高考化学二轮复习专题五物质结构基础课件
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(共111张PPT)
专题五 物质结构基础
考点一 原子结构与元素周期律
1．(1)(2025·广东卷)基态Ti原子的价层电子排布式为________。
(2)(2025·山东卷)在元素周期表中，Fe位于第________周期________族。基态Fe原子与基态Fe3+未成对电子数之比为________。
3d24s2
四
Ⅷ
4∶5
√
3．(2025·广东卷)元素a～i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如右图。下列说法正确的是( )
A．a和g同主族
B．金属性：g>h>i
C．原子半径：e>d>c
D．最简单氢化物沸点：b>c
√
解析：同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族比相邻元素的第一电离能大，由题图可知，c、h的第一电离能均大于其相邻同周期元素，又f和g的第一电离能相差最大，可以推断a～i分别是B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。a是B，g是Na，二者为不同主族元素，A错误；g、h、i分别是Na、Mg、Al，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，故金属性：Na＞Mg＞Al，B正确；c、d、e分别是N、O、F，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：N>O>F，C错误；b为C，c为N，NH3分子间存在氢键，沸点高，故沸点：NH3>CH4，D错误。
4.(2025·四川卷)由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成的化合物，其结构如右图所示。X的核外电子数与电子层数相同，Y、W同族，Z的价层电子数等于X与Y的价层电子数之和。下列说法正确的是( )
A．原子半径：Z>Y>X
B．电负性：Z>Y>W
C．简单氢化物的沸点：YD．Y的第一电离能高于同周期相邻元素
√
解析：原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W，X的核外电子数与电子层数相同，X可以形成一条共价键，故X为H；Y可以形成两条共价键，则为ⅥA族元素，Y、W同族，故Y为O，W为S；Z的价层电子数等于X与Y的价层电子数之和(1＋6＝7)，Z为ⅦA族元素，且原子序数小于S，故Z为F。H的原子半径最小，同周期主族元素从左至右，原子半径逐渐减小，故原子半径：O>F>H，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故电负性：F>O>S，B正确；H2O分子之间可以形成氢键使沸点升高，而H2S无分子间氢键，故沸点：H2O>H2S，C错误；同周期元素从左至右，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素高，故第一电离能：N>O、F>O，D错误。
1．能层(电子层)与能级
(1)能层与能级的数量关系。
①一至七能层的符号分别为K、L、M、N、O、P、Q，各能层容纳的最多电子数为2n2。
②s、p、d、f能级中原子轨道数分别是1、3、5、7，最多容纳的电子数分别为2、6、10、14。
(2)能层与能级的能量关系。
2．基态原子的核外电子排布
能量最低
原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低
泡利原理
(也称泡利
不相容原理) 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反(自旋状态不同)
洪特规则 基态原子中，填入简并轨道(能量相同的原子轨道)的电子总是先单独分占，且自旋平行(自旋状态相同)
3.元素周期表与元素周期律
(1)元素周期表的结构和分区。
(2)“位”“构”“性”认知模型。
(3)深刻理解元素周期律。
项目 同周期(左→右)(0族除外) 同主族(上→下)
原
子
结
构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大
项目 同周期(左→右)(0族除外) 同主族(上→下)
元
素
性
质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)；最低负化合价＝主族序数－8 相同；
最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性和
非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
离子的氧化性和还原性 阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱 阳离子的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强
项目 同周期(左→右)(0族除外) 同主族(上→下)
元
素
性
质 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
元素的第一电离能 呈增大趋势(第ⅡA、ⅤA族突增) 逐渐减小
元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小
4.电离能和电负性的重要应用
(1)电离能的重要应用。
①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：I1 I2②根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价，如K：I1 I2③判断元素的金属性、非金属性强弱，I1 越大，元素的非金属性越强；I1 越小，元素的金属性越强。
(2)电负性的重要应用。
√
解析：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：S＞N＞O，故A错误；H2O和NH3都能形成分子间氢键，但是H2O分子形成的分子间氢键更多，而H2S不能形成分子间氢键，故沸点：H2O＞NH3＞H2S，故C错误；金属元素的电负性一般小于非金属元素的，同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性：χ(Fe)＜χ(N)＜χ(O)，故D错误。
√
