2018届二轮复习物质结构与性质学案（全国通用）(3)

2018届二轮复习物质结构与性质学案（全国通用）(3)

第16讲　物质结构与性质 ‎[最新考纲]‎ ‎1．原子结构与元素的性质 ‎(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。‎ ‎2．化学键与分子结构 ‎(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(σ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。‎ ‎3．分子间作用力与物质的性质 ‎(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响。‎ ‎(2)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。‎ ‎4．晶体结构与性质 ‎(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。‎ ‎1．(2017·课标全国Ⅰ，35)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：‎ ‎(1)元素K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为________ nm(填标号)。‎ ‎[命题点：波长判断(考查新角度)]‎ A．404.4　 B. 553.5　 C．589.2　 D．670.8　 E．766.5‎ ‎(2)基态K原子中，核外电子占据的最高能层的符号是________，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为________。K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是____________________________________________________________________‎ ‎____________________________________________________________________。‎ ‎[命题点：电子式及熔沸点比较]‎ ‎(3)X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离子。I离子的几何构型为________，中心原子的杂化类型为________。‎ ‎[命题点：空间构型及杂化类型]‎ ‎(4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立体结构，边长为a＝0.446 nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示。K与O间的最短距离为________ nm，与K紧邻的O个数为________。‎ ‎[命题点：晶体结构及计算]‎ ‎(5)在KIO3晶胞结构的另一种表示中，I处于各顶角位置，则K处于________位置，O处于________位置。‎ ‎[命题点：晶体结构]‎ 解析　‎ ‎(1)赤橙黄绿青蓝紫，波长逐渐减小。(2)K原子位于第四周期，原子结构示意图为，核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1，最高能层为N层，第4电子层为4s原子轨道，为球形。K原子半径大，且价电子数少(K原子价电子数为1，Cr原子价电子排布为3d54s1，价电子数为6)，金属键弱，熔沸点低。(3)I离子中价层电子对数为＝4，中心原子为sp3杂化，理论构型为四面体形，有2对孤对电子，故离子为V形。(4)根据晶胞结构可知，K与O间的最短距离为面对角线的一半，即 nm＝0.315 nm。K、O构成面心立方，配位数为12(同层4个，上、下层各4 个)。由(4)可知K、I的最短距离为体对角线的一半，I处于顶角，K处于体心。由(4)可知I、O之间的最短距离为边长的一半，I处于顶角，O处于棱心。‎ 答案　(1)A　(2)N　球形　K的原子半径较大且价电子数较小，金属键较弱　(3)V形　sp3‎ ‎(4)0.315或×0.446　12　(5)体心　棱心 ‎2．(2017·课标全国Ⅱ，35)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题：‎ ‎(1)氮原子价层电子对的轨道表达式(电子排布图)为________。‎ ‎[命题点：电子排布式]‎ ‎(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是________________________‎ ‎___________________________________________________________________；‎ 氮元素的E1呈现异常的原因是________________________________________‎ ‎__________________________________________________________________。‎ ‎[命题点：亲和能比较]‎ ‎(3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。‎ ‎①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。(填标号)‎ A．中心原子的杂化轨道类型 B．中心原子的价层电子对数 C．立体结构 D．共价键类型 ‎②R中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N中的大π键应表示为________。‎ ‎③图(b)中虚线代表氢键，其表示式为(NH)N—H…Cl、________、________。‎ ‎[命题点：物质构型]‎ ‎(4)R的晶体密度为d g·cm－3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为____________________________________________________________________‎ ‎____________________________________________________________________。