一、原子核外电子排布原理 1 ．能层、能级与原子轨道 （1）能层(n)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用 K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。各能层最多可容纳的电子数为 2n 2 。
（2）能级：同一能层里的电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用 s、p、d、f 等表示，同一能层里，各能级的能量按 s、p、d、f 的顺序升高，即：E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。
（3）能层、能级与原子轨道关系 能层(n) 能级 最多容纳电子数 序数 符号 符号 原子轨道数 各能级 各能层 一 K 1s 1 2 2 二 L 2s 1 2 8 2p 3 6 三 M 3s 1 2 18 3p 3 6 3d 5 10 四 N 4s 1 2 32 4p 3 6 4d 5 10 4f 7 14 … … … … … … n … … … … 2n 2
（4）原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域，这种电子云轮廓图也就是轨道的形象化描述。
（5）原子轨道的能量关系
2 ．基态原子的核外电子排布 （1）能量最低原理：电子优先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
（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。如2s轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。
（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。如 2p 3 的电子排布为 ，不能表示为或 。
洪特规则特例：
当能量相同的原子轨道在全充满(p 6 、d 10 、f 14 )、半充满(p 3 、d 5 、f 7 )或全空(p 0 、d 0 、f 0 )状态时，体系的能量最低，这一点违反了洪特规则，可看成洪特规则的特例。如 24 Cr 的电子排布式：
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 (3d 5 、4s 1 均为半充满稳定状态)； 29 Cu 的电子排布式：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 (3d 10 为全充满稳定状态，4s 1 为半充满稳定状态)。
（4）核外电子排布的表示方法 ①核外电子排布式：按电子排入各能层中各能级的先后顺序，用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子。如 Cu：1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ，其简化电子排布式为[Ar]3d 10 4s 1 。
②价电子排布式：如 Fe 原子的电子排布式为 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ，价电子排布式为 3d 6 4s 2 。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
③电子排布图：方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各能层中的各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。
例如：S 的电子排布图为
核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
3 ．电子跃迁与原子光谱 （1）原子的状态 ①基态原子：处于最低能量的原子。
②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。
（2）原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
（3）基态、激发态及光谱示意图
易错警示：
（1）当出现 d 轨道时，虽然电子按 ns、(n−1)d、np 的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n−1)d
放在 ns 前，如 Fe：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 正确，Fe：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 错误。
（2）由于能级交错，3d 轨道的能量比 4s 轨道的能量高，排电子时先排 4s 轨道再排 3d 轨道，而失电子时，却先失 4s 轨道上的电子。
（3）书写轨道表示式时，空轨道不能省略。如 C 的轨道表示式为 ，而不是。
（4）注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围电子排布式的区别与联系。如 Cu 的电子排布式：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ；简化电子排布式：[Ar]3d 10 4s 1 ；外围电子排布式：3d 10 4s 1 。
二、原子结构与元素性质 1 ．原子结构与周期表的关系 （1）原子结构与周期的关系 周期 能层数 每周期第一种元素 每周期最后一种元素 电子最大容量 原子 序数 基态原子的 电子排布式 原子 序数 基态原子的电子排布式 一 1 1 1s 1
2 1s 2
2 二 2 3 [He]2s 1
10 1s 2 2s 2 2p 6
8 三 3 11 [Ne]3s 1
18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
8 四 4 19 [Ar]4s 1
36 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6
18 五 5 37 [Kr]5s 1
54 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6
18 六 6 55 [Xe]6s 1
86 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6
4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 6p 6
32 每周期第一种元素的最外层电子的排布式为ns 1 。每周期结尾元素的最外层电子排布式除He为1s 2 外，其余为 ns 2 np 6 。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）每族元素的价电子排布特点 ①主族 主族 IA IIA IIIA IVA 排布特点 ns 1
