专题11 物质结构与性质-高考化学纠错笔记（教师版含解析）

专题11物质的结构与性质易错点1无视构造原理错误进行电子排布1．下列由电子排布式所得的结论错误的是选项电子排布式结论A1s22s22px22py02pz0违背洪特规则B1s22s22p63s23p2违背能量最低原理C1s22s22p63s23p10违背泡利原理D1s22s22p63s23p23d5违背能量最低原理【错因分析】洪特规则、泡利原理以及能量最低原理是原子核外电子排布遵循的规则，运用相应的规则才能识别核外电子的具体排列情况，无视这些规则不能正确的做出选择判断。【参考答案】B【试题解析】电子排布式为：1s22s22px22py02pz0，此处2px，2py，2pz就是2p能级的3个简并轨道，两个电子排入2p能级，它们将分别占据2个简并轨道且自旋平行，而不是自旋相反地挤入其中一个轨道，电子排布是违反洪特规则的，A项正确；电子排布式为：1s22s22p63s23p2，排布符合构造原理，符合三个原理，B项错误；电子排布式为：1s22s22p63s23p10，3p轨道最多容纳6个电子，不可能出现3p10的情况，电子排布式违反泡利原理，C项正确；电子排布式为：1s22s22p63s23p23d54s1，虽然3d轨道为半充满结构，但3p上只有2个电子，没有充满，电子排布式违反能量较低原理，D项正确。答案选B。泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道，而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。=1\*GB3①泡利原理：一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，并且其自旋状态相反。②洪特规则：对于基态原子，当电子排布在同一能级的不同轨道时，将尽可能分占不同的轨道，并且自旋状态相同。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。1．以下列出的是一些基态原子的2p轨道和3d轨道中电子排布的情况，违反洪特规则的有A．①②③ B．④⑤⑥ C．②④⑥ D．③④⑥【答案】C【解析】泡利原理：在一个原子轨里，最多容纳2个电子，且自旋状态相反；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；①符合洪特规则和泡利原理，①不符合题意；②根据洪特规则，该排布图违背洪特规则，②符合题意；③违背泡利原理，③不符合题意；④违背洪特规则，④符合题意；⑤该排布图符合洪特规则和泡利原理，⑤不符合题意；⑥违背洪特规则，⑥符合题意；综上所述，C项符合题意。答案选C。易错点2混淆基态与激发态及对应关系2．下列各项叙述中正确的是A．电子层序数越大，s原子轨道的形状相同，半径越大B．在同一电子层上运动的电子，其自旋方向肯定不同C．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，释放能量，由基态转化成激发态D．杂化轨道可用于形成σ键、π键或用于容纳未参与成键的孤电子对【错因分析】本题的易错点为B，要注意在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一能级不同轨道中电子的自旋方向是可以相同。【参考答案】A【试题解析】s能级原子轨道都是球形的，且能层序数越大，半径也越大，A项正确；在一个轨道中电子的自旋方向肯定不同，但在同一能层中电子的自旋方向是可以相同，如N原子的2p轨道中的3个电子的自旋方向相同，B项错误；Mg原子3s2能级上的2个电子吸收能量跃迁为3p2能级上，由基态转化成激发态，C项错误；杂化轨道只用于形成σ键或用于容纳未参与成键的孤对电子，没有杂化的p轨道形成π键，D项错误。答案选A。原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。但处于激发态的原子不稳定，当电子从激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量，通常以光(辐射)的形式释放出来。2．下列各项叙述中，正确的是A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态B．外围电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素C．24Cr原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2D．所有原子任一电子层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同【答案】D【解析】3p轨道电子能量比3s轨道电子能量高，镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态，A项错误；外围电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅢA族，属于p区元素，B项错误；由于3d轨道处于半充满状态时能量较低，则24Cr原子的核外电子排布式是：1s22s22p63s23p63d54s1，C项错误；所有原子任一电子层的s电子云轮廓图都是球形，能层越大，球的半径越大，D项正确。答案选D。易错点3电子排布式书写错误3．主族元素原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子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+：1s22s22p63s23p6 B．O2−：1s22s22p4C．Cl−：[Ne]3s23p6 D．Ar：1s22s22p63s23p6【错因分析】本题易错点是误以为氧离子核外有8个电子而错选B。【试题解析】钙原子失去2个电子变成钙离子，使次外层变成最外层，所以钙离子核外有18个电子，排布式正确，A项正确；氧原子核外有8个电子，氧原子得2个电子变成氧离子，最外层电子数由6个变成8个，所以氧离子核外有10个电子，排布式应该是1s22s22p6，B项错误；氯原子核外有17个电子，氯原子得一个电子变成氯离子，最外层由7个电子变成8个电子，所以氯离子核外有18个电子，排布式正确，C项正确；氩是18号元素，原子核外有18个电子，排布式正确，D项正确。答案选B。【参考答案】B书写基态原子电子排布式的方法1．由原子序数书写核外电子排布式(1)根据构造原理、各能级最多容纳的电子数及能量最低原理,由低能级向高能级依次填充电子。如31号元素镓,电子填充顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d,最后1个电子排入4p能级；(2)我们也可以通过31－18＝13，以Ar的电子排布式为基础再填充13个电子，即[Ar]3d104s24p1。2．由元素名称书写核外电子排布式(1)前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6,其电子排布式为[Ne]3s23p4；(2)第四周期从K开始数,数到几,就可以写成[Ar](从4s能级开始,依次填充多余的电子)。如Fe，从钾开始数到铁为8，其电子排布式为[Ar]3d64s2；Se，从钾开始数到Se为16，其电子排布式为[Ar]3d104s24p4。注意事项①出现nd能级时,虽然电子排布按ns、(n-1)d、np的顺序填充，但书写核外电子排布式时，仍把(n-1)d放在ns前面，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，1s22s22p63s23p64s23d6错误。②熟记前四周期的能级排布顺序(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。③要抓住核外电子排布的特殊性,如Cr、Cu的基态原子核外电子排布；Cr的基态原子未成对电子最多——6个；当np能级中未成对电子数m≤3时，np能级的电子排布可能为npm或np6-m，但3d能级中有4个未成对电子时，只能为3d6，不会是3d4。3．(1)Ni原子的电子排布式为____________________。