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主观题突破(二)　物质结构与性质规范简答
1.钾和铜都是第四周期元素,且原子的最外层电子数相同,铜的熔沸点远大于钾的原因是____________________________________________________。
2.Ti的四卤化物熔点如下表所示,TiF4熔点高于其他三种卤化物,自TiCl4至TiI4熔点依次升高,原因是____________________________________________________。
化合物 TiF4 TiCl4 TiBr4 TiI4
熔点/℃ 377 -24.12 38.3 155
3.人体代谢甲硒醇(CH3SeH)后可增加抗癌活性,下表中有机物沸点不同的原因是____________________________________________________。
有机物 甲醇 甲硫醇(CH3SH) 甲硒醇
沸点/℃ 64.7 5.95 25.05
4.氮的常见氢化物有NH3和N2H4,纯净的N2H4为无色油状液体,除相对分子质量的影响外,其熔、沸点明显高于氨气的原因为____________________________________________________。
5.请把H2NCH2CH2SO3H、CH3CH2CH2NH2、CH3CH2CH2CH3三种物质熔点由高到低排序,并说明原因:________________________________________________________________________________________________________。
6.(1)两种无机物的相关信息如表:
化学式 P4S3 C3N4
用途 制造火柴及火柴盒摩擦面 可用作切磨机、钻头、轴承
熔点 174 ℃ 1 900 ℃
请从结构和微观作用力的角度解释两种物质的熔点差异:____________________________________________________。
(2)将温度传感器探头伸入装有甘油(丙三醇)的试管中,片刻后再取出置于潮湿空气中,探头的温度变化如图。请解释温度升高的原因:____________________________________________________。
7.GaN是第三代半导体材料的研究热点,在干燥的NH3气流中焙烧磨细的GaAs可制得GaN。GaN、GaP、GaAs晶体类型与SiC相似,熔点如下表所示,其熔点差异的原因是______________________________________________。
物质 GaN GaP GaAs
熔点/℃ 1 700 1 480 1 238
8.(CH3COO)2Zn和ZnC2O4中阴离子对应的酸中沸点较高的是______________________(写结构简式),原因是____________________________________________________。
9.常压下,苯和甲苯的熔、沸点如下表:
苯的 模型 熔点: 5.5 ℃ 甲苯 模型 熔点: -94.9 ℃
沸点: 80.1 ℃ 沸点: 100.4 ℃
晶体中分子间的作用力不仅取决于分子的大小,还取决于晶体中碳链的空间排列情况。
(1)苯的沸点比甲苯的沸点更低,主要原因是____________________________________________________。
(2)苯晶体的熔点比甲苯的熔点更高,主要原因是__________________________。
10.氨的沸点_____________(填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是____________________________________________________。
11.已知固态NH3、H2O、HF中的氢键的键能和结构示意图如表所示:
物质及 其氢键 HF(s): F—H…F H2O(s): O—H…O NH3(s): N—H…N
键能/ (kJ·mol-1) 28.1 18.8 5.4
H2O、HF、NH3沸点依次降低的原因是____________________________________________________。
12.[PtCl4(NH3)2]中H—N—H之间的夹角__________(填“>”“<”或“=”)NH3分子中H—N—H之间的夹角,原因是____________________________________________________。
13.乙酸分子()中键角1_____________(填“大于”“等于”或“小于”)键角2,原因是____________________________________________________。
14.键角NH3_____________PH3,原因是____________________________________________________。
15.H2Te和CO2均为三原子分子,但它们的键角差别较大,试用杂化轨道理论解释,理由是____________________________________________________。
16.图甲、乙、丙分别表示C、N、O和F的逐级电离能变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_____________(填标号),判断的根据是____________________;第三电离能的变化图是_____________(填标号)。
17.已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol-1)如下表:
N—N N≡N P—P P≡P
193 946 197 489
从能量角度看,氮以N2、而白磷以P4(结构式可表示为)形式存在的原因是____________________________________________________。
18.酞菁的铜、锌配合物在光电传感器方面有着重要的应用价值。酞菁分子结构如图,分子中所有原子共平面,所有N原子的杂化轨道类型相同,均采取_____________杂化。邻苯二甲酸酐()和邻苯二甲酰亚胺()都是合成酞菁的原料,后者熔点高于前者,主要原因是_____________________________________________。
19.铝和氮可形成一种具有四面体结构单元的高温结构陶瓷,其晶胞如图所示:
(1)晶胞中Al的配位数是_____________,若该晶胞的边长为a pm,则该晶体的密度为_____________ g·cm-3。(用NA表示阿伏加德罗常数的值)
(2)晶胞中的原子可用x、y、z组成的三数组来表达它在晶胞中的位置,该数组称为该原子的原子坐标,如晶胞中N原子①的原子坐标为(,,),试写出晶胞中Al原子的原子坐标:______________________。
20.常见的铜的硫化物有CuS和Cu2S两种。已知:晶胞中S2-的位置如图甲所示,铜离子位于硫离子所构成的四面体中心,它们晶胞具有相同的侧视图如图乙所示。已知CuS和Cu2S的晶胞参数分别为a pm和b pm,阿伏加德罗常数的值为NA。
(1)CuS晶体中,相邻的两个铜离子间的距离为_____________ pm。
(2)Cu2S晶体中,S2-的配位数为_____________。
(3)Cu2S晶体的密度为ρ=______________________ g·cm-3(列出计算式即可)。
主观题突破(二)　物质结构与性质规范简答
1.答案　钾和铜的最外层电子数相同,但铜的核电荷数大,铜原子半径小,铜的金属键强于钾
