资源简介 专题十五 物质结构与性质（学生版）1．原子结构与元素的性质(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2．化学键与物质的性质(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。(2)了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。(3)了解简单配合物的成键情况。(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。(6)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价层电子对互斥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。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、金属晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别。一、原子结构与元素的性质1．基态原子核外电子排布常见表示方法(以硫原子为例)表示方法举例原子结构示意图电子式· ·电子排布式1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4电子排布图2.常见错误①能量最低原理基态原子核外电子先占有能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。②泡利原理每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。③洪特规则原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。注意：洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为[Ar]3d54s1；Cu原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。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。二、电离能和电负性的应用1．电离能(1)同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离能逐渐增大；但ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。(2)如果某主族元素的In＋1远大于In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2远大于I1，所以钠元素的化合价为＋1。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。电离能的应用小结(1)判断金属性与非金属性强弱。(2)分析原子核外电子层结构，如某元素的In＋1?In，则该元素的最外层电子数为n。(3)判断化学键类型。2．电负性(1)变化规律①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。(2)运用①确定元素类型(电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素)；②确定化学键类型(两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键)；③判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)；④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。三、分子结构与性质1．共价键(1)性质共价键具有饱和性和方向性。(2)分类①根据形成共价键的共用电子对的偏向或偏离的情况，分为极性键和非极性键；②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键；③配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受电子对的空轨道，可表示为A→B。分类依据类型分类依据形成共价键的原子轨道重叠方式σ键“头碰头”重叠形成共价键的原子轨道重叠方式π键“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移[来源:学科网ZXXK]极性键共用电子对发生偏移形成共价键的电子对是否偏移[来源:学科网ZXXK]非极性键共用电子对不发生偏移[来源:学*科*网Z*X*X*K]原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对原子间共用电子对的数目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(3)键参数键能气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量。键能越大，共价键越牢固；键长形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢固；键角在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。2．分子的立体结构(1)价层电子对互斥理论几种分子或离子的立体构型分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数分子或离子的立体构型名称CO202直线形SO213V形H2O24V形BF303平面三角形CH404正四面体形NH04正四面体形NH314三角锥形SO14三角锥形(2)杂化轨道理论常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp一个s轨道，一个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp2一个s轨道，二个p轨道平面三角形BF3、BCl3、CH2Osp3一个s轨道，三个p轨道正四面体CH4、CCl4、NH(3)键的极性和分子极性的关系类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型X2H2、N2---非极性键非极性分子直线形XYHCl、NO----极性键极性分子直线形XY2(X2Y)CO2、CS2180°极性键非极性分子直线形SO2120°极性键极性分子V形H2O、H2S105°极性键极性分子V形XY3BF3120°极性键非极性分子平面三角形NH3107°极性键极性分子三角锥形特别提醒通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。4．配合物理论(1)配合物的组成：①配体含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、I－、SCN－等。 ②中心离子一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。 ③配位数直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。 (2)常见配合物如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3等。5．影响物质溶解度的因素 (1)相似相溶： ①极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 ②溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。 (2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。 (3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。 四、晶体结构与性质 1．晶体的基本类型与性质 离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体结 构组成晶体微粒阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子微粒间作用力离子键范德华力或氢键共价键金属键物 理性 质熔、沸点较高低很高一般较高，少部分低硬度硬而脆小大一般较大，少部分小导电性不良(熔融可导电)不良不良良导体典型实例离子化合物多数非金属单质及其氧化物、氢化物等金刚石、SiO2、晶体硅、SiC等金属单质2．立方晶胞中粒子数目的计算 3．晶体熔、沸点高低的比较 (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，汞、铯等沸点很低。 (2)原子晶体原子晶体中，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，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，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。 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。 (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：Na＜Mg＜Al。 一、价层电子对数和中心原子孤电子对数的判断方法运用价层电子对互斥模型结合中心原子孤电子对数可预测分子或离子的立体结构。(1)对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m±电荷数)/2①氧族元素的原子作为中心原子A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电子；②若为分子，电荷数为0；③若为阳离子，则减去电荷数，如NH，n＝＝4；④若为阴离子，则加上电荷数，如SO，n＝＝4。(2)中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)①分子：a为中心原子的价电子数②x为中心原子结合的原子数；③b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。二、判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法(1)根据中心原子的成键类型判断，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键；则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。(2)根据分子的立体构型和价层电子对互斥模型判断等电子体的判断方法一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。分子极性的判断(1)完全由非极性键结合而成的分子是非极性分子(O3除外)；(2)由极性键结合而成的非对称型分子一般是极性分子；(3)由极性键结合而成的完全对称型分子为非极性分子；(4)对于ABn型分子，若中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，否则为极性分子。三、常见晶体类型的判断方法1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2．依据晶体的熔点判断(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。(2)原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。(3)分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。3．依据导电性判断(1)离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。(2)原子晶体一般为非导体。(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。(4)金属晶体是电的良导体。4．依据硬度和机械性能判断离子晶体硬度较大且脆。原子晶体硬度大。分子晶体硬度小且较脆。金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。四、常见晶体熔沸点高低的判断规律1．不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。2．原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。3．离子晶体一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。4．分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，晶体的熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2(3)组成和结构不相似的物质(相对分子质量相近)，分子的极性越大，其晶体的熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。