2023届高考化学二轮复习专题十一物质结构与性质学案

这是一份2023届高考化学二轮复习专题十一物质结构与性质学案，共41页。
专题十一　物质结构与性质

明·课程标准
MINGKECHENGBIAOZHUN　　　　　　对应学生用书学案P121
1．能书写1～36号元素基态原子的核外电子排布式和轨道表示式。能说出元素电离能、电负性的含义、描述变化规律并进行解释。能从原子价电子数目和价电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
2．认识离子键、共价键的本质。知道配位键的特点，认识简单的配位化合物的成键特征。知道金属键的特点与金属某些性质的关系。知道范德华力和氢键是两种常见的分子间作用力，了解分子内氢键和分子间氢键在自然界中的广泛存在及重要作用。
3．了解晶体中微粒的空间排布存在周期性，认识简单的晶胞。借助分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型认识晶体的结构特点。

品·高考真题
PINGAOKAOZHENTI　　　　　　对应学生用书学案P121
真题细研
1．(2022·全国甲卷)2008年北京奥运会的“水立方”，在2022年冬奥会上华丽转身为“冰立方”，实现了奥运场馆的再利用，其美丽的透光气囊材料由乙烯(CH2===CH2)与四氟乙烯(CF2===CF2)的共聚物(ETFE)制成。回答下列问题：
(1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为　　。
(2)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是图a　(填标号)，判断的根据是同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　；第三电离能的变化图是图b　(填标号)。

(3)固态氟化氢中存在(HF)n形式，画出(HF)3的链状结构　。
(4)CF2===CF2和ETFE分子中C的杂化轨道类型分别为 sp2　和 sp3　；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因 C—F键的键能大于聚乙烯中C－H的键能，键能越大，化学性质越稳定　。
(5)萤石(CaF2)是自然界中常见的含氟矿物，其晶胞结构如图所示，X代表的离子是 Ca2＋　；若该立方晶胞参数为apm，正负离子的核间距最小为a　pm。

【解析】　(1)F为第9号元素其电子排布为1s22s22p5，则其价电子排布图为。(2)C、N、O、F四种元素在同一周期，同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高，因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C一氯乙烯>一氯乙炔，同时Cl参与形成的大π键越多，形成的C—Cl键的键长越短，一氯乙烯中Cl的3pz轨道与C的2pz轨道形成3中心4电子的大π键()，一氯乙炔中Cl的3pz轨道与C的2pz轨道形成2套3中心4电子的大π键()，因此三种物质中C—Cl键键长顺序为：一氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔；(3)CsICl2发生非氧化还原反应，各元素化合价不变，生成无色晶体和红棕色液体，则无色晶体为CsCl，红棕色液体为ICl，而CsCl为离子晶体，熔化时，克服的是离子键，ICl为分子晶体，熔化时，克服的是分子间作用力，因此CsCl的熔点比ICl高；(4)由题意可知，在电场作用下，Ag＋不需要克服太大阻力即可发生迁移，因此α-AgI晶体是优良的离子导体，在电池中可作为电解质；每个晶胞中含碘离子的个数为8×＋1＝2个，依据化学式AgI可知，银离子个数也为2个，晶胞的物质的量n＝ mol＝ mol，晶胞体积V＝a3pm3＝(504×10－12)3 m3，则α-AgI晶体的摩尔体积Vm＝＝＝ m3/mol。
3．(2021·全国乙卷T)过渡金属元素铬(Cr)是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。回答下列问题：
(1)对于基态Cr原子，下列叙述正确的是 ABC　(填标号)。
A．轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1
B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动
C．电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大
(2)三价铬离子能形成多种配位化合物。[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中提供电子对形成配位键的原子是 N、O、Cl　，中心离子的配位数为 6　。
(3)[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中配体分子NH3、H2O以及分子PH3的空间结构和相应的键角如图所示。

