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高考化学二轮复习专题突破课件专题五 物质结构与性质 (含解析)
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这是一份高考化学二轮复习专题突破课件专题五 物质结构与性质 (含解析)，共60页。PPT课件主要包含了218电子微粒，2表示方法，答案D，答案B，答案C，答案A，答案CD，答案AC，K＋和P3－，ns1等内容，欢迎下载使用。
专题五 物质结构与性质
2．10电子微粒和18电子微粒(1)10电子微粒
(2)18电子微粒
3．元素、核素、同位素、同素异形体之间的联系
通过同位素示踪法证实：酯化反应的本质是“酸脱羟基醇脱氢”。
4．基态原子的核外电子排布(1)排布规律①能量最低原理：基态原子的电子排布遵循构造原理能使原子的能量处于最低状态，绝大多数原子的核外电子优先占据能量最低的原子轨道，即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……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：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。特别提醒：当原子轨道处于全满、半满或全空时，原(离)子的能量最低，微粒最稳定。
(2)表示方法
(3)核外电子排布式的写法①基态原子价电子排布式的书写方法：对于主族元素和0族元素，写出最外层电子排布式即可；对于过渡金属元素，其价电子排布式一般符合(n－1)d1～10ns1～2(n≥4)。如Cr的核外电子排布式的书写：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。再如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。
②基态离子电子排布式的书写方法：先写出基态原子的核外电子排布式，再由外向内失去电子或补充电子，即得到相应阳离子或阴离子的电子排布式。
(4)未成对电子的判断①根据电子排布式判断：设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为n，该能级的原子轨道数为m，则n≤m时，未成对电子数为n；n＞m时，未成对电子数为2m－n。如Cl的电子排布式为1s22s22p63s23p5，未充满电子的能级为3p，有3个原子轨道，填充电子数为5，所以未成对电子数为2×3－5＝1。Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，未充满的能级为3d能级和4s能级，分别有5、1个原子轨道，填充的电子数分别为5、1，所以未成对电子数为6。②根据轨道表示式判断：轨道表示式能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。
高考真题演练1.[2021·全国甲卷]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z的最外层电子数是W和X的最外层电子数之和，也是Y的最外层电子数的2倍。W和X的单质常温下均为气体。下列叙述正确的是( )A.原子半径：Z>Y>X>WB.W与X只能形成一种化合物C.Y的氧化物为碱性氧化物，不与强碱反应D.W、X和Z可形成既含有离子键又含有共价键的化合物
答案：D
解析：原子半径：Al>S>N>H，A项错误；H和N可形成NH3和N2H4等化合物，B项错误；Al2O3是典型的两性氧化物，与强酸和强碱均能反应生成盐和水，C项错误；H、N、S三种元素形成的(NH4)2S为离子化合物，既含离子键又含共价键，D项正确。
2．[2021·全国乙卷]我国嫦娥五号探测器带回1.731 kg的月球土壤，经分析发现其构成与地球土壤类似。土壤中含有的短周期元素W、X、Y、Z，原子序数依次增大，最外层电子数之和为 15。X、Y、Z为同周期相邻元素，且均不与W同族。下列结论正确的是( )A.原子半径大小顺序为W>X>Y>ZB.化合物XW中的化学健为离子键C.Y单质的导电性能弱于Z单质的D.Z的氧化物的水化物的酸性强于碳酸
答案：B
解析：氧原子半径小于硫原子半径，而Mg、Al、Si的原子半径依次减小且均比同周期的硫原子半径大，因此原子半径：Mg>Al>Si>O，A项错误；Mg元素的金属性较强而O元素的非金属性很强，二者之间形成的化学键是离子键，B项正确；铝是导体而Si是半导体，故前者导电性强于后者，C项错误；硅酸的酸性弱于碳酸，D项错误。
3．[2021·湖南卷]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是( )A.简单离子半径：Z>X>YB.W与Y能形成含有非极性键的化合物C.X和Y的最简单氢化物的沸点：X>YD.由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性
答案：B
解析：Z的最外层电子数为K层的一半，则Z的最外层电子数为1，又W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，则Z不可能为氢、锂元素，故Z为第三周期的Na元素。Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，且Y的原子序数小于11，又W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子，分析可知N2H4符合题意，故W为氢元素、X为氮元素，则Y为氧元素。Z、X、Y的简单离子核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，即简单离子半径：X>Y>Z，A错误；W与Y能形成H2O2，既含有极性键又含有非极性键，B正确；X和Y形成的最简单氢化物分别为NH3和H2O，常温下，NH3为气态，H2O为液态，故H2O的沸点更高，C错误；由氢、氮、氧三种元素所组成的化合物NH3·H2O的水溶液呈碱性，D错误。
答案：D
解析：Y位于第三周期，且最高正价与最低负价的代数和为6，则Y是Cl元素，由X、Y形成的阴离子和阳离子知，X与Y容易形成共价键，根据化合物的形式知X是P元素。P与Cl在同一周期，则P半径大，即X>Y，A项不符合题意；两者对应的简单氢化物分别是PH3和HCl，半径是P3－>Cl－，所以PH3的失电子能力强，还原性强，即X>Y，B项不符合题意；同周期元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强，各元素对应的金属单质还原性减弱，非金属单质的氧化性增强，所以Cl2的氧化性最强，C项不符合题意；同一周期，从左到右，第一电离能呈现增大的趋势，第VA族元素的第一电离能大于相邻元素的第一电离能；所以第三周期第一电离能从小到大依次为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl，所以有5种，D项符合题意。
5．[2021·广东卷]“天问一号”着陆火星，“嫦娥五号”采回月壤。腾飞中国离不开化学，长征系列运载火箭使用的燃料有液氢和煤油等化学品。下列有关说法正确的是( )A.煤油是可再生能源B.H2燃烧过程中热能转化为化学能C.火星陨石中的20Ne质量数为20D.月壤中的3He与地球上的3H互为同位素
答案：C
解析：煤油来源于石油的分馏，属于化石燃料，是不可再生能源，A错误；H2燃烧过程中化学能转化为热能和光能，B错误；20Ne的质量数为20，C正确；质子数相同、中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素，3He、3H的质子数分别为2、1，二者质子数不同，不互为同位素，D错误。
6．[2021·广东卷]一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法不正确的是( ) A.XEZ4是一种强酸B.非金属性：W>Z>YC.原子半径：Y>W>ED.ZW2中，Z的化合价为＋2价
答案：C
解析：X的原子核内只有1个质子，则X为H；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期，再根据题给麻醉剂分子结构式中各原子的成键情况，可知Y、Z、W分别为C、O、F；元素E的原子比W原子多8个电子，E为Cl。XEZ4为HClO4，是一种强酸，A说法正确；非金属性：F>O>C，即W>Z>Y，B说法正确；电子层数多的原子半径大，当电子层数相同时，核电荷数大的原子半径小，则原子半径：Cl>C>F，即E>Y>W，C说法错误；OF2中F为－1价，O为＋2价，D说法正确。
答案：A
8．[2021·河北卷](双选)下图所示的两种化合物可应用于阻燃材料和生物材料的合成。其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，X和Z同主族，Y原子序数为W原子价电子数的3倍。下列说法正确的是( ) A.X和Z的最高化合价均为＋7价C.四种元素中，Y原子半径最大，X原子半径最小D.Z、W和氢三种元素可形成同时含有离子键和共价键的化合物
答案：CD
解析：由题图和题意可知，X和Z分别是F、Cl；又Y原子序数为W原子价电子数的3倍且题给化合物中Y、W分别可形成5、3个共价键，故W、Y分别为N、P。F只有－1、0两种价态，没有最高正价，A错误；HCl为强酸，HF为弱酸，B错误；根据元素周期律可知，四种元素原子半径由大到小的顺序为P>Cl>N>F，即Y>Z>W>X，C正确；Cl、N、H三种元素可形成离子化合物NH4Cl，其既含有离子键又含有共价键，D正确。
9．[2021·全国乙卷，35(1)](双选)对于基态Cr原子，下列叙述正确的是________(填标号)。A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar] 3d54s1B.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
解析：Cr是24号元素，基态Cr原子核外电子排布式为[Ar]3d54s1，3d和4s轨道均处于半充满状态，此时体系总能量低，A项正确；4s电子能量较高，但其并不总是在比3s电子离核更远的地方运动，B项错误；因为Cr原子半径小于K，故电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大，C项正确。
9
K＋和P3－
11．[2020·全国卷Ⅲ]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是( )A.非金属性：W>X>Y>ZB.原子半径：Z>Y>X>WC.元素X的含氧酸均为强酸D.Y的氧化物水化物为强碱
答案：D
解析：由化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，可知XW3和WZ分别是NH3和HCl，即W是H元素，X是N元素，Z是Cl元素；再根据四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知Y是Na元素。A项，Na(Y)是金属元素，其非金属性不可能大于Cl(Z)，错误；B项，原子半径：Na(Y)＞Cl(Z)，错误；C项，N(X)元素的含氧酸不全为强酸，如HNO2是弱酸，错误；D项，Na(Y)的氧化物的水化物为NaOH，是强碱，正确。
答案：C
考点题组针对练题组一 概念辨析、比较数量1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)同种元素可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类( )(2)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异( )(3)离子化合物中一定含离子键，一定不含共价键( )(4)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中( )(5)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物( )(6)氢化物一定是共价化合物( )
√
√
√
√
×
×
(7)H2O的稳定性大于H2S，是因为H2O分子间存在氢键( )(8)Na2O、NaOH、Na2S、Na2SO4加热熔化，克服的是相同类型的作用力( )(9)CH3CH2OH的沸点大于CH3CHO的沸点是因为CH3CH2OH存在分子间氢键( )(10)由强极性键构成的物质一定是强电解质( )(11)NH4Cl中含有离子键、极性键、配位键( )(12)只由非金属元素组成的物质中不可能含有离子键( )(13)氨水中存在四种不同的氢键，其中根据氨水显碱性可推测NH3和H2O存在的主要氢键形式可能为(NH3)N…H—O(H2O)( )
×
×
×
√
√
√
√
答案：C
3.我国科学家合成出了一种新化合物，其结构如图所示，X满足8电子稳定结构。W、X、Y、Z、M是短周期中的常见元素，且原子序数依次增大；已知M原子核外电子总数是Y原子核外电子总数的2倍。下列说法错误的是( ) A．X和Y可能组成多种化合物B．W和Z位于周期表中的同一主族C．元素非金属性强弱顺序为Z＞Y＞XD．Y、M的简单气态氢化物的沸点：Y＞M
答案：B
