资源简介 2018届高三二轮复习讲练测之测案 专题十八 物质结构与性质（选修）总分 100分 时间 45分钟 班级 _______ 学号 _______ 得分_______1． (15分) 【贵州省黔东南州2018届高三第一次模拟】元素周期表中，除了22 种非金属元素外，其余的都是金属，请根据元素周期表回答下列问题：Ⅰ.（1）基态氮原子核外共有__________种运动状态不相同的电子，该原子核外电子排布中电子在能量最低的轨道呈__________型，用n 表示能层，F 元素所在族的外围电子排布式为_________________。（2）在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”，如下表： 根据“对角线规则”写出Be(OH)2与NaOH 反应的离子方程式_________________________，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（如上图）。含1mol H3BO3的晶体中有_________mol 氢键，H3BO3中B 原子的杂化类型为_________________。（3）以第二周期为例，除Be、N 外，其它元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因是________________________。Ⅱ.近年来铁及其化合物在工农业中有广阔的应用前景。（4）铁的一种络离子[Fe(CN)6]4-中Fe2+的配位数为6，该络离子中不存在_____________（填序号）。A．共价键 B．非极性键 C．配位键 D．σ键 E．π 键（5）AlCl3的熔点比NaCl 熔点低的原因是________________________。（6）一种Al-Fe 合金的立体晶胞如图所示。若晶体的密度为ρg/cm3，则此合金中最近的两个Fe 原子之间的距离为__________________cm（用含ρ的代数式表示）。 【答案】（1）7（1分） 球形（1分） ns2np5 （1分）（2）Be(OH)2+ 2OH- = BeO22-+2H2O（2分） 3（1分） sp2 （1分）（3）从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层价电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大 （2分）（4） B （1分） （5）AlCl3是分子晶体，NaCl是离子晶体（2分） （6） （3分）【解析】Ⅰ.（1）基态氮原子核外7个电子，每个电子运动状态不同，共有7种运动状态不相同的电子，该其它元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因是从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层价电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大；（4）[Fe(CN)6]4-中存在A．共价键，如C-N键；C．配位键，如中心原子与CN-间；D．σ键，如C-N键； E．π键，如碳氮叁键；由于没有相同原子形成的共价键，不存在 B．非极性键；故选B。（5）AlCl3的熔点比NaCl熔点低的原因是：AlCl3是分子晶体，NaCl是离子晶体；一个晶胞中含有8个Fe原子和4个Al原子，晶胞的质量为（56×8+27×4）/NAg， 棱长为cm，个最近的2个Fe原子之间的距离为。2． (15分) 【河北省承德市各县一中2018届高三上学期期末】镧系为元素周期表中第ⅢB族、原子序数为57~71的元素。（1）镝(Dy)的基态原子电子排布式为[Xe]4f106s2，画出镝(Dy)原子外围电子排布图：___________。（2）高温超导材料镧钡铜氧化物中含有Cu3+，基态时Cu3+ 的电子排布式为________________。（3）观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示+3 价的元素是___________(填元素名称)。几种镧系元素的电离能(单位：kJ ? mol-1)元素I1I2I3I4Yb(镱）604121744945014Lu(镥）532139041114987La(镧）538106718505419Ce(铈）527104719493547 （4）元素铈(Ce)可以形成配合物(NH4)2[Ce(NO3)6]。①组成配合物的四种元素，电负性由大到小的顺序为________________(用元素符号表示)。②写出氮的最简单气态氢化物水溶液中存在的氢键：__________________(任写一种)。③元素Al 也有类似成键情况，气态氯化铝分子表示为(AlCl3)2，分子中Al 原子杂化方式为_____________，分子中所含化学键类型有______________(填字母)。A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．配位键（5）PrO2(二氧化镨)的晶体结构与CaF2相似，晶胞中镨原子位于面心和顶点，则PrO2(二氧化镨)的晶胞中有________个氧原子；已知晶胞参数为a pm，密度为ρ g· cm-3，NA=_____________ (用含a、ρ的代数式表示)。【答案】（1） （2分） （2）[Ar]3d8 (或1s22s22p63s23p63d8) （1分） （3）镧 （1分） （4）①O>N>H>Ce （1分） ②N-H…(或 N-H…N或O-H…N或O-H…O) （2分） ③sp3（1分） bd （2分）（5）8 （2分） （2分）【解析】（1）.根据镝(Dy)的基态原子电子排布式[Xe]4f106s2可知，镝(Dy)原子外围4f能级上有10个电子，6s能级上有2个电子，则其外围电子排布图为：，故答案为：；（3）.第三电离能与第一电离能、第二电离能相差越小，第三个电子越容易失去，+3价可能性越大，在上述表中，镧的I1、I2和I3最接近，则最有可能显示+3 价的元素是镧，故答案为：镧；（4）．①.元素铈(Ce)可以形成配合物(NH4)2[Ce(NO3)6]，组成配合物的四种元素中，因元素非金属性越强，电负性越大，则O>N>H，又因Ce是金属，其电负性在四种元素中最小，所以电负性大小顺序为：O>N>H>Ce，故答案为：O>N>H>Ce；② ．N和 O元素的电负性强，则NH3的水溶液中存在的氢键有：N-H…O(或 N-H…N或O-H…N或O-H…O)，故答案为：N-H…O(或 N-H…N或O-H…N或O-H…O)；③ .在气态氯化铝 (AlCl3)2中，每个Al原子与4个Cl原子形成4个σ键，则Al原子的杂化方式为sp3，在该分子中，与Al原子形成极性共价键的两个Cl原子中，有一个是配位键，氯原子提供电子，铝原子提供空轨道，故答案为：sp3；bd；（5）.PrO2(二氧化镨)的晶体结构与CaF2相似，晶胞中镨原子位于面心和顶点，所以晶胞中镨原子的个数为：6×1/2+8×1/8=4，则氧原子个数为：4×2=8；根据上述分析可知，一个二氧化镨晶胞中含有4个PrO2，则ρ==，则NA= (或)，故答案为：8； (或)。3． (13分) 【山西省孝义市2018届高三下学期高考模拟卷（一）】许多过渡元素(如锰、钒、铬、铁、铜等)的化合物对化学反应具有良好的催化性。回答下列问题:（1）基态铬原子的价层电子排布式为_________；Mn2+的稳定性强于Mn3+，其原因是_______。（2）已知常温下,H2CrO4的K1=4.1、K2=1×10-5，从结构的角度上看，K2<（3）SO2与氧气在V2O5催化作用下反应可转化为SO3,则转化过程中_____(填字母)没有发生变化。A．中心原子轨道杂化类型 B．键角 C．分子的极性（4）+5价钒能形成多种含氧酸根盐，其中某种钠盐的酸根离子是一种具有无限链状结构的离子(见下图)，则该酸根离子的化学式为__________。 （5）CuSO4溶液中Cu2+是以[Cu(H2O)4]2+形式存在的，向CuSO4溶液中加入过量氨水后会得到[Cu(NH3)4]2+，则上述两种配离子中稳定性较强的是_________，N、O、S、Cu 四种元素的第一电离能由大到小的顺序为__________。【答案】（1）3d54s1（1分） Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是（2分） （2）第二步电离产生的二价酸根离子重新结合H+的能力强于第一步电离产生的一价酸根离子结合H+的能力（2分） 范德华力（1分） （3） a（1分） （4）(VO3)nn- (或VO3-)（2分） （5）[Cu(NH3)4]2+ （2分） N>O>S>Cu（2分）【解析】（1）Cr为37号元素，则基态铬价电子排布式为1s22s22p63s23p63s23p63d54s1，所以基态铬原子的价电子排布式是3d54s1；Mn为25号元素，Mn的价电子排布式为：3d54s2，Mn2+的价层电子排布式为3d5，Mn3+的价层电子排布式为3d4，Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是，故Mn2+的稳定性强于Mn3+。故答案为：3d54s1；Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是。（4）由链状结构可知，每个V与3个O形成阴离子，且V的化合价为+5价，则该酸根离子的化学式为(VO3)nn- (或VO3-)。故答案为：(VO3)nn- (或VO3-)。（5）[Cu(H2O)4]2+转化为[Cu(NH3)4]2+，且N原子的配位能力比O原子的配位能力强，则[Cu(NH3)4]2+更稳定。Cu为金属元素，第一电离能最大；N、O元素处于第二周期，且N元素2p能级处于半充满稳定状态，能量低，所以N元素的第一电离能高于同周期相邻元素第一电离能，则N＞O；同主族元素，随着电子层的增多，第一电离能逐渐减小，则第一电离能O＞S，故第一电离能大小顺序为N＞O＞S＞Cu。故答案为：[Cu(NH3)4]2+；N＞O＞S＞Cu。 4．（15分）【河南省豫南九校2018届高三下学期第一次联考】N、P、As的化合物在研究和生产中有许多重要用途。（1）基态As原子的核外电子排布式为_________。（2）N的第一电离能比O大，原因是______________。（3）NH4+中H-N-H的键角比NH3中H-N-H 的键角_______(填“大”或“小”)，原因是____________。（4）K3AsO4中含有的化学键类型包括________；AsO43- 的空间构型为______。As4O6的分子结构如图1所示，则该化合物中As的杂化方式是__________。 （5）化合物NH5中的所有原子最外层都满足稳定结构，则NH5 是_______晶体。（6）白磷(P4)的晶体属于分子晶体，其晶胞结构如图2 (小圆圈表示白磷分子)。已知晶胞的边长为acm，阿伏加德罗常数的数值为NA，则该晶胞中含有P 原子的个数为______，该晶体的密度为_________(用含NA、a 的代数式表示) g.cm-3。【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3{或[Ar]3d104s24p3} （1分）（2）N 的2P轨道是半充满状态，比较稳定，所以第一电离能比氧的大 （2分）（3） 大 （1分） NH4+中的氮原子上均为成键电子，而NH3分子中的氮原子上有一对孤对电子，孤对电子和成键电子之间的排斥力强于成键电子和成键电子之间的排斥力（2分） （4）离子键、共价键（2分） 正四面体（1分） sp3（1分）（5）离子（1分） （6）16（2分） （2分）【解析】（1）砷位于元素周期表的第四周期第VA族，外围电子排布为4s24p3，把前面的核外电子补齐后中H-N-H键角比NH3中H-N-H键角大；（2）K3AsO4属于离子化合物，酸根离子中含有共价键，故K3AsO4中含有的化学键类型包括离子键、共价键；AsO43-中As原子孤电子对数==0、价层电子对数为4+0=4，空间构型为正四面体；As4O6的分子中As原子形成3个As-O键，含有1对孤对电子，杂化轨道数目为4，是sp3杂化；（5）化合物NH5中的所有原子最外层都满足稳定结构，则由铵根离子与氢负离子构成，属于离子晶体；（6）根据均摊法可知，晶胞中P4分子数目为8×+6×=4，则晶胞中P原子数目为4×4=16，晶胞质量为g，晶胞体积为（acm）3，则晶胞密度为=g．