重难点12 物质结构与性质综合题-2025年高考化学【热点·重点·难点】专练（北京专用）

重难点12 物质结构与性质综合题 考点 三年考情分析 2025考向预测 核外电子排布、电离能、电负性、价层电子对互斥理论应用、杂化类型、晶体、晶胞 2024·北京卷T15；2023·北京卷T15；2022·北京卷T15； 预计2025年高考考查核外电子排布、电离能、电负性、价层电子对互斥理论应用、杂化类型、晶体、晶胞等综合应用。 【思维导图】 【高分技巧】 一、原子的核外电子排布 考点点击：考查1-36号元素的原子和离子的基态核外电子排布、外围电子排布式（价电子排布式）、轨道表示式及由核外电子排布对元素进行推断。 备考提示：熟悉背诵1-36号元素，重点是第四周期的金属原子或金属阳离子，区分核外电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式（电子排布图）表示方式的不同，特别要关注Cu、Cr核外电子排布的特殊性，同时注意电子排布式“原子实”的简写。 1．原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2．基态原子核核外电子排布式的表示方法 电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1 轨道表示式 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为： 以下是表示铁原子和铁离子的3种不同化学用语 表示方法 Fe Fe2＋ Fe3＋ 原子(或离子)结构示意图 电子排布式 [Ar]3d64s2 [Ar]3d6 [Ar]3d5 外围电子排布式(价电子排布式) 3d64s2 —— —— 轨道表示式 [Ar] [Ar] [Ar] 特别提醒 由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时是先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子！ 二、主族元素第一电离、电负性周期性变化规律 考点点击：主族元素之间的第一电离、电负性的大小比较 备考提示：ⅡA、ⅤA元素最外层电子处于全充满和半充满的状态，第一电离能比相邻族的要大，同一周期从左到右，元素的第一电离从小到大的顺序是：ⅠA<ⅢA<ⅡA<ⅣA<ⅥA<ⅤA <ⅦA，同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 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，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 三、杂化轨道与空间构型 考点点击：杂化轨道类型的判断、空间构型的判断、等电子体的书写与利用等电子原理书写电子式、结构式、判断空间构型 备考提示： 1.原子的杂化轨道数=σ键+孤对电子对数=（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×配位原子个数) ÷2； ①当中心原子采用sp3杂化，有4个配位原子，则为四面体，若有3个配位原子，则有一杂化轨道被孤对电子占据，略去孤对电子，就是分子的空间结构，故为三角锥形，有2个配位原子，为V形； ②当中心原子采用sp2杂化，有3个配位原子，为平面三角形，有2个配位原子，为V形； ③当中心原子采用sp杂化，则为直线形。 2. 等电子体是指原子数目和价电子（主族元素即为最外层电子）总数都相等的分子或离子间的互称。 3. 书写时可以通过在同主族元素中找替代元素、在同周期相邻元素通过得失电子替换元素（离子）、价电子数分摊法（同时改变配位原子，中心原子） 等技巧快速书写。 4. 电子体具有相似的结构与性质，可推测其它微粒的结构与构型如：SCN-、N2O，和CO2互为等电子体，故可以根据CO2电子式推测电子式分别为：、 5.判断分子中心原子的杂化类型方法 ①根据杂化轨道的空间分布构型判断 a.若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。 b.若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。 c.若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。 ②根据杂化轨道之间的夹角判断 若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。 ③根据等电子原理进行判断 如CO2是直线形分子，CNS－、N与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。 ④根据中心原子的价层电子对数判断 如中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。 ⑤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，含两个π键为sp杂化。 6．价层电子对数计算 价层电子对数(n) n＝σ键数＋中心原子上的孤电子对数 说明：σ键电子对数＝中心原子结合的原子数 中心原子上的孤电子对数(f) f＝(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值) ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数) 7．空间构型判断 价层电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型(理想几何构型) 分子空间构型(实际几何械型) 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面正三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 四、化学键与物质的性质 考点点击：σ键和π键的数目判断、配位键与配合物、极性分子与非极性分子 范德华力与氢键对物质性质的影响 备考提示： ①共价键按轨道重叠方式分为：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）；按两原子间成键的数目分为单键(单键、配位键全是σ键)、双键(一个是σ键，另一个是π键)、三键(一个是σ键，另两个是π键)。 ②由极性键构成的非极性分子在结构上要高度对称，如直线形、平面正三角形，正四面体这样才能使正负电荷的中心重合，物理性质上相似相溶。 ③氢键是当氢原子与电负性大（N、O、F）的原子以共价键结合时产生的特殊分子间作用力，使物质的熔沸点升高，溶解性变大。 1.化学键的类型 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别 键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键) 由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 2．分子间作用力 (1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。 (2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 (3)强弱：范德华力＜氢键＜化学键。 (4)范德华力 主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 (5)氢键 ①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。 ②表示方法：A—H…B ③特征：具有一定的方向性和饱和性。 ④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 ⑤分子间氢键对物质性质的影响 主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。 3．分子的性质 (1)分子的极性 类型 非极性分子 极性分子 形成原因 正电荷中心和负电荷中心重合的分子 正电荷中心和负电荷中心不重合的分子 存在的共价键 非极性键或极性键 非极性键或极性键 分子内原子排列 对称 不对称 ①非极性分子与极性分子的判断 ②对于ABn型分子，一般情况下，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则该分子为非极性分子，否则为极性分子。 ③键的极性、分子空间构型与分子极性的关系 类型 实例 键的极性 空间构型 分子极性 X2 H2、N2 非极性键 直线形 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线形 极性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 极性键 直线形 非极性分子 SO2 极性键 形 极性分子 H2O、H2S 极性键 形 极性分子 XY3 BF3 极性键 平面正三角形 非极性分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子 XY4 CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子 (2)分子的溶解性 ①“相似相溶”的规律：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。若能形成氢键，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(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 ③“相似相溶”规律可用于解释一些物质溶解现象，如HCl(极性分子)易溶于H2O(极性溶剂)，可做喷泉实验；苯(非极性溶剂)可萃取水(极性溶剂)中的溴(非极性分子)。 (3)分子的手性 ①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子， 如。 (4)无机含氧酸分子的酸性 对于同一种元素的无机含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn，R相同时，n值越大，R的正电性越高，R—O—H中的氧原子的电子就会越向R偏移，在水分子的作用下，就越容易电离出H＋，酸性也就越强。如H2SO3可写成(HO)2SO，n＝1；H2SO4可写成(HO)2SO2, n＝2。所以酸性：H2SO4H2SO3。同理，酸性：HNO3HNO2，HClO4HClO3HClO2HClO。 五、 晶体类型与晶胞的计算 考点点击：原子晶体、金属晶体、离子晶体类型及性质、晶胞的计算确定化学式 备考提示： ①活泼金属氧化物、强碱和绝大多数盐类属于离子晶体（AlCl3、BeCl2例外，属于分子晶体）； 大多数非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸和大多数有机物以及惰性气体均属于分子晶体； 金属单质（除汞外）和合金属于金属晶体； 金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、碳化硅、硼等属于原子晶体。 熔沸点低的单质和化合物一般为分子晶体； 熔沸点较高的化合物一般为离子晶体；熔沸点很高的一般为原子晶体。 ②正四面体晶胞计算：顶点贡献1/8、棱边1/4、面心1/2、体心1；正六面体晶胞计算顶点贡献1/6、侧棱边1/3、其它棱边1/4、面心1/2、体心1。另外写化学式时一般写最简整数比。 1．晶胞结构的分析 (1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na＋周围的Na＋数目(Na＋用“”表示)： 每个面上有4个，共计12个。 (2)记住常见晶体如干冰、冰、金刚石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空间结构及结构特点。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相同时，可以直接套用该种结构。 2．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 (1)原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。 (2)方法 A.长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的微粒数的计算方法如图所示： B.非长方体晶胞中粒子视具体情况而定： a．三棱柱 b．六棱柱 熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相同时，可以直接套用该种结构。 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) 3．“均摊法”在晶胞组成计算中的应用 (1)计算一个晶胞中微粒的数目 非平行六面体形晶胞中微粒数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍是确定一个微粒为几个晶胞所共有。例如，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，那么一个六边形实际有6×＝2个碳原子。 又如，六棱柱晶胞(MgB2晶胞)如图： 。顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×＋2×＝3个，硼原子个数为6。 (2)计算化学式 (3)①单位换算：1 nm＝10－7 cm、1 pm＝10－10 cm ②金属晶体中体心立方、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a) a．面对角线长：a b．体对角线长：a c．体心立方堆积：4r＝a(r为原子半径) d．面心立方堆积：4r＝a(r为原子半径) 4．晶胞中的配位数 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例 ①找一个与其离子连接情况最清晰的离子，如图中心的灰球(Cl－)。 ②数一下与该离子周围距离最近的异种电性离子数，如图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 5.判断晶体类型的方法 (1)主要是根据各类晶体的特征性质判断 如低熔、沸点的化合物形成分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的物质形成原子晶体；晶体能导电、传热、具有延展性的为金属晶体。 (2)根据物质的类别判断 金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体；大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。常见的共价晶体中单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价晶体中化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质(注：汞在常温为液体)与合金是金属晶体。 （建议用时：40分钟） 1．（2024·北京·高考真题）锡()是现代“五金”之一，广泛应用于合金、半导体工业等。 (1)位于元素周期表的第5周期第IVA族。将的基态原子最外层轨道表示式补充完整： 。 (2)和是锡的常见氯化物，可被氧化得到。 ①分子的模型名称是 。 ②的键是由锡的 轨道与氯的轨道重叠形成σ键。 (3)白锡和灰锡是单质的常见同素异形体。二者晶胞如图：白锡具有体心四方结构；灰锡具有立方金刚石结构。 ①灰锡中每个原子周围与它最近且距离相等的原子有 个。 ②若白锡和灰锡的晶胞体积分别为和，则白锡和灰锡晶体的密度之比是 。 (4)单质的制备：将与焦炭充分混合后，于惰性气氛中加热至，由于固体之间反应慢，未明显发生反应。若通入空气在下，能迅速被还原为单质，通入空气的作用是 。 【答案】(1) (2) 平面三角形 杂化 (3) 4 (4)与焦炭在高温下反应生成，将还原为单质 【详解】（1） Sn位于元素周期表的第5周期ⅣA族，基态Sn原子的最外层电子排布式为5s25p2，Sn的基态原子最外层轨道表示式为； （2）①SnCl2中Sn的价层电子对数为2+×(4-2×1)=3，故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形； ②SnCl4中Sn的价层电子对数为4+×(4-4×1)=4，有4个σ键、无孤电子对，故Sn采取sp3杂化，则SnCl4的Sn—Cl键是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键； （3）①灰锡具有立方金刚石结构，金刚石中每个碳原子以单键与其他4个碳原子相连，此5碳原子在空间构成正四面体，且该碳原子在正四面体的体心，所以灰锡中每个Sn原子周围与它最近且距离相等的Sn原子有4个； ②根据均摊法，白锡晶胞中含Sn原子数为8×+1=2，灰锡晶胞中含Sn原子数为8×+6×+4=8，所以白锡与灰锡的密度之比为∶=； （4）将SnO2与焦炭充分混合后，于惰性气氛中加热至800℃，由于固体之间反应慢，未发生明显反应；若通入空气在800℃下，SnO2能迅速被还原为单质Sn，通入空气的作用是：与焦炭在高温下反应生成CO，CO将SnO2还原为单质Sn，有关反应的化学方程式为2C+O22CO、2CO+SnO2Sn+2CO2。 2．（2023·北京·高考真题）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根可看作是中的一个原子被原子取代的产物。 (1)基态原子价层电子排布式是 。 (2)比较原子和原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。 (3)的空间结构是 。 (4)同位素示踪实验可证实中两个原子的化学环境不同，实验过程为。过程ⅱ中，断裂的只有硫硫键，若过程ⅰ所用试剂是和，过程ⅱ含硫产物是 。 (5)的晶胞形状为长方体，边长分别为、，结构如图所示。    晶胞中的个数为 。已知的摩尔质量是，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 (6)浸金时，作为配体可提供孤电子对与形成。分别判断中的中心原子和端基原子能否做配位原子并说明理由： 。 【答案】(1) (2)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 (3)四面体形 (4)和 (5) 4 (6)中的中心原子S的价层电子对数为4，无孤电子对，不能做配位原子；端基S原子含有孤电子对，能做配位原子 【详解】（1）S是第三周期ⅥA族元素，基态S原子价层电子排布式为。答案为； （2）S和O为同主族元素，O原子核外有2个电子层，S原子核外有3个电子层，O原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去1个电子，即O的第一电离能大于S的第一电离能。答案为I1(O)>I1(S)，氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子； （3）的中心原子S的价层电子对数为4，无孤电子对，空间构型为四面体形，可看作是中1个O原子被S原子取代，则的空间构型为四面体形。答案为四面体形； （4）过程Ⅱ中断裂的只有硫硫键，根据反应机理可知，整个过程中最终转化为，S最终转化为。若过程ⅰ所用的试剂为和，过程Ⅱ的含硫产物是和。答案为和； （5）由晶胞结构可知，1个晶胞中含有个，含有4个；该晶体的密度。答案为4；； （6）具有孤电子对的原子就可以给个中心原子提供电子配位。中的中心原子S的价层电子对数为4，无孤电子对，不能做配位原子；端基S原子含有孤电子对，能做配位原子。 3．（2022·北京·高考真题）失水后可转为，与可联合制备铁粉精和。 I.结构如图所示。 (1)价层电子排布式为 。 (2)比较和分子中的键角大小并给出相应解释： 。 (3)与和的作用分别为 。 II．晶胞为立方体，边长为，如图所示。 (4)①与紧邻的阴离子个数为 。 ②晶胞的密度为 。 (5)以为燃料，配合可以制备铁粉精和。结合图示解释可充分实现能源和资源有效利用的原因为 。 【答案】(1)3d6 (2)SO的键角大于H2O，SO中S原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，离子的空间构型为正四面体形，H2O分子中O原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形 (3)配位键、氢键 (4) 6 ×1021 (5)由图可知，FeS2与O2生成FexOy的反应为放热反应，FeSO4·H2O分解生成FexOy的反应为吸热反应，放热反应放出的热量有利于吸热反应的进行，有利于反应生成的SO3与H2O反应生成H2SO4 【详解】（1）铁元素的原子序数为26，基态亚铁离子的价电子排布式为3d6，故答案为：3d6； （2）硫酸根离子中硫原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，离子的空间构型为正四面体形，水分子中氧原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形，所以硫酸根离子的键角大于水分子，故答案为：SO的键角大于H2O，SO中S原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为0，离子的空间构型为正四面体形，H2O分子中O原子的价层电子对数为4、孤对电子对数为2，分子的空间构型为V形； （3）由图可知，具有空轨道的亚铁离子与水分子中具有孤对电子的氧原子形成配位键，硫酸根离子与水分子间形成氢键，故答案为：配位键；氢键； （4）①由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点的亚铁离子与位于棱上的阴离子S离子间的距离最近，则亚铁离子紧邻的阴离子个数为6，故答案为：6； ②由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点和面心的亚铁离子个数为8×+6×=4，位于棱上和体心的S离子个数为12×+1=4，设晶体的密度为dg/cm3，由晶胞的质量公式可得：==10—21a3d，解得d=×1021，故答案为：×1021； （5）由图可知，FeS2与O2生成FexOy的反应为放热反应，FeSO4·H2O分解生成FexOy的反应为吸热反应，放热反应放出的热量有利于吸热反应的进行，有利于反应生成的SO3与H2O反应生成H2SO4，所以以FeS2为燃料，配合FeSO4·H2O可以制备铁粉精和H2SO4可充分实现能源和资源有效利用，故答案为：由图可知，FeS2与O2生成FexOy的反应为放热反应，FeSO4·H2O分解生成FexOy的反应为吸热反应，放热反应放出的热量有利于吸热反应的进行，有利于反应生成的SO3与H2O反应生成H2SO4。 4．（2025·北京·模拟预测）金属元素在人类生活中有着重大作用，请回答： (1)某合金的结构如图所示，其中b是有序的结构，a是无序的分布，其中每个小球代表Cu，Au的统计出现概率，用CuxAuy表示。 ①该合金的化学式是： 。 ②判断从a→b在 。(选填“高温”，“低温”) ③写出a中每个小球代表 。 (2)下列有关物质结构与性质的说法正确的是___________。 A．15-冠-5可以与Na+形成超分子，其作用力为分子内作用力 B．