2019届一轮复习人教版第十一章物质结构与性质(选修③)学案
第十一章 物质结构与性质(选修③)
考点一 原子结构
1．能层和能级
(1)能层：原子核外电子是分层排布的，根据电子的能量差异，可将核外电子分成不同的能层。
(2)能级：在多电子原子中，同一能层的电子，能量也可能不同，不同能量的电子分成不同的能级。
(3)能层与能级的关系
能层
一
二
三
四
五……
符号
K
L
M
N
O……
能级
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p……
最多
电子数
2
2 6
2 6 10
2 6 1014
26……
电子离核远近
近→远
电子能量高低
低→高
2．电子云与原子轨道
(1)电子云
①由于核外电子的概率分布看起来像一片云雾，因而被形象地称为电子云。
②电子云轮廓图称为原子轨道。
(2)原子轨道
原 子 轨 道
3．基态原子核外电子排布
(1)排布原则
[注意] 当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)时原子的能量最低，如24Cr的电子排布式为[Ar]3d54s1,29Cu的电子排布式为[Ar]3d104s1。
(2)填充顺序——构造原理
绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循如图所示的排布顺序，人们把它称为构造原理。它是书写基态原子核外电子排布式的依据。
(3)基态原子核外电子排布的表示方法
①电子排布式
a．用数字在能级符号的右上角标明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。
b．为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。
②电子排布图
用或表示原子轨道，↑和↓分别表示两种不同自旋方向的电子。每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子，例如O：
(4)电子排布式和电子排布图(或轨道表达式)
以硫原子为例
电子排布式
1s22s22p63s23p4
简化电子排布式
[Ne]3s23p4
电子排布图(或轨道表示式)
价电子排布式
3s23p4
4．原子状态与原子光谱
(1)原子的状态
①基态原子：处于最低能量的原子。
②激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，从低能级跃迁到高能级状态的原子。
(2)原子光谱
不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收或释放不同的光，用光谱仪记录下来便得到原子光谱。利用原子光谱的特征谱线可以鉴定元素，称为光谱分析。
(3)基态、激发态及光谱示意图
1．(2017·全国卷Ⅰ)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________。
解析：(1)当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，紫色光的辐射波长范围为400 nm～430 nm。(2)基态K原子核外有4个能层：K、L、M、N，能量依次增高，处于N层上的1个电子位于s轨道，s电子云轮廓图形状为球形。
答案：(1)A (2)N 球形
2．按要求填空：
(1)(2017·全国卷Ⅱ)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为____________________________。
(2)(2017·全国卷Ⅲ)Co基态原子核外电子排布式为________________，元素Mn与O中，基态原子核外未成对电子数较多的是________。
(3)(2016·全国卷Ⅱ)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________。
(4)(2016·全国卷Ⅰ)
基态Ge原子的核外电子排布式为________，有________个未成对电子。
(5)(2016·江苏高考)Zn2＋基态核外电子排布式为______。
(6)(2015·全国卷Ⅰ)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。
(7)(2014·全国卷Ⅰ)基态Fe原子有________个未成对电子。Fe3＋的电子排布式为________________________________________________________________________。
(8)(2014·福建高考)基态硼原子的电子排布式为______。
(9)(2014·安徽高考)S的基态原子核外有________个未成对电子；Si的基态原子核外电子排布式为______________。
(10)(2013·全国卷Ⅰ)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。
解析：(1)根据构造原理可知氮原子价电子排布式为2s22p3，根据洪特规则和泡利原理可知其价电子的轨道表达式为
(2)根据构造原理可写出Co基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。Mn和O的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s2、1s22s22p4，前者的3d轨道中5个电子均未成对，后者的2p轨道中有2个电子未成对，所以Mn的基态原子核外未成对电子数较多。
(3)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。
(4)Ge(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1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。
(5)Zn为30号元素，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，失去最外层的2个电子即可得到Zn2＋，Zn2＋的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。
(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用电子云形象地描述。基态14C原子的电子排布图为则核外存在2对自旋相反的电子。
(7)基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，其中3d能级有4个轨道未充满，含有4个未成对电子。Fe原子失去4s轨道的2个电子和3d轨道的1个电子形成Fe3＋，则其电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。
(8)B是5号元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p1。
(9)基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4
，有2个未成对电子，Si是14号元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2。
(10)Si的最高能层为第三能层，其符号为M，该能层有 1个 s轨道、3个p轨道和5个d轨道，共9个轨道，Si在该能层有4个电子。
答案：(1)
(2)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 Mn
(3)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 2
(4)1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2 2
(5)1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10
(6)电子云 2
(7)4 1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 (8)1s22s22p1
(9)2 1s22s22p63s23p2 (10)M 9 4
1．(2018·太原模拟)下列各项叙述正确的是( )
A．镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子释放能量，由基态转化成激发态
B．价电子排布为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素
C．所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，但球的半径大小不同
D．24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d44s2
解析：选C 镁原子由1s22s22p63s2→1s22s22p63p2时，原子吸收能量，由基态转化成激发态，A错误；价电子排布为5s25p1的元素，位于第五周期第ⅢA族，是p区元素，B错误；所有原子任一能层的s电子云轮廓图都是球形，能层越大，球的半径越大，C正确；24Cr原子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1，半充满轨道能量较低，D错误。
2．(2018·天水模拟)下列轨道表示式能表示氮原子的最低能量状态的是( )
解析：选A A项，符合电子的基态排布原理，表示氮原子的最低能量状态，正确；B、C项，2p的3个电子排布违背洪特规则，不是基态原子的排布，错误；D项，表示B原子的基态核外电子排布，错误。
3．下列关于钠元素的几种表达式错误的是( )
A．Na＋的电子排布图：
B．Na＋的结构示意图：
C．Na的电子排布式：1s22s22p53s2
D．Na的简化电子排布式：[Ne]3s1
解析：选C A项，钠离子核外电子数为10，核外电子排布式为1s22s22p6，电子排布图：
；B项，Na＋的结构示意图为；C项，基态Na原子的电子排布式：1s22s22p63s1，符合题意；D项，Na的简化电子排布式：[Ne]3s1。
4．现有七种元素，其中A、B、C、D、E为短周期主族元素，F、G为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。请根据下列相关信息，回答问题。
A元素的核外电子数和电子层数相等
B元素原子的核外p电子数比s电子数少1
C原子的第一至第四电离能依次为I1＝738 kJ·mol－1，I2＝1 451 kJ·mol－1，I3＝7 733 kJ·mol－1，I4＝10 540 kJ·mol－1
D原子核外所有p轨道全满或半满
E元素的主族序数与周期数的差为4
F是前四周期中电负性最小的元素
G在元素周期表的第七列
(1)已知BA5为离子化合物，写出其电子式：________________________________________________________________________。
(2)B元素基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有________个方向，原子轨道呈________形。
(3)某同学根据上述信息，推断C的基态原子的核外电子排布图如下：
该同学所画的电子排布图违背了______________________________________。
(4)G位于________族________区，该元素的价电子排布式为____________________。
(5)检验F元素的方法是__________________，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：由题给信息可知元素A、B、C、D、E、F、G分别为H、N、Mg、P、Cl、K、Mn。
(1)NH5为离子化合物，由NH和H－两种离子组成，故其电子式为
(2)N原子的核外电子排布式为1s22s22p3，能量最高的电子位于2p能级，共有3个，其电子云在空间有3个方向，原子轨道呈哑铃形。
(3)该同学所画电子排布图中的3s能级的两个电子自旋方向相同，违背了泡利原理。
(4)G为Mn，是25号元素，位于第四周期第ⅦB族，最后填充的是d电子，为d区元素，价电子排布式为3d54s2。
答案：(1)
(2)3 哑铃
(3)泡利原理
(4)第ⅦB d 3d54s2
(5)焰色反应 当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子；电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
[规律方法] 核外电子排布的表示方法
表示方法
含义
举例
原子或离
子结构示
意图
表示核外电子分层排布和核内质子数
Na：
Na＋：