(2)原子序数均小于36的元素Q和T，在周期表中既处于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q大2。T的价电子排布式为_______________，Q2+的未成对电子数是_______________。(3)D元素的正三价离子的3d亚层为半充满，D的元素符号为____________________，其基态原子的电子排布式为____________________。(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为____________________，其基态原子的电子排布式为____________________。【答案】(1)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2(2)3d84s2 4(3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2(4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或［Ar］3d104s1【思路分析】解答本题应注意以下两点：(1)要明确能层、能级与轨道之间的关系，确定电子数。(2)注意洪特规则特例。【解析】(1)Ni的原子序数为28，比Ar多10，所以其电子排布式为[Ar]3d84s2。(2)元素Q和T既位于同一周期又位于同一族，且原子序数T比Q多2，T、Q只能位于第Ⅷ族，所以T为Ni、Q为Fe，注意28号元素Ni的核外电子排布式为[Ar]3d84s2，26号元素Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，所以Fe2+的核外电子排布式为[Ar]3d6，有4个未成对电子(3)D元素失去2个4s电子和1个3d电子后变成3d5，所以其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，即第Ⅷ族元素Fe。(4)根据题意要求，首先写出电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1，即第ⅠB族元素Cu。易错点4忽视第一电离能“异常”4．下列说法或有关化学用语的表达正确的是A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量B．基态Fe原子的外围电子排布图为C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在元素周期表中位于s区【错因分析】元素周期律(包括第一电离能)除了相似性、递变性之外，还存在特异性，因此解题时尤其是要注意这些特异性质的关注，防止误选。【试题解析】在基态多电子原子中，3p轨道电子能量比4s轨道电子能量低，A项错误；基态Fe原子的外围电子排布式为3d64s2，3d轨道中，电子未充满，应遵循洪特规则，则外围电子排布图为，B项正确；因为氮原子的最外层电子处于半充满的稳定状态，第一电离能出现反常，所以氧原子第一电离能比氮原子第一电离能小，C项错误；Cu的价电子排布式为3d104s1，所以Cu在元素周期表中位于ds区，D项错误。答案选B。【参考答案】B第一电离能I1大小的比较：同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，但要注意第ⅡA族和第ⅢA族的反常，如I1(Be)＞I1(B)，I1(Mg)＞I1(Al)；第ⅤA族和第ⅥA族的反常，如I1(N)＞I1(O)，I1(P)＞I1(S)。同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小。4．下列关于元素第一电离能的说法不正确的是A．钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，故钾的活泼性强于钠B．因同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小，故第一电离能必依次增大C．最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大D．对于同一元素而言，原子的电离能I1<I2<I3<…【答案】B【解析】钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能，说明钾失电子能力比钠强，所以钾的活泼性强于钠，A项正确；同一周期元素原子半径随着原子序数的增大而减小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第IIA族元素大于第IIIA族元素，第VA族元素大于第VIA族元素，B项错误；最外层电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构，再失去电子较难，所以其第一电离能较大，故C项正确；对于同一元素来说，原子失去电子个数越多，其失电子能力越弱，所以原子的电离能随着原子失去电子个数的增多而增大，D项正确。答案选B。易错点5混淆分子的VSEPR模型和立体构型5．下列分子或离子中，价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，VSEPR模型几何构型与分子或离子的立体构型不一致的是A．CO2 B．H2O C．CO32﹣ D．CCl4【错因分析】本题最容易犯的错误是混淆分子VSEPR模型和立体构型，误将分子的立体构型当作VSEPR模型而错选。【试题解析】CO2分子中每个O原子和C原子形成两个共用电子对，所以C原子价层电子对个数是2，且不含孤电子对，为直线形结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，A项不符合题意；水分子中价层电子对个数＝2＋eq\f(1,2)×(6﹣2×1)=4，VSEPR模型为正四面体结构；含有2个孤电子对，略去孤电子对后，实际上其空间构型是V型，VSEPR模型与分子立体结构模型不一致，B项符合题意；CO32﹣的中心原子C原子上含有3个σ

键，中心原子上的孤电子对数＝eq\f(1,2)×(4+2-2×3)=0，所以CO32﹣的空间构型是平面三角形，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，C项不符合题意；CCl4分子中中心原子C原子原子价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数=4＋eq\f(1,2)(4﹣1×4)=4，VSEPR模型为正四面体结构，中心原子不含有孤电子对，分子构型为正四面体结构，VSEPR模型与分子立体结构模型一致，D项不符合题意。答案选B。【参考答案】B【名师点睛】价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，根据价电子对互斥理论，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数。σ键个数＝配原子个数，孤电子对个数＝eq\f(1,2)×(a﹣xb)，a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数；分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；实际空间构型要去掉孤电子对，略去孤电子对就是该分子的空间构型。价层电子对个数为4，不含孤电子对，为正四面体结构；含有一个孤电子对，空间构型为三角锥形，含有两个孤电子对，空间构型是V型；价层电子对个数为3，不含孤电子对，平面三角形结构；含有一个孤电子对，空间构型为为V形结构；价层电子对个数是2且不含孤电子对，为直线形结构，据此判断。分子或离子立体构型的判断方法(1)σ键电子对数的确定由分子式确定σ键电子对数。例如，H2O的中心原子为O，O有2对σ键电子对；NH3的中心原子为N，N有3对σ键电子对。(2)中心原子上的孤电子对数的确定中心原子上的孤电子对数＝(a－xb)。