解析：X、Y、Z、W、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的简单氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，因此Y为N；W的第一电离能大于Y(N)的，因此W为F，则Z为O；X、Z的基态原子的未成对电子数相等，因此X为C；Z与R同主族，因此R为S。同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故电负性：O>S，A选项错误。H2O分子间存在氢键，故沸点最高，H2S和CH4都存在范德华力，且H2S的相对分子质量更大，因此沸点更高，故最简单氢化物的沸点：H2O>H2S>CH4，B选项正确。
3．(2025·广东8月联考)已知a、b、c、d、e、f为短周期主族元素，它们的最高正价与原子半径关系如下图所示，其中c的原子序数最小。下列说法正确的是( )
A．金属性：a>b
B．简单氢化物稳定性：e>f
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d
D．a和氧气反应的产物是离子化合物，不可能含有共价键
√
解析：已知a、b、c、d、e、f为短周期主族元素且c的原子序数最小，由题图可知，c的最高正价为＋4价，则为C元素，d的最高正价为＋5价，原子半径比c的小，则为N元素，a的最高正价为＋1价，且原子半径最大，则为Na元素，b的原子半径比a的小，最高正价为＋3价，则为Al元素，e的最高正价为＋6价，原子半径比N元素的大，则为S元素，f为Cl元素。a为Na元素，b为Al元素，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，金属性：Na>Al，A正确；e为S元素，f为Cl元素，同周期主族元素从左到右，非金属性逐渐增强，元素非金属性越强，简单氢化物越稳定，简单氢化物稳定性：HCl>H2S，B错误；c为C元素，d为N元素，同周期主族元素从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：N>C，元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，酸性：HNO3>H2CO3，C错误；a为Na元素，与氧气反应可生成Na2O2，Na2O2是离子化合物，且含有O—O共价键，D错误。
√
考点二 共价键、杂化类型及微粒的空间结构
√
2.(2025·黑吉辽蒙卷)Cl2O可用于水的杀菌消毒，遇水发生反应：Cl2O＋H2O===2HClO。下列说法正确的是( )
A．反应中各分子的σ键均为p-p σ键
B．反应中各分子的VSEPR模型均为四面体形
C．Cl—O键长小于H—O键长
D．HClO分子中Cl的价电子层有2个孤电子对
√
3．(2025·广东卷)镍形成如下图所示的配合物。镍易进入有机相的原因有_____。
A．镍与N、O形成配位键
B．配位时Ni2+被还原
C．配合物与水能形成分子间氢键
D．烷基链具有疏水性
AD
4．(2025·山东卷)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮肥。
(1)尿素分子中，C原子采取的轨道杂化方式为________。
(2)八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与Fe3+配位的原子是______(填元素符号)。
sp2
O
5．(2023·广东卷)关于下列反应的说法中，不正确的有________(填字母)。
CD
1．共价键的分类
分类标准 成键类型
依据共用电子对是否偏移 极性共价键：不同种原子间形成的共价键
非极性共价键：同种原子间形成的共价键
依据成键方式 σ键：电子云呈轴对称(“头碰头”，如 s-s σ键、s-p σ键、p-p σ键)
π键：电子云分布的界面通过键轴的一个平面为镜面对称(“肩并肩”，如p-p π键)
分类标准 成键类型
依据共用电子对数 单键：都是σ键
双键：一个σ键、一个π键
三键：一个σ键、两个π键
依据电子对→空轨道 配位键：
(2)根据有机化合物的成键特点判断。
(3)根据微粒空间结构判断。
微粒空间结构 四面体形 三角锥形 平面形 V(角)形 直线形
杂化方式 sp3 sp3 sp2 sp3或sp2 sp
3.常见微粒的VSEPR模型和空间结构
常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 中心原子上的孤电子对数 微粒的空间结构
CH4 ________ ________ ________ ________
H2O ________ ________ ________ ________
NH3 ________ ________ ________ ________
sp3
正四面体形
四面体形
四面体形
正四面体形
三角锥形
V形
sp3
sp3
0
2
1
常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 中心原子上的孤电子对数 微粒的空间结构
________ ________ ________ ________
BF3 ________ ________ ________ ________
SO2 ________ ________ ________ ________
CO2 ________ ________ ________ ________
sp3
正四面体形
0
正四面体形
sp2
平面三角形
0
平面三角形
sp2
平面三角形
1
V形
sp
直线形
0
直线形
③杂化类型和孤电子对数均相同：
a．中心原子的电负性越大，键角越大，如键角：NH3>PH3>AsH3。解释：N、P、As电负性依次减小，中心原子的电负性越大，σ键电子对越靠近中心原子，σ键电子对排斥力增大，键角增大。
b．配位原子的电负性越大，键角越小，如键角：NF3√
2．从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列实例与解释不符的是( )
√
选项 实例 解释
A 原子光谱是不连续的线状谱线 原子的能级是量子化的
B CO2、CH2O、CCl4键角依次减小 孤电子对与成键电子对的斥力大于成键电子对之间的斥力
C CsCl晶体中Cs＋与8个Cl－配位，而NaCl晶体中Na＋与6个Cl－配位 Cs＋比Na＋的半径大
D 逐个断开CH4中的C—H，每步所需能量不同 各步中的C—H所处化学环境不同
解析：原子光谱是不连续的线状谱线，说明原子的能级是不连续的，即原子的能级是量子化的，A不符合题意；CO2中心C原子为sp杂化，键角为180°，CH2O中心C原子为sp2杂化，键角约为120°，CCl4中心C原子为sp3杂化，键角为109°28′，三种物质中心C原子都没有孤电子对，三者键角大小与孤电子对无关，B符合题意；离子晶体的配位数取决于阴、阳离子半径的相对大小，离子半径比越大，配位数越大，Cs＋周围最多能吸引8个Cl－，Na＋周围最多能吸引6个Cl－，说明Cs＋比Na＋半径大，C不符合题意；断开第一个键时，碳原子周围的共用电子对较多，原子核对共用电子对的吸引力较弱，需要能量较小，断开C—H越多，碳原子周围共用电子对越少，原子核对共用电子对的吸引力越大，需要的能量变大，所以各步中的C—H所处化学环境不同，每步所需能量不同，D不符合题意。
