物质结构和性质知识点归纳+习题(含答案)本.doc

2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》
一、原子结构
1.会画出1到18号的元素的原子结构示意图，注意格式：如Na原子
对于钠原子而言，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数=11。
对于钠离子Na+，核外电子数已发生改变，电子数=质子数-所带电荷数=10 ；对O2-,电子数=8+2=10
对于化合物H2O，原子序数总和=核电荷数总和=质子数总和=核外电子数总和=2+8=10
2.熟记1-36号元素的元素符号、原子序数、在元素周期表的位置、电子排布式、轨道式、所属分区。

注意：(1) 书写原子核外电子排布时，按照能量最低原则排列1s2s2p3s3p4s3d4p5s…，但书写时，相同电子层的要写在一起，即先写3d后写4s,即1s2s2p3s3p3d4s4p5s…此外，还可以把满足稀有气体结构部分 写成“原子实”形式：
如Zn的电子排布式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 或写成 [Ar] 3d10 4s2。
（2）主族元素和0族的外围电子(价电子)为其最外层电子；而过渡元素的外围电子为：简化电子式去掉原子实剩余的部分，如P的外围电子为：3s23p3; Ne的外围电子式为：2s22p6; Zn的外围电子为3d10 4s2
（3）注意24Cr 、29Cu这两个原子的电子排布的特殊性（原子无3d4、3d9排布，不稳定）：
24Cr : [Ar]3d5 4s1 ； 29Cu ： [Ar]3d10 4s1（半满、全满状态能量较低，较稳定）
（4）若形成离子，则考虑先失去最外层电子。如Cu+的电子排布式为1s22s22p6 3s23p63d10；
3.会表示电子的轨道表示式。
方法：先写出电子排布式。如Na的电子排布式： 1s2 2s2 2p6 3s1 ，轨道式：
电子排布依据：(1)能量最低原则；(2)“泡利不相容”原则：每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子；(3)洪特规则：电子在相同能量的轨道上排布时，尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
4.元素周期表分区（5个区）：如右图
经典考题：
1. 写出铁原子的电子排布式：_________________________
围电子排布式：_______，铁原子共有____个未成对电子。
外围电子轨道表示式：_______________________；
2. 铁原子核外共有_____种能量不同的原子轨道，能量最高的
原子轨道是_______。最高能层有 个轨道，其最外层
电子所在的原子轨道的形状为_______；核外电子有 种运动方式,处于 区。
3.Fe2+的电子排布式：____________________；Fe3+的电子排布式：___________________
二、元素性质的递变规律
1.第一电离能I1 ：（原子越难失去一个电子，则I1越大；原子越容易失去一个电子，则I1越小）
(1) 递变规律：同主族，上 下，I1逐渐减小；同周期，左 右，元素的I1呈增大的趋势，
反常：ⅡA族元素的I1大于ⅢA族的；ⅤA族元素的I1大于ⅥA族的；
反常原因：ⅡA族、ⅤA族的元素，外围电子分别为ns2（全满）、ns2np3（半满），较稳定。
结果：I1最大的为He，最小的为Cs。
（2）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；反之越弱。
②元素的各级电离能I1＜ I2＜ I3＜...应用：如某元素In+1突跃增大，则表明该元素常见化合价为+n价。
I（kJ/mol）
I1
12
I3
I4
I5
I6
I7
Na
496
4562
6912
9543
13353
16610
20114
Mg
738
1451
7733
10540
13630
17995
21703
Al
578
1817
2745
11575
14830
18376
23293
2.元素电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
(1)递变规律：同周期，从左到右，电负性增大（稀有气体除外）；同主族，从上到下，电负性减小。
电负性最大的为F（为4.0），最小的为Cs
（2）应用：
①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；
②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）；
③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）；
④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。

