2017届高考化学大二轮复习 增分练 第36题 物质结构与性质(选修3)

2017选修3—物质结构与性质高考真题1．（12分）（2017•江苏-21）铁氮化合物（Fe x N y ）在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。

某Fe x N y 的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。

（1）Fe 3+基态核外电子排布式为 。

（2）丙酮（CH 3COCH 3）分子中碳原子轨道的杂化类型是 ，1mol 丙酮分子中含有σ键的数目为 。

（3）C 、H 、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为 。

（4）乙醇的沸点高于丙酮，这是因为 。

（5）某Fe x N y 的晶胞如图﹣1所示，Cu 可以完全替代该晶体中a 位置Fe 或者b 位置Fe ，形成Cu 替代型产物Fe （x ﹣n ） Cu n N y ．Fe x N y 转化为两种Cu 替代型产物的能量变化如图﹣2 所示，其中更稳定的Cu 替代型产物的化学式为 。

2.（2017•新课标Ⅰ-35）[化学——选修3：物质结构与性质]（15分）钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。

回答下列问题：（1）元素K 的焰色反应呈紫色，其中紫色对应的辐射波长为____________nm （填标号）。

A.404.4B.553.5C.589.2D.670.8E.766.5（2）基态K 原子中，核外电子占据最高能层的符号是___________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为_____________。

K 和Cr 属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K 的熔点、沸点等都比金属Cr 低，原因是。

（3）X 射线衍射测定等发现，36I AsF 中存在3I +离子，3I +离子的几何构型为，中心原子的杂化形式为____________。

（4）3KIO 晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为0.446nm a =，晶胞中K 、I 、O 分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示，K 与O 间的最短距离为___________nm ，与K 紧邻的O 个数为______________。

物质结构理论高考题汇编1．中学化学中很多“规律”都有其适用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是()A．由同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al第一电离能比Mg大B．由主族元素最高正化合价与族序数关系，推出卤素最高正价都是＋7C．由溶液的pH与溶液酸碱性关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性D．由较强酸可制较弱酸规律，推出CO2通入NaClO溶液中能生成HClO2．以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是()A．第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子B．同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小C．第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低3．短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，乙位于第ⅤA族，甲与丙同主族，丁原子最外层电子数与电子层数相等，则()A．原子半径：丙>丁>乙B．单质的还原性：丁>丙>甲C．甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物D．乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应4Q在元素周期表中的相对位置如图所示。

下列说法正确的是()A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8B．原子半径的大小顺序为：r X>r Y>r Z>r W>r QC．离子Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数都不相同D．元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强5．N A为阿伏加德罗常数，下列叙述错误的是()A．18 gH2O中含有的质子数为10N AB．12 g金刚石中含有的共价键数为4N AC．46 g NO2和N2O4混合气体中含有原子总数为3N AD．1 mol Na与足量O2反应，生成Na2O和Na2O2的混合物，钠失去N A个电子6．X、Y、Z、W、R是5种短周期元素，其原子序数依次增大。

X是周期表中原子半径最小的元素，Y原子是外层电子数是次外层电子数的3倍，Z、W、R处于同一周期，R与Y处于同一族，Z、W原子的核外电子数之和与Y、R原子的核外电子数之和相等。

⼈教版⾼2化学选修三物质结构与性质复习题含答案绝密★启⽤前⼈教版⾼⼀化学选修三物质结构与性质复习题本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间90分钟。

第Ⅰ卷⼀、单选题(共10⼩题，每⼩题4.0分,共40分)1.下列有关离⼦晶体的数据⼤⼩⽐较不正确的是()A．熔点：NaF>MgF2>AlF3B．晶格能：NaF>NaCl>NaBrC．阴离⼦的配位数：CsCl>NaCl>CaF2D．硬度：MgO>CaO>BaO2.下列说法中正确的是()A．冰融化时，分⼦中氢氧键发⽣断裂B．原⼦晶体中共价键越强，熔点和沸点越⾼C．分⼦晶体中共价键键能越⼤，该分⼦晶体的熔点和沸点⼀定也越⾼D．分⼦晶体中分⼦间作⽤⼒越⼤，该物质越稳定3.下列有关化学键的叙述中，不正确的是（）A．某原⼦跟其他原⼦形成共价键时，其共价键数⼀定等于该元素原⼦的价电⼦数B．⽔分⼦内氧原⼦结合的电⼦数已经达到饱和，故不能再结合其他氢原⼦C．完全由⾮⾦属元素形成的化合物中也可能含有离⼦键D． .配位键也具有⽅向性、饱和性4.关于⾦属晶体的六⽅最密堆积的结构形式的叙述正确的是()A．晶胞是六棱柱B．晶胞是六⾯体C．每个晶胞中含4个原⼦D．每个晶胞中含17个原⼦5.氨分⼦⽴体构型是三⾓锥形，⽽甲烷是正四⾯体形，这是因为()A．两种分⼦的中⼼原⼦杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，⽽CH4是sp3型杂化B． NH3分⼦中N原⼦形成3个杂化轨道，CH4分⼦中C原⼦形成4个杂化轨道C． NH3分⼦中有⼀对未成键的孤电⼦对，它对成键电⼦的排斥作⽤较强D．氨分⼦是极性分⼦⽽甲烷是⾮极性分⼦6.已知某元素＋2价离⼦的电⼦排布式为1s22s22p63s23p6，该元素在周期表中属于()A．ⅤB族B．ⅡB族C．Ⅷ族D．ⅡA族7.X、Y、Z三种元素的原⼦，其价电⼦排布分别为4s2、3s23p2和2s22p4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能是() A． XYZ2B． X2YZ3C． X2YZ2D． XYZ38.有下列离⼦晶体的空间结构⽰意图．图中●和化学式中M分别代表阳离⼦，图中○和化学式中N 分别代表阴离⼦，则化学式为MN2的晶体结构为（）A．B．C．D．9.下列叙述正确的是()A．⾦属受外⼒作⽤时常常发⽣变形⽽不易折断，是由于⾦属原⼦之间有较强的作⽤B．通常情况下，⾦属⾥的⾃由电⼦会发⽣定向移动⽽形成电流C．⾦属是借助⾃由电⼦的运动，把能量从温度⾼的部分传到温度低的部分D．⾦属的导电性随温度的升⾼⽽减弱10.下列各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是()A． 2s22p2和2s22p4B． 2s22p2和3s23p4C． 3s2和3s23p5D． 3s1和3s23p5⼆、双选题(共5⼩题，每⼩题6.0分,共30分)11.（多选）经验规律(相似相溶原理)：⼀般来说，由极性分⼦组成的溶质易溶于极性分⼦组成的溶剂，⾮极性分⼦组成的溶质易溶于⾮极性分⼦组成的溶剂。

