不清楚基态与激发态的关系
1．下列电子排布式表示基态原子的核外电子排布的是
A．1s22s22p63s13p3
B．1s22s22p63s23p63d104s14p1
C．1s22s22p63s23p63d24s1
D．1s22s22p63s23p63d104s24p1
【错因分析】一般情况下，核外电子排布不符合构造原理的原子都是非基态原子，原子不稳定，但要注意
洪特规则特例，如 Cr 和 Cu。易错选 A、B 或 C
【参考答案】D
原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量
的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。但处于
激发态的原子不稳定，当电子从激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，通常以光(辐射)
的形式释放出来。
1. 在短周期元素中，元素的基态原子核外未成对电子数等于电子层数的元素有 a 种，元素的基态原子最外层电子数是未成对电子数 2 倍的元素有 b 种，则 a :b 的值为
A．1 B．2 C．3 D．4
【答案】B
核外电子的运动状态判断出错
2. 电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的 概率密度分布的形象化描述。下列有关电子云
的说法正确的是
A. 概率密度的大小体现了电子数目的多少
B. 概率密度的大小体现了空间某处电子出现概率的大小
C. 基态 C 原子的 1s 电子的电子云和 2s 电子的电子云完全相同
D. 基态 Li 原子的 1s 电子的电子云和 2s 电子的电子云形状不同
【错因分析】对电子云的定义不明确。电子云包含两方面：半径大小和电子云形状，电子云与填充的电子数目的多少无关。
【试题解析】电子云是核外电子的概率密度分布，体现了电子在空间某处出现概率的大小，不是电子的数
目的多少，A 项错误，B 项正确。1s、2s 电子的电子云形状相同，半径不等，C、D 项均错误。
【参考答案】B
误区一 忽视不同电子层的同种能级的电子云或原子轨道形状相同，但半径不一样。
误区二 不清楚不同电子云或原子轨道的形状取决于其类型，而与电子的数目无关。
2．观察 1s 轨道的电子云示意图，判断下列说法正确的是
A．1 个小黑点表示 1 个自由运动的电子
B. 1s 轨道的电子云为圆形的面
C. 电子在 1s 轨道上的运动像地球围绕太阳旋转
D. 1s 轨道电子云的点的疏密程度表示电子在某一位置出现的概率
【答案】D
电子排布式书写错误3．39 号元素钇的原子核外电子排布式是
A．1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2
B．1s22s22p63s23p63d104s24p65s24d
1 C．1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2
D．1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d
1
【错因分析】本题易错点是盲目根据构造原理中的电子填充顺序书写电子排布式而错选 B。
【试题解析】根据构造原理可知电子填入能级的先后顺序为 4s、3d、4p、5s、4d，因此钇元素原子的 3
个价电子分别填入 5s、4d 能级，价电子排布式为 4d15s2，故 A 项正确。
【备注】电子排布式的书写方法:
（1） 将原子轨道按照能层序数由小到大的顺序从左到右排列，能层序数相同的原子轨道按照 s、p、d、f
的顺序从左到右排列。按照构造原理向各原子轨道中填充电子。
（2） 电子排布式的书写顺序与电子填充顺序有所不同，电子进入能级的顺序是按照构造原理中能级的能量
递增的顺序，而电子排布式的书写则按能层递增的顺序。
【参考答案】A
书写电子排布式时，要注意两点：
（1） 能层低的能级要写在左边，不能按填充顺序写，如 Fe 的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2 正确，而
1s22s22p63s23p64s23d6 错误。
（2） 注意对比电子排布式， 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。
3．（1）Ni 原子的电子排布式为 。
（2）原子序数均小于 36 的元素 Q 和 T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数 T 比 Q
大 2。T 的价电子排布式为 ，Q2+的未成对电子数是 。
（3）D 元素的正三价离子的 3d 亚层为半充满，D 的元素符号为 ，其基态原子的
电子排布式为 。
（4）E 元素基态原子的 M 层全充满，N 层没有成对电子，只有一个未成对电子，E 的元素符号为 ，其基态原子的电子排布式为 。
【答案】（1）[Ar]3d84s2 或 1s22s22p63s23p63d84s2
（2）3d84s2 4
（3）Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 或[Ar]3d64s2