三、化学键及分子间作用力

金属键
离子键
共价键
分子间作用力
极性键
非极性键
配位键
范德华力
氢键
本质
金属阳离子与自由电子之间
阴、阳离子之间的静电作用
相邻原子之间原子轨道发生重叠，通过共用电子对结合
分子之间的微弱作用力
特定分子之间的特殊作用力
特征
无饱和性、方向性
无饱和性、无方向性
有饱和性、有方向性
*（一般而言，共价键个数=未成对电子数；或者，最外层电子还差几个达到稳定，就形成几个共价键）
无饱和性、无方向性
有饱和性、有方向性
表示方法
——
电子式
电子式、结构式
——
X—H···Y
存在
金属单质或合金中
离子化合物(离子晶体)中
不同非金属原子之间，如
H—F
同种非金属原子之间,如H-H
典型例子如：

衡量作用力强弱的量
原子化热
晶格能
键能（常用于计算焓变△H）
——
影响作用力强弱的因素
金属原子半径越小，价电子数目（电荷数）越多，金属键越强
离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强
原子半径越小（键长越短）、共价键个数越多，共价键越强
对于组成、结构相似的分子，相对分子质量大小越大，分子间作用力越强。（此外，分子极性也会增大分子间作用力）
——
影响的性质
金属键越强，金属晶体硬度越大，熔沸点越高。
离子键越强，离子晶体硬度越大，熔沸点越高。
共价键越强，原子晶体的硬度越大，熔沸点越高。
只影响物理性质，如熔沸点、硬度（注意：分子间作用力不影响分子稳定性）
分子间氢键的存在能解释熔沸点反常高；溶解度增大；还能解释冰的密度比水小。
注意：（1）强度比较：化学键＞氢键＞范德华力
（2）共价键按照轨道重叠方式还可以分为σ键、π键。成键规律是：单键为σ键；双键中有一个σ键，一个π键；叁键中有一个σ键、两个π键。（注：配位键通常是单键，即σ键）
（3）配位键的形成条件：中心原子（离子）提供空轨道，配位原子提供孤电子对，形成共用电子对。
(4)氢化物和含氧酸的酸性比较
I、含氧酸的酸性与分子结构的关系
含氧酸的酸性强弱主要取决于结构中的两个因素：
①比较中心原子跟氧的化学键的极性和氢氧键的极性，如果R－O键的极性越小，对于H－O键来说极性就越大，就越容易发生H－O键的断裂，酸性就越强。同周期元素中，随R的电荷数的增大，半径变得越小，R－O键的极性就越小，R－O间的引力加大，含氧酸的酸性就越强。因此，Si、P、S、Cl的电荷数逐渐增大，而原子半径减小，所以H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4的酸性依次增强。
②含氧酸分子中未被氢化的氧原子数越多，含氧酸的酸性就越强。所以，酸性HClO4> HClO3> HClO，因为HClO4分子中有三个未被氢化的氧原子，而次氯酸分子中没有未被氢化的氧原子。
名称
次氯酸
磷酸
硫酸
高氯酸
含氧酸分子式
HClO
H3PO4
H2SO4
HClO4
结构简式

非羟基氧原子数
0
1
2
3
酸性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
II、无氧酸的酸性强度
i、同主族元素的氢化物水溶液的酸性自上而下增强。如酸性HF<HCl<HBr<HI，H2O<H2S<H2Se<H2Te。
ii同周期自左至右酸性增强，如H2O<HF，H2S<HCl。
四、杂化轨道理论——可解释分子成键情况和空间构型：
1．如何判断 ABm型分子（或离子）的中心原子的杂化方式和空间构型 ？计算其价电子数目n

规则：（1）对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数。如C作中心原子时，价电子数为4；
（2）配位原子中卤素原子(如Cl)、氢原子提供价电子数为1，氧原子与硫原子按0算。
（3） O、S作中心原子时价电子数为6
（4）计算离子的价电子对数时，分子要减去其所带电荷数。
然后，根据n值大小，判断中心原子的杂化方式：
价电子对数n
中心原子杂化方式
价电子对（轨道）构型
价电子对（轨道）构型图
成键数
孤电子对数
分子构型
实例
分子的极性
2
sp
直线形

