资源简介

1．原子结构与元素的性质
（1）了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。能正确书写1~36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
（2）了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
（3）了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
（4）了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
2．化学键与分子结构
（1）理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。
（2）了解共价键的形成、极性、类型（σ键和π键）。了解配位键的含义。
（3）能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
（4）了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型（sp、sp2、sp3）
（5）能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质
（1）了解范德华力的含义及对物质性质的影响。
（2）了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
4．晶体结构与性质
（1）了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。
（2）了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
（3）了解分子晶体结构与性质的关系。
（4）了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。
（5）理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。
（6）了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
原子结构与性质的考查集中在核外电子排布规律以及元素性质的周期性变化和应用方向。题型以填空题为主，常与物质结构和性质的其他考点综合在一起来考查。问题的设置以核外电子排布的表示方法和元素电负性、电离能的大小判断，及其变化规律和应用为主。2018年考查点和命题方式将保持不变。
分子结构与性质的考查集中在共价键的类型特征，杂化轨道和分子类型及微粒之间作用力的判断和比较等。题型以填空题为主，常作为综合应用的一个方面进行考查，比如分子立体构型和极性，分子间作用力与物质性质的比较等，2018年将仍会持续考查，应重点理解杂化轨道和分子构型的关系、氢键和配位键的含义等。
晶体结构与性质是高考重点考查的内容，要求熟悉常见晶体结构与性质的关系，具备从宏观和微观两个方面理解应用晶体知识的能力，2018高考将在根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算上、晶格能对离子晶体性质的影响、常见金属晶体的堆积方式上重点考查。
预计2018年高考将以一种已知的元素立题，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子、分子和晶体的结构与性质；或以几种已知的元素立题，依托不同元素的物质分别独立或侧重考查原子、分子和晶体的结构与性质；或以推断出的几种元素立题，依托它们之间组成的物质综合考查原子、分子和晶体的结构与性质
一、基态原子的核外电子排布及表示方法
1、能层、能级、原子轨道及其最多容纳电子数的关系
能层n
一
二
三
四
五
…
n
符号
K
L
M
N
O
…
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
…
…
…
原子轨道
1s
1
3
1
3
5
1
3
5
7
1
…
…
…
最多容纳电子数
1
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
…
…
…
2
8
18
32
…
…
2n2
2、原子的核外电子排布式(图)的书写
（1）核外电子排布式：用数字在能级符号右上角表明该能级上排布的电子数。例如，K：1s22s22p63s23p64s1。为了简化，通常把内层已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。例如，K：[Ar]4s1。
（2）核外电子排布图：用□表示原子轨道，↑和↓分别表示两种不同自旋方向的电子。如氧原子的核外电子排布图可表示为 。核外电子排布图能直观地反映出原子的核外电子的自旋情况以及成对电子对数和未成对的单电子数。
（3）价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
（4）构造原理是书写基态原子的电子排布式的依据，也是绘制基态原子的电子排布图的主要依据之一。
3、基态原子的核外电子排布的表示方法(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
二、原子结构与元素性质变化
1、原子结构与周期表的关系
周期
能层数
每周期第一个元素
每周期最后一个元素
原子
序数
基态原子的电子排布式
原子序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6
2、周期表的分区与原子的价电子排布的关系
分区
元素分布
外围电子排布
s区
ⅠA族、ⅡA族
ns1～2
p区
ⅢA族～ⅦA族、0族
ns2np1～6(He除外)
d区
ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
三、杂化轨道的类型与常见分子的立体构型
1、判断模型
分子
中心原子杂化轨道类型
分子立体构型
键角
BeCl2
sp
直线形
180°
BF3、SO3
sp2
平面三角形
120°
CH4、SiH4CF4、CCl4
sp3
正四面体
109°28′
CH2＝CH2、
sp2
平面形
120°
CHCH
sp
直线形
180°
sp2
平面形
120°
NH3、NF3
sp3
三角锥形
107°
H2O、OF2
sp3
V形
105°
CO2、CS2
sp
直线形
180°
2、判断方法：判断分子的中心原子杂化轨道类型的方法
（1）根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布为正四面体或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。
②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。
③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。
（2）根据杂化轨道之间的夹角判断：若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。
（3）记住常见的一些典型分子中中心原子的杂化方式。
四、不同微粒间相互作用的比较
1、三种化学键的比较
离子键
共价键
金属键
非极性键
极性键
配位键
本质
阴、阳离子间通过静电作用形成
相邻原子间通过共用电子对(电子云重叠)与原子核间的静电作用形成
金属阳离子与自由电子间的作用
成键条件(元素种类)
成键原子的得、失电子能力差别很大(活泼金属与非金属之间)
成键原子得、失电子能力相同(同种非金属)
成键原子得、失电子能力差别较小(不同非金属)
成键原子一方有孤电子对(配位体)，另一方有空轨道(中心离子)
同种金属或不同种金属(合金)
特征
无方向性无饱和性
有方向性、饱和性
无方向性无饱和性
表示方式
(电子式)
举例

H:H
?
