（3）[AlH4]－中Al采用sp3杂化，呈正四面体结构。
四氢铝锂中存在离子键、配位键，配位键也是σ键。
（4）锂原子的第一电离能为
＝520kJ·mol－1。
O===O键键能为249kJ·mol－1×2＝498kJ·mol－1。
晶格能是指气态离子结合生成1mol晶体所释放的能量，则Li2O的晶格能为2908kJ·mol－1。
（5）1个
氧化锂晶胞含O的个数为8×
＋6×
＝4，含Li的个数为81cm＝107nm，代入密度公式计算可得Li2O的密度为
g·cm－3。
[答案]
（1）D C
（2）Li＋核电荷数较大
（3）正四面体 sp3 AB
（4）520 498 2908
（5）
3．（2018·全国卷Ⅲ）锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。
回答下列问题：
（1）Zn原子核外电子排布式为__________________________。
（2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。
第一电离能I1（Zn）________I1（Cu）（填“大于”或“小于”）。
原因是______________________
_____________________________________________________。
（3）ZnF2具有较高的熔点（872℃），其化学键类型是________；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是_____________________________________。
（4）《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。
ZnCO3中，阴离子空间构型为________，C原子的杂化形式为________。
（5）金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为________。
六棱柱底边边长为acm，高为ccm，阿伏加德罗常数的值为NA，Zn的密度为________g·cm－3（列出计算式）。
[解析] （3）根据ZnF2晶体的熔点较高可知，ZnF2为离子晶体，含有离子键，而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小，故能够溶解在有机溶剂中。
（4）CO
中碳原子的价层电子对数为3，中心碳原子采取sp2杂化，故CO
的空间构型为平面三角形。
（5）六棱柱底部正六边形的面积为6×
a2cm2，六棱柱的体积为6×
a2ccm3，该晶胞中Zn原子个数为12×
＋2×
＋3＝6，已知Zn的相对原子质量为65，阿伏加德罗常数的值为NA，则Zn的密度ρ＝
＝
g·cm－3。
[答案]
（1）[Ar]3d104s2
（2）大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
（3）离子键 ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小
（4）平面三角形 sp2
（5）六方最密堆积（A3型）
4．（2017·全国卷Ⅱ）我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐（N5）6（H3O）3（NH4）4Cl（用R代表）。
回答下列问题：
（1）氮原子价层电子的轨道表示式（电子排布图）为____________。
（2）元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。
第二周期部分元素的E1变化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是_____________________
______________________________________________________；
氮元素的E1呈现异常的原因是_________________________。
图（a）
图（b）
（3）经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图（b）所示。
①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。
（填标号）
A．中心原子的杂化轨道类型
B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构
D．共价键类型
②R中阴离子N
中的σ键总数为______个。
分子中的大π键可用符号Π
表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数（如苯分子中的大π键可表示为Π
），则N
中的大π键应表示为______。
③图（b）中虚线代表氢键，其表示式为（NH
）N—H…Cl、
______________________、______________________。
（4）R的晶体密度为dg·cm－3，其立方晶胞参数为anm，晶胞中含有y个[（N5）6（H3O）3（NH4）4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为___________________________________________
_____________________________________________________。
[解析] （3）①R中两种阳离子分别为H3O＋和NH
。
A选项，两种阳离子中心原子的杂化轨道类型均为sp3，所以两者相同；B选项，H3O＋中心原子的价层电子对数为（6＋3－1）/2＝4，NH
中心原子的价层电子对数为（5＋4－1）/2＝4，所以两者相同；C选项，H3O＋和NH
的立体结构分别为三角锥形和正四面体形，所以两者不同；D选项，H3O＋和NH
均含有极性共价键和配位键，所以两者相同。
②由题给图示可知，N与N之间形成5个N—N键，因此有5个σ键。
N
中有5个氮原子参与形成大π键，每个N原子与其他2个N原子形成共价键，每个N原子还可以提供1个电子参与大π键的形成，加上得到的1个电子，共有6个电子参与形成大π键，因此N