夹角180°
2
0
直线形
CO2
非极性
3
sp2
三角形

夹角
120°

3
0
平面三角形
BF3
非极性
2
1
V形
SO2
极性
4
sp3
四面体形

夹角
109.5°

4
0
正四面体形
CH4
非极性
3
1
三角锥形
NH3
极性
2
2
V形
H2O
极性

注意：（1）分子构型不一定与轨道（价电子）构型相一致，还要看成键原子个数（即有没有孤电子对）才能最终确定。
（2）了解：中心原子的杂化方式相同时，孤电子对数越多，键角越小。如：
分子
CH4
NH3
H2O
中心原子杂化类型
sp3
sp3
sp3
孤电子对数
0
1
2
键角
109.5°
107.3°
104.5°
（3）等电子体
定义：所谓等电子体是指一类分子或离子，组成它们的原子数相同，而且所含的价层电子数相同，则它们互称为等电子体。
例子：10个电子的等电子体：N2和CO和NO+，HCN和C2H2；它们具有相似的结构，都有三键：氮氮三键、碳碳三键、碳氧三键、碳氮三键。
种类
实例
结构
5原子8价电子
CH4、NH4+
正四面体
3原子16价电子
CO2、NO2+、N3－、SCN－
直线形
3原子18价电子
O3、SO2、NO2－
V形
4原子24价电子
SO3、CO32－、NO3－
平面三角形
4原子26价电子
PO33－、SO32－、ClO3－
三角锥
5原子32价电子
PO43－、SO42－、ClO4－
正四面体
记忆：等电子体的记忆必须掌握两个技巧：“上下替换”，“左右移动”。
“上下替换”：同主族的元素可以替换。例如O3的等电子体，可以把其中一个O换成同主族的S于是得到SO2；
“左右移动”：将某原子加减电子换成其他粒子再返回。例如：O3的等电子体，可以把其中的一个O换成N－得到NO2－。
“上下左右”I3+其中I可以换成我们熟悉的Cl 和O，则可以换成ClO2-
C可以换成N+于是CH4和NH4+、CO2和NO2+互为等电子体；
O既可以换成S又可以换成N－于是O3和SO2、NO2－互为等电子体；
S可以换成O，然后O可以换成C2－、N－于是SO3和CO32－、NO3－互为等电子体；
P3－、S2－、Cl－三者互换于是PO33－、SO32－、ClO3－互为等电子体；PO43－、SO42－、ClO4－互为等电子体。
总结提升：判断中心原子杂化方式的其他方法
1. 对熟悉其空间构型的物质，由空间构型反推出。
①若杂化轨道构型为正四面体形或三角锥形，则中心原子采取sp3杂化。如金刚石、甲烷中的C原子。
②若杂化轨道构型为平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。如乙烯、甲醛中的C原子。
③若杂化轨道构型为直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。如乙炔中的C原子。
2. 根据分子或离子中有无π键及π键数目判断。
如没有π键为sp3杂化，含一个π键为sp2杂化，含二个π键为sp杂化。
3.对给定结构的微粒来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。
金刚石每个C与另外4个C形成4条σ键，无孤对电子对，则C采用sp3杂化；
石墨每个C与另外3个C形成3条σ键，无孤对电子对，则C采用sp2杂化
4.无计可施时，找到该分子或离子的“等电子体”（二者原子个数同，价电子数目同）推出。
如CO、CN-、NO+与N2同为2原子10价电子的等电子体，故分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。其他等电子体举例：①CO2、CS2（O、S同族原子可互换找等电子体） 、SCN－、N ② SO42-、CCl4、SiCl4

