2018届二轮复习物质结构与性质课件（64张）（全国通用）

2018届二轮复习物质结构与性质课件（64张）（全国通用）

第 16 讲　物质结构与性质 [ 最新考纲 ] 1 ．原子结构与元素的性质 (1) 了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写 1 ～ 36 号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。 (2) 了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 (3) 了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。 (4) 了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。 2 ．化学键与分子结构 (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) 了解共价键的形成、极性、类型 (σ 键和 π 键 ) ，了解配位键的含义。 (3) 能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 (4) 了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型 (sp 、 sp 2 、 sp 3 ) 。 (5) 能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。 3 ．分子间作用力与物质的性质 (1) 了解范德华力的含义及对物质性质的影响。 (2) 了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。 4 ．晶体结构与性质 (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。 1 ． (2017· 课标全国 Ⅰ ， 35) 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 ) 。 [ 命题点：波长判断 ( 考查新角度 )] A ． 404.4 　 B. 553.5 　 C ． 589.2 　 D ． 670.8 　 E ． 766.5 (2) 基态 K 原子中，核外电子占据的最高能层的符号是 ________ ，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 ______________________________ ___________________________________________________ 。 [ 命题点：电子式及熔沸点比较 ] (3)X 射线衍射测定等发现， I 3 AsF 6 中存在 I 离子。 I 离子的几何构型为 ________ ，中心原子的杂化类型为 ________ 。 [ 命题点：空间构型及杂化类型 ] (4)KIO 3 晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立体结构，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 ________ 。 [ 命题点：晶体结构及计算 ] (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。 [ 命题点：晶体结构 ] 2 ． (2017· 课标全国 Ⅱ ， 35) 我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐 (N 5 ) 6 (H 3 O) 3 (NH 4 ) 4 Cl( 用 R 代表 ) 。回答下列问题： (1) 氮原子价层电子对的轨道表达式 ( 电子排布图 ) 为 ________ 。 [ 命题点：电子排布式 ] (2) 元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能 ( E 1 ) 。第二周期部分元素的 E 1 变化趋势如图 (a) 所示，其中除氮元素外，其他元素的 E 1 自左而右依次增大的原因是 ________________________ _________________________________________________ ； 氮元素的 E 1 呈现异常的原因是 _________________________ ___________________________________________________ 。 [ 命题点：亲和能比较 ] (3) 经 X 射线衍射测得化合物 R 的晶体结构，其局部结构如图 (b) 所示。 ① 从结构角度分析， R 中两种阳离子的相同之处为 ________ ，不同之处为 ________ 。 ( 填标号 ) A ．中心原子的杂化轨道类型 B ．中心原子的价层电子对数 C ．立体结构 D ．共价键类型 3 ． (2016· 全国 Ⅰ 卷 ) 锗 (Ge) 是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题： (1) 基态 Ge 原子的核外电子排布式为 [Ar]________ ，有 ________ 个未成对电子。 [ 命题点：电子排布式 ] (2)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 _________________________ 。 [ 命题点：成键特点 ] (3) 比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因 ____________________________________________________ 。 [ 命题点：结构对性质的影响 ]   GeCl 4 GeBr 4 GeI 4 熔点 / ℃ － 49.5 26 146 沸点 / ℃ 83.1 186 约 400 (4) 光催化还原 CO 2 制备 CH 4 反应中，带状纳米 Zn 2 GeO 4 是该反应的良好催化剂。 Zn 、 Ge 、 O 电负性由大至小的顺序是 ________________ 。 [ 命题点：电负性 ] (5)Ge 单晶具有金刚石型结构，其中 Ge 原子的杂化方式为 ________________________ ，微粒之间存在的作用力是 ________________ 。 [ 命题点：杂化与化学键 ] ② 晶胞参数，描述晶胞的大小和形状，已知 Ge 单晶的晶胞参数 a ＝ 565.76 pm ，其密度为 ________g·cm － 3 ( 列出计算式即可 ) 。 [ 命题点：晶体结构及运算 ] 解析 　锗元素在周期表的第四周期、第 Ⅳ A 族，因此核外电子排布式为 [Ar]3d 10 4s 2 4p 2 ， p 轨道上的 2 个电子是未成对电子。 (2) 锗虽然与碳为同族元素，但比碳多了两个电子层，因此锗的原子半径大，原子间形成的 σ 单键较长， p － p 轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成 π 键。 (3) 由锗卤化物的熔沸点由 Cl 到 I 呈增大的趋势且它们的熔沸点较低，可判断它们均为分子晶体，而相同类型的分子晶体，其熔沸点取决于相对分子质量的大小，因为相对分子质量越大，分子间的作用力就越大，熔沸点就越高。 分析评价 题型：选做题　填空题 评析：原子结构在高考中常见的命题角度有原子核外电子的排布规律及其表示方法、原子结构与元素电离能和电负性的关系及其应用；分子结构则围绕某物质判断共价键的类型和数目，分子的极性、中心原子的杂化方式，微粒的立体构型，氢键的形成及对物质的性质影响等；晶体结构在高考中常见的命题角度有晶体的类型、结构与性质的关系，晶体熔沸点高低的比较，配位数、晶胞模型分析及有关计算等。上述考查知识点多以 “ 拼盘 ” 形式呈现，知识覆盖较广，命题角度具有相对独立性。 启示 ：特别关注： ① 第四周期元素原子或离子电子排布式的书写； ② 晶胞微粒的计算方法。 [ 考点精要 ] 一、原子结构与性质 1 ． 基态原子的核外电子排布 (1) 排布规律 能量最低原理 原子核外电子先占有能量最低的原子轨道 泡利不相容原理 每个原子轨道中最多只能容纳 2 个自旋状态不同的电子 洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同 说明 ：能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系能量较低，原子较稳定。 (2) 表示形式 ① 核外电子排布式，如 Cr ： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 ，可简化为 [Ar]3d 5 4s 1 。 ② 价层电子排布式：如 Fe ： 3d 6 4s 2 。 ③ 电子排布图又称轨道表示式：如 O ： (3) 基态原子核外电子排布表示方法中的常见误区 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 n s 、 ( n － 1)d 、 n p 的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把 ( n － 1)d 放在 n s 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。 ③ 注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。如 Fe 的电子排布式： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ；简化电子排布式： [Ar]3d 6 4s 2 ；价电子排布式： 3d 6 4s 2 。 2 ． 第一电离能、电负性 二、分子结构与性质 1 ． 共价键 ① ② 配位键：形成配位键的条件是成键原子一方 (A) 能够提供孤电子对，另一方 (B) 具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为 A ―→ B 。 (2)σ 键和 π 键的判断方法： 共价单键全为 σ 键，双键中有一个 σ 键和一个 π 键，三键中有一个 σ 键和两个 π 键。 2 ． 杂化轨道 (1) 方法：判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型 ① 看中心原子有没有形成双键或三键。如果有 1 个三键，则其中有 2 个 π 键，用去了 2 个 p 轨道，则为 sp 杂化；如果有 1 个双键则其中有 1 个 π 键，则为 sp 2 杂化；如果全部是单键，则为 sp 3 杂化。 ② 由分子的空间构型结合价层电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化， 1 对孤电子对占据 1 个杂化轨道。如 NH 3 为三角锥形，且有一对孤电子对，即 4 条杂化轨道应呈正四面体形，为 sp 3 杂化。 (2) 识记：常见杂化轨道类型与分子构型 3. 三种作用力及对物质性质的影响   范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H 与 N 、 O 、 F 原子 强度比较 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质 的影响 影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质 分子间氢键使熔、沸点升高，溶解度增大 键能越大，稳定性越强 三、晶体结构与性质 1 ． 明确晶体类型的 2 种判断方法 (1) 据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如由分子通过分子间作用力 ( 范德华力、氢键 ) 形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体，由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体，或由金属原子形成的晶体属于金属晶体。 (2) 据各类晶体的特征性质判断。如低熔、沸点的晶体属于分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔化状态下能导电的晶体属于离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的晶体属于原子晶体；能导电、传热、具有延展性的晶体属于金属晶体。 2 ． 突破晶体熔、沸点高低的比较 (1) 不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律 原子晶体＞离子晶体＞分子晶体 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。 (2) 原子晶体 由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 (3) 离子晶体 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点： MgO ＞ NaCl ＞ CsCl 。 (4) 分子晶体 ① 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如 H 2 O ＞ H 2 Te ＞ H 2 Se ＞ H 2 S 。 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。 SnH 4 ＞ GeH 4 ＞ SiH 4 ＞ CH 4 。 ③ 组成和结构不相似的分子晶体 ( 相对分子质量接近 ) ，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如 CO ＞ N 2 ， CH 3 OH ＞ CH 3 CH 3 。 (5) 金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点： Al ＞ Mg ＞ Na 。 3 ． 晶胞中微粒数目的计算方法 —— 均摊法 熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 A ． NaCl( 含 4 个 Na ＋ ， 4 个 Cl － ) B ．干冰 ( 含 4 个 CO 2 ) C ． CaF 2 ( 含 4 个 Ca 2 ＋ ， 8 个 F － ) D ．金刚石 ( 含 8 个 C) E ．体心立方 ( 含 2 个原子 ) F ．面心立方 ( 含 4 个原子 ) 4 ． 晶胞求算 靖宸 (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 晶胞中含有 x mol 微粒，其质量为 xM g( M 为微粒的相对原子质量 ) ；又 1 个晶胞的质量为 ρa 3 g( a 3 为晶胞的体积， a 为晶胞边长或微粒间距离 ) ，则 1 mol 晶胞的质量为 ρa 3 N A g ，因此有 xM ＝ ρa 3 N A 。 [ 考法指导 ] 【典例演示 1 】 (2016· 全国 Ⅱ 卷 ) 东晋《华阳国志 · 南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜 ( 铜镍合金 ) 闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题： (1) 镍元素基态原子的电子排布式为 ________ ， 3d 能级上的未成对电子数为 ________ 。 以指定元素或物质为背景的多角度立体考查 ( 难度系数 ☆☆☆ ) (2) 硫酸镍溶于氨水形成 [Ni(NH 3 ) 6 ]SO 4 蓝色溶液。 ① [Ni(NH 3 ) 6 ]SO 4 中阴离子的立体构型是 ________ 。 ② 在 [Ni(NH 3 ) 6 ] 2 ＋ 中 Ni 2 ＋ 与 NH 3 之间形成的化学键称为 ________ ，提供孤电子对的成键原子是 ________ 。 ③ 氨的沸点 ________( 填 “ 高于 ” 或 “ 低于 ” ) 膦 (PH 3 ) ，原因是 ________ ；氨是 ________ 分子 ( 填 “ 极性 ” 或 “ 非极性 ” ) ，中心原子的轨道杂化类型为 ________ 。 (3) 单质铜及镍都是由 ________ 键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为： I Cu ＝ 1 958 kJ·mol –1 、 I Ni ＝ 1 753 kJ·mol － 1 ， I Cu > I Ni 的原因是 ________________ 。 (4) 某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。 ① 晶胞中铜原子与镍原子的数量比为 ________ 。 ② 若合金的密度为 d g·cm –3 ，晶胞参数 a ＝ ________nm 。 ③ 由于 NH 3 分子间可形成氢键，故 NH 3 的沸点高于 PH 3 。 NH 3 分子中， N 原子形成 3 个 σ 键，且有 1 个孤电子对， N 原子的轨道杂化类型为 sp 3 ，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称， NH 3 属于极性分子。 (3)Cu 、 Ni 均属于金属晶体，它们均通过金属键形成晶体。因 Cu 元素基态原子的价层电子排布式为 3d 10 4s 1 ， 3d 能级全充满，较稳定，失去第 2 个电子较难，因此第二电离能 I Cu ＞ I Ni 。 【考法训练 1 】 (2017· 课标全国 Ⅲ ， 35) 研究发现，在 CO 2 低压合成甲醇反应 (CO 2 ＋ 3H 2 ===CH 3 OH ＋ H 2 O) 中， Co 氧化物负载的 Mn 氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题： (1)Co 基态原子核外电子排布式为 _________________ 。 元素 Mn 与 O 中，第一电离能较大的是 ________ ，基态原子核外未成对电子数较多的是 ________ 。 (2)CO 2 和 CH 3 OH 分子中 C 原子的杂化形式分别为 ________ 和 ________ 。 (3) 在 CO 2 低压合成甲醇反应所涉及的 4 种物质中，沸点从高到低的顺序为 __________________________________________ ， 原因是 ____________________________________________ 。 (4) 硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料， Mn(NO 3 ) 2 中的化学键除了 σ 键外，还存在 ________ 。 (5)MgO 具有 NaCl 型结构 ( 如图 ) ，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式， X 射线衍射实验测得 MgO 的晶胞参数为 a ＝ 0.420 nm ，则 r (O 2 － ) 为 ________nm 。 MnO 也属于 NaCl 型结构，晶胞参数为 a ′ ＝ 0.448 nm ，则 r (Mn 2 ＋ ) 为 ________nm 。 解析　 (1)Co 为 27 号元素， Co 的基态原子核外电子排布式为： 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 或 [Ar]3d 7 4s 2 ；金属性越强，第一电离能越小，而金属性： Mn ＞ O ，故第一电离能较大的为 O 。 Mn 原子的价电子排布式为 3d 5 4s 2 ，根据洪特规则，有 5 个未成对电子，而 O 原子的价电子排布式为 2s 2 2p 4 ，仅有 2 个未成对电子，故基态原子核外未成对电子数较多的是 Mn ； (2) 根据价层电子对互斥理论， CO 2 中 C 原子价层电子对数为 2 ，为 sp 杂化，而 CH 3 OH 中 C 原子的价层电子对数为 4 ，为 sp 3 杂化； (3) 影响分子晶体沸点的因素有范德华力和氢键， H 2 O 与 CH 3 OH 均为极性分子， H 2 O 中氢键比甲醇多，故 H 2 O 的沸点高， CO 2 与 H 2 均为非极性分子， CO 2 相对分子质量较大，范德华力大，沸点更高。 答案　 (1)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 或 [Ar]3d 7 4s 2 　 O 　 Mn (2)sp 　 sp 3 (3)H 2 O>CH 3 OH>CO 2 >H 2 　水含氢键比甲醇中多； CO 2 与 H 2 均为非极性分子， CO 2 相对分子质量较大，范德华力大 (4) 离子键、 π 键 (5)0.148 　 0.076 【典例演示 2 】 (2016· 四川高考， 8) M 、 R 、 X 、 Y 为原子序数依次增大的短周期主族元素， Z 是一种过渡元素。 M 基态原子 L 层中 p 轨道电子数是 s 轨道电子数的 2 倍， R 是同周期元素中最活泼的金属元素， X 和 M 形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物， Z 的基态原子 4s 和 3d 轨道半充满。