2020届二轮复习专题十一　物质结构与性质(选考)课件（96张）

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专题十一 物质结构与性质（选考） 总纲目录 考点 物质结构与性质 考点　物质结构与性质   1.(2019课标Ⅰ,35,15分)在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种称为拉维 斯相的MgCu 2 微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小, 形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。回答下列问题: (1)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是 　　     (填标 号)。   (2)乙二胺(H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 )是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化类型分 别是 　　     、 　　     。乙二胺能与Mg 2+ 、Cu 2+ 等金属离子形成稳定环状离 子,其原因是 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　     ,其中与乙 二胺形成的化合物稳定性相对较高的是 　      (填“Mg 2+ ”或“Cu 2+ ”)。 (3)一些氧化物的熔点如下表所示: 解释表中氧化物之间熔点差异的原因             。 (4)图(a)是MgCu 2 的拉维斯结构,Mg以金刚石方式堆积,八面体空隙和半数的 四面体空隙中,填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得 的截图。可见,Cu原子之间最短距离 x = 　　     pm,Mg原子之间最短距离 y =       氧化物 Li 2 O MgO P 4 O 6 SO 2 熔点/℃ 1 570 2 800 23.8 -75.5 　     pm。设阿伏加德罗常数的值为 N A ,则MgCu 2 的密度是 　　　　     g·cm -3 (列出计算表达式)。   答案 　(1)A (2)sp 3 　sp 3 　乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键　Cu 2+ (3)Li 2 O、MgO为离子晶体,P 4 O 6 、SO 2 为分子晶体。晶格能MgO>Li 2 O。分子 间力(分子量)P 4 O 6 >SO 2 (4)   a        a        解析　 (1)A表示基态镁原子的第二电离能,B表示基态镁原子的第一电离能, 则电离能:A>B;C表示激发态镁原子的第一电离能,则电离能:A>B>C;D表示 激发态镁原子的第二电离能,则电离能:A>D。 (2)乙二胺分子中,氮原子核外孤电子对数为1,σ键数目为3,则杂化轨道数目为 4,故氮原子采取sp 3 杂化;碳原子核外孤电子对数为0,σ键数目为4,则杂化轨道 数目为4,故碳原子采取sp 3 杂化。乙二胺的两个N提供孤对电子给Mg 2+ 、Cu 2+ 等金属离子,以配位键结合成稳定环状离子。 (3)一般来说,晶体熔点:原子晶体>离子晶体>分子晶体。Li 2 O、MgO均为离 子晶体,晶格能:Li 2 OLi 2 O;P 4 O 6 、SO 2 均为分子晶体,相对 分子质量:P 4 O 6 >SO 2 ,则分子间作用力:P 4 O 6 >SO 2 ,故熔点:P 4 O 6 >SO 2 。 (4)由图(b)可知, x 等于立方体面对角线长度的   ,即4 x =   a ,则 x =   a ;根图(a) (b)分析可知, y 等于立方体体对角线长度的   ,即4 y =   a ,则 y =   a ;据图(a)可 知,该晶胞占用Cu原子数目为4 × 4=16,据MgCu 2 可知,Mg原子数目为8,一个晶 胞的体积为( a × 10 -10 ) 3 cm 3 ,质量为   g,则MgCu 2 的密度为   g·cm -3 。 2.(2019课标Ⅱ,35,15分)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NH 3 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4f 6 6s 2 , Sm 2+ 价层电子排布式为 　　　     。 (3)比较离子半径:F - 　　     O 2- (填“大于”“等于”或“小于”)。 (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。   图中F - 和O 2- 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的位置,称作原 子分数坐标,例如图1中原子1的坐标为(   ,   ,   ),则原子2和3的坐标分别为      　　　     、 　　　　     。 答案 　(1)三角锥形　低　NH 3 分子间存在氢键 (2)4s　4f 6 (3)小于 (4)SmFeAsO 1- x F x        　(   ,   ,0) (0,0,   ) 解析　 (1)AsH 3 中As原子价层电子对数为4,其中有一对孤对电子,故AsH 3 立体 结构为三角锥形。