PH3中P的杂化类型是 sp3　。NH3的沸点比PH3的高　，原因是 NH3存在分子间氢键　，H2O的键角小于NH3的，分析原因 NH3含有一对孤对电子，而H2O含有两对孤对电子，H2O中的孤对电子对成键电子对的排斥作用较大　。
(4)在金属材料中添加AlCr2颗粒，可以增强材料的耐腐蚀性、硬度和机械性能。AlCr2具有体心四方结构，如图所示，处于顶角位置的是 Al　原子。设Cr和Al原子半径分别为rCr和rAl，则金属原子空间占有率为×100　%(列出计算表达式)。

【解析】　(1)A.基态原子满足能量最低原理，Cr有24个核外电子，轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1，A正确；B.离原子核越远，能层数越大，能量越高，则4s电子能量比3s的能量高，总是在比3s电子离核更远的地方运动，故B正确；C.电负性为原子对键合电子的吸引力，同周期除零族原子序数越大电负性越强，钾与铬位于同周期，铬原子序数大于钾，故铬电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大，C正确；(2)[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中三价铬离子提供空轨道，N、O、Cl提供孤对电子与三价铬离子形成配位键，中心离子的配位数为N、O、Cl三种原子的个数和即3＋2＋1＝6；(3)PH3的价层电子对为3＋1＝4，故PH3中P的杂化类型是sp3；N原子电负性较强，NH3分子之间存在分子间氢键，因此NH3的沸点比PH3的高；H2O的键角小于NH3的，原因是：NH3含有一对孤对电子，而H2O含有两对孤对电子，H2O中的孤对电子对成键电子对的排斥作用较大；(4)已知AlCr2具有体心四方结构，如图所示，黑球个数为8×＋1＝2，白球个数为8×＋2＝4，结合化学式AlCr2可知，白球为Cr，黑球为Al，即处于顶角位置的是Al原子。设Cr和Al原子半径分别为rCr和rAl，则金属原子的体积为×4＋×2＝，故金属原子空间占有率＝×100%＝×100%。
4．(2021·全国甲卷)我国科学家研发的全球首套千吨级太阳能燃料合成项目被形象地称为“液态阳光”计划。该项目通过太阳能发电电解水制氢，再采用高选择性催化剂将二氧化碳加氢合成甲醇。回答下列问题：
(1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。Si的价电子层的电子排式为 3s23p2　；单晶硅的晶体类型为原子晶体(共价晶体)　。SiCl4是生产高纯硅的前驱体，其中Si采取的杂化类型为 sp3　。SiCl4可发生水解反应，机理如下：

含s、p、d轨道的杂化类型有：①dsp2、②sp3d、③sp3d2，中间体SiCl4(H2O)中Si采取的杂化类型为②　(填标号)。
(2)CO2分子中存在 2　个σ键和 2　个π键。
(3)甲醇的沸点(64.7℃)介于水(100℃)和甲硫醇(CH3SH，7.6℃)之间，其原因是甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能，且水比甲醇的氢键多　。
(4)我国科学家发明了高选择性的二氧化碳加氢合成甲醇的催化剂，其组成为ZnO/ZrO2固溶体。四方ZrO2晶胞如图所示。Zr4＋离子在晶胞中的配位数是 8　，晶胞参数为apm、apm、cpm，该晶体密度为　g·cm－3(写出表达式)。在ZrO2中掺杂少量ZrO后形成的催化剂，化学式可表示为ZnxZr1－xOy，则y＝ 2－x　(用x表达)。

