高考化学二轮复习专题13物质结构与性质课件

这是一份高考化学二轮复习专题13物质结构与性质课件，共60页。PPT课件主要包含了正四面体形，sp3，O＞Ti＞Ca，离子键，Ti4＋，Si硅，sp2，N＞H＞B，C2H6，金属离子形成配位键等内容，欢迎下载使用。

1 体系构建 · 串真知
2 真题回放 · 悟高考
1．原子结构与元素的性质：(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写1～36号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和轨道表达式。(2)了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。(4)了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。
2．化学键与分子结构：(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。(2)了解共价键的形成、极性、类型(σ键和π键)，了解配位键的含义。(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。(4)了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)。(5)能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。
3．分子间作用力与物质的性质：(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响。(2)了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。4．晶体结构与性质：(1)了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别。(2)了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响。
(3)了解分子晶体结构与性质的关系。(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。了解金属晶体常见的堆积方式。(6)了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并进行相关的计算。
1．(2020·全国卷Ⅰ·35)Gdenugh等人因在锂离子电池及钴酸锂、磷酸铁锂等正极材料研究方面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：(1)基态Fe2＋与Fe3＋离子中未成对的电子数之比为________。
(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)> I1(Na)，原因是_______________________________________________ ___________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是_______________ __________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小
Li，Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
(3)磷酸根离子的空间构型为______________，其中P的价层电子对数为_____、杂化轨道类型为_______。(4)LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有LiFePO4的单元数有_____个。
电池充电时，LiFeO4脱出部分Li＋，形成Li1－xFePO4，结构示意图如(b)所示，则x＝______________，n(Fe2＋)∶n(Fe3＋)＝________。【解析】　(1)基态铁原子的价电子排布式为3d64s2，失去外层电子转化为Fe2＋和Fe3＋，这两种基态离子的价电子排布式分别为3d6和3d5，根据Hund规则可知，基态Fe2＋有4个未成对电子，基态Fe3＋有5个未成对电子，所以未成对电子个数比为4∶5；(2)同主族元素，从上至下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，所以I1(Li)>I1(Na)；
同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，但由于ⅡA元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的ⅢA元素，因此I1(Be)>I1(B)>I1(Li)；(3)经过计算，PO中不含孤电子对，成键电子对数目为4，价层电子对数为4，因此其构型为正四面体形，P原子是采用sp3杂化方式形成的4个sp3杂化轨道；(4)由题干可知，LiFePO4的晶胞中，Fe存在于由O构成的正八面体内部，P存在由O构成的正四面体内部；
2．(2020·全国卷Ⅱ·35)钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料，回答下列问题：(1)基态Ti原子的核外电子排布式为_________________________。(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示，TiF4熔点高于其他三种卤化物，自TiCl4至TiI4熔点依次升高，原因是____________________________ ____________________________________________________________________________。
1s22s22p63s23p63d24s2
TiF4为离子化合物，熔点高，其他三种均为共价化合物，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高
(3)CaTiO3的晶胞如图(a)所示，其组成元素的电负性大小顺序是_____________；金属离子与氧离子间的作用力为__________，Ca2＋的配位数是______。