NH 3 分子间可以形成氢键,导致NH 3 沸点高于AsH 3 。 (2)金属原子变为阳离子,首先失去最外层电子。 (3)F - 与O 2- 具有相同电子层结构,F原子序数较大,离子半径较小。 (4)根据原子在长方体晶胞中位置可知,晶胞中As、Fe、Sm各有两个原子,F 和O的原子数之和为2,则该化合物的化学式为SmFeAsO 1- x F x 。每个晶胞中有 “两个分子”,每个晶胞质量为   g;该晶胞为长方体,其体积 为 a 2 c × 10 -30 cm 3 ,则 ρ =   g·cm -3 。根据坐标系和原子1的坐标可 知,底面左后方的O或F原子为坐标系原点,其坐标是(0,0,0),则原子2的坐标为 (   ,   ,0),原子3的坐标为(0,0,   )。 3.(2019课标Ⅲ,35,15分)磷酸亚铁锂(LiFePO 4 )可用作锂离子电池正极材料,具 有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等特点,文献报道可采用FeCl 3 、 NH 4 H 2 PO 4 、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题: (1)在周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是 　　　     ,该元素基态原 子核外M层电子的自旋状态 　　     (填“相同”或“相反”)。 (2)FeCl 3 中的化学键具有明显的共价性,蒸气状态下以双聚分子存在的FeCl 3 的结构式为 　　　　　　     ,其中Fe的配位数为 　　　     。 (3)苯胺(   )的晶体类型是 　　　　　     。苯胺与甲苯 (   )的相对分子质量相近,但苯胺的熔点(-5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃) 分别高于甲苯的熔点(-95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃),原因是 　　　　　　     　　     。 (4)NH 4 H 2 PO 4 中,电负性最高的元素是 　　　     ;P的 　　　     杂化轨道与O的 2p轨道形成 　　　     键。 (5)NH 4 H 2 PO 4 和LiFePO 4 属于简单磷酸盐,而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷 酸盐,如:焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如下图所 示:   这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为 　　　　     (用 n 代表P原子数)。 答案　 (1)Mg　相反 (2)   　4 (3)分子晶体　苯胺分子之间存在氢键 (4)O　sp 3     σ　(5)(P n O 3 n +1 ) ( n +2)- 解析 　(1)根据对角线原则,Li与Mg的化学性质最相似。基态时Mg原子的两 个M层电子处于3s轨道上,且自旋方向相反。 (2)双聚FeCl 3 分子中两分子FeCl 3 以配位键形式结合在一起,结构式为   ,Fe的配位数为4。 (3)   中只含有共价键,根据其熔、沸点数据可知,苯胺的晶体类 型为分子晶体。苯胺分子间存在氢键,导致其熔、沸点高于甲苯。 (4)根据NH 4 H 2 PO 4 中所含元素在周期表中的位置关系和电负性规律可知,氧 元素电负性最高。NH 4 H 2 PO 4 中磷原子的价层电子对数为4,故为sp 3 杂化,P的 sp 3 杂化轨道与O的2p轨道形成σ键。 (5)磷酸根离子为P   ,焦磷酸根离子为P 2   ,三磷酸根离子为P 3   。结合图示 可知,每增加1个P原子,O原子数增加3,离子所带负电荷数增加1,故可推出离 子通式为(P n O 3 n +1 ) ( n +2)- 。 4.(2018课标Ⅰ,35,15分)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)。 A.                     　　B.                     C.                     　　D.                     (2)Li + 与H - 具有相同的电子构型, r (Li + )小于 r (H - ),原因是 　　　　　　　          。 (3)LiAlH 4 是有机合成中常用的还原剂,LiAlH 4 中的阴离子空间构型是 　　     　     、中心原子的杂化形式为 　　　     。LiAlH 4 中,存在 　　     (填标号)。 A.离子键　　　B.σ键　　　C.π键　　　D.氢键 (4)Li 2 O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算得到。   图(a)   图(b) 可知,Li原子的第一电离能为 　　　　     kJ·mol -1 ,O   O键键能为 　　　　     kJ·mol -1 ,Li 2 O晶格能为 　　     kJ·mol -1 。 (5)Li 2 O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 N A ,则Li 2 O的密度为 　　　　　　　     g·cm -3 (列出计算式)。 