物质结构与性质第二轮学案

《物质结构与性质》第二轮复习学案

1、画出构造原理示意图

2、举例说明核外电子排布遵守的三大原理。

3、试述第一电离能、电负性的变化规律

4、描述一下CH4、C2H4、C2H2分子中杂化轨道的形成过程。如何根据VSEPR理论和杂化轨道理论推测分子的立体构型？

5、熟记几种晶体模型，熟记几个等电子分子。

课堂练习：

1、基态铁原子，电子占据的最高能层的符号是，该能层拥有的原子轨道数有

，能级数与能层序数之间的关系是，能层数（n）与原子轨道数（m）的关系是，每一能层最多容纳的电子数为。

2、铁原子的结构示意图为，其电子排布式，

其简化的电子排布式为，Fe3+的价电子排布图为

3、基态氧原子的排布图为，其基态原子中能量最高的电子的电子云在空间有

个不同的伸展方向，原子轨道呈形。氧原子核外电子有

种不同的运动状态。氧元素位于周期表的区。

4、已知，铁有α、γ、δ三种晶体结构，并且在一定条件下可以相互转化（如图），请回答相关的问题

α－Feγ－Feδ－Fe

（3）设α－Fe晶胞边长为a cm，δ－Fe晶胞边长为b cm，计算确定：

（4）Fe3C是工业炼铁生产过程中产生的一种铁的合金，在Fe3C晶体中，每个碳原子被6个位于顶角位置

是C与铁的晶体在高温下形成的间隙化合物（即碳原子填入铁晶体中的某些空隙），根据相关信息，你

“δ－Fe”）

5.晶体具有规则的几何外形，晶体中最基本的重复单元称为晶胞。NaCl晶体结构如图所示。已知Fe x O

晶体晶胞结构为NaCl型，由于晶体缺陷，x值小于1。测知Fe x O晶体密度ρ为5．71g/cm3，晶胞边长为4．28×10-10m。（铁相对原子质量为55．9，氧相对原子质量为16）求

（1）Fe x O中x值（精确至0．01）为_____________。

（2）晶体中的Fe分别为Fe2+、Fe3+，在Fe2+和Fe3+的总数中，Fe2+所占分数（用小数表示，精确至。0．001）为___________。

（3）此晶体化学式为___________。

（4）Fe在此晶体中占据空隙的几何形状是___________（即与O2-距离最近且等距离的铁离子围成的空间形状）。（

（5）在晶体中，铁元素的离子间最短距离为________m。

6、氧化镍(NiO )是一种纳米材料，比表面积S（m2/g）是评价纳米材料的重要参数之一（纳米粒子按球

形计）。基态Ni2+有个未成对电子，已知氧化镍的密度为ρg/cm3；其纳米粒子的直径为Dnm，列式表示其比表面积 m2/g。

7、.(1)中学教材上图示了NaCl晶体结构，它向三维空间延伸得到完美晶体。NiO(氧化镍)晶体的结构与

NaCl相同，Ni2＋与最邻近O2－的核间距离为a×10－8cm，计算NiO晶体的密度(已知NiO的摩尔质量为

74.7 g·mol－1)。

(2)天然的和绝大部分人工制备的晶体都存在各种缺陷，例如在某种NiO晶体中就存在如图所示的缺陷：

一个Ni2＋空缺，另有两个Ni2＋被两个Ni3＋所取代。其结果，晶体仍呈电中性。但化合物中Ni和O的比值却发生了变化。某氧化镍样品组成为Ni0.97O，试计算该晶体中Ni3＋与Ni2＋的离子数之比。

8、X、Y、Z、W、Q五种前四周期元素，原子序数依次增大．已知X、Y、Z、W均为非金属元素，XW2分子与YY为等电子体，元素W的原子序数等于元素Z的原子序数加8，Q的最外层电子数为2，次外层电子数等于Y和W2 -最外层电子数之和，根据以上信息回答下列问题：

