2019届一轮复习人教版物质结构与性质作业(2)
物质结构与性质
1.金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答下列问题：
(1)Ni原子的核外电子排布式为______________________________。
(2)NiO，FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO ________ FeO(填“<”或“>”)。
(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为_______________，_______________。
(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如图所示。该合金的化学式为_______________。
(5)丁二酮肟常用于检验Ni2+：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2+反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。
①该结构中，碳碳之间的共价键类型是键，碳氮之间的共价键类型是______________，氮镍之间形成的化学键是_______________。
②该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在_______________。
③该结构中，碳原子的杂化轨道类型有_______________。
【答案】(1)1s22s22p63s23p63d84s2(2)＞ (3)6；6 (4)LaNi5
(5)①一个σ键，一个π键；配位键 ②氢键 ③sp2，sp3
【解析】(1)镍原子的核外电子数为28，核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d84s2；
(2)NiO，FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与晶格能有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，熔点越高，Ni2+的离子半径小于Fe2+的离子半径，熔点是NiO＞FeO；
(3)因为NiO，FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，而氯化钠中阴阳离子的配位数均为6，所以NiO晶胞中Ni和O的配位数也均为6；
(4)晶胞中镧原子数=8×=1；镍原子数=1+8×=5，所以化学式为LaNi5；
(5)①双键是由一个σ键和一个π键构成；镍原子有空轨道，氮原子有孤电子对，因此二者形成配位键；
②氧原子与氢原子之间可以形成氢键；
③在该结构中碳原子既有单键又有双键，因此杂化类型是sp2和sp3杂化。
2.前四周期原子序数依次增大的元素A，B，C，D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A－和B＋的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
回答下列问题：
(1)D2＋的价层电子排布图为________________。
(2)四种元素中的第一电离能最小的是________，电负性最大的是________。(填元素符号)
(3)A，B和D三种元素组成的一个化合物的晶胞如图所示。
①该化合物的化学式为________；D的配位数为__________。
②列式计算该晶体的密度__________g·cm－3。
(4)A－，B＋和C3＋三种离子组成的化合物B3CA6，其中化学键的类型有______________
；该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为__________，配位体是____________。
【答案】(1)
(2)K F
(3)①K2NiF46 ②＝3.4
(4)离子键，配位键 [FeF6]3－F－
【解析】有4个未成对电子的一定是过渡金属，前四周期元素中只有3d64s2符合，因而C为Fe元素，顺推出D为Ni，B为K，A为F元素。
(1)Ni原子失去最外层的2个电子形成Ni2+；
(2)同主族元素从上到下第一电离能递减，K＜Na，同周期元素从左到右第一电离能递增，Na＜F，第三周期K最小，所以四种元素中第一电离能最小的为K。同周期从左到右电负性递增，从上到下电负性递减，所以四种元素中电负性最大的为F；
(3)①A(F)原子数＝1××16＋1××4＋2＝8，B(K)原子数＝1××8＋2＝4，D(Ni)原子数＝1××8＋1＝2，即该化合物的化学式为K2NiF4，D的配位体是距其最近的异种原子A，分别在它的前面，后面，左边，右边，上边，下边，共6个A原子；
②＝3.4；
