还剩21页未读，
继续阅读
所属成套资源：2022年高考化学一轮复习名师精讲练
成套系列资料，整套一键下载
第34讲 原子结构与性质-2022年高考化学一轮复习名师精讲练
展开
这是一份第34讲 原子结构与性质-2022年高考化学一轮复习名师精讲练，共24页。
第34讲 原子结构与性质
【知识梳理】
一、原子结构
1. 能层和能级：在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子能量也可能不同，还可以分成不同的能级。
电子层（能层）
原子轨道类型（能级）
原子轨道数目
最多容纳电子数
K（1）
1s
1
2
L（2）
2s 2p
4
8
M（3）
3s 3p 3d
9
18
N （4）
4s 4p 4d 4f
16
32
O（5）
5s 5p 5d 5f 5g
25
50
……(n)
n 2
2n 2
（1）任一能层，能级数等于能层序数；
（2）s、p、d、f……的轨道数依次是1、3、5、7……，s、p、d、f……可容纳的电子数依次是其轨道数1、3、5、7……的两倍；
（3）各电子层最多容纳的电子数为2n2个。最外层最多容纳8个电子；次外层最多容纳18个（若此外层为1或2，最多只能有2或8个电子）；倒数第三层最多只有32个电子（若该层n=1，2，3，最多只能有2，8，18个电子）
2. 原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。
（1）s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。
（2）相同能层上原子轨道能量的高低：ns
（1）能量最低原理：基态原子的核外电子排布遵循构造原理，电子总是优先排布在能量最低的原子轨道里，然后再依次进入能量逐渐升高的原子轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。
①构造原理示意图如下图：随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
②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。
温馨提示：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）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。如N原子的轨道表示式是：，不能写成：，也不能写成：。
（3）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，p3的轨道式为，而不是。
（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2 s22p3、15P 3 s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
温馨提示：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
4. 基态和激发态
（1）基态：最低能量状态。处于 最低能量状态的原子称为基态原子 。
（2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态，处于激发态的原子称为激发态原子 。
（3）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
5.基态原子核外电子排布的表示方法：
电子排布式
在能级符号的右上方用数字表示该能级上排布的电子数的式子
17Cl：1s22s22p63s23p5
21Sc：1s22s22p63s23p63d14s2
简化电子排布式
把内层已达到稀有气体的电子层写成原子实，并以稀有气体符号加方括号表示
17Cl：[Ne]3s23p5
21Sc： [Ar] 3d14s2
价电子排布式
只标出基态原子的外围电子排布
17Cl：3s23p5
轨道表示式
用方框表示原子轨道，框内的箭头表示电子的式子
6C：
例题1、(1)镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对电子数为________。
(2)基态Ge原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。
(3) Zn2＋基态核外电子排布式为______。
(4)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_____________，形象化描述。在基态 14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。
(5)基态Fe原子有________个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为______________。
(6)基态硼原子的电子排布式为______________。
(7) S的基态原子核外有________个未成对电子。
(8) Si的基态原子核外电子排布式为_________，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________。
（9）基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。
（10）氮原子价层电子对的轨道表达式（电子排布图）为_____________。
（11）Co基态原子核外电子排布式为_____________，元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。
（12）基态Mn2+的核外电子排布式为 ，Ni2+的价电子排布图为 。
[指点迷津] (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，不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。
(3)注意对比电子排布式、价电子排布式(即外围电子排布式)的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2，价电子排布式：3d64s2。
二、原子结构与元素的性质
1．元素周期表的结构：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
（1）原子的电子层构型和周期的划分：周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素，即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
①每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。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。元素周期表中每周期所含元素种数如下：
周期
元素数目
各周期增加的能级
一
2
1s
二
8
2s 2p
三
8
3s 3p
四
18
4s 3d 4p
五
18
5s 4d 5p
六
32
6s 4f 5d 6p
七
26(未完)
7s 5f 6d(未完)
（2）原子的电子构型和族的划分：族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外），共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。每族元素的价电子排布特点如下：
①主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
②0族：He：1s2；其他：ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd除外)：(n－1)d1～10ns1～2。
（3）原子的电子构型和元素的分区：按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
①周期表的分区：
②各区价电子排布特点：
分区
价电子排布
元素性质特点
s区
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ns2np1～6(除He外 )
通常是最外层电子参与反应
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
温馨提示：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)。
2．元素周期律：
（1）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叫做第一电离能(用I1表示)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。
①电离能的变化规律
同周期
碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的趋势
同主族
从上到下第一电离能逐渐减小
同种元素
同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1
判断元素金属性的强弱
第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度，第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱
判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子
判断核外电子的分层情况
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
判断原子的核外电子排布
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。如Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小
（2）电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。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。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。
①电负性的变化规律
同周期
从左到右，电负性逐渐增大
同主族
从上到下，电负性逐渐增大逐渐减小
②电负性的应用规律：
判断元素金属性与非金属性的强弱
电负性越大，非金属性越强，金属性越弱
判断化学键的类型
一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，若差值小于1.7，通常形成共价键
判断元素在化合物中的价态
共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价
（3）原子结构与元素性质的递变规律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
能层数相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同，能层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强；
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱；
失电子能力逐渐增强
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
元素金属性、非金属性
金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱
（4）微粒半径的比较方法
①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如：Li
（5）元素金属性与非金属性强弱的判断
金属性
本质
原子越易失电子，金属性越强，第一电离能越小，电负性越小
判据
在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
单质还原性越强，离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后）
最高价氧化物的对应水化物的碱性越强，金属性越强
xn++yx+ym+ 则y比x金属性强
原电池反应中负极的金属性强
与同种氧化剂反应，先反应的金属性强
失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强
非金属性
本质
原子越易得电子，非金属性越强，电负性越大
判据
与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）
最高价氧化物的对应水化物酸性越强，非金属性越强
An-+BBm-+A 则B比A非金属性强
与同种还原剂反应，先反应的非金属性强
得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强
3.元素周期表的应用
（1）根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质：