（4）Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 或［Ar］3d104s1
【思路分析】解答本题应注意以下两点：（1）要明确能层、能级与轨道之间的关系，确定电子数。
（2）注意洪特规则特例。
元素周期表中特殊元素的易错点
4．X、Y、Z、W、M 均为短周期元素，X、Y 同主族，X 的氢化物和最高价氧化物对应的水化物能反应生成
一种离子化合物，其水溶液呈酸性；Z、W、M 是第三周期连续的三种元素，其中只有一种是非金属元
素，且原子半径：Z>W>M。下列叙述正确的是
A．Z 是海水中含量最多的金属元素，W 是地壳中含量最多的金属元素
B. X、M 两元素的氢化物的稳定性：XW>M”可知，Z、W、M 分别为 Mg、Al、Si。海水中含量最多的金属元素是 Na，A 项错误；N、 Si
的氢化物稳定性：NH3>SiH4，B 项错误；N 的氧化物不能作高温耐火材料，C 项错误；AlN 的水解反应为
AlN+3H2O Al(OH)3↓+NH3↑，Al(OH)3 可净水，D 项正确。
【参考答案】D
1 氢元素的特性：①有唯一不含中子的同位素氕1 H ；②氢气是质量最轻的气体，氢原子是半径最小的原子；
③既能形成简单阳离子(H+)，又能形成简单阴离子(H-)；④形成化合物种类最多的元素；⑤最高正化合价
和最低负化合价的代数和为 0；⑥是唯一不在 p 区的非金属元素。
2 短周期元素中能形成原子个数比为 1∶1 或 2∶1 两种化合物的元素：H 和 O(H2O、H2O2)、Na 和 O(Na2O 、
Na2O2) 。
3 氟元素的特性：其单质是唯一能与水剧烈反应的非金属元素；是唯一无正化合价的非金属元素；常温下，
H2 和 F2 混合可以发生爆炸。
4 X、Y、Z、W 是短周期元素，X 元素原子的最外层未达到 8 电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获
得其单质；Y 元素原子最外电子层上 s、p 电子数相等；Z 元素+2 价阳离子的核外电子排布与氖原子
相同；W 元素原子的 M 层有 1 个未成对的 p 电子。下列有关这些元素性质的说法一定正确的是
A．X 元素的氢化物的水溶液显碱性
B．Z 元素的离子半径大于 W 元素的离子半径
C．Z 元素的单质在一定条件下能与 X 元素的单质反应
D．Y 元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点
【答案】C忽视第一电离能“反常”
5 同周期内不同元素的第一电离能 I1 随着原子序数的增大而增大，但个别元素的 I1 出现反常现象。下列
关系正确的
A．I1 (氮)> I1 (氧) B．I1 (氟)< I1 (氧)
C．I1 (镁)< I1 (铝) D．I1 (钙)> I1 (镁)
【错因分析】解本题最容易犯的错误是依据第一电离能的变化规律（同周期从左到右 I1 呈增大趋势），而错
选 C。
【参考答案】A
第一电离能 I1 大小的比较：同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，但要注意第ⅡA 族和第ⅢA 族
的反常，如 I1 (Be)> I1 (B)，I1 (Mg）> I1 (Al)；第ⅤA 族和第ⅥA 族的反常，如 I1 (N)> I1 (O)，I1 (P)> I1
(S)。同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。
5. 下列关于元素第一电离能的说法不正确的是A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠
B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大
C．最外层电子排布为 ns2np6（当只有 K 层时为 1s2）的原子，第一电离能较大
D．对于同一元素而言，原子的电离能 I1HClO3>HClO， 氧化
性：HClO4GeH4>SnH4
B．KCl>NaCl>MgCl2>MgO
C．Rb>K>Na>Li
D. 石墨>金刚石>SiO2
【错因分析】解本题最容易犯的错误是错用离子晶体中的晶格能而错选 B。
【试题解析】分子晶体熔点的高低取决于该晶体的结构和粒子间作用力的大小。A 项物质均为结构相似的分
子晶体，其熔点高低取决于分子间作用力的大小，一般来说，结构相似的分子晶体，相对分子质量越大， 分子
间作用力越大，熔点越高，错误；B 项物质均为离子晶体，离子晶体的熔点高低取决于晶格能的大小， 一
般来说，离子的半径越小，所带电荷数越多，晶格能越大，熔点越高，错误；C 项物质均为同主族的金属晶体，
其熔点高低取决于金属键的强弱，而金属键的键能由金属原子的半径、价电子数决定，选项中金属原子的半
径从 Rb 至 Li 逐渐减小，价电子数相同，故熔点应是Li 最高，Rb 最低，错误；D 项中石墨、金刚石和
SiO2 均为原子晶体，原子晶体的熔点取决于共价键的键能，而共价键的键能与键长成反比，石墨中 C—C 键键长比
金刚石中 C—C 键的键长更短些，所以石墨的熔点比金刚石略高，金刚石的熔点又比 SiO2 高，正确。