‎ ‎[命题点：晶体结构及计算]‎ 解析　(1)N原子位于第二周期第ⅤA族，价电子是最外层电子，即电子排布图是；(2)根据图(a)，电子亲和能增大(除N外)，同周期从左向右非金属性增强，得电子能力增强，因此同周期自左而右电子亲和能增大；氮元素的p能级达到半满状态，原子相对稳定，不易得到1个电子；(3)①根据图(b)，阳离子是NH和H3O＋，NH中心原子N含有4个σ键，孤电子对数为(5－1－4×1)/2＝0，价层电子对数为4，杂化类型为sp3，H3O＋中心原子是O，含有3个σ键，孤电子对数为(6－1－3)/2＝1，空间构型为正四面体形，价层电子对数为4，杂化类型为sp3，空间构型为三角锥形，因此相同之处为ABD，不同之处为C，②根据图(b)N中σ键总数为5个；根据信息，N的大Π键应是表示为Π ‎；③根据图(b)还有的氢键是：(H3O＋)O—H…N　(NH)N—H…N；(4)根据密度的定义有：d＝ g/cm3，解得y＝。‎ 答案　(1) ‎ ‎(2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大　N的p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子 ‎(3)①ABD　C　②5　Π　③(H3O＋)O—H…N　(NH)N—H…N ‎(4) ‎3．(2016·全国Ⅰ卷)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。‎ ‎[命题点：电子排布式]‎ ‎(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_________________________。‎ ‎[命题点：成键特点]‎ ‎(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_______________‎ ‎___________________________________________________________________。‎ ‎[命题点：结构对性质的影响]‎ GeCl4‎ GeBr4‎ GeI4‎ 熔点/℃‎ ‎－49.5‎ ‎26‎ ‎146‎ 沸点/℃‎ ‎83.1‎ ‎186‎ 约400‎ ‎(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________________。‎ ‎[命题点：电负性]‎ ‎(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________________。‎ ‎[命题点：杂化与化学键]‎ ‎(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)。‎ ‎[命题点：晶体结构及运算]‎ 解析　锗元素在周期表的第四周期、第ⅣA族，因此核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。‎ ‎(2)锗虽然与碳为同族元素，但比碳多了两个电子层，因此锗的原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p－p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)由锗卤化物的熔沸点由Cl到I呈增大的趋势且它们的熔沸点较低，可判断它们均为分子晶体，而相同类型的分子晶体，其熔沸点取决于相对分子质量的大小，因为相对分子质量越大，分子间的作用力就越大，熔沸点就越高。‎ ‎(4)Zn和Ge为同周期元素，Ge在Zn的右边，因此Ge的电负性比Zn的强；O为活泼的非金属元素，电负性强于Ge和Zn，因此三者电负性由大至小的顺序为O、Ge、Zn。‎ ‎(5)Ge单晶为金刚石型结构，金刚石中碳原子的杂化方式为sp3，因此Ge原子的杂化方式也为sp3。微粒之间存在的作用力为共价键。‎ ‎(6)①根据题给图示可知，D原子的坐标参数为。[来源:学§科§网]‎ ‎②每个晶胞中含有锗原子8×1/8＋6×1/2＋4＝8(个)，每个晶胞的质量为，晶胞的体积为(565.76×10－10 cm)3，所以晶胞的密度为 eq f(8×73 g·mol－1,NA×（565.76×10－10 cm）3)。‎ 答案　(1)3d104s24p2　2‎ ‎(2)Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p－p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，分子量依次增大，分子间相互作用力依次增强 ‎(4)O＞Ge＞Zn ‎(5)sp3　共价键 ‎(6)①　②×107‎ 分析评价 题型：选做题　填空题 评析：原子结构在高考中常见的命题角度有原子核外电子的排布规律及其表示方法、原子结构与元素电离能和电负性的关系及其应用；分子结构则围绕某物质判断共价键的类型和数目，分子的极性、中心原子的杂化方式，微粒的立体构型，氢键的形成及对物质的性质影响等；晶体结构在高考中常见的命题角度有晶体的类型、结构与性质的关系，晶体熔沸点高低的比较，配位数、晶胞模型分析及有关计算等。上述考查知识点多以“拼盘”形式呈现，知识覆盖较广，命题角度具有相对独立性。‎ 启示：特别关注：①第四周期元素原子或离子电子排布式的书写；②晶胞微粒的计算方法。‎ ‎ [考点精要]‎ 一、原子结构与性质 ‎1．基态原子的核外电子排布 ‎(1)排布规律 能量最低原理 原子核外电子先占有能量最低的原子轨道 泡利不相容原理 每个原子轨道中最多只能容纳2个自旋状态不同的电子 洪特规则 原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同 说明：能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系能量较低，原子较稳定。‎ ‎(2)表示形式 ‎①核外电子排布式，如Cr：1s22s22p63s23p63d54s1，可简化为[Ar]3d54s1。‎ ‎②价层电子排布式：如Fe：3d64s2。‎ ‎③电子排布图又称轨道表示式：如O：‎ ‎(3)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：‎ ‎②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。