新教材2024高考化学二轮专题复习专题14物质结构与性质课件

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真题研练1.[2023·全国乙卷][选修3：物质结构与性质]中国第一辆火星车“祝融号”成功登陆火星。探测发现火星上存在大量橄榄石矿物(MgxFe2－xSiO4)。回答下列问题：(1)基态Fe原子的价电子排布式为________。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为______________，铁的化合价为________。(2)已知一些物质的熔点数据如下表：
Na与Si均为第三周期元素，NaCl熔点明显高于SiCl4，原因是__________________________________________________。分析同族元素的氯化物SiCl4、GeCl4、SnCl4熔点变化趋势及其原因?SiCl4的空间结构为__________，其中Si的轨道杂化形式为________。
钠的电负性小于硅，氯化钠为离子晶体，而SiCl4为分子晶体
随着同族元素的电子层数的增多，其熔点依次升高，其原因是：SiCl4、GeCl4、SnCl4均形成分子晶体，分子晶体的熔点由分子间作用力决定，相对分子质量增大，其分子间作用力依次增大，分子间作用力越大则其熔点越高
解析：(1)Fe为26号元素，基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2。元素的金属性越强，其电负性越小，元素的非金属性越强则其电负性越大，因此，橄榄石(MgxFe2－xSiO4)中，各元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg；因为MgxFe2－xSiO4中Mg、Si、O的化合价分别为＋2、＋4和－2，x＋2－x＝2，根据化合物中各元素的化合价的代数和为0，可以确定铁的化合价为＋2。(2)Na与Si均为第三周期元素，NaCl熔点明显高于SiCl4，原因是：钠的电负性小于硅，氯化钠为离子晶体，其熔点较高；而SiCl4为分子晶体，其熔点较低。由表中的数据可知，SiCl4、GeCl4、SnCl4熔点变化趋势为：随着同族元素的电子层数的增多，其熔点依次升高，其原因是：SiCl4、GeCl4、SnCl4均形成分子晶体，分子晶体的熔点由分子间作用力决定，相对分子质量增大，其分子间作用力依次增大，分子间作用力越大则其熔点越高。SiCl4的空间结构为正四面体，其中Si的价层电子对数为4，因此Si的轨道杂化形式为sp3。
(3)一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于立方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，晶胞中含有________个Mg。该物质化学式为________，B－B最近距离为________。
键长：ClO2(3)一定条件下，CuCl2、K和F2反应生成KCl和化合物X。已知X属于四方晶系，晶胞结构如图所示(晶胞参数a＝b≠c，α＝β＝γ＝90°)，其中Cu化合价为＋2。上述反应的化学方程式为_______________________________________________。若阿伏加德罗常数的值为NA，化合物X的密度ρ＝____________ g·cm－3(用含NA的代数式表示)。
I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子
Na232SO4和Ag235S
4．[2022·全国甲卷]2008年北京奥运会的“水立方”，在2022年冬奥会上华丽转身为“冰立方”，实现了奥运场馆的再利用，其美丽的透光气囊材料由乙烯(CH2===CH2)与四氟乙烯(CF2===CF2)的共聚物(ETFE)制成。回答下列问题：(1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为________。(2)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是____(填标号)，判断的根据是_____________________________________________；第三电离能的变化图是________(填标号)。
同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，N原子的价电子排布式为2s22p3，2p轨道是半充满稳定结构，第一电离能比O原子大
(3)固态氟化氢中存在(HF)n形式，画出(HF)3的链状结构________。(4)CF2===CF2和ETFE分子中C的杂化轨道类型分别为________和________；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯，从化学键的角度解释原因______________________________________________。(5)萤石(CaF2)是自然界中常见的含氟矿物，其晶胞结构如图所示，X代表的离子是________；若该立方晶胞参数为a pm，正负离子的核间距最小为________ pm。
H—F…H—F…H—F
　F的电负性比H大，C—F键的键能比C—H键的大
5．[2022·广东卷]硒(Se)是人体必需微量元素之一，含硒化合物在材料和药物领域具有重要应用。自我国科学家发现聚集诱导发光(AIE)效应以来，AIE在发光材料、生物医学等领域引起广泛关注。一种含Se的新型AIE分子Ⅳ的合成路线如下：
两者都是分子晶体，由于水存在分子间氢键，沸点高
解析：(1)基态硫原子价电子排布式为3s23p4，Se与S同族，Se为第四周期元素，因此基态硒原子价电子排布式为4s24p4。(2)H2Se的沸点低于H2O，其原因是两者都是分子晶体，水存在分子间氢键，沸点高。(3)Ⅰ中有σ键，还有大π键，故A错误；Se—Se是同种元素，因此Ⅰ中的Se—Se键为非极性共价键，故B正确；烃都难溶于水，因此Ⅱ难溶于水，故C错误；Ⅱ中苯环上的碳原子和碳碳双键上的碳原子杂化类型为sp2，碳碳三键上的碳原子杂化类型为sp，故D正确；根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此Ⅰ～Ⅲ含有的元素中，O电负性最大，故E正确。(4)根据题中信息Ⅳ中O、Se都有孤对电子，碳、氢、硫都没有孤对电子。
考点1　电子排布式、电离能和电负性核 心 梳 理1.原子核外电子排布遵循的原理及表示方法(1)遵循的原理：构造原理、泡利原理、洪特规则、能量最低原理。(2)表示方法
[微点拨]　能量相同的原子轨道在全满(s2、p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。(3)未成对电子数的判断方法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。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．第一电离能、电负性(1)规律：在元素周期表中，元素的第一电离能从左到右总体呈增大的趋势，从上向下逐渐减小，电负性从左到右逐渐增大，从上向下逐渐减小。如C、N、O、F元素。第一电离能由大到小顺序为F>N>O>C，电负性由大到小顺序为：F>O>N>C。(2)特例：同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，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。(3)判断：常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物，AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl。
