【优化方案】（全国通用）2016版高考化学二轮复习 上篇 专题突破方略 专题五 物质结构与性质学案.doc

专题五 物质结构与性质 ‎　　　2016高考导航——适用于全国卷Ⅰ 最新考纲 高频考点 高考印证 命题趋势 ‎1.原子结构与元素的性质 ‎(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。‎ ‎(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。‎ ‎(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。‎ ‎(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。‎ ‎2．分子结构与物质的性质 ‎(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。‎ ‎(2)了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。‎ ‎(3)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。‎ ‎(4)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。‎ ‎(5)了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。‎ ‎3．晶体结构与物质的性质 ‎(1)了解化学键和分子间作用力的区别。‎ ‎(2)了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。‎ ‎(3)了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。‎ ‎(4)能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。‎ ‎(5)了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。‎ 原子 结构 与元素 的性质 ‎2015·T37‎ ‎2014·T37‎ ‎2013·T37‎ ‎1.高考试题关于原子结构(选修模块)的考查主要体现在两个方面：一是电子排布式的书写，二是元素电离能和电负性的应用。基态原子或离子核外电子排布式的书写是考查的重要形式，此类试题难度不大，只要按要求和规则书写即可。做题时要注意审清题意和要求，然后结合电子排布规律书写。关于电离能和电负性，要把握其递变规律和主要应用，尤其要注意规律的特殊点的应用。‎ ‎2．分子结构与物质的性质内容高考中常见的考查点有：(1)σ键、π键的特征和判断；(2)常见分子的空间构型、中心原子杂化类型的判断；(3)配位化合物中配位体、配位数等的判断；(4)分子极性的判断以及极性大小的比较；(5)分子间作用力、氢键、配位键的特点及其对物质性质的影响等。其中共价键的分类、常见分子的空间构型与中心原子的杂化轨道类型已成为常考点。‎ ‎3．晶体结构和性质的考查重点是晶胞的组成、性质及结构的相关计算。其计算角度如下：(1)晶胞体积的计算；(2)晶体密度的计算；(3)晶胞中离子与离子之间距离的计算。对晶体性质的考查，主要是对物质熔沸点高低的判断等，此类试题一般难度不大，关键是要记住并应用好相关的判断方法。‎ 分子 结构 与物质 的性质 ‎2015·T37‎ ‎2014·T37‎ ‎2013·T37‎ 晶体 结构 与物质 的性质 ‎2015·T37‎ ‎2014·T37‎ ‎2013·T37‎ 考点一　原子结构与元素的性质 21‎ ‎[学生用书P65]‎ ‎1．书写基态原子(离子)核外电子排布式应注意的三个方面 ‎(1)基态原子能级顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d……，但书写基态原子核外电子排布式时，能层相同的能级按能量由低到高的顺序排在一起，如 Fe：1s22s22p63s23p63d64s2(√)，‎ ‎1s22s22p63s23p64s23d6(×)。‎ ‎(2)基态原子失电子时，一般先失去能层较高的能级上的电子，如Fe―→Fe2＋：[Ar]3d64s2―→[Ar]3d6(√)，[Ar]3d64s2―→[Ar]3d44s2(×)。‎ ‎(3)能量相同的原子轨道在全充满(如p6和d10)、半充满(如p3和d5)和全空(如p0和d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定，如Cr：1s22s22p63s23p63d44s2(×)，‎ ‎1s22s22p63s23p63d54s1(√)；‎ Cu：1s22s22p63s23p63d94s2(×)，1s22s22p63s23p63d104s1(√)。‎ 元素周期表前36号元素中，应特别关注 24Cr和 29Cu的核外电子排布式，二者是各种考试的考查热点。‎ ‎2．元素电离能、电负性的变化规律 ‎(1)电离能的变化规律 ‎①同一元素：I1O；同周期主族元素，从左到右，第一电离能呈依次增大的趋势，但是第ⅤA族元素(ns2np3)因p轨道处于半满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的第ⅥA族元素，故N>O。