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2020届二轮复习 物质结构与性质 学案（全国通用）
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专题十一 物质结构与性质
主干知识梳理
一、原子结构与性质
(一)基态原子的核外电子排布
1．排布规律
(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
3．特殊原子的核外电子排布式
(1)Cr的核外电子排布
先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d54s1。
(2)Cu的核外电子排布
先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1。
(二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用
1．元素的电离能
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叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期元素原子除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
(3)元素电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2．元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
(2)电负性的应用
二、分子结构与性质
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
2．分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
3．中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断
中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。
4．共价键
(1)共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜面对称性。
(2)键参数
①键能：指气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：指形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。
(3)σ键、π键的判断
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
②由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
(4)等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。其物理性质相似，化学性质不同。
常见等电子体：
(5)配位键
①孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对。
②配位键
a．配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
③配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)：
5．分子构型与分子极性的关系
三、晶体结构与性质
1．物质熔沸点高低比较规律
(1)不同类型晶体熔沸点高低的比较
一般情况下，不同类型晶体的熔沸点高低规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>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)同种类型晶体熔沸点高低的比较
如：金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。
②离子晶体
a．衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
b．一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔沸点就越高，如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl。
③金属晶体：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。
④分子晶体
a．分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
b．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。
c．组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO>N2。
d．在同分异构体中，一般支链越多，熔沸点越低，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。
2．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。
3．晶胞求算
(1)晶体密度的计算
(2)晶体微粒与M、ρ之间的关系
若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对原子质量)；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积，a为晶胞边长)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。
考点1 原子结构与性质
例1 (1)(2019·全国卷Ⅰ)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)(2019·全国卷Ⅱ)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)(2019·全国卷Ⅲ)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”)。
②NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。
[批注点拨]
[解析] (1)根据影响电离能大小的因素(核电荷数、微粒半径和电子层结构)可知，A中电离最外层一个电子所需能量最大。
(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，成为阳离子时首先失去的是4s轨道的电子。Sm3＋是Sm原子失去3个电子形成的，Sm的价层电子排布式为4f66s2，失去3个电子时，首先失去6s轨道上的2个电子，再失去4f轨道上的1个电子，因此Sm3＋的价层电子排布式为4f5。
(3)①在周期表中存在“对角线”关系的元素化学性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等，所以与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg。Mg元素基态原子核外M层上只有3s轨道上2个自旋状态相反的电子。
②元素的非金属性越强，电负性越高，非金属性：H＜P＜N＜O，故在N、H、P、O四种元素中电负性最高的是O。
[答案] (1)A (2)4s 4f5 (3)①Mg 相反 ②O
3．误认为第一电离能是O>N。前四周期中同周期元素中第ⅡA族、第ⅤA族第一电离能比较大，其原因：第ⅡA族价电子排布为ns2呈全满状态，能量低，比较稳定，更难失去电子，第ⅤA族价电子排布为ns2np3，p轨道半充满，能量低，比较稳定。例如I1(Mg)>I1(Al)，I1(N)>I1(O)。
1．(1)(2019·福建六校联盟高三联考)铁、铬、镍等过渡元素的单质、化合物在工业上有广泛的应用。
①基态镍原子的电子共有________种不同的能量；写出Fe2＋的电子排布式：______________。
②铬元素所在周期中第一电离能最大的是________(填元素符号)。
(2)(2019·西安五校高三联考)建造航母需要大量的新型材料。航母的龙骨要耐冲击，航母的甲板要耐高温，航母的外壳要耐腐蚀。
①镍铬钢抗腐蚀性能强，基态铬原子的价电子排布式为____________，同一周期中与基态Ni原子有相同的未成对电子数目的原子有________(填数字)种。
②元素C、O、F、Si的电负性由大到小的顺序为________。
(3)(2019·辽宁五校协作体高三联考)铁、钴、镍具有相似的性质，在化学上称为铁系元素。回答下列问题：
LiCoO2、LiFePO4常用作锂离子电池的正极材料。基态Co原子核外电子排布式为________，第四电离能I4(Co)________(填“>”或“<”)I4(Fe)。
答案 (1)①7 1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6 ②Kr
(2)①3d54s1 3 ②F>O>C>Si
(3)[Ar]3d74s2 <
解析 (1)①基态镍原子核外有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s共7个能级，即电子共有7种不同的能量；Fe2＋核外有24个电子，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。
②铬元素是第四周期元素，根据第一电离能递变规律可知，第四周期中Kr的第一电离能最大。
(2)①基态Cr核外有24个电子，核外电子排布式为[Ar]3d54s1，故价电子排布式为3d54s1。基态Ni原子核外有28个电子，电子排布式为[Ar]3d84s2,3d轨道上有2个未成对电子，同一周期中与基态Ni有相同的未成对电子数目的原子的核外电子排布式分别为[Ar]3d24s2、[Ar]3d104s24p2、[Ar]3d104s24p4，共3种。
②根据电负性的递变规律，可知电负性：F>O>C>Si。
(3)Co原子核外有27个电子，由构造原理可写出其核外电子排布式为[Ar]3d74s2；Fe原子失去3个电子后，3d能级处于较稳定的半充满状态，而Co失去4个电子后3d能级才达到半充满状态，即I4(Co)
(2)与O同一周期元素中，第一电离能最大的元素是________(惰性元素除外)；电负性最大的是________；第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有________种。
(3)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4
……
Im/kJ·mol－1
578
1817
2745
11578
则该元素是________(填写元素符号)。
答案 (1)Be>Mg>Ca (2)F F 3 (3)Al
解析 (1)同一主族元素，第一电离能从上到下逐渐减小，故第一电离能Be>Mg>Ca。
(2)同一周期从左到右，电负性逐渐增大，第一电离能呈增大的趋势，故电负性、第一电离能最大的都是F(稀有气体元素除外)，由第ⅡA族、第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素知，在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有Be、C、O三种。
(3)分析表中数据可知，该元素的I3≪I4，则该元素原子最外层有3个电子，为Al。
考点2 分子结构与性质
例2 (1)(2019·全国卷Ⅰ)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＋”)。
(2)(2019·全国卷Ⅱ)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比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(3)(2019·全国卷Ⅲ)①FeCl3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________。
