考向突破一 以某种元素及化合物为载体的综合题
1.题型特点
以一种已知的元素立题，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
(1)提高审题能力，圈画出题干中的关键词语，一定要看清楚题干的要求。
(2)熟记第四周期元素在周期表中的信息，通过原子结构推断或解释元素的性质。
(3)熟记成键原理，突破价层电子对数与杂化轨道，价层电子对数与分子、离子的立体构型。
(4)计算题，看清楚题干中各物理量的单位，先统一单位再计算。熟记面心立方最密堆积、六方最密堆积、简单立方堆积、体心立方堆积中金属元素的配位数分别为12、12、6、8。
(5)注意语言描述的准确性和逻辑性。
1.碳元素不仅能形成丰富多彩的有机化合物，而且还能形成多种无机化合物，同时自身可以形成多种单质，碳及其化合物的用途广泛。
(1)C60分子能与F2发生加成反应，其加成产物为____________，C60分子的晶体中，在晶胞的顶点和面心均含有一个C60分子，则一个C60晶胞的质量为______________。
(2)干冰和冰是两种常见的分子晶体，下列关于两种晶体的比较中正确的是______(填字母)。
a.晶体的密度：干冰>冰
b.晶体的熔点：干冰>冰
c.晶体中的空间利用率：干冰>冰
d.晶体中分子间相互作用力类型相同
(3)金刚石和石墨是碳元素形成的两种常见单质，下列关于这两种单质的叙述中正确的是__________(填字母)。
a.金刚石中碳原子的杂化类型为sp3杂化，石墨中碳原子的杂化类型为sp2杂化
b.晶体中共价键的键长：金刚石中C—C键<石墨中C—C键
c.晶体的熔点：金刚石>石墨
d.晶体中共价键的键角：金刚石>石墨
e.金刚石晶体中只存在共价键，石墨晶体中则存在共价键、金属键和范德华力
f.金刚石和石墨的熔点都很高，所以金刚石和石墨都是原子晶体
(4)金刚石晶胞结构如图，立方BN结构与金刚石相似，在BN晶体中，B原子周围最近的N原子所构成的立体图形为______，B原子与N原子之间共价键与配位键的数目比为________，一个晶胞中N原子数目为________。
(5)C与孔雀石共热可以得到金属铜，铜原子的原子结构示意图为________，金属铜采用面心立方最密堆积(在晶胞的顶点和面心均含有一个Cu原子)，则Cu的晶体中Cu原子的配位数为________。已知Cu单质的晶体密度为ρ g·cm－3，Cu的相对原子质量为M，阿伏加德罗常数为NA，则Cu的原子半径为________。
答案 (1)C60F60 g
(2)ac
(3)ae
(4)正四面体 3∶1 4
(5) 12 × cm
解析 (1)C60中每个碳原子的连接方式为，所以一个C60中共有双键0.5×60＝30个，则与F2加成的产物应为C60F60；C60为面心立方最密堆积，则m·NA＝4×12×60 g·mol－1，m＝ g。
(2)在冰中存在氢键，空间利用率较低，密度较小，a、c正确。
(3)石墨中C—C键键长小于金刚石中C—C键键长，所以熔点：石墨>金刚石，金刚石的碳原子呈sp3杂化，而石墨中的碳原子呈sp2杂化，所以共价键的键角：石墨大于金刚石，石墨属于混合晶体，则a、e正确。
(4)在BN中，B原子周围最近的N原子所构成的立体图形为正四面体形，在四个共价键中，其中有一个配位键，其个数之比为3∶1，在晶胞中，含N：8×＋6×＝4个，含B 4个。
(5)根据铜的堆积方式，Cu原子的配位数应为12，设晶胞边长为a cm，则a3·ρ·NA＝4M，a＝，面对角线为× cm，其为Cu原子半径，即r＝× cm。
2.铜及其化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途。回答下列问题：
(1)Cu2O中阳离子的基态核外电子排布式为________；Cu和Ni在元素周期表中的位置相邻，Ni在元素周期表中的位置是________。
(2)将过量的氨水加到硫酸铜溶液中，溶液最终变成深蓝色，继续加入乙醇，析出深蓝色的晶体[Cu(NH3)4]SO4·H2O。
①乙醇分子中C原子的杂化轨道类型为________；NH3能与H＋以配位键形成NH的立体构型是________。
②[Cu(NH3)4]SO4·H2O中存在的化学键除了极性共价键外，还有________。
③NH3极易溶于水的原因主要有两个，一是__________________________________，
二是________________________________________________________________________。
(3)CuSO4溶液中加入过量KCN溶液能生成配离子[Cu(CN)4]2－，1 mol CN－中含有的π键数目为________________________________________________________________________，
与CN－互为等电子体的离子有______(写出一种即可)。
(4)Cu与F形成的化合物的晶胞结构如图所示，若晶体密度为a g·cm－3，则Cu与F最近距离为________pm(用NA表示阿伏加德罗常数的值，列出计算表达式，不用化简)。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10) 第四周期Ⅷ族
(2)①sp3 正四面体形 ②配位键、离子键 ③氨分子和水分子间能形成氢键 氨分子和水分子都是极性分子，相似相溶
(3)2NA C
(4)××1010
考向突破二 以某类元素及化合物为载体的综合题
1.题型特点
以几种已知的元素立题，依托不同元素的物质，独立或侧重考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
除“考向一”中的解题策略外，常见分析、比较类解题技巧如下：
(1)第一电离能、电负性：掌握规律和特殊。随着原子序数的递增，元素的第一电离能、电负性呈周期性变化：同周期从左到右，元素的第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，除第一周期外，碱金属的第一电离能最小；同主族元素从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
(2)稳定性强弱：化学键的稳定性、分子的稳定性比较。
(3)熔、沸点的高低、晶体类型、构成晶体微粒间作用力大小。
①不同晶体类型的熔、沸点比较：(一般规律)；
②同种晶体类型的熔、沸点比较：(结构相似)分子晶体、原子晶体、离子晶体；
③金属晶体：由于金属键的差别很大，其熔、沸点差别也很大。
1.N、P、As、Ga、Cr、Cu等元素形成的化合物种类繁多，具有重要的研究价值和应用价值。请回答下列问题：
(1)基态Cr原子的价电子排布式为________。
(2)N2F2分子中，氮原子的杂化轨道类型为________，N2F2可能的两种结构为________________________________________________________________________。
(3)PCl3和PCl5是磷元素形成的两种重要化合物，请根据价层电子对互斥理论推测PCl3的立体构型：______________。
(4)砷化镓的熔点为1 238 ℃，具有空间网状结构，作为半导体，性能比硅更优良。砷化镓属于________晶体。已知氮化硼与砷化镓属于同类型晶体，则两种晶体熔点较高的是________(填化学式)，其理由是_____________________________________________
________________________________________________________________________。
上述两种晶体的四种元素电负性最小的是________(填元素符号)。
(5)铜的化合物种类很多，如图所示的是氯化亚铜的晶胞结构，已知晶胞的棱长为a cm，则氯化亚铜密度的计算式为ρ＝________ g·cm－3(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。
答案 (1)3d54s1 (2)sp2 (3)三角锥形 (4)原子 BN 二者均为原子晶体，B—N键的键长比Ga—As键的键长短，键能更大 Ga (5)
[思路点拔]
解析 (1)Cr的原子序数为24，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式为3d54s1。(2)在N2F2分子中，F原子与N原子共用1对电子达到8电子稳定结构，两个N原子间需共用两对电子达到8电子稳定结构，即因此1个N原子形成2个σ键，1个π键，还有1对孤电子对，因此价层电子对数为3，杂化轨道类型为sp2。因为存在N==N键，类比C==C键的顺反异构可知，可形成的两种分子结构为和。(3)磷原子最外层有5个电子，其中3个电子分别和氯原子形成三对共用电子对，另有一对孤电子对，根据价层电子对互斥理论推测PCl3的立体构型为三角锥形。(4)砷化镓是具有空间网状结构的晶体，熔点为1 238 ℃，熔点较高，为原子晶体，氮化硼与砷化镓均属于原子晶体，B—N键的键长比Ga—As键的键长短，键能更大，故氮化硼晶体熔点较高。一般情况下，非金属性越强，电负性越大，四种元素中Ga的非金属性最弱，元素电负性最小。(5)氯化亚铜密度计算公式为ρ×V×NA＝N×M，氯化亚铜的摩尔质量(M)为99.5 g·mol－1，根据晶胞图可知1个CuCl晶胞中Cu＋有8×＋6×＝4个，Cl－有4个，所以该晶胞中含有4个CuCl，已知晶胞的棱长为a cm，体积为a3cm3，代入上述公式得ρ＝ g·cm－3。
2.同周期元素中卤族元素的非金属性最强，能形成许多具有强氧化性的物质，回答下列问题。
(1)写出基态溴原子核外电子排布式________________________________________________，氟、氯、溴、氧四种元素中，电负性由大到小的顺序为________________。
(2)卤素单质的熔点、沸点随着元素原子序数的递增而升高，其原因是__________________；卤素可形成众多的二元化合物：如OF2、S2Cl2、NF3、PCl3、SnCl2、CCl4等。则SnCl2的分子构型为________，OF2的中心原子杂化类型为________。
(3)氯化铬酰(CrO2Cl2)是有机合成中常用的氧化剂或氯化剂，它是易溶于CS2、CCl4的液体，则其晶体类型最可能是__________晶体，分子结构最可能是下列图Ⅰ中的___________。
(4)氯元素能形成多种含氧酸，已知常温下电离常数K(HClO)＝3×10－8、K(HClO2)＝1.1×10－2，试从结构上加以解释________________________________________________。
(5)氟化钙主要用作冶炼金属的助熔剂，其晶胞结构如图Ⅱ所示，则编号为①的微粒是________(写具体的微粒符号)，若该晶体的密度为ρ g·cm－3，则晶胞Ca2＋、F－的最短距离为________ cm(阿伏加德罗常数用NA表示，只写出计算式)。
答案 (1)[Ar]3d104s24p5(或1s22s22p63s23p63d104s24p5) F>O>Cl>Br
(2)卤素单质是分子晶体，分子间作用力随着相对分子质量的增大而增大，而相对分子质量随着原子序数的增大而增大 V形 sp3
(3)分子 a
(4)HClO、HClO2中氯元素化合价分别为＋1价、＋3价，正电性越高，导致Cl—O—H中O的电子更向Cl偏移，越易电离出H＋，K值更大一些
(5)Ca2＋
解析 (1)由周期表中电负性递变规律并结合元素的性质可确定O、F、Cl、Br电负性大小顺序为F>O>Cl>Br。
(2)卤素单质是分子晶体，分子间作用力随着相对分子质量的增大而增大，而相对分子质量随着原子序数的增大而增大。SnCl2中每个锡原子形成2个σ键，另外还有1对孤电子对，故中心原子锡为sp2杂化，分子为V形，同理分析知OF2的中心原子杂化类型为sp3。
(3)由CrO2Cl2的溶解性及CCl4是非极性分子知，CrO2Cl2最可能是非极性分子，故其分子结构中的两个氯原子、两个氧原子处于对称位置，故其最可能的结构为a。
(4)HClO、HClO2可表示为HOCl和HOClO，相应地氯元素化合价分别为＋1价、＋3价，正电性越高，导致Cl—O—H中O的电子更向Cl偏移，越易电离出H＋，K值更大一些。
(5)晶胞中，①代表的微粒个数为8×＋6×＝4，另一种微粒个数为8，其个数之比为1∶2，所以①代表Ca2＋，化学式为CaF2。设晶胞边长为a cm，则a3·ρ·NA＝4×78，得a＝，则面对角线为× cm，其为× cm，边长的为× cm，所以其最短距离为 cm＝ cm。
考向突破三 元素推断型综合题
1.题型特点
以推断出的几种元素立题，依托它们之间组成的物质，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
元素推断首先要抓住突破口，表现物质特征处大都是突破口所在，每种物质都有其独特的化学性质，当看到这些信息时，应积极联想教材中的相关知识(原子的结构特点、元素化合物的性质特性)，进行假设验证，综合上述信息推断元素为哪种，再根据试题要求解答相关问题，因而元素推断是解答这类问题的关键所在，常用元素推断方法有如下三种：
(1)直觉法：直觉是一种对问题直接的、下意识的、不经严密逻辑推理的思维。直觉是以对经验的共鸣和理解为依据的，来自于厚实而清晰的知识积累和丰富而熟练的思维经验。因此扭转学生思维形式上的某种定势，打破固有因果链，通过适当的方法训练引发学生的直觉思维，是实现思维突破的重要途径。
(2)论证法：我们通过对题目背景的初步分析，得到的可能猜测不止一种，这时我们就可以运用论证法，将可能的假设一一代入原题，与题中的逻辑关系对照，若结论与原题条件相符，则为正确答案，反之，则结论有误。
(3)位置图示法：采用图形或图表对题目条件进行形象化的展示，直观地揭示题目条件间的内在联系和变化规律，使学生形象简洁、系统完整地把握题目的关键，降低思维难度，培养学生掌握规律、分析问题、解决问题的能力。
1.X、Y、Z、W、R五种短周期非金属元素，原子序数依次增大。X、Y、Z、W为同周期元素，X原子的最高能级有两个空轨道，Y为同周期形成化合物种类最多的元素，Z原子的第一电离能大于W原子的第一电离能，R和Z同主族。请回答下列问题：
(1)Y、Z、W三种元素的电负性由大到小的顺序为________________(用元素符号表示)。
(2)R的基态原子的价层电子排布图为________________________。
(3)W的常见氢化物的氢键的键能小于HF氢键的键能，但W的常见氢化物沸点高于HF沸点的原因是___________________________________________________________________。
(4)某种分子式为Y4Z4W8的物质(该物质中同种原子的化学环境完全相同，不含碳碳双键)是一种威力极强的炸药，则可推知其结构简式为____________。Y原子的杂化方式为________。
(5)XR是一种耐磨材料，可由X的三溴化物和R的三溴化物于高温下在氢气的氛围中合成。
①R的三溴化物分子的立体构型为_________________________________________。
②合成XR的化学方程式为_______________________________________________。
(6) Y与W形成的某种常见化合物的晶胞结构如图所示，该晶体中分子的配位数为________，若晶胞的棱长为a nm，阿伏加德罗常数的值为NA，晶体的密度为________ g·cm－3。
答案 (1)O>N>C
(2)
(3)每个H2O平均形成的氢键数目比每个HF平均形成的氢键数目多
(4) sp3杂化
(5)①三角锥形 ②BBr3＋PBr3＋3H2BP＋6HBr
(6)12
[命题意图] 本题主要考查物质结构与性质，具体考查电负性、价电子排布、氢键、结构简式、杂化类型、晶体结构等，意在考查考生分析解决化学问题及计算能力。
解析 X、Y、Z、W、R五种短周期非金属元素原子序数依次增大，X、Y、Z、W为同周期元素，结合元素周期表可知，X、Y、Z、W位于第二周期，R位于第三周期，X原子的最高能级有两个空轨道；即第二能层有两个空轨道，则2p轨道只有一个电子，故X为B元素；Y为同周期形成化合物种类最多的元素，即Y为C元素；Z与W处于同一周期，且Z的第一电离能大于W的第一电离能，则Z为N元素，W为O元素，R与Z同主族，所以R为P元素。
(1)Z为N元素、W为O元素、Y为C元素，同周期元素，从左到右，电负性逐渐增大，故三种元素的电负性由大到小的顺序为O>N>C。
(2)R为P元素，其基态原子的价层电子排布图为。
(3)W的常见氢化物为H2O，每个H2O分子能形成4个分子间氢键，而每个HF分子只能形成2个分子间氢键，所以虽然H2O氢键的键能小于HF氢键的键能，但H2O的沸点高于HF的沸点。
(4)Y4Z4W8的分子式为C4N4O8，该物质中同种原子的化学环境完全相同，不含碳碳双键，说明分子具有对称性，该物质是一种威力极强的炸药，说明含有硝基，由此可推知其结构简式为，每个C原子连接4个σ键，无孤对电子，故为sp3杂化。
(5)①R的三溴化物分子式为PBr3，PBr3中P的价层电子对数为4，且含有一对孤电子对，因此PBr3分子的立体构型为三角锥形。
②BP可由B的三溴化物和P的三溴化物于高温下在氢气的氛围中合成，所以合成XR的化学方程式为BBr3＋PBr3＋3H2BP＋6HBr。
(6)由Y与W形成的化合物的晶胞图可以看出该化合物为CO2，每个CO2分子周围距离最近且相等的CO2分子共有12个，故该晶体中分子的配位数为12；若晶胞的棱长为a nm，阿伏加德罗常数的值为NA，每个结构单元中含有CO2分子的数目为8×＋6×＝4，则ρ＝＝ g·cm－3＝ g·cm－3。
2.周期表前四周期的元素a、b、c、d、e的原子序数依次增大。a和b的价电子层中未成对电子均只有1个，均能与水剧烈反应，并且a－和b＋具有相同的电子构型，c的最外层电子数为其电子层数的2倍，补充维生素D可促进d的吸收，e的价电子层中的未成对电子数为4。回答下列问题：
(1)a、b、c中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子排布图为________________________________________________________________________。
(2)a－与b＋具有相同的电子构型，但r(b＋)小于r(a－)，原因是_____________________
________________________________________________________________________。
(3)c的最高价氧化物在气态时以单分子形式存在，中心原子的杂化方式为________，其分子的立体构型为________，它的三聚体环状结构如图甲所示，该结构中S—O键键长有两类，一类键长约为140 pm，另一类键长约为160 pm，较短的键为________(填图中字母)，含有化学键的类型有________________。
(4)CO能与e形成e(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，该物质属于________晶体。
比较c的氢化物与同族相邻两种元素所形成的氢化物的稳定性、沸点高低并分别说明理由。
稳定性：________，理由：____________________________________________________；
沸点：________，理由：______________________________________________________。
(5)a和d生成的化合物的晶胞如图乙所示，可用于冶金、化工和建材等很多行业，已知晶胞参数为0.546 2 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则其密度为________________________
(列出计算式)g·cm－3。
答案 (1)F
(2)Na＋的核电荷数比F－大，原子核对核外电子的吸引力大
(3)sp2 平面三角形 m σ键、π键
(4)分子 H2O>H2S>H2Se 键长：H—OH—S>H—Se H2O>H2Se>H2S 水分子间有氢键，其他两种分子间无氢键，相对分子质量：H2Se>H2S，范德华力：H2Se>H2S
(5)
[命题意图] 本题主要考查物质结构与性质，意在考查考生对核外电子排布、第一电离能、分子立体构型、杂化轨道、晶体类型和晶体计算等知识的应用能力。
解析 a和b的价电子层中未成对电子均只有1个，均能与水剧烈反应，并且a－和b＋具有相同的电子构型，故a和b分别为F元素和Na元素；a、b、c、d、e的原子序数依次增大，c的最外层电子数为其电子层数的2倍，故c为S元素；补充维生素D可促进d的吸收，故d为Ca元素；e的价电子层中的未成对电子数为4，故e为Fe元素。
(1)a、b、c分别为F元素、Na元素、S元素，随原子序数递增，同周期元素第一电离能总体呈增大趋势，同主族元素的第一电离能逐渐减小，故第一电离能最大的是F元素；e为Fe元素，它的价层电子排布图为。
(2)a－与b＋分别为F－、Na＋，r(Na＋)小于r(F－)，原因是Na＋的核电荷数大，对核外电子的吸引力大，所以离子半径小。
(3)根据价层电子对互斥理论可以确定SO3中中心原子S的孤电子对数为(6－3×2)×＝0，成键电子对数为3，即中心原子S为sp2杂化，其分子的立体构型为平面三角形；由题图可知，与n键相连的O被2个S共用形成S—O键，与m键相连的O与S形成S===O键，S===O键键长较短；该三聚体中含有的化学键类型有σ键和π键。
(4)e为Fe元素，CO能与Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，熔、沸点比较低，属于分子晶体；c为S元素，c的同族相邻两种元素分别为O元素和Se元素，三种元素所形成的氢化物分别为H2O、H2S、H2Se，稳定性：H2O>H2S>H2Se，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定；沸点：H2O>H2Se>H2S，因为水分子间有氢键，其他两种分子间无氢键，相对分子质量：H2Se>H2S，范德华力：H2Se>H2S，范德华力越大，物质的沸点越高。
(5)a和d生成的化合物为CaF2，从题图乙可以看出，晶胞中白球个数为4，黑球个数为8，结合化合物CaF2的分子式可知图中黑球表示F－，白球表示Ca2＋，每个晶胞中含有4个Ca2＋和8个F－，所以晶体密度ρ＝＝ g·cm－3。
考向突破四 以新科技、新产品为载体的综合考查
1.题型特点
以新科技的物质为素材，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
所选物质可能比较陌生，其实就是把原子、分子结构和性质，晶体结构和性质等知识拼盘成一大题，设置若干个小问题，每一个小题考查相应的知识，解答这类问题应具备如下六个方面的知识储备：
(1)基本化学用语：书写1～36号元素原子及简单离子的基态核外电子排布式(或外围电子排布式)；电子式或结构式的书写(有的需要找相似的等电子体结构去模仿)。
(2)化学键及分子间作用力：σ键或π键的数目；键参数；氢键；范德华力。