参考答案一、例题：1、B2、A3、C4、BC5、B6、①.1s22s22p63s23p5②.3s23p5③.3 ④.ⅦA ⑤.10 ⑥.2s22p6⑦.2 ⑧.0 ⑨.24 ⑩.1s22s22p63s23p63d54s1⑾.47、(1).4 ⅤA As2O5 Na3AsO4(2).①.3d24s2 Ti ②.5S25p5 I8、A 9、C 10、AC 11、C12、 (1).见上图（右）(2).从上到下依次减小 (3).第三周期，ⅤA族 (4).因同主族上一周期的元素的氢化物分子间存在氢键13、 (1).2.55 3.44 0.93 1.57 (2).电负性随原子半径减小而增大，周期性(3).氮 (4).共价键 (5).6，IA14、C E F 15、A 16、B 17、A 18、A 19、B E『综合模拟训练』1、（1）1S22S22P63S23P6（2） HCl，H2S，V形（或角形或其他合理答案），极性分子。

（3）有无色气体产生2H2O2＝＝＝2H2O+O2↑ （4）CH4O。

2、(l) 4s24p3( l 分） (2）共价键（或σ键） (l分）(3) 4 (l分）正四面体（l分）原子（2分） (4) Si一0大于C一0的键，C=0的键能大于Si=O 的键能，所以Si和O成单键，而C和O以双键形成稳定分子（ 2 分）(5)SiCl4（l) + 3H2O (l) = H2Si03 (s) + 4HCl(aq) ( 2 分）3、（1）sp杂化 3mol或3×6.2×10 个（2）NH3分子存在氢键（3）N2O（4）CuCl CuCl＋2HCl＝H2CuCl3 (或CuCl＋2HCl＝H2[CuCl3])一、例题：20、B 21、A 22、B 23、B 24、D 25、A 26、B 27、B 28、B29、①.原子，理由：晶体的熔、沸点和硬度都介于晶体Si和金刚石之间，而金刚石和晶体Si 均为原予晶体，B与C相邻与Si处于对角线处，亦为原于晶体.②.每个三角形的顶点被5个三角形所共有，所以，此顶点完全属于一个三角形的只占到1/5，每个三角形中有3个这样的点，且晶体B中有20个这样的角形，因此，晶体B中这样的顶点(B原子)有3/5×20=12个.又因晶体B中的三角形面为正三角形，所以键角为60°30、A 31、B 32、CD 33、B34、产生白色沉淀无明显现象产生淡黄色沉淀『综合模拟训练』1、（1）1S22S22P6（2）sp3（3）A （4）BC （5）20 （6）(1分)Cu2++4H2O=[Cu(H2O)4]2+（7）①上述氢化物的中心原子半径越大、键长越长（短），分子越易（难）断键；②上述氢化物氢原子间相离越远、分子越对称，分子间作用越弱（1分）2、（1）⑨（2）苯分子晶体（3） 1 三角锥形（4） Be(OH)2+2NaOH=Na2BeO2+2H2O （5）8 12三、例题35、A 36、B 37、B 38、D39、(1).(HF)2(2).在较低温度下HF以氢键结合而成(HF)n（n＝2、3、……），其摩尔质量大于HF的摩尔质量；随着温度升高，氢键不断被破坏，气体摩尔质量减小.40、C 41、 A42、（2）（1）（5）（6）（7）（4）（8）（3）『综合训练题』1、(1) 以MgCl2为原料用熔融盐电解法制备Mg时，常加入NaCl、KCl、或CaCl2等金属氯化物，其主要作用除了降低熔点之外还有：增大离子浓度，从而增大熔融盐的导电性。

物质结构与性质（选修三)高考真题汇编（历年真题含2020年)学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________一、填空题1．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N A，Zn的密度为________g·cm－3(列出计算式)。

2．铁和钴是两种重要的过渡元素。

(1)钴位于元素周期表第四周期Ⅷ族，其基态原子中未成对电子个数为___________。

(2)基态Fe3+的核外电子排布式___________(3)铁氧体是一种磁性材料，工业上制备时常采用水解法，制备时常加入尿素(CO(NH2)2)、醋酸钠等碱性物质。

