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13 物质的结构与性质
(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．了解电子在原子轨道之间的跃迁及简单应用。
4．了解电负性的概念，并能用于说明元素的性质。
(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。
从近几年新课标的高考试题来看，“物质结构和性质”模块作为选考内容，仅命制一个大题——主观题，该题目一般是以元素推断或某主族元素为背景，下设4至6个小题，10个空左右进行设计，以“拼盘”形式呈现，题目变化多端，知识覆盖较广，考查主要涉及以下内容：
(1)原子结构：能量最低原理的应用；电子排布式、电子排布图的书写；电离能、电负性的大小比较和应用等。
(2)分子结构：σ键、π键、配位键的分析和判断；分子的构型、分子的极性的判断；“相似相溶原理”、等电子原理、氢键的性质等知识的应用。
(3)晶体结构：晶体中粒子数目的确定；共价键、分子间作用力、离子键和金属键的判断以及对晶体性质的影响；常见晶体的结构及熔、沸点的比较。
今后的高考命题仍会侧重上述知识点进行设计，题型也不会有太大变化，但试题的背景会更加新颖，题目会更加综合，更注重体现科学新成果或新发现，更注重考生 “结构决定性质”思想的树立和空间想象能力的考查。
一、原子结构与性质
1．原子核外电子运动状态，以及电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。
电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。
电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层。原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。
原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂。各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
2．能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式。
/
①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图（1）箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图（2）所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
3．元素电离能和元素电负性
（1）第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
（2）元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
二、化键与物质的性质
1．离子键
（1）化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。
（2）离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。
2．共价键的主要类型σ键和π键
（1）共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键。
3．极性键和非极性键
（1）共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键
（2）键的极性
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移
（3）分子的极性
非极性分子和极性分子的比较
非极性分子
极性分子
形成原因
整个分子的电荷分布均匀，对称
整个分子的电荷分布不均匀、不对称
存在的共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
不对称
举例说明：
分子
共价键的极性
正负电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
非极性键
重合
非极性分子
H2、N2、O2
异核双原子分子
极性键
不重合
极性分子
CO、HF、HCl
异核多原子分子
分子中各键的向量和为零
重合
非极性分子
CO2、BF3、CH4
分子中各键的向量和不为零
不重合
极性分子
H2O、NH3、CH3Cl
相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）
4．分子的空间立体结构
常见分子的类型与形状比较
分子类型
分子形状
键角
键的极性
分子极性
代表物
A
球形
非极性
He、Ne
A2
直线形
非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形
极性
极性
HCl、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
V形
≠180°
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3、SO3
AB3
三角锥形
≠120°
极性
极性
NH3、NCl3
AB4
正四面体形
109°28′
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH3Cl、CHCl3
AB2C2
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH2Cl2
/
/
/
/
/
/
直线
三角形
V形
四面体
三角锥
V形 H2O
三、晶体结构与性质
1．离子晶体
①离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量．晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。
②离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。
典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型，氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子。
NaCl型晶体
CsCl型晶体
/
每个Na+离子周围被6个C1?离子所包围，同样每个C1?也被6个Na+所包围。
/
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
晶胞中粒子数的计算方法--均摊法
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
2．分子晶体
（1）分子间作用力的含义，化键和分子间作用力的区别
分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力．分子间作用力是一种静电作用，比化键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
（2）分子晶体的含义，分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。
分子晶体：分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体。典型的有冰、干冰。
分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：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，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
（3）氢键的存在对物质性质的影响
NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点高
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N、O、F)一般都是氢化物中存在
3．原子晶体
（1）原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体
（2）典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO2）
金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键
（3）共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高．如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
4．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
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
粒子
原子
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间作用（力）
共价键
分子间作用力
复杂的静电作用
离子键
熔沸点
很高
很低
一般较高，少部分低
较高
硬度
很硬
一般较软
一般较硬，少部分软
较硬
溶解性
难溶解
相似相溶
难溶（Na等与水反应）
易溶于极性溶剂
导电情况
不导电
（除硅）
一般不导电
良导体
固体不导电，熔
化或溶于水后导电
实例
金刚石、水晶、碳化硅等
干冰、冰、纯硫酸、H2(S)
Na、Mg、Al等
NaCl、CaCO3
NaOH等
1．（2018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SO和NO，NOx也可在其他条件下被还原为N2。
（1）SO中心原子轨道的杂化类型为___________；NO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。
/
【解题思路】熟悉价电子对互斥理论、杂化轨道理论与分子构型间的联系。注意写配位键时由配位原子提供孤对电子。
（1）SO中中心原子S的价层电子对数为
1
2
×（6+2-4×2）+4=4，SO中S为sp3杂化。NO中中心原子N的孤电子对数为
1
2
×(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，NO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NO。（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：/。
【答案】(1)sp3 平面（正）三角形
（2）[Ar]3d6或1s22s22p63s23p63d6
NO
1∶2
/
2．（2018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：
H2S
S8
FeS2
SO2
SO3
H2SO4
熔点/℃
?85.5
115.2
>600（分解）
?75.5
16.8
10.3
沸点/℃
?60.3
444.6
?10.0
45.0
337.0
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）所示的三聚分子，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，阿伏加德罗常数的值为NA，其晶体密度的计算表达式为___________g·cm?3；晶胞中Fe2+位于
??
