2023年高考化学易错点(26)物质结构与性质(知识点讲解)

26物质构造与性质瞄准高考1〔2023课标ⅠLi是最轻的固体金属，承受Li到广泛应用。答复以下问题：以下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．Li+与H−具有一样的电子构型，r(Li+)小于r(H−)，缘由是 。LiAlH4

是有机合成中常用的复原剂，LiAlH4

中的阴离子空间构型是 中心原子的杂化形式为 。LiAlH中，存在 〔填标号。4A．离子键B．σ键C．π键D．氢键LiO是离子晶体，其晶格能可通过图(a)Born−Haber循环计算得到。2可知，Li原子的第一电离能为 kJ·mol−1，O=O键键能为 kJ·mol−1，LiO晶格能为 kJ·mol−1。2LiO具有反萤石构造，晶胞如图(b)所示。晶胞参数为0.4665nm，阿伏加德罗常数的值为N，则LiO2 A 2的密度为 g·cm−3〔列出计算式。【答案】D C Li+核电荷数较大正四周体sp3 AB 520 498 2908〔1〕Li1s22s1DC22p能级上，能量最高；〔2〕由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋H－；2〔HS2HS2S8FeS2SO2SO3HSO2 4熔点/℃−85.5115.2−75.516.810.3>600〔分解〕沸点/℃−60.3444.6−10.045.0337.0答复以下问题：基态Fe原子价层电子的电子排布图〔轨道表达式〕，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形。依据价层电子对互斥理论，HS、SO、SO 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2 2 3 。图〔a〕为S的构造，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要缘由为 。8气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型形，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 。FeS2

晶体的晶胞如图〔c〕所示。晶胞边长为anm、FeS2

相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为N

，其晶A体密度的计算表达式为 g·cm−3；晶胞中Fe2+位于

所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为 nm。【答案】 哑铃〔纺锤〕HS S 相对分子质量大，分子间范德华力强平面三2 8角2 sp33〔2023课标Ⅲ〕锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。答复以下问题：Zn原子核外电子排布式为 。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Ⅰ〔Zn〕 Ⅰ〔Cu)(填“大于”1 1或“小于”)。缘由是 。ZnF具有较高的熔点〔872℃)，其化学键类型是 ；ZnF

ZnCl、ZnBr、ZnI2 2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，缘由是 。

2 2 2《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石〔ZnCO〕入药，可用于治疗皮肤炎症或外表创伤。ZnCO中，3 3阴离子空间构型为 ，C原子的杂化形式为 。金属Zn晶体中的原子积存方式如以下图，这种积存方式称为 。六棱柱底边边长为acm，高为cc，阿伏加德罗常数的值为N，Zn的密度 g·c〔列出计算式。A【答案】[Ar]3d104s2 大于Zn核外电子排布为全满稳定构造，较难失电子离子键ZnF2

为离子化合物，ZnCl2

、ZnBr2

、ZnI2

的化学键以共价键为主、极性较小 平面三角形 sp2 六方最密积存〔A 型〕3为6× cm3。所以密度为： g·cm-3。4〔2023课标Ⅰ〕钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。答复以下问题：元素K的焰色反响呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为 nm〔填标号。A．404.4 B．553.5 C．589.2 D．670.8 E.766.5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外形为 。K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型一样，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，缘由是 。〔3〕X射线衍射测定等觉察，IAsF中存在I+离子。I+离子的几何构型为 ，中心原子的杂化形3 6 3 3式为 。KIO3

a=0.446nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角体心面心位置如以下图K与O间的最短距离 n与K紧邻的O个数 。在KIO3

