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新高考版高考化学二轮复习（新高考版） 第1部分 专题突破 专题9 原子结构、分子结构与性质的基础考查课件PPT
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这是一份新高考版高考化学二轮复习（新高考版） 第1部分 专题突破 专题9 原子结构、分子结构与性质的基础考查课件PPT，共60页。PPT课件主要包含了原子结构与性质，核心精讲，表示方法，②违背洪特规则特例，ns1，ns2np6，真题演练，s23p4，s23p2，K＋和P3－等内容，欢迎下载使用。
1.掌握原子结构与元素的性质。2.理解化学键的概念，掌握化学键与分子结构的关系。3.掌握分子间作用力与物质性质的关系。
考点二 分子结构与性质
(一)基态原子的核外电子排布1.排布规律(1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。(3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
3.特殊原子的核外电子排布式(1)Cr的核外电子排布先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(2)Cu的核外电子排布先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。
易错提醒 (1)在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误：①3d、4s书写顺序混乱
(2)在写基态原子的轨道表示式时，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)(3)注意元素原子电子排布式、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；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。
4.原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，主族元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的最外层电子排布重复出现从 到 的周期性变化(第一周期除外)。
(二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用1.元素的电离能第一电离能：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。常用符号I1表示，单位为kJ·ml－1。(1)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐 的趋势，稀有气体的第一电离能最 ，氢和碱金属的第一电离能最 。同族元素从上到下，第一电离能逐渐 。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、Mg、P。
(2)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。②判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2.元素的电负性(1)元素电负性的周期性变化元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 。
(2)元素电负性的应用
角度一 基态原子的核外电子排布及运动状态1.[2021·全国乙卷，35(1)]对于基态Cr原子，下列叙述正确的是______(填字母)。A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1B.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.[2021·广东，20(1)]基态硫原子的价电子排布式为_______。3.[2021·全国甲卷，35(1)节选]Si的价电子层的电子排布式为_______。4.[2021·湖南，18(1)]基态硅原子最外层的电子排布图为______________。5.[2021·山东，16(1)]基态F原子核外电子的运动状态有____种。
基态F原子共有9个核外电子，则每个电子都有对应的轨道和自旋状态，所以核外电子的运动状态有9种。
6.[2021·河北，17(1)(2)]KH2PO4晶体具有优异的非线性光学性能。我国科学工作者制备的超大KH2PO4晶体已应用于大功率固体激光器，填补了国家战略空白。回答下列问题：(1)在KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子中，核外电子排布相同的是__________(填离子符号)。
KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子分别为H＋(或H－)、O2－、K＋和P3－，其中核外电子排布相同的是K＋和P3－。
(2)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用＋ 表示，与之相反的用－ 表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为___________。
对于基态的磷原子，其价电子排布式为3s23p3，其中3s轨道的2个电子自旋状态相反，自旋磁量子数的代数和为0；根据洪特规则可知，其3p轨道的3个电子的自旋状态相同，因此，基态磷原子的价电子的自旋磁量子数的代数和为
7.[2019·全国卷Ⅰ，35(1)]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。A.B.C.D.
由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s，3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。
8.[2019·全国卷Ⅱ，35(2)(3)](2)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为_____。
Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时，首先失去6s轨道上的电子，然后再失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。
(3)比较离子半径：F－______O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
F－与O2－核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：F－
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________。
10.[2018·全国卷Ⅱ，35(1)]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________形。
角度二 元素的电离能和电负性11.[2021·山东，16(2)节选]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为_________。
12.[2020·全国卷Ⅰ，35(1)(2)]Gdenugh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_______。
基态Fe2＋的价层电子排布式为3d6，未成对电子数为4，基态Fe3＋的价层电子排布式为3d5，未成对电子数为5，所以两者之比为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______________________________________________________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是________
Na与Li同主族，Na的电子层
数更多，原子半径更大，更易失电子，故第一电离能更小
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的
___________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Li和Na在同一主族，价层电子数相同，Li在Na的上一周期，原子半径：Li＜Na，Li的原子核对核外电子的有效吸引作用大于Na，所以第一电离能：I1(Li)＞I1(Na)。Be的电子排布式为1s22s2，是全充满稳定结构，故第一电离能大于B、Li；Li、B在同一周期，元素原子核外电子层数相同，但随核电荷数增大，原子半径减小，原子核对核外电子的有效吸引作用依次增强，故第一电离能：I1(B)＞I1(Li)。
13.[2020·全国卷Ⅱ，35(3)]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：CaTiO3的晶胞如图所示，其组成元素的电负性大小顺序是_____________；金属离子与氧离子间的作用力为________，Ca2＋的配位数是_____。