电子式
表示原子最外层电子数目
核外电子
排布式
表示每个能级上排布的电子数
S：1s22s22p63s23p4
或[Ne]3s23p4
S2－：1s22s22p63s23p6
电子排布
图(轨道
表示式)
表示每个原子轨道中电子的运动状态
价电子排布式或排布图
表示价电子的排布
[注意] (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，但在书写时，仍把(n－1)d放在ns前。
考点二 原子结构与元素的性质
1．原子结构与元素周期表的关系
周期
电子
层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布
特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0族：He：1s2；其他：ns2np6。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
3．元素周期表的分区
(1)根据原子核外电子排布分区
①分区简图：
②各区元素分布及性质与价电子排布特点：
分区
元素分布
价电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区
ⅢA族～ⅦA
族、0族
ns2np1～6
通常是最外层电子参与反应
d区
ⅢB族～ⅦB
族、Ⅷ族(除
镧系、锕系外)
(n－1)d1～9ns1～2
d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区
ⅠB族、ⅡB族
(n－1)d10ns1～2
金属元素
f区
镧系、锕系
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
(2)根据元素金属性与非金属性分区
①分区简图：
②特别说明：处于金属与非金属交界线(又称梯形线)附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非金属。
4．电离能、电负性
(1)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。
(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越强。
5．原子结构与元素性质的递变规律
项目
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
原子核外
电子排布
能层数相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同，能层数递增
原子半径
逐渐减小(0族除外)
逐渐增大
元素主要
化合价
最高正价由＋1→＋7(O，F除外)，最低负价由－4→－1
最高正价＝主族序数(O，F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、
失电子能力
得电子能力逐渐
增强；
失电子能力逐渐
减弱
得电子能力逐渐减弱；
失电子能力逐渐增强
第一电离能
增大的趋势
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
元素金属性、
非金属性
金属性逐渐减弱；非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强；
非金属性逐渐减弱
6．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。如右所示。
命题点(一) 电离能及其应用
按要求填空：
(1)(2017·全国卷Ⅲ)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)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________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)(2016·全国卷Ⅱ)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)(2016·全国卷Ⅲ)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”)
解析：(1)O是非金属元素，而Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以O的第一电离能大于Mn的。(2)从图中可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(3)铜的第二电离能失去的是全充满的3d10电子所需要的能量，镍的第二电离能失去的是4s1电子所需要的能量，前者属于稳定状态，故第二电离能：ICu＞INi。(4)Ga和As均属于第四周期元素，且原子序数：Ga＜As，则原子半径：Ga＞As，第一电离能：IGa＜IAs。
答案：(1)O (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原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子 (3)铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 (4)大于 小于
命题点(二) 电负性及其应用
按要求填空：
(1)(2017·江苏高考)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。
(2)(2016·全国卷Ⅰ)Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是____________。
(3)(2015·全国卷Ⅱ)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是____________。
(4)(2015·福建高考)CH4和CO2所含三种元素电负性从小到大的顺序为________________。
解析：(1)非金属性：O＞C＞H，则电负性：O＞C＞H。
(2)非金属性：O＞Ge＞Zn，则电负性：O＞Ge＞Zn。
(3)非金属性：O＞Cl＞P＞Na，则电负性：O＞Cl＞P＞Na。
(4)非金属性：O＞C＞H，则电负性：O＞C＞H。
答案：(1)H
3d
C．5d＞4f D．5p＞4d
解析：选B B项，3d能级的能量高于4s能级的能量，B项错误。
3．(2018·唐山模拟)在d轨道中电子排布成而不能排布成
其最直接的根据是( )
A．能量最低原理 B．泡利原理
C．原子轨道构造原理 D．洪特规则
解析：选D 据图知，4个电子占据不同的轨道且自旋状态相同，其根据是洪特规则。
4．(2018·天水模拟)现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。则下列有关比较中正确的是( )
A．最高正化合价：③＞②＞①
B．原子半径：③＞②＞①
C．电负性：③＞②＞①
D．第一电离能：③＞②＞①
解析：选D 根据核外电子排布式可知①是S，②是P，③是F。F无正价，A错误；同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则原子半径：②＞①＞③，B错误；同周期自左向右电负性增大，同主族自上而下电负性减小，则电负性：③＞①＞②，C错误；同周期自左向右第一电离能呈增大趋势，但P的3p轨道电子处于半充满状态，稳定性强，第一电离能大于S，则第一电离能：③＞②＞①，D正确。
5．下列说法或有关化学用语的表达正确的是( )
A．在基态多电子原子中，p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量
B．基态Fe原子的外围电子排布图为
C．因氧元素电负性比氮元素大，故氧原子第一电离能比氮原子第一电离能大
D．根据原子核外电子排布的特点，Cu在元素周期表中位于s区
解析：选B 同一能层中的p轨道电子能量一定比s轨道电子能量高，但外层s轨道电子能量比内层p轨道电子能量高，A错误；基态铁原子外围电子排布式为3d64s2，外围电子排布图为B正确；N原子的2p轨道处于半充满状态，第一电离能大于氧原子，C错误；Cu的外围电子排布式为3d104s1，位于元素周期表的ds区，D错误。
6．若某原子在处于能量最低状态时，外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是( )
A．该元素原子处于能量最低状态时，原子中共有3个未成对电子
B．该元素原子核外共有5个电子层
C．该元素原子的M能层共有8个电子
D．该元素原子最外层共有3个电子
解析：选B A项，该元素原子处于能量最低状态时，只有4d能级上有1个未成对电子，错误；B项，该原子核外有5个电子层，正确；C项，该元素原子M能层电子排布为3s23p63d10，共有18个电子，错误；D项，该原子最外层上有2个电子，错误。
7．下列关于电离能和电负性的说法不正确的是( )
A．第一电离能的大小：Mg>Al
B．锗的第一电离能高于碳而电负性低于碳
C．Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是碳
D．F、K、Fe、Ni四种元素中电负性最大的是F
解析：选B 同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族元素的第一电离能比相邻的第ⅢA族元素的第一电离能大，A正确；同一主族元素的第一电离能自上而下逐渐减小，锗的第一电离能低于碳，B不正确；Ni的价电子排布为3d84s2，未成对电子数为2，第二周期未成对电子数为2的元素有C和O，同周期从左到右电负性逐渐增大，则电负性CO>C。
(3)c为F元素，其氢化物水溶液中，H2O分子间存在氢键，HF分子间存在氢键，HF与H2O分子间存在两种氢键，共4种氢键。
(4)a为C元素，同主族相邻元素为Si，CO2为分子晶体、SiO2为原子晶体，熔点SiO2>CO2；A为CO，价层电子对数为(4＋2)＝3，孤电子对数为3－3＝0，故为平面三角形，C原子杂化方式为sp2杂化；CO中，原子数为4、价电子数为24，与A互为等电子体的分子为SO3或BF3等。
答案：(1)d (2)N>O>C
(3)4 F—H…F(或F—H…O或O—H…F或O—H…O)
(4)SiO2>CO2 平面三角形 sp2 SO3(或BF3)(其他合理答案均可)
12．(2018·临汾模拟)B、C、N是几种常见的非金属元素，其形成的各种化合物在自然界中广泛存在。
(1)基态硼原子的电子排布式为________；C、N元素的第一电离能由大到小的顺序为________。
(2)BF3与一定量的水可形成如图1的晶体R。
①晶体R中各种微粒间的作用力涉及________(填字母)；
a．离子键 B．共价键 c．配位键 d．金属键
②R中阴离子的空间构型为________。
(3)乙二胺(H2N—CH2—CH2—NH2)与CaCl2溶液可形成配离子(结构如图2)，乙二胺分子中氮原子的杂化类型为________；乙二胺和三甲胺[N(CH3)3]均属于铵，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是__________________。
(4)氮化硼(BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼是通常存在的稳定相，其结构与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂；它的晶体结构如图3所示，六方相氮化硼质地软的原因是________________________________________________________________________。
解析：(1)硼原子核外有5个电子，其核外电子排布式为1s22s22p1，C、N两种元素的第一电离能由大到小的顺序为N＞C。
(2)晶体R中各种微粒间的作用力涉及离子键、共价键、配位键；阴离子中中心原子B原子含有4个σ键且不含孤电子对，所以B原子采用sp3杂化方式，为四面体构型。
(3)乙二胺中N原子形成3个σ键，含有1对孤对电子，杂化轨道数为4，采取sp3杂化；乙二胺分子之间可以形成氢键，三甲胺分子之间不能形成氢键，故乙二胺的沸点较高。
(4)六方相氮化硼中，每一个B原子与3个N原子相连，每1个N原子与3个B原子相连，形成平面三角形，向空间发展成层状结构。六方相氮化硼不含π键，只含σ键，层与层之间通过范德华力结合在一起，作用力小，导致其质地软。
答案：(1)1s22s22p1 N＞C (2)①abc ②四面体
(3)sp3杂化 乙二胺分子之间可以形成氢键，三甲胺分子之间不能形成氢键 (4)层与层之间通过范德华力结合在一起，作用力小，导致其质地软
