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[考纲要求] 1.原子结构与元素性质：（1）了解元素、核素和同位素的含义；（2）了解原子构成、原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数、质量数以及它们之间的相互关系；（3）了解多电子原子的核外电子分层排布规律，能用电子排布式表示常见元素1~36号元素的原子核外电子及简洁离子的排布；（4）理解元素周期律的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用;（5）以第三周期为例，把握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系;（6）以ⅠA和ⅦA族为例，把握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系；（7）了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律；（8）了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质，了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系，了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律。2.化学键与物质的性质：（1）理解离子键的形成，能依据离子化合物的结构特征解释其物理性质；（2）了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简洁分子的某些性质；（3）能用价层电子对互斥理论推想常见的简洁分子或者离子的空间结构，了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）；（4）理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质；（5）了解键的极性和分子的极性；（6）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.分子间作用力与物质的性质：（1）了解分子间作用力和化学键的区分,了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；（2）了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质；（3）了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区分。
考点一 微粒结构及相互作用力
原子结构、离子结构是物质结构的核心内容，同样也是高考的重要考点。复习时，留意把握常用规律，提高解题力气；重视学问迁移、规范化学用语。依据考纲，应从以下六个方面把握。
1．突破原子或离子微粒组成的“数量关系”
中性原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数
阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数
阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数
2．正确把握一个信息丰富的符号
如过氧根离子
3．辨析“四同”概念
同位素
同素异形体
同分异构体
同系物
概念
质子数相同，中子数不同的同一种元素的原子之间互为同位素
同种元素组成的结构不同的单质之间互为同素异形体
分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体
结构相像，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称同系物
对象
原子之间
单质之间
一般为有机化合物之间
有机化合物
化学性质
几乎完全相同
相像，确定条件下可以相互转变
可能相像也可能不同
相像
实例
H、H、H
金刚石、石墨、C60；红磷、白磷；O2与O3
CH3COOH与HCOOCH3
如甲烷、乙烷、丙烷；乙烯、丙烯；甲酸、乙酸
4.留意易混淆的问题
(1)同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。
(2)元素有多少种核素，就有多少种原子。
(3)同位素是同一元素不同原子的相互称谓，不指具体原子。
(4)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
5．巧记10e－、18e－ 微粒
10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。以Ne为中心记忆10电子体：
Ne
以Ar为中心记忆18电子体：
Ar
此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。
6．正确理解微粒间的相互作用力
(1)当一个化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。
(2)当一个化合物中同时存在离子键和共价键时，该化合物是离子化合物。
(3)当化合物中只存在共价键时，该化合物才是共价化合物。
(4)在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素(铵盐除外)；共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl3也是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不愿定是共价化合物，如铵盐。
(5)非金属单质只有共价键(稀有气体除外)。
(6)气态氢化物是共价化合物，只含共价键，而金属氢化物(如NaH)是离子化合物，含离子键。
(7)离子晶体熔化时破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间作用力。
(8)分子的稳定性与分子间的作用力无关，而与分子内部的化学键的强弱有关。
题组一 辨析概念 比较数量
1．(2022·上海，1)“玉兔”号月球车用Pu作为热源材料，下列关于Pu的说法正确的是( )
A.Pu与U互为同位素
B.Pu与Pu互为同素异形体
C.Pu与U具有完全相同的化学性质
D.Pu与Pu具有相同的最外层电子数
答案 D
解析 本题考查同位素。Pu与U是两种不同的元素，Pu与Pu的质子数相同(质子数＝核外电子数)，中子数不同，互为同位素，故D正确。
2．现有下列几组粒子：①N2、CO、C2H2；②NH、H3O＋、OH－；③C、O、CN－；④PO、SO、ClO。对上述四组粒子归类正确的是( )
A．质子数相等、电子数和原子数不相等：①
B．质子数和电子数相等、原子数不相等：②
C．电子数相等、质子数和原子数不相等：③
D．原子数和电子数相等、质子数不相等：④
答案 D
解析 本题考查一些阴离子、阳离子和分子的电子数、质子数的计算。阳离子：电子总数＝质子总数－所带的电荷总数；阴离子：电子总数＝质子总数＋所带的电荷总数。①N2、CO、C2H2的质子数和电子数都等于14，原子数不等；②NH、H3O＋、OH－的原子数和质子数不等，电子数都为10；③C、O、CN－的原子数和电子数都相等，质子数不同；④P、S、Cl所含的电子数分别为15、16、17，酸根离子中所含氧原子数均相等，得电子数依次为3、2、1，三种酸根离子所含的总电子数相等(18＋32)、原子数都为5，但三种酸根离子的质子数不相等。
题组二 等电子微粒的正确推断与机敏应用
3．(2022·上海，7)下列各组中两种微粒所含电子数不相等的是( )
A．H3O＋ 和OH－ B．CO和N2
C．HNO2和NO D．CH 和NH
