4.物质结构
2022年高考一轮复习 第4章 物质结构与性质 第3节 化学键与分子结构及性质
(2)键参数与分子的性质 ①键参数对分子性质的影响
②键参数与分子稳定性的关系 键能越_大__，键长越_短__，分子越稳定。
σ键与π键的判断方法 (1)轨道重叠方式 形成σ键时，原子轨道以“头碰头”的方式重叠；形成π键时，原 子轨道以“肩并肩”的方式重叠。 (2)电子云的对称性 σ键的电子云是以形成化学键的两原子核的连线为轴旋转对称，为 轴对称；π键的电子云是由两块组成，它们互为镜像，为镜面对称。
(5)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。 (√ )
(6)价层电子对互斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层 电子对数。( √ )
(7)N2分子中N原子没有杂化，分子中有1个σ键、2个π键。( √ )
2．比较下列分子或离子中键角的大小。 (1)H2O________H3O＋，NH3________NH4＋ (2)SO3________CCl4，CS2________SO2 解析：(1)H2O与H3O＋、NH3与NH＋ 4 的中心原子均采用sp3杂化， 孤电子对数越多，斥力越大，键角越小。(2)SO3为平面三角形，键角 120°，CCl4为正四面体形，键角109°28′；CS2为直线形，SO2为V 形，键角CS2>SO2。 答案：(1)< < (2)> >
第二步：确定价层电子对的空间结构 由于价层电子对之间的相互排斥作用，使它们尽可能地相互远 离，这样已知价层电子对的数目，就可以确定它们的空间结构。 第三步：分子空间结构的确定 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空间结构。
宏观辨识 与
第4章 物质结构 元素周期律 -高中化学全册必背章节知识清单(新人教版必修第一册)(教师版)
第四章 物质结构 元素周期律第一节 原子结构与化学周期表一、原子结构 1、原子的构成原子由原子核和核外电子组成(原子核包括质子和中子)，质子带 正电 ，电子带 负电 ，中子中立 不带电 。
2、质量数(1)概念：将核内所有 质子 和 中子 的相对质量取近似整数值相加，所得的数值。
(2)构成原子的粒子间的两个关系①质量数(A )＝ 质子数(Z ) ＋ 中子数(N ) ②质子数＝ 核电荷数 ＝核外电子数 3、原子的表示方法如作为相对原子质量标准的12 6C 表示质子数为 6 ，质量数为 12 的碳原子。
4、粒子符号(A Z X ±bn ±m )中各数字的含义5、原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核 及 核内质子数 ，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。
以钠原子为例：(2)离子结构示意图①金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。
如 Mg ：→ Mg 2＋：。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
如 F ：→F－：。
Na＋与稀有气体Ne的核外电子排布相同；Cl－与稀有气体Ar的核外电子排布相同。
二、元素在周期表1、周期的分类与包含元素216个族分为7 个主族、7 个副族、1个第Ⅷ 族和1个0 族。
3、元素周期表中的方格中各符号的意义注：元素周期表记忆口诀横行叫周期，现有一至七；三四分长短，四长副族现；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三列是一族；二三分主副，先主后副族；镧锕各十五，均属ⅧB族。
4、元素在周期表中的位置与原子结构的相互推断(1)元素的位置与原子结构的关系(2)短周期元素原子结构与位置的关系①族序数等于周期数的元素有H、Be、Al 。
②族序数是周期数2倍的元素有C、S 。
九年级物质的结构知识点
九年级物质的结构知识点物质是构成宇宙万物的基本组成单元，其结构对物质的性质和行为产生重要影响。
了解物质的结构有助于我们理解物质的性质和变化，加深对化学知识的理解。
本文将介绍九年级学生需要了解的物质结构的主要知识点。
一、原子结构1. 原子的基本组成原子由带正电的质子、带负电的电子和中性的中子组成。
质子和中子位于原子核中，电子环绕在原子核外。
2. 原子的质量数和原子序数原子的质量数是质子和中子的总数，原子序数是质子的个数。
在元素周期表中，原子序数决定了元素的化学性质和位置。
3. 同位素同位素指的是质子数相同、中子数不同的原子。
同位素具有相同的化学性质，但质量不同。
二、分子结构1. 分子的构成分子由两个或多个原子通过化学键结合而成。
原子间的化学键可以是共价键、离子键或金属键。
2. 共价键共价键是通过电子的共用形成的化学键，能够连接非金属原子。
共价键可分为单键、双键和三键，取决于共享的电子对数目。
3. 离子键离子键是通过正电荷和负电荷之间的吸引形成的化学键，连接金属和非金属原子。
离子键的形成会形成离子晶体。
4. 金属键金属键是金属原子之间通过电子云的共享形成的化学键。
金属键具有高的热导率和电导率。
5. 极性分子和非极性分子极性分子由不同原子组成，且在空间上不对称，分子中的正、负电荷中心不重合。
非极性分子由相同原子组成或者在空间上对称。
6. 势能图和键能势能图描述了化学键中原子间距离和势能之间的关系。
键能是从分子中解离一个化学键所需要的能量。
三、晶体结构1. 晶体的特点晶体是由原子、离子或分子排列成有序周期性的结构，具有定型的外形和规则的几何体。
2. 离子晶体离子晶体由阳离子和阴离子通过离子键结合而成。
离子晶体通常具有高的熔点和良好的导电性。
3. 共价晶体共价晶体由共价键连接的原子或分子构成。
