文档内容
原子结构与性质
重难点 题型 分值
1. 基态原子核外电子排布
重点 2. 元素的推断
3. 元素金属性、非金属性强弱的比较方法 选择题 4-6分
1. 确定元素位置的方法
难点
2. 基态原子核外电子排布的书写
一、基态原子的核外电子排布
1. 排布规律
能量最低原理 原子核外电子先占有能量最低的原子轨道
泡利原理 每个原子轨道中最多只能容纳2个自旋相反的电子
原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的
洪特规则
原子轨道，且自旋平行
说明：能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系能量较低，原子较
稳定。
2. 表示形式
（1）核外电子排布式，如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，可简化为[Ar]3d54s1。
第1页【举例1】Zn原子核外电子排布式为____________________。
【答案】[Ar]3d104s2 或1s22s22p63s23p63d104s2
【举例2】基态Ti原子的核外电子排布式为____________。
【答案】1s22s22p63s23p63d24s2
【解析】钛元素是22号元素，故其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2
或[Ar]3d24s2。
（2）价层电子排布式：如Fe：3d64s2。
（3）电子排布图又称轨道表示式：如O：
3. 基态原子核外电子排布表示方法中的常见误区
（1）在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
① （违反能量最低原理）
② （违反泡利原理）
③ （违反洪特规则）
④ （违反洪特规则）
（2）能级交错现象：当出现d轨道时，虽然电子按ns、（n－1）d、np的顺序填充，
但在书写电子排布式时，仍把（n－1）d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，
Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
（3）几种电子排布式的区别与联系：注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价
电子排布式的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：
[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。
【典例精析1】 Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能
量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：
（1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别是________、
________（填标号）。
A. B.
C. D.
（2）Li＋与 H－具有相同的电子构型，r（Li＋）小于 r（H－），原因是
________________。
【答案】（1）D C （2）Li＋核电荷数较大
第2页【解析】（1）根据核外电子排布规律可知Li的基态核外电子排布式为1s22s1，则D中
能量最低；C中有2个电子处于2p能级上，能量最高。
（2）由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋的半径小
于H－。
二、元素的推断方法
1. 元素推断的一般思路
2. 推断元素名称的方法
（1）利用稀有气体元素原子结构的特殊性。
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素原子形成的阴离子的电子层结
构相同，与下一周期的金属元素原子形成的阳离子的电子层结构相同。
① 与He电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋等。
② 与Ne电子层结构相同的离子有F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋等。
③ 与Ar电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、K＋、Ca2＋等。
（2）利用常见元素及其化合物的特征。
① 形成化合物种类最多的元素之一、单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。
② 空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；N。
③ 地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素；O。
④ 单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li。
⑤ 单质在常温下呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。
⑥ 最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、
Al。
⑦ 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能发生化合反应的元素：N；能
第3页发生氧化还原反应的元素：S。
⑧ 元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
3. 确定元素位置的方法
（1）由基态原子的价电子排布式给元素定位。
周期序数 ＝ 电子层数（能层序数）＝ 最高能层序数
主族元素的族序数 ＝ 价电子数
