资料中包含下列文件，点击文件名可预览资料内容
还剩23页未读，
继续阅读
成套系列资料，整套一键下载
- 【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册 期中测试卷一【测试范围：选必2 选必3第1_3章第4节】.zip 试卷 1 次下载
- 【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册 期中测试卷二【测试范围：选必3第1_3章第4节】.zip 试卷 1 次下载
- 【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册期中专题训练 专题01 物质结构与性质训练.zip 试卷 1 次下载
- 【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册期中专题训练 专题02 晶体结构与性质训练.zip 试卷 1 次下载
- 【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册期中专题训练 专题02 有机化合物的结构特点与研究方法 训练.zip 试卷 1 次下载
【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册期中专题训练 专题01 原子、分子结构与性质训练.zip
展开
这是一份【期中复习】2023-2024学年（人教版2019）高二化学下册期中专题训练 专题01 原子、分子结构与性质训练.zip，文件包含期中复习2023-2024学年人教版2019高二化学下册期中专题训练专题01原子分子结构与性质原卷版docx、期中复习2023-2024学年人教版2019高二化学下册期中专题训练专题01原子分子结构与性质解析版docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共56页， 欢迎下载使用。
01原子核外电子排布原理
1．能层与能级
(1)能层(n)(即电子层)
原子核外的电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(电子层)。由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低。
(2)能级
同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)【微点拨】
（1）能级的个数=所在能层的能层序数。
（2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。
（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。
（4）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）。
（5）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3。
（6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)（7）不同能层中同一能级，能层序数越大，能量越高。例如：E(1s)< E(2s)（8）不同原子同一能层，同一能级的能量大小不同。例如：Ar的1s能级的能量≠S的1s能级的能量。
2．电子云与原子轨道
(1)电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。
(2)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。
【微点拨】
①能层序数越大，原子轨道的半径越大。
②p能级有3个原子轨道，互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝n2。
3．原子核外电子排布的方法
(1)原子或离子结构示意图
(2)构造原理与基态原子的电子排布式
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①构造原理——电子的填充顺序
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②基态原子的电子排布式：将能级上所排布的电子数标注在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子 (电子排布式遵循构造原理的，但书写时必须按照电子层的顺序排列)。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③简化的电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④离子的电子排布式书写：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上
= 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤外围电子排布式(价电子排布)：将简化电子排布式中的稀有气体和中括号去掉得到的即为外围电子排布式，也叫价电子排布
(3)电子排布的轨道表示式(电子排布图)：用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，用“↑”或“↓”表示容纳的电子，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①排布情况遵循以下三个规则
a．能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。
b．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且这两个电子自旋方向必须相反，任何一个原子里
绝不会出现运动状态完全相同的电子。如：2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
c．洪特规则：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。
如：2p3的电子排布为，不能表示为或。
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②轨道表示式的表示方法及各符号、数字的意义
【微点拨】
4．基态与激发态 原子光谱
(1)基态原子与激发态原子
①基态原子：处于最低能量状态的原子。
②激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。
③基态、激发态相互间转化的能量变化
(2)原子光谱
①光谱的成因及分类
电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。
电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。
一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。
②光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。
5．核外电子排布的表示方法的比较
02元素周期表及应用
1.元素周期系
定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
2.元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
3.元素周期表的结构
（1）原子核外电子排布与周期的划分
（2）核外电子排布与族的关系
①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。
②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。
③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。
④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。
第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。
第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现出+8价。
第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。
4.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下：
5.元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。
②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
②金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
6.对角线规则
某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，这种相似性称之为对角线规则。如Li和Mg在过量的氧气中燃烧生成正常氧化物，而不是过氧化物。
03元素周期律
1．元素周期律
(1)内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化
(2)实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果
2．主族元素的周期性变化规律
3．微粒半径
(1)影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。
(2)影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
(3)微粒半径大小比较
原子半径大小的比较方法
①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。
例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)③不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某种原子参照比较。
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
离子半径大小的比较方法
①同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
4.电离能
(1)第一电离能
①定义：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。
②符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·ml-1
③意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
④变化规律
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
(2)逐级电离能
①含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
②变化规律
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
(3)电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。
5.电负性
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)电负性
①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
④变化规律：
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
⑤应用
判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大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。
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、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。
判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
⑥电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
04共价键
1.定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
2.本质：是在原子之间形成共用电子对。共价键形成的原因是成键原子相互接近，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对。
3.特征
4.形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。
5.表示方法
(1)用一条短线表示一对共用电子所形成的共价键，如H—H
(2)用“=”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C=C
(3)用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡C
6.类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类)
(1)σ键
(2)π键
(3)判断σ键、π键的一般规律
共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键构成。
4．共价键的键参数——表现化学键性质的物理量
(1)键能：气态分子中1 ml化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、100 kPa条件下的标准值，单位是kJ·ml－1，共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定。
(2)键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长就越短；共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定。
【微点拨】键能比较方法：键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大。
