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高中化学·高考真题选 学而不思则罔，思而不学则殆！
高考物质结构题型分类精华（大多数为高考真题）
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一、 原子结构
要点：1～36号元素未成对电子与电子排布的关系：
（1） 有1个未成对电子的排布为：ns1、ns2np1、ns2np5、3d14s2、3d104s1

（2） 有2个未成对电子的排布为：ns2np2、ns2np4、3d24s2、3d84s2

（3） 有3个未成对电子的排布为：ns2np3、3d34s2、3d74s2

（4） 有4个未成对电子的排布为：3d64s2

（5） 有5个未成对电子的排布为：3d54s2

（6） 有6个未成对电子的排布为：3d54s1

要点：此类问题的格式为

1、 1～36号元素的基态原子的核外电子排布中，未成对电子数与电子层数相等的元素有_____种。

2、 可正确表示原子轨道的是( )
A．2s B．2d C．3px D．3f

3、 书写或推断已知基态原子（离子）的电子排布式（图）
（1） 基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________
（2） 镍元素基态原子的电子排布式为_____________
（3） Cr3+基态核外电子排布式为__________________
4） 31Ga基态原子的电子排布式是_______________
（5） 元素金(Au)处于周期表中的第6周期，与Cu同族，Au原子最外层电子排布式为_____________________

4、 判断原子核外电子的运动状态
（1） 镍元素基态原子的3d能级上的未成对电子数为__
（2） 处于一定空间运动状态的电子在原子核外出的概率密度分布可用_______形象化描述。在基态14C原子中，核外存在____对自旋相反的电子。
（3） 铝原子核外电子云有____种不同的伸展方向，有____种不同运动状态的电子，有___种不同能级的电子。

5、 根据核外电子排布规律推断元素
（1） 前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D中，A和B的价电子层中未成对电子均只有1个，并且A-和B+的电子数相差为8；与B位于同一周期的C和D，它们价电子层中的未成对电子数分别为4和2，且原子序数相差为2.试回答下列问题：
1） A、B、C元素的元素符号分别为____、____、____。
2） D2+的价层电子排布图为______________________。
（2） M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层相同。回答下列问题：
1） M元素的名称为____；
2） 元素Y的基态原子的核外电子排布式为_________。

参考答案
1、5 2、AC 3、（1）3d104s24p2（2）1s22s22p63s23p63d84s2（3）1s22s22p63s23p63d3（4）1s22s22p63s23p63d104s24p1（5）6s1 4、（1）2；（2）电子云，2；（3）4，13，5 5、（1）1）F，K，Fe，2）略；（2）1）铜，2）1s22s22p63s23p5
二、 原子结构与元素的性质
1、 综合考查元素周期表的结构、元素推断、元素的性质
（1） 短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如右下图所示，其中W原子的质子数是其最外层电子数的三倍，下列说法不正确的是
A．原子半径：W>Z>Y>X
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>W>Z
C．最简单气态氢化物的热稳定性：Y>X>W>Z
D．元素X、Z、W的最高化合价分别与其主族序数相等

（2） a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2-和c+的电子层结构相同，d与b同族。下列叙述错误的是
A．a与其他三种元素形成的二元化合物中其化合价均为+1
B．b与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物
C．c的原子半径是这些元素中最大的
D．d与a形成的化合物的溶液呈弱酸性
（3） X、Y、Z、W是元素周期表前四周期中常见的元素，其相关信息如下表：

