物质结构与性质（讲义）-高考化学二轮复习

解密13物质结构与性质

。解密高考

【考纲导向】

i.原子结构与元素的性质

(1)了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1〜36号)原子核外电子的排布。了解

原子核外电子的运动状态。

(2)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。

(3)了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。

(4)了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。

2.化学键与物质的性质

(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。

(2)了解共价键的主要类型。键和兀键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。

(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。

3.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、金属晶体的结构粒子、粒子间作用力的区别。

【命题分析】

纵观近几年各地新课改高考试题，稳定加创新是本专题的基本特点，命题采取结合新科技，新能源等

社会热点为背景，命题的形式没有太大的变化，原子的结构与性质、分子的结构与性质和晶体的结构与性

质是命题的三大要点。从题的情况来看，给出一定的知识背景，然后设置成3-4个小题，每个小题考查一

个知识要点是主要的命题模式。从题型分析主要在n卷中以填空命题，内容可考查基本概念，如电子排布

式，轨道式，电离能，电负性，杂化方式以及空间构型等，也可联系有机考查有机物中C原子的杂化，联

系数学几何知识考查晶体的计算等。选考题中为压轴考点，一般利用均摊法考查晶胞中的原子个数，或者

考查晶体的化学式的书写、晶体类型的判断等

,知识导图

能层与能级、构造原现与电子排布式

能量最低朦理、愚&与激发当、光誓

原子结构

原子结构电子云与覆子筑道、泡和原，和洪册规则

与性质

原子法构与元素周期袅、元素的分区

F--------------------------------------------------------------------------------------

原子结构与

、元案的性质.元水同期件：单植技子牛径的比校、电离簸、电黄世、对角蝶规第

共价就：分臭、黄衣数——・能、•长与黄角

L

—共价健—

等电子原理：枭件、找等电子体的方法及规律

分子的立

分子结构

物—

体构型价层电子时互斥双论、余化纨it"论、N合物观论

质与性质

结

构健的根•》和分子的板姓、龟德华力及其财物魔，114t的影嘀

与

分子的氮健及其时物质性质的卷响、注解性

性

质性庾'手性、无机/氧咬分子的政性

品体的

常w舄体与非晶体：区别、於得晶体的途拄

分子晶体：畲包括*奥物质、晶体内的你用力、斌沸点的比较、标志姓物豆性质

分了晶体与原子晶体：常包括*集物质、晶体内的作用力、建沸点的比较、标志姓物及粒廉、

原了•晶体典型晶电的电

耳子晶像：NaCl'CsC'CaFz

离「晶体一晶格能：大小的比做、影响因素

，,对点解密

核心考点一原子结构与元素的性质

1.电子层与原子轨道

电子层一二三四五•・・

符号KLMNo・・・

原子轨道1s2s-1'3s3p3d4s4pId4f5s•••・・・

最多容纳2262610261()112・・•・・・

电子数281832•・・2/

's电子的原子轨道呈球形对称

轨道形状—

P电子的原子轨道呈哑铃形

飞轨道I个

p轨道3个

原子轨道数目｛d轨道5个

惭道7个

原子轨道<

〃①相同电子层上原子轨道能量的高低：«s<//p<

wcKwf

②形状相同的原子轨道能量的高低：ls<2s<

能量关系《

3s<4s...

③同一电子层内形状相同而伸展方向不同的原子轨

、道的能量相等，如2小、2p>、2Pz轨道的能量相篁

2.基态原子的核外电子排布

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量

处于最低状态。

如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：

(2)泡利不相容原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

2s

如2s轨道上的电子排布为不能表示为

(3)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,且自旋状态相

同。如2P3的电子排布为

2P2P

“"不能表示为m1或

2P

洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满凡6、dR声)、半满(p3、d\P)和全空(P。、d。、F)状态时,

体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为Is22s22P63s23P63d54s1

3.原子结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)

