2018届二轮复习物质结构与性质学案（全国通用）
[考纲要求] 1.原子结构与元素的性质：(1)了解原子核外电子的排布原理及能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子、价电子的排布，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)了解共价键的形成，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(3)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；(4)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，了解金属晶体的常见堆积方式；(5)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、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别；(4)能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算；(5)了解晶格能的概念及其对离子晶体性质的影响。
1.排布规律
(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2.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：1s22s22p63s23p63d104s1
(2)简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。
如：Cu：[Ar]3d104s1
(3)电子排布图
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：
1.Zn2＋基态核外电子排布式为________。
答案 1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
2.基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。
答案 3d104s24p2 2
3.镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对的电子数为________。
答案 1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 2
4.写出基态As原子的核外电子排布式________________。
答案 1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
5. Cr3＋基态核外电子排布式为____________________。
答案 1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)
6.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。
答案 电子云 2
7.(1)Si位于元素周期表第________周期第________族。
(2)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。
答案 (1)三 ⅣA族
(2)1s22s22p3 1
8.[2015·浙江自选模块，15(1)]Cu2＋的电子排布式是____________________。
答案 1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9
“两原理，一规则”的正确理解
1.原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，若违背其一，则电子能量不处于最低状态。
易误警示 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.同能级的轨道半充满、全充满或全空状态的原子结构稳定。
如np3、np6
Cr：3d54s1 Mn：3d54s2 Cu：3d104s1 Zn：3d104s2
1.元素的电离能
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叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2.元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
(2)
1.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________。
答案 O>Ge>Zn
2.元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 959 kJ·mol－1，INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi 的原因是_________________________________________________。
答案 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
3. CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________________________________________________________________________。
答案 H、C、O
4.在N、O、S中第一电离能最大的是________。
答案 N
5.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。
四种元素中第一电离能最小的是__________，电负性最大的是__________(填元素符号)。
答案 K F
6.第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有______种。
答案 3
7.下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是________。
答案 a
8.依据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照下图中B、F元素的位置，用小黑点标出C、N、O三种元素的相对位置。
答案
1.分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
杂化类型
杂化轨道数目
杂化轨道夹角
空间构型
实例
sp
2
180°
直线形
BeCl2
sp2
3
120°
平面三角形
BF3
sp3