‎ ‎③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Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。‎ ‎2．第一电离能、电负性 ‎(1)规律：在元素周期表中，元素的第一电离能从左到右有增大的趋势，从上往下逐渐减小、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小。‎ ‎(2)特性：同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的ⅢA和ⅥA族元素。‎ ‎(3)方法：我们常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：a.HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；b.Al2O3‎ 是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。‎ 二、分子结构与性质 ‎1．共价键 ‎(1)分类 ‎ ①‎ ‎②配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A―→B。‎ ‎(2)σ键和π键的判断方法：‎ 共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。‎ ‎2．杂化轨道 ‎(1)方法：判断分子或离子中中心原子的杂化轨道类型 ‎①看中心原子有没有形成双键或三键。如果有1个三键，则其中有2个π键，用去了2个p轨道，则为sp杂化；如果有1个双键则其中有1个π键，则为sp2杂化；如果全部是单键，则为sp3杂化。‎ ‎②由分子的空间构型结合价层电子对互斥理论判断。没有填充电子的空轨道一般不参与杂化，1对孤电子对占据1个杂化轨道。如NH3为三角锥形，且有一对孤电子对，即4条杂化轨道应呈正四面体形，为sp3杂化。‎ ‎(2)识记：常见杂化轨道类型与分子构型 杂化轨 道类型 参加杂化的 原子轨道 分子构型 示例 sp ‎1个s轨道，‎ ‎1个p轨道 直线形 CO2、BeCl2、HgCl2‎ sp2‎ ‎1个s轨道，‎ ‎2个p轨道 平面三角形 BF3、BCl3、HCHO sp3‎ ‎1个s轨道，‎ ‎3个p轨道 等性 杂化 正四 面体 CH4、CCl4、NH 不等性 具体情 NH3(三角锥形)、‎ 杂化 况不同 H2S、H2O(Ⅴ形)‎ ‎3.三种作用力及对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键＞氢键＞范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 形成氢键元素的电负性 原子半径 对性质 的影响 影响物质的熔、沸点、溶解度等物理性质 分子间氢键使熔、沸点升高，溶解度增大 键能越大，稳定性越强 三、晶体结构与性质 ‎1．明确晶体类型的2种判断方法 ‎(1)据各类晶体的概念判断，即根据构成晶体的粒子和粒子间的作用力类别进行判断。如由分子通过分子间作用力(范德华力、氢键)形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体，由金属阳离子和自由电子通过金属键形成的晶体属于金属晶体，或由金属原子形成的晶体属于金属晶体。‎ ‎(2)据各类晶体的特征性质判断。如低熔、沸点的晶体属于分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔化状态下能导电的晶体属于离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的晶体属于原子晶体；能导电、传热、具有延展性的晶体属于金属晶体。‎ ‎2．突破晶体熔、沸点高低的比较 ‎(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 金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。‎ ‎(2)原子晶体 由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。‎ ‎(3)离子晶体 一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO＞NaCl＞CsCl。‎ ‎(4)分子晶体 ‎①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S。‎ ‎②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4。‎ ‎③组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如CO＞N2，CH3OH＞CH3CH3。‎ ‎(5)金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点：Al＞Mg＞Na。‎ ‎3．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 A．NaCl(含4个Na＋，4个Cl－)‎ B．干冰(含4个CO2)‎ C．CaF2(含4个Ca2＋，8个F－)‎ D．金刚石(含8个C)‎ E．体心立方(含2个原子)‎ F．面心立方(含4个原子)‎ ‎4．晶胞求算 ‎(2)晶体微粒与M、ρ之间的关系 若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对原子质量)；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积，a为晶胞边长或微粒间距离)，则1 mol晶胞的质量为ρa3 NA g，因此有xM＝ρa3 NA。‎ ‎[考法指导]‎ ‎　以指定元素或物质为背景的多角度立体考查(难度系数☆☆☆)‎ ‎【典例演示1】 (2016·全国Ⅱ卷)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。