(4)同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如CH3(CH2)3CH3>CH3CH2CH(CH3)2>C(CH3)4。5．金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaNa>K>Rb>Cs。考点一 原子结构与性质 典例1：【2017年高考新课标Ⅲ卷】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'=0.448nm，则r（Mn2+）为________nm． 【答案】（1）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；O；Mn （2）sp；sp3 （3）H2O＞CH3OH＞CO2＞H2；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；水分子中有两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，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）π键、离子键 （5）；【解析】解：（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， 故答案为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；O；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 ， 故答案为：sp；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；水分子中有两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，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， 故答案为：H2O＞CH3OH＞CO2＞H2；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；水分子中有两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，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， 故答案为：π键、离子键；（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；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 nm， 故答案为： ； ．【分析】（1）Co是27号元素，可按照能量最低原理书写电子排布式；O为非金属性，难以失去电子，第一电离能较大；（2）CO2和CH3OH分子中C原子分别形成2、4个σ键；（3）水和甲醇分子间都存在氢键，二氧化碳和氢气常温下为气体，结合氢键数目和相对分子质量判断；（4）Mn（NO3）2为离子化合物，含有离子键、共价键，共价键含有σ键和π键；（5）阴离子采用面心立方最密堆积方式，位于顶点和面心；阳离子为体心立方堆积，体心和棱，以此计算半径．对点模拟1．【2018年高考新课标Ⅲ卷】[化学——选修3：物质结构与性质]锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：（1）Zn原子核外电子排布式为________。 （2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能Ⅰ1（Zn）________Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________。 （3）ZnF2具有较高的熔点（872 ℃)，其化学键类型是________；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是________。 （4）《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中，阴离子空间构型为________，C原子的杂化形式为________。 （5）金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为________。六棱柱底边边长为a cm，高为c cm，阿伏加德罗常数的值为NA ， Zn的密度为________g·cm－3（列出计算式）。考点二 分子结构与性质典例2：【2018年高考江苏卷】臭氧（O3）在[Fe(H2O)6]2+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为 和 ，NOx也可在其他条件下被还原为N2。 （1）中心原子轨道的杂化类型为________； 的空间构型为________（用文字描述）。 （2）Fe2+基态核外电子排布式为________。 （3）与O3分子互为等电子体的一种阴离子为________（填化学式）。 （4）N2分子中σ键与π键的数目比n（σ）∶n（π）=________。 （5）[Fe(H2O)6]2+与NO反应生成的[Fe(NO)(H2O)5]2+中，NO以N原子与Fe2+形成配位键。请在[Fe(NO)(H2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。【答案】（1）sp3 ；平面（正）三角形 （2）[Ar]3d6或1s22s22p63s23p63d6 （3）NO2? （4）1∶2 （5）【解析】解：（1）SO42-中中心原子S的价层电子对数为 （6+2-4 2）+4=4，SO42-中S为sp3杂化。NO3-中中心原子N的孤电子对数为 （5+1-3 2）=0，成键电子对数为3，价层电子对数为3，VSEPR模型为平面三角形，由于N原子上没有孤电子对，NO3-的空间构型为平面（正）三角形。 （2）Fe原子核外有26个电子，根据构造原理，基态Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 ， 基态Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。 （3）用替代法，与O3互为等电子体的一种阴离子为NO2-。 （4）N2的结构式为N N，三键中含1个σ键和2个π键，N2分子中σ键与π键的数目比为n（σ）：n（π）=1:2。 （5）根据化学式，缺少的配体是NO和H2O，NO中N为配位原子，H2O中O上有孤电子对，O为配位原子，答案为： 。【分析】注意等电子体是指原子数相同，价电子数相同的分子互为等电子体，互为等电子体的分子具有相同的结构，而等电子体根据价电子数相同可以用同主族进行替换。（2）中注意失去电子时先失去最外层电子。对点模拟2．镍(Ni)是一种重要的金属，在材料科学等领域有广泛应用。 （1）Ni在元素周期表中的位置是________，其价电子层中有________个未成对电子。 （2）镍易形成配合物，如：Ni(CO)4、[Ni(NH3)6]2+等。①Ni(CO)4熔点为-19.3℃，沸点43℃，则其熔、沸点较低的原因是________。②其分子中σ键与π键数目之比为________。③写出一种与配体CO互为等电子体的阴离子符号________。④[Ni(NH3)6]2+中配体NH3中N原子的杂化类型为________，若[Ni(NH3)6]2+为正八面体构型，则[Ni(CO)2(NH3)4]2+的结构有________种。（3）金属Ni与富勒烯(C60)可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示， Ni 原子位于晶胞的棱上与内部，该超导材料的化学式为________。 （4）NiO的晶体结构与氯化钠的晶体结构相同。将NiO晶体在氧气中加热，部分Ni2+被氧化为Ni3+ ， 晶体结构产生镍离子缺位的缺陷，其组成为Ni0.97O，但晶体仍保持电中性，则晶体中Ni2+与Ni3+离子的数目之比为________；若阿伏加德罗常数的值为NA ， 晶体密度为d g·cm-3 ， 则该晶胞中最近的O2-之间的距离为________pm。考点三 晶体结构与性质 典例3：【2017年高考海南卷】[选修3：物质结构与性质] （1）19-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学@科网电子数的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（2）19-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】（1）AD （2）混合晶体；σ键、π键；sp2；4；正四面体；非极性；SiX4属于分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高；减弱；增强；K3C60；2.0 【解析】(1) 解：A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则该元素为Br，故最高正价为+7，故A正确； B．同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则Na元素第一电离能小于Mg元素，但是Na元素第二电离能大于Mg元素，因为此时钠离子是全满为稳定结构，故B错误； C．HClO中的+1价氯稳定性比HClO4中的+7价氯差，更容易得电子，故氧化性次氯酸大于高氯酸，故C错误； D．邻羟基苯甲醛（ ）能形成分子内氢键，对羟基苯甲醛（ ）能形成分子间氢键，形成分子间的氢键时沸点较高，形成分子内的氢键时沸点较低，所以邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛，故D正确， 故选AD．(2) 解：1）碳的一种单质的结构如图（a）所示，应为石墨，属于混合型晶体，在石墨晶体中，同层的每一个碳原子以sp2杂化轨道与相邻的三个碳原子以σ键结合，六个碳原子在同一个平面上形成了正六边形的环，伸展成片层结构，在同一平面的碳原子还各剩下一个p轨道，其中有一个2p电子．这些p轨道又都互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面，形成了大π键．故答案为：混合晶体；σ键、π键；sp2；2）SiCl4分子的中心原子为Si，形成4个σ键，价层电子对数为4，具有正四面体结构，属于非极性分子，故答案为：4；正四面体；非极性；3）①四卤化硅的沸点逐渐升高，为分子晶体，沸点与相对分子质量有关，相对分子质量越大，沸点越高， 故答案为：SiX4属于分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高； ②PbX2的沸点逐渐降低，其中PbF2为离子晶体，PbBr2、PbI2为分子晶体，可知依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强， 故答案为：减弱；增强；4）K位于棱和体心，晶胞中的个数为12× +9=12，C60位于定点和面心，个数为8× +6× =4，化学式为K3C60 ， 则晶胞的质量为 g，其晶胞参数为1.4nm=1.4×10﹣7cm，则体积为（1.4×10﹣7）3cm3 ， 所以密度为 =2.0g?cm﹣3 ， 故答案为：K3C60；2.0．【分析】(1) A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则该元素为Br； B．同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素； C．HClO4是中学中最强酸，且结构比HClO稳定； D．根据氢键对物理性质的影响分析，形成分子间的氢键时沸点较高，形成分子内的氢键时沸点较低．(2) 1）碳的一种单质的结构如图（a）所示，应为石墨，属于混合型晶体，C原子形成3个σ键；2）SiCl4分子的中心原子为Si，形成4个σ键，具有甲烷的结构特点；3）由图象可知四卤化硅的沸点逐渐升高，为分子晶体，沸点与相对分子质量有关，PbX2的沸点逐渐降低，其中PbF2为离子晶体，PbBr2、PbI2为分子晶体；4）K位于棱和体心，C60位于定点和面心，利用均摊法可计算化学式，结合质量、体积计算晶胞的密度大小．对点模拟3．聚氮化硫(SN)x和K3C60是两种不同类型的超导材料。回答下列问题： （1）在基态K原子中，能量最低的空轨道的符号是________。 （2）S、N、K三种元素的第一电离能由大到小的顺序是________。 （3）(SN)x具有类似黄铜的金属光泽和导电性，其结构如下图：以S2Cl2为原料可制取(SN)x：S2Cl2→…S4N4 ?S2N2 (SN)x①(SN)x中N?原子的杂化方式是?________；?(SN)x的晶体类型是________；②S2Cl2的结构式为________；③Ag元素位于周期表第5周期、IB族，基态Ag原子的价电子排布式为________。（4）K3C60是由足球烯(C60)?与金属钾反应生成的盐。