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【2018年高考考纲解读】
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。
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σ键和π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)，能用价层电子对互斥模型或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质
(1)了解化学键和分子间作用力的区别；
(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、微粒间作用力的区别。
【重点、难点剖析】
一、基态原子核外电子排布常见表示方法
1．基态原子核外电子排布常见表示方法(以硫原子为例)
表示方法
举例
原子结构示意图
电子式
· ·
电子排布式
1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4
电子排布图
2.常见错误
二、电离能和电负性的应用
1．电离能的应用
(1)判断金属性与非金属性强弱。
(2)分析原子核外电子层结构，如某元素的In＋1?In，则该元素的最外层电子数为n。
(3)判断化学键类型。
2．电负性的应用
(1)判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及金属性与非金属性的强弱。
(2)判断元素在化合物中的价态。
(3)判断化学键类型。
三、价层电子对数和中心原子孤电子对数的判断方法
运用价层电子对互斥模型结合中心原子孤电子对数可预测分子或离子的立体结构。
(1)对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m±电荷数)/2
注意：①氧族元素的原子作为中心原子A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电子；
②若为分子，电荷数为0；
③若为阳离子，则减去电荷数，如NH，n＝＝4；
④若为阴离子，则加上电荷数，如SO，n＝＝4。
(2)中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)
注意：①分子：a为中心原子的价电子数
②x为中心原子结合的原子数；
③b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。
四、分子立体构型与价键模型
1．由价层电子对互斥模型判断分子立体构型的方法
分子或离子
中心原子的孤电子对数
分子或离子的价层电子对数
电子对空间构型
分子或离子的立体构型名称
CO2
0
2
直线形
直线形
SO2
1
3
平面三角形
V形
H2O
2
4
正四面体形
V形
BF3
0
3
平面三角形
平面三角形
CH4
0
4
正四面体形
正四面体形
NH
0
4
正四面体形
正四面体形
NH3
1
4
正四面体形
三角锥形
①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；
②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
2．常见杂化轨道类型与分子立体构型的关系
杂化轨道类型
参加杂化的原子轨道
分子立体构型
示例
sp
1个s轨道，1个p轨道
直线形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
1个s轨道，2个p轨道
平面三角形
BF3、BCl3、HCHO
sp3
1个s轨道，3个p轨道
等性杂化
正四面体
CH4、CCl4、NH
不等性杂化
具体情况不同
NH3(三角锥形) H2S、H2O(V形)
3.判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法
(1)根据中心原子的成键类型判断，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sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。
(2)根据分子的立体构型和价层电子对互斥模型判断
分子立体构型
中心原子孤电子对数
中心原子杂化轨道类型
常见分子示例
直线形
0
sp
CO2、BeCl2
平面三角形
0
sp2
BF3、HCHO
V形
1
SO2
正四面体形
0
sp3
CH4、CCl4、NH
三角锥形
1
NH3、H3O＋
V形
2
H2O、H2S
4.等电子体的判断方法
一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。
5．分子极性的判断
(1)完全由非极性键结合而成的分子是非极性分子(O3除外)；(2)由极性键结合而成的非对称型分子一般是极性分子；(3)由极性键结合而成的完全对称型分子为非极性分子；(4)对于ABn型分子，若中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，否则为极性分子。
五、晶体结构与性质
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”出来具有代表性的最小重复单元，而不一定是最小的“平行六面体”。
3．在使用均摊法计算晶胞中粒子个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞所共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心、体心依次被6、3、4、2、1个晶胞所共有。
4．原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如石英的熔点为1 710 ℃，MgO的熔点为2 852 ℃。
5．金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如Na的熔点为97 ℃，尿素的熔点为132.7 ℃。
6．含有离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属阳离子。
7．含共价键的晶体不一定是原子晶体，如分子晶体的结构粒子分子内部含共价键，离子晶体结构粒子离子内部也可能有共价键，如Na2O2、NaOH、NH4Cl等。
六、常见晶体类型的判断方法
1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断
(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
2．依据晶体的熔点判断
(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。
(2)原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。
(3)分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
3．依据导电性判断
(1)离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
(2)原子晶体一般为非导体。
(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
(4)金属晶体是电的良导体。
4．依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大且脆。
原子晶体硬度大。
分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
七、常见晶体熔沸点高低的判断规律
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、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。
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、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>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H2O>H2Te>H2Se>H2S。
(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，晶体的熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2(3)组成和结构不相似的物质(相对分子质量相近)，分子的极性越大，其晶体的熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
