Transcript 基态原子的核外电子排布

专题六 物质结构与性质（选修3）
一、原子结构与元素的性质
1．基态原子的核外电子排布
(1)排布规律
①能量最低
原理
原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道
②泡利原理
每个原子轨道上最多只容纳2个自旋方向相反的电子
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)表示形式
①电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电
子数。如K：1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1
②电子排布图：每个小框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个
电子，如碳原子的电子排布图为：
[易错警示]
洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)
、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。
如Cr原子的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1
Cu原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
2．元素第一电离能的周期性变化
(1)同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大
的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能
最小。但同周期元素第ⅡA族的元素的第一电离能大于第ⅢA族元素
，同周期元素第ⅤA族元素大于第ⅥA族元素的电离能。
(2)同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小
。如果某主族元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n。过渡元
素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，过渡元素常表现多
种化合价，如锰元素＋2～＋7价。
3．元素电负性的周期性变化
元素原子的电负性越大，原子吸引键合电子的能力越强。对于短周
期元素，同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族
，元素的电负性从上到下逐渐减小。
[易错警示]
1．书写电子排布图时常出现错误：
(违反泡利原理)；
(违反洪特规则)；
正确应为
。
2．书写基态原子或价电子的电子排布式时，能量E[(n－1)d]>E(ns)
，但书写排布式时，应将(n－1)d排在ns前。如：Fe：
1s22s22p63s23p64s23d6(错误)，正确应为1s22s22p63s23p63d64s2(正确)。
3．同周期从左到右元素的第一电离能逐渐增大，但要注意反常：
如：Be>B，N>O，Mg>Al，P>S等。
二、分子结构与性质
1．共价键
(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2)特性：具有饱和性和方向性。
(3)分类：
①根据两原子间的成键电子对数，分为单键、双键和三键；
②根据形成共价键的原子所带电荷的状况，分为极性键和非极性键；
③根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键。
(4)键参数：
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量。键能越大，
共价键越牢固。
②键长：形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢
固。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。键角是
描述分子立体结构的重要参数。
[特别提醒]
(1)共价单键均为σ键；共价双键有一个是σ键，另一个为π键；共价三
键有一个为σ键，另两个为π键；
(2)反应热ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和。
2．分子的立体构型
(1)价层电子对互斥理论判断分子结构的一般规则
中心原子的价层电子对数与分子的几何构型有密切联系，对ABm型化
合物，中心原子A的价层电子对数
A的价电子数＋B提供的电子数×m
n＝
2
计算时一般说来，价电子数即为最外层电子数，但B为卤素原子、氢
原子时，提供1个价电子，若为氧原子、硫原子时，则不提供电子。
(2)杂化轨道理论
①规律
杂化时轨道总数不变；杂化轨道只能用于形成σ键或用来容纳未参
与成键的孤电子对，不能用于形成π键。
③类型
[特别提醒]
判断杂化轨道类型的一般方法：(1)看中心原子有没有形成双键或三
键，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，是sp杂化
；如果有1个双键则其中有1个π键，是sp2杂化；如果全部是单键，则
是sp3杂化。(2)没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对
占据1个杂化轨道。
[特别提醒] 通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成
键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。
3．配合物理论
(1)配合物的组成
①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、
I－、SCN－等。
②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、
Fe3＋等。
③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或