③NH4H2PO4中，电负性最高的元素是O；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。
[批注点拨]
[解析] (1)乙二胺中N、C原子价层电子对数均为4，均采用sp3方式杂化。乙二胺中氮原子有孤对电子，Mg2＋、Cu2＋存在空轨道，两者易形成配位键。由于半径Cu2＋＞Mg2＋，Cu2＋的配位数比Mg2＋大，故乙二胺与Cu2＋形成的配合物更稳定。
(2)①AsH3和NH3为等电子体，NH3为三角锥形，因此AsH3也为三角锥形。因为NH3分子间存在氢键，所以AsH3的沸点比NH3低。
②O2－和F－的核外电子层结构相同，F－的核电荷数大，因此F－的半径小。
②苯胺是有机化合物，属于分子晶体。由于苯胺分子中N原子电负性大、原子半径小，易形成分子间氢键N—H…N，导致熔、沸点比相对分子质量相近的甲苯高。
③PO中价层电子对数为＝4，采取sp3杂化方式，杂化轨道只能形成σ键，故与O原子的2p轨道形成σ键。
[答案] (1)sp3 sp3 乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键 Cu2＋
(2)①三角锥形 低 NH3分子间存在氢键 ②小于
1．判断分子中心原子的杂化类型的方法
(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布呈正四面体形或三角锥形，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)根据等电子原理进行推断：如CO2是直线形分子，N2O、N、SCN－与CO2是等电子体，所以空间构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
2．化学键的极性和分子极性的关系
3．三种作用力及对物质性质的影响
3．(1)(2019·西安五校高三联考)①航母甲板涂有一层耐高温的材料，结构如图所示。其中O原子杂化方式为________杂化。
②海洋是元素的摇篮，海水中含有大量卤族元素。
a．根据下表数据判断：最有可能生成较稳定的单核阳离子的卤素原子是________(填元素符号)。
b．根据价层电子对互斥理论，预测ClO的空间构型为________。
c．已知HClO3酸性强于HClO，从结构上分析其原因是________________。
(2)(2019·福建六校联盟高三联考)①氯化铬酰(CrO2Cl2)是有机合成中重要的氯化剂，熔点为－96.5 ℃，沸点为117 ℃。
若CrO2Cl2是非极性分子，最可能的分子构型是________(填“四面体”或“平面四边形”)，从理论上讲，CrO2Cl2在苯中的溶解度比在乙醇中的溶解度__________(填“大”或“小”)，CrO2Cl2中的化学键类型为________(填“离子键”“共价键”或“离子键、共价键”)。
②氨基乙酸亚铁[(H2NCH2COO)2Fe]可用于防治各种动物贫血症，则该物质中碳原子的杂化轨道类型为____________。
(3)(2019·辽宁五校协作体高三联考)①PO的空间构型为________。
②铁系元素能与CO形成Fe(CO)5、Ni(CO)4等金属羰基配合物。与CO互为等电子体的分子和离子分别为________和________(各举一种，填化学式)；在CO分子中，σ键与π键数目之比为________。
③铁与K2O、(环戊二烯)在隔绝空气条件下共热可制得二茂铁[Fe(C5H5)2]。在环戊二烯中，C原子的杂化轨道类型为________。二茂铁熔点为446 K，不溶于水，易溶于乙醚、苯、乙醇等有机溶剂，373 K即升华；从各种性质看，它是典型的________化合物。
答案 (1)①sp3 ②a.I b．正四面体形 c．HClO3中氯原子的正电性高，使Cl—O—H结构中O原子上的电子向Cl原子偏移，使其更容易电离出H＋
(2)①平面四边形 大 共价键 ②sp2、sp3
(3)①正四面体形 ②N2 CN－ 1∶2 ③sp2和sp3 共价
解析 (1)①O原子成键电子对数为2，孤电子对数为2，故杂化轨道数为4，杂化类型为sp3。
②a.由表格数据可知，I的第一电离能最小，最容易失去1个电子生成较稳定的单核阳离子。b.ClO中Cl无孤对电子，成键电子对数为4，故空间构型为正四面体形。
(2)①苯和乙醇分别为非极性和极性分子，根据相似相溶原理可知，CrO2Cl2在苯中的溶解度比在乙醇中大。由CrO2Cl2的熔、沸点数据可判断CrO2Cl2为分子晶体，则CrO2Cl2中的化学键为共价键。
(3)①PO的中心原子P与4个O形成正四面体结构。
②CO分子价电子数为10，与其互为等电子体的分子和离子分别有N2和CN－等。CO与N2互为等电子体，二者结构相似，即CO分子中含有碳氧三键，其中σ键与π键数目之比为1∶2。
③环戊二烯中双键碳原子为sp2杂化，单键碳原子为sp3杂化。由二茂铁的物理性质可判断其属于分子晶体，是典型的共价化合物。
4．(1)(2017·全国卷Ⅰ)X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离子。I离子的几何构型为____________________，中心原子的杂化形式为_____________________________________________________________________。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所示。
①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。(填标号)
A．中心原子的杂化轨道类型
B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构
D．共价键类型
②R中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N中的大π键应表示为________。
③图中虚线代表氢键，其表示式为(NH)N—H…Cl、________、________。
(3)(2017·全国卷Ⅲ)①CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。
②在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为__________，原因是____________________________。
③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__________________。
答案 (1)V形 sp3
(2)①ABD C ②5 Π ③(H3O＋)O—H…N(N) (NH)N—H…N(N)
(3)①sp sp3 ②H2O>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相对分子质量较大，范德华力较大 ③离子键和π键(Π键)
解析 (1)I的价层电子对数为＝4，中心原子杂化轨道类型为sp3，成键电子对数为2，孤电子对数为2，故空间构型为V形。
(2)①R中两种阳离子分别为H3O＋和NH。A选项，两种阳离子中心原子的杂化轨道类型均为sp3，所以两者相同；B选项，H3O＋中心原子的价层电子对数为＝4，NH中心原子的价层电子对数为＝4，所以两者相同；C选项，H3O＋和NH的立体结构分别为三角锥形和正四面体形，所以两者不同；D选项，H3O＋和NH均含有极性共价键和配位键，所以两者相同。
②由题给图示可知，N与N之间形成5个N—N键，因此有5个σ键。N中有5个氮原子参与形成大π键，每个N原子与其他2个N原子形成共价键，每个N原子还可以提供1个电子参与大π键的形成，加上得到的1个电子，共有6个电子参与形成大π键，因此N中的大π键可表示为Π。
③根据题给表示式可知，除表示出形成氢键的原子外，还要表示出形成氢键的原子所在的原子团和该原子在原子团中的成键情况，因此氢键的表示式为(NH)N—H…Cl、(H3O ＋)O—H…N(N)、(NH)N—H…N(N)。
(3)①CO2和CH3OH的中心原子C的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。
考点3 晶体结构与性质
例3 (1)(2019·全国卷Ⅰ)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：
①一些氧化物的熔点如下表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1570
2800
23.8
－75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因：________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
②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)。
(2)(2019·全国卷Ⅱ)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FeSmAsFO组成的化合物。回答下列问题：
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，完成它们的关系表达式：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________、________。
(3)(2019·全国卷Ⅲ)NH4H2PO4和LiFePO4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、三磷酸根离子如下图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为________(用n代表P原子数)。
[批注点拨]
[解析] (1)②由图b可知，立方格子面对角线长为a pm，即为4个Cu原子直径之和，则Cu原子之间最短距离为a pm。由图b可知，若将每个晶胞分为8个小立方体，则Mg原子之间最短距离y为晶胞内位于小立方体
体对角线中点的Mg原子与顶点Mg原子之间的距离(如图所示)，即小立方体体对角线长的一半，则y＝ pm××＝a pm。由图a可知，每个晶胞含Mg原子8×＋6×＋4＝8个，含Cu原子16个，则MgCu2的密度ρ＝ g·cm－3。
(2)由题图可知，As、Sm都在晶胞的面上，该晶胞中As的原子个数＝4×＝2，Sm的原子个数＝4×＝2，Fe在晶胞的棱上和体心，Fe的原子个数＝1＋4×＝2，F－和O2－在晶胞的顶点和上下底面，F－和O2－的个数和＝2×＋8×＝2，已知F－和O2－的比例依次为x和1－x，所以该物质的化学式为SmFeAsO1－xFx。1个晶胞的质量＝ g，晶胞的体积＝a2c×10－30cm3，所以晶胞的密度＝ g·cm－3。根据图1中原子1的坐标为，可看出原子2的z轴为0，x、y轴均为，则原子2的坐标为；原子3的x、y轴均为0，z轴为，则原子3的坐标为。
(3)由题给焦磷酸根离子、三磷酸根离子的结构式可看出，多磷酸盐中存在PO结构单元，n个PO结构单元共用(n－1)个O原子，则O原子总数为4n－(n－1)＝3n＋1，离子所带电荷数为－(n＋2)，故通式为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
[答案] (1)①Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O，分子间作用力(相对分子质量)P4O6>SO2
②a a
(2)SmFeAsO1－xFx
(3)(PnO3n＋1)(n＋2)－
1．均摊法确定晶胞的化学组成
(1)方法
晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么每个原子对这个晶胞的贡献就是。
(2)类型
①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：
②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。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)对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：
2．常见易错误区
(1)CO2和SiO2尽管有相似的组成，但二者物理性质有较大差异，原因是二者的晶体类型不同，CO2属于分子晶体，SiO2属于原子晶体，二者不能混淆。
