Q专题十七物质结构与性质

1、专题十七物质结构与性质答案部分1 .【答案】(1)DC(2) Li +核电荷数较大(3)正四面体sp3AB(4)52049829088 7 4 16(5)厂Na (0.4665 10-)【解析】(1)根据能级能量E(1s)<E(2s) <E(2p)判断，能量最低的为D,能量最高的为Co (2) Li +和H 的电子层结构相同，而具有相同电子层结构的离子半径大小与核电3何数有关，核电何数越大，离子半径越小。(3)AlH 4中Al米用sp杂化，呈正四面体结构。四氢铝锂中存在离子键、配位键和共价键，配位键也是(T键。(4)锂原子的第一电离能是指l mol气态锂原子失去l mol电子变成1

2、 mol气态锂离子所吸收的能量，即1为10m°_ =520kJ mol,。O = O键键能是指1 mol氧气分子断裂生成气态氧2原子所吸收的能量，即为 249 kJ mol 22 =498 kJ mol。晶格能是指气态离子结合生成l mol晶体所释放的能量或 1 mol晶体断裂离子键形成气态离子所吸收的能量，则1Li 2O 的晶格能为 2 908 kJ mol 。 (5)1个氧化锂晶胞含O的个数为8X=4 ,含Li的个数为8,1 cm= 107 nm，代人密度公式计算可得Li 2O日匀密高考真题专项分类（化学）第 5页一共17页3g cm 。哑铃(纺锤)度为 8 7” 16,3 Na

3、 (0.4665 10 )2.【答案】(2) H 2sS8相对分子质量大，分子间范德华力强3(4)平面二角2 sp4M(5)NAa32110【解析】（1）基态Fe原子核外有 26个电子，按照构造原理，其核外电子排布式为Ar3d 64s2,按照洪特规则，价层电子3d上6个电子优先占据5个不同轨道，故价层电子的电子排布图为3d电。基态 S原子的核外电子排布式为1s22s2 2p63s2 3p4 ,电子占据最高能级为 3p, p能级的电子云轮廓图为哑铃（纺锤）形。（2）价层电子对数包括成键电子对数和孤电子对数，H 2s中S的成键电子对数为 2,孤电子对数为6-1X2 = 2 ,故价层电子对数为 4

4、（或价层电子对数为 6+1X2 = 4）,同22f 60 2_理，SO2中S的价层电子对数为=3, SO3中S的价层电子对数为26 0 3 c -，一一 =3, H2s中S的价层电子对数不同于 SO2、SO3。（3） S8和SO2均为分子2晶体，分子间存在的作用力均为范德华力，S8的相对分子质量大，分子间范德华力强，故熔点和沸点高。（4）气态SO3为单分子，分子中 S无孤电子对，其分子的立体构型为平面三角形，S和O之间形成双键，故共价键有 。键和H键两种。固态$。3为三聚分子，分子中每个 S与4个O成键，S无孤电子对，故原子的杂化轨道类型为sp3。（5）该晶胞中Fe2 + 位于棱上和体心，个数

5、为12父1+1=4, S2一位于顶点和面心，个数为411M33 4M 21 上卬8父一十6父一=4 ,故晶体密度为 “4g丁四父10 cm）3 =3父1021g cm 。根82NANAa3据晶胞结构，s2 一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，22即为晶胞边长的 " ,故该正八面体的边长为 anmo22 、_1023 .【答案】（1）Ar3d 4s（2）大于Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子（3）离子键ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnB2、ZnI 2的化学键以共价键为主、极性较小. 一 一一一 一一,2（4）平面二角形sp65 6（5）六方最密堆

