高中化学选修3第1章

一、原子结构与性质

1、基础知识梳理

一、原子结构

1．能层与能级

2.构造原理

随着原子核电荷数的递增，绝大多数元素的原子核外电子排布将遵循1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s.

不同能级中的电子排布顺序一般为：

3．核外电子排布遵循的三个原理

(1)能量最低原理：原子的电子排布遵循的构造原理使整个原子的能量处于就最低状态。

(2)泡利不相容原理：在任何一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子，这就是泡利不相容原理。1个原子轨道最多只容纳2个自旋状态不同的电子。

(3)洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占据不同的轨道，而且自旋方向相同，又称最多轨道原理。特别的，当同一上的电子抱有成见为全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。如24Cr(3d54s1)、29Cu(3d104s1)

4．基态与激发态、光谱

(1)基态与激发态：处于最低能量的原子叫基态原子；当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级而变成激发态原子。

(2)光谱：把原子吸收或释放的光的能量分布记录下来，即为光谱。

5．电子云和原子轨道

(1)电子云：描述电子在原子核外运动的概率分布图。电子云密度大的说明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；电子云密度小的则说明机会小。

(2)原子轨道：表达电子在空间里经常出现的电子云区域，即电子云的轮廓图。

(3)原子轨道的形状：s能级的原子轨道是球形，p能级的原子轨道是纺缍形的。

(4)各能级的原子轨道数

6．原子核外电子排布规律 (1)各原子轨道的能量高低

多电子原子中，电子进入原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律： ①相同电子层上原子轨道能量的高低为：n s

③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2 p x 、2 p y 、2 p z 轨道的能量相等。 (2)核外电子分层排布的一般规律

7．基态原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图(或称原子结构简图)

可表示核外电子分层排布和核内质子数，如. (2)电子式

可表示原子最外层电子数目，如

(3)电子排布式

①用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。

②为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K ：[Ar]4s 1

。 (4)电子排布图(又称为轨道表示式)

每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如第二周期碳元素基态原子的电子排布如图所示。

二、原子结构与元素性质

1．原子结构与元素周期表

(1)元素周期律的形成是由于元素的原子中核外电子的排布发生周期性的重复。 (2)元素的分区

①s 区：包括ⅠA 族和ⅡA 族，价电子排布为n s 1－2，容易失去1个或2个电子，形成＋1或＋2价离子，除H 外，这些元素都是活泼金属元素。价电子数等于主族族序数。

②p 区：包括从ⅢA 到ⅦA 、0族 (氦除外)共六族元素，它们原子的价电子排布为n s 2n p 1～6。价电子总数等于主族序数。

③d 区：包括ⅢB 到Ⅷ族的元素(镧系和锕系元素除外)，价电子排布为(n －1)d 1～9n s 1～2，一般最外层电子数为1～2，价电子总数等于副族序数。

④ds 区：包括ⅠB 族、ⅡB 族元素，它们的原子的(n －1)d 轨道为充满电子的轨道，价电子排布为 (n －1)d 10n s 1～

2。

⑤f 区：包括镧系和锕系元素。

注意：1、处于金属与非金属交界线附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

2、原子最外层只有1个电子的元素不一定是金属元素、主族元素ⅠA （如H 、Cu 等）；原子最外层只有两个电子的元素不一定是金属元素、ⅡA 族元素（如He 、Fe 等）；最外层有3－7个电子（即ns 2np 1-5）的元素一定是主族元素。

2．元素周期律

(1)半径变化

①随着原子序数的递增，主族元素原子半径的大小呈现周期性变化：同周期中(除稀有气体)，随着原子序数的增大，元素的原子半径减小。

②原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是原子的核电荷数，另一个是核外电子数。

(2)电离能及其变化规律

①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。

②由电离能的定义推知，电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越容易，反之电离能越大，表明气态时该原子失电子越难，因此运用电离能的数值可以判断原子失去电子的难易程度。

③由电离能大小可以看出，对同一周期元素而言，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大；从左到右呈现从小到大的变化趋势。同主族元素从上到下的第一电离能逐渐减小。

注意：通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素。这是由于ⅡA、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，是较稳定的全充满、半充满状态，因而失去电子所需要的能量较高。

3．电负性及其变化规律

(1)电负性：用来描述不同元素的原子吸引电子的能力强弱。

(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：电负性以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。电负性没有单位。

(4)变化规律：同一周期的元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，同主族元素的电负性从上而下逐渐减小。

(5)应用

①判断元素的金属性和非金属性的强弱：金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②判断化学键的类型：一般认为，如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

③解释元素“对角线”规则：

第2课时原子结构与性质——重难点剖析

一、原子核外电子排布规律及表示方法

1．原子核外电子排布规律

(1)各原子轨道的能量高低

多电子原子中，电子进入原子轨道时，原子轨道能量的高低存在以下规律：

①相同电子层上原子轨道能量的高低为：n s

②形状相同的原子轨道能量的高低为：1s<2s<3s<4s……。

③电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如2 p x 、2 p y 、2 p z 轨道的能量相等。 (2)核外电子分层排布的一般规律

2.基态原子核外电子排布的表示方法 (1)原子结构示意图(或称原子结构简图) 可表示核外电子分层排布和核内质子数，如. (2)电子式

可表示原子最外层电子数目，如

(3)电子排布式

①用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数，如K ：1s 22s 22p 63s 23p 64s 1。

②为了避免电子排布式书写过于烦琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，如K ：[Ar]4s 1。

(4)电子排布图(又称为轨道表示式)

每个方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如第二周期碳元素基态原子的电子排布如图所示。

．．．

例1(2007·海南)A、B、C、D、E代表5种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________。

(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________。

(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，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层为全充满，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________。

[解析](1)A元素基态原子的轨道表示式由题意可写成，

可见该元素核外有7个电子，为氮元素，其元素符号为N。(2)B－、C＋的电子层结构都与Ar相同，即核外都有18个电子，则B为17号元素Cl，C为19号元素K。

(3)D元素的原子失去2个4s电子和1个3d电子后变成＋3价离子，其基态原子的核外电子排布式为：

1s22s22p63s23p63d64s2，即为26号元素Fe。(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，该元素为29号元素Cu。

[答案](1)N (2)Cl K

(3)Fe1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar] 3d64s2

(4)Cu1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar] 3d104s1

二、原子结构与元素周期表

1．原子结构与周期的关系

(1)每周期第一种元素的最外层电子的排布式为n s1。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s2外，其余为n s2n p6。氦原子核外只有2个电子，只有1个s轨道，还未出现p轨道，所以第一周期结尾元素的电子排布跟其他周期不同。

(2)一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种类。但一个能级组不一定全部是能量相同的能级，而是能量相近的能级。

2．原子结构与族的关系

(1)对主族元素：主族元素的族序数＝原子的最外层电子数

(2)对副族元素：次外层电子数多于8个而少于18个的一些元素，它们除了能失去最外层的电子外，还能失去次外层上的一部分电子。例如元素钪[Ar]3d14s2，可以失去三个电子，钪为ⅢB族。所以，失去的(或参加反应的)电子总数，就等于该元素所在的族数。除第Ⅷ族元素外，其大多族序数等于(n－1)d＋n s的电子数。

3．元素周期表的分区

(2)根据元素金属性与非金属性分区

处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。

例2四种短周期元素的性质或结构信息如下表。请根据信息回答下列问题。

(1)B元素在周期表中的位置为________，写出A原子的电子排布式________。

(2)写出C单质与水反应的化学方程式________________________。A与C形成的化合物溶于水后，溶液的pH________7(填“大于”、“等于”或“小于”)。

