2018届二轮复习物质结构与性质学案（全国通用）(2)
物质结构与性质
第三十六单元 原子结构与性质
考试说明
1.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。
2.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。
3.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。
4.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
【考点互动探究】
考点一 原子核外电子排布原理
知识梳理
1．能层与能级
(1)能层(n)：在多电子原子中，核外电子的________是不同的，按照电子的________差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相应的第一、二、三、四、五、六、七……能层，能量依次升高。
(2)能级：同一能层的电子的________也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用________等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即_______________。
2．原子轨道
(1)原子轨道：表示电子在原子核外的一个空间运动状态。电子云轮廓图给出了电子在________________的区域。
原子轨道
轨道形状
轨道个数
s
p
(2)能量关系
①相同能层上原子轨道能量的高低：________________________________________。
②形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s…。
③同一能层内形状相同而伸展方向不同的原子轨道的能量相等，如npx、npy、npz轨道的能量相等。
3．原子核外电子的排布规律
(1)原子核外电子排布遵循三个原理
①能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于__________，即电子尽先占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道。构造原理示意图如下：
图12361
②泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳________个电子，而且自旋方向____________。
③洪特规则：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__________
____________________，而且自旋方向________。洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低，如：24Cr的电子排布式为________________________________________________。
(2)核外电子排布表示方法
①电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如Cu： _______________________________________________________。
②简化电子排布式：“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。如Zn：________________。
③价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为______________，价电子排布式为________。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参与成键的电子数以及最外层电子数。
④电子排布图(轨道表示式)：用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S： _______。
4．电子跃迁与原子光谱
(1)原子的状态
①基态原子：处于________的原子。
②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从________跃迁到________，变成激发态原子。
(2)原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
(3)基态、激发态及光谱示意图
图12362
题组训练
1．下列说法错误的是( )
A．ns电子的能量不一定高于(n－1)p电子的能量
B．6C的电子排布式1s22s22p违反了洪特规则
C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理
D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理
2．下列有关电子排布图的表述正确的是( )
A.可表示单核10电子粒子基态时电子排布
B.此图错误，违背了泡利原理
C.表示基态N原子的价电子排布
D.表示处于激发态的B的电子排布
3．(1)东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。镍元素基态原子的电子排布式为____________，3d能级上的未成对电子数为________。
(2)锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]__________，有__________个未成对电子。
(3)基态Ni原子的电子排布式为____________，该元素位于元素周期表中的第________族。
(4) N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。
(5)基态Fe原子有________个未成对电子，Fe3＋ 的电子排布式为____________。可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成的配合物的颜色为________。
规律小结 基态原子核外电子排布表示方法中的常见误区
(1)在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：
① (违反能量最低原理)
② (违反泡利原理)
③ (违反洪特规则)
④ (违反洪特规则)
(2)注意元素电子排布式、简化电子排布式、元素价电子排布式的区别与联系。如Cr的电子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1；简化电子排布式：[Ar]3d54s1；价电子排布式：3d54s1。
考点二 原子结构与元素性质
知识梳理
1．原子结构与元素周期表的关系
(1)各周期原子核外电子排布
周期
电子层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的
电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
________
____
________
四
4
19
________
____
________
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d10
4s24p64d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
(2)各族元素的价电子排布特点
①主族：
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
价电子排布特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
主族
ⅤA
ⅥA
ⅦA
价电子排布特点
ns2np3
ns2np4
ns2np5
②0族：He：1s2；其他：ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(钯为4d10)。
(3)元素周期表的分区与价电子排布的关系
①元素周期表的分区：
②各区元素价电子排布特点：
分区
价电子排布
s区
________
p区
________(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
2.元素周期律
(1)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__________________所需要的最低能量，符号：I1；单位：kJ·mol－1。
②规律
a．同周期：第一种元素的第一电离能________，最后一种元素的第一电离能________，总体呈现__________________的变化趋势。第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能________同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素，如第一电离能Mg________Al，P________S。
b．同族元素：从上至下第一电离能________。
c．同种原子：随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越________
，再失去电子需克服的电性引力越来越________，消耗的能量越来越________，逐级电离能越来越________(即I1________I2________I3……)。
(2)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________。
②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为________作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在________。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐________，同主族从上至下，元素的电负性逐渐________。
③电负性的应用。
a．判断元素金属性、非金属性强弱。电负性越大，非金属性________，金属性________。
b．判断化学键的类型。一般认为如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成________；若差值小于1.7，通常形成________。
题组训练
1．已知X、Y是主族元素，I为电离能，单位是kJ·mol－1。请根据表中所列数据判断，下列说法错误的是( )
元素
I1
I2
I3
I4
X
500
4600
6900
9500
Y
580
1820