答案 D
解析 本题考查微粒中电子数目的计算。CH中的电子数为8，NH中电子数为10，二者不相等。
4．已知A、B、C、D四种物质均是由短周期元素原子组成的，它们之间有如图所示的转化关系，且A是一种含有18电子的微粒，C是一种含有10电子的微粒。请完成下列各题：
(1)若A、D均是气态单质分子，写出A与B反应的化学方程式：_______________。
(2)若B、D属同主族元素的单质分子，写出C的电子式：
________________________________________________________________________。
(3)若A、B均是含2个原子核的微粒，其中B中含有10个电子，D中含有18个电子，则A、B之间发生反应的离子方程式为____________________________________________。
(4)若D是一种含有22电子的分子，则符合如图关系的A的物质有____________(写物质的化学式，假如是有机物则写相应的结构简式)。
答案 (1)2F2＋2H2O===4HF＋O2 (2)HH
(3)HS－＋OH－===S2－＋H2O
(4)CH3CH3、CH3OH
解析 (1)18电子的气态单质分子为F2，则C为HF、B为H2O、D为O2，反应方程式为2F2＋2H2O===4HF＋O2。
(2)B、D为同主族元素的单质，且A含有18个电子，C含有10个电子时，则B为O2、A为H2S、C为H2O、D为S，即2H2S＋O2===2H2O＋2S↓。
(3)含2个原子核的18电子的微粒为HS－，10电子的微粒为OH－，反应离子方程式为HS－＋OH－===S2－＋H2O。
(4)含22电子的分子为CO2，则A为含18电子的含C、H或C、H、O的化合物，可能为CH3CH3和CH3OH。
题组三 微粒组成与相互作用力
5．(2022·大纲全国卷，6)下列有关化学键的叙述，正确的是( )
A．离子化合物中确定含有离子键
B．单质分子中均不存在化学键
C．含有极性键的分子确定是极性分子
D．含有共价键的化合物确定是共价化合物
答案 A
解析 特殊留意：离子化合物中确定含有离子键，共价化合物中确定含有共价键；含有离子键的化合物确定是离子化合物，但含有共价键的化合物不愿定为共价化合物，如NaOH、NH4Cl等，故A项正确，D项错误；化学键既可以存在于化合物中，也可以存在于双原子或多原子的单质分子中，如O2、O3，故B项错误；C项中，含有极性键的分子不愿定是极性分子，若分子结构对称，则为非极性分子，如CO2、CH4等为非极性分子。
6．(2022·上海，4)在“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气→裂化气”的变化过程中，被破坏的作用力依次是( )
A．范德华力、范德华力、范德华力
B．范德华力、范德华力、共价键
C．范德华力、共价键、共价键
D．共价键、共价键、共价键
答案 B
解析 本题考查微粒之间的作用力。“石蜡→液体石蜡→石蜡蒸气”是石蜡的固、液、气三种状态的转变，属于物理变化，需要克服分子之间的作用力即范德华力，“石蜡蒸气→裂化气”是化学变化，破坏的是化学键，所以选B。
考点二 正确把握元素周期表 多角度运用元素周期律
在历年高考中，元素周期表、元素周期律的学问点属于高频考点，往往以选择题、填空题形式毁灭。在综合题部分，会以元素化合物学问为载体，结合物质的性质，依据元素周期律进行定性推断和运用。在复习时，可从以下三个方面突破。
1．强化生疏元素周期表的结构
(1)记住元素周期表的18个纵行及对应的族
(2)记住元素周期表的边界
(3)记住元素周期表的一些特点
①短周期元素只有前三周期；
②主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素；
③ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；
④元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；
⑤长周期不愿定是18种元素，第六周期有32种元素。
2．探究元素周期表中的规律
(1)电子排布规律
最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～7的原子确定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。
(2)序数差规律
①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律
a．除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
b．同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为其次、三周期时相差1，第四、五周期时相差11，第六、七周期时相差25。
②同主族相邻元素的“序数差”规律
a．其次、三周期的同族元素原子序数相差8。
b．第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种状况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。
c．第四、五周期的同族元素原子序数相差18。
d．第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。
e．第六、七周期的同族元素原子序数相差32。
(3)奇偶差规律
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性全都。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数(N、Cl元素除外，N元素有多种价态，Cl元素也有ClO2)。0族元素的原子序数为偶数，其化合价看作0。
(4)半径大小比较规律
在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：
“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)
r(Na)>r(Na＋) r(Fe)>r(Fe2＋)
“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
“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。
例：r(Cl－)>r(Cl) r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(5)元素金属性、非金属性强弱规律
金属性比较
本质
原子越易失电子，金属性越强
推断依据
①在金属活动性挨次中位置越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越猛烈，金属性越强
③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y金属性比X强
非金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强
推断依据
①与H2化合越简洁，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④An－＋B―→Bm－＋A，则B非金属性比A强
3.重视几个易忽视的问题
(1)比较物质非金属性强弱时，应是最高价氧化物对应水化物酸性的强弱，而不是非金属元素对应氢化物酸性的强弱。
(2)所含元素种类最多的族是ⅢB族，形成化合物种类最多的元素在第ⅣA族。
(3)化学键影响物质的化学性质，如稳定性等；分子间作用力和氢键影响物质的物理性质，如熔、沸点等。
