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1.已知A、B、C、D四种短周期元素,它们的核电荷数依次增大。A原子、C原子的L能层中都有两个未成对的电子,C、D同主族。E、F都是第4周期元素,E原子核外有4个未成对电子,F原子除最外能层只有1个电子外,其余各能层均为全充满。根据以上信息填空：
(1)基态D原子中,电子占据的最高能层符号是________,
该能层具有的原子轨道数为________。
(2)E2+的价层电子排布图是________,
F原子的核外电子排布式是________。
(3)A元素的最高价氧化物对应的水化物中心原子采取的轨道杂化方式为________,
B元素的气态氢化物的分子模型为________。
(4)化合物AC2、B2C和阴离子DAB-互为等电子体,它们结构相似,DAB-的电子式为________。
(5)某种化合物由D、E、F三种元素组成,其晶胞如图所示,则其化学式为________,该晶胞上下底面为正方形,侧面与底面垂直,根据图中所示的数据列式计算该晶体的密度：d=________g·cm-3。
电子外,其余各能层均为全充满,F原子核外电子数=2+8+18+1=29,则F为铜元素。
(1)基态硫原子中电子占据的最高能层为第3能层,符号为M,该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道,共有9个原子轨道。
(2)Fe2+的价层电子排布式为3d6,其价层电子排布图是,F为铜元素,原子核外有29个电子,原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1。
(3)碳元素的最高价氧化物对应的水化物为H2CO3,分子结构式为,中心碳原子成3个σ键、没有孤电子对,碳原子采取sp2杂化方式;B的气态氢化物为NH3,为三角锥形结构。
(5)晶胞中D(S)原子位于晶胞内部,原子数目为8个,E(Fe)原子6个位于面上、4个位于棱上,E(Fe)原子数目=6×+4×=4,F(Cu)原子4个位于面上、1个位于内部、8个位于顶点上,原子数目=4×+1+8×=4,晶体中铜、铁、硫原子数目之比=4∶4∶8=1∶1∶2,故该晶体化学式为CuFeS2;晶胞质量=×4,晶胞体积=(524×10-10cm)2×(1 030×10-10)cm,该晶体的密度d=
×4]÷(524×10-10cm)2×(1 030×10-10)cm]=4.32 g·cm-3。
答案：(1)M　9　(2)　1s22s22p63s23p63d104s1
(3)sp2　三角锥形　(4)
(5)CuFeS2　×4]÷(524×10-10cm)2×(1 030×10-10)cm]=4.32
2.氮及其化合物与人类生产、生活息息相关。回答下列问题：
(1)基态氮原子中电子在2p轨道上的排布遵循的原则是______________。前4周期元素中,基态原子核外电子排布成单电子数最多的元素的价层电子排布式为____________。
(2)C、N、O三种元素第一电离能从大到小的顺序是_____________________
______________________________________________________________。
(3)N2F2分子中氮原子的杂化方式是____________,
1 mol N2F2含有____________molσ键。
(4)NF3的键角____________NH3的键角(填“<”“>”或“=”),原因是____________。
(5)NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼纳米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有________mol配位键。
(6)安全气囊的设计原理为6NaN3+Fe2O33Na2O+2Fe+9N2↑。
①等电子体的原理是原子总数相同,价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征,具有许多相近的性质。写出两种与互为等电子体的分子或离子____________;
②Na2O的晶胞结构如图所示,晶胞边长为566 pm,晶胞中氧离子的配位数为____________,Na2O晶体的密度为________g·cm-3(只要求列算式,不必计算出结果)。
(3)N2F2分子结构式为F—NN—F,分子中氮原子含有1对孤电子对,氮原子的杂化方式是sp2杂化,l mol N2F2含有3 molσ键。
(4)F电负性比H大,NF3中N周围电子密度小于NH3中N周围电子密度,成键电子对之间的排斥力较小,因而NF3的键角(5)NH4BF4中铵根离子中含有1个配位键,硼原子与F之间形成1个配位键,l mol NH4BF4含有2 mol配位键。
(6)①与互为等电子体的分子或离子为CO2、CNO-等。
②晶胞中白色球数目为8×+6×=4、黑色球数目为8,钠离子与氧离子数目之比为2∶1,则白色球为氧离子、黑色球为钠离子,黑色球配位数为4,则白色球配位数为8,晶胞质量为4×g,则晶胞密度为4×g÷(566×10-10cm)3=g·cm-3。
答案：(1)洪特规则　3d54s1　(2)N>O>C
(3)sp2杂化　3
(4)<　F电负性比H大,NF3中N周围电子密度小于NH3中N周围电子密度
(5)2
(6)①CO2、CNO-　②8　
3.ⅤA族的某些单质及其化合物常用于制作太阳能电池、半导体材料等。
(1)基态时砷原子核外的电子排布式为____________。
(2)硒、溴与砷同周期,三种元素的第一电离能从大到小顺序为____________(用元素符号表示)。
(3)气态SeO3分子的立体结构为____________,与SeO3互为等电子体的一种离子为____________(填化学式)。
(4)硼元素具有缺电子性,因而其化合物往往具有加和性。
①硼酸(H3BO3)是一元弱酸,写出硼酸在水溶液中的电离方程式____________。
②硼酸(H3BO3)是一种具有片层结构的白色晶体,层内的H3BO3分子间通过氢键相连(如图1)。含1 mol H3BO3的晶体中有____________mol氢键,____________molσ键。H3BO3中B的原子杂化类型为____________。
(5)硅的某种单质的晶胞如图2所示。若该硅晶体的密度为ρg·cm-3,阿伏加德罗常数值为NA,则晶体中最近的两个硅原子之间的距离为________cm(用代数式表示即可)
(3)气态SeO3分子中中心原子的价层电子对数为=3,无孤电子对,所以分子构型为平面三角形,又因为等电子体要求原子总数相同,价电子总数相同,所以与SeO3互为等电子体的一种离子为C或N。
(4)①硼酸为一元弱酸,在水溶液里电离出阴阳离子,其电离方程式为H3BO3+H2OB(OH)4]-+H+;
②根据1个硼酸分子能形成3个氢键,1个硼酸分子能形成6个σ键,则1 mol H3BO3的晶体中氢键物质的量是3 mol,σ键是6 mol;
根据图知,硼酸(H3BO3)中每个硼原子连接3个氧原子且不含孤电子对,据此确定硼原子杂化方式为sp2。
(5)该晶胞中Si个数=8×+6×+4=8,故晶胞质量为g=g,硅晶体的密度为ρg·cm-3,则晶胞棱长=cm,则晶胞体对角线长度为·cm,故最近的两个硅原子之间的距离为
·cm×=·cm。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或Ar]3d104s24p3)
(2)Br>As>Se
(3)平面三角形　C或N
(4)①H3BO3+H2OB(OH)4]-+H+
②3　6　sp2
(5)·
4.硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素,可以形成多种化合物。
(1)基态硒原子的价层电子排布式为____________。
(2)锗、砷、硒的第一电离能大小排序为____________。
H2SeO4的酸性比H2SeO3的强,其原因是____________。
(3)H2SeO3的中心原子杂化类型是____________;Se的立体构型是____________。与Se互为等电子体的分子有(写一种物质的化学式即可)
_ ___________。
(4)H2Se属于________(填“极性”或“非极性”)分子;单质硒的熔点为217℃,它属于________晶体。
(5)硒化锌是一种重要的半导体材料,其晶胞结构如图所示,该晶胞中硒原子的配位数为___________;
若该晶胞密度为ρg·cm-3,硒化锌的摩尔质量为Mg·mol-1。NA代表阿伏加德罗常数,则晶胞参数a为______________pm。
【解析】(1)硒的质子数为16+18=34,基态硒原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p4,故硒原子价层电子排布式为4s24p4。
(2)砷原子的4p轨道达到半充满状态,故砷的第一电离能大于硒。硒酸分子中有2个非羟基氧,亚硒酸分子中有1个非羟基氧,非羟基氧越多,硒元素的价态越高,导致氢氧键上电子向氧原子偏移程度增大,电离氢离子能力增强,故硒酸的酸性比亚硒酸的强。
(3)H2SeO3中硒原子价层电子对数为=4,中心原子的杂化类型为sp3杂化。Se的硒原子价层电子对数为4,其中,一个孤电子对、三个成键电子对,立体构型为三角锥形;Se的等电子体有CCl4、SiCl4、SiF4、CBr4等。
答案：(1)4s24p4
(2)As>Se>Ge　H2SeO4分子中非羟基氧数大于H2SeO3
(3)sp3　三角锥形　CCl4(或SiF4)
(4)极性　分子　(5)4　×1010
5.已知A、B、C、D、E五种元素是元素周期表中前四周期元素,且原子序数依次增大。其中A、B、C为同周期的非金属元素,且B、C原子中均有两个未成对电子。D、E为同周期元素且分别位于s区和d区。五种元素所有的s能级电子均为全充满。E的d能级电子数等于A、B、C最高能层的p能级电子数之和。回答下列问题：
(1)五种元素中,电负性最大的是____________(填元素符号)。
(2)E常有+2、+3两种价态,画出E2+的价电子排布图____________。
(3)自然界中,含A的钠盐是一种天然矿藏,其化学式写作Na2A4O7·10H2O,实际上它的结构单元是由两个H3AO3和两个A(OH)4]-缩合而成的双六元环,应该写成Na2A4O5(OH)4]·8H2O,其结构如图1,它的阴离子可形成链状结构。
①A原子的杂化轨道类型为____________。
②该阴离子由极性键和配位键构成,请在图1中用“→”标出其中的配位键。该阴离子通过____________相互结合形成链状结构。
③已知H3AO3为一元弱酸,根据上述信息,用离子方程式解释分析H3AO3为一元酸的原因(用元素符号表示)____________。
(4)E2+在水溶液中以E(H2O)6]2+形式存在,向含E2+的溶液中加入氨水,可生成更稳定的E(NH3)6]2+,其原因是__________。E(NH3)6]2+的立体构型为____________。
