2022高中化学一轮专题复习 专题十二 物质结构与性质（选修3）学案

课时1　原子结构与性质(基础课)

考纲要求★靶向明确

1．了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的排布式和轨道表达式。

2．了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

3．了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。

4．了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。

知识点一　原子核外电子排布原理

【考必备·清单】

1．能层与能级

(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……表示，能量依次升高。

(2)能级

同一能层里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。

(3)能层与能级的关系

[名师点拨]　(1)能层数＝电子层数。

(2)第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px、py、pz，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。

2．电子云与原子轨道

(1)电子云

①由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。

②电子云轮廓图称为原子轨道。

(2)原子轨道

原子轨道

3．基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

[注意]　所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳个电子，且自旋状态相反。

如2s轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。

(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。 如2p3的电子排布为 ，不能表示为

或 。

[名师点拨]　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)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。

(4)基态原子核外电子排布的表示方法

4．电子的跃迁与原子光谱

(1)电子的跃迁

(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。

附：可见光的波长范围

[名师点拨]　(1)可见光中，红光的波长最长，紫色的波长最短。

(2)焰色反应是电子跃迁的结果，故金属的焰色反应是物理变化过程，不属于化学变化。

【夯基础·小题】

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)p能级的能量一定比s能级的能量高(　　)

(2)同一原子中，2p、3p、4p能级的轨道数依次增多(　　)

(3)2p和3p轨道形状均为哑铃形，能量也相等(　　)

(4)2px、2py、2pz的能量相等(　　)

(5)铁元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d6(　　)

(6)磷元素基态原子的电子排布图为

(　　)

(7)电子排布式1s22s22p63s23p10违反了能量最低原理(　　)

(8)  表示的原子能量处于最低状态(　　)

答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)×　(6)×　(7)×　(8)×

2.下列电子排布图能表示氮原子的最低能量状态的是(　　)

解析：选A　基态氮原子的电子排布图为

，此时能量处于最低状态，A选项正确。

[易错提醒]　核外电子排布常见错误

(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，失电子时，先失4s轨道上的电子，如Fe3＋：1s22s22p63s23p63d5。

(3)注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子或价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；外围电子或价电子排布式：3d104s1。

知识点二　原子结构与元素的性质

【考必备·清单】

1．原子结构与元素周期表

(1)原子结构与周期数的关系

(2)族元素的价电子排布特点

①主族元素

②0族元素：ns2np6(其中He为1s2)。

③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。

(3)元素周期表的分区与价电子排布的关系

①周期表的分区

②各区价电子排布特点

(4)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，Li2CO3、MgCO3都能溶于水，Be(OH)2、Al(OH)3都具有两性等。

[名师点拨]　(1)能层数＝电子层数＝周期数。

(2)主族序数＝价电子数。

(3)对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素，价电子层不仅是最外电子层。如Fe的价电子排布式为3d64s2。

2．元素周期律

(1)原子半径

①影响因素

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。

(2)电离能

[名师点拨]　(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。

(2)第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA族和第ⅥA族元素的，如第一电离能：Mg>Al，P>S。

(3)电负性

①电负性

　　②电负性的应用

[名师点拨]　(1)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。

(2)两元素电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键，如AlCl3中两元素的电负性之差为1.5，因此AlCl3含有共价键，属于共价化合物。

【夯基础·小题】

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能(　　)

(2)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C(　　)

(3)正三价阳离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5的元素在周期表中位于Ⅷ族(　　)

(4)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期ⅤA族，是p区元素(　　)

(5)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(　　)

(6)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(　　)

(7)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素(　　)

(8)元素Mn与O中，第一电离能较大的是Mn(　　)

答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)×　(6)√　(7)×　(8)×

2．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．第一电离能：③>②>①

B．原子半径：③>②>①

C．电负性：③>②>①

D．最高正化合价：③>②>①

解析：选A　根据元素的基态原子的电子排布式可知，三种元素分别是S、P、F。一般非金属性越强，第一电离能越大，但P原子的3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于S，应是③＞②＞①，A正确；原子半径应是②>①>③，B不正确；非金属性越强，电负性越大，应是③>①>②，C不正确；F没有正价，S最高正化合价为＋6，P最高正化合价为＋5，D不正确。

3．回答下列问题：

(1)《本草纲目》中记载，炉甘石(主要成分是ZnCO3)可止血，消肿毒、明目等，Zn、C、O的电负性由大到小的顺序是____________。

(2)铁的价电子排布式是________，在元素周期表中，该元素在________区。

(3)As基态原子的核外电子排布式是____________，从原子结构的角度分析B、N和O的第一电离能由大到小的顺序为________。

答案：(1)O>C>Zn　(2)3d64s2　d

(3)[Ar]3d104s24p3　N>O>B

【新教材·应用】

Ⅰ.表1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：

Ⅱ.o、p两元素的部分电离能数据如表2：

表2

[问题探究]

(1)表1中n是什么元素？写出其电子排布式并确定它在元素周期表中处于哪个区域(用s、p、d、ds等表示，下同)?

