文档内容
易错专题 07 原子结构和分子结构
聚焦易错点：
►易错点一 原子结构与性质
►易错点二 分子结构与性质
典例精讲
易错点一 原子结构与性质
【易错典例】
例1（1）基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]_______，有__个未成对电子。光催化还原CO 制备CH 反
2 4
应中，带状纳米 ZnGeO 是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O 电负性由大至小的顺序是
2 4
________________。
（2）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________。元素铜与镍的第
二电离能分别为：I ＝1 958 kJ·mol－1、I ＝1 753 kJ·mol－1，I >I 的原因是_______________。
Cu Ni Cu Ni
（3）写出基态 As 原子的核外电子排布式_________________。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”)。
【答案】（1）3d104s24p2 ；2；O＞Ge＞Zn（2）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar] 3d84s2 ；2；金属；铜失去的是
全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子（3）1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 ；大于；小于
【解析】（1）Ge是32号元素，与碳元素是同一主族的元素，在元素周期表中位于第四周期IVA族；基态
Ge原子的核外电子排布式为[Ar] 4s24p2，也可写为3d104s24p2；在其原子的最外层的2个4s电子是成对电
子，位于4s轨道，2个4p电子分别位于2个不同的4p轨道上，所以基态Ge原子有2个未成对的电子；光
催化还原CO 制备CH 反应中，带状纳米ZnGeO 是该反应的良好催化剂。元素的非金属性越强，其吸引
2 4 2 4
电子的能力就越强，元素的电负性就越大。元素Zn、Ge、O的非金属性强弱顺序是：O＞Ge＞Zn，所以这
三种元素的电负性由大至小的顺序是 O＞Ge＞Zn 。（2）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据
核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2，3d能级有5个轨道，先占满5个自
旋方向相同的电子，剩余3个电子再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为 2；
铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以I >I 。（3）As的原子序数是33，则基态As
Cu Ni
原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3；同周期自左向右原子半径逐渐减下，则原子半径Ga大
于As，由于As的4p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能Ga小于As。
【解题必备】
原子结构与性质在高考中常见的命题角度有原子核外电子的排布规律及其表示方法、原子结构与元素电离
能和电负性的关系及其应用。在高考试题中，各考查点相对独立，难度不大。试题侧重原子核外电子排布
式或轨道表示式，未成对电子数判断，电负性、电离能、原子半径和元素金属性与非金属性比较的考查。
高考中考查点主要集中在电子排布的书写及电离能、电负性大小比较上，所以在书写基态原子电子排布
时，应避免违反能量最低原理、泡利原理、洪特规则及特例；还需注意同能级的轨道半充满、全充满或全
空状态的原子结构稳定如Cr：3d54s1、Mn：3d54s2、Cu：3d104s1、Zn：3d104s2；另外需理解电离能与金属性
及金属元素价态的关系，电负性与非金属性及组成化合物所形成的化学键的关系。(1)第四周期元素原子或离子电子排布式的书写：原子结构的考查，应注意看清是原子的电子排布式、离子
的电子排布式、价电子排布式还是电子排布图等。第四周期的元素从 K开始数，数到几，外围电子数就是
几，例如Fe，从钾开始数到铁为8，其电子排布式为 [Ar]3d 6 4s 2 ；Se，从钾开始数到Se为16，其电子排布
式为 [Ar]3d 10 4s 2 4p 4 。
符号 电子排布式
Mn2＋ 1s22s22p63s23p63d5
25
Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
25
Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4
34
Ni2＋ 1s22s22p63s23p63d8
28
Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
28
Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1
31
Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
30
Cu＋ 1s22s22p63s23p63d10
29
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
29
Fe2＋ 1s22s22p63s23p63d6
26
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
26
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
24
（2）常见元素的第一电离能和电负性大小比较：第一电离能的考查，特别注意第Ⅱ A和ⅤA族的特殊
性。在元素周期表中，元素的第一电离能从左到右有增大的趋势，从上往下逐渐减小、电负性从左到右
逐渐增大，从上往下逐渐减小；同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳
定，所以其第一电离能大于同周期相邻的Ⅲ A和ⅥA族元素。注意常常应用化合价及物质类别判断电负
性的大小，如HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知 O 的电负性大于 Cl 。
第一电离能大小比较 N＞O＞C、P＞S＞Si、Mg＞Al＞Na、F＞Cl＞Br
电负性大小比较 F＞O＞N＞C、Li＞Na＞K
【变式突破】
1. (1)C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。
①Si位于元素周期表第______周期第______族。
②N的基态原子核外电子排布式为______；Cu的基态原子最外层有______个电子。
③用“>”或“＜”填空：
原子半径 电负性 熔点 沸点
Al______Si N______O 金刚石______晶体硅 CH______SiH
4 4
(2)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I I I I ……
1 2 3 4
I/(kJ·mol-1) 578 1817 2745 11578 ……
n
则该元素是______(填写元素符号)。②基态锗(Ge)原子的电子排布式是______。Ge的最高价氯化物的分子式是______。
③Ge元素可能的性质或应用有______。
A.是一种活泼的金属元素 B.其电负性大于硫
C.其单质可作为半导体材料 D.其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点
【答案】(1)3；ⅣA；1s22s22p3；1；>； ＜；>； ＜；(2)Al；1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；
GeCl ；CD
4
【解析】(1)①Si是14号元素，位于元素周期表中第3周期第IVA族。故答案：3；IVA。
②N是7号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s1，故最外层有1个电子。故答案：1s22s22p3；1。
③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al>Si；同周期元素，原子序数越大，电负性
越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：C—C>Si—Si，故熔点：金刚石>晶体
硅；CH 和SiH 都是分子晶体，且两者结构相似，SiH 的相对分子质量大，故沸点：CH＜SiH 。故答
4 4 4 4 4.