(2)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4Cl是离子晶体；金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体；含有金属离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属离子。
(3)含阴离子的晶体中一定含有阳离子，但含阳离子的晶体中不一定含阴离子，如金属晶体。
(4)易误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高，其实不一定，如Na的熔点为97 ℃，尿素的熔点为132.7 ℃。
(5)在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定势，不能对任何形状的晶胞都使用长方体晶胞中粒子数目的计算方法。不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子是被几个晶胞共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞共用。
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、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。
空间利用率＝
②空间利用率的计算步骤
a．计算晶胞中的微粒数；
b．计算晶胞的体积。
(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
过程：V(球)＝πr3 V(晶胞)＝(2r)3＝8r3
空间利用率＝×100%＝≈52%
②体心立方堆积(如图2所示)
过程：b2＝a2＋a2
(4r)2＝a2＋b2＝3a2，所以：a＝r
空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68%
③六方最密堆积(如图3所示)
过程：S＝2r×r＝2r2
h＝r V(球)＝2×πr3
V(晶胞)＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3
空间利用率＝×100%＝×100%≈74%
④面心立方最密堆积(如图4所示)
过程：a＝2r
V(球)＝4×πr3
V(晶胞)＝a3＝(2r)3＝16r3
空间利用率＝×100%＝×100%≈74%
5．(1)(2019·辽宁五校协作体高三联考)铁单质的堆积方式有两种，其剖面图分别如图a、b所示，铁原子的半径为r pm。在图a所示堆积方式里，其晶胞棱长为________cm。在图b所示堆积方式里，铁原子的总体积与晶胞体积的比值为________(用含圆周率π的代数式表示)。
(2)(2019·西安五校高三联考)海底金属软泥是在海洋底覆盖着的一层红棕色沉积物，蕴藏着大量的资源，含有硅、氧化铁、锰、锌等。Zn2＋与S2－形成的一种晶体的晶胞结构如图所示(灰球表示Zn2＋，白球表示S2－)。则该晶胞中六个面心的离子围成的立体图形为______________。
已知该晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，该晶胞中Zn2＋和S2－之间的最短距离为体对角线长度的，则该晶胞中S2－和Zn2＋之间的最短距离为________nm。(写出计算式即可)
答案 (1)r×10－10 π
(2)正八面体 × ×107
解析 (1)题图a为体心立方堆积，体对角线长为4r pm，设晶胞棱长为x pm，则(x)2＋x2＝(4r)2，解得x＝r，即晶胞棱长为r×10－10 cm。题图b为面心立方最密堆积，晶胞中含Fe原子个数为×8＋×6＝4，Fe原子的体积为4×πr3 pm3，晶胞中面对角线长为4r pm，则晶胞的棱长为2r pm，其体积为(2r)3 pm3，则晶胞中Fe原子的总体积与晶胞体积的比值为＝π。
(2)前、后、左、右四个面心的离子处于同一平面，上、下两个面心的离子与前、后、左、右四个面心的离子之间的距离相等，故该晶胞中六个面心的离子围成的立体图形为正八面体。该晶胞中含有Zn2＋个数为4，S2－个数为8×＋6×＝4，即该晶胞中有4个ZnS；设晶胞的棱长为a cm，则ρ g·cm－3×(a cm)3＝ g，解得a＝，晶胞体对角线长度为× cm，该晶胞中Zn2＋和S2－之间的最短距离为体对角线的，则该晶胞中S2－和Zn2＋之间的最短距离为×× cm＝× ×107 nm。
6．(1)(2017·全国卷Ⅰ)①KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立体结构，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。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所示。
R的晶体密度为d g·cm－3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为____________。
(3)(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。
答案 (1)①0.315 12 ②体心 棱心
(2)(或×10－21)
(3)0.148 0.076
解析 (1)①K与O间的最短距离为a＝×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K紧邻的O原子为12个。
②根据KIO3的化学式及晶胞结构可画出KIO3的另一种晶胞结构，如图，可看出K处于体心，O处于棱心。
(2)晶胞的质量为d g/cm3×(a×10－7 cm)3＝a3d×10－21 g，NA个该单元的质量为M g，则＝，故y＝。
(3)因为O2－采用面心立方最密堆积方式，面对角线是O2－半径的4倍，即4r(O2－)＝a，解得r(O2－)≈0.148 nm；根据晶胞的结构可知，棱上阴、阳离子相切，因此2r(Mn2＋)＋2r(O2－)＝0.448 nm，所以r(Mn2＋)＝0.076 nm。
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：
(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是________、________(填标号)。
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是____________________________________________________________________。
(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________。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
(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图a的BornHaber循环计算得到。
可知，Li原子的第一电离能为________kJ·mol－1，O===O 键键能为________kJ·mol－1，Li2O晶格能为________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0.4665 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)。
答案 (1)D C
(2)Li＋核电荷数较大
(3)正四面体 sp3 AB
(4)520 498 2908
(5)
解析 (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。
(2)由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋的半径小于H－。
(3)LiAlH4中的阴离子是AlH，中心原子铝原子含有的价层电子对数是4，且不存在孤对电子，所以空间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化；阴、阳离子间存在离子键，Al与H之间还有共价单键，不存在双键和氢键，答案选AB。
(4)根据示意图可知Li原子的第一电离能是1040 kJ·mol－1÷2＝520 kJ·mol－1；0.5 mol氧气转化为氧原子时吸热249 kJ，所以O===O键键能是249 kJ·mol－1×2＝498 kJ·mol－1；根据晶格能的定义结合示意图可知Li2O的晶格能是2908 kJ·mol－1。
(5)根据晶胞结构可知锂全部在晶胞中，共计8个，根据化学式可知氧原子个数是4个，则Li2O的密度是ρ＝＝ g·cm－3。
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：
回答下列问题：
(1)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________形。
(2)根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是____________。
(3)图a为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为___________________________________________________________。
(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为________形，其中共价键的类型有________种；固体三氧化硫中存在如图b所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为________。
(5)FeS2晶体的晶胞如图c所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，其晶体密度的计算表达式为________g·cm－3；晶胞中Fe2＋位于S所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为________nm。
答案 (1) 哑铃(纺锤)
(2)H2S
(3)S8相对分子质量大，分子间范德华力强
(4)平面三角 2 sp3
(5)×1021 a
解析 (1)基态Fe原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图(轨道表达式)为；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据的最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。
(2)根据价层电子对互斥理论可知H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是2＋＝4、2＋＝3、3＋＝3，因此中心原子价层电子对数不同于其他分子的是H2S。
(3)S8、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体，由于S8相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多。
(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，根据(2)中分析可知中心原子含有的价层电子对数是3，且不存在孤对电子，所以其分子的立体构型为平面三角形。分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有2种，即σ键、π键；固体三氧化硫中存在如图b所示的三聚分子，该分子中S原子形成4个共价键，因此其杂化轨道类型为sp3。
(5)根据晶胞结构可知含有Fe2＋的个数是12×＋1＝4，S个数是8×＋6×＝4，晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，则其晶体密度的计算表达式为ρ＝＝ g·cm－3＝×1021 g·cm－3；晶胞中Fe2＋位于S所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长是面对角线的一半，则为a nm。
