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16.2021届高考化学三轮考点突破训练 物质的结构与性质
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这是一份16.2021届高考化学三轮考点突破训练 物质的结构与性质，共21页。试卷主要包含了黄铜矿是生产铜、铁和硫酸的原料，【化学——选修三，1875 ；13等内容，欢迎下载使用。
(1)H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。
(2)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：
的结构为。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由______变为______。
(3)分子中，与N原子相连的H呈正电性()，与B原子相连的H呈负电性()，电负性大小顺序是__________。与原子总数相等的等电子体是_________(写分子式)，其熔点比____________(填“高”或“低”)，原因是在分子之间，存在____________________作用，也称“双氢键”。
(4)研究发现，氨硼烷在低温高压条件下为正交晶系结构，晶胞参数分别为，。氨硼烷的2×2×2超晶胞结构如图所示。
氨硼烷晶体的密度=___________(列出计算式，设为阿伏加德罗常数的值)。
2.钙钛矿()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：
(1)基态Ti原子的核外电子排布式为____________。
(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示，熔点高于其他三种卤化物，自至熔点依次升高，原因是____________。
(3)的晶胞如图(a)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__________，的配位数是__________。
(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为、和有机碱离子，其晶胞如图(b)所示。其中与图(a)中__________的空间位置相同，有机碱中，N原子的杂化轨道类型是__________；若晶胞参数为，则晶体密度为_________(列出计算式)。
(5)用上述金属卤化物光电材料制作的太阳能电池在使用过程中会产生单质铅和碘，降低了器件效率和使用寿命。我国科学家巧妙地在此材料中引入稀土铕(Eu)盐，提升了太阳能电池的效率和使用寿命，其作用原理如图(c)所示，用离子方程式表示该原理_______、_______。
3.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)基态与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如表所示。，原因是_________。，原因是________。
(3)磷酸根离子的空间构型为_______，其中P的价层电子对数为_______、杂化轨道类型为_______。
(4)的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有的单元数有____个。
电池充电时，脱出部分，形成，结构示意图如(b)所示，则=_______， =_______。
4.黄铜矿(主要成分为CuFeS2)是生产铜、铁和硫酸的原料。回答下列问题:
(1)基态Cu原子的价电子排布式为__________。
(2)从原子结构角度分析,第一电离能I1(Fe)与I1(Cu)的关系是:I1(Fe)____(填“>“<"或“=”)I1(Cu)。
(3)血红素是吡咯(C4H5N)的重要衍生物,血红素(含Fe2+)可用于治疗缺铁性贫血。吡咯和血红素的结构如图1:
① 已知吡咯中的各个原子均在同一平面内,则吡咯分子中N原子的杂化类型为_____。
② 1ml吡咯分子中所含的σ键总数为_____个。分子中的大π键可用表示,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,则吡咯环中的大π键应表示为________。
③ C、N、O三种元素的简单氢化物中,沸点由低到高的顺序为__________(填化学式)。
④ 血液中的O2是由血红素在人体内形成的血红蛋白来输送的,则血红蛋白中的Fe2+与O2是通过______键相结合。
(4)黄铜矿冶炼铜时产生的SO2可经过SO2→SO3→H2SO4途径形成酸雨。SO3的空间构型为_____,H2SO4的酸性强于H2SO3的原因是_____________。
(5)用石墨作电极处理黄铜矿可制得硫酸铜溶液和单质硫。石墨的晶体结构如图2所示,虚线勾勒出的是其晶胞。则石墨晶胞中含碳原子数为_______。已知石墨的密度为ρ g/cm3,C-C键的键长为r cm,设阿伏加德罗常数的值为NA,则石墨晶体的层间距d=____cm。
5.氧、硫形成的化合物种类繁多日常生活中应用广泛。如硫代硫酸钠（）可作为照相业的定影剂，反应的化学方程式如下:=，回答下列问题:
（1）已知银（Ag）位于元素周期表第五周期，与Cu同族，则基态Ag的价电子排布式为 .
（2）下列关于物质结构与性质的说法，正确的是
A.玻尔原子结构模型能够成功地解释各种原子光谱
B.br、、O三种元素的电负性顺序为O＞Br＞S
C.Na的第一电离能小于Mg，但其第二电离能却远大于Mg
D.水分子间存在氢键，故的熔沸点及稳定性均大于
（3）依据 VSEPR理论推测的空间构型为 ，中心原子S的杂化方式为 ，中存在的化学键有 （填字母序号）。
A.离子键
B.极性键
C.非极性键
D.金属键
E.配位键
（4）第一电子亲和能（）是指元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量（单位为），电子亲和能越大，该元素原子越易得电子。已知第三周期部分元素第一电子亲和能如下表:
表中元素的自左而右呈增大趋势，试分析P元素呈现异常的原因 .
