH、盐酸反应的方程式．

Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O.

【答案】(1)1s22s22p63s1

(2)第3周期第ⅢA族小于

(3)

(4)1s22s22p63s23p5或[Ne]3s23p5

(5)NaOH＋Al(OH)3===NaAlO2＋2H2O 3HCl＋Al(OH)3===AlCl3＋3H2O

※考点二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，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

如果某元素的I n＋1 I n，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。

2.电负性

【典例2】在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，与其同周期的A、B、C、D 四种元素，它们的原子的最外层电子数依次为2、2、1、7，其中A、C两元素原子的次外层电子数为8，B、D两元素原子的次外层电子数为18，E、D两元素处于同族，且在该族元素中，E的气态氢化物的沸点最高。

(1)B元素在周期表中的位置________________，B元素原子的价层电子排布为________。

(2)E的气态氢化物在同族元素中沸点最高的原因是________________________________。

(3)A、C两元素第一电离能________＞_____。(填元素符号)

(4)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18，最外层电子数为2，则B为Zn；E、D两元素处于同族，为ⅦA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】

【高考零距离】

【2012年高考】

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

A．Bi元素的质量数是209

B．Bi元素的相对原子质量是209.0

C．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，C项错误；最外层5个电子分别在s、P层，能量不同，D项错误。

2、（2012·江苏高考·21A）21.(12分)A.[物质结构]

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 (用文字描述)。

(2)在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化成CO2，HCHO被氧化成CO2和H2O。

①根据等电子原理，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。

【参考答案】

(1)①1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)

②平面三角形

(2)①C≡O ②sp3③2×6.02×1023个(或2mol)

(3)

【分析】本题科学研究铜锰氧化物作背景，考查学生对电子排布、原子轨道杂化类型与空间构型、等电子体原理、[Cu(OH)4]2－结构等《选修三》基础知识的掌握和应用能力。本题基础性较强，重点特出。

【备考提示】《选修三》的知识点是单一的、基础的，我们一定要确保学生不在这些题目上失分。看来还是得狠抓重要知识点，狠抓基础知识，强化主干知识的巩固和运用，这也许是我们高三复习的灵魂所在。【解题指南】解答本题时应熟练掌握物质结构的有关规律和原理，运用相关规律和原理解决具体问题。

【解析】

（1）①锰的质子数为25，Mn2+有23个电子；

②硝酸根中心原子为氮原子，有三对价层电子对，三个配位原子，硝酸根为平面三角形结构；（2）①一氧化碳与氮气互为等电子体，结构式与氮气类似；

②水中氧原子为中心原子，价层电子对为4对，为sp3杂化；

③一个二氧化碳中有两个σ键，1mol二氧化碳中σ键为2 mol；

（3）铜离子与氢氧根之间为配位键；

【答案】

3、（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：Al Si（填“>”或：“<”）

（2）基态Mn2+的核外电子排布式为。

（3）硅烷（Si n H2n+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X m—（含B、O、H三种元素）的球棍

模型如右下图所示：

①在X m—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）。

②硼砂晶体由Na+、X m—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X m －

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，ⅡA 和ⅤA 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［Ar ］3d 5

4s 2

，失去最外层的2个电子，即得Mn 2+

：［Ar ］3d 5

。（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。（4）①H 可以形成1个共价键，O 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O 原子，共9个，颜色深的大球为B 原子，共9个，其化学式为（H 4B 4O 9）m －，H 为+1价，B 为+3价，O 为－2价，所以4×1+4×3

－2×9＝－m ，得m ＝2。B 原子正常形成3个共价键，采用sp 2

杂化，4号B 原子形成了4个共价键，四面体构型，采用sp 3

杂化，其中1个共价键为配位键，5号O 原子形成2个共价键，还有1个离子键（OH －

），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。②钠离子与X m-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、X m-、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）1s 2

