2020-2021学年度高考冲刺物质的结构与性质三（选修三）
1．“常见无机物”，主要是指的铝、铁、硫、氯四种元素的单质及化合物。完成下列填空：
（1）四种元素原子的半径大小Fe
>______>______>______
（2）铝原子核外电子排布式_________________________,有_________种不同能量级的电子；铝热剂的成分是铝粉与氧化铁的混合物;写出铝热反应的化学方程式____________________
（3）工业上用氯气和__________制取漂粉精；吸收多余氯气的试剂是______________。
（4）硫磺粉末与铁粉混合加热，写出该反应的化学反应方程式并标出电子转移的方向和数目______________________________________________________。
（5）硫的非金属性________于氯(选填“强”、“弱”)，用一个事实证明______________________，再从原子结构的知识加以解释____________________________________________________.2．纳米技术制成的金属燃料、非金属固体燃料、氢气等已应用到社会生活和高科技领域。
（1）A和B的单质单位质量的燃烧热大，可用作燃料。已知A和B为同主族短周期元素，其原子的第一至第四电离能如下表所示：
电离能(kJ/mol)
I1
I2
I3
I4
A
932
1821
15390
21771
B
738
1451
7733
10540
①某同学根据上述信息，推断B的核外电子排布如图所示，该同学所画的电子排布图违背了_________________________。
②根据价层电子对互斥理论，预测A和氯元素形成的简单分子空间构型为_______。
（2）氢气作为一种清洁能源，必须解决它的储存问题，C60分子可用作储氢材料。
③已知金刚石中的C－C的键长为154.45pm，C60中C－C键长为145~140pm，有同学据此认为C60的熔点高于金刚石，你认为是否正确_________并阐述理由_____________________。
④科学家把C60和K掺杂在一起制造了一种富勒烯化合物，其晶胞如图所示，该物质在低温时是一种超导体。该物质的K原子和C60分子的个数比为________________。
⑤继C60后，科学家又合成了Si60、N60；
C、Si、N原子电负性由大到小的顺序是_______。Si60分子中每个硅原子只跟相邻的3个硅原子形成共价键，且每个硅原子最外层都满足8电子稳定结构，则Si60分子中π键的数目为_______________。
3．Ga、N、Ni、As等元素常用于制造高科技材料。回答下列问题:
（1）基态As原子核外电子排布式为[
Ar]
_____。
（2）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称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示,其中除氮元素外，其他元素的E1自左向右依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是________。
（3）我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐（N5）6（H3O）3（NH4）4Cl（用R表示）。经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图所示。图中虚线代表氢键,其表示式为（NH4+）N—
H…Cl、_______、_________。
（4）8-羟基喹啉铝（分子式为C27
H18AlN3O3）用于发光材料及电子传输材料,可由LiAlH与8-羟基喹啉（）合成。LiAlH中阴离子的空间构型为___
;8-
羟基喹啉所含元素中电负性最大的是___（填元素符号）,N、O的杂化方式依次为___、____。
（5）GaAs的晶胞结构如图所示,其晶胞参数为a
pm。设阿伏加德罗常数的值为NA,则GaAs的密度是_______g·cm-3（列出计算表达式）。
4．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:
（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,TiF4熔点高于其他三种卤化物,且自TiCl4至TiI4熔点依次升高,原因是________。
化合物
TiF4
TiCl4
TiBr4
TiI4
熔点/℃
377
﹣24.12
38.3
155
（3）CaTiO3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________,Ca2+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Pb2+、I-和有机碱离子CH3NH3+,其晶胞如图(b)所示。有机碱CH3NH3+中,N原子的杂化轨道类型是________;若晶胞参数为anm,则晶体密度为________g/cm3(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________、________。
5．磷酸铁锂电池是绿色环保型电池，电池的总反应为：Li1-xFePO4+LixC6=
LiFePO4+C6。
(1)LiFepO4中Fe2+的价电子排布图(轨道表达式)为___________，该电池反应物中涉及第二周期的元素的第一电离能由大到小的顺序是___________(用元素符号表示)。