（5）某种离子型铁的氧化物晶胞如下图所示，它由AB组成则该氧化物的化学式为: ，已知该晶体的晶胞参数为a nm，阿伏加德罗常数的值为，则密度为 （用含a和的代数式表示）
6.【化学——选修三：物质结构与性质】
X、Y、Z、W、Q、R是周期表中前36号元素,核电荷数依次增大,其中X、Y、Z、W都是元素周期表中短周期元素。X为非金属元素,且X原子的核外成对电子数是未成对电子数的2倍,Z的次外层电子数是最外层电子数的，W原子的s电子与p电子数相等，Q是前四周期中电负性最小的元素，R的原子序数为29。回答下列问题：
(1)X的最高价氧化物对应的水化物分子中，中心原子采取____杂化。
(2)化合物XZ与Y的单质分子互为______，1 ml XZ中含有π键的数目为______。
(3)W的稳定离子核外有_____种运动状态的电子。W元素的第一电离能比其同周期相邻元素的第一电离能高，其原因是：_____________________。
(4)Q的晶体结构如图：，则在单位晶胞中Q原子的个数为_____，晶体的配位数是_____。
(5)R元素的基态原子的核外电子排布式为______;Y与R形成某种化合物的晶胞结构如图所示,已知该晶体的密度为,阿伏加德罗常数的数值为则该晶体中R原子和Y原子之间的最短距离为______cm。(只写计算式)
7.Fe、C、Ni是三种重要的金属元素。回答下列问题:
（1）Fe、C、Ni在周期表中的位置为 ，基态Fe原子的电子排布式为 。
（2）CO的面心立方晶胞如图1所示。设阿伏加德罗常数的值为，则CO晶体的密度为
：三种元素二价氧化物的晶胞类型相同，其熔点由高到低的顺序为 。
（3）Fe、C、Ni能与反应，其中C和Ni均生成二氯化物，由此推断和的氧化性由强到弱的顺序为 ，与盐酸反应有黄绿色气体生成，写出反应的离子方程式： 。
（4）95℃时，将Ni片浸在不同质量分数的硫酸中，经4小时腐蚀后的质量损失情况如图2所示，当大于63%时，Ni被腐蚀的速率逐渐降低的可能原因为 。由于Ni与反应很慢，而与稀硝酸反应很快，工业上选用和的混酸与Ni反应制备。为了提高产物的纯度，在硫酸中添加的方式为 （填“一次过量”或“少量多次”），此法制备的化学方程式为 。
8.是一种高迁移率的新型热电材料，回答下列问题：
(1)Sn为ⅣA族元素，单质Sn与干燥反应生成。常温常压下为无色液体，空间构型为 ，其固体的晶体类型为 。
(2)、、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 。
(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。一种配合物的结构如图所示，
1ml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 。
(4)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，称作原子的分数坐标。四方晶系的晶胞结构如下图所示，晶胞棱边夹角均为90°，晶胞中部分原子的分数坐标如下表所示。
一个晶胞中有 个Sn，找出距离Cd(0，0，0)最近的Sn (用分数坐标表示)晶体中与单个Sn键合的As有 个。
9.有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A＋比B－少一个电子层，B原子得一个电子填入3p轨道后，3p轨道已充满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D的质量分数为 40％，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A＋与D2－离子数之比为2∶1。
回答下列问题：
（1）A元素形成的晶体属于A2密堆积型式，则其晶体内晶胞类型应属于 （填写“六方”、“面心立方”或“体心立方”）。
（2）B－的电子排布式为 ，在CB3分子中C元素原子的原子轨道发生的是 杂化。
（3）C的氢化物的空间构型为 ，其氢化物在同族元素所形成的氢化物中沸点最高的原因是 。
（4）B元素的电负性 D元素的电负性（填“＞”、“＜”或“＝”）；用一个化学方程式说明 。
（5）如图所示是R形成的晶体的晶胞，设晶胞的棱长为a cm。试计算R晶体的密度为 。（阿伏加德罗常数用表示）
参考答案
1.答案：(1)B；Si(硅)
(2)配位；N ；；
(3)N>H>B； ；低；与的静电引力
(4)
解析： (1)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上，二者化学性质相似。
(2)中N有孤对电子，B有空轨道，N和B形成配位键，电子对由N提供。中B形成四个键，为杂化，中B形成3个键，为杂化。
(3)电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。与N原子相连的H呈正电性，与B原子相连的H呈负电性，故电负性N>H>B。原子数相同、价电子总数相同的微粒互称为等电子体，与分子间存在与的静电引力，也称为“双氢键”，“双氢键”能改变物质的熔沸点，而分子间不存在“双氢键”，熔沸点较低。