6、积（A 3型） 尸Na 6 a c4102【解析】（1）Zn原子核外有30个电子，其电子排布式为Ar3d 4s。（2） Cu原子的外围电子排布式为3d104s1, 4s能级处于半充满状态，而 Zn原子的4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大。（3）根据ZnF2晶体的熔点较高可知，ZnF2为离子晶体，含有离子键，而 ZnCl2、ZnB“、ZnL的化学键以共价键为主、极性较小，故能够溶解在有机溶剂中。（4）CO2 -中碳原子的价层电子对数为3,中心碳原子采取sp2杂化，故CO3一的空间构型为平面三角形。（5）题图中原子一.3 22的堆积方式为六方最密堆积。

7、六棱柱底部正六边形的面积=6父a cm , tk梭柱的4体积=6 a2ccm3,411已知Zn的相对原子质量为65,阿伏加德罗常数的值为N贝U Zn的密度P65 6J3g cm 。2a c4.【答案】（1）3sp平面(正)三角形(2)Ar3d 6或 1s22s22p63s23p63d6on,(3) NOT0比(4)1 : 2(5)0忖该晶胞中Zn原子个数为12父+2父一+3 = 6,【解析】（1）SO2一中S原子的价层电子对数为 4,所以采取sp3杂化。NO3中氮原子上2无孤对电子，成键电子对数为3,即N米取sp2杂化，NO3的空间构型为平面正三角形。（2）Fe的原子序数是26, Fe2+核外

8、有24个电子，其基态核外电子排布式为1s22s2 2p63s2 3p63d6。(3)等电子体是指价电子总数和原子数均相同的分子、离子或原子团，03与NO2均为3原子18价电子的粒子，故二者互为等电子体。(4)N2分子中32含有1个仃键和2个n键。(5)注意Fe(NO)(H 2O)52+中N原子与Fe2 +形成配位键即可。5.【答案】(1) A(2) N 球形 K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱(3) V 形 sp3(4) 0.31512(5)体心 棱心【解析】(1)当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，可见光的波长范围为400 nm 760 nm ,紫色光波长较短(钾原子中

9、的电子吸收较多能量发生跃迁，但处于较高能量轨道的电子不稳定，跃迁到较低能量轨道时放出的能量较多，故放出的光的波长较短)。(2)基态钾原子核外有 4个能层：K、L、M、N,能量依次增高，处于 N层白1 1个电子位于s轨道，s电子云轮廓图形状为球形。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。(3)I?中I原子为中心原子，则其孤电子对数为1父(712)=2,且其形成了 2个仃键，中心原子采取sp3杂化，13f为V形结构。(4)二者间的最短距离为晶胞面对角线长的一半，即X0.446 nm-0.315nmo与钾紧2邻的氧原子有12个。(5)想象4个晶胞紧密堆积，则I处于顶角，。处于棱心，

10、K处于体心。(6) .【答案】(1)；.(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) ABD C 5 65(H3O 方。-H-N( NT) (NH +)N -H-N(N5")（4）3602 a da3dN（或10-1）【解析】（1）根据构造原理可知氮原子价电子排布式为2s22p3 ,根据洪特规则和泡利原理可写出其价电子的轨道表送式 叫（2）从图（a）可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，Ei逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量

11、；N原子的2P轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。（3）结合图（b）可知：晶体R中两种阳离子为NH；和H3O1两种阳离子的中心原子均采取sp3杂化；NH；中成键电子对数为4, H3O +中含1个孤电子对和3个成键电子对，即中心原子的价层电子对数均为4;两种阳离子中均存在极性键，不存在非极性键。NH +和H 3。*分别为正四面体结构和三角锥形结构，即立体结构不同。从图（b）可以看出：阴离子N屋呈五元环状结构，其含有的仃键总数为5个；N5"中参与形成大n键的电子数为6,故可将其中的大n键表示为口6。（4）该晶胞的体积为（aMlO,cm）3,根据匕hM =（aMl0,）

12、3d ,可求出A602a3da3dN（或A N1&M10 ）。(7) 答案】（1） 1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d 74s2 （1 分） O （1 分） Mn （1 分）（2） sp （1 分）sp3 （1 分）（3） H2O>CH3OH>CO2>H2 （2分）H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与 出均为非极性分子，CO2分子量较大、范德华力较大（2分）（4）离子键和 兀键（或键）（2分）（5） 0.148 （2 分） 0.076 （2 分）【解析】（1）根据构造原理可写出 Co基态原子核外电子排布式为1s22s22p6