‎ ‎(2)当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，故Cu的基态原子价层电子排布图为。‎ ‎(3)与铜在同一周期，且未成对价电子数最多，可推知其价电子排布为3d54s1，应为Cr，原子序数为24，故其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。‎ ‎　(1)(2014·高考安徽卷)S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为________________________。‎ ‎(2)(2014·高考浙江卷自选模块)31Ga基态原子的核外电子排布式是________________________________________________________________________。‎ ‎(3)(2014·高考福建卷)基态硼原子的电子排布式为________________。‎ ‎(4)(2014·高考江苏卷)Cu＋基态核外电子排布式为____________________。‎ ‎(5)(2014·高考四川卷)镁所在周期中第一电离能最大的主族元素是________。‎ ‎(6)(2014·高考安徽卷)第一电离能：Si____S(用“>”或“P>S>Si>Mg>Al>Na，则第一电离能最大的是Cl。(6)根据第一电离能一般规律可知，第一电离能Si＜S。‎ 答案：(1)2　1s22s22p63s23p2(或[Ne]3s23p2)‎ ‎(2)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1)‎ ‎(3)1s22s22p1‎ ‎(4)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)‎ ‎(5)Cl　(6)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、沸点和溶解度等物理性质 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 ‎　　　　分子结构与性质 ‎1．(分子结构与性质高考经典题)(1)①碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是________________________________________________________________________。‎ ‎②CS2分子中，共价键的类型有________，C原子的杂化轨道类型是________，写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子：________________________________________________________________________。‎ ‎(2)新制备的Cu(OH)2可将乙醛(CH3CHO)氧化成乙酸，而自身还原成Cu2O。乙醛中碳原子的杂化轨道类型为________，1 mol乙醛分子中含有的σ键的数目为________，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)[2014·高考全国卷Ⅱ，T37－(2)(3)]周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。回答下列问题：‎ ‎①a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为________；分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是________(填化学式，写出两种)。‎ ‎②这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是________；酸根呈三角锥结构的酸是________。(填化学式)‎ ‎(4)碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：‎ 化学键 C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 键能/ (kJ·mol－1)‎ ‎356‎ ‎413‎ ‎336‎ ‎226‎ ‎318‎ ‎452‎ ‎①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(5)F－、K＋和Fe3＋三种离子组成的化合物K3FeF6，其中化学键的类型有________；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为________，配位体是________。‎ ‎[破题关键]　共价键的类型有σ键和π键，单键为σ键，双键有σ键和π键；有机物中碳原子无孤电子对，故碳原子周围若有2个原子，则为sp杂化，若有3个原子，则为sp2杂化，若有4个原子，则为sp3杂化；键能越小，分子越不稳定。‎ 21‎ 解析：(1)①碳原子核外最外层有4个电子且半径小，在化学反应中很难失去4个电子形成阳离子，也很难得到4个电子形成阴离子。