每周期第一种元素每周期最后一种元素

电子

周期原子序基态原子的电子排布

层数原子序数基态原子的电子排布式

数式

二23[He]2s110Is22s22P6

三311[Ne]3s118Is22s22P63s23P6

Is22s22P63s23P6

四419[Ar14sl36

3d1°4s24P6

Is22s22P63523P63d10

五537[Kr]5sl54

4s24p64d105s25p6

Is22s22P63s23P63d104s24P6

六655[Xe]6s'86

4d"4f145s25P65d106s26P6

(2)每族元素的电子排布特点

①主族

主族IAIIAIIIAIVA

排布特点叔ns221ns2np2

主族VAVIAVHA

排布特点nsns7np4nsnpJ

②0族：He：Is2；其他MS2np6>

③过渡元素(副族和第VHI族)：(〃一l)d「l，sL2。

(3)元素周期表的分区

根据核外电子排布分区

4.元素周期律

(1)原子半径

'能层数：能层数越多，原子半径越大

①影响因素核电荷数：能层数相同，核电荷数越大，原子

,半径越小

②变化规律

元素周期表中的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。

(2)电离能

①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号人,

1

单位kJ-moro

②规律

a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增

大的变化趋势。

b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。

C.同种原子：逐级电离能越来越大（即Zl</2</3...）o

（3）电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物

中吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.。作为相对标准，计算得出其他元

素的电负性（稀有气体元素未计）。

③变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8,非金属元素的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类

金属”（如错、睇等）的电负性则在L8左右，它们既有金属性又有非金属性。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性呈现减

小的趋势。

&-【考法解密】

考法一能层与能级

【典例1】某种原子的电子排布式为Is22s22P63s23pl有关该原子的下列说法中正确的是（）

A.该原子核内有13个中子

B.该原子的简化电子排布式为［He］3s23Pl

C.该原子最外层有1个电子

D.该原子第二能层上有8个电子

【解析】由电子排布式可以看出该原子核外共13个电子，故只能确定核内质子数为13,中子数无法确

定，A错误；该原子的简化电子排布式为［Ne］3s23plB错误；该原子的最外层电子排布式为3s?3pi,故最

外层有3个电子，C错误。

【答案】D

考法二原子核外电子排布原理

【典例2】下列各组表述中，两个微粒一定不属于同种元素原子的是（）

A.3p能级有一个空轨道的基态原子和核外电子排布为Is22s22P63s23P2的原子

B.M层全充满而N层为4s2的原子和核外电子排布为Is22s22P63s23P63d64s2的原子

C.最外层电子数是核外电子总数的l的原子和价电子排布为4s24P5的原子

D.2p能级有一个未成对电子的基态原子和原子的价电子排布为2s22P5的原子

【解析】A项，3P能级有一个空轨道，说明3P上填2个电子，因填1个电子有2个空轨道，填3个电

子或3个以上电子无空轨道，则3P上有2个电子，3s上肯定已填满，价电子排布为3s23P2,因此A中两微

粒相同。M层全充满而N层为4s2,M层上有d轨道，即：3s23P63dq显然是锌元素，3d64s2是铁元素，B

选项符合题意。C中价电子排布为4s24P5,则3d上已排满10个电子，核外电子排布为Is22s22P63s23P63dl04824P5；

最外层电子数是核外电子总数（的原子，可按下述方法讨论：若最外层电子数为1,核外电子总数为5不可

能，最外层电子数为2,核外电子总数为10不可能，同理，可讨论，只有最外层电子数为7,核外电子总

数为35时合理，其电子排布式也是Is22s22P63s23P63金。4s24P5,二者是同种元素的原子。D中2P能级有一个

未成对电子，可以是2p1也可以是2P5,因此二者不一定属于同种元素的原子，D选项不符合题意。

［答案］B

考乐三原子结构与元素周期表

【典例3】元素周期表共有18个纵行，从左到右排为1〜18歹！J,即碱金属是第一列，稀有气体是第18

列。按这种规定，下面说法正确的是（）

A.第9列元素中不完全是金属元素

B.第15列元素的原子最外层电子的排布式为ns2np3

C.最外层电子数为ns2的元素都在第2列

D.第10、11列为ds区的元素，形成化合物种类最多的元素在第14列

【解析】第9列元素为第而族元素，全部属于金属元素，A项错误；第15列为第VA族元素，其最外

层电子的排布式为侬2,炉，B项正确；最外层电子数为侬2的元素除第HA族(第2列)外，还有He以及部分

过渡金属元素，C项错误；ds区元素是第11、12列元素，D项错误。

【答案】B

考法四元素的电离能与电负性

【典例41现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：

①Is22s22P63s23P4；②Is22s22P63s23P3;③Is22s22P3;④Is22s22P5。

则下列有关比较中正确的是()

