專題01 原子、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)（考點清單）（講+練）-2024-2025學(xué)年高二化學(xué)下學(xué)期期中考點整理（人教版2019）試題（含答案）-試卷下載-教習(xí)網(wǎng)

◆考點01 原子結(jié)構(gòu)
1.核外電子運動狀態(tài)
(1)電子云
由于核外電子的概率密度分布看起來像一片云霧，因而被形象地稱作電子云。
(2)核外電子運動狀態(tài)
核外電子按能量不同分成能層，同一能層的電子，還被分成不同能級。量子力學(xué)把電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)稱為一個原子軌道。
（3）原子核外能層、能級、原子軌道之間的關(guān)系。
2.基態(tài)與激發(fā)態(tài) 原子光譜
(1)基態(tài)與激發(fā)態(tài)
①基態(tài)原子：處于最低能量狀態(tài)的原子。
②激發(fā)態(tài)原子：基態(tài)原子吸收能量，它的電子會躍遷到較高能級，變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)原子。
(2)原子光譜
不同元素原子的電子發(fā)生躍遷時會吸收或釋放不同的光，用光譜儀記錄下來便得到原子光譜。利用原子光譜上的特征譜線可以鑒定元素，稱為光譜分析。
3.原子核外電子排布規(guī)律與表示方法
(1)電子排布原則
①能量最低原理：在構(gòu)建基態(tài)原子時，電子將盡可能地占據(jù)能量最低的原子軌道，使整個原子的能量最低。
②泡利原理：在一個原子軌道里，最多只能容納2個電子，它們的自旋相反。
③洪特規(guī)則：基態(tài)原子中，填入簡并軌道的電子總是先單獨分占，且自旋平行。
(2)電子填充順序——構(gòu)造原理
(3)基態(tài)原子核外電子排布表示方法(以硫原子為例)
◆考點02 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表
1.元素周期表的結(jié)構(gòu)
(1)原子序數(shù)
按照元素在周期表中的順序給元素所編的序號，稱之為原子序數(shù)，原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)。
(2)結(jié)構(gòu)
①周期：3短4長，共7個周期
②族：7主族＋8副族＋0族，共16個族
2.原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置關(guān)系
(1)原子結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系
①如表
②關(guān)系：周期序數(shù)＝該周期原子最大能層數(shù)。
(2)每族元素的價層電子排布特點
①主族
②0族：ns2np6(其中He為1s2)。
③副族元素：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、鑭系和錒系元素除外)。
3.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表分區(qū)的關(guān)系
(1)元素周期表分區(qū)
(2)各區(qū)價層電子排布特點
(3)金屬與非金屬的分界線
①分界線：沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙、钅立與硼、硅、砷、碲、砹、石田的交界處畫一條虛線，即為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)的分界線。
②各區(qū)位置：分界線左下方為金屬元素區(qū)，分界線右上方為非金屬元素區(qū)。
③分界線附近元素的性質(zhì)：既能表現(xiàn)出一定的金屬性，又能表現(xiàn)出一定的非金屬性。
4.元素周期表應(yīng)用
(1)科學(xué)預(yù)測：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預(yù)測它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供了線索。
