2020届高考化学一轮复习分子结构与性质作业(1) 19页

分子结构与性质 ‎1、下列说法正确的是 A.BF3和NH3的空间构型都为平面三角形 B.晶格能由大到小的顺序:NaF>NaCl>NaBr>NaI C.熔点:Na-K合金<氯化钠<钠<金刚石 D.空间利用率:体心立方堆积<六方最密堆积<面心立方最密堆积 ‎【答案】B ‎【解析】A、B形成3个δ键，孤对电子数为=0，为sp2杂化，BF3立体构型为平面三角形，而N形成3个δ键，孤对电子数为=1，为sp3杂化，NH3立体构型为三角锥形，选项A错误；B．离子晶体晶格能与离子电荷成正比，与离子半径成反比，从F到I其简单阴离子半径随着原子序数增大而增大，所以其晶格能随着原子序数增大而减小，则晶格能由大到小：NaF>NaCl>NaBr>NaI，选项B正确；C、合金熔点比各成份都低，不同类型的晶体熔点的高低顺序为：原子晶体＞离子晶体＞金属晶体＞分子晶体，所以熔点Na-K合金＜钠＜氯化钠＜＜金刚石，选项C错误；D、体心立方堆积的空间利用率为68%，六方最密堆积=面心立方最密堆积空间利用率74%，所以空间利用率为：体心立方堆积＜六方最密堆积=面心立方最密堆积，选项D错误；答案选B。‎ ‎2、最新研究表明生命起源于火山爆发，是因为火山爆发产生的气体中含有1%的羧基硫（COS），已知羧基硫分子中所有原子均满足8电子结构，结合已学知识，判断有关说法正确的是（　　）‎ A.羰基硫分子的电子式为：‎ B.羰基硫分子的中心原子为氧 C.羰基硫中三个原子处于同一直线上 D.羰基硫是非极性分子 ‎【答案】C ‎【解析】解：羰基硫分子中所有原子的最外层都满足8电子结构，所以其结构类似于CO2的结构，即把CO2分子中的1个氧原子换成硫原子即可，所以只有选项C是正确的，其余都是错误的，答案选C。‎ ‎3、当0.01mol氯化铬(Ⅲ)(CrCl3·6H2O)在水溶液中用过量的硝酸银处理时，有0.02mol氯化银沉淀析出，此样品的配离子的表示式为(　　)‎ A.[Cr(H2O)6]3＋B.[CrCl(H2O)5]2＋C.[CrCl2(H2O)4]＋D.[CrCl3(H2O)3]‎ ‎【答案】B ‎【解析】试题分析：当0.01mol氯化铬(III)(CrCl3·6H2O)在水溶液中用过量的硝酸银处理时，有0.02mol氯化银沉淀析出，说明CrCl3·6H2O中有2个Cl-在配合物的外界，另一个Cl-在内界（作配体），所以此样品的配离子的表示式为[CrCl(H2O)5]2+，B正确，本题选B。‎ ‎4、毒奶粉事件曾震惊全国，这主要是奶粉中含有有毒的三聚氰胺()。下列关于三聚氰胺分子的说法正确的是(　　)‎ A.所有碳原子采用sp2杂化，所有氮原子采用sp3杂化 B.一个分子中共含有15个σ键 C.属于极性分子，故极易溶于水 D.分子内既有极性键又有非极性键 ‎【答案】B ‎【解析】分子中六元环上的三个N原子都形成了双键，所以这三个N原子为sp2杂化，选项A错误。两个原子之间成键一定有且只有一个σ键，所以可以数出来分子中有15个σ键，选项B正确。该分子高度对称，应该属于非极性分子，选项C错误。分子中不存在相同原子之间的共价键，即不存在非极性键，选项D错误。‎ ‎5、氯化亚砜(SOCl2)是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水剂。下列关于氯化亚砜分子的几何构型和中心原子(S)采取杂化方式的说法正确的是(　　)‎ A.三角锥型、sp3B.V形、sp3C.平面三角形、sp2D.三角锥型、sp2‎ ‎【答案】A ‎【解析】氯化亚砜(SOCl2)中心原子S的价电子对为：3+(6－1×2－2×1)/2＝4，所以杂化类型为sp3，空间构型为四面体，因为只有三个配位原子（O和2个Cl），所以结构为三角锥。选项A正确。‎ ‎6、根据等电子原理判断，下列说法中错误的是(　　)‎ A.B3N3H6（比例模型如图）分子中所有原子均在同一平面上 B.B3N3H6分子中存在双键，可发生加成反应 C.H3O＋和NH3是等电子体，均为三角锥型 D.CH4和NH4+是等电子体，均为正四面体结构 ‎【答案】B ‎【解析】B3N3H6与苯（C6H6）属于等电子体，因为苯是平面形分子，所以B3N3H6也是平面分子，选项A正确。B3N3H6与苯（C6H6）属于等电子体，苯分子中不存在双键，所以B3N3H6分子中也没有双键，选项B错误。H3O＋和NH3都是4个原子8个价电子，所以是等电子体，均为三角锥型，选项C正确。