A.第一电离能：④，③〉②〉①B.原子半径：④>③>②>①

C.电负性：④〉③，②〉①D.最高正化合价：④，③二②)①

【解析】由电子排布式可知：①为S,②为P,③为N,④为F。第一电离能为④〉③，②〉①，A项正

确；原子半径应是②最大，④最小，B项不正确；电负性应是④最大，②最小，C项不正确；F无正价，最

高正价①乂0=③，D项不正确。

【答案】A

(1)第一电子层(K)只有s一种原子轨道；第二电子层(L)有s、p两种原子轨道；第三电子层(M)有s、p、

d三种原子轨道。

(2)s轨道只有1个轨道，p轨道有3个轨道，d轨道有5个轨道，f轨道有7个轨道。

(3)核外电子的能量并不是完全按电子层序数的增加而升高，不同电子层的原子轨道之间的能量高低有

交错现象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。

(4)原子轨道的能量关系

①相同电子层上原子轨道能量的高低：ns<np<nd<nf...

②形状相同的原子轨道能量的高低：ls<2s<3s<4s……

③同一电子层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如在工、硬丫、硬工轨道的能量相等。

34变式解密】

1.主族元素的原子可失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子也可得到电子填充在最外层形成阴

离子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是()

A.Ca2+Is22s22P63s23P6B.FIs22s22P5C.SIs22s22P63s23P4D.ArIs22s22P63s23P6

【解析】首先写出各原子的正确的电子排布式：CaIs22822P63s23P64s2,FIs22822P5,sIs22822P63s23P4,

ArIs22s22P63s23P6,A中生成Ca?+失去了4s轨道上的2个电子，B中得1个电子进入2p轨道，电子排笳为

Is22s22P6。

【答案】B

2.已知元素原子的下列结构或性质，能确定其在周期表中位置的是()

too;

A.某元素原子的第二电子层电子排布图为

B.某元素在某种化合物中的化合价为+4

C.某元素的原子最外层上电子数为6

D.某元素的原子外围电子排布式为5s25Pl

【解析】A中只能说明该元素的L层有8个电子，无法确定其在周期表中的位置；某些非金属元素

有多种化合价，+4价不一定是其最高化合价，无法确定；C中根据最外层电子数只能确定族序数，无法确

定周期数；D可确定该元素在第五周期第IIIA族。

【答案】D

3.现有主族元素X、Y、Z,X原子的最外层电子排布式为;短，丫原子M能层的p能级上有4个电子，

Z原子的最外层p能级上也有4个电子，且Z原子的核外电子数比丫原子少8个。由这三种元素组成的化

合物不可能是()

A.X2YZ3B.X2YZ4C.X2Y2Z3D.XYZ4

【解析】因为X原子的最外层电子排布式为nsL故X位于IA族，化合价为+1价；根据丫原子M

能层的p能级上有4个电子，可知其电子排布式为Is22s22P63s23P、故丫为S；又因为Z原子的最外层p能

级上也有4个电子，说明Z和S为同一主族，又知Z原子的核外电子数比丫原子少8个，故Z为O。元素

X、Y、Z可以组成H2sCh、Na2so3、K2sO3等，A符合；也可以组成H2so4、Na2so4、K2s。4等，B符合；

还可以组成Na2s2。3、K2s2。3等，C符合。

【答案】D

4.（2020•山东卷）短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，基态X原子的电子总数是其最高

能级电子数的2倍，Z可与X形成淡黄色化合物Z2X2,Y、W最外层电子数相同。下列说法正确的是（）

A.第一电离能：W>X>Y>ZB.简单离子的还原性：Y>X>W

C.简单离子的半径：W>X>Y>ZD.氢化物水溶液的酸性：Y>W

【答案】C

【解析】四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，设若X为第二周期

元素原子，则X可能为Be或O,若X为第二周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄

色化合物，该淡黄色固体为NazCh,则X为0元素，Z为Na元素；丫与W的最外层电子数相同，则丫为

F元素，W为C1元素。A项，同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电

离能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F>O>Cl>Na,A错误；B项，单质的氧化性

越强，简单离子的还原性越弱，O、F、C1三种元素中F2的氧化性最强02的氧化性最弱，故简单离子的还

原性02->ct>F,B错误；C项，电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径

越小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl->O2>F->Na+,C正确；D项，F元素的非金属性强于

C1元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于C1原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HC1

