2023年高考化学二轮复习（新高考版）专题9原子结构、分子结构与性质的基础考查(教师版)

这是一份2023年高考化学二轮复习（新高考版）专题9原子结构、分子结构与性质的基础考查(教师版)，共24页。
考点一 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：在构建基态原子时，电子将尽可能地占据能量最低的原子轨道，使整个原子的能量最低，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋相反的电子。
(3)洪特规则：基态原子中，填入简并轨道的电子总是先单独分占，且自旋平行。
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，得到1s22s22p63s23p64s13d5，再将同一能层的排到一起，得到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，得到1s22s22p63s23p64s13d10，再将同一能层的排到一起，得到该原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s1。
易错提醒 (1)在写基态原子的电子排布式时，常出现以下错误：
①3d、4s书写顺序混乱
如eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(Fe：1s22s22p63s23p64s23d6×,Fe：1s22s22p63s23p63d64s2√))
②违背洪特规则特例
如eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(Cr：1s22s22p63s23p63d44s2×,Cr：1s22s22p63s23p63d54s1√))
eq \b\lc\{\rc\ (\a\vs4\al\c1(Cu：1s22s22p63s23p63d94s2×,Cu：1s22s22p63s23p63d104s1√))
(2)在写基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：
①(违反能量最低原理)
②(违反泡利原理)
③(违反洪特规则)
④(违反洪特规则)
(3)注意元素原子电子排布式、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；简化电子排布式：[Ar]3d64s2；价电子排布式：3d64s2。
4．原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，主族元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的最外层电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。
(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。常用符号I1表示，单位为kJ·ml－1。
(1)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：同周期元素从左到右，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，氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。
说明 同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时，元素的第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如，Be、N、Mg、P。
(2)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。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期元素从左到右，元素的电负性逐渐增大；同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小。
(2)元素电负性的应用
角度一 基态原子的核外电子排布及运动状态
1．[2021·全国乙卷，35(1)]对于基态Cr原子，下列叙述正确的是______ (填字母)。
A．轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar]3d54s1
B．4s电子能量较高，总是在比3s电子离核更远的地方运动
C．电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大
答案 AC
2．[2021·广东，20(1)]基态硫原子的价电子排布式为__________。
答案 3s23p4
3．[2021·全国甲卷，35(1)节选]Si的价电子层的电子排布式为______________。
答案 3s23p2
4．[2021·湖南，18(1)]基态硅原子最外层的电子排布图为______________。
答案
5．[2021·山东，16(1)]基态F原子核外电子的运动状态有________种。
答案 9
详解 基态F原子共有9个核外电子，则每个电子都有对应的轨道和自旋状态，所以核外电子的运动状态有9种。
6．[2021·河北，17(1)(2)]KH2PO4晶体具有优异的非线性光学性能。我国科学工作者制备的超大KH2PO4晶体已应用于大功率固体激光器，填补了国家战略空白。回答下列问题：
(1)在KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子中，核外电子排布相同的是__________(填离子符号)。
(2)原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用＋eq \f(1,2)表示，与之相反的用－eq \f(1,2)表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态的磷原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为____________________。
答案 (1)K＋和P3－ (2)＋eq \f(3,2)(或－eq \f(3,2))
详解 (1)KH2PO4的四种组成元素各自所能形成的简单离子分别为H＋(或H－)、O2－、K＋和P3－，其中核外电子排布相同的是K＋和P3－。
(2)对于基态的磷原子，其价电子排布式为3s23p3，其中3s轨道的2个电子自旋状态相反，自旋磁量子数的代数和为0；根据洪特规则可知，其3p轨道的3个电子的自旋状态相同，因此，基态磷原子的价电子的自旋磁量子数的代数和为＋eq \f(3,2)或－eq \f(3,2)。
7．[2019·全国卷Ⅰ，35(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)。
A．
B．
C．
D．
答案 A
详解 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。