第ⅢB族～第ⅦB族的价电子排布式为（n－1）d1－10ns1～2（镧系、锕系除外），族序
数＝价电子数。如锰的价电子排布式为3d54s2，它位于元素周期表中第四周期第ⅦB族。
第ⅠB族和第ⅡB族的价电子排布式为（n－1）d10ns1～2，族序数＝ns轨道上的电子数。
（2）根据原子序数以0族为基准给元素定位：
稀有气体元素在周期表中的位置
稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
周期序数 一 二 三 四 五 六 七
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
判断方法：减数定位法。即由与稀有气体元素的原子序数之差确定元素在周期表中的
位置。
① 当原子序数与稀有气体原子序数相近且小时：
第一步先确定纵列数从而确定族数：原子序数－稀有气体元素的原子序数（相近且
小）＝ 元素所在的纵列数。
已知在元素周期表中：第1、2纵列为第ⅠA族、ⅡA族，第3～7纵列为第ⅢB族～
第ⅦB族，第8～10纵列为第Ⅷ族，第11、12纵列为第ⅠB族、ⅡB族，第13～17纵列
为第ⅢA族～第ⅦA族。
第二步确定周期数：该元素的周期数 ＝ 稀有气体元素的周期数＋1。
【举例】如判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。
【分析】41与36接近，有41－36＝5，故该元素位于第五周期第ⅤB族。
当原子序数与稀有气体原子序数相近且大时：
稀有气体元素的原子序数（相近且大）－原子序数＝18－该元素所在纵列数。
如判断新发现的114号元素在元素周期表中的位置。
分析：118－114＝18-该元素所在纵列数，该元素所在纵列数=14，为顺数第14纵列或
倒数第5纵列，故114号元素位于第七周期第ⅣA族。
【典型例题2】A、B、C、D、E是元素周期表前四周期中五种常见的元素，其相关信
息如下表：
元素 相关信息
第4页A 原子核外L层电子数是K层的2倍
B 其一种单质可构成地球生物的“保护伞”
C 原子的第一电离能在第三周期中最小
D 基态原子最外层电子排布式为（n＋1）sn（n＋1）p（n＋2）
E 可形成多种氧化物，其中一种为具有磁性的黑色晶体
请回答下列问题：
（1）C在元素周期表中位于第________周期、第________族；E的基态原子核外电子
排布式是_____________________________。
（2）B、C、D 的简单离子半径由大到小的顺序为（用化学符号表示，下同）
________________，B、D的简单气态氢化物中稳定性较强的是________。
（3）B、C的单质按物质的量之比为1∶2形成的化合物中化学键的类型为________。
【答案】（1）三 ⅠA 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 （2）S2－>O2－>Na＋ HO
2
（3）共价键、离子键
三、元素金属性、非金属性强弱的比较方法
方法 元素金属性强弱的判断 元素非金属性强弱的判断
同周期从左到右元素非金属性增
在元素周期表中 同周期从左到右元素金属性减弱，
强，同主族从上到下元素非金属性
的位置 同主族从上到下元素金属性增强
减弱
第一电离能越小，元素金属性越强 第一电离能越大，元素非金属性越
第一电离能 （注意：同周期ⅡA族与ⅢA族元 强（注意：同周期ⅤA族与ⅥA族
素例外） 元素例外）
电负性 电负性越小，元素金属性越强 电负性越大，元素非金属性越强
①单质与水或酸反应置换出H 的
2
①单质与H 化合的难易程度；
2
能力；
②最高价氧化物对应水化物的酸性
②最高价氧化物对应水化物的碱性
其他常用方法 强弱；
强弱；
③非金属单质间的置换反应；
③金属单质间的置换反应；对应金
④对应阴离子的还原性强弱等
属阳离子的氧化性强弱等
【典例精析3】氨硼烷（NH BH ）含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储
3 3
氢材料。回答下列问题：
NH BH 分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ＋），与B原子相连的H呈负电性
3 3
（Hδ－），电负性大小顺序是________。与NH BH 原子总数相等的等电子体是________
3 3
第5页（写分子式），其熔点比NH BH________（填“高”或“低”），原因是在NH BH 分子
3 3 3 3
之间，存在________________________，也称“双氢键”。
【答案】N＞H＞B CHCH 低 Hδ＋与Hδ－的静电引力
3 3
【解析】NH BH 分子中，与N原子相连的H呈正电性，说明N的电负性大于H；与
3 3
B原子相连的H呈负电性，说明H的电负性大于B，因此3种元素电负性由大到小的顺序
为N＞H＞B。NH BH 分子中有8个原子，其价电子总数为14，N和B的价电子数的平均
3 3
值为4，依据等量代换的原则，可以找到其等电子体为 CHCH 。由于NH BH 分子属于极
3 3 3 3
性分子，而CHCH 属于非极性分子，两者相对分子质量接近，但是极性分子的分子间作
3 3
用力较大，故CHCH 熔点比NH BH 低。NH BH 分子间存在“双氢键”，类比氢键的形
3 3 3 3 3 3
成原理，说明其分子间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。
【拓展提升】寻找“10电子”微粒和“18电子”微粒的方法
（1）“10电子”微粒
（2）“18电子”微粒
第6页下表是元素周期表前五周期的一部分，X、Y、Z、R、W、J是6种元素的代号。
X Y Z
R
W
J
请回答下列问题（除特别说明外，凡涉及用元素回答的问题均用具体元素符号表示）：
（1）R原子的电子排布图为________。
（2）在化合物YZ 中Y的化合价为________；Y2－与Na＋的半径大小为________。
2
（3）在X、Y、Z三种元素中，电负性由大到小的顺序是________；X与Y的第一电