SCN-的S和N均可以作为配位原子 C．SiC是一种共价晶体，质脆，其莫氏硬度小 D．O3是一种极性分子，因此在水中溶解度大于O2 (3)配位取代反应：   ①乙二胺和NH3均为含N配体，但上述反应平衡常数确极大，解释原因(可从反应原理入手)： 。 ②比较NH2OH和NH3和N2H4的碱性大小 。并解释原因 。 【答案】(1) Cu3Au 低温 Cu0.75Au0.25或Cu3/4Au1/4 (2)BD (3) 其中en为双齿螯合配体，发生配体取代反应后生成了更多的小分子，从热力学上讲熵是更有利的，en和NH3均为含N中性配体，因此焓变较小熵变占主导，故平衡常数较大 碱性大小：NH3>N2H4>NH2OH N2H4和NH2OH可分别看成NH2-NH2与NH2-OH，其中吸电子能力-OH>-NH2，故N上的电荷密度分别为NH3>N2H4>NH2OH，所以碱性大小NH3>N2H4>NH2OH。 【详解】（1）①根据均摊法可知，晶胞中Cu的个数为，晶胞中Au的个数为，晶体化学式为Cu3Au； ②温度是影响晶体有序态与无序态转变的重要因素；高温可以破坏晶体结构的有序性，使其转变为无序态，而降低温度则可以促使无序态恢复为有序态，故从a→b需要低温； ③根据均摊法可知，A晶胞中一共含有4个原子，晶胞的化学式为Cu3Au，则每个小球代表1个Cu3/4Au1/4或Cu0.75Au0.25； （2）A．15-冠-5可以与Na+形成超分子，其作用力为配位键，故A错误； B．硫氰根离子中的硫原子和氮原子都具有孤对电子，这些孤对电子可以作为电子对给予体，参与配位，故B正确； C．SiC是一种共价晶体，其是一种具有极高硬度的材料，其硬度仅次于一些超硬材料，硬度越大，脆性越大，其莫氏硬度在9.5左右，其数值较大，故C错误； D．O3中心原子O的价电子对数为，含有1对孤对电子，是一种极性分子，O3在水中溶解度大于O2主要原因是相似相溶原理，O3是极性分子，O2是非极性分子，水是极性分子，故O3在水中溶解度大于O2，故D正确； 故选BD； （3）①其中en为双齿螯合配体(即乙二胺中两端的N均参与配位螯合成环)，发生配体取代反应后生成了更多的小分子，从热力学上讲熵是更有利的，en和NH3均为含N中性配体，因此焓变较小熵变占主导，故平衡常数较大； ②碱性大小：NH3>N2H4>NH2OH； ③N2H4和NH2OH可分别看成NH2-NH2与NH2-OH，其中吸电子能力-OH>-NH2，故N上的电荷密度分别为NH3>N2H4>NH2OH，所以碱性大小NH3>N2H4>NH2OH。 5．（2024·北京·三模）硼及其化合物在科研、工业等方面用途广泛。 (1)基态B原子价层电子排布式是 。 (2)硼原子与氮原子结合可以形成多种晶体。其中六方氮化硼与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂。立方相氮化硼是超硬材料，耐磨性高。它们的晶体结构如图1所示。下列关于这两种晶体的说法正确的是 （填序号）。 a．六方氮化硼晶体层间不存在化学键 b．六方氮化硼结构与石墨相似却不导电 c．两种晶体中的B和N之间的作用力均为共价键 d．立方氮化硼含有σ键和π键，属于共价晶体，所以硬度大 (3)是一种重要的储氢材料，其晶胞结构由Ⅰ、Ⅱ两部分组成，如图2所示。 ①Ⅰ不是晶胞，从结构角度说明原因 。 ②已知阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。（） (4)氨硼烷（）可由制备，方法如下： 已知：ⅰ．元素的电负性：H-2．1、B-2.0；ⅱ．卤化物水解，需先与水分子配位。 ①不能水解，但能水解。原因是 。 ②在水中的溶解性：THF（）>环戊烷，原因是 。 此法生成的会继续与THF·BH3反应生成副产物。过程如下： ③第2步反应 能量（填“吸收”或“放出”）。 ④可用和DMA（二甲胺）代替THF（）进行氨硼烷的制备，、DMA和THF分别与B原子的结合能力由大到小的顺序为 。 【答案】(1) (2)abc (3) Ⅰ中8个顶点的原子不相同，上下两个面上的原子也不相同，无法进行无隙并置，因此不是晶胞 (4) 卤化物的水解需要与水配位，不能水解是因为中心碳原子没有空轨道，不能与水形成配位键，而有一个空轨道可以结合一个水分子提供的孤对电子形成配位键。 THF中的氧原子可以和水分子形成分子间氢键增大其在水溶液中的溶解性：同时由于THF和水分子都是极性分子，而环戊烷是非极性分子，根据相似相溶原理，THF更易溶于水。 吸收 【详解】（1）基态B原子价层电子为2s、2p能级上的电子，其价电子排布式为2s22p1； （2）a．六方氮化硼结构与石墨相似，层间存在分子间作用力，不存在化学键，故a正确； b．六方相氮化硼结构与石墨相似却不导电，原因是六方相氮化硼中氮的电负性大，π电子很大程度上被定域在氮原子周围，不能自由移动，不可以导电，故b正确； c．由结构可知，两种晶体中的B和N之间的作用力均为共价键，故c正确； d．立方相氮化硼中没有π键，故d错误； 答案为abc； （3）①晶胞是晶体中最小的重复结构单元，可以无隙并置，而结构I中8个顶点的原子不相同，上下两个面上的原子也不相同，无法进行无隙并置，因此不是晶胞； ②由图2可知，晶胞中含有Na+个数==4，即含有4个，晶胞的质量为，晶胞的体积为，晶体的密度为==； （4）①卤化物的水解需要与水配位，不能水解是因为中心碳原子没有空轨道，不能与水形成配位键，而有一个空轨道可以结合一个水分子提供的孤对电子形成配位键，故不能水解，能水解； ②THF()中的氧原子可以和水分子形成分子间氢键增大其在水溶液中的溶解性：同时由于THF和水分子都是极性分子，而环戊烷是非极性分子，根据相似相溶原理，THF更易溶于水； ③由反应过程可知，第2步反应断开化学键，需要吸收能量； ④与NH3比较，由于H的电负性弱于C，中N上电子云密度小于NH3，故比NH3更容易与B结合，O原子的电负性强于N，故最难与B结合，故、DMA和THF分别与B原子的结合能力由大到小的顺序为。 6．（2024·北京海淀·三模）氟化镁钾()是一种具有优良光学性能的材料，其晶胞结构如下。以该晶胞结构为基础，将相似离子取代或部分取代，可合成多种新型材料。 (1)晶体中，每个位于 个距离最近的F—构成的 空隙中，填选项字母 。 a．3三角形　　　　b．4正四面体　　　　c．6正八面体　　　　d．8立方体 (2)半径与接近，将部分由取代，可以带来电荷不平衡性和反应活性，从而合成新型催化剂材料。 ①基态价电子的轨道表示式为 。 ②某实验室合成新型催化剂材料(是平衡电荷引入的填隙阴离子，不破坏原有晶胞结构)，已知晶胞棱长为a，若要合成厚度为301、面积为1的催化剂材料，理论上需要掺杂的约为 。(，，设阿伏加德罗常数约为) (3)我国科研工作者以晶体结构为框架，依据“体积匹配原则”合成了具有独特电学性能的晶体。其框架中的由取代，位置嵌入有机阳离子，位置沿棱方向嵌入直线型。已知与的结构简式如下： ①中心N原子的杂化方式为 。 ②的转动不会影响晶体骨架，这是因为除离子键外，该晶体中微粒间还存在着其他相互作用，如邻近的与之间还存在着 ，上述相互作用不会随的转动改变。 (4)与镁离子半径接近的锂离子在可充电电池中应用广泛，如、等可作为聚乙二醇锂离子电池的电极材料。电池放电时，沿聚乙二醇分子中的碳氧链向正极迁移的过程如图所示(图中阴离子未画出)。 ①从原子结构的角度解释锂离子半径与镁离子半径接近的原因 。 ②从化学键角度看，迁移过程发生 (填“物理”或“化学”)变化。 ③相同条件下，电极材料中的迁移速率比中的快，原因是 。 【答案】(1)c (2) (3) sp 配位键 (4) 电子层数：，但核电荷数：，两离子的原子核对最外层电子的吸引力相近，故两者离子半径相近 化学 和均为离子化合物，结构相似，阴阳离子带电量均相同，离子半径大，阴阳离子间吸引力更弱，所以更易迁移 【详解】（1）由晶胞结构可知，晶胞中位于顶点的镁离子与棱上的氟离子距离最近，则镁离子位于6个距离最近的氟离子构成的正八面体空隙中，故选c； （2） ①铁元素的原子序数为26，基态铁离子的价电子排布式为3d5，轨道表示式为，故答案为：； ②由题意可知，晶胞的体积为(10—9a)3m3=10—27a3m3，催化剂材料的体积为0.3×10—3m×1m2=3×10—4 m3，则晶胞的物质的量约为=mol，理论上需要掺杂的铁离子物质的量为mol×0.2= mol，故答案为：； （3）①由图可知，离子中中心氮原子的价层电子对数为2，杂化方式为sp杂化，故答案为：sp； ②锰离子中存在空轨道，能与具有孤对电子的离子形成配位键，故答案为：配位键； （4）①锂离子的电子层数为2，小于电子层数为3的镁离子，但锂离子的核电荷数小于镁离子，所以两离子的原子核对最外层电子的吸引力相近，两者离子半径相近，故答案为：电子层数：，但核电荷数：，两离子的原子核对最外层电子的吸引力相近，故两者离子半径相近； ②由图可知，从锂离子迁移过程中有新物质生成，发生的变化为化学变化，故答案为：化学； ③和均为离子化合物，结构相似，阴阳离子带电量均相同，而离子半径大，阴阳离子间吸引力更弱，所以相同条件下更易迁移，故答案为：和均为离子化合物，结构相似，阴阳离子带电量均相同，离子半径大，阴阳离子间吸引力更弱，所以更易迁移。 7．（2024·北京顺义·二模）高熵合金是指由多种元素(如等)形成的合金，因其独特的元素组成、微观结构和性能，被认为是极具应用潜力的新型结构材料。 (1)是目前采用最多的高熵合金元素组合。 ①元素与同周期相邻的元素比较，第一电离能由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。 ②基态原子的价层电子的轨道表示式为 。 ③元素位于元素周期表的 区。 (2)研究人员发现，在离子液体中可制备均一粒径分布的高熵合金纳米颗粒。离子液体是在室温和接近室温时呈液态的盐类物质，一般由有机阳离子和无机阴离子组成。一种离子液体的结构如图所示。 ①的空间结构为 。 ②研究发现通过改变阳离子侧链可调控离子化合物的熔点。两种离子液体的结构如图所示。熔点的原因是 。 (3)一种由元素形成的高熵合金，其晶胞结构如图所示，晶胞棱边夹角均为。 ①原子与邻近的原子构成的空间结构为 ②已知阿伏伽德罗常数的值为，该晶体的密度为 (列出计算式)。 【答案】(1) (2) 正四面体形 均为离子晶体，阴离子相同，阳离子所带电荷量也相同。当阳离子侧链从乙基增长到丙基，阳离子的体积(或半径/尺寸)增大，离子键的强度减弱，熔点也随之降低 (3) 四面体形 【详解】（1）①同周期元素从左到右，第一电离能有增大的趋势，Mg原子2s能级全充满，Mg的第一电离能大于同周期相邻元素，所以元素与同周期相邻的元素比较，第一电离能由大到小的顺序是。 ②Fe是26号元素，基态原子的价层电子排布式为3d64s2，轨道表示式为。 ③元素是Ⅷ族元素，位于元素周期表的d区。 （2）①中B价电子对数为4，无孤电子对，空间结构为正四面体形。 ②均为离子晶体，阴离子相同，阳离子所带电荷量也相同。当阳离子侧链从乙基增长到丙基，阳离子的体积(或半径/尺寸)增大，离子键的强度减弱，熔点也随之降低； （3）①根据图示，原子与邻近的原子构成的空间结构为正四面体 ②根据均摊原则，晶胞中Cu原子数为 、In原子数、Te原子数为8，已知阿伏伽德罗常数的值为，该晶体的密度为。 8．（2024·北京大兴·三模）铁、钴、镍是第四周期第Ⅷ族的元素，称为铁系元素，相关化合物在科研及生产生活中应用广泛。 I．邻二氮菲与生成稳定的橙红色邻二氮菲亚铁离子，可用于的测定，邻二氮菲的结构简式如图所示。 (1)①中，存在的化学键有 。 a．配位键        b．离子键        c．键        d．氢键 ②用邻二氮菲测定浓度时应控制为的适宜范围，请解释原因： 。 ③补铁剂中易变质，请从结构角度解释其原因 。 ④检验补铁剂是否变质，中所有原子均满足最外层8电子结构，写出的电子式 。 II．能与水杨醛缩对氯苯胺形成具有发光性的配合物，水杨醛缩对氯苯胺制备反应方程式如图： (2)①元素在周期表中属于 区(填“”“”“”或“”)。 ②元素的第一电离能由大到小的顺序为 。 ③对羟基苯甲醛()的沸点为，而水杨醛()的沸点为，请从结构角度解释二者沸点差异的原因 。 III．金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。某含和C三种元素的晶体具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示： (3)①距离原子最近的原子有 个。 ②已知该晶体的边长为，阿伏加德罗常数的值为，该晶体的密度为 。 【答案】(1) ac 当H+浓度高时，邻二氮菲中N优先与H+形成配位键，导致与Fe2+配位能力减弱 Fe2+的价电子排布为3d6，再失去1个电子形成3d5半充满的稳定结构，故易被氧化 (2) d N＞O＞C 对羟基苯甲醛分子间形成氢键，而水杨醛形成的是分子内氢键 (3) 12 【详解】（1）①是络离子，在其中含有配位键、π键，故合理选项是ac； ②用邻二氨菲测定Fe2+浓度时应控制pH为2~9的适宜范围，若溶液pH太小，溶液中c(H+)较高，此时邻二氮菲中N优先与H+形成配位键，导致与Fe2+配位能力减弱； ③Fe2+的价电子排布式为3d6，Fe3+的价电子排布式为3d5，则Fe2+易被氧化为Fe3+的原因：Fe2+的价电子排布为3d6，再失去1个电子形成3d5半充满的稳定结构，故易被氧化； ④SCN-中所有原子均满足最外层8电子结构，其与CO2互为等电子体，则SCN-的电子式； （2）①钴价层电子排布为3d74s2，Co在元素周期表中属于d区； ②同周期从左到右第一电离能增大趋势，第ⅡA、VA族的元素第一电离能比同周期相邻元素大；N原子2p轨道为半满状态，所含C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序是：N＞O＞C； ③对羟基苯甲醛分子间形成氢键，能提高物质的沸点，而水杨醛形成的是分子内氢键，降低物质的沸点，则对羟基苯甲醛的沸点比水杨醛的沸点高，故答案为：对羟基苯甲醛分子间形成氢键，而水杨醛形成的是分子内氢键； （3）①Mg原子位于顶点，离Mg原子最近的Ni原子位于面心，距离Mg原子最近的Ni原子有； ②Mg原子位于顶点，个数为8×=1，Ni原子位于面心，个数为6×=3，1个C原子位于体内，晶胞质量为,晶胞体积为(a×10-7)3cm3，晶胞密度ρ=。 9．（2024·北京·三模）KCN易溶于水，水溶液呈碱性，虽有剧毒，却因其较强的配位能力被广泛使用，如用于从低品位的金矿砂(含单质金)中提取金。 (1)基态N的价层电子轨道表示式为 。 (2)的所有原子均满足8电子稳定结构，其电子式为 。 (3)比较C、N原子的第一电离能，并从结构角度解释原因： 。 (4)如图为KCN的晶胞示意图。 与距离最近且等距的个数是 ；已知该晶体的密度为，阿伏加德罗常数的值为，该晶胞的边长为 nm。(已知：) (5)浸金过程如下： ⅰ．将金矿砂溶于pH为10.5~11的KCN溶液，过滤，得含的滤液； ⅱ．向滤液中加入足量金属锌，得单质金。 ①已知Au与Cu同族，则Au属于 区元素。 ②ⅰ中反应的离子方程式为 。 ③ⅰ中，pH<10.5会导致相同时间内Au的浸取率下降，原因是 。 【答案】(1) (2)[:CN:]- (3)N＞O，原因为：N原子的价电子排布为，O原子的价电子排布为，根据洪特规则，N原子的2p轨道上电子呈半充满状态，能量较低，较稳定，较难失去电子 (4) 12 (5) ds 溶液中的浓度会减小，主要以形式存在，导致Au的浸取率下降 【详解】（1）基态N价层电子排布式为：，故答案为：； （2） 的所有原子均满足8电子稳定结构，其电子式为：[:CN:]-，故答案为：[:CN:]-； （3）N原子的价电子排布为，O原子的价电子排布为，根据洪特规则，N原子的2p轨道上电子排布呈半充满状态，能量较低，较稳定，较难失去电子所以电离能：N＞O，故答案为：N＞O，原因为：N原子的价电子排布为，O原子的价电子排布为，根据洪特规则，N原子的2p轨道上电子呈半充满状态，能量较低，较稳定，较难失去电子； （4）①与距离最近且等距的个数是12个，故答案为：12； ②已知该晶体的密度为，阿伏加德罗常数的值为NA，由KCN的晶胞示意图可知，每个晶胞中含有4个KCN，则晶胞的质量为，根据，该晶胞的边长为，故答案为： ； （5）①Au与Cu同族，则都属于ds区，故答案为ds； ②将金矿砂溶于pH为10.5～11的KCN溶液，得到含的滤液，该过程为氧得电子，反应的离子方程式为：，故答案为：； ③时，溶液中的浓度会减小，主要以形式存在，导致Au的浸取率下降，故答案为：溶液中的浓度会减小，主要以形式存在，导致Au的浸取率下降。 10．（2024·北京·三模）I、 (1)以、合成，是常用的催化剂， ①基态原子价层电子轨道表示式为 ；基态N原子核外电子排布式为 。 ②我国科学家开发出等双中心催化剂，在合成中显示出高催化活性。第一电离能，从原子结构角度解释原因 。 (2)化学工业科学家侯德榜利用下列反应最终制得了高质量的纯碱。 ①极易溶于水的原因是 。 ②在分子中，键角 (填“>”或“<”)，原因为 。 ③分解得。空间结构为 。 (3)、(氨硼烷)储氢量高，是具有广泛应用前景的储氢材料。 比较熔点： (填“>”或“<”)。原因为 。 比较溶水能力： (填“>”或“<”)。原因为 。 Ⅱ、 (4)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形。 (5)根据价层电子对互斥理论，、、的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是 。 (6)下图为的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为 。 (7)气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为 形，其中共价键的类型有 种；固体三氧化硫中存在如图所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为 。 【答案】(1) 位于同一主族，价电子数相同，自上而下，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，第一电离能逐渐减小 (2) 与分子间能形成氢键 < 中心N原子以杂化，N原子有孤电子对，孤电子对与成键电子对间的斥力大于成键电子对与成键电子对间的斥力，因此键角小于 平面三角形 (3) > 二者均为分子晶体，分子间存在氢键，而分子间不存在氢键，且分子极性大于分子，使分子间作用力强于，熔点高于 > 分子与水分子间能够形成氢键，而分子与水分子不能形成氢键；且分子极性大于分子，根据“相似相溶”原理，溶水能力强于 (4)哑铃 (5) (6)二者均为分子晶体，相对分子质量大，分子间范德华力强 (7) 平面(正)三角 2 【详解】（1） ①基态Fe原子价电子排布式为3d64s2，轨道表示式为。基态N原子核外电子排布式为。 ②位于同一主族，价电子数相同，自上而下，电子层数增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，第一电离能逐渐减小。 （2）①NH3能与水分子形成分子间氢键，从而导致氨气极易溶于水。 ②NH3分子空间构型为三角锥形，其中心原子N存在一对孤电子对，对成键电子的排斥作用强于成键电子对成键电子的排斥作用，因此H-N-H键角<109°28′。 ③中C的价层电子对数为3+=3，无孤电子对，采用sp2杂化，空间构型为平面三角形。 （3）二者均为分子晶体，分子间存在氢键，而分子间不存在氢键，且分子极性大于分子，使分子间作用力强于，熔点高于。 分子与水分子间能够形成氢键，而分子与水分子不能形成氢键；且分子极性大于分子，根据“相似相溶”原理，溶水能力强于。 （4）基态S原子电子排布式为1s22s22p63s23p4，电子占据最高能级为3p能级，电子云轮廓图为哑铃形。 （5）H2S中中心原子S的价层电子对数为=4，SO2中S价层电子对数为2+=3，SO3中S价层电子对数为3+=3，因此H2S中心原子价层电子对数不同于其他分子。 （6）S8和SO2都是分子晶体，但是相对分子质量大，分子间范德华力强。 （7）SO3中S价层电子对数为3，采用sp2杂化，无孤电子对，空间构型为平面正三角形。SO3中存在S-Oσ键和大π键，共价键类型有2种。从图中可知，S与周围4个O形成4条单键，该分子中S原子的杂化方式为sp3杂化。 11．（2024·北京·三模）氟化镁钾是一种具有优良光学性能的材料，其晶胞结构如图。以该晶胞结构为基础，将相似离子取代或部分取代，可合成多种新型材料。 (1)①晶体中，每个周围有 个距离最近的。 ②已知晶胞棱长为a nm，则该晶胞的密度为 （用含a的代数式表示计算结果，，，下同）。 ③已知与离子半径相近，从原子结构角度解释原因 。 (2)半径与接近，将部分由取代，可以带来电荷不平衡性和反应活性。从而合成新型催化剂材料。 ①基态中未成对的电子数为 。 ②某实验室合成新型催化剂材料（是平衡电荷引入的填隙阴离子，不破坏原有晶胞结构）。若要合成厚度为、面积为的催化剂材料，理论上需要掺杂的约为 mol。 (3)我国科研工作者以晶体结构为框架，依据“体积匹配原则”合成了具有独特电学性能的晶体。其框架中的由取代，位置嵌入有机阳离子，位置沿棱方向嵌入直线型。与的结构简式分别为和。 ①中心N原子的杂化方式为 。 ②的转动不会影响晶体骨架，这是因为除离子键外，该晶体中微粒间还存在其他相互作用，如邻近的与间还存在 ，上述相互作用不会随的转动改变。 【答案】(1) 6 F-和Mg2+的最外层电子数相同，电子层数：F-<K+，但核电荷数：F-<K+，综合结果：与离子半径相近 (2) 5 (3) sp 配位键 【详解】（1）①由晶胞结构可知Mg2+位于顶点，F-位于棱心，每个顶点周围有6个棱心，则每个Mg2+周围有6个距离最近的F-； ②由均摊法得，1个晶胞中含1个K+、1个Mg2+和3个F-，晶胞质量为，密度为； ③F-和Mg2+的最外层电子数相同，电子层数：F-<K+，但核电荷数：F-<K+，综合结果：与离子半径相近； （2）①基态电子排布式为：，未成对的电子数为5； ②1个KMgF3晶胞中含1个K+、1个Mg2+和3个F-，晶胞的体积为(a×10-9 m)3=a3×10-27m3，合成催化剂的体积为1m2×0.3×10-3m=3×10-4m3，需要晶胞的个数为，需要晶胞物质的量约为，则理论上需要掺杂的Fe3+约为； （3） ①的结构为，中心N原子无孤电子对，存在2个σ键，杂化方式为sp； ②Ath+的转动不会影响晶体骨架，这是因为除离子键外，该晶体中微粒间还存在着其他相互作用，因为Mn2+具有空轨道、有孤电子对，则邻近的Mn2+与还存在着配位键，上述相互作用不会随Ath+的转动改变。 12．（2024·北京·三模）半导体极大地丰富了人们的生活，在众多领域发挥重要作用。 (1)第三代半导体材料成键结构与金刚石相似，晶体中只存在键、键。 ①基态原子的价层电子排布式为 。 ②与中，原子的杂化方式为 ，由此推测在两种晶体中，均存在配位键。以为例，说明与原子间可形成配位键的原因： 。 ③硅是传统半导体材料，晶体硅与金刚石结构相似，但二者性质有所差异。解释金刚石硬度大于晶体硅的原因： 。 (2)以等半导体材料制作的传感器和芯片具有能耗低、效率高的优势。 ①等金属具有良好的导电性，从“电子气”的理论看，原因是 。 ②晶体中部分氧原子被氮原子替代后可改善半导体性能。推断离子键成分百分数：Zn-N Zn-O(填“”或“”)，推测的依据是 。 ③晶胞结构如图： 已知阿伏加德罗常数为，最近的两个氧原子距离为，计算晶体的摩尔体积Vm= 。 