（1）上述五种元素中电负性最大的是____（填元素符号），Y的第一电离能大于Z的第一电离能原因。（2）XW2的电子式为。

（3）Q的价电子排布式为，Y3的分子构型为。

（4）下列关于WZ2结构的说法正确的是。

a．WZ2直线形非极性分子c．WZ2中w为sp3杂化

b．WZ2直线形极性分子d．WZ2中W为sp2杂化

化学选修三物质结构与性质 综合测试题及答案

化学选修三 物质结构与性质综合测试题及答案 1、 选择题(每小题3分，共54分。每小题只有一个选项符合题意 ) 1．有关乙炔（H-C=C-H）分子中的化学键描述不正确的是A．两个碳原子采用sp杂化方式 B．两个碳原子采用sp2杂化方式 C．每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键D．两个碳原子形成两个π键 2．下列物质中，难溶于CCl4的是 A．碘单质 B．水C．苯酚 D．己烷 3．下列分子或离子中，含有孤对电子的是 A．H2O B．CH4 C．SiH4 D．NH4+ 4．氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为 A ．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子。 B．两种分子的中心原子杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化。 C．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道。 D．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强。 5.对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主 要原因 A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量 B．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应 C．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线 D．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质 6.若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是 A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子B．该元素原子核外共有6个电子层 C．该元素原子的M能层共有8

个电子 D．该元素原子最外层共有2个电子 7.σ键可由两个原子的s轨道、一个原子的s轨道和另一个原子的p轨 道以及一个原子的p轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠而成。则下列分子中的σ键是由一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是 A．H2 B.HF C.Cl2 D.F2 8. 下列原子或离子原子核外电子排布不属于基态排布的是 A. S2-: 1s22s22p63s23p6 B. N: 1s22s22p3 C. Si: 1s22s22p63s23p2 D. Na: 1s22s22p53s2 9.元素电负性随原子序数的递增而增强的是 A.C,Si,Ge B.N, P, As C.Si, P, Cl D. F, S, Cl 10.某元素质量数51，中子数28，其基态原子未成对电子数为 A.3 B.1 C. 2 D.0 11，只有阳离子而没有阴离子的晶体是 ( )。 A．金属晶体 B．分子晶体 C．离子晶体 D．原子晶体 12，下列关于物质熔点的排列顺序，不正确的 是 ( )。 A．HI＞HBr＞HCl＞HF B．CI4＞CBr4＞CCl4＞CF4 C．KCl＞KBr＞KI D．金刚石＞碳化硅＞晶体硅 13、下列数据是对应物质的熔点，有关的判断错误的是（） Na2O Na AlF3AlCl3Al2O3BCl3CO2SiO2 920℃97.8℃1291℃190℃2073℃-107℃-57℃1723℃ A．只要含有金属阳离子的晶体就一定是离子晶体 B．在上述共价化合物分子中各原子都形成8电子结构 C．同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体 D．金属晶体的熔点不一定比离子晶体的高

三河一中高三物质结构系列导学案(二)《原子结构与元素的性质》

第二节原子结构与元素的性质 【知识回顾】（必修2） 1. 元素周期表中的周期是指；元素周期表中的族是指 2. ，叫做元素周期律，在化学（必修2）中元素周期律主要体现在、、、等的周期性变化。 【预习导学】 写出锂、钠、钾、铷、銫基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的电子排布 式。 锂：氦： 钠：氖： 钾：氩： 铷：氪： 銫：氙： 从中你能体会出什么来？ 一、原子结构与元素周期表 1、周期系 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现，就开始建立一个新的电子层， 随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。可见，元素周期 系的形成是 [讨论与探究]请运用构造原理解释为什么周期系中每一周期里元素的数目并不总是一样 多（分别是多少）？ 2、元素周期表的结构与原子结构的关系 请认真思考课本14～15页的6个科学探究！

（1）元素周期表共有个周期，每周期具有元素的数目分别为 一二三四五六七通式开头元素电子排布式 结尾元素电子排布式 第一周期结尾元素只有一个能级，个电子，所以电子排布跟其他周期不同 （2）元素周期表共有个纵列， ①价电子层： ②价电子：价电子层上的电子。 ③每个纵列的价电子层的电子总数（填“相等”或“不相等”或不知道） （3）s区有个纵列，d区有个纵列，P区有个纵列；从元素的价电子层结构可 以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层的及的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。 【归纳】 S区元素价电子特征排布为，价电子数等于序数。 ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ－1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数； ds区元素特征电子排布为，价电子总数等于所在的序数； p区元素特征电子排布为；价电子总数等于序数。 （4）元素周期表可分为族、族、族和族：从图1—16可知，副族元素（包括区和区。 区的元素）介于s区元素（主要是元素）和区（主要是非金属元素）之间，处于由元素向元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。 s区p 区 d 区ds 区 f 区分区原则 纵列数 是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，