2s 2

2p 6

3s 2

3p 6

3d 5

或［Ar ］3d

5

（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）①sp 2

和sp 3

4，5或（5，4） 2 ②ADE 4.（2012·浙江高考·15）15．《物质结构与性质》模块 （1）可正确表示原子轨道的是： ① 。

A ．2s

B ．2d

C ．3p

D ．3f

（2）写出基态镓（Ga ）原子的电子排布式： ② 。 （3）下列物质变化，只与范德华力有关的是 ③ 。

A ．干冰熔化

B ．乙酸汽化

C ．乙醇与丙酮混溶

D ．H N(CH 3)2O

溶于水

E ．碘溶于四氯化碳

F ．石英熔融

（4）下列物质中，只含有极性键的分子是 ④ ，

既含离子键又含共价键的化合物是 ⑤ ， 只存在σ键的分子是 ⑥ ， 同时存在σ键和π键的分子是 ⑦ 。

A ．N 2

B ．CO 2

C ．CH 2Cl 2

D ．C 2H 4

E ．C 2H 6

F ．CaCl 2

G ．N

H 4Cl （5）用“＞” “＜ ” “＝” 填空：

第一电离能的大小：Mg ⑧ Al ；熔点的高低：KCl ⑨ MgO 。 【解题指南】解答本题注意以下两点： （1）能级与主量子数的关系

（2）化学键不同分类的依据及判断方法

（3）第ⅡA 族第一电离能的特殊性及晶格能的大小判断方法

【解析】（1）①主量子数为2的能级包括s 、p ；主量子数为3的能级包括s 、p 、d ；

（2）②镓（Ga ）的原子序数为31，电子分布的能级为1s 、2s 、2p 、3s 、3p 、4s 、3d 、4s 、4p 。 （3）③范德华力存在分子之间，不含氢键的分子晶体符合题目要求。乙酸、乙醇、H C N(CH 3)2O

分子间存

在氢键，石英为原子晶体，熔融时破坏的是共价键。

（4）不同元素的原子之间形成的共价键为极性键，同种原子之间形成的共价键是非极性键；活泼金属元素和活泼非金属元素形成离子键，铵盐中存在离子键；只形成单键的共价键只存在σ键，含有双键或三键的物质存在同时存在σ键和π键。故只含有极性键的是CH 2Cl 2、CO 2；既含有离子键又含有共价键的化合物是NH 4Cl ；只存在只存在σ键的分子是CH 2Cl 2、C 2H 6；同时存在σ键和π键的分子是N 2、CO 2、C 2H 4。 （5）同周期从左到右第一电离能增大，但第二、三、四周期中第ⅡA 族的第一电离能比相邻的第ⅠA 、和第ⅢA 族元素大；KCl 与MgO 均为离子晶体，晶格能的大小决定熔点高低，KCl 与MgO 晶胞类型相同，半径r （K ＋

）＞r （Mg 2＋

），电荷Mg 2＋

＞K ＋

，故MgO 的晶格能大于KCl ，故熔点KCl ＜MgO 。 答案：①AC ②1s 2

2s 2

2p 6

3s 2

3p 6

3d 10

4s 2

4p 1

③AE ④BC ⑤G ⑥CE ⑦ABD ⑧＞⑨＜

【2010、2011年高考】

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+7

C.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CO 2通入NaClO 溶液中能生成HClO 【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。

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：

元素代

号

X Y Z W 原子半

径/pm

160 143 70 66

主要化合价+2 +3 +5、+3、

-3

-2

下列叙述正确的是

A．X、Y元素的金属性 X

B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2

C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水

D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来

【答案】D

【解析】此题考查了物质结构与元素周期律知识。根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性X>Y，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18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的电负性在同周期主族元素中最大。（1）X位于元素周期表中第周期第族；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O大，而比Na小,不难推出Z为Cl。

【答案】

4.（2011·海南高考·19－II）铜是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答以下问题：

（1）CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为__________________；

（2）CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是______________；

（3）SO42－的立体构型是________，其中S原子的杂化轨道类型是______________；

（4）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______；一种铜合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_______；该晶体中，原子之间的作用力是________；