回答下列问题：‎ ‎(1)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)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________。‎ ‎(3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol–1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是________________。‎ ‎(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。‎ 解析　(1)Ni是28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2。根据洪特规则可知，Ni原子3d能级上8个电子尽可能分占5个不同的轨道，其未成对电子数为2。‎ ‎(2)①SO中，S原子的价层电子对数为＝4，成键电子对数为4，故SO的立体构型为正四面体。‎ ‎②[Ni(NH3)6]2＋中，由于Ni2＋具有空轨道，而NH3中N原子含有孤电子对，两者可通过配位键形成配离子。‎ ‎③由于NH3分子间可形成氢键，故NH3的沸点高于PH3。NH3分子中，N原子形成3个σ键，且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH3属于极性分子。‎ ‎(3)Cu、Ni均属于金属晶体，它们均通过金属键形成晶体。因Cu元素基态原子的价层电子排布式为3d104s1，3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子较难，因此第二电离能ICu＞INi。‎ ‎(4)①由晶胞结构图可知，Ni原子处于立方晶胞的顶点，Cu原子处于立方晶胞的面心，根据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为：6×＝3，含有Ni：原子的个数为：8×＝1，故晶胞中Cu原子与Ni原子的数量比为3∶1。‎ ‎②根据m＝ρV可得，1 mol晶胞的质量为：(64×3＋59)g＝a3×d g·cm－3×NA，则a＝ cm＝×107 nm。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2　2‎ ‎(2)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 ‎(3)金属　铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 ‎(4)①3∶1　②×107‎ ‎【考法训练1】 (2017·课标全国Ⅲ，35)研究发现，在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。回答下列问题：‎ ‎(1)Co基态原子核外电子排布式为____________________________________。‎ 元素Mn与O中，第一电离能较大的是________，基态原子核外未成对电子数较多的是________。‎ ‎(2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。‎ ‎(3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为__________________________________________________________________，‎ 原因是___________________________________________________________。‎ ‎(4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在________。‎ ‎(5)MgO具有NaCl型结构(如图)，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a＝0.420 nm，则r(O2－)为________nm。MnO也属于NaCl型结构，晶胞参数为a′＝0.448 nm，则r(Mn2＋)为________nm。‎ 解析　(1)Co为27号元素，Co的基态原子核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；金属性越强，第一电离能越小，而金属性：Mn＞O，故第一电离能较大的为O。Mn原子的价电子排布式为3d54s2，根据洪特规则，有5个未成对电子，而O原子的价电子排布式为2s22p4，仅有2个未成对电子，故基态原子核外未成对电子数较多的是Mn；‎ ‎(2)根据价层电子对互斥理论，CO2中C原子价层电子对数为2，为sp杂化，而CH3OH中C原子的价层电子对数为4，为sp3杂化；‎ ‎(3)影响分子晶体沸点的因素有范德华力和氢键，H2O与CH3‎ OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多，故H2O的沸点高，CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大，沸点更高。‎ ‎(4)Mn(NO3)2为离子化合物，Mn2＋ 与NO之间是离子键，根据NO的结构式，N与O之间存在双键，故除了σ键还存在离子键、π键； ‎ ‎(5)由题意知在MgO中，阴离子作面心立方堆积，氧离子沿晶胞的面对角线方向接触，所以a＝2r(O2－)，r(O2－)＝0.148 nm；MnO的晶胞参数比MgO更大，说明阴离子之间不再接触，阴阳离子沿坐标轴方向接触，故2[r(Mn2＋)＋r(O2－)]＝a'，r(Mn2＋)＝0.076 nm。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　O　Mn ‎(2)sp　sp3‎ ‎(3)H2O>CH3OH>CO2>H2　水含氢键比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大 ‎(4)离子键、π键 ‎(5)0.148　 0.076‎ ‎　以推断元素为背景的“拼盘式”考查(难度系数☆☆☆)‎ ‎【典例演示2】 (2016·四川高考，8)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轨道电子数的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。