因此，碳在形成化合物时，主要通过共用电子对形成共价键。‎ ‎②CS2分子中，存在σ键和π键。CS2分子中，C原子的价层电子对数为2，杂化轨道类型为sp。根据等电子理论，与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子有CO2、COS和N2O，离子有NO2、SCN－。‎ ‎(2)中心原子形成的杂化轨道用于形成σ键和容纳未成键电子。乙醛的结构简式为，其中—CH3上的碳原子形成4个σ键，采取sp3杂化，而上的碳原子形成3个σ键和1个π键，且不含未成键电子，采取sp2杂化。共价单键都是σ键，双键中有一个是σ键，另一个是π键，1 mol乙醛分子中含有4 mol C—H键、1 mol C—C键和1 mol C===O键，故1 mol乙醛含有6 mol σ键。乙酸和乙醛均能形成分子晶体，但乙酸分子之间能形成氢键，乙醛分子之间不能形成氢键，导致乙酸的沸点高于乙醛。‎ ‎(3)a、b、c、d、e为前四周期元素，a的核外电子总数与其周期数相同，且原子序数最小，a为H元素；c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，内层电子数为2，即，为O元素；b的价电子层中的未成对电子有3个，且原子序数小于O元素，则b为N元素；e的原子序数最大，且最外层只有1个电子，第四周期中，次外层有18个电子，最外层只有1个电子，共有29个电子，推知e为Cu元素；d与c同族，且原子序数比O大比Cu小，推知d为S元素。‎ ‎①a为H，与N、O、S可形成二元共价化合物，分别为NH3(三角锥形)、H2O(V形)、H2S(V形)，其中呈三角锥形的分子的中心原子的杂化方式，可利用价层电子对互斥理论先求价层电子对数为3＋×(5－3×1)＝4，故为sp3杂化；还能形成既含极性共价键、又含非极性共价键的化合物：H2O2(H—O—O—H)、N2H4，其中H—O、H—N为极性键，O—O、N—N为非极性键。‎ ‎②这些元素可形成含氧酸HNO2、HNO3、H2SO3、H2SO4，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是HNO2、HNO3；酸根呈三角锥结构的为H2SO3，SO价层电子对数为3＋×(6＋2－3×2)＝3＋1＝4。‎ ‎(4)①依据图表中键能数据分析，C—C键、C—H键键能大，难断裂；Si—Si键、Si—H键键能较小，易断裂，导致长链硅烷难以生成。‎ ‎②SiH4稳定性小于CH4，更易生成氧化物，是因为C—H键键能大于C—O键的，C—H键比C—O键稳定。Si—H 键键能远小于Si—O键的，不稳定，倾向于形成稳定性更强的Si—O键。‎ ‎(5)在K3FeF6中含有K＋与[FeF6]3－之间的离子键和[FeF6]3－中Fe3＋与F－之间的配位键，在配离子[FeF6]3－中F－是配位体。‎ 答案：(1)①C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定结构　②σ键和π键　sp　CO2、SCN－(或COS等)‎ ‎(2)sp3、sp2　6NA　CH3COOH存在分子间氢键 ‎(3)①sp3　H2O2、N2H4　②HNO2、HNO3　H2SO3‎ ‎(4)①C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定。而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成 21‎ ‎②C—H键的键能大于C—O键，C—H键比C—O键稳定。而Si—H键的键能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键 ‎(5)离子键、配位键　[FeF6]3－　F－‎ ‎[互动拓展]‎ ‎(1)有机物CH3—CH===CH—CN中σ键与π键之比是多少？碳原子的杂化方式有哪几种？‎ ‎(2)配位化合物内界与外界之间是什么化学键？配位体与中心原子之间的键本质上属于什么键？‎ 答案：(1)3∶1；有sp、sp2、sp3杂化。‎ ‎(2)离子键；配位体与中心原子之间的键属于共价键。‎ ‎　判断下列说法是否正确。‎ ‎(1)(2014·高考江苏卷)氧分别与镁、硅形成的化合物中化学键类型相同。(　　)‎ ‎(2)CO2分子中的化学键为非极性键。(　　)‎ ‎(3)HCHO分子中既含σ键又含π键。(　　)‎ ‎(4)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X原子的最外层电子数之比为4∶3，Z原子比X原子的核外电子数多4。‎ ‎①Y、Z形成的分子的空间构型可能是正四面体。(　　)‎ ‎②WY2分子中σ键与π键的数目之比是2∶1。(　　)‎ 解析：MgO中存在离子键，SiO2中存在共价键，(1)错误；CO2中的CO键属于极性键，(2)错误；HCHO的结构式为，分子中既含σ键又含π键，(3)正确；(4)根据题给信息，W、X、Y、Z为短周期主族元素，且W、X原子的最外层电子数之比为4∶3，W、X、Y、Z的原子序数依次增大，所以W为C，X为Al，再根据Z原子比X原子核外多4个电子，所以Z为Cl，则Y为Si、P、S中的一种。如果Y是Si，则Y和Z可形成SiCl4，空间构型为正四面体，①正确；WY2为CS2，分子中含有两个σ键和两个π键，个数比为1∶1，②错误。