提示：n为钾元素，电子排布式为1s22s22p63s23p64s1(或[Ar]4s1)，K元素处于s区。

(2)表1中p是哪种元素？写出其二价阳离子价电子排布式，并确定它在元素周期表中处于哪个区域？

提示：p为铁元素，Fe2＋的价电子排布式为3d6；d区。

(3)表1中d是哪种元素？写出其价电子排布图，并确定它在元素周期表中处于哪个区域？

提示：d为氮元素； ；p区。

(4)表2中通过比较两元素(o和p)的I2、I3可知，气态基态o2＋再失去一个电子比气态基态p2＋再失去一个电子难，其原因是什么？

提示：o元素为Mn，Mn2＋的电子排布式为[Ar]3d5，其3d能级是半充满状态，相对比较稳定，故其失去第3个电子比较困难；而Fe2＋的电子排布式为[Ar]3d6，其3d能级再失去一个电子即为半充满状态，故其失去第3个电子比较容易。

(5)比较表1中第二周期d与e两元素第一电离能的大小，其原因是什么？

提示：d和e两元素分别是N和O，其第一电离能：N>O；N的电子排布式为1s22s22p3，其2p能级处于半充满的稳定状态，故较难失去一个电子，第一电离能数值较大；O的电子排布式为1s22s22p4，其2p能级失去一个电子后变为半充满的稳定状态，因此易失去一个电子，第一电离能数值比N原子的小。

(6)表1中c、d、e、f电负性的大小顺序是什么？

提示：表1中c、d、e、f分别是C、N、O、F，其非金属性逐渐增强，即电负性由大到小的顺序为F>O>N>C。

随堂检测反馈

1．(1)(2020·全国卷Ⅰ)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为________。

(2)(2020·全国卷Ⅱ)基态Ti原子的核外电子排布式为

____________。

(3)(2020·江苏高考)Fe基态核外电子排布式为________。

(4)(2020·天津等级考)Fe、Co、Ni在周期表中的位置为________。

(5)(2019·全国卷Ⅰ)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。

A．[Ne]　　　　　　　 B．[Ne]

C．[Ne]   D．[Ne]

(6)(2019·全国卷Ⅱ)Fe成为阳离子时首先失去____________轨道电子，Sm的价电子排布式为4f66s2，Sm3＋价电子排布式为____________。

(7)(2019·江苏高考)Cu2＋基态核外电子排布式为__________________。

(8)(2019·海南高考)Mn位于元素周期表中第四周期________族，基态Mn原子核外未成对电子有______个。

解析：(1)根据构造原理可知基态Fe2＋和Fe3＋的价层电子排布式分别为3d6和3d5，其未成对电子数分别为4和5，即未成对电子数之比为。(2)Ti是22号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2。(3)Fe是26号元素，其基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2。(4)在元素周期表中Fe、Co、Ni都是第四周期第Ⅷ族的元素。(5)根据影响电离能大小的因素(有效核电荷数、微粒半径和电子层结构)可知，A中电离最外层一个电子所需能量最大。(6)Fe的价层电子排布式为3d64s2，成为阳离子时首先失去的是4s轨道的电子。Sm3＋是Sm原子失去3个电子形成的，Sm的价层电子排布式为4f66s2，失去3个电子时，首先失去6s轨道上的2个电子，再失去4f轨道上的1个电子，因此Sm3＋的价电子排布式为4f5。(7)Cu的原子序数为29，Cu基态核外电子排布式为[Ar]3d104s1或1s22s22p63s23p63d104s1，因此Cu2＋的基态核外电子排布式为[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9。(8)Mn为25号元素，在第四周期第ⅦB族；其原子核外有25个电子，核外电子排布式为[Ar]3d54s2，基态Mn原子核外未成对电子数为其3d能级上的5个电子，即未成对电子数是5。

答案：(1)　(2)1s22s22p63s23p63d24s2

(3)[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2　(4)第四周期第Ⅷ族　(5)A　(6)4s　4f5　(7)[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9　(8)ⅦB　5

2.(1)(2020·全国卷Ⅰ)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)＞I1(Na)，原因是____________________________________________________。I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)，原因是__________________________________________________________________。