共价晶体通常具有低的熔点和较差的导电性。
4. 金属晶体金属晶体由金属原子通过金属键连接而成。
金属晶体具有良好的导电性和热导性。
物质结构知识点总结归纳
物质结构知识点总结归纳一、原子结构1. 原子的组成原子由原子核和电子组成，原子核由质子和中子组成。
质子带正电荷，中子不带电。
质子和中子统称为核子。
原子核由质子和中子组成，是原子的重心。
电子负责形成原子的外部电子云层。
电子云层的电子以不同轨道绕原子核运动，轨道称为能级。
2. 元素和同位素元素是由同一种原子核组成的一类原子的总称。
元素的主量子数决定了它的化学性质。
同位素是指原子核内质子数相同，但中子数不同的原子。
同位素的存在使某个元素具有多种类型，但其化学性质相同。
3. 周期表元素周期表按照元素的原子序数排列，原子序数是元素的质子数。
周期表的横行称为周期，纵列称为族。
元素的周期和族数决定了元素的电子排布规律和化学性质。
4. 电子排布规律对于s轨道，最大可容纳2个电子；对于p轨道，最大可容纳6个电子；对于d轨道，最大可容纳10个电子；对于f轨道，最大可容纳14个电子。
电子填充规律遵循能级最低原则和保两性原则。
二、化学键1. 离子键离子键是一种化学键，形成于金属和非金属之间，非金属元素倾向于吸收金属元素的电子形成阴离子，金属元素倾向于失去电子形成阳离子。
离子键的化合物的性质通常为高熔点和易溶于水。
2. 共价键共价键是一种化学键，形成于非金属元素之间。
当原子核周围的电子能级相互重叠，形成共享电子对，就形成了共价键。
共价键的特点是化合物通常为固体、液体或气体，并且通常不溶于水。
3. 金属键金属键是一种化学键，形成于金属元素之间。
金属锁的原子核和电子云大量重叠形成一个离域电子云，这些电子可以在金属中自由流动，形成金属键。
金属键的特点是导电性高、热导性高，而且具有延展性和韧性。
4. 共价键的性质共价键的性质取决于成键原子的电负性差异，电负性差异越大，成键越容易形成，共价键会变得越极性。
三、晶体结构1. 离子晶体结构离子晶体由正负离子构成。
正负离子间通过静电作用形成强大的结晶力，使得其特点是具有高熔点和易溶于水。
《物质结构-元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子:核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子:核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数］用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明（1）质量数（A）、质子数（Z)、中子数(N）的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义:表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数（质子数)为Z的一个原子．例如，23Na中,Na11原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．[原子核外电子运动的特征］（1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．（3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称.在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．［原子核外电子的排布规律](2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中．因此,电子在排布时的次序为:K→L→M……（3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等,均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同(同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．（2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物-—氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al（OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1（OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]［元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1）元素周期表中共有7个周期,其分类如下：短周期(3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期,共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3）第六周期中的57号元素镧（La)到71号元素镥（Lu）共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4）第七周期中的89号元素锕(Ac）到103号元素铹（Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素．在锕系元素中,92号元素铀（U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．［族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B"表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）．