2750
11 600
A.元素X的常见化合价是＋1价
B．元素Y是第ⅢA族元素
C．元素X与氯形成化合物时，化学式可能是XCl
D．若元素Y处于第三周期，它可与冷水剧烈反应
2．已知X、Y元素同周期，且电负性X>Y，则下列说法正确的是( )
A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价
B．第一电离能Y一定小于X
C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于Y对应的酸性
D．气态氢化物的稳定性：HmY大于HmX
3．(1)砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。
①写出基态As原子的核外电子排布式：____________。
②根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)
(2) A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－ 和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。四种元素中电负性最大的是__________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为____________。
(3)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为____________。
规律小结 原子结构与元素性质的关系
项目
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子核外
电子排布
电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，1→7(第一周期1→2)
最外层电子数相同，电子层数递增
原子得、失
电子能力
得电子能力逐渐增强
失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱
失电子能力逐渐增强
元素的第
一电离能
第一电离能呈增大的趋势
第一电离能逐渐减小
(续表)
项目
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
元素的电
负性
电负性逐渐增大
电负性逐渐减小
元素金属
性、非金
属性
金属性逐渐减弱
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
单质氧
化性、
还原性
氧化性逐渐增强
还原性逐渐减弱
氧化性逐渐减弱
还原性逐渐增强
【考例考法直击】
1．(1)[Zn(CN)4]2－ 在水溶液中与HCHO发生如下反应：
4HCHO＋[Zn(CN)4]2－＋4H＋＋4H2O===[Zn(H2O)4]2＋＋4HOCH2CN，Zn2＋ 基态核外电子排布式为______________。
(2)M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s电子的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子 4s 和3d轨道半充满。R基态原子的电子排布式是____________，X和Y中电负性较大的是____________(填元素符号)。
2．(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用__________形象化描述。在基态14C原子中，核外存在__________对自旋相反的电子。
(2)钒在元素周期表中的位置为__________，其价层电子排布图为____________。
3．(1)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。b、c、d中第一电离能最大的是__________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为____________。
(2) X、Y、Z、R为前四周期元素，且原子序数依次增大。XY2是红棕色气体；X与氢元素可形成XH3；Z基态原子的M层与K层电子数相等；R2＋ 离子的3d轨道中有9个电子。Y基态原子的电子排布式是______________；Z所在周期中第一电离能最大的主族元素是____________。
(3)Cu＋基态核外电子排布式为______________。
(4)①Na位于元素周期表第______周期第________族；S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为____________。
②用“>”或“<”填空：
第一电离能
离子半径
熔点
酸性
Si____S
O2－____Na＋
NaCl____Si
H2SO4____HClO4
第三十七单元 分子结构与性质
考纲要求
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.了解共价键的形成、极性、类型(δ键和π键)，了解配位键的含义。
3.能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
4.了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。
5.能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。
6.了解范德华力的含义及对物质性质的影响。
7.了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。
【考点互动探究】
考点一 共价键
知识梳理
1．共价键的本质与特征
(1)本质：在原子之间形成________(电子云的重叠)。
(2)特征：具有________和________。
共价键的________决定着分子的立体构型，共价键的________决定着每个原子所能形成的共价键的总数或以单键连接的原子数目是一定的。
2．共价键的分类
依据
类别
特点
成键原子轨道的重叠方式
σ键
原子轨道“______”重叠
π键
原子轨道“______”重叠
成键电子对是否偏移
极性键
共用电子对______
非极性键
共用电子对______
原子间共用电子对的数目
单键
原子间有______个共用电子对
双键
原子间有______个共用电子对
三键
原子间有______个共用电子对
3.键参数——键能、键长、键角
(1)概念：
(2)键参数对分子性质的影响：
①键能________，键长________，化学键越强、越牢固，分子越稳定。
②
4．配位键
(1)孤电子对:分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
(2)配位键
①配位键的形成：成键原子一方提供________，另一方提供________形成共价键。
②配位键的表示方法
如A→B，其中A表示提供________的原子，B表示提供________的原子。如NH可表示为________，在NH中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全________。
(3)配合物
①组成：以[Cu(NH3)4]SO4为例
②形成条件
中心原子有________，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
配位体有__________，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。
5．等电子体
________相同、________相同的分子具有相似的化学键特征。互为等电子体的物质其__________性质相近。
题组训练
题组一 共价键
1．下列说法正确的是( )
A．π键是由两个p电子以“头碰头”方式重叠而成
B．σ键是镜面对称，而π键是轴对称
C．乙烷分子中的键全为σ键而乙烯分子中含σ键和π键
D．H2分子中含σ键，Cl2分子中含π键
2．下列说法中正确的是( )
A．分子的键长越长，键能越低，分子越稳定
B．元素周期表中的第ⅠA族(除H外)和第ⅦA族元素的原子间不能形成共价键
C．水分子可表示为H—O—H，分子的键角为180°
D．H—O键键能为462.8 kJ·mol－1，即 18 g H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×462.8 kJ
3．关于化学式[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O的配合物的下列说法中正确的是( )
A．配位体是Cl－和H2O，配位数是9
B．中心离子是Ti4＋，配离子是[TiCl(H2O)5]2＋
C．内界(做配体的)和外界中的Cl－的数目比是1∶2
D．加入足量AgNO3溶液，所有Cl－均被完全沉淀
规律小结
1．配位键一定是共价键，但共价键不一定是配位键。配位键与共价键只是在形成过程上有所不同。
2．配合物的应用
①检验金属离子：如用KSCN溶液检验Fe3＋：
Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
红色
②[Ag(NH3)2]OH(银氨溶液)可用于检验醛基(—CHO)的存在。
③分离物质：如用浓氨水分离CuSO4溶液与Fe2(SO4)3溶液。
④判断离子共存：如Fe3＋ 与SCN－因能形成配合物，在溶液中不能共存。
题组二 等电子原理应用
1．原子总数相同、电子总数或价电子总数相同的互为等电子体，等电子体具有结构相似的特征。下列各对粒子中，空间结构相似且互为等电子体的是( )
A．CS2与NO2
B．C6H6与B3N3H6
C．H2O与NH3
D．PCl3与BF3
2．硫化羰(OCS)存在于许多种植物中，杀虫效果显著。它与CO2、CS2互为等电子体，已知C===O键的键能为745 kJ·mol－1，有关硫化羰的说法正确的是( )
A．分子中有2个σ键和1个π键
B．可推测C===S键的键能大于745 kJ·mol－1
C．OCS中碳原子是采用sp杂化方式成键的
D．分解温度CO2、OCS、CS2依次由低到高
3．已知CO2 为直线形结构，SO3 为平面正三角形结构，NF3为三角锥形结构，请推测COS、CO、PCl3 的空间结构： ___________________________________________________。
规律小结 常见等电子体与空间构型
微粒
通式
价电子
总数
立体构型
CO2、CNS－、NO、N
AX2
16e－
直线形
CO、NO、SO3
AX3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
SiO、PO、SO、ClO
AX4
32e－
正四面体形
PO、SO、ClO
AX3
26e－
三角锥形