(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2＋、I－和有机碱离子NH3NH，其晶胞如图(b)所示。其中Pb2＋与图(a)中_________的空间位置相同，有机碱CH3NH中，N原子的杂化轨道类型是_______；若晶胞参数为a nm，则晶体密度为______________ g·cm－3(列出计算式)。
(5)用上述金属卤化物光电材料制作的太阳能电池在使用过程中会产生单质铅和碘，降低了器件效率和使用寿命。我国科学家巧妙地在此材料中引入稀土铕(Eu)盐，提升了太阳能电池的效率和使用寿命，其作用原理如图(c)所示，用离子方程式表示该原理____________________________、___________________________。
2Eu3＋＋Pb═══2Eu2＋＋Pb2＋
2Eu2＋＋I2═══2Eu3＋＋2I－
【解析】　(1)钛元素是22号元素，故其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2或[Ar]3d24s2；(2)一般不同的晶体类型的熔沸点是原子晶体>离子晶体>分子晶体，TiF4是离子晶体，其余三种则为分子晶体，故TiF4的熔点高于其余三种物质；TiCl4、TiBr4、TiI4均为分子晶体，对于结构相似的分子晶体，则其相对分子质量越大，分子间作用力依次越大，熔点越高；(3)CaTiO3晶体中含有Ca、Ti、O三种元素，Ca、Ti是同为第四周期的金属元素，Ca在Ti的左边，根据同一周期元素的电负性从左往右依次增大，故Ti>Ca，O为非金属，
故其电负性最强，故三者电负性由大到小的顺序是：O>Ti>Ca，金属阳离子和氧负离子之间以离子键结合，离子晶体晶胞中某微粒的配位数是指与之距离最近且相等的带相反电性的离子，故Ca2＋的配位数必须是与之距离最近且相等的氧离子的数目，从图(a)可知，该数目为三个相互垂直的三个面上，每一个面上有4个，故Ca2＋的配位数是12；(4)比较晶胞(a)(b)可知，将图(b)中周围紧邻的八个晶胞中体心上的离子连接起来，就能变为图(a)所示晶胞结构，图(b)中体心上的Pb2＋就变为了八个顶点，即相当于图(a)中的Ti4＋；
3．(2020·全国卷Ⅲ·35)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材料。回答下列问题：(1)H、B、N中，原子半径最大的是_____。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素____________的相似。
(3)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ－)，电负性大小顺序是___________。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是________(写分子式)，其熔点比NH3BH3______(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在________________________，也称“双氢键”。
Hδ＋与Hδ－的静电引力
(4)研究发现，氦硼烷在低温高压条件下为正交晶系结构，晶胞参数分别为a pm、b pm、c pm，α＝β＝γ＝90°。氨硼烷的2×2×2超晶胞结构如图所示。
氨硼烷晶体的密度ρ＝____________ g·cm－3(列出计算式，设NA为阿伏加德罗常数的值)。
【解析】　(1)在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径依次减小，所以，H、B、N中原子半径最大是B。B与Si在元素周期表中处于对角线的位置，根据对角线规则，B的一些化学性质与Si元素相似。(2)B原子最外层有3个电子，其与3个H原子形成共价键后，其价层电子对只有3对，还有一个空轨道；在NH3中，N原子有一对孤对电子，故在NH3BH3分子中，N—B键为配位键，其电子对由N原子提供。NH3BH3分子中，B原子的价层电子对数为4，故其杂化方式为sp3。
由于NH3BH3分子属于极性分子，而CH3CH3属于非极性分子，两者相对分子质量接近，但是极性分子的分子间作用力较大，故CH3CH3熔点比NH3BH3低。NH3BH3分子间存在“双氢键”，类比氢键的形成原理，说明其分子间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。(4)在氨硼烷的2×2×2的超晶胞结构中，共有16个氨硼烷分子，晶胞的长、宽、高分别为2a pm、2b pm、2c pm，若将其平均分为8份可以得到8个小长方体，
4．(2019·全国卷Ⅰ·35)在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2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(H2NCH2CH2NH2)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Mg2＋、Cu2＋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“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
乙二胺的两个N提供孤对电子给
(3)一些氧化物的熔点如表所示：
Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O，分子间力(分子量)P4O6> SO2
解释表中氧化物之间熔点差异的原因________________________ __________________________________________________________________。
(4)图(a)是MgCu2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＝_______pm。设阿伏加德罗常数的值为NA，则MgCu2的密度是_______________g·cm－3(列出计算表达式)。