式中a为中心原子的价电子数，对于主族元素来说，价电子数等于原子的最外层电子数；x为与中心原子结合的原子数；b为与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子为“8－该原子的价电子数”)。例如，SO2的中心原子为S，S的价电子数为6(即S的最外层电子数为6)，则a＝6；与中心原子S结合的O的个数为2，则x＝2；与中心原子结合的O最多能接受的电子数为2，则b＝2。所以，SO2的中心原子S上的孤电子对数＝×(6－2×2)＝1。5．对于短周期元素形成的各分子，下表所述的对应关系错误的是选项ABCD分子式CH4NH3CO2SCl2VSEPR模型正四面体形四面体形直线形四面体形分子的立体构型正四面体形平面三角形直线形V形【答案】B【解析】C原子形成了4个σ键，孤电子对数为0，VSEPR模型及分子的立体构型均是正四面体形，A项正确；N原子有1对孤电子对且形成了3个σ键，VSEPR模型为四面体形，分子的立体构型为三角锥形，B项错误；C原子的价层电子对数为2+eq\f(1,2)(4-2×2)=2，VSEPR模型为直线形，分子的立体构型也为直线形，C项正确；S原子有2对孤电子对且形成了2个σ键，VSEPR模型为四面体形，分子的立体构型为V形，D项正确。答案选B。易错点6判断物质类别、键的极性及分子的极性之间的关系6．研究表明:H2O2具有立体结构，两个氢原子像在半展开一本书的两页上，两页纸面的夹角为94°，氧原子在书的夹缝上，O−H键与O−O键之间的夹角为97°，如图所示，下列说法错误的是A．H2O2分子中既有极性键又有非极性键B．H2O2分子为含有非极性键的极性分子C．H2O2分子为非极性分子D．H2O2分子为既含极性键又含非极性键的极性分子【错因分析】本题易错之处是误认为双氧水结构对称。【试题解析】H2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，A项正确；H2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，B项正确；H2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，C项错误；H2O2分子中含有氧氢极性共价键和氧氧非极性共价键，但是双氧水结构不对称，属于极性分子，D项正确。答案选C。【参考答案】C1．全部由非极性键构成的分子不一定是非极性分子，如O3是由非极性键构成的极性分子；由极性键构成的双原子分子一定是极性分子，如HF是由极性键构成的极性分子；非金属单质中不一定含有非极性键，如稀有气体分子中，不含有化学键；含有共价键的化合物不一定是共价化合物，如Na2O2、NH4Cl、NaOH等含有共价键，但属于离子化合物；共价化合物中一定不存在离子键，若存在离子键，则化合物一定是离子化合物。2．掌握典型物质的组成和结构，有利于减少解答这类题目时产生的错误。例如，稀有气体(单原子分子)、H2O2、CH≡CH、Na2O2、NaOH、(NH4)2SO4(含离子键、配位键、极性键)、CO(C≡O含配位键、极性键)、CCl4(含极性键，属于非极性分子)、O3(含非极性键，属于极性分子)等。6．下列叙述中正确的是A．卤化氢分子中，卤素的非金属性越强，共价键的极性越大，稳定性也越强B．以极性键结合的分子，一定是极性分子C．判断A2B或AB2型分子是否是极性分子的依据是看分子中是否含有极性键D．非极性分子中，各原子间都应以非极性键结合【答案】A【解析】卤素中非金属性越强，键的极性越大，A项正确；以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，但以极性键结合形成的多原子分子，也可能是非极性分子，如CO2，B项错误；A2B型如H2O、H2S等，AB2型如CO2、CS2等，判断其是否是极性分子的依据是看分子中是否含有极性键及分子的立体构型是否对称。如CO2、CS2为直线形，分子的立体构型对称，为非极性分子；如H2O，有极性键，分子的立体构型不对称，为极性分子，C项错误；多原子分子，其分子的立体构型对称，这样的非极性分子中可能含有极性键，D项错误。答案选A。易错点7对含氧酸的元数、酸性、氧化性的认识错误7．下列叙述正确的是A．能电离出H+的化合物除水外都是酸，分子中含有几个氢原子它就是几元酸B．无机含氧酸分子中含有几个羟基，它就属于几元酸C．同一元素的含氧酸，该元素的化合价越高，其酸性越强，氧化性也越强D．H3PO4和H2CO3分子中非羟基氧的个数均为1，但它们的酸性不相近，H3PO4是中强酸而H2CO3是弱酸【错因分析】错选A、B项是由于只考虑到了HNO3、H2SO4、H3PO4等个例，而忽略了酸式盐、CH3COOH、H3BO3等例外；错选C项是由于只考虑到了HNO3与HNO2、H2SO4与H2SO3的酸性与氧化性符合酸性强的氧化性也强，而忽略了HClO与HClO4等例外。【试题解析】由NaHSO4、CH3COOH、H3BO3等示例可判断A、B均错误；由HClO的酸性很弱而氧化性很强可判断C错误；D项中H3PO4和H2CO3的非羟基氧原子数均为1，但H2CO3的酸性比H3PO4弱很多。【参考答案】D1．无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移程度越大，在水分子的作用下越易电离出H+，酸性越强，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。由HNO3、H2SO4、H3PO4的相关知识而误认为有几个H或几个羟基的酸就属于几元酸；由氧化性：HNO3＞HNO2、H2SO4＞H2SO3而混淆酸的酸性与氧化性，误认为酸性越强的酸其氧化性也越强。2．误认为羟基数就是含氧酸的元数。如磷元素的几种含氧酸的名称、分子式、结构式、磷的化合价、酸的元数如下表：名称正磷酸偏磷酸亚磷酸次磷酸分子式H3PO4HPO3H3PO3H3PO2结构式磷的化合价+5+5+3+1酸的元数三元一元二元一元3．同种元素的含氧酸，中心原子的价态越高，含氧酸的氧化性不一定越强。如酸性：HClO4＞HClO3＞HClO，氧化性：HClO4＜HClO3＜HClO。7．判断无机含氧酸酸性强弱的一条规律:在无机含氧酸分子中非羟基氧原子数越多，酸性越强。例如:含氧酸的化学式非羟基氧原子数酸性HClO0弱酸H3PO41中强酸HNO32强酸HClO43超强酸若已知H3PO3(亚磷酸)为中强酸，H3AsO3(亚砷酸)为弱酸，试写出H3PO3和H3AsO3的结构简式。【答案】【解析】H3PO3为中强酸，H3AsO3为弱酸，结合信息可知，H3PO3分子中有1个非羟基氧原子，H3AsO3中有0个非羟基氧原子。据此来写出结构简式。【备注】本题是无机含氧酸的结构和性质的推断题，考查学生运用题给信息推导物质结构和性质的能力。只要将题给信息与要回答的问题联系起来，依据问题，分析信息，即可顺利解答。易错点8常见原子晶体结构判断错误8．(1)纳米氧化铜、纳米氧化锌均可作合成氨的催化剂，Cu2+

价层电子的轨道表达式为________。(2)2−巯基烟酸()水溶性优于2

–巯基烟酸氧钒配合物()的原因是__________________________________。(3)各原子分子中各原子若在同一平面，且有相互平行的p轨道，则p电子可在多个原子间运动，形成“离域π键”，下列物质中存在“离域π键”的是________。A．SO2B．SO42−C．H2SD．CS2(4)尿素(H2NCONH2)尿素分子中，原子杂化轨道类型有________，σ键与π键数目之比为________。(5)氮化硼(BN

)是一种性能优异、潜力巨大的新型材料，主要结构有立方氮化硼(如左下图

)和六方氮化硼(如右下图)，前者类似于金刚石，后者与石墨相似。①晶胞中的原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置。左上图中原子坐标参数A为(0，0，0)，D为(，，0)，则E原子的坐标参数为________