【参考答案】D
1. 不同类型晶体的熔、沸点的比较
（1） 不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如 MgO 具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定比
分子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。
（2） 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。
3. 同种类型晶体的熔、沸点的比较
（1）原子晶体
→ → →
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
熔、沸点越高原子半径越小（2） 离子晶体
①一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点
就越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。
②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也越
大。
（3） 分子晶体
①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如 H2O＞H2Te
＞H2Se＞H2S。
②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。
③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如 CO＞N2，CH3OH
＞CH3CH3。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
（4） 金属晶体
金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg
＜Al。
10. 下列说法不正确的是
A. 离子晶体的晶格能越大离子键越强
B. 阳离子的半径越大则可同时吸引的阴离子越多
C. 通常阴、阳离子的半径越小、所带电荷数越多，该阴、阳离子组成的离子化合物的晶格能越大
D. 拆开 1 mol 离子键所需的能量为该离子晶体的晶格能
【答案】D表示方法 举例
1. 基态原子的核外电子排布
（1） 排布规律
①能量最低原理
原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低
的状态。所有电子排布规则都需满足能量最低原理。
②泡利原理
每个原子轨道里最多只能容纳 2 个电子，且自旋状态相反。
③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，且自旋状态相同。
（2） 电子在原子轨道上的填充顺序——构造原理
①图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增
加的电子填入能级的顺序。
②构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如 E(3d)＞
E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。
③原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，构造原理是书写基态原子电子排
布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图的主要依据之一。但需注意洪特规则特例。
（3） 基态原子核外电子排布的表示方法（以S为例）原子结构示意图
电子式
电子排布式 1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4
电子排布图
（4） 基态原子电子排布式的书写方法
①由原子序数书写核外电子排布式
a.常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高
能级排列，如 31 号元素镓，首先排满 1s2，依次填充 2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10，最后填充 4p1；
b.也可以用 31－18＝13，然后再填充 13 个电子，如[Ar]3d104s24p1。
②由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式
如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：
a.位于 s 区的第ⅠA、第ⅡA 分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2；
b.位于 p 区的主族元素为[Ar]3d104s24p 族序数－2(0 族元素除外)；
c.位于 d 区的副族元素为[Ar]3dm4sn(m＋n＝族序数，第Ⅷ族元素除外)；
d.位于 ds 区的副族元素为[Ar]3d104sm(m＝族序数) 。