(3)分子结构与性质：分子的立体构型的判断、分子中中心原子的杂化类型的判断；“等电子体”的寻找和“等电子原理”的应用。
(4)配合物组成结构的考查：配合物化学式的书写，配合物结构示意图的表示，配合物中的各种化学键。
(5)元素周期表、元素周期律：主族元素的电负性和电离能的变化规律，特别注意一些元素的反常。
(6)晶体结构和性质的考查：晶胞中微粒数目的计算，晶体熔、沸点往往受到氢键的影响。
1.据《科技日报》报道，我国科学家研制成功一系列石墨烯限域的3d过渡金属中心(Mn、Fe、Co、Ni、Cu)催化剂，在室温条件下以H2O2为氧化剂直接将CH4氧化成C1含氧化合物。
请回答下列问题：
(1)在Mn、Fe、Co、Ni、Cu中，基态原子核外电子排布要遵循“洪特规则特例”，该原子的外围电子排布式为______。在3d过渡金属中，基态原子未成对电子数最多的元素是________(填元素符号)。
(2)铜的焰色反应呈绿色，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为________。
(3)石墨烯限域单原子铁能活化CH4分子中C—H键，导致C—H键的键能________(填“增大”“减小”或“不变”)。铁晶体中粒子之间作用力类型是________。
(4)常温下，H2O2氧化CH4生成CH3OH、HCHO、HCOOH等。
①它们的沸点分别为64.7 ℃、－19.5 ℃、100.8 ℃，其主要原因是
____________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②CH4、HCHO的键角较大的是____________，主要原因是_______________________。
(5)配离子的颜色与d－d电子跃迁的分裂能大小有关，1个电子从较低能量的d轨道跃迁到较高能量的d轨道所需的能量为d轨道的分裂能，用符号△表示。分裂能：△[Co(H2O)]________△[Co(H2O)](填“>”“<”或“＝”)，理由是_____________。
(6)钴晶胞、白铜(铜镍合金)晶胞如图所示。
①钴晶胞堆积方式的名称为________。
②已知白铜晶胞的密度为d g·cm－3，NA代表阿伏加德罗常数的值。图2晶胞中两个面心上铜原子最短核间距为__________________________________________ pm(只列出计算式)。
答案 (1)3d104s1 Cr
(2)光谱分析
(3)减小 金属键
(4)①CH3OH、HCOOH分子间存在氢键且HCOOH分子间氢键(或分子间作用力)较强，HCHO分子间只存在范德华力 ②HCHO CH4中C采用sp3杂化，HCHO中C采用sp2杂化
(5)< 前者带2个正电荷，后者带3个正电荷，后者对电子吸引力较大
(6)①六方最密堆积 ②××1010
解析 (1)五种基态金属原子的价层电子排布式依次为3d54s2、3d64s2、3d74s2、3d84s2、3d104s1，基态铜原子要遵循洪特规则特例。3d过渡金属中，基态铬原子外围电子排布式为3d54s1，有6个未成对电子(最多)。
(2)根据焰色反应，测定原子光谱特征线，利用它分析、鉴定元素的方法叫光谱分析。
(3)依题意，在该催化剂作用下，CH4在常温下与双氧水反应，所以催化剂激活了C—H键，降低其键能(或活化能)。铁晶体是金属晶体，铁晶体中存在自由电子和金属阳离子，靠金属键结合成金属单质。
(4)①CH3OH、HCOOH存在分子间作用力和氢键，且HCOOH相对分子质量较大，分子间作用力较强。②CH4、HCHO分子中C原子杂化类型不同，键角主要由杂化类型决定。
(5)根据分裂能定义，如果配离子所带正电荷数越多，对电子吸引力越大，d－d电子跃迁吸收能量较多。Co(H2O)、Co(H2O)中，前者带2个正电荷，后者带3个正电荷，所以前者分裂能较小。
(6)①图1所示钴晶胞的堆积方式是六方最密堆积。②1个白铜晶胞含3个铜、1个镍，设晶胞参数为a，d＝，a＝×1010pm。两个面心上铜原子最短核间距等于面对角线的一半，即等于a＝××1010pm。
2.以“坚持围绕锂电新能源，推动新时代动力电池高质量发展”为主题的2018第二届深圳国际锂电技术展览会于12月10日在深圳开幕，倾力打造高端锂电产业平台。工业上合成锂离子电池的正极材料LiFePO4的原理是2FePO4＋Li2CO3＋H2C2O42LiFePO4＋H2O↑＋3CO2↑。
回答下列问题：
(1)基态Li＋的核外电子云轮廓图的形状为________。画出基态Li原子的电子排布图：________________。
(2)从核外电子排布分析，Fe3＋比Fe2＋稳定的原因是_____________________________。
(3)已知草酸的结构简式为其中碳原子的杂化类型是________；9.0 g草酸中含σ键的数目为________。
(4)C2O能与多种金属离子形成配离子，如[Fe(C2O4)3]4－、[Al(C2O4)3]3－、[Co(C2O4)3]4－、[Ni(C2O4)3]4－等。C2O中提供孤电子对的原子是________________，判断依据是
________________________________________________________________________。
(5)PO的立体构型是________；与PO互为等电子体的分子有________(写两种)。
(6)FeO晶胞的结构类似于NaCl晶胞，其中Fe2＋构成面心立方结构如图所示。已知FeO晶胞的棱长为a cm，NA为阿伏加德罗常数的值。
①与O2－等距离且最近的Fe2＋构成的空间结构是正八面体，该正八面体的边长为____ cm。
②FeO晶体的密度为________ g·cm－3(用含a、NA的代数式表示)。
答案 (1)球形
(2)基态Fe3＋的3d能级为半充满稳定结构
(3)sp2 0.7NA(或0.7×6.02×1023)
(4)O C的价电子层中没有孤电子对
(5)正四面体形 CCl4、SiCl4、SiF4等(任写其中两种即可)
(6)①a ②
[命题意图] 本题考查物质结构与性质，具体考查碳原子的杂化类型、核外电子排布、等电子体、立体构型、有关晶胞密度的计算等，意在考查考生整合化学信息、推理、分析图像和计算的能力。
解析 (1)基态Li＋的核外电子排布式为1s2，电子云轮廓图呈球形。基态Li原子的核外电子排为1s22s1，故其电子排布图为。
(2)基态Fe2＋和Fe3＋的价电子排布式分别为3d6、3d5，因Fe3＋的3d能级为半充满结构，能量较低，故Fe3＋比较稳定。
(3)草酸中的每个C原子连接3个σ键，无孤电子对，故碳原子的杂化类型是sp2。由草酸的结构简式可知，1个H2C2O4分子含7个σ键，9.0 g草酸的物质的量为0.1 mol，故9.0 g草酸中含σ键的数目为0.7NA或0.7×6.02×1023。
(4)由草酸的结构简式可知C2O中C的价电子层没有孤电子对，O的价电子层有孤电子对，故氧可提供孤电子对与金属离子形成配位键。
(5)PO中P原子采取sp3杂化，有4对成键电子，没有孤电子对，故PO的立体构型是正四面体形。与PO互为等电子体的分子有CCl4、SiCl4、SiF4等。
(6)①晶胞中O2－位于Fe2＋所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长是该晶胞的面对角线的一半，则为a cm。②观察题中晶胞图可知，1个晶胞中含Fe2＋的数目为8×＋6×＝4，含O2－的数目为12×＋1＝4，故FeO晶体密度ρ＝＝＝ g·cm－3＝ g·cm－3。
“3＋物质结构与性质”特训
A组(30分钟)
1.(2019·衡中一模)高铁酸钾(K2FeO4)是很好的净水剂，高铁酸钡(BaFeO4)是高能电池阳极的优良材料。已知：K2FeO4为紫色固体，微溶于KOH溶液，在酸性或中性溶液中能快速产生O2，在碱性溶液中较稳定；在碱性溶液中，NaCl、NaNO3、K2FeO4的溶解性都小于Na2FeO4；BaFeO4难溶于水和碱性溶液。某化学兴趣小组欲制取“84”消毒液，进而制取少量K2FeO4和BaFeO4。请回答下列问题：
【实验一】选择合适的仪器和试剂制取氯气，进而制备高浓度的“84”消毒液。
(1)选择合适的仪器，导管接口正确的连接顺序为_____________________________；
所选装置(A或B)中发生反应的离子方程式为__________________________________
________________________________________________________________________。
【实验二】用“84”消毒液制取K2FeO4。
实验步骤：①用如图所示装置(夹持仪器略去)使反应物充分反应；②用砂芯漏斗对烧杯中的溶液进行抽滤，向滤液中慢慢加入KOH溶液；③再用砂芯漏斗对步骤②的最后反应混合物进行抽滤，并用苯、乙醚洗涤沉淀，真空干燥后得K2FeO4。
(2)写出步骤①中物质在20 ℃冷水浴中发生反应的化学方程式：_________________
________________________________________________________________________。
(3)步骤②中能够发生反应的原因是____________________________________________
________________，步骤③中不用水，而用苯、乙醚洗涤沉淀的目的是
________________________________________________________________________。
【实验三】将上述产品配成K2FeO4碱性溶液，再慢慢加入Ba(OH)2溶液，抽滤得BaFeO4。
(4)若投入a g硝酸铁晶体，得到b g高铁酸钡，则高铁酸钡的产率是________。[已知Fe(NO3)3·9H2O的摩尔质量为404 g·mol－1，BaFeO4的摩尔质量为257 g·mol－1]
【实验四】利用如图所示电解装置也可以制得BaFeO4。
(5)在________(填“阳极区”或“阴极区”)可得到高铁酸钡，阳极的电极反应式为________________________________________________________________________。
答案 (1)a(或b)ihcdg MnO2＋2Cl－＋4H＋Mn2＋＋Cl2↑＋2H2O(或2MnO＋10Cl－＋16H＋===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O)
(2)3NaClO＋2Fe(NO3)3＋10NaOH===2Na2FeO4＋3NaCl＋6NaNO3＋5H2O
(3)相同条件下K2FeO4的溶解度小于Na2FeO4的溶解度 避免K2FeO4与水反应，减小K2FeO4的损失，便于K2FeO4的干燥
(4)%(或×100%)
(5)阳极区 Fe＋8OH－＋Ba2＋－6e－===BaFeO4＋4H2O
解析 (1)与NaOH溶液反应制取“84”消毒液的氯气中不能含有HCl，但含有的水蒸气不影响反应，所以氯气的制备装置应该连接除去氯化氢的饱和食盐水，再连有冷水浴装置的氢氧化钠溶液，最后连接装置E，防止剩余的氯气污染空气。装置的选择有两种情况：选用固液加热装置A时，就用二氧化锰与浓盐酸反应，选用固液不加热装置B时，就用高锰酸钾与浓盐酸反应。
(2)根据实验目的制取Na2FeO4，次氯酸钠在碱性条件下将Fe(NO3)3·9H2O氧化为Na2FeO4，本身被还原为NaCl，根据化合价升降法即可配平方程式。
(3)根据题干中已知物质的溶解性情况，相同条件下K2FeO4的溶解度小于Na2FeO4的溶解度，步骤2中的反应为Na2FeO4＋2KOH===K2FeO4＋2NaOH，抽滤后得K2FeO4固体。用水洗涤产物时K2FeO4与水反应，会加大其溶解消耗，用苯或乙醚洗涤，能减少K2FeO4的溶解损失，也便于K2FeO4的干燥。
(4)K2FeO4溶液与Ba(OH)2溶液混合后发生的反应为K2FeO4＋Ba(OH)2===BaFeO4＋2KOH，从总体反应关系看Fe(NO3)3·9H2O～BaFeO4，a g Fe(NO3)3·9H2O理论上可以生成BaFeO4×257 g＝ g，BaFeO4的产率为×100%＝×100%≈%。
(5)Fe作阳极被氧化为FeO，FeO不能通过阳离子交换膜扩散到阴极区，Ba2＋与FeO反应生成难溶的BaFeO4，所以在阳极区可获得高铁酸钡。
2.(2019·江淮十校第三次联考)聚苯乙烯塑料在生产中有广泛应用。工业中以乙苯()为原料，制取苯乙烯()的主要途径有：
①催化脱氢
＋H2(g) ΔH＝＋125 kJ·mol－1
②氧化脱氢
＋O2(g)??＋H2O(g) ΔH＝－116.8 kJ·mol－1
③二氧化碳催化脱氢
＋CO2(g)??＋CO(g)＋H2O(g) ΔH＝＋158.8 kJ·mol－1
(1)苯乙烯在一定条件下合成聚苯乙烯的化学方程式为________________________
________________________________________________________________________。
(2)根据上述信息，能否计算出CO的燃烧热？若不能计算，该空不用作答；若能计算，请写出CO的燃烧热ΔH为________________。
(3)某企业以反应①生产苯乙烯。某同学认为：向反应体系①中通入适量的O2，能增加乙苯的转化率，该同学作出判断的依据可能是______________________________________。
(4)在温度为T时，在2 L的密闭容器中加入2 mol乙苯和2 mol二氧化碳，反应到平衡时测得混合物各组成的物质的量均为1.0 mol。
①若保持温度和容器容积不变，向该容器中再充入2 mol乙苯和2 mol二氧化碳达到平衡时，则乙苯的物质的量浓度________。
A.等于1 mol·L－1 B．小于1 mol·L－1
C.大于1 mol·L－1 D．不确定
②若将反应改为恒压绝热条件下进行，达到平衡时，则乙苯的物质的量浓度________。
A.等于0.5 mol·L－1 B．小于0.5 mol·L－1
C.大于0.5 mol·L－1 D．不确定
(5)温度为T时，在恒容容器中进行上述“①催化脱氢”反应。
已知：乙苯的起始浓度为1.0 mol·L－1；设起始时总压强为a，平衡时总压强为b，达到平衡时需要的时间为t min。则从反应开始到平衡的过程中苯乙烯的平均反应速率为________(用代数式表示，下同)；该温度下的化学平衡常数为________。
答案 (1) (2)－275.6 kJ·mol－1 (3)因为在高温下，O2将反应中生成的H2消耗掉，减小了H2的浓度，同时该反应放出的热量使体系温度升高，这两种因素均使平衡向正反应方向移动 (4)①C ②D (5) mol·L－1·min－1
解析 (2)根据盖斯定律，②减去③可得：CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－275.6 kJ·mol－1。
(3)氢气与氧气反应，氢气浓度降低，同时温度升高，促使平衡正向移动，增加乙苯的转化率。
(4)①同等比例的增大反应物的量，相当于增大压强，对正反应气体分子数目增大的反应而言，乙苯的转化率减小，即再一次平衡时乙苯的物质的量大于2 mol，故选C。
②上述恒容容器中进行反应，气体压强增大，要将该反应在恒压条件下进行，相当于恒容条件下平衡状态减压达到新平衡，在平衡之后减压，平衡向正方向移动(正方向是气体分子数增大的方向)，乙苯的物质的量浓度减小；又由于正反应是吸热反应，在绝热容器中，与外界没有能量交换，平衡向正方向移动，吸收热量会增多，容器内反应体系的温度会降低，平衡会向左移动，乙苯的浓度增大。二者使平衡移动方向不同且移动程度不确定，最终乙苯的浓度增大、减小或不变都有可能。
(5)
开始/mol·L－1 1 0 0
转化/mol·L－1 x x x
平衡/mol·L－1 1－x x x
在相同温度、相同容积的条件下，气体压强与物质的量成正比例。
＝，x＝
v(苯乙烯)＝＝ mol·L－1·min－1
K＝＝＝。
3.过氧化碳酰胺[CO(NH2)2·H2O2]是一种治疗尘肺病的药物。工业上合成过氧化碳酰胺的流程如下：
已知如下信息：
①合成原理：H2O2＋CO(NH2)2CO(NH2)2·H2O2。
②过氧化碳酰胺在极少量重金属离子存在下就会迅速分解。
请回答下列问题：
(1)合成时控制反应温度为30 ℃的原因可能是_________________________________
________________________________________________________________________。
(2)上述流程中，操作②④的名称分别为________、________。
(3)下列物质中，可以作稳定剂的是________(填字母)。
A.FeCl3 B．MnO2 C．NaH2PO4 D．K2S
(4)过氧化碳酰胺的鉴定反应：4H2O2＋Cr2O＋2H＋===2CrO5(蓝色)＋5H2O。已知该反应是非氧化还原反应，则1 mol CrO5中含________ mol过氧键(—O—O—键)。
(5)测定成品中过氧化碳酰胺的含量：称取成品2.000 g溶于水，配成250 mL溶液；准确量取25.00 mL上述溶液于锥形瓶中，加入过量KI和少量稀硫酸，振荡，充分反应后，加入指示剂，再用0.100 0 mol·L－1Na2S2O3标准溶液滴定至终点，滴定反应为I2＋2S2O===2I－＋S4O。三次平行实验的结果如下：
实验序号
1
2
3
滴定前读数V始/mL
0.20
0.10
0.15
滴定终点读数V终/mL
40.22
40.08
42.15
①写出双氧水和KI在稀硫酸中反应的离子方程式：__________________________。
②过氧化碳酰胺与过量KI在稀硫酸中反应时，若振荡剧烈且时间较长，测定结果会________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。
③成品中过氧化碳酰胺的质量分数为________。
答案 (1)①温度过低，反应速率过慢；②温度过高，双氧水分解速率加快，双氧水利用率降低 (2)冷却结晶 洗涤 (3)C (4)2 (5)①H2O2＋2H＋＋2I－===I2＋2H2O ②偏高 ③94.00%
解析 (1)从反应速率和双氧水分解两个角度分析：温度过低，反应速率过慢，温度过高，双氧水分解速率加快，双氧水的利用率降低。
(2)题中所述流程中，操作①②③④⑤分别为减压蒸发、冷却结晶、过滤、洗涤、干燥。
(3)Fe3＋是重金属离子，根据已知信息②，过氧化碳酰胺在Fe3＋存在下会迅速分解；MnO2能催化双氧水分解；K2S具有还原性，能与双氧水反应，所以只有NaH2PO4可以作稳定剂。
(4)依题意，CrO5中铬为＋6价，则可设CrO5中－1价的O原子有x个，则＋6＋(－1)×x＋(－2)×(5－x)＝0，解得x＝4，故1个CrO5分子中有4个－1价氧原子和1个－2价氧原子，故存在2个过氧键。
(5)①双氧水在酸性条件下氧化KI的离子方程式为H2O2＋2H＋＋2I－===I2＋2H2O。
②过氧化碳酰胺与过量KI在稀硫酸中反应时，如果振荡剧烈且时间较长，会发生副反应O2＋4H＋＋4I－===2I2＋2H2O，导致生成的I2增多，滴定时消耗Na2S2O3标准溶液的体积偏大，则测得的结果偏高。
③由三次平行实验的结果可得到V终－V始的值，第三次实验的误差太大，舍去，第一、二次实验结果可得V终－V始的平均值为40.00 mL，由CO(NH2)2·H2O2～H2O2～I2～2S2O可知，n[CO(NH2)2·H2O2]＝n(Na2S2O3)＝×40.00 mL×10－3 L·mL－1×0.100 0 mol·L－1＝2.000×10－3 mol，因此成品中过氧化碳酰胺的质量分数为×100%＝94.00%。
4.(2019·大连模拟)因瓦合金是铁和镍的合金，由于其膨胀系数极小，又称不变合金，适合做测量元件。回答下列问题：
(1)基态镍原子的价电子排布图为__________________________________________________；铁的基态原子核外未成对电子数为________。
(2)在稀氨水介质中，Ni2＋与丁二酮肟(分子式为C4H8N2O2)反应可生成鲜红色沉淀，其分子结构如下图所示，该结构中碳原子的杂化方式为________；已知丁二酮肟分子结构中C—C键与N—O键的键长和键能数据如表所示，请从原子结构角度解释N—O键的键能小于C—C键的原因：_______________________________________________________________
________________________________________________________________________。
化学键
键长/10－12m
键能/kJ·mol－1
C—C
154
332
N—O
146
230
(3)铁、镍易与CO作用形成羰基配合物Fe(CO)5、Ni(CO)4。1个Fe(CO)5分子中含有σ键数目为______；已知Ni(CO)4分子为正四面体构型，下列溶剂能够溶解Ni(CO)4的是_______(填字母)。
A.四氯化碳 B．苯
C.水 D．液氨
(4)镍晶胞为面心立方，其中镍原子的配位数为_________________________________。
氯化亚铁的熔点为674 ℃，而氯化铁的熔点仅为282 ℃，二者熔点存在差异的原因是
________________________________________________________________________。
(5)Fe3O4晶体中，O2－的重复排列方式如下图所示，该排列方式中存在着由如1、3、6、7的O2－围成的正四面体空隙和由3、6、7、8、9、12的O2－围成的正八面体空隙。Fe3O4中有一半的Fe3＋填充在正四面体空隙中，另一半Fe3＋和Fe2＋填充在正八面体空隙中，则Fe3O4晶体中，正四面体空隙数与O2－数之比为________。Fe3O4晶胞 中有8个图示结构单元，晶体密度为5.18 g·cm－3，则该晶胞参数a＝________ cm(写出计算表达式即可)。
答案 (1) 4 (2)sp2、sp3 C—C键中的C原子无孤电子对，而N—O键中的N、O原子均有孤电子对，且N—O键键长短，N、O原子孤电子对之间的相互排斥导致N—O键的键能小于C—C键 (3)10 AB (4)12 氯化亚铁为离子晶体，熔化时需要破坏离子键；而氯化铁为分子晶体，熔化时需要破坏分子间作用力 (5)2∶1
解析 (2)该结构中形成双键的C原子杂化类型为sp2，其余C原子杂化类型为sp3。(3)Fe(CO)5分子中Fe与CO形成5个配位键(配位键属于σ键)，CO中含有1个σ键和2个π键，1个Fe(CO)5分子中含有σ键数目为10；Ni(CO)4分子为正四面体构型，说明Ni(CO)4为非极性分子，四氯化碳和苯分子均为非极性分子，而水和液氨均为极性分子，根据“相似相溶”原理可知四氯化碳和苯能溶解Ni(CO)4。(5)如图可知共有8个正四面体空隙，O2－位于顶点和面心，O2－个数为×8＋×6＝4，晶体中正四面体空隙数与O2－数之比为8∶4＝2∶1；Fe3O4晶胞中有8个图示结构单元，晶胞质量为 g，晶体密度为5.18 g·cm－3，则晶胞体积为 cm3，晶胞边长为 cm。