三种元素中O的电负性最大，Ca的电负性最小，因此三种元素电负性的大小顺序为O＞Ti＞Ca。氧离子与金属离子之间形成的是离子键。由图可知，每个Ca2＋周围与之等距离的O2－的个数为12，即配位数为12。
考向一 核外电子排布的规范书写1.(1)Sc的价层电子排布式为________。(2)V的价层电子轨道表示式为_________________________。(3)基态铜原子的核外电子排布式(简写)为____________。(4)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)为______________。(5)第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式(简写)为___________。
[Ar]3d104s1
[Ar]3d104s24p1
考向二 有关原子结构与性质的简答集训2.尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能：N>O，原因是____________________________________________________________________。3.比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是____________________________________________________________________________________________________________________________________。4.从原子结构角度分析Fe2＋和Fe3＋稳定性的相对强弱：_________________________________________________________________________________________。
N元素的2p能级为半充满状态，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量更多
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满
状态，较稳定；而Fe2＋的3d轨道电子数为6，失去一个电子就达到半充满的稳定结构，故Fe2＋容易再失去一个电子
Fe2＋：[Ar]3d6，
Fe3＋：[Ar]3d5，Fe3＋的3d能级电子为半充满的稳定结构，故稳定性：Fe3＋>Fe2＋
5.检验K元素的方法是焰色试验，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：____________________________________________________________________________________________________________________________________________________。6.Na＋和Ne互为等电子体，电离能：I2(Na)>I1(Ne)，原因是______________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成
激发态原子，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
子排布结构相同，而Na＋比Ne的核电荷数大，因此Na＋原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na＋更难失去电子，电离能更大
7.FeCl3和LiFePO4中的铁元素分别显＋3、＋2价，请从原子结构角度解释Fe为何能显＋3、＋2价：_______________________________________________________________________________________________________________________。
Fe的价层电子排布为3d64s2，其4s上的两个电子易失去而显＋2价，3d上再失去1个电子后形成较稳定的半充满状态，所以可显＋3价
1.分子空间结构与杂化轨道理论当原子成键时，原子的价层电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
2.分子空间结构与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型指的是价层电子对的空间结构，而分子的空间结构指的是成键电子对的空间结构，不包括孤电子对。(1)当中心原子无孤电子对时，两者的空间结构一致。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的空间结构不一致。
3.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关，二者之间可以相互判断。
特别提醒 (1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。(2)键角大小的判断方法①不同杂化类型如键角：CH4三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。
如乙烯分子中H—C==C的键角是121.3°；H—C—H的键角是117.4°，均接近120°。③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小如键角：CH4>NH3>H2O； >NH3；H3O＋>H2O。④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大键角：NH3>PH3>AsH3。解释：N、P、As的电负性逐渐减小，中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。
⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小键角：NF3
[知识拓展] 等电子原理等电子体具有相同的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。确定等电子体的方法(举例)：变换过程中注意电荷改变，并伴有元素种类的改变。
6.分子性质(1)分子构型与分子极性的关系
(2)键的极性对化学性质的影响按要求回答问题：①酸性：CCl3COOH_____CHCl2COOH(填“＞”或“＜”下同)，其原因是________________________________________________________________________________________。②酸性：CH3COOH_____CH3CH2COOH，其原因是_________________________________________________________________________________。
Cl3C—的极性大于Cl2HC—的极性，导致CCl3COOH的羧基中的羟基
的极性更大，更易电离出H＋
烷基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱
(3)溶解性①“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。②“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。
7.氢键及其对物质性质的影响氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。
对物理性质的影响：(1)分子间氢键使物质沸点较高例如，沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。
(2)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。(3)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。
角度一 微粒作用与分子性质1.[2021·全国甲卷，35(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_________________________________________________________________________。2.[2020·山东，17(2)]NH3、PH3、AsH3的沸点由高到低的顺序为_________________(填化学式，下同)，还原性由强到弱的顺序为_________________，键角由大到小的顺序为_________________。
甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇
均能形成氢键，且水比甲醇形成的氢键多
NH3、AsH3、PH3
AsH3、PH3、NH3
NH3、PH3、AsH3
3.[2020·全国卷Ⅱ，35(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
TiF4的熔点明显高于TiCl4，而TiCl4、TiBr4、TiI4的熔点依次升高，由此说明TiF4为离子化合物，而TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物，共价化合物随相对分子质量的增大，分子间作用力增大，因此熔点逐渐升高。
4.[2018·全国卷Ⅱ，35(3)]如图为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为____________________________________。
S8相对分子质量大，分子间范德华力强
角度二 “两大理论”与微粒构型5.[2021·全国甲卷，35(1)(2)](1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。单晶硅的晶体类型为__________。SiCl4是生产高纯硅的前驱体，其中Si采取的杂化类型为______。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____(填标号)。
SiCl4中Si原子价层电子对数为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分子中存在______个σ键和______个π键。
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。
6.[2021·全国乙卷，35(2)(3)节选]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：(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___________，中心离子的配位数为_____。(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右图所示。
PH3中P的杂化类型是_____，H2O的键角小于NH3的，分析原因_________________________________________________________________________________________。
NH3含有1个孤电子对，而H2O含有2个孤电子对，H2O中的孤电子对对成键电子对的排斥作用较大
7.[2020·山东，17(1)(3)](1)常温常压下SnCl4为无色液体，SnCl4空间结构为____________，其固体的晶体类型为_________。
Sn最外层有4个电子，与4个Cl形成4个σ键，因此SnCl4的空间结构为正四面体形；由题给信息知SnCl4常温常压下为液体，说明SnCl4的熔点较低，所以其固体的晶体类型为分子晶体。
(3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Cd2＋配合物的结构如图所示，1 ml该配合物中通过螯合作用形成的配位键有____ ml，该螯合物中N的杂化方式有_____种。
由题给图示可知，通过螯合作用形成了3个环，每个环中Cd2＋均可与2个N原子或2个氧原子形成配位键，即1个Cd2＋与4个N原子分别形成4个配位键，与2个O原子分别形成2个配位键，因此1 ml该配合物中通过螯合作用形成的配位键有6 ml；由题给
图示可知，该配合物中有2种不同的N原子，每个N原子均形成3个σ键，因此所有N原子的杂化方式均为sp2杂化，即杂化方式只有1种。
8.[2020·全国卷Ⅰ，35(3)]磷酸根离子的空间结构为___________，其中P的价层电子对数为____、杂化轨道类型为_____。
9.[2020·全国卷Ⅲ，35(2)(3)](2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为_____键，其电子对由____提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气：
的结构为 。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由_____变为_____。
NH3分子中N原子有1个孤电子对，BH3分子中B原子有空的2p轨道，则NH3BH3分子中N—B化学键是配位键，N原子提供孤电子对，B原子提供空轨道。NH3BH3中B原子形成3个B—H和1个B—N，B原子周围有4个成键电子对，则B原子采取sp3杂化； 中每个B原子均形成3个B—O，且B原子最外层不含孤电子对，则B原子采取sp2杂化，故在该反应中，B原子的杂化轨道类型由sp3变为sp2。
(3)NH3BH3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(Hδ－)，电负性大小顺序是___________。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是______(写分子式)，其熔点比NH3BH3____(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在____________________作用，也称“双氢键”。
Hδ＋与Hδ－的静电引力
NH3BH3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(Hδ－)，说明N的电负性强于H，B的电负性弱于H，故电负性：N＞H＞B。NH3BH3分子含8个原子，其价电子总数为14，与其互为等电子体的是C2H6。NH3BH3分子间存在“双氢键”，类比“氢键”的形成原理，则CH3CH3的熔点比NH3BH3低的原因是在NH3BH3分子之间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。
10.[2019·全国卷Ⅰ，35(2)节选]乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是_____、_____。
乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。
11.[2019·全国卷Ⅱ，35(1)改编]元素As与N同族。预测As的氢化物分子的空间结构为__________。
AsH3的中心原子As的价层电子对数为4，包括3对成键电子和1个孤电子对，故其空间结构为三角锥形。
12.[2019·全国卷Ⅲ，35(2)(4)(5)](2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为_________________，其中Fe的配位数为_____。
Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位键。由常见AlCl3的双聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为，其中Fe的配位数为4。
(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是____；P的_____杂化轨道与O的2p轨道形成_____键。(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为_______________(用n代表P原子数)。
(PnO3n＋1)(n＋2)－
由三磷酸根离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全属于该P原子，另外2个O原子分别属于2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2＋2× ＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3×2＋ ×2＝7，故若这类磷酸根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n＋1，又因O元素的化合价为－2价，P元素的化合价为＋5价，故该离子所带电荷为－2×(3n＋1)＋5n＝－n－2，这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
1.按要求回答下列问题。(1)AlCl3在178 ℃时升华，其蒸气的相对分子质量约为267，蒸气分子的结构式为_________________(标明配位键)。(2)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－中的C原子形成配位键，不考虑空间结构，[Zn(CN)4]2－的结构可用示意图表示为_______________。