(3)D元素最高价氧化物晶体的硬度________(填“大”、“小”)，其理由是

________________________________________________________________________。

(4)A、B两元素非金属性较强的是________(写元素符号)。写出证明这一结论的一个实验事实

________________________________________________________________________。

[解析]由单质燃烧呈淡蓝色火焰和室温下是固体粉末可知A是硫元素；M层有一个未成对的p电子，可能是铝或氯，其单质在常温下是气体，则B为氯元素；单质是银白色固体且燃烧时呈黄色火焰，说明C是钠；D的最外层电子排布是n s2n p2，故可能是碳或硅，因此对(3)中答案应分别讨论。

[答案](1)第三周期ⅦA族1s22s22p63s23p4

(2)2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 大于

(3)大SiO2是原子晶体(或小CO2是分子晶体)

(4)Cl 高氯酸的酸性大于硫酸的酸性(或氯化氢稳定性比硫化氢强)

三、元素周期律

1.原子半径

(1)原子半径周期性变化

元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。

(2)微粒半径比较

在中学要求的范围内可按“三看”规律来比较微粒半径的大小。

“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

“三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

判断微粒半径大小的规律：

①同周期从左到右，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。

②同主族从上到下，原子或同价态离子半径均增大。

③阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r(Na＋)

④电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。

⑤不同价态的同种元素的离子，核外电子数多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。

2.电离能、电负性

(1)第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。

①电离能是衡量气态原子失去电子难易程度的物理量，元素的电离能越小，表示气态时越容易失电子，还原性越强。

②镁和铝相比，镁第一电离能大，磷与硫相比，磷第一电离能大。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

①电负性越大，非金属性越强，反之越弱。

②电负性的变化规律是：同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。因此电负性大的元素集中在元素周期表的右上角，电负性小的元素位于元素周期表的左下角。

③在元素周期表中，电负性最大的元素是氟，电负性最小的元素是铯。短周期元素中电负性最小的是钠。

④金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8。而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

⑤在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。

⑥用电负性判断化学键的类型

一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。

例3(2010·苏州模拟)不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。

(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的________变化规律。

(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测，下列关系式中正确的是________。

①E(砷)>E(硒)②E(砷)

③E(溴)>E(硒) ④E(溴)

(3)估计1 mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________

(4)10号元素E值较大的原因是__________________________________________。

[解析](1)从H、Li、Na、K等可以看出同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA族和第ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低．由此可以推测E(砷)>E(硒)、E(溴)>E(硒)。(3)根据同主族、同周期元素性质变化规律可以推出：E(K)

[答案](1)随着原子序数的增大，E值变小周期性(2)①③(3)485738(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构

3．性质递变规律

4.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如

。

例4

(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是________(填编号)。

(2)上述⑤⑥⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是________(写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为________，它是一种重要的结构材料，推测它应属于________晶体；元素①的原子价电子排布式是________。

(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由大到小的顺序是________(填化学式)。

(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是________(填名称)，可以验证你的结论的是下列中的________(填序号)。

A．气态氢化物的挥发性和稳定性

B．单质分子中的键能

C．两元素的电负性

D．含氧酸的酸性

E．氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)

F ．两单质在自然界的存在形式

[解析] 由题意可知，10种元素是前20号元素，根据表中数据，我们不难推出①S ，②K ，③O ，④Al ，⑤C ，⑥P ，⑦Cl ，⑧Na ，⑨N ，⑩Si 。

(1)在同一周期中，从第ⅠA 族到第ⅦA 族，元素的第一电离能逐渐增大；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小；故在10种元素中，第一电离能最小的是②K 。

(2)C 、P 、Cl 中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；元素⑨和⑩形成的化合物Si3N4属于原子晶体；S 元素的原子价电子排布式是3s23p4。

(3)元素的非金属性越强，形成气态氢化物越稳定，非金属性强弱为C1>S>P>Si ，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。

(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C 、E 验证。

[答案] (1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 原子 3s23p4 (3)HCl>H2S>PH3>SiH4 (4)氮元素 CE 【作业】课时训练

第3课时原子结构与性质——课时训练

一、选择题

1．(基础题)下列说法中正确的是 ( ) A ．处于能量最低状态的原子叫基态原子

B ．3p 2

表示3p 能级上有两个轨道

C ．同一原子中，1s 、2p 、4p 电子的能量呈逐渐降低排列

D ．同一原子中，2p 、3p 、4p 能级的轨道数依次增多 答案：A

解析：3p 2

表示第3层的p 轨道中有2个电子，同一原子中，1s 、2p 、4p 电子的能量逐渐升高，2p 、3p 、4p 能级的轨道数相同。

2．(基础题)具有下列电子排布式的原子中，半径最大的为( )

A ．1s 22s 22p 63s 1

B ．1s 22s 22p 63s 23p 64s 1

C ．1s 22s 22p 63s 2

D ．1s 22s 22p 63s 23p 64s 2 答案：B

解析：根据电子排布式可知A 为Na ，B 为K ，C 为Mg ，D 为Ca ，显然K 半径最大。 3．(基础题)在d

，而不排布成

，其最直接的依据是( ) A ．能量最低原理 B ．泡利不相容原理 C ．原子轨道能级图 D ．洪特规则 答案：D

解析：根据洪特规则，电子优先进入平行轨道，选择使体系能量最低的状态。

4．前四周期元素中，基态原子中未成对电子与其所在周期数相同的元素有几种( ) A ．3种 B ．4种 C ．5种 D ．6种 答案：C

5．(基础题)下列元素原子的电子层结构违背了泡利不相容原理的是( ) A ．Al ：1s 22s 22p 63s 13p 2 B ．N ：[He]

C ．B ：1s 22s 3

D ．Li ： 答案：C

解析：泡利不相容原理的内容是：每个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。该原理限定一

个原子轨道中最多容纳的电子数目和同一个原子轨道中电子的自旋方向。s能级只有一个原子轨道，因此s 能级中最多容纳两个自旋方向相反的电子，由此知C项中2s3违背了泡利不相容原理；A项违背了能量最低原理；B项违背了洪特规则；D项的轨道表示式正确。

6. (能力题)某元素A的＋2价离子的最外层电子排布为5s2，则下列有关元素A的说法正确的是() A．A原子的价电子排布为4d25s2，原子中有两个未成对电子

B．A为p区元素，其原子中电子全部成对

C．A2＋最外层电子处于8电子稳定结构

D．A处于周期表第5周期ⅣA族，属于金属元素

答案：D

解析：原子是由外向内失去电子变为阳离子的，A原子的外围电子排布应为5s25p2，该元素在周期表中位

于第5周期ⅣA族，是Sn，属于金属元素，也属于p区元素，其价电子排布图为，最

外层有两个未成对电子。综上所述，D项正确。

7. (创新预测题)下列说法正确的是()

A．H—H键无方向性

B．基态C原子有两个未成对电子，所以最多只能形成2个共价键

C．1个N原子最多只能与3个H原子结合形成NH3分子，是由共价键的饱和性所决定的

D．所有的原子轨道都具有一定的伸展方向，因此所有的共价键都具有方向性

答案：A

解析：s轨道为球形，在空间的各个方向上s轨道与s轨道形成的共价键都没有方向性，H—H键是两个1s 轨道重叠得到的，A项正确；除s轨道以外的其他原子轨道都有方向性，当s轨道与其他原子轨道或其他原子轨道之间重叠时，共价键都有方向性，D项错误；在形成CH4分子的过程中，碳原子2s轨道中1个电子进入2p空轨道。1个2s轨道和3个2p轨道“混合”，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道，最多可以形成4个共价键，B项错误；1个N原子可以与3个H原子结合，还有一对孤对电子可以与H形成配位键，即形成NH4＋，此时共价键也饱和，C项错误。

8. (能力题)下列说法中错误的是()

A．所有的非金属元素都分布在p区

B．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素

C．除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8个

D．同一元素的各种同位素的物理性质不同，但化学性质相似

答案：A

解析：A项，s区也有非金属元素，故不正确；B项，从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素是过渡金属元素，故正确；C项，氦的最外层电子数是2个，其他稀有气体原子的最外层电子数是8个；D项，同位素由于电子排布相同，故化学性质相似。

9. (提高题)下列各组原子中，彼此化学性质一定相似的是()

A．原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子

B．原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的Y原子

C．2p轨道上只有2个电子的X原子与3p轨道上只有2个电子的Y原子

D．最外层都只有一个电子的X、Y原子

答案：C

解析：A项，原子核外电子排布式为1s2的X原子是稀有气体，原子核外电子排布式为1s22s2的Y原子是ⅡA族，化学性质不同；B项，原子核外M层上仅有两个电子的X原子是ⅡA族的元素原子，而原子核外N层上仅有两个电子的Y原子可能是副族或Ⅷ族元素原子，故性质不一定相同；C项，2p轨道上只有2个电子的X原子是C原子，3p轨道上只有2个电子的Y原子是Si原子，两者化学性质相似；D项，最外层只有一个电子的原子可能是ⅠA族元素原子，也可能是过渡金属原子，故化学性质不一定相同。

10.