中的大π键可表示为Π
。
③根据题给表示式可知，除表示出形成氢键的原子外，还要表示出形成氢键的原子所在的原子团和该原子在原子团中的成键情况，因此氢键的表示式为（NH
）N—H…Cl、（H3O＋）O—H…N（N
）、（NH
）N—H…N（N
）。
（4）晶胞的质量为dg·cm－3×（a×10－7cm）3＝a3d×10－21g，NA个该单元的质量为Mg，则
＝
，故y＝
。
[答案]
（1）
（或
）
（2）同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N原子的2p轨道为半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
（3）①ABD C ②5 Π
③（H3O＋）O—H…N（N
） （NH
）N—H…N（N
）
（4）
上述真题的题型为物质结构与性质大题，题中既有填空题又有选择题。
命题角度主要涉及：
（1）原子结构与性质：
①核外电子或价电子的排布式或轨道表达式，②核外电子排布与能量高低关系，③元素性质（第一电离能，电负性、粒子半径大小等），如T1
（2）（3）、T2
（1）
（2）（4）、T3
（1）
（2）、T4
（1）
（2）。
（2）分子结构与性质：
①粒子立体构型，②粒子间作用力比较，③中心原子杂化类型，④共价键类型（σ、π键），⑤分子的性质，⑥氢键，如T1
（1）、T2（3）（4）、T3（3）（4）、T4（3）。
（3）晶体结构与性质：
①晶体的有关密度计算，②晶胞参数的计算，③金属堆积类型，④晶体熔点比较，⑤晶胞中原子利用率计算等，如T1（4）、T2（4）（5）、T3（5）、T4（4）。
预测2020年高考仍会在上述命题角度方面继续关注并有所创新。
特别要注意晶胞有关计算这一命题角度创新命题。
复习时要加强空间立体结构的想象能力。
原子结构与性质
（对应学生用书第108页）
1．原子核外电子排布的“三”规律
（1）能量最低原理
原子核外电子总是先占据能量最低的原子轨道
（2）泡利原理
每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子
（3）洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同
2.两种化学用语的表示
（1）电子排布式
3．电离能及其应用
（1）电离能的变化规律
①同周期从左到右（ⅠA→0族），第一电离能有增大的趋势。
但第ⅡA族（np0）和第ⅤA族（ns2np3），因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的ⅢA族或ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
②逐级电离能逐渐增大（即I1如Na：
I1≪I2…I9≪I10（2）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。
根据逐级电离能确定最外层电子数和各层电子数。
4．电负性及其应用
（1）电负性变化规律
在周期表中，电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小。
（2）电负性的3个主要应用
①确定元素类型：
一般来说，电负性>1.8，非金属元素；电负性<1.8，金属元素。
②确定化学键类型：
一般来说，两成键元素电负性差值>1.7，离子键；两成键元素电负性差值<1.7，共价键。
③判断元素价态正负：
一般来说，电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价。
原子结构及核外电子排布
1．（2019·各地模拟精选）
（1）氮族（ⅤA族）元素的外围电子排布式的通式为________。
Sb的元素名称为______。
基态P原子中，电子占据的最高能级符号为________，该能层具有的原子轨道数为________。
（2）已知银（Ag）位于元素周期表第五周期，与Cu同族，则基态Ag的价电子排布式为________。
（3）基态Ca原子M能层电子排布图________，若价层电子由4s2状态变化为4s14p1状态所得原子光谱为______光谱（填“发射”或“吸收”）。
（4）下列氧原子电子排布图表示的状态中，能量最高的是________（填序号，下同），能量最低的是________。
（5）第四周期中，与N原子未成对电子数相同的金属元素有______种；最外层电子排布式为4s1的元素有______种。
（6）Si原子中未成对电子数与成对电子数的个数之比为________，最高能级的原子轨道形状为________。
[答案]
（1）ns2np3 锑 3p 9
（2）4d105s1 （3）
吸收 （4）D A
（5）3 3 （6）1∶6 哑铃形
元素的主要性质
2．（2019·各地模拟精选）
（1）对于呋喃（
和吡咯
）所含的元素中，电负性最大的是________，最小的是________；第一电离能最大的是________。
（2）Ca的第一电离能________（填“大于”或“小于”）Ga。
理由是______________________________________________________
_____________________________________________________。
（3）黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为：
ICu＝746kJ·mol－1，IZn＝906kJ·mol－1，ICu＜IZn的原因是_____________________________________________________。
（4）FeO和Fe2O3中较稳定的是________，从原子结构角度分析，其理由是______________________________________________
_____________________________________________________。
（5）组成HClO4～NaClO4的4种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