元素
相关信息
X
X的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍
Y
Y的基态原子最外层电子排布式为：nsnnpn+2
A
Z存在质量数为23，中字数为12的核素
W
W有多种化合价，其白色氢氧化合物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色
1）W位于元素周期表第_____周期第_____族，其基态原子最外层有_____个电子。
2）X的电负性比Y的________(填“大”或“小”)；X 和Y的气态氢化物中，较稳定的是____________（写化学式）。
2、 第一电离能的比较及其应用
（1） 元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu=1958 kJ·mol–1、INi1753 kJ·mol–1，ICu>INi的原因是______________________________________________。
（2） 根据元素周期律，第一电离能Ga_____（填“大于”或“小于”）As。
（3） N、Al、Si、Zn四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能             I1        I2           I3          I4       …
I/kJ·mol-1     578    1817     2745    11578    …
则该元素是______（填元素符号）
（4） 已知某原子的各级电离能如下：I1=578kJ·mol-1，I2=1817kJ·mol-1，I3=2745kJ·mol-1，I4=11578kJ·mol-1，则该元素在化合物中表现的化合价为_______。

（5） 第一电离能介于B、N之间的第2周期元素有_____种。

3、 电负性的比较及其应用
（1） Zn、Ge、O电负性由大到小的顺序是_______；
（2） CH4、CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序是________________；
（3） Ni是元素周期表中第28号元素，第2周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是___；
（4） Ge（锗）的电负性______填“大于”或“小于”）S（硫）。

参考答案
1、（1）A；（2）A；（3）1）四，VIII，2，2）小，H2O 2、（1）金属铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子；（2）小于;（3）Al;（4）+3（5）3 3、（1）O>Ge>Zn；（2）H
（4） CO与N2结构相似，CO分子内键与键个数之比为_________。

2、 用键参数判断分子的性质
（1） 碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：
化学键
C—C
C—H
C—O
Si—Si
Si—H
Si—O
键能/
(kJ·mol－1)
356
413
336
226
318
452
①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是______________________
________________________________________________________
②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是____________________________________________________________________________________________________________________________________________。
3、 推断等电子体并预测其性质
（1） 与H2O互为等电子体的一种阳离子为______（填化学式）；
（2） 与OH-互为等电子体的一种分子为______（填化学式）；
（3） 写出一种与SO42-互为等电子体的分子的化学式：__________；
（4） 在铜锰氧化物的催化下，CO被氧化成CO2，HCHO被氧化成CO2和H2O。根据等电子原理，CO分子的结构式为_______。
（5） 等电子体的结构相似、物理性质相近，称为等电子原理．如N2和CO为等电子体，下表为部分元素等电子体的分类和空间构型表：

试回答：
1） 写出下面离子的空间构型：BrO3-__________，CO32-__________，ClO4-__________；
2） 由第一、二周期元素组成，与F2互为等电子体的离子有____________________。
3） SF6的空间构型如下图所示，请再按照图1的表示在图2中表示OSF4分子中O、S、F原子的空间位置。已知OSF4分子中O、S间为共价双键，S、F间为共价单键。

参考答案
1、（1）3NA；（2）3；（3）2NA；（4）1：2 2、①由表中数据可知，C-C键和C-H键较强，所形成的烷烃稳定．而硅烷中Si-Si键和Si-H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成；②由表中数据可知，C-H键的键能大于C-O键，C-H键比C-O键稳定．而Si-H键的键能却远小于Si-O键，所以Si-H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si-O键． 3、（1）H2F+；（2）HF；（3）CCl4（或SiCl4）等；4）；（5）1）三角锥形，平面三角形，四面体形，2）O22-，3）

四、 分子的立体构型
要点：

要点：
杂化方式
等性杂化
不等性杂化
sp
sp2
sp3
sp3
轨道间夹角
180
120
109°28’
<120
<120
孤电子对数
0
0
0
1
2
中心原子成键电子对数
2
3
4
3
2
分子立体构型
直线形
平面三角形
正四面体形
三角锥形
V形
实例
BeCl2
HgCl2
BF3
HCHO
CH4
SiCl4
NH3
PH3
H2OH2S

1、 判断分子或离子的空间构型
（1） [Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型为_______。
（2） CS2分子中，共价键的类型有____________，写出两个和CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子_______________。
（3） 氮元素和硫元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是__________；酸根呈三角锥形结构的酸是__________（填化学式）。
（4） NO3-的空间构型为（用文字描述）__________。