的酸性强于HF,D错误；故选C。

5.已知X、丫和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4P轨道上有3个未成对电子，丫

元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与丫可形成化合物X2丫3,2元素可形成负一价离子。下

列说法正确的是（）

A.X元素基态原子的电子排布式为[Ar]4s24P3

B.X元素是第4周期第XA族元素

Is2s2p

C.丫元素原子的轨道表示式为

D.Z元素的单质Z2在氧气中不能燃烧

【答案】B

【解析】X元素原子的4P轨道上有3个未成对电子，推知原子序数为33号，是As元素；丫元素原子

的最外层2P轨道上有2个未成对电子，推知原子序数为8,是O元素；已知X、丫和Z三种元素的原子序

数之和等于42,推知Z的原子序数为1,是氢元素；X与丫形成的化合物X2丫3是AS2O3。A项，由分析知

X为As,As元素基态原子的电子排布式为[Ar]3d1°4s24P3,故A项错误；B项，As元素是第4周期第VA

Is2s2p

族元素，故B正确；C项，由分析知丫为氧元素，不是碳元素，而@⑪①是碳元素原子的轨

道表示式，故C错误；D项，由分析知Z为氢元素，压能在02中燃烧，故D错误；故选B。

6.（1）C、N、O、Al、Si、Cu是常见的六种元素。

①Si位于元素周期表第周期第族。

②N的基态原子核外电子排布式为；Cu的基态原子最外层有个电子。

③用“〉”或填空：

原子半径电负性熔点沸点

金刚石—

A1____SiN____O—晶体硅CH4__SiH4

(2)①N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下:

电离能hhh；4...

578,1817274511578...

则该元素是(填写元素符号)。

②基态褚(Ge)原子的电子排布式是oGe的最高价氯化物的分子式是。

③Ge元素可能的性质或应用有0

A是一种活泼的金属元素B.其电负性大于硫

C.其单质可作为半导体材料D.其最高价氯化物的沸点低于其澳化物的沸点

解析(1)①Si是14号元素，位于元素周期表中第3周期第WA族。②N是7号元素，其基态原子核外

电子排布式为Is22822P3；Cu是29号元素，其基态原子核外电子排布式为Is22s22P63s23P63小咏1,故最外层

有1个电子。③同周期元素，原子序数越大，原子半径越小，故原子半径：Al>Si;同周期元素，原子序数

越大，电负性越强，故电负性：N<0；金刚石和晶体硅都是原子晶体，但键能：C—OSi—Si,故熔点：

金刚石>晶体硅；CH和SiH都是分子晶体，且两者结构相似，SiH的相对分子质量大，故沸点：CH4<

SiH4o(2)①由电离能数据可知，该元素呈+3价。②Ge的最高正价为+4价。③Ge位于金属和非金属的分

界线上，故其可做半导体材料，其氯化物和澳化物为分子晶体，相对分子质量越大，其沸点越高。

答案⑴①3IVA②Is?*??仅1③><><(2)®A1②Is22s22P63s23P63即4s24P2或

[Ar]3di°4s24P2GeCk③CD

7.(2020•新课标I卷)Goodenough等人因在锂离子电池及钻酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓

越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：

(1)基态Fe2+与Fe3+离子中未成对的电子数之比为。

(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(L)如表所示。L(Li)>L(Na),原因是„Ii(Be)>Ii(B)>

Ii(Li),原因是=

(3)磷酸根离子的空间构型为,其中P的价层电子对数为、杂化轨道类型为o

(4)LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中0围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过

共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有LiFePO4的单元数有一个。

电池充电时，LiFeCU脱出部分Li+,形成Li-xFePCU,结构示意图如(b)所示，则x=,n(Fe2+)：

n(Fe3+)=o

【答案】⑴4:5

(2)Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小

Li,Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子

的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的

3

(3)正四面体形4sp3(4)4—或0.187513:3

16

【解析】(1)基态铁原子的价电子排布式为3d64s2,失去外层电子转化为Fe?+和Fe3+,这两种基态离子

的价电子排布式分别为3d°和3d5,根据Hund规则可知，基态Fe2+有4个未成对电子，基态Fe3+有5个未

成对电子，所以未成对电子个数比为4:5；(2)同主族元素，从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，