‎ 答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)①√　②×‎ ‎2．砷(As)在地壳中含量不大，但砷的化合物却是多种多样。‎ ‎(1)基态砷原子的电子排布式为________________________________________________________________________；‎ 砷与溴的第一电离能较大的是________。‎ ‎(2)AsH3是无色稍有大蒜味的气体。AsH3的沸点高于PH3，其主要原因是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)Na3AsO4可作杀虫剂。AsO的空间构型为________，与其互为等电子体的一种分子为____________。‎ ‎(4)某砷的氧化物俗称“砒霜”，其分子结构如图所示。该化合物的分子式为____________，As原子采取________杂化。‎ ‎(5)GaAs是人工合成的新型半导体材料，其晶体结构与金刚石相似。GaAs晶体中，As与Ga之间存在的化学键有________(填字母)。‎ A．离子键 B．σ键 C．π键 D．氢键 E．配位键 F．金属键 G．极性键 解析：(1)砷在第四周期第ⅤA族，溴在第四周期第ⅦA族，同周期第一电离能从左到右呈增大的趋势，故第一电离能As离子晶体>分子晶体。‎ ‎(2)同种类型晶体：构成晶体微粒间的作用力越大，则熔、沸点越高，反之则越低。‎ ‎①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔、沸点越高。‎ ‎②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔、沸点就越高。‎ ‎③原子晶体：键长越短，键能越大，则熔、沸点越高。‎ ‎(3)常温常压下状态：①熔点：固态物质>液态物质；②沸点：液态物质>气态物质。‎ ‎　　　　晶体结构与性质 21‎ ‎1．(晶体结构与性质高考经典题)(1)①CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，其固体属于________晶体。‎ ‎②碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：‎ a．在石墨烯晶体中，每个C原子连接________个六元环，每个六元环占有________个C原子。‎ b．在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接________个六元环，六元环中最多有________个C原子在同一平面。‎ ‎(2)[2015·高考全国卷Ⅱ，T37－(5)]O和Na能够形成化合物F，其晶胞结构如下图所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F的化学式为________；晶胞中O原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3)：________________________。‎ ‎(3)Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为________。列式表示Al单质的密度：____________________g·cm－3(不必计算出结果)。‎ ‎(4)[2014·高考全国卷Ⅱ，T37－(4)(5)]①Cu和O形成的一种离子化合物的晶体结构如图1，则Cu离子的电荷为________。‎ ‎②由H、N、O、S、Cu 5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是 ‎________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(5)在硅酸盐中，SiO四面体[如图(a)]通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根；其中Si原子的杂化形式为________，Si与O的原子数之比为________，化学式为________。‎ ‎(6)F、K和Ni三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。‎ ‎①该化合物的化学式为______；Ni的配位数为______；‎ ‎②列式计算该晶体的密度：________________________________________________________________________g·cm－3。‎ 21‎ ‎[破题关键]　(1)熔点较低的物质一般属于分子晶体；(2)化合物F的晶胞构成类似于CaF2的晶胞；(4)从图1晶胞中得Cu与O之比为2∶1，故离子化合物为Cu2O；图2中从配位体的构型可判断配位体为NH3和H2O，故配合物离子为[Cu(NH3)4(H2O)2]2＋，结合元素种类外界应为SO；(5)SiO构型可类比CH4，故为sp3杂化；图(b)中由于共用问题，Si与O原子个数比为1∶3。‎ 解析：(1)①因Fe(CO)5熔、沸点较低，常温下为液体，其固体应属于分子晶体。‎ ‎②a.