(2)尋找新材料
◆考點03 元素周期律
1.原子半徑
(1)同種元素的離子半徑：陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能層結(jié)構(gòu)相同的離子：核電荷數(shù)越大，半徑越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)帶相同電荷的離子：能層數(shù)越多，半徑越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核電荷數(shù)、能層數(shù)均不同的離子：可選一種離子參照比較。例如：比較r(K＋)與r(Mg2＋)，可選r(Na＋)為參照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
【方法技巧】粒子半徑比較的一般思路
(1)“一層”：先看能層數(shù)，能層數(shù)越多，一般微粒半徑越大。
(2)“二核”：若能層數(shù)相同，則看核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，微粒半徑越小。
(3)“三電子”：若能層數(shù)、核電荷數(shù)均相同，則看核外電子數(shù)，電子數(shù)多的半徑大。
2.電離能
(1)含義(第一電離能)
氣態(tài)基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ·ml－1。
(2)變化規(guī)律
①同周期元素：從左往右，元素第一電離能呈增大的趨勢，其中第 ⅡA族、第 ⅤA族元素的第一電離能出現(xiàn)反常。
②同族元素：從上到下第一電離能逐漸變小。
③同種原子：逐級電離能越來越大。
(3)應(yīng)用
①判斷元素金屬性的強弱
電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之金屬性越弱。
②判斷元素的化合價
如果某元素的In＋1?In，則該元素的常見化合價為＋n，如鈉元素的I2?I1，所以鈉元素的化合價為＋1。
③判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時，電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。
3.電負(fù)性
(1)含義
不同元素的原子對鍵合電子吸引力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子對鍵合電子的吸引力越大。
(2)計算標(biāo)準(zhǔn)
以氟的電負(fù)性為4.0和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體元素未計)。
(3)變化規(guī)律
①在元素周期表中，同周期元素從左至右，元素的電負(fù)性逐漸變大，同主族元素從上至下，元素的電負(fù)性逐漸變小。
②金屬元素的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬元素的電負(fù)性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。
4.對角線規(guī)則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的，如。
◆考點4 共價鍵
1．共價鍵的特征
(1)飽和性：按照共價鍵的共用電子對理論，一個原子有幾個未成對電子，便可和幾個自旋狀態(tài)相反的電子配對成鍵，這就是共價鍵的飽和性。
(2)方向性：在形成共價鍵時，原子軌道重疊的越多，電子在核間出現(xiàn)的概率越大，所形成的共價鍵就越牢固，因此共價鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成，所以共價鍵具有方向性。
2．共價鍵的分類及判斷規(guī)律
3.鍵參數(shù)——鍵能、鍵長與鍵角
（1）定義：
①氣態(tài)分子中1 ml化學(xué)鍵解離成氣態(tài)原子所吸收的能量。鍵能通常是298.15 K、101 kPa條件下的標(biāo)準(zhǔn)值，單位是kJ·ml－1。
②構(gòu)成化學(xué)鍵的兩個原子的核間距。因此原子半徑?jīng)Q定共價鍵的鍵長，原子半徑越小，共價鍵的鍵長越短。
