高考化学二轮复习精品资料专题20 物质结构与性质教学案（教师版）.doc

2013高考化学二轮复习精品资料专题20 物质结构与性质（教学案，教师版）3.了解简单配合物的成键情况。4.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。5.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。6.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。三、分子间作用力与物质的性质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。【知识网络】【重点知识整合】一、原子结构与元素的性质1基态原子的核外电子排布(1)排布规律能量最低原理：基态原子核外电子先占有能量最低的原子轨道，如ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。泡利原理：每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。注意：洪特通过分析光谱实验得出：能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)时体系能量较低，原子较稳定。如cr原子的电子排布式为ar3d54s1；cu原子的电子排布式为ar3d104s1。(2)表示形式电子排布式：用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数。如k：1s22s22p63s23p64s1或ar4s1。电子排布图：每个小方框代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，如碳原子。2电离能(1)同周期元素随着原子序数的递增，原子的第一电离能逐渐增大；但a族元素的第一电离能大于a族元素的第一电离能，a族元素的第一电离能大于a族元素的第一电离能。同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小。(2)如果某主族元素的in1远大于in，则该元素的常见化合价为n，如钠元素i2远大于i1，所以钠元素的化合价为1。而过渡元素的价电子数较多，且各级电离能之间相差不大，所以常表现多种化合价，如锰元素有2价7价。3电负性(1)变化规律：同一周期，从左到右，元素的电负性递增；同一主族，自上到下，元素的电负性递减。(2)运用：确定元素类型(电负性1.8，非金属元素；电负性1.8，金属元素)；确定化学键类型(两元素电负性差值1.7，离子键；两元素电负性差值1.7，共价键)；判断元素价态正负(电负性大的为负价，小的为正价)；电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。二、分子结构与性质1共价键(1)性质：共价键具有饱和性和方向性。(2)分类：根据形成共价键的共用电子对的偏向或偏离的情况，分为极性键和非极性键；根据形成共价键的原子轨道重叠方式的不同，分为键和键；配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(a)能够提供孤电子对，另一方(b)具有能够接受电子对的空轨道，可表示为ab。(3)键参数键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量。键能越大，共价键越牢固；键长：形成共价键的两原子之间的核间距。键长越短，共价键越牢固；键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。2分子的立体结构(1)价层电子对互斥理论几种分子或离子的立体构型分子或离子中心原子的孤电子对数分子或离子的价层电子对数分子或离子的立体构型名称co202直线形so213v形h2o24v形bf303平面三角形ch404正四面体形nh04正四面体形nh314三角锥形so14三角锥形(2)杂化轨道理论常见杂化轨道类型与分子构型规律杂化轨道类型 参加杂化的原子轨道 分子构型 示例 sp 一个s轨道，一个p轨道 直线形 co2、becl2、hgcl2 sp2 一个s轨道，二个p轨道 平面三角形 bf3、bcl3、ch2o sp3 一个s轨道，三个p轨道 正四面体 ch4、ccl4、nh 具体情况不同 nh3(三角锥形)、h2s、h2o(v形) (3)键的极性和分子极性的关系： 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 x2 h2、n2 -非极性键 非极性分子 直线形 xy hcl、no -极性键 极性分子 直线形 xy2(x2y) co2、cs2 180 极性键 非极性分子 直线形 so2 120 极性键 极性分子 v形 h2o、h2s 105 极性键 极性分子 v形 xy3 bf3 120 极性键 非极性分子 平面三角形 nh3 107 极性键 极性分子 三角锥形 xy4 ch4、ccl4 10928 极性键 非极性分子 正四面体形 【特别提醒】通常对于abn型分子，若中心原子最外层电子全部参与成键，则为非极性分子；若中心原子最外层电子部分成键则为极性分子。4配合物理论 (1)配合物的组成： 配体：含有孤电子对的分子或离子，如nh3、h2o、cl、br、i、scn等。 中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如cu2、fe3等。 