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2021届高考化学三轮复习回归基础练习18 物质结构与性质（选修）
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这是一份2021届高考化学三轮复习回归基础练习18 物质结构与性质（选修），共26页。试卷主要包含了单选题，填空题，计算题，结构与性质等内容，欢迎下载使用。
2020-2021学年度高考三轮（回归基础）练习18物质结构与性质（选修）
一、单选题
1．下列说法正确的是 （ ）
A．将过量的氨水加入到CuSO4溶液中，最终得到蓝色沉淀
B．电子排布式（22Ti）1s22s22p63s23p10违反了洪特规则
C．由于氢键的作用，H2O的稳定性强于H2S
D．H-Cl的键能为431.8 kJ•mol﹣1，H-I的键能为298.7 kJ•mol﹣1，这可以说明HCl分子比HI分子稳定
2．已知A、B、C、D和E，五种分子所含原子数目依次为1、2、3、4和6，且都含有18个电子。又知B、C和D是由两种元素的原子组成。下列说法正确的是
A．A分子的原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4
B．向D的溶液中加入少量二氧化锰，一定有无色气体生成。
C．还原性强弱B>C
D．若将1mol E在氧气中完全燃烧，只生成1mol CO2和2molH2O，则E的分子式是CH4O
3．下列离子方程式书写不正确的是（ ）
A．向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳：CO2＋OH－=HCO3-
B．单质硅与氢氟酸反应：Si＋4HF=2H2↑＋SiF4↑
C．石英砂与烧碱反应：SiO2＋2OH－=SiO32-＋H2O
D．向Ba(NO3)2溶液中通入二氧化碳：Ba2＋＋CO2＋H2O=BaCO3↓＋2H＋
4．关于CH4、CH3＋、CH3－三种粒子的说法，正确的是
A．C原子的杂化类型都相同
B．CH3＋是三角锥形
C．CH3－与BCl3构型相同
D．CH4与NH4＋互为等电子体
5．高温下超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为﹣2价．如图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞（晶体中最小的重复单元），则下列说法中正确的是
A．晶体中每个K+周围有8个O2﹣，每个O2﹣周围有8个K+
B．晶体中与每个K+距离最近的K+有8个
C．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K+和4个O2﹣
D．晶体中，0价氧与﹣2价氧的数目比为2：1
6．在反应H2＋Cl2=2HCl中，已知断开1 mol H—H需要能量436 kJ，断开1 molCl—Cl需要能量243 kJ，断开1 mol H—Cl需要能量431 kJ，判断该反应是
A．放出83 kJ热量 B．放出183 kJ热量
C．反应总能量低于生成物的总能量 D．吸收183 kJ热量
7．下列叙述正确的是
A．离子化合物中不可能存在非极性键
B．非极性分子中不可能既含极性键又含有非极性键
C．非极性分子中一定含有非极性键
D．不同非金属元素的原子之间形成的化学键都是极性键
8．氰气的化学式为，结构式为，性质与卤素相似，下列有关叙述正确的是（）
A．氰气分子中既有极性键，又有非极性键
B．氰气分子中键的键长大于键的键长
C．氰气分子中含有2个键和4个键
D．氰气不能和氢氧化钠溶液发生反应
9．用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体结构，其中不正确的是
A．NH4+为正四面体形
B．CS2为直线形
C．HCN为折线形(V形)
D．PCl3为三角锥形
二、填空题
10．(1)气态氢化物热稳定性NH3＞PH3，请从结构角度解释其原因_______________。
(2)(OCN)2是共价化合物，各原子均满足8电子稳定结构。写出(OCN)2的电子式_________。
(3)甘氨酸和硝基乙烷的熔点分别为240℃和-40℃，从物质结构角度解释甘氨酸熔点较高的原因___________。
11．已知A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次递增，前四种元素为短周期元素。A位于元素周期表s区，电子层数与未成对电子数相等；B基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每轨道中的电子总数相同；D原子核外成对电子数为未成对电子数的3倍；F位于第四周期d区，最高能级的原子轨道内只有2个未成对电子；E的一种氧化物具有磁性。
（1）E基态原子的价层电子排布式为__________________。第二周期基态原子未成对电子数与F相同且电负性最小的元素名称为____________。
（2）CD3- 的空间构型为_______________。
（3）A、B、D三元素组成的一种化合物X是家庭装修材料中常含有的一种有害气体，X分子中的中心原子采用_____________杂化。
（4）F(BD)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n=________。根据等电子原理，B、D 分子内σ键与π键的个数之比为______________。
（5）一种EF的合金晶体具有面心立方最密堆积的结构。在晶胞中，F位于顶点，E位于面心，该合金中EF的原子个数之比为_________________。若晶胞边长a pm，则合金密度为______________g·cm3(列式表达，不计算)。
12．化合物NH3与BF3可以通过配位键形成NH3·BF3。
(1)配位键的形成条件是_________________________________。
(2)在NH3·BF3中，________原子提供孤对电子，________原子接受电子。
(3)写出NH3·BF3的电子式并用“→”标出配位键。______________________________________
13．按要求填空：
(1)写出下列化合物的电子式：KCN_______，NaClO_______
(2)写出下列基态原子或离子核外电子排布式：P _______，Fe2+ _______
(3)写出下列微粒中心原子的杂化方式：CCl4_______，NO_______
(4)铬原子的最高能层符号是_______，其价层电子的轨道表达式为_______。
(5)比较第二电离能Cu_______Zn(填“>”、“=”、“<”)，理由是：_______。
14．2019年诺贝尔化学奖授予约翰·古德伊纳夫、斯坦利·惠廷厄姆和吉野彰三位科学家，以表彰他们在锂电池领域所做出的巨大贡献。请回答下列问题：
（1）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___，基态磷原子中，电子占据的最高能层符号为___；该能层能量最高的电子云在空间有___个伸展方向，原子轨道呈___形。
（2）[Co(NO3－)4]2－中Co2+的配位数为4，配体中N的杂化方式为__，该配离子中各元素的第一电离能由小到大的顺序为___(填元素符号)，1mol该配离子中含σ键数目为___NA。
（3）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)。
（4）钴蓝晶体结构如图，该立方晶胞由4个I型和4个Ⅱ型小立方体构成，其化学式为___，晶体中Al3+占据O2－形成的___(填“四面体空隙”或“八面体空隙”)。NA为阿伏加德罗常数的值，钴蓝晶体的密度为___g·cm－3(列计算式)。
15．原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题：
(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：___。
(2)写出原子序数最小的第Ⅷ族元素原子的核外的价电子排布图：____。其正三价离子的未成对电子数为____
(3)写出3p轨道上有2个未成对电子的元素的符号：____。
(4)日常生活中广泛使用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素的价电子排布式为3d54s1，该元素的名称为___。
(5)基态原子的4s能级中只有1个电子的元素共有___种
(6)元素基态原子的M层全充满，N层有且只有一个未成对电子，其基态原子的电子排布式为___，属于____区元素；[Cu(NH3)4]SO4中所含的化学键有___，，[Cu(NH3)4]SO4的外界离子的空间构型为____。
16．测量司机是否酒后驾驶的反应原理为：3C2H5OH+2CrO3+3H2SO4=3CH3CHO+Cr2(SO4)3+6H2O请回答下列问题：
(1)该反应涉及元素中，基态原子核外未成对电子数最多的元素在元素周期表中的位置为___________，价电子排布式___________。
(2)对于Cr2(SO4)3的组成元素，电负性从小到大的顺序为___________。(用元素符号表示)
(3)HOCH2CN的结构简式，该分子中碳原子轨道的杂化类型分别是___________和___________。
(4)将CrCl3·6H2O溶解在适量水中，溶液中Cr3+以［Cr(H2O)5Cl]2+形式存在，［Cr(H2O)5Cl]2+中含有σ键的数目为___________；
三、计算题
17．如图是金属钨的晶胞结构模型图。实验测得金属钨的密度为19.3g.cm-3，钨的相对原子质量为183.9.假定金属钨为等径的刚性球。（必须列式计算）
（1）每个晶体分摊到的钨原子个数；
（2）计算晶胞的边长a和钨的原子半径r；
（3）计算金属钨晶胞的空间利用率。
四、结构与性质
18．不锈钢(Stainless Steel)是不锈耐酸钢的简称，耐空气、蒸汽、水等腐蚀。不锈钢中含有Fe、Cr等元素。回答下列问题：
(1)铬(Cr)的价电子排布图为______
(2)亚铁氰化钾别名黄血盐，化学式：，加入食盐中可防止食盐板结。其中C、N、O三元素的第一电离能由小到大顺序为______。O和N的简单氢化物沸点明显高于CH4原因是______，其不含结晶水的盐结构如图所示，其中C原子的杂化方式为______。
(3)1mol的中含有的共价键物质的量为______mol，该配位化合物的配位原子为______。
(4)用______实验可以直接确定某固体是否是晶体，某种铁铬合金的晶胞如图所示，该晶体堆积模型为______，空间利用率是______；若已知该晶胞的棱长为a pm，则该晶胞的密度为______g/cm3。
19．在庆祝中华人民共和国成立70周年的阅兵仪式上，最后亮相的DF-31A洲际战略导弹是我国大国地位、国防实力的显著标志。其制作材料中包含了Fe、Cr、Ni、C等多种元素。回答下列问题：
(1)基态Cr原子的价电子排布式为_______。
(2)CH3COOH能与H2O任意比混溶的原因，除它们都是极性分子外还因为_______。
(3)Fe3+可以与SCN-形成一系列不同配位数的红色配合物，所以常用KSCN溶液检验Fe3+的存在，KSCN中四种元素的电负性由小到大的顺序为_______(用元素符号表示)，SCN-的几何构型为_______，中心原子的杂化类型为_______。
(4)一种热电材料的晶胞结构如图所示，底部边长为apm，高为cpm，该晶体的化学式为_______，紧邻Sb与Cu间的距离为_______pm，设NA为阿伏加德罗常数的值，晶体的密度为_______g/cm-3。
