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2020届二轮复习 物质结构与性质 作业（全国通用） (4) 练习
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物质结构与性质
1．(2018·全国Ⅰ，35)Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：
(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_D__、_C__(填标号)。
A．
B．
C．
D．
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是_Li＋核电荷数较大__。
(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是_正四面体__、中心原子的杂化形式为_sp3__。LiAlH4中存在_AB__(填标号)。
A．离子键 B．σ键
C．π键 D．氢键
(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的Born－Haber循环计算得到。
图(a)
可知，Li原子的第一电离能为_520__kJ·mol－1，O===O键键能为_498__kJ·mol－1，Li2O晶格能为_2_908__kJ·mol－1。
(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Li2O的密度为____ g·cm－3(列出计算式)。
图(b)
[解析] (1)D选项表示基态，为能量最低状态；A、B、C选项均表示激发态，但C选项被激发的电子处于高能级的电子数多，为能量最高状态。
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，Li的核电荷数大于H的核电荷数，因此Li的原子核对电子的吸引能力强，即Li＋半径小于H－半径。
(3)LiAlH4的阴离子为AlH，AlH中Al的杂化轨道数为＝4，Al采取sp3杂化，为正四面体构型。LiAlH4是离子化合物，存在离子键，H和Al间形成的是共价单键，为σ键。
(4)由题给信息可知，2 mol Li(g)变为2 mol Li＋(g)吸收1 040 kJ 热量，因此Li原子的第一电离能为520 kJ·mol－1；0.5 mol氧气生成1 mol氧原子吸收249 kJ热量，因此O===O键的键能为498 kJ·mol－1；Li2O的晶格能为 2 908 kJ·mol－1。
(5)由题给图示可知，Li位于晶胞内部，O位于顶点和面心，因此一个晶胞有8个Li，O原子个数＝6×1/2＋8×1/8＝4。因此一个Li2O晶胞的质量＝ g，一个晶胞的体积为(0.466 5×10－7)3cm3，即该晶体密度＝ g·cm－3。
2．(2019·江苏单科，21A)Cu2O广泛应用于太阳能电池领域。以CuSO4、NaOH和抗坏血酸为原料，可制备Cu2O。
(1)Cu2＋基态核外电子排布式为_[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9__。
(2)SO的空间构型为_正四面体__(用文字描述)；Cu2＋与OH－反应能生成[Cu(OH)4]2－，[Cu(OH)4]2－中的配位原子为_O__(填元素符号)。
(3)抗坏血酸的分子结构如图1所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为_sp3、sp2__；推测抗坏血酸在水中的溶解性：_易溶于水__(填“难溶于水”或“易溶于水”)。
图1 图2
(4)一个Cu2O晶胞(如图2)中，Cu原子的数目为_4__。
[解析] (1)Cu为29号元素，根据构造原理可知，Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，失去2个电子后变为Cu2＋，则Cu2＋的核外电子排布式为[Ar]3d9。(2)SO中S没有孤对电子，价层电子对数为0＋4＝4，故S为sp3杂化，SO的空间构型为正四面体形。该配离子中Cu提供空轨道，O提供孤对电子，故配位原子为O。(3)该分子中形成单键的碳原子为sp3杂化，形成双键的碳原子为sp2杂化。1个抗坏血酸分子中含有4个羟基，其可以与H2O形成分子间氢键，所以抗坏血酸易溶于水。(4)根据均摊法知，该晶胞中白球个数为8×＋1＝2，黑球个数为4，白球和黑球数目之比为1∶2，所以Cu为黑球，1个晶胞中含有4个Cu原子。
3．(2019·全国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_三角锥形__，其沸点比NH3的_低__(填“高”或“低”)，其判断理由是_NH3分子间存在氢键__。
(2)Fe成为阳离子时首先失去_4s__轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为_4f5__。
(3)比较离子半径：F－_小于__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_SmFeAsO1－xFx__；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ＝____g·cm－3。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为(，，)，则原子2和3的坐标分别为(，，0)、(0,0，)。
[解析] (1)AsH3的中心原子As的价层电子对数为(5＋3)/2＝4，包括3对成键电子和1对孤对电子，故其立体结构为三角锥形。NH3中N的电负性比AsH3中As的大得多，故NH3易形成分子间氢键，从而使其沸点升高。(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)F－和O2－电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径F－
(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_A__(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_sp3__、_sp3__。乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是_乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键__，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是_Cu2＋__(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
