（3）原子轨道：
表示电子在原子核外的一个空间运动状态。
电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是原子轨道的形象化描述。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
球形
1
p
纺锤形
3
2、基态原子的核外电子排布的三原理
（1）能量最低原理：
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态。
（2）泡利原理：
在一个原子轨道中，最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向相反。
（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1个轨道，并且自旋方向相同。
洪特规则特例：
当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，如：
24Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
3、构造原理：
绝大多数元素的原子核外电子的排布将遵循如下图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。
3、电离能和电负性
1、电离能
（1）含义：
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最低能量，符号I，单位kJ/mol。
（2）规律
①同周期：
第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
②同族元素：
从上至下第一电离能逐渐减小。
③同种原子：
逐级电离能越来越大（即I1≤I2≤I3…）。
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能力的能力越强。
（2）标准：
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）。
（3）变化规律
①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。
②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。
方法技巧：
1、原子的核外电子排布式（图）的书写
（1）核外电子排布式：
用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。
例如，K：
1s22s22p63s23p64s1。
为了简化，通常把内层已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。
例如，K：
4s1。
（2）核外电子排布图：
用□表示原子轨道，↑和↓分别表示两种不同自旋方向的电子。
如氧原子的核外电子排布图可表示为
。
核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
（3）价电子排布式：
如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。
价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
（4）构造原理是书写基态原子的电子排布式的依据，也是绘制基态原子的电子排布图的主要依据之一。
2、基态原子的核外电子排布的表示方法（以硫原子为例）
表示方法
举例
原子结构示意图
电子式
电子排布式
1s22s22p63s23p4或3s23p4
电子排布图
3、电离能的应用：
①判断金属性与非金属性强弱；②分析原子核外电子层结构，如某元素的In＋1≫In，则该元素的最外层电子数为n；③判断化学键类型。
4、电负性的应用：
①判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱；
②判断元素在化合物中的价态；③判断化学键类型。
内容要点
二、分子结构与性质
1、共价键类型
分类依据
类型
分类依据
形成共价键的原子轨道重叠方式
形成共价键的电子对是否偏移
σ键
电子云“头碰头”重叠
π键
电子云“肩并肩”重叠
原子间共用电子对的数目
形成共价键的原子轨道重叠方式
极性键
共用电子对发生偏移
非极性键
共用电子对不发生偏移
形成共价键的电子对是否偏移
单键
原子间有一对共用电子对
双键
原子间有两对共用电子对
三键
原子间有三对共用电子对
2、分子的立体构型与性质
（1）价层电子对互斥模型
电子对数
成键电子对数
孤电子对数
电子对立体构型
分子立体构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
3
3
0
平面三角形
平面正三角形
BF3
2
1
V形
SnBr2、SO2
4
4
0
四面体形
正四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
注意：
运用价层电子对互斥模型可预测分子或离子的立体结构，但要注意判断其价层电子对数，对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为：
n＝（中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m）/2
（2）杂化轨道类型与分子立体构型
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
立体构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
四面体形
CH4
（3）分子的极性：
3、配合物的组成、结构、性质
（1）概念：
由金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）以配位键结合而成的化合物。
（2）组成
（3）形成条件
（4）空间结构：
（5）结构和性质：
4、分子间作用力与物质性质：
分子间作用力最常见的是范德华力和氢键，其中范德华力＜氢键＜化学键。