五、如何判断分子属于极性分子或者非极性分子？
1.对于双原子分子，分子的极性由键的极性直接决定。如H2是___________；HCl是_____________。
2.对多原子分子：若配位原子关于中心原子对称（且无孤电子对），则极性得以抵消，为非极性分子。
快速判断法：若分子空间构型关于中心不对称（如V型或三角锥形），或者有孤电子对，或配位原子不完全相同的分子为极性分子。如NH3 、H2O、CH3Cl（四面体，不是正四面体构型）。
应用：“相似相溶”——极性溶质易溶于极性溶剂中，非极性溶质易溶于非极性溶剂中。如NH3、HF等易溶于H2O中，而Br2、I2等易溶于CCl4中。

六、配合物:指由提供孤电子对的配位体与接收孤电子对的中心原子（含空轨道）以配位键结合形成的化合物。
配合物电离： [Ag(NH3)2]OH==[Ag(NH3)2]+ + OH- （注意：电离时内界不拆开写）

[Ag(NH3)2]OH

【过关练习】
1. 1mol [Fe(SCN)4Cl2]3-中中心原子配位数为______；1mol [Co(NH3)6]Cl3中σ键个数为______，其中配位原子为 。
2．NaCl晶体中Na+的配位数是_____，CsCl晶体中Cs+的配位数是_____
CaF2晶体中Ca2+的配位数是_____，F－的配位数是_____。
3．配合物K3[Co(CN)6]中的中心离子_____、配位体_____、其配位数_____，1mol该配合物中的络合离子的σ键数_____。
答案：1. 6NA 24 NA N 2．6 8 8 4 3．Co3＋ CN－ 6 12 NA
方法指导：配位键一般也是σ键。故σ键总数=每个配体含σ键数×配体数 + 配位键个数。

四、晶体类型
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
判断
金刚石、水晶(SiO2)、SiC、硅晶体、BN
由非金属元素组成（包含AlCl3和稀有气体）
例：干冰、冰
金属单质或合金
例：铜、铁铝合金
有金属元素或NH4+的化合物。
例：NaCl、CsCl固体
粒子
原子（无单个分子）
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间作用
共价键
分子间作用力
静电作用
离子键
要记住的晶体模型
金刚石
干冰
铜单质
NaCl晶体

硬度
很大
较小
有大有小
较大
熔沸点
很高
较低
有高有低
较高
导电性
一般不导电
一般不导电（有些溶于水后能导电）
能
溶于水或者熔融状态能导电

五、金属原子堆积方式和晶胞模型
类型
简单立方

体心立方

钾型
面心立方

铜型
六方堆积

镁型
代表物
Po(钋)
钾、钠等碱金属
金、银、铜
镁、锌、钛
配位数
(指与任何一个原子等距离且最近的原子数目)
6
8
12
12
晶胞中的原子数
1
2
4
6
晶胞参数a与原子半径r的关系
a = 2 r
（边长的两个原子无缝连接）
a = 4 r
（过体心的三个原子无缝连接）
a = 4 r
（面的对角线三个原子无缝连接）
不用掌握
空间利用率（了解）
（晶胞中原子的体积占晶胞空间的百分率）
52%
68%
74%
74%
注意：（1）计算晶胞中粒子数的计算方法——“均摊法”。
①顶点1/8、棱心1/4、面心1/2、体心1
②非长方体（非正方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中：

③熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目

A．NaCl（含4个Na＋，4个Cl－）
B．干冰（含4个CO2）
C．CaF2（含4个Ca2＋，8个F－）

D．金刚石（含8个C）
E．体心立方（含2个原子）
F．面心立方（含4个原子）

（2）如果是求离子晶体晶胞中某原子的配位数，则指的是与该原子距离最近的、带相反电荷的离子个数。举例：①ZnS晶胞 (X为：Zn2+，Y为S2-) 中：S2-配位数为4（指与S2-距离最近的Zn2+有4个）；
Zn2+配位数为4（指与Zn2+距离最近的S2-有4个）。（写化学式注意微粒个数要化成最简整数比，
且要注意一般把显正价元素写在前，负价元素写在后。如Zn4S4是错的，SZn也是错的。）