晶胞构造的另一种表示中，I处于各顶角位置，则K处于 位置，O处于 位置。【参考答案】〔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〕0.315 12 〔5〕体心棱心5．〔2023课标Ⅱ〕我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N)(HO)(NH)Cl〔R代表。答复下56 3 3 44列问题：氮原子价层电子对的轨道表达式〔电子排布图〕为 。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。其次期局部元素的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缘由是 ；氮元素的E1呈现特别的缘由是 。经X射线衍射测得化合物R的晶体构造，其局部构造如图〔b〕所示。①从构造角度分析，R中两种阳离子的一样之处为 ，不同之处为 〔填标号〕中心原子的杂化轨道类型C．立体构造

中心原子的价层电子对数D．共价键类型②RN

-中的σ键总数为 个。分子中的大π键可用符号n

mπ5 mn代表参与形成的大π键电子数〔如苯分子中的大π键可表示为6，则6

-中的大π键应表示为5 。③图〔b〕中虚线代表氢键，其表示式为〔NH+〕N-H┄Cl、 、 。4〔4〕Rdg·cm-3anmy个[(N

)(H

O)(NH

)Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为 。【参考答案】

56 3 3 44〔1〕〔2〕同周期随着核电荷数依次增大，原子半径渐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大 N的2p能级处于半布满状态，相对稳定，不易结合一个电子〔3〕①ABD；C ②5N 6A 5③〔HO+〕O—H…N 〔NH+〕N—H…N3 4d(a107)3N〔4〕 M A6．〔2023课标Ⅲ〕争论觉察，在CO低压合成甲醇反响〔CO+3H=CHOH+HO〕中，Co氧化物负载的Mn氧化2 2 2 3 2物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。答复以下问题：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 。CO和CHOH分子中C原子的杂化形式分别为 和 。2 3〔3〕在CO 低压合成甲醇反响所涉及的4 种物质中，沸点从高到低的挨次为 ，缘由是2 。硝酸锰是制备上述反响催化剂的原料，Mn(NO)中的化学键除了键外，还存在 。32MgO具有NaCl型构造〔如图，其中阴离子承受面心立方最密积存方式X射线衍射试验测得MgO的胞参数为a=0.420nm，则r(O2-)为 nm。MnO也属于NaCl型构造，晶胞参数为a”=0.448nm，则r(Mn2+)为 nm。【答案〔1〕1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mnspsp3〔3〕HO>CH