13、3s23p63d74s2或Ar3d 74s2。是非金属元素，而 Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以 O的第一电离能大于 Mn。Mn和O的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d74s2、1s22s22p4,前者的3d轨道中5个电子均未成对，后者的2P轨道中有2个电子未成对，所以 Mn的基态原子核外未成对电子数较 多。(2) CO2中C的价层电子对数为 2,故为sp杂化；CH 30H分子中C的价层电子对 数为4.故为sp3杂化。(3)水和甲醇均为极性分子，常温常压下两种物质均呈液态；二 氧化碳和氢气均为非极性分子，常温常压下两种物质均呈气态，根据四种

14、物质在相同条件下的状态可以判断出水、甲醇的沸点均高于二氧化碳、氢气的沸点。由于水分子中的 2个氢原子都能参与氢键的形成，而甲醇分子中只有羟基上的氢原子能够形成氢键，所 以水中的氢键比甲醇多，则水的沸点高于甲醇的沸点。二氧化碳和氢气都属于分子晶体， 但由于二氧化碳的相对分子质量大于氢气，所以二氧化碳的沸点高于氢气的沸点。(4)Mn(N0 3)2是离子化合物，存在离子键；此外在N03"中，3个。原子和中心原子 N之间 还形成一个4中心6电子的大n键(口：键)，所以Mn(N0 3)2中的化学键有 仃键、n键 和离子键。(5)因为02一采用面心立方最密堆积方式，所以面对角线长度是 02-半径

15、的42222 立倍，则有4r(0 =2a ,解得 r(0 ) =一x 0.420 nm-0.148 nm； MnO 也属于 4NaCl型结构，根据晶胞的结构可得2r(Mn 2*)+2r(O2 =a'，代入数据解得2r(Mn ) =0.076 nm。8 .【答案】(1)内加5 或 1s22s22p63s23p63d5(2) sp2 和 sp39 mol(3) H<C<O(4) 乙醇分子间存在氢键(5) Fe3CuN【解析】(1) Fe为26号元素，Fe"基态核外电子排布式为 内加5或1s22s22p63s23p63d5。 (2)甲基上的碳原子为 sp3杂化，默基上的

16、碳原子为 sp2杂化。单键全为 仃键，1个双键 中含有1个n键和1个仃键，故l mol丙酮中含有9 mol仃键。(3)非金属性：H<C<O , 则电负性：H<C<O。(4)乙醇中的羟基之间可以形成分子间氢键，故沸点高于丙酮。(5)能量越低越稳定，从图-2知，Cu替彳弋a位置Fe型会更稳定，其晶胞中 Cu位于8个顶11点，N (Cu) =8父=l, Fe位于面心，N (Fe) = 6父=3 , N位于体心，N(N)=l,其 82化学式为Fe3CuN 0 、_ 10229 .【答案】 3d 4s 4p 2（2）Ge原子半径大，原子间形成的 。单键较长，p - p轨道肩并肩重

17、叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成 n键GeCl,、GeB、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，分子量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强O>Ge>Zn(5) sp3共价键1 1 1(4,4,/8 736.02 565.763107高考真题专项分类（化学）第 9页一共17页14+18=32,基态原子【解析】（1）在元素周期表中，错位于硅正下方，错的原子序数为的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d 4s24p2或Ar3d 4s2 4p2,由于4P能级有3个能量相同的轨道，根据洪特规则，4P上2个电子分别占据两个轨道且自旋方向相同， 故未成对电子数为 2。（2）