（1）范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。
范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。
一般来说，结构和组成相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大，分子的极性越大，范德华力也越大。
（2）氢键：
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。
表示方法：
A—H…B。
氢键具有一定的方向性和饱和性。
：
氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。
分子间氢键对物质性质的影响：
主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。
方法技巧
（1）怎样判断化学键的类型和数目？
①只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性相差很大（大于1.7）时，不会形成共用电子对，这时形成离子键。
②通过物质的结构式，可以快速有效地判断共价键的种类及数目；判断成键方式时，需掌握：
共价单键全为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。
（2）三点说明：
①s轨道与s轨道重叠形成σ键时，电子不是只在两核间运动，而是电子在两核间出现的概率增大。
②因s轨道是球形的，故s轨道和s轨道形成σ键时，无方向性。
两个s轨道只能形成σ键，不能形成π键。
③两个原子间可以只形成σ键，但不能只形成π键。
（3）分子极性判断：
分子中的中心原子的最外层电子若全部成键，此分子一般为非极性分子；分子中的中心原子的最外层电子若未全部成键，此分子一般为极性分子。
如CH4、BF3、CO2等分子中的中心原子的最外层电子均全部成键，它们都是非极性分子。
而H2O、NH3、NF3等分子中的中心原子的最外层电子均未全部成键，它们都是极性分子。
（4）含氧酸酸性比较：
同种元素的含氧酸的强弱规律，其酸性具有如下规律：
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。
（5）氢键应用要注意：
①有氢键的分子间也有范德华力，但有范德华力的分子间不一定有氢键。
②一个氢原子只能形成一个氢键，这就是氢键的饱和性。
③分子内氢键基本上不影响物质的性质。
（6）判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法
①根据杂化轨道的空间分布构型判断：
若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。
（2）根据杂化轨道之间的夹角判断：
若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。
（3）记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。
内容要点
三、晶体结构与性质
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴阳离子
粒子间的
相互作用力
分子间作用力
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多易溶于水等极性溶剂
导电、
传热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性，个别为半导体
电和热的良导体
晶体不导电，在水溶液或熔融状态下导电
物质类别
及举例
大多数非金属单质、酸、气态氢化物、非金属氧化物（SiO2除外）、绝大多数有机物（有机盐除外）
部分非金属单质（如金刚石、硅、晶体硼），部分非金属化合物（如SiC、SiO2）
金属单质与合金（如Na、Al、Fe、青铜）
金属氧化物（如K2O、Na2O）、强碱（如KOH、NaOH）、绝大部分盐（如NaCl）
方法技巧
一、晶体判断
1、依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断
（1）离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
（2）原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
（3）分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
（4）金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
2、依据物质的分类判断
（1）金属氧化物（如K2O等）、强碱（NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离子晶体。
（2）大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅等）、非金属氢化物、非金属氧化物（除SiO2外）、几乎所有的酸、绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。
（3）常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
（4）金属单质是金属晶体。
3、依据晶体的熔点判断
（1）离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。
（2）原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。
（3）分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
（4）金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
4、依据导电性判断
（1）离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
