2020届高考化学二轮复习物质结构与性质(选考)课件（163张）
题型十一 物质结构与性质(选考)
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五年高考命题统计与预测
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原子结构与性质
1.(2019·全国Ⅱ,35)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的
铁系超导材料,其中一类为Fe-Sm-As-F-O组成的化合物。回答下列
问题:
(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为
,其沸点比NH3的 (填“高”或“低”),其判断理由是 。
(2)Fe成为阳离子时首先失去 轨道电子,Sm的价层电
子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为 。
(3)比较离子半径:F- (填“大于”“等于”或“小于”)O2-。
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(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和
As原子的投影位置如图2所示。
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图中F-和O2-共同占据晶胞的上下底面位置,若两者的比例依次用
x和1-x代表,则该化合物的化学式表示为 ;通
过测定密度ρ和晶胞参数,可以计算该物质的x值,完成它们的关系
表达式:ρ= g·cm-3。
以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子
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答案:(1)三角锥形 低 NH3分子间存在氢键
(2)4s 4f5 (3)小于
解析:(1)因为N与As位于同一主族,因此NH3与AsH3属于等电子体,
两者结构相似,NH3分子的立体结构为三角锥形,则AsH3分子的立体
结构也为三角锥形;由于NH3分子间存在氢键,因此NH3的沸点高。
(2)铁的电子排布式为[Ar]3d64s2,故Fe首先失去最外层4s能级上
的电子成为Fe2+;根据Sm的价电子排布式4f66s2可知,由Sm生成Sm3+,
要失去最外层6s能级上的2个电子和4f能级上的1个电子。
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(3)由于F-与O2-的核外电子排布一样,核电荷数越大,离子半径反
而越小,故离子半径F-小于O2-;
(4)根据均摊法,晶胞中各原子的个数分别为
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特别提醒(1)根据构造原理,核外电子排布存在能级交错现象,电
子排布是按照构造原理依次填充;但是当参与反应时,电子是按照
能层和能级倒序参与的,而不是按照构造原理的能量顺序逆向失去
的。
(2)第(4)问的原子坐标要注意所给坐标系的原点位置。
方法点拨①善用类比与迁移思想,本题第(2)问中的Sm是考生相
对陌生的一种元素,但通过与Fe及其离子进行类比,将Fe的原子结
构规律迁移到Sm的原子结构问题中,该题即可迎刃而解。②根据
均摊法计算原子个数时,立方晶胞中不同位置的原子所占份额如表:
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2.(2018·全国Ⅰ,35)Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电
池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列
问题:
(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别
为 、 (填标号)。
(2)Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H+),原因是
。
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(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子空间构
型是 、中心原子的杂化形式为 。
LiAlH4中,存在 (填标号)。
A.离子键 B.σ键
C.π键 D.氢键
(4)Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算
得到。
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可知,Li原子的第一电离能为 kJ·mol-1,O=O键键能为
kJ·mol-1,Li2O晶格能为 kJ·mol-1。
(5)Li2O具有反萤石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为
0.466 5 nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为
g·cm-3(列出计算式)。
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答案:(1)D C
(2)Li+核电荷数较大
(3)正四面体 sp3 AB
(4)520 498 2 908
解析:(1)基态Li原子能量最低,而电子排布图中D图所示状态为基