18、本题从单键、双键、叁键的特点切入，双键、叁键中都含有几键，难以形成双键、叁键，实质是难以形成n键，因为错的原子半径较大，形成单键的键长较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小。（3）根据表格数据得出，三种错卤化物都是 分子晶体，其熔、沸点分别依次增高，而熔、沸点的高低与分子间作用力强弱有关，分 子间相互作用力强弱与分子量大小有关。（4）锌、错位于同周期，同一周期从左至右元素的电负性逐渐增大（除稀有气体元素外），而氧位于元素周期表右上角，电负性仅次于氟，由此得出氧、错、锌的电负性依次减小。（5）类比金刚石，晶体错是原子晶体，每个错原子与其周围的 4个错原子形成4个单键，故错原子采用 sp3杂化。微粒之

19、间的作用力是共价键。（6）对照晶胞图示、坐标系以及A、B、C点坐标，选A点为参照点，观察D点在晶胞中位置（体对角线 1处），由B、C点坐标可以推知 D点坐标。类似4金刚石晶胞，1个晶胞含有8个错原子，? _ m 8 73g/mol _8 73VNa (565.76 pm 10J0 cm/pm)3 6.02 565.76322626828210 .【答案】(1)1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 或Ar3d 4s 2(2)正四面体配位键N 高于NH 3分子间可形成氢键极性sp3金属铜失去的是全充满的 3d10电子，馍失去的是4s1电子13:1D 25123 3 107116.02 10 d

20、【解析】（1） Ni兀素原子核外有 28个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d 84s2。3d能级上有2个未成对电子。（2）SO2一中S无孤电子对，立体构型为正四面体。Ni（NH 3）62 为配离子，Ni2+与NH3之间为配位键。配体 NH3中提供孤电子对的为NoNH 3分子间存在氢键，故沸点比 PH3高。NH 3中N有一个孤电子对，立体构型为三角锥形，因此 NH3为极性分子,N的杂化轨道数为 3+1=4,杂化3类型为sp 。 （3）单质铜及馍都是由金属键形成的晶体，Cu、Ni失去一个电子后电子排布式分别为Ar3d 10、Ar3d 84s1 ,铜的3d轨道全充

21、满，达到稳定状态，所以 Cu的1第二电离能相对较大。（4）Cu原子位于面心个数为 6父一 =3, Ni原子位于顶点,21 一 个数为8x-=1 ,铜原子与馍原子的数量比为3:1。以该晶胞为研究对象，则864 3 59N7,37 、3g =d g cm M（aM10 cm）,解得,251二a J 23 x 10 °,6.02 1023 d11 .【答案】（1） Ar3d 104s24p3 （1 分）（2）大于（2分） 小于（2分）（3）三角锥形（1分）3八sp （1 分）（4） GaF3为离子晶体,GaCl 3为分子晶体（2分）（5）原子晶体（2分）共价一10一3取喘+成屋100% （

22、2分）3（MGa Mas）【解析】（1）根据构造原理可写出基态 As原子的核外电子排布式（2）同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能呈增大趋势：Ga的原子半径大于 As, Ga的第一电离能小于 As。（3）AsCl 3的中心原子（As原子）的价层电子对数为（5+1 x 3）/23=4,所以是sp杂化。 AsCl 3的立体构型为三角锥形。（4）根据晶体类型比较熔点。一般来说，离子晶体的熔点高于分子晶体的熔点。（5）根据晶胞结构示意图可以看出，As原子与Ga原子形成了空间网状结构的晶体，结合 GaAs的熔点知GaAs是原子晶体。首先用均次t法计算出1个晶胞中含有 As原子的个数：8X

23、 1/8+ 6X1/2 =4,再通过观察可知1个晶胞中含有4个Ga原子。4个As原子和4个Ga原子的总体积43034303、3Vi =4 （-Tt X10 X rAs +-n X10 M&） cm ； 1 个晶胞的质量为 4 个 As 原子3 3和4个Ga原子的质量之和，即（4M生+Ma）g,所以1个晶胞的体积NaNa4 3 口 ，r EV2 = （Mas+Mgh） cm3。最后由Vi/V2即得结果。 :Na12 .【答案】（1） 1s22s22p63s23p63d3 （或1Ar3d3）O（2） sp3 和 sp27mol （或 7 M 6.02M 1023 ）（3） H2F + 乩。