ns 2
ns 2 np 1
ns 2 np 2
主族 VA VIA VIIA …… 排布特点 ns 2 np 3
ns 2 np 4
ns 2 np 5
…… ②0 族：He：1s 2 ；其他：ns 2 np 6 。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n−1)d 1～ 10 ns 1 ～ 2 。
（3）元素周期表的分区与价电子排布的关系 ①周期表的分区
②各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 s 区 第ⅠA 族、第ⅡA 族 ns 1~2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p 区 第ⅢA 族~第ⅦA 族、0 族 ns 2 np 1~6 (除 He 外) 通常是最外层电子参与反应 d 区 第ⅢB 族~第ⅦB 族、第Ⅷ族 (n−1)d 1~9 ns 1~2 (除钯外) d 轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds 区 第ⅠB 族、第ⅡB 族 (n−1)d 10 ns 1~2
金属元素 f 区 镧系、锕系 (n−2)f 0~14 (n−1)d 0~2 ns 2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
③根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区(如下图)，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。
2 ．元素周期律 （ （1 ）原子半径 ①影响因素 能层数：能层数越多，原子半径越大核电荷数：核电荷数越大，原子半径越小 ②变化规律 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；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。
（ （2 ）电离能 ①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最低能量，符号：I 1 ，单位：kJ·mol −1 。
②规律 a．同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左到右逐渐增大的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA 族(ns 2 np 0 )和第ⅤA 族(ns 2 np 3 )，因 p 轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA 和ⅥA 族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。
b．同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越多，再失去电子需克服的电性引力越来越大，消耗的能量越来越大，逐级电离能越来越大(即 I 1 <I 2 <I 3 ……)。
③电离能的四个应用 a．判断元素金属性的强弱 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
b．判断元素的化合价 如果某元素的 I n ＋ 1 ≫I n ，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素 I 2 ≫I 1 ，所以钠元素的化合价为＋1。
c．判断核外电子的分层排布情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化。
d．反映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是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大。
（ （3 ）电负性 ①含义 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。
②标准 以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 作为标准，得出了各元素的电负性。
③规律 同一周期，从左至右，电负性逐渐增大，同一主族，从上至下，电负性逐渐减小。
④电负性四个方面的应用 a．确定元素类型(电负性>1.8，为非金属元素；电负性<1.8，为金属元素)。
b．确定化学键类型(两成键元素电负性差值>1.7，为离子键；两成键元素电负性差值<1.7，为共价键)。
c．判断元素价态正、负(电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价)。
d．电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一(表征原子得电子能力强弱)。
（ （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：
易错警示 （1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断电离能的大小。
（2）不能将电负性 1.8 作为划分金属和非金属的绝对标准。
（3）共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。
（4）同周期元素，从左到右，非金属性越来越强，电负性越来越大，第一电离能总体呈增大趋势。
考向一
原子核外电子排布与表示方法
典例 1
下列关于钠元素的几种表达式错误的是 A．Na＋ 的电子排布图：
B．Na＋ 的结构示意图：
C．Na 的电子排布式：1s 2 2s 2 2p 5 3s 2
D．Na 的简化电子排布式：[Ne]3s 1
【答案】C
1．（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用
形象化描述。在基态14 C 原子中，核外存在
对自旋相反的电子。
（2）基态 Fe 原子有
个未成对电子，Fe 3+ 的电子排布式为
。
（3）Cu + 基态核外电子排布式为
。
（4）基态硅原子中，电子占据的最高能层符号为
，该能层具有的原子轨道数为
，电子数为
。
（5）S 的基态原子的核外电子排布式为
。
（6）基态铜原子的核外电子排布式为
。
（7）基态锗(Ge)原子的电子排布式是
。
（8）Ni 2+ 的价电子排布图为
。
核外电子排布常见错误 （1）在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
