2020-2021學年度高考沖刺物質的結構與性質三（選修三）

1．“常見無機物”，主要是指的鋁、鐵、硫、氯四種元素的單質及化合物。完成下列填空：

（1）四種元素原子的半徑大小Fe

>______>______>______

（2）鋁原子核外電子排布式_________________________,有_________種不同能量級的電子；鋁熱劑的成分是鋁粉與氧化鐵的混合物;寫出鋁熱反應的化學方程式____________________

（3）工業上用氯氣和__________制取漂粉精；吸收多余氯氣的試劑是______________。

（4）硫磺粉末與鐵粉混合加熱，寫出該反應的化學反應方程式并標出電子轉移的方向和數目______________________________________________________。

（5）硫的非金屬性________于氯(選填“強”、“弱”)，用一個事實證明______________________，再從原子結構的知識加以解釋____________________________________________________.2．納米技術制成的金屬燃料、非金屬固體燃料、氫氣等已應用到社會生活和高科技領域。

（1）A和B的單質單位質量的燃燒熱大，可用作燃料。已知A和B為同主族短周期元素，其原子的第一至第四電離能如下表所示：

電離能(kJ/mol)

I1

I2

I3

I4

A

932

1821

15390

21771

B

738

1451

7733

10540

①某同學根據上述信息，推斷B的核外電子排布如圖所示，該同學所畫的電子排布圖違背了_________________________。

②根據價層電子對互斥理論，預測A和氯元素形成的簡單分子空間構型為_______。

（2）氫氣作為一種清潔能源，必須解決它的儲存問題，C60分子可用作儲氫材料。

③已知金剛石中的C－C的鍵長為154.45pm，C60中C－C鍵長為145~140pm，有同學據此認為C60的熔點高于金剛石，你認為是否正確_________并闡述理由_____________________。

④科學家把C60和K摻雜在一起制造了一種富勒烯化合物，其晶胞如圖所示，該物質在低溫時是一種超導體。該物質的K原子和C60分子的個數比為________________。

⑤繼C60后，科學家又合成了Si60、N60；

C、Si、N原子電負性由大到小的順序是_______。Si60分子中每個硅原子只跟相鄰的3個硅原子形成共價鍵，且每個硅原子最外層都滿足8電子穩定結構，則Si60分子中π鍵的數目為_______________。

3．Ga、N、Ni、As等元素常用于制造高科技材料。回答下列問題:

（1）基態As原子核外電子排布式為[

Ar]

_____。

（2）元素的基態氣態原子得到一個電子形成氣態負一價離子時所放出的能量稱作第一電子親和能（E1）。第二周期部分元素的E1變化趨勢如圖所示,其中除氮元素外，其他元素的E1自左向右依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈現異常的原因是________。

（3）我國科學家最近成功合成了世界上首個五氮陰離子鹽（N5）6（H3O）3（NH4）4Cl（用R表示）。經X射線衍射測得化合物R的晶體結構,其局部結構如圖所示。圖中虛線代表氫鍵,其表示式為（NH4+）N—

H…Cl、_______、_________。

（4）8-羥基喹啉鋁（分子式為C27

H18AlN3O3）用于發光材料及電子傳輸材料,可由LiAlH與8-羥基喹啉（）合成。LiAlH中陰離子的空間構型為___

;8-

羥基喹啉所含元素中電負性最大的是___（填元素符號）,N、O的雜化方式依次為___、____。

（5）GaAs的晶胞結構如圖所示,其晶胞參數為a

pm。設阿伏加德羅常數的值為NA,則GaAs的密度是_______g·cm-3（列出計算表達式）。

4．鈣鈦礦(CaTiO3)型化合物是一類可用于生產太陽能電池、傳感器、固體電阻器等的功能材料,回答下列問題:

（1）基態Ti原子的核外電子排布式為________。

（2）Ti的四鹵化物熔點如下表所示,TiF4熔點高于其他三種鹵化物,且自TiCl4至TiI4熔點依次升高,原因是________。

化合物

TiF4

TiCl4

TiBr4

TiI4

熔點/℃

377

﹣24.12

38.3

155

（3）CaTiO3的晶胞如圖(a)所示,其組成元素的電負性大小順序是________;金屬離子與氧離子間的作用力為________,Ca2+的配位數是________。

（4）一種立方鈣鈦礦結構的金屬鹵化物光電材料的組成為Pb2+、I-和有機堿離子CH3NH3+,其晶胞如圖(b)所示。有機堿CH3NH3+中,N原子的雜化軌道類型是________;若晶胞參數為anm,則晶體密度為________g/cm3(列出計算式)。

（5）用上述金屬鹵化物光電材料制作的太陽能電池在使用過程中會產生單質鉛和碘,降低了器件效率和使用壽命。我國科學家巧妙地在此材料中引入稀土銪(Eu)鹽,提升了太陽能電池的效率和使用壽命,其作用原理如圖（c）所示,用離子方程式表示該原理________、________。

5．磷酸鐵鋰電池是綠色環保型電池，電池的總反應為：Li1-xFePO4+LixC6=

LiFePO4+C6。

(1)LiFepO4中Fe2+的價電子排布圖(軌道表達式)為___________，該電池反應物中涉及第二周期的元素的第一電離能由大到小的順序是___________(用元素符號表示)。

(2)H3PO4和H2CO3中P和C原子的雜化方式_____(填“相同”或“不相同”)。PO43－的空間結構為___________。

(3)石墨可用作鋰離子電池的負極材料，Li+嵌人石墨的兩層間，導致石墨的層堆積方式發生改變，形成化學式為LixC6的嵌入化合物。某石墨嵌入化合物的平面結構如右圖所示，則x=___________；若每個六元環都對應一個L

i+，則化學式為___________。

(4)某金屬鋰的硼氫化物是優質固體電解質，并具有高儲氫密度。陽離子為Li+，陰離子是由12個硼原子和12個氫原子所構成的離子團。陰離子在晶胞中位置如圖所示，其堆積方式為___________，Li+占據陰離子組成的所有正四面體中心，該化合物的化學式為___________(用最簡整數比表示)。假設晶胞邊長為a

nm，則兩個最近的Li+的距離為___________nm。

6．鈷及其化合物在生產生活中有廣泛應用。回答下列問題：

（1）基態鈷原子價電子排布式為___________。

（2）Co3+在水中易被還原成Co2+，而在氨水中可穩定存在，其原因為___________。

（3）[Co(NO3－)4]2－中Co2+的配位數為4，配體中N的雜化方式為___________，該配離子中各元素I1由小到大的順序為___________(填元素符號)，1mol該配離子中含σ鍵數目為___________NA。