CO、N2
AX
10e－
直线形
CH4、NH
AX4
8e－
正四面体形
考点二 分子的立体构型
知识梳理
1．用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型
(1)判断分子中中心原子上的价层电子对数
其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)；b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，氢为1，其他原子等于8－该原子的价电子数；x是与中心原子结合的原子数。
(2)价层电子对互斥理论与分子构型
电子
对数
成键
对数
孤电子
对数
电子对
立体构型
分子立
体构型
实例
2
2
0
直线形
________
CO2
(续表)
电子
对数
成键
对数
孤电子
对数
电子对
立体构型
分子立
体构型
实例
3
3
0
三角形
________
BF3
2
1
________
SO2
4
4
0
四面体形
________
CH4
3
1
________
NH3
2
2
________
H2O
2.用杂化轨道理论推测分子的立体构型
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道间夹角
立体构型
实例
sp
2
180°
________
BeCl2
sp2
3
120°
________
BF3
sp3
4
109°28′
________
CH4
题组训练
题组一 用价层电子对互斥理论预测分子构型
1．下列分子或离子中，VSEPR模型名称与分子或离子的立体构型名称不一致的是( )
A．CO2 B．H2O C．CO D．CCl4
2．用VSEPR理论预测BF3和NF3的立体结构，两个结论都正确的是( )
A．平面三角形；平面三角形 B．平面三角形；三角锥形
C．平面三角形；正四面体 D．直线形；三角锥形
3．下列描述中正确的是( )
A．CS2分子的立体构型为V形
B．ClO的空间构型为平面三角形
C．SF6中每个原子均满足最外层8电子稳定结构
D．SiF4和SO的中心原子均为sp3杂化
题组二 杂化类型及空间构型的判断
1．氯化亚砜(SOCl2)是一种很重要的化学试剂，可以作为氯化剂和脱水剂。下列关于氯化亚砜分子的几何构型和中心原子(S)采取杂化方式的说法正确的是 ( )
A．三角锥形、sp3 B．V形、sp2
C．平面三角形、sp2 D．三角锥形、sp2
2．下列中心原子的杂化轨道类型和分子几何构型不正确的是( )
A．PCl3中P原子sp3杂化，为三角锥形
B．BCl3中B原子sp2杂化，为平面三角形
C．CS2中C原子sp杂化，为直线形
D．H2S分子中，S为sp杂化，为直线形
3．下列一组粒子的中心原子杂化类型相同，分子或离子的键角不相等的是( )
A．CCl4、SiCl4、SiH4 B．H2S、NF3、CH4
C．BCl3、NH3、CO2 D．SO3、BF3、H3O＋
方法技巧 分子的空间构型与杂化方式关系
多原子(3个或3个以上)分子的立体结构与中心原子杂化方式的对照：
分子的
立体结构
正四面
体形
三角
锥形
V形
平面
三角形
V形
直线形
杂化类型
sp3
sp2
sp
①只要分子构型为直线形的，中心原子均为sp杂化，同理，只要中心原子是sp杂化的，分子构型均为直线形。
②只要分子构型为平面三角形的，中心原子均为sp2杂化。
③只要分子中的原子不在同一平面内的，中心原子均是sp3杂化。
④V形分子的判断需要借助孤电子对数，孤电子对数是1的中心原子是sp2杂化，孤电子对数是2的中心原子是sp3杂化。
考点三 分子的性质
知识梳理
1．分子间作用力
(1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。
(2)分类：分子间作用力最常见的是________和________。
(3)强弱：范德华力________氢键________化学键。
(4)范德华力
①分子的极性越大，范德华力________。
②结构和组成相似的物质，相对分子质量越大，范德华力________。
(5)氢键
①形成：由已经与________很大的原子(如N、F、O)形成共价键的________与另一个________很大的原子之间的作用力。
②表示方法：A—H…B
③特征：具有一定的________性和________性。
④分类：氢键包括________氢键和________氢键两种。
⑤氢键对物质性质的影响
分子间氢键使物质的熔、沸点________，使物质的溶解性增大，对物质的硬度等也都有影响；分子内氢键使物质的熔、沸点________。
2．分子的性质
(1)分子的极性
类型
非极性分子
极性分子
形成原因
正电中心和负电中心________的分子
正电中心和负电中心________的分子
存在的共价键
非极性键或极性键
____________
分子内原子排列
________
________
(2)分子的溶解性
①”相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于________，极性溶质一般能溶于________。若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，氢键作用力越大，则溶质的溶解性________。
②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性。如乙醇与水________，而戊醇在水中的溶解度明显________。
③如果溶质与水发生反应，将增大物质的溶解度，如SO2等。
(3)分子的手性
①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为________，在三维空间里________的现象。
②手性分子：具有__________的分子。
③手性碳原子：在有机物分子中，连有__________或__________的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子，如。
(4)无机含氧酸分子的酸性
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________，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性________，如酸性：HClO________HClO2________HClO3________HClO4。
题组训练
题组一 分子间作用力及其对物质性质的影响
1．下列变化或事实与范德华力无关的是( )
A．气体物质加压或降温时能凝结或凝固
B．碘溶于四氯化碳
C．氟、氯、溴、碘单质的熔沸点依次升高
D．食盐熔化
2．下列现象与氢键有关的是( )
①HF的熔、沸点比第ⅦA族其他元素氢化物的熔、沸点高
②小分子的醇、羧酸可以和水以任意比互溶
③冰的密度比液态水的密度小
④尿素的溶、沸点比醋酸的高
⑤邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的低
⑥水分子在较高温度下也很稳定
A．①②③④⑤⑥ B．仅①②③④⑤
C．仅①②③④ D．仅①②③
规律小结 范德华力的主要特征
(1)广泛存在于分子之间；
(2)只有分子间充分接近时才有分子间的相互作用力，如固体和液体物质中；
(3)范德华力主要影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质。
题组二 分子极性与化学键极性的关系
1．以极性键结合的多原子分子，分子是否有极性取决于分子的空间构型。下列分子都属于含极性键的非极性分子的是( )
A．CO2 H2O B．NH3 BCl3
C．P4 CH4 D．CS2 BF3
2．下列叙述正确的是( )
A．NH3是极性分子，N原子处在3个H原子所组成的三角形的中心
B．CCl4是非极性分子，C原子处在4个Cl原子所组成的正方形的中心
C．H2O是极性分子，O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央
D．CO2是非极性分子，C原子不处在2个O原子所连成的直线的中央
方法技巧 分子极性的判断方法
(1)只含非极性键的分子一定是非极性分子，如H2、P4等。
(2)含极性键的双原子分子一定是极性分子，如HCl、CO等。
(3)ABn(n≥2)型分子：
①根据分子构型判断。
若分子是对称的(直线形、正三角形、正四面体形等)，极性键的极性向量和等于零时，为非极性分子；否则是极性分子。如CH4、CO2等含有极性键，是非极性分子；H2O、NH3等含有极性键，是极性分子。
②利用孤电子对判断。
若中心原子A中无孤电子对，则为非极性分子；有孤电子对，则为极性分子。
③利用化合价判断。
中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。BCl3、CO2是非极性分子；SO2、NF3是极性分子。
题组三 手性与无机含氧酸的酸性
1．在有机物分子中，当碳原子连有4个不同的原子或原子团时，这种碳原子称为“
手性碳原子”。凡具有一个手性碳原子的化合物一定具有光学活性。例如，有机物含有一个手性碳原子，具有光学活性，当发生下列化学变化，生成的新有机物仍有光学活性的是( )
A．与NaOH溶液共热
B．与银氨溶液共热、酸化
C．与金属钠反应
D．与氢气发生加成反应
2．判断含氧酸酸性强弱的一条经验规律是含氧酸分子结构中含非羟基氧原子数越多，该含氧酸的酸性越强。如下表所示：含氧酸酸性强弱与非羟基氧原子数的关系
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
含氧酸
Cl—OH
非羟基
氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
(1)亚磷酸H3PO3和亚砷酸H3AsO3分子式相似，但它们的酸性差别很大，H3PO3是中强酸，H3AsO3既有弱酸性又有弱碱性。由此可推出它们的结构简式分别为①____________________，②____________________。
(2)H3PO3和H3AsO3与过量的NaOH溶液反应的化学方程式分别是：
①________________________________________________________________________，
②________________________________________________________________________。
(3)在H3PO3和H3AsO3中分别加入浓盐酸，分析反应情况：________________________，写出化学方程式：______________________________________________________________。
方法技巧 无机含氧酸分子的酸性判断及比较的思维方法