(3)一些氧化物的熔点如表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1 570
2 800
23.8
－75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因_Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间作用力(分子量)P4O6>SO2__。
(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＝__a__pm，Mg原子之间最短距离y＝__a__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)由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量A>C、A>D。选A。(2)乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。乙二胺中2个N原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时头碰头重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物较稳定。(3)氧化锂、氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。(4)观察图(a)和图(b)知，4个铜原子相切并与面对角线平行，有(4x)2＝2a2，x＝a。镁原子堆积方式类似金刚石，有y＝a。已知1 cm＝1010 pm，晶胞体积为(a×10－10)3 cm3，代入密度公式计算即可。
5．(2019·全国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_Mg__，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态_相反__(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_4__。
(3)苯胺()的晶体类型是_分子晶体__。苯胺与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是_苯胺分子之间存在氢键__。
(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是_O__；P的_sp3__杂化轨道与O的2p轨道形成_σ__键。
(5)NH4H2PO4和KFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－(用n代表P原子数)。
[解析] (1)由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。(2)Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位键。由常见AlCl3的双聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为，其中Fe的配位数为4。(3)苯胺为有机物，结合题给信息中苯胺的熔、沸点可知苯胺为分子晶体。苯胺中有—NH2，分子间可形成氢键，而甲苯分子间不能形成氢键，分子间氢键可明显地提升分子晶体的熔、沸点。(4)同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故O的电负性大于N，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性N大于P，又H的电负性小于O，因此NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。PO中中心原子P的价层电子对数为4，故P为sp3杂化，P为sp3杂化轨道的O与2p轨道形成σ键。(5)由三磷酸根离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全属于该P原子，另外2个O原子分别属于2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2＋2×＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3×2＋×2＝7，故若这类磷酸根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n＋1，又O元素的化合价为－2，P元素的化合价为＋5，故该离子所带电荷为－2×(3n＋1)＋5n＝－n－2，这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
6．(2019·河南八市重高联盟高三第三次测评)铜、镓、砷等元素形成的化合物在现代工业中有广泛的用途，回答下列问题：
(1)基态铜原子的核外电子占有的能级数为_7__，轨道数为_15__。
(2)根据元素周期律，原子半径Ga_大于__As，第一电离能Ga_小于__As。(填“大于”或“小于”)
(3)AsCl3分子的立体构型为_三角锥形__，其中As的杂化轨道类型为_sp3__。
(4)铜与CN－可形成络合离子[Cu(CN－)4]2－，写出一种与CN－等电子体的分子化学式_N2或CO__；若将[Cu(CN－)4]2－中二个CN－换为Cl－，只有一种结构，则[Cu(CN－)4]2－中4个氮原子所处空间位置关系为_正四面体__。
(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为_原子晶体__，Ga与As以_共价__键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为__×100%__。
[解析] (1)基态铜的电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1, 所以有7个能级，轨道数为15；(2)Ga和As位于第四周期，前者核电荷数小，所以根据元素周期律分析，同周期元素，随着核电荷数增大，半径减小，第一电离能增大；(3)AsCl3分子中As原子价层电子对个数为3＋＝4且含有一个孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断该分子的立体构型为三角锥形，As原子杂化类型为sp3；(4)等电子体是指原子总数相同，价电子总数也相同的微粒，根据CN－分析，可以是N2或CO；若将[Cu(CN－)4]2－中二个CN－换为Cl－，只有一种结构，说明[Cu(CN－)4]2－中CN－处于相同的位置，即4个氮原子所处空间位置关系为正四面体；(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，熔点较高，以共价键结合形成的属于原子晶体，密度为ρ g·cm－3，根据均摊法计算，As的个数为8×＋6×＝4，Ga的个数为4×1＝4，故其晶胞中原子所占的体积V1＝(πr×4＋πr×4)×10－30，晶胞的体积V2＝＝，故GaAs晶胞中原子的体积的百分率为V1/V2×100%，将V1、V2带入计算得百分率×100%。