CH4和NH4+都是5个原子8个价电子，所以是等电子体，均为正四面体结构，选项D正确。‎ ‎7、下列各组比较项目包含的数据关系中，前者比后者大的是（　　）‎ A.氨水与氯水中微粒种数 B.C2H2与C6H6分子中碳碳键键长 C.NH4+离子与P4分子中的键角 D.H2O2与O2分子中氧氧键键能 ‎【答案】C ‎【解析】解：氯水的成分:水分子、氯离子、次氯酸根离子、氢离子、氢氧根离子、氯气分子、次氯酸分子共7种；氨水中含有的微粒:氨气分子、水分子、铵根离子、氢离子、氢氧根离子、一水合氨分子，共6种；前者大于后者与题意不符，A错误；乙炔是不饱和烃，分子中存在碳碳叁键；苯分子结构是特殊的结构，六个碳原子间形成的是介于单双键之间的化学键，键长前者小于后者，B错误；P4和NH4+离子都是正四面体构型，P4的键角是60°，而NH4+离子键角为109.5°，所以NH4+离子键角大于P4分子中的键角，C正确；H2O2中氧氧键是单键，O2分子中氧氧键是双键，双键键能高于单键键能，D错误；正确选项C。‎ ‎8、下列说法错误的是 A.在NH和[Cu(NH3)4]2＋中都存在配位键 B.σ键和π键比例为7:1‎ C.C与O互为等电子体，1molO中含有的π键数目为2NA D.已知反应N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(l)，若该反应中有4molN—H键断裂，则形成的π键数目为3NA ‎【答案】B ‎【解析】分析：知道配位键的成因；根据结构式分析σ键和π键的数目；用等电子原理分析分子结构；了解常见分子的结构。‎ 详解：A.NH3分子中的N有孤电子对，H+和Cu2+都有空轨道，故在NH和[Cu(NH3)4]2＋中都存在配位键，A正确；‎ B.σ键和π键的数目分别为18和2，故其比例为9:1，B不正确；‎ C.C与O互为等电子体，故C与O均含有叁键，1molO中含有的π键数目为2NA，C正确；‎ D.N2分子中有叁键，叁键中有2个π键。已知反应N2O4(l)＋2N2H4(l)===3N2(g)＋4H2O(l)，若该反应中有4molN—H键断裂，即消耗1molN2H4，则生成1.5molN2，形成的π键数目为3NA，D正确。‎ 综上所述，说法错误的是B，本题选B。‎ ‎9、下列物质的结构与性质与氢键无关的是 ‎①乙醚的沸点②冰的密度比液态水小③邻羟基苯甲酸的熔沸点比对羟基苯甲酸的低④水分子在高温下很稳定⑤氢化镁的晶格能高⑥DNA的双螺旋结构⑦尿素的熔沸点比醋酸高 A.④⑥②B.①④⑤C.②⑤⑥D.③⑤⑦‎ ‎【答案】B ‎【解析】分析：氢键可以影响物质的熔点、沸点和溶解度、密度等。‎ 详解：①乙醚分子之间不能形成氢键，故其沸点与氢键无关；‎ ‎②冰中水分子间形成氢键后，水分子之间的空隙变大，故其密度比液态水小，与氢键有关；‎ ‎③‎ 邻羟基苯甲酸可以形成分子内的氢键，而对羟基苯甲酸只能形成分子间的氢键，故邻羟基苯甲酸的分子间作用力较大，其熔沸点比对羟基苯甲酸的低，与氢键有关；‎ ‎④水分子在高温下很稳定是因为水分子内的共价键的键能很大，与氢键无关；‎ ‎⑤氢化镁属于离子晶体，共中阴阳离子间的离子键较强，故其晶格能高，与氢键无关；‎ ‎⑥DNA的双螺旋结构与氢键有关，氢键的形成有一定的方向性，也需要一定的空间条件，这两个条件成就了DNA的双螺旋结构；‎ ‎⑦尿素与醋酸的相对分子质量相同，尿素的分子间形成的氢键数目高于醋酸，故其熔沸点比醋酸高，与氢键有关。‎ ‎10、通常把原子总数和价电子总数相同的分子或离子称为等电子体．人们发现等电子体的空间结构相同，则下列有关说法中正确的是（　　）‎ A.CH4和NH4+是等电子体，键角均为60°‎ B.NO3﹣和CO32﹣是等电子体，均为平面正三角形结构 C.H3O+和PCl3是等电子体，均为三角锥形结构 D.B3N3H6和苯是等电子体，B3N3H6分子中不存在“肩并肩”式重叠的轨道 ‎【答案】B ‎【解析】试题分析：A、CH4和NH4＋是等电子体，键角均为109°28′，A错误；B、NO3―和CO32―是等电子体，根据分子构型的判断，二者均是平面正三角形结构，B正确；C、H3O+和PCl3不是等电子体，C错误；D、B3N3H6和苯是等电子体，空间结构相同，B3N3H6分子中存在“肩并肩”式重叠的轨道，D错误，答案选B。‎ ‎11、根据陈述的知识，类推得出的结论正确的是（　　）‎ A.