解析：根据物质结构推断元素的思路：M能形成6个共用电子对表明M最外层有6个电子，位于第ⅥA族，Y能形成1个双键且原子序数为M的一半，则Y为8号元素O，M是16号元素S，W和Z分别形成1个单键，故Z为H或第ⅦA族元素，结合Y、Z、M原子序数依次增大知，Z为F；该化合物中X形成3个单键且满足8电子稳定结构，又其原子序数小于O，则X为N；W是原子序数小于N且可形成一个单键的H。N和O形成的常见的氧化物有NO、NO2、N2O4、N2O5等，A正确；H位于第ⅠA族，F位于第ⅦA族，B错误；非金属性F＞O＞N，C正确；分子间氢键导致水的沸点高于硫化氢，D正确。
(2)HClO_______________，CCl4_______________，NH3___________，CO2__________________，CS2______________________，COS_______________________，
(3)Na3N___________________，Mg(OH)2________________________________，Na2S____________________________，NaH______________，NH4H_______________________________，
NaCN________________________________，NaSCN__________________________，NaBH4________________________。
(4)(CN)2________________________，HCN__________________________，SCN－________________________，BF3__________________________。
核心知识再现一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表结构
2．识记理解元素周期律(1)元素金属性、非金属性强弱比较
(2)微粒半径大小比较“三”看
易错提醒：主族元素最高价氧化物对应水化物酸性越强，元素非金属性越强。切莫混淆最高价氧化物对应的水化物与氧化物对应的水化物。如氯元素的氧化物对应的水化物有以下几种，但不能根据前三种判断Cl的非金属性的强弱。
知识拓展：从非金属元素的简单氢化物的结构式推断其氧化物对应水化物的结构式，以磷元素为例，思路如表所示：
二、元素的电离能和电负性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，主族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，主族元素原子的外围电子排布重复出现从____到________的周期性变化(第一周期除外)。
ns1
ns2np6
(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______的趋势，稀有气体的第一电离能最_____，碱金属和氢的第一电离能最_____；同主族从上到下，第一电离能有逐渐______的趋势。
增大
大
小
减小
说明：同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时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分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(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________；同一主族从上到下，元素电负性呈现________的趋势。
增大
减小
(2)元素电负性的应用
特别提醒：(1)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的 “类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，他们既有金属性，又有非金属性。(2)F的电负性为4.0，Li的电负性为1.0。
高考真题演练1.[2021·山东卷]关于CH3OH、N2H4和(CH3)2NNH2的结构与性质，下列说法错误的是( )A.CH3OH为极性分子B.N2H4空间结构为平面形C.N2H4的沸点高于(CH3)2NNH2D.CH3OH和(CH3)2NNH2中C、O、N杂化方式均相同
答案：B
解析：甲醇可看成是甲烷中的一个氢原子被羟基取代得到的，为四面体结构，是由极性键组成的极性分子，A项正确；N2H4中N原子的杂化方式为sp3，不是平面形，B项错误；N2H4分子中连接N原子的H原子数多，存在氢键的数目多，而偏二甲肼[(CH3)2NNH2]只有一端可以形成氢键，另一端的两个甲基基团比较大，影响了分子的排列，沸点较N2H4的低，C项正确；CH3OH为四面体结构，－OH结构类似于水的结构，(CH3)2NNH2的结构简式为 ，两者分子中C、O、N杂化方式均为sp3，D项正确。
2．(1)[2021·山东卷，16(2)]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为__________；OF2分子的空间构型为__________；OF2的熔、沸点________(填“高于”或“低于”)Cl2O，原因是________________________________________________________________________________。
F>O>Cl
角(V)形
低于
OF2和Cl2O都是分子晶体，结构相似，Cl2O的相对分子质量大，Cl2O的熔、沸点高
(2)[2021·河北17(3)(4)(5)] ①已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol－1)如下表：
3倍的N—N键的键能小于NN键的键能，而3倍的P—P键的键能大于PP键的键能
sp3
SiF4
3．[2020·全国卷Ⅰ，35(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___________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大，与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
解析：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I1(Li)>I1(Na)。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。
4.[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________。
O>Ti>Ca
离子键
12
解析：元素的非金属性越强，电负性越大，所以Ca、Ti、O三种元素中，O电负性最大，Ca的金属性强于Ti，则Ti的电负性强于Ca；阴、阳离子间的作用力为离子键；距离Ca2＋最近的为O2－，共有12个O2－与位于体心处的Ca2＋距离相等且最近，故Ca2＋的配位数为12。
5．[2020·全国卷Ⅲ，36(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。
B
Si(硅)
解析：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。
考点题组针对练题组一 元素金属性、非金属性的强弱比较1.依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理的是( )A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱B．气态氢化物NH3、H2O、HF的稳定性C．碱金属单质Li、Na、K与水反应的剧烈程度D．1 mol Na、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失电子数的多少
答案：D
解析：一般元素的非金属性强，其单质的氧化性强，同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，则Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱，A合理；元素的非金属性越强，其氢化物越稳定，同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，NH3、H2O、HF的稳定性逐渐增强，B合理；同主族元素从上到下，金属性增强，其单质与水反应的剧烈程度增强，C合理；不能根据得失电子数目的多少判断金属性和非金属性的强弱，D不合理。
2．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是( )A．氧化性：HClO>H2SO4B．Cl2＋H2S===2HCl＋SC．气态氢化物的稳定性：HCl>H2SD．Cl2与Fe反应生成FeCl3，而S与Fe生成FeS
答案：A
解析：元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，不能根据其含氧酸的氧化性判断元素的非金属性强弱，A符合题意；在该反应中Cl2将S置换出来，说明氧化性Cl2>S，则元素的非金属性Cl>S，B不符合题意；元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强，因此可通过稳定性HCl>H2S，证明元素的非金属性Cl>S，C不符合题意；Fe是变价金属，氧化性强的可将其氧化为高价态，氧化性弱的将其氧化为低价态，所以可根据其生成物中Fe的价态高低得出结论氧化性Cl2>S，则元素的非金属性Cl>S，D不符合题意。
题组二 元素周期表(律)的应用3.下列事实不能用元素周期律解释的是( )A．碱性：CsOH＞KOHB．氢化物稳定性：H2O＞H2SC．金属性：Na＞MgD．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
答案：D
解析：金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性Cs>K，则最高价氧化物对应水化物的碱性：CsOH＞KOH，能够用元素周期律解释，故A不符合题意；非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强；非金属性O>S，则气态氢化物的稳定性：H2O＞H2S，能够用元素周期律解释，故B不符合题意；同周期元素，原子序数越大，金属性越弱，非金属性越强，原子序数：Na＞Mg，则金属性：Na＞Mg，能用元素周期律解释，故C不符合题意；Na2CO3加热不分解，NaHCO3加热分解生成碳酸钠、二氧化碳和水，则热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，与元素周期律无关，故D符合题意。
4．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )A．原子半径：A>B>D>CB．a－c＝1C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋D．单质的还原性：A>B>D>C
答案：C
解析：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则存在a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，原子序数大小顺序是a>b>d>c，C、D在第二周期，A、B在第三周期，A为Mg、B为Na、C为N、D为F。
5．根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述不正确的是( )A．气态氢化物的稳定性：H2O>NH3>SiH4B．氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物C．下图所示实验可证明元素的非金属性：Cl>C>Si
D．用中文“ ”(ào)命名的第118号元素在周期表中位于第七周期0族
答案：C
题组三 物质转化中的元素推断 6.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。K、L、M均是由这些元素组成的二元化合物，甲、乙分别是元素X、Y的单质，甲是常见的固体，乙是常见的气体。K是无色气体，是主要的大气污染物之一。0.05 mol·L－1丙溶液的pH为1，上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是( )A.丙也可由W、Y组成的某种化合物与K直接反应制得B．K、L、M中沸点最高的是MC．原子半径：WY>X
答案：A
7．短周期主族元素R、X、Y、Z的原子序数依次增大，由这些元素组成的物质之间的转化关系如图所示，其中，c、d为单质，a、b、g为二元化合物。b、g分别是10电子分子、18电子分子。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径：Y>Z>XB．e和f含化学键类型相同C．0.1 mol·L－1的e和f溶液，后者pH较大D．含X、R、Z三种元素的化合物只有一种
答案：B
