物质结构与性质-2025高考化学易错重难提升（含解析）

(7)物质结构与性质—2025届高考化学二轮复习易错重难提升【新高

考】

一、易错点分析

考点一原子结构、化学用语

1.原子或离子中各粒子间的数量关系

(1)对于原子:质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数。

(2)质量数=质子数+中子数。

(3)对于阳离子:质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带正电荷数。

(4)对于阴离子:质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带负电荷数。

2.元素、核素、同位素之间的关系

具有相同核电荷数的同一类原子

的总称，一种元素可有多种核素

(元素)「具有一定数目的质子和一定数

遨).…一礴目的中子的一种原子

质子数相同而中子数不同的同一

元素的不同核素互称为同位素

3.基态原子核外电子排布规律

两原理一规则

(1)能量最低原理。

构建基态原子时,电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低。

(2)泡利原理。

每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋状态必须相反。

(3)洪特规则。

基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占,且自旋平行。

4.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:Is22s22P63s23P63d54sl

简化电子排布式Cu:[Ar]3d104sl

价层电子排布式Fe:3d64s2

O:

轨道表示式

PS：对于20号后的第四周期元素的简化电子排布式容易忽视3d轨道上的电子。

考点二元素周期表、元素周期律

1.原子序数与元素位置的“序数差值”规律

(1)同周期相邻主族元素的“序数差值”规律。

同周期第nA族和第niA族元素，其原子序数差分别是:第二、三周期相差1,第四、五周期相差

11,第六、七周期相差25。其余同周期相邻元素的原子序数差为1。

(2)同族相邻元素的“序数差值”规律。

①第二、三周期的同族元素原子序数相差8。

②第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况:第IA族、第nA族相差8,其他族相差

180

③第四、五周期的同族元素原子序数相差18。

④第五、六周期的同族元素原子序数偶系之前的相差18,例系之后的相差32。

⑤第六、七周期的同族元素原子序数相差32。

2.通过“三看”比较粒子半径大小

在中学化学要求的范围内，可按“三看，，规律来比较粒子半径的大小。

“一看”电子层数:一般情况下，当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

例如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)、r(O2')<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)>r(Na)>r(Na+)。

“二看”核电荷数:当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

相同电子层结构的离子半径规律是“序大径小”

例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)、r(O2)>r(F)>

r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。

“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

例如:r(Cl-)>"Cl)、r(Fe2+)>r(Fe3+)。

3.元素金属性、非金属性的多方面比较

原子越易失电子，金属性越强

本质

由失电子的难易判断金属性强弱，而不是失电子数的多少

①一般来说，在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强

金属性比较②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强

依据

④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若存在反应X"++YfX+丫叫则Y元素的金属性比X的强