(2)(2020·全国卷Ⅱ)CaTiO3中，其组成元素的电负性大小顺序是________。

(3)(2020·全国卷Ⅲ)H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。

(4)(2019·全国卷Ⅱ)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。

(5)(2019·全国卷 Ⅲ)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。

解析：(1)Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li容易失去最外层电子，即I1(Li)＞I1(Na)。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增，第一电离能有增大的趋势，而Be的2s能级处于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能Be比B大。(2)O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四周期元素，金属性Ca大于Ti，故电负性大小顺序为O＞Ti＞Ca。(3)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上，二者化学性质相似。(4)O2－和F－的核外电子层结构相同，F－的核电荷数大，因此F－的半径小。(5)在周期表中存在“对角线”关系的元素化学性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等，所以与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg。Mg元素基态原子核外M层上只有3s轨道上2个自旋状态相反的电子。

答案：(1)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子　Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大　(2)O＞Ti＞Ca　(3)B　Si(硅)　(4)小于　(5)Mg　相反

[课时跟踪检测]                                                      

1.如图为元素周期表前三周期的一部分。

(1)X的基态原子的电子排布图是________(填序号)；

另一电子排布图不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________(填字母)。

A．能量最低原理　　　　　 B．泡利原理

C．洪特规则

(2)以上五种元素中，________(填元素符号)元素第一电离能最大。

(3)由以上某种元素与氢元素组成的三角锥形分子E和由以上某种元素组成的直线形分子G反应，生成两种直线形分子L和M(组成E、G、L、M分子的元素原子序数均小于10)，反应如图所示，该反应的化学方程式是____________________________________。

解析：根据元素周期表的结构可知X为N，Z为F，R为Ne，W为P，Y为S。(1)当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同，因此氮元素的基态原子的电子排布图为 (2)在所给五种元素中，氖元素最外层已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多，即第一电离能最大。(3)根据题给图示可知E为NH3，G为F2，L为HF，M为N2，故该反应的化学方程式为2NH3＋3F2===6HF＋N2。

答案：(1)②　C　(2)Ne　(3)2NH3＋3F2===6HF＋N2

2．下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。

(1)下列________(填序号)组元素的单质可能都是电的良导体。

①a、c、h　　　　　　　 ②b、g、k

③c、h、l   ④d、e、f

(2)如给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：a.原子核对核外电子的吸引力，b.形成稳定结构的倾向。下表是一些气态电中性基态，原子失去核外不同电子所需的能量(kJ·mol－1)：

①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量：_____________________________________________

________________________________________________________________________。

②表中X可能为以上13种元素中的________(填字母)元素，则该元素属于________区。用元素符号表示X和j所能形成的化合物的化学式是______________________________。

③Y是周期表中第________族元素。

④以上13种元素中，________(填字母)元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。

解析：根据位置可以判断b为H，a为Na，c为Mg，d为Sr，e为Ti，f为Al，g为Ge，h为C，i为P，j为O，k为Te，l为Cl，m为Ar。(1)金属以及石墨为电的良导体，所以①④都符合。(2)①由于Li原子失去一个电子后，达到稳定结构，所以再失去一个电子所需能量远远大于失去第一个电子所需的能量。②表中所给数据即电离能，根据X的逐级电离能数据，X原子最外层应有1个电子，应为Na元素，即a，Na在s区，Na与j(O)可形成Na2O、Na2O2两种化合物。③根据Y的逐级电离能数据分析，Y原子最外层应有3个电子，对应的应为Al(f)，在周期表中位于第三周期第ⅢA族。④稀有气体元素原子最稳定，失去第一个电子需要的能量最多。

答案：(1)①④　(2)①锂原子失去核外第一个电子后即达到稳定结构，所以锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量　②a　s

Na2O和Na2O2　③ⅢA　④m

3．(2021·永安模拟)回答下列问题：

(1)基态Cr原子的价电子排布式为________，占据最高能层的电子的电子云轮廓图形状为________。

(2)Mn、Fe均为第四周期过渡金属元素，两元素的部分电离能数据如表：

锰元素位于第四周期第ⅦB族。请写出基态Mn2＋的价电子排布式________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去1个电子比气态Fe2＋再失去1个电子难，对此你的解释是________________________________

