一、原子结构与元素性质
1、基态原子的核外电子排布
（1）能量最低原则
（2）泡利不相容原理：一个原子轨道中最多只能容纳2个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。
（3）洪特规则：电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的原子轨道且自旋方向相同。
【特别提醒】①能量相同的轨道在全充满、半充满、全空状态时体系的能量较低，原子较稳定。如基态铬原子的电子排布式不是1s22s22p63s23p63d44s2，而是1s22s22p63s23p63d54s1，原因就是3d5半充满能量低稳定。基态铜原子的电子排布式不是1s22s22p63s23p63d94s2，而是1s22s22p63s23p63d104s1，原因就是3d10全充满能量低稳定。②第n个电子层所含的原子轨道数为N2，最多能容纳的电子数为2n2。每个能级原子轨道数为（2l 1），每个能级最多能容纳的电子数2（2l 1）。
2、电离能与电负性的变化规律
（1）电离能
a.同种元素的原子：电离能逐级增大。
b．同周期元素而言，碱金属第一电离能小，稀有气体第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势。
c．同主族，从上到下，第一电离能逐渐减小
【特别提醒】 ① 前四周期中同周期元素中第ⅡA族、第ⅤA族第一电离能比较大，其原因：第ⅡA族价电子排布为ns2呈全满状态，能量低，比较稳定，更难失去电子，第ⅤA族价电子排布为ns2 np3，p轨道半充满，能量低，比较稳定。例如I1(Mg)> I1(Al)，I1(N)> I1(O)。②可以根据同一原子的逐级电离能的突跃，判断元素的主要化合价。例I3》I2,元素呈现 2价。
（2） 电负性.
①变化规律：同周期，从左到右元素的电负性逐渐增大；同主族，从上到下元素的电负性逐渐减小。一般来说，金属元素电负性较小，非金属元素电负性较大。
②应用：a.用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。
b．可以判断化合物中元素化合价的正负。
c．可以判断化学键的性质。
二、化学键、分子间作用力与物质的性质
1、杂化轨道与分子立体构型
几种常见的杂化轨道类型的比较如下表
杂化类型 | 夹角 | 分子空间构型 | 实例 |
sp杂化 | 180 o | 直线形 | C2H2、CO2、BeCl2 |
sp2杂化 | 120 o | 平面三角形 | C2H4、BF3、C6H6 |
sp3杂化 | 109．5o | 正四面体 | CH4、CCl4、NH4 |
104．5o | V型 | H2O | |
107．3o | 三角锥型 | NH3 |
2、分子的极性 ——由分子的构型决定
常见键的极性与分子极性的关系见下表
类型 | 实例 | 键的极性 | 分子的极性 | 空间构型 |
A2 | H2、N2 | 非极性键 | 非极性分子 | 直线形 |
AB | HCl、NO | 极性键 | 极性分子 | 直线形 |
AB2（A2B） | CO2、CS2 | 极性键 | 非极性分子 | 直线形 |
SO2、H2O | 极性键 | 极性分子 | V形 | |
AB3 | BF3 | 极性键 | 非极性分子 | 平面三角形 |
NH3 | 极性键 | 极性分子 | 三角锥形 | |
AB4 | CH4、SiCl4 | 极性键 | 非极性分子 | 正四面体 |
【规律方法】 判断AB n 型分子极性的经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，否则为极性分子。
三、晶体结构与性质
1、离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体比较
离子晶体 | 分子晶体 | 原子晶体 | 金属晶体 | ||
结构 | 组成晶体微粒 | 阴阳离子 | 分子 | 原子 | 金属阳离子和自由电子 |
微粒间作用力 | 离子键 | 范德华力和氢键 | 共价键 | 金属键 | |
物理性质 | 熔沸点 | 较高 | 低 | 很高 | 一般较高，少部分低 |
硬度 | 硬而脆 | 小 | 大 | 一般较大，少部分小 | |
导电性 | 不良（熔融可导电） | 不良 | 不良 | 良导体 | |
传热性 | 不良 | 不良 | 不良 | 良 | |
延展性 | 不良 | 不良 | 不良 | 良 | |
溶解性 | 易溶于极性溶剂难溶于有机溶剂 | 极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂 | 不溶于任何溶剂 | 一般不溶于溶剂，Na等可溶于水、醇等 | |
典型实例 | NaCl、NaOH、CaCO3、KBr | 白磷、干冰、硫、冰、固态酸 | 金刚石、二氧化硅、晶体硅、SiC等 | Na、Mg、Al、Fe、Cu | |
【雾点盲点】同一能层中，各能级之间的能量大小关系是s<p<d<f。但要注意能及交错现象，故能级顺序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p···
【考前保温训练】
测控导航表
知识点 | 题号(难易度) |
原子结构与物质的性质 | 1（中）4（中）、3（中） |
化学键、分子键作用力与物质的性质 | 1（中）、2（中）、3（中）4（中） |
晶体的结构与性质 | 2（中）、3（中）、4（中） |
1．已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X跟Y可形成化合物X2Y3，Z元素可以形成负一价离子。请回答下列问题：
（1）X元素原子基态时的电子排布式为__________，该元素的符号是__________;
（2）Y元素原子的价层电子的轨道表示式为________，该元素的名称是__________;
（3）X与Z可形成化合物XZ3，该化合物的空间构型为____________;
（4）比较X的氢化物与同族第二、第三周期元素所形成的氢化物稳定性、沸点高低并说明理由____。
【解析】（1）X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，可通过写电子排布式得到X为33号元素As;(2) Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子，同样根据电子排布式得到Y为O;再根据X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42可得到Z为H.
