题型四 逐空突破 物质结构与性质综合题的研究.docx

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”或“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[来源:学#科#网Z#X#X#K]‎ ‎3‎ ‎1‎ 三角锥形 NH3、PH3‎ ‎2‎ ‎2‎ V形 H2O、H2S 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CH3‎ OH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________。‎ ‎(2)H2SeO3的中心原子杂化类型是________；SeO的立体构型是________。‎ ‎(3)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 ‎(2)sp3　三角锥形 ‎(3)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。‎ ‎(2)H2SeO3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。‎ ‎(3)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.晶体的基本类型与性质 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 举例 NaCl、CsCl CO2、HCl SiO2、金刚石 Na、Fe 构成晶体粒子 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 粒子间的相互作用 离子键 分子间作用力 共价键 金属键 物 理 性 质 熔、沸点 较高 较低 高 一般较高 硬度 较大 较小 大 较大 其他 在熔融状态下或水溶液中能够导电 固态、熔融状态均不导电，溶于水可能导电 一般不导电，个别为半导体 导电、导热，有延展性，有金属光泽 ‎4.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。‎ ‎5.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，pp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。[来源:学#科#网Z#X#X#K]‎ ‎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“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 ‎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。‎ ‎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。[来源:Z|xx|k.Com]‎ ‎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。‎ 物质结构与性质逐空特训 ‎(40分钟)‎ ‎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δMn的结构为体心立方堆积，晶胞参数为a pm，δMn中锰的原子半径为______________ pm。已知阿伏加德罗常数的值为NA，δMn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·c m－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)。‎ 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：[来源:学科网]‎ ‎(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。‎ ‎[来源:Z,xx,k.Com]‎ ‎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