③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）．(2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3）某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17,而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．［元素性质与元素在周期表中位置的关系](1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱,得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大,失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱;b．金属单质与酸（或水)反应置换氢由难到易。
第四章 物质结构基础
原子轨道角度分布图
n, l, m（
r，θ，φ）=R n, l （r）﹒Yl, m（θ，φ）
原子轨道角度分布图：由Y（θ ，φ ）对θ ，φ 作图所 得，表示电子可能出现的区域。
3. 概率密度和电子云
概率:电子在核外空间某处出现机会的多少称为概率。 概率密度: 电子在核外空间某处单位体积中出现的概率 称为概率密度。 电子云: 用小黑点的疏密表示原子核外电子出现的概率
密度的大小,这种图像称为电子云。
所以，电子云是概率密度大小的形象化描述。黑点密集 的地方，表示电子出现的概率密度大。
4. 量子数
核外电子的运动状态用波函数或原子轨
道来描述，波函数或原子轨道是由一些参数
来确定的，这些参数都是量子化的（取值不
连续），叫做量子数。
（1）主量子数（n） 【意义】描述电子出现概率最大的区域离核的距离 ，是决定电子能量高低的主要因素。 n越大，表示距 离越远，能量越高。 【取值范围】n只能取1，2，3，4…等正整数，常用 符号K、L、M、N…来表示。 （2）角量子数（L） 【意义】描述原子轨道或电子云的空间形状，在多 电子原子中与n共同决定电子的能量高低。 【取值范围】 L 只能取小于 n 的正整数。即对于给定 的n值，L可取0，1，2，3，…n-1，用符号 s,p,d,f…表示。
磁量子数 m 决定原子轨道在 空间的取向。同 一亚层（l 相同） 的几条原子轨道 在空间有不同的 取向，共有2l +1 种取向，每种取 向相当于一个原 子轨道。
m = 0, ± 1, ± 2, ..., ±l 数目 = 2l + 1
自旋量子数 m s
意义
电子层，决定核 外电子的能量和 离核的平均距离 。n 越大，电子 离核越远，电子 的能量越高。
物质的特性知识点归纳总结
物质的特性知识点归纳总结1. 物质的概念物质是构成世界的基本要素，是具有一定质量和体积的物体。
物质具有多种形态，包括固体、液体和气体。
2. 物质的基本性质（1）质量：物质具有一定的质量，是物质的基本属性。
（2）体积：物质占据一定的空间，具有一定的体积。
（3）惰性：物质具有惰性，不会自发地改变自身的状态。
（4）可压缩性：气体具有较大的可压缩性，而固体和液体则较小。
（5）可溶性：许多物质可以在适当的条件下溶解在其他物质中。
3. 物质的化学性质（1）化学反应：物质可以通过化学反应与其他物质发生作用，产生新的物质。
（2）化学变化：化学反应是物质发生的化学变化，如氧化、还原、酸碱中和等。
（3）化学稳定性：物质具有一定的化学稳定性，不易发生化学反应或变化。
（4）化学成分：物质的化学成分是物质的根本属性，决定了物质的化学性质。
4. 物质的物理性质（1）密度：物质的密度是指单位体积内的质量，决定了物质的重量。
（2）熔点和沸点：物质具有固定的熔点和沸点，是物质的物理性质。
（3）导电性和热导性：一些金属和导电体具有良好的导电性和热导性。
（4）透明性和光泽：光线可以透过透明材料，而一些金属具有良好的光泽。
5. 物质的结构（1）原子结构：原子是物质的基本单位，由质子、中子和电子组成。
（2）分子结构：很多物质是由分子组成，分子之间通过化学键相连。
（3）晶体结构：晶体是具有规则结构的固体材料，具有良好的形状和光学性质。
6. 物质的分类（1）按物质的状态分类：包括固体、液体和气体。
（2）按物质的成分分类：包括元素和化合物。
（3）按物质的化学性质分类：包括酸、碱和盐等。
7. 物质的变化（1）物理变化：物质的状态变化，如冰变成水、水蒸发成为水蒸气。
（2）化学变化：物质与其他物质发生化学反应，产生新的物质。
8. 物质的应用（1）生活中的应用：物质广泛应用于生活中，如食品、建筑材料、医药品等。
（2）工业生产中的应用：物质在工业生产中有着重要的应用，如化工、冶金、制药等行业。
无机与分析化学 第四章 物质结构简介
2.玻尔理论 1）.电子只能在符合一定条件的轨道（能量不随时间而变）上 运动，不吸收也不放出能量（解释原子的稳定性）。 2）.不同的轨道有不同的能量，轨道的能量是量子化的，电子 的能量也是量子化的。所谓量子化，即不连续。（“连续”和“ 不 连续”是看量的变化有没有一个最小单位，如长度、时间没有最 小单位，量的变化是连续的，电量的最小单位是一个电子的电 量，电量的变化是不连续的。）在一定的轨道上电子具有一定 的能量 电子运动时所处的能量状态称为能级。电子尽可能在距 13 .6 核较近、能量最低的轨道上运动，这时原子处于基态。 n En = （ev） rn = a0﹒n2
【特征】①不连续的线状光谱：从红外区到紫外区呈现多条具有 特征波长的谱线 ②从长波到短波， Hα 至 Hε 等谱线间的距离越来越小（ n 越来 越大）表现出明显的规律性。 频率 R ( 1 1 ), ( n 3, 4, 5,...)