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3 As(2)
(3)三角锥 (4)稳定性：NH3＞PH3＞AsH3 因为键长越短，键能越大，化合物越稳定 沸点：NH3＞AsH3＞PH3 NH3可形成分子间氢键，沸点最高，AsH3相对分子质量比PH3大，分子键作用力大，因而AsH3比PH3沸点高。
(1)A元素的名称是________ ；
(2)B的元素符号是________ ，C的元素符号是________ ，B与A形成的化合物比C 与A形成的化合物沸点高，其原因是________________________________________。
(3)E属元素周期表中第 周期，第 族的元素，其元素名称是 ， 它的 2价离子的电子排布式为 ：________________________________________。
(4)从图中可以看出，D跟B形成的离子化合物的化学式为________ ；该离子化合 物晶体的密度为ag·cm-3，则晶胞的体积是 (只要求列出算式)。
【解析】从D、E是周期表中1—18列中E排第7列可判断E是第4周期VIIB族，所以D也在第4周期；图中离子化合物D：B=1：2，则D为Ca，且B的序数在前面，B为F，C为Cl；A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族，所以A为H。（2）考查氢键；（3）锰在周期表中的位置， 2价时已经失去个电子，所以排布式为[Ar]3d5；（4）ρ= （40 38）×4÷（6.02×1023）g÷V = a g·cm-3，V =
【答案】（1）氢（2）F Cl 氟化氢分子间存在氢键，氯化氢分子间没有氢键（3）四 VIIB 锰
1s22s22p63s23p63d5 （4）CaF2 见解析
3、碳族元素包括：C、Si、 Ge、 Sn、Pb。
(1)碳纳米管有单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子通过_____ 杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠________结合在一起。
(2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________。
(3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br的键角___120°（填“＞”“＜”或“＝”）。
(4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是：Pb4 处于立方晶胞顶点，Ba2 处于晶胞中心，O2-处于晶胞棱边中心，该化合物化学式为______，每个Ba2 与____个O2-配位。
【解析】(1)石墨的每个碳原子用sp2杂化轨道与邻近的三个碳原子以共价键结合，形成无限的六边形平面网状结构，每个碳原子还有一个与碳环平面垂直的未参与杂化的2P轨道，并含有一个未成对电子，这些平面网状结构再以范德华力结合形成层状结构。因碳纳米管结构与石墨类似，可得答案。
(2)共用电子对偏向电负性大的原子，故电负性：C＞H ＞Si。
(3) SnBr2分子中，Sn原子的价层电子对数目是（4 2）/2=3，配位原子数为2，故Sn原子含有故对电子，SnBr2空间构型为V型，键角小于120°。
(4)每个晶胞含有Pb4 ：8×1|8=1个，Ba2 ：1个，O2-：12×1|4=3个，故化学式为：PbBaO3。Ba2 处于晶胞中心，只有1个，O2-处于晶胞棱边中心，共12个，故每个Ba2 与12个O2-配位。
【答案】(1) sp2 范德华力(2) C＞H ＞Si(3) ＜（4）PbBaO3 12