3．铬可以形成CrCl3·xNH3(x＝3、4、5、6)等一系列配位数为6的配合物。
(1)NH3分子的VSEPR模型是__________。
(2)键角：NH3______PH3(填“>”“<”或“＝”)。
解析：因N、P在同一主族且N的原子半径小于P的，NH3原子核间斥力大，所以键角：NH3＞PH3。
四面体形
＞
(3)NF3不易与Cr3+形成配离子，原因是________________________________
_______________________________________________________________________________。
解析：NF3不易与Cr3+形成配离子，原因是F的电负性比N的大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对孤电子对的吸引能力增强，难以形成配位键。
F的电负性比N的大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对孤电子对的吸引能力增强，难以形成配位键
sp3
＜
—NH2有孤电子对，孤电子对对σ键电子对的排斥力大，键角变小
考点三 分子间作用力、化学键与物质性质的关系
√
1．(2025·广东卷)由结构不能推测出对应性质的是( )
选项 结构 性质
A SO3的VSEPR模型为平面三角形 SO3具有氧化性
B 钾和钠的原子结构不同，电子跃迁时能量变化不同 钾和钠的焰色不同
C 乙烯和乙炔分子均含有π键 两者均可发生加聚反应
D 石墨层中未参与杂化的p轨道中的电子，可在整个碳原子平面中运动 石墨具有类似金属的导电性
√
3．(2024·全国甲卷)早在青铜器时代，人类就认识了锡。锡的卤化物熔点数据见下表，结合变化规律说明原因：________________________________
_________________________________________________________________________________________________________________________________。
物质 SnF4 SnCl4 SnBr4 SnI4
熔点/℃ 442 －34 29 143
SnF4属于离子晶体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，分子晶体的相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高
解析：根据表中数据可知，SnF4的熔点远高于其他三种物质，故SnF4属于离子晶体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，SnCl4、SnBr4、SnI4三种物质的相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强，熔点依次升高。
4．(2024·浙江6月选考)化合物HA、HB、HC和HD的结构如下图所示。
(1)HA、HB和HC中羟基与水均可形成氢键(—O—H…OH2)，按照氢键由强到弱对三种酸排序：_________________，请说明理由：_______________
_________________________________________________________________________________________________________________________________。
HC>HB>HA
O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C===O>C===S>C===Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，羟基与H2O形成的氢键逐渐增强
解析：O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C===O>C===S>C===Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，羟基与水形成的氢键由强到弱的顺序为HC>HB>HA。
(2)已知HC、HD钠盐的碱性：NaC>NaD，请从结构角度说明理由：____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
解析：HC、HD钠盐的碱性：NaC>NaD，说明酸性：HCHC，水解能力：C－>D－，钠盐的碱性：NaC>NaD。
S的原子半径大于O的原子半径，S—H的键能小于O—H的键能，同时HC可形成分子间氢键，使得HD比HC更易电离出H＋，酸性：HD>HC，水解能力：C－>D－
1．分子的性质
(1)分子结构与分子极性的关系。
(2)溶解性。
①“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。
②随着溶质分子中憎水基个数的增加，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水能以任意比例互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
2．氢键及其对物质性质的影响
氢键不是化学键，氢键的作用力要大于范德华力。
氢键对物理性质的影响：
(1)分子间氢键使物质沸点升高，如沸点：NH3>PH3。
(2)分子间氢键使物质易溶于水，如NH3、C2H5OH等易溶于水。
(3)解释一些特殊现象，如水结冰体积膨胀。
3．晶体的一般物质类别
晶体类型 物质类别
分子晶体 部分非金属单质、稀有气体、所有非金属氢化物、几乎所有的酸、部分非金属氧化物、绝大多数有机化合物(有机盐除外)
共价晶体 某些单质(如金刚石、硅、晶体硼、锗、灰锡等)、某些非金属化合物(如SiC、SiO2、Si3N4等)
金属晶体 金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜等)
离子晶体 金属氧化物(如K2O、Na2O等)、强碱(如KOH、NaOH等)、绝大部分盐(如NaCl等)
混合型晶体 石墨等
4.晶体熔、沸点的比较
一般情况下，共价晶体>离子晶体>分子晶体，如熔、沸点：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如熔、沸点：Na>Cl2。
晶体类型 熔、沸点比较规律
共价晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：金刚石>石英>晶体硅