所以/,Li)〉，(Na)；同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于HA元素基态原子s

能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的niA元素，因此

(3)经过计算，PO产中不含孤电子对，成键电子对数目为4,价层电子对数为4,

因此其构型为正四面体形，P原子是采用sp3杂化方式形成的4个sp3杂化轨道；

(4)由题干可知，LiFePCU的晶胞中，Fe存在于由。构成的正八面体内部，P存在由O构成的正四面体

内部；再分析题干中给出的(a),(b)和(c)三个不同物质的晶胞结构示意图，对比(a)和(c)的差异可知，(a)图所

示的LiFePCU的晶胞中，小球表示的即为Li+,其位于晶胞的8个顶点，4个侧面面心以及上下底面各自的

相对的两条棱心处，经计算一个晶胞中Li+的个数为8x』+4xL+4x^=4j；进一步分析(a)图所示的

824

LiFePCU的晶胞中，八面体结构和四面体结构的数目均为4,即晶胞中含Fe和P的数目均为4；考虑到化学

式为LiFePCU,并且一个晶胞中含有的Li+,Fe和P的数目均为4,所以一个晶胞中含有4个LiFePC)4单元。

对比(a)和(b)两个晶胞结构示意图可知，LimFePCU相比于LiFePCU缺失一个面心的Li+以及一个棱心的Li+；

结合上一个空的分析可知，LiFePCU晶胞的化学式为Li4Fe4P216,那么LkFePCU晶胞的化学式为

325

Li3.25Fe4P4016,所以有l-x=u—即x=0.1875。结合上一个空计算的结果可知，Li-FePCU即Lio.8i25FeP04；

4

假设Fe2+和Fe3+数目分别为x和y,则列方程组：x+y=l,0.8125+2x+3y+5=4x2,解得x=0.8125,y=0.1875，

2+3+

贝l|Lii-xFePO4中n(Fe)：n(Fe)=0.8125:0.1875=13:3。

8.(2020•天津卷)Fe、Co、Ni是三种重要的金属元素。回答下列问题：

(l)Fe>Co>Ni在周期表中的位置为,基态Fe原子的电子排布式为。

(2)CoO的面心立方晶胞如图所示。设阿伏加德罗常数的值为则CoO晶体的密度为g.cm3：

三种元素二价氧化物的晶胞类型相同，其熔点由高到低的顺序为。

(3)Fe、Co、Ni能与CL反应，其中Co和为Ni均生产二氯化物，由此推断FeCb、C0CI3和CL的氧化

性由强到弱的顺序为—，Co(OH)3与盐酸反应有黄绿色气体生成，写出反应的离子方程式：。

(4)95℃时，将Ni片浸在不同质量分数的硫酸中，经4小时腐蚀后的质量损失情况如图所示，当

(0(H2so4)大于63%时，Ni被腐蚀的速率逐渐降低的可能原因为o由于Ni与H2s04反应很慢，而与

稀硝酸反应很快，工业上选用H2s04和HNO3的混酸与Ni反应制备NiSC>4。为了提高产物的纯度，在硫酸

中添加HN03的方式为(填“一次过量”或“少量多次”)，此法制备NiS04的化学方程式为。

【答案】⑴第四周期第YUI族Is22s22P63s23P63d64s2或[Ar]3d64s2

（2）—-xlO32NiO>CoO>FeO

2+

(3)CoCh>C12>FeCl32Co(OH)3+6H++2CF=Cl2f+2Co+6H2O

(4)随H2s04质量分数增加，Ni表面逐渐形成致密氧化膜少量多次

3Ni+3H2so4+2HNO3=NiSO4+2NOf+4H2O或Ni+H2so4+2HNO3=NiSO4+2NO2T+2H2O

【解析】(l)Fe、Co、Ni分别为26、27、28号元素，它们在周期表中的位置为第四周期第VIII族，基

态Fe原子的电子排布式为Is22s22P63s23P63d64s2或[Ar]3d64s2；(2)CoO的面心立方晶胞如图1所示。根据晶

胞结构计算出02一个数为8义!+6*==4,3+个数为12乂3+1=4,设阿伏加德罗常数的值为以，则CoO

824

75g-moF1.