(全国通用版)201X版高考化学大一轮复习 第十一章 物质结构与性质 第3讲 晶体结构与性质学案

第3讲晶体结构与性质 【2019·备考】 最新考纲：1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。2.了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。3.了解分子晶体结构与性质的关系。 4.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。 5.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。了解金属晶体常见的堆积方式。 6.了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。 考点一晶体的常识和常见四种晶体性质 (频数：★★★难度：★★☆) 1．晶体 (1)晶体与非晶体 晶体非晶体 结构特征结构微粒周期性有序排列结构微粒无序排列 性质特征 自范性有无 熔点固定不固定异同表现各向异性各向同性 二者区别方法间接方法看是否有固定的熔点 科学方法对固体进行X射线衍射实验 (2)晶胞 ①概念：描述晶体结构的基本单元。 ②晶体中晶胞的排列——无隙并置 a．无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 b．并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 (3)晶格能 ①定义：气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol－1。

②影响因素 a．离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 b ．离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 ③与离子晶体性质的关系 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。 ①具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如玻璃。 ②晶胞是从晶体中“截取”出来具有代表性的“平行六面体”，但不一定是最小的“平行六面体”。 2．四种晶体类型的比较 比较 类型 分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体 构成粒子分子原子 金属阳离子、 自由电子 阴、阳 离子 粒子间的相互作用力 范德华力 (某些含氢键) 共价键金属键离子键 硬度较小很大有的很大， 有的很小 较大 熔、沸点较低很高有的很高， 有的很低 较高 溶解性相似相溶难溶于任 何溶剂 常见溶剂 难溶 大多易溶于水等 极性溶剂 导电、传热性一般不导电，溶 于水后有的导电 一般不具有导 电性，个别为半 导体 电和热的良导 体 晶体不导电，水 溶液或熔融态导 电 物质类别及举例大多数非金属单 质、气态氢化物、 酸、非金属氧化 物(SiO2除外)、绝 部分非金属单 质(如金刚石、 硅、晶体硼)， 部分非金属化 金属单质与合 金(如Na、Al、 Fe、青铜) 金属氧化物(如 K2O、Na2O)、强 碱(如KOH、 NaOH)、绝大部

高中化学选修物质结构与性质历年高考题汇总

物质结构与性质（2014年-2019年全国卷） 1．[2019年全国卷Ⅰ] 在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得 铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题： （1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是 (填标号)。 A． B． C． D． （2）乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是、。乙二 胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是，其中与乙二胺形成的化合物 稳定性相对较高的是 (填“Mg2+”或“Cu2+”)。 （3）一些氧化物的熔点如下表所示： 解释表中氧化物之间熔点差异的原因。 （4）图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四 面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离x= pm，Mg原子之间最短距离y= pm。设阿伏加德罗常数的值为N A，则MgCu2的密度是 g·cm?3(列出计算表达式)。 2.[2019年全国卷Ⅱ]

近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。回答下列问题： （1）AsH3的沸点比NH3的________（填“高”或“低”），其判断理由是______。 （2）Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为________。 （3）比较离子半径F- O2-（填“大于”、“等于”或“小于”） (4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。 图中F－和O2－共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1－x代表，则该化合物的化 学式表示为____________；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ＝_________g·cm－3。 以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为（,,），则位于底面中心的原子2和原子3的坐标分别为___________、__________. 3.[2019全国卷Ⅲ] 磷酸亚铁锂（LiFePO4）可用作锂离子电池正极材料，具有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等 特点，文献报道可采用FeCl3、NH4H2PO4、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题： （1）在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态（填“相同”或“相反”）。 （2） FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为，其中Fe的配位数为。

化学选修三物质结构与性质综合测试题及答案

化学选修三物质结构与性质综合测试题及答案 一、选择题(每小题3分，共54分。每小题只有一个 ．．．．选项符合题意 ) 1．有关乙炔（H-C=C-H）分子中的化学键描述不正确的是 A．两个碳原子采用sp杂化方式 B．两个碳原子采用sp2杂化方式C．每个碳原子都有两个未杂化的2p轨道形成π键D．两个碳原子形成两个π键 2．下列物质中，难溶于CCl4的是 A．碘单质 B．水C．苯酚 D．己烷 3．下列分子或离子中，含有孤对电子的是 A．H2O B．CH4 C．SiH4 D．NH4+ 4．氨气分子空间构型是三角锥形，而甲烷是正四面体形，这是因为 A ．氨气分子是极性分子而甲烷是非极性分子。 B．两种分子的中心原子杂化轨道类型不同，NH3为sp2型杂化，而CH4是sp3型杂化。 C．NH3分子中N原子形成三个杂化轨道，CH4分子中C原子形成4个杂化轨道。 D．NH3分子中有一对未成键的孤对电子，它对成键电子的排斥作用较强。 5.对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因 A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量 B．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应 C．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线 D．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质 6.若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是 A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子 B．该元素原子核外共有6个电子层 C．该元素原子的M能层共有8个电子 D．该元素原子最外层共有2个电子 7.σ键可由两个原子的s轨道、一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道以及一个原子的p轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠而成。则下列分子中的σ键是由一个原子的s轨道和另一个原子的p轨道以“头碰头”方式重叠构建而成的是 A．H2 B.HF C.Cl2 D.F2