请回答下列问题：‎ ‎(1)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)X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物，其原因是___________________________________________________________________。‎ ‎(3)X与M形成的XM3分子的空间构型是________。‎ ‎(4)M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如图所示，则图中黑球代表的离子是________(填离子符号)。‎ ‎(5)在稀硫酸中，Z的最高价含氧酸的钾盐(橙色)氧化M的一种氢化物，Z被还原为＋3价，该反应的化学方程式是 ‎___________________________________________________________________。‎ 解析　M基态原子的核外电子排布式为1s22s22p4，为氧元素，R为钠元素，X的原子序数大于R，为硫元素，则Y为氯元素，Z基态原子的核外电子排布式为[Ar]3d54s1，为24号元素铬。(1)11号元素钠的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s1。同一周期元素，随原子序数递增，电负性增大，Cl的电负性强于S。(2)H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键，所以H2O的沸点高于H2S。(3)SO3的价层电子对数为3，无孤对电子，为平面正三角形。(4)Na2O晶胞中小黑球个数为8，小白球个数为：8×＋6×＝4，所以黑球表示Na＋。(5)＋6价铬中K2Cr2O7 呈橙色(K2CrO4呈黄色)，将H2O2氧化为O2，自身被还原为Cr2(SO4)3，注意溶液呈酸性，配平。‎ 答案　(1) 1s22s22p63s1或[Ne]3s1　Cl ‎(2)H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键 ‎(3)平面三角形 ‎(4)Na＋‎ ‎(5)K2Cr2O7＋3H2O2＋4H2SO4===Cr2(SO4)3＋3O2↑＋K2SO4＋7H2O ‎【考法指导】‎ 这是一种较为典型的命题形式。基于原子结构和元素周期表(或元素周期律)等背景进行元素推断，从而呈现出几种元素，这些元素往往含有主族元素和过渡元素。命题时，并不完全围绕各元素独立进行，同时也依托这些元素之间组成的物质展开，从而实现对原子结构、分子结构和晶体结构与性质的综合考查。‎ ‎【考法训练2】 现有A、X、Y、Z、W五种元素，它们的原子序数依次增大。A元素原子的核外电子总数与其周期数相同；X基态原子的L层中有3个未成对电子；Y基态原子的2p轨道上有一个电子的自旋方向与2p轨道上其他电子的自旋方向相反；Z基态原子的3p轨道上得到两个电子后不能再容纳外来电子；W基态原子的最外层电子数为1，其余各电子层均充满电子。请回答下列问题：‎ ‎(1)这五种元素中，电负性最大的元素基态原子的电子排布式是________，W位于周期表的________(填“s”、“p”、“d”或“ds”)区。‎ ‎(2)已知X2Y分子中Y原子只与一个X原子相连，请根据等电子原理，写出X2‎ Y的电子式：_________________________________________________________，‎ 其中心原子的杂化轨道类型是________，1 mol X2Y含有的π键数目为________。‎ ‎(3)W可以形成配合物。A、X、Y、Z、W五种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈正四面体结构，该阴离子的化学式为________；其阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图所示)，该阳离子的化学式为________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是________________________________________________________‎ ‎__________________________________________________________________。‎ ‎(4)W、X形成的某种化合物的晶胞结构如图所示的立方晶胞(其中X显－3价)，则其化学式为______________________________________________________。‎ 设阿伏加德罗常数的值为NA，距离最近的两个W的核间距为a cm，则该晶体的密度为________ g·cm－3。(用含有a和NA的代数式表示)‎ 解析　A、X、Y、Z、W五种元素的原子序数依次增大。A元素原子的核外电子总数与其周期数相同，故A为H；X基态原子的L层中有3个未成对电子，故X为N；Y基态原子的2p轨道上有一个电子的自旋方向与2p轨道上其他电子的自旋方向相反，故Y为O；Z基态原子的3p轨道上得到两个电子后不能再容纳外来电子，故Z为S；W基态原子的最外层电子数为1，其余各电子层均充满电子，故W为Cu。(1)电负性最大的元素为O，其基态原子的电子排布式为1s22s22p4。Cu为29号元素，在元素周期表中属于ds区。(2)N2O分子中O原子只与一个N原子相连，N2O与CO2互为等电子体，故N2O的电子式为；中心原子N的杂化类型为sp，1分子N2O中的π键数目为2，故1 mol N2O中含有的π键数目为2NA。(3)五种元素形成的1∶1型离子化合物中，阴离子呈正四面体结构，则阴离子为SO，结合题图可知该阳离子结构中含有1个Cu2＋、4个NH3、2个H2O，故阳离子的化学式为[Cu(NH3)4(H2O)2]2＋。加热化合物时根据配位键强弱来确定首先失去的成分。(4)由题中图的晶胞结构可知N的数目为8×＝1，Cu的数目为12×＝3，所以其化学式为Cu3N。设晶胞边长为b cm，则2×‎ ‎()2＝a2，b＝a，故该晶体的密度ρ＝ g·cm－3。‎ 答案　(1)1s22s22p4　ds ‎(2) 　sp　2NA ‎(3)SO　[Cu(NH3)4(H2O)2]2＋　H2O H2O与Cu2＋配位键比NH3与Cu2＋配位键弱 ‎(4)Cu3N　 一、推断元素型 ‎1．