由石墨烯的结构可知，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有的C原子数为×6＝2。‎ b．由金刚石的结构可知，每个C可参与形成4条C—C键，其中任意两条边(共价键)可以构成2个六元环。根据组合知识可知四条边(共价键)任选其中两条有6组，6×2＝12。因此每个C原子连接12个六元环。六元环中C原子采取sp3杂化，为空间六边形结构，最多有4个C原子位于同一平面。 ‎ ‎(2)O2－半径大于Na＋半径，由F的晶胞结构可知，大球代表O2－，小球代表Na＋，每个晶胞中含有O2－个数为8×＋6×＝4，含有Na＋个数为8，故O2－、Na＋个数之比为4∶8＝1∶2，从而推知F的化学式为Na2O。由晶胞结构可知，每个O原子周围有8个Na原子，故O原子的配位数为8。晶胞参数a＝0.566 nm＝0.566×10－‎7 cm，则晶胞的体积为(0.566×10－‎7 cm)3，从而可知晶体F的密度为≈‎2.27 g·cm－3。‎ ‎(3)Al单质为面心立方晶体，则晶胞中Al原子的配位数为12。每个晶胞中含有Al原子个数为8×＋6×＝4，晶胞参数a＝0.405 nm＝0.405×10－‎7 cm，晶胞的体积为(0.405×10－‎7 cm)3，因此晶胞的密度可表示为 g·cm－3。‎ ‎(4)①由图1可知，晶胞中含Cu原子为4个，含O原子为8×＋1＝2个，故化学式为Cu2O，O为－2价，则Cu为＋1价。‎ ‎②含有H、N、O、S、Cu 5种元素的化合物，结合络合物有关知识以及题目所给信息，观察中心为1个Cu2＋，周围为4个NH3分子和2个H2O分子，得到该化合物化学式为[Cu(NH3)4(H2O)2]SO4，加热时，由于H2O和Cu2＋作用力较弱会先失去。‎ ‎(5)依据图(a)可知，SiO的结构类似于甲烷分子的结构，为正四面体结构，Si原子的杂化形式和甲烷分子中碳原子的杂化形式相同，为sp3杂化；图(b)是一种无限长单链结构的多硅酸根，每个结构单元中两个氧原子与另外两个结构单元顶角共用，所以每个结构单元含有1个Si原子、3个氧原子，Si原子和O原子数之比为1∶3，化学式可表示为[SiO3]2n－n或SiO。‎ 21‎ ‎(6)①在该化合物中F原子位于棱、面心以及体内，故F原子个数为×16＋×4＋2＝8，K原子位于棱和体内，故K原子个数为×8＋2＝4，Ni原子位于8个顶点上和体内，故Ni原子个数为×8＋1＝2，K、Ni、F原子的个数比为4∶2∶8＝2∶1∶4，所以化学式为K2NiF4；由图示可看出在每个Ni原子的周围有6个F原子，故配位数为6；②结合解析①，根据密度公式可知ρ＝＝ g·cm－3≈‎3.4 g·cm－3。‎ 答案：(1)①分子　②a.3　2　b．12　4‎ ‎(2)Na2O　8　≈‎2.27 g·cm－3‎ ‎(3)12　 ‎(4)①＋1　②SO　共价键和配位键　H2O　H2O与Cu2＋的配位键比NH3与Cu2＋的弱 ‎(5)sp3　1∶3　[SiO3](或SiO)‎ ‎(6)①K2NiF4　6‎ ‎②≈3.4‎ ‎[互动拓展]‎ ‎(1)金刚石的一个晶胞中含有多少个C原子？配位数是多少？‎ ‎(2)上题第(2)小题中化合物F晶胞中Na原子的配位数为多少？‎ 答案：(1)8×＋6×＋4＝8(个)；C原子的配位数为4。‎ ‎(2)Na原子的配位数为4。‎ ‎　(1)(2015·山东烟台调研题)‎ 科学家把C60和钾掺杂在一起制造了一种富勒烯化合物，其晶胞如图所示，该物质在低温时是一种超导体。写出基态钾原子的价电子排布式：____________，该富勒烯化合物中的K原子和C60的个数比为____________。‎ ‎(2)(2014·高考山东卷)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________。‎ 解析：(1)K原子序数是19，价电子排布式为4s1；从晶胞中可看出C60的个数为8×＋1＝2，钾原子的个数为12×＝6，故K原子和C60的个数比为3∶1。(2)一个晶胞中M原子的个数为12×＋9＝12；一个晶胞中C60的个数为8×＋6×＝4，M与C60的个数比为3∶1，故该材料的化学式为M‎3C60。‎ 答案：(1)4s1　3∶1　(2)12　M‎3C60‎ 21‎ ‎2．(2015·新疆乌鲁木齐统考)已知元素X、Y、Z、R为前四周期元素，且原子序数依次增大。X原子核外电子有6种不同的运动状态，s轨道电子数是p轨道电子数的两倍；Z原子L电子层上有2对成对电子；R＋核外有3个电子层且各层均处于全充满状态。请回答下列问题：‎ ‎(1)R基态原子的价电子排布式为________，其基态原子有________种能量不同的电子。‎ ‎(2)元素X、Y、Z的第一电离能由小到大的顺序为________(用元素符号表示)。‎ ‎(3)与XYZ－互为等电子体微粒的化学式为________(写出一种即可)，XYZ－的中心原子的杂化方式为________杂化。‎ ‎(4)R2＋与NH3形成的配离子中，提供孤电子对的原子是________。‎ ‎(5)已知Z、R能形成两种化合物，其晶胞如图所示，甲的化学式为________，乙的化学式为________；高温时，甲易转化为乙的原因为____________________________。若甲晶体中一个晶胞的边长为a pm，则甲晶体的密度为________g/cm3(写出含a的表达式，用NA表示阿伏加德罗常数的值)。