③由元素名称书写核外电子排布式
a. 前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如 S 的最外层电子数为 6，其核外电子排布式为
[Ne]3s23p4；
b.第四周期从 K 开始数，数到 n，就可以写成“[Ar]＋n 个电子”。如 Fe，从 K 开始数到 Fe 为 8，其
核外电子排布式为[Ar]3d64s2；Se，从 K 开始数到 Se 为 16，其核外电子排布式为[Ar]3d104s24p4。
2. 电离能和电负性的应用
（1）电离能
①判断元素金属性的强弱：
电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：
如果某元素的 In+1＞＞In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素的 I2＞＞I1，所以钠元素的常见化合价为+1。
③元素原子的核外电子排布特点
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布处于全空、半充满
或全充满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期相邻元素的第一电离能。
（2）电负性
3. 形形色色的分子
单原子分子(稀有气体)、双原子分子不存在立体构型，多原子分子中，由于空间的位置关系，会有不
同类型的立体异构。
（1） 三原子分子——直线形和 V 形
化学式 立体构型 结构式 键角 比例模型 球棍模型
CO2 直线形 180°
H2O V 形 105°
（2） 四原子分子——平面三角形和三角锥形
化学式 立体构型 结构式 键角 比例模型 球棍模型
CH2O 平面三角形 120°NH3 三角锥形 107°
（3） 五原子分子
化学式 立体构型 结构式 键角 比例模型 球棍模型
CH4 正四面体形 109°2
8'
（4） 常见多原子分子的立体构型
多原子分子的立体构型形形色色，异彩纷呈。如白磷(P4，正四面体)、PCl5(三角双锥)、SF6(正八面体)、P4O6、
P4O10、C60(“足球”状分子，由平面正五边形和正六边形组成)、C6H12(环己烷)、C10H16(金刚烷)、S8、
B12(硼单质)等的立体构型如图所示。
P4(正四面体) PCl5(三角双锥) SF6(正八面体)
P4O6 P4O10 C60
椅式 C6H12 船式 C6H12 C10H16
S8 B12
4. 分子立体构型的确定
利用 VSEPR 理 论 预 测 分 子 立 体 构 型 的 思 路 ： σ 键 电 子 对 数 + 孤 电 子 对 数 = 价 层 电 子 对 数
VSEPR 模型 分子的立体构型。其中正确地确定σ键数和 a、x、b 的值是计
算价电子对数的关键，也是判断、预测VSEPR 模型和立体构型的关键。一些常见的分子、离子的价层电
子对数和立体构型如下表。
中心原子上的孤电子对数
分子或离子
σ键
电子对
数
a x b
1 (a−xb)
2
价层电
子对数
立体构型
CO2 2 4 2 2 0 2 直线形
BeCl2 2 2 2 1 0 2 直线形
SO2 2 6 2 2 1 3 V 形
SO3 3 6 3 2 0 3 平面三角形
NH3 3 5 3 1 1 4 三角锥形
H2O 2 6 2 1 2 4 V 形
分子
CH4(CCl4) 4 4 4 1 0 4 正四面体形
H3O+ 3 6−1=5 3 1 1 4 三角锥形
CO2
3 3 4+2=6 3 2 0 3 平面三角形
SO2
4 4 6+2=8 4 2 0 4 正四面体形
离子
ClO
3 3 7+1=8 3 2 1 4 三角锥形
注意：当中心原子无孤电子对时，VSEPR 模型与分子的立体构型一致；当中心原子有孤电子对时，VSEPR
模型与分子的立体构型不一致。
运用价电子对互斥理论的注意事项
（1） 利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时应注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构
型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。
（2） 二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中 心
原子上有孤电子对时，二者的构型不一致。
5. 常见晶体的结构类型
晶体类型 晶体 晶体中粒子分布详解
金属晶体
体心立方堆积(如 Na、
K、Fe 等)
体心立方堆积，每个原子的配位数为 8，每个晶胞中含有 2 个原
子六方最密堆积(如 Mg、
Zn、Ti 等)
ABABAB……方式最密堆积，每个原子的配位数为 12，每个晶
胞(1 个小立方体)中含有 2 个原子
面心立方最密堆积(如
Cu、Ag、Au 等)
ABCABCABC……方式最密堆积，每个原子的配位数为 12，每
个晶胞中含有 4 个原子
氯化铯晶体
每 8 个 Cs+、8 个 Cl‒各自构成立方体，在每个立方体的中心有 1
个异电性离子(Cl‒或 Cs+)。在每个 Cs+周围最近且等距离的 Cl‒
