2019届二轮复习物质结构与性质题型的研究(选考)学案（全国通用） 36页

专题四　物质结构与性质题型的研究(选考)‎ 热点题型一　电子排布式、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)‎ O：‎ ‎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　真题演练 ‎1．原子的结构 ‎(1)[2018·全国卷Ⅰ，35(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)[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________。‎ ‎(3)[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__________________。‎ ‎(4)[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________。‎ ‎(5)[2016·全国卷Ⅲ，37(1)]写出基态As原子的核外电子排布式____________________。‎ ‎(6)[2016·江苏，21(1)]Zn2＋基态核外电子排布式为_________________________________。‎ 答案　(1)D　C　(2)N　球形　‎ ‎(3)1s22s22p63s23p63d74s2{或[Ar]3d74s2}　O　Mn ‎(4)1s22s22p63s23p63d84s2{或[Ar]3d84s2}　2‎ ‎(5)1s22s22p63s23p63d104s24p3{或[Ar]3d104s24p3}‎ ‎(6)1s22s22p63s23p63d10{或[Ar]3d10}‎ 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)K原子位于第四周期，原子结构示意图为，核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，最高能层为N层，第4电子层为4s原子轨道，为球形。(3)Co为27号元素，位于第四周期Ⅷ族，铁之后，将电子按照能量最低原理、泡利原理、洪特规则填入各电子轨道中，即可得到Co的基态原子核外电子排布式；金属性越强，第一电离能越小，而金属性：Mn＞O，故第一电离能较大的为O。Mn原子的价电子排布式为3d54s2，根据洪特规则，有5个未成对电子，而O原子的价电子排布式为2s22p4，仅有2个未成对电子，故基态原子核外未成对电子数较多的是Mn。(4)镍是28号元素，位于第四周期Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2；3d能级有5个轨道，根据洪特原则，先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自旋方向相反，所以未成对的电子数为2。(5)As的原子序数为33，则其基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。(6)先写锌原子核外电子排布式[Ar]3d104s2，再由外向内失2个电子，得Zn2＋核外电子排布式为[Ar]3d10。‎ ‎2．元素的性质(电离能、电负性)‎ ‎(1)[2018·全国卷Ⅲ，35(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______________________。‎ ‎(2)[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__________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)[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”)。‎ ‎(4)[2017·江苏，21(3)]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__________________。‎ 答案　(1)大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子　(2)金属　铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子　(3)大于　小于　(4)H”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 热点题型二　共价键类型、杂化轨道和空间结构 ‎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价电子对数的计算 价电子对数＝成键电子对＋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)应用等电子体原理判断 ‎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　真题演练 ‎1．[2018·全国卷Ⅰ，35(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 答案　正四面体　sp3　AB 解析　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。‎ ‎2．[2018·全国卷Ⅲ，35(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________________________________________________________________________。‎ 答案　平面三角形　sp2‎ 解析　C原子价层电子对数n＝(4＋3×0＋2)/2＝3，因此C原子为sp2杂化，CO的空间构型为平面三角形。‎ ‎3．[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　V形　sp3‎ 解析　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。