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：
(1)Zn原子核外电子排布式为____________________。
(2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成，第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是______________________________。
(3)ZnF2具有较高的熔点(872 ℃)，其化学键类型是________；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石(ZnCO3)入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中，阴离子空间构型为________，C原子的杂化形式为________________。
(5)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)。
答案 (1)[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
(3)离子键 ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小
(4)平面三角形 sp2
(5)六方最密堆积(A3型)
解析 (1)Zn是第30号元素，所以核外电子排布式为[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2。
(3)根据氟化锌的熔点可以判断其为离子化合物，所以一定存在离子键。作为离子化合物，氟化锌不溶于有机溶剂，而氯化锌、溴化锌和碘化锌的化学键以共价键为主，分子的极性较小，能够溶于乙醇、乙醚等弱极性有机溶剂。
(4)碳酸锌中的阴离子为CO，根据价层电子对互斥理论，其中心原子C的价层电子对数为3＋＝3，所以空间构型为平面三角形，中心C原子的杂化形式为sp2杂化。
(5)由图可知，堆积方式为六方最密堆积。为了计算方便，选取该六棱柱结构进行计算。六棱柱顶点的原子是6个六棱柱共用的，面心是两个六棱柱共用，所以该六棱柱中的锌原子为12×＋2×＋3＝6个，所以该结构的质量为 g。该六棱柱的底面为正六边形，边长为a cm，底面的面积为6个边长为a cm的正三角形面积之和，根据正三角形面积的计算公式，该底面的面积为6×a2 cm2，高为c cm，所以体积为6×a2c cm3。所以密度为＝ g·cm－3。
4．(2017·海南高考)第ⅣA族元素及其化合物在材料等方面有重要用途。回答下列问题：
(1)碳的一种单质的结构如图a所示。该单质的晶体类型为________，原子间存在的共价键类型有________，碳原子的杂化轨道类型为________。
(2)SiCl4分子的中心原子的价层电子对数为________，分子的立体构型为________，属于________(填“极性”或“非极性”)分子。
(3)四卤化硅SiX4的沸点和二卤化铅PbX2的熔点如图b所示。
①SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是________________________。
②结合SiX4的沸点和PbX2的熔点的变化规律，可推断：依F、Cl、Br、I次序，PbX2中化学键的离子性________、共价性________(填“增强”“不变”或“减弱”)。
(4)碳的另一种单质C60可以与钾形成低温超导化合物，晶体结构如图c所示。K位于立方体的棱上和立方体的内部，此化合物的化学式为____________；其晶胞参数为1.4 nm，晶体密度为________g·cm－3。
答案 (1)混合晶体 σ键、π键 sp2
(2)4 正四面体 非极性
(3)①SiX4属于分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高 ②减弱 增强
(4)K3C60 2.0
解析 (1)碳的一种单质的结构如图a所示，应为石墨，属于混合型晶体，在石墨晶体中，同层的每一个碳原子以sp2杂化轨道方式与相邻的三个碳原子以σ键结合，六个碳原子在同一个平面上形成了正六边形的环，伸展成片层结构，在同一平面的碳原子还各剩下一个p轨道，其中有一个2p电子。这些p轨道又都互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面，形成了大π键。
(2)SiCl4分子的中心原子为Si，形成4个σ键，价层电子对数为4，具有正四面体结构，属于非极性分子。
(3)①四卤化硅为分子晶体，沸点与分子间作用力有关，相对分子质量越大，分子间作用力越大，沸点越高。②PbX2的熔点先降低后升高，其中PbF2为离子晶体，PbBr2、PbI2为分子晶体，可知依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强。
(4)K位于棱上和内部，晶胞中的个数为12×＋9＝12，C60位于顶点和面心，个数为8×＋6×＝4，化学式为K3C60，则晶胞的质量为 g，其晶胞参数为1.4 nm＝1.4×10－7 cm，则体积为(1.4×10－7)3 cm3，所以密度为≈2.0 g·cm－3。
5．(2017·江苏高考)铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。
(1)Fe3＋基态核外电子排布式为________。
(2)丙酮(CH3CCH3O)分子中碳原子轨道的杂化类型是________，1 mol丙酮分子中含有σ键的数目为____________。
(3)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__________。
(4)乙醇的沸点高于丙酮，这是因为_______________________ _________________________________________________。
(5)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________。
答案 (1)[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5
(2)sp2和sp3 9 mol (3)H
(5)Fe3CuN
解析 (1)Fe位于元素周期表的第四周期Ⅷ族内左起第1列，基态Fe原子的价层电子排布式为3d64s2。基态原子失电子遵循“由外向内”规律，故Fe3＋基态核外电子排布式为[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5。
(2) 中的C原子含有3个σ键，该原子的杂化轨道类型为sp2。—CH3中的C原子含有4个σ键，该原子的杂化轨道类型为sp3。1个丙酮分子含有的σ键数：4×2＋1＝9，故1 mol 丙酮分子含有9 mol σ键。
(3)因非金属性H＜C＜O，故电负性：H＜C＜O。
(4)乙醇比丙酮相对分子质量小，但乙醇沸点高，原因在于氢键和范德华力之别。乙醇含有羟基决定了乙醇分子间存在氢键，丙酮的O原子在羰基中，丙酮不具备形成氢键的条件，丙酮分子间只存在范德华力。氢键比范德华力强得多。
(5)能量低的晶胞稳定性强，即Cu替代a位置Fe型晶胞更稳定。每个晶胞均摊Fe原子数：6×＝3，Cu原子数：8×＝1，N原子数是1，则Cu替代a位置Fe型产物的化学式为Fe3CuN。
6．(2016·全国卷Ⅰ节选)锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：
(1)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：______________________________________。
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
－49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
(2)晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为(0,0,0)；B为；C为。则D原子的坐标参数为________。
②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a＝565.76 pm，其密度为________________________g·cm－3(列出计算式即可)。
答案 (1)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次升高。原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间作用力逐渐增强
(2)① ②×107
解析 (1)从表格中数据可看出GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点逐渐升高，这是因为它们的分子结构相似，随着相对分子质量增大，分子间作用力增强，导致其熔、沸点逐渐升高。
(2)①结合D在晶胞内的位置可确定其坐标为；②由均摊法可确定该Ge晶胞中含有Ge原子为个＝8个，则 mol×73 g·mol－1＝(565.76×10－10 cm)3ρ，解得ρ＝×107 g·cm－3。
2020还可能这么考
7．碳、氮、铜形成的单质及它们形成的化合物有重要研究和应用价值，回答下列问题：
(1)邻氨基吡啶的铜配合物在有机不对称合成中起催化诱导效应，其结构简式如图所示。
①基态Cu原子的价电子排布式为________，在元素周期表中铜位于________区(填“s”“p”“d”或“ds”)。
②C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为________。
③邻氨基吡啶的铜配合物中，Cu2＋的配位数是________，N原子的杂化类型为________。
(2)C60是富勒烯族分子中稳定性最高的一种，N60是未来的火箭燃料，二者结构相似。
①有关C60和N60的说法中正确的是________。
A．C60和N60均属于分子晶体
B．N60的稳定性强于N2
C．C60中碳原子是sp3杂化
D．C60易溶于CS2、苯
②近年来，科学家合成了一种具有“二重结构”的球形分子，它是把足球形分子C60容纳在足球形分子Si60中，则该分子中含有的化学键类型为__________________(填“极性键”“非极性键”)。
(3)原子坐标参数和晶胞参数是晶胞的两个基本参数。
①图a中原子坐标参数分别为：A(0,0,0)，B，C，则D的原子坐标参数为________。
②图b为铜的晶胞，铜原子半径为R nm，NA是阿伏加德罗常数的值，则铜晶体的密度为________g·cm－3(用含R、NA的式子表示)。
答案 (1)①3d104s1 ds ②N>O>C ③4 sp2、sp3
(2)①AD ②极性键、非极性键
(3)① ②
解析 (1)①Cu的原子序数为29，基态Cu原子的价电子排布式为3d104s1，在元素周期表中铜位于ds区。
②同周期从左到右第一电离能有增大的趋势，N的价电子排布为2s22p3,2p能级为半充满结构，第一电离能变大，C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
③邻氨基吡啶的铜配合物中，Cu2＋形成2个Cu—N键，2个Cu—O键，Cu2＋的配位数是4；—NH2上的N形成3个σ键，一对孤电子对，为sp3杂化，杂环上的N形成3个σ键，一个π键，为sp2杂化。
(2)①C60和N60均由分子构成，属于分子晶体，故A正确；N2形成三键，键能大，N60的稳定性弱于N2，故B错误；C60中碳原子形成3个σ键，一个π键，碳是sp2杂化，故C错误；C60 为非极性分子，易溶于CS2、苯，故D正确。
②C60置于“足球形”的Si60内合成“二重构造”球形分子C60Si60，该反应中反应物全部加合在一起，类似有机反应中的加成反应，其中C—C键、Si—Si键为非极性键；C—Si键为极性键。
(3)①D的原子坐标参数x为0，y、z为，D的原子坐标参数为。
②Cu晶体的粒子堆积方式为面心立方最密堆积，该晶胞中Cu原子个数＝6×＋8×＝4，其晶胞体积V＝(2R×10－7)3 cm3，其密度ρ＝＝ g·cm－3＝ g·cm－3＝ g·cm－3。
主干知识梳理
一、原子结构与性质
(一)基态原子的核外电子排布