钠在空气中燃烧生成的氧化物是Na2O2，则锂在空气中燃烧生成的氧化物是Li2O2‎ B.NH3和PCl3是等电子体，均为三角锥形结构 C.CO2和SiO2化学式相似，则CO2与SiO2的物理性质也相似 D.第二周期元素氢化物稳定性顺序是HF＞H2O＞NH3；则第三周期元素氢化物稳定性顺序也是HCl＞H2S＞PH3‎ ‎【答案】D ‎【解析】解：本题考查物质的组成、结构与性质。A、锂与镁在对角线上，所以镁与锂的性质相似，镁在氧气在燃烧只生成氧化镁，则Li 在空气中燃烧生成Li2O，选项A错误；B、原子总数相同、电子总数或价电子总数相同的互为等电子体，NH3和PCl3原子总数为4，NH3价电子总数为8，PCl3原子总数为26，不是等电子体，但二者都为三角锥型结构，选项B错误；C、二氧化碳和二氧化硅都是酸性氧化物化学性质相似，但二氧化碳是分子晶体而二氧化硅是原子晶体，两者的物理性质不同，选项C错误；D、同周期从左到右非金属性增强，所以非金属性越强氢化物越稳定，第二周期元素氢化物稳定性顺序是HF＞H2O＞NH3；则第三周期元素氢化物稳定性顺序也是HCl＞H2S＞PH3，选项D正确；答案选D。‎ ‎12、根据“相似相溶”规律和实际经验，下列叙述不正确的是（　　）‎ A.白磷(P4)易溶于CS2，但难溶于水 B.NaCl易溶于水，难溶于CCl4‎ C.碘易溶于苯，微溶于水 D.卤化氢易溶于水，也易溶于CCl4‎ ‎【答案】D ‎【解析】解：A.白磷分子属于非极性分子，白磷易溶于非极性溶剂CS2，但难溶于极性溶剂水，故A正确；B.NaCl属于离子化合物，易溶于水，难溶于非极性溶剂CCl4，故B正确；C.碘分子属于非极性分子，碘易溶于非极性溶剂苯，微溶于极性溶剂水，故C正确；D.卤化氢分子属于极性分子，卤化氢易溶于极性溶剂水，难溶于非极性溶剂CCl4，故D不正确。故选D。‎ ‎13、美国科学家合成了含有N5+的盐类,含有该离子的盐是高能爆炸物质，该离子的结构呈“V”形，如右图所示。以下有关该物质的说法中正确的是（　　）‎ A.每个N5+中含有35个质子和36个电子 B.该离子中有非极性键和配位键 C.该离子中含有2个π键 D.与PCl4+互为等电子体 ‎【答案】B ‎【解析】解：本题考查化学键，等电子体。A．N是7号元素，每个N原子含有7个质子和7个电子，而N5+是5个N原子失去1个电子后得到的。因此每个N5+中含有35个质子和34个电子，选项A错误；B．N5+‎ 的结构式可以看出在该离子中有非极性键和配位键，选项B正确；C．在该离子的每个N≡N中含有2个π键，而该离子中有两个N≡N。因此一共含有4个π键，选项C错误；D．等电子体是原子数相同，价电子数目也相同的微粒。N5+与PCl4+原子数相同，但是价电子数目不同，因此不能互为等电子体，选项D错误。答案选B。‎ ‎14、物质结构的多样性让人类使用的材料精彩纷呈．‎ ‎（1）如图1是原子序数相连的七种短周期元素第一电离能示意图．其中硼（B）和氧（O）元素分别是　　（填图中元素代号）．‎ ‎(2)PCl6﹣和SF6呈正八面体的结构（分别如图2、3），PCl6﹣阴离子中　　（填“是”或“否”）存在配位键，原因是　　；如果SF6中的若干个F原子被Cl原子取代形成SFxCl6﹣x（x不为0），则SFxCl6﹣x不同分子种数为　　．‎ A．6种B．7种C．9种D．12种 ‎（3）Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能（I）数据列于如表：‎ 元素 Mn Fe 电离能（KJ·mol-1）‎ Ⅰ1‎ ‎717‎ ‎759‎ Ⅰ2‎ ‎1509‎ ‎1561‎ Ⅰ3‎ ‎3248‎ ‎2957‎ 比较两元素的Ⅰ2、Ⅰ3可知，气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难．其原因是　　；Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物，六氰合铁（Ⅲ）离子[Fe（CN）6]3-中的配体CN-中C原子的杂化轨道类型是　　，写出一种与CN-互为等电子体的单质分子的结构式　．‎ ‎【答案】（1）⑤③；‎ ‎(2)是；P原子只有5个价电子，但在该离子中P原子形成了6个共价键，必有一个配位键；C；‎ ‎（3）Mn2+的3d轨道电子排布为半满状态较稳定；sp；N≡N．‎ ‎【解析】解：本题考查配合物的成键情况；原子轨道杂化方式及杂化类型判断．