(5)由元素B、D组成的某离子化合物的晶胞结构如图2,写出该物质的电子式____________,若晶胞的长、宽、高分别为520 pm、520 pm和690 pm,该晶体密度为____________g·cm-3(保留到小数点后两位)。
故E为Co。
(1)非金属性越强电负性越大,同周期自左而右电负性增大,五种元素中,氧元素电负性最大。
(2)E为Co,Co2+的价电子排布图为。
(3)①A为硼原子,结构中硼原子形成3个单键、4个单键(含有1个配位键),硼原子核外最外层的3个电子全部参与成键,杂化轨道类型为sp2、sp3。
②形成4个键的硼原子中含有1个配位键,氢氧根离子中氧原子与硼原子之间形成配位键,图1中用“→”标出其中的配位键为,该阴离子通过氢键相互结合形成链状结构。
③H3AO3为一元弱酸,与OH-形成配位键,电离出A(OH)4]-与氢离子,用离子方程式表示为
H3BO3+H2OB(OH)4]-+H+。
(4)Co2+在水溶液中以Co(H2O)6]2+形式存在,向含Co2+的溶液中加入氨水,可生成更稳定的Co(NH3)6]2+。其原因是氮元素电负性更小,更易给出孤电子对形成配位键,Co(NH3)6]2+的立体构型为正八面体。
(5)由元素C、Ca组成的某离子化合物为CaC2,该物质的电子式为晶胞中钙离子、数目相等,数目为8×+6×=4,则晶胞质量为4×g,若晶胞的长、宽、高分别为520 pm、520 pm和690 pm,该晶体密度为4×g÷(520×10-10cm×520×10-10cm×690×10-10cm)=
2.28 g·cm-3。
答案：(1)O　(2)　(3)①sp2、sp3
③H3BO3+H2OB(OH)4]-+H+
(4)氮元素电负性更小,更易给出孤电子对形成配位键　正八面体
6.年10月中国药学家屠呦呦因发现青蒿素(一种用于治疗疟疾的药物)而获得诺贝尔生理学或医学奖。青蒿素(C15H22O5)的结构如图1所示。请回答下列问题：
(1)组成青蒿素的三种元素电负性由大到小排序是___________,
在基态氧原子中,核外存在____________对自旋相反的电子。
(2)下列关于青蒿素的说法正确的是____________(填序号)。
a.青蒿素中既存在极性键又存在非极性键
b.在青蒿素分子中,所有碳原子均处于同一平面
c.图中数字标识的五个碳原子均只以σ键与其他原子成键
(3)在确定青蒿素结构的过程中,可采用NaBH4作为还原剂,其制备方法为
4NaH+B(OCH3)3→NaBH4+3CH3ONa
①NaH为____________晶体,如图2是NaH晶胞结构,则NaH晶体的配位数是____________,若晶胞棱长为a,则钠原子间最小核间距为____________。
②B(OCH3)3中B采用的杂化类型是____________。写出两个与B(OCH3)3具有相同空间构型的分子或离子____________。
③NaBH4结构如图3所示,结构中存在的作用力有_____________。
(2)青蒿素中存在O—O键、C—C键,为非极性键,C—O、C—H键为极性键,故a正确;含有饱和碳原子,具有烷烃的结构,则所有碳原子不处于同一平面,故b错误;CO键含有π键,故c错误。
(3)①NaH为离子晶体,NaH晶体中每个钠离子周围有6个氢负离子,若晶胞棱长为a,则钠原子间最小核间距为a。
②B(OCH3)3中B与3个O成键,为sp2杂化,B(OCH3)3的空间构型是平面三角形,与B(OCH3)3具有相同空间构型的分子或离子为SO3、C。
③硼原子核最外层有3个电子,NaBH4存在离子键、配位键和共价键。
答案：(1)O>C>H　3　(2)a
(3)①离子　6　a
②sp2　SO3、C
③离子键、配位键、共价键
7．氮化硼(BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼是通常存在的稳定相，与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂。立方相氮化硼是超硬材料，有优异的耐磨性。它们的晶体结构如下图所示。
(1)基态硼原子的电子排布式为________________________________________________。
(2)关于这两种晶体的说法，正确的是________(填序号)。
a．立方相氮化硼含有σ键和π键，所以硬度大
b．六方相氮化硼层间作用力小，所以质地软
c．两种晶体中的B－N键均为共价键
d．两种晶体均为分子晶体
(3)六方相氮化硼晶体层内一个硼原子与相邻氮原子构成的空间构型为________________，其结构与石墨相似却不导电，原因是______________________________________________。
(4)立方相氮化硼晶体中，硼原子的杂化轨道类型为________。该晶体的天然矿物在青藏高原地下约300 km的古地壳中被发现。根据这一矿物形成事实，推断实验室由六方相氮化硼合成立方相氮化硼需要的条件应是 ____________________________________。
(5)NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼纳米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有________ mol配位键。
子与相邻的3个氮原子构成平面三角形，由于六方相氮化硼结构中已没有自由移动的电子，故其不导电。(4)立方相氮化硼晶体中每个硼原子与相邻的4个氮原子形成共价键，有4个杂化轨道，发生的是sp3杂化，根据题意，结合地理知识，合成立方相氮化硼晶体的条件为高温、高压。(5)NH4BF4由NH和BF构成，1个NH中含1个配位键，1个BF中含1个配位键，故1 mol NH4BF4中含有2 mol配位键。
答案　(1)1s22s22p1或He]2s22p1　(2)bc
(3)平面三角形　层状结构中没有自由移动的电子
(4)sp3　高温、高压　(5)2
8．铜是重要的金属，广泛应用于电气、机械制造、国防等领域，铜的化合物在科学研究和工农业生产中有许多用途。回答下列问题：
(1)Cu原子的价层电子排布式为________。
(2)CuSO4晶体中S原子的杂化方式为________，SO的立体构型为________。
(3)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，是因为NH3分子和H2O分子之间形成3种不同的氢键
b．NH3分子和H2O分子，分子立体构型不同，氨气分子的键角小于水分子的键角
c．Cu(NH3)4]SO4所含有的化学键有离子键、极性共价键和配位键
d．Cu(NH3)4]SO4的组成元素中电负性最大的是氮元素
力越强，键角被挤压得越小，故氨气分子的键角大于水分子的键角，b错误；Cu(NH3)4]SO4所含有的化学键有Cu(NH3)4]2＋与SO之间的离子键、氨分子与Cu2＋间的配位键和SO、NH3中的极性共价键，c正确；Cu(NH3)4]SO4的组成元素中电负性最大的是氧元素，d错误。
答案　(1)3d104s1　(2)sp3　正四面体　(3)c
9．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。
(4)由4个N原子组成的不稳定单质分子为N4，由于N原子的杂化方式为sp3杂化，则M分子的立体构型是正四面体结构。
(5)该一次性电池负极材料是Zn，正极材料是MnO2，电解质为KOH，该电极的正极电极反应式为：MnO2＋e－＋H2O===MnOOH＋OH－。
(6)上述元素中电负性最大的是O元素和第一电离能最小的K元素形成化合物N为K2O，由于r(K＋)＞r(Ca2＋)，故其晶格能小于CaO。由晶胞结构和均摊法知，每个晶胞中相当于含有4个K2O，则有：4×Mr(K2O)＝NA·(a×10－10)3·ρ，该化合物的密度为：ρ＝ g·cm－3。
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　
10．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。
解析　(1)从题中的各元素在元素周期表中的相对位置，可知⑨号元素为铜元素，其基态原子的价电子排布式为3d104s1；与其同周期，且基态原子的核外未成对电子数最多的元素的电子排布式为Ar]3d54s1，是铬元素；②号元素为碳元素，其基态原子的电子排布图为。
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)
11． 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
12．2013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)
13．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。
(4)由晶胞图可知，每个钛原子周围与它最近且距离相等的钙离子位于体心，每个顶角为8个晶胞所共用，故与Ti原子最近且距离相等的钙离子有8个，根据均摊法可知，处于顶角的原子同时为8个晶胞所共有，每个原子有1/8属于该晶胞，处于棱上的原子，同时被4个晶胞所共有，每个原子有1/4属于该晶胞；处于体心位置的原子则完全属于该晶胞，所以N(Ca)∶N(Ti)∶N(O)＝1∶∶＝1∶1∶3，该晶体的化学式为CaTiO3。
答案　(1)2s22p4　σ　(2)正四面体　sp3　非极性　原子
(3)N＞O＞Si＞Li　(4)8　CaTiO3
14．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)。
②A项，分子之间形成氢键，可以增加分子与分子之间的作用力，由于NH3分子和H2O分子之间能形成氢键，所以氨气极易溶于水，正确；B项，NH3分子空间构型呈三角锥形，H2O分子空间构型为V形，NH3分子中N原子有一对孤电子对，H2O中O原子有两对孤电子对，孤电子对数越多对成键电子对的斥力越大，故NH3的键角大于水分子的键角，错误；C项，Cu(NH3)4]SO4属于盐，难溶于有机溶剂，正确；D项，在燃烧热的热化学方程式中水应为液态，错误。
(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
15．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________。
故b错误；NH3能形成分子间氢键，使其沸点高于PH3，c正确；Cu(NH3)4]2＋中，Cu原子核外有空轨道，而N原子核外有孤对电子，故N原子是配位原子，d正确。Ⅱ.(1)根据氯化钠晶胞结构可知与Na＋次近邻的Cl－共有8个。晶胞面对角线的长度为r，所求距离为晶胞体对角线的长度，为＝r。
(2)晶胞边长＝2(a＋b)pm，晶胞体积V＝2(a＋b)]3pm3；1个晶胞中有4个NaCl，则离子体积V′＝4×πa3＋4×πb3]pm3，所以离子的空间利用率为×100%＝××100%。
(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%