【解析】　(1)A．[Ne]3s1属于基态的Mg＋，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；B．[Ne]3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg＋；C．[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；D．[Ne]3p1属于激发态Mg＋，其失去一个电子所需能量低于基态Mg＋，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1，答案选A；(2)乙二胺中N形成3个单键，含有1对孤对电子，属于sp3杂化；C形成4个单键，不存在孤对电子，也是sp3杂化；
5．(2019·全国卷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－________O2－(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，完成它们关系表达式：ρ＝______________________g·cm－3。
SmFeAsO1－xFx
【解析】　(1)As与N同族，位于第ⅤA族，其氢化物的结构与氨气相同，则AsH3分子的空间构型为三角锥形；在氨气分子间存在氢键和范德华力，AsH3分子间只存在范德华力，所以导致沸点AsH3低于NH3。(2)Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，Fe成为阳离子时首先失去最外层两个电子，即4s轨道上的电子。Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm成为阳离子Sm3＋时首先失去最外层两个电子，即6s轨道上的电子，再失去4f轨道上的一个电子，所以Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)电子层结构相同的离子，离子半径随着原子序数增大而减小，所以离子半径：F－6．(2019·全国卷Ⅲ·35)磷酸亚铁锂( LiFePO4)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FeCl3、NH4H2PO4、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)FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为_______________，其中Fe的配位数为____。
(PnO3n＋1)(n＋2)－
【解析】　(1)根据对角线原则，与Li化学性质最相似的邻族元素是Mg。Mg中M层电子为3s2，根据泡利不相容原理，M层电子自旋状态相反。(2)FeCl3的化学键与AlCl3相同，中间存在配位键，配位数为4。(3)苯胺是有机物，晶体类型是分子晶体。氮原子电负性大，苯胺分子间存在氢键，使苯胺的熔点、沸点比甲苯高。(4)同周期元素从左到右，电负性逐渐增大，则电负性O>N，同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，则电负性N>P，四种元素中电负性最高的元素是O。
从近三年全国新课标卷的“物质结构与性质”选做题来看，试题本身的难度并不大，且对于知识点的考查基本稳定，尤其是对核外电子排布，等电子原理与等电子体，氢键对物质性质的影响，分子或离子的空间构型及中心原子的轨道杂化类型，分子中σ键、π键数目的确定，晶胞中微粒的个数，晶体结构的识别等这些知识点的考查成为固定形式。
但是由于化学试卷整体阅读信息量较大，不少考生在前面做题花费的时间过多，到选做题时时间仓促，又未能认真审题，导致实际得分并不是很理想。展望2021不会有较大调整，在复习过程中针对常考知识点，要切实地回归课本狠抓重要知识点，强化主干知识的巩固和运用。
3 知识深化 · 精整合
一、原子结构与性质1．基态原子核外电子的排布(1)排布规律
[说明]　能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系能量较低，原子较稳定。
②当出现d轨道时，虽然电子按ns、(n－1)d、np的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。③注意电子排布式、简化电子排布式、价电子排布式的区别与联系。如Fe的电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2，简化的电子排布式：[Ar]3d64s2，价电子排布式：3d64s2。
(4)巧判未成对电子数的两方法①根据电子排布式判断设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为n，该能级的原子轨道数为m，则n≤m时，未成对电子数为n；n>m时，未成对电子数为2m－n。如氯原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5，未充满电子的能级为3p能级，有3个原子轨道，填充的电子数为5，所以未成对电子数为2×3－5＝1；Cr原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，未充满电子的能级为3d能级和4s能级，分别有5、1个原子轨道，填充的电子数分别为5、1，所以未成对电子数为6。
②根据电子排布图判断电子排布图能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。2．牢记元素第一电离能和电负性的递变规律
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现增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小。特殊规律：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等的轨道上形成全满(s2、p6、d10、f14)、半满(s1、p3、d5、f7)和全空(s0、p0、d0、f0)结构时，原子的能量最低，该元素具有较大的第一电离能。
(2)常见分子或离子的空间构型及中心原子的杂化方式：