(4)同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如CH3(CH2)3CH3>CH3CH2CH(CH3)2>C(CH3)4。
5．金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaNa>K>Rb>Cs。
【题型示例】
题型一　原子结构与性质
例1．【2017新课标2卷】[化学——选修3：物质结构与性质]（15分）
我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl（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_____________。
（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（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如图（a）所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________。
（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
②R中阴离子N5-中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号表示，其中m代表参与形成的大π键原子数，n代表参与形成的大π键电子数（如苯分子中的大π键可表示为），则N5-中的大π键应表示为____________。
③图（b）中虚线代表氢键，其表示式为（NH4+）N-H┄Cl、____________、____________。
（4）R的晶体密度为d g·cm-3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为______________。
【答案】 同周期随着核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N的2p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合一个电子 ABD C 5NA （H3O+）O—H…N （NH4+））N—H…N
【解析】（1）N原子位于第二周期第VA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是；
（4）根据密度的定义有，d=g/cm3，解得y=。
【变式探究】(2016·高考全国丙卷)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)AsCl3分子的立体构型为________，其中As的杂化轨道类型为________。
(4)CaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3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MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________。
其原因是GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，而离子晶体的熔点高于分子晶体。(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，其熔点较高，据此推知GaAs为原子晶体，Ga与As原子之间以共价键键合。分析GaAs的晶胞结构，4个Ga原子处于晶胞体内，8个As原子处于晶胞的顶点、6个As原子处于晶胞的面心，结合“均摊法”计算可知，每个晶胞中含有4个Ga原子，含有As原子个数为8×1/8＋6×1/2＝4(个)，Ga和As的原子半径分别为
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
(2)大于　小于　(3)三角锥形　sp3　(4)GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体　(5)原子晶体　共价　×100%
【举一反三】(2015·福建理综，31，15分)科学家正在研究温室气体CH4和CO2的转化和利用。
(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为______________________________。
(2)下列关于CH4和CO2的说法正确的是________(填序号)。
a．固态CO2属于分子晶体
b．CH4分子中含有极性共价键，是极性分子
c．因为碳氢键键能小于碳氧键，所以CH4熔点低于CO2
d．CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp
(3)在Ni基催化剂作用下，CH4和CO2反应可获得化工原料CO和H2。
①基态Ni原子的电子排布式为________，该元素位于元素周期表的第________族。
②Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni(CO)4，1 mol Ni(CO)4中含有________ mol σ键。
(4)一定条件下，CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体，其相关参数见下表。CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。
　　　参数
分子　　
分子直径/nm
分子与H2O的结合能
E/kJ·mol－1
CH4
0.436
16.40
CO2
0.512
29.91
①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是_______________________________。
②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。已知上图中笼状结构的空腔直径为0. 586 nm，根据上述图表，从物质结构及性质的角度分析，该设想的依据是_____________________________________。
答案　(1)H、C、O　(2)ad
(3)①1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2　Ⅷ　②8
(4)①氢键、范德华力　②CO2的分子直径小于笼状空腔直径，且与H2O的结合力大于CH4
【变式探究】(2014·课标全国卷Ⅰ，37，15分)早期发现的一种天然二十面体准晶颗粒由Al、Cu、Fe三种金属元素组成。回答下列问题：
(1)准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过________方法区分晶体、准晶体和非晶体。
(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＋，形成的配合物的颜色为________。
(3)新制备的Cu(OH)2可将乙醛(CH3CHO)氧化成乙酸，而自身还原成Cu2O。乙醛中碳原子的杂化轨道类型为________，1 mol乙醛分子中含有的σ键的数目为________。
乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是____________________。Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有________个铜原子。
(4)Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为________。列式表示Al单质的密度________g·cm－3(不必计算出结果)。
答案　(1)X－射线衍射
(2)4　1s22s22p63s23p63d5　血红色
(3)sp3、sp2　6NA　CH3COOH存在分子间氢键　16
(4)12　
【变式探究】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为________，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NH4Cl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
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，SiO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________________。
(6)一个硅原子与四个氧原子相连，形成4个σ键，硅原子最外层四个电子全部参与成键，无孤电子对，为sp3杂化；①、②两个氧原子有两个结构单元共用，如图，中间的结构单元均摊1，再加上其他2个氧原子，一个结构单元中含有一个硅原子，3个氧原子，依据化合价可知一个结构单元表现的化合价为－2，即化学式为SiO或[SiO3]。
答案　(1)M　9　4
(2)二氧化硅
(3)共价键　3