4
109°28′
正四面体形
CH4
2.分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
电子对数
成键对数
孤电子对数
电子对空间构型
分子空间构型
实例
2
2
0
直线形
直线形
BeCl2
3
3
0
三角形
三角形
BF3
2
1
V形
SO2
4
4
0
四面体
四面体形
CH4
3
1
三角锥形
NH3
2
2
V形
H2O
3.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断
中心原子的杂化类型和分子空间构型有关，二者之间可以相互判断。
分子组成(A为中心原子)
中心原子的孤电子对数
中心原子的杂化方式
分子空间构型
实例
AB2
0
sp
直线形
BeCl2
1
sp2
V形
SO2
2
sp3
V形
H2O
AB3
0
sp2
平面三角形
BF3
1
sp3
三角锥形
NH3
AB4
0
sp3
正四面体形
CH4
1. 分子中碳原子轨道的杂化类型为________。
答案 sp3、sp
2. Ge单晶具有金刚石结构，其中Ge原子的杂化方式为________。
答案 sp3
3. AsCl3分子的立体构型为____________，其中As的杂化轨道类型为________。
答案 三角锥形 sp3
4.CS2分子中，C原子的杂化轨道类型是________。
答案 sp
5.F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为__________。
答案 V形 sp3
6.CH3COOH中C原子轨道杂化类型为________________________________________________________________________。
答案 sp3、sp2
7.醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________________。
答案 sp2
8.乙醛中碳原子的杂化类型为________。
答案 sp3、sp2
9.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的最外层只有一个电子，但次外层有18个电子。
则a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为______________；这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的是____________；酸根呈三角锥结构的酸是______________。
答案 sp3 HNO2、HNO3 H2SO3
10.中阳离子的空间构型为__________，阴离子的中心原子轨道采用________杂化。
答案 三角锥形 sp3
11.BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为________和________。
答案 sp2 sp3
12.已知元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍，则在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是__________，YZ的空间构型为________________。
答案 sp3 正四面体
1.共价键
(1)共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。
(2)键参数
①键能：气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。
(3)σ键、π键的判断
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
②由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
(4)等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。物理性质相似，化学性质不同。
常见等电子体：
微粒
通式
价电子总数
立体构型
CO2、SCN－、NO、N
AX2
16e－
直线形
CO、NO、SO3
AX3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
AX2
18e－
V形
SO、PO
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
(5)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
a.配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
b.配位键的表示：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH可表示为，在NH中，虽然有一个N—H键形成的过程与其他3个N—H键形成的过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。
③配合物
如[Cu(NH3)4]SO4
配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。
2.分子性质
(1)分子构型与分子极性的关系
(2)溶解性
①“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。
②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。
(3)无机含氧酸分子的酸性
无机含氧酸可写成(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，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO
氢键>范德华力
(4)影响强度的因素：对于A—H…B—，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大。
(5)对物质性质的影响：分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，在水中的溶解度增大，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3。
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
HOCH2CN的结构简式
(2)1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为______mol。