cm-3。5．（14分) 【云南省昆明一中2018届高三第六次月考】氨是重要的无机化工产品之一，在国民经济中占有重要地位。我国采用铁触媒(以铁为主的混合物) 做催化剂合成氨。回答下列问题：（1）Fe基态原子核外电子排布式为____________。氮化铁是一种重要的无机化合物，不溶于水，暴露在潮湿环境中可释放出氨气，元素Fe和N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）N的氧化物有N2O等，N2O与CO2 互为等电子体，N2O的空间构型为__________。（3） N 有多种氢化物，其中肼(N2H4)常用作火箭推进剂的燃料，N2H4中N 原子的杂化形式为____。（4）N、P、As为同族元素，NH3、PH3、AsH3三种物质的沸点由高到低的顺序为______。原因是______________。（5）K3[Fe(CN)6]常用于检验Fe2+，K3[Fe(CN)6]中存在的化学键类型有_______。（6）FeO晶体的晶胞与NaCl的相似，NaCl的晶胞如图所示。由于晶体缺陷，某氧化亚铁晶体的实际组成为Fe0.9O，其中包含有Fe2+和Fe3+，晶胞边长为428pm，则该晶体的密度为____g/cm3 (列出计算式即可，用NA 表示阿伏伽德罗常数的值)。 【答案】（1）1s22s22p63s23p63d64s2 （1分） N （1分） Fe（1分）（2）直线形（1分） （3）sp3 （1分） （4）NH3﹥AsH3﹥PH3（2分） NH3之间形成了氢键，分子间作用力大，所以沸点高，AsH3和PH3结构相似，而AsH3的相对分子质量更大，故其分子间作用力比PH3大，所以AsH3的沸点比PH3更高（2分） （5）离子键、配位键、共价键或（离子键、配位键、σ键、π键）（2分） （6）（3分）【解析】（1）铁的原子序数为26，根据能量最低原理其态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；元素Fe和N中，N的其态原子的电子排布式为1s22s22p3，最外层电子受到核的吸引力大于铁，第一电离能较大的是N，根据二者的电子排布可知，基态原子核外未成对电子数分别为4和3，较多的是铁，故答案为：1s22s22p63s23p63d64s2；N；Fe；（4）NH3分子间能够形成氢键，沸点最高，AsH3和PH3结构相似，而AsH3的相对分子质量更大，故其分子间作用力比PH3大，所以AsH3的沸点比PH3更高，PH3、AsH3三种物质的沸点由高到低的顺序为NH3﹥AsH3﹥PH3，故答案为：NH3﹥AsH3﹥PH3；NH3之间形成了氢键，分子间作用力大，所以沸点高，AsH3和PH3结构相似，而AsH3的相对分子质量更大，故其分子间作用力比PH3大，所以AsH3的沸点比PH3更高； （5）K3[Fe(CN)6]中存在离子键、极性共价键、配位键，故答案为：离子键、共价键、配位键；（6）FeO晶体的晶胞与NaCl的相似，在FeO晶体的晶胞中含有Fe原子或O原子的数目均为4，某氧化亚铁晶体的实际组成为Fe0.9O，则1个晶胞的质量=g，因此该晶体的密度==g/cm3，故答案为： 。6．（13分）【贵州省贵阳一中2018届高三第五次月考】Ⅰ.国产C919大型客机的正式下线，标志着我国航空工业进入了新的发展阶段，我国成为世界上少数几个具有自行研制大型飞机的国家之一。（1）飞机的外壳通常采用镁一铝合金材料，铝的价电子排布图为_______________，第一电离能：铝________（填“大于”或“小于”）镁。（2）为了减轻质量而不减轻外壳承压能力，现代飞机通常采用复合材料一玻璃纤维增强塑料，其成分之一为环氧树脂，常见的E51型环氧树脂中部分结构如图甲所示，其中碳原子的杂化方式为___________，该材料此部分中所含元素的电负性从小到大的顺序为_______________。 II．大型飞机的发动机在制造过程中通常采用碳化钨做关键部位的材料。（1）钨元素位于周期表的第六周期第VIB族，请写出其位于同一族的元素铬的原子的价电子排布式__________________， （2）图乙为碳化钨晶体的一部分结构，碳原子嵌入金属钨的晶格的间隙，并不破坏原有金属的晶格，形成填隙+固溶体，也称为填隙化合物。在此结构中，其中钨原子有_______个，1个钨原子周围距离钨原子最近的碳原子有_______个，下列金属元素的堆积方式与碳化钨晶胞中碳原子和钨原子所处位置类似的是___________（填序号）。A．Fe Cu B．Ti Au C．Mg Zn D．Cu Ag （3）设该部分晶体的体积为Vcm3，碳化钨的摩尔质量为M g/mol，密度为b g/cm3，则阿伏加德罗常数NA用上述数据可以表示为____________________。【答案】Ⅰ.（1）（2分） 小于 （1分）（2）sp2、sp3杂化 （2分） HII．（1）3d54s1 （1分） （2）6（1分） 6（1分） B （1分） （3） （2分）【解析】Ⅰ.（1）飞机的外壳通常采用镁一铝合金材料，铝的价电子排布图为，镁的3p电子半充满，能量低，较稳定，所以第一电离能：铝小于镁。II．（1）元素铬的原子的价电子排布式：3d54s1。（2）在此结构中，其中钨原子有6个，1个钨原子周围距离钨原子最近的碳原子有6个，下列金属元素的堆积方式与碳化钨晶胞中碳原子和钨原子所处位置类似的是B。（3）该部分晶体含有6个碳原子，6个钨原子，b=6M/(VNA)，NA=。7．（15分）【湖北省襄阳市2018届高三上学期1月调研】A、B、C、D为元素周期表中前四周期的四种元素，且原子序数依次增大，C、D同周期，且A、B、C均不在同一周期，其中A与D同主族，且该主族中有三种非金属元素，B为非金属元素且原子最外层有3对成对电子，C元素位于元素周期表第10列。请回答下列问题:（1）C元素的原子序数为________，基态D原子的简化电子排布式为________。（2）与A同一周期的所有主族元素中第一电离能小于A的元素共有_______种。（3） D元素可形成DX3的卤化物，性质和结构与AX3类似(X表示卤素元素)，在水溶液中强烈水解，请写出DCl3与水反应的化学方程式:____________。（4） 如图为D2B3的分子结构图，B杂化方式为____________。 （5） 试比较A、B形成的简单氢化物的熔沸点的高低并解释：________ (简单氢化物用分子式表示)。（6） 研究晶体结构的最常用方法是________；如图为一种含C和D两种元索的品体的晶胞图，呈六方结构，晶胞参数为底面边长为anm、高为bmm。 ①该晶胞组成物质的化学式为__________。②已知D和C的相对原子质量分别为M1和M2,若晶体密度为ρg/cm3,NA表示阿伏加德罗常数，用合理表达式表示该晶体的密度为________g/cm3 (列出计算式即可，不必化简)。【答案】（1）28（1分） [Ar]3d104s24p3（1分） （2）5 （1分）（3）AsCl3+3H2O=H3AsO3+3HCl （2分） （4）sp3杂化 （2分）（5）NH3＞HCl，NH3存在分子间氢键，HCl分子间只存在范德华力，氢键作用力比范德华力强，NH3的熔沸点高于HCl （2分） （6）X-射线衍射（1分） ①NiAs或AsNi （2分） ②（3分）【解析】本题考查物质结构与性质，涉及元素的推断，简化电子排布式的书写，第一电离能的比较，杂化方式的判断，熔沸点高低的比较，晶胞的分析和计算。C是前四周期元素，C元素位于元素周期表第10列，C为Ni元素，Ni处于第四周期，C、D同周期，D也处于第四周期；A、B、C、D的原子序数依次增大，A、B、C均不在同一周期，A与D同主族且该主族中有三种非金属元素，A为N元素，D为As元素；B处于第三周期，B为非金属且原子最外层有3对成对电子，B为Cl元素。（4）由示意图可见B形成2个σ键，B上还有两对孤电子对，B的价层电子对数为4，B的杂化方式为sp3杂化。（5）A的简单氢化物为NH3，B的简单氢化物为HCl。由于NH3存在分子间氢键，HCl分子间只存在范德华力，氢键作用力比范德华力强，NH3的熔沸点高于HCl。（6）研究晶体结构最常用的方法是X-射线衍射。（a）用“均摊法”，D为As：8+4=2，C为Ni，C全在晶胞内，Ni：2，Ni与As的个数比为2:2=1:1，该晶体的化学式为NiAs或AsNi。（b）该晶胞呈六方结构，晶胞的底面积为a10-7cma10-7cm=a210-14cm2，晶胞的体积为a210-14cm2b10-7cm=a2b10-21cm3，1mol晶体的体积为a2b10-21cm32NA；晶体的化学式为NiAs或AsNi，1mol晶体的质量为（M1+M2）g；晶体的密度==（M1+M2）g（a2b10-21cm32NA）=g/cm3。 2018届高三二轮复习讲练测之练案 专题十八 物质结构与性质（选修） 1．【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=0.420 nm，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】（1）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn （2）sp sp3（3）H2O>CH3OH>CO2>H2 H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2分子量较大、范德华力较大 （4）离子键和π键（或键） （5）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元素是非金属元素而Mn是金属元素，所以第一电离能较大的是O。O元素的基态原子价电子排布式为2s22p4，所以其核外未成对电子数是2，而Mn元素的基态原子价电子排布式为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。（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(O2－)=a，解得r(O2－)= nm=0.148nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构，晶胞参数=2 r(O2－)+2 r(Mn2+)，则r(Mn2+)=(0.448 nm-2×0.148 nm)/2=0.076nm。【名师点睛】物质结构的考查，涉及电子排布式、第一电能能比较、杂化理论、化学键及分子间作用力和晶胞的计算等。其中杂化形式的判断是难点，具体方法是：先计算中心原子价电子对数，价电子对数n=（中心原子的价电子数+配位原子的成键电子数±电荷数）。注意：①当上述公式中电荷数为正值时取“-”，电荷数为负值时取“+”；②当配位原子为氧原子或硫原子时，成键电子数为零；根据n值判断杂化类型：一般有如下规律：当n=2，sp杂化；n=3，sp2杂化；n=4，sp3杂化。2．【2017江苏卷】 [物质结构与性质]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】（1）[Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5 （2）sp2和sp3 9 mol （3）H（4）乙醇分子间存在氢键 （5）Fe3CuN【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()成氢键；（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。【名师点睛】本题考查了简单离子的基态核外电子排布式、简单分子中σ键的数目、C原子的原子轨道杂化类型、短周期常见元素的电负性比较、分子间氢键对物质性质的影响、晶胞中原子数的计算及晶体化学式的确定等有关物质结构的主干知识，同时还考查了物质所含能量的高低对物质稳定性的影响。