。X−射线衍射实验测得立方氮化硼晶胞边长为361.5pm，则立方氮化硼晶体中N与B的原子半径之和为________pm(=1.732)。②已知六方氮化硼同层中B−N距离为acm，密度为dg/cm3，则层与层之间距离的计算表这式为________pm。(已知正六边形面积为a2，a为边长)【错因分析】本题易错点是问题(3)，学生读不懂信息，首先应是各原子在同一平面，即根据价层电子对数判断空间构型，然后是相互平行的p轨道，即原子中含有p轨道参与成键，这样就可以判断出正确的选项，注意硫化氢中H为s能级。另外不理解原子坐标参数的定义则无法解决第(5)问。【试题解析】(1)考查轨道式的书写，Cu属于副族元素，价电子应是最外层电子和次外层d能级上的电子，因此Cu2+的价层电子的轨道式是；(2)考查溶解性，2−巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢鍵，使其在水中溶解度增大；(3)考查化学键类型，SO2中心原子S有2个σ键，孤电子对数为(6−2×2)/2=1，价层电子对数为3，则SO2空间构型为V型，符合题中所给条件，即存在离域π键，A项正确；SO42−中心原子S含有4个σ键，孤电子对数为(6+2−4×2)/2=0，价层电子对数为4，空间构型为正四面体，不符合题中信息，不含离域π键，B项错误；H2S的空间构型为V型，但H不含p能级，即不存在离域π键，C项错误；CS2空间构型为直线型，符合信息，存在离域π键，D项正确；(4)考查杂化类型的判断、化学键数目的判断，尿素的结构简式为，判断出N、C、O杂化类型分别是sp3、sp2、sp3；成键原子之间只能形成1个σ键，因此1mol尿素中含有σ键的物质的量为7mol，含有π键的物质的量为1mol，比值为7：1；(5)考查晶胞的计算，①BN结构类似于金刚石的结构，因此BN为原子晶体，根据金刚石晶胞结构贴点，E的坐标为(1/4，3/4，3/4)；立方氮化硼中B和N最近的距离是体对角线的1/4，求出B与N之间的距离应是pm(x为晶胞的边长)，即为156.5pm；②根据六方氮化硼的结构，B的个数为6×1/6+3×1/3=2，晶胞的质量为g，根据晶胞的体积为(a2×h)cm3(h为六方氮化硼的高)，根据晶胞的密度的定义，求出h=2×cm，层与层之间的距离应是高的一半，因此×1010pm。【参考答案】(1)(2)2−巯基烟酸的羧基可与水分子之间形成氢鍵，使其在水中溶解度增大(3)AD(4)sp2、sp37∶1(5)①(，，)156.5②×10101．金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化硅等原子晶体中的成键数目。(1)金刚石(或晶体硅)中，1molC(或Si)形成2molC—C(或Si—Si)键。(2)SiC晶体中，1molC或1molSi均形成4molC—Si键。(3)1molSiO2晶体中，共有4molSi—O键。2．金刚石、晶体硅、碳化硅、二氧化碳中最小环上的原子数。(1)金刚石、晶体硅、SiC晶体中最小环上的原子数分别为6个C、6个Si、3个Si和3个C。(2)SiO2晶体中最小环上有12个原子(6个Si和6个O)。3．金刚石、晶体硅的一个晶胞中，分别含有碳原子数为8、硅原子数为8。8．设NA为阿伏加德罗常数的值。下列说法中正确的是A．28g晶体硅中含有Si—Si键的个数为2NAB．124g白磷(P4)晶体中含有P—P键的个数为4NAC．12g金刚石中含有C—C键的个数为4NAD．SiO2晶体中每摩尔硅原子可与氧原子形成2NA个共价键(Si—O键)【答案】A【解析】1mol晶体硅含有2molSi—Si键，28g晶体硅物质的量为1mol，因此中含有Si—Si键的个数为2NA，A项正确；1mol白磷含有6molP—P键，124g白磷(P4)物质的量为1mol，因此124g白磷晶体中含有P—P键的个数为6NA，B项错误；1mol金刚石含有2molC—C键，12g金刚石物质的量为1mol，因此12g金刚石中含有C—C键的个数为2NA，C项错误；SiO2晶体中每个Si与周围4个O原子结合形成4个Si—O键，因此SiO2晶体中每摩尔硅原子可与氧原子形成4NA个共价键(Si—O键)，D项错误。答案选A。易错点9错用离子晶体中的晶格能9．根据下列几种物质的熔点和沸点数据，判断下列有关说法中，错误的是物质NaClMgCl2AlCl3SiCl4单质B熔点/℃810710190−682300沸点/7572500注：AlCl3熔点在2.02×105Pa条件下测定。A．SiCl4是分子晶体 B．单质B是原子晶体C．AlCl3加热能升华 D．MgCl2所含离子键的强度比NaCl大【错因分析】解本题的关键是先区分晶体种类，然后再进一步比较熔沸点，这是易出错的地方。【试题解析】由表中数据可知，SiCl4的熔沸点较低，属于分子晶体，A项正确；单质B的熔沸点很高，所以单质B是原子晶体，B项正确；由表中数据可知AlCl3的沸点比熔点高，所以AlCl3加热能升华，C项正确；离子晶体的离子键越强，熔沸点越高，由表中数据可知，NaCl的熔、沸点均比MgCl2高，所以NaCl晶体中的离子键应比MgCl2的强，D项错误。答案选D。【参考答案】D1．不同类型晶体的熔、沸点的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如MgO具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定比分子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。2．同种类型晶体的熔、沸点的比较(1)原子晶体原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。(2)离子晶体①一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞MgCl2＞NaCl＞CsCl。②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也越大。(3)分子晶体①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常的高，如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。(4)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，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。9．根据下表的数据，判断下列说法正确的是离子化合物离子电荷数键长/pm晶格能/(kJ·md-1)熔点/℃摩氏硬度NaF12319239933.2NaCl12827868012.5MgO2210389028006.5CaO2240340126144.5A．晶格能的大小与正负离子电荷数和距离成正比B．晶格能越大，即正负离子间的静电引力越强，晶体的熔点就越高，硬度就越大C．NaF晶体比NaCl晶体稳定D．表中物质CaO晶体最稳定【答案】C【详解】根据表中的数据可知，晶格能的大小与正负离子之间的距离成反比，A项错误；离子键本质是阴、阳离子间的静电作用，不只是引力，还有斥力等，晶格能越大，即正负离子间的静电作用力越强，晶体的熔点就越高，硬度就越大，B项错误；晶格能：NaF＞NaCl，故NaF晶体比NaCl晶体稳定，C项正确；晶格能越大，晶体越稳定，表中所列物质中MgO晶体最稳定，D项错误。答案选C。1．基态原子的核外电子排布(1)排布规律①能量最低原理原子核外电子优先占据能量较低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低的状态。所有电子排布规则都需满足能量最低原理。②泡利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。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。(2)电子在原子轨道上的填充顺序——构造原理①图中每个小圆圈表示一个能级，每一行对应一个能层。各圆圈间连接线的方向表示随核电荷数递增而增加的电子填入能级的顺序。②构造原理揭示了原子核外电子的能级分布，从图中可以看出，不同能层的能级有交错现象，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。③原子的核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图的主要依据之一。但需注意洪特规则特例。