(4)与H2O分子互为等电子体的阴离子为________。
(5)[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________。
答案 (2)3 (4)NH
(5)
2.(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________________________________________________________________________。
GeCl4
GeBr4
GeI2
熔点/℃
－49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
答案 (2)锗的原子半径大，原子之间形成的σ单键较长，pp轨道肩并肩重叠的程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键 (3)GeCl4、GeBr4、GeI4熔、沸点依次升高；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
3.硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。
②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。
③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是_________________________；
氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为________。
答案 ①正四面体 ②配位键 N ③高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3
4.下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶：
2Cr2O＋3CH3CH2OH＋16H＋＋13H2O―→
4[Cr(H2O)6]3＋＋3CH3COOH
(1)配合物[Cr(H2O)6]3＋中，与Cr3＋形成配位键的原子是________(填元素符号)。
(2)1 mol CH3COOH分子含有σ键的数目为________。
(3)与H2O互为等电子体的一种阳离子为__________(填化学式)；H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为_________________________________。
答案 (1)O (2)7 mol(或7×6.02×1023)
(3)H2F＋ H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键
5.1 mol乙醛分子中含有σ键的数目为________，乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是____________________________________________________。
答案 6NA CH3COOH存在分子间氢键
6.与OH－互为等电子体的一种分子为________________(填化学式)。
答案 HF
7.已知a是H，b是N，c是O，d是S，a与其他元素形成的二元共价化合物中，分子中既含有极性共价键，又含有非极性共价键的化合物是________________________________(填化学式，写出两种)。
答案 N2H4、H2O2
8.已知元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2，元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子，元素Z的最外层电子数是其内层的3倍。则
(1)与YZ互为等电子体的分子的化学式__________________________(任写一种)。
(2)X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol该配合物中含有σ键的数目为__________。
(3)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是________________________________________________________________________。
答案 (1)CCl4或SiCl4等 (2)16 mol或16×6.02×1023个 (3)水分子与乙醇分子之间形成氢键
解析 X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，为30号元素锌。Y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，为16号元素硫，Z为氧。(1)与SO互为等电子体的分子可以采用“左右移位，同族替换”的方法，SO→SiF4→SiCl4→CCl4等。(2)[Zn(NH3)4]2＋中Zn与NH3之间以配位键相连，共4个σ键，加上4个NH3的12个σ键，共16个σ键。(3)在乙醇中的溶解度H
2O大于H2S，是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。
9.若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物，则该配合物中提供孤电子对的原子是________________。
答案 X
解析 由于在BCl3中B原子无孤电子对，但有空轨道，所以提供孤电子对的原子是X。
10.碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键
C—C
C—H
C—O
Si—Si
Si—H
Si—O
键能/ (kJ·mol－1)
356
413
336
226
318
452
(1)硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是
________________________________________________________________________。
(2)SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是
________________________________________________________________________。
答案 (1)C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成
(2)C—H键的键能大于C—O键，C—H键比C—O键稳定；而Si—H键的键能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键