(2)H3PO4和H2CO3中P和C原子的杂化方式_____(填“相同”或“不相同”)。PO43－的空间结构为___________。
(3)石墨可用作锂离子电池的负极材料，Li+嵌人石墨的两层间，导致石墨的层堆积方式发生改变，形成化学式为LixC6的嵌入化合物。某石墨嵌入化合物的平面结构如右图所示，则x=___________；若每个六元环都对应一个L
i+，则化学式为___________。
(4)某金属锂的硼氢化物是优质固体电解质，并具有高储氢密度。阳离子为Li+，阴离子是由12个硼原子和12个氢原子所构成的离子团。阴离子在晶胞中位置如图所示，其堆积方式为___________，Li+占据阴离子组成的所有正四面体中心，该化合物的化学式为___________(用最简整数比表示)。假设晶胞边长为a
nm，则两个最近的Li+的距离为___________nm。
6．钴及其化合物在生产生活中有广泛应用。回答下列问题：
（1）基态钴原子价电子排布式为___________。
（2）Co3+在水中易被还原成Co2+，而在氨水中可稳定存在，其原因为___________。
（3）[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I1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。
（4）八面体配合物CoCl3·3NH3结构有___________种，其中极性分子有___________种。
（5）配合物Co2(CO)8的结构如下图，该配合物中存在的作用力类型有___________(填标号)。
A．金属键
B．离子键
C．共价键
D．配位键
E.氢键
F.范德华力
（6）钴蓝晶体结构如下图，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)。
7．据《科技日报》报道，我国科学家研制成功一系列石墨烯限域的3d过渡金属中心(Mn、Fe、Co、Ni、Cu)催化剂，在室温条件下以H2O2为氧化剂直接将CH4氧化成碳的含氧衍生物。
请回答下列问题：
(1)在Mn、Fe、Co、Ni、Cu中，基态原子核外电子排布要遵循“洪特规则特例”，该原子的外围电子排布式为_________。在3d过渡金属中，基态原子未成对电子数最多的元素是_________(填元素符号)。
(2)石墨烯限域单原子铁能活化CH4分子中C—H键，导致C—H键的键能_________(填“增大”“减小”或“不变”)。铁晶体中粒子之间作用力类型是_________。
(3)常温下，H2O2氧化CH4生成CH3OH、HCHO、HCOOH等。
①它们的沸点分别为64.7℃、-19.5℃、100.8℃，其主要原因是_________。
②CH4、HCHO的键角较大的是_________，主要原因是_________。
(4)钴晶胞、白铜(铜镍合金)晶胞如图所示。
①钴晶胞堆积方式的名称为_________。
②已知白铜晶胞的密度为d
g·cm-3，NA代表阿伏加德罗常数的值。图2晶胞中两个面心上铜原子最短核间距为_________
pm(只列出计算式)。
8．氮原子可以形成σ键、π键、大π键和配位键，成键的多样性使其形成了多种具有独特组成的物质。回答下列问题：
(1)第一电离能：氮___________氧(填“大于”或“小于”)，基态氮原子价电子排布图不是，是因为该排布方式违背了___________。
(2)肼(H2N−NH2)分子中孤电子对与σ键的数目之比为___________，肼的相对分子质量与乙烯接近，但沸点远高于乙烯的原因是___________。
(3)硝酸的结构可表示为，硝酸与水分子可形成一水合二硝酸结晶水合物(2HNO3•H2O)，水分子以三个氢键与两个硝酸分子结合，请写出一水合二硝酸的结构式___________(氢键用“…”表示)。
(4)正硝酸钠(Na3NO4)为白色晶体，是一种重要的化工原料。
①Na3NO4阴离子的空间构型为___________，其中心原子杂化方式为___________。
②在573K条件下，实验室中用NaNO3和Na2O在银皿中反应制得Na3NO4，Na2O的立方晶胞如图所示：
图中“●”表示___________(填“Na+”或“O2−”)，距离“●”最近且等距离的“○”有___________个，Na2O晶胞的参数为apm，则晶胞密度___________g•cm−3(列出计算式即可，NA为阿伏加德罗常数的值)。
9．氧族元素的单质及其化合物是一类重要物质，请回答下列问题。
⑴基态硒(Se)原子的价层电子排布式为____________。
⑵OCN－中所含三种元素的电负性从大到小的顺序为________(用元素符号表示，下同)；第一电离能从大到小的顺序为________。已知等电子体具有相同的空间构型，则OCN－的空间构型为_______。
⑶H2O2分子中氧原子的轨道杂化类型是__________；H2O的沸点明显高于H2Se的沸点(42℃)，其主要原因是_______________。
⑷硒化锌的晶胞结构如图所示，则硒化锌的化学式为_________，其中Zn(黑球)的配位数为______。
10．元素周期表中，除了24种非金属元素外，其余的都是金属，请根据元素周期表回答下列问题：
I.(1)基态氮原子核外共有_______种运动状态不相同的电子，该原子核外电子排布中电子在能量最低的轨道呈_______形，用n表示能层，氟元素所在族的外围电子排布式为_______。
(2)在元素周期表中，某些主族元素与下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”，如下表：