‎ 解析：X原子核外电子有6种不同的运动状态，则X原子核外有6个电子，故X是C；Z原子的L电子层上有2对成对电子，应为2s22p4，故Z为O；根据原子序数递增知Y是N；R＋核外有3个电子层且各层均处于全充满状态，分别有2、8、18个电子，故R是Cu。‎ ‎(1)Cu的基态原子的价电子排布式为3d104s1，基态原子核外电子分布在1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s 7个能级，因此其基态原子有7种能量不同的电子。‎ ‎(2)同周期第一电离能由左向右呈增大的趋势，第ⅤA族元素原子的p能级是半充满状态，它们的第一电离能比相邻元素大，故第一电离能C邻羟基苯甲醛 B．硬度由大到小：金刚石>碳化硅>晶体硅 C．熔点由高到低：Na>Mg>Al D．晶格能由大到小：NaF>NaCl>NaBr>NaI 解析：选C。A项形成分子间氢键的物质的熔、沸点要大于形成分子内氢键的物质，正确；B项均为原子晶体，原子半径越小，键长越短，共价键越牢固，硬度越大，键长：C—CNa，不正确；D项晶格能越大，则离子键越强，离子所带电荷相同时离子键的强弱与离子半径有关，半径越小，则离子键越强，正确。‎ ‎4．气态原子生成＋1价气态阳离子所需要的最低能量称为第一电离能。元素的第一电离能是衡量元素金属性强弱的一种尺度。下列有关说法正确的是(　　)‎ A．元素的第一电离能越大，其金属性越强 B．元素的第一电离能越小，其金属性越强 C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关 D．同周期元素，第一电离能随原子序数增大逐渐增大 解析：选B。第一电离能越小，说明金属越易失电子，其金属性越强，但与酸反应却未必越容易。‎ ‎5．某一化合物的分子式为AB2，A属ⅥA族元素，B属ⅦA族元素，A和B在同一周期，它们的电负性值分别为3.44和3.98，已知AB2分子的键角为103.3°。下列推断不正确的是(　　)‎ A．AB2分子的空间构型为V形 B．A—B键为极性共价键，AB2分子为非极性分子 C．AB2与H2O相比，AB2的熔、沸点比H2O的低 21‎ D．AB2分子中无氢原子，分子间不能形成氢键，而H2O分子间能形成氢键 解析：选B。根据A、B的电负性值及所处位置关系，可判断A元素为O，B元素为F，该分子为OF2。O—F键为极性共价键。因为OF2分子的键角为103.3°，OF2分子中键的极性不能抵消，所以为极性分子。‎ ‎6．(2015·安徽合肥高三检测)关于原子轨道的说法正确的是(　　)‎ A．凡是中心原子采取sp3杂化方式成键的分子，其立体构型都是正四面体形 B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s轨道和C原子的2p轨道混合起来而形成的 C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s轨道和p轨道混合起来形成的一组能量相近的新轨道 D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键 解析：选C。H2O、NH3中的O原子、N原子均为sp3杂化，但立体构型却分别为V形、三角锥形，故A项错误。sp3杂化轨道是由同一个原子的1个s轨道和3个p轨道形成的一组能量相近的杂化轨道，故B项错误，C项正确。BF3中的B原子为sp2杂化，故D项错误。‎ ‎7．下面有关晶体的叙述中，错误的是(　　)‎ A．金刚石的网状结构中，由共价键形成的最小碳环上有6个碳原子 B．在NaCl晶体中每个Na＋(或Cl－)周围都紧邻6个Cl－(或Na＋)‎ C．白磷晶体中，分子之间通过共价键结合 D．离子晶体在熔化时，离子键被破坏；而分子晶体熔化时，化学键不被破坏 解析：选C。金刚石的网状结构中，每个最小的碳环上有6个碳原子，碳原子之间以共价键连接成环；NaCl晶体的配位数为6，即每个Na＋(或Cl－)周围都紧邻6个Cl－(或Na＋)；白磷的化学式为P4，结构为正四面体形，键角为60°，分子内以P—P共价键结合，而P4分子间以分子间作用力结合，而非共价键；离子晶体熔化时，离子键被破坏，而分子晶体熔化时，破坏的是分子间作用力，分子并未发生改变。‎ ‎8．(2015·高考四川卷)X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。X和R属同族元素；Z和U位于第ⅦA族；X和Z可形成化合物XZ4；Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等；T的一种单质在空气中能够自燃。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)R基态原子的电子排布式是______________。‎ ‎(2)利用价层电子对互斥理论判断TU3的立体构型是________。‎ ‎(3)X所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是____________(填化学式)；Z和U的氢化物中沸点较高的是____________(填化学式)；Q、R、U的单质形成的晶体，熔点由高到低的排列顺序是____________(填化学式)。