22 n2
式中R为里德堡常数。而且某一瞬间一个氢原子只能放出一条谱 线，许多氢原子才能放出不同的谱线。 为什么氢原子光谱是不连续的线状光谱？按照麦克斯威的电磁理 论，绕核运动的电子应不停地连续地辐射电磁波，得到连续光谱； 由于电磁波的辐射，电子的能量将逐渐减小，最终会落到带正电的 核上。可事实上，原子稳定的存在着。为解决这一问题，1913年， 年轻的丹麦物理学家玻尔，吸收了量子论的思想，建立了玻尔原子 模型，即玻尔理论。
r
d d 4 r dr
2 2 2
r
4 r 2
只考虑径向部分，则 d 4 r R dr 2 2 D(r ) 4 r R 令 D(r):径向分布函数，表示电子在离核为r的单位厚度（d r = 1）球 形薄壳中出现的概率。 作D(r)－ r图（p.99 图4－10，图4－11），即为电子云（几率）径 向分布图。
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习题四一、选择题1．氢原子轨道的能级高低是（）a.E ls<E2s<E2p<E3s<E3p<E3d<E4sb.E ls<E2s<E2p<E3s<E3p< E4s < E3dc.E ls<E2s= E2p< E3s= E3p< E4s < E3dd.E ls<E2s= E2p< E3s= E3p= E3d < E4s2．有关基态氢原子的玻尔半径为52.9pm的正确说法是（）a.氢原子1s电子在距核52.9pm处做圆周运动；b.氢原子1s电子在距核52.9pm处，ψ1s值最大；c.在距核52.9pm的薄球壳内1S电子的几率密度最大；d在距核52.9pm的薄球内1S电子出现几率最大。
3．波函数ψ（原子轨道）是（）a.描述电子在核外空间各处几率分布的数学表达式；b.描述电子在核外空间几率密度分布的数学表达式；c.描述电子在核外运动状态的数学函数式；d描述电子云分布的数学表达式。
4．电子云是用小黑点疏密表示电子在核外空间（）分布的图象。
a.几率b.几率密度c.角度分布d.径向分布5．氢原子1s电子的ψ2（）a.在核附近ψ2最大b.在核附近ψ2→0c.r=a0处ψ2最大d. r=a0处ψ2→06.多电子原子的轨道能级由量子数（）决定a.nb.n和1c.1和md.n、l和m7.多电子原子中，在主量子数为n，角量子数为1的亚层的简并轨道数是（）a.2L+1b.2L-1c.n-Ld. n+L8.决定原子轨道的量子数是（）a.n、1b.n、1、m sc.n、l、md.m、m s9.在某原子中，各原子轨道有下列四组量子数，其中能级最高的为（）a.3、1、1b.2、1、0c.3、0、-1d.3、2、-110.3Pz轨道可用下列量子数表示的是（）a.3、1、0b.3、1、+1c.3、1、-1d. 3、0、011.在n=5的电子层中，能容纳最多电子数是（）a.25b.50c.21d. 3212.已知最外层电子构型为3d54s2的元素是（）a.Crb.Mnc.Fed. Co13.具有Ar 电子层结构的负一价离子的元素是（）a.Clb.Fc.Brd.I14.下列物质分子中有sp杂化轨道的是（）a.H2Ob.NH3c.CO2d. BH315.二卤甲烷中（CH2X2）中，沸点最高的是（）a.CH2I2b.CH2Cl2c.CH2Br2d.CH2F216.属于Sp3不等性杂化的分子是（）a.CH4b.NH3c.BF3d.CH3—CH317.下面说法正确的是（）a.C-C键能是C=C键能的一半b.H2的键能等于H2的离解能c.根据基态电子构型，可知有多少未成对的电子，就能形成多少个共价健。