解析：N原子核外电子排布为1s22s22p3，O原子核外电子排布为1s22s22p4，由洪特规则特例，半充满更稳

定，N原子失电子难，第一电离能大于O原子。因为CO2中的C＝O之间的夹角为180°，故CO2为直线形分子，B错误。石墨是混合型晶体，金刚石是原子晶体，石墨熔化时，除了断开C—C之间σ键外，还需断开π键，所以熔点高。HF之间由于形成氢键，所以沸点高。

11. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ/mol)。

下列关于元素R

A．R的最高正价为＋3价

B．R元素位于元素周期表中第ⅡA族

C．R元素的原子最外层共有4个电子

D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2

答案：B

解析：由表中数据I3?I2知其最高正价为＋2价，R元素位于ⅡA族，最外层有2个电子，R不一定是Be 元素。

12. 下列说法错误的是()

A．n s电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量

B．6C的电子排布式1s22s22p x2违反了洪特规则

C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理

D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理

答案：A

解析：A项，关键在于熟记构造原理。各能级能量的大小顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s……n s电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量；B项，对于C原子来说，2p能级有3个能量相同的原子轨道，最后2个电子应该以自旋状态相同的方式分布在两个不同的2p轨道上，违反了洪特规则；C项，根据轨道能量高低顺序可知E4s

13. 下列叙述中正确的是()

A．在一个基态多电子的原子中，可以有两个运动状态完全相同的电子

B．在一个基态多电子的原子中，不可能有两个能量完全相同的电子

C．在一个基态多电子的原子中，M层上的电子能量肯定比L层上的电子能量高

D．如果某一基态原子3p能级上仅有2个电子，它们的自旋状态必然相反

答案：C

解析：同一轨道上的两个电子，能量相同自旋状态相反，即运动状态不一样，所以A、B错误；因为M层前没有M层与L层的能级交错，所以M层上的电子能量一定高于L层上的电子的能量；3p能级有3个轨道，按洪特规则，仅有的2个电子应占据其中2个，且自旋状态相同。

14.A、B、C、D四种元素，已知A元素是地壳中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素是第三周期第一电离能最小的元素；D元素在第三周期中第一电离能最大。下列有关叙述错误的是()

A．四种元素A、B、C、D分别为O、Ca、Na、Ar

B．元素A、B、C两两组成的化合物可为CaO、CaO2、Na2O、Na2O2等

C．元素A、C简单离子的半径大小关系为A

D．元素B、C电负性大小关系为B>C

答案：C

解析：自然界中含量最多的元素为氧；由题意知B元素K层和L层电子数之和为10，则M层为8个，N 层为2个，故B元素为钙；C是第三周期第一电离能最小的元素，为钠；第三周期中第一电离能最大的元素为氩。选项C中，A的简单离子O2－和C的简单离子Na＋具有相同的电子层结构，根据“序大径小”的规律知r(O2－)>r(Na＋)。

15. 以下有关元素性质的说法不正确的是()

A．具有下列电子排布式的原子中，①1s22s22p63s23p2能②1s22s22p3③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4，原子半径最大的是①

B．下列原子的外围电子排布中，①3s23p1②3s23p2③3s23p3④3s23p4，对应的第一电离能最大的是③C．①Na、K、Rb ②N、P、As ③O、S、Se'④Na、P、Cl，元素的电负性随原子序数的增加而递增的是④

D．某元素的逐级电离能(kJ/mol)分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是③

①X＋②X2＋③X3＋④X4＋

答案：D

解析：A选项：由电子排布式可知四种元素分别为Si、N、C、S，它们在元素周期表中的位置如下：

C N

Si(P)S

根据同周期中和同主族中元素原子半径的变化规律可知，r(Si)>r(S)，r(Si)>r(C)>r(N)，故原子半径最大的为Si，即①正确；B选项：四种元素均为第三周期元素，由电离能的变化规律及核外电子的排布情况知③中3p能级半充满，第一电离能最大；C选项：元素的电负性可用来衡量元素的金属性和非金属性的强弱，在元素周期表中，同一周期从左到右，元素的电负性逐渐增大，同一主族从上到下元素的电负性逐渐减小，故④符合；D选项：判断电离能与元素化合价的关系，关键看各级电离能之间的变化趋势，相邻两级电离能变化较大，说明再失去一个电子的难度增大，由此可判断出该离子所带的电荷数，所以X最有可能生成的阳离子是X2＋。

二、非选择题

16．2010年初暴发的农夫山泉与统一饮料的“砒霜门事件”引起了人们对砷的生理作用的高度关注。砒霜是砷的氧化物，化学式为As2O3，砷在周期表中与氮、磷属于同族元素。该族元素与生物体的生命活动密切相关，被称为“生命之族”。如氮、磷是生物体中不可缺少的元素，在生命体中占有极其重要的地位。而砷和锑的某些化合物则有毒，所以中世纪的西方炼金术曾分别用毒蛇和狼来作为砷和锑的符号。

(1)右上图是元素周期表的局部示意图，请将氮、磷、砷的元素的符号填入表中相应的位置。

(2)下列关于该族元素的说法中正确的是________。

a．氮、磷、砷的非金属性依次增强

b．氮、磷、砷的气态氢化物分子的稳定性依次减弱

c．N—H、P—H、As—H键的键长依次增长，而键的极性依次降低

d．P4分子的空间构型为正四面体(如右图)，P—P键之间的键角为109°28′

(3)氮元素是化肥中的主要元素，某种盐类物质是常见的氮肥成分，其中氮元素同时显示最高化合价和最低化合价。该化合物中含有的化学键类型为________________。

(4)“砒霜门事件”使不少人谈砷色变。实际上，砷是人体必需的微量元素，砷缺乏将导致生长缓慢、骨骼异常等症状。只要控制砒霜的量，适当使用可以治病。

近代常用马氏试砷法检验砒霜的含量。其方法是用Zn、盐酸和试样混合，若试样中有As2O3存在，就会发生反应①：As2O3＋Zn＋HCl―→X＋ZnCl2＋H2O(未配平)。在试管中加热X则发生反应②，可看到亮黑色的“砷镜”，并得到一种还原性气体单质。

写出反应①配平后的化学方程式：____________________________。若试样的质量为500 g得到“砷镜”的质量为7.5 g，反应①中转移电子的数目为________________。

答案：(1)

(2)bc

(3)离子键和极性共价键

(4)As2O3＋6Zn＋12HCl===2AsH3↑＋6ZnCl2＋3H2O0.6 N A(或3.6×1023)

解析：(1)氮、磷、砷应为元素周期表中的第V A族。

(2)同主族的元素从上到下由于元素的原子的半径逐渐增大，导致元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，因此N、P、As的气态氢化物的热稳定性逐渐减弱，分子中化学键的键长逐渐增大，键的极性逐渐减