24、与CH3CH 2OH之间可以形成氢键【解析】（1） Cr为24号元素，基态Cr原子的核外电子排布式为1s22s22p6 3s23p6 3d54s1 （或Ar 3d54s1 ）,形成离子时，先失去最外层上的电子，所以Cr3+的核外电子排布式为1s22s2 2p63s2 3p63d3 （或 如3d3）。匕。中的O含有孤对电子，所以 O为配位原子。（2）甲基中的C原子为sp3杂化，竣基中的C原子为sp2杂化。单键全部为 仃键，1个双键中有1个n键、1个仃键，所以1 mol CH3COOHH中含有7 mol。键。（3） H2。和H2F.互为等电子体。 匕。分子与CH3CH2OH分子之间可以形成氢键，且

25、两者都是极性分子，故两者是互溶的。13 .【答案】（1） O （1 分）ls22s22p63s23p3 （或Ne3s 23p3） （1 分）（2）O3 （1分）。3相对分子质量较大，范德华力大（1分）分子晶体（1分）离子晶体（1分）（3）三角锥形（1分）sp3 （1分）（4） V 形（1 分） 4 （1 分）2Cl2+2Na2CO3+H2。= Cl2O + 2NaHCO3+2NaCl （或 2Cl2+Na2CO3 = Cl2O+CO2+2NaCl） （1 分）（5） Na2。（1 分） 8 （1 分）=2.27g/cm3 （1 分）4 62g/mol（0.566 10 7cm）3 6.02 1

26、023mol 1【解析】C的核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C可能是Li或P,但是A、B、C、D原子序数依次增大，所以 C应为P, D的最外层只有一个未成对电子，所以 D为 Cl。A2-和B +的电子层结构相同，则 A为O, B为Na。 （1）电负性最大，也即非金属 性最强的为O°P为15号元素，核外电子排布式为1s22s22p63s23p3。（2）氧的两种同素异 形体分别为。2和。3,均为分子晶体，分子晶体中相对分子质量越高，沸点越高.H2O为分子晶体，NaH为离子晶体。（3）PCl3中P有一对孤对电子，价层电子对数为1+3= 4, 所以P为sp3杂化，PC13的空间构型为三角

27、锥形。（4）Cl2O中O有两对孤对电子，价层 电子对数为2+2=4,所以。为sp3杂化，CI2O的空间构型为 V形。C12O中Cl为+1价,C12发生歧化反应生成 C12O和NaCl°（5）由晶胞图知，小黑子有8个，大黑球有8X1/8 +6X1/2 =4,所以化学式为 Na?。小黑球为Na,大黑球为O。 A为。，由晶胞结构知，面心上的1个。连有4个钠，在相邻的另一个晶胞中， O也连有4个钠，故O的配位数为8。1个晶胞中含有4个Na2。，根据密度公式有：= 2.27 g/cm3_ 4 62 _4 62NAl_a36.02 M1023 M(0.566X10工 314.【答案】（除标明外，

28、每空 1分）（1）电子云 2（6） C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到.稳定电子结构（2分）（7） b键和兀键 sp （2 分）CO2、SCN 一（或 COS 等）（2 分）(4)分子(5)32 124【解析】（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用“电子云”形象化描述。根据碳的基态原子核外电子排布图可知，自旋相反的电子有2对。（2）碳原子有4个价电子，且碳原子半径小，很难通过得或失电子达到稳定电子结构，所以碳在形成化合物时，其键型以共价键为主。（3） CS2中C为中心原子，采用sp杂化，与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子有CO2、SCN 一等。

