专题18 物质结构与性质（解析版）-备战2022届高考化学二轮复习题型专练

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(一)原子结构与元素的性质。
1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。
2．了解元素电离能的含义，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简单应用。
4．了解电负性的概念，并能用于说明元素的性质。
(二)化学键与物质的性质。
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．了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。
3．了解简单配合物的成键情况。
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。
6．了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp2，sp3)，能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。
(三)分子间作用力与物质的性质。
1．了解化学键和分子间作用力的区别。
2．了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。
3．了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。

从近几年新课标的高考试题来看，“物质结构和性质”模块作为选考内容，仅命制一个大题——主观题，该题目一般是以元素推断或某主族元素为背景，下设4至6个小题，10个空左右进行设计，以“拼盘”形式呈现，题目变化多端，知识覆盖较广，考查主要涉及以下内容：
(1)原子结构：能量最低原理的应用；电子排布式、电子排布图的书写；电离能、电负性的大小比较和应用等。
(2)分子结构：σ键、π键、配位键的分析和判断；分子的构型、分子的极性的判断；“相似相溶原理”、等电子原理、氢键的性质等知识的应用。
(3)晶体结构：晶体中粒子数目的确定；共价键、分子间作用力、离子键和金属键的判断以及对晶体性质的影响；常见晶体的结构及熔、沸点的比较。
今后的高考命题仍会侧重上述知识点进行设计，题型也不会有太大变化，但试题的背景会更加新颖，题目会更加综合，更注重体现科学新成果或新发现，更注重考生 “结构决定性质”思想的树立和空间想象能力的考查。

一、原子结构与性质
1．原子核外电子运动状态，以及电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义。
电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图。离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小。
电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层。原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q。
原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂。各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
2．能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式。

①根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图（1）箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图（2）所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
3．元素电离能和元素电负性
（1）第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
（2）元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
二、化键与物质的性质
1．离子键
（1）化学键：相邻原子之间强烈的相互作用。化学键包括离子键、共价键和金属键。
（2）离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键。
离子键强弱的判断：离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高。
2．共价键的主要类型σ键和π键
（1）共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键。
3．极性键和非极性键
（1）共价键：原子间通过共用电子对形成的化学键
（2）键的极性
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移
（3）分子的极性
非极性分子和极性分子的比较

非极性分子
极性分子
形成原因
整个分子的电荷分布均匀，对称
整个分子的电荷分布不均匀、不对称
存在的共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
不对称
举例说明：
分子
共价键的极性
正负电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
非极性键
重合
非极性分子
H2、N2、O2
异核双原子分子
极性键
不重合
极性分子
CO、HF、HCl
异核多原子分子
分子中各键的向量和为零
重合
非极性分子
CO2、BF3、CH4
分子中各键的向量和不为零
不重合
极性分子
H2O、NH3、CH3Cl
相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）
4．分子的空间立体结构
常见分子的类型与形状比较
分子类型
分子形状
键角
键的极性
分子极性
代表物
A
球形


非极性
He、Ne
A2
直线形

非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形

极性
极性
HCl、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
V形
≠180°
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3、SO3
AB3
三角锥形
≠120°
极性
极性
NH3、NCl3
AB4
正四面体形
109°28′
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH3Cl、CHCl3
AB2C2
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH2Cl2







直线
三角形
V形
四面体
三角锥
V形 H2O
三、晶体结构与性质
1．离子晶体
①离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量．晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大。
②离子晶体：通过离子键作用形成的晶体。
典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型，氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子。
NaCl型晶体
CsCl型晶体

每个Na+离子周围被6个C1−离子所包围，同样每个C1−也被6个Na+所包围。

每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
晶胞中粒子数的计算方法--均摊法
位置
顶点
棱边
面心
体心
贡献
1/8
1/4
1/2
1
2．分子晶体
（1）分子间作用力的含义，化键和分子间作用力的区别
分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力．分子间作用力是一种静电作用，比化键弱得多，包括范德华力和氢键。范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性。
（2）分子晶体的含义，分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响。
分子晶体：分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体。典型的有冰、干冰。
分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高。但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高。
（3）氢键的存在对物质性质的影响
NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点高
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N、O、F)一般都是氢化物中存在
3．原子晶体
（1）原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体
（2）典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO2）
金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键
（3）共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高．如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
4．分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
粒子
原子
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间作用（力）
共价键
分子间作用力
复杂的静电作用
离子键
熔沸点
很高
很低
一般较高，少部分低
较高
硬度
很硬
一般较软
一般较硬，少部分软
较硬
溶解性
难溶解
相似相溶
难溶（Na等与水反应）
易溶于极性溶剂
导电情况
不导电
（除硅）
一般不导电
良导体
固体不导电，熔
化或溶于水后导电
实例
金刚石、水晶、碳化硅等
干冰、冰、纯硫酸、H2(S)
Na、Mg、Al等
NaCl、CaCO3
NaOH等


考向一 原子核外电子排布与表示方法

典例1 （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）基态Fe原子有　　　　个未成对电子，Fe3+的电子排布式为　　　　　　　 。 
（3）Cu+基态核外电子排布式为 　 。 
（4）基态硅原子中，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　 　。 
【答案】（1）电子云　2
（2）4　1s22s22p63s23p63d5
（3）[Ar]3d10或1s22s22p63s23p63d10
（4）M　9　4
【解析】（1）核外电子出现的概率密度可以用电子云表示；根据14C的核外电子排布式1s22s22p2，可知1s22s2上存在两对自旋相反的电子。
（2）基态Fe原子的电子排布式为[Ar]3d64s2，外围电子轨道表示式为，故基态Fe原子的未成对电子数为4；Fe3+的电子排布式为[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5。
（3）Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，则Cu+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。
（4）基态Si原子的电子排布式为1s22s22p63s23p2，电子占据的最高能层为第三层，符号为M，该能层原子轨道总数=1(3s轨道)+3(3p轨道)+5(3d轨道)=9，电子数为4。