2、 判断分子或离子中心原子的杂化轨道类型
（1） A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元索，A2-和B+具有相同的电子构型；C、 D为同周期元索，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。C和D反应可生成组成比为1：3的化合物E， E的立体构型为____________，中心原子的杂化轨道类型为________。化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为____。
（2） F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为____________，其中氧原子的杂化方式为________。
（3） HOCH2CN中的碳原子的杂化轨道类型为______。
（4） CH3COOH中C原子的杂化轨道类型为________。
（5） 醛基中碳原子的杂化轨道类型是______
（6） 化合物中阳离子的空间构型为_________，阴离子的中心原子轨道采用______杂化。
（7） S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是_____。

（8） H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用_____杂化。H3O+中H-O-H键角比H2O中H-O-H键角大，原因为___________________________________________
______________________________________________。

3、 考查配位键的判断和表示方法
（1） 中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为__________，提供孤电子对的成键原子是_______。
（2） [Zn(CN)4]2-中Zn2+与CN-的C原子形成配位键。不考虑空间构型，[Zn(CN)4]2-的结构可用示意图表示为__________________。

（3） 金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不能反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是_____________________________________________________________________________________________，反应的化学方程式为_________________
（4） Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni(CO)4，1mol Ni(CO)4中含有___mol键。

参考答案
1、（1）正四面体形；（2）键、键，CO2、BeCl2、NO2+、SCN-；（3）HNO2、HNO3，H2SO3；（4）平面三角形 2、（1）三角锥形，sp3，V形，4；（2）V形，sp3；（3）sp、sp3；（4）sp2、sp3；（5）sp2；（6）三角锥形，sp3；（7）sp3；（8）sp3；H2O中O原子有2对孤对电子，H3O+中O原子只有1对孤对电子，排斥力较小 3、（1）配位键，N；（2）；（3）H2O2为氧化剂，氨与Cu2＋形成配离子，两者相互促进使反应进行，Cu＋H2O2＋4NH3 == [Cu(NH3)4]2++ 2OH-；（4）8

五、 分子的性质
1、 判断分子的极性
（1） 氨是__________分子（填“极性”或“非极性”），中心原子的杂化轨道类型为________。
（2） COCl2中心原子的杂化轨道类型为______，属于_________分子。
（3） 工业上制取冰晶石(Na3AlF6)的化学方程式如下：
2Al(OH)3+ 12HF+ 3Na2CO3=2Na3AlF6+ 3CO2↑+ 9H2O
在上述反应的反应物和生成物中，属于非极性分子的电子式为________。

2 判断物质中存在作用力
（1） CS2分子中，共价键的类型有___________。
（2） 一定条件下，CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体，其相关参数见下表。CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。
　　参数
分子　　
分子直径/nm
分子与H2O的结合能
E/kJ·mol－1
CH4
0.436
16.40
CO2
0.512
29.91

①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是_______________________________。
②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。已知上图中笼状结构的空腔直径为0. 586 nm，根据上述图表，从物质结构及性质的角度分析，该设想的依据是________________________________
______________________________________________。

3、 判断分子间作用力与物质性质的关系
（1） 比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_____________________________________
_____________________________________________。
物质
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
-49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400

（2） H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶，除因为它们都是极性分子外，还因为____________________
_____________________________________________。
（3） 已知苯酚()具有弱酸性，其Ka=1.1 ×10-10；水杨酸第一级电离形成的离子能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)_______Ka(苯酚)（填“>”或“<”），其原因是_____________________________________________
（4） 乙酸的沸点要高于乙醛，其主要原因是_______
_____________________________________________。
（5） 在元素周期表中氟的电负性最大，用氢键表示式写出氟的氢化物溶液中存在的所有氢键____________
_____________________________________________。
（6） 碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是____________________________________________。
（7） 氢的氧化物与碳的氧化物中，分子极性较小的是_________________填分子式）。
（8） X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，试比较X的氢化物与同族第2、3周期元素所形成的氢化物的稳定性和沸点的高低，并说明理由______________
_______________________________________________
______________________________________________。