(3)有机物丁二酮肟常用于检验Ni2＋：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2＋反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。
①结构中，碳碳之间的共价键类型是σ键，碳氮之间的共价键类型是__________，氮镍之间形成的化学键：________。②该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在______。
2.按要求回答下列问题。(1)硼酸钠(Na2B4O7·10H2O)俗称硼砂，硼砂晶体中阴离子[B4O5(OH)4]2－的结构如图所示，其中硼原子的杂化方式为__________。
(2)苯分子中6个C原子，每个C原子有一个2p轨道参与形成大π键，可记为 (右下角“6”表示6个原子，右上角“6”表示6个共用电子)。①已知某化合物的结构简式为 ，不能使溴的四氯化碳溶液褪色，由此推知，该分子中存在大π键，可表示为____，Se的杂化方式为____。②平面分子 中的大π键应表示为_____，氮原子的杂化方式为_____。
1.CuaSnbSc属于三元化合物，是一种重要的半导体和非线性光学材料，具有杰出的热学、光学和机械等性质，因而备受人们的广泛关注。回答下列问题：CuaSnbSc中Cu元素有＋1和＋2两种价态，从结构上分析基态Cu＋、Cu2＋中______更稳定，原因是__________________________________________________________________________________________；其中Cu2＋可与CN－形成配离子[Cu(CN)4]2－，1 ml该配离子中含有σ键的物质的量为____ ml。
Cu＋的价层电子排布式为3d10，为全充满的稳
定结构；而Cu2＋的价层电子排布式为3d9，不是稳定结构
2.氮元素在地球上含量丰富，氮及其化合物在工农业生产和生活中有着重要作用。尿素[CO(NH2)2]的合成揭开了人工合成有机物的序幕。其中各组成元素(氢除外，下同)电负性最弱的是____(填元素名称)，第一电离能由小到大的顺序为___________(填元素符号)，氮原子价层电子的轨道表示式为__________________。
3.钛被视为继铁、铝之后的第三金属，也有人说“21世纪将是钛的世纪”，钛和钛的化合物在航天、化工、建筑、医疗中都有着广泛的用途。回答下列问题：(1)基态钛原子核外有____种能量不同的电子，其能量最高的电子所在的能级符号为_____。
(2)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。①Ti(BH4)3中所含元素电负性由小到大的顺序为_________。
②TiCl4与SiCl4互为等电子体，TiCl4的空间结构为_____________。
③LiBH4由Li＋和 构成， 中B原子的杂化类型是_____。
④LiBH4存在________(填字母)。A.离子键 B.共价键C.金属键 D.配位键E.氢键
4.蛋白质中含有C、H、O、N、S等元素，食物中的铁主要以三价铁与蛋白质和羧酸结合成络合物的形式存在。(1)在蛋白质中涉及的碳、氮、氧元素电负性由小到大的顺序是________；三价铁离子的价层电子排布式为_____，从原子结构的理论解释Fe3＋比Fe2＋稳定：________________________________。
Fe3＋的3d轨道为半充满的稳定状态
(2)KSCN是检验Fe3＋的试剂之一，SCN－的空间结构为________，1 ml SCN－中含有π键的数目为___________________。
2NA(或1.204×1024)
SCN－中心原子碳原子上的孤电子对数为 ＝0，价层电子对数为2＋0＝2，所以SCN－的空间结构是直线形。
(3)FeCl3晶体易溶于水、乙醇，受热易气化，而FeF3晶体的熔点高于1 000 ℃，试解释两种化合物熔点差异较大的原因：_________________________________。
FeCl3是分子晶体，
FeCl3为分子晶体，FeF3为离子晶体，离子晶体的熔点高于分子晶体，两种化合物的熔点差异较大。
(4)某含铜化合物的离子结构如图所示。①该离子中存在的作用力有_____(填字母)。a.离子键 b.共价键c.配位键d.氢键e.范德华力②该离子中碳原子的杂化类型有_________。
5.La2CuO4在传感器、汽车尾气催化净化、氮氧化物催化消除、中温固体氧化物燃料电池等领域具有良好的应用前景，回答下列问题：(1)基态Cu原子的核外电子排布式为_____________________。
1s22s22p63s23p63d104s1
(2)缩二脲[HN(CONH2)2]是一种有机化合物，分子中氮、碳两种元素原子的杂化类型分别是_____、_____。1 ml缩二脲中含有σ键的数目为______，缩二脲能与Cu2＋形成稳定离子，其原因是__________________________________________。
电子对给Cu2＋形成配位键
6.碳元素在自然界中分布很广，是存在形式最复杂的元素。实验室可用邻二氮菲( )与Fe2＋形成的红色配合物(如图)测定铁的含量。
回答下列问题：(1)基态Fe原子核外电子的空间运动状态有___种。
(2)红色配合物中H、C、N、Fe四种元素的电负性从大到小的顺序为______________。
(3)邻二氮菲分子中C、N两种元素原子的杂化方式分别为_____、_____。
(4)红色配离子的中心原子的配位数为_____。
(5)红色配离子中不存在的作用力有____(填字母)。A.σ键 B.π键C.离子键D.氢键E.配位键
(6)临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成Fe3＋，从结构角度来看，Fe2＋易被氧化成Fe3＋的原因是_________________________________________________________________。
Fe2＋的价层电子排布式为3d6，
容易失去1个电子形成3d5的半满稳定结构
(7)三甲胺[N(CH3)3]和乙二胺(H2N—CH2—CH2—NH2)均属于胺，但三甲胺比乙二胺的沸点低得多，原因是______________________________________________________。
乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分
(8)汽车安全气囊产生气体的功臣是叠氮化钠(NaN3)， 的空间结构为________。
7.氨基吡啶与铜等金属离子所形成的配合物具备良好的磁学性质和结构的多样性，特别是存在桥基配体的铜配合物(同时给多个中心原子配位的配体称为桥基配体)。(1)基态氮原子的价层电子轨道表示式为_________________，在元素周期表中铜属于_____(填“s”“p”“d”或“ds”)区。
氮是7号元素，基态氮原子的价层电子轨道表示式为 ，在元素周期表中铜的价层电子排布式为3d104s1，属于ds区。
(2)C、N、O元素原子的第一电离能由大到小的顺序为___________。
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，N的2p能级为半充满结构，第一电离能比同周期相邻元素的大，故C、N、O元素原子的第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞C。
(3)某氨基吡啶衍生物铜配合物X的结构简式如图所示。X中Cu2＋的配位数是____，C原子的杂化轨道类型为_________。在高温下，Cu2O比CuO稳定，从离子的电子层结构角度分析，主要原因是________________________________________________________________________________________________。
Cu2O中Cu＋的价层
电子排布式为3d10，CuO中Cu2＋的价层电子排布式为3d9，前者为全充满结构，更稳定
X中Cu2＋的配位数是5，吡啶环上的碳、酮羰基上的碳为sp2杂化，甲基上的碳为sp3杂化，故C原子的杂化轨道类型为sp2和sp3。
(4)胆矾的简单平面结构式如图所示。
胆矾的化学式用配合物的形式可表示为__________________；其阴离子的空间结构为____________；胆矾中存在的化学键有______(填字母)。A.离子键 B.共价键C.范德华力 D.氢键E.配位键
[Cu(H2O)4]SO4·H2O
8.铁、钛、镁等金属及其化合物有广泛用途。回答下列问题：(1)基态Ti原子的价层电子的轨道表示式是__________________________，基态Fe原子共有_____种不同能级的电子。
钛元素的原子序数为22，价层电子排布式为3d24s2，价层电子的轨道表示式为 ；铁元素的原子序数为26，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则基态铁原子共有7种不同能级的电子。