（2）当出现 d 轨道时，虽然电子按 ns、(n−1)d、np 的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n−1)d放在 ns 前，如 Fe：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ，而失电子时，却先失 4s 轨道上的电子，如 Fe 3+ ：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 。
（3）注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围价层电子排布式的区别与联系。如 Cu的电子排布式：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ；简化电子排布式：[Ar]3d 10 4s 1 ；外围价层电子排布式：3d 10 4s 1 。
考向二
根据基态原子核外电子排布推断元素
典例 1
某元素的原子最外层电子排布是 6s 2 6p 4 ，该元素或其化合物不可能具有的性质是 A．该元素单质可能是导体 B．该元素的最高化合价呈+6 价 C．该元素能与氢气反应生成气态氢化物 D．基态该原子的价电子排布图为
【解析】A、原子最外电子层排布是 6s 2 6p 4 ，为 Po 元素，为金属单质，具有导电性，正确；B、最外层电子数为 6，最高化合价为+6 价，正确；C、位于周期表第六周期第ⅥA 族，金属性较强，在化学反应中易失去电子，难以得到电子，不能形成氢化物，错误；D、原子最外电子层排布是 6s 2 6p 4 ，所以该元素价电子排布图为 ，正确。
【答案】C
2．A、B、C 三种短周期元素，它们的原子序数依次增大。A 元素原子的核外 p 电子数比 s 电子数少 1，B
元素原子核外有 4 种能级，且全部充满电子；C 元素的主族序数与周期数的差为 4。
（1）A 的基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有
个方向，原子轨道呈
形。
（2）某同学推断 B 基态原子的核外电子排布为 ，该同学所画的电子排布图违背了
。
（3）C 位于
族
区，价电子排布式为
。
熟记 3 种最外层电子的排布特征 （1）最外层有 3 个未成对电子的为 ns 2 np 3 ，1～36 号元素分别为 N、P、As。
（2）最外层有 2 个未成对电子的可能是 ns 2 np 2 或 ns 2 np 4 。短周期元素分别为 C、Si 和 O、S。
（3）最外层有一个未成对电子的可能是 ns 1 、ns 2 np 1 、(n−1)d 5 ns 1 、(n−1)d 10 ns 1 。第四周期有 K、Ga、Cr、Cu。
考向三
电离能的判断及其应用
典例 1
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 2 np 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 1 <I 2 <I 3 …… 【解析】A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，故 A 正确；B．同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第 IIA 族元素大于第 IIIA 族元素，第 VA 族元素大于第 VIA 族元素，故 B 错误；C．最外层电子排布为 ns 2 np 6 （若只有 K 层时为 1s 2 ）的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，故 C 正确；D．对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，故 D 正确；故选 B。
【答案】B
3．根据信息回答下列问题：如图是部分元素原子的第一电离能 I 1 随原子序数变化的曲线图(其中 12 号至 17号元素的有关数据缺失)。
（1）认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断 Na～Ar 元素中，Al 的第一电离能的大小范围为
<Al<
(填元素符号)； （2）图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是第
周期
族。
第一电离能的比较应注意的问题 （1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。如 I 1 (Mg)>I 1 (Al)，但活泼性 Mg>Al。
（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA 族(ns 2 np 0 )和第ⅤA 族(ns 2 np 3 )，因 p 轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA 和ⅥA 族元素，如第一电离能 Mg>Al，P>S。
考向四
电负性的判断及其应用
典例 1
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
【解析】同主族自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减弱，即同主
族随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合变化规律的为 B 中所示图象，故选 B。
【答案】B
4．已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出 14 种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 元素 Mg N Na O P S Si 电负性 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于 1.7 时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于 1.7 时，形成共价键。
（1）根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是
。
（2）通过分析电负性值变化规律，确定 Mg 元素电负性值的最小范围
。
（3）判断下列物质是离子化合物还是共价化合物：
A．Li 3 N
B．BeCl 2
C．AlCl 3
D．SiC Ⅰ.属于离子化合物的是
；
Ⅱ.属于共价化合物的是
；
请设计一个实验方案证明上述所得到的结论
。
考向五
“位、构、性”三者的关系与元素推断
典例 1
原子序数依次递增的 X、Y、Z、W 是周期表中前 30 号元素，其中只有 X、Y 同周期。已知 X 的最外层电子数是其内层电子数的 2 倍；X 与 Y 形成的常见化合物之一常被用于高炉炼铁；Z 与 X 同主族，其单质在同周期元素形成的单质中熔点最高；W 原子 M 能层为全充满状态，且核外的未成对电子只有一个。回答下列问题: （1）从电负性角度分析，X、Y、Z 三种元素的非金属活泼性由强到弱的顺序为_________________。