(4)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2
题型二　分子结构与性质
例2．【2017新课标3卷】[化学——选修3：物质结构与性质]（15分）
研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2+3H2=CH3OH+H2O）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）CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为__________和__________。
（3）在CO2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(NO3)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=0.420nm，则r(O2-)为________nm。MnO也属于NaCl型结构，晶胞参数为a' =0.448 nm，则r(Mn2+)为________nm。
【答案】 1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn sp sp3 H2O>CH3OH>CO2>H2，H2O与CH3OH均为非极性分子，H2O中氢键比甲醇多，CO2分子量较大，范德华力较大 π键 离子键 0.148 0.076
【解析】（1）Co是27号元素，位于元素周期表第4周期第VIII族，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。元素Mn与O中，由于O元素是非金属性而Mn是过渡元素，所以第一电离能较大的是O。O基态原子价电子为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子价电子排布为3d54s2，所以其核外未成对电子数是5，因此核外未成对电子数较多的是Mn。
（4）硝酸锰是离子化合物，硝酸根和锰离子之间形成离子键，硝酸根中N原子与3个氧原子形成 3个σ键，硝酸根中有一个氮氧双键，所以还存在π键。
（5）因为O2－是面心立方最密堆积方式，面对角线是O2－半径的4倍，即4r=a，解得r= nm=0.148nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构，Mn2＋构成的是体心立方堆积，体对角线是Mn2＋半径的4倍，面上相邻的两个Mn2＋距离是此晶胞的一半，因此有=0.076nm。
【变式探究】(2016·高考全国甲卷)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________。
(2)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。
②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3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(PH3)，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：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi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。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2　2
(2)①正四面体　②配位键　N　③高于　NH3分子间可形成氢键　极性　sp3　(3)金属　铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子　(4)①3∶1　
②×107
【举一反三】(2015·山东理综，33，15分)氟在自然界中常以CaF2的形式存在。
(1)下列关于CaF2的表述正确的是________。
a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2
c．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同
d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电
(2)CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是___________________
_________________________________________________(用离子方程式表示)。
已知AlF在溶液中可稳定存在。
(3)F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为________________。
(4)F2与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如ClF3、BrF3等。已知反应Cl2(g)＋3F2(g)===2ClF3(g)　ΔH＝－313 kJ·mol－1，F—F键的键能为159 kJ·mol－1，Cl—Cl键的键能为242 kJ·mol－1，则ClF3中Cl—F键的平均键能为________kJ·mol－1。ClF3的熔、沸点比BrF3的________(填“高”或“低”)。
答案　(1)bd
(2)3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF
(3)V形　sp3杂化
(4)172　低
【变式探究】(2015·江苏化学，21A，12分)
下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶：
2Cr2O＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→
4[Cr(H2O)6]3＋＋3CH3COOH
(1)Cr3＋基态核外电子排布式为________；配合物[Cr(H2O)6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________(填元素符号)。
(2)CH3COOH中C原子轨道杂化类型为________________________________；
1 mol CH3COOH分子含有σ键的数目为________。
(3)与H2O互为等电子体的一种阳离子为________(填化学式)；H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为_________________________________________。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)　O
(2)sp3杂化和sp2杂化　7NA(或7×6.02×1023)
(3)H2F＋　H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键
【变式探究】(2014·课标全国卷Ⅱ，37，15分)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。回答下列问题：
(1)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
__________________。
(2)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________；分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是________(填化学式，写出两种)。
(3)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的酸是________；酸根呈三角锥结构的酸是________(填化学式)。
(4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1，则e离子的电荷为________。
(5)这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。
该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是___________________________________________________________
__________________________________________________________________。
答案　(1)N　
(2)sp3　H2O2、N2H4
(3)HNO2、HNO3　H2SO3
(4)＋1
(5)SO　共价键和配位键　H2O　H2O与Cu2＋的配位键比NH3与Cu2＋的弱
题型三　晶体结构与性质