要求我们要重视基础知识的掌握和应用，会用均摊法分析晶体的组成。均摊法确定晶胞中原(离)子数目及晶体化学式。对于平行六面体晶胞而言，用均摊法计算的依据是：①处于顶点的微粒，同时为8个晶胞所共享，每个微粒有1/8属于该晶胞；②处于棱上的微粒，同时为4个晶胞所共享，每个微粒有1/4属于该晶胞；③处于面上的微粒，同时为2个晶胞所共享，每个微粒有1/2属于该晶胞；④处于晶胞内部的微粒，完全属于该晶胞。3．【2016年高考新课标Ⅰ卷】[化学——选修3：物质结构与性质]（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_____________________。GeCl4GeBr4GeI4熔点/℃?49.526146沸点/℃83.1186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）。【答案】（1）3d104s24p2 ；2；（2）锗的原子半径大，原子之间形成的ρ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键；（3）GeCl4、GeBr4、GeI4熔沸点依次升高；原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强；（4）O＞Ge＞Zn；（5）sp3 ；共价键；（6）①(；；)；②。【解析】试题分析：（1）Ge是32号元素，与碳元素是同一主族的元素，在元素周期表中位于第四周期第IVA；基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] 4s24p2，也可写为3d104s24p2；在其原子的最外层的2个4s电子是成对电子，位于4s轨道，2个4p电子分别位于2个不同的4p轨道上，所以基态Ge原子有2个未成对的电子； （2） Ge与C是同族元素，C原子原子半径较小，原子之间可以形成双键、叁键；但Ge原们的熔沸点由低到高的顺序是：GeCl4＜GeBr4＜GeI4； （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。元素的非金属性越强，其吸引电子的能力就越强，元素的电负性就越大。元素Zn、Ge、O的非金属性强弱顺序是：O＞Ge＞Zn，所以这三种元素的电负性由大至小的顺序是O＞Ge＞Zn ；（5） Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为1个s轨道与3个p轨道进行的sp3杂化；由于是同一元素的原子通过共用电子对结合，所以微粒之间存在的作用力是非极性共价键(或写为共价键)；（6） ①根据各个原子的相对位置可知，D在各个方向的1/4处，所以其坐标是(；；)；根据晶胞结构可知，在晶胞中含有的Ge原子是8×1/8+6×1/2+4=8，所以晶胞的密度是=cm3。【考点定位】考查物质结构的有关知识。【名师点睛】物质结构包括原子结构(原子核外电子排布、原子的杂化方式、元素电负性大小比较、元素金属性、非金属性的强弱)、分子结构(化学键、分子的电子式、结构式、结构简式的书写、化学式的种类、官能团等)、晶体结构(晶体类型的判断、物质熔沸点的高低、影响因素、晶体的密度、均摊方法的应用等)。只有掌握这些，才可以更好的解决物质结构的问题。4．【2016年高考新课标Ⅲ卷】[化学——选修3：物质结构与性质]（15分）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）GaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是_____________________。（5）GaAs的熔点为1238℃，密度为ρg·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，阿伏伽德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为____________________。 【答案】（1）1s22s22p63s23p63d104s24p3；（2） 大于，小于；（3）三角锥形，sp3；（4）GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，离子晶体GaF3的熔沸点高；（5）原子晶体；共价键；。【解析】 （3）AsCl3分子的价层电子对数＝3＋＝4，即含有一对孤对电子，所以立体构型为三角锥形，其中As的杂化轨道类型为sp3。（4）由于GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，所以离子晶体GaF3的熔沸点高；（5）GaAs的熔点为1238℃，密度为ρg·cm-3，其晶胞结构如图所示，熔点很高，所以晶体的类型为原子晶体，其中Ga与As以共价键键合。根据晶胞晶胞可知晶胞中Ca和As的个数均是4个，所以晶胞的体积是。二者的原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏伽德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%＝。【考点定位】考查核外电子排布、电离能、原子半径、杂化轨道、空间构型以及晶胞结构判断与计算等【名师点睛】物质结构包括原子结构(原子核外电子排布、原子的杂化方式、元素电负性大小比较、元素金属性、非金属性的强弱)、分子结构(化学键、分子的电子式、结构式、结构简式的书写、化学式的种类、官能团等)、晶体结构(晶体类型的判断、物质熔沸点的高低、影响因素、晶体的密度、均摊方法的应用等)。本题考查物质结构内容，涉及前36号元素核外电子排布式的书写、元素周期律、第一电离能规律、空间构型、杂化轨道、晶体熔点高低的判断、晶体类型、以及晶胞的计算等知识，这部分知识要求考生掌握基础知识，做到知识的灵活运用等，考查了学生综合运用所学化学知识解决相关化学问题的能力。只有掌握这些，才可以更好的解决物质结构的问题。5．【2016年高考新课标Ⅱ卷】[化学-—选修3：物质结构与性质]（15分）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能级上的未成对的电子数为______。（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=1959kJ/mol，INi=1753kJ/mol，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dg/cm3，晶胞参数a=________nm【答案】（ 1）1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar] 3d84s2 2（2）①正四面体②配位键 N③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）①3:1②【解析】试题分析：（1）镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2，3d能级有5个轨道，这5个轨道先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2。③氨气分子间存在氢键，分子间作用力强，所以氨的沸点高于膦（PH3）；根据价层电子对互斥理论，氨气中心原子N的σ键电子对数等于3，孤电子对数（5-3）÷2=1，则中心原子N是sp3杂化，分子成三角锥形，正负电荷重心不重叠，氨气是极性分子。 （3）铜和镍属于金属，所以单质铜及镍都是由金属键形成的晶体；铜和镍分别失去一个电子后若再失去电子，铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu>INi。（4）①根据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为6×1/2=3，镍原子的个数为8×1/8=1，则铜和镍的数量比为3:1。②根据上述分析，该晶胞的组成为Cu3Ni，合金的密度为dg/cm3，根据p=m÷V=251÷[（a3×NA）]=d，1cm=107nm，则晶胞参数a=nm。【考点定位】考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，化学键类型，晶胞的计算等知识。【名师点睛】本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，物质熔沸点的判断，化学键类型，晶胞的计算等知识，保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。晶胞中原子的数目往往采用均摊法：①位于晶胞顶点的原子为8个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1/8；②位于晶胞面心的原子为2个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1/2；③位于晶胞棱心的原子为4个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1/4；④位于晶胞体心的原子为1个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为1。6．[选修3——物质结构与性质]19–Ⅰ【2016年高考海南卷】（6分）下列叙述正确的有A．第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多B．第二周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小C．卤素氢化物中，HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小【答案】19-Ⅰ BC （6分）【解析】考点：原子结构、元素周期律【名师点睛】本题考查了物质的性质，知道范德华力主要影响物质的物理性质（如熔点、沸点、溶解性等）。（1）对于组成和结构相似的分子，其相对分子质量越大,范德华力越大,物质的溶、沸点越高。（2）溶质分子与溶剂分子间的范德华力越大，则溶质分子的溶解度越大。中学所学化学键主要是三个：共价键、离子键、金属键。化学键对物质的物理性质和化学性质均有影响，主要对化学性质有影响。7．【2016年高考海南卷】（14分）M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：（1）单质M的晶体类型为______，晶体中原子间通过_____作用形成面心立方密堆积，其中M原子的配位数为______。（2）元素Y基态原子的核外电子排布式为________，其同周期元素中，第一电离能最大的是______（写元素符号）。元素Y的含氧酸中，酸性最强的是________（写化学式），该酸根离子的立体构型为________。（3）M与Y形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。 ①该化合物的化学式为_______，已知晶胞参数a=0.542 nm，此晶体的密度为_______g·cm–3。（写出计算式，不要求计算结果。阿伏加德罗常数为NA）②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是________。此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为_______。【答案】19-Ⅱ （14分）（1）金属晶体 金属键 12 （每空1分，共3分）（2）1s22s22p63s23p5 Ar HClO4 正四面体 （每空1分，共4分）（3）①CuCl （每空2分，共4分）②Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物（或配离子） [Cu(NH3)4]2+ (2分，1分，共3分)【解析】 （2）氯元素为17号元素，位于第三周期，根据构造原理知其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5 ，同周期元素由左向右元素原子的第一电离能逐渐增大，故其同周期元素中，第一电离能最大的是Ar。