核外电子排布常见错误
（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，而失电子时，却先失4s轨道上的电子，如Fe3+：1s22s22p63s23p63d5。
（3）注意比较原子核外电子排布式、简化电子排布式、原子外围价层电子排布式的区别与联系。如Cu的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1；简化电子排布式：[Ar]3d104s1；外围价层电子排布式：3d104s1。

考向二 电离能的判断及其应用

典例2 气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(I1)，气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能(I2)、第三电离能(I3)……下表是第三周期部分元素的电离能[单位：eV(电子伏特)]数据：
元素
I1/eV
I2/eV
I3/eV
甲
5.7
47.4
71.8
乙
7.7
15.1
80.3
丙
13.0
23.9
40.0
丁
15.7
27.6
40.7
下列说法正确的是
A．甲的金属性比乙强 B．乙的化合价为＋1价
C．丙不可能为非金属元素 D．丁一定为金属元素
【答案】A
【解析】由表格可知，甲的第一电离能小于乙，表明甲比乙易失去第一个电子，故甲的金属性比乙强，A正确；乙失去第二个电子也较易，且失去第三个电子很难，则乙的化合价可能为＋2价，B错误；对丙而言，失去电子较难，所以可能是非金属元素，C错误；对丁而言，失电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素，D错误。

第一电离能的比较应注意的问题
（1）金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。如 I1(Mg)>I1(Al)，但活泼性Mg>Al。
（2）第二、三、四周期的同周期主族元素，第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因p轨道处于全空或半充满状态，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，如第一电离能Mg>Al，P>S。
考向三 电负性的判断及其应用

典例3 下列图示中横坐标是表示元素的电负性数值，纵坐标表示同一主族的五种元素的序数的是

【答案】B
【解析】同主族自上而下原子半径增大，原子对键合电子的吸引力减小，元素的电负性减弱，即同主族随原子序数的增大，电负性降低，选项中符合变化规律的为B中所示图象，故选B。
考向四 “位、构、性”三者的关系与元素推断

典例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。
元素
相关信息
A
元素的核外电子数和电子层数相等，也是宇宙中最丰富的元素
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分别是
I1＝738 kJ/mol；I2＝1 451 kJ/mol；
I3＝7 733 kJ/mol；I4＝10 540 kJ/mol
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基态原子的核外电子排布图为。该同学所画的电子排布图违背了________。
（4）G位于__________族__________区，价电子排布式为__________。
【答案】（1）
（2）3　哑铃
（3）泡利原理
（4）第ⅦB　d　3d54s2
【解析】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。A元素的核外电子数和电子层数相等，是宇宙中最丰富的元素，则A为H元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1，B元素原子核外有2个电子层，为1s22s22p3，故B为N元素；由C原子的第一至第四电离能数据可知，第三电离能剧增，故C处于第ⅡA族，原子序数大于N元素，故C为Mg元素；D处于第三周期，D原子核外所有p轨道全满或半满，最外层电子排布式为3s23p3，故D为P元素；E应为第三周期，E元素的主族序数与周期数的差为4，应为第ⅦA族元素，故E为Cl元素；F是前四周期中电负性最小的元素，故F为K元素；G在周期表的第七列，G为Mn元素。

考向五 共价键的类别、键参数

典例5 下列说法中正确的是
A．分子的键长越长，键能越高，分子越稳定
B．元素周期表中的第ⅠA族(除H外)和第ⅦA族元素的原子间易形成离子键
C．水分子可表示为H—O—H，分子的键角为180°
D．H—O键键能为462.8 kJ·mol－1，即18 g H2O分解成H2和O2时，消耗能量为2×462.8 kJ
【答案】B
【解析】键长越长，键能越小，分子越不稳定，A错误；共价键一般形成于非金属元素之间，而第ⅠA族元素(H除外)均是活泼金属元素，第ⅦA族元素均是活泼非金属元素，二者易形成离子键，B正确；水分子立体构型为V形，两个H—O键的键角约为105°，C错误；断裂2 mol H—O键吸收2×462.8 kJ能量，而不是H2O分解成H2和O2时消耗的能量，D错误。
考向六 价电子对互斥理论及其应用

典例6 下列描述中正确的是
A．CO2分子的立体构型为V形
B．的立体构型为平面三角形
C．SF6中每个原子均满足最外层8电子稳定结构
D．SiF4和的中心原子均为sp3杂化
【答案】D
【解析】CO2分子中C原子形成2个σ键，孤电子对数为0，为直线形分子；中Cl原子形成3个σ键，孤电子对数为=1，为三角锥形离子；SF6中S原子最外层电子数为6×2=12；SiF4分子中Si原子形成4个σ键，孤电子对数为0，为sp3杂化，中S原子形成3个σ键，孤电子对数为=1，为sp3杂化，D正确。
考向七 杂化轨道理论及其应用

典例7 关于原子轨道的说法正确的是
A．凡是中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型都是正四面体
B．CH4分子中的sp3杂化轨道是由4个H原子的1s 轨道和C原子的2p轨道混合形成
C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组新轨道
D．凡AB3型的共价化合物，其中心原子A均采用sp3杂化轨道成键
【答案】C
【解析】A．中心原子采取sp3杂化轨道成键的分子其几何构型不都是正四面体，例如氨气是三角锥形的。B．甲烷分子碳原子的2s轨道和2p轨道通过sp3杂化，形成4个杂化轨道，和4个氢原子的1s轨道形成4个C—H单键。C．sp3杂化轨道是由同一个原子中能量相近的s 轨道和p轨道混合起来形成的一组新轨道，它们的能量完全相同，是能量等同的轨道，正确。D．AB3型的共价化合物，其中心原子A不都采用sp3杂化轨道成键，例如BF3中的B原子是sp2杂化，是平面三角形结构。