‎ ‎4．[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________。‎ 答案　sp2和sp3　9NA 解析　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，2个C—C,1个C—O)。‎ 题组二　最新模拟 ‎5．CS2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____________。‎ 答案　σ键和π键　sp　CO2、COS 解析　S==C==S中，存在σ键和π键；分子是直线形，C原子采取sp杂化。‎ ‎6．磷和氯反应可生成组成比为1∶3的化合物，该化合物的立体构型为________________，中心原子的杂化轨道类型为________。‎ 答案　三角锥形　sp3‎ 解析　PCl3中，P含有一对孤电子对，价层电子对数为4，立体构型为三角锥形，中心原子P采取sp3杂化。‎ ‎7．石墨烯(图甲)是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料，石墨烯中部分碳原子被氧化后，其平面结构会发生改变，转化为氧化石墨烯(图乙)。‎ ‎(1)图甲中，1号C与相邻C形成σ键的个数为________。‎ ‎(2)图乙中，1号C的杂化方式是____________，该C与相邻C形成的键角________(填“>”“<”或“＝”)图甲中1号C与相邻C形成的键角。‎ 答案　(1)3　(2)sp3　<‎ 解析　(1)两个成键原子间有且只有一个σ键，1号C与周围3个碳原子形成3个σ键。(2)图乙中，1号C形成了4个σ键，杂化方式为sp3，形成四面体结构，1号C与相邻C形成的键角为109°28′；而甲中1号C形成平面三角形结构，1号C与相邻C形成的键角为120°，因此图乙中的键角小。‎ ‎8．甲醛(H2C==O)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)，甲醇分子内C原子的杂化方式为________，甲醇分子内的O—C—H键角________(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的O—C—H键角。‎ 答案　sp3　小于 解析　甲醇中碳原子形成4个σ键，为sp3杂化，甲醇分子内O—C—H键角接近109°28′，甲醛分子的空间构型为平面形，O—C—H键角接近120°。‎ ‎9．(1)S单质的常见形式为S8，其环状结构如图所示，S原子采用的轨道杂化方式是______________。‎ ‎(2)H2Se的酸性比H2S________(填“强”或“弱”)；气态SeO3分子的立体构型为________________，SO离子的立体构型为______________。‎ 答案　(1)sp3　(2)强　平面三角形　三角锥形 解析　(1)首先根据S8的结构和价电子特点，确定其杂化方式。S的价电子数是6，其中形成2个σ键，还有两对孤电子对，故杂化方式为sp3。‎ ‎(2)H—Se键的键长比H—S键的键长长，所以H—Se键易断裂，故H2Se的酸性比H2S的强；SeO3中Se的杂化方式为sp2，立体构型为平面三角形；SO中S的杂化方式为sp3，与3个O原子配位，故立体构型为三角锥形。‎ 热点题型三　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124.3°、111.4°‎ ‎2.范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响 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_____________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 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 题组一　真题演练 ‎1．[2018·全国卷Ⅲ，35(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 ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　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 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。‎ ‎2．[2018·全国卷Ⅰ，35(2)]Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是____________________。‎ 答案　Li＋核电荷数较大 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．[2017·全国卷Ⅲ，35(2)(3)(4)]研究发现，在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：‎ ‎(2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。‎ ‎(3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为________________________________________________________________________，‎ 原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在________。‎ 答案　(2)sp　sp3‎ ‎(3)H2O>CH3OH>CO2>H2　H2O与CH3OH均为极性分子，水含氢键比甲醇中多；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 ‎(4)离子键、π键 解析　(2)CO2和CH3OH的中心原子C原子的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中碳原子的杂化形式分别为sp和sp3。