（2）X、Y 分别与 H 形成的化学键的极性关系为 X—H______(填“<”“>”或“=”)Y—H。
（3）+1 价气态基态正离子再失去一个电子形成+2 价气态基态正离子所需要的能量称为第二电离能 I 2 ，
依次还有 I 3 、I 4 、I 5 ……，推测 Z 元素的电离能突增应出现在第________电离能。
（4）X 的氢化物中 X 原子的杂化方式为 sp 2 ，则相对分子质量最小的分子式为________。
（5）W 的价电子排布图为______________。
【答案】（1）O>C>Si （2）< （3）5 （4）C 2 H 4
（5）
5．A、B、C、D 是四种短周期元素，E 是过渡元素，A、B、C 同周期，C、D 同主族，A 的原子结构示意图为 ，B 是同周期第一电离能最小的元素，C 的最外层有三个成单电子，E 的外围电子排布式为 3d 6 4s 2 。回答下列问题：
（1）写出下列元素的符号：A__________，B__________，C__________，D__________。
（2）用化学式表示上述五种元素中最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(填化学式，下同)，碱性最强的是__________。
（3）用元素符号表示 D 所在周期第一电离能最大的元素是________，电负性最大的元素是________(填元素符号)。
（4）画出 D 的核外电子排布图：______________________________________________，这样排布遵循了________原理和________规则。
1．下列说法正确的是 A．原子核外电子排布式为 1s 2 的原子与原子核外电子排布式为 1s 2 2s 2 的原子化学性质相似 B．Zn 2＋ 的最外层电子排布式为 3s 2 3p 6 3d 10
C．基态铜原子的最外层电子排布图：
D．基态碳原子的最外层电子排布图：
2．Cr 原子处于基态时，价电子排布可用电子排布图表示成 ，而不是 。下列说法中，正确的是 A．这两种排布方式都符合能量最低原理 B．这两种排布方式都符合泡利原理 C．这两种排布方式都符合洪特规则 D．这个实例说明洪特规则有时候和能量最低原理是矛盾的 3．第三周期元素的基态原子中，不可能出现 d 电子，主要依据是 A．能量守恒原理
B．泡利不相容原理 C．洪特规则
D．近似能级图中的顺序 3d 轨道能量比 4s 轨道高 4．下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是 A．ns 2 np 3
B．ns 2 np 5
C．ns 2 np 4
D．ns 2 np 6
5．具有下列能层结构的原子，其对应元素一定属于同一周期的是 A．两种原子的能层上全部都是 s 电子 B．3p 能级上只有一个空轨道的原子和 3p 能级上只有一个未成对电子的原子 C．最外层电子排布为 2s 2 2p 6 的原子和最外层电子排布为 2s 2 2p 6 的离子 D．原子核外 M 层上的 s 能级和 p 能级都填满了电子，而 d 轨道上尚未有电子的两种原子 6．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
7．气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I 1 )，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I 2 )、第三电离能(I 3 )……下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据：
元素 I 1 /eV I 2 /eV I 3 /eV 甲 5.7 47.4 71.8 乙 7.7 15.1 80.3 丙 13.0 23.9 40.0 丁 15.7 27.6 40.7 下列说法正确的是 A．甲的金属性比乙强 B．乙的化合价为＋1 价 C．丙不可能为非金属元素 D．丁一定为金属元素 8．如图是第三周期 11～17 号元素某些性质变化趋势的柱形图，下列有关说法中正确的是
A．y 轴表示的可能是第一电离能 B．y 轴表示的可能是电负性 C．y 轴表示的可能是原子半径 D．y 轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 9．以下有关结构与性质的说法不正确的是 A．下列基态原子中：①1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ；②1s 2 2s 2 2p 3 ；③1s 2 2s 2 2p 2 ，电负性最大的是②
B．下列基态原子中：①[Ne]3s 2 3p 2 ；②[Ne]3s 2 3p 3 ；③[Ne]3s 2 3p 4 ，第一电离能最大的是③ C．某主族元素的逐级电离能分别为 738、1451、7733、10 540、13 630……，当它与氯气反应时生成的阳离子是 X 2＋
D．物质的熔点高低：金刚石>晶体硅>钠>干冰 10．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 1s 2 的 X 原子与原子核外电子排布式为 1s 2 2s 2 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 轨道上只有一个电子的 X 原子与 3p 轨道上只有一个电子的 Y 原子 D．最外层都只有一个电子的 X、Y 原子 11．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 12．以下有关元素性质的说法不正确的是 A．根据对角线规则，Be 与 NaOH 溶液反应的离子方程式为 Be+2OH − Be22O+H 2 ↑ B．具有下列价电子排布式的原子中：①3s 2 3p 1 ，②3s 2 3p 2 ，③3s 2 3p 3 ，④3s 2 3p 4 ，第一电离能最大的是③ C．①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、Cl 中，元素的电负性随原子序数增大而递增的是④ D．某元素气态基态原子的逐级电离能分别为 738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯气反应时可能生成的阳离子是 X 3+
13．（1）
C、N、O、Al、Si、Cu 是常见的六种元素。
①Si 位于元素周期表第______周期第______族。
②N 的基态原子核外电子排布式为____________。Cu 的基态原子最外层有________个电子。
③用“＞”或“＜”填空：
原子半径 电负性 熔点 沸点 Al____Si N____O 金刚石____晶体硅 CH 4 ____SiH 4