OH>CO>H，HOCHOH均为非极性分子，HO中氢键比甲醇多，CO

分子量较大，范德华2 3力较大

2 2 2 3 2 2〔4〕π键、离子键 〔5〕0.148 0.076锁定考点一、原子构造能层与能级由必修的学问，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层KLMNOPQ……能量由低到高能层一二三四五六七……符号最多电子数K2L8M18N32O P50……能层一二三四五六七……符号最多电子数K2L8M18N32O P50……Q……)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能 层 K能 层 KLMNO ……能 级 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f……最多电子数 22 62 6 102 61014……各能层电子数2 8 18 32 50 ……每个能层中，能级符号的挨次是ns、np、nd、nf……任一能层，能级数=能层序数s、p、d、f……1、3、5、7……的两倍各能层所包含的能级类型及各能层、能级最多容纳的电子数见下表：2.构造原理依据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎全部元素原子的电子排布。即电子所排的能级挨次：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s……电子填充的先后挨次〔构造原理〕为：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7pns(n－2)f(n－1)dnp构造原理提示了原子核外电子的能级分布。不同能层的能级有穿插现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)等。〔即轨道表示式〕的主要依据之一。如：Na：1s22s22p63s1，能级符号上面数字是该能级上的电子数。元素原子的电子排布〔—36号氢H1s1 ……钠Na1s22s22p63s1 ……钾K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1 ……有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬Cr [Ar]3d54s1 铜 Cu [Ar]3d104s124 2921 、、溴〕的电子排布氯：1s22s22p63s23p21 电子云和原子轨道：电子运动的特点：①质量微小②运动空间微小③极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不行能像描述宏观运动物体电子云。常把电子消灭的概率约为90%这种电子云轮廓图成为原子轨道。S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。P的原子轨道是纺锤形的，每个P3个轨道，它们相互垂直，分别以P、P、P为符号。P原子轨道的平x y z均半径也随能层序数增大而增大。s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……这是不难理解的，打个比方，神州五号必需依靠推动(供给能量)才能抑制地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，抑制原子核的吸引在离核更远的空间消灭的概率就比1s2s1s电子云更集中。[重点难点]泡利原理和洪特规章量子力学告知我们：ns能级各有一个轨道，np3个轨道，nd5个轨道，nf7个轨道.2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。洪特规章。洪特规章的特例：对于同一个能级，当电子排布为全布满、半布满或全空时，是比较稳定的。特例：Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 Cu 1s22s22p63s23p63d104s124 29↑↑↑↑↑↑↑↑↑↑↑↑半布满 全布满轨道表示式：用“□”表示轨道，用“↑”或“↓”表示容纳的电子。1s 1s：H ↑ ：H ↑ He1 2 ↑1s2s1s2s2p↑↑↑↑36Li ↑ ↑↑↑↑↑36留意：ns1个轨道，np3个轨道，nd5个轨道，nf7个轨道。而每个轨2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。“↑”“↓”表示自选方向相反。基态、激发态、光谱基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。激发态：较高能量状态〔相对基态而言。