（4）八面體配合物CoCl3·3NH3結構有___________種，其中極性分子有___________種。

（5）配合物Co2(CO)8的結構如下圖，該配合物中存在的作用力類型有___________(填標號)。

A．金屬鍵

B．離子鍵

C．共價鍵

D．配位鍵

E.氫鍵

F.范德華力

（6）鈷藍晶體結構如下圖，該立方晶胞由4個I型和4個Ⅱ型小立方體構成，其化學式為___________，晶體中Al3+占據O2－形成的___________(填“四面體空隙”或“八面體空隙”)。NA為阿伏加德羅常數的值，鈷藍晶體的密度為___________g·cm－3(列計算式)。

7．據《科技日報》報道，我國科學家研制成功一系列石墨烯限域的3d過渡金屬中心(Mn、Fe、Co、Ni、Cu)催化劑，在室溫條件下以H2O2為氧化劑直接將CH4氧化成碳的含氧衍生物。

請回答下列問題：

(1)在Mn、Fe、Co、Ni、Cu中，基態原子核外電子排布要遵循“洪特規則特例”，該原子的外圍電子排布式為_________。在3d過渡金屬中，基態原子未成對電子數最多的元素是_________(填元素符號)。

(2)石墨烯限域單原子鐵能活化CH4分子中C—H鍵，導致C—H鍵的鍵能_________(填“增大”“減小”或“不變”)。鐵晶體中粒子之間作用力類型是_________。

(3)常溫下，H2O2氧化CH4生成CH3OH、HCHO、HCOOH等。

①它們的沸點分別為64.7℃、-19.5℃、100.8℃，其主要原因是_________。

②CH4、HCHO的鍵角較大的是_________，主要原因是_________。

(4)鈷晶胞、白銅(銅鎳合金)晶胞如圖所示。

①鈷晶胞堆積方式的名稱為_________。

②已知白銅晶胞的密度為d

g·cm-3，NA代表阿伏加德羅常數的值。圖2晶胞中兩個面心上銅原子最短核間距為_________

pm(只列出計算式)。

8．氮原子可以形成σ鍵、π鍵、大π鍵和配位鍵，成鍵的多樣性使其形成了多種具有獨特組成的物質。回答下列問題：

(1)第一電離能：氮___________氧(填“大于”或“小于”)，基態氮原子價電子排布圖不是，是因為該排布方式違背了___________。

(2)肼(H2N?NH2)分子中孤電子對與σ鍵的數目之比為___________，肼的相對分子質量與乙烯接近，但沸點遠高于乙烯的原因是___________。

(3)硝酸的結構可表示為，硝酸與水分子可形成一水合二硝酸結晶水合物(2HNO3?H2O)，水分子以三個氫鍵與兩個硝酸分子結合，請寫出一水合二硝酸的結構式___________(氫鍵用“…”表示)。

(4)正硝酸鈉(Na3NO4)為白色晶體，是一種重要的化工原料。

①Na3NO4陰離子的空間構型為___________，其中心原子雜化方式為___________。

②在573K條件下，實驗室中用NaNO3和Na2O在銀皿中反應制得Na3NO4，Na2O的立方晶胞如圖所示：

圖中“●”表示___________(填“Na+”或“O2?”)，距離“●”最近且等距離的“○”有___________個，Na2O晶胞的參數為apm，則晶胞密度___________g?cm?3(列出計算式即可，NA為阿伏加德羅常數的值)。

9．氧族元素的單質及其化合物是一類重要物質，請回答下列問題。

⑴基態硒(Se)原子的價層電子排布式為____________。

⑵OCN－中所含三種元素的電負性從大到小的順序為________(用元素符號表示，下同)；第一電離能從大到小的順序為________。已知等電子體具有相同的空間構型，則OCN－的空間構型為_______。

⑶H2O2分子中氧原子的軌道雜化類型是__________；H2O的沸點明顯高于H2Se的沸點(42℃)，其主要原因是_______________。

⑷硒化鋅的晶胞結構如圖所示，則硒化鋅的化學式為_________，其中Zn(黑球)的配位數為______。

10．元素周期表中，除了24種非金屬元素外，其余的都是金屬，請根據元素周期表回答下列問題：

I.(1)基態氮原子核外共有_______種運動狀態不相同的電子，該原子核外電子排布中電子在能量最低的軌道呈_______形，用n表示能層，氟元素所在族的外圍電子排布式為_______。

(2)在元素周期表中，某些主族元素與下方的主族元素的性質有些相似，被稱為“對角線規則”，如下表：

根據“對角線規則”寫出Be(OH)2與NaOH反應的離子方程式_______，硼酸(H3BO3)是一種具有片層結構的白色晶體，層內的H3BO3分子間通過氫鍵相連(如圖)。含1mol

H3BO3的晶體中有_______mol氫鍵，H3BO3中B原子的雜化類型為_______。硼元素具有缺電子性(價電子數少于價層軌道數)，其化合物可與具有孤電子對的分子或離子生成配合物，如BF3能與NH3反應生成BF3·NH3。BF3·NH3中B原子的雜化軌道類型為_______，B與N之間形成_______鍵。