(4)有4个未成对电子的一定是过渡金属，前四周期元素中只有3d64s2符合，因而C为Fe元素，顺推出D为Ni，B为K，A为F元素。在K3[FeF6]中K＋与[FeF6]3－之间是离子键，[FeF6]3－中Fe3＋与F－之间是配位键，Fe3＋是中心体，F－是配位体。
3.下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
试回答下列问题：
(1)以上10种元素中，第一电离能最小的是 (填编号)。
(2)上述⑤、⑥、⑦三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每一个原子都满足8电子稳定结构的物质可能是 (写分子式)。元素⑨和⑩形成的化合物的化学式为 ，元素①的原子价电子排布式是 。
(3)①⑥⑦⑩四种元素的气态氢化物的稳定性，由强到弱的顺序是___________(填化学式)。
(4)③和⑨两元素比较，非金属性较弱的是 (填名称)，可以验证你的结论的是下列中的 (填选项字母)。
A.气态氢化物的挥发性和稳定性
B.单质分子中的键能
C.两元素的电负性
D.含氧酸的酸性
E.氢化物中X—H键的键长(X代表③和⑨两元素)
F.两单质在自然界的存在形式
【答案】(1)② (2)PCl3、CCl4 Si3N4 3s23p4(3)HCl>H2S>PH3>SiH4
(4)氮元素 C、E
【解析】由题意可知，10种元素均是前20号元素，根据表中数据，我们不难推出①S，②K，③O，④Al，⑤C，⑥P，⑦Cl，⑧Na，⑨N，⑩Si。
(1)在同一周期中，从第ⅠA族到第ⅦA族，元素的第一电离能呈增大趋势；同一主族中，从上向下，元素的第一电离能逐渐减小，故在10种元素中，第一电离能最小的是②K。
(2)C、P、Cl中的某两种元素形成的化合物中，PCl3或CCl4分子中的每一个原子都满足8电子稳定结构；根据化合价知氮和硅形成氮化硅：Si3N4；硫元素的原子价电子排布式是3s23p4。
(3)元素的非金属性越强，形成气态氢化物越稳定，非金属性强弱为Cl>S>P>Si，故其氢化物稳定性为HCl>H2S>PH3>SiH4。
(4)氧元素和氮元素相比，非金属性较弱的是氮元素，可通过C、E验证。
4.已知A，B，C，D和E都是元素周期表中前36号的元素，它们的原子序数依次增大。A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族。B和C属同一主族，D和E属同一周期，又知E是周期表中1~18列中的第7列元素。D的原子序数比E小5，D跟B可形成离子化合物其晶胞结构如图。请回答：
(1)A元素的名称是 。
(2)B的元素符号是，C的元素符号是，B与A形成的化合物比C 与A形成的化合物沸点高，其原因是 。
(3)E属元素周期表中第 周期，第 族的元素，其元素名称是 ，它的+2价离子的电子排布式为 。
【答案】（1）氢 （2）F Cl 氟化氢分子间存在氢键，氯化氢分子间没有氢键
（3）四 VIIB 锰 1s22s22p63s23p63d5
【解析】E是周期表中1~18列中的第7列元素, 又前36号的元素，基本推知E为25号元素Mn，依题意D为Ca，根据晶胞结构利用均摊法可知该晶胞中有4个D，8个B。推知BD形成D(B)2物质，这样说明B位于第VIIA族，加上B和C属同一主族，可知B为F，C为Cl。 A与其他4种元素既不在同一周期又不在同一主族只能是H。
5.Q，R，X，Y，Z五种元素的原子序数依次递增。已知：①Z的原子序数为29，其余的均为短周期主族元素；②Y原子价电子（外围电子）排布msnmpn③R原子核外L层电子数为奇数；④Q，X原子p轨道的电子数分别为2和4。请回答下列问题：
（1）Z2+的核外电子排布式是 。
（2）在[Z(NH3)4]2+离子中，Z2+的空间轨道受NH3分子提供的 形成配位键。
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d9（2）孤对电子（孤电子对）
【解析】29号为Cu。Y价电子：msnmpn中n只能取2，又为短周期，则Y可能为C或Si。R的核外L层为奇数，则可能为Li，B，N或F。Q，X的p轨道为2和4，则C（或Si）和O(或S)。因为五种元素原子序数依次递增。故可推出：Q为C，R为N，X为O，Y为Si。
（1）Cu的电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1，失去两个电子，则为1s22s22p63s23p63d9；
（2）Cu2＋可以与NH3形成配合物，其中NH3中N提供孤对电子，Cu提供空轨道，而形成配位键。
6.A、B、C、D、E、F是原子序数递增的前4周期元素，A和B元素形成两种阴阳离子个数比均为1∶2的离子化合物，C的单质是同周期元素形成的单质中熔点最高的，D的基态原子的最外层有2个未成对电子，E的质量数为37，中子数为20，F在周期表的第6纵行。回答下列问题：
(1)F在周期表中的位置为 ；
(2)A的氢化物沸点比D的氢化物沸点 (填“高”或”“ 低”)；