13．(1)V2O5常用作SO2转化为SO3的催化剂。SO2分子中S原子价层电子对数是________对，分子的立体构型为________；SO3气态为单分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为________；SO3的三聚体环状结构如图甲所示，该结构中S原子的杂化轨道类型为________；该结构中S—O键键长有两类，一类键长约140 pm，另一类键长约为160 pm，较短的键为________(填图甲中字母)，该分子中含有________个σ键。
(2)V2O5溶解在NaOH溶液中，可得到钒酸钠(Na3VO4)，该盐阴离子的立体构型为________；也可以得到偏钒酸钠，其阴离子呈如图乙所示的无限链状结构，则偏钒酸钠的化学式为________。
解析：(1)根据价层电子对互斥理论可确定SO2中孤电子对数为(6－2×2)×＝1，成键电子对数为2，即价层电子对数为3，SO2的立体构型为V形。气态SO3中没有孤电子对，只有3对成键电子对，即中心原子S采取sp2杂化。题图甲中与b键相连的O原子被2个S原子共用，键长较长，即a键较短。三聚体中每个共价键都为σ键，则该分子共有12个σ键。
(2)VO中含有4对成键电子对，中心原子为sp3杂化，其立体构型为正四面体结构；由题图乙知每个重复单元中有1个V原子，2＋2×＝3个O原子，故阴离子为VO，则偏钒酸钠的化学式为NaVO3。
答案：(1)3 V形 sp2 sp3 a 12
(2)正四面体 NaVO3
14．天然气既是重要的能源，也是重要的化工原料，其主要成分是甲烷。
(1)甲烷在一定条件下可生成：
A．碳正离子(CH) B．碳负离子(CH)
C．甲基(—CH3) D．碳烯(CH2)
①四种微粒中，键角为120°的是________(填字母)；
②与碳负离子(CH)互为等电子体的一种分子的结构式为________。
(2)海底蕴藏大量的可燃冰(甲烷的水合物)，关于可燃冰的说法中正确的是________(填字母)。
A．甲烷分子与水分子均是极性分子
B．可燃冰中甲烷分子与水分子间以氢键相结合
C．可燃冰属于原子晶体
D．甲烷分子与水分子中的σ键均是ssp3电子云重叠而成的
(3)在高温下，甲烷可还原CuO得到Cu2O。
①Cu＋的核外电子排布式为____________________________；
②Cu2O晶体的晶胞结构如图所示。其中“△”代表的离子符号为________。
(4)一定条件下，甲烷与水蒸气可生成H2和CO。则所生成的气体中σ键总数与π键总数之比为________。
解析：(1)A中碳原子的价层电子对数为0＋3＝3，碳原子采取sp2杂化，呈平面三角形；B中碳原子的价层电子对数为1＋3＝4，碳原子采取sp3杂化，呈三角锥形；C中碳原子的价层电子对数为1＋3＝4，碳原子采取sp3杂化，呈三角锥形；D中碳原子的价层电子对数为1＋2＝3，碳原子采取sp2杂化，呈平面三角形，但D中由于孤电子对斥力大，所以键角小于120°。
(2)A项，甲烷分子中正、负电荷中心重合，为非极性分子，错误；B项，甲烷无法形成氢键，错误；C项，可燃冰属于分子晶体，错误。
(3)由晶胞结构图可知，黑球个数为4，白球个数为1，由Cu2O中离子个数比为2∶1可知，晶胞中“△”代表的离子符号为O2－。
(4)甲烷和水蒸气反应生成的H2和CO的物质的量之比为3∶1，由H—H、C≡O可知σ键总数与π键总数之比为2∶1。
答案：(1)①A ② (2)D
(3)①[Ar]3d10 ②O2－ (4)2∶1
考点一 晶体和晶胞
1．晶体与非晶体的特征
(1)晶体与非晶体的比较
晶体
非晶体
结构特征
结构粒子周期性有序排列
结构粒子无序排列
性质特征
自范性
有
无
熔点
固定
不固定
异同表现
各向异性
各向同性
二者区别方法
间接方法：测定其是否有固定的熔点
科学方法：对固体进行X射线衍射实验
(2)获得晶体的三条途径
①熔融态物质凝固。
②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。
③溶质从溶液中析出。
2．晶胞
(1)概念：晶胞是描述晶体结构的基本单元。
(2)晶体与晶胞的关系：数量巨大的晶胞“无隙并置”构成晶体。
(3)晶胞中粒子数目的计算——均摊法
如某个粒子为n个晶胞所共有，则该粒子有属于这个晶胞。
命题点(一) 晶胞中微粒数目的计算
1．(2017·江苏高考)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：能量越低越稳定，从图2知，Cu替代a位置Fe型晶胞更稳定，其晶胞中Cu位于8个顶点，N(Cu)＝8×＝1，Fe位于面心，N(Fe)＝6×＝3，N位于体心，N(N)＝1，其化学式为Fe3CuN。
答案：Fe3CuN
2．(2013·江苏高考)Zn与S所形成化合物晶体的晶胞如右图所示。
(1)在1个晶胞中，Zn离子的数目为________。
(2)该化合物的化学式为________。
解析：(1)从晶胞图分析，含有Zn离子为8×＋6×＝4。(2)S为4个，所以化合物中Zn与S数目之比为1∶1，则化学式为ZnS。
答案：(1)4 (2)ZnS
命题点(二) 晶体密度及微粒间距离的计算
3．(2017·全国卷Ⅰ)(1)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___________________________。
(2)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。
解析：(1)二者间的最短距离为晶胞面对角线长的一半，即×0.446 nm≈0.315 nm。由于K、O分别位于晶胞的顶角和面心，所以与钾紧邻的氧原子有12个。(2)想象4个晶胞紧密堆积，则I处于顶角，O处于棱心，K处于体心。
答案：(1)0.315 12 (2)体心 棱心
4．(2017·全国卷Ⅲ)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：因为O2－采用面心立方最密堆积方式，所以面对角线长度是O2－半径的4倍，则有 [4r(O2－)]2＝2a2，解得r(O2－)＝×0.420 nm≈0.148 nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构可得2r(Mn2＋)＋2r(O2－)＝a′，代入数据解得r(Mn2＋)＝0.076 nm。
答案：0.148 0.076
5.(2016·全国卷Ⅱ)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)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)3∶1 (2)×107
6．(2015·全国卷Ⅱ)O和Na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O原子的配位数为____________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3)________________。
解析：O2－半径大于Na＋半径，由F的晶胞结构可知，大球代表O
2－，小球代表Na＋，每个晶胞中含有O2－个数为8×＋6×＝4，含有Na＋个数为8，故O2－、Na＋离子个数之比为4∶8＝1∶2，从而推知F的化学式为Na2O。由晶胞结构可知，每个O原子周围有8个Na原子，故O原子的配位数为8。晶胞参数a＝0.566 nm＝0.566×10－7 cm，则晶胞的体积为(0.566×10－7 cm)3，从而可知晶体F的密度为＝2.27 g·cm－3。
答案：Na2O 8 ＝2.27 g·cm－3
1．(2018·漳州模拟)某物质的晶体中含有A、B、C三种元素，其排列方式如图所示(其中前后两面面心中的B元素的原子未能画出)。则晶体中A、B、C的原子个数比为( )
A．1∶3∶1 B．2∶3∶1
C．2∶2∶1 D．1∶3∶3
解析：选A 利用均摊法计算。据图知，该正方体中A原子个数＝8×＝1，B原子个数＝6×＝3，C原子个数＝1，所以晶体中A、B、C的原子个数比为1∶3∶1。
2．(2018·赣州模拟)某离子晶体的晶体结构中最小重复单元如图所示。A为阴离子，在正方体内，B为阳离子，分别在顶点和面心，则该晶体的化学式为( )
A．B2A B．BA2
C．B7A4 D．B4A7
解析：选B A在正方体内，晶胞中的8个A离子完全被这1个晶胞占有；B分别在顶点和面心，顶点上的离子被1个晶胞占有，面心上的离子被1个晶胞占有，所以1个晶胞实际占有的B离子为8×＋6×＝4，则该晶体的化学式为BA2。
3．Ni和La的合金是目前使用广泛的储氢材料，具有大容量、高寿命、耐低温等特点，在我国已实现了产业化。该合金的晶胞结构如图所示。
(1)该晶体的化学式为____________。
(2)已知该合金的摩尔质量为M g·mol－1，密度为d g·cm－3，设NA
为阿伏加德罗常数的值，则该晶胞的体积是______cm3(用含M、d、NA的代数式表示)。
(3)该晶体的内部具有空隙，且每个晶胞的空隙中储存6个氢原子时比较稳定。已知：a＝511 pm，c＝397 pm；标准状况下氢气的密度为8.98×10－5 g·cm－3；储氢能力＝。若忽略储氢前后晶胞的体积变化，则该储氢材料的储氢能力为________。
解析：(1)由晶胞结构图可知，1个晶胞中La的原子个数为8×＝1，Ni的原子个数为8×＋1＝5，则该晶体的化学式为LaNi5。(2)1个晶胞的质量m＝，由V＝可知1个晶胞中的体积V＝ cm3。(3)LaNi5合金储氢后氢气的密度ρ＝＝ g·cm－3≈0.111 g·cm－3，由定义式可知，储氢能力＝≈1 236。
答案：(1)LaNi5 (2) (3)1 236
4．现有某第四周期过渡金属元素A，其基态原子排布中有四个未成对电子，由此元素可构成固体X。
(1)区分固体X为晶体或非晶体的方法为________。若此固体结构如图甲、乙所示，则按甲虚线方向切乙得到的A～D图中正确的是________。
(2)写出A的基态电子排布式：____________，A2＋的价层电子排布图是__________________。
(3)A可与CO反应生成A(CO)5，常压下熔点为－20.3 ℃，沸点为103.6 ℃，试推测：该晶体类型是____________。
(4)A可与另两种元素B、C构成某种化合物，B、C的外围电子排布分别为3d104s1、3s23p4，其晶胞如图所示，则其化学式为________。该晶胞上下底面为正方形，侧面与底面垂直，根据图中所示的数据列式计算该晶体的密度d＝________g·cm－3。(保留两位小数)
解析：(1)根据题干信息可知元素A为Fe。甲中Fe位于顶点和体心，乙由8个甲组成，按甲虚线方向切乙形成的截面是长方形，则排除B、D，由于甲的体心含有1个Fe原子，则A图符合题意。(4)根据B、C的外围电子排布可判断B为Cu、C为S。该晶胞中，Fe原子有6个位于面上、4个位于棱上，个数为4×＋6×＝4，Cu原子有4个位于面上、1个位于体内、8个位于顶点，个数为8×＋4×＋1＝4，S原子数为8。晶体中N(Cu)∶N(Fe)∶N(S)＝4∶4∶8＝1∶1∶2，故该晶体的化学式为CuFeS2。晶胞质量＝，晶胞体积＝(524×10－10cm)2×1 030×10－10 cm，故该晶体的密度d＝＝4.32 g·cm－3。
答案：(1)X射线衍射 A
(2)1s22s22p63s23p63d64s2
(3)分子晶体 (4)CuFeS2 4.32
[规律方法]
1．“均摊法”突破晶胞组成的计算
(1)原则：晶胞任意位置上的一个粒子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个粒子分得的份额就是。
(2)方法：①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算
②
非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占，那么一个六边形实际有6×＝2个碳原子。又如，在六棱柱晶胞(如图中所示的MgB2晶胞)中，顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×＋2×＝3，硼原子个数为6。
2．晶体粒子与M、ρ(晶体密度，g·cm－3)之间的关系
若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol该晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积，单位为cm3)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。
考点二 常见晶体的结构与性质
1．四种晶体类型的结构与性质
晶体类型
比较项目
分子晶体
原子晶体
金属晶体
离子晶体
构成粒子
分子
原子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间的相互作用力
范德华力(某些含氢键)
共价键
金属键
离子键
硬度
较小
很大
有的很大，有的很小
较大
熔、沸点
较低
很高
有的很高，有的很低
较高
溶解性