8．[2019·全国卷Ⅱ，35(2)(3)](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”)。
答案 (2)4s 4f5 (3)小于
详解 (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，然后再失去1个4f轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)F－与O2－核外电子层结构相同，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－O>Cl
12．[2020·全国卷Ⅰ，35(1)(2)]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________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)4∶5 (2)Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，更易失电子，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
详解 (1)基态Fe2＋的价层电子排布式为3d6，未成对电子数为4，基态Fe3＋的价层电子排布式为3d5，未成对电子数为5，所以两者之比为4∶5。
(2)Li和Na在同一主族，价层电子数相同，Li在Na的上一周期，原子半径：Li＜Na，Li的原子核对核外电子的有效吸引作用大于Na，所以第一电离能：I1(Li)＞I1(Na)。Be的电子排布式为1s22s2，是全充满稳定结构，故第一电离能大于B、Li；Li、B在同一周期，元素原子核外电子层数相同，但随核电荷数增大，原子半径减小，原子核对核外电子的有效吸引作用依次增强，故第一电离能：I1(B)＞I1(Li)。
13．[2020·全国卷Ⅱ，35(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，回答下列问题：
CaTiO3的晶胞如图所示，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________。
答案 O＞Ti＞Ca 离子键 12
详解 三种元素中O的电负性最大，Ca的电负性最小，因此三种元素电负性的大小顺序为O＞Ti＞Ca。氧离子与金属离子之间形成的是离子键。由图可知，每个Ca2＋周围与之等距离的O2－的个数为12，即配位数为12。
考向一 核外电子排布的规范书写
1．(1)Sc的价层电子排布式为_______________________________________________。
答案 3d14s2
(2)V的价层电子轨道表示式为________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案
(3)基态铜原子的核外电子排布式(简写)为
________________________________________________________________________。
答案 [Ar]3d104s1
(4)基态Ga原子的核外电子排布式(简写)为
________________________________________________________________________。
答案 [Ar]3d104s24p1
(5)第四周期核外电子排布未成对电子数和周期数相同的基态原子的核外电子排布式(简写)为________________________________________________________________________。
答案 [Ar]3d64s2
考向二 有关原子结构与性质的简答集训
2．尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能：N>O，原因是_________________
____________________________________________________________________________
___________________________________________________。
答案 N元素的2p能级为半充满状态，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量更多
3．比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。对此，你的解释是______________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 Mn2＋的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而Fe2＋的3d轨道电子数为6，失去一个电子就达到半充满的稳定结构，故Fe2＋容易再失去一个电子
4．从原子结构角度分析Fe2＋和Fe3＋稳定性的相对强弱：_________________________
________________________________________________________________________。
答案 Fe2＋：[Ar]3d6，Fe3＋：[Ar]3d5，Fe3＋的3d能级电子为半充满的稳定结构，故稳定性：Fe3＋>Fe2＋
5．检验K元素的方法是焰色试验，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：
________________________________________________________________________。
答案 当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态原子，电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量
6．Na＋和Ne互为等电子体，电离能：I2(Na)>I1(Ne)，原因是____________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 Na＋和Ne电子排布结构相同，而Na＋比Ne的核电荷数大，因此Na＋原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na＋更难失去电子，电离能更大
7．FeCl3和LiFePO4中的铁元素分别显＋3、＋2价，请从原子结构角度解释Fe为何能显＋3、＋2价：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 Fe的价层电子排布为3d64s2，其4s上的两个电子易失去而显＋2价，3d上再失去1个电子后形成较稳定的半充满状态，所以可显＋3价
考点二 分子结构与性质
1．分子空间结构与杂化轨道理论
当原子成键时，原子的价层电子轨道相互混杂，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.分子空间结构与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型指的是价层电子对的空间结构，而分子的空间结构指的是成键电子对的空间结构，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的空间结构一致。