解析：依题意知，g为18电子分子，且在点燃条件下由两种单质生成，且这两种单质是在电解条件下产生的，故可推知g应为HCl，c、d分别为H2、Cl2中的一种，且是由电解饱和食盐水产生的，因b为10电子分子，故a为NaCl，b为H2O，e为NaOH，因d与e能发生反应，故d为Cl2，c为H2，f为NaClO，则R为H，X为O，Y为Na，Z为Cl。A项，半径大小：r(Cl－)>r(O2－)>r(Na＋)，错误；B项，NaOH、NaClO都含有离子键和共价键，正确；C项，相同浓度的氢氧化钠溶液碱性比次氯酸钠的强，错误；D项，由H、O、Cl组成的化合物有HClO、HClO2、HClO3、HClO4，错误。
题组四 元素的电离能和电负性8.按要求回答问题：(1)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。 组成M的元素中，电负性最大的是________(填名称)。(2)钛元素基态原子未成对电子数为________，能量最高的电子占据的能级符号为________。
氧
2
3d
(3)①已知Al 的第一电离能为578 kJ·mol－1、第二电离能为1 817 kJ·mol－1、第三电离能为2 745 kJ·mol－1、第四电离能为11 575 kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因______________________________________________________________。②第二电离能I(Cu)________(填“＞”或“＜”)I(Zn)。③基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有_________种。(4)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子轨道表示式：__________________。②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为________。
Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子，为全充满状态，较稳定
＞
29
原子光谱
N>S>C
核心知识再现一、分子结构中的三个理论1．杂化轨道理论(1)理论要点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。(2)杂化轨道类型与分子构型的关系。
规律方法：轨道杂化方式的判断方法(1)配位原子数和孤电子对法根据杂化轨道数可以确定中心原子的杂化类型，由于中心原子形成的σ键数＝与中心原子结合的原子数，故杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。当杂化轨道数为2，则为sp杂化；当杂化轨道数为3时，则为sp2杂化；当杂化轨道为4时，则为sp3杂化。
(2)轨道计算法对于ABm型分子，可通过计算杂化轨道数判断中心原子的杂化类型。方法如下：①计算杂化轨道数：n＝(中心原子的价电子数＋与中心原子结合的原子的成键电子数±电荷数)。(所带电荷为正值时取“－”，所带电荷为负值时取“＋”)；②判断杂化类型：当n＝2时，为sp杂化；当n＝3时，为sp2杂化；当n＝ 4时，为sp3杂化。(3)根据键角判断轨道杂化方式：①若键角为180°，则为sp杂化；②若键角为120°或接近120°，则为sp2杂化；③若键角为109°28′或接近109°28′，则为sp3杂化。易错提醒：当与中心原子结合的原子为O或S时，其孤电子对数为0。
(3)VSEPR模型、中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断
二、共价键与分子间作用力1．共价键分类
③配合物如[Cu(NH3)4]SO4 配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子或离子有空轨道，如Fe、Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。2．σ键和π键的判断方法共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。
3．三种微粒间作用比较
>
>
物理
升高
降低
越强
升高
4.键参数
越稳定
越稳定
5．分子性质(1)分子构型与分子极性的关系
(2)溶解性①“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。③若物质与溶剂间能够形成氢键，物质在该溶剂中的溶解度较大。
高考真题演练1.[2021·全国甲35(1)(2)(3)](1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。Si的价电子的电子排布式为________；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)。
3s23p2
共价晶体
sp3
②
(2)CO2分子中存在____个σ键和____个π键。(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_______________________________________________________。
2
2
甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能，且水比甲醇的氢键多
解析：(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； (3)甲醇分子之间和水分子之间都存在氢键，因此沸点高于不含分子间氢键的甲硫醇，甲醇分子之间氢键的总强度低于水分子之间氢键的总强度，因此甲醇的沸点介于水和甲硫醇之间，故答案为：甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能，且水比甲醇的氢键多。
2．[2021·全国乙卷，35(2)(3)](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_____， NH3的沸点比PH3的_____，原因是____________________。H2O的键角小于NH3的，分析原因______________________________________________________________________________________。
N、O、Cl
6
sp3
高
NH3存在分子间氢键
NH3含有一对孤对电子，而H2O含有两对孤对电子。H2O中的孤对电子对成键电子对的排斥作用较大
3．[2021·山东卷，16(3)] Xe是第五周期的稀有气体元素，与F形成的XeF2室温下易升华。XeF2中心原子的价层电子对数为________，下列对XeF2中心原子杂化方式推断合理的是_____(填标号)。A．sp B．sp2C．sp3 D．sp3d
5
D
4．[2020·全国卷Ⅱ]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___________________________________________________________________________________________。
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
解析：氟元素非金属性强，TiF4为离子化合物，熔点最高，TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物，熔点较低，且TiCl4、TiBr4、TiI4结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高。
5.[2020·山东卷，17(1)(3)](1)常温常压下SnCl4为无色液体，SnCl4空间构型为__________，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 mol该配合物中通过螯合作用形成的配位键有____ mol，该螯合物中N的杂化方式有____种。
正四面体形
分子晶体
6
1
配位
N
sp3
sp2
N>H>B
7．[2020·浙江7月选考，26](1)气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因是_________________________________。(2)CaCN2是离子化合物，各原子均满足8电子稳定结构，CaCN2的电子式是____________________________。(3)常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是______________________________________。
原子半径FCl—H
乙醇与水之间形成氢键而氯乙烷没有
解析：(1)可以根据共价键的稳定性比较气态氢化物的热稳定性，键长越短，键能越大，则气态氢化物的热稳定性越强，原子半径：FCl—H，故HF的热稳定性大于HCl的热稳定性。也可以根据元素非金属性的强弱比较气态氢化物的热稳定性，元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越强，非金属性：F>Cl，故HF的热稳定性大于HCl的热稳定性。(2)CaCN2是离子化合物，各原子均满足8电子稳定结构，则阴离子的结构式为[N===C===N]2－，故CaCN2的电子式为 。(3)影响物质在水中溶解度的因素有：物质的极性、是否含有氢键、能否与水发生化学反应等。乙醇、氯乙烷、水均为极性分子，但乙醇与水分子能形成氢键，因此在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷。
考点题组针对练题组一 微粒作用与分子性质1.关于键长、键能和键角，下列说法不正确的是( )A．键角的大小与键长、键能的大小无关B．键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关C．键能越大，键长越长，共价化合物越稳定D．键角是描述分子立体结构的重要参数
答案：C
解析：影响键角因素：杂化方式、价层电子对数，与键长、键能的大小无关，故A正确；影响键长的因素有：参与成键的原子半径、成键原子的周围环境，与成键原子的半径和成键数目有关，故B正确；键能越大，键长越短，共价化合物越稳定，故C错误；键角分子中两个共价键之间的夹角，是描述分子立体结构的重要参数，故D正确。
2．一水合甘氨酸锌是一种矿物类饲料添加剂，结构简式如图所示。下列说法错误的是( ) A．基态Zn原子的价电子排布式是3d104s2B．该物质中存在的化学键有配位键、共价键、氢键C．该物质中部分元素的第一电离能N>O>CD．甘氨酸易溶于水，原因是甘氨酸和水都是极性分子，且甘氨酸分子中的羧基和氨基都能与水形成分子间氢键
答案：B
解析：基态Zn原子的价电子排布式是3d104s2，A项正确；氢键不是化学键，B项错误；第一电离能N>O>C，C项正确；甘氨酸易溶于水，原因是甘氨酸和水都是极性分子，且甘氨酸分子中的羧基和氨基都能与水形成分子间氢键，D项正确。
3．氢气是清洁能源之一，解决氢气的存储问题是当今科学界需要攻克的课题。C16S8是新型环烯类储氢材料，利用物理吸附的方法来储存氢分子，其分子结构如图所示，下列相关说法正确的是( ) A．C16S8的熔点由所含的化学键键能决定B．C16S8完全燃烧的产物均为极性分子C．分子中的σ键和π键的数目比为4∶1D．C16S8储氢时与H2间的作用力为氢键
答案：C
题组二 “三大”理论与微粒构型4.砷化氢(AsH3)是一种无色、可溶于水的气体，其分子构型是三角锥形。下列关于AsH3的叙述中正确的是( )A．AsH3分子中有未成键的电子对B．AsH3是非极性分子C．AsH3是强氧化剂D．AsH3分子中的As—H键是非极性键
答案：A
解析：AsH3分子中As原子最外层有5个电子，其中3个电子和3个氢原子形成共用电子对，所以该物质中有1对未参与成键的孤对电子，故A正确；该分子为三角锥形结构，正负电荷中心不重合，所以为极性分子，故B错误；AsH3中As原子易失电子而作还原剂，所以是一种强还原剂，故C错误；同种非金属元素之间形成非极性键，不同种非金属元素之间形成极性键，所以As—H原子之间存在极性键，故D错误。
5．氮是典型非金属元素，其单质及化合物在生活和生产中具有广泛的用途。回答下列问题：(1)磷元素和氮元素同主族，基态磷原子有______个未成对电子，白磷的分子式为P4，其结构如图甲所示。科学家目前合成了N4分子，分子中氮原子的杂化轨道类型为________，N—N—N键角为______；N4分解后产生N2并释放大量能量，推测其可能的用途为___________________________________________。
3
sp3
60°
用于制造火箭推进剂或炸药(其他合理答案也可)
解析：(1)磷原子的价电子排布式为3s23p3，基态原子有3个未成对电子；N4分子与P4分子的结构相似，为正四面体形，N4分子中每个氮原子形成3个σ键、含有1个孤电子对，杂化轨道数目为4，氮原子采用sp3；正四面体中每个面为正三角形，则N—N—N键角为60°；N4分解后产生N2并释放出大量能量，可用于制造火箭推进剂或炸药。
三角锥形
配位键、共价键
＞
CH3OH(或CH3SH)
sp3
sp3
三角锥形
低
NH3分子间存在氢键
解析：(1)根据分子结构中N、C原子价层电子对数均为4，容易得出N、C原子的杂化类型均为sp3；(2)AsH3中As存在一个孤电子对，价层电子对数为3＋1＝4，As为sp3杂化，AsH3的空间结构为三角锥形，NH3分子间存在氢键，所以其沸点比AsH3高；