________________________________________________________________________。

(3)如表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据。

下列说法正确的是________(填字母)。

A．甲的金属性比乙强

B．乙有＋1价

C．丙不可能为非金属元素

D．丁一定为金属元素

(4)已知元素M的气态原子逐个失去第1至第4个电子所需能量(即电离能，用符号I1至I4表示)如表所示：

元素M的常见化合价是________。

A．＋1　　　　　　　　 B．＋2

C．＋3   D．＋4

解析：(1)基态铬原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式为3d54s1,4s能级上的电子能量最高，4s能级电子云是球形。(2)Mn是25号元素，价电子为3d、4s能级上的电子，价电子排布式为3d54s2，则基态Mn2＋的价电子排布式为3d5；由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对较少。(3)甲、乙、丙、丁为第三周期元素，甲元素的第一电离能远远小于第二电离能，说明甲元素最外层有1个电子，失去1个电子时达到稳定结构，所以甲为Na元素；乙元素的第二电离能远远小于第三电离能，则乙元素最外层有2个电子，失去两个电子后达到稳定结构，所以乙为Mg元素；第三周期共有Na、Mg、Al 3种金属元素，且Al的第一电离能应介于Na和Mg第一电离能之间，说明丙、丁一定为非金属元素。甲为Na元素，乙为Mg元素，故甲的金属性比乙强，故A正确；乙为Mg元素，化合价为＋2价，故B错误；丙元素最外层大于3个电子，丙、丁一定为非金属元素，故C错误；丁一定为非金属元素，故D错误。(4)从表中的数据可知，当原子失去第4个电子时，其电离能急剧增加，说明该元素失去3个电子时为稳定结构，因此该元素的常见化合价为＋3价。

答案：(1)3d54s1　球形　(2)3d5　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态需要的能量较多；而Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态需要的能量相对较少　(3)A　(4)C

4．化学作为一门基础自然科学，在材料科学、生命科学、能源科学等诸多领域发挥着重要作用。

(1)高温超导材料钇钡铜氧的化学式为YBaCu3O7，其中的Cu以罕见的Cu3＋形式存在。Cu在元素周期表中的位置为____________，基态Cu3＋的核外电子排布式为________________________。

(2)磁性材料在生活和科学技术中应用广泛。研究表明，若构成化合物的阳离子有未成对电子时，则该化合物具有磁性。下列物质适合作录音磁带磁粉原料的为________(填字母)。

A．V2O5   B．CrO2

C．PbO  D．ZnO

(3)屠呦呦因在抗疟药青蒿素研究中的杰出贡献，成为我国首获科学类诺贝尔奖的人。青蒿素的结构简式如图所示，其组成元素的电负性由大到小的顺序为________________。

解析：(1)Cu原子核外有29个电子，基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu元素在周期表中处于第四周期第ⅠB族，基态Cu原子失去3个电子得到Cu3＋，故基态Cu3＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d8或[Ar]3d8。(2)构成化合物的阳离子有未成对电子时，则该化合物具有磁性，V5＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，不含未成对电子；Cr4＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d2，含2个未成对电子；Pb和C元素同主族；Pb2＋的6s能级处于最外层，有2个电子，故Pb2＋不含未成对电子；Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10，不含未成对电子，故具有磁性的为CrO2。(3)青蒿素中含有C、H、O三种元素，其电负性由大到小的顺序为O>C>H。

答案：(1)第四周期第ⅠB族　1s22s22p63s23p63d8(或[Ar]3d8)　(2)B　(3)O>C>H

5．现有四种短周期元素，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为________________。

(2)B元素在周期表中的位置是________；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____________________________；B的最高价氧化物对应的水化物与D的氢化物的水溶液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O，D为Cl。

(1)A为Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1。(2)B为Al，其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族，Na＋与Al3＋的核外电子排布相同，核电荷数Al3＋大于Na＋，故r(Al3＋)<r(Na＋)。(3)C为O，其电子排布图为其中有2个未成对电子，能量最高的为2p轨道上的电子，其轨道呈哑铃形。(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)Al(OH)3与NaOH和盐酸反应的化学方程式分别为Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O，Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O。

答案：(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)　(2)第三周期ⅢA族　小于　(3) 　2　2p　哑铃

(4)1s22s22p63s23p5(或[Ne]3s23p5)　　(5)Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O　Al(OH)3＋3HCl===AlCl3＋3H2O

6．根据表中所列五种元素的第一至第四电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列问题：

(1)在元素周期表中，最可能处于同一族的是________(填字母，下同)。

A．Q和R  B．S和T

C．T和U  D．R和T

E．R和U

(2)下列离子的氧化性最弱的是________。

A．S2＋  B．R2＋

C．T3＋  D．U＋

(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。

A．硼  B．铍

C．氦  D．氢

(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：____________________________，如果U元素是短周期元素，你估计它的第2次电离能突跃数据将发生在失去第________个电子时。(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是________，其中S元素的第一电离能异常高的原因__________