根据“对角线规则”写出Be(OH)2与NaOH反应的离子方程式_______，硼酸(H3BO3)是一种具有片层结构的白色晶体，层内的H3BO3分子间通过氢键相连(如图)。含1mol
H3BO3的晶体中有_______mol氢键，H3BO3中B原子的杂化类型为_______。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。
(3)以第二周期为例，除Be、N外，其它元素的第一电离能从左到右逐渐增大的原因是_______。
II.近年来铁及其化合物在工农业中有广阔的应用前景。
(4)铁的一种络离子[Fe(CN)6]4-中Fe2+的配位数为6，该络离子中不存在_______(填序号)。
A．共价键
B．非极性键
C．配位键
D．δ键
E.π键
(5)AlCl3在178℃时升华，其蒸气的相对分子质量约为267，蒸气分子的结构式为_______(标明配位键)，其中Al的轨道杂化方式为_______。
11．铁、钴、镍均为第四周期VIII族元素，它们的单质及化合物具有广泛用途。回答下列问题：
(1)Co基态原子的核外电子排布式为____。
(2)向含Fe3+的溶液中滴加少量的KSCN溶液，溶液中生成红色的［Fe(SCN)(H2O)5]2+。
①与N同周期的主族元素中，第一电离能比N大的元素是_____。
②与SCN-互为等电子体的非极性分子的化学式为____(任写一种)。
(3)化学上可用EDTA测定Fe2+和Co2+的含量。EDTA的结构简式如图所示：
EDTA分子中，碳原子的杂化方式为__，其分子中含有的四种非金属元素的电负性由大到小顺序为__。
(4)铁、镍易与CO作用形成羰基配合物Fe(CO)5、Ni(CO)4。1mol
Ni(CO)4分子中含有σ键数目为__。
(5)Fe3O4晶体中，O2-的重复排列方式如图所示，该排列方式中存在着由如1、3、6、7的O2-围成的正四面体空隙和由3、6、7、8、9、12的O2-围成的正八面体空隙。Fe3O4中有一半的Fe3+填充在正四面体空隙中，另一半Fe3+和Fe2+填充在正八面体空隙中，则Fe3O4晶体中，正四面体空隙数与O2-数之比为_______。Fe3O4晶胞中有8个图示结构单元，晶体密度为5.18g·cm-3，则该晶胞参数a=_pm(写出计算表达式即可)。
12．C、N、O、S、Cl、Cu六种元素的单质及其化合物在现代工业生产中有着广泛应用。请回答下列问题：
(1)第一电离能：N___________O(填“”或“”，下同)，电负性：S___________Cl。
(2)
H2O的沸点比H2S高的原因是___________；SO2属于___________(填“极性”或“非极性”)分子，1molCO2含有键的物质的量为___________mol。
(3)H2O的空间构型是___________，的中心原子的杂化方式为___________。
(4)与CO互为等电子体的微粒有___________。
(5)Cu与Cl形成化合物的晶胞如图所示。
该晶体的化学式为___________。已知该晶体中Cu原子和Cl原子之间的最短距离为a
cm，且恰好为体对角线的，阿伏加德罗常数为NA，则该晶体的密度为___________(只写计算式)。
13．单晶边缘纳米催化剂技术为工业上有效利用二氧化碳提供了一条经济可行的途径，其中单晶氧化镁负载镍催化剂表现出优异的抗积碳和抗烧结性能。
(1)基态镍原子的核外电子排布式为
___________。
(2)氧化镁载体及镍催化反应中涉及到、和等物质。元素Mg、O和C的第一电离能由小到大排序为
___________
；在上述三种物质的分子中碳原子杂化类型不同于其他两种的是
___________，立体构型为正四面体的分子是
___________，三种物质中沸点最高的是，其原因是
___________。
(3)晶体类型是
___________。
(4)已知MgO具有NaCl型晶体结构，其结构如图所示。已知MgO晶胞边长为a
nm，则MgO的密度为
___________
g/cm3
(5)某短周期金属元素R的部分电离能如表所示：
738
1451
7733
10540
13630
该金属元素是___________。填元素符号
14．科学工作者合成了含镁、镍、碳3种元素的超导材料，具有良好的应用前景。回答下列问题：
(1)镍元素位于周期表第______列，基态镍原子d轨道中成对电子与单电子的数量比为______。
(2)在CO分子中，C与O之间形成______个σ键、______个π键，在这些化学键中，O原子共提供了______个电子。
(3)第二周期元素的第一电离能(I1)随原子序数(Z)的变化情况如图。I1随Z的递增而呈增大趋势的原因是______，原子核对外层电子的引力增大。导致I1在a点出现齿峰的原因是______。
(4)下列分子或离子与具有相同类型化学键和立体构型的是______(填标号)。
A．
B．
C．
D．
(5)过渡金属与O形成羰基配合物时，每个CO分子向中心原子提供2个电子，最终使中心原子的电子总数与同周期的稀有气体原子相同，称为有效原子序数规则。根据此规则推断，镍与CO形成的羰基配合物中，______。
(6)在某种含镁、镍、碳3种元素的超导材料晶体中，镁原子和镍原子一起以立方最密堆积方式形成有序结构。结构中的两种八面体空隙，一种完全由镍原子构成，另一种由镍原子和镁原子共同构成，碳原子只填充在由镍原子构成的八面体空隙中，晶胞如图所示。
①组成该晶体的化学式为______。
②完全由镍原子构成的八面体空隙与由镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙的数量比为______，由镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙中镍原子和镁原子的数量比为______。