(4)并非全部非金属元素的氢化物分子间都存在氢键，常见的只有非金属性较强的元素如N、O、F的氢化物分子间可形成氢键。
(5)金属性是指金属气态原子失电子力气的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子力气的性质，二者挨次基本全都，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。
(6)利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如Al—Mg—NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe—Cu—HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
题组一 记住规律，把握特殊，精确 推断
1．(2022·海南，2)下列有关物质性质的说法错误的是( )
A．热稳定性：HCl＞HI
B．原子半径：Na＞Mg
C．酸性：H2SO3＞H2SO4
D．结合质子力气：S2－＞Cl－
答案 C
解析 A项，同主族自上而下，元素非金属性减弱，非金属性越强氢化物越稳定，故稳定性HCl＞HI，正确；B项，同周期从左到右，元素原子半径渐渐减小，所以原子半径：Na＞Mg，正确；C项，H2SO3属于中强酸，H2SO4属于强酸，故酸性：H2SO4＞H2SO3，错误；D项，酸性越弱，酸越难电离，对应的酸根离子越易结合氢离子，由于HCl酸性强于H2S，所以结合质子力气：S2－＞Cl－，正确。
2．(2022·山东理综，8)依据原子结构及元素周期律的学问，下列推断正确的是( )
A．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱
B．核外电子排布相同的微粒化学性质也相同
C．Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径渐渐减小
D.Cl与Cl得电子力气相同
答案 D
解析 A项，同主族的非金属元素，从上到下非金属性渐渐减弱，最高价含氧酸的酸性依次减弱。含氧酸不愿定是最高价含氧酸，该选项错误；B项，K＋、Ca2＋、S2－、Cl－的核外电子排布相同，都是，但化学性质不同，如S2－、Cl－具有还原性，而K＋、Ca2＋具有氧化性，该选项错误；C项，依据“具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大微粒半径越小”可知，半径：S2－>Cl－>K＋>Ca2＋，该选项错误；D项，Cl与Cl属于同种元素，具有相同的核外电子排布：，得电子力气相同，该选项正确。
3．(2022·上海，6)今年是门捷列夫诞辰180周年。下列事实不能用元素周期律解释的只有( )
A．碱性：KOH＞NaOH B．相对原子质量：Ar＞K
C．酸性：HClO4＞H2SO4 D．元素的金属性：Mg＞Al
答案 B
解析 本题考查元素周期律。元素周期律是随着原子序数的增大，元素的化学性质(原子半径、最高正价和最低负价、金属性与非金属性等)毁灭了周期性的递变规律；而元素的相对原子质量在数值上近似等于质子数＋中子数，与元素周期律无关。
题组二 依据位置，推断元素，机敏应用
4．(2022·广东理综，23改编)甲～辛等元素在周期表中的相对位置如右表。甲与戊的原子序数相差3，戊的一种单质是自然界硬度最大的物质，丁与辛属同周期元素，下列推断正确的是( )
A．金属性：甲>乙>丁
B．原子半径：辛>己>戊
C．丙与庚的原子核外电子数相差3
D．乙的单质在空气中燃烧生成只含离子键的化合物
答案 B
解析 依据特征法(周期表的特殊结构和微粒的特殊性质等)确定出具体元素的名称，再结合元素周期律的学问，逐项进行分析推断。由“戊的一种单质是自然界硬度最大的物质”可知戊为碳元素；由“甲与戊的原子序数相差3”可知，甲为锂元素。A项，同主族元素从上到下金属性渐渐增加，即金属性乙>甲，A错误；B项，同主族元素从上到下原子半径渐渐增大，同周期元素从左到右原子半径渐渐减小，即原子半径大小挨次为庚>己>戊，辛>庚，因此原子半径大小挨次为辛>己>戊，B正确；C项，依据元素周期表的结构可知丙和庚在第四周期中，排在ⅡA族和ⅢA族元素中间的是10种过渡金属元素，从而可知丙与庚的原子序数差为13，C错误；D项，钠在空气中燃烧生成过氧化钠，其中的过氧根离子中存在共价键，D错误。
5．(2022·浙江理综，9)如表所示的五种元素中，W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22。下列说法正确的是( )
X
Y
W
Z
T
A.X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次上升
B．由X、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键
C．物质WY2、W3X4、WZ4均有熔点高、硬度大的特性
D．T元素的单质具有半导体的特性，T与Z元素可形成化合物TZ4
答案 D
解析 由W、X、Y、Z为短周期元素，这四种元素的原子最外层电子数之和为22，及W、X、Y、Z、T在元素周期表中的位置关系，确定这五种元素分别是X为氮、Y为氧、Z为氯、W为硅、T为锗。A项中，NH3、H2O、HCl三种氢化物沸点的凹凸挨次为H2O>NH3>HCl，该项错误；B项中，由N、O、H三种元素形成的化合物NH4NO3中存在离子键，该项错误；C项中，SiO2、Si3N4、SiCl4中SiO2、Si3N4为原子晶体，熔点高、硬高大，SiCl4为分子晶体，熔点低、硬度小，该项错误；D项中，锗为半导体材料，可以形成GeCl4，所以该项正确。
“位—构—性”之间的关系
考点三 基态原子的核外电子排布
1．排布规律
(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态不同的电子。
(3)洪特规章：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
(1)电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后挨次，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时留意特例。
如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
(2)简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。
如：Cu：[Ar]3d104s1
(3)电子排布图
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后挨次和在轨道中的排布状况书写。
如S：
1．[2022·新课标全国卷Ⅰ，37(2)]基态Fe原子有______________________________
个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为________。可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的协作物的颜色为________。
答案 4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 血红色
解析 基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d轨道有4个轨道未布满，含有4个未成对电子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3＋，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。检验Fe3＋时，Fe3＋与SCN－形成协作物而使溶液显血红色。