B组(30分钟)
1.(2019·潍坊二模)无水MgBr2常用作催化剂。某化学小组在实验室选用下图所示装置(夹持装置略)采用镁屑与液溴为原料制备无水MgBr2。
已知：①在浓硫酸存在下，加热到140 ℃时乙醇脱水生成乙醚(C2H5OC2H5)，加热到170 ℃时乙醇脱水生成CH2==CH2。
②乙醚的熔点为34.6 ℃，沸点为132 ℃。
③Mg和Br2剧烈反应，放出大量的热；MgBr2具有强吸水性；MgBr2能与乙醚发生反应：MgBr2＋3C2H5OC2H5??MgBr2·3C2H5OC2H5。
实验主要步骤如下：
Ⅰ.选用上述部分装置，正确连接，检查装置的气密性。向装置中加入药品。
Ⅱ.加热装置A，迅速升温至140 ℃，并保持140 ℃加热一段时间，停止加热。
Ⅲ.通入干燥的氮气，让液溴缓慢进入装置B中，直至完全加入。
Ⅳ.装置B中反应完毕后恢复至室温，过滤反应物，将得到的滤液转移至干燥的烧瓶中，在冰水中冷却，析出晶体，再过滤得三乙醚合溴化镁粗产品。
Ⅴ.用苯洗涤粗产品，减压过滤，得三乙醚合溴化镁，将其加热至160 ℃分解得无水MgBr2。
回答下列问题：
(1)装置A中使用仪器m的优点是___________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)步骤Ⅰ中所选装置的正确连接顺序是a________(填小写字母)。装置D的作用是
________________________________________________________________________。
(3)若加热装置A一段时间后发现忘记加入碎瓷片，应该采取的正确操作是
________________________________________________________________________。
(4)步骤Ⅴ中用苯洗涤三乙醚合溴化镁的目的是________________________________
________________________________________________________________________。
(5)步骤Ⅴ采用减压过滤(使容器内压强降低，以达到固液快速分离)。下列装置可用作减压过滤的是________(填序号)。
(6)实验中若温度控制不当，装置B中会产生CH2Br—CH2Br。请设计实验验证CH2Br—CH2Br的存在：从反应后的混合物中分离提纯得到CH2Br—CH2Br，_____________________。
答案 (1)使系统内外压强相等，便于液体顺利流下
(2)efbcg(ef可颠倒、bc可颠倒) 防止倒吸
(3)停止加热，冷却后补加碎瓷片
(4)除去乙醚和乙醇
(5)bc
(6)取少量CH2Br—CH2Br于试管中，加入NaOH溶液，加热，再加入稀硝酸酸化，滴加AgNO3溶液，有淡黄色沉淀生成证明有CH2Br—CH2Br
2.(2019·济南三模)磷及其化合物在工农业生产中具有重要用途。回答下列问题：
(1)下图所示为提纯白磷样品(含惰性杂质)的工艺流程。过程Ⅰ中，被还原的元素是________(填元素符号)，过程Ⅲ的化学方程式为_______________________________。
(2)磷酸钒锂/碳复合材料[Li3V2(PO4)3/C]是常用的电极材料，其制备流程如下：
①复合材料中V的化合价为________，C的作用是________________。
②V2O5与H2C2O4反应生成V2(C2O4)3的化学方程式为_______________________________；“洗涤”时用乙醇而不用水的目的是_________________________。
③锂离子电池是一种二次电池，又称“摇椅”电池。若用LixC6和Li3V2(PO4)3/C作电极，放电时的电池总反应为LixC6＋Li3－xV2(PO4)3===Li3V2(PO4)3＋C6，则电池充电时阳极的电极反应式为________________________________________________________________________。
答案 (1)Cu、P 2Ca3(PO4)2＋6SiO2＋10C===6CaSiO3＋10CO↑＋P4
(2)①＋3 增强复合材料的导电性
②V2O5＋5H2C2O4===V2(C2O4)3＋4CO2↑＋5H2O 减少产品损耗
③Li3V2(PO4)3－xe－===Li3－xV2(PO4)3＋xLi＋
3.研究SO2的回收、再利用，既有利于良好大气环境的获得，也有利于社会可持续发展的实现。
(1)已知：①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－802 kJ·mol－1
②S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－297 kJ·mol－1
则CH4(g)＋2SO2(g)??CO2(g)＋2S(s)＋2H2O(g) ΔH＝________。
(2)为研究某催化剂X的催化活性与温度的关系，在其他条件相同时，改变反应温度，经过相同时间后测得CH4(g)＋2SO2(g)??CO2(g)＋2S(s)＋2H2O(g)正反应速率如图1所示。
①B、C两温度下反应速率变化的原因是___________________________________________，B、C点对应温度下，该反应的活化能Ea(B)______Ea(C)(填“>”或“<”)。
②写出两种能提高SO2的转化率的措施_________________________________________。
(3)一定条件下，按不同的投料比X[X＝]向某恒容密闭容器中充入CH4、SO2，测得SO2的转化率与温度、X的关系如图2所示。
①X1________X2(填“>”或“<”)。
②若T1时，开始时充入6 mol·L－1CH4、10 mol·L－1SO2，投料比为X1，则平衡常数K＝______，若反应从开始达到平衡时所用时间为5 s，则此时间段内v(CH4)＝________。
(4)碱溶液也可以用于吸收SO2，若用200 mL、1 mol·L－1的NaOH溶液吸收0.1 mol SO2，则溶液中除H＋外其他各离子浓度由大到小的顺序为_____________________________；
假设溶液中c(SO)∶c(HSO)＝a，则此时溶液的pH＝________[用含a的数值表示，K2(H2SO3)＝1×10－7]。
答案 (1)－208 kJ·mol－1
(2)①温度过高时催化剂的催化活性降低了 < ②适当降低温度、增大CH4的浓度、分离出CO2
(3)①> ②2.25 0.6 mol·L－1·s－1
(4)c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO) 7＋lg a
解析 (1)用①－2×②即可得到CH4(g)＋2SO2(g)??CO2(g)＋2S(s)＋2H2O(g)
ΔH＝－208 kJ·mol－1。
(2)①其他条件相同时，温度越高反应速率本应越大，但由图1知，当温度高于433 K时反应速率反而降低了，其可能的原因是温度过高时催化剂的催化活性降低了，这样一来它使反应物活化能降低的能力减弱了，故活化能Ea(B)(3)② CH4(g)＋2SO2(g)??CO2(g)＋2S(s)＋2H2O(g)
开始浓度/mol·L－1 6 10 0 0
变化浓度/mol·L－1 3 6 3 6
平衡浓度/mol·L－1 3 4 3 6
由此计算出K＝2.25。v(CH4)＝0.6 mol·L－1·s－1。
(4)SO2与NaOH溶液恰好反应生成Na2SO3，由SO＋H2O??HSO＋OH－、HSO＋H2O??H2SO3＋OH－，故相应离子浓度大小顺序为c(Na＋)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)。由于溶液的碱性主要由SO＋H2O??HSO＋OH－决定的，Kh＝＝，代入有关数据后可求出c(OH－)＝a×10－7mol·L－1，pH＝7＋lg a。
4.氮、磷、砷等元素及其化合物在现代农业、科技、国防建设中有着许多独特的用途。
(1)基态砷原子中能量最高的能级为________，下列有关表示基态氮原子的电子排布图中，仅违背洪特规则的是________(填字母)。
(2)肼是一种良好的火箭发射燃料，传统制备肼的方法是NaClO＋2NH3===N2H4＋NaCl＋H2O，又知肼的熔点、沸点分别为1.4 ℃、113.5 ℃，氨气的熔点、沸点分别为－77.7 ℃、－33.5 ℃。
①氮、氧、钠三种元素的第一电离能由大到小的顺序为________。
②N2H4中氮原子的杂化轨道类型为________，H2O的分子构型为________。
③NH3、H2O两分子中心原子杂化类型相同，但水分子中键角比NH3中的键角小，其原因是
______________________________________________________________________________，
导致肼与氨气熔点、沸点差异最主要的原因是_______________________________________
________________________________________________________________________。
(3)有“半导体贵族”之称的砷化镓晶体中，As、Ga原子最外电子层均达到8电子稳定结构，则该晶体中的化学键的类型有________。
A．离子键 B．极性键 C．配位键 D．π键
(4)由氮、铂(Pt)两元素形成的某种二元化合物的晶胞如图所示，则该化合物的化学式为________，若该晶胞的边长为d pm，则该晶体的密度为________ g·cm－3。
答案 (1)4p B
(2)①N>O>Na ②sp3 V形 ③水分子中有2对孤电子对，而NH3中只有一对孤电子对，前者对成键电子排斥能力较强 N2H4分子间氢键数目多于NH3分子间氢键数目
(3)BC
(4)PtN2
解析 (1)A违背能量最低原理，C是正确的排布方式，D违背泡利原理。(2)①N原子2p原子轨道处于半充满状态，故电离能大小顺序为N>O>Na。②N2H4中氮是中心原子，每个氮原子均形成了3个σ键、还有一对孤电子对，故均为sp3杂化；水分子为V形结构。③虽然肼与氨气的相对分子质量前者较后者大，但二者熔点、沸点差异较大，这种差异主要是由分子间氢键数目不同引起的。肼分子中有2个孤电子对，因此每摩尔分子间可形成2 mol氢键，NH3中只有一个孤电子对，故每摩尔NH3间只能形成1 mol氢键，故前者熔点、沸点比后者高许多。
(3)镓原子最外层有三个电子、砷原子最外层有5个电子，二者的金属性、非金属性均不强，故二者之间形成的是共价键，再结合最外层均为8个电子知，镓与砷之间形成了四个共价键，其中有一个为配位键，B、C正确。
(4)由晶胞图知，一个晶胞中Pt的数目为：8×＋6×＝4，N的个数为8，故氮化铂的化学式为PtN2，一个晶胞中含有4个“PtN2”，故一个晶胞的质量为×223 g，晶胞的体积为(10－10d)3cm3，由此可求出其密度为 g·cm－3。
课件61张PPT。3 大题突破 整合“精品组件”第二篇 题型四 物质结构与性质综合题的研究(选考)考向突破一 以某种元素及化合物为载体的综合题考向突破二 以某类元素及化合物为载体的综合题栏目索引考向突破三 元素推断型综合题考向突破四 以新科技、新产品为载体的综合考查考向突破一
以某种元素及化合物为载体的综合题1.题型特点
以一种已知的元素立题，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。高考必备2.解题指导
(1)提高审题能力，圈画出题干中的关键词语，一定要看清楚题干的要求。
(2)熟记第四周期元素在周期表中的信息，通过原子结构推断或解释元素的性质。
(3)熟记成键原理，突破价层电子对数与杂化轨道，价层电子对数与分子、离子的立体构型。
(4)计算题，看清楚题干中各物理量的单位，先统一单位再计算。熟记面心立方最密堆积、六方最密堆积、简单立方堆积、体心立方堆积中金属元素的配位数分别为12、12、6、8。
(5)注意语言描述的准确性和逻辑性。1.碳元素不仅能形成丰富多彩的有机化合物，而且还能形成多种无机化合物，同时自身可以形成多种单质，碳及其化合物的用途广泛。
(1)C60分子能与F2发生加成反应，其加成产物为________，C60分子的晶体中，在晶
胞的顶点和面心均含有一个C60分子，则一个C60晶胞的质量为_________。C60F60对点集训(2)干冰和冰是两种常见的分子晶体，下列关于两种晶体的比较中正确的是_____(填字母)。
a.晶体的密度：干冰>冰
b.晶体的熔点：干冰>冰
c.晶体中的空间利用率：干冰>冰
d.晶体中分子间相互作用力类型相同ac解析 在冰中存在氢键，空间利用率较低，密度较小，a、c正确。(3)金刚石和石墨是碳元素形成的两种常见单质，下列关于这两种单质的叙述中正确的是____(填字母)。
a.金刚石中碳原子的杂化类型为sp3杂化，石墨中碳原子的杂化类型为sp2杂化
b.晶体中共价键的键长：金刚石中C—C键<石墨中C—C键
c.晶体的熔点：金刚石>石墨
d.晶体中共价键的键角：金刚石>石墨
e.金刚石晶体中只存在共价键，石墨晶体中则存在共价键、金属键和范德华力
f.金刚石和石墨的熔点都很高，所以金刚石和石墨都是原子晶体ae解析 石墨中C—C键键长小于金刚石中C—C键键长，所以熔点：石墨>金刚石，金刚石的碳原子呈sp3杂化，而石墨中的碳原子呈sp2杂化，所以共价键的键角：石墨大于金刚石，石墨属于混合晶体，则a、e正确。(4)金刚石晶胞结构如图，立方BN结构与金刚石相似，在BN晶体中，B原子周围最近的N原子所构成的立体图形为_________，B原子与N原子之间共价键与配位键的数目比为________，一个晶胞中N原子数目为_____。正四面体3∶14(5)C与孔雀石共热可以得到金属铜，铜原子的原子结构示意图为___________，金属铜采用面心立方最密堆积(在晶胞的顶点和面心均含有一个Cu原子)，则Cu的晶体中Cu原子的配位数为______。已知Cu单质的晶体密度为ρ g·cm－3，Cu的相对原子质量
为M，阿伏加德罗常数为NA，则Cu的原子半径为_________________。122.铜及其化合物在科学研究和工业生产中具有许多用途。回答下列问题：
(1)Cu2O中阳离子的基态核外电子排布式为____________________________；Cu和Ni在元素周期表中的位置相邻，Ni在元素周期表中的位置是______________。
(2)将过量的氨水加到硫酸铜溶液中，溶液最终变成深蓝色，继续加入乙醇，析出深蓝色的晶体[Cu(NH3)4]SO4·H2O。
①乙醇分子中C原子的杂化轨道类型为_____；NH3能与H＋以配位键形成 的立体构型是____________。
②[Cu(NH3)4]SO4·H2O中存在的化学键除了极性共价键外，还有________________。
③NH3极易溶于水的原因主要有两个，一是_____________________________，二是_______________________________________。1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)第四周期Ⅷ族sp3正四面体形配位键、离子键氨分子和水分子间能形成氢键氨分子和水分子都是极性分子，相似相溶(3)CuSO4溶液中加入过量KCN溶液能生成配离子[Cu(CN)4]2－，1 mol CN－中含有的π键数目为______，与CN－互为等电子体的离子有_____(写出一种即可)。
(4)Cu与F形成的化合物的晶胞结构如图所示，若晶体密度为a g·cm－3，则Cu与F最近
距离为___________________pm(用NA表示阿伏加德罗常数的值，列出计算表达式，不用化简)。2NA考向突破二
以某类元素及化合物为载体的综合题1.题型特点
以几种已知的元素立题，依托不同元素的物质，独立或侧重考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
除“考向一”中的解题策略外，常见分析、比较类解题技巧如下：
(1)第一电离能、电负性：掌握规律和特殊。随着原子序数的递增，元素的第一电离能、电负性呈周期性变化：同周期从左到右，元素的第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，除第一周期外，碱金属的第一电离能最小；同主族元素从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。高考必备(2)稳定性强弱：化学键的稳定性、分子的稳定性比较。
(3)熔、沸点的高低、晶体类型、构成晶体微粒间作用力大小。
①不同晶体类型的熔、沸点比较：(一般规律)；
②同种晶体类型的熔、沸点比较：(结构相似)分子晶体、原子晶体、离子晶体；
③金属晶体：由于金属键的差别很大，其熔、沸点差别也很大。1.N、P、As、Ga、Cr、Cu等元素形成的化合物种类繁多，具有重要的研究价值和应用价值。请回答下列问题：
(1)基态Cr原子的价电子排布式为_______。对点集训3d54s1解析 Cr的原子序数为24，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式为3d54s1。(2)N2F2分子中，氮原子的杂化轨道类型为________，N2F2可能的两种结构为
_____________________________。sp2(3)PCl3和PCl5是磷元素形成的两种重要化合物，请根据价层电子对互斥理论推测PCl3的立体构型：__________。三角锥形解析 磷原子最外层有5个电子，其中3个电子分别和氯原子形成三对共用电子对，另有一对孤电子对，根据价层电子对互斥理论推测PCl3的立体构型为三角锥形。(4)砷化镓的熔点为1 238 ℃，具有空间网状结构，作为半导体，性能比硅更优良。砷化镓属于______晶体。已知氮化硼与砷化镓属于同类型晶体，则两种晶体熔点较高的是______(填化学式)，其理由是________________________________________
______________________。上述两种晶体的四种元素电负性最小的是_____(填元素符号)。原子BN二者均为原子晶体，B—N键的键长比Ga—As键的键长短，键能更大Ga解析 砷化镓是具有空间网状结构的晶体，熔点为1 238 ℃，熔点较高，为原子晶体，氮化硼与砷化镓均属于原子晶体，B—N键的键长比Ga—As键的键长短，键能更大，故氮化硼晶体熔点较高。一般情况下，非金属性越强，电负性越大，四种元素中Ga的非金属性最弱，元素电负性最小。(5)铜的化合物种类很多，如图所示的是氯化亚铜的晶胞结构，已知晶胞的棱长为a cm，
则氯化亚铜密度的计算式为ρ＝________ g·cm－3(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。[思路点拔] 2.同周期元素中卤族元素的非金属性最强，能形成许多具有强氧化性的物质，回答下列问题。
(1)写出基态溴原子核外电子排布式_________________________________________，
氟、氯、溴、氧四种元素中，电负性由大到小的顺序为_____________。[Ar]3d104s24p5(或1s22s22p63s23p63d104s24p5)F>O>Cl>Br解析 由周期表中电负性递变规律并结合元素的性质可确定O、F、Cl、Br电负性大小顺序为F>O>Cl>Br。(2)卤素单质的熔点、沸点随着元素原子序数的递增而升高，其原因是____________
____________________________________________________________________________________________；卤素可形成众多的二元化合物：如OF2、S2Cl2、NF3、PCl3、SnCl2、CCl4等。则SnCl2的分子构型为______，OF2的中心原子杂化类型为_____。卤素单质是V形分子晶体，分子间作用力随着相对分子质量的增大而增大，而相对分子质量随着原子序数的增大而增大sp3解析 卤素单质是分子晶体，分子间作用力随着相对分子质量的增大而增大，而相对分子质量随着原子序数的增大而增大。SnCl2中每个锡原子形成2个σ键，另外还有1对孤电子对，故中心原子锡为sp2杂化，分子为V形，同理分析知OF2的中心原子杂化类型为sp3。(3)氯化铬酰(CrO2Cl2)是有机合成中常用的氧化剂或氯化剂，它是易溶于CS2、CCl4的液体，则其晶体类型最可能是______晶体，分子结构最可能是下列图Ⅰ中的____。分子a解析 由CrO2Cl2的溶解性及CCl4是非极性分子知，CrO2Cl2最可能是非极性分子，故其分子结构中的两个氯原子、两个氧原子处于对称位置，故其最可能的结构为a。(4)氯元素能形成多种含氧酸，已知常温下电离常数K(HClO)＝3×10－8、K(HClO2)＝1.1×10－2，试从结构上加以解释_____________________________________________
____________________________________________________________________________________。HClO、HClO2中氯元素化合价分别为＋1价、＋3价，正电性越高，导致Cl—O—H中O的电子更向Cl偏移，越易电离出H＋，K值更大一些解析 HClO、HClO2可表示为HOCl和HOClO，相应地氯元素化合价分别为＋1价、＋3价，正电性越高，导致Cl—O—H中O的电子更向Cl偏移，越易电离出H＋，K值更大一些。(5)氟化钙主要用作冶炼金属的助熔剂，其晶胞结构如图Ⅱ所示，则编号为①的微粒是______(写具体的微粒符号)，若该晶体的密度为ρ g·cm－3，则晶胞Ca2＋、F－的最
短距离为___________ cm(阿伏加德罗常数用NA表示，只写出计算式)。Ca2＋考向突破三
元素推断型综合题1.题型特点
以推断出的几种元素立题，依托它们之间组成的物质，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
元素推断首先要抓住突破口，表现物质特征处大都是突破口所在，每种物质都有其独特的化学性质，当看到这些信息时，应积极联想教材中的相关知识(原子的结构特点、元素化合物的性质特性)，进行假设验证，综合上述信息推断元素为哪种，再根据试题要求解答相关问题，因而元素推断是解答这类问题的关键所在，常用元素推断方法有如下三种：高考必备(1)直觉法：直觉是一种对问题直接的、下意识的、不经严密逻辑推理的思维。直觉是以对经验的共鸣和理解为依据的，来自于厚实而清晰的知识积累和丰富而熟练的思维经验。因此扭转学生思维形式上的某种定势，打破固有因果链，通过适当的方法训练引发学生的直觉思维，是实现思维突破的重要途径。
(2)论证法：我们通过对题目背景的初步分析，得到的可能猜测不止一种，这时我们就可以运用论证法，将可能的假设一一代入原题，与题中的逻辑关系对照，若结论与原题条件相符，则为正确答案，反之，则结论有误。