态。处于激发态的电子数越多,原子能量越高,A中只有1个1s电子
跃迁到2s轨道;B中1s轨道中的两个电子1个跃迁到2s轨道,另一个跃
迁到2p轨道;C中1s轨道的两个电子都跃迁到2p轨道,故C表示的能
量最高。
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(2)Li+核电荷数较大,对核外电子的吸引力大,导致其半径小于H- 。
(3)根据价电子对互斥理论,LiAlH4中阴离子的空间构型是正四面
体,中心原子采用sp3杂化,LiAlH4中存在离子键和σ键。
(4)根据循环图中数据可知,Li原子的第一电离能是520 kJ·mol-
1,O=O键的键能是249×2 kJ·mol-1=498 kJ·mol-1,Li2O的晶格能是2
908 kJ·mol-1。
方法点拨本题第(4)问,变相考查对各类概念的正确理解,应注意
各类概念与图a所涉及的变化过程中微粒状态的对应关系。
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3.(2017·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)。
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 。
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(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
的立方结构,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 。
(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。
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答案:(1)A (2)N 球形 K原子半径较大且价电子数较少,金属
键较弱
(3)V形 sp3
(4)0.315 12
(5)体心 棱心
解析:(1)紫色光波长范围是400~430 nm,故选A。
(2)K原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,故核外电子占
据的最高能层是第4层,符号是N,占据该能层电子的能级为4s,电子
云轮廓图为球形。K的价层电子排布为4s1,Cr的价层电子排布为
3d54s1,K的价层电子数较少;K的原子半径较Cr的大,故K的金属键
较Cr的弱,熔、沸点较Cr的低。
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(5)若I处于各顶角位置,则晶胞结构图为
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特别提醒本题中K的焰色反应波长选择,只要明确波长与能量关
系即可。红、橙、黄、绿、青、蓝、紫的顺序为能量依次增大的
顺序,波长则逐渐变短。
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4.(2015·全国Ⅱ,37)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 。
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(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) 。
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答案:(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
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解析:根据题目条件,可推出A、B、C、D分别为O、Na、P、Cl。
(1)电负性最大的为O,P的核外电子排布为1s22s22p63s23p3。
(2)单质A有O2、O3两种同素异形体,相对分子质量大的分子间作
用力也大,沸点高。
A、B的氢化物分别为H2O、NaH,晶体类型分别为分子晶体、离
子晶体。
(3)E为PCl3,P含有一对孤电子对,价层电子对数为4,立体构型为三
角锥形,中心原子P的杂化类型为sp3杂化。
(4)Cl2O中的中心原子为O,O有2对σ键电子对,孤电子对数
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1.基态核外电子排布规律
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2.构造原理——电子填充顺序
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3.基态原子核外电子排布表示方法
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4.元素第一电离能和电负性的递变规律
(1)规律:在元素周期表中,元素的第一电离能从左到右呈增大的
趋势(ⅡA、ⅤA族元素第一电离能大于左右相邻元素),从上往下逐
渐减小;电负性从左到右逐渐增大(0族除外),从上往下逐渐减小。
(2)第一电离能的“特例”
同周期主族元素,第ⅡA族ns能级全充满,np能级全空,ⅤA族ns能
级全充满,np能级半充满,比较稳定,所以其第一电离能分别大于同
周期相邻的ⅢA族和ⅥA族元素。
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(3)判断元素电负性相对大小的方法