16．已知A、B、C、D、E、F、G为前四周期中的七种元素且原子序数依次增大，其中A的基态原子中没有成对电子；B的基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每种轨道中的电子总数相同；C原子核外成对电子数比未成对电子数多1个，其氢化物常用作制冷剂；D原子未成对电子数与周期数相同；在E元素所在周期中该原子的第一电离能最小；F原子价电子排布式为nsn－1npn＋1；G原子有6个未成对电子。请回答下列问题：
(1)G元素基态原子的价电子排布式为________。
(2)B、C、D三种元素的最简单氢化物的键角由小到大的顺序为________(填元素符号)，常温下硬度最大的B单质、E2F、A2D及A2F的沸点由大到小的顺序为______________________________________(填化学式)。
(3)D元素与氟元素相比，电负性：D元素________氟元素(填“＞”、“＝”或“＜”)，下列表述中能证明这一事实的是________(填选项序号)。
A．常温下氟气的颜色比D单质的颜色深
B．氟气与D的氢化物剧烈反应，产生D的单质
C．氟与D形成的化合物中D元素呈正价态
D．比较两元素的单质与氢气化合时得电子的数目
(4)B2A4是重要的基本石油化工原料。B2A4分子中B原子轨道的杂化类型为________；1 mol B2A4分子中含σ键________mol。
往右逐渐增大，故E属于第ⅠA族，结合F中n＝3知F为S元素，则E为Na元素；由G原子有6个未成对电子知该元素为铬元素。(1)24号Cr元素的价电子排布式为3d54s1。
(2)CH4、NH3、H2O的键角分别为109.5°、107.3°、104.5°，则键角由小到大的顺序为O＜N＜C；硬度最大的B单质为金刚石，属原子晶体，E2F是Na2S，属离子晶体，H2O属分子晶体且因为含有氢键沸点较高，硫化氢属分子晶体，熔沸点较低，根据一般熔沸点：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，故它们沸点由大到小的顺序为C＞Na2S＞H2O＞H2S。
(3)D元素为氧元素，其电负性比氟小，B项，氟气与水发生反应置换出氧气，说明氟的非金属性强于氧，故其电负性大于氧，C项，根据OF2中氧显正价、氟显负价，可判断电负性氟大于氧。
(4)C2H4是乙烯，分子中C原子采用sp2杂化；根据其结构简式CH2CH2知1 mol C2H4分子中含σ键5 mol。
答案　(1)3d54s1　(2)O＜N＜C　C＞Na2S＞H2O＞H2S　(3)＜　BC　(4)sp2杂化　5
17．A、B、D、E、F五种元素的原子序数依次增大，除F为过渡元素外，其余四种均是短周期元素。已知：①F的单质为生活中最常见的金属之一，原子最外层有2个电子；②E原子的价电子排布为msnmpn，B原子的核外L层电子数为奇数；③A、D原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：
(1)F的稳定价态离子的电子排布式是________________，A、B、D、E四种元素的第一电离能由大到小的顺序为________________(用元素符号表示)。
(2)对于B的简单氢化物，其中心原子的轨道杂化类型是________，分子的立体构型为________________，该氢化物易溶于D的简单氢化物的主要原因是______________。
(3)D原子分别与A、B原子形成的单键中，键的极性较强的是________(用具体的化学键表示)。
(4)如图所示的晶胞是由A、D两元素组成的，下列有关该晶体的说法中正确的是________。
a．该晶体的化学式为AD
b．该晶体中A、D原子间形成的是双键
c．该晶体熔点可能比SiO2晶体高
d．该晶体可溶于水
SiO2高且不溶于水。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d5或Ar]3d5　Si＜C＜O＜N
(2)sp3　三角锥形　NH3与H2O分子间易形成氢键
(3)CO　(4)c
18．纳米技术制成的金属燃料、非金属固体燃料、氢气等已应用到社会生活和高科技领域。单位质量的A和B的单质燃烧时均放出大量热，可用作燃料。已知A和B为短周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：
电离能/(kJ·mol－1)
I1
I2
I3
I4
A
932
1 821
15 390
21 771
B
738
1 451
7 733
10 540
(1)某同学根据上述信息，推断B的核外电子排布如下图所示，该同学所画的电子排布图违背了________。
(2)ACl2分子中A原子的杂化类型为________。
(3)氢气作为一种清洁能源，必须解决它的储存问题，C60可用作储氢材料。已知金刚石中的C—C键的键长大于C60中C—C键的键长，有同学据此认为C60的熔点高于金刚石，你认为是否正确________(填“是”或“否”)，并阐述理由______________________________。
(4)科学家把C60和钾掺杂在一起制造了一种富勒烯化合物，其晶胞如图所示，该物质在低温时是一种超导体。写出基态钾原子的价电子排布式______________，该物质的K原子和C60分子的个数比为________。
(5)继C60后，科学家又合成了Si60、N60等，C、Si、N元素的电负性由大到小的顺序是
______________________________，NCl3分子的VSEPR模型为________。Si60分子中每个硅原子只跟相邻的3个硅原子形成共价键，且每个硅原子最外层都满足8电子稳定结构，则一个Si60分子中π键的数目为________。
原子电负性由大到小的顺序是N>C>Si；NCl3中心原子价层电子对数为4，VSEPR模型为四面体；Si的价电子数为4，每个硅原子只跟相邻的3个硅原子相连且最外层都满足8电子稳定结构，所以每个Si原子周围只有1个π键，且2个Si共用1个π键，所以一个Si60分子中π键的数目为(60×1)×＝30。
答案　(1)能量最低原理　(2)sp杂化　(3)否　C60为分子晶体，熔化时破坏的是分子间作用力，无需破坏共价键
(4)4s1　3∶1　(5)N>C>Si　四面体形　30
19．前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D、E中，A的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等，B原子核外电子有7种不同的运动状态，C元素原子核外的M层中只有2对成对电子，D＋与C2－的电子数相等，E元素位于元素周期表的ds区，且基态原子价电层电子均已成对。
回答下列问题：
(1)E2＋的价层电子排布图为________________。
(2)五种元素中第一电离能最小的是________(填元素符号)，CAB－离子中，A原子的杂化方式是________。
(3)AB－、D＋和E2＋三种离子组成的化学物质D2E(AB)4，其中化学键的类型有________________，该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为________，配位体是________。
(4)C和E两种元素组成的一种化合物的晶胞如图所示。
①该化合物的化学式为________，E的配位数为________，C采取________(填“简单立方”、“体心立方”、“六方最密”或“面心立方最密”)堆积；
②列式表示该晶体的密度：________g·cm－3。
(4)①根据均摊原理知其化学式为ZnS，由图中虚线连接可知Zn的配位数为4，S采取六方最密堆积；②晶胞的体积V＝a××a×b×10－30cm3，所以密度ρ＝g·cm－3。
答案　(1)
(2)K　sp杂化
(3)共价键、配位键、离子键　Zn(CN)4]2－　CN－
(4)①ZnS　4　六方最密
②
20．已知：硫酸铜溶液中滴入氨基乙酸钠(H2NCH2COONa)即可得到配合物A，其结构如图所示。请回答下列问题：
(1)Cu元素基态原子的外围电子排布式为________。
(2)元素C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为________。
(3)配合物A中碳原子的轨道杂化类型为________。
(4)1 mol氨基乙酸钠(H2NCH2COONa)含有σ键的数目为________________。
(5)氨基乙酸钠分解产物之一为二氧化碳。写出二氧化碳的一种等电子体：________(写化学式)。
(6)已知：硫酸铜灼烧可以生成一种红色晶体，其结构如图。则该化合物的化学式是________。
(H2N—CH2—COONa)含8 mol σ键。(5)与CO2互为等电子体的有N2O、SCN－、N等。(6)该晶胞中Cu的个数为4，O的个数为8×＋1＝2，Cu、O的个数比为2∶1，故化学式为Cu2O。
答案　(1)3d104s1　(2)N＞O＞C
(3)sp2、sp3　(4)8×6.02×1023
(5)N2O(或SCN－、N等)　(6)Cu2O
21．过渡元素Ti、Mn、Fe、Cu等可与C、H、O形成多种化合物。请回答下列问题：
(1)根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域，其中Mn属于________区。
(2)Ti(BH4)2是一种过渡元素硼氢化物储氢材料。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________。BH的立体构型是________。
(3)在Cu的催化作用下，乙醇可被空气中氧气氧化为乙醛，乙醛分子中碳原子的杂化方式是________，乙醛分子中HCO的键角________乙醇分子中HCO的键角(填“大于”、“等于”或“小于”)。
(4)电镀厂排放的废水中常含有剧毒的CN－，可在TiO2的催化下，先用NaClO将CN－氧化成CNO－，再在酸性条件下CNO－继续被NaClO氧化成N2和CO2。
①H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为________________。
②与CN－互为等电子体微粒的化学式为________(写出一种即可)
(5)单质铁有δ、γ、α三种同素异形体，三种晶胞中Fe原子的配位数之比为________，δ、γ、α三种晶胞的边长之比为________。
电负性：H＜C＜N＜O。②CO、N2与CN－互为等电子体。(5)δ为体心立方，γ为面心立方，α为简单立方，三种晶胞中Fe原子的配位数分别为8、12、6，配位数之比为4∶6∶3。设Fe的原子半径为r，δ、γ、α晶胞的边长分别为a1、a2、a3，则δ中a1＝4r，γ中a2＝4r，α中a3＝2r，则边长之比为：r∶(2r)∶(2r)＝∶∶1。
答案　(1)d　(2)M　9　正四面体形
(3)sp2、sp3　大于
(4)①H＜C＜N＜O　②CO(或N2等)
(5)4∶6∶3　∶∶1