氯元素的含氧酸中，酸性最强的是HClO4，该酸根离子中氯原子的为sp3杂化，没有孤对电子，立体构型为正四面体形。（3）①根据晶胞结构利用切割法分析，每个晶胞中含有铜原子个数为8×1/8+6×1/2=4，氯原子个数为4，该化合物的化学式为CuCl ；则1mol晶胞中含有4mol CuCl，1mol晶胞的质量为4×99.5g，又晶胞参数a=0.542 nm，此晶体的密度为g·cm–3。②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物。该溶液在空气中Cu(I)被氧化为Cu(II)，故深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu(NH3)4]2+ 。考点：考查物质结构与性质，涉及原子结构与元素的性质，分子结构和晶胞计算。【名师点睛】本题考查较为综合，题目难度较大。答题时注意电子排布式的书写方法，把握分子空间构型、等电子体、分子极性等有关的判断方法。关于核外电子排布需要掌握原子结构“三、二、一”要点：三个原理：核外电子排布三个原理——能量最低原理、泡利原理、洪特规则；两个图式：核外电子排布两个表示方法——电子排布式、电子排布图；一个顺序：核外电子排布顺序——构造原理。8．【2016年高考江苏卷】[物质结构与性质] [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_____________。【答案】（1）1s22s22p62s23p63d10（或[Ar] 3d10）（2）3；（3）sp3和sp；（4）NH2－；（5）； 【解析】试题分析：（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1s22s22p62s23p63d10；（2）甲醛的结构式是，由于单键都是σ键，双键中有一个σ键和一个π键，因此在一个甲醛分子中含有3个σ键和1个π键，所以在1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为3 mol；（5）在[Zn(CN)4]2-中Zn2+与CN-的N原子形成配位键，N原子提供一对孤对电子，Zn2+的空轨道接受电子对，因此若不考虑空间构型，[Zn(CN)4]2-的结构可用示意图表示为。【考点定位】本题主要是考查核外电子排布、杂化轨道类型、共价键、等电子体以及配位键等有关判断【名师点晴】物质结构与性质常考知识点有：（1）电子排布式、轨道表示式、成对未成对电子、全满半满（2）分子立体构型（3）氢键（4）晶体类型、特点、性质（5）分子的极性（6）性质比较：熔沸点、键。其中杂化类型的判断和晶胞的分析和计算是难点，杂化类型的判断可以根据分子结构式进行推断，杂化轨道数＝中心原子孤电子对数(未参与成键)＋中心原子形成的σ键个数，方法二为根据分子的空间构型推断杂化方式，①只要分子构型为直线形的，中心原子均为sp杂化，同理，只要中心原子是sp杂化的，分子构型均为直线形。②只要分子构型为平面三角形的，中心原子均为sp2杂化。③只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp3杂化。④V形分子的判断需要借助孤电子对数，孤电子对数是1的中心原子是sp2杂化，孤电子对数是2的中心原子是sp3杂化。该题的另一个难点是配位键的表示，注意掌握配位键的含义，理解配体、中心原子等。9．【2016年高考上海卷】（本题共12分）NaCN超标的电镀废水可用两段氧化法处理：（1）NaCN与NaClO反应，生成NaOCN和NaCl（2）NaOCN与NaClO反应，生成Na2CO3、CO2、NaCl和N2已知HCN（Ki=6.3×10-10）有剧毒；HCN、HOCN中N元素的化合价相同。完成下列填空：（5）上述反应涉及到的元素中，氯原子核外电子能量最高的电子亚层是___________；H、C、N、O、Na的原子半径从小到大的顺序为_______。（6）HCN是直线型分子，HCN是___________分子（选填“极性”或“非极性”）。HClO的电子式为___________。【答案】 （5）2p；H（6）极性；【解析】试题分析：（4）(CN)2与Cl2的化学性质相似，则根据氯气与氢氧化钠反应的方程式可知(CN)2与NaOH溶液反应生成NaOCN、NaCN和H2O。（6）HCN是直线型分子，正负电荷重心不重合，因此HCN是极性分子。HClO中H、Cl均含有1条极性共价键，O原子形成2条共价键，所以HClO的电子式为。【考点定位】考查氧化还原反应方程式书写、计算、元素周期律等有关判断【名师点睛】对于HAH++A-，Ki=，一定温度下电离平衡常数的大小通常是用来衡量酸性强弱的主要依据，Ki值越大说明酸性越强。HCN的Ki=6.3×10-10，说明HCN是极弱的酸，NaCN属于强碱弱酸盐，极易水解使水溶液表现碱性，即NaCN只能存在于碱性环境中。若调整NaCN溶液pH至中性或酸性，NaCN几乎完全转化为剧毒物质HCN。该题中主要涉及氧化还原反应， 氧化还原反应的特征是元素的化合价发生变化，其本质是在反应中有电子转移。在氧化还原反应中遵循电子守恒，即氧化剂得到的电子的物质的量（或个数）等于还原剂失去的电子的物质的量（或个数）。若将电子守恒规律应用于解题，可以大大简化我们的计算过程，收到事半功倍的效果。守恒法是中学化学中常用的解题方法之一，守恒法包括质量守恒、原子守恒、电荷守恒、电子守恒等。在进行解题时，如何选择并应用上述方法对于正确快速地解答题目十分关键。首先必须明确每一种守恒法的特点，然后挖掘题目中存在的守恒关系，最后巧妙地选取方法，正确地解答题目。① 在溶液中存在着阴阳离子，由于溶液呈电中性，所以可考虑电荷守恒； ②在氧化还原反应中存在着电子的转移，通常考虑电子守恒。③在某些复杂多步的化学反应中可考虑某种元素的守恒法；④在一个具体的化学反应中，由于反应前后质量不变，因此涉及到与质量有关的问题可考虑质量守恒法。微粒半径比较可能涉及到原子或者离子，一般规律是：电子层数多的微粒半径大，当电子层数相同时原子序数大的半径小。10．【2016年高考四川卷】（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电子的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① ，X和Y中电负性较大的是 ② （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晶体的晶胞如右图所示，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）①1s22s22p63s1或[Ne]3s1 ②Cl（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）K2Cr2O7+3H2O2+ 4H2SO4===K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O【解析】试题分析：根据题意知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（1）R是Na元素，原子序数为11，根据构造原理确定其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1；S和Cl比较电负性较大的是Cl元素，答案为：1s22s22p63s1；Cl。（2）H2S的沸点低于H2O的主要原因是水分子间形成氢键，使水的沸点升高，答案为：H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键。（3）SO3中硫原子的价层电子对为3+（6-3×2）/2=3，没有孤电子对，硫原子的杂化方式为sp2，该分子的空间构型为平面三角形，答案为：平面三角形。（4）根据晶胞结构可以算出白球的个数为，黑球的个数为8个，由于这种离子化合物的化学式为Na2O，黑球代表的是Na+，答案为：Na+。（5）根据题意知重铬酸钾被还原为Cr3+，则过氧化氢被氧化生成氧气，利用化合价升降法配平，反应的化学方程式为：K2Cr2O7+3H2O2+ 4H2SO4=== K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O ，答案为：K2Cr2O7+3H2O2+ 4H2SO4=== K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O 。【考点定位】考查物质结构与性质模块，涉及元素推断、原子结构和元素的性质，分子结构与性质，晶胞计算，氧化还原方程式的书写。【名师点睛】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，以填空或简答方式考查，常涉及如下高频考查点：原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)。对于此类题要掌握以下几点：（1）ⅡA族元素的价电子构型为ns2、ⅤA族元素的价电子构型为ns2np3，分别属于全满或半满状态，属于稳定结构，因此ⅡA族，ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。（2）金属元素的电负性较小，非金属元素的电负性较大。同周期元素从左到右，元素的电负性递增，同主族元素自上而下，元素的电负性递减。（3）化学键影响物质的物理性质和化学性质；范德华力和氢键只影响物质的物理性质。（4）均摊法在有关晶胞计算中的规律。根据题给信息准确推断相关元素、结合相关知识进行作答是得分的关键。题目难度适中。 1．【宁夏石嘴山市第三中学2018届高三上学期期末】四氧化三钴(Co3O4)纳米颗粒可以用于人造光合作用，以水和二氧化碳为原料制得甲醇燃料。回答下列问题：（1）二氧化碳的水溶液中含有少量CO32-，CO32-的空间构型为____________。（2）CO2，SiO2为同族元素的氧化物，SiO2熔点高的原因是__________________。（3）甲醇分子中，中心原子的的杂化轨道类型为__________。甲醇易溶于水，其主要原因是____________________________________________________。（4）Co3O4晶体结构中，O2－为立方紧密堆积；Co2＋为四配位，填充于四面体空隙；Co3＋填充于八面体空隙。Co2＋的价层电子式为______；Co3O4晶体中Co3＋的配位数为______。（5）氧化亚钴与稀盐酸反应可生成紫红色六水合物(CoCl2·6H2O), 该反应的化学方程式为________________________________________________。（6）四氧化三钴加热至900℃会分解生成氧化亚钴，氧化亚钴的晶体结构与氯化钠类似。若氧化亚钴晶体的晶胞边长为a pm，则两个紧邻的Co2＋之间的距离为__________pm。【答案】 平面三角形 SiO2为原子晶体，熔化时破坏共价键需要较多的能量 sp3杂化 甲醇分子与水分子之间可形成氢键 3d7 6 CoO＋2HCl＋5H2O ===CoCl2·6H2O a【解析】（1）二氧化碳的水溶液中含有少量CO32-，CO32－中C原子孤电子对数=（4×2-2×3）/2=0、价层电于水。（4）Co为27号元素，原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2，失去4s能级2个电子形成Co2＋，Co2＋的价层电子式为3d7；Co3＋填充于八面体空隙，则其周围O2－数目为6，Co3O4晶体中Co3＋的配位数为6。（5）氧化亚钴与稀盐酸反应可生成紫红色六水合物(CoCl2·6H2O), 该反应的化学方程式为CoO＋2HCl＋5H2O ===CoCl2·6H2O ；（6）氧化亚钴的晶体结构与氯化钠类似，晶胞中O2－处于体心与棱中心，Co2＋处于顶点与面心，若氧化亚钴晶体的晶胞边长为apm，O2－、Co2＋之间距离为0.5a pm，顶点与面心的Co2＋紧邻，其距离为O2－、Co2＋之间距离的 倍，即两个紧邻的Co2＋之间的距离为 ×0.5a pm=a pm。