本质原子越易得电子,非金属性越强

①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强

非金属②单质氧化性越强,简单阴离子或氢化物的还原性越弱，非金

判断

性比较属性越强

依据

③最高价氧化物对应水化物的酸性越强,非金属性越强

④若存在反应人”-+：618"±1，则8元素的非金属性比人的强

4.第一电离能、电负性

(1)元素第一电离能的周期性变化规律及应用。

|同一周期,随着原子序数的增大，元素的第一电离能呈现增大的趋势,

一般

x稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小;同

规律二

一主族，随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小

第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当

原子核外电子排布在简并轨道上形成全空(p。、d°>「)、半满(p3、d5>

特殊

f7)和全满(p6、d】。、P4)结构时，原子的能量较低,该元素具有较大的第

情况

一电离能。同周期主族元素，第nA族元素、第VA族元素的第一电

离能大于同周期相邻的主族元素的第一电离能

①判断元素金属性的强弱:电离能越小，金属原子越容易失去电子，金属

性越强;反之越弱。

②判断元素的化合价&、12……表示各级电离能）:如果某元素的

则该元素的常见化合价为+〃价。如钠元素/2>M，所以钠原子的

应用

最外层电子数为1,其常见化合价为+1价。

③判断核外电子的分层排布情况:多电子原子中，元素的各级电离能逐

渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子所在的电

子层数就可能发生变化

（2）电负性大小的判断。

|一般来说，在周期表中，同周期主族元素的电负性从左到右逐渐增大，

规律

同主族元素从上往下逐渐减小

常常应用化合价判断电负性的大小，如。与C1的电负性比较:HC10中C1

应用

为+1价、O为-2价，可知O的电负性大于C1的

考点三化学键、分子间作用力

1.离子键、共价键及金属键的比较

化学键共价键（包括配位键）

离子键金属键

类型非极性键极性键

阴、阳离子金属原子脱落下来的价电子形

原子间通过共用电

通过静电作成遍布整块晶体的“电子气”，被

定义子对（电子云重叠）而

用所形成的所有原子共用，从而把所有金属

形成的化学键

化学键原子维系在一起

成键粒子阴、阳离子原子金属阳离子和自由电子

共价键（包括配位键）

化学键类型离子键金属键

非极性键极性键

活泼金属元素与活不同种元素金属阳离子

形成通常为同种元素

泼非金属元素经电原子之间成和自由电子

条件原子之间成键

子得失，形成离子键键间成键

非金属单质;某共价化合物

形成的

离子化合物些共价化合物或或离子化合金属晶体

物质

离子化合物物

PS：（1）离子键和金属键均含金属阳离子。

(2)离子化合物中的复杂阳离子和阴离子内含共价键。

2.化学键与物质类别的关系

只存在于

(离子键，离子化合物

化6

学＜

r非极性键可存在于A单质

键成键原子

(X-X汴3

人行是否相同

共价键--------

日竺比x共价化合物

(XY)可存在于

3。键与兀键的判断方法

由轨道重叠

方式判断J“头碰头”重叠为b键，“肩并肩”重叠为兀键。

由物质的结L通过物质的结构式可以快速有效地判断共价

构式判断

\________"_________7键的种类及数目。共价单键全为b键，双键

中有一个。键和一个F键，三键中有一个b

键和两个兀键。

由成键轨道

类型判断s轨道形成的共价键全部是b键；杂化轨道形

成的共价键全部为键。

4.三种作用力及对物质性质的影响

作用力类型范德华力氢键共价键

作用粒子分子H与N、0、F原广

强度比较共价键,氢键〉范德华力

组成和结构相似的物质，相对形成氢键的元素的电负

影响因素原子半径

分子质量越大，范德华力越大性

分子间氢键使物质的熔键能越大，物

对性质的影影响物质的熔点、沸点、溶

点、沸点升高，使溶解度质的稳定性

响解度等物理性质

增大越强

考点四分子结构与性质

1.中心原子杂化轨道数的判断方法

杂化轨道数P键电子对数+孤电子对数=价层电子对数

⑴看中心原子有没有形成双键或三键。如形成1个三键，则其中有2个兀键用去了2个p轨道,

碳原子为sp杂化;如形成1个双键，则其中有1个兀键，碳原子为sp2杂化;如果全部是单键，碳原

子为Sp3杂化。

⑵由分子的空间结构结合价层电子对互斥模型判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂

化,1个孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3分子为三角锥形，且N上有1个孤电子对，即4个

杂化轨道各指向四面体的四个顶角，氮原子为sp3杂化。

2.中心原子的价层电子对数、杂化类型与粒子的空间结构

价层电子对数（杂化轨道数）234

凯道杂化类型SPsp2sp

价层电子对模型直线形三角形四面体形

AB：AB：AB：AB：AB：AB：

电子组成形式与空间结构223234

直线形V形三角形V形三角锥形（正）四面体形

当中心原子无孤电子对机分子的空间结构与价层电

子对互斥模型一致;当中心原子上有孤电子对时，分

规律

子的空间结构为去掉孤电子对后剩余部分的空间结

构,且孤电子对会对分子的空间结构产生“挤压”作用

用价层电子对互斥模型推测分子或爷子子的空间结构的思维.程序：

确定价层价层电子对尽可能远离

VSEPR]去掉孤电

电子对数均分空间"模型

子对所占

:空间1r分子（离子0

变形

的空间结构

确定孤电孤电子对的排J年作用较里后的1

子对数孤电子对与成专建电子对方VSEPR♦

怒噂族电子对，以民键

可能远离模型原子影反的空间结构

3.分子的性质

（1）分子极性的判断。

.板性健存在，但空间结

非极性分子一'构疔称则为非极性分孑

t/

单质一►正、负电中心重合—结构对称

AiL

双原子分子多原子分子

y

化合物f正、负电中心不重合一结构不对称

极性分子

(2)“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。

⑶手性。

具有完全相同的组成和原子排列的两种分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能

重叠，互为手性异构体，有手性异构体的分子叫作手性分子。在有机物中，如果一个碳原子以4

个单键(。键)与4个不同的原子(或原子团)连接,该碳原子称为手性碳原子。

考点五化学键、分子间作用力

1.物质熔、沸点高低的比较规律

(1)一般情况下，不同类型晶体的熔、沸点高低规律:共价晶体〉离子晶体〉分子晶体，如熔、沸点:

金刚石〉NaCDCL；金属晶体熔、沸点有的很高,如鸨、伯等，有的则很低，如汞。

(2)形成共价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，如熔、沸点:金刚

石〉石英〉碳化硅>晶体硅。

(3)一般来说，形成离子晶体的阴、阳离子所带的电荷数越多，离子半径越小,则离子键越强，熔、

沸点就越高，如熔、沸点:MgO>MgCl2,NaCl>CsClo

(4)一般来说，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。

⑸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，如熔、沸点:HI>HBr>HCl。

②相对分子质量相等的分子，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点:C0>N2。

③互为同分异构体的分子中，支链越少，其熔、沸点就越高，如熔、沸点:正戊烷>异戊烷〉新戊

烷。

④互为同分异构体的芳香蜂及其衍生物，熔、沸点:邻位取代物〉间位取代物〉对位取代物，如

熔、沸点:邻二甲苯〉间二甲苯〉对二甲苯。

2.晶胞中粒子数目的计算方法——均摊法

*二同为2个晶胞所共有，

谆皿该粒子的十属于该晶胞

同为8个晶胞所共有，

该粒子的%属于该晶胞

整个粒子都属于该晶胞

同为4个晶胞所共有，

该粒子的］属于该晶胞

3.晶体密度的计算

根据晶胞结构确定各种粒子的'

数目玉晶胞质量（机）m

>晶体密度S）

根据晶胞的边长或粒子间距离A

晶胞体积（V）,

二、易错训练

1.下列化学用语表示正确的是（）

A.氨气分子的空间填充模型：£

B.镀原子最外层原子轨道的电子云轮廓图:

■NH3T

C.铜氨配离子的结构简式：H3N-CU-NH3

NH3

D.用电子式表示MgCl2的形成过程为：2+

@GiWgG©：—►［：ci：］'Mg［：ci：］

2.铜盐中毒可用青霉胺解毒，解毒原理如下：G?+能与青霉胺形成环状络合物，其结构如图

所示。该环状络合物无毒、易溶于水，可经尿液排出。下列说法错误的是（）

r、,COOHIZ+

Cu

_HOOC人向'SH<_

A.比较硫化氢与氨气键角的大小：H2S<NH3

B.第二周期元素中，第一电离能大于N的元素有2种

C.该环状络合物易溶于水的主要原因是其与水可形成分子间氢键

D.该环状络合物中，VSEPR模型为四面体或正四面体的非金属原子共有13个

3.某陶瓷颗粒增强材料（XZWYQ由X、Y、Z、W四种短周期主族元素组成，其中X与

Y、Z与W分别同周期，四种元素的原子半径与最外层电子数的关系如图所示。下列说法错

误的是（）

用0.2-*

叶•Zw

^0.1--丫

IIIIIII*

1234567

最外层电子数

A.简单离子半径：Y>Z

B.最简单氢化物的热稳定性：Y>W

C.该物质中各元素的最外层均满足8e-结构

D.工业上通过电解Z、Y的化合物（熔融）冶炼Z单质

4.GaAs是5G时代不可或缺的半导体材料，其晶体结构与金刚石相似。将Mn参入GaAs晶体

（图甲）可得到稀磁性半导体材料（图乙），晶体结构不变。设NA表示阿伏加德罗常数的

值。下列说法错误的是（）

A.GaAs晶体的熔点比GaN晶体的高

B.掺入Mn的晶体中Mn、Ga、As的原子个数比为5:27:32

C.图乙中a和c的原子坐标参数分别为（0,0,0）和1°，：，；），则b的原子坐标参数为

(1,1,0)