例3．【2017新课标1卷】[化学——选修3：物质结构与性质]（15分）
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___________________________。
（3）X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I3+离子。I3+离子的几何构型为_____________，中心原子的杂化形式为________________。
（4）KIO3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=0.446nm，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KIO3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。
【答案】 A N 球形 K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱 V形 sp3 0.315 12 体心 棱心
【变式探究】(2016·四川，8，13分)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)。
(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XM3分子的空间构型是________。
(4)M和R所形成的一种离子化合物R2M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_____________________________________________________________________。
【答案】　(1)[Ne]3s1(或1s22s22p63s1)　Cl
(2)H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键
(3)平面三角形　(4)Na＋
(5)3H2O2＋K2Cr2O7＋4H2SO4===Cr2(SO4)3＋3O2↑＋7H2O＋K2SO4
【举一反三】(2015·课标全国卷Ⅰ，37，15分)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14C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)CS2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CS2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。
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杂化　CO2、COS、SCN－、OCN－等
(4)分子 　(5)①3　2　②12　4
【变式探究】(2015·课标全国卷Ⅱ，37，15分)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型：C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：
(1)四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为________。
(2)单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是________(填分子式)，原因是
__________________________________________________________________；
A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。
(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。
(4)化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为____________________________________________________。
(5)A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F的化学式为________；晶胞中A原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3 )________________________。
为4，因此其立体构型为三角锥形，中心原子P的杂化轨道类型为sp3。(4)Cl2O分子中心原子O原子含有2对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为V形；根据电子守恒和质量守恒可写出Cl2与湿润的Na2CO3反应的化学方程式。(5)根据化合物F的晶胞结构，利用均摊法可计算出氧原子个数：N(O)＝8×＋6×＝4，钠原子全部在晶胞内，N(Na)＝8，因此F的化学式为Na2O；以顶角氧原子为中心，与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个，即晶胞中A 原子的配位数为8；晶胞参数即晶胞的棱长a＝0.566 nm，晶体F的密度＝＝＝2.27 g/cm3。
答案　(1)O　1s22s22p63s23p3(或[Ne] 3s23p3)
(2)O3　O3相对分子质量较大，范德华力较大　分子晶体　离子晶体
(3)三角锥形　sp3
(4)V形　4　2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl(或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl)
(5)Na2O　8　＝2.27 g/cm3
【变式探究】(2014·山东理综，33，12分)石墨烯(图甲)是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料，石墨烯中部分碳原子被氧化后，其平面结构会发生改变，转化为氧化石墨烯(图乙)。
(1)图甲中，1号C与相邻C形成σ键的个数为________。
(2)图乙中，1号C的杂化方式是________，该C与相邻C形成的键角________(填“＞”“＜”或“＝”)图甲中1号C与相邻C形成的键角。
(3)若将图乙所示的氧化石墨烯分散在H2O中，则氧化石墨烯中可与H2O形成氢键的原子有________(填元素符号)。
(4)石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图丙所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。该晶胞中M原子的个数为________，该材料的化学式为________。
(2)题图乙中1号C原子除结合原来的三个C原子外，还与一个O形成共价键，故以sp3方式杂化，其键角小于sp2杂化时的120°。
答案　(1)3　(2)sp3　＜　(3)O、H　(4)12　M3C60
【变式探究】元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2。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。
(1)X与Y所形成化合物晶体的晶胞如图所示。
①在1个晶胞中，X离子的数目为________。
②该化合物的化学式为________。
(2)在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是________。
(3)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是________________。
(4)Y与Z可形成YZ。
①YZ的空间构型为________(用文字描述)。②写出一种与YZ互为等电子体的分子的化学式：____________________。
(5)X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol该配合物中含有σ键的数目为________。
解析　(1)依题意X、Y基态原子的价层电子排布分别为3d104s2、3s23p4，故元素X、Y分别为Zn和S。1个晶胞中X离子的数目为8×＋6×＝4，含有Y离子的数目为4。二者形成的化合物的化学式为ZnS。
(2)H2S分子中S原子采取sp3杂化。
(3)Z为氧元素，H2O在乙醇中的溶解度大于H2S是因为水分子与乙醇分子间能形成氢键而H2S不能。
(4)①SO中S原子采取sp3杂化，SO空间构型为正四面体。②与SO互为等电子体的分子有SiCl4或CCl4等。
(5)在[Zn(NH3)4]Cl2中，每个NH3分子中的3个N—H键均为σ键，中心离子Zn2＋与4个NH3分子结合的配位键也为σ键，故1 mol配合物中的σ键数目为4＋3×4＝16 mol，即16NA个σ键。