(2)某含钛半夹心结构催化剂R能催化乙烯、丙烯等的聚合，其结构如图所示：①组成R的元素中，电负性最大的是_____(填元素符号)，氧原子的杂化方式是________。
元素的非金属性越强，电负性越大，组成R的元素中，氧元素的非金属性最强，则电负性最大的是O，分子中氧原子的价层电子对数为4，杂化方式为sp3。
1.掌握原子结构与元素的性质。2.理解化学键的概念，掌握化学键与分子结构的关系。3.掌握分子间作用力与物质性质的关系。
考点二 分子结构与性质
(一)基态原子的核外电子排布1.排布规律(1)能量最低原理：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。(3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
3.特殊原子的核外电子排布式(1)Cr的核外电子排布先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1。(2)Cu的核外电子排布先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得到1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。
易错提醒 (1)在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误：①3d、4s书写顺序混乱
(2)在写基态原子的轨道表示式时，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)(3)注意元素原子电子排布式、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；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。
4.原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，主族元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的最外层电子排布重复出现从 到 的周期性变化(第一周期除外)。
(二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用1.元素的电离能第一电离能：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。常用符号I1表示，单位为kJ·ml－1。(1)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期元素从左到右，第一电离能有逐渐 的趋势，稀有气体的第一电离能最 ，氢和碱金属的第一电离能最 。同族元素从上到下，第一电离能逐渐 。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、Mg、P。
(2)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。②判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2.元素的电负性(1)元素电负性的周期性变化元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐 ；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐 。
(2)元素电负性的应用
角度一 基态原子的核外电子排布及运动状态1.[2021·全国乙卷，35(1)]对于基态Cr原子，下列叙述正确的是______(填字母)。A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1B.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.[2021·广东，20(1)]基态硫原子的价电子排布式为_______。3.[2021·全国甲卷，35(1)节选]Si的价电子层的电子排布式为_______。4.[2021·湖南，18(1)]基态硅原子最外层的电子排布图为______________。5.[2021·山东，16(1)]基态F原子核外电子的运动状态有____种。
基态F原子共有9个核外电子，则每个电子都有对应的轨道和自旋状态，所以核外电子的运动状态有9种。
6.[2021·河北，17(1)(2)]KH2PO4晶体具有优异的非线性光学性能。我国科学工作者制备的超大KH2PO4晶体已应用于大功率固体激光器，填补了国家战略空白。回答下列问题：(1)在KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子中，核外电子排布相同的是__________(填离子符号)。
KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子分别为H＋(或H－)、O2－、K＋和P3－，其中核外电子排布相同的是K＋和P3－。
(2)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用＋ 表示，与之相反的用－ 表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为___________。
对于基态的磷原子，其价电子排布式为3s23p3，其中3s轨道的2个电子自旋状态相反，自旋磁量子数的代数和为0；根据洪特规则可知，其3p轨道的3个电子的自旋状态相同，因此，基态磷原子的价电子的自旋磁量子数的代数和为
7.[2019·全国卷Ⅰ，35(1)]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。A.B.C.D.
由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s，3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。
8.[2019·全国卷Ⅱ，35(2)(3)](2)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为_____。
Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时，首先失去6s轨道上的电子，然后再失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。
(3)比较离子半径：F－______O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
F－与O2－核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：F－
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________。
10.[2018·全国卷Ⅱ，35(1)]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________形。
角度二 元素的电离能和电负性11.[2021·山东，16(2)节选]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为_________。
12.[2020·全国卷Ⅰ，35(1)(2)]Gdenugh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_______。
基态Fe2＋的价层电子排布式为3d6，未成对电子数为4，基态Fe3＋的价层电子排布式为3d5，未成对电子数为5，所以两者之比为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______________________________________________________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是________
Na与Li同主族，Na的电子层
数更多，原子半径更大，更易失电子，故第一电离能更小
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的
___________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Li和Na在同一主族，价层电子数相同，Li在Na的上一周期，原子半径：Li＜Na，Li的原子核对核外电子的有效吸引作用大于Na，所以第一电离能：I1(Li)＞I1(Na)。Be的电子排布式为1s22s2，是全充满稳定结构，故第一电离能大于B、Li；Li、B在同一周期，元素原子核外电子层数相同，但随核电荷数增大，原子半径减小，原子核对核外电子的有效吸引作用依次增强，故第一电离能：I1(B)＞I1(Li)。
13.[2020·全国卷Ⅱ，35(3)]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：CaTiO3的晶胞如图所示，其组成元素的电负性大小顺序是_____________；金属离子与氧离子间的作用力为________，Ca2＋的配位数是_____。