案：>；＜；>；＜。
(2)①由电离能数据可知，该元素呈+３价，所以该元素是Al，故答案：Al。
②Ge为32号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，Ge的最高正价
为+4价，Ge的最高价氯化物的分子式是GeCl ，故答案：1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2；
4
GeCl 。
4
③A．Ge为32号元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，不属于活泼金属，故A错
误；
B．因为Ge位于第IVA元素，且其电负性小于硅，因为硫和硅位于同周期，且电负性小于硫，故B错误；
C．Ge位于金属和非金属的分界线上，故其可做半导体材料，故C正确；
D．因为氯化物和溴化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高，故沸点GeCl < GeBr ，故D正
4 4
确；
故答案：CD。
2．（2023定兴第三中学高三月考）X 、Y 、Z、 W 为元素周期表前四周期的元素，原子序数依次增
大，X原子核外有6种不同运动状态的电子，Y原子的基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子；Z有多
种氧化物，其中一种红棕色氧化物可作涂料；W位于第四周期，其原子最外层只有1个电子，且内层都处
于全充满状态。回答下列问题
(1)X 在元素周期表中的位置是：___________；Y的最高价氧化物对应水化物与Y的最简单气态氢化物反
应的化学方程式：___________。
(2)X、Y最简单气态氢化物的稳定性：X ___________Y(填“大于”或“小于”)。
(3)Z原子核外电子排布式为：___________。
(4)W位于元素周期表的___________区，与W处于同一周期且最外层电子数相同的元素的基态原子共有
___________种、这些元素分别为___________(填元素符号)。
(5)在发生焰色反应时，W的4s电子会跃迁到4p轨道，写出此激发态W原子的价层电子排布式：
___________。(6)与钛位于同一周期且含有相同未成对电子数的过渡元素为___________ (填元素符号)
(7)基态砷原子N电子层中的成对电子与单电子的数量比为___________。
【答案】（1）第二周期IVA族；HNO+NH = NH NO （2）小于（3）1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar] d64s2
3 3 4 3
（4）ds；2；K、Cr（5）3d10 4p1（6）Ni（7）2:3
【解析】X原子核外有6种不同运动状态的电子，则是碳元素，Y原子的基态时2p原子轨道上有3个未成
对的电子，是氮元素；Z有多种氧化物，其中一种红棕色氧化物可作涂料是氧化铁，则Z是铁元素；W位
于第四周期，其原子最外层只有1个电子，且内层都处于全充满状态，符合条件的是铜元素。
(1)X 是碳元素，其在元素周期表中的位置是：第二周期IVA；Y的最高价氧化物对应水化物是硝酸，Y的
最简单气态氢化物是氨气，两者反应的化学方程式：HNO+NH = NH NO ；
3 3 4 3
(2)X、Y最简单气态氢化物分别是甲烷、氨气，非金属性越强气态氢化物越稳定，氮元素的非金属性大于
碳元素，则它们的稳定性：X大于Y；
(3)Z是铁元素，其原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar] d64s2；
(4)W是铜元素，位于元素周期表的ds 区，与W处于同一周期且最外层电子数相同的元素的基态原子共有
两种、这些元素分别为K 、Cr；
(5)在发生焰色反应时，W的4s电子会跃迁到4p轨道，写出此激发态W原子的价层电子排布式：3d10
4p1；
(6)与钛位于同一周期即是第四周期，钛元素含有的未成对电子数是两个，则同周期且含有相同未成对电子
数的过渡元素为Ni ；
(7)基态砷原子价电子排布式是4s24p3，则N电子层中的成对电子与单电子的数量比为2:3。
易错点二 分子结构与性质
【易错典例】
例2（1）Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。
从原子结构角度分析，原因是_______________。Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为
________________________，微粒之间存在的作用力是________________。比较下列锗卤化物的熔点和
沸点，分析其变化规律及原因_____________________。
GeCl GeBr GeI
4 4 4
熔点/℃ −49.5 26 146
沸点/℃ 83.1 186 约400
（2）硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH )]SO 蓝色溶液。[Ni(NH )]SO 中阴离子的立体构型是________。在
3 6 4 3 6 4
[Ni(NH )]2＋中Ni2＋与NH 之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。氨的沸
3 6 3
点________(填“高于”或“低于”)膦(PH )，原因是________；氨是________分子(填“极性”或“非极
3
性”)，中心原子的轨道杂化类型为________。
（3）AsCl 分子的立体构型为________，其中As的杂化轨道类型为________。
3
【答案】（1）Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，