尿素分子中所含非金属元素的电负性由大到小的顺序是___________，分子中σ键与π键的数目之比为___________。

醋酸钠中碳原子的杂化类型___________。

选修三《物质结构与性质》试卷本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间150分钟。

第Ⅰ卷一、单选题(共20小题,每小题3.0分,共60分)1.下列各组表述中，两个微粒一定不属于同种元素原子的是()A． 3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p2的原子B． M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2的原子C．最外层电子数是核外电子总数的的原子和价电子排布为4s24p5的原子D． 2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布为2s22p5的原子2.下图是元素周期表短周期的一部分，若A原子最外层的电子数比次外层的电子数少3，则下列说法中正确的是()A． D与C不能形成化合物B． D的最高正价与B的最高正价相等C． A、B、C的最高价氧化物对应的水化物酸性强弱的关系是C>B>AD． D元素最高正价和最低负价的绝对值的代数和等于83.下列变化需要吸收能量的是()A． 1s22s22p63s1→1s22s22p6B． 3s23p5→3s23p6C． 2p2p2p→2p2p2pD．2H→H—H4.从键长的角度来判断下列共价键中最稳定的是()A． H—FB． N—HC． C—HD． S—H5.下列有关σ键和π键的说法错误的是()A．含有π键的分子在反应时，π键是化学反应的积极参与者B．当原子形成分子时，首先形成σ键，可能形成π键C．有些原子在与其他原子形成分子时只能形成σ键，不能形成π键D．在分子中，化学键可能只有π键而没有σ键6.同周期元素具有下列价电子排布的原子中，第一电离能最小的是()A．n s2n p3B．n s2n p4C．n s2n p5D．n s2n p67.下列说法不正确的是()A．π键是原子轨道以“肩并肩”方式相互重叠而形成的B． 2个原子形成的多重共价键中，只能有一个是σ键，而π键可以是一个或多个C． s电子与s电子间形成的键是σ键，p电子与p电子间形成的键是π键D．共价键一定有原子轨道的重叠8.已知某原子结构示意图为，下列有关说法正确的是()A．结构示意图中x＝4B．该原子的电子排布式为1s22s22p63s23p4C．该原子的电子排布图为D．该原子结构中共有5个能级上填充有电子9.下列分子中的碳原子采用sp2杂化的是 ()A． C2H2B． CS2C． HCHOD． C3H810.下列几种金属晶体中，原子堆积方式与另外三种不同的是( )A．钠B．钾C．铜D．铁11.下列各能层中不包含p能级的是()A． NB． MC． LD． K12.外围电子排布为3d104s2的元素在周期表中的位置是()A．第三周期ⅦB族B．第三周期ⅡB族C．第四周期ⅦB族D．第四周期ⅡB族13.下列关于化学键的叙述中正确的是()A．化学键存在于原子之间，也存在于分子之间B．两个原子之间的相互作用叫做化学键C．离子键是阴、阳离子之间的相互吸引力D．化学键通常是指相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用14.下列各组物质中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是()A． C(金刚石)和CO2B． NaBr和HBrC． CH4和H2OD． Cl2和KCl15.有关核外电子运动状态的描述错误的是()A．核外电子质量很小，在原子核外做高速运动B．核外电子的运动规律与普遍物体不同，不能用牛顿运动定律来解释C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核做高速圆周运动D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多16.X与Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Y与Z两元素的核外电子层数相同，Z元素的第一电离能大于Y元素的第一电离能，则X、Y、Z的原子序数()A． X＞Y＞ZB． Y＞X＞ZC． Z＞X＞YD． Z＞Y＞X17.前中国科学院院长卢嘉锡与法裔加拿大科学家Gignere巧妙地利用尿素(H2NCONH2)和H2O2形成化合物H2NCONH2·H2O2，不但使H2O2稳定下来，而且其结构也没有发生改变，得到了可供衍射实验的单晶体。

选修3物质结构与性质考题集选修3 物质结构与性质考题集一1、已知A、B、C、D、E、F为前4周期的6种元素，原子序数依次增大，其中A位于周期表中s区，其原子中电子层数和未成对电子数相同；B原子价电子排布式为ns n np n，B和E同主族，D原子的最外层电子数是其内层电子数的3倍；F元素位于元素周期表的第4行、第11列。

试回答下列问题：（1）基态F原子的核外电子排布式为。

（2）下列关于B2A2的说法中正确的是（填选项序号）①B2A2中的所有原子都满足8电子稳定结构②每个B2A2分子中σ键和π键数目比为1：1③B2A2是含极性键和非极性键的非极性分子④B2A2中心原子的杂化类型为sp杂化（3）B、C、D三种元素第一电离能由大到小的顺序为（用元素符号表示）。

（4）C的简单气态氢化物与C的最高价氧化物对应的水化物反应生成一种盐H，H晶体中存在的化学键类型有（填选项符号）①离子键②共价键③氢键④配位键⑤金属键（5）基态E原子的最高能层具有的原子轨道数为；B和E的最高价氧化物中，熔沸点较高的是（写化学式）。

（6）F单质的晶体堆积方式为面心立方最密堆积，其配位数为；若F的相对原子质量为M，它的晶胞棱长为a cm，则F晶体的密度为g·cm-3。

（阿伏伽德罗常数为N A）2.氮族元素（Nitrogen group）是元素周期表VA 族的所有元素，包括氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）、铋（Bi）和Uup共计六种．（1）氮族元素的外围电子排布式的通式为；基态磷原子中，电子占据的最高能层符号为，该能层具有的原子轨道数为．（2）PH3分子的VSEPR模型为，键角NH3H2O（填“＞”、“＜”或“=”）．（3）氮的最高价氧化物为无色晶体，它由两种离子构成：已知其阴离子构型为平面正三角形，则其阳离子中氮的杂化方式为．（4）从化合物NF3和NH3的结构与性质关系比较，回答它们两者如下性质差异原因：①NF3的沸点为﹣129℃，而NH3的沸点为﹣33℃，其原因是．②NH3易与Cu2+反应，而NF3却不能，其原因是．（5）磷化硼是一种受到高度关注的耐磨涂料，它可用作金属的表面保护层，磷化硼晶体的晶胞结构与金刚石类似，磷原子作面心立方最密堆积，则硼原子的配位数为；已知磷化硼的晶胞边长a=478pm，计算晶体中硼原子和磷原子的核间距（d B﹣P）= pm （保留三位有效数字）．3. A、B、C、D、E、F是前四周期原子序数依次增大的六种元素．A元素原子的核外电子数等于其电子层数，B元素基态原子有三个能级且各能级电子数相同，A与D可形成两种常见液态化合物G、H，其原子数之比分别为1：1和2：1，E元素原子的K、L层电子数之和等于其M、N层电子数之和，F被称为继铁、铝之后的第三金属，可用于制造飞机、火箭、人造卫星、宇宙飞船等领域．请回答下列各题（涉及元素请用相应化学符号表示）：（1）B、C、D中第一电离最大的元素其基态原子有种不同能量的电子．（2）G分子中D原子的杂化方式为，F2+的基态价电子排布式为．（3）BA3﹣离子的空间构型为，与其互为等电子体的一种阳离子的电子式为．（4）某化合物晶胞结构如图所示，E2+的配位数是．（5）用高能射线照射液态H时，一个H分子能释放出一个电子，同时产生一种阳离子．①释放出来的电子可以被若干H分子形成的“网”捕获，你认为H分子间能形成“网”的原因是．②由H分子释放出电子时产生的一种阳离子具有较强的氧化性，试写出该阳离子与SO2水溶液反应的离子方程式；该阳离子还能与H 分子作用生成羟基，经测定此时的H具有酸性，写出该过程的离子方程式．4、铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要原料，请回答：(1)基态铜原子的外围电子排布式为；晶体铜中存在的作用力有。