（2）
O、Na、P、Cl 四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中 P 原子的核外电子排布式为________________________。
（3）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；e 的最外层只有 1 个电子，但次外层有 18 个电子。b、c、d 中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e 的价层电子轨道示意图为___________________________。
（4）①N、Al、Si、Zn 四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能 I 1
I 2
I 3
I 4
…… I n /(kJ·mol－ 1 ) 578 1817 2745 11 578 …… 则该元素是________(填写元素符号)。
②基态锗(Ge)原子的电子排布式是____________。Ge 的最高价氯化物的分子式是__________。
③Ge 元素可能的性质或应用有________。
A．是一种活泼的金属元素 B．其电负性大于硫 C．其单质可作为半导体材料 D．其最高价氯化物的沸点低于其溴化物的沸点 14．X、Y、Z 为原子序数依次增大的三种元素，其中 X、Y 为短周期元素，Z 为第四周期元素，Z 还是前四周期中电负性最小的元素。
已知：X 原子核外所有 p 轨道为全充满或半充满；Y 元素的族序数与周期序数的差为 3； （1）Z 代表的元素对应的离子的核外电子排布式：
。
（2）某同学根据题目信息和掌握的知识分析 X 的核外电子排布为：
该同学所画的轨道式违背了
原理。
（3）元素 X 与元素 Y 相比，非金属性较强的是
(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是
。
a.常温下 X 的单质和 Y 的单质状态不同 b.Y 的氢化物比 X 的氢化物稳定 c.一定条件下 Y 的单质能与氢氧化钠溶液反应，而 X 的单质不容易反应 d.Y 的最高价氧化物对应的水化物的酸性比 X 的最高价氧化物对应的水化物酸性强
（4）元素 X 和元素 Y 的第一电离能的大小关系为
(填元素符号)，理由为
。
15．下表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题: （1）表中属于 d 区的元素是__________(填编号)。
（2）表中元素①的 6 个原子与元素③的 6 个原子形成的某种环状分子名称为__________。
（3）④⑤⑥⑦四种元素的第一电离能由大到小的顺序是__________(用元素符号表示)。
（4）按原子轨道的重叠方式，③与⑥形成的化合物中 σ 键有__________个，π 键有__________个。
（5）某元素的特征电子排布式为 ns n np n+1 ，该元素原子的核外最外层电子的孤对电子数为__________；该元素与元素①形成的分子 X 的空间构型为__________。
（6）某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与 NaOH 溶液反应的化学方程式:_______________________________。
1．[2018 新课标Ⅰ卷，节选] 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______。
2．[2018 新课标Ⅱ卷，节选] 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：
H 2 S S 8
FeS 2
SO 2
SO 3
H 2 SO 4
熔点/℃ −85.5 115.2 >600（分解）
−75.5 16.8 10.3 沸点/℃ −60.3 444.6 −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。
3．[2018 新课标Ⅲ卷，节选]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）Zn 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 Ⅰ 1 （Zn）_______ Ⅰ 1 （Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________________。
4．[2017 江苏]铁氮化合物(Fe x N y )在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某 Fe x N y 的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。
（1）Fe 3+ 基态核外电子排布式为____________________。
（2）丙酮( )分子中碳原子轨道的杂化类型是_______________，1 mol 丙酮分子中含有 σ键的数目为______________。
（3）C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
5．[2017·新课标 I]钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：
（1）元素 K 的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_______nm（填标号）。
A．404.4
B．553.5
C．589.2
D．670.8
E．766.5 （2）基态 K 原子中，核外电子占据最高能层的符号是_________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为___________。K 和 Cr 属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属 K 的熔点、沸点等都比金属 Cr 低，原因是___________________________。
（3）X 射线衍射测定等发现，I 3 AsF 6 中存在+3I 离子。+3I 离子的几何构型为_____________，中心原子的杂化形式为________________。
（4）KIO 3 晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为 a=0.446 nm，晶胞中 K、I、O 分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示。K 与 O 间的最短距离为______nm，与
K 紧邻的 O 个数为__________。