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)。
苯胺分子之间存在氢键
sp3
σ
正四面体形
sp2、sp3
易溶于水
一、物质的聚集状态和晶胞1．物质的聚集状态(1)常见物质的聚集状态有________、________、________、________、______、非晶态、________、________等。(2)固体有晶体和非晶体之分，绝大多数________都是晶体，只有如________、________之类的物质属于非晶体。(3)晶体具有 ________性、________性。(4)获取晶体的途径有①________________、②_______________________________、③______________________等。
气态
液态
固态
等离子体
晶态
塑晶态
液晶态
固体
玻璃
炭黑
自范
各向异
熔融态物质凝固
气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)
溶质从溶液中析出
相邻晶胞之间没有任何空隙
所有晶胞都是平行排列的，取向相同
8
4
两
②方法
③图示 特别提醒：使用均摊法(切割法)时，要注意晶胞的形状，分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如正六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的微粒依次被6、3、4、2个晶胞所共有。
二、金属晶体和离子晶体1．金属晶体(1)电子气理论及应用金属原子与脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。因此可将金属晶体看作是一种“巨分子”。(2)电子气理论可以解释金属的________、__________、__________等性质。
延展性
导电性
导热性
2．离子晶体(1)典型离子晶体模型
越多
电荷比
(2)晶格能①定义：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子稳定性的数据，可以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键________。②影响因素：晶格能的大小与____________________、________________、________________有关。离子所带电荷越多，半径越小，晶格能________。③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越________，而且熔点________，硬度________。
越强
阴阳离子所带的电荷
阴阳离子的距离
离子晶体的结构类型
越大
稳定
越高
越大
三、共价晶体和分子晶体1．常见的共价晶体结构分析
2.常见的分子晶体结构分析
特别提醒：大多数分子晶体由于分子间作用力只是范德华力，采用密堆积的形式。以一个分子为中心，其周围最多可以有12个紧邻的分子，即配位数为12。但在冰中，每个水分子周围紧邻的水分子有4个水分子，这种结构导致冰中分子间的空隙大，空间利用率降低，冰的密度比水的密度小。温度升高时，部分氢键被破坏，空间利用率增大，密度增大。继续升温，分子振动使空间利用率又减小，密度又增大。4℃时水的密度最大。
3.过渡晶体和混合型晶体(1)纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是过渡晶体，四种晶体都有过渡型。(2)几种氧化物的化学键中离子键的百分比偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体处理，如Na2O等；偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体处理，如Al2O3、SiO2等。(3)第三周期后几种元素的氧化物都是分子晶体，离子键分数更小，共价键不再贯穿整个晶体，而是局限于晶体微观空间的一个个分子中。
(4)石墨是混合型晶体的代表。石墨与金刚石的对比
4.不同晶体的特点比较
5.晶体类别的判断方法(1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体(当成键的金属元素和非金属元素的电负性差超过1.7时，形成离子键，以离子键结合的晶体)；由原子形成的共价键构成的晶体为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体。(2)依据物质的分类判断①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)、绝大多数的盐是离子晶体。②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体。③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、CaAs等。④金属单质、合金是金属晶体。
(3)依据晶体的熔点判断不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。(4)依据导电性判断①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电。②共价晶体一般为非导体。③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。④金属晶体是电的良导体。(5)依据硬度和机械性能判断一般情况下，硬度：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有较好的延展性。
(3)分子晶体①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、沸点反常得高，如H2O>H2Te>H2Se>H2S。②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。③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。④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。(4)金属晶体金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na四、超分子1．定义：超分子由两种或两种以上的分子通过______________形成的分子聚集体。此定义是广义的，包括______。这种分子聚集体，有的是________的，有的是________的。2．特点：①________；②________。
分子间相互作用
离子
有限
无限伸展
分子识别
自组装
高考真题演练1.[2021·全国甲，35(4)]我国科学家发明了高选择性的二氧化碳加氢合成甲醇的催化剂，其组成为ZnO/ZrO2固溶体。四方ZrO2晶胞如图所示。Zr4＋离子在晶胞中的配位数是________，晶胞参数为a pm、a pm、c pm，该晶体密度为________________ g·cm－3(写出表达式)。在ZrO2中掺杂少量ZnO后形成的催化剂，化学式可表示为ZnxZr1－xOy，则y＝_______ (用x表达)。
8
2－x
2．[2021·全国乙，35(4)]在金属材料中添加AlCr2颗粒，可以增强材料的耐腐蚀性、硬度和机械性能。AlCr2具有体心四方结构，如图所示。处于顶角位置的是____原子。设Cr和Al原子半径分别为rCr和rAl，则金属原子空间占有率为________________%(列出计算表达式)。
Al
2
②晶胞在x轴方向的投影图为________(填标号)。
B
解析：②由题图(a)可知，晶胞在x轴方向的投影图，应为B选项中的图。
4
13∶3
Ti4＋
sp3
考点题组针对练题组一 物质的聚集状态、晶体类型的判断及性质 1.下列说法不正确的是( )A．液晶态介于晶体状态和液态之间，液晶具有一定程度的晶体的有序性和液体的流动性B．常压下，0 ℃时冰的密度比水的密度小，水在4 ℃时密度最大，这些都与分子间的氢键有关C．金属易导电、易导热、有延展性、易锈蚀均能用金属的电子气理论解释D．石墨晶体中既有共价键，又有金属键还有范德华力，是一种混合晶体
答案：C
解析：液晶态是指介于晶体和液体之间的物质状态，像液体具有流动性，像固体具有晶体的有序性，故A正确；冰中存在氢键，具有方向性和饱和性，其体积变大，则相同质量时冰的密度比液态水的密度小，故B正确；金属易锈蚀与金属晶体结构无关、与化学性质有关，金属的化学性质比较活泼，容易被空气中的氧气所氧化，故金属易腐蚀不能用金属的电子气理论解释，故C错误；石墨的结构中，C原子与C原子以共价键相连接，形成平面网状结构，层与层之间存在范德华力，而在空间中，相邻两层网状结构的间隙中有少量自由移动的电子，连接的化学键性质介于金属键和共价键之间，所以石墨具有金属的部分性质，所以石墨晶体中既有共价键，又有金属键还有范德华力，是一种混合晶体，故D正确；综上所述，本题应选C。
2．关于晶体的叙述中，正确的是( )A．共价晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高B．分子晶体中，分子间的作用力越大，该分子越稳定C．分子晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高D．某晶体溶于水后，可电离出自由移动的离子，该晶体一定是离子晶体
答案：A
解析：A正确。B.分子晶体中，分子间的作用力主要影响分子的物理性质，分子的稳定性与分子内原子的化学键有关，错误； C．分子晶体中熔、沸点与分子间作用力有关，分子间作用力越大，熔、沸点越高，错误；D.离子晶体的判断是在熔融状态下能电离出自由移动的离子，才是离子晶体，错误。
答案：C
4．砷化镓是一种重要的半导体材料，熔点1 238 ℃。它在600 ℃以下，能在空气中稳定存在，并且不被非氧化性的酸侵蚀。砷化镓晶胞结构如图。下列说法正确的是( ) A．砷化镓是一种分子晶体B．砷化镓中不存在配位键C．晶胞中Ga原子与As原子的数量比为4∶1D．晶胞中Ga与周围等距且最近的As形成的空间构型为正四面体
答案：D
题组二 晶胞分析5.元素X的某价态离子Xn＋中所有电子正好充满K、L、M三个电子层，它与N3－形成的晶胞结构如图所示。下列说法中错误的是( ) A．Xn＋的核外电子数为18B．该晶体中阳离子与阴离子的个数比为3∶1C．n＝1D．晶体中每个Xn＋周围有2个等距离且最近的N3－
答案：A
6．我国以BeO、KBF4等为原料制备出了KBe2BO3F2晶体，该晶体可以通过直接倍频实现深紫外激光输出，且其深紫外倍频性能优越，其晶胞如图所示。下列说法正确的是( )A．构成该晶体的非金属元素的电负性由大到小的顺序为F>O>B>BeB．KBF4中的阴离子的中心原子的杂化类型为sp2C．根据元素周期表中元素所处的位置可推测BeO与Al2O3化学性质相似D．该晶胞中的K＋有2个位于晶胞内部，8个位于晶胞顶点，则该晶胞含2 个KBe2BO3F2
答案：C
题组三 晶体熔、沸点比较7.K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是________________________________________。
K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
8．CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为________________________，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
H2O>CH3OH>CO2>H2
常温下水和甲醇是液体，而CO2和H2是气体，液体的沸点高于气体。H2O中氢键数目比甲醇中多，所以H2O的沸点高于甲醇，CO2的相对分子质量较大，CO2分子间作用力较大，沸点较高
解析：H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键数目比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大。
题组四 晶体的综合考查9.由P、S、Cl、Ni等元素组成的新型材料有着广泛的用途，试回答下列问题：(1)基态Cl原子的核外电子排布式为____________________________。P、S、Cl的第一电离能由大到小的顺序为________。(2)SCl2分子中中心原子的杂化轨道类型是________，该分子的空间结构为________。
Cl>P>S
sp3
V形
(3)已知NiO的晶体结构如图1所示，若NiO晶胞中 A的坐标为(0，0，0)，B的坐标为(1，1，0) ，则C 的坐标为____________。 (4)一定温度下，NiO晶体可以自发地分散并形成 “单分子层”，可以认为Ni2＋作密置单层排列，O2－填充其中(如图2所示)，已知Ni2＋的半径为a m，则每平方米分散的该晶体的质量为_____________ g(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。
10．黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物。火法冶炼黄铜矿的过程中，其中一步反应是2Cu2O＋Cu2S高温6Cu＋SO2↑。试回答下列问题：(1)Cu＋的最外层电子的轨道表示式为______________。Cu2O与Cu2S两种物质中熔点较高的是_______，原因为____________________________________________________________________________________________。