“三方法”判断分子中心原子的杂化类型
（1）根据价层电子对数判断
价层电子对数
2
3
4
杂化类型
sp
sp2
sp3
（2）根据结构(简)式判断
在结构(简)式中，若C、N等原子形成单键时为sp3杂化、双键时为sp2杂化、三键时为sp杂化。
（3）根据等电子原理进行判断
如CO2是直线形分子，CNS−、与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
考向八 等电子原理应用

典例8 根据等电子原理判断，下列说法中错误的是
A．B3N3H6分子中所有原子均在同一平面上
B．B3N3H6分子中存在双键，可发生加成反应
C．H3O＋和NH3是等电子体，均为三角锥形
D．CH4和NH是等电子体，均为正四面体形
【答案】B
【解析】B3N3H6和苯是等电子体，其结构相似；C项，H3O＋和NH3是等电子体，根据氨气分子的立体构型判断水合氢离子的立体构型；D项，CH4和NH是等电子体，根据甲烷的立体构型判断铵根离子的立体构型。

常见的等电子体汇总
微粒
价电子总数
立体构型
CO2、CNS－、NO、N
16e－
直线形
CO、NO、SO3
24e－
平面三角形
SO2、O3、NO
18e－
V形
SO、PO
32e－
正四面体形
PO、SO、ClO
26e－
三角锥形
CO、N2
10e－
直线形
CH4、NH
8e－
正四面体形
考向九 配合物理论及其应用

典例9 关于化学式为[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O的配合物，下列说法中正确的是
A．配体是Cl－和H2O，配位数是9
B．中心离子是Ti4＋，配离子是[TiCl(H2O)5]2＋
C．内界和外界中Cl－的数目比是1∶2
D．加入足量AgNO3溶液，所有Cl－均被完全沉淀
【答案】C
【解析】[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O，配体是Cl－、H2O，提供孤电子对；中心离子是Ti3＋，配合物中配位离子Cl－不与Ag＋反应，外界中的Cl－与Ag＋反应，据此分析解答。
考向十 微粒间作用力类型的判断及对物质性质的影响

典例10 （1）H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是________________________。
（2）关于化合物，下列叙述正确的是________。
A．分子间可形成氢键
B．分子中既有极性键又有非极性键
C．分子中有7个σ键和1个π键
D．该分子在水中的溶解度大于2­丁烯
（3）已知苯酚(OH)具有弱酸性，其K＝1.1×10－10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键，据此判断，相同温度下电离平衡常数K2(水杨酸)________K(苯酚)(填“＞”或“＜”)，其原因是_____________________________。
（4）化合物NH3的沸点比化合物CH4的高，其主要原因是________________________。
（5）H2O分子内的O—H键、分子间的范德华力和氢键从强到弱依次为_______________。高，原因是_____________________________。
【答案】（1）水分子与乙醇分子之间能形成氢键　（2）BD
（3）<　 能形成分子内氢键，使其更难电离出H＋
（4）NH3分子间能形成氢键
（5）O—H键>氢键>范德华力　形成分子内氢键，而HOCHO形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力增大，沸点升高
【解析】（2）题给化合物不能形成分子间氢键，A错误；是非极性键，C—H、C===O是极性键，B正确；该有机物的结构式为，σ键数目为9，π键数目为3，C错误；该有机物与H2O能形成分子间氢键，D正确。
（3）氧的电负性较大，则中形成分子内氢键，即O—H…O(或—COO－中双键氧与羟基氢之间形成氢键)，其大小介于化学键和范德华力之间，使其更难电离出H＋，则水杨酸第二步电离常数小于苯酚的电离常数。
（4）分子间氢键能使分子间作用力增大，使物质的熔、沸点升高。
（5）氢键弱于共价键而强于范德华力。前者形成分子间氢键，后者形成分子内氢键。


范德华力、氢键及共价键的比较

范德华力
氢键
共价键
概念
物质分子之间普遍存在的一种相互作用力
已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间的作用力
原子间通过共用电子对所形成的相互作用
分类
—
分子内氢键、分子间氢键
极性共价键、非极性共价键
作用
微粒
分子或原子(稀有气体)
氢原子，氟、氮、氧原子(分子内，分子间)
原子
特征
无方向性、无饱和性
有方向性、有饱和性
有方向性、有饱和性
强度
比较
共价键>氢键>范德华力
影响
强度
的因素
①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大；
②相对分子质量相近时，分子的极性越大，范德华力越大
对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大
成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定
对物质
性质的
影响
①影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质；
②组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔、沸点升高，如F2 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，如熔、沸点：H2O>H2S，HF>HCl，NH3>PH3
①影响分子的稳定性；
②共价键的键能越大，分子稳定性越强
考向十一 键的极性和分子极性的关系

典例11 下列物质：①BeCl2　②SiC ③白磷　④BF3　⑤NH3　⑥过氧化氢，其中含极性键的非极性分子是
A．①④⑥　　 B．②③⑥ C．①④　　 D．①③④⑤
【答案】C
【解析】①BeCl2空间构型是直线型，Cl－Be－Cl，是含极性键的非极性分子，正确；②SiC属于原子晶体，含有极性键，但不具有分子组成，错误；③白磷分子式为P4，不含极性键，含有的是非极性键，错误；④BF3是平面正三角形结构，是极性键构成的非极性分子，正确；⑤NH3中含有极性键，空间结构为三角锥形，正负电荷的中心不重合，为极性分子，错误；⑥过氧化氢是由极性键和非极性键构成的极性分子，错误。