【解析】　(1)基态Si原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，因此Si的价电子层的电子排式为3s23p2；晶体硅中Si原子与Si原子之间通过共价键相互结合，整块晶体是一个三维的共价键网状结构，因此晶体硅为原子晶体；SiCl4中Si原子价层电子对数为4＋＝4，因此Si原子采取sp3杂化；由图可知，SiCl4(H2O)中Si原子的σ键数为5，说明Si原子的杂化轨道数为5，由此可知Si原子的杂化类型为sp3d；
(2)CO2的结构式为O===C===O，1个双键中含有1个σ键和1个π键，因此1个CO2分子中含有2个σ键和2个π键；
(3)甲醇分子之间和水分子之间都存在氢键，因此沸点高于不含分子间氢键的甲硫醇，甲醇分子之间氢键的总强度低于水分子之间氢键的总强度，因此甲醇的沸点介于水和甲硫醇之间；
(4)以晶胞中右侧面心的Zr4＋为例，同一晶胞中与Zr4＋连接最近且等距的O2－数为4，同理可知右侧晶胞中有4个O2－与Zr4＋相连，因此Zr4＋离子在晶胞中的配位数是4＋4＝8；1个晶胞中含有4个ZrO2微粒，1个晶胞的质量m＝，1个晶胞的体积为(a×10－10 cm)×(a×10－10 cm)×(c×10－10 cm)＝a2c×10－30 cm3，因此该晶体密度＝＝＝ g·cm－3；在ZrO2中掺杂少量ZrO后形成的催化剂，化学式可表示为ZnxZr1－xOy，其中Zn元素为＋2价，Zr为＋4价，O元素为－2价，根据化合物化合价为0可知2x＋4×(1－x)＝2y，解得y＝2－x。
5．(2020·全国卷Ⅰ·35)Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：
(1)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为 4∶5　。
(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是 Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小　。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是 Li，Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B　。

I1/(kJ/mol)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
(3)磷酸根离子的空间构型为正四面体形　，其中P的价层电子对数为 4　、杂化轨道类型为 sp3　。
(4)LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有LiFePO4的单元数有 4　个。

电池充电时，LiFeO4脱出部分Li＋，形成Li1－xFePO4，结构示意图如(b)所示，则x＝(或0.187 5)　，n(Fe2＋)∶n(Fe3＋)＝ 13∶3　。
【解析】　(1)基态铁原子的价电子排布式为3d64s2，失去外层电子转化为Fe2＋和Fe3＋，这两种基态离子的价电子排布式分别为3d6和3d5，根据Hund规则可知，基态Fe2＋有4个未成对电子，基态Fe3＋有5个未成对电子，所以未成对电子个数比为4∶5；(2)同主族元素，从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，所以I1(Li)>I1(Na)；同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于ⅡA元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的ⅢA元素，因此I1(Be)>I1(B)>I1(Li)；(3)经过计算，PO中不含孤电子对，成键电子对数目为4，价层电子对数为4，因此其构型为正四面体形，P原子是采用sp3杂化方式形成的4个sp3杂化轨道；(4)由题干可知，LiFePO4的晶胞中，Fe存在于由O构成的正八面体内部，P存在由O构成的正四面体内部；再分析题干中给出的(a)，(b)和(c)三个不同物质的晶胞结构示意图，对比(a)和(c)的差异可知，(a)图所示的LiFePO4的晶胞中，小球表示的即为Li＋，其位于晶胞的8个顶点，4个侧面面心以及上下底面各自相对的两条棱心处，经计算一个晶胞中Li＋的个数为8×＋4×＋4×＝4个；进一步分析(a)图所示的LiFePO4的晶胞中，八面体结构和四面体结构的数目均为4，即晶胞中含Fe和P的数目均为4；考虑到化学式为LiFePO4，并且一个晶胞中含有的Li＋、Fe和P的数目均为4，所以一个晶胞中含有4个LiFePO4单元。对比(a)和(b)两个晶胞结构示意图可知，Li1－xFePO4相比于LiFePO4缺失一个面心的Li＋以及一个棱心的Li＋；结合上一个空的分析可知，LiFePO4晶胞的化学式为Li4Fe4P4O16，那么Li1－xFePO4晶胞的化学式为Li3.25Fe4P4O16，所以有1－x＝即x＝0.187 5。结合上一个空计算的结果可知，Li1－xFePO4即Li0.812 5FePO4；假设Fe2＋和Fe3＋数目分别为x和y，则列方程组：x＋y＝1，0.812 5＋2x＋3y＋5＝4×2，解得x＝0.812 5，y＝0.187 5，则Li1－xFePO4中n(Fe2＋)∶n(Fe3＋)＝0.812 5∶0.187 5＝13∶3。
6．(2020·全国卷Ⅱ·35)钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料，回答下列问题：
(1)基态Ti原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d24s2　。
(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是 TiF4为离子化合物，熔点高，其他三种均为共价化合物，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高　。
化合物
TiF4
TiCl4
TiBr4
TiI4
熔点/℃
377
－24.12
38.3
155
(3)CaTiO3的晶胞如图(a)所示，其组成元素的电负性大小顺序是 O＞Ti＞Ca　；金属离子与氧离子间的作用力为离子键　，Ca2＋的配位数是 12　。
(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2＋、I－和有机碱离子CH3NH，其晶胞如图(b)所示。其中Pb2＋与图(a)中 Ti4＋　的空间位置相同，有机碱CH3NH中，N原子的杂化轨道类型是 sp3　；若晶胞参数为anm，则晶体密度为×1021　g·cm－3(列出计算式)。

