（新课标）高考化学第二部分高考大题突破题型五物质结构与性质（选考）教学案.docx

题型五 物质结构与性质（选考）原子结构与性质1能层、能级、原子轨道数及最多容纳电子数能层一二三四五符号KLMNO能级1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s包含原子轨道数11313513571最多容纳电子数226261026101422818322n22.常见原子轨道电子云轮廓图原子轨道电子云轮廓图形状轨道个数s球形1p哑铃(或纺锤)形3(px，py，pz)3.基态原子的核外电子排布(1)原子核外电子排布的“三规律”能量最低原理原子核外电子总是优先占有能量最低的原子轨道泡利原理每个原子轨道里，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，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同(2)基态原子核外电子排布的四种表示方法表示方法举例电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1简化电子排布式Cu：Ar3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)原子轨道处于全空、半充满、全充满状态更稳定。Cr、Cu的电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，而非1s22s22p63s23p63d44s2、1s22s22p63s23p63d94s2。4元素第一电离能的递变性(1)规律同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势(注意第A族、第A 族的特殊性)；同主族元素自上而下，第一电离能逐渐减小。(2)特殊情况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：BeB；MgAl；NO；PS。(3)应用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。判断元素的化合价如果某元素的In1In，则该元素的常见化合价为n。5元素电负性的递变性(1)规律同周期主族元素从左到右，电负性依次增大；同主族元素自上而下，电负性依次减小。(2)应用角度一原子核外电子的排布1(1)(2019高考江苏卷)Cu2基态核外电子排布式为 _。(2)2018高考全国卷，T35(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)。A.B.C.D.(3)2018高考全国卷，T35(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。(4)2018高考全国卷，T35(1)Zn原子核外电子排布式为_。(5)2017高考全国卷，T35(2)基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为_。(6)2017高考全国卷，T35(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为_。答案：(1)Ar3d9(或1s22s22p63s23p63d9)(2)DC(3) 哑铃(纺锤)(4)Ar3d104s2(或1s22s22p63s23p63d104s2)(5)N球形(6) 角度二元素的电离能、电负性及微粒半径的大小比较2(1)2018高考全国卷，T35(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)2017高考全国卷，T35(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_。(3)2018高考全国卷，T35(2)Li与H具有相同的电子构型，r(Li)小于r(H)，原因是_。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)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原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子(3)Li核电荷数较大1(2019试题调研)碳、硅、铁、铜、铝、钛是重要的材料元素。请回答下列有关问题：(1)上述元素中属于主族元素的是_(填元素符号，下同)，在元素周期表d区的元素是_。(2)原子核外电子含有四个能层的元素是_，基态原子的原子轨道中未成对电子数最多的是_。(3)基态钛原子外围电子的电子排布图为_。(4)基态铜原子的外围电子排布式为3d104s1，由此可判断铜在元素周期表中位于第_周期_族。解析：(1)C、Si是第A族元素，Al是第A族元素；Cu、Ti属于副族元素，Fe是第族元素。C、Si、Al为p区元素，Ti、Fe为d区元素，Cu为ds区元素。(2)第四周期的Ti、Fe、Cu均有四个能层；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2，d轨道中含有4个未成对电子。(3)钛位于第四周期B族，外围电子排布式为3d24s2。(4)由外围电子排布中的4s可推知Cu位于第四周期，由外围电子排布式中的电子为11个可知Cu在元素周期表第11列，位于第B族。答案：(1)C、Si、AlTi、Fe(2)Ti、Fe、CuFe(3)(4)四B2(最新预测)开发新型储氢材料是氢能源利用的重要研究方向之一。请回答以下问题：(1)Ti(BH4)3是一种储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。基态Ti3的电子排布式为_；LiBH4中Li、B、H元素的电负性由大到小的排列顺序为_。(2)氨硼烷(NH3BH3)是优良的储氢材料，少量氨硼烷可以由硼烷(B2H6)和NH3合成。B、C、N、O的第一电离能由大到小的顺序为_。氨硼烷在高温下释放氢后生成的立方氮化硼晶体具有类似金刚石的结构，硬度略小于金刚石。则立方氮化硼晶体可用作_(填标号)。a切削工具b钻探钻头c导电材料 d耐磨材料(3)一种有储氢功能的铜合金晶体具有面心立方最密堆积结构，该晶体储氢后的化学式为Cu3AuH8。铜与其他许多金属及其化合物都可以发生焰色反应，其原因是_。(4)金属氢化物也是具有良好发展前景的储氢材料。某储氢材料是短周期金属元素R的氢化物。R的部分电离能数据如表所示：I1/(kJmol1)I2/(kJmol1)I3/(kJmol1)I4/(kJmol1)I5/(kJmol1)7381 4517 73310 54013 630该金属元素是_(填元素符号)。