③若取碳原子为晶胞顶点，则镍原子位于晶胞的______位置。
三、元素或物质推断题
15．短周期元素
T、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中元素
T、X
基态原子均有
个未成对电子，元素
Y
基态原子
s
能级的电子总数与
p
能级的电子总数相等，元素
Z的价电子数等于电子层数。元素
W
位于第四周期，其基态原子所含未成对电子数在该周期中最多。
（1）①元素X、Y、Z的第一电离能由大到小的顺序为__________________。（用元素符号表示）
②元素W
在周期表中具体位置_________________,元素
Y
在周期表____________区。
（2）T、X分别与氢组成的T2H2
与H2X2
分子中，T、X
原子轨道的杂化类型分别是________。
（3）T
与X
可形成TX离子和
TX2分子。
①TX的空间构型为__________________（用文字描述）。
②N离子与
TX2
分子互为等电子体，则
N的电子式为_____________________。
（4）有同学推测，Z2X3的熔点比
YX
高，其原因是_____________________。
（5）如图是由元素W、Z
两种元素所形成的某种合金的晶胞结构示意图。
①元素W
基态原子的核外电子排布式为___________________。
②该合金中W
与
Z的原子个数比为__________________________。
参考答案
1．Al
S
Cl
1s22s22P63s23P1
2Al+Fe2O3
Fe
+
Al2O3
消石灰或熟石灰
氢氧化钠溶液
弱
氯化氢比硫化氢稳定，氯气与氢气点燃即可燃烧或爆咋，而硫磺与氢气加热还较难反应且可逆，高氯酸的酸性强于硫酸等（合理即给分）
S与Cl二者电子层数相同，核外电子数增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力增强，故得电子能力依次增强，非金属性增强。
【解析】（1）同周期自左向右原子半径逐渐减小，同主族自上而下原子半径逐渐增大，则四种元素原子的半径大小Fe＞Al＞S＞Cl；（2）铝原子的质子数是13，核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，有5种不同能量级的电子；铝热剂的成分是铝粉与氧化铁的混合物，反应的化学方程式为2Al+Fe2O32Fe+Al2O3；（3）工业上用氯气和消石灰或熟石灰制取漂粉精；吸收多余氯气的试剂是氢氧化钠溶液；（4）硫磺粉末与铁粉混合加热生成硫化亚铁，铁失去电子，方程式为。（5）同周期自左向右非金属性逐渐增强，因此硫的非金属性弱于氯，这是由于S与Cl二者电子层数相同，核外电子数增多，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力增强，故得电子能力依次增强，非金属性增强。能说明该事实有氯化氢比硫化氢稳定，氯气与氢气点燃即可燃烧或爆咋，而硫磺与氢气加热还较难反应且可逆，高氯酸的酸性强于硫酸等。
2．能量最低原理
直线形
错误
C60属于分子晶体熔化时破坏分子间作用力，金刚石属于原子晶体熔化时破坏共价键，破坏共价键所需要的能量更高
3:1
N>C>Si
【详解】
试题分析：（1）①从图上看，3p轨道上的1个电子应排布在3s轨道上，而且自旋方向相反，这违背了能量最低原理。②从A的第一至第四电离能看，A的第三电离能发生突变，因此A最外层有2个电子，根据ABn型分子价电子对的计算方法，分子中有（2+2）÷2=2个电子对，因此为直线型，中心原子杂化方式为sp杂化。（2）①结构决定性质，对于物质熔、沸点的分析应从物质的晶体类型来分析。C60属于分子晶体，熔化时破坏的是分子间作用力，无需破坏共价键，而分子间作用力较弱，所需能量较低，故C60熔点低于金刚石。②基态钾原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p64s1，价电子为4s1。晶胞中的K原子在面上，对晶胞的贡献为1/2，每个晶胞中含有K原子的个数为
12×1/2=6个；C60在晶胞的顶点和中心，因此每个晶胞中C60的分子数是1+8×1/8=2个，因此K原子和C60分子的个数比为6:2=3:1。③同一周期元素电负性自左向右呈增大趋势；同一主族元素电负性自上向下逐渐减小，因此电负性由大到小的顺序为N>C>Si。根据题意可知每个Si原子形成4个共价键，其中3个σ键，1个π键，每个化学键为两个原子形成，则π键为化学键总数的1/4，60个原子可形成化学键总数为
(60×4)÷2=120个，因此π键数为120÷4=30个。
考点：考查原子核外电子排布、化学键的类型及判断、物质熔沸点比较、分子的空间构型、原子电负性比较的知识。
3．3d104s24p3
同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，故结合一个电子释放出的能量依次增大
N的2p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合电子
(H3O+)O−H…N
(NH4+)N−H…N
正四面体
O
sp2
sp3
【分析】
（1）根据核外电子排布规律分析解答；（2）根据第一电子亲和能的定义及元素周期律分析解答；（3）根据氢键形成原理及图示分析解答；（4）根据价层电子对互斥理论、电负性概念分析解答；（5）根据晶胞结构及阿伏伽德罗常数含有分析解答。
【详解】
（1）As原子核外共有33个电子，根据电子排布规律分析得：1s22s22p63s23p63d104s24p3，即[
Ar]
3d104s24p3，故答案为：3d104s24p3；