_____________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

解析：(1)根据电离能的变化趋势知，Q为稀有气体元素，R为ⅠA族元素，S为ⅡA族元素，T为ⅢA族元素，U为ⅠA族元素，所以R和U处于同一主族。(2)由于U为ⅠA族元素且比R电离能小，所以U＋的氧化性最弱。(3)由于Q是稀有气体元素，所以氦的物理性质和化学性质与其最像。(4)电离能的突跃变化，说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素，则U是Na，其核外电子排布式为1s22s22p63s1，由于2s22p6所处能层相同，所以它的第2电离能突跃数据发生在失去第10个电子时。(5)同一周期，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族、第ⅤA族比相邻元素要高，因为其最外层电子呈全充满或半充满的稳定状态。

答案：(1)E　(2)D　(3)C　(4)电子分层排布，各能层能量不同　10　(5)R<S<T　S元素原子最外层电子呈全充满状态，能量较低，比较稳定，失去一个电子吸收的能量较多

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________周期第________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：

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．Li3N  B．BeCl2

C．AlCl3  D．SiC

Ⅰ.属于离子化合物的是________(填字母，下同)；

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ⅠA族元素的第一电离能最小，而ⅢA族元素的第一电离能小于ⅡA族元素的第一电离能，故Al的第一电离能的大小范围为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第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由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，则Mg元素电负性值的最小范围应为0.9～1.5。③Li3N中电负性差值为2.0，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2、AlCl3、SiC中电负性差值分别为1.5、1.5、0.7，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。离子化合物在熔融状态下可以导电，但共价化合物在熔融状态下不能导电。

答案：(1)①Na　Mg　②五　ⅠA　(2)①随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化　②0.9～1.5　③A　BCD　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

课时2　分子结构与性质(基础课)

考纲要求★靶向明确

1．了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)。了解配位键的含义。

2．能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。

3．能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的立体构型。

4．了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。

5．了解范德华力的含义及对物质性质的影响。

6．了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。

知识点一　共价键

【考必备·清单】

1．共价键

(1)共价键的本质与特征

(2)共价键的类型

[名师点拨]　(1)通过物质的结构式可以快速判断共价键的种类和数目；共价单键全为σ键，共价双键中有1个σ键和1个π键，共价三键中有1个σ键和2个π键，如乙酸()中有7个σ键1个π键。

(2)由成键轨道类型可判断共价键的类型，与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是σ键。

(3)键参数

①概念

②键参数与分子的性质

a．键参数对分子性质的影响

b．键参数与分子稳定性的关系

键能越，键长越，分子越稳定。

[名师点拨]　(1)共价键的成键原子可以都是非金属原子，也可以是金属原子与非金属原子，如Al与Cl，Be与Cl等。

(2)并不是所有的共价键都有方向性，如s­s σ键没有方向性。

(3)共价分子中原子间的键能越大，键长越短，分子的稳定性越强。如稳定性：HF>HCl>HBr>HI。

2．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NH可表示为

在NH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．等电子体

(1)等电子原理

原子总数相同、价电子总数相同的分子(即等电子体)具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，如CO和N2。

(2)等电子原理的应用

①利用等电子原理可以判断一些简单分子或离子的立体构型。如SO2和O3的原子数目和价电子总数都相等，二者互为等电子体，中心原子都是sp2杂化，都是V形结构。

②确定等电子体的方法(举例)

(3)常见的等电子体归纳

[名师点拨]　寻找等电子体的三种方法

变换过程中注意电荷变化，并伴有元素种类的改变

【夯基础·小题】

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)在任何情况下，都是σ键比π键强度大(　　)

(2)分子的稳定性与分子间作用力的大小无关(　　)

(3)s­s σ键与s­p σ键的电子云形状对称性相同(　　)

(4)σ键能单独形成，而π键一定不能单独形成(　　)

(5)σ键可以绕键轴旋转，π键一定不能绕键轴旋转(　　)

(6)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(　　)

答案：(1)×　(2)√　(3)√　(4)√　(5)√　(6)×

2．已知N—N、N===N和NN键能之比为1.00∶2.17∶4.90，而C—C、C===C、CC键能之比为1.00∶1.77∶2.34。下列说法正确的是(　　)