(3)单质C的晶体类型是 ，CA2与B的最高价氧化物的水化物溶液发生反应的离子方程式是_____________________________________________；
(4)写出B2F2A7与E的氢化物在酸性条件下反应的离子方程式 ；
(5)D、E的最高价氧化物的水化物中，酸性较强的是 (写化学式)；
(6)已知①D(g)=D(s) ΔH=-akJ·mol-1，
②D(g)+A2(g)=DA2(g) ΔH=-bkJ·mol-1，写出D(s)+A2(g)=DA2(g)的热化学方程式
。
【答案】(1)第4周期第ⅥB族 (2)高 (3)原子晶体 SiO2+2OH-=SiO32-+H2O
(4)Cr2O72-+ 6Cl-+ 14H+==2Cr3++3Cl2↑+7H2O (5)HClO4
(6)D(s)+A2(g)=DA2(g) ΔH=(a-b)kJ·mol-1
【解析】根据题意A和B形成的两种化合物是氧化钠和过氧化钠，则A是O，B是Na，根据E的质量数为37，中子数为20可知E的质子数是17，是Cl，再根据原子序数递增可知C、D是第3周期元素，再结合C、D信息确定分别是Si、S，根据F在周期表的第6纵行，又是前4周期元素可知F是Cr。
(2)水分子间存在氢键，其沸点在同主族中最高。
(3)硅是原子晶体。(5)Cl的非金属性比S大，因此D、E的最高价氧化物的水化物中，酸性较强的是HClO4。(6)根据盖斯定律②-①可得。
7.A、B、C、D、E都是元素周期表中的前20号元素，它们的原子序数依次递增。已知B、D两种元素原子的最外层电子数是最内层电子数的两倍，而C元素原子的最外层电子数等于B元素原子的核外电子数,E的价电子数为1。回答下列问题。
（1）画出C元素的原子结构示意图________。
（2）在1mol DC2中，有 mol D—C键。
（3）在化合物BC2的晶体中，每个BC2分子周围与它距离最近的BC2分子有____个。
（4）原子序数介于B、C之间的元素X和B、C都可与A形成10e-的化合物。则X、B、C的第一电离能顺序是 （填元素符号），三种10e-的化合物中沸点最低的__ __。
（5） 已知高温下C和E元素形成的晶体呈立方体结构，晶体中元素C的化合价部分为0价，部分为－2价。如下图所示为C和E元素形成的晶体的一个晶胞(晶体中最小的重复单元)，则下列说法中正确的是 。
A．该晶体化学式为EC2（KO2），每个晶胞含有个4个E＋和4个C
B．晶体中每个E＋周围有8个C，每个C周围有8个E＋
C．晶体中与每个E＋距离最近的E＋有8个
D．晶体中，0价C与－2价C的数目比为3:1
E．C与N2互为等电子体
【答案】（1）（2）4 （3）12
（4）C
【解析】
8.下图为几种晶体或晶胞的示意图：
请回答下列问题：
(1)上述晶体中，粒子之间以共价键结合形成的晶体是________________。
(2)冰、金刚石、MgO、CaCl2、干冰5种晶体的熔点由高到低的顺序为：___________________。
(3)NaCl晶胞与MgO晶胞相同，NaCl晶体的晶格能________(填“大于”或“小于”)MgO晶体，原因是________________________。
(4)每个Cu晶胞中实际占有________个Cu原子，CaCl2晶体中Ca2＋的配位数为________。
(5)冰的熔点远高于干冰，除H2O是极性分子、CO2是非极性分子外，还有一个重要的原因是________________________________。
【答案】(1)金刚石晶体
(2)金刚石>MgO>CaCl2>冰>干冰
(3)小于 MgO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中离子电荷数；且r(Mg2＋)
P>S；H2S+Cl2=2HCl+S
【解析】B原子得一个电子填入3p轨道后，3p轨道已充满，故B为氯，A+比B-少一个电子层，故A为钠，C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大，
12.X、Y、Z、T、W五种原子序数递增的短周期元素，其部分性质或结构如下：(用元素符号或化学式作答)
(1)R在周期表中的位置 。
(2)X、Y、Z、T原子半径大小顺序： 。
(3)Y、Z的最简单氢化物稳定性强的是 。
(4)YW3分子中各原子为8电子稳定结构，是 (填”极性分子”或”非极性分子”)，空间构型为 。
(5)T元素的某些盐类常用作净水，请结合离子反应给予说明 。
(6)由X、Y和Z三种元素构成的强电解质，对水电离均起抑制或促进作用，各举一例 。
(7)RW3加到X2Z2的溶液中有气体产生，写出该反应的化学方程式 。
【答案】(1)第4周期Ⅷ族 (2)Al>N>O>H
(3)H2O (4)极性分子 三角锥形
(5)Al3++3H2O=Al(OH)3(胶体)+3H+，Al3+水解生成的Al(OH)3胶体有吸附性，可除去水中悬浮的杂质(其他答案合理即可)
(6)HNO3或NH4NO3(其他答案合理也可)