答案　(1)①4　②ZnS　(2)sp3 (3)水分子与乙醇分子之间形成氢键
(4)①正四面体　②CCl4或SiCl4等 (5)16NA或16×6.02×1023个
1．已知A、B、C、D、E、F、G七种元素，它们的原子序数依次增大。A在所有元素中原子半径最小；B原子核外电子有6种不同运动状态；D与C、E均相邻；A、D、E三种元素的原子序数之和为25；E2－和F＋有相同的核外电子排布；G的质子数是25。请回答下列问题：
(1)写出元素G的基态原子外围电子排布式________；B、C、D三种元素分别形成的最简单氢化物的沸点最高的是________(用化学式表示)。
(2)由上述元素中的两种元素组成的一种阴离子与D的一种同素异形体分子互为等电子体，该阴离子化学式为________。
(3)由上述元素组成的属于非极性分子且VSEPR为直线形的微粒的电子式________(任写一种)。
(4)M是由4个C原子组成的一种不稳定的多原子单质分子，M分子中C原子杂化方式为sp3杂化，M分子的立体构型为________。
(5)某一次性电池的比能量和可储存时间均比普通干电池优良，适用于大电流和连续放电，是民用电池的升级换代产品之一，它的负极材料是Zn，正极材料是G的一种常见氧化物，电解质是KOH。该电池的正极反应式为______________。
(6)由上述元素中电负性最大的元素和第一电离能最小的元素形成的某化合物N的晶胞如右图所示。化合物N与氧化钙相比，晶格能较小的是______(填化学式)。已知该化合物的晶胞边长为a pm，则该化合物的密度为________g·cm－3(只要求列出算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数的数值为NA，1 pm＝10－10cm)。
(1)根据构造原理，Mn的基态原子外围电子排布式为3d54s2；B、C、D三种元素分别形成的最简单的氢化物为：CH4、NH3、H2O，水在常温下为液态，CH4和NH3为气态，则H2O的沸点最高。
(2)O2与O3互为同素异形体，根据微粒中原子个数相同，价电子总数相同互为等电子体，可知O3与NO互为等电子体。
(3)在上述元素的原子中能形成非极性分子且为直线形的有CO2和HC≡CH，它们的电子式分别为 和H∶C??C∶H。
答案　(1)3d54s2　H2O
(2)NO　(3) (或H∶C??C∶H)
(4)正四面体
(5)MnO2＋e－＋H2O===MnOOH＋OH－
(6)K2O　
2．下表为元素周期表的一部分，其中的编号代表所对应的元素。请回答下列问题：
(1)⑨号元素的基态原子的价电子排布式是________，与其同周期，且基态原子的核外未成对电子数最多的元素是_______________________________(写出元素符号)，②号元素基态原子的电子排布图为________。
(2)①号与③号元素形成的含有18电子的物质为________(写出名称)，②号与③号元素形成的，能造成温室效应的物质的立体构型为________。②、④、⑧三种元素的原子形成的晶体，其晶胞的结构特点如图所示，则该化合物的化学式为________(用对应的元素符号表示)，常温条件下丙烯是气态，而相对分子质量比丙烯小的甲醇，常温条件下却呈液态，出现这种现象的原因是________________________________
__________________________________________________________________。
(3)①、②两种元素能形成多种平面形分子，其中有一种相对分子质量最小，有关该分子的说法中正确的是________。
a．该分子属于含有极性键的非极性分子
b．该分子含有4个σ键和1个π键
c．该分子中的②号原子采取sp2杂化
d．该物质易溶于水，并能和水反应得到酒精
(4)某元素的价电子排布式为nsnnpn＋1，该元素可与元素①形成含有10个电子的分子X，将过量的X通入盛有硫酸铜溶液的试管里，产生的现象为__________________________________________。
(5)若元素⑤与Fe元素形成的某种晶体如图所示。若晶胞的边长为a nm，则合金的密度为________g·cm－3。
(2)①号元素氢与③号元素氧形成的含有18电子的物质为H2O2，②号元素碳与③号元素氧形成的能造成温室效应的物质二氧化碳的空间构型为直线形；根据晶胞的结构利用均摊法判断，1个晶胞中含有1个碳原子，镁原子为8×1/8＝1个，镍原子6×1/2＝3个，故由C、Mg、Ni三种元素的原子构成的晶体的化学式为MgNi3C或Ni3MgC；常温下丙烯为气态，而相对分子质量比丙烯小的甲醇常温下却呈液态，出现这种现象的原因是甲醇分子间存在氢键，而丙烯分子间只有范德华力。(3)C、H两种元素能形成多种平面形分子，其中相对分子质量最小的为乙烯。a项，该分子中碳氢键为极性键，分子结构对称，属于含有极性键的非极性分子，正确；b项，该分子含有4个碳氢键和1个碳碳双键，共有5个σ键和1个π键，错误；c项，该分子为平面形，碳原子采取sp2杂化，正确；d项，该物质难溶于水，错误；故选ac。(4)某元素的价电子排布式为nsnnpn＋1，该元素为氮元素，可与元素氢形成含有10个电子的氨气分子，将过量的氨气通入盛有硫酸铜溶液的试管中，先发生复分解反应生成Cu(OH)2沉淀，后发生络合反应生成[Cu(NH3)4]SO4，产生的现象为：先产生蓝色沉淀，后沉淀消失，溶液变成深蓝色。(5)根据晶胞的结构先确定1个晶胞中含有各原子的个数，进一步确定其化学式，结合密度的定义及相关数学知识进行计算，得合金的密度为0.92/a3或5.56×1023/(a3NA)。
答案　(1)3d104s1　Cr
(2)过氧化氢　直线形　MgNi3C(或Ni3MgC)
甲醇分子间存在氢键，而丙烯分子间只有范德华力
(3)ac
(4)先产生蓝色沉淀，后沉淀消失，溶液变成深蓝色
(5)0.92/a3或5.56×1023/(a3NA)
3． A、B、C、D、E、F是周期表前四周期中的常见元素，其相关信息如下表：
元素
相关信息
A
周期表中原子半径最小的元素
B
元素的原子价电子排布为nsnnpn
C
基态原子L层电子数是K层电子数的3倍
D
第三周期中第一电离能最小的元素
E
地壳中含量最多的金属元素
F
有多种化合价，其某种高价阳离子的价电子具有较稳定的半充满结构
(1)F位于元素周期表中位置是________，其基态原子核外价电子排布式为________。
(2)B的电负性比C的________(填“大”或“小”)；B2A2分子中σ键与π键个数之比为________。
(3)写出E的单质与D的最高价氧化物的水化物溶液反应的化学方程式：_______________________。
(4)已知每5.4 gE可与F的低价氧化物反应，放出346.2 kJ的热量。请写出该反应的热化学方程式：_______________________________________________。
解析　由题意可知A为氢元素，B为碳元素，C为氧元素，D为钠元素，E为铝元素，F为铁元素。
答案　(1)第四周期Ⅷ族　3d64s2
(2)小　3∶2
(3)2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
(4)2Al(s)＋3FeO(s)===3Fe(s)＋Al2O3(s)
ΔH＝－3 462 kJ/mol
4．2013年诺贝尔化学奖授予三位美国科学家，以表彰他们如光合作用叶绿体光反应时酶中、生物固氮时固氮酶中)的化学反应。
(1)固氮酶有铁蛋白和钒铁蛋白两种，它们不仅能够催化N2还原成NH3，还能将环境底物乙炔催化还原成乙烯，下列说法正确的有________(不定项选择)。
a．C2H2、C2H4都是非极性分子
b．碳负离子CH呈三角锥形
c．NO＋电子式为[∶N??O∶]＋
d．NH3沸点比N2高，主要是因为前者是极性分子
(2)钒可合成电池电极，也可人工合成二价钒(V)固氮酶(结构如图)
①V2＋基态时核外电子排布式为______________________________________。
②钒固氮酶中钒的配位原子有________(写元素符号)。
③熔融空气电池钒硼晶体晶胞结构如图所示，该晶胞中含有钒原子数目为________。
(3)烟酰胺(结构简式如图)可用于合成光合辅酶NADPH，烟酰胺分子中氮原子的杂化轨道类型有________，1 mol该分子中含σ键的数目为_______________________________________________。
(2)①V的原子序数为23，V2＋基态时核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3。②根据钒固氮酶的结构示意图可知钒固氮酶中钒的配位原子有S和N两种。③根据钒硼晶体晶胞中钒原子所处的位置和分摊法计算，该晶胞中含有的钒原子数目为：8×＋8×＋2×＝4。
(3)根据烟酰胺的结构简式可知其分子中氮原子的杂化轨道类型有两种，分别为sp2和sp3杂化。根据分子结构以及单键、双键所含σ键的规律可知。1 mol该分子中含15 mol σ键。
答案　(1)abc
(2)①1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3　②S、N　③4