解析：(1)Ti是第22号元素，原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，转化为Ti3时失去3个电子，离子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d1。Li为金属，电负性最小，BH中B为3价，H为1价，电负性由大到小的顺序为HBLi。(2)同周期元素的第一电离能从左至右呈增大趋势，但是N的p能级上有3个电子，是半满的稳定结构，所以N的第一电离能较大，故第一电离能由大到小的顺序为NOCB。立方氮化硼晶体硬度很大(只是略小于金刚石)，所以其可以用作切削工具、钻探钻头、耐磨材料等，但是和金刚石一样，该晶体不导电，所以不能用作导电材料。(3)金属元素发生焰色反应的原理：燃烧时，金属元素吸收能量，电子跃迁到激发态，激发态的电子再回落到基态，即从高能量轨道回落到低能量轨道，对外释放能量，该能量以一定波长的光的形式对外放出。(4)根据该金属元素的电离能数据，第三电离能远大于第二电离能，说明金属元素的最外层有2个电子，该元素为短周期元素，所以是Mg(Be只有4个电子，不存在I5)。答案：(1)1s22s22p63s23p63d1HBLi(2)NOCBabd(3)激发态的电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，以一定波长的光的形式释放能量(4)Mg分子结构与性质1共价键(1)(2)键和键的判定ss、sp、杂化轨道之间一定形成键；pp可以形成键，也可以形成键(优先形成键，其余只能形成键)。2与分子结构有关的两种理论(1)杂化轨道理论基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。杂化轨道类型与分子立体构型的关系杂化轨道类型杂化轨道数目分子立体构型实例sp2直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp23平面三角形BF3、BCl3、CH2OV形SO2、SnBr2sp34四面体形CH4、CCl4、CH3Cl三角锥形NH3、PH3、NF3V形H2S、H2O注意：杂化轨道数与中心原子结合的原子数中心原子的孤电子对数。(2)价层电子对互斥理论基本观点：分子的中心原子上的价层电子对(包括键电子对和中心原子上的孤电子对)由于相互排斥，尽可能趋向彼此远离。价层电子对数的计算中心原子的价层电子对数键电子对数(与中心原子结合的原子数)中心原子的孤电子对数键电子对数(axb)其中a为中心原子的价电子数，x、b分别为与中心原子结合的原子数及与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(H为1，其他原子为“8该原子的价电子数”)。微粒为阳离子时，中心原子的价电子数要减去离子所带电荷数；微粒为阴离子时，中心原子的价电子数要加上离子所带电荷数。如SO2中硫原子的孤电子对数为1；H3O中氧原子的孤电子对数为1；CO中碳原子的孤电子对数为0。在计算孤电子对数时，出现0.5或1.5，则把小数进位为整数，即1或2。如NO2的中心原子N的孤电子对数为0.51，则价层电子对数为3，故VSEPR模型为平面三角形，分子立体构型为V形。利用价层电子对互斥理论判断分子(或离子)立体构型价层电子对数孤电子对数分子(或离子)立体构型示例20CO2、BeCl230BF3、SO3、CO31SO240CH4、NH、SO、CCl441NH3、PCl3、H3O42H2O、H2S3.等电子原理(1)等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子，互称为等电子体。等电子体具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近。(2)常见的等电子体微粒通式价电子总数立体构型CH4、NHAX48e正四面体形CO、N2AX10e直线形CO2、CNS、NO、NAX216e直线形SO2、O3、NOAX218eV形CO、NO、SO3AX324e平面三角形PO、SO、ClOAX326e三角锥形SO、POAX432e正四面体形(3)等电子体的应用：判断一些简单分子或离子的立体构型及判断等电子体中心原子的杂化方式(如CH4和NH互为等电子体，CH4中碳原子为sp3杂化，则NH中氮原子也为sp3杂化)等；利用等电子体在性质上的相似性制造新材料。4分子性质(1)分子构型与分子极性的关系(2)溶解性“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂；若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。(3)无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使ROH中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H，酸性越强，如酸性：HClOHClO2HClO3离子晶体分子晶体。(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔、沸点高，反之则低。离子晶体：离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则其熔、沸点越高。分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔、沸点越高。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：熔点：固态物质液态物质；沸点：液态物质气态物质。4晶胞的相关计算(1)晶胞中微粒数目的计算方法均摊法晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。(2)晶胞质量晶胞质量晶胞占有的微粒的质量晶胞占有的微粒数。(3)晶体密度晶体密度。(4)空间利用率空间利用率。1(2019高考江苏卷)一个Cu2O晶胞(如图)中，Cu原子的数目为_。解析：根据均摊法知，该晶胞中白球个数为812，灰球个数为4，白球和灰球数目之比为12，所以Cu为灰球，1个晶胞中含有4个Cu原子。答案：42(1)2018高考全国卷，T35(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(a)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_gcm3(列出计算式)。