2
2?
所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为______nm。
【解题思路】其中杂化形式的判断是难点，由价层电子特征判断分子立体构型时需注意：价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致；价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。
（1）基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图（轨道表达式）为/；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。（2）根据价层电子对互斥理论可知H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是2+
6?1×2
2
=4、2+
6?2×2
2
=3、3+
6?2×3
2
=3，因此不同其他分子的是H2S。（3）S8、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体，由于S8相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多；（4）气态三氧化硫以单分子形式存在，根据（2）中分析可知中心原子含有的价层电子对数是3，且不存在孤对电子，所以其分子的立体构型为平面三角形。分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有2种，即σ键、π键；固体三氧化硫中存在如图（b）所示的三聚分子，该分子中S原子形成4个共价键，因此其杂化轨道类型为sp3。（5）根据晶胞结构可知含有铁原子的个数是12×1/4+1＝4，硫原子个数是8×1/8+6×1/2＝4，晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，则其晶体密度的计算表达式为??=
??
??
=
4??
??
??
(??×
10
?7
)
3
??/??
??
3
=
4??
??
??
??
3
×
10
21
??/??
??
3
；晶胞中Fe2+位于
??
2
2?
所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长是面对角线的一半，则为
2
2
??nm。
【答案】(1)/哑铃（纺锤）
H2S
S8相对分子质量大，分子间范德华力强
（4）平面三角 2 sp3
（5）
4??
??
A
??
3
×
10
21
2
2
??
1．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能级电子数是s能级电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d能级半充满。
请回答下列问题：
(1)R基态原子的电子排布式是______________________，X和Y中电负性较大的是_____(填元素符号)。
(2)X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物，其原因是_________________________________
_________。
(3)X与M形成的XM3分子的立体构型是___________________。
(4)M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如下图所示，则图中黑球代表的离子是_________ (填离子符号)。
/
(5)在稀硫酸中，Z的最高价含氧酸的钾盐(橙色)氧化M的一种氢化物，Z被还原为+3价，该反应的化学方程式是_____________________________________________。
【解题思路】M基态原子L层中p能级电子数是s能级电子数的2倍，则电子排布为1s22s22p4，M为O。原子序数R>M，且R为金属元素，则R位于第三周期，为本周期最活泼的金属，R为钠。引起酸雨的主要污染物为SO2或氮氧化物，则X为S或N，原子序数X>M，则X为S，Y的原子序数比X大，则Y为Cl。Z的基态原子4s和3d能级半充满并结合(5)中的Z的最高价含氧酸的钾盐为橙色，可知Z为Cr。(1)Na的基态原子电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1，元素非金属性越强，电负性越大，非金属性Cl>S。(2)X的氢化物为H2S，M的氢化物为H2O，H2O分子间可以形成氢键，沸点高于H2S。(3)XM3为SO3，根据VSEPR可知，孤电子对数为/×(6-2×3)=0为sp2杂化，分子构型为平面三角形。(4)R2M为Na2O，黑球位于晶胞内部，共8个，白球位于顶点和面心，共8×/+6×/=4个，则N(黑球)∶N(白球)=8∶4=2∶1，则黑球为Na+。(5)Cr的最高价含氧酸的钾盐有K2Cr2O7和K2CrO4，其中K2Cr2O7为橙色，K2CrO4为黄色。O的氢化物有H2O和H2O2两种，其中H2O2既有氧化性又有还原性，则反应发生在K2Cr2O7和H2O2之间，K2Cr2O7变为Cr3+，H2O2被氧化为O2，反应在稀硫酸中发生，因此反应物为K2Cr2O7、H2O2和H2SO4，产物为K2SO4、Cr2(SO4)3、O2和H2O，根据电子得失守恒和原子守恒配平方程式。