20．过渡元素铁可形成多种配合物，如：[Fe(CN)6]4-、[Fe(OCN)6]4-等。
（1）Fe2+基态核外电子排布式为______________。
（2）尿素与氯化铁形成{Fe[CO(NH2)2]6}Cl3配合物是一种高效有机催化剂。C、N、O三种元素的电负性由大到小的顺序为___________，该配合物中π键和σ键的个数比为______________。
（3）研究表明用TiO2作光催化剂可将CN-、CO、N2O、C2H4等氧化为N2、CO2。下列说法正确的是____________（选填序号）。
a. N2O呈直线形 b. N的第一电离能比C小 c. CO2和N2均属于非极性分子
d. C2H4沸点比N2H4低得多，主要是因为C2H4 相对分子质量小
（4）铁可形成多种功能性材料.右图为铁的一种高韧性、高耐磨性合金的晶体结构，其化学式为___________。
（5）纳米晶体Mg2FeH6是一种贮氢容量大、价格低廉的储氢材料。M&FeH6可由Mg 和Fe的粉末在H2气氛中反应加热球磨制得，该反应分两步进行.第一步反应为 Mg+H2MgH2，第二步反应的化学方程式为____________________________。
21．寻找室温超导材料一直是科学家们竞相追求的目标， CaFeAsF 、LaH10、H2S等均是近年来的研究热点。回答下列问题：
(1)基态As原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为___________，基态La原子价电子排布为5d16s2，成为阳离子时首先失去___________轨道电子。
(2)CaFeAsF中，电负性最高的元素是___________。
(3)Ca与Fe位于同周期且最外层电子构型相同，Ca的熔点和沸点均比Fe的低，这是因为___________。
(4)H2S的的空间构型为___________，写出一种与H2S互为等电子体的分子的化学式___________。
(5)含砷化合物(以)中碳原子杂化方式是___________， 每个分子中含σ键和π键个数比为___________。
(6)Ca、Fe、As构成的超导材料的晶胞结构如图所示，边长为apm，高为cpm，则紧邻的Ca原子之间的距离为___________ pm，该晶体的密度为___________ g•cm-3。
22．第四周期过渡元素Mn、Fe、Ti可与C、H、O形成多种化合物。
（1）下列叙述正确的是______。（填字母）
A．HCHO与水分子间能形成氢键
B．HCHO和CO2分子中的中心原子均采用sp2杂化
C．苯分子中含有6个键和1个大键，苯是非极性分子
D．CO2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低
（2）Mn和Fe的部分电离能数据如下表：
元 素
Mn
Fe
电离能
/kJ·mol－1
I1
717
759
I2
1509
1561
I3
3248
2957
Mn元素价电子排布式为_______________，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难，其原因是______________________________。
（3）铁原子核外有__________种运动状态不同的电子。
（4）根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域，其中Ti属于_________区。
（5）Ti的一种氧化物X，其晶胞结构如图所示，则X的化学式为____________。
（6）电镀厂排放的废水中常含有剧毒的CN－离子，可在X的催化下，先用NaClO将CN－氧化成CNO－，再在酸性条件下CNO－继续被NaClO氧化成N2和CO2。
①H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为___________________。
②与CNO－互为等电子体微粒的化学式为__________（写出一种即可）。
③氰酸（HOCN）是一种链状分子，它与异氰酸（HNCO）互为同分异构体，其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，试写出氰酸的结构式________。
23．过渡金属元素在日常生活中有广泛的应用。
(1)金属钒在材料科学上有重要作用，被称为“合金的维生素”，基态钒原子的价层电子的排布式为__；基态Mn原子核外有__个未成对电子，M层的电子云有__种不同的伸展方向。金属锰可导电，导热，具有金属光泽，有延展性，这些性质都可以用“__理论”解释。
(2)第四周期元素的第一电离能随原子序数增大，总趋势是逐渐增大的，但Ga的第一电离能明显低于Zn，原因是__。
(3)NO与钴盐形成的配离子[Co(NO2)6]3-可用于检验K+的存在。配位体NO的中心原子的杂化形式为__，空间构型为__。大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n为各原子的单电子数(形成σ键的电子除外)和得电子数的总和(如苯分子中的大π键可表示为，则NO中大π键应表示为__。
(4)铜与氧可形成如图所示的晶胞结构，其中Cu均匀地分散在立方体内部，a、b的坐标参数依次为(0，0，0)、(，，)，则d点的坐标参数为__，已知该晶体的密度为ρg•cm-3，NA是阿伏伽德罗常数的值，则晶胞参数为__pm。
24．第四周期中某些元素的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛应用.
(1)现代化学中,常利用_____上的特征谱线来鉴定元素.Ga的外围电子排布图为___________,基态Ga原子核外有_____种运动状态不同的电子.
(2)锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为___________(用元素符号表示),其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂,其熔点为﹣49.5℃,沸点为83.1℃,则其晶体类型为_____,中心原子的杂化类型为_____.砷酸的酸性弱于硒酸,从分子结构的角度解释原因____________.
(3)铁能形成[Fe(Bipy)2C12]ClO4等多种合配物(Bipy结构如图).
①该配合物中心原子的化合价为_____,与中心原子形成配位键的原子是_____.
②与ClO互为等电子体的一种非极性分子是________(写一种).
③1mol Bipy中所含σ键_____mol.
④1mol该配合物最多消耗__________mol硝酸银溶液(已知AgClO4易溶于水).
参考答案
1．D
【详解】
A. 将过量的氨水加入到CuSO4溶液中，先得到蓝色沉淀，氨水过量，观察到沉淀溶解，溶液变为深蓝色，生成[Cu(NH3)4]2+，A错误；
B. p轨道有3个，每个轨道最多容纳2个自旋方向相反的电子，故违反了泡利不相容原理，B错误；
C. 由于分子内共价键牢固，H2O的稳定性强于H2S，C错误；
D. H-Cl的键能大于H-I的键能，这可以说明HCl分子比HI分子稳定，D正确；
答案选D。
2．D
【解析】
试题分析：A、因A有18个电子且只有1个原子，所以A为18号元素Ar，按照核外电子排布规律可以写出其电子排布式为1s22s22p63s23p6，A项错误；B、因为D分子中含有4个原子、2种元素、18个电子， 若D为氨气 。在溶液中加入MnO2后不生成无色气体， B项错误；C、因为B、C分子中分别含有2、3个原子、2种元素、18个电子，B为HCl，C 为H2S, 还原性强弱B
3．D
【详解】
A．向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳生成碳酸氢钠，离子方程式为：CO2＋OH－=HCO3-，故A正确；
B．单质硅与氢氟酸反应生成四氟化硅和氢气：Si＋4HF=2H2↑＋SiF4↑，故B正确；
C．石英砂与烧碱反应生成硅酸钠和水，离子方程式为：SiO2＋2OH－=SiO32-＋H2O，故C正确；
D．向Ba(NO3)2溶液中通入二氧化碳，无沉淀，不能由弱酸制强酸，故D错误；
故选D。
4．D
【详解】
A．甲烷中的C原子价层电子对个数=4+（4-4×1）/2=4，所以其中心碳原子采用sp3杂化，碳正离子中的C原子价层电子对个数=3+（4-1-3×1）/2=3，所以其中心碳原子采用sp2杂化，碳负离子中的C原子价层电子对个数=3+（4+1-3×1）=4，所以其中心碳原子采用sp3杂化，三种微粒中碳原子的杂化方式不同，A错误；
B．碳正离子其中心碳原子采用sp2杂化，不含孤对电子，空间构型为平面三角形结构，B错误；
C．碳负离子其中心碳原子采用sp3杂化，含有一对孤对电子为三角锥型，BCl3中B原子价层电子对个数=3+（3-3×1）/2=3，不含孤对电子，空间构型为平面三角形结构，C错误；
D．原子数和价电子数分别都相等的互为等电子体，则CH4与NH4＋互为等电子体，D正确；
答案选D。
【点睛】
由价层电子特征判断分子立体构型时需注意以下两点：（1）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的立体构型，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。（2）价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。
5．C
【详解】
A.根据图知,晶体中每个K+周围6个O2−,每个O2−周围有6个K+，故A错误；
B.晶体中与每个K+距离最近的K+个数=3×8×=12，故B错误；
C.该晶胞中钾离子个数==4，超氧根离子个数==4，所以钾离子和超氧根离子个数之比=4:4=1:1，所以超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K+和4个O2−，故C正确；
D.晶胞中K+与O2−个数分别为4、4，所以1个晶胞中有8个氧原子，根据电荷守恒−2价O原子数目为2，所以0价氧原子数目为8−2=6，所以晶体中，0价氧原子与−2价氧原子的数目比为3:1，故D错误；
答案：C。
6．B
【详解】
反应方程式为：H2+Cl2=2HCl，生成2molHCl，需吸收能量：436kJ+243kJ=679kJ，放出能量：2×431kJ=862kJ，放出的能量大于吸收的能量，则该反应放热，因此反应物总能量高于生成物的总能量；且放出热量为：862kJ-679kJ=183kJ，故答案为B。
7．D
【详解】
A．过氧根离子的电子式为，其中含有非极性键，A错误；
B．CH2CH2、CH≡CH均为非极性分子，分子中C—H键为极性键、CC键和C≡C键均为非极性键，B项错误；
C．CO2、BF3、CCl4等是由极性键形成的非极性分子，C项错误；
D．不同非金属元素形成的共用电子对发生偏移，形成极性键，D项正确。
8．A
【分析】
根据氰气的化学性质与卤素相似分析与化学性质相关问题，再根据元素周期律及成键原则作答。
【详解】
A．的结构式为，N原子与C原子间为极性键，C原子与C原子间为非极性键，故A项正确；
B．原子半径越大，键长越长，碳原子半径大于氮原子半径，所以键长：，因键长：，键长：，故B项错误；
C．氰气分子的结构式为，该分子中含有3个键和4个键，故C项错误；
D．卤素单质能和氢氧化钠溶液反应，氰气的性质和卤素单质的性质相似所以氰气能和氢氧化钠溶液反应，故D项错误；
答案选A。
9．C
【详解】
A.NH4+中N原子的价层电子对数是4，不含有孤对电子，为正四面体形，A正确；
B.CS2中C的价层电子对数是2，不含有孤对电子，为直线形，B正确；