分子的极性判断方法
（1）分子的极性由共价键的极性和分子的立体构型两方面共同决定
①极性键极性分子

②极性键或非极性键非极性分子

（2）判断ABn型分子极性的经验规律
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子，若不等则为极性分子。

考向十二 晶胞中粒子个数的计算

典例12 （1）图1是Cu元素与H元素形成的一种红色化合物的晶胞结构，则该化合物的化学式为________。
（2）图2是由Q、R、G三种元素组成的一种高温超导体的晶胞结构，其中R为＋2价，G为－2价，则Q的化合价为________。

【答案】（1）CuH　（2）＋3
【解析】（1）根据晶胞结构可以判断，一个晶胞中：Cu(●)：2×＋12×＋3＝6；H(○)：6×＋1＋3＝6，所以化学式为CuH。
（2）根据晶胞结构可以判断，一个晶胞中：R：8×＋1＝2，G：8×＋8×＋4×＋2＝8，Q：8×＋2＝4，R、G、Q的个数之比为1∶4∶2，则其化学式为RQ2G4，由于R为＋2价，G为－2价，所以Q为＋3价。
考向十三 晶胞相关参数的计算

典例13 某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。
②若合金的密度为d g·cm－3，晶胞参数a＝________ nm。
【答案】①3∶1　 ②×107
【解析】①根据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为6×＝3，镍原子的个数为8×＝1，则铜原子和镍原子的数量比为3∶1；②根据上述分析，该晶胞的组成为Cu3Ni，若合金的密度为dg·cm－3，根据ρ＝，则晶胞参数a＝×107 nm。

考向十四 晶体类型的判断及其性质

典例14 现有几组物质的熔点(℃)数据：
A组
B组
C组
D组
金刚石：3 550 ℃
Li：181 ℃
HF：－83 ℃
NaCl：801 ℃
硅晶体：1 410 ℃
Na：98 ℃
HCl：－115 ℃
KCl：776 ℃
硼晶体：2 300 ℃
K：64 ℃
HBr：－89 ℃
RbCl：718 ℃
二氧化硅：1 723 ℃
Rb：39 ℃
HI：－51 ℃
CsCl：645 ℃
据此回答下列问题：
（1）A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是________。
（2）B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。
①有金属光泽　②导电性　③导热性　④延展性
（3）C组中HF熔点反常是由于_____________________________________。
（4）D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小　②水溶液能导电　③固体能导电　④熔融状态能导电
（5）D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCl＞KCl＞RbCl＞CsCl，其原因为___________________。
【答案】（1）原子　共价键
（2）①②③④
（3）HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即可)
（4）②④
（5）D组晶体都为离子晶体，r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，在离子所带电荷数相同的情况下，半径越小，晶格能越大，熔点就越高
【解析】（1）A组熔点很高，为原子晶体，是由原子通过共价键形成的。
（2）B组为金属晶体，具有①②③④四条共性。
（3）HF中含有分子间氢键，故其熔点反常。
（4）D组属于离子晶体，具有②④两条性质。
（5）D组属于离子晶体，其熔点与晶格能有关。

考向十五 金属晶胞的考查

典例15 下列有关说法不正确的是

A．四水合铜离子的模型如图1所示，1个水合铜离子中有4个配位键
B．CaF2晶体的晶胞如图2所示，每个CaF2晶胞平均占有4个Ca2＋
C．H原子的电子云图如图3所示，H原子核外大多数电子在原子核附近运动
D．金属Cu中Cu原子堆积模型如图4所示，为最密堆积，每个Cu原子的配位数均为12
【答案】C
【解析】A项，四水合铜离子中铜离子的配位数为4，配体是水，水中的氧原子提供孤电子对与铜离子形成配位键，正确；B项，根据均摊法可知，在CaF2晶体的晶胞中，每个CaF2晶胞平均占有Ca2＋个数为8×＋6×＝4，正确；C项，电子云密度表示电子在某一区域出现的机会的多少，H原子最外层只有一个电子，所以不存在大多数电子，只能说H原子的一个电子在原子核附近出现的机会较多；D项，在金属晶体的最密堆积中，对于每个原子来说，其周围的原子有同一层上的六个原子和上一层的三个及下一层的三个，故每个原子周围都有12个原子与之相连，正确。
考向十六 物质结构与性质综合题