请回答下列问题： (1)R 基态原子的电子排布式是 ________ ， X 和 Y 中电负性较大的是 ________( 填元素符号 ) 。 以推断元素为背景的 “ 拼盘式 ” 考查 ( 难度系数 ☆☆☆ ) (2)X 的氢化物的沸点低于与其组成相似的 M 的氢化物，其原因是 ___________________________ 。 (3)X 与 M 形成的 XM 3 分子的空间构型是 ________ 。 (4)M 和 R 所形成的一种离子化合物 R 2 M 晶体的晶胞如图所示，则图中黑球代表的离子是 ________( 填离子符号 ) 。 (5) 在稀硫酸中， Z 的最高价含氧酸的钾盐 ( 橙色 ) 氧化 M 的一种氢化物， Z 被还原为＋ 3 价，该反应的化学方程式是 ________________________________________________________________________________________________________ 。 解析 　 M 基态原子的核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 4 ，为氧元素， R 为钠元素， X 的原子序数大于 R ，为硫元素，则 Y 为氯元素， Z 基态原子的核外电子排布式为 [Ar]3d 5 4s 1 ，为 24 号元素铬。 (1)11 号元素钠的基态原子的电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 。同一周期元素，随原子序数递增，电负性增大， Cl 的电负性强于 S 。 (2)H 2 S 分子间不存在氢键， H 2 O 分子间存在氢键，所以 H 2 O 的沸点高于 H 2 S 。 (3)SO 3 的价层电子对数为 3 ，无孤对电子，为平面正三角形。 答案 　 (1) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 或 [Ne]3s 1 　 Cl (2)H 2 S 分子间不存在氢键， H 2 O 分子间存在氢键 (3) 平面三角形 (4)Na ＋ (5)K 2 Cr 2 O 7 ＋ 3H 2 O 2 ＋ 4H 2 SO 4 ===Cr 2 (SO 4 ) 3 ＋ 3O 2 ↑ ＋ K 2 SO 4 ＋ 7H 2 O 【考法指导】 这是一种较为典型的命题形式。基于原子结构和元素周期表 ( 或元素周期律 ) 等背景进行元素推断，从而呈现出几种元素，这些元素往往含有主族元素和过渡元素。命题时，并不完全围绕各元素独立进行，同时也依托这些元素之间组成的物质展开，从而实现对原子结构、分子结构和晶体结构与性质的综合考查。 【考法训练 2 】 现有 A 、 X 、 Y 、 Z 、 W 五种元素，它们的原子序数依次增大。 A 元素原子的核外电子总数与其周期数相同； X 基态原子的 L 层中有 3 个未成对电子； Y 基态原子的 2p 轨道上有一个电子的自旋方向与 2p 轨道上其他电子的自旋方向相反； Z 基态原子的 3p 轨道上得到两个电子后不能再容纳外来电子； W 基态原子的最外层电子数为 1 ，其余各电子层均充满电子。请回答下列问题： (1) 这五种元素中，电负性最大的元素基态原子的电子排布式是 ________ ， W 位于周期表的 ________( 填 “s” 、 “p” 、 “d” 或 “ds”) 区。 (2) 已知 X 2 Y 分子中 Y 原子只与一个 X 原子相连，请根据等电子原理，写出 X 2 Y 的电子式： _______________________________ ， 其中心原子的杂化轨道类型是 ________ ， 1 mol X 2 Y 含有的 π 键数目为 ________ 。 (3)W 可以形成配合物。 A 、 X 、 Y 、 Z 、 W 五种元素形成的一种 1 ∶ 1 型离子化合物中，阴离子呈正四面体结构，该阴离子的化学式为 ________ ；其阳离子呈轴向 狭长的八面体结构 ( 如图所示 ) ，该阳离子的化学式为 ________ ；该化合物加热时首先失去的组分是 ________ ，判断理由是 ___________________ __________________________________________ 。 (4)W 、 X 形成的某种化合物的晶胞结构如图所示的立方晶胞 ( 其中 X 显－ 3 价 ) ，则其化学式为 ______________________________________________________ 。 设阿伏加德罗常数的值为 N A ，距离最近的两个 W 的核间距为 a cm ，则该晶体的密度为 ________ g·cm － 3 。 ( 用含有 a 和 N A 的代数式表示 ) 解析 　 A 、 X 、 Y 、 Z 、 W 五种元素的原子序数依次增大。 A 元素原子的核外电子总数与其周期数相同，故 A 为 H ； X 基态原子的 L 层中有 3 个未成对电子，故 X 为 N ； Y 基态原子的 2p 轨道上有一个电子的自旋方向与 2p 轨道上其他电子的自旋方向相反，故 Y 为 O ； Z 基态原子的 3p 轨道上得到两个电子后不能再容纳外来电子，故 Z 为 S ； W 基态原子的最外层电子数为 1 ，其余各电子层均充满电子，故 W 为 Cu 。 (1) 电负性最大的元素为 O ，其基态原子的电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 4 。 Cu 为 29 号元素，在元素周期表中属于 ds 区。