(4)氨硼烷的相对分子质量为31，一个氨硼烷的2×2×2超晶胞中含有16个氨硼烷，该超晶胞的质量为（）g，体积为，则氨硼烷晶体的密度为。
2.答案：(1)
(2)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
(3)O＞Ti＞Ca；离子键；12
(4)；；
(5)、
解析：(1)T是22号元素，其基态原子核外电子排布式为。
(2)为离子化合物，熔点高、、共价化合物，，，为分子晶体，其结构相似，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高，故熔点由高到低的顺序为。
(3)O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四期元素，金属性Ca大于Ti故电负性大小顺序为0>Ti>Ca；金属阳离子与之间形成离子键；图（a）晶胞中位于体心，位于棱上，12条棱上每条棱上均有一个，的配位数为12。
(4)由图（a）和图（b）可以看出和空间位置相同；中N原子与2个H原子、1个C原子形成三个共价键，与形成一个配位键，故N原子的杂化轨道类型为；利用均摊法可知图（b）晶胞中个数是，个数是，个数为1，晶胞体积为，则晶胞密度。
(5)由图（c）可知Pb与反应生成和，根据氧化还原反应的规律可得反应的离子方程式为，与反应生成和，其离子方程式为。
3.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，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
（3） 正四面体形；4；
（4）4；或0.1875 ；13:3
解析： （1）根据构造原理可知基态和的价层电子排布式分别为和，其未成对电子数分别为4和5，即未成对电子数之比为。
（2）Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li 容易失去最外层电子，即。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增,第一电离能有增大的趋势，而Be的2s能级处于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能Be比B大。
（3）的中心原子P的价层电子对数为4，孤电子对数为0，中心原子P为杂化，故的空间构型为正四面体。
（4）由题图可知，小白球表示锂原子，由图（a）知，每个晶胞中的锂原子数为，故一个晶胞中有4个单元。由图（b）知，结构中，一个晶胞含有13/4个锂原子，此时锂原子、铁原子的个数比为13:16，进而推出。设中二价铁离子的个数为，三价铁离子的个数为，由，，得到，即。
4.答案：(1)3d104s1(2)>;(3)①sp2;②10NA;;③CH4(4)平面三角形,SO(OH)2(或H2SO3)中S的化合价为+6,S的正电性强于SO(OH)2(或H2SO3)中的S,使羟基中O─H间的共用电子对更易偏向O原子,羟基更容易电离出H+,故酸性H2SO4强于H2SO3
(5)4;或
解析：(1)基态Cu原子核外有29个电子,其价电子排布式为3d104s1。
(2)Fe的价电子排布式为3d64s2,4s轨道全充满,为稳定状态,故I1(Fe)>I1(Cu)。
(3)①吡咯中各个原子均在同一平面内,则与N成键的2个C、1个H形成平面三角形,则N的杂化轨道数为3,杂化方式为sp2。
②1ml吡咯中含有1ml N—H σ键、2ml N—C σ键、3ml C—C σ键、4ml C—H σ键,共10NA个σ键。吡咯中C、N均为sp2杂化,1个氮原子上2个未杂化的p轨道上的电子与4个碳原子上各1个未杂化的p轨道上的电子,形成5原子、6电子的大π键,表示为。
③NH3、H2O分子间均可形成氢鍵,其沸点均比CH4高,常温下NH3为气体,H2O为液体,H2O的沸点比高,故沸点由低到高的顺序为CH4④Fe2+具有空轨道,O2中O具有孤电子对,故血红蛋白中Fe2+与O2是通过配位键相结合的。
(4)SO3中S无孤电子对,空间构型为平面三角形。H2SO4、H2SO3均为硫元素的含氧酸,其中硫的化合价分别为+6、+4,H2SO4中S的正电性强于H2SO3中的S,使羟基中O—H间的共用电子对更易偏向O原子,羟基更容易电离出H+,故H2SO4的酸性强于H2SO3。
(5)石墨晶胞中含碳原子个数为。设石墨的晶胞的底边长为a cm,根据石墨晶胞的结构可知,,则，(或)提示:石墨的晶胞底边长与原子半径的关系如图所示。
5.答案:（1）
（2）BC
（3）四面体 BCE
（4）P的价电子排布式为，3p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合一个电子
232×8
（5）
解析:（1）银位于元素周期表第五周期，与铜同族，处于第一副族，价电子排布为。