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:
①化合价法
HClO中Cl为+1价、O为-2价,可知O的电负性大于Cl;
②化合物类别法
Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物,可知O的电负性大于
Cl。
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1.(2019·广东东莞二模)A、B、C、D、E代表原子序数依次增大
的前四周期元素,其中A和C为同一主族,C常用于制作半导体器件
和集成电路,B的简单氢化物的水溶液呈碱性,E元素的正三价离子
的3d能级为半充满,D被称为“未来金属”,其重量轻、强度高、耐腐
蚀,其在周期表中位于第4周期第ⅣB族。
(1)A、B、C三种元素的第一电离能由小到大的顺序为
,电负性由小到大的顺序为 。
(2)B的简单氢化物易液化的原因是 ;B
中B原子的杂化方式为 ,空间构型为
。
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(3)E元素基态原子的电子排布式为
。
(4)B和C形成的化合物常用作高温耐火材料,化学性质稳定,据此
推测它应属于 晶体。
(5)D有多种氧化物,其中一种氧化物的晶胞结构如图1所示,则该
晶体中D的配位数为 ;图2为E的一
种面心立方晶胞结构,若晶胞的边长为a cm,NA表示阿伏加德罗常
数的值,则E的密度为 g·cm-3(用含a和NA的代数
式表示)。
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答案:(1)Si
Cl>C。
②该物质的熔、沸点较低,所以为分子晶体。
③计算可知生成AgCl沉淀消耗Ag+物质的量为0.1 mol,说明该物
质有0.1 mol Cl-不是配体,配体中Cl-为0.2 mol,即有2个Cl-为配体,另
有4个H2O分子为配体,配离子的化学式为:[Cr(H2O)4Cl2]+。
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(4)a位置上Cl原子形成2个单键,含有2对孤对电子,杂化轨道数为
4,根据价层电子对互斥理论判断氯原子杂化轨道类型为sp3;化合物
中铜为+2价,Cu2+与Cl-形成的配合离子中Cl-数目为
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2.(2019·辽宁葫芦岛一模)铁和钴是两种重要的过渡元素。
(1)钴位于元素周期表第四周期Ⅷ族,其基态原子中未成对电子个
数为 。
(2)基态Fe3+的核外电子排布式:
(3)铁氧体是一种磁性材料,工业上制备铁氧体常采用水解法,制
备时常加入尿素[CO(NH2)2]、醋酸钠等碱性物质。尿素分子中所
含非金属元素的电负性由大到小的顺序是 ,分子
中σ键与π键的数目之比为 。醋酸钠中碳原子的
杂化类型为 。
(4)铁氧体也可利用沉淀法制备,制备时常加入氨(NH3)、联氨
(N2H4)等弱碱,已知氨(NH3)熔点:-77.8 ℃,沸点:-33.5 ℃;联氨(N2H4)
熔点:2 ℃,沸点:113.5 ℃。解释其熔、沸点出现差异的主要原因:
。
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(5)Co(NH3)5BrSO4可形成两种钴的配合物,已知Co3+的配位数为6,
为确定钴的配合物的结构,现对两种配合物进行如下实验:在第一
种配合物溶液中加入硝酸银溶液产生白色沉淀,则第一种配合物的
配体为 ;在第二种配合物溶液中加入硝酸银溶液产生
淡黄色沉淀。则第二种配合物的配体为
。
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6)奥氏体是碳溶解在r-Fe中形成的一种间隙固溶体,无磁性,其晶
胞为面心立方结构,如上图所示,则该物质的化学式为
。若晶体密度为d g·cm-3,则晶胞中最近的两个铁原子的距离为
pm(阿伏加德罗常数的值用NA表示,写出简化后的计算式即可)。
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答案:(1)3 (2)1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)
(3)O>N>C>H 7∶ 1 sp2、sp3
(4)联氨分子间形成氢键的数目多于氨分子间形成的氢键数目
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解析:(1)钴是27号元素,位于元素周期表第四周期Ⅷ族,其基态原
子的电子排布式为:1s22s22p63s23p63d74s2,则在3d能级的原子轨道中
有3个未成对电子。
(2)因Fe原子序数为26,位于第四周期Ⅷ族,其基态原子的电子排
布式为:1s22s22p63s23p63d64s2,则基态Fe3+的核外电子排布式
1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)。
(3)同一周期从左到右,元素的电负性依次增大,同一主族元素从
上到下元素电负性逐渐减小,则C、N、H、O的电负性由大到小的
出分子内共有7个σ键与1个π键,σ键与π键的个数比为7∶ 1;醋酸
分子中甲基碳原子为sp3杂化,羧基碳原子为sp2杂化,故其杂化类型
为sp2、sp3。
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(4)N2H4与NH3相比,其分子间的氢键数目较氨分子形成的氢键数
目多,则N2H4熔、沸点会相对升高。