‎ ‎(4)CuSO4溶液能用作T4中毒的解毒剂，反应可生成T的最高价含氧酸和铜，该反应的化学方程式是____________________________________________。‎ 解析：X、Z、Q、R、T、U分别代表原子序数依次增大的短周期元素。Z和U位于第ⅦA族，故Z为F元素，U为Cl元素；X和Z可形成化合物XZ4，则X为C元素；X和R属同族元素，则R为Si元素；Q基态原子的s轨道和p轨道的电子总数相等，则Q为Mg元素；T的一种单质在空气中能够自燃，则T为P元素。‎ ‎(1)R为Si元素，原子序数为14，故其基态原子的电子排布式是1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2。‎ ‎(2)TU3为PCl3, 根据价层电子对互斥理论，中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)，中心原子P的价电子数a＝5，中心原子P结合的Cl原子数x＝3，Cl原子最多能接受的电子数b＝1，可以算出中心原子P的孤电子对数等于1，加上3个σ键电子对，所以P的价层电子对数等于4，PCl3的VSEPR模型为四面体形，故PCl3的立体构型为三角锥形。‎ ‎(3)与碳同一周期，非金属性由强到弱依次为F、O、N，由于F没有正价，O无最高正价，故X所在周期元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是HNO3；HF、HCl均为分子晶体，但由于HF中存在氢键，所以沸点：HF>HCl；Si为原子晶体，Mg为金属晶体，Cl2为分子晶体，熔点由高到低的顺序为Si、Mg、Cl2。‎ ‎(4)CuSO4溶液与P4反应可生成P的最高价含氧酸H3PO4‎ 21‎ 和铜，故该反应的化学方程式为10CuSO4＋P4＋16H2O===4H3PO4＋10Cu ＋10H2SO4。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p2(或[Ne]3s23p2)‎ ‎(2)三角锥形 ‎(3)HNO3　HF　Si、Mg、Cl2‎ ‎(4)10CuSO4＋P4＋16H2O===4H3PO4＋10Cu ＋10H2SO4‎ ‎9．(2015·高考山东卷)氟在自然界中常以CaF2的形式存在。‎ ‎(1)下列有关CaF2的表述正确的是________。‎ a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用 b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2‎ c．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同 d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电 ‎(2)CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是__________________________(用离子方程式表示)。‎ 已知AlF3－6在溶液中可稳定存在。‎ ‎(3)F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为________。‎ ‎(4)F2与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如ClF3、BrF3等。已知反应Cl2(g)＋‎3F2(g)===2ClF3(g)‎ ΔH＝－313 kJ·mol－1，F—F键的键能为159 kJ·mol－1，Cl—Cl键的键能为242 kJ·mol－1，则ClF3中Cl—F键的平均键能为________kJ·mol－1。ClF3的熔、沸点比BrF3的________(填“高”或“低”)。‎ 解析：(1)a项，Ca2＋与F－间不仅存在静电吸引，同时原子核与原子核之间、电子与电子之间也存在静电排斥，错误。b项，因CaF2、CaCl2均为离子晶体，F－的离子半径小于Cl－，离子晶体的晶格能与离子所带电荷数成正比，与离子核间距成反比，故CaF2晶体的晶格能大于CaCl2。晶格能越大，离子晶体的熔点越高，故CaF2的熔点高于CaCl2，正确。c项，阴、阳离子个数比相同，晶体构型不一定相同，错误。d项，CaF2是离子化合物，在熔融状态下能电离产生自由移动的离子，故CaF2在熔融状态下能导电，正确。‎ ‎(2)由信息可知，CaF2(s)Ca2＋(aq)＋‎2F－(aq)，Al3＋与F－可形成配离子AlF，从而促进了CaF2溶解平衡的正向移动，故反应的离子方程式为3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF。‎ ‎(3)OF2分子中，中心原子的价层电子对数为2＋×(6－2×1)＝4，成键电子对数为2，因此分子构型为V形，O原子的杂化方式为sp3杂化。‎ ‎(4)设Cl—F键的平均键能为x。根据反应的焓变＝反应物的键能总和－生成物的键能总和可知，Cl2(g)＋‎3F2(g)===2ClF3(g)的ΔH＝242 kJ·mol－1＋159 kJ·mol－1×3－6x＝－313 kJ·mol－1，则x＝172 kJ·mol－1。ClF3和BrF3为结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，其熔、沸点越高，因ClF3的相对分子质量小于BrF3，故ClF3的熔、沸点低于BrF3。