C.HCN中C的价层电子对数是2，不含有孤对电子，为直线形，C错误；
D.PCl3中P的价层电子对数是4，含有1对孤对电子，为三角锥形，D正确。
答案选C。
10．原子半径NP-H 甘氨酸主要以内盐形式存在，（存在离子键）熔点较高，硝基乙烷是分子晶体，分子间作用力小于离子键
【详解】
(1)物质氢化物稳定性实质是比较共价键的强弱，共价键越强，键能越大，键越牢固，分子越稳定，而键能的比较可以根据键长来判断，键长又可根据原子半径比较，原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越牢固。原子半径NP-H，所以气态氢化物热稳定性NH3大于PH3；
(2)根据(OCN)2各原子均满足8电子稳定结构可知，C与N之间共用3对电子，C与O、O与O之间共用1对电子，电子式为；
(3)甘氨酸(NH2CH2COOH)具有氨基、羧基，氨基具有碱性，羧基具有酸性，因此甘氨酸主要是以内盐形式存在，存在离子键，熔点较高；而硝基乙烷的结构简式为CH3CH2NO2，是共价化合物，属于分子晶体，分子间作用力小于离子键，故熔点较低。
11． 3d64s2 碳 平面三角形 sp2 4 1:2 3: 1 227/[NA×(a×10－10)3]
【解析】本题考查选修三《物质结构与性质》，A位于s区，电子层数与未成对电子数相等，即A为H，B中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每个轨道的电子总数相同，即B电子排布式为1s22s22p2，B为C，D核外成对电子数为未成对电子数的3倍，则D为O，C为N，F位于第四周期d区，最高能级的原子轨道内只有2个未成对电子，且原子序数比E大，即F为Ni，E的一种氧化物具有磁性，此氧化物是Fe3O4，即E为Fe，（1）E属于过渡元素，价电子包括最外层电子和次外层d能级上的电子，即价电子排布式为3d64s2；第二周期基态原子未成对电子数有2个的是碳、氧，同周期从左向右电负性增大，即电负性最小的是碳；（2）此离子是CO32－，有3个σ键，孤电子对数为(4＋2－3×2)/2=0，价层电子对数为3，即空间构型为平面三角形；（3）X为CH2O，中性原子碳原子有3个σ键，杂化类型为sp2；（4）此化合物是Ni(CO)n，中心原子价电子数为10，配体是CO，提供2个电子，即10＋2n=18，解得n=4，CO和N2等电子体，N2分子内N和N原子之间共用叁键，即σ键与π键个数比为1：2；（5）Ni位于顶点，即个数为8×1/8=1，Fe位于面心，个数为6×1/2=3，Fe和Ni的原子个数比为3：1；晶胞的质量为1×227/NAg，晶胞的体积为(a×10－10)3cm3，根据密度的定义，晶胞的密度为227/[NA×(a×10－10)3] g·cm3。
点睛：B原子的核外电子占据三种能量不同的原子轨道，即占据1s、2s、2p，s能级上最多容纳2个电子，即p上有2个电子，推出B为C，有时推断不一定按部就班，可以根据信息大胆猜测，如E的一种氧化物具有磁性，则E为Fe，F位于d区，且原子序数大于Fe，即F为Ni，有时也可以根据问题进行推测，如(3)化合物X为装饰中产生有害气体，则X为甲醛，推测出D为O，从进一步回答问题。
12． 形成配位键的一方能够提供孤对电子，另一方具有能够接受电子对的空轨道 氮 硼
【解析】(1). 微粒间形成配位键的条件是：一方是能够提供孤电子对的原子或离子，另一方是具有能够接受孤电子对的空轨道的原子或离子，故答案为：形成配位键的一方能够提供孤对电子，另一方具有能够接受电子对的空轨道；
(2). 在NH3·BF3中，B原子是提供空轨道的原子、N原子提供孤对电子，B. N原子之间形成配位键，故答案为：氮；硼；
(3). 在NH3·BF3中，B原子是提供空轨道的原子、N原子提供孤对电子，B. N原子之间形成配位键N→B，故结构式为：。
13． 1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3 1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6 sp3 sp2 N ＞ Cu失去一个电子后价层电子排布为3d10全满稳定的结构，再失去一个电子较困难，Zn失去一个电子后价层电子排布为3d104s1，再失去一个电子是4s1上的电子
【详解】
(1)KCN为离子化合物由钾离子和氰根离子构成，其电子式为，NaClO为离子化合物由钾离子和氰根离子构成，其电子式为；
(2)P为15号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3，铁的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 或[Ar]3d64s2，4s为最外层，两个电子容易失去，故亚铁离子的核外电子排布式应该为1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6；
(3)CCl4相当于CH4上的四个氢原子被氯原子取代形成的产物，甲烷为正四面体结构，C原子采取sp3杂化，则CCl4中心原子C原子也采取sp3杂化，NO中心原子N原子价层电子对数为3+ =3，N原子采取sp2杂化；
(4)铬原子为第四周期元素，有四个电子层，最高能层符号是N，基态Cr原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其价层电子的轨道表达式为；
(5)Cu失去一个电子后价层电子排布为3d10全满稳定的结构，再失去一个电子较困难，Zn失去一个电子后价层电子排布为3d104s1，再失去一个电子是4s1上的电子，则第二电离能Cu＞Zn。
14．1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 M 3 哑铃 sp2 Co、O、N 16 (PnO3n＋1)(n＋2)－ CoAl2O4 八面体空隙
【详解】
（1）Co为27号元素，Co原子核外有27个电子，根据核外电子排布规律可得其基态Co原子核外电子排布式；基态磷原子核外有三层电子，故最高能层符号为M，电子云在空间有3个伸展方向，原子轨道为哑铃型，故答案为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；M；3；哑铃；
（2）NO3－中价层电子对数为，故为sp2杂化；一般情况下非金属性越强第一电离能越大，但由于N原子中最外层为半充满状态，比较稳定，故第一电离能大于O，所以第一电离能由小到大的顺序为Co、O、N；一个NO3－中有3个σ键，配位键也为σ键，故σ键数目为3×4+4=16，则1mol该配离子中含σ键数目为16NA，故答案为：sp2；Co、O、N；16；
（3）可以根据磷酸根、焦磷酸根、三磷酸根的化学式推导：PO43-、P2O74-、P3O105-磷原子的变化规律为：1,2,3,4，n 氧原子的变化规律为：4,7,10,3n+1 酸根所带电荷数的变化规律为：3,4,5,n+2；故答案为：(PnO3n＋1)(n＋2)－
（4）根据钴蓝晶体晶胞结构分析，一个晶胞中含有的Co、Al、O个数分别为：，，，所以化学式为CoAl2O4；根据结构观察，晶体中Al3+占据O2-形成的八面体空隙；该晶胞的体积为，该晶胞的质量为 ,所以密度为 ，故答案为：CoAl2O4；八面体空隙；。
【点睛】
在计算价层电子对数时O、S作为配原子时提供的电子数为0；第（3）问属于跨学科综合题目，首先用数学的找规律递推到通式，首先写出磷酸的化学式，然后寻找规律。
15．第四周期第ⅢA族 5 Si或S Cr 3 1s22s22p63s23p63d104s1 ds 离子键、共价键和配位键 正四面体形
【详解】
(1)Ga在元素周期表中的位置为第四周期第ⅢA族；
(2)原子序数最小的第Ⅷ族元素为Fe，其原子的核外的价电子排布式为3d64s2，电子排布图为，Fe3+的价电子排布为3d5，其中未成对的电子数为5；
(3)3p轨道上有2个未成对电子的元素，则可能是14号元素Si或16号元素S；
(4)该元素的价电子排布式为3d54s1，则该元素的原子序数为24，其元素符号为Cr；
(5)基态原子的4s能级中只有1个电子的元素有[Ar]4s1、[Ar]3d54s1、[Ar]3d104s1，共3种；
(6)元素基态原子的M层全充满，N层有且只有一个未成对电子，则该元素为Cu元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，属于ds区金属；[Cu(NH3)4]SO4中所含的化学键有离子键、共价键和配位键；[Cu(NH3)4]SO4的外界离子为硫酸根，其中心原子为S，根据VSEPR模型，其中心原子无孤电子对，有4个共价键，故硫酸根的空间构型为正四面体形。
16．第四周期第VIB族 3d54s1 Cr＜S＜O sp3 sp 16
【详解】
(1)该反应涉及元素：C、H、O、S、Cr，其中铬元素原子的价电子排布为：3d54s1，含有6个未成对电子，未成对电子数最多，在周期表中位于第四周期第VIB族；
(2)元素的非金属性越强，其电负性越强，非金属性：Cr
(3)HOCH2CN的结构简式，该分子中与羟基相连的碳原子为饱和碳原子，价层电子数=4+0=4，杂化轨道类型为sp3；另外一个碳原子与氮原子相连，形成碳氮三键，价层电子对数=2+×(4-4×1)=2，碳原子属于sp杂化；
(4)将CrCl3·6H2O溶解在适量水中，溶液中Cr3+以［Cr(H2O)5Cl]2+形式存在，其配位数为6，水中含有2个共价键，所以该微粒中共含有6个配位键和10个共价键，则［Cr(H2O)5Cl]2+中含有σ键的数目为16。
17．（1）2；（2）0.3163nm、0.137nm；（3）68%
【解析】（1）根据晶包中原子均摊法可知：每个晶体分摊到的钨原子个数为（）8*1∕8）+1=2个。
（2）一个晶包中实际含有钨原子个数为2个，质量为2×183.9／6.02×1023g，晶包的体积为a3，根据密度的计算公式有：a3×19.3g.cm-3=2×183.9／6.02×1023g，算出a=3.163×10-8cm,即a=0.3163nm；设晶胞的边长为a和钨的原子半径为r，根据晶包边长计算原子半径，立方体的体对角线的长度为√3a，原子是紧密堆积的，体对角线上的三个钨原子是紧密相切的，长度为4r，即4r=√3a，所以r=√3a／4=0.3163nm×√3／4=0.137nm
（3）空间利用率=（晶包中所含原子的体积／晶包体积）×100%=2×（4/3）πr3÷a3， 将r=√3a／4代入得空间利用率为68%。
点睛：本题主要考查金属晶体的结构及计算，解题时要注意基础知识的运用，要熟记常见晶胞的结构和空间利用率．要初步掌握原子半径与晶包边长的关系，利用数学几何的知识求解。
18． C< O< N 水和氨气存在分子间氢键，沸点升高 sp杂化 24 碳原子 X-射线衍射 面心立方最密堆积 74%
【详解】
（1）铬(Cr)为24号元素，价电子排布图为，故答案为：；
（2）根据元素周期律，同周期从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但因为N元素2p轨道半充满状态，所以N的第一电离能高于O，则C、N、O三元素的第一电离能由小到大顺序为C
（4）用X-射线衍射实验可以直接确定某固体是否是晶体，由图原子在顶点和面心可知，该晶体堆积模型为面心立方最密堆积，空间利用率是74%；若已知该晶胞的棱长为a pm，由密度计算公式，即该晶胞的密度为g/cm3，故答案为：X-射线衍射；面心立方最密堆积；74%；。
【点睛】
铬为24号元素，其3d轨道半充满且4s轨道半充满时能量最低，最稳定，所以它的价电子排布式为3d54s1，注意题中问的是电子排布图，则其排布图为。