‎ ‎（1）根据图片知，同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大的趋势，但第ⅡA元素第一电离能大于第ⅢA元素，第ⅤA族的第一电离能大于第ⅥA族元素，所以硼B元素是⑤，②为氮元素，③为氧元素，‎ 故答案为：⑤、③；‎ ‎(2)P原子的原子序数为15，基态氮原子的价电子排布式是1s22s22p63s23p3，只有5个价电子，但在该离子中P原子形成了6个共价键，必有一个配位键，‎ 在SF6中的将一个F被氯原子取代有一种，两个F原子被取代有2种（相邻和相对），三个F被取代有2种（共平面、共体面），四个F被取代、五个F被取代对应二取代、一取代的结构种数相同，分别为2种、1种，别外全取代有1种，所以共有9种，故选：C，‎ 故答案为：是；P原子只有5个价电子，但在该离子中P原子形成了6个共价键，必有一个配位键；C；‎ ‎（3）原子轨道中电子处于全满、全空、半满时最稳定，Mn2+的3d轨道电子排布为半满状态较稳定，CN﹣中C原子与N原子键以三键连接，三键中有1个δ键、2个π键，C原子还有一对孤对电子，杂化轨道数2，C原子采取sp杂化．CN﹣含有2个原子，价电子总数为4+5+1=10，故其等电子体为氮气分子等，结构式为N≡N，‎ 故答案为：Mn2+的3d轨道电子排布为半满状态较稳定；sp；N≡N．‎ ‎15、Cu、Ni、V为制造合金及合成催化剂的重要元素。请回答：‎ ‎（1）基态铜原子的电子排布式是_________________。基态铜原子价电子层排布依据的原理，可用于解释下列事实的是___________。‎ A．Fe2＋易被氧化为Fe3＋‎ B．铜丝灼烧时焰色呈绿色 C．N的第一电离能大于O的第一电离能 D．NaCl的熔点比KCl的高 ‎（2）[Cu(NH3)4]SO4是一种重要的配合物。与SO42－互为等电子体的分子的化学式为__________(任写一种)。NH3与CH4的VSPER构型相同，其中NH3的键角较小，原因是____________。Ni(CO)4中σ键和π键的数目之比为_________。‎ ‎（3）钒的某种配合物有增强胰岛素和降糖作用，其分子结构如图所示。‎ ‎①基态V元素的价层电子轨道表示式______________________，分子中非金属元素电负性由大到小的顺序为________。‎ ‎②该物质的晶体中除配位键外，所含微粒间作用力的类型还有___________（填序号）。‎ a．金属键b．极性键c．非极性键d．范德华力e．氢键 ‎③1mol分子中含有配位键的数目是______，分子中采取sp2杂化的原子有_______。‎ ‎【答案】(1)1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）；AC ‎(2)CCl4、SiCl4、CBr4、SiF4等任写一种；NH3分子中N原子有孤对电子，孤对电子对成键电子有较大的斥力，使NH3键角减小；1:1‎ ‎(3)①；O、N、C、H；②bcd；③2NA；N、C ‎【解析】解:（1）铜的原子序数为29，基态铜原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1；Fe2+的价电子3d6失去一个电子可形成3d5半充满稳定结构，与价电子层排布有关，A正确；铜丝灼烧时焰色呈绿色，是因原子外层电子吸收能量，跃迁到激发态，当电子跃迁回基态时，会放出能量，这种能量以光的形势释放，不同的元素其跃迁的轨道不同，释放的能量的大小也不同，而能级差决定了释放出的光的频率，即决定了光的颜色，与价电子层排布无关，B错误；N原子2p能级半充满，稳定性强，所以氮元素的第一电离能大于氧元素的，与价电子层排布有关，C正确；由于二者都是相同的阴离子，对于钠离子而言，其外层电子有三层，而钾离子有四层，层数越多，质子对最外层电子的束缚能力越弱，而正是最外的这一层电子参与了晶键的形成，因此同钠离子比较，钾离子束缚力弱，在较低的温度下其外层电子即可游离，故NaCl的熔点比KCl的高，与价电子层排布无关，D 错误；正确答案：1s22s22p63s23p63d104s1（或[Ar]3d104s1）；AC。