（5）上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为__________。

【解析】（1）金属铜与浓硫酸在加热时反应生成硫酸铜、二氧化硫和水。

（2）白色的CuSO 4粉末与水结合生成蓝色的CuSO 4·5H 2O 晶体，该反应常用于检验微量水的存在。 （3）根据价层电子对互斥理论可以判断，SO 42－

的价层电子对数n ＝2

2

06++＝4，所以中心硫原子采取sp 3

杂化，立体构型为正四面体形。

（4）铜的价电子构型为3d 10

4s 1

，最外层只有1个电子，最外层电子排布式为4s 1

，所以与Cu 同族的第六周期的Au 原子最外层电子排布式为6s 1

。立方最密堆积的结构中，顶点有8个Au 原子，顶点上的原子为8个晶胞共用，完全属于该晶胞的有8×

8

1

＝1（个），6个面的中心共有6个Cu 原子，面上的原子被2个晶胞共用，完全属于该晶胞的有6×

2

1

＝3（个），所以Cu 原子与Au 原子数量之比为3∶1。金属和合金属于金属晶体，微粒间的作用力为金属键。

（5）氟化钙的晶胞如图所示，在立方体里面有8个F －

，每个F －

恰好处于4个Ca 2+

围成四面体的中间。，若把该铜合金中的Cu 原子和Au 原子等同看待，则Cu 原子和Au 原子相当于CaF 2中的Ca 2+

所储H 原子相当于F —

，故其化学式为Cu 3AuH 8。

【答案】（1）Cu+2H 2SO 4（浓）

CuSO 4+SO 2↑+2H 2O

（2）CuSO 4粉末和水结合生成蓝色的CuSO 4·5H 2O 晶体

（3）正四面体形 sp 3

杂化 （4）6s 1

3∶1 金属键 （5）Cu 3AuH 8

5.[2011·北京卷] 在温度t 1和t 2下，X 2(g)和H 2反应生成HX 的平衡常数如下表：

化学方程式F 2＋H 2 Cl 2＋H 2 Br 2＋H 2 I 2＋H 2

(1)已知t 21(2)HX 的电子式是__________。

(3)共价键的极性随共用电子对偏移程度的增大而增强，HX 共价键的极性由强到弱的顺序是__________。

(4)X 2都能与H 2反应生成HX ，用原子结构解释原因：

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(5)K的变化体现出X2化学性质的递变性，用原子结构解释原因：________________________________________________________________________

________________________________________________________________________，

原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱。

(6)仅依据K的变化，可以推断出：随着卤素原子核电荷数的增加，________(选填字母)。

a．在相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低

b．X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱

c．HX的还原性逐渐减弱

d．HX的稳定性逐渐减弱

【答案】(1)放热

X

(3)HF、HCl、HBr、HI

(4)卤素原子的最外层电子数均为7

(5)同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多

(6)ad

【解析】(1)温度越高K值越小，说明升温平衡逆向移动，则正反应(HX的生成反应)是放热反应；(2)

卤原子最外层有7个电子，与H以共价键结合为卤化氢分子，其电子式为X 。(3)F、Cl、Br、I原子得电子能力依次减弱，共用电子对偏移程度依次减小，因而HX共价键的极性依次减弱。(4)卤原子最外层有7个电子，易得到1个电子形成8电子稳定结构，而氢原子最外层1个电子，恰好与卤原子形成一对共用电子，也达到2电子稳定结构。(5)生成HF、HCl、HBr、HI的K依次减小，即各反应进行程度依次减弱，说明F、Cl、Br、I原子得电子能力依次减弱，这是由于同主族元素自上而下电子层数依次增多导致的。(6)平衡常数K表明了可逆反应进行的程度，K越小，反应进行的程度越小，即相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低；同理说明产物HX越易分解，故HX的稳定性逐渐减弱。根据K值无法判断反应的剧烈程度。

6.（2010山东卷，32）

碳族元素包括：C、Si、 Ge、 Sn、Pb。

(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠结合在一起。

(2)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。

(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角120°（填“＞”“＜”或“＝”）。

(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4+处于立方晶胞顶点，Ba2+处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为，每个Ba2+与个O2-配位。

【解析】(1)石墨的每个碳原子用sp 2

杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P 轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。 (2)共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：C ＞H ＞Si 。

(3) SnBr 2分子中，Sn 原子的价层电子对数目是（4+2）/2=3，配位原子数为2，故Sn 原子含有故对电子，SnBr 2空间构型为V 型，键角小于120°。