难以形成π键； sp3 ；共价键；GeCl 、GeBr 、GeI 的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，分子量
4 4 4
依次增大，分子间相互作用力逐渐增强（2）正四面体；配位键；N；高于；NH 分子间可形成氢键；极
3性；sp3（3）三角锥形；sp3
【解析】1）Ge与C是同族元素，C原子原子半径较小，原子之间可以形成双键、三键；但Ge原子之间难
以形成双键或三键，从原子结构角度分析，这是由于锗的原子半径大，原子之间形成的ρ单键较长，p-p轨
道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成π
键；Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为1个s轨道与3个p轨道进行的sp3杂化；由于
是同一元素的原子通过共用电子对结合，所以微粒之间存在的作用力是非极性共价键(或写为共价键)；锗
元素的卤化物在固态时都为分子晶体，分子之间通过微弱的分子间作用力结合。对于组成和结构相似的物
质来说，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。由于相对分子质量：GeCl ＜GeBr ＜
4 4
GeI ，所以它们的熔沸点由低到高的顺序是：GeCl ＜GeBr ＜GeI 。（2）根据价层电子对互斥理论，SO 2-
4 4 4 4 4
的σ键电子对数等于4，孤电子对数为（6+2-2×4）÷2=0，则阴离子的立体构型是正四面体形；根据配位键
的特点，在[Ni(NH )]2+中Ni2+与NH 之间形成的化学键称为配位键，提供孤电子对的成键原子是 N；氨分
3 6 3
子间存在氢键，分子间作用力强，所以氨的沸点高于膦（PH ）；根据价层电子对互斥理论，氨中心原子
3
N的σ键电子对数等于3，孤电子对数为（5-3）÷2=1，则中心原子是sp3杂化，分子成三角锥形，正负电
荷重心不重叠，氨是极性分子。（3）AsCl 分子的价层电子对数＝3＋ ＝4，即含有一对孤对电
3
子，所以立体构型为三角锥形，其中As的杂化轨道类型为sp3。
【解题必备】
在高考中的常见命题角度有围绕某物质判断共价键的类型和数目、分子的极性、中心原子的杂化方式、
微粒的立体构型、氢键的形成及对物质的性质影响等，考查角度较多，但各个角度独立性大，难度不
大。
(1)σ键和π键的判断方法：有些题目常考查物质所含σ键和π键，需正确书写物质的结构式进行分析。单
键均为σ键，双键、三键中只有一个为σ键，其余为π键。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) 分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的判断方法：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，则为sp杂化，如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2
杂化，如果全部是单键，则为sp3杂化；由分子的空间构型结合价电子对互斥理论判断，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。如NH 为三角锥形，且有一对孤电子对，即4
3
条杂化轨道应呈正四面体形，为sp3杂化。分子中心原子的杂化方式CH ：sp3；NH ：sp3；HO：sp3；(金
4 3 2
刚石)：sp3；(单层石墨)：sp2；CHCHO中甲基碳：sp3；醛基碳：sp2；BCl ：sp2；NCl ：sp3；CHOH中C
3 3 3 3
原子：sp3；HC≡CH中C原子：sp
（3）常见杂化轨道类型与分子构型如下：
杂化轨道类型 分子构型 示例
sp 直线形 CO、BeCl 、HgCl
2 2 2
平面三角形 BF、BCl 、SO 、HCHO
3 3 3
sp2 平面形 C H
2 4
Ⅴ形 SO
2
sp3 等性杂化 正四面体 CH、CCl 、NH
4 4三角锥形 NH 、PCl
3 3
不等性杂化
Ⅴ形 HS、HO
2 2
(4) 分子组成和分子极性的关系：对于AB 型分子，A为中心原子，若A上有未成键电子对(孤对电子)，
m
则AB 分子为极性分子，如HO、NH 中O、N上分别有2对、1对孤对电子；若A上无未成键电子对(孤
m 2 3
对电子)，则AB 分子为非极性分子，如CH 、CO 、BF 中C、C、B上均无孤对电子；多原子分子中，若
m 4 2 3
中心原子的化合价的绝对值等于该元素的价电子数(最高正价)时，该分子为非极性分子。
分子组成 极性分子 非极性分子
HO、 CS、
2 2
三原子分子 极性键 V形 极性键 直线形
SO CO
2 2
四原子分子 NH 极性键 三角锥形 BF 极性键 平面正三角形
3 3
CH、
4
五原子分子 CHCl 极性键 四面体 极性键 正四面体
3
CCl
4
（5）等电子原理：运用等电子体知识，理解物质中原子的杂化方式和空间结构，以及电子式的书写方法
等。
等电子体的条件 构成微粒的原子总数和价电子总数相同
等电子体的性质相似，结构上也存在某些相似性，如 NH、CH 互
4
为等电子体，其结构皆为正四面体形。常利用等电子原理判断一些
空间结构 简单分子或离子的立体构型及轨道杂化方式。如 CO 、NO、
2 2
OCN-、SCN-为等电子体，结构相似，为直线形，中心原子轨道杂
化方式为sp杂化
分子和原子：Ne、HF、HO、NH 、CH 等；离子：F-、OH-、
2 3 4
10电子 HO+、NH —、NH、N3-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+等，其中 HF 与
3 2
OH-、HO与NH —、NH 与HO+、CH 与NH互为等电子体