1．排布规律
(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占据能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子。
(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
3．特殊原子的核外电子排布式
(1)Cr的核外电子排布
先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d4，因3d5为半充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d54s1。
(2)Cu的核外电子排布
先按能量从低到高排列：1s22s22p63s23p64s23d9，因3d10为全充满状态，比较稳定，故需要将4s轨道的一个电子调整到3d轨道，得1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得该原子的电子排布式：
1s22s22p63s23p63d104s1。
(二)元素的第一电离能和电负性的递变性及应用
1．元素的电离能
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叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期元素原子除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
(3)元素电离能的应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2．元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
(2)电负性的应用
二、分子结构与性质
1．分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点
当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。
2．分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对立体构型，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
3．中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断
中心原子的杂化类型和分子立体构型有关，二者之间可以相互判断。
4．共价键
(1)共价键的类型
①按成键原子间共用电子对的数目分为单键、双键和三键。
②按共用电子对是否偏移分为极性键、非极性键。
③按原子轨道的重叠方式分为σ键和π键，前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜面对称性。
(2)键参数
①键能：指气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。
②键长：指形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。
③键角：在原子数超过2的分子中，两个共价键之间的夹角。
④键参数对分子性质的影响
键长越短，键能越大，分子越稳定。
(3)σ键、π键的判断
①由轨道重叠方式判断
“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键。
②由共用电子对数判断
单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键。
③由成键轨道类型判断
s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键。
(4)等电子原理
原子总数相同、价电子总数相同的分子或离子具有相似的化学键特征。其物理性质相似，化学性质不同。
常见等电子体：
(5)配位键
①孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对。
②配位键
a．配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成的共价键；
③配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)：
5．分子构型与分子极性的关系
三、晶体结构与性质
1．物质熔沸点高低比较规律
(1)不同类型晶体熔沸点高低的比较
一般情况下，不同类型晶体的熔沸点高低规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>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)同种类型晶体熔沸点高低的比较
如：金刚石>石英>碳化硅>晶体硅。
②离子晶体
a．衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。
b．一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔沸点就越高，如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl。
③金属晶体：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。
④分子晶体
a．分子间作用力越大，物质的熔沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔沸点反常地高。如H2O>H2Te>H2Se>H2S。
b．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。
c．组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO>N2。
d．在同分异构体中，一般支链越多，熔沸点越低，如正戊烷>异戊烷>新戊烷。
2．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。
3．晶胞求算
(1)晶体密度的计算
(2)晶体微粒与M、ρ之间的关系
若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对原子质量)；又1个晶胞的质量为ρa3 g(a3为晶胞的体积，a为晶胞边长)，则1 mol晶胞的质量为ρa3NA g，因此有xM＝ρa3NA。
考点1 原子结构与性质
例1 (1)(2019·全国卷Ⅰ)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)(2019·全国卷Ⅱ)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)(2019·全国卷Ⅲ)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”)。
②NH4H2PO4中，电负性最高的元素是________。
[批注点拨]
[解析] (1)根据影响电离能大小的因素(核电荷数、微粒半径和电子层结构)可知，A中电离最外层一个电子所需能量最大。
(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，成为阳离子时首先失去的是4s轨道的电子。Sm3＋是Sm原子失去3个电子形成的，Sm的价层电子排布式为4f66s2，失去3个电子时，首先失去6s轨道上的2个电子，再失去4f轨道上的1个电子，因此Sm3＋的价层电子排布式为4f5。
(3)①在周期表中存在“对角线”关系的元素化学性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等，所以与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg。Mg元素基态原子核外M层上只有3s轨道上2个自旋状态相反的电子。
②元素的非金属性越强，电负性越高，非金属性：H＜P＜N＜O，故在N、H、P、O四种元素中电负性最高的是O。
[答案] (1)A (2)4s 4f5 (3)①Mg 相反 ②O
3．误认为第一电离能是O>N。前四周期中同周期元素中第ⅡA族、第ⅤA族第一电离能比较大，其原因：第ⅡA族价电子排布为ns2呈全满状态，能量低，比较稳定，更难失去电子，第ⅤA族价电子排布为ns2np3，p轨道半充满，能量低，比较稳定。例如I1(Mg)>I1(Al)，I1(N)>I1(O)。
1．(1)(2019·福建六校联盟高三联考)铁、铬、镍等过渡元素的单质、化合物在工业上有广泛的应用。
①基态镍原子的电子共有________种不同的能量；写出Fe2＋的电子排布式：______________。
②铬元素所在周期中第一电离能最大的是________(填元素符号)。
(2)(2019·西安五校高三联考)建造航母需要大量的新型材料。航母的龙骨要耐冲击，航母的甲板要耐高温，航母的外壳要耐腐蚀。
①镍铬钢抗腐蚀性能强，基态铬原子的价电子排布式为____________，同一周期中与基态Ni原子有相同的未成对电子数目的原子有________(填数字)种。
②元素C、O、F、Si的电负性由大到小的顺序为________。
(3)(2019·辽宁五校协作体高三联考)铁、钴、镍具有相似的性质，在化学上称为铁系元素。回答下列问题：
LiCoO2、LiFePO4常用作锂离子电池的正极材料。基态Co原子核外电子排布式为________，第四电离能I4(Co)________(填“>”或“<”)I4(Fe)。
答案 (1)①7 1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6 ②Kr
(2)①3d54s1 3 ②F>O>C>Si
(3)[Ar]3d74s2 <
解析 (1)①基态镍原子核外有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s共7个能级，即电子共有7种不同的能量；Fe2＋核外有24个电子，其电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。
②铬元素是第四周期元素，根据第一电离能递变规律可知，第四周期中Kr的第一电离能最大。
(2)①基态Cr核外有24个电子，核外电子排布式为[Ar]3d54s1，故价电子排布式为3d54s1。基态Ni原子核外有28个电子，电子排布式为[Ar]3d84s2,3d轨道上有2个未成对电子，同一周期中与基态Ni有相同的未成对电子数目的原子的核外电子排布式分别为[Ar]3d24s2、[Ar]3d104s24p2、[Ar]3d104s24p4，共3种。
②根据电负性的递变规律，可知电负性：F>O>C>Si。
(3)Co原子核外有27个电子，由构造原理可写出其核外电子排布式为[Ar]3d74s2；Fe原子失去3个电子后，3d能级处于较稳定的半充满状态，而Co失去4个电子后3d能级才达到半充满状态，即I4(Co)
(2)与O同一周期元素中，第一电离能最大的元素是________(惰性元素除外)；电负性最大的是________；第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有________种。
(3)N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4
……
Im/kJ·mol－1
578
1817
2745
11578
则该元素是________(填写元素符号)。
答案 (1)Be>Mg>Ca (2)F F 3 (3)Al
解析 (1)同一主族元素，第一电离能从上到下逐渐减小，故第一电离能Be>Mg>Ca。
(2)同一周期从左到右，电负性逐渐增大，第一电离能呈增大的趋势，故电负性、第一电离能最大的都是F(稀有气体元素除外)，由第ⅡA族、第ⅤA族元素第一电离能大于相邻元素知，在第二周期中，第一电离能位于硼元素与氮元素之间的元素有Be、C、O三种。
(3)分析表中数据可知，该元素的I3≪I4，则该元素原子最外层有3个电子，为Al。
考点2 分子结构与性质
例2 (1)(2019·全国卷Ⅰ)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＋”)。