19．3d54s1 CH3COOH分子与H2O分子间可形成氢键 K
(1)根据核外电子排布规律可以写出基态铬价电子排布式为3d54s1，故答案为：3d54s1；
(2)CH3COOH分子与H2O分子间可形成氢键，因此CH3COOH能与H2O任意比混溶，故答案为：CH3COOH分子与H2O分子间可形成氢键；
(3)液态NH3和液态H2S相比，液态NH3分子间存在氢键，说明N比S更强烈的吸引H上的电子，而形成氢键，所以就电负性而言，N>S，C与N同一周期，电负性N>C，硫酸是强酸，而碳酸是弱酸，故电负性S>C， K是金属元素，K的电负性最小，所以KSCN中四种元素的电负性由小到大的顺序为K
20．1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6 O＞N＞C 1:8 a、c FeNi3C 3MgH2+FeMg2FeH6+Mg（或2MgH2+Fe+H2Mg2FeH6）
【详解】
（1）本题考查排布式的书写，Fe位于第四周期VIII族，其价电子排布式为3d64s2，因此Fe2＋的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6；（2）本题考查电负性规律和化学键的数目，同周期从左向右电负性增大(稀有气体除外)，因此电负性：O>N>C；1mol尿素中有1molπ键和7molσ键，根据配合物的化学式，配位数为6，因此该配合物中π键的物质的量为6mol，σ键的物质的量为（6×7＋6）mol，因此π键和σ键物质的量比值为6：48=1：8；（3）本题考查空间构型、等电子体、第一电离能规律、非极性分子的判断等，a、N2O与CO2等电子体，等电子体的结构相似，CO2空间构型为直线型，因此N2O的空间构型为直线型，故a正确；b、同周期从左向右第一电离能增大，即N的第一电离能大于C，故b错误；c、CO2是极性键构成的非极性分子，N2是非极性分子，故c正确；d、N2H4中含有分子间氢键，具有分子间氢键的物质的熔沸点高，故d错误；（4）本题考查晶胞的化学式的判断，铁原子位于顶点，个数为8×1/8=1，Ni位于面心，个数为6×1/2=3，C位于晶胞内，全部属于晶胞所有，因此化学式为FeNi3C；（5）本题考查化学反应方程式的书写，根据目的，第二步应是制备Mg2FeH6，因此第二步应是或2MgH2+Fe+H2Mg2FeH6或 3MgH2+Fe Mg2FeH6+Mg。
点睛：本题的易错点是化学键数目的判断，首先清楚尿素的结构简式，即为，成键电子对之间只能形成一个σ键，双键有一个σ键和一个π键，根据配合物的化学式，该配合物的配位数为6，因此1mol该配合物中有6mol尿素分子，即有6molπ键和42molσ键，配位键形成σ键，因此σ键物质的量为(42＋6)mol=48mol，从而确定它们的物质的量比值。
21． 6s F Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱 V 形 H2O、H2Se等 sp2 和 sp3 22∶1 a
【分析】
利用元素周期律、洪特规则和泡利不相容原理对原子轨道进行理解；金属性即失电子能力，非金属即得电子能力。
【详解】
(1)As位于第四周期第VA族，其基态原子的价层电子排布为，轨道表示式为；元素成为阳离子时优先失去能量高的电子，La原子的价层电子为5d16s2，6s轨道电子能量高，成为阳离子时优先失去，故填、6s；
(2) 金属与非金属相比，非金属的电负性高，CaFeAsF中，Ca、Fe为金属，As、F为非金属元素，其中F是元素周期表中电负性最强的元素，故填F；
(3)Ca的价层电子排布为，Fe的价层电子为，Ca的价层电子数少，且原子半径比Fe大，金属键弱，所以熔点低，故填Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱；
(4) 与水相似，其空间构型为V形；价电子数为8，根据等电子体的定义，与其互为等电子体的有、等，故填V形、、等；
(5) 中，C原子分别以单键或者双键成键，为、杂化；其中单个分子中σ键有22个，π键有1个，其个数比为22:1，故填和、22:1；
(6)图中相邻的两个Ca原子为晶胞的底面中心与四个角距离最短，其中底面正方形的边长为apm，对角线长为pm，所以相邻的Ca原子的距离为pm；晶胞中Ca原子的个数为、As原子的个数为、Fe原子的个数为8，其分子式为，根据=，故填、。
22．AD 3d54s2 Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态） 26 d TiO2 H＜C＜N＜O CO2、N2O、SCN－等任填一个 N≡C—O—H
【详解】
试题分析：（1）A、由于氧元素的电负性大，所以CH2O与水分子间能形成氢键，A正确；B、CH2O分子是平面型结构，中心原子碳原子是sp2杂化，CO2分子是直线型结构，中心原子碳原子采用sp杂化，B不正确；C、C6H6结构是正六边形结构，属于非极性分子。C6H6分子中碳原子是sp2杂化，其中每个碳原子与碳原子形成2个σ键，与氢原子形成1个σ键，所以共含有12个σ键和1个大π键，C不正确；D、CO2晶体是分子晶体，而二氧化硅晶体是原子晶体，所以CO2的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低，D正确，答案选AD。
（2）Mn是25号元素，则根据核外电子排布规律可知，Mn元素价电子排布式为3d54s2；由于Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态。），所以气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。
（3）铁的核外电子数是26，则铁原子核外有26种运动状态不同的电子。
（4）区的名称来自于按照构造原理最后填入电子的轨道名称，Ti是22号元素，其价电子排布式为3d24s2，所以Ti元素位于d去。
（5）根据晶胞结构可知，氧原子位于面心处与晶胞内，Ti原子位于顶点处和体心处，所以根据均摊原理可知，结构中氧原子的个数＝4×＋2＝4个，Ti原子个数＝1＋8×＝2，所以化学式为TiO2。
（6）①非金属性越强，电负性越小。因此同周期自左向右电负性逐渐增大，则H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为H＜C＜N＜O。
②价电子数与原子数分别都相等的互为等电子体，则与CNO－互为等电子体微粒的化学式为CO2（N2O）、SCN－等。
③氰酸（HOCN）是一种链状分子，它与异氰酸（HNCO）互为同分异构体，其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，因此分子中C与N形成三键，其余均是单键，所以氰酸的结构式N≡C—O—H。
【考点】
本题主要是考查电负性、共价键、分子极性、晶体性质、核外电子排布、晶胞结构以及等电子体等
【点晴】
晶胞中微粒的计算方法——均摊法
23．3d34s2 5 9 电子气 Ga：[Ar]3d104s24p1、Zn：[Ar]3d104s2，Zn：3d104s2，3d全满，能量低，稳定，难失电子，因此Ga的第一电离能明显低于Zn sp2 V形 (，，) ×1010
【分析】
(1)钒是32号元素，基态钒原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2；基态Mn原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2；M能层上有3s、3p、3d能级；金属锰可导电，导热，具有金属光泽，有延展性，这些性质都是因为有自由移动的电子，可以用“电子气”理论解释；
(2)根据价电子排布判断电离能的大小；
(3)配位体NO2-的中心原子N原子价层电子对个数=2+=3且含有1个孤电子对，根据价层电子对互斥理论 判断N原子的杂化形式及空间构型；NO2-中大π键由3个原子提供，NO2-中价电子总数为5+6×2+1=18，N与O形成2个σ键，O原子的2s、2p轨道中各有1对孤电子对，形成大π键电子数为18-2×2-4×2=6，即形成3中心6电子大π键；
(4)d处于晶胞体对角线上且将体对角线分成长度为3：1两段，可知d到左侧平面、前平面、下底面的距离分别为、、；均摊法计算晶胞中Cu、O原子数目，计算晶胞中原子总质量，结合晶体密度=计算晶胞参数。
【详解】
(1)钒是32号元素，基态钒原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2，则基态钒原子的价层电子的排布式为3d34s2；基态Mn原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，根据排布式可知，核外3d轨道上有5个电子未成对的电子；M能层上有3s、3p、3d能级，s能级上的电子只有1个伸展方向，p能级上的电子有3个伸展方向，d能级上的电子有5个伸展方向，则M能层上有9种不同的伸展方向；金属锰可导电，导热，具有金属光泽，有延展性，这些性质都是因为有自由移动的电子，可以用“电子气”理论解释；
(2)基态Ga原子的简化电子排布式为[Ar]3d104s24p1、基态Zn原子的简化电子排布式为：[Ar]3d104s2，基态Zn原子简化电子排布式为：3d104s2，基态Zn原子的3d全满，能量低，难失电子，原子较稳定，故Zn的第一电离能大于Ga；
(3)配位体NO2-的中心原子N原子价层电子对个数=2+=3且含有1个孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断N原子的杂化形式及空间构型分别为sp2、V形；NO2-中大π键由3个原子提供，NO2-中价电子总数为5+6×2+1=18，N与O形成2个σ键，O原子的2s、2p轨道中各有1对孤电子对，形成大π键电子数为18-2×2-4×2=6，即形成3中心6电子大π键，可表示为；
(4)d处于晶胞体对角线上且将体对角线分成长度为3：1两段，可知d到左侧平面、前平面、下底面的距离分别为、、，故d的坐标参数为(，，)；均摊法计算晶胞中Cu原子数目=4、O原子数目=1+8×=2，故晶胞中原子总质量=g，设晶胞参数为n，则：g=ρg/cm3×n3，解得n=×1010 pm。
【点睛】
核外价层电子排布为半充满，全满、全空状态时，原子的能量最低，较稳定，其第一电离能要比相邻元素的第一电离能大，元素周期表中位于第Ⅱ、ⅤA族元素都比相邻元素的第一电离能大。
24．原子光谱 31 Br>As>Se>Ge 分子晶体 sp3 硒酸酸分子中非羟基氧原子较多，Se的正电性更高，羟基中O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+ +3 N、Cl CCl4或SiF4 8 0
【详解】
(1)不同元素原子的吸收光谱或发射光谱不同，所以可以利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素；Ga是31号元素，核外有31个电子，Ga的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，Ga的外围电子排布图为；核外电子的运动状态都不相同，所以Ga核外有31种运动状态不同的电子；
(2)同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，砷原子4p能级为半充满状态，结构稳定，第一电离能大于相邻的元素，所以锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为Br>As>Se>Ge；四氯化锗熔点为﹣49.5℃、沸点为83.1℃，熔沸点较低，所以晶体类型为分子晶体，Ge原子价电子对数是 ，轨道杂化类型为sp3，砷酸的分子式是 、硒酸分子式是，砷酸分子中非羟基氧原子少于硒酸，所以砷酸的酸性弱于硒酸；