D.GaAs晶体的密度为pg401-3,则该晶体中距离最近的两个绿原子的核间距为

V2

------X3翳加。Pm

2V

5.《淮南万毕术》中记载“曾青得铁则化为铜”，这是古代湿法炼铜的方法，胆矶可作为湿法

炼铜的原料。胆矶（CUSO4-5H2O）的可能结构如图所示，名为阿伏加德罗常数的值，对于

该结构，下列说法错误的是（）

A.胆矶中既有配位键，又有氢键

B.加热时胆矶中的结晶水会同时失去

C.lmol胆研所含o键的数目为18以

D.粒子内部的键角：SO^>H2O

6.CO?光催化还原反应制备清洁太阳能燃料为实现碳中和提供了一种可持续发展策略。其中

光催化

主要过程可以表示为2co2+2应0^-CO+2O2+H2+HCHO0产物CO和H2可作为工业

原料进一步转化为下游化学品。下列说法正确的是（）

ACO2分子的空间填充模型：>•>

B水分子的空间结构模型：jgr

cre

c.12C18O;4C16O分子含有相同数目的中子

:

•

•

D.甲醛的电子式::0•H

H::c

7.下列实验事实对应的理论解释不正确的是()

选项实验事实理论解释

Fe2+和Fe?+价电子排布式分别为

AFe3+比Fe2+的化学性质稳定3d6、3d5，Fe3+的3d能级为半充满

的稳定结构

丙酸(CH3cH2co0H)和

氨基乙酸丙酸分子中竣基能形成分子间氢

B(H2NCH2COOH)相对分键，氨基乙酸分子中竣基和氨基均

子质量接近，常温下丙酸为能形成分子间氢键

液体，氨基乙酸为固体

[PtCiKNHs)?]分子中NH3中N原子

[PtCl/NK)2]中H-N-H之的孤电子对与Pt形成配位键，配位

C间的夹角大于NH3分子中键相比于孤电子对，对其他成键电

H-N-H之间的夹角子对的排斥作用减小，造成H—N—H

的键角增大

硫有不同的同素异形体，常

温下硫单质主要以Sg形式存

常温常压下，硫的同素异形体中皇

在($8为皇冠形结构的分子晶

D冠状结构Sg分子最稳定，S原子杂化

体，结构如图

方式为sp?

A.AB.BC.CD.D

8.已知核反应;;Mg+翥Cm—>z9Hs+5*no下列说法正确的是()