(3)以第二周期為例，除Be、N外，其它元素的第一電離能從左到右逐漸增大的原因是_______。

II.近年來鐵及其化合物在工農業中有廣闊的應用前景。

(4)鐵的一種絡離子[Fe(CN)6]4-中Fe2+的配位數為6，該絡離子中不存在_______(填序號)。

A．共價鍵

B．非極性鍵

C．配位鍵

D．δ鍵

E.π鍵

(5)AlCl3在178℃時升華，其蒸氣的相對分子質量約為267，蒸氣分子的結構式為_______(標明配位鍵)，其中Al的軌道雜化方式為_______。

11．鐵、鈷、鎳均為第四周期VIII族元素，它們的單質及化合物具有廣泛用途。回答下列問題：

(1)Co基態原子的核外電子排布式為____。

(2)向含Fe3+的溶液中滴加少量的KSCN溶液，溶液中生成紅色的［Fe(SCN)(H2O)5]2+。

①與N同周期的主族元素中，第一電離能比N大的元素是_____。

②與SCN-互為等電子體的非極性分子的化學式為____(任寫一種)。

(3)化學上可用EDTA測定Fe2+和Co2+的含量。EDTA的結構簡式如圖所示：

EDTA分子中，碳原子的雜化方式為__，其分子中含有的四種非金屬元素的電負性由大到小順序為__。

(4)鐵、鎳易與CO作用形成羰基配合物Fe(CO)5、Ni(CO)4。1mol

Ni(CO)4分子中含有σ鍵數目為__。

(5)Fe3O4晶體中，O2-的重復排列方式如圖所示，該排列方式中存在著由如1、3、6、7的O2-圍成的正四面體空隙和由3、6、7、8、9、12的O2-圍成的正八面體空隙。Fe3O4中有一半的Fe3+填充在正四面體空隙中，另一半Fe3+和Fe2+填充在正八面體空隙中，則Fe3O4晶體中，正四面體空隙數與O2-數之比為_______。Fe3O4晶胞中有8個圖示結構單元，晶體密度為5.18g·cm-3，則該晶胞參數a=_pm(寫出計算表達式即可)。

12．C、N、O、S、Cl、Cu六種元素的單質及其化合物在現代工業生產中有著廣泛應用。請回答下列問題：

(1)第一電離能：N___________O(填“”或“”，下同)，電負性：S___________Cl。

(2)

H2O的沸點比H2S高的原因是___________；SO2屬于___________(填“極性”或“非極性”)分子，1molCO2含有鍵的物質的量為___________mol。

(3)H2O的空間構型是___________，的中心原子的雜化方式為___________。

(4)與CO互為等電子體的微粒有___________。

(5)Cu與Cl形成化合物的晶胞如圖所示。

該晶體的化學式為___________。已知該晶體中Cu原子和Cl原子之間的最短距離為a

cm，且恰好為體對角線的，阿伏加德羅常數為NA，則該晶體的密度為___________(只寫計算式)。

13．單晶邊緣納米催化劑技術為工業上有效利用二氧化碳提供了一條經濟可行的途徑，其中單晶氧化鎂負載鎳催化劑表現出優異的抗積碳和抗燒結性能。

(1)基態鎳原子的核外電子排布式為

___________。

(2)氧化鎂載體及鎳催化反應中涉及到、和等物質。元素Mg、O和C的第一電離能由小到大排序為

___________

；在上述三種物質的分子中碳原子雜化類型不同于其他兩種的是

___________，立體構型為正四面體的分子是

___________，三種物質中沸點最高的是，其原因是

___________。

(3)晶體類型是

___________。

(4)已知MgO具有NaCl型晶體結構，其結構如圖所示。已知MgO晶胞邊長為a

nm，則MgO的密度為

___________

g/cm3

(5)某短周期金屬元素R的部分電離能如表所示：

738

1451

7733

10540

13630

該金屬元素是___________。填元素符號

14．科學工作者合成了含鎂、鎳、碳3種元素的超導材料，具有良好的應用前景。回答下列問題：

(1)鎳元素位于周期表第______列，基態鎳原子d軌道中成對電子與單電子的數量比為______。

(2)在CO分子中，C與O之間形成______個σ鍵、______個π鍵，在這些化學鍵中，O原子共提供了______個電子。

(3)第二周期元素的第一電離能(I1)隨原子序數(Z)的變化情況如圖。I1隨Z的遞增而呈增大趨勢的原因是______，原子核對外層電子的引力增大。導致I1在a點出現齒峰的原因是______。

(4)下列分子或離子與具有相同類型化學鍵和立體構型的是______(填標號)。

A．

B．

C．

D．

(5)過渡金屬與O形成羰基配合物時，每個CO分子向中心原子提供2個電子，最終使中心原子的電子總數與同周期的稀有氣體原子相同，稱為有效原子序數規則。根據此規則推斷，鎳與CO形成的羰基配合物中，______。

(6)在某種含鎂、鎳、碳3種元素的超導材料晶體中，鎂原子和鎳原子一起以立方最密堆積方式形成有序結構。結構中的兩種八面體空隙，一種完全由鎳原子構成，另一種由鎳原子和鎂原子共同構成，碳原子只填充在由鎳原子構成的八面體空隙中，晶胞如圖所示。

①組成該晶體的化學式為______。

②完全由鎳原子構成的八面體空隙與由鎳原子和鎂原子共同構成的八面體空隙的數量比為______，由鎳原子和鎂原子共同構成的八面體空隙中鎳原子和鎂原子的數量比為______。