如基态原子的电子吸取能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸取〔基态→激发态〕和放出〔基态→激发态〕能量，产生不同的光谱——原子光谱〔吸取光谱和放射光谱。利用光谱分析可以觉察元素或利用特征谱线鉴定元素。能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光〔辐射〕是电子释放能量的重要形式之一。不同元素的原子发生跃迁时会吸取或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸取光谱或放射光原子光谱称为光谱分析。二、分子构造共价键⑴.共价键的本质及特征共价键的本质是在原子之间形成共用电子对，其特征是具有饱和性和方向性。⑵.共价键的类型①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键、三键。②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。③按原子轨道的重叠方式分为σπ键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。说明：①两原子间形成的共价键中，共价单键为σ键，共价双键中有一个σπ键，共价三键中有一个σ键和二个π键。②并不是全部的分子中都含有共价键，如单原子的稀有气体分子中无共价键。⑶.键参数1mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。2的分子中，两个共价键之间的夹角。④键参数对分子性质的影响键长越短，键能越大，分子越稳定．⑷.等电子原理原子总数一样、价电子总数一样的分子具有相像的化学键特征，它们的很多性质相近。应用：①推断微粒成键方式、空间构型；②推想性质。如CO与N2。等电子体类型常见等电子体空间构型等电子体类型常见等电子体空间构型2原子10电子(价电子，下同)CO，N，CN-，C2-O2直线形22，NO+，22原子14电子F，2，O2-直线形2Cl23原子8电子HOH-V形2，HS，2N 2CO，NO，CNO，-N3，-N 2，OSCN，-3原子16电子22HgCl，2直线形BeCl(g)23原子18电子O，SO，O-V形32N 24原子8电子NH，3PH，3CH3，-HO+三角锥形34原子24电子SO(g)3，CO2-3，NO-3，BO3-3，平面三角形BF34原子26电子SO2-3，ClO-3，BrO-O-3，I3，XeO三角锥形35原子8电子CH，HHH-4SiH，正四周体形4N 4，P 4，B 455原子32电子CCl，SiF，Si 4，S 4，Cl 4，P 4O4-O2-O-O3-正四周体形4412原子30电子CH，NBH(俗称无机苯)6 63 3 6平面六边形7原子48电子Al 6 ，Si 6 ，P 6，SFF3-F2-F-八面体形6分子的立体构型⑴价层电子对互斥理论①价电子：原子在参与化学反响时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。②价层：就是显现化合价的电子层，通常指原子的最外层电子层。价电子数就是最外层电子数。②价层：就是显现化合价的电子层，通常指原子的最外层电子层。③价层电子对：指的是形成σ键的电子对和孤对电子。孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会转变分子构型的根本类型。④价层电子对互斥理论根本观点：分子中的价层电子对---成键电子对(即σ键〕和孤对电子由于相互排斥作用，尽可能趋向彼此远离以减小排斥力而实行对称的空间构造。[一般电子对间的排斥大小：孤电子对间的排斥〔孤-孤排斥〕＞孤对电子和成键电子对间的排斥〔孤-成排斥〕＞成键电子对间的排斥〔成-成排斥〕]心的化合物。〔2〕依据价层电子对互斥模型推断分子的构型Ⅰ、价层电子对互斥模型说明的是价层电子对〔含孤电子对〕的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。①当中心原子无孤电子对时，两者的构型全都；②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不全都。Ⅱ、对AB 型分子或离子，其价层电子对数(亦即为杂化轨道数)的推断方法为：m规定：①作为配位原子，卤素F、Cl、Br、I和H1个，氧族：O、S：0个；7个价电子计算，氧族元素的原子按6个价电子计算；②对于简洁离子，应加或减离子的电荷数；例如PO43-3个价电子。11对电子处理。Ⅲ、分子空间构型价层电杂价电子对排成键电孤对分子电子对空子化布或VSEPR子对数电子间构型空间 实例对数类模型及杂化(即σ对数构型型 轨道夹角 键〕直线形sp 2 02