22.自然界存在丰富的碳、氮、硅、磷、铁等元素，它们可形成单质及许多化合物。按要求回答下列问题：
(1)铁能与CO形成配合物Fe(CO)5，其熔点为－20.5 ℃，沸点为102 ℃，易溶于CCl4，据此判断Fe(CO)5晶体属于________(填晶体类型)。
(2)铁在元素周期表中位置是________________________________________________，
亚铁离子具有强还原性，从电子排布的角度解释，其原因是________________________________________________________________________。
(3)南海海底蕴藏着大量的天然气水化合物，俗称“可燃冰”。可燃冰是一种晶体，晶体中平均每46个H2O分子通过氢键构成8个笼，每个笼内可容纳1个CH4分子或1个游离的H2O分子。若晶体中每8个笼有6个容纳了CH4分子，另外2个笼被游离的H2O分子填充。可燃冰的平均组成可表示为________。
(4)亚磷酸(H3PO3)与过量NaOH充分反应生成亚磷酸氢二钠(Na2HPO3)，则亚磷酸氢二钠属于________盐(填“正”、“酸式”)。
(5)金刚石晶胞结构模型如下图，立方BN结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当。在立方BN晶体中，B原子与N原子之间共价键与配位键数目比为________；每个N原子周围最近且等距离的N原子数为________；如果阿伏加德罗常数近似取6×1023 mol－1，立方BN的密度为a g·cm－3，摩尔质量为b g·mol－1，计算晶体中最近的两个N原子间距离是________nm(用含a、b代数式表示)。
答案　(1)分子晶体　(2)第四周期第Ⅷ族　Fe2＋的3d轨道有6个电子，失去1个电子后3d轨道电子排布处于半充满稳定状态
(3)CH4·8H2O　(4)正
(5)3∶1　12　·
分子的个数比为6∶48＝1∶8，所以化学式为CH4·8H2O。(4)亚磷酸与过量的氢氧化钠充分反应生成亚磷酸氢二钠，则亚磷酸氢二钠中没有可以电离的氢离子，为正盐。(5)由金刚石的晶胞结构可知，晶胞内部有4个碳原子，面心上有6个碳原子，顶点有8个碳原子，在BN晶体中，每个B原子和4个N原子形成共价键，B原子的配位数为4，B原子与N原子之间共价键的数目是12，所以B原子和N原子之间共价键的数目与配位键的数目比为3∶1。根据晶胞结构图，以晶胞顶点上的氮原子为例，与该氮原子距离最近的氮原子位于经过该顶点的面的面心上，这样的原子有12个，根据均摊可知，一个晶胞中氮原子数目为4，B原子数目也是4，则根据密度＝质量/体积，可知晶胞的体积为V＝cm3，所以晶胞的边长为 cm，最近的两个氮原子间距是晶胞面对角线的一半，所以晶体中最近的两个氮原子间距是×× cm＝ cm＝ nm。
23.黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物，在野外很容易被误会为黄金，又称愚人金。(1)火法冶炼黄铜矿的过程中，利用了Cu2O与Cu2S反应生成Cu单质，反应的化学方程式是________________________________________________________________________。
(2)S位于周期表中________族，该族元素氢化物中，H2Te比H2S沸点高的原因是
________________________________________________________________________，
H2O比H2Te沸点高的原因是_______________________________________________。
(3)S有＋4和＋6两种价态的氧化物，回答下列问题：
①下列关于气态SO3和SO2的说法中，正确的是________。
A.中心原子的价层电子对数目相等
B.都是极性分子
C.中心原子的孤电子对数目相等
D.都含有极性键
②将纯液态SO3冷却到289.8 K时凝固得到一种螺旋状单链结构的固体，其结构如图，此固态SO3中S原子的杂化轨道类型是________。
(4)Cu有＋1和＋2两种价态的化合物，回答下列问题：
①Cu＋的价电子排布图为___________________________________________________，
Cu2＋有________个未成对电子。
②新制的Cu(OH)2能够溶解于过量浓碱溶液中，反应的离子方程式是________________________________________________________________________。
(5)CuFeS2的晶细胞如图所示，晶胞参数a＝0.524 nm，c＝1.032 nm；CuFeS2的晶胞中每个Cu原子与________个S原子相连，列式计算晶体密度ρ＝____________________g·cm－3。
答案　(1)2Cu2O＋Cu2S6Cu＋SO2↑
(2)ⅥA　两者均为分子晶体且结构相似，H2Te相对分子质量比H2S大，分子间作用力更强　两者均为分子晶体，H2O分子中存在氢键
(3)①AD　②sp3
(4)①　1　②Cu(OH)2＋2OH－===Cu(OH)4]2－　(5)4
≈4.31 g·cm－3
最外层电子未全部参与成键，含有孤电子对为极性分子。三氧化硫中心原子S的化合价为＋6，最外层电子全部参与成键，没有孤电子对，为非极性分子。②杂化轨道类型为sp3。因为只形成单键，杂化轨道只有sp3。(4)①Cu的价电子排布式是3d104s1所以Cu＋价电子排布图为，当Cu失去两个电子变成Cu2＋时就在3d轨道上形成一个单电子。②反应的离子方程式为Cu(OH)2＋2OH－===Cu(OH)4]2－。(5)由图可看出，每个铜原子与4个S原子相连。棱心原子占1/4，体心占1，面心占1/2，顶点占1/8，晶体密度计算公式为
≈4.31 g·cm－3。
4.金属钛(Ti)被誉为21世纪金属，具有良好的生物相容性。它兼具铁的高强度和铝的低密度。其单质和化合物具有广泛的应用价值。氮化钛(Ti3N4)为金黄色晶体，由于具有令人满意的仿金效果，越来越多地成为黄金的代替品。以TiCl4为原料，经过一系列反应可以制得Ti3N4和纳米TiO2(如图1)。
图1
上图中的M是短周期金属元素，M的部分电离能如下表：
I1
I2
I3
I4
I5
电离能/kJ·mol－1
738
1 451
7 733
10 540
13 630
请回答下列问题：
(1)Ti的基态原子价电子排布式为________。
(2)M是________(填元素符号)，该金属晶体的堆积模型为六方最密堆积，配位数为________。
(3)纳米TiO2是一种应用广泛的催化剂，纳米TiO2催化的一个实例如图2所示。化合物甲的分子中采取sp2方式杂化的碳原子有____________个，化合物乙中采取sp3方式杂化的原子对应的元素的电负性由大到小的顺序为____________。
图2
图3
(4)有一种氮化钛晶体的晶胞与NaCl晶胞相似，如图3所示，该晶胞中N、Ti之间最近距离为a pm，则该氮化钛的密度为___________________________________________g·cm－3
(NA为阿伏加德罗常数的值，只列计算式)。该晶体中与N原子距离相等且最近的N原子有________个。
(5)科学家通过X-射线探明KCl、MgO、CaO、TiN的晶体与NaCl的晶体结构相似。且知三种离子晶体的晶格能数据如下：
离子晶体
NaCl
KCl
CaO
晶格能/kJ·mol－1
786
715
3 401
KCl、CaO、TiN三种离子晶体熔点由高到低的顺序为________。
答案　(1)3d24s2　(2)Mg　12　(3)7　O>N>C
(4)　12　(5)TiN>CaO>KCl
杂化的原子有C、N、O，同一周期元素中，元素的电负性随着原子序数的增加逐渐增大，所以它们的电负性关系为O>N>C。(4)根据均摊法，可知该晶胞中N原子个数为6×1/2＋8×1/8＝4，该晶胞中Ti原子个数为1＋12×1/4＝4，所以晶胞的质量m＝g，而晶胞的体积V＝(2a×10－10)3cm3，所以晶体的密度ρ＝ g·cm－3；以晶胞顶点N原子研究，与之距离相等且最近的N原子处于面心位置，每个顶点为8个晶胞共用，每个面为2个晶胞共用，故与之距离相等且最近的N原子为＝12。(5)离子晶体的离子半径越小，带电荷数越多，晶格能越大，则晶体的熔、沸点越高，则有TiN>CaO，由表中数据可知CaO>KCl，则TiN>CaO>KCl。
25.安徽省具有丰富的铜矿资源，请回答下列有关铜及其化合物的问题：
(1)请写出基态Cu原子的价电子排布式________。焰火中的绿色是铜的焰色，基态铜原子在灼烧时价电子发生了________而变为激发态。
(2)新型农药松脂酸铜具有低残留的特点，下图是松脂酸铜的结构简式：
请分析1个松脂酸铜中π键的个数________；加“*”碳原子的杂化方式为________。
(3)下图是某铜矿的晶胞图，请推算出此晶胞的化学式(以X表示某元素符号)________；与X等距离且最近的X原子个数为________。
(4)黄铜矿在冶炼的时候会产生副产品SO2，SO2分子的立体构型________，比较第一电离能，S______(填“>”或“<”)O。
(5)黄铜合金可以表示为Cu3Zn，为面心立方晶胞，晶体密度为8.5 g·cm－3，求晶胞的边长(只写计算式，不求结果)_________________________________________________________。
答案　(1)3d104s1　跃迁
(2)6　sp3
(3)Cu2X　8
(4)折线形(V形或角形)　<
(5)cm(或 cm)
解析　(1)Cu为元素周期表中的29号元素，因此铜原子原子核外有29个电子，根据能量最低原理，其价电子排布式为3d104s1；基态Cu原子在灼烧时，价电子获得能量，发生跃迁，由基态变为激发态。(2)单键只有σ键，双键中含有一个σ键，一个π键，一个松酯酸铜中含有6个双键，因此π键的数目为6；加“*”碳原子形成4个σ键，无孤电子对，杂化轨道数目为4，因此杂化方式为sp3。(3)晶胞中，X原子有8个位于正方体的顶点，1个位于体心，根据均摊法计算得X原子的数目为8×＋1＝2；Cu原子有4个位于正方体＝1，价电子对数为1＋2＝3，因此S原子的杂化方式为sp2，因此SO2分子的立体构型为折线形(V形或角形)；同一主族，从上往下第一电离能减小，故第一电离能S【考向解读】
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；(4)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；(5)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)；(6)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的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；(4)能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算；(5)了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。