(5)用上述金属卤化物光电材料制作的太阳能电池在使用过程中会产生单质铅和碘，降低了器件效率和使用寿命。我国科学家巧妙地在此材料中引入稀土铕(Eu)盐，提升了太阳能电池的效率和使用寿命，其作用原理如图(c)所示，用离子方程式表示该原理 2Eu3＋＋Pb===2Eu2＋＋Pb2＋　、 2Eu2＋＋I2===2Eu3＋＋2I－　。

【解析】　(1)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)一般不同的晶体类型的熔沸点是原子晶体>离子晶体>分子晶体，TiF4是离子晶体，其余三种则为分子晶体，故TiF4的熔点高于其余三种物质；TiCl4、TiBr4、TiI4均为分子晶体，对于结构相似的分子晶体，则其相对分子质量越大，分子间作用力依次越大，熔点越高；(3)CaTiO3晶体中含有Ca、Ti、O三种元素，Ca、Ti是同为第四周期的金属元素，Ca在Ti的左边，根据同一周期元素的电负性从左往右依次增大，故Ti>Ca，O为非金属，故其电负性最强，故三者电负性由大到小的顺序是O>Ti>Ca，金属阳离子和氧负离子之间以离子键结合，离子晶体晶胞中某微粒的配位数是指与之距离最近且相等的带相反电性的离子，故Ca2＋的配位数必须是与之距离最近且相等的氧离子的数目，从图(a)可知，该数目为三个相互垂直的三个面上，每一个面上有4个，故Ca2＋的配位数是12；(4)比较晶胞(a)(b)可知，将图(b)中周围紧邻的八个晶胞中体心上的离子连接起来，就能变为图(a)所示晶胞结构，图(b)中体心上的Pb2＋就变为了八个顶点，即相当于图(a)中的Ti4＋；图(b)中顶点上的I－就变成了体心，即相当于图(a)中的Ca2＋；图(b)面心上中的CH3NH就变成了棱心，即相当于图(a)中的O2－；故图(b)中的Pb2＋与图(a)中的Ti4＋的空间位置相同；有机碱CH3NH中N原子上无孤对电子，周围形成了4个σ键，故N原子采用sp3杂化；从图(b)可知，一个晶胞中含有Pb2＋的数目为1×1＝1个，CH3NH的数目为8×＝1个，I－的数目为6×＝3个，故晶胞的密度为ρ＝＝＝×1021 g/cm3；(5)从作用原理图(c)可以推出，这里发生两个离子反应方程式，左边发生Pb＋2Eu3＋===Pb2＋＋2Eu2＋，右边发生I2＋2Eu2＋===2Eu3＋＋2I－。

考情预判
1．高考对原子结构的考查主要有三个方面：前四周期元素核外电子排布式的书写与推断；运用电离能、电负性解释推断某些元素的性质；原子结构与性质的应用。预计今后高考将会稳中有变，可能与元素周期律、元素周期表的知识或元素及其化合物的知识相结合进行考查。
2．高考对分子结构与物质性质的考查主要以三方面为主：(1)化学键的类型、特征、判断；(2)常见分子的立体构型及中心原子的杂化类型；(3)范德华力、氢键、配位键的特点及对物质性质的影响。预计今后高考将会对上述考查内容进行重点考查。注意杂化轨道理论及价层电子对互斥理论的复习。
3．高考对晶体结构与物质性质的考查主要从两个方面切入：(1)关于晶胞的计算；(2)晶体微粒间的相互作用力以及物理性质的比较。预计今后高考将主要考查晶体类型、四种晶体的区别、晶体的结构特点以及晶胞的相关计算。