直线CO/BeCl2 2形三角形平面3sp230三角形2三角形平面3sp230三角形21V形3 3 3BCl/CHO3 2O/SO3 22

/PbCl/SnBr2四周 CCl/SO2-/NH

+/C四周体 4

4 4 4体形 H4sp3242

三角3 1 锥形

O+/NF/NH3 3 322 2 V形 H2O/H2

S/SCl三角5 0 PCl5双锥三角双锥〔了解〕4 1

变形四周 SF4体5sp3d

3 2 形 ClFT3T直线2 3 I-3形⑶分子构型与杂化轨道理论杂化轨道的要点当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量一样的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间外形不同。⑷分子构型与价层电子对互斥模型对电子。①当中心原子无孤对电子时，两者的构型全都；②当中心原子有孤对电子时，两者的构型不全都。⑶配位化合物①配位键与极性键、非极性键的比较②配位化合物a(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物。b[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag＋，配体为NH32。分子的性质⑴分子间作用力的比较⑵分子的极性极性分子：正电中心和负电中心不重合的分子。非极性分子：正电中心和负电中心重合的分子。⑶溶解性①“相像相溶”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．假设存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。②“相像相溶”还适用于分子构造的相像性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小．⑷手性具有完全一样的组成和原子排列的一对分子，如左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。⑸无机含氧酸分子的酸性无机含氧酸可写成(HO)mROn，假设成酸元素R一样，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。三、晶体构造与性质1．晶体与非晶体晶体非晶体构造特征构造微粒周期性有序排列构造微粒无序排列自范性有无性质特熔点固定不固定征异同表现各向异性各向同性二者区间接方法看是否有固定的熔点别方法科学方法二者区间接方法看是否有固定的熔点别方法科学方法对固体进展X-射线衍射试验(2)气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。(3)溶质从溶液中析出。晶胞(1)概念：描述晶体构造的根本单元。(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。②并置：全部晶胞平行排列、取向一样。晶格能(1定义：气态离子形成1kJ·mo(2)影响因素①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。(3)与离子晶体性质的关系晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。【深度思考】晶胞计算的思维方法晶胞计算是晶体考察的重要学问点之一，也是考察学生分析问题、解决问题力气的较好素材。晶体构造的计NA、M、晶体体积、微粒间距离、微粒半径、夹角等，密度的表达式往往是列“均摊法”的原理，二是要有扎实的立体几何学问，三是要生疏常见晶体的构造特征，并能融会贯穿，举一反三。“均摊法”原理一个粒子被几个晶胞所共有，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞所共有。M、ρ之间的关系1x1molxmolxMg(M为微粒的相对“分子”质量)；又1ρa3g(a3为晶胞的体积)1molρa3NAgxM＝ρa3NA。四种晶体性质比较类型类型分子晶体原子晶体金属晶体离子晶体比较金属阳离子、构成粒子分子原子阴、阳离子自由电子粒子间的相分子间作用力共价键金属键离子键互作用力有的很大，有硬度较小很大较大的很小有的很高，有熔、沸点较低很高较高的很低大多数易溶于水溶解性相像相溶难溶于任何溶剂常见溶剂难溶等极性溶剂一般不导电，溶于水后一般不具有导电电和热的良导有的导电液或熔融态导电全部非金属氢化物(如水、硫化氢)、局部非金局部非金属单质金属氧化物(如属单质(X)、部物质类别及2分非金属氧化物(如举例CO、SO)、几乎全部22(如金刚石、硅、晶体硼)，局部非金属化合物(如金属单质与合KO、NaO)、强金(如Na、Al、Fe、青铜)2(如2KOH、的酸、绝大多数有机物SiC、SiO)2NaOH)盐(如NaCl)(有机盐除外)晶体类型的推断方法1．依据构成晶体的微粒和微粒间的作用推断(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。(2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。2．依据物质的分类推断金属氧化物(如KO)、强碱(如NaOH)和绝大多数的盐类是离子晶体。2大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎全部的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅等。(4)金属单质是金属晶体。3．依据晶体的熔点推断(1)离子晶体的熔点较高。(2)原子晶体熔点高。分子晶体熔点低。金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。4．依据硬度和机械性能推断离子晶体硬度较大或硬而脆。原子晶体硬度大。分子晶体硬度小且较脆。金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。留意(1)常温下为气态或液态的物质，其晶体应属于分子晶体(Hg除外)。1.42×10－10(键1.54×10－10m)短，所以熔、沸点高于金刚石。AlCl3晶体中虽含有金属元素，但属于分子晶体，熔、沸点低(190℃)。(4)合金的硬度比成分金属大，熔、沸点比成分金属低。比较晶体的熔、沸点1．不同类型晶体的熔、沸点凹凸一般规律原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点差异很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很低，金属晶体一般不参与比较。原子晶体由共价键形成的原子晶体中，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>石英>碳化硅>硅。离子晶体如熔点：MgO>MgCl>NaCl>CsCl。2分子晶体HO>H

Te>HSe>HS。2 2 2 2组成和构造相像的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH>GeH>SiH>CH，F<Cl<Br<I。4 4 4 4 2 2 2 2CO>NCHOH>CHCH。2 3 3 3同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。例如：CH—CH—CH—CH—CH>3 2 2 2 3>。同分异构体的芳香烃，其熔、沸点凹凸挨次是邻>间>对位化合物。5．金属晶体金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al，Li>Na>K>Rb>Cs。特别提示(1)金属晶体的熔、沸点差异很大，如钨、铂等熔点很高，如汞、镓、铯等熔点很低。金属晶体的熔点不愿定比分子晶体的熔点高，如金属晶体Na晶体的熔点(98℃)小于分子晶体AlCl晶体的熔3点(190℃)。并非存在氢键的分子晶体的熔、沸点就高，分子内形成氢键，一般会使分子晶体的熔、沸点降低。例如邻羟基苯甲醛(几种常见的晶体模型