③在多原子分子中，兩個相鄰共價鍵之間的夾角。
（2）鍵參數(shù)對分子性質(zhì)的影響
（3）分子穩(wěn)定性：鍵能越大，鍵長越短，分子越穩(wěn)定。
◆考點5 分子(離子)的空間結(jié)構(gòu)
1.價層電子對互斥模型(VSEPR)
(1)理論要點
①價層電子對在空間上彼此相距最遠(yuǎn)時，排斥力最小，體系的能量最低。
②孤電子對的排斥力較大，孤電子對越多，排斥力越強，鍵角越小。
(2)用價層電子對互斥理論推測分子(離子)的空間結(jié)構(gòu)
①價層電子對數(shù)的計算
其中：a是中心原子的價電子數(shù)(陽離子要減去電荷數(shù)、陰離子要加上電荷數(shù))，b是與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)，x是與中心原子結(jié)合的原子數(shù)。
②實例
2.雜化軌道理論
(1)理論要點
當(dāng)原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數(shù)相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數(shù)不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間結(jié)構(gòu)不同。
(2)雜化軌道與分子空間結(jié)構(gòu)的關(guān)系(實例)
(3)中心原子雜化類型和分子空間構(gòu)型的相互判斷(實例)
3.等電子原理
(1)等電子原理的含義
原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)相同的分子或離子具有相似的化學(xué)鍵特征和空間結(jié)構(gòu)。如N2與CO、O3與SO2、CS2與CO2、NHeq \\al(＋,4)與CH4等互為等電子體。
(2)常見等電子體分類示例
【歸納提升】“四方法”判斷分子或離子中心原子的雜化軌道類型
(1)根據(jù)雜化軌道的空間結(jié)構(gòu)判斷
①若雜化軌道在空間的分布為正四面體形或三角錐形，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp3雜化。
②若雜化軌道在空間的分布呈平面三角形，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp2雜化。
③若雜化軌道在空間的分布呈直線形，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp雜化。
(2)根據(jù)雜化軌道之間的夾角判斷
①若雜化軌道之間的夾角為109°28′，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp3雜化。
②若雜化軌道之間的夾角為120°，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp2雜化。
③若雜化軌道之間的夾角為180°，則分子或離子的中心原子發(fā)生sp雜化。
(3)根據(jù)中心原子的價層電子對數(shù)判斷
①若中心原子的價層電子對數(shù)為4，是sp3雜化。
②若中心原子的價層電子對數(shù)為3，是sp2雜化。
③若中心原子的價層電子對數(shù)為2，是sp雜化。
(4)根據(jù)分子或離子中有無π鍵及π鍵數(shù)目(價層電子對數(shù)大于2)判斷
如在有機物中C原子成鍵時，若沒有π鍵為sp3雜化，含1個π鍵為sp2雜化，含2個π鍵為sp雜化。
◆考點6 分子結(jié)構(gòu)與物質(zhì)性質(zhì)
1.鍵的極性、分子的極性及對物質(zhì)性質(zhì)的影響
(1)鍵的極性
①極性鍵與非極性鍵的比較
②鍵的極性對化學(xué)性質(zhì)的影響
鍵的極性對羧酸酸性大小的影響實質(zhì)是通過改變羧基中羥基的極性而實現(xiàn)的，羧基中羥基的極性越大，越容易電離出H＋，則羧酸的酸性越強。
a.與羧基相鄰的共價鍵的極性越大，羧基中羥基的極性越大，則羧酸的酸性越強。
b.烷基是推電子基團，從而減小羥基的極性，導(dǎo)致羧酸的酸性減小。一般地，烷基越長，推電子效應(yīng)越大，羧酸的酸性越弱。
(2)極性分子和非極性分子
①概念