【命题热点突破一】原子结构与元素性质的关系
1．电离能和电负性
(1)电离能
①含义
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，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，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b．同族元素：从上至下元素的第一电离能逐渐减小。
c．同种原子：逐级电离能越来越大(即I1(2)电负性
①含义：不同元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②变化规律
a．金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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。
b．在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
2．电离能和电负性
(1)原子序数为24的元素原子的基态原子
①核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式是[Ar]3d54s1；
②有4个电子层，7个能级；有6个未成对电子；
③在周期表中的位置是第四周期第ⅥB族。
(2)试用“＞”“＜”或“＝”表示元素C、N、O、Si的下列关系：
①第一电离能：N＞O＞C＞Si(用元素符号表示，下同)。
②电负性：O＞N＞C＞Si。
③非金属性：O＞N＞C＞Si。
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；
（2）根据图(a)，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；氮元素的2p能级达到半满状态，原子相对稳定，不易失去电子；
（3）①根据图(b)，阳离子是NH4＋和H3O＋，NH4＋中性原子N含有4个σ键，孤电子对数为(5－1－；③根据图(b)还有的氢键是：（H3O+）O—H…N （NH4+）N—H…N；
（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________。
解析：(1)As元素在周期表中处于第ⅤA族，位于P元素的下一周期，则基态As原子核外有33个电子，个电子，则AsCl3分子中As原子形成3个As－Cl键，且含有1对未成键的孤对电子，则As的杂化轨道类型为sp3杂化，AsCl3分子的立体构型为三角锥形。(4)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，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rGapm＝rGa×10－10cm，rAs pm＝rAs×10－10 cm，则原子的总体积为V原子＝4×π×[(rGa×10－10 cm)3＋(rAs×10－10 cm)3]＝×10－30(r＋r) cm3。又知Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，晶胞的密度为ρ g·cm－3，则晶胞的体积为V晶胞＝4(MGa＋MAs)/ρNA cm3，故CaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%＝×100%＝×100%。
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%
【变式探究】短周期元素A、B、C、D。A元素的原子最外层电子排布为ns1，B元素的原子价电子排布为ns2np2，C元素的最外层电子数是其电子层数的3倍，D元素原子的M电子层的p能级中有3个未成对电子。
(1)若A为非金属元素，则A与C形成的化合物与A与D形成的化合物相比，稳定性为________＞________(填化学式)。
(2)n＝2时B的最高价氧化物对应水化物与当n＝3时B的最高价氧化物对应水化物相比，两者酸性________＞________(填化学式)。通过实验__________________________________加以证明。
(3)若A元素的原子最外层电子排布为2s1，B元素原子的价电子排布为3s23p2，A、B、C、D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)。
解析　因A的最外层电子排布为ns1，可能是H或Li、Na。C的最外层电子数是其电子层数的3倍，加以证明。A元素的原子最外层电子排布为2s1，应是锂。B元素的原子价电子排布为3s23p2，应是硅。根据第一电离能的变化规律，由大到小的顺序为O＞P＞Si＞Li。学#科4网
答案　(1)H2O　PH3
(2)H2CO3　H2SiO3　向硅酸钠的溶液中通入CO2气体得到白色沉淀
(3)O＞P＞Si＞Li
【变式探究】
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区元素的是________(填元素符号)。
(2)表示元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子的名称为________；③和⑦形成的一种常见溶剂的化学式为________，其立体构型为________。
(3)某元素原子的外围电子排布式为nsnnpn＋1，该元素与元素①形成的最简单分子X属于________分子(填“极性”或“非极性”)。
(4)元素④的第一电离能________(填“＞”、“＝”或“＜”，下同)元素⑤的第一电离能；元素⑥的电负性________元素⑦的电负性。
(5)元素⑦和⑧形成的化合物的电子式为_________________________________________。
(6)元素⑩的基态原子核外电子排布式是________________________________________。
(7)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如上表中元素②与元素⑤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：______________________________________________________。
解析　(1)只有元素⑨即Ti属于d区元素。(2)环状分子为C6H6，其名称为苯。③是C，⑦是Cl，两者可依照Al(OH)3与NaOH溶液反应的化学方程式写出Be(OH)2与NaOH溶液反应的化学方程式。
答案　(1)Ti　(2)苯　CCl4　正四面体　(3)极性
(4)＞　＜　(5)[]－Ca2＋[]－
(6)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)
(7)Be(OH)2＋2NaOH===Na2BeO2＋2H2O
【命题热点突破二】分子结构与物质的性质
1．中心原子杂化类型和分子构型的相互判析
分子组成(A为中心原子)
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
分子立体构型
示例
AB 2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
2.氢键对物质性质的影响
(1)氢键：由已经和电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个分子中(或同一分子中)电负性很强的原子之间形成的作用力。表示为AH…B(A、B为N、O、F，—表示共价键，…表示氢键)。氢键实质上也是一种静电作用。
①氢键不属于化学键，属于一种较弱的作用力，其大小介于范德华力和化学键之间。
②氢键存在于水、醇、羧酸、酰胺、氨基酸、蛋白质、结晶水合物等中。
(2)氢键对物质性质的影响：①溶质分子和溶剂分子间形成氢键，溶解度骤增，如氨气极易溶于水。②分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高。③有些有机物分子可形成分子内氢键，此时的氢键不能使物质的熔、沸点升高。
3．配位键
(1)孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
(2)配位键
①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
②配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为。
(3)配合物
如[Cu(NH3)4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
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。
（2）CO2和CH3OH的中心原子C原子的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。
（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H2O>CH3OH>CO2>H2，原因是力较大、沸点较高。
（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。
解析：(1)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH3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3d104s1,3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子较难，因此ICu>INi。(4)①由晶胞结构图可知，Ni原子处于立方晶胞的顶点，Cu原子处于立方晶胞的面心，根据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为6×＝3，含有Ni原子的个数为8×＝1，故晶胞中Cu原子与Ni原子的数量比为3∶1。②根据m＝ρV可得，1 mol晶胞的质量为(64×3＋59) g＝a3×d g·cm－3×NA，则a＝ cm＝×107 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
【变式探究】C、H、O、N是构成蛋白质的主要元素。铬在工业上有重要应用，但其化合物对人体有害。请回答下列问题：
(1)铬元素原子基态时的电子排布式为________。
(2)C、N、O三种元素第一电离能由大到小的顺序是________，电负性由大到小的顺序是________。