离子)的数目。
(2)常见配位化合物：
如[Cu(NH3)4](OH)2深蓝色溶液
[Cu(NH3)4]SO4·H2O深蓝色晶体
[Ag(NH3)2]OH无色溶液
Fe(SCN)3红色溶液
4．影响物质溶解度的因素
(1)相似相溶
①极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。
②溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。
(2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。
(3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。
2.晶胞中粒子数目的计算
[易错警示]
1．由原子构成的晶体不一定是原子晶体，如稀有气体形成的晶
体是分子晶体。
2．含有离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属
阳离子。
3．含共价键的晶体不一定是原子晶体，如分子晶体的结构粒子
分子内部含共价键，离子晶体结构粒子离子内部也可以有共价键，
如Na2O2、NaOH、NH4Cl等。
4．计算晶胞中粒子个数时，并不是所有晶胞都简单套用立方晶
胞的分摊法；如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上
的粒子依次被6、3、4、2个晶胞共有。
3．晶体熔、沸点高低的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律
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，汞、铯等沸
点很低。
(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、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的
作用力就越强，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、沸点反常的高。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。
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。
(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：Na＜Mg＜Al。
[易错警示]
1．离子晶体的熔点不一定低于原子晶体，如熔点：MgO＞SiO2。
2．金属晶体的熔点不一定高于分子晶体，如熔点：S＞Hg(Hg常温下
为液体)。
3．晶体类型判断出现错误。如石墨晶体的熔点很高，但不属于原子
晶体，而是过渡型晶体。
4．有氢键存在，回答熔、沸点高低原因时，回答不准确。如H2O的
熔、沸点高于H2S的原因答成H2O分子存在氢键是错误的，而应该是
H2O分子间易形成氢键。
原子结构和分子结构
[例1] (2011年安徽理综)W、X、Y、Z是
四种常见的短周期元素，其原子半径随原
子序数变化如图所示。已知W的一种核素
的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子
的核外电子数相差1；Y的单质是一种常
见的半导体材料；Z的电负性在同周期主
族元素中最大。
(1)X位于元素周期表中第________周期第_______________族；
W的基态原子核外有________个未成对电子。
(2)X的单质和Y的单质相比，熔点较高的是________(写化学式)；Z的气
态氢化物和溴化氢相比，较稳定的是________(写化学式)。
(3)Y与Z形成的化合物和足量水反应，生成一种弱酸和一种强酸，该反
应的化学方程式是_______________________。
(4)在25 ℃、101 kPa下，已知Y的气态氢化物在氧气中完全燃烧后恢复至
原状态，平均每转移1 mol 电子放热190.0 kJ，该反应的热化学方程式是
__________。
[解析] W的质子数Z＝A－N＝18－10＝8，则W为氧；X和Ne的核外
电子数相差1，且图中X的原子半径大于W，则X为钠；Y的单质是一种
常见的半导体材料，则Y为硅；Z的原子序数大于Y，且在同周期主族元
素中电负性最大，则Z为氯。
(1)Na在元素周期表中位于第三周期第ⅠA族。O的基态原子的轨道表
示式为
，故有2个未成对电子。
(2)Na的单质和Si的单质相比较，晶体Si为原子晶体，故熔、沸点高。
氯的非金属性强于溴，故HCl的稳定性更强。
(3)SiCl4与H2O反应的化学方程式为SiCl4＋3H2O===H2SiO3＋4HCl。
(4)1 mol SiH4与足量O2反应，转移8 mol 电子，该反应的热化学方程
式为SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－1。
[答案] (1)三 ⅠA 2 (2)Si HCl (3)SiCl4＋3H2O===H2SiO3＋
4HCl(其他合理答案均可) (4)SiH4(g)＋2O2(g)===SiO2(s)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 520.0 kJ·mol－1
1．(2010年高考海南卷)(双选)下列描述中正确的是(
)
A．CS2为V形的极性分子
B．ClO3－ 的空间构型为平面三角形
C．SF6中有6对完全相同的成键电子对
D．SiF4和SO32－的中心原子均为sp3杂化
解析：由CO2的分子构型可知A错误；中心原子Cl有一对孤电
子对，所以为三角锥形，B错误；S有6个电子正好与6个F形成6个共
价键，C正确；SiF4中Si有四个σ键，SO
2－
3
中S原子形成3个σ键，还
有一对孤电子对，所以Si、S均是sp3杂化，D正确。
答案：CD
晶体的结构与性质
[例2] (2011年高考海南化学)(双选)Ⅰ.下列分子中，属于非极性的是(
)
A．SO2
B．BeCl2
C．BBr3
D．COCl2