离能：X________Y（填“＜”“＞”或“＝”），其理由是________________________。
（4）在双原子分子中，最稳定单质的电子式为________；
有一种酸 HX 的酸性与醋酸相近，HX 溶液与 NaOH 溶液反应的离子方程式为
3 3
________________________。
第7页【答案】（1）
（2）＋2价 O2－＞Na＋（或Na＋＜O2－）
（3）F＞O＞N ＞ N原子的2p轨道电子数为半充满状态，较稳定
−
（4）∶N N∶ HN ＋OH－===N3 ＋HO
3 2
【解析】由表中元素排列知6种元素位于p区二、三、四、五周期，结合问题（2）中
⋮⋮
Y2－符号知Y位于ⅥA族。六种元素分别为X：N，Y：O，Z：F，R：S，W：Br，J：
Xe。
（1）S原子的电子排布图为
（2）在化合物YZ （OF ）中Y的化合价为＋2价；Y2－与Na＋的半径大小为O2－＞Na
2 2
＋；
（3）在N、O、F三种元素中，电负性由大到小的顺序是F＞O＞N；由于N原子的2p
轨道电子数为半充满状态，较稳定，故N、O的第一电离能：N＞O；
（4）在双原子分子中，最稳定单质为N ，电子式为∶N N∶；HN 溶液与NaOH溶
2 3
−
液反应的离子方程式为：HN
3
＋OH－===N3 ＋H
2
O。
⋮⋮
（答题时间：45分钟）
一、选择题
1. 下列说法正确的是（ ）
A. 任何一个电子层最多只有s、p、d、f四个能级
B. 用n表示电子层数，则每一电子层最多可容纳的电子数为2n2
C. 核外电子运动的概率密度分布图就是原子轨道
D. 电子的运动状态可从电子层、能级、原子轨道三个方面进行描述
2. 铋的相关信息如图所示，下列说法正确的是（ ）
元素符号：Bi
原子序数：83
相对原子质量：209. 0
价电子排布式：6s26p3
A. Bi元素的质量数是209
B. Bi元素位于第六周期第ⅤA族
C. Bi原子的6p能级上有1个未成对电子
第8页D. Bi原子最外层有5个能量相同的电子
3. 对应下列叙述的微粒M和N，肯定属于同主族元素且化学性质相似的是（ ）
A. 原子核外电子排布式：M为1s22s2，N为1s2
B. 结构示意图：M为 ，N为
C. M原子基态2p轨道上有一对成对电子，N原子基态3p轨道上有一对成对电子
D. M原子基态2p轨道上有1个未成对电子，N原子基态3p轨道上有1个未成对电子
4. 如图是第三周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的
是（ ）
A. y轴表示的可能是电离能
B. y轴表示的可能是电负性
C. y轴表示的可能是原子半径
D. y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数
5. 下列判断正确的是（ ）
A. 第一电离能：B＞Al＞Ga B. 电负性：F＞N＞O
C. 最高正化合价：F＞S＞Si D. 原子半径：P＞N＞C
6. 硒是人体必需的微量元素，它能有效提高人体免疫机能，抑制癌症和心脑血管等疾病
的发病率。下列有关说法正确的是（ ）
A. 硒元素位于元素周期表中第15列
B. 硒元素原子的价电子排布式为4s24p4
C. 硒的氧化物只有一种
D. 基态原子核外电子排布中共有7个能级
7. 下表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中
正确的是（ ）
A. W元素的第一电离能小于Y元素的第一电离能
B. Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
第9页C. p能级未成对电子最多的是Z元素
D. X元素是电负性最大的元素
8. X、Y、Z为短周期元素，X原子最外层只有一个电子，Y原子的最外层电子数比内层
电子总数少4，Z的最外层电子数是内层电子总数的3倍。下列有关叙述正确的是（ ）
A. Y的价电子排布式为3s23p5 B. 稳定性：Y的氢化物＞Z的氢化物
C. 第一电离能：Y＜Z D. X、Y两元素形成的化合物为离子化合物
9. 13C—NMR（核磁共振）、15N—NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结
构。下面有关13C、15N的叙述正确的是（ ）
A. 13C与15N有相同的中子数 B. 13C的电子排布式为1s22s22p3
C. 15N与14N互为同位素 D. 15N的电子排布式为1s22s22p4
10. 主族元素A和B可形成AB 型离子化合物，则A、B两元素原子的最外层电子排布
2
式分别为（ ）
A. ns2np2和ns2np4 B. ns1和ns2np4
C. ns2和ns2np5 D. ns1和ns2
11. 镁、锂在元素周期表中具有特殊的“对角线”关系，它们的性质相似。下列有关锂
的性质的叙述，不正确的是（ ）
A. Li SO 易溶于水 B. LiOH是受热不易分解的强碱
2 4
C. Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象 D. Li CO 受热分解，生成LiO和CO
2 3 2 2
12. 下列元素的最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是（ ）
A. L电子层p轨道只填了2个电子的元素
B. 外围电子排布式为3s23p2的元素
C. 第三周期有7个价电子的元素
D. 3p轨道电子半充满的元素
二、非选择题
13. 根据原子结构、元素周期表和元素周期律的知识回答下列问题：
1
4
（1）A元素次外层电子数是最外层电子数的 ，其外围电子排布图是_____________。
（2）B是1～36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素，B元素的名称
是________，在元素周期表中的位置是_______________________________。
（3）C元素基态原子的电子排布图是下图中的________（填序号），另一电子排布图