2．[2022·江苏，21(A)－(1)]Cu＋基态核外电子排布式为
________________________________________________________________________。
答案 [Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10
解析 Cu的原子序数为29，依据洪特规章特例：能量相同的原子轨道在全布满(如p6和d10)、半布满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定，因此Cu原子的基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，故Cu＋核外基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10。
3．[2022·安徽理综，25(1)]Na位于元素周期表第____周期第____族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为______________________
__________________________________________________。
答案 三 ⅠA 2 1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
解析 Na元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s1，则Na位于元素周期表中第三周期第ⅠA族。S元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道有两个未成对电子。Si元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。
4．[2022·四川理综，8(1)]XY2是红棕色气体，Y基态原子的电子排布式是________________________________。
答案 1s22s22p4
5．[2022·福建理综，31(1)]基态硼原子的电子排布式为
________________________________________________________________________。
答案 1s22s22p1
解析 B的原子序数为5，故其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。
6．[2022·浙江自选模块，15(1)节选]31Ga基态原子的核外电子排布式是________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s24p1
7．[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(1)]Ni2＋的价电子排布图为
________________________________________________________________________。
答案
“两原理，一规章”的正确理解
1．原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规章、泡利原理，若违反其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 在写基态原子的电子排布图时，常毁灭以下错误：
(1) (违反能量最低原理)
(2) (违反泡利原理)
(3) (违反洪特规章)
(4) (违反洪特规章)
2．同能级的轨道半布满、全布满或全空状态的原子结构稳定
如np3、np6
Cr：3d54s1 Mn：3d54s2 Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
考点四 元素的电离能和电负性
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能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔确定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复毁灭从ns1到ns2np6的周期性变化。
(2)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：
同周期从左到右，第一电离能有渐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有渐渐减小的趋势。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用
①推断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越简洁失去电子，金属性越强；反之越弱。
②推断元素的化合价
假如某元素的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叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性渐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
(2)
1．[2022·新课标全国卷Ⅱ，37(1)改编]在N、O、S中第一电离能最大的是________。
答案 N
2．[2022·四川理综，8(1)]已知Z基态原子的M层与K层电子数相等，则Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是______________________。
答案 Cl
解析 第三周期元素中第一电离能最大的主族元素为Cl元素。
3．[2021·新课标全国卷Ⅱ，37(2)]前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________(填元素符号)。
答案 K F
4．[2021·山东理综，32(3)]第一电离能介于B、N之间的其次周期元素有______种。
答案 3
5．(2021·安徽理综，25改编)已知Z的基态原子最外层电子排布式为3s23p1，W的一种核素的质量数为28，中子数为14。
则：(1)W位于元素周期表第______周期第______族。
(2)Z的第一电离能比W的________(填“大”或“小”)。
答案 (1)三 ⅣA (2)小
6．[2021·山东理综，32(1)]下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。
答案 a
7．[2021·福建理综，31(1)]依据其次周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
答案
考点五 两大理论与分子构型
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，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，形成分子的空间外形不同。
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道夹角
空间构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
正四周体形
CH4
2.分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型全都。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不全都。
电子对数
成键对数
孤电子对数
电子对空间构型