①在K3C60晶胞中，C603-堆积方式为面心立方结构，每个晶胞中形成4?个八面体空隙和8个四面体空隙，K+填充在空隙中。晶胞中被K+占据的空隙百分比为________。②C60与金刚石互为同素异形休，比较两者的熔沸点并说明理由________。③C60的结构是一种多面体，如图。多面体的顶点数、面数和棱边数的关系遵循欧拉定律：顶点数+面数-棱边数=2。C60分子中所含的五边形和六边形的个数分别为________、________。一、单选题1.【2017年高考江苏卷】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素．下列说法正确的是（ ） A.?原子半径?? r（X）＜r（Y）＜r（Z）＜r（W） B.?W的最高价氧化物的水化物是一种弱碱 C.?Y的单质的氧化性比Z的强 D.?X、Y、Z 三种元素可以组成共价化合物和离子化合物2.【2017年高考浙江卷】下列说法正确的是（ ） A.?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 B.?化学变化发生时，需要断开反应物中的化学键，并形成生成物中的化学键 C.?CH4和CCl4中，每个原子的最外层都具有8电子稳定结构 D.?NaHSO4晶体溶于水时，离子键被破坏，共价键不受影响3.【2017年高考北京卷】2016年IUPAC命名117号元素为Ts（中文名“ ”，tián），Ts的原子核外最外层电子数是7，下列说法不正确的是（ ） A.?Ts是第七周期第ⅦA族元素?????????????????????????????????B.?Ts的同位素原子具有相同的电子数 C.?Ts在同族元素中非金属性最弱????????????????????????????? D.?中子数为176的TS核素符号是 Ts4.【2017年高考新课标Ⅱ卷】a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族，下列叙述正确的是（ ） A.?原子半径：d＞c＞b＞a??????????????????????????????????????B.?4种元素中b的金属性最强 C.?c的氧化物的水化物是强碱????????????????????????????????D.?d单质的氧化性比a单质的氧化性强二、综合题5.【2018年高考海南卷】（1）下列元素或化合物的性质变化顺序正确的是（?? ） ??? A.?第一电离能：Cl>S>P>Si???????????????????????????????????B.?共价键的极性：HF>HCI>HBr>HI C.?晶格能：NaF>NaCl>NaBr>NaI????????????????????????D.?热稳定性：MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO3???（2）黄铜矿是主要的炼铜原料，CuFeS2是其中铜的主要存在形式。回答下列问题：①CuFeS2中存在的化学键类型是________。下列基态原子或离子的价层电子排布图正确的是________(填标号)。? 在较低温度下CuFeS2与浓硫酸作用时，有少量臭鸡蛋气味的气体X产生。 a.x分子的立体构型是________，中心原子杂化类型为________，属于________(填“非极性”或“极性”)分子。 b.X的沸点比水低的主要原因是________。 ②CuFeS2与氧气反应生成SO2。SO2中心原子的价层电子对数为________，共价键的类型有________。 ③四方晶系CuFeS2的晶胞结构如图所示。 a.Cu＋的配位数为________，S2－的配位数为________。 b.已知：a=b=0.524 nm，c=1.032nm，Na为阿伏加德罗常数的值，CuFeS2晶体的密度是________g·cm-3(列出计算式)。 6.【2018年高考新课标Ⅱ卷】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2SSFeS2SO2SO3H2SO4熔点/℃-85.5115.2>600（分解）-75.516.810.3沸点/℃-60.3444.6-10.045.0337.0回答下列问题：（1）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________?形。 （2）根据价层电子对互斥理论，H2S，SO2 ， SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是________。 （3）图（a）为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为________。（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为________形，其中共价键的类型有________种；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三氯分子。该分子中S原子的杂化轨道类型为________。 （5）FeS2晶体的晶胞如图（c）所示，晶胞边长为a nm,FeS2相对式量为M、阿伏伽德罗常数的值为NA ， 其晶体密度的计算表达式为________? ；晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为________?nm 7.【2018年高考新课标Ⅱ卷】Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻，能量密度大等优良性能，得到广泛应用，回答下列问题: （1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________。（填标号）A. B. C. D. （2）Li+与H-具有相同的电子构型，r（Li+）小于r（H-），原因是________。 （3）LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是________。中心原子的杂化形式为________，LiAlH4中，存在________（填标号）。A.离子键 B.σ键 C.π键 D.氢键（4）Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的 Born-Haber循环计算得到 可知,Li原子的第一电离能为________kJ·mol-1 ， O=O键键能为________kJ·mol-1 ， Li2O晶格能为________kJ·mol-1（5）Li2O具有反莹石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665mm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为 ________?? g·cm-3(列出计算式)。8.【2017年高考新课标Ⅱ卷】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Πmn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Π66），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dg?cm﹣3 ， 其立方晶胞参数为anm，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________． 9.【2017年高考江苏卷】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________，1mol 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图﹣2 所示，其中更稳定的Cu替代型产物的化学式为________． 10.【2017年高考新课标Ⅰ卷】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________，中心原子的杂化类型为________． （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． 11.[化学选修3：物质结构与性质】翡翠是玉石中的一种，其主要成分为硅酸铝钠-NaAI(Si2O6)，常含微量Cr、Ni、Mn、Mg、Fe等元素。回答下列问题： （1）基态Cr原子的电子排布式为________；Fe位于元素周期表的________ 区。 （2）翡翠中主要成分硅酸锚钠表示为氧化物的化学式为________，其中四种元素第一电离能由小到大的顺序是________。 （3）钙和铁部是第四周期元素，且原子的最外层电子数相同，为什么铁的熔沸点远大于钙？________。 （4）在硅酸盐中存在 ?结构单元，其中Si原子的杂化轨道类型为________。当无限多个（用n表示） 分别以3个顶角氧和其他3个 形成层状结构时（如图所示），其中Si、O原子的数目之比为________。 若其中有一半的Si被Al替换，其化学式为________。 （5）Cr和Ca可以形成种具有特殊导电性的复合氧化物，晶胞结构如图所示。该晶体的化学式为________，若Ca与O的核间距离为x nm，则该晶体的密度为________ g/cm3。 12.用还原铁粉制备二茂铁开辟了金属有机化合物研究的新领域。二茂铁甲酰胺是其中一种重要的衍生物，结构如图所示。（1）基态Fe原子价层电子排布式是________。 （2）已知二茂铁甲酰胺熔点是176℃，沸点是249℃，难溶于水，易溶于氯仿、丙酮等有机溶剂。据此可推断二茂铁甲酰胺晶体为________晶体。 （3）二茂铁甲酰胺中碳原子的杂化方式为________，H、C、N、O四种元素的电负性由大到小的顺序是________。 （4）碳、氮元素对应的最简单氢化物分别是CH4和NH3 ， 相同条件下CH4的沸点比NH3的沸点________（填“高”或“低”），主要原因是________。 （5）氢、氮、氧三种元素按照4:2:3的原子个数比形成离子化合物。该离子化合物中，阳离子空间构型是________，1 mol阴离子含有σ键的数目为________。 （6）氮和铁能形成一种磁性材料，其晶胞如图所示，该磁性材料的化学式为________。已知晶胞参数为a nm，则该晶胞密度的计算式为ρ＝________g/cm3（用NA表示阿伏加德罗常数的值）。13.由B、N及Mg、Ni等元素组成的新型材料有着广泛的用途，回答下列向题： （1）Ni2+元素基态原子的电子排布式为________。 （2）经测定发现，N2O5固体由NO2+和NO3-同种离子组成，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）已知NiO的晶体结构如图所示。①NiO的晶体结构可描述为:氧原子位于面心和顶点，氧原子可形成正八面体空隙和正四面体空隙，镍原子填充在氧原子形成的空隙中。则NiO晶体中镍原子填充在氧原子形成的________体空隙中。②已知MgO与NiO的晶体结构相同，其中Mg2+和Ni2+的离子半径分别为66pm和69pm，则熔点MgO________NiO(填“>”、“<”或“=”)，理由是________。（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原子相互交替排列如图左下图，其晶胞结构如右下图所示。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)。14.非金属硼的合金及其化合物有着广泛的用途。 （1）硼钢合金的硬度是普通钢材的 4 倍，其主要成分是铁。 画出基态铁原子的价电子排布图________。 （2）氨硼烷(NH3BH3)是一种新型储氢材料，其分子中存在配位键， 则氨硼烷分子结构式为________。写出一种与氨硼烷互为等电子体的分子________(填化学式)。 （3）常温常压下硼酸(H3BO3)晶体结构为层状，其二维平面结构如右图所示。①1 mol H3BO3晶体中含有________mol 氢键。②请从氢键的角度解释硼酸在冷水中的溶解度小而加热时溶解度增大的原因：________。（4）硼氢化钠是一种常用的还原剂。其晶胞结构如右图所示：①该晶体中Na+的配位数为________。②H3BO3 分子中的 O—B—O 的键角________（填“大于”、“等于”或“小于”） BH4－中的 H—B—H 的键角，判断依据是________。③已知硼氢化钠晶体的密度为 ρ g/cm3 ， NA代表阿伏伽德罗常数的值，则 a=________(用含 ρ、 NA的代数式表示)；④若硼氢化钠晶胞上下底心处的 Na+被 Li+取代，得到的晶体的化学式为________。专题十五 物质结构与性质（教师版）1．原子结构与元素的性质(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。2．化学键与物质的性质(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。(2)了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。(3)了解简单配合物的成键情况。