2.微粒作用与分子性质(1)共价键类型的判断：①σ键和π键：π键的重叠程度小，不牢固；σ键的重叠程度大，比较牢固；两原子形成共价键时，先“头碰头”形成σ键，再“肩并肩”形成π键。单键都是σ键，双键有1个σ键和1个π键，三键有1个σ键和2个π键。②极性键和非极性键：X—X型、Y—Y型是非极性键；X—Y型是极性键。
③配位键：可表示为X→Y，其中X是配体，提供孤对电子，Y是配位中心，通常是过渡金属原子或离子。(2)分子结构与性质；①分子构型与分子极性的关系：
②溶解性：a.“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。b.“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。③无机含氧酸分子的酸性：无机含氧酸可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如HClO3．配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)
三、晶体结构与性质1．熟悉各类晶体的典型代表，并能用均摊法确定晶胞的化学组成(1)分子晶体(CO2)：
(2)原子晶体(金刚石、晶体硅)：
2.晶体密度及微粒间距离的计算若1个晶胞中含有x个微粒，则1 ml该晶胞中含有x ml微粒，其质量为xMg(M为微粒的相对“分子”质量)；1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积)，则1 ml晶胞的质量为ρa3 NA g，因此有xM＝ρa3 NA。3．金属晶体空间利用率的计算方法(1)空间利用率的定义及计算步骤①空间利用率：指构成晶体的原子、离子或分子(看成球)在整个晶体空间中所占有的体积百分比。
(2)金属晶体空间利用率分类简析①简单立方堆积(如图1所示)立方体的棱长为2r，球的半径为r
4．突破晶体熔、沸点高低的比较(1)一般情况下，不同类型晶体的熔沸点高低的比较规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，如金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体的熔、沸点差别很大，如金属钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。(2)原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小，键长越短，键能越大，晶体的熔沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。
(3)离子晶体一般来说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl> CsCl。(4)分子晶体①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；②具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高，如H2O>H2S；
③组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子极性越大，其熔、沸点越高。如CO>N2，CH3OH>CH3CH3。④同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。(5)金属晶体金属阳离子半径越小，离子所带电荷数越多，金属键越强，金属熔沸点就越高。如熔沸点：Al>Mg>Na。
4 典题精研 · 通题型
角度一　基态原子的核外电子排布(1)(2018·全国卷Ⅰ)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：
考点一　原子结构与性质
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)。
②Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是____________________。(2)(2018·全国卷Ⅱ)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：
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____________。(3)(2018·全国卷Ⅲ)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：Zn原子核外电子排布式为_________________________________。
【解析】　(1)①根据核外电子排布规律可知Li的基态核外电子排布式为1s22s1，则D中能量最低；C中有2个电子处于2p能级上，能量最高。
[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2
核外电子排布的书写规律：(1)按照构造原理书写。(2)能量相同的原子轨道在全满(s2、p6、d10、f14)、半满(s1、p3、d5、f7)和全空(s0、p0、d0、f0)状态时，体系能量最低，最稳定。
角度二　元素的电离能和电负性Ⅰ.Al、Fe、Cu是重要的金属材料，在生产生活中有着广泛的应用。回答下列问题：(1)基态Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]_______，有_____个未成对电子。(2)已知Al的第一电离能为578 kJ·ml－1、第二电离能为1 817 kJ·ml－1、第三电离能为2 745 kJ·ml－1、第四电离能为11 575 kJ·ml－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因：______________________ __________________________________________________。
Al原子失去一个电子后，
其3p轨道为全空状态，3s轨道为全充满状态，较稳定