原子序数依次增大的五种元素A、B、C、D、E位于周期表的前四周期。A基态原子的2p轨道上有2个未成对电子；C的最外层电子数是次外层电子数的3倍，C与D同主族且相邻；E位于周期表的ds区，最外层只有一对成对电子。请回答下列问题：‎ ‎(1)A、B、C三种元素第一电离能最大的是________(填元素符号)，基态E原子的电子排布式为_____________________________________________。‎ ‎(2)C、D的简单氢化物中沸点较高的是________(填分子式)，原因是___________________________________________________________________。‎ ‎(3)A元素可形成多种单质，其中一种单质为层状结构的晶体(如图)，其原子的杂化轨道类型为________。‎ ‎(4)化合物DC2的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________。‎ ‎(5)D与E能形成化合物X，X的一种晶体晶胞结构如图所示，X的化学式为________；若晶胞边长为a cm，则晶体E的密度计算式为ρ＝________g·cm－3(NA代表阿伏加德罗常数)。‎ 解析　原子序数依次增大的五种元素A、B、‎ C、D、E位于周期表的前四周期，C的最外层电子数是次外层电子数的3倍，则C的最外层有6个电子，C为O元素，C与D同主族相邻，则D为S元素；A基态原子的2p轨道上有2个未成对电子，而且A的原子序数比O小，所以A为C元素；B的原子序数介于A、C之间，所以B为N元素；E位于周期表的ds区，最外层只有一对成对电子，则E为Zn元素。‎ ‎(1)C、N、O三种元素中，N原子的2p轨道电子排布为半满状态，较稳定，第一电离能较大，所以第一电离能最大的是N；E为Zn元素，Zn的核外有30个电子，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2。‎ ‎(2)C、D的简单氢化物分别为H2O、H2S，水分子间存在氢键，其沸点比硫化氢高。‎ ‎(3)A为C元素，C形成的单质为层状结构的晶体，该单质为石墨，每个C原子形成3个共价单键，所以价层电子对数为3，其原子的杂化轨道类型为sp2。‎ ‎(4)化合物SO2中S原子的价层电子对数为：2＋(6－2×2)＝3，含有一对孤电子对，所以立体构型为V形。‎ ‎(5)S与Zn形成化合物的晶胞中，S在晶胞内部，原子数为4，Zn在顶点和面心，Zn的原子数为：×8＋×6＝4，所以其化学式为ZnS；晶胞边长为a，则晶胞的体积为a3 cm3，晶胞的质量为 g，所以晶体E的密度为ρ＝ g·cm－3。‎ 答案　(1)N　[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2‎ ‎(2)H2O　水分子间存在氢键　(3)sp2　(4)V形　3‎ ‎(5)ZnS　[或]‎ ‎2．A、B、C、D、E是元素周期表中前四周期的常见元素，且原子序数依次增大，其相关信息如下表：‎ A 原子核外电子有6种不同的运动状态 C 原子L电子层上有2对成对电子 D 第三周期中电负性最大的元素 E E＋核外有3个电子层且各层均处于全充满状态 试回答下列有关问题：‎ ‎(1)基态E原子的外围电子排布式为________，其基态原子有________种能量不同的电子。‎ ‎(2)元素A、B、C的第一电离能由大到小的顺序为(用元素符号表示)________。‎ ‎(3)与ABC－互为等电子体微粒的化学式为________(写出一种即可)，ABC－的空间构型为________。‎ ‎(4)AC2分子中含有________个π键。‎ ‎(5)C的简单氢化物的沸点比D的高，理由是____________________________。‎ ‎(6)已知C与E能形成两种化合物EC、E2C，其晶胞如图所示，EC晶胞是图________(填“甲”或“乙”)；若甲晶体中一个晶胞的边长为a pm，则甲晶体的密度为________ g·cm－3(写出含a的表达式，用NA表示阿伏加德罗常数的值)。‎ 解析　A、B、C、D、E五种元素的原子序数依次增大，其中A原子核外电子有6种不同的运动状态，则A是碳元素；C原子L电子层上有2对成对电子，则C为氧元素；B的原子序数大于A而小于C，则B是氮元素；D是第三周期中电负性最大的元素，为氯元素；E＋的M层3d轨道电子全充满，E的原子序数是29，为铜元素。(1)Cu的基态原子的外围电子排布式为3d104s1，核外电子分布在1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s 7个能级上，因此其基态原子有7种能量不同的电子。(2)同周期元素第一电离能由左向右呈增大的趋势，第ⅡA族元素原子的s能级是全充满状态，第ⅤA族元素原子的p能级是半充满状态，它们第一电离能比相邻元素大，即第一电离能：N＞O＞C。(3)与CNO－互为等电子体微粒的化学式有CO2、N2O、SCN－等，互为等电子体的物质结构相似，二氧化碳的结构是直线形，因此CNO－为直线形。(4)O＝C＝O分子中含有两个双键，双键中有一个是π键，所以1个二氧化碳分子中含有2个π键。(5)H2O分子间存在氢键，HCl分子间不存在氢键，所以水的沸点高于氯化氢。(6)根据均摊法知甲中含Cu原子4个，含O原子8×＋4×＋2× ‎＋1＝4，化学式为CuO，乙中含Cu原子4个，含O原子8×＋1＝2，化学式为Cu2O；1个甲晶胞中含4个“CuO”，质量为(4×80)÷NA g，晶胞体积为(a×10－10)3 cm3，密度是 g·cm－3。‎ 答案　(1)3d104s1　7　(2)N＞O＞C　(3)CO2或N2O或SCN－　直线形　(4)2　(5)H2O分子间能形成氢键，HCl分子间不能形成氢键　(6)甲　 ‎3．A、B、C、D、E是元素周期表中前四周期的元素，其原子序数依次增大，A为元素周期表中原子半径最小的元素，B的基态原子中占有电子的3个能级上的电子数均相等，D与B同族，C与B同周期，且C的所有p轨道上的电子数与所有s轨道上的电子数相等，E的次外层电子数是其最外层电子数的7倍。回答下列问题：‎ ‎(1)B、C、D三种元素的电负性由小到大的顺序为________________(用元素符号表示)，D元素基态原子价层电子排布式为________________。