2.答案　TiF4为离子晶体,熔点最高,TiCl4、TiBr4、TiI4为分子晶体,相对分子质量依次增大,范德华力依次增强,熔点依次升高
3.答案　三种物质都是分子晶体,结构相似,相对分子质量越大,沸点越高,甲醇分子间存在氢键所以沸点最高
4.答案　N2H4分子间的氢键比NH3分子间的氢键强或氢键数目多
5.答案　熔点:H2NCH2CH2SO3H>CH3CH2CH2NH2>CH3CH2CH2CH3。H2NCH2CH2SO3H形成内盐,类似于离子晶体,熔点升高;CH3CH2CH2NH2存在分子间氢键,CH3CH2CH2CH3只有分子间作用力,氢键强于分子间作用力
6.答案　(1)P4S3为分子晶体,熔化破坏分子间作用力,C3N4为共价晶体,熔化破坏共价键,分子间作用力弱于共价键,故P4S3熔点远低于C3N4
(2)甘油含有多个羟基,可以通过形成氢键的形式吸收空气中的水蒸气,形成氢键的过程中会放出热量
7.答案　均为共价晶体且原子半径:N8.答案　HOOC—COOH　草酸的相对分子质量高于醋酸,同时草酸存在两个羧基结构,与其他分子形成分子间氢键多于醋酸
9.答案　(1)苯的相对分子质量更小,苯(液态)的分子间作用力更小　(2)苯的分子对称性好,苯晶体内分子堆积更紧密(或分子间的平均距离更小)
10.答案　高于　氨气分子之间形成氢键
11.答案　虽然单个氢键的键能大小顺序是HF>H2O>NH3,但从各固态物质中的氢键结构可以推知,液态H2O、HF、NH3中氢键数量各不相同,状态变化时要克服氢键的总键能大小顺序是H2O>HF>NH3,所以H2O、HF、NH3的沸点依次降低
12.答案　>　[PtCl4(NH3)2]形成过程中,NH3中N原子的孤电子对与Pt形成配位键,N→Pt配位键相比于孤电子对,对其他成键电子对的排斥作用减小,造成H—N—H的键角增大
13.答案　大于　CO对C—C的斥力大于C—O对C—C的斥力
14.答案　>　中心原子的电负性N强于P,中心原子的电负性越大,成键电子对离中心原子越近,成键电子对之间的距离越小,成键电子对之间的斥力增大,键角变大
15.答案　H2Te中Te为sp3杂化,由于两对孤电子对的排斥作用使其键角小于109°28',CO2中C为sp杂化,键角为180°
16.答案　甲　同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高　乙
17.答案　3倍的N—N键的键能小于N≡N键的键能,而3倍的P—P键的键能大于P≡P键的键能
18.答案　sp2　两者均为分子晶体,后者能形成分子间氢键,使分子间作用力增大,熔点更高
19.答案　(1)4　
(2)(0,0,0),,,
解析　(1)与Al原子距离最近的N原子有4个,Al的配位数为4;该晶体的晶胞中含4个N原子,Al原子:8×+6×=4,其晶胞体积V=(a×10-10)3 cm3,ρ== g·cm-3。(2)该晶胞中位于顶点的Al原子原子坐标相同、位于对面面心的Al原子原子坐标相同,所以晶胞中的Al原子有四个不同的原子坐标,分别为(0,0,0),,,。
20.答案　(1)a　(2)8　(3)
解析　(1)由题意可知,铜位于互不相邻的四面体中心,因此相邻的两个铜离子间的距离为a。(2)根据铜离子的配位数是4,化学式为Cu2S,得出S2-的配位数为8。(3)由图甲与图乙分析,Cu2S晶胞结构中,铜离子位于硫离子所构成的四面体中心,即在体心,共8个Cu+,而S2-位于顶点与面心,共4个,则Cu2S的密度为ρ= g·cm-3= g·cm-3。(共28张PPT)
主观题突破(二)　物质结构与性质规范简答
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1.钾和铜都是第四周期元素，且原子的最外层电子数相同，铜的熔沸点远大于钾的原因是_________________________________________
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钾和铜的最外层电子数相同，但铜的核电荷数大，铜原子半径小，铜的金属键强于钾
2.Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是______________________________
______________________________________________________________________________________。
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化合物 TiF4 TiCl4 TiBr4 TiI4
熔点/℃ 377 -24.12 38.3 155
TiF4为离子晶体，熔点最高，TiCl4、TiBr4、TiI4为分子晶体，相对分子质量依次增大，范德华力依次增强，熔点依次升高
3.人体代谢甲硒醇(CH3SeH)后可增加抗癌活性，下表中有机物沸点不同的原因是_________________________________________________
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有机物 甲醇 甲硫醇(CH3SH) 甲硒醇
沸点/℃ 64.7 5.95 25.05
三种物质都是分子晶体，结构相似，相对分子质量越大，沸点越高，甲醇分子间存在氢键所以沸点最高
4.氮的常见氢化物有NH3和N2H4，纯净的N2H4为无色油状液体，除相对分子质量的影响外，其熔、沸点明显高于氨气的原因为____________________________________________________。
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N2H4分子间的氢键比NH3分子间的氢键强或氢键数目多
5.请把H2NCH2CH2SO3H、CH3CH2CH2NH2、CH3CH2CH2CH3三种物质熔点由高到低排序，并说明原因：___________________________
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
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熔点：H2NCH2CH2SO3H>
CH3CH2CH2NH2>CH3CH2CH2CH3。H2NCH2CH2SO3H形成内盐，类似于离子晶体，熔点升高；CH3CH2CH2NH2存在分子间氢键，CH3CH2CH2CH3只有分子间作用力，氢键强于分子间作用力
6.(1)两种无机物的相关信息如表：
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化学式 P4S3 C3N4
用途 制造火柴及火柴盒摩擦面 可用作切磨机、钻头、轴承
熔点 174 ℃ 1 900 ℃
请从结构和微观作用力的角度解释两种物质的熔点差异：___________________________________________________________
__________________________________________________________。
P4S3为分子晶体，熔化破坏分子间作用力，C3N4为共价晶体，熔化破坏共价键，分子间作用力弱于共价键，故P4S3熔点远低于C3N4
(2)将温度传感器探头伸入装有甘油(丙三醇)的试管中，片刻后再取出置于潮湿空气中，探头的温度变化如图。请解释温度升高的原因：_______________________________________________________________________________________________。