第36题 物质结构与性质(选修3)1. 氮元素是地球大气中含量最多的元素。

(1)氮元素基态原子核外电子成对电子数与未成对电子数之比为__________。

(2)氨分子中氮原子与氢原子之间的作用力是__________，在氨水中，分子间的作用力有 __________。

(3)甘氨酸是最简单的一种氨基酸，其相对分子质量为75，结构简式如图所示，而戊烷相对分子质量为72，与甘氨酸相差不大，但甘氨酸易溶于水，戊烷却难溶于水，出现这种差异的原因是____________________________。

原子N 。

在联氨分子中，2NH —N 2H 氮的氢化物除氨气外，还有联氨，其结构简式为(4)采用__________杂化，联氨中的六个原子 __________(填“在”或“不在”)同一个平面上。

(5)N 与Cu 形成的化合物的晶胞如图所示，其化学式为__________，Cu 的化合价为__________。

个成对电4，有两对成对电子，即32p 22s 21s 基态氮原子核外电子排布式为(1) 解析：子，3个未成对电子。

(2)氨分子中，氮原子与氢原子之间的作用力是共价键。

氨水中，氨分子与水分子，氨分子与氨分子，水分子与水分子之间都存在氢键及分子间作用力。

(3)甘分子2NH —N 2(4)H 氨酸分子与水分子之间能形成氢键，而戊烷与水分子之间不能形成氢键。

中，每个N 原子与两个H 原子和另外一个N 原子形成单键，N 原子还有一对孤对电子，故N 在晶胞的棱Cu 由晶胞结构可知，(5)中六个原子不可能共面。

2NH —N 2H 杂化；3sp 原子采用，1＝188×的个数为N 在晶胞的顶点上，该晶胞中N ，3＝1412×的个数为Cu 上，该晶胞中价。

1为＋Cu ，由其化学式可判断N 3Cu 因此其化学式为 答案： (1)4：3(2)共价键 范德华力(或分子间作用力)、氢键(3)甘氨酸分子与水分子之间存在氢键，而戊烷与水分子之间不能形成氢键不在3(4)sp 1＋ N 3(5)Cu 2．周期表中第二周期有八种元素。

（选修3）章末综合检测满分100分，考试时间90分钟可能用到的相对原子质量：H—1 C—12 N—14 O—16 F—19 Na—23 Mg—24 S—32 Cl—35.5 Ca—40 Fe—56第Ⅰ卷(选择题共54分)一、选择题(本题包括18小题，每小题只有一个选项符合题意，每小题3分，共54分，)1．(2016届湖南省衡阳县第四中学高三9月月考)下列变化过程中，共价键被破坏的是导学号 65301574( )A．烧碱固体溶于水B．氯化氢气体溶于水C．二氧化碳变成干冰D．碘溶于酒精解析：考查物质发生变化时破坏的作用力类型的判断的知识。

A.烧碱固体溶于水，断裂离子键，变为Na＋、OH－，共价键未被破坏，错误；B.氯化氢气体溶于水，断裂共价键，共价键被破坏，正确；C.二氧化碳变成干冰，破坏的是分子间作用力，与化学键无关，错误；D.碘溶于酒精，破坏的是分子间作用力，共价键未被破坏，错误。

答案：B2．(2015·湖北省黄石市有色第一中学期中)下列组合中，属于含有极性键的非极性分子的是导学号 65301575( )A．C2H4、C2H2、CO2B．CH4、CHCl3、CO2C．Cl2、H2、N2D．NH3、H2O、CO2解析：考查化学键的极性和分子极性的判断。

A.乙烯分子中含有C—H极性键，属于非极性分子，乙炔中的C—H键为极性键，乙炔为非极性分子，二氧化碳是直线形分子，C===O键为极性键，为非极性分子，正确；B.甲烷是含有极性键的非极性分子，三氯甲烷为含有极性键的极性分子，错误；C.三种气体单质分子中均含有非极性键，为非极性分子，错误；D.氨气与水都是含有极性键的极性分子，错误，答案选A。

答案：A3．(2016届安徽省安庆市第二中学高三上学期第一次质检)下列分子或离子中，含有孤对电子的是导学号 65301576( )A．H2O B．CH4C．SiH4D．NH＋4解析：孤对电子的判断。

H2O中O最外层有6个电子，只有2对共用电子对，因而2对孤对电子，A正确；CH4中C最外层有4个电子，全部与氢原子形成4对共用电子对，因而没有孤对电子，B错误；SiH4中Si最外层有4个电子，全部与氢原子形成4对共用电子对，因而没有孤对电子，C错误；NH＋3中N最外层有5个电子，有3对共用电子对，因而含有1对孤对电子，但NH＋4中NH3孤对电子和H＋结合成配位键，则没有孤对电子，D错误。

ar s 化学高考真题选修3 2011-2017 全国卷1．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分）硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。

请回答下列问题：（1）基态Si 原子中，电子占据的最高能层符号为 ，该能层具有的原子轨道数为 、电子数为 。

（2）硅主要以硅酸盐、 等化合物的形式存在于地壳中。

（3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以 相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献 个原子。

（4）单质硅可通过甲硅烷（SiH 4）分解反应来制备。

工业上采用Mg 2Si 和NH 4Cl 在液氨介质中反应制得SiH 4，该反应的化学方程式为 。

（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 -1356413336226318452①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是 。

②SiH 4的稳定性小于CH 4，更易生成氧化物，原因是。

（6）在硅酸盐中，SiO4- 4四面体（如下图（a ））通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。

图（b ）为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si 原子的杂化形式为 ，Si 与O 的原子数之比为 ，化学式为。

2．[化学—选修3：物质结构与性质]（15分）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，平且A -和B +的电子相差为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。