不能作为基态原子的电子排布图是因为它不符合________（填序号）。
第10页A. 能量最低原理 B. 泡利原理 C. 洪特规则
（4）第三周期元素的气态电中性基态原子失去最外层一个电子转化为气态基态正离子
所需的最低能量叫作第一电离能（设为E）。如图所示：
①同周期内，随着原子序数的增大，E值变化的总趋势是________；
②根据图中提供的信息，可推断出E ________E （填“＞”“＜”或“＝”，下
氧 氟
同）；
③根据第一电离能的含义和元素周期律，可推断出E ________E 。
镁 钙
第11页1.【答案】B
【解析】A项，由于元素周期表未填满，以后还会有元素被发现，电子层除有s、p、
d、f四个能级外，可能还有其他能级存在，错误。C项，核外电子运动的概率密度分布图
表示电子在核外空间单位体积内出现的概率，电子在原子核外的一个空间运动状态称为一
个原子轨道，错误。D项，电子的运动状态可从电子层、能级、原子轨道、电子的自旋状
态四个方面进行描述，错误。
2.【答案】B
【解析】A项，209为铋元素的相对原子质量不是质量数，错误。C项，Bi原子的6p
能级上有3个未成对电子，错误。D项，Bi原子最外层的5个电子能量不完全相同，错误。
3.【答案】C
【解析】A项，M为Be，N为He，二者不属于同主族元素，错误；B项，前者属于原
子，后者属于离子，性质不相似，错误；C项，M为O，N为S，二者属于同主族元素，化
学性质相似，正确；D项，M可能为B或F，N可能为Al或Cl，二者可能不属于同主族元
素，错误。
4.【答案】B
【解析】对于第三周期11～17号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈增大趋势，
但Mg、P特殊，故A项错误；同周期元素自左到右原子半径逐渐减小，故C项错误；形成
基态离子转移的电子数依次为：Na为1，Mg为2，Al为3，Si不易形成离子，P为3，S为
2，Cl为1，故D项错误。
5.【答案】A
【解析】同主族元素的第一电离能随原子序数的增大而减小，A项正确；同周期元素
的电负性随原子序数的增大而增大，B项错误；F无正价，C项错误；同周期元素（0族元
素除外）的原子半径随原子序数的增大而减小，D项错误。
6.【答案】B
【解析】硒是34号元素，其基态原子电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p4，可确定
B正确，A错误；应含有8个能级，D错误；C中，由同主族元素硫存在两种氧化物SO 和
2
SO ，可推得硒也有两种氧化物SeO 和SeO，故C错误。
3 2 3
7.【答案】D
【解析】根据五种元素所处位置，X、W、Y、R、Z五种元素分别为：F、P、S、
Ar、Br。P元素的第一电离能比S元素的第一电离能要略大，Z的阴离子比R原子多一个
电子层，故A选项和B选项是错误的。W元素的p能级上有3个未成对的电子，故C选项
是错误的；X是所有元素中非金属性最强的元素，即D选项是正确的。
第12页8.【答案】C
【解析】Y原子应该有3个电子层，最外层电子数为6，是硫元素，价电子排布式为
3s23p4；Z元素是O，第一电离能O＞S；X可能是H，也可能是Li或Na，HS是共价化合
2
物。
9.【答案】C
【解析】A项中两种原子的中子数分别为7和8；B项中碳的核外电子数为6，所以电
子排布式为1s22s22p2；C项符合同位素的概念；D项中N的电子排布式应为1s22s22p3。
10.【答案】C
【解析】A和B为主族元素，且二者能形成AB 型离子化合物，则A为第ⅡA族元素，
2
B为第ⅦA族元素，故A元素原子的最外层电子排布式为ns2，B元素原子的最外层电子排
布式为ns2np5。
11.【答案】B
【解析】运用对角线规则，可由Mg及其化合物的性质推测Li及其相应化合物的性质。
根据MgSO 易溶于水，Mg（OH） 是一种易分解的中强碱，Mg在浓硫酸中不会发生“钝
4 2
化”，MgCO 受热易分解为MgO和CO 等性质，推测出LiSO 易溶于水，LiOH是一种易
3 2 2 4
分解的中强碱，Li在浓硫酸中不会发生“钝化”，LiCO 受热易分解为LiO和CO 等。
2 3 2 2
12.【答案】C
【解析】A项中元素为C，B项中元素为Si，C项中元素为Cl，D项中元素为P。酸性：
HClO＞HPO ＞HCO＞HSiO。
4 3 4 2 3 2 3
13.【答案】（1） （2）铬 第四周期第ⅥB族 （3）② C （4）
①增大 ②＜ ③＞
1
4
【解析】（1）次外层电子数是最外层电子数的 的元素是氖。（2）1～36号元素中，
原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素是铬，共有 6个未成对电子。（3）由该基态
原子的电子排布图中的电子数可知，C元素是硅，根据洪特规则，当电子排布在同一能级
的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，且自旋方向相同，故硅元素基态原子的电子
排布图为②。（4）同周期内，随着原子序数的增大，第一电离能变化的总趋势是增大；同
主族内，随着电子层数的增多，第一电离能变化的总趋势是减小。
第13页分子结构与性质
重难点 题型 分值
1. 杂化轨道类型的判断
2. 分子或离子立体构型的判断
重点
3. 共价键类型的判断
选择题 4-6分
3. 物质中作用力的判断及其对物质性质的影响
1. 分子或离子立体构型的判断
难点
2. 物质中作用力的判断及其对物质性质的影响
一、杂化轨道类型的判断
1. 根据杂化轨道数目判断
杂化轨道数 ＝ 中心原子孤电子对数＋中心原子结合的原子数。
即：
杂化轨道数 2 3 4
杂化轨道类型 sp sp2 sp3
2. 根据杂化轨道的空间分布判断中心原子杂化轨道类型：
①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子采取sp3杂化；
第14页②若杂化轨道在空间的分布为平面三角形，则分子的中心原子采取sp2杂化；