高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第一章 重难点专题突破 3

3 元素推断题的主要类型与解题方法 解答原子结构、元素在元素周期表中的位置、元素及其化合物的性质间的推断试题的思路一般可用下面的框线关系表示： 推断题大体有下列三种类型： 1.已知元素原子或离子的核外电子排布推断性质。方法为 要注意一些元素原子电子排布的特殊性(短周期元素)。 (1)族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。 (2)族序数等于周期数两倍的元素：C、S。 (3)族序数等于周期数3倍的元素：O。 (4)周期数是族序数两倍的元素：Li。 (5)周期数是族序数3倍的元素：Na。 2.已知元素的特殊性质推断其在周期表中的位置： 以下是元素具有的特殊性质： (1)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。 (2)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。 (3)除H外,原子半径最小的元素：F。 (4)最高正化合价不等于族序数的元素：O、F。 (5)第一电离能最大的元素(稀有气体除外)：F；第一电离能最小的元素：Cs(放射性元素除外)。 (6)电负性最小的元素：Cs(0.7)；电负性最大的元素：F(4.0)。

3.已知元素的单质或化合物的性质、用途、存在的特殊性推断元素的结构。 有些单质或化合物的性质、用途、存在等具有特殊性,可作为推断元素的依据： (1)地壳中含量最多的元素或通常氢化物呈液态的元素：O。 (2)空气中含量最多的元素或气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 (3)所形成化合物种类最多的元素或有单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。 (4)地壳中含量最多的金属元素或常见氧化物、氢氧化物呈两性的元素：Al。 (5)最活泼的非金属元素或气态氢化物(无氧酸)可腐蚀玻璃或氢化物最稳定的元素：F。 (6)最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素：Cs。 (7)焰色反应呈黄色、紫色的元素：Na、K。 (8)最轻的单质元素：H；最轻的金属元素：Li。 (9)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能够化合的元素：N；能起氧化还原反应的元素：S。 (10)单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 (11)单质易溶于CS2的元素：P、S。 (12)单质常温下呈液态的元素：Br、Hg。 4.核外电子数相同的微粒相互推断 (1)与稀有气体原子电子层结构相同的离子 ①与He原子电子层结构相同的离子有H－、Li＋、Be2＋； ②与Ne原子电子层结构相同的离子有F－、O2－、N3－、Na＋、Mg2＋、Al3＋； ③与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl－、S2－、P3－、K＋、Ca2＋。 (2)核外电子总数为10的粒子 ①阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH＋4、H3O＋；②阴离子：N3－、O2－、F－、NH－2、OH－；③分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。 (3)核外电子总数为18的粒子 ①阳离子：K＋、Ca2＋；②阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－； ③分子：Ar、HCl、H2S、F2、H2O2、PH3、SiH4、C2H6、CH3OH、N2H4。 (4)核外电子总数及质子总数均相同的粒子 ①Na＋、NH＋4、H3O＋；②F－、OH－、NH－2；③Cl－、HS－；④N2、CO、C2H2。 【典例6】元素A、B、C都是短周期元素,它们的原子序数大小为A

2019届高考化学一轮复习物质结构与性质说理题归纳学案

《物质结构与性质》说理题归纳 1、氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键。 AsH3分子为三角锥形，键角为91.80°，小于氨分子键角107°,AsH3分子键角较小的原因是 砷原子电负性小于氮原子,其共用电子对离砷核距离较远，斥力较小，键角较小。 2、乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是CH3COOH存在分子间氢键 3、在乙醇中的溶解度H2O大于H2S水分子与乙醇间能形成分子间氢键。 4、硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是：C—C 键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成 5、SO3的三聚体环状结构如图1所示，此氧化物的分子式应为________，该结构中S—O键 长有a、b两类，b的键长大于a的键长的原因： 形成b键的氧原子与两个S原子结合，作用力较小（相当于一心两用） 6、碳元素可形成多种结构和性质不同的单质，其中金刚石的熔点为3550 ℃，C60的熔点约为280 ℃，导致这种差异的原因：金刚石是原子晶体，C60是分子晶体，前者原子间是靠强烈的共价键结合的，后者分子间是靠微弱的范德华力结合在一起的 7、Mn2+的稳定性强于Mn3+，其原因是：Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是 8、已知常温下，H2CrO4的K1=4.1、K2=1×10-5，从结构的角度上看，K2<