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的空间结构不一致。
3.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关，二者之间可以相互判断。
特别提醒 (1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构，不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间，还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对，BP代表成键电子对)。
(2)键角大小的判断方法
①不同杂化类型
如键角：CH4双键—双键>双键—单键>单键—单键。
如乙烯分子中H—C==C的键角是121.3°；H—C—H的键角是117.4°，均接近120°。
③杂化类型相同，中心原子的孤电子对数越多，键角越小
如键角：CH4>NH3>H2O；NHeq \\al(＋,4)>NH3；H3O＋>H2O。
④杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大
键角：NH3>PH3>AsH3。
解释：N、P、As的电负性逐渐减小，中心原子的电负性越大，成键电子对越靠近中心原子，成键电子对排斥力增大，键角增大。
⑤杂化类型和孤电子对数均相同，配位原子的电负性越大，键角越小
键角：NF3PH3(NH3分子间形成氢键)、H2O>H2S(H2O分子间形成氢键)、HF>HCl(HF分子间形成氢键)、C2H5OH>CH3OCH3(C2H5OH分子间形成氢键)。
(2)使物质易溶于水：如NH3、C2H5OH、CH3CHO、H2O2、CH3COOH等易溶于水(分子与水分子间形成氢键)。
(3)解释一些特殊现象：例如水结冰体积膨胀(水分子间形成氢键，体积大，密度小)。
角度一 微粒作用与分子性质
1．[2021·全国甲卷，35(3)]甲醇的沸点(64.7 ℃)介于水(100 ℃)和甲硫醇(CH3SH,7.6 ℃)之间，其原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能形成氢键，且水比甲醇形成的氢键多
2．[2020·山东，17(2)]NH3、PH3、AsH3的沸点由高到低的顺序为__________(填化学式，下同)，还原性由强到弱的顺序为____________，键角由大到小的顺序为____________。
答案 NH3、AsH3、PH3 AsH3、PH3、NH3 NH3、PH3、AsH3
3．[2020·全国卷Ⅱ，35(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___________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 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
详解 TiF4的熔点明显高于TiCl4，而TiCl4、TiBr4、TiI4的熔点依次升高，由此说明TiF4为离子化合物，而TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物，共价化合物随相对分子质量的增大，分子间作用力增大，因此熔点逐渐升高。
4．[2018·全国卷Ⅱ，35(3)]如图为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___________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 S8相对分子质量大，分子间范德华力强
角度二 “两大理论”与微粒构型
5．[2021·全国甲卷，35(1)(2)](1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。单晶硅的晶体类型为__________。SiCl4是生产高纯硅的前驱体，其中Si采取的杂化类型为__________。SiCl4可发生水解反应，机理如下：
含s、p、d轨道的杂化类型有：①dsp2、②sp3d、③sp3d2，中间体SiCl4(H2O)中Si采取的杂化类型为__________(填标号)。
(2)CO2分子中存在______个σ键和______个π键。
答案 (1)共价晶体 sp3 ② (2)2 2
详解 (1)SiCl4中Si原子价层电子对数为4，因此Si原子采取sp3杂化；由图可知，SiCl4(H2O)中Si原子的σ键数为5，说明Si原子的杂化轨道数为5，由此可知Si原子的杂化类型为sp3d。
(2)CO2的结构式为O==C==O，1个双键中含有1个σ键和1个π键，因此1个CO2分子中含有2个σ键和2个π键。
6．[2021·全国乙卷，35(2)(3)节选]过渡金属元素铬(Cr)是不锈钢的重要成分，在工农业生产和国防建设中有着广泛应用。回答下列问题：
(2)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______________。
(3)[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下图所示。
PH3中P的杂化类型是__________，H2O 的键角小于NH3的，分析原因________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
答案 (2)N、O、Cl 6 (3)sp3 NH3含有1个孤电子对，而H2O含有2个孤电子对，H2O中的孤电子对对成键电子对的排斥作用较大
7．[2020·山东，17(1)(3)](1)常温常压下SnCl4为无色液体，SnCl4空间结构为____________，其固体的晶体类型为____________。
(3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合物。一种Cd2＋配合物的结构如图所示，1 ml该配合物中通过螯合作用形成的配位键有________ ml，该螯合物中N的杂化方式有__________种。
答案 (1)正四面体形 分子晶体 (3)6 1
详解 (1)Sn最外层有4个电子，与4个Cl形成4个σ键，因此SnCl4的空间结构为正四面体形；由题给信息知SnCl4常温常压下为液体，说明SnCl4的熔点较低，所以其固体的晶体类型为分子晶体。(3)由题给图示可知，通过螯合作用形成了3个环，每个环中Cd2＋均可与2个N原子或2个氧原子形成配位键，即1个Cd2＋与4个N原子分别形成4个配位键，与2个O原子分别形成2个配位键，因此1 ml该配合物中通过螯合作用形成的配位键有6 ml；由题给图示可知，该配合物中有2种不同的N原子，每个N原子均形成3个σ键，因此所有N原子的杂化方式均为sp2杂化，即杂化方式只有1种。
8．[2020·全国卷Ⅰ，35(3)]磷酸根离子的空间结构为______，其中P的价层电子对数为____、杂化轨道类型为________。
答案 正四面体形 4 sp3
