（2）电负性
①含义：
不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。
元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②变化规律
a．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于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。
b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
2．电离能和电负性
（1）原子序数为24的元素原子的基态原子
①核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式是[Ar]3d54s1；
②有4个电子层，7个能级；有6个未成对电子；
③在周期表中的位置是第四周期第ⅥB族。
（2）试用“＞”“＜”或“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：
①第一电离能：
N＞O＞C＞Si（用元素符号表示，下同）。
②电负性：
O＞N＞C＞Si。
③非金属性：
O＞N＞C＞Si。
例1．（2016·高考全国丙卷）砷化镓（GaAs）是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。
回答下列问题：
（1）写出基态As原子的核外电子排布式________。
（2）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”）
（3）AsCl3分子的立体构型为________，其中As的杂化轨道类型为________。
（4）CaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是______________________________________________________。
（5）GaAs的熔点为1238℃，密度为ρg·cm－3，其晶胞结构如图所示。
该晶体的类型为________，Ga与As以________键键合。
Ga和As的摩尔质量分别为MGag·mol－1和MAsg·mol－1，原子半径分别为rGapm和rAspm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________。
【答案】：
（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
（2）大于 小于 （3）三角锥形 sp3 （4）GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 （5）原子晶体 共价 ×100%
【变式探究】短周期元素A、B、C、D。
A元素的原子最外层电子排布为ns1，B元素的原子价电子排布为ns2np2，C元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的p能级中有3个未成对电子。
（1）若A为非金属元素，则A与C形成的化合物与A与D形成的化合物相比，稳定性为________＞________（填化学式）。
（2）n＝2时B的最高价氧化物对应水化物与当n＝3时B的最高价氧化物对应水化物相比，两者酸性________＞________（填化学式）。
通过实验__________________________________加以证明。
（3）若A元素的原子最外层电子排布为2s1，B元素原子的价电子排布为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序是________________（用元素符号表示）。
【答案】
（1）H2O PH3
（2）H2CO3 H2SiO3 向硅酸钠的溶液中通入CO2气体得到白色沉淀
（3）O＞P＞Si＞Li
【变式探究】
下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题：
（1）表中属于d区元素的是________（填元素符号）。
（2）表示元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子的名称为________；③和⑦形成的一种常见溶剂的化学式为________，其立体构型为________。
（3）某元素原子的外围电子排布式为nsnnpn＋1，该元素与元素①形成的最简单分子X属于________分子（填“极性”或“非极性”）。
（4）元素④的第一电离能________（填“＞”、“＝”或“＜”，下同）元素⑤的第一电离能；元素⑥的电负性________元素⑦的电负性。
（5）元素⑦和⑧形成的化合物的电子式为_________________________________________。
（6）元素⑩的基态原子核外电子排布式是________________________________________。
（7）某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。
请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式：
______________________________________________________。
【解析】
（1）只有元素⑨即Ti属于d区元素。
（2）环状分子为C6H6，其名称为苯。
③是C，⑦是Cl，
【答案】
（1）Ti
（2）苯 CCl4 正四面体 （3）极性
（4）＞ ＜ （5）[]－Ca2＋[]－
（6）1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）
（7）Be（OH）2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
【命题热点突破二】分子结构与物质的性质
1．中心原子杂化类型和分子构型的相互判析
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
分子立体构型
示例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
2.氢键对物质性质的影响
（1）氢键：
由已经和电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中（或同一分子中）电负性很强的原子之间形成的作用力。
表示为AH…B（A、B为N、O、F，—表示共价键，…表示氢键）。
氢键实质上也是一种静电作用。
①氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间。
②氢键存在于水、醇、羧酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等中。
（2）氢键对物质性质的影响：
①溶质分子和溶剂分子间形成氢键，溶解度骤增，如氨气极易溶于水。
②分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高。
③有些有机物分子可形成分子内氢键，此时的氢键不能使物质的熔、沸点升高。
3．配位键
（1）孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
（2）配位键
①配位键的形成：
成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
②配位键的表示：
常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为。
（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。
例2、（2016·高考全国甲卷）东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜（铜镍合金）闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。
回答下列问题：
（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）硫酸镍溶于氨水形成[Ni（NH3）6]SO4蓝色溶液。
①[Ni（NH3）6]SO4中阴离子的立体构型是________。
②在[Ni（NH3）6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。
③氨的沸点________（填“高于”或“低于”）膦（PH3），原因是________________________________________________________；
氨是________分子（填“极性”或“非极性”），中心原子的轨道杂化类型为________。
（3）单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：
ICu＝1958kJ·mol－1、INi＝1753kJ·mol－1，ICu>INi的原因是_______________________________________________。
（4）某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。
①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。
②若合金的密度为dg·cm－3，晶胞参数a＝________nm。
【答案】：
（1）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 2
（2）①正四面体 ②配位键 N ③高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3 （3）金属 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 （4）①3∶1
②×107
【变式探究】C、H、O、N是构成蛋白质的主要元素。
铬在工业上有重要应用，但其化合物对人体有害。
请回答下列问题：
（1）铬元素原子基态时的电子排布式为________。
（2）C、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序是________，电负性由大到小的顺序是________。
（3）CH2==CH—CH==CH2是重要的化工原料，1mol该化合物中σ键和π键数目之比是________。
（4）C、H、O三种元素形成的最简单化合物的立体构型是________，其中心原子的杂化方式是________。
（5）同碳原子数的醇与烷烃、同碳原子数的多元醇与一元醇相比，前者都比后者的熔、沸点高，其原因是____________________________________________________
升级会员 