①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸、碱性、氢化物的稳定性等。如碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4
②比较同周期元素及其化合物的性质。如酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。如根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。
（2）启发人们在一定范围内寻找某些物质：
①半导体元素在两性线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
例题2、（1）写出基态As原子的核外电子排布式____________、基态碳原子的电子排布图________________，根据元素周期律，原子半径Ga As，第一电离能Ga As。（填“大于”或“小于”）
（2）镍元素基态原子的电子排布式为 ，3d能级上的未成对电子数为 ；①C、N、O；②N、S、P；③C 、N、Si；④N、 O、F的第一电离能由大到小的顺序为 ；电负性：H、O、S电负性由大到小的顺序是 。B和N相比，电负性较大的是 ；BN中B元素的化合价为 ；从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为 。
（3）铬，铜，铁，锰等原子的基态电子排布式 ，氯元素的基态原子的价电子层排布式是___________，与铬同周期的所有元素的基态原子中最外层电子数与铬原子相同的元素有 （填元素符号），第一电离能I1(C)、I1(N)、I1(O)由大到小的顺序为_____。
（4）基态Co原子核外电子排布式为__________________，C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为______(用具体元素符号表示)。
（5）基态Fe3＋的M层电子排布式为____________，铝原子核外自旋方向相同的电子最多有________个，与铝同族的第四周期元素原子的价电子排布式为______，基态磷原子的核外电子运动状态共有________种，其价电子排布式为__________________。在硼、氧、氟、氮中第一电离能由大到小的顺序是________(用元素符号表示)。
（6）基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]_______，有__个未成对电子。光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。
（7）镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对电子数为________。元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是_____________。
(8) C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
①Si位于元素周期表第________周期第________族。
②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。
③用“＞”或“＜”填空：
原子半径
电负性
熔点
沸点
Al____Si
N____O
金刚石____晶体硅
CH4____SiH4
(9) O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为________。
(10)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是______________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为__________________。
(11)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下，则该元素是________(填写元素符号)。
电离能
I1
I2
I3
I4
……
In/(kJ·mol－1)
578
1 817
2 745
11 578
……
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。
③Ge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
（12）下图表示碳、硅和磷元素的四级电离能变化趋势,其中表示磷的曲线是 (填字母)。
碳、硅和磷元素的四级电离能变化趋势
【课时练习】
1．下列说法中正确的是（ ）
A．同一原子中3s、3p、3d、4s能量依次升高
B．某原子核外电子由1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s13p2，原子放出能量
C．p能级的原子轨道呈哑铃形，随着能层数的增加，p能级原子轨道数也在增多
D．按照泡利原理，在同一个原子中不可能存在两个运动状态完全相同的电子
2．下列有关微粒性质的排列顺序正确的是
A．离子半径：O2->Na+>S2-
B．第一电离能：O>N>C
C．电负性：F>P>O
D．基态原子中未成对电子数：Mn>Si>Cl
3．以下有关元素性质的说法不正确的是
A．具有下列价电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4电负性最大的是③
B．某元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋
C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随原子序数增大而递增的是④
D．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4 原子半径最大的是①
4．下列说法中正确的是( )
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
578
1 817
2 745
11 575
14 830
18 376
23 293
A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41
C．某主族元素的电离能I1～I7数据如下表所示(单位：kJ/mol)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族
D．按Mg、Si、N、F的顺序，原子半径由小变大
5．人们通常将在同一原子轨道上运动、自旋方向相反的2个电子，称为“电子对”，将在某一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。下列基态原子的电子排布式中，未成对电子数最多的是
A．1s22s22p63s23p6 B．1s22s22p63s23p63d54s2
C．1s22s22p63s23p63d54s1 D．1s22s22p63s23p63d104s1
6．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轨道上有一对成对电子的X原子和3p轨道上只有一对成对电子的Y原子
D．最外层都只有一个电子的X、Y原子
7．下列表达方式错误的是
A．四氯化碳的电子式： B．氟化钠的电子式：
C．硫离子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p6 D．碳-12原子：
8．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>① B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>①
9．科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的电子层、能级有关，还与核外电子的数目及核电荷数有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，都是。下列说法正确的是（ ）
A．两粒子的1s能级上电子的能量相同
B．两粒子的3p能级上的电子离核的距离相同
C．两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱不同
D．两粒子最外层都达8电子稳定结构，化学性质相同
10．已知某原子结构示意图为，下列有关说法正确的是（ ）
A．结构示意图中x＝4
B．该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．该原子的电子排布图为
D．该原子结构中共有5个能级上填充有电子
11．元素X、Y、Z、M在周期表中的相对位置如图所示，已知M元素原子的价电子排布式ns2pn+1,且最外层有9个原子轨道。下列说法错误的是
X
Y
M
Z
A．M元素原子的价电子排布为3s23p4
B．Y元素在周期表的第四周期第VA族
C．X基态原子核外有两个未成对电子
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2
12．宋代张杲《医说》引《集验方》载：每每外出，用雄黄桐子大，在火中烧烟薰脚绷、草履、领袖间，以消毒灭菌，防止疫菌通过衣物的接触而传染。雄黄(As4S4)的结构如图所示，下列说法正确的是
A．雄黄中硫的价态为+2 价
B．As 原子的核外电子排布式为[Ar]4s24p3
C．As4S4 分子中 As 原子和 S 原子的杂化类型都为 sp3 杂化
D．古代熏蒸的消毒原理与 H2O2、酒精相同
13．黑色金属是指铁、铬、锰及其合金，在生产生活中有广泛的用途。请回答下列问题：
(1)基态铬原子的核外电子排布式____________，能量最高的原子轨道有____________种空间伸展方向。
(2)[Cr(H2O)3(NH3)3]3+中，与Cr3+形成配位键的原子是____________，NH3的VSEPR模型为____________，H2O中氧原子的杂化类型为____________。
(3)H2O的稳定性____________(填大于或小于)NH3的稳定性，请用共价键知识解释原因：____________。
(4)元素铁和锰的逐级电离能如图所示，元素X是____________(填元素符号)，判断理由是____________。
(5)Fe与CO能形成一种重要的催化剂Fe(CO)5，该分子中σ和π键个数比为_____，C、O元素的第一电离能是C____________O。(填“＞”“＜”或“=”)
(6)Fe3+可用SCN-检验，类卤素(SCN)2对应的酸有两种，分别为硫氰酸(H—S—CN))和异硫氰酸(H—N=C=S)，这两种酸中沸点较高的是_____(填名称)，原因是_______。
14．在一定条件下，金属相互化合形成的化合物称为金属互化物，如Cu9Al4、Cu5Zn8等。
(1)某金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，该金属互化物属于________(填“晶体”或“非晶体”)。
(2)基态铜原子有________个未成对电子；Cu2＋的电子排布式为____________________；在CuSO4溶液中加入过量氨水，充分反应后加入少量乙醇，析出一种深蓝色晶体，该晶体的化学式为____________________，其所含化学键有____________________，乙醇分子中C原子的杂化轨道类型为________。
(3)铜能与类卤素(SCN)2反应生成Cu(SCN)2,1 mol(SCN)2分子中含有σ键的数目为________。(SCN)2对应的酸有硫氰酸(H—S—C≡N)、异硫氰酸(H—N===C===S)两种。理论上前者沸点低于后者，其原因是_____。
(4)ZnS的晶胞结构如图所示，在ZnS晶胞中，S2－的配位数为_______________。
(5)铜与金形成的金属互化物的晶胞结构如图所示，其晶胞边长为a nm，该金属互化物的密度为________ g·cm－3(用含a、NA的代数式表示)。
15．黄铜矿是工业冶炼铜的原料，主要成分为 CuFeS2。试回答下列问题：
(1)基态硫原子核外电子有_____种不同运动状态，能量最高的电子所占据的原子轨道形状为_________。
(2)基态Cu原子的价层电子排布式为_________；Cu、Zn的第二电离能大小I2(Cu) _________I2(Zn)(填“>”“<”或“=”)。
(3)SO2分子中S原子的轨道杂化类型为_________，分子空间构型为_________；与SO2互为等电子体的分子有_________(写一种)。
(4)Cu(CH3CN)4比四氨合铜离子稳定，其配离子中心原子配位数为_________，配位体中σ键与π键个数之比为_________。
(5)请从结构角度解释H2SO3的酸性比H2SO4酸性弱的原因_________。
(6)铁镁合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图所示。
若该晶体储氢时，H2分子在晶胞的体心和棱的中心位置，距离最近的两个H2分子之间距离为anm。则该晶体的密度为_________g/cm3(列出计算表达式)。
16．亚微米级Cu0/Fe3O4复合物多相催化过一硫酸盐降解有机污染物的过程如图所示：
回答下列问题：