d.直线形分子x-y-z是非极性分子18.在C2H2分子中碳原子间的共价健是（）a.1个σ键、2个π健b.1个π键、2个σ健c.3个都是σ键d. 3个皆为π健19.MgO的熔点比NaF的熔点高，其原因是（）a.MgO分子间力大b. MgO晶格能大c.MgO核间距离小d. MgO分子量小20.NH3中N原子采取杂化的类型（）a.sp3杂化b.sp2杂化c.sp3不等性杂化d.sp杂化21.下列分子（离子）中，不具有孤电子对的是（）a.H20b.NH3c.OH-d.4 NH22.下列分子中偶极矩不为零的是（）a.BeCl2b.SO2c.CO2d.CH423.H2O在同族氢化物中具有最高熔点和沸点，原因是（）a.分子间力最大b.共价健能大c.氢键d.晶格能24.下列物质分子间氢健最强的是（）a.NH3b.HFc.HCld.H3BO325.在苯和水分子间存在着（）a.色散力和取向力b.取向力和诱导力c.色散力和诱导力d.色散力，取向力和诱导力26.下列物质分子间只存在色散力的是（）a.CO2b.H2Sc.NH3d.HBr27.下列物质中具有分子内氢键的是（）a.H3BO3b.HNO3c.HCld.HBr28.BeCl2分子的偶极矩等于（）a.9.93×10-30c.mb. 4.07×10-30c.mc.0.37×10-30c.md.029.下列物质BaF2、MgF2、MgCl2的晶体熔点的高低顺序是（）a. BaF2＞MgF2＞MgCl2b. MgF2＞MgCl2＞BaF2c. MgCl2＞BaF2＞MgF2d. BaF2＞MgCl2＞MgF2二、填空题１．某原子质量数为52，中子数为28，此元素的原子序数为，元素符号，核外电子数，基态未成对的电子数为。
2．原子核外电子运动的特殊性是，电子云是表示核外电子分布的图象。
3．主族元素的电子层结构特点是；副族元素原子的电子层结构特点是。
4．希有气体原子的电子层结构特点是；镧系和锕系元素原子的电子层结构特点是。
5．某元素原子序数为25，其核外电子排布式，属周期，族，元素符号是。
6．元素外层有2个n=4,1=0的电子，有5个n=3，1=2的电子。
7．原子轨道角度分布图与电子云角度分布图的区别是（1），（2）。
8．某原子3d1z电子运动状态可用如下量子数描述。
9．第三周期某元素原子有3个成单电子，可推断此元素电子排布式为原子序数为，此元素符号。
10．某元素最高正价为+6，最外层电子数为1，原子半径是同族元素最小的。
试判断此元素外层电子构型为，元素符号，+3价离子的电子排布式。
11．离子外层电子构型属于3S23P6的+1价离子是、+2价离子是、+3价离子是、-1价离子是、-2价离子是。
12.Cr外层电子构型不是3d44s2而是3d54s1。
是因为；而Cu外层电子构型不是3d94s2，而是3d104s1，是因为。
13．影响元素电离势大小的主要因素是和。
14．各周期中第一电离能最大的是元素，部分原因是这些元素原子具有外层结构。
15．N、P、As元素的第一电离能（I1）比同周期相邻元素的都大。
是因为它们具有的缘故。
16．某元素与Kr同周期，该元素原子失去3个电子后，其1=2的轨道内呈半充满。
推断此元素为，此元素离子的外层电子构型为。
17．满足下列条件之一的元素：（1）+2价阳离子和Ar的电子构型相同的元素是。
（2）+3价阳离子和F-离子电子构型相同的元素是。
（3）+2价阳离子的3d轨道为全充满的元素是。
（4）+3价阳离的3d轨道为半充满的元素是。
18．离子晶体的晶格能就是，影响其晶格能的主要因素有。
19．S-P等性杂化轨道中，所含s和p成分，完全，在不等性杂化中，各杂化轨道所含s和p成分就；造成不等性杂化的原因是。
20．CCl4和NH3的中心原子杂化轨道类型分别是和，其分子空间构型分别是和。
21．SO2和CO2的中心原子杂化轨道类型是和，其分子空间构型是和。
22．NH3、CCl4、H2O分子中键角大小次序是，这是因为缘故。
23．共价健类型有和。
其中键能较大的是键。
24．在N2中有σ键个，π键个。
25．共价健极性用衡量；而分子的极性用衡量。
26．下列分子NH3、AsH3、PH3、SbH3中键能大小顺序是。
27．CaO、MgO、SrO、BaO中晶格能最大的是熔点最低的是。