(3)CH2==CH—CH==CH2是重要的化工原料，1 mol该化合物中σ键和π键数目之比是________。
(4)C、H、O三种元素形成的最简单化合物的立体构型是________，其中心原子的杂化方式是________。
(5)同碳原子数的醇与烷烃、同碳原子数的多元醇与一元醇相比，前者都比后者的熔、沸点高，其原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析　(1) Cr的3d轨道处于半充满状态的稳定结构，其电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1。(3)单键都是σ键，双键中包括一个σ键和一个π键。所以1个CH2==CH—CH==CH2分子中含有9个σ键和2个π键，数目之比是9∶2。(4)C、H、O三种元素形成的最简单化合物是HCHO，其立体构型是平面三角形结构；中心原子是C原子，形成3个σ键，所以是sp2杂化。(5)醇分子中含有羟基，易形成分子间氢键，并且氢键越多，熔、沸点越高，所以同碳原子数的醇与烷烃、同碳原子数的多元醇与一元醇相比，前者都比后者的熔、沸点高。
答案　(1)1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)
(2)N＞O＞C　O＞N＞C　(3)9∶2
(4)平面三角形　sp2
(5)醇分子中含有羟基，易形成分子间氢键，且氢键越多，熔、沸点越高(答出要点即可)
【变式探究】
元素周期表第二周期有Li、Be、B、C、N、O、F七种主族元素。请回答下列问题：
(1)如图是第二周期主族元素第一电离能示意图。其中③、⑥分别表示________、________(填元素符号)。
(2)BF3、NF3的立体构型分别为________、________。
(3)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)分子中的碳原子、氮原子的杂化方式分别为________、________。
(4)氟化氢水溶液中存在的氢键有________种。
(5)请用下表中化学键键能数据分析：硼和硅在自然界无游离态，都以含氧化合物形式存在的原因是____________________________________________________________。
化学键
BO
SiO
BB
SiSi
键能/(kJ·mol－1)
561
452
293
222
解析　(1)第二周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但Be、N反常，则②为N，③为O，氢键，氢键类型有4种。(5)根据题给的键能数据，B—B键、Si—Si键的键能分别比B—O键、Si—O键的键能小，用键能越小越不稳定来解释。
答案　(1)O　Be
(2)平面三角形　三角锥形
(3)sp3　sp3　(4)4
(5)B—O键的键能大于B—B键的键能，Si—O键的键能也大于Si—Si键的键能，所以B—B键和Si—Si键不稳定，而倾向于形成稳定性更强的B—O键和Si—O键
【命题热点突破三】晶体的结构与性质
1．物质熔沸点的判断
原子晶体中键长越短，共价键越稳定，物质熔沸点越高，反之越低。
离子晶体中阴、阳离子半径越小，电荷数越多，离子键越强，熔沸点越高，反之越低。
金属晶体中金属原子的价电子数越多，原子半径越小，金属阳离子与自由电子间的静电作用越强，熔沸点越高，反之越低。
分子晶体中分子间作用力越大，物质的熔沸点越高，反之越低(具有氢键的分子晶体的熔沸点反常，较高。)
(1)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高。
(2)在高级脂肪酸甘油酯中，不饱和程度越大，熔沸点越低。
(3)烃、卤代烃、醇、醛、羧酸等有机物，一般随着分子里碳原子数的增多，熔沸点升高。
(4)链烃及其衍生物的同分异构体随着支链的增多，熔沸点降低。
(5)相同碳原子数的有机物分子中官能团不同时，一般随着相对分子质量的增大，熔沸点升高；官能团相同时，官能团数越多，熔沸点越高。
(6)晶体类型不同时熔沸点的一般规律为：
原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，金属晶体有高有低。
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
【解析】（1）紫色波长400nm～435nm，因此选项A正确；（2）K位于第四周期IA族，电子占据最高能对角线的一半，即为nm＝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KIO3的化学式，以及晶胞结构，K处于体心，O处于棱心。
【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_____________________________________________________________________。
【解析】　首先推断元素，M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，M基态原子L层中子排布式是[Ne]3s1或1s22s22p63s1；S和Cl中，非金属性强的电负性大，故电负性较大的是Cl。(2)由于氧原子电负性大，H2O分子能形成氢键，而H2S不能，故H2O的沸点远远高于H2S。(3)SO3中硫原子的价层电子对数是：3＋(6－3×2)×＝3，没有孤电子对，分子的空间构型是平面三角形。(4)白球个数：8×＋6×＝4，黑球个数：8，由于这种离子化合物的化学式为Na2O，黑球代表的是Na＋。(5)根据题意，在稀硫酸中K2Cr2O7被还原为Cr3＋，则被氧化的化合物是H2O2，H2O2被氧化为O2，反应的化学方程式是3H2O2＋K2Cr2O7＋4H2SO4===Cr2(SO4)3＋3O2↑＋7H2O＋K2SO4。
【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
【变式探究】元素周期表中第三周期包括Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar 8种元素。请回答下列问题：
(1)基态磷原子核外有________种运动状态不同的电子。
(2)第三周期8种元素按单质熔点(℃)大小顺序绘制的柱形图(已知柱形“1”代表Ar)如下所示，则其中“2”原子的结构示意图为________，“8”原子的电子排布式为________。
(3)氢化镁
储氢材料的晶胞结构如图所示，已知该晶体的密度为ρ g·cm－3，则该晶体的化学式为________，晶胞的体积为________cm3(用ρ、NA表示，其中NA表示阿伏加德罗常数的值)。
(4)实验证明：KCl、MgO、CaO三种晶体的结构与NaCl晶体的结构相似，已知NaCl、KCl、CaO晶体的晶格能数据如下表：
晶体
NaCl
KCl
CaO
晶格能/(kJ·mol－1)
786
715
3 401
则KCl、MgO、CaO三种晶体的熔点从高到低的顺序是________________。其中MgO晶体中一个Mg2＋周围和它最近且等距离的Mg2＋有________个。
(5)Si、C和O的成键情况如下：
化学键
CO
CO
SiO
SiO
键能/(kJ·mol－1)
360
803
464
640
C和O之间易形成含有双键的CO2分子晶体，而Si和O之间则易形成含有单键的SiO2原子晶体，请结合数据分析其原因：______________________________________________。
解析　(1)P的核外有15个电子，每个电子的运动状态均不同。(2)第三周期元素的单质，除Ar外，有关，可以判断晶格能：MgO＞CaO＞KCl，则熔点：MgO＞CaO＞KCl。学@科2网
答案　(1)15　(2)　1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
(3)MgH2　　(4)MgO＞CaO＞KCl　12
(5)碳与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(803 kJ·mol－1×2＝1 606 kJ·mol－1)大于形成含单键的原子晶体放出的能量(360 kJ·mol－1×4＝1 440 kJ·mol－1)，故碳与氧之间易形成含双键的CO2分子晶体；硅与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(640 kJ·mol－1×2＝1 280 kJ·mol－1)小于形成含单键的原子晶体放出的能量(464 kJ·mol－1×4＝1 856 kJ·mol－1)，故硅与氧之间易形成含单键的SiO2原子晶体
【变式探究】
第四周期元素由于受3d能级电子的影响，性质的递变规律与短周期元素略有不同。
Ⅰ.第四周期元素的第一电离能随原子序数的增大，总趋势是逐渐增大的。镓(31Ga)的基态原子的电子排布式是________________；31Ga的第一电离能却明显低于30Zn的，原因是______________________________________。
Ⅱ.第四周期过渡元素的明显特征是形成多种多样的配合物。
(1)CO和NH3可以和很多过渡金属形成配合物。CO与N2互为等电子体，CO分子中C原子上有一对孤电子对，C、O原子都符合8电子稳定结构，则CO的结构式可表示为________。NH3分子中N原子的杂化方式为________杂化，NH3分子的立体构型是________。
(2)如图甲所示为二维平面晶体示意图，所表示的化学式为AX3的是________。
(3)图乙为一个铜晶胞，此晶胞立方体的边长为a cm，Cu的相对原子质量为64，金属铜的密度为ρ g/cm3，则阿伏加德罗常数可表示为________mol－1(用含a、ρ的代数式表示)。
解析　Ⅰ.根据构造原理，31Ga的基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1；球，故黑∶白＝1∶2；b图中1个黑球周围有6个相邻白球，1个白球周围有2个相邻黑球，故黑∶白＝1∶3。(3)一个铜晶胞所含有的铜原子数为×8＋×6＝4，由ρ g/cm3＝得：NA＝mol－1。
答案　Ⅰ.1s22s22p63s23p63d104s24p1或[Ar]3d104s24p1　30Zn的4s能级处于全充满状态，较稳定
Ⅱ.(1)C＝O　sp3　三角锥形　(2)b　(3)
【方法技巧】
晶体密度
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ρa3 g(a3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ρa3 NA g，因此有xM＝ρa3 NA。
【高考真题解读】
1．【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