答案 　(1)D　C (2)Li + 核电荷数较大 (3)正四面体　sp 3 　AB (4)520　498　2 908 (5)   解析 　(1)根据能量1s<2s<2p,可知能量最低的是D,能量最高的是C。 (3)Al   中Al的价层电子对数为4,故Al采取sp 3 杂化,该离子空间构型为正四面 体。Li + 与Al   以离子键结合,Al   中Al与H之间是σ键,A、B项正确。 (4)第一电离能是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,故Li原子的第一电离能为   =520 kJ·mol -1 。 O   O(g)   2O(g)所吸收的能量即为O   O键的键能,故O   O键的键能为 249 kJ·mol -1 × 2=498 kJ·mol -1 。离子晶体的晶格能是气态离子形成 1 mol 离子晶 体所释放的能量,题图中:2Li + (g)+O 2- (g)   Li 2 O(晶体)    Δ H =-2 908 kJ·mol -1 ,故 Li 2 O晶格能为2 908 kJ·mol -1 。(5)1个Li 2 O晶胞中有8个Li + ,O 2- 处于顶点和面心, O 2- 的个数为8 ×   +6 ×   =4,故Li 2 O的密度 ρ =   =   g·cm -3 。 5.(2018课标Ⅱ,35,15分)硫及其化合物有许多用途,相关物质的物理常数如下 表所示: 回答下列问题: (1)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为 　　　　　　　　     　     ,基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 　　　     形。 (2)根据价层电子对互斥理论,H 2 S、SO 2 、SO 3 的气态分子中,中心原子价层电 子对数不同于其他分子的是 　　　　     。 H 2 S S 8 FeS 2 SO 2 SO 3 H 2 SO 4 熔点/℃ -85.5 115.2 >600(分解) -75.5 16.8 10.3 沸点/℃ -60.3 444.6 -10.0 45.0 337.0 (3)图(a)为S 8 的结构,其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多,主要原 因为 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　     。   (4) 气态三氧化硫以单分子形式存在 , 其分子的立体构型为 　　　　　     形 , 其中共价键的类型有 　　     种 ; 固体三氧化硫中存在如图 (b) 所示的三聚分分子子,该中S原子的杂化轨道类型为 　　　　     。 (5)FeS 2 晶体的晶胞如图(c)所示。晶胞边长为 a nm、FeS 2 相对式量为 M 、阿 伏加德罗常数的值为 N A ,其晶体密度的计算表达式为 　　　　　     g·cm -3 ;晶 胞中Fe 2+ 位于   所形成的正八面体的体心,该正八面体的边长为 　　     nm。 答案　 (1)   哑铃(纺锤) (2)H 2 S　(3)S 8 相对分子质量大,分子间范德华力强 (4)平面三角　2　sp 3 (5)   × 10 21        a 解析 　本题考查电子排布图、电子云、中心原子价层电子对数计算、分子 构型、杂化轨道类型、晶体有关计算等。(1)基态Fe原子价层电子排布式为 3d 6 4s 2 ,排布图为 ;基态S原子电子排布式为1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ,最高能级为3p,电子云轮廓图为哑铃形。(2)中心原子价层电子对数:H 2 S为 2+   × (6-2 × 1)=4;SO 2 为2+   × (6-2 × 2)=3;SO 3 为3+   × (6-2 × 3)=3。(3)S 8 和SO 2 均为 分子晶体,S 8 的相对分子质量比SO 2 的相对分子质量大很多,范德华力更强,所 以S 8 的熔点和沸点要比SO 2 的高很多。(4)SO 3 分子中中心原子价层电子对数 为3,无孤电子对,故SO 3 分子的立体构型为平面三角形;SO 3 分子的结构式为   ,其中既有σ键又有π键;由图(b)可知三聚分子中每个S原子与4个O 原子形成4个σ键,故其杂化轨道类型为sp 3 。(5)由图(c)可知,晶胞中Fe 2+ 为12 ×   +1=4个,   为8 ×   +6 ×   =4个,一个晶胞中有4个FeS 2 ,晶胞的体积为( a × 10 -7 ) 3 cm 3 ,则晶体密度的计算表达式为   g· cm -3 =   × 10 21 g· cm -3 ;正八面体 的边长=   nm=   a nm。 6.(2018课标Ⅲ,35,15分)锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。 回答下列问题: (1)Zn原子核外电子排布式为 　　　　　     。 (2)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能 I 1 (Zn) 　　　     I 1 (Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是 　　　　　　　　　　     　　　　　　　　     。 (3)ZnF 2 具有较高的熔点(872 ℃),其化学键类型是 　　     ;ZnF 2 不溶于有机溶 剂而ZnCl 2 、ZnBr 2 、ZnI 2 能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是 　　　     　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　     。 (4)《中华本草》等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO 3 )入药,可用于治疗皮肤 炎症或表面创伤。ZnCO 3 中,阴离子空间构型为 　　　　　     ,C原子的杂化 形式为 　　　     。 (5)金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方 式称为 　　　　　         。六棱柱底边边长为 a cm,高为 c cm,阿伏加德罗常数的值为 N A ,Zn的密度为 　　　　 　　      g·cm -3 (列出计算式)。 答案　 (1)[Ar]3d 10 4s 2 (2)大于　Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子 (3)离子键　ZnF 2 为离子化合物,ZnCl 2 、ZnBr 2 、ZnI 2 的化学键以共价键为 主、极性较小 (4)平面三角形　sp 2 (5)六方最密堆积(A 3 型)       解析 　(1)Zn是30号元素,核外有30个电子,故核外电子排布式为 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 或[Ar]3d 10 4s 2 。 (2)由于Zn的核外电子排布式为[Ar]3d 10 4s 2 ,Cu的核外电子排布式为[Ar]3d 10 4s 1 , Zn核外电子排布处于全满稳定状态,第一电离能更大,所以 I 1 (Zn)> I 1 (Cu)。 (3)ZnF 2 熔点较高,属于离子晶体,含有的化学键类型为离子键;ZnCl 2 、ZnBr 2 、 ZnI 2 均是分子晶体,根据相似相溶原理知,ZnCl 2 、ZnBr 2 、ZnI 2 能够溶于有机溶 剂。 (4)ZnCO 3 中的阴离子为C   ,C   中C原子的价层电子对数为3+   × (4+2-3 × 2)=3,且无孤电子对,故空间构型为平面三角形,C原子的杂化形式为sp 2 。 (5)由金属Zn晶体中的原子堆积方式图可知,其堆积方式为六方最密堆积;六 棱柱底边边长为 a cm,则六棱柱底面积为(6 ×   a ·   a )cm 2 =   a 2 cm 2 ,体积为   a 2 c cm 3 ;根据均摊法知,一个六棱柱中含有Zn原子数目为12 ×   +2 ×   +3=6, 所以Zn的密度 ρ =   =   g·cm -3 =   g·cm -3 。       一、原子结构与性质 1.能层与能级 (1)能层、能级和最多容纳电子数之间的关系 能层( n ) 一 二 三 四 五 六 七 符号 K L M N O P Q 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … … 最多容 纳的电 子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … … 2 8 18 32 … 2 n 2 电子离 核远近 近   远 电子能 量高低 低   高 (2)常见原子轨道电子云轮廓 原子轨道 电子云轮廓形状 轨道个数 s 球形 1 p 哑铃形 3(p x ,p y ,p z ) 2.核外电子排布 (1)基态原子核外电子排布的“三规律” 能量最 低原理 原子核外电子总是先占有能量最低的原子轨道,即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s … 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 洪特 规则 当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单独占据一个轨道,而且自旋状态相同 表示方法 举例 电子排布式 Cr:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 简化表示式 Cu:[Ar]3d 10 4s 1 价电子排布式 Fe:3d 6 4s 2 电子排布图 (或轨道表达式) O:             　(2)表示基态原子核外电子排布的“四方法” 3.电离能、电负性 (1)元素第一电离能的周期性变化规律 一般 规律 同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈增大的趋势,稀有 气体元素的第一电离能最大,氢和碱金属元素的第一电离能最小; 同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小 特殊 情况 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下,当 原子核外电子排布在能量相同的轨道上形成全空(p 0 、d 0 、f 0 )、半充满 (p 3 、d 5 、f 7 )和全充满(p 6 、d 10 、f 14 )的结构时,原子的能量较低,该元素具 有较大的第一电离能 规律 一般来说,同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大;同主族,从上到下, 元素的电负性逐渐变小 方法 可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: ①HClO中Cl为+1价,O为-2价,可知O的电负性大于Cl;②Al 2 O 3 是离子化合物,AlCl 3 是共价化合物,可知O的电负性大于Cl (2)电负性大小判断 (3)电离能、电负性的应用 ①电离能的应用 判断元素金 属性的强弱 第一电离能越小,在气态时原子越容易失去电子,元素金属性越强;反之越弱 判断元素的 化合价 如果某元素的 I n +1 ≫ I n ,则该元素的常见化合价为 + n ,如钠元素 I 2 ≫ I 1 ,所以钠元素的化合价为+1( I 1 、 I 2 …… 表示各级电离能) ②电负性的应用   二、分子结构与性质 1.