参考答案
1、（1）极性，sp3；（2）sp2，极性；（3）
2、（1）键、键（或极性键）；（2）范德华力，氢键，CO2分子直径小于笼状结构空腔直径，且与水的结合能大于CH4； 3、（1）GeCl4、GeBr4、GeI4的熔点和沸点依次升高，原因是它们分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间作用力依次增强。（2）H2O与CH3CH2OH分子间形成氢键，增大了CH3CH2OH的溶解度。（3）<，形成分子内氢键，使其更难电离出H+；（4）乙酸分子中含有羟基，分子间能形成氢键，乙醛分子间不存在氢键；（5）F-H…F，F-H…O，O-H…O，O-H…F；（6）C有4个价电子且半径较小，难以能过得失电子达到稳定结构；（7）CO2；（8）稳定性：NH3>PH3>AsH3，因为键长越短，键能越大，化合物越稳定；沸点：NH3>AsH3>PH3，原因是NH3可以形成分子间氢键，沸点最高，AsH3的相对分子质量比PH3大，分子间作用力大，因而AsH3的沸点比PH3高。
六、 晶体的常识
1、 晶体与非晶体的鉴别
（1） 准晶体是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过______________方法区分晶体、准晶体和非晶体。
（2） 趁热过滤后，滤液冷却结晶。一般情况下，下列因素中有利于得到较大的晶体的是________。
A．缓慢冷却溶液 B．溶液浓度较高
C．溶质溶解度较小 D．缓慢蒸发溶剂
如果溶液发生过饱和现象，可采用_______________、_______________________等方法促进晶体析出。

2、 判断晶胞中的微粒数和晶体的组成
（1） 钒的某种氧化物的晶胞结构如图甲所示。晶胞中实际拥有的阴、阳离子个数分别为______、______。
（2） 石墨烯可转化为富勒烯（C60），某金属M与C60可制备一种低温超导材料，晶胞如图乙所示，M原子位于晶胞的棱上与内部，该晶胞中M原子的个数为 ，该材料的化学式为 ．

3、 判断晶胞的结构及有关晶胞的计算
（1） A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2-和B+具有相同的电子构型；C、D为同周期元索，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：
A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数，a＝0.566nm，F的化学式为__________：晶胞中A 原子的配位数为__________；列式计算晶体F的密度(g.cm-3)____________________。

（2） 晶胞有两个基本要素：
①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，下图为Ge单晶的晶胞，其中原子坐标参数A为；B为；C为，则D原子的坐标参数为 _____。
②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知单晶的晶胞参数，其密度为_______________________（列出计算式即可）。

（3） GaAs的密度为ρg·cm-3，其晶胞结构如图所示。Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol-1和MAs g·mol-1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏伽德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为____________________。

参考答案
1、（1）X射线衍射；（2）AD，加入晶体、用玻璃棒摩擦容器内壁 2、（1）4、2；（2）12，M3C60
3、（1）；8；；（2）①；②；（3）

七、 分子晶体与原子晶体
1、 判断晶体类型和化学键类型
（1） CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253K，沸点为376K，其固体属于__________晶体。
（2） GaAs的熔点为1238℃，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为________________，Ga与As以________键键合。

2、 典型分子晶体、原子晶体结构的判断
（1） 金刚石的晶体结构如图所示。在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接____个六元环，六元环中最多有_____个C原子在同一平面。

（2） 单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以_________相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献________个原子。