有8 个，在每个 Cl‒周围最近且等距离的 Cs+也有 8 个
离子晶体
氯化钠晶体
Na+和 Cl‒交替占据立方体的顶角而向空间延伸。在每个 Na+周围
最近且等距离的 Cl‒有 6 个(上、下、左、右、前、后各 1 个)，
在
每个 Cl-周围最近且等距离的 Na+也有 6 个
金刚石晶体
每个 C 与另外 4 个 C 以共价键结合，前者位于正四面体中
心， 后者位于正四面体顶点。晶体中所有 C—C 键的键长相
等、键角相等(均为 109°28')；晶体中最小碳环由 6 个 C 组成
且不在同一平
面内
原子晶体
石英(SiO2)晶
体
每个 Si 与 4 个 O 结合，前者在正四面体的中心，后者在正四
面体的顶点，同时每个 O 被两个四面体所共用。正四面体内
的
O—Si—O 键角为 109°28'，晶体中硅、氧原子个数比为 1∶2
分子晶体 干冰晶体
每 8 个 CO2 构成立方体且在 6 个面的中心又各有 1 个 CO2，CO2
分子的配位数为 12
混合晶体 石墨晶体
层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼有原子晶体、 金属
晶体、分子晶体的特征。在层内，每个 C 与 3 个 C 形成 C—C 键，
构成正六边形，每个六边形平均只占 2 个 C，碳原子个数与
C—C 键个数之比为 2∶3
6. 与晶体有关的计算
晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元。在它的上下左右前后“无隙并置”地排列着无数晶胞，而且晶
胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列均完全相同。如某个粒子为 n 个晶胞所共有，则该粒子
有 1 属于这个晶胞。中学常见的晶胞为立方晶胞(如铜晶胞)。
n（1） “均摊法”原理晶胞中任意位置上的一个原子如果被 n 个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子分得的份额就是 1 。
n
非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共
有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1 个碳原子）对六边形的贡献为
1 ，那么一
3
个六边形实际有 6× 1 =2 个碳原子。又如，在六棱柱晶胞（如下图所示的 MgB2 晶胞）中，顶点上的原
3
子为 6 个晶胞(同层 3 个，上层或下层 3 个)共有，面上的原子为 2 个晶胞共有，因此镁原子个数为
12×
1
6
+2×
1
2
=3，硼原子个数为 6。
（2） 晶体微粒与 M、ρ之间的关系
若 1 个晶胞中含有 x 个微粒，则 1 mol 该晶胞中含有 x mol 微粒，其质量为 xM g(M 为微粒的相对“分
子” 质量)；又 1 个晶胞的质量为ρa3 g(a3 为晶胞的体积)，则 1 mol 晶胞的质量为ρa3NA g，因此有
xM＝ρa3NA。
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为 、 （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 。
（3） LiAlH4 是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4 中的阴离子空间构型是 、中心原子的杂化形式
为 。LiAlH4 中，存在 （填标号）。
A．离子键
B．σ键C．π
键D．氢键
（4） Li2O 是离子晶体，其晶格能可通过图（a）的 Born−Haber 循环计算得到。
可知，Li 原子的第一电离能为 kJ·mol−1，O=O 键键能为 kJ·mol−1，Li2O 晶格
能为 kJ·mol−1。
（5） Li2O 具有反萤石结构，晶胞如图（b）所示。已知晶胞参数为 0.4665 nm，阿伏加德罗常数的值为
NA，则 Li2O 的密度为 g·cm−3（列出计算式）。
【答案】（1）D C（2） Li+核电荷数较大
（3） 正四面体 sp3 AB
（4）520 498 2908
8 7 4 16
（5）
A (0.4665 107 )3
详解：（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；选项 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＋半径小于 H－；
（3） LiAlH4 中的阴离子是 AlH4
－，中心原子铝原子含有的价层电子对数是 4，且不存在孤对电子，所以空
间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是 sp3 杂化；阴阳离子间存在离子键，Al 与 H 之间还有共
价单键，不存在双键和氢键，答案选 AB；
（4） 根据示意图可知 Li 原子的第一电离能是 1040 kJ/mol÷2＝520 kJ/mol；0.5mol 氧气转化为氧原子
时吸热是 249 kJ，所以 O＝O 键能是 249 kJ/mol×2＝498 kJ/mol；根据晶格能的定义结合示意图可知