（2）A.波尔原子结构模型能够成功地揭示氢原子光谱，故错误；B.非金属性越强电负性越大，故氧＞溴＞硫，故正确；C.镁原子3s轨道为全充满稳定状态，新径较小，第一电离能高于钠，他们失去一个电子后，钠离子是稳定结构，第二电离能远高于镁，故正确；D.水分子间存在氢键，故水的熔沸点高于硫化氢，稳定性属于化学性质，由共价键决定，故错误。（3）中一个硫原子相当于氧原子，中心硫原子孤电子对数为，价层电子对数为0＋4＝4，微粒空间构型为四面体型，中心硫原子采取杂化；中与之间形成配位键，硫原子之间形成非极性键，硫与氧原子之间形成极性键，故选BCE。
（4）P的价电子排布式为，磷原子的3p能级处于半充满状态，相对稳定，不容易结合一个电子。（5）亚铁离子处于晶胞的顶点，面心以及A位置立方体的体心，氧离子位于AB小立方体的内部，每个小立方体内部各有4个，铁离子处于晶胞B位置小立方体的内部，均摊法计算晶胞中铁和氧原子数目确定化学式，铁原子数目为，氧原子数目为4×8＝32，故铁和氧原子数目之比为24:32＝3:4，故氧化物化学式为。晶胞相当于有8个四氧化三铁，晶胞质量＝，晶体密度＝
6.答案：(1)
(2)等电子体；2
(3)10；最外层s电子全满，为稳定结构，失去一个电子比较困难；
(4)2；8；
(5);
解析：(1)X为C,C元素的最高价氧化物对应的水化物是碳酸,碳酸分子中其中心原子价层电子对个数是3且不含孤电子对,根据价层电子对互斥理论得C原子杂化方式为，
故答案为：；
(2)化合物XZ与Y的单质分子的原子数相同、价电子数相同,二者互为等电子体,1ml XZ中含三键,含有π键的数目为2，
故答案为：等电子体;2；
(3)W为Mg，失去2个电子变为稳定离子，W的稳定离子核外有10种运动状态的电子，W元素的第一电离能比其同周期相邻元素的第一电离能高，其原因是：最外层s电子全满，为稳定结构，失去一个电子比较困难，
故答案为：10；最外层s电子全满，为稳定结构，失去一个电子比较困难；
(4)Q为K,由其晶体结构图可知,每个K的周围有8个K原子,K占顶点和体心位置,则在单位晶胞中Q原子的个数为1+8×=2，晶体的配位数是8，
故答案为：2；8；
(5)R元素的基态原子的核外电子排布式为;由Y与R形成某种化合物的晶胞结构可知,N个数为8×=1,Cu的个数为12×=3,已知该晶体的密度为,阿伏加德罗常数的数值为,设晶体棱长为x,则,解得x=,该晶体中R原子和Y原子之间的最短距离为cm，
故答案为：;。
7.答案：（1）第四周期第VIII族;或
（2）;
（3）;
（4）随质量分数增加，Ni表面逐渐形成致密氧化膜;
少量多次;或
解析： （1）在元素周期表中Fe、CO、Ni都是第四周期第Ⅷ族的元素；Fe为26号元素，其基态原子的电子排布式是或。
（2）根据CO晶胞的结构，利用均摊法得出，1个CO晶胞中有4个和4个，故CO晶体的密度为。因为Fe、CO、Ni的二价氧化物是离子化合物，、、半径依次减小，晶体的晶格能依次增大，熔点依次升高，故熔点顺序是NiO>CO>FeO。
（3）Fe、C、Ni与反应时分别生成、、，故氧化性强弱顺序是（或）；可以氧化生成，故有。
（4）当大于63%时，Ni被腐蚀的速率随浓度增大而逐渐降低，说明Ni表面生成了致密的氧化膜，阻止了内部的Ni被进一步氧化（是一种钝化现象）；Ni与硫酸反应较慢，加人稀硝酸可以使N的氧化速率加快（生成NiO后被稀硫酸溶解生成），但硝酸过量会使产物中存在而导致纯度降低，为此，加入稀硝酸应采用少量多次的操作方法，反应的化学方程式是或。
8.答案：(1)正四面体形；分子晶体
(2)；；
(3)6；1
(4)4；(0.5，0，0.25)、(0.5，0.5，0)；4
解析：(1)Sn为元素周期表中ⅣA族元素，最外层有4个电子，故的中心原子Sn的价电子对数为，且均为成键电子对，故的空间构型为正四面体形。由常温常压下为液体的物理性质可知符合分子晶体的特点，故其为分子晶体。
(2)中存在分子间氢键，导致其沸点比与N元素同主族的P、As元素的氢化、沸点要高，而、中均不存在分子间氢键，故影响、沸点的因素为范德华力，相对分子质量越大，沸点越高，则沸点由高到低的顺序为、、。同主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐减弱，则其气态氢化物中的成键电子对逐渐远离中心原子，致使成键电子对的排斥力降低，键角逐渐减小，故键角由大到小的顺序是、、。
(3)该螯合物中与5个N原子、2个O原子形成化学键，其中与1个O原子形成的为共价键，另外的均为配位键，故1 ml该配合物中通过螯合作用形成6 ml配位键。该螯合物中无论是硝基中的N原子，还是中的N原子，还是六元环中的N原子，N均为杂化，即N只有1种杂化方式。
(4)由四方晶系晶胞及原子的分数坐标可知，有4个Sn位于棱上，6个Sn位于面上，则属于一个晶胞的Sn的个数为4×1/4+6×1/2=4。与Cd(0，0，0)最近的Sn原子为如图所示的a、b两个Sn原子，a位置的Sn的分数坐标为(0.5，0，0.25)，b位置的Sn的分数坐标为(0.5，0.5，0)。晶体中Sn除与该晶胞中的2个As键合外，还与相邻晶胞中的2个As键合，故晶体中单个Sn与4个As键合。
9.答案：（1）.体心立方; （2）.1s22s22p63s23p6; sp3
（3）.三角锥形; 氨分子间形成氢键，所以氨气比同族其它元素形成的氢化物沸点高
（4）.>; (其他答案合理均可)
（5）.