29、（4） Fe（CO）5的熔、沸点较低，符合分子晶体的特点，故其固体为分子晶体。（5）由石墨烯晶体结构图可知，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1/3 X 6=2。观察金 刚石晶体的空间构型，以1个C原子为标准计算，1 3个C原子和4个C原子相连，则它必然在4个六元环上，这 4个C原子中每个C原子又和另外3个C原子相连，必然 又在另外3个六元环上，3X4 =12,所以每个C原子连接12个六元环；六元环中最多 有4个C原子在同一平面。15 .【答案】（每空 2 分）（1） b、d （2） 3CaF2+Al"= 3Ca2+AlF；-（3）角形或V形sp3（4） 172

30、低【解析】（1） CaF2为离子化合物，熔融状态下能导电，Ca2+与F-间既有静电吸引作用，又有静电排斥作用，a错，d对；离子半径越小，离子键越强，故CaF2的熔点高于CaCl2熔点，b对；阴阳离子比为 2： 1的物质，其晶体构型与阴阳离子的半径的相对大小有关，c错。（2）由题中信息可知Al3+与F-结合生成较稳定的AlF；-,导致溶解平衡CaF2 L Ca24（aq）+2Fpq）有移而使CaF2溶解，故反应的离子方程式可表示为13CaF2 +Al"= 3Ca2+AlF63二（3）中心原子 O原子的孤电子对数为 -父（6-1x2） =2 , 形成了 2个仃键，采取sp3杂化，分子构型

31、为 V形。（4）设ClF键的平均键能为 akJ mol工，则 159kJ，mol，M3+242kJ.moA _ 6a =-313kJ，mol1,解得 a=172kJ mo产。ClF3与BrF3分子结构相似，前者相对分子质量较小，分子间作用力较小，熔、沸点较低。16 .【答案】（1） H、C、O（2） a、d（3） 1s22s22p63s23p63d84s2 或Ar 3d 84s2 VIII 8（4）氢键.范德华力CO2的分子直径小于笼状空腔直径，且与H2O的结合力大于CH4【解析】（1）根据电负性的递变规律得，H、C、O的电负性逐渐增大。（2）固态CO2由CO2分子构成，为分子晶体，a对；CH

32、4中含有极性键，但为非极T分子，b错；CH、CO2为分子晶体，熔点由分子间作用力大小决定，与键能大小无关，c错；CH4中C的杂化类型为sp3, CO2中C的杂化类型为sp, d对。（3）基态Ni原子核外有28个电子， 电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或Ar 3d 84s2 , Ni位于元素周期表第四周期皿族。1 mol Ni（CO）4中Ni与。之间形成 4 mol仃键、C与。之间形成 4 mol。键，共有 8 mol。键。（4）可燃冰为甲烷的水合物，分子间存在范德华力，水分子间还存在氢键。根据提供的数据，CO2的分子直径小于笼状结构空腔直径，且与 乩。的结合能大于CH,，

33、因此科学家提出该设想。17 .【答案】（1） X-光衍射分析.（2） 41s22s22p63s23p63d5（或Ar3d 5）血红色32（3） sp3、sp2 6Na CH3COOH 存在分子间氢键16(4) 124 2710-7a）3 Na【解析】（2）基态Fe的电子排布为Ar3d 64s2,因此3d轨道上还有四个未成对电子 .当 失去三个电子后，达到3d层电子半充满稳定结构.Fe3+可以与KSCN形成血红色络合物， 用此来检验三价铁离子。（3）乙醛中甲基上的 C成四个单键，因此是 sp3杂化，醛基 上的碳形成了一个碳氧双键，形成了一个兀键，共用电子对数为3,因此是sp2杂化.一共有5个单键