‎ ‎(3)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中氢键比甲醇多，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。‎ ‎(4)Mn(NO3)2为离子化合物，Mn2＋ 与NO之间是离子键，根据NO的结构式，N与O之间存在双键，故除了σ键还存在π键。‎ ‎4．[2016·全国卷Ⅱ，37(2)]硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。‎ ‎①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。‎ ‎②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。‎ ‎③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是_________________________；‎ 氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为________。‎ 答案　①正四面体　②配位键　N　③高于　氨气分子间可形成氢键　极性　 sp3‎ 解析　①根据价层电子对互斥理论，SO的σ键电子对数等于4，孤电子对数为＝0，则阴离子的立体构型是正四面体形。②根据配位键的特点，在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为配位键，提供孤电子对的成键原子是N。③氨气分子间存在氢键，分子间作用力强，所以氨的沸点高于膦(PH3)；根据价层电子对互斥理论，氨气中心原子N的σ键电子对数等于3，孤电子对数为＝1，则中心氮原子轨道杂化类型为sp3杂化，分子为三角锥形，正、负电荷重心不重叠，氨气是极性分子。‎ 题组二　最新模拟 ‎5．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________________________________________________________________________。‎ ‎(2)SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是 ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)硅烷中的Si—Si键和Si—H键的键能小于烷烃分子中C—C键和C—H键的键能，稳定性差，易断裂，导致长链硅烷难以形成，所以硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多 ‎(2)C—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 ‎6．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，则中形成分子内氢 键，即O—H…O(—COO－中双键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，对其沸点影响不大。‎ ‎7．(1)CuSO4可由Cu和H2O2在H2SO4溶液中反应得到：Cu＋H2O2＋H2SO4===CuSO4＋2H2O。‎ 上述化学方程式中的5种物质所属的晶体类型不含有________(填字母)。‎ a．离子晶体 b．分子晶体 c．原子晶体 d．金属晶体 ‎(2)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__________________________________________________________________。‎ ‎(3)干冰、冰二者熔点较高的是________________________________________________。‎ 其理由是__________________________________________________________________。‎ ‎(4)CS2熔点高于CO2的理由是________________________________________________。‎ 答案　(1)c　(2)SiC、Si、金刚石　金刚石>SiC>Si　C—C、C—Si、Si—Si的键长依次增大，键能依次减小，熔点依次降低 ‎(3)冰　冰晶体中分子间存在氢键 ‎(4)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)Cu为金属晶体，H2O2、H2SO4和H2O为分子晶体，CuSO4为离子晶体。‎ ‎(2)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。‎ ‎(3)冰晶体中含有氢键，熔点反常高。‎ ‎(4)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。‎ ‎‎ ‎8．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 热点题型四　晶体结构及简单计算 ‎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．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。‎ ‎2．某化合物的晶胞如图所示，晶胞中阴离子与阳离子的个数比是________。‎ 答案　2∶1‎ ‎3．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 ‎4．Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为________。‎ 答案　12‎ 题组二　根据晶胞结构示意图，计算晶胞的边长或密度 ‎5．[2018·全国卷Ⅲ，35(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　六方最密堆积(A3型)　 解析　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＝12×1/6＋2×1/2＋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。