極性分子：分子的正電中心和負(fù)電中心不重合，鍵的極性的向量和不等于零。
非極性分子：分子的正電中心和負(fù)電中心重合，鍵的極性的向量和等于零。
②極性分子和非極性分子的判斷方法
a.A—A型分子一定是非極性分子、A—B型分子一定是極性分子。
b.判斷ABn型分子極性的兩條經(jīng)驗規(guī)律
ⅰ.中心原子A化合價的絕對值等于該元素原子最外層電子數(shù)，則為非極性分子，反之則為極性分子。
ⅱ.中心原子A沒有孤電子對，則為非極性分子，反之則為極性分子。
2.分子間作用力及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響
(1)分子間作用力
①范德華力與氫鍵的比較
②氫鍵的表示方法(以HF分子間氫鍵為例)
(2)物質(zhì)的溶解性
①“相似相溶”規(guī)律
a.非極性溶質(zhì)一般能溶于非極性溶劑，極性溶質(zhì)一般能溶于極性溶劑。
b.分子結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)易互溶。
②氫鍵對分子溶解性的影響
若溶劑和溶質(zhì)分子之間可以形成氫鍵，則溶質(zhì)的溶解度增大。
(3)分子的手性
①手性異構(gòu)：具有完全相同的組成和原子排列的一對分子，如同左手和右手一樣互為鏡像，在三維空間里不能疊合的現(xiàn)象。
②手性分子：具有手性異構(gòu)體的分子。
③手性碳原子：在有機物分子中，連有四個不同基團或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子。
1.（24-25高二上·遼寧沈陽·期中）下列說法或化學(xué)用語表達(dá)正確的是
A．基態(tài)氧原子有3個自旋平行的2p電子
B．夫瑯禾費線含有的很多條暗線其實質(zhì)屬于原子的發(fā)射光譜
C．電子云中的電子數(shù)目形象的用小點·表示
D．3p、4p、5p能級的軌道數(shù)依次遞增2
【答案】A
【解析】A．基態(tài)氧原子的價層電子排布圖為，有3個自旋平行的2p電子，A正確；
B．夫瑯禾費線含有的很多條暗線其實質(zhì)屬于原子的吸收光譜，B錯誤；
C．電子云中用小黑點的疏密程度來表示核外電子在某處出現(xiàn)機會的多少，C錯誤；
D．3p、4p、5p能級的軌道數(shù)均為3，D錯誤；故選A。
2.（24-25高二上·重慶·期中）化學(xué)與生活密切相關(guān)。下列說法正確的是
A．“嫦娥五號”使用的太陽能電池板可將化學(xué)能轉(zhuǎn)變成電能
B．機械表中由鉬鈷鎳鉻等元素組成的發(fā)條，其材質(zhì)屬于合金
C．基于界面效應(yīng)的新型開關(guān)中的碲元素和鈦元素都是過渡元素
D．煙花綻放時的五彩繽紛是利用了金屬原子的吸收光譜
【答案】B
【解析】A．太陽能電池陣可將太陽能轉(zhuǎn)變成電能，A錯誤；
B．該發(fā)條由鉬鈷鎳鉻等元素組成，其材質(zhì)屬于合金，B正確；
C．碲元素在ⅥA族，不是過渡元素，C錯誤；
D．煙花綻放時的五彩繽紛是利用了金屬原子的發(fā)射光譜，D錯誤；故選B。
3.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列說法正確的是
A．鎂原子最外層電子的電子云輪廓圖：
B．第二周期元素中，第一電離能介于B、N之間的元素只有1種
C．第四周期的金屬元素，從左到右元素的金屬性依次減弱
D．激光、焰火都與核外電子躍遷釋放能量有關(guān)
【答案】D
【解析】A．鎂原子最外層電子為3s電子，3s軌道呈球形，題中給出的圖像是典型p軌道的啞鈴形，A錯誤；
B．第二周期主族元素，從左往右第一電離能有增大的趨勢，但第IIA族元素和第VA族元素第一電離能大于相鄰主族的元素，則第一電離能介于B、N之間的元素有Be、C、O共3種，B錯誤；
C．第四周期處于主族的金屬元素從左到右金屬性依次減弱，但過渡元素比較復(fù)雜，如鋅在銅的右側(cè)，但金屬性比銅強，C錯誤；
D．焰火的顏色來源于金屬離子核外電子由激發(fā)態(tài)返回基態(tài)時釋放可見光，激光的產(chǎn)生同樣涉及核外電子躍遷釋放能量，D正確；故選D。
4.（24-25高二上·湖北·期末）下列大小關(guān)系比較錯誤的是
A．鍵角：
B．鍵能：
C．酸性：
D．硫在下列液體中的溶解性：
【答案】C