A．σ键一定比π键稳定

B．N2较易发生加成

C．乙烯、乙炔较易发生加成

D．乙烯、乙炔中的π键比σ键稳定

解析：选C　、N===N中π键比σ键稳定，难发生加成，A、B错误；C===C，中π键比σ键弱，较易发生加成，C正确，D错误。

3．含碳元素的物质是化学世界中最庞大的家族，请填写下列空格：

(1)CH4中的化学键从形成过程来看，属于________(填“σ”或“π”)键，从其极性来看属于________键。

(2)已知CN－与N2结构相似，推算HCN分子中σ键与π键数目之比为________。

(3)C60分子中每个碳原子只跟相邻的3个碳原子形成共价键，且每个碳原子最外层都满足8电子稳定结构，则C60分子中π键的数目为________。

(4)利用CO可以合成化工原料COCl2，COCl2分子的结构式为每个COCl2分子内含有的σ键、π键数目为________(填字母)。

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

答案：(1)σ　极性　(2)1∶1　(3)30　(4)D

知识点二　分子的立体构型

【考必备·清单】

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孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。

(2)判断分子或离子立体构型“三步骤”

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，b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x为与中心原子结合的原子数。如NH3的中心原子为N，a＝5，b＝1，x＝3，所以中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)＝×(5－3×1)＝1。

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，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。

(3)实用实例

2．杂化轨道理论

(1)杂化轨道理论概述

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)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。

[名师点拨]　(1)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。如中心原子采取sp3杂化的，其价层电子对模型为四面体形，其分子构型可以为正四面体形(如CH4)，也可以为三角锥形(如NH3)或V形(如H2O)。

(2)杂化轨道间的夹角与分子内的键角不一定相同，中心原子杂化类型相同时孤电子对数越多，键角越小。

3．配合物

(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

(3)组成

[名师点拨]　1 mol[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O的配合物只能电离出2 mol Cl－，故1 mol[Ti(H2O)5Cl]Cl2·H2O与足量的AgNO3反应只能生成2 mol AgCl沉淀。

【夯基础·小题】

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)

(1)NH3分子为三角锥形，N原子发生sp2杂化(　　)

(2)分子中中心原子通过sp3杂化轨道成键时，该分子一定为正四面体结构(　　)

(3)中心原子是sp杂化的，其分子构型不一定为直线形(　　)

(4)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(　　)

(5)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(　　)

(6)N2分子中N原子没有杂化，分子中有1个σ键、2个π键(　　)

答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)√　(6)√

2．(2021·德州模拟)CH、·CH3、CH都是重要的有机反应中间体，有关它们的说法正确的是(　　)

A．·CH3中的碳原子杂化方式为sp2

B．CH空间构型为正四面体

C．CH中的键角大于NH3

D．CH与OH－形成的化合物中含有离子键

解析：选C　·CH3中的碳原子价层电子对个数是4且含有一个孤电子，根据价层电子对互斥理论知C原子杂化方式为sp3，故A错误；CH中C原子价层电子对个数是4且含一对孤电子对，为三角锥形结构，故B错误；CH中C原子价层电子对个数是3且不含孤电子对，为平面三角形结构，键角为120°，NH3为三角锥形结构，键角为107°，所以CH中的键角大于NH3，故C正确；CH与OH－形成的化合物为CH3OH，甲醇中只含共价键，为共价化合物，故D错误。

3．BeCl2是共价分子，可以以单体、二聚体和多聚体形式存在。它们的结构简式如下，请写出单体、二聚体和多聚体中Be的杂化轨道类型：

(1)Cl—Be—Cl：________；

答案： (1)sp杂化　(2)sp2杂化　(3)sp3杂化

[方法技巧]　判断分子或离子中中心原子杂化类型的三种方法

(1)根据价层电子对数判断

(2)根据分子的结构(简)式判断

在结构(简)式中，若C、N等原子形成单键时为sp3杂化，形成双键时为sp2杂化，形成三键时为sp杂化。

(3)根据等电子原理判断

如CO2是直线形分子，SCN－、N与CO2是等电子体，离子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。

知识点三　分子间作用力与分子的性质

【考必备·清单】

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。

(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

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，对电离和溶解性等产生影响。

(6)范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响

[名师点拨]　(1)表示方法(A—H…B)中的A、B为电负性很强的原子，一般为N、O、F三种元素的原子，A、B可以相同，也可以不同。

(2)NH3·H2O分子中NH3与H2O分子间的氢键为，而不是。

2．分子的性质

(1)分子的极性

①非极性分子与极性分子的判断

[名师点拨]　对于ABn型分子，一般情况下，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，则该分子为非极性分子，否则为极性分子。

②键的极性、分子空间构型与分子极性的关系

(2)物质的溶解性

①“相似相溶”的规律：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。若能形成氢键，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。