弱；P4分子的空间构型是正四面体型，4个P原子位于四面体的四个顶点，故键角为60°。

(3)N元素的最高价是＋5价，最低价是－3价，同时含有这两种化合价的物质是硝酸铵(NH4NO3)，是一种离子化合物，含有离子键、极性共价键。

(4)因为加热X时可以得到砷和一种还原性气体单质，根据元素守恒可以得出这种还原性气体只能为H2，即X为AsH3，然后利用氧化还原反应中得失电子守恒可以配平此化学反应。7.5 g“砷镜”(As)的物质的量为0.1 mol，根据As元素守恒，得到0.1 mol As，在反应①中必然得到AsH3 0.1 mol，因此在反应①中转移的电子的物质的量为0.6 mol，即电子的数目为0.6 N A。

17．(2009·聊城市模拟)－1)，回答下列各题：

(1)

A．Q和R B．S和T

C．T和U D．R和T

E．R和U

(2)下列离子的氧化性最弱的是________。

A．S2＋B．R2＋

C．T3＋D．U＋

(3)下列元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是________。

A．硼B．铍

C．氦D．氢

(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：_______

________________________________________________________________________。

(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是_______，其中元素________的第一电离能异常高的原因是_____________________________________________________。

答案：(1)E (2)D (3)C

(4)电子分层排布，各能层能量不同

(5)R

解析：(1)由表中数据知，R和U的第一至第四电离能变化规律相似，即R和U最可能在同一主族。(2)离子的氧化性最弱，即其对应的电离能最小。由表中数据看出U的第一电离能为420 kJ·mol－1，数值最小。

(3)Q元素各电离能都较大，而且各电离能之间无太大差距，故Q最可能为稀有气体元素。

(4)相邻两个电离能数据相差较大，从一个侧面说明电子是分层排布的，且各能层能量不同。

(5)R元素第二电离能有较大飞跃，S元素第三电离能有较大飞跃，T元素第四电离能有较大飞跃，由题意知三者为同周期三种主族元素，可推知R在ⅠA族，S在ⅡA族，T在ⅢA族，故原子序数R

人教版高中化学选修4第三章测试题(经典含解析)

人教版选修4第三章《水溶液中的离子平衡》测试题（A 卷） （时间45分钟，满分100分） 一、选择题（1--6只有．．1．个．选项符合题意，7-10有2．个．选项符合题意，每小题5分，共50分。） 1． 用水稀释0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） A ．) O H NH () OH (23?-c c B ． ) OH ()O H NH (23-?c c C ．c (H +)和c (OH -)的乘积 D ．OH -的物质的量 2． 某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是 A ．用10mL 量筒量取7.13mL 稀盐酸 B ．用托盘天平称量25.20g NaCl C ．用广泛pH 试纸测得某溶液的pH 为2.3 D ．用25mL 滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液21.70mL 3． 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是 A ．AlCl 3 B ．KHCO 3 C ．Fe 2(SO 4)3 D ．NH 4HCO 3 4． 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的 ①NaOH 固体 ②H 2O ③NH 4Cl 固体 ④CH 3COONa 固体 ⑤NaNO 3固体 ⑥KCl 溶液 A ．②④⑥ B ．①② C ．②③⑤ D ．②④⑤⑥ 5． 在25℃时，100mL 0.4mol/L 的盐酸与等体积0.6mol/L 的氢氧化钠溶液混合后，溶液的pH 值为 A ．6 B ．5 C ．12 D ．13 6．下列方程式书写正确的是（ ） A.HCO 3－在水溶液中的电离方程式：HCO 3－＋H 2O H 3O ＋＋CO 32－ B.H 2SO 3的电离方程式H 2SO 32H ＋＋SO 32－ C .CO 32－的水解方程式：CO 32－＋2H 2O H 2CO 3＋2OH － D.CaCO 3的电离方程式：CaCO 3 Ca 2+＋CO 32－ 7. 氢氰酸（HCN ）的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ） A ．1mol/L 该酸溶液的pH 约为3 B ．HCN 易溶于水 C ．10mL 1mol/L HCN 恰好与10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应 D ．在相同条件下，HCN 溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 8..下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（ ） A ．pH=2的HA 溶液与pH=12的MOH 溶液任意比混合： c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -) B ．pH 相等的CH 3COONa 、NaOH 和Na 2CO 3三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3) C ．物质的量浓度相等CH 3COOH 和CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH) D ．0.1mol ·L -1的NaHA 溶液，其pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 9. 盐酸、醋酸、纯碱和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（ ） A ．在NaHCO 3溶液中加入与其等物质的量的NaOH ，溶液中的阴离子只有CO - 23和OH -

高中化学选修3第一章练习题

选三第一章练习题 1.下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是( ) A.半导体材料砷化镓 B.吸氢材料镧镍合金 C.透明陶瓷材料硒化锌 D.超导材K3C60 2、某元素原子的核外有四个能层，最外能层有1个电子，该原子核内的质子数不可能为（） A. 24 B. 18 C. 19 D. 29 3．有关核外电子运动规律的描述错误的是（） A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动 B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释 C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动 D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多 4、下列说法中正确的是（） A. 因为p轨道是“8”字形的，所以p的电子走“8”字形 B. K能级有3S，3P，3d，3f四个轨道 C. 氢原子只有一个电子，故氢原子只有一个轨道 D. 以上说法均不正确 5、同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能是（） A. 6 B. 12 C. 26 D. 30 6、已知R为ⅡA族元素，L为ⅢA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且R、L为同一周期元素，下列关系式错误的是（） A. n=m+1 B. n=m+10 C. n=m+11 D. n=m+25 7、X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为nS1、3S23P1和2S22P4，由这三种元素组成的化合物的化学式可能为（） A. XYZ2 B. X2YZ3 C. X2YZ2 D. XYZ3 8．气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是( ) A.1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1 B.1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2 C.1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3 D.1s22s22p63s23p64s24p2→1s22s22p63s23p64s24p1 9.A、B属于短周期中不同主族的元素，A、B原子的最外层电子中，成对电子和未成对电子占据的轨道数相等，若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数可能为() ①a－4②a－5③a＋3 ④a＋4 A．①④B．②③C．①③D．②④ 10.下列电子排布图中能正确表示某元素原子的最低能量状态的是(D) 11.下列各组表述中，两个微粒不属于同种元素原子的是() A．3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子的排布为1s22s22p63s23p2的原子 B．2p能级无空轨道，且有一个未成对电子的基态原子和原子的最外层电子排布为2s22p5的原子 C．M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为1s22s22p63s23p64s2的原子

(完整)高中化学选修四第三章测试题

高中化学选修4第三章单元测试题 （时间：100分钟共100分） 相对原子质量：H 1 O 16 Na 23 S 32 K 39 Ag 108 I 127 Ba 137 第I卷（选择题共50分） 一．选择题（本题包括10小题，每小题2分，共20分。每小题只有一个 ．．．．选项符合题意） 1、在pH＝1的无色溶液中能大量共存的离子组是 A、NH4＋.、Mg2+、SO42－、Cl- B.Ba2+、K+、OH-、NO3－ C. Al3+、Cu2+、SO42－、Cl- D.Na+、Ca2+、Cl-、AlO2－ 2、纯水在20℃和80℃时的pH A．前者大B．后者大C．相等D．无法确定 3、能正确表示下列反应的离子方程式是 A．铁跟盐酸反应：2Fe + 6H+＝2Fe3+ + 3H2↑ B．磷酸二氢钙溶液跟氢氧化钙反应：H2PO4—+ 2OH—＝PO43—+ 2H2O C．碳酸钙跟醋酸反应：CaCO3 + 2CH3COOH＝Ca2+ + 2CH3COO—+ H2O + CO2↑ D．铜片跟稀硝酸反应：Cu + NO3－+ 4H+＝Cu2＋+ NO↑+ 2H2O 4、用已知浓度的NaOH溶液滴定待测浓度的盐酸（盐酸置于锥形瓶中），以下操作会造成所测盐酸溶液浓度偏低的是 A．酸式滴定管未用待装溶液润洗 B．碱式滴定管未用待装溶液润洗 C．锥形瓶未用待装溶液润洗 D．在滴定前滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后气泡消失 5、下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是 A.CH3CH2COOH B.Cl2 C.NH4HCO3 D.SO2 6、将0.l mol·L-1醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是 A．溶液中c（H+）和c（OH-）都减小B．溶液中c（H+）增大 C．醋酸电离平衡向左移动D．溶液的pH增大 7、从下列现象可以判断某酸是强酸的是 A．加热该酸至沸腾也不分解 B．该酸可以与石灰石反应放出CO2 C．该酸可以把Al(OH)3沉淀溶解 D．该酸浓度为0.1 mol·L-1时的pH为1 8、常温下某溶液中由水电离产生的[H+]=1×10-5mol·L-1，则下列叙述正确的是 A．PH值为5 B．一定是酸溶液 C．可能是强酸的酸式盐溶液D．PH值可能为9