Ⅱ.铜(Cu)是重要金属，Cu的化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途
，如CuSO4溶液常用作电解液、电镀液等。请回答下列问题：
(1)CuSO4可由金属铜与浓硫酸反应制备，该反应的化学方程式为_____；
(2)CuSO4粉末常用来检验一些有机物中的微量水分，其原因是_________；
(3)
的立体构型是____，其中S原子的杂化轨道类型是____；
(4)元素金(Au)处于周期表中的第六周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排
布式为________；一种铜金合金晶体具有立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu
原子处于面心、Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比
为________；该晶体中，原子之间的作用力是________；
(5)上述晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由Cu原子与Au原子构成的四面
体空隙中。若将Cu原子与Au原子等同看待，该晶体储氢后的晶胞结构与CaF2
的结构相似，该晶体储氢后的化学式应为________。
[解析] Ⅰ.对于ABn型分子，若A原子的最外层电子均参与成键，该
分子为非极性分子，否则为极性分子。BeCl2和BBr3为非极性分子，
SO2为极性分子。COCl2的分子结构为
，碳上连一个双键
氧，然后左右各一个氯，键角约111.8°。负电在三角上，正电在碳上，
但它们的正负电荷中心不是重合的，是极性分子。
Ⅱ.(1)Cu在加热条件下与浓H2SO4反应，生成CuSO4、SO2和H2O：
Cu＋2H2SO4(浓)
CuSO4＋SO2↑＋2H2O。
(2)CuSO4易与水结合生成蓝色的CuSO4·5H2O晶体，白色粉末变成蓝
色晶体，反应现象明显。
(3)
中S原子采取sp3杂化，
为正四面体构型。
(4)Cu原子核外有29个电子，其核外电子排布式为[Ar]3d104s1，Au
与Cu同族，则Au原子的最外层电子排布式为5d106s 1。铜金合金晶体
具有立方最密堆积结构，晶胞中Cu原子处于面心、Au原子处于顶
1
点，则每个晶胞中含有Cu原子个数为 2 ×6＝3个，含有Au原子个数为
1
8 ×8＝1个，故Cu、Au原子个数比为3∶1。铜金合金属于金属晶体，
原子之间的作用力为金属键。
(5)由(4)可知，每个晶胞中含有Cu、
Au原子总数为4，氢原子进入Cu原
子与Au原子构成的四面体空隙中，
其晶胞结构与CaF2相似，则1个晶
胞中应含有8个H原子，
从而推知其化学式为Cu3AuH8。
[答案] Ⅰ.BC
Ⅱ.(1)Cu＋2H2SO4(浓)
CuSO4＋SO2↑＋2H2O
(2)CuSO4粉末遇水生成蓝色晶体
(3)正四面体 sp3
(4)5d106s1 3∶1 金属键
(5)Cu3AuH8
2．已知A、B、C、D和E都是元素周期表中前36号元素，它们的原
子序数依次增大。A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族。
B和C属同一主族，D和E属同一周期，又知E是周期表中1～18列中的
第7列元素。D的原子序数比E小5，D跟B可形成离子化合物，其晶胞
结构如图。
请回答：
(1)A元素的名称是________；
(2)B的元素符号是________，
C的元素符号是________，
B与A形成的化合物比C与A形
成的化合物沸点高，其原因是________；
(3)E属元素周期表中第________周期第________族的元素，其元素
名称是________，它的＋2价离子的电子排布式为
________________________________；
(4)从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为______；
该离子化合物晶体的密度为a g·cm－3，则晶胞的体积是________(只要
求列出算式)。
解析：从“E是周期表中1～18列中的第7列元素”可判断，E是第四周
期ⅦB族，所以E是Mn，继而推出D是Ca；从离子化合物的晶胞结构可知
D(Ca)∶B＝1∶2，所以B为ⅦA族元素，再从原子序数B<C<D(Ca)和B、C
同主族知，B为第二周期的F、C为第三周期的Cl；A与其他4种元素既不在
同一周期又不在同一主族，所以A为H。从锰在元素周期表中的位置可知
其价电子构型为3d54s2，形成＋2价离子时失去2个电子，故其电子排布式
为[Ar]3d5。
m
(4)根据ρ＝ V ＝4×(40＋38) g·mol－1÷6.02×1023mol－1÷V
－1
4×78
g·mol
＝a g·cm－3得V＝
。
a g·cm－3×6.02×1023 mol－1
答案：(1)氢 (2)F Cl 氟化氢分子间存在氢键，氯化氢分子间
没有氢键
(3)四 ⅦB 锰 1s22s22p63s23p63d5
4×78 g·mol－1
(4)CaF2
a g·cm－3×6.02×1023 mol－1
1．第ⅢA、VA族元素组成的化合物AlN、AlP、AlAs等是人工合成
的半导体材料，它们晶体结构与单晶硅相似。
(1)核电荷数比As小4的原子基态的电子排布式为____________。
(2)前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的
元素有________种。
(3)在AlN晶体中，每个Al原子与________个N原子相连，AlN属于
________晶体。
(4)NCl3中心原子杂化方式为_______，NCl3的空间构型为________。
解析：(2)前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数
相同的元素有5种，对应元素和价电子构型分别是：氢(1s1)、碳(2s22p2)
、氧(2s22p4)、磷(3s23p3)、铁(3d64s2)，注意没有3d44s2(应为3d54s1)；(3)
依据题干信息“它们晶体结构与单晶硅相似”，通过硅类推AlN。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1 (2)5 (3)4 原子 (4)sp3杂化 三