(2)2018高考全国卷，T35(5)FeS2晶体的晶胞如图(b)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_gcm3；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。(3)2018高考全国卷，T35(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_gcm3(列出计算式)。(4)2017高考全国卷，T35(4)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)。R的晶体密度为d gcm3，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_。(5)2017高考全国卷，T35(5)MgO具有NaCl型结构(如图)，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a0.420 nm，则r(O2)为_nm。MnO也属于NaCl型结构，晶胞参数为a0.448 nm，则 r(Mn2)为_nm。(6)2017高考全国卷，T35(2)(4)(5)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_。KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为a0.446 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_。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。解析：(1)1个氧化锂晶胞含O的个数为864，含Li的个数为8，1 cm107 nm，代入密度公式计算可得Li2O的密度为 gcm3。(2)该晶胞中Fe2位于棱上和体心，个数为1214，S位于顶点和面心，个数为864，故晶体密度为4 g(a107 cm)31021 gcm3。根据晶胞结构，S所形成的正八面体的边长为该晶胞中相邻面的面心之间的连线之长，即为晶胞边长的，故该正八面体的边长为a nm。(3)题图中原子的堆积方式为六方最密堆积。六棱柱底部正六边形的面积6a2 cm2，六棱柱的体积6a2c cm3，该晶胞中Zn原子个数为12236，已知Zn的相对原子质量为65，阿伏加德罗常数的值为NA，则Zn的密度 gcm3。(4)该晶胞的体积为(a107 cm)3，根据M(a107)3d，可求出y(或1021)。(5)因为O2采用面心立方最密堆积方式，所以面对角线长度是O2半径的4倍，则有4r(O2)22a2，解得r(O2)0.420 nm0.148 nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构可得2r(Mn2)2r(O2)a，代入数据解得r(Mn2)0.076 nm。(6)金属原子半径越小、价电子数越多，金属键越强，其熔、沸点越高。二者间的最短距离为晶胞面对角线长的一半，即0.446 nm0.315 nm。与钾紧邻的氧原子有12个。想象8个晶胞紧密堆积，则I处于顶角，K处于体心，O处于棱心。答案：(1)(2)1021a(3)六方最密堆积(4)(或1021)(5)0.1480.076(6)K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱0.31512体心棱心1(2019试题调研)砷化镓是继硅之后研究最深入、应用最广泛的半导体材料。回答下列问题：(1)Ga基态原子核外电子排布式为_，As基态原子核外有_个未成对电子。(2)Ga、As、Se的第一电离能由大到小的顺序是_，电负性由大到小的顺序是_。(3)比较下列镓的卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：_。镓的卤化物GaCl3GaBr3GaI3熔点/77.75122.3211.5沸点/201.2279346GaF3的熔点超过1 000 ，可能的原因是_。(4)二水合草酸镓的结构如图1所示，其中镓原子的配位数为_，草酸根离子中碳原子的杂化轨道类型为_。 (5)砷化镓的立方晶胞结构如图2所示，晶胞参数为a0.565 nm，砷化镓晶体的密度为_gcm3(设NA为阿伏加德罗常数的值，列出计算式即可)。解析：(1)Ga是第31号元素，其核外电子排布式为Ar3d104s24p1。As是第33号元素，其核外电子排布式为Ar3d104s24p3，所以其4p能级上有3个未成对电子。(2)同周期由左向右元素的第一电离能呈增大趋势，但是As的p能级是半充满稳定结构，故第一电离能反常得高，故第一电离能由大到小的顺序为AsSeGa。同周期主族元素由左向右电负性逐渐增大，所以电负性由大到小的顺序为SeAsGa。(3)由表格中数据可知三种化合物的熔、沸点较低，可判断三种化合物均为分子晶体，对结构相似的分子晶体而言，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔、沸点越高。GaF3的熔点超过1 000 ，与GaI3、GaBr3、GaCl3的熔点差异比较显著，故GaF3不可能是分子晶体，而是离子晶体。(4)由题图1知，每个镓与4个氧相连，所以配位数为4。草酸根离子中的碳原子形成一个碳氧双键，所以是sp2杂化。(5)晶胞中Ga原子位于8个顶点和6个面心，所以Ga有864个，As都在晶胞内也有4个，所以晶胞质量为 g。晶胞参数为0.565 nm0.565107 cm，晶胞体积为(0.565107)3 cm3，晶胞质量除以晶胞体积得到晶胞密度，所以晶体的密度为 gcm3。答案：(1)Ar3d104s24p13(2)AsSeGaSeAsGa(3)GaCl3、GaBr3、GaI3的熔、沸点依次升高，原因是它们均为分子晶体，相对分子质量依次增大GaF3是离子晶体(4)4sp2(5)2(最新预测)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)基态钴原子的价电子排布式为_，铁、钴、镍的基态原子核外未成对电子数最少的是_(填元素名称)。(2)酞菁钴分子的结构简式如图甲所示，中心离子为钴离子，酞菁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)；碳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的半径分别为69 pm和74 pm，则熔点NiO_FeO(填“”“CH；分子中C原子均形成3个键，没有孤电子对，杂化轨道数目为3，碳原子的杂化轨道类型为sp2。(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2，82x18，x5。