配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。 (2)常见配合物：如cu(nh3)4(oh)2、cu(nh3)4so4、ag(nh3)2oh、fe(scn)3等。 5影响物质溶解度的因素 (1)相似相溶： 极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。 溶质与溶剂结构相似，溶解度较大。 (2)溶质能与溶剂形成氢键，溶解度较大。 (3)溶质能与溶剂反应，溶解度较大。 三、晶体结构与性质 1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 结 构组成晶体微粒 阴、阳离子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 微粒间作用力 离子键 范德华力或氢键 共价键 金属键 离子晶体 分子晶体 原子晶体 金属晶体 物 理 性 质 熔、沸点 较高 低 很高 一般较高，少部分低 硬度 硬而脆 小 大 一般较大，少部分小 导电性 不良(熔融可导电) 不良 不良 良导体 典型实例 离子化合物 多数非金属单质及其氧化物、氢化物等 金刚石、sio2、晶体硅、sic等 金属单质 2立方晶胞中粒子数目的计算 3晶体熔、沸点高低的比较 (1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律： 原子晶体离子晶体分子晶体。 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，汞、铯等沸点很低。 (2)原子晶体： 原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石碳化硅硅。 (3)离子晶体： 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：mgomgcl2，naclcscl。 (4)分子晶体： 分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。如h2oh2teh2seh2s。 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如snh4geh4sih4ch4。 组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如con2。 (5)金属晶体： 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：namgal。 【高频考点突破】考点一 原子、分子结构与性质例1、 q、r、x、y、z五种元素的原子序数依次递增。已知：z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；y原子价电子(外围电子)排布msnmpn；r原子核外l层电子数为奇数；q、x原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：(1)z2的核外电子排布式是 。(2)在z(nh3)42中，z2的空轨道接受nh3分子提供的 形成配位键。(3)q与y形成的最简单气态氢化物分别为甲、乙，下列判断正确的是 。a稳定性：甲乙，沸点：甲乙b稳定性：甲乙，沸点：甲乙c稳定性：甲乙，沸点：甲乙d稳定性：甲乙(4) q、r、y三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为 (用元素符号作答)。(5)q的一种氢化物相对分子质量为26，其中分子中的键与键的键数之比为 。(6)五种元素中，电负性最大与最小的两种非金属元素形成的晶体属于 。【知识归纳】1.原子结构与元素的性质(1)基态原子的核外电子排布规律能量最低原理基态原子核外的电子先占有能量最低的原子轨道，当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，从而使原子处于能量最低的稳定状态。如ge属于32号元素，所以其核外电子的排布式为：1s22s22p63s23p63d104s24p2。泡利原理在每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。洪特规则当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先占据一个轨道，而且自旋方向相同，这样有利于降低体系的能量。洪特规则特例：能量相同的轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的。如(2)核外电子排布的表示形式电子排布式a用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，即电子排布式，如mg：1s22s22p63s2；b为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号来表示，如k：ar4s1。轨道表示式用一个小方框代表一个轨道，每个轨道中最多可容纳两个电子。如k：(3)第一电离能的变化规律第一电离能的变化规律原因在同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大；从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子同周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用增强，失去第一个电子总体趋势变难。