离子晶体 一般来说，阴、阳离子所带的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl
金属
晶体 金属原子(或金属阳离子)半径越小，价电子数(或所带电荷数)越多，其形成的金属键越强，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：Al>Mg>Na
分子
晶体 (1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常得高。例如，熔、沸点：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。例如，熔、沸点：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，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：CO＞N2
(4)在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低。例如，熔、沸点：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷
√
2．(2025·河北卷)化学研究应当注重宏观与微观相结合。下列宏观现象与微观解释不符的是( )
√
选项 宏观现象 微观解释
A 氮气稳定存在于自然界中 氮分子中存在氮氮三键，断开该共价键需要较多的能量
B 苯不能使溴的CCl4溶液褪色 苯分子中碳原子形成了稳定的大π键
C 天然水晶呈现多面体外形 原子在三维空间里呈周期性有序排列
D 氯化钠晶体熔点高于氯化铝晶体 离子晶体中离子所带电荷数越少，离子半径越大，离子晶体熔点越低
解析：N2分子中存在氮氮三键，该共价键的键能较大，断键需要较多能量，所以常温下N2很难与其他物质反应，可稳定存在于自然界中，A正确；苯分子中不存在单双键交替的结构，而是形成了稳定的大π键，所以不能与溴发生加成反应而使溴的CCl4溶液褪色，B正确；天然水晶为SiO2晶体，为共价晶体，由Si原子和O原子通过共价键在三维空间里周期性有序排列而成，呈现规则的多面体外形，C正确；NaCl属于离子晶体，微粒间作用力为离子键，而AlCl3属于分子晶体，相邻分子间只存在范德华力，故AlCl3晶体熔点低于NaCl晶体，D错误。
氧氧键中氧的半径比较小，所以负电荷的密度比较大，对相应成键电子对的斥力大，氧氧键的键能小，更易断裂，(b)不稳定(答案合理即可)
解析：氧的半径比硫小，负电荷的密度更大，对相应成键电子对的斥力大，所以(b)中氧氧键键能比(a)中硫硫键小，更易断裂，(b)不稳定，故Na2S2O3不能被I2氧化成(b)结构。
4．生活中若将医用酒精与“84”消毒液混合使用可能会产生氯仿(分子式为CHCl3)，进而继续被氧化为光气(COCl2，一种有毒气体)。
(1)CH3CH2OH能与H2O以任意比例互溶的原因有______________________
______________、____________________________________。
(2)COCl2分子中C===O的键长________(填“＞”或“＜”)C—Cl的键长。
CH3CH2OH与H2O均为极性分子
CH3CH2OH与H2O分子间能形成氢键
<
考点四 晶体结构分析及相关计算
√
√
3∶1∶1
12
4．(2025·云南卷)一种锑锰(Mn3Sb)合金的立方晶胞结构如下图。
(1)该晶胞中，每个Sb周围与它最近且相等距离的Mn有________个。
12
(2)NA为阿伏加德罗常数的值，晶胞边长为a nm，则晶体的密度为____________g·cm-3(列出计算式即可)。
5．(2025·山东卷)α-Fe可用作合成氨催化剂，其体心立方晶胞如下图所示(晶胞边长为a pm)。
(1)α-Fe晶胞中Fe原子的半径为________pm。
(2)研究发现，α-Fe晶胞中阴影所示m、n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有Fe原子个数越多，催化活性越低。m、n截面中，催化活性较低的是________，该截面单位面积含有的Fe原子为________个·pm-2。
n
1．晶胞中粒子的数目
(1)计算方法。
(2)常见晶胞的结构及含有的粒子数目。
A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)
B．干冰(含4个CO2)
C．CaF2(含4个Ca2+，8个F－)
D．金刚石(含8个C)
E．体心立方(含2个粒子)
F．面心立方(含4个粒子)
[注意] 计算时要将单位统一转换成cm(因密度的单位是g/cm3)，1 pm＝10-10 cm、1 nm＝10-7 cm。
(2)计算晶体中微粒间距离的方法。
[注意] 立方体晶胞中微粒间的距离关系：
3．原子分数坐标、投影(视图)的相关分析
(1)构建晶胞的立体模型。
简单立方堆积的晶胞中8个顶点的微粒完全一致，可任意选择一个原子为坐标原点。以立方体三条棱的延长线构建坐标轴，以晶胞边长为1个单位长度，可得如图所示的坐标系。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标。
(2)典型晶胞结构模型的原子分数坐标与投影图。
[注意] 上面结构中的原子也可以换为不同的原子，但在投影图中的位置不变。
√
√
解析：根据题图可知，CeO2晶胞中，每个Ce4+周围与其最近的Ce4+的个数为12。
12
(2)CeO2晶体的密度为__________________g·cm-3(写出表达式)。
(3)若掺杂Y2O3后得到n(CeO2)∶n(Y2O3)＝3∶1的晶体，则此晶体中O2-的空缺率为________。
10%
4．(2025·广州三校联考)(1)氧化锌晶体的一种晶胞是如图甲所示的立方晶胞，其中与Zn原子距离最近的O原子数目有________个，请在图乙中画出该晶胞沿y轴方向的平面投影图。
解析：由晶胞结构可知，位于体内的氧原子与4个锌原子的距离最近，由化学式可知，与锌原子距离最近的氧原子个数为4；该晶胞沿y轴方向的平面投影图中，位于顶点和面心的锌原子投影到正方形的顶点、面心和棱上，位于体内的氧原子投影到对角线上。
4
答案：
(2)Zn2+能形成多种配离子，已知Zn2+形成的一种配离子[Zn(NH3)2(H2O)2]2+只有一种空间结构，则[Zn(NH3)4]2+的空间结构为____________。
解析：由配离子[Zn(NH3)2(H2O)2]2+只有一种空间结构可知，[Zn(NH3)4]2+为正四面体形结构。
正四面体形
5．锰和镓形成的金属互化物的立方晶胞如下图所示。
(1)若将晶胞中体心的Ga原子作为晶胞的一个顶点，则距该Ga原子最近的Ga原子在新晶胞中的位置为________(填字母)。
A．面心 B．体心 C．顶点 D．棱心
A