1s22s22p4或[He]2s22p4
练1 按要求填空(1)基态Pb原子的价电子排布式为________，N能层电子数有________个。(2)基态氮原子的价电子轨道表达式为________。(3)Pt的电子排布式为[Xe]4f145d96s1，则Pt在元素周期表中处于________区，未成对电子数是________。(4)基态钛原子的px原子轨道上的电子数为________个。(5)铬在元素周期表中的位置为____________，其基态原子核外电子占据的原子轨道数为________。
考向2 元素电离能、电负性大小判断例2 (1)H、C、N的电负性由大到小的顺序为____________________。(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？I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因？
Na与Li同主族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子，故第一电离能更小
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
解析：(1)元素的非金属性越强，其电负性越大，元素的非金属性强弱顺序为N>C>H，则元素电负性的大小顺序为N>C>H。(2)同主族元素，从上至下，原子半径逐渐增大，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，但由于第ⅡA族元素基态原子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第ⅢA族元素，因此I1(Be)>I1(B)>I1(Li)。
钛第二电离能失去的是4s1电子，铬第二电离能失去的是3d5电子
Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子为全充满状态，较稳定
(4)以第二周期为例，除Be、N外，其他元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因？(5)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子排布图：________________。从结构上分析Fe3＋比Fe2＋稳定的原因：________________________________________________________。②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为____________。
从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大
Fe3＋价电子排布式为3d5，为半充满状态，而Fe2＋价电子排布式为3d6　
考点2　共价键　杂化轨道与分子的空间结构核 心 梳 理1.共价键(1)分类
(4)配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)配合物的组成①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、CO、Cl－、Br－、I－、SCN－等。②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。④常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、Fe(CO)5等。
2．“四方法”判断分子中心原子的杂化类型(1)根据杂化轨道的空间构型判断①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则分子的中心原子发生sp3杂化。②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。
(2)根据杂化轨道之间的夹角判断若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。(3)根据中心原子的价层电子对数判断如中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。(4)根据分子或离子中化学键类型判断如没有π键为sp3杂化，含1个π键(如碳碳双键、碳氧双键)为sp2杂化，含2个π键(如碳碳三键、碳氮三键)为sp杂化。
3．用价层电子对互斥理论(VSEPR)推测分子的空间结构(1)价层电子对数的计算
前者中Se为sp2杂化、后者中Se为sp3杂化
(2)①三价铬离子能形成多种配位化合物。[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中提供电子对形成配位键的原子是________，中心离子的配位数为________。②[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中配体分子NH3、H2O以及分子PH3的空间结构和相应的键角如图所示。PH3中P的杂化类型是____，H2O的键角小于NH3的，分析原因__________________________________________________。(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________。
　NH3含有1对孤电子对，而H2O含有2对孤电子对，H2O中的孤电子对与成键电子对的排斥作用较大
考点3　微粒间作用力对物质性质的影响核 心 梳 理1.非极性分子与极性分子的判断
2．范德华力、氢键、共价键对物质性质的影响
3.晶体熔、沸点高低的比较(1)一般情况下，不同类型晶体的熔、沸点高低规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等；有的则很低，如汞等)。(2)形成共价晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔、沸点越高，如：金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。(3)形成离子晶体的阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔、沸点就越高，如：MgO>MgCl2；NaCl>CsCl。(4)金属晶体中金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al>Mg>Na。
(5)分子晶体的熔、沸点比较规律①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，其熔、沸点就越高，如：HI>HBr>HCl；②组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔、沸点就越高，如：CO>N2；③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；④同分异构体中的芳香烃及其衍生物的沸点，邻位取代物>间位取代物>对位取代物，如：邻二甲苯>间二甲苯>对二甲苯。 
典 题 精 研考向 物质性质的比较与解释例4 (1)[Cr(NH3)3(H2O)2Cl]2＋中配体分子NH3、H2O以及分子PH3的空间结构和相应的键角如图所示。NH3的沸点比PH3的________，原因?(2)①气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因?②常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因?