价电子排布处于半满的轨道的元素，其第一电离能比邻近原子的第一电离能大同主族元素，从上到下第一电离能逐渐减小，表明原子越来越易失去电子同主族元素价电子数目相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱，失去第一个电子所需能量减小(4)电负性的变化规律同一周期，从左到右，元素电负性递增。同一主族，自上而下，元素电负性递减。(5)电负性的运用确定元素类型(电负性1.8，非金属元素；电负性1.7，离子键；两元素电负性差值”、“h2teh2seh2s。组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如snh4geh4sih4ch4。组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如con2，ch3ohch3ch3。(5)金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：namgal。【变式探究】金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：(1)ni原子的核外电子排布式为_；(2)nio、feo的晶体结构类型均与氯化钠的相同，ni2和fe2的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点nio_feo(填 “”)；(3)nio晶胞中ni和o的配位数分别为_、_；(4)金属镍与镧(la)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如下图所示。该合金的化学式为_；(5)丁二酮肟常用于检验ni2：在稀氨水介质中，丁二酮肟与ni2反应可生成鲜红色沉淀，其结构如下图所示。该结构中，碳碳之间的共价键类型是键，碳氮之间的共价键类型是_，氮镍之间形成的化学键是_；该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在_；该结构中，碳原子的杂化轨道类型有_。【答案】(1)ar3d84s2(2)(3)66(4)lani5(5)键、键配位键氢键sp2杂化、sp3杂化【难点探究】难点一原子、分子结构分析这类题目考查的基本内容为电子排布式、电子排布图的书写；电离能、电负性的大小比较；杂化轨道理论、基层电子对互斥理论及分子的空间构型；化学键、分子间作用力及氢键对物质的性质和结构的影响。命题的基本形式为结合元素及化合物、元素周期律和元素周期表知识直接设问。例1 、氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题：(1)基态氮原子的价电子排布式是_。(2)c、n、o三种元素第一电离能从大到小的顺序是_。(3)肼(n2h4)分子可视为nh3分子中的一个氢原子被nh2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。nh3分子的空间构型是_；n2h4分子中氮原子轨道的杂化类型是_。肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：n2o4(l)2n2h4(l)=3n2(g)4h2o(g) h1038.7 kjmol1若该反应中有4 mol nh键断裂，则形成的键有_mol。肼能与硫酸反应生成n2h6so4。n2h6so4晶体类型与硫酸铵相同，则n2h6so4的晶体内不存在_(填标号)。a离子键 b共价键 c配位键 d范德华力(4)图171(a)表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点见图(b)，分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_(填标号)。图171acf4 bch4 cnh dh2o大，因为第a族元素价电子的p轨道是半充满状态，原子更稳定。失去第一个电子更难。难点二晶体结构分析晶体的结构分析是新课标高考的热点。试题的类型主要有两种类型：一是根据晶体晶胞的结构特点确定晶体的化学式；二是根据晶体晶胞的结构特点和有关数据，求算晶体的密度或晶体晶胞的体积。解答以上两种类型题目的关键是确定一个晶胞中含有微粒的个数。例2 、氮化硼(bn)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到bf3和bn。(1)b和n相比，电负性较大的是_，bn中b元素的化合价为_；(2)在bf3分子中，fbf的键角是_，b原子的杂化轨道类型为_，bf3和过量naf作用可生成nabf4，bf的立体构型为_；(3)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内b原子与n原子之间的化学键为_，层间作用力为_；(4)六方氮化硼在高温高压下，可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5 pm，立方氮化硼晶胞中含有_个氮原子、_个硼原子，立方氮化硼的密度是_gcm3(只要求列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数为na)。