11.(1)BF3与一定量的水形成(H2O)2·BF3晶体Q，Q在一定条件下可转化为R：
晶体Q中各种微粒间的作用力不涉及________(填序号)。
a.离子键 b.共价键 c.配位键 d.金属键 e.氢键 f.范德华力
(2)已知苯酚()具有弱酸性，其Ka＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)________Ka(苯酚)(填“>”或“<”)，其原因是___________________________________。
答案 (1)ad
(2)< 中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋
1.离子键——离子晶体
(1)化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。
(2)离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强，离子晶体的熔、沸点越高。
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1 mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量。晶格能越大，离子晶体的熔、沸点越高，硬度越大。
(3)离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。
①典型的离子晶体结构：
NaCl型晶体
CsCl型晶体
每个Na＋周围被6个Cl－所包围，同样每个Cl－也被6个Na＋所包围
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围
②晶胞中粒子数的计算方法——均摊法
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
2.共价键——原子晶体
(1)原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体。
(2)典型的原子晶体有金刚石(C)、晶体硅(Si)、二氧化硅(SiO2)。
(3)典型原子晶体结构
金刚石
二氧化硅
结构示意图
晶胞示意图
特点
正四面体空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围4个碳原子形成四个共价键，1 mol金刚石中含有2 mol碳碳键
二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键，1 mol SiO2中含有4 mol硅氧键
(4)共价键强弱和原子晶体熔、沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔、沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
3.分子间作用力——分子晶体
(1)分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力。分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
(2)①分子晶体：分子间以分子间作用力(范德华力、氢键)相结合的晶体，典型的分子晶体有冰、干冰。其晶体结构模型及特点为
干冰
冰
晶体模型
结构特点
干冰晶体是一种立方面心结构——每8个CO2分子构成立方体，在六个面的中心又各占据1个CO2分子。每个CO2分子周围，离该分子最近且距离相等的CO2分子有12个(同层4个，上层4个，下层4
每个水分子周围只有4个紧邻的水分子，在四面体中心的每个水分子与四面体顶角方向的4个相邻水分子相互吸引，这一排列使冰晶体中的水分子的空间利用率不高，留有相当大的空隙。当冰刚刚融化为液态水时，热运动使冰的结构部分解体，水分子的空隙减小，密度反而增大，超过4 ℃
个)
时，才由于热运动加剧，分子间距离加大，密度逐渐减小
②分子间作用力强弱和分子晶体熔、沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间作用力使物质熔化和汽化就需要更多的能量，熔、沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔、沸点往往反常地高。
(3)NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其他元素氢化物的沸点反常地高。
影响物质的性质方面：增大物质的熔、沸点，增大物质的溶解性。表示方法：X—H…Y(N、O、F)，一般都是氢化物中存在。
4.金属键——金属晶体
(1)金属键：金属离子和自由电子之间强烈的相互作用。
运用自由电子理论可解释金属晶体的导电性、导热性和延展性。
晶体中的微粒
导电性
导热性
延展性
金属离子和自由电子
自由电子在外加电场的作用下发生定向移动
自由电子与金属离子碰撞传递热量
晶体中各原子层相对滑动仍保持相互作用
(2)①金属晶体：通过金属键作用形成的晶体。
②金属键的强弱和金属晶体熔、沸点的变化规律：阳离子所带电荷数越多，半径越小，金属键越强，熔、沸点越高，如熔点：NaNa>K>Rb>Cs。金属键的强弱可以用金属的原子化热来衡量。
5.分子晶体、原子晶体、离子晶体与金属晶体的结构微粒，以及微粒间作用力的区别
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
结构微粒
原子
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
微粒间作用(力)
共价键
分子间作用力
金属键
离子键
熔、沸点
很高
很低
一般较高，少部分低
较高
硬度
很硬
一般较软
一般较硬，少部分软
较硬
溶解性
难溶解
相似相溶
难溶(Na等与水反应)
易溶于极性溶剂
导电情况
不导电(除硅)
一般不导电
良导体
固体不导电，熔化或溶于水后导电
实例
金刚石、水晶、碳化硅等
干冰、冰、纯硫酸、H2(S)等
Na、Mg、Al等
NaCl、CaCO3、NaOH等
6.物质熔、沸点的比较
(1)不同类型晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(2)同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔、沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔、沸点就越高。
②分子晶体：对于同类分子晶体，相对分子质量越大，则熔、沸点越高。
③原子晶体：键长越短，键能越大，则熔、沸点越高。
(3)常温常压下状态：①熔点：固态物质>液态物质；②沸点：液态物质>气态物质。