【解析】A．、和，中心原子均為雜化，其中無孤電子對，鍵角為，和中心原子有一個孤電子對，鍵角小于，同時由于的電負(fù)性比P大，與的成鍵電子對更偏向，導(dǎo)致成鍵電子對之間排斥力增大，所以鍵角 A項正確；
B．原子半徑：，鍵長，鍵能：，B項正確；
C．由于Cl的電負(fù)性大于C，導(dǎo)致羧基中的羥基極性更大，更易電離出氫離子，所以酸性大于，因為甲基為推電子基團，導(dǎo)致羧基中的羥基極性減小，所以酸性小于，C項錯誤；
D．硫和為非極性分子，和為極性分子，但極性比弱，根據(jù)相似相溶規(guī)律，硫在三種液體中的溶解性：， D項正確；故選C。
5.（23-24高二下·陜西西安·期中）下列有關(guān)“核外電子的運動狀態(tài)”的說法錯誤的是
A．各原子軌道的伸展方向按p、d、f的順序分別為3、5、7
B．只有在能層、原子軌道、原子軌道的伸展方向及電子的自旋狀態(tài)都確定時，電子的運動狀態(tài)才能被確定下來
C．原子核外可能有兩個電子的運動狀態(tài)是完全相同的
D．原子軌道伸展方向與能量大小無關(guān)
【答案】C
【解析】A．各原子軌道的伸展方向按p、d、f的順序分別為3、5、7，s軌道是球形的，A正確；
B．電子的運動狀態(tài)由能層、能級即原子軌道、原子軌道即電子云的伸展方向以及電子的自旋狀態(tài)決定，所以在能層、能級、電子云的伸展方向、以及電子的自旋狀態(tài)確定時，電子的運動狀態(tài)才能確定下來，B正確；
C．每個原子軌道最多容納兩個電子，而且電子的自旋方向相反，所以原子核外不可能有兩個電子的運動狀態(tài)是完全相同的，C錯誤；
D．同一原子軌道中電子的能量相同，則原子軌道伸展方向與能量大小是無關(guān)的，如2p軌道有三種伸展方向，2px、2py、2pz，它們的伸展方向不同，但是能量大小相同，D正確；故選C。
6.（24-25高二上·甘肅天水·期中）下列有關(guān)原子的最外層的軌道表示式正確的是
A．鈹原子：B．碳原子：
C．氯原子：D．鋁原子：
【答案】C
【解析】A．鈹原子的最外能級為2s，故A錯誤；
B．2p能級上的電子應(yīng)該單獨占有一個軌道，違反洪特規(guī)則，故B錯誤；
C．氯原子的最外能層的電子軌道表示式正確，故C正確；
D．根據(jù)能量最低原理，3s軌道的能量低于3p軌道，則電子先排滿3s軌道，才能排3p軌道，所以該電子排布違背了能量最低原理，故D錯誤；故選C。
7.（24-25高二上·河北衡水·期中）下列對電子排布式或軌道表示式的書寫評價正確的是
【答案】A
【解析】A．Ca基態(tài)原子的電子排布式：，遵循構(gòu)造原理，A正確；
B．相同軌道中的兩個電子運動方向相反，違反了泡利不相容原理，B錯誤；
C．電子應(yīng)先充滿同能級的軌道，違反了洪特規(guī)則，C錯誤；
D．Br-的電子排布式：[Ar]3d104s24p6，D錯誤；故選A。
8.（24-25高二上·黑龍江大慶·期中）下列說法正確的是
A．原子核外每個電子運動狀態(tài)都不同
B．同主族元素中，從上到下元素的電負(fù)性逐漸變大
C．原子能級中，p能級能量一定比s能級的能量高
D．元素周期表中，s區(qū)全部是金屬元素
【答案】A
【解析】A．電子運動狀態(tài)不可能相同，即使在兩個電子能層、能級、軌道相同的情況下，電子自旋狀態(tài)也相反，A正確；
B．電負(fù)性是元素的原子在化合物中吸引電子的能力的標(biāo)度，吸引電子能力越強，電負(fù)性越大，同主族元素中，從上到下元素的電負(fù)性逐漸減小，B錯誤；
C．原子能級中，相同能層的p能級能量一定比s能級的能量高，若是不同能層，則不一定，C錯誤；
D．元素周期表中，s區(qū)元素除氫外，其余全部是金屬元素，D錯誤；故選A。
9.（24-25高二上·山西臨汾·期末）根據(jù)價層電子對互斥模型判斷，下列分子或離子的中心原子的價層電子對數(shù)VSEPR模型及空間結(jié)構(gòu)均正確的是
【答案】C
【分析】根據(jù)價層電子對互斥理論，價層電子對數(shù)=σ鍵電子對數(shù) + 孤電子對數(shù)，σ鍵電子對數(shù)等于與中心原子成鍵的原子數(shù)，孤電子對數(shù)=(a?xb)，a為中心原子的價電子數(shù)，x為與中心原子結(jié)合的原子數(shù)，b為與中心原子結(jié)合的原子最多能接受的電子數(shù)。