【点评】 确定晶体一个晶胞中含有的微粒数目要熟悉一些常见晶体晶胞的结构。如下表：晶体naclcscl金刚石caf2干冰晶胞结构晶胞中含微粒数目na：1124cl：864cs：1 cl：81c：8648ca2：864f：8co2：864【变式探究】下列叙述不正确的是()ax、y可形成立方晶体结构的化合物，其晶胞中x占据所有棱的中心，y位于顶点位置，则该晶体的组成式为xy3bcao晶体结构与nacl晶体结构相似，每个cao晶胞中含有4个ca2和4个o2c设nacl的摩尔质量为m gmol1，nacl的密度为 gcm3，阿伏加德罗常数为na mol1，在nacl晶体中，两个距离最近的cl中心间的距离为cmd金刚石、碳化硅、晶体硅的熔点依次降低难点三 综合推断例3、原子序数小于36的x、y、z、w四种元素，其中x是形成化合物种类最多的元素，y原子基态时最外层电子数是其内层电子总数的2倍，z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，w的原子序数为29。回答下列问题：(1)y2x2分子中y原子轨道的杂化类型为_，1 mol y2x2含有键的数目为_。(2)化合物zx3的沸点比化合物yx4的高，其主要原因是_。(3)元素y的一种氧化物与元素z的一种氧化物互为等电子体，元素z的这种氧化物的分子式是_。(4)元素w的一种氯化物晶体的晶胞结构如图172所示，该氯化物的化学式是_，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物hnwcl3，反应的化学方程式为_。图172【答案】(1)sp杂化3 mol或36.21023个(2)nh3分子间存在氢键(3)n2o(4)cuclcucl2hcl=h2cucl3(或cucl2hcl=h2cucl3)【点评】 本题把元素推理和物质结构与性质融合成一体，考查学生对元素推理、原子轨道杂化类型、分子空间结构、氢键、等电子体原理、晶胞结构、化学键的数目计算、新情景化学方程式书写等知识的掌握和应用能力。本题基础性较强，重点突出。【历届高考真题】【2012高考】（2012上海）4ph3是一种无色剧毒气体，其分于结构和nh3相似，但p-h键键能比nh键键能低。下列判断错误的是aph3分子呈三角锥形bph3分子是极性分子cph3沸点低于nh3沸点，因为ph键键能低dph3分子稳定性低于nh3分子，因为nh键键能高【答案】c【解析】从上到下，同一主族元素形成的气态氢化物的稳定性越来越弱，对应的化学键越来越强，沸点越来越低，c错。【考点定位】本题考查分子的构型及化学键键参数与分子性质的关系。（2012福建）30化学一物质结构与性质（13 分）(1) 元素的第一电离能：alsi（填“ ”或“丁乙b、单质的还原性：丁丙甲c、甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物d、乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应（2011山东卷）元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是a.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价b.多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高c.p、s、cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强d.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素【解析】对应主族元素的原子其最高化合价等于元素原子的最外层电子数，但氟元素无正价，氧元素没有最高化合价，a不正确；在多电子原子中，电子的能量是不相同的。在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，b不正确；p、s、cl均属于第三周期的元素，且原子序数依次递增，所以非金属性依次增强，所以得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强，依次选项c正确；元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素一般既有金属性又有非金属性，在周期表中第三纵行到第十纵行，包括7个副族和一个共同组成了过渡元素，因此选项d也不正确。【答案】c（2011天津卷）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是a第ia族元素铯的两种同位素137cs比133cs多4个质子b同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小c第 a元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强d同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低(2011海南卷) 是常规核裂变产物之一，可以通过测定大气或水中的含量变化来检测核电站是否发生放射性物质泄漏。下列有关的叙述中错误的是a. 的化学性质与相同 b. 的原子序数为53c. 的原子核外电子数为78 d. 的原子核内中子数多于质子数【答案】c【解析】社会热点问题的体现，由于日本福岛核问题而使成为社会关注的焦点。本题是相关同位素、核素考查。