悟·核心要点
WUHEXINYAODIAN　　　　　　对应学生用书学案P124
考点一　原子结构与性质


核心知识·整合
1．基态原子核外电子的排布
(1)排布规律
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，即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…
泡利原理
每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态相反的电子
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
[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
表示方法
举例
电子排布式
Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
简化电子排布式
Cu：[Ar]3d104s1
价电子排布式
Fe：3d64s2
电子排布图
(或轨道表示式)


(3)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：


②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注意电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2，简化的电子排布式：[Ar]3d64s2，价电子排布式：3d64s2。
(4)巧判未成对电子数的两方法
①根据电子排布式判断
设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为n，该能级的原子轨道数为m，则n≤m时，未成对电子数为n；n>m时，未成对电子数为2m－n。如氯原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5，未充满电子的能级为3p能级，有3个原子轨道，填充的电子数为5，所以未成对电子数为2×3－5＝1；Cr原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，未充满电子的能级为3d能级和4s能级，分别有5、1个原子轨道，填充的电子数分别为5、1，所以未成对电子数为6。
②根据电子排布图判断
电子排布图能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。
2．牢记元素第一电离能和电负性的递变规律

同周期(从左往右)
同主族(从上往下)
第一
电离能
增大趋势
(注意第ⅡA、ⅤA族
的特殊性)
依次减小
电负性
依次增大
依次减小
元素第一电离能的周期性变化规律：
一般规律：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，稀有气体的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小。
特殊规律：第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全满(s2、p6、d10、f14)、半满(s1、p3、d5、f7)和全空(s0、p0、d0、f0)结构时，原子的能量最低，该元素具有较大的第一电离能。

关键能力·突破

　考向1　基态原子的核外电子排布
典例1(1)(2018·全国卷Ⅰ)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为 D　、 C　(填标号)。

②Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是 Li＋核电荷数较大　。
(2)(2018·全国卷Ⅱ)硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：