7．(2019·四川省绵阳市高考化学二诊)离子液体是一类具有很高应用价值的绿色溶剂和催化剂，其中的EMIM＋离子由H、C、N三种元素组成，结构如图1所示。回答下列问题：
(1)碳原子价层电子的轨道表达式为____，基态碳原子中，核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为_哑铃__形。
(2)根据价层电子对互斥理论，NH3、NO、NO中，中心原子价层电子对数不同于其他两种粒子的是_NH3__。NH3比PH3的沸点高，原因是_氨分子间存在氢键__。
(3)氮元素的第一电离能比同周期相邻元素都大的原因是_基态氮原子电子占据的最高能级为半充满，较稳定__。
(4)EMIM＋离子中，碳原子的杂化轨道类型为_sp3、sp2__。分子中的大π键可用符号Π 表示，其中m代表参与形成的大π键原子数，n代表参与形成的大π键电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则EMIM＋离子中的大π键应表示为_Π__。
(5)立方氮化硼硬度仅次于金刚石，但热稳定性远高于金刚石，其晶胞结构如图2所示。立方氮化硼属于_原子__晶体，其中硼原子的配位数为_4__。已知：立方氮化硼密度为d g/cm3，B原子半径为x pm，N原子半径为y pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶胞中原子的空间利用率为__×100%__(列出化简后的计算式)。
[解析] (1)碳原子价电子数为4，价电子排布式为2s22p2，所以价层电子的轨道表达式为；基态碳原子核外电子占据的最高能级为2p，p的电子云轮廓图为哑铃形；(2)NH3中N原子价层电子对个数＝3＋＝4，NO中N原子价层电子对个数＝3＋＝3，NO中N原子价层电子对个数＝2＋＝3，所以中心原子价层电子对数不同于其他两种粒子的是NH3；NH3比PH3的沸点高是因为氨分子间存在氢键；(3)VA族比同周期相邻元素都大，是因为最高能级p轨道上电子数为特殊的半充满状态，能量低、较稳定，所以氮元素的第一电离能比同周期相邻元素都大的原因是基态氮原子电子占据的最高能级为半充满，较稳定；(4)根据图(b)N中键总数为5个，根据信息，N有6个电子可形成大π键，可用符号Π表示；(5)立方氮化硼硬度仅次于金刚石，晶体类型类似于金刚石，是原子晶体；晶胞中每个N原子连接4个B原子，氮化硼化学式BN，所以晶胞中每个B原子也连接4个N原子，即硼原子的配位数为4；晶胞中N原子数为4，B原子数＝8×＋6×＝4，晶胞的质量m＝ g，晶胞的体积V＝＝ cm3＝ cm3，B、N原子总体积V′＝4×[＋]＝×(x3＋y3)×10－30cm3，晶胞中原子的空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%。
1．(2018·全国Ⅰ，35)Li是最轻的固体金属，采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：
(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_D__、_C__(填标号)。
A．
B．
C．
D．
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是_Li＋核电荷数较大__。
(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是_正四面体__、中心原子的杂化形式为_sp3__。LiAlH4中存在_AB__(填标号)。
A．离子键 B．σ键
C．π键 D．氢键
(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的Born－Haber循环计算得到。
图(a)
可知，Li原子的第一电离能为_520__kJ·mol－1，O===O键键能为_498__kJ·mol－1，Li2O晶格能为_2_908__kJ·mol－1。
(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Li2O的密度为____ g·cm－3(列出计算式)。
图(b)
[解析] (1)D选项表示基态，为能量最低状态；A、B、C选项均表示激发态，但C选项被激发的电子处于高能级的电子数多，为能量最高状态。
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，Li的核电荷数大于H的核电荷数，因此Li的原子核对电子的吸引能力强，即Li＋半径小于H－半径。
(3)LiAlH4的阴离子为AlH，AlH中Al的杂化轨道数为＝4，Al采取sp3杂化，为正四面体构型。LiAlH4是离子化合物，存在离子键，H和Al间形成的是共价单键，为σ键。
(4)由题给信息可知，2 mol Li(g)变为2 mol Li＋(g)吸收1 040 kJ 热量，因此Li原子的第一电离能为520 kJ·mol－1；0.5 mol氧气生成1 mol氧原子吸收249 kJ热量，因此O===O键的键能为498 kJ·mol－1；Li2O的晶格能为 2 908 kJ·mol－1。
(5)由题给图示可知，Li位于晶胞内部，O位于顶点和面心，因此一个晶胞有8个Li，O原子个数＝6×1/2＋8×1/8＝4。因此一个Li2O晶胞的质量＝ g，一个晶胞的体积为(0.466 5×10－7)3cm3，即该晶体密度＝ g·cm－3。
2．(2019·江苏单科，21A)Cu2O广泛应用于太阳能电池领域。以CuSO4、NaOH和抗坏血酸为原料，可制备Cu2O。
(1)Cu2＋基态核外电子排布式为_[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9__。
(2)SO的空间构型为_正四面体__(用文字描述)；Cu2＋与OH－反应能生成[Cu(OH)4]2－，[Cu(OH)4]2－中的配位原子为_O__(填元素符号)。
(3)抗坏血酸的分子结构如图1所示，分子中碳原子的轨道杂化类型为_sp3、sp2__；推测抗坏血酸在水中的溶解性：_易溶于水__(填“难溶于水”或“易溶于水”)。