（2）元素的非金属性越强，越易得到电子，则第一电子亲和能越大，同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，从左到右易结合电子，放出的能量增大，N的最外层为半充满结构，较为稳定，不易结合一个电子，故答案为：同周期从左到右核电荷数依次增大，半径逐渐减小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；N的2p能级处于半充满状态，相对稳定，不易结合电子；
（3）O、N的非金属性较强，对应的O−H、N−H都可与H形成氢键，还可表示为(H3O+)O−H…N、(NH4+)N−H…N，故答案为：(H3O+)O−H…N、(NH4+)N−H…N；
（4）LiAlH中阴离子为AlH4-，该阴离子中中心原子Al的价层电子对数为：，且不含孤电子对，根据价层电子对互斥理论判断该阴离子空间构型为正四面体；元素的非金属性越强，其电负性越大，非金属性O＞N＞C＞H＞Al，则电负性最大的是O；8-羟基喹啉中环上的N、O原子价层电子对数分别为3、4，根据价层电子对互斥理论判断原子杂化类型N、O杂化方式分别为sp2、sp3，故答案为：正四面体；O；sp2；sp3；
（5）根据晶胞结构分析，晶胞中Ga原子数为4，As原子数为8×+6×=4，晶胞的体积为（a×10-10）3cm3，则晶胞的密度为，故答案为：。
【点睛】
运用分摊法计算晶胞中原子数目，根据密度的求算公式计算是解决此类问题一般思路，解题过程总注意单位的换算，此处为易错点。
4．[Ar]3d24s2
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
O>Ti>Ca
离子键
sp3
2Eu3++Pb=2Eu2++Pb2+
2Eu2++I2=2Eu3++2I-
【详解】
(1)基态Ti原子的核外电子排布式为[Ar]3d24s2；
(2)Ti的四卤化物除TiF4为离子化合物，其余的三种均为共价化合物，离子化合物的熔点高，共价化合物的熔点相对较低，三种共价化合物，随相对分子质量增大，分子间作用力逐渐增大；
(3)根据同一周期元素随原子序数递增电负性逐渐增强，同一主族元素随原子序数递增电负性逐渐减小，已知原子序数O＜Ca＜Ti，电负性由大到小的顺序为O＞Ti＞Ca；金属离子与氧离子间的作用力是离子键，距离钙离子最近且相等的氧离子有12个，则钙离子的配位数为12；
(4)有机碱CH3NH3+中，N原子氮原子形成四个单键，无孤电子对，应采用sp3杂化；根据均摊法可知，该晶胞含有1个Pb2+、1个有机碱离子CH3NH3+和3个I-，晶胞密度==g/cm3；
(5)由图可知，铅失电子生成铅离子，碘单质得电子生成碘离子，而稀土盐发生2Eu3++Pb=2Eu2++Pb2+，2Eu2++I2=2Eu3++2I-。
5．O>C>Li
不相同
正四面体
面心立方堆积
【分析】
(1)
铁元素是26号元素，Fe2+核外有24个电子，根据能量最低原理分析；同周期元素从左到右，第一电离能有增大的趋势；(2)价电子对数=(中心原子价电子数+配位原子提供的电子数
离子所带电荷数)，据此计算杂化轨道数；(3)根据石墨嵌入化合物的平面结构图分析Li、C原子数比；(4)根据阴离子在晶胞中位置图，判断堆积方式；利用“均摊法”计算该化合物的化学式；根据晶胞结构分析两个最近的Li+的距离。
【详解】
(1)
铁元素是26号元素，Fe2+核外有24个电子，根据能量最低原理，Fe2+核外电子排布是1S22S22P63S23P63d6，价电子排布图为
；该电池反应物中涉及第二周期的元素有Li、C、O，同周期元素从左到右，第一电离能有增大的趋势，所以第一电离能由大到小的顺序是O>C>Li；(2)根据价电子对数=(中心原子价电子数+配位原子提供的电子数
离子所带电荷数)，价电子对数等于其杂化轨道数，H3PO4中P原子的杂化轨道数是4，P原子杂化方式是SP3，H2CO3中C原子的杂化轨道数是3，C原子杂化方式是SP2，杂化方式不同；PO43－中P原子的杂化轨道数是4，无孤电子对，所以PO43－空间结构为正四面体；(3)根据均摊原则，每个碳环实际占用2个碳原子，每个锂离子占用碳环是
=3，石墨嵌入化合物的Li、C原子数比为1:6，所以
中x=1；若每个六元环都对应一个L
i+，则石墨嵌入化合物的Li、C原子数比为1:2，所以化学式是；(4)根据阴离子在晶胞中位置图，阴离子在晶胞顶点和面心，所以堆积方式为面心立方堆积；根据“均摊法”，阴离子数，Li+占据阴离子组成的所有正四面体中心，晶胞中共8个锂离子，故该化合物的化学式；根据晶胞结构，晶胞边长为a
nm，Li+占据阴离子组成的所有正四面体中心，晶胞边长为a
nm，所以两个最近的Li+的距离为相邻的两个正四面体的体心间距（或两个八分之一晶胞立方的体心间距），是晶胞边长的一半，即
nm。
6．3d74s2
Co3+可与NH3形成较稳定的配合物
sp2
Co
O
N
ACDF
CoAl2O4
八面体空隙
【分析】
根据核外电子排布规律分析解答；根据价层电子对互斥理论分析分子的空间结构；根据晶胞的结构分析计算晶胞中原子数目及密度。
【详解】
（1）钴原子核外有27个电子，基态原子价电子排布式为3d74s2，故答案为3d74s2；
（2）Co3+有空轨道，原因为Co3+可与NH3形成较稳定的配合物，故答案为Co3+可与NH3形成较稳定的配合物；
（3）配体NO3－中心原子N价电子层电子为3对，为平面三角形，杂化方式为sp2；非金属性越强，第一电离能越大，由于N的电子排布是半满稳定结构，所以第一电离能大于O，所以I1由小到大的顺序为Co
＜O
＜N；硝酸根中σ键有3个，则一个[Co(NO3－)4]2－离子中含σ键数目为4+3×4=16，则1mol该配离子中含σ键数目为16NA，故答案为sp2；Co
