2018届二轮复习专题十五物质结构与性质

2018届二轮复习专题十五物质结构与性质

‎[考纲要求]　1.原子结构与性质：(1)认识原子核外电子的运动状态，了解电子云、电子层(能层)、原子轨道(能级)的含义；(2)了解多电子原子核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素的原子和离子的基态核外电子排布；(3)了解主族元素第一电离能、电负性等性质的周期性变化规律，能根据元素电负性说明元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。2.化学键与物质的性质：(1)理解离子键、共价键的含义，能说明离子键、共价键的形成；(2)了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释典型离子化合物的某些物理性质；(3)了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质(对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求)；(4)了解键的极性和分子的极性，了解极性分子和非极性分子的某些性质差异；(5)能根据杂化轨道理论和价层电子对互斥模型判断简单分子或离子的空间构型(对d轨道参与杂化和AB5型以上复杂分子或离子的空间构型不作要求)；(6)了解“等电子原理”的含义，能结合实例说明“等电子原理”的应用；(7)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；(8)能用金属键的自由电子理论解释金属的某些物理性质；(9)知道金属晶体的基本堆积方式，了解简单晶体的晶胞结构特征(晶体内部空隙的识别、与晶胞的边长等晶体结构参数相关的计算不作要求)；(10)了解简单配合物的成键情况(配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求)。3.分子间作用力与物质的性质：(1)知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别；(2)知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响；(3)了解氢键的存在对物质性质的影响(对氢键相对强弱的比较不作要求)；(4)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。‎ ‎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：‎ ‎1s　‎ ‎↑↓‎ ‎　 2s　‎ ‎↑↓‎ ‎　　 2p　‎ ‎↑↓‎ ‎↑↓‎ ‎↑↓‎ ‎　3s　‎ ‎↑↓‎ ‎　　 　3p ‎↑↓‎ ‎↑‎ ‎↑‎ ‎1.[2016·江苏，21(A)－(1)]Zn2＋基态核外电子排布式为________。‎ 答案　1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10‎ ‎2.[2016·全国卷Ⅰ，37(1)]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.[2016·全国卷Ⅱ，37(1)]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.[2016·全国卷Ⅲ，37(1)]写出基态As原子的核外电子排布式________________。‎ 答案　1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3‎ ‎5.[2015·江苏，21(A)－(1)节选]Cr3＋基态核外电子排布式为____________________。‎ 答案　1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)‎ ‎6.[2015·全国卷Ⅰ，37(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。‎ 答案　电子云　2‎ ‎7.[2015·安徽理综，25(1)(2)](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.[2016·全国卷Ⅰ，37(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________。‎ 答案　O>Ge>Zn ‎2.[2016·全国卷Ⅱ，37(3)]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.[2015·福建理综，31(1)]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.[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(1)改编]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。‎ 杂化轨道数目 杂化轨道夹角 空间构型 实例 杂化类型 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.[2016·江苏21(A)－(3)] 分子中碳原子轨道的杂化类型为________。‎ 答案　sp3、sp ‎2.[2016·全国卷Ⅰ，37(5)，节选]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.[2016·全国卷Ⅲ，37(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.