Cu2O
两物质均为离子晶体，且离子所带电荷数相同，但O2－的半径小于S2－的半径，故Cu2O 中离子键较强，Cu2O的熔点高
(2)离子化合物CaC2 的晶胞结构如图1所示，该物质的电子式为___________________，一个晶胞中平均含有________个π键。 (3)奥氏体是碳溶解在γFe中形成的一种间隙固溶体，无磁性，其晶胞结构如图2所示，则该物质的化学式为________，若该晶体密度为d g·cm－3，则该晶胞中距离最近的两个碳原子间的距离为________________pm(设阿伏加德罗常数的值为NA，写出计算式即可)。
Ca2＋[∶C⋮⋮C∶]2－
8
FeC
专题五 物质结构与性质
2．10电子微粒和18电子微粒(1)10电子微粒
(2)18电子微粒
3．元素、核素、同位素、同素异形体之间的联系
通过同位素示踪法证实：酯化反应的本质是“酸脱羟基醇脱氢”。
4．基态原子的核外电子排布(1)排布规律①能量最低原理：基态原子的电子排布遵循构造原理能使原子的能量处于最低状态，绝大多数原子的核外电子优先占据能量最低的原子轨道，即1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s……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：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。特别提醒：当原子轨道处于全满、半满或全空时，原(离)子的能量最低，微粒最稳定。
(2)表示方法
(3)核外电子排布式的写法①基态原子价电子排布式的书写方法：对于主族元素和0族元素，写出最外层电子排布式即可；对于过渡金属元素，其价电子排布式一般符合(n－1)d1～10ns1～2(n≥4)。如Cr的核外电子排布式的书写：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。再如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。
②基态离子电子排布式的书写方法：先写出基态原子的核外电子排布式，再由外向内失去电子或补充电子，即得到相应阳离子或阴离子的电子排布式。
(4)未成对电子的判断①根据电子排布式判断：设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为n，该能级的原子轨道数为m，则n≤m时，未成对电子数为n；n＞m时，未成对电子数为2m－n。如Cl的电子排布式为1s22s22p63s23p5，未充满电子的能级为3p，有3个原子轨道，填充电子数为5，所以未成对电子数为2×3－5＝1。Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，未充满的能级为3d能级和4s能级，分别有5、1个原子轨道，填充的电子数分别为5、1，所以未成对电子数为6。②根据轨道表示式判断：轨道表示式能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。
高考真题演练1.[2021·全国甲卷]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z的最外层电子数是W和X的最外层电子数之和，也是Y的最外层电子数的2倍。W和X的单质常温下均为气体。下列叙述正确的是( )A.原子半径：Z>Y>X>WB.W与X只能形成一种化合物C.Y的氧化物为碱性氧化物，不与强碱反应D.W、X和Z可形成既含有离子键又含有共价键的化合物
答案：D
解析：原子半径：Al>S>N>H，A项错误；H和N可形成NH3和N2H4等化合物，B项错误；Al2O3是典型的两性氧化物，与强酸和强碱均能反应生成盐和水，C项错误；H、N、S三种元素形成的(NH4)2S为离子化合物，既含离子键又含共价键，D项正确。
2．[2021·全国乙卷]我国嫦娥五号探测器带回1.731 kg的月球土壤，经分析发现其构成与地球土壤类似。土壤中含有的短周期元素W、X、Y、Z，原子序数依次增大，最外层电子数之和为 15。X、Y、Z为同周期相邻元素，且均不与W同族。下列结论正确的是( )A.原子半径大小顺序为W>X>Y>ZB.化合物XW中的化学健为离子键C.Y单质的导电性能弱于Z单质的D.Z的氧化物的水化物的酸性强于碳酸
答案：B
解析：氧原子半径小于硫原子半径，而Mg、Al、Si的原子半径依次减小且均比同周期的硫原子半径大，因此原子半径：Mg>Al>Si>O，A项错误；Mg元素的金属性较强而O元素的非金属性很强，二者之间形成的化学键是离子键，B项正确；铝是导体而Si是半导体，故前者导电性强于后者，C项错误；硅酸的酸性弱于碳酸，D项错误。
3．[2021·湖南卷]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是( )A.简单离子半径：Z>X>YB.W与Y能形成含有非极性键的化合物C.X和Y的最简单氢化物的沸点：X>YD.由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性
答案：B
解析：Z的最外层电子数为K层的一半，则Z的最外层电子数为1，又W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，则Z不可能为氢、锂元素，故Z为第三周期的Na元素。Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，且Y的原子序数小于11，又W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子，分析可知N2H4符合题意，故W为氢元素、X为氮元素，则Y为氧元素。Z、X、Y的简单离子核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，即简单离子半径：X>Y>Z，A错误；W与Y能形成H2O2，既含有极性键又含有非极性键，B正确；X和Y形成的最简单氢化物分别为NH3和H2O，常温下，NH3为气态，H2O为液态，故H2O的沸点更高，C错误；由氢、氮、氧三种元素所组成的化合物NH3·H2O的水溶液呈碱性，D错误。
答案：D
解析：Y位于第三周期，且最高正价与最低负价的代数和为6，则Y是Cl元素，由X、Y形成的阴离子和阳离子知，X与Y容易形成共价键，根据化合物的形式知X是P元素。P与Cl在同一周期，则P半径大，即X>Y，A项不符合题意；两者对应的简单氢化物分别是PH3和HCl，半径是P3－>Cl－，所以PH3的失电子能力强，还原性强，即X>Y，B项不符合题意；同周期元素从左往右，金属性减弱，非金属性增强，各元素对应的金属单质还原性减弱，非金属单质的氧化性增强，所以Cl2的氧化性最强，C项不符合题意；同一周期，从左到右，第一电离能呈现增大的趋势，第VA族元素的第一电离能大于相邻元素的第一电离能；所以第三周期第一电离能从小到大依次为Na、Al、Mg、Si、S、P、Cl，所以有5种，D项符合题意。
5．[2021·广东卷]“天问一号”着陆火星，“嫦娥五号”采回月壤。腾飞中国离不开化学，长征系列运载火箭使用的燃料有液氢和煤油等化学品。下列有关说法正确的是( )A.煤油是可再生能源B.H2燃烧过程中热能转化为化学能C.火星陨石中的20Ne质量数为20D.月壤中的3He与地球上的3H互为同位素
答案：C
解析：煤油来源于石油的分馏，属于化石燃料，是不可再生能源，A错误；H2燃烧过程中化学能转化为热能和光能，B错误；20Ne的质量数为20，C正确；质子数相同、中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素，3He、3H的质子数分别为2、1，二者质子数不同，不互为同位素，D错误。
6．[2021·广东卷]一种麻醉剂的分子结构式如图所示。其中，X的原子核只有1个质子；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期；元素E的原子比W原子多8个电子。下列说法不正确的是( ) A.XEZ4是一种强酸B.非金属性：W>Z>YC.原子半径：Y>W>ED.ZW2中，Z的化合价为＋2价
答案：C
解析：X的原子核内只有1个质子，则X为H；元素Y、Z、W原子序数依次增大，且均位于X的下一周期，再根据题给麻醉剂分子结构式中各原子的成键情况，可知Y、Z、W分别为C、O、F；元素E的原子比W原子多8个电子，E为Cl。XEZ4为HClO4，是一种强酸，A说法正确；非金属性：F>O>C，即W>Z>Y，B说法正确；电子层数多的原子半径大，当电子层数相同时，核电荷数大的原子半径小，则原子半径：Cl>C>F，即E>Y>W，C说法错误；OF2中F为－1价，O为＋2价，D说法正确。
答案：A
8．[2021·河北卷](双选)下图所示的两种化合物可应用于阻燃材料和生物材料的合成。其中W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，X和Z同主族，Y原子序数为W原子价电子数的3倍。下列说法正确的是( ) A.X和Z的最高化合价均为＋7价C.四种元素中，Y原子半径最大，X原子半径最小D.Z、W和氢三种元素可形成同时含有离子键和共价键的化合物
答案：CD
解析：由题图和题意可知，X和Z分别是F、Cl；又Y原子序数为W原子价电子数的3倍且题给化合物中Y、W分别可形成5、3个共价键，故W、Y分别为N、P。F只有－1、0两种价态，没有最高正价，A错误；HCl为强酸，HF为弱酸，B错误；根据元素周期律可知，四种元素原子半径由大到小的顺序为P>Cl>N>F，即Y>Z>W>X，C正确；Cl、N、H三种元素可形成离子化合物NH4Cl，其既含有离子键又含有共价键，D正确。
9．[2021·全国乙卷，35(1)](双选)对于基态Cr原子，下列叙述正确的是________(填标号)。A.轨道处于半充满时体系总能量低，核外电子排布应为[Ar] 3d54s1B.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
解析：Cr是24号元素，基态Cr原子核外电子排布式为[Ar]3d54s1，3d和4s轨道均处于半充满状态，此时体系总能量低，A项正确；4s电子能量较高，但其并不总是在比3s电子离核更远的地方运动，B项错误；因为Cr原子半径小于K，故电负性比钾高，原子对键合电子的吸引力比钾大，C项正确。
9
K＋和P3－
11．[2020·全国卷Ⅲ]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是( )A.非金属性：W>X>Y>ZB.原子半径：Z>Y>X>WC.元素X的含氧酸均为强酸D.Y的氧化物水化物为强碱
答案：D
解析：由化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，可知XW3和WZ分别是NH3和HCl，即W是H元素，X是N元素，Z是Cl元素；再根据四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知Y是Na元素。A项，Na(Y)是金属元素，其非金属性不可能大于Cl(Z)，错误；B项，原子半径：Na(Y)＞Cl(Z)，错误；C项，N(X)元素的含氧酸不全为强酸，如HNO2是弱酸，错误；D项，Na(Y)的氧化物的水化物为NaOH，是强碱，正确。
答案：C
考点题组针对练题组一 概念辨析、比较数量1.正误判断，正确的打“√”，错误的打“×”(1)同种元素可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类( )(2)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异( )(3)离子化合物中一定含离子键，一定不含共价键( )(4)共价键可存在于离子化合物、共价化合物和共价单质分子中( )(5)熔融状态下能导电的化合物是离子化合物，熔融状态下不能导电的化合物是共价化合物( )(6)氢化物一定是共价化合物( )
√
√
√
√
×
×
(7)H2O的稳定性大于H2S，是因为H2O分子间存在氢键( )(8)Na2O、NaOH、Na2S、Na2SO4加热熔化，克服的是相同类型的作用力( )(9)CH3CH2OH的沸点大于CH3CHO的沸点是因为CH3CH2OH存在分子间氢键( )(10)由强极性键构成的物质一定是强电解质( )(11)NH4Cl中含有离子键、极性键、配位键( )(12)只由非金属元素组成的物质中不可能含有离子键( )(13)氨水中存在四种不同的氢键，其中根据氨水显碱性可推测NH3和H2O存在的主要氢键形式可能为(NH3)N…H—O(H2O)( )
×
×
×
√
√
√
√
答案：C
3.我国科学家合成出了一种新化合物，其结构如图所示，X满足8电子稳定结构。W、X、Y、Z、M是短周期中的常见元素，且原子序数依次增大；已知M原子核外电子总数是Y原子核外电子总数的2倍。下列说法错误的是( ) A．X和Y可能组成多种化合物B．W和Z位于周期表中的同一主族C．元素非金属性强弱顺序为Z＞Y＞XD．Y、M的简单气态氢化物的沸点：Y＞M
答案：B