1. (5)Ge单晶具有金刚石型结构，则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；C为。则D原子坐标参数为________。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 (5)共价键 (6)①
②×107
解析 (6)①根据各个原子的相对位置可知，D在各个方向的处，所以基坐标是；②根据晶胞结构可知，在晶胞中含有的Ge原子是8×＋6×＋4＝8，所以晶胞的密度是
ρ＝＝
＝g·cm－3
＝×107g·cm－3
2. (3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体。
(4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。
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
答案 (3)金属 (4)①3∶1 ②×107
解析 (4)①根据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为6×1/2＝3，镍原子的个数为8×1/8，则铜和镍的数量比为3∶1，②根据上述分析，该晶胞的组成为Cu3Ni，合金的密度为d g·cm－3，根据ρ＝m/V＝＝d,1 cm＝107 nm，则晶胞参数a＝×107
3. (4)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是
________________________________________________________________________。
(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示。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rGapm和rAspm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________________________________________________________。
答案 (4)GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体 (5)原子晶体 共价键 ×100%
解析 (4)由于GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，所以离子晶体GaF3的熔、沸点高。(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示，熔点很高，所以晶体的类型为原子晶体，其中Ga与As以共价键键合。根据晶胞结构可知晶胞中Ga和As的个数均是4个，所以晶胞的体积是。二者的原子半径分别为rGapm和rAspm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为
eq f(4×f(4,3)π(roal(3,Ga)＋roal(3,As)),f(f(4,NA)×(MGa＋MAs),ρ))×100%＝×100%。
4.(4)CO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。
(5)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所示：
①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。
②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。
答案 (4)分子 (5)①3 2 ②12 4
5. Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有______个铜原子。Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为________。列式表示Al单质的密度________g·cm－3。
答案 16 12
6. Cu2O在稀硫酸中生成Cu和CuSO4。铜晶胞结构如图所示，铜晶体中每个铜原子周围距离最近的铜原子数目为__________。
答案 12
7.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。回答下列问题：
(4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1，则e离子的电荷为________。
(5)这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。
该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是______________________________________。
答案 (4)＋1
(5)SO 共价键和配位键 H2O H2O与Cu2＋的配位键比NH3与Cu2＋的弱
解析 (4)e为Cu，c为O，由图1可知，晶胞中含Cu原子数为4个，含O原子为8×＋1＝2个，故化学式为Cu2O，O为－2价，则Cu为＋1价。(5)含有H、N、O、S、Cu 5种元素的化合物，结合课本选修3配合物有关知识和题目所给信息，观察中心为1个Cu2＋，周围为4个NH3分子和2个H2O分子，得到该化合物化学式为[Cu(NH3)4]SO4·2H2O，加热时，由于H2O和Cu2＋作用力较弱会先失去。
8.(1)硅主要以硅酸盐、________等化合物的形式存在于地壳中。
(2)单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以____________相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献____________个原子。
(3)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为____________________________________________。
(4)在硅酸盐中，SiO四面体[如下图(a)]通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根：其中Si原子的杂化形式为______________，Si与O的原子数之比为______________，化学式为________________。
答案 (1)二氧化硅 (2)共价键 3
(3)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2
(4)sp3 1∶3 [SiO3]或SiO