1．无机含氧酸分子之所以能显示酸性，是因为其分子中含有—OH，而—OH上的H原子在水分子的作用下能够变成H＋而显示一定的酸性。如HNO3、H2SO4的结构式分别是
2．同一种元素的含氧酸酸性规律
H2SO4与HNO3是强酸，其—OH上的H原子能够完全电离成为H＋。而同样是含氧酸的H2SO3和HNO2却是弱酸。即酸性强弱为H2SO3
乙>丙
D．甲与乙形成的化合物均有氧化性
2．碳酸亚乙烯酯是锂离子电池低温电解液的重要添加剂，其结构为。下列有关该物质的说法正确的是( )
A．分子式为C3H2O3 B．分子中含6个σ键
C．分子中只有极性键 D．8.6 g该物质完全燃烧得到6.72 L CO2
3．[Zn(CN)4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：
4HCHO＋[Zn(CN)4]2－＋4H＋＋4H2O===[Zn(H2O)4]2＋＋4HOCH2CN
HOCH2CN的结构简式
图12371
(1)1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为______mol。
(2)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是____________________。
(3)与H2O分子互为等电子体的阴离子为__________。
(4)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－的C原子形成配位键。不考虑空间构型，[Zn(CN)4]2－的结构可用示意图表示为_____________________________________________________________。
4．(1)下列关于CH4和CO2的说法正确的是______(填序号)。
a．固态CO2属于分子晶体
b. CH4分子中含有极性共价键，是极性分子
c．因为碳氢键键能小于碳氧键，所以CH4熔点低于CO2
d. CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp
(2)Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni(CO)4，1 mol Ni(CO)4中含有_______mol σ键。
(3)一定条件下，CH4、CO2都能与H2O形成笼状结构(如图12372所示)的水合物晶体，其相关参数见下表。CH4与H2O形成的水合物晶体俗称“可燃冰”。
分子 参数
分子直径/nm
分子与H2O的结合能E/(kJ·mol－1)
CH4
0.436
16.40
CO2
0.512
29.91
图12372
①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是________。
②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586 nm
，根据上述图表，从物质结构及性质的角度分析，该设想的依据是________________________________________________________________________。
第三十八单元 晶体结构与性质
考纲要求
1.了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。2.了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。3.了解分子晶体结构与性质的关系。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，了解金属晶体常见的堆积方式。6.了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
考点一 晶体常识
知识梳理
1．晶体与非晶体的区别
晶体
非晶体
结构特征
结构微粒________
排列
结构微粒________
排列
性质特征
自范性
________
________
熔点
________
________
异同表现
________
________
区别二者
方法
间接方法
看是否有固定的________
科学方法
对固体进行____________实验
2.获得晶体的三条途径
(1)熔融态物质凝固。
(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。
3．晶胞
(1)概念：描述晶体结构的________。
(2)晶体中晶胞的排列——无隙并置
①无隙：相邻晶胞之间没有________；
②并置：所有晶胞________排列、________相同。
③形状：一般而言晶胞都是平行六面体。
(3)晶胞中粒子数目的计算方法——均摊法
晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是。
②方法
a．长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算
图12381
b．非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，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)被三个六边形共有，每个六边形占。
4．晶格能
(1)定义：气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：__________。
(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__________。
②离子的半径：离子的半径越__________，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________，且熔点越________，硬度越________。
题组训练
题组一 晶体与非晶体的区别
1．区别晶体与非晶体的最科学的方法是( )
A．观察自范性 B．观察各向异性
C．测定固定熔点 D．进行X射线衍射实验
2．下列有关晶体和非晶体的说法中正确的是( )
A．具有规则几何外形的固体均为晶体
B．晶体具有自范性，有固定的熔点，可以使X光发生有规律的衍射
C．晶体研碎后即变为非晶体
D．将玻璃加工成规则的固体即变成晶体
3．下列说法正确的是( )
A．晶体在受热熔化过程中一定存在化学键的断裂
B．原子晶体的原子间只存在共价键，而分子晶体的分子间只存在范德华力
C．区分晶体和非晶体最科学的方法是对固体进行X射线衍射实验
D．非金属元素的原子间只形成共价键，金属元素的原子和非金属元素的原子间只形成离子键
规律小结
晶体具有规则的几何外形，具有各向异性和固定的熔点，用X射线研究时，晶体内部的微粒在空间呈现有规则的重复排列，非晶体则没有这些性质。
题组二 晶胞中微粒个数的计算
1．一种由钛(Ti)原子和碳原子构成的气态团簇分子，分子模型如图12382
所示，其中圆圈表示钛原子，黑点表示碳原子，则它的化学式为( )
图12382
A．TiC B．Ti13C14 C．Ti4C7 D．Ti14C13
2．如图12383是甲、乙、丙三种晶体的晶胞，则甲晶体中x与y的个数比是________，乙中a与b的个数比是_______________________________________________，
丙中一个晶胞中有________个c离子和________个d离子。
图12383
3．某离子晶体的晶胞结构如图12384所示，X()位于立方体的顶点，Y()位于立方体的中心。试分析：
图12384
(1)晶体中每个Y同时吸引________个X。
(2)该晶体的化学式为________。
(3)设该晶体的摩尔质量为M g·mol－1，晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏伽德罗常数的值为NA，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为____________cm。
规律小结
在使用均摊法计算晶胞中微粒个数时，要注意晶胞的形状，不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的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。
考点二 四类晶体的组成和性质
知识梳理
1．金属键、金属晶体
(1)金属键：________与________之间的作用。
(2)本质——电子气理论
该理论认为金属原子脱落下来的________形成遍布整块晶体的“________”，被所有原子共用，从而把所有的金属原子维系在一起。
(3)金属晶体的物理性质及解释
在金属晶体中，金属离子以________相互结合。金属都具有优良的导电性、导热性和延展性。用电子气理论可解释如下：
2．四种类型晶体的比较
类型
比较
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成
粒子
分子
原子
金属阳离子、
自由电子
阴、阳离子
粒子间
的相互
作用力
范德华力
(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，
有的很小
较大
熔、
沸点
较低
很高
有的很高，
有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
难溶于常见溶剂
大多数易溶于水等极性溶剂
导电、
传热性
一般不导电，有的溶于水后导电
一般不具有导电性，个别为半导体
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类
别及举
例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如K2O、Na2O)、强碱(如KOH、NaOH)、绝大部分盐(如NaCl)
题组训练
题组一 盖斯定律的应用
1．NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：4NH3＋3F2NF3＋3NH4F。上述化学方程式中的5种物质没有涉及的晶体类型为( )
A．离子晶体 B．分子晶体
C．原子晶体 D．金属晶体
2．X、Y两元素的质子数之和为22，X的原子核外电子数比Y少6个，下列说法不正确的是( )
A．Y的单质是原子晶体
B．X的单质固态时为分子晶体
C．X与碳形成的化合物固态时为分子晶体
D．X与Y形成的化合物固态时为分子晶体
3．下列各组物质，化学键类型相同、晶体类型相同且熔化时破坏作用力类型也相同的是( )
A．HCl KCl B．CO2 SiO2 C．NH4Cl CCl4 D．NaOH Na2O2
方法技巧 晶体类型的5种判断方法
(1)依据构成晶体的粒子和粒子间的作用判断：
①离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，粒子间的作用是离子键。