解析：（1）. 原子得一个电子填入3轨道后,3轨道已充满,则为元素、为;比少一个电子层,则为元素; 原子的轨道中有3个未成对电子, 原子的价电子排布式为,是第Ⅴ族元素,其气态氢化物在水中的溶解度在同主族元素所形成的氢化物中最大,所以为元素; 的最高化合价和最低化合价的代数和为4,为第Ⅵ族元素,最高价氧化物中含的质量分数为40%,可推知的相对原子质量为32,其核内质子数等于中子数,所以质子数为16, 为元素; 是由与以个数比2:1形成的离子化合物,故是硫化钠。
（2）. 为,其电子排布式为,分子为分子,中原子有一对孤电子对,与原子形成3个键,杂化轨道数为,所以为杂化。
（3）. 的氢化物为,其中心原子采取杂化, 原子有一对孤电子对,所以为三角锥形; 原子电负性很强,分子间形成氢键,所以比同主族其他元素形成的氢化物沸点高。
（4）. 为元素, 为元素,同周期自左而右,元素的电负性逐渐增大,所以电负性。一般来说电负性越强,元素的非金属性越强,对应的单质的氧化性越强,如在,反应中,的氧化性强于的氧化性。
（5）. 是,是,根据均摊法计算,晶胞中含有个数为,含有8个,即一个晶胞中含有4个,所以密度为。
化合物
熔点/℃
377
﹣24.12
38.3
155
元素
Al
Si
P
S
Cl
42.5
134
72.0
200
349
Cd
0
0
0
Sn
0
0
0.5
As
0.25
0.25
0.125
(1)H、B、N中，原子半径最大的是______。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素______的相似。
(2)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：
的结构为。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由______变为______。
(3)分子中，与N原子相连的H呈正电性()，与B原子相连的H呈负电性()，电负性大小顺序是__________。与原子总数相等的等电子体是_________(写分子式)，其熔点比____________(填“高”或“低”)，原因是在分子之间，存在____________________作用，也称“双氢键”。
(4)研究发现，氨硼烷在低温高压条件下为正交晶系结构，晶胞参数分别为，。氨硼烷的2×2×2超晶胞结构如图所示。
氨硼烷晶体的密度=___________(列出计算式，设为阿伏加德罗常数的值)。
2.钙钛矿()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：
(1)基态Ti原子的核外电子排布式为____________。
(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示，熔点高于其他三种卤化物，自至熔点依次升高，原因是____________。
(3)的晶胞如图(a)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__________，的配位数是__________。
(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为、和有机碱离子，其晶胞如图(b)所示。其中与图(a)中__________的空间位置相同，有机碱中，N原子的杂化轨道类型是__________；若晶胞参数为，则晶体密度为_________(列出计算式)。
(5)用上述金属卤化物光电材料制作的太阳能电池在使用过程中会产生单质铅和碘，降低了器件效率和使用寿命。我国科学家巧妙地在此材料中引入稀土铕(Eu)盐，提升了太阳能电池的效率和使用寿命，其作用原理如图(c)所示，用离子方程式表示该原理_______、_______。
3.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)基态与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如表所示。，原因是_________。，原因是________。
(3)磷酸根离子的空间构型为_______，其中P的价层电子对数为_______、杂化轨道类型为_______。
(4)的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有的单元数有____个。
电池充电时，脱出部分，形成，结构示意图如(b)所示，则=_______， =_______。
4.黄铜矿(主要成分为CuFeS2)是生产铜、铁和硫酸的原料。回答下列问题:
(1)基态Cu原子的价电子排布式为__________。
(2)从原子结构角度分析,第一电离能I1(Fe)与I1(Cu)的关系是:I1(Fe)____(填“>“<"或“=”)I1(Cu)。
(3)血红素是吡咯(C4H5N)的重要衍生物,血红素(含Fe2+)可用于治疗缺铁性贫血。吡咯和血红素的结构如图1:
① 已知吡咯中的各个原子均在同一平面内,则吡咯分子中N原子的杂化类型为_____。
② 1ml吡咯分子中所含的σ键总数为_____个。分子中的大π键可用表示,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,则吡咯环中的大π键应表示为________。
③ C、N、O三种元素的简单氢化物中,沸点由低到高的顺序为__________(填化学式)。
④ 血液中的O2是由血红素在人体内形成的血红蛋白来输送的,则血红蛋白中的Fe2+与O2是通过______键相结合。
(4)黄铜矿冶炼铜时产生的SO2可经过SO2→SO3→H2SO4途径形成酸雨。SO3的空间构型为_____,H2SO4的酸性强于H2SO3的原因是_____________。
(5)用石墨作电极处理黄铜矿可制得硫酸铜溶液和单质硫。石墨的晶体结构如图2所示,虚线勾勒出的是其晶胞。则石墨晶胞中含碳原子数为_______。已知石墨的密度为ρ g/cm3,C-C键的键长为r cm,设阿伏加德罗常数的值为NA,则石墨晶体的层间距d=____cm。
5.氧、硫形成的化合物种类繁多日常生活中应用广泛。如硫代硫酸钠（）可作为照相业的定影剂，反应的化学方程式如下:=，回答下列问题:
（1）已知银（Ag）位于元素周期表第五周期，与Cu同族，则基态Ag的价电子排布式为 .
（2）下列关于物质结构与性质的说法，正确的是
A.玻尔原子结构模型能够成功地解释各种原子光谱
B.br、、O三种元素的电负性顺序为O＞Br＞S
C.Na的第一电离能小于Mg，但其第二电离能却远大于Mg
D.水分子间存在氢键，故的熔沸点及稳定性均大于
（3）依据 VSEPR理论推测的空间构型为 ，中心原子S的杂化方式为 ，中存在的化学键有 （填字母序号）。
A.离子键
B.极性键
C.非极性键
D.金属键
E.配位键
（4）第一电子亲和能（）是指元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量（单位为），电子亲和能越大，该元素原子越易得电子。已知第三周期部分元素第一电子亲和能如下表:
表中元素的自左而右呈增大趋势，试分析P元素呈现异常的原因 .