回答下列问题：（1）D 2+的价层电子排布图为_______。

（2）四种元素中第一电离最小的是________，电负性最大的是________。

（填元素符号）（3）A 、B 和D 三种元素责成的一个化合物的晶胞如图所示。

课时提升练(三十六)(时间：45分钟)1．下列说法中，正确的是( )A．冰融化时，分子中H—O键发生断裂B．原子晶体中，共价键越强，熔点越高C．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔、沸点一定越高D．分子晶体中，分子间作用力越大，该物质越稳定【解析】A项，冰为分子晶体，熔化时破坏的是分子间作用力，故A项错误；B项，原子晶体熔点的高低取决于共价键的强弱，共价键越强，熔点越高，故B项正确；C项，分子晶体熔、沸点的高低取决于分子间作用力的大小，而共价键的强弱决定了分子的稳定性大小，所以C项错误，D项也错误。

【答案】 B2．下列各组晶体物质中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是( )①SiO2和SO3②晶体硼和HCl ③CO2和SO2④晶体硅和金刚石⑤晶体氖和晶体氮⑥硫黄和碘A．①②③B．④⑤⑥C．③④⑥ D．①③⑤【解析】本题中属于分子晶体的有SO3、HCl、CO2、SO2、晶体氖、晶体氮、硫黄、碘。

属于原子晶体的有SiO2、晶体硼、晶体硅、金刚石。

但晶体氖是由稀有气体分子构成的，稀有气体分子间不存在化学键。

【答案】 C3．(2015·张家界质检)下图为冰晶体的结构模型，大球代表O原子，小球代表H原子，下列有关说法正确的是( )A．冰晶体中每个水分子与另外四个水分子形成四面体B．冰晶体具有空间网状结构，是原子晶体C．水分子间通过H—O键形成冰晶体D．冰晶体熔化时，水分子之间的空隙增大【解析】B项，冰晶体属于分子晶体；C项，水分子间通过分子间作用力形成晶体；D 项，冰熔化，氢键部分断裂，空隙减小。

【答案】 A4．(2015·广东广州检测)有四种不同堆积方式的金属晶体的晶胞如图所示，有关说法正确的是( )A ．①为简单立方堆积，②为六方最密堆积，③为体心立方堆积，④为面心立方最密堆积B ．每个晶胞含有的原子数分别为：①1个，②2个，③2个，④4个C ．晶胞中原子的配位数分别为：①6，②8，③8，④12D ．空间利用率的大小关系为：①＜②＜③＜④【解析】 ①为简单立方堆积，②为体心立方堆积，③为六方最密堆积，④为面心立方最密堆积，②与③判断有误，A 项错误；每个晶胞含有的原子数分别为：①8×18＝1，②8×18＋1＝2，③8×18＋1＝2，④8×18＋6×12＝4，B 项正确；晶胞③中原子的配位数应为12，其他判断正确，C 项错误；四种晶体的空间利用率分别为52%、68%、74%、74%，D 项错误。

原子结构1．能层和能级(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。

(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。

(3)能层与能级的关系2．电子云与原子轨道(1)电子云①由于核外电子的概率分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。

②电子云轮廓图称为原子轨道。

(2)原子轨道原 子 轨 道⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎪⎪⎧轨道形状⎩⎪⎨⎪⎧ s 电子的原子轨道呈球形对称p 电子的原子轨道呈哑铃形各能级上的原子轨道数目⎩⎪⎨⎪⎧s 能级 1 个p能级 3 个d 能级5个f 能级7个……能量关系⎩⎪⎨⎪⎧①相同能层上原子轨道能量的高低：n s ＜n p ＜n d ＜n f②形状相同的原子轨道能量的高低：1s ＜2s ＜ 3s ＜4s ……③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如2p x 、2p y、2p z轨道的能量相等3．基态原子核外电子排布 (1)排布原则[注意] 当能量相同的原子轨道在全满(p 6、d 10、f 14)、半满(p 3、d 5、f 7)、全空(p 0、d 0、f 0)时原子的能量最低，如24Cr 的电子排布式为[Ar]3d 54s 1,29Cu 的电子排布式为[Ar]3d 104s 1。

(2)填充顺序——构造原理绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。

它是书写基态原子核外电子排布式的依据。

(3)基态原子核外电子排布的表示方法①电子排布式a．用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。