(3)位置图示法：采用图形或图表对题目条件进行形象化的展示，直观地揭示题目条件间的内在联系和变化规律，使学生形象简洁、系统完整地把握题目的关键，降低思维难度，培养学生掌握规律、分析问题、解决问题的能力。1.X、Y、Z、W、R五种短周期非金属元素，原子序数依次增大。X、Y、Z、W为同周期元素，X原子的最高能级有两个空轨道，Y为同周期形成化合物种类最多的元素，Z原子的第一电离能大于W原子的第一电离能，R和Z同主族。请回答下列问题：
(1)Y、Z、W三种元素的电负性由大到小的顺序为__________(用元素符号表示)。O>N>C对点集训[命题意图] 本题主要考查物质结构与性质，具体考查电负性、价电子排布、氢键、结构简式、杂化类型、晶体结构等，意在考查考生分析解决化学问题及计算能力。解析 X、Y、Z、W、R五种短周期非金属元素原子序数依次增大，X、Y、Z、W为同周期元素，结合元素周期表可知，X、Y、Z、W位于第二周期，R位于第三周期，X原子的最高能级有两个空轨道；即第二能层有两个空轨道，则2p轨道只有一个电子，故X为B元素；Y为同周期形成化合物种类最多的元素，即Y为C元素；Z与W处于同一周期，且Z的第一电离能大于W的第一电离能，则Z为N元素，W为O元素，R与Z同主族，所以R为P元素。
Z为N元素、W为O元素、Y为C元素，同周期元素，从左到右，电负性逐渐增大，故三种元素的电负性由大到小的顺序为O>N>C。(2)R的基态原子的价层电子排布图为______________________。(3)W的常见氢化物的氢键的键能小于HF氢键的键能，但W的常见氢化物沸点高于HF沸点的原因是_________________________________________________________。每个H2O平均形成的氢键数目比每个HF平均形成的氢键数目多解析 W的常见氢化物为H2O，每个H2O分子能形成4个分子间氢键，而每个HF分子只能形成2个分子间氢键，所以虽然H2O氢键的键能小于HF氢键的键能，但H2O的沸点高于HF的沸点。(4)某种分子式为Y4Z4W8的物质(该物质中同种原子的化学环境完全相同，不含碳碳
双键)是一种威力极强的炸药，则可推知其结构简式为_______________。Y原子的杂化方式为________。sp3杂化(5)XR是一种耐磨材料，可由X的三溴化物和R的三溴化物于高温下在氢气的氛围中合成。
①R的三溴化物分子的立体构型为__________。三角锥形解析 R的三溴化物分子式为PBr3，PBr3中P的价层电子对数为4，且含有一对孤电子对，因此PBr3分子的立体构型为三角锥形。②合成XR的化学方程式为________________________________。(6) Y与W形成的某种常见化合物的晶胞结构如图所示，该晶体中分子的配位数为____，
若晶胞的棱长为a nm，阿伏加德罗常数的值为NA，晶体的密度为___________ g·cm－3。122.周期表前四周期的元素a、b、c、d、e的原子序数依次增大。a和b的价电子层中未成对电子均只有1个，均能与水剧烈反应，并且a－和b＋具有相同的电子构型，c的最外层电子数为其电子层数的2倍，补充维生素D可促进d的吸收，e的价电子层中的未成对电子数为4。回答下列问题：
(1)a、b、c中第一电离能最大的是____(填元素符号)，e的价层电子排布图为
___________________________。F[命题意图] 本题主要考查物质结构与性质，意在考查考生对核外电子排布、第一电离能、分子立体构型、杂化轨道、晶体类型和晶体计算等知识的应用能力。解析 a和b的价电子层中未成对电子均只有1个，均能与水剧烈反应，并且a－和b＋具有相同的电子构型，故a和b分别为F元素和Na元素；a、b、c、d、e的原子序数依次增大，c的最外层电子数为其电子层数的2倍，故c为S元素；补充维生素D可促进d的吸收，故d为Ca元素；e的价电子层中的未成对电子数为4，故e为Fe元素。
a、b、c分别为F元素、Na元素、S元素，随原子序数递增，同周期元素第一电离能总体呈增大趋势，同主族元素的第一电离能逐渐减小，故第一电离能最大的是F元素；e为Fe元素，它的价层电子排布图为 。(2)a－与b＋具有相同的电子构型，但r(b＋)小于r(a－)，原因是_____________________
_____________________________。Na＋的核电荷数比F－大，原子核对核外电子的吸引力大解析 a－与b＋分别为F－、Na＋，r(Na＋)小于r(F－)，原因是Na＋的核电荷数大，对核外电子的吸引力大，所以离子半径小。(3)c的最高价氧化物在气态时以单分子形式存在，中心原子的杂化方式为______，其分子的立体构型为___________，它的三聚体环状结构如图甲所示，该结构中S—O键键长有两类，一类键长约为140 pm，另一类键长约为160 pm，较短的键为____(填图中字母)，含有化学键的类型有____________。sp2平面三角形mσ键、π键(4)CO能与e形成e(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，该物质属于_____晶体。
比较c的氢化物与同族相邻两种元素所形成的氢化物的稳定性、沸点高低并分别说明理由。
稳定性：______________，理由：___________________________________________
________；沸点：______________，理由：___________________________________
___________________________________________________。分子H2O>H2S>H2Se键长：H—OH—S>H—SeH2O>H2Se>H2S水分子间有氢键，其他两种分子间无氢键，相对分子质量：H2Se>H2S，范德华力：H2Se>H2S解析 e为Fe元素，CO能与Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，熔、沸点比较低，属于分子晶体；c为S元素，c的同族相邻两种元素分别为O元素和Se元素，三种元素所形成的氢化物分别为H2O、H2S、H2Se，稳定性：H2O>H2S>H2Se，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定；沸点：H2O>H2Se>H2S，因为水分子间有氢键，其他两种分子间无氢键，相对分子质量：H2Se>H2S，范德华力：H2Se>H2S，范德华力越大，物质的沸点越高。(5)a和d生成的化合物的晶胞如图乙所示，可用于冶金、化工和建材等很多行业，已
知晶胞参数为0.546 2 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则其密度为_______________
(列出计算式)g·cm－3。考向突破四
以新科技、新产品为载体的综合考查1.题型特点
以新科技的物质为素材，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子结构、分子结构和晶体结构。
2.解题指导
所选物质可能比较陌生，其实就是把原子、分子结构和性质，晶体结构和性质等知识拼盘成一大题，设置若干个小问题，每一个小题考查相应的知识，解答这类问题应具备如下六个方面的知识储备：高考必备(1)基本化学用语：书写1～36号元素原子及简单离子的基态核外电子排布式(或外围电子排布式)；电子式或结构式的书写(有的需要找相似的等电子体结构去模仿)。
(2)化学键及分子间作用力：σ键或π键的数目；键参数；氢键；范德华力。
(3)分子结构与性质：分子的立体构型的判断、分子中中心原子的杂化类型的判断；“等电子体”的寻找和“等电子原理”的应用。
(4)配合物组成结构的考查：配合物化学式的书写，配合物结构示意图的表示，配合物中的各种化学键。
(5)元素周期表、元素周期律：主族元素的电负性和电离能的变化规律，特别注意一些元素的反常。
(6)晶体结构和性质的考查：晶胞中微粒数目的计算，晶体熔、沸点往往受到氢键的影响。1.据《科技日报》报道，我国科学家研制成功一系列石墨烯限域的3d过渡金属中心(Mn、Fe、Co、Ni、Cu)催化剂，在室温条件下以H2O2为氧化剂直接将CH4氧化成C1含氧化合物。
请回答下列问题：
(1)在Mn、Fe、Co、Ni、Cu中，基态原子核外电子排布要遵循“洪特规则特例”，该原子的外围电子排布式为________。在3d过渡金属中，基态原子未成对电子数最多的元素是_____(填元素符号)。3d104s1Cr对点集训解析 五种基态金属原子的价层电子排布式依次为3d54s2、3d64s2、3d74s2、3d84s2、3d104s1，基态铜原子要遵循洪特规则特例。3d过渡金属中，基态铬原子外围电子排布式为3d54s1，有6个未成对电子(最多)。(2)铜的焰色反应呈绿色，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为__________。光谱分析解析 根据焰色反应，测定原子光谱特征线，利用它分析、鉴定元素的方法叫光谱分析。(3)石墨烯限域单原子铁能活化CH4分子中C—H键，导致C—H键的键能________(填“增大”“减小”或“不变”)。铁晶体中粒子之间作用力类型是________。减小金属键解析 依题意，在该催化剂作用下，CH4在常温下与双氧水反应，所以催化剂激活了C—H键，降低其键能(或活化能)。铁晶体是金属晶体，铁晶体中存在自由电子和金属阳离子，靠金属键结合成金属单质。(4)常温下，H2O2氧化CH4生成CH3OH、HCHO、HCOOH等。
①它们的沸点分别为64.7 ℃、－19.5 ℃、100.8 ℃，其主要原因是_______________
__________________________________________________________________________________。CH3OH、HCOOH分子间存在氢键且HCOOH分子间氢键(或分子间作用力)较强，HCHO分子间只存在范德华力解析 CH3OH、HCOOH存在分子间作用力和氢键，且HCOOH相对分子质量较大，分子间作用力较强。②CH4、HCHO的键角较大的是_______，主要原因是_______________________
______________________。HCHOCH4中C采用sp3杂化，HCHO中C采用sp2杂化解析 CH4、HCHO分子中C原子杂化类型不同，键角主要由杂化类型决定。(5)配离子的颜色与d－d电子跃迁的分裂能大小有关，1个电子从较低能量的d轨道跃迁到较高能量的d轨道所需的能量为d轨道的分裂能，用符号△表示。分裂能：△[ ]_____△[ ](填“>”“<”或“＝”)，理由是___________
_________________________________________________。<前者带2个正电荷，后者带3个正电荷，后者对电子吸引力较大①钴晶胞堆积方式的名称为______________。(6)钴晶胞、白铜(铜镍合金)晶胞如图所示。六方最密堆积解析 图1所示钴晶胞的堆积方式是六方最密堆积。②已知白铜晶胞的密度为d g·cm－3，NA代表阿伏加德罗常数的值。图2晶胞中两个面
心上铜原子最短核间距为________________________pm(只列出计算式)。2.以“坚持围绕锂电新能源，推动新时代动力电池高质量发展”为主题的2018第二届深圳国际锂电技术展览会于12月10日在深圳开幕，倾力打造高端锂电产业平台。工业上合成锂离子电池的正极材料LiFePO4的原理是2FePO4＋Li2CO3＋H2C2O4
2LiFePO4＋H2O↑＋3CO2↑。
回答下列问题：
(1)基态Li＋的核外电子云轮廓图的形状为_______。画出基态Li原子的电子排布图：
_____________。球形[命题意图] 本题考查物质结构与性质，具体考查碳原子的杂化类型、核外电子排布、等电子体、立体构型、有关晶胞密度的计算等，意在考查考生整合化学信息、推理、分析图像和计算的能力。(2)从核外电子排布分析，Fe3＋比Fe2＋稳定的原因是____________________________
__________。基态Fe3＋的3d能级为半充满稳定结构解析 基态Fe2＋和Fe3＋的价电子排布式分别为3d6、3d5，因Fe3＋的3d能级为半充满结构，能量较低，故Fe3＋比较稳定。(3)已知草酸的结构简式为 其中碳原子的杂化类型是________；9.0 g草酸中含σ键的数目为________________________。sp20.7NA(或0.7×6.02×1023)解析 草酸中的每个C原子连接3个σ键，无孤电子对，故碳原子的杂化类型是sp2。由草酸的结构简式可知，1个H2C2O4分子含7个σ键，9.0 g草酸的物质的量为0.1 mol，故9.0 g草酸中含σ键的数目为0.7NA或0.7×6.02×1023。(4) 能与多种金属离子形成配离子，如[Fe(C2O4)3]4－、[Al(C2O4)3]3－、[Co(C2O4)3]4－、
[Ni(C2O4)3]4－等。 中提供孤电子对的原子是___，判断依据是___________________
__________。OC的价电子层中没有(5) 的立体构型是____________；与 互为等电子体的分子有_________________
_____________________(写两种)。正四面体形CCl4、SiCl4、SiF4等(任写其中两种即可)孤电子对①与O2－等距离且最近的Fe2＋构成的空间结构是正八面体，该正八面体的边长为
______ cm。(6)FeO晶胞的结构类似于NaCl晶胞，其中Fe2＋构成面心立方结构如图所示。已知FeO晶胞的棱长为a cm，NA为阿伏加德罗常数的值。②FeO晶体的密度为________ g·cm－3(用含a、NA的代数式表示)。本课结束第二篇
1．(2019·全国卷Ⅰ，35)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要材料。回答下列问题：
(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是________(填标号)。
(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是________、________。乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是____________
__________________________________________________________，
其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是________(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
(3)一些氧化物的熔点如表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1 570
2 800
23.8
－75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离x＝________pm，Mg原子之间最短距离y＝________pm。设阿伏加德罗常数的值为NA，则MgCu2的密度是________g·cm－3(列出计算表达式)。
答案 (1)A (2)sp3 sp3 乙二胺的两个N提供孤电子对与金属离子形成配位键 Cu2＋ (3)Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能：MgO>Li2O。分子间作用力(分子量)：P4O6>SO2 (4)a a
解析 (1)由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。(2)乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。乙二胺中2个氮原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时头碰头重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物较稳定。(3)氧化锂、氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。(4)观察图(a)和图(b)知，4个铜原子相切并与面对角线平行，有(4x)2＝2a2，x＝a。镁原子堆积方式类似金刚石，有y＝a。已知1 cm＝1010 pm，晶胞体积为(a×10－10)3 cm3，代入密度公式计算即可。
2．(2019·全国卷Ⅱ，35)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。回答下列问题：
(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为________，其沸点比NH3的________(填“高”或“低”)，其判断理由是___________________________________。
(2)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为______。
(3)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。图中F－和O2－共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1－x代表，则该化合物的化学式表示为________；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ＝_______________________________________________ g·cm－3。
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，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为，则原子2和3的坐标分别为______、________。
答案 (1)三角锥形 低 NH3分子间存在氢键
(2)4s 4f5
(3)小于
(4)SmFeAsO1－xFx
解析 (1)AsH3的中心原子As的价层电子对数为＝4，包括3对成键电子和1对孤电子对，故其立体结构为三角锥形。NH3中N的电负性比AsH3中As的大得多，故NH3易形成分子间氢键，从而使其沸点升高。(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)F－与O2－电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：F－3．(2019·全国卷Ⅲ，35)磷酸亚铁锂(LiFePO4)可用作锂离子电池正极材料，具有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等特点，文献报道可采用FeCl3、NH4H2PO4、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题：
(1)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是________，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。
(2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为_______________________________________________，其中Fe的配位数为________。
(3)苯胺()的晶体类型是________。苯胺与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是_________________________________________________________。
(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。
(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为____________________________________
(用n代表P原子数)。
答案 (1)Mg 相反
(2) 4
(3)分子晶体 苯胺分子之间存在氢键
(4)O sp3 σ
(5)(PnO3n＋1)(n＋2)－
解析 (1)由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。(2)Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位键。由常见AlCl3的双聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为 Fe原子周围有4个Cl，其中Fe的配位数为4。(3)苯胺为有机物，结合题给信息中苯胺的熔、沸点可知苯胺为分子晶体。苯胺中有—NH2，分子间可形成氢键，而甲苯分子间不能形成氢键，分子间氢键可明显地提升分子晶体的熔、沸点。(4)同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故O的电负性大于N，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性N大于P，又H的电负性小于O，因此NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。PO中中心原子P的价层电子对数为4，故P为sp3杂化，P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成σ键。(5)由三磷酸根离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全属于该P原子，另外2个O原子分别属于另外2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2＋2×＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3×2＋×2＝7，故若这类磷酸根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n＋1，又O元素的化合价为－2，P元素的化合价为＋5，故该离子所带电荷为－2×(3n＋1)＋5n＝－n－2，这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
4．(2018·全国卷Ⅰ，35)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)。
(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具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，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 2 908 (5)