--x4

晶体的密度为1；三种元素二价氧化物的晶胞类型相同，离子半

m^mol=3.,32.3

p=—=--——1770----r33——xlOg-cm

V(axWcm)aNA

径Fe2+>Co2+>Ni2+,NiO、CoO、FeO,离子键键长越来越长，键能越来越小，晶格能按NiO、CoO,FeO

依次减小，因此其熔点由高到低的顺序为NiO>CoO>FeO；(3)Fe、Co、Ni能与Cb反应，其中Co和为

Ni均生产二氯化物，根据铁和氯气反应生成FeCb,氧化剂的氧化性大于氧化产物氧化性，因此氧化性：

Cl2>FeCl3,氯气与Co和为Ni均生产二氯化物，说明氯气的氧化性比CoCb弱，由此推断FeCb、C0CI3

和CL的氧化性由强到弱的顺序为CoCb>C12>FeC13,Co(OH)3与盐酸反应有黄绿色气体生成，发生氧化还

原反应生成Cb、C0CI2、H2O,其离子方程式：2co(OH)3+6H++2c「=CLT+2co2++6H2O；(4)类比Fe在

常温下与浓硫酸发生钝化，根据图中信息，当。(H2SO4)大于63%时，Ni被腐蚀的速率逐渐降低的可能原

因为随H2s04质量分数增加，Ni表面逐渐形成致密氧化膜。工业上选用H2s04和HNO3的混酸与Ni反应制

备NiSCU。为了提高产物的纯度，根据Ni与H2sO4反应很慢，而与稀硝酸反应很快，因此在硫酸中少量多

次添加HN03的方式来提高反应速率，反应生成NiSCU、H2O,根据硝酸浓度不同得到NO或NO2,此法制

备NiSO4的化学方程式为3Ni+3H2so4+2HNO3=NiSO4+2NOt+4H2O或Ni+H2so4+2HNO3=NiSO4

+2NO2T+2H2O。

9.(2019•新课标I)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCuz微小晶粒，其

分散在A1中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。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)。

APe]①B[Ne](©[Ne]①①n「Ne]①

3s3s3s3p3p

(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+、Cu?+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+”)0

(3)一些氧化物的熔点如下表所示：

氧化物Li2OMgOP4O6SO2

熔点/℃1570280023.8-75.5

解释表中氧化物之间熔点差异的原因。

(4)图(a)是MgCuz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原子之间最短距离广pm,

Mg原子之间最短距离产pm。设阿伏加德罗常数的值为NA,则MgCu2的密度是

g-cnr3(列出计算表达式)„

【答案】⑴A

(2)sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2+

(3)成0、MgO为离子晶体，P4O6>SO2为分子晶体。晶格能MgOLizO。分子间力(分子量)P4O6>SCh

/八也-J38x24+16x64

(4)—a—a-------；-------

44NA/xKT'。

【解析】(l)A.[Ne]3sl属于基态的Mg+,由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电

子所需能量较高；B.[Ne]3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+；C.[Ne]3s13Pl属于激发

态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；D.[Ne]3Pl属于激发态Mg+,其失去一个电子所

需能量低于基态Mg+,综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3sL故选A；(2)乙二胺中N

形成3个单键，含有1对孤对电子，属于sp3杂化；C形成4个单键，不存在孤对电子，也是sp3杂化；由

于乙二胺的两个N可提供孤对电子给金属离子形成配位键，因此乙二胺能与Mg2+、CM+等金属离子形成稳

定环状离子；由于铜离子的半径较大且含有的空轨道多于镁离子，因此与乙二胺形成的化合物稳定性相对

较高的是CM+；(3)由于U2O、MgO为离子晶体，P4O6>SO2为分子晶体。晶格能MgOALizO,分子间力(分

子量)P4O6>SO2,所以熔点大小顺序是MgO>Li2O>P4O6>SO2；(4)根据晶胞结构可知Cu原子之间最短距

离为面对角线的1/4,由于边长是apm,则面对角线是卬冽，贝Ux=Y2apm；Mg原子之间最短距离为

/7

体对角线的1/4,由于边长是apm,则体对角线是JJapm,则丫=?。；根据晶胞结构可知晶胞中含有镁

8x24+16x64

原子的个数是8xl/8+6xl/2+4=8,则Cu原子个数16,晶胞的质量是go由于边长是apm,

NA

8x24+16x64

则MgCU2的密度是依20-3。g-cm-3。

10.(2018•新课标I卷)Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等

优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：

(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)。

①⑪□口□口⑪①口口

Is2s2Px2p2Pz

A.Is2s2Px2p72PzD.7

ummuu^muuu

QIs2s2Px2p『2Pz

D.Is2s2Px2pr2pz

(2)Li+与H-具有相同的电子构型，4Li+)小于NT),原因是____

(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH中的阴离子空间构型是、中心原子的杂化形式为

oLiAlH中，存在__(填标号)。

A.离子键B.。键C.兀键D.氢键

(4)口2。是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算得到。

-2908kJ-mob1

2Li+(g)+O2-(g)---------------->口2。(晶体)

个个人

1040kJ♦mob1703kJ-mol-1

2Li(g)0(g)

个个

318kJ•mol-1249kJ,mol-1

I-598kJ-mob1

2Li(晶体)+1o2(g)--------------------------------------

图(a)图(b)

11

可知，Li原子的第一电离能为kJ-moF,0=0键键能为kJ-mol-,Li2O晶格能为

kJ-mor1o

(5)Li2O具有反萤石