(5)Co(NH3)5BrSO4可形成两种钴的配合物,已知Co3+的配位数为6。
在第一种配合物溶液中加硝酸银溶液产生白色沉淀,白色沉淀是硫
酸银,说明第一种配合物配体不是硫酸根,硫酸根是外界离子,而溴
离子是内界的配体,故第一种配合物的配体为NH3、Br-;在第二种
配合物溶液中加入硝酸银溶液产生淡黄色沉淀,沉淀为溴化银,则
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3.(改编题)某类金属合金也称为金属互化物,比如:Cu9Al4,Cu5Zn8
等。请回答下列问题:
(1)基态锌原子的电子排布式为 ;已知
金属锌可溶于浓的烧碱溶液生成可溶性的四羟基合锌酸钠
Na2[Zn(OH)4]与氢气,该反应的离子方程式为:
;已知四羟基合锌酸根离子空间构型是正四面体形,则Zn2+的杂化
方式为 。
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(2)铜与类卤素(SCN)2反应可生成Cu(SCN)2,1 mol (SCN)2分子中
含有 个σ键。类卤素(SCN)2对应的酸有两种:A—硫氰酸
(H—S—C
≡
N)和B-异硫氰酸(H—N=C=S),两者互为
;其中熔点较高的是 (填代号),原因是
。
(3)已知硫化锌晶胞如图1所示,则其中Zn2+的配位数是
;S2-采取的堆积方式为 (填“面心立方堆
积”“体心立方堆积”或“六方最密堆积”)。
(4)已知铜与金形成的金属互化物的结构如图2所示,其立方晶胞
的棱长为a nm,该金属互化物的密度为 g·cm-3(用含a、
NA的代数式表示)。
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答案:(1)1s22s22p63s23p63d104s2 Zn+2OH-+2H2O=[Zn(OH)4]2-
+H2↑ sp3
(2)5NA 同分异构体 B 异硫氰酸分子间可形成氢键
(3)4 面心立方堆积
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解析:(1)Zn为30号元素,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2;已知
金属锌可溶于浓的烧碱溶液生成可溶性的四羟基合锌酸钠
Na2[Zn(OH)4]与氢气,该反应的离子方程式为Zn+2OH-
+2H2O=[Zn(OH)4]2-+H2↑;已知四羟基合锌酸根离子空间构型是正
四面体形,Zn2+的价层电子对数是4,其杂化方式为sp3杂化。
(2)(SCN)2分子的结构式为N
≡
C—S—S—C
≡
N,三键中有1个σ键,
其余两个为π键,1 mol (SCN)2分子中含有σ键的数目为5NA;A和B的
分子式相同,结构不同,互为同分异构体;异硫氰酸(H—N=C=S)分子
中N原子上连接有H原子,分子间能形成氢键,故沸点高。
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(3)根据图1,距离Zn2+最近的硫离子有4个,即Zn2+的配位数为4;根
据晶胞结构可知硫离子位于立方体的顶点和面心处,所以S2-采取的
堆积方式为面心立方堆积。
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4.(2019·辽宁辽阳二模)铁及其化合物在生产生活及科学研究方
面应用非常广泛。回答下列问题:
(1)Fe原子的核外电子排布式为 。
(2)含锰奥氏体钢是一种特殊的铁合金,主要由Fe和Mn组成,其中
锰能增加钢铁的强度和硬度,提高耐冲击性能和耐磨性能。第一电
离能I1(Fe) (填“大于”或“小于”)I1(Mn),原因是 。
(3)FeF3具有较高的熔点(熔点高于1 000 ℃),其化学键类型是
,FeBr3的式量大于FeF3,但其熔点只有200 ℃,原因是
。
(4)FeCl3可与KSCN、苯酚溶液发生显色反应。
①SCN-中三种元素电负性最大的是 。
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②苯酚( )分子中氧原子的杂化形式为
。苯酚分子中的大π键可用符号 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,则m= ,n=
。
(5)Fe(CO)3与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁。
该磁性氮化铁的晶胞结构如图所示。六棱柱底面边长为a cm,高为
c cm,阿伏加德罗常数的值为NA,该磁性氮化铁的密度为
(列出计算式)g·cm-3。
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答案:(1)[Ar]3d64s2(或1s22s22p63s23p63d64s2)
(2)小于 Mn的3d能级半充满,4s能级全充满,结构相对稳定
(3)离子键 FeF3为离子晶体,FeBr3的化学键以共价键为主,属于
分子晶体
(4)①N(或氮) ②sp3 6 6
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解析:(1)Fe为26号元素,根据电子排布规律,可知Fe的电子排布式
为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。
(2)Fe的电子排布为[Ar]3d64s2,Mn的电子排布为[Ar]3d54s2,Mn的
3d能级半充满,4s能级全充满,结构相对稳定,较难失电子,故第一电
离能FeLi2O;分子间作用力(相对分子质量)P4O6>SO2
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解析:(1)A、B、C、D四个选项分别表示的是基态的Mg+、基态