(1)基态铜原子的价层电子排布式为_____________，其位于元素周期表的___区。
(2)O、S、H 的电负性由大到小的顺序为____________。
(3)的中心原子的价层电子对数为__________，其空间构型为_____________。
(4)冰的晶体结构如图所示，则1mol冰中含有_________mol氢键。
(5) Cu0/Fe3O4复合物也是有机反应中的催化剂，如： +NH3+H2O2 +2H2O
① 1mol 中含有σ键的数目为________NA(NA 为阿伏加德罗常数的值)。
②NH3的键角 _______ (填“大于”“小于”或“等于”) NF3的键角；理由是______________。
(6)铜的晶胞结构如图，则铜的配位数为_________，若铜原子的半径为a pm，则铜晶胞的密度为___________ g•cm 3(列出计算式)。
参考答案
例题1、(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 2
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 2
(3)1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
(4)电子云 2
(5)4 1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(6)1s22s22p1
(7)2 1s22s22p63s23p2
(8)M 9 4
（9）N 球形
（10）
（11）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 Mn
（12）1s22s22p63s23p63d5
【解析】(1)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。根据洪特规则可知，Ni原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成对电子数为2。(2)Ge(锗)元素在周期表的第四周期、第ⅣA族，因此核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。(3)Zn为30号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，失去最外层的2个电子即可得到Zn2＋，Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。(4)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布用电子云形象地描述。基态 14C原子的电子排布图为，则核外存在2对自旋相反的电子。(5)基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d能级有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3＋，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。(6)B是5号元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。(7)基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，有2个未成对电子。(8)Si是14号元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，Si的最高能层为第三能层，其符号为M，该能层有 1个 s轨道、3个p轨道和5个d轨道，共9个轨道，Si在该能层有4个电子。（9）K原子的价电子排布式为4s1，所以最高能层是N，4s电子云轮廓图形状为球形。Cr原子的价电子排布式为3d34s1。（10）N原子位于第二周期第VA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是。（11）Co是27号元素，位于元素周期表第4周期第VIII族，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。O基态原子价电子为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子价电子排布为3d54s2，所以其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn。（12）Mn为25号元素,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,则Mn2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5；Ni原子失去最外层2个电子形成Ni2+,Ni2+的价层电子排布图（轨道表示式）为。
例题2、（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3（或[Ar]3d104s24p3），，大于；小于（2）1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2），2，①N>O>C、②N>P>S、③N>C>Si、④F>N>O；O>S>H N ＋3 O＞C＞Si（3）铬：1s22s22p63s23p63d54s1；铜：1s22s22p63s23p63d104s1；铁： 1s22s22p63s23p63d64s2；锰：1s22s22p63s23p63d54s2；3s23p5；K、Cu；I1(N)＞I1(O)＞I1(C) （4）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 N＞O＞C（5）3s23p63d5 7 4s24p1 15 3s23p3 F＞N＞O＞B（6）3d104s24p2 ；2；O＞Ge＞Zn（7）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar] 3d84s2 ；2；金属；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子(8)①三 ⅣA ②1s22s22p3 1③＞ ＜ ＞ ＜(9)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)(10)N (11)①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2 GeCl4 ③CD（12）b
【解析】（1）As的原子序数为33，则基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Ga大于As，As原子的4p轨道处于半满的稳定结构，所以第一电离能Ga小于As。（2）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2；3d能级有5个轨道，根据洪特原则，先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2；同周期第一电离能从左往右一般逐渐增大，但IA<ⅡA>ⅢA；ⅣA<ⅤA>ⅥA，同主族从上往下第一电离能逐渐减小；同周期电负性从左往右逐渐增大，同主族从上往下电负性逐渐减小。（3）24号Cr元素核外24个电子，最后6个电子的排布有两种可能：3d44s2或3d54s1。根据半满、全满规则可知后者更稳定。同理，可知最外层只有1个电子的除了K，还有3d104s1的Cu；同一周期主族元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，但氮原子价层电子排布式为2s22p3，2p轨道达到半充满稳定结构，故氮的第一电离能大于氧。（4）Co的原子序数为27，其基态原子核外电子总数为27，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，但第ⅡA族、第ⅤA族元素第一电离能大于其相邻元素，C、N、O元素处于同一周期且原子序数逐渐增大，N处于第ⅤA族，所以第一电离能大小为N＞O＞C。（5）P属于15号元素，核外电子运动状态共有15种，其价电子排布式为3s23p3；。（6）Ge是32号元素，与碳元素是同一主族的元素，在元素周期表中位于第四周期IVA族；基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] 4s24p2，也可写为3d104s24p2；在其原子的最外层的2个4s电子是成对电子，位于4s轨道，2个4p电子分别位于2个不同的4p轨道上，所以基态Ge原子有2个未成对的电子；光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。元素的非金属性越强，其吸引电子的能力就越强，元素的电负性就越大。元素Zn、Ge、O的非金属性强弱顺序是：O＞Ge＞Zn，所以这三种元素的电负性由大至小的顺序是O＞Ge＞Zn 。（7）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2，3d能级有5个轨道，先占满5个自旋方向相同的电子，剩余3个电子再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu>INi。(8)①Si是14号元素，位于元素周期表中第三周期第ⅣA族。②N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：CC＞SiSi，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。(9)O、Na、P和Cl四种元素中，O元素的电负性最大。P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)。(10)由原子序数最小且核外电子总数与其电子层数相同，确定a为H元素，由价电子层中的未成对电子有3个，确定b为N元素，由最外层电子数为其内层电子数的3倍，确定c为O元素，由d与c同主族，确定d为S元素，由e的最外层只有1个电子且次外层有18个电子，确定e为Cu元素。N、O同周期第一电离能N>O，O、S同主族，第一电离能O>S，即N、O、S中第一电离能最大的是N元素；Cu的价电子排布为3d104s1，其价层电子轨道示意图为。(11)①由电离能数据可知，该元素呈＋3价。②Ge的最高正价为＋4价。③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。（12）P原子价电子排布式为3s23p3,当P原子失去3个电子后,形成一个较稳定的3s2全满结构,再失去一个电子需要的能量较多,即第四电离能较大,符合此情况的曲线为b。
【课时练习】
1．D【解析】A．多电子原子中，根据构造原理，各能级能量高低顺序为①相同n而不同能级的能量高低顺序为：ns＜np＜nd＜nf，②n不同时的能量高低：2s＜3s＜4s，2p＜3p＜4p；③不同层不同能级ns＜（n-2）f＜（n-1）d＜np，所以同一原子中，3s、3p、4s、3d 能量依次升高，故A错误；
B．3s能级上的电子比3p能级上的电子能量更低，所以原子核外电子由 1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s13p2，原子要吸收能量，故B错误；
C．p轨道是哑铃形的，任何能层的p能级都有3个原子轨道，与能层的大小无关，故C错误；
D．在多电子的原子中，电子填充在不同的能层，能层又分不同的能级，同一能级又有不同的原子轨道，每个轨道中最多可以填充两个电子，自旋相反，在一个基态多电子的原子中，不可能有两个运动状态完全相同的电子，故D正确；
故选D。
2．D【解析】A、电子层数越多，半径越多；电子层数相同时，半径随着原子序数的递增而减小，因此离子半径大小顺序是：S2－>O2－>Na＋，故A错误；B、同周期从左向右第一电离能呈增大趋势 ，但IIA>IIIA，VA>VIA，因此第一电离能大小顺序是N>O>C，故B错误；C、同周期从左向右电负性增大，同主族从上到下电负性减小，F的电负性大于O，N的电负性大于P，O的电负性大于N，因此电负性大小顺序是F>O>P，故C错误；D、Mn的价电子排布式为3d54s2，未成对电子数为5，Si的价电子排布式为3s23p2，未成对电子数为2，Cl的价电子排布式为3s23p7，未成对电子数为1，因此顺序是F>Si>Cl，故D正确。
3．A【解析】A. ①3s23p1符合该排布的为铝元素；②3s23p2符合该排布的为硅元素；③3s23p3符合该排布的为磷元素；④3s23p4符合该排布的为硫元素；同一周期，从左到右，电负性增大，因此电负性最大的是④；A错误；
B. 第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；
C. 同一周期，从上到下，第一电离能逐渐减弱，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，第一电离能逐渐增大，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；
D. 具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2符合该排布的为硅元素；②1s22s22p3符合该排布的为氮元素；③1s22s22p2符合该排布的为碳元素；④1s22s22p63s23p4 符合该排布的为硫元素；同一周期，从左到右原子半径减小，同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确；