Li2O 的晶格能是 2908 kJ/mol；
（5） 根据晶胞结构可知锂全部在晶胞中，共计是 8 个，根据化学式可知氧原子个数是 4 个，则 Li2O 的密度
是 m
V NA
8 7 4 16 g/cm3 。
0.4665 107 3
点睛：本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，电离能、晶格能，化学键类型，晶胞的
计算等知识，保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。难点仍然是
晶胞的有关判断与计算，晶胞中原子的数目往往采用均摊法：①位于晶胞顶点的原子为 8 个晶胞共用，对
一个晶胞的贡献为 1/8；②位于晶胞面心的原子为 2 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/2；③位于晶胞
棱
N2
心的原子为 4 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/4；④位于晶胞体心的原子为 1 个晶胞共用，对一个晶
胞的贡献为 1。
2．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
−75.5 16.8 10.3
沸点/℃ −
60.3
444.
6
>600（分解）
−10.0 45.0 337.0
回答下列问题：
（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。
（2） 根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同其他分子 的
是 。
（3） 图（a）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 。
（4） 气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为 形，其中共价键的类型有 种；
固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为 。
（5） FeS2晶体的晶胞如图（c）所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，
其晶体密度的计算表达式为 g·cm−3；晶胞中Fe2+位于S 2 所形成的正八面体的体心，
该正八面体的边长为 nm。
【答案】（1） 哑铃（纺锤）
（2） H2S
（3） S8 相对分子质量大，分子间范德华力强
（4） 平面三角 2 sp32
A
AA
（5）
4M
N a3
1021 a
2
详解：（1）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，则电子占据最高能
级是 3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。
（2） ） 根据价层电子对互斥理论可知 H2S、SO 2、SO 3 的气态分子中， 中心原子价层电子对数分别是
2 6 1 2 4、2 6 2 2
3、3 6 2 3 3
2 2 2
，因此不同其他分子的是 H2S。
（3） S8、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体，由于 S8 相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和
沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多；
（4） 气态三氧化硫以单分子形式存在，根据（2）中分析可知中心原子含有的价层电子对数是 3，且不存在
孤对电子，所以其分子的立体构型为平面三角形。分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有 2 种，
即σ键、π键；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中 S 原子形成 4 个共价键，因此
其杂化轨道类型为 sp3。
（5） 根据晶胞结构可知含有铁原子的个数是 12×1/4+1＝4，硫原子个数是 8 ×1/8+6×1/2＝4，晶胞边长为 a
nm、 FeS2 相对式量为 M，阿伏加德罗常数的值为 NA，则其晶体密度的计算表达式为
m
V
4M
N a
107 3
g/cm3
4M
N a
3
×1021 g/cm3 ；晶胞中 Fe2+位于 所形成的正八面体的体心，该正八面体
的边长是面对角线的一半，则为 2 a nm。
2
点睛：本题主要是考查核外电子排布、杂化轨道、空间构型、晶体熔沸点比较以及晶胞结构判断与计算等， 难
度中等。其中杂化形式的判断是难点，由价层电子特征判断分子立体构型时需注意：价层电子对互斥模型
说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。N × 6× 3 × a2c
① 当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致；价层电