详解 根据价层电子对互斥模型，POeq \\al(3－,4)中P的价层电子对数为4＋eq \f(5＋3－2×4,2)＝4，无孤电子对，故杂化轨道类型为sp3，空间结构为正四面体形。
9．[2020·全国卷Ⅲ，35(2)(3)](2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为________键，其电子对由________提供。氨硼烷在催化剂作用下水解释放氢气：
3NH3BH3＋6H2O3NHeq \\al(＋,4)＋B3Oeq \\al(3－,6)＋9H2↑
B3Oeq \\al(3－,6)的结构为。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由__________变为________。
(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____________作用，也称“双氢键”。
答案 (2)配位 N sp3 sp2
(3)N＞H＞B C2H6 低 Hδ＋与Hδ－的静电引力
详解 (2)NH3分子中N原子有1个孤电子对，BH3分子中B原子有空的2p轨道，则NH3BH3分子中N—B化学键是配位键，N原子提供孤电子对，B原子提供空轨道。NH3BH3中B原子形成3个B—H和1个B—N，B原子周围有4个成键电子对，则B原子采取sp3杂化；中每个B原子均形成3个B—O，且B原子最外层不含孤电子对，则B原子采取sp2杂化，故在该反应中，B原子的杂化轨道类型由sp3变为sp2。
(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－)，说明N的电负性强于H，B的电负性弱于H，故电负性：N＞H＞B。NH3BH3分子含8个原子，其价电子总数为14，与其互为等电子体的是C2H6。NH3BH3分子间存在“双氢键”，类比“氢键”的形成原理，则CH3CH3的熔点比NH3BH3低的原因是在NH3BH3分子之间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。
10．[2019·全国卷Ⅰ，35(2)节选]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______、________。
答案 sp3 sp3
详解 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。
11．[2019·全国卷Ⅱ，35(1)改编]元素As与N同族。预测As的氢化物分子的空间结构为______________。
答案 三角锥形
详解 AsH3的中心原子As的价层电子对数为4，包括3对成键电子和1个孤电子对，故其空间结构为三角锥形。
12．[2019·全国卷Ⅲ，35(2)(4)(5)](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)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是____；P的__________杂化轨道与O的2p轨道形成__________键。
(5)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)。
答案 (2) 4
(4)O sp3 σ (5)(PnO3n＋1)(n＋2)－
详解 (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。(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×eq \f(1,2)＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为3×2＋eq \f(1,2)×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，又因O元素的化合价为－2价，P元素的化合价为＋5价，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)－。
1．按要求回答下列问题。
(1)AlCl3在178 ℃时升华，其蒸气的相对分子质量约为267，蒸气分子的结构式为____________________(标明配位键)。
(2)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－中的C原子形成配位键，不考虑空间结构，[Zn(CN)4]2－的结构可用示意图表示为____________________。
(3)有机物丁二酮肟常用于检验Ni2＋：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2＋反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图所示。
①结构中，碳碳之间的共价键类型是σ键，碳氮之间的共价键类型是__________________，氮镍之间形成的化学键：________________。
②该结构中，氧氢之间除共价键外还可存在
________________________________________________________________________。
答案 (1)
(2)
(3)①σ键、π键 配位键 ②氢键
2．按要求回答下列问题。
(1)硼酸钠(Na2B4O7·10H2O)俗称硼砂，硼砂晶体中阴离子[B4O5(OH)4]2－的结构如图所示，其中硼原子的杂化方式为____________。
(2)苯分子中6个C原子，每个C原子有一个2p轨道参与形成大π键，可记为 SKIPIF 1 < 0 (右下角“6”表示6个原子，右上角“6”表示6个共用电子)。
①已知某化合物的结构简式为，不能使溴的四氯化碳溶液褪色，由此推知，该分子中存在大π键，可表示为________，Se的杂化方式为________________。
②平面分子中的大π键应表示为__________________________，氮原子的杂化方式为____________________。
答案 (1)sp2、sp3 (2)① SKIPIF 1 < 0 sp2 ② SKIPIF 1 < 0 sp2
专题强化练
1．CuaSnbSc属于三元化合物，是一种重要的半导体和非线性光学材料，具有杰出的热学、光学和机械等性质，因而备受人们的广泛关注。回答下列问题：
CuaSnbSc中Cu元素有＋1和＋2两种价态，从结构上分析基态Cu＋、Cu2＋中________更稳定，原因是________________________________；其中Cu2＋可与CN－形成配离子[Cu(CN)4]2－，1 ml该配离子中含有σ键的物质的量为______ml。
答案 Cu＋ Cu＋的价层电子排布式为3d10，为全充满的稳定结构；而Cu2＋的价层电子排布式为3d9，不是稳定结构 8
2．氮元素在地球上含量丰富，氮及其化合物在工农业生产和生活中有着重要作用。
尿素[CO(NH2)2]的合成揭开了人工合成有机物的序幕。其中各组成元素(氢除外，下同)电负性最弱的是________(填元素名称)，第一电离能由小到大的顺序为________(填元素符号)，氮原子价层电子的轨道表示式为________。
答案 碳 C