【解析】A．中N原子的價層電子對數(shù)為，VSEPR 模型為平面三角形，由于有1對孤電子對，分子的空間結(jié)構(gòu)為 V 形，A錯誤；
B．BF3中B原子的價層電子對數(shù)為，VSEPR 模型為平面三角形，無孤電子對，分子的空間結(jié)構(gòu)為平面三角形，B錯誤；
C．SOCl2中S原子的價層電子對數(shù)為，VSEPR 模型為四面體形，由于有1對孤電子對，分子的空間結(jié)構(gòu)為三角錐形，C正確；
D．中Cl原子的價層電子對數(shù)為，VSEPR 模型為四面體形，由于有1對孤電子對，離子的空間結(jié)構(gòu)為三角錐形，D錯誤；故選C。
10.（24-25高二上·吉林延邊·期末）二氯化二硫()，非平面結(jié)構(gòu)，常溫下是一種黃紅色液體，有刺激性惡臭，熔點80℃，沸點135.6℃，對于二氯化二硫的敘述不正確的是
A．的電子式是B．S采用雜化，鍵角是
C．分子中既有極性鍵又有非極性鍵D．是極性分子
【答案】B
【解析】A．S2Cl2分子中S原子之間形成1對共用電子對，Cl原子與S原子之間形成1對共用電子對，結(jié)合分子結(jié)構(gòu)可知S2Cl2的結(jié)構(gòu)式為Cl-S-S-Cl，電子式為，A正確；
B．S2Cl2分子中每個S原子價層電子對數(shù)=2+2=4，所以采取sp3雜化，有2個孤電子對，鍵角為小于，B錯誤；
C．S2Cl2中Cl-S屬于極性鍵，S-S鍵屬于非極性鍵， C正確；
D．分子的結(jié)構(gòu)不對稱，為極性分子，D正確；故選B。
11.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列類比或推論正確的是
A．水分子間氫鍵()鍵能大于HF分子間氫鍵()，因此的沸點更高
B．P可以形成和，N也可以形成和
C．烷基是推電子基團，因此
D．冰中一個周圍有4個緊鄰的分子，晶體中也類似
【答案】C
【解析】A．氟的電負(fù)性更大，HF分子間氫鍵鍵能更大，H2O沸點高于HF是因為分子間氫鍵數(shù)目更多，A錯誤；
B．和中，中心原子P原子雜化方式分別為sp3雜化和sp3d雜化，N最外層為第二能層，沒有d軌道，不能發(fā)生sp3d雜化，無法形成NCl5，B錯誤；
C．推電子基使N原子上電子云密度更大，更容易結(jié)合質(zhì)子，堿性增強，堿性越強，Kb越大，故Kb:C2H5NH2>NH3，C正確；
D．冰中H2O分子間形成氫鍵，故一個周圍有4個緊鄰的分子，而H2S分子間不能形成氫鍵，D錯誤；
故選C。
12.（24-25高二上·浙江杭州·期末）下列有關(guān)氫鍵的說法不正確的是
A．“X—H…Y”三原子不在一條直線上時，也能形成氫鍵
B．接近水的沸點的水蒸氣的相對分子質(zhì)量測定值大于18
C．比穩(wěn)定是因為水分子間存在氫鍵
D．氫鍵鍵長一般定義為X—H…Y的長度，而不是H…Y的長度
【答案】C
【解析】A．氫鍵是一種分子間作用力，是由已經(jīng)與電負(fù)性很大的原子形成共價鍵的原子（如水分子中的氫）與另一個電負(fù)性很大的原子（如水分子中的氧）之間的作用力。氫鍵具有方向性，但并非嚴(yán)格要求三個原子共線，“X—H…Y”三原子不在一條直線上時，也能形成氫鍵，故A正確；
B．接近沸點時，水蒸氣分子間通過氫鍵形成締合分子，導(dǎo)致測得的相對分子質(zhì)量偏大，故B正確；
C．氫鍵影響的是物理性質(zhì)（如沸點），而熱穩(wěn)定性（化學(xué)性質(zhì)）由分子內(nèi)O-H鍵的強度決定。O的電負(fù)性比S大，O-H鍵鍵能更高，且O-H鍵鍵長比S-H鍵長短，因此H2O更穩(wěn)定，與氫鍵無關(guān)，故C錯誤；
D．根據(jù)高中化學(xué)教材定義，氫鍵鍵長定義為X原子中心到Y(jié)原子中心的距離（即X—H…Y的總長度），而非僅H…Y的距離，故D正確；故選C。
13.（24-25高二上·浙江寧波·期末）X、Y、Z、M和Q五種主族元素，原子序數(shù)依次增大，X原子半徑最小，短周期中M電負(fù)性最小，Z與Y、Q相鄰，基態(tài)Z原子的s能級與p能級的電子數(shù)相等，下列說法不正確的是
A．沸點：X2Z>X2Q
B．M與Q可形成化合物M2Q、M2Q2
C．鍵角：QZ3>QZ2
D．與離子空間結(jié)構(gòu)均為三角錐形
【答案】D