)由于形成分子内氢键，比对羟基苯甲醛( )的熔、沸点低。原子晶体(金刚石和二氧化硅)金刚石晶体中，每个C4C形成共价键，C—C109°28′，最小的环是六元环。含有1molC2mol。SiO2Si4OO2个硅原子成键，最小的环是十二元环，在“硅氧”四周体中，处于中心的是Si原子。分子晶体干冰晶体中，每个CO2分子四周等距且紧邻的CO212个。41molHO2mol“氢2键”。离子晶体NaCl型：在晶体中，每个Na＋6个Cl－，每个Cl－6个Na＋64个Na＋4Cl－。CsCl型：在晶体中，每个Cl－8个Cs＋，每个Cs＋8个Cl－8。4．石墨晶体石墨层状晶体中，层与层之间的作用是分子间作用力，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是2，C原子实行的杂化方式是sp2。5．常见金属晶体的原子积存模型构造型式构造型式常见金属配位数晶胞面心立方最密积存ACu、Ag、Au121体心立方堆ANa、K、Fe82六方最密堆AMg、Zn、Ti123特别提示(1)推断某种微粒四周等距且紧邻的微粒数目时，要留意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na＋四周Na＋数目(Na＋用“○”表示)：412个。(2)常考的几种晶体主要有干冰、冰、金刚石、SiO、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等，要生疏以上代表物的空间2构造。当题中信息给出与某种晶体空间构造一样时，可以直接套用某种构造。大题冲关A、B、C、D、E都是周期表中前四周期的元素，它们的原子序数依次增大。其中A元素原子的核外ps1。C是电负性最大的元素。D2倍，E是第Ⅷ族中原子序数最小的元素。写出基态C原子的电子排布式 。〕A、B、C三种元素的第一电离能由大到小的挨次为 (用元素符号表示)，缘由是 。DC 常温下为气体，则该物质的晶体类型是 ，组成微粒的中心原子的轨道杂化类型为4 ，空间构型是 。〔4〕Cu2＋简洁与AH 形成配离子[Cu(AH)]2＋，但AC

不易与Cu2＋形成配离子，其缘由是3 34 3 。AB两元素分别与D形成的共价键中极性较强的是 AB两元素间能形成多种二元化合物，其中与A—互为等电子体的物质的化学式为 。3E单质的晶胞如以下图，则晶体中E原子的配位数为 ，一个E的晶胞质量为 。1s22s22p5F＞N＞ON2p能级处于较稳定的半布满状态分子晶体sp3正四周体形由于电负性F＞N＞H，在NF3

分子中，共用电子对偏向F原子，使得N原子上的孤电子对难与Cu2＋形成配位键Si-O键NO8112/N g2 A2．X、Y、Z、J、QZ在地壳中含量最高，J元素的焰色反响呈黄色，Q的最外层电子数与其电子总数之比为3∶8，X能与J形成离子化合物，且J＋的半径大于X－的半径，Y的氧化物是形成酸雨的主要物质之一。请答复：Q元素在周期表中的位置为 。将这五种元素原子半径从大到小排列，排在第三的元素原子是 (填元素符号)。元素的非金属性Z Q(填“>”或“<”)。以下各项中，不能说明这一结论的事实有 (填序号)。A．Q的氢化物的水溶液放置在空气中会变浑浊B．ZQ之间形成的化合物中元素的化合价C．Z和Q的单质的状态 D．Z和Q在周期表中的位置XY可形成分子A，也可形成阳离子B，A、B在水溶液中酸、碱性恰好相反，写出阳离子Ｂ的立体构型为 ，离子中键角为 ；X与Q在确定条件下可以形成极不稳定的原子个数比为1:1的化合物，该化合物分子中既有极性键又有非极性键，写出该分子的构造式 。MN均为上述五种元素中的三种组成的化合物，且MN都为强电解质，MN在溶液反响既有沉淀出现又有气体产生，写出M和N反响的化学方程式： 。【答案】第三周期第ⅥAN>C109°28，H-S-S-HNaSO+HSO=NaSO+S↓+SO↑+HO22 3 2 4 2 4 2 2a、a3个不同能级，且每个能级上排布的电子数一样b基态原子的p轨道电子数比a3个不同能级，且每个能级上排布的电子数一样b基态原子的p轨道电子数比s1c在周期表所列元素中电负性最大d4纵行e基态原子M层全布满，N层只有一个电子请答复：d属于 区的元素，其基态原子的价电子排布图为 。b与其同周期相邻元素第一电离能由大到小的挨次为 (用元素符号表示)。c的氢化物水溶液中存在的氢键有 种，任意画出一种 。a与其相邻同主族元素的最高价氧化物的熔点凹凸挨次为 (用化学式表示)假设将a元素最高价氧化物水化物对应的正盐酸根离子表示为A，则A的空间构型为 ；A的中心原子的轨道杂化类型为 ，与A互为等电子体的一种分子为 (填化学式)。e与Au的合金可形成面心立方最密积存的晶体，在晶胞中e原子处于面心，该晶体具有储氢功能，氢原子可进入到由e原子与Au原子构成的四周体空隙中，储氢后的晶胞构造与金刚石晶胞构造相像，该晶体储氢后的化学式为 假设该晶体的相对分子质量为M，密度为ag／cm3，则晶胞的体积为 (用N表示A阿伏加德罗常数的值)。【答案】d N＞O＞C4F－H…F或F－H…O或O－H…F或O－H…OSiO＞CO