2 2 3 3 4
分子和原子：Si、N 、CO、C H 等，离子：C 2— (CaC )等，其中
2 2 2 2 2
14电子
N、CO、C 2—互为等电子体
2 2
分子和原子：Ar、HCl、HS、PH 、SiH 、F 、HO 、NH(肼)、
2 3 4 2 2 2 2 4
18电子 C H(乙烷)、CHOH等，离子：Cl-、HS-、S2-、K+、Ca2+等，其中
2 6 3
HCl与HS-互为等电子体
（6）影响分子中键角大小的因素
①中心原子杂化类式是决定键角大小的最根本的原因，如CH 、BF 、CO 这一分子序列，中心原子分别为
4 3 2
sp3、sp2和sp杂化，它们对应的键角为109°28′、120°、180°，键角会依次增大。
②由于中心原子的孤对电子对成键电子对有较大的排斥力，所以孤对电子能使成键电子对彼此离得更近，
键角被压缩而变小，且中心原子的孤电子对数越多，键角会变得越小，如HO、NH 、CH 分子系列。这3
2 3 4
个分子的中心原子采取的都是sp3杂化，但孤电子对数不同。其孤电子对数分别为2、1、0，在HO分子
2
中，键角要受2个孤电子对的压缩，键角应该会最小。
③当同一种原子中心原子种类相同、杂化类型也相同，而配原子种类不同时，由于配原子的电负性不同，会使键角有区别，因为当相邻的两个成键电子对更靠近中心原子时、相互间的斥力会增大。反之，当相邻
的两个成键电子对远离近中心原子时、相互间的斥力会变小。如 NF 与NH 的中心原子都是N原子、且都
3 3
为sp3杂化，但因为F原子的电负性大于H原子，使成键电子离N原子更远，两个N-F键间的斥力减小、
可以靠的更近，所以其键角更小。
④当同主族中心原子种类不同，但杂化类型相同、且配原子种类相同时，中心原子的电负性大，成键电子
对更靠近中心原子，成键电子对间的斥力要变大，键角要变大。反之，中心原子电负性小的分子，成键电
子对要远离中心原子，成键电子对间的斥力要变小，键角要变小。如 HO与HS中O与S原子都采取了
2 2
sp3杂化，都有2个孤电子对，但O原子的电负性大，键角应该HO比HS中的键角大。
2 2
⑤在同一个分子中，与单键相比较重键的成键电子数目要多一些，对另一单键电子对的斥力也要更大些。
重键的存在，可使其相邻的由单键组成的键角变小。如在 COCl 分子中，C原子为sp2杂化，虽然等性sp2
2
杂化的键角是120°，但由于C原子与O原子间以双键C=O结合，该双键对C-Cl键的斥力要更大些。所
以。∠O-C-Cl键角要大于∠Cl-C-Cl键角。
⑥当配体基团的体积较大时，基团电子云占据的空间也会相应增大，对相邻的键也会有很强的排斥作用。
如NH 、NH OH、NH (CH)的∠H-N-H键角依次减小，而NF 与NF (CH)也是后者的∠F-N-F键角更小。
3 2 2 3 3 2 3
【变式突破】
3. （1）6氨基青霉烷酸 结构中S原子的杂化方式是________，组成中C、N、
O三种元素的第一电离能由大到小的顺序是_______________。
（2）在硼酸[B(OH) ]分子中，B原子与3个羟基相连，B原子杂化轨道的类型是______杂化；NO的构型
3
为______，氮的杂化方式为______杂化。
（3）HSeO 的中心原子杂化类型是
，SeO2-
的立体构型是
，与SeO2-
互为等电
2 3 3 3
体的分子有 (写一种物质的化学式即可)。
（4）B(OCH ) 中B采用的杂化类型是____________。写出两个与B(OCH ) 具有相同空间构型的分子或离
3 3 3 3
子__________。
（5）松脂酸铜 中 π 键的个数____；加“*”碳原子的杂化方式为
__________________。
【答案】（1）sp3 N>O>C（2）sp2 sp 直线形（3）sp3 三角锥形 PCl （4）sp2 SO 、CO(其他合理
3 3
答案均可)（5）6 sp3
【解析】（4）B(OCH ) 中B最外层有3个电子，采用的轨道杂化类型是sp2，发生sp2 杂化的分子或离子
3 3
有 SO 、CO。（5）一个碳碳双键或碳氧双键含有一个π键，1个松脂酸铜的结构单元中含有三个双键，
3
因此一个松脂酸铜含有六个π键。加“*”碳原子形成四个单键，需要四个杂化轨道，因此该碳原子的杂化
方式为sp3。4. （1）X、Y两者物理性质有差异的主要原因是__________。
代号 结构简式 水中溶解度/g(25 ℃) 熔点/ ℃ 沸点/ ℃
X 0.2 45 100
Y 1.7 114 295
（2） CO(NH) 分子中C原子的杂化方式为_____，1 mol 该分子中σ键的数目为__________，该物质易
2 2
溶于水的主要原因是_______________________________________________。
（3）F 与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如 ClF 、BrF 等。已知反应 Cl(g)＋
2 3 3 2
3F(g)===2ClF (g) ΔH＝－313 kJ·mol－1，F—F键的键能为159 kJ·mol－1，Cl—Cl键的键能为242 kJ·mol－
2 3
1，则ClF 中Cl—F键的平均键能为________kJ·mol－1。ClF 的熔、沸点比BrF 的________(填“高”或
3 3 3
“低”)。
（4）一定条件下，CH 、CO 都能与HO形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体，其相关参数见下表。
4 2 2
CH 与HO形成的水合物晶体俗称“可燃冰”。
4 2
“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是________。为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO
2
置换CH 的设想。已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586 nm，根据下述图表，从物质结构及性质的角度
4
分析，该设想的依据是______________________。
参数
分子 分子直径/nm 分子与HO的结合能
2
E/kJ·mol－1
CH 0.436 16.40
4
CO 0.512 29.91
2
（5）维生素B 的结构式如图，晶体溶于水的过程中要克服的微粒间作用力有________。
1
【答案】（1）N、O、F X物质形成分子内氢键，Y物质形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增
大（2）sp2 7N CO(NH ) 分子与水分子之间能形成氢键（3）172 低（4）氢键、范德华力 CO 的分
A 2 2 2
子直径小于笼状结构空腔直径，且与HO的结合能大于CH（5）离子键、氢键、范德华力
2 4【解析】设Cl—F键的平均键能为x。根据反应的焓变＝反应物的键能总和－生成物的键能总和可知，
Cl(g)＋3F(g)===2ClF (g)的ΔH＝242 kJ·mol－1＋159 kJ·mol－1×3－6x＝－313 kJ·mol－1，则x＝172 kJ·mol－
2 2 3
1。ClF 和BrF 为结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，其熔、沸点越高，因ClF 的相对分子质量小于
3 3 3
BrF ，故ClF 的熔、沸点低于BrF 。（4）可燃冰中存在分子间作用力即范德华力，另外水分子间还存在
3 3 3
氢键。分子与HO的结合能越大表明越容易与HO结合。
2 2
考点精练
1．（2024·山西晋中·二模）已知反应 。设 为阿伏加德罗常数的值，下
列说法错误的是
A． 的空间构型为直线形 B．电负性：
C． 在熔融状态下均可导电 D． 冰中含有氢键数目为
2．（2024·湖北·三模）下列比较中前者大于后者的是
A．由镁原子核形成的微粒电离一个电子所需最低能量： 与
B．基态氟原子：未成对电子数与成对电子数
C．H-O-H键角： 与
D．分子的极性： 与HCN
3．（2024·江西萍乡·二模）氧化二氯(Cl O)是净化饮用水的一种有效的净水剂，制备反应为
2
，下列说法错误的是
A．ClO的结构式为 B．键角
2
C． 中心原子的杂化方式为 D．Cl 的电子云轮廓图为
2
4．（2024·重庆·一模）下列关于物质结构和性质的说法正确的是
A． 的球棍模型为
B．二氯化二硫 的电子式为
C． 的 模型与空间结构名称均为正四面体形
D．酸性：
5．（2024·云南曲靖·二模）离子液体有独特的优良性能。某离子液体 的结构如图所示，下列说法正确的是
A．第一电离能： B． 原子的杂化轨道类型均为
C． 中所含 键的数目为 D．最简单氢化物的沸点：
6．（2024·河南·三模）M、N、P、Q、R是原子序数依次增大的前四周期主族元素，组成的化合物
R N(PM )Q 是某种荧光粉中的成分。M的一种单质是极性分子，N基态原子核外无未成对电子，P元素存
4 4 4 2
在于航空、信息和新能源等高技术领域必需的材料中，Q是一种重要的成盐元素。下列说法错误的是
A．N、Q、R三种元素简单离子的半径：Q>R>N
B．N、P、Q、R四种元素的第一电离能：Q>P>N>R
C．M元素与氢元素形成的两种微粒的键角：
D．N、P、R三种氧化物的熔点：P>R>N
7．（2024·山西晋中·二模）如图所示的两种物质， 是冠醚、 是稳定的超分子。下列说法正确的是
A．基态氧原子价层电子排布图为 B． 进入W空腔中也可形成稳定的超分子
C．W、M中的碳原子均为 杂化 D． 中存在离子键和共价键
8．（2024·北京东城·一模）下列对事实的分析正确的是
选项 事实 分析
键角：
A 电负性：CS 原子半径：P>S
C 沸点：CO> CO为极性分子， 为非极性分子
D 热稳定性：HF>HCl HF中存在氢键，HCl中不存在氢键9．（2024·河北·二模）吲哚(化合物Z)主要用作香料、染料、氨基酸、农药的原料。以邻硝基苯甲醇(化合
物X)为原料合成吲哚的反应如下：
下列说法正确的是
A．基态原子未成对电子数：
B．X分子间、Y分子间、Z分子间均不存在氢键
C．基态 原子的简化电子排布式为
D． 分子中 原子和 原子都是 杂化
10．（2024·广西·二模）W、X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，分别占据三个不同的
周期。X的一种简单氢化物常用作制冷剂，Y在地壳中含量最高，Z的基态原子价层电子排布式为ns1，Q
的基态原子轨道中有2个未成对电子。下列说法错误的是
A．原子半径：Z＞Q＞W
B．第一电离能：X＞Y＞Z
C．Q的最高价氧化物对应的水化物可能是强酸
D．X、Y最简单氢化物的稳定性：X＞Y
11．（2024·江西萍乡·二模）X、Y、Z、W、Q为原子半径依次增大的短周期主族元素，基态Y原子核外
电子排布的L层中只有两对成对电子，基态W原子核外s能级和p能级电子数相等，基态Z原子核外电子
的空间运动状态数比基态W原子多2。下列说法一定正确的是
A．第一电离能：W>Z>Q
B．Q与X形成的化合物一定是离子化合物
C．工业上通过电解W和Y形成的化合物来制得W单质
D．元素电负性：X>Y>Z
12．（2024·河北邢台·一模）某离子液体，由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成，其
结构如图，X、Y元素的原子序数之和与Z元素的相等，Y的最外层电子数是内层电子总数的2倍，W的
单质可用于自来水的消毒，下列说法正确的是
A．第一电离能：
B．Y、W组成的化合物易溶于水C．最简单氢化物的键角：