?
?
存在
离子化合物
(离子晶体)
单质H2，共价化合物H2O2，离子化合物Na2O2
共价化合物HCl，离子化合物NaOH
离子化合物NH4Cl
金属单质(金属晶体)
?
2、范德华力、氢键、共价键的比较
?
范德华力
氢键
共价键
概念
物质分子之间普遍存在的一种相互作用力，又称分子间作用力
已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很强的原子之间的作用力
原子间通过共用电子对形成的相互作用
分类
?
分子内氢键、分子间氢键
极性共价键、非极性共价键、配位键
存在
范围
分子间
某些含强极性键氢化物的分子间(如HF、H2O、NH3)或含F、N、O及H的化合物的分子内或其分子间
双原子或多原子的分子或共价化合物和某些离子化合物
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
有方向性、有饱和性
强度比较
共价键>氢键>范德华力
影响强度的因素
①随着分子极性和相对分子质量的增大而增大
②组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大
对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键越牢固
成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质性质的影响
①影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质；②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高。如熔、沸点F2分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3
①影响分子的稳定性；②共价键键能越大，分子稳定性越强
五、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、依据物质的分类判断
（1）金属氧化物(如K2O等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
（2）大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
（3）常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。
（4）金属单质是金属晶体。
3、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。
4、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。
5、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。
六、常见晶体的熔沸点高低的判断
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，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2（3）组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。
（4）同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。例如：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>。
（5）同分异构体的芳香烃，其熔、沸点高低顺序是邻>间>对位化合物。
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。
七、晶体结构的分析与计算方法
1、几种典型晶体结构的分析
晶体
晶体结构
晶体详解
原子晶体
金刚石
(1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构(2)键角均为109°28′(3)最小碳环由6个C组成且六原子不在同一平面内(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键之比为1∶2
SiO2
(1)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构
(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2(3)最小环上有12个原子，即6个O，6个Si
分子晶体
干冰
(1)每个晶胞中含有4个CO2分子(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有12个
离子晶体
NaCl型
?
(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个。每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有12个
(2)每个晶胞中含4个Na＋和4个Cl－