‎ ‎（2）与SO42-互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换”的方法寻找：CCl4、SiCl4、CBr4、SiF4等任意一种；NH3与CH4的VSPER构型相同，其中NH3的键角较小，原因是NH3分子中N原子有孤对电子，孤对电子对成键电子有较大的斥力，使NH3键角减小；4分子一氧化碳，每分子中C与O成一个σ键，C的孤对电子与Ni的空轨道成一个配位键，所以一个Ni(CO)4中含8个σ键；每分子中C与O成2个π键，4分子的一氧化碳含有8个π键，所以Ni(CO)4中σ键和π键的数目之比为1:1；正确答案：CCl4、SiCl4、CBr4、SiF4等任写一种；NH3分子中N原子有孤对电子，孤对电子对成键电子有较大的斥力，使NH3键角减小；1:1。‎ ‎（3）①基态V元素的价层电子排布式为,轨道表示式为；同周期自左而右电负性增大，非金属性越强，电负性越大，故电负性：O、N、C、H依次减小；正确答案是:；O、N、C、H；‎ ‎②该物质的晶体中除配位键外，分子之间存在范德华力，分子内不同原子之间形成极性键、同种原子之间形成非极性键，不存在金属键与氢键；正确答案:bcd。‎ ‎③分子中C原子、N原子键均为3，均没有孤电子对，杂化轨道数目均为3，均采取sp2杂化，V与N原子之间形成配位键，1mol分子含有2mol配位键，即含有2NA个配位键；正确答案C、N；2NA。‎ ‎16、（1）指出配合物K3[Co(CN)6]中的中心离子、配位体及其配位数：_____、_______、________。‎ ‎（2）下列分子中若有手性原子，请用“*”标出其手性碳原子。‎ ‎（3）在下列物质①CO2、②NH3、③CCl4、④BF3、⑤H2O、⑥SO2、⑦SO3、⑧、PCl3中，属于非极性分子的是（填序号）________________。‎ ‎（4）试比较下列含氧酸的酸性强弱(填“>”、“<”或“＝”):HClO3________HClO4。‎ ‎（5）I3+属于多卤素阳离子，根据VSEPR模型推测I3+的立体构型为_______________。‎ ‎【答案】(1)Co3＋、CN-、6‎ ‎(2)‎ ‎(3)①③④⑦‎ ‎(4)＜‎ ‎(5)V形 ‎【解析】解：（1）根据配合物的结构简式可知，在配合物K3[Co(CN)6]中的中心离子是Co3＋，配位体是CN-，配位数是6；‎ ‎（2）如果饱和碳原子连接的4个原子或基团各不相同，则该碳原子就是手性碳原子，所以含有手性碳原子的是；不含有手性碳原子；‎ ‎（3）①CO2中C元素化合价为+4，C原子最外层4个电子全部成键，为非极性分子；②NH3中C元素化合价为-3，N原子最外层5个电子未全部成键，为极性分子；③CCl4中C元素化合价为+4，C原子最外层4个电子全部成键，为非极性分子；④BF3中B元素化合价为+3，B原子最外层3个电子全部成键，为非极性分子；⑤H2O中O元素化合价为-2，O原子最外层6个电子未全部成键，为极性分子；⑥SO2中S元素化合价为+4，S原子最外层6个电子未全部成键，为极性分子；⑦SO3中S元素化合价为+6，S原子最外层6个电子全部成键，为非极性分子；⑧PCl3中P元素化合价为+3，P原子最外层5个电子未全部成键，为极性分子；答案选①③④⑦；‎ ‎（4）含氧酸分子的结构中含非羟基（羟基为-OH）氧原子数越多，该含氧酸的酸性越强，所以含氧酸的通式可写成（HO）mROn，如果成酸元素R 相同，则n值越大，酸性越强，则酸性：HClO3＜HClO4；‎ ‎（5）因为I3+可看成II2+，所以根据价层电子对互斥理论可知，I3+中中心原子含有的孤对电子对数＝＝2，所以其空间构型为V形。‎ ‎17、铁、钴、镍等金属及其化合物在科学研究和工业生产中应用十分广泛。回答下列问题:‎ ‎(1)铁、钴、镍的基态原子核外未成对电子数最多的是________。‎ ‎(2)酞菁钴分子的结构简式如图所示，中心离子为钴离子，酞钴分子中与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是_______(填1、2、3、4)，三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为____(用相应的元素符号表示)；氮原子的杂化轨道类型为____。‎ ‎(3)Fe(CO)x，常温下呈液态，熔点为-20.5℃，沸点为103℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe(CO)x，晶体属于_____(填晶体类型)，若配合物Fe(CO)x的中心原子价电子数与配体提供电子数之和为18，则x=_______。‎ ‎(4)NiO、FeO的晶体结构类型与氯化钠的相同，Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69pm和78pm，则熔点NiO____FeO(填“>”“<”或“=”)，原因是____________。