（2）原子晶体一般为非导体。
（3）分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质（主要是酸和强极性非金属氢化物）溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
（4）金属晶体是电的良导体。
5、依据硬度和机械性能判断：
离子晶体硬度较大且脆。
原子晶体硬度大。
分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
二、晶体熔沸点判断
1、不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：
原子晶体>离子晶体>分子晶体。
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。
2、原子晶体：
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。
如熔点：
金刚石>碳化硅>硅。
3、离子晶体：
一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：
MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。
4、分子晶体：
（1）分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。
如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
（2）组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2（3）组成和结构不相似的物质（相对分子质量接近），分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
（4）同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（5）同分异构体的芳香烃，其熔、沸点高低顺序是邻>间>对位化合物。
5、金属晶体：
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：
NaNa>K>Rb>Cs。
三、晶胞中微粒的计算方法——均摊法
经典题例析
【例1】【2015山东卷】氟在自然界中常以CaF2的形式存在。
（1）下列关于CaF2的表述正确的是_______。
a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2
c．阴阳离子比为2：
1的物质，均与CaF2晶体构型相同
d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电
（2）CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是________（用离子方程式表示）。
已知AlF63-在溶液中可稳定存在。
（3）F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为_______，其中氧原子的杂化方式为_________。
（4）F2与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如ClF3、BrF3等。
已知反应Cl2（g）＋3F2（g）=2ClF3（g）△H=－313kJ·mol－1，F－F键的键能为159kJ·mol－1，Cl－Cl键的键能为242kJ·mol－1，则ClF3中Cl－F键的平均键能为______kJ·mol－1。
ClF3的熔、沸点比BrF3的________（填“高”或“低”）。
【答案】
（1）bd
（2）Al3++3CaF2=3Ca2++AlF63-（3）角形或V形；sp3。
（4）172；低。
【考点定位】本题以CaF2为情景，考查了物质的结构、离子半径比较、离子方程式的书写、中心原子的杂化方式和分子的构型、键能的计算、熔点的比较。
【名师点睛】本题考查知识点较多，容量大，覆盖面广，几乎涵盖了物质结构与性质模块的所有重要核心内容和主干知识，利用有限的试题实现了物质结构与性质模块的全面考查。
第1小题融合考查了离子键的判断及作用、离子半径的比较、晶体特征，第2小题应充分理解题目所给信息，把信息和离子方程式的书写方法相结合，可得到正确答案，第3小题中分子构型及中心原子的杂化类型为常规考题，利用价层电子对互斥理论计算即可，第4小题键能的计算与焓变的含义相结合即可，关于熔沸点的比较应首先判断晶体的类型，根据不同类型晶体的特点可得出大小顺序。
【例2】【2015新课标Ⅱ卷】A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元索，A2-和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元索，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。
回答下列问题：
（1）四种元素中电负性最大的是（填元素符号），其中C原子的核外电子排布式为__________。
（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是（填分子式），原因是；A和B的氢化物所属的晶体类型分别为和。
（3）C和D反应可生成组成比为1：
3的化合物E，E的立体构型为，中心原子的杂化轨道类型为。
（4）化合物D2A的立体构型为，中心原子的价层电子对数为，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为。
（5）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数，a＝0.566nm，F的化学式为：
晶胞中A原子的配位数为；列式计算晶体F的密度（g.cm-3）。
【答案】
（1）O；1s22s22p63s23p3（或3s23p3）
（2）O3；O3相对分子质量较大，范德华力大；分子晶体；离子晶体