人教 高中化学选修4第三章知识点归纳

水溶液中的离子平衡第三章 一、弱电解质的电离, 、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物1 ：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物非电 解质 强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质 。弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质 混和物、电解质与非电解质本质区别： 2物质单质强电解质：强酸，强碱，大多数盐。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO 4电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物纯净物电解质 弱电解质：弱酸，弱碱，极少数盐，水。如HClO、NH·HO、Cu(OH)、注意：①电解质、非电解 质都是化合物②SO、NH、CO等属于非电解质232化合物 ③强电解质不等于易溶于水的化合物（如 232HO (2) BaSO不溶于水，但溶于水的BaSO全部电离，……HO、CCl、CH=CH 非金属氧化物，大部 分有机物。如SO、CO、C 非电解质：44123622462故BaSO为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。43、影响电离平衡的因素： A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。 B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。 C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具 有相同离子的电解质，会减弱电离。D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。 4、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主） 5、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。） +- +-]/[AB] +B][ B Ki=[ A表示方法：ABA6、影响因素： a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。 b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。 C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如： H SO>H PO>HF>CHCOOH>HCO>H S>HClO 23233432二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：: +-]c[OH]·水的离子积：K = c[H W+--7+--14 ] = 1*10· mol/L ; K = [H[OH25℃时, [H]]=[OH] =10W注意：K只与温度有关，温度一定，则K值一定 WW K不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）W2、水电离特点：（1）可 逆（2）吸热（3）极弱 3、影响水电离平衡的外界因素： -14 =1*10 K：抑制水的电离①酸、碱W②温度：促进水的电离（水的电 离是吸热的）

人教版高中化学选修3第一章《原子结构和性质》检测题(有答案)

人教版高中化学选修3第一章《原子结构和性质》检测题（有答案） 1 / 7 《原子结构与性质》检测题 一、单选题 1．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下： ①1s 22s 22p 63s 23p 2；②1s 22s 22p 63s 23p 3；③1s 22s 22p 4；④1s 22s 22p 3。 则下列有关比较中正确的是 A ．原子半径：③＞④＞②＞① B ．第一电离能：④＞③＞②＞① C ．最高正化合价：③＞④=②＞① D ．电负性：④＞③＞②＞① 2．下列关于价电子构型为4s 24p 4的原子的描述正确的是( ) A ．其电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 104p 4 B ．其价电子排布图为 C ．其4p 轨道电子排布图为 D ．其电子排布式可以简化为[Ar]3d 104s 24p 4 3．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ns 2np 6(当只有K 层时为1s 2)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I 1Na +>Mg 2+ D ．原子的未成对电子数:Mn>Si>Cl 6．下列有关碳原子排布图中，正确的是 A ． B ． C ． D ．

高中化学选修4第三章测试题

高中化学选修4第三章测试题 一、选择题：（本题包括16小题，共48分） 1．水是一种极弱的电解质，在室温下，平均每n个水分子中只有1个水分子发生了电离，则n的值是（）A．1×10-14B．55.6×107C．107D．55.6 2．下列溶液一定是碱性的是（）A．pH＝8的某电解质的溶液 B．c(OH-)＞1×10-7mol/L C．溶液中含有OH-D．溶液中c(OH-)＞c(H+) 3．已知某温度下，四种一元弱酸的电离平衡常数为：K a(HCN)＝6.2×10-10mol/L、K a(HF)＝6.8×10-4 mol/L、K a(CH3COOH)＝1.8×10-5mol/L、K a(HNO2)＝6.4×10-6mol/L。物质的量浓度都为0.1 mol/L 的下列溶液中，pH最小的是（）A．HCN B．CH3COOH C．HF D．HNO2 4．0.1 mol/L K2CO3溶液中，若使c(CO32-)更接近0.1 mol/L，可采取的措施是（）A．加入少量盐酸B．加KOH固体C．加水D．加热 5．在已达到电离平衡的0.1mol/L的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH 降低，应采取的措施是（）A．加少量盐酸B．加热C．加少量醋酸钠晶体D．加少量水6．将足量的BaCO3粉末分别加入下列溶液中，充分溶解至溶液饱和。各溶液中Ba2+的浓度最小的为（）A．10 mL 0.2 mol/LNa2CO3溶液B．40 mL水 C．50 mL 0.01 mol/L 氯化钡溶液D．100 mL 0.01 mol/L盐酸 7．下列有关滴定操作的顺序正确的是（） ①检查滴定管是否漏水；②用蒸馏水洗涤玻璃仪器；③用标准溶液润洗盛装标准溶液的滴定管， 用待测液润洗盛待测液的滴定管；④装标准溶液和待测液并调整液面（记录初读数）；⑤取一定体积的待测液于锥形瓶中；⑥滴定操作 A．①③②④⑤⑥B．①②③④⑤⑥C．②③①④⑤⑥D．④⑤①②③⑥ 8．要使K2S溶液中[K+]／[S2-]的比值变小，可加入的物质是（）A．适量盐酸B．适量NaOH溶液C．适量KOH溶液D．适量KHS溶液 9．在Ca(OH)2（K sp=5.5×10-6）、Mg(OH)2（K sp=1.2×10-11）、AgCl（K sp=1.56×10-10）三种物质中，下列说法正确的是（）A．Mg(OH)2的溶解度最小B．Ca(OH)2的溶解度最小 C．AgCl的溶解度最小D．同下Ksp越大的溶解度也越大 10．在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH一定少于7的是（）A．pH=3的HNO3跟pH=11的KOH B．pH=3的盐酸跟pH=11的氨水 C．pH=3硫酸跟pH=11的NaOH D．pH=3的醋酸跟pH=11的Ba(OH)2

高中化学选修3第一章全部教案

第一章原子结构与性质 第一节原子结构：(1小节) 一、原子结构理论发展 从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的一般原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 复习：必修2中学习的原子核外电子排布规律： 1.核外电子排布的一般规律 (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次 排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。 (2)原子核外各电子层最多容纳2乘以n平方个电子。 (3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒 数第三层电子数目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层 时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子 2、能层与能级 由必修2的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七……能层 符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高 例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下： 能层一二三四五六七…… 符号 K L M N O P Q…… 最多电子数 2 8 18 32 50…… 即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数) 但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下： 能层 K L M N O ……

(完整版)高中化学选修3第一章测试

高中化学选修3第一章测试 （满分：100分考试时间：100分钟） 一、选择题。（在每小题给出的选项中，只有一项符合题目要求的，每题2分，共50分） 1、下列微粒：①质子②中子③电子，在所有原子中不一定含有的微粒是（） A.①②③ B. 仅有② C.①和③ D.①和② 2、某元素原子的核外有四个能层，最外能层有1个电子，该原子核内的质子数不可能为（） A. 24 B. 18 C. 19 D. 29 3、下列四个能级中，能量最高，电子最后填充的是（） A. 3s B. 3p C. 3d D. 4s 4、下列说法中正确的是（） A. 因为p轨道是“8”字形的，所以p的电子走“8”字形 B. K能级有3S，3P，3d，3f四个轨道 C. 氢原子只有一个电子，故氢原子只有一个轨道 D. 以上说法均不正确 5、下列原子中未成对电子最多的是（） A. C B. O C. N D. Cl 6、下面是某些元素的最外层电子排布，各组指定的元素，不能形成AB2型化合物的是（） A. 2S22P2和2S22P4 B. 3S23P4和2S22P4 C. 3s2和2s22p5 D.3s1和3s23p4 7、同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能是（） A. 6 B. 12 C. 26 D. 30 8、已知R为ⅡA族元素，L为ⅢA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且R、L为同一周期元素，下列关系式错误的是（） A. n=m+1 B. n=m+10 C. n=m+11 D. n=m+25 9、下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（）