‎ ‎6．[2018·全国卷Ⅰ，35(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　 解析　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＝6×1/2＋8×1/8＝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。‎ ‎7．[2017·全国卷Ⅰ，35(2)(4)(5)](2)K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是___________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)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______。‎ ‎(5)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　(2)K的原子半径较大且价电子数较小，金属键较弱　(4)0.315(或×0.446)　12　(5)体心　棱心 解析　(2)K原子半径大，且价电子数少(K原子价电子数为1，Cr原子价电子排布为3d54s1，价电子数为6)，金属键弱，熔、沸点低。(4)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)。(5)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。‎ ‎8．[2016·全国卷Ⅱ，37(3)(4)](3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体。‎ ‎(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　(3)金属　(4)①3∶1　 ②×107‎ 解析　(3)铜和镍属于金属，则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体。(4)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。‎ 热点题型五　物质结构与性质综合题 ‎1．题型剖析 ‎“物质结构与性质”综合题，重点考查考生对基础知识的掌握情况，要求考生掌握认识原子的核外电子的运动状态、排布原理及元素的某些性质，能从化学键角度认识分子的结构、性质，从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题；能运用价层电子对互斥理论和晶体模型解释和推测简单分子或离子的空间结构及常见晶体的晶胞结构及类型，揭示现象的本质和规律。‎ ‎2．“六个”命题点 ‎(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)；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：分子的空间构型的判断、分子中中心原子的杂化类型的判断；“等电子体”的寻找和“等电子体的原理”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。‎ ‎3．试题的“三种”呈现形式 ‎(1)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)以几种已知的元素立题，依托不同元素的物质分别独立或侧重考查原子结构、分子结构和晶体结构。‎ ‎(3)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。‎ 题组一　以一种核心元素为载体的综合题 ‎1．(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：‎ 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；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＝(6－2×3)/2＝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＋1＝4，每个晶胞中含有的S个数＝6×1/2＋8×1/8＝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。‎ ‎2．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<石墨中C—C 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为面心立方堆积，则m·NA＝4×12×60 g，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，则a3·ρ·NA＝4M，a＝，面对角线为×，其为Cu原子半径，即r＝× cm。‎ 题组二　以新物质为载体的综合考查 ‎3．(2017·全国卷Ⅱ，35)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题：‎ ‎(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为________。‎ ‎(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(a)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_______________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。‎ ‎①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。(填标号)‎ A．中心原子的杂化轨道类型 B．中心原子的价层电子对数 C．立体结构 D．共价键类型 ‎②R中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N中的大π键应表示为________。