解析：根据物质结构推断元素的思路：M能形成6个共用电子对表明M最外层有6个电子，位于第ⅥA族，Y能形成1个双键且原子序数为M的一半，则Y为8号元素O，M是16号元素S，W和Z分别形成1个单键，故Z为H或第ⅦA族元素，结合Y、Z、M原子序数依次增大知，Z为F；该化合物中X形成3个单键且满足8电子稳定结构，又其原子序数小于O，则X为N；W是原子序数小于N且可形成一个单键的H。N和O形成的常见的氧化物有NO、NO2、N2O4、N2O5等，A正确；H位于第ⅠA族，F位于第ⅦA族，B错误；非金属性F＞O＞N，C正确；分子间氢键导致水的沸点高于硫化氢，D正确。
(2)HClO_______________，CCl4_______________，NH3___________，CO2__________________，CS2______________________，COS_______________________，
(3)Na3N___________________，Mg(OH)2________________________________，Na2S____________________________，NaH______________，NH4H_______________________________，
NaCN________________________________，NaSCN__________________________，NaBH4________________________。
(4)(CN)2________________________，HCN__________________________，SCN－________________________，BF3__________________________。
核心知识再现一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表结构
2．识记理解元素周期律(1)元素金属性、非金属性强弱比较
(2)微粒半径大小比较“三”看
易错提醒：主族元素最高价氧化物对应水化物酸性越强，元素非金属性越强。切莫混淆最高价氧化物对应的水化物与氧化物对应的水化物。如氯元素的氧化物对应的水化物有以下几种，但不能根据前三种判断Cl的非金属性的强弱。
知识拓展：从非金属元素的简单氢化物的结构式推断其氧化物对应水化物的结构式，以磷元素为例，思路如表所示：
二、元素的电离能和电负性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，主族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，主族元素原子的外围电子排布重复出现从____到________的周期性变化(第一周期除外)。
ns1
ns2np6
(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______的趋势，稀有气体的第一电离能最_____，碱金属和氢的第一电离能最_____；同主族从上到下，第一电离能有逐渐______的趋势。
增大
大
小
减小
说明：同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时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分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(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________；同一主族从上到下，元素电负性呈现________的趋势。
增大
减小
(2)元素电负性的应用
特别提醒：(1)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的 “类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，他们既有金属性，又有非金属性。(2)F的电负性为4.0，Li的电负性为1.0。
高考真题演练1.[2021·山东卷]关于CH3OH、N2H4和(CH3)2NNH2的结构与性质，下列说法错误的是( )A.CH3OH为极性分子B.N2H4空间结构为平面形C.N2H4的沸点高于(CH3)2NNH2D.CH3OH和(CH3)2NNH2中C、O、N杂化方式均相同
答案：B
解析：甲醇可看成是甲烷中的一个氢原子被羟基取代得到的，为四面体结构，是由极性键组成的极性分子，A项正确；N2H4中N原子的杂化方式为sp3，不是平面形，B项错误；N2H4分子中连接N原子的H原子数多，存在氢键的数目多，而偏二甲肼[(CH3)2NNH2]只有一端可以形成氢键，另一端的两个甲基基团比较大，影响了分子的排列，沸点较N2H4的低，C项正确；CH3OH为四面体结构，－OH结构类似于水的结构，(CH3)2NNH2的结构简式为 ，两者分子中C、O、N杂化方式均为sp3，D项正确。
2．(1)[2021·山东卷，16(2)]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为__________；OF2分子的空间构型为__________；OF2的熔、沸点________(填“高于”或“低于”)Cl2O，原因是________________________________________________________________________________。
F>O>Cl
角(V)形
低于
OF2和Cl2O都是分子晶体，结构相似，Cl2O的相对分子质量大，Cl2O的熔、沸点高
(2)[2021·河北17(3)(4)(5)] ①已知有关氮、磷的单键和三键的键能(kJ·mol－1)如下表：
3倍的N—N键的键能小于NN键的键能，而3倍的P—P键的键能大于PP键的键能
sp3
SiF4
3．[2020·全国卷Ⅰ，35(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___________________________________________________________________________________________________________________________________________。
Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子
Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加，Be为1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大，与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大
解析：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I1(Li)>I1(Na)。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。
4.[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________。
O>Ti>Ca
离子键
12
解析：元素的非金属性越强，电负性越大，所以Ca、Ti、O三种元素中，O电负性最大，Ca的金属性强于Ti，则Ti的电负性强于Ca；阴、阳离子间的作用力为离子键；距离Ca2＋最近的为O2－，共有12个O2－与位于体心处的Ca2＋距离相等且最近，故Ca2＋的配位数为12。
5．[2020·全国卷Ⅲ，36(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。
B
Si(硅)
解析：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。
考点题组针对练题组一 元素金属性、非金属性的强弱比较1.依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理的是( )A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱B．气态氢化物NH3、H2O、HF的稳定性C．碱金属单质Li、Na、K与水反应的剧烈程度D．1 mol Na、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失电子数的多少
答案：D
解析：一般元素的非金属性强，其单质的氧化性强，同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，则Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱，A合理；元素的非金属性越强，其氢化物越稳定，同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，NH3、H2O、HF的稳定性逐渐增强，B合理；同主族元素从上到下，金属性增强，其单质与水反应的剧烈程度增强，C合理；不能根据得失电子数目的多少判断金属性和非金属性的强弱，D不合理。
2．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是( )A．氧化性：HClO>H2SO4B．Cl2＋H2S===2HCl＋SC．气态氢化物的稳定性：HCl>H2SD．Cl2与Fe反应生成FeCl3，而S与Fe生成FeS
答案：A
解析：元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，不能根据其含氧酸的氧化性判断元素的非金属性强弱，A符合题意；在该反应中Cl2将S置换出来，说明氧化性Cl2>S，则元素的非金属性Cl>S，B不符合题意；元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强，因此可通过稳定性HCl>H2S，证明元素的非金属性Cl>S，C不符合题意；Fe是变价金属，氧化性强的可将其氧化为高价态，氧化性弱的将其氧化为低价态，所以可根据其生成物中Fe的价态高低得出结论氧化性Cl2>S，则元素的非金属性Cl>S，D不符合题意。
题组二 元素周期表(律)的应用3.下列事实不能用元素周期律解释的是( )A．碱性：CsOH＞KOHB．氢化物稳定性：H2O＞H2SC．金属性：Na＞MgD．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
答案：D
解析：金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性Cs>K，则最高价氧化物对应水化物的碱性：CsOH＞KOH，能够用元素周期律解释，故A不符合题意；非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强；非金属性O>S，则气态氢化物的稳定性：H2O＞H2S，能够用元素周期律解释，故B不符合题意；同周期元素，原子序数越大，金属性越弱，非金属性越强，原子序数：Na＞Mg，则金属性：Na＞Mg，能用元素周期律解释，故C不符合题意；Na2CO3加热不分解，NaHCO3加热分解生成碳酸钠、二氧化碳和水，则热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，与元素周期律无关，故D符合题意。
4．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )A．原子半径：A>B>D>CB．a－c＝1C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋D．单质的还原性：A>B>D>C
答案：C
解析：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则存在a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，原子序数大小顺序是a>b>d>c，C、D在第二周期，A、B在第三周期，A为Mg、B为Na、C为N、D为F。
5．根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述不正确的是( )A．气态氢化物的稳定性：H2O>NH3>SiH4B．氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物C．下图所示实验可证明元素的非金属性：Cl>C>Si
D．用中文“ ”(ào)命名的第118号元素在周期表中位于第七周期0族
答案：C
题组三 物质转化中的元素推断 6.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。K、L、M均是由这些元素组成的二元化合物，甲、乙分别是元素X、Y的单质，甲是常见的固体，乙是常见的气体。K是无色气体，是主要的大气污染物之一。0.05 mol·L－1丙溶液的pH为1，上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是( )A.丙也可由W、Y组成的某种化合物与K直接反应制得B．K、L、M中沸点最高的是MC．原子半径：W
答案：A
7．短周期主族元素R、X、Y、Z的原子序数依次增大，由这些元素组成的物质之间的转化关系如图所示，其中，c、d为单质，a、b、g为二元化合物。b、g分别是10电子分子、18电子分子。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径：Y>Z>XB．e和f含化学键类型相同C．0.1 mol·L－1的e和f溶液，后者pH较大D．含X、R、Z三种元素的化合物只有一种