子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情
况， 但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效
果。
3．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：
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：
（1）Z n 原子核外电子排布式为 。
（2） 黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由 Zn 和 Cu 组成。第一电离能Ⅰ1（Zn） Ⅰ1（Cu)(填
“大于”或“小于”)。原因是 。
（3） ZnF2 具有较高的熔点（872 ℃)，其化学键类型是 ；ZnF2 不溶于有机溶剂而 ZnCl2、ZnBr2、
ZnI2 能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是 。
（4） 《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。
ZnCO3 中，阴离子空间构型为 ，C 原子的杂化形式为 。
（5） 金属 Zn 晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为 。六棱柱底边边长
为 a cm，高为 c cm，阿伏加德罗常数的值为 NA，Zn 的密度为 g·cm － 3 （列出
计算式）。
【答案】（1）[Ar]3d104s2
（2） 大于 Zn 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
（3） 离子键 ZnF2 为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2 的化学键以共价键为主、极性较小
（4） 平面三角形 sp2
（5） 六方最密堆积（A3 型）
65 6
A 43
（3） 根据氟化锌的熔点可以判断其为离子化合物，所以一定存在离子键。作为离子化合物，氟化锌在有机 溶
剂中应该不溶，而氯化锌、溴化锌和碘化锌都是共价化合物，分子的极性较小，能够溶于乙醇等弱极性有
机溶剂。
（4） 碳酸锌中的阴离子为 CO 2-，根据价层电子对互斥理论，其中心原子 C 的价电子对为 3+(4－3×2＋2)/2=3
对，所以空间构型为正三角形，中心 C 为 sp2 杂化。
（5） 由图示，堆积方式为六方最紧密堆积。为了计算的方便，选取该六棱柱结构进行计算。六棱柱顶点的
原子是 6 个六棱柱共用的，面心是两个六棱柱共用，所以该六棱柱中的锌原子为 12× +2× +3=6
个，所以该结构的质量为 6×65/NA g。该六棱柱的底面为正六边形，边长为 a cm，底面的面积为 6 个边长为
acm 的
正三角形面积之和，根据正三角形面积的计算公式，该底面的面积为 6× cm2，高为 c cm，所以体积
为 6× cm3。所以密度为： g·cm-3。
点睛：本题是比较常规的结构综合习题，考查的知识点也是多数习题考查的重点知识。需要指出的是最后
一步的计算，可以选择其中的晶胞，即一个平行六面体作为计算的单元，直接重复课上讲解的密度计算过
程即可。本题的解析中选择了比较特殊的解题方法，选择六棱柱作为计算单元，注意六棱柱并不是该晶体
的晶胞（晶胞一定是平行六面体），但是作为一个计算密度的单元还是可以的。
4. 碳族元素(C、Si、Ge、Sn、Pb)的单质及其化合物在生产和生活中应用广泛。回答下列问题:
（1） 基态 Sn 原子中，核外电子占据的最高能级的符号为 ，该能级具有的原子轨道数为
。
（2） Ge 单晶具有晶体硅型结构，Ge 单晶的晶体类型为 。Ge 与同周期的 As、Se 相比4
较，第一电离能由大到小的顺序是 。
（3） Ge 与 C 是同族元素，C 原子之间可以形成双键、叁键，但 Ge 原子之间难以形成双键或叁键。
从原子结构角度分析，原因是 。
（4） 比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因 。
GeCl4 GeBr4 GeI4
熔点
/℃
-49.5 26 146
沸点
/℃
83.1 186 约 400
（5） 甲硅烷(SiH4)是硅氢化合物中结构最简单、应用最广泛的一种，与甲硅烷互为等电子体的离子是
(任写一种)。
（6） Ge 的晶胞结构与金刚石相似，若 Ge 的原子半径为 r，则 Ge 晶胞中原子的体积占晶胞体积的百
分率为 (列式即可)。
【答案】（1）5p 3
（2） 原子晶体 As>Se>Ge
（3） 锗元素原子半径大，难以通过“肩并肩”方式形成π键
（4） GeCl4、GeBr4、GeI4 均为分子晶体。组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力
越强，熔沸点越高。相对分子质量 GeCl4
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