相似相溶
难溶于任何溶剂
常见溶剂难溶
大多易溶于水等极性溶剂
导电、传热性
一般不导电，溶于水后有的导电
一般不具有导电性
电和热的良导体
晶体不导电，水溶液或熔融态导电
物质类别及实例
大多数非金属单质、气态氢化物、酸、非金属氧化物
部分非金属单质(如金刚石、硅、晶体硼)
金属单质与合金(如Na、Al、Fe、青铜)
金属氧化物(如Na2O
(SiO2除外)、绝大多数有机物(有机盐除外)
，部分非金属化合物(如SiC、SiO2)
)、强碱(如KOH)、绝大部分盐(如NaCl)
2．典型晶体的结构
晶体
晶体结构
晶体详解
原子晶体
金刚石
(1)每个碳与相邻个碳以共价键结合，形成正四面体结构
(2)键角均为109°28′
(3)最小碳环由个C组成且六原子不在同一平面内
(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原子数与C—C键数之比为1∶2
SiO2
(1)每个Si与个O以共价键结合，形成正四面体结构
(2)每个正四面体占有1个Si,4个“O”，
N(Si)∶N(O)＝1∶2
(3)最小环上有个原子，即6个O,6个Si
分子晶体
干冰
(1)8个CO2分子构成立方体且在6个面心又各占据1个CO2分子
(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子有个
离子晶体
NaCl (型)
(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl－(Na＋)有6个。每个Na＋周围等距且紧邻的Na＋有个
(2)每个晶胞中含个Na＋和个Cl－
CsCl (型)
(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的
Cs＋(Cl－)有6个
(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
金属晶体
简单立方堆积
典型代表Po，配位数为，空间利用率52%
面心立方最密堆积
又称为A1型或铜型，典型代表Cu、Ag、Au，配位数为，空间利用率74%
体心立方堆积
又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、Fe，配位数为，空间利用率68%
六方最密堆积
又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、Ti，配位数为，空间利用率74%
3．离子晶体的晶格能
(1)概念
气态离子形成1摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位为kJ·mol－1。
(2)影响因素
①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越。
②离子的半径：离子的半径越，晶格能越大。
(3)与离子晶体性质的关系
晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越。
1．(2017·全国卷Ⅰ)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______________________________________________。
答案：K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
2．(2015·全国卷Ⅰ)(1)CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，其固体属于________晶体。
(2)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)因Fe(CO)5熔、沸点较低，常温下为液体，其固体应属于分子晶体。
(2)①由石墨烯的结构可知，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有的C原子数为×6＝2。
②由金刚石的结构可知，每个C可参与形成4条C—C键，其中任意两条边(共价键)可以构成2个六元环。根据组合知识可知四条边(共价键)任选其中两条有6组，6×2＝12。因此每个C原子连接12个六元环。六元环中C原子采取sp3杂化，为空间六边形结构，最多有4个C原子位于同一平面。
答案：(1)分子
(2)①3 2 ②12 4
3．(2014·海南高考)碳元素的单质有多种形式，如图依次是C60、石墨和金刚石的结构图：
回答下列问题：
(1)金刚石、石墨、C60、碳纳米管等都是碳元素的单质形式，它们互为________。
(2)金刚石、石墨烯(指单层石墨)中碳原子的杂化形式分别为________、________。
(3)C60属于________晶体，石墨属于________晶体。
(4)石墨晶体中，层内C—C键的键长为142 pm，而金刚石中C—C键的键长为154 pm。其原因是金刚石中只存在C—C间的________共价键，而石墨层内的C—C间不仅存在________共价键，还有________键。
(5)金刚石晶胞含有________个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，根据硬球接触模型，则r＝______a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率_______________________________________________(不要求计算结果)。
解析：(1)金刚石、石墨、C60
、碳纳米管等都是碳元素的单质形式，它们互称为同素异形体。
(2)金刚石中碳原子与相邻四个碳原子形成4个共价单键，C原子采取sp3杂化方式；石墨中的碳原子用sp2杂化轨道与相邻的三个碳原子以σ键结合。
(3)C60中构成微粒是分子，所以属于分子晶体；石墨的层内原子间以共价键结合，层与层之间以范德华力结合，所以石墨属于混合晶体。
(4)在金刚石中只存在C—C之间的σ键；石墨层内的C—C之间不仅存在σ键，还存在π键。
(5)由金刚石的晶胞结构可知，晶胞内部有4个C原子，面心上有6个C原子，顶点有8个C原子，晶胞中C原子数目为4＋6×＋8×＝8；若C原子半径为r，金刚石的边长为a，根据硬球接触模型，则正方体对角线长度的就是C—C键的键长，即a＝2r，所以r＝a，碳原子在晶胞中的空间占有率w＝＝＝。
答案：(1)同素异形体 (2)sp3 sp2 (3)分子 混合
(4)σ σ π(或大π或pp π) (5)8 ＝
题点(一) 晶体结构及类型判断
1．(2018·宜昌模拟)下列说法正确的是( )
A．钛和钾都采取图1的堆积方式
B．图2为金属原子在二维空间里的非密置层放置，此方式在三维空间里堆积，仅得简单立方堆积
C．图3是干冰晶体的晶胞，晶胞棱长为a cm，则在每个CO2周围最近且等距离的CO2有8个
D．图4是一种金属晶体的晶胞，它是金属原子在三维空间以密置层采取ABCABC…堆积的结果
解析：选D 图1表示的堆积方式为A3型紧密堆积，K采用A2型密堆积，A错误；B在二维空间里的非密置层放置，在三维空间堆积形成A2型密堆积，得到体心立方堆积，B错误；干冰晶体的晶胞属于面心立方晶胞，配位数为12，即每个CO2周围距离相等的CO2分子有12个，C错误；该晶胞类型为面心立方，则为A1
型密堆积，金属原子在三维空间里密置层采取ABCABC堆积，D正确。
2．有A、B、C三种晶体，分别由H、C、Na、Cl四种元素中的一种或几种组成，对这三种晶体进行实验，结果如表：
熔点/℃
硬度
水溶性
导电性
水溶液与
Ag＋反应
A
811
较大
易溶
水溶液或
熔融导电
白色沉淀
B
3 500
很大
不溶
不导电
不反应
C
－114.2
很小
易溶
液态不导电
白色沉淀
(1)晶体的化学式分别为A______、B______、C______。
(2)晶体的类型分别是A______、B______、C______。
(3)晶体中微粒间作用力分别是A______、B______、C________。
解析：根据所述A、B、C晶体的性质可知，A为离子晶体，只能为NaCl，微粒间的作用力为离子键；B应为原子晶体，只能为金刚石，微粒间的作用力为共价键；C应为分子晶体，且易溶，只能为HCl，微粒间的作用力为范德华力。
答案：(1)NaCl C HCl
(2)离子晶体 原子晶体 分子晶体
(3)离子键 共价键 范德华力
3．(1)氧和钠的氢化物所属的晶体类型分别为____________和____________。
(2)NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：4NH3＋3F2NF3＋3NH4F。所列化学方程式中的5种物质所属的晶体类型有________(填字母)。
a．离子晶体 B．分子晶体
c．原子晶体 D．金属晶体
答案：(1)分子晶体 离子晶体 (2)abd
[规律方法]
“五依据”突破晶体类型判断
1．依据构成晶体的粒子和粒子间的作用判断
①离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，粒子间的作用是离子键。②原子晶体的构成粒子是原子，粒子间的作用是共价键。③分子晶体的构成粒子是分子，粒子间的作用为范德华力或氢键。④金属晶体的构成粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的作用是金属键。
2．依据物质的类别判断
①金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等
)和绝大多数的盐类是离子晶体。②大多数非金属单质(金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼除外)、气态氢化物、非金属氧化物(SiO2除外)、酸、绝大多数有机物(有机盐除外)是分子晶体。③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。④金属单质(常温汞除外)与合金是金属晶体。
3．依据晶体的熔点判断
①离子晶体的熔点较高，常在数百至1 000余度。②原子晶体熔点高，常在1 000度至几千度。③分子晶体熔点低，常在数百度以下至很低温度。④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
4．依据导电性判断
①离子晶体水溶液及熔化时能导电。②原子晶体一般为非导体。③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要指酸和非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。④金属晶体是电的良导体。
5．依据硬度和机械性能判断
①离子晶体硬度较大或硬而脆。②原子晶体硬度大。③分子晶体硬度小且较脆。④金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
题点(二) 晶体熔、沸点高低的比较及应用
4．(2018·乌鲁木齐模拟)下面的排序不正确的是( )
A．熔点由高到低：Na＞Mg＞Al
B．硬度由大到小：金刚石＞碳化硅＞晶体硅
C．晶体熔点由低到高：CO、KCl、SiO2
D．晶格能由大到小：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI
解析：选A A项，金属离子的电荷越多、半径越小，其熔点越高，则熔点由高到低为Al＞Mg＞Na，错误；B项，键长越短，共价键越强，硬度越大，键长C—C＜C—Si＜Si—Si，则硬度由大到小为金刚石＞碳化硅＞晶体硅，正确；C项，一般情况下，分子晶体的熔点小于离子晶体的熔点，离子晶体的熔点小于原子晶体的熔点，CO(分子晶体)、KCl(离子晶体)、SiO2(原子晶体)，正确；D项，电荷相同的离子，离子半径越小，晶格能越大，F、Cl、Br、I的离子半径由小到大，则晶格能：NaF＞NaCl＞NaBr＞NaI，正确。
5．下列物质的熔、沸点高低顺序正确的是( )
A．金刚石＞晶体硅＞二氧化硅＞碳化硅
B．CI4＞CBr4＞CCl4>CH4
C．MgO＞H2O＞N2＞O2
D．金刚石＞生铁＞纯铁＞钠
解析：
选B 原子晶体中共价键的键长越短，键能越大，熔沸点越高，则熔沸点为金刚石＞二氧化硅＞碳化硅＞晶体硅，A错误；结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔沸点越高，则熔沸点为CI4>CBr4>CCl4>CH4，B正确；离子晶体的熔沸点大于分子晶体，水中含有氢键，沸点比氮气、氧气的高，则熔沸点为MgO＞H2O＞O2＞N2，C错误；熔沸点一般为原子晶体＞金属晶体，合金的熔点比纯金属的低，则熔沸点为金刚石＞纯铁＞生铁＞钠，D错误。
[规律方法]
“两角度”比较晶体熔、沸点的高低
1．不同类型晶体熔、沸点的比较
(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。