②原子晶体的构成粒子是原子，粒子间的作用是共价键。
③分子晶体的构成粒子是分子，粒子间的作用为分子间作用力(某些含氢键)。
④金属晶体的构成粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的作用是金属键。
(2)依据物质的分类判断：
①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐是离子晶体。
②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等外)、非金属氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、几乎所有的酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。
③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物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)依据晶体的熔点判断：
①离子晶体的熔点较高(有的很低)。
②原子晶体熔点很高。
③分子晶体熔点低。
④金属晶体多数熔点高，但也有少数熔点相当低。
(4)依据导电性判断：
①离子晶体溶于水及熔融状态时能导电。
②原子晶体一般为非导体。
③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
④金属晶体是电的良导体。
(5)依据硬度和机械性能判断：
①离子晶体硬度较大、硬而脆。
②原子晶体硬度大。
③分子晶体硬度小且较脆。
④金属晶体多数硬度大，但也有较低的(如汞)，且具有延展性。
题组二 晶体熔、沸点的比较
1．下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是( )
A．金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅
B．CI4>CBr4>CCl4>CF4
C．MgO>H2O>N2>O2
D．金刚石>生铁>钠>纯铁
2．下列晶体熔、沸点由高到低的顺序正确的是( )
①SiC ②Si ③HCl ④HBr ⑤HI ⑥CO ⑦N2 ⑧H2
A．①②③④⑤⑥⑦⑧
B．①②⑤④③⑥⑦⑧
C．①②⑤④③⑦⑥⑧
D．⑥⑤④③②①⑦⑧
3．下表给出了几种氯化物的熔、沸点：
NaCl
MgCl2
CaCl2
SiCl4
熔点(℃)
801
712
782
－68
沸点(℃)
1465
1412
1600
57.6
则下列各项表述与表中数据一致的有( )
①CaCl2属于离子晶体 ②SiCl4属于分子晶体
③1500 ℃ 时，NaCl可汽化 ④MgCl2水溶液不能导电
A．仅① B．仅② C．①②④ D．①②③
方法技巧 晶体熔、沸点的比较方法
1．不同类型晶体熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
(2)离子晶体
①一般地说，离子所带的电荷数越多(主要因素)、离子半径越小，熔、沸点就越高，如熔点：Al2O3>MgO>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，硬度越大。
(3)分子晶体
①具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如熔、沸点H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。Ｋ
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，如熔、沸点：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，如熔、沸点CO＞N2。
④对于有机物的同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如熔、沸点：CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
CH3CH(CH3)CH2CH3>(CH3)3CCH3。
(4)金属晶体
金属原子半径越小，价电子数越多，其金属键越强，金属熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。
考点三 几种常见的晶体
知识梳理
1．常见的晶体模型
晶体
晶体结构
晶体详解
原子晶体
金刚石
(1)每个碳原子与____个碳原子以共价键结合，形成正四面体结构；
(2)键角均为________；
(3)最小碳环由____个C组成且所有原子不在同一平面内；
(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键之比为____
SiO2
(1)每个Si与______个O以共价键结合，形成正四面体结构；
(2)每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝______；
(3)最小环上有____个原子，即____个O，____个Si
分子晶体
干冰CO2
(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子；
(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有______个
冰H2O
(1)每个水分子与______个水分子相邻；
(2)分子以氢键相连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成________mol“氢键”
离子晶体
NaCl
(型)
(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有____个，每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有____个；
(2)每个晶胞中含____个Na＋和____个Cl－
CsCl
(型),
(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有____个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cs＋(Cl－)有____个；
(2)如图为____个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
（续表）
晶体
晶体结构
晶体详解
金属晶体
简单立方堆积
典型代表Po，配位数为______，空间利用率52%
面心立方最密堆积
又称A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为______，空间利用率74%
体心立方堆积
又称A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为______，空间利用率68%
六方最密堆积
又称A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为______，空间利用率74%2.石墨晶体
1．石墨晶体
石墨晶体是混合型晶体，呈层状结构。同层内碳原子以________形成正六边形平面网状结构，平均每个正六边形拥有的碳原子个数是________，C原子采取的杂化方式是__________。层与层之间以________结合。所以石墨晶体熔、沸点很高，但硬度不大，有滑腻感，能导电。
图12385
题组训练
题组一 晶胞结构
1．几种晶体的晶胞如图12386所示：
图12386
所示晶胞从左到右分别表示的物质正确的排序是( )
A．碘、锌、钠、金刚石 B．金刚石、锌、碘、钠
C．钠、锌、碘、金刚石 D．锌、钠、碘、金刚石
2．有四种不同堆积方式的金属晶体的晶胞如图12387所示，有关说法正确的是( )
图12387
A．①为简单立方堆积，②为六方最密堆积，③为体心立方堆积，④为面心立方最密堆积
B．每个晶胞含有的原子数分别为①1个，②2个，③2个，④4个
C．晶胞中原子的配位数分别为①6，②8，③8，④12
D．空间利用率的大小关系为①<②<③<④
规律小结
判断某种粒子周围等距且紧邻的粒子数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na＋周围的Na＋数目(Na＋用“”表示)：
图12388
每个面上有4个，共计12个。
题组二 晶胞密度及微粒间距离的计算
1．Al单质的晶体中原子的堆积方式如图12389甲所示，其晶胞特征如图乙所示，原子之间相互位置关系的平面图如图丙所示。
图12389
若已知Al的原子半径为d，NA代表阿伏伽德罗常数的值，Al的相对原子质量为M，请回答：晶胞中Al原子的配位数为________，一个晶胞中Al原子的数目为________；该晶体的密度为________(用字母表示)。
2．某晶体为体心立方堆积(如图123810)，实验测得其密度为ρ(g·cm－3)。已知它的相对原子质量为a，阿伏伽德罗常数为NA(mol－1)，假定晶体中原子为等径的刚性球且处于体对角线上的三个球相切。则该晶体晶胞的边长(cm)为( )
图123810
A. B.·
C.· D.·
方法技巧
对于立方晶胞，可简化成下面的公式进行各物理量的计算：a3×ρ×NA＝n×M，a表示晶胞的棱长，ρ表示密度，NA 表示阿伏伽德罗常数的值，n表示 1 mol 晶胞中所含晶体的物质的量，M表示晶体的摩尔质量。
(1)计算晶体密度的方法：ρ＝n×M/a3×NA
(2)计算晶体中微粒间距离的方法
【考例考法直击】
1．石墨烯[如图123811(a)所示]是一种由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料，石墨烯中部分碳原子被氧化后，其平面结构会发生改变，转化为氧化石墨烯[如图(b)所示]。
(1)图(a)中，1号C与相邻C形成σ键的个数为________。
(2)图(b)中，1号C的杂化方式是________，该C与相邻C形成的键角________(填“>”“<”或“＝”)图(a)中1号C与相邻C形成的键角。
(a)石墨烯结构 (b)氧化石墨烯结构
图123811
(3)若将图(b)所示的氧化石墨烯分散在H2O中，则氧化石墨烯中可与H2O形成氢键的原子有________(填元素符号)。
(4)石墨烯可转化为富勒烯(C60)，某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图123812所示，M原子位于晶胞的棱上与内部。该晶胞中M原子的个数为________，该材料的化学式为________。
图123812
2．(1)①CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物熔点为253 K，沸点为376 K，其固体属于________晶体。
②碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图123813所示：
图123813
a．在石墨烯晶体中，每个C原子连接_____个六元环，每个六元环占有______个C原子。
b．在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接________个六元环，六元环中最多有________个C原子在同一平面。
(2)氟在自然界中常以CaF2的形式存在。
①下列有关CaF2的表述正确的是________。
a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2
c．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同
d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电
②CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是_____________________________(用离子方程式表示)。已知：AlF在溶液中可稳定存在。
图123814
3．(1)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图124214所示。
①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。
②若合金的密度为d g·cm－3，晶胞参数a＝________________nm。
(2)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。图123815为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为(0，0，0)；B为；C为。则D原子的坐标参数为________。
图123815
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)。
(3)砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。GaAs的熔点为1238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图123816所示。该晶体的类型为_____，Ga与As以_____键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1 和MAs g·mol－1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏伽德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________________。
图123816
4．A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：
(1)四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为__________________。
(2)单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是______(填分子式)，原因是________________________；A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。
(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为______________，中心原子的杂化轨道类型为________。
(4)化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为________________________________。
(5)A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图123817所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F的化学式为________；晶胞中A原子的配位数为_______；列式计算晶体F的密度(g·cm－3 )
________________________________。
图123817
参考答案
【考点互动探究】
考点一
知识梳理
1．(1)能量 能量
(2)能量 s、p、d、f E(s) >
b．逐渐减小 c．多 大 大 大 < <
(2)①强 ②4.0 ③小于1.8 大于1.8 1.8左右 增大 减小
③a.越强 越弱 b．离子键 共价键
题组训练
1．D [解析] 由数据分析X中I2≫I1，X易呈＋1价，为第ⅠA族元素，A、C均正确；Y中I4≫I3，易呈＋3价，应在第ⅢA族，B正确；若Y处于第三周期，则Y为铝元素，Al不与冷水反应，D错误。
2．A [解析] 电负性X>Y，则X的非金属性比Y强，HmX比HmY稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性(除F、O外)X的强于Y，若X为O(或S)，Y为N(或P)时，Y的第一电离能大于X。
3．(1)①1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3) ②大于 小于
(2)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)
(3)H、C、O
[解析] (1)①As的原子序数为33，则基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。②同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Ga大于As，As原子的4p轨道处于半满的稳定结构，所以第一电离能Ga小于As。
(2)A为O，B为Na，C为P，D为Cl，四种元素中，电负性最大即非金属性最强的是O，P为15号元素，原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p3。
(3)元素的非金属性越强，其电负性越大，故H、C、O的电负性由小到大的顺序为HO。同主族从上到下，第一电离能逐渐减小，故O>S。Cu的价层电子轨道示意图为。
(2)根据题给信息，可以推断X为N，Y为O，Z为Mg，R为Cu。O原子核外有8个电子，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4。Mg位于第三周期，第三周期中第一电离能最大的主族元素为Cl。
(4)①钠位于第三周期ⅠA族；S的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p4，其中3p轨道示意图为，有2个未成对电子；Si的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p2。
②硅和硫均为第三周期元素，同周期元素从左到右第一电离能呈增大的趋势，硫元素的第一电离能比硅大；O2－ 和Na＋均为10电子离子，但钠的核电荷数大于氧，所以O2－ 半径大于Na＋半径；NaCl是离子晶体，硅是原子晶体，所以NaCl晶体的熔点低于硅晶体的熔点；氯比硫的非金属性强，所以硫酸的酸性比高氯酸的酸性弱。
第三十七单元 分子结构与性质
【考点互动探究】
考点一
知识梳理
1．(1)共用电子对 (2)方向性 饱和性 方向性 饱和性
2．头碰头 肩并肩 偏移 不偏移 1 2 3
3．(1)1 mol 化学键 核间距 109°28′
(2)①越大 越短 ②稳定性 立体构型
4．(2)①孤电子对 空轨道
②孤电子对 空轨道 相同
(3)①内界 外界 中心原子 配位体 ②空轨道 孤电子对
5．原子总数 价电子 物理
题组训练
题组一
1．C [解析] 乙烷分子中的键全为σ键而乙烯分子中含5个σ键和1个π键，故C正确。σ键是轴对称，而π键是镜面对称，故B错。π键是由两个p电子以“肩并肩”
方式重叠而成，故A错。H2分子、Cl2分子中含的都是σ键，故D错。
2．B [解析] 键长越长，键能越小，分子越不稳定，A项错误；水分子中键的夹角不是180°，C项错误；断裂 2 mol H—O键吸收2×462.8 kJ能量，18 g 水分解成H2和O2时，包含断裂 2 mol O—H键，同时还形成 0.5 mol O—O键、1 mol H—H键，D项错误。
3．C [解析] 配合物[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O，配位体是Cl－和H2O，配位数是6，错误；中心离子是Ti3＋，内配离子是Cl－，外配离子是Cl－，错误；配合物[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O，内配离子是Cl－为1，外配离子是Cl－为2，内界和外界中的Cl－的数目比是1∶2，正确；加入足量AgNO3溶液，外界离子Cl－与Ag＋反应，内配位离子Cl－不与Ag＋反应，错误。
题组二
1．B [解析] CS2与NO2分子中原子个数相等，电子总数和价电子总数都不相同，所以不是等电子体，则其空间构型不相似，错误；C6H6与B3N3H6中原子个数相等，电子总数和价电子总数都相同，所以是等电子体，则其空间构型相似，正确；H2O与NH3中原子个数不相等，所以不是等电子体，错误；PCl3与BF3分子中原子个数相等，电子总数和价电子总数都不相同，所以不是等电子体，则其空间构型不相似，错误。
2．C [解析] OCS分子的结构为O==C==S，分子中有2个σ键和2个π键，故A错。S原子半径比氧原子的半径大些，可推测C==S键的键能小于745 kJ/mol，故B错。OCS分子的结构为O==C==S，所以OCS中碳原子是采用sp杂化方式成键的，故C正确。由于C==O键的键能大于C==S键的键能，所以分解温度CO2、OCS、CS2依次由高到低，故D错。
3．COS为直线形结构；CO为平面正三角形结构；PCl3为三角锥形结构
[解析] COS与CO2互为等电子体，其结构与CO2相似，所以其为直线形结构；CO与SO3互为等电子体，结构相似，所以CO为平面正三角形结构；PCl3与NF3互为等电子体，结构相似，所以PCl3为三角锥形结构。
考点二
知识梳理
1．(2)直线形 平面三角形 V形 正四面体形 三角形 V形
2．直线形 平面正三角形 正四面体
题组训练
题组一