原子半径FCl—H　
乙醇与水之间形成氢键而氯乙烷没有
(3)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。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?
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
解析：(1)NH3的沸点比PH3高，是因为NH3分子间存在氢键，PH3分子间只有范德华力。(2)①可以根据共价键的稳定性比较气态氢化物的热稳定性，键长越短，键能越大，则气态氢化物的热稳定性越强，原子半径：FCl—H，故HF的热稳定性大于HCl的热稳定性。也可以根据元素非金属性的强弱比较气态氢化物的热稳定性，元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：F>Cl，故HF的热稳定性大于HCl的热稳定性。②影响物质在水中溶解度的因素有：物质的极性、是否含有氢键、能否与水发生化学反应等。乙醇、氯乙烷、水均为极性分子，但乙醇与水分子能形成氢键，因此在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷。(3)氟元素非金属性强，TiF4为离子化合物，熔点最高，TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物，熔点较低，且TiCl4、TiBr4、TiI4结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高。
B—N的键长大于C—C，键能小于C—C
FeO和CO都是离子晶体，r(Fe2＋)(3)①GaCl3的熔点为77.9 ℃，沸点为201.3 ℃；而GaN的熔点为1 700 ℃，其原因是____________________________________________。②H2O、H2S、H2Te的沸点由高到低的顺序为_______________。③Cu和K属于同一周期元素，且原子核外最外层电子排布相同，但金属Cu的熔点比金属K的高，原因是_______________________________________________________。
GaCl3为分子晶体，GaN为共价晶体
H2O>H2Te>H2S
Cu的原子半径较小且价电子数较多，金属键较强
(4)已知苯酚 具有弱酸性，其Ka＝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Ka2(水杨酸)________Ka(苯酚)(填“>”或“<”)，其原因?
中形成分子内氢键，使其更难电离出H＋
解析：(1)B—N的键长大于C—C，键长越大，键能越小，B—N的键能小于C—C，破坏C—C需要更多的能量，所以立方氮化硼晶体的熔点比金刚石低。(2)不溶性碳酸盐分解过程的实质是金属阳离子与碳酸根离子中的氧离子结合的过程，产物FeO和CO都是离子晶体，金属阳离子半径越小，形成氧化物的离子键越强、物质越稳定，由于r(Fe2＋)考点4　晶胞的结构分析及计算核 心 梳 理1.晶胞分析的方法——均摊法
2.晶体密度及粒子间距离的计算方法(1)计算晶体密度的方法
(2)计算晶体中粒子间距离①分析思路
②常见堆积模型粒子之间的距离(a为晶胞参数，r为粒子半径)
3.常见离子晶体结构分析
(2)确定顶点坐标顶点坐标一般在三个方向上都占坐标单位的整数值，如图，确定原子1～8的坐标：1(0，0，0)，2(0，1，0)，3(1，1，0)，4(1，0，0)，5(0，0，1)，6(0，1，1)，7(1，1，1)，8(1，0，1)。
(5)特殊位置原子坐标参数如图，金刚石晶胞，试确定原子1～4的坐标参数。
典 题 精 研考向 晶体结构的分析与计算例5 (1)钾、铁、硒可以形成一种超导材料，其晶胞在xz、yz和xy平面投影分别如图所示：
①该超导材料的最简化学式为__________；②Fe原子的配位数为________；③该晶胞参数a＝b＝0.4 nm、c＝1.4 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为________________g·cm－3(列出计算式)。
(2)在金属材料中添加AlCr2颗粒，可以增强材料的耐腐蚀性、硬度和机械性能。AlCr2具有体心四方结构，如图所示。处于顶角位置的是________原子。设Cr和Al原子半径分别为rCr和rAl，则金属原子空间占有率为________%(列出计算表达式)。