(2)晶胞中，相邻Mn原子构成的正四面体空隙完全由镍原子填充，可用于制备碳基金属催化剂。1号Mn原子坐标参数为(1，1，1)，则填充在1、2、3、4号Mn构成的四面体空隙中心的镍原子的坐标参数为____________；晶胞参数为a nm，则填充镍后的晶胞的密度ρ＝________________g·cm-3(用含NA、a的代数式表示)。
专题五 物质结构基础
考点一 原子结构与元素周期律
1．(1)(2025·广东卷)基态Ti原子的价层电子排布式为________。
(2)(2025·山东卷)在元素周期表中，Fe位于第________周期________族。基态Fe原子与基态Fe3+未成对电子数之比为________。
3d24s2
四
Ⅷ
4∶5
√
3．(2025·广东卷)元素a～i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如右图。下列说法正确的是( )
A．a和g同主族
B．金属性：g>h>i
C．原子半径：e>d>c
D．最简单氢化物沸点：b>c
√
解析：同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族和第ⅤA族比相邻元素的第一电离能大，由题图可知，c、h的第一电离能均大于其相邻同周期元素，又f和g的第一电离能相差最大，可以推断a～i分别是B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。a是B，g是Na，二者为不同主族元素，A错误；g、h、i分别是Na、Mg、Al，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，故金属性：Na＞Mg＞Al，B正确；c、d、e分别是N、O、F，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，故原子半径：N>O>F，C错误；b为C，c为N，NH3分子间存在氢键，沸点高，故沸点：NH3>CH4，D错误。
4.(2025·四川卷)由原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W组成的化合物，其结构如右图所示。X的核外电子数与电子层数相同，Y、W同族，Z的价层电子数等于X与Y的价层电子数之和。下列说法正确的是( )
A．原子半径：Z>Y>X
B．电负性：Z>Y>W
C．简单氢化物的沸点：Y
√
解析：原子序数依次增大的短周期主族元素X、Y、Z、W，X的核外电子数与电子层数相同，X可以形成一条共价键，故X为H；Y可以形成两条共价键，则为ⅥA族元素，Y、W同族，故Y为O，W为S；Z的价层电子数等于X与Y的价层电子数之和(1＋6＝7)，Z为ⅦA族元素，且原子序数小于S，故Z为F。H的原子半径最小，同周期主族元素从左至右，原子半径逐渐减小，故原子半径：O>F>H，A错误；同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故电负性：F>O>S，B正确；H2O分子之间可以形成氢键使沸点升高，而H2S无分子间氢键，故沸点：H2O>H2S，C错误；同周期元素从左至右，第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族元素的第一电离能比同周期相邻元素高，故第一电离能：N>O、F>O，D错误。
1．能层(电子层)与能级
(1)能层与能级的数量关系。
①一至七能层的符号分别为K、L、M、N、O、P、Q，各能层容纳的最多电子数为2n2。
②s、p、d、f能级中原子轨道数分别是1、3、5、7，最多容纳的电子数分别为2、6、10、14。
(2)能层与能级的能量关系。
2．基态原子的核外电子排布
能量最低
原理 在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低
泡利原理
(也称泡利
不相容原理) 在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，它们的自旋相反(自旋状态不同)
洪特规则 基态原子中，填入简并轨道(能量相同的原子轨道)的电子总是先单独分占，且自旋平行(自旋状态相同)
3.元素周期表与元素周期律
(1)元素周期表的结构和分区。
(2)“位”“构”“性”认知模型。
(3)深刻理解元素周期律。
项目 同周期(左→右)(0族除外) 同主族(上→下)
原
子
结
构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相同 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大
项目 同周期(左→右)(0族除外) 同主族(上→下)
元
素
性
质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)；最低负化合价＝主族序数－8 相同；
最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
金属性和
非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
离子的氧化性和还原性 阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱 阳离子的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强
项目 同周期(左→右)(0族除外) 同主族(上→下)
元
素
性
质 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
元素的第一电离能 呈增大趋势(第ⅡA、ⅤA族突增) 逐渐减小
元素的电负性 逐渐增大 逐渐减小
4.电离能和电负性的重要应用
(1)电离能的重要应用。
①根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布，如Li：I1 I2
(2)电负性的重要应用。
√
解析：同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，原子半径：S＞N＞O，故A错误；H2O和NH3都能形成分子间氢键，但是H2O分子形成的分子间氢键更多，而H2S不能形成分子间氢键，故沸点：H2O＞NH3＞H2S，故C错误；金属元素的电负性一般小于非金属元素的，同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性：χ(Fe)＜χ(N)＜χ(O)，故D错误。
√