【答案】(1)1s22s22p63s1或[Ne]3s1　Cl
(2)H2S分子间不能形成氢键，H2O分子间能形成氢键
(3)平面三角形　
(4)Na+
(5)K2Cr2O7+3H2O2+4H2SO4===K2SO4+Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O
2．（2018四川名校联考）钕铁硼磁铁是目前为止具有最强磁力的永久磁铁。预计在未来20年里，不可能有替代钕铁硼磁铁的磁性材料岀现。生产钕铁硼磁铁的主要原材料有稀土金属钕、纯铁、铝、硼以及其他稀土原料。
(1)钕(Nd)为60号元素，在周期表中第_________周期；基态铁原子的外围电子轨道表示式为__________________。
(2)实验测得AlCl3的实际存在形式为Al2Cl6，其分子的球棍模型如图所示。
/
①已知Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，则Al2Cl6属于_________分子(填“极性”或“非极性”)，分子中A1原采取__________________杂化。
②Al2Cl6与过量NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，[A1(OH)4]－中存在的化学键有_________(填选项字母)。
A.离子键 B.共价键 C.金属键 D.配位键 E.氢键
(3)B元素及与其同周期相邻的两种元素第一电离能由小到大的顺序为_______________(用元素符号表示)。
(4)因材料中含有大量的钕和铁，容易锈蚀是它的一大弱点。可电镀镍(Ni)、锌(Zn)等进行表面涂层处理。已知Ni可以形成[Ni(NH2)6]Cl2，该配合物中配体分子的空间构型为__________________。
(5)已知立方BN晶体硬而脆，其原因是___________________________；其晶胞结构如图所示，N原子填充在B原子构成的正四面体空隙中，则晶胞中正四面体的空隙填充率为__________________，设晶胞中最近的B、N原子之间的距离为anm，晶体的密度为bg·cm－3，则阿伏加德罗常数为_________mol－1(列式即可，用含a、b的代数式表示)
/
【解题思路】钕(Nd)为60号元素，它位于元素周期表的第六周期，基态铁原子的外围电子轨道表示式为：/；故答案为：六，/；(2)①Al2Cl6分子中正负电荷中心重合，属于非极性分子，每个铝原子和四个氯原子形成共价键，采取sp3杂化，故答案为：非极性；sp3；②Al采取sp3杂化，用最外层的四个空轨道接受O提供的孤对电子形成配位键，O与H之间是极性共价键；故答案为：BD；(3)同一周期元素自左而右第一电离能呈增大趋势，所以第一电离能B1
8
+4×
1
2
=3，根据ρ=m/V可知晶胞的体积为
89
????
??
cm3，晶胞的边长为：
3
89
????
??
cm，B、N原子之间的距离为anm，是正方体对角线长的
1
4
，即利用勾股定理经过计算得到NA=/mol－1；故答案为：由于立方BN晶体是原子晶体，B—N键能大，所以质地坚硬，且共价键具有方向性，受到外力时，会发生原子错位，所以性脆；50%；/。
【答案】(1)六/
非极性 sp3 BD
B三角锥形
（5）由于立方BN晶体是原子晶体，B—N键能大，所以质地坚硬，且共价键具有方向性，受到外力时，会发生原子错位，所以性脆 50% /
1．（2018四川绵阳中学理综）第23号元素钒在地壳中的含量大约为0.009％，在过渡元素中仅次于Fe、Ti、Mn、Zn，排第五位。我国四川攀枝花地区蕴藏着极其丰富的钒钛磁铁矿。
（1）钒在周期表中的位置为__________，电子占据的最高能层的轨道形状为__________。
（2）在地壳中含量最高的五种过渡金属元素Fe、Ti、Mn、Zn、V中，基态原子核外单电子数最多的是__________。
（3）过渡金属可形成许多羰基配合物，即CO作为配体形成的配合物。
①CO的等电子体有N2、CN－、__________（任写一个）等。
②CO作配体时，配位原子是C而不是O，其原因是__________。
（4）过渡金属配合物常满足“18电子规则”，即中心原子的价电子数加上配体提供的电子数之和等于18，如[Fe(CO)5]、[Mn(CO)5]－等都满足这个规则。
①下列钒配合物中，钒原子满足18电子规则的是__________。
A．[V(H2O)6]2＋B．[V(CN)6]4－ C．[V(CO)6]－D．[V(O2)4]3－
②化合物/的熔点为138℃，其晶体类型为__________；已知该化合物满足18电子规则，其配体“/”中的大π键可表示为__________。
（5）VCl2（熔点1027℃）和VBr2（熔点827℃）均为六方晶胞，结构如图所示。
/
①VCl2和VBr2两者熔点差异的原因是__________。
②设晶体中阴、阳离子半径分别为r－和r＋，该晶体的空间利用率为__________（用含a、c、r＋和r－的式子表示）。
【解题思路】（1）钒是第23号元素，在周期表中的位置为第四周期第VB族；电子占据的最高能层的轨道是4s轨道，形状为球形；（2）五种过渡金属元素Fe、Ti、Mn、Zn、V中，基态原子核外单电子数分别为4、2、5、0、3，最多的是Mn；（3）等电子体指价电子数和原子数相同的分子、离子或基团，CO的等电子体有N2、CN－、NO+、
C
2
2?