‎ ‎③图(b)中虚线代表氢键，其表示式为(NH)N—H…Cl、________、________。‎ ‎(4)R的晶体密度为d g·cm－3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为____________________________。‎ 答案　(1)(或)‎ ‎(2)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　N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)①ABD　C　②5　Π　③(H3O＋)O—H…N(N)　(NH)N—H…N(N)‎ ‎(4)(或×10－21)‎ 解析　(1)N原子位于第二周期ⅤA族，价电子是最外层电子，即轨道表示式是(或)。(2)根据图(a)，电子亲和能从左到右依次增大(除N外)，同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，得电子能力增强，因此同周期自左而右电子亲和能增大；氮元素的2p能级达到半充满状态，原子相对稳定，不易得到1个电子。(3)①根据图(b)，阳离子是NH和H3O＋，NH中心原子N含有4个σ键，孤电子对数为(5－1－4×1)/2＝0，价层电子对数为4，杂化类型为sp3，空间构型为正四面体形，H3O＋中心原子是O，含有 ‎3个σ键，孤电子对数为(6－1－3×1)/2＝1，价层电子对数为4，杂化类型为sp3，空间构型为三角锥形，因此相同之处为ABD，不同之处为C；②根据图(b)N中σ键总数为5个；根据信息，N的大π键应表示为Π；③根据图(b)还有氢键：(H3O＋)O—H…N(N)、(NH)N—H…N(N)。(4)根据密度的定义：d＝ g·cm－3，解得y＝＝(或×10－21)。‎ ‎4.(2017·钦州二模)三硫化四磷是黄绿色针状结晶，其结构如图所示，不溶于冷水，溶于叠氮酸、二硫化碳、苯等有机溶剂。在沸腾的NaOH稀溶液中会迅速水解。回答下列问题：‎ ‎(1)三硫化四磷分子中P采取________杂化，与PO互为等电子体的化合物分子的化学式为________________________________________________________________________。‎ ‎(2)二硫化碳属于________(填“极性”或“非极性”)分子。‎ ‎(3)用NA表示阿伏加德罗常数的数值，0.1 mol三硫化四磷分子中含有的孤电子对数为______________。‎ ‎(4)纯叠氮酸HN3在常温下是一种液体，沸点较高，为308.8 K，主要原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(5)氢氧化钠具有NaCl型结构，其晶胞中Na＋和OH－之间的距离为a cm，晶胞中Na＋的配位数为__________，用NA表示阿伏加德罗常数的数值，NaOH的密度为__________ g·cm－3。‎ 答案　(1)sp3　SO3　(2)非极性 ‎(3)NA　(4)HN3分子间存在氢键 ‎(5)6　 解析　(1)P4S3中P形成3个P—S键，含有一对孤电子对，杂化轨道数为4，P采取sp3杂化；与PO互为等电子体的化合物分子的化学式为SO3。(2)二硫化碳与二氧化碳的结构相似，正负电荷中心重合，属于非极性分子。(3)根据图知，每个P有1对孤电子对，每个S有2对孤电子对，1 mol P4S3共有10对孤电子对，0.1 mol含有NA对孤电子对。(4)纯叠氮酸(HN3)在常温下是一种液体，沸点较高，为308.8 K，主要原因是HN3分子间存在氢键，使沸点反常地升高。(5)以体心Na＋研究，与之相邻的OH－位于面心，晶胞中Na＋的配位数为6，晶胞中Na＋与OH－之间的距离为a cm，则晶胞棱长为2a cm，晶胞体积为(2a cm)3，晶胞中Na＋数目为1＋12×＝4、OH－数目为8×＋6×＝4，则晶胞质量为4× g，则晶胞密度为＝ ‎ g·cm－3。‎ 题组三　以典型的几种元素为载体的综合题 ‎5．B、C、N、O、F是第二周期元素，根据要求回答问题：‎ ‎(1)基态硼原子的核外电子排布式为____________________________________________，‎ 有________种不同能量的电子。‎ ‎(2)根据等电子体原理，羰基硫(OCS)分子的电子式为______________；光气(COCl2)各原子最外层都满足8电子稳定结构，则光气分子的空间构型为__________________________。‎ ‎(3)分子(CN)2中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为______________，1个(CN)2分子中含有________个π键。‎ ‎(4)EminBF4的熔点为12 ℃，在常温下为液体，由有机物阳离子[Emin]＋和[BF4]－构成。该物质的晶体属于________晶体。‎ ‎(5)人造立方氮化硼的硬度仅次于金刚石而远远高于其他材料，因此它与金刚石统称为超硬材料。立方氮化硼晶胞如图所示。晶体中每个N同时吸引____________个B原子；设该晶体的摩尔质量为M g·mol－1，晶体的密度为d g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体中两个距离最近的B原子之间的距离为__________ pm。‎ 答案　(1)1s22s22p1　3　(2)　平面三角形　(3)N≡C—C≡N　4　(4)离子　(5)4　 ×1010‎ 解析　(1)基态硼原子的核外电子排布式为1s22s22p1，有3种不同能量的电子。(2)OCS与CO2互为等电子体，电子式是。(3)分子(CN)2中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子最外层均满足8电子稳定结构，其结构式为N≡C—C≡N,1个分子中含有4个π键。(4)EminBF4的熔点为12 ℃，在常温下为液体，由有机物阳离子[Emin]＋和[BF4]－构成。该物质的晶体属于离子晶体。(5)由立方氮化硼晶胞结构，晶体中每个N同时吸引4个B原子，设晶胞边长为a pm，则(a×10－10)3×ρ＝×M，a＝×1010 pm，两个最近B原子之间距离为a＝ ×1010 pm。