1．B [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，故A不选；水分子中价层电子对数＝2＋×(6－2×1)＝4，VSEPR模型为四面体结构，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，故B选；CO 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＝(4＋2－2×3)＝0，所以CO 的空间构型是平面三角形，VSEPR模型与离子立体结构模型一致，故C不选；CCl4分子中中心原子C原子价层电子对数＝σ键个数＋孤电子对数＝4＋(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，故D不选。
2．B [解析] BF3中的B的价电子排布式为2s22p1，形成分子时，进行sp2杂化，三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的p轨道成键，故BF3分子为平面三角形；NF3中的N价电子排布式为2s22p3，形成分子时，进行sp3不等性杂化，其中一个sp3杂化轨道为孤对电子占有，另三个电子分别与F成键，故分子结构为三角锥形。
3．D [解析] CS2分子中C原子价层电子对数为2，孤电子对数为0，应为直线形分子，故A错误；ClO中Cl原子价层电子对数为4，孤电子对数为＝1，应为三角锥形分子，故B错误；SF6中S原子最外层电子数为6＋6＝12，故C错误；SiF4分子中Si原子价层电子对数为4，则为sp3杂化，SO中S原子价层电子对数为4，应为sp3杂化，故D正确。
题组二
1．A [解析] 首先求出SOCl2分子中S原子的价层电子对数。孤电子对数＝×(6－2－2×1)＝1，σ键电子对数为3，所以价层电子对数为4，S原子采取sp3杂化，由于孤电子对占据一个杂化轨道，分子构型为三角锥形。
2．D [解析] PCl3中P原子sp3杂化，由于P原子上有一对孤对电子，对成键电子有排斥作用，因此该分子为三角锥形，正确；BCl3中B原子sp2杂化，分子中键角是120°，为平面三角形，正确；CS2中C原子sp杂化，C原子与两个S原子形成化学键的键角是180°，在一条直线上，为直线形分子，正确；H2S分子中S为sp3杂化，由于S原子上有2对孤对电子，对成键电子有强烈的排斥作用，因此分子是V型分子，错误。
3．B [解析] CCl4中C原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝4＋0＝4，所以采取sp3杂化，SiCl4中C原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝4＋0＝4，所以采取sp3杂化，SiH4中C原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝4＋0＝4，所以采取sp3杂化，中心原子都是sp3杂化，其键角相同，故A错误；H2S中S原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝2＋＝4，所以采取sp3杂化，分子构型为V形，NF3中氮原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝3＋＝4，所以采取sp3杂化，分子构型为三角锥形，CH4中C原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝4＋0＝4，所以采取sp3杂化，分子构型为正四面体形，中心原子都是sp3杂化，孤电子对数不同，分子的键角不相同，故B正确；BCl3中B原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝3＋0＝3，sp2杂化，分子的立体构型为平面三角形，NH3中氮原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝3＋＝4，所以采取sp3杂化，CO2中碳原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝2＋0＝2，所以采取sp杂化，BCl3、NH3、CO2中心原子杂化类型不相同，分子或离子的键角不相等，故C错误；SO3中，价层电子对个数＝σ键数＋孤对电子对数＝3＋(6－3×2)＝3，含孤电子对数为0，杂化轨道数为3，硫原子采用sp2杂化，分子立体构型为平面三角形；BF3中B原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝3＋0＝3，sp2杂化，分子的立体构型为平面三角形，H3O＋中O原子杂化轨道数＝σ键数＋孤对电子对数＝3＋＝4，所以采取sp3杂化，分子构型为三角锥形，SO3、BF3、H3O＋中心原子杂化类型不相同，分子或离子的键角不相等，故D错误。
考点三
知识梳理
1．(2)范德华力 氢键 (3)< <
(4)①越大 ②越大
(5)①电负性 氢原子 电负性 ③方向 饱和 ④分子内 分子间 ⑤升高 降低
2．(1)重合 不重合 非极性键或极性键 对称 不对称
(2)①非极性溶剂 极性溶剂 越好
②互溶 减小
(3)①镜像 不能重叠 ②手性异构体 ③四个不同基团 原子
(4)越大 越强 < < <
题组训练
题组一
1．D [解析] 考查分子间作用力的应用。气体物质加压或降温时能凝成固体，属于分子晶体的物理性质，与分子间作用力有关，A正确；碘和四氯化碳均是非极性分子，根据相似相溶原理可知碘易溶在四氯化碳中，属于分子晶体的物理性质，与分子间作用力有关，B正确；氟、氯、溴、碘单质的熔、沸点依次升高，是因为分子间作用力逐渐增大，与分子间作用力有关，C正确；氯化钠属于离子晶体，其熔点较高，熔化破坏离子键，与分子间作用力无关，D错误。
2．B [解析] ①因第ⅦA族中，F的非金属性最强，HF分子之间存在氢键，则HF的熔、沸点比ⅦA族其他元素氢化物的高，故①正确；②小分子的醇、羧酸与水分子之间能形成氢键，则小分子的醇、羧酸可以和水以任意比互溶，故②正确；③冰中存在氢键，其体积变大，则相同质量时冰的密度比液态水的密度小，故③正确；④尿素分子间可以形成的氢键比醋酸分子间形成的氢键多，尿素的熔、沸点比醋酸的高，故④正确；⑤对羟基苯甲醛易形成分子间氢键，而邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，所以邻羟基苯甲醛的熔、沸点比对羟基苯甲醛的低，故⑤正确；⑥水分子高温下也很稳定，其稳定性与化学键有关，而与氢键无关，故⑥错误。
题组二
1．D
2．C [解析] NH3是极性分子，N原子处在三角锥形的顶点，3个H原子处于锥底，错误。CCl4是非极性分子，四个Cl原子构成正四面体结构，C原子处在4个Cl原子所组成的四面体的中心，错误。H2O是极性分子，是V形分子，O原子不处在2个H原子所连成的直线的中央，正确。CO2是非极性分子，三个原子在一条直线上，C原子处在2个O原子所连成的直线的中央，错误。
题组三
1．C [解析] 具有光学活性是由于连接羧基的碳原子为手性碳原子。与NaOH水溶液反应后得到、CH3COONa，均没有手性碳原子，均没有光学活性，故A错误；与银氨溶液作用只发生银镜反应，再酸化，—CHO转化为—COOH，连接羧基的碳原子不再是手性碳原子，没有光学活性，故B错误；羧基、醇羟基能与钠反应，反应后连醛基的碳原子仍是手性碳原子，具有光学活性，故C正确；催化剂作用下与H2加成，—CHO转化为—CH2OH，连接羧基的碳原子同时连接2个—CH2OH，不再是手性碳原子，没有光学活性，故D错误。
2．(1)① ②
(2)①H3PO3＋2NaOH===Na2HPO3＋2H2O
②H3AsO3＋3NaOH===Na3AsO3＋3H2O
(3)H3PO3为中强酸，不与盐酸反应，H3AsO3可与盐酸反应
H3AsO3＋3HCl===AsCl3＋3H2O
[解析] (1)已知H3PO3为中强酸，H3AsO3为两性物质，依据题给信息可知H3PO3中含1个非羟基氧原子，H3AsO3中不含非羟基氧原子。(2)与过量NaOH溶液反应的化学方程式的书写，需得知H3PO3和H3AsO3分别为几元酸，从题给信息可知，含氧酸分子结构中含几个羟基氢，则该酸为几元酸。故H3PO3为二元酸，H3AsO3为三元酸。(3)H3PO3为中强酸，不与盐酸反应；H3AsO3为两性物质，可与盐酸反应。
【考例考法直击】
1．D [解析] 短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，乙、丙、丁最高价氧化物对应的水化物两两之间能相互反应，应是氢氧化铝与强碱、强酸的反应，故乙为Na、丙为Al，甲和丁的原子核外均有两个未成对电子，结合原子序数可知，甲外围电子排布式为2s22p2或2s22p4，甲为C或O，丁最高价含氧酸为强酸，外围电子排布式为3s23p4，故丁为S元素。
Al与一些金属氧化物可以发生铝热反应，用于冶炼金属，故A正确；甲与丁形成的分子中CS2为直线形对称结构，三氧化硫为平面正三角形结构，均属于非极性分子，故B正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，电子层越多离子半径越大，故离子半径：S2－>Na＋>Al3＋，故C正确；甲与乙形成的化合物有氧化钠、过氧化钠等，氧化钠氧化性很弱，通常条件下基本不表现氧化性，故D错误。
2．A [解析] 由碳酸亚乙烯酯分子的结构简式和碳原子的成键特点知该分子的分子式为C3H2O3，A项正确；分子中包括C—O键、C—C键、C—H键共8个σ键，B项错误；分子中含有的C===C键为非极性键，C项错误；8.6 g该物质的物质的量为0.1 mol，完全燃烧生成0.3 mol的CO2，但气体的体积与温度和压强有关，没有指明温度和压强(标准状况)的条件下，0.3 mol CO2的体积不一定是6.72 L，D项错误。
3．(1)3 (2)sp3和sp (3)NH
(4)或
[解析] (1)HCHO的结构式为，单键全为σ键，双键中一个为σ键，一个为π键，所以1 mol HCHO中存在3 mol σ键；(2)HOCH2CN中“—CH2—”中的C为sp3杂化，“—C≡N”中C为sp杂化；(3)N得一个电子与O的电子数相等，所以NH与H2O互为等电子体；(4)Zn2＋与CN－之间为配位键，配位键由C指向Zn。
4．(1)ad (2)8
(3)①氢键、范德华力 ②CO2的分子直径小于笼状结构空腔直径，且与H2O的结合能大于CH4
[解析] (1)固态CO2由CO2分子构成，为分子晶体，a对；CH4中含有极性键，但为非极性分子，b错；CH4、CO2为分子晶体，熔点由分子间作用力大小决定，与键能大小无关，c错；CH4中C的杂化类型为sp3，CO2中C的杂化类型为sp，d对。
(3)①可燃冰为甲烷的水合物，分子间存在范德华力，水分子间还存在氢键。②根据提供的数据，CO2的分子直径小于笼状结构空腔直径，且与H2O的结合能大于CH4，因此科学家提出该设想。
第三十八单元 晶体结构与性质
【考点互动探究】
考点一
知识梳理
1．(从左至右，从上至下)周期性有序 无序 有 无 固定 不固定 各向异性 各向同性 熔点 X 射线衍射
3．(1)基本单元 (2)①任何间隙 平行 取向
4．(1)kJ·mol－1 (2)①大 ②小 (3)稳定 高 大
题组训练
题组一
1．D [解析] 晶体与非晶体最本质的区别是组成物质的粒子在微观空间是否有序排列。