正确选项A 。
4．B【解析】A．非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；
B．①P、S中由于P原子3p能级半满，所以第一电离能较大；②同主族自上而下第一电离能减小，所以Mg、Ca中Mg的第一电离能较大；③同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，所以Al、Si中Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15+12+14=41，故B正确；
C．根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；
D．电子层数越多原子半径越大，电子层数相同核电荷数越小半径越大，所以按Mg、Si、N、F的顺序，原子半径由大变小，故D错误；
综上所述答案为B。
5．C【解析】A.1s22s22p63s23p6中每个轨道上都达到饱和，未成对电子数为0，A不选；
B.1s22s22p63s23p63d54s2中3d轨道上有5个电子没成对，其他轨道达到饱和，未成对电子数为5；B不选；
C.1s22s22p63s23p63d54s1中的3d、4s轨道上各有5、1个未成对电子，未成对电子数为6；C选；
D.1s22s22p63s23p63d104s1只有4s上有1个电子没成对，未成对电子数为1，D不选；
综上所述，本题选C。
6．C【解析】A.原子核外电子排布式为1s2是He，原子核外电子排布式为1s22s2是Be，二者性质不同，故A项错误；
B.原子核外M层上仅有两个电子的X为Mg元素，原子核外N层上仅有两个电子的Y可能为Ca、Fe、Zn等元素，价电子数不同，性质不相同，故B项错误；
C.2p轨道上有一对成对电子的X为O元素，3p轨道上只有一对成对电子的Y为S元素，二者位于周期表同一主族，最外层电子数相同，性质相似，故C项正确；
D.最外层都只有一个电子的X、Y原子，可能为H与Cu原子等，性质不同，故D项错误；
综上，本题选C。
7．A【解析】A．四氯化碳的电子式：，故A错误；
B．氟化钠为离子化合物，电子式：，故B正确；
C．硫离子的核外电子数是18，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，故C正确；
D．在表示原子组成时元素符号的左下角表示质子数，左上角表示质量数，则碳-12原子可表示为：，故D正确；
答案选A。
8．A【解析】由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p4是S元素、②1s22s22p63s23p3是P元素、③1s22s22p3是N元素、④1s22s22p5是F元素。
A、同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N＜F，但P元素原子3p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能降低，所以第一电离能N＞P，所以第一电离能S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；
B、同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径P＞S，N＞F，电子层越多原子半径越大，故原子半径P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
C、同周期自左而右电负性增大，所以电负性P＜S，N＜F，N元素非金属性与S元素强，所以电负性P＜N，故电负性P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误；
D、最高正化合价等于最外层电子数，但F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②=③，故D错误。
故选A。
9．C【解析】A、虽然电子数相同，但是核电荷数不同，所以能量不同，故A错误；
B、同是3p能级，氩原子中的核电荷数较大，对电子的引力大，所以电子离核较近，故B错误；
C、电子的能量不同，则发生跃迁时，产生的光谱不同，故C正确；
D、硫离子是得到电子之后变成这种结构，有较强的失电子能力，所以具有很强的还原性，二者性质不同，故D错误。
答案选C。
10．D【解析】A.由原子结构示意图可知，K层电子排满时为2个电子，故x=2，该元素为硅，故A选项错误。
B.该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，故B选项错误。
C.硅的电子排布图为，故C选项错误。
D.原子结构中共有1s、2s、2p、3s、3p这5个能级上填充有电子，故D选项正确。
故答案选D。
11．B【解析】M元素原子的价电子排布为ns2npn+1，且有9个原子轨道，可知n=3时符合，核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，M为S；由X、Y、Z、M在周期表中的相对位置可知，X为O、Y为P、Z为Ge，以此来解答。
A．M为S，最外层电子数为6，价电子排布为3s23p4，故A正确；
B．Y为P，在周期表的第三周期第VA族，故B错误；
C．X为O，核外电子排布式为1s22s22p4，p轨道上有两个未成对电子，故C正确；
D．Z为Ge，原子序数为32，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，故D正确；
故选：B。
12．C【解析】A.硫元素的非金属性强于砷元素，由结构示意图可知，雄黄中硫元素的价态为—2价，故A错误；
B.砷元素位于元素周期表第四周期VA族， As原子核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故B错误；
C.由结构示意图可知，S和As的价层电子对数均为4，则As4S4 分子中 As 原子和 S 原子的杂化类型都为 sp3 杂化，故C正确；
D.古代熏蒸和双氧水的消毒原理均属于化学变化，而酒精的消毒原理为物理变化，原理不相同，故D错误；
故选C。
13．（1）1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1；5（2）O、N；四面体；sp3（3）大于；因为O-H键长
(2)Cr3+提供空轨道，具有孤电子对的原子提供共用电子对，[Cr(H2O)3(NH3)3]3+中，O、N元素能够提供孤电子对，则与Cr3+形成配位键的原子是O、N，氨气分子中N原子价层电子对个数=3+=4，根据价层电子对互斥理论判断其VAEPR模型为四面体形；H2O中氧原子的价层电子对个数=2+=4，杂化类型为sp3杂化；
(3)物质的稳定性与分子内化学键的强弱有关，键能越大，稳定性越大，因为O-H键长＜N-H键长，则O-H键能＞N-H键能，所以H2O稳定性＞NH3稳定性；
(4)Fe2+的价电子排布式为3d6，Mn2+的价电子排布式为3d5，处于半充满状态，比较稳定，比Fe2+难失去第3个电子，所以I3(Mn)＞I3(Fe)(或者Fe3+的价电子排布式为3d5，Mn3+的价电子排布式为3d4，Fe3+处于半充满状态，比较稳定，比Mn3+难失去第4个电子，所以I4(Fe)＞I4(Mn)，根据图示可得，X为Fe元素；
(5)一个三键中含有一个σ键和2个π键，CO分子中σ键与π键个数比为1:2，Fe和C原子形成5个配位键，配位键是σ键，则Fe(CO)5中σ键与π键个数都是10个，所以二者之比为10:10＝1:1；同周期元素第一电离能随核电荷数增大呈逐渐增大的趋势，则C、O元素的第一电离能是C＜O；
(6)异硫氰酸分子间可形成氢键，沸点较高。
14．（1）晶体（2）1；1s22s22p63s23p63d9；Cu（NH3）4SO4•H2O；离子键、极性共价键和配位键；sp3杂化、sp3杂化（3）5NA；异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸不能（4）4（5）
【解析】（1）晶体中粒子在三维空间里呈周期性有序排列，有自范性，非晶体中原子排列相对无序，无自范性，金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，则金属互化物属于晶体，故答案为晶体；
（2）铜元素的原子序数为29，位于周期表第四周期ⅠB族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，含有一个未成对电子，失去2个电子形成Cu2+，故Cu2+离子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d9；在CuSO4溶液中加入过量氨水，CuSO4与过量氨水反应生成Cu（NH3）4SO4•H2O，加入乙醇降低Cu（NH3）4SO4•H2O的溶解度，析出深蓝色Cu（NH3）4SO4•H2O晶体，晶体中含有离子键、极性共价键和配位键；CH3-CH2-OH分子中两个C原子均为饱和碳原子，价层电子对数均为4，均为sp3杂化。
（3）（SCN）2的结构式为N≡C-S-S-C≡N，分子中有3个单键和2个碳氮三键，单键为σ键，三键含有1个σ键、2个π键，（SCN）2分子含有5个σ键，故1mol（SCN）2分子中含有σ键的数目为5NA；能形成分子间氢键的物质熔沸点较高，异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸不能形成分子间氢键，所以异硫氰酸熔沸点高于硫氰酸，故答案为5NA；异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸不能；
（4）ZnS的晶胞结构可知，距离Zn2＋最近的硫离子有4个，由硫化锌的化学式可知，距离每个硫离子最近的锌离子也有４个，即S2-的配位数为4，故答案为4；
（5）由晶胞结构可知，Cu原子位于晶胞面心，数目为6×=3，Au原子为晶胞顶点，数目为8×=1，铜与金形成的金属互化物的化学式为Cu3Au，晶胞体积V=（a×10-7）3cm3，则密度ρ===，故答案为。
15．（1）16；纺锤形（2）3d104s1；> （3）sp2；V形；O3（4）4；5∶2 （5）硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多，硫酸中心原子硫价态高，易于电离出H+（6）
【解析】 (1)硫元素为16号元素，基态硫原子核外电子有16种不同运动状态，能量最高的电子为3p电子，3p电子的原子轨道形状为纺锤形，故答案为：16；纺锤形；
(2)Cu为29号元素，基态Cu原子的价层电子排布式为3d104s1；Zn为30号元素，基态Zn原子的价层电子排布式为3d104s2，Cu的第二电离能失去的是3d电子，失去后不稳定，第二电离能大于Zn的第二电离能，即I2(Cu)＞I2(Zn)，故答案为：3d104s1；＞；
(3)SO2分子中S原子的价层电子对数=2+(6-2×2)=3，轨道杂化类型为sp2，分子的空间构型为V形；与SO2互为等电子体的分子有O3，故答案为：sp2；V形；O3；
(4)Cu(CH3CN)4中的中心原子为Cu，配位数为4；配位体为CH3CN，其中σ键有3个C-H、1个C-C和1个C≡N，共5个σ键，只有C≡N中含有π键，有2个π键，σ键与π键个数之比5∶2，故答案为：4；5∶2；
(5)同一元素的不同含氧酸中，非羟基氧原子数越大其酸性越强，硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多，所以H2SO4的酸性大于H2SO3的酸性，故答案为：硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多，硫酸中心原子硫价态高，易于电离出H+；
(6)设晶胞的参数为dnm，该晶体储氢时，H2分子在晶胞的体心和棱心位置，则距离最近的两个H2分子之间的距离为晶胞面上对角线长度的一半，即anm=×d nm，则d=anm=a×10-7cm，该晶胞中Mg原子个数是8、Fe原子个数=8×+6×=4，所以Mg、Fe原子个数之比为8∶4=2∶1，所以其化学式为Mg2Fe，该合金的密度为==g/cm3，故答案为：。
16．（1）3d104s1；ds （2）O>S>H （3）4；正四面体（4）2(5) ①19②大于；NH3中成键电子偏向 N，斥力大，键角大，NF3中成键电子偏向F，斥力小，键角小（6）12；
【解析】 (1)Cu是29号元素，根据能量最低原理、洪特规则，基态铜原子的价层电子排布式为3d104s1；Cu属于ⅠB族，位于元素周期表的ds区；
(2)元素非金属性越强，电负性越大，所以电负性O＞S＞H；
(3)的中心原子的价层电子对数为=4，无孤电子对，所以空间构型为正四面体；
(4)根据冰的晶体结构图，可知每个水分子与4个水分子形成氢键，1mol冰中含有2mol氢键；
(5) ①单键为σ键，双键中有1个σ键，1mol中σ键的数目为19 NA；
②F吸引电子能力大于H，NH3中成键电子偏向 N，斥力大，键角大，NF3中成键电子偏向F，斥力小，键角小，所以NH3的键角大于NF3的键角；
(6)根据铜的晶胞结构图，铜的配位数为12，铜为面心立方堆积，若铜原子的半径为a pm，则晶胞的边长为pm，1个晶胞含有铜原子数是，则铜晶胞的密度为g•cm 3。
第34讲 原子结构与性质
【知识梳理】
一、原子结构