（5）某种离子型铁的氧化物晶胞如下图所示，它由AB组成则该氧化物的化学式为: ，已知该晶体的晶胞参数为a nm，阿伏加德罗常数的值为，则密度为 （用含a和的代数式表示）
6.【化学——选修三：物质结构与性质】
X、Y、Z、W、Q、R是周期表中前36号元素,核电荷数依次增大,其中X、Y、Z、W都是元素周期表中短周期元素。X为非金属元素,且X原子的核外成对电子数是未成对电子数的2倍,Z的次外层电子数是最外层电子数的，W原子的s电子与p电子数相等，Q是前四周期中电负性最小的元素，R的原子序数为29。回答下列问题：
(1)X的最高价氧化物对应的水化物分子中，中心原子采取____杂化。
(2)化合物XZ与Y的单质分子互为______，1 ml XZ中含有π键的数目为______。
(3)W的稳定离子核外有_____种运动状态的电子。W元素的第一电离能比其同周期相邻元素的第一电离能高，其原因是：_____________________。
(4)Q的晶体结构如图：，则在单位晶胞中Q原子的个数为_____，晶体的配位数是_____。
(5)R元素的基态原子的核外电子排布式为______;Y与R形成某种化合物的晶胞结构如图所示,已知该晶体的密度为,阿伏加德罗常数的数值为则该晶体中R原子和Y原子之间的最短距离为______cm。(只写计算式)
7.Fe、C、Ni是三种重要的金属元素。回答下列问题:
（1）Fe、C、Ni在周期表中的位置为 ，基态Fe原子的电子排布式为 。
（2）CO的面心立方晶胞如图1所示。设阿伏加德罗常数的值为，则CO晶体的密度为
：三种元素二价氧化物的晶胞类型相同，其熔点由高到低的顺序为 。
（3）Fe、C、Ni能与反应，其中C和Ni均生成二氯化物，由此推断和的氧化性由强到弱的顺序为 ，与盐酸反应有黄绿色气体生成，写出反应的离子方程式： 。
（4）95℃时，将Ni片浸在不同质量分数的硫酸中，经4小时腐蚀后的质量损失情况如图2所示，当大于63%时，Ni被腐蚀的速率逐渐降低的可能原因为 。由于Ni与反应很慢，而与稀硝酸反应很快，工业上选用和的混酸与Ni反应制备。为了提高产物的纯度，在硫酸中添加的方式为 （填“一次过量”或“少量多次”），此法制备的化学方程式为 。
8.是一种高迁移率的新型热电材料，回答下列问题：
(1)Sn为ⅣA族元素，单质Sn与干燥反应生成。常温常压下为无色液体，空间构型为 ，其固体的晶体类型为 。
(2)、、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 。
(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。一种配合物的结构如图所示，
1ml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 。
(4)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，称作原子的分数坐标。四方晶系的晶胞结构如下图所示，晶胞棱边夹角均为90°，晶胞中部分原子的分数坐标如下表所示。
一个晶胞中有 个Sn，找出距离Cd(0，0，0)最近的Sn (用分数坐标表示)晶体中与单个Sn键合的As有 个。
9.有A、B、C、D四种元素，其中A元素和B元素的原子都有1个未成对电子，A＋比B－少一个电子层，B原子得一个电子填入3p轨道后，3p轨道已充满；C原子的p轨道中有3个未成对电子，其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大；D的最高化合价和最低化合价的代数和为4，其最高价氧化物中含D的质量分数为 40％，且其核内质子数等于中子数。R是由A、D两元素形成的离子化合物，其中A＋与D2－离子数之比为2∶1。
回答下列问题：
（1）A元素形成的晶体属于A2密堆积型式，则其晶体内晶胞类型应属于 （填写“六方”、“面心立方”或“体心立方”）。
（2）B－的电子排布式为 ，在CB3分子中C元素原子的原子轨道发生的是 杂化。
（3）C的氢化物的空间构型为 ，其氢化物在同族元素所形成的氢化物中沸点最高的原因是 。
（4）B元素的电负性 D元素的电负性（填“＞”、“＜”或“＝”）；用一个化学方程式说明 。
（5）如图所示是R形成的晶体的晶胞，设晶胞的棱长为a cm。试计算R晶体的密度为 。（阿伏加德罗常数用表示）
参考答案
1.答案：(1)B；Si(硅)
(2)配位；N ；；
(3)N>H>B； ；低；与的静电引力
(4)
解析： (1)根据同一周期从左到右主族元素的原子半径依次减小，可知H、B、N中原子半径最大的是B。元素周期表中B与Si(硅)处于对角线上，二者化学性质相似。
(2)中N有孤对电子，B有空轨道，N和B形成配位键，电子对由N提供。中B形成四个键，为杂化，中B形成3个键，为杂化。
(3)电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。与N原子相连的H呈正电性，与B原子相连的H呈负电性，故电负性N>H>B。原子数相同、价电子总数相同的微粒互称为等电子体，与分子间存在与的静电引力，也称为“双氢键”，“双氢键”能改变物质的熔沸点，而分子间不存在“双氢键”，熔沸点较低。
(4)氨硼烷的相对分子质量为31，一个氨硼烷的2×2×2超晶胞中含有16个氨硼烷，该超晶胞的质量为（）g，体积为，则氨硼烷晶体的密度为。
2.答案：(1)
(2)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