(2)(2019·全国卷Ⅱ)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比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
(3)(2019·全国卷Ⅲ)①FeCl3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________。
③NH4H2PO4中，电负性最高的元素是O；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。
[批注点拨]
[解析] (1)乙二胺中N、C原子价层电子对数均为4，均采用sp3方式杂化。乙二胺中氮原子有孤对电子，Mg2＋、Cu2＋存在空轨道，两者易形成配位键。由于半径Cu2＋＞Mg2＋，Cu2＋的配位数比Mg2＋大，故乙二胺与Cu2＋形成的配合物更稳定。
(2)①AsH3和NH3为等电子体，NH3为三角锥形，因此AsH3也为三角锥形。因为NH3分子间存在氢键，所以AsH3的沸点比NH3低。
②O2－和F－的核外电子层结构相同，F－的核电荷数大，因此F－的半径小。
②苯胺是有机化合物，属于分子晶体。由于苯胺分子中N原子电负性大、原子半径小，易形成分子间氢键N—H…N，导致熔、沸点比相对分子质量相近的甲苯高。
③PO中价层电子对数为＝4，采取sp3杂化方式，杂化轨道只能形成σ键，故与O原子的2p轨道形成σ键。
[答案] (1)sp3 sp3 乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键 Cu2＋
(2)①三角锥形 低 NH3分子间存在氢键 ②小于
1．判断分子中心原子的杂化类型的方法
(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布呈正四面体形或三角锥形，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)根据等电子原理进行推断：如CO2是直线形分子，N2O、N、SCN－与CO2是等电子体，所以空间构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
2．化学键的极性和分子极性的关系
3．三种作用力及对物质性质的影响
3．(1)(2019·西安五校高三联考)①航母甲板涂有一层耐高温的材料，结构如图所示。其中O原子杂化方式为________杂化。
②海洋是元素的摇篮，海水中含有大量卤族元素。
a．根据下表数据判断：最有可能生成较稳定的单核阳离子的卤素原子是________(填元素符号)。
b．根据价层电子对互斥理论，预测ClO的空间构型为________。
c．已知HClO3酸性强于HClO，从结构上分析其原因是________________。
(2)(2019·福建六校联盟高三联考)①氯化铬酰(CrO2Cl2)是有机合成中重要的氯化剂，熔点为－96.5 ℃，沸点为117 ℃。
若CrO2Cl2是非极性分子，最可能的分子构型是________(填“四面体”或“平面四边形”)，从理论上讲，CrO2Cl2在苯中的溶解度比在乙醇中的溶解度__________(填“大”或“小”)，CrO2Cl2中的化学键类型为________(填“离子键”“共价键”或“离子键、共价键”)。
②氨基乙酸亚铁[(H2NCH2COO)2Fe]可用于防治各种动物贫血症，则该物质中碳原子的杂化轨道类型为____________。
(3)(2019·辽宁五校协作体高三联考)①PO的空间构型为________。
②铁系元素能与CO形成Fe(CO)5、Ni(CO)4等金属羰基配合物。与CO互为等电子体的分子和离子分别为________和________(各举一种，填化学式)；在CO分子中，σ键与π键数目之比为________。
③铁与K2O、(环戊二烯)在隔绝空气条件下共热可制得二茂铁[Fe(C5H5)2]。在环戊二烯中，C原子的杂化轨道类型为________。二茂铁熔点为446 K，不溶于水，易溶于乙醚、苯、乙醇等有机溶剂，373 K即升华；从各种性质看，它是典型的________化合物。
答案 (1)①sp3 ②a.I b．正四面体形 c．HClO3中氯原子的正电性高，使Cl—O—H结构中O原子上的电子向Cl原子偏移，使其更容易电离出H＋
(2)①平面四边形 大 共价键 ②sp2、sp3
(3)①正四面体形 ②N2 CN－ 1∶2 ③sp2和sp3 共价
解析 (1)①O原子成键电子对数为2，孤电子对数为2，故杂化轨道数为4，杂化类型为sp3。
②a.由表格数据可知，I的第一电离能最小，最容易失去1个电子生成较稳定的单核阳离子。b.ClO中Cl无孤对电子，成键电子对数为4，故空间构型为正四面体形。
(2)①苯和乙醇分别为非极性和极性分子，根据相似相溶原理可知，CrO2Cl2在苯中的溶解度比在乙醇中大。由CrO2Cl2的熔、沸点数据可判断CrO2Cl2为分子晶体，则CrO2Cl2中的化学键为共价键。
(3)①PO的中心原子P与4个O形成正四面体结构。
②CO分子价电子数为10，与其互为等电子体的分子和离子分别有N2和CN－等。CO与N2互为等电子体，二者结构相似，即CO分子中含有碳氧三键，其中σ键与π键数目之比为1∶2。
③环戊二烯中双键碳原子为sp2杂化，单键碳原子为sp3杂化。由二茂铁的物理性质可判断其属于分子晶体，是典型的共价化合物。
4．(1)(2017·全国卷Ⅰ)X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离子。I离子的几何构型为____________________，中心原子的杂化形式为_____________________________________________________________________。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所示。
①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为________，不同之处为________。(填标号)
A．中心原子的杂化轨道类型
B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构
D．共价键类型
②R中阴离子N中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号Π表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π)，则N中的大π键应表示为________。
③图中虚线代表氢键，其表示式为(NH)N—H…Cl、________、________。
(3)(2017·全国卷Ⅲ)①CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为________和________。
②在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为__________，原因是____________________________。
③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__________________。
答案 (1)V形 sp3
(2)①ABD C ②5 Π ③(H3O＋)O—H…N(N) (NH)N—H…N(N)
(3)①sp sp3 ②H2O>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相对分子质量较大，范德华力较大 ③离子键和π键(Π键)
解析 (1)I的价层电子对数为＝4，中心原子杂化轨道类型为sp3，成键电子对数为2，孤电子对数为2，故空间构型为V形。
(2)①R中两种阳离子分别为H3O＋和NH。A选项，两种阳离子中心原子的杂化轨道类型均为sp3，所以两者相同；B选项，H3O＋中心原子的价层电子对数为＝4，NH中心原子的价层电子对数为＝4，所以两者相同；C选项，H3O＋和NH的立体结构分别为三角锥形和正四面体形，所以两者不同；D选项，H3O＋和NH均含有极性共价键和配位键，所以两者相同。
②由题给图示可知，N与N之间形成5个N—N键，因此有5个σ键。N中有5个氮原子参与形成大π键，每个N原子与其他2个N原子形成共价键，每个N原子还可以提供1个电子参与大π键的形成，加上得到的1个电子，共有6个电子参与形成大π键，因此N中的大π键可表示为Π。
③根据题给表示式可知，除表示出形成氢键的原子外，还要表示出形成氢键的原子所在的原子团和该原子在原子团中的成键情况，因此氢键的表示式为(NH)N—H…Cl、(H3O ＋)O—H…N(N)、(NH)N—H…N(N)。
(3)①CO2和CH3OH的中心原子C的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。
考点3 晶体结构与性质
例3 (1)(2019·全国卷Ⅰ)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：
①一些氧化物的熔点如下表所示：
氧化物
Li2O
MgO
P4O6
SO2
熔点/℃
1570
2800
23.8
－75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因：________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
②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)。
(2)(2019·全国卷Ⅱ)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FeSmAsFO组成的化合物。回答下列问题：
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，完成它们的关系表达式：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________、________。
(3)(2019·全国卷Ⅲ)NH4H2PO4和LiFePO4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、三磷酸根离子如下图所示：
这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为________(用n代表P原子数)。
[批注点拨]
[解析] (1)②由图b可知，立方格子面对角线长为a pm，即为4个Cu原子直径之和，则Cu原子之间最短距离为a pm。由图b可知，若将每个晶胞分为8个小立方体，则Mg原子之间最短距离y为晶胞内位于小立方体
体对角线中点的Mg原子与顶点Mg原子之间的距离(如图所示)，即小立方体体对角线长的一半，则y＝ pm××＝a pm。由图a可知，每个晶胞含Mg原子8×＋6×＋4＝8个，含Cu原子16个，则MgCu2的密度ρ＝ g·cm－3。
(2)由题图可知，As、Sm都在晶胞的面上，该晶胞中As的原子个数＝4×＝2，Sm的原子个数＝4×＝2，Fe在晶胞的棱上和体心，Fe的原子个数＝1＋4×＝2，F－和O2－在晶胞的顶点和上下底面，F－和O2－的个数和＝2×＋8×＝2，已知F－和O2－的比例依次为x和1－x，所以该物质的化学式为SmFeAsO1－xFx。1个晶胞的质量＝ g，晶胞的体积＝a2c×10－30cm3，所以晶胞的密度＝ g·cm－3。根据图1中原子1的坐标为，可看出原子2的z轴为0，x、y轴均为，则原子2的坐标为；原子3的x、y轴均为0，z轴为，则原子3的坐标为。
(3)由题给焦磷酸根离子、三磷酸根离子的结构式可看出，多磷酸盐中存在PO结构单元，n个PO结构单元共用(n－1)个O原子，则O原子总数为4n－(n－1)＝3n＋1，离子所带电荷数为－(n＋2)，故通式为(PnO3n＋1)(n＋2)－。
[答案] (1)①Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O，分子间作用力(相对分子质量)P4O6>SO2
②a a
(2)SmFeAsO1－xFx
(3)(PnO3n＋1)(n＋2)－
1．均摊法确定晶胞的化学组成
(1)方法
晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么每个原子对这个晶胞的贡献就是。
(2)类型
①长方体(正方体)晶胞中不同位置的粒子对晶胞的贡献：