‎ ‎(5)NiAs的晶胞结构如图所示:‎ ‎①镍离子的配位数为__________。‎ ‎②若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体密度为pg·cm-3，则该晶胞中最近的Ni2+之间的距离为______cm。(写出计算表达式)‎ ‎【答案】(1).铁(2).2、4(3).N>C>H(4).sp2；sp3(5).分子晶体(6).5(7).>(8).相同电荷的离子半径越小，晶格能越大(9).4(10).‎ ‎【解析】分析：根据铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式判断未成对电子数；‎ ‎(2)①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大；分子中C原子均形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3；‎ ‎②含有孤对电子的N原子与Co通过配位键结合，形成配位键后形成4对共用电子对，形成3对共用电子对的N原子形成普通的共价键 ‎(3)分子晶体的熔沸点较低；配合物Fe(CO)x的中心原子是铁原子，其价电子数是8，每个配体提供的电子数是2，据此判断x值；‎ ‎(4)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高；‎ ‎(5)①砷离子和镍离子的配位数相等，根据砷离子周围有4个镍离子判断砷离子的配位数，再判断镍离子的配位数；‎ ‎②晶胞中含有的镍离子为4个和4个砷离子，计算晶胞的边长，晶胞中最近的Ni2+之间的距离为面对角线的一半。‎ 详解：(1)铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d64s2、1s22s22p63s23p63d74s2、1s22s22p63s23p63d84s2，未成对电子数分别为4、3、2，最多的是铁，故答案为：铁；‎ ‎(2)含有孤对电子的N原子与Co通过配位键结合，形成配位键后形成4对共用电子对，形成3对共用电子对的N原子形成普通的共价键，1号、3号N原子形成3对共用电子对为普通共价键，2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co通过配位键结合；酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大，故电负性N＞C＞H；分子中N原子有2种，一种形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3，N原子的杂化轨道类型为sp2，一种形成3个σ键，含有1个孤对电子，杂化轨道数目为4，N原子的杂化轨道类型为sp3，故答案为：2，4；N＞C＞H；sp2、sp3；‎ ‎(3)分子晶体的熔沸点较低，根据题给信息知，该物质的熔沸点较低，所以为分子晶体，配合物Fe(CO)x的中心原子是铁原子，其价电子数是8，每个配体提供的电子数是2，8+2x=18，x=5，故答案为：分子晶体；5；‎ ‎(4)NiO、FeO 的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔点越高，由于Ni2+的离子半径小于Fe2+的离子半径，属于熔点是NiO＞FeO，故答案为：＞；相同电荷的离子半径越小，晶格能越大，熔点越高；‎ ‎(5)①根据图示，砷离子周围有4个镍离子，构成正四面体，配位数为4，晶体中Ni和As的数目比为1:1，因此镍离子周围也有4个砷离子，配位数为4，故答案为：4；‎ ‎②根据图示，晶胞中含有的镍离子为4个，砷离子数目为8×+6×=4，晶胞的质量==g，晶体密度为pg·cm-3，则晶胞的边长=cm，晶胞中最近的Ni2+之间的距离为面对角线的一半，为cm，故答案为：。‎ ‎18、氟在自然界中常以CaF2的形式存在。‎ ‎（1）下列关于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）。‎ ‎（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）△H=﹣313kJ？mol﹣1，F﹣F键能159kJ？