(2)金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。
2．同种类型晶体熔、沸点的比较
(1)原子晶体
原子半径越小、键长越短、键能越大，物质的熔、沸点越高，如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。
(2)离子晶体
一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则晶格能越大，晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。
(3)分子晶体
①分子间范德华力越大，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，如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)，其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3Cl＞CH3CH3。
④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。
如正戊烷>异戊烷>新戊烷
(4)金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。
[综合演练提能]
[课堂巩固练]
1．下列对各组物质性质的比较中，正确的是( )
A．硬度：Li＞Na＞K
B．熔沸点：H2O>H2S>H2Se
C．第一电离能：Na＜Mg＜Al
D．空间利用率：六方最密堆积(镁型)＜面心立方最密堆积(铜型)＜体心立方堆积(钾型)
解析：选A A项，碱金属中，单质的硬度随着对应原子原子序数的增大而减小，所以硬度Li>Na>K，正确；B项，H2O分子间含有氢键，熔沸点最高，H2Se与H2S的熔沸点高低取决于分子间作用力的大小，相对分子质量越大，熔沸点越高，则H2Se>H2S，错误；C项，同一周期，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但ⅡA族、ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素，则第一电离能Mg>Al>Na，错误；D项，空间利用率六方最密堆积为74%、面心立方最密堆积为74%、体心立方堆积为68%、简单立方堆积为52%，所以空间利用率：六方最密堆积＝面心立方最密堆积>体心立方堆积，错误。
2．下列有关晶体结构的叙述中，错误的是( )
A．金刚石的网状结构中，最小的环上有6个碳原子
B．分子晶体熔化时，不破坏共价键；原子晶体熔化时，破坏共价键
C．在金属铜的晶体中，由于存在自由电子，因此铜能导电
D．在氯化铯晶体中，每个氯离子周围最近且距离相等的氯离子有8个
解析：选D A项，根据金刚石的晶胞结构图，可以看出最小的环上有6个碳原子，不符合题意；B项，分子晶体熔化时只是状态发生变化，没有化学键的断裂，所以只破坏分子间作用力，原子晶体的构成微粒是原子，熔化时化学键被破坏，不符合题意；C项，金属晶体是由金属阳离子和自由电子构成的，在通电条件下，电子能定向移动，所以铜能导电，不符合题意；D项，氯化铯晶胞如图所示，由图知，每个氯离子周围最近且距离相等的氯离子有6个，符合题意。
3．(2018·贵阳模拟)金属晶体中金属原子有三种常见的堆积方式，六方堆积(镁型)、面心立方堆积(铜型)和体心立方堆积(钾型)，图a、b、c分别代表这三种晶胞的结构，其晶胞内金属原子个数比为( )
A．11∶8∶4 B．3∶2∶1
C．9∶8∶4 D．21∶14∶9
解析：选B a中原子个数＝12×＋2×＋3＝6，b中原子个数＝8×＋6×＝4，c中原子个数＝1＋8×＝2，所以其原子个数比是6∶4∶2＝3∶2∶1。
4．如图是从NaCl或CsCl晶体结构图中分割出来的部分结构图，判断NaCl的晶体结构图像是图中的_________________________________________________(填序号)。
解析：由于在NaCl晶体中，每个Na＋周围同时吸引着最近且距离相等的6个Cl－，同样每个Cl－周围同时吸引着最近且距离相等的6个Na＋，图②中符合条件，图③中选取其中一个离子，也得到6个等距离的且最近的带相反电荷的离子，所以其配位数也是6，故符合条件。
答案：②③
5．(2018·佛山质检)有些食物中铁元素含量非常丰富，其中非血红素铁是其存在形式之一，主要是三价铁与蛋白质和羧酸结合成络合物。
(1)Fe3＋的电子排布式为____________________。
(2)金属晶体可看成金属原子在三维空间中堆积而成，单质铁中铁原子采用钾型模式堆积，原子空间利用率为68%，铁原子的配位数为______________。
(3)乙醛能被氧化剂氧化为乙酸，乙醛中碳原子的轨道杂化类型是______________；1 mol乙醛分子中含有的σ键的数目为____________________。
(4)FeO晶体结构如图所示，FeO晶体中Fe2＋的配位数为______。若该晶胞边长为b cm，则该晶体的密度为______________________________g·cm－3。
解析：(1)Fe的原子序数为26，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，故Fe3＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5。(2)钾型堆积为体心立方堆积，故Fe的配位数为8。(3)CH3CHO中甲基碳原子为sp3杂化，而醛基碳原子为sp2杂化。CH3CHO的结构式为单键为σ键，1个双键中含1个σ键、1个π键，故1 mol CH3CHO中含有6 mol σ键。(4)该晶胞中Fe2＋周围最近等距离的O2－有6个，则Fe2＋的配位数为6。该晶胞中含有4个Fe2＋、4个O2－，则晶体密度为＝ g·cm－3。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d5或[Ar]3d5 (2)8
(3)sp2、sp3 6×6.02×1023或6NA (4)6
6．A、B、C、D、E代表前四周期原子序数依次增大的五种元素。A、D同主族且有两种常见化合物DA2和DA3；工业上电解熔融C2A3制取单质C；B、E除最外层均只有2个电子外，其余各层全充满，E位于元素周期表的ds区。回答下列问题：
(1)B、C中第一电离能较大的是________，基态D原子价电子的轨道表达式为________________________。
(2)DA2分子的VSEPR模型是____________。H2A比H2D熔沸点高得多的原因是________________。
(3)实验测得C与氯元素形成的化合物的实际组成为C2Cl6，其球棍模型如图所示。已知C2Cl6在加热时易升华，与过量的NaOH溶液反应可生成Na[C(OH)4]。
①C2Cl6属于________(填晶体类型)晶体，其中C原子的杂化轨道类型为________杂化。
②[C(OH)4]－中存在的化学键有__________________________________________。
(4)工业上制备B的单质是电解熔融B的氯化物，而不是电解BA，原因是________________________________________________________________________。
(5)B、C的氟化物晶格能分别是2 957 kJ·mol－1、5 492 kJ·mol－1，二者相差很大的原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(6)D与E所形成化合物晶体的晶胞如图所示 。
①在该晶胞中，E的配位数为________。
②原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置。如图晶胞中，原子坐标参数a为(0,0,0)；b为；c为。则d的坐标参数为________。
③已知该晶胞的密度为ρ g·cm－3，则其中两个D原子之间的距离为________pm。(列出计算式即可)
解析：根据题给信息，可以推出A为O，B为Mg，C为Al，D为S，E为Zn。(1)同周期主族元素从左到右第一电离能逐渐增大，但由于Mg原子3s轨道上电子全充满，比较稳定，故第一电离能：Mg>Al。基态S原子的价电子数为6，其轨道表达式为(2)SO2中S有1对孤对电子，价层电子对数为3，故其VSEPR模型是平面三角形。由于H2O分子间存在氢键，故其熔沸点比H2S高。(3)①由题意知，Al2Cl6的沸点低，属于分子晶体。Al无孤电子对，杂化轨道数为4，故其杂化类型为sp3。②[Al(OH)4]－中存在极性共价键和配位键。(5)晶格能大小与离子所带电荷及离子半径有关，由于Al3＋比Mg2＋电荷高、半径小，故AlF3的晶格能比MgCl2大得多。(6)①该晶胞中E的个数为8×＋6×
＝4，D的个数为4，故E、D的配位数相同，根据D的配位数为4，可知E的配位数为4。②根据d的位置，可知其坐标参数为。③根据D原子的位置可知，两个D原子之间的距离为晶胞边长的，设晶胞边长为a pm，则该晶胞的质量为 g＝ρ g·cm－3×(a×10－10 cm)3，解得a＝×1010，故两个D原子之间的距离为× ×1010 pm。
答案：(1)镁(或Mg)
(2)平面三角形 H2O分子间存在氢键
(3)①分子 sp3 ②极性共价键、配位键(或共价键、配位键)
(4)熔融MgCl2能导电，可电解；MgO熔点高，电解熔融MgO能耗大
(5)Al3＋比Mg2＋电荷高、半径小
(6)①4 ② ③× ×1010
[课下提能练]
1．下列关于晶体的结构和性质的叙述正确的是( )
A．分子晶体中一定含有共价键
B．原子晶体中共价键越强，熔点越高
C．离子晶体中含有离子键，不含有共价键
D．金属阳离子只能存在于离子晶体中
解析：选B 稀有气体晶体为分子晶体，不含共价键，A项错误；原子晶体中共价键越强，熔点越高， B项正确；离子晶体中一定含有离子键，可能含有共价键，C项错误；金属阳离子也可以存在于金属晶体中，D项错误。
2．下列各组晶体物质中，化学键类型相同，晶体类型也相同的是( )
①SiO2和SO3 ②晶体硼和HCl ③CO2和SO2
④晶体硅和金刚石 ⑤晶体氖和晶体氮 ⑥硫黄和碘
A．①②③ B．④⑤⑥
C．③④⑥ D．①③⑤
解析：选C 属于分子晶体的有SO3、HCl、CO2、SO2、晶体氖、晶体氮、硫黄、碘，属于原子晶体的有SiO2、晶体硼、晶体硅、金刚石，但晶体氖是由稀有气体分子构成的，分子间不存在化学键。
3．(2018·仙桃模拟)下面有关晶体的叙述中，错误的是( )
A．白磷晶体中，分子之间通过共价键结合
B．金刚石的网状结构中，由共价键形成的最小碳环上有6个碳原子
C．在NaCl晶体中每个Na＋(或Cl－)周围都紧邻6个Cl－(或Na＋)
D．离子晶体在熔化时，离子键被破坏，而分子晶体熔化时，化学键不被破坏
解析：选A A项，白磷晶体为分子晶体，分子之间通过范德华力结合，错误；B项，金刚石的网状结构中，由共价键形成的最小碳环上有6个碳原子，正确；C项，在NaCl晶体中每个Na＋(或Cl－)周围都紧邻6个Cl－(或Na＋)，正确；D项，离子晶体在熔化时，离子键被破坏，而分子晶体熔化时，分子间作用力被破坏，化学键不被破坏，正确。
4．(2018·西安模拟)有下列离子晶体空间结构示意图：为阳离子，为阴离子。以M代表阳离子，N代表阴离子，化学式为MN2的晶体结构为( )
解析：选B A项，阳离子数目为8×＋6×＝4，阴离子数目为1，阳离子和阴离子的比为4∶1，化学式为M4N，错误；B项，阳离子数目为4×＝，阴离子数目为1，阳离子和阴离子的比为∶1＝1∶2，化学式为MN2，正确；C项，阳离子数目为3×＝，阴离子数目为1，阳离子和阴离子的比为∶1＝3∶8，化学式为M3N8，错误；D项，阳离子数目为8×＝1，阴离子数目为1，阳离子和阴离子的比为1∶1，化学式为MN，错误。
5．(2018·邢台模拟)某晶体的一部分如图所示，这种晶体中A、B、C三种粒子数之比是( )
A．3∶9∶4 B．1∶4∶2
C．2∶9∶4 D．3∶8∶4
解析：选B A粒子数为6×＝，B粒子数为6×＋3×＝2，C粒子数为1，A、B、C粒子数之比为∶2∶1＝1∶4∶2。
6．(2018·太原模拟)硼和镁形成的化合物刷新了金属化合物超导温度的最高记录。如图是该化合物的晶体结构单元，镁原子间形成正六棱柱，且棱柱的上下面还各有一个镁原子；6个硼原子位于棱柱的侧棱上，则该化合物的化学式可表示为( )
A．MgB B．Mg3B2
C．MgB2 D．Mg2B3
解析：
选B 根据晶体结构单元可知，在六棱柱顶点上的镁原子被6个六棱柱共用，在上下底面上的镁原子被两个六棱柱共用，晶胞中Mg原子的个数为2×＋2×6×＝3，B原子的个数为6×＝2，N(Mg)∶N(B)＝3∶2，化学式为Mg3B2。
7．(2018·信阳模拟)已知CsCl晶体的密度为ρ g·cm－3，NA为阿伏加德罗常数，相邻的两个Cs＋的核间距为a cm，如图所示，则CsCl的相对分子质量可以表示为( )
A．NA·a3·ρ B.