共价键的判断 2.中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断 分子(A为 中心原子) 中心原子上的 孤电子对数 中心原子 杂化方式 分子构型 示例 AB 2 0 sp 直线形 BeCl 2 1 sp 2 V形 SO 2 2 sp 3 V形 H 2 O AB 3 0 sp 2 平面三角形 BF 3 1 sp 3 三角锥形 NH 3 AB 4 0 sp 3 正四面体形 CH 4 特别提醒 　AB m 型分子中心原子杂化类型判断的方法 (1)中心原子价层电子对数=中心原子轨道杂化数目(价层电子对数分别为2、 3、4时,杂化方式依次为sp、sp 2 、sp 3 )。 (2)中心原子价层电子对数的计算方法 其中: a 是中心原子的价电子数(阳离子要减去所带电荷数、阴离子要加上所 带电荷数), b 是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数, x 是与中心原子 结合的原子数。 3.常见等电子体 粒子 价电子总数 立体构型 CO 2 、CS 2 、SCN - 、   16e - 直线形 C   、N   、SO 3 24e - 平面三角形 SO 2 、O 3 、N   18e - Ⅴ形 S   、P   32e - 正四面体形 P   、S   、Cl   26e - 三角锥形 CO、N 2 10e - 直线形 CH 4 、N   8e - 正四面体形 4.分子的性质 (1)键的极性与分子极性的关系 类型 实例 键的极性 空间构型 分子极性 X 2 H 2 、N 2 非极性键 直线形 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线形 极性分子 XY 2 (X 2 Y) CO 2 、CS 2 极性键 直线形 非极性分子 SO 2 极性键 V形 极性分子 H 2 O、H 2 S 极性键 V形 极性分子 XY 3 BF 3 极性键 平面三角形 非极性分子 NH 3 极性键 三角锥形 极性分子 XY 4 CH 4 、CCl 4 极性键 正四面体形 非极性分子 (2)溶解性 “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。 (3)氢键的表示及对物质性质的影响 ①表示方法:A—H … B—(A、B为N、O、F等)。 ②形成分子间氢键,使物质的熔、沸点升高,溶解性增强。 ③在同分异构体中,形成分子内氢键的物质的沸点低于形成分子间氢键的物 质。 三、晶体结构与性质 1.物质熔、沸点高低比较规律 (1)不同类型晶体熔、沸点高低的比较 一般情况下,不同类型晶体的熔、沸点高低规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体,如:金刚石>NaCl>Cl 2 。金属晶体的熔、沸点有的很高,如钨、铂等,有的则很低,如汞等。 (2)同种类型晶体熔、沸点高低的比较 ①原子晶体     如熔点:金刚石>碳化硅>晶体硅。 ②离子晶体 a.最能反映离子晶体稳定性的数据是晶格能。晶格能越大,形成的离子晶体 越稳定,熔点越高,硬度越大。 b.一般来说,阴、阳离子所带的电荷数越多,离子半径越小,离子键越强,晶格 能越大,离子晶体的熔、沸点越高,如熔点:MgO>MgCl 2 ,NaCl>CsCl。 ③金属晶体:金属原子半径越小,价电子数越多,则其金属键越强,金属单质的 熔、沸点也就越高,如熔、沸点:NaH 2 Te>H 2 Se>H 2 S。 b.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,如熔点: SnH 4 >GeH 4 >SiH 4 >CH 4 。 c.组成或结构不相似的物质(相对分子质量接近),分子的极性越大,其熔、沸 点越高,如沸点:CO>N 2 ,CH 3 OH>CH 3 CH 3 。 d.在烷烃的同分异构体中,一般支链越多,熔、沸点越低,如沸点:正戊烷>异戊 烷>新戊烷。 2.晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 (1)长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数目的计算   晶胞 结构   NaCl   干冰   CaF 2 所含微粒数 含4个Na + ,4个Cl - 含4个CO 2 含4个Ca 2+ ,8个F - 晶胞 结构   金刚石   体心立方   面心立方 所含微粒数 含8个C 含2个原子 含4个原子 (2)熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 3.