b．为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。

②电子排布图用或表示原子轨道，↑和↓分别表示两种不同自旋方向的电子。

第一章原子结构与性质本章说明一、教学目标1. 了解原子结构的构造原理,知道原子核外电子的能级分布,能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布.2. 了解能量最低原理,知道基态与激发态,知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱.3. 了解原子核外电子的运动状态,知道电子云和原子轨道.4. 认识原子结构与元素周期系的关系,了解元素周期系的应用价值.5. 能说出元素电离能、电负性的涵义,能应用元素的电离能说明元素的某些性质.6. 从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法,在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观.二、内容分析1. 地位与功能本章是在学生已有原子结构知识的基础上,进一步深入地研究原子的结构,从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等,并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上,介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律. 总之,本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质,为后续章节内容的学习奠定基础. 尽管本章内容比较抽象,是学习难点,但作为本书的第一章,教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣,重视培养学生的科学素养,有利于增强学生学习化学的兴趣.通过本章的学习,学生能够比较系统地掌握原子结构的知识,在原子水平上认识物质构成的规律,并能运用原子结构知识解释一些化学现象.2. 内容的选择与呈现根据课程标准对“物质结构与性质”模块的要求,本章依据本模块的“主题 1 原子结构与元素的性质”的要求进行内容的选取,充分考虑了初中化学和化学2中的原子结构知识的基础,注意知识的衔接与深化.在第一节“原子结构”中,在学生已有知识的基础上,教科书不再重复建立原子结构的概念,而是直接建立核外电子的能层（即“电子层”）和能级（即“电子亚层”）的概念,给出每一能层有几个能级,每个能级最多可以容纳几个电子,教科书没有介绍原子核的组成；有了能层和能级的概念,直接给出构造原理,并根据构造原理进行核外电子排布；有了构造原理,又由构造原理引出了能量最低原理,并同时引出了基态和激发态的概念,以及原子光谱；由于在第二章介绍共价键时需要涉及电子云和原子轨道等概念,该节在描述原子核外电子的运动状态时介绍了这两个概念,有了原子轨道的概念,结合原子核外电子的轨道排布式,简单介绍了泡利原理和洪特规则. 本节内容在陈述方式上可以说是一种倒叙式,即直接给出知识而不加以理论上解释,如把构造原理看作是一个经验规律,直接给出了原子核外电子排布的次序. 但随着学习的不断深入,前面直接给出的一些结论性的知识也不断地得到了解释.在第二节“原子结构与元素的性质”中,首先由原子核外电子排布的变化规律引出元素周期系,接着介绍了元素周期表,由于学生对元素周期表的结构已有一定的了解,为了避免重复,教科书设计了一个“科学探究”,要求学生从更高的视角来进一步认识元素周期表的结构；元素周期律的内涵比较广泛,教科书重点讨论了原子半径、电离能和电负性的周期性变化,而对于学生已知同周期的主族元素的最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的周期性变化,教科书设计了一个“学与问”；在本节的最后设计了一个“科学探究”,结合元素周期表与元素的电负性简单介绍了对角线规则. 本节在呈现方式上,充分体现了学生自主学习,设计了两个“科学探究”和三个“学与问”,以及两个“科学史话”；另外,教科书还使用了多样化的图表.除学科知识外,本章内容的选取也注意了对学生进行科学方法、科学态度的教育,如“科学史话”中提供的素材,既有利于对学生进行科学方法、科学态度的教育,也有利于激发学生的学习兴趣.关于章图和节背景图的说明：①本章章图由一幅主图、一幅组图和一小图组成,主图为原子隧道扫描显微镜的探测器正检测原子存储的信息；组图包含七幅小图,描述了人类认识原子结构的发展史；另一小图是在固体表面操纵原子写出的“原子”两字. ②节背景图是用隧道扫描显微镜获得的铜原子的图像.3. 内容结构三、课时建议第一节原子结构3课时第二节原子结构与元素的性质 3课时复习与机动 2课时第一节原子结构一、教学设计本节从介绍原子的诞生（宇宙大爆炸）入手,在介绍能层、能级的概念后,直接给出构造原理并根据构造原理进行原子的核外电子排布；在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；根据电子云与原子轨道等概念,进一步介绍核外电子的运动状态,并导出泡利原理和洪特规则. 本节内容比较抽象,教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力.教学重点：1. 根据构造原理写出1~36号元素原子的电子排布式；2. 核外电子的运动状态,电子云与原子轨道；3. 泡利原理、洪特规则.教学难点：1. 电子云与原子轨道；2. 基态、激发态与光谱.具体教学建议：1. 结合本章章图可以课前安排学生收集有关原子结构理论发展史的材料,课上组织交流讨论. 通过活动使学生了解原子结构理论发展史中各种理论的要点和相关科学家的重要贡献,体会人类对原子结构的认识是一个逐步深入的过程,科学理论的发展是一个逐步完善的过程. 在活动中使学生感悟科学家献身科学的精神和进行科学探索中所具有的科学态度.2. 在介绍能层与能级时,可以通过思考“电子是怎样在核外空间排布的？”,引发学生对核外电子分层排布的复习. 根据学生已有的核外电子分层排布的知识进一步明确核外电子是按照能量的不同分成不同的能层及能级. 在理解能层与能级之间的关系时,可利用教科书中的形象比喻：“能层是楼层,能级是楼梯的阶级”.3. 对于构造原理的教学,重点应放在应用上. 构造原理给出了电子的排布次序,教学时要求学生会应用构造原理写出基态原子的电子排布式,不要求学生深究构造原理中能级次序的原因.4. 对于电子云与原子轨道的教学,可以运用电脑模拟或制作原子轨道模型等手段帮助学生理解电子云与原子轨道的概念.教学方案参考【方案Ⅰ】问题探究学习能层、能级和构造原理创设问题情景：从宇宙大爆炸、原子的诞生等素材引发学生探索原子奥秘的兴趣.提出问题：组织学生交流课前收集的有关原子结构理论发展的历史资料,结合本章章图中人类认识原子结构理论发展的图示,形成对现代原子结构理论的初步认识,进而提出问题——核外电子是怎样排布的？问题探究：（1）学生根据已有的核外电子分层排布的知识,结合“学与问”的三个问题,阅读教科书,形成对能层、能级的认识；（2）让学生带着问题去分析构造原理（教科书中的图12）,探究其中的规律.讨论与交流：根据上述问题学生发表自己的见解,并相互交流补充.总结评价：引导学生总结核外电子排布所遵循的规律和方法. （1）根据构造原理给出的电子排布次序,可以写出基态原子的电子排布式；（2）对于处在不同能层的英文字母不同的能级,电子排布的先后次序为：(n －2)f、(n－1)d、ns.应用反馈：通过练习书写一些元素（如N、Cl、K、Fe等）原子的核外电子排布式,进一步掌握构造原理.【方案Ⅱ】问题解决学习原子基态、激发态与光谱创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象,如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等.提出问题：这些光现象是怎样产生的？问题探究：指导学生阅读教科书,引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因.问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理,理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念,并利用这些概念解释光谱产生的原因.应用反馈：举例说明光谱分析的应用,如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦,化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量,还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面.【方案Ⅲ】问题探究学习电子云、原子轨道、泡利原理及洪特规则提出问题：组织学生从质量、运动速度、运动范围等方面对比核外电子运动和宏观物体运动的区别,得出不能用描述宏观物体运动的方法来描述微观粒子运动的结论,并提出问题——如何描述电子在原子核外的运动？问题探究：（1）指导学生阅读教科书的相关内容,分析理解电子在原子核外空间出现概率的方式来描述电子的运动. 通过电脑动画演示电子云的形成过程、用模型直观地展示原子轨道等手段认识电子云和原子轨道的概念；（2）根据教科书中“科学探究”给出的第二周期基态原子的电子排布图,组织学生讨论电子在同一能级上排布的规律.讨论与交流：让学生发表自己的见解,并相互交流补充.总结评价：引导学生总结核外电子在同一能级上排布时所遵循的规律. （1）一个轨道上最多只能容纳2个电子且自旋方向相反即泡利原理；（2）电子在同一能级上排布时,总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同,即洪特规则.应用反馈：通过练习一些元素（如N、O、Mg、Si等）原子的电子排布图,加深对泡利原理和洪特规则的理解.二、活动建议【科学探究】1. 每个原子轨道里最多只能容纳2个电子.2. 当电子排布在同一能级时,总是优先单独占据不同的轨道而且自旋方向相同.教科书在此设计一个科学探究,具有承上启下的作用,一方面把刚介绍的原子轨道图形用方框来代表,有了方框表示法就有了元素基态原子的电子排布的轨道表示式；通过探究第二周期元素基态原子的电子排布的轨道表示式,引出了泡利原理和洪特规则. 在引导学生进行探究活动的过程中,要注意引导学生观察,既要观察每种元素基态原子的电子排布图,也要观察整个第二周期元素基态原子的电子排布的特点. 在全面观察的基础上,要注意引导学生发现规律,并组织学生把发现的规律进行交流.三、问题交流【学与问】1. 原子核外电子的每一个能层最多可容纳的电子数为2n2.2. 每个能层所具有的能级数等于能层的序数（n）.3. 英文字母相同的不同能级中所容纳的最多电子数相同.【思考与交流】1. 铜、银、金的外围电子排布不符合构造原理.2. 符号［Ne］表示Na的内层电子排布与稀有气体元素Ne的核外电子排布相同.O：［He］2s22p4Si：［Ne］3s23p2 Fe：［Ne］3s23p63d64s2或［Ar］3d64s2四、习题参考答案1. A、D2. D3. B4. C5. C6. C是Mg的基态原子的电子排布式,而A、B、D都不是基态原子的电子排布.第二节原子结构与元素的性质一、教学设计本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上,从原子核外电子排布的特点出发,结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系. 第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上,进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律. 