34、和一个双键，因此是 6个b键和一个兀键.乙酸间可以形成分子间氢键，导 致沸点升高.氧化亚铜立方晶胞内 O原子个数：4+8x1/8+6X1/2=8,所以铜原子个数为 8>2=16o （4）面心立方晶体配位数为 12, 一个晶胞中有四个铝原子。18.【答案】（1） 3（2） sp3 杂化；<（3） H、O（4） 12; M3c60【解析】（1）根据图甲可知，1号C与相邻C形成仃键的个数为3;（2）图乙1号C形成了 4个。键，是sp3杂化方式；图乙中1号C与相邻C形成的键 角为109.5° ,图甲中1号C与相邻C形成的键角为120° ;（3）氧化石墨烯中 。原子与H2

35、O的H原子，及氧化石墨烯中的H原子与H2O的。原子都可以形成氢键；（4）根据均摊法，晶胞含 M原子的个数为：12*1+9=12, C60位于顶点和面心，故晶 胞含C60的个数为8* +6 X =4 ,故化学式 M 3c60。8219.【答案】（1） 1s22s22p1（2） b、c（1） 平面三角形层状结构中没有自由移动的电子（4） sp3高温高压（5） 2【解析】（2）立方相氮化硼只含有 。键，a错误；六方相氮化硼质地软，是由于其层间作 用力为范德华力，作用力小，b正确；B、N均为非金属元素，两者形成的化学键为共价键，c正确；六方相氮化硼属于分子晶体，立方相氮化硼属于原子晶体，d错误。（3）

36、观察六方相氮化硼的晶体结构可知，每个硼原子与相邻3个氮原子构成平面三角形。其结构虽与石墨相似，但由于N的电负性较大，共价键上的电子被N原子强烈吸引，不能自由移动，所以不导电。（4）立方相氮化硼晶体中，每个硼原子形成4个共价单键，所以为sp3杂化；地下约300 km的环境应为高温、高压。（5） NH 中存在一个由氮原子提供孤电子对、H +提供空轨道而形成的配位键；在BF4-中，存在一个由F一提供孤电子对、B提供空轨道而形成的配位键，所以 l mol氟硼酸俊中含有2 mol配位键。sp3H2O2N2 H420.21.【答案】（1） N3d 45f（2）（3） HNO2、HNO3H2sO3（4） +

37、1（5） so4一共价键和配位键乩。H2。与Cu2邓配位键比NH3与Cu2恸弱N、O、S、Cu。（1）N、O、S 中第【解析】由题意推出元素 a、b、c、d、e依次是H、电离能最大的是N, Cu的价层电子轨道示意图为：（2）a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形的是NH3, NH3中的N原子的杂化方式为sp3 ,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H2O2、N2H4。（3）这些元素的含氧酸有 HNO2、HNOs 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酸是H2SQ。（4）由图可知，e和c的个数比为2:1

38、,则化学式为Cu2。，e离子的电荷为+1。（5）由该化合物的 阳离子结构可知，该阳离子可以表示为Cu（NH 3）4（H2O）22+,结合阴离子呈四面体结构， 可知阴离子为SO2即该化合物是Cu（NH3）4（H2O）2SO4 ；阳离子中存在的化学键有共价 键和配位键；由于 H2O与Cu2"配位键比NH3与Cu"的弱，故加热该化合物时，首先 失去的组分是H2O。【答案】（1）a （2分）（2）2 （1分） BN （1分）（6） sp2 （1 分）sp3（1 分）3 （1 分） （4）X （1 分）【解析】（1）同主族元素从上到下元素的电负性逐渐减小，a对；氟无正价，b错；HF分

39、子间存在氢键，所以熔沸点在同族元素气态氢化物中最高，c错；F2、Cl2、B2三种物质的晶体均是分子晶体，组成相似，则相对分子质量越大分子间作用力越大，熔点越高，d错。（2）由晶胞结构示意图，根据均摊法，可得 B原子为8X - +1 =2个，N8原子为4X 1+1 =2个，则该功能陶瓷的化学式为BN。（3） BC1 3中价层电子对数为：4（3+3）/2=3, B原子为sp2杂化；NC13中价层电子对数为：（5+3）/2 =4, N原子为sp3 杂化。同周期元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但是由于氮原子的2p轨道处于半充满状态，较稳定，其第一电离能比氧的大，皱原子的2s轨道处于全满状态，皱的第一