(3)基态原子核外电子排布的表示方法(以S为例)表示方法举例原子结构示意图电子式电子排布式1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4电子排布图(4)基态原子电子排布式的书写方法①由原子序数书写核外电子排布式a.常根据构造原理(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)、各能级最多容纳的电子数，依次由低能级向高能级排列，如31号元素镓，首先排满1s2，依次填充2s2、2p6、3s2、3p6、4s2、3d10，最后填充4p1；b.也可以用31－18＝13，然后再填充13个电子，如[Ar]3d104s24p1。②由元素在周期表中的位置书写核外电子排布式如第四周期中各元素基态原子的电子排布式有如下规律：a.位于s区的第ⅠA、第ⅡA分别为[Ar]4s1、[Ar]4s2；b.位于p区的主族元素为[Ar]3d104s24p族序数－2(0族元素除外)；c.位于d区的副族元素为[Ar]3dm4sn(m＋n＝族序数，第Ⅷ族元素除外)；d.位于ds区的副族元素为[Ar]3d104sm(m＝族序数)。③由元素名称书写核外电子排布式a.前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写，如S的最外层电子数为6，其核外电子排布式为[Ne]3s23p4；b.第四周期从K开始数，数到n，就可以写成“[Ar]＋n个电子”。如Fe，从K开始数到Fe为8，其核外电子排布式为[Ar]3d64s2；Se，从K开始数到Se为16，其核外电子排布式为[Ar]3d104s24p4。2．电离能和电负性的应用(1)电离能①判断元素金属性的强弱：电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱。②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的In+1＞＞In，则该元素的常见化合价为+n。如钠元素的I2＞＞I1，所以钠元素的常见化合价为+1。③元素原子的核外电子排布特点同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布处于全空、半充满或全充满状态时，第一电离能就会反常，大于同周期相邻元素的第一电离能。(2)电负性3．形形色色的分子单原子分子(稀有气体)、双原子分子不存在立体构型，多原子分子中，由于空间的位置关系，会有不同类型的立体异构。(1)三原子分子——直线形和V形化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CO2直线形180°H2OV形105°(2)四原子分子——平面三角形和三角锥形化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CH2O平面三角形120°NH3三角锥形107°(3)五原子分子化学式立体构型结构式键角比例模型球棍模型CH4正四面体形109°28'(4)常见多原子分子的立体构型多原子分子的立体构型形形色色，异彩纷呈。如白磷(P4，正四面体)、PCl5(三角双锥)、SF6(正八面体)、P4O6、P4O10、C60(“足球”状分子，由平面正五边形和正六边形组成)、C6H12(环己烷)、C10H16(金刚烷)、S8、B12(硼单质)等的立体构型如图所示。P4(正四面体)PCl5(三角双锥)SF6(正八面体)P4O6 P4O10 C60椅式C6H12 船式C6H12 C10H16S8 B124．分子立体构型的确定利用VSEPR理论预测分子立体构型的思路：σ键电子对数+孤电子对数=价层电子对数VSEPR模型分子的立体构型。其中正确地确定σ键数和a、x、b的值是计算价电子对数的关键，也是判断、预测VSEPR模型和立体构型的关键。一些常见的分子、离子的价层电子对数和立体构型如下表。分子或离子σ键电子对数中心原子上的孤电子对数价层电子对数立体构型axbQUOTE12(a−xb)分子CO2242202直线形BeCl2222102直线形SO2262213V形SO3363203平面三角形NH3353114三角锥形H2O262124V形CH4(CCl4)444104正四面体形离子H3O+36−1=53114三角锥形34+2=63203平面三角形46+2=84204正四面体形37+1=83214三角锥形注意：当中心原子无孤电子对时，VSEPR模型与分子的立体构型一致；当中心原子有孤电子对时，VSEPR模型与分子的立体构型不一致。运用价电子对互斥理论的注意事项(1)利用价层电子对互斥理论判断分子的立体构型时应注意：价层电子对互斥理论模型是电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤电子对。

(2)二者是否一致取决于中心原子上有无孤电子对，当中心原子上无孤电子对时，二者的构型一致；当中心原子上有孤电子对时，二者的构型不一致。5．常见晶体的结构类型晶体类型晶体晶体中粒子分布详解金属晶体体心立方堆积(如Na、K、Fe等)体心立方堆积，每个原子的配位数为8，每个晶胞中含有2个原子六方最密堆积(如Mg、Zn、Ti等)ABABAB……方式最密堆积，每个原子的配位数为12，每个晶胞(1个小立方体)中含有2个原子面心立方最密堆积(如Cu、Ag、Au等)ABCABCABC……方式最密堆积，每个原子的配位数为12，每个晶胞中含有4个原子离子晶体氯化铯晶体每8个Cs+、8个Cl‒各自构成立方体，在每个立方体的中心有1个异电性离子(Cl‒或Cs+)。在每个Cs+周围最近且等距离的Cl‒有8个，在每个Cl‒周围最近且等距离的Cs+也有8个氯化钠晶体Na+和Cl‒交替占据立方体的顶角而向空间延伸。在每个Na+周围最近且等距离的Cl‒有6个(上、下、左、右、前、后各1个)，在每个Cl-周围最近且等距离的Na+也有6个原子晶体金刚石晶体每个C与另外4个C以共价键结合，前者位于正四面体中心，后者位于正四面体顶点。晶体中所有C—C键的键长相等、键角相等(均为109°28')；晶体中最小碳环由6个C组成且不在同一平面内石英(SiO2)晶体每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后者在正四面体的顶点，同时每个O被两个四面体所共用。正四面体内的O—Si—O键角为109°28'，晶体中硅、氧原子个数比为1∶2分子晶体干冰晶体每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各有1个CO2，CO2分子的配位数为12混合晶体石墨晶体层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个C与3个C形成C—C键，构成正六边形，每个六边形平均只占2个C，碳原子个数与C—C键个数之比为2∶36．与晶体有关的计算晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元。在它的上下左右前后“无隙并置”地排列着无数晶胞，而且晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列均完全相同。如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有QUOTE1n属于这个晶胞。中学常见的晶胞为立方晶胞(如铜晶胞)。(1)“均摊法”原理晶胞中任意位置上的一个原子如果被n个晶胞所共有，则每个晶胞对这个原子分得的份额就是。非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如，石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为，那么一个六边形实际有6×=2个碳原子。又如，在六棱柱晶胞(如下图所示的MgB2晶胞)中，顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×+2×=3，硼原子个数为6。(2)晶体微粒与M、ρ之间的关系若1个晶胞中含有x个微粒，则1mol该晶胞中含有xmol微粒，其质量为xMg(M为微粒的相对“分子”质量)；又1个晶胞的质量为ρa3g(a3为晶胞的体积)，则1mol晶胞的质量为ρa3NAg，因此有xM＝ρa3NA。