1. 能层和能级：在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子能量也可能不同，还可以分成不同的能级。
电子层（能层）
原子轨道类型（能级）
原子轨道数目
最多容纳电子数
K（1）
1s
1
2
L（2）
2s 2p
4
8
M（3）
3s 3p 3d
9
18
N （4）
4s 4p 4d 4f
16
32
O（5）
5s 5p 5d 5f 5g
25
50
……(n)
n 2
2n 2
（1）任一能层，能级数等于能层序数；
（2）s、p、d、f……的轨道数依次是1、3、5、7……，s、p、d、f……可容纳的电子数依次是其轨道数1、3、5、7……的两倍；
（3）各电子层最多容纳的电子数为2n2个。最外层最多容纳8个电子；次外层最多容纳18个（若此外层为1或2，最多只能有2或8个电子）；倒数第三层最多只有32个电子（若该层n=1，2，3，最多只能有2，8，18个电子）
2. 原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。
（1）s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。
（2）相同能层上原子轨道能量的高低：ns
（1）能量最低原理：基态原子的核外电子排布遵循构造原理，电子总是优先排布在能量最低的原子轨道里，然后再依次进入能量逐渐升高的原子轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。
①构造原理示意图如下图：随着原子核电荷数的递增，基态原子的核外电子按照上图中箭头的方向依次排布，即1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p……该原理适用于绝大多数基态原子的核外电子排布。
②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。
温馨提示：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）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。如N原子的轨道表示式是：，不能写成：，也不能写成：。
（3）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，p3的轨道式为，而不是。
（4）洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2 s22p3、15P 3 s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。
温馨提示：能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。
4. 基态和激发态
（1）基态：最低能量状态。处于 最低能量状态的原子称为基态原子 。
（2）激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态，处于激发态的原子称为激发态原子 。
（3）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
5.基态原子核外电子排布的表示方法：
电子排布式
在能级符号的右上方用数字表示该能级上排布的电子数的式子
17Cl：1s22s22p63s23p5
21Sc：1s22s22p63s23p63d14s2
简化电子排布式
把内层已达到稀有气体的电子层写成原子实，并以稀有气体符号加方括号表示
17Cl：[Ne]3s23p5
21Sc： [Ar] 3d14s2
价电子排布式
只标出基态原子的外围电子排布
17Cl：3s23p5
轨道表示式
用方框表示原子轨道，框内的箭头表示电子的式子
6C：
例题1、(1)镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对电子数为________。
(2)基态Ge原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。
(3) Zn2＋基态核外电子排布式为______。
(4)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_____________，形象化描述。在基态 14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。
(5)基态Fe原子有________个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为______________。
(6)基态硼原子的电子排布式为______________。
(7) S的基态原子核外有________个未成对电子。
(8) Si的基态原子核外电子排布式为_________，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________。
（9）基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。
（10）氮原子价层电子对的轨道表达式（电子排布图）为_____________。
（11）Co基态原子核外电子排布式为_____________，元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是_________________。
（12）基态Mn2+的核外电子排布式为 ，Ni2+的价电子排布图为 。
[指点迷津] (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，不能写成1s22s22p63s23p64s23d6。
(3)注意对比电子排布式、价电子排布式(即外围电子排布式)的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2，价电子排布式：3d64s2。
二、原子结构与元素的性质
1．元素周期表的结构：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。
（1）原子的电子层构型和周期的划分：周期是指能层（电子层）相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素，即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右（除稀有气体外），元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
①每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为ns2np6。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。元素周期表中每周期所含元素种数如下：
周期
元素数目
各周期增加的能级
一
2
1s
二
8
2s 2p
三
8
3s 3p
四
18
4s 3d 4p
五
18
5s 4d 5p
六
32
6s 4f 5d 6p
七
26(未完)
7s 5f 6d(未完)
（2）原子的电子构型和族的划分：族是指价电子数相同（外围电子排布相同），按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族（第Ⅷ族除外），共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。每族元素的价电子排布特点如下：
①主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
②0族：He：1s2；其他：ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族，Pd除外)：(n－1)d1～10ns1～2。
（3）原子的电子构型和元素的分区：按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
①周期表的分区：
②各区价电子排布特点：
分区
价电子排布
元素性质特点
s区
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ns2np1～6(除He外 )
通常是最外层电子参与反应
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
温馨提示：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)。
2．元素周期律：
（1）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叫做第一电离能(用I1表示)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。电离能的大小取决于原子的有效核电荷、原子半径以及原子的电子层结构。
①电离能的变化规律
同周期
碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的趋势
同主族
从上到下第一电离能逐渐减小
同种元素
同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1
判断元素金属性的强弱
第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度，第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱
判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子
判断核外电子的分层情况
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
判断原子的核外电子排布
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。如Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小
（2）电负性：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。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。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。
①电负性的变化规律
同周期
从左到右，电负性逐渐增大
同主族
从上到下，电负性逐渐增大逐渐减小
②电负性的应用规律：
判断元素金属性与非金属性的强弱
电负性越大，非金属性越强，金属性越弱
判断化学键的类型
一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成离子键，若差值小于1.7，通常形成共价键
判断元素在化合物中的价态
共价化合物中，成键元素电负性大的表现负价
（3）原子结构与元素性质的递变规律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
能层数相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同，能层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐增强；
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱；
失电子能力逐渐增强
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
元素金属性、非金属性
金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱
（4）微粒半径的比较方法
①同一元素：一般情况下元素阴离子的离子半径大于相应原子的原子半径，阳离子的离子半径小于相应原子的原子半径。
②同周期元素（只能比较原子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
③同主族元素（比较原子和离子半径）：随原子序数的增大，原子的原子半径依次增大。如：Li
（5）元素金属性与非金属性强弱的判断
金属性
本质
原子越易失电子，金属性越强，第一电离能越小，电负性越小
判据
在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强
单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
单质还原性越强，离子氧化性越弱，金属性越强（电解中在阴极上得电子的先后）
最高价氧化物的对应水化物的碱性越强，金属性越强
xn++yx+ym+ 则y比x金属性强
原电池反应中负极的金属性强
与同种氧化剂反应，先反应的金属性强
失去相同数目的电子，吸收能量少的金属性强
非金属性
本质
原子越易得电子，非金属性越强，电负性越大
判据
与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强（电解中在阳极上得电子的先后）
最高价氧化物的对应水化物酸性越强，非金属性越强
An-+BBm-+A 则B比A非金属性强
与同种还原剂反应，先反应的非金属性强
得到相同数目的电子，放出能量多的非金属性强