2．【河南省2018届高考适应性测试】我国科学家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）基态N 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_______________________________。（2）N 和O 两种元素第一电离能大小关系是N__________( 填“ >”“ <” 或“ =” )O，其原因是____________；N 和O两种元素电负性大小关系是N_______(填“ >”“ <” 或“=” )O。（3）经X-射线衍射测得化合物R 的晶体结构，其局部结构如下图所示。 组成化合物R 的两种阳离子中σ键的个数之比为_________；其中四核阳离子的立体构型为___________，其中心原子的杂化轨道类型是_______________________。②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，如苯分了中的大π键可表示为。则N5-中的大π键应表示为___________________。③氢键通常用X-H…···Y 表示，请表示出上图中的所有氧键:_________________。④R的立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有Y个(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl 单元，如果(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl的相对分子质量用M 表示，阿伏加德罗常数的值为NA，则R 晶体的密度为________g·cm-3。【答案】 L 球形和哑铃形 > N原子2P能级处于半充满状态，相对稳定，失去一个电子吸收的能量较大 < 3:4(或4:3) 三角锥形 sp3 N-H···N、O-H····N、N-H···Cl 【解析】（1）基态N 原子的电子排布式为1s22s22p3，核外电子占据的最高能层的符号是L，L能层中s能级电子云轮廓图形状为球形、p能级电子云轮廓图形状为哑铃形，故答案为：L；球形和哑铃形；（3）①根据图(b)，阳离子为H3O+和NH4+，NH4+中心原子N含有4个σ键，H3O+中心原子是O，含有3σ键，σ键的个数之比为3:4(或4:3)；其中四核阳离子为H3O+，H3O+中心原子是O，含有3σ键，孤电子对数为=1，空间构型为正四面体，价层电子对数为4，为sp3杂化，空间构型为三角锥形，故答案为：；三角锥形；sp3；②根据图(b)N5-中键总数为5个，根据信息，N5-有6个电子可形成大π键，可用符号Π56表示，故答案为：Π56；③根据图示，其中的氢键可表示为O-H…N、N-H…N，以及N-H···Cl，故答案为： O-H…N、N-H…N、N-H···Cl；④R的立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有Y个(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl 单元，如果(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl的相对分子质量用M 表示，阿伏加德罗常数的值为NA，则R 晶体的密度===g·cm-3，故答案为： 。3．【福建省莆田市2018届高三下学期3月检测】【化学——选修3：物质结构与性质】石墨、石墨烯及金刚石是碳的同素异形体。（1） 以Ni—Cr—Fe 为催化剂，一定条件下可将石墨转化为金刚石。基态Fe原子未成对电子数为____________。设石墨晶体中碳碳键的键长为a m，金刚石晶体中碳碳键的键长为bm，则a_____b（填“＞”、“＜”或“=”），原因是_______________________________。（2）比较下表碳卤化物的熔点，分析其熔点变化规律的原因是____________。CCl4CBr4CI4熔点/℃-22.9248.4（α型）168（分解） （3） 金、铜、锌等金属或合金常用作化学气相沉积法获取石墨烯的催化剂。左下表是铜与锌的部分电离能数据，对于“I1铜小于锌，而I2铜却大于锌”的事实，原因是_________________。电离能/kJ·mol-1I1I2铜7461958锌9061733 （4）金刚石的晶胞如上图所示。已知ZnS晶胞与金刚石晶胞微粒排列方式相同，若图中a为Zn2+，则S2-处于ZnS晶胞中的位置为___________________________。（5）石墨烯中部分碳原子被氧化后，转化为氧化石墨烯。 ①在图乙所示的氧化石墨烯中，取sp3杂化形式的原子有_________________（填元素符号）；②石墨烯转化为氧化石墨烯时，1号C 与相邻C原子间键能的变化是_____________（填“变大”、“ 变小”或“不变”）。（6）石墨烯具有很大的比表面积，可望用于制超级电容器。若石墨烯中碳碳键的键长为am，12 g单层石墨烯单面的理论面积约为___________m2（列出计算式即可）。【答案】 4 < 石墨晶体中碳碳键除σ键外还有大Π键，金刚石晶体中碳碳键只有σ键 分子结构相似，随相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强，故CCl4、CBr4、CI4熔点依次升高 Cu失去一个电子成为Cu+后，形成[Ar] 3d10，是能量较低的全充满结构 顶点、面心 C、O 变小 ×NA×【解析】（1）．基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，未成对电子数为4，在金刚石晶体中，C原子采用sp3杂化，碳原子之间只存在σ键，而石墨晶体中的C原子采用sp2杂化，碳原子之间除了σ键外还有大π键，使得石墨晶体中的碳碳键的键长比金刚石晶体中碳碳键的键长小，故答案为：4；＜；石墨晶体中碳碳键除σ键外还有大π键，金刚石晶体中碳碳键只有σ键；（3）．当原子轨道中的电子处于全满、半满或全空时较稳定，气态Cu原子失去一个电子变成结构为[Ar]3d10的Cu+，是一种能量较低的稳定结构，而气态Zn原子失去一个电子变成结构为[Ar]3d104s1的Zn+，易再失去一个电子，故答案为：Cu失去一个电子成为Cu+后，形成[Ar] 3d10，是能量较低的全充满结构；（4）．图中a点为Zn2+，由均摊法可知，Zn2+的个数为：4×1=4，根据ZnS的化学式可知，只有S2-处于顶点和面心时，S2-的个数也为：8×1/8+6×1/2=4，故答案为：顶点、面心；（5）．①．氧化石墨烯中所标的1号碳原子形成3个碳碳单键和一个碳氧单键，C原子为sp3杂化，氧化石墨烯中羟基上的氧原子形成一个碳氧单键和一个氧氢键，还有2个孤电子对，所以羟基上氧原子为sp3杂化，故答案为：C、O；②．石墨烯转化为氧化石墨烯时，1号C 与相邻C原子间的大π键被氧化破坏变成了单键，键能减小，故答案为：变小；（6）．已知石墨烯中碳碳键的键长为am，则其正六边形的面积为，根据均摊法可以计算出每个六边形所占有的碳原子个数为6×1/3=2，所以12g(即1molC)单层石墨烯实际占有的六边形个数为： ×NA，则单层石墨烯单面的理论面积约为×NA×，故答案为： ×NA×。4．【新疆2018届高三一模】A、B、D、E、F为原子序数依次增大的前四周期元素，其中A的最外层电子数是其内层电子数的2倍，B、D、E为同周期元素，B原子的核外电子总数是其未成对电子数的5倍，E原子最外层有1个未成对电子，F原子核外有22种运动状态的电子。请回答下列问题：（1）F元素位于周期表___________区，其价电子排布图为：___________。（2）B、D、E三种元素中，第一电离能最小的是_______________________ (填元素符号)；写出AD2的等电子体___________ (分子和阴离子各写一种)。（3）AO2和DO2熔点高的是___________，原因是___________。（4）B的单质和E的单质反应可形成原子个数比为1∶3的化合物M，M的立体构型为___________，中心原子的杂化轨道类型为___________。（5）元素F有两种同素异形体，常温下是六方堆积，高温下是体心立方堆积。如图所示是F晶体的一种晶胞，晶胞参数a=0.295nm，c=0.469nm，则该F晶体的密度为___________g·cm-3(用NA表示阿伏加德罗常数的值，列出计算式即可)。 【答案】 d S CO2 或N2O,CNO- 或SCN- SO2 SO2、CO2 均为分子晶体,SO2 相对分子质量较大且为极性分子,范德华力大 三角锥形 sp3 2×48/ [(0.295×10-7)2 ×sin60°×(0.469×10-7) ×NA]【解析】A、B、D、E、F为原子序数依次增大的前四周期元素，其中A的最外层电子数是其内层电子数的2倍，则内层只有2个电子，A为C元素；B、D、E为同周期元素，B原子的核外电子总数是其未成对电子数的5倍，E原子最外层有1个未成对电子，则B的未成对电子数只能为3，原子序数为15 ，B为P元素；则D为S，E为Cl元素；F原子核外有22种运动状态的电子，即F的原子序数为22，为Ti元素。（1）Ti的价层电子排布为3d24s2，位于周期表的d区，其价电子排布图为，故答案为：d；；（3） SO2、CO2 均为分子晶体，SO2 相对分子质量较大且为极性分子，范德华力大，使得SO2熔点高于CO2，故答案为：SO2；SO2、CO2 均为分子晶体，SO2 相对分子质量较大且为极性分子，范德华力大；（4）P和氯气反应可形成原子个数比为1∶3的化合物PCl3，PCl3中P原子与3个氯原子相连，且含有1个孤电子对，采用sp3杂化，立体构型为三角锥形，故答案为：三角锥形；sp3； （5）根据晶胞结构，晶胞中含有的Ti原子数目=2×+12×+3=6，一个晶胞的体积为6××(0.295×10-7)2 ×sin60°×(0.469×10-7) cm-3=3×(0.295×10-7)2 ×sin60°×(0.469×10-7) cm-3，则晶胞的密度==g·cm-3，故答案为： 。5．【安徽省A10联盟2018届高三开年考试】已知a、b、c、d、e、f都是周期表中前四周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中a、c原子的L层有2个未成对电子，d与e同主族,d的二价阳离子与c的阴离子具有相同的电子层结构，f3+离子M层3d轨道电子为半充满状态。请根据以上信息，回答下列问题(答题时，用所对应的元素符号表示)：（1）画出f3+离子的价层电子排布图__________，bH3分子中b原子的价层电子对构型为__________。（2）写出一种与ab-互为等电子体的分子的化学式_________，ab-中a原子的杂化方式为_______。（3）f和m(质子数为25) 两元素的部分电离能数据列于下表：元素mf电能(kJ·mol-1)I1717759I215091561I332482957 比较两元素的I2、I3可知，气态m2+再失去一个电子比气态f2+再失去一个电子难，原因是____________。（4）已知e的碳酸正盐热分解温度比d的高，其原因是___________________。（5）已知CaF2晶体常用于助熔剂，其晶胞结构如图所示。 设阿伏加德罗常数的值为NA ，F原子和Ca原子之间的距离为apm，在晶胞体对角线的1/4、3/4两点分别有个F-，则Ca2+的配位数是_______，晶体的密度为_______。【答案】 四面体形 CO成N2 sp杂化 Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态较稳定 Mg2+ 半经比Ca2+小,MgO的晶格能比CaO 大，MgCO3 比CaCO3更易分解，因此CaCO3热分解温度较高 8 ×1030g/cm3【解析】a、c原子的L层有2个未成对电子，a是C元素、c是O元素、b是N元素；d的二价阳离子与 具有相同的电子层结构，d是Mg元素； f3+离子M层3d轨道电子为半充满状态，f是Fe元素；d与e同主族，e是Ca元素；根据以上分析，（1）Fe3+3d轨道上的电子为价电子，Fe3+价层电子排布图是，NH3分子中N原子的价电子对数为 ，价层电子对构型为四面体形。