【过关练习】
1．NaCl晶胞边长为a cm，NaCl的密度为_____________________________________
2．离子化合物CaF2晶体的密度为ag·cm－3，则晶胞的体积是（写出表达式即可）_________________
3．化合物DB（摩尔质量为b g·mol－1）晶胞结构与金刚石相似，晶胞的边长为a cm。该晶体的密度为_____________________g·cm－3。
4．若铜原子半径为a cm，则铜单质晶体（面心立方最密堆积）的密度为________g·cm－3（只列出计算式）。
答案：1．ρ＝g·cm－3 2． 3． 4．
直击高考
1、【化学选修3——物质结构基础】（15分）
I. S4N4的结构如图1所示：
（1）S4N4的晶体类型是__ _。
图2
（2）用干燥的氨作用于S2Cl2的CCl4，溶液中可制S4N4。
化学反应方程为：6S2Cl2+16NH3= S4N4 +S8+12NH4Cl
图2
①上述反应过程中，没有破坏或形成的微粒间作用力是__ _。
图1
a.离子键 b.极性键 c.非极性键 d.金属键 e.配位键 f.范德华力
②S2Cl2中，S原子轨道的杂化类型是 __ __。
II.二甘氨酸合铜(II)是最早被发现的电中性内配盐，它的结构如图2：
（3）基态Cu2+的外围电子排布式为_ _。
（4）二甘氨酸合铜( II)中，第一电离能最大的元素与电负性
最小的非金属元素可形成多种微粒，其中一种是5核10电子
的微粒，该微粒的空间构型是 _ 。
（5）lmol二甘氨酸合铜(II)含有的π 键数目是 _ 。
图1
（6）二甘氨酸合铜(II)结构中，与铜形成的化学键中一定属于配
位键的是 ______ (填写编号)。

2.[化学——选修3:物质结构与性质](15分)
硒化锌是一种透明色半导体,也可作为红外光学材料,熔点是1 520 ℃。
(1)基态锌原子的价电子排布式是________。
(2)根据元素周期律,电负性Se________S,第一电离能Se________As (填“>”或“<”)。
(3)H2S分子的电子式：________H2Se分子构型是_______,
其中硒原子的杂化轨道类型是________。
(4)H2O的沸点高于H2Se的沸点(-42 ℃),其原因是________。
(5)晶体Zn为六方最密堆积,其配位数是________。
(6)ZnSe晶胞如图3所示,假设阿伏加德罗常数的值为NA,
则144 g ZnSe晶体中的晶胞数是________。
图3

3．[化学─选修3：物质结构与性质]（15分）
铬、钛及其化合物在工业上有重要用途，回答下列问题：
（1）Cr基态原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为 。
（2）氮化铬（CrN）在超级电容器领域具有良好的应用前景，可由CrCl3·6H2O与尿素[(NH2)2CO]反应先得到配合物Cr[OC(NH2)2]6Cl3，然后在通有NH3和N2混合气体的反应炉内热分解制得。尿素构成元素中电负性由大到小的顺序为_________，中心碳原子的杂化类型为_________；Cr[OC(NH2)2]6Cl3含有的化学键类型有
（3）氮化铬的晶体结构类型与氯化钠的相同，氮化铬熔点（1282℃）比氯化钠的高，主要原因是 。
（4）钙钛矿（CaTiO3）型的结构可看作氧化物超导相结构的基本单元。
①图A为立方钙钛矿（CaTiO3）结构的晶胞，晶胞边长为a nm。Ca处于晶胞的顶点，则Ti处于_________位置，O处于_________位置；与Ca紧邻的O个数为_________，Ti与O间的最短距离为 nm 。
②在图B中画出立方钙钛矿晶胞结构的另一种表示（要求：Ti处于晶胞的顶点；，，所代表的原子种类与图A相同）。