解析：X、Y、Z、W、R为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的简单氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，因此Y为N；W的第一电离能大于Y(N)的，因此W为F，则Z为O；X、Z的基态原子的未成对电子数相等，因此X为C；Z与R同主族，因此R为S。同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故电负性：O>S，A选项错误。H2O分子间存在氢键，故沸点最高，H2S和CH4都存在范德华力，且H2S的相对分子质量更大，因此沸点更高，故最简单氢化物的沸点：H2O>H2S>CH4，B选项正确。
3．(2025·广东8月联考)已知a、b、c、d、e、f为短周期主族元素，它们的最高正价与原子半径关系如下图所示，其中c的原子序数最小。下列说法正确的是( )
A．金属性：a>b
B．简单氢化物稳定性：e>f
C．最高价氧化物对应水化物的酸性：c>d
D．a和氧气反应的产物是离子化合物，不可能含有共价键
√
解析：已知a、b、c、d、e、f为短周期主族元素且c的原子序数最小，由题图可知，c的最高正价为＋4价，则为C元素，d的最高正价为＋5价，原子半径比c的小，则为N元素，a的最高正价为＋1价，且原子半径最大，则为Na元素，b的原子半径比a的小，最高正价为＋3价，则为Al元素，e的最高正价为＋6价，原子半径比N元素的大，则为S元素，f为Cl元素。a为Na元素，b为Al元素，同周期主族元素从左到右，金属性逐渐减弱，金属性：Na>Al，A正确；e为S元素，f为Cl元素，同周期主族元素从左到右，非金属性逐渐增强，元素非金属性越强，简单氢化物越稳定，简单氢化物稳定性：HCl>H2S，B错误；c为C元素，d为N元素，同周期主族元素从左到右，非金属性逐渐增强，非金属性：N>C，元素非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，酸性：HNO3>H2CO3，C错误；a为Na元素，与氧气反应可生成Na2O2，Na2O2是离子化合物，且含有O—O共价键，D错误。
√
考点二 共价键、杂化类型及微粒的空间结构
√
2.(2025·黑吉辽蒙卷)Cl2O可用于水的杀菌消毒，遇水发生反应：Cl2O＋H2O===2HClO。下列说法正确的是( )
A．反应中各分子的σ键均为p-p σ键
B．反应中各分子的VSEPR模型均为四面体形
C．Cl—O键长小于H—O键长
D．HClO分子中Cl的价电子层有2个孤电子对
√
3．(2025·广东卷)镍形成如下图所示的配合物。镍易进入有机相的原因有_____。
A．镍与N、O形成配位键
B．配位时Ni2+被还原
C．配合物与水能形成分子间氢键
D．烷基链具有疏水性
AD
4．(2025·山东卷)尿素分子(H2NCONH2)与Fe3+形成配离子的硝酸盐[Fe(H2NCONH2)6](NO3)3俗称尿素铁，既可作铁肥，又可作缓释氮肥。
(1)尿素分子中，C原子采取的轨道杂化方式为________。
(2)八面体配离子[Fe(H2NCONH2)6]3+中Fe3+的配位数为6，碳氮键的键长均相等，则与Fe3+配位的原子是______(填元素符号)。
sp2
O
5．(2023·广东卷)关于下列反应的说法中，不正确的有________(填字母)。
CD
1．共价键的分类
分类标准 成键类型
依据共用电子对是否偏移 极性共价键：不同种原子间形成的共价键
非极性共价键：同种原子间形成的共价键
依据成键方式 σ键：电子云呈轴对称(“头碰头”，如 s-s σ键、s-p σ键、p-p σ键)
π键：电子云分布的界面通过键轴的一个平面为镜面对称(“肩并肩”，如p-p π键)
分类标准 成键类型
依据共用电子对数 单键：都是σ键
双键：一个σ键、一个π键
三键：一个σ键、两个π键
依据电子对→空轨道 配位键：
(2)根据有机化合物的成键特点判断。
(3)根据微粒空间结构判断。
微粒空间结构 四面体形 三角锥形 平面形 V(角)形 直线形
杂化方式 sp3 sp3 sp2 sp3或sp2 sp
3.常见微粒的VSEPR模型和空间结构
常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 中心原子上的孤电子对数 微粒的空间结构
CH4 ________ ________ ________ ________
H2O ________ ________ ________ ________
NH3 ________ ________ ________ ________
sp3
正四面体形
四面体形
四面体形
正四面体形
三角锥形
V形
sp3
sp3
0
2
1
常见微粒 中心原子的杂化方式 VSEPR模型 中心原子上的孤电子对数 微粒的空间结构
________ ________ ________ ________
BF3 ________ ________ ________ ________
SO2 ________ ________ ________ ________
CO2 ________ ________ ________ ________
sp3
正四面体形
0
正四面体形
sp2
平面三角形
0
平面三角形
sp2
平面三角形
1
V形
sp
直线形
0
直线形
③杂化类型和孤电子对数均相同：
a．中心原子的电负性越大，键角越大，如键角：NH3>PH3>AsH3。解释：N、P、As电负性依次减小，中心原子的电负性越大，σ键电子对越靠近中心原子，σ键电子对排斥力增大，键角增大。
b．配位原子的电负性越大，键角越小，如键角：NF3
2．从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列实例与解释不符的是( )
√
选项 实例 解释
A 原子光谱是不连续的线状谱线 原子的能级是量子化的
B CO2、CH2O、CCl4键角依次减小 孤电子对与成键电子对的斥力大于成键电子对之间的斥力
C CsCl晶体中Cs＋与8个Cl－配位，而NaCl晶体中Na＋与6个Cl－配位 Cs＋比Na＋的半径大
D 逐个断开CH4中的C—H，每步所需能量不同 各步中的C—H所处化学环境不同
解析：原子光谱是不连续的线状谱线，说明原子的能级是不连续的，即原子的能级是量子化的，A不符合题意；CO2中心C原子为sp杂化，键角为180°，CH2O中心C原子为sp2杂化，键角约为120°，CCl4中心C原子为sp3杂化，键角为109°28′，三种物质中心C原子都没有孤电子对，三者键角大小与孤电子对无关，B符合题意；离子晶体的配位数取决于阴、阳离子半径的相对大小，离子半径比越大，配位数越大，Cs＋周围最多能吸引8个Cl－，Na＋周围最多能吸引6个Cl－，说明Cs＋比Na＋半径大，C不符合题意；断开第一个键时，碳原子周围的共用电子对较多，原子核对共用电子对的吸引力较弱，需要能量较小，断开C—H越多，碳原子周围共用电子对越少，原子核对共用电子对的吸引力越大，需要的能量变大，所以各步中的C—H所处化学环境不同，每步所需能量不同，D不符合题意。
3．铬可以形成CrCl3·xNH3(x＝3、4、5、6)等一系列配位数为6的配合物。