28．HBr、HCl、HI中色散力最大的是，沸点最低的是。
29．范德华力包括，，三种，其中力存在一切分子中间。
31．氢键可分为和两种；HF的氢键属，HNO3的氢键属。
32．NH3在水中的溶解度很大，这是因为。
33．CS2分子空间构型为直线型，C原子以2个杂化轨道与S原子成键；Cl2O 分子空间构型为V形，O原子以2个杂化轨道和Cl原子成键。
34．σ键是原子轨道以方式重叠；而π键是原子轨道以方式重叠。
三、综合题1．设有元素A、B、C、D、E、G、L、M，已知：（1）A、B、C为同一周期的金属元素，C有3个电子层，它们的原子半径在周期中为最大，而且Ａ＞B＞C；（2）D、E为非金属元素，与氢化合生成HD和HE，在室温时D的单质是液体，E的单质是固体；（3）G是所有元素中电负性最大的元素；（4）L的单质在常温下是气体，性质很稳定，是除氢以外最轻的气体；（5）M为金属元素，有四个电子层，其最高化合价和氯的最高化合价相同。
试推断它们的元素符号，电子排布式、及在周期表中的位置（第几周期、第几族、主族或副族）。
（要求列表填空）2．化学上描述原子的电子层结构时常用到的外层电子构型，价电子构型、外围电子构型和价层电子构型，各有何区别和联系？3．Na的第一电离能小于Mg，而Na的第二电离能却大大超过Mg，为什么？4．下列说法是否正确？如不正确，应如何改正？（1）电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而电子是走∞字形。
（2）主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道。
（3）主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四条轨道。
5．写出下列各离子的核外电子构型（电子分布式），并指出其各属哪一类的离子电子构型？（8，18，18+2，9-17）。
Fe3+，Ag+，Ca2+，Li+，Br-，S2-，Pb2+，Pb4+。
6．下面说法是否正确？如不正确，则改正之。
（1）SP3杂化轨道是由1S轨道和3P轨道混合形成四个SP3杂化轨道。
（2）凡中心原子采用SP3杂化轨道成键的分子，其几何构型皆是正四面体。
（3）凡AB3型共价分子，其中心原子均采用SP2杂化轨道成键。
（4）CH4中SP3杂化轨道是由H原子1S轨道和C原子的3P轨道组合的。
7．已知下列物质的沸点（BP）物质Cl2N2I2O2H2Br2B.P/℃-34.1 -198.0 181.2 -183.0 -252.8 58.3推断它们分子间力大小，排出顺序，此顺序和分子量大小有何关系？8．已知X、Y、Z三元素，它们所属周期和地壳含量最多的元素同一周期。
X的最高正价与它们的负价相等；Y是非金属元素，它与X化合时形成XY4；Z与Y能发生激烈反应，形成ZY。
试问：（1）X、Y、Z是什么元素？写出它们外层电子构型。
（2）比较X、Y、Z形成化合物的键型，与熔、沸点。
9．已知希有气体的沸点希有气体He Ne Ar Kr Xe沸点/℃-268.8 -245.9 -185.7 -152.9 -107.1 试解释其沸点递升的原因？是否还有比He沸点更低的单质？10．试说明：（1）为什么水蒸气易液化，而N2或H2在通常条件下不易液化？（2）在通常状态下，CF4呈气态，CCl4为液态，CBr4和CI4为固态，而且熔点依次升高（但均很低）。
11．HCl、NH3、I2、CH4、CH3OH物质中，哪些易溶于水？哪些难溶于水？试根据分子结构简单说明。
习题四参考答案及解答一、选择题1.d2.d3.c4.b5.a6.b7.a8.c9.d 10.a 11.b 12.b 13.a 14.c 15.a 16.b17.b 18.a 19.b 20.c 21.d 22.b 23.c 24.b25.c 26.a 27.b 28.d 29.b三、综合题2．答：（1）价层电子构型：价电子所在的亚层统称价层。