＜O＜
N；16；
（4）根据八面体的空间构型配合物CoCl3·3NH3结构有2种，因为不能形成对称结构，其中极性分子也是2种，故答案为2；2；
（5）根据图示结构，两个Co原子间存在金属键，碳原子和氧原子间属于共价键，CO与Co间是配位键，该配合物属于分子晶体，所以还存在范德华力，故答案为ACDF；
（6）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：4×（4×1/2）×2+4=8，4×4=16，8×4=32，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（2a×10-7）3，该晶胞的质量为（32×16+16×27+8×59）/NA=，则钴蓝晶体的密度为，故答案为CoAl2O4，八面体空隙。
7．3d104s1
Cr
减小
金属键
CH3OH、HCOOH分子间存在氢键且HCOOH分子间氢键(或分子间作用力)较强，HCHO分子间只存在范德华力
HCHO
CH4中C采用sp3杂化，HCHO中C采用sp2杂化
六方最密堆积
×
【详解】
(1)
Mn、Fe、Co、Ni、Cu的外围电子排布式分别为3d54s2、3d64s2、3d74s2、3d84s2、3d104s1，基态原子Cu原子核外电子符合全充满、半充满，遵循“洪特规则特例”，故答案为3d104s1。
(2)
石墨烯限域单原子铁能活化CH4分子中C—H键，说明在催化剂存在下C—H键更容易发生断裂，其键能更小；铁晶体属于金属晶体，晶体中存在自由电子和金属阳离子，靠金属键结合形成金属单质，故答案为：减小；金属键。
(3)①CH3OH、HCOOH
分子间存在氢键，且HCOOH
分子间氢键更强，HCHO分子间只存在范德华力，氢键比范德华力更强，故沸点HCOOH＞CH3OH＞HCHO，故答案为：CH3OH、HCOOH分子间存在氢键且HCOOH分子间氢键(或分子间作用力)较强，HCHO分子间只存在范德华力。
②CH4中C原子采取sp3杂化，为正四面体，HCHO中C原子采取sp2杂化，为平面三角形，HCHO键角较大；故答案为：HCHO；CH4中C采用sp3杂化，HCHO中C采用sp2杂化。
(4)
①由图可知，钴晶胞堆积方式的名称为六方最密堆积。
②面心6个Cu原子构成正八面体，正八面体棱上的2个Cu原子与体心连线形成等腰直角三角形，该等腰直角三角形的斜边长为两个面心上铜原子最短核间距，等腰直角三角形的直角边为晶胞棱长的。设晶胞棱长为a
pm，晶胞中Cu原子数为6×=3，Ni原子数位8×=1，晶胞质量m=，则有d
g·cm-3×(a×10-10
cm)3=，解得a=，晶胞中两个面心上铜原子最短核间距为×pm。
8．大于
洪特规则
2:5
肼分子间存在氢键，乙烯分子间无氢键
正四面体
O2-
【分析】
按核外电子排布规律确定基态氮原子的排布并和氧比较第一电离能的大小、按微粒间的作用力分析分子结构、沸点不同等问题，按价层电子对互斥理论判断阴离子的空间构型和N的杂化方式、按均摊法计算Na2O的立方晶胞中原子个数，结合化学式判断粒子种类，利用公式，计算晶胞密度。
【详解】
(1)基态氮原子的2p轨道为较稳定的半充满状态，比相邻元素原子难失去电子，因此第一电离能：氮大于氧；根据洪特规则，电子分布到能量相同的轨道时，优先以自旋相同的方式占据不同轨道，题干中的价电子排布图中，优先在2p的同一个轨道中排布了两个自旋相反的电子，违背了洪特规则；
(2)肼的结构式为，每个氮原子各有一对孤电子对，每个分子中有2对孤电子对，5个单键，即5个键，因此孤电子对与键的数目之比为2:5；肼分子间能够形成氢键，而乙烯分子间不存在氢键，因此肼的沸点远高于乙烯；
(3)水分子以三个氢键与两个硝酸分子，且氢键为H与N、O、F之间存在的键，故一水合二硝酸的结构式为，(4)①阴离子的中心原子为，价层电子对数为，杂化方式为，空间构型为正四面体；②由晶胞示意图可知“●”个数，“○”个数为8，化学式为Na2O，则“●”表示O2-，“○”表示Na+；由晶胞示意图可知距离“●”最近且等距离的“○”有8个；晶胞密度。
9．4s24p6
O
＞
N
＞
C
N＞
O
＞
C
直线形
sp3
H2O分子间存在氢键，H2Se分子间无氢键
ZnSe
【分析】
⑴基态硒(Se)原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p6。
⑵同周期从左到右电负性逐渐逐渐增大，同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族。
⑶分析H2O2分子中氧原子价层电子对数得到杂化类型。
⑷根据晶胞结构计算锌离子、硒离子个数得到化学式。
【详解】
⑴基态硒(Se)原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p6，价层电子排布式为4s24p6；故答案为：4s24p6。
⑵同周期从左到右电负性逐渐逐渐增大，OCN－中所含三种元素的电负性从大到小的顺序为O
＞
N
＞
C；同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，因此第一电离能从大到小的顺序为N＞
O
＞
C。已知等电子体具有相同的空间构型，则OCN－的价层电子对数为，其空间构型为直线形；故答案为：O
＞
N
＞
C；N＞
O
＞
C；直线形。
⑶H2O2分子中氧原子σ键为2，孤对电子为2对，因此氧原子的轨道杂化类型是sp3；H2O的沸点明显高于H2Se的沸点(42℃)，其主要原因是H2O分子间存在氢键，H2Se分子间无氢键；故答案为：sp3；H2O分子间存在氢键，H2Se分子间无氢键。