40、电离能比硼的大，所以第一电离能介于硼和氮之间的第二周期元素有皱、碳、氧3种。（4）B原子最外层有3个电子，与Cl形成3个单键后，仍缺少 2个电子达到8电子高考真题专项分类（化学）第 17页一共17页稳定结构，所以在 B原子与X形成的配位键中，X提供孤对电子。22.【答案】(1)如图监了序数高考真题专项分类(化学)第 19页一共17页(2) a、b、d 1s22s22p63s23p63d104sC°b-OH内氢键，更难电离出 H+，所以 UOH的电离常数小于的电离常数。23.【答案】(1)M 9 4(2)二氧化硅(3)共价键 3(4) MgzSi+4NH4Cl = SiH4+4NH 3

41、+2MgCL (2 分)(5)C-C键和C-H键较强，所形成的烷烧稳定。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(2分) 或内3d 104s1(3)a、d三角锥型sp3COO-（7） <0H中形成分子内氢键，使其更难电离出H +【解析】(1)第2周期的B、C、N、0、F的原子序数分别是 5、6、7、8、9,从左到右，同周期主族元素的第一电离能总体上逐渐增大，但是有些元素(如Be、Mg、N、P等)的原子核外电子的轨道达到了全充满或半充满的稳定构型，则第一电离能：B <C <O <N <F; (2)NF3、NH3、F2属于分子晶体，熔

42、沸点较低，通常是气体；Cu属于金属晶体，能导电、具有延展性和金属光泽；NH4F属于离子晶体，由阴阳离子构成，故abd均正确；由核外电子排布规律可得，基态铜原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或A。3d 104s1； (3)晶体Q由分子构成，因为氧原子具有孤对电子，FH_0J_F硼原子具有空轨道，氧元素的电负性较大，则 Q中含有 H F ,即含有共价键、配位键、氢键、范德华力，不涉及离子键、金属键，故a、d均正确；观察 R的结构可知其中阳离子为水合氢离子，其VSEPR模型为正四面体，但是 h3O +的中心O原子上有1对孤对电子，因此 H3O +的空间构型为三角锥形；

43、阴离子中心硼原子周围形成3个B F共价键、1个O -B配位键，因此硼原子轨道采用sp3杂化;(4)由于COO-0H存在分子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(2分)(6)sp31: 3(SiO3)2n(或 SiO2【解析】(1)硅的基态原子中，能量最高的能层是第三电子层，符号为 M,该能层有9个 原子轨道，电子数为4。(2)硅还以SiO2形式存在于地壳中。(3)硅晶体中，硅原子间以共价键结合在一起，其晶胞6个面上各有一个硅原子，依据均摊原则，面心位置贡献3个原子。(4)可先写

44、出：MgzSi+NH,ClTSiH4，由原于守恒知还应该有 MgC生成，配 平镁、氯、硅元素后得 Mg2Si+4NH4Cl = SiH4+2MgCl2 ,再进一步分析知还应该有 NH3生成，最终结果为 Mg2Si+4NH4Cl = SiH,+4NH3+2MgCl 2。(5)某类物质数量的 多少与物质内化学键的稳定性强弱有关，由表中数据知CC键、C-H键分另肚匕Si -Si键、Si -H键稳定，故烷烧数量较多。同理因键能C_H>C_O、Si -O >Si-H ,故Si%的稳定性小于 CH,，更易生成氧化物。(6)因硅与四个氧原子形成四个 。键，故 硅原子为sp3杂化。在图a中，硅、氧原子数目比为1： 4,但图b中每个硅氧四面体中有两个氧原子是与其他四面体共用的，故依据均摊原则可确定图b中硅、氧原子数目比为1 : 3,化学式为 303)；一.24 .【答案】(1) <(2)1s22s22p63s23p63d5(或