三种元素中O的电负性最大，Ca的电负性最小，因此三种元素电负性的大小顺序为O＞Ti＞Ca。氧离子与金属离子之间形成的是离子键。由图可知，每个Ca2＋周围与之等距离的O2－的个数为12，即配位数为12。
考向一 核外电子排布的规范书写1.(1)Sc的价层电子排布式为________。(2)V的价层电子轨道表示式为_________________________。(3)基态铜原子的核外电子排布式(简写)为____________。(4)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)为______________。(5)第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式(简写)为___________。
[Ar]3d104s1
[Ar]3d104s24p1
考向二 有关原子结构与性质的简答集训2.尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能：N>O，原因是____________________________________________________________________。3.比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是____________________________________________________________________________________________________________________________________。4.从原子结构角度分析Fe2＋和Fe3＋稳定性的相对强弱：_________________________________________________________________________________________。
N元素的2p能级为半充满状态，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量更多
Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满
状态，较稳定；而Fe2＋的3d轨道电子数为6，失去一个电子就达到半充满的稳定结构，故Fe2＋容易再失去一个电子
Fe2＋：[Ar]3d6，
Fe3＋：[Ar]3d5，Fe3＋的3d能级电子为半充满的稳定结构，故稳定性：Fe3＋>Fe2＋
5.检验K元素的方法是焰色试验，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：____________________________________________________________________________________________________________________________________________________。6.Na＋和Ne互为等电子体，电离能：I2(Na)>I1(Ne)，原因是______________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成
激发态原子，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
子排布结构相同，而Na＋比Ne的核电荷数大，因此Na＋原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na＋更难失去电子，电离能更大
7.FeCl3和LiFePO4中的铁元素分别显＋3、＋2价，请从原子结构角度解释Fe为何能显＋3、＋2价：_______________________________________________________________________________________________________________________。
Fe的价层电子排布为3d64s2，其4s上的两个电子易失去而显＋2价，3d上再失去1个电子后形成较稳定的半充满状态，所以可显＋3价
1.分子空间结构与杂化轨道理论当原子成键时，原子的价层电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
2.分子空间结构与价层电子对互斥模型价层电子对互斥模型指的是价层电子对的空间结构，而分子的空间结构指的是成键电子对的空间结构，不包括孤电子对。(1)当中心原子无孤电子对时，两者的空间结构一致。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的空间结构不一致。
3.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关，二者之间可以相互判断。
特别提醒 (1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。(2)键角大小的判断方法①不同杂化类型如键角：CH4
如乙烯分子中H—C==C的键角是121.3°；H—C—H的键角是117.4°，均接近120°。③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小如键角：CH4>NH3>H2O； >NH3；H3O＋>H2O。④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大键角：NH3>PH3>AsH3。解释：N、P、As的电负性逐渐减小，中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。
⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小键角：NF3
[知识拓展] 等电子原理等电子体具有相同的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。确定等电子体的方法(举例)：变换过程中注意电荷改变，并伴有元素种类的改变。
6.分子性质(1)分子构型与分子极性的关系
(2)键的极性对化学性质的影响按要求回答问题：①酸性：CCl3COOH_____CHCl2COOH(填“＞”或“＜”下同)，其原因是________________________________________________________________________________________。②酸性：CH3COOH_____CH3CH2COOH，其原因是_________________________________________________________________________________。
Cl3C—的极性大于Cl2HC—的极性，导致CCl3COOH的羧基中的羟基
的极性更大，更易电离出H＋
烷基越长推电子效应越大，使羧基中的羟基的极性越小，羧酸的酸性越弱
(3)溶解性①“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。②“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。
7.氢键及其对物质性质的影响氢键不属于化学键，氢键的作用力要大于范德华力。
对物理性质的影响：(1)分子间氢键使物质沸点较高例如，沸点：NH3>PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。
(2)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。(3)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。
角度一 微粒作用与分子性质1.[2021·全国甲卷，35(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_________________________________________________________________________。2.[2020·山东，17(2)]NH3、PH3、AsH3的沸点由高到低的顺序为_________________(填化学式，下同)，还原性由强到弱的顺序为_________________，键角由大到小的顺序为_________________。
甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇
均能形成氢键，且水比甲醇形成的氢键多
NH3、AsH3、PH3
AsH3、PH3、NH3
NH3、PH3、AsH3
3.[2020·全国卷Ⅱ，35(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