（2）等气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难；（4）Mg2+ 半经比Ca2+小,MgO的晶格能比CaO 大，MgCO3 比CaCO3更易分解，因此CaCO3热分解温度较高； （5）在晶胞体对角线的1/4、3/4两点分别有个F-，则Ca2+的配位数是8；晶胞体对角线的1/4、3/4两点分别有个F-，所以1个晶胞含有8个F-；根据均摊原则，1个晶胞含有Ca2+=，所以晶胞的摩尔质量是312g/mol；F原子和Ca原子之间的距离为apm，则晶胞的边长是 ，所以晶体的密度是 ×1030g/cm3 。6．【广东省茂名市五大联盟学校2018届高三3月联考】铀是原子反应堆的原料，常见铀的化合物有UF4、UO2及(NH4)4[UO2(CO3)3等。回答下列问题:（1） UF4用Mg或Ca 还原可得金属铀。基态钙原子的核外电子排布式为__________________；熔点：MgO(2852℃)高于CaO(2614℃)，原因是_______________________________；金属铀的一种堆积方式为体心立方堆积,该堆积方式的空间利用率为_______________________________。（2）已知:2UO2+5NH4HF2 2UF4·NH4F+3NH3↑+ 4H2O↑，NH4HF2中含有的作用力是________(填选项字母)。A．氢键 B．配位键 C．共价键 D．离子键 e.金属键（3）已知:3[(NH4)4[UO2(CO3)3] 3UO2+10NH3 ↑+9CO2 ↑+N2 ↑+9H2O↑①NH4+的空间构型为_____________________，与NH4+互为等电子体的分子或离子有_____(任写两种)。②CO32-中碳原子的杂化轨道类型为___________________________。③分解产物中属于非极性分子的是____________________(填选项字母)。A．NH3 b．CO2 C．N2 d．H2O （4）UO2的晶胞结构及晶胞参数如图所示: ①晶胞中U 的配位数为__________________________。UO2晶体的密度为_____________g·cm-3(列出计算式即可。设NA表示阿伏加德罗常数的值)。【答案】 1s22s22p63s23p64s2(或[Ar]4s2) CaO和MgO均为离子晶体，MgO的晶格能大于CaO 68% abcd 正四面体 CH4、BH4-、BeH42-、AlH4-、SiH4、GeH4 sp2 bc 8 (4×270)/[NA×(5.455×10-8)3]【解析】（1） CaO和MgO都是由活泼金属与活泼非金属组成的化合物，属于离子化合物，离子晶体的熔点键；HF2-的结构式为[F-HF]-含有氢键结构。答案选abcd；（3）①NH4+中的N为sp3杂化，四个N—H键的键能、键长及键角均相同，空间构型为正四面体；等电子体是指价电子数和原子数（氢等轻原子不计在内）相同的分子、离子或原子团，与NH4+互为等电子体的分子或离子有CH4、BH4-、BeH42-、AlH4-、SiH4、GeH4；②CO32-价层电子对数目为=3，碳原子的杂化轨道类型为sp2杂化；③a、NH3中含有极性键，空间结构为三角锥形，正负电荷的中心不重合，属于极性分子，故a错误；b、CO2中含有极性键，为直线形分子，结构对称，分子中正负电荷重心重叠，为非极性分子，故b正确；c、H2O中含有极性键，为V形分子，但结构不对称，属于极性分子，故c错误；d、H2O中含有极性键，为V形分子，但结构不对称，属于极性分子，故d错误；答案选bc；（4）①由晶胞的面心观察，可知U的配位数为8，O的配位数为4；②晶胞中U为，O为8，立方体体积为， 。 1．第ⅠA、ⅦA族元素及其化合物在生活、生产中有广泛应用。回答下列问题：（1）基态钠原子核外电子排布式为_______；ⅠA族元素的基态原子价层电子云轮廓图为_______。（2）H2分子中轨道重叠方式是________( 填标号)。A．s-s B．s-p C．p-p与H2F+互为等电子体的分子是________( 填一种即可)。（3）OF2、O2F2是氟化物。OF2 分子的中心原子杂化类型是________；氯的含氧酸通式表示为HClOx,若某种氯的含氧酸中阴离子立体构型为三角锥形，则x=________。（4）碱金属单质的熔点随原子序数增大而降低，而卤素单质的熔点,沸点随原子序数增大而升高,其原因是________________________________。（5）钠、钾晶胞如图A所示，其堆积方式是________。 （6）氢化钠晶胞如图B所示(白球代表H+，黑球代表Na+),图C是氢化钠晶胞的截面图。已知NA代表阿伏加德罗常数的值，晶体密度为dg·cm-3。 ①氢化钠晶胞中阴离子的配位数为________。②Na+半径为________pm(只列出计算式即可)。【答案】 1s22s22p43s1 球形 A H2O sp3 3 碱金属晶体是金属晶体，随着原子序数增大，离子半径增大，金属键减弱；卤素单质晶体是分子晶体，组成和结构相似，随着原子序数增大，相对分子质量增大，分子间范德华力增大 体心立方堆积 6 ×1010【解析】（1）钠为11号元素，基态钠原子核外电子排布式为1s22s22p43s1；ⅠA族元素的基态原子价层电子为n s1，电子云轮廓图为球形，故答案为：1s22s22p43s1；球形；（2）H2分子中轨道重叠方式是s-s，故选A；与H2F+互为等电子体的分子有H2O、H2S等，故答案为：A；H2O；（4） 碱金属晶体是金属晶体，随着原子序数增大，离子半径增大，金属键减弱，导致碱金属单质的熔点随原子序数增大而降低；卤素单质晶体是分子晶体，组成和结构相似，随着原子序数增大，相对分子质量增大，分子间范德华力增大，导致卤素单质的熔点，沸点随原子序数增大而升高，故答案为：碱金属晶体是金属晶体，随着原子序数增大，离子半径增大，金属键减弱卤素单质晶体是分子晶体，组成和结构相似，随着原子序数增大，相对分子质量增大，分子间范德华力增大；（5）根据钠、钾晶胞结构图，其堆积方式为体心立方堆积，故答案为：体心立方堆积；（6）①根据氢化钠晶胞结构图B，立方体中心的钠离子与6个面的面心的氢离子距离相等且最近，即钠离子的配位数为6，在晶胞中阴阳离子的个数比为(8×+6×)：(12×+1)=1:1，因此阴离子的配位数也为6，故答案为：6；②设氢离子的半径为x，钠离子半径为y，则 (2x+2y)=4x，解得x=y，晶体密度dg·cm-3，则晶胞的边长=cm=×1010pm，因此2x+2y=×1010，则y=××1010pm，故答案为： ××1010。 2．工业上用合成气(CO和H2)制取乙醇的反应为2CO+4H2CH3CH2OH+H2O。研究发现，使用TiO2作为载体负载铑基催化剂具有较高的乙醇产量。回答下列问题：（1）Ti基态原子核外电子排布式为_________。和O同一周期且元素的第一电离能比O大的有______（填元素符号），和O同一周期且基态原子核外未成对电子数比O多的有____（填元素符号）。（2）H2O分子中O原子的价层电子对数是________，CH3CH2OH分子中亚甲基(-CH2-)上的C原子的杂化形式为_______。（3）在用合成气制取乙醇反应所涉及的4种物质中，沸点从低到高的顺序为_________，原因是__________。（4）工业上以CO、O2、NH3为原料，可合成氮肥尿素[CO(NH2)2]，CO(NH2)2分子中含有的σ键与π键的数目之比为_________。（5）C元素与N元素形成的某种晶体的晶胞如图所示（8个碳原子位于立方体的顶点，4个碳原子位于立方体的面心，4个氮原子在立方体内），该晶体硬度超过金刚石，成为首屈一指的超硬新材料。 该晶体硬度超过金刚石的原因是____________。②已知该晶胞的密度为d g/cm3，N原子的半径为r1cm，C原子的半径为r2cm，设NA为阿伏加德罗常数，则该晶胞的空间利用率为________(用含d、r1、r2、NA的代数式表示）。【答案】 ls22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2 N、F、Ne N 4 sp3 H2 【解析】（1）Ti基态原子核外电子排布式为ls22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2。和O同一周期且元素的第一电离能比O大的有N、F、Ne，和O同一周期且基态原子核外未成对电子数比O（2个未成对电子）多的只有N（3个）。（2）H2O分子中O原子的价层电子对数是4，CH3CH2OH分子中亚甲基(-CH2-)上的C原子是饱和的C原子，所以其杂化形式为sp3。（4）CO(NH2)2分子中含有的7个σ键和1个π键，σ键与π键的数目之比为7：1。（5）由该晶体的晶胞结构可知，该晶胞含有的C原子数为 (8)=3个，N原子数为4个，该化合物的化学式为C3N4。①该晶体硬度超过金刚石的原因是：该晶体是原子晶体，N原子的半径比C原子小，所以该晶体中的C-N键的键长比金刚石中的C-C键的键长短，键能大，故硬度较金刚石大。②已知该晶胞的密度为d g/cm3，N原子的半径为r1cm，C原子的半径为r2cm。设NA为阿伏加德罗常数，则NA个晶胞含1mol C3N4，其质量为92g，其体积为，4mol N原子的体积为，3mol C原子的体积为，所以该晶胞的空间利用率为。 3．氯仿（CHCl3）不溶于水，但在一定条件下水解生成两种酸，其中一种是甲酸（HCOOH）。在19世纪氯仿广泛用于麻醉，可由“乙醛漂白粉法”制得。在光照条件下，氯仿易被空气氧化生成剧毒光气（COCl2）和一种化合物。因此氯仿需要小口钢罐贮存运输，使用前要检验其是否变质。（1）CHCl3的电子式为__________，HCOOH中C的杂化方式为__________；（2）漂白粉中三种元素的简单离子的半径的大小顺序为__________（用离子符号表示）；（3）氯仿不溶于水而甲酸易溶于水的原因是__________；（4）Fe2+的外围电子排布图为__________；（5）纯铁的一种同素异形体的晶胞为面心立方晶胞，该晶体中原子的配位数为__________，若铁原子的半径为a cm，则该晶体的密度为__________。【答案】 三角形 sp2 Cl->Ca2+>O2- 甲酸分子与水分子间形成氢键 12 g/cm3 或g/cm3【解析】（1）.，Cl原子与H原子一样，与C原子共用一对电子； （2）.漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2，半径排序为：Ca2+，Cl-核外电子数均为18，但Ca2+核内质子数大于Cl-元素，所以Ca2+半径小，O2-核外电子为两层，半径最小，半径排序为：Cl->Ca2+>O2-；（5）.面心立方最密堆积方式配位数为12，每个晶胞中含有4个原子，晶胞的每个侧面对角线长为4r，边长为：2 所以该晶体密度为： g/cm3。 4．硼和氮的单质及一些化合物在工农业生产等领域有重要应用。回答下列问题:（1）N原子核外有___ 种不同运动状态的电子。基态N原子中，能量最高的电子所占据的原子轨道的形状为____________________________。（2）经测定发现，N2O5固体由NO2+和NO3-两种离子组成，该固体中N原子杂化类型为_________；与NO2+互为等电子体的微粒有_______(写出一种)。（3）铵盐大多不稳定。NH4F、NH4I中，较易分解的是____，原因是__________________。（4） 第二周期中，第一电离能介于B元素和N元素间的元素为_____(填“元素符号”)。（5）晶体硼有多种变体，但其基本结构单元都是由硼原子组成的正二十面体( 见图I)，每个顶点为一个硼原子,每个三角形均为等边三角形。则每一个此基本结构单元由_______个硼原子构成;若该结构单元中有2 个原子为10B(其余为11B)，那么该结构单元有_____种不同类型。 （6）硼和氮构成的一种氮化硼晶体的结构与石墨晶体结构相类似，B、N原子相互交替排列(见图II)，其晶胞结构如图III所示。