解析 (2)金刚石晶胞的面心上各有一个原子，面上的原子对晶胞的贡献是。
(4)在多硅酸根中每个硅原子都与4个O形成4个Si—O单键，因而Si原子都是sp3杂化；观察图(b)可知，每个四面体通过两个氧原子与其他四面体连接形成链状结构，因而每个四面体中硅原子数是1，氧原子数＝2＋2×＝3，即Si与O的原子个数比为1∶3，化学式为[SiO3]。
9.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一个，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，它们的价电子层中未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2。
(1)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。
(2)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)①K2NiF4 6
②≈3.4
(2)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元素，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。
(1)①A(F)原子数＝×16＋×4＋2＝8
B(K)原子数＝×8＋2＝4
D(Ni)原子数＝×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)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＋是中心离子，F－是配位体。
专题强化练
1.)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 )________。
答案 (1)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne] 3s23p3)
(2)O3 O3相对分子质量较大，范德华力较大 分子晶体 离子晶体
(3)三角锥形 sp3杂化
(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 由C元素原子核外电子总数是最外层电子数的3倍可知，C是磷元素；由A2－和B＋具有相同的电子构型，且A、B原子序数小于15可知，A是氧元素，B是钠元素；A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大，C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，因此D是氯元素。(1)元素的非金属性O>Cl>P，则电负性O>Cl>P，Na是金属元素，其电负性最小；P的电子数是15，根据构造原理可写出其核外电子排布式。(2)氧元素有O2和O3两种同素异形体，相对分子质量O3>O2，范德华力O3>O2，则沸点O3>O2。A和B的氢化物分别是H2O和NaH，所属晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。(3)PCl3分子中P含有一对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为三角锥形，中心原子P的杂化轨道类型为sp3杂化。(4)Cl2O分子中心原子O原子含有2对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为V形；根据电子守恒和质量守恒可写出Cl2与湿润的Na2CO3
反应的化学方程式。(5)根据化合物F的晶胞结构，利用均摊法可计算出氧原子个数：N(O)＝8×＋6×＝4，钠原子全部在晶胞内，N(Na)＝8，因此F的化学式为Na2O；以顶角氧原子为中心，与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个，即晶胞中A 原子的配位数为8；晶胞参数即晶胞的棱长a＝0.566 nm，晶体F的密度ρ＝＝≈2.27 g·cm－3。
2.Ⅰ.下列叙述正确的有________。
A.第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多
B.第二周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小
C.卤素氢化物中，HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小
D.价层电子对相斥理论中，π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数
答案 BC
解析 锰原子的价层电子排布式为3d54s2，含有5个未成对电子，铬原子的价层电子排布式为3d54s1，含有6个未成对电子，故第四周期元素中，铬原子价电子层中未成对电子数最多，A项错误；同周期主族元素的原子半径由左向右逐渐减小，B项正确；卤素氢化物均为分子晶体，熔、沸点高低取决于分子间作用力的大小，HCl分子间不存在氢键，其沸点最低的原因是是分子间的范德化力最小，C项正确。
Ⅱ.M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：
(1)单质M的晶体类型为________，晶体中原子间通过________作用形成面心立方密堆积，其中M原子的配位数为________。
(2)元素Y基态原子的核外电子排布式为__________________________________________，
其同周期元素中，第一电离能最大的是________(写元素符号)。元素Y的含氧酸中，酸性最强的是________(写化学式)，该酸根离子的立体构型为________。
(3)M与Y形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。
①该化合物的化学式为________，已知晶胞参数a＝0.542 nm，此晶体的密度为________________________________________________________________________g·cm－3。
(写出计算式，不要求计算结果。阿伏加德罗常数为NA)
②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是
________________________________________________________________________。
此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为________________________________________________________________________。