【答案】(1) 4s24p1 sp3 铝原子可以提供空轨道，氮原子提供孤电子对 键比键键长短，键能大，硬度大 (2) 自由电子在外加电场中作定向移动 < 的电负性小于 【详解】（1）①为31号元素在原始周期表中第四周第ⅢA族，基态原子的价层电子排布式为4s24p1；②由于成键结构与金刚石相似，金刚石中每个C原子形成4个共价键(即C原子的价层电子对数为4)，C原子无孤电子对，故C原子均采取sp3杂化，由于AlN、GaN与金刚石结构相似，则其晶体中N原子均采取sp3杂化；由于铝原子可以提供空轨道，氮原子提供孤电子对，故与原子间可形成配位键；③晶体硅与金刚石结构相似，但键比键键长短，键能大，故金刚石硬度大于晶体硅； （2）①由于等金属中自由电子在外加电场中作定向移动，故等金属具有良好的导电性；②由于的电负性小于，故离子键成分百分数：Zn-N<Zn-O；③由晶胞结构图知，该晶胞中含有4个Cu和2个O，则该晶胞，由最近的两个氧原子距离为，晶胞的边长为，则一个晶胞的体积为，故晶体的摩尔体积Vm=。 13．（2024·北京·模拟预测）自然界中，纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是分子晶体、共价晶体、金属晶体和离子晶体之间的过渡晶体。以下列出了第三周期几种氧化物晶体中离子键的百分数。 氧化物 MgO 离子键百分数 62 50 41 33 提示：离子键的百分数是通过电负性的差值计算出来的，电负性的差值越大，离子键的百分数越大。 (1)从原子结构角度解释，为什么一般认为氧化镁属于离子晶体，而二氧化硅属于共价晶体： 。 (2)硅元素位于元素周期表的 区。基态硅原子的价层电子排布式为 。 (3)一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于六方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，已知该晶体中晶胞各边长度分别为apm、apm和cpm，两条底边夹角为120°，距离最近的两个B原子之间距离为。 ①该物质化学式为 ； ②距离每个B原子最近的Mg原子有 个； ③该晶体密度为 。 (4)滴定测定含量。 (ⅰ)称取m克硅酸钠样品加热溶解后，配制为250mL待测液。 (ⅱ)移取50mL待测液至250mL锥形瓶中，加入10滴甲基红指示剂【HIn(红色)(黄色)】，摇匀后用0.2000mol/L HCl标准溶液滴定至体系为玫瑰红色，消耗盐酸体积为，体系中有沉淀。 (ⅲ)加入3.0g氟化钠固体，充分反应。 (ⅳ)用0.5000mol/L HCl标准溶液滴定至溶液为玫瑰红色并继续加入至过量，共加入。 (ⅴ)用0.5000mol/L NaOH标准溶液滴定至溶液变为亮黄色，消耗NaOH溶液。 已知：为强电解质，回答问题： ①步骤(ⅲ)中加入NaF后发生化学反应的离子方程式，则加入NaF后的实验现象为 。 ②样品中硅酸钠的纯度为 (用质量分数表示)。 【答案】(1)Mg与Si都属于第三周期，核外电子层数相同，核电荷数Si>Mg，原子半径Si<Mg，原子核对最外层电子的吸引作用(或对键合电子的吸引作用)Si>Mg，电负性Si>Mg。二者电负性都小于O，电负性差值O―Si<O―Mg，MgO的离子性> (2) p (3) 6 (4) 白色沉淀溶解，体系由玫瑰红色(或红色)变为亮黄色(或黄色) 【详解】（1）Mg与Si都属于第三周期，核外电子层数相同，核电荷数Si>Mg，原子半径Si<Mg，原子核对最外层电子的吸引作用(或对键合电子的吸引作用)Si>Mg，电负性Si>Mg。二者电负性都小于O，电负性差值O－Si<O－Mg，MgO的离子性>SiO2，故答案为：Mg与Si都属于第三周期，核外电子层数相同，核电荷数Si>Mg，原子半径Si<Mg，原子核对最外层电子的吸引作用(或对键合电子的吸引作用)Si>Mg，电负性Si>Mg。二者电负性都小于O，电负性差值O－Si<O－Mg，MgO的离子性>SiO2； （2）①硅元素位于第ⅣA族，在元素周期表的p区，故答案为：p； ②基态硅原子的价层电子排布式为：3s23p2； （3）①Mg个数为，有2个B位于晶胞体内，化学式为MgB2，故答案为：MgB2； ②距离每个B原子最近的Mg原子有6个，故答案为：6； ③该晶体中晶胞各边长度分别为apm、apm和cpm，晶胞体积，化学式为MgB2，晶胞质量为，晶体的密度为，故答案为：； （4）①加入NaF后，硅酸与NaF反应，白色溶解，生成OH－，根据平衡，H+被消耗，反应向右进行，体系颜色由玫瑰红色(或红色)变为亮黄色(或黄色)，故答案为：白色沉淀溶解，体系由玫瑰红色(或红色)变为亮黄色(或黄色)； ②根据进行计算，的物质的量， 质量分数=，故答案为：。 14．（24-25高三上·北京·阶段练习）配位滴定是常用的定量分析方法。 (1)乙二胺四乙酸(简写为H4Y，简称EDTA)是分析化学中广泛应用的配位滴定试剂，其结构如图所示。 ①EDTA的组成元素中，位于第二周期且第一电离能最高的是 。基态O的核外电子排布式为 。 ②EDTA在水中的溶解性大于相对分子质量相近的烃类，从微粒间相互作用的角度解释其原因： 。 (2)EDTA在使用时经常制成钠盐，EDTA钠盐的阴离子可与多种金属离子形成配合物，如图所示(M为金属离子)。 ①1 mol EDTA最多可与 mol NaOH反应形成钠盐。 ②图中，中心离子的配位数是 ；碳原子不参与配位的原因是 。 ③pH偏低时，EDTA钠盐阴离子的配位能力会减弱，原因是 。 (3)EDTA的某种钠盐常用于水中金属离子的测定，相关反应及平衡常数表达式如下(电荷已省略)： M + EDTAEDTA-M    K稳EDTA-M = 已知：K稳EDTA-Ca = 5×1010，K稳EDTA-Mg = 5×108。 ①在c(Ca2+)、c(Mg2+)接近的混合溶液中用EDTA的钠盐进行配位滴定，优先被结合的阳离子是 。 ②上述混合溶液中，将pH调至12可提高c(Ca2+)测定的准确性，原因是 。 (4)某种钙的氮化物可用于制荧光粉，其立方晶胞结构如下图。若晶胞棱长为a nm(1 nm=1×10-7 cm，NA表示阿伏加德罗常数的数值)。 ①距离Ca2+最近且等距的N3-有 个。 ②Ca2+与N3-之间的相互作用主要是 键。 ③其晶体密度为 g·cm-3。 【答案】(1) N 1s22s22p4 EDTA中含有羧基和N原子，能与水形成氢键，烃类不能与水形成氢键 (2) 4 6 碳原子价层无孤电子对 N与H+结合后，失去配位能力；-COO-转化为-COOH，配位能力减弱 (3) Ca2+ 调pH至12时，Mg2+大量转化为Mg(OH)2沉淀，溶液中c(Mg2+)明显降低，减少了对加入的EDTA阴离子的消耗 (4) 4 离子键 【详解】（1）①EDTA的组成元素中，位于第二周期的元素是C、N、O，N原子2p能级半充满，结构稳定，N原子第一电离能大于同周期相邻元素，且第一电离能最高的是N。O是8号元素，核外有8个电子，基态O的核外电子排布式为1s22s22p4。 ②EDTA中含有羧基和N原子，能与水形成氢键，所以EDTA在水中的溶解性大于相对分子质量相近的烃类。 （2）①EDTA中含有4个羧基，1 mol EDTA最多可与4mol NaOH反应形成钠盐。 ②图中，中心离子M与4个O、2个N形成配位键，配位数是6；碳原子价层无孤电子对，所以碳原子不参与配位。 ③pH偏低时，氢离子浓度增大，N与H+结合后，失去配位能力；-COO-转化为-COOH，配位能力减弱，所以pH偏低时EDTA钠盐阴离子的配位能力会减弱。 （3）①K稳EDTA-Ca = 5×1010>K稳EDTA-Mg = 5×108，所以在c(Ca2+)、c(Mg2+接近的混合溶液中用EDTA的钠盐进行配位滴定，优先被结合的阳离子是Ca2+。 ②调pH至12时，Mg2+大量转化为Mg(OH)2沉淀，溶液中c(Mg2+)明显降低，减少了对加入的EDTA阴离子的消耗，所以将pH调至12可提高c(Ca2+)测定的准确性。 （4）①由图，晶胞体心的N3-距离最近的Ca2+位于面心，共有6个，根据晶胞的化学式可知，距离Ca2+最近且等距的N3-有4个； ②Ca2+与N3-是阳阴离子，阴阳离子之间的相互作用主要是离子键； ③根据“均摊法”，晶胞中含个N3-、个Ca2+，则化学式为Ca3N2，晶体密度为。 15．（24-25高三上·北京·期中）锂离子电池广泛应用于电源领域。 (1)锂离子电池目前广泛采用溶有六氟磷酸锂()的碳酸酯作电解液。 ①Li、P、F的电负性由大到小的排序是 。 ②中存在 (填序号)。 a．共价键                b．离子键                c．金属键 ③碳酸二乙酯()的沸点高于碳酸二甲酯()原因是 。 ④采用高温处理废旧电解液，会诱发碳酸酯发生变化，增大回收难度。碳酸二甲酯在高温发生如图转化。 EC()发生类似转化的产物是和 (答一种)。 (2)废旧锂离子电池含的正极材料经预处理后，可采用如下原理富集Ni元素。 ①基态的价层电子的轨道表示式是 。 ②DMG中N原子均与配位，且的配位数是4；DMG-Ni中两个配体之间形成分子内氢键。写出DMG-Ni的结构简式(用“…”标出氢键) 。 (3)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x= ， 。 【答案】(1) F >P >Li； a 二者在固态均为分子晶体，碳酸二乙酯与碳酸二甲酯结构相似，前者的相对分子质量大，范德华力大，沸点高 CH2=CH2 (2) (3) 4 13:3 【详解】（1）①同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，元素的电负性变强；同主族由上而下，金属性增强，非金属性逐渐减弱，元素电负性减弱；Li、P、F的电负性由大到小的排序是F >P >Li； ②中P原子和F原子形成共价键，答案选a； ③二者在固态均为分子晶体，碳酸二乙酯与碳酸二甲酯结构相似，前者的相对分子质量大，范德华力大，沸点高； ④由信息可知反应物中2个C-O断裂，形成碳碳键，则发生类似转化的产物是Li2CO3和CH2=CH2。 （2） ①基态的价层电子排布式3d8，轨道表示式是。 ②DMG－Ni中两个配体之间形成分子内氢键，一个配体中和O形成共价键的H与另一个配体中的氧形成氢键，故为； （3）由图可知，白球为Li，据“均摊法”，晶胞中含个Li，则每个晶胞中含有的单元数有4个；图b中含个Li，则相当于中含有个Li，故x=1- = ，可以写为，设亚铁离子为a、铁离子为b，则a+b=16,2a+3b+13=48，得到a:b=13:3。 16．（24-25高三上·北京·阶段练习）比纯金属Pd具有更优异的甲酸氧化电催化活性，其制备流程如下。 (1)基态原子的价层电子轨道表示式为 。 (2)聚乙烯醇中能与或发生配位的原子是 。 (3)的空间结构是 。 (4)原子的第一电离能，从原子结构的角度说明理由 。 (5)的晶胞形状为正方体，结构如上图所示。 ①图中“○”代表 。 ②已知的摩尔质量是，晶胞的密度为，阿伏加德罗常数为，该晶胞的边长为 。() ③Pd和电催化甲酸间接氧化的反应历程如下图所示，吸附在催化剂表面的粒子用*标注。 分析优于Pd的原因 。 【答案】(1) (2)O (3)三角锥 (4)N原子价电子排布是，其2p能级是半充满的，比较稳定；O原子的价电子排布是，其2p能级失去一个电子后会成为稳定的半充满结构 (5) Pd Pd作催化剂时，吸附有较高的能垒，作催化剂更容易吸附，提高反应速率 【详解】（1） Fe为26号元素，基态Fe原子的价层电子轨道表示式为； （2）聚乙烯醇中能与或发生配位的原子是O，因为O原子存在孤对电子； （3）NH3的价层电子对数是4，含有1对孤对电子，空间结构为三角锥形； （4）N原子价电子排布是，其2p能级是半充满的，比较稳定；O原子的价电子排布是，其2p能级失去一个电子后会成为稳定的半充满结构，原子的第一电离能N > O； （5）①灰球位于顶点，个数为，黑球位于面心，个数为：；结合化学式可知灰球代表Pd； ②晶胞的质量为，则晶胞体积V=，则晶胞的边长为：； ③由图可知，Pd作催化剂时，吸附OH*需要克服较高的能垒，较难实现；PdFe3N作催化剂时，Fe容易吸附OH*促进CO*的除去，因此PdFe3N优于Pd。 17．（24-25高三上·北京·阶段练习）氯及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。 (1)基态氯原子价层电子轨道表示式是 。 (2)三氯乙酸（）主要用作生物化学药品提取。 ①三氯乙酸的酸性强于乙酸，原因是 。 ②三氯乙酸与足量的反应的离子方程式： 。 (3)聚氯乙烯广泛用于建筑管材等，由氯乙烯合成：。 ①合成反应为放热反应，说明碳碳间的键与键中更牢固的是 。 ②在中，的1个 轨道与的轨道重叠形成键。 (4)是制备氯乙烯的原料。在含铜化合物A、B的作用下，、、乙烯转化为，过程如图1所示。 ①图2表示的是 （填“A”或“B”）的晶胞。 ②图2所示晶胞的形状为立方体，边长为。已知的摩尔质量为，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 【答案】(1) (2) -CCl3的吸电子能力强，导致三氯乙酸中的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子 (3) σ键 sp2杂化 (4) A 【详解】（1）氯元素的原子序数为17，核外共有17个电子，其基态价层电子排布式为3s23p5，轨道表示式为； （2）①氯元素的电负性大于氢，-CCl3的吸电子能力强，所以三氯乙酸中O－H键的极性大于乙酸，更易电离出氢离子； ②三氯乙酸的酸性强于乙酸，三氯乙酸与足量碳酸钠反应生成碳酸氢钠，； （3）①该反应中，断开碳碳间的π键，形成碳碳间的σ键，该过程中放出热量，说明π键的能量比σ键高，能量越低越稳定，所以更牢固的是σ键； ②在CH2=CHCl中，碳原子为sp2杂化，所以C的1个sp2杂化轨道与Cl的轨道重叠形成C-Cl σ键; （4）①由图1可知，A被氧气氧化生成B，故A为CuCl，B为CuCl2；由图2可知，铜原子位于晶胞顶点和面心，所以每个晶胞中含有铜原子的个数为，氯原子全部位于晶胞内部，所以每个晶胞中含有氯原子的个数为4，晶胞中氯原子和铜原子的个数比为1:1，故图2表示的是A的晶胞； ②每个晶胞中平均含有4个氯原子和4个铜原子，。 18．（24-25高三上·北京·期中）锂电池是一种高效、环保电池，在生活中应用广泛。 Ⅰ．作为锂电池中用到的电解质材料之一，(阴离子bfsi-结构见下图A)深受关注。 (1)基态锂原子的轨道表示式为 。 (2)的制备前体，可由C的氟化反应得到。C分子中，两个键角均为117°，S-N-S键角为126°，N的原子轨道杂化类型为 。 (3)B溶于某溶剂发生自耦电离()，阳离子F的结构式为 。 (4)B和D水溶液均呈酸性，相同温度下，值大小关系：B D(填“>”或“<”)；沸点大小关系：B(170℃)>E(60.8℃)，原因是 。 Ⅱ．高纯度氧化锂可用于锂电池。 一种制备方法是： i．向磨细的粉末中加入一定量的过氧化氢，加热，一定条件下回收得到； ii．真空下焙烧，得到。 (5)i中反应分为2步，写出第一步反应的化学方程式。 第一步： 。 第二步： (6)晶胞形状为立方体，边长为，结构如图。阿伏加德罗常数的值为，则的密度为 。(用代数式表示，) 【答案】(1) (2) (3)或 (4) > B分子间存在氢键 (5) (6) 【详解】（1） Li是3号元素，电子排布式为1s22s1，轨道表达式为； （2）C分子中，两个键角均为117°，S-N-S键角为126°，则两个键角和S-N-S键角之和117°2+126°=360°，说明H、N和2个S原子位于同一平面上，则N原子采取sp2杂化，故答案为：sp2； （3） 由原子个数和电荷总数守恒可知，阳离子F的结构式可能为或，故答案为：或； （4）氟原子是吸电子基，会使氮氢键的极性增强，电离出氢离子的能力增大，乙基是推电子基团，会使氮氢键的极性减弱，电离出氢离子的能力减弱，则B的酸性强于D；由图可知，B分子能形成分子间氢键，E分子不能形成分子间氢键，所以B的分子间作用力强于E，沸点强于E，故答案为：B分子间存在氢键； （5）和过氧化氢，加热得到 ，总反应①为，反应分为2步，已知第二步②为，第一步反应为，化学方程式 。答案：； （6）晶胞可知一个晶胞中含有8个Li+、4个O2-。则的密度为。答案：。 19．（24-25高三上·北京·阶段练习）含氮化合物具有非常广泛的应用。 (1)基态氮原子的核外电子排布式为 。 (2)氮元素可以与短周期金属元素形成化合物。是离子化合物，比较两种微粒的半径： (填“>”、“<”或“=”)，从结构角度解释 。 (3)氮元素与过渡金属元素形成的化合物，常具备高硬度、高化学稳定性和优越的催化活性等性质。某三元氮化物是良好的超导材料，其晶胞结构如图所示。 ①基态原子价层电子的轨道表示式为 。 ②与原子距离最近且相等的原子有 个。 ③表示阿伏加德罗常数的值。若此晶体的密度为，则晶胞的边长为 。() (4)氨气是氮的重要化合物，法是工业上常使用的合成氨技术。 将和充入到容积为的恒容密闭容器中模拟反应，测得数据如下图所示。 ①图甲中反应达到平衡时的平均反应速率 。 ②图乙的平衡体系中A、B、C三点的平衡常数间的大小关系是 。 ③针对反应速率与平衡产率之间的矛盾，我国科学家研究发现采用(M表示金属)复合催化剂能在较低的温度下合成，可有效缓解这一矛盾。文献报道了可能的催化历程经如下三步完成，请填写第iii步。 第i步：(在M表面解离) 第ii步： 第iii步： 。 【答案】(1) (2) < 和的核外电子排布相同(即电子层数和最外层电子数均相同)，核电荷数，原子核对最外层电子引力，离子半径。 (3) 12 (4) 【详解】（1）N为7号元素，基态N原子的核外电子排布式为1s22s22p3。 （2）具有相同电子排布的离子，原子序数大的离子半径小，则半径：＜，从结构角度解释原因为：和的核外电子排布相同(即电子层数和最外层电子数均相同)，核电荷数，原子核对最外层电子引力，离子半径。 （3） ①基态Ni原子的价电子排布式为3d84s2，基态原子价层电子的轨道表示式为。 ②根据晶胞结构可知，Zn在顶点，Ni在面心，与原子距离最近且相等的原子有12个。 ③表示阿伏加德罗常数的值。若此晶体的密度为，根据均摊法，则一个晶胞含有1个N，个Ni，个Zn，化学式为ZnNi3N；晶胞的质量为，体积为，所以边长为。 （4）①由图甲可知，X表示氨气、Y表示氢气，10min反应达到平衡时，氨气的浓度为0.5mol/L，由化学方程式可知，10min内氢气的反应速率为=0.075 mol/(L·min)，或者10min内氢气的反应速率为=0.075 mol/(L·min)； ②由图可知，A点反应温度低于300℃，B、C点反应温度为300℃，平衡常数为温度函数，温度不变，平衡常数不变，则B点平衡常数与C点相等，合成氨反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，则图乙的平衡体系中A、B、C三点的平衡常数间的大小关系是: 。 ③由盖斯定律可知，反应ⅰ+2×ⅱ+ⅲ得到合成氨反应:，则反应ⅲ的方程式为3H2+2LiNH=2NH3+2LiH。 20．（24-25高三上·北京·期中）某钠离子电池以的碳酸丙烯酯溶液作电解质溶液，作正极材料，Na作负极材料。 (1)与环氧丙烷()在一定条件下反应制得碳酸丙烯酯。 ①的电子式是 。 ②环氧丙烷中，O原子的杂化轨道类型是 杂化。 ③沸点：环氧丙烷 (填“>”或“<”)，解释其原因： 。 (2)溶液与溶液混合可制备晶体。 ①配位体中，提供空轨道的中心离子是 。 ②基态离子的价层电子轨道表达式是 。 ③的性质与卤素离子相近，被称为拟卤离子，被称为拟卤素。 ⅰ．与反应的生成物的结构式分别是、 。 ⅱ．HCN有酸性但乙炔无明显酸性，HCN的酸性比乙炔的强的原因是 。 (3)钠离子电池的正极材料)在充、放电过程中某时刻的晶胞示意图如下。 ①该时刻的晶胞所示的中， 。 ②已知阿伏加德罗常数为的摩尔质量为，晶胞的长宽高分别为a、b、a(单位为nm，)，求此时晶胞的密度= 。 【答案】(1) sp3 > 环氧丙烷与CO2都为分子晶体，环氧丙烷的相对分子质量比CO2的大，环氧丙烷分子间作用力更大 (2) Fe2+ H-C≡N N的电负性比较大，-CN为吸电子基团，使得C-H键极性变强，易发生断裂，体现酸性 (3) 1 【详解】（1） ①二氧化碳是共价化合物，形成共价键，碳和氧原子之间形成两对共用电子对，其电子式为：。 ②环氧丙烷中，O原子形成2个σ键，还有2个孤电子对，价层电子对数为4，为sp3杂化； ③环氧丙烷与CO2都为分子晶体，环氧丙烷的相对分子质量比CO2的大，环氧丙烷分子间作用力更大，沸点更高，故沸点：环氧丙烷>； （2）①配位体中，Fe2+为中心离子，CN-为配位离子，故提供空轨道的中心离子是Fe2+。 ②铁的原子序数是26，基态的价层电子排布式为3d6，则离子的价层电子轨道表示式为。 ③i．根据卤素分子与水反应可知，(CN)2与H2O反应生成H-O-C≡N和H-C≡N； ii．HCN有酸性但乙炔无明显酸性，HCN的酸性比乙炔的强的原因是N的电负性比较大，-CN为吸电子基团，使得C-H键极性变强，易发生断裂，体现酸性。 （3）①由晶胞结构可知：4个Na+位于体内，Mn位于顶点和面心，Mn原子的个数为：8×+6×=4，故Na：Mn=4：4=1：1，故x=1； ②该晶胞含有4个，晶胞的密度。 21．（24-25高三上·北京西城·期中）、均为重要的半导体材料，可应用于生物标记和荧光显示领域，并在光电器件、生物传感和激光材料等方面也得到了广泛的应用。 (1)基态原子的价层电子排布式为： 。 (2)在周期表中的位置为： 。 (3)S与P在周期表中是相邻元素，两者的第一电离能：S P(填“>”或者“<”)。 (4)的一种晶体为闪锌矿型结构，晶胞结构如图所示。 ①晶胞中，与原子距离最近且相等的原子有 个。 ②已知，晶胞边长，阿伏加德罗常数为，的摩尔质量为。则晶体的密度是 。() (5)电化学沉积法可用于制备，其装置示意图如下。 电解过程中阳极有无色气泡产生，在阴极生成，纯度及颗粒大小会影响性能，沉积速率过快容易团聚。 ①已知，是弱酸。控制合适的电压，可以使转化为纯净的，写出阴极的电极反应式： 。 ②研究表明，为得到更致密均匀的薄膜，可用二甲基甲酰胺()做溶剂降低浓度，从结构的角度分析原因： 。 【答案】(1) (2)第四周期第VIA族 (3)< (4) 4 (5) 二甲基甲酰胺()中的原子和原子均有孤电子对，能与形成配位键，从而形成络合物，降低的浓度 【分析】本题以和为载体考查电化学以及物质结构和性质，意在考察化学基本素养及创新探究意识。 【详解】（1）已知Zn是30号元素，其基态原子的核外电子排布式为：[Ar]3d104s2，故其基态Zn原子的价层电子排布式为，故答案为：； （2）是34号元素，其基态原子的核外电子排布式为：[Ar]3d104s24p4，根据最高能层序数等于周期序数，最外层电子数等于主族序数，故在周期表中的位置为第四周期第ⅥA族； （3）S与P在周期表中是相邻元素，S的价层电子排布式为：3s23p4，而P的价层电子排布式为：3s23p3，P原子的3p能级处于半充满的稳定结构，故其第一电离能大于S，故答案为：＜； （4）①取晶胞面心的Cd原子可知与Cd原子距离最近且相等的原子有2×2=4个，故答案为：4；②由晶胞示意图可知，一个晶胞中含有Cd的个数为：=4，Se个数为4，晶胞边长a nm，则一个晶胞的体积为：(a×10-7)3cm3，阿伏加德罗常数为，CdSe的摩尔质量为，一个晶胞的质量为：g，则CdSe晶体的密度是=，故答案为：； （5） ①电解过程中阳极有无色气泡产生，阳极发生氧化反应，电极反应为：2H2O-4e-=4H++O2↑，已知H2SeO3是弱酸，控制合适的电压，可以使Cd2+转化为纯净的CdSe，CdSe在阴极生成，阴极发生还原反应，则阴极的电极反应式为：，故答案为：；②用二甲基甲酰胺( )做溶剂可以降低浓度的原因为：二甲基甲酰胺( )中的O原子和N原子均有孤电子对，能与Cd2+形成配位键，从而形成络合物，降低的浓度。 【点睛】本题考察物质的结构和性质，为高考常见题型和高频考点，侧重学生知识综合应用，注意对题目信息的获取与使用。 22．（24-25高三上·北京·期中）铁元素在人体健康和新材料研发中有重要的应用。 (1)邻二氮菲(phen)与生成稳定的橙红色邻二氮菲亚铁离子，可用于补铁剂中的测定，邻二氮非的结构简式如图所示。 ①邻二氮菲的一氯代物有 种。 ②补铁剂中的易被氧化变质，请从结构角度解释其原因： 。 ③用邻二氮非测定浓度时应控制pH为5~6的适宜范围，请解释原因： 。 (2)邻二氮非结构中包含吡啶环()，含有类似结构的物质通常具有一定的碱性。已知此类物质的碱性随N原子电子云密度的增大而增强。 现有、、三种物质， ①按碱性从强到弱排序 。 ②结合物质的结构，解释碱性存在差异的原因： 。 (3)氢气的安全贮存和运输是氢能应用的关键，铁镁合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图所示。 ①距离Mg原子最近的Fe原子个数是 。 ②若铁镁合金晶胞棱长为acm，则晶体密度为 g/cm3(阿伏加德罗常数的值用表示)。 ③若该晶体储氢时，分子在晶胞的体心和棱心位置，则含Mg48g的该储氢合金可储存标准状况下的体积约为 L。 【答案】(1) 4 Fe2+的价电子排布式是3d6，易失去一个电子形成3d5半满稳定结构，故易被氧化成Fe3+ 当H+浓度较高时，邻二氮菲中的N体现碱性，会优先与酸反应生成盐，导致与Fe2+配位能力减弱，而当OH-浓度较高时，OH-与Fe2+反应生成沉淀，也影响Fe2+与邻二氮菲配位 (2) >> 类似吡咯环结构的物质呈现碱性是因为N原子有孤电子对，给出电子与H+形成配位键，-CH3是推电子基团，使中N原子更易给出电子，碱性增强，-Cl是吸电子基团，使中N原子难以给出电子，碱性减弱 (3) 4 22.4 【详解】（1） ①如图，邻二氮菲分子中含有4种不同位置的H原子，故其一氯代物有4种；②从结构角度来看，Fe2+的价电子排布式是3d6，易失去一个电子形成3d5半满稳定结构，故易被氧化成Fe3+；③用邻二氮菲测定Fe2+浓度时应控制pH在适宜范围，这是因为当H+浓度较高时，邻二氮菲中的N体现碱性，会优先与酸反应生成盐，导致与Fe2+配位能力减弱，而当OH-浓度较高时，OH-与Fe2+反应生成沉淀，也影响Fe2+与邻二氮菲配位； （2） 类似吡咯环结构的物质呈现碱性是因为N原子有孤电子对，给出电子与H+形成配位键，-CH3是推电子基团，使中N原子更易给出电子，碱性增强，-Cl是吸电子基团，使中N原子难以给出电子，碱性减弱，故碱性强弱为＞＞； （3）①由晶胞结构可知Mg原子与周围距离最近的4个Fe原子形成四面体结构，则距离Mg原子最近的Fe原子个数是4；②在晶胞中，Fe原子位于顶角和面心，个数为=4，Mg原子位于体内，个数为8，则1mol晶胞的质量为4×56+8×24=416g，体积为aNAcm3，则晶胞密度为g∙cm-3；③H2分子在晶胞的体心和棱心位置，则1个晶胞中储存氢气的个数为=4，则晶胞中Mg原子与氢气的关系：2Mg~H2，含48g即2molMg的储氢合金吸收1molH2，在标准状况下体积为22.4L。 23．（24-25高三上·北京·期中）(一)我国科学家发现催化剂可高效活化，实现物质的高选择性氧化，为污染物的去除提供了新策略。污染物去除的催化反应过程示意图如图。 (1)Fe元素在元素周期表中的位置是 ；基态O原子中，电子占据的最高能层的符号是 ，处于最高能级的电子的运动状态共有 个。 (2)污染物X在电极a上的反应式是 。 (二)科研团队研究了分别为、和［也可以写作]的反应能力，发现中心原子含有孤电子对的物质易被氧化。 (3)基态As原子的价层电子排布式是 。 (4)中的键角 (填“>”“<”或“=”)中的键角，原因是 。 (5)的结构是，P原子的杂化轨道类型是 。 (6)比较反应能力： (填“>”“<”或“=”)，原因是 。 (7)晶胞的体积为，晶体密度为，阿伏加德罗常数的值为，一个晶胞中原子的个数为 (的摩尔质量：160g/mol)。 【答案】(1) 第四周期第Ⅷ族 L 4 (2)X+H2O-2e-XO+2H+ (3)4s24p3 (4) < 中氮原子的价层电子对数为，为V形结构，中氮原子的价层电子对数为，为平面三角形，中含有孤电子对，有较大的排斥力，故的键角小于的键角 (5)sp3 (6) < 中磷原子无孤电子对，中砷有孤电子对 (7) 【详解】（1）Fe是26号元素，在元素周期表中的位置是第四周期第Ⅷ族；基态O原子的电子排布式为1s22s22p4，电子占据的最高能层的符号是L，每个电子的运动状态都不同，处于最高能级2p的电子的运动状态共有4个； （2）由图可知，污染物X在电极a上失去电子生成XO和H+，根据得失电子守恒和电荷守恒配平电极方程式为：； （3）基态砷为33号元素，其价层电子排布式为4s24p3； （4）中氮原子的价层电子对数为，为V形结构，中氮原子的价层电子对数为，为平面三角形，中含有孤电子对，有较大的排斥力，故的键角小于的键角； （5）中磷原子无孤电子对，形成4个键，故杂化类型为sp3； （6）中心原子含有孤电子对的物质易被氧化，中P原子孤电子对的数目为=0，中As原子孤电子对的数目为1，中磷原子无孤电子对，中砷有孤电子对，故反应能力<； （7）晶胞的质量为ρVg，故一个晶胞中氧化铁的物质的量为mol，铁原子的物质的量为mol，一个晶胞中Fe原子的个数为。 24．（24-25高三上·北京朝阳·期中）氯及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。 (1)基态氯原子价层电子轨道表示式是 。 (2)三氯乙酸()主要用作生物化学药品提取。 ①三氯乙酸的酸性强于乙酸，原因是 。 ②按如下示例，画出乙酸分子的空间结构模型： 。 (示例：乙醇的空间结构模型可以表示为) (3)聚氯乙烯广泛用于建筑管材等，由氯乙烯合成：。 ①合成反应为放热反应，说明碳碳间的π键与σ键中，更牢固的是 。 ②在中，C的1个 轨道与的轨道重叠形成键。 (4)是制备氯乙烯的原料。在含铜化合物A、B的作用下，、乙烯转化为，过程如图1所示。 ①图2表示的是 (填“A”或“B”)的晶胞。 ②图2所示晶胞的形状为立方体，边长为。阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 【答案】(1) (2) 的吸电子能力强，导致三氯乙酸中的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子 (3) σ键 杂化 (4) A 【详解】（1） 氯元素的原子序数为17，核外共有17个电子，其基态价层电子轨道表示式为，故答案为：； （2）①氯元素的电负性大于氢，吸电子能力强，所以三氯乙酸中O－H键的极性大于乙酸，更易电离出氢离子，故答案为：的吸电子能力强，导致三氯乙酸中的羧基中的羟基的极性更大，更易电离出氢离子； ②乙酸分子的空间结构模型为； （3）①该反应中，断开碳碳间的π键，形成碳碳间的σ键，该过程中放出热量，说明π键的能量比σ键高，能量越低越稳定，所以更牢固的是σ键，故答案是：σ键； ②在中，碳原子为杂化，所以C的1个杂化轨道与的轨道重叠形成键，故答案为：杂化； （4）①由图1可知，A被氧气氧化生成B，故A为CuCl，B为CuCl2；由图2可知，铜原子位于晶胞顶点和面心，所以每个晶胞中含有铜原子的个数为，氯原子全部位于晶胞内部，所以每个晶胞中含有氯原子的个数为4，晶胞中氯原子和铜原子的个数比为1:1，故图2表示的是A的晶胞； ②每个晶胞中平均含有4个氯原子和4个铜原子，所以一个晶胞的质量为，由该晶体密度，故答案为：。 25．（24-25高三上·北京海淀·阶段练习）锡(Sn)是现代“五金”之一，广泛应用于合金、半导体工业等。 (1)Sn位于元素周期表的第5周期第ⅣA族，属于 区。 (2)白锡和灰锡是单质Sn的常见同素异形体。二者晶胞如图：白锡具有体心四方结构：灰锡具有立方金刚石结构。 ①白锡中每个Sn原子周围与它最近且距离相等的Sn原子有 个。 ②若灰锡的晶胞体积为vnm³，则灰锡晶体的密度是 g/cm3。(1 nm=10-7cm) (3)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物，SnCl2可被氧化得到SnCl4。 ①SnCl2分子的VSEPR模型名称是 。 ②SnCl4的Sn—Cl键是由锡的 轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。 ③SnCl2分子中，Cl—Sn—Cl键角小于120°的原因是 。 (4)C、Si是与Sn同主族的两种元素。 ①二者电负性C Si，从原子结构角度解释原因 。 ②金刚石的熔点高于晶体硅，说明原因 。 【答案】(1)p (2) 8 (3) 平面三角形 sp3杂化 Sn的价电子对数为3，有1对孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电子对之间的斥力，孤电子对对成键电子对有挤压作用，导致键角变小 (4) 大于 C的半径比Si小，对电子的吸引能力更强 两者均为共价晶体，Si—Si键的键长比C—C键更长，键能更小，熔点更低 【详解】（1）Sn位于元素周期表的第五周期第ⅣA族，其价电子排布为5s25p2，属于p区元素。 答案为p。 （2）①分析晶胞结构可知，白锡中每个Sn原子周围与它最近且距离相等的Sn原子有8个，如体心中的Sn原子，周围有8个位于顶点的Sn原子距离它最近且距离相等。 ②灰锡晶胞中，有8个Sn位于顶点，被8个晶胞所共用；有6个Sn位于面心，被2个晶胞所共用；有4个Sn位于晶胞内，被此晶胞单独所有；则1个晶胞中含有个Sn原子。根据密度，灰锡的体积为vnm3=v×10-21cm3，质量，则。 答案为8    。 （3）①SnCl2的中心原子Sn的价层电子对数=，因此SnCl2分子的VSEPR模型名称平面三角形。 ②SnCl4的中心原子Sn的价层电子对数=，中心原子采取sp3杂化，因此SnCl4的Sn—Cl键是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。 ③SnCl2分子的中心原子采用sp2杂化，含有1对孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电子对之间的斥力，孤电子对对成键电子对有挤压作用，导致键角变小。 答案为平面三角形    sp3杂化    Sn的价电子对数为3，有1对孤电子对，孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电子对之间的斥力，孤电子对对成键电子对有挤压作用，导致键角变小。 （4）①元素周期表从下到上，从左到右，得电子能力越来越强，电负性越来越大，所以电负性：C>Si；原子结构角度的原因是C原子的半径比Si原子更小，对电子的吸引能力更强。 ②金刚石和晶体硅均为共价晶体，共价晶体的熔点与共价的强度有关。Si原子的半径更大，Si—Si的键长更长，键能更小，熔点更低。 答案为C的半径比Si小，对电子的吸引能力更强    Sn位于元素周期表的第五周期第ⅣA族，其价电子排布为5s25p2，属于p区元素。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 N N · · · · · · · · O · · · · · · · · $$ 重难点12 物质结构与性质综合题 考点 三年考情分析 2025考向预测 核外电子排布、电离能、电负性、价层电子对互斥理论应用、杂化类型、晶体、晶胞 2024·北京卷T15；2023·北京卷T15；2022·北京卷T15； 预计2025年高考考查核外电子排布、电离能、电负性、价层电子对互斥理论应用、杂化类型、晶体、晶胞等综合应用。 【思维导图】 【高分技巧】 一、原子的核外电子排布 考点点击：考查1-36号元素的原子和离子的基态核外电子排布、外围电子排布式（价电子排布式）、轨道表示式及由核外电子排布对元素进行推断。 备考提示：熟悉背诵1-36号元素，重点是第四周期的金属原子或金属阳离子，区分核外电子排布式、外围电子排布式、轨道表示式（电子排布图）表示方式的不同，特别要关注Cu、Cr核外电子排布的特殊性，同时注意电子排布式“原子实”的简写。 1．原子核外电子排布三原理 能量最低原理 原子核外电子尽可能占有能量低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于最低的能量状态。 泡利原理 1个原子轨道里最多容纳2个电子，且自旋方向相反。 