设层内B-N核间距为apm，面间距为bpm，则该氮化硼晶体的密度为______g/cm3(用含a、b、NA 的代数式表示)。【答案】 七(或“7”) 哑铃形 sp、sp2 SCN-、CO2、CS2、N3-等中的任一种 NH4F F原子半径比I原子小，H→F键比H→I键强(H→F更易形成)，F-更易夺取NH4+中的H+ Be、C、O 12 3 或或【解析】（1）原子核外没有两个运动状态完全相同的电子，有几个电子就有几种运动状态，N原子核外有7个电子，所以有7种不同运动状态的电子；基态N原子的电子排布式为1s22s22p3，能量由低到高，由里到外排布，则能量最高的电子所占据的原子轨道为2p轨道，呈哑铃形；（2）NO2+中N的价电子数为，杂化轨道类型为sp；NO3-中N的价电子数为，杂化类型为sp2；含有相同原子数和相同价电子数的微粒互为等电子体，与NO2+互为等电子体的微粒有SCN-、CO2、CS2、N3-等；C、O三种元素；（5）顶点数： ＝12（个）（共20个面，每个面均为正三角形，有三个顶点，而每个顶点都同时属于5个面，所以有12个原子；当选定1个顶点后，与它最近的顶点数为5个，然后就是5个和1个，即二取代物有3种，即该结构单元有3种不同类型；（6）根据图III可知一个晶胞中含有N原子数为，B原子数为，将一个六边形切成相等的六个，每个的底为apm=acm，高为pm，面积为，晶胞的体积为，故密度为==。 2018届高三二轮复习讲练测之讲案 专题十八 物质结构与性质（选修） （1）考纲要求（一）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。（二）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理论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。（三）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。（2）命题规律 从近几年的“物质结构与性质”选做题来看，试题本身的难度并不大，且对于知识点的考查基本稳定，考查内容主要涉及核外电子排布式、电离能和电负性、σ键和π键个数、轨道杂化方式判断，常见晶体类型、熔沸点比较以及晶胞数目计算等。试题中所设计的几个问题往往相对独立，但所考查内容却是上述知识点的综合应用。但是由于化学试卷整体阅读信息量较大，不少考生在前面做题花费的时间过多，到选做题时时间仓促，又未能认真审题，导致实际得分并不是很理想。展望2018年高考不会有较大调整，在复习过程中针对常考知识点，要切实地回归课本狠抓重要知识点，强化主干知识的巩固和运用。【例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中存在离子。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，具有钙钛矿型的立方结构，边长为a=0.446 nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示。K与O间的最短距离为______nm，与K紧邻的O个数为__________。 （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。【参考答案】（1）A （2）N 球形 K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱（3）V形 sp3 （4）0.315 12 （5）体心 棱心【解析】（1）紫色波长400 nm～435 nm，因此选项A正确；（2）K位于第四周期IA族，电子占据最高能层是第四层，即N层，最后一个电子填充在s能级上，电子云轮廓图为球形；K的原子半径大于Cr的半径，且价电子数较少，金属键较弱，因此K的熔点、沸点比Cr低；（3）与OF2互为等电子体，OF2属于V形，因此几何构型为V形，其中心原子的杂化类型为sp3；（4）根据晶胞结构，K与O间的最短距离是面对角线的一半，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，可知K处于体心，O处于棱心。【名师点睛】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，以填空或简答方式考查，常涉及如下高频考点：原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)。只有掌握这些，才可以更好的解决物质结构的问题。【例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代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数（如苯分子中的大π键可表示为），则中的大π键应表示为____________。③图（b）中虚线代表氢键，其表示式为()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】（1）（2）同周期元素随核电荷数依次增大，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原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子（3）①ABD C ②5 ③(H3O+)O-H…N() ()N-H…N()（4）【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轨道为半充满状态，原子相对稳定，不易结合电子；（4）根据密度的定义有，d=g/cm3，解得y==。【名师点睛】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，以填空或简答方式考查，常涉及如下高频考点：原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)。只有对基础知识积累牢固，这类问题才能比较容易解决；在做题过程中一定要注意审清楚问题问的是什么，如本题（1）问的是电子排布图，而不是电子排布式，另一个注意书写规范，如氢键的表示。 一、原子结构与性质1.基态原子的核外电子排布（1）排布规律能量最低原理原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道泡利不相容原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的电子洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同【特别提醒】能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。（2）四种表示方法表示方法举例电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1简化表示式Cu：[Ar]3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)书写技巧(以第四周期元素为例)①第四周期的元素从K开始数，数到几，外围电子数就是几，例如Fe，从钾开始数到铁为8，其电子排布式为Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其电子排布式为Ar]3d104s24p4。②由原子序数书写：a．原子序数大于18的，如31号元素，我们也可以用31－18＝13，然后再填充13个电子，如Ar]3d104s24p1。b．21～30号元素除Cr和Cu外，4s能级上都是2个电子，个位数是3d能级上的电子数。如23号元素钒(Ⅴ)为Ar]3d34s2，27号元素钴(Co)为Ar]3d74s2。c．31～36号元素，个位数就是4p能级上的电子数如35号元素溴(Br)为：Ar]3d104s24p5。2.元素第一电离能和电负性的变化规律同周期(从左到右)同主族(自上而下)第一电离能增大趋势(注意ⅡA、ⅤA的特殊性)依次减小电负性依次增大依次减小【特别提醒】同周期元素，ⅡA族(np0)和ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的ⅢA族、ⅥA族元素，如第一电离能Mg>Al，P>S。二、分子结构与性质1.共价键的分类 分类依据类型形成共价键的原子轨道重叠方式σ键“头碰头”重叠π键“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移极性键共用电子对发生偏移非极性键共用电子对不发生偏移原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对双键原子间有两对共用电子对三键原子间有三对共用电子对【特别提醒】①单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。②配位键为一种特殊的共价键，形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A―→B。。③s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。2．价层电子对互斥理论的两大应用应用Ⅰ：判断分子空间构型（1）判断思路：价层电子对数目→价层电子对空间构型分子的空间构型（2）各种电子对的计算方法及其关系价层电子对数＝中心原子形成σ键电子对数＋中心原子上的孤电子对数①中心原子形成σ键电子对数＝与中心原子结合的原子数目②中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)其中a为中心原子价电子数(若为离子，则加上阴离子所带的负电荷数或减去阳离子所带的正电荷数)。x为与中心原子结合的原子数。b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。（3）常见的分子空间构型与价层电子对空间构型的关系价层电子对数σ键电子对数孤电子对数价层电子对空间构型分子空间构型实例220直线形直线形BeCl2330平面三角形平面三角形BF321V形SnBr2440正四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O应用Ⅱ：判断杂化轨道类型（1）判断思路：价层电子对数目→杂化轨道数目→杂化类型（2）相互关系 价层电子对数杂化轨道数杂化类型22sp33sp244sp33.分子构型与分子极性的关系 4.三种作用力及对物质性质的影响范德华力氢键共价键作用微粒分子H与N、O、F原子强度比较共价键＞氢键＞范德华力影响因素组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大形成氢键元素的电负性原子半径对性质的影响影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质分子间氢键使熔、沸点升高，溶解度增大键能越大，稳定性越强 三、晶体结构与性质1.晶体类型的判断（1）据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如由分子通过分子间作用力(范德华力、氢键)形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体。（2）据各类晶体的特征性质判断，如低熔、沸点的晶体属于分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的晶体属于离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的晶体属于原子晶体；能导电、传热、具有延展性的晶体属于金属晶体。2．立方体(长方体)晶胞组成的计算方法—均摊法 3．晶胞各物理量的计算对于立方晶胞，可简化成下面的公式进行各物理量的计算：a3×ρ×NA＝n×M，a表示晶胞的棱长，ρ表示密度，NA表示阿伏加德罗常数的值，n表示1 mol晶胞中所含晶体的物质的量，M表示晶体的摩尔质量。 