晶胞求算 (1)晶体密度的计算     晶体密度( ρ ) (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);1个晶胞的质量为 ρV g( V 为晶胞的体积),则1 mol晶胞 的质量为 ρVN A g,因此有 xM = ρVN A 。   1.(2019河北邯郸一模)研究发现,铝元素能损害人的脑细胞。适当地补充碘 元素可预防甲状腺肿大,但摄入过多也会导致甲状腺肿大,因此补充人体所需 的元素时也要适可而止。试回答下列问题: (1)Fe也是人体需要补充的元素之一,试写出基态Fe 2+ 的核外电子排布式: 　     　　　　　     。 (2)与Al同一周期的Na、Mg元素也是人体所需元素,Na、Mg、Al基态原子第 一电离能的大小关系是 　　　　　     。 (3) 氯化铝的熔点是 194 ℃, 氧化铝的熔点是 2 054 ℃, 但是工业上不能用电解 熔融氯化铝的方法获取铝单质 , 这是因为 　　　　　　　　         。 (4)F与I是同一主族的元素,BeF 2 与H 2 O都是由三个原子构成的共价化合物分 子,二者分子中的中心原子Be和O的杂化方式分别为 　　　     、 　　　     , BeF 2 分子的立体构型是 　　　     ,H 2 O分子的立体构型是 　　　     。 (5)I 2 晶体的晶胞结构如图所示,该晶胞中含有 　　　     个I 2 分子,设该晶胞的 晶胞参数为 a cm,则I 2 的密度是 　　　     g·cm -3 。   答案 　(1)1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 (2)Na”“<”或“=”)109 ° 28'; b.已知:冠醚Z与KMnO 4 可以发生如图所示的变化。加入冠醚Z后,烯烃的氧化 效果明显提升的原因是                   。   (2)甲烷是重要的清洁能源,其晶胞结构如图所示(每个小球代表一个甲烷分 子),晶胞参数为 a nm。   ①常温常压下不存在甲烷晶体。从微粒间相互作用的角度解释,其理由是      　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　     。 ②甲烷分子的配位数为 　　　     。 ③A分子中碳原子的坐标参数为(0,0,0),则B分子中碳原子的坐标参数为 　     　      。 ④甲烷晶体的密度为 　　　　　     g·cm -3 。 答案 　(1)①a.K　b.C　②Li + 半径比Y的空腔小很多,不易与空腔内氧原子的 孤对电子作用形成稳定结构　③a.四面体形　<　b.冠醚可溶于烯烃,进入冠 醚中的钾离子因静电作用将高锰酸根离子带入烯烃中,增大反应物的接触面 积,提高氧化效果 (2)①甲烷是分子晶体,分子间作用力很小,导致其熔、沸点低于常温　②12 　③(-0.5 a ,0.5 a , a )　④   解析 　(1)①a.基态锂离子核外只有1s能级上有电子,其能层符号为K;b.提供 空轨道和提供孤对电子的微粒之间易形成配位键,Li + 提供空轨道,氧原子提 供孤对电子,二者形成配位键。②冠醚Y空腔较大,Li + 半径较小,导致该离子 不易与氧原子的孤对电子形成配位键,所以得不到稳定结构。③a.水分子中 氧原子的价层电子对数是4,杂化轨道空间构型为四面体形;水分子中氧原子 含有2对孤对电子,孤电子对之间的排斥力大于成键电子对和孤电子对之间 的排斥力,导致水分子中的键角小于甲烷分子中的键角,即小于109 ° 28'。 (2)②甲烷分子的配位数为12。④一个晶胞中甲烷分子个数=8 ×   +6 ×   =4,晶 胞体积 V =( a × 10 -7 cm) 3 , ρ =   =   =   g·cm -3 =   g·cm -3 。 3.(2019河南郑州二模)砷化镍可用于制作发光器件、半导体激光器、太阳能 电池和高速集成电路。 (1)基态Ni原子的价电子排布式为 　　　     ,基态As原子电子占据最高能级的 电子云轮廓图为 　　　     形。 (2)第一电离能As 　　　     Se(填“>”或“<”),原因是            。 (3)As 2 O 3 (砒霜)是两性氧化物,As 2 O 3 溶于盐酸生成AsCl 3 ,AsCl 3 用LiAlH 4 还原生 成AsH 3 。 ①Al   的中心原子的杂化方式为 　　　     ,其空间构型为 　　　     ,写出一种 与Al   互为等电子体的分子的化学式 　　　     。 ②AsH 3 分子中H—As—H键角 　　　     109 ° 28'(填“>”“=”或“<”)。 AsH 3 沸点低于NH 3 ,其原因是 　　　　　　　　　　　　　　　     。 (4)有机砷   是治疗昏睡病不可缺少的药物,该有机 砷中存在的化学键的种类为 　　     (填字母编号)。 a.离子键　　b.σ键　　c.π键　　d.碳碳双键 (5)砷化镍激光在医学上用于治疗皮肤及黏膜创面的感染、溃疡等,砷化镍晶 胞如图所示,该晶胞密度 ρ 为 　　　　　　　     g·cm -3 (列式即可,不必化简)。   答案 　(1)3d 8 4s 2 　哑铃(纺锤) (2)>　As元素原子的4p轨道上的电子呈半满状态,比较稳定 (3)①sp 3 　正四面体形　SiH 4 (或CH 4 等)　②<　NH 3 分子间能形成氢键,AsH 3 分子间只有范德华力 (4)abc (5)   或   或   解析 　(1)Ni的原子序数为28,基态Ni原子的价电子为3d能级上的8个电子、4 s能级上的2个电子,其价电子排布式为3d 8 4s 2 ;基态As原子核外电子排布式为 [Ar]3d 10 4s 2 4p 3 ,该基态原子中占据最高能级的电子为4p电子,为哑铃形。