3.元素周期表的应用
（1）根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质：
①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸、碱性、氢化物的稳定性等。如碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4
②比较同周期元素及其化合物的性质。如酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。如根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。
（2）启发人们在一定范围内寻找某些物质：
①半导体元素在两性线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
例题2、（1）写出基态As原子的核外电子排布式____________、基态碳原子的电子排布图________________，根据元素周期律，原子半径Ga As，第一电离能Ga As。（填“大于”或“小于”）
（2）镍元素基态原子的电子排布式为 ，3d能级上的未成对电子数为 ；①C、N、O；②N、S、P；③C 、N、Si；④N、 O、F的第一电离能由大到小的顺序为 ；电负性：H、O、S电负性由大到小的顺序是 。B和N相比，电负性较大的是 ；BN中B元素的化合价为 ；从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为 。
（3）铬，铜，铁，锰等原子的基态电子排布式 ，氯元素的基态原子的价电子层排布式是___________，与铬同周期的所有元素的基态原子中最外层电子数与铬原子相同的元素有 （填元素符号），第一电离能I1(C)、I1(N)、I1(O)由大到小的顺序为_____。
（4）基态Co原子核外电子排布式为__________________，C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为______(用具体元素符号表示)。
（5）基态Fe3＋的M层电子排布式为____________，铝原子核外自旋方向相同的电子最多有________个，与铝同族的第四周期元素原子的价电子排布式为______，基态磷原子的核外电子运动状态共有________种，其价电子排布式为__________________。在硼、氧、氟、氮中第一电离能由大到小的顺序是________(用元素符号表示)。
（6）基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]_______，有__个未成对电子。光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。
（7）镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对电子数为________。元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是_____________。
(8) C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
①Si位于元素周期表第________周期第________族。
②N的基态原子核外电子排布式为________；Cu的基态原子最外层有________个电子。
③用“＞”或“＜”填空：
原子半径
电负性
熔点
沸点
Al____Si
N____O
金刚石____晶体硅
CH4____SiH4
(9) O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中P原子的核外电子排布式为________。
(10)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是______________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为__________________。
(11)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下，则该元素是________(填写元素符号)。
电离能
I1
I2
I3
I4
……
In/(kJ·mol－1)
578
1 817
2 745
11 578
……
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是________。Ge的最高价氯化物的分子式是________。
③Ge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
（12）下图表示碳、硅和磷元素的四级电离能变化趋势,其中表示磷的曲线是 (填字母)。
碳、硅和磷元素的四级电离能变化趋势
【课时练习】
1．下列说法中正确的是（ ）
A．同一原子中3s、3p、3d、4s能量依次升高
B．某原子核外电子由1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s13p2，原子放出能量
C．p能级的原子轨道呈哑铃形，随着能层数的增加，p能级原子轨道数也在增多
D．按照泡利原理，在同一个原子中不可能存在两个运动状态完全相同的电子
2．下列有关微粒性质的排列顺序正确的是
A．离子半径：O2->Na+>S2-
B．第一电离能：O>N>C
C．电负性：F>P>O
D．基态原子中未成对电子数：Mn>Si>Cl
3．以下有关元素性质的说法不正确的是
A．具有下列价电子排布式的原子中，①3s23p1 ②3s23p2 ③3s23p3 ④3s23p4电负性最大的是③
B．某元素气态基态原子的逐级电离能(kJ·mol－1)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是X2＋
C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se ④Na、P、Cl，元素的第一电离能随原子序数增大而递增的是④
D．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4 原子半径最大的是①
4．下列说法中正确的是( )
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
578
1 817
2 745
11 575
14 830
18 376
23 293
A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41
C．某主族元素的电离能I1～I7数据如下表所示(单位：kJ/mol)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族
D．按Mg、Si、N、F的顺序，原子半径由小变大
5．人们通常将在同一原子轨道上运动、自旋方向相反的2个电子，称为“电子对”，将在某一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。下列基态原子的电子排布式中，未成对电子数最多的是
A．1s22s22p63s23p6 B．1s22s22p63s23p63d54s2
C．1s22s22p63s23p63d54s1 D．1s22s22p63s23p63d104s1
6．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轨道上有一对成对电子的X原子和3p轨道上只有一对成对电子的Y原子
D．最外层都只有一个电子的X、Y原子
7．下列表达方式错误的是
A．四氯化碳的电子式： B．氟化钠的电子式：
C．硫离子的核外电子排布式：1s22s22p63s23p6 D．碳-12原子：
8．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>① B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>① D．最高正化合价：④>③＝②>①
9．科学研究证明：核外电子的能量不仅与电子所处的电子层、能级有关，还与核外电子的数目及核电荷数有关。氩原子与硫离子的核外电子排布相同，都是。下列说法正确的是（ ）
A．两粒子的1s能级上电子的能量相同
B．两粒子的3p能级上的电子离核的距离相同
C．两粒子的电子发生跃迁时，产生的光谱不同
D．两粒子最外层都达8电子稳定结构，化学性质相同
10．已知某原子结构示意图为，下列有关说法正确的是（ ）
A．结构示意图中x＝4
B．该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4
C．该原子的电子排布图为
D．该原子结构中共有5个能级上填充有电子
11．元素X、Y、Z、M在周期表中的相对位置如图所示，已知M元素原子的价电子排布式ns2pn+1,且最外层有9个原子轨道。下列说法错误的是
X
Y
M
Z
A．M元素原子的价电子排布为3s23p4
B．Y元素在周期表的第四周期第VA族
C．X基态原子核外有两个未成对电子
D．Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2
12．宋代张杲《医说》引《集验方》载：每每外出，用雄黄桐子大，在火中烧烟薰脚绷、草履、领袖间，以消毒灭菌，防止疫菌通过衣物的接触而传染。雄黄(As4S4)的结构如图所示，下列说法正确的是
A．雄黄中硫的价态为+2 价
B．As 原子的核外电子排布式为[Ar]4s24p3
C．As4S4 分子中 As 原子和 S 原子的杂化类型都为 sp3 杂化
D．古代熏蒸的消毒原理与 H2O2、酒精相同
13．黑色金属是指铁、铬、锰及其合金，在生产生活中有广泛的用途。请回答下列问题：
(1)基态铬原子的核外电子排布式____________，能量最高的原子轨道有____________种空间伸展方向。
(2)[Cr(H2O)3(NH3)3]3+中，与Cr3+形成配位键的原子是____________，NH3的VSEPR模型为____________，H2O中氧原子的杂化类型为____________。
(3)H2O的稳定性____________(填大于或小于)NH3的稳定性，请用共价键知识解释原因：____________。
(4)元素铁和锰的逐级电离能如图所示，元素X是____________(填元素符号)，判断理由是____________。
(5)Fe与CO能形成一种重要的催化剂Fe(CO)5，该分子中σ和π键个数比为_____，C、O元素的第一电离能是C____________O。(填“＞”“＜”或“=”)
(6)Fe3+可用SCN-检验，类卤素(SCN)2对应的酸有两种，分别为硫氰酸(H—S—CN))和异硫氰酸(H—N=C=S)，这两种酸中沸点较高的是_____(填名称)，原因是_______。
14．在一定条件下，金属相互化合形成的化合物称为金属互化物，如Cu9Al4、Cu5Zn8等。
(1)某金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，该金属互化物属于________(填“晶体”或“非晶体”)。
(2)基态铜原子有________个未成对电子；Cu2＋的电子排布式为____________________；在CuSO4溶液中加入过量氨水，充分反应后加入少量乙醇，析出一种深蓝色晶体，该晶体的化学式为____________________，其所含化学键有____________________，乙醇分子中C原子的杂化轨道类型为________。
(3)铜能与类卤素(SCN)2反应生成Cu(SCN)2,1 mol(SCN)2分子中含有σ键的数目为________。(SCN)2对应的酸有硫氰酸(H—S—C≡N)、异硫氰酸(H—N===C===S)两种。理论上前者沸点低于后者，其原因是_____。
(4)ZnS的晶胞结构如图所示，在ZnS晶胞中，S2－的配位数为_______________。
(5)铜与金形成的金属互化物的晶胞结构如图所示，其晶胞边长为a nm，该金属互化物的密度为________ g·cm－3(用含a、NA的代数式表示)。
15．黄铜矿是工业冶炼铜的原料，主要成分为 CuFeS2。试回答下列问题：
(1)基态硫原子核外电子有_____种不同运动状态，能量最高的电子所占据的原子轨道形状为_________。
(2)基态Cu原子的价层电子排布式为_________；Cu、Zn的第二电离能大小I2(Cu) _________I2(Zn)(填“>”“<”或“=”)。
(3)SO2分子中S原子的轨道杂化类型为_________，分子空间构型为_________；与SO2互为等电子体的分子有_________(写一种)。
(4)Cu(CH3CN)4比四氨合铜离子稳定，其配离子中心原子配位数为_________，配位体中σ键与π键个数之比为_________。
(5)请从结构角度解释H2SO3的酸性比H2SO4酸性弱的原因_________。
(6)铁镁合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图所示。
若该晶体储氢时，H2分子在晶胞的体心和棱的中心位置，距离最近的两个H2分子之间距离为anm。则该晶体的密度为_________g/cm3(列出计算表达式)。
16．亚微米级Cu0/Fe3O4复合物多相催化过一硫酸盐降解有机污染物的过程如图所示：