（5）在 KIO 3 晶胞结构的另一种表示中，I 处于各顶角位置，则 K 处于______位置，O 处于______位置。
6．[2016·新课标Ⅲ]砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题：
（1）写出基态 As 原子的核外电子排布式
。
（2）根据元素周期律，原子半径 Ga
As，第一电离能 Ga
As。(填“大于”或“小于”) （3）AsCl 3 分子的立体构型为
，其中 As 的杂化轨道类型为
。
（4）GaF 3 的熔点高于 1 000 ℃，GaCl 3 的熔点为 77.9 ℃，其原因是
。
（5）GaAs 的熔点为 1 238 ℃，密度为 ρ g·cm −3 ，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为
，Ga 与 As 以
键键合。Ga 和 As 的摩尔质量分别为 M Ga
g·mol −1 和 M As
g·mol −1 ，原子半径分别为 r Ga
pm 和 r As
pm，阿伏加德罗常数值为 N A ，则 GaAs 晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为
。
7．[2015·新课标 I]碳及其化合物广泛存在于自然界中。回答下列问题：
（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用
形象化描述。在基态14 C 原子中，核外存在
对自旋相反的电子。
（2）碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是
。
（3）CS 2 分子中，共价键的类型有
，C 原子的杂化轨道类型是
，写出两个与CS 2 具有相同空间构型和键合形式的分子或离子
。
（4）CO 能与金属 Fe 形成 Fe(CO) 5 ，该化合物的熔点为 253 K，沸点为 376 K，其固体属于
晶体。
（5）碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：
①在石墨烯晶体中，每个 C 原子连接
个六元环，每个六元环占有
个 C 原子。
②在金刚石晶体中，C 原子所连接的最小环也为六元环，每个 C 原子连接
个六元环，六元环中最多有
个 C 原子在同一平面。
1．【答案】（1）电子云 2 （2）4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5
（3）[Ar]3d 10 或 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10
（4）M 9 4 （5）1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
（6）1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 或[Ar]3d 10 4s 1
（7）1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2
（8）
【解析】（1）核外电子出现的概率密度可以用电子云表示；根据14 C 的核外电子排布式 1s 2 2s 2 2p 2 ，可知1s 2 2s 2 上存在两对自旋相反的电子。
（2）基态 Fe 原子的电子排布式为[Ar]3d 6 4s 2 ，外围电子轨道表示式为 ，故基态 Fe原子的未成对电子数为 4；Fe 3+ 的电子排布式为[Ar]3d 5 或 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 。
（3）Cu 原子的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 ，则 Cu + 的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10或[Ar]3d 10 。
（4）基态 Si 原子的电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 ，电子占据的最高能层为第三层，符号为 M，该能层原子轨道总数=1(3s 轨道)+3(3p 轨道)+5(3d 轨道)=9，电子数为 4。
（5）S 原子原子序数为 16，其基态原子的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 。
（6）铜为 29 号元素，(根据构造原理)可直接写出，要注意按能层数由低到高顺序书写能级符号。
（7）锗为 32 号元素，位于第四周期，第ⅣA 族，所以核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 。
变式拓展
（8）Ni 原子失去最外层 2 个电子形成 Ni 2+ ，Ni 2+ 的外围电子轨道表示式为 。
2．【答案】（1）3 哑铃 （2）泡利原理 （3）ⅦA p 3s 2 3p 5
3．【答案】（1）Na Mg （2）五 ⅠA 【解析】（1）由信息所给的图可以看出，同周期的第ⅠA 族元素的第一电离能最小，而第ⅢA 族元素的第一电离能小于第 ⅡA 族元素的第一电离能，故 Al 的第一电离能：Na<Al<Mg。
（2）图中电离能最小的应是碱金属元素 Rb，在元素周期表中第五周期ⅠA 族。
4．【答案】（1）同一周期元素随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 （2）0.9～1.5 （3）Ⅰ.A Ⅱ.BCD 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物 【解析】（1）将表中数据按照元素周期表的顺序重排，可以看出电负性随着原子序数的递增呈周期性变化。
（2）根据电负性的递变规律：同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，可知，在同周期中电负性 Na<Mg<Al，同主族 Be>Mg>Ca，最小范围应为 0.9～1.5。
（3）根据已知条件及表中数值：Li 3 N 电负性差值为 2.0，大于 1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl 2 、AlCl 3 、SiC 电负性差值分别为 1.5、1.5、0.7，均小于 1.7，形成共价键，为共价化合物。共价化合物和离子化合物最大的区别在于熔融状态下能否导电。离子化合物在熔融状态下以离子形式存在，可以导电，但共价化合物却不能。
5．【答案】（1）Si Na P N （2）HNO 3
NaOH （3）Ne F （4）
泡利 洪特