【分析】X、Y、Z、M和Q五種主族元素，原子序數(shù)依次增大，X原子半徑最小，則X為H元素，短周期中M電負(fù)性最小，則M為Na元素，Z與Y、Q相鄰，基態(tài)Z原子的s能級與p能級的電子數(shù)相等，則Z的核外電子排布式為：1s22s22p4，則Z為O元素，Z與Y、Q相鄰，則Y為N元素，Q為S元素，據(jù)此分析。
【解析】A．H2O分子間含有氫鍵，則沸點高于H2S，A正確；
B．Na與S可以形成Na2S、Na2S2等多種硫化物，B正確；
C．SO2分子中心S原子價層電子對數(shù)為=3，S原子雜化方式為sp2，且含有1個孤電子對，SO3分子中心S原子價層電子對數(shù)為=3，S原子雜化方式為sp2，不含孤電子對，孤電子對對成鍵電子的斥力更大，則鍵角：SO3> SO2，C正確；
D．中N原子價層電子對數(shù)為=3，為sp2雜化，孤電子對為0，為平面三角形，中S原子價層電子對數(shù)為=4，為sp3雜化，孤電子對為1，為三角錐形，D錯誤；故選D。
14.（24-25高二上·江西宜春·期末）二硫代磷酸酯的分子結(jié)構(gòu)如圖，下列說法錯誤的是
A．原子半徑：
B．二硫代磷酸酯中C—O的極性大于C—S
C．該分子含有手性碳原子，可與水形成氫鍵
D．該分子含有的π鍵數(shù)目與σ鍵數(shù)目之比為2：23
【答案】C
【解析】A．根據(jù)層數(shù)越多，原子半徑越大，層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，原子半徑越小可知，原子半徑：r(H) X
B．簡單氫化物的穩(wěn)定性：M>W>Q
C．第一電離能：W>Z>Y
D．W3是含有極性鍵的極性分子
【答案】C
【分析】X、Y、Z、W、M、Q為原子序數(shù)依次增大的短周期元素，X元素最外層電子數(shù)是次外層電子數(shù)的一半，則X為Li元素；W和Q同主族，由陰離子的結(jié)構(gòu)示意圖可知，W、Q形成共價鍵的數(shù)目分別為2和6，則W為O元素、Q為S元素；Y、M形成共價鍵的數(shù)目分別為4和1，則Y為C元素、Z為N元素、M為F元素，據(jù)此回答。
【解析】A．S2-有3個電子層，離子半徑最大，Li+只有1個電子層，半徑最小，F(xiàn)-和O2-電子層數(shù)結(jié)構(gòu)相同，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小，則氟離子的離子半徑小于氧離子，故離子半徑：S2-＞O2-＞F-＞Li+，A正確；
B．元素的非金屬性越強，簡單氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性越強，元素的非金屬性強弱順序為F>O>S，則氫化物的穩(wěn)定性強弱順序為HF>H2O>H2S，B正確；
C．同周期從左到右元素的第一電離能呈增大趨勢，但是N原子價電子為半滿結(jié)構(gòu)，失電子困難，第一電離能比O大，故第一電離能：N>O>C，C錯誤；
D．O3分子中正負(fù)電性中心不重合，是含有極性鍵的極性分子，D正確；故選C。
能層(n)
一
二
三
四
能層符號
K
L
M
N
能級符號
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
各能級原子軌道數(shù)
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
各能層原子軌道數(shù)
1
4
9
16
最多容納電子數(shù)
2
8
18
32
電子排布式
1s22s22p63s23p4
簡化電子排布式
[Ne]3s23p4
價層電子排布式
3s23p4
價層電子軌道表示式(電子排布圖)
短周期
長周期
序號
一
二
三
四
五
六
七
元素種類
2
8
8
18
18
32
32
0族元素原子序數(shù)
2
10
18
36
54
86
118
主族
列
1
2
13
14
15
16
17
族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列
3
4
5
6
7
8、9、10
11
12
族
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
0族
第18縱列
周期
能層數(shù)(n)
每周期中各元素原子價層電子排布特點
二