回答下列问题：
(1)基态铜原子的价层电子排布式为_____________，其位于元素周期表的___区。
(2)O、S、H 的电负性由大到小的顺序为____________。
(3)的中心原子的价层电子对数为__________，其空间构型为_____________。
(4)冰的晶体结构如图所示，则1mol冰中含有_________mol氢键。
(5) Cu0/Fe3O4复合物也是有机反应中的催化剂，如： +NH3+H2O2 +2H2O
① 1mol 中含有σ键的数目为________NA(NA 为阿伏加德罗常数的值)。
②NH3的键角 _______ (填“大于”“小于”或“等于”) NF3的键角；理由是______________。
(6)铜的晶胞结构如图，则铜的配位数为_________，若铜原子的半径为a pm，则铜晶胞的密度为___________ g•cm 3(列出计算式)。
参考答案
例题1、(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 2
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 2
(3)1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
(4)电子云 2
(5)4 1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(6)1s22s22p1
(7)2 1s22s22p63s23p2
(8)M 9 4
（9）N 球形
（10）
（11）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 Mn
（12）1s22s22p63s23p63d5
【解析】(1)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。根据洪特规则可知，Ni原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成对电子数为2。(2)Ge(锗)元素在周期表的第四周期、第ⅣA族，因此核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。(3)Zn为30号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，失去最外层的2个电子即可得到Zn2＋，Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。(4)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布用电子云形象地描述。基态 14C原子的电子排布图为，则核外存在2对自旋相反的电子。(5)基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d能级有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3＋，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。(6)B是5号元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。(7)基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，有2个未成对电子。(8)Si是14号元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，Si的最高能层为第三能层，其符号为M，该能层有 1个 s轨道、3个p轨道和5个d轨道，共9个轨道，Si在该能层有4个电子。（9）K原子的价电子排布式为4s1，所以最高能层是N，4s电子云轮廓图形状为球形。Cr原子的价电子排布式为3d34s1。（10）N原子位于第二周期第VA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是。（11）Co是27号元素，位于元素周期表第4周期第VIII族，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。O基态原子价电子为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子价电子排布为3d54s2，所以其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn。（12）Mn为25号元素,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2,则Mn2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5；Ni原子失去最外层2个电子形成Ni2+,Ni2+的价层电子排布图（轨道表示式）为。
例题2、（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3（或[Ar]3d104s24p3），，大于；小于（2）1s22s22p63s23p63d84s2（或[Ar]3d84s2），2，①N>O>C、②N>P>S、③N>C>Si、④F>N>O；O>S>H N ＋3 O＞C＞Si（3）铬：1s22s22p63s23p63d54s1；铜：1s22s22p63s23p63d104s1；铁： 1s22s22p63s23p63d64s2；锰：1s22s22p63s23p63d54s2；3s23p5；K、Cu；I1(N)＞I1(O)＞I1(C) （4）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 N＞O＞C（5）3s23p63d5 7 4s24p1 15 3s23p3 F＞N＞O＞B（6）3d104s24p2 ；2；O＞Ge＞Zn（7）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar] 3d84s2 ；2；金属；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子(8)①三 ⅣA ②1s22s22p3 1③＞ ＜ ＞ ＜(9)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)(10)N (11)①Al ②1s22s22p63s23p63d104s24p2 GeCl4 ③CD（12）b
【解析】（1）As的原子序数为33，则基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Ga大于As，As原子的4p轨道处于半满的稳定结构，所以第一电离能Ga小于As。（2）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2；3d能级有5个轨道，根据洪特原则，先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2；同周期第一电离能从左往右一般逐渐增大，但IA<ⅡA>ⅢA；ⅣA<ⅤA>ⅥA，同主族从上往下第一电离能逐渐减小；同周期电负性从左往右逐渐增大，同主族从上往下电负性逐渐减小。（3）24号Cr元素核外24个电子，最后6个电子的排布有两种可能：3d44s2或3d54s1。根据半满、全满规则可知后者更稳定。同理，可知最外层只有1个电子的除了K，还有3d104s1的Cu；同一周期主族元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，但氮原子价层电子排布式为2s22p3，2p轨道达到半充满稳定结构，故氮的第一电离能大于氧。（4）Co的原子序数为27，其基态原子核外电子总数为27，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，但第ⅡA族、第ⅤA族元素第一电离能大于其相邻元素，C、N、O元素处于同一周期且原子序数逐渐增大，N处于第ⅤA族，所以第一电离能大小为N＞O＞C。（5）P属于15号元素，核外电子运动状态共有15种，其价电子排布式为3s23p3；。（6）Ge是32号元素，与碳元素是同一主族的元素，在元素周期表中位于第四周期IVA族；基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] 4s24p2，也可写为3d104s24p2；在其原子的最外层的2个4s电子是成对电子，位于4s轨道，2个4p电子分别位于2个不同的4p轨道上，所以基态Ge原子有2个未成对的电子；光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。元素的非金属性越强，其吸引电子的能力就越强，元素的电负性就越大。元素Zn、Ge、O的非金属性强弱顺序是：O＞Ge＞Zn，所以这三种元素的电负性由大至小的顺序是O＞Ge＞Zn 。（7）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2，3d能级有5个轨道，先占满5个自旋方向相同的电子，剩余3个电子再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu>INi。(8)①Si是14号元素，位于元素周期表中第三周期第ⅣA族。②N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：CC＞SiSi，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH4和SiH4都是分子晶体，且两者结构相似，SiH4的相对分子质量大，故沸点：CH4＜SiH4。(9)O、Na、P和Cl四种元素中，O元素的电负性最大。P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)。(10)由原子序数最小且核外电子总数与其电子层数相同，确定a为H元素，由价电子层中的未成对电子有3个，确定b为N元素，由最外层电子数为其内层电子数的3倍，确定c为O元素，由d与c同主族，确定d为S元素，由e的最外层只有1个电子且次外层有18个电子，确定e为Cu元素。N、O同周期第一电离能N>O，O、S同主族，第一电离能O>S，即N、O、S中第一电离能最大的是N元素；Cu的价电子排布为3d104s1，其价层电子轨道示意图为。(11)①由电离能数据可知，该元素呈＋3价。②Ge的最高正价为＋4价。③Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。（12）P原子价电子排布式为3s23p3,当P原子失去3个电子后,形成一个较稳定的3s2全满结构,再失去一个电子需要的能量较多,即第四电离能较大,符合此情况的曲线为b。
【课时练习】
1．D【解析】A．多电子原子中，根据构造原理，各能级能量高低顺序为①相同n而不同能级的能量高低顺序为：ns＜np＜nd＜nf，②n不同时的能量高低：2s＜3s＜4s，2p＜3p＜4p；③不同层不同能级ns＜（n-2）f＜（n-1）d＜np，所以同一原子中，3s、3p、4s、3d 能量依次升高，故A错误；
B．3s能级上的电子比3p能级上的电子能量更低，所以原子核外电子由 1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s13p2，原子要吸收能量，故B错误；
C．p轨道是哑铃形的，任何能层的p能级都有3个原子轨道，与能层的大小无关，故C错误；
D．在多电子的原子中，电子填充在不同的能层，能层又分不同的能级，同一能级又有不同的原子轨道，每个轨道中最多可以填充两个电子，自旋相反，在一个基态多电子的原子中，不可能有两个运动状态完全相同的电子，故D正确；
故选D。
2．D【解析】A、电子层数越多，半径越多；电子层数相同时，半径随着原子序数的递增而减小，因此离子半径大小顺序是：S2－>O2－>Na＋，故A错误；B、同周期从左向右第一电离能呈增大趋势 ，但IIA>IIIA，VA>VIA，因此第一电离能大小顺序是N>O>C，故B错误；C、同周期从左向右电负性增大，同主族从上到下电负性减小，F的电负性大于O，N的电负性大于P，O的电负性大于N，因此电负性大小顺序是F>O>P，故C错误；D、Mn的价电子排布式为3d54s2，未成对电子数为5，Si的价电子排布式为3s23p2，未成对电子数为2，Cl的价电子排布式为3s23p7，未成对电子数为1，因此顺序是F>Si>Cl，故D正确。
3．A【解析】A. ①3s23p1符合该排布的为铝元素；②3s23p2符合该排布的为硅元素；③3s23p3符合该排布的为磷元素；④3s23p4符合该排布的为硫元素；同一周期，从左到右，电负性增大，因此电负性最大的是④；A错误；
B. 第三电离能远大于第二电离能，所以是第ⅡA族元素，形成的阳离子是X2＋，B正确；
C. 同一周期，从上到下，第一电离能逐渐减弱，①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se均符合此规律，同一周期从左到右，第一电离能逐渐增大，④Na、P、Cl符合此规律，C正确；
D. 具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2符合该排布的为硅元素；②1s22s22p3符合该排布的为氮元素；③1s22s22p2符合该排布的为碳元素；④1s22s22p63s23p4 符合该排布的为硫元素；同一周期，从左到右原子半径减小，同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，因此原子半径最大的为①，D正确；