(3)键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。键角可以确定分子内的原子在空间的相对位置，从而判断分子的空间构型。
(4)键参数对分子性质的影响：
(5)常见分子的键角与分子空间结构
05分子的空间结构
1．价层电子对互斥理论(VSEPR)
(1)价层电子对互斥模型(VSEPR模型)理论要点
分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。对ABn型的分子或离子，中心原子A的价层电子对(包括成键的σ键电子对和未成键的孤电子对)之间由于存在排斥力，将使分子的空间结构总是采取电子对相互排斥最弱的那种结构，以使彼此之间斥力最小，分子或离子的体系能量最低，最稳定
(2)中心原子上的价层电子对数的计算
中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数
①σ键电子对数的确定：由化学式确定
②中心原子上的孤电子对数的确定：中心原子上的孤电子对数=
公式中各字母的含义：
(3) VSEPR模型与分子或离子的空间结构
σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。
(4)常见分子或离子的空间结构的推测
注：①价层电子对互斥模型对分子空间结构的预测少有失误，但它不能用于预测以过渡金属为中心原子的分子。
②氨气与水的VSEPR模型一致，但空间构型不同的原因是：孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对之间的斥力
(5)价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体思路
由电子的排列方式VSEPR模型分子或离子的空间结构
(6)孤电子对对键角影响的理论解释
①价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律
孤电子对－孤电子对＞孤电子对－成键电子对＞成键电子对－成键电子对。随着孤电子对数目的增多，成键电子对与成键电子对之间的斥力减小，键角也减小，如：CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小。
②中心原子上有孤电子对(价电子中未参加形成共价键的电子对)，会占据中心原子周围空间，与成键电子互相排斥，使分子的空间结构发生变化，键角也相应变化。如：H2O和H2S的VSEPR构型为四面体形，有两个成键电子对和孤电子对。氧的半径比硫要小，氧的孤电子对对成键电子排斥力力度更大，所以H2O的键角会比H2S要大。
2．杂化轨道理论
(1)杂化轨道理论要点：中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道
(2)杂化轨道的类型
①sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而成，每个sp3杂化轨道都含有eq \f(1,4)s和eq \f(3,4)p的成分，sp3杂化轨道间的夹角为109°28′，空间结构为正四面体形。如，CH4、CF4、CCl4
②sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而成的，每个sp2杂化轨道含有eq \f(1,3)s和eq \f(2,3)p成分，sp2杂化轨道间的夹角都是120°，呈平面三角形。如，BF3
③sp杂化：sp杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含有eq \f(1,2)s和eq \f(1,2)p的成分，sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。如，BeCl2
【微点拨】
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①sp2杂化后，未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键，如：乙烯分子中的C==C键的形成
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②sp杂化后，未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键，如：乙炔分子中的C≡C键的形成
(3)判断中心原子杂化轨道类型的方法
杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目＝价层电子对数目＝σ键电子对数目＋中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型
①根据中心原子价层电子对数(杂化轨道数目)判断：杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数
②有多个中心原子时，则根据：“杂化轨道数==价层电子对数==σ键电子对数＋孤电子对数”来判断
如：三聚氰胺分子的结构简式如图所示，分析氮原子、碳原子的杂化类型
③有机物分子中碳原子杂化类型的判断方法
饱和碳原子均采取sp3杂化；连接双键的碳原子均采取sp2杂化；连接三键的碳原子均采取sp杂化
3.常见的分子空间结构
06分子的性质
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
①含义：物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。
②特征
a．范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力。
b．范德华力无方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。
③范德华力对物质性质的影响
a．一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高
如沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2
b．相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力也越大，物质的熔沸点也就越高
如沸点：N2＜CO
c．分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，物质的熔沸点也就越低
如沸点：对二甲苯＜间二甲苯＜邻二甲苯
(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)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。氢键不属于化学键，仍属于分子间作用力的范畴，氢键的作用力要大于范德华力
②氢键的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示氢键
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③氢键的特征：具有一定的饱和性和方向性
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键
= 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤氢键对物质性质的影响
a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常
b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃)
c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子
d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大
e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)
2．分子的极性
(1)基本概念
(2)分子极性的判断方法：分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的立体构型两方面共同决定的。判断分子极性时，可根据以下原则进行
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子，如：O2、H2、P4、C60
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②以极性键结合而成的双原子分子，都是极性分子，如：HCl、HF、HBr
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③以极性键结合而成的多原子分子
a．空间结构对称的分子(直线型、平面正三角型、正四面体型、三角双锥型、正八面体型)，是非极性分子，如：CO2、BF3、CH4、PCl5、SF6
b．空间结构不对称的分子(V形、三角锥形)，是极性分子，如：H2O、NH3、CHCl3
(3)判断ABn型分子极性的经验规律：若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子，如：CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子
(4)键的极性对化学性质的影响
3．分子的溶解性
(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，如：NH3是极性分子，易溶于极性溶剂H2O中，难溶于非极性溶剂CCl4中；I2为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂H2O中
(2)氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好
(3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小，随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度则会明显减小
(4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大
如：SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
4．分子的手性
(1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)
(2)手性分子：有手性异构体的分子叫做手性分子
(3)手性分子的判断：判断一种有机物是否具有手性异构体，关键是看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或原子团，即有机物分子中是否存在手性碳原子，如：，R1、R2、R3、R4互不相同，含有手性碳原子，该有机物分子具有手性
如：乳酸()分子的手型异构体：
5．无机含氧酸分子的酸性
(1)无机含氧酸的结构：无机含氧酸分子之所以显示酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的O—H键在水分子的作用下发生断裂而能够解离出H+而显示一定的酸性。在含氧酸中，氢离子是和酸根上的一个氧相连接的
(2)无机含氧酸的酸性强弱的规律
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强
如：HClO解释：无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，导致R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下也就越容易电离出H＋，即酸性越强
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即：(HO)mROn中，n值越大，酸性越强
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①酸性强弱与—OH数目，即m数值大小无关
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②酸的元数＝酸中羟基上的氢原子个数，不一定等于酸中的氢原子数，因为有的酸中有些氢原子不是连接在氧原子上
(3)根据元素周期律比较含氧酸的酸性强弱
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②同一周期，从左到右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强
1．（河南省郑州市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）某元素基态原子4s轨道上有1个电子，则该基态原子价电子排布不可能是（ ）
A．3p64s1B．4s1C．3d54s1D．3d104s1
【答案】A
【解析】基态原子4s轨道上有1个电子，在s区域价电子排布式为4s1，在d区域价电子排布式为3d54s1，在ds区域价电子排布式为3d104s1，在p区域不存在4s轨道上有1个电子，故A符合题意。
综上所述，答案为A。
2．（河南省郑州市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）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>①>②
B．原子半径：②>①>③>④
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③=②>①
【答案】B
【分析】根据基态原子的电子排布式，①1s22s22p63s23p4是S元素；②1s22s22p63s23p3是P元素；③1s22s22p3是N元素；④1s22s22p5是F元素，据此分析解答。
【解析】A．P的3p轨道为半充满状态，所以第一电离能P>S，第一电离能④>③>②>①，A选项错误；
B．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，质子数越多半径越小，所以原子半径：②>①>③>④，B选项正确；
C．非金属性越强，电负性越大，非金属性：F>N>S>P，则电负性：④>③>①>②，C选项错误；
D．最高正化合价等于最外层电子数，F元素没有正价，所以最高正化合价：①>③＝②，D选项错误；
答案选B。
3．（河南省驻马店高级中学2022-2023学年高二下学期期中）我国科研人员发现氟磺酰基叠氮是一种安全、高效的“点击化学”试剂，其结构式如图，其中S为价。下列说法正确的是。