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甘油含有多个羟基，可以通过形成氢键的形式吸收空气中的水蒸气，形成氢键的过程中会放出热量
7.GaN是第三代半导体材料的研究热点，在干燥的NH3气流中焙烧磨细的GaAs可制得GaN。GaN、GaP、GaAs晶体类型与SiC相似，熔点如下表所示，其熔点差异的原因是_____________________________
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物质 GaN GaP GaAs
熔点/℃ 1 700 1 480 1 238
均为共价晶体且原子半径：N8.(CH3COO)2Zn和ZnC2O4中阴离子对应的酸中沸点较高的是__________________(写结构简式)，原因是_____________________
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HOOC—COOH
草酸的相对分子质量高于醋酸，同时草酸存在两个羧基结构，与其他分子形成分子间氢键多于醋酸
9.常压下，苯和甲苯的熔、沸点如下表：
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苯的 模型 熔点： 5.5 ℃ 甲苯 模型 熔点：
-94.9 ℃
沸点： 80.1 ℃ 沸点：
100.4 ℃
晶体中分子间的作用力不仅取决于分子的大小，还取决于晶体中碳链的空间排列情况。
(1)苯的沸点比甲苯的沸点更低，主要原因是_____________________
__________________________________。
(2)苯晶体的熔点比甲苯的熔点更高，主要原因是_________________
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苯的相对分子质量更小，苯(液态)的分子间作用力更小
苯的分子对称性好，苯晶体内分子堆积更紧密(或分子间的平均距离更小)
10.氨的沸点_____________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是________________________。
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高于
氨气分子之间形成氢键
11.已知固态NH3、H2O、HF中的氢键的键能和结构示意图如表所示：
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物质及其氢键 HF(s)：F—H…F H2O(s)：O—H…O NH3(s)：N—H…N
键能/(kJ·mol-1) 28.1 18.8 5.4
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H2O、HF、NH3沸点依次降低的原因是__________________________
_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
虽然单个氢键的键能大小顺序是HF>H2O>NH3，但从各固态物质中的氢键结构可以推知，液态H2O、HF、NH3中氢键数量各不相同，状态变化时要克服氢键的总键能大小顺序是H2O>HF>NH3，所以H2O、HF、NH3的沸点依次降低
12.[PtCl4(NH3)2]中H—N—H之间的夹角_______(填“>”“<”或“=”)NH3分子中H—N—H之间的夹角，原因是___________________________
______________________________________________________________________________________________________________________________。
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[PtCl4(NH3)2]形成过程中，NH3中N原子的孤电子对与Pt形成配位键，N→Pt配位键相比于孤电子对，对其他成键电子对的排斥作用减小，造成H—N—H的键角增大
13.乙酸分子( )中键角1_________(填“大于”“等于”或“小于”)
键角2，原因是___________________________________________。
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大于
C==O对C—C的斥力大于C—O对C—C的斥力
14.键角NH3_______PH3，原因是_______________________________
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中心原子的电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大
15.H2Te和CO2均为三原子分子，但它们的键角差别较大，试用杂化轨道理论解释，理由是_______________________________________
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H2Te中Te为sp3杂化，由于两对孤电子对的排斥作用使其键角小于109°28'，CO2中C为sp杂化，键角为180°
16.图甲、乙、丙分别表示C、N、O和F的逐级电离能变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_______(填标号)，判断的根据是_______________________________________________________
_________________________________________________________________；第三电离能的变化图是______(填标号)。
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甲
同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高
乙
17.已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol-1)如下表：
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N—N N≡N P—P P≡P
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从能量角度看，氮以N2、而白磷以P4(结构式可表示为 )形
式存在的原因是____________________________________________
_________________________________。
3倍的N—N键的键能小于N≡N键的键能，而3倍的P—P键的键能大于P≡P键的键能
18.酞菁的铜、锌配合物在光电传感器方面有着重要
的应用价值。酞菁分子结构如图，分子中所有原子
共平面，所有N原子的杂化轨道类型相同，均采取
_______杂化。邻苯二甲酸酐( )和邻苯二甲
酰亚胺( )都是合成酞菁的原料，后者熔点
高于前者，主要原因是_______________________________________
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两者均为分子晶体，后者能形成分子间氢键，使分子间作用力增大，熔点更高
19.铝和氮可形成一种具有四面体结构单元的高温结构陶瓷，其晶胞如图所示：