图1 图2
(4)一个Cu2O晶胞(如图2)中，Cu原子的数目为_4__。
[解析] (1)Cu为29号元素，根据构造原理可知，Cu的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，失去2个电子后变为Cu2＋，则Cu2＋的核外电子排布式为[Ar]3d9。(2)SO中S没有孤对电子，价层电子对数为0＋4＝4，故S为sp3杂化，SO的空间构型为正四面体形。该配离子中Cu提供空轨道，O提供孤对电子，故配位原子为O。(3)该分子中形成单键的碳原子为sp3杂化，形成双键的碳原子为sp2杂化。1个抗坏血酸分子中含有4个羟基，其可以与H2O形成分子间氢键，所以抗坏血酸易溶于水。(4)根据均摊法知，该晶胞中白球个数为8×＋1＝2，黑球个数为4，白球和黑球数目之比为1∶2，所以Cu为黑球，1个晶胞中含有4个Cu原子。
3．(2019·全国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_三角锥形__，其沸点比NH3的_低__(填“高”或“低”)，其判断理由是_NH3分子间存在氢键__。
(2)Fe成为阳离子时首先失去_4s__轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电子排布式为_4f5__。
(3)比较离子半径：F－_小于__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_SmFeAsO1－xFx__；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ＝____g·cm－3。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为(，，)，则原子2和3的坐标分别为(，，0)、(0,0，)。
[解析] (1)AsH3的中心原子As的价层电子对数为(5＋3)/2＝4，包括3对成键电子和1对孤对电子，故其立体结构为三角锥形。NH3中N的电负性比AsH3中As的大得多，故NH3易形成分子间氢键，从而使其沸点升高。(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)F－和O2－电子层结构相同，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径F－
(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_A__(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_sp3__、_sp3__。乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子，其原因是_乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键__，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是_Cu2＋__(填“Mg2＋”或“Cu2＋”)。
(3)一些氧化物的熔点如表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1 570
2 800
23.8
－75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因_Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间作用力(分子量)P4O6>SO2__。
(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＝__a__pm，Mg原子之间最短距离y＝__a__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)由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s,3p能级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量A>C、A>D。选A。(2)乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。乙二胺中2个N原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环状离子。由于铜离子半径大于镁离子，形成配位键时头碰头重叠程度较大，其与乙二胺形成的化合物较稳定。(3)氧化锂、氧化镁是离子晶体，六氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。(4)观察图(a)和图(b)知，4个铜原子相切并与面对角线平行，有(4x)2＝2a2，x＝a。镁原子堆积方式类似金刚石，有y＝a。已知1 cm＝1010 pm，晶胞体积为(a×10－10)3 cm3，代入密度公式计算即可。
5．(2019·全国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_Mg__，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态_相反__(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_4__。
(3)苯胺()的晶体类型是_分子晶体__。苯胺与甲苯()的相对分子质量相近，但苯胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是_苯胺分子之间存在氢键__。
(4)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是_O__；P的_sp3__杂化轨道与O的2p轨道形成_σ__键。
(5)NH4H2PO4和KFePO4属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－(用n代表P原子数)。