①[Fe(Bipy)2C12]ClO4的外界是ClO、配体是Bipy和Cl-，Bipy呈电中性，所以中心原子的化合价为+3；配体中N、Cl-有孤电子对，与中心原子形成配位键的原子是N、Cl；
②原子数相等、价电子数也相同的微粒互为等电子体，与ClO互为等电子体的一种非极性分子是CCl4或SiF4；
③单键是σ键、双键中有1个σ键，1mol Bipy中所含σ键8mol；
④内界氯离子不能电离，1mol该配合物最多消耗0mol硝酸银溶液。
2020-2021学年度高考三轮（回归基础）练习18物质结构与性质（选修）
一、单选题
1．下列说法正确的是 （ ）
A．将过量的氨水加入到CuSO4溶液中，最终得到蓝色沉淀
B．电子排布式（22Ti）1s22s22p63s23p10违反了洪特规则
C．由于氢键的作用，H2O的稳定性强于H2S
D．H-Cl的键能为431.8 kJ•mol﹣1，H-I的键能为298.7 kJ•mol﹣1，这可以说明HCl分子比HI分子稳定
2．已知A、B、C、D和E，五种分子所含原子数目依次为1、2、3、4和6，且都含有18个电子。又知B、C和D是由两种元素的原子组成。下列说法正确的是
A．A分子的原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p4
B．向D的溶液中加入少量二氧化锰，一定有无色气体生成。
C．还原性强弱B>C
D．若将1mol E在氧气中完全燃烧，只生成1mol CO2和2molH2O，则E的分子式是CH4O
3．下列离子方程式书写不正确的是（ ）
A．向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳：CO2＋OH－=HCO3-
B．单质硅与氢氟酸反应：Si＋4HF=2H2↑＋SiF4↑
C．石英砂与烧碱反应：SiO2＋2OH－=SiO32-＋H2O
D．向Ba(NO3)2溶液中通入二氧化碳：Ba2＋＋CO2＋H2O=BaCO3↓＋2H＋
4．关于CH4、CH3＋、CH3－三种粒子的说法，正确的是
A．C原子的杂化类型都相同
B．CH3＋是三角锥形
C．CH3－与BCl3构型相同
D．CH4与NH4＋互为等电子体
5．高温下超氧化钾晶体呈立方体结构，晶体中氧的化合价部分为0价，部分为﹣2价．如图所示为超氧化钾晶体的一个晶胞（晶体中最小的重复单元），则下列说法中正确的是
A．晶体中每个K+周围有8个O2﹣，每个O2﹣周围有8个K+
B．晶体中与每个K+距离最近的K+有8个
C．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K+和4个O2﹣
D．晶体中，0价氧与﹣2价氧的数目比为2：1
6．在反应H2＋Cl2=2HCl中，已知断开1 mol H—H需要能量436 kJ，断开1 molCl—Cl需要能量243 kJ，断开1 mol H—Cl需要能量431 kJ，判断该反应是
A．放出83 kJ热量 B．放出183 kJ热量
C．反应总能量低于生成物的总能量 D．吸收183 kJ热量
7．下列叙述正确的是
A．离子化合物中不可能存在非极性键
B．非极性分子中不可能既含极性键又含有非极性键
C．非极性分子中一定含有非极性键
D．不同非金属元素的原子之间形成的化学键都是极性键
8．氰气的化学式为，结构式为，性质与卤素相似，下列有关叙述正确的是（）
A．氰气分子中既有极性键，又有非极性键
B．氰气分子中键的键长大于键的键长
C．氰气分子中含有2个键和4个键
D．氰气不能和氢氧化钠溶液发生反应
9．用VSEPR模型预测下列分子或离子的立体结构，其中不正确的是
A．NH4+为正四面体形
B．CS2为直线形
C．HCN为折线形(V形)
D．PCl3为三角锥形
二、填空题
10．(1)气态氢化物热稳定性NH3＞PH3，请从结构角度解释其原因_______________。
(2)(OCN)2是共价化合物，各原子均满足8电子稳定结构。写出(OCN)2的电子式_________。
(3)甘氨酸和硝基乙烷的熔点分别为240℃和-40℃，从物质结构角度解释甘氨酸熔点较高的原因___________。
11．已知A、B、C、D、E、F六种元素的原子序数依次递增，前四种元素为短周期元素。A位于元素周期表s区，电子层数与未成对电子数相等；B基态原子中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每轨道中的电子总数相同；D原子核外成对电子数为未成对电子数的3倍；F位于第四周期d区，最高能级的原子轨道内只有2个未成对电子；E的一种氧化物具有磁性。
（1）E基态原子的价层电子排布式为__________________。第二周期基态原子未成对电子数与F相同且电负性最小的元素名称为____________。
（2）CD3- 的空间构型为_______________。
（3）A、B、D三元素组成的一种化合物X是家庭装修材料中常含有的一种有害气体，X分子中的中心原子采用_____________杂化。
（4）F(BD)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18，则n=________。根据等电子原理，B、D 分子内σ键与π键的个数之比为______________。
（5）一种EF的合金晶体具有面心立方最密堆积的结构。在晶胞中，F位于顶点，E位于面心，该合金中EF的原子个数之比为_________________。若晶胞边长a pm，则合金密度为______________g·cm3(列式表达，不计算)。
12．化合物NH3与BF3可以通过配位键形成NH3·BF3。
(1)配位键的形成条件是_________________________________。
(2)在NH3·BF3中，________原子提供孤对电子，________原子接受电子。
(3)写出NH3·BF3的电子式并用“→”标出配位键。______________________________________
13．按要求填空：
(1)写出下列化合物的电子式：KCN_______，NaClO_______
(2)写出下列基态原子或离子核外电子排布式：P _______，Fe2+ _______
(3)写出下列微粒中心原子的杂化方式：CCl4_______，NO_______
(4)铬原子的最高能层符号是_______，其价层电子的轨道表达式为_______。
(5)比较第二电离能Cu_______Zn(填“>”、“=”、“<”)，理由是：_______。
14．2019年诺贝尔化学奖授予约翰·古德伊纳夫、斯坦利·惠廷厄姆和吉野彰三位科学家，以表彰他们在锂电池领域所做出的巨大贡献。请回答下列问题：
（1）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___，基态磷原子中，电子占据的最高能层符号为___；该能层能量最高的电子云在空间有___个伸展方向，原子轨道呈___形。
（2）[Co(NO3－)4]2－中Co2+的配位数为4，配体中N的杂化方式为__，该配离子中各元素的第一电离能由小到大的顺序为___(填元素符号)，1mol该配离子中含σ键数目为___NA。
（3）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)。
（4）钴蓝晶体结构如图，该立方晶胞由4个I型和4个Ⅱ型小立方体构成，其化学式为___，晶体中Al3+占据O2－形成的___(填“四面体空隙”或“八面体空隙”)。NA为阿伏加德罗常数的值，钴蓝晶体的密度为___g·cm－3(列计算式)。
15．原子结构与元素周期表存在着内在联系。根据已学知识，请你回答下列问题：
(1)指出31号元素镓(Ga)在元素周期表中的位置：___。
(2)写出原子序数最小的第Ⅷ族元素原子的核外的价电子排布图：____。其正三价离子的未成对电子数为____
(3)写出3p轨道上有2个未成对电子的元素的符号：____。
(4)日常生活中广泛使用的不锈钢，在其生产过程中添加了某种元素，该元素的价电子排布式为3d54s1，该元素的名称为___。
(5)基态原子的4s能级中只有1个电子的元素共有___种
(6)元素基态原子的M层全充满，N层有且只有一个未成对电子，其基态原子的电子排布式为___，属于____区元素；[Cu(NH3)4]SO4中所含的化学键有___，，[Cu(NH3)4]SO4的外界离子的空间构型为____。
16．测量司机是否酒后驾驶的反应原理为：3C2H5OH+2CrO3+3H2SO4=3CH3CHO+Cr2(SO4)3+6H2O请回答下列问题：
(1)该反应涉及元素中，基态原子核外未成对电子数最多的元素在元素周期表中的位置为___________，价电子排布式___________。
(2)对于Cr2(SO4)3的组成元素，电负性从小到大的顺序为___________。(用元素符号表示)
(3)HOCH2CN的结构简式，该分子中碳原子轨道的杂化类型分别是___________和___________。
(4)将CrCl3·6H2O溶解在适量水中，溶液中Cr3+以［Cr(H2O)5Cl]2+形式存在，［Cr(H2O)5Cl]2+中含有σ键的数目为___________；
三、计算题
17．如图是金属钨的晶胞结构模型图。实验测得金属钨的密度为19.3g.cm-3，钨的相对原子质量为183.9.假定金属钨为等径的刚性球。（必须列式计算）
（1）每个晶体分摊到的钨原子个数；
（2）计算晶胞的边长a和钨的原子半径r；
（3）计算金属钨晶胞的空间利用率。
四、结构与性质
18．不锈钢(Stainless Steel)是不锈耐酸钢的简称，耐空气、蒸汽、水等腐蚀。不锈钢中含有Fe、Cr等元素。回答下列问题：
(1)铬(Cr)的价电子排布图为______
(2)亚铁氰化钾别名黄血盐，化学式：，加入食盐中可防止食盐板结。其中C、N、O三元素的第一电离能由小到大顺序为______。O和N的简单氢化物沸点明显高于CH4原因是______，其不含结晶水的盐结构如图所示，其中C原子的杂化方式为______。
(3)1mol的中含有的共价键物质的量为______mol，该配位化合物的配位原子为______。
(4)用______实验可以直接确定某固体是否是晶体，某种铁铬合金的晶胞如图所示，该晶体堆积模型为______，空间利用率是______；若已知该晶胞的棱长为a pm，则该晶胞的密度为______g/cm3。
19．在庆祝中华人民共和国成立70周年的阅兵仪式上，最后亮相的DF-31A洲际战略导弹是我国大国地位、国防实力的显著标志。其制作材料中包含了Fe、Cr、Ni、C等多种元素。回答下列问题：
(1)基态Cr原子的价电子排布式为_______。
(2)CH3COOH能与H2O任意比混溶的原因，除它们都是极性分子外还因为_______。
(3)Fe3+可以与SCN-形成一系列不同配位数的红色配合物，所以常用KSCN溶液检验Fe3+的存在，KSCN中四种元素的电负性由小到大的顺序为_______(用元素符号表示)，SCN-的几何构型为_______，中心原子的杂化类型为_______。
(4)一种热电材料的晶胞结构如图所示，底部边长为apm，高为cpm，该晶体的化学式为_______，紧邻Sb与Cu间的距离为_______pm，设NA为阿伏加德罗常数的值，晶体的密度为_______g/cm-3。
20．过渡元素铁可形成多种配合物，如：[Fe(CN)6]4-、[Fe(OCN)6]4-等。
（1）Fe2+基态核外电子排布式为______________。
（2）尿素与氯化铁形成{Fe[CO(NH2)2]6}Cl3配合物是一种高效有机催化剂。C、N、O三种元素的电负性由大到小的顺序为___________，该配合物中π键和σ键的个数比为______________。