③若杂化轨道在空间的分布为直线形，则分子的中心原子采取sp杂化。
3. 根据杂化轨道之间的夹角判断中心原子杂化轨道类型：若杂化轨道之间的夹角为
109°28′，则分子的中心原子采取sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心
原子采取sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子采取sp杂化。
【典例分析1】氯化亚砜（SOCl ）是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水
2
剂。下列关于氯化亚砜分子的几何构型和中心原子（S）采取杂化方式的说法正确的是（
）
A. 三角锥形、sp3 B. V形、sp2
C. 平面三角形、sp2 D. 三角锥形、sp2
【答案】A
1
2
【解析】SOCl 分子中硫原子的价层电子对数＝σ键电子对数＋孤电子对数＝3＋ ×
2
（6－2×1－2）＝4，故S原子采取sp3杂化，由于孤电子对占据一个杂化轨道，所以分子构
型为三角锥形。
二、分子（离子）立体构型的判断
通过分子的价层电子对数、孤电子对数确定分子的立体构型。
其中：a是中心原子的价电子数（阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数），b是
与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。
σ键电子对数 中心原子上的孤电子对数 价层电子对数 立体构型
1
SnCl 2 2 2 （4－2×1）＝1 3 V形
1
BeCl 2 2 2 （2－2×1）＝0 2 直线形
1
CS 2 2 2 （4－2×2）＝0 2 直线形
1
OF 2 2 2 （6－2×1）＝2 4 V形
第15页方法规律：判断分子或离子的立体构型时，要能够正确计算价层电子对数：一是直接
根据中心原子的价电子成键情况分析；二是运用计算式推导出价层电子对数。
【总结提升】
s、p 杂化轨道和简单分子的空间结构的关系
杂化类型 sp sp2 sp3 sp3不等性杂化
轨道夹角 180° 120° 109°28′
中心原子上的孤 0 0 0 1 2
电子对数
分子的空间结构 直线形 平面三角形 正四面体 三角锥 V形
形
实例 BeCl 、CO BF CH、SiCl NH 、 HO 、
2 2 3 4 4 3 2
PH HS
3 2
三、共价键类型的判断
1. 共价键的分类
分类依据 类型
σ 键 电子云“头碰头”重叠
形成共价键的原子轨道重叠方式
π 键 电子云“肩并肩”重叠
极性键 共用电子对发生偏移
形成共价键的电子对是否偏移
非极性键 共用电子对不发生偏移
单键 原子间有一对共用电子对
原子间共用电子对的数目 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
【特别提醒】
（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，而形成离子键。
（2）同种非金属元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种非金属元素原子间形成
的为极性键。
2. 共价键类型的判断方法
①根据成键元素判断：同种元素间形成的是非极性键，不同元素间形成的是极性键。
②根据原子间共用电子对数目判断单键、双键或三键。
第16页③根据共价键规律判断σ键、π键及其个数；原子间形成单键，则为σ键；形成双键，
则含有一个σ键和一个π键；形成三键，则含有一个σ键和两个π键。
【拓展提升】键的极性与分子极性的关系
1. 对于双原子分子，键的极性就是分子的极性。
①由极性键形成的双原子分子（表示为 AB型分子），一定是极性分子，如 CO、
NO、HCl等分子。
②由非极性键形成的双原子分子（表示为A 型分子），一定是非极性分子，如O 、
2 2
N、Cl 等分子。
2 2
2. 三原子及三原子以上的分子，结构有可能对称，键的极性互相抵消，有可能为非极性
分子，比如：CH、、CCl 、CO 等。
4 4 2
【典例精析2】
已知以下反应中的四种物质由三种元素组成，其中a的分子立体构型为正四面体形，
组成a物质的两种元素的原子序数之和小于10，组成b物质的元素为第三周期元素。下列
判断正确的是（ ）
A. 四种分子中的化学键均是极性键
B. a、c分子中中心原子均采用sp3杂化
C. 四种分子中既有σ键，又有π键
D. b、d分子中共价键的键能：b>d
【答案】B
【解析】由题意可知，a是甲烷，b为氯气。四种分子中氯气分子所含的化学键为非极
性键，A错；四种分子中均只存在σ键而没有π键，C错；b为氯气，所含共价键Cl—Cl
的键长比H—Cl的键长长，故键能小于氯化氢中的H—Cl的键能，D错。
四、物质中作用力的判断及对物质性质的影响
1. 共价键的特征及应用
（1）利用范德华力判断物质熔、沸点高低的前提是物质的组成和结构要相似。结构相
似的判断方法有两种：一是同一主族同一类别的物质的结构相似，如HS和HTe；二是运
2 2
用价层电子对互斥理论模型判断其分子的立体构型。
（2）比较分子沸点时，一定要注意氢键的存在。分子间氢键能使沸点升高，分子内氢
键使沸点降低。
第17页2. 范德华力、氢键及共价键的比较
范德华力 氢键 共价键
氢原子、电负性很大的
作用微粒 分子或原子（稀有气体） 原子
原子
强度比较 共价键 > 氢键 > 范德华力
①随着分子极性的增大而
成键原子半径越
增大； 对于A—H…B—，A、B
影响强度 小，键长越短，
②组成和结构相似的物 的电负性越大，B原子的
的因素 键能越大，共价
质，相对分子质量越大， 半径越小，作用力越大
键越稳定
范德华力越大
①影响物质的熔点、沸
点、溶解度等物理性质； 分子间氢键的存在，使 ①影响分子的稳
②组成和结构相似的物 物质的熔、沸点升高， 定性；
对物质性
质，随相对分子质量的增 在水中的溶解度增大， ②共价键的键能
质的影响
大，物质的熔、沸点升 如熔、沸点：HO>HS， 越大，分子稳定