(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。(6)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价层电子对互斥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。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、金属晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别。一、原子结构与元素的性质1．基态原子核外电子排布常见表示方法(以硫原子为例)表示方法举例原子结构示意图电子式· ·电子排布式1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4电子排布图2.常见错误①能量最低原理基态原子核外电子先占有能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。②泡利原理每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。③洪特规则原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。注意：洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如Cr原子的电子排布式为[Ar]3d54s1；Cu原子的电子排布式为[Ar]3d104s1。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。二、电离能和电负性的应用1．电离能(1)同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离能逐渐增大；但ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA族元素的第一电离能，ⅤA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素的第一电离能。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。(2)如果某主族元素的In＋1远大于In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2远大于I1，所以钠元素的化合价为＋1。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有＋2价～＋7价。电离能的应用小结(1)判断金属性与非金属性强弱。(2)分析原子核外电子层结构，如某元素的In＋1?In，则该元素的最外层电子数为n。(3)判断化学键类型。2．电负性(1)变化规律①同一周期，从左到右，元素的电负性递增；②同一主族，自上到下，元素的电负性递减。(2)运用①确定元素类型(电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素)；②确定化学键类型(两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键)；③判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)；④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。三、分子结构与性质1．共价键(1)性质共价键具有饱和性和方向性。(2)分类①根据形成共价键的共用电子对的偏向或偏离的情况，分为极性键和非极性键；②根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为σ键和π键；③配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受电子对的空轨道，可表示为A→B。分类依据类型分类依据形成共价键的原子轨道重叠方式σ键“头碰头”重叠形成共价键的原子轨道重叠方式π键“肩并肩”重叠形成共价键的电子对是否偏移[来源:学科网ZXXK]极性键共用电子对发生偏移形成共价键的电子对是否偏移[来源:学科网ZXXK]非极性键共用电子对不发生偏移[来源:学*科*网Z*X*X*K]原子间共用电子对的数目单键原子间有一对共用电子对原子间共用电子对的数目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(3)键参数键能气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量。键能越大，共价键越牢固；键长形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢固；键角在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。2．分子的立体结构(1)价层电子对互斥理论几种分子或离子的立体构型分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数分子或离子的立体构型名称CO202直线形SO213V形H2O24V形BF303平面三角形CH404正四面体形NH04正四面体形NH314三角锥形SO14三角锥形(2)杂化轨道理论常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型参加杂化的原子轨道分子构型示例sp一个s轨道，一个p轨道直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp2一个s轨道，二个p轨道平面三角形BF3、BCl3、CH2Osp3一个s轨道，三个p轨道正四面体CH4、CCl4、NH(3)键的极性和分子极性的关系类型实例两个键之间的夹角键的极性分子的极性空间构型X2H2、N2---非极性键非极性分子直线形XYHCl、NO----极性键极性分子直线形XY2(X2Y)CO2、CS2180°极性键非极性分子直线形SO2120°极性键极性分子V形H2O、H2S105°极性键极性分子V形XY3BF3120°极性键非极性分子平面三角形NH3107°极性键极性分子三角锥形特别提醒通常对于ABn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。4．配合物理论(1)配合物的组成：①配体含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、Cl－、Br－、I－、SCN－等。 ②中心离子一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。 ③配位数直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。 (2)常见配合物如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3等。5．影响物质溶解度的因素 (1)相似相溶： ①极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 ②溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。 (2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。 (3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。 四、晶体结构与性质 1．晶体的基本类型与性质 离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体结 构组成晶体微粒阴、阳离子分子原子金属阳离子和自由电子微粒间作用力离子键范德华力或氢键共价键金属键物 理性 质熔、沸点较高低很高一般较高，少部分低硬度硬而脆小大一般较大，少部分小导电性不良(熔融可导电)不良不良良导体典型实例离子化合物多数非金属单质及其氧化物、氢化物等金刚石、SiO2、晶体硅、SiC等金属单质2．立方晶胞中粒子数目的计算 3．晶体熔、沸点高低的比较 (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，汞、铯等沸点很低。 (2)原子晶体原子晶体中，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，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，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。 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。 (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：Na＜Mg＜Al。 一、价层电子对数和中心原子孤电子对数的判断方法运用价层电子对互斥模型结合中心原子孤电子对数可预测分子或离子的立体结构。(1)对ABm型分子或离子，其价层电子对数的判断方法为n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数×m±电荷数)/2①氧族元素的原子作为中心原子A时提供6个价电子，作为配位原子B时不提供价电子；②若为分子，电荷数为0；③若为阳离子，则减去电荷数，如NH，n＝＝4；④若为阴离子，则加上电荷数，如SO，n＝＝4。(2)中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)①分子：a为中心原子的价电子数②x为中心原子结合的原子数；③b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数。二、判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型的一般方法(1)根据中心原子的成键类型判断，如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键；则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。(2)根据分子的立体构型和价层电子对互斥模型判断等电子体的判断方法一是同主族变换法，如CO2与CS2、CF4与CCl4是等电子体，二是左右移位法，如N2与CO，CO、NO与SO3是等电子体。如果是阴离子，价电子应加上阴离子所带的电荷数；如果是阳离子，价电子应减去阳离子所带的电荷数。如NH价电子为8，CO价电子为24。分子极性的判断(1)完全由非极性键结合而成的分子是非极性分子(O3除外)；(2)由极性键结合而成的非对称型分子一般是极性分子；(3)由极性键结合而成的完全对称型分子为非极性分子；(4)对于ABn型分子，若中心原子A化合价的绝对值等于该元素原子最外层电子数，则为非极性分子，否则为极性分子。三、常见晶体类型的判断方法1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用判断(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。(3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2．依据晶体的熔点判断(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。(2)原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。(3)分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。3．依据导电性判断(1)离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。(2)原子晶体一般为非导体。(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。(4)金属晶体是电的良导体。4．依据硬度和机械性能判断离子晶体硬度较大且脆。原子晶体硬度大。分子晶体硬度小且较脆。金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。四、常见晶体熔沸点高低的判断规律1．不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。2．原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。3．离子晶体一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。4．分子晶体(1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体，熔、沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，晶体的熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4，F2(3)组成和结构不相似的物质(相对分子质量相近)，分子的极性越大，其晶体的熔、沸点越高，如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。