‎ ‎6．第二周期的B、N元素组成的新型材料有着广泛用途。‎ ‎(1)基态硼原子有________个未成对电子，N3－的核外电子排布式为____________。‎ ‎(2)化合物A(H3BNH3)是一种潜在的储氢材料，它可由六元环状化合物(HB==NH)3通过反应 ‎3CH4＋2(HB==NH)3＋6H2O===3CO2＋6H3BNH3制得。‎ ‎①与上述化学方程式有关的叙述不正确的是________。(填字母)‎ A．反应前后碳原子的轨道杂化类型不变 B．CH4、H2O、CO2分子空间构型分别是正四面体形、V形、直线形 C．第一电离能：N>O>C>B D．化合物A中存在配位键 ‎②1个(HB==NH)3分子中有________个σ键。‎ ‎(3)立方氮化硼的结构与硬度都与金刚石相似，但熔点比金刚石低，原因是_______________。如图是立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图，请在图中圆球上涂“●”和画“×”分别标明B与N的相对位置。‎ ‎(4)X射线的衍射实验提供了立方氮化硼晶胞的棱长为a nm，密度为ρ g·cm－3，则阿伏加德罗常数的值为________________(要求化为最简式)。‎ 答案　(1)1　1s22s22p6　(2)①A　②12　(3)B—N键的键长大于C—C键，键能小于C—C键，导致立方氮化硼的熔点比金刚石低　(或B与N的位置互换)　(4) 解析　(1)基态硼原子有1个未成对电子，N3－的核外电子排布式为1s22s22p6。(2)①A项，甲烷中C原子为sp3杂化，二氧化碳中C原子为sp杂化，错误；B项，CH4、H2O、CO2分子空间构型分别是正四面体形、V形、直线形，正确；C项，同周期主族元素，随原子序数增大，第一电离能呈增大趋势，氮元素2p能级为半充满稳定状态，第一电离能高于氧元素，正确；D项，化合物A(H3BNH3)中B与N之间形成配位键，正确。②化合物(HB==NH)3的结构与苯的类似。(3)金刚石的晶胞结构如图，则立方氮化硼晶胞中B和N的配位数应均为4，立方氮化硼的晶胞结构为，据此画出立方氮化硼晶胞沿z轴的投影图中B和N的相对位置。(4)1个晶胞中含有4个BN，则存在关系：＝ρ·(a×10－7)3，解得NA＝＝。‎ 题组四　元素推断型综合题 ‎7．已知A、B、C、D、E、F、G为前四周期中常见元素，且原子序数依次增大，A的原子半径最小，B的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，D的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，E为周期表中电负性最大的元素，F元素有多种化合价，它的一种氢氧化物在空气中易被氧化且最终变为红褐色，G与F同族且原子序数比F大2，回答下列问题：‎ ‎(1)写出基态F原子的电子排布式________，其中含有________种能量不同的电子。‎ ‎(2)CE3和CA3均是三角锥形分子，键角分别为102°和107.3°，则C原子的杂化方式为______________，CA3是________(填“极性分子”或“非极性分子”)，其中CE3的键角比CA3的键角小的原因是______________________________________________________。‎ ‎(3)B、C、D三种元素形成的一种粒子与二氧化碳分子互为等电子体，其化学式为________________________________________________________________________。‎ ‎(4)G单质晶体中原子的堆积方式如图所示，属于____________________(填“面心立方最密堆积”或“体心立方最密堆积”)，则晶胞中G原子的配位数为______________。若G原子半径为r cm，则G原子所形成的最小正四面体空隙中，能填充的粒子的最大直径为____ cm(用r表示)。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2　7‎ ‎(2)sp3　极性分子　NF3中成键电子对偏向F原子，NH3中成键电子对偏向N原子，成键电子对与成键电子对之间的斥力作用前者小于后者 ‎(3)CNO－‎ ‎(4)面心立方最密堆积　12　(2－2)r 解析　A、B、C、D、E、F、G为前四周期中常见元素，且原子序数依次增大，B的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，L层电子数为4，则B为碳元素；A的原子半径最小，则A为H元素；D的基态原子最外层电子排布式为nsnnpn＋2，s能级容纳2个电子且p轨道容纳电子，则n＝2，故D为O元素；C的原子序数价于碳、氧之间，故C为N 元素；E为周期表中电负性最大的元素，则E为氟元素；F元素有多种化合价，它的一种氢氧化物在空气中易被氧化且最终变为红褐色，则F为Fe元素；G与F同族且原子序数比F大2，则G为Ni元素。‎ ‎8．有A、B、C、D、E五种原子序数依次增大的元素(原子序数均小于30)，A的基态原子2p能级有3个单电子；C的基态原子2p能级有1个单电子；E原子最外层有1个单电子，其次外层有3个能级且均排满电子；D与E同周期，价电子数为2。则：‎ ‎(1)B元素的氢化物的沸点是同族元素氢化物中最高的，原因是____________________。‎ ‎(2)A、B、C三种元素的氢化物稳定性由强到弱的顺序为____________(用化学式表示)。‎ ‎(3)A的最简单氢化物分子的空间构型为____________，其中A原子的杂化类型是____________。‎ ‎(4)A的单质中σ键的个数为__________，π键的个数为________。‎ ‎(5)写出基态E原子的价电子排布式：______________。‎ ‎(6)C和D形成的化合物的晶胞结构如图所示，已知晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数为NA，求晶胞边长a＝________ cm。(用ρ、NA的计算式表示)。