(3)甲醇重整制氢反应中，铜基催化剂如CuO/SiO2具有重整温度低、催化选择性高等优点。Cu、Si、O元素的电负性由大到小的顺序是_____________。Ⅱ.铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要材料。请回答：(4)基态铜原子的核外电子排布式为_________________________ ________________；已知高温下CuO―→Cu2O＋O2，从铜原子价电子结构(3d和4s轨道上应填充的电子数)变化角度来看，能生成Cu2O的原因是______________________________________________________ _____________________________________________________。
1s22s22p63s23p63d104s1
或[Ar]3d104s1
CuO中Cu2＋的价电子排布式为3d9，Cu2O中Cu＋的价电子排布式为3d10，后者3d轨道处于稳定的全充满状态而前者不是
(5)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢原子，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se______Si(填“>”或“<”)。与Si同周期部分元素的电离能如图所示，其中a、b和c分别代表_____(填序号)。A．a为I1、b为I2、c为I3B．a为I2、b为I3、c为I1C．a为I3、b为I2、c为I1D．a为I1、b为I3、c为I2
【解析】　Ⅰ.(1)基态Fe原子的核外电子排布式为[Ar]3d64s2，失去4s轨道上的2个电子得到Fe2＋，故基态Fe2＋的核外电子排布式为[Ar]3d6,3d轨道上有4个未成对电子。(2)基态Al原子的价电子排布式为3s23p1，Al原子失去一个电子后，其3p轨道为全空状态，3s轨道为全充满状态，较稳定，则失去第二个电子较困难，其第二电离能增幅较大。(3)Cu、Si、O元素的电负性由大到小的顺序是O>Si>Cu。Ⅱ.(4)Cu为第29号元素，位于元素周期表中第四周期第ⅠB族，所以基态Cu原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1；
CuO中Cu2＋的价电子排布式为3d9，Cu2O中Cu＋的价电子排布式为3d10,3d10为稳定结构，所以在高温时CuO能生成Cu2O。(5)若“Si—H”中共用电子对偏向氢原子，说明硅显正价，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒的氢化物中硒显负价，所以硒与硅的电负性相对大小为Se>Si；在第三周期元素中，钠原子失去1个电子后就已经达到最外层8电子的稳定结构，所以钠的第二电离能较大；镁原子最外层为2个电子，失去2个电子后为稳定结构，所以镁的第三电离能最大；即a代表第二电离能I2，b代表第三电离能I3，c代表第一电离能I1。
(1)金属活动性顺序与元素相应的电离能顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。(2)共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成的共价键的极性就越强。
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)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。其中C原子的核外电子排布式为_____________________________。
1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)
(3)基态铁原子有_____个未成对电子，Fe3＋的电子排布式为______________________，可用硫氰化钾检验Fe3＋，形成配合物的颜色为________。(4)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族，e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。e的价层电子轨道示意图为_____________________。
1s22s22p63s23p63d5
【解析】　(1)电子云是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的形象化描述；碳原子的核外有6个电子，电子排布式为1s22s22p2，其中1s、2s上2对电子的自旋方向相反，而2p轨道的电子自旋方向相同。(2)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，则A是O，B是Na；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，则C是P；D元素最外层有一个未成对电子，所以D是Cl。P的原子序数为15，其电子排布式为1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)。
(3)26号元素铁的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，由此可知基态铁原子的3d轨道上有4个未成对电子，当铁原子失去4s轨道上的两个电子和3d轨道上的一个电子时形成三价铁离子，因此三价铁离子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，三价铁离子遇硫氰酸根离子变成红色。(4)a的核外电子总数与其周期数相同，则a为氢；b的价电子层中的未成对电子有3个，则b为氮；c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，则c为氧；d与c同主族，d为硫；
2．(1)Cr3＋基态核外电子排布式为__________________________。(2)Cu2＋的电子排布式是___________________________。(3)Si元素基态原子的电子排布式是_________________________。(4)N元素基态原子核外电子排布式为_____________，Cu元素基态原子最外层有___个电子。原子半径Al____Si，第一电离能：N____ O。(用“>”或“<”)(5)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为___________。