(4)同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如CH3(CH2)3CH3>CH3CH2CH(CH3)2>C(CH3)4。5．金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaNa>K>Rb>Cs。考点一 原子结构与性质 典例1：【2017年高考新课标Ⅲ卷】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'=0.448nm，则r（Mn2+）为________nm． 【答案】（1）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；O；Mn （2）sp；sp3 （3）H2O＞CH3OH＞CO2＞H2；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；水分子中有两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，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）π键、离子键 （5）；【解析】解：（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， 故答案为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；O；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 ， 故答案为：sp；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；水分子中有两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，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， 故答案为：H2O＞CH3OH＞CO2＞H2；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；水分子中有两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，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， 故答案为：π键、离子键；（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；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 nm， 故答案为： ； ．【分析】（1）Co是27号元素，可按照能量最低原理书写电子排布式；O为非金属性，难以失去电子，第一电离能较大；（2）CO2和CH3OH分子中C原子分别形成2、4个σ键；（3）水和甲醇分子间都存在氢键，二氧化碳和氢气常温下为气体，结合氢键数目和相对分子质量判断；（4）Mn（NO3）2为离子化合物，含有离子键、共价键，共价键含有σ键和π键；（5）阴离子采用面心立方最密堆积方式，位于顶点和面心；阳离子为体心立方堆积，体心和棱，以此计算半径．对点模拟1．【2018年高考新课标Ⅲ卷】[化学——选修3：物质结构与性质]锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：（1）Zn原子核外电子排布式为________。 （2）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能Ⅰ1（Zn）________Ⅰ1（Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是________。 （3）ZnF2具有较高的熔点（872 ℃)，其化学键类型是________；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是________。 （4）《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中，阴离子空间构型为________，C原子的杂化形式为________。 （5）金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为________。六棱柱底边边长为a cm，高为c cm，阿伏加德罗常数的值为NA ， Zn的密度为________g·cm－3（列出计算式）。【答案】（1）[Ar]3d104s2 （2）大于；Zn核外电子排布处于全充满的稳定状态，较难失电子 （3）离子键；ZnF2为离子晶体，Cl、Br、I非金属性逐渐减弱，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2为分子晶体，分子晶体通常易溶于有机溶剂 （4）平面三角形；sp2 （5）六方最密堆积；【解析】Zn是原子序数是30，其核外电子排布式为[Ar]3d104s2 ， Zn中电子排布处于全充满状态结构稳定比铜难失电子，所以锌的第一电离能大于铜；ZnF2的熔点较高，其属于离子晶体，根据相似相溶推测ZnCl2、ZnBr2、ZnI2为分子晶体，分子晶体通常易溶于有机溶剂。CO32－中，中心原子孤对电子数= ×(4+2－3×2)=0，价层电子对数=0+3=3，所以空间构型为平面三角形，杂化形式为sp2。根据晶胞的特征可以判断其属于立方最密堆积，该晶胞中含有的Zn原子为12× + 2× + 3 = 6，因此ρ= ?= 【分析】本题考查核外电子排布式、第一电离能、晶体类型的判断、相似相溶、金属晶体的堆积方式及其密度的计算。考点二 分子结构与性质典例2：【2018年高考江苏卷】臭氧（O3）在[Fe(H2O)6]2+催化下能将烟气中的SO2、NOx分别氧化为 和 ，NOx也可在其他条件下被还原为N2。 （1）中心原子轨道的杂化类型为________； 的空间构型为________（用文字描述）。 （2）Fe2+基态核外电子排布式为________。 （3）与O3分子互为等电子体的一种阴离子为________（填化学式）。 （4）N2分子中σ键与π键的数目比n（σ）∶n（π）=________。 （5）[Fe(H2O)6]2+与NO反应生成的[Fe(NO)(H2O)5]2+中，NO以N原子与Fe2+形成配位键。请在[Fe(NO)(H2O)5]2+结构示意图的相应位置补填缺少的配体。【答案】（1）sp3 ；平面（正）三角形 （2）[Ar]3d6或1s22s22p63s23p63d6 （3）NO2? （4）1∶2 （5）【解析】解：（1）SO42-中中心原子S的价层电子对数为 （6+2-4 2）+4=4，SO42-中S为sp3杂化。NO3-中中心原子N的孤电子对数为 （5+1-3 2）=0，成键电子对数为3，价层电子对数为3，VSEPR模型为平面三角形，由于N原子上没有孤电子对，NO3-的空间构型为平面（正）三角形。 （2）Fe原子核外有26个电子，根据构造原理，基态Fe的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 ， 基态Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。 （3）用替代法，与O3互为等电子体的一种阴离子为NO2-。 （4）N2的结构式为N N，三键中含1个σ键和2个π键，N2分子中σ键与π键的数目比为n（σ）：n（π）=1:2。 （5）根据化学式，缺少的配体是NO和H2O，NO中N为配位原子，H2O中O上有孤电子对，O为配位原子，答案为： 。【分析】注意等电子体是指原子数相同，价电子数相同的分子互为等电子体，互为等电子体的分子具有相同的结构，而等电子体根据价电子数相同可以用同主族进行替换。（2）中注意失去电子时先失去最外层电子。对点模拟2．镍(Ni)是一种重要的金属，在材料科学等领域有广泛应用。 （1）Ni在元素周期表中的位置是________，其价电子层中有________个未成对电子。 （2）镍易形成配合物，如：Ni(CO)4、[Ni(NH3)6]2+等。①Ni(CO)4熔点为-19.3℃，沸点43℃，则其熔、沸点较低的原因是________。②其分子中σ键与π键数目之比为________。③写出一种与配体CO互为等电子体的阴离子符号________。④[Ni(NH3)6]2+中配体NH3中N原子的杂化类型为________，若[Ni(NH3)6]2+为正八面体构型，则[Ni(CO)2(NH3)4]2+的结构有________种。（3）金属Ni与富勒烯(C60)可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示， Ni 原子位于晶胞的棱上与内部，该超导材料的化学式为________。 （4）NiO的晶体结构与氯化钠的晶体结构相同。将NiO晶体在氧气中加热，部分Ni2+被氧化为Ni3+ ， 晶体结构产生镍离子缺位的缺陷，其组成为Ni0.97O，但晶体仍保持电中性，则晶体中Ni2+与Ni3+离子的数目之比为________；若阿伏加德罗常数的值为NA ， 晶体密度为d g·cm-3 ， 则该晶胞中最近的O2-之间的距离为________pm。【答案】（1）第四周期，第Ⅷ族；2 （2）Ni(CO)4属于分子晶体，分子间以范德华力结合，较弱，容易被破坏；1∶1；CN- （或C22-）；sp3杂化；2 （3）Ni3C60 （4）91∶6；× ×1010 【解析】（1）Ni的原子数序为28，位于周期表第四周期第Ⅷ族，原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d84s2 ， 3d能级有2个未成对的电子； ?(2)①Ni(CO)4属于分子晶体，分子间以范德华力结合，较弱，容易被破坏，故其熔、佛点较低；②Ni(CO)4分子中含有4+4=8个σ键和 个π键，所以其数目之比为1：1；③CO为2原子分子，电子数为14，对应的等电子体为CN- 或C22- ；④NH3中N原子形成3个δ键，孤电子对数为 =1，则为sp3杂化；氨气中含有氢键，易液化，且汽化时吸收大量的热，可用于制冷剂，对应的同分异构体中，正八面体的两个顶点可以是CO或NH3 ， 有2中结构； （3）该晶胞中Ni原子的个数为12× +8＋1=12；在该晶胞中含有的C60的个数是：8× +6× =4,n(Ni):n(C60)=12:4=3:1,所以该材料的化学式为Ni3C60； （4）设1mol Ni0.97O中含Ni2+xmol，Ni3+ (0.97-x)mol，根据晶体仍呈中性，可知2x+3(0.97-x)=2 ，x=0.91mol，(0.97-x)mol=0.06mol，即晶体中Ni2+与Ni3+离子的数目之比为0.91mol:0.06mol=91:6；每个晶胞中氧原子个数为4，镍原子个数为4，若阿伏伽德罗常数的值为NA ， 晶体密度为d g·cm-3 ， 则晶胞的体积为V= = ?，晶胞的边长为 cm= ×1010 pm，该晶胞中最近的O2-之间的距离为边长的 倍，故为 × ×1010 pm。【分析】（3）根据晶胞中处于顶点、面、棱内部等不同位置的原子对晶胞的贡献计算化学式即可。考点三 晶体结构与性质 典例3：【2017年高考海南卷】[选修3：物质结构与性质] （1）19-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学@科网电子数的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（2）19-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】（1）AD （2）混合晶体；σ键、π键；sp2；4；正四面体；非极性；SiX4属于分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高；减弱；增强；K3C60；2.0 【解析】(1) 解：A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则该元素为Br，故最高正价为+7，故A正确； B．同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，则Na元素第一电离能小于Mg元素，但是Na元素第二电离能大于Mg元素，因为此时钠离子是全满为稳定结构，故B错误； C．HClO中的+1价氯稳定性比HClO4中的+7价氯差，更容易得电子，故氧化性次氯酸大于高氯酸，故C错误； D．邻羟基苯甲醛（ ）能形成分子内氢键，对羟基苯甲醛（ ）能形成分子间氢键，形成分子间的氢键时沸点较高，形成分子内的氢键时沸点较低，所以邻羟基苯甲醛的熔点低于对羟基苯甲醛，故D正确， 故选AD．(2) 解：1）碳的一种单质的结构如图（a）所示，应为石墨，属于混合型晶体，在石墨晶体中，同层的每一个碳原子以sp2杂化轨道与相邻的三个碳原子以σ键结合，六个碳原子在同一个平面上形成了正六边形的环，伸展成片层结构，在同一平面的碳原子还各剩下一个p轨道，其中有一个2p电子．