③若取碳原子為晶胞頂點，則鎳原子位于晶胞的______位置。

三、元素或物質推斷題

15．短周期元素

T、X、Y、Z的原子序數依次增大，其中元素

T、X

基態原子均有

個未成對電子，元素

Y

基態原子

s

能級的電子總數與

p

能級的電子總數相等，元素

Z的價電子數等于電子層數。元素

W

位于第四周期，其基態原子所含未成對電子數在該周期中最多。

（1）①元素X、Y、Z的第一電離能由大到小的順序為__________________。（用元素符號表示）

②元素W

在周期表中具體位置_________________,元素

Y

在周期表____________區。

（2）T、X分別與氫組成的T2H2

與H2X2

分子中，T、X

原子軌道的雜化類型分別是________。

（3）T

與X

可形成TX離子和

TX2分子。

①TX的空間構型為__________________（用文字描述）。

②N離子與

TX2

分子互為等電子體，則

N的電子式為_____________________。

（4）有同學推測，Z2X3的熔點比

YX

高，其原因是_____________________。

（5）如圖是由元素W、Z

兩種元素所形成的某種合金的晶胞結構示意圖。

①元素W

基態原子的核外電子排布式為___________________。

②該合金中W

與

Z的原子個數比為__________________________。

參考答案

1．Al

S

Cl

1s22s22P63s23P1

2Al+Fe2O3

Fe

+

Al2O3

消石灰或熟石灰

氫氧化鈉溶液

弱

氯化氫比硫化氫穩定，氯氣與氫氣點燃即可燃燒或爆咋，而硫磺與氫氣加熱還較難反應且可逆，高氯酸的酸性強于硫酸等（合理即給分）

S與Cl二者電子層數相同，核外電子數增多，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引力增強，故得電子能力依次增強，非金屬性增強。

【解析】（1）同周期自左向右原子半徑逐漸減小，同主族自上而下原子半徑逐漸增大，則四種元素原子的半徑大小Fe＞Al＞S＞Cl；（2）鋁原子的質子數是13，核外電子排布式為1s22s22p63s23p1，有5種不同能量級的電子；鋁熱劑的成分是鋁粉與氧化鐵的混合物，反應的化學方程式為2Al+Fe2O32Fe+Al2O3；（3）工業上用氯氣和消石灰或熟石灰制取漂粉精；吸收多余氯氣的試劑是氫氧化鈉溶液；（4）硫磺粉末與鐵粉混合加熱生成硫化亞鐵，鐵失去電子，方程式為。（5）同周期自左向右非金屬性逐漸增強，因此硫的非金屬性弱于氯，這是由于S與Cl二者電子層數相同，核外電子數增多，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引力增強，故得電子能力依次增強，非金屬性增強。能說明該事實有氯化氫比硫化氫穩定，氯氣與氫氣點燃即可燃燒或爆咋，而硫磺與氫氣加熱還較難反應且可逆，高氯酸的酸性強于硫酸等。

2．能量最低原理

直線形

錯誤

C60屬于分子晶體熔化時破壞分子間作用力，金剛石屬于原子晶體熔化時破壞共價鍵，破壞共價鍵所需要的能量更高

3:1

N>C>Si

【詳解】

試題分析：（1）①從圖上看，3p軌道上的1個電子應排布在3s軌道上，而且自旋方向相反，這違背了能量最低原理。②從A的第一至第四電離能看，A的第三電離能發生突變，因此A最外層有2個電子，根據ABn型分子價電子對的計算方法，分子中有（2+2）÷2=2個電子對，因此為直線型，中心原子雜化方式為sp雜化。（2）①結構決定性質，對于物質熔、沸點的分析應從物質的晶體類型來分析。C60屬于分子晶體，熔化時破壞的是分子間作用力，無需破壞共價鍵，而分子間作用力較弱，所需能量較低，故C60熔點低于金剛石。②基態鉀原子的核外電子排布為1s22s22p63s23p64s1，價電子為4s1。晶胞中的K原子在面上，對晶胞的貢獻為1/2，每個晶胞中含有K原子的個數為

12×1/2=6個；C60在晶胞的頂點和中心，因此每個晶胞中C60的分子數是1+8×1/8=2個，因此K原子和C60分子的個數比為6:2=3:1。③同一周期元素電負性自左向右呈增大趨勢；同一主族元素電負性自上向下逐漸減小，因此電負性由大到小的順序為N>C>Si。根據題意可知每個Si原子形成4個共價鍵，其中3個σ鍵，1個π鍵，每個化學鍵為兩個原子形成，則π鍵為化學鍵總數的1/4，60個原子可形成化學鍵總數為

(60×4)÷2=120個，因此π鍵數為120÷4=30個。

考點：考查原子核外電子排布、化學鍵的類型及判斷、物質熔沸點比較、分子的空間構型、原子電負性比較的知識。

3．3d104s24p3

同周期從左到右核電荷數依次增大，半徑逐漸減小，故結合一個電子釋放出的能量依次增大

N的2p能級處于半充滿狀態，相對穩定，不易結合電子

(H3O+)O?H…N

(NH4+)N?H…N

正四面體

O

sp2

sp3

【分析】

（1）根據核外電子排布規律分析解答；（2）根據第一電子親和能的定義及元素周期律分析解答；（3）根據氫鍵形成原理及圖示分析解答；（4）根據價層電子對互斥理論、電負性概念分析解答；（5）根據晶胞結構及阿伏伽德羅常數含有分析解答。

【詳解】

（1）As原子核外共有33個電子，根據電子排布規律分析得：1s22s22p63s23p63d104s24p3，即[

Ar]

3d104s24p3，故答案為：3d104s24p3；

（2）元素的非金屬性越強，越易得到電子，則第一電子親和能越大，同周期從左到右核電荷數依次增大，半徑逐漸減小，從左到右易結合電子，放出的能量增大，N的最外層為半充滿結構，較為穩定，不易結合一個電子，故答案為：同周期從左到右核電荷數依次增大，半徑逐漸減小，故結合一個電子釋放出的能量依次增大；N的2p能級處于半充滿狀態，相對穩定，不易結合電子；

（3）O、N的非金屬性較強，對應的O?H、N?H都可與H形成氫鍵，還可表示為(H3O+)O?H…N、(NH4+)N?H…N，故答案為：(H3O+)O?H…N、(NH4+)N?H…N；

（4）LiAlH中陰離子為AlH4-，該陰離子中中心原子Al的價層電子對數為：，且不含孤電子對，根據價層電子對互斥理論判斷該陰離子空間構型為正四面體；元素的非金屬性越強，其電負性越大，非金屬性O＞N＞C＞H＞Al，則電負性最大的是O；8-羥基喹啉中環上的N、O原子價層電子對數分別為3、4，根據價層電子對互斥理論判斷原子雜化類型N、O雜化方式分別為sp2、sp3，故答案為：正四面體；O；sp2；sp3；