②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。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)对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：
2．常见易错误区
(1)CO2和SiO2尽管有相似的组成，但二者物理性质有较大差异，原因是二者的晶体类型不同，CO2属于分子晶体，SiO2属于原子晶体，二者不能混淆。
(2)离子晶体中不一定都含有金属元素，如NH4Cl是离子晶体；金属元素和非金属元素组成的晶体不一定是离子晶体，如AlCl3是分子晶体；含有金属离子的晶体不一定是离子晶体，如金属晶体中含有金属离子。
(3)含阴离子的晶体中一定含有阳离子，但含阳离子的晶体中不一定含阴离子，如金属晶体。
(4)易误认为金属晶体的熔点比分子晶体的熔点高，其实不一定，如Na的熔点为97 ℃，尿素的熔点为132.7 ℃。
(5)在晶胞中微粒个数的计算过程中，不要形成思维定势，不能对任何形状的晶胞都使用长方体晶胞中粒子数目的计算方法。不同形状的晶胞，应先分析任意位置上的一个粒子是被几个晶胞共用，如六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心依次被6、3、4、2个晶胞共用。
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、离子或分子在整个晶体空间中所占有的体积百分比。
空间利用率＝
②空间利用率的计算步骤
a．计算晶胞中的微粒数；
b．计算晶胞的体积。
(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
过程：V(球)＝πr3 V(晶胞)＝(2r)3＝8r3
空间利用率＝×100%＝≈52%
②体心立方堆积(如图2所示)
过程：b2＝a2＋a2
(4r)2＝a2＋b2＝3a2，所以：a＝r
空间利用率＝×100%＝×100%＝×100%≈68%
③六方最密堆积(如图3所示)
过程：S＝2r×r＝2r2
h＝r V(球)＝2×πr3
V(晶胞)＝S×2h＝2r2×2×r＝8r3
空间利用率＝×100%＝×100%≈74%
④面心立方最密堆积(如图4所示)
过程：a＝2r
V(球)＝4×πr3
V(晶胞)＝a3＝(2r)3＝16r3
空间利用率＝×100%＝×100%≈74%
5．(1)(2019·辽宁五校协作体高三联考)铁单质的堆积方式有两种，其剖面图分别如图a、b所示，铁原子的半径为r pm。在图a所示堆积方式里，其晶胞棱长为________cm。在图b所示堆积方式里，铁原子的总体积与晶胞体积的比值为________(用含圆周率π的代数式表示)。
(2)(2019·西安五校高三联考)海底金属软泥是在海洋底覆盖着的一层红棕色沉积物，蕴藏着大量的资源，含有硅、氧化铁、锰、锌等。Zn2＋与S2－形成的一种晶体的晶胞结构如图所示(灰球表示Zn2＋，白球表示S2－)。则该晶胞中六个面心的离子围成的立体图形为______________。
已知该晶体的密度为ρ g·cm－3，阿伏加德罗常数的值为NA，该晶胞中Zn2＋和S2－之间的最短距离为体对角线长度的，则该晶胞中S2－和Zn2＋之间的最短距离为________nm。(写出计算式即可)
答案 (1)r×10－10 π
(2)正八面体 × ×107
解析 (1)题图a为体心立方堆积，体对角线长为4r pm，设晶胞棱长为x pm，则(x)2＋x2＝(4r)2，解得x＝r，即晶胞棱长为r×10－10 cm。题图b为面心立方最密堆积，晶胞中含Fe原子个数为×8＋×6＝4，Fe原子的体积为4×πr3 pm3，晶胞中面对角线长为4r pm，则晶胞的棱长为2r pm，其体积为(2r)3 pm3，则晶胞中Fe原子的总体积与晶胞体积的比值为＝π。
(2)前、后、左、右四个面心的离子处于同一平面，上、下两个面心的离子与前、后、左、右四个面心的离子之间的距离相等，故该晶胞中六个面心的离子围成的立体图形为正八面体。该晶胞中含有Zn2＋个数为4，S2－个数为8×＋6×＝4，即该晶胞中有4个ZnS；设晶胞的棱长为a cm，则ρ g·cm－3×(a cm)3＝ g，解得a＝，晶胞体对角线长度为× cm，该晶胞中Zn2＋和S2－之间的最短距离为体对角线的，则该晶胞中S2－和Zn2＋之间的最短距离为×× cm＝× ×107 nm。
6．(1)(2017·全国卷Ⅰ)①KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立体结构，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。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所示。
R的晶体密度为d g·cm－3，其立方晶胞参数为a nm，晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元，该单元的相对质量为M，则y的计算表达式为____________。
(3)(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。
答案 (1)①0.315 12 ②体心 棱心
(2)(或×10－21)
(3)0.148 0.076
解析 (1)①K与O间的最短距离为a＝×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K紧邻的O原子为12个。
②根据KIO3的化学式及晶胞结构可画出KIO3的另一种晶胞结构，如图，可看出K处于体心，O处于棱心。
(2)晶胞的质量为d g/cm3×(a×10－7 cm)3＝a3d×10－21 g，NA个该单元的质量为M g，则＝，故y＝。
(3)因为O2－采用面心立方最密堆积方式，面对角线是O2－半径的4倍，即4r(O2－)＝a，解得r(O2－)≈0.148 nm；根据晶胞的结构可知，棱上阴、阳离子相切，因此2r(Mn2＋)＋2r(O2－)＝0.448 nm，所以r(Mn2＋)＝0.076 nm。
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：
(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是________、________(填标号)。
(2)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是____________________________________________________________________。
(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________。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
(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图a的BornHaber循环计算得到。
可知，Li原子的第一电离能为________kJ·mol－1，O===O 键键能为________kJ·mol－1，Li2O晶格能为________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0.4665 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)。
答案 (1)D C
(2)Li＋核电荷数较大
(3)正四面体 sp3 AB
(4)520 498 2908
(5)
解析 (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。
(2)由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋的半径小于H－。
(3)LiAlH4中的阴离子是AlH，中心原子铝原子含有的价层电子对数是4，且不存在孤对电子，所以空间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化；阴、阳离子间存在离子键，Al与H之间还有共价单键，不存在双键和氢键，答案选AB。
(4)根据示意图可知Li原子的第一电离能是1040 kJ·mol－1÷2＝520 kJ·mol－1；0.5 mol氧气转化为氧原子时吸热249 kJ，所以O===O键键能是249 kJ·mol－1×2＝498 kJ·mol－1；根据晶格能的定义结合示意图可知Li2O的晶格能是2908 kJ·mol－1。
(5)根据晶胞结构可知锂全部在晶胞中，共计8个，根据化学式可知氧原子个数是4个，则Li2O的密度是ρ＝＝ g·cm－3。
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：
回答下列问题：
(1)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________形。
(2)根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是____________。
(3)图a为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为___________________________________________________________。
(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为________形，其中共价键的类型有________种；固体三氧化硫中存在如图b所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为________。
(5)FeS2晶体的晶胞如图c所示。晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，其晶体密度的计算表达式为________g·cm－3；晶胞中Fe2＋位于S所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长为________nm。
答案 (1) 哑铃(纺锤)
(2)H2S
(3)S8相对分子质量大，分子间范德华力强
(4)平面三角 2 sp3
(5)×1021 a
解析 (1)基态Fe原子的核外电子排布式为
1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层电子的电子排布图(轨道表达式)为；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据的最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。
(2)根据价层电子对互斥理论可知H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数分别是2＋＝4、2＋＝3、3＋＝3，因此中心原子价层电子对数不同于其他分子的是H2S。
(3)S8、二氧化硫形成的晶体均是分子晶体，由于S8相对分子质量大，分子间范德华力强，所以其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多。
(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，根据(2)中分析可知中心原子含有的价层电子对数是3，且不存在孤对电子，所以其分子的立体构型为平面三角形。分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有2种，即σ键、π键；固体三氧化硫中存在如图b所示的三聚分子，该分子中S原子形成4个共价键，因此其杂化轨道类型为sp3。
(5)根据晶胞结构可知含有Fe2＋的个数是12×＋1＝4，S个数是8×＋6×＝4，晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M，阿伏加德罗常数的值为NA，则其晶体密度的计算表达式为ρ＝＝ g·cm－3＝×1021 g·cm－3；晶胞中Fe2＋位于S所形成的正八面体的体心，该正八面体的边长是面对角线的一半，则为a nm。