这些p轨道又都互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面，形成了大π键．故答案为：混合晶体；σ键、π键；sp2；2）SiCl4分子的中心原子为Si，形成4个σ键，价层电子对数为4，具有正四面体结构，属于非极性分子，故答案为：4；正四面体；非极性；3）①四卤化硅的沸点逐渐升高，为分子晶体，沸点与相对分子质量有关，相对分子质量越大，沸点越高， 故答案为：SiX4属于分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高； ②PbX2的沸点逐渐降低，其中PbF2为离子晶体，PbBr2、PbI2为分子晶体，可知依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强， 故答案为：减弱；增强；4）K位于棱和体心，晶胞中的个数为12× +9=12，C60位于定点和面心，个数为8× +6× =4，化学式为K3C60 ， 则晶胞的质量为 g，其晶胞参数为1.4nm=1.4×10﹣7cm，则体积为（1.4×10﹣7）3cm3 ， 所以密度为 =2.0g?cm﹣3 ， 故答案为：K3C60；2.0．【分析】(1) A．某元素原子核外电子总数是最外层电子数的5倍，则该元素为Br； B．同一周期元素，元素的第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素； C．HClO4是中学中最强酸，且结构比HClO稳定； D．根据氢键对物理性质的影响分析，形成分子间的氢键时沸点较高，形成分子内的氢键时沸点较低．(2) 1）碳的一种单质的结构如图（a）所示，应为石墨，属于混合型晶体，C原子形成3个σ键；2）SiCl4分子的中心原子为Si，形成4个σ键，具有甲烷的结构特点；3）由图象可知四卤化硅的沸点逐渐升高，为分子晶体，沸点与相对分子质量有关，PbX2的沸点逐渐降低，其中PbF2为离子晶体，PbBr2、PbI2为分子晶体；4）K位于棱和体心，C60位于定点和面心，利用均摊法可计算化学式，结合质量、体积计算晶胞的密度大小．对点模拟3．聚氮化硫(SN)x和K3C60是两种不同类型的超导材料。回答下列问题： （1）在基态K原子中，能量最低的空轨道的符号是________。 （2）S、N、K三种元素的第一电离能由大到小的顺序是________。 （3）(SN)x具有类似黄铜的金属光泽和导电性，其结构如下图：以S2Cl2为原料可制取(SN)x：S2Cl2→…S4N4 ?S2N2 (SN)x①(SN)x中N?原子的杂化方式是?________；?(SN)x的晶体类型是________；②S2Cl2的结构式为________；③Ag元素位于周期表第5周期、IB族，基态Ag原子的价电子排布式为________。（4）K3C60是由足球烯(C60)?与金属钾反应生成的盐。①在K3C60晶胞中，C603-堆积方式为面心立方结构，每个晶胞中形成4?个八面体空隙和8个四面体空隙，K+填充在空隙中。晶胞中被K+占据的空隙百分比为________。②C60与金刚石互为同素异形休，比较两者的熔沸点并说明理由________。③C60的结构是一种多面体，如图。多面体的顶点数、面数和棱边数的关系遵循欧拉定律：顶点数+面数-棱边数=2。C60分子中所含的五边形和六边形的个数分别为________、________。【答案】（1）3d （2）N、S、K （3）sp2；分子晶体；；4d105s1 （4）100%；金刚石的熔点高。C60是分子晶体，金刚石是原子晶体，所以金刚石的熔点较高；12；20 【解析】（1）基态K位于第四周期IA族，按照构造原理，因此能量最低空轨道的符号是3d； ?（2）同周期从左向右第一电离能逐渐增大，但IIA>IIIA，VA>VIA，即N的第一电离能大于O，同主族从上到下第一电离能减小，即O的第一电离能大于S，K是活泼金属，第一电离能最小，故第一电离能的顺序是N>S>K； （3）①根据结构，N有2个σ键，1个孤电子对，价层电子对数为3，即N的杂化类型为sp2；(SN)x的晶体类型为分子晶体；②S2Cl2的结构式类似H2O2的结构式，即S2Cl2的结构式为 ；③Ag属于过过渡元素，价电子包括最外层电子和次外层d能级上的电子，即Ag价电子排布式为4d105s1； （4）①C603－堆积方式为面心立方结构，C603－位于顶点和面心，个数为8×18＋6×1/2=4，根据化学式K3C60 ， K＋的个数为12，K＋位于空隙中，晶胞中被K＋占据的空隙百分比为100%；②C60为分子晶体，金刚石为原子晶体，原子晶体的熔沸点高于分子晶体；③设五边形个数为x，六边形个数为y，根据足球烯结构，足球烯有60个顶点，面数为(x＋y),每个棱被2个面共有，棱数为(3×60)/2，根据欧拉定律，有60＋(x＋y)－(3×60)/2=2，根据键数和顶点，得出(5x＋6y)/2=(3×60)/2，推出x=12，y=20。【分析】（2）根据同周期和同主族元素的第一电离能变化规律进行判断即可。一、单选题1.【2017年高考江苏卷】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素．下列说法正确的是（ ） A.?原子半径?? r（X）＜r（Y）＜r（Z）＜r（W） B.?W的最高价氧化物的水化物是一种弱碱 C.?Y的单质的氧化性比Z的强 D.?X、Y、Z 三种元素可以组成共价化合物和离子化合物【答案】D 【解析】解:短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素，则Z是O、W是Na元素，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，且Y原子序数小于Z，则Y是N元素，X是H元素； A．原子的电子层数越多其原子半径越大，原子的电子层数相同的元素，其原子半径随着原子序数增大而减小，X位于第一周期、Y和Z位于第二周期且原子序数Y＜Z，W位于第三周期，所以原子半径?? r（X）＜r（Z）＜r（Y）＜r（W），故A错误； B．W的最高价氧化物的水化物是NaOH，NaOH是强碱，故B错误； C．Y单质是氮气、Z单质是氧气，元素的非金属性氧气，其单质的氧化性越强，非金属性O＞N元素，所以Z单质的氧化性大于Y，故C错误； D．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是硝酸、硝酸铵，硝酸是共价化合物、硝酸铵是离子化合物，故D正确； 故选D．【分析】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，Z是地壳中含量最多的元素，W是短周期中金属性最强的元素，则Z是O、W是Na元素，其中只有Y、Z处于同一周期且相邻，且Y原子序数小于Z，则Y是N元素，X是H元素； A．原子的电子层数越多其原子半径越大，原子的电子层数相同的元素，其原子半径随着原子序数增大而减小； B．W的最高价氧化物的水化物是NaOH； C．Y单质是氮气、Z单质是氧气，元素的非金属性氧气，其单质的氧化性越强； D．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是硝酸、硝酸铵．2.【2017年高考浙江卷】下列说法正确的是（ ） A.?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 B.?化学变化发生时，需要断开反应物中的化学键，并形成生成物中的化学键 C.?CH4和CCl4中，每个原子的最外层都具有8电子稳定结构 D.?NaHSO4晶体溶于水时，离子键被破坏，共价键不受影响【答案】B 【解析】解：A、干冰是分子晶体，而石英晶体是原子晶体，而熔化时需克服微粒间的作用力分别是分子间作用力和共价键，故A错误； B、化学反应的实质是断开旧化学键，形成新的化学键，所以化学变化发生时，需要断开反应物中的化学键，并形成生成物中的化学键，故B正确； C、CH4分子中氢原子最外层达2电子的稳定结构，不是8电子稳定结构，故C错误； D、NaHSO4晶体溶于水时，电离产生钠离子、氢离子和硫酸根离子，所以NaHSO4晶体溶于水时，离子键被破坏，共价键也被破坏，故D错误； 故选B．【分析】A、干冰是分子晶体，而石英晶体是原子晶体； B、化学反应的实质是断开旧化学键，形成新的化学键； C、CH4分子中氢原子最外层达2电子的稳定结构； D、NaHSO4晶体溶于水时，电离产生钠离子、氢离子和硫酸根离子．3.【2017年高考北京卷】2016年IUPAC命名117号元素为Ts（中文名“ ”，tián），Ts的原子核外最外层电子数是7，下列说法不正确的是（ ） A.?Ts是第七周期第ⅦA族元素?????????????????????????????????B.?Ts的同位素原子具有相同的电子数 C.?Ts在同族元素中非金属性最弱????????????????????????????? D.?中子数为176的TS核素符号是 Ts【答案】D 【解析】解：A．该原子结构示意图为 ，该元素位于第七周期、第VIIA族，故A正确； B．同位素具有相同质子数、不同中子数，而原子的质子数=核外电子总数，则Ts的同位素原子具有相同的电子数，故B正确； C．同一主族元素中，随着原子序数越大，元素的非金属性逐渐减弱，则Ts在同族元素中非金属性最弱，故C正确； D．该元素的质量数=质子数+中子数=176+117=293，该原子正确的表示方法为：117293Ts，故D错误； 故选D．【分析】A．根据原子核外电子排布规则，该原子结构示意图为 ，据此判断该元素在周期表中的位置； B．同种元素的不同核素互为同位素，同种元素原子一定具有相同电子数； C．同一主族元素，原子序数越大非金属性越强； D．质量数=质子数+中子数，元素符号的左上角为质量数、左下角为质子数．4.【2017年高考新课标Ⅱ卷】a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相同；d与a同族，下列叙述正确的是（ ） A.?原子半径：d＞c＞b＞a??????????????????????????????????????B.?4种元素中b的金属性最强 C.?c的氧化物的水化物是强碱????????????????????????????????D.?d单质的氧化性比a单质的氧化性强【答案】B 【解析】解：由以上分析可知a为O元素、b可能为Na或Mg、c为Al、d为S元素． A．同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，应为b＞c＞d，a为O，原子半径最小，故A错误； B．同周期元素从左到右元素的金属性逐渐降低，则金属性b＞c，a、d为非金属，金属性较弱，则4种元素中b的金属性最强，故B正确； C．c为Al，对应的氧化物的水化物为氢氧化铝，为弱碱，故C错误； D．一般来说，元素的非金属性越强，对应的单质的氧化性越强，应为a的单质的氧化性强，故D错误． 故选B．【分析】a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同，则a的核外电子总数应为8，为O元素，则b、c、d为第三周期元素，c所在周期数与族数相同，应为Al元素，d与a同族，应为S元素，b可能为Na或Mg，结合对应单质、化合物的性质以及元素周期律解答该题．二、综合题5.【2018年高考海南卷】（1）下列元素或化合物的性质变化顺序正确的是（?? ） ??? A.?第一电离能：Cl>S>P>Si???????????????????????????????????B.?共价键的极性：HF>HCI>HBr>HI C.?晶格能：NaF>NaCl>NaBr>NaI????????????????????????D.?热稳定性：MgCO3>CaCO3>SrCO3>BaCO3???（2）黄铜矿是主要的炼铜原料，CuFeS2是其中铜的主要存在形式。回答下列问题：①CuFeS2中存在的化学键类型是________。下列基态原子或离子的价层电子排布图正确的是________(填标号)。? 在较低温度下CuFeS2与浓硫酸作用时，有少量臭鸡蛋气味的气体X产生。 a.x分子的立体构型是________，中心原子杂化类型为________，属于________(填“非极性”或“极性”)分子。 b.X的沸点比水低的主要原因是________。 ②CuFeS2与氧气反应生成SO2。SO2中心原子的价层电子对数为________，共价键的类型有________。 ③四方晶系CuFeS2的晶胞结构如图所示。 a.Cu＋的配位数为________，S2－的配位数为________。 b.已知：a=b=0.524 nm，c=1.032nm，Na为阿伏加德罗常数的值，CuFeS2晶体的密度是________g·cm-3(列出计算式)。 【答案】（1）B,C（2）离子键；CD；V形；sp3；极性；水分子间存在氢键；3；键和π键；4；4；【解析】（1）A当原子轨道填充为半满全满时，较稳定，P为半满结构，因此第一电离能最大故不符合题意 B共价键的极性与原子得失电子能力有关，得失电子能力差别越大，极性越强，得电子能力，同主族元素从上到下依次减弱，故B符合题意 C晶格能与离子半径有关，离子半径越大，晶格能越小，离子半径，同主族元素从上到下依次增大，因此晶格能逐渐减弱，故C符合题意 D热稳定性，同主族元素，越往下，越稳定，因此D不符合题意；故答案为BC （2）①CuFeS2非金属与金属之间成键为离子键；电子排布应先排满低轨道，再排满高轨道，因此，B不符合题意，而失去电子时，应先失去高能级轨道电子故BD符合题意 a臭鸡蛋气味为硫化氢，分子构型为价层电子有4对，孤对电子为=2对，故构型为V型，杂化类型为sp3有孤对电子为非对称结构，因此为极性分子。 