教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点,以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位—构—性”三者关系的理解.教学重点：1. 元素的原子结构与元素周期表结构的关系；2. 电离能、电负性与元素性质的关系；3. 原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化.教学难点：1. 元素周期表的分区；2. 电离能、电负性.具体教学建议：1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识,引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系.2. 对于电离能和电负性概念的教学,应突出电离能、电负性与元素性质间的关系. 在了解电离能概念和概念要点的基础上,重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系. 通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值,讨论元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系. 通过“学与问”表格中所列的Na、Mg、Al的逐级电离能的数据引导学生寻找其中的规律并分析：Na、Mg、Al的电离能为什么会逐渐增大？Na、Mg、Al的逐级电离能数据为什么会出现突变？这与它们的化合价有何关系？等等. 从而加深学生对电离能与元素性质关系的理解.电负性概念的教学,可以通过引导学生对教科书中图123所列元素的电负性数据与元素性质间规律的探究,使学生认识到：金属元素的电负性较小,非金属元素的电负性较大；元素的电负性越小,元素的金属性越强,元素的电负性越大,元素的非金属性越强,电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度.3. 可利用数据、图表进行教学,如利用教科书中图120引导学生推出原子半径的变化规律：同一周期元素从左到右,原子半径逐渐减小；同一主族元素从上到下,原子半径逐渐增大. 利用教科书中图121探索元素的第一电离能的变化规律. 利用教科书中图123探究电负性周期性变化的规律：同一周期的元素的电负性从左到右逐渐增大；同一主族的元素的电负性从上到下逐渐减小.教学方案参考【方案Ⅰ】问题探究学习原子结构与元素周期表的关系回忆复习：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化有什么特点？（2）元素周期表的结构如何？（3）元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系？提出问题：元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系是怎样的？进而引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系.讨论与思考：结合上述问题开展课堂讨论,复习相关的原子结构与元素周期表知识,引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步思考原子结构与元素在周期表中位置的关系.问题探究与讨论：结合教科书中的“科学探究”引导学生进行问题探究,并在探究的基础上进一步讨论下列问题：（1）为什么元素周期系中的周期不是单调的？试用构造原理加以解释；（2）将元素周期表分成s 区、p区、d区、f区和ds区的依据是什么？（3）元素周期表中的区与族存在着什么样的关系？总结评价：在学生讨论交流的基础上,总结归纳出元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系；元素原子的核外电子排布与元素在周期表中的位置、元素性质三者间的关系.【方案Ⅱ】问题解决学习原子半径、电离能和电负性周期性变化的规律回忆复习：随着元素原子的核电荷数的递增,核外电子排布、化合价、金属性和非金属性等发生周期性的变化.提出问题：元素的原子半径、电离能、电负性等随着元素原子的核电荷数的递增是否也呈现周期性变化？问题解决：（1）指导学生分析教科书中的图120,找出主族元素原子半径在同一周期、同一主族中的变化规律,并分析发生这种变化的原因；（2）指导学生阅读教科书相关内容,了解电离能的概念,理解“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等要点. 通过教科书中图1-21列举的Li ~ Ne、Na ~ Ar第一电离能数值,找出元素的第一电离能与元素金属性、非金属性的关系,以及元素第一电离能发生周期性变化的规律；（3）根据教科书中的图1-23,找出元素电负性发生周期性变化的规律,以及元素的电负性与元素性质间的关系.讨论与交流：通过上述解决问题的学习活动后,组织学生参与课堂讨论与交流互补,得出规律或结论.总结评价：在分析讨论的基础上,引导学生总结原子半径、第一电离能、电负性发生周期性变化的规律；总结利用数据和图表探索规律的思想方法.二、活动建议【科学探究1】1. 元素周期表共有7个周期,每个周期包括的元素数目分别为：第一周期2种；第二周期8种；第三周期8种；第四周期18种；第五周期18种；第六周期32种；第七周期为不完全周期. 每个周期开头第一个元素的最外层电子的排布通式为ns1,结尾元素的最外层电子的排布通式为ns2np6. 因为第一周期元素只有一个1s 能级,其结尾元素的电子排布式为1s2,跟其他周期的结尾元素的电子排布式不同.2. 元素周期表共有18个纵列；每个纵列的价电子层的电子总数相等.3. s区有2个纵列,d区有8个纵列,p区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出,s区、d区和ds 区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子,呈现金属性,所以s区、d区和ds区的元素都是金属.4. 元素周期表可分为主族、副族和0族；从教科书中图1-16可知,副族元素（包括d区和ds区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间,处于由金属元素向非金属元素过渡的区域,因此,把副族元素又称为过渡元素.5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中元素性质递变规律决定的,在元素周期表中,同周期元素从左到右非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱,同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,结果使元素周期表右上角三角区域内的元素主要呈现出非金属性.6. 由于元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界线,处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属性,又能表现出一定的金属性,因此,这些元素常被称为半金属或准金属.【科学探究2】1. （略）2. 锂和镁在过量的氧气中燃烧,不形成过氧化物,只生成正常氧化物；铍和铝的氢氧化物都是两性氢氧化物；硼和硅的含氧酸酸性的强度很接近,都是弱酸. 教科书上几对处于对角的元素在性质上相似,可以粗略认为它们的电负性相近的缘故.三、问题交流【学与问1】同周期的主族元素从左到右,元素最高化合价和最低化合价逐渐升高；金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.【学与问2】同周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小. 其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势.同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大. 其主要原因是由于电子能层增加,电子间的斥力使原子的半径增大.【学与问3】1. 第一电离能越小,越易失电子,金属的活泼性就越强. 因此碱金属元素的第一电离能越小,金属的活泼性就越强.2. 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叫做第一电离能（用I1表示）,从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能（用I2表示）,依次类推,可得到I3、I4……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的. 这是因为随着电子的逐个失去,阳离子所带的正电荷数越来越大,再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大,消耗的能量也越来越多.Na的I1比I2小很多,电离能差值很大,说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多,所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多,而I2比I3小很多,所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多,而I3比I4小很多,所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子.四、习题参考答案1. 能层数最外层电子数最外层电子数能层数2. 碱金属稀有气体3.4. （1）三ⅦA 1s22s22p63s23p5 Cl HClO4（2）四ⅡA 1s22s22p63s23p64s2 Ca Ca(OH)25. 主族元素的核外电子排布最后填入的能级是s或p,而副族元素的核外电子排布最后填入的能级为d或f；主族元素的价电子层为最外层的s、p能级,都不包含d能级,而副族元素的价电子层除最外层的s、p能级外,还包含次外层的d能级及倒数第三层的f能级.6. 氢原子核外只有一个电子（1s1）,既可以失去这一个电子变成+1价,又可以获得一个电子变成-1价,与稀有气体He的核外电子排布相同. 根据H的电子排布和化合价不难理解H在周期表中的位置既可以放在ⅠA,又可以放在ⅦA.7. 元素的金属性与非金属性随核电荷数递增呈现周期性变化,在同一周期中,从左到右元素的金属性递减非金属性递增. 例如,第三周期元素：根据Na、Mg、Al与水的反应越来越困难,以及NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性递减,说明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；根据Si、P、S、Cl形成氢化物越来越容易,且生成的氢化物稳定性依次增强,以及H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO4酸性递增,说明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强.8. 金属元素越容易失电子,对键合电子的吸引能力越小,电负性越小,其金属性越强；非金属元素越容易得电子,对键合电子的吸引能力越大,电负性越大,其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱.9. 元素原子的最外层电子数随原子的核电荷数递增呈现周期性的变化,由于原子的最外层电子数决定了元素的化合价,所以元素的化合价就会随着原子的核电荷数递增呈现周期性变化.*10. 第八周期总共应有50种元素.*11. （略）复习题参考答案。