(2)As 元素原子的4p轨道上的电子呈半满状态,比较稳定。(3)①Al   的中心原子Al 的价层电子对个数=4+   × (3+1-4 × 1)=4,不含孤电子对,根据价层电子对互斥理 论,Al原子的杂化方式为sp 3 ,空间构型为正四面体形,与Al   互为等电子体的 分子中含有5个原子、价电子数是8,其等电子体有SiH 4 或CH 4 等;②AsH 3 分子 中As原子价层电子对个数=3+   × (5-3 × 1)=4,含有1个孤电子对,该分子构型为 三角锥形,孤电子对与成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥 力,该分子中含有孤电子对,导致其键角减小,小于109 ° 28';分子间能形成氢键 的氢化物的熔、沸点较高,NH 3 分子间能形成氢键,AsH 3 分子间只有范德华力, 所以NH 3 沸点较高。(4)有机砷   共价单键中存在σ 键,苯环中存在大π键,钠离子和阴离子之间存在离子键,所以含有离子键、σ 键、 π 键 , 故选 abc 。 (5) 该晶胞中 Ni 原子个数 =4 × 1/12+4 × 1/6+2 × 1/3+2 × 1/6=2, As 原子个数为 2,Ni 和 As 原子个数之比为 2∶2=1∶1, 晶胞体积 =( b × 10 -10 cm) 2 × sin 60 °× a × 10 -10 cm=   ab 2 × 10 -30 cm 3 ,晶胞密度=   =   g·cm -3 。 4.(2019广东深圳一模)碳元素是形成单质及其化合物种类最多的元素。回答 下列问题: (1)碳能与氢、氮、氧三种元素组成化合物CO(NH 2 ) 2 ,该分子中各元素的电负 性由大到小的顺序为 　　　     ,其中C原子的杂化方式为 　　　     ,该物质易 溶于水的主要原因是       。 (2)CO是碳元素的常见氧化物,与N 2 互为等电子体,则CO的结构式为 　　           ;CO可以和很多过渡金属形成配合物,如Ni(CO) 4 ,写出基态Ni原子的电子排 布式 　　　　　　　     。 (3)碳的某种晶体为层状结构,可与熔融金属钾作用。钾原子填充在各层之 间,形成间隙化合物,其常见结构的平面投影如图①所示,则其化学式可表示 为       。                 图①　　　　　     图②　　　　     图③ (4)图②为碳的一种同素异形体C 60 分子,每个C 60 分子中含有σ键的数目为 　     　   。 (5)图③为碳的另一种同素异形体金刚石的晶胞结构示意图,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 　　　     。 (6)立方氮化硼晶体的结构与金刚石相似,硬度与金刚石相当,晶胞边长为361.5 pm。立方氮化硼的密度是 　　　　　     g·cm -3 (列出计算式即可,设阿伏加徳 罗常数的值为 N A )。 答案　 (1)O>N>C>H　sp 2 　CO(NH 2 ) 2 分子与水分子之间形成氢键 (2)   　1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 (3)KC 8 (4)90 (5)(   ,   ,   ) (6)   解析 　(1)同周期主族元素随原子序数递增电负性增大,C、N、O在它们的氢 化物中均表现负价,说明它们的电负性均大于氢的电负性,故电负性:O>N>C> H;CO(NH 2 ) 2 分子中碳原子形成3个σ键,没有孤电子对,杂化轨道数目为3,故C 原子采取sp 2 杂化;CO(NH 2 ) 2 分子与水分子之间形成氢键,使其易溶于水。(2) CO与N 2 互为等电子体,二者价键结构相同,则CO的结构式为   。Ni是 28号元素,原子核外电子排布式为1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 。(3)可以取三个钾原子 形成的小三角形为计算单位,其完全占有的碳原子数是4,占有的钾原子数为   × 3=   ,故碳原子数和钾原子数之比是4∶   =8∶1,则其化学式可表示为KC 8 。 (4)每个碳原子形成3个σ键,每个σ键为2个碳原子共有,则平均每个碳原子形成 1.5个σ键,则一个C 60 分子中含有σ键个数为1.5 × 60=90。(5)D原子与周围4个原 子形成正四面体结构,D原子与顶点A原子的连线处于晶胞的体对角线上,过 面心B、C及上底面面心原子的平面平行侧面且将晶胞2等分,同理过D原子 的且平行侧面的平面将半个晶胞2等分,可知D到各坐标平面的距离均为 晶胞棱长   ,故D原子的坐标参数为(   ,   ,   )。(6)金刚石晶胞中C原子处在立 方体的8个顶点,6个面心,体内有4个,一个金刚石晶胞中碳原子数目为4+8 ×   + 6 ×   =8,立方氮化硼晶体的结构与金刚石相似,其一个晶胞与一个金刚石晶胞 含有相同原子总数,由氮化硼的化学式BN可推知,一个氮化硼晶胞中含有4个 B原子和4个N原子,晶胞质量为4 ×   g,晶胞的体积为(361.5 × 10 -10 ) 3 cm 3 ,故立 方氮化硼的密度=4 ×   g ÷ (361.5 × 10 -10 ) 3 cm 3 =   g·cm -3 。 5.(2019安徽江南十校联考)BaTiO 3 、KH 2 PO 4 和NaNO 2 都属于铁电体,它们具 有许多特异的性能,如当它们受压力而形状改变时产生电流,通电时会改变形 状等。 (1)基态Ti原子的价电子排布式为 　　　     ,属于 　　     区元素。 (2)KH 2 PO 4 晶体中存在的作用力有 　　　     (选填字母)。 A.离子键　　　　B.共价键　　　　C.氢键 (3)N   中N原子的杂化类型为 　　　     ,键角 　　     120 ° (填“>”“<”或 “=”),其原因是 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　     　　　　     。 N、O、Na三种元素的第二电离能( I 2 )由大到小的顺序为 　　　　     (用元素 符号表示)。 (4)BaTiO 3 的晶胞结构如下图所示:   Ti原子的配位数为 　　　     ,晶体的密度为 ρ g/cm 3 ,最近的Ba原子和O原子之 间的距离为 　　　　　     (填计算式)nm。(BaTiO 3 的摩尔质量为233 g/mol,设 N A 为阿伏加德罗常数的值) 答案 　(1)3d 2 4s 2 　d　(2)ABC (3)sp 2 　<　N原子上有一对孤对电子,孤电子对与成键电子对之间的斥力大 于成键电子对之间的斥力　Na、O、N(或Na>O>N) (4)6       ×   × 10 7 解析　 (3)N   中N原子上孤电子对数为   × (5+1-2 × 2)=1,价层电子对数为1+2= 3,则N原子采取sp 2 杂化;由于孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电 子对之间的斥力,故键角小于120 ° 。N、O、Na失去1个电子后得到对应离子 的电子排布式分别为1s 2 2s 2 2p 2 、1s 2 2s 2 2p 3 、1s 2 2s 2 2p 6 ,Na + 最外层为8电子稳定 结构,再失去1个电子很困难,O + 的2p能级为半满的较稳定结构,再失去1个电 子较难,故第二电离能由大到小的顺序为Na>O>N。 (4)利用均摊法可计算出晶胞的质量,再根据晶体密度可计算一个晶胞的体 积,从而计算出晶胞参数,然后根据晶胞参数可得晶胞面对角线长度,最后根 据面对角线长度除以2得到Ba原子和O原子之间的距离。 6.(2019湖南长沙长郡中学一模)稀土元素包括元素周期表中的镧系元素,以 及与镧系元素化学性质相似的钪(Sc)和钇(Y)元素。请回答下列问题: (1)镧系元素位于元素周期表第 　　　     族,镧系元素位于周期表的 　　　     区。 (2)基态钪原子的价电子排布式为 　　　　　　     。 (3)大多数稀土元素的金属离子易与乙二胺(H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 )等配位,乙二胺 中价层电子对数为4的原子为 　　     (填元素符号);乙二胺和三乙胺[(CH 3 CH 2 ) 3 N]均属于胺类,但是乙二胺比三乙胺的沸点高得多,其原因是 　　　　 　     　　　　　　　　　　　　　     。 (4)稀土元素最常见的化合价为+3价,但也有少数还有+4价,请根据图中的电 离能数据,判断图中最可能有+4价的元素是 　　　     (填元素符号),在加热条 件下其低价氯化物易发生水解,其无水低价氯化物可用加热含六个结晶水的 低价氯化物和NH 4 Cl固体混合物的方法来制备。其中NH 4 Cl的作用是 　　     　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　     。 (5) 镱 (Yb) 是电脑记忆元件的重要元素 , 其单质晶胞结构如图所示 , 晶胞中镱原 子的配位数为 　　　     ; 若晶胞边长为 a pm, 镱原子半径为 　　　    pm; 阿伏 加德罗常数的值为 N A , 则镱单质的密度为 　　　　     g·cm -3 ( 用含 a 、 N A 的代数 表示。   答案 　(1)ⅢB　f (2)3d 1 4s 2 (3)C、N　乙二胺能形成分子间氢键,导致其沸点较高 (4)Ce　NH 4 Cl受热易分解,分解产生的HCl气体能抑制CeCl 3 水解 (5)12       a        × 10 30 解析 　(1)在元素周期表中,镧系元素位于第ⅢB族,属于f区元素。(2)Sc元素 的原子核外电子数为21,基态钪原子的核外电子排布式为1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 , 其价电子排布式为3d 1 4s 2 。(3)H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 中碳、氮原子都采取sp 3 杂化, 它们的价层电子对数均为4;乙二胺能形成分子间氢键,导致其沸点较高。 (4)由题图所给电离能的数值差距可知,最可能有+4价的元素为Ce元素。CeCl 3 易水解,加入NH 4 Cl后,由于NH 4 Cl受热易分解,分解产生的HCl气体能抑制CeCl 3 的水解,故可用加热CeCl 3 ·6H 2 O和NH 4 Cl固体混合物的方法来制备CeCl 3 。 (5) 以镱单质晶胞顶点的镱原子为例 , 与之距离最近的镱原子有 12 个 ; 设镱原 子的半径为 r , 则晶胞面对角线长度为 4 r , 则有 (4 r ) 2 =2 a 2 pm 2 , 解得 r =   a pm; 该 晶胞中含有镱原子的数目为4,该晶胞的体积为 a 3 × 10 -30 cm 3 ,则该晶胞的质量 为   g,所以镱单质的密度 ρ =   × 10 30 g·cm -3 。