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：
(1)Zn原子核外电子排布式为____________________。
(2)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成，第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是______________________________。
(3)ZnF2具有较高的熔点(872 ℃)，其化学键类型是________；ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
(4)《中华本草》等中医典籍中，记载了炉甘石(ZnCO3)入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中，阴离子空间构型为________，C原子的杂化形式为________________。
(5)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)。
答案 (1)[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子
(3)离子键 ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小
(4)平面三角形 sp2
(5)六方最密堆积(A3型)
解析 (1)Zn是第30号元素，所以核外电子排布式为[Ar]3d104s2或1s22s22p63s23p63d104s2。
(3)根据氟化锌的熔点可以判断其为离子化合物，所以一定存在离子键。作为离子化合物，氟化锌不溶于有机溶剂，而氯化锌、溴化锌和碘化锌的化学键以共价键为主，分子的极性较小，能够溶于乙醇、乙醚等弱极性有机溶剂。
(4)碳酸锌中的阴离子为CO，根据价层电子对互斥理论，其中心原子C的价层电子对数为3＋＝3，所以空间构型为平面三角形，中心C原子的杂化形式为sp2杂化。
(5)由图可知，堆积方式为六方最密堆积。为了计算方便，选取该六棱柱结构进行计算。六棱柱顶点的原子是6个六棱柱共用的，面心是两个六棱柱共用，所以该六棱柱中的锌原子为12×＋2×＋3＝6个，所以该结构的质量为 g。该六棱柱的底面为正六边形，边长为a cm，底面的面积为6个边长为a cm的正三角形面积之和，根据正三角形面积的计算公式，该底面的面积为6×a2 cm2，高为c cm，所以体积为6×a2c cm3。所以密度为＝ g·cm－3。
4．(2017·海南高考)第ⅣA族元素及其化合物在材料等方面有重要用途。回答下列问题：
(1)碳的一种单质的结构如图a所示。该单质的晶体类型为________，原子间存在的共价键类型有________，碳原子的杂化轨道类型为________。
(2)SiCl4分子的中心原子的价层电子对数为________，分子的立体构型为________，属于________(填“极性”或“非极性”)分子。
(3)四卤化硅SiX4的沸点和二卤化铅PbX2的熔点如图b所示。
①SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是________________________。
②结合SiX4的沸点和PbX2的熔点的变化规律，可推断：依F、Cl、Br、I次序，PbX2中化学键的离子性________、共价性________(填“增强”“不变”或“减弱”)。
(4)碳的另一种单质C60可以与钾形成低温超导化合物，晶体结构如图c所示。K位于立方体的棱上和立方体的内部，此化合物的化学式为____________；其晶胞参数为1.4 nm，晶体密度为________g·cm－3。
答案 (1)混合晶体 σ键、π键 sp2
(2)4 正四面体 非极性
(3)①SiX4属于分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高 ②减弱 增强
(4)K3C60 2.0
解析 (1)碳的一种单质的结构如图a所示，应为石墨，属于混合型晶体，在石墨晶体中，同层的每一个碳原子以sp2杂化轨道方式与相邻的三个碳原子以σ键结合，六个碳原子在同一个平面上形成了正六边形的环，伸展成片层结构，在同一平面的碳原子还各剩下一个p轨道，其中有一个2p电子。这些p轨道又都互相平行，并垂直于碳原子sp2杂化轨道构成的平面，形成了大π键。
(2)SiCl4分子的中心原子为Si，形成4个σ键，价层电子对数为4，具有正四面体结构，属于非极性分子。
(3)①四卤化硅为分子晶体，沸点与分子间作用力有关，相对分子质量越大，分子间作用力越大，沸点越高。②PbX2的熔点先降低后升高，其中PbF2为离子晶体，PbBr2、PbI2为分子晶体，可知依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强。
(4)K位于棱上和内部，晶胞中的个数为12×＋9＝12，C60位于顶点和面心，个数为8×＋6×＝4，化学式为K3C60，则晶胞的质量为 g，其晶胞参数为1.4 nm＝1.4×10－7 cm，则体积为(1.4×10－7)3 cm3，所以密度为≈2.0 g·cm－3。
5．(2017·江苏高考)铁氮化合物(FexNy)在磁记录材料领域有着广泛的应用前景。某FexNy的制备需铁、氮气、丙酮和乙醇参与。
(1)Fe3＋基态核外电子排布式为________。
(2)丙酮(CH3CCH3O)分子中碳原子轨道的杂化类型是________，1 mol丙酮分子中含有σ键的数目为____________。
(3)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__________。
(4)乙醇的沸点高于丙酮，这是因为_______________________ _________________________________________________。
(5)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________。
答案 (1)[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5
(2)sp2和sp3 9 mol (3)H
(5)Fe3CuN
解析 (1)Fe位于元素周期表的第四周期Ⅷ族内左起第1列，基态Fe原子的价层电子排布式为3d64s2。基态原子失电子遵循“由外向内”规律，故Fe3＋基态核外电子排布式为[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5。
(2) 中的C原子含有3个σ键，该原子的杂化轨道类型为sp2。—CH3中的C原子含有4个σ键，该原子的杂化轨道类型为sp3。1个丙酮分子含有的σ键数：4×2＋1＝9，故1 mol 丙酮分子含有9 mol σ键。
(3)因非金属性H＜C＜O，故电负性：H＜C＜O。
(4)乙醇比丙酮相对分子质量小，但乙醇沸点高，原因在于氢键和范德华力之别。乙醇含有羟基决定了乙醇分子间存在氢键，丙酮的O原子在羰基中，丙酮不具备形成氢键的条件，丙酮分子间只存在范德华力。氢键比范德华力强得多。
(5)能量低的晶胞稳定性强，即Cu替代a位置Fe型晶胞更稳定。每个晶胞均摊Fe原子数：6×＝3，Cu原子数：8×＝1，N原子数是1，则Cu替代a位置Fe型产物的化学式为Fe3CuN。
6．(2016·全国卷Ⅰ节选)锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：
(1)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：______________________________________。
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
－49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
(2)晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为(0,0,0)；B为；C为。则D原子的坐标参数为________。
②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a＝565.76 pm，其密度为________________________g·cm－3(列出计算式即可)。
答案 (1)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次升高。原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间作用力逐渐增强
(2)① ②×107
解析 (1)从表格中数据可看出GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点逐渐升高，这是因为它们的分子结构相似，随着相对分子质量增大，分子间作用力增强，导致其熔、沸点逐渐升高。
(2)①结合D在晶胞内的位置可确定其坐标为；②由均摊法可确定该Ge晶胞中含有Ge原子为个＝8个，则 mol×73 g·mol－1＝(565.76×10－10 cm)3ρ，解得ρ＝×107 g·cm－3。
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7．碳、氮、铜形成的单质及它们形成的化合物有重要研究和应用价值，回答下列问题：
(1)邻氨基吡啶的铜配合物在有机不对称合成中起催化诱导效应，其结构简式如图所示。
①基态Cu原子的价电子排布式为________，在元素周期表中铜位于________区(填“s”“p”“d”或“ds”)。
②C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为________。
③邻氨基吡啶的铜配合物中，Cu2＋的配位数是________，N原子的杂化类型为________。
(2)C60是富勒烯族分子中稳定性最高的一种，N60是未来的火箭燃料，二者结构相似。
①有关C60和N60的说法中正确的是________。
A．C60和N60均属于分子晶体
B．N60的稳定性强于N2
C．C60中碳原子是sp3杂化
D．C60易溶于CS2、苯
②近年来，科学家合成了一种具有“二重结构”的球形分子，它是把足球形分子C60容纳在足球形分子Si60中，则该分子中含有的化学键类型为__________________(填“极性键”“非极性键”)。
(3)原子坐标参数和晶胞参数是晶胞的两个基本参数。
①图a中原子坐标参数分别为：A(0,0,0)，B，C，则D的原子坐标参数为________。
②图b为铜的晶胞，铜原子半径为R nm，NA是阿伏加德罗常数的值，则铜晶体的密度为________g·cm－3(用含R、NA的式子表示)。
答案 (1)①3d104s1 ds ②N>O>C ③4 sp2、sp3
(2)①AD ②极性键、非极性键
(3)① ②
解析 (1)①Cu的原子序数为29，基态Cu原子的价电子排布式为3d104s1，在元素周期表中铜位于ds区。
②同周期从左到右第一电离能有增大的趋势，N的价电子排布为2s22p3,2p能级为半充满结构，第一电离能变大，C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
③邻氨基吡啶的铜配合物中，Cu2＋形成2个Cu—N键，2个Cu—O键，Cu2＋的配位数是4；—NH2上的N形成3个σ键，一对孤电子对，为sp3杂化，杂环上的N形成3个σ键，一个π键，为sp2杂化。
(2)①C60和N60均由分子构成，属于分子晶体，故A正确；N2形成三键，键能大，N60的稳定性弱于N2，故B错误；C60中碳原子形成3个σ键，一个π键，碳是sp2杂化，故C错误；C60 为非极性分子，易溶于CS2、苯，故D正确。
②C60置于“足球形”的Si60内合成“二重构造”球形分子C60Si60，该反应中反应物全部加合在一起，类似有机反应中的加成反应，其中C—C键、Si—Si键为非极性键；C—Si键为极性键。
(3)①D的原子坐标参数x为0，y、z为，D的原子坐标参数为。
②Cu晶体的粒子堆积方式为面心立方最密堆积，该晶胞中Cu原子个数＝6×＋8×＝4，其晶胞体积V＝(2R×10－7)3 cm3，其密度ρ＝＝ g·cm－3＝ g·cm－3＝ g·cm－3。
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