A．该分子中S原子的价层电子对数为4B．该分子中N原子均为杂化
C．电负性：F>O>S>ND．第一电离能：F>O>N>S
【答案】A
【解析】A．由图可知，该分子中S原子形成4个键，且没有孤电子对，价层电子对数为4，故A正确；
B．由结构式可知，该分子中与S相连的N原子价层电子对数为2+1=3，杂化方式为杂化，另外两个N原子价层电子对数为2，杂化方式为sp杂化，故B错误；
C．元素的非金属性越强，其电负性越大，由于元素的非金属性： F>O>N>S，则元素的电负性大小顺序为：F>O>N>S，C错误；
D．元素的非金属性越强，其第一电离能越大；同一周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势，但第IIA、第VA元素原子核外电子处于全满、半满的稳定状态，其第一电离能比同周期相邻元素的大，故这四种元素的第一电离能大小顺序：F>N>O>S，D错误；
故选A。
4．（河北省保定市唐县一中2022-2023学年高二下学期期中）物质的组成和结构决定着物质的性质与变化，下列有关结构和性质的说法正确的是
A．CO2分子中存在极性共价键，所以CO2为极性分子
B．金属Li中的金属键比金属K中的金属键强，所以单质Li的还原性比K强
C．邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，所以前者的熔点高于后者
D．乙烯分子中两个碳原子间以sp2杂化轨道形成的σ键较稳定，未杂化的2p轨道形成的π键易断裂，所以易发生加成反应
【答案】D
【解析】A．CO2分子中存在2个C=O极性共价键，由于三个原子在同一条直线上，键角是180度，所以CO2空间排列对称，分子为非极性分子，A错误；
B．金属Li中的金属键比金属K中的金属键强，所以Li原子最外层电子不如K容易失去，故单质Li的还原性比K弱，B错误；
C．邻羟基苯甲醛、对羟基苯甲醛都是由分子构成的物质，分子之间以分子间作用力结合。邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，分子间氢键的形成增加了分子之间的吸引作用，使物质熔化、气化消耗的能量比较高，所以前者的熔点低于后者，C错误；
D．乙烯分子中两个碳原子间以共价双键结合，其中C原子以sp2杂化轨道形成的σ键的重叠方式是头碰头，重叠重叠大，因而较稳定，未杂化的2p轨道形成的π键的电子是肩并肩重叠，重叠程度较小，因而易断裂，所以易发生加成反应，使不饱和C原子变为饱和C原子，D正确；
故合理选项是D。
5．（江西省吉安市双校联盟2022-2023学年高二下学期期中）以下部分元素为短周期元素，其原子半径及主要化合价见下表。
下列有关说法正确的是
A．简单离子的半径：Y >X>Z
B．气态氢化物的热稳定性：W>Z
C．Y与Z形成的化合物可能具有强氧化性
D．常温下，W单质的分子间作用力小于T单质
【答案】C
【分析】Z和W最外层电子均为6，且Z原子半径小，所以Z为O；W为S；T元素最外层电子书为7，其原子半径介于Z和W之间，所以T为F；X和Y最外层电子均为1，且半径均大于Z，Y元素半径大于W；所以X为Na，Y为K。
【解析】A．据分析可知，Y为K；Z为O；X为Na，电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小；所以简单离子的半径：Y>Z>X，A错误；
B．W为S；Z为O；电负性大小为Z>W，所以气态氢化物的热稳定性：Z>W，B错误；
C．Y为K；Z为O；K和O形成的过氧化钾即可以做氧化剂又可以做还原剂，C正确；
D．W为S；T为F；S单质为分子晶体；F单质为分子晶体；分子晶体之间作用力与分子量大小有关，S是以S8存在，F以F2存在，所以W单质的分子间作用力大于T单质，D错误。
故选C。
6．（辽宁省沈阳市五校协作体2022-2023学年高二下学期期中）德国科学家Benjamin List 获得2021年诺贝尔化学奖，他发现了脯氨酸可以催化羟醛缩合反应，其反应历程简化如图所示。下列说法错误的是
A．有机物③和④互为同分异构体
B．有机物③是反应的中间产物
C．反应中涉及极性键和非极性键的断裂与生成
D．有机物②中碳原子有2种杂化方式
【答案】A
【解析】A．同分异构体是分子式相同，结构不同，③和④的分子式不同，A错误；
B．中间产物是反应过程中产生，又参与下一步反应被消耗的物质，所以③是中间产物，B正确；
C．反应中碳氧、碳氢、碳氮、碳碳等极性键和非极性键的断裂与生成，C正确；
D．有机物②中甲基中的碳原子采取杂化，碳基碳原子采取杂化，所以有2种杂化方式，D正确；
故选A。
7．（安徽省合肥市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）下列化学用语表示正确的是
A．中子数为18的氯原子：
B．碳的基态原子轨道表示式：
C．的空间结构：(平面三角形)
D．的形成过程：
【答案】C
【解析】A．质量数=质子数+中子数，质量数标注于元素符号左上角，质子数标注于左下角，中子数为18的氯原子的质量数为17+18=35，核素符号为，故A错误；
B．基态碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2，根据洪特规则，2p轨道上的2个电子应该分别在2个轨道上，且自旋方向相同，轨道表示式：，故B错误；
C．BF3的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=3，空间构型为平面三角形，空间结构模型为：，故C正确；
D．HCl是共价化合物，不存在电子得失，其形成过程应为，故D错误；
故选：C。
8．（河南省郑州市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）下列实验事实不能用氢键来解释的是
A．CH4比SiH4稳定
B．乙醇能与水以任意比互溶
C．邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛
D．接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18
【答案】A
【解析】A．因为C元素的非金属性比Si强，所以CH4的稳定性比SiH4的稳定性高，与氢键无关，A错误；
B．乙醇能与水以任意比互溶的主要原因有:乙醇和水分子之间形成氢键，乙醇和水均为极性分子(相似相溶)，B正确；
C．由于邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，使熔沸点偏低；而对羟基苯甲醛能够形成分子间氢键，使熔沸点偏高，所以邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛，C正确；
D．水分子间存在氢键从而形成缔合物，所以接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18，D正确；
答案选A。
9．（重庆市渝东九校2022-2023学年高二下学期期中）下列有关性质的比较不正确的是
A．沸点：B．熔点：二氧化硅>NaCl>
C．硬度：碳化硅＜金刚石D．沸点：
>
【答案】D
【解析】A．H2O、HF、NH3分子中均含有氢键，但水分子中含有的氢键数目最多，故沸点最高，故沸点：，故A正确；
B．熔点：原子晶体>离子晶体>分子晶体，故熔点：二氧化硅>NaCl>，故B正确；
C．r(C)C-Si，故硬度：碳化硅＜金刚石，故C正确；
D． 形成分子内氢键，分子间作用力减弱，沸点降低； 形成分子间氢键，分子间作用力增强，沸点增大，故沸点： < ，故D错误。
答案为：D。
10．（辽宁省抚顺市重点高中六校协作体2022-2023学年高二下学期期中）W、X、Y、Z、R是元素周期表中原子序数依次增大的五种元素，其元素性质或原子结构信息如下：
请回答下列问题：
(1)写出各元素的元素符号：W 、X 、R 。
(2)第一电离能：X (填“>”或“＜”，下同)Y；电负性：X R。
(3)Y的最简单氢化物沸点比同主族其他元素的最简单氢化物的沸点更高，原因是 。
(4)分子中，中心原子的杂化轨道类型为 ，分子的空间结构名称为 。
(5)基态Z原子的价层电子轨道表示式为 ，R在元素周期表中的位置为 ，X的最简单氢化物与R的相比较，键角较大的为 (填化学式)。
【答案】(1)B N As
(2)＜ >
(3)卤族元素的最简单氢化物均为极性分子，而HF分子间可以形成氢键，导致沸点更高
(4) 三角锥形
(5) 第四周期第VA族
【分析】基态W原子s能级上的电子总数比p能级上的电子总数多3，则其电子排布式为1s22s22p1，W为B，基态X原子核外有7种运动状态不同的电子，则X为7号元素，X为N，Y元素周期表中电负性最大，则Y为F，Z元素第四周期元素中未成对电子数最多，其价层电子排布式为3d54s1，则Z为Cr，R元素原子序数为33，R为As，则W为B，X为N，Y为F，Z为Cr，R为As，以此解题。
【解析】（1）由分析可知，W为B，X为N，R为As；
（2）由分析可知，X为N，Y为F，R为As， 同周期第一电离能呈递增趋势，故第一电离能：XR；
（3）由分析可知，Y为F，其氢化物HF可形成分子间氢键，沸点较高，故其最简单氢化物的沸点更高原因是卤族元素的最简单氢化物均为极性分子，而HF分子间可以形成氢键，导致沸点更高；
（4）由分析可知，W为B，X为N，Y为F，则为BF3，其中心原子B的价层电子对数为3，没有孤电子对，其中心原子的杂化轨道类型为；为NF3，其中心原子N的价层电子对数为3，有1对孤电子对，则其空间结构名称为三角锥形；
（5）由分析可知，X为N，Z为Cr，R为As，则基态Z原子的价层电子轨道表示式为；R为As，R在元素周期表中的位置为第四周期第VA族；As的原子半径大，其成键电子对之间的斥力较小，键角较小，故X的最简单氢化物与R的相比较，键角较大的为。
11．（江西省吉安市双校联盟2022-2023学年高二下学期期中）sp3杂化与CH4分子的空间构型
(1)杂化轨道的形成
碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道， 个2s轨道和 个2p轨道“混合”，形成 相等、 相同的 个sp3杂化轨道。
4个sp3杂化轨道在空间呈 ，轨道之间的夹角为 ，每个轨道上都有一个未成对电子。
(2)共价键的形成
碳原子的4个 轨道分别与4个氢原子的 轨道重叠，形成4个相同的 键。
(3)CH4分子的空间构型
CH4分子为空间 结构，分子中C—H键之间的夹角都是 。
(4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、NH等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英(SiO2)晶体中的硅原子也是采用 杂化轨道形成共价键的。
【答案】(1)1 3 能量 成分 4 正四面体形 109°28'
(2)sp3杂化 1s σ
(3)正四面体 109°28′
(4)sp3
【解析】（1）根据杂化轨道的定义可知，碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子；
（2）碳原子通过杂化轨道和氢原子形成共价键，碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个相同的σ键；
（3）甲烷中C原子的价层电子对数为4，其空间构型为：正四面体形；分子中C—H键之间的夹角都是109°28'；
（4）金刚石中的碳原子、晶体硅和石英(SiO2)晶体中的硅原子的价层电子对数都为4，其中心原子的杂化方式都为：sp3。
考点01 原子核外电子排布原理
考点04 共价键
考点02 元素周期表及应用
考点05 分子的空间结构
考点03 元素周期律
考点06 分子的性质
能层(n)
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能级符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
……
……
……
轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
3
能级最多
电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
……
……
……
能层最多
电子数
2
8
18
32
……
……
2n2
原子
轨道
s
p
d
f
轨道
形状
球形
哑铃形(纺锤形)
复杂
复杂
轨道
个数
1
3
5
7
排布的原则(主族元素)
原子的结构示意图
①能量规律：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里
②数量规律
a．每层最多容纳的电子数为2n2个
b．最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)
c．次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
d．对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值
构造原理
示意图
多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，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，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……这个排列顺序被称为构造原理
原子核外电子填充的顺序：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np
各能级的能量高低顺序可以表示为(n表示能层序数)
a．Ens＞E(n-1)s＞E(n-2)s b．Enp＞E(n-1)p＞E(n-2)p
c．End＞E(n-1)d＞E(n-2)d d．Enf＞E(n-1)f＞E(n-2)f
e．Ens＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜Enp
实例
氮
钠
铁
铬
电子排布式
1s22s22p3
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d54s1
简化的电子排布式
[He]2s22p3
[Ne]3s1
[Ar]3d64s2
[Ar]3d54s1
【微点拨】
a．Fe的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，简化的电子排布式为：[Ar]3d64s2；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实”
b．相对稳定的状态：能量相同的原子在全充满(p6、d10、f14)或半充满(p3、d5、f7)时，体系的能量较低，原子较稳定，如：24Cr存在半充满1s22s22p63s23p63d54s1 ，29Cu存在全充满 1s22s22p63s23p63d104s1