（3）研究表明用TiO2作光催化剂可将CN-、CO、N2O、C2H4等氧化为N2、CO2。下列说法正确的是____________（选填序号）。
a. N2O呈直线形 b. N的第一电离能比C小 c. CO2和N2均属于非极性分子
d. C2H4沸点比N2H4低得多，主要是因为C2H4 相对分子质量小
（4）铁可形成多种功能性材料.右图为铁的一种高韧性、高耐磨性合金的晶体结构，其化学式为___________。
（5）纳米晶体Mg2FeH6是一种贮氢容量大、价格低廉的储氢材料。M&FeH6可由Mg 和Fe的粉末在H2气氛中反应加热球磨制得，该反应分两步进行.第一步反应为 Mg+H2MgH2，第二步反应的化学方程式为____________________________。
21．寻找室温超导材料一直是科学家们竞相追求的目标， CaFeAsF 、LaH10、H2S等均是近年来的研究热点。回答下列问题：
(1)基态As原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为___________，基态La原子价电子排布为5d16s2，成为阳离子时首先失去___________轨道电子。
(2)CaFeAsF中，电负性最高的元素是___________。
(3)Ca与Fe位于同周期且最外层电子构型相同，Ca的熔点和沸点均比Fe的低，这是因为___________。
(4)H2S的的空间构型为___________，写出一种与H2S互为等电子体的分子的化学式___________。
(5)含砷化合物(以)中碳原子杂化方式是___________， 每个分子中含σ键和π键个数比为___________。
(6)Ca、Fe、As构成的超导材料的晶胞结构如图所示，边长为apm，高为cpm，则紧邻的Ca原子之间的距离为___________ pm，该晶体的密度为___________ g•cm-3。
22．第四周期过渡元素Mn、Fe、Ti可与C、H、O形成多种化合物。
（1）下列叙述正确的是______。（填字母）
A．HCHO与水分子间能形成氢键
B．HCHO和CO2分子中的中心原子均采用sp2杂化
C．苯分子中含有6个键和1个大键，苯是非极性分子
D．CO2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低
（2）Mn和Fe的部分电离能数据如下表：
元 素
Mn
Fe
电离能
/kJ·mol－1
I1
717
759
I2
1509
1561
I3
3248
2957
Mn元素价电子排布式为_______________，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难，其原因是______________________________。
（3）铁原子核外有__________种运动状态不同的电子。
（4）根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域，其中Ti属于_________区。
（5）Ti的一种氧化物X，其晶胞结构如图所示，则X的化学式为____________。
（6）电镀厂排放的废水中常含有剧毒的CN－离子，可在X的催化下，先用NaClO将CN－氧化成CNO－，再在酸性条件下CNO－继续被NaClO氧化成N2和CO2。
①H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为___________________。
②与CNO－互为等电子体微粒的化学式为__________（写出一种即可）。
③氰酸（HOCN）是一种链状分子，它与异氰酸（HNCO）互为同分异构体，其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，试写出氰酸的结构式________。
23．过渡金属元素在日常生活中有广泛的应用。
(1)金属钒在材料科学上有重要作用，被称为“合金的维生素”，基态钒原子的价层电子的排布式为__；基态Mn原子核外有__个未成对电子，M层的电子云有__种不同的伸展方向。金属锰可导电，导热，具有金属光泽，有延展性，这些性质都可以用“__理论”解释。
(2)第四周期元素的第一电离能随原子序数增大，总趋势是逐渐增大的，但Ga的第一电离能明显低于Zn，原因是__。
(3)NO与钴盐形成的配离子[Co(NO2)6]3-可用于检验K+的存在。配位体NO的中心原子的杂化形式为__，空间构型为__。大π键可用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n为各原子的单电子数(形成σ键的电子除外)和得电子数的总和(如苯分子中的大π键可表示为，则NO中大π键应表示为__。
(4)铜与氧可形成如图所示的晶胞结构，其中Cu均匀地分散在立方体内部，a、b的坐标参数依次为(0，0，0)、(，，)，则d点的坐标参数为__，已知该晶体的密度为ρg•cm-3，NA是阿伏伽德罗常数的值，则晶胞参数为__pm。
24．第四周期中某些元素的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛应用.
(1)现代化学中,常利用_____上的特征谱线来鉴定元素.Ga的外围电子排布图为___________,基态Ga原子核外有_____种运动状态不同的电子.
(2)锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为___________(用元素符号表示),其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂,其熔点为﹣49.5℃,沸点为83.1℃,则其晶体类型为_____,中心原子的杂化类型为_____.砷酸的酸性弱于硒酸,从分子结构的角度解释原因____________.
(3)铁能形成[Fe(Bipy)2C12]ClO4等多种合配物(Bipy结构如图).
①该配合物中心原子的化合价为_____,与中心原子形成配位键的原子是_____.
②与ClO互为等电子体的一种非极性分子是________(写一种).
③1mol Bipy中所含σ键_____mol.
④1mol该配合物最多消耗__________mol硝酸银溶液(已知AgClO4易溶于水).
参考答案
1．D
【详解】
A. 将过量的氨水加入到CuSO4溶液中，先得到蓝色沉淀，氨水过量，观察到沉淀溶解，溶液变为深蓝色，生成[Cu(NH3)4]2+，A错误；
B. p轨道有3个，每个轨道最多容纳2个自旋方向相反的电子，故违反了泡利不相容原理，B错误；
C. 由于分子内共价键牢固，H2O的稳定性强于H2S，C错误；
D. H-Cl的键能大于H-I的键能，这可以说明HCl分子比HI分子稳定，D正确；
答案选D。
2．D
【解析】
试题分析：A、因A有18个电子且只有1个原子，所以A为18号元素Ar，按照核外电子排布规律可以写出其电子排布式为1s22s22p63s23p6，A项错误；B、因为D分子中含有4个原子、2种元素、18个电子， 若D为氨气 。在溶液中加入MnO2后不生成无色气体， B项错误；C、因为B、C分子中分别含有2、3个原子、2种元素、18个电子，B为HCl，C 为H2S, 还原性强弱B
3．D
【详解】
A．向氢氧化钠溶液中通入过量二氧化碳生成碳酸氢钠，离子方程式为：CO2＋OH－=HCO3-，故A正确；
B．单质硅与氢氟酸反应生成四氟化硅和氢气：Si＋4HF=2H2↑＋SiF4↑，故B正确；
C．石英砂与烧碱反应生成硅酸钠和水，离子方程式为：SiO2＋2OH－=SiO32-＋H2O，故C正确；
D．向Ba(NO3)2溶液中通入二氧化碳，无沉淀，不能由弱酸制强酸，故D错误；
故选D。
4．D
【详解】
A．甲烷中的C原子价层电子对个数=4+（4-4×1）/2=4，所以其中心碳原子采用sp3杂化，碳正离子中的C原子价层电子对个数=3+（4-1-3×1）/2=3，所以其中心碳原子采用sp2杂化，碳负离子中的C原子价层电子对个数=3+（4+1-3×1）=4，所以其中心碳原子采用sp3杂化，三种微粒中碳原子的杂化方式不同，A错误；
B．碳正离子其中心碳原子采用sp2杂化，不含孤对电子，空间构型为平面三角形结构，B错误；
C．碳负离子其中心碳原子采用sp3杂化，含有一对孤对电子为三角锥型，BCl3中B原子价层电子对个数=3+（3-3×1）/2=3，不含孤对电子，空间构型为平面三角形结构，C错误；
D．原子数和价电子数分别都相等的互为等电子体，则CH4与NH4＋互为等电子体，D正确；
答案选D。
【点睛】
由价层电子特征判断分子立体构型时需注意以下两点：（1）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的立体构型，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。（2）价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、迅速、全面的效果。
5．C
【详解】
A.根据图知,晶体中每个K+周围6个O2−,每个O2−周围有6个K+，故A错误；
B.晶体中与每个K+距离最近的K+个数=3×8×=12，故B错误；
C.该晶胞中钾离子个数==4，超氧根离子个数==4，所以钾离子和超氧根离子个数之比=4:4=1:1，所以超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞含有4个K+和4个O2−，故C正确；
D.晶胞中K+与O2−个数分别为4、4，所以1个晶胞中有8个氧原子，根据电荷守恒−2价O原子数目为2，所以0价氧原子数目为8−2=6，所以晶体中，0价氧原子与−2价氧原子的数目比为3:1，故D错误；
答案：C。
6．B
【详解】
反应方程式为：H2+Cl2=2HCl，生成2molHCl，需吸收能量：436kJ+243kJ=679kJ，放出能量：2×431kJ=862kJ，放出的能量大于吸收的能量，则该反应放热，因此反应物总能量高于生成物的总能量；且放出热量为：862kJ-679kJ=183kJ，故答案为B。
7．D
【详解】
A．过氧根离子的电子式为，其中含有非极性键，A错误；
B．CH2CH2、CH≡CH均为非极性分子，分子中C—H键为极性键、CC键和C≡C键均为非极性键，B项错误；
C．CO2、BF3、CCl4等是由极性键形成的非极性分子，C项错误；
D．不同非金属元素形成的共用电子对发生偏移，形成极性键，D项正确。
8．A
【分析】
根据氰气的化学性质与卤素相似分析与化学性质相关问题，再根据元素周期律及成键原则作答。
【详解】
A．的结构式为，N原子与C原子间为极性键，C原子与C原子间为非极性键，故A项正确；
B．原子半径越大，键长越长，碳原子半径大于氮原子半径，所以键长：，因键长：，键长：，故B项错误；
C．氰气分子的结构式为，该分子中含有3个键和4个键，故C项错误；
D．卤素单质能和氢氧化钠溶液反应，氰气的性质和卤素单质的性质相似所以氰气能和氢氧化钠溶液反应，故D项错误；
答案选A。
9．C
【详解】
A.NH4+中N原子的价层电子对数是4，不含有孤对电子，为正四面体形，A正确；
B.CS2中C的价层电子对数是2，不含有孤对电子，为直线形，B正确；
C.HCN中C的价层电子对数是2，不含有孤对电子，为直线形，C错误；
D.PCl3中P的价层电子对数是4，含有1对孤对电子，为三角锥形，D正确。
答案选C。
10．原子半径N
【详解】
(1)物质氢化物稳定性实质是比较共价键的强弱，共价键越强，键能越大，键越牢固，分子越稳定，而键能的比较可以根据键长来判断，键长又可根据原子半径比较，原子半径越小，键长越短，键能越大，分子越牢固。原子半径N