(7)2H2O22H2O+O2↑
【解析】本题是物质结构、元素周期律推断题，考查元素原子半径、物质稳定性、化学方程式、分子的空间构型等。根据表中的信息X、Y、Z、T、W、R分别为H、N、O、Al、Cl、Fe。(2)根据元素周期律可知原子半径大小：Al>N>O>H。(3)H2O比NH3稳定。
(6)HNO3对水电离起抑制作用或NH4NO3对水电离起促进作用。(7)H2O2在FeCl3催化下分解。
13.第二周期元素在元素家族中占据十分重要的地位。
(1)第二周期非金属元素第一电离能由大到小的顺序为____________，写出氮原子的价层电子排布图：________。
(2)第二周期非金属元素均可与氢元素形成多种分子或分子的聚合物，如CH4、NH3、H2O、H2O2、HF、(HF)n(n＝2～6)，其中分子结构为三角锥形的是________，前5种物质中沸点由高到低的顺序为_____________，(HF)n能形成的原因是___________________________。
(3)硼能形成一元含氧酸H3BO3，该酸能溶于水且能促进水的电离，此过程中得到一种硼原子最外层电子数目达到8电子稳定结构的新离子，试写出相应的电离方程式：
________________________________________________。
(4)锂、铍均是金属元素，二者可与氧元素形成同种类型的晶体，二者熔点如下表所示：
试指出后者熔点比前者高出许多的原因：
________________________________________________________________________。
(5) 石墨嵌入化合物有许多独特的性质，某钾(·)的石墨嵌入化合物性质平面投影如下图所示，则化合物中碳原子的杂化类型是______________，该层化合物的化学式为__________。
【答案】(1) F>N>O>C>B
(2)NH3 H2O2>H2O>HF>NH3>CH4 不同的HF分子之间通过氢键缔合在一起
(3) H3BO3＋H2O[B(OH)4]－＋H＋ (4)两种氧化物均是离子晶体，Be2＋的电荷比Li＋的高且半径比Li＋的小，BeO的晶格能比Li2O的晶格能大(其他合理答案也对) (5)sp2 KC12
【解析】(1)氮原子的2p能级处于半充满的稳定状态，故其第一电离能比氧原子的大。
(2) CH4、NH3、H2O、H2O2、HF5种物质中，后4种物质均可形成氢键且H2O2、H2O分子间形成的氢键数目比NH3、HF的多，而H2O2的相对分子质量又比H2O的大，故沸点高低顺序为H2O2>H2O>HF>NH3>CH4；(HF)n是不同分子之间通过氢键缔合在一起的。
(3)由题中信息知，H3BO3溶于水时能消耗一部分水电离出的OH－，从而促进水的电离并得到酸性溶液，由此可写出电离方程式：H3BO3＋H2O[B(OH)4]－＋H＋。
(4)BeO中阳离子电荷比Li2O的高，Be2＋半径比Li＋的小，故BeO的晶格能比Li2O的大，离子键强度比Li2O大。
(5)由投影图知，每个碳原子形成了3个C－C，故碳原子为sp2杂化；每个碳原子被3
个碳环共用，故每个六元环含有2个碳原子。以左上方含有6个钾离子且围成正六边形的部分为研究对象，如下图：
属于该圈的K＋为6×＝2，圈内有7个6元环，共有2×7＝14个碳原子，六边形边上，有6个6元环为两个6边形共用，有6个6元环(含有K＋的6元环)为3个六边形共用，故它们共含6×2×＋6×2×＝10个碳原子，故n(K)∶n(C)＝2∶(14＋10)＝1∶12，化学式为KC12。
14.（1）纳米技术制成的金属燃料、非金属固体燃料、氢气等已应用到社会生活和高科技领域。单位质量的A和B单质燃烧时均放出大量热，可用作燃料。已知A和B为短周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：
①某同学根据上述信息，推断B的核外电子排布如下图所示，该同学所画的电子排布图违背了 ，B元素位于周期表五个区域中的 区。
②ACl2分子中A的杂化类型为 ，ACl2的空间构型为 。
（2）Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道能与一些分子或离子形成配合物。
①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是 。
②六氰合亚铁离子[Fe(CN)6]4—中不存在 。
A共价键 B非极性键 C配位键 D.σ键 E.π键
③写出一种与 CN—互为等电子体的单质分子式 。
（3）一种Al－Fe合金的立体晶胞如下图所示。请据此回答下列问题：
①确定该合金的化学式 。
②若晶体的密度＝ρg/cm3，则此合金中最近的两个Fe原子之间的距离(用含ρ的代数式表示，不必化简)为 cm。
【答案】（1） ①能量最低原理 ；s ；② sp杂化；直线型 ； （2） ①具有孤电子对；②B；③N2；
（3） ①Fe2Al ；②.