实例
Fe2＋
Fe3＋
O2－
电子排布式
[Ar]3d6
[Ar]3d5
1s22s22p6
实例
氮
钠
钙
铁
铜
简化电子排布式
[He]2s22p3
[Ne]3s1
[Ar]4s2
[Ar]3d64s2
[Ar]3d104s1
外围电子排布式
2s22p3
3s1
4s2
3d64s2
3d104s1
规律
a．主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子
b．过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子
表示方法及各符号、数字的意义
实例
O原子的电子排布图：
Na原子的电子排布图：
硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4
a．运动状态等于电子数
S 原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子
b．空间运动状态等于轨道数
S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态
c．伸展方向看轨道类型
S 原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向
d．不同能量的电子看轨道数
S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子
e．运动范围看电子层
S 原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围
原子(核素)符号
含义
在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号
实例
eq \\al(16,8)O
电子式
含义
化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式
实例
原子(离子)结构示意图
含义
将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
电子排布式
含义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子
排布式
含义
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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
价电子
排布式
含义
主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式
实例
Al：3s23p1
电子排
布图
含义
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
Al：
周期
外围电子排布
各周期增加的能级
元素种类
第ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
7s27p6
8
7s、5f、6d、7p
32
主族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子构型
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
族序数
ⅢB
ⅣB
…
ⅦB
价电子构型
(n-1)d1ns2
(n-1)d2ns2
…
(n-1)d5ns2
族序数
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
价电子构型
(n-1)d6~8ns2
(n-1)d10ns1
(n-1)d10ns2
分区
元素位置
价层电子排布式
元素种类及性质特点
s区
IA族、ⅡA族
ns1-2
原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素
p区
ⅢA~ⅦA族及0族
ns2np1-6(He除外)
原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素
d区
ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族
(n-1)d1-9ns1-2(Pd除外)
为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
IB族、ⅡB族
(n-1)d10ns1-2
为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区
镧系和锕系
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原
子
结
构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
电子层数相同，最外层电子数增多
电子层数递增，最外层电子数相同
原子半径
逐渐减小 (惰性气体除外)
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小
同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
元素的性
质
主要化合价
元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)
非金属元素负价由－4→－1
非金属元素负化合价＝－(8－主族序数)
相同
最高正化合价＝主族序数
(O、F除外)
元素的金属性
金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
元素的非金属性
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
第一电离能
呈增大趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
失电子能力
失电子逐渐减弱
失电子逐渐增强
得电子能力
得电子逐渐增强
得电子逐渐减弱
单质的还原性
还原性逐渐减弱
还原性逐渐增强
单质的氧化性
氧化性逐渐增强
氧化性逐渐减弱
阳离子的氧化性
阳离子氧化性逐渐增强
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性
阴离子还原性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性
气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强
气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
特征
概念
作用
存在情况
饱和性
每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的
饱和性决定了分子的组成
所有的共价键都具有饱和性
方向性
在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性
方向性决定了分子的空间结构
并不是所有共价键都具有方向性
形成
由成键原子的s轨道或p轨道重叠形成
类型
s－s型
s－p型
p－p型
特征
以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称
形成
由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成
p－p π键
特征
π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂
化学式
结构式
键角
空间结构
CO2
O==C==O
180°
直线形
NH3
107°
三角锥形
H2O
105°
V形
BF3
120°
平面三角形
CH4
109°28′
正四面体形
a
中心原子的价层电子数
主族元素
=最外层电子数
阳离子
=中心原子的价层电子数-离子的电荷数
阴离子
=中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱
x
与中心原子结合的原子数
b
与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
H
=1
其他原子
=8-该原子的价层电子数
分子或离子
孤电子对数
价层电子对数
VSEPR模型名称
分子或离子
的空间结构名称
CO2
0
2
直线形
直线形
SO2
1
3
平面三角形
V形
COeq \\al(2－,3)
0
3
平面三角形
平面三角形
H2O
2
4
四面体形
V形
NH3
1
4
四面体形
三角锥形
CH4
0
4
正四面体形
正四面体形
分子或离子
中心原子上的孤电子对数
中心原子上的价层电子对数
VSEPR模型
VSEPR模型名称
空间结构
空间结构名称
CO2、BeCl2
0
2
直线形
直线形
CO32—、BF3
0
3
平面三角形
平面三角形
SO2、PbCl2
1
V形
CH4、CCl4
0
4
正四面体形
正四面体形
NH3、NF3
1
四面体形
三角锥形
H2O、H2S
2
V形
价层电子对数
电子对的
排列方式
VSEPR模型
及名称
孤电子对数
略去孤电子对的空间结构
分子(或离子)的空间结构名称
2
直线形
0
直线形
1
直线形
3
平面三角形
0
平面三角形
1
V形
2
直线形
4
四面体形
0
正四面体形
1
三角锥形
2
V形
3
直线形
价层电子对数
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
空间结构
实例
4
sp3杂化
4
109°28′
正四面体形
CH4
3
sp2杂化
3
120°
平面三角形
BF3
2
sp杂化
2
180°
直线形
BeCl2
杂化
类型
价层电
子对数
σ键电
子对数
孤电
子对数
孤电子对数
确定方法
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①号氮原子
sp3
4
3
1
氮原子最外层有5个电子，形成了3对共用电子对，则有一对孤对电子
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②号氮原子
sp2
3
2
1
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③号碳原子
sp2
3
3
0
碳原子最外层4个电子，形成了4对共用电子对，所以碳上无孤对电子
分子类型
化学式
空间结构
结构式
键角
空间填充模型
球棍模型
三原子
分子
CO2
直线形
O==C==O
180°
H2O
V形
105°
四原子
分子
CH2O
平面三角形
120°
NH3
三角锥形
107°
五原子
分子
CH4
四面体形
109°28′
邻羟基苯甲醛存在分子内氢键
HF分子间存在分子间氢键
F—H…F—H
微点拨
分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电几何中心和负电几何中心重合的分子
正电几何中心和负电几何中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
分子式
中心原子
分子的极性
具体方法
元素符号
有无孤电子对
CS2
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①An型(单质)：非极性分子(O3除外)
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②AB型：极性分子
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③ABn型：
A上无孤对电子：非极性分子
A上有孤对电子：极性分子
SO2
H2S
CH4
NH3
H2O
PCl3
酸性强弱
理论解释
三氟乙酸＞三氯乙酸
氟的电负性大于氯的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，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，更易电离出氢离子
三氯乙酸＞二氯乙酸＞氯乙酸
Cl3C—的极性>Cl2HC—的极性>ClH2C—的极性，极性越强，羧基中的羟基的极性就越大，就越易电离出氢离子
甲酸＞乙酸＞丙酸
烃基是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱
含氧酸酸性强弱与非羟基氧原子数的关系
含氧酸
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
结构简式
Cl—OH
非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
元素
X
Y
Z
W
T
原子半径/nm
0.152
0.186
0.066
0.102
0.099
最外层电子数
1
1
6
6
7
元素
元素性质或原子结构信息
W
基态W原子s能级上的电子总数比p能级上的电子总数多3
X
基态X原子核外有7种运动状态不同的电子
Y
元素周期表中电负性最大
Z
第四周期元素中未成对电子数最多
R
原子序数为33
01原子核外电子排布原理
1．能层与能级
(1)能层(n)(即电子层)
原子核外的电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层(电子层)。由里向外，分别用字母：K、L、M、N、O、P、Q表示相应的第一、二、三、四、五、六、七能层。各能层最多容纳的电子数为2n2；在同一个原子中，离核越近，电子能量越低。
(2)能级
同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即：E(s)
（1）能级的个数=所在能层的能层序数。
（2）能级的字母代号总是以s、p、d、f排序，字母前的数字是它们所处的能层序数，它们可容纳的最多电子数依次为自然数中的奇数序列1，3，5，7…的2倍。即s级最多容纳2个电子，p级最多容纳6个电子，d级最多容纳10个电子，f级最多容纳14个电子。
（3）英文字母相同的不同能级中所能容纳的最多电子数相同。例如，1s、2s、3s、4s…能级最多都只能容纳2个电子。
（4）每一能层最多容纳电子数为2n2（n为能层序数）。
（5）f能级的最小能层为4，d能级的最小能层为3。
（6）能级能量大小的比较：先看能层，一般情况下，能层序数越大，能量越高；再看同一能层各能级的能量顺序为：E(ns)< E(np)
2．电子云与原子轨道
(1)电子云：原子核外电子绕核高速运动是没有确定的轨道的，就好像一团“带负电荷的云雾”笼罩在原子核周围，这种“带负电荷的云雾”称之为电子云。