（5）根據晶胞結構分析，晶胞中Ga原子數為4，As原子數為8×+6×=4，晶胞的體積為（a×10-10）3cm3，則晶胞的密度為，故答案為：。

【點睛】

運用分攤法計算晶胞中原子數目，根據密度的求算公式計算是解決此類問題一般思路，解題過程總注意單位的換算，此處為易錯點。

4．[Ar]3d24s2

TiF4為離子化合物，熔點高，其他三種均為共價化合物，隨相對分子質量的增大分子間作用力增大，熔點逐漸升高

O>Ti>Ca

離子鍵

sp3

2Eu3++Pb=2Eu2++Pb2+

2Eu2++I2=2Eu3++2I-

【詳解】

(1)基態Ti原子的核外電子排布式為[Ar]3d24s2；

(2)Ti的四鹵化物除TiF4為離子化合物，其余的三種均為共價化合物，離子化合物的熔點高，共價化合物的熔點相對較低，三種共價化合物，隨相對分子質量增大，分子間作用力逐漸增大；

(3)根據同一周期元素隨原子序數遞增電負性逐漸增強，同一主族元素隨原子序數遞增電負性逐漸減小，已知原子序數O＜Ca＜Ti，電負性由大到小的順序為O＞Ti＞Ca；金屬離子與氧離子間的作用力是離子鍵，距離鈣離子最近且相等的氧離子有12個，則鈣離子的配位數為12；

(4)有機堿CH3NH3+中，N原子氮原子形成四個單鍵，無孤電子對，應采用sp3雜化；根據均攤法可知，該晶胞含有1個Pb2+、1個有機堿離子CH3NH3+和3個I-，晶胞密度==g/cm3；

(5)由圖可知，鉛失電子生成鉛離子，碘單質得電子生成碘離子，而稀土鹽發生2Eu3++Pb=2Eu2++Pb2+，2Eu2++I2=2Eu3++2I-。

5．O>C>Li

不相同

正四面體

面心立方堆積

【分析】

(1)

鐵元素是26號元素，Fe2+核外有24個電子，根據能量最低原理分析；同周期元素從左到右，第一電離能有增大的趨勢；(2)價電子對數=(中心原子價電子數+配位原子提供的電子數

離子所帶電荷數)，據此計算雜化軌道數；(3)根據石墨嵌入化合物的平面結構圖分析Li、C原子數比；(4)根據陰離子在晶胞中位置圖，判斷堆積方式；利用“均攤法”計算該化合物的化學式；根據晶胞結構分析兩個最近的Li+的距離。

【詳解】

(1)

鐵元素是26號元素，Fe2+核外有24個電子，根據能量最低原理，Fe2+核外電子排布是1S22S22P63S23P63d6，價電子排布圖為

；該電池反應物中涉及第二周期的元素有Li、C、O，同周期元素從左到右，第一電離能有增大的趨勢，所以第一電離能由大到小的順序是O>C>Li；(2)根據價電子對數=(中心原子價電子數+配位原子提供的電子數

離子所帶電荷數)，價電子對數等于其雜化軌道數，H3PO4中P原子的雜化軌道數是4，P原子雜化方式是SP3，H2CO3中C原子的雜化軌道數是3，C原子雜化方式是SP2，雜化方式不同；PO43－中P原子的雜化軌道數是4，無孤電子對，所以PO43－空間結構為正四面體；(3)根據均攤原則，每個碳環實際占用2個碳原子，每個鋰離子占用碳環是

=3，石墨嵌入化合物的Li、C原子數比為1:6，所以

中x=1；若每個六元環都對應一個L

i+，則石墨嵌入化合物的Li、C原子數比為1:2，所以化學式是；(4)根據陰離子在晶胞中位置圖，陰離子在晶胞頂點和面心，所以堆積方式為面心立方堆積；根據“均攤法”，陰離子數，Li+占據陰離子組成的所有正四面體中心，晶胞中共8個鋰離子，故該化合物的化學式；根據晶胞結構，晶胞邊長為a

nm，Li+占據陰離子組成的所有正四面體中心，晶胞邊長為a

nm，所以兩個最近的Li+的距離為相鄰的兩個正四面體的體心間距（或兩個八分之一晶胞立方的體心間距），是晶胞邊長的一半，即

nm。

6．3d74s2

Co3+可與NH3形成較穩定的配合物

sp2

Co

O

N

ACDF

CoAl2O4

八面體空隙

【分析】

根據核外電子排布規律分析解答；根據價層電子對互斥理論分析分子的空間結構；根據晶胞的結構分析計算晶胞中原子數目及密度。

【詳解】

（1）鈷原子核外有27個電子，基態原子價電子排布式為3d74s2，故答案為3d74s2；

（2）Co3+有空軌道，原因為Co3+可與NH3形成較穩定的配合物，故答案為Co3+可與NH3形成較穩定的配合物；

（3）配體NO3－中心原子N價電子層電子為3對，為平面三角形，雜化方式為sp2；非金屬性越強，第一電離能越大，由于N的電子排布是半滿穩定結構，所以第一電離能大于O，所以I1由小到大的順序為Co

＜O

＜N；硝酸根中σ鍵有3個，則一個[Co(NO3－)4]2－離子中含σ鍵數目為4+3×4=16，則1mol該配離子中含σ鍵數目為16NA，故答案為sp2；Co

＜O＜

N；16；

（4）根據八面體的空間構型配合物CoCl3·3NH3結構有2種，因為不能形成對稱結構，其中極性分子也是2種，故答案為2；2；

（5）根據圖示結構，兩個Co原子間存在金屬鍵，碳原子和氧原子間屬于共價鍵，CO與Co間是配位鍵，該配合物屬于分子晶體，所以還存在范德華力，故答案為ACDF；

（6）根據鈷藍晶體晶胞結構分析，一個晶胞中含有的Co、Al、O個數分別為：4×（4×1/2）×2+4=8，4×4=16，8×4=32，所以化學式為CoAl2O4；根據結構觀察，晶體中Al3+占據O2－形成的八面體空隙；該晶胞的體積為（2a×10-7）3，該晶胞的質量為（32×16+16×27+8×59）/NA=，則鈷藍晶體的密度為，故答案為CoAl2O4，八面體空隙。