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(1)晶胞中Al的配位数是_____，若该晶胞的边长为a pm，则该晶体的
密度为_____________ g·cm-3。(用NA表示阿伏加德罗常数的值)
(2)晶胞中的原子可用x、y、z组成的三数组来表达它在晶胞中的位置,该数组称为该原子的原子坐标，如晶胞中N原子①的原子坐标为()，试写出晶胞中Al原子的原子坐标：______________________
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10-10)3 cm3，ρ== g·cm-3。(2)该晶胞中位于顶点的Al原子原子坐标相同、位于对面面心的Al原子原子坐标相同,所以晶胞中的Al原子有四个不同的原子坐标，分别为(0，0，0)，，，。
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20.常见的铜的硫化物有CuS和Cu2S两种。已知：晶胞中S2-的位置如图甲所示，铜离子位于硫离子所构成的四面体中心，它们晶胞具有相同的侧视图如图乙所示。已知CuS和Cu2S的晶胞参数分别为a pm和b pm，阿伏加德罗常数的值为NA。
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(2)Cu2S晶体中，S2-的配位数为_______。
(3)Cu2S晶体的密度为ρ=______________ g·cm-3(列出计算式即可)。
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(1)由题意可知，铜位于互不相邻的四面体中心，因此相邻的两个铜离子间的距离为a。(2)根据铜离子的配位数是4，化学式为Cu2S，得出S2-的配位数为8。(3)由图甲与图乙分析，Cu2S晶胞结构中，铜离子位于硫离子所构成的四面体中心，即在体心，共8个Cu+，而S2-位于顶点与面心，共4个，则Cu2S的密度为ρ=
g·cm-3= g·cm-3。
解析
1
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
2
3
4
17
18
19
20主观题突破(二)　物质结构与性质规范简答
命题点1　原子(或离子)的核外电子排布
1.排布规律
能量最 低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道
泡利 原理 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子
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,而且自旋平行
2.四种表示方法
表示方法 举例
电子排布式 Cr:1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式 Cu:[Ar]3d104s1
价层电子排布式 Fe:3d64s2
电子排布图 (或轨道表示式)
3.常见错误防范
(1)电子排布式。
①3d、4s书写顺序混乱。
如:
②违背洪特规则特例。
如:
(2)电子排布图。
① (违背能量最低原理)
② (违背泡利原理)
③ (违背洪特规则)
④ (违背洪特规则)
【应用1】　(1)锑原子基态的价层电子排布式为_____________。
(2)O2-的核外电子排布式为_____________。
(3)基态Cu2+的价层电子排布式为_____________。
(4)基态S原子价层电子排布式为_____________。
(5)基态Fe原子的价层电子排布式为__________________________。
命题点2　元素电离能、电负性的规范解答
1.元素第一电离能的递变性
同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
第一 电离能 增大趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性) 依次减小
(1)特例。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时,原子的能量较低,处于稳定状态,该元素具有较大的第一电离能,如:第一电离能Be>B;Mg>Al;N>O;P>S。
(2)应用。
①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。
②判断元素的化合价。
如果某元素的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.元素电负性的递变性
(1)规律。
同周期元素,从左到右,电负性依次增大;同主族元素自上而下,电负性依次减小。
(2)应用。
【应用2】(1)Cr的价层电子排布式为3d54s1而不是3d44s2的理由是__________________________。
(2)P的第一电离能比S的第一电离能大的理由是__________________________。
(3)若I4表示元素的第四电离能,则I4(Co)________(填“>”或“<”)I4(Fe)。理由是__________________________。
命题点3　分子结构与性质
1.分子结构中的两个理论
(1)杂化轨道理论。
①基本观点:杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理;杂化轨道形成的共价键更加牢固。
②杂化轨道类型与分子的空间结构的关系。
杂化轨 道类型 杂化轨 道数目 分子的 空间结构 实例
sp 2 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2
sp2 3 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O
sp3 4 等性杂化: 正四面体 CH4、CCl4、N
不等性杂化: 具体情况不同 NH3(三角锥形)、 H2S、H2O(V形)
(2)价层电子对互斥模型。
①基本观点:分子中的价层电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用,尽可能趋向彼此远离。
②价层电子对数的计算。
价层电子对数=σ键电子对数+中心原子的孤电子对数=n=(中心原子的价电子数+m×配位原子提供的价电子数±离子电荷数)[当电荷数为正值时,公式中取“-”,当电荷数为负值时,公式中取“+”]。规定:作配位原子时,H和卤素原子X提供的价电子数为1,ⅥA原子(O和S)提供的价电子数为0。
③价层电子对互斥模型在判断分子空间结构中的应用。
价层电 子对数 VSEPR 模型名称 成键电 子对数 孤电子 对数 分子的空 间结构 实例
2 直线形 2 0 直线形 CO2、C2H2
3 平面 三角形 3 0 平面 三角形 BF3、SO3
2 1 V形 SnCl2、PbCl2
4 正四面体 4 0 正四 面体 CH4、S、 CCl4、N
3 1 三角锥形 NH3、PH3
2 2 V形 H2O、H2S
2.共价键与分子间作用力
(1)共价键分类。
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AB。
(2)σ键和π键的判断方法。
共价单键全为σ键,共价双键中有一个σ键和一个π键,共价三键中有一个σ键和两个π键。
(3)三种微粒间的作用。
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
3.配合物
配合物 的组成 [中心离子(配体)n][外界] (内界)　　　