答案：B
解析：依题意知，g为18电子分子，且在点燃条件下由两种单质生成，且这两种单质是在电解条件下产生的，故可推知g应为HCl，c、d分别为H2、Cl2中的一种，且是由电解饱和食盐水产生的，因b为10电子分子，故a为NaCl，b为H2O，e为NaOH，因d与e能发生反应，故d为Cl2，c为H2，f为NaClO，则R为H，X为O，Y为Na，Z为Cl。A项，半径大小：r(Cl－)>r(O2－)>r(Na＋)，错误；B项，NaOH、NaClO都含有离子键和共价键，正确；C项，相同浓度的氢氧化钠溶液碱性比次氯酸钠的强，错误；D项，由H、O、Cl组成的化合物有HClO、HClO2、HClO3、HClO4，错误。
题组四 元素的电离能和电负性8.按要求回答问题：(1)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。 组成M的元素中，电负性最大的是________(填名称)。(2)钛元素基态原子未成对电子数为________，能量最高的电子占据的能级符号为________。
氧
2
3d
(3)①已知Al 的第一电离能为578 kJ·mol－1、第二电离能为1 817 kJ·mol－1、第三电离能为2 745 kJ·mol－1、第四电离能为11 575 kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因______________________________________________________________。②第二电离能I(Cu)________(填“＞”或“＜”)I(Zn)。③基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有_________种。(4)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子轨道表示式：__________________。②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为________。
Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子，为全充满状态，较稳定
＞
29
原子光谱
N>S>C
核心知识再现一、分子结构中的三个理论1．杂化轨道理论(1)理论要点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠原理；杂化轨道形成的共价键更加牢固。(2)杂化轨道类型与分子构型的关系。
规律方法：轨道杂化方式的判断方法(1)配位原子数和孤电子对法根据杂化轨道数可以确定中心原子的杂化类型，由于中心原子形成的σ键数＝与中心原子结合的原子数，故杂化轨道数＝与中心原子结合的原子数＋中心原子的孤电子对数。当杂化轨道数为2，则为sp杂化；当杂化轨道数为3时，则为sp2杂化；当杂化轨道为4时，则为sp3杂化。
(2)轨道计算法对于ABm型分子，可通过计算杂化轨道数判断中心原子的杂化类型。方法如下：①计算杂化轨道数：n＝(中心原子的价电子数＋与中心原子结合的原子的成键电子数±电荷数)。(所带电荷为正值时取“－”，所带电荷为负值时取“＋”)；②判断杂化类型：当n＝2时，为sp杂化；当n＝3时，为sp2杂化；当n＝ 4时，为sp3杂化。(3)根据键角判断轨道杂化方式：①若键角为180°，则为sp杂化；②若键角为120°或接近120°，则为sp2杂化；③若键角为109°28′或接近109°28′，则为sp3杂化。易错提醒：当与中心原子结合的原子为O或S时，其孤电子对数为0。
(3)VSEPR模型、中心原子杂化类型和分子立体构型的相互判断
二、共价键与分子间作用力1．共价键分类
③配合物如[Cu(NH3)4]SO4 配位体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子或离子有空轨道，如Fe、Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。2．σ键和π键的判断方法共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。
3．三种微粒间作用比较
>
>
物理
升高
降低
越强
升高
4.键参数
越稳定
越稳定
5．分子性质(1)分子构型与分子极性的关系
(2)溶解性①“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂，若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。③若物质与溶剂间能够形成氢键，物质在该溶剂中的溶解度较大。
高考真题演练1.[2021·全国甲35(1)(2)(3)](1)太阳能电池板主要材料为单晶硅或多晶硅。Si的价电子的电子排布式为________；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)。
3s23p2
共价晶体
sp3
②
(2)CO2分子中存在____个σ键和____个π键。(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_______________________________________________________。
2
2
甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能，且水比甲醇的氢键多
解析：(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； (3)甲醇分子之间和水分子之间都存在氢键，因此沸点高于不含分子间氢键的甲硫醇，甲醇分子之间氢键的总强度低于水分子之间氢键的总强度，因此甲醇的沸点介于水和甲硫醇之间，故答案为：甲硫醇不能形成分子间氢键，而水和甲醇均能，且水比甲醇的氢键多。
2．[2021·全国乙卷，35(2)(3)](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_____， NH3的沸点比PH3的_____，原因是____________________。H2O的键角小于NH3的，分析原因______________________________________________________________________________________。
N、O、Cl
6
sp3
高
NH3存在分子间氢键
NH3含有一对孤对电子，而H2O含有两对孤对电子。H2O中的孤对电子对成键电子对的排斥作用较大
3．[2021·山东卷，16(3)] Xe是第五周期的稀有气体元素，与F形成的XeF2室温下易升华。XeF2中心原子的价层电子对数为________，下列对XeF2中心原子杂化方式推断合理的是_____(填标号)。A．sp B．sp2C．sp3 D．sp3d
5
D
4．[2020·全国卷Ⅱ]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___________________________________________________________________________________________。
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
解析：氟元素非金属性强，TiF4为离子化合物，熔点最高，TiCl4、TiBr4、TiI4为共价化合物，熔点较低，且TiCl4、TiBr4、TiI4结构相似，相对分子质量越大，分子间作用力越强，熔点越高。
5.[2020·山东卷，17(1)(3)](1)常温常压下SnCl4为无色液体，SnCl4空间构型为__________，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 mol该配合物中通过螯合作用形成的配位键有____ mol，该螯合物中N的杂化方式有____种。
正四面体形
分子晶体
6
1
配位
N
sp3
sp2
N>H>B
7．[2020·浙江7月选考，26](1)气态氢化物热稳定性HF大于HCl的主要原因是_________________________________。(2)CaCN2是离子化合物，各原子均满足8电子稳定结构，CaCN2的电子式是____________________________。(3)常温下，在水中的溶解度乙醇大于氯乙烷，原因是______________________________________。
原子半径F
乙醇与水之间形成氢键而氯乙烷没有
解析：(1)可以根据共价键的稳定性比较气态氢化物的热稳定性，键长越短，键能越大，则气态氢化物的热稳定性越强，原子半径：F
考点题组针对练题组一 微粒作用与分子性质1.关于键长、键能和键角，下列说法不正确的是( )A．键角的大小与键长、键能的大小无关B．键长的大小与成键原子的半径和成键数目有关C．键能越大，键长越长，共价化合物越稳定D．键角是描述分子立体结构的重要参数
答案：C
解析：影响键角因素：杂化方式、价层电子对数，与键长、键能的大小无关，故A正确；影响键长的因素有：参与成键的原子半径、成键原子的周围环境，与成键原子的半径和成键数目有关，故B正确；键能越大，键长越短，共价化合物越稳定，故C错误；键角分子中两个共价键之间的夹角，是描述分子立体结构的重要参数，故D正确。
2．一水合甘氨酸锌是一种矿物类饲料添加剂，结构简式如图所示。下列说法错误的是( ) A．基态Zn原子的价电子排布式是3d104s2B．该物质中存在的化学键有配位键、共价键、氢键C．该物质中部分元素的第一电离能N>O>CD．甘氨酸易溶于水，原因是甘氨酸和水都是极性分子，且甘氨酸分子中的羧基和氨基都能与水形成分子间氢键
答案：B
解析：基态Zn原子的价电子排布式是3d104s2，A项正确；氢键不是化学键，B项错误；第一电离能N>O>C，C项正确；甘氨酸易溶于水，原因是甘氨酸和水都是极性分子，且甘氨酸分子中的羧基和氨基都能与水形成分子间氢键，D项正确。
3．氢气是清洁能源之一，解决氢气的存储问题是当今科学界需要攻克的课题。C16S8是新型环烯类储氢材料，利用物理吸附的方法来储存氢分子，其分子结构如图所示，下列相关说法正确的是( ) A．C16S8的熔点由所含的化学键键能决定B．C16S8完全燃烧的产物均为极性分子C．分子中的σ键和π键的数目比为4∶1D．C16S8储氢时与H2间的作用力为氢键
答案：C
题组二 “三大”理论与微粒构型4.砷化氢(AsH3)是一种无色、可溶于水的气体，其分子构型是三角锥形。下列关于AsH3的叙述中正确的是( )A．AsH3分子中有未成键的电子对B．AsH3是非极性分子C．AsH3是强氧化剂D．AsH3分子中的As—H键是非极性键
答案：A
解析：AsH3分子中As原子最外层有5个电子，其中3个电子和3个氢原子形成共用电子对，所以该物质中有1对未参与成键的孤对电子，故A正确；该分子为三角锥形结构，正负电荷中心不重合，所以为极性分子，故B错误；AsH3中As原子易失电子而作还原剂，所以是一种强还原剂，故C错误；同种非金属元素之间形成非极性键，不同种非金属元素之间形成极性键，所以As—H原子之间存在极性键，故D错误。
5．氮是典型非金属元素，其单质及化合物在生活和生产中具有广泛的用途。回答下列问题：(1)磷元素和氮元素同主族，基态磷原子有______个未成对电子，白磷的分子式为P4，其结构如图甲所示。科学家目前合成了N4分子，分子中氮原子的杂化轨道类型为________，N—N—N键角为______；N4分解后产生N2并释放大量能量，推测其可能的用途为___________________________________________。
3
sp3
60°
用于制造火箭推进剂或炸药(其他合理答案也可)
解析：(1)磷原子的价电子排布式为3s23p3，基态原子有3个未成对电子；N4分子与P4分子的结构相似，为正四面体形，N4分子中每个氮原子形成3个σ键、含有1个孤电子对，杂化轨道数目为4，氮原子采用sp3；正四面体中每个面为正三角形，则N—N—N键角为60°；N4分解后产生N2并释放出大量能量，可用于制造火箭推进剂或炸药。
三角锥形
配位键、共价键
＞
CH3OH(或CH3SH)
sp3
sp3
三角锥形
低
NH3分子间存在氢键
解析：(1)根据分子结构中N、C原子价层电子对数均为4，容易得出N、C原子的杂化类型均为sp3；(2)AsH3中As存在一个孤电子对，价层电子对数为3＋1＝4，As为sp3杂化，AsH3的空间结构为三角锥形，NH3分子间存在氢键，所以其沸点比AsH3高；
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)。
苯胺分子之间存在氢键
sp3
σ
正四面体形
sp2、sp3
易溶于水
一、物质的聚集状态和晶胞1．物质的聚集状态(1)常见物质的聚集状态有________、________、________、________、______、非晶态、________、________等。(2)固体有晶体和非晶体之分，绝大多数________都是晶体，只有如________、________之类的物质属于非晶体。(3)晶体具有 ________性、________性。(4)获取晶体的途径有①________________、②_______________________________、③______________________等。