1s22s22p63s23p63d3或[Ar]3d3
1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9
1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
(6)第一电离能Si______S。(用“>”或“<”)(7)A、B、C、D、E、F为硫酸铝钾和硫酸铝铵的组成元素，A原子核外只有1种运动状态的电子，B、C元素位于第二周期且原子半径B>C，D与C同主族，E、F元素的电离能数据如下表：
请回答下列问题：①A在元素周期表中属于_____区元素。②基态E原子的电子排布式为______________________。③D、E、F离子半径大小顺序为____________________(用离子符号表示)。④B、C、D电负性大小顺序为___________(用元素符号表示)。⑤参照表中数据，进行判断：Mg原子第一电离能________(填“大于”或“小于”)577.5 kJ·ml－1。
1s22s22p63s23p64s1
S2－>K＋>Al3＋
【解析】　(7)硫酸铝钾和硫酸铝铵的化学式分别为KAl(SO4)2、NH4Al(SO4)2，二者的组成元素有H、O、N、S、Al、K。A原子核外只有1种运动状态的电子，说明A原子核外只有1个电子，A为H。H、O、N、S、Al、K六种元素中，只有O、N处于第二周期，且N的原子半径大于O，故B为N，C为O。与O元素同主族的应该是S，故D为S。根据E、F元素电离能数据可知，E元素的第一电离能和第二电离能相差很大，第二电离能与第三、四电离能相差不大，说明E原子最外层只有1个电子，故E为K，F为Al。
①H的原子结构中只有1 s上有1个电子，所以H属于s区元素。②E为K，其原子核外有19个电子，基态K原子的电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。③S2－、Al3＋、K＋半径比较时，由于K＋、S2－具有3个电子层，Al3＋只有2个电子层，所以K＋、S2－的半径都大于Al3＋的半径，K＋和S2－具有相同的电子层结构，原子序数越小，半径越大，故S2－的半径大于K＋的半径。④元素非金属性越强，其电负性越大，故电负性O>N>S。⑤Mg原子的价电子排布式为3s2，处于全充满状态，失去3s2上的1个电子比Al原子失去3p1上的1个电子更难，故Mg原子的第一电离能大于577.5 kJ·ml－1。
角度一　分子的构型(1)(2018·全国卷Ⅰ节选)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。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
考点二　分子结构与性质
角度二　微粒间作用力与分子性质(1)(2017·全国卷Ⅲ·35改编)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为______和_______。在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2═══CH3OH＋H2O)中所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为_______________________，原因是_____________________ ________________________________________________________________________________________。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_______________。
H2O>CH3OH>CO2>H2
H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2的相对分子质量较大，范德华力较大
(2)MnO的熔点(1 650 ℃)比MnS的熔点(1 610 ℃)高，其主要原因是__________________________________________________________ ______。(3)硼元素具有缺电子性，因而其化合物往往具有加和性。①硼酸(H3BO3)是一元弱酸，写出硼酸在水溶液中的电离方程式_________________________________。
二者均为离子晶体，O2－半径小于S2－半径，MnO的晶格能大于
②硼酸(H3BO3)是一种具有片层结构的白色晶体，层内的H3BO3分子间通过氢键相连(如图)。含1 ml H3BO3的晶体中有_____ml氢键，_____ml σ键。H3BO3中B的原子杂化类型为_______。
【解析】　(1)CO2和CH3OH的中心原子碳原子的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中碳原子的杂化形式分别为sp和sp3。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H2O>CH3OH>CO2>H2，原因是常温下水和甲醇是液体而二氧化碳和氢气是气体，液体的沸点高于气体；水分子中两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，所以水的沸点高于甲醇；二氧化碳的相对分子质量比氢气大，所以二氧化碳分子间作用力较大、沸点较高。硝酸锰是离子化合物，
3．Ⅰ.(1)C3＋在水中易被还原成C2＋，而在氨水中可稳定存在，其原因为__________________________________。(2)[C(NO3)4]2－中C2＋的配位数为4，配体中N的杂化方式为_______，该配离子中各元素I1由小到大的顺序为____________(填元素符号)，1 ml该配离子中含σ键数目为______NA。(3)八面体配合物CCl3·3NH3的结构有_____种，属于极性分子的有_____种。
C3＋可与NH3形成较稳定的配合物
(4)配合物C2(CO)8的结构如下图，该配合物中存在的作用力类型有________(填标号)。A．金属键　B．离子键　C．共价键　D．配位键 E．氢键 F．范德华力
