高考化学人教通用版二轮专题复习讲义专题十文档格式.docx
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Fe3＋的电子排布式为________。
可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。
答案 4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 血红色
解析 基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d轨道有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。
检验Fe3＋时，Fe3＋与SCN－形成配合物而使溶液显血红色。
2．[2014·
江苏，21（A）－
（1）]Cu＋基态核外电子排布式为
________________________________________________________________________。
答案 [Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10
解析 Cu的原子序数为29，根据洪特规则特例：
能量相同的原子轨道在全充满（如p6和d10）、半充满（如p3和d5）和全空（如p0和d0）状态时，体系的能量较低，原子较稳定，因此Cu原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。
3．[2014·
安徽理综，25
（1）]Na位于元素周期表第____周期第____族；
S的基态原子核外有________个未成对电子；
Si的基态原子核外电子排布式为______________________
__________________________________________________。
答案 三 ⅠA 2 1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
解析 Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。
S元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。
Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。
4．[2014·
四川理综，8
（1）]XY2是红棕色气体，Y基态原子的电子排布式是________________________________。
答案 1s22s22p4
5．[2014·
福建理综，31
（1）]基态硼原子的电子排布式为
答案 1s22s22p1
解析 B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。
6．[2014·
浙江自选模块，15
（1）节选]31Ga基态原子的核外电子排布式是________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s24p1
7．[2013·
新课标全国卷Ⅱ，37
（1）]Ni2＋的价电子排布图为
答案
“两原理，一规则”的正确理解
1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
（1）
（违反能量最低原理）
（2）
（违反泡利原理）
（3）
（违反洪特规则）
（4）
2．同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定
如np3、np6
Cr：
3d54s1 Mn：
3d54s2 Cu：
3d104s1 Zn：
3d104s2
考点二 元素的电离能和电负性
1．元素的电离能
第一电离能：
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能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·
mol－1。
（1）原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：
每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
（2）元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。
电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
（3）元素电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；
反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2．元素的电负性
（1）元素电负性的周期性变化
元素的电负性：
不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：
同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；
同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
（2）
新课标全国卷Ⅱ，37
（1）改编]在N、O、S中第一电离能最大的是________。
答案 N
四川理综，8
（1）]已知Z基态原子的M层与K层电子数相等，则Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是______________________。
答案 Cl
解析 第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为Cl元素。
3．[2013·
新课标全国卷Ⅱ，37
（2）]前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；
与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________（填元素符号）。
答案 K F
4．[2013·
山东理综，32（3）]第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。
答案 3
5．（2013·
安徽理综，25改编）已知Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，W的一种核素的质量数为28，中子数为14。
则：
（1）W位于元素周期表第______周期第______族。
（2）Z的第一电离能比W的________（填“大”或“小”）。
答案
（1）三 ⅣA
（2）小
6．[2013·
山东理综，32
（1）]下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。
答案 a
福建理综，31
（1）]依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
答案
考点三 两大理论与分子构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
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，形成分子的空间形状不同。
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道夹角
空间构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°
28′
正四面体形
CH4
2.分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，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。
电子对数
成键对数
孤电子对数
电子对空间构型
分子空间构型
三角形
1
V形
SO2
四面体
四面体形
三角锥形
NH3
H2O
3.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断
中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，二者之间可以相互判断。
分子组成（A为中心原子）
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
示例
AB2
AB3
AB4
江苏，21（A）－（3）节选]醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________________。
答案 sp2
新课标全国卷Ⅰ，37（3）节选]乙醛中碳原子的杂化类型为________。
答案 sp3、sp2
福建理综，31（5）]NH4BF4（氟硼酸铵）是合成氮化硼纳米管的原料之一。
1molNH4BF4含有________mol配位键。
答案 2
四川理综，8
（2）]已知XY2为红棕色气体，X与H可形成XH3，则XY
离子的立体构型是________，R2＋离子的3d轨道中有9个电子，则在R2＋的水合离子中，提供孤电子对的原子是________。
答案 V形 O
新课标全国卷Ⅱ，37
（2）（3）改编]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。
则a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为____________________________；
这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的____________；
酸根呈三角锥结构的酸是______________。
答案 sp3 HNO2、HNO3 H2SO3
福建理综，31（3）
中阳离子的空间构型为__________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。
答案 三角锥形 sp3
山东理综，32（3）]BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。
答案 sp2 sp3
8．[2013·
江苏，21（A）－
（2）（4）]已知元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍，则在Y的氢化物（H2Y）分子中，Y原子轨道的杂化类型是__________，YZ