的镁原子、激发态的镁原子和激发态的Mg+,因第二电离能要大于
第一电离能,且处于基态的原子(或离子)比处于激发态的原子(或离
子)稳定,所以A项正确。
(2)乙二胺中N和C的价电子对数均为4,因此N、C的杂化类型均
为sp3。乙二胺分子中的氮原子上有孤电子对,Mg2+、Cu2+有空轨道,
易形成配位键;因此乙二胺能与Mg2+、Cu2+形成稳定环状离子。由
于离子半径r(Cu2+)>r(Mg2+),且Cu2+含有的空轨道数比Mg2+多,所以
Cu2+与乙二胺形成的化合物的稳定性高于Mg2+与乙二胺形成的化
合物的稳定性。
(3)离子晶体的熔点通常高于分子晶体的熔点;Li2O和MgO为离
子晶体,晶格能MgO>Li2O;P4O6、SO2为分子晶体,分子间作用力
P4O6>SO2,所以熔点由高到低的顺序为MgO、Li2O、P4O6、SO2。
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技巧点拨(1)本题第(1)问要注意到A、D项为Mg+,其再失去一个
电子需要的最低能量为第二电离能,第二电离能大于第一电离能。
(2)有关晶胞计算,计算铜原子之间最短距离时可根据图(b)得4个
铜原子相切并与面对角线平行。
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2.(2017·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 。
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(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。
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答案:(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 O Mn
(2)sp sp3
(3)H2O>CH3OH>CO2>H2 H2O与CH3OH均为极性分子,H2O分
子间形成的氢键比甲醇多;CO2与H2均为非极性分子,CO2相对分子
质量较大,范德华力较大
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解析:(1)Co是27号元素,其基态原子电子排布式为
1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。一般元素的非金属性越强,第一
电离能越大,金属性越强,第一电离能越小,故第一电离能O>Mn。氧
原子价电子排布式为2s22p4,其核外未成对电子数是2,锰原子价电
子排布式为3d54s2,其核外未成对电子数是5,故基态原子核外未成
对电子数较多的是Mn。
(2)CO2和CH3OH中的中心原子碳原子的价层电子对数分别是2
和4,故碳原子的杂化方式分别为sp和sp3。
(3)四种物质固态时均为分子晶体,H2O、CH3OH都可以形成分子
间氢键,一个水分子中两个H都可以参与形成氢键,而一个甲醇分子
中只有羟基上的H可用于形成氢键,所以水的沸点高于甲醇。CO2
的相对分子质量大于H2的,所以CO2分子间范德华力大于H2分子间
的,则沸点CO2高于H2,故沸点H2O>CH3OH>CO2>H2。
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方法点拨氢键对物质物理性质的影响:(1)比较物质熔点高低时,
分子间氢键导致物质熔点升高,分子内氢键导致物质熔点降低;(2)
判断物质在水中的溶解度,应考虑溶质分子与溶剂(水)分子间是否
存在氢键。
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3.(2016·全国Ⅰ,37)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等
领域应用广泛。回答下列问题:
(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] ,有 个未成
对电子。
(2)Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、叁键,但Ge原子
之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析,原因是
。
(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因
。
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(4)光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应
的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是 。
(5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为
,微粒之间存在的作用力是 。
(6)晶胞有两个基本要素:
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)。
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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,相对分子质量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强