新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的

新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究作者：蔡文联文章来源：：《化学教学》2007年01期点击数：31 更新时间：2008-3-24 新课标高中化学选修教材《物质结构与性质》—三种版本的比较研究 蔡文联饶志明余靖知 摘要：根据2003年出版的《普通高中化学课程标准(实验》)编定的高中化学教材已通过审定的有三种版本，分别由人民教育出版社、江苏教育出版社、山东科技出版社出版。高中化学课程8个模块中选修3“物质结构与性质”是属于化学基本理论知识的模块。本文将对新版三种教材(选修3“物质结构与性质”)的设计思路、体系结构、栏目设置等方面进行比较研究，以期有助于教师理解新课标、选择教材、教法以及把握教学尺度。 为了适应我国21世纪初化学课程发展的趋势，化学课程标准研制组经过深入的调查研究，多次讨论修改，于2003年出版了《普通高中化学课程标准（实验）》。他们将高中化学课程采用模块的方式分为必修和选修两部分，共8个模块，其中必修模块2个，选修模块6个。新课程“在保证基础的前提下为学生提供多样的、可供选择的课程模块”，兼顾“学生个性发展的多样化需要”，适应不同地区和学校的条件。目前以高中化学课程标准和基础教育课程改革纲要为指导编写的新版高中化学教材经全国中小学教材审定委员会初审通过的共有3种，分别是由人民教育出版社出版（宋心琦主编，以下简称人教版），江苏教育出版社出版（王祖浩主编，以下简称苏教版），山东科技出版社出版（王磊主编，以下简称山东科技版）。 在6个选修模块中，选修3“物质结构与性质”模块突出化学学科的核心观念、基本概念原理和基本思想方法。在以“提高学生的科学素养”为主旨的高中化学课程改革中，如何将新课程理念很好地融合进化学基本概念和基础理论的教学中，转变学生的学习方式，培养学生的逻辑思维能力，提高学生学习本课程的意义，是值得广大化学教师研究、推敲的。因此，针对上述三种版本的教材（选修3物质结构与性质）进行具体的分析、比较、评价， 对教师在选择教材、教法以及把握教学尺度方面都具有十分重要的意义。 1.“物质结构与性质”模块教材的简介

高中化学选修3《物质结构与性质》综合测试5

选修三《物质结构与性质》综合测试（5） 本试卷分第I卷（选择题）和第II卷（非选择题）两部分。 分值：120分考试时间为90分钟。 第I卷（选择题共60分） 可能用到的相对原子原子质量：H─1 C─12 N─14 O─16 Na─23 Mg─24 Al─27 Cl─35.5 一．选择题（本题包括20小题，每小题3分，共60分。每小题只有一个 ．．．．选项符合题意。） 1.在物质结构研究的历史上，首先提出原子内有电子学说的是（） A.道尔顿 B.卢瑟福 C.汤姆生 D.波尔 2．一个电子排布为1s22s22p63s23p1的元素最可能的价态是( ) A +1 B +2 C +3 D -1 3. 以下能级符号不正确 ．．．的是（） A.3s B.3p C .3d D.3f 4. 下列能跟氢原子形成最强极性键的原子是（） A．F B．Cl C．Br D．I 5. 关于晶体的下列说法正确的是（） A. 任何晶体中，若含有阳离子就一定有阴离子。 B. 原子晶体中只含有共价键。 C. 原子晶体的熔点一定比金属晶体的高。 D.离子晶体中只含有离子键，不含有共价键。 6.下列说法中，不符合 ．．．ⅦA族元素性质特征的是（） A.易形成-1价离子 B.从上到下原子半径逐渐减小 C.从上到下单质的氧化性逐渐减弱 D.从上到下氢化物的稳定性依次减弱 7. 下列晶体熔化时不需破坏化学键的是（） A. 晶体硅 B .食盐 C .干冰 D .金属钾 8. 向盛有硫酸铜水溶液的试管里加入氨水，首先形成难溶物，继续添加氨水，难溶物溶解得到深蓝色的透明溶液。下列对此现象说法正确的是（） A. 反应后溶液中不存在任何沉淀，所以反应前后Cu2+的浓度不变。 B. 沉淀溶解后，将生成深蓝色的配合离子[Cu（NH3）4] 2+。 C. 向反应后的溶液加入乙醇，溶液没有发生变化。 D. 在[Cu（NH3）4] 2+离子中，Cu2+给出孤对电子，NH3提供空轨道。 9. 关于CO2说法正确的是（） A. 碳原子采取sp杂化。 B. CO2是正四面体型结构。