(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，称作原子的分数坐标。四方晶系CdSnAs2的晶胞结构如图所示，晶胞棱边夹角均为90°，晶胞中部分原子的分数坐标如表所示。一个晶胞中有____个Sn，找出距离Cd(0，0，0)最近的Sn____________________(用分数坐标表示)。CdSnAs2晶体中与单个Sn键合的As有________个。 
练5 (1)(CH3NH3)PbI3晶体属于钙钛矿型结构(如图所示)，Pb2＋周围距离最近且相等的I－数目有________个。若将A离子作为晶胞的体心另取晶胞Y，则I处于晶胞Y中的______，晶胞中A、B之间的距离为a pm，(CH3NH3)PbI3式量为M，该物质的密度ρ＝______________________ g·cm－3(列出计算式，设NA为阿伏加德罗常数的值)。
(2)一定条件下，CO2分子可形成干冰晶体，干冰的晶胞模型如图所示。在干冰中，与一个CO2分子紧邻的分子共有________个。若阿伏加德罗常数为NA，干冰的密度为ρ g·cm－3，则晶胞体对角线长度是________cm。
(3)①图3为铜的某种氯化物晶胞示意图，该物质的化学式是________。原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置，图中各原子坐标参数分别为A(0，0，0)；B(0，1，1)；C(1，1，0)；则D原子的坐标参数为______________。②图3晶胞中C、D两原子核间距为298 pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体密度为__________________ g·cm－3(列出计算式即可)。
1.[选修3：物质结构与性质]将酞菁—钴钛菁—三氯化铝复合嵌接在碳纳米管上，制得一种高效催化还原二氧化碳的催化剂。回答下列问题：(1)图1所示的几种碳单质，它们互为__________，其中属于共价晶体的是________，C60间的作用力是________。
解析：(1)同一元素形成的不同单质之间互为同素异形体。图1所示的几种碳单质，它们的组成元素均为碳元素，因此，它们互为同素异形体；其中金刚石属于共价晶体，石墨属于混合型晶体，C60属于分子晶体，碳纳米管不属于共价晶体；C60间的作用力是范德华力。
(2)酞菁和钴酞菁的分子结构如图2所示。酞菁分子中所有原子共平面，其中p轨道能提供一对电子的N原子是________(填图2酞菁中N原子的标号)。钴酞菁分子中，钴离子的化合价为________，氮原子提供孤对电子与钴离子形成________键。
解析：(2)已知酞菁分子中所有原子共平面，则其分子中所有的C原子和所有的N原子均为sp2杂化，且分子中存在大π键，其中标号为①和②的N原子均有一对电子占据了一个sp2杂化轨道，其p轨道只能提供1个电子参与形成大π键，标号为③的N原子的 p轨道能提供一对电子参与形成大π键，因此标号为③的N原子形成的N—H键易断裂从而电离出H＋；钴酞菁分子中，失去了2个H＋的酞菁离子与钴离子通过配位键结合成分子，因此，钴离子的化合价为＋2，氮原子提供孤对电子与钴离子形成配位键。
(3)气态AlCl3通常以二聚体Al2Cl6的形式存在，其空间结构如图3a所示，二聚体中Al的轨道杂化类型为________。AlF3的熔点为1 090 ℃，远高于AlCl3的192 ℃，由此可以判断铝氟之间的化学键为________键。AlF3结构属立方晶系，晶胞如图3b所示，F－的配位数为________。若晶胞参数为a pm，晶体密度ρ＝________ g·cm－3(列出计算式，阿伏加德罗常数的值为NA)。
Si周围的NH2基团体积较大，受热时斥力较强[Si(NH2)4中Si—N键能相对较小]；产物中气态分子数显著增多(熵增)
(3)Si与P形成的某化合物晶体的晶胞如图。该晶体类型是________，该化合物的化学式为________。