D． 的最高价氧化物的水化物为强酸
13．（2024·海南·一模）锌在工业中有重要作用，也是人体必须的微量元素。人体内碳酸酐酶可以使CO
2
水合和脱水反应速率分别加快13000和25000倍。碳酸酐酶的部分结构如图所示：
回答下列问题：
(1)Zn基态原子核外电子排布式 。
(2)碳酸酐酶的部分结构中与Zn2+配位的原子是 (填元素符号)，该物质中碳原子的轨道杂化类型是
，碳酸酐酶中H—O—H键角比HO中H—O—H键角 (填“大于”“小于”或“等于”)。
2
(3)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成，第二电离能I(Zn) I(Cu)(填“大于”或
2 2
“小于”)，原因是 。
(4)硒化锌是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图1所示。
①与 原子距离最近且等距离的 的个数为 。
②1号原子的坐标为 ，图2是 晶胞沿z轴的投影图，2号原子的坐标为 。
③晶胞中距离最近的两个Se的距离为a nm，设 为阿伏加德罗常数的值，该晶体密度为
。
14．（2024·陕西西安·一模）镓 、铟 都是典型的稀有分散元素。回答下列问题：
(1)基态 原子的核外价电子排布式为 ，最高能级电子的电子云形状为 。
(2)一种含镓药物的合成方法如图所示：
①化合物Ⅰ中环上 原子的杂化方式为 ， 化合物 中含有的 键的物质的量为 。化合物Ⅰ中所含元素的电负性由大到小的顺序为 (用元素符号表示)。
②化合物Ⅱ中 的配位数为 ， 。
(3)一种由 组成的晶体属四方晶系，晶胞棱边夹角均为 ，其晶胞结构如图。
①A点、B点原子的分数坐标分别为 。则C点原子的分数坐标为 。
② 表示阿伏加德罗常数的值，该晶体的密度为 (用含 的代数式表示) 。
15．（2024·内蒙古呼和浩特·二模）硒(Se是人体必需微量元素之一，含硒化合物在材料和药物领域具有重
要应用。自我国科学家发现聚集诱导发光(AIE)效应以来，AIE在发光材料、生物医学等领域引起广泛关
注。一种含Se的新型AIE分子的合成路线如下：
回答下列问题：
(1)基态硒原子的价电子排布式为 。
(2)比较沸点 (填“>”或“＜”)，并解释原因 。
(3)关于Ⅰ～Ⅳ物质，下列说法正确的有
A．Ⅰ中Se原子为 杂化，碳原子不都是 杂化
B．Ⅱ是由极性键和非极性键组成的弱极性分子
C．Ⅲ含有的所有元素中，O的电负性最大
D．Ⅳ中含有2个手性碳原子
(4) 分子Ⅲ的价电子中，有 mol孤电子对。(5)适量的硒酸钠 可减轻重金属铊引起的中毒， 的立体构型为 。结合无机含氧酸的酸
性变化规律，比较酸性： (填“>”或“＜”)。
(6)由铁、钾、硒形成的一种超导材料，其晶胞结构如图1所示。
①该晶胞在xy平面投影如图2所示，在晶体中，每个Fe周围紧邻的Se有 个。
②该晶胞参数 、 ，该晶体密度 。(用 表示阿伏加德罗常数，写出计算
表达式即可)
16．（2024·陕西·二模）铜及其化合物在生活、生产中用途广泛。以黄铜矿为原料冶炼铜涉及多个反应，
其中一个反应为 。回答下列问题：
(1)基态铜原子的价层电子的轨道表示式（电子排布图）为 ，基态铜原子核外电子的空间运
动状态（原子轨道）有 种。
(2)高温下CuO能转化为 的原因是 （从原子结构角度分析）。
(3) 、 、 、 四种含硫微粒中，中心原子为 杂化的是 ，属于极性分子的是
， 、 、 、 四种含硫微粒的空间结构分别为 、 、
、 。
(4) 、FeO的熔点是下列两个数值中的一个：1360℃、1565℃。 、FeO两种氧化物的晶体类型都
是 ，1360℃是 的熔点。
(5) 晶体的晶胞结构如图1所示。晶胞中Fe的投影位置如图2所示。以晶胞参数为单位长度建立的
坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子的分数坐标，例如图1中原子1（硫原子）的分数坐标为
，则原子2（铁原子）的分数坐标为 。晶胞参数分别为a pm，a pm、2a pm，
晶体的密度为 （列出计算表达式，设阿伏加德罗常数的值为 ）。参考答案
1．A【解析】A． 中氧原子形成了2个 键，另外还有2对㧓电子对， 的空间构型为 形， 项错
误；
B．同周期元素，从左往右电负性逐渐增大，同族元素，从上到下电负性逐渐减小，电负性： ，
B项正确；
C． 均是离子化合物，熔融状态下均可导电，C项正确；
D．冰中每个水分子与另外4个水分子形成4个氢键，故 冰中含有氢键数目为 ，D项正确；
故选A。
2．A【解析】A．激发态Mg原子不稳定，容易失去电子，且基态Mg原子失去一个电子是镁的第二电离
能，第二电离能大于第一电离能，故电离所需能量 大于 ，A正确；
B．基态氟原子未成对电子数有1个，成对电子数大于1，故B错误；
C．在 与 中，中心原子都采用sp3杂化。 分子中有两对孤电子对，而 中只有一对孤电
子对。由于孤电子对之间的排斥力随着孤电子对数量的减少而减小，因此 中的H-O-H键角会比
中的H-O-H键角大，C错误；
D．白磷分子的构型是正四面体，四个磷原子位于正四面体的四个顶点上，这种结构是对称的，分子是非
极性分子，HCN是极性分子，D错误；
故选A。
3．B【解析】A．ClO分子中，中心O原子的价层电子对数为4，发生sp3杂化，其最外层还有2个孤电子
2
对，则结构式为 ，A正确；
B． 中，中心原子的价层电子对数都为4，都发生sp3杂化，但Cl原子吸引共用电子对的
能力比H强，S原子吸收共用电子对的能力比O弱，则共用电子对最靠近HO中的O原子，成键电子对间
2
的排斥作用最大，键角最大，所以键角 、 ，B错误；C． 中心C原子的价层电子对数为 =3，发生杂化方式为 ，C正确；
D．形成Cl 时，两个Cl原子发生3p电子云的重叠，p电子云呈哑铃形，则电子云轮廓图为
2
，D正确；
故选B。
4．D【解析】A． 中C原子是sp3杂化，空间构型为四面体形，氯原子半径大于氢原子半径，球棍模