典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 Fe(SCN)3 [Ag(NH3)2]OH
中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+
中心离子 结构特点 一般是金属离子,特别是过渡金属离子,必须有空轨道
配体 NH3 SCN- NH3
配体结 构特点 分子或离子必须含有孤电子对(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等)
配位数(n) 4 3 2
外界 S 无 OH-
颜色 深蓝色 红色 无色
配离子所 含化学键 配体通过配位键与中心离子结合,配体中可能含有共价键
配合物所 含化学键 配位键、离子键;配体或外界中可能还含有共价键
配合物的 常见性质 属于离子化合物,多数能溶解、能电离,多数有颜色
金属羰基 配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物,如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中,金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂
二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯环之间。在固体状态下,两个茂环相互错开成全错位构型,温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定,类似于芳香族化合物
【应用3】(1)AsH3分子中H—As—H键角_______(填“>”“<”或“=”)109°28',理由是____________________________________________________。
(2)C与O易形成π键而Si与O难形成π键的理由是__________________________。
(3)硅烷种类没有烷烃多,从键能角度解释,其主要原因是__________________________。
(4)二氟甲烷(CH2F2)难溶于水,而三氟甲烷(CHF3)可溶于水,其可能的原因是____________________________________________________。
(5)HF能与BF3化合得到HBF4,从化学键形成角度分析HF与BF3能化合的原因是____________________________________________________。
命题点4　晶体结构与性质
1.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CO2)
C.CaF2(含4个Ca2+,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)
2.不同类型晶体熔、沸点高低的比较
一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:共价晶体>离子晶体>分子晶体,如金刚石>NaCl>Cl2;金属晶体>分子晶体,如Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等)。
【应用4】研究发现,只含Ni、Mg和C三种元素的晶体竟然也具有超导性,该晶体的晶胞结构如图所示:
(1)与C原子紧邻的Ni原子有_____________个。
(2)已知该晶胞中a原子的坐标参数为(1,0,0),b原子的坐标参数为,则c原子的坐标参数为_____________。
(3)已知该晶体的密度为d g·cm-3,阿伏加德罗常数的值为NA,则晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为__________________________ pm(用含d、NA的代数式表示)。
1.(2025·河北卷)基态铬原子的价层电子排布式:_______。
2.(2025·安徽卷)锶位于元素周期表第五周期第ⅡA族。基态锶原子价电子排布式为_____________。
3.(2025·河南卷)(1)Ca位于元素周期表中___________区;基态Ni2+的价电子排布式为_____________。
(2)水分子的VSEPR模型与其空间结构模型不同,原因是____________________________________________________。
4.(2025·广东卷)基态Ti原子的价层电子排布式为_____________。
5.(2024·北京卷)Sn位于元素周期表的第五周期第ⅣA族。将Sn的基态原子最外层轨道表示式补充完整: 。
6.(2024·湖北卷)基态Be2+的轨道表示式为_____________。
7.(2024·湖南卷)Cu属于_____________区元素,其基态原子的价电子排布式为_____________。
8.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到SnCl4。
(1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是__________________________。
(2)SnCl4的Sn—Cl是由锡的_____________轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
9.(2025·山东卷)Fe单质及其化合物应用广泛。回答下列问题:
(1)在元素周期表中,Fe位于第_____________周期第_____________族。基态Fe原子与基态Fe3+未成对电子数之比为_____________。
(2)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁,既可作铁肥,又可作缓释氮肥。
①元素C、N、O中,第一电离能最大的是_____________,电负性最大的是_____________。
②尿素分子中,C原子采取的轨道杂化方式为_____________。
③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6,碳氮键的键长均相等,则与Fe3+配位的原子是_____________(填元素符号)。
(3)α-Fe可用作合成氨催化剂,其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为a pm)。
①α-Fe晶胞中Fe原子的半径为_____________pm。
②研究发现,α-Fe晶胞中阴影所示m、n两个截面的催化活性不同,截面单位面积含有Fe原子个数越多,催化活性越低。m、n截面中,催化活性较低的是_____________,该截面单位面积含有的Fe原子为_____________个·pm-2。
10.(2024·全国甲卷)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,其化合物有着广泛的应用。回答下列问题:
(1)该族元素基态原子核外未成对电子数为_____________,在与其他元素形成化合物时,呈现的最高化合价为_____________价。
(2)CaC2俗称电石,该化合物中不存在的化学键类型为_____________(填字母)。
a.离子键 b.极性共价键
c.非极性共价键 d.配位键
(3)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷,其中电负性最大的元素是_____________,硅原子的杂化轨道类型为_____________。