3．铬是人体内微量元素之一，是重要的血糖调节剂。(1)铬在元素周期表中的位置为____________，其基态原子核外电子占据的原子轨道数为________。(2)已知Cr3＋半径小，正电场较强，容易与H2O、NH3、Cl－等分子或离子形成多种配合物，[Cr(H2O)2(NH3)4]Cl3·2H2O是其中的一种。①该配合物中提供孤对电子形成配位键的原子是________。②中心原子杂化方式为________(填标号)。a．sp2 b．sp3c．sp3d d．d2sp3③该物质中，氮氢键的键角比独立存在的气态氨气分子中键角略大，其原因是_____________________________________________。
独立存在的氨气分子氮原子含有一对孤电子对，而该物质中的N原子的孤电子对提供出来与Cr3＋形成了成键电子对
(3)钛铬合金是一种高温结构材料，第二电离能I2(Ti)________(填“>”或“<”)I2(Cr)，原因是__________________________________________。(4)铬的一种氮化物晶体立方晶胞结构如图所示。A点分数坐标为(0，0，0)，则B点分数坐标为________。已知r(N3－)＝a nm，r(Cr3＋)＝b nm，则AB间距离为________nm。
1s22s22p63s23p4
氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态
(4)氮的同周期元素硼能形成BF3，其分子中的硼原子杂化方式为________，它是________(填“极性”或“非极性”)分子。前四周期的氧族元素中的两种元素的氢化物分别为H2X、H2Y，其沸点的高低为H2X＜H2Y，稳定性强弱为H2X＞H2Y，则Y是________(写元素符号)。(5)KIO3晶体是一种性能良好的光学材料，晶胞结构如下图所示，边长为a nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置。与K紧邻的O的个数为________。已知阿伏加德罗常数的值为NA，则KIO3的密度为______________(列式表示)g·cm－3。
5．北京冬奥会使用的是碲化镉(CdTe)太阳能电池，可以直接把光能转化成电能，且能量转化效率较高。回答下列问题：(1)碲的原子序数为52，基态碲原子的核外电子排布式为[Kr]________。(2)已知镉和锌同族，位于元素周期表第五周期；银的价层电子排布式为4d105s1。则第二电离能I2(Cd)解析：(2)镉和锌同族，其基态原子的核外电子排布式为[Kr] 4d105s2，第二电离能银失去是全充满的4d10电子，镉失去是5s1电子，故I2(Cd)银失去是全充满的4d10电子，镉失去是5s1电子
(3)碲酸(H6TeO6)是白色固体，经X射线研究证明在碲酸分子内的6个羟基排列在碲原子的周围成八面体结构，碲酸中碲原子的价层电子对数为________。(4)与碲同主族元素(不包含碲和放射性元素)的简单氢化物的沸点由高到低的顺序为__________________(用化学式表示)。(5)Cd(OH)2不能和碱反应，但可溶于氨水生成配位数为4的配合物，该反应的化学方程式为____________________________；NH3分子中的键角________(填“大于”“小于”或“等于”)NF3分子中的键角。
H2O>H2Se>H2S
Cd(OH)2＋4NH3===[Cd(NH3)4](OH)2
解析：(3)根据题中信息，碲酸分子内的6个羟基排列在碲原子的周围成八面体结构，则碲酸中碲原子与6个羟基中的O原子形成Te－O共价键，故其价层电子对数为6。(4)与碲同主族元素(不包含碲和放射性元素)的简单氢化物有H2O、H2Se、H2S，其中H2O分子间有氢键而沸点最高，H2Se的相对分子质量大于H2S而沸点也较高，故沸点由高到低的顺序为H2O>H2Se>H2S。(5)Cd(OH)2不能和碱反应，但可溶于氨水生成配位数为4的配合物，该反应的化学方程式为：Cd(OH)2＋4NH3===[Cd(NH3)4](OH)2；NH3与NF3具有相同的空间构型，都是三角锥型，而N－H键较短，成键电子对间的斥力较大，故NH3分子中的键角大于NF3分子中的键角。
(6)立方晶系CdTe的晶胞结构如图1所示。①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，称作原子的分数坐标。在该晶胞中建立如图2所示的坐标系，则距离Cd(0，0，0)原子最近的Te原子的分数坐标为________。
图3②该晶胞沿其体对角线方向上的投影如图3所示，则Te原子和Cd原子重合的位置为____________________(填序号)。③若晶胞参数为a pm，则图3中d＝________(用含a的代数式表示)。