[解析] (1)由元素周期表中的“对角线规则”可知，与Li的化学性质相似的邻族元素是Mg；Mg为12号元素，M层只有2个电子，排布在3s轨道上，故M层的2个电子自旋状态相反。(2)Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl3分子双聚时可形成配位键。由常见AlCl3的双聚分子的结构可知FeCl3的双聚分子的结构式为，其中Fe的配位数为4。(3)苯胺为有机物，结合题给信息中苯胺的熔、沸点可知苯胺为分子晶体。苯胺中有—NH2，分子间可形成氢键，而甲苯分子间不能形成氢键，分子间氢键可明显地提升分子晶体的熔、沸点。(4)同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故O的电负性大于N，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减小，故电负性N大于P，又H的电负性小于O，因此NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。PO中中心原子P的价层电子对数为4，故P为sp3杂化，P为sp3杂化轨道的O与2p轨道形成σ键。(5)由三磷酸根离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全属于该P原子，另外2个O原子分别属于2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2＋2×＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3×2＋×2＝7，故若这类磷酸根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n＋1，又O元素的化合价为－2，P元素的化合价为＋5，故该离子所带电荷为－2×(3n＋1)＋5n＝－n－2，这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
6．(2019·河南八市重高联盟高三第三次测评)铜、镓、砷等元素形成的化合物在现代工业中有广泛的用途，回答下列问题：
(1)基态铜原子的核外电子占有的能级数为_7__，轨道数为_15__。
(2)根据元素周期律，原子半径Ga_大于__As，第一电离能Ga_小于__As。(填“大于”或“小于”)
(3)AsCl3分子的立体构型为_三角锥形__，其中As的杂化轨道类型为_sp3__。
(4)铜与CN－可形成络合离子[Cu(CN－)4]2－，写出一种与CN－等电子体的分子化学式_N2或CO__；若将[Cu(CN－)4]2－中二个CN－换为Cl－，只有一种结构，则[Cu(CN－)4]2－中4个氮原子所处空间位置关系为_正四面体__。
(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为_原子晶体__，Ga与As以_共价__键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为__×100%__。
[解析] (1)基态铜的电子排布为1s22s22p63s23p63d104s1, 所以有7个能级，轨道数为15；(2)Ga和As位于第四周期，前者核电荷数小，所以根据元素周期律分析，同周期元素，随着核电荷数增大，半径减小，第一电离能增大；(3)AsCl3分子中As原子价层电子对个数为3＋＝4且含有一个孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断该分子的立体构型为三角锥形，As原子杂化类型为sp3；(4)等电子体是指原子总数相同，价电子总数也相同的微粒，根据CN－分析，可以是N2或CO；若将[Cu(CN－)4]2－中二个CN－换为Cl－，只有一种结构，说明[Cu(CN－)4]2－中CN－处于相同的位置，即4个氮原子所处空间位置关系为正四面体；(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，熔点较高，以共价键结合形成的属于原子晶体，密度为ρ g·cm－3，根据均摊法计算，As的个数为8×＋6×＝4，Ga的个数为4×1＝4，故其晶胞中原子所占的体积V1＝(πr×4＋πr×4)×10－30，晶胞的体积V2＝＝，故GaAs晶胞中原子的体积的百分率为V1/V2×100%，将V1、V2带入计算得百分率×100%。
7．(2019·四川省绵阳市高考化学二诊)离子液体是一类具有很高应用价值的绿色溶剂和催化剂，其中的EMIM＋离子由H、C、N三种元素组成，结构如图1所示。回答下列问题：
(1)碳原子价层电子的轨道表达式为____，基态碳原子中，核外电子占据的最高能级的电子云轮廓图为_哑铃__形。
(2)根据价层电子对互斥理论，NH3、NO、NO中，中心原子价层电子对数不同于其他两种粒子的是_NH3__。NH3比PH3的沸点高，原因是_氨分子间存在氢键__。
(3)氮元素的第一电离能比同周期相邻元素都大的原因是_基态氮原子电子占据的最高能级为半充满，较稳定__。
(4)EMIM＋离子中，碳原子的杂化轨道类型为_sp3、sp2__。分子中的大π键可用符号Π 表示，其中m代表参与形成的大π键原子数，n代表参与形成的大π键电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则EMIM＋离子中的大π键应表示为_Π__。
(5)立方氮化硼硬度仅次于金刚石，但热稳定性远高于金刚石，其晶胞结构如图2所示。立方氮化硼属于_原子__晶体，其中硼原子的配位数为_4__。已知：立方氮化硼密度为d g/cm3，B原子半径为x pm，N原子半径为y pm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶胞中原子的空间利用率为__×100%__(列出化简后的计算式)。
[解析] (1)碳原子价电子数为4，价电子排布式为2s22p2，所以价层电子的轨道表达式为；基态碳原子核外电子占据的最高能级为2p，p的电子云轮廓图为哑铃形；(2)NH3中N原子价层电子对个数＝3＋＝4，NO中N原子价层电子对个数＝3＋＝3，NO中N原子价层电子对个数＝2＋＝3，所以中心原子价层电子对数不同于其他两种粒子的是NH3；NH3比PH3的沸点高是因为氨分子间存在氢键；(3)VA族比同周期相邻元素都大，是因为最高能级p轨道上电子数为特殊的半充满状态，能量低、较稳定，所以氮元素的第一电离能比同周期相邻元素都大的原因是基态氮原子电子占据的最高能级为半充满，较稳定；(4)根据图(b)N中键总数为5个，根据信息，N有6个电子可形成大π键，可用符号Π表示；(5)立方氮化硼硬度仅次于金刚石，晶体类型类似于金刚石，是原子晶体；晶胞中每个N原子连接4个B原子，氮化硼化学式BN，所以晶胞中每个B原子也连接4个N原子，即硼原子的配位数为4；晶胞中N原子数为4，B原子数＝8×＋6×＝4，晶胞的质量m＝ g，晶胞的体积V＝＝ cm3＝ cm3，B、N原子总体积V′＝4×[＋]＝×(x3＋y3)×10－30cm3，晶胞中原子的空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%。
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