2．B [解析] 晶体有整齐规则的几何外形，但是具有规则外形的不一定是晶体，例如玻璃；晶体具有自范性，有固定的熔点，可以使X光发生有规律的衍射，B正确；晶体研碎后并没有改变晶体的结构排列，故C错误；玻璃的内部结构无法规则地出现晶胞排列，故D错误。
3．C [解析] 分子晶体熔化时一般破坏分子间作用力，而不影响化学键，如碘单质熔化，故A错误；原子晶体的原子间只存在共价键，某些分子晶体的分子间存在范德华力和氢键，如冰等，故B错误；构成晶体的粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列，晶体的这一结构特征可以通过X 射线衍射图谱反映出来，因此，区分晶体和非晶体的最可靠的科学方法是对固体进行X 射线衍射实验，故C正确；铵盐是非金属元素组成的化合物，属于离子化合物，氯化铝是金属元素与非金属元素组成的共价化合物，故D错误。
题组二
1．D [解析] 根据题意知，该结构就是其分子结构，分子中含有的原子就是其化学式中含有的原子，直接数出其中的Ti原子和C原子个数即可，其分子式为Ti14C13。
2．2∶1 1∶1 4 4
[解析] 甲中N(x)∶N(y)＝1∶＝2∶1；乙中N(a)∶N(b)＝1∶＝1∶1；丙中N(c)＝12×＋1＝4，N(d)＝8×＋6×＝4。
3．(1)4 (2)XY2或Y2X (3)
[解析] (1)从晶胞结构图中可直接看出，每个Y同时吸引4个X。
(2)在晶胞中，平均包含X：4×＝，平均包含Y：1，所以在晶体中X和Y的个数之比为1∶2，晶体的化学式为XY2或Y2X。
(3)摩尔质量是指单位物质的量的物质的质量。由题意知，该晶胞中含有1/2个XY2或Y2X，设晶胞的边长为a cm，则有ρa3NA＝M，a＝，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为 cm。
考点二
知识梳理
1．(1)金属阳离子 自由电子 (2)价电子 电子气
(3)金属键 相对滑动 排列方式 化学键 电子气 定向移动 能量交换
题组训练
题组一
1．C [解析] 在反应中NH3、F2、NF3的晶体类型为分子晶体，Cu为金属晶体，NH4F为离子晶体。
2．D [解析] 令X的质子数为a，质子数等于核外电子数，则Y的质子数为a＋6，所以a＋a＋6＝22，解得a＝8，故X为O元素，Y的质子数为8＋6＝14，故Y为Si元素。Y为Si元素，单质为原子晶体，故A正确；X为O元素，常见单质为氧气、臭氧，固态时是分子晶体，故B正确；X与碳形成的化合物是一氧化碳和二氧化碳，一氧化碳和二氧化碳固态时都是分子晶体，故C正确；X与Y形成的化合物是二氧化硅，二氧化硅为原子晶体，故D错误。
3．D [解析] HCl含有共价键，是分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，KCl含有离子键，是离子晶体，熔化时破坏离子键，均不同，故A错。CO2含有共价键，是分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，SiO2含有共价键，是原子晶体，熔化时破坏共价键，故B错。NH4Cl含有离子键，是离子晶体，熔化时破坏离子键，CCl4含有共价键，是分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，故C错。NaOH、Na2O2都含有离子键，是离子晶体，熔化时都破坏离子键，完全相同，故D正确。
题组二
1．B [解析] A项，物质全部为原子晶体，判断其熔、沸点高低可比较其原子半径：Si>C>O，故键长关系为Si—Si>Si—C>Si—O，键长越长，键能越小，故A项中的熔、沸点顺序错误；B项，为同种类型的分子晶体，可比较其相对分子质量大小，相对分子质量越大，熔、沸点越高；C项，N2与O2为同种类型的分子晶体，O2的熔、沸点比N2高；D项，熔、沸点关系为金刚石>纯铁>生铁>钠，合金的熔、沸点比纯金属低。
2．B [解析] 一般来说，晶体熔、沸点高低顺序是：原子晶体>离子晶体>分子晶体，原子晶体熔、沸点与键长成反比，分子晶体熔、沸点与相对分子质量成正比，但含有氢键的熔、沸点较高，SiC和Si是原子晶体，熔、沸点较高，键长Si－CSi；剩余这些物质都是分子晶体，且都不含氢键，相对分子质量大小顺序是⑤④③⑥⑦⑧，氮气为非极性分子、CO为极性分子，极性分子熔、沸点高于非极性分子，所以所有物质熔、沸点高低顺序是①②⑤④③⑥⑦⑧。
3．D [解析] MgCl2属于离子晶体，所以MgCl2水溶液能导电，故④错误。
考点三
知识梳理
1．4 109°28′ 6 1∶2 4 1∶2 12 6 6 12 4 2 6 12 4 4 8 12 8 6 12 8 12
2．共价键 2 sp2 分子间作用力
题组训练
题组一
1．C [解析] 第一种晶胞为体心立方堆积，钾、钠等金属采用这种堆积方式，第二种晶胞为六方最密堆积，镁、锌、钛等金属采用这种堆积方式，组成第三种晶胞的粒子为双原子分子，是碘，第四种晶胞的粒子结构为正四面体结构，为金刚石。
2．B [解析] ①为简单立方堆积，②为体心立方堆积，③为六方最密堆积，④
为面心立方最密堆积，A项错误；每个晶胞含有的原子数分别为①8×＝1，②8×＋1＝2，③8×＋1＝2，④8×＋6×＝4，B项正确；晶胞③中原子的配位数应为12，其他判断正确，C项错误；四种晶体的空间利用率分别为52%、68%、74%、74%，D项错误。
题组二
1．12 4
[解析] 从图看该晶体中原子的堆积方式为面心立方最密堆积，与一个铝原子距离最近且相等的铝原子的个数为12，所以晶胞中铝原子的配位数为12；一个晶胞中铝原子的数目为8×＋6×＝4；该晶体属于面心立方晶体，其密度为一个晶胞的质量除以一个晶胞的体积。已知一个晶胞中有4个铝原子，设晶胞立方体边长为a，结合丙图可知；4d＝a，则a＝2d，所以，该晶体的密度ρ＝＝。
2．A [解析] 由均摊法知该晶胞中可看成含有2个原子，设该晶体晶胞的边长为x cm，由题意得x3×NA×ρ＝2a，解之得x＝。
【考例考法直击】
1．(1)3
(2)sp3 <
(3)O、H
(4)12 M3C60
[解析] (1)由图(a)可知，1号C与另外3个碳原子形成3个σ键。(2)图(b)中1号C与3个碳原子、1个氧原子共形成4个σ键，其价层电子对数为4，C的杂化方式为sp3；该C与相邻C的键角约为109°28′，图(a)中1号C采取sp2杂化，碳原子间夹角为120°。(3)氧化石墨烯中“—OH”的O可与H2O中的H形成氢键、氧化石墨烯中“—OH”的H可与H2O中的O形成氢键，氧化石墨烯中可与H2O形成氢键的原子有O、H。(4)利用“均摊法”可知该晶胞棱上12个M完全属于该晶胞的M为12×＝3，位于晶胞内的9个M完全属于该晶胞，故该晶胞中M原子的个数为12；该晶胞中含有C60的个数为8×＋6×＝4，因此该晶胞的化学式为M3C60。
2．(1)①分子 ②a.3 2 b．12 4
(2)①b、d ②3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF
[解析] (1)①该化合物熔沸点都较低，应为分子晶体。
②a.石墨烯为平面结构，每个碳原子周围有3条单键，每两条相邻单键在一个环内，则每个C原子连接3个六元环，每个环内有6×＝2个碳原子；
b．金刚石晶体为空间立体网状结构，每个碳原子周围有4条单键，每两条相邻单键参与形成三个六元环，即每个C原子连接12个六元环，每个环内最多有4个C原子共平面。
(2)①CaF2是离子化合物，阴阳离子间既存在静电吸引作用，又存在静电排斥作用，a项错误；熔点与晶格能有关，晶格能与离子半径成反比，b项正确；离子个数比相同的晶体，晶体结构不一定相同，c项错误；离子晶体在熔融状态下可以电离，d项正确。②CaF2中存在沉淀溶解平衡：CaF2(s)??Ca2＋(aq)＋2F－(aq)，溶液中的F－与Al3＋形成配位离子AlF，使沉淀溶解平衡向右移动，导致氟化钙溶解，总反应方程式为3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF。
3．(1)①3∶1 ② ×107
(2)①(，，)
②×107
(3)原子晶体 共价 ×100%
[解析] (1)①读图，由晶胞结构、均摊法可知，1个镍白铜合金晶胞中含有的铜原子和镍原子分别为6×＝3、8×＝1，则该晶胞中Cu、Ni原子的数量比为3∶1；②以 1 mol 该晶胞为研究对象，则1 mol该晶胞含有3 mol Cu和1 mol Ni，由m＝n·M可知，1 mol该晶胞的m＝m(Cu)＋m(Ni)＝3 mol×64 g·mol－1＋1 mol×59 g·mol－1＝251 g；设该晶胞的边长(a)为x×10－7 cm，由晶胞构型可知，1个该晶胞的V＝ (x×10－7cm)3，则6.02×1023个该晶胞的V＝6.02×1023× (x×10－7 cm)3，则该合金的密度ρ＝＝＝d g·cm－3，即(x×10－7)3＝，x×10－7＝或，x＝×107或×107。
(2)①结合D在晶胞内的位置可确定其坐标为(，，)；②由均摊法可确定该Ge晶胞中含有Ge原子为(×8＋×6＋4)个＝8个，则()mol×73 g·mol－1＝(565.76×10－10cm)3ρ，解得ρ＝×107 g·cm－3。
(3)GaAs的熔点高，晶胞为空间网状结构，则为原子晶体，Ga与As以共价键键合。该晶胞中含有4个Ga、4个 As，则晶胞中原子的体积为[π(rGa×10－10cm)3＋π(rAs×10－10cm)3]×4，晶胞的体积为cm3，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%＝×100%。
4．(1)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)
(2)O3 O3相对分子质量较大，范德华力大 分子晶体 离子晶体
(3)三角锥形 sp3
(4)V形 4
2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl(或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl)
(5)Na2O 8 ＝2.27 g·cm－3
[解析] 根据题中信息可确定A、B、C、D分别为O、Na、P和Cl。(1)电负性最大的元素即非金属性最强的元素，即O的电负性最大。根据P原子的结构示意图可写出核外电子排布式。(2)由于相对分子质量O3＞O2，故O3沸点较高；H2O和NaH的晶体分别为分子晶体和离子晶体。(3)PCl3中含有3个成键电子对和1个孤对电子，价层电子对数为4对，即空间结构为三角锥形，中心原子P原子为sp3杂化。(4)根据价层电子对互斥理论可知Cl2O分子中孤对电子对数为2，即Cl2O为V形分子，价层电子对数为4。(5)该晶胞中两原子个数分别为×8＋×6＝4和8，即F的化学式为Na2O，位于晶胞顶点和面心的原子为O，而晶胞内部的原子为Na，O原子周围有8个等距离的Na原子，即O原子配位数为8。根据(0.566×10－7cm)3ρ＝×62 g·mol－1可求出ρ。