7．3d104s1

Cr

減小

金屬鍵

CH3OH、HCOOH分子間存在氫鍵且HCOOH分子間氫鍵(或分子間作用力)較強，HCHO分子間只存在范德華力

HCHO

CH4中C采用sp3雜化，HCHO中C采用sp2雜化

六方最密堆積

×

【詳解】

(1)

Mn、Fe、Co、Ni、Cu的外圍電子排布式分別為3d54s2、3d64s2、3d74s2、3d84s2、3d104s1，基態原子Cu原子核外電子符合全充滿、半充滿，遵循“洪特規則特例”，故答案為3d104s1。

(2)

石墨烯限域單原子鐵能活化CH4分子中C—H鍵，說明在催化劑存在下C—H鍵更容易發生斷裂，其鍵能更小；鐵晶體屬于金屬晶體，晶體中存在自由電子和金屬陽離子，靠金屬鍵結合形成金屬單質，故答案為：減小；金屬鍵。

(3)①CH3OH、HCOOH

分子間存在氫鍵，且HCOOH

分子間氫鍵更強，HCHO分子間只存在范德華力，氫鍵比范德華力更強，故沸點HCOOH＞CH3OH＞HCHO，故答案為：CH3OH、HCOOH分子間存在氫鍵且HCOOH分子間氫鍵(或分子間作用力)較強，HCHO分子間只存在范德華力。

②CH4中C原子采取sp3雜化，為正四面體，HCHO中C原子采取sp2雜化，為平面三角形，HCHO鍵角較大；故答案為：HCHO；CH4中C采用sp3雜化，HCHO中C采用sp2雜化。

(4)

①由圖可知，鈷晶胞堆積方式的名稱為六方最密堆積。

②面心6個Cu原子構成正八面體，正八面體棱上的2個Cu原子與體心連線形成等腰直角三角形，該等腰直角三角形的斜邊長為兩個面心上銅原子最短核間距，等腰直角三角形的直角邊為晶胞棱長的。設晶胞棱長為a

pm，晶胞中Cu原子數為6×=3，Ni原子數位8×=1，晶胞質量m=，則有d

g·cm-3×(a×10-10

cm)3=，解得a=，晶胞中兩個面心上銅原子最短核間距為×pm。

8．大于

洪特規則

2:5

肼分子間存在氫鍵，乙烯分子間無氫鍵

正四面體

O2-

【分析】

按核外電子排布規律確定基態氮原子的排布并和氧比較第一電離能的大小、按微粒間的作用力分析分子結構、沸點不同等問題，按價層電子對互斥理論判斷陰離子的空間構型和N的雜化方式、按均攤法計算Na2O的立方晶胞中原子個數，結合化學式判斷粒子種類，利用公式，計算晶胞密度。

【詳解】

(1)基態氮原子的2p軌道為較穩定的半充滿狀態，比相鄰元素原子難失去電子，因此第一電離能：氮大于氧；根據洪特規則，電子分布到能量相同的軌道時，優先以自旋相同的方式占據不同軌道，題干中的價電子排布圖中，優先在2p的同一個軌道中排布了兩個自旋相反的電子，違背了洪特規則；

(2)肼的結構式為，每個氮原子各有一對孤電子對，每個分子中有2對孤電子對，5個單鍵，即5個鍵，因此孤電子對與鍵的數目之比為2:5；肼分子間能夠形成氫鍵，而乙烯分子間不存在氫鍵，因此肼的沸點遠高于乙烯；

(3)水分子以三個氫鍵與兩個硝酸分子，且氫鍵為H與N、O、F之間存在的鍵，故一水合二硝酸的結構式為，(4)①陰離子的中心原子為，價層電子對數為，雜化方式為，空間構型為正四面體；②由晶胞示意圖可知“●”個數，“○”個數為8，化學式為Na2O，則“●”表示O2-，“○”表示Na+；由晶胞示意圖可知距離“●”最近且等距離的“○”有8個；晶胞密度。

9．4s24p6

O

＞

N

＞

C

N＞

O

＞

C

直線形

sp3

H2O分子間存在氫鍵，H2Se分子間無氫鍵

ZnSe

【分析】

⑴基態硒(Se)原子的電子排布式為[Ar]3d104s24p6。

⑵同周期從左到右電負性逐漸逐漸增大，同周期從左到右第一電離能呈增大趨勢，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族。

⑶分析H2O2分子中氧原子價層電子對數得到雜化類型。

⑷根據晶胞結構計算鋅離子、硒離子個數得到化學式。

【詳解】

⑴基態硒(Se)原子的電子排布式為[Ar]3d104s24p6，價層電子排布式為4s24p6；故答案為：4s24p6。

⑵同周期從左到右電負性逐漸逐漸增大，OCN－中所含三種元素的電負性從大到小的順序為O

＞

N

＞

C；同周期從左到右第一電離能呈增大趨勢，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，因此第一電離能從大到小的順序為N＞

O

＞

C。已知等電子體具有相同的空間構型，則OCN－的價層電子對數為，其空間構型為直線形；故答案為：O

＞

N

＞

C；N＞

O

＞

C；直線形。

⑶H2O2分子中氧原子σ鍵為2，孤對電子為2對，因此氧原子的軌道雜化類型是sp3；H2O的沸點明顯高于H2Se的沸點(42℃)，其主要原因是H2O分子間存在氫鍵，H2Se分子間無氫鍵；故答案為：sp3；H2O分子間存在氫鍵，H2Se分子間無氫鍵。

⑷硒化鋅的晶胞結構如圖所示，鋅離子個數為4，硒離子個數為，則硒化鋅的化學式為ZnS，其中Zn(黑球)與周圍有四個硒離子，因此Zn(黑球)的配位數為4；故答案為：ZnS；4。