[名师点拨]　“相似相溶”规律可用于解释一些物质溶解现象，如HCl(极性分子)易溶于H2O(极性溶剂)，可做喷泉实验；苯(非极性溶剂)可萃取水(极性溶剂)中的溴(非极性分子)。

(3)分子的手性

①手性异构(对映异构)：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，却在三维空间里不能重叠的现象。

②手性分子：具有手性异构体的分子。

③手性碳原子：在有机物分子中，连有个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如CH3CHOH*COOH。

(4)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的正电性越高，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。所以酸性：H2SO4H2SO3。同理，酸性：HNO3HNO2，HClO4HClO3HClO2HClO。

【夯基础·小题】

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一定是极性分子(　　)

(2)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(　　)

(3) 为手性分子(　　)

(4)非极性分子中，一定含有非极性共价键(　　)

(5)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(　　)

(6)BCl3与NCl3均为三角锥形，为极性分子(　　)

(7)H2O比H2S稳定是因为水分子间存在氢键(　　)

(8)可燃冰(CH4·8H2O)中甲烷分子与水分子之间形成了氢键(　　)

答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×　(8)×

2．(2021·厦门模拟)下列说法错误的是(　　)

A．甘油和水可以任意比例互溶

B．H2O的沸点高于HF，是因为前者的氢键作用较大

C．氢氟酸水溶液中氢键的类型有F—H…F、F—H…O、O—H…F、O—H…O

解析：选B　甘油为丙三醇，可与水分子间形成氢键，则可与水以任意比例互溶，故A正确；水的沸点比氢氟酸高，是因为在等物质的量的情况下，前者比后者含有的氢键数目多，但氢氟酸的氢键作用力比较大，故B错误；氢氟酸水溶液中氢键类型有四种，即F—H…F、F—H…O、O—H…F、O—H…O，故C正确；形成分子内氢键，而能够形成分子间氢键，因而前者的熔点比后者低，故D正确。

3．(2021·威海模拟)“冰面为什么滑？”，这与冰层表面的结构有关(如图)。下列有关说法错误的是(　　)

A．由于氢键的存在，水分子的稳定性好，高温下也很难分解

B．第一层固态冰中，水分子间通过氢键形成空间网状结构

C．第二层“准液体”中，水分子间形成氢键的机会比固态冰中少

D．当高于一定温度时，“准液体”中的水分子与下层冰连接的氢键断裂，产生“流动性的水分子”，使冰面变滑

解析：选A　水分子的稳定性好，是由水分子内氢氧共价键的键能决定的，与分子间形成的氢键无关，A错误；固态冰中，1个水分子与周围的4个水分子通过氢键相连接，从而形成空间网状结构，B正确；“准液体”中，水分子间的距离不完全相等，所以1个水分子与少于4个的水分子间距离适合形成氢键，形成氢键的机会比固态冰中少，C正确；当温度达到一定数值时，“准液体”中的水分子与下层冰连接的氢键被破坏，使一部分水分子能够自由流动，从而产生“流动性的水分子”，造成冰面变滑，D正确。

【新情境·素材】

Ⅰ.对羟基苯甲酸是用途广泛的有机合成原料，特别是其酯类，包括对羟基苯甲酸甲酯(尼泊金甲)、乙酯(尼泊金乙)、丙酯、异丙酯等，均可作食品添加剂，用于酱油、醋、清凉饮料(汽水除外)、果品调味剂、水果及蔬菜等，还广泛用于食品、医药的防腐和杀菌剂等方面。对羟基苯甲酸也用作染料、农药的中间体。在农药中用于合成有机磷杀虫剂GYAP、CYP；在染料工业中用于合成热敏染料的显色剂；还可用于彩色胶片及合成油溶性成色剂“538”及尼龙12中用作增塑剂的生产原料。另外还用于液晶聚合物和塑料。对羟基苯甲酸的结构如下：

[问题探究]

(1)对羟基苯甲酸分子中共价键的类型有哪些？

提示：σ键和π键(含大π键)(或极性共价键、非极性共价键)。

(2)对羟基苯甲酸分子中碳原子的杂化类型有哪些？分子中所有碳原子在一个平面上吗？

提示：sp2杂化；对羟基苯甲酸分子中所有碳原子共平面。

(3)对羟基苯甲酸为什么易溶于水？苯甲酸甲酯与对羟基苯甲酸的相对分子质量接近，为什么对羟基苯甲酸的熔沸点远高于苯甲酸甲酯？

提示：对羟基苯甲酸与水分子之间能形成氢键，故对羟基苯甲酸易溶于水。对羟基苯甲酸分子间能形成氢键，而苯甲酸甲酯分子间不能形成氢键，故对羟基苯甲酸的熔、沸点远高于苯甲酸甲酯。