CsCl型
?
(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有6个
(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
金属晶体
简单立
方堆积
典型代表Po，空间利用率52%，配位数为6
体心立
方堆积
?
典型代表Na、K、Fe，空间利用率68%，配位数为8
六方最
密堆积
?
典型代表Mg、Zn、Ti，空间利用率74%，配位数为12
面心立方
最密堆积
典型代表Cu、Ag、Au，空间利用率74%，配位数为12
2、晶胞中微粒的计算方法——均摊法
考点1 基态原子的核外电子排布及表示方法
【例1】下列各基态原子核外电子排布表示正确的是(　　)
A．钠原子—1s22s22p7 B．铜原子—1s22s22p63s23p63d94s2
C．铁原子—1s22s22p63s23p63d8 D．氪原子—1s22s22p63s23p63d104s24p6
【答案】D
点睛：本题考查核外电子排布的规则。在对核外电子排布时，能量最低原理、泡利原理(由此可导出每层最多容纳的电子数)和洪特规则要综合考虑。
考点2 原子结构与元素性质变化
【例2】以下有关元素性质的说法不正确的是
A．①Na，K，Rb ②N，P，As ③O，S，Se ④Na，P，O元素的电负性随原子序数增大而递增的是④
B．下列原子中，①1s22s22p63s23pl ②1s22s22p63s23p2 ③1s22s22p63s23p3 ④1s22s22p63s23p4对应的第一电离能最大的是④
C．某元素的逐级电离能分别为738、1451、7733、10540、13630、17995、21703，该元素可能在第三周期第IIA族
D．以下原子中，① 1s22s22p63s23p2 ②1s22s22p3 ③1s22s22p2 ④1s22s22p63s23p4半径最大的是①
【答案】B
点睛：同一周期元素原子的第一电离能呈逐渐增大趋势，每个周期中都有2个较特殊的，即IIA族和VA族，因其原子具有相对较稳定的结构，故其第一电离能高于同周期相邻的两种元素。一般地，同一主族元素的电负性，从上到下逐渐减小；同一周期主族元素的电负性逐渐增大。电负性的变化规律与元素的非金属性的变化规律是相似的。同一周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，同一主族元素的原子半径从上到下逐渐增大。
考点3杂化轨道的类型与常见分子的立体构型
【例3】下列描述中正确的是（ ）
A．CS2?为空间构型为V形的极性分子
B．双原子或多原子形成的气体单质中，一定有σ键，可能有π键
C．氢原子电子云的一个小黑点表示一个电子
D．HCN、SiF4和SO32-?的中心原子均为sp3杂化
【答案】B
考点4 不同微粒间相互作用的比较
【例4】下列说法正确的是
A．H2O的沸点比H2S高，所以H2O?比H2S?更稳定
B．干冰和石英晶体中的化学键类型相同，熔化时需克服微粒间的作用力类型也相同
C．N2和CCl4中，每个原子的最外层都具有8电子稳定结构
D．NaHCO3受热分解的过程中，只有离子键被破坏
【答案】C
【解析】A、沸点是物理性质，与分子间作用力有关，热稳定性是化学性质，与元素非金属性有关，沸点与热稳定性没有因果关系，A错误；B、干冰是分子晶体，冰熔化需克服分子间作用力，石英是原子晶体，熔化需要克服共价键，故B错误；C、N2的电子式为，CCl4电子式为，每个原子的最外层都具有8电子稳定结构，故C正确；D、NaHCO3受热分解生成碳酸钠、水、CO2，既破坏了离子键也破坏了共价键，故D错误。选C。
考点5 晶体类型的判断方法
【例5】同组物质中化学键类型相同、晶体类型也相同的是
A．HCHO、CO2、C2H5OH B．金刚石、O2、F2
C．Ba(OH)2、H2O、CaCl2 D．I2、Ar、N2、Si
【答案】A
【解析】A．HCHO、CO2、CH4都是分子晶体，都只含共价键，故A正确；B．金刚石是原子晶体，O2、F2是分子晶体，故B错误；C．Ba(OH)2、CaCl2是离子晶体，H2O是分子晶体，故C错误；D．I2、Ar、N2是分子晶体，硅是原子晶体，故D错误；故选A。
考点6常见晶体的熔沸点高低的判断
【例6】在解释下列物质的变化规律与物质结构间的因果关系时，与化学键的强弱无关的是(　　)
A．钠、镁、铝的熔点和沸点逐渐升高，硬度逐渐增大
B．金刚石的硬度大于晶体硅的硬度，其熔点也高于晶体硅的熔点
C．KF、KCl、KBr、KI的熔点依次降低
D．CF4、SiF4、GeF4、SnF4的熔点和沸点逐渐升高
【答案】D
考点7晶体结构的分析与计算方法
【例7】有四种不同堆积方式的金属晶体的晶胞如图所示，下列有关说法正确的是（ ）
A．①为简单立方堆积，②为镁型，③为钾型，④为铜型
B．每个晶胞含有的原子数分别为：①1个，②2个，③2个，④4个
C．晶胞中原子的配位数分别为：①6，②8，③8，④12
D．空间利用率的大小关系为：①＜②＜③＜④
【答案】B