10．7

球形

ns2np5

Be(OH)2+2OH-=BeO+2H2O

sp2

sp3雜化

配位

從左到右，隨著核電荷數增加，原子半徑逐漸減小，原子核對外層價電子的吸引能力逐漸增大，故元素的第一電離能從左到右逐漸增大

B

sp3

【詳解】

I.(1)基態氮原子共七個電子，且運動狀態各不相同，故有7種運動狀態不相同的電子。其中能量最低的電子軌道是1s，呈球形。F元素所在族的外圍電子排布式為：ns2np5。

(2)

根據“對角線規則”可知，Be(OH)2具有兩性，能與強堿反應。

Be(OH)2與NaOH反應的離子方程式為：Be(OH)2+2OH-=BeO+2H2O。每個硼酸分子有6個氫鍵，每個氫鍵由兩個硼酸共用，故含1mol

H3BO3的晶體中有3mol氫鍵。H3BO3中B原子的雜化類型為sp2雜化。BF3·NH3中B原子的雜化軌道類型為sp3雜化，B與N之間形成配位鍵。

(3)

以第二周期為例，除Be、N外，其它元素的第一電離能從左到右逐漸增大，因為從左到右，隨著核電荷數增加，原子半徑逐漸減小，原子核對外層價電子的吸引能力逐漸增大，故元素的第一電離能從左到右逐漸增大。

II.(4)

[Fe(CN)6]4-中存A.共價鍵，如C-N鍵；C.配位鍵，如中心原子與CN-之間；存在D.δ鍵，如C-N鍵；E.π鍵，如碳氮三鍵。故選B。

(5)

AlCl3蒸氣分子的結構式為，其中Al的軌道雜化方式為sp3。

11．1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)

F(或“氟”)

CO2或CS2

sp3、sp2

O>N>C>H

8NA或8×6.02×1023

2：1

【詳解】

(1)Co為27號元素，基態原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)；

(2)①與N同周期的主族元素中，非金屬性越強第一電離能越大，第一電離能比N大的元素是F(或“氟”)。

②與SCN-互為等電子體的非極性分子的化學式為CO2或CS2；

(3)

中-CH2-中碳原子的雜化軌道為4，雜化類型為sp3，-COOH中碳原子的雜化軌道為3，雜化類型為sp2；同周期電負性從左到右逐漸增大，同主族從上到下逐漸減弱，O>N>C>H；

(4)

Ni與CO存在配位鍵，配位數為4，CO與N2為等電子體，C和O之間存在三鍵，即1個配位鍵，1mol

Ni(CO)4分子中含有σ鍵數目為8NA或8×6.02×1023；

(5)

由Fe3O4晶體的結構示意圖可知，位于該結構單元的8個頂點和6個面心，故該結構單元中共有4個O2-，該結構單元中有8個正四面體空隙，所以Fe3O4晶體中，正四面體空隙數與O2-數之比為2：1；Fe3O4中有一半的Fe3+填充在正四面體空隙中，另一半Fe3+和Fe2+填充在正八面體空隙中，所以該結構單元中有一個Fe3O4，又知Fe3O4晶胞中有8個圖示結構單元，則共有8個Fe3O4。1

mol此晶胞的質量為8×232

g、體積為6.02×1023a3，由于晶體密度為5.18

g/cm3，則該晶胞的晶胞參數a

=；

12．>

水分子間存在氫鍵

極性

2mol

V形

sp3

N2、C

CuCl

【詳解】

(1)N原子最外層電子處于半充滿狀態，第一電離能大于O；S、Cl為同周期主族元素，原子序數越大，電負性越強，則電負性S

(2)水分子間存在氫鍵，使分子間的作用力增大，而H2S分子間沒有氫鍵，所以水的熔沸點高于硫化氫；SO2中心原子價層電子對數為=3，含有一對孤電子對，所以空間構型為V形，正負電荷中心不重合，所以為極性分子；CO2含有2個C=O鍵，雙鍵中有一個π鍵，所以1molCO2含有π鍵的物質的量為2mol；

(3)H2O分子中心氧原子的價層電子對數為=4，含有兩對孤電子對，所以空間構型為V形；中N原子的價層電子對數為=4，所以為sp3雜化；

(4)原子總數相同價電子總數相同的微粒互為等電子體，所以與CO互為等電子體的有N2、C；

(5)根據晶胞結構，Cu為位于晶胞的體內，個數為4；Cl位于晶胞的頂點和面心，個數=8×+6×=4，則化學式CuCl；根據晶胞結構圖可知Cu原子和Cl原子的最近距離acm等于體對角線的，則棱長l=，ρ===g?cm-3。

13．甲醇為極性分子，且甲醇分子間能形成氫鍵

C

分子晶體

Mg

【分析】

(1)Ni為28號元素，位于周期表中第4周期第ⅤⅢ族；

(2)金屬的電離能一般小于非金屬，同周期主族元素，隨著原子序數增大，第一電離能呈增大的趨勢，但第ⅡA族元素和第ⅤA族元素反常，CH4和CH3OH中C均為sp3雜化，CO2中C為sp雜化，CH4為四面體構型，形成分子間氫鍵可以提高沸點；

(3)CO作為配體出現時配位點為C，Ni與CO在60～80℃時反應生成Ni(CO)4氣體，說明Ni(CO)4沸點很低，據此判斷晶型；

【詳解】

(1)鎳原子核外電子總數為28，根據能級圖可知基態鎳原子的核外電子排布式是1s22s22p63s23p63d84s2，排布簡式為[Ar]3d84s2，故答案為：[Ar]3d84s2；

(2)越易失電子，電能能越小，同周期主族元素隨核電荷數的遞增，失電子能力逐漸減弱，第一電離能呈增大趨勢，則Mg、O和C的第一電離能由小到大排序為Mg＜C＜O；甲烷和甲醇中碳原子價層電子對數均為4，雜化方式為sp3雜化，而二氧化碳分子中碳原子價層電子對數目為，碳原子雜化方式為sp雜化，空間構型為直線形，則CO2中碳原子雜化類型不同于其他兩種；甲烷分子的立體構型為正四面體形；甲烷和二氧化碳均為非極性分子，常溫下均為氣體，而甲醇為極性分子，且甲醇分子間能形成氫鍵，常溫下為液體，沸點最高，故答案為：Mg＜C＜O；CO2；CH4；甲醇為極性分子，且甲醇分子間能形成氫鍵；