2
2s1→2s22p6
三
3
3s1→3s23p6
四
4
五
5
六
6
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布特點
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
分區(qū)
價層電子排布
s區(qū)
ns1～2
p區(qū)
ns2np1～6(除He外)
d區(qū)
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
ds區(qū)
(n－1)d10ns1～2
f區(qū)
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
共價單鍵
一個σ鍵、無π鍵
共價雙鍵
一個σ鍵、一個π鍵
共價三鍵
一個σ鍵、兩個π鍵
價層電
子對數(shù)
σ鍵電
子對數(shù)
孤電子
對數(shù)
VSEPR
模型
分子空
間結(jié)構(gòu)
實例
2
2
0
直線形
直線形
CO2
3
3
0
平面
三角形
平面三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
正四面
體形
正四面體形
CH4
3
1
三角錐形
NH3
2
2
V形
H2O
雜化
類型
雜化軌
道數(shù)目
雜化軌道
間夾角
分子空
間結(jié)構(gòu)
示例
sp
2
180°
直線形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
正四面體形
CH4
分子(A為
中心原子)
中心原子孤電子對數(shù)
中心原子雜化方式
分子空間結(jié)構(gòu)
示例
AB2
0
sp
直線形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角錐形
NH3
AB4
0
sp3
正四面體形
CH4
AB型
CO、N2、NO＋、CN－
AB2型
直線形
CO2、CS2、N2O、Neq \\al(－,3)
V形
H2O、NHeq \\al(－,2)、H2S、H2F＋
V形
SO2、O3、NOeq \\al(－,2)
AB3型
平面三角形
SO3、COeq \\al(2－,3)、NOeq \\al(－,3)
三角錐形
POeq \\al(3－,3)、SOeq \\al(2－,3)、ClOeq \\al(－,3)、NCl3、NF3
AB4型
四面體形
CCl4、SOeq \\al(2－,4)、POeq \\al(3－,4)、ClOeq \\al(－,4)、BHeq \\al(－,4)、CH4、NHeq \\al(＋,4)、PHeq \\al(＋,4)
A2B4型
C2Oeq \\al(2－,4)、N2O4、B2F4
極性鍵
非極性鍵
成鍵原子
不同種元素的原子間
同種元素的原子間
電子對
發(fā)生偏移(電荷分布不均勻)
不發(fā)生偏移(電荷分布均勻)
成鍵原子的電性
eq \(H,\s\up6(δ＋))—eq \(Cl,\s\up6(δ－))
呈電中性
范德華力
氫鍵
作用微粒
分子或原子(稀有氣體分子)
H與N、O、F等電負(fù)性很大的原子
分類
分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵
特征
無方向性和飽和性
有飽和性和方向性
強度
共價鍵＞氫鍵＞范德華力
影響其強
度的因素
①組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，范德華力越大；
②分子的極性越大，范德華力越大
X—H…Y強弱與X和Y的電負(fù)性有關(guān)
對物質(zhì)性質(zhì)的影響
主要影響物理性質(zhì)(如熔、沸點)
選項
電子排布式或軌道表示式
評價
A
原子的電子排布式：
正確
B
N原子的軌道表示式：
錯誤；違反洪特規(guī)則
C
O原子的軌道表示式：
錯誤；違反泡利原理
D
的電子排布式：
正確
選項
分子或離子
中心原子的價層電子對數(shù)
VSEPR模型
分子或離子的空間結(jié)構(gòu)
A
4
四面體形
V形
B
3
平面三角形
三角錐形
C
4
四面體形
三角錐形
D
3
平面三角形
平面三角形

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