【解析】（1）紫色波长400nm～435nm，因此选项A正确；（2）K位于第四周期IA族，电子占据最高能对角线的一半，即为nm＝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KIO3的化学式，以及晶胞结构，K处于体心，O处于棱心。
2．【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；
（2）根据图(a)，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；氮元素的2p能级达到半满状态，原子相对稳定，不易失去电子；
（3）①根据图(b)，阳离子是NH4＋和H3O＋，NH4＋中性原子N含有4个σ键，孤电子对数为(5－1－；③根据图(b)还有的氢键是：（H3O+）O—H…N （NH4+）N—H…N；
（4）根据密度的定义有，d=g/cm3，解得y=。
3．【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
（2）CO2和CH3OH的中心原子C原子的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。
（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H2O>CH3OH>CO2>H2，原因是常温下水和甲醇是液体而二氧化碳和氢气是气体，液体的沸点高于气体；H2O与CH3OH均为非极性分子，H2O中氢键比甲醇多，所以水的沸点高于甲醇；二氧化碳的相对分子质量比氢气大，所以二氧化碳分子间作用力较大、沸点较高。
（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。
4．【2017江苏卷】
铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。
（1）Fe3+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________________。
（4）乙醇的沸点高于丙酮,这是因为____________________。
（5）某FexNy的晶胞如题21图-1所示,Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe,形成Cu替代型产物Fe(x-n) CunNy。FexNy转化为两种Cu替代型产物的能量变化如题21图-2 所示,其中更稳定的Cu替代型产物的化学式为___________。
【答案】 [Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5 sp2和sp3 9 mol H【解析】（1）铁是26号，Fe3+基态核外电子排布式为[Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5；（2）丙酮()分子中碳原子轨道的杂化类型是甲基中的C形成3个C―H σ键，1个C―C σ键，为sp3 氢键；（5）a位置Fe：8×1/8=1，b位置Fe，6×1/2=3，N为1个，从题21图-2看出：Cu替代a位置Fe型产物的能量更低，将化学式由Fe3FeN用铜替换为Fe3CuN
5．【2017海南】
Ⅰ. 下列叙述正确的有_______。
A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则其最高正价为+7
B．钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能
C．高氯酸的酸性与氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性
D．邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛的熔点
Ⅱ. ⅣA族元素及其化合物在材料等方面有重要用途。回答下列问题：
（1）碳的一种单质的结构如图（a）所示。该单质的晶体类型为___________，原子间存在的共价键类型有________，碳原子的杂化轨道类型为__________________。
（2）SiCl4分子的中心原子的价层电子对数为__________，分子的立体构型为________，属于________分子（填“极性”或“非极性”）。
（3）四卤化硅SiX4的沸点和二卤化铅PbX2的熔点如图（b）所示。
①SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是_________________。
②结合SiX4的沸点和PbX2的熔点的变化规律，可推断：依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性_______、共价性_________。（填“增强”“不变”或“减弱”）
（4）碳的另一种单质C60可以与钾形成低温超导化合物，晶体结构如图（c）所示。K位于立方体的棱上和立方体的内部，此化合物的化学式为_______________；其晶胞参数为1.4 nm，晶体密度为_______g·cm-3。
【答案】 AD 混合型晶体 σ键、π键 sp2 4 正四面体 非极性 均为分子晶体，范德华力随分子相对质量增大而增大 减弱 增强 K3C60 2.0
【解析】I.A、某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，此元素是Br，位于VIIA族，最高正高氯酸的中非羟基氧多于次氯酸，因此高氯酸的酸性强于次氯酸，但高氯酸的氧化性弱于次氯酸，故C错误；D、邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，降低物质熔点，对羟基苯甲醛形成分子间氢键，增大物质熔点，因此邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛的熔点，故D正确；II.（1）该单质为石墨，石墨属于混合型晶体，层内碳原子之间形成σ键，层间的碳原子间形成的是π键；石墨中碳原子有3个σ键，无孤电子对，因此杂个数为8×1/8＋6×1/2=4，K为与棱上和内部，个数为12×1/4＋9=12，因此化学式为K3C60，晶胞的质量为g，晶胞的体积为(1.4×10－7)3cm3，根据密度的定义，则晶胞的密度为2.0g/cm3。
1．(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________。
解析：(1)As元素在周期表中处于第ⅤA族，位于P元素的下一周期，则基态As原子核外有33个电子，根据核外电子排布规律写出其核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。(2)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，Ga与As在周期表中同位于第四周期，Ga位于第ⅢA族，则原子半径：Ga>As。Ga、As原子的价电子排布式分别为4s24p1、4s24p3，其中As原子的4p轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能较大，则第一电离能：Ga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%
2．(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。
解析：(1)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH3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3d104s1,3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子较难，因此ICu>INi。(4)①由晶胞结构图可知，Ni原子处于立方晶胞的顶点，Cu原子处于立方晶胞的面心，根据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为6×＝3，含有Ni原子的个数为8×＝1，故晶胞中Cu原子与Ni原子的数量比为3∶1。②根据m＝ρV可得，1 mol晶胞的质量为(64×3＋59) g＝a3×d g·cm－3×NA，则a＝ cm＝×107 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
3．(2016·江苏，21，12分)[Zn(CN)4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：
4HCHO＋[Zn(CN)4]2－＋4H＋＋4H2O===[Zn(H2O)4]2＋＋4HOCH2CN
(1)Zn2＋基态核外电子排布式为
___________________________________________ _______________________。
(2)1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为________mol。
(3)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是_____________________________
__________。
(4)与H2O分子互为等电子体的阴离子为________。
(5)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－的C原子形成配位键。不考虑空间构型，
[Zn(CN)4]2－的结构可用示意图表示为_________________________________。
【解析】　(1)Zn是30号元素，Zn2＋核外有28个电子，根据原子核外电子排布规律可知基态Zn2＋核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)。(2)甲醛的结构式是，在一个甲醛分子中含有3
C原子提供电子对，Zn2＋的空轨道接受电子对。
【答案】　(1)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)　(2)3
(3)sp3和sp　(4)NH
(5)
4．(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_____________________________________________________________________。
【解析】　首先推断元素，M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，M基态原子L层中原子电负性大，H2O分子能形成氢键，而H2S不能，故H2O的沸点远远高于H2S。(3)SO3中硫原子的价层电子对数是：3＋(6－3×2)×＝3，没有孤电子对，分子的空间构型是平面三角形。(4)白球个数：8×＋6×＝4，黑球个数：8，由于这种离子化合物的化学式为Na2O，黑球代表的是Na＋。(5)根据题意，在稀硫酸中K2Cr2O7被还原为Cr3＋，则被氧化的化合物是H2O2，H2O2被氧化为O2，反应的化学方程式是3H2O2＋K2Cr2O7＋4H2SO4===Cr2(SO4)3＋3O2↑＋7H2O＋K2SO4。