(3)Ni(CO)4分子中與Ni形成配位鍵的原子是能提供孤對電子的碳原子，Ni與CO在60～80℃時反應生成Ni(CO)4氣體，說明Ni(CO)4的沸點低，屬于分子晶體，故答案為：C；分子晶體；

(4)根據均攤理論，氧化鎂晶胞中氧離子的個數為，鎂離子個數為，則每個晶胞中含有4個MgO，晶胞的質量為，設氧化鎂的密度為d，由晶胞質量公式可得，解得d?g/cm3≈3.6

g/cm3，故答案為：3.6；

(5)第3電離能比第2電離能大很多，說明外層有2個電子，該金屬元素是Mg，故答案為：Mg。

14．10

3：1

隨原子序數增大，核電荷數增大，原子半徑逐漸減小

N元素原子的2p能級軌道半滿，更穩定

BD

MgNi3C

1：3

2：1

棱心

【詳解】

(1)Ni是28號元素，位于第四周期第Ⅷ族的第三列，則為周期表的第10列；其d軌道的電子排布為3d8，有3對(6個)成對電子和2個單電子，數量比為6：2=3：1；

(2)在CO分子中形成碳氧三鍵，C與O之間形成1個σ鍵、2個π鍵，其中一個π鍵為O原子提供孤電子對，C原子提供空軌道形成的配位鍵，所以O原子共提供了4個電子；

(3)I1隨Z的遞增而呈增大趨勢的原因是隨原子序數增大，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的引力增大；a點為第ⅤA族元素，即N元素，其最高能層的p能級軌道半滿，更穩定，第一電離能大于相鄰元素，所以出現齒峰；

(4)CO2只含有極性共價鍵，立體構型為直線型；

A．SO2只含有極性鍵，但空間構型為V形，故A符合題意；

B．OCN-只含有極性鍵，與CO2為等電子體，空間構型相同，故B符合題意；

C．HF是由F-和HF通過氫鍵形成，故C不符合題意；

D．NO只含有極性鍵，與CO2為等電子體，空間構型相同，故D符合題意；

綜上所述答案為BD；

(5)Ni原子核外電子數為28，同周期的稀有氣體元素為Kr，原子序數為36，每一個CO可提供2個電子，所以x==4；

(6)①根據均攤法，C原子位于晶胞內部，個數為1，Mg原子位于頂點，個數為=1，Ni原子位于面心，個數為=3，所以化學式為MgNi3C；

②據圖可知鎳原子構成的八面體空隙數目為1，每條棱上的兩個鎂原子與相鄰面心的鎳原子構成正八面體空隙的，所以鎳原子和鎂原子共同構成的八面體空隙為=3，則完全由鎳原子構成的八面體空隙與由鎳原子和鎂原子共同構成的八面體空隙的數量比為1：3；鎳原子和鎂原子共同構成的八面體空隙中有2個鎂原子、4個鎳原子，所以鎳原子和鎂原子的數量比2：1；

③若取碳原子為晶胞頂點，據圖可知鎳原子位于兩個C原子之間，即棱心上。

15．O>Mg>Al

第四周期ⅥB族

S

sp

sp3

平面三角形

兩者均為離子晶體，由于Al3+帶的電荷高于Mg2+，且半徑小于Mg2+，所以Al2O3的晶格能大

1s22s22p63s23p63d54s1

2：1

【分析】

短周期元素

T、X、Y、Z的原子序數依次增大，元素

Y

基態原子

s

能級的電子總數與

p

能級的電子總數相等，Y核外電子排布式是1s22s22p63s2，Y是Mg元素；元素

Z的價電子數等于電子層數，Z是Al元素；元素

T、X

基態原子均有

個未成對電子，T是C元素、X是O元素；元素

W

位于第四周期，其基態原子所含未成對電子數在該周期中最多，W核外電子排布式是1s22s22p63s23p63d53s1，W是Cr元素。

【詳解】

（1）①同一周期元素，元素第一電離能隨著原子序數增大而呈增大趨勢，但第IIA族、第VA族元素第一電離能大于其相鄰元素，同一主族，元素第一電離能隨著原子序數增大而減弱，所以第一電離能大小順序是O＞Mg＞Al；

②W是Cr元素，在周期表中具體位置是第四周期ⅥB族，Y是Mg元素，在周期表第三周期ⅡA族，屬于S區元素。

（2）T是C元素、X是O元素，分別與氫組成的C2H2

與H2O2

分子中，中碳原子含有叁鍵，碳原子軌道的雜化類型是sp；H2O2的結構是H-O-O-H，O原子的雜化軌道數是4，軌道的雜化類型是sp3；

（3）①CO中C原子雜化軌道數是3，沒有孤電子對，空間構型為平面三角形。

②等電子體具有相似的結構，N離子與

CO2

分子互為等電子體，CO2的結構式是O=C=O，則

N的電子式為。

（4）Al2O3的熔點比MgO高，二者都是離子晶體，離子晶體熔沸點與晶格能成正比，晶格能與離子半徑成反比、與電荷成正比，該同學推測的理由是：兩者均為離子晶體，由于Al3+帶的電荷高于Mg2+，且半徑小于Mg2+，所以Al2O3的晶格能大；

（5）①W

是Cr元素，核外有24個電子，根據構造原理書寫元素Cr基態原子的核外電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1；

②根據均攤原則，該晶胞中Al原子個數=1+8×=2，Cr原子數是2+8×=4，所以Cr、Al原子個數之比=4：2=2：1。

【點睛】

本題考查物質結構和性質，涉及晶胞計算、原子核外電子排布、微粒空間構型判斷、原子雜化等知識點，培養提取信息、靈活運用信息的能力。