(2)根据(OCN)2各原子均满足8电子稳定结构可知，C与N之间共用3对电子，C与O、O与O之间共用1对电子，电子式为；
(3)甘氨酸(NH2CH2COOH)具有氨基、羧基，氨基具有碱性，羧基具有酸性，因此甘氨酸主要是以内盐形式存在，存在离子键，熔点较高；而硝基乙烷的结构简式为CH3CH2NO2，是共价化合物，属于分子晶体，分子间作用力小于离子键，故熔点较低。
11． 3d64s2 碳 平面三角形 sp2 4 1:2 3: 1 227/[NA×(a×10－10)3]
【解析】本题考查选修三《物质结构与性质》，A位于s区，电子层数与未成对电子数相等，即A为H，B中电子占据三种能量不同的原子轨道，且每个轨道的电子总数相同，即B电子排布式为1s22s22p2，B为C，D核外成对电子数为未成对电子数的3倍，则D为O，C为N，F位于第四周期d区，最高能级的原子轨道内只有2个未成对电子，且原子序数比E大，即F为Ni，E的一种氧化物具有磁性，此氧化物是Fe3O4，即E为Fe，（1）E属于过渡元素，价电子包括最外层电子和次外层d能级上的电子，即价电子排布式为3d64s2；第二周期基态原子未成对电子数有2个的是碳、氧，同周期从左向右电负性增大，即电负性最小的是碳；（2）此离子是CO32－，有3个σ键，孤电子对数为(4＋2－3×2)/2=0，价层电子对数为3，即空间构型为平面三角形；（3）X为CH2O，中性原子碳原子有3个σ键，杂化类型为sp2；（4）此化合物是Ni(CO)n，中心原子价电子数为10，配体是CO，提供2个电子，即10＋2n=18，解得n=4，CO和N2等电子体，N2分子内N和N原子之间共用叁键，即σ键与π键个数比为1：2；（5）Ni位于顶点，即个数为8×1/8=1，Fe位于面心，个数为6×1/2=3，Fe和Ni的原子个数比为3：1；晶胞的质量为1×227/NAg，晶胞的体积为(a×10－10)3cm3，根据密度的定义，晶胞的密度为227/[NA×(a×10－10)3] g·cm3。
点睛：B原子的核外电子占据三种能量不同的原子轨道，即占据1s、2s、2p，s能级上最多容纳2个电子，即p上有2个电子，推出B为C，有时推断不一定按部就班，可以根据信息大胆猜测，如E的一种氧化物具有磁性，则E为Fe，F位于d区，且原子序数大于Fe，即F为Ni，有时也可以根据问题进行推测，如(3)化合物X为装饰中产生有害气体，则X为甲醛，推测出D为O，从进一步回答问题。
12． 形成配位键的一方能够提供孤对电子，另一方具有能够接受电子对的空轨道 氮 硼
【解析】(1). 微粒间形成配位键的条件是：一方是能够提供孤电子对的原子或离子，另一方是具有能够接受孤电子对的空轨道的原子或离子，故答案为：形成配位键的一方能够提供孤对电子，另一方具有能够接受电子对的空轨道；
(2). 在NH3·BF3中，B原子是提供空轨道的原子、N原子提供孤对电子，B. N原子之间形成配位键，故答案为：氮；硼；
(3). 在NH3·BF3中，B原子是提供空轨道的原子、N原子提供孤对电子，B. N原子之间形成配位键N→B，故结构式为：。
13． 1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3 1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6 sp3 sp2 N ＞ Cu失去一个电子后价层电子排布为3d10全满稳定的结构，再失去一个电子较困难，Zn失去一个电子后价层电子排布为3d104s1，再失去一个电子是4s1上的电子
【详解】
(1)KCN为离子化合物由钾离子和氰根离子构成，其电子式为，NaClO为离子化合物由钾离子和氰根离子构成，其电子式为；
(2)P为15号元素，其核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3，铁的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 或[Ar]3d64s2，4s为最外层，两个电子容易失去，故亚铁离子的核外电子排布式应该为1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6；
(3)CCl4相当于CH4上的四个氢原子被氯原子取代形成的产物，甲烷为正四面体结构，C原子采取sp3杂化，则CCl4中心原子C原子也采取sp3杂化，NO中心原子N原子价层电子对数为3+ =3，N原子采取sp2杂化；
(4)铬原子为第四周期元素，有四个电子层，最高能层符号是N，基态Cr原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，其价层电子的轨道表达式为；
(5)Cu失去一个电子后价层电子排布为3d10全满稳定的结构，再失去一个电子较困难，Zn失去一个电子后价层电子排布为3d104s1，再失去一个电子是4s1上的电子，则第二电离能Cu＞Zn。
14．1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2 M 3 哑铃 sp2 Co、O、N 16 (PnO3n＋1)(n＋2)－ CoAl2O4 八面体空隙
【详解】
（1）Co为27号元素，Co原子核外有27个电子，根据核外电子排布规律可得其基态Co原子核外电子排布式；基态磷原子核外有三层电子，故最高能层符号为M，电子云在空间有3个伸展方向，原子轨道为哑铃型，故答案为：1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2；M；3；哑铃；
（2）NO3－中价层电子对数为，故为sp2杂化；一般情况下非金属性越强第一电离能越大，但由于N原子中最外层为半充满状态，比较稳定，故第一电离能大于O，所以第一电离能由小到大的顺序为Co、O、N；一个NO3－中有3个σ键，配位键也为σ键，故σ键数目为3×4+4=16，则1mol该配离子中含σ键数目为16NA，故答案为：sp2；Co、O、N；16；
（3）可以根据磷酸根、焦磷酸根、三磷酸根的化学式推导：PO43-、P2O74-、P3O105-磷原子的变化规律为：1,2,3,4，n 氧原子的变化规律为：4,7,10,3n+1 酸根所带电荷数的变化规律为：3,4,5,n+2；故答案为：(PnO3n＋1)(n＋2)－
（4）根据钴蓝晶体晶胞结构分析，一个晶胞中含有的Co、Al、O个数分别为：，，，所以化学式为CoAl2O4；根据结构观察，晶体中Al3+占据O2-形成的八面体空隙；该晶胞的体积为，该晶胞的质量为 ,所以密度为 ，故答案为：CoAl2O4；八面体空隙；。
【点睛】
在计算价层电子对数时O、S作为配原子时提供的电子数为0；第（3）问属于跨学科综合题目，首先用数学的找规律递推到通式，首先写出磷酸的化学式，然后寻找规律。
15．第四周期第ⅢA族 5 Si或S Cr 3 1s22s22p63s23p63d104s1 ds 离子键、共价键和配位键 正四面体形
【详解】
(1)Ga在元素周期表中的位置为第四周期第ⅢA族；
(2)原子序数最小的第Ⅷ族元素为Fe，其原子的核外的价电子排布式为3d64s2，电子排布图为，Fe3+的价电子排布为3d5，其中未成对的电子数为5；
(3)3p轨道上有2个未成对电子的元素，则可能是14号元素Si或16号元素S；
(4)该元素的价电子排布式为3d54s1，则该元素的原子序数为24，其元素符号为Cr；
(5)基态原子的4s能级中只有1个电子的元素有[Ar]4s1、[Ar]3d54s1、[Ar]3d104s1，共3种；
(6)元素基态原子的M层全充满，N层有且只有一个未成对电子，则该元素为Cu元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，属于ds区金属；[Cu(NH3)4]SO4中所含的化学键有离子键、共价键和配位键；[Cu(NH3)4]SO4的外界离子为硫酸根，其中心原子为S，根据VSEPR模型，其中心原子无孤电子对，有4个共价键，故硫酸根的空间构型为正四面体形。
16．第四周期第VIB族 3d54s1 Cr＜S＜O sp3 sp 16
【详解】
(1)该反应涉及元素：C、H、O、S、Cr，其中铬元素原子的价电子排布为：3d54s1，含有6个未成对电子，未成对电子数最多，在周期表中位于第四周期第VIB族；
(2)元素的非金属性越强，其电负性越强，非金属性：Cr
(3)HOCH2CN的结构简式，该分子中与羟基相连的碳原子为饱和碳原子，价层电子数=4+0=4，杂化轨道类型为sp3；另外一个碳原子与氮原子相连，形成碳氮三键，价层电子对数=2+×(4-4×1)=2，碳原子属于sp杂化；
(4)将CrCl3·6H2O溶解在适量水中，溶液中Cr3+以［Cr(H2O)5Cl]2+形式存在，其配位数为6，水中含有2个共价键，所以该微粒中共含有6个配位键和10个共价键，则［Cr(H2O)5Cl]2+中含有σ键的数目为16。
17．（1）2；（2）0.3163nm、0.137nm；（3）68%
【解析】（1）根据晶包中原子均摊法可知：每个晶体分摊到的钨原子个数为（）8*1∕8）+1=2个。
（2）一个晶包中实际含有钨原子个数为2个，质量为2×183.9／6.02×1023g，晶包的体积为a3，根据密度的计算公式有：a3×19.3g.cm-3=2×183.9／6.02×1023g，算出a=3.163×10-8cm,即a=0.3163nm；设晶胞的边长为a和钨的原子半径为r，根据晶包边长计算原子半径，立方体的体对角线的长度为√3a，原子是紧密堆积的，体对角线上的三个钨原子是紧密相切的，长度为4r，即4r=√3a，所以r=√3a／4=0.3163nm×√3／4=0.137nm
（3）空间利用率=（晶包中所含原子的体积／晶包体积）×100%=2×（4/3）πr3÷a3， 将r=√3a／4代入得空间利用率为68%。
点睛：本题主要考查金属晶体的结构及计算，解题时要注意基础知识的运用，要熟记常见晶胞的结构和空间利用率．要初步掌握原子半径与晶包边长的关系，利用数学几何的知识求解。
18． C< O< N 水和氨气存在分子间氢键，沸点升高 sp杂化 24 碳原子 X-射线衍射 面心立方最密堆积 74%
【详解】
（1）铬(Cr)为24号元素，价电子排布图为，故答案为：；
（2）根据元素周期律，同周期从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但因为N元素2p轨道半充满状态，所以N的第一电离能高于O，则C、N、O三元素的第一电离能由小到大顺序为C
（4）用X-射线衍射实验可以直接确定某固体是否是晶体，由图原子在顶点和面心可知，该晶体堆积模型为面心立方最密堆积，空间利用率是74%；若已知该晶胞的棱长为a pm，由密度计算公式，即该晶胞的密度为g/cm3，故答案为：X-射线衍射；面心立方最密堆积；74%；。
【点睛】
铬为24号元素，其3d轨道半充满且4s轨道半充满时能量最低，最稳定，所以它的价电子排布式为3d54s1，注意题中问的是电子排布图，则其排布图为。
19．3d54s1 CH3COOH分子与H2O分子间可形成氢键 K
(1)根据核外电子排布规律可以写出基态铬价电子排布式为3d54s1，故答案为：3d54s1；
(2)CH3COOH分子与H2O分子间可形成氢键，因此CH3COOH能与H2O任意比混溶，故答案为：CH3COOH分子与H2O分子间可形成氢键；
(3)液态NH3和液态H2S相比，液态NH3分子间存在氢键，说明N比S更强烈的吸引H上的电子，而形成氢键，所以就电负性而言，N>S，C与N同一周期，电负性N>C，硫酸是强酸，而碳酸是弱酸，故电负性S>C， K是金属元素，K的电负性最小，所以KSCN中四种元素的电负性由小到大的顺序为K