（6）从原子结构的角度解释形成焰色反应的原因为___________
_____________________________________________________。
[答案]
（1）O H N
（2）大于 Ga的4p轨道上有一个电子，易失去，而Ca的4p轨道上全空较稳定 （3）锌失去的是全充满的4s2电子，铜失去的是4s1电子
（4）Fe2O3 Fe2O3中的＋3价Fe的3d为半充满状态，很稳定 （5）Na原子轨道“全满”“半满”的应用
能量相同的原子轨道在全满（p6、d10、f14）、半满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）状态时，体系的能量最低。
利用此规律可解释①原子核外电子排布式，如Cr：
[Ar]3d54s1，Cu：
[Ar]3d104s1；
②第一电离能反常大，如I1（N）＞I1（O）；
③稳定性强弱，如Cu2O比CuO稳定；Fe2O3比FeO稳定。
分子结构与性质
（对应学生用书第109页）
1．共价键
（1）分类
②配位键：
形成配位键的条件是成键原子一方（A）能够提供孤电子对，另一方（B）具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A―→B。
（2）σ键和π键的判断方法
共价单键为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。
但注意配位键也属于σ键，如1mol[Cu（NH3）4]2＋中含σ键16NA。
（3）大π键
①简介：
大π键一般是三个或更多个原子间形成的，是未杂化轨道中原子轨道“肩并肩”重叠形成的π键。
②表达式Π
：
m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。
③示例：
：
Π
，CH2===CH—CH===CH2：
Π
，NO
：
Π
，SO2：
Π
，O3：
Π
，CO
：
Π
。
2．中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子的立体构型（AB
型）
价层电子对数（杂化轨道数）
2
3
4
轨道杂化类型
sp
sp2
sp3
价层电子对模型（VSEPR）
直线形
三角形
四面体形
粒子组成形式与构型
AB2：
直线形
AB2：
V形
AB3：
三角形
AB2：
V形
AB3：
三角锥形
AB4：
（正）四面体形
规律
当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当不相等时，分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果，使键角变小
3.分子构型与分子极性的关系
4．三种作用力及对物质性质的影响
范德华力
氢键
共价键
作用微粒
分子
H与N、O、F
原子
强度比较
共价键＞氢键＞范德华力
影响因素
组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大
A—H……B中形成氢键元素的电负性（A、B的电负性）
原子半径
对性质的影响
影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质
分子间氢键使熔点、沸点升高，溶解度增大
键能越大，稳定性越强
5.无机含氧酸[（HO）mROn]的酸性强弱
n越大，R的化合价越高，—OH在水中越易电离，酸性越强。
6．等电子原理
原子总数相同，价电子总数相同的不同粒子，具有相似的化学键特征和立体构型。
如N2O与CO2，H3O＋与NH3。
7．配位化合物
（1）概念：
金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合形成的化合物。
（2）形成条件
①配体有孤电子对，中性分子如H2O、NH3和CO等；离子如F－、Cl－、CN－等，对于配体中两端均有孤电子对时，电负性小的原子为配位原子，如配体CO、CN－中的C为配位原子。
②中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
（3）组成
共价键杂化与空间结构
1．2016年诺贝尔化学奖授予在“分子机器设计和合成”领域有突出成就的三位科学家，其研究对象之一“分子开关”即与大环主体分子苯芳烃、硫或氮杂环杯芳烃等有关。
回答下列问题：
（1）对叔丁基杯[4]芳烃（如图所示）可用于第ⅢB族元素对应的离子萃取，如La2＋、Sc2＋。
写出基态二价钪离子（Sc2＋）核外电子排布式：
____________________。
其中电子占据的轨道数为________个。
（2）对叔丁基杯[4]芳烃由4个羟基构成杯底，其中羟基氧原子的杂化方式为______。
羟基间的相互作用力为____________________。
（3）不同大小的杯芳烃能识别某些离子，如：
N
、SCN－等。
根据等电子体原理判断N
立体构型为__________；一定条件下，SCN－与MnO2反应可得到（SCN）2。
试写出（SCN）2的结构式：
____________。
[解析]
（1）Sc是21号元素，Sc2＋核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d1或[Ar]3d1；每个s能级有1个轨道，每个p能级有3个轨道，3d能级只有1个电子，占据1个轨道，因此电子共占据10个轨道。
（2）羟基中的氧原子有2个σ键，2个孤电子对，因此杂化类型是sp3，羟基间通过氢键联系在一起。
（3）N
与CO2互为等电子体，因此N
的立体构型为直线形；（SCN）2的结构式为
。
[答案]
（1）[Ar]3d1（或1s22s22p63s23p63d1） 10
（2）sp3 氢键
（3）直线形
2．（2019·各地模拟题精选）
（1）依据VSEPR理论推测S2O
的立体构型为________，中心原子S的杂化方式为________，[Ag（S2O3）2]3－中存在的化学键有________（填字母序号）。
A．离子键B．极性键 C．非极性键
D．金属键 E．配位键
（2）氯气与熟石灰
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