TiF4的熔点明显高于TiCl4，而TiCl4、TiBr4、TiI4的熔点依次升高，由此说明TiF4为离子化合物，而TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物，共价化合物随相对分子质量的增大，分子间作用力增大，因此熔点逐渐升高。
4.[2018·全国卷Ⅱ，35(3)]如图为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为____________________________________。
S8相对分子质量大，分子间范德华力强
角度二 “两大理论”与微粒构型5.[2021·全国甲卷，35(1)(2)](1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。单晶硅的晶体类型为__________。SiCl4是生产高纯硅的前驱体，其中Si采取的杂化类型为______。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____(填标号)。
SiCl4中Si原子价层电子对数为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分子中存在______个σ键和______个π键。
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。
6.[2021·全国乙卷，35(2)(3)节选]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：(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___________，中心离子的配位数为_____。(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右图所示。
PH3中P的杂化类型是_____，H2O的键角小于NH3的，分析原因_________________________________________________________________________________________。
NH3含有1个孤电子对，而H2O含有2个孤电子对，H2O中的孤电子对对成键电子对的排斥作用较大
7.[2020·山东，17(1)(3)](1)常温常压下SnCl4为无色液体，SnCl4空间结构为____________，其固体的晶体类型为_________。
Sn最外层有4个电子，与4个Cl形成4个σ键，因此SnCl4的空间结构为正四面体形；由题给信息知SnCl4常温常压下为液体，说明SnCl4的熔点较低，所以其固体的晶体类型为分子晶体。
(3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Cd2＋配合物的结构如图所示，1 ml该配合物中通过螯合作用形成的配位键有____ ml，该螯合物中N的杂化方式有_____种。
由题给图示可知，通过螯合作用形成了3个环，每个环中Cd2＋均可与2个N原子或2个氧原子形成配位键，即1个Cd2＋与4个N原子分别形成4个配位键，与2个O原子分别形成2个配位键，因此1 ml该配合物中通过螯合作用形成的配位键有6 ml；由题给
图示可知，该配合物中有2种不同的N原子，每个N原子均形成3个σ键，因此所有N原子的杂化方式均为sp2杂化，即杂化方式只有1种。
8.[2020·全国卷Ⅰ，35(3)]磷酸根离子的空间结构为___________，其中P的价层电子对数为____、杂化轨道类型为_____。
9.[2020·全国卷Ⅲ，35(2)(3)](2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为_____键，其电子对由____提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气：
的结构为 。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由_____变为_____。
NH3分子中N原子有1个孤电子对，BH3分子中B原子有空的2p轨道，则NH3BH3分子中N—B化学键是配位键，N原子提供孤电子对，B原子提供空轨道。NH3BH3中B原子形成3个B—H和1个B—N，B原子周围有4个成键电子对，则B原子采取sp3杂化； 中每个B原子均形成3个B—O，且B原子最外层不含孤电子对，则B原子采取sp2杂化，故在该反应中，B原子的杂化轨道类型由sp3变为sp2。
(3)NH3BH3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(Hδ－)，电负性大小顺序是___________。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是______(写分子式)，其熔点比NH3BH3____(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在____________________作用，也称“双氢键”。
Hδ＋与Hδ－的静电引力
NH3BH3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(Hδ－)，说明N的电负性强于H，B的电负性弱于H，故电负性：N＞H＞B。NH3BH3分子含8个原子，其价电子总数为14，与其互为等电子体的是C2H6。NH3BH3分子间存在“双氢键”，类比“氢键”的形成原理，则CH3CH3的熔点比NH3BH3低的原因是在NH3BH3分子之间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。
10.[2019·全国卷Ⅰ，35(2)节选]乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是_____、_____。
乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。
11.[2019·全国卷Ⅱ，35(1)改编]元素As与N同族。预测As的氢化物分子的空间结构为__________。
AsH3的中心原子As的价层电子对数为4，包括3对成键电子和1个孤电子对，故其空间结构为三角锥形。
12.[2019·全国卷Ⅲ，35(2)(4)(5)](2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为_________________，其中Fe的配位数为_____。
Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位键。由常见AlCl3的双聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为，其中Fe的配位数为4。
(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是____；P的_____杂化轨道与O的2p轨道形成_____键。(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为_______________(用n代表P原子数)。
(PnO3n＋1)(n＋2)－
由三磷酸根离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全属于该P原子，另外2个O原子分别属于2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2＋2× ＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3×2＋ ×2＝7，故若这类磷酸根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n＋1，又因O元素的化合价为－2价，P元素的化合价为＋5价，故该离子所带电荷为－2×(3n＋1)＋5n＝－n－2，这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
1.按要求回答下列问题。(1)AlCl3在178 ℃时升华，其蒸气的相对分子质量约为267，蒸气分子的结构式为_________________(标明配位键)。(2)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－中的C原子形成配位键，不考虑空间结构，[Zn(CN)4]2－的结构可用示意图表示为_______________。
(3)有机物丁二酮肟常用于检验Ni2＋：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2＋反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。
①结构中，碳碳之间的共价键类型是σ键，碳氮之间的共价键类型是__________，氮镍之间形成的化学键：________。②该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在______。