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①电子云图中的黑点不代表一个电子，每个黑点表示电子在该处出现过一次。
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②黑点的疏密程度表示了电子在原子核外出现的概率大小。点稀疏的地方，表示电子在那里出现的概率小；点密集的地方，表示电子在那里出现的概率大。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③离核越近，电子出现的概率越大，黑点越密集，如：2s电子云比1s电子云更扩散。
(2)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，s能级有1个轨道，p能级有3个轨道，d能级有5个轨道。
【微点拨】
①能层序数越大，原子轨道的半径越大。
②p能级有3个原子轨道，互相垂直，分别以px、py、pz表示，同一能层中px、py、pz的能量相同。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③原子轨道数与能层序数(n)的关系：原子轨道数目＝n2。
3．原子核外电子排布的方法
(1)原子或离子结构示意图
(2)构造原理与基态原子的电子排布式
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①构造原理——电子的填充顺序
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②基态原子的电子排布式：将能级上所排布的电子数标注在该能级符号右上角，并按照能层从左到右的顺序排列的式子 (电子排布式遵循构造原理的，但书写时必须按照电子层的顺序排列)。
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③简化的电子排布式：将电子排布式中的内层电子排布用相应的稀有气体元素符号加方括号来表示而得到的式子称为简化的电子排布式。
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④离子的电子排布式书写：原子失去电子时总是先失去最外层电子，然后失去次外层电子，之后是倒数第三层电子……对于主族元素的原子来说，一般只失去最外层电子，而过渡元素的原子可能还会进一步失去内层电子；原子得到电子时，一般总是填充到最外能层未填满的能级上
= 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤外围电子排布式(价电子排布)：将简化电子排布式中的稀有气体和中括号去掉得到的即为外围电子排布式，也叫价电子排布
(3)电子排布的轨道表示式(电子排布图)：用方框(或圆圈)表示原子轨道，能量相同的原子轨道(简并轨道)的方框相连，用“↑”或“↓”表示容纳的电子，箭头表示一种自旋状态的电子，“↑↓”称电子对，“↑”或“↓”称单电子(或称未成对电子)。
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①排布情况遵循以下三个规则
a．能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，这就是能量最低原理。
b．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且这两个电子自旋方向必须相反，任何一个原子里
绝不会出现运动状态完全相同的电子。如：2s轨道上的电子排布为，不能表示为。
c．洪特规则：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。
如：2p3的电子排布为，不能表示为或。
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②轨道表示式的表示方法及各符号、数字的意义
【微点拨】
4．基态与激发态 原子光谱
(1)基态原子与激发态原子
①基态原子：处于最低能量状态的原子。
②激发态原子：基态原子吸收能量，电子会跃迁到较高能级，变为激发态原子。
③基态、激发态相互间转化的能量变化
(2)原子光谱
①光谱的成因及分类
电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量；反之，将吸收能量。光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一。
电子的跃迁是物理变化(未发生电子转移)，而原子得失电子时发生的是化学变化。
一般在能量相近的能级间发生电子跃迁。
②光谱分析：在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素。
5．核外电子排布的表示方法的比较
02元素周期表及应用
1.元素周期系
定义：元素按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数的递增发生周期性的重复。
2.元素周期表
（1）含义：元素周期表是呈现元素周期系的表格。
（2）元素周期系与元素周期表的关系：
注：①门捷列夫提出的原子序数是按相对原子质量从小到大的顺序对元素进行编号
②原子序数是按照元素核电荷数由小到大的顺序给元素编号而得到的序数。
③原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
3.元素周期表的结构
（1）原子核外电子排布与周期的划分
（2）核外电子排布与族的关系
①价电子：主族元素的价电子为该元素原子的最外层电子。如碱金属元素原子的价电子排布为ns1。副族元素的价电子与其最外层电子和次外层电子有关(镧系、锕系元素还与次次外层的f电子有关)。如铁元素的价电子排布式为3d64s2。
②主族元素的族序数=原子的最外层电子数。同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在ns或nsnp能级上。
③稀有气体元素的价电子排布为ns2np6(He为1s2)。
④过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵列原子的价电子排布基本相同。
第ⅢB族~ⅦB族可失去ns和(n-1)d能级上的全部电子，最高正价数 = 族序数。
第Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n-1)d电子，其最高正价一般低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现出+8价。
第ⅠB族可失去ns电子和部分(n-1)d电子，所以第ⅠB族的族数<最高正价，第ⅡB族只失去ns2电子，第ⅡB族的族序数=其最高正价。
4.根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数的关系
各周期总是从ns能级开始、以np结束(第一周期除外，第一周期从1s1开始，以1s2结束)，中间按照构造原理依次排满各能级。而从ns能级开始以np结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数，具体数据如下：
5.元素周期表的分区
（1）按电子排布分区
①按核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可将元素周期表(第IB族、第ⅡB族除外)分为s、p、d、f 4个区，而第IB族、第ⅡB族的元素原子的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后填充ns能级而得名ds区。这5个区的位置关系如图所示。
②各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
（2）按金属元素与非金属元素分区
①金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹、与铝、锗、锑、钋、之间画一条线，线的左边是金属元素(氢除外)，线的右边是非金属元素。非金属元素要集中在元素周期表右上角的三角区内(如图)。
②金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属和非金属的性质，位于此处的元素(如硼、硅、锗、砷、锑等)常被称为半金属或类金属(一般可用作半导体材料) 。
6.对角线规则
某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质是相似的，这种相似性称之为对角线规则。如Li和Mg在过量的氧气中燃烧生成正常氧化物，而不是过氧化物。
03元素周期律
1．元素周期律
(1)内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化
(2)实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果
2．主族元素的周期性变化规律
3．微粒半径
(1)影响原子半径大小的因素：电子的能层数和核电荷数。
(2)影响方式：
注：因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同，一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
(3)微粒半径大小比较
原子半径大小的比较方法
①同周期元素，随着原子序数递增，其原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。
例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
②同主族元素，随着电子层数递增，其原子半径逐渐增大。
例：r(Li)
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，则r(K)>r(Al)
离子半径大小的比较方法
①同种元素的粒子半径，阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
②电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
4.电离能
(1)第一电离能
①定义：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。
②符号和单位：常用符号I表示，常用单位是kJ·ml-1
③意义：衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
④变化规律
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势。
同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
同一周期中，第ⅡA族元素的第一电离能比第ⅢA族元素的第一电离能要大，第ⅤA族元素的第一电离能比第ⅥA族元素的第一电离能要大，这是因为第ⅡA族元素的最外层p轨道全空，第ⅤA族元素的最外层p轨道半满，全空和半满状态相对稳定。
总之，第一电离能的周期性递变是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。
(2)逐级电离能
①含义：原子的+1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，依次类推。可以表示为 M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
②变化规律
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化
(3)电离能的应用
①推断元素原子的核外电子排布
例如：Li的逐级电离能I1《 I2< I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L能层)上，且最外层上只有一个电子
②判断主族元素的最高正化合价或最外层电子数
如果电离能在In与In+1之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离。如果是主族元素，则其最外层有n个电子，最高正化合价为+n(O、F除外)。
③判断元素的金属性、非金属性强弱
I1越大，元素的非金属性越强(稀有气体元素除外); I1越小，元素的金属性越强。
5.电负性
(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
(2)电负性
①定义：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
②意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
③大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出各元素的电负性。
④变化规律：
一般来说，同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐变小。金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。电负性最大的是氟，最小的是铯。
⑤应用
判断元素的金属性或非金属性强弱
I、金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大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。
注：不能把电负性1.8作为划分金属元素和非金属元素的绝对标准
II、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。
判断化合物的类型
如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
判断元素的化合价
I、电负性小的元素易呈现正价
II、电负性大的元素易呈现负价
解释对角线规则
利用电负性可以解释对角线规则，如Li-Mg、Be-Al、B-Si，由于它们的电负性分别接近，对键合电子的吸引力相当，故表现出相似的性质。
⑥电负性与第一电离能的关系
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
04共价键
1.定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键。
2.本质：是在原子之间形成共用电子对。共价键形成的原因是成键原子相互接近，原子轨道发生重叠，自旋方向相反的未成对电子形成共用电子对。
3.特征
4.形成条件：通常电负性相同或差值较小的非金属元素原子之间形成共价键，大多数电负性之差小于1.7的金属与非金属原子之间形成共价键。