(4)早在青铜器时代,人类就认识了锡。锡的卤化物熔点数据如表,结合变化规律说明原因:_______________________________________。
物质 SnF4 SnCl4 SnBr4 SnI4
熔点/℃ 442 -34 29 143
主观题突破(二)
核心整合
应用1　答案　(1)5s25p3　(2)1s22s22p6　(3)3d9 　(4)3s23p4　(5)3d64s2
应用2　答案　(1)3d54s1为半充满,能量低,稳定
(2)P的3p轨道为3p3,电子半充满,能量低,稳定,难失去电子
(3)<　Co、Fe失去3个e-后的价层电子排布式为3d6、3d5,3d5为半充满,稳定,难失去电子
应用3　答案　(1)<　AsH3中As采取sp3杂化,As有1个孤电子对,孤电子对对成键电子对的斥力大,导致键角小于109°28'
(2)Si的原子半径较大,p轨道“肩并肩”重叠程度很小,难形成π键
(3)碳原子半径小于硅原子,烷烃中碳碳键键长较短,键能较大
(4)三氟甲烷中由于3个F原子的吸引使得C原子的正电性增强,从而三氟甲烷中的H原子可与H2O中的O原子之间形成氢键
(5)BF3中硼原子有空轨道,HF中氟原子有孤电子对,两者之间可形成配位键
应用4　答案　(1)6　(2)　(3)××1010
解析　(3)设晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为a pm,则晶胞棱长为a pm,晶胞体积=(a×10-10)3 cm3,该晶胞中Mg原子个数=8×=1、Ni原子个数=6×=3、C原子个数是1。故d g·cm-3=,所以a=××1010 pm。
真题对练
1.答案　3d54s1
解析　铬为24号元素,基态铬原子的价层电子排布式为3d54s1。
2.答案　5s2
解析　Sr为第五周期第ⅡA族元素,故其基态时的价电子排布式为5s2。
3.答案　(1)s　3d8　(2)O原子中有2个孤电子对,孤电子对对成键电子对的排斥作用导致键角减小
解析　(1)Ca是20号元素,核外电子排布式为[Ar]4s2,位于s区;Ni是28号元素,基态Ni原子的电子排布式为[Ar]3d84s2,Ni2+是Ni失去2个4s电子得到的,故基态Ni2+的价电子排布式为3d8。(2)H2O的中心O原子价层电子对数=2+=4,有2个孤电子对,则水分子的VSEPR模型为四面体形,实际空间结构为V形,孤电子对对成键电子对的排斥作用导致键角减小,使得VSEPR模型与空间结构模型不一样。
4.答案　3d24s2
解析　Ti为第四周期第ⅣB族元素,故基态Ti原子的价层电子排布式是3d24s2。
5.答案　
6.答案　
7.答案　ds　3d104s1
8.答案　(1)平面三角形　(2)sp3杂化
解析　(1)SnCl2中心原子Sn的价层电子对数为2+=3,故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形。(2)SnCl4中心原子Sn的价层电子对数为4+=4,Sn原子采取sp3杂化,故SnCl4的Sn—Cl是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
9.答案　(1)四　Ⅷ　4∶5　(2)①N　O　②sp2　③O　(3)①a　②n　
解析　(1)Fe为26号元素,基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2,故Fe位于第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价电子排布式分别为3d64s2、3d5,未成对电子数之比为4∶5。(2)①同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势,N由于2p能级为半充满状态,较稳定,其第一电离能大于O,故元素C、N、O中,第一电离能最大的是N;同周期元素从左到右电负性逐渐增大,故元素C、N、O中,电负性最大的是O。②尿素分子中,C原子形成1个双键、2个单键,无孤电子对,故C原子采取的轨道杂化方式为sp2。③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6,则形成6个配位键,H2NCONH2中O和N上有孤对电子,能与Fe3+形成配位键,由碳氮键的键长均相等,知配位原子不能是N,故与Fe3+配位的原子是O。(3)①α-Fe晶胞为体心立方晶胞,体对角线上3个Fe原子相切,设Fe原子半径为r,则4r=a pm,解得r=a pm。②m截面中Fe的个数为4×=,面积为a2 pm2,则单位面积含有的Fe原子个数为;n截面中Fe的个数为4×+1=,面积为a2 pm2,则单位面积含有的Fe原子个数为,故催化活性较低的是n。
10.答案　(1)2　+4　(2)bd　(3)C　sp3　(4)SnF4为离子晶体,其熔点高于其他三种物质,SnCl4、SnBr4、SnI4均为分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔点越高
解析　(1)ⅣA族元素原子的价电子排布式为ns2np2,核外未成对电子数为2,元素呈现的最高化合价为+4价。(2)CaC2中Ca2+与之间为离子键,中C与C之间为非极性共价键,故不存在极性共价键和配位键。(3)该物质中含有H、C、Si元素,其中C的电负性最大;Si形成4个σ键,杂化轨道类型为sp3。(共49张PPT)
主观题突破(二)
专题三　物质结构与性质
物质结构与性质规范简答
命题点1　原子(或离子)的核外电子排布
1.排布规律
核心整合——抓关键
能量最低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道
泡利原理 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子
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，而且自旋平行
2.四种表示方法
表示方法 举例
电子排布式 Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式 Cu：[Ar]3d104s1
价层电子排布式 Fe：3d64s2
电子排布图 (或轨道表示式)
【应用1】　(1)锑原子基态的价层电子排布式为_____________。
(2)O2-的核外电子排布式为_____________。
(3)基态Cu2+的价层电子排布式为_____________。
(4)基态S原子价层电子排布式为_____________。
(5)基态Fe原子的价层电子排布式为__________________________。
5s25p3
1s22s22p6
3d9
3s23p4
3d64s2
命题点2　元素电离能、电负性的规范解答
1.元素第一电离能的递变性

同周期(从左到右) 同主族(自上而下)
第一 电离能 增大趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性) 依次减小
(1)特例。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，处于稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如：第一电离能Be>B；Mg>Al；N>O；P>S。
(2)应用。
①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。
②判断元素的化合价。
如果某元素的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.元素电负性的递变性
(1)规律。
同周期元素，从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。