1．【答案】B 【解析】原子核外电子排布式为 1s 2 的元素为 He，原子核外电子排布式为 1s 2 2s 2 的元素为 Be，He 的性质稳定，Be 较活泼，性质不同，故 A 错误；Zn 的原子序数为 30，电子排布式为[Ar]3d 10 4s 2 ，失去 2 个电子变为 Zn 2＋ ，Zn 2 ＋ 的最外层电子排布式为 3s 2 3p 6 3d 10 ，故 B 正确；Cu 的原子序数为 29，价电子排布为 3d 10 4s 1 ，基态铜原子的价电子排布图为 ，故 C 错误；C 的原子序数为 6，价电子排布为 2s 2 2p 2 ，价电子排布图为 ，故 D 错误。
2．【答案】B 【解析】洪特规则实际上是能量最低原理的一个特例，电子排布满足洪特规则，实际上是为了更好地遵循能量最低原理。通过分析光谱实验的结果，洪特进一步指出，能量相同的原子轨道在全满(s 2 、p 6 和 d 10 )、半充满(s 1 、p 3 和 d 5 )和全空(s 0 、p 0 和 d 0 )状态时，体系能量较低，原子较稳定。题中两种排列方式，没有相同的两个电子处于相同的状态，都符合泡利原理，答案选 B。
3．【答案】D 【解析】核外电子排布遵循能量最低原理，电子总是先排布在能量低的能级，然后再排布在能量高的能级，由于 3d 轨道能量比 4s 轨道高，当排满 3p 能级后，电子先填充 4s 能级，填充满 4s 能级后，再填充3d 能级，故第三周期基态原子中不可能出现 d 电子。
4．【答案】C 【解析】同一周期中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA 族、第ⅤA 族元素第一电离能大于相邻元素，同一主族元素中，其第一电离能随着原子序数的增大而减小，ns 2 np 3 属于第ⅤA 族元素、ns 2 np 5 属于第ⅤⅡA 族元素、ns 2 np 4 属于第ⅥA 族元素、ns 2 np 6 属于 0 族元素，如果这几种元素都是第二周期元素，其第一电离能大小顺序是 Ne>F>N>O，所以第一电离能最小的原子可能是第ⅥA 族元素。
考点冲关
6．【答案】A 【解析】选 A。同主族元素从上到下电负性依次减小，A 正确；卤族元素中氟无正价，B 错；HF 分子间存在氢键，所以 HF 沸点最高，C 错；卤族元素从上到下单质分子间范德华力依次增大，熔点依次升高，D 错。
7．【答案】A 【解析】由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A 正确；乙失去第二个电子也较易，且失去第三个电子很难，则乙的化合价可能为＋2 价，B 错误；对丙而言，失去电子较难，所以可能是非金属元素，C 错误；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有 3 种金属元素，可知丁一定是非金属元素，D 错误。
8．【答案】B 【解析】选 B。对于第三周期 11～17 号元素，随着原子序数的增大，第一电离能呈现增大的趋势，但Mg、P 特殊，A 项错误；原子半径逐渐减小，C 项错误；形成基态离子转移的电子数依次为 Na 为 1，Mg 为 2，Al 为 3，Si 不易形成离子，P 为 3，S 为 2，Cl 为 1，D 项错误。
9．【答案】B 【解析】A 项，①为 Si，②为 N，③为 C，同周期从左向右电负性逐渐增大，因此电负性最大的是 N，故 A 正确；B 项，①为 Si，②为 P，③S，同周期从左向右第一电离能增大，但ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA，因此第一电离能最大的是 P，故 B 错误；C 项，第二电离能到第三电离能发生突变，说明 X 元素最外层只有 2 个电子，即 X 和氯气发生反应生成 XCl 2 ，故 C 正确；D 项，金刚石、晶体硅属于原子晶体，原子晶体熔沸点的高低通过键长或键能比较，键长越短键能越大，熔沸点越高，C 的原子半径比 Si 的原子半径短，因此金刚石的熔点高于晶体硅，金属钠常温下为固体，干冰常温下为气体，因此熔点的高低是金刚石>晶体硅>金属钠>干冰，故 D 正确。
11．【答案】C 【解析】根据题意，Z 为 Mg 元素，Y 原子最外层电子排布为 ns 2 np 2 ，是 C 或 Si 元素，X 为 N 或 O 元素，W 为 Al 或 Cl 元素，N 的氢化物的水溶液显碱性，但 O 的氢化物的水溶液显中性或弱酸性，A 错误；Al 3+ 的半径比 Mg 2+ 小，Cl − 半径比 Mg 2+ 大，B 错误；氮气、氧气均能与镁反应，C 正确；CO 2 形成的晶体熔、沸点低，D 错误。
12．【答案】D 【解析】根据对角线规则，Be 与 Al 的性质相似，由 Al 与 NaOH 溶液反应的离子方程式推知，A 正确；①为 Al，②为 Si，③为 P，④为 S，第一电离能最大的为 P，B 正确；同一主族元素，电负性从上到下逐渐减小；同一周期元素，电负性从左到右呈增大趋势，C 正确；根据各级电离能变化趋势，基态原子的最外层应有 2 个电子，所以与 Cl 2 反应时应呈+2 价，D 不正确。
13．【答案】（1）①三 ⅣA ②1s 2 2s 2 2p 3
1 ③＞ ＜ ＞ ＜ （2）O 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 或[Ne]3s 2 3p 3
（3）N
（4）①Al ②1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 2 或[Ar]3d 10 4s 2 4p 2
GeCl 4
③CD 【解析】（1）③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al＞Si；同周期元素，原子序数越大，电负性越强，故电负性：N＜O；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：C—C＞Si—Si，故熔点：金刚石＞晶体硅；CH 4 和 SiH 4 都是分子晶体，且两者结构相似，SiH 4 的相对分子质量大，故沸点：CH 4 ＜SiH 4 。
（2）O、Na、P、Cl 四种元素中，O 元素的电负性最大。P 原子核外有 15 个电子，其基态原子的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 或[Ne]3s 2 3p 3 。
14．【答案】（1）1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
（2）能量最低 （3）S b、d （4）S<P 同周期从左到右元素的第一电离能呈增大趋势，但第ⅤA 族元素 3p 能级处于半充满状态，能量较稳定，第一电离能大于其相邻元素 【解析】X、Y、Z 为原子序数依次增大的三种元素，其中 X、Y 为短周期元素，Z 为第四周期元素，Z还是前四周期中电负性最小的元素，则 Z 为 K 元素；X 处于第三周期，X 原子核外所有 p 轨道全满或半满，最外层排布为 3s 2 3p 3 ，故 X 为 P 元素；Y 处于第三周期，Y 元素的主族序数与周期数的差为 3，Y处于第Ⅵ族，故 Y 为 S 元素。（1）Z 为 K 元素，离子的核外电子排布式：1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 。