CCl4、SiCl4、CBr4、SiF4(任写一种，或其他合理答案)
NH3分子中N原子有孤对电子，孤对电子对成键电子有较大的斥力，使NH3键角减小
(6)钒的某种配合物有增强胰岛素和降糖作用，其分子结构如图所示。①基态钒(V)元素原子的价层电子轨道表示式____________________。②该物质的晶体中除配位键外，所含微粒间作用力的类型还有_______(填序号)。a．金属键 b．极性键 c．非极性键 d．范德华力 e．氢键③1 ml分子中含有配位键的数目是_______，分子中采取sp2杂化的原子有________。
②该物质的晶体中除配位键外，分子之间存在范德华力，分子内不同原子之间形成极性键、同种原子之间形成非极性键，不存在金属键与氢键；正确答案：b、c、d。③分子中C原子、N原子σ键数均为3，均没有孤电子对，杂化轨道数目均为3，均采取sp2杂化，V与N原子之间形成配位键，1 ml分子含有2 ml配位键，即含有2NA个配位键。
4．Na3AsO3可用于碘的微量分析。(1)Na＋的焰色反应呈黄色，很多金属元素能产生焰色反应的微观原因为______________________________________________________ ________________________。(2)其中阴离子的VSEPR模型为____________，与其互为等电子体的分子为___________________________(只写一种分子式即可)。
电子从较高能级的激发态跃迁到低能级的激发态乃至基态时，会以光的形式释放能量
PCl3、PBr3、NF3、NCl3等
Ni的原子半径较小，价层电子
角度一　晶体的结构决定物质性质的重要因素是物质结构。请回答下列问题：(1)右图是石墨的结构，其晶体中存在的作用力有________(填序号)。A．σ键 B．π键 C．氢键 D．配位键 E．分子间作用力 F．金属键 G．离子键
考点三　晶体结构与性质
(2)下面关于晶体的说法不正确的是_____。A．晶体熔点由低到高：CF4碳化硅>晶体硅C．熔点由高到低：Na>Mg>AlD．晶格能由大到小：NaF>NaCl>NaBr>NaI
(3)CaF2结构如图Ⅰ所示，Cu形成晶体的结构如图Ⅲ所示，Ⅱ为H3BO3晶体结构图(层状结构，层内的H3BO3分子通过氢键结合)
①图Ⅰ所示的晶体中与Ca2＋最近且等距离的Ca2＋数为______，图Ⅲ中未标号的Cu原子形成晶体后周围最紧邻的Cu原子数为______；②H3BO3晶体中B原子杂化方式_______；H3BO3晶体受热熔化时，克服的微粒之间的相互作用为__________________。
【解析】　(1)石墨的晶体结构中存在的作用力有σ键、π键、分子间作用力、金属键。(2)CF4、CCl4、CBr4、CI4都是分子晶体，分子间以范德华力结合，对于结构相似的物质来说，相对分子质量越大，分子间作用力就越大，晶体的熔点、沸点也就越高，A正确；
金刚石、碳化硅、晶体硅都是原子晶体，原子间以共价键结合，共价键越强，破坏它使物质熔化或气化消耗的能量就越高，硬度就越大，而共价键的强弱与原子半径有关，原子半径越小，共价键越短，共价键就越强，硬度也就越大，原子半径Si>C，键长Si—Si>Si—C>C—C，所以硬度由大到小：金刚石>碳化硅>晶体硅，B正确；Na、Mg、Al都是金属晶体，金属晶体半径越小，价电子数越多，熔、沸点越高，熔点由低到高：Na离子半径F－NaCl>NaBr >NaI，D正确。(3)①图Ⅰ在每个晶胞中与Ca2＋最近且等距离的Ca2＋数为3个，通过每个Ca2＋可形成8个晶胞。每个Ca2＋都计算了2次，所以与Ca2＋最近且等距离的Ca2＋数为(8×3)÷2＝12个。图Ⅲ可看出在每个Cu原子周围有12个Cu原子，Cu原子形成晶体后周围最紧邻的Cu原子数为12。②H3BO3晶体中B原子杂化方式sp2；H3BO3晶体受热熔化时，克服的微粒之间的相互作用为范德华力和氢键。
角度二　有关晶胞的计算(1)(2018·全国卷Ⅰ节选)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图所示。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)。
(3)(2018·全国卷Ⅲ节选)锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。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NA，Zn的密度为__________________g·cm－3(列出计算式)。
六方最密堆积(A3型)
5．(1)K和Na位于同主族，K2S的熔点为840 ℃，Na2S的熔点为950 ℃，前者熔点较低的原因是___________________________________ _______。
K＋的半径比Na＋大，K2S的晶格能比
(2)S与O、Se、Te位于同一主族，它们的氢化物的沸点如上图所示，沸点按图一所示变化的原因是______________________________ _______________________________________________________________________________________________________________________。
H2O分子间存在氢键，其他三种不存在分子间氢键，所以H2O沸点最高；H2S、H2Se及H2Te的结构相似，相对分子质量不断增大，范德华力不断增强，所以沸点不断升高
(3)一种铜的氯化物晶胞结构如图二所示。
(4)铜晶体铜原子的堆积方式如图三所示。①基态铜原子的核外电子排布式为________________ _____________________。②每个铜原子周围距离最近的铜原子数目______。
[Ar]3d104s1或
(5)氮化铬属于“间充化合物”，阴、阳离子都可以看作刚性圆球，并彼此“相切”。氮化铬晶胞结构如图四所示，其中氮离子的配位数为_____，该晶体化学式为_______，若晶体密度为ρ g·cm－3，氮离子半径为a pm，阿伏加德罗常数的值用NA表示，则铬离子半径为_________________
_____________________pm(用含NA、ρ与a的式子表达)。