【解析】A、②为体心立方堆积，属于钾、钠和铁型；，③是六方最密堆积，属于镁、锌、钛型，A错误。B、利用均摊法计算原子个数，①中原子个数为8×1/8=1个，②中原子个数为8×1/8+1=2个，③中原子个数为8×1/8+1=2个，④中原子个数为8×1/8+6×1/2=4个，B正确。C、③为六方最密堆积，此结构为六方锥晶包的1/3，配位数为12, C错误。D、③、④的空间利用率最高，都是74%，①中简单立方堆积空间利用率最小为52%,②中体心立方堆积空间利用率为68%,所以空间利用率大小顺序为①＜②＜③=④,D错误.正确答案为B
1．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
2．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；
3．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。
（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．铁与人类密切相关，几乎无处不在，地壳中大约5%是铁，是含量仅次于铝的金属。它的单质及化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途。根据所学知识回答下列问题：
（1）基态铁原子的电子占据的最高能层的符号为____。与铁同周期的所有副族元素的基态原子中，最外层电子数与铁相同的元素有____种。
（2）下列关于铁的说法，正确的是____（填选项字母）
A．基态铁原子的电子排布式不可能是1s22s22p63s23p103d24s2，是因为违反了泡利原理
B．铁属于黑色金属，在周期表中属于d区元素
C．铁丝可用于焰色反应实验时蘸取待测物，是由于铁在光谱图中无特征的谱线
D．Fe能与CO形成配合物Fe(CO)5，1 mol?Fe(CO)5中含有的σ键数目是5 NA（NA为阿伏加德罗常数的值）
（3）某铁的化合物结构简式如图所示
①组成该化合物的非金属元素的电负性由大到小的顺序为___________________；
②上述化合物中氮原子的杂化方式为__________________________________；
③用“→”标出亚铁离子的配位键。（请在答题卡上画出方框内的结构，并标明 “→”）________；
（4）类卤素离子SCN－可用于Fe3+的检验，其对应的酸有两种，分别为硫氰酸（H－S－C≡N?）和异硫氰酸（H－N＝C＝S），这两种酸中沸点较高的是____；
（5）铁单质的晶体在不同温度下，有δ、γ、α等不同的晶型，其中δ晶型为体心立方堆积，γ晶型为面心立方最密堆积。这两种晶型的密度之比是____。
【答案】 N 7 AB O>N>C>H sp3杂化、sp2杂化 H－N＝C＝S 3:4（或0.92或68:74）
(3)．①．因非金属性O>N>C>H，非金属性越强，元素的电负性越大，则电负性O>N>C>H，故答案为：O>N>C>H；
②．化合物中形成C=N双键的N原子形成2个σ键，含有1个孤电子对，而形成单键的N原子，形成2个σ键，含有2个孤电子对，杂化轨道数目分别为3、4，则N原子采取sp2、sp3杂化，故答案为：sp3杂化、sp2杂化；
③．形成C=N双键的N原子有1个孤对电子，与亚铁离子之间形成配位键，另外两个N原子带1个单位负电荷，与亚铁离子之间形成离子键，则标出亚铁离子的配位键为，故答案为：；
:=3:4（或0.92或68:74），故答案为：3:4（或0.92或68:74）。
5．某市售照明材料LED晶片是一种发光二极管。材质组成为：GaAs(砷化镓)、AlGaInP(磷化铝镓铟)、GaInN(氮化镓铟)等。请回答下列问题：
（1）砷基态原子的核外电子排布式为______________________。
（2）上述非金属元素氢化物的沸点从高到低的顺序为___________。
（3）下列说法正确的是___________
a．电负性：AsSe>Ga
（4）如图所示为GaAs的晶胞结构，晶体熔点为1237℃。
①晶胞中砷与镓原子间的化学键类型有___________。
②一个镓原子周围所有距离最近且相等的砷原子形成的空间构型是___________。
③一个晶胞的组成为___________。
④已知晶胞棱长a=5.64×10-10m,相对原子质量Ga∶70,As∶75,则该晶胞密度为ρ=___________。
【答案】 1s22s22p63s23p63d104s24p3 NH3>AsH3>PH3 bc 共价键(或极性键)、配位键 正四面体 Ga4As4 5.37g·cm-3
（4）① 镓有3个价电子，但形成4个共价键，说明有一个配位键；正确答案：共价键(或极性键)、配位键；
②砷化鎵晶胞中砷原子8个在立方体的顶角，6个在面上，该晶胞所包含的的砷原子数为8×1/8+6×1/2=4,而鎵原子周围是4个均匀分布的砷原子为正四面体型；正确答案：正四面体型；
③8个顶点含有砷原子为8×1/8=1,6个面上有砷原子6×1/2=3，共有砷原子4个；鎵原子在中心，有4个，所以一个晶胞的组成为．Ga4As4；正确答案：Ga4As4；
④砷化鎵晶胞中砷原子8个在立方体的顶角，6个在面上，该晶胞所包含的的砷原子数为8×1/8+6×1/2=4,上述晶胞结构中含有4个GaAs，其质量为4×（70+75）=580g，晶胞的体积为：