【解析】
15.氮可以形成多种离子，如N3－，NH2－，N3－，NH4+，N2H5+，N2H62+等，已知N2H5+与N2H62+是由中性分子结合质子形成的，类似于NH4+，因此有类似于 NH4+的性质。
（1）写出N2H62+在碱性溶液中反应的离子方程式 。
（2）NH2－的电子式为 。
（3）N3－有 个电子。
（4）写出二种由多个原子组成的含有与N3－电子数相同的物质的化学式 、 。
（5）等电子数的微粒往往具有相似的结构，试预测N3—的构型 。
（6）据报道，美国科学家卡尔·克里斯特于1998年11月合成了一种名为“N5”的物质，由于其具有极强的爆炸性，又称为“盐粒炸弹”。迄今为止，人们对它的结构尚不清楚，只知道“N5”实际上是带正电荷的分子碎片，其结构是对称的，5个N排成V形。如果5个N结合后都达到8电子结构，且含有2个N≡N键。则“N5”分子碎片所带电荷是 。
【答案】（1）N2H62++2OH－＝N2H4+2H2O （2）（3）22
（4）N2O CO2CNO－BeF2CaH2C3H4等 （5）直线型
（6）一个单位正电荷
【解析】
16.氮元素可形成氢化物、卤化物、氮化物、叠氮化物和配合物等多种化合物。
(1)肼(N2H4)可用作火箭燃料，其原理是：N2O4(l)+2N2H4(l)＝3N2(g)+4H2O(g)，若反应中有4 mol N－H键断裂，则形成的π键有 mol。
(2)配合物Y的结构如下图，Y中含有 (填序号)；
A．极性共价键 B．非极性共价键 C．配位键 D．氢键
Y中碳原子的杂化方式有 。
【答案】(1)3
(2)A B C D sp2sp3
【解析】(1) 反应中有4 mol N－H键断裂时生成了1.5 mol N2，1 mol N2中有2 mol π键，则形成的π键有3 mol；
(2)Y中有极性共价键、非极性共价键、配位键、氢键，C有单键碳、双键碳，所以杂化方式有sp3，sp2。
17.A、B、C、D、E都是短周期元素，原子序数依次增大，B、C同周期，A、D同主族。A、C能形成两种液态化合物甲和乙，原子个数比分别为2∶1和1∶1，E是地壳中含量最高的金属元素。根据以上信息回答下列问题：
（1）甲、乙两分子中含有非极性共价键的物质的电子式是_________，E离子的电子排布式为____________，C原子的电子排布图为，D原子的原子结构示意图为_______。
（2）B的氢化物的沸点高于同主族元素氢化物的沸点，原因是_____________，该氢化物的电子式为_______，中心原子的杂化方式为 _______ ，分子的立体构型为_______。
（3）DCA与E的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式 。
（4）根据对角线规则，Be与E性质相似，写出Be与DCA溶液反应的离子方程式_______________。
（5）若要说明非金属元素X比元素Y（X、Y均为非稀有气体元素）的非金属性强，则下列方法正确的是__________（填序号）。
①X单质可以把Y从其氢化物中置换出来
②X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多
③X的氧化物的水化物的酸性比Y的氧化物的水化物的酸性强
④与H2化合时X单质比Y单质容易
⑤电负性：X>Y
【答案】⑴1s22s22p61s22s22p4
（2）B(NH3)的氢化物分子间存在分子间氢键sp3三角锥形
（3）OH-+Al(OH)3= AlO2-+2H2O （4）Be＋2OH－＝BeO22-＋H2↑ （5） ①④⑤
【解析】
18.下表是元素周期表的一部分，请参照①～⑥在表中的位置，用化学用语回答下列问题：
（1）⑥有两种同位素，其中一种原子核内有18个中子，其原子符号为_______；
（2）②与④可以形成一种温室气体，其电子式为_______；
（3）③和⑤的氢化物沸点 __________（填分子式）高，原因是______________；
（4）②和⑥按原子个数比为1:4形成的化合物为_____分子（填极性或非极性），含有_____键（填极性或非极性）
（5） ②形成的单质可以是不同类型的晶体，它们可能是____________（填字母）
A原子晶体 B分子晶体 C金属晶体 D离子晶体 E．混合型晶体
【答案】（1）3517Cl （2）（3）NH3氨分子间存在氢键
（4）非极性极性 （5）ABE
【解析】根据各元素在元素周期表中的位置可知：①为B元素、②为C元素、③为N元素、④为O元素⑤为P元素、⑥为Cl元素。
19.已知：A、B、C、D、E、G、L七种元素的核电荷数依次增大，属于元素周期表中前四周期的元素。其中A原子在基态时p轨道半充满且电负性是同族元素中最大的；D、E原子核外的M层中均有两个未成对电子；L原子核外最外层电子数与B相同，其余各层均充满。B、E两元素组成化合物B2E的晶体为离子晶体。C、G的原子均有三个能层，C原子的第一至第四电离能(kJ/mol)分别为：578、1817、2745、ll575；C与G能形成原子数目比为1:3、熔点为190℃的化合物Q。
（1）七种元素中属于P区的金属元素是 （写元素符号）；L元素在元素周期表中的位置是 ；E元素的最外层电子排布图为 ；D、E、G三种元素最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的水化物是 。
（2）试比较B、C、D分别与氟形成的化合物的熔点高低并说明理由。
（3）A、L形成某种化合物的晶胞结构如图所示。若阿伏伽德罗常数为NA，该化合物晶体的密度为 a g/cm3，其晶胞的边长为 cm。