解析 (1)D选项表示基态，为能量最低状态；A、B、C选项均表示激发态，但C选项被激发的电子处于高能级的电子数多，为能量最高状态。(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，Li的核电荷数大于H的核电荷数，因此Li的原子核对电子的吸引能力强，即Li＋半径小于H－半径。(3)LiAlH4的阴离子为AlH，AlH中Al的杂化轨道数为＝4，Al采取sp3杂化，为正四面体构型。LiAlH4是离子化合物，存在离子键，H和Al间形成的是共价单键，为σ键。(4)由题给信息可知，2 mol Li(g)变为2 mol Li＋(g)吸收1 040 kJ热量，因此Li原子的第一电离能为520 kJ·mol－1；0.5 mol氧气生成1 mol氧原子吸收249 kJ热量，因此O===O键的键能为498 kJ·mol－1；Li2O的晶格能为2 908 kJ·mol－1。(5)由题给图示可知，Li位于晶胞内部，O位于顶点和面心，因此一个晶胞有8个Li，O原子个数＝6×＋8×＝4。因此一个Li2O晶胞的质量＝ g，一个晶胞的体积为(0.466 5×10－7)3 cm3，即该晶体密度＝ g·cm－3。
5.(2018·全国卷Ⅱ，35)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：
物质
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S所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为________nm。
答案 (1)或 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)×1021 a
解析 (1)基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，因此其价层电子的电子排布图为 或；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，最高能级为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、SO3三种分子中S原子的价层电子对数分别为4、3、3，因此H2S中S原子价层电子对数不同于其他两种分子。
(3)S8和SO2均为分子晶体，S8的相对分子质量大于SO2，因此S8的分子间作用力大，熔、沸点比SO2的高。
(4)SO3的中心原子为S，中心原子的孤电子对数＝＝0，中心原子结合3个氧原子，结合每个O原子有且只能有一个σ键，所以S形成3个σ键，S的价层电子对数为0＋3＝3，S为sp2杂化，根据sp2杂化轨道构型可知，SO3为平面形分子，符合形成大π键条件，可形成4中心6电子大π键，因此有两种共价键类型。如图(b)所示的三聚分子中每个S原子与4个O原子结合，形成正四面体结构，S原子的杂化轨道类型为sp3。
(5)分析晶胞结构可知，Fe2＋位于棱边和体心，S位于顶点和面心，因此每个晶胞中含有的Fe2＋个数＝12×＋1＝4，每个晶胞中含有的S个数＝6×＋8×＝4，即每个晶胞中含有4个FeS2。一个晶胞的质量＝ g，晶胞的体积＝(a×10－7)3 cm3，该晶体的密度＝ g·cm－3＝×1021 g·cm－3。正八面体的边长即为两个面心之间的距离，因此正八面体的边长为a nm。
6.(2018·全国卷Ⅲ，35)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(或1s22s22p63s23p63d104s2)
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
(3)离子键 ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小
(4)平面三角形 sp2
(5)六方最密堆积(A3型)
解析 (1)锌的核外有30个电子，因此其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，也可写作[Ar]3d104s2。
(2)锌的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。
(3)由ZnF2的熔点为872 ℃可知，ZnF2应为离子晶体，因此化学键类型为离子键。ZnF2为离子化合物，极性较大，不溶于有机溶剂；ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小，能够溶于有机溶剂。
(4)CO中C原子价层电子对数n＝＝3，因此C原子为sp2杂化，CO的空间构型为平面三角形。
(5)金属Zn晶体为六方最密堆积方式(A3型)。六棱柱底边边长为a cm，则六棱柱上下面的面积均为6×a2 cm2，则六棱柱的体积为6×a2c cm3，锌原子在六棱柱的顶点、上下面心和晶胞内，一个晶胞含锌原子个数＝12×＋2×＋3＝6，因此一个晶胞中Zn的质量＝g，由此可知，Zn的密度＝g·cm－3。
物质结构与性质命题规律
(1)载体主要分为两类：一类是根据相关物质，如新型物质、古籍中的某物质等命题；另一类是周期表中若干种前四周期元素，先推断后回答问题．从目前命题形式看，高考趋向选择第一种形式命题。
(2)考查的重点主要有核外电子的表示方法(电子排布式、电子排布图等)，未成对电子数的判断，电负性和第一电离能的大小比较，电离能异常变化的原因分析，杂化类型和立体构型的判断，晶体类型与化学键、粒子之间作用力类型的判断。
(3)解释、分析型问题是“物质结构与性质”的难点，主要包括对熔、沸点的高低、热稳定性、键角、配体提供的孤电子对数、形成双键难易程度以及形成共价键和离子键的条件等的考查。
(4)晶胞的相关计算是必考点，主要涉及面心立方、体心立方、氯化钠型、石墨型、六棱柱等晶胞中配位数、密度、空间利用率、晶胞参数和粒子半径等的计算，其中，粒子半径、空间利用率的计算是高考新热点，考查了考生用数学工具解决化学晶胞相关计算的能力。
课件38张PPT。1 真题调研 把握命题规律第二篇 题型四 物质结构与性质综合题的研究(选考)1.(2019·全国卷Ⅰ，35)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要材料。回答下列问题：
(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是____(填标号)。A123456解析 由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。
A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；
3p能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。123456(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是_____、____。乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是_______________________________________________，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是________(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。sp3sp3123456乙二胺的两个N提供孤电子对与金属离子形成配位键Cu2＋解析 乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。乙二胺中2个氮原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时头碰头重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物较稳定。解释表中氧化物之间熔点差异的原因_________________________________________
________________________________________________________。(3)一些氧化物的熔点如表所示：Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能：MgO>Li2O。分子间作用力(分子量)：P4O6>SO2123456解析 氧化锂、氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。(4)图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，
Cu原子之间最短距离x＝______pm，Mg原子之间最短距离y＝______pm。设阿伏加
德罗常数的值为NA，则MgCu2的密度是_______________g·cm－3(列出计算表达式)。1234561234562.(2019·全国卷Ⅱ，35)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为Fe—Sm—As—F—O组成的化合物。回答下列问题：
(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为__________，其沸点比NH3的_____(填“高”或“低”)，其判断理由是____________________。三角锥形123456低NH3分子间存在氢键(2)Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为______。4s4f5123456解析 Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。小于123456解析 F－与O2－电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：F－可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ＝____________________ g·cm－3。
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，称作原子分数
坐标，例如图1中原子1的坐标为 则原子2和3的坐标分别为__________、
__________。SmFeAsO1－xFx1234561234563.(2019·全国卷Ⅲ，35)磷酸亚铁锂(LiFePO4)可用作锂离子电池正极材料，具有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等特点，文献报道可采用FeCl3、NH4H2PO4、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题：
(1)在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是______，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态________(填“相同”或“相反”)。Mg相反123456解析 由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。(2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构
式为____________________，其中Fe的配位数为____。4123456(3)苯胺( )的晶体类型是__________。苯胺与甲苯( )的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、
沸点(110.6 ℃)，原因是______________________。分子晶体苯胺分子之间存在氢键123456解析 苯胺为有机物，结合题给信息中苯胺的熔、沸点可知苯胺为分子晶体。苯胺中有—NH2，分子间可形成氢键，而甲苯分子间不能形成氢键，分子间氢键可明显地提升分子晶体的熔、沸点。(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是_____；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成____键。Osp3123456σ解析 同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故O的电负性大于N，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性N大于P，又H的电负性小于O，因此NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。 中中心原子P的价层电子对数为4，故P为sp3杂化，P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成σ键。(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：123456这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为________________(用n代表P原子数)。(PnO3n＋1)(n＋2)－1234564.(2018·全国卷Ⅰ，35)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)。DC123456解析 D选项表示基态，为能量最低状态；
A、B、C选项均表示激发态，但C选项被激发的电子处于高能级的电子数多，为能量最高状态。(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__________________。Li＋核电荷数较大123456解析 Li＋与H－具有相同的电子构型，Li的核电荷数大于H的核电荷数，因此Li的原子核对电子的吸引能力强，即Li＋半径小于H－半径。(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.氢键正四面体sp3123456AB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。(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。5204981234562 908解析 由题给信息可知，2 mol Li(g)变为2 mol Li＋(g)吸收1 040 kJ热量，因此Li原子的第一电离能为520 kJ·mol－1；0.5 mol氧气生成1 mol氧原子吸收249 kJ热量，因此O==O键的键能为498 kJ·mol－1；Li2O的晶格能为2 908 kJ·mol－1。(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，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)。123456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。5.(2018·全国卷Ⅱ，35)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：或哑铃(纺锤)123456123456(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______。H2S123456解析 根据价层电子对互斥理论可知，H2S、SO2、SO3三种分子中S原子的价层电子对数分别为4、3、3，因此H2S中S原子价层电子对数不同于其他两种分子。(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____________________________________。S8相对分子质量大，分子间范德华力强123456解析 S8和SO2均为分子晶体，S8的相对分子质量大于SO2，因此S8的分子间作用力大，熔、沸点比SO2的高。解析 SO3的中心原子为S，中心原子的孤电子对数＝ ＝0，中心原子结合3个氧原子，结合每个O原子有且只能有一个σ键，所以S形成3个σ键，S的价层电子对数为0＋3＝3，S为sp2杂化，根据sp2杂化轨道构型可知，SO3为平面形分子，符合形成大π键条件，可形成4中心6电子大π键，因此有两种共价键类型。如图(b)所示的三聚分子中每个S原子与4个O原子结合，形成正四面体结构，S原子的杂化轨道类型为sp3。(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_____。平面三角2123456sp3(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
所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为________nm。1234561234566.(2018·全国卷Ⅲ，35)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_________________________________。[Ar]3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)123456解析 锌的核外有30个电子，因此其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，也可写作[Ar]3d104s2。(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_____________________________________
______。大于Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失123456电子解析 锌的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。(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___________________
_________________________________________________。离子键ZnF2为离子化合物，123456ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小解析 由ZnF2的熔点为872 ℃可知，ZnF2应为离子晶体，因此化学键类型为离子键。ZnF2为离子化合物，极性较大，不溶于有机溶剂；ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小，能够溶于有机溶剂。(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____。平面三角形sp2123456(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)。六方最密堆积(A3型)123456物质结构与性质命题规律
(1)载体主要分为两类：一类是根据相关物质，如新型物质、古籍中的某物质等命题；另一类是周期表中若干种前四周期元素，先推断后回答问题.从目前命题形式看，高考趋向选择第一种形式命题。
(2)考查的重点主要有核外电子的表示方法(电子排布式、电子排布图等)，未成对电子数的判断，电负性和第一电离能的大小比较，电离能异常变化的原因分析，杂化类型和立体构型的判断，晶体类型与化学键、粒子之间作用力类型的判断。(3)解释、分析型问题是“物质结构与性质”的难点，主要包括对熔、沸点的高低、热稳定性、键角、配体提供的孤电子对数、形成双键难易程度以及形成共价键和离子键的条件等的考查。
(4)晶胞的相关计算是必考点，主要涉及面心立方、体心立方、氯化钠型、石墨型、六棱柱等晶胞中配位数、密度、空间利用率、晶胞参数和粒子半径等的计算，其中，粒子半径、空间利用率的计算是高考新热点，考查了考生用数学工具解决化学晶胞相关计算的能力。本课结束第二篇 课件70张PPT。2 逐空突破 打造“精品组件”第二篇 题型四 物质结构与性质综合题的研究(选考)常考题空1 电子排布、电离能和电负性常考题空2 成键方式、杂化类型及立体构型的判断栏目索引常考题空3 结构决定性质——解释原因类简答题常考题空4 晶体结构与有关晶胞参数的计算常考题空1
电子排布、电离能和电负性1.熟记构造原理示意图特别提醒 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.明确表示基态原子核外电子排布的四种方法3.元素第一电离能的递变性(1)特例
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如第一电离能：Be>B；Mg>Al；N>O；P>S。(2)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1?In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为＋1价。4.元素电负性的递变性
(1)规律
同周期元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。
(2)应用题组一 核外电子排布规律
1.高考组合题
(1)[2017·全国卷Ⅰ，35(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________。
(2)[2017·全国卷Ⅲ，35(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_______。N对点集训1234球形1s22s22p63s23p63d74s2{或[Ar]3d74s2}OMn(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(1)]镍元素基态原子的电子排布式为____________________
_______________，3d能级上的未成对电子数为____。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(1)]写出基态As原子的核外电子排布式_____________________
___________________。
(5)[2016·江苏，21(1)]Zn2＋基态核外电子排布式为_____________________________。1s22s22p63s23p63d84s2{或[Ar]3d84s2}123421s22s22p63s23p63d104s24p3{或[Ar]3d104s24p3}1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}2.按要求解答下列问题