(3)O＞Ti＞Ca；离子键；12
(4)；；
(5)、
解析：(1)T是22号元素，其基态原子核外电子排布式为。
(2)为离子化合物，熔点高、、共价化合物，，，为分子晶体，其结构相似，随相对分子质量的增大分子间作用力增大，熔点逐渐升高，故熔点由高到低的顺序为。
(3)O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四期元素，金属性Ca大于Ti故电负性大小顺序为0>Ti>Ca；金属阳离子与之间形成离子键；图（a）晶胞中位于体心，位于棱上，12条棱上每条棱上均有一个，的配位数为12。
(4)由图（a）和图（b）可以看出和空间位置相同；中N原子与2个H原子、1个C原子形成三个共价键，与形成一个配位键，故N原子的杂化轨道类型为；利用均摊法可知图（b）晶胞中个数是，个数是，个数为1，晶胞体积为，则晶胞密度。
(5)由图（c）可知Pb与反应生成和，根据氧化还原反应的规律可得反应的离子方程式为，与反应生成和，其离子方程式为。
3.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，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
（3） 正四面体形；4；
（4）4；或0.1875 ；13:3
解析： （1）根据构造原理可知基态和的价层电子排布式分别为和，其未成对电子数分别为4和5，即未成对电子数之比为。
（2）Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li 容易失去最外层电子，即。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增,第一电离能有增大的趋势，而Be的2s能级处于全充满状态，较难失去电子，故第一电离能Be比B大。
（3）的中心原子P的价层电子对数为4，孤电子对数为0，中心原子P为杂化，故的空间构型为正四面体。
（4）由题图可知，小白球表示锂原子，由图（a）知，每个晶胞中的锂原子数为，故一个晶胞中有4个单元。由图（b）知，结构中，一个晶胞含有13/4个锂原子，此时锂原子、铁原子的个数比为13:16，进而推出。设中二价铁离子的个数为，三价铁离子的个数为，由，，得到，即。
4.答案：(1)3d104s1(2)>;(3)①sp2;②10NA;;③CH4
(5)4;或
解析：(1)基态Cu原子核外有29个电子,其价电子排布式为3d104s1。
(2)Fe的价电子排布式为3d64s2,4s轨道全充满,为稳定状态,故I1(Fe)>I1(Cu)。
(3)①吡咯中各个原子均在同一平面内,则与N成键的2个C、1个H形成平面三角形,则N的杂化轨道数为3,杂化方式为sp2。
②1ml吡咯中含有1ml N—H σ键、2ml N—C σ键、3ml C—C σ键、4ml C—H σ键,共10NA个σ键。吡咯中C、N均为sp2杂化,1个氮原子上2个未杂化的p轨道上的电子与4个碳原子上各1个未杂化的p轨道上的电子,形成5原子、6电子的大π键,表示为。
③NH3、H2O分子间均可形成氢鍵,其沸点均比CH4高,常温下NH3为气体,H2O为液体,H2O的沸点比高,故沸点由低到高的顺序为CH4
(4)SO3中S无孤电子对,空间构型为平面三角形。H2SO4、H2SO3均为硫元素的含氧酸,其中硫的化合价分别为+6、+4,H2SO4中S的正电性强于H2SO3中的S,使羟基中O—H间的共用电子对更易偏向O原子,羟基更容易电离出H+,故H2SO4的酸性强于H2SO3。
(5)石墨晶胞中含碳原子个数为。设石墨的晶胞的底边长为a cm,根据石墨晶胞的结构可知,,则，(或)提示:石墨的晶胞底边长与原子半径的关系如图所示。
5.答案:（1）
（2）BC
（3）四面体 BCE
（4）P的价电子排布式为，3p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合一个电子
232×8
（5）
解析:（1）银位于元素周期表第五周期，与铜同族，处于第一副族，价电子排布为。
（2）A.波尔原子结构模型能够成功地揭示氢原子光谱，故错误；B.非金属性越强电负性越大，故氧＞溴＞硫，故正确；C.镁原子3s轨道为全充满稳定状态，新径较小，第一电离能高于钠，他们失去一个电子后，钠离子是稳定结构，第二电离能远高于镁，故正确；D.水分子间存在氢键，故水的熔沸点高于硫化氢，稳定性属于化学性质，由共价键决定，故错误。（3）中一个硫原子相当于氧原子，中心硫原子孤电子对数为，价层电子对数为0＋4＝4，微粒空间构型为四面体型，中心硫原子采取杂化；中与之间形成配位键，硫原子之间形成非极性键，硫与氧原子之间形成极性键，故选BCE。
（4）P的价电子排布式为，磷原子的3p能级处于半充满状态，相对稳定，不容易结合一个电子。（5）亚铁离子处于晶胞的顶点，面心以及A位置立方体的体心，氧离子位于AB小立方体的内部，每个小立方体内部各有4个，铁离子处于晶胞B位置小立方体的内部，均摊法计算晶胞中铁和氧原子数目确定化学式，铁原子数目为，氧原子数目为4×8＝32，故铁和氧原子数目之比为24:32＝3:4，故氧化物化学式为。晶胞相当于有8个四氧化三铁，晶胞质量＝，晶体密度＝
6.答案：(1)
(2)等电子体；2
(3)10；最外层s电子全满，为稳定结构，失去一个电子比较困难；
(4)2；8；
(5);