⑷硒化锌的晶胞结构如图所示，锌离子个数为4，硒离子个数为，则硒化锌的化学式为ZnS，其中Zn(黑球)与周围有四个硒离子，因此Zn(黑球)的配位数为4；故答案为：ZnS；4。
10．7
球形
ns2np5
Be(OH)2+2OH-=BeO+2H2O
sp2
sp3杂化
配位
从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层价电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大
B
sp3
【详解】
I.(1)基态氮原子共七个电子，且运动状态各不相同，故有7种运动状态不相同的电子。其中能量最低的电子轨道是1s，呈球形。F元素所在族的外围电子排布式为：ns2np5。
(2)
根据“对角线规则”可知，Be(OH)2具有两性，能与强碱反应。
Be(OH)2与NaOH反应的离子方程式为：Be(OH)2+2OH-=BeO+2H2O。每个硼酸分子有6个氢键，每个氢键由两个硼酸共用，故含1mol
H3BO3的晶体中有3mol氢键。H3BO3中B原子的杂化类型为sp2杂化。BF3·NH3中B原子的杂化轨道类型为sp3杂化，B与N之间形成配位键。
(3)
以第二周期为例，除Be、N外，其它元素的第一电离能从左到右逐渐增大，因为从左到右，随着核电荷数增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层价电子的吸引能力逐渐增大，故元素的第一电离能从左到右逐渐增大。
II.(4)
[Fe(CN)6]4-中存A.共价键，如C-N键；C.配位键，如中心原子与CN-之间；存在D.δ键，如C-N键；E.π键，如碳氮三键。故选B。
(5)
AlCl3蒸气分子的结构式为，其中Al的轨道杂化方式为sp3。
11．1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)
F(或“氟”)
CO2或CS2
sp3、sp2
O>N>C>H
8NA或8×6.02×1023
2：1
【详解】
(1)Co为27号元素，基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2(或[Ar]3d74s2)；
(2)①与N同周期的主族元素中，非金属性越强第一电离能越大，第一电离能比N大的元素是F(或“氟”)。
②与SCN-互为等电子体的非极性分子的化学式为CO2或CS2；
(3)
中-CH2-中碳原子的杂化轨道为4，杂化类型为sp3，-COOH中碳原子的杂化轨道为3，杂化类型为sp2；同周期电负性从左到右逐渐增大，同主族从上到下逐渐减弱，O>N>C>H；
(4)
Ni与CO存在配位键，配位数为4，CO与N2为等电子体，C和O之间存在三键，即1个配位键，1mol
Ni(CO)4分子中含有σ键数目为8NA或8×6.02×1023；
(5)
由Fe3O4晶体的结构示意图可知，位于该结构单元的8个顶点和6个面心，故该结构单元中共有4个O2-，该结构单元中有8个正四面体空隙，所以Fe3O4晶体中，正四面体空隙数与O2-数之比为2：1；Fe3O4中有一半的Fe3+填充在正四面体空隙中，另一半Fe3+和Fe2+填充在正八面体空隙中，所以该结构单元中有一个Fe3O4，又知Fe3O4晶胞中有8个图示结构单元，则共有8个Fe3O4。1
mol此晶胞的质量为8×232
g、体积为6.02×1023a3，由于晶体密度为5.18
g/cm3，则该晶胞的晶胞参数a
=；
12．>
水分子间存在氢键
极性
2mol
V形
sp3
N2、C
CuCl
【详解】
(1)N原子最外层电子处于半充满状态，第一电离能大于O；S、Cl为同周期主族元素，原子序数越大，电负性越强，则电负性S (2)水分子间存在氢键，使分子间的作用力增大，而H2S分子间没有氢键，所以水的熔沸点高于硫化氢；SO2中心原子价层电子对数为=3，含有一对孤电子对，所以空间构型为V形，正负电荷中心不重合，所以为极性分子；CO2含有2个C=O键，双键中有一个π键，所以1molCO2含有π键的物质的量为2mol； (3)H2O分子中心氧原子的价层电子对数为=4，含有两对孤电子对，所以空间构型为V形；中N原子的价层电子对数为=4，所以为sp3杂化； (4)原子总数相同价电子总数相同的微粒互为等电子体，所以与CO互为等电子体的有N2、C； (5)根据晶胞结构，Cu为位于晶胞的体内，个数为4；Cl位于晶胞的顶点和面心，个数=8×+6×=4，则化学式CuCl；根据晶胞结构图可知Cu原子和Cl原子的最近距离acm等于体对角线的，则棱长l=，ρ===g•cm-3。 13．甲醇为极性分子，且甲醇分子间能形成氢键 C 分子晶体 Mg 【分析】 (1)Ni为28号元素，位于周期表中第4周期第ⅤⅢ族； (2)金属的电离能一般小于非金属，同周期主族元素，随着原子序数增大，第一电离能呈增大的趋势，但第ⅡA族元素和第ⅤA族元素反常，CH4和CH3OH中C均为sp3杂化，CO2中C为sp杂化，CH4为四面体构型，形成分子间氢键可以提高沸点； (3)CO作为配体出现时配位点为C，Ni与CO在60～80℃时反应生成Ni(CO)4气体，说明Ni(CO)4沸点很低，据此判断晶型； 【详解】 (1)镍原子核外电子总数为28，根据能级图可知基态镍原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d84s2，排布简式为[Ar]3d84s2，故答案为：[Ar]3d84s2； (2)越易失电子，电能能越小，同周期主族元素随核电荷数的递增，失电子能力逐渐减弱，第一电离能呈增大趋势，则Mg、O和C的第一电离能由小到大排序为Mg＜C＜O；甲烷和甲醇中碳原子价层电子对数均为4，杂化方式为sp3杂化，而二氧化碳分子中碳原子价层电子对数目为，碳原子杂化方式为sp杂化，空间构型为直线形，则CO2中碳原子杂化类型不同于其他两种；甲烷分子的立体构型为正四面体形；甲烷和二氧化碳均为非极性分子，常温下均为气体，而甲醇为极性分子，且甲醇分子间能形成氢键，常温下为液体，沸点最高，故答案为：Mg＜C＜O；CO2；CH4；甲醇为极性分子，且甲醇分子间能形成氢键； (3)Ni(CO)4分子中与Ni形成配位键的原子是能提供孤对电子的碳原子，Ni与CO在60～80℃时反应生成Ni(CO)4气体，说明Ni(CO)4的沸点低，属于分子晶体，故答案为：C；分子晶体； (4)根据均摊理论，氧化镁晶胞中氧离子的个数为，镁离子个数为，则每个晶胞中含有4个MgO，晶胞的质量为，设氧化镁的密度为d，由晶胞质量公式可得，解得d g/cm3≈3.6 g/cm3，故答案为：3.6； (5)第3电离能比第2电离能大很多，说明外层有2个电子，该金属元素是Mg，故答案为：Mg。 14．10 3：1 随原子序数增大，核电荷数增大，原子半径逐渐减小 N元素原子的2p能级轨道半满，更稳定 BD MgNi3C 1：3 2：1 棱心 【详解】 (1)Ni是28号元素，位于第四周期第Ⅷ族的第三列，则为周期表的第10列；其d轨道的电子排布为3d8，有3对(6个)成对电子和2个单电子，数量比为6：2=3：1； (2)在CO分子中形成碳氧三键，C与O之间形成1个σ键、2个π键，其中一个π键为O原子提供孤电子对，C原子提供空轨道形成的配位键，所以O原子共提供了4个电子； (3)I1随Z的递增而呈增大趋势的原因是随原子序数增大，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力增大；a点为第ⅤA族元素，即N元素，其最高能层的p能级轨道半满，更稳定，第一电离能大于相邻元素，所以出现齿峰； (4)CO2只含有极性共价键，立体构型为直线型； A．SO2只含有极性键，但空间构型为V形，故A符合题意； B．OCN-只含有极性键，与CO2为等电子体，空间构型相同，故B符合题意； C．HF是由F-和HF通过氢键形成，故C不符合题意； D．NO只含有极性键，与CO2为等电子体，空间构型相同，故D符合题意； 综上所述答案为BD； (5)Ni原子核外电子数为28，同周期的稀有气体元素为Kr，原子序数为36，每一个CO可提供2个电子，所以x==4； (6)①根据均摊法，C原子位于晶胞内部，个数为1，Mg原子位于顶点，个数为=1，Ni原子位于面心，个数为=3，所以化学式为MgNi3C； ②据图可知镍原子构成的八面体空隙数目为1，每条棱上的两个镁原子与相邻面心的镍原子构成正八面体空隙的，所以镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙为=3，则完全由镍原子构成的八面体空隙与由镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙的数量比为1：3；镍原子和镁原子共同构成的八面体空隙中有2个镁原子、4个镍原子，所以镍原子和镁原子的数量比2：1； ③若取碳原子为晶胞顶点，据图可知镍原子位于两个C原子之间，即棱心上。 15．O>Mg>Al 第四周期ⅥB族 S sp sp3 平面三角形 两者均为离子晶体，由于Al3+带的电荷高于Mg2+，且半径小于Mg2+，所以Al2O3的晶格能大 1s22s22p63s23p63d54s1 2：1 【分析】 短周期元素 T、X、Y、Z的原子序数依次增大，元素 Y 基态原子 s 能级的电子总数与 p 能级的电子总数相等，Y核外电子排布式是1s22s22p63s2，Y是Mg元素；元素 Z的价电子数等于电子层数，Z是Al元素；元素 T、X 基态原子均有 个未成对电子，T是C元素、X是O元素；元素 W 位于第四周期，其基态原子所含未成对电子数在该周期中最多，W核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d53s1，W是Cr元素。 【详解】 （1）①同一周期元素，元素第一电离能随着原子序数增大而呈增大趋势，但第IIA族、第VA族元素第一电离能大于其相邻元素，同一主族，元素第一电离能随着原子序数增大而减弱，所以第一电离能大小顺序是O＞Mg＞Al； ②W是Cr元素，在周期表中具体位置是第四周期ⅥB族，Y是Mg元素，在周期表第三周期ⅡA族，属于S区元素。 （2）T是C元素、X是O元素，分别与氢组成的C2H2 与H2O2 分子中，中碳原子含有叁键，碳原子轨道的杂化类型是sp；H2O2的结构是H-O-O-H，O原子的杂化轨道数是4，轨道的杂化类型是sp3； （3）①CO中C原子杂化轨道数是3，没有孤电子对，空间构型为平面三角形。 ②等电子体具有相似的结构，N离子与 CO2 分子互为等电子体，CO2的结构式是O=C=O，则 N的电子式为。 （4）Al2O3的熔点比MgO高，二者都是离子晶体，离子晶体熔沸点与晶格能成正比，晶格能与离子半径成反比、与电荷成正比，该同学推测的理由是：两者均为离子晶体，由于Al3+带的电荷高于Mg2+，且半径小于Mg2+，所以Al2O3的晶格能大； （5）①W 是Cr元素，核外有24个电子，根据构造原理书写元素Cr基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1； ②根据均摊原则，该晶胞中Al原子个数=1+8×=2，Cr原子数是2+8×=4，所以Cr、Al原子个数之比=4：2=2：1。 【点睛】 本题考查物质结构和性质，涉及晶胞计算、原子核外电子排布、微粒空间构型判断、原子杂化等知识点，培养提取信息、灵活运用信息的能力。
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