H2S
S8
FeS2
SO2
SO3
H2SO4
熔点/℃
－85.5
115.2
>600 (分解)
－75.5
16.8
10.3
沸点/℃
－60.3
444.6
－10.0
45.0
337.0
基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为　，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为哑铃(纺锤)　。
(3)(2018·全国卷Ⅲ)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：
Zn原子核外电子排布式为
[Ar]3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)　。
【解析】　(1)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，原子核对核外电子的吸引力较大，因此Li＋的半径小于H－。(2)基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图(轨道表达式)为；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据的最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。(3)①Zn是第30号元素，所以核外电子排布式为[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2。
方法技巧
核外电子排布的书写规律
(1)按照构造原理书写。
(2)能量相同的原子轨道在全满(s2、p6、d10、f14)、半满(s1、p3、d5、f7)和全空(s0、p0、d0、f0)状态时，体系能量最低，最稳定。
〔迁移应用〕
1．按要求回答下列问题。
(1)(2022·贵阳模拟)镍及其化合物用途广泛，可用作催化剂、合金、电器元件等。回答下列问题：
基态Ni原子价电子排布图为　。
(2)(2022·德阳模拟)废锂电池回收是对“城市矿产”的资源化利用，可促进新能源产业闭环。处理钴酸锂(LiCoO2)和磷酸亚铁锂(LiFePO4)废电池材料，可回收Li、Fe、Co金属。
Co3＋价层电子排布式是 3d6　，LiFePO4中铁未成对电子数为 4　。
(3)(2022·重庆模拟)基态铁原子的价层电子排布式为 3d64s2　。
(4)(2022·乌鲁木齐模拟)我国科学家利用碲化锆(ZrTe2)和砷化镉(Cd3As2)为材料成功地验证了三维两字霍尔效应，并发现了金属—绝缘体的转换。回答下列问题：
基态砷原子的价电子排布式为 4s24p3　。
(5)(2022·太原模拟)太阳能电池的发展已经进入了第三代。第一代为单晶硅太阳能电池，第二代为多晶硅、非晶硅等太阳能电池，第三代就是铜钢镓硒CIGs(CIS中掺入Ga)等化合物薄膜太阳能电池以及薄膜Si系太阳能电池。
亚铜离子(Cu＋)基态时的价电子排布式表示为 3d10　。
【解析】　(1)Ni元素为28号元素，基态Ni原子核外电子排布式为[Ar]3d84s2，则价电子排布图：；(2)Co是27号元素，Co3＋价层电子排布式是3d6，LiFePO4中铁元素显＋2价，Fe2＋价层电子排布为3d6，未成对电子数为4。(3)Fe为26号元素，基态铁原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，所以其价层电子排布式为：3d64s2；(4)砷的原子序数为33，位于第四周期，第ⅤA族，基态砷原子的价电子排布式为4s24p3。(5)铜基态时的价电子排布式为3d104s1，则Cu＋基态时的价电子排布式为3d10。
　考向2　元素的电离能和电负性
典例2Ⅰ.Al、Fe、Cu是重要的金属材料，在生产生活中有着广泛的应用。回答下列问题：
(1)基态Fe2＋的核外电子排布式为[Ar] 3d6　，有 4　个未成对电子。
(2)已知Al的第一电离能为578kJ·mol－1、第二电离能为1817kJ·mol－1、第三电离能为2745kJ·mol－1、第四电离能为11575kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因： Al原子失去一个电子后，其3p轨道为全空状态，3s轨道为全充满状态，较稳定　。
(3)甲醇重整制氢反应中，铜基催化剂如CuO/SiO2具有重整温度低、催化选择性高等优点。Cu、Si、O元素的电负性由大到小的顺序是 O>Si>Cu　。
Ⅱ.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材料。请回答：
(4)基态铜原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)　；已知高温下CuO―→Cu2O＋O2，从铜原子价电子结构(3d和4s轨道上应填充的电子数)变化角度来看，能生成Cu2O的原因是 CuO中Cu2＋的价电子排布式为3d9，Cu2O中Cu＋的价电子排布式为3d10，后者3d轨道处于稳定的全充满状态而前者不是　。
(5)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢原子，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se>　Si(填“>”或“Si>Cu。Ⅱ.(4)Cu为第29号元素，位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，所以基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)；CuO中Cu2＋的价电子排布式为3d9，Cu2O中Cu＋的价电子排布式为3d10，3d10为稳定结构，所以在高温时CuO能生成Cu2O。(5)若“Si—H”中共用电子对偏向氢原子，说明硅显正价，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒的氢化物中硒显负价，所以硒与硅的电负性相对大小为Se>Si；在第三周期元素中，钠原子失去1个电子后就已经达到最外层8电子的稳定结构，所以钠的第二电离能较大；镁原子最外层为2个电子，失去2个电子后为稳定结构，所以镁的第三电离能最大；即a代表第二电离能I2，b代表第三电离能I3，c代表第一电离能I1。
方法技巧
(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。
(2)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成的共价键的极性就越强。
〔迁移应用〕
2．(1)(2022·贵阳模拟)某镍配合物由1个Ni2＋与2个形成。形成该镍配合物的元素中，第二周期元素的第一电离能最大的为 N　(用元素符号表示)，配合物中N采用的杂化类型为 sp2　。
(2)(2022·重庆模拟)Na、Mg、Al的第一电离能由大到小的是 Mg>Al>Na　。
(3)(2022·乌鲁木齐模拟)As与Ge、Se同周期且相邻，它们的第一电离能由大到小的顺序为 As＞Se＞Ge　(用元素符号表示)。
(4)(2022·太原模拟)硒为第四周期元素，相邻的元素有砷和溴，则3种元素的第一电离能从大到小顺序为 Br>As>Se　(用元素符号表示)
【解析】　(1)组成该镍配合物的元素中，第二周期元素有N、O和C，其中N的价层电子排布式为2s22p3，2p能级为半满的稳定结构，第一电离能最大，配合物中N有两个σ键电子对，一个孤电子对，价层电子对为3，杂化方式为：sp2；(2)同周期元素从左往右，第一电离能呈现增大趋势，但由于第ⅡA元素是全充满结构，较稳定，所以第一电离能第ⅡA元素>第ⅢA元素，因此Na、Mg、Al的第一电离能由大到小的是Mg>Al>Na；(3)As与Ge、Se同周期且相邻，由于As的4p轨道处于半满结构，能量低稳定，失去电子更难，它的第一电离能比同周期相邻元素的第一电离能大，所以它们的第一电离能由大到小的顺序为As＞Se＞Ge。(4)硒为第四周期第ⅥA族元素，其前一主族的砷的价层电子排布式为4s24p3，4p能级上填充3个电子，是半充满的稳定结构，所以其第一电离能高于其后的硒，而同周期的第ⅦA族的溴原子半径小，质子数多，失去电子比砷和硒难，在这三种元素中第一电离能最大，所以这3种元素的第一电离能从大到小顺序为Br＞As＞Se。