1．[2020年山东新高考]下列关于C、Si及其化合物结构与性质的论述错误的是A．键能、，因此C2H6稳定性大于Si2H6B．立方型SiC是与金刚石成键、结构均相似的共价晶体，因此具有很高的硬度C．SiH4中Si的化合价为+4，CH4中C的化合价为-4，因此SiH4还原性小于CH4D．Si原子间难形成双键而C原子间可以，是因为Si的原子半径大于C，难形成键【答案】C【解析】因键能C—C＞Si—Si、C—H＞Si—H，故C2H6的键能总和大于Si2H6，键能越大越稳定，C2H6的稳定性大于Si2H6，A项正确；SiC的成键和结构与金刚石类似均为原子晶体，金刚石的硬度很大，类比可推测SiC的硬度和很大，B项正确；SiH4中Si的化合价为-4价，C的非金属性强于Si，则C的氧化性强于Si，则Si的阴离子的还原性强于C的阴离子，则SiH4的还原性较强，C项错误；Si原子的半径大于C原子，在形成化学键时纺锤形的p轨道很难相互重叠形成π键，故Si原子间难形成双键，D项正确。答案选C。2．[2020年山东新高考]B3N3H6(无机苯)的结构与苯类似，也有大π键。下列关于B3N3H6的说法错误的是A．其熔点主要取决于所含化学键的键能B．形成大π键的电子全部由N提供C．分子中B和N的杂化方式相同D．分子中所有原子共平面【答案】A【解析】无机苯是分子晶体，其熔点主要取决于分子间的作用力，A项错误；B原子最外层3个电子，与其它原子形成3个σ键，N原子最外层5个电子，与其它原子形成3个σ键，还剩余2个电子，故形成大π键的电子全部由N原子提供，B项正确；无机苯与苯等电子体，分子中含有大π键，故分子中B、N原子的杂化方式为sp2杂化，C项正确；无机苯与苯等电子体，分子中含有大π键，故分子中B、N原子的杂化方式为sp2杂化，所以分子中所有原子共平面，D项正确。答案选A。3．近日，温州大学王舜教授课题组与美国北德克萨斯大学ZhenhaiXia教授合作在杂原子掺杂碳的超级电容领域取得了新突破。下列C原子电子排布图表示的状态中能量关系正确的是A．①=②=③=④ B．③＞④＞①＞②C．④＞③＞①=② D．②＞①＞④＞③【答案】D【解析】电子能量为1s＜2s＜2p，则2p轨道上电子越多、1s、2s轨道上电子越少，其能量越高，则能量由高到低的顺序是②＞①＞④＞③。答案选D。4．下列说法正确的是A．元素J的基态原子核外有2个未成对电子，则该基态原子的价电子排布式可能为3d64s2B．元素K的基态原子4s轨道上有2个电子，则该基态原子的价电子排布式可能为3d94s2C．元素L、M的基态原子的最外层电子排布式分别为3s2、4s2，则L、M一定为同一族的元素D．下列四种分子①乙炔、②甲烷、③甲醛、④水，键角由大到小的顺序是①>③>②>④【答案】D【解析】若基态原子的价电子排布式为3d64s2，则其3d能级有4个未成对电子，A项错误；能级全空、半满、全满能量更低，所以基态原子的价电子排布式不可能为3d94s2，此时应为3d104s1，B项错误；L的最外层电子排布式为3s2，则为镁元素，M的最外层电子排布式为4s2，其可能为钙元素，但也可能为过渡元素，如Fe(3d64s2)，不一定为同族元素，C项错误；乙炔分子为直线形，键角为180°；甲烷分子为正四面体，键角为109°28′；甲醛分子为平面三角形，键角略小于120°；水分子为V形，键角为104.5°，所以键角由大到小的顺序是①>③>②>④，D项正确。答案选D。5．下列关于价层电子对互斥模型(VSEPR模型)的叙述中不正确的是A．VSEPR模型可用来预测分子的立体构型B．分子中价电子对相互排斥决定了分子的立体构型C．中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间并参与互相排斥D．分子中键角越大，价电子对相互排斥力越大，分子越稳定【答案】D【解析】VSEPR模型可用来预测分子的立体构型，注意实际空间构型要去掉孤电子对，A项正确；分子的空间结构与价电子对相互排斥有关，排斥能力大小顺序是：孤电子对间排斥力＞孤电子对和成对电子对间的排斥力＞成对电子对间的排斥力，B项正确；中心原子上的孤电子对参与互相排斥，如水分子中氧原子价层电子对个数为4，孤对电子数为2，空间构型为V形，四氯化碳分子中碳原子价层电子对个数为4，孤对电子数为,0，空间构型为正四面体形，C项正确；在多原子分子内，两个共价键之间的夹角，分子中键角越大，价电子对相互排斥力越小，分子越稳定，如NH3为三角锥形，键角为107°，CH4为正四面体，具有对称性，键角为109°28′，CH4比氨气稳定，D项错误。答案选D。【点睛】中心原子上的孤电子对参与互相排斥，价层电子对个数＝σ键个数+孤电子对个数，σ键个数＝配原子个数，孤电子对个数＝eq\f(1,2)(a－xb)，a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数。6．膦(PH3)又称磷化氢，在常温下是一种无色有大蒜臭味的有毒气体，电石气的杂质中常含有磷化氢。以下关于PH3的叙述正确的是A．PH3分子中有未成键的孤对电子B．PH3是非极性分子C．PH3分子的VSEPR模型是三角锥形D．PH3分子的P－H键是非极性键【答案】A【解析】PH3分子P原子最外层有5个电子，其中3个电子和3个H原子形成共用电子对，所以该物质中有1个未成键的孤对电子，A项正确；该分子为三角锥型结构，正负电荷重心不重合，所以为极性分子，B项错误；PH3分子P原子最外层有5个电子，其中3个电子和3个H原子形成共用电子对，所以该物质中有1个未成键的孤对电子，价层电子对数是4，VSEPR模型是四面体，C项错误；同种非金属元素之间存在非极性键，不同非金属元素之间存在极性键，所以P-H原子之间存在极性键，D项错误。答案选A。7．下列叙述错误的是①离子键没有方向性和饱和性，而共价键有方向性和饱和性②配位键在形成时，是由成键双方各提供一个电子形成共用电子对③金属键的实质是金属中的“自由电子”与金属阳离子形成的一种强烈的相互作用④在冰晶体中，既有极性键、非极性键，又有氢键和范德华力⑤H2O分子的VSEPR模型名称与立体构型名称不一致⑥NaCl、HF、CH3CH2OH、SO2都易溶于水，但原因不完全相同⑦元素的电负性越大，非金属性就越强，其氧化物对应的水化物酸性也越强A．①③④ B．②④⑦ C．②⑤ D．④⑥【答案】B【解析】①离子键通过阴阳离子之间的相互作用形成，离子键没有方向性和饱和性，共价键是原子之间通过共用电子对形成，所以共价键有方向性和饱和性，①正确；②配位键在形成时，含有孤电子对的原子提供电子、含有空轨道的原子提供轨道，二者形成配位键，②错误；③金属键的实质是金属中的“自由电子”与金属阳离子形成的一种强烈的相互作用，相互作用包含吸引力和排斥力，③正确；④在冰晶体中，既有极性键，又有氢键，但不存在非极性键，④错误；⑤H2O分子的VSEPR模型名称为四面体形，分子立体构型为“V”形，两者名称不一致，⑤正确；⑥NaCl、HF、CH3CH2OH、SO2都易溶于水，二氧化硫和水生成亚硫酸，氟化氢、乙醇和水形成氢键，氯化钠在水溶液里电离，所以其原因不同，⑥正确；⑦元素的电负性越大，非金属性就越强，其氧化物对应的水化物酸性不一定越强，是最高价氧化物对应水化物的酸性越强，⑦错误；因此②④⑦错误。答案选B。【点睛】冰中作用力为共价键、分子间氢键、范德华力，而分子间氢键、范德华力不是化学键，是分子间作用力。8．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是KJ·mol−1。根据下表所列数据所作的判断中错误的是I1I2I3I4X500460069009500Y5801800270011600A．元素X的常见化合价是+1B．元素Y是ⅢA族元素C．元素X与氯元素形成的化合物的化学式XClD．若元素Y处于第3周期，它可能与冷水剧烈反应【答案】D【解析】X、Y是主族元素，I为电离能，X第一电离能和第二电离能差距较大，说明X为第IA族元素；Y第三电离能和第四电离能差距较大，说明Y为第IIIA族元素，X的第一电离能小于Y，说明X的金属活泼性大于Y。X为第IA族元素，元素最高化合价与其族序数相等，所以X常见化合价为+1价，A项正确；通过以上分析知，Y为第IIIA族元素，B项正确；元素X与氯形成化合物时，X的电负性小于Cl元素，所以在二者形成的化合物中X显+1价、Cl元素显−1价，则化学式可能是XCl，C项正确；若元素Y处于第3周期，为Al元素，它不能与冷水剧烈反应，但能溶于酸和强碱溶液，D项错误。