(4)每个晶胞含有Pb 4+

：8×81=1个，Ba 2+

：1个，O 2-：12×41=3个，故化学式为：PbBaO 3。Ba 2+

处于晶胞中心，只有1个，O 2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba 2+

与12个O 2-配位 【答案】(1) sp 2 范德华力

(2) C ＞H ＞Si (3) ＜

7.（2010安徽卷，25）

X 、Y 、Z 、W 是元素周期表前四周期中的四种常见元素，其相关信息如下表：

（1）Y 位于元素周期表第 周期表 族，Y 和Z 的最高价氧化物对应的水化物的酸性较强的是 （写化学式）。

（2）XY 2是一种常用的溶剂，XY 2的分子中存在 个σ键。在H ―Y 、H ―Z 两种共价键中，键的极性较强的是 ，键长较长的是 。

（3）W 的基态原子核外电子排布式是 。W 2Y 在空气中煅烧生成W 2O 的化学方程式是 。

（4）处理含XO 、YO 2烟道气污染的一种方法，是将其在催化剂作用下转化为单质Y 。 已知： XO(g)+

12

O 2(g)=XO 2(g) ?H =－283.0 kJ ·mol －2

Y(g)+ O 2(g)=YO 2(g) ?H =－296.0 kJ ·mol

－1

此反应的热化学方程式是 。 【答案】(1)3 VIA HClO 4

(2)2 H-Z H-Y

(3)[Ar]3d104s1 2Cu2S+3O2=2Cu2O+2SO2

(4)2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2 (g) △H=-270kJ/mol

【解析】由表中可知，X为C Y为 S Z为 Cl W为Cu

8.（2010上海卷）胃舒平主要成分是氢氧化铝，同时含有三硅酸镁(Mg2Si3O8.nH2O)等化合物。

1)三硅酸镁的氧化物形式为，某元素与镁元素不同周期但在相邻一族，且性质和镁元素十分相似，该元素原子核外电子排布式为。

2)铝元素的原子核外共有种不同运动状态的电子、种不同能级的电子。

3)某元素与铝元素同周期且原子半径比镁原子半径大，该元素离子半径比铝离子半径 (填“大”或“小”)，该元素与铝元素的最高价氧化物的水化物之间发生反应的离子方程式为：

4) Al2O3、MgO和SiO2都可以制耐火材料，其原因是。

a．Al2O3、MgO和SiO2都不溶于水

b．Al2O3、MgO和SiO2都是白色固体

c．Al2O3、MgO和SiO2都是氧化物

d．Al2O3、MgO和SiO2都有很高的熔点

【答案】1)2MgO.3SiO.nH2O、1s22s1；2)13、5；3)大、Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；4)ad。

【解析】此题考查了硅化合物、元素周期表、原子的核外电子排布、原子的核外电子运动状态、元素周期律等知识。1）根据胃舒平中三硅酸镁的化学式和书写方法，其写作：2MgO.3SiO.nH2O；与镁元素在不同周期但相邻一族的元素，其符合对角线规则，故其是Li，其核外电子排布为：1s22s1；2)中铝元素原子的核外共有13个电子，其每一个电子的运动状态都不相同，故共有13种；有1s、2s、2p、3s、3p共5个能级；3)与铝元素同周期且原子半径大于镁的元素是钠，其离子半径大于铝的离子半径；两者氢氧化物反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-→AlO2-+2H2O；4)分析三种氧化物，可知三者都不溶于水且都具有很高的熔点。

技巧点拨：硅酸盐用氧化物的形式来表示组成的书写顺序是：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→非金属氧化物→二氧化硅→水，并将氧化物的数目用阿拉伯数字在其前面表示。比如斜长石KAlSi3O8：

K2O·Al2O3·6SiO2。

【考点提升训练】

一、选择题

1.(2012·厦门模拟)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轨道上只有两个电子的X原子与3p轨道上只有两个电子的Y原子

D.最外层都只有一个电子的X、Y原子

【解析】选C。A项，原子核外电子排布式为1s2的X原子是稀有气体，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是ⅡA族的元素原子，化学性质不同；B项，原子核外M层上仅有两个电子的X原子是ⅡA族的元素原子，而原子核外N层上仅有两个电子的Y原子可能是ⅡA族、副族或Ⅷ族元素原子，故化学性质不一定相似；C项，2p轨道上只有两个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有两个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似；D项，最外层只有一个电子的原子可能是ⅠA族元素原子，也可能是过渡金属原子，故化学性质不一定相似。

2.(2012·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( )

①R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1s22s2

A.①②

B.②③

C.③④

D.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。故选B。

【误区警示】并不是所有的第ⅡA族元素的第一电离能均大于相邻主族，对于第二、三、四周期第ⅡA族元素的第一电离能均大于相邻主族，其他不是。

3.已知短周期元素的离子，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）

A.原子半径 A＞B＞D＞C

B.原子序数d＞c＞b＞a

C.离子半径 C＞D＞B＞A

D.单质的还原性 A＞B＞D＞C

【答案】C

【解析】C a A2＋、b B＋、c C3－、d D－都具有相同的电子层结构，说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B