(2)应用。
【应用2】(1)Cr的价层电子排布式为3d54s1而不是3d44s2的理由是_______________________________。
(2)P的第一电离能比S的第一电离能大的理由是________________________________________________________。
(3)若I4表示元素的第四电离能，则I4(Co)______ (填“>”或“<”)I4(Fe)。理由是____________________________________________________
_____________________________。
3d54s1为半充满，能量低，稳定
P的3p轨道为3p3，电子半充满，能量低，稳定，难失去电子
<
Co、Fe失去3个e-后的价层电子排布式为3d6、3d5，3d5为半充满，稳定，难失去电子
命题点3　分子结构与性质
1.分子结构中的两个理论
(1)杂化轨道理论。
①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。
②杂化轨道类型与分子的空间结构的关系。
杂化轨 道类型 杂化轨 道数目 分子的 空间结构 实例
sp 2 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2
sp2 3 平面三角形 BF3、BCl3、CH2O
sp3 4 等性杂化： 正四面体
不等性杂化： 具体情况不同 NH3(三角锥形)、
H2S、H2O(V形)
③价层电子对互斥模型在判断分子空间结构中的应用。
价层电 子对数 VSEPR 模型名称 成键电 子对数 孤电子 对数 分子的空 间结构 实例
2 直线形 2 0 直线形 CO2、C2H2
3 平面 三角形 3 0 平面三角形 BF3、SO3
2 1 V形 SnCl2、PbCl2
4 正四面体 4 0 正四面体
3 1 三角锥形 NH3、PH3
2 2 V形 H2O、H2S
(2)σ键和π键的判断方法。
共价单键全为σ键，共价双键中有一个σ键和一个π键，共价三键中有一个σ键和两个π键。
(3)三种微粒间的作用。
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
3.配合物
配合物 的组成 [中心离子(配体)n][外界] (内界)　　　 典型配合物 [Cu(NH3)4]SO4 Fe(SCN)3 [Ag(NH3)2]OH
中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+
中心离子 结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 SCN- NH3
配体结 构特点 分子或离子必须含有孤电子对(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等) 配位数(n) 4 3 2
外界 无 OH-
颜色 深蓝色 红色 无色
配离子所 含化学键 配体通过配位键与中心离子结合，配体中可能含有共价键 配合物所 含化学键 配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的 常见性质 属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色
金属羰基 配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂
二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似于芳香族化合物
【应用3】(1)AsH3分子中H—As—H键角_______(填“>”“<”或“=”)
109°28'，理由是___________________________________________
_________________________________________________。
(2)C与O易形成π键而Si与O难形成π键的理由是___________________
_______________________________________。
(3)硅烷种类没有烷烃多，从键能角度解释，其主要原因是_________
_______________________________________________。
<
AsH3中As采取sp3杂化，As有1个孤电子对，孤电子对对成键电子对的斥力大，导致键角小于109°28'
Si的原子半径较大，p轨道“肩并肩”重叠程度很小，难形成π键
碳原子半
径小于硅原子，烷烃中碳碳键键长较短，键能较大
(4)二氟甲烷(CH2F2)难溶于水，而三氟甲烷(CHF3)可溶于水，其可能的原因是___________________________________________________
_________________________________________________________。
(5)HF能与BF3化合得到HBF4，从化学键形成角度分析HF与BF3能化合的原因是_________________________________________________
____________________。
三氟甲烷中由于3个F原子的吸引使得C原子的正电性增强，从而三氟甲烷中的H原子可与H2O中的O原子之间形成氢键
BF3中硼原子有空轨道，HF中氟原子有孤电子对，两者之间可形成配位键
命题点4　晶体结构与性质
1.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CO2)
C.CaF2(含4个Ca2+，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)
2.不同类型晶体熔、沸点高低的比较
一般情况下，不同类型晶体的熔、沸点高低规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体，如金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如Na>Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)。
【应用4】研究发现，只含Ni、Mg和C三种元素的晶体竟然也具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示：

(1)与C原子紧邻的Ni原子有_______个。
6
(2)已知该晶胞中a原子的坐标参数为(1，0，0)，b原子的坐标参数为
，则c原子的坐标参数为_____________。
(3)已知该晶体的密度为d g·cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶
胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为__________________ pm(用含d、NA的代数式表示)。
××1010
(3)设晶胞中Ni原子、Mg原子之间的最短距离为a pm，则晶胞棱长为a pm，晶胞体积=(a×10-10)3 cm3，该晶胞中Mg原子个数=8×=1、Ni原子个数=6×=3、C原子个数是1。故d g·cm-3=
，所以a=××1010 pm。
解析
1.(2025·河北卷)基态铬原子的价层电子排布式：_______。
真题对练——品考向
3d54s1
铬为24号元素，基态铬原子的价层电子排布式为3d54s1。
解析
2.(2025·安徽卷)锶位于元素周期表第五周期第ⅡA族。基态锶原子价电子排布式为_____________。
5s2