2.按要求回答下列问题。(1)硼酸钠(Na2B4O7·10H2O)俗称硼砂，硼砂晶体中阴离子[B4O5(OH)4]2－的结构如图所示，其中硼原子的杂化方式为__________。
(2)苯分子中6个C原子，每个C原子有一个2p轨道参与形成大π键，可记为 (右下角“6”表示6个原子，右上角“6”表示6个共用电子)。①已知某化合物的结构简式为 ，不能使溴的四氯化碳溶液褪色，由此推知，该分子中存在大π键，可表示为____，Se的杂化方式为____。②平面分子 中的大π键应表示为_____，氮原子的杂化方式为_____。
1.CuaSnbSc属于三元化合物，是一种重要的半导体和非线性光学材料，具有杰出的热学、光学和机械等性质，因而备受人们的广泛关注。回答下列问题：CuaSnbSc中Cu元素有＋1和＋2两种价态，从结构上分析基态Cu＋、Cu2＋中______更稳定，原因是__________________________________________________________________________________________；其中Cu2＋可与CN－形成配离子[Cu(CN)4]2－，1 ml该配离子中含有σ键的物质的量为____ ml。
Cu＋的价层电子排布式为3d10，为全充满的稳
定结构；而Cu2＋的价层电子排布式为3d9，不是稳定结构
2.氮元素在地球上含量丰富，氮及其化合物在工农业生产和生活中有着重要作用。尿素[CO(NH2)2]的合成揭开了人工合成有机物的序幕。其中各组成元素(氢除外，下同)电负性最弱的是____(填元素名称)，第一电离能由小到大的顺序为___________(填元素符号)，氮原子价层电子的轨道表示式为__________________。
3.钛被视为继铁、铝之后的第三金属，也有人说“21世纪将是钛的世纪”，钛和钛的化合物在航天、化工、建筑、医疗中都有着广泛的用途。回答下列问题：(1)基态钛原子核外有____种能量不同的电子，其能量最高的电子所在的能级符号为_____。
(2)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。①Ti(BH4)3中所含元素电负性由小到大的顺序为_________。
②TiCl4与SiCl4互为等电子体，TiCl4的空间结构为_____________。
③LiBH4由Li＋和 构成， 中B原子的杂化类型是_____。
④LiBH4存在________(填字母)。A.离子键 B.共价键C.金属键 D.配位键E.氢键
4.蛋白质中含有C、H、O、N、S等元素，食物中的铁主要以三价铁与蛋白质和羧酸结合成络合物的形式存在。(1)在蛋白质中涉及的碳、氮、氧元素电负性由小到大的顺序是________；三价铁离子的价层电子排布式为_____，从原子结构的理论解释Fe3＋比Fe2＋稳定：________________________________。
Fe3＋的3d轨道为半充满的稳定状态
(2)KSCN是检验Fe3＋的试剂之一，SCN－的空间结构为________，1 ml SCN－中含有π键的数目为___________________。
2NA(或1.204×1024)
SCN－中心原子碳原子上的孤电子对数为 ＝0，价层电子对数为2＋0＝2，所以SCN－的空间结构是直线形。
(3)FeCl3晶体易溶于水、乙醇，受热易气化，而FeF3晶体的熔点高于1 000 ℃，试解释两种化合物熔点差异较大的原因：_________________________________。
FeCl3是分子晶体，
FeCl3为分子晶体，FeF3为离子晶体，离子晶体的熔点高于分子晶体，两种化合物的熔点差异较大。
(4)某含铜化合物的离子结构如图所示。①该离子中存在的作用力有_____(填字母)。a.离子键 b.共价键c.配位键d.氢键e.范德华力②该离子中碳原子的杂化类型有_________。
5.La2CuO4在传感器、汽车尾气催化净化、氮氧化物催化消除、中温固体氧化物燃料电池等领域具有良好的应用前景，回答下列问题：(1)基态Cu原子的核外电子排布式为_____________________。
1s22s22p63s23p63d104s1
(2)缩二脲[HN(CONH2)2]是一种有机化合物，分子中氮、碳两种元素原子的杂化类型分别是_____、_____。1 ml缩二脲中含有σ键的数目为______，缩二脲能与Cu2＋形成稳定离子，其原因是__________________________________________。
电子对给Cu2＋形成配位键
6.碳元素在自然界中分布很广，是存在形式最复杂的元素。实验室可用邻二氮菲( )与Fe2＋形成的红色配合物(如图)测定铁的含量。
回答下列问题：(1)基态Fe原子核外电子的空间运动状态有___种。
(2)红色配合物中H、C、N、Fe四种元素的电负性从大到小的顺序为______________。
(3)邻二氮菲分子中C、N两种元素原子的杂化方式分别为_____、_____。
(4)红色配离子的中心原子的配位数为_____。
(5)红色配离子中不存在的作用力有____(填字母)。A.σ键 B.π键C.离子键D.氢键E.配位键
(6)临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收，避免生成Fe3＋，从结构角度来看，Fe2＋易被氧化成Fe3＋的原因是_________________________________________________________________。
Fe2＋的价层电子排布式为3d6，
容易失去1个电子形成3d5的半满稳定结构
(7)三甲胺[N(CH3)3]和乙二胺(H2N—CH2—CH2—NH2)均属于胺，但三甲胺比乙二胺的沸点低得多，原因是______________________________________________________。
乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分
(8)汽车安全气囊产生气体的功臣是叠氮化钠(NaN3)， 的空间结构为________。
7.氨基吡啶与铜等金属离子所形成的配合物具备良好的磁学性质和结构的多样性，特别是存在桥基配体的铜配合物(同时给多个中心原子配位的配体称为桥基配体)。(1)基态氮原子的价层电子轨道表示式为_________________，在元素周期表中铜属于_____(填“s”“p”“d”或“ds”)区。
氮是7号元素，基态氮原子的价层电子轨道表示式为 ，在元素周期表中铜的价层电子排布式为3d104s1，属于ds区。
(2)C、N、O元素原子的第一电离能由大到小的顺序为___________。
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大的趋势，N的2p能级为半充满结构，第一电离能比同周期相邻元素的大，故C、N、O元素原子的第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞C。
(3)某氨基吡啶衍生物铜配合物X的结构简式如图所示。X中Cu2＋的配位数是____，C原子的杂化轨道类型为_________。在高温下，Cu2O比CuO稳定，从离子的电子层结构角度分析，主要原因是________________________________________________________________________________________________。
Cu2O中Cu＋的价层
电子排布式为3d10，CuO中Cu2＋的价层电子排布式为3d9，前者为全充满结构，更稳定
X中Cu2＋的配位数是5，吡啶环上的碳、酮羰基上的碳为sp2杂化，甲基上的碳为sp3杂化，故C原子的杂化轨道类型为sp2和sp3。
(4)胆矾的简单平面结构式如图所示。
胆矾的化学式用配合物的形式可表示为__________________；其阴离子的空间结构为____________；胆矾中存在的化学键有______(填字母)。A.离子键 B.共价键C.范德华力 D.氢键E.配位键
[Cu(H2O)4]SO4·H2O
8.铁、钛、镁等金属及其化合物有广泛用途。回答下列问题：(1)基态Ti原子的价层电子的轨道表示式是__________________________，基态Fe原子共有_____种不同能级的电子。
钛元素的原子序数为22，价层电子排布式为3d24s2，价层电子的轨道表示式为 ；铁元素的原子序数为26，电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则基态铁原子共有7种不同能级的电子。
(2)某含钛半夹心结构催化剂R能催化乙烯、丙烯等的聚合，其结构如图所示：①组成R的元素中，电负性最大的是_____(填元素符号)，氧原子的杂化方式是________。
元素的非金属性越强，电负性越大，组成R的元素中，氧元素的非金属性最强，则电负性最大的是O，分子中氧原子的价层电子对数为4，杂化方式为sp3。
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