A. NaF B. LiI C. MgCl2 D. KBr 10、已知A n+，B(n+1)+，C n-，D(n+1)-具有相同的电子层结构，则原子半径由大到小的顺序为（） A. C>D>B>A B. A>B>C>D C. D>C>A>B D. A>B>D>C 11、在前三周期的元素中，原子最外层A. 6种 B. 5种 C. 4种 D. 3种 12、A、B属于短周期中不同主族的元素，A、B原子最外层电子中，成对电子和未成对电子占据的轨道数相等，若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数为（） A. a-8 B. a-5 C. a+6 D. a+4 13、按照原子核外电子排布规律，各电子层最多容纳的电子数为2n2（n为电子层数，其中，最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个），1999年已发现了核电荷数为118的元素，其原子核外电子层排布是（） A. 2,8,18,32,32,18,8 B. 2,8,18,32,50,8 C. 2,8,18,32,18,8 D. 2,8,18,32,50,18,8 14、碘跟氧可形成多种化合物。其中一种称为碘酸碘，在该化合物中，碘元素呈+3和+5两种价态，这种化合物的化学式是（） A. I2O3 B. I2O4 C. I4O7 D. I4O9 15、已知短周期元素的离子aA2+，bB+，cC3-，dD-都具有相同的电子层结构，下列叙述正确的是（） A. 原子半径A>B>C>D B. 原子序数d>c>b>a C. 离子半径C3->D->B+>A2+ D. 单质还原性A>B>D>C 16、下列叙述中，A金属的活泼性肯定比B金属强的是（） A. A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B. A的氢氧化物为两性化合物，B的氢氧化物为弱碱 C. 1molA从酸中置换出H+生成的H2比1molB从酸中置换出H+生成的H2多 D. A元素的电负性比B元素的电负性小 根据下列5种元素的电离能数据（单位：kJ.mol-1）回答17和18题

高中化学选修3第三章《晶体结构与性质》章教学设计

选修3第三章《晶体结构与性质》章教学设计 东莞市第一中学刘国强 一、本章教材体现的课标内容 1、主题：第一节晶体的常识 了解晶胞的概念，会计算晶胞中原子占有个数，并由此推导出晶体的化学式。 2、主题：第二节分子晶体与原子晶体 知道分子晶体与原子晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。 了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 3、主题：第三节金属晶体 知道金属键的涵义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 能列举金属晶体的基本堆积模型。 知道金属晶体的结构微粒、微粒间作用力与分子晶体、原子晶体的区别。 4、主题：第四节离子晶体 能说明离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 知道离子晶体的结构微粒、微粒间作用力与分子晶体。原子晶体、金属晶体的区别。 了解晶格能的应用，知道晶格能的大小可以衡量离子晶体中离子键的强弱。 二、本章教材整体分析 （一）教材地位 本单元知识是在原子结构和元素周期律以及化学键等知识的基础上介绍的，是原子结构和化学键知识的延伸和提高；本单元知识围绕晶体作了详尽的介绍，晶体与玻璃体的不同，分子晶体、原子晶体、金属晶体、离子晶体，从构成晶体的微粒、晶胞、微粒间的作用力，熔沸点比较等物理性质做了比较，结合许多彩图及详尽的事例，对四大晶体做了阐述；同时，本单元结合数学立体几何知识，充分认识和挖掘典型晶胞的结构，去形象、直观地认识四种晶体，在学习本单元知识时，应多联系生活中的晶体化学，去感受生活中的晶体美，去感受环境生命科学、材料中的晶体知识。 “本章比较全面而系统地介绍了晶体结构和性质，作为本书的结尾章，与前两章一起构成“原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质”三位一体的“物质结构与性质”模块的基本内容。” “通过本章的学习，结合前两章已学过的有关物质结构知识，学生能够比较全面地认识物质的结构及结构对物质性质的影响，提高分析问题和解决问题的能力。” （二）内容体系 本单元知识内容分为两大部分，第一节简单介绍晶体的常识，区别晶体与非晶体，认识什么是晶胞：第二部分分为三节内容，第二节“分子晶体和原子晶体”分别介绍了分子晶体和原子晶体的结构特征及晶体特性，在陈述分子晶体的结构特征时，以干冰为例，介绍了如果分子晶体中分子问作用力只是范德华力时，分子晶体具有分子密堆积特征；同时，教科书以冰为例，介绍了冰晶体里由于存在氢键而使冰晶体的结构具有其特殊性。在第三节“金属晶体”中，首先从“电子气理论”介绍了金属键及金属晶体的特性，然后以图文并茂的方式描述了金属晶体的四种基本堆积模式。在第四节“离子晶体”中，由于学生已学过离子键的概念，教科书直接给出了NaCl和CsCl两种典型离子晶体的晶胞，然后通过“科学探究”讨论了NaCl和CsCl两种晶体的结构；教科书还通过例子重点讨论了影响离子晶体结构的几何因素和电荷因素，而对键性因素不作要求。晶格能是反映离子晶体中离子键强弱的重要数据，教科书通过表格形式列举了某些离子晶体的晶格能，以及晶格能的大小与离子晶体的性质的关系。

化学选修3第一章测试题

高二化学选修3第一章测试题 1.下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是( ) A.半导体材料砷化镓 B.吸氢材料镧镍合金 C.透明陶瓷材料硒化锌 D.超导材K3C60 2. 下列能级中轨道数为3的是（） A．S能级B．P能级 C．d能级 D．f能级 3．有关核外电子运动规律的描述错误的是（） A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动 B．核外电子的运动规律与普通物体不同，不能用牛顿运动定律来解释 C．在电子云示意图中，通常用小黑点来表示电子绕核作高速圆周运动 D．在电子云示意图中，小黑点密表示电子在核外空间单位体积内电子出现的机会多 4．下列各原子或离子的电子排布式错误的是（） A．Al 1s22s22p63s23p1 B．S2- 1s22s22p63s23p4 C．Na+ 1s22s22p6 D．F 1s22s22p5 5.排布为1s22s22p63s23p1的元素原子最可能的价态是（） A. +1 B．+2 C．+3 D．-1 6. 基态碳原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是（） A B C D 7．气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是( ) →1s22s22p63s23p1→1s22s22p63s23p2 →1s22s22p63s23p3 →1s22s22p63s23p64s24p1 8．下列是几种原子的基态电子排布，电负性最大的原子是( ) C. 1s22s22p63s23p2 、B属于短周期中不同主族的元素，A、B原子的最外层电子中，成对电子和未成对电子占据的轨道数相等，若A元素的原子序数为a，则B元素的原子序数可能为( ) ①a－4 ②a－5 ③a＋3 ④a＋4 A．①④ B．②③ C．①③ D．②④ 10.下列电子排布图中能正确表示某元素原子的最低能量状态的是( D ) 11．下列各基态原子或离子的电子排布式正确的是( ) A．O2－1s22s22p4 B．Ca [Ar]3d2 C．Fe [Ar]3d54s3 D．Si 1s22s22p63s23p2