(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。在基态14C原子中，核外存在____对自旋方向相反的电子。
(2)N的基态原子核外电子排布式为_________；Se的基态原子最外层有____个电子。
(3)Cu、Cu2＋、Cu＋基态核外电子排布式分别为________________________________
___________、________________________________、__________________________
__________。
(4)Mg原子核外电子排布式为______________________；Ca原子最外层电子的能量______(填“低于”“高于”或“等于”)Mg原子最外层电子的能量。
(5)基态铁原子有___个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为__________________
____________。电子云123421s22s22p36Cu：1s22s22p63s23p63d104s1{或[Ar]3d104s1}Cu2＋：1s22s22p63s23p63d9{或[Ar]3d9}Cu＋：1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}1s22s22p63s2{或[Ne]3s2}高于41s22s22p63s23p63d5{或[Ar]3d5}题组二 电离能、电负性的比较与判断
3.高考组合题
(1)[2016·全国卷Ⅱ，37(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＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是________
______________________________________。金属铜失去的1234是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子解析 铜和镍属于金属，则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu>INi。(2)[2016·全国卷Ⅲ，37(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”)。大于小于1234解析 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Ga大于As，As原子的4p轨道处于半充满的稳定结构，所以第一电离能Ga小于As。(4)[2017·全国卷Ⅱ，35(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____________________________________________________
_______。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1234N的2p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子(3)[2017·江苏，21(3)]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。H②元素Y的第一电离能大于Z的原因是_______________________________。4.元素的性质
(1)原子半径：Al_____Si，电负性：N_____O。(填“>”或“<”)
(2)已知X、Y和Z均为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表：＞＜12341s22s22p63s1{或[Ne]3s1}Mg原子的3p轨道全空，结构稳定(3)中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为2KNO3＋3C＋S K2S＋N2↑＋3CO2↑，除S外，上述元素的电负性从大到小依次为_____________。O>N>C>K1234常考题空2
成键方式、杂化类型及立体构型的判断1.σ键、π键的判断方法
(1)由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
(2)由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
(3)由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全都是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。2.杂化轨道和空间结构的判断方法
(1)明确杂化轨道类型与分子结构的关系(2)应用价层电子对互斥理论判断
①基本观点：分子中的价层电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。
②价层电子对数的计算③价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。(3)应用等电子原理判断
①基本观点：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。
②熟记下列常见的等电子体题组一 σ键、π键的判断
1.高考题组合
(1)[2018·江苏，21(4)]N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)＝________。
(2)[2017·江苏，21(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________。对点集训12341∶2sp2和sp39NA1234(3)[2015·全国卷Ⅰ，37(3)节选]CS2分子中，共价键的类型有___________。σ键和π键1234题组二 杂化方式、立体构型的判断
2.高考题组合
(1)[2017·全国卷Ⅲ，35(2)]CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为____和_____。
(2)[2016·全国卷Ⅱ，37(2)①][Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是__________。
(3)[2016·全国卷Ⅲ，37(3)]AsCl3分子的立体构型为__________。
(4)[2017·全国卷Ⅰ，35(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______，中心原子的杂化类型为_____。spsp31234正四面体三角锥形V形sp3sp3Cl2O(或OF2)1234(2)①H2SeO3的中心原子杂化类型是______； 的立体构型是____________。sp3三角锥形1234②与 互为等电子体的分子有(写一种物质的化学式即可)_______。PCl31234(3)CaCN2中阴离子为 ，与 互为等电子体的分子有N2O和________(填化学式)，由此可以推知 的立体构型为________。CO2直线形1234(4)阳离子(H3O＋)的立体构型为__________，氧原子的杂化轨道类型为______。三角锥形sp312344.碳与氢、氮、氧能形成多种重要物质。
(1)尿素[CO(NH2)2]分子中碳、氮的杂化方式分别为______、______。
(2) 的立体构型是_____________。sp2sp31234平面三角形(3)图①为嘌呤的结构，嘌呤中轨道之间的夹角∠1比∠2大，请解释原因：
________________________________________________________________________。
(4)图②为碳的一种同素异形体C60分子，每个C60分子中含有σ键的数目为_____。
(5)图③为碳的另一种同素异形体——金刚石的晶胞结构，D与周围4个原子形成的空间结构是___________。∠1含有孤电子对，孤电子对的斥力大于成键电子对的斥力，因而夹角∠1比∠2大901234正四面体常考题空3
结构决定性质——解释原因类简答题1.孤电子对对键角的影响
(1)孤电子对比成键电子对的斥力大，排斥力大小顺序为LP—LP?LP—BP>BP—BP
(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。
(2)排斥力大小对键角的影响2.范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响3.晶体熔、沸点高低的比较
(1)一般情况下，不同类型晶体的熔、沸点高低规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如：金刚石＞NaCl＞Cl2；金属晶体＞分子晶体，如：Na＞Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)。
(2)形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔、沸点就越高，如：金刚石＞石英＞碳化硅＞晶体硅。
(3)形成离子晶体的阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔、沸点就越高，如：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
(4)金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al＞Mg＞Na。(5)分子晶体的熔、沸点比较规律
①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔、沸点就越高，如：HI＞HBr＞HCl；
②组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如：CO＞N2；
③同分异构体分子中，支链越少，其熔、沸点就越高，如：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；
④同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物＞间位取代物＞对位取代物，如：邻二甲苯＞间二甲苯＞对二甲苯。
4.答题模板——结构决定性质简答题
首先叙述结构，然后阐述原理，最后回扣本题结论。例 [2016·全国卷Ⅰ，37(2)(3)](2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析，原因是__________
___________________________________________________________________________________。 Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键(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___________________
__________________________________________________________________________________________。 GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。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1.高考题组合
(1)[2017·全国卷Ⅲ，35(3)]在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为_______________________，原因是________________________________________________________________________________________________________________。H2O>CH3OH>CO2>H21234对点集训H2O与CH3OH均为极性分子，水分子间含氢键比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力较大解析 影响分子晶体沸点的因素有范德华力和氢键，H2O与CH3OH均为极性分子，H2O分子间氢键比甲醇多，故H2O的沸点高，CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大，沸点更高。5(2)[2016·全国卷Ⅱ，37(2)③]硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
氨的沸点______(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是_____________________。
(3)[2016·全国卷Ⅲ，37(4)]GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是_________________________________。
(4)[2014·全国卷Ⅰ，37(3)节选]乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是
_________________________。高于氨气分子间可形成氢键1234GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体CH3COOH存在分子间氢键52.按要求解答下列问题：
(1)碳能与氢、氮、氧三种元素组成化合物CO(NH2)2，该物质易溶于水的主要原因是
________________________________________。
(2)搭载“神舟十一号”的长征-2F火箭使用的推进剂燃料由N、H两种元素组成，且原子个数N∶H＝1∶2，其水溶液显碱性。
①该物质中N原子的杂化方式为_____，溶于水呈碱性的原因为__________________
_______(用离子方程式表示)。
②氮元素的第一电离能比相邻的氧元素大，其原因为___________________________
__________________________________________________________。化合物CO(NH2)2分子与水分子之间存在氢键sp31234＋OH－氮原子的2p轨道为2p3半充满稳定状态，不易再电离出电子，故氮原子第一电离能大于氧原子5(3)MgCO3分解温度比CaCO3低的原因是_____________________________________
________________________________。
(4)钛比钢轻，比铝硬，是一种新兴的结构材料。
①钛、铝的价电子排布式分别是：________________。
②钛的硬度比铝大的原因是_____________________________________________。氧化镁晶格能比氧化钙大，使得Mg2＋比12343d24s2、3s23p1钛原子的价电子数比铝多，形成的金属键比铝强53.简要解答下列问题。
(1)氧元素的氢化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是__________________
_______________。水分子与乙醇分子之间形成氢键1234解析 H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，是因为水分子与乙醇分子之间可形成氢键。5(2)已知苯酚( )具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形
成的离子 能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数
Ka2(水杨酸)_____(填“>”或“<”)Ka(苯酚)，其原因是_______________________
__________________________。<—COO－与—OH形成分子1234内氢键，使其更难电离出H＋5(3)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_____________
______________。 的沸点比 高，原因是
____________________________________________________________________________________________________。O—H键、氢键、范德华力1234形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大解析 氢键弱于共价键而强于范德华力。对羟基苯甲醛形成分子间氢键，使其沸点升高，邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，对其沸点的影响不如分子间氢键。54.(1)Al2O3、SiC、Si、金刚石中属于原子晶体的有__________________，其熔点高低顺序为_______________，其理由是__________________________________________
______________________________。SiC、Si、金刚石金刚石>SiC>Si1234C—C、C—Si、Si—Si键的键长依次增大，键能依次减小，熔点依次降低解析 SiC、Si、金刚石均为原子晶体，原子晶体中共价键键长越短，键能越大，熔、沸点越高。5(2)干冰、冰二者熔点较高的是_____。其理由是_________________________。冰冰晶体中分子间存在氢键1234解析 冰晶体中含有氢键，熔点反常高。(3)CS2熔点高于CO2的理由是________________________________________________
___________。CS2和CO2均为分子晶体，CS2的相对分子质量大，分子间作用力大解析 CS2、CO2均为分子晶体，组成、结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。55.H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用_____杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H 键角大，原因为____________________________________________
__________________________。sp3H2O中O原子有两对孤电子对，H3O＋中O原子只有1234一对孤电子对，排斥力较小5常考题空4
晶体结构与有关晶胞参数的计算1.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。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个原子)
F.面心立方(含4个原子)2.答题模板
(1)计算晶体密度的方法(2)计算晶体中微粒间距离的方法题组一 根据示意图计算晶胞中的微粒数或化学式
1.131I2晶体的晶胞结构如图甲所示，该晶胞中含有______个131I2分子；KI的晶胞结构如图乙所示，每个K＋紧邻________个I－。461234对点集训5解析 由131I2晶胞结构图可知，碘分子位于晶胞的8个顶点和6个面心上，故一个晶胞中含有4个131I2分子；KI晶胞与NaCl晶胞结构相似，每个K＋紧邻6个I－，同层有4个，上下各1个。672.硼酸的结构与石墨相似如下图所示，层内的分子以氢键相连，含1 mol硼酸的晶体中有_____ mol氢键。312345解析 由硼酸的层状结构图可知，1个硼酸分子形成了6个氢键，但每个氢键是2个硼酸分子共用的，所以1个硼酸分子平均含3个氢键，则含有1 mol H3BO3的晶体中有3 mol氢键。673.利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，如图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为______，该功能陶瓷的化学式为______。2BN12345674.石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。该晶胞中M原子的个数为______，该材料的化学式为________。12M3C601234567题组二 根据晶胞结构示意图，计算晶胞的边长或密度
5.[2017·全国卷Ⅰ，35(4)(5)](1)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＝0.446 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____。1212345671234567(2)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。体心棱心12345解析 由图可知K、I的最短距离为体对角线的一半，I处于顶角，K处于体心，I、O之间的最短距离为边长的一半，I处于顶角，O处于棱心。67①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。6.[2016·全国卷Ⅱ，37(4)]某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。3∶11234567②若合金的密度为d g·cm－3，晶胞参数a＝_____________nm。12345677.(2019·湖南高三高考模拟)观察下列晶胞结构，按要求解答问题：1234567解析 D与周围4个原子形成正四面体结构，D与顶点A的连线处于晶胞体对角线上，过面心B、C及上底面面心原子的平面平行于侧面且将晶胞2等分，同理过D原子的且平行于侧面的平面将半个晶胞2等分，可知D到各坐标平面的距离均为晶胞棱长的 。1234567(2)副族元素Mn和元素Se形成的某化合物属于立方晶系，其晶胞结构如图②所示，其中( 为Se， 为Mn)，则Se的配位数为___，Mn和Se的摩尔质量分别为M1 g·mol－1、
M2 g·mol－1，该晶体的密度为ρ g·cm－3，则Mn—Se键的键长为________________ _____ nm(写表达式即可)。412345×107671234567(3)KI的晶胞结构如图③所示，已知其晶体的密度为ρ g·cm－3，K和I的摩尔质量分别为MK g·mol－1和MI g·mol－1，原子半径分别为rK pm和rI pm，阿伏加德罗常数的值为