5.表示方法
(1)用一条短线表示一对共用电子所形成的共价键，如H—H
(2)用“=”表示原子间共用两对电子所形成的共价键，如C=C
(3)用“≡”表示原子间共用三对电子所形成的共价键，如C≡C
6.类型(按成键原子的原子轨道重叠方式分类)
(1)σ键
(2)π键
(3)判断σ键、π键的一般规律
共价单键为σ键；共价双键中有一个σ键，另一个是π键；共价三键由一个σ键和两个π键构成。
4．共价键的键参数——表现化学键性质的物理量
(1)键能：气态分子中1 ml化学键解离成气态原子所吸收的能量。键能通常是298.15 K、100 kPa条件下的标准值，单位是kJ·ml－1，共价键的键能越大，共价键就越不容易断裂，成键原子间的结合就越牢固。结构相似的分子，键能越大，分子越稳定。
(2)键长：构成化学键的两个原子的核间距，因此原子半径决定共价键的键长，原子半径越小，共价键的键长就越短；共价键的键长越短，往往键能越大，表明共价键越稳定，分子越稳定。
【微点拨】键能比较方法：键能看键长，键长看半径。原子半径越短，键长越短，键能也就越大。
(3)键角：在多原子分子中，两个相邻共价键之间的夹角。键角可以确定分子内的原子在空间的相对位置，从而判断分子的空间构型。
(4)键参数对分子性质的影响：
(5)常见分子的键角与分子空间结构
05分子的空间结构
1．价层电子对互斥理论(VSEPR)
(1)价层电子对互斥模型(VSEPR模型)理论要点
分子的空间结构是中心原子周围的“价层电子对”相互排斥的结果。对ABn型的分子或离子，中心原子A的价层电子对(包括成键的σ键电子对和未成键的孤电子对)之间由于存在排斥力，将使分子的空间结构总是采取电子对相互排斥最弱的那种结构，以使彼此之间斥力最小，分子或离子的体系能量最低，最稳定
(2)中心原子上的价层电子对数的计算
中心原子上的价层电子对数=σ键电子对数+中心原子上的孤电子对数
①σ键电子对数的确定：由化学式确定
②中心原子上的孤电子对数的确定：中心原子上的孤电子对数=
公式中各字母的含义：
(3) VSEPR模型与分子或离子的空间结构
σ键电子对数＋孤电子对数＝价层电子对数VSEPR模型分子或离子的空间结构。
(4)常见分子或离子的空间结构的推测
注：①价层电子对互斥模型对分子空间结构的预测少有失误，但它不能用于预测以过渡金属为中心原子的分子。
②氨气与水的VSEPR模型一致，但空间构型不同的原因是：孤电子对之间的斥力>孤电子对与成键电子对之间的斥力>成键电子对之间的斥力
(5)价层电子对互斥理论判断分子或离子的空间构型的具体思路
由电子的排列方式VSEPR模型分子或离子的空间结构
(6)孤电子对对键角影响的理论解释
①价层电子对之间相互排斥作用大小的一般规律
孤电子对－孤电子对＞孤电子对－成键电子对＞成键电子对－成键电子对。随着孤电子对数目的增多，成键电子对与成键电子对之间的斥力减小，键角也减小，如：CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小。
②中心原子上有孤电子对(价电子中未参加形成共价键的电子对)，会占据中心原子周围空间，与成键电子互相排斥，使分子的空间结构发生变化，键角也相应变化。如：H2O和H2S的VSEPR构型为四面体形，有两个成键电子对和孤电子对。氧的半径比硫要小，氧的孤电子对对成键电子排斥力力度更大，所以H2O的键角会比H2S要大。
2．杂化轨道理论
(1)杂化轨道理论要点：中心原子上若干不同类型(主要是s、p轨道)、能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成同等数目、能量完全相同的新轨道
(2)杂化轨道的类型
①sp3杂化：sp3杂化轨道是由1个ns轨道和3个np轨道杂化而成，每个sp3杂化轨道都含有eq \f(1,4)s和eq \f(3,4)p的成分，sp3杂化轨道间的夹角为109°28′，空间结构为正四面体形。如，CH4、CF4、CCl4
②sp2杂化：sp2杂化轨道是由1个ns轨道和2个np轨道杂化而成的，每个sp2杂化轨道含有eq \f(1,3)s和eq \f(2,3)p成分，sp2杂化轨道间的夹角都是120°，呈平面三角形。如，BF3
③sp杂化：sp杂化轨道是由1个ns轨道和1个np轨道杂化而成的，每个sp杂化轨道含有eq \f(1,2)s和eq \f(1,2)p的成分，sp杂化轨道间的夹角为180°，呈直线形。如，BeCl2
【微点拨】
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①sp2杂化后，未参与杂化的一个np轨道可以用于形成π键，如：乙烯分子中的C==C键的形成
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②sp杂化后，未参与杂化的两个np轨道可以用于形成π键，如：乙炔分子中的C≡C键的形成
(3)判断中心原子杂化轨道类型的方法
杂化轨道只能用于形成σ键或者用来容纳未参与成键的孤电子对，而两个原子之间只能形成一个σ键，故有下列关系：杂化轨道数目＝价层电子对数目＝σ键电子对数目＋中心原子的孤电子对数目，再由杂化轨道数目确定杂化类型
①根据中心原子价层电子对数(杂化轨道数目)判断：杂化轨道数=价层电子对数=σ键电子对数＋孤电子对数
②有多个中心原子时，则根据：“杂化轨道数==价层电子对数==σ键电子对数＋孤电子对数”来判断
如：三聚氰胺分子的结构简式如图所示，分析氮原子、碳原子的杂化类型
③有机物分子中碳原子杂化类型的判断方法
饱和碳原子均采取sp3杂化；连接双键的碳原子均采取sp2杂化；连接三键的碳原子均采取sp杂化
3.常见的分子空间结构
06分子的性质
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
①含义：物质分子间普遍存在的一种相互作用力称为范德华力。范德华力约比化学键的键能小1～2个数量级。
②特征
a．范德华力广泛存在于分子之间，由分子构成的液态和固态物质，范德华力存在于相邻的分子之间；由分子构成的气态物质，只有分子相互接近时才存在范德华力。
b．范德华力无方向性和饱和性，只要分子周围空间允许，分子总是尽可能多地吸引其他分子。
③范德华力对物质性质的影响
a．一般来说，组成和性质相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也就越高
如沸点：F2＜Cl2＜Br2＜I2
b．相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力也越大，物质的熔沸点也就越高
如沸点：N2＜CO
c．分子组成相同但结构不同的物质，分子的对称性越强，范德华力越小，物质的熔沸点也就越低
如沸点：对二甲苯＜间二甲苯＜邻二甲苯
(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)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。氢键不属于化学键，仍属于分子间作用力的范畴，氢键的作用力要大于范德华力
②氢键的表示方法：X—H…Y—表示，式中X和Y表示F、O、N，“—”表示共价键，“…”表示氢键
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③氢键的特征：具有一定的饱和性和方向性
= 4 \* GB3 \* MERGEFORMAT ④氢键的类型——可分为分子间氢键和分子内氢键
= 5 \* GB3 \* MERGEFORMAT ⑤氢键对物质性质的影响
a．当形成分子间氢键时，物质的熔、沸点将升高：分子间有氢键的物质熔化或汽化时，除了要克服纯粹的分子间作用力外，还必须提高温度、额外地提供一份能量来破坏分子间的氢键，所以这些物质的熔、沸点比同系列氢化物的熔、沸点高，如：HF、H2O、NH3沸点反常
b．当形成分子内氢键时，往往会降低分子间作用力，从而使使物质的熔、沸点降低，如：邻羟基苯甲醛(熔点：2℃，沸点：196.5℃)和对羟基苯甲醛(熔点：115℃，沸点：250℃)
c．氢键也影响物质的溶解：在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子之间可以形成氢键，则物质的溶解度增大，如：NH3极易溶于水，因NH3与H2O之间能形成氢键()，且都是极性分子
d．对物质密度的影响：氢键可使固体或液体的密度减小；使气体物质的密度增大
e．氢键的存在使分子间因氢键而发生“缔合”，形成“缔合分子”：相当多的H2O分子、HF分子“缔合”而形成(H2O)n分子、(HF)n分子(“缔合分子”)
2．分子的极性
(1)基本概念
(2)分子极性的判断方法：分子的极性是由分子中所含共价键的极性与分子的立体构型两方面共同决定的。判断分子极性时，可根据以下原则进行
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①只含有非极性键的双原子分子或多原子分子大多是非极性分子，如：O2、H2、P4、C60
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②以极性键结合而成的双原子分子，都是极性分子，如：HCl、HF、HBr
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③以极性键结合而成的多原子分子
a．空间结构对称的分子(直线型、平面正三角型、正四面体型、三角双锥型、正八面体型)，是非极性分子，如：CO2、BF3、CH4、PCl5、SF6
b．空间结构不对称的分子(V形、三角锥形)，是极性分子，如：H2O、NH3、CHCl3
(3)判断ABn型分子极性的经验规律：若中心原子有孤电子对，则为极性分子；若无孤电子对，则为非极性分子，如：CS2、BF3、SO3、CH4为非极性分子；H2S、SO2、NH3、PCl3为极性分子
(4)键的极性对化学性质的影响
3．分子的溶解性
(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，如：NH3是极性分子，易溶于极性溶剂H2O中，难溶于非极性溶剂CCl4中；I2为非极性分子，易溶于非极性溶剂四氯化碳中，而难溶于极性溶剂H2O中
(2)氢键对溶解性的影响：如果溶质与溶剂之间能形成氢键，则溶解度增大，且氢键作用力越大，溶解性越好
(3)分子结构的相似性：溶质和溶剂的分子结构相似程度越大，其溶解性越大
如：乙醇与水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小，随着溶质分子中憎水基个数的增大，溶质在水中的溶解度减小，因此乙醇和水能以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度则会明显减小
(4)溶质是否与水反应：溶质与水发生反应，溶质的溶解度会增大
如：SO2与水反应生成的H2SO3可溶于水，故SO2的溶解度增大
4．分子的手性
(1)手性异构体：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)
(2)手性分子：有手性异构体的分子叫做手性分子
(3)手性分子的判断：判断一种有机物是否具有手性异构体，关键是看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或原子团，即有机物分子中是否存在手性碳原子，如：，R1、R2、R3、R4互不相同，含有手性碳原子，该有机物分子具有手性
如：乳酸()分子的手型异构体：
5．无机含氧酸分子的酸性
(1)无机含氧酸的结构：无机含氧酸分子之所以显示酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的O—H键在水分子的作用下发生断裂而能够解离出H+而显示一定的酸性。在含氧酸中，氢离子是和酸根上的一个氧相连接的
(2)无机含氧酸的酸性强弱的规律
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①对于同一种元素的含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强
如：HClO
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②含氧酸的强度随着分子中连接在中心原子上的非羟基氧的个数增大而增大，即：(HO)mROn中，n值越大，酸性越强
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①酸性强弱与—OH数目，即m数值大小无关
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②酸的元数＝酸中羟基上的氢原子个数，不一定等于酸中的氢原子数，因为有的酸中有些氢原子不是连接在氧原子上
(3)根据元素周期律比较含氧酸的酸性强弱
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①同一主族，自上而下，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐减弱
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②同一周期，从左到右，非金属元素最高价含氧酸酸性逐渐增强
1．（河南省郑州市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）某元素基态原子4s轨道上有1个电子，则该基态原子价电子排布不可能是（ ）
A．3p64s1B．4s1C．3d54s1D．3d104s1
【答案】A
【解析】基态原子4s轨道上有1个电子，在s区域价电子排布式为4s1，在d区域价电子排布式为3d54s1，在ds区域价电子排布式为3d104s1，在p区域不存在4s轨道上有1个电子，故A符合题意。
综上所述，答案为A。
2．（河南省郑州市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）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>①>②
B．原子半径：②>①>③>④
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③=②>①
【答案】B
【分析】根据基态原子的电子排布式，①1s22s22p63s23p4是S元素；②1s22s22p63s23p3是P元素；③1s22s22p3是N元素；④1s22s22p5是F元素，据此分析解答。
【解析】A．P的3p轨道为半充满状态，所以第一电离能P>S，第一电离能④>③>②>①，A选项错误；
B．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，质子数越多半径越小，所以原子半径：②>①>③>④，B选项正确；
C．非金属性越强，电负性越大，非金属性：F>N>S>P，则电负性：④>③>①>②，C选项错误；