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。

物质结构与性质高考试题汇编最全

1、[化学——选修3：物质结构与性质]（15分） 硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。回答下列问题： （1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号，该能层具有的原子轨道数为、电子数为。 （2）硅主要以硅酸盐、等化合物的形式存在于地壳中。 （3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献个原子。 （4）单质硅可通过甲硅烷（SiH4）分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4CI在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为。 （5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实： 化学键C─C C─H C─O Si─Si Si─H Si─O 键能/(kJ/mol-1) 356 413 336 226 318 452 ①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因 是。 ②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是。 （6）在硅酸盐中，四面体（如下图（a））通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根；其中Si原子的杂化形式为。Si与O的原子数之比为化学式为。 2、[化学——选修3：物质结构与性质]（15分） 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，平且A－和B+ 的电子相差为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。 回答下列问题： （1）D2+的价层电子排布图为_______。 （2）四种元素中第一电离最小的是________， 电负性最大的是________。（填元素符号）

高考化学练习题物质结构与性质-word

高考化学练习题物质结构与性质物质结构与性质 考点1 原子结构与元素的性质 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1~36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 高频考点1 原子核外电子的排布规律 【样题1】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轨道上有一个空轨道的X原子与3p轨道上只有一个空轨道的Y原子 D.最外层都只有一个电子的X、Y原子 【解题指导】A中1s2结构的He,1s22s2结构为Be，两者性质不相似。B项X原子为Mg，Y原子N层上有2个电子的有多种元素，如第四周期中Ca、Fe等都符合，化学性质不一

定相似。C项为同主族的元素，化学性质一定相似。D项最外层只有1个电子可能是第ⅠA族元素，过渡元素中也有很多最外层只有1个电子的，故性质不一定相似。 【答案】 C 【命题解读】原子核外电子的排布规律是中学化学原子结构的重点内容，也是元素周期律的基础。原子轨能级是决定核外电子排布和构型的重要因素，原子的外层电子构型是随原子序数的增加呈现周期性变化，而原子的外层电子构型的周期性变化又引起元素性质的周期性变化，元素性质周期性变化的规律称元素周期律，反映元素周期律的元素排布称元素周期表。 考点2 化学键与物质的性质 1.理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 2.了解共价键的主要类型键和键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 3.了解简单配合物的成键情况。 4.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。 5.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。 6.了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp,sp2,sp3)，

人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案

第3课时元素周期律(二) 一、电负性 1．有关概念与意义 (1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (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。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。 (3)电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。 2．递变规律 (1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。 (2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。 3．应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①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金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 (3)判断化合物的类型

如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。 特别提醒 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。 例

高二化学物质结构与性质优质学案3：3.1认识晶体

第3章物质的聚集状态与物质性质 第1节认识晶体 学习目标 1.了解晶体的重要特征。 2.通过等径圆球与非等径圆球的堆积模型认识晶体中微粒排列的周期性规律。 3.了解晶胞的概念，以及晶胞与晶体的关系，会用“切割法”确定晶胞中的粒子数目(或粒子数目比)和晶体的化学式。 自主学习 知识点一晶体的特性 1.晶体的概念 内部微粒(原子、离子或分子)在空间按一定规律做周期性重复排列构成的固体物质。 2．晶体的特性 (1)晶体的自范性：在适宜的条件下，晶体能够自发地呈现封闭的、规则的多面体外形。 (2)晶体的各向异性：晶体在不同方向上表现出不同的物理性质。 (3)晶体的对称性：晶体具有规则的几何外形。 3．晶体的分类 根据晶体内部微粒的种类和微粒间相互作用的不同，可以将晶体分为离子晶体、金属晶体、原子晶体和分子晶体。 思考交流 1．晶体一定是固体，固体一定是晶体吗？ 2．晶体的自范性、各向异性及对称性是由哪些因素引起的？ 知识点二晶体结构的堆积模型 1.等径圆球的密堆积