平面三角形2 2sp2SO3

BFH3

CuAu4 3砷化镓是继硅之后争论最深入、应用最广泛的半导体材料。答复以下问题：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。Ga、As、Se的第一电离能中大到小的挨次是 ，Ga、As、Se的电负性由大到小的挨次是 。镓的卤化物GaCl3GaBr镓的卤化物GaCl3GaBr3GaI3熔点/℃77.75122.3211.5沸点/℃201.2279346GaF3

的熔点超过1000℃，可能的缘由是 。二水合草酸镓的构造如图1所示，其中镓原子的配位数为 ，草酸根中碳原子的杂化轨道类型为 。砷化镓的立方晶胞构造如图2所示晶胞参数为a=0.565nm，砷化镓晶体的密度为 g/cm3(设N为阿伏A加德罗常数的值，列出计算式即可)。【答案】[Ar]3d104s24p1〔1s22s22p63s23p63d104s24p1〕3As>Se>GaSe>As>GaGaCl、GaBr、GaI

均为分子晶体，3 3 3相对分子质量依次增大，分子间作用力增加GaF3

4sp2〔5〕晶胞中Ga原子数=8×+6×=4As原子数=4晶胞质=4× 晶体密度4× g〔0.5651-7c〕3= g/cm3，故答案为： 。自然界中存在大量的金属元素，其中钠、镁、铝、铁、铜等在工农业生产中有着广泛的应用。请写出Fe的基态原子核外电子排布式 。金属A3个电子层，其第一至第四电离能如下：电离能电离能/(kJ·mol－1)I1I2I3I4A93218211539021771则A原子的价电子排布式为 。合成氨工业中，原料气(N、H及少量CO、NH的混合气)在进入合成塔前常用醋酸二氨合铜(Ⅰ)溶液来吸2 2 3CO(Ac—CH

COO—)，其反响是：[Cu(NH)]Ac＋CO＋NH [Cu(NH)

CO]Ac[醋酸羰3基三氨合铜(Ⅰ)] ΔH<0。

32 3 33①C、N、O三种元素的第一电离能由小到大的挨次为 。②协作物[Cu(NH)CO]Ac中心原子的配位数为 。33③在确定条件下NH与CO能合成尿素[CO(NH)]，尿素中C原子和N原子轨道的杂化类型分别为 ；13 2 22mol尿素分子中，σ键的数目为 。NaCl和MgO都属于离子化合物，NaCl的熔点为801.3℃，MgO的熔点高达2800℃。造成两种晶体熔点差距的主要缘由是 。〔5〕(NH)SO、NHNO等颗粒物及扬尘等易引起雾霾。其中NH+的空间构型是 (用文字描述)，42 4 4 3 4与NO互为等电子体的分子是 (填化学式)。〔6〕铜的化合物种类很多，如图是氯化亚铜的晶胞构造〔黑色球表示Cu+，白色球表示C，晶胞的棱为ac，则氯化亚铜密度的计算式为＝ g·c－用N 表示阿伏加德罗常。A【答案】[Ar]3d64s23s2C<O<N4sp2、sp37NMgO晶体所含离子半径小，电荷数多，晶格能大正四周体 SO 或A 3BF3卤族元素的化合物在科研和生产中有许多重要用途。如：2molSb(CH ) 、2m3 3olSb(CH)Br和2molSb(CH)Br