3、 比较分子晶体原子晶体的熔、沸点
（1） 下列关于CH4和CO2的说法正确的是____（填序号）。
a．固态CO2属于分子晶体
b．CH4分子中含有极性共价键，是极性分子
c．因为碳氢键键能小于碳氧键，所以CH4熔点低于CO2
d．CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp
（2） 氧元素能形成同素异形体，其中沸点高的是____（填分子式），原因是___________________________
______________________________________________。
参考答案
1、（1）分子；（2）原子晶体，共价（或极性）；
2、（1）12，4；（2）共价，3； 3、（1）a、d；（2）O3，O3相对分子质量较大，分子极性强，范德华力较大。
八 金属晶体
1、 考查金属键、金属晶体的判断
（1） 单质铜和镍是_________键形成的晶体。
（2） NF3可由NH3和F2在Cu催化剂存在下反应直接得到：，则上述化学方程式中前种物质所属的晶体类型有______（填序号）。
a．混合晶体 b．分子晶体 c．原子晶体 d．金属晶体
（3） Si、Mg、Cl2晶体的熔点由高到低的顺序是__________。
2、 金属晶体堆积模型的判断及有关计算
（1） 一种铜金合金晶体具有面心立方最密堆积的结构，在晶胞中Cu原子处于面心，Au原子处于顶点位置，则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为_______；该晶体中，原子之间的作用力是___________。
（2） 铝单质为面心立方晶体，其晶胞参数a=0.405nm，晶胞中铝原子的配位数为______。列式表示铝单质的密度________________g·cm-3（不必计算出结果）。

3、 考查石墨晶体的结构、性质及迁移应用
（1） 单层石墨中碳原子的杂化方式为_______，石墨属于________晶体。
（2） 石墨晶体中，层内C-C键的键长为142pm，而金刚石中C-C键的键长为154pm。其原因是金刚石中只存在C-C间的_____共价键，而石墨层内的C-C间不仅存在_____共价键，还有_____键。
（3） 氮化硼(BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼是通常存在的稳定相，与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂。立方相氮化硼是超硬材料，有优异的耐磨性。它们的晶体结构如图所示。

关于这两种晶体的说法，正确的是_____(填序号)。
a.立方相氮化硼含有σ键和π键，所以硬度大
b.六方相氮化硼层间作用力小，所以质地软
c.两种晶体中的B－N键均为共价键
d.两种晶体均为分子晶体
‚六方相氮化硼晶体层内一个硼原子与相邻氮原子构成的空间构型为__________，其结构与石墨相似却不导电，原因是___________________________________。
ƒ立方相氮化硼晶体中，硼原子的杂化轨道类型为该晶体的天然矿物在青藏高原在下约300Km的古地壳中被发现。根据这一矿物形成事实，推断实验室由六方相氮化硼合成立方相氮化硼需要的条件应是________。
参考答案
1、（1）金属；（2）b、d；（3）Si、Mg、Cl2
2、（1）3:1，金属键；（2）；
3、（1）sp2，混合；（2）、、；（3）bc，平面三角形，层状结构中没有可以自由移动的电子，sp3，高温、高压

九、 离子晶体
1、 考查离子晶体的性质
（1） 氟在自然界中常以CaF2的形式存在。下列有关的表述正确的是( )
a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用
b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaC2
c．阴阳离子比为2:1的物质，均与CaF2晶体构型相同
d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电
（2） MgO的熔点比BaO的熔点_____（填“高”或“低”）
2、 判断离子晶体的结构
（1） 锌与硫所形成的化合物晶体的晶胞如图甲所示。下列判断正确的是_______。

（2） M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如图乙所示，则图中黑球代表的离子是______。
3、 典型离子晶体（晶胞）的有关计算
ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如图所示，其晶胞边长为540.0 pm，密度为________g·cm－3(列式并计算)，a位置S2－与b位置Zn2＋之间的距离为__________pm(列式表示)。

参考答案
1、（1）bd；（2）高 2、（1）D；（2）R+
3、，