mol﹣1，Cl﹣Cl键的键能为242kJ？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”）。‎ ‎（5）如图为CaF2、H3BO3(层状结构，层内的H3BO3分子通过氢键结合)、金属铜三种晶体的结构示意图，请回答下列问题：‎ ‎①图Ⅰ所示的CaF2晶胞中与Ca2+最近且等距离的F-数为____，图Ⅲ中未标号的铜原子形成晶体后周围最紧邻的铜原子数为____。‎ ‎②图Ⅱ所示的物质结构中最外层已达8电子结构的原子是____。H3BO3晶体中B原子个数与极性键个数比为____。‎ ‎③三种晶体中熔点最低的是____，其晶体受热熔化时，克服的微粒之间的相互作用力为________________。‎ ‎【答案】(1).bd(2).3CaF2+Al3+=3Ca2++AlF63﹣(3).V形(4).sp3(5).172(6).低(7).8(8).12(9).O(10).1∶6(11).H3BO3(12).范德华力和氢键 ‎【解析】（1）Ca2+与F﹣间存在离子键，离子键是阴阳离子之间的静电作用，包括吸引和排斥，所以选项a错误。离子晶体的熔点一般取决于晶格能的大小，一般来说电荷相等的前提下，离子半径越小，晶格能越大，所以选项b正确。阴阳离子比为2∶1的物质，有的与CaF2晶体构型相同，有的是反CaF2型，例如：Na2O。选项c错误。CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下离子键被破坏，离子能自由移动所以能导电，选项d正确。‎ ‎（2）CaF2电离的F-可以与Al3+进行配位，从而使CaF2溶解，反应为：3CaF2+Al3+=3Ca2++AlF63﹣。‎ ‎（3）根据价层电子对互斥理论，OF2的中心原子O的价电子对为4，配位数为2，所以O为sp3杂化，分子为V形或者说是折线形。‎ ‎（4）反应的焓变等于反应物键能减去生成物键能，设ClF3中Cl﹣F键的平均键能为XkJ？mol﹣1，有：242+3×159－2×3×X=－313，解方程得到 X=172。ClF3和BrF3都是分子晶体，熔沸点高低取决于分子间作用力的大小，而结构相似的前提下，分子间作用力的大小可用分子量的大小判断，分子量越大，作用力越大，熔沸点越高。所以熔沸点应该是ClF3小于BrF3。‎ ‎（5）①以CaF2顶面中心的Ca2+为例，其与下方的4个四个F-以及其上方的另一个晶胞中的四个F-距离最近，所以CaF2晶胞中与Ca2+最近且等距离的F-数为8。图Ⅲ中Cu为ABC型最紧密堆积，所以每个Cu的配位数都是12。‎ ‎②H原子不可能达到8电子。B的最外层是3个电子，形成3个共价键最外层是6个电子。O形成两个共价键就是8电子结构（图中三个键一个是氢键）。由图示得到H3BO3的结构为B(OH)3通过氢键形成的层状结构，所以1个B对应了3个O－B和3个O－H，即H3BO3晶体中B原子个数与极性键个数比为1:6。‎ ‎③H3BO3是分子晶体，应该是其中熔点最低的。晶体熔化的时候应该克服的作用力是分子间作用力和氢键。‎ ‎19、短周期元素D、E、X、Y、Z原子序数逐渐增大。它们的最简单氢化物分子的空间构型依次是正四面体、三角锥型、正四面体、角形(V形)、直线形。回答下列问题:‎ ‎（1）Y的最高价氧化物的化学式为____；Z的核外电子排布式是_______。‎ ‎（2）D的最高价氧化物与E的一种氧化物为等电子体，写出E的氧化物的化学式：____。‎ ‎（3）D和Y形成的化合物，其分子的空间构型为____，D原子的轨道杂化方式是____。‎ ‎（4）写出一个验证Y与Z的非金属性强弱的离子方程式：__________________。‎ ‎（5）金属镁和E的单质在高温下反应得到的产物与水反应生成两种碱性物质，该反应的化学方程式是____________________________________________。‎ ‎【答案】(1).SO3(2).1s22s22p63s23p5(3).N2O(4).直线形(5).sp杂化(6).Cl2+S2-=S↓+2Cl-(7).Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑‎ ‎【解析】短周期元素D、E、X、Y、Z原子序数逐渐增大。它们的最简单氢化物分子的空间构型依次是正四面体、三角锥型、正四面体、角形(V形)、直线形。