2 2
高，如FHCl，NH >PH 性越强
2 2 2 2 3 3
CFBCl >PCl4>NH>H O，所以B正确。
2 3 3 2
7.【答案】D
【解析】乳酸CH—CHOH—COOH中次甲基上的碳原子连有四个不同的原子或原子
3
团，故只有1个手性碳原子，A项错误；甘油CHOH—CHOH—CH OH中没有手性碳原子，
2 2
B项错误；脱氧核糖CHOH—CHOH—CHOH—CH —CHO中次甲基上的碳原子连有四个
2 2
不同的原子或原子团，故含有2个手性碳原子，C项错误；核糖CHOH—CHOH—CHOH
2
—CHOH—CHO中次甲基上的碳原子连有四个不同的原子或原子团，故有3个手性碳原子，
D项正确。
8.【答案】B
【解析】CHCl 分子中C原子没有孤电子对，是四面体，A错误；AB 分子中A原子
3 2
如果以sp2或sp3杂化均是V形，B正确；二氧化硅中硅以sp3杂化，且是共价晶体，无分子，
+
C错误；NH4是正四面体结构，D错误。
9.【答案】（Ⅰ.（1）配位键 Fe3＋提供空轨道，CN－提供孤对电子，形成配位键
（2）极性 O＞N＞C （3）sp3 乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢
键 （4）三角锥形 sp3
Ⅱ. （1）CD （2）＋3 正四面体形 （3）CO、CS（其他合理答案也可）
2 2
第25页晶体结构与性质
重难点 题型 分值
重点 1. 四种晶体类型的性质比较
2. 四种常见晶体类型的判断方法
3. 晶体熔沸点的比较
4. 均摊法判断晶胞中微粒个数 选择题、填空题 4~6
难点 1. 晶体熔沸点的比较
2. 均摊法判断晶胞中微粒个数
一、四种晶体类型的性质比较
晶体 分子晶体 离子晶体 金属晶体 共价晶体
组成晶体微粒 分子 阴、阳离子 金属离子、自由电 原子
第26页子
范德华力（某
粒子间作用 离子键 金属键 共价键
些含氢键）
熔、沸点 较低 很高 一般较高 很高
性 硬度 较小 略硬而脆 较大 较大
质 大多数易溶于 难溶于任何
溶解性 相似相溶 难溶于常见溶剂
水等溶剂 溶剂
共 价 键 短
组成和结构相 金属原子的价电子
离 子 的 电 荷 （电子云重
作用力大小规 似的分子，相 数多、半径小，金
多、半径小， 叠多）、原
律 对分子质量大 属离子与自由电子
离子键强 子半径小，
的范德华力大 间的作用力强
键牢固
多数非金属单 金属单质与合金 金 刚 石 、
典型实例 质 及 其 氧 化 离子化合物 （Na、Al、Fe、青 SiO 、晶体
2
物、氢化物等 铜） 硅、SiC等
【易错辨析】
①分子晶体中都存在共价键（×）
②在晶体中只要有阳离子就一定有阴离子（×）
③金刚石、SiC、NaF、NaCl、HO、HS晶体的熔点依次降低（√）
2 2
④离子晶体中只有离子键没有共价键，分子晶体中肯定没有离子键（×）
⑤CaTiO 晶体中（晶胞结构如图所示）每个Ti4＋和12个O2－相紧邻
3
（图中Ca2＋、O2－、Ti4＋分别位于立方体的体心、面心和顶点）（√）
⑥SiO 晶体中每个硅原子与两个氧原子以共价键相结合（×）
2
⑦晶体中分子间作用力越大，分子越稳定（×）
⑧氯化钠熔化时离子键被破坏（√）
【典例分析1】金属晶体和离子晶体是重要晶体类型。下列关于它们的说法中正确的
是（ ）
第27页A. 金属晶体和离子晶体都能导电
B. 在镁晶体中，1个Mg2+只与2个价电子存在强烈的相互作用
C. 离子晶体的硬度大、难于被压缩
D. 金属晶体和离子晶体中分别存在金属键和离子键等相互作用，很难断裂，因而都具
有延展性
【答案】C
【解析】离子晶体中的离子不是自由移动的离子，不能导电，A错误；镁晶体中的自
由电子被整个晶体所共有，不属于某个Mg2+，B错误；离子晶体中，离子间存在较强的离
子键，使离子晶体的硬度大、难于被压缩，C正确；离子晶体不具有延展性，D错误。
二、晶体类型判断
1. 依据物质的分类判断
（1）金属氧化物（如KO等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数的盐类是离
2
子晶体。
（2）金属单质（除汞外）与合金是金属晶体。
（3）常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价晶体化合物有碳
化硅、二氧化硅等。
（4）大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外）、气态氢化物、非金
属氧化物（除SiO 外）、酸、绝大多数有机物（除有机盐外）都是分子晶体。
2
2. 根据物质的物理性质判断晶体的类型
（1）在常温下呈气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体（Hg除外），如HO、
2
H 等。对于稀有气体，虽然构成物质的微粒为原子，但应看作单原子分子，因为微粒间的
2
相互作用力是范德华力，而非共价键。
（2）在熔融状态下能导电的晶体（化合物）是离子晶体。如：NaCl熔融后电离出Na
＋和Cl－，能自由移动，所以能导电。
（3）有较高的熔点，硬度大，并且难溶于水的物质大多为共价晶体，如晶体硅、二氧
化硅、金刚石等。
（4）易升华的物质大多为分子晶体。
【即时练】分析下列物质的物理性质，判断其晶体类型：
（1）碳化铝，黄色晶体，熔点2 200 ℃，熔融状态下不导电________。
（2）溴化铝，无色晶体，熔点98 ℃，熔融状态下不导电________。
（3）五氟化钒，无色晶体，熔点19. 5 ℃，易溶于乙醇、氯仿、丙酮等________。
（4）溴化钾，无色晶体，熔融时或溶于水中能导电________。
第28页【答案】（1）共价晶体 （2）分子晶体 （3）分子晶体 （4）离子晶体
3. 根据物质所含化学键的类型判断晶体的类型
（1）离子晶体与化学键的关系：
① 离子晶体中一定含有离子键，可能含有共价键。注意，可以再细化：离子晶体中一
定含有离子键，可能含有极性共价键、非极性共价键、配位键。
② 含有离子键的化合物一定是离子化合物。