‎ ‎(2)A、B形成的化合物中，B原子采取sp2杂化的最简单的分子为________(写名称)，A、C形成的三原子分子中，C原子的杂化方式为___________________________________________________________________。‎ ‎(3)C、D形成的化合物中含有的化学键类型为________，该物质的晶体类型为________。‎ ‎(4)金属Mg与A、E形成的化合物是目前人类已发现的体积储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图所示，其中黑球代表E，灰球代表Mg，白球代表A，其中白球除在棱上、面上外，在晶胞内部还有6个。该化合物的分子式为___________________________________________________________________。‎ ‎(5)B、C、E能形成如图所示三角双锥构型的配合物分子，三种元素的原子分别用大白球、小白球和黑球代表。‎ 该配合物分子为________(填“极性”或“非极性”)分子，小白球代表的元素原子为________(写元素符号，下同)，为该配合物的配位键提供空轨道的原子是________，该配合物中大白球代表的元素的化合价为_________________。‎ 解析　根据题中信息可推知A、B、C、D、E分别为H、C、O、Si、Fe。(1)同主族元素电负性从上到下逐渐减弱，故电负性Si＜C，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增强，故电负性C＜O。Si的基态原子价层电子排布式为3s23p2。(2)H、C形成的化合物中，碳原子为sp2杂化的最简单的分子是乙烯；H、O形成的三原子分子为H2O，O原子的杂化方式为sp3。(3)SiO2中Si—O键为共价键，该晶体为原子晶体。(4)8个Mg原子在晶胞内部，黑球为Fe原子，一个晶胞中含有的Fe原子数为：8×＋6×＝4，A为H，一个晶胞中含有的H原子数为：6＋(12×2)×＋(4×6)×＝24，故N(Mg)∶N(Fe)∶N(H)＝2∶1∶6，故其分子式为Mg2FeH6。(5)三角双锥构型为对称性结构，因此该分子为非极性分子。对比三种球的半径大小可知小白球为O原子，黑球为C原子，大白球为Fe原子；Fe原子具有多余的空轨道，可为配位键提供空轨道；Fe(CO)5中Fe的化合价为0。‎ 答案　(1)Si＜C＜O　3s23p2　(2)乙烯　sp3　(3)共价键　原子晶体　(4)Mg2FeH6　(5)非极性　O　Fe　0‎ 二、元素、物质给予型 ‎4．碳、氮、镁、镍(Ni)及其化合物在生活、生产、科技等领域有广泛应用。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)基态镍原子的价层电子排布式为________；基态氮原子的核外电子云形状有________________。‎ ‎(2)“8·12”天津港危险物爆炸事故现场检测出NaCN超标。CN－的等电子体分子为________；1 mol HCN分子中含________个π键。‎ ‎(3)在碳、氮的含氧酸根离子中，中心原子杂化类型为sp2‎ 的离子有________________，其中孤电子对数为1的离子的空间构型是________。‎ ‎(4)CH4分子的键角大于NH3的原因是___________________________________‎ ‎____________________________________________________________________；‎ 键长：C—H键________(填“＞”、“＜”或“＝”)N—H键。‎ ‎(5)C3N4是人工合成的超硬度新材料，它的晶体类型为________。‎ ‎(6)据报道，某种含有镁、镍和碳三种元素的晶体具有超导性，该新型超导晶体的一个晶胞的结构如图所示，则该晶体的化学式为________。‎ 解析　(1)镍原子的核外电子数为28，价层电子排布式为3d84s2。氮原子的核外电子只占据2种能级：s能级、p能级，电子云形状分别为球形、哑铃形。‎ ‎(2)CN－的电子数为14，等电子体分子有N2、CO等。1个H—C≡N分子中含有2个π键。‎ ‎(3)CO、NO、NO中，中心原子价层电子对数都是3，杂化类型都为sp2；NO中氮原子上孤电子对数为1，其空间构型是V形。‎ ‎(4)电子对之间的排斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对>孤电子对—成键电子对>成键电子对—成键电子对。以共价键结合的分子的中心原子价层孤电子对数越多，键角越小。半径：C>N，故键长：C—H键>N—H键。‎ ‎(5)“超硬度”材料暗示氮化碳是原子晶体。‎ ‎(6)在该晶胞中，8个镁原子位于顶点；6个镍原子位于面心；1个碳原子位于体心。根据均摊法计算晶胞中各原子的个数，Mg：8×＝1，Ni：6×＝3，C：1，故该晶体的化学式为MgNi3C。‎ 答案　(1)3d84s2　球形和哑铃形 ‎(2)N2(或CO)　2NA(或2×6.02×1023)‎ ‎(3)CO、NO、NO　V形 ‎(4)氮原子上有1个孤电子对，碳原子上没有孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对与成键电子对之间的排斥力　＞‎ ‎(5)原子晶体 ‎(6)MgNi3C ‎5．钒(23V)广泛用于催化及钢铁工业，我国四川的攀枝花和河北的承德有丰富的矾矿资源。回答下列问题：‎ ‎(1)钒原子的核外电子排布式为________，所以在元素周期表中它应位于第________族。‎ ‎(2)V2O5常用作SO2转化为SO3的催化剂。当SO2气态为单分子时，分子中S原子价层电子对有________对，S原子的杂化轨道类型为________，分子的立体构型为________；SO3的三聚体环状结构如图1所示，此氧化物的分子式应为________，该结构中S—O键长有a、b两类，b的键长大于a的键长的原因为__________________________________________________________________。‎ ‎(3)V2O5溶解在NaOH溶液中，可得到钒酸钠(Na3VO4)，该盐阴离子中V的杂化轨道类型为________；也可以得到偏钒酸钠，其阴离子呈如图2所示的无限链状结构，则偏钒酸钠的化学式为________________________________________。