Sr为第五周期第ⅡA族元素，故其基态时的价电子排布式为5s2。
解析
3.(2025·河南卷)(1)Ca位于元素周期表中___________区；基态Ni2+的价电子排布式为_____________。
(2)水分子的VSEPR模型与其空间结构模型不同，原因是___________
_________________________________________________________。
s
3d8
O原子中有2个孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥作用导致键角减小
(1)Ca是20号元素，核外电子排布式为[Ar]4s2，位于s区；Ni是28号元素，基态Ni原子的电子排布式为[Ar]3d84s2，Ni2+是Ni失去2个4s电子得到的，故基态Ni2+的价电子排布式为3d8。(2)H2O的中心O原子价层电子对数=2+=4，有2个孤电子对，则水分子的VSEPR模型为四面体形，实际空间结构为V形，孤电子对对成键电子对的排斥作用导致键角减小，使得VSEPR模型与空间结构模型不一样。
解析
4.(2025·广东卷)基态Ti原子的价层电子排布式为_____________。
3d24s2
Ti为第四周期第ⅣB族元素，故基态Ti原子的价层电子排布式是3d24s2。
解析
5.(2024·北京卷)Sn位于元素周期表的第五周期第ⅣA族。将Sn的基
态原子最外层轨道表示式补充完整： 。
T
答案
6.(2024·湖北卷)基态Be2+的轨道表示式为_____________。
7.(2024·湖南卷)Cu属于_____________区元素，其基态原子的价电子排布式为_____________。
ds
3d104s1
8.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物，SnCl2可被氧化得到SnCl4。

(1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是________________。
(2)SnCl4的Sn—Cl是由锡的_____________轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
平面三角形
sp3杂化
(1)SnCl2中心原子Sn的价层电子对数为2+=3，故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形。(2)SnCl4中心原子Sn的价层电子对数为4+=4，Sn原子采取sp3杂化，故SnCl4的Sn—Cl是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
解析
9.(2025·山东卷)Fe单质及其化合物应用广泛。回答下列问题：
(1)在元素周期表中，Fe位于第_____________周期第_____________族。基态Fe原子与基态Fe3+未成对电子数之比为_____________。
(2)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮 肥。
①元素C、N、O中，第一电离能最大的是_____________，电负性最大的是_____________。
②尿素分子中，C原子采取的轨道杂化方式为_____________。
四
Ⅷ
4∶5
N
O
sp2
③八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与Fe3+配位的原子是_____________(填元素符号)。
(3)α-Fe可用作合成氨催化剂，其体心立方晶胞如图所示(晶胞边长为a pm)。
①α-Fe晶胞中Fe原子的半径为_____________pm。
O
a
②研究发现，α-Fe晶胞中阴影所示m、n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有Fe原子个数越多，催化活性越低。m、n截面中，催化活性较低的是_____________，该截面单位面积含有的Fe原子为
_____________个·pm-2。
n
(1)Fe为26号元素，基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2，故Fe位于第四周期第Ⅷ族。基态Fe原子、基态Fe3+的价电子排布式分别为3d64s2、3d5，未成对电子数之比为4∶5。(2)①同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，N由于2p能级为半充满状态，较稳定，其第一电离能大于O，故元素C、N、O中，第一电离能最大的是N；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，故元素C、N、O中，电负性最大的是O。②尿素分子中，C原子形成1个双键、2个单键，无孤电子对，故C原子采取的轨道杂化方式为sp2。③八面
解析
体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6，则形成6个配位键，H2NCONH2中O和N上有孤对电子，能与Fe3+形成配位键，由碳氮键的键长均相等，知配位原子不能是N，故与Fe3+配位的原子是O。(3)①α-Fe晶胞为体心立方晶胞，体对角线上3个Fe原子相 切，设Fe原子半径为r，则4r=a pm，解得r=a pm。②m截面中Fe的个数为4×=，面积为a2 pm2，则单位面积含有的Fe原子个数为；n截面中Fe的个数为4×+1=，面积为a2 pm2，则单位面积含有的Fe原子个数为，故催化活性较低的是n。
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10.(2024·全国甲卷)ⅣA族元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。回答下列问题：
(1)该族元素基态原子核外未成对电子数为_____________，在与其他元素形成化合物时，呈现的最高化合价为_____________价。
(2)CaC2俗称电石，该化合物中不存在的化学键类型为_____________
(填字母)。
a.离子键 b.极性共价键
c.非极性共价键 d.配位键
2
+4
bd
(3)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷 ，其中电负性最大的
元素是_____________，硅原子的杂化轨道类型为_____________。
C
sp3
(4)早在青铜器时代，人类就认识了锡。锡的卤化物熔点数据如表，结合变化规律说明原因：_____________________________________
________________________________________________________________________________________。
物质 SnF4 SnCl4 SnBr4 SnI4
熔点/℃ 442 -34 29 143
SnF4为离子晶体，其熔点高于其他三种物质，SnCl4、SnBr4、SnI4均为分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高
(1)ⅣA族元素原子的价电子排布式为ns2np2，核外未成对电子数为2，元素呈现的最高化合价为+4价。(2)CaC2中Ca2+与之间为离子键，中C与C之间为非极性共价键，故不存在极性共价键和配位键。(3)该物质中含有H、C、Si元素，其中C的电负性最大；Si形成4个σ键，杂化轨道类型为sp3。
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