NA，则KI晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为__________________________(写表达式即可)。12345671234567本课结束第二篇
常考题空1 电子排布、电离能和电负性
1.熟记构造原理示意图
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.明确表示基态原子核外电子排布的四种方法
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)
3.元素第一电离能的递变性
同周期(从左到右)
同主族(自上而下)
第一电离能
增大趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族的特殊性)
依次减小
(1)特例
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半充满(p3、d5、f7)和全充满(p6、d10、f14)的结构时，原子的能量较低，为稳定状态，该元素具有较大的第一电离能，如第一电离能：Be>B；Mg>Al；N>O；P>S。
(2)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1?In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2?I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
4.元素电负性的递变性
(1)规律
同周期元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。
(2)应用
题组一 核外电子排布规律
1.高考组合题
(1)[2017·全国卷Ⅰ，35(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________。
(2)[2017·全国卷Ⅲ，35(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______________。
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(1)]镍元素基态原子的电子排布式为______________，3d能级上的未成对电子数为________。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(1)]写出基态As原子的核外电子排布式________________。
(5)[2016·江苏，21(1)]Zn2＋基态核外电子排布式为______________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)N 球形
(2)1s22s22p63s23p63d74s2{或[Ar]3d74s2} O Mn
(3)1s22s22p63s23p63d84s2{或[Ar]3d84s2} 2
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p3{或[Ar]3d104s24p3}
(5)1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}
2.按要求解答下列问题
(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。在基态14C原子中，核外存在________对自旋方向相反的电子。
(2)N的基态原子核外电子排布式为________；Se的基态原子最外层有________个电子。
(3)Cu、Cu2＋、Cu＋基态核外电子排布式分别为_________________、___________________、____________________________。
(4)Mg原子核外电子排布式为___________________________________________；Ca原子最外层电子的能量________(填“低于”“高于”或“等于”)Mg原子最外层电子的能量。
(5)基态铁原子有________个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为_____________。
答案 (1)电子云 2
(2)1s22s22p3 6
(3)Cu：1s22s22p63s23p63d104s1{或[Ar]3d104s1}
Cu2＋：1s22s22p63s23p63d9{或[Ar]3d9}
Cu＋：1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}
(4)1s22s22p63s2{或[Ne]3s2} 高于
(5)4 1s22s22p63s23p63d5{或[Ar]3d5}
题组二 电离能、电负性的比较与判断
3.高考组合题
(1)[2016·全国卷Ⅱ，37(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＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是__________________
________________________________________________________________________。
(2)[2016·全国卷Ⅲ，37(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)[2017·江苏，21(3)]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__________________。
(4)[2017·全国卷Ⅱ，35(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____________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)金属 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 (2)大于 小于 (3)H解析 (1)铜和镍属于金属，则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu>INi。(2)同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Ga大于As，As原子的4p轨道处于半充满的稳定结构，所以第一电离能Ga小于As。
4.元素的性质
(1)原子半径：Al________Si，电负性：N________O。(填“>”或“<”)
(2)已知X、Y和Z均为第三周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表：
电离能/kJ·mol－1
I1
I2
I3
I4
X
496
4 562
6 912
9 543
Y
738
1 451
7 733
10 540
Z
578
1 817
2 745
11 578
①写出X的核外电子排布式：______________________________________________。
②元素Y的第一电离能大于Z的原因是______________________________________。
(3)中国古代四大发明之一——黑火药，它的爆炸反应为2KNO3＋3C＋SK2S＋N2↑＋3CO2↑，除S外，上述元素的电负性从大到小依次为_______________________。
答案 (1)＞ ＜
(2)①1s22s22p63s1{或[Ne]3s1} ②Mg原子的3p轨道全空，结构稳定
(3)O>N>C>K
常考题空2 成键方式、杂化类型及立体构型的判断
1.σ键、π键的判断方法
(1)由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
(2)由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
(3)由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全都是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
2.杂化轨道和空间结构的判断方法
(1)明确杂化轨道类型与分子结构的关系
杂化轨道类型
杂化轨道数目
分子构型
实例
sp
2
直线形
CO2、BeCl2、HgCl2
sp2
3
平面三角形
BF3、BCl3、CH2O
sp3
4
等性杂化：正四面体
CH4、CCl4、NH
不等性杂化：具体情况不同
NH3(三角锥形)、H2S、H2O(V形)
(2)应用价层电子对互斥理论判断
①基本观点：分子中的价层电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离。
②价层电子对数的计算
价层电子对数＝成键电子对数＋中心原子的孤电子对数＝
③价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。
价层电子对数目
电子对的立体构型
成键电子对数
孤电子对数
分子的立体构型
实例
2
直线形
2
0
直线形
CO2、C2H2
3
三角形
3
0
三角形
BF3、SO3
2
1
V形
SnCl2、PbCl2
4
四面体
4
0
正四面体
CH4、SO、CCl4、NH
3
1
三角锥形
NH3、PH3
2
2
V形
H2O、H2S
(3)应用等电子原理判断
①基本观点：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征，具有许多相近的性质。
②熟记下列常见的等电子体
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN－、NO、N
AX2
16e－
直线形
CO、NO、SO3
AX3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
SO、PO
AX4
32e－
正四面体形
PO、SO、ClO
AX3
26e－
三角锥形
CO、N2
AX
10e－
直线形
CH4、NH
AX4
8e－
正四面体形
题组一 σ键、π键的判断
1.高考题组合
(1)[2018·江苏，21(4)]N2分子中σ键与π键的数目比n(σ)∶n(π)＝________。
(2)[2017·江苏，21(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)[2015·全国卷Ⅰ，37(3)节选]CS2分子中，共价键的类型有________________。
答案 (1)1∶2 (2)sp2和sp3 9NA (3)σ键和π键
解析 (2)丙酮中—CH3中碳原子形成4个单键，为sp3杂化，羰基中碳原子形成3个σ键，1个π键，为sp2杂化。丙酮的结构式为有9个σ键(6个C—H键，2个C—C键，1个C—O键)。
题组二 杂化方式、立体构型的判断
2.高考题组合
(1)[2017·全国卷Ⅲ，35(2)]CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。
(2)[2016·全国卷Ⅱ，37(2)①][Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。
(3)[2016·全国卷Ⅲ，37(3)]AsCl3分子的立体构型为________。
(4)[2017·全国卷Ⅰ，35(3)]X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离子。I离子的几何构型为________，中心原子的杂化类型为________。
答案 (1)sp sp3 (2)正四面体 (3)三角锥形 (4)V形 sp3
解析 (4)I离子中价层电子对数为＝4，中心原子为sp3杂化，有2对孤电子对，故几何构型为V形。
3.按要求解答下列问题
(1)已知ClO为角形，中心氯原子周围有四对价层电子。ClO中心氯原子的杂化轨道类型为________，写出一个ClO的等电子体：________。
(2)①H2SeO3的中心原子杂化类型是________；SeO的立体构型是________。
②与SeO互为等电子体的分子有(写一种物质的化学式即可)__________________。
(3)CaCN2中阴离子为CN，与CN互为等电子体的分子有N2O和________________(填化学式)，由此可以推知CN的立体构型为________。
(4)阳离子(H3O＋)的立体构型为________，氧原子的杂化轨道类型为________。
答案 (1)sp3 Cl2O(或OF2)
(2)①sp3 三角锥形 ②PCl3
(3)CO2 直线形
(4)三角锥形 sp3
解析 (1)ClO中心Cl原子周围有四对价层电子，故为sp3杂化；ClO中含有3个原子，且其价电子总数是20，与之互为等电子体的分子有Cl2O和OF2。
(2)①H2SeO3的中心原子的价层电子对数＝×(6＋2)＝4，所以中心原子杂化方式为sp3杂化，SeO的中心原子Se的价层电子对数＝×(6＋2)＝4，离子中有一对孤电子对，所以SeO的立体构型是三角锥形。②等电子体是指价电子和原子数都相等的微粒，与SeO互为等电子体的分子有PCl3。
(3)CN中含有3个原子，且其价电子总数是16，与之互为等电子体的分子有N2O和CO2，而CO2的结构式是O==C==O，立体构型是直线形，等电子体结构相似，所以CN的立体构型为直线形。
(4)H3O＋中中心原子O的价层电子对数＝×(6＋3－1)＝4，因而为sp3杂化，离子中有一对孤电子对，故H3O＋为三角锥形。
4.碳与氢、氮、氧能形成多种重要物质。
(1)尿素[CO(NH2)2]分子中碳、氮的杂化方式分别为__________、__________。
(2)CO的立体构型是__________。
(3)图①为嘌呤的结构，嘌呤中轨道之间的夹角∠1比∠2大，请解释原因：
________________________________________________________________________。
(4)图②为碳的一种同素异形体C60分子，每个C60分子中含有σ键的数目为__________。
(5)图③为碳的另一种同素异形体——金刚石的晶胞结构，D与周围4个原子形成的空间结构是__________________。
答案 (1)sp2 sp3
(2)平面三角形
(3)∠1含有孤电子对，孤电子对的斥力大于成键电子对的斥力，因而夹角∠1比∠2大
(4)90
(5)正四面体
常考题空3 结构决定性质——解释原因类简答题
1.孤电子对对键角的影响
(1)孤电子对比成键电子对的斥力大，排斥力大小顺序为LP—LP?LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。
(2)排斥力大小对键角的影响
分子
杂化轨道角度
排斥力分析
实际键角
H2O
109°28′
LP—LP?LP—BP>BP—BP
105°
NH3
109°28′
LP—BP>BP—BP
107°
COCl2
120°
C==O对C—Cl的排斥力大于C—Cl对C—Cl的排斥力
形成两种键角分别为124°18′、111°24′
2.范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响
作用力类型
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
影响物质的熔点、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
3.晶体熔、沸点高低的比较
(1)一般情况下，不同类型晶体的熔、沸点高低规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体，如：金刚石＞NaCl＞Cl2；金属晶体＞分子晶体，如：Na＞Cl2(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)。
(2)形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔、沸点就越高，如：金刚石＞石英＞碳化硅＞晶体硅。
(3)形成离子晶体的阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔、沸点就越高，如：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
(4)金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al＞Mg＞Na。
(5)分子晶体的熔、沸点比较规律
①组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔、沸点就越高，如：HI＞HBr＞HCl；
②组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如：CO＞N2；
③同分异构体分子中，支链越少，其熔、沸点就越高，如：正戊烷＞异戊烷＞新戊烷；
④同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物＞间位取代物＞对位取代物，如：邻二甲苯＞间二甲苯＞对二甲苯。
4.答题模板——结构决定性质简答题
首先叙述结构，然后阐述原理，最后回扣本题结论。
例 [2016·全国卷Ⅰ，37(2)(3)](2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。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___________________
________________________________________________________________________。
物质
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
－49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
答案 (2)Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键
(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。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
1.高考题组合
(1)[2017·全国卷Ⅲ，35(3)]在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为__________________________________，
原因是________________________________________________________________________。
(2)[2016·全国卷Ⅱ，37(2)③]硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是__________________。
(3)[2016·全国卷Ⅲ，37(4)]GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)[2014·全国卷Ⅰ，37(3)节选]乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是
_______________________________________________________________________。
答案 (1)H2O>CH3OH>CO2>H2 H2O与CH3OH均为极性分子，水分子间含氢键比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力较大
(2)高于 氨气分子间可形成氢键
(3)GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体
(4)CH3COOH存在分子间氢键
解析 (1)影响分子晶体沸点的因素有范德华力和氢键，H2O与CH3OH均为极性分子，H2O分子间氢键比甲醇多，故H2O的沸点高，CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大，沸点更高。
2.按要求解答下列问题：
(1)碳能与氢、氮、氧三种元素组成化合物CO(NH2)2，该物质易溶于水的主要原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)搭载“神舟十一号”的长征-2F火箭使用的推进剂燃料由N、H两种元素组成，且原子个数N∶H＝1∶2，其水溶液显碱性。
①该物质中N原子的杂化方式为______________________________________，溶于水呈碱性的原因为____________________________________________(用离子方程式表示)。
②氮元素的第一电离能比相邻的氧元素大，其原因为__________________________。
(3)MgCO3分解温度比CaCO3低的原因是_____________________________________。
(4)钛比钢轻，比铝硬，是一种新兴的结构材料。
①钛、铝的价电子排布式分别是：__________________________________________。
②钛的硬度比铝大的原因是__________________________________________。
答案 (1)化合物CO(NH2)2分子与水分子之间存在氢键
(2)①sp3 N2H4＋H2O??N2H＋OH－ ②氮原子的2p轨道为2p3半充满稳定状态，不易再电离出电子，故氮原子第一电离能大于氧原子
(3)氧化镁晶格能比氧化钙大，使得Mg2＋比Ca2＋更容易结合CO中的氧离子
(4)①3d24s2、3s23p1 ②钛原子的价电子数比铝多，形成的金属键比铝强
3.简要解答下列问题。
(1)氧元素的氢化物(H2O)在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是_________________。
(2)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)________(填“>”或“<”)Ka(苯酚)，其原因是_______________________________。
(3)H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_______________。
的沸点比高，原因是____________________。
答案 (1)水分子与乙醇分子之间形成氢键
(2)< —COO－与—OH形成分子内氢键，使其更难电离出H＋