(1)NH3分子的VSEPR模型是__________。
(2)键角：NH3______PH3(填“>”“<”或“＝”)。
解析：因N、P在同一主族且N的原子半径小于P的，NH3原子核间斥力大，所以键角：NH3＞PH3。
四面体形
＞
(3)NF3不易与Cr3+形成配离子，原因是________________________________
_______________________________________________________________________________。
解析：NF3不易与Cr3+形成配离子，原因是F的电负性比N的大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对孤电子对的吸引能力增强，难以形成配位键。
F的电负性比N的大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对孤电子对的吸引能力增强，难以形成配位键
sp3
＜
—NH2有孤电子对，孤电子对对σ键电子对的排斥力大，键角变小
考点三 分子间作用力、化学键与物质性质的关系
√
1．(2025·广东卷)由结构不能推测出对应性质的是( )
选项 结构 性质
A SO3的VSEPR模型为平面三角形 SO3具有氧化性
B 钾和钠的原子结构不同，电子跃迁时能量变化不同 钾和钠的焰色不同
C 乙烯和乙炔分子均含有π键 两者均可发生加聚反应
D 石墨层中未参与杂化的p轨道中的电子，可在整个碳原子平面中运动 石墨具有类似金属的导电性
√
3．(2024·全国甲卷)早在青铜器时代，人类就认识了锡。锡的卤化物熔点数据见下表，结合变化规律说明原因：________________________________
_________________________________________________________________________________________________________________________________。
物质 SnF4 SnCl4 SnBr4 SnI4
熔点/℃ 442 －34 29 143
SnF4属于离子晶体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，分子晶体的相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高
解析：根据表中数据可知，SnF4的熔点远高于其他三种物质，故SnF4属于离子晶体，SnCl4、SnBr4、SnI4属于分子晶体，离子晶体的熔点比分子晶体的高，SnCl4、SnBr4、SnI4三种物质的相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强，熔点依次升高。
4．(2024·浙江6月选考)化合物HA、HB、HC和HD的结构如下图所示。
(1)HA、HB和HC中羟基与水均可形成氢键(—O—H…OH2)，按照氢键由强到弱对三种酸排序：_________________，请说明理由：_______________
_________________________________________________________________________________________________________________________________。
HC>HB>HA
O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C===O>C===S>C===Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，羟基与H2O形成的氢键逐渐增强
解析：O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C===O>C===S>C===Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，羟基与水形成的氢键由强到弱的顺序为HC>HB>HA。
(2)已知HC、HD钠盐的碱性：NaC>NaD，请从结构角度说明理由：____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
解析：HC、HD钠盐的碱性：NaC>NaD，说明酸性：HC
S的原子半径大于O的原子半径，S—H的键能小于O—H的键能，同时HC可形成分子间氢键，使得HD比HC更易电离出H＋，酸性：HD>HC，水解能力：C－>D－
1．分子的性质
(1)分子结构与分子极性的关系。
(2)溶解性。
①“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。
②随着溶质分子中憎水基个数的增加，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水能以任意比例互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
2．氢键及其对物质性质的影响
氢键不是化学键，氢键的作用力要大于范德华力。
氢键对物理性质的影响：
(1)分子间氢键使物质沸点升高，如沸点：NH3>PH3。
(2)分子间氢键使物质易溶于水，如NH3、C2H5OH等易溶于水。
(3)解释一些特殊现象，如水结冰体积膨胀。
3．晶体的一般物质类别
晶体类型 物质类别
分子晶体 部分非金属单质、稀有气体、所有非金属氢化物、几乎所有的酸、部分非金属氧化物、绝大多数有机化合物(有机盐除外)
共价晶体 某些单质(如金刚石、硅、晶体硼、锗、灰锡等)、某些非金属化合物(如SiC、SiO2、Si3N4等)
金属晶体 金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜等)
离子晶体 金属氧化物(如K2O、Na2O等)、强碱(如KOH、NaOH等)、绝大部分盐(如NaCl等)
混合型晶体 石墨等
4.晶体熔、沸点的比较
一般情况下，共价晶体>离子晶体>分子晶体，如熔、沸点：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如熔、沸点：Na>Cl2。
晶体类型 熔、沸点比较规律
共价晶体 原子半径越小，键长越短，键能越大，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：金刚石>石英>晶体硅
离子晶体 一般来说，阴、阳离子所带的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl
金属
晶体 金属原子(或金属阳离子)半径越小，价电子数(或所带电荷数)越多，其形成的金属键越强，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：Al>Mg>Na