A.胃Hs与常Cm的中子数之差为21B：Mg的原子结构示意图为

C.^Cm和黑Cm互为同素异形体D.Cm位于元素周期表f区

9.化合物A是一种常用的表面活性剂，具有起泡性能好、去污能力强等特点，其结构如图所

示。已知X、Y、Z、W、M均为短周期常见元素，W是形成物质种类最多的元素，X、Y为

同族元素，Z、M为同族元素，基态Z原子的核外电子有6种空间运动状态。下列说法错误

的是（）

X

I

X=Y

IX

M

I方X

W

—

M

A.原子半径：Z>Y>X>M

B.电负性：X>Y>W>M>Z

C.X、Y、Z、W的简单氢化物中稳定性最强、熔沸点最高的为X的氢化物

D.均由X、Y、Z、M四种元素组成的两种盐可以发生反应

10.红碑镇是一种六方晶体，晶胞结构如图所示（设NA为阿伏加德罗常数的值）。下列说法

正确的是（）

A.As位于元素周期表s区

B.红碑镇的化学式是Ni2As

C.Ni的配位数是6

2x（59+75）_3

D.红碎银晶体密度为2百"8'Cm

a。

11.下列说法正确的是（）

A.ASF3分子中心原子As的杂化方式为sp2,分子的空间结构为平面三角形

B.第一电离能N>O>Si>C

C.XeF?与I；原子总数相同、价电子总数相同

D.金属默基化合物Fe（C0）5中含有◎键和兀键的个数比为1：2

12.我国古代四大发明之一的黑火药是由硫黄粉、硝酸钾和木炭粉按一定比例混合而成的，爆

炸时发生的反应为2KNO3+S+3c・凡$+2个+3c。2个，生成物K2s的晶胞结构如图所

示。下列说法正确的是（）

A.NO；的空间结构为三角锥形

B.K2S晶胞中距离最近的S?-与K+的核间距为立anm

4

C.K2s晶体中阴离子和阳离子的配位数之比为1：2

D.反应物中两种单质（S、C）的晶体类型分别为分子晶体和共价晶体

13.［化学——选修3：物质结构与性质］

铁及其化合物有着极其广泛的用途。回答下列问题：

（1）基态铁原子的核外电子中有对成对电子。若其价电子发生如下四种不同形式的

转化，其中能够产生发射光谱的是。

A.3d64s2f4s24P6

B.3d54s24Pl-3d64s2

3d4s3d4s

a1111titttt

_______3d4s4P_____3d______4s

D-|tl|f|f|f|f|0叮口卜四川；|而0

（2）基态铁原子的五级电离能数据如图1所示，其中4到4的电离能差值较大，其主要原

因是。

（3）甘氨酸亚铁是一种具有口服活性的铁强化剂和补充剂。其制备反应如下:

甘氨酸甘氨酸亚铁

①甘氨酸分子中各元素的电负性大小顺序是。

②甘氨酸亚铁分子中Fe2+的配位数是,配体的化学式是,分子中碳原

子的杂化类型是。

（4）氯化亚铁的熔点为674℃,而氯化铁的熔点仅为282℃,二者熔点存在差异的原因是

（5）磁性氮化铁的晶胞结构如图2所示，沿z轴方向的投影如图3所示，则该化合物的化学

式为。晶体的密度为g-cnT3［用含a、b、义（阿伏加德罗常数的

值）的代数式表示］。

14.［化学——选修3：物质结构与性质］

氮及其化合物在工农业生产、生活和科研中有着广泛的应用。回答下列问题：

（1）基态N原子的价层电子排布式为；C、N、0的第二电离能由大到小的顺序是

(2)已知N—N、N=N、NmN的键能分别为193kJ-molT、418kJ-molT、946kJ-mo「,N2性

质稳定的原因是;工业上曾用氧氨基法固氮，先将CaC?和纯N?在1100C下反

应得CaCM，然后水解CaCN2得到NH3，CaCM中含有的化学键类型为（填标

号）。

A.离子键B.极性共价键C.非极性共价键D.配位键

（3）NH3中的键角/HNH（填“或“="）［CU（NH）4『中的键角

^HNH;NH3>NH2OH、N2H4中N原子能通过配位键与H+结合而使其具有碱性，且碱性：

NH3>N2H4>NH2OH，试从物质结构角度进行解释o

（4）NaM可用于制备汽车安全气囊，N：的中心原子的杂化方式为,N；的空间

结构为。

（5）氮化彳家（GaN）为六方晶胞，其晶胞结构如图所示：

anm

①下列属于从中分割出的平行六面体的是（填标号）；

②若该晶体密度为0g则阿伏加德罗常数的值NA=mor1o

15.［化学——选修3：物质结构与性质］

某新型材料的晶胞结构如图I所示棱长为apm,在切、忘、产平面投影均为图n,阿伏加德

罗常数的值为Na；“•”代表的八面体中心为金属离子Cdf,顶点均为配体NH3；“O”代表的

四面体中心为硼原子，顶点均为氢原子。

图I图口

(1)该物质的化学式为O

(2)基态硼原子中有种不同能量数值的电子；基态氨原子的价电子排布图为

O

(3)Cu的同周期元素Cr和Mn的第二电离能4(Cr)和/2(Mn)分别为

1

1590.6kJ-mol'JSO^OkJ-mol,12(Cr)>/2(Mn)的原因是。

(4)CU(NH3)4SC>4中N形成的杂化轨道类型为,SO：的立体构型为

(5)该物质的密度为g-cm-3(用含。和NA的代数式表示)。

答案以及解析

1.答案：C

解析：氨气分子的电子式为含有孤电子对，则氨气分子的空间结构为三角锥，氨

气分子的空间填充模型为A错误；基态镀原子核外电子排布式为Is22s2,最外层为

s能级电子，s能级电子的电子云轮廓图为球形，不是哑铃形，B错误；铜氨配离子中CE+与

-NH3丁+

NH分子间形成配位键，结构简式为H3N—Cu—NH3,C正确；MgCl?为离子化合

.NH3.