(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，带相同电荷的离子，半径越小，离子间的静电作用力越大，离子晶体的晶格能越大，熔点越高；因为Ni2的半径小于Fe2的半径，所以熔点NiOFeO。(5)晶胞中镍原子数目为864，砷原子数目为4，晶胞的质量m g，故晶胞体积V cm3，则晶胞棱长r cm；砷原子与周围的4个镍原子形成正四面体结构，砷原子与正四面体顶点镍的距离最近，砷原子与镍原子连线处于晶胞体对角线上，且连线长度为体对角线长度的，等于晶胞棱长的，故晶胞中最近的原子之间的距离为 cm。答案：(1)3d74s2镍(2)2、4NCHsp2(3)分子晶体5(4)带相同电荷的离子，半径越小，离子间的静电作用力越大，离子晶体的晶格能越大，熔点越高(5)4 结构决定性质简答题解题思路：首先叙述结构，然后阐述原理，最后回扣本题结论。【例】2016高考全国卷，T37(2)(3)(1)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_。 (2)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因： _。GeCl4GeBr4GeI4熔点/49.526146沸点/83.1186约400物质结构与性质综合题突破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，揭示现象的规律和本质。2“六个”命题点(1)基本化学用语：书写136号元素原子及简单离子的基态核外电子排布式(或外围电子排布式)；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)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现象。(3)化学键及分子间作用力：键或键的数目；键参数；氢键；范德华力。(4)分子结构与性质：分子立体构型的判断；中心原子杂化类型的判断；等电子体的寻找和等电子原理的应用。(5)配合物组成结构：配合物化学式的书写；配合物结构示意图的表示；配合物中化学键种类的判断。(6)晶体结构和性质的考查：晶胞中微粒数目的计算，晶体熔、沸点比较(分子晶体往往受到氢键的影响)。3“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。1(2019高考全国卷，T35，15分)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2 微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要材料。回答下列问题：(1)下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是_(填标号)。(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是_、_。乙二胺能与Mg2、Cu2等金属离子形成稳定环状离子，其原因是_，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是_(填“Mg2”或“Cu2”)。 (3)一些氧化物的熔点如表所示：氧化物Li2OMgOP4O6SO2熔点/1 5702 80023.875.5解释表中氧化物之间熔点差异的原因：_。(4)图(a)是MgCu2 的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离x_pm，Mg原子之间最短距离y_pm。设阿伏加德罗常数的值为NA，则MgCu2 的密度是_gcm3(列出计算表达式)。解析：(1)由题给信息知，A项和D项代表Mg，B项和C项代表Mg。A项，Mg再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s，3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量AC、AD，选A。(2)乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。乙二胺中2个N原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时“头碰头”重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物较稳定。(3)氧化锂、氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。(4)观察图(a)和图(b)知，4个铜原子相切并与面对角线平行，有(4x)22a2，xa。镁原子堆积方式类似金刚石，有ya。已知1 cm1010 pm，晶胞体积为(a1010)3 cm3，代入密度公式计算即可。答案：(1)A(2)sp3sp3乙二胺的两个N提供孤电子对给金属离子形成配位键Cu2(3)Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgOLi2O。分子间作用力(相对分子质量)P4O6SO2(4)aa2(2019高考全国卷，T35，15分)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为FeSmAsFO组成的化合物。回答下列问题：(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为_，其沸点比NH3 的_(填“高”或“低”)，其判断理由是_。(2)Fe成为阳离子时首先失去_轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3价层电子排布式为_。(3)比较离子半径：F_O2(填“大于”“等于”或“小于”)。(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。图中F和O2共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1x代表，则该化合物的化学式表示为_；通过测定密度和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：_gcm3。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为(，)，则原子2和3的坐标分别为_、_。解析：(1)AsH3的中心原子As的价层电子对数为3(531)4，包括3对成键电子对和1对孤电子对，故其立体结构为三角锥形。NH3中N的电负性比AsH3中As的大得多