气态
液态
固态
等离子体
晶态
塑晶态
液晶态
固体
玻璃
炭黑
自范
各向异
熔融态物质凝固
气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)
溶质从溶液中析出
相邻晶胞之间没有任何空隙
所有晶胞都是平行排列的，取向相同
8
4
两
②方法
③图示 特别提醒：使用均摊法(切割法)时，要注意晶胞的形状，分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用，如正六棱柱晶胞中，顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的微粒依次被6、3、4、2个晶胞所共有。
二、金属晶体和离子晶体1．金属晶体(1)电子气理论及应用金属原子与脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子所共用，从而把所有的金属原子维系在一起。因此可将金属晶体看作是一种“巨分子”。(2)电子气理论可以解释金属的________、__________、__________等性质。
延展性
导电性
导热性
2．离子晶体(1)典型离子晶体模型
越多
电荷比
(2)晶格能①定义：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量。晶格能是反映离子稳定性的数据，可以用来衡量离子键的强弱，晶格能越大，离子键________。②影响因素：晶格能的大小与____________________、________________、________________有关。离子所带电荷越多，半径越小，晶格能________。③对离子晶体性质的影响：晶格能越大，形成的离子晶体越________，而且熔点________，硬度________。
越强
阴阳离子所带的电荷
阴阳离子的距离
离子晶体的结构类型
越大
稳定
越高
越大
三、共价晶体和分子晶体1．常见的共价晶体结构分析
2.常见的分子晶体结构分析
特别提醒：大多数分子晶体由于分子间作用力只是范德华力，采用密堆积的形式。以一个分子为中心，其周围最多可以有12个紧邻的分子，即配位数为12。但在冰中，每个水分子周围紧邻的水分子有4个水分子，这种结构导致冰中分子间的空隙大，空间利用率降低，冰的密度比水的密度小。温度升高时，部分氢键被破坏，空间利用率增大，密度增大。继续升温，分子振动使空间利用率又减小，密度又增大。4℃时水的密度最大。
3.过渡晶体和混合型晶体(1)纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是过渡晶体，四种晶体都有过渡型。(2)几种氧化物的化学键中离子键的百分比偏向离子晶体的过渡晶体在许多性质上与纯粹的离子晶体接近，通常当作离子晶体处理，如Na2O等；偏向共价晶体的过渡晶体则当作共价晶体处理，如Al2O3、SiO2等。(3)第三周期后几种元素的氧化物都是分子晶体，离子键分数更小，共价键不再贯穿整个晶体，而是局限于晶体微观空间的一个个分子中。
(4)石墨是混合型晶体的代表。石墨与金刚石的对比
4.不同晶体的特点比较
5.晶体类别的判断方法(1)依据构成晶体的微粒和微粒间作用力判断由阴、阳离子形成的离子键构成的晶体为离子晶体(当成键的金属元素和非金属元素的电负性差超过1.7时，形成离子键，以离子键结合的晶体)；由原子形成的共价键构成的晶体为共价晶体；由分子依靠分子间作用力形成的晶体为分子晶体；由金属阳离子、自由电子以金属键构成的晶体为金属晶体。(2)依据物质的分类判断①活泼金属氧化物和过氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)、绝大多数的盐是离子晶体。②部分非金属单质、所有非金属氢化物、部分非金属氧化物、几乎所有的酸、绝大多数有机物的晶体是分子晶体。③常见的单质类共价晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合物类共价晶体有SiC、SiO2、AlN、BP、CaAs等。④金属单质、合金是金属晶体。
(3)依据晶体的熔点判断不同类型晶体熔点大小的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔点差别很大，如钨、铂等熔点很高，铯等熔点很低。(4)依据导电性判断①离子晶体溶于水和熔融状态时均能导电。②共价晶体一般为非导体。③分子晶体为非导体，但分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水时，分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。④金属晶体是电的良导体。(5)依据硬度和机械性能判断一般情况下，硬度：共价晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体多数硬度大，但也有较小的，且具有较好的延展性。
(3)分子晶体①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、沸点反常得高，如H2O>H2Te>H2Se>H2S。②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。③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。④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。(4)金属晶体金属离子半径越小，所带电荷数越多，其金属键越强，熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na
分子间相互作用
离子
有限
无限伸展
分子识别
自组装
高考真题演练1.[2021·全国甲，35(4)]我国科学家发明了高选择性的二氧化碳加氢合成甲醇的催化剂，其组成为ZnO/ZrO2固溶体。四方ZrO2晶胞如图所示。Zr4＋离子在晶胞中的配位数是________，晶胞参数为a pm、a pm、c pm，该晶体密度为________________ g·cm－3(写出表达式)。在ZrO2中掺杂少量ZnO后形成的催化剂，化学式可表示为ZnxZr1－xOy，则y＝_______ (用x表达)。
8
2－x
2．[2021·全国乙，35(4)]在金属材料中添加AlCr2颗粒，可以增强材料的耐腐蚀性、硬度和机械性能。AlCr2具有体心四方结构，如图所示。处于顶角位置的是____原子。设Cr和Al原子半径分别为rCr和rAl，则金属原子空间占有率为________________%(列出计算表达式)。
Al
2
②晶胞在x轴方向的投影图为________(填标号)。
B
解析：②由题图(a)可知，晶胞在x轴方向的投影图，应为B选项中的图。
4
13∶3
Ti4＋
sp3
考点题组针对练题组一 物质的聚集状态、晶体类型的判断及性质 1.下列说法不正确的是( )A．液晶态介于晶体状态和液态之间，液晶具有一定程度的晶体的有序性和液体的流动性B．常压下，0 ℃时冰的密度比水的密度小，水在4 ℃时密度最大，这些都与分子间的氢键有关C．金属易导电、易导热、有延展性、易锈蚀均能用金属的电子气理论解释D．石墨晶体中既有共价键，又有金属键还有范德华力，是一种混合晶体
答案：C
解析：液晶态是指介于晶体和液体之间的物质状态，像液体具有流动性，像固体具有晶体的有序性，故A正确；冰中存在氢键，具有方向性和饱和性，其体积变大，则相同质量时冰的密度比液态水的密度小，故B正确；金属易锈蚀与金属晶体结构无关、与化学性质有关，金属的化学性质比较活泼，容易被空气中的氧气所氧化，故金属易腐蚀不能用金属的电子气理论解释，故C错误；石墨的结构中，C原子与C原子以共价键相连接，形成平面网状结构，层与层之间存在范德华力，而在空间中，相邻两层网状结构的间隙中有少量自由移动的电子，连接的化学键性质介于金属键和共价键之间，所以石墨具有金属的部分性质，所以石墨晶体中既有共价键，又有金属键还有范德华力，是一种混合晶体，故D正确；综上所述，本题应选C。
2．关于晶体的叙述中，正确的是( )A．共价晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高B．分子晶体中，分子间的作用力越大，该分子越稳定C．分子晶体中，共价键的键能越大，熔、沸点越高D．某晶体溶于水后，可电离出自由移动的离子，该晶体一定是离子晶体
答案：A
解析：A正确。B.分子晶体中，分子间的作用力主要影响分子的物理性质，分子的稳定性与分子内原子的化学键有关，错误； C．分子晶体中熔、沸点与分子间作用力有关，分子间作用力越大，熔、沸点越高，错误；D.离子晶体的判断是在熔融状态下能电离出自由移动的离子，才是离子晶体，错误。
答案：C
4．砷化镓是一种重要的半导体材料，熔点1 238 ℃。它在600 ℃以下，能在空气中稳定存在，并且不被非氧化性的酸侵蚀。砷化镓晶胞结构如图。下列说法正确的是( ) A．砷化镓是一种分子晶体B．砷化镓中不存在配位键C．晶胞中Ga原子与As原子的数量比为4∶1D．晶胞中Ga与周围等距且最近的As形成的空间构型为正四面体
答案：D
题组二 晶胞分析5.元素X的某价态离子Xn＋中所有电子正好充满K、L、M三个电子层，它与N3－形成的晶胞结构如图所示。下列说法中错误的是( ) A．Xn＋的核外电子数为18B．该晶体中阳离子与阴离子的个数比为3∶1C．n＝1D．晶体中每个Xn＋周围有2个等距离且最近的N3－
答案：A
6．我国以BeO、KBF4等为原料制备出了KBe2BO3F2晶体，该晶体可以通过直接倍频实现深紫外激光输出，且其深紫外倍频性能优越，其晶胞如图所示。下列说法正确的是( )A．构成该晶体的非金属元素的电负性由大到小的顺序为F>O>B>BeB．KBF4中的阴离子的中心原子的杂化类型为sp2C．根据元素周期表中元素所处的位置可推测BeO与Al2O3化学性质相似D．该晶胞中的K＋有2个位于晶胞内部，8个位于晶胞顶点，则该晶胞含2 个KBe2BO3F2
答案：C
题组三 晶体熔、沸点比较7.K和Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低，原因是________________________________________。
K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱
8．CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)中，所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为________________________，原因是________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
H2O>CH3OH>CO2>H2
常温下水和甲醇是液体，而CO2和H2是气体，液体的沸点高于气体。H2O中氢键数目比甲醇中多，所以H2O的沸点高于甲醇，CO2的相对分子质量较大，CO2分子间作用力较大，沸点较高
解析：H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键数目比甲醇中多；CO2与H2均为非极性分子，CO2相对分子质量较大，范德华力大。
题组四 晶体的综合考查9.由P、S、Cl、Ni等元素组成的新型材料有着广泛的用途，试回答下列问题：(1)基态Cl原子的核外电子排布式为____________________________。P、S、Cl的第一电离能由大到小的顺序为________。(2)SCl2分子中中心原子的杂化轨道类型是________，该分子的空间结构为________。
Cl>P>S
sp3
V形
(3)已知NiO的晶体结构如图1所示，若NiO晶胞中 A的坐标为(0，0，0)，B的坐标为(1，1，0) ，则C 的坐标为____________。 (4)一定温度下，NiO晶体可以自发地分散并形成 “单分子层”，可以认为Ni2＋作密置单层排列，O2－填充其中(如图2所示)，已知Ni2＋的半径为a m，则每平方米分散的该晶体的质量为_____________ g(用NA表示阿伏加德罗常数的值)。
10．黄铜矿(CuFeS2)是炼铜的最主要矿物。火法冶炼黄铜矿的过程中，其中一步反应是2Cu2O＋Cu2S高温6Cu＋SO2↑。试回答下列问题：(1)Cu＋的最外层电子的轨道表示式为______________。Cu2O与Cu2S两种物质中熔点较高的是_______，原因为____________________________________________________________________________________________。
Cu2O
两物质均为离子晶体，且离子所带电荷数相同，但O2－的半径小于S2－的半径，故Cu2O 中离子键较强，Cu2O的熔点高
(2)离子化合物CaC2 的晶胞结构如图1所示，该物质的电子式为___________________，一个晶胞中平均含有________个π键。 (3)奥氏体是碳溶解在γFe中形成的一种间隙固溶体，无磁性，其晶胞结构如图2所示，则该物质的化学式为________，若该晶体密度为d g·cm－3，则该晶胞中距离最近的两个碳原子间的距离为________________pm(设阿伏加德罗常数的值为NA，写出计算式即可)。
Ca2＋[∶C⋮⋮C∶]2－
8
FeC
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