典例16 钛(Ti)、钒(V)、镍(Ni)、镧(La)等在储氢材料方面具有广泛的用途。下面是一些晶体材料的结构示意图。
　
请回答下列问题：
（1）写出镍原子的核外电子排布式：______________________________。
（2）钛金属晶体的原子堆积方式如图1所示，则每个钛原子周围有______个紧邻的钛原子，该晶体中原子的堆积方式为____________________。
（3）镧系合金是稀土系储氢合金的典型代表。某合金储氢后的晶胞如图2所示，该合金的化学式为________，1 mol镧形成的该合金能储存____mol氢气。
（4）嫦娥三号卫星上的PTC元件(热敏电阻)的主要成分——钡钛矿晶体结构如图3所示，该晶体经X射线分析鉴定，重复单位为立方体，边长为a cm。顶点位置被Ti4＋所占据，体心位置被Ba2＋所占据，所有棱心位置被O2－所占据。
①该晶体中的O元素与H形成的化合物的中心原子的杂化类型为________，其分子空间构型为________。
②写出该晶体的化学式：________。
【答案】（1）1s22s22p63s23p63d84s2
（2）12　面心立方最密堆积
（3）LaNi5　3
（4）①sp3　V形　②BaTiO3
【解析】（1）Ni是28号元素，其原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d84s2。
（2）由晶胞结构图可知，以顶点原子为研究对象，与之最近的原子处于面心上，每个顶点原子为12个面共用，故晶胞中该原子的配位数为12，该单质晶体中原子的堆积方式为面心立方最密堆积。
（3）根据某合金储氢后的晶胞结构示意图可知该合金中含有：La：8×＝1；Ni：8×＋1＝5，所以化学式是LaNi5；1 mol该合金吸附氢气的物质的量是8 mol×＋2mol×＝3 mol。
（4）①该晶体中的O元素与H元素形成的化合物H2O的中心原子O 原子的杂化类型为sp3杂化，其分子空间构型为V形；②根据晶胞结构示意图可知：Ba：1；Ti：8×＝1；O：12×＝3，所以该晶体的化学式是：BaTiO3。
物质结构与性质综合题解题方法
1．对于原子结构，要重点掌握构造原理，能够应用构造原理熟练地写出1~36号元素基态原子的电子排布式，答题时要看清题目要求，是书写基态原子的电子排布式还是价电子(或外围电子)的电子排布式。
2．对于分子结构，能应用价电子对互斥理论推测分子的立体构型，例如常见的无机分子有直线形分子(如CO2)、平面三角形分子(如BF3)、V形分子(如H2O)、三角锥形分子(如NH3)等。
3．在解题时，要能将常见的分子构型根据电子排布的相似点，采用类比法迁移到新的物质中。能应用分子极性的规律判断分子的极性，能应用分子间作用力、氢键等知识解释其对物质性质的影响。
4．掌握几种典型晶体结构的立体模型，常见的晶体有离子晶体(如NaCl型和CsCl型)、分子晶体(如干冰)、原子晶体(如金刚石、晶体硅、二氧化硅)、金属晶体(如Mg和Cu)及混合型晶体(如石墨)，在解题时，既要能分析其晶体结构，又要能将常见的晶体结构迁移到新的物质中。


1．“黄铜”一词最早见于西汉东方朔所著《申异经。中荒经》“西北有宫，黄铜为墙，题曰地皇之宫”。
黄铜实为铜锌合金的俗称，回答下列问题：
(1)基态铜原子核外电子占据能级数为___________ ；核外电子共有___________种不同的运动状态。
(2)硫酸锌溶于氨水可形成[ Zn(NH3)4]2+离子
①[ Zn(NH3)4]2+离子具有对称的空间构型，其中两个NH3被两个Cl取代，只有一种产物，则[ Zn(NH3)4]2+的空间构型为___________。
②[Zn(NH3)4]2+中Zn2+与NH3之间形成的化学键称为___________，提供孤对电子的成键原子是___________
③NH3极易溶于水PH3微溶于水，原因是___________；NH3是___________分子(填“极性"或“非极性”)。
(3)元素铜的第一电离能ICu，元素锌的第一电离能IZn，已知ICu (4)Cu与Cl形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。该化合物的化学式为___________，已知晶胞参数a=0.542nm，此晶胞的密度为___________g·cm-3.(写出计算式，不要求计算结果)

【答案】(1)7 29 (2)正四面体 配位键 N 氨气与水能形成氢键，增大其溶解度，而磷化氢则不能 极性 (3) 铜元素的 4s 轨道上只有一个电子，容易失去；而锌元素的 4s 轨道是全满的，难以失去电子 (4) CuCl g·cm-3
【详解】
(1)基态铜原子核外电子排布式是 1s22s22p63s23p63d104s1，占据 7 个能级；每个电子的运动状态都不同，则核外电子共有 29 种不同的运动状态；故答案为：7；29；
(2)①由于两个 NH3被两个 Cl 取代只有一种产物，可知[Zn (NH3)4]2+的空间构型为正四面体，故答案为：正四面体；
②[Zn (NH3)4]2+中 Zn2+与 NH3之间形成的化学键是配位键，NH3中N原子最外层电子数为5，其中有3个电子与H原子成键，还剩1对孤电子，则提供孤对电子的成键原子是 N；故答案为：配位键；N；
③氨气与水能形成氢键，增大其溶解度，而磷化氢则不能，所以NH3极易溶于水PH3微溶于水；NH3分子中正负电荷中心不重合，是极性分子；故答案为：氨气与水能形成氢键，增大其溶解度，而磷化氢则不能；极性；
(3)铜元素的 4s 轨道上只有一个电子，容易失去；而锌元素的 4s 轨道是全满的，难以失去电子，所以第一电离能：ICu (4)根据均摊法计算，晶胞中含 4 个 Cl、4 个 Cu，则化学式为 CuCl；以 1 个晶胞为研究对象，共有4个CuCl，m(CuCl)=g，V(晶胞)=0.5423×10-21 cm-3，则晶胞密度为g·cm-3，故答案为：CuCl；。
2．美国医学家证实了三价铬离子(Cr3+)是构成葡萄糖耐量因子的重要组成部分，能够增强胰岛素的作用。构成葡萄糖耐量因子和蛋白质的元素有C、H、O、N、S、Cr等。
(1)Cr的电子排布式为___________。
(2)O、N、S、Cr的第一电离能由大到小的顺序为___________。
(3)SO2分子的空间构型为___________，中心原子的杂化方式为___________。
(4)CO2分子立体构型的为___________，它的等电子体中属于分子的有___________(任写一种)。
(5)实验式为CrCl3·6H2O的化合物有三种异构体，其中一种可表示为[Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O，该物质配离子中提供孤电子对的原子为___________。
(6)由碳元素形成的某种晶体的晶胞结构如图所示，若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体密度为ρ g·cm-3，则该晶胞的棱长为___________pm。