[2015·全国卷Ⅰ，37(3)节选]CS2分子中，C原子的杂化轨道类型是________。‎ 答案　sp ‎5.[2015·山东理综，33(3)]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.[2015·江苏，21(A)－(2)节选]CH3COOH中C原子轨道杂化类型为_________________。‎ 答案　sp3、sp2‎ ‎7.[2014·江苏，21(A)－(3)节选]醛基中碳原子的轨道杂化类型是__________________。‎ 答案　sp2‎ ‎8.[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)节选]乙醛中碳原子的杂化类型为________。‎ 答案　sp3、sp2‎ ‎9.[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(2)(3)改编]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.[2016·江苏，21(A)—(2)(4)(5)][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 ‎(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.[2016·全国卷Ⅰ，37(2)(3)](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.[2016·全国卷Ⅱ，37(2)]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.[2015·江苏，21(A)－(1)(2)(3)节选]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.[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)]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.[2014·江苏，21(A)—(2)]与OH－互为等电子体的一种分子为________________(填化学式)。‎ 答案　HF ‎7.[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(3)改编]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H2O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个)‎ 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 ℃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.[2016·全国卷Ⅰ，37(5)(6)](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.[2016·全国卷Ⅱ，37(3)(4)](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.[2016·全国卷Ⅲ，37(4)(5)](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×100%＝×100%。‎ ‎4.[2015·全国卷Ⅰ，37(4)(5)](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.[2014·新课标全国卷Ⅰ，37(3)(4)改编]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.[2014·江苏，21(A)—(5)]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.[2014·新课标全国卷Ⅱ，37(4)(5)]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 ‎1.六乙炔苯在铜片表面发生催化反应，可制得石墨炔，将其掺杂在钙钛矿型太阳能电池材料中，能有效地提高电子传输性能。‎ ‎(1)铜原子基态核外价电子排布式为________。‎ ‎(2)六乙炔苯中碳原子的轨道杂化类型是________，1 mol六乙炔苯中含有σ键的数目为________。‎ ‎(3)该电池材料之一是AMX3，A为CH3NH(甲胺正离子)，M为Pb2＋，X为I－，其晶胞结构如图所示。‎ ‎①与CH3NH互为等电子体的一种分子为________(填结构简式)。‎ ‎②每个A离子周围最近且等距离的M离子数目为________。‎ ‎③制备AMX3用到的PbI2难溶于水，可溶于HI溶液，生成H2[PbI4]。请写出PbI2和HI溶液反应的离子方程式________________________________________________‎ ‎(已知H2[PbI2]在溶液中完全电离出两种离子)。‎ 答案　(1)3d104s1‎ ‎(2)sp、sp2　24 mol或24×6.02×1023个 ‎(3)①CH3CH3或C2H6　②8　③PbI2＋2I－===[PbI4]2－‎ ‎2.从原子、分子水平上帮助我们认识物质构成的规律：以微粒之间不同的作用力为线索，研究不同类型物质的有关性质：从物质结构决定性质的视角预测物质的有关性质。‎ ‎(1)下列说法正确的是________(填序号)。‎ A.元素电负性由大到小的顺序为O>N>C B.一个乙烯分子含2个π键和4个σ键 C.