a选项中考查同位素化学性质相同这点，b选项落在考查，c中电子数=53因而错，d是中子数的计算。思维拓展：对核素的考查是以前老的命题内容，今年核问题出现后，不少老教师已经猜测到此点，因而做了复习准备。这类题紧跟社会热点问题或主题，每年都可把当年四月份之间与化学相关热点焦点作为备考点。（2011四川卷）下列推论正确的a.sih4的沸点高于ch4，可推测ph3的沸点高于nh3b.nh4+为正四面体结构，可推测出ph4+ 也为正四面体结构c.co2晶体是分子晶体，可推测sio2晶体也是分子晶体d.c2h6是碳链为直线型的非极性分子，可推测c3h8也是碳链为直线型的非极性分子【解析】氨气分子之间存在氢键，沸点高于ph3的；sio2晶体也是原子晶体；c3h8不是直线型的，碳链呈锯齿形且为极性分子。【答案】b（2011四川卷）下列说法正确的是a.分子晶体中一定存在分子间作用力，不一定存在共价键b.分子中含两个氢原子的酸一定是二元酸c.含有金属离子的晶体一定是离子晶体d.元素的非金属型越强，其单质的活泼型一定越强（2011上海卷）氯元素在自然界有35cl和37cl两种同位素，在计算式34.96975.77%+36.96624.23% =35.453中a75.77%表示35cl的质量分数 b24.23%表示35cl的丰度c35. 453表示氯元素的相对原子质量 d36.966表示37cl的质量数【解析】本题考察同位素相对原子质量的计算方法和元素丰度及质量数的理解。34.969和75.77%分别表示35cl的相对原子质量和丰度。【答案】c(2011江苏卷)原子序数小于36的x、y、z、w四种元素，其中x是形成化合物种类最多的元素，y原子基态时最外层电子数是其内层电子数的2倍，z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，w的原子序数为29。回答下列问题：（1）y2x2分子中y原子轨道的杂化类型为 ，1mol y2x2含有键的数目为 。（2）化合物zx3的沸点比化合物yx4的高，其主要原因是 。（3）元素y的一种氧化物与元素z的一种氧化物互为等电子体，元素z的这种氧化物的分子式是 。（4）元素w的一种氯化物晶体的晶胞结构如图13所示，该氯化物的化学式是 ，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物hnwcl3，反应的化学方程式为 。（2011福建卷）氮元素可以形成多种化合物。回答以下问题：（1）基态氮原子的价电子排布式是_。（2）c、n、o三种元素第一电离能从大到小的顺序是_。（3）肼(n2h4)分子可视为nh3分子中的一个氢原子被nh2（氨基）取代形成的另一种氮的氢化物。nh3分子的空间构型是_；n2h4分子中氮原子轨道的杂化类型是_。肼可用作火箭燃料，燃烧时发生的反应是：n2o4(l)2n2h4(l)=3n2(g)4h2o(g) h=1038.7kjmol1若该反应中有4mol nh键断裂，则形成的键有_mol。肼能与硫酸反应生成n2h6so4。n2h6so4晶体类型与硫酸铵相同，则n2h6so4的晶体内不存在_(填标号)a. 离子键 b. 共价键 c. 配位键 d. 范德华力（4）图1表示某种含氮有机化合物的结构，其分子内4个氮原子分别位于正四面体的4个顶点（见图2），分子内存在空腔，能嵌入某离子或分子并形成4个氢键予以识别。下列分子或离子中，能被该有机化合物识别的是_（填标号）。a. cf4 b. ch4 c. nh4 d. h2on2h6so4晶体类型与硫酸铵相同，可见它是离子晶体，晶体内肯定不存在范德华力。（4）要形成氢键，就要掌握形成氢键的条件：一是要有h原子，二是要电负性比较强，半径比较小的原子比如f、o、n等构成的分子间形成的特殊的分子间作用力。符合这样的选项就是c和d，但题中要求形成4个氢键，氢键具有饱和性，这样只有选c。【答案】（1）2s22p3 （2）noc （3）三角锥形 sp3 3 d （4）c（2011山东卷）氧是地壳中含量最多的元素。 （1）氧元素基态原子核外未成对电子数为 个。 （2）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 。（3） 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 。(4)cao与nacl的晶胞同为面心立方结构，已知cao晶体密度为agcm-3，表示阿伏加德罗常数，则cao晶胞体积为 cm3。（3）依据价层电子对互斥理论知h3o+中o上的孤对电子对数1/2（531）1，由于中心o的价层电子对数共有3+14对，所以h3o+为四面体，因此h3o+中o原子采用的是sp3杂化；同理可以计算出h2o中o原子上的孤对电子对数1/2（621）2，因此排斥力较大，水中h-o-h键角较小。（2011重庆卷）用于金属焊接的某种焊条，其药皮由大理石、水泥、硅铁等配制而成。（1）al的原子结构示意图为_；al与naoh溶液反应的离子方程式为_。(2)30si的原子的中子数为_；sio2晶体类型为_。（3）al3+与yn的电子数相同，y所在族的各元素的氢化物的水溶液均显酸性，则该族氢化物中沸点最低的是_。（4）焊接过程中，药皮在高温下产生了熔渣和使金属不被氧化的气体，该气体是_。（5）经处理后的熔渣36.0g（仅含fe2o3、al2o3、sio2），加入足量稀盐酸，分离得到11.0g固体；滤液中加入过量naoh溶液，分离得到21.4g固体；则此熔渣中al2o3的质量分数为_。【解析】本题考察原子的结构、晶体类型、方程式的书写以及有