2.非等径圆球的密堆积 知识点三晶体结构的最小重复单元——晶胞

思考交流 3．由晶胞构成的晶体，其化学式是否表示一个分子中原子的数目？ 探究学习 探究一晶体的特征与分类 【问题导思】 ①晶体有哪些特点？ 【提示】见1。 ②晶体分几类？ 【提示】分子晶体、离子晶体、原子晶体、金属晶体 1．晶体的特征 2．分类 【例1】下列叙述中，不正确的是() A．具有规则几何外形的固体一定是晶体 B．晶体内部粒子按一定的规律周期性重复排列 C．具有各向异性的固体一定是晶体 D．依据构成微粒的作用力不同可将晶体分为金属晶体、离子晶体、分子晶体、原子晶体

(完整版)苏教版化学选修3物质结构与性质专题3知识点

第一单元 金属键 金属晶体 金 属 键 与 金 属 特 性 [基础·初探] 1.金属键 (1)概念：金属离子与自由电子之间强烈的相互作用称为金属键。 (2)特征：无饱和性也无方向性。 (3)金属键的强弱 ①主要影响因素：金属元素的原子半径、单位体积内自由电子的数目等。 ②与金属键强弱有关的性质：金属的硬度、熔点、沸点等(至少列举三种物理性质)。 2.金属特性 特性 解释 导电性 在外电场作用下，自由电子在金属内部发生定向移动，形成电流 导热性 通过自由电子的运动把能量从温度高的区域传 到温度低的区域，从而使整块金属达到同样的 温度 延展性 由于金属键无方向性，在外力作用下，金属原 子之间发生相对滑动时，各层金属原子之间仍 保持金属键的作用 [核心·突破] 1.金属键????? 成键粒子：金属离子和自由电子 成键本质：金属离子和自由电子间 的静电作用 成键特征：没有饱和性和方向性存在于：金属和合金中

2.金属晶体的性质 3.金属键的强弱对金属物理性质的影响 (1)金属键的强弱比较：金属键的强度主要取决于金属元素的原子半径和外围电子数，原子半径越大，外围电子数越少，金属键越弱。 (2)金属键对金属性质的影响 ①金属键越强，金属熔、沸点越高。 ②金属键越强，金属硬度越大。 ③金属键越强，金属越难失电子。如Na的金属键强于K，则Na比K难失电子，金属性Na比K弱。 【温馨提醒】 1.并非所有金属的熔点都较高，如汞在常温下为液体，熔点很低，为－38.9 ℃；碱金属元素的熔点都较低，K-Na合金在常温下为液态。 2.合金的熔点低于其成分金属。 3.金属晶体中有阳离子，无阴离子。 4.主族金属元素原子单位体积内自由电子数多少，可通过价电子数的多少进行比较。

高考化学物质结构与性质学案[2020年最新]

物质结构与性质学案 【例题1】K2Cr2O7是一种常见的强氧化剂，酸性条件下会被还原剂还原成Cr3＋。 (1) Cr3＋能与OH－、CN－形成配合物[Cr(OH)4]－、[Cr(CN)6]3－。 ① Cr3＋的电子排布式可表示为________。 ②不考虑空间构型，[Cr(OH)4]－的结构可用示意图表示为 ________。 ③ CN－与N2互为等电子体，写出CN－的电子式：________。 (2) K2Cr2O7能将乙醇氧化为乙醛，直至乙酸。 ①乙醛中碳原子的杂化方式有________、________。 ②乙酸的沸点是117.9 ℃，甲酸甲酯的沸点是31.5 ℃，乙酸的沸点高于甲酸甲酯的沸 点的主要原因是____。 (3) 一种新型阳极材料LaCrO3的晶胞如图所示，已知距离每个Cr原子最近的原子有6个，则图中________原子代表的是Cr原子。 【自我归纳】 题中设计到哪些考点，解决这些问题是有哪些需要注意的方面。 【答案】(1) ①1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3) ② (2) ①sp2sp3②乙酸分子间存在氢键 (3) C 【变式训练】1、金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。 （1）基态Ni原子的价电子（外围电子）排布式为▲　； （2）金属镍能与CO形成配合物Ni（CO）4，写出与CO互为等电子体的一种分子和一种离 子的化学式▲　、▲　； （3）很多不饱和有机物在Ni催化下可与H2发生加成反应。如①CH2＝CH2、②HC≡CH、③、④HCHO其中碳原子采取sp2杂化的分子有▲　（填物质序号），HCHO分子的立体结构为▲　形；