（4）在1.0×105Pa、t1℃时，气体摩尔体积为53.4/mol，实验测得Q的气态密度为5.00g/L,则此时Q的组成为 （写化学式）。
【答案】（1） Al 第4周期 IBHClO4
（2） AlF3﹥NaF﹥SiF4AlF3、NaF属于离子晶体，由于Al3+离子半径小于Na+离子半径，且所带电荷数更大（或AlF3的晶格能大于NaF的晶格能），所以熔点AlF3﹥NaF，而SiF4属于分子晶体，所以熔点AlF3﹥NaF﹥SiF4。
（3）（4）Al2Cl6
【解析】
20.原子序数小于36的X、Y、Z、W四种元素，其中X是形成化合物种类最多的元素，Y原子基态时最外层电子总数是其内层电子数的2倍，Z原子基态时2p原子轨道上有3个未成对的电子，W的原子序数为29。回答下列问题：
(1)Y2X2分子中Y原子轨道的杂化类型为____________，1 mol Y2X2含有σ键的数目为________。
(2)化合物ZX3的沸点比化合物YX4的高，其主要原因是________。
(3)元素Y的一种氧化物与元素Z的一种氧化物互为等电子体，元素Z的这种氧化物的分子式是________。
(4)元素W的一种氯化物晶体的晶胞结构如上图所示，该氯化物的化学式是________，它可与浓盐酸发生非氧化还原反应，生成配合物HnWCl3，反应的化学方程式为
________________________________________________________________________。
【答案】
【解析】
21.A、B、C、D、E、F均为周期表中前四周期元素，其原子序数依次增大，其中A、B、C为短周期非金属元素。A是形成化合物种类最多的元素；B原子基态电子排布中只有一个未成对电子；C是同周期元素中原子半径最小的元素；D的基态原子在前四周期元素的基态原子中单电子数最多；E与D相邻，E的某种氧化物X与C的氢化物的浓溶液加热时反应常用于实验室制取气态单质C；F与D的最外层电子数相等。
回答下列问题(相关回答均用元素符号表示)：
(1)D的基态原子的核外电子排布式是______________。
(2)B的氢化物的沸点比C的氢化物的沸点________(填“高”或“低”)，原因是______________________。
(3)A的电负性________(填“大于”或“小于”)C的电负性，A形成的氢化物A2H4中A的杂化类型是________。
(4)X在制取C单质中的作用是________，C的某种含氧酸盐常用于实验室中制取氧气，此酸根离子中化学键的键角________(填“>”“＝”或“<”)109°28′。
(5)已知F与C的某种化合物的晶胞结构如图所示，则该化合物的化学式是__________________，若F与C原子最近的距离为acm，则该晶体的密度为________g·cm－3(只要求列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数的数值为NA)。
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d54s1
【解析】
22.（1）周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差4，周期数相差1，
它们形成化合物的原子数之比为1：1．写出这些化合物的化学式 ．
（2）已知S2Cl2分子内所有原子的最外层均满足8电子结构，写出它的结构式 ．
（3）碳与它非相邻的短周期元素以极性键形成的化合物中，各原子最外层都达到了8电子稳定结构，写出其中两种化合物的化学式
（4）1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体．等电子体的结构相似、物理性质相近．
①据上述原理，仅由第2周期元素组成的共价分子中，互为等电子体的是
②此后，等电子原理又有所发展．例如，由短周期元素组成的粒子，只要其原子数相同，各原子最外层电子数之和相同，也可互称为等电子体，它们也具有相似的结构特征．在短周期元素组成的物质中，与NO2-互为等电子体的分子有： 、 ．
【答案】（1）Na2O2、K2S2；
（2）Cl-S-S-Cl；
（3）CO2，CCl4；
（4）N2、CO；CO2、N2O； SO2、O3．
【解析】（1）元素周期表1-20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，可能的组合有H-Be、Na-O、Mg-F、K-S、Ca-Cl、He-B、Ne-Al等，共7种组成，若这样
的两种元素形成的化合物中原子数之比为1：1，可能为Na2O2、K2S2， （2）已知S2Cl2分子内所有原子的最外层均满足8电子结构，S最外层6个电子可以形成2个单键，Cl最外层7个电子只能形成一个单键，则它的结构式为：Cl-S-S-Cl； （3）碳与它非相邻的短周期元素以极性键形成的化合物中，各原子最外层都达到了8电子稳定结构，其中两种化合物的化学式为CO2，CCl4； （4）①二周期只有八种元素，除了稀有气体元素只有七种，既满足原子数相同又要满足电子数也相同的共价性分子有：N2、CO；CO2、N2O； ②NO2-含有三个原子，最外层电子数之和为5+6×2+1=18，由短周期元素的原子组成的三个原子最外层电子数之和为18的微粒有SO2和O3，
23.研究物质的微观结构，有助于人们理解物质变化的本质。请回答下列问题。
(1)C、Si、N元素的电负性由大到小的顺序是__________。
(2)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据，写出B原子的电子排布式：____________。