‎ 答案：(1)bd ‎(2)3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF3－6‎ ‎(3)V形　sp3　(4)172　低 ‎10．(2015·高考江苏卷)下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶：‎ ‎2Cr2O＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O ―→4[Cr(H2O)6]3＋＋3CH3COOH ‎(1)Cr3＋基态核外电子排布式为______________；配合物[Cr(H2O)6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________(填元素符号)。‎ ‎(2)CH3COOH中C原子轨道杂化类型为________；1 mol CH3COOH分子含有σ键的数目为________。‎ ‎(3)与H2O互为等电子体的一种阳离子为________(填化学式)；H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：(1)Cr是24号元素，Cr原子基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，Cr原子由外向里失去3个电子后变为Cr3＋，故Cr3＋基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d3‎ 21‎ ‎。在配合物[Cr(H2O)6]3＋中，中心原子提供空轨道，而配位原子需提供孤电子对，H2O分子中含有孤电子对的是O原子。‎ ‎(2)CH3COOH中，甲基中C原子与其他原子形成4个σ键，故C原子采取sp3杂化；而羧基中C原子形成3个σ键和1个π键，故C原子采取的是sp2杂化。CH3COOH的结构式为，单键均为σ键，双键中有1个σ键和1个π键，故1个CH3COOH分子中含有7个σ键，因此1 mol CH3COOH中含有7×6.02×1023个σ键。‎ ‎(3)与H2O互为等电子体的阳离子应含有3个原子，且价电子总数为8，则该阳离子为H‎2F＋。H2O与CH3CH2OH可形成分子间氢键，是导致H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶的主要原因。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)　O ‎(2)sp3和sp2　7 mol(或7×6.02×1023)‎ ‎(3)H‎2F＋　H2O与CH3CH2OH 之间可以形成氢键 ‎11．(2015·湖北咸宁质检)Ⅰ.镁条在空气中燃烧主要发生以下三个反应：‎ ‎2Mg＋O22MgO,3Mg＋N2Mg3N2,2Mg＋CO22MgO＋C。‎ ‎(1)基态氮原子核外电子的电子排布图为________________________________________________________________________。‎ ‎(2)上述三个反应中所涉及的非金属元素的第一电离能由大到小的顺序为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)MgO的晶体结构模型如图所示，若MgO晶体密度为ρ g/cm3，图示中a＝________ (单位：cm)。‎ Ⅱ.Mg3N2溶于水发生反应：Mg3N2＋8H2O===‎ ‎3Mg(OH)2↓＋2NH3·H2O。‎ ‎(4)氨水中各种微粒间不涉及的作用力是________(填选项序号)。‎ A．离子键　　　B．共价键　　　C．配位键 D．金属键 E．氢键 F．范德华力 ‎(5)在一定条件下将NH3与CO2混合可制得尿素[CO(NH2)2]，一个尿素分子中σ键的个数为________。‎ ‎(6)向硫酸铜溶液中逐渐通入过量氨气，然后加入适量乙醇，溶液中析出深蓝色的[Cu(NH3)4]SO4晶体。关于该晶体下列说法中正确的是________。‎ A．加入乙醇的目的是降低溶剂的极性，促使[Cu(NH3)4]SO4晶体析出 B．该配合物晶体中，N是配位原子，NH3为三角锥形，配位数是4‎ C．配离子内N原子排列成为平面正方形，可见Cu2＋是sp3杂化 D．向该晶体的水溶液中加入浓BaCl2溶液有白色沉淀生成 解析：(2)三个反应中所涉及的非金属元素是C、N、O，同周期元素从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但要注意N、O原子间第一电离能的反常情况。‎ ‎(3)根据均摊法可以算出，一个MgO晶胞中含有4个Mg2＋和4个O2－，即一个晶胞中有4个MgO，而a是晶胞立方体的边长，则ρ＝，a＝ (cm)。‎ ‎(4)氨水中存在NH3、H2O、NH3·H2O三种分子和NH、OH－、H＋‎ 21‎ 三种离子，分子内存在共价键，分子间存在范德华力和氢键，NH内存在共价键和配位键。‎ ‎(5)尿素的结构简式是，单键都是σ键，双键中有一个是σ键，所以一个尿素分子中σ键的个数为7。‎ 答案：(1) ‎ ‎(2)N>O>C ‎(3) ‎(4)AD　(5)7　(6)ABD 21‎