(4)邻羟基苯甲酸的结构简式为已知它与对羟基苯甲酸的沸点相差很大，你认为哪一种物质的沸点较高？如何从氢键的角度来解释？

提示：对羟基苯甲酸的沸点高。因为对羟基苯甲酸在分子间形成氢键，而邻羟基苯甲酸在分子内形成氢键，分子间不存在氢键。

Ⅱ.羧酸是一大类羧基(—COOH)的有机酸，羧基可电离出H＋而呈酸性，羧酸的酸性可用pKa(pKa＝lg Ka)的大小来衡量，pKa越小，酸性越强。羧酸的酸性大小与其分子的组成和结构有关。如下表所示：

不同羧酸的pKa的数值：

[问题探究]

(1)通过比较pKa的数值判断乙酸的酸性和氯乙酸的酸性哪个强？其原因是什么？

提示：氯乙酸的pKa小于乙酸的pKa，即氯乙酸的电离常数大于乙酸的电离常数，则氯乙酸的酸性强于乙酸。

(2)三氟乙酸的酸性大于三氯乙酸的酸性，从键的极性角度解释其原因是什么？

提示：氟的电负性大于氯的电负性，C—F键的键极性大于C—Cl键的键极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，导致三氟乙酸的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出H＋。

(3)仔细对比表格中羧酸的结构与pKa的关系，试总结出羧酸的酸性与哪些因素有关？

提示：一元羧酸中，碳原子数越多，酸性越弱；

与羧基相连基团的极性越大，酸性越强。

随堂检测反馈

1．(1)(2020·全国卷Ⅰ)磷酸根离子的空间构型为________，其中P的价层电子对数为________、杂化轨道类型为________。

(2)(2020·全国卷Ⅱ)有机碱CH3NH中，N原子的杂化轨道类型是________。

(3)(2020·全国卷Ⅲ)①NH3BH3分子中，N—B化学键称为________键，其电子对由________提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气：

3NH3BH3＋6H2O===3NH＋B3O＋9H2

B3O的结构为。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由________变为________。

②NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是________。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是________(写分子式)，其熔点比NH3BH3________(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在________，也称“双氢键”。

解析：(1)PO的中心原子P的价层电子对数为4，孤电子对数为0，中心原子P为sp3杂化，故PO的空间构型为正四面体。(2)CH3NH中N原子与2个H原子、1个C原子形成三个共价键，与H＋形成一个配位键，故N原子的杂化轨道类型为sp3。(3)①NH3BH3中N有孤对电子，B有空轨道，N和B形成配位键，电子对由N提供。NH3BH3中B形成四个σ键，为sp3杂化，B3O中B形成3个σ键，为sp2杂化。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。与N原子相连的H呈正电性，与B原子相连的H呈负电性，故电负性：N＞H＞B。原子数相同、价电子总数相同的微粒互称为等电子体，与NH3BH3互为等电子体的分子为CH3CH3。带相反电荷的微粒能形成静电引力，NH3BH3分子间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力，也称为“双氢键”，“双氢键”能改变物质的熔、沸点，而CH3CH3分子间不存在“双氢键”，熔、沸点较低。

答案：(1)正四面体　4　sp3　(2)sp3　(3)①配位　N　sp3　sp2　②N＞H＞B　CH3CH3　低　Hδ＋与Hδ－的静电引力

2．(2020·江苏高考)以铁、硫酸、柠檬酸、双氧水、氨水等为原料可制备柠檬酸铁铵[(NH4)3Fe(C6H5O7)2]。

(1)[Fe(H2O)6]2＋中与Fe2＋配位的原子是________(填元素符号)。

(2)NH3分子中氮原子的轨道杂化类型是________。

(3)与NH互为等电子体的一种分子为____________________________(填化学式)。

(4)柠檬酸的结构简式见图。1 mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成的σ键的数目为________ mol。

解析：(1)[Fe(H2O)6]2＋中，H2O是配体，H2O分子中的O原子有孤对电子，是配位原子。(2)NH3分子中N原子有1对孤对电子，3个成键电子对，所以N原子以sp3方式杂化；(3)价电子总数相同，原子总数相同的微粒互为等电子体，考虑与N元素相邻主族的元素，可知与NH互为等电子体的分子是CH4或SiH4。(4)单键都是σ键，双键中有一个σ键，则1 mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成7 mol σ键。

答案：(1)O　(2)sp3　(3)CH4或SiH4　(4)7

3．(1)(2019·全国卷Ⅰ)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是________、________。乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是_______________________________________________________________，