型为： ，A错误；
B．二氯化二硫 是共价化合物，电子式为： ，B错误；
C． 离子中一个硫原子相当于氧原子﹐中心硫原子孤电子对数为 =0，价层电子数为0+4=4，
模型与空间结构名称均为四面体形，C错误；
D．与羧酸(-COOH)相连的C-X(X为卤素原子)的极性越大，羧酸的酸性越大，这是由于元素的非金属性(电
负性)：F>Cl>H，所以吸引电子对能力F比Cl更强，Cl比H更强，即极性依次减弱，从而使CFCOOH 中
3
的-COOH的羟基H原子具有更大的活性，更容易发生电离，所以酸性：
，D正确；
故选D。
5．D【解析】A．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，则氟元素的第一电离能大于氮元素，故
A错误；
B．由离子液体的结构可知，饱和氮原子的杂化方式为sp3杂化，双键氮原子的杂化方式为sp2杂化，
C．由离子液体的结构可知，离子中单键为σ键，双键中含有1个σ键和1个π键，则1molY中所含σ键的
数目为1mol×28×N mol—1=28N ，故C错误；
A A
D．氟化氢和氨分子都能形成氢键，氟化氢分子形成的分子间氢键强于氨分子，沸点高于氨分子；磷化氢
不能形成分子间氢键，分子间作用力小于氨分子，沸点低于氨分子；磷化氢是极性分子，甲烷是非极性分
子，磷化氢的分子间作用力大于甲烷分子，沸点高于甲烷分子，所以最简单氢化物的沸点高低顺序为
，故D正确；
故选D。
6．D【分析】已知M、N、P、Q、R是原子序数依次增大的前四周期主族元素；常见的物质中，氧元素的
其中一种单质O 是极性分子，故M为O元素；N基态原子核外无未成对的电子，且N的原子序数必须要
3
大于氧元素的原子序数8，故N为Mg元素；P存在于航空、信息和新能源等高技术领域必需的材料中，故
P为Si元素；Q是一种重要的成盐元素，故Q为Cl元素；由荧光粉的化学式R N(PM )Q 可知，R显＋2
4 4 4 2
价，且为第四周期主族元素，故R为Ca元素；A．N（Mg）、Q（Cl）、R（Ca）三种元素简单离子的半径由大到小为：Q（Cl-）＞R（Ca2+）＞N
（Mg2+），故A正确；
B．第一电离能由大到小为：Cl＞Si＞Mg＞Ca，即Q>P>N>R，故B正确；
C．HM＋为HO＋，电子式为 ，中心原子O形成3个σ键，最外层还有一个孤电子对，所以
3 3
O的价层电子对数＝3＋1＝4，O采取sp3杂化、HO＋为三角锥形；而HM为HO，O形成2个σ键，且O
3 2 2
的最外层还有2个孤电子对，HO为V形结构，孤电子对越多，对成键电子排斥作用越强，键角越小，因
2
此HO＋的键角大于HO，即 ，故C正确；
3 2
D．N、P、R的氧化物分别为MgO（离子晶体）、SiO（共价晶体）、CaO（离子晶体），且离子半径
2
r(Mg2＋)＜r(Ca2＋)，所以几种氧化物的熔点由大到小为SiO＞MgO＞CaO，即：P>N>R，故D错误；
2
故选D。
7．C【解析】A．基态氧原子价层电子2s22p4，排布图为 ，A项错误；
B． 较 小许多，无法形成稳定结构，B项错误；
C． 中碳原子均形成了4个 键，故均为 杂化，C项正确；
D． 中不存在离子键，D项错误；
故选C。
8．C【解析】A．CH 分子中的中心原子C的价层电子对数为4，无孤电子对，NH 分子中的中心原子N的
4 3
价层电子对数为4，孤电子对数为1、HO分子中的中心原子O的价层电子对数为4，孤电子对数为2，由
2
于孤电子对对成键电子对的斥力大于成键电子对对成键电子对的斥力，所以键角大小为 ，
故A错误；
B．P、S位于第二周期，同一周期主族元素，从左往右第一电离能有增大的趋势，但P的3p轨道半充满，
比较稳定，其第一电离能高于同周期相邻的两种元素，故B错误；
C．CO和N 结构相似，相对分子质量相等，但CO为极性分子，N 为非极性分子，因此CO的沸点高于
2 2
N 的沸点，故C正确；
2
D．F、Cl位于同一主族，同一主族从上到下，原子半径增大，元素非金属性减弱，对应氢化物的稳定性减
弱，所以热稳定性：HF>HCl，故D错误；
故答案为：C。
9．D【解析】A．C、N、O的价层电子排布分别为2s22p2、2s22p3、2s22p4，未成对电子数分别为2、3、
2，基态原子未成对电子数： ，A错误；
B．X分子间、Y分子间均不存在氢键，Z分子含有N-H键，Z分子间存在氢键，B错误；
C．基态 原子的简化电子排布式为 ，C错误；
D． 分子中 原子和 原子周围都是3个σ键，都是 杂化，D正确；故选D。
10．D【分析】W、X、Y、Z、Q是原子序数依次增大的短周期主族元素，分别占据三个不同的周期，故
W是H，X的一种简单氢化物常用作制冷剂即氨气，则X为N元素，Y在地壳中含量最高即Y为O元素，
Z的基态原子价层电子排布式为ns1，即第IA族，故Z为Na，Q的基态原子轨道中有2个未成对电子，则
价电子排布应为3s23p2或3s23p4，故Q 是Si或S；
A．同周期从左至右，原子半径减小，原子半径：Z(Na)＞Q(Si或S)＞W(H)，A正确；
B．同一周期元素，第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族、第VA族第一电离能大于其
相邻元素，则第一电离能X(N)＞Y(O)＞Z(Na)，B正确；
C．Q 是Si或S，最高价氧化物对应的水化物可能是HSO 为强酸，C正确；
2 4
D．同周期主族元素，从左到右非金属性增强，非金属性：Y(O)>X(N)，简单气态氢化物的热稳定性：HO
2
＞NH ，D错误；
3
故选D。
11．B【分析】X、Y、Z、W、Q为原子半径依次增大的短周期主族元素，基态Y原子核外电子排布的L
层中只有两对成对电子，Y的电子排布式为1s22s22p4，Y为O元素；基态W原子核外s能级和p能级电子
数相等，W的电子排布式为1s22s22p63s2，W为Mg元素；Mg核外电子的空间运动状态有6种，基态Z原