4．【化学选修3——物质结构基础】（15分）
铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要材料。请回答：
(1)基态铜原子的电子排布式为____________________________；
已知高温下CuO―→Cu2O＋O2，从铜原子价层电子结构(3d和4s轨道上应填充的电子数)变化角度来看，能生成Cu2O的原因是________________________________。
(2)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，则它们形成的组成最简单的氢化物中，分子构型分别为_________________________________，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se________(填“＞”或“＜”)Si。
(3)SeO2常温下为白色晶体，熔点为340～350 ℃，315 ℃ 时升华，则SeO2固体的晶体类型为_____________________；若SeO2类似于SO2是V形分子，则Se原子外层轨道的杂化类型为________________。
(4)与镓元素处于同一主族的硼元素具有缺电子性(价电子数少于价层轨道数)，其化合物可与具有孤电子对的分子或离子生成配合物，如BF3能与NH3反应生成BF3·NH3。BF3·NH3中B原子的杂化轨道类型为____________________，B与N之间形成__________键。
(5)金刚砂(SiC)的硬度为9.5，其晶胞结构如下图所示：

则金刚砂晶体类型为____________，在SiC中，每个C原子周围最近的C原子数目为________个；若晶胞的边长为a pm，则金刚砂的密度表达式为_________________g·cm－3。

5. 【化学-选修3：物质结构与性质】（15分）
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的外围电子排布式为：_____________________，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等多种配合物（Bipy结构如A）。
图A

①配合物中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ClO4-互为等电子体的一种非极性分子是_______(举1例)。
③ 1 mol Bipy中所含σ键______mol
（3）钛（Ti）被誉为“21世纪金属”，Ti晶体的堆积方式是 如图B所示，设金属Ti的原子半径为a cm，空间利用率为__________。

6、[化学——选修3： 物质结构与性质] (15分)
现有A、B、C、 D、E、F 原子序数依次增大的六种元素，它们位于元素周期表的前四
周期。A元素能级数与核外电子数相等；B 元素含有3个能级，且每个能级所含的电子
数相同；D 的原子核外有8 个运动状态不同的电子，E元素与F元素处于同一周期相邻
的族，它们的原子序数相差3，且E 元素的基态原子有4 个未成对电子。请回答下列问题：
（1）请写出D 基态的价层电子排布图_______________。
（2）下列说法错误的是______________。
A.二氧化硅的相对分子质量比二氧化碳大，所以沸点： SiO2>CO2
B.电负性顺序： C<N<O<F
C 、N 2 与CO 为等电子体，结构相以，化学性质相似
D.稳定性：H2O>H2S，原因是水分子间存在氢键
图1
（3）某化合物与F（I）（I 表示化合价为+1）结合形成
图1所示的离子，该离子中碳原子的杂化方式是______。
（4）己知（BC）2 是直线性分子，并有对称性，且分子中每个原子最外层都达到8电子稳定结构，则（BC）2中σ键和π键的个数比为_________________。
（5） C元素最高价含氧酸与硫酸酸性强度相近，原因是______________。
（6） B单质的一种的晶体结构如下图所示，则一个晶胞中所含B 原子数为__________；其中原子坐标参数a 为0，0，0）， b 为（1/2，1/2，0）,则c点原子的坐标参数为______________。

（7）D与F 形成离子个数比为1：1的化合物，晶胞与NaCl类似，D 离子的配位数是______；设D离子的半径为apm，F离子的半径为bpm，求该晶胞的空间利用率为__________（列出计算式即可）。

7.[化学-选修3：物质结构与性质] (15分)
氮族元素中有N、P、As 三种非金属元素，请回答下列相关问题。
(I) 基态砷原子的价电子排布式为 ，同周期元素原子中与其含有相同数目未成对电子的是 (填元素符号)。
(2)雄黄(As4S4) 是很多人熟悉的一种物质，其分子结构如下图所示，分子中所有原子最外层均达到8电子结构。分子中含有的σ键的数目是 ，●表示的原子是 ，该 原子 的杂化形式是 。