(3)过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色，与其d轨道电子排布有关。一般地，d0或d10排布时，无颜色，d1～d9排布时，有颜色，如[Co(H2O)6]2＋显粉红色。据此判断，[Mn(H2O)6]2＋________颜色(填“无”或“有”)。
(4)利用CO可以合成化工原料COCl2、配合物Fe(CO)5等。COCl2分子的结构式为，则COCl2分子内含有________。
A．4个σ键 B．2个σ键、2个π键
C．2个σ键、1个π键 D．3个σ键、1个π键
【答案】(1)N>C>Si (2)1s22s22p63s2 (3)有 (4)D
【解析】(1)因为同周期元素从左到右电负性逐渐增大，同一主族元素自上而下电负性逐渐减弱，故电负性由大到小的顺序是N>C>Si。
(2)由A、B元素的各级电离能可看出，A、B两元素容易失去两个电子形成＋2价金属阳离子，故A、B元素属于ⅡA族的元素，由同主族元素电离能变化规律可知，B元素为镁元素，其原子的电子排布式为1s22s22p63s2。
(3)锰是第25号元素，其原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，其d轨道上填充有电子，故[Mn(H2O)6]2＋有颜色。
(4)在COCl2分子中存在2个C—Cl σ键，1个C—O σ键和1个C—O π键，故选D。
24.A、B、C、D、E为前四周期元素，原子序数依次增大。基态A原子的核外电子占据4个原子轨道；B与C同主族，大气平流层中单质B3浓度减少会致人患皮肤癌增加；D是前四周期元素中第一电离能最小的元素；E的合金是当今用量最大的合金。
（1）E在同期表中的位置是 ，其基态原子的简化电子排布式为 。
（2）CB的立体构型是 。
（3）D2C的晶胞结构与CaF2晶胞（如图）相似，则Y应为 （填离子符号）；
D2C的熔点比CaF2熔点 （填“高”、“低”或“无法比较”）。
【答案】（1）第四周期VIII族 [Ar]3d64s2
（2）正四面体 （3）S2-低
【解析】
25.有A、D、E、G、M、L六种前四周期的元素。A是宇宙中最丰富的元素。D原子核外有1个未成对电子，D＋比E原子少1个电子层，E原子得1个电子填入3p轨道后，3p轨道呈全充满状态。G原子的2p轨道有2个未成对电子，M的最高化合价和最低化合价的代数和为4，与G原子序数相差8。L位于周期表第12纵行且是六种元素中原子序数最大的。R是由M、L形成的化合物，其晶胞结构如下图所示。
请回答下列问题：
(1)E元素的电负性________(填“>”“<”或“＝”)M元素的电负性。
(2)G的第一电离能比它同周期前一族相邻元素的第一电离能________(填“大”或“小”)。
(3)M2E2广泛用于橡胶工业，在该化合物分子中，所有原子最外层均满足8电子稳定结构。则在M2E2分子中M原子的杂化类型是________，M2E2是________(填“极性”或“非极性”)分子。
(4)L的价电子排布式为________，该元素位于周期表中的________族。
(5)R的化学式为____________(用元素符号表示)，属于________晶体。已知R晶体的密度为ρg·cm－3，则该晶胞的边长a________cm。(阿伏伽德常数用NA表示)
【答案】(1)> (2)小 (3)sp3 极性 (4)3d104s2 ⅡB
(5)ZnS 离子 a＝
【解析】由L在周期表中的位置知其是锌元素；由E原子的核外电子变化特点知其是氯元素，由D＋与E电子层数关系知D是钠元素；由M化合价特点知其是硫元素，故可推出G是氧元素。
(1)由同周期元素电负性变化规律知氯元素的电负性大于硫元素的电负性。
(2)由于氮元素的2p能级处于半充满状态，故氧的第一电离能小于氮的第一电离能。
(3)S2Cl2中硫形成了2个σ键，还有2对孤电子，故硫为sp3杂化，由分子不具有对称结构，故它是极性分子。
(4)锌价层电子排布式为3d104s2，属于ⅡB族元素。
(5)R是ZnS，属于离子晶体。由其晶胞知一个晶胞中含有4个“ZnS”结构单元，一个晶胞的质量m(ZnS)＝，整理后即可求出a值。
26.X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种元素，相关信息如下表：
(1)Z的基态原子核外电子排布式为 。在X、Y、Z、W组成的常见单质中，属于原子晶体的单质是 (填名称)。
(2)在相同条件下X、Y、Z元素中，第一电离能最大的是 (写元素符号)，简单氢化物最稳定的是 (写氢化物电子式)。
(3)非金属性：Y>X，能证明该结论的化学方程式为 。
(4)W3Y是一种优良的磁性材料，它可以通过W(XZ)5和Y的简单氢化物(在Ar的保护下加热至185～200℃)反应而制得，同时还有两种常见的还原性气体产生。则其反应方程式为： 。
(5)已知：①对于反应体系所有物质全为气体的反应，反应焓变可用键能来估算：
②H2Z(l)=H2Z(g) ΔH=+44 kJ·mol-1
③H—H和Z—H的键能分别为436.0 kJ·mol-1和462.8 kJ·mol-1
④Z的氢化物分解的能量变化如图：
则Z2分子的键能为 。
【答案】(1)1s22s22p4 金刚石 (2)N
(3)HNO3+NaHCO3=NaNO3+CO2↑+H2O
(4)6Fe(CO)5+2NH32Fe3N+30CO+3H2
(5)495.6 kJ·mol-1
【解析】据表X的最外层电子排布式可知n是2，则X是C，Y是N，Z是O，W是Fe。