答案 (1)金属晶体 金属键 12 (2)1s22s22p63s23p5 Ar HClO4 正四面体 (3)①CuCl (或) ②Cu＋可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子)
[Cu(NH3)4]2＋
解析 根据题目所给信息推断M为铜元素，Y为氯元素。(1)单质铜的晶体类型为金属晶体，晶体中微粒间通过金属键作用形成面心立方密堆积，铜原子的配位数为12。(2)Cl元素为17号元素，位于第三周期，根据构造原理知其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，同期元素由左向右元素原子的第一电离能逐渐增大，故其同周期元素中，第一电离能最大的是Ar。氯元素的含氧酸中，酸性最强的是HClO4，该酸根离子中氯原子的杂化类型为sp3杂化，没有孤电子对，立体构型为正四面体。
(3)①根据晶胞结构利用均推法分析，每个晶胞中含有铜原子个数为8×1/8＋6×1/2＝4，氯原子个数为4，该化合物的化学式为CuCl；则1 mol晶胞中含有4 mol CuCl，1 mol晶胞的质量为4×99.5 g，又晶胞参数a＝0.542 nm，此晶体的密度为或g·cm－3。②该化合物难溶于水易溶于氨水，其原因是Cu＋可与氨形成易溶于水的配位化合物。该溶液在空气中Cu(Ⅰ)被氧化为Cu(Ⅱ)，故深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu(NH3)4]2＋。
3.自然界存在丰富的碳、氮、硅、磷、铁等元素，它们可形成单质及许多化合物。按要求回答下列问题：
(1)铁能与CO形成配合物Fe(CO)5，其熔点为－20.5 ℃，沸点为102 ℃，易溶于CCl4，据此判断Fe(CO)5晶体属于________(填晶体类型)。
(2)铁在元素周期表中位置是________________________________________________，
亚铁离子具有强还原性，从电子排布的角度解释，其原因是________________________________________________________________________。
(3)南海海底蕴藏着大量的天然气水化合物，俗称“可燃冰”。可燃冰是一种晶体，晶体中平均每46个H2O分子通过氢键构成8个笼，每个笼内可容纳1个CH4分子或1个游离的H2O分子。若晶体中每8个笼有6个容纳了CH4分子，另外2个笼被游离的H2O分子填充。可燃冰的平均组成可表示为________。
(4)亚磷酸(H3PO3)与过量NaOH充分反应生成亚磷酸氢二钠(Na2HPO3)，则亚磷酸氢二钠属于________盐(填“正”、“酸式”)。
(5)金刚石晶胞结构模型如下图，立方BN结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当。在立方BN
晶体中，B原子与N原子之间共价键与配位键数目比为________；每个N原子周围最近且等距离的N原子数为________；如果阿伏加德罗常数近似取6×1023 mol－1，立方BN的密度为a g·cm－3，摩尔质量为b g·mol－1，计算晶体中最近的两个N原子间距离是________nm(用含a、b代数式表示)。
答案 (1)分子晶体 (2)第四周期第Ⅷ族 Fe2＋的3d轨道有6个电子，失去1个电子后3d轨道电子排布处于半充满稳定状态
(3)CH4·8H2O (4)正
(5)3∶1 12 ·
解析 (1)Fe(CO)5的熔、沸点低，且易溶于四氯化碳，依据相似相溶原理可知其为分子晶体。(2)铁为26号元素，在周期表中位于第四周期第Ⅷ族；由于亚铁离子的价电子3d轨道有6个电子，失去1个电子后3d轨道电子排布处于半充满稳定状态，所以亚铁离子易被氧化成铁离子。(3)晶体中8个笼子只有6个容纳甲烷分子，另外2个笼被水分子填充，推出8个笼共有6个甲烷分子，46＋2＝48个水分子，则甲烷分子与水分子的个数比为6∶48＝1∶8，所以化学式为CH4·8H2O。(4)亚磷酸与过量的氢氧化钠充分反应生成亚磷酸氢二钠，则亚磷酸氢二钠中没有可以电离的氢离子，为正盐。(5)由金刚石的晶胞结构可知，晶胞内部有4个碳原子，面心上有6个碳原子，顶点有8个碳原子，在BN晶体中，每个B原子和4个N原子形成共价键，B原子的配位数为4，B原子与N原子之间共价键的数目是12，所以B原子和N原子之间共价键的数目与配位键的数目比为3∶1。根据晶胞结构图，以晶胞顶点上的氮原子为例，与该氮原子距离最近的氮原子位于经过该顶点的面的面心上，这样的原子有12个，根据均摊可知，一个晶胞中氮原子数目为4，B原子数目也是4，则根据密度＝质量/体积，可知晶胞的体积为V＝cm3，所以晶胞的边长为 cm，最近的两个氮原子间距是晶胞面对角线的一半，所以晶体中最近的两个氮原子间距是×× cm＝ cm＝ nm。
4.黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物，在野外很容易被误会为黄金，又称愚人金。(1)火法冶炼黄铜矿的过程中，利用了Cu2O与Cu2S反应生成Cu单质，反应的化学方程式是________________________________________________________________________。
(2)S位于周期表中________族，该族元素氢化物中，H2Te比H2S沸点高的原因是
________________________________________________________________________，
H2O比H2Te沸点高的原因是_______________________________________________。
(3)S有＋4和＋6两种价态的氧化物，回答下列问题：
①下列关于气态SO3和SO2的说法中，正确的是________。
A.中心原子的价层电子对数目相等
B.都是极性分子
C.中心原子的孤电子对数目相等
D.都含有极性键
②将纯液态SO3冷却到289.8 K时凝固得到一种螺旋状单链结构的固体，其结构如图，此固态SO3中S原子的杂化轨道类型是________。
(4)Cu有＋1和＋2两种价态的化合物，回答下列问题：
①Cu＋的价电子排布图为___________________________________________________，
Cu2＋有________个未成对电子。
②新制的Cu(OH)2能够溶解于过量浓碱溶液中，反应的离子方程式是________________________________________________________________________。
(5)CuFeS2的晶细胞如图所示，晶胞参数a＝0.524 nm，c＝1.032 nm；CuFeS2的晶胞中每个Cu原子与________个S原子相连，列式计算晶体密度ρ＝____________________g·cm－3。