(3)sp2、sp3　15NA(或15×6.02×1023)
5．短周期元素A、B、C、D，A元素的原子最外层电子排布式为ms1，B元素的原子价电子排布式为ns2np2，C元素位于第二周期且原子中p能级与所有s能级电子总数相等，D元素原子的L层的p能级中有3个未成对电子。
(1)C元素原子基态时的价电子排布式为________，若A元素为非金属元素，A与C形成的化合物中的共价键属于________键(填“σ”或“π”)。
(2)当n＝2时，B的最简单气态氢化物的分子构型为________，中心原子的杂化方式为________，BC2属于________分子(填“极性”或“非极性”)，当n＝3时，B与C形成的晶体属于________晶体。
(3)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1，B元素的原子价电子排布式为3s23p2，A、B、C、D四种元素的第一电离能由大到小的顺序为____________________________________________(填元素符号)。
(4)右图为C元素与钛、钙元素形成的某晶体结构中的最小重复单元，该晶体中每个钛原子周围与它最近且距离相等的钙离子有________个，该晶体的化学式为_________________________________。
(1)A位于ⅠA族，若A元素为非金属元素，则A为氢元素，与氧元素的化合物为H2O、H2O2，化合物中的共价键为σ键。
(2)当n＝2时，B为碳元素，其最简单气态氢化物分子式为CH4，为正四面体结构，其中心原子杂化方式为sp3杂化；BC2为CO2，CO2为直线形结构，分子中正负电荷中心重合，属于非极性分子，当n＝3时，B为Si元素，与氧元素形成的化合物为SiO2，属于原子晶体。
(3)若A元素的原子最外层电子排布式为2s1，A为锂元素，B元素的原子价电子排布式为3s23p2，B为硅元素，同周期元素第一电离能从左往右总体上呈增大趋势，非金属性越强其第一电离能越大，但N元素原子2p能级容纳3个电子，为半充满状态，则N元素的第一电离能高于O元素，故四种元素第一电离能大小顺序为：N＞O＞Si＞Li。
答案　(1)2s22p4　σ　(2)正四面体　sp3　非极性　原子
(3)N＞O＞Si＞Li　(4)8　CaTiO3
6．铜单质及其化合物在很多领域中都有重要的用途。请回答以下问题：
(1)超细铜粉可用作导电材料、催化剂等，其制备方法如下：
①NH4CuSO3中金属阳离子的核外电子排布式为__________________。N、O、S三种元素的第一电离能大小顺序为____________________(填元素符号)。
②向CuSO4溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]SO4，下列说法正确的是________。
A．氨气极易溶于水，原因之一是NH3分子和H2O分子之间形成氢键的缘故
B．NH3分子和H2O分子，分子空间构型不同，氨气分子的键角小于水分子的键角
C．[Cu(NH3)4]SO4溶液中加入乙醇，会析出深蓝色的晶体
D．已知3.4 g氨气在氧气中完全燃烧生成无污染的气体，并放出a kJ热量，则NH3的燃烧热的热化学方程式为：NH3(g)＋3/4O2(g)===1/2N2(g)＋3/2H2O(g)　ΔH＝－5a kJ·mol－1
(2)铜锰氧化物(CuMn2O4)能在常温下催化氧化空气中的氧气变为臭氧(与SO2互为等电子体)。根据等电子体原理，O3分子的空间构型为________。
(3)氯和钾与不同价态的铜可生成两种化合物，其阴离子均为无限长链结构(如图所示)，a位置上Cl原子(含有一个配位键)的杂化轨道类型为________________________________________________。
(4)如图是金属Ca和D所形成的某种合金的晶胞结构示意图，已知镧镍合金与上述Ca－D合金都具有相同类型的晶胞结构XYn，它们有很强的储氢能力。已知镧镍合金LaNin晶胞体积为9.0×10－23 cm3，储氢后形成LaNinH4.5合金(氢进入晶胞空隙，体积不变)，则LaNin中n＝________(填数值)；氢在合金中的密度为________(保留两位有效数字)。
(2)互为等电子体的分子具有相同的空间结构，SO2分子的空间构型为V形，所以O3分子的空间构型也为V形。
(3)a位置上Cl原子形成2个单键，含有2对孤电子对，杂化轨道数为4，其杂化类型是sp3杂化。
(4)由CaDn晶胞结构可知，8个Ca原子位于晶胞的顶角，D原子有8个处于晶胞面上，1个处于体心。所以1个晶胞中，含有的Ca原子数为：8×＝1，含有的D原子数为8×＋1＝5，故n＝5，则LaNin中n也等于5；氢在合金中的密度为：ρ＝＝0.083 g·cm－3。
答案　(1)①1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)　N＞O＞S
②AC　(2)V形　(3)sp3杂化　(4)5　0.083 g·cm－3
7．Ⅰ.氢能的存储是氢能应用的主要瓶颈，配位氢化物、富氢载体化合物是目前所采用的主要储氢材料。
(1)Ti(BH4)2是一种过渡元素硼氢化物储氢材料。在基态Ti2＋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________。
(2)液氨是富氢物质，是氢能的理想载体，利用N2＋3H2??2NH3实现储氢和输氢。下列说法正确的是________。
a．NH3分子中氮原子的轨道杂化方式为sp2杂化
b．NH与PH、CH4、BH、ClO互为等电子体
c．相同压强时，NH3的沸点比PH3的沸点高
d．[Cu(NH3)4]2＋中，N原子是配位原子
(3)已知NF3与NH3的空间构型相同，但NF3不易与Cu2＋形成配离子，其原因是
____________________________________________________________。
Ⅱ.氯化钠是生活中的常用调味品，也是结构化学中研究离子晶体时常用的代表物，其晶胞结构如图所示。
(1)设氯化钠晶体中Na＋与跟它最近邻的Cl－之间的距离为r，则与Na＋次近邻的Cl－个数为________，该Na＋与跟它次近邻的Cl－之间的距离为________。
(2)已知在氯化钠晶体中Na＋的半径为a pm，Cl－的半径为b pm，它们在晶体中是紧密接触的，则在氯化钠晶体中离子的空间利用率为________。(用含a、b的式子表示)
(3)纳米材料的表面原子占总原子数的比例很大，这是它有许多特殊性质的原因。假设某氯化钠颗粒形状为立方体，边长为氯化钠晶胞的10倍，则该氯化钠颗粒中表面原子占总原子数的百分比为________。
(3)若立方体氯化钠颗粒边长为氯化钠晶胞的10倍，则立方体氯化钠颗粒的棱上有21个原子(10个Cl－和11个Na＋)，那么该立方体的原子总数为213＝9 261。而该立方体的每条棱的相应里面一层(紧靠)的棱上有19个原子(10个Cl－和9个Na＋)，即该立方体中有193＝6 859个原子处于立方体内部，所以该立方体表面原子个数为：213－193＝2 402，因而表面原子占总原子数的百分比为×100%≈26%。
答案 　Ⅰ.(1)M　9　(2)cd
(3)N、F、H三种元素的电负性为F>N>H，在NF3中，共用电子对偏向氟原子，偏离氮原子，使得氮原子上的孤电子对难以与Cu2＋形成配位键
Ⅱ.(1)8　r　(2)××100%
(3)26%或×100%
8．Ⅰ.氯化铁溶液用于检验食用香精乙酰乙酸乙酯时，会生成紫色配合物，其配离子结构如下图所示。
(1)此配合物中，铁离子的价电子排布式为________。
(2)此配离子中含有的作用力有________(填序号)。
A．离子键 B．金属键
C．极性键 D．非极性键
E．配位键 F．氢键
G．σ键 H．π键
(3)此配合物中碳原子的杂化轨道类型有________。
Ⅱ.元素A的基态原子占据纺锤形原子轨道的电子总数为2，元素B与A同周期，其基态原子占据s轨道的电子数与p轨道相同；C是A的同族相邻元素，电负性小于A；D是B的同族相邻元素，第一电离能小于B。则：
(4)化合物CA和DB2的晶体熔点较高的是________(填化学式)。
(5)AD2分子的空间构型为________。
(6)A、B和C的成键情况如下：
A—B
A===B
C—B
C===B
键能/kJ·mol－1
360
803
464
640
A和B之间易形成含有双键的AB2分子晶体，而C和B之间则易形成含有单键的CB2原子晶体，请结合数据分析其原因为__________________________________________________________________。
(5)CS2的分子结构与CO2相似，为直线形分子。
(6)从能量最低原理分析，碳与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(803×2＝1 606 kJ·mol－1)大于形成含单键的原子晶体放出的能量(360×4＝1440 kJ·mol－1)，故C与O易形成含双键的分子；硅与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(640×2＝1 280 kJ·mol－1)小于形成含单键的原子晶体放出的能量(464×4＝1 856 kJ·mol－1)，故Si与O易形成含单键的原子晶体。