(1)O的核外电子排布式为1s22s22p4，单质是原子晶体的是金刚石。
(2)N的2p能级是半充满结构，因此C、N、O中第一电离能最大的是N，非金属性最强的是O，水的电子式为。
(3)非金属性的强弱比较方法可根据氢化物的稳定性、最高价含氧酸酸性强弱比较：
HNO3+NaHCO3=NaNO3+CO2↑+H2O
(4)该反应的还原性气体可能是CO、H2。再根据质量守恒定律写出反应。
(5)根据图像有H2O(l)=H2(g)+O2(g) ΔH=+285.8 kJ·mol-1，H2O(l)=H2O(g) ΔH=+44 kJ·mol-1
则根据盖斯定律可知H2O(g)=H2(g)+O2(g)
ΔH=+241.8 kJ·mol-1，设O2的键能为a，+241.8=2×462.8-0.5a-436，a=495.6 kJ·mol-1。
27.(1)图1为元素X的前五级电离能的数值示意图。已知X的原子序数<20，请写出X基态原子的核外电子排布式________________。
(2)A、B、C、D、E、F、G、H八种短周期元素，其单质的沸点如图2所示。
请回答：
①上述元素中，某些元素的常见单质所形成的晶体为分子晶体，这些单质分子中既含有σ键又含有π键的是________________(填化学式)。
②已知D、F、G三种元素的离子具有跟E相同的电子层结构，则B、C、D三种元素的第一电离能由大到小的顺序为(用相关元素符号表示)________________。
③已知H的电负性为1.5，而氯元素的电负性为3.0，二者形成的化合物极易水解，且易升华。据此推测该化合物的化学键类型为________。
④原子序数比A小1的元素与D元素形成的化合物的空间构型为________，中心原子的杂化方式为__________________________________________________________。
【答案】
【解析】
28.锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：
(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。
(2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是_________________________________________________。
(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因
________________________________________________________________________。
(4)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。
(5)Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为____________，微粒之间存在的作用力是________________。
(6)晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为(0,0,0)；B为(，0，)；C为(，，0)。则D原子的坐标参数为________。
②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状，已知Ge单晶的晶胞参数a＝565.76 pm，其密度为________g·cm－3(列出计算式即可)。
【答案】 (1)3d104s24p2 2
(2)Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，pp轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键
(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强
(4)O＞Ge＞Zn (5)sp3 共价键
(6)①(，，) ②×107
【解析】 (1)锗为32号元素，根据原子核外电子的排布规律，可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2，其中4p能级有2个未成对电子。
(2)Ge和C虽是同族元素，价电子排布相同，但Ge的原子半径比C的大，所以其原子轨道不易重叠形成π键，即Ge原子间难以形成双键和叁键。
(3)由表中数据，可知几种锗卤化物的熔沸点都较低，都属于分子晶体。随着相对分子质量的逐渐增大，其分子间作用力逐渐增强，故熔沸点逐渐升高。
(4)Zn、Ge、O三种元素中，Zn和Ge是金属元素，O是非金属元素。O的电负性比Zn和Ge的大，又根据同周期元素的电负性从左到右逐渐增大的规律，可知电负性：O＞Ge＞Zn。
(5)由于锗单晶具有金刚石型的结构，故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键，其原子轨道杂化类型为sp3杂化。
(6)①由Ge单晶晶胞结构示意图，可知D原子与A原子及位于3个相邻面面心的3个原子构成了正四面体结构，D原子位于正四面体的中心，再根据A、B、C三个原子的坐标参数可知D原子的坐标参数为(，，)。②由锗单晶的晶胞结构示意图，可知该晶胞中位于顶点的有8个原子，位于面心的有6个原子，位于内部的有4个原子，则一个晶胞中所含有的锗原子个数为8×＋6×＋4＝8，再由晶胞参数可知该晶胞的边长为565.76 pm的正方体，则其密度为g·cm－3。