（2）某同学根据上述信息，推断 X 原子的核外电子排布为 ，该同学所画的电子排布图中 3s 能级未填充满，就填充能量更高的 3p 能级，违背了能量最低原理。
（3）根据同周期非金属性质的变化规律及比较非金属性的方法来分析，S 的非金属性比 P 元素强，S 的氢化物比 P 的氢化物稳定、S 元素最高价氧化物的水化物酸性强于 P 元素最高价氧化物的水化物酸性则说明 Y 的非金属性强。
（4）P 的 3p 能级处于半充满状态，能量较稳定，所以第一电离能 S<P。
15．【答案】（1）⑨ （2）苯 （3）Cl>S>Mg>Al （4）2 2 （5）1 三角锥形 （6）Be(OH) 2 +2NaOH Na 2 BeO 2 +2H 2 O
（5）某元素的特征电子排布式为 ns n np n+1 ，则该元素是第ⅤA 族元素。所以该元素原子的核外最外层电子的孤对电子数为 1；该元素与元素①形成的分子 X 是氨气，其空间构型为三角锥形结构，属于极性分子； （6）某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素⑤与元素②的氢氧化物有相似的性质。由于⑤是铝元素，氢氧化铝能和氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和水，则元素②即 Be 的氢氧化物与NaOH 溶液反应的化学方程式为 Be(OH) 2 +2NaOH Na 2 BeO 2 +2H 2 O。
1．【答案】（1）D
C （2）Li + 核电荷数较大 【解析】分析：（1）根据处于基态时能量低，处于激发态时能量高判断； （2）根据原子核对最外层电子的吸引力判断； 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 1s 2 2s 1 ，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 － 。
2．【答案】（1）
哑铃（纺锤）
【解析】（1）基态 Fe 原子的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ，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 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ，则电子占据最高能级是 3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。
3．【答案】（1）[Ar]3d 10 4s 2
（2）大于
Zn 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子 【解析】（1）Zn 是第 30 号元素，所以核外电子排布式为[Ar]3d 10 4s 2 。
（2）Zn 的第一电离能应该高于 Cu 的第一电离能，原因是，Zn 的核外电子排布已经达到了每个能级都直通高考
是全满的稳定结构，所以失电子比较困难。同时也可以考虑到 Zn 最外层上是一对电子，而 Cu 的最外层是一个电子，Zn 电离最外层一个电子还要拆开电子对，额外吸收能量。
4．【答案】（1）[Ar]3d 5 或 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5
（2）sp 2 和 sp 3
9 mol （3）H<C<O
5．【答案】（1）A （2）N
球形
K 的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱 （3）V 形
sp 3
（4）0.315
12 （5）体心
棱心 【解析】（1）紫色波长 400 nm～435 nm，因此选项 A 正确； （2）K 位于第四周期 IA 族，电子占据最高能层是第四层，即 N 层，最后一个电子填充在 s 能级上，电子云轮廓图为球形；K 的原子半径大于 Cr 的半径，且价电子数较少，金属键较弱，因此 K 的熔点、沸点比 Cr 低； （3）+3I 与 OF 2 互为等电子体，OF 2 属于 V 形，因此+3I 几何构型为 V 形，其中心原子的杂化类型为 sp 3 ； （4）根据晶胞结构，K 与 O 间的最短距离是面对角线的一半，即为20.4462nm＝0.315nm，根据晶胞的结构，距离 K 最近的 O 的个数为 12 个； （5）根据 KIO 3 的化学式，以及晶胞结构，可知 K 处于体心，O 处于棱心。
6．【答案】（1）[Ar]3d 10 4s 2 4p 3
（2）大于 小于 （3）三角锥形 sp 3
（4）GaF 3 为离子晶体，GaCl 3 为分子晶体
（5）原子晶体 共价 30 3 3A Ga AsGa As4π 103N r rM M ×100%
（4）根据晶体类型比较熔点。一般来说，离子晶体的熔点高于分子晶体的熔点。
（5）根据晶胞结构示意图可以看出，As 原子与 Ga 原子形成了空间网状结构的晶体，结合 GaAs 的熔点知 GaAs 是原子晶体。首先用均摊法计算出 1 个晶胞中含有 As 原子的个数：8×1/8+6×1/2=4，再通过观察可知 1 个晶胞中含有 4 个 Ga 原子。4 个 As 原子和 4 个 Ga 原子的总体积 V 1 =4×(43π×10 −30 ×3Asr +43π×10 −30 ×3Gar ) cm 3 ；1 个晶胞的质量为 4 个 As 原子和 4 个 Ga 原子的质量之和，即(AsA4MN+GaA4MN) g，所以 1 个晶胞的体积 V 2 =A4N (M As +M Ga ) cm 3 。最后由 V 1 /V 2 即得结果。
7．【答案】（1）电子云 2 （2）C 有 4 个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构 （3）σ 键和 π 键 sp CO 2 、SCN − (或 COS 等) （4）分子 （5）①3 2 ②12 4 【解析】本题主要考查物质结构知识，意在考查考生的抽象思维能力、空间想象能力以及知识迁移能力。（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用“电子云”形象化描述。根据碳的基态原子核外电子排布图可知，自旋相反的电子有 2 对。
（2）碳原子有 4 个价电子，且碳原子半径小，很难通过得或失电子达到稳定电子结构，所以碳在形成化合物时，其键型以共价键为主。
灵丹妙药 丹剂起源于先秦时期，至今已有两千多年的历史了。当时，人们用各种矿物原料精心烧炼“灵丹妙药”，以满足贵族长生不老的愿望。这些矿物原料在高温下发生化学反应，主要生成氧化汞、氯化汞等无机化合物，外用对疮痛、皮炎等有些疗效，但“灵丹妙药”是无论如何也谈不上的。另外，炼丹费时费工费力且污染环境，内服丹药后有毒害作用，甚至致命。随着现代医学及化学的发展，这些丹剂很快就“寿终正寝”了。
炼丹炉
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