进展重组反响可生成空间位阻最小的离子化合物

(CH)][Sb

(CH)Br]，32 3 2

2 352

32 6Sb与N同主族。请答复：〔1〕 中，H、C、Br的电负性由小到大的挨次为 ，溴原子的价电子排布式为 。〔2〕[Sb(CH)]+的构造式为 ，Sb原子的杂化轨道类型为 。写出一种与CH

-互为等2 35 3电子体的分子 。〔3〕X射线衍射测定等觉察，IAsF 中存在I+离子。I+离子的几何构型为 。3 6 3 3确定条件下SbCl 与GaCl 以物质的量之比为l：l混合得到一种固态离子化合物，其构造组成可能为：3 3(a)[GaCl+][SbCl- ]或(b)[SbCl+][GaCl-]，该离子化合物最可能的构造组成为 (填“a”或“b”)，理由是2 4 2 4 。固态PCl 构造中存在PCl＋5 4

和PCl-两种离子，其晶胞如以下图。6晶胞的边长为apm，阿伏加德罗常数值用N表示。则PCl＋A 4态PCl 的密度为 g•cm-3。5

和PCl -之间的最短距离为 pm，固6【答案】H<C<Br 4s24p5 sp3杂化 NH V形 b GaCl 分子中，Ga原子四周价层电子对数3 3为3，是电子对的承受体，更简洁与Cl—上的孤电子对结合，形成配位键，构成[GaCl-]离子，因此可能构造应4是[SbCl+][GaCl-] a2 4及其化合物在工业生产及生活中用途格外广泛。答复以下问题：基态亚铜离子价电子排布式为 ；第一电离能I(Cu)

I(Zn)〔填“＞”或“＜”〕缘由 ；Cu(CHCN)2+比四氨合铜离子还稳定，配离子中Cu的配位数是 ，配体中碳原子的杂化类型是3 4 ,1molCHCN中σ键的个数为 ；3CuCl是有机合成中常见催化剂CuCl熔化后几乎不导电推想CuCl晶体中化学键类型为 加强热会分解生成铜，铜晶体的积存方式为 〔用文字表示。冰晶体的构造与金刚石的构造相像，属立方晶系。如图，将金刚石晶胞中的C原子全部置换成O原子，O原子与最近距离的四个O原子相连，H原子插入两个相连的O原子之间，与氧形成一个共价键和一个氢键，即为冰中的共价键和氢键。0℃时冰晶体中氢键的键长〔A—H…B〕为 pm〔列式并计算〔0℃时0.9g˙cm-3〕【答案】3d10＜Cu3d104s13d上的全满较稳定构造，Zn的价电子排布式3d104s2就是较稳定构造不易失去一个电子所以第一电离能I(Cu) < I(Zn)4sp3sp杂化5N共价A键面心立方最密积存8(1)写出镍原子的电子排布式 。丙酮( (写一种)。

)分子中2号碳原子的杂化方式为 ；与CS 互为等电子体的阴离子是2含0.1mol[Cr(HO)Cl]Cl·HO的水溶液与足量硝酸银溶液反响生成 molAgCl沉淀。2 2 2H2O分子的键角比H2S分子的键角大，缘由是 。N,P属于同族元素，但是它们的简洁氢化物NH,PH在水中溶解度差异很大，其缘由是 3 3由铜与氯形成的一种化合物的晶胞构造如以下图(黑点代表铜原子)。①该晶体的化学式为 。②将晶胞内的4个黑点相互连接所形成的立体构型是 。③晶体中与一个氯原子距离最近的氯原子有 个。④该晶体的密度为ρ