【答案】(1)1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1 (2) N＞O＞S＞Cr (3)V形 sp3杂化 (4) 直线形 N2O (5) O、Cl (6)
【详解】
(1)Cr是24号元素，基态原子电子排布为1s22s22p63s23p63d54s1或[Ar]3d54s1；
(2)非金属性越强，第一电离能越大，但氮元素的2p轨道电子处于半充满稳定状态，第一电离大于氧元素的，则O、N、S、Cr的第一电离能由大到小的顺序为N＞O＞S＞Cr；
(3)SO2分子中S原子孤电子对数=(6-2×2)/2=1，价层电子对数=2+1=3，VSEPR模型为平面三角，空间构型为V形；离子中心原子S的孤电子对数=(6+2-2×3)/2=1，杂化轨道数目=3+1=4，中心原子的杂化方式为sp3杂化；
(4)CO2的结构式为O=C=O，CO2分子立体构型的名称为直线形，原子数和价电子数分别相等的互为等电子体，则它的等电子体中属于分子的如N2O等；
(5)[Cr(H2O)4Cl2]Cl·2H2O中Cr是中心原子，配离子中提供孤电子对的原子为O、Cl；
(6)晶胞中碳原子数目=4+8×+6×=8，设晶胞棱长为a pm，则×12=ρ×（a×10-10）3，解得a=。
3．S、Se 、N、Fe等元素及其化合物在科学研究和工业生产中具有重要的作用。
(1)臭鼬排放的臭气主要成分为3﹣MBT，键线式如图所示：

0.1mol 3﹣MBT中含有σ键数目为___________(NA为阿伏伽德罗常数的值)。3﹣MBT的沸点低于(CH3)2C=CHCH2OH，主要原因是___________。
(2)2020年12月17日，采撷月壤的嫦娥五号荣耀归来。嫦娥五号探测器采用太阳能电池板提供能量，在太阳能电池板材料中除单晶硅外，还有铜，铟，镓，硒等化学物质。硒为第四周期第VIA族元素，其氧化物有SeO2和SeO3两种，SeO3分子的立体构型为___________，与其互为等电子体的阴离子为 ___________(举一例)。
(3)铁氰化钾，化学式为K3[Fe(CN)6]，主要应用于制药、电镀、造纸、钢铁生产等工业，其煅烧分解生成KCN、FeC2、N2、(CN)2等物质。
①K3[Fe(CN)6]中所涉及的各元素的第一电离能由大到小的顺序为___________。
②(CN)2分子中存在碳碳键，C原子的杂化轨道类型为___________。
③下列选项是部分同学画的基态氮原子的核外电子排布图，其中违背泡利原理的是___________ (填序号，下同)，违背洪特规则的是___________。
A． B． C．
(4)如图是金属铁晶体中的一个晶胞。

①该晶体中原子总体积占晶体体积的比值为___________(用含π的最简代数式表示)。
②铁原子的半径为rpm，其晶体密度为___________g•cm﹣3(用含有r、NA的最简代数式表示)。
【答案】(1)1.5NA (CH3)2C=CHCH2OH分子间含有氢键，增大分子间的作用力，使沸点升高 (2) 平面三角形 CO或 NO (3) N>C >Fe> K sp C B (4)
【详解】
(1)1个3-MBT中含C—H σ键：9个，C—C σ键：3个，C=C中含1个σ键，C—S σ键：1个，S—H σ键：1个，共有15个σ键，故0.1 mol该分子含1.5 mol σ键，即1.5NA；(CH3)2C=CHCH2OH分子之间能形成氢键，增大分子间的作用力，使沸点升高，而3-MBT不能形成分子间氢键，故沸点较低；
(2)SeO3中心Se的价层电子对=σ电子对+孤电子对=3+=3，根据价层电子对互斥理论知SeO3为平面三角形结构；SeO3得到电子变成阴离子，为了保证价电子总数不变，中心Se可失去相应电子数，变为N或C或Si，故其等电子体阴离子为：NO、CO或SiO；
(3)①随着周期表往上往右，元素第一电离能成增大趋势，故N>C >Fe> K；
②根据题意，(CN)2的结构为NC—CN，根据价键理论知C与N之间为三键，即(CN)2结构式为：N≡C—C≡N，故C原子杂化方式为sp；
③泡利原理指同一原子轨道内两个电子自旋方向相反，故违背该原理的为C；洪特规则指同价轨道上，电子优先单独占据一个轨道且自旋方向相同，故违背该规则的为B，B选项中2pz轨道上电子自旋方向应与2px、2py保持一致；
(4)①该晶胞中含Fe个数==2，设Fe原子半径为b，则晶胞体内对角线长度为4b，设晶胞边长为a，则面上对角线长度为，由勾股定理得：a2+()2=(4b)2，解得a=，故晶胞体积=a3=()3，2个Fe原子总体积=，则晶胞中原子体积占晶胞体积的比值为：()3=，即原子体积与晶体体积为；
②求晶体密度，即求晶胞密度，1个晶胞中含2个Fe原子，故Fe原子质量m=，由①知，晶胞体积V=()3=()3，故晶胞密度==，即晶体密度为。


4．哈萨克斯坦是“丝绸之路”的一个重要节点，其境内有丰富的铬、镍、钼矿。设NA表示阿伏伽德罗常数，回答下列问题：
(1)基态Cr原子的价电子排布图为_______。
(2)Cr的一种配合物结构如图1所示。

①阴离子的空间构型为_______，写出一种与之互为等电子体的离子_______。
②标注“1”、“2”的碳原子的杂化类型分别为_______、_______。
③基态氮原子的第一电离能大于基态氧原子，其原因是_______。
(3)1 mol[Ni(NH3)4]2+中含有的σ键数目为_______。
(4)已知：钼的晶胞如图2所示。