③ 离子晶体一定是由阴、阳离子构成的，但晶体中可以含有分子，如结晶水合物。
④ 离子晶体中一定含有阳离子，但含有阳离子的晶体不一定是离子晶体。
（2）分子晶体与分子间作用力及化学键的关系：
① 分子晶体中一定含有分子间作用力。
② 稀有气体形成的晶体是分子晶体，而稀有气体是单原子分子，其晶体中只含有分子
间作用力。
③ 除稀有气体外的其他分子晶体均含有分子间作用力和分子内共价键。
④ 分子晶体中的分子间作用力决定物质的物理性质（如熔点、硬度、溶解性等），而
共价键决定分子的化学性质。
（3）共价晶体与化学键的关系：
① 共价晶体中一定有共价键，且只有共价键，无分子间作用力。
② 共价晶体一定是由原子构成的，可以是同种元素的原子，也可以是不同种元素的原
子。
③ 共价化合物形成的晶体可能是共价晶体，也可能是分子晶体。
【典例分析2】下列晶体分类中正确的的是（ ）
选型 离子晶体 共价晶体 分子晶体
A NaOH Ar SO
2
B HSO 石墨 S
2 4
C CHCOONa 水晶
3
D Ba（OH） 金刚石 玻璃
2
【答案】C
【解析】从晶体结构中粒子的性质去判断晶体的类型。NaOH、CHCOONa、Ba
3
（OH） 都是通过离子键相互结合的离子晶体，纯HSO 是分子晶体；Ar分子间以范德华
2 2 4
力相互结合为分子晶体，石墨是混合型晶体，水晶（SiO ）与金刚石是典型的共价晶体；
2
硫是以范德华力结合的分子晶体，玻璃没有固定的熔点，加热时逐渐软化，为非晶体，是
无定形物质。故选C。
第29页三、晶体的熔、沸点比较
首先判断物质的状态：固体 > 液体 > 气体，如I > Hg > O 。
2 2
1. 不同晶型的物质的熔、沸点高低顺序一般是：共价晶体 > 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。
同一晶型的物质，则晶体内部结构微粒间的作用越强，熔、沸点越高。
2. 分子晶体熔、沸点高低的比较规律
（1）组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高，
如熔、沸点：O > N ，HI > HBr > HCl，I > Br > Cl > F 。
2 2 2 2 2 2
（2）组成和结构不相似的物质，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：
CO>N。
2
（3）在同分异构体中，在烷烃的同分异构体中，一般来说，支链数越多，熔、沸点越
低，如熔、沸点：正戊烷>异戊烷>新戊烷；同分异构体的芳香烃及其衍生物，其熔、沸点
高低顺序是邻>间>对位化合物。
（4）含有氢键的晶体，熔、沸点较高。
如一些氢化物的沸点如图所示：
从图中看出，从第三周期到第五周期，同主族元素简单氢化物的沸点都依次升高。但
是第VA~ⅦA族元素的氢化物中，NH 、HO和HF的熔、沸点比同主族相邻元素的氢化
3 2
物的熔、沸点高，这种反常现象就是由于它们各自的分子间形成了氢键。
3. 离子晶体要比较离子键的强弱。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 就 越 强 ， 其 离 子 晶 体 的 熔 、 沸 点 就 越 高 ， 如 熔 点 ：
第30页MgO>MgCl >NaCl>CsCl。
2
4. 共价晶体要比较共价键的强弱，一般地说，原子半径越小，形成的共价键的键长越短，
键能越大，其晶体熔、沸点越高。
如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
解释：键长：C—CC—Si>Si—Si
5. 金属晶体中金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属阳离子与自由电子间的作用
越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点： 。
【典型例题3】下列各组物质中，按熔、沸点由低到高顺序排列正确的是 （填
序号）。
A. KCl、NaCl、MgCl 、MgO
2
B. 金刚石、SiC、SiO、硅
2
C. HO、HS、HSe、HTe
2 2 2 2
D. Na、K、Rb、Al
E. CO 、Na、KCl、SiO
2 2
F. O 、I、Hg、MgCl
2 2 2
G. 钠、钾、钠钾合金
H. CH 、HO、HF、NH
4 2 3
I. CH、C H、C H 、C H。
4 2 6 4 10 3 8
J. CH CHCHCHCH、（CH）CHCH CH、C（CH）
3 2 2 2 3 3 2 2 3 3 4
【答案】AE
【解析】A 中离子半径：K>Na+>Mg2+，O2-Cl-，离子所带电荷数越少，离子半径越大，熔、沸点越低，正确；B中键长：C-C <
Si-O < C-Si < Si-Si，键长越长，熔、沸点越低，错误；C中相对分子质量逐渐增大，熔、
沸点应该逐渐升高，但水分子间形成氢键，导致其熔、沸点较高，错误：D中原子半径：
A1P>As
（2）NH 能形成分子间氢键
3
（3）①共价 sp3杂化 4 ②3∶1
（4）
【解析】（1）氮原子的原子序数为7，价层电子排布式为2s22p3；N、P、As位于同一
主族，随着原子序数逐渐增大，原子半径逐渐增大，原子失去电子的能力逐渐增强，原子
的第一电离能逐渐减小，所以N、P、As原子的第一电离能由大到小的顺序为N>P>As。
（2）NH 的沸点比AsH 的沸点高，是因为氨分子间除存在分子间作用力外，还有氢
3 3
键。
（3）①立方氮化硼晶体超硬，具有优异的耐磨性，推测立方氮化硼晶体为共价晶体；
立方氮化硼晶体中氮原子与周围的4个硼原子形成四面体结构，硼原子与周围的4个氮原
子形成四面体结构，因此晶体中N原子的杂化轨道类型为sp3杂化；B原子的配位数为4。
②B原子最外层有3个电子，形成4个共价键，所以含有1个配位键，故B原子与N原子
之间“一般共价键”与配位键的数目之比为3∶1。
第34页（4）立方氮化硼晶胞中N原子数为4，B原子数为 ，晶胞的质量m =