(3)硝酸的沸点较低，从氢键的角度推断其可能的原因是 。硝酸根的空间构型是 。
(4)白磷(P4) 晶体中分子堆积方式属于分子最密堆积，每个分子周围紧邻的分子有 个。若白磷晶体晶胞的棱长为ypm，阿伏伽德罗常数的数值用NA表示，则白磷晶体的密度为 g·cm-3。

8．[化学——选修3： 物质结构与性质] (15分)
钴、铁、镓、砷的单质及其化合物在生产生活中有重要的应用。回答下列问题：
(1) 写出As的基态原子的电子排布式 。
(2)N、P、As为同一主族元素，其电负性由大到小的顺序为 ，它们的氢化物沸点最高的是 。将NaNO3和Na2O在一定条件下反应得到一种白色晶体，已知其中阴离子与SO42-互为等电子体，则该阴离子的化学式是
(3) Fe3+、Co3+与N3-、CN-等可形成络合离子。
①K3[Fe(CN)6]可用于检验Fe2+,配体CN-中碳原子杂化轨道类型为 。
②[Co(N3)(NH3)5]SO4中Co的配位数为 ,其配离子中含有的化学键类型为 (填离子键、共价键、配位键)，C、N、O 的第一电离能最大的为 ，其原因是 。
(4) 砷化镓晶胞结构如下图。晶胞中Ga与周围等距且最近的As形成的空间构型为 。已知砷化镓晶胞边长为apm,其密度为pg·cm-3,则阿伏加德罗常数的数值为 (列出计算式即可)。

直击高考答案

1、（1）分子晶体 （2分）
（2）① d（2分）②sp3（2分）
（3）3d9 （2分）
（4） 正四面体形（2分）
（5） （5）2NA或1.204×1024 （3分）
（6） （6）1和4 （2分）

2.答案（15分）
(1)3d104s2 （2分） (2) < < （各1分）
(3) （1分）V形（2分） sp3（2分）
(4) 水分子间存在氢键、H2Se分子间无氢键（2分）
(5)12 （2分） (6) （2分）

3. 答案（15分）
（1）
↑
↑
↑
↑
↑

↑
3d 4s （1分）
（2） O>N>C>H（1分） sp2 （1分）； 配位键、共价键、离子键（3分）；
（3） 氮化铬的离子电荷数较多，晶格能较大（2分）；
（4）①体心（1分）， 棱心（1分）， 6（1分）, （2分）
②（2分）

4．答案(15分)
Ⅰ.(1)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) 1分　CuO中铜的价层电子排布为3d9，Cu2O中铜的价层电子排布为3d10，后者处于稳定的全充满状态而前者不是 2分
(2)V形、正四面体2分　 ＞ 1分
(3)分子晶体1分　sp2 1分 (4)sp3 1分　 配位1分
(5)原子晶体1分　 12 2分 　 [或] 2分
5. （15分）（除标注外每空一分）
（1）原子光谱 4s24p1 31
（2）Br>As>Se>Ge 分子晶体 sp3 H2SeO4的非羟基氧原子多，Se的正电性更高，羟基中的O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+ （2分）
（3） ①+3 N 、Cl ② CCl4 （SiF4 等） ③ 8
（4）或74%

6、答案
3
    AD  sp2、sp3  3：4  HNO3的非羟基氧个数与H2SO4的非羟基氧个数相同，所以酸性强度相近  8  （1，1/2，1/2）  6  

7. (15分，除标注外每空2分)
(1) 4S24P3 V、Co
(2) 10 砷 sp3杂化(各1分)
(3)硝酸中存在分子内氢键 平面三角形
(4) 12

8．答案[化学——选修3：物质结构与性质] （15分）
（1）[Ar] 3d104s24p3（1分）
（2）N>P>As（1分）NH3（1分）NO4 3-（1分）
（3）① sp（1分）
②6（1分） 共价键、配位键 （2分） N（1分）
氮原子2p轨道上的电子为半充满，相对稳定，更不易失去电子（2分）
（4）正四面体（2分） （2分）

2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》12