D．最高正化合价等于最外层电子数，F元素没有正价，所以最高正化合价：①>③＝②，D选项错误；
答案选B。
3．（河南省驻马店高级中学2022-2023学年高二下学期期中）我国科研人员发现氟磺酰基叠氮是一种安全、高效的“点击化学”试剂，其结构式如图，其中S为价。下列说法正确的是。
A．该分子中S原子的价层电子对数为4B．该分子中N原子均为杂化
C．电负性：F>O>S>ND．第一电离能：F>O>N>S
【答案】A
【解析】A．由图可知，该分子中S原子形成4个键，且没有孤电子对，价层电子对数为4，故A正确；
B．由结构式可知，该分子中与S相连的N原子价层电子对数为2+1=3，杂化方式为杂化，另外两个N原子价层电子对数为2，杂化方式为sp杂化，故B错误；
C．元素的非金属性越强，其电负性越大，由于元素的非金属性： F>O>N>S，则元素的电负性大小顺序为：F>O>N>S，C错误；
D．元素的非金属性越强，其第一电离能越大；同一周期元素从左往右第一电离能呈增大趋势，但第IIA、第VA元素原子核外电子处于全满、半满的稳定状态，其第一电离能比同周期相邻元素的大，故这四种元素的第一电离能大小顺序：F>N>O>S，D错误；
故选A。
4．（河北省保定市唐县一中2022-2023学年高二下学期期中）物质的组成和结构决定着物质的性质与变化，下列有关结构和性质的说法正确的是
A．CO2分子中存在极性共价键，所以CO2为极性分子
B．金属Li中的金属键比金属K中的金属键强，所以单质Li的还原性比K强
C．邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，所以前者的熔点高于后者
D．乙烯分子中两个碳原子间以sp2杂化轨道形成的σ键较稳定，未杂化的2p轨道形成的π键易断裂，所以易发生加成反应
【答案】D
【解析】A．CO2分子中存在2个C=O极性共价键，由于三个原子在同一条直线上，键角是180度，所以CO2空间排列对称，分子为非极性分子，A错误；
B．金属Li中的金属键比金属K中的金属键强，所以Li原子最外层电子不如K容易失去，故单质Li的还原性比K弱，B错误；
C．邻羟基苯甲醛、对羟基苯甲醛都是由分子构成的物质，分子之间以分子间作用力结合。邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，分子间氢键的形成增加了分子之间的吸引作用，使物质熔化、气化消耗的能量比较高，所以前者的熔点低于后者，C错误；
D．乙烯分子中两个碳原子间以共价双键结合，其中C原子以sp2杂化轨道形成的σ键的重叠方式是头碰头，重叠重叠大，因而较稳定，未杂化的2p轨道形成的π键的电子是肩并肩重叠，重叠程度较小，因而易断裂，所以易发生加成反应，使不饱和C原子变为饱和C原子，D正确；
故合理选项是D。
5．（江西省吉安市双校联盟2022-2023学年高二下学期期中）以下部分元素为短周期元素，其原子半径及主要化合价见下表。
下列有关说法正确的是
A．简单离子的半径：Y >X>Z
B．气态氢化物的热稳定性：W>Z
C．Y与Z形成的化合物可能具有强氧化性
D．常温下，W单质的分子间作用力小于T单质
【答案】C
【分析】Z和W最外层电子均为6，且Z原子半径小，所以Z为O；W为S；T元素最外层电子书为7，其原子半径介于Z和W之间，所以T为F；X和Y最外层电子均为1，且半径均大于Z，Y元素半径大于W；所以X为Na，Y为K。
【解析】A．据分析可知，Y为K；Z为O；X为Na，电子层结构相同的离子，随着核电荷数的增大，离子半径减小；所以简单离子的半径：Y>Z>X，A错误；
B．W为S；Z为O；电负性大小为Z>W，所以气态氢化物的热稳定性：Z>W，B错误；
C．Y为K；Z为O；K和O形成的过氧化钾即可以做氧化剂又可以做还原剂，C正确；
D．W为S；T为F；S单质为分子晶体；F单质为分子晶体；分子晶体之间作用力与分子量大小有关，S是以S8存在，F以F2存在，所以W单质的分子间作用力大于T单质，D错误。
故选C。
6．（辽宁省沈阳市五校协作体2022-2023学年高二下学期期中）德国科学家Benjamin List 获得2021年诺贝尔化学奖，他发现了脯氨酸可以催化羟醛缩合反应，其反应历程简化如图所示。下列说法错误的是
A．有机物③和④互为同分异构体
B．有机物③是反应的中间产物
C．反应中涉及极性键和非极性键的断裂与生成
D．有机物②中碳原子有2种杂化方式
【答案】A
【解析】A．同分异构体是分子式相同，结构不同，③和④的分子式不同，A错误；
B．中间产物是反应过程中产生，又参与下一步反应被消耗的物质，所以③是中间产物，B正确；
C．反应中碳氧、碳氢、碳氮、碳碳等极性键和非极性键的断裂与生成，C正确；
D．有机物②中甲基中的碳原子采取杂化，碳基碳原子采取杂化，所以有2种杂化方式，D正确；
故选A。
7．（安徽省合肥市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）下列化学用语表示正确的是
A．中子数为18的氯原子：
B．碳的基态原子轨道表示式：
C．的空间结构：(平面三角形)
D．的形成过程：
【答案】C
【解析】A．质量数=质子数+中子数，质量数标注于元素符号左上角，质子数标注于左下角，中子数为18的氯原子的质量数为17+18=35，核素符号为，故A错误；
B．基态碳原子的核外电子排布式为1s22s22p2，根据洪特规则，2p轨道上的2个电子应该分别在2个轨道上，且自旋方向相同，轨道表示式：，故B错误；
C．BF3的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=3，空间构型为平面三角形，空间结构模型为：，故C正确；
D．HCl是共价化合物，不存在电子得失，其形成过程应为，故D错误；
故选：C。
8．（河南省郑州市第一中学2022-2023学年高二下学期期中）下列实验事实不能用氢键来解释的是
A．CH4比SiH4稳定
B．乙醇能与水以任意比互溶
C．邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛
D．接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18
【答案】A
【解析】A．因为C元素的非金属性比Si强，所以CH4的稳定性比SiH4的稳定性高，与氢键无关，A错误；
B．乙醇能与水以任意比互溶的主要原因有:乙醇和水分子之间形成氢键，乙醇和水均为极性分子(相似相溶)，B正确；
C．由于邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，使熔沸点偏低；而对羟基苯甲醛能够形成分子间氢键，使熔沸点偏高，所以邻羟基苯甲醛的沸点低于对羟基苯甲醛，C正确；
D．水分子间存在氢键从而形成缔合物，所以接近沸点的水蒸气的相对分子质量测量值大于18，D正确；
答案选A。
9．（重庆市渝东九校2022-2023学年高二下学期期中）下列有关性质的比较不正确的是
A．沸点：B．熔点：二氧化硅>NaCl>
C．硬度：碳化硅＜金刚石D．沸点：
>
【答案】D
【解析】A．H2O、HF、NH3分子中均含有氢键，但水分子中含有的氢键数目最多，故沸点最高，故沸点：，故A正确；
B．熔点：原子晶体>离子晶体>分子晶体，故熔点：二氧化硅>NaCl>，故B正确；
C．r(C)
D． 形成分子内氢键，分子间作用力减弱，沸点降低； 形成分子间氢键，分子间作用力增强，沸点增大，故沸点： < ，故D错误。
答案为：D。
10．（辽宁省抚顺市重点高中六校协作体2022-2023学年高二下学期期中）W、X、Y、Z、R是元素周期表中原子序数依次增大的五种元素，其元素性质或原子结构信息如下：
请回答下列问题：
(1)写出各元素的元素符号：W 、X 、R 。
(2)第一电离能：X (填“>”或“＜”，下同)Y；电负性：X R。
(3)Y的最简单氢化物沸点比同主族其他元素的最简单氢化物的沸点更高，原因是 。
(4)分子中，中心原子的杂化轨道类型为 ，分子的空间结构名称为 。
(5)基态Z原子的价层电子轨道表示式为 ，R在元素周期表中的位置为 ，X的最简单氢化物与R的相比较，键角较大的为 (填化学式)。
【答案】(1)B N As
(2)＜ >
(3)卤族元素的最简单氢化物均为极性分子，而HF分子间可以形成氢键，导致沸点更高
(4) 三角锥形
(5) 第四周期第VA族
【分析】基态W原子s能级上的电子总数比p能级上的电子总数多3，则其电子排布式为1s22s22p1，W为B，基态X原子核外有7种运动状态不同的电子，则X为7号元素，X为N，Y元素周期表中电负性最大，则Y为F，Z元素第四周期元素中未成对电子数最多，其价层电子排布式为3d54s1，则Z为Cr，R元素原子序数为33，R为As，则W为B，X为N，Y为F，Z为Cr，R为As，以此解题。
【解析】（1）由分析可知，W为B，X为N，R为As；
（2）由分析可知，X为N，Y为F，R为As， 同周期第一电离能呈递增趋势，故第一电离能：X
（3）由分析可知，Y为F，其氢化物HF可形成分子间氢键，沸点较高，故其最简单氢化物的沸点更高原因是卤族元素的最简单氢化物均为极性分子，而HF分子间可以形成氢键，导致沸点更高；
（4）由分析可知，W为B，X为N，Y为F，则为BF3，其中心原子B的价层电子对数为3，没有孤电子对，其中心原子的杂化轨道类型为；为NF3，其中心原子N的价层电子对数为3，有1对孤电子对，则其空间结构名称为三角锥形；
（5）由分析可知，X为N，Z为Cr，R为As，则基态Z原子的价层电子轨道表示式为；R为As，R在元素周期表中的位置为第四周期第VA族；As的原子半径大，其成键电子对之间的斥力较小，键角较小，故X的最简单氢化物与R的相比较，键角较大的为。
11．（江西省吉安市双校联盟2022-2023学年高二下学期期中）sp3杂化与CH4分子的空间构型
(1)杂化轨道的形成
碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道， 个2s轨道和 个2p轨道“混合”，形成 相等、 相同的 个sp3杂化轨道。
4个sp3杂化轨道在空间呈 ，轨道之间的夹角为 ，每个轨道上都有一个未成对电子。
(2)共价键的形成
碳原子的4个 轨道分别与4个氢原子的 轨道重叠，形成4个相同的 键。
(3)CH4分子的空间构型
CH4分子为空间 结构，分子中C—H键之间的夹角都是 。
(4)正四面体结构的分子或离子的中心原子，一般采用sp3杂化轨道形成共价键，如CCl4、NH等。金刚石中的碳原子、晶体硅和石英(SiO2)晶体中的硅原子也是采用 杂化轨道形成共价键的。
【答案】(1)1 3 能量 成分 4 正四面体形 109°28'
(2)sp3杂化 1s σ
(3)正四面体 109°28′
(4)sp3
【解析】（1）根据杂化轨道的定义可知，碳原子2s轨道上的1个电子进入2p空轨道，1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。4个sp3杂化轨道在空间呈正四面体形，轨道之间的夹角为109°28'，每个轨道上都有一个未成对电子；
（2）碳原子通过杂化轨道和氢原子形成共价键，碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个氢原子的1s轨道重叠，形成4个相同的σ键；
（3）甲烷中C原子的价层电子对数为4，其空间构型为：正四面体形；分子中C—H键之间的夹角都是109°28'；
（4）金刚石中的碳原子、晶体硅和石英(SiO2)晶体中的硅原子的价层电子对数都为4，其中心原子的杂化方式都为：sp3。
考点01 原子核外电子排布原理
考点04 共价键
考点02 元素周期表及应用
考点05 分子的空间结构
考点03 元素周期律
考点06 分子的性质
能层(n)
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
能级符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
……
……
……
轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
3
能级最多
电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
……
……
……
能层最多
电子数
2
8
18
32
……
……
2n2
原子
轨道
s
p
d
f
轨道
形状
球形
哑铃形(纺锤形)
复杂
复杂
轨道
个数
1
3
5
7
排布的原则(主族元素)
原子的结构示意图
①能量规律：核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐升高的电子层里
②数量规律
a．每层最多容纳的电子数为2n2个
b．最外层不超过8个(K层为最外层时不超过2个)
c．次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个
d．对于主族元素，除最外层外，每一层的电子数必须为2n2这个数值
构造原理
示意图
多电子的核外电子排布总是按照能量最低原理，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，绝大多数元素的原子核外电子将遵循以下顺序填充到各能级中：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s……这个排列顺序被称为构造原理
原子核外电子填充的顺序：ns＜(n－2)f＜(n－1)d＜np
各能级的能量高低顺序可以表示为(n表示能层序数)
a．Ens＞E(n-1)s＞E(n-2)s b．Enp＞E(n-1)p＞E(n-2)p
c．End＞E(n-1)d＞E(n-2)d d．Enf＞E(n-1)f＞E(n-2)f
e．Ens＜E(n－2)f＜E(n－1)d＜Enp
实例
氮
钠
铁
铬
电子排布式
1s22s22p3
1s22s22p63s1
1s22s22p63s23p63d64s2
1s22s22p63s23p63d54s1
简化的电子排布式
[He]2s22p3
[Ne]3s1
[Ar]3d64s2
[Ar]3d54s1
【微点拨】
a．Fe的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，简化的电子排布式为：[Ar]3d64s2；方括号里的符号的意义是该元素上一个周期的惰性气体电子排布式的结构，称为“原子实”
b．相对稳定的状态：能量相同的原子在全充满(p6、d10、f14)或半充满(p3、d5、f7)时，体系的能量较低，原子较稳定，如：24Cr存在半充满1s22s22p63s23p63d54s1 ，29Cu存在全充满 1s22s22p63s23p63d104s1
实例
Fe2＋
Fe3＋
O2－
电子排布式
[Ar]3d6
[Ar]3d5
1s22s22p6
实例
氮
钠
钙
铁
铜
简化电子排布式
[He]2s22p3
[Ne]3s1
[Ar]4s2
[Ar]3d64s2
[Ar]3d104s1
外围电子排布式
2s22p3
3s1
4s2
3d64s2