(4)O>Ge>Zn
(5)sp3 共价键
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解析:(1)Ge是第四周期ⅣA族元素,是32号元素,电子排布式为
[Ar]3d104s24p2,2个4p电子分别位于2个不同轨道上,有2个未成对电
子。
(2)Ge的原子半径比C大,原子间形成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“肩并肩”重叠方式的π键。
(3)锗卤化物均为分子晶体,对于组成和结构相似的分子晶体,相
对分子质量越大,分子间作用力越大,熔、沸点越高。
(4)元素的非金属性越强,吸引电子能力就越强,则电负性越大,故
电负性由大到小的顺序为O>Ge>Zn。
(5)金刚石中C为sp3杂化,C与C之间为非极性共价键,Ge单晶与金
刚石结构相似,杂化方式与存在的作用力也与金刚石一样。
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技巧点拨
计算晶体中微粒间距离的方法
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4.(2016·全国Ⅱ,37)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 。
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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。
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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
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解析:(1)镍为28号元素,其基态原子的电子排布式为
1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2,3d能级上的电子排布图(或轨道
②[Ni(NH3)6]2+为一种配离子,Ni2+与NH3之间以配位键成键,NH3
中的N原子提供孤电子对。
③NH3分子间存在氢键,而PH3分子间只存在范德华力,氢键的强
度大于范德华力,故氨的沸点高于PH3。氨分子为三角锥形分子,为
极性分子,中心原子N原子采用sp3杂化。
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(3)金属晶体中金属阳离子和自由电子以金属键结合。Ni、Cu的
外围电子排布式分别为3d84s2、3d104s1,二者的第二电离能是:Cu失
去的是全充满的3d10上的1个电子需要的最低能量,而镍失去的是
4s1上的1个电子需要的最低能量。
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5.(2016·全国Ⅲ,37)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。回答下列问题:
(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”)
(3)AsCl3分子的立体构型为 ,其中As的杂化轨道类型为
。
(4)GaF3的熔点高于1 000 ℃,GaCl3的熔点为77.9 ℃,其原因是
。
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(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rGa pm和
rAs pm,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 。
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答案:(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
(2)大于 小于
(3)三角锥形 sp3
(4)GaF3为离子晶体,GaCl3为分子晶体
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解析:(1)As的原子序数是33,则基态As原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。
(2)Ga和As位于同一周期,同周期主族元素从左向右原子半径逐
渐减小,则原子半径Ga>As;由于As的4p能级处于半充满状态,稳定
性强,因此第一电离能GaC>H sp2 ②2,4
(5)D
解析:(1)Co为27号元素,核外电子数为27,根据能量最低原理,其核
外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2。
(2)①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H,同周期从左到右主
族元素电负性依次增大,非金属性依次增强,所以电负性N>C>H;分
子中碳原子均形成3个σ键,没有孤电子对,杂化轨道数为3,碳原子的
杂化轨道类型为sp2杂化轨道。
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②含有孤电子对的N与Co通过配位键结合形成配位键,一个N形
成4对共用电子对,1号、3号N原子形成3对共用电子对,均为普通的
共价键;2号、4号N原子形成4对共用电子对,与Co原子通过配位键