高中化学学习材料九物质结构与性质(选修3)(时间:45分钟满分:100分)非选择题(共6小题,共100分)1.(2015河北唐山一模)(12分)由原子序数由小到大的A、B、C、D、E五种元素构成某配位化合物X,其原子个数比为14∶4∶5∶1∶1。

其中C、D元素同主族且原子序数D为C的二倍,E元素原子的电子排布为(n-1)d n+6n s1,回答下列问题。

(1)该配位化合物X的化学式为。

(2)元素B、C、D的第一电离能由小到大排列顺序为。

(用元素符号表示)(3)D元素原子的最外层电子轨道表示式为。

(4)C元素可与A元素形成两种常见的化合物,其原子个数比分别为1∶1和1∶2,两种化合物可任意比互溶,解释其主要原因为。

(5)A元素与E元素可形成一种红色离子化合物Y,其原子个数比为1∶1,该化合物Y可与稀硝酸反应,生成一种蓝色溶液和两种无色气体(其中一种为A元素的单质),写出该反应的化学方程式。

2.(2015河北衡水一模)(20分)卤族元素的单质和化合物很多,我们可以利用所学物质结构与性质的相关知识去认识和理解。

(1)卤族元素位于周期表的区;溴的价电子排布式为。

(2)在一定浓度的溶液中,氢氟酸是以二分子缔合(HF)2形式存在。

使氢氟酸分子缔合的作用力是。

(3)请根据下表提供的第一电离能数据判断:最有可能生成较稳定的单核阳离子的卤素原子是。

氟氯溴碘铍第一电离能(kJ·mol-1)1681125111401008900(4)已知高碘酸有两种形式,化学式分别为H5IO6()和HIO4,前者为五元酸,后者为一元酸。

请比较二者酸性强弱:H5IO6HIO4(填“>”“<”或“=”)。

(5)已知Cl O2-为角形,中心氯原子周围有四对价层电子。

Cl O2-中心氯原子的杂化轨道类型为。

(6)下图为碘晶体晶胞结构。

有关说法中正确的是。

碘晶体晶胞A.碘分子的排列有2种不同的取向,2种取向不同的碘分子以4配位数交替配位形成层结构B.用均摊法可知平均每个晶胞中有4个碘原子C.碘晶体为无限延伸的空间结构,是原子晶体D.碘晶体中的碘原子间存在非极性键和范德华力(7)已知CaF2晶体(见下图)的密度为ρ g·cm-3,N A为阿伏加德罗常数,相邻的两个Ca2+的核间距为a cm,则CaF2的相对分子质量可以表示为。