b由于O元素，吸引质子能力极强，故水分子中存在氢键，沸点增大 ②二氧化硫的价层电子对为（6+0）/2=3对，以双键结合，故共价键类型为σ 键和π键 ③aCu＋的配位数+=4? S2－占据8个体心,有两个S，因此S2－的配位数为4b密度=质量/体积 质量=(4×64+4×56+8×32)/NA 体积=(0.5242×1.032)×10?21【分析】（1）注意：价电子轨道为半满全满时，稳定，第一电离能较大。 （2）①b中氢键能影响熔沸点 ③a中，晶胞配位键计算体心占1个，面心占1/2个，棱心占1/4个，顶点占1/8个。6.【2018年高考新课标Ⅱ卷】硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2SSFeS2SO2SO3H2SO4熔点/℃-85.5115.2>600（分解）-75.516.810.3沸点/℃-60.3444.6-10.045.0337.0回答下列问题：（1）基态Fe原子价层电子的电子排布图（轨道表达式）为________，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为________?形。 （2）根据价层电子对互斥理论，H2S，SO2 ， SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是________。 （3）图（a）为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为________。（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为________形，其中共价键的类型有________种；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三氯分子。该分子中S原子的杂化轨道类型为________。 （5）FeS2晶体的晶胞如图（c）所示，晶胞边长为a nm,FeS2相对式量为M、阿伏伽德罗常数的值为NA ， 其晶体密度的计算表达式为________? ；晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为________?nm 【答案】（1）；哑铃（纺锤） （2）H2S （3）S8相对分子质量大，分子间范德华力强 （4）平面三角；2；sp3 （5）；a 【解析】（1）核外电子的排布遵循以下三个规律：①能量最低原理；②洪特规则；③泡利不相容原理；所以Fe的价电子排布式为3d64s2；s轨道和p轨道电子云形状分别为球形和纺锤形（或哑铃型），而s原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,占据最高能级的为3p能级，电子云轮廓为纺锤形或哑铃型。 （2）价电子对数=成键数+孤对电子数 对于H2S? 价电子数=2+2=4 对于SO2? 价电子数=2+1=3 对于SO3? 价电子数=2+1=3 所以，与其他分子不同的为H2S； （3）S8、SO2均为分子晶体，而分子晶体的熔沸点跟相对分子质量成正比，即相对分子质量越大熔沸点越高，所以S8熔沸点较高； （4）SO3中S原子以sp2杂化轨道成键，分子为平面三角形，SO3中既含有π键、又含有σ键，共2中共价键；固体SO3为sp3杂化（四面体型）； （5）晶体ρ= 晶胞中FeS2个数N=×8+×8+1=4 由图可知正八面体的边长为连接两个黑点（Fe2+）的长度 即边长=【分析】价电子指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键的电子，为原子核外跟元素化合价有关的电子。分子晶体的熔沸点跟相对原子质量密切相关；晶胞的计算中注意顶点的确定。??????????????????????????????????7.【2018年高考新课标Ⅱ卷】Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻，能量密度大等优良性能，得到广泛应用，回答下列问题: （1）下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为________、________。（填标号）A. B. C. D. （2）Li+与H-具有相同的电子构型，r（Li+）小于r（H-），原因是________。 （3）LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是________。中心原子的杂化形式为________，LiAlH4中，存在________（填标号）。A.离子键 B.σ键 C.π键 D.氢键（4）Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的 Born-Haber循环计算得到 可知,Li原子的第一电离能为________kJ·mol-1 ， O=O键键能为________kJ·mol-1 ， Li2O晶格能为________kJ·mol-1（5）Li2O具有反莹石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.4665mm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为 ________?? g·cm-3(列出计算式)。【答案】（1）D；C （2）Li+核电荷数较大 （3）正四面体；sp3；AB （4）520；498；2908 （5）【解析】⑴根据泡利原理和洪特规则，可知能量最低和最高的分别为D、C。⑵Li+和H－的核外电子排布完全相同，半径大小取决于核电荷数，核电荷数越大，核对电子的吸引力越强，半径越小。⑶AlH4—的中心原子的孤对电子数为 ×(3+1—4)=0，价层电子对数为0+4 = 4，故空间构型为正四面体，杂化形式为sp3。⑷由2Li→2Li+ △H=1040kJ/mol可知Li原子的第一电离能为520kJ/mol，由 O2→O△H=249kJ/mol，可知氧氧键的键能为498 kJ/mol。由2Li+(g)+O2—(g) →Li2O(晶体)，可知Li2O晶格能为2908kJ/mol。⑸根据Li2O的晶胞示意图，利用均摊法，可计算出一个晶胞中含Li离子8个，氧离子8× + 6× = 4个，因此晶胞质量为 ，晶胞体积为（0.4665×10－7）3cm3 ， 故Li2O的密度为：ρ= ?= 【分析】本题考查核外电子排布规则、离子半径大小比较、微粒的空间构型判断、杂化方式、第一电离能、晶格能、晶胞密度的计算8.【2017年高考新课标Ⅱ卷】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Πmn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Π66），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dg?cm﹣3 ， 其立方晶胞参数为anm，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）同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，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，不易结合电子 （3）ABD；C；5NA；Π56；（H3O+）O﹣H…N；（NH4+）N﹣H…N （4）【解析】解：（1）氮原子价层电子为最外层电子，即2s22p3 ， 则电子排布图为 ，故答案为： ；（2）元素的非金属性越强，越易得到电子，则第一电子亲和能越大，同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，从左到右易结合电子，放出的能量增大，N的最外层为半充满结构，较为稳定，不易结合一个电子， 故答案为：同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，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，不易结合电子；（3）①A．阳离子为H3O+和NH4+ ， NH4+中心原子N含有4个σ键，孤电子对数为 =0，价层电子对数为4，杂化类型为sp3 ， H3O+中心原子是O，含有3σ键，孤电子对数为 =1，价层电子对数为4，为sp3杂化； B．由以上分析可知H3O+和NH4+中心原子的价层电子对数都为4； C．NH4+为空间构型为正四面体，H3O+为空间构型为三角锥形； D．含有的共价键类型都为σ键． 两种阳离子的相同之处为ABD，不同之处为C； 故答案为：ABD；C； ②根据图（b）N5﹣中键总数为5NA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：5NA；Π56； ③O、N的非金属性较强，对应的O﹣H、N﹣H都可与H形成氢键，还可表示为（H3O+）O﹣H…N、（NH4+）N﹣H…N， 故答案为：（H3O+）O﹣H…N、（NH4+）N﹣H…N；（4）由d= = 可知，y= ，故答案为： ．【分析】（1）氮原子价层电子为最外层电子，即2s22p3 ， 书写电子排布图；（2）同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，从左到右易结合电子，放出的能量增大，N的最外层为半充满结构，较为稳定；（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，孤电子对数为 =0，价层电子对数为2，杂化类型为sp3 ， 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；②根据图（b）N5﹣中键总数为5NA个，根据信息，N5﹣的大π键可用符号Π56；③O、N的非金属性较强，对应的O﹣H、N﹣H都可与H形成氢键；（4）根据d= = 计算．9.【2017年高考江苏卷】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________，1mol 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；9NA （3）H＜C＜O （4）乙醇分子间存在氢键 （5）Fe3CuN 【解析】解:（1）Fe的原子序数为26，Fe3+基态核外电子数为23，且3d电子为半满稳定结构，可知Fe3+基态核外电子排布式为[Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5 ， 故答案为：[Ar]3d5或 1s22s22p63s23p63d5；（2） 中单键均为σ键，双键中含1个σ键，甲基上C形成4个σ键，C=O中C形成3个σ键，均为孤对电子，则羰基上C为sp2杂化，甲基上C为sp3杂化，1mol丙酮共有9molσ键，数目为9NA个， 故答案为：sp2和sp3；9NA；（3）非金属性越强，电负性越大，则C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为H＜C＜O， 故答案为：H＜C＜O；（4）乙醇的沸点高于丙酮，这是因为乙醇分子间存在氢键，导致沸点高， 故答案为：乙醇分子间存在氢键；（5）由图2可知，Cu替代a位置的Fe时能量较低，更稳定，则Cu位于顶点，N（Cu）=8× =1，Fe位于面心，N（Fe）=6× =3，N位于体心，则只有1个N，其化学式为Fe3CuN，故答案为：Fe3CuN．【分析】（1）Fe的原子序数为26，Fe3+基态核外电子数为23，且3d电子为半满稳定结构；（2） 中单键均为σ键，双键中含1个σ键，甲基上C形成4个σ键，C=O中C形成3个σ键；（3）非金属性越强，电负性越大；（4）乙醇分子之间形成氢键，导致沸点较高；（5）由图2可知，Cu替代a位置的Fe时能量较低，更稳定，则Cu位于顶点，N（Cu）=8× =1，Fe位于面心，N（Fe）=6× =3，N位于体心，以此来解答．10.【2017年高考新课标Ⅰ卷】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________，中心原子的杂化类型为________． （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】（1）A （2）N；球形；K的原子半径较大，且价电子较少，金属键较弱 （3）V形；sp3 （4）0.315；12 （5）体心；棱心 【解析】（1）紫色波长介于400nm～435nm之间，只有A符合，故答案为：A；（2）基态K原子核外有4个电子层，最高能层为第四层，即N层，最外层电子为4s1电子，该能层电子的电子云轮廓图形状为球形，K和Cr属于同一周期，K的原子半径较大，且价电子较少，金属键较弱，则金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低， 故答案为：N；球形；K的原子半径较大，且价电子较少，金属键较弱；（3）I3+中心原子的价层电子对数为 =4，则为sp3杂化，价层电子对为正四面体，中心I原子的孤电子对数为 =2，为V形，故答案为：V形；sp3；（4）K与O间的最短距离为面对角线的一半，则K与O间的最短距离为 ×0.446nm=0.315nm，O位于面心，K位于顶点，1个顶点为12个面共有，即与K紧邻的O个数为12个， 故答案为：0.315；12；（5）在KIO3晶胞结构的另一种表示中，I处于各顶角位置，个数为8× =1，则I也为1个，应位于体心，则O位于棱心，每个棱为4个晶胞共有，则O个数为12× =3，故答案为：体心；棱心．