角锥形
2．空气质量高低直接影响着人类的生产和生活，它越来越受到人们
的关注。被污染的空气中杂质的成分有多种，其中计入《空气质量日报》
空气污染指数的项目有SO2、CO、NO2、O3和可吸入颗粒物等，血红蛋
白中含有Fe2＋，CO易与血红蛋白结合成稳定的配合物而使人中毒。请
回答下列问题：
(1)铁是一种重要的金属元素，基态铁原子的外围电子排布式为___。
(2)O3有多种等电子体，其中常见的一种分子为_________。
(3)SO2是一种大气污染物，为减轻SO2污染，火力发电厂生产中常在
燃煤中加入CaO以“固硫”。
CaO晶胞如下图所示，其中Ca2＋的
配位数为________，与1个Ca2＋距
离最近且相等的Ca2＋有________个，
CaO晶体和NaCl晶体中离子排列方
式相同，CaO晶体的熔点高于NaCl
晶体的熔点的主要原因是________。
解析：(1)铁原子核外有26个电子，基态铁原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2。
(2)O3中含有3个氧原子，价电子总数为18，其等电子体中常见的为
SO2。
(3)离子晶体的配位数是指离某离子距离最近且相等的带相反电荷的
离子的个数；离子晶体的熔点主要决定于离子的电荷和离子半径。
答案：(1)3d64s2 (2)SO2
(3)6 12 CaO晶体中离子所带电荷高于NaCl晶体中离子所带电荷
1．(2010年高考全国Ⅰ卷)下列判断错误的是(
)
A．熔点：Si3N4＞NaCl＞SiI4
B．沸点：NH3＞PH3＞AsH3
C．酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4
D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
解析：A项，氮化硅为原子晶体，氯化钠为离子晶体，碘化硅为分
子晶体，晶体熔、沸点的一般规律为原子晶体＞离子晶体＞分子晶体
，正确；B项，N、P、As为同主族元素，它们的氢化物的熔、沸点高
低与其相对分子质量大小成正比，但由于氨气分子间存在氢键，所以
其熔、沸点要高一些，故沸点正确的顺序为NH3＞AsH3＞PH3；C项，
根据非金属的氧化性越强，其对应最高价氧化物的水化物的酸性越强
的判断规律可知该项正确；D项，根据金属的还原性越强，其对应水
化物的碱性越强的规律可知该项正确。
答案：B
2．(2011年高考安徽理综)科学家最近研制出可望成为高效火箭推
进剂的N(NO2)3(如下图所示)。已知该分子中N—N—N键角都是
108.1°，下列有关N(NO2)3的说法正确的是(
)
A．分子中N、O间形成的共价键是非极性键
B．分子中四个氮原子共平面
C．该物质既有氧化性又有还原性
D．15.2 g该物质含有6.02×1022个原子
解析：分子中N、O间形成的共价键是极性键，A错误；由题设
知N—N—N键角为108.1°，故分子中四个氮原子不可能共平面，B错
误；推进剂N(NO2)3中氮元素的化合价为＋3价，处于氮元素的中间
价态，故该物质既有氧化性又有还原性，C正确；15.2 g该物质含有
15.2 g
23
的原子数为
－1×10×NA＝6.02×10 ，D错误。
152 g·mol
答案：C
3．(2010年高考全国Ⅰ理综)下面关于SiO2晶体网状结构的叙述正确
的是(
)
A．最小的环上，有3个Si原子和3个O原子
B．最小的环上，Si和O原子之比为1∶2
C．最小的环上，有6个Si原子和6个O原子
D．存在四面体结构单元，O处于中心，Si处于4个顶角
解析：联想教材中SiO2的晶体空间结构模型，每个硅原子与4个氧原
子结合形成4个共价键，每个氧原子与2个硅原子结合形成2个共价键，
其空间网状结构中存在四面体结构单元，硅原子位于四面体的中心，
氧原子位于四面体的4个顶角，故D项错误；金刚石的最小环上有6个
碳原子，SiO2的晶体结构可将金刚石晶体结构中的碳原子用硅原子代
替，每个Si—Si键中“插入”一个氧原子，所以其最小环上有6个硅原
子和6个氧原子，Si、O原子个数比为1∶1，故A、B两项错误，C项正确
。
答案：C
4．(2011年高考山东理综)氧是地壳中含量最多的元素。
(1)氧元素基态原子核外未成对电子数为________个。
(2)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和
氢键从强到弱依次为________________________________。
的沸点比
高，原因是_______。
(3)H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用___________
杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因为_____
。
(4)CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为
a g·cm－3，NA表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_____cm3。
解析：(1)氧元素基态原子的核外电子轨道表示式为：
，故未成对电子数为2个。
(2)水分子内的O—H键为化学键，氢键为分子间作用力；
存在分子间氢键而
存在分子内氢键，而分
子间氢键主要影响物质的熔、沸点(升高)。
(3)H2O、H3O＋中的O原子均采取sp3杂化，孤电子对对成键电子对
具有排斥作用，而孤电子对数多的H2O中排斥力大，键角小。
(4)根据CaO晶胞与NaCl晶胞相同，可知CaO晶胞中含有4个Ca2＋和
56 g
224
2－
4个O ，则晶胞质量为m＝
×4＝
g，则晶胞的体积
NA
NA
m
224 g
224 3
V＝ ρ ＝
cm 。
－3＝
NA·a
NA·a g·cm
答案：(1)2 (2)O—H键、氢键、范德华力
形成分子内氢键，而
间氢键使分子间作用力增大
形成分子间氢键，分子
(3)sp3
H2O中O原子上有2对孤电子
对，H3O＋中O原子上只有1对孤电子对，排斥力较小
224
(4)
NA·a
本小节结束
请按ESC键返回