（3）三角锥形；sp3（4）V形；4；2Cl2＋2Na2CO3＋H2O＝Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl
（或2Cl2＋2Na2CO3＝Cl2O＋CO2＋2NaCl）
（5）Na2O；8；
（3）C和D反应可生成组成比为1：
3的化合物E，即E是PCl3，其中P含有一对孤对电子，其价层电子对数是4，所以E的立体构型为三角锥形，中心原子的杂化轨道类型为sp3。
【考点定位】本题主要是考查元素推断、核外电子排布、电负性、空间构型、杂化轨道、晶体类型与性质及晶胞结构与计算等
【名师点晴】本题考查的内容包含了选修模块“物质的结构与性质”中最基本和最重要的内容，通过晶胞中原子个数的计算和晶体的密度计算来考查考生的计算能力和应用知识解决问题的能力，考查了学生综合运用所学化学知识解决相关化学问题的能力。
跟踪训练
1．【2015海南卷】钒（23V）是我国的丰产元素，广泛用于催化及钢铁工业。
回答下列问题：
（1）钒在元素周期表中的位置为，其价层电子排布图为。
（2）钒的某种氧化物的晶胞结构如图1所示。
晶胞中实际拥有的阴、阳离子个数分别为、。
（3）V2O5常用作SO2转化为SO3的催化剂。
SO2分子中S原子价层电子对数是对，分子的立体构型为；SO3气态为单分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为；SO3的三聚体环状结构如图2所示，该结构中S原子的杂化轨道类型为；该结构中S—O键长由两类，一类键长约140pm，另一类键长约为160pm，较短的键为（填图2中字母），该分子中含有个σ键。
（4）V2O5溶解在NaOH溶液中，可得到钒酸钠（Na3VO4），该盐阴离子的立体构型为；也可以得到偏钒酸钠，其阴离子呈如图3所示的无限链状结构，则偏钒酸钠的化学式为。
【答案】
（1）第4周期ⅤB族，电子排布图略。
（2）4，2。
（3）2，V形；sp2杂化；sp3杂化；a，12。
（4）正四面体形；NaVO3。
【解析】
【考点定位】本题考查物质结构与性质选修模块，涉及原子结构、分子结构和晶体结构。
【名师点睛】考查物质的性质与氢键的关系、以钒及其化合物为载体元素在周期表中的位置、原子核外电子排布、晶胞的计算、杂化轨道理论、化学键类型的判断、分子的空间构型，考查学生的观察能力和空间想象能力、分析、解决问题的能力。
解
（2）小题要注意切割法的应用，注意题目难度较大。
2．【2015四川卷】（13分）X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。
X和R属同族元素；Z和U位于第
A族；X和Z可形成化合物XZ4；Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等；T的一种单质在空气中能够自燃。
请回答下列问题：
（1）R基态原子的电子排布式是_____________________。
（2）利用价层电子对互斥理论判断TU3的立体构型是______。
（3）X所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是______（填化学式）；Z和U的氢化物中沸点较高的是_____（填化学式）；Q、R、U的单质形成的晶体，熔点由高到低的排列顺序是_______（填化学式）。
（4）CuSO4溶液能用作T4中毒的解毒剂，反应可生成T的最高价含氧酸和铜，该反应的化学方程式是_______________________。
【答案】
（1）1s22s22p63s23p2或者3s23p2
（2）三角锥形
（3）HNO3；HF；Si＞Mg＞Cl2（4）P4+10CuSO4+16H2O=10Cu+4H3PO4+10H2SO4
【解析】由题意可知X、Z、Q、R、T、U分别C、F、Mg、Si、P、Cl。
（1）Si基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p2或者3s23p2
（2）PCl3价层电子对为4对，还有一个孤电子对，则得构型为三角锥形
（3）第二周期酸性最强的为HNO3；HF分子间能形成氢键，故沸点高；Si为原子晶体，Mg为金属晶体，Cl2为分子晶体，则Si＞Mg＞Cl2
（4）由题意可得：
P4+10CuSO4+16H2O=10Cu+4H3PO4+10H2SO4
【考点定位】元素推断物质结构、分子结构、晶体结构
【名师点睛】本题将元素推断和物质结构知识结合起来考查。
从历年考题来看，常见元素及其化合物是中学化学的重点，也是学习化学的基本点，在高考中元素化合物是考查的重点。
元素化合物在高考中的考查方式主要有两种：
一是单独考查某一族元素的结构、性质、制备以及用途等；二是将元素化合物的知识与基本概念、基本理论结合，与化学计算相结合，与无机推断相结合，与化学实验相结合等，它们是以元素化合物为载体结合基本概念、基本理论、化学计算、化学实验等进行考查。
主要考查化学键、离子键、共价键、共价键的极性、电子式、结构式的书写、物质结构与性质的关系、杂化理论、价层电子对互斥理论、电离能、电负性、晶体结构等知识。
在复习中一定要重视元素化合物知识的复习，不仅要注意各主族元素中典型元素化合物的复习，还要在各族间架起桥梁从而能够融会贯通，举一反三。
3．元素周期表的用途广泛。
（1）用“>”或“<”填空：
离子半径
非金属性
酸性
沸点
K+_____S2-
N____O
硫酸_____高氯酸
HF____HCl
（2）能作为氯、溴、碘元素非金属性（原子得电子能力）递变规律的判断依据是 （填序号）。
a．Cl2、Br2、I2的熔点 b． Cl2、Br2、I2的氧化性
c．HCl、HBr、HI的热稳定性 d． HCl、HBr、HI的酸性
（3）工业上，通过如下转化可制得KClO3晶体：
NaCl溶液
NaClO3溶液
KClO3晶体
①完成I中反应的总化学方程式：
□NaCl＋□H2O＝□NaClO3＋□ 。
②II中转化的基本反应类型是 ，该反应过程能析出KClO3晶体而无其它晶体析出的原因是 。
（4）一定条件，在水溶液中1molCl－、ClOx－（x
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