(3)O—H键、氢键、范德华力 形成分子内氢键，而形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大
解析 (1)H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，是因为水分子与乙醇分子之间可形成氢键。
(2)氧的电负性较大，则能形成分子内氢 键，即O—H…O(—COO－中双键氧与羟基氢之间存在氢键)，其大小介于化学键和范德华力之间，使其更难电离出H＋，则水杨酸第二级电离常数小于苯酚的电离常数。
(3)氢键弱于共价键而强于范德华力。对羟基苯甲醛形成分子间氢键，使其沸点升高，邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，对其沸点的影响不如分子间氢键。
4.(1)Al2O3、SiC、Si、金刚石中属于原子晶体的有________________________，其熔点高低顺序为________________________________________________________________________，
其理由是__________________________________________________________。
(2)干冰、冰二者熔点较高的是___________________________________________。
其理由是_________________________________________________________。
(3)CS2熔点高于CO2的理由是____________________________________________。
答案 (1)SiC、Si、金刚石 金刚石>SiC>Si C—C、C—Si、Si—Si键的键长依次增大，键能依次减小，熔点依次降低
(2)冰 冰晶体中分子间存在氢键
(3)CS2和CO2均为分子晶体，CS2的相对分子质量大，分子间作用力大
解析 (1)SiC、Si、金刚石均为原子晶体，原子晶体中共价键键长越短，键能越大，熔、沸点越高。
(2)冰晶体中含有氢键，熔点反常高。
(3)CS2、CO2均为分子晶体，组成、结构相似，相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。
5.H＋可与H2O形成H3O＋，H3O＋中O原子采用____________杂化。H3O＋中H—O—H键角比H2O中H—O—H 键角大，原因为___________________________________________。
答案 sp3 H2O中O原子有两对孤电子对，H3O＋中O原子只有一对孤电子对，排斥力较小
常考题空4 晶体结构与有关晶胞参数的计算
1.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。
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个原子)
F.面心立方(含4个原子)
2.答题模板
(1)计算晶体密度的方法
(2)计算晶体中微粒间距离的方法
题组一 根据示意图计算晶胞中的微粒数或化学式
1.131I2晶体的晶胞结构如图甲所示，该晶胞中含有______个131I2分子；KI的晶胞结构如图乙所示，每个K＋紧邻________个I－。
答案 4 6
解析 由131I2晶胞结构图可知，碘分子位于晶胞的8个顶点和6个面心上，故一个晶胞中含有4个131I2分子；KI晶胞与NaCl晶胞结构相似，每个K＋紧邻6个I－，同层有4个，上下各1个。
2.硼酸的结构与石墨相似如下图所示，层内的分子以氢键相连，含1 mol硼酸的晶体中有________ mol氢键。
答案 3
解析 由硼酸的层状结构图可知，1个硼酸分子形成了6个氢键，但每个氢键是2个硼酸分子共用的，所以1个硼酸分子平均含3个氢键，则含有1 mol H3BO3的晶体中有3 mol氢键。
3.利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷，如图为其晶胞结构示意图，则每个晶胞中含有B原子的个数为________，该功能陶瓷的化学式为________。
答案 2 BN
解析 的个数：1＋8×＝2；的个数：1＋4×＝2，所以每个晶胞中含有B原子、N原子的个数均为2，其化学式为BN。
4.石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。该晶胞中M原子的个数为________，该材料的化学式为________。
答案 12 M3C60
解析 由晶胞结构图可知，位于棱上的M原子数为12，内部M原子数为9，M原子数共12×＋9＝12；C60位于顶点8个，面心6个，含C60数共8×＋6×＝4。M原子与C60微粒数之比为3∶1，因而化学式M3C60。
题组二 根据晶胞结构示意图，计算晶胞的边长或密度
5.[2017·全国卷Ⅰ，35(4)(5)](1)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＝0.446 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______。
(2)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)0.315(或×0.446) 12 (2)体心 棱心
解析 (1)根据晶胞结构可知，K与O间的最短距离为面对角线的一半，即nm≈0.315 nm。K、O构成面心立方，配位数为12(同层4个，上、下层各4 个)。(2)由图可知K、I的最短距离为体对角线的一半，I处于顶角，K处于体心，I、O之间的最短距离为边长的一半，I处于顶角，O处于棱心。
6.[2016·全国卷Ⅱ，37(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d g·cm－3，晶胞参数a＝________nm。
答案 ①3∶1 ②×107
解析 ①根据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为6×＝3，镍原子的个数为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d g·cm－3，根据ρ＝，则晶胞参数a＝×107 nm。
7.(2019·湖南高三高考模拟)观察下列晶胞结构，按要求解答问题：
(1)图①为金刚石的晶胞结构，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)副族元素Mn和元素Se形成的某化合物属于立方晶系，其晶胞结构如图②所示，其中(为Se，为Mn)，则Se的配位数为_____，Mn和Se的摩尔质量分别为M1 g·mol－1、M2 g·mol－1，该晶体的密度为ρ g·cm－3，则Mn—Se键的键长为__________ nm(写表达式即可)。
(3)KI的晶胞结构如图③所示，已知其晶体的密度为ρ g·cm－3，K和I的摩尔质量分别为MK g·mol－1和MI g·mol－1，原子半径分别为rK pm和rI pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则KI晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为_____________________________(写表达式即可)。
答案 (1)(，，)
(2)4 ×107
(3)×100%
解析 (1)D与周围4个原子形成正四面体结构，D与顶点A的连线处于晶胞体对角线上，过面心B、C及上底面面心原子的平面平行于侧面且将晶胞2等分，同理过D原子的且平行于侧面的平面将半个晶胞2等分，可知D到各坐标平面的距离均为晶胞棱长的。(2)在晶体中每个Se原子连接4个Mn原子，每个Mn原子连接4个Se原子，所以Se原子的配位数是4；在一个晶胞中含有Se的原子个数为：×8＋×6＝4；含有的Mn原子数为4，晶胞密度为ρ g·cm－3，晶胞参数L＝ cm，晶胞体对角线长度为L＝ cm，由于距离最近的Se原子和Mn原子的距离为晶胞体对角线长度的，因此距离最近的Se原子和Mn原子的距离为×107 nm。(3)一个晶胞中，含有4个KI，所以一个晶胞中，V球＝4×π(r＋r)＝π(r＋r)，KI晶体的密度为ρ g·cm－3，K和I的摩尔质量分别为MK g·mol－1和MI g·mol－1，则ρ＝，a3＝×1030，所以KI晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%＝×10－30×100%＝×100%。
物质结构与性质逐空特训
1.(2019·海南，19，改编)Ⅰ.下列各组物质性质的比较，结论正确的是________。
A.分子的极性：BCl3＜NCl3
B.物质的硬度：NaI＞NaF
C.物质的沸点：HF＜HCl
D.在CS2中的溶解度：CCl4＜H2O
Ⅱ.锰单质及其化合物应用十分广泛。回答下列问题：
(1)Mn位于元素周期表中第四周期____族，基态Mn原子核外未成对电子有______个。
(2)MnCl2可与NH3反应生成[Mn(NH3)6]Cl2，新生成的化学键为______键。NH3分子的空间构型为______，其中N原子的杂化轨道类型为__________。
(3)金属锰有多种晶型，其中δ-Mn的结构为体心立方堆积，晶胞参数为a pm，δ-Mn中锰的原子半径为______________ pm。已知阿伏加德罗常数的值为NA，δ-Mn的理论密度ρ＝______________________________ g·cm－3。(列出计算式)
(4)已知锰的某种氧化物的晶胞如图所示，其中锰离子的化合价为__________，其配位数为__________。
答案 Ⅰ.A Ⅱ.(1)ⅦB 5
(2)配位 三角锥形 sp3
(3)
(4)＋2 6
解析 Ⅰ.BCl3中B原子达到最高化合价＋3价，是非极性分子；而NCl3的N原子上有一对孤电子对，是极性分子，所以分子极性：BCl3＜NCl3，A项正确；NaF、NaI都是离子晶体，阴、阳离子通过离子键结合，由于离子半径：F－＜I－，离子半径越小，离子键越强，物质的硬度就越大，所以物质硬度：NaF＞NaI，B项错误；HCl分子之间只存在分子间作用力，而HF分子之间除存在分子间作用力外，还存在氢键，因此HF的沸点比HCl的高，C项错误；CCl4 、CS2都是由非极性分子构成的物质，H2O是由极性分子构成的物质，根据相似相溶原理可知，由非极性分子构成的溶质CCl4容易溶解在由非极性分子构成的溶剂CS2中，由极性分子H2O构成的溶质不容易溶解在由非极性分子构成的溶剂CS2中，所以溶解度：CCl4＞H2O，D项错误。
Ⅱ.(1)Mn是25号元素，在元素周期表中第四周期ⅦB族，根据构造原理可得基态Mn原子核外电子排布式1s22s22p63s23p63d54s2，根据电子排布式可知，该原子核外的未成对电子有5个。(2)MnCl2中的Mn2＋上有空轨道，而NH3的N原子上有孤电子对，因此二者反应可形成络合物[Mn(NH3)6]Cl2，则新生成的化学键为配位键。NH3中N原子的价层电子对数为3＋＝4，且N原子上有一对孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥作用大于成键电子对的排斥作用，所以NH3分子的立体构型为三角锥形，其中N原子的杂化轨道类型为sp3杂化。(3)体心立方结构中Mn原子在晶胞顶点和体心内，体对角线为Mn原子半径的4倍，由于晶胞参数为a pm，则a pm＝4r，则Mn原子半径r＝ pm；在一个Mn晶胞中含有的Mn原子数为8×＋1＝2，则根据晶体密度ρ＝，可得晶胞密度ρ＝＝＝ g·cm－3。(4)在晶胞中含有的Mn原子数目为：×12＋1＝4，含有的O原子数目为：×8＋×6＝4，n(Mn)∶n(O)＝4∶4＝1∶1，所以该氧化物的化学式为MnO，根据化合物中元素化合价代数和等于0可知，由于O的化合价为－2价，所以Mn的化合价为＋2价；根据晶胞结构可知：在Mn原子上、下、前、后、左、右6个方向各有一个O原子，所以Mn原子的配位数是6。
2.(2019·江苏，21A)Cu2O广泛应用于太阳能电池领域。以CuSO4、NaOH和抗坏血酸为原料，可制备Cu2O。
(1)Cu2＋基态核外电子排布式为________________。
(2)SO的空间构型为__________________________(用文字描述)；Cu2＋与OH－反应能生成[Cu(OH)4]2－，[Cu(OH)4]2－中的配位原子为________________(填元素符号)。
(3)抗坏血酸的分子结构如图1所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为__________________________；推测抗坏血酸在水中的溶解性：______________(填“难溶于水”或“易溶于水”)。
(4)一个Cu2O晶胞(如图2)中，Cu原子的数目为______。
答案 (1)[Ar]3d9(或1s22s22p63s23p63d9) (2)正四面体形 O (3)sp3、sp2 易溶于水 (4)4
解析 (1)Cu为29号元素，根据构造原理可知，Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1或1s22s22p63s23p63d104s1，失去2个电子后变为Cu2＋，则Cu2＋的核外电子排布式为[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9。(2)SO中S没有孤电子对，价电子对数为0＋4＝4，故S为sp3杂化，SO的空间构型为正四面体形。该配离子中Cu提供空轨道，O提供孤电子对，故配位原子为O。(3)该分子中形成单键的碳原子为sp3杂化，形成双键的碳原子为sp2杂化。1个抗坏血酸分子中含有4个羟基，其可以与H2O形成分子间氢键，所以抗坏血酸易溶于水。(4)根据均摊法知，该晶胞中白球个数为8×＋1＝2，黑球个数为4，白球和黑球数目之比为1∶2，所以Cu为黑球，1个晶胞中含有4个Cu原子。
3.铁及其化合物用途非常广泛，如氯化铁常用作氧化剂、废水处理的絮凝剂，硫酸亚铁铵常用作还原剂，二茂铁可用作火箭燃料添加剂、高温润滑剂。
(1)基态Fe2＋核外电子排布式为__________________________________________。
(2)N、O、S三种元素形成的简单氢化物的沸点由高到低的顺序为______________。NH的键角____________(填“大于”或“小于”)H3O＋的键角，理由是_________________
________________________________________________________________________。
(3)Fe2＋可与环戊二烯离子(C5H)形成化合物二茂铁[(C5H5)2Fe]，它是一种夹心式结构的配位化合物，且两个C5H环是平行的，其中碳原子的杂化方式是_______________________。
(4)FeCl3的熔点为282 ℃，沸点为315 ℃，在400 ℃时，它的蒸气中有双聚分子Fe2Cl6存在，其中每个Fe原子周围的Cl原子呈四面体排布，则FeCl3属于________晶体，该双聚分子中最多有________个原子共平面。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d6(或[Ar]3d6)
(2)H2O＞NH3＞H2S 大于 NH中的N原子、H3O＋中的O原子都采取sp3杂化，但H3O＋中含有1对孤电子对，对其他成键电子对的排斥作用更大，使得H3O＋的键角偏小
(3)sp2
(4)分子 6
解析 (1)Fe元素为26号元素，Fe失去最外层2个电子变为Fe2＋，因此基态Fe2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6。(2)N、O、S的简单氢化物分别为NH3、H2O、H2S，H2O、NH3分子间存在氢键，H2S分子间无氢键，沸点由高到低的顺序为H2O＞NH3＞H2S；NH的键角大于H3O＋的键角，因为NH中的N原子、H3O＋中的O原子都采取sp3杂化方式，但H3O＋中含有1对孤电子对，对其他成键电子对的排斥力更大，故H3O＋的键角偏小。
(3)环戊二烯离子(C5H)的结构简式为－,5个C以sp2杂化方式形成了一个π大π键(5中心6电子大π键)，所以原子共处同一平面。
(4)FeCl3熔、沸点较低，且以共价键形成共价型分子，故属分子晶体。Fe2Cl6双聚分子的每个Fe原子外的Cl原子都形成以Fe原子为中心的正四面体结构，因此其结构为，所以该分子中有6个原子共平面。
4.(1)①C60和金刚石都是碳的同素异形体，二者相比较熔点高的是______________。
②超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝在绝缘材料中应用广泛，氮化铝晶体与金刚石类似，每个Al原子与______个氮原子相连，与同一个N原子相连的Al原子构成的立体构型为__________，氮化铝晶体属于________晶体。
③金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液体Ni(CO)4，呈正四面体构型。试推测Ni(CO)4的晶体类型是______，Ni(CO)4易溶于下列______(填字母，下同)。
A.水 B．四氯化碳
C.苯 D．硫酸镍溶液
④氯化铝在177.8 ℃时升华，蒸气或熔融状态以Al2Cl6形式存在。下列关于氯化铝的推断错误的是________。
A.氯化铝为共价化合物 B．氯化铝为离子化合物
C.氯化铝难溶于有机溶剂 D．Al2Cl6中存在配位键
(2)硒化锌(ZnSe)是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图所示，该晶胞中硒原子的配位数为________；若该晶胞密度为ρ g·cm－3，硒化锌的摩尔质量为M g·mol－1。NA代表阿伏加德罗常数，则晶胞参数a为________pm。
答案 (1)①金刚石 ②4 正四面体形 原子 ③分子晶体 BC ④BC
(2)4 ×1010
解析 (1)①C60是分子晶体、金刚石是原子晶体，所以金刚石的熔点远远高于C60的熔点。②由金刚石结构每个C原子均以sp3杂化与其他四个C原子相连形成四个共价键构成正四面体结构可推测。③由挥发性液体可知Ni(CO)4是分子晶体，由正四面体构型可知Ni(CO)4是非极性分子。④由氯化铝易升华可知氯化铝是分子晶体，Al—Cl键不属于离子键应该为共价键，Al原子最外层三个电子全部成键，形成三个Al—Cl σ键，无孤电子对，是非极性分子，易溶于有机溶剂，Al有空轨道，与氯原子的孤电子对能形成配位键，A、D正确。(2)根据硒化锌晶胞结构图可知，每个锌原子周围有4个硒原子，每个硒原子周围也有4个锌原子，所以硒原子的配位数为4，该晶胞中含有硒原子数为8×＋6×＝4，含有锌原子数为4，根据ρ＝＝，所以V＝，则晶胞参数a＝ cm＝×1010 pm。
5.第ⅤA族的氮、磷、砷(As)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含第ⅤA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。
(1)砷元素的基态原子价层电子排布图为________。
(2)氮元素的单质除了N2外，还有N4，则N4中N的轨道杂化方式为________。
(3)对氨基苯甲醛与邻氨基苯甲醛相比，沸点较高的是________(填“前者”或“后者”)，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)汽车安全气囊的产气药剂主要含有NaN3、Fe2O3、KClO4、NaHCO3等物质，在NaN3固体中阴离子的立体构型为________。
(5)王水溶解黄金的反应如下：Au＋HNO3＋4HCl===H[AuCl4]＋NO↑＋2H2O，产物中的H[AuCl4]是配合物，它的配位体是________。
(6)砷化镓属于第三代半导体，它能直接将电能转变为光能，砷化镓灯泡寿命是普通灯泡的100倍，而耗能只有其10%。推广砷化镓等发光二极管(LED)照明，是节能减排的有效举措。已知砷化镓的晶胞结构如图，晶胞参数a＝565 pm。
①砷化镓的化学式为______，镓原子的配位数为______。
②砷化镓的晶胞密度＝______________________________________g·cm－3(列式并计算，精确到小数点后两位)，m位置Ga原子与n位置As原子之间的距离为________pm(列式表示)。
答案 (1)
(2)sp3
(3)前者 前者形成分子间氢键，而后者形成分子内氢键，因而前者沸点高
(4)直线形
(5)Cl－
(6)①GaAs 4 ② g·cm－3≈5.34
解析 (1)根据砷元素所在的主族序数确定其价层电子数，再根据洪特规则和泡利原理确定价层电子排布图。(2)先确定孤电子对数，再由此确定轨道数，进而可知杂化方式。(3)根据形成氢键的特点判断熔、沸点的大小。(4)在NaN3固体中，阴离子为N，离子中有16个价电子，所以与CO2互为等电子体，根据等电子体结构相似判断，确定NaN3中阴离子的立体构型。(5)在配合物中，中心原子或离子含有空轨道，配位体含有孤电子对。(6)①根据砷化镓晶胞的结构图，m位置为Ga原子，n位置为As原子，利用均摊法可知，计算晶胞中含有Ga原子、As原子数目，可以确定其化学式，As原子配位数为4，结合化学式判断镓原子的配位数；②Ga原子与As原子之间的距离应为晶胞体对角线长度的，而晶胞的体对角线为晶胞棱长的倍。
6.锰的单质及其化合物的用途非常广泛。回答下列问题：
(1)基态锰原子的核外电子排布式为__________________________________________，
其d轨道中未成对电子数为________。
(2)MnO的熔点(1 650 ℃)比MnS的熔点(1 610 ℃)高，它们都属于________晶体。前者熔点较高的原因是_______________________________________________________________。
(3)锰的一种配合物的化学式为Mn(BH4)2(THF)3，THF的结构简式如图所示。
①与Mn2＋形成配位键的原子为________(填元素符号)。
②BH的立体构型为________，其中B原子的杂化轨道类型为________。
③写出两种与BH互为等电子体的分子或离子：________________。
(4)一种磁性材料的单晶胞结构如图所示。
①该晶胞中碳原子的原子坐标为________。
②Sn和Mn在晶体中的共同堆积方式为______(填“简单立方”“体心立方”“面心立方最密”或“六方最密”)堆积。
③若该晶胞的边长为a pm，NA表示阿伏加德罗常数的数值，则该晶体密度的表达式为ρ＝________ g·cm－3。
答案 (1)1s22s22p63s23p63d54s2{或[Ar]3d54s2} 5
(2)离子 MnO的晶格能大(或其他合理表述)
(3)①O ②正四面体形 sp3 ③CH4、SiH4(或NH等其他合理答案)
(4)①(，，) ②面心立方最密 ③