分子
晶体 (1)分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常得高。例如，熔、沸点：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。例如，熔、沸点：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，熔、沸点越高。例如，熔、沸点：CO＞N2
(4)在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低。例如，熔、沸点：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷
√
2．(2025·河北卷)化学研究应当注重宏观与微观相结合。下列宏观现象与微观解释不符的是( )
√
选项 宏观现象 微观解释
A 氮气稳定存在于自然界中 氮分子中存在氮氮三键，断开该共价键需要较多的能量
B 苯不能使溴的CCl4溶液褪色 苯分子中碳原子形成了稳定的大π键
C 天然水晶呈现多面体外形 原子在三维空间里呈周期性有序排列
D 氯化钠晶体熔点高于氯化铝晶体 离子晶体中离子所带电荷数越少，离子半径越大，离子晶体熔点越低
解析：N2分子中存在氮氮三键，该共价键的键能较大，断键需要较多能量，所以常温下N2很难与其他物质反应，可稳定存在于自然界中，A正确；苯分子中不存在单双键交替的结构，而是形成了稳定的大π键，所以不能与溴发生加成反应而使溴的CCl4溶液褪色，B正确；天然水晶为SiO2晶体，为共价晶体，由Si原子和O原子通过共价键在三维空间里周期性有序排列而成，呈现规则的多面体外形，C正确；NaCl属于离子晶体，微粒间作用力为离子键，而AlCl3属于分子晶体，相邻分子间只存在范德华力，故AlCl3晶体熔点低于NaCl晶体，D错误。
氧氧键中氧的半径比较小，所以负电荷的密度比较大，对相应成键电子对的斥力大，氧氧键的键能小，更易断裂，(b)不稳定(答案合理即可)
解析：氧的半径比硫小，负电荷的密度更大，对相应成键电子对的斥力大，所以(b)中氧氧键键能比(a)中硫硫键小，更易断裂，(b)不稳定，故Na2S2O3不能被I2氧化成(b)结构。
4．生活中若将医用酒精与“84”消毒液混合使用可能会产生氯仿(分子式为CHCl3)，进而继续被氧化为光气(COCl2，一种有毒气体)。
(1)CH3CH2OH能与H2O以任意比例互溶的原因有______________________
______________、____________________________________。
(2)COCl2分子中C===O的键长________(填“＞”或“＜”)C—Cl的键长。
CH3CH2OH与H2O均为极性分子
CH3CH2OH与H2O分子间能形成氢键
<
考点四 晶体结构分析及相关计算
√
√
3∶1∶1
12
4．(2025·云南卷)一种锑锰(Mn3Sb)合金的立方晶胞结构如下图。
(1)该晶胞中，每个Sb周围与它最近且相等距离的Mn有________个。
12
(2)NA为阿伏加德罗常数的值，晶胞边长为a nm，则晶体的密度为____________g·cm-3(列出计算式即可)。
5．(2025·山东卷)α-Fe可用作合成氨催化剂，其体心立方晶胞如下图所示(晶胞边长为a pm)。
(1)α-Fe晶胞中Fe原子的半径为________pm。
(2)研究发现，α-Fe晶胞中阴影所示m、n两个截面的催化活性不同，截面单位面积含有Fe原子个数越多，催化活性越低。m、n截面中，催化活性较低的是________，该截面单位面积含有的Fe原子为________个·pm-2。
n
1．晶胞中粒子的数目
(1)计算方法。
(2)常见晶胞的结构及含有的粒子数目。
A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)
B．干冰(含4个CO2)
C．CaF2(含4个Ca2+，8个F－)
D．金刚石(含8个C)
E．体心立方(含2个粒子)
F．面心立方(含4个粒子)
[注意] 计算时要将单位统一转换成cm(因密度的单位是g/cm3)，1 pm＝10-10 cm、1 nm＝10-7 cm。
(2)计算晶体中微粒间距离的方法。
[注意] 立方体晶胞中微粒间的距离关系：
3．原子分数坐标、投影(视图)的相关分析
(1)构建晶胞的立体模型。
简单立方堆积的晶胞中8个顶点的微粒完全一致，可任意选择一个原子为坐标原点。以立方体三条棱的延长线构建坐标轴，以晶胞边长为1个单位长度，可得如图所示的坐标系。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子分数坐标。
(2)典型晶胞结构模型的原子分数坐标与投影图。
[注意] 上面结构中的原子也可以换为不同的原子，但在投影图中的位置不变。
√
√
解析：根据题图可知，CeO2晶胞中，每个Ce4+周围与其最近的Ce4+的个数为12。
12
(2)CeO2晶体的密度为__________________g·cm-3(写出表达式)。
(3)若掺杂Y2O3后得到n(CeO2)∶n(Y2O3)＝3∶1的晶体，则此晶体中O2-的空缺率为________。
10%
4．(2025·广州三校联考)(1)氧化锌晶体的一种晶胞是如图甲所示的立方晶胞，其中与Zn原子距离最近的O原子数目有________个，请在图乙中画出该晶胞沿y轴方向的平面投影图。
解析：由晶胞结构可知，位于体内的氧原子与4个锌原子的距离最近，由化学式可知，与锌原子距离最近的氧原子个数为4；该晶胞沿y轴方向的平面投影图中，位于顶点和面心的锌原子投影到正方形的顶点、面心和棱上，位于体内的氧原子投影到对角线上。
4
答案：
(2)Zn2+能形成多种配离子，已知Zn2+形成的一种配离子[Zn(NH3)2(H2O)2]2+只有一种空间结构，则[Zn(NH3)4]2+的空间结构为____________。
解析：由配离子[Zn(NH3)2(H2O)2]2+只有一种空间结构可知，[Zn(NH3)4]2+为正四面体形结构。
正四面体形
5．锰和镓形成的金属互化物的立方晶胞如下图所示。
(1)若将晶胞中体心的Ga原子作为晶胞的一个顶点，则距该Ga原子最近的Ga原子在新晶胞中的位置为________(填字母)。
A．面心 B．体心 C．顶点 D．棱心
A
(2)晶胞中，相邻Mn原子构成的正四面体空隙完全由镍原子填充，可用于制备碳基金属催化剂。1号Mn原子坐标参数为(1，1，1)，则填充在1、2、3、4号Mn构成的四面体空隙中心的镍原子的坐标参数为____________；晶胞参数为a nm，则填充镍后的晶胞的密度ρ＝________________g·cm-3(用含NA、a的代数式表示)。
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