20．1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6 O＞N＞C 1:8 a、c FeNi3C 3MgH2+FeMg2FeH6+Mg（或2MgH2+Fe+H2Mg2FeH6）
【详解】
（1）本题考查排布式的书写，Fe位于第四周期VIII族，其价电子排布式为3d64s2，因此Fe2＋的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6；（2）本题考查电负性规律和化学键的数目，同周期从左向右电负性增大(稀有气体除外)，因此电负性：O>N>C；1mol尿素中有1molπ键和7molσ键，根据配合物的化学式，配位数为6，因此该配合物中π键的物质的量为6mol，σ键的物质的量为（6×7＋6）mol，因此π键和σ键物质的量比值为6：48=1：8；（3）本题考查空间构型、等电子体、第一电离能规律、非极性分子的判断等，a、N2O与CO2等电子体，等电子体的结构相似，CO2空间构型为直线型，因此N2O的空间构型为直线型，故a正确；b、同周期从左向右第一电离能增大，即N的第一电离能大于C，故b错误；c、CO2是极性键构成的非极性分子，N2是非极性分子，故c正确；d、N2H4中含有分子间氢键，具有分子间氢键的物质的熔沸点高，故d错误；（4）本题考查晶胞的化学式的判断，铁原子位于顶点，个数为8×1/8=1，Ni位于面心，个数为6×1/2=3，C位于晶胞内，全部属于晶胞所有，因此化学式为FeNi3C；（5）本题考查化学反应方程式的书写，根据目的，第二步应是制备Mg2FeH6，因此第二步应是或2MgH2+Fe+H2Mg2FeH6或 3MgH2+Fe Mg2FeH6+Mg。
点睛：本题的易错点是化学键数目的判断，首先清楚尿素的结构简式，即为，成键电子对之间只能形成一个σ键，双键有一个σ键和一个π键，根据配合物的化学式，该配合物的配位数为6，因此1mol该配合物中有6mol尿素分子，即有6molπ键和42molσ键，配位键形成σ键，因此σ键物质的量为(42＋6)mol=48mol，从而确定它们的物质的量比值。
21． 6s F Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱 V 形 H2O、H2Se等 sp2 和 sp3 22∶1 a
【分析】
利用元素周期律、洪特规则和泡利不相容原理对原子轨道进行理解；金属性即失电子能力，非金属即得电子能力。
【详解】
(1)As位于第四周期第VA族，其基态原子的价层电子排布为，轨道表示式为；元素成为阳离子时优先失去能量高的电子，La原子的价层电子为5d16s2，6s轨道电子能量高，成为阳离子时优先失去，故填、6s；
(2) 金属与非金属相比，非金属的电负性高，CaFeAsF中，Ca、Fe为金属，As、F为非金属元素，其中F是元素周期表中电负性最强的元素，故填F；
(3)Ca的价层电子排布为，Fe的价层电子为，Ca的价层电子数少，且原子半径比Fe大，金属键弱，所以熔点低，故填Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱；
(4) 与水相似，其空间构型为V形；价电子数为8，根据等电子体的定义，与其互为等电子体的有、等，故填V形、、等；
(5) 中，C原子分别以单键或者双键成键，为、杂化；其中单个分子中σ键有22个，π键有1个，其个数比为22:1，故填和、22:1；
(6)图中相邻的两个Ca原子为晶胞的底面中心与四个角距离最短，其中底面正方形的边长为apm，对角线长为pm，所以相邻的Ca原子的距离为pm；晶胞中Ca原子的个数为、As原子的个数为、Fe原子的个数为8，其分子式为，根据=，故填、。
22．AD 3d54s2 Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态） 26 d TiO2 H＜C＜N＜O CO2、N2O、SCN－等任填一个 N≡C—O—H
【详解】
试题分析：（1）A、由于氧元素的电负性大，所以CH2O与水分子间能形成氢键，A正确；B、CH2O分子是平面型结构，中心原子碳原子是sp2杂化，CO2分子是直线型结构，中心原子碳原子采用sp杂化，B不正确；C、C6H6结构是正六边形结构，属于非极性分子。C6H6分子中碳原子是sp2杂化，其中每个碳原子与碳原子形成2个σ键，与氢原子形成1个σ键，所以共含有12个σ键和1个大π键，C不正确；D、CO2晶体是分子晶体，而二氧化硅晶体是原子晶体，所以CO2的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低，D正确，答案选AD。
（2）Mn是25号元素，则根据核外电子排布规律可知，Mn元素价电子排布式为3d54s2；由于Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态（或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态。），所以气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难。
（3）铁的核外电子数是26，则铁原子核外有26种运动状态不同的电子。
（4）区的名称来自于按照构造原理最后填入电子的轨道名称，Ti是22号元素，其价电子排布式为3d24s2，所以Ti元素位于d去。
（5）根据晶胞结构可知，氧原子位于面心处与晶胞内，Ti原子位于顶点处和体心处，所以根据均摊原理可知，结构中氧原子的个数＝4×＋2＝4个，Ti原子个数＝1＋8×＝2，所以化学式为TiO2。
（6）①非金属性越强，电负性越小。因此同周期自左向右电负性逐渐增大，则H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为H＜C＜N＜O。
②价电子数与原子数分别都相等的互为等电子体，则与CNO－互为等电子体微粒的化学式为CO2（N2O）、SCN－等。
③氰酸（HOCN）是一种链状分子，它与异氰酸（HNCO）互为同分异构体，其分子内各原子最外层均已达到稳定结构，因此分子中C与N形成三键，其余均是单键，所以氰酸的结构式N≡C—O—H。
【考点】
本题主要是考查电负性、共价键、分子极性、晶体性质、核外电子排布、晶胞结构以及等电子体等
【点晴】
晶胞中微粒的计算方法——均摊法
23．3d34s2 5 9 电子气 Ga：[Ar]3d104s24p1、Zn：[Ar]3d104s2，Zn：3d104s2，3d全满，能量低，稳定，难失电子，因此Ga的第一电离能明显低于Zn sp2 V形 (，，) ×1010
【分析】
(1)钒是32号元素，基态钒原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2；基态Mn原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2；M能层上有3s、3p、3d能级；金属锰可导电，导热，具有金属光泽，有延展性，这些性质都是因为有自由移动的电子，可以用“电子气”理论解释；
(2)根据价电子排布判断电离能的大小；
(3)配位体NO2-的中心原子N原子价层电子对个数=2+=3且含有1个孤电子对，根据价层电子对互斥理论 判断N原子的杂化形式及空间构型；NO2-中大π键由3个原子提供，NO2-中价电子总数为5+6×2+1=18，N与O形成2个σ键，O原子的2s、2p轨道中各有1对孤电子对，形成大π键电子数为18-2×2-4×2=6，即形成3中心6电子大π键；
(4)d处于晶胞体对角线上且将体对角线分成长度为3：1两段，可知d到左侧平面、前平面、下底面的距离分别为、、；均摊法计算晶胞中Cu、O原子数目，计算晶胞中原子总质量，结合晶体密度=计算晶胞参数。
【详解】
(1)钒是32号元素，基态钒原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2，则基态钒原子的价层电子的排布式为3d34s2；基态Mn原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，根据排布式可知，核外3d轨道上有5个电子未成对的电子；M能层上有3s、3p、3d能级，s能级上的电子只有1个伸展方向，p能级上的电子有3个伸展方向，d能级上的电子有5个伸展方向，则M能层上有9种不同的伸展方向；金属锰可导电，导热，具有金属光泽，有延展性，这些性质都是因为有自由移动的电子，可以用“电子气”理论解释；
(2)基态Ga原子的简化电子排布式为[Ar]3d104s24p1、基态Zn原子的简化电子排布式为：[Ar]3d104s2，基态Zn原子简化电子排布式为：3d104s2，基态Zn原子的3d全满，能量低，难失电子，原子较稳定，故Zn的第一电离能大于Ga；
(3)配位体NO2-的中心原子N原子价层电子对个数=2+=3且含有1个孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断N原子的杂化形式及空间构型分别为sp2、V形；NO2-中大π键由3个原子提供，NO2-中价电子总数为5+6×2+1=18，N与O形成2个σ键，O原子的2s、2p轨道中各有1对孤电子对，形成大π键电子数为18-2×2-4×2=6，即形成3中心6电子大π键，可表示为；
(4)d处于晶胞体对角线上且将体对角线分成长度为3：1两段，可知d到左侧平面、前平面、下底面的距离分别为、、，故d的坐标参数为(，，)；均摊法计算晶胞中Cu原子数目=4、O原子数目=1+8×=2，故晶胞中原子总质量=g，设晶胞参数为n，则：g=ρg/cm3×n3，解得n=×1010 pm。
【点睛】
核外价层电子排布为半充满，全满、全空状态时，原子的能量最低，较稳定，其第一电离能要比相邻元素的第一电离能大，元素周期表中位于第Ⅱ、ⅤA族元素都比相邻元素的第一电离能大。
24．原子光谱 31 Br>As>Se>Ge 分子晶体 sp3 硒酸酸分子中非羟基氧原子较多，Se的正电性更高，羟基中O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+ +3 N、Cl CCl4或SiF4 8 0
【详解】
(1)不同元素原子的吸收光谱或发射光谱不同，所以可以利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素；Ga是31号元素，核外有31个电子，Ga的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p1，Ga的外围电子排布图为；核外电子的运动状态都不相同，所以Ga核外有31种运动状态不同的电子；
(2)同周期元素从左到右第一电离能有增大趋势，砷原子4p能级为半充满状态，结构稳定，第一电离能大于相邻的元素，所以锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为Br>As>Se>Ge；四氯化锗熔点为﹣49.5℃、沸点为83.1℃，熔沸点较低，所以晶体类型为分子晶体，Ge原子价电子对数是 ，轨道杂化类型为sp3，砷酸的分子式是 、硒酸分子式是，砷酸分子中非羟基氧原子少于硒酸，所以砷酸的酸性弱于硒酸；
①[Fe(Bipy)2C12]ClO4的外界是ClO、配体是Bipy和Cl-，Bipy呈电中性，所以中心原子的化合价为+3；配体中N、Cl-有孤电子对，与中心原子形成配位键的原子是N、Cl；
②原子数相等、价电子数也相同的微粒互为等电子体，与ClO互为等电子体的一种非极性分子是CCl4或SiF4；
③单键是σ键、双键中有1个σ键，1mol Bipy中所含σ键8mol；
④内界氯离子不能电离，1mol该配合物最多消耗0mol硝酸银溶液。
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