考点二　分子结构与性质

核心知识·整合
1．“两大理论”与分子或离子构型
(1)用价层电子对互斥理论推测分子或离子空间构型的思维模板：确定价层电子对数价层电子对空间构型
确定孤电子对数变形后的空间构型分子(离子)的空间构型
(2)常见分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式
化学式
空间构型
中心原子的杂化方式
CS2
直线形
sp
HCN
直线形
sp
BeX2
直线形
sp
HgCl2
直线形
sp
CH2O
平面三角形
sp2
BX3
平面三角形
sp2
SO3
平面三角形
sp2
SO2
V形
sp2
C2H4
平面四边形
sp2
H2S
V形
sp3
2．微粒作用与分子性质
(1)共价键类型的判断
①σ键和π键：π键的重叠程度小，不牢固；σ键的重叠程度大，比较牢固；两原子形成共价键时，先“头碰头”形成σ键，再“肩并肩”形成π键。单键都是σ键，双键有1个σ键和1个π键，三键有1个σ键和2个π键。
②极性键和非极性键：X—X型、Y—Y型是非极性键；X—Y型是极性键。
③配位键：可表示为X→Y，其中X是配体，提供孤对电子，Y是中心原子或离子，通常是过渡金属原子或离子。
(2)分子结构与性质
①分子构型与分子极性的关系

②溶解性：a.“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。b.“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
③无机含氧酸分子的酸性：无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO碳化硅>硅。
(3)离子晶体
一般来说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。
(4)分子晶体
①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；
②具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如H2O>H2S；
③组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子极性越大，其熔、沸点越高。如CO>N2，CH3OH>CH3CH3；
④同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。
(5)金属晶体
金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属熔沸点就越高。如熔沸点：Al>Mg>Na。

关键能力·突破

　考向1　晶体结构及晶体中微粒间作用力
典例1(2022·广州模拟)下列各图为几种晶体或晶胞的结构示意图。

请回答下列问题：
(1)这些晶体中，粒子之间以共价键结合形成的晶体的是金刚石晶体　。
(2)冰、金刚石、CaCl2、干冰4种晶体的熔点由高到低的顺序是金刚石>CaCl2>冰>干冰　。
(3)NaCl晶胞与MgO晶胞结构相同，NaCl晶胞的熔、沸点、硬度较MgO晶体的小　(填“大”或“小”)，原因是 MgO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中离子电荷数，且r(Mg2＋)分子晶体，金刚石为共价晶体，CaCl2为离子晶体，冰和干冰都属于分子晶体，但冰分子之间存在氢键，熔点增大，所以冰的熔点大于干冰，故答案为：金刚石>CaCl2>冰>干冰；(3)MgO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中离子电荷数，且r(Mg2＋)