的空间构型为________________。
答案 sp3 正四面体
9．[2012·
新课标全国卷，37
（1）]S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是______；
答案 sp3
10．[2012·
江苏，21（A）－
（1）
（2）]NO
的空间构型是_____________________________，
H2O分子中O原子轨道的杂化类型为________。
答案 平面三角形 sp3
11．[2012·
山东理综，32（4）]甲醛（H2C===O）在Ni催化作用下加氢可得甲醇（CH3OH）。
甲醇分子内C原子的杂化方式为____________，甲醇分子内的O—C—H键角________（填“大于”、“等于”或“小于”）甲醛分子内的O—C—H键角。
答案 sp3 小于
考点四 微粒作用与分子性质
1．共价键
（1）共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
（2）键参数
①键能：
气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：
形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：
在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。
（3）σ键、π键的判断
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
②由共用电子对数判断
单键为σ键；
双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
③由成键轨道类型判断
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为σ键。
（4）等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。
物理性质相似，化学性质不同。
常见等电子体：
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN－、NO
、N
AX2
16e－
CO
、NO
、SO3
AX3
24e－
SO2、O3、NO
18e－
SO
、PO
AX4
32e－
PO
、SO
、ClO
26e－
CO、N2
AX
10e－
CH4、NH
8e－
（5）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
a．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的共价键；
b．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键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
③配合物
如[Cu（NH3）4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
2．分子性质
（1）分子的极性
①分子构型与分子极性的关系
②键的极性与分子的极性的关系
类型
键的极性
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
非极性分子
XY
HCl、NO
极性键
极性分子
XY2（X2Y）
CO2、CS2
H2O、H2S
XY3
XY4
CH4、CCl4
（2）溶解性
①“相似相溶”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，若存在氢键，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，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
（3）无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成（HO）mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
3．范德华力、氢键、共价键的比较
范德华力
氢键
共价键
作用粒子
分子或原子（稀有气体）
氢、氟、氮、氧原子（分子内、分子间）
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
强度比较
共价键＞氢键＞范德华力
影响强度的因素
①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大
对于A—H……B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大
成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响
①影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔沸点升高，如F2＜Cl2＜Br2＜I2，CF4＜CCl4＜CBr4
分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔沸点：
H2O＞H2S，HF＞HCl，NH3＞PH3
①影响分子的稳定性
②共价键键能越大，分子稳定性越强
新课标全国卷Ⅰ，37（3）]1mol乙醛分子中含有σ键的数目为________，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是______________________________________________。
答案 6NA CH3COOH存在分子间氢键
江苏，21（A）—
（2）]与OH－互为等电子体的一种分子为________________（填化学式）。
答案 HF
新课标全国卷Ⅱ，37（3）改编]已知a是H，b是N，c是O，d是S，a与其他元素形成的二元共价化合物中，分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是________________________________（填化学式，写出两种）。
答案 N2H4、H2O2
浙江自选模块，15
（2）（3）]
（2）维生素B1可作为辅酶参与糖的代谢，并有保护神经系统的作用。
该物质的结构式为
以下关于维生素B1的说法正确的是________。
A．只含σ键和π键B．既有共价键又有离子键
C．该物质的熔点可能高于NaClD．该物质易溶于盐酸
（3）维生素B1晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有________。
A．离子键、共价键B．离子键、氢键、共价键
C．氢键、范德华力D．离子键、氢键、范德华力
答案
（2）BD （3）D
安徽理综，25
（2）]用“>
”或“<
”填空：
第一电离能
离子半径
熔点
酸性
Si____S
O2－____Na＋
NaCl____Si
H2SO4____HClO4
答案 <
>
<
解析 同周期元素的第一电离能随原子序数的递增呈增大趋势，但s、p、d等轨道处于全空、半满、全满的稳定状态时，则出现反常现象。
Si、S元素基态原子的价电子排布式分别为3s23p2、3s23p4，其中3p轨道均处于不稳定状态，因此Si的第一电离能小于S。
O2－与Na＋的核外电子排布相同，其电子排布式均为1s22s22p6，离子核外电子排布相同时，原子序数越大，离子半径越小，因此O2－的离子半径大于Na＋。
NaCl为离子晶体，Si为原子晶体，因此Si的熔点高于NaCl。
一般来说，元素的非金属性越强，该元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，Cl元素的非金属性强于S元素，则HClO4的酸性强于H2SO4。
江苏，21（A）节选]已知元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2，元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的最外层电子数是其内层的3倍。
则①与YZ
互为等电子体的分子的化学式__________________________（任写一种）。
②X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X（NH3）4]Cl2，1mol该配合物中含有σ键的数目为__________。
③Z的氢化物（H2Z）在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是_________________________
_______________________________________________。
答案 ①CCl4或SiCl4等 ②16mol或16×
6.02×
1023个 ③水分子与乙醇分子之间形成氢键
解析 X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号元素锌。
Y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，为16号元素硫，Z为氧。
①与SO
互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换”的方法，SO
→SiF4→SiCl4→CCl4等。
②[Zn（NH3）4]2＋中Zn与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。
③在乙醇中的溶解度H2O大于H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。
山东理综，32（4）]若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________。
答案 X
解析 由于在BCl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X。
新课标全国卷Ⅰ，37（5）]碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键
C—C
C—H
C—O
Si—Si
Si—H
Si—O
键能/（kJ·
mol－1）
356
413
336
226
318
452
①硅与碳同
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