【分析】（1）紫色波长介于400nm～435nm之间；（2）基态K原子核外有4个电子层，最高能层为第四层，最外层电子为4s1电子，K和Cr属于同一周期，K的原子半径较大，且价电子较少，金属键较弱；（3）I3+中心原子的价层电子对数为 =4，则为sp3杂化，价层电子对为正四面体，中心I原子的孤电子对数为 =2，为V形；（4）K与O间的最短距离为面对角线的一半；O位于面心，K位于顶点，1个顶点为12个面共有；（5）在KIO3晶胞结构的另一种表示中，I处于各顶角位置，个数为8× =1，则I也为1，应位于体心，则O位于棱心，个数为12× =3．11.[化学选修3：物质结构与性质】翡翠是玉石中的一种，其主要成分为硅酸铝钠-NaAI(Si2O6)，常含微量Cr、Ni、Mn、Mg、Fe等元素。回答下列问题： （1）基态Cr原子的电子排布式为________；Fe位于元素周期表的________ 区。 （2）翡翠中主要成分硅酸锚钠表示为氧化物的化学式为________，其中四种元素第一电离能由小到大的顺序是________。 （3）钙和铁部是第四周期元素，且原子的最外层电子数相同，为什么铁的熔沸点远大于钙？________。 （4）在硅酸盐中存在 ?结构单元，其中Si原子的杂化轨道类型为________。当无限多个（用n表示） 分别以3个顶角氧和其他3个 形成层状结构时（如图所示），其中Si、O原子的数目之比为________。 若其中有一半的Si被Al替换，其化学式为________。 （5）Cr和Ca可以形成种具有特殊导电性的复合氧化物，晶胞结构如图所示。该晶体的化学式为________，若Ca与O的核间距离为x nm，则该晶体的密度为________ g/cm3。 【答案】（1）[Ar] 3d54s1；d区 （2）Na2O·Al2O3·4SiO2；Na＜Al＜Si＜O （3）Fe的核电荷数较大，核对电子的引力较大，故Fe的原子半径小于Ca，Fe的金属键强于Ca （4）sp3；2︰5； （5）CaCrO3；【解析】(1) Cr为24号元素，根据核外电子排布规律基态Cr原子的电子排布式为[Ar] 3d54s1 ， Fe为26号元素，位于第三周期第VIII族，也就是元素周期表的d区。答案为：[Ar] 3d54s1? 、d区（2）硅酸铝钠中Na为+1价， Al为+3价， Si为+4价，O为-2价，所以表示为氧化物的化学式为Na2O·Al2O3·4SiO2；非金属性越强第一电离能越大，同一周期的元素自左向右第一电离能增大，因此Na、 Al、 Si、O 四种元素第一电离能由小到大的顺序是Na＜Al＜Si＜O? 。答案为：Na2O·Al2O3·4SiO2 、Na＜Al＜Si＜O? （3）钙和铁处于同一周期，但铁的核电荷数大于钙，对最外层电子的吸引能力强，使最外层电子越靠近原子核，导致铁的原子半径小于钙，因此金属键强于钙，所以铁的熔沸点远大于钙。答案为：Fe的核电荷数较大，核对电子的引力较大，故Fe的原子半径小于Ca，Fe的金属键强于Ca (4) 在硅酸盐中，硅酸根（SiO44-）为正四面体结构，每个Si与周围4个O形成4个σ键，Si无孤电子对，所以中心原子Si原子采取了sp3杂化方式；每个四面体通过三个氧原子与其他四面体连接形成层状结构，因而每个四面体中硅原子数是1，氧原子数＝1＋3× ＝ ，即Si与O的原子个数比为2：5，化学式为(Si2nO5n)2n- ， 若其中一半的Si被Al替换，其化学式为 答案为：2：5、 (5) 根据晶胞结构图和均摊法可知，晶胞中O原子数为 ×6=3，Ca原子数为 ×8=1，Cr原子数为1，则化学式为CaCrO3；设晶胞的边长为acm，由于Ca与O的核间距离为xnm，则2a2=4x2 ，所以a= cm, CaCrO3的式量为：140，因此一个晶胞的质量m= ?g，而晶胞的体积V= cm3 ， 所以该晶体的密度ρ= = = ?g/cm3 ， 答案为： CaCrO3、 答案为：（1）[Ar] 3d54s1 、d区；（2）Na2O·Al2O3·4SiO2 、Na＜Al＜Si＜O ；（3）Fe的核电荷数较大，核对电子的引力较大，故Fe的原子半径小于Ca，Fe的金属键强于Ca；（4）2：5、 （ AlSiO 5 ） n 3 n ?；（5）CaCrO3、；【分析】（1）根据核外电子排布规律书写；（2）复杂硅酸盐氧化物的写法，金属氧化物按活动顺序表示；金属性越强第一电离能越大。（3）运用元素周期表中的“位、构、性”解答。（4）考查中心原子的杂化方式。（5）据晶胞结构图和均摊法分析求解。12.用还原铁粉制备二茂铁开辟了金属有机化合物研究的新领域。二茂铁甲酰胺是其中一种重要的衍生物，结构如图所示。（1）基态Fe原子价层电子排布式是________。 （2）已知二茂铁甲酰胺熔点是176℃，沸点是249℃，难溶于水，易溶于氯仿、丙酮等有机溶剂。据此可推断二茂铁甲酰胺晶体为________晶体。 （3）二茂铁甲酰胺中碳原子的杂化方式为________，H、C、N、O四种元素的电负性由大到小的顺序是________。 （4）碳、氮元素对应的最简单氢化物分别是CH4和NH3 ， 相同条件下CH4的沸点比NH3的沸点________（填“高”或“低”），主要原因是________。 （5）氢、氮、氧三种元素按照4:2:3的原子个数比形成离子化合物。该离子化合物中，阳离子空间构型是________，1 mol阴离子含有σ键的数目为________。 （6）氮和铁能形成一种磁性材料，其晶胞如图所示，该磁性材料的化学式为________。已知晶胞参数为a nm，则该晶胞密度的计算式为ρ＝________g/cm3（用NA表示阿伏加德罗常数的值）。【答案】（1）3d64s2 （2）分子 （3）sp2、sp3；O>N>C>H （4）低；氨分子间存在氢键 （5）正四面体形；3NA或1.806×1024 （6）Fe4N；【解析】本题主要考查物质结构。 （1）基态Fe原子价层电子排布式是3d64s2。 （2）二茂铁甲酰胺熔点、沸点较低，难溶于水，易溶于氯仿、丙酮等有机溶剂。据此可推断二茂铁甲酰胺晶体为分子晶体。 （3）二茂铁甲酰胺中双键碳原子的杂化方式为sp2 ， 单键碳原子的杂化方式为sp3 ， 非金属性：HN>C>H。 （4）碳、氮元素对应的最简单氢化物分别是CH4和NH3 ， 相同条件下CH4的沸点比NH3的沸点低，主要原因是氨分子间存在氢键。 （5）氢、氮、氧三种元素按照4:2:3的原子个数比形成离子化合物NH4NO3。该离子化合物中，阳离子空间构型是正四面体形，1 mol阴离子含有σ键的数目为3NA或1.806×1024。 （6）晶胞含有1个氮原子和4个铁原子，它们的相对原子质量之和为238，该磁性材料的化学式为Fe4N。该晶胞体积为a3 ×10-21cm3 ， 质量为238g/NA ， 则该晶胞密度的计算式为ρ= g/cm3。【分析】注意（4）中熔沸点比较，先分类，如果都是分子晶体，则先看有无分子间氢键，有氢键的大于无氢键，无氢键的看相对分子质量，相对分子大的分子熔沸点大于相对分子质量小。13.由B、N及Mg、Ni等元素组成的新型材料有着广泛的用途，回答下列向题： （1）Ni2+元素基态原子的电子排布式为________。 （2）经测定发现，N2O5固体由NO2+和NO3-同种离子组成，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）已知NiO的晶体结构如图所示。①NiO的晶体结构可描述为:氧原子位于面心和顶点，氧原子可形成正八面体空隙和正四面体空隙，镍原子填充在氧原子形成的空隙中。则NiO晶体中镍原子填充在氧原子形成的________体空隙中。②已知MgO与NiO的晶体结构相同，其中Mg2+和Ni2+的离子半径分别为66pm和69pm，则熔点MgO________NiO(填“>”、“<”或“=”)，理由是________。（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原子相互交替排列如图左下图，其晶胞结构如右下图所示。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】（1）1s22s22p63s23p63d8或[Ar]3d8 （2）sp、sp2；SCN-、CO2、CS2、N3-等中的任一种 （3）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+ （4）Be、C、O （5）正八面；＞；Mg2+半径比Ni2+小，MgO的晶格能比NiO大 （6）【解析】(1)Ni2+核外有26个电子，根据能量最低原理，电子排布式为1s22s22p63s23p63d8； (2)NO2+中N原子价电子对数是 ，N原子杂化类型是SP、NO3-中N原子价电子对数是 ，N原子杂化类型是sp2；等电子体是原子数相同、价电子数也相同的微粒，所以NO2+的等电子体是SCN-、CO2、CS2、N3-等； (3)F原子半径比I原子小，H→F键比H→I键强，F-更易夺取NH4+中的H+ ， 所以NH4F更易分解； (4)同周期元素从左到右，第一电离能逐渐增大，由于ⅡA元素的S轨道全充满，第一电离能大于ⅢA元素，ⅤA族元素P轨道半充满，第一电离能大于ⅥA的元素；所以第二周期中，第一电离能介于B元素和N元素间的元素为Be、C、O； ?(5)①根据晶胞结构，镍原子前后、左右、上下各有1个氧原子，NiO晶体中镍原子填充在氧原子形成的正八面体空隙中；②离子半径越小，晶格能越大、熔点越高，Mg2+半径比Ni2+小，MgO的晶格能比NiO大，所以熔点MgO>NiO； (6)根据晶胞结构图，每个原子被6个六棱柱共用；根据均摊原则1个六棱柱中占用的B原子数是 、N原子数是 ，晶胞的摩尔质量是(11+14)g/mol，晶胞的体积是 ，所以 g/cm3。【分析】（2）根据价层电子对互斥理论判断中心原子的杂化方式，根据等电子体的定义判断属于等电子体的分子或离子等即可。14.非金属硼的合金及其化合物有着广泛的用途。 （1）硼钢合金的硬度是普通钢材的 4 倍，其主要成分是铁。 画出基态铁原子的价电子排布图________。 （2）氨硼烷(NH3BH3)是一种新型储氢材料，其分子中存在配位键， 则氨硼烷分子结构式为________。写出一种与氨硼烷互为等电子体的分子________(填化学式)。 （3）常温常压下硼酸(H3BO3)晶体结构为层状，其二维平面结构如右图所示。①1 mol H3BO3晶体中含有________mol 氢键。②请从氢键的角度解释硼酸在冷水中的溶解度小而加热时溶解度增大的原因：________。（4）硼氢化钠是一种常用的还原剂。其晶胞结构如右图所示：①该晶体中Na+的配位数为________。②H3BO3 分子中的 O—B—O 的键角________（填“大于”、“等于”或“小于”） BH4－中的 H—B—H 的键角，判断依据是________。③已知硼氢化钠晶体的密度为 ρ g/cm3 ， NA代表阿伏伽德罗常数的值，则 a=________(用含 ρ、 NA的代数式表示)；④若硼氢化钠晶胞上下底心处的 Na+被 Li+取代，得到的晶体的化学式为________。【答案】（1） （2）；C2H6 （3）3；硼酸分子间通过氢键结合，加热时氢键被破坏，有利于硼酸溶解 （4）8；大于；H3BO3分子中的B采取sp2杂化，而BH4－中的B采取sp3杂化，sp2杂化形成的键角大于sp3杂化；；Na3Li(BH4)4 【解析】（1）基态铁原子的价电子排布图为 ； （2）氨硼烷(NH3BH3)是一种新型储氢材料，其分子中存在配位键，N原子有孤对电子，B原子有空轨道，故形成配位键，所以其结构式为： ；氨硼烷是6原子14价电子分子，与其互为等电子体的分子是：C2H6； （3）①根据图示，1个硼酸分子参与形成6个氢键，一个氢键由两个分子形成，所以1个硼酸分子形成3个氢键，故1 mol H3BO3晶体中含有3mol 氢键；②由于硼酸(H3BO3)分子间形成氢键，故其溶于冷水时，与水形成的氢键数少，因此在冷水中的溶解度小，而加热时，硼酸分子间的氢键被破坏，有利于硼酸分子与水形成氢键，溶解度增大； ?（4）①根据其晶胞，该晶体中 Na+周围最近的BH4－为8个，故Na+的配位数为8；②H3BO3分子中的B采取sp2杂化，构型为平面三角形，键角为120°，而BH4－中的B采取sp3杂化，构型为正四面体，键角为109°28′，故H3BO3 分子中的 O—B—O 的键角大于BH4－中的 H—B—H 的键角；③该晶胞中有4个Na+ ， 4个BH4－ ， 该晶胞的体积=2a3×10-21 cm3= ，故a= m；④若硼氢化钠晶胞上下底心处的 Na+被 Li+取代，则晶胞中有1个Li+ ， 3个Na+ ， 4个BH4－ ， 得到的晶体的化学式为Na3Li(BH4)4。【分析】（2）根据配位键的形成分析分子的结构式，结合等电子体的定义判断互为等电子体的分子。 展开更多...... 收起↑ 资源列表 2019年备战高考化学二轮复习-专题十五 物质结构与性质（学生版）.doc 2019年备战高考化学二轮复习-专题十五 物质结构与性质（教师版）.doc
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