‎ 答案　(1)水分子之间存在氢键，氢键比范德华力更强 ‎(2)HF>H2O>NH3‎ ‎(3)三角锥形　sp3　(4)1　2‎ ‎(5)3d104s1　(6) 解析　A、B、C、D、E五种原子序数依次增大的元素(原子序数均小于30)，A的基态原子2p能级有3个单电子，原子核外电子排布为1s22s22p3，则A是N元素；C的基态原子2p能级有1个单电子，且C的原子序数大于A，其原子核外电子排布为1s22s22p5，所以C是F元素，结合原子序数可推知B是O元素；E原子核外有成单电子，其次外层有3个能级且均排满电子，且原子序数小于30，则E处于第四周期，其基态原子的价电子排布式为3d104s1，则E是Cu元素；D与E同周期，价电子数为2，则D是Ca元素。‎ 专题特训 A组 ‎1．ⅠA、ⅦA族元素及其化合物在生活、生产中有广泛应用。回答下列问题：‎ ‎(1)基态钠原子的核外电子排布式为________________；ⅠA族元素的基态原子的价层电子云轮廓图的形状为______________。‎ ‎(2)与H2F＋互为等电子体的分子是________________(填一种即可)。H2分子中原子轨道的重叠方式是________(填字母)。‎ A．s-s　　　　B．s-p　　　　C．p-p ‎(3)OF2和O2F都是氧元素的氟化物，其中，OF2分子中氧原子的杂化类型是__________；氯的某含氧酸的分子式为HClOx，其对应的含氧酸根离子的几何构型是三角锥形，则x＝________。‎ ‎(4)碱金属单质的熔点随原子序数增大而降低，原因是 ‎________________________________________________________________________；‎ 而卤素单质的熔点、沸点随原子序数增大而升高，原因是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(5)金属钠、钾的晶胞结构如图1所示，其中金属原子的堆积模式为______________。‎ ‎(6)氯化钠的晶胞结构如图2所示(白球代表Cl－，黑球代表Na＋)，图3是氯化钠的晶胞截面图。已知NA代表阿伏加德罗常数的值，氯化钠晶体的密度为d g·cm－3。则：‎ ‎①氯化钠晶胞中Cl－的配位数为__________。‎ ‎②Na＋半径为________ pm(只列出计算式即可)。‎ 答案　(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)　球形 ‎(2)H2O(或H2S、H2Se、H2Te)　A ‎(3)sp3　3‎ ‎(4)碱金属单质是金属晶体，随着原子序数增大，原子半径增大，金属键减弱　卤素单质是分子晶体，组成和结构相似，随着原子序数增大，相对分子质量增大，范德华力增强 ‎(5)体心立方堆积 ‎(6)①6　②××1010‎ 解析　(1)基态钠原子的电子排布式为1s22s22p63s1或[Ne]3s1。ⅠA族元素的价层电子排布式为ns1，s轨道的电子云轮廓图的形状为球形。‎ ‎(2)与H2F＋互为等电子体的分子有H2O、H2S、H2Se、H2Te。基态氢原子只在1 s轨道上有电子，H2分子中的两个氢原子成键时，两个1 s轨道的重叠方式为s-s，故选A。‎ ‎(3)OF2中氧原子的价层电子对数为4，氧原子的杂化类型是sp3。氯的含氧酸根离子中，ClO的几何构型为三角锥形，其对应的含氧酸为HClO3，故x＝3。‎ ‎(4)分析熔点、沸点的高低，要从“粒子之间的作用力”角度切入。碱金属单质是金属晶体，随原子序数的增大，原子半径依次增大，金属键依次减弱，单质的熔点依次降低；卤素单质是分子晶体，组成和结构相似，随原子序数的增大，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强，单质的熔、沸点依次升高。‎ ‎(5)钠、钾晶胞为体心立方堆积，体对角线上的三个原子相切。‎ ‎(6)①氯化钠晶胞中氯离子、钠离子的配位数都是6。②‎ 思路：先由晶胞结构和晶体的密度求出晶胞的边长，再由晶胞截面图中对角线上三个氯离子相切求出氯离子半径，最后根据棱上两个氯离子和一个钠离子相切求出钠离子半径。1个晶胞中含4个NaCl，设晶胞的边长为a，则晶体的密度d＝ g·cm－3，a＝ cm，而氯离子半径r(Cl－)＝a，钠离子的半径r(Na＋)＝(－1)r(Cl－)＝a＝× cm＝××1010 pm。‎ ‎2．(2017·石家庄市高三模拟)新型储氢材料是开发利用氢能的重要研究方向。‎ ‎(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。‎ ‎①基态Cl原子中，电子占据的最高能层符号为________________，该能层具有的原子轨道数为__________。‎ ‎②LiBH4由Li＋和BH构成，BH的立体结构是________，B原子的杂化轨道类型是________。Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为________。‎ ‎(2)金属氢化物是具有良好发展前景的储氢材料。‎ ‎①LiH中，离子半径Li＋________(填“＞”“＝”或“＜”)H－。‎ ‎②某储氢材料是第三周期金属元素M的氢化物。M的部分电离能如下表所示：‎ I1/ kJ·mol－1‎ I2/ kJ·mol－1‎ I3/ kJ·mol－1‎ I4/ kJ·mol－1‎ I5/ kJ·mol－1‎ ‎738‎ ‎1 451‎ ‎7 733‎ ‎10 540‎ ‎13 630‎ M是________(填元素符号)。‎ ‎(3)NaH具有NaCl型晶体结构，已知NaH晶体的晶胞参数a＝488 pm，Na＋半径为102 pm，H－的半径为________，NaH的理论密度是________ g·cm－3(只列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数为NA)。‎ 答案　(1)①M　9　②正四面体　sp3杂化　H＞B＞Li ‎(2)①＜　②Mg ‎(3)142 pm　 解析　(1)①基态Cl原子的核电荷数为17，核外有3个电子层，电子占据的最高能层符号为M，该能层具有的原子轨道包括s、p、d共9个轨道；②BH中B原子价层电子对数＝4＋(3＋1－4×1)＝4，且不含孤电子对，所以是正四面体构型，B原子的杂化轨道类型是sp3杂化；元素非金属性越强其电负性越大，非金属性最强的是H元素，其次是B元素，最弱的是Li元素，所以Li、B、H元素的电负性由大到小排列顺序为H＞B＞Li。