氯化钠和氯化铯晶体中氯离子的配位数相同 D.第一电离能的大小为Al>Mg>Na ‎(2)根据等电子体原理，羰基硫(OCS)分子的结构式为________________；光气(COCl2)各原子最外层都满足8电子稳定结构，则光气分子的空间构型为____________(用文字描述)。‎ ‎(3)Cu2＋基态的电子排布式为________；向硫酸铜溶液中加入过量氨水，然后加入适量乙醇，溶液中会析出深蓝色的[Cu(NH3)4]SO4晶体，硫酸根离子中硫原子的杂化方式为__________________________；不考虑空间构型，其内界结构可用示意图表示为________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)A　(2)O===C===S　平面三角形 ‎(3)1s22s22p63s23p63d9　sp3　‎ 解析　(1)A项，同周期自左而右电负性增大，故电负性O>N>C，正确；B 项，乙烯分子中含1个π键和5个σ键，错误；C项，氯化钠晶体中氯离子配位数为6、氯化铯晶体中氯离子的配位数为8，错误；D项，同周期自左而右的电离能呈增大趋势，但Mg原子3s能级有2个电子，处于全充满稳定状态，能量降低，第一电离能高于同周期相邻元素，故第一电离能Mg>Al>Na，错误。(2)羰基硫(OCS)与CO2互为等电子体，具有CO2分子结构，故羰基硫(OCS)的结构式为O===C===S，光气(COCl2)各原子最外层都满足8电子稳定结构，C原子与氯原子之间形成C—Cl单键，C原子与O原子之间形成C===O双键，光气分子的结构式是CClClO，碳原子形成3个σ键，杂化轨道数目为3，分子中C原子采取sp2杂化，故COCl2为平面三角形。(3)Cu是29号元素，原子核外电子数为29，基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，铜原子失去4s及3d上各一个电子形成Cu2＋，故Cu2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d9，硫酸根离子中硫原子的杂化轨道数目为4，采取sp3杂化；Cu2＋提供空轨道，N原子提供孤电子对，Cu2＋与NH3分子之间形成配位键，内界结构用示意图表示为。‎ ‎3.过渡元素铁可形成多种配合物，如[Fe(CN)6]4－、Fe(SCN)3等。‎ ‎(1)Fe2＋基态核外电子排布式为________。‎ ‎(2)科学研究表明用TiO2作光催化剂可将废水中CN－转化为OCN－，并最终氧化为N2、CO2。OCN－中三种元素的电负性由大到小的顺序为__________________________。‎ ‎(3)与CN－互为等电子体的一种分子为________(填化学式)；1 mol Fe(CN)中含有σ键的数目为________。‎ ‎(4)铁的另一种配合物Fe(CO)5熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于CCl4，据此可以判断Fe(CO)5晶体属于________(填晶体类型)。‎ ‎(5)铁铝合金的一种晶体属于面心立方结构，其晶胞可看成由8个小体心立方结构堆砌而成。已知小立方体如图所示，该合金的化学式为________。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6　(2)O>N>C ‎(3)CO或N2　12×6.02×1023个或12 mol(12NA)‎ ‎(4)分子晶体　(5)AlFe3‎ 解析　(1)铁是26号元素，其原子核外有26个电子，铁原子失去最外层2个电子变成Fe2＋，根据构造原理知，其基态离子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6。(2)同周期自左而右电负性增大，故电负性：O>N>C。(3)CN－含有2个原子，价电子总数为4＋5＋1＝10，故其等电子体为CO或氮气分子等，在配合物Fe(CN)中，CN－与铁离子之间有6‎ 个配位键，在每个CN－内部有一个共价键，所以1 mol该配合物中含有σ键的数目为12×6.02×1023个或12 mol(12NA)。‎ ‎(4)已知Fe(CO)5常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂，根据分子晶体的物理性质：分子晶体熔、沸点低，易溶于有机溶剂，可知Fe(CO)5属于分子晶体。(5)正方体中，顶点上的原子被8个晶胞占有：Fe：4×＝，Al：4×＝，体心上的原子被1个Fe晶胞占有，N(Al)∶N(Fe)＝∶＝1∶3，所以该合金的化学式为AlFe3。‎ ‎4.将过量的氨水加到硫酸铜溶液中，溶液最终变成深蓝色，继续加入乙醇，析出深蓝色的晶体[Cu(NH3)4]SO4·H2O。‎ ‎(1)Cu2＋基态核外电子排布式为_________________________________________；‎ ‎[Cu(NH3)4]SO4·H2O中，与Cu2＋形成配位键的原子是________(填元素符号)。‎ ‎(2)乙醇分子中O原子轨道杂化类型为________，与NH3互为等电子体的一种阳离子为________(填化学式)。‎ ‎(3)N、O、S第一电离能由大到小的顺序为________。‎ ‎(4)某含有结晶水的铜的氯化物的晶胞结构如图所示，该化合物的化学式是________。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d9　N ‎(2)sp3　H3O＋‎ ‎(3)N>O>S ‎(4)CuCl2·2H2O 解析　(1)Cu原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1,4s与3d能级各失去1个电子形成 Cu2＋，Cu2＋基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9；N原子含有孤电子对，与Cu2＋形成配位键。