a3×6.02×1023m3=(5.64×10-10)3×6.02×1023=1080.02×10-7 m3=108.02cm3，根据密度计算公式：
ρ=m/V=580/108.02= 5.37g·cm-3；正确答案5.37g·cm-3；
6．天宫二号空间实验室于2016年9月15 日在酒泉卫星发射中心发射成功。实验室承载了10余项太空实验,其中包含了好比科幻英维“综合材料”多晶碲化锌(ZnTe)的实验。
(1)电负性Zn___________Te(填“>”或“<”或“=”)。
(2)O、S、Se与Te元素位于同一主族。基态碲(Te)原子核外电子排布式为[Kr]________,有_______个未成对电子。
(3)H2O、H2S、H2Se沸点由低到高顺序为______，推断的依据是_______;SO2分子中S原子采取_____杂化;用价层电子对互斥理论解释SO42-的键角大于SO32-的原因是____________。
(4)向氯化锌溶液中加入过量的氨水,得到[Zn(NH3)4]Cl2,此配位化合物中含有的化学键有共价键、____、_______。
(5)碲化锌晶体有两种结构，其中一种晶胞结构如下图:
晶胞中含有_____个Te原子;与Te原子距离最近的Te原子有______个;若两个距离最近的Te原子间距为apm.则晶体密度为_________g/cm3。
【答案】 < 4d105s25p4 2 H2S解析：(1) 一般来说，非金属元素电负性大于1.8，金属元素小于等于1.8，所以电负性Zn点睛：根据均摊原则，晶胞顶点的原子被一个晶胞占用 、面心的原子被一个晶胞占用 ，楞上的原子被一个晶胞占用 ，晶胞内的原子被一个晶胞完全占用。
7．Q、R、X、Y、Z为周期表中原子序数依次递增的前四周期元素。已知:
① Q为元素周期表中原子半径最小的元素;
② R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;
③ Y的基态原子的核外成对电子数是未成对电子数的3倍;
④ Z有“生物金属”之称,Z4+离子和氩原子的核外电子排布相同。
请回答下列问题(答题时,Q、R、X、Y、Z用所对应的元素符号表示):
(1)Q、R、Y三种元素组成的一种化合物M是新装修居室中常含有的一种有害气体,化合物M的空间构型为____________?,其中心原子采取_______杂化;Q、R两种元素组成的原子个数比为1:1的化合物N是中学化学中常见的有机溶剂,化合物N在固态时的晶体类型为____。
(2)R、X、Y三种元素的第一电离能由小到大的顺序为________________。
(3)由上述一种或多种元素组成的与RY2互为等电子体的分子为_____(写分子式)。
(4)由R、X、Y三种元素组成的RXY-离子在酸性条件下可与NaClO溶液反应,生成X2、RY2等物质,该反应的离子方程式为_________________________。
(5)某含Z配合物,化学式为[ZCl(H2O)5]Cl2, 配位数为____，1 mol该配合物中键的数目为___。
(6)Z原子基态时的价电子排布式为__________;已知Z的一种含氧酸钡盐的密度为ρ g.cm-3,其晶胞的结构如图所示,则晶?体中氧原子与钡原子的最近距离为_______cm。(只要求列算式,?不必计算出数值。阿伏伽德罗常数为NA)
【答案】平面三角形 sp2 分子晶体 C N2O 2CNO-+2H++3ClO-=N2↑+2CO2↑+3Cl-+H2O 6 16NA 3d24s2
(2) C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大，同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，因为第ⅤA族为半充满结构，所以第ⅤA族的大于第ⅥA族的，所以第一电离能大小顺序是C(3)CO2的最外层电子数之和为16，含有3个原子，等电子体是指原子个数相同，各原子最外层电子数之和也相同的粒子，故与CO2为等电子体的粒子是N2O。
(4)ClO-具有强氧化性，能将CNO-氧化为N2，根据题意可以写出相应的离子方程式为：
2CNO-+2H++3ClO-=N2↑+2CO2↑+3Cl-+H2O。
(5) [TiCl(H2O)5]Cl2的配位数为6，Ti2+与6个配位体形成的6个配位键是键，5个水分子含有10个H-O键，即10个键，故[TiCl(H2O)5]Cl2总共含有16个键，所以1 mol该配合物中键的数目为16NA。
(6)Z为Ti元素，核外电子数为22，核外电子排布式为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2，价电子排布式为3d24s2；晶胞中含有的各元素的原子个数为：Ba :1； Ti：8×1/8=1； O:12×1/4=3。所以晶体的化学式为BaTiO3。由晶胞的结构示意图可知：Ba原子与O的最近距离为面对角线的一半，设晶胞的边长为acm，则有a3×ρ=233/NA ，a=，所以面对角线的长度的一半为×，即氧原子与钡原子的最近距离为×cm。

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