【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
5．(2016·课标Ⅰ，37，15分)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。
(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______________________________________________________________。
(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
________________________________________________________________________。
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
－49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
(4)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________。
(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________。
(6)晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为(0，0，0)；B为(，0，)；C为(，，0)。则D原子的坐标参数为________。
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)。
【解析】　(1)Ge为32号元素，其基态原子核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2，有2个未成对电子。 (6)由题图可知，D与周围四个原子形成正四面体结构，D为中心原子，由A、B、C三点坐标可知，D点坐标为(，，)。晶胞中Ge的个数：8×＋6×＋4＝8，故ρ＝＝g·
cm－3＝×107 g·cm－3。学￥科5网
【答案】　(1)3d104s24p2　2
(2)锗原子半径大，原子间形成的σ单键较长，P-P轨道肩并肩重叠程度很小，难以形成π键
(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔沸点依次增高。原因是分子结构相似，分子量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强
(4)O>Ge>Zn
(5)sp3　共价键
(6)①(，，)　②×107
1．(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_____________________________________。
解析　(1)元素的非金属性越强，其电负性越大。因为元素的非金属性由强到弱的顺序为：O＞C＞H，所以元素的电负性从小到大的顺序为：H＜C＜O；(2)a项，固态CO2是由CO2分子通过分子间作用力结合而成的分子晶体，正确；b项，CH4分子中含有极性共价键，但由于该分子中的共价键排列对称，因此该分1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2；该元素位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族。②Ni能与CO形成正四面体型的配合物Ni(CO)4，在每个配位体中含有1个σ键，在每个配位体与中心原子之间也形成1个σ键，所以1 mol Ni(CO)4中含有8 mol σ键。(4)①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力分别是分子间作用力(也叫范德华力)和氢键。②根据表中的数据可知，笼状结构的空腔直径为0.586 nm，大于CO2分子的直径(0.512 nm)，而且CO2与H2O分子之间的结合力大于CH4，因此可以实现用CO2置换出“可燃冰”中CH4的设想。
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
2．(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)。
解析　(1)用一定波长的X－射线照射到晶体上，根据记录仪上有无分离的斑点或明锐的谱线，可以鉴别晶体、准晶体和非晶体。(2)基态Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2，价电子的轨道表示式为，故基态Fe原子的未成对电子数为4；Fe3＋的电子排布式为[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5；Fe3＋与SCN－形成的配合物呈血红色。(3)CH3CHO分子中—CH3中碳原子为sp3杂化，—CHO中碳原子为sp2杂化。因乙酸分子间能形成氢键，故乙酸的沸点明显比乙醛高。Cu2O晶胞中氧原
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　
3．(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”)。
解析　(1)a.Ca2＋与F－间既存在静电吸引作用又存在静电斥力，错误；b.CaF2与CaCl2中离子所带电荷数相同，而F－的离子半径小于Cl－，故晶格能：CaF2＞CaCl2，所以CaF2的熔点高于CaCl2，正确；c. 对孤对电子，所以O原子的杂化方式为sp3杂化，其空间构型为V形。(4)根据ΔH与键能的关系可得：242 kJ·mol－1＋159 kJ·mol－1×3－ECl－F×6＝－313 kJ·mol－1，解得Cl－F键的平均键能为ECl－F＝172 kJ·mol－1。组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，晶体的熔沸点越高，故ClF3的熔、沸点比BrF3的低。
答案　(1)bd
(2)3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF
(3)V形　sp3杂化
(4)172　低
4．(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_______________________________________________。
解析　(1)Cr为24号元素，注意写Cr3＋基态核外电子排布式时，应先写出铬原子的基态核外电子排布式[Ar]3d54s1，再由外向内依次失去3个电子，则Cr3＋基态核外电子排布式为[Ar]3d3；Cr3＋有空轨道，H2O中O有孤对电子，形成配合物时O为配位原子。(2)CH3COOH中—CH3中的碳原子为sp3杂化，—COOH中的碳原子为sp2杂化。由CH3COOH的结构式，可知1 mol分子中含有σ键7 mol。(3)采用“左右移位，平衡电荷”法，可得出与H2O互为等电子体的阳离子H2F＋。H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除了因为它们都是极性分子外，还因为它们分子间还可以形成氢键。
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
5．(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______________________________________________________
__________________________________________________________________。
解析　依题给信息可直接判断a为氢(H)，c为氧(O)，d为硫(S) ，e为铜(Cu)，又知b的价电子层中未成对电子数有3个，且其原子序数，介于a、c之间，可确定b为氮(N)。(1)N、O、S三种元素中第一电离能最大的是N；Cu的价层电子轨道示意图为。 (2)NH3分子呈三角锥形，分子中N原子采取sp3杂化；分子中含有极性键和非极性键的化合物有H2O2和N2H4等。(3)这些元素形成的含氧酸有HNO3、HNO2、H2SO4、H2SO3等，其中中心原子价层电子对数为3的是HNO2和HNO3，酸根呈三角锥结构的酸是H2SO3。(4)图1所示晶胞中e离子数＝4，c离子数＝1＋8×＝2，则N(Cu)∶该化合物加热时，首先失去的组分是H2O。
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
6．(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。
解析　(1)基态14C原子核外电子排布式为1s22s22p2，2个s轨道分别存在1对自旋相反的电子，2p
种方法寻找其等电子体，一是同主族替换，如CO2、COS，二是“左右移位、平衡电荷”，如SCN－、OCN－等。(4)Fe(CO)5的熔沸点低，为分子晶体。(5)①由图可知，石墨烯中每个碳被3个六元环所共有，每个六元环占有的碳原子数为6×＝2。②金刚石晶体中每个碳原子被12个环所共有。六元环呈船式或椅式结构，最多有4个原子共平面。
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
7．(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 )_________________________。
解析　由A2－和B＋具有相同的电子构型可知，A是氧元素，B是钠元素；由C元素原子核外电子总数是所属晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。(3)PCl3分子中P含有一对孤电子对，其价层电子对数为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
8．(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________。
解析　(1)由题图甲中1号C原子采取sp2杂化，形成平面正六边形结构可知，1号C与相邻C形成3个σ键。
(4)根据“均摊法”计算。晶胞中M的个数：12×＋9＝12；C60的个数：8×＋6×＝4，所以其化学式可表示为M3C60。学#科￥网
答案　(1)3　(2)sp3　＜　(3)O、H　(4)12　M3C60

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