答案选D。9．下列含氧酸中酸性最强是A．HClO2 B．H2SeO3 C．HBO2 D．HMnO4【答案】D【解析】非羟基氧原子数目越大，酸性越强，HClO2可以改写为ClO(OH)，非羟基氧原子数目为1；H2SeO3可以改写为SeO(OH)2，非羟基氧原子数目为1；HBO2可以改写为BO(OH)，非羟基氧原子数目为1；HMnO4可以改写为MnO3(OH)，非羟基氧原子数目为3，HMnO4非羟基氧原子数目最多，则酸性最强的是HMnO4。答案选D。【点睛】根据含氧酸可用通式XOm(OH)n来表示，式中m大于等于2的是强酸，m为0的是弱酸，非羟基氧原子数目越大，酸性越强进行判断。10．相对分子质量约为4000的聚乙二醇具有良好的水溶性，是一种缓泻剂。聚乙二醇可由环氧乙烷在酸性条件下聚合而成()。下列说法正确的是A．环氧乙烷在酸性条件下发生加聚反应制得聚乙二醇B．聚乙二醇的结构简式为C．相对分子质量约为4000的聚乙二醇的聚合度n≈67D．聚乙二醇能保持肠道水分的原因是其可和H2O分子间形成氢键【答案】D【解析】在H+条件下先水解生成HOCH2CH2OH，乙二醇再发生缩聚反应生成聚乙二醇，其结构简式为。环氧乙烷在酸性条件下先发生水解反，再发生缩聚反应制得聚乙二醇，A项错误；聚乙二醇的结构简式为，B项错误；聚乙二醇的链节为OCH2CH2，则聚合度n=≈90，C项错误；聚乙二醇能与水分子间形成氢键，则能保持肠道水分，D项正确。答案选D。11．下列有关晶体的叙述中错误的是A．石墨的层状结构中由共价键形成的最小的碳环上有六个碳原子B．氯化钠晶体中每个Na+周围紧邻的有6个Cl−C．CsCl晶体中每个Cs+周围紧邻的有8个Cl−，每个Cs+周围等距离紧邻的有6个Cs+D．在面心立方最密堆积的金属晶体中，每个金属原子周围紧邻的有4个金属原子【答案】D【解析】石墨的层状结构中由共价键形成的最小的碳环上有六个碳原子，氯化钠晶体中每个Na+周围紧邻的有6个Cl−，每个Cl−周围紧邻的有6个Na+。CsCl晶体中每个Cs+周围紧邻的有8个Cl−，每个Cs+周围等距离紧邻的有6个Cs+。在面心立方最密堆积的金属晶体中，每个金属原子周围紧邻的有12个金属原子。答案选D。12．高温下，超氧化钾晶体(KO2)呈立方体结构。如图为超氧化钾晶体的一个晶胞。下列有关说法正确的是A．晶体中与每个K+距离最近的O2−有6个B．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有1个K+和1个O2−C．KO2中阴、阳离子个数比为1:2D．晶体中所有原子之间都以离子键结合【答案】A【解析】晶体中与每个K+距离最近的O2−有6个，同层四个，上层体心1个，下层体心1个，A项正确；晶胞结构和NaCl晶体一样，用均摊法分析，晶胞中K+的个数：8×eq\f(1,8)+6×eq\f(1,2)=4，O2−的个数为：12×eq\f(1,4)+1=4，K+与O2−的个数比为1:1，超氧化钾的化学式为KO2，B项错误；由B可知，KO2中阴、阳离子个数比为1:1，C项错误；O2−中O−O间为共价键，D项错误。答案选A。13．[2020年新课标Ⅰ]Goodenough等人因在锂离子电池及钴酸锂、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(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是_________。I1(Be)>I1(B)>I1(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_______。(4)LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O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____个。电池充电时，LiFeO4脱出部分Li+，形成Li1−xFePO4，结构示意图如(b)所示，则x=_______，n(Fe2+)∶n(Fe3+)=_______。【答案】(1)4:5(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)正四面体形4sp3(4)4eq\f(3,16)或0.187513:3【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Fe2+和Fe3+，这两种基态离子的价电子排布式分别为3d6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I1(Li)＞I1(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ⅡA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ⅢA元素，因此I1(Be)＞I1(B)＞I1(Li)；(3)经过计算，PO43－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，LiFePO4的晶胞中，Fe存在于由O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LiFePO4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8×eq\f(1,8)+4×eq\f(1,2)+4×eq\f(1,4)＝4个；进一步分析(a)图所示的LiFePO4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LiFePO4，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LiFePO4单元。对比(a)和(b)两个晶胞结构示意图可知，Li1-xFePO4相比于LiFePO4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，LiFePO4晶胞的化学式为Li4Fe4P4O16，那么Li1-xFePO4晶胞的化学式为Li3.25Fe4P4O16，所以有即x=0.1875。结合上一个空计算的结果可知，Li1-xFePO4即Li0.8125FePO4；假设Fe2+和Fe3+数目分别为x和y，则列方程组：，，解得x=0.8125，y=0.1875，则Li1-xFePO4中。【点睛】对第一电离能的考查，最常出现的是ⅡA，ⅤA基态原子与同一周期相邻主族元素的基态原子第一电离能的比较；判断分子等构型时，可以通过价层电子对互斥理论或杂化轨道理论以及等电子体原理进行判断；由陌生晶胞结构书写晶体化学式时，一方面要认真分析晶胞中各类粒子的位置信息，另一方面也要注意均摊法的使用。14．[2020年新课标Ⅱ]钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料，回答下列问题：(1)基态Ti原子的核外电子排布式为____________。(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是____________。化合物TiF4TiCl4TiBr4TiI4熔点/℃377﹣24.1238.3155(3)CaTiO3的晶胞如图(a)所示，其组成元素的电负性大小顺序是__________；金属离子与氧离子间的作用力为__________，Ca2+的配位数是__________。(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2+、I﹣和有机碱离子，其晶胞如图(b)所示。其中Pb2+与图(a)中__________的空间位置相同，有机碱中，N原子的杂化轨道类型是__________；若晶胞参数为anm，则晶体密度为_________g·cm-3(列出计算式)。(5)用上述金属卤化物光电材料制作的太阳能电池在使用过程中会产生单质铅和碘，降低了器件效率和使用寿命。我国科学家巧妙地在此材料中引入稀土铕(Eu)盐，提升了太阳能电池的效率和使用寿命，其作用原理如图(c)所示，用离子方程式表示该原理_______、_______。