(2)乙醇分子中O原子形成2个σ键，含有2对孤电子对，杂化轨道数目为4，杂化方式为sp3；原子数目相等、价电子总数相等的微粒互为等电子体，与NH3互为等电子体的一种阳离子为H3O＋。(3)N元素原子2p能级为半满稳定状态，能量较低，第一电离能高于同周期相邻元素，同主族自上而下第一电离能减小，第一电离能由大到小的顺序：N>O>S。‎ ‎(4)晶胞中Cu2＋数目为8×＋2×＝2、化合价代数和为0，则晶胞中Cl－离子数目为4，H2O数目为8×＋4×＝4，该物质化学式为CuCl2·2H2O。‎ ‎5.前四周期元素A、B、C、D、E、F、G原子序数依次增大，A元素的质子数和质量数相等，B元素具有三个能级且所排电子数相同，D元素2p能级上电子数是2s能级的两倍；D和E 相邻且同主族。F是第四周期未成对电子最多的原子，G是目前使用量最多的金属。请回答下列问题：(用推出的元素符号或者化学式作答)‎ ‎(1)F的价电子排布式为____________，B、C、D三种元素的第一电离能从大到小的顺序为________，D和E电负性较大的是________。‎ ‎(2)BD中B原子的杂化方式为___________，该离子的空间构型为____________，键角为________。‎ ‎(3)写出一种由A、C、D组成且既含离子键又共价键的物质的化学式________，化合物ABC中σ键和π键数目之比为________，C的气态氢化物在一定的压强下，测得的密度比该压强下理论密度略大，请解释原因________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)B和C的最高价含氧酸的酸性较强的是__________，过量的G与C的最高价含氧酸稀溶液反应的离子方程式为_________________________________________。‎ ‎(5)E和G形成某种晶胞如下图所示：其中白球表示E，黑球表示G。则该物质的化学式为____________，假设该晶胞的密度为ρ g·cm－3，用NA表示阿伏加德罗常数，则该晶胞中距离最近的E原子之间的距离为______cm。‎ 答案　(1)3d54s1　N>O>C　O ‎(2)sp2杂化　平面正三角形　120°‎ ‎(3)NH4NO3(或者NH4NO2)　1∶1　NH3通过氢键形成“缔合”分子，导致相对分子质量增大，分子间作用力增强，分子间距离减小，导致密度反常增大 ‎(4)HNO3　3Fe(过)＋8H＋＋2NO===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O ‎(5)FeS　· 解析　本题考查物质的结构与性质。根据“A元素的质子数和质量数相等”推知A为H(氢)；根据“B元素具有三个能级且所排电子数相同”推知B为C(碳)；根据“D元素2p能级上电子数是2s能级的两倍”推知D为O(氧)；根据“B、C、D原子序数依次增大”推知C为N(氮)；根据“D和E相邻且同主族”推知E为S(硫)；第四周期中Cr元素的未成对电子高达6个最多，故F为Cr(铬)；根据“G是目前使用量最多的金属”推加G为Fe(铁)。(1)Cr的价电子排布式是保证3d能级和4s能级都处于半充满状态，更加稳定，故Cr的价电子排布为3d54s1。第一电离能同一周期从左到右逐渐增大，ⅡA族、VA族反常，故N>O>C ‎；电负性同一主族自上而下逐渐降低，故O>S。(2)CO中中心原子属于“3＋0”型，故杂化方式为sp2杂化，空间构型为平面三角形，键角为120°。(3)铵盐属于离子化合物，存在离子键也存在共价键，三种元素形成的铵盐可以是NH4NO3或者NH4NO2。HCN中存在2条σ键和2条π键，二者之比为1∶1。(4)HNO3含有两个非羟基O，H2CO3存在一个非羟基O，故HNO3酸性更强。过量Fe与稀硝酸反应，Fe被氧化成＋2价铁，稀硝酸被还原成NO，用H＋保证电荷守恒，用H2O保证H和O的守恒。(5)黑球铁在内部，4个，白球S在顶点和面心，6×＋8×＝4个，约成最简整数比既得化学式为FeS。根据密度×体积＝质量的公式，假设该晶胞的边长为a，代入数据得：a3·NA·ρ＝M，故a＝ ，故距离最近的S原子之间距离为·cm。‎ ‎6.太阳能电池的发展趋向于微型化、薄膜化。最新产品是铜镓(Ga)硒(Se)等化合物薄膜太阳能电池和Si系薄膜太阳能电池。完成下列填空：‎ ‎(1)亚铜离子(Cu＋)基态时的电子排布式_________________________________________；‎ ‎1 mol配合离子[Cu(NH3)2]＋中，含有σ键数目为________。‎ ‎(2)已知硼元素与镓元素处于同一主族，BF3分子的空间构型为________，BF3与NH3以配位键结合生成BF3·NH3，该产物中B原子的杂化轨道类型为________。‎ ‎(3)与硒同周期相邻的元素为砷和溴，则这三种元素的第一电离能从大到小顺序为_________________________________________(用元素符号表示)，H2Se的沸点比H2O的沸点低，其原因是_________________________。‎ ‎(4)单晶硅的结构与金刚石结构相似，若将金刚石晶体中的一半的C原子换成Si原子且同种原子不成键，则得如图所示的金刚砂(SiC)结构：在SiC中，每个Si原子周围最近的Si原子数目为________。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d10‎ ‎8 mol或8×6.02×1023‎ ‎(2)平面正三角形　sp3‎ ‎(3)Br>As>Se　H2O分子间存在氢键 ‎(4)12‎