物，Cl得电子带负电，Mg失电子带正电，用电子式表示MgCL的形成过程为：

©号Mg.G@：―T饵：「D错误。

2.答案：D

解析：氨分子的孤电子对数为1,H2s的孤电子对数为2,H2s中孤电子对对成键电子对的排

斥力比NH3的大，所以NH3的键角比硫化氢的大，A正确；同周期元素自左至右第一电离能

呈增大趋势，但由于N原子的2P能级为半充满状态，第一电离能大于相邻的0原子，所以

第二周期中第一电离能大于N的有F、Ne,B正确；该化合物容易与水分子之间形成分子间

氢键，提高其在水中的溶解度，C正确；该环状络合物中的N原子、饱和C原子和S原子及

竣基中一0H中的0原子的价层电子对数都为4,则该络合物分子中VSEPR模型为四面体或

正四面体形的非金属原子有14个，D错误。

3.答案：C

解析：简单离子半径：02-〉AF+,A项正确；元素的非金属性越强，最简单氢化物的热稳定

性越强，B项正确；该物质中Li元素的最外层为2e-结构，C项错误；工业上通过电解熔融

的AUO3冶炼A1单质，D项正确。

4.答案：A

解析：GaAs和GaN都属于共价晶体，但前者所含共价键键长长，键能小，熔点低，A错

误；利用均摊法可知，每个图乙晶胞中Mn的个数为5/8,Ga的个数为27/8,As的个数为

4,Mn、Ga、As的个数比为5:27:32,B正确；a和c原子坐标参数分别为（0,0,0）和

o,|,|I,则b原子坐标参数为(1,1,0),C正确；设GaAs晶胞的边长为apm,则距离

最近的两个绿原子的核间距为正apm,该晶胞中的Ga位于顶点和面心，个数为4,As位于

2

体内，个数为4,则晶胞的质量为例彳江3g=2g-cm—3x(axlOT°cmy,解得

A

a=3^xlO10,故距离最近的两个绿原子的核间距为日D正确。

5.答案：B

解析：由胆矶的结构可知其中含有配位键和氢键，A项正确。由胆矶的结构可知，胆矶中有

1个水分子和其他微粒通过氢键结合，有4个水分子和Ci?+通过配位键结合，作用力不同，

加热时结晶水分步失去，B项错误。Imol胆研所含。键的数目为18NA［易错：氢键不是。键］,

C项正确。SOj的空间结构为正四面体形，键角约为109。28「H?。的空间结构为V形，中

心O原子上孤电子对数为2,键角小于SOj的，D项正确。

6.答案：C

解析：一般地，同周期主族元素原子半径从左到右逐渐增大，原子半径：OO,A项错误；

水分子中一个氧原子与两个氢原子形成共价键，空间结构模型为八，O的价电子对数为

4,含有2个孤电子对，所以1为水分子的VSEPR模型，B项错误；一个12cHi01(^0

orb

分子中均含有16个中子，C项正确；o甲醛分子中H、C原子间共用1对电子对，0、C原子

♦•

*lf

间共用2对电子对，其电子式为::D项错误。

♦c♦H

H♦・

7.答案：D

解析：Fe?+和Fe3+的价电子排布式分别为3d6、3d5,离子的核外电子排布处于半充满或全满

状态时较为稳定，故Fe?+比Fe?+的化学性质稳定，A项正确；丙酸分子中，只有峻基形成分

子间氢键，而氨基乙酸分子中，痰基和氨基均能形成分子间氢键，氢键越多，沸点越高，B

项正确；［PtC］(NH3中N原子形成3个N—H和1个N—Pt配位键，N—Pt配位键相比于

孤电子对，对其他成键电子对的排斥作用减小，故其H—N—H之间的夹角大于NH3分子中

的H—N—H键角，C项正确；在环状凝分子结构中，每个S原子与相邻2个S原子形成2个

。键，其原子上还含有2个孤电子对，故S原子杂化类型为sp3杂化，D项错误。

8.答案：D

解析：根据质量守恒定律可知Z=12+96-5x0=108,则169Hs的中子数为

269-108=161,肾Cm的中子数为248-96=152,二者中子数之差为9,A项错误；Mg的原子

序数为12,的原子结构示意图为B项错误；置Cm和端7Cm互为同位素，

C项错误；Cm为96号元素，基态Cm原子的核外电子排布式为[Rn]5f76dl7s2,Cm位于元素

周期表f区，D项正确。

9.答案:C

解析：同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下原子半径逐渐增