根据分子构型可以判断元素所在的主族，四面体是ⅣA族，三角锥是ⅤA族，折线是ⅥA族，直线是ⅦA族，所以元素分别为：C、N、Si、S、‎ Cl。‎ ‎（1）Y（S）的最高价氧化物的化学式为SO3；Z（Cl）的核外电子排布式是1s22s22p63s23p5。‎ ‎（2）D（C）的最高价氧化物为CO2，与N2O原子数相等，价电子数也相等，所以是等电子体。‎ ‎（3）D和Y形成的化合物为CS2，其与CO2为等电子体，所以分子的空间构型为直线形，D原子的轨道杂化方式是sp杂化。‎ ‎（4）比较Cl和S的非金属强弱，可以选择比较其单质的氧化性强弱，所以如下的离子方程式：Cl2+S2-=S↓+2Cl-，说明Cl2的氧化性强于S，进而证明非金属性。‎ ‎（5）金属镁和E的单质在高温下反应得到的产物（Mg3N2）与水反应生成两种碱性物质（氢氧化镁和氨气），该反应的化学方程式是：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑。‎ ‎20、青蒿素是从黄花蒿中提取的一种无色针状晶体，双氢青蒿素是青蒿素的重要衍生物，抗疟疾疗效优于青蒿素，请回答下列问题：‎ ‎（1）组成青蒿素的三种元素电负性由大到小排序是__________，画出基态O原子的价电子排布图__________。‎ ‎（2）一个青蒿素分子中含有_______个手性碳原子。‎ ‎（3）双氢青蒿素的合成一般是用硼氢化钠(NaBH4)还原青蒿素．硼氢化物的合成方法有：2LiH+B2H6=2LiBH4；4NaH+BF3═NaBH4+3NaF ‎①写出BH4﹣的等电子体_________（分子、离子各写一种）；‎ ‎②B2H6分子结构如图，2个B原子和一个H原子共用2个电子形成3中心二电子键，中间的2个氢原子被称为“桥氢原子”，它们连接了2个B原子．则B2H6分子中有______种共价键；‎ ‎③NaBH4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键，而冰晶石(Na3AlF6)的阴离子中一个Al原子可以形成6个共价键，原因是______________；‎ ‎④NaH的晶胞如图，则NaH晶体中阳离子的配位数是_________；设晶胞中阴、阳离子为刚性球体且恰好相切，求阴、阳离子的半径比=__________由此可知正负离子的半径比是决定离子晶体结构的重要因素，简称几何因素，除此之外影响离子晶体结构的因素还有_________、_________。‎ ‎【答案】(1).O>C>H(2).(3).7(4).CH4、NH4+(5).2(6).B原子价电子层上没有d轨道，Al原子价电子层上有d轨道(7).6(8).0.414(9).电荷因素(10).键性因素 ‎【解析】分析：非金属性越强的元素，其电负性越大；根据原子核外电子排布的3大规律分析其电子排布图；手性碳原子上连着4个不同的原子或原子团；等电子体之间原子个数和价电子数目均相同；配合物中的配位数与中心原子的半径和杂化类型共同决定；根据晶胞结构、配位数、离子半径的相对大小画出示意图计算阴、阳离子的半径比。‎ 详解：（1）组成青蒿素的三种元素是C、H、O，其电负性由大到小排序是O>C>H，基态O原子的价电子排布图。‎ ‎（2）一个青蒿素分子中含有7个手性碳原子，如图所示：。‎ ‎（3）①根据等电子原理，可以找到BH4﹣的等电子体，如CH4、NH4+；‎ ‎②B2H6分子结构如图，2个B原子和一个H原子共用2个电子形成3中心2‎ 电子键，中间的2个氢原子被称为“桥氢原子”，它们连接了2个B原子．则B2H6分子中有B—H键和3中心2电子键等2种共价键；‎ ‎③NaBH4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键，而冰晶石(Na3AlF6)的阴离子中一个Al原子可以形成6个共价键，原因是：B原子的半径较小、价电子层上没有d轨道，Al原子半径较大、价电子层上有d轨道；‎ ‎④由NaH的晶胞结构示意图可知，其晶胞结构与氯化钠的晶胞相似，则NaH晶体中阳离子的配位数是6；设晶胞中阴、阳离子为刚性球体且恰好相切，Na+半径大于H-半径，两种离子在晶胞中的位置如图所示：。Na+半径的半径为对角线的，对角线长为，则Na+半径的半径为，H-半径为，阴、阳离子的半径比0.414。由此可知正负离子的半径比是决定离子晶体结构的重要因素，简称几何因素，除此之外影响离子晶体结构的因素还有电荷因素（离子所带电荷不同其配位数不同）和键性因素（离子键的纯粹程度）。‎