最新人教版-高中化学选修四第三章检测题及答案

水溶液中的离子平衡 1．下列说法中正确的是() A．二氧化硫溶于水能导电，故二氧化硫属于电解质 B．硫酸钡难溶于水，故硫酸钡属于弱电解质 C．硫酸是强电解质，故纯硫酸能导电 D．氢氧根离子浓度相同的氢氧化钠溶液和氨水导电能力相同 2．在下列实验方法中，不能证明醋酸是弱酸的是() A．25 ℃时，醋酸钠溶液呈碱性 B．25 ℃时，0.1mol·L－1的醋酸的pH约为3 C．25 ℃时，等体积的盐酸和醋酸，前者比后者的导电能力强 D．25 ℃时，将pH＝3的盐酸和醋酸稀释成pH＝4的溶液，醋酸所需加入的水多 3．将①H＋②Cl－③Al3＋④K＋⑤S2－⑥OH－⑦NO－3⑧NH＋4分别加入H2O中，基本上不影响水的电离平衡的是() A．①③⑤⑦⑧B．②④⑦ C．①⑥D．②④⑥⑧ 4．pH相同的氨水、NaOH和Ba(OH)2溶液，分别用蒸馏水稀释到原来的X、Y、Z倍，稀释后三种溶液的pH仍然相同，则X、Y、Z的关系是() A．X＝Y＝Z B．X>Y＝Z C．X

完整word版,人教版高中化学选修三第一章《原子结构与性质》单元检测题(解析版)

《原子结构与性质》单元检测题 一、单选题 1. 下列说法正确的是（） A. s电子云是在空间各个方向上伸展程度相同的对称形状 B. p电子云是平面“ 8”字形的 C. 2p能级有一个未成对电子的基态原子的电子排布式一定为1s22s22p5 D. 2d能级包含5个原子轨道，最多容纳10个电子 2. 下列图示中横坐标是表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的序 数的是（） 5. 下面有关“核外电子的运动状态”的说法，错误的是（） A. 各原子轨道的伸展方向按p、d、f的顺序分别为3、5、7 B. 只有在电子层、原子轨道、原子轨道伸展方向及电子的自旋状态都确定时，电子的运动 状态才能被确定下来 C. 原子核外可能有两个电子的运动状态是完全相同的 3.若某元素原子处于能量最低状态时，价电子排布式为 A. 该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有 B. 该元素原子核外共有5个电子层 C. 该元素原子的M层共有8个电子 D. 该元素原子最外层有3个电子 3个未成对电子 4. 下列各微粒中，各能层电子数均达到2n2的是（ A. Ne, Ar B . F ，M(2+ C Al，『D . Cl ，Ar

D. 原子轨道伸展方向与能量大小是无关的 6. 当镁原子由1s22s22p63s2跃迁到1s22s22p63p2时，以下认识正确的是（） A. 镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收热量 B. 镁原子由基态转化成激发态，这一过程中释放热量 C. 转化后位于p能级上的两个电子的能量没有发生任何变化 D. 转化后镁原子与硅原子电子层结构相同，化学性质相似 7. 下列各组原子中彼此化学性质一定相似的是（） A. 原子核外电子排布式为1s2的X原子与原子核外电子排布式为1S22S2的丫原子 B. 原子核外M层上仅有两个电子的X原子与原子核外N层上仅有两个电子的丫原子 C. 2p轨道上有一对成对电子的X原子和3p轨道上只有一对成对电子的丫原子 D. 最外层都只有一个电子的X、丫原子 8. 下列各表中的数字代表的是元素的原子序数。表中数字所对应的元素与它们在周期 表中的位置相符的是（） N4J L上 Ji r— \]16\ C A. 答案A B . 答案B C . 答案C D . 答案D 9. X、丫、Z、W为四种短周期主族元素。其中X、Z同族，丫、Z同周期，W与X、丫既不 同族也不同周期；X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍；丫的最高正价与最低负价的代数和为6。下列说法正确的是（） A. 丫元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HYQ

高中化学选修三选修3物质结构与性质第三章第3章常见晶体结构晶胞分析归纳整理总结

1 1． 金刚石晶体结构（硅单质相同） 1mol 金刚石中含有 mol C —C 键， 最小环是 元环，（是、否） 共平面。 每个C-C 键被___个六元环共有，每个C 被_____ 个六元环共有。每个六元环实际拥有的碳原子数为 ______个。C-C 键夹角：_______。C 原子的杂化方式是______ SiO 2晶体中，每个Si 原子与 个O 原子以共价键相结合， 每个O 原子与 个Si 原子以共价键相结合，晶体中Si 原子与 O 原子个数比为 。 晶体中Si 原子与Si —O 键数目之比 为 。最小环由 个原子构成，即有 个O ， 个Si ，含有 个Si-O 键，每个Si 原子被 个十二元环，每 个O 被 个十二元环共有，每个Si-O 键被__个十二元环共 有；所以每个十二元环实际拥有的Si 原子数为_____个，O 原子数为____个，Si-O 键为____个。硅原子的杂化方式是______,氧原子的杂化方式是_________. 2 ． 在NaCl 晶体中，与每个Na +等距离且最近的Cl -有 个， 这些Cl -围成的几何构型是 ;与每个Na +等距离且最近的 Na +有 个。由均摊法可知该晶胞中实际拥有的Na +数为____个 Cl -数为______个，则次晶胞中含有_______个NaCl 结构单元。 3. CaF 2型晶胞中，含:___个Ca 2+和____个F - Ca 2+的配位数： F -的配位数： Ca 2+周围有______个距离最近且相等的Ca 2+ F - 周围有_______个距离最近且相等的F ——。

2 4．如图为干冰晶胞（面心立方堆积），CO 2分子在晶胞 中的位置为 ；每个晶胞含二氧化碳分子的 个数为 ；与每个二氧化碳分子等距离且最 近的二氧化碳分子有 个。 5．如图为石墨晶体结构示意图， 每层内C 原子以 键与周围的 个C 原子结合，层间作用力为 ； 层内最小环有 _____个C 原子组成；每个C 原子被 个最小环所共用；每个 最小环含有 个C 原子， 个C —C 键；所以C 原子数和C-C 键数之比是_________。C 原子的杂化方式 是__________. 6. 冰晶体结构示意如图 ，冰晶体中位于中心的一个水分子 周围有______个位于四面体顶角方向的水分子,每个水分子通过 ______条氢键与四面体顶点上的水分子相连。每个氢键被_____个 水分子共有，所以平均每个水分子有______条氢键。 7. 金属的简单立方堆积是_________层通过_________对 _________堆积方式形成的，晶胞如图所示：每个金属阳离子的 配位数是_____，代表物质是________________________。 8. 金属的体心立方堆积是__________层通过 ________对________堆积方式形成的，晶胞如图： 每个阳离子的配位数是__________.代表物质是 _____________________ 。

人教版高中化学选修4第三章测试题(经典含解析)