子核外电子的空间运动状态数比基态W原子多2，即有8种，Z的电子排布式为1s22s22p63s23p2，Z为Si元
素，X的原子半径比O小，可能为F或者H，Q的原子半径比Mg大，为Na。
A．同一周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，故第一电离能：Z>W>Q，故A错误；
B．Na和H、F形成的化合物为NaH、NaF，二者都是离子化合物，故B正确；
C．工业上通过电解Mg和Cl形成的化合物MgCl 来制得Mg单质，故C错误；
2
D．X如果是H，电负性：O>H>Si，故D错误；
故选B。
12．D【分析】X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期主族元素，W的单质可用于自来水的消毒，则
W为Cl元素；Y的最外层电子数是内层电子总数的2倍，则Y为C元素；离子液体中X、Y、Z形成共价
键的数目分别为1、4、3，X、Y元素的原子序数之和与Z元素的相等，则X为H元素、Z为N元素。
A．同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势，则氮元素的第一电离能大于碳元素，故A错误；
B．四氯化碳是非极性分子，由相似相溶原理可知，四氯化碳难溶于极性分子水，故B错误；
C．甲烷和氨分子中的中心原子均为sp3杂化，甲烷分子的孤对电子数为0、氨分子的孤对电子数为1，孤
对电子数越多，对成键电子对的斥力越大，键角越小，所以甲烷分子的键角大于氨分子，故C错误；
D．氯元素的最高价氧化物的水化物是高氯酸，高氯酸为强酸，故D正确；
故选D。
13．(1)[Ar]3dl04s2
(2) O、N sp3、 sp2 大于
(3) 小于 Zn和Cu失去一个电子后的价电子分别为 和 ，Cu失去的第二个电子在3d的
全满轨道上，Zn失去的第二个电子在4s半满轨道上，而3d全满比4s半满能量低，结构也更稳定，所以需
要更多能量(4) 4
【解析】（1）锌是30号元素，Zn基态原子核外电子排布式[Ar]3dl04s2。
（2）锌提供空轨道，氮、氧提供孤电子对，则碳酸酐酶的部分结构中与Zn2+配位的原子是O、N，该物质
中饱和碳为sp3杂化、双键碳为sp2杂化，故碳原子的轨道杂化类型是sp3、 sp2；碳酸酐酶中氧的1对孤电
子对形成配位键，孤电子对与成键电子对间的排斥作用比成键电子对之间的排斥作用强，孤电子对数目越
多，对成键电子对的排斥作用越强，键角越小，故H—O—H键角比HO中H—O—H键角大；
2
（3）Zn和Cu失去一个电子后的价电子分别为 和 ，Cu失去的第二个电子在3d的全满轨道上，
Zn失去的第二个电子在4s半满轨道上，而3d全满比4s半满能量低，结构也更稳定，所以需要更多能量，
故第二电离能I(Zn) 小于I(Cu)；
2 2
（4）①由晶胞结构可知，与 原子距离最近且等距离的 的个数为4；
②1号原子的坐标为号原子的坐标为 ，图2是晶胞沿轴的投影图，则2号原子在xyz轴上的投影坐标
分别为 、 、 ，故其坐标为 ；
③晶胞中距离最近的两个Se的距离为面对角线的二分之一为a nm，则晶胞边长为 ，该晶胞中，位
于晶胞内部的Zn原子个数为4，位于顶点和面心的Se原子个数为 ，则
。
14．(1) 哑铃形(或纺锤形)
(2) 6 1
(3)
【解析】（1）Ga为31号元素，则基态 原子的核外价电子排布式为 ；最高能级为4p能级，其电
子云形状为哑铃形(或纺锤形)；
（2）①吡啶环的结构与苯环相似，故C原子采用 杂化；化合物Ⅰ除了环上6个 键，其他 键如图所
示：
，1 mol化合物Ⅰ中总共有17 mol 键；Ⅰ中含有四种元素O、
N、C、H，同周期元素，从左到有，半径减小，电负性增大，所以电负性由大到小的顺序为O>N>C>H；②化合物Ⅱ中Ga的配位数为6，其中4个COOH失去H后显-1，化合物Ⅱ整体带1单位负电荷，所以
；
（3）①由位于顶点A点和体心B点原子的分数坐标分别为：(0，0，0)、( ， ， )，可知C点的Z轴
坐标为 ，x、y轴的坐标都是 ，则C点的分数坐标为：( )；
②由晶胞结构可知，铟原子形成的四面体空隙有8个，形成的八面体空隙也有8个，则四面体空隙的占有
率为 ，晶胞中位于顶点、面上和体内的铜原子个数为 ，位于棱上、面心
和面上的铟原子个数为 ，位于体内的碲原子个数为8，则铜、铟、碲的原子个数为
4∶4∶8=1∶1∶2，晶体的化学式为CuInTe ，该晶体的密度= 。
2
15．(1)
(2) > 二者均为分子晶体， 相对分子质量更大，分子间作用力更大，沸点更高
(3)BC
(4)6
(5) 正四面体 ＜
(6) 4
【解析】（1）Se元素为第四周期元素第VIA族元素，因此基态硒原子价电子排布式为4s24p4；
（2）HSe和HS两者都是分子晶体，由于分子间都不能形成氢键，比较沸点直接看他们的相对分子量大
2 2
小，故沸点：HSe>H S，因为二者均为分子晶体，HSe相对分子质量更大，分子间作用力更大，沸点更
2 2 2
高；
（3）A．I中有苯环，苯环中C原子一定是sp2杂化，故A错误；
B．Ⅱ中碳碳之间为非极性键，碳氢之间为极性键，物质类别属于烃类，难溶于水，极性较小，故B正
确；
C．根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此Ⅲ含有的元素中，O电
负性最大，故C正确；
D．Ⅳ中无饱和碳原子，手性碳原子一定是饱和碳原子，故Ⅳ中无手性碳原子，故D错误；
故选：BC；
（4）分子Ⅲ中，每个N原子上有1对孤电子对，每个O原子上有2对孤电子对，故共有6对孤电子对，即
1mol分子Ⅲ的价电子中，有6mol孤电子对；
（5） 中心原子Se原子层电子对数为4，为sp3杂化，离子的立体构型为正四面体形，同种元素对应
的无机含氧酸，元素价态越高，非羟基氧越多，酸性越强，可以类比硫酸酸性强于亚硫酸，酸性：
HSeO