；②CO作配体时，配位原子是C而不是O，其原因是C的电负性小于O，对孤电子对吸引能力弱，给出电子对更容易；（4）①[V(H2O)6]2＋中V原子的电子数为5-2+6×2=15，不符合；B项，[V(CN)6]4?中V原子的电子数为5-2+6×2=15，不符合；C项，[V(CO)6]－中，V原子的电子数为5+1+6×2=18，符合；D项，[V(O2)4]3－中V原子的电子数为5+3+4×2=16，不符合。②化合物/的熔点为138℃，低熔点，其晶体类型为分子晶体；已知该化合物满足18电子规则，其配体“/”中的大π键5碳共用5电子，可表示为
??
5
5
；（5）①两者均为离子晶体，Cl-半径小于Br-半径，VCl2中晶格能大于VBr2，故VCl2熔点高于VBr2；②晶体中阴、阳离子半径分别为r－和r＋，晶胞的体积为
a
2
c，晶胞所占体积为
8
3
??(2
r
?
3
+
r
+
3
)
9
，该晶体的空间利用率为
8
3
??(2
r
?
3
+
r
+
3
)
9
a
2
c
×100%。
【答案】(1)第四周期第VB族球形
Mn
NO+、
C
2
2?
C的电负性小于O，对孤电子对吸引能力弱，给出电子对更容易
C 分子晶体
??
5
5
（5）两者均为离子晶体，Cl?半径小于Br?半径，VCl2中晶格能大于VBr2，故VCl2熔点高于VBr2
8
3
??(2
r
?
3
+
r
+
3
)
9
a
2
c
×100%
2．金属钛性能优越，被誉为继Fe、Al后应用广泛的“第三金属”。
(1)Ti基态原子的价电子排布式为_______________。
(2)钛能与B、C、N、O等非金属元素形成稳定的化合物。电负性：C________B(填“>”或“<”，下同)；第一电离能：N________O，原因是________________________________________________。
(3)月球岩石——玄武岩的主要成分为钛酸亚铁(FeTiO3)。FeTiO3与80%的硫酸反应可生成TiOSO4。SO的立体构型为_____________形，其中硫原子的杂化方式为__________，写出与SO互为等电子体的一种分子的化学式：______________。
(4)Ti的氧化物与CaO相互作用能形成钛酸盐CaTiO3，CaTiO3的晶体结构如图1，Ti位于立方体的体心。该晶体中，Ca2+的配位数为__________。
//
图1 图2
(5)Fe能形成多种氧化物，其中FeO晶胞结构如图2。FeO晶胞边长为428pm，则FeO晶体的密度为________g·cm?3(阿伏加德罗常数的值用NA表示，1pm=10?12m，写出计算式即可)。
【解题思路】(1)Ti原子核外电子数为22，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，其价电子排布式为3d24s2。(2)同周期自左而右元素电负性增大，故电负性C>B；N原子中的2p能级处于半充满状态，更稳定，第一电离能高于同周期相邻元素，第一电离能N>O。(3)SO中S原子孤电子对数=/×(6+2-2×4)=0，价层电子对数=4+0=4，为正四面体结构，杂化轨道数目为4，S原子杂化方式为sp3；原子数目相同、价电子总数相同的微粒互为等电子体，与SO互为等电子体的分子为CCl4、SiCl4、SO2Cl2等。(4)CaTiO3的晶体结构中Ti位于立方体的体心，由晶胞结构图和化学式可知，顶点为Ca2+，面心为O2?，该晶体中每个顶点Ca2+与面心的O2?相邻，每个顶点为8个晶胞共用，每个面为2个晶胞共用，晶体中，Ca2+周围紧邻O2?数目为/×(3×8)=12，即Ca2+的配位数为12。(5)FeO晶胞中含有的Fe数目为8×/+6×/=4，O原子数目为12×/+1=4，1mol FeO含有/mol晶胞，则FeO晶体的密度为ρ=/ g·cm-3。
【答案】(1)3d24s2
(2)>　>　N原子中的2p能级处于半充满状态，更稳定
(3)正四面体　sp3　CCl4(或SiCl4、SO2Cl2等)
(4)12
(5)/

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