c (NH ? H O) B ． 人教版选修 4 第三章《水溶液中的离子平衡》测试题（ A 卷） （时间 45 分钟，满分 100 分） 一、选择题（1--6 只有 1 个选项符合题意，7-10 有 2 个选项符合题意，每小题 5 分，共 50 分。） 1． 用水稀释 0.1mol/L 氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） A ． c (OH - ) 3 2 c (NH ? H O) 3 2 c (OH - ) C ．c (H +)和 c (OH -)的乘积 D ．OH -的物质的量 2． 某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是 A ．用 10mL 量筒量取 7.13mL 稀盐酸 B ．用托盘天平称量 25.20g NaCl C ．用广泛 pH 试纸测得某溶液的 pH 为 2.3 D ．用 25mL 滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液 21.70mL 3． 下列溶液加热蒸干后，能析出溶质固体的是 A ．AlCl 3 B ．KHCO 3 C ．Fe 2(SO 4)3 D ．NH 4HCO 3 4． 一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速度，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入 适量的 ①NaOH 固体 ②H 2O ③NH 4Cl 固体 ④CH 3COONa 固体 ⑤NaNO 3 固体 ⑥KCl 溶液 A ．②④⑥ B ．①② C ．②③⑤ D ．②④⑤⑥ 5． 在 25℃时，100mL 0.4mol/L 的盐酸与等体积 0.6mol/L 的氢氧化钠溶液混合后，溶液的 pH 值为 A ．6 B ．5 C ．12 D ．13 6．下列方程式书写正确的是（ ） A.HCO 3－在水溶液中的电离方程式：HCO 3－＋H 2O H 3O ＋＋CO 32－ B.H 2SO 3 的电离方程式 H 2SO 3 2H ＋＋SO 32－ C .CO 32－的水解方程式：CO 32－＋2H 2O H 2CO 3＋2OH － D.CaCO 3 的电离方程式：CaCO 3 Ca 2+＋CO 32－ 7. 氢氰酸（HCN ）的下列性质中，可以证明它是弱电解质的是 （ ） A ．1mol/L 该酸溶液的 pH 约为 3 B ．HCN 易溶于水 C ．10mL 1mol/L HCN 恰好与 10mL 1mol/L NaOH 溶液完全反应 D ．在相同条件下，HCN 溶液的导电性比一元强酸溶液的弱 8..下列溶液中有关物质的量浓度关系正确的是（ ） A ．pH=2 的 HA 溶液与 pH=12 的 MOH 溶液任意比混合： c (H +) + c (M +) == c (OH -) + c (A -) B ．pH 相等的 CH 3COONa 、NaOH 和 Na 2CO 3 三种溶液： c (NaOH)＜c (CH 3COONa)＜c (Na 2CO 3) C ．物质的量浓度相等 CH 3COOH 和 CH 3COONa 溶液等体积混合： c (CH 3COO -) +2c (OH -) == 2c (H +) + c (CH 3COOH) D ．0.1mol ·L -1 的 NaHA 溶液，其 pH=4：c (HA -)＞c (H +)＞c (H 2A)＞c (A 2-) 9. 盐酸、醋酸、纯碱和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（ ）

高中化学选修4第三章测试题(可编辑修改word版)

高中化学选修4 第三章测试题 一、选择题：（本题包括16 小题，共48 分） 1.水是一种极弱的电解质，在室温下，平均每n 个水分子中只有1 个水分子发生了电离，则n 的值是 （）A．1×10-14 B．55.6×107 C．107 D．55.6 2.下列溶液一定是碱性的是（）A．pH＝8 的某电解质的溶液 B．c(OH-)＞1×10-7mol/L C．溶液中含有OH- D．溶液中c(OH-)＞c(H+) 3.已知某温度下，四种一元弱酸的电离平衡常数为：K a(HCN)＝6.2×10-10 mol/L、K a(HF)＝6.8×10-4 mol/L、K a(CH3COOH)＝1.8×10-5 mol/L、K a(HNO2)＝6.4×10-6 mol/L。物质的量浓度都为0.1 mol/L 的下列溶液中，pH 最小的是（）A．HCN B．CH3COOH C．HF D．HNO2 4.0.1mol/L K CO3溶液中，若使c(CO32-)更接近0.1 mol/L，可采取的措施是（） 2 A．加入少量盐酸B．加KOH 固体C．加水D．加热 5.在已达到电离平衡的0.1 mol/L 的醋酸溶液中，欲使平衡向电离的方向移动，同时使溶液的pH 降 低，应采取的措施是（）A．加少量盐酸B．加热C．加少量醋酸钠晶体D．加少量水6.将足量的BaCO3粉末分别加入下列溶液中，充分溶解至溶液饱和。各溶液中Ba2+的浓度最小的为 （）A．10 mL 0.2 mol/LNa2CO3溶液B．40 mL 水 C．50 mL 0.01 mol/L 氯化钡溶液D．100 mL 0.01 mol/L 盐酸 7.下列有关滴定操作的顺序正确的是（） ① 检查滴定管是否漏水；② 用蒸馏水洗涤玻璃仪器；③ 用标准溶液润洗盛装标准溶液的滴定管， 用待测液润洗盛待测液的滴定管；④ 装标准溶液和待测液并调整液面（记录初读数）；⑤ 取一定体积的待测液于锥形瓶中；⑥ 滴定操作 A．①③②④⑤⑥B．①②③④⑤⑥C．②③①④⑤⑥D．④⑤①②③⑥ 8．要使K S 溶液中[K+]／[S2-]的比值变小，可加入的物质是（） 2 A．适量盐酸B．适量NaOH 溶液C．适量KOH 溶液D．适量KHS 溶液 9．在Ca(OH) （K sp=5.5×10-6）、Mg(OH)2（K sp=1.2×10-11）、AgCl（K sp=1.56×10-10）三种物质中，下列说 2 法正确的是（）A．Mg(OH)2的溶解度最小B．Ca(OH)2的溶解度最小 C．AgCl 的溶解度最小D．同下Ksp 越大的溶解度也越大 10.在室温下，等体积的酸和碱的溶液混合后，pH 一定少于7 的是（） A.pH=3 的HNO3跟pH=11 的KOH B．pH=3 的盐酸跟pH=11 的氨水

高中化学选修三选修3物质结构与性质第三章第3章常见晶体结构晶胞分析归纳整理总结

1.金刚石晶体结构（硅单质相同） 1mol金刚石中含有_______ IC—C键， 最小环是______ 元环，（是、否）______ 共平面。 每个C-C键被—个六元环共有，每个C被________ 个六元环共有。每个六元环实际拥有的碳原子数为 个。C-C键夹角：_____ 。C原子的杂化方式是 sq晶体中，每个Si原子与个O原子以共价键相结合, 每个。原子与_____ Si原子以共价键相结合，晶体中Si原子与 O原子个数比为__________ o晶体中Si原子与Si—O键数目之比 为___ O最小环由______ 个原子构成，即有_______ 个O, ____________ 个 si,含有________ 亍Si?o键，每个Si原子被个十二元环,每 个。被_______ 十二元环共有，每个Si-O键被—个十二元环共 有；所以每个十二元环实际拥有的Si原子数为—个，O原子数为—个，Si-0键为个。硅原子的杂化方式是—，氧原子的杂化方式是___________ +等距离且最近的C「有___________ 个, 2 ? 在NaCI晶体中，与每个Na 这些CI -围成的几何构型是;与每个也等距离且最近的+有个。由均摊法可知该晶胞中实际拥有的Na+数为—个Na ? ?数为__ 个，则次晶胞中含有______ 个NaCI结构单元。 2+和__ 个F 3. CaF?型晶胞中，含:—个Go -------------- 2+的配位数： F ?的配位数： Ca 2+周围有_____ 个距离最近且相等的Ca Ca CaH?品 周围有_____ 个距离最近且相等的F

4 .如图为干冰晶胞（面心立方堆积），CO?分子在晶胞中的位置 为_________________ ；每个晶胞含二氧化碳分子的个数为 ；与每个二氧化碳分子等距离且最近的二氧化碳分子有个。 5 ?如图为石墨晶体结构不意图， 每层内C原子以 __________________ 与周围的_____________ 个 C原子结合，层间作用力为_______________ ；层内最小环有___________ -个C 原子组成；每个C原子被 _________ 最小环所共用；每个 最小环含有_____ 个C原子，_______ 个c—C键；所以C 原子数和C?c键数之比是 ________ o C原子的杂化方式 6. 冰晶体结构示意如图，冰晶体中位于中心的一个水分子 周围有___ 个位于四面体顶角方向的水分子，每个水分子通 过 —条氢键与四面体顶点上的水分子相连。每个氢键被— 个 水分子共有，所以平均每个水分子有_______ 条氢键。 7. ______________________________________________________ 金属的简单立方堆积 是_____________________________________ 层通过 _________ 对 ______ 堆积方式形成的，晶胞如图所示：每个金属阳离子的 配位数是—,代表物质是_______________________ o &金属的体心立方堆积是__________________ 层通过 ______ 对 ____ 堆积方式形成的，晶胞如图： 每个阳离子的配位数是______________ ?代表物质是