答案　(1)3d5　(2)CDEGH　(3)sp2、sp3　(4)SiC
(5)直线形　(6)碳与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(803×2＝1 606 kJ·mol－1)大于形成含单键的原子晶体放出的能量(360×4＝1 440 kJ·mol－1)，故C与O易形成含双键的分子；硅与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(640×2＝1 280 kJ·mol－1)小于形成含单键的原子晶体放出的能量(464×4＝1 856 kJ·mol－1)，故Si与O2易形成含单键的原子晶体。
9．太阳能电池的发展经历了三代。第一代为单晶硅太阳能电池，第二代为多晶硅、非晶硅太阳能电池，第三代就是铜铟镓硒CIGS(CIS中掺入Ga)等化合物薄膜太阳能电池以及薄膜Si系太阳能电池。请回答下列问题：
(1)晶体硅中Si原子采用的轨道杂化方式是________。
(2)铜的原子序数为________，亚铜离子(Cu＋)基态时的电子排布式为________。
(3)硒为第四周期元素，相邻的元素有砷和溴，则三种元素的第一电离能从大到小的顺序为________(用元素符号表示)。AsH3的沸点比NH3的低，其原因是_____________________。
(4)与镓元素处于同一主族的硼元素具有缺电子性，其化合物往往具有加合性，硼酸(H3BO3)在水溶液中能与水反应生成[B(OH)4]－而体现一元弱酸的性质。
①Na[B(OH)4]中存在的化学键类型有________________。
②[B(OH)4]－的立体构型为________。
(5)单晶硅的结构与金刚石的结构相似，若将金刚石晶体中一半的C原子换成Si原子且同种原子间不成键，则得如图所示的金刚砂(SiC)结构；若在晶体硅中所有Si—Si键中插入O原子即得SiO2晶体。①判断
a．SiO2 b．干冰　c．冰三种晶体的熔点从小到大的顺序是________(用字母表示)。
②在SiC晶体中，每个C原子周围最近的C原子数为________。
③在SiO2晶体中，每个Si原子被________个最小环所共有。
答案：(1)sp3　(2)29　1s22s22p63s23p63d10　(3)Br>As>Se　NH3分子间能形成氢键，AsH3分子间不能形成氢键　(4)①离子键、共价键、配位键　②正四面体形　(5)①b10．回答下列问题：
(1)过渡金属元素铁能形成多种配合物，如：[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3[三硝酸六尿素合铁(Ⅲ)]和Fe(CO)x等。
①基态氧原子的价电子排布式为________。
②尿素(H2NCONH2)分子中C、N原子的杂化方式分别是________、________。
③配合物Fe(CO)x的中心原子价电子数与配体提供电子数之和为18，则x＝________。Fe(CO)x常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe(CO)x晶体属于________(填晶体类型)。
(2)O和Na形成的一种只含有离子键的离子化合物的晶胞结构如图，距一个阴离子周围最近的所有阳离子为顶点构成的几何体为________。已知该晶胞的密度为ρ g/cm3，阿伏加德罗常数为NA，求晶胞边长a＝______cm。(用含ρ、NA的计算式表示)
(3)下列说法正确的是________。
a．第一电离能大小：S>P>Si
b．电负性顺序：Cc．因为晶格能CaO比KCl高，所以KCl比CaO熔点低
d．SO2与CO2的化学性质类似，分子结构也都呈直线形，相同条件下SO2的溶解度更大
(4)图(a)是Na、Cu、Si、H、C、N等元素单质的熔点高低的顺序，其中c、d均是热和电的良导体。
①图中d单质的晶体堆积方式类型是________。
②单质a、b、f对应的元素以原子个数比1∶1∶1形成的分子中含________个σ键，________个π键。
③图(b)是上述六种元素中的一种元素形成的含氧酸的结构，请简要说明该物质易溶于水的原因：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)对应的化合物为Na2O，观察晶胞图知，白色小球代表Na＋，黑色小球代表O2－，O2－的配位数是8,8个Na＋构成了一个立方体。该晶胞中含有4个“Na2O”组成单元，物质的量为，晶胞的质量为，晶胞体积V＝＝a3，由此可求出a＝。(3)磷的第一电离能比硫的大，a项错误，SO2中硫为sp2杂化，SO2是V形结构，d项错误。
(4)由c、d是热和电的良导体知二者是金属，结合熔点知c是钠，d是铜，a是氢，b是氮，e是硅，f是碳。铜为面心立方最密堆积。H、C、N形成的符合条件的化合物为HCN，结构式为H—C≡N，故有2个σ键，2个π键。图(b)对应的物质是硝酸，硝酸中存在“H—O”键，能与水形成氢键，故它易溶于水。
答案：(1)①2s22p4　②sp2　sp3　③5　分子晶体
(2)立方体　　(3)bc
(4)①面心立方最密堆积　②2　2　③硝酸分子是极性分子，易溶于极性溶剂的水中，硝酸分子中存在“H—O”键，易与水分子间形成氢键
11．X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中的常见元素。其相关信息如表：
元素
相关信息
X
X的一种核素的质量数为18，中子数为10
Y
Y与X同主族，且它的一种氧化物是形成酸雨的主要物质之一
Z
Z的单质常温下为黄绿色气体
W
W的基态原子核外有4个未成对电子
请回答下列问题：
(1)Y位于元素周期表的________区。
(2)X的一种氢化物H2X2，其分子中极性键和非极性键数目之比为________。
(3)Y的电负性比Z的________(填“大”或“小”)；X和Y的简单气态氢化物中，较稳定的是________(写化学式)。
(4)试推测下列含Z元素的微粒的空间构型：
微粒
ZO
ZO
空间构型
根据物质结构与性质的关系，解释上述两种离子对应酸酸性强弱的原因：_____________
________________________________________________________________________。
(5)W的晶体在不同温度下有两种堆积方法，晶胞分别如图所示，面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际含有的W原子个数之比为________。
答案：(1)p　(2)2∶1　(3)小　H2O　(4)V形　三角锥形　HClO2和HClO3可分别表示为(OH)ClO和(OH)ClO2，HClO2中的Cl为＋3价，而HClO3中的Cl为＋5价，HClO3中Cl的正电性更高，导致Cl—O—H中O原子上的电子更向Cl偏移，更易电离出H＋，故HClO3的酸性更强　(5)2∶1
12．原子序数小于36的X、Y、Z、W、Q五种元素，X原子核外电子运动状态是所有原子中最少的，Y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W是第三周期中电负性最大的元素，Q的原子序数为33。回答下列问题：
(1)链状化合物Y3X6分子中σ键与π键的数目比为________。
(2)ZX3极易溶于水而YX4难溶于水的主要原因是________________________________
________________________________________________________________________。
(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，这两种氧化物的分子式分别是________。
(4)W与Q能形成两种分子，其中属于非极性分子的是________，另一种分子的空间构型是________。
(5)W可以分别与Z、Q形成原子个数比为1∶3的两种化合物，则这种化合物沸点的相对高低为________。
解析：X是H，Y是C，Z是N，W是Cl，Q是As。
(1)C3H6是丙烯，分子中有8个σ键，1个π键。
(2)NH3和H2O均是极性分子，二者相似相溶，且二者分子间可形成氢键，故NH3极易溶于水；CH4是非极性分子，在极性分子H2O中的溶解性较小。
(3)CO2与N2O是等电子体。
(4)As和Cl可形成AsCl3和AsCl5两种分子，其中AsCl3是三角锥形极性分子，AsCl5是三角双锥非极性分子。
(5)由于AsCl3比NCl3的相对分子质量大，故AsCl3的熔沸点较高。
答案：(1)8∶1　(2)NH3和H2O均是极性分子，二者相似相溶，且二者分子间可形成氢键，故NH3极易溶于水；CH4是非极性分子，不易溶于极性溶剂水。
(3)CO2、N2O　(4)AsCl5　三角锥形　(5)AsCl3＞NCl3
13．卤族元素是典型的非金属元素，卤素单质及其化合物在工农业生产和生活中都有重要的用途。请回答下列问题：
(1)下列物质性质递变规律正确的是________。