高中化学选修3 物质结构与性质 全册知识点总结

高中化学选修3知识点总结 主要知识要点： 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 （一）原子结构 1、能层和能级 （1）能层和能级的划分 ①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 ②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，能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层，能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 （2）能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理 （1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 （2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。 （3）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。原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np （4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。 （5）基态和激发态 ①基态：最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 （1）电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。

物质结构与性质模块测试题

《物质结构与性质》模块测试题 一、选择题（本题包括9小题，每小题3分，共27分。每小题只有一个选项符合题意。） 1．核磁共振（NMR ）技术已广泛应用于复杂分子结构的测定和医学诊断等高科技领域。已知只有质子数或中子数为奇数的原子核有NMR 现象。试判断下列哪种原子不能．．产生NMR 现象 A ．13 6C B ．147N C ．168O D ．31 15P 2．有关化学用语正确的是 A ．Cl － 的电子排布式：1s 22s 22p 63s 23p 6 B.乙醇的结构简式：C 2H 6O C ．硫离子的结构示意图： D.四氯化碳的电子式： 3. 膦（PH 3）又称磷化氢，在常温下是一种无色有大蒜臭味的有毒气体，电石气的杂质中常有磷化氢。它的分子构型是三角锥形。以下关于PH 3的叙述正确的是 A.PH 3分子中有未成键的孤对电子 B ．PH 3是非极性分子 C ．PH 3是一种强氧化剂 D ．PH 3分子的P －H 键是非极性键 4.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，故第一电离能必定依次增大 C ．最外层电子排布为n s 2n p 6（若只有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，原子的逐级电离能越来越大 5.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是 A ．ls 22s 22p 63s 23p 3 B ．1s 22s 22p 3 C ．1s 22s 22p 4 D ．1s 22s 22p 63s 23p 4 6.下列分子中，所有原子都满足8电子结构的是 A ．六氟化硫 B ．光气（COCl 2） C ．二氟化氙 D ．三氟化硼 7.下列说法中正确的是 A ．处于最低能量的原子叫做基态原子 B ．3p 2表示3p 能级有两个轨道 C ．同一原子中，1s 、2s 、3s 电子的能量逐渐减小 D ．同一原子中，2p 、3p 、4p 能级的轨道数依次增多 8.下列关于丙烯（CH 3—CH =CH 2）的说法正确的是 2 8 6 +16

高中化学选修3物质结构与性质步步高全套学案课件第一章 原子结构与性质专项训练

原子结构与性质专项训练 一、原子及其核外电子排布 1.下列对不同时期原子结构模型的提出时间排列正确的是() ①电子分层排布模型②“葡萄干布丁”模型③量子力学模型④道尔顿原子学说⑤核式模型 A.①③②⑤④ B.④②③①⑤ C.④②⑤①③ D.④⑤②①③ 答案 C 解析①玻尔1913年提出；②汤姆生1904年提出；③20世纪20年代中期提出；④1803年提出；⑤卢瑟福1911年提出。 2.下列微粒：①质子,②中子,③电子,在所有原子中一定含有的微粒是() A.①②③ B.仅有① C.①和③ D.①和② 答案 C 解析任何原子核中均有质子,为使原子整体不显电性,故核外必须有与质子带相反电荷的电子,所以原子中必定存在质子和电子,可以不存在中子,如11H,它的核内只有1个质子。 3.某元素原子序数为33,则： (1)此元素原子共有________个运动状态不同的电子,有________个未成对电子。 (2)有________个电子层,________个能级,________个原子轨道。 (3)它的电子排布式为____________________________。 答案(1)333(2)4818 (3)1s22s22p63s23p63d104s24p3 解析根据该元素原子的电子排布式判断。其中4p能级上的三个原子轨道中都有电子,且原子中所有电子的运动状态都不相同。 4.有X、Y、Z、Q、T五种元素,X原子的M层p轨道有2个未成对电子,Y原子的外围电子构型为3d64s2,Z原子的L电子层的p能级上有一空轨道,Q原子的L电子层的p能级上只有1对成对电子,T原子的M电子层上p轨道半充满。试写出： (1)X的元素符号__________,Y的元素符号________。 (2)Z元素原子的电子排布式____________,Q元素原子的电子排布图___________________ _______________,T元素原子的电子排布图________________________________________。 (3)Y的单质在Q的单质中燃烧的化学方程式_________________________________________ __________。 答案(1)Si或S Fe(2)1s22s22p2