结合。
(3)通过题意可知,该离子中的配位体为CN-,配位原子为N。
(4)假设白色球是钴原子,以体心钴原子为研究对象,与之最近的
钴原子位于面对角线位置,可以看出晶胞中与一个钴原子等距离且
最近的钴原子的个数为12;与一个钴原子等距离且次近的氧原子位
于钴原子体对角线位置,共有8个;钴离子与跟它次近邻的氧离子之
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3.(2019·广东深圳第二次调研)铜及其化合物在科研和生产中具
有广泛用途。回答下列问题:
(l)基态Cu原子的价电子排布图是 。
(2)从核外电子排布角度解释高温下Cu2O比CuO更稳定的原因是
。
(3)铜晶体中Cu原子的堆积方式如图所示。其堆积方式为
,配位数为 。
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(4)NH3中N原子的杂化方式是 ;C、N、O元素的第一电离
能由大到小的顺序是 (用元素符号表示);S 的空间构型是
,与该阴离子互为等电子体的微粒有 (任写1种)。
(5)由铜、钡、钙及铊的氧化物可以制得高温超导体,CaO的熔点
比BaO的熔点高,其原因是 。
(6)金铜合金的晶胞如图所示。金铜合金具有储氢功能,储氢后
Au原子位于顶点,Cu原子位于面心,H原子填充在由1个Au原子和距
Au原子最近的3个Cu原子构成的四面体空隙中,若Cu原子与Au原
子的最短距离为a nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则该晶体储氢后
密度为 g·cm-3(列出计算式)。
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(2)Cu+M层各能级中的电子处于稳定的全充满状态
(3)面心立方最密堆积 12
(5)Ca2+的离子半径小于Ba2+,CaO的晶格能大于BaO的晶格能
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解析:(1)基态Cu原子的价电子排布式为:3d104s1,则基态Cu原
(2)铜原子失去一个电子后,亚铜离子M能层各能级电子处于稳定
的全充满状态,所以高温下Cu2O比CuO稳定。
(3)晶胞中Cu原子位于立方体的面心和顶点,属于面心立方最密
堆积;以顶点Cu原子为基础,与之相邻的原子处于面心,每个顶点为
8个晶胞共用,每个面心为2个晶胞共有,故Cu原子配位数为
(4)NH3中N原子价电子对数为4,其杂化方式是sp3;同周期元素的
第一电离能随核电荷数的增加而增大,但N原子的2p能级是半充满
的稳定状态,所以N元素的第一电离能大于O,故C、N、O三元素的
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(5)CaO和BaO都是离子晶体,因为Ca2+半径小于Ba2+,使CaO的晶
格能大于BaO的晶格能,故CaO的熔点比BaO的熔点高。
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4.(2019·河南郑州三模)根据物质结构相关知识,回答下列问题:
(1)在第三周期的元素中,第一电离能介于Mg与Cl之间的有
种。
(2)碳元素与氮元素形成的某种晶体的晶胞如图1所示,其中8个C
原子位于立方体的顶点,4个C原子位于立方体的面心,4个N原子在
立方体内。
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①已知该晶体硬度超过金刚石,其原因是 。
②晶胞中C原子的杂化方式为 。
③已知该晶胞参数为a nm,阿伏加德罗常数用NA表示,则该晶体
的密度为 g·cm-3。
(3)大π键可表示为 ,其中m代表参与形成大π键的原子数,n
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(4)金属铬是一种极硬、耐腐蚀的银白色金属,其化合物种类繁多,
如:Cr2(SO4)3、K2Cr2O7以及配离子[Cr(H2O)3(NH3)3]3+等。
①基态铬原子的价电子排布式为 。
②配离子[Cr(H2O)3(NH3)3]3+的结构可能有 种。
(5)AlP因杀虫效率高、廉价易得而被广泛应用。已知AlP的熔点
为2 000 ℃,其晶胞结构如图2所示。
①C点的原子坐标为 。
②AlP的晶胞中,Al原子位于P原子形成的正四面体空隙中,此空
隙的填充率为 。
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答案:(1)3
(2)①金刚石、C3N4都是原子晶体,由于氮原子半径比碳原子半
径小,C—N键长比C—C键长短,C—N的键能更大,故其硬度更高
解析:(1)在第三周期的元素中,第一电离能介于Mg与Cl之间的有
Si、P、S三种元素。
(2)①金刚石、C3N4都是原子晶体,由于氮原子半径比碳原子半径
小,C—N键长比C—C键长短,C—N键的键能更大,故C3N4硬度更大。
②晶胞中C原子价层电子对数是4,根据价层电子对互斥理论判断
C原子的杂化方式为sp3。
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(4)①基态铬原子的价电子为其3d能级上的5个电子与4s能级上
的1个电子,所以其价电子排布式为3d54s1。
②配离子[Cr(H2O)3(NH3)3]3+为八面体结构。平面上有3个水分子
和1个氨气分子有1种、平面上2个水分子和2个氨气分子(两个水分
子可能相邻或相对)有2种、平面上有3个氨气分子和1个水分子有1
种,所以其可能情况有4种。
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