【答案】(1)1s22s22p63s23p63d24s2(2)TiF4为离子化合物，熔点高，其他三种均为共价化合物，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高(3)O＞Ti＞Ca离子键12(4)Ti4+sp3(5)2Eu3++Pb=2Eu2++Pb2+2Eu2++I2=2Eu3++2I−【解析】(1)钛元素是22号元素，故其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2；(2)一般不同的晶体类型的熔沸点是原子晶体>离子晶体>分子晶体，TiF4是离子晶体，其余三种则为分子晶体，故TiF4的熔点高于其余三种物质；TiCl4、TiBr4、TiI4均为分子晶体，对于结构相似的分子晶体，则其相对分子质量越大，分子间作用力依次越大，熔点越高；(3)CaTiO3晶体中含有Ca、Ti、O三种元素，Ca、Ti是同为第四周期的金属元素，Ca在Ti的左边，根据同一周期元素的电负性从左往右依次增大，故Ti>Ca，O为非金属，故其电负性最强，故三者电负性由大到小的顺序是：O>Ti>Ca，金属阳离子和氧负离子之间以离子键结合，离子晶体晶胞中某微粒的配位数是指与之距离最近且相等的带相反电性的离子，故Ca2+的配位数必须是与之距离最近且相等的氧离子的数目，从图(a)可知，该数目为三个相互垂直的三个面上，每一个面上有4个，故Ca2+的配位数是12；(4)比较晶胞(a)(b)可知，将图(b)中周围紧邻的八个晶胞中体心上的离子连接起来，就能变为图(a)所示晶胞结构，图(b)中体心上的Pb2+就变为了八个顶点，即相当于图(a)中的Ti4+；图(b)中顶点上的I-就变成了体心，即相当于图(a)中的Ca2+；图(b)面心上中的就变成了棱心，即相当于图(a)中的O2-；故图(b)中的Pb2+与图(a)中的Ti4+的空间位置相同；有机碱中N原子上无孤对电子，周围形成了4个键，故N原子采用sp3杂化；从图(b)可知，一个晶胞中含有Pb2+的数目为1×1=1个，的数目为个，I-的数目为个，故晶胞的密度为；(5)从作用原理图(c)可以推出，这里发生两个离子反应方程式，左边发生Pb+2Eu3+=Pb2++2Eu2+，右边发生I2+2Eu2+=2Eu3++2I-。【点睛】对电负性的考查，只要掌握周期表同一周期从左往右电负性依次增大，同一主族从上往下电负性依次减小的规律，另金属元素的电负性小于非金属的；化学键的类型判断主要也是通过电负性，当两元素的电负性相差1.7以上形成离子键，小于则形成共价键；判断分子等构型时，可以通过价层电子对互斥理论或杂化轨道理论以及等电子体原理进行判断；由陌生晶胞结构计算晶体密度时，先要确定晶胞中含有的微粒数目，这时一方面要认真分析晶胞中各类粒子的位置信息，另一方面也要注意均摊法的使用，然后根据质量的两种计算方法相等即来进行求算。15．[2020年新课标Ⅲ]氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：(1)H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。(2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为____键，其电子对由____提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气：3NH3BH3+6H2O=3NH3++9H2，的结构如图所示：；在该反应中，B原子的杂化轨道类型由______变为______。(3)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ+)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ-)，电负性大小顺序是__________。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是_________(写分子式)，其熔点比NH3BH3____________(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在____________________，也称“双氢键”。(4)研究发现，氦硼烷在低温高压条件下为正交晶系结构，晶胞参数分别为apm、bpm、cpm，α=β=γ=90°。氨硼烷的2×2×2超晶胞结构如图所示。氨硼烷晶体的密度ρ=___________g·cm−3(列出计算式，设NA为阿伏加德罗常数的值)。【答案】(1)BSi(硅)(2)配位Nsp3sp2(3)N＞H＞BCH3CH3低Hδ+与Hδ−的静电引力(4)【解析】根据元素在周期表中的位置比较和判断元素的相关性质；根据中心原子的价层电子对数确定其杂化轨道的类型；运用等量代换的方法寻找等电子体；根据电负性对化合价的影响比较不同元素的电负性；根据晶胞的质量和体积求晶体的密度。【详解】(1)在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径依次减小，所以，H、B、N中原子半径最大是B。B与Si在元素周期表中处于对角张的位置，根据对角线规则，B的一些化学性质与Si元素相似。(2)B原子最外层有3个电子，其与3个H原子形成共价键后，其价层电子对只有3对，还有一个空轨道；在NH3中，N原子有一对孤对电子，故在NH3BH3分子中，N—B键为配位键，其电子对由N原子提供。NH3BH3分子中，B原子的价层电子对数为4，故其杂化方式为sp3。NH3BH3在催化剂的作用下水解生成氢气和B3O63-，由图中信息可知，B3O63-中每个B原子只形成3个σ键，其中的B原子的杂化方式为sp2，因此，B原子的杂化轨道类型由sp3变为sp2。(3)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性，说明N的电负性大于H；与B原子相连的H呈负电性，说明H的电负性大于B，因此3种元素电负性由大到小的顺序为N＞H＞B。NH3BH3分子中有8个原子，其价电子总数为14，N和B的价电子数的平均值为4，依据等量代换的原则，可以找到其等电子体为CH3CH3。由于NH3BH3分子属于极性分子，而CH3CH3属于非极性分子，两者相对分子质量接近，但是极性分子的分子间作用力较大，故CH3CH3熔点比NH3BH3低。NH3BH3分子间存在“双氢键”，类比氢键的形成原理，说明其分子间存在Hδ+与Hδ-的静电引力。(4)在氨硼烷的222的超晶胞结构中，共有16个氨硼烷分子，晶胞的长、宽、高分别为2apm、2bpm、2cpm，若将其平均分为8份可以得到8个小长方体，则平均每个小长方体中占有2个氨硼烷分子，小长方体的长、宽、高分别为apm、bpm、cpm，则小长方体的质量为，小长方体的体积为，因此，氨硼烷晶体的密度为g∙cm-3。16．[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)。A． B． C． D．(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下表所示：氧化物Li2OMgOP4O6SO2熔点/°C1570280023.8−75.5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g·cm−3(列出计算表达式)。【答案】(1)A(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)Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间力(分子量)P4O6>SO2(4)【解析】(1)A项，[Ne]3s1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项，[Ne]

3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+；C项，

[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低