①下列晶体的原子堆积方式与钼晶体的相同的是_______ (填字母)。
A．Cu B．K C．金刚石 D．氯化钠
②已知钼晶体的密度是ρg·cm-3，Mo的摩尔质量是Mg·mol-1，晶体中距离最近的Mo原子核之间的距离为_______pm。
【答案】(1) (2) 正四面体 或 sp sp3 氮原子的2p轨道半满难于失去电子 (3) 16NA (4) B
【详解】
(1)基态Cr原子的核电荷数为24，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，则价电子排布图为，答案为：；
(2)①阴离子的价层电子对数=4+ = 4，没有孤电子对，所以其空间构型为正四面体；电子数为50，与其互为等电子体的离子有：或，故答案为：正四面体；或；
②由图可知，标注“1” 碳原子周围形成了2个双键，碳原子的杂化方式为sp；标注“2”的碳原子周围形成了4个单键，即价层电子对数为4，碳原子的杂化方式为sp3；答案为：sp；sp3；
③同周期元素从左到右，第一电离能依次增大，但是氮原子的2p轨道半充满，难失去电子，故基态氮原子的第一电离能大于基态氧原子，答案为：氮原子的2p轨道半满难于失去电子；
(3)[Ni(NH3)4]2+中Ni2+和4个N形成4个σ键，每个氨分子中含有3个σ键，则一个该离子含有16个σ键，1 mol[Ni(NH3)4]2+中含有的σ键数目为16NA，故答案为：16NA；
(4)①如图金属钼晶体中， M o原子位于立方体的顶点和体心，则该晶体的原子堆积方式为体心立方堆积，与K的原子堆积方式相同，故答案为：B；
② 该晶胞棱长= cm，晶体中距离最近的Mo原子核之间的距离为体心到顶点的距离，为体对角线的一半= cm = pm，故答案为：。
5．(CN)2、(SCN)2等被称为拟卤素，(CN)2在一定条件下氢化可以得到乙二胺(H2NCH2CH2NH2)。回答下列问题：
(1)Fe4[Fe(CN)6]3是较早发现的CN-配合物，其中铁元素呈现两种不同的价态。写出外界离子基态核外电子排布式：______。
(2)1 mol (SCN)2中含有σ键的数目为______。
(3)乙二胺中C原子的轨道杂化方式为______。
(4)乙二胺易溶于水，除因为是极性分子外，还可能的原因为______。
(5)含CN-的配合物常用于冶炼黄金。金的晶胞结构如图所示，晶体中每个Au原子周围紧邻且等距的Au原子有______个。

【答案】(1)[Ar]3d5(或1s22s22p63s23p63d5) (2) 5mol或3.01×1024 (3) sp3 (4) 乙二胺分子与水分子间能形成氢键 (51) 12
【详解】
(1)Fe4[Fe(CN)6]3中铁元素呈现两种不同的价态，其中内界的铁元素显+2价，外界的铁元素显+3价，则外界铁离子的核外电子数为23，基态核外电子排布式：[Ar]3d5(或1s22s22p63s23p63d5)。答案为：[Ar]3d5(或1s22s22p63s23p63d5)；
(2) (SCN)2的结构式为N≡C-S-S-C≡N，则1 mol (SCN)2中含有σ键的数目为5mol或3.01×1024。答案为：5mol或3.01×1024；
(3)乙二胺中C原子的价层电子对数为4，依据价层电子对互斥理论判断，碳原子的轨道杂化方式为sp3。答案为：sp3；
(4)乙二胺易溶于水，除因为是极性分子外，还可能的原因为乙二胺分子与水分子间能形成氢键。答案为：乙二胺分子与水分子间能形成氢键；
(5)金的晶体中，每个Au原子周围紧邻且等距的金原子位于面心，Au原子有=12个。答案为：12。
【点睛】
在两个形成共价键的原子之间，只能形成1个σ键，其余的共价键都是π键。
6．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)AsH3的中心原子的杂化轨道类型为___________，H2O沸点比H2S的___________(填“高”或“低”)，其判断理由是___________，BF3的立体构型为___________。
(2)Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+的价层电子排布式为___________。
(3)一种四方结构的超导化合物的晶胞结构如图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___________。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3的坐标分别为___________。

【答案】(1)sp3 高 水分子之间形成氢键 平面正三角形 (2) 4f5 (3) SmFeAsO1-xFx (1，1，)
【详解】
（1）AsH3的中心原子As原子价层电子对数=3+=4，As原子采取sp3杂化；水分子之间形成氢键，其沸点高于硫化氢的；BF3中B原子孤电子对数==0，价层电子对数=0+3=3，其立体构型与VSEPR模型相同为平面正三角形，故答案为：sp3；高；水分子之间形成氢键；平面正三角形；
（2）Sm原子失去电子形成阳离子时，先失去6s电子，后失去4f电子，Sm3+价层电子排布式为4f5，故答案为：4f5；
（3）该晶胞中，As原子个数=4×=2、Sm原子个数=4×=2、Fe原子个数=1+4×=2、F-和O2-离子总数=8×+2×0.5=2，则该晶胞中As、Sm、Fe原子数目与F-和O2-离子总数个数之比=2：2：2：2=1：1：1：1，如果F-个数为x，则O2-个数为1-x，所以该化合物化学式为SmFeAsO1-xFx；由晶胞图可知，原子3到y轴与z轴构成坐标平面距离、到x轴与z轴构成的坐标平面距离均为a pm，到x轴与y轴构成的坐标平面距离等于a pm，故原子3的坐标为(1，1，)，故答案为：SmFeAsO1-xFx；(1，1，)。
7．(1)基态镍原子的价电子排布式___________；铁的基态原子核外未成对电子数为___________个。
(2)丁二酮肟(分子式为C4H8N2O2)所含的碳、氮、氧三种元素中第一电离能最大的是___________(填元素符号)。在稀氨水介质中，Ni2＋与丁二酮肟(分子式为C4H8N2O2)反应可生成鲜红色沉淀，其分子结构如图所示，该结构中碳原子的杂化方式为___________。