大，原子半径Na>S>O>H,A项正确；一般来说，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增

大，同主族元素从上到下电负性逐渐减小，电负性0>S>C>H>Na,B项正确；X、Y、Z、W

的简单氢化物分别为H2。、H2S>NaH、CH4,NaH为离子化合物，熔沸点最高，C项错误；

NaHSO3和NaHSO4可以发生反应NaHSO3+NaHSO4^Na2SO4+H2O+SO2T,D项正确。

10.答案：c

解析：As位于元素周期表的第四周期VA族，位于p区，A错误；晶胞中Ni原子位于顶点和

棱上，1个晶胞中含有Ni原子的个数为4xB+4x”+2x；2x1=2,1个晶胞中含有As原

12663

子的个数为2,故化学式为NiAs,B错误；由图中晶胞可知，As的配位数为6,则Ni的配位

数也是6,C正确；红碑银晶体密度

—(75+59)x2

m%-2x(75+59)o-八”=

p=—=j——广-----g-cm3=-------广——xlO3g-cm3,D错陕。

"a2cx-xlO-30a~cx-N.

22A

n.答案：c

解析：AsFj分子中心原子As的价层电子对数为3+gx(5-3xl)=4,中心原子As的杂化方式

为sp3杂化，分子的空间结构为三角锥形，A项错误；同周期从左到右元素的第一电离能呈增

大趋势，但N的2P轨道半充满，较稳定，N的第一电离能大于0的，同主族元素从上到下

第一电离能逐渐减小，第一电离能N>O>C>Si,B项错误；XeF?与g都为3原子、价电子总

数为22的微粒，C项正确；1个Fe（C0）5中含有o键和兀键的个数均为10,个数比为1:1,D项

错误。

12.答案：B

解析：NO］的中心N原子的价层电子对数为3,无孤电子对，NO：的空间结构为平面三角

形，A错误；由图可知，S?-与K+的最小核间距为晶胞体对角线长的1/4,B正确；K2s晶体

中阴离子的配位数为8,阳离子的配位数为4,阴离子和阳离子的配位数之比为2:1,C错

误；反应物中的S属于分子晶体，但木炭粉不属于共价晶体，D错误。

13.答案：（1）11；BD

（2）铁失去三个电子后，价电子排布为3d5,3d5为半充满稳定状态，再失去一个电子需要的

能量较高

（3）①0>N>C>H

2

②4；C2H4NO；；sp3、sp

（4）氯化亚铁为离子晶体，熔化时需要破坏离子键，而氯化铁为分子晶体，熔化时需要破坏

分子间作用力

2x(56x8+14)

；

(5)Fe8N//人10-30

解析：（1）基态铁原子的核外电子排布式是Is22s22P63s23P63d64s2,只有3d轨道上有4个

未成对电子，故成对电子对数是［26-上4=11。电子由能量高的轨道跃迁到能量低的轨道会产

生发射光谱，由此可以得出B、D转化过程中会产生发射光谱。

（2）铁原子失去的第1、2个电子是最外层的4s轨道上的电子，电离能差值小，失去的第

3〜5个电子是3d轨道上的电子，失去第3个电子时达到3d5半充满稳定状态，再失去一个电

子吸收的能量最多。

（3）①元素的非金属性越强，其电负性越强，故电负性：O>N>C>Ho②配体中的O「与N

通过孤电子对与Fe2+之间形成配位键，故配位数是4,配体是C2H,NO］；分子中碳原子有

sp\sp2两种杂化类型。

（4）氯化亚铁是离子晶体，熔化时需要破坏离子键，氯化铁是分子晶体，熔化时需要破坏分

子间作用力，所以二者熔点存在差异。

(5)晶胞中8个N位于顶角、1个N位于体心，N的个数是8x)+1=2,8个Fe位于棱上、

16个Fe位于面上、6个Fe位于体内，Fe的个数为16x'+8x'+6=16,故该化合物的化学

24

一曰口z-…十2x(56x8+14),

式zeFegN。八蜜度-治"义犬。g-cm30

14.答案：(1)2s22P3；0>N>C

(2)N三N键能大，且断裂第一个兀键需消耗较多能量；AB

(3)<；电负性：0>N>H,NH3、N2H4NH20H中N的电子云密度逐渐减小，与H+形成配

位键的能力逐渐减弱，则碱性逐渐减弱

(4)sp；直线形

(