‎ ‎(4)钒的某种氧化物晶胞结构如图3所示。该氧化物的化学式为________，若它的晶胞参数为x nm，则晶胞的密度为________ g·cm－3。‎ 解析　(1)由题意知，钒的核电荷数为23，则可以推知钒在元素周期表中的位置为第四周期第ⅤB族，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2或[Ar]3d34s2。(2)SO2分子中S原子形成2个σ键，孤电子对数为：＝1，SO2分子中S原子价层电子对数是3，为V形结构，SO3的三聚体属于分子晶体，一个分子中含有3个S原子和9个O原子，故分子式为S3O9，形成b键的氧原子与两个S原子结合，作用力较小，键能较小，键能越小键长越大。(3)VO中，V形成4个σ键，孤电子对数为：＝0，杂化方式为sp3，空间构型为正四面体结构，由链状结构可知每个V与3个O形成阴离子，且V的化合价为＋5价，则形成的化合物化学式为NaVO3‎ ‎。(4)由晶胞可知，V位于顶点和体心，阳离子个数为：1＋8×＝2，O有4个位于面心，2个位于体心，则阴离子个数为：4×＋2＝4，阴阳离子数目之比为4∶2＝2∶1，该氧化物的化学式为VO2；晶胞边长为x nm＝x×10－7 cm，晶胞体积V＝10－21 x3cm3，一个晶胞的质量m＝ g，则密度ρ＝＝＝ g·cm－3。‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d34s2或[Ar]3d34s2　ⅤB ‎(2)3　sp2　V形　S3O9　形成b键的氧原子与两个S原子结合，作用力较小 ‎(3)sp3　NaVO3‎ ‎(4)VO2　 ‎6．(2015·全国卷Ⅰ)碳及其化合物广泛存在于自然界中，回答下列问题：‎ ‎(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)碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是_____________________‎ ‎___________________________________________________________________。‎ ‎(3)CS2分子中，共价键的类型有_______________________________________，‎ C原子的杂化轨道类型是________，写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子_____________________________________________________‎ ‎___________________________________________________________________。‎ ‎(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。‎ 解析　(1)基态14C原子核外电子排布式为1s22s22p2，2个s轨道分别存在1对自旋相反的电子，2p轨道上的2个电子自旋方向相同。(2)碳原子有4个价电子，不易得电子也不易失电子，故键型以共价键为主。(3)CS2与CO2互为等电子体，结构式为S===C===S，分子中含2个σ键、2个π键，因此碳原子采用sp杂化。与CS2互为等电子体的分子或离子，与其具有相同空间构型和键合形式，可用如下两种方法寻找其等电子体，一是同主族替换，如CO2、COS，二是“左右移位、平衡电荷”，如SCN－、OCN－等。(4)Fe(CO)5的熔沸点低，为分子晶体。(5)①由图可知，石墨烯中每个碳被3个六元环所共有，每个六元环占有的碳原子数为：6×＝2。②金刚石晶体中每个碳原子被12个环所共有。六元环呈船式或椅式结构，最多有4个原子共平面。‎ 答案　(1)电子云　2‎ ‎(2)C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构 ‎(3)σ键和π键　sp　CO2、COS(或SCN－、OCN－等)‎ ‎(4)分子 　(5)①3　2　②12　4‎ ‎7．(2017·江苏化学，21A)铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。‎ ‎(1)Fe3＋基态核外电子排布式为________________________________________。‎ ‎(2)丙酮()分子中碳原子轨道的杂化类型是________，1 mol丙酮分子中含有σ键的数目为________。‎ ‎(3)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为________。‎ ‎(4)乙醇的沸点高于丙酮，这是因为_____________________________________‎ ‎__________________________________________________________________。‎ ‎(5)某FexNy的晶胞如图1所示，Cu可以完全替代该晶体中a位置Fe或者b位置Fe，形成Cu替代型产物Fe(x－n)CunNy。FexNy转化为两种Cu替代型产物的能量变化如图2所示，其中更稳定的Cu替代型产物的化学式为________。‎ 　　　 解析　(1)先写出26号元素铁的核外电子排布式[Ar]3d64s2，再由外向内失3e－，得Fe3＋的核外电子排布式为[Ar]3d5。(2)丙酮中－CH3中碳原子形成4根单键，为sp3杂化，羰基中碳原子形成1个π键，为sp2杂化。丙酮的结构式为，有9个σ键(6个C－H，2个C－C，1个C－O)。(3)非金属性H＜C＜O。(4)乙醇与丙酮的晶体类型都为分子晶体，乙醇分子间存在氢键和范德华力，而丙酮分子间只存在范德华力，氢键的作用力强于范德华力，使沸点升高。(5)能量低更稳定，Cu代替a位置的Fe(顶点上的Fe)，晶胞中Cu个数为8×＝1，Fe个数为6×＝3，N个数为1，化学式为Fe3CuN。‎ 答案　(1)[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5‎ ‎(2)sp2和sp3　9NA ‎(3)H

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