‎ ‎(2)①LiH中Li＋和H－电子层结构相同，核电荷数越大，其离子半径越小，所以离子半径Li＋＜H－；②该元素的第三电离能剧增，则该元素属于第ⅡA族，为Mg元素。‎ ‎(3)因2[r(Na＋)＋r(H－)]＝a pm，则r(H－)＝ pm－r(Na＋)＝142 pm；每个晶胞中含有4个NaH，则1 mol晶胞中含4 mol NaH，晶胞质量为 g，体积为(488×10－10)3 cm3，则NaH的理论密度为 g·cm－3。‎ ‎3．碳族元素的单质及其化合物是一类重要物质，请回答下列问题。‎ ‎(1)基态碳原子的价电子排布图是________。(填字母)‎ ‎(2)氯化铝晶体易溶于水，也溶于乙醇和乙醚，熔点190 ℃(2.5大气压)，熔化的氯化铝不易导电。178 ℃升华为二聚体Al2Cl6(结构如图1所示)。AlCl3晶体是________晶体，在二聚体Al2Cl6中有配位键，请用箭头在图中标出。‎ ‎(3)硼酸(H3BO3)是一元弱酸，与水反应生成[B(OH)4]－而产生氢离子，则[B(OH4)]－中B原子的杂化类型为______，[B(OH)4]－的空间结构为______。‎ ‎(4)已知钛酸锶广泛应用于氢能领域，其晶胞结构如图2所示，则钛酸锶的化学式为____________。‎ 答案　(1)a　(2)分子　‎ ‎(3)sp3　正四面体　(4)SrTiO3‎ 解析　(1)碳原子核外含有6个电子，基态碳原子的价电子排布式为2s22p2，价电子数为4，在2s和2p轨道各含有2个电子。(2)分子晶体的熔、沸点较低，氯化铝的熔、沸点较低，所以为分子晶体，氯化铝中铝原子最外层只有3个电子，形成3个共价键，每个铝原子和四个氯原子形成共价键，且其中一个共用电子对是氯原子提供形成的配位键。(3)[B(OH)4]－中B的价层电子对数为4，所以采取sp3杂化，B原子没有孤电子对，为正四面体构型。(4)晶胞中Sr原子数目为8×＝1，Ti原子数目为1，O原子数目为6×＝3，故化学式为SrTiO3。‎ ‎‎ B组 ‎1．(2017·山东威海二模)X、Y、Z、W、R是原子序数依次增大的前四周期元素，这五种元素的相关信息如下：‎ 元素 相关信息 X 其中一种核素在考古时常用来鉴定一些文物的年代 Y 原子核外电子有7种不同的运动状态 Z 地壳中含量最高的元素 W 价电子排布式为(n＋1)sn(n＋1)pn＋2‎ R 基态原子最外能层只有一个电子，其他能层均已充满电子 ‎(1)基态R原子的核外电子排布式为____________________________________________。‎ ‎(2)Y2分子中σ键和π键的数目比为______________。‎ ‎(3)X、Y、Z三种元素的第一电离能从小到大的顺序为__________________(用元素符号表示)，元素Y的简单气态氢化物的沸点比元素X的简单气态氢化物沸点高的主要原因是__________________________________。‎ ‎(4)由元素Z、W组成的微粒WZ的立体构型是__________，其中W原子的杂化轨道类型为______________。‎ ‎(5)已知Z、R能形成一种化合物，其晶胞结构如图所示，该化合物的化学式为____________；若相邻的Z原子和R原子间的距离为a cm，设阿伏加德罗常数的数值为NA，则该晶体的密度为____________ g·cm－3(用含a、NA的代数式表示)。‎ 答案　(1)[Ar]3d104s1(或1s22s22p63s23p63d104s1)‎ ‎(2)1∶2　(3)C”或“<”)。‎ ‎(4)①已知氯有多种含氧酸，其电离平衡常数如下：‎ 化学式 HClO4‎ HClO3‎ HClO2‎ HClO Ka ‎1×1010‎ ‎1×101‎ ‎1×10－2‎ ‎4×10－8‎ HClO4的结构简式为________，HClO3中Cl的杂化轨道类型为______，HClO2中含有的共价键类型为________。以上几种含氧酸的酸性强弱不同，其原因为__________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎②氢卤酸(HX)的电离过程如图。ΔH1和ΔH2的递变规律都是HF>HCl>HBr>HI，其中ΔH1(HF)特别大的原因为_____________________________________________________________，‎ 影响ΔH2递变的因素为______________________________________________________。‎ ‎(5)铝单质为面心立方晶体，晶胞参数a＝q nm，铝的摩尔质量为M g·mol－1，原子半径为r pm，阿伏加德罗常数的值为NA。则铝单质的密度为________ g·cm－3(列式即可，下同)，铝晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________。‎ 答案　(1)‎ ‎(2)4　(3)>‎ ‎(4)①　sp3　σ键和π键　氯的含氧酸中非羟基氧原子数目越多，中心氯原子价态越高，正电性越高，导致Cl—O—H中的电子更向Cl偏移，越易电离出H＋　②HF的水溶液中存在氢键　原子半径(或键长或键能)‎ ‎(5)　×100%‎ 解析　(1)硅元素为14号元素，位于元素周期表第三周期ⅣA族，故硅原子的价电子排布图为。‎ ‎(2)Al的核外电子中未成对电子数为1，第四周期中原子的核外电子排布中未成对电子数为1的有K—[Ar]4s1，Sc—[Ar]3d14s2，Cu—[Ar]3d104s1，Ga—[Ar]3d104s24p1，Br—[Ar]3d104s24p5，其中金属元素有4种。‎ ‎(3)Na＋和Ne的电子层结构相同均为2层饱和结构，Na的核电荷数为11，大于Ne的核电荷数，因此原子核对最外层电子的吸引力Na大于Ne，所以电离能I2(Na)大于I1(Ne)。‎ ‎(4)①根据含氧酸的结构特点，HClO4的结构简式为，ClO中Cl的价层电子对数为3＋＝4，故其杂化轨道为sp3杂化，HClO2的结构式为H—O—Cl==O，共价键类型为极性共价键(或σ键和π键)；氯的含氧酸中非羟基氧原子数目越多，中心氯原子价态越高，正电性越高，导致Cl—O—H中的电子更向Cl偏移，越易电离出H＋，酸性越强，故酸性：HClO