(3)铁、镍易与CO作用形成羰基配合物Fe(CO)5、Ni(CO)4.1个Fe(CO)5分子中含有σ键数目为__；已知Ni(CO)4分子为正四面体构型，下列溶剂能够溶解Ni(CO)4的是___(填写字母)。
A．四氯化碳 B．苯 C．水 D．液氨
(4)经查氯化亚铁的熔点为674℃，沸点为1023℃；而氯化铁的熔点为306℃，沸点为315℃。从二者熔沸点差异较大可以初步判断：氯化亚铁为____晶体，三氯化铁为________晶体。
(5)氮化硼晶体有多种结构，其中立方氮化硼具有金刚石的结构(如图)。若晶胞边长为anm，晶胞中N原子位于B原子所形成的正四面体的体心，这种氮化硼晶体的密度为___________g/cm3.(用含有a和NA的代数式表示)

【答案】(1)3d84s2 4 (2)N sp2、sp3 10 3) AB (4) 离子 分子 (5)
【详解】
(1)基态Ni原子价层电子的排布式为3d84s2；基态Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，3d轨道有4个电子未成对，
故答案为：3d84s2；4；
(2)碳、氮、氧三种元素处于同周期，同周期元素的第一电离能呈增大趋势，但VA族的N原子最外层为半满稳定状态，其第一电离能大于同周期的O，因此第一电离能最大的是N；甲基中C原子形成4个σ键、C＝N双键中的碳原子形成3个σ键，均没有孤电子对，杂化轨道数目分别为4、3，分别采取sp3、sp2杂化；
故答案为：N；sp3、sp2；
(3)1个Fe(CO)5分子有5个CO，每个CO中含1个σ键，Fe与CO之间为配位键，属于σ键，则1个Fe(CO)5分子有10个σ键；Ni(CO)4分子为正四面体构型，为非极性分子，根据相似相溶原理原子，其易溶于非极性溶剂中中，四氯化碳和苯为非极性溶剂，水、液氨为极性分子，故Ni(CO)4分子能溶于四氯化碳和苯，故答案为：10；AB；
(4)根据熔沸点可知氯化亚铁的熔沸点较高，符合离子晶体的性质特点，氯化铁的熔沸点相对低，符合分子晶体的性质特点，故答案为：离子；分子；
(5)由晶胞结构可知8个B位于顶点，6个B位于面心，个数为，四个N原子位于体内，则晶胞的质量为：，晶胞的边长为anm，则晶胞的体积为，晶胞密度===cm3，故答案为：；
8．铜、锌及其化合物是化工生产、生活中常用的材料。回答下列问题：
(1)若将基态Cu原子的价层电子排布图写为，则该排布图违反了___________。
(2)当黄铜受到氨腐蚀时，会生成四氨合铜络合物，出现“龟裂”现象。
①中各元素电负性大小顺序为___________，其中N原子的杂化轨道类型为___________。
②中的键角比独立存在的分子结构中的键角___________(填“大”“小”或“相等”)。
③1mol中存在___________个σ键(用表示)。
(3)已知锌的卤化物的熔点有如下变化规律，由此可以得出随着卤离子半径的增加，中化学键的离子性___________、共价性___________。(填“增强”“减弱”或“不变”)





熔点/℃
872
275
394
446
的熔点低于的主要原因是___________。
(4)ZnS晶体常用作半导体材料，已知其晶胞结构如图所示，若其密度为，两个S原子之间的最短距离为___________nm，若ZnS晶胞沿着体对角线方向投影，所得到的Zn原子投影外围图形为正六边形，则S原子投影外围图形为___________。

【答案】(1)洪特规则、泡利原理(或泡利不相容原理) (2) N＞H＞Cu 大 (3) 减弱 增强 均为分子晶体，且组成与结构相似，的相对分子质量较小，其分子间作用力较小 (4) 正三角形
【详解】
(1)根据泡利不相容原理，同一个原子轨道最多容纳两个自旋方向不同的电子；根据洪特规则，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态比较稳定，基态Cu原子的价层电子排布图应该为显然题中排布图违反了洪特规则和泡利原理。
(2)①元素非金属性越强，电负性越大， N、H、Cu三种元素的非金属性为N＞H＞Cu，所以电负性的大小顺序为N＞H＞Cu；中N价电子对数是，N原子采用杂化；
②与形成配位键后无孤电子对，而独立存在的分子中有孤电子对，孤电子对对成键电子对有排斥作用，使键角变小，所以中的键角比独立存在的分子结构中的键角大；
③每个分子中含有3个σ键，4个分子分别与通过配位键结合，配位键也是σ键，所以1mol中存在16个σ键；
(3)根据熔点数据可以得出为离子晶体，其他卤化物为分子晶体，且随着卤离子半径的增加，化学键的共价性越来越明显，所以中化学键的离子性逐渐减弱，共价性逐渐增强； 的组成与结构相似，的相对分子质量较小，其分子间作用力较小，故其熔点较低。
(4)设ZnS晶胞的晶胞参数为，则晶胞的体积为，每个晶胞中含有4个Zn、4个S，则1mol晶胞的质量为97×4g，1mol晶胞的体积为，则ZnS晶体的密度，解得，晶胞中两个S原子的最短距离为面对角线的一半，即；根据晶胞结构图可知，沿着体对角线方向的投影，所得到的Zn原子投影图形应该为，则S原子投影如黑色球所示为或，其外围图形为正三角形。