， 晶 胞 的 体 积 V= （ 362×10-10cm ） 3 ， 因 此 立 方 氮 化 硼 的 密 度
。
（答题时间：45分钟）
一、选择题
1. 下列说法正确的是（ ）
A. 晶体在受热熔化过程中一定存在化学键的断裂
B. 原子晶体的原子间只存在共价键，而分子晶体内只存在范德华力
C. 区分晶体和非晶体最科学的方法是对固体进行X射线衍射实验
D. 非金属元素的原子间只形成共价键，金属元素的原子与非金属元素的原子间只形成
离子键
2. 共价键、金属键、离子键和分子间作用力都是构成物质微粒间的不同相互作用力，下
列含有上述两种相互作用力的晶体是（ ）
A. SiC晶体 B. Ar晶体 C. NaCl晶体 D. NaOH晶体
3. 仅由下列各组元素所组成的化合物的晶体，不可能属于离子晶体的是（ ）
A. H、O、S B. Na、H、O C. K、Cl、O D. Na、O、S
4. 下列叙述中正确的是（ ）
A. 原子晶体、离子晶体、金属晶体、分子晶体中都一定存在化学键
B. 同素异形体之间的转化都是物理变化
C. 原子晶体的熔点不一定比金属晶体的高，分子晶体的熔点不一定比金属晶体的低
D. 已知12 g金刚石中含有2N 个C—C键，则60 g SiO 中也含有2N 个Si—O键
A 2 A
5. 下列物质所属晶体类型分类正确的是（ ）
A B C D
原子晶体 石墨 生石灰 碳化硅 金刚石
分子晶体 冰 固态氨 氯化铯 干冰
离子晶体 氮化铝 食盐 明矾 芒硝
金属晶体 铜 汞 铝 铁
第35页6. 用烧热的钢针去接触涂有薄薄一层石蜡的云母片的反面，熔化了的石蜡成椭圆形，这
是因为（ ）
A. 云母是热的不良导体，传热不均匀
B. 石蜡是热的不良导体，传热不均匀
C. 石蜡具有各向异性，不同方向导热性能不同
D. 云母具有各向异性，不同方向导热性能不同
7. 下列有关冰和干冰的叙述不正确的是（ ）
A. 干冰和冰都是由分子密堆积形成的晶体
B. 冰是由氢键形成的晶体，每个水分子周围有4个紧邻的水分子
C. 干冰比冰的熔点低得多，常压下易升华
D. 干冰中只存在范德华力不存在氢键，一个分子周围有12个紧邻的分子
8. 下列叙述正确的是（ ）
A. 金属晶体的一个晶胞中所含的原子数：钾型＝镁型＜铜型
B. 在卤族元素（F、Cl、Br、I）的氢化物中，HF的沸点最低
C. CaH 、NaO 晶体的阴、阳离子个数比分别为2∶1、1∶1
2 2 2
D. 晶体熔点：金刚石＞食盐＞干冰＞冰
9. 对于钠的卤化物（NaX）和硅的卤化物分子（SiX），下列叙述正确的是（ ）
4
A. SiX 呈空间网状结构，硬度大
4
B. NaX的熔点一般高于SiX
4
C. NaX易水解
D. SiX 由原子构成，熔化时破坏共价键
4
二、非选择题
10. 铜及其合金是人类最早使用的金属材料，铜的化合物在现代生活和生产中有着广泛
的应用。
（1）铜的熔点比钙的高，其原因是______________________________。
（2）科学家通过 X 射线推测，胆矾的结构如下图所示。
胆矾的阳离子中心原子的配位数为________，阴离子的空间构型为________。胆矾中
所含元素的电负性从大到小的顺序为________（用元素符号作答）。
第36页第37页1.【答案】C
【解析】A项，分子晶体受热熔化时破坏的是分子间作用力而不是化学键，错误；B
项，有的分子晶体中存在氢键，错误；D项，金属元素原子与非金属元素原子间也可形成
共价键，如AlCl 错误。
3
2.【答案】D
【解析】SiC晶体、Ar晶体、NaCl晶体中都只含有一种作用力，分别是共价键、范德
华力、离子键。
3.【答案】A
【解析】A 项不可能形成离子化合物，B、C、D 三项形成的离子化合物可能为
NaOH、KClO、NaSO 等。
3 2 3
4.【答案】C
【解析】稀有气体的晶体中不含有化学键，A项错；3O 2O 是化学变化，B项错；
2 3
晶体硅的熔点比金属钨的熔点低，蔗糖的熔点比汞高，C项正确；60 g SiO 中有4N 个Si
2 A
—O键，D项错。
5.【答案】D
【解析】石墨为混合型晶体，生石灰、氯化铯为离子晶体，氮化铝为 原子晶体。
6.【答案】D
【解析】云母是晶体，具有各向异性，在不同方向的导热性能不同，使得熔化的石蜡
成椭圆形。
7.【答案】A
【解析】干冰晶体中CO 分子间作用力只有范德华力，分子采用紧密堆积，一个分子
2
周围有12个紧邻的分子；冰晶体中水分子间除了范德华力还存在氢键，由于氢键具有方向
性，每个水分子周围有4个紧邻的水分子，采用非紧密堆积的方式，空间利用率小，因而
密度小。干冰融化只需克服范德华力，冰融化还需要克服氢键，由于氢键比范德华力大，
所以干冰比冰的熔点低得多，而且常压下易升华。
8.【答案】A
【解析】A项中1个晶胞内的原子数分别是2、2、4，正确；B项因HF分子间存在氢
2−
键，故HF沸点最高；D项熔点：冰＞干冰；C项NaO 中阴离子（O2 ）与阳离子（Na
2 2
＋）个数比为1∶2。
9.【答案】B
【解析】硅的卤化物（SiX ）属于分子晶体，不是空间网状结构，其硬度较小，A错
4
误；钠的卤化物（NaX）为离子化合物，属于离子晶体，硅的卤化物（SiX ）为共价化合
4
第38页物，属于分子晶体，离子晶体的熔点大于分子晶体的熔点，即NaX的熔点一般高于SiX ，
4
故 B 正确；钠的强酸盐不水解，NaX（NaF 除外）不易水解，C 错误；硅的卤化物
（SiX）是由分子构成的，属于分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，故D错误。
4
二、非选择题
10.【答案】（1）铜的金属键强度大于钙 （2）4 正四面体 O>S>H>Cu
【解析】（1）铜的原子半径比钙小，金属键比钙强，因此铜的熔点比钙的高；
（2）根据图示，胆矾晶体中铜离子周围有4个水分子，配位数＝4，阴离子为硫酸根
离子，S的价层电子对数＝4，采用sp3杂化，空间构型为正四面体；元素的非金属性越强，
电负性数值越大，胆矾中所含元素 O、S、H、Cu 的电负性从大到小的顺序为
O>S>H>Cu；
第39页