a．熔点：CaF2b．稳定性：HF>HI>HBr>HCl
c．电负性：F>Cl>Br>I
d．第一电离能：F(2)不同卤素原子之间可形成卤素互化物，如IBr、BrI3、BrF5等。卤素互化物中的化学键类型是________。
a．离子键　　　　 b．极性键
c．非极性键 d．σ键和π键
(3)OF2分子的空间构型为________；BCl3分子中键角为________。Cl2O的中心原子杂化类型为________。
(4)I2晶胞和铜晶胞相似，每个晶胞含________个碘原子。
(5)由K、M、F三种元素组成的某种晶体的晶胞结构如图所示，基态M原子的外围电子排布式为3s2。该晶胞边长为a pm，则该晶体的密度为________。(用代数式表示)
子对数为2，OF2分子的空间构型为V形；同理，Cl2O分子中氧原子的杂化类型为sp3。BCl3分子的中心原子为硼原子，价层电子对数为3，孤电子对数为0，它是平面三角形结构，键角为120°。(4)铜晶胞为面心立方结构，则I2晶胞含有4个I2分子，即8个碘原子。(5)M为镁，1个该晶胞含钾：1个，含氟：3个；含镁：1个。化学式为KMgF3，Mr(KMgF3)＝39＋24＋19×3＝120，该晶胞体积为V＝(a×10－10 cm)3＝a3×10－30 cm3，ρ＝≈ g·cm－3。
答案：(1)c　(2)b　(3)V形　120°　sp3　(4)8
(5) g·cm－3
14．碳元素不仅能形成种类繁多的有机化合物，而且还能形成多种无机化合物，同时自身可以形成多种单质。碳及其化合物的用途广泛。请回答下列问题：
(1)某同学画出基态碳原子的核外电子排布图：，该电子排布图违背了________，请你画出正确的核外电子排布图：________。
(2)富勒烯(C60)的结构如图所示。
1 mol C60分子中σ键的数目为________。继C60后，科学家又合成了Si60、N60。请解释如下现象：熔点：Si60>N60>C60，而破坏分子所需要的能量：N60>C60>Si60，其原因是____________________________________
_____________________________________________________________。
(3)H3、—CH3、H3都是重要的有机反应中间体。H3、H3的空间构型分别为________、________。
(4)含氧酸电离出的氢离子来自羟基，碳酸的结构式为________；若碳酸中的碳、氧原子都在同一平面，则碳原子的杂化类型是________。
(5)固态CO2(干冰)的晶胞结构如图所示，1个CO2分子周围等距离且距离最近的CO2分子有________个。
能有关，N—N键、C—C键、Si—Si键键长逐渐增大，键能逐渐减小，因此破坏分子所需要的能量：
答案：(1)洪特规则　
(2)90NA　结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力(或范德华力)越强，熔点越高，故熔点：Si60>N60>C60；而破坏分子需断开化学键，N—N键、C—C键、Si—Si键键长逐渐增大，键能逐渐减小，故破坏分子需要的能量顺序为N60>C60>Si60　(3)平面三角形　三角锥形　
(4)　sp2　(5)12
15．钛铁合金具有吸氢特性，在制造以氢为能源的热泵和蓄电池等方面有广阔的应用前景。
(1)基态Fe原子有________个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为________，在基态Ti2＋中，电子占据的最高能层具有的原子轨道数为________。
(2)液氨是富氢物质，是氢能的理想载体。下列说法正确的是________
A．NH与PH、CH4、BH、ClO互为等电子体
B．相同条件下，NH3的沸点比PH3的沸点高，且NH3的稳定性强
C．已知NH3与NF3都为三角锥型分子，则N原子都为sp3杂化方式且氮元素的化合价都相同
(3)氮化钛熔点高，硬度大，具有典型的NaCl型晶体结构，其晶胞结构如图所示：
①设氮化钛晶体中Ti原子与跟它最近邻的N原子之间的距离为r，则与该Ti原子最近邻的Ti的数目为________，Ti原子与跟它次近邻的N原子之间的距离为________，数目为________。
②已知在氮化钛晶体中Ti原子的半径为a pm，N原子的半径为b pm，它们在晶体中是紧密接触的，则在氮化钛晶体中原子的空间利用率为_______________________________________________。
③碳氮化钛化合物在汽车制造和航天航空领域有广泛的应用，其结构是用碳原子代替氮化钛晶胞顶点的氮原子，则这种碳氮化钛化合物的化学式________。
解析：(1)Fe基态原子电子排布式1s22s22p63s23p63d64s2，在3d轨道有4个未成对电子；Fe原子失去3个电子形成Fe3＋，则Fe3＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5；基态Ti2＋的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d2，最高能层为M层，M能层含有1个3s轨道、3个3p轨道和5个3d轨道，共有9个原子轨道；
(2)A.等电子体为原子数相等和价电子数相等的原子团，NH与PH、CH4、BH均含有5个原子，且价电子数均为8，为等电子体，而ClO价电子数为32，与其他粒子不属于等电子体，故A错误；B.氨分子间含有氢键，PH3分子间不含氢键，所以NH3沸点比PH3高；元素的非金属性越强，其氢化物越稳定，非金属性N比P强，所以氨气比磷化氢稳定，故B正确；C.NH3与NF3分子中N原子含有3个共用电子对和一个孤电子对，所以其价层电子对是4，都采用sp3杂化，NH3中N元素为－3价，NF3中N元素为＋3价，化合价不同，故C错误；
答案：(1)4　1s22s22p63s23p63d5　9　(2)B
(3)①12　r　8　②××100%　③Ti4CN3
16．E、G、M、Q、T是五种原子序数依次增大的前四周期元素。E、G、M是位于P区的同一周期的元素，M的价层电子排布为nsnnp2n，E与M原子核外的未成对电子数相等；QM2与GM为等电子体；T为过渡元素，其原子核外没有未成对电子。请回答下列问题：
(1)与T同区、同周期元素原子价电子排布式是____________。
(2)E、G、M均可与氢元素形成氢化物，它们的最简单氢化物在固态时都形成分子晶体，其中晶胞结构与干冰不一样的是_______(填分子式)。
(3)E、G、M的最简单氢化物中，键角由大到小的顺序为____________________________(用分子式表示)，其中G的最简单氢化物的VSEPR模型名称为________________，M的最简单氢化物的分子立体构型名称为________________。
(4)EM、GM＋、G2互为等电子体，EM的结构式为(若有配位键，请用“→”表示)________。E、M电负性相差1.0，由此可以判断EM应该为极性较强的分子，但实际上EM分子的极性极弱，请解释其原因__________________________________________________
______________________________________________________。
(5)TQ在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方TQ晶体结构如图所示，该晶体的密度为ρ g/cm3。如果TQ的摩尔质量为M g/mol，阿伏加德罗常数为NA mol－1，则a、b之间的距离为___________cm。
(1)T为锌元素，属于ds区，与锌同区、同周期元素为铜元素，其原子价电子排布式是3d104s1。
(2)CH4、NH3、H2O 在固态时都形成分子晶体，其中晶胞结构与干冰不一样的是NH3、H2O。
(3)CH4、NH3、H2O 中，中心原子C、N、O均为sp3杂化，CH4分子中没有孤对电子，NH3分子中有1对孤对电子、H2O分子中有2对孤对电子，根据价层电子对互斥理论判断键角由大到小的顺序为CH4＞NH3＞H2O，其中NH3 的VSEPR模型名称为四面体形，H2O 分子立体构型名称为V形。
(4)CO、NO＋、N2互为等电子体，结构相似，根据N2的结构式写出CO的结构式为CO。CO分子的极性极弱，其原因为从电负性分析，CO中的共用电子对偏向氧原子，但分子中形成配位键的电子对是由氧原子单方面提供的，抵消了共用电子对偏向O而产生的极性。
(5)根据立方ZnS晶体结构利用均摊法分析知1 mol晶胞中含有4 mol ZnS，该晶体的密度为ρ g/cm3。ZnS的摩尔质量为M g/mol，阿伏加德罗常数为NA mol－1，设晶胞的棱长为x，ρ＝4M/NAx3，则x3＝4M/NAρ利用几何知识计算，则a、b之间的距离为cm。
答案：(1)3d104s1
(2)NH3、H2O
(3)CH4＞NH3＞H2O　四面体形　V形
(4)CO　从电负性分析，CO中的共用电子对偏向氧原子，但分子中形成配位键的电子对是由氧原子单方面提供的，抵消了共用电子对偏向O而产生的极性
(5)

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