3d104s1
规律
a．主族元素的最外层电子就是外围电子，又称价电子
b．过渡元素的外围电子一般包括最外层的s电子和次外层的d电子，有的还包括倒数第三层的f电子
表示方法及各符号、数字的意义
实例
O原子的电子排布图：
Na原子的电子排布图：
硫原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p4
a．运动状态等于电子数
S 原子核外有16个电子，则有16种不同运动状态的电子
b．空间运动状态等于轨道数
S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，其轨道数为1+1+3+1+3=9，则有9种不同的空间运动状态
c．伸展方向看轨道类型
S 原子的s轨道为球形，只有1种伸展方向，p轨道有3种伸展方向，则共有4种不同的伸展方向
d．不同能量的电子看轨道数
S 原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4，有5种不同能量的电子
e．运动范围看电子层
S 原子的核外有3个电子层，有3种不同的运动范围
原子(核素)符号
含义
在元素符号的左下方标明质子数、左上方标明质量数的一种图示即为原子符号
实例
eq \\al(16,8)O
电子式
含义
化学中常在元素符号周围用“·”或“×”来表示元素原子的最外层电子，相应的式子叫做电子式
实例
原子(离子)结构示意图
含义
将每个能层上的电子总数表示在原子核外的式子
实例
电子排布式
含义
用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式
实例
K：1s22s22p63s23p64s1
简化电子
排布式
含义
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原子结构的部分以相应稀有气体元素符号外加方括号表示
实例
K：[Ar]4s1
价电子
排布式
含义
主族元素的价层电子指最外层电子，价层电子排布式即最外层电子排布式
实例
Al：3s23p1
电子排
布图
含义
每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子
实例
Al：
周期
外围电子排布
各周期增加的能级
元素种类
第ⅠA族
0族
最外层最多容纳电子数
一
1s1
1s2
2
1s
2
二
2s1
2s22p6
8
2s、2p
8
三
3s1
3s23p6
8
3s、3p
8
四
4s1
4s24p6
8
4s、3d、4p
18
五
5s1
5s25p6
8
5s、4d、5p
18
六
6s1
6s26p6
8
6s、4f、5d、6p
32
七
7s1
7s27p6
8
7s、5f、6d、7p
32
主族序数
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子构型
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
族序数
ⅢB
ⅣB
…
ⅦB
价电子构型
(n-1)d1ns2
(n-1)d2ns2
…
(n-1)d5ns2
族序数
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
价电子构型
(n-1)d6~8ns2
(n-1)d10ns1
(n-1)d10ns2
分区
元素位置
价层电子排布式
元素种类及性质特点
s区
IA族、ⅡA族
ns1-2
原子的核外电子最后排布在ns能级上，属于活泼金属元素(H除外)，为碱金属元素和碱土金属元素
p区
ⅢA~ⅦA族及0族
ns2np1-6(He除外)
原子的核外电子最后排布在np能级(He为s能级)上，为非金属元素和少数金属元素
d区
ⅢB~ⅦB族(镧系、锕系除外) 以及Ⅷ族
(n-1)d1-9ns1-2(Pd除外)
为过渡金属元素，原子的核外电子最后排布在(n-1)d能级上，d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
IB族、ⅡB族
(n-1)d10ns1-2
为过渡金属元素，核外电子先填满(n-1)d能级而后再填充ns能级，由于d轨道已填满电子，因此d轨道一般不参与化学键的形成
f区
镧系和锕系
(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2
镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质相似
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原
子
结
构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
电子层数相同，最外层电子数增多
电子层数递增，最外层电子数相同
原子半径
逐渐减小 (惰性气体除外)
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小
同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
元素的性
质
主要化合价
元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)
非金属元素负价由－4→－1
非金属元素负化合价＝－(8－主族序数)
相同
最高正化合价＝主族序数
(O、F除外)
元素的金属性
金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
元素的非金属性
非金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
第一电离能
呈增大趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
失电子能力
失电子逐渐减弱
失电子逐渐增强
得电子能力
得电子逐渐增强
得电子逐渐减弱
单质的还原性
还原性逐渐减弱
还原性逐渐增强
单质的氧化性
氧化性逐渐增强
氧化性逐渐减弱
阳离子的氧化性
阳离子氧化性逐渐增强
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性
阴离子还原性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
非金属元素气态氢化物的形成及稳定性
气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强
气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
特征
概念
作用
存在情况
饱和性
每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的
饱和性决定了分子的组成
所有的共价键都具有饱和性
方向性
在形成共价键时，原子轨道重叠的越多，电子在核间出现的概率越大，所形成的共价键就越牢固，因此共价键将尽可能沿着电子出现概率最大的方向形成，所以共价键具有方向性
方向性决定了分子的空间结构
并不是所有共价键都具有方向性
形成
由成键原子的s轨道或p轨道重叠形成
类型
s－s型
s－p型
p－p型
特征
以形成化学键的两原子核的连线为轴做旋转操作，共价键的电子云的图形不变，这种特征称为轴对称
形成
由两个原子的p轨道“肩并肩”重叠形成
p－p π键
特征
π键的电子云形状与σ键的电子云形状有明显差别：每个π键的电子云由两块组成，它们互为镜像，这种特征称为镜面对称；π键不能旋转；不如σ键牢固，较易断裂
化学式
结构式
键角
空间结构
CO2
O==C==O
180°
直线形
NH3
107°
三角锥形
H2O
105°
V形
BF3
120°
平面三角形
CH4
109°28′
正四面体形
a
中心原子的价层电子数
主族元素
=最外层电子数
阳离子
=中心原子的价层电子数-离子的电荷数
阴离子
=中心原子的价层电子数+︱离子的电荷数︱
x
与中心原子结合的原子数
b
与中心原子结合的原子最多能接受的电子数
H
=1
其他原子
=8-该原子的价层电子数
分子或离子
孤电子对数
价层电子对数
VSEPR模型名称
分子或离子
的空间结构名称
CO2
0
2
直线形
直线形
SO2
1
3
平面三角形
V形
COeq \\al(2－,3)
0
3
平面三角形
平面三角形
H2O
2
4
四面体形
V形
NH3
1
4
四面体形
三角锥形
CH4
0
4
正四面体形
正四面体形
分子或离子
中心原子上的孤电子对数
中心原子上的价层电子对数
VSEPR模型
VSEPR模型名称
空间结构
空间结构名称
CO2、BeCl2
0
2
直线形
直线形
CO32—、BF3
0
3
平面三角形
平面三角形
SO2、PbCl2
1
V形
CH4、CCl4
0
4
正四面体形
正四面体形
NH3、NF3
1
四面体形
三角锥形
H2O、H2S
2
V形
价层电子对数
电子对的
排列方式
VSEPR模型
及名称
孤电子对数
略去孤电子对的空间结构
分子(或离子)的空间结构名称
2
直线形
0
直线形
1
直线形
3
平面三角形
0
平面三角形
1
V形
2
直线形
4
四面体形
0
正四面体形
1
三角锥形
2
V形
3
直线形
价层电子对数
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
空间结构
实例
4
sp3杂化
4
109°28′
正四面体形
CH4
3
sp2杂化
3
120°
平面三角形
BF3
2
sp杂化
2
180°
直线形
BeCl2
杂化
类型
价层电
子对数
σ键电
子对数
孤电
子对数
孤电子对数
确定方法
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①号氮原子
sp3
4
3
1
氮原子最外层有5个电子，形成了3对共用电子对，则有一对孤对电子
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②号氮原子
sp2
3
2
1
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③号碳原子
sp2
3
3
0
碳原子最外层4个电子，形成了4对共用电子对，所以碳上无孤对电子
分子类型
化学式
空间结构
结构式
键角
空间填充模型
球棍模型
三原子
分子
CO2
直线形
O==C==O
180°
H2O
V形
105°
四原子
分子
CH2O
平面三角形
120°
NH3
三角锥形
107°
五原子
分子
CH4
四面体形
109°28′
邻羟基苯甲醛存在分子内氢键
HF分子间存在分子间氢键
F—H…F—H
微点拨
分子间氢键由两分子形成，而分子内氢键是一个分子中就具有形成的氢键的原子和原子团
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电几何中心和负电几何中心重合的分子
正电几何中心和负电几何中心不重合的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
非极性键或极性键
分子内原子排列
对称
不对称
分子式
中心原子
分子的极性
具体方法
元素符号
有无孤电子对
CS2
= 1 \* GB3 \* MERGEFORMAT ①An型(单质)：非极性分子(O3除外)
= 2 \* GB3 \* MERGEFORMAT ②AB型：极性分子
= 3 \* GB3 \* MERGEFORMAT ③ABn型：
A上无孤对电子：非极性分子
A上有孤对电子：极性分子
SO2
H2S
CH4
NH3
H2O
PCl3
酸性强弱
理论解释
三氟乙酸＞三氯乙酸
氟的电负性大于氯的电负性，F—C的极性大于Cl—C的极性，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，更易电离出氢离子
三氯乙酸＞二氯乙酸＞氯乙酸
Cl3C—的极性>Cl2HC—的极性>ClH2C—的极性，极性越强，羧基中的羟基的极性就越大，就越易电离出氢离子
甲酸＞乙酸＞丙酸
烃基是推电子基团，烃基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱
含氧酸酸性强弱与非羟基氧原子数的关系
含氧酸
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
结构简式
Cl—OH
非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
元素
X
Y
Z
W
T
原子半径/nm
0.152
0.186
0.066
0.102
0.099
最外层电子数
1
1
6
6
7
元素
元素性质或原子结构信息
W
基态W原子s能级上的电子总数比p能级上的电子总数多3
X
基态X原子核外有7种运动状态不同的电子
Y
元素周期表中电负性最大
Z
第四周期元素中未成对电子数最多
R
原子序数为33
相关试卷
【期中复习】2023-2024学年（人教版2019必修第二册）高一化学下册 专题01 硫及其化合物（考题预测）（8大题型）.zip： 这是一份【期中复习】2023-2024学年（人教版2019必修第二册）高一化学下册 专题01 硫及其化合物（考题预测）（8大题型）.zip，文件包含期中复习2023-2024学年人教版2019必修第二册高一化学下册专题01硫及其化合物考题预测8大题型原卷版docx、期中复习2023-2024学年人教版2019必修第二册高一化学下册专题01硫及其化合物考题预测8大题型解析版docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共26页， 欢迎下载使用。
【期中复习】2023-2024学年（人教版2019必修第二册）高一化学下册 专题01 硫及其化合物知识点归纳讲义.zip： 这是一份【期中复习】2023-2024学年（人教版2019必修第二册）高一化学下册 专题01 硫及其化合物知识点归纳讲义.zip，文件包含期中复习2023-2024学年人教版2019必修第二册高一化学下册专题01硫及其化合物知识点归纳讲义原卷版docx、期中复习2023-2024学年人教版2019必修第二册高一化学下册专题01硫及其化合物知识点归纳讲义解析版docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共23页， 欢迎下载使用。
【寒假作业】（人教版2019）高中化学 高一寒假巩固提升训练 专题01 物质及其变化-练习.zip： 这是一份【寒假作业】（人教版2019）高中化学 高一寒假巩固提升训练 专题01 物质及其变化-练习.zip，文件包含寒假作业人教版2019高中化学高一寒假巩固提升训练专题01物质及其变化原卷版docx、寒假作业人教版2019高中化学高一寒假巩固提升训练专题01物质及其变化解析版docx等2份试卷配套教学资源，其中试卷共36页， 欢迎下载使用。