正确选项A 。
4．B【解析】A．非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；
B．①P、S中由于P原子3p能级半满，所以第一电离能较大；②同主族自上而下第一电离能减小，所以Mg、Ca中Mg的第一电离能较大；③同周期自左至右第一电离能呈增大趋势，所以Al、Si中Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15+12+14=41，故B正确；
C．根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；
D．电子层数越多原子半径越大，电子层数相同核电荷数越小半径越大，所以按Mg、Si、N、F的顺序，原子半径由大变小，故D错误；
综上所述答案为B。
5．C【解析】A.1s22s22p63s23p6中每个轨道上都达到饱和，未成对电子数为0，A不选；
B.1s22s22p63s23p63d54s2中3d轨道上有5个电子没成对，其他轨道达到饱和，未成对电子数为5；B不选；
C.1s22s22p63s23p63d54s1中的3d、4s轨道上各有5、1个未成对电子，未成对电子数为6；C选；
D.1s22s22p63s23p63d104s1只有4s上有1个电子没成对，未成对电子数为1，D不选；
综上所述，本题选C。
6．C【解析】A.原子核外电子排布式为1s2是He，原子核外电子排布式为1s22s2是Be，二者性质不同，故A项错误；
B.原子核外M层上仅有两个电子的X为Mg元素，原子核外N层上仅有两个电子的Y可能为Ca、Fe、Zn等元素，价电子数不同，性质不相同，故B项错误；
C.2p轨道上有一对成对电子的X为O元素，3p轨道上只有一对成对电子的Y为S元素，二者位于周期表同一主族，最外层电子数相同，性质相似，故C项正确；
D.最外层都只有一个电子的X、Y原子，可能为H与Cu原子等，性质不同，故D项错误；
综上，本题选C。
7．A【解析】A．四氯化碳的电子式：，故A错误；
B．氟化钠为离子化合物，电子式：，故B正确；
C．硫离子的核外电子数是18，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p6，故C正确；
D．在表示原子组成时元素符号的左下角表示质子数，左上角表示质量数，则碳-12原子可表示为：，故D正确；
答案选A。
8．A【解析】由四种元素基态原子电子排布式可知，①1s22s22p63s23p4是S元素、②1s22s22p63s23p3是P元素、③1s22s22p3是N元素、④1s22s22p5是F元素。
A、同周期自左而右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能N＜F，但P元素原子3p能级容纳3个电子，为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，所以第一电离能S＜P，同主族自上而下第一电离能降低，所以第一电离能N＞P，所以第一电离能S＜P＜N＜F，即④＞③＞②＞①，故A正确；
B、同周期自左而右原子半径减小，所以原子半径P＞S，N＞F，电子层越多原子半径越大，故原子半径P＞S＞N＞F，即②＞①＞③＞④，故B错误；
C、同周期自左而右电负性增大，所以电负性P＜S，N＜F，N元素非金属性与S元素强，所以电负性P＜N，故电负性P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误；
D、最高正化合价等于最外层电子数，但F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②=③，故D错误。
故选A。
9．C【解析】A、虽然电子数相同，但是核电荷数不同，所以能量不同，故A错误；
B、同是3p能级，氩原子中的核电荷数较大，对电子的引力大，所以电子离核较近，故B错误；
C、电子的能量不同，则发生跃迁时，产生的光谱不同，故C正确；
D、硫离子是得到电子之后变成这种结构，有较强的失电子能力，所以具有很强的还原性，二者性质不同，故D错误。
答案选C。
10．D【解析】A.由原子结构示意图可知，K层电子排满时为2个电子，故x=2，该元素为硅，故A选项错误。
B.该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，故B选项错误。
C.硅的电子排布图为，故C选项错误。
D.原子结构中共有1s、2s、2p、3s、3p这5个能级上填充有电子，故D选项正确。
故答案选D。
11．B【解析】M元素原子的价电子排布为ns2npn+1，且有9个原子轨道，可知n=3时符合，核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，M为S；由X、Y、Z、M在周期表中的相对位置可知，X为O、Y为P、Z为Ge，以此来解答。
A．M为S，最外层电子数为6，价电子排布为3s23p4，故A正确；
B．Y为P，在周期表的第三周期第VA族，故B错误；
C．X为O，核外电子排布式为1s22s22p4，p轨道上有两个未成对电子，故C正确；
D．Z为Ge，原子序数为32，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，故D正确；
故选：B。
12．C【解析】A.硫元素的非金属性强于砷元素，由结构示意图可知，雄黄中硫元素的价态为—2价，故A错误；
B.砷元素位于元素周期表第四周期VA族， As原子核外电子排布式为[Ar]3d104s24p3，故B错误；
C.由结构示意图可知，S和As的价层电子对数均为4，则As4S4 分子中 As 原子和 S 原子的杂化类型都为 sp3 杂化，故C正确；
D.古代熏蒸和双氧水的消毒原理均属于化学变化，而酒精的消毒原理为物理变化，原理不相同，故D错误；
故选C。
13．（1）1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1；5（2）O、N；四面体；sp3（3）大于；因为O-H键长
(2)Cr3+提供空轨道，具有孤电子对的原子提供共用电子对，[Cr(H2O)3(NH3)3]3+中，O、N元素能够提供孤电子对，则与Cr3+形成配位键的原子是O、N，氨气分子中N原子价层电子对个数=3+=4，根据价层电子对互斥理论判断其VAEPR模型为四面体形；H2O中氧原子的价层电子对个数=2+=4，杂化类型为sp3杂化；
(3)物质的稳定性与分子内化学键的强弱有关，键能越大，稳定性越大，因为O-H键长＜N-H键长，则O-H键能＞N-H键能，所以H2O稳定性＞NH3稳定性；
(4)Fe2+的价电子排布式为3d6，Mn2+的价电子排布式为3d5，处于半充满状态，比较稳定，比Fe2+难失去第3个电子，所以I3(Mn)＞I3(Fe)(或者Fe3+的价电子排布式为3d5，Mn3+的价电子排布式为3d4，Fe3+处于半充满状态，比较稳定，比Mn3+难失去第4个电子，所以I4(Fe)＞I4(Mn)，根据图示可得，X为Fe元素；
(5)一个三键中含有一个σ键和2个π键，CO分子中σ键与π键个数比为1:2，Fe和C原子形成5个配位键，配位键是σ键，则Fe(CO)5中σ键与π键个数都是10个，所以二者之比为10:10＝1:1；同周期元素第一电离能随核电荷数增大呈逐渐增大的趋势，则C、O元素的第一电离能是C＜O；
(6)异硫氰酸分子间可形成氢键，沸点较高。
14．（1）晶体（2）1；1s22s22p63s23p63d9；Cu（NH3）4SO4•H2O；离子键、极性共价键和配位键；sp3杂化、sp3杂化（3）5NA；异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸不能（4）4（5）
【解析】（1）晶体中粒子在三维空间里呈周期性有序排列，有自范性，非晶体中原子排列相对无序，无自范性，金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，则金属互化物属于晶体，故答案为晶体；
（2）铜元素的原子序数为29，位于周期表第四周期ⅠB族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，含有一个未成对电子，失去2个电子形成Cu2+，故Cu2+离子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d9；在CuSO4溶液中加入过量氨水，CuSO4与过量氨水反应生成Cu（NH3）4SO4•H2O，加入乙醇降低Cu（NH3）4SO4•H2O的溶解度，析出深蓝色Cu（NH3）4SO4•H2O晶体，晶体中含有离子键、极性共价键和配位键；CH3-CH2-OH分子中两个C原子均为饱和碳原子，价层电子对数均为4，均为sp3杂化。
（3）（SCN）2的结构式为N≡C-S-S-C≡N，分子中有3个单键和2个碳氮三键，单键为σ键，三键含有1个σ键、2个π键，（SCN）2分子含有5个σ键，故1mol（SCN）2分子中含有σ键的数目为5NA；能形成分子间氢键的物质熔沸点较高，异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸不能形成分子间氢键，所以异硫氰酸熔沸点高于硫氰酸，故答案为5NA；异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸不能；
（4）ZnS的晶胞结构可知，距离Zn2＋最近的硫离子有4个，由硫化锌的化学式可知，距离每个硫离子最近的锌离子也有４个，即S2-的配位数为4，故答案为4；
（5）由晶胞结构可知，Cu原子位于晶胞面心，数目为6×=3，Au原子为晶胞顶点，数目为8×=1，铜与金形成的金属互化物的化学式为Cu3Au，晶胞体积V=（a×10-7）3cm3，则密度ρ===，故答案为。
15．（1）16；纺锤形（2）3d104s1；> （3）sp2；V形；O3（4）4；5∶2 （5）硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多，硫酸中心原子硫价态高，易于电离出H+（6）
【解析】 (1)硫元素为16号元素，基态硫原子核外电子有16种不同运动状态，能量最高的电子为3p电子，3p电子的原子轨道形状为纺锤形，故答案为：16；纺锤形；
(2)Cu为29号元素，基态Cu原子的价层电子排布式为3d104s1；Zn为30号元素，基态Zn原子的价层电子排布式为3d104s2，Cu的第二电离能失去的是3d电子，失去后不稳定，第二电离能大于Zn的第二电离能，即I2(Cu)＞I2(Zn)，故答案为：3d104s1；＞；
(3)SO2分子中S原子的价层电子对数=2+(6-2×2)=3，轨道杂化类型为sp2，分子的空间构型为V形；与SO2互为等电子体的分子有O3，故答案为：sp2；V形；O3；
(4)Cu(CH3CN)4中的中心原子为Cu，配位数为4；配位体为CH3CN，其中σ键有3个C-H、1个C-C和1个C≡N，共5个σ键，只有C≡N中含有π键，有2个π键，σ键与π键个数之比5∶2，故答案为：4；5∶2；
(5)同一元素的不同含氧酸中，非羟基氧原子数越大其酸性越强，硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多，所以H2SO4的酸性大于H2SO3的酸性，故答案为：硫酸分子中的非羟基氧原子数比亚硫酸多，硫酸中心原子硫价态高，易于电离出H+；
(6)设晶胞的参数为dnm，该晶体储氢时，H2分子在晶胞的体心和棱心位置，则距离最近的两个H2分子之间的距离为晶胞面上对角线长度的一半，即anm=×d nm，则d=anm=a×10-7cm，该晶胞中Mg原子个数是8、Fe原子个数=8×+6×=4，所以Mg、Fe原子个数之比为8∶4=2∶1，所以其化学式为Mg2Fe，该合金的密度为==g/cm3，故答案为：。
16．（1）3d104s1；ds （2）O>S>H （3）4；正四面体（4）2(5) ①19②大于；NH3中成键电子偏向 N，斥力大，键角大，NF3中成键电子偏向F，斥力小，键角小（6）12；
【解析】 (1)Cu是29号元素，根据能量最低原理、洪特规则，基态铜原子的价层电子排布式为3d104s1；Cu属于ⅠB族，位于元素周期表的ds区；
(2)元素非金属性越强，电负性越大，所以电负性O＞S＞H；
(3)的中心原子的价层电子对数为=4，无孤电子对，所以空间构型为正四面体；
(4)根据冰的晶体结构图，可知每个水分子与4个水分子形成氢键，1mol冰中含有2mol氢键；
(5) ①单键为σ键，双键中有1个σ键，1mol中σ键的数目为19 NA；
②F吸引电子能力大于H，NH3中成键电子偏向 N，斥力大，键角大，NF3中成键电子偏向F，斥力小，键角小，所以NH3的键角大于NF3的键角；
(6)根据铜的晶胞结构图，铜的配位数为12，铜为面心立方堆积，若铜原子的半径为a pm，则晶胞的边长为pm，1个晶胞含有铜原子数是，则铜晶胞的密度为g•cm 3。
相关试卷
第33讲 有机推断与合成-2022年高考化学一轮复习名师精讲练： 这是一份第33讲 有机推断与合成-2022年高考化学一轮复习名师精讲练，共27页。
第31讲 烃和卤代烃-2022年高考化学一轮复习名师精讲练： 这是一份第31讲 烃和卤代烃-2022年高考化学一轮复习名师精讲练，共21页。
第28讲 物质的制备-2022年高考化学一轮复习名师精讲练： 这是一份第28讲 物质的制备-2022年高考化学一轮复习名师精讲练，共24页。