分子空间构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
3
3
0
三角形
三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四周体
四周体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
3.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互推断
中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，二者之间可以相互推断。
分子组成(A为中心原子)
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
分子空间构型
示例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四周体形
CH4
1．[2022·江苏，21(A)－(3)节选]醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________________。
答案 sp2
2．[2022·新课标全国卷Ⅰ，37(3)节选]乙醛中碳原子的杂化类型为________。
答案 sp3、sp2
3．[2022·福建理综，31(5)]NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼纳米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有________ mol配位键。
答案 2
4．[2022·四川理综，8(2)]已知XY2为红棕色气体，X与H可形成XH3，则XY离子的立体构型是________，R2＋离子的3d轨道中有9个电子，则在R2＋的水合离子中，供应孤电子对的原子是________。
答案 V形 O
5．[2022·新课标全国卷Ⅱ，37(2)(3)改编]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族。
则a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为____________________________；这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的____________；酸根呈三角锥结构的酸是______________。
答案 sp3 HNO2、HNO3 H2SO3
6．[2021·福建理综，31(3) 中阳离子的空间构型为__________，阴离子的中心原子轨道接受________杂化。
答案 三角锥形 sp3
7．[2021·山东理综，32(3)]BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。
答案 sp2 sp3
8．[2021·江苏，21(A)－(2)(4)]已知元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍，则在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是__________，YZ的空间构型为________________。
答案 sp3 正四周体
9．[2022·新课标全国卷，37(1)]S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子接受的轨道杂化方式是______；
答案 sp3
10．[2022·江苏，21(A)－(1)(2)]NO的空间构型是_____________________________，
H2O分子中O原子轨道的杂化类型为________。
答案 平面三角形 sp3
11．[2022·山东理综，32(4)]甲醛(H2C==O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为____________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”、“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。
答案 sp3 小于
考点六 微粒作用与分子性质
1．共价键
(1)共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
(2)键参数
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。
(3)σ键、π键的推断
①由轨道重叠方式推断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
②由共用电子对数推断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
③由成键轨道类型推断
s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
(4)等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相像的化学键特征。物理性质相像，化学性质不同。
常见等电子体：
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN－、NO、N
AX2
16e－
直线形
CO、NO、SO3
AX3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
SO、PO
AX4
32e－
正四周体形
PO、SO、ClO
AX3
26e－
三角锥形
CO、N2
AX
10e－
直线形
CH4、NH
AX4
8e－
正四周体形
(5)配位键
①孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
②配位键
a．配位键的形成：成键原子一方供应孤电子对，另一方供应空轨道形成的共价键；
b．配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
③协作物
如[Cu(NH3)4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
2．分子性质
(1)分子的极性
①分子构型与分子极性的关系
②键的极性与分子的极性的关系
类型
实例
键的极性
空间构型
分子极性
X2
H2、N2
非极性键
直线形
非极性分子
XY
HCl、NO
极性键
直线形
极性分子
XY2 (X2Y)
CO2、CS2
极性键
直线形
非极性分子
SO2
极性键
V形
极性分子
H2O、H2S
极性键
V形
极性分子
XY3
BF3
极性键
平面三角形
非极性分子
NH3
极性键
三角锥形
极性分子
XY4
CH4、CCl4
极性键
正四周体形
非极性分子
(2)溶解性
①“相像相溶”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“相像相溶”还适用于分子结构的相像性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
(3)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(HO)mROn，假如成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。
3．范德华力、氢键、共价键的比较
范德华力
氢键
共价键
作用粒子
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