C. D.
解析：选A 该立方体中含1个Cl－，Cs＋个数＝8×＝1，根据ρV＝知，M＝ρVNA＝ρa3NA，摩尔质量在数值上等于其相对分子质量，所以其相对分子质量是ρa3NA。
8．高温下，超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为－2价。如图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞，则下列说法正确的是( )
A．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K＋和4个O
B．晶体中每个K＋周围有8个O，每个O周围有8个K＋
C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个
D．晶体中与每个O距离最近的O有6个
解析：选A 由晶胞的结构知，有8个K＋位于顶点，6个K＋位于面心，则晶胞中含有的K＋数为8×＋6×＝4；有12个O位于棱上，1个O处于中心，则晶胞中含有O数为12×＋1＝4，所以超氧化钾的化学式为KO2；晶体中每个K＋周围有6个O，每个O周围有6个K＋，晶体中与每个K＋(或O)距离最近的K＋(或O)有12个。
9．某离子晶体晶胞的结构如图所示。
X(●)位于立方体顶点，Y(○)位于立方体中心。试分析：
(1)晶体的化学式为________。
(2)晶体中距离最近的2个X与1个Y形成的夹角∠XYX是________。
(3)设该晶体的摩尔质量为M g·mol－1，晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为________cm。
解析：(1)采用均摊法，X的个数＝4×＝
，Y在体内，个数是1个，则X与Y的个数比是1∶2，晶体化学式为XY2或Y2X。
(2)若将4个X连接，构成1个正四面体，Y位于正四面体的中心，可联系CH4的键角，知∠XYX＝109°28′。
(3)由题意知，该晶胞中含有 个XY2或Y2X，设晶胞的边长为a cm，则有ρa3NA＝M，a＝ ，则晶体中两个距离最近的X之间的距离为 cm。
答案：(1)XY2或Y2X (2)109°28′ (3)
10．(2016·海南高考)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________。
解析：(1)根据题给信息推断M为铜元素，Y为氯元素。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)氯元素为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，同周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为sp3杂化，没有孤对电子，立体构型为正四面体形。
(3)①每个晶胞中含有铜原子个数为8×＋6×＝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该化合物难溶于水但易溶于氨水，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＋被氧化为Cu2＋，故深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu(NH3)4]2＋。
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＋
11．(2018·福州质检)锌是人体必需的微量元素，明朝《天工开物》中有世界上最早的关于炼锌技术的记载。回答下列问题：
(1)基态Zn原子的价电子排布式为____________，在周期表中位置为________________。
(2)硫酸锌溶于氨水形成[Zn(NH3)4]SO4溶液。
①组成[Zn(NH3)4]SO4的元素中，除H外其余元素的第一电离能由大到小排序为________________________________________________________________________。
②在[Zn(NH3)4]SO4溶液中滴加NaOH溶液，未出现浑浊，其原因是________________________________________________________________________。
③已知[Zn(NH3)4]2＋的空间构型与SO相同，则在[Zn(NH3)4]2＋中Zn2＋的杂化类型为________。
④以下作用力在[Zn(NH3)4]SO4晶体中存在的有________。
A．离子键 B．极性共价键 C．非极性共价键
D．配位键 E．范德华力 F．金属键
(3)ZnS晶胞结构如图(已知a为硫离子，b为锌离子)所示，ZnS晶体的熔点约为1 700 ℃。
①已知晶体密度为ρ g·cm－3，NA为阿伏加德罗常数的值。则1个ZnS晶胞的体积为________cm3。
②ZnO与ZnS结构相似，熔点为1 975 ℃，其熔点较高的原因是________________________________________________________________________。
解析：(2)①N的2p轨道半充满，处于较稳定状态，故N、O、S、Zn的第一电离能由大到小的顺序为N>O>S>Zn。②[Zn(NH3)4]2＋难电离，溶液中Zn2＋浓度很小，无法产生沉淀。③[Zn(NH3)4]2＋的空间构型为正四面体，Zn2＋的杂化类型为sp3杂化。④[Zn(NH3)4]SO4中含有离子键、极性共价键、配位键。(3)①由题图知，一个ZnS晶胞中含有4个Zn2＋，含S2－的个数为8×＋6×＝4,1个ZnS晶胞的质量为 g，故1个ZnS晶胞的体积为 cm3。②O2－的半径比S2－的小，故ZnO晶体的晶格能较大，熔点较高。
答案：(1)3d104s2 第四周期ⅡB族
(2)①N>O>S>Zn ②[Zn(NH3)4]2＋难电离，溶液中Zn2＋浓度很小，无法产生沉淀 ③sp3 ④ABD
(3)① ②O2－的半径比S2－的小，ZnO晶体的晶格能较大
12．微量元素硼和镁对植物的叶的生长和人体骨骼的健康有着十分重要的作用。
(1)写出基态B原子的轨道表达式：________________________________________________________________________。
(2)三价B易形成配离子，如[B(OH)4]－、[BH4]－等。[B(OH)4]－的结构式为____________(标出配位键)，其中心原子的杂化方式为____________，写出[BH4]－的两种等电子体：________________________。
(3)图1表示多硼酸根的一种无限长的链式结构，其化学式可表示为____________(以n表示硼原子的个数)。
(4)硼酸晶体是片层结构，图2表示的是其中一层的结构。层间存在的作用力有______________________________；硼酸晶体在冷水中溶解度很小，但在热水中较大，原因是________________________________________________________________________。
(5)三氯化硼的熔点比氯化镁的熔点低，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(6)镁属于六方最密堆积(图3)，其晶胞结构如图4所示，若镁原子半径为a pm，则镁晶体的密度为________ g·cm－3(用含a的代数式表示)。
解析：(3)由题图1可知，其重复单元是BO，则化学式可表示为(BO2)。(6)题图4中，晶胞的棱长为2a pm，晶胞的高为a pm，则晶胞体积为2a×2a×sin 60°×a pm3＝8a3 pm3，一个晶胞中含有的镁原子的个数为2，故晶胞的质量为 g，镁晶体的密度为 g÷(8 a3 pm3)＝ g·pm－3＝ g·cm－3。
答案：(1)
(2) sp3 CH4、NH(或其他合理答案)
(3)(BO2)
(4)氢键、范德华力 晶体中硼酸分子以氢键缔合在一起，难以溶解；加热时，晶体中部分氢键被破坏，溶解度增大
(5)三氯化硼为分子晶体，而氯化镁为离子晶体，范德华力比离子键弱
(6)
13．太阳能电池板材料除单晶硅外，还有氮、硼、硒、钛、钴、钙等化学物质。
(1)基态钙原子的电子排布式为______，金属钴的堆积方式与镁相似，都属于六方最密堆积，其配位数是________。
(2)氮元素的第一电离能在同周期中从大到小排第________位；写出与NO互为等电子体的一种非极性分子的化学式________。
(3)晶体硼的结构单元是正二十面体，每个单元中有12个硼原子(如图)，其中有两个原子为10B，其余为11B，则该结构单元有________种不同的结构类型。已知硼酸(H3BO3)为一元弱酸，解释其原因________________________________________________________________________。
(4)六方相氮化硼的结构与石墨相似，B的杂化方式是________，其不导电的原因是________________________________________________________________________。
(5)在浓的TiCl3盐酸溶液中加入乙醚，并通入HCl至饱和，可得到配位数为6，组成为TiCl3·6H2O的晶体，该晶体中两种配体的物质的量之比为1∶5，则该配离子的化学式为______________。
(6)钴晶体的一种晶胞是体心立方堆积(如图所示)，若该晶胞的边长为a nm，密度为ρ g·cm－3，NA表示阿伏加德罗常数的值，则钴的相对原子质量可表示为________。
解析：(2)第二周期元素的第一电离能从左到右逐渐增大，但Be由于2s轨道全充满，其第一电离能比B大，N由于2p轨道半充满，其第一电离能比O大，故第二周期元素的第一电离能：Ne>F>N>O>C>Be>B>Li，氮元素的第一电离能在第二周期中排第3位。(3)该结构单元的结构类型取决于两个10B原子的相对位置，两个10B原子有邻、间、对3种位置关系，所以该结构单元共有3种不同的结构类型。(6)由题图知，该晶胞中含有的Co原子的个数为8×＋1＝2，则该晶胞的质量为 g＝ρ g·cm－3×(a×10－7 cm)3，解得Ar＝5a3ρNA×10－22。
答案：(1)1s22s22p63s23p64s2 12
(2)3 SO3或BF3(或其他合理答案)
(3)3 H3BO3与一个水分子可形成配位键，产生[B(OH)4]－和一个H＋
(4)sp2 层状结构中没有自由移动的电子
(5)[TiCl(H2O)5]2＋
(6)5a3ρNA×10－22
14．(2018·石家庄一模)ⅣA族元素形成的单质及化合物对人类的生产和生活具有重要意义。请回答：
(1)基态Ge原子价电子的轨道表达式为________；与其同周期且未成对电子数相同的元素还有________种。
(2)晶体Ge的密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构与金刚石相似，若Ge原子半径为r pm，NA表示阿伏加德罗常数的值，则Ge晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为________________(列式即可)。
(3)GeO2、SiO2均为共价型化合物，熔点分别为1 388 K、1 983 K，则GeO2为________(填晶体类型)，SiO2的熔点高于GeO2的原因为________________________________________________________________________。
(4)甲硅烷(SiH4)是硅氢化合物中结构最简单、应用最广泛的一种，与甲硅烷互为等电子体的离子为__________(任写一种)。
(5)石墨烯是从石墨中剥离出来的由单层碳原子构成的平面结构新型碳材料。
①12 g石墨烯中所含σ键的数目为________。