解析：(1)X为C,C元素的最高价氧化物对应的水化物是碳酸,碳酸分子中其中心原子价层电子对个数是3且不含孤电子对,根据价层电子对互斥理论得C原子杂化方式为，
故答案为：；
(2)化合物XZ与Y的单质分子的原子数相同、价电子数相同,二者互为等电子体,1ml XZ中含三键,含有π键的数目为2，
故答案为：等电子体;2；
(3)W为Mg，失去2个电子变为稳定离子，W的稳定离子核外有10种运动状态的电子，W元素的第一电离能比其同周期相邻元素的第一电离能高，其原因是：最外层s电子全满，为稳定结构，失去一个电子比较困难，
故答案为：10；最外层s电子全满，为稳定结构，失去一个电子比较困难；
(4)Q为K,由其晶体结构图可知,每个K的周围有8个K原子,K占顶点和体心位置,则在单位晶胞中Q原子的个数为1+8×=2，晶体的配位数是8，
故答案为：2；8；
(5)R元素的基态原子的核外电子排布式为;由Y与R形成某种化合物的晶胞结构可知,N个数为8×=1,Cu的个数为12×=3,已知该晶体的密度为,阿伏加德罗常数的数值为,设晶体棱长为x,则,解得x=,该晶体中R原子和Y原子之间的最短距离为cm，
故答案为：;。
7.答案：（1）第四周期第VIII族;或
（2）;
（3）;
（4）随质量分数增加，Ni表面逐渐形成致密氧化膜;
少量多次;或
解析： （1）在元素周期表中Fe、CO、Ni都是第四周期第Ⅷ族的元素；Fe为26号元素，其基态原子的电子排布式是或。
（2）根据CO晶胞的结构，利用均摊法得出，1个CO晶胞中有4个和4个，故CO晶体的密度为。因为Fe、CO、Ni的二价氧化物是离子化合物，、、半径依次减小，晶体的晶格能依次增大，熔点依次升高，故熔点顺序是NiO>CO>FeO。
（3）Fe、C、Ni与反应时分别生成、、，故氧化性强弱顺序是（或）；可以氧化生成，故有。
（4）当大于63%时，Ni被腐蚀的速率随浓度增大而逐渐降低，说明Ni表面生成了致密的氧化膜，阻止了内部的Ni被进一步氧化（是一种钝化现象）；Ni与硫酸反应较慢，加人稀硝酸可以使N的氧化速率加快（生成NiO后被稀硫酸溶解生成），但硝酸过量会使产物中存在而导致纯度降低，为此，加入稀硝酸应采用少量多次的操作方法，反应的化学方程式是或。
8.答案：(1)正四面体形；分子晶体
(2)；；
(3)6；1
(4)4；(0.5，0，0.25)、(0.5，0.5，0)；4
解析：(1)Sn为元素周期表中ⅣA族元素，最外层有4个电子，故的中心原子Sn的价电子对数为，且均为成键电子对，故的空间构型为正四面体形。由常温常压下为液体的物理性质可知符合分子晶体的特点，故其为分子晶体。
(2)中存在分子间氢键，导致其沸点比与N元素同主族的P、As元素的氢化、沸点要高，而、中均不存在分子间氢键，故影响、沸点的因素为范德华力，相对分子质量越大，沸点越高，则沸点由高到低的顺序为、、。同主族元素，随着原子序数的递增，电负性逐渐减弱，则其气态氢化物中的成键电子对逐渐远离中心原子，致使成键电子对的排斥力降低，键角逐渐减小，故键角由大到小的顺序是、、。
(3)该螯合物中与5个N原子、2个O原子形成化学键，其中与1个O原子形成的为共价键，另外的均为配位键，故1 ml该配合物中通过螯合作用形成6 ml配位键。该螯合物中无论是硝基中的N原子，还是中的N原子，还是六元环中的N原子，N均为杂化，即N只有1种杂化方式。
(4)由四方晶系晶胞及原子的分数坐标可知，有4个Sn位于棱上，6个Sn位于面上，则属于一个晶胞的Sn的个数为4×1/4+6×1/2=4。与Cd(0，0，0)最近的Sn原子为如图所示的a、b两个Sn原子，a位置的Sn的分数坐标为(0.5，0，0.25)，b位置的Sn的分数坐标为(0.5，0.5，0)。晶体中Sn除与该晶胞中的2个As键合外，还与相邻晶胞中的2个As键合，故晶体中单个Sn与4个As键合。
9.答案：（1）.体心立方; （2）.1s22s22p63s23p6; sp3
（3）.三角锥形; 氨分子间形成氢键，所以氨气比同族其它元素形成的氢化物沸点高
（4）.>; (其他答案合理均可)
（5）.
解析：（1）. 原子得一个电子填入3轨道后,3轨道已充满,则为元素、为;比少一个电子层,则为元素; 原子的轨道中有3个未成对电子, 原子的价电子排布式为,是第Ⅴ族元素,其气态氢化物在水中的溶解度在同主族元素所形成的氢化物中最大,所以为元素; 的最高化合价和最低化合价的代数和为4,为第Ⅵ族元素,最高价氧化物中含的质量分数为40%,可推知的相对原子质量为32,其核内质子数等于中子数,所以质子数为16, 为元素; 是由与以个数比2:1形成的离子化合物,故是硫化钠。
（2）. 为,其电子排布式为,分子为分子,中原子有一对孤电子对,与原子形成3个键,杂化轨道数为,所以为杂化。
（3）. 的氢化物为,其中心原子采取杂化, 原子有一对孤电子对,所以为三角锥形; 原子电负性很强,分子间形成氢键,所以比同主族其他元素形成的氢化物沸点高。
（4）. 为元素, 为元素,同周期自左而右,元素的电负性逐渐增大,所以电负性。一般来说电负性越强,元素的非金属性越强,对应的单质的氧化性越强,如在,反应中,的氧化性强于的氧化性。
（5）. 是,是,根据均摊法计算,晶胞中含有个数为,含有8个,即一个晶胞中含有4个,所以密度为。
化合物
熔点/℃
377
﹣24.12
38.3
155
元素
Al
Si
P
S
Cl
42.5
134
72.0
200
349
Cd
0
0
0
Sn
0
0
0.5
As
0.25
0.25
0.125
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