【例1】【浙江省金华市十校2018届高三上学期期末】下列说法正确的是 （ ）A．某晶体固态时不导电,水溶液能导电,说明该晶体是离子晶体B．硅晶体和二氧化硅晶体中原子均以共价键结合,晶体类型相同C．HF、HCl、HBr、HI 的分子间作用力依次增大D．氮气很稳定是因为N2分子间作用力强【答案】B【趁热打铁】【宁夏石嘴山市三中2018届高三上学期1月月考】关于晶体的叙述正确的是 （ ）A．原子晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高B．分子晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高C．存在自由电子的晶体一定是金属晶体，存在阳离子的晶体一定是离子晶体D．离子晶体中可能存在共价键，分子晶体中可能存在离子键【答案】A【解析】A、原子晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高，A正确；B、分子晶体中，分子间作用力越大，熔、沸点越高，分子间作用力影响物质的熔沸点，共价键影响物质的热稳定性，B错误；C、存在自由电子的晶体不一定是金属晶体，如石墨中也含有自由电子，它是一种混合晶体。存在阳离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中存在阳离子和自由电子，C错误；D、离子晶体中可能存在共价键，如NaOH属于离子晶体，其中含有H-O共价键，分子晶体中一定不存在离子键，全部是共价键，D错误。正确答案为A。【例2】【黑龙江省哈尔滨市第三中学校2018届高三一模】CO 易与铁触媒作用导致其失去催化活性：Fe+5CO=Fe(CO)5； [Cu(NH3)2]Ac 溶液用于除去CO的化学反应方程式：[Cu(NH3)2]Ac+CO+NH3=[Cu(NH3)3] Ac·CO （式中Ac-代表醋酸根）。请回答下列问题：（1）C、N、O的第一电离能最大的是_____________，原因是___________________________。基态Fe 原子的价电子排布图为___________________________。（2）Fe(CO)5又名羰基铁，常温下为黄色油状液体，则Fe(CO)5的晶体类型是_____________，羰基铁的结构如右图，根据该图可知CO作为配位体是以__________原子为配位原子与Fe原子结合。 （3）离子水化能是气态离子溶于大量水中成为无限稀释溶液时释放的能量。离子在溶液中的稳定性可以从离子的大小、电荷、水化能等因素来解释。Cu2+和Cu+的水化能分别是-2121kJ·mol-1和-582 kJ·mol-1，在水溶液里Cu2+比Cu+稳定的原因是_______________________________。[Cu(NH3)2]+在水溶液中相对稳定，在配合物[Cu(NH3)2]Ac中碳原子的杂化类型是________________________________。（4）用[Cu(NH3)2]Ac除去CO的反应中，肯定有形成________________。A．离子键 B．配位键 C．非极性键 d．σ键（5）钙铜合金的晶体结构可看成(a) (b) 两种原子层交替堆积排列而成图(c)，则该合金六方晶胞（即平行六面体晶胞）中含为Cu________个。已知同层的Ca-Cu的距离为294pm，根据图示求同层相邻Ca-Ca的距离__________pm （已知=1.73 计算结果保留整数）。 【答案】 N N的2p能级为半满稳定状态，能量低，第一电离能高于同周期相邻元素第一电离能 分子晶体 C或碳 Cu2+的半径小且所带电荷多、水化能大 sp3、sp2 bd 5 509或510【解析】（1）同一周期元素，元素电负性随着原子序数增大而增大，但是N的2p能级为半满稳定状态，能量低，第一电离能高于同周期相邻元素第一电离能，所以这三种元素第一电离能为：N > O>C；铁原子的3d、4s能级为其价电子，基态铁原子的价电子排布为 3d64s2，排布图为；正确答案：N ；N的2p能级为半满稳定状态，能量低，第一电离能高于同周期相邻元素第一电离能；。（4）用[Cu(NH3)2]Ac除去CO的反应中，肯定有铜原子与氮原子、碳原子之间形成的配位键且也是σ键生成；正确选项b d。（5）从图 c 可知, Ca 位于六棱柱的顶点(1/6)和底心(1/2) , 各有 12个和 2个, 即属于这个六棱柱的 Ca 为 3个； Cu 有两种情况, 在底面 (图 a )上,各有 6个(1/2) ,在中间一层(图 b ),内部 6个,边 (对图 c 来说是面上)上有 6个(1/2) ,共有 15个,根据原子个数比关系：N(Ca): N(Cu)=3:15=1:5,所以该合金六方晶胞中含Cu为5个；看图a，Cu位于3个Ca构成正三角形的重心，已知Ca－Cu为294pm，设Ca-Ca的距离为xpm, 根据勾股定理：x2=(x/2)2+（294+294/2）2, x=294√3=509； 正确答案：509。【趁热打铁】【吉林省延边州2018届高三质量检测】镁、铁、铜等在工农业生产中有着广泛的应用。回答下列问题:（1）铜元素位于元素周期表中的___区，其基态原子的价电子排布图为_________。（2）往硫酸铜溶液中加入过量氨水，可形成[Cu(NH3)4]SO4溶液该溶液可用于溶解纤维素。①[Cu(NH3)4]SO4中阴离子的立体构型是_______。②在[Cu(NH3)4]SO4中，配离子所含有的化学键为________，提供孤电子对的成键原子是_______。③ 除硫元素外，[Cu(NH3)4]SO4中所含元素的电负性由小到大的顺序为_______。④NF3与NH3的空间构型相同，中心原子的轨道杂化类型均为_____。但NF3不易与Cu2+形成化学键，其原因是____________。（3）铁镁合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图所示。则铁镁合金的化学式为________，若该晶胞的参数为dnm,则该合金的密度为____ g/cm3(不必化简，用NA表示阿伏加德罗常数)。 【答案】 ds 正四面体 共价键、配位键 N Cu【解析】（1）Cu是29号元素，原子核外电子数为29，位于元素周期表中的ds区。Cu基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，价电子排布式为：3d104s1，价电子排布图为：。 故答案为：ds；；（2）①SO42-中S原子的孤对电子对数=，价层电子对数=4+0=4，离子空间构型为正四面体。 故答案为：正四面体；④NH3中N原子杂化轨道数为（5+3）÷2=4，采取sp3杂化方式；F的电负性比N大,N-F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对其孤对电子的吸引能力增强,难以形成配位键，故NF3不易与Cu2+形成配离子。故答案为：sp3；H 的电负性比N大，N-F 成键电子对向F偏移，导致NF3中N 原子核对其孤对电子的吸引能力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2+形成配离子。（3）晶体是由无数晶胞无隙并置而成。根据均摊原则晶胞中铁原子数 =4，镁原子数8，,铁镁合金的化学式是Mg2Fe，设有1mol晶胞，体积为，质量为104，根据可知合金的密度是： 。答案为：Mg2Fe、 本专题知识点比较多、内容较丰富，我们需要把知识点网络化、系统化，并进行有序的存储，在平时练习中注重总结规律，善于发现问题，提高自己解决、分析问题能力；解答试题时要认真审题，反复推敲，运用储备的“物质结构与性质”知识，对照题目要求准确答题。牢牢抓住重点，高度重视细节，坚决把握尺度；复习时要围绕主要考点进行有效训练，做一些高考真题，感受到高考题的出题形式,难度,熟悉常考考点。1、物质熔沸点高低比较规律（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、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。（2）同类晶体：①原子晶体：看成键原子半径和，半径和越小，晶体的熔、沸点越高、硬度越大。②离子晶体：依据静电原理进行分析，一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，相应地晶格能越大，熔、沸点越高。③分子晶体：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，熔沸点越高(若分子间存在氢键，则含有氢键的熔、沸点高些)。组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。④金属晶体：金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点：Al>Mg>Na。2．晶胞求算 （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。 【例】【江西省新余四中、鹰潭一中等2018届高三第一次联考】碳及其化合物广泛存在于自然界中，回答下列问题：（1） 碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是___________________________。（2） (CN)2分子中，共价键的类型有________________，C原子的杂化轨道类型是____________（3） CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物熔点为253K，沸点为376K，其固体属于________晶体。（4） 与碳同族的基态Ge原子的核外电子排布式为___________，有________个未成对电子。（5） 石墨可用作锂离子电池的负极材料，充电时发生下述反应：Li1－xC6+xLi++xe?→LiC6。其结果是：Li+嵌入石墨的A、B层间。现有某石墨嵌入化合物每个六元环都对应一个Li+，写出它的化学式：_______。 （6） 碳有多种同素异形体，其中金刚石的晶体晶胞如下图所示： 已知金刚石立方晶胞边长a pm，请计算晶体密度____________g/cm3(请用含a和NA的式子表示)。【答案】 C有4个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构 π键和σ键 sp 分子晶体 [Ar]3d104s24p2 2 LiC2 9.6×1031/(NA·a3)【解析】 （1） 碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是C有4个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构。（2） (CN)2分子中，共价键的类型有π键和σ键，C原子的杂化轨道类型是sp。（3） CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物熔点为253K，沸点为376K。根据其熔点和沸点较低，可以判断其固体属于分子晶体。（6）由金刚石的晶胞结构示意图可知，每个晶胞中有8个C原子，则1mol晶胞中有8mol C，其质量为96g，其体积为，所以晶体密度为9.6×1031/(NA·a3) g/cm3。 误区警示：答题——关注细节，规范正确答题：（1）原子结构的考查，应注意看清是原子的电子排布式、离子的电子排布式、价电子排布式还是电子排布图等。（2）第一电离能的考查，特别注意第ⅡA和ⅤA族的特殊性。（3）对于物质熔沸点的高低比较，特别注意不要忽略氢键的问题。（4）注意问题表达(因果、对比)、注意书写规范。 展开更多...... 收起↑ 资源列表 2018年高考化学二轮复习讲练测专题18+物质结构与性质（选修）（测）.doc 2018年高考化学二轮复习讲练测专题18+物质结构与性质（选修）（练）.doc 2018年高考化学二轮复习讲练测专题18+物质结构与性质（选修）（讲）.doc
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