②石墨与钾可以形成一种插层化合物。其中钾层平行于石墨层，晶胞如图1所示，其垂直于石墨层方向的投影如图2所示。该插层化合物的化学式为________；若碳碳键的键长为a pm，则同层最邻近的两个钾原子之间的距离为________ pm。(用含a的代数式表示)
解析：(2)由题意知，Ge的晶胞结构如图所示，则该晶胞中含有Ge原子的个数为8×＋6×＋4＝8,8个Ge原子的体积为8×π(r×10－10)3cm3，晶胞的体积为 cm3，则Ge晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%[或设晶胞的边长为a pm，则有2r＝a，解得a＝r，故晶胞的体积为3 pm3
，Ge晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为×100%＝34%]。(5)①石墨中每个碳原子被三个环共用，每个环平均拥有2个碳原子；每个σ键被两个环共用，每个环平均拥有3个σ键，则每个碳原子相当于形成1.5个σ键，故12 g(1 mol)石墨烯含有σ键的数目为1.5NA。②结合题图1、图2可得，晶胞中K原子数目＝8×＋6×＋4＝8，C原子数目＝12×4＋8×4×＝64，则该插层化合物的化学式是KC8。由题图1和图2可知，同层最邻近的两个钾原子之间的距离为2a pm。
答案：(1) 3
(2)×100%
(3)原子晶体 GeO2、SiO2都是原子晶体，Si原子半径小于Ge，SiO2中共价键键长短，键能大，熔点高
(4)NH(或其他合理答案)
(5)①1.5NA ②KC8 2a
[命题热点强化练]
1．(2018·湖北部分重点中学模拟)现有X、Y、Z、T、E五种元素，原子序数依次增大，且原子序数都不超过36。请根据下列相关信息，回答问题。
元素
相关信息
X
原子的1s轨道上只有1个电子
Y
原子的L层上s电子数等于p电子数
Z
空气中含其单质，原子的最外层未成对电子数是该元素所在周期中最多的
T
负二价的元素T的氢化物在通常情况下是一种液体，且T的质量分数为88.9%
E
E存在质量数为65，中子数为36的核素
(1)T原子核外有两个原子轨道处于全充满状态，则其中原子轨道能量较高的是________。
(2)Z的单质分子中σ键和π键的个数比为________；YT2分子中，Y原子采取________杂化。
(3)ZX3
分子在水中溶解度大，理由是________________________________________________________________________。
(4)X、Z、E三种元素可形成[E(ZX3)4]2＋，其中存在的化学键类型有________(填序号)。
①配位键 ②金属键 ③极性共价键 ④非极性共价键 ⑤离子键 ⑥氢键
(5)比较ZX和ZX3的键角∠XZX的大小：ZX________(填“>”“＝”或“<”)ZX3，请用价层电子对互斥理论解释：
________________________________________________________________________。
(6)E的晶胞如图所示，晶体E中原子的堆积方式为______________。E原子的配位数为________。若E原子半径为a cm，则E原子空间占有率为________(用计算式表示)。
解析：X原子的1s轨道上只有1个电子，则X为H；Y原子的L层上s电子数等于p电子数，原子核外电子排布式为1s22s22p2，故Y为C；在空气中存在Z的单质，原子的最外层未成对电子数是该元素所在周期中最多的，则Z为N；根据氢化物的化学式H2T知Ar(T)/[Ar(T)＋2]×100%＝88.9%，Ar(T)＝16，T为O；E存在质量数为65，中子数为36的核素，因此E的原子序数为29，故其为Cu。(1)O原子核外原子轨道全充满的有1s和2s，则能量较高的是2s。(2)N2的结构式为NN，其中σ键和π键的个数比为1∶2。CO2中根据价层电子对数n＝＝2可知，C的杂化方式为sp杂化。(3)NH3分子和H2O分子间能形成氢键。(4)[Cu(NH3)4]2＋中，铜离子与氨分子之间形成配位键，氨分子中N原子与氢原子之间形成极性共价键，选①③。(5)NH中N原子孤电子对数为2，NH3中N原子孤电子对数为1，孤对电子与成键电子间的斥力大于成键电子与成键电子间的斥力，孤对电子数前者多，排斥作用强，所以前者键角小。(6)题图为Cu的晶胞，晶胞中Cu原子位于面心、顶点，属于面心立方最密堆积，以顶点Cu原子为研究对象，与之相邻且距离最近的原子处于面心，共有12个，故Cu原子配位数为12。Cu原子空间占有率为×100%＝×100%。
答案：(1)2s (2)1∶2 sp
(3)NH3与H2O分子间形成氢键 (4)①③
(5)< NH中N原子孤电子对数为2，NH3中N原子孤电子对数为1，孤对电子与成键电子间的斥力大于成键电子与成键电子间的斥力，孤对电子数前者多，排斥作用强，所以前者键角小
(6)面心立方最密堆积 12 ×100%
2．(2018·江西五市部分学校联考)钛及其化合物的研究与应用越来越受到人们的重视。
(1)Ti(BH4)2是一种过渡元素硼氢化物储氢材料，可由TiCl4和LiBH4反应制得。
①在基态Ti2＋中，电子占据的最高能层符号为__________，该能层具有的原子轨道数为________。
②LiBH4由Li＋和BH构成，BH的立体结构是________，根据化合物LiBH4判断，Li、B、H的电负性由大到小的顺序为______________________。
③TiCl4在常温下是无色液体，则TiCl4属于________(填“原子”“分子”或“离子”)晶体。
(2)高分子纳米活性钛无霸是借助紫外线或太阳光的照射，在其表面产生氧化性极强的活性离子，这种活性离子可以分解生活中的一些有害物质(如苯、甲醛、丙酮等)。
①丙酮()分子中含有π键与σ键数目之比为________。
②甲醛()分子中C原子轨道杂化类型为________________________________________________________________________；
甲醛易溶于水，原因是：a.甲醛和水都是极性分子，b.________________________。
(3)某种氮化钛晶体的晶胞如图所示，该晶体中与N原子距离相等且最近的N原子有________个，Ti原子的配位数为________；该晶胞中N、Ti原子之间的最近距离为a nm，则该氮化钛晶体的密度为________g·cm－3(NA为阿伏加德罗常数的值，只列计算式)。
解析：(1)①Ti为22号元素，在基态Ti2＋中含20个电子，由构造原理可知，在基态Ti2＋中，电子占据的最高能层符号为M，该能层具有的原子轨道数为9。②BH中B原子价层电子对数为4，B原子的轨道杂化类型是sp3杂化，且不含孤电子对，所以是正四面体形结构。BH中B为＋3价，H为－1价，电负性：H>B，故Li、B、H的电负性由大到小的顺序为H>B>Li。③因TiCl4在常温下是无色液体，说明熔点低，由此可判断TiCl4是分子晶体。(2)①1个CH3COCH3分子中含有1个π键，2个C—C σ键、6个C—H σ键、1个C—O σ键。②甲醛分子中含有碳氧双键，1个甲醛分子中含有2个C—H σ键，1个C—O σ键，共有3个σ键，则碳原子轨道的杂化类型为sp2杂化；甲醛分子与水分子之间可以形成氢键，分子间氢键的存在能够大大增强物质的溶解性。(3)以晶胞顶点N为研究对象，与之距离相等且最近的N处于面心，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原子数为＝12；根据均摊法，可知该晶胞中N原子个数为6×＋8×＝4，该晶胞中Ti原子个数为1＋12×＝4，故晶胞的质量m＝4× g，而晶胞的体积V＝(2a×10－7)3cm3，所以晶体的密度ρ＝4× g÷(2a×10－7)3cm3＝ g·cm－3。
答案：(1)①M 9 ②正四面体形 H>B>Li ③分子
(2)①1∶9 ②sp2杂化 甲醛与水分子之间能形成氢键
(3)12 6
3．Mn、Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据如表所示：
元素
Mn
Fe
电离能/(kJ·mol－1)
I1
717
759
I2
1 509
1 561
I3
3 248
2 957
回答下列问题：
(1)Mn元素价电子层的电子排布式为________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难，对此，你的解释是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物。
①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是________。
②六氰合亚铁离子[Fe(CN)]中的配体CN－中C原子的杂化轨道类型是________，写出一种与CN－互为等电子体的单质分子的结构式__________________。
(3)三氯化铁常温下为固体，熔点282 ℃，沸点315 ℃，在300 ℃以上易升华，易溶于水，也易溶于乙醚、丙醇等有机溶剂。据此判断三氯化铁晶体为________。
(4)金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如图所示。面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际有的Fe原子个数之比为________。
解析：(1)Mn核外有25个电子，价电子排布式为3d54s2。(2)②CN－中C无孤电子对，杂化类型为sp。与CN－互为等电子体的单质分子为N2，结构式为N≡N。(3)三氯化铁晶体熔沸点低，说明晶体内作用力为分子间作用力，则为分子晶体。(4)面心立方晶胞中Fe的个数为8×＋6×＝4，体心立方晶胞中Fe的个数为8×＋1＝2，故面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际有的Fe原子个数之比为2∶1。
答案：(1)3d54s2 由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态)
(2)①具有孤对电子 ②sp N≡N
(3)分子晶体
(4)2∶1
4．(2018·开封一模)C、Si、Ge、Sn是同族元素，该族元素单质及其化合物在材料、医药等方面有重要应用。
请回答下列问题：
(1)Ge的原子核外电子排布式为________。
(2)SiO2晶体的空间构型是________________，其中氧原子的杂化方式为________，硅氧之间共价键的类型是________(填“σ键”或“π键”)。
(3)C、Si、Sn三种元素的单质中，属于分子晶体的是________________(填一种)。已知SnO2是离子晶体，其主要物理性质有__________________________(写出2条即可)。
(4)CCl4遇水发生分层，SiCl4与CCl4分子结构相似，但遇水极易发生水解反应，导致二者性质不同的原因是__________________________________。
(5)金刚砂(SiC)的晶胞结构与金刚石的相似，如图所示。该晶胞中每个C原子周围距离最近的C原子个数为________。若晶胞中立方体的边长为a pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则金刚砂的密度为________g·cm－3。(用含a、NA的式子表示)
解析：(5)由SiC的晶胞结构可知，该晶胞中每个C原子周围距离最近的C原子个数为12。该晶胞中C原子数为8×＋6×＝4，Si原子数为4，故晶胞的质量为×40 g，则金刚砂的密度为×40 g÷(a×10－10 cm)3＝ g·cm－3。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p2
(2)正四面体 sp2 σ键
(3)C60等富勒烯类(或其他合理答案) 熔融时能导电、熔点较高(合理即可)