答案 (1)2Cu2O＋Cu2S6Cu＋SO2↑
(2)ⅥA 两者均为分子晶体且结构相似，H2Te相对分子质量比H2S大，分子间作用力更强 两者均为分子晶体，H2O分子中存在氢键
(3)①AD ②sp3
(4)① 1 ②Cu(OH)2＋2OH－===[Cu(OH)4]2－ (5)4
≈4.31 g·cm－3
解析 (1)火法冶炼黄铜矿方程式：2Cu2O＋Cu2S6Cu＋SO2↑。(2)S位于第三周期ⅥA族。H2Te与H2S均为分子晶体而且结构相似，但是H2Te相对分子质量比H2S大，所以H2Te的沸点更高，H2Te与H2O均为分子晶体，但是H2O分子内部存在氢键，所以H2O沸点更高。(3)①二氧化硫中心原子S的化合价为＋4价，最外层电子未全部参与成键，含有孤电子对为极性分子。三氧化硫中心原子S的化合价为＋6，最外层电子全部参与成键，没有孤电子对，为非极性分子。②杂化轨道类型为sp3。因为只形成单键，杂化轨道只有sp3。(4)①Cu的价电子排布式是3d104s1所以Cu＋价电子排布图为，当Cu失去两个电子变成Cu2＋时就在3d轨道上形成一个单电子。②反应的离子方程式为Cu(OH)2＋2OH－===[Cu(OH)4]2－。(5)由图可看出，每个铜原子与4个S原子相连。棱心原子占1/4，体心占1，面心占1/2，顶点占1/8，晶体密度计算公式为
≈4.31 g·cm－3。
5.金属钛(Ti)被誉为21世纪金属，具有良好的生物相容性。它兼具铁的高强度和铝的低密度。其单质和化合物具有广泛的应用价值。氮化钛(Ti3N4)为金黄色晶体，由于具有令人满意的仿金效果，越来越多地成为黄金的代替品。以TiCl4为原料，经过一系列反应可以制得Ti3N4和纳米TiO2(如图1)。
图1
上图中的M是短周期金属元素，M的部分电离能如下表：
I1
I2
I3
I4
I5
电离能/kJ·mol－1
738
1 451
7 733
10 540
13 630
请回答下列问题：
(1)Ti的基态原子价电子排布式为________。
(2)M是________(填元素符号)，该金属晶体的堆积模型为六方最密堆积，配位数为________。
(3)纳米TiO2是一种应用广泛的催化剂，纳米TiO2催化的一个实例如图2所示。化合物甲的分子中采取sp2方式杂化的碳原子有____________个，化合物乙中采取sp3方式杂化的原子对应的元素的电负性由大到小的顺序为____________。
图2
图3
(4)有一种氮化钛晶体的晶胞与NaCl晶胞相似，如图3所示，该晶胞中N、Ti之间最近距离为a pm，则该氮化钛的密度为___________________________________________g·cm－3
(NA为阿伏加德罗常数的值，只列计算式)。该晶体中与N原子距离相等且最近的N原子有________个。
(5)科学家通过X射线探明KCl、MgO、CaO、TiN的晶体与NaCl的晶体结构相似。且知三种离子晶体的晶格能数据如下：
离子晶体
NaCl
KCl
CaO
晶格能/kJ·mol－1
786
715
3 401
KCl、CaO、TiN三种离子晶体熔点由高到低的顺序为________。
答案 (1)3d24s2 (2)Mg 12 (3)7 O>N>C
(4) 12 (5)TiN>CaO>KCl
解析 (1)Ti为22号元素，根据核外电子排布规律可知原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d24s2，则Ti的基态原子价电子排布式为3d24s2。(2)M是短周期金属元素，M的第三电离能剧增，处于ⅡA族，能与TiCl4反应置换出Ti，则M为Mg，Mg晶体属于六方最密堆积，配位数为12。(3)化合物甲的分子中采取sp2杂化的碳原子为苯环上的6个，羰基中的1个，共7个；采取sp3杂化的原子价层电子对数是4，乙中采取sp3杂化的原子有C、N、O，同一周期元素中，元素的电负性随着原子序数的增加逐渐增大，所以它们的电负性关系为O>N>C。(4)根据均摊法，可知该晶胞中N原子个数为6×1/2＋8×1/8＝4，该晶胞中Ti原子个数为1＋12×1/4＝4，所以晶胞的质量m＝g，而晶胞的体积V＝(2a×10－10)3cm3，所以晶体的密度ρ＝ g·cm－3；以晶胞顶点N
原子研究，与之距离相等且最近的N原子处于面心位置，每个顶点为8个晶胞共用，每个面为2个晶胞共用，故与之距离相等且最近的N原子为＝12。(5)离子晶体的离子半径越小，带电荷数越多，晶格能越大，则晶体的熔、沸点越高，则有TiN>CaO，由表中数据可知CaO>KCl，则TiN>CaO>KCl。
6.安徽省具有丰富的铜矿资源，请回答下列有关铜及其化合物的问题：
(1)请写出基态Cu原子的价电子排布式________。焰火中的绿色是铜的焰色，基态铜原子在灼烧时价电子发生了________而变为激发态。
(2)新型农药松脂酸铜具有低残留的特点，下图是松脂酸铜的结构简式：
请分析1个松脂酸铜中π键的个数________；加“*”碳原子的杂化方式为________。
(3)下图是某铜矿的晶胞图，请推算出此晶胞的化学式(以X表示某元素符号)________；与X等距离且最近的X原子个数为________。
(4)黄铜矿在冶炼的时候会产生副产品SO2，SO2分子的立体构型________，比较第一电离能，S______(填“>”或“<”)O。
(5)黄铜合金可以表示为Cu3Zn，为面心立方晶胞，晶体密度为8.5 g·cm－3，求晶胞的边长(只写计算式，不求结果)_________________________________________________________。
答案 (1)3d104s1 跃迁
(2)6 sp3
(3)Cu2X 8
(4)折线形(V形或角形) <
(5)cm(或 cm)
解析 (1)Cu为元素周期表中的29号元素，因此铜原子原子核外有29
个电子，根据能量最低原理，其价电子排布式为3d104s1；基态Cu原子在灼烧时，价电子获得能量，发生跃迁，由基态变为激发态。(2)单键只有σ键，双键中含有一个σ键，一个π键，一个松酯酸铜中含有6个双键，因此π键的数目为6；加“*”碳原子形成4个σ键，无孤电子对，杂化轨道数目为4，因此杂化方式为sp3。(3)晶胞中，X原子有8个位于正方体的顶点，1个位于体心，根据均摊法计算得X原子的数目为8×＋1＝2；Cu原子有4个位于正方体内部，因此Cu原子的数目为4，故Cu原子与X原子的数目之比为2∶1，此晶胞的化学式为Cu2X；体心X原子与顶点X原子之间的距离为正方体棱长的倍，而位于面心对角线的X原子之间的距离为棱长的 倍，故体心X原子与顶点X原子之间的距离最近，且X原子的配位数为8。(4)S原子的孤电子对数为＝1，价电子对数为1＋2＝3，因此S原子的杂化方式为sp2，因此SO2分子的立体构型为折线形(V形或角形)；同一主族，从上往下第一电离能减小，故第一电离能S
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