(4)硅原子有3d空轨道，而碳原子没有d空轨道(因为没有2d轨道)，不能接受氯原子的孤对电子，所以四氯化硅能水解而四氯化碳不能水解
(5)12
5．硒元素(selenium)是第四周期、ⅥA族元素，单质有红硒、黑硒和灰硒，其中灰硒有良好的导热导电性，且有显著的光电效应，可应用于光电半导体材料。请回答下列问题：
(1)Se原子的核外电子排布式为[Ar]________。
(2)As和Se是同一周期的元素，As的第一电离能比Se大，原因是________________________________________________________________________。
(3)SeO中Se—O键的键角比SeO3的键角________(填“大”或“小”
)，原因是________________________________________________________________________。
(4)H2Se水溶液比H2S水溶液的酸性强，原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)灰硒的晶体为六方晶胞结构，原子排列为无限螺旋链，分布在六方晶格上，同一条链内原子作用很强，相邻链之间原子作用较弱，其螺旋链状图、晶胞结构图和晶胞俯视图如图所示。
①螺旋链中Se原子的杂化方式为________。
②已知正六棱柱的边长为a cm，高为b cm，阿伏加德罗常数为NA mol－1，则该晶胞中含有的Se原子个数为________，该晶体的密度为________g·cm－3(用含NA、a、b的式子表示)。
解析：(5)①观察螺旋链状图，每个硒原子与2个硒原子形成共价键，硒原子上还有2个孤电子对，所以Se原子采用sp3杂化。②观察晶胞结构图和晶胞俯视图，将每3个Se原子看作一个整体。正六棱柱顶点上的Se原子被6个正六棱柱所共有，面心上的Se原子被2个正六棱柱所共有，故该晶胞中含有的硒原子数为6×3×2×＋3×2×＝9。正六棱柱的体积V＝×6×b cm3＝a2b cm3，故晶体密度ρ＝＝ g·cm－3。
答案：(1)3d104s24p4
(2)As的4p能级是半充满状态，比较稳定，所以第一电离能比Se大
(3)小 SeO空间构型为正四面体，键角为109°28′，SeO3空间构型为平面正三角形，键角为120°
(4)Se原子半径大于S原子半径，H—Se共价键更容易断裂
(5)①sp3杂化 ②9
6．(2018·汕头模拟)在研究金矿床物质组分的过程中，通过分析发现了Cu—Ni—Zn—Sn—Fe多金属互化物。
(1)某种金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，该金属互化物属于________(填“晶体”或“非晶体”)，可通过________方法鉴别。
(2)基态Ni2＋的核外电子排布式为________；Ni2＋和Fe2＋的半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO______FeO(填“<”或“>”)。
(3)铜能与类卤素(SCN)2反应生成Cu(SCN)2,1 mol (SCN)2分子中含有σ键的数目为________；类卤素(SCN)2对应的酸有两种，理论上硫氰酸(HSCN)的沸点低于异硫氰酸(H—N===C===S)的沸点，其原因是____________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
写出一种与SCN－互为等电子体的分子________(用化学式表示)。
(4)氨基乙酸铜的分子结构如图，碳原子的杂化方式为________。
(5)立方NiO(氧化镍)晶体的结构如图所示，其晶胞边长为a pm，列式表示NiO晶体的密度为________g·cm－3(不必计算出结果，阿伏加德罗常数的值为NA)。人工制备的NiO晶体中常存在缺陷(如图)：一个Ni2＋空缺，另有两个Ni2＋被两个Ni3＋所取代，其结果晶体仍呈电中性，但化合物中Ni和O的比值却发生了变化。已知某氧化镍样品组成Ni0.96O，该晶体中Ni3＋与Ni2＋的离子个数之比为_____________________________________________。
解析：(1)某种金属互化物具有自范性，原子在三维空间里呈周期性有序排列，该金属互化物属于晶体，可通过X射线衍射实验进行鉴别；(2)Ni元素原子核外电子数为28，核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，失去4s能级2个电子形成Ni2＋，故Ni2＋核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d8；Ni2＋和Fe2＋的离子所带电荷相同，Ni2＋的半径较小，NiO中离子键更强，NiO晶体的熔点更高；(3)(SCN)2的结构式为NCSSCN，根据其结构可知分子中有3个单键和2个碳氮三键，单键为σ键，三键含有1个σ键、2个π键，(SCN)2分子含有5个σ键，故1 mol (SCN)2分子中含有σ键的数目为 5NA；由于异硫氰酸分子间可形成氢键，而硫氰酸分子间不能形成氢键，所以硫氰酸(HSCN)的沸点低于异硫氰酸；一种与SCN－互为等电子体的分子有CO2等，原子数相同，价电子数均为16；(4)分子中连接氨基的C原子形成2个C—H键、1个C—N键、1个C—C键，没有孤电子对，杂化轨道数目为4，采取sp3杂化，而碳氧双键中的C原子形成3个σ键，没有孤电子对，杂化轨道数目为3，采取sp2杂化；(5)晶胞中Ni原子数目为1＋12×＝4，氧原子数目为8×＋6×＝4，晶胞质量为
g，晶胞边长为a pm，晶胞体积为(a×10－10 cm)3，NiO晶体的密度为＝ g·cm－3；设1 mol Ni0.96O中含Ni3＋ x mol，Ni2＋为(0.96－x)mol，根据晶体仍呈电中性，可知3x＋2×(0.96－x)＝2×1，x＝0.08 mol，Ni2＋为(0.96－x)mol＝0.88 mol，即离子数之比为Ni3＋∶Ni2＋＝0.08∶0.88＝1∶11。
答案：(1)晶体 X射线衍射
(2)1s22s22p63s23p63d8或[Ar]3d8 >
(3)5NA(或5×6.02×1023或3.01×1024) 异硫氰酸中H—N键极性强，分子间存在氢键，而硫氰酸分子间只存在分子间作用力，所以异硫氰酸的沸点高于硫氰酸 CO2
(4)sp3、sp2
(5) 1∶11
7．(2018·南昌十校模拟)硼及其化合物在新材料、工农业生产等方面用途很广。请回答下列问题：
(1)B元素的基态原子的价电子排布图为______________，B、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为________________________________________________________。
(2)三氟化硼在常温常压下为具有刺鼻恶臭和强刺激性气味的无色有毒腐蚀性气体，其分子的立体构型为________，B原子的杂化类型为________。
(3)自然界中，含B的钠盐是一种天然矿藏，其化学式写作Na2B4O7·10H2O，实际上它的阴离子结构单元是由两个H3BO3和两个[B(OH)4]－缩合而成的双六元环，应该写成Na2[B4O5(OH)4]·8H2O，其结构式如图1，它的阴离子可形成链状结构。该阴离子由极性键和配位键构成，请在图1中用“―→”标出其中的配位键，该阴离子通过________相互结合形成链状结构。
(4)科学家发现硼化镁在39 K时有超导性，在硼化镁晶体的理想模型中，镁原子和硼原子是分层排布的，一层镁一层硼相间排列。图2是该晶体微观结构中取出的部分原子沿z轴方向的投影，白球是镁原子投影，黑球是硼原子投影。则硼化镁的化学式为________。
(5)磷化硼(BP)是一种有价值的超硬耐磨涂层材料，这种陶瓷材料可作为金属表面的保护薄膜。磷化硼晶胞如图3所示，在BP晶胞中B的堆积方式为________，当晶胞晶格参数为478 pm时，磷化硼中硼原子和磷原子之间的最近距离为________cm。
解析：(1)B元素的基态原子的价电子排布图为元素的非金属性越强，第一电离能越大，由于氮原子2p能级上有3个电子，处于半满稳定状态，能量较低，第一电离能大于相邻元素，所以B、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>B。(2)BF3分子中，B原子形成了3个σ键，不含孤电子对，故杂化轨道数为3，杂化方式为sp2杂化，BF3分子的立体构型为平面正三角形。(3)B原子形成的4个键中含有1个配位键，氢氧根离子中氧原子与硼原子之间形成配位键，题图1中用“―→”标出其中的配位键为。该阴离子通过氢键相互结合形成链状结构。(4)根据投影可知，6个B原子构成1个正六边形，中间是镁原子，1个B原子被周围的3个正六边形共用，所以1个正六边形含有的B原子数是6÷3＝2，因此硼化镁的化学式为MgB2。(5)由晶胞结构可知，在BP晶胞中B的堆积方式为面心立方最密堆积；P原子与周围的4个B原子最近且形成正四面体结构，二者连线处于体对角线上，B、P之间的最近距离为体对角线长的，立方体的边长为478 pm，则晶胞体对角线长为×478 pm，则P原子与B原子最近距离为×478 pm×＝ pm＝×10－10 cm。
答案：(1)
(2)平面正三角形 sp2
(3) 氢键
(4)MgB2
(5)面心立方最密堆积 ×10－10
8．(2018·太原重点中学模拟)第二周期元素形成的化合物种类繁多、应用广泛。
(1)第二周期中电负性最大的元素是________，其核外电子排布式为________。
(2)BeCl2是共价分子，可以以单体、二聚体和多聚体形式存在。它们的结构简式如下，请写出Be的杂化轨道类型：
①Cl—Be—Cl________；
②
(3)[Cu(NH3)4]2＋具有对称的空间构型，[Cu(NH3)4]2＋中的两个NH3被两个Cl－取代，能得到两种不同结构的产物，则[Cu(NH3)4]2＋的空间构型为________。
(4)已知固态NH3、H2O、HF的氢键结构和键能如下，请解释H2O、HF、NH3沸点依次降低的原因______________________________________________________。
物质
氢键X—H…Y
键能(kJ·mol－1)
(HF)n
F—H…F
28.1
冰
O—H…O
18.8
(NH3)n
N—H…N
5.4
(5)①NiO晶胞如图1所示，其中O原子的配位数为________。
②一定温度下，NiO晶体可以自发地分散并形成“单分子层”，可以认为O2－作密置单层排列，Ni2＋填充其中(如图2)，已知O2－的半径为a m，每平方米面积上分散的该晶体的质量为________ g。(用a、NA表示)
解析：(1)第二周期中电负性最大的元素是F，其核外电子排布式为1s22s22p5。(2)①每个Be原子形成2个Be—Cl键，没有孤对电子，杂化轨道数目为2；②每个Be原子形成3个Be—Cl键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3；③每个Be原子形成4个Be—Cl键，没有孤对电子，杂化轨道数目为4。(3)[Cu(NH3)4]2＋具有对称的空间构型，[Cu(NH3)4]2＋中的两个NH3被两个Cl－取代，如果得到一种产物，[Cu(NH3)4]2＋的空间构型为正四面体形，如果能得到两种不同结构的产物，[Cu(NH3)4]2＋的空间构型为平面正方形。(5)①由NiO晶胞图可知与O相连的Ni有6个，所以O原子的配位数为6。②
由图可知，每个NiO占有的面积为2a2 m2，则每平方米含有的NiO的个数为，每个NiO的质量为 g，所以每平方米面积上分散的该晶体的质量为 g。
答案：(1)F 1s22s22p5
(2)①sp杂化 ②sp2杂化 ③sp3杂化
(3)平面正方形
(4)单个氢键的键能是(HF)n>冰>(NH3)n，而平均每个分子含氢键数：冰中2个，(HF)n和(NH3)n均只有1个，气化要克服的氢键的总键能：冰>(HF)n>(NH3)n
(5)①6 ②或