洪特规则 电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋方向相同。 特例：若s、p、d轨道上全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)或全满(p6、d10、f14)，则结构较稳定！ 2．基态原子核核外电子排布式的表示方法 电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如 K：1s22s22p63s23p64s1 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1 轨道表示式 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为： 以下是表示铁原子和铁离子的3种不同化学用语 表示方法 Fe Fe2＋ Fe3＋ 原子(或离子)结构示意图 电子排布式 [Ar]3d64s2 [Ar]3d6 [Ar]3d5 外围电子排布式(价电子排布式) 3d64s2 —— —— 轨道表示式 [Ar] [Ar] [Ar] 特别提醒 由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时是先排4s轨道再排3d轨道，而失电子时，却先失4s轨道上的电子！ 二、主族元素第一电离、电负性周期性变化规律 考点点击：主族元素之间的第一电离、电负性的大小比较 备考提示：ⅡA、ⅤA元素最外层电子处于全充满和半充满的状态，第一电离能比相邻族的要大，同一周期从左到右，元素的第一电离从小到大的顺序是：ⅠA<ⅢA<ⅡA<ⅣA<ⅥA<ⅤA <ⅦA，同一主族从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。 电离能 递变性 同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大 同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。 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，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1 电负性 递变性 同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势 应用 ①判断金属性怀非金属性强弱：金属的电负性通常小于1.8 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大者显负价 ③判断化学键类型：两元素的电负性差值大于1.7为离子键 三、杂化轨道与空间构型 考点点击：杂化轨道类型的判断、空间构型的判断、等电子体的书写与利用等电子原理书写电子式、结构式、判断空间构型 备考提示： 1.原子的杂化轨道数=σ键+孤对电子对数=（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×配位原子个数) ÷2； ①当中心原子采用sp3杂化，有4个配位原子，则为四面体，若有3个配位原子，则有一杂化轨道被孤对电子占据，略去孤对电子，就是分子的空间结构，故为三角锥形，有2个配位原子，为V形； ②当中心原子采用sp2杂化，有3个配位原子，为平面三角形，有2个配位原子，为V形； ③当中心原子采用sp杂化，则为直线形。 2. 等电子体是指原子数目和价电子（主族元素即为最外层电子）总数都相等的分子或离子间的互称。 3. 书写时可以通过在同主族元素中找替代元素、在同周期相邻元素通过得失电子替换元素（离子）、价电子数分摊法（同时改变配位原子，中心原子） 等技巧快速书写。 4. 电子体具有相似的结构与性质，可推测其它微粒的结构与构型如：SCN-、N2O，和CO2互为等电子体，故可以根据CO2电子式推测电子式分别为：、 5.判断分子中心原子的杂化类型方法 ①根据杂化轨道的空间分布构型判断 a.若杂化轨道在空间的分布为正四面体形或三角锥形，则分子的中心原子发生sp3杂化。 b.若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。 c.若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。 ②根据杂化轨道之间的夹角判断 若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。 ③根据等电子原理进行判断 如CO2是直线形分子，CNS－、N与CO2是等电子体，所以分子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。 ④根据中心原子的价层电子对数判断 如中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。 ⑤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，含两个π键为sp杂化。 6．价层电子对数计算 价层电子对数(n) n＝σ键数＋中心原子上的孤电子对数 说明：σ键电子对数＝中心原子结合的原子数 中心原子上的孤电子对数(f) f＝(a－xb) ①a表示中心原子的价电子数 对于主族元素：a＝原子的最外层电子数 对于阳离子：a＝中心原子的价电子数－离子的电荷数 对于阴离子：a＝中心原子的价电子数＋离子的电荷数(绝对值) ②x表示与中心原子结合的原子数。 ③b表示与中心原子结合的原子最多能接受的电子数(氢为1，其他原子＝8－该原子的价电子数) 7．空间构型判断 价层电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型(理想几何构型) 分子空间构型(实际几何械型) 实例 2 2 0 直线形 直线形 BeCl2 3 3 0 平面正三角形 三角形 BF3 2 1 V形 SnBr2 4 4 0 正四面体形 正四面体形 CH4 3 1 三角锥形 NH3 2 2 V形 H2O 四、化学键与物质的性质 考点点击：σ键和π键的数目判断、配位键与配合物、极性分子与非极性分子 范德华力与氢键对物质性质的影响 备考提示： ①共价键按轨道重叠方式分为：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）；按两原子间成键的数目分为单键(单键、配位键全是σ键)、双键(一个是σ键，另一个是π键)、三键(一个是σ键，另两个是π键)。 ②由极性键构成的非极性分子在结构上要高度对称，如直线形、平面正三角形，正四面体这样才能使正负电荷的中心重合，物理性质上相似相溶。 ③氢键是当氢原子与电负性大（N、O、F）的原子以共价键结合时产生的特殊分子间作用力，使物质的熔沸点升高，溶解性变大。 1.化学键的类型 分类依据 形成共价键的 原子轨道重叠方式 形成共价键的 电子对是否偏移 原子间 共用电子对的数目 类型 σ键 π键 极性键 非极性键 单键 双键 三键 电子云 “头碰头”重叠 电子云“肩并肩”重叠 共用电子对发生偏移 共用电子对不发生偏移 原子间有一对共用电子对 原子间有两对共用电子对 原子间有三对共用电子对 s—s s—p p—p p—p 实例 H2 HCl Cl2 N2 HCl I2 HCl CH2＝CH2 CH≡CH 提醒 σ键和π键判断：①σ键稳定，π键活泼；②共价单键是σ键；③共价双键中有一个σ键和一个π键；④共价三键中有一个σ键和两个π键。 σ键和π键的识别和计算 σ键和π键的识别 键线式呈现的结构，不能忽略省去的碳氢键 含有苯环的结构，不能忽略苯环中的碳氢键 1 mol苯分子中含有σ键的物质的量为12 mol。乙炔分子中σ键和π键的数目之比是3∶2。HCOONa中σ键和π键的数目之比是3∶1 配合物中的σ键和π键(一般，配位键是σ键) 由内界与外界组成的配合物：内界和外界之间一般存在离子键，如[Cu(NH3)4]SO4中，[Cu(NH3)4]2＋与SO之间是离子键，内界与外界中均含有σ键。1 mol [Cu(NH3)4]SO4中含有σ键的物质的量为20 mol 无外界的配合物，直接计算内界中的σ键数目。1 mol [Fe(CO)5]中含有σ键的物质的量为10 mol，π键的物质的量为10 mol 2．分子间作用力 (1)概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。 (2)分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 (3)强弱：范德华力＜氢键＜化学键。 (4)范德华力 主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 (5)氢键 ①形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。 ②表示方法：A—H…B ③特征：具有一定的方向性和饱和性。 ④分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 ⑤分子间氢键对物质性质的影响 主要表现为使物质的熔、沸点升高，对电离和溶解度等产生影响。 3．分子的性质 (1)分子的极性 类型 非极性分子 极性分子 形成原因 正电荷中心和负电荷中心重合的分子 正电荷中心和负电荷中心不重合的分子 存在的共价键 非极性键或极性键 非极性键或极性键 分子内原子排列 对称 不对称 ①非极性分子与极性分子的判断 ②对于ABn型分子，一般情况下，若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则该分子为非极性分子，否则为极性分子。 ③键的极性、分子空间构型与分子极性的关系 类型 实例 键的极性 空间构型 分子极性 X2 H2、N2 非极性键 直线形 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线形 极性分子 XY2 (X2Y) CO2、CS2 极性键 直线形 非极性分子 SO2 极性键 形 极性分子 H2O、H2S 极性键 形 极性分子 XY3 BF3 极性键 平面正三角形 非极性分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子 XY4 CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子 (2)分子的溶解性 ①“相似相溶”的规律：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。若能形成氢键，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(C2H5OH和H2O中的羟基相近)，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 ③“相似相溶”规律可用于解释一些物质溶解现象，如HCl(极性分子)易溶于H2O(极性溶剂)，可做喷泉实验；苯(非极性溶剂)可萃取水(极性溶剂)中的溴(非极性分子)。 (3)分子的手性 ①手性异构：具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手和右手一样互为镜像，在三维空间里不能重叠的现象。 ②手性分子：具有手性异构体的分子。 ③手性碳原子：在有机物分子中，连有四个不同基团或原子的碳原子。含有手性碳原子的分子是手性分子， 如。 (4)无机含氧酸分子的酸性 对于同一种元素的无机含氧酸来说，该元素的化合价越高，其含氧酸的酸性越强。如果把含氧酸的通式写成(HO)mROn，R相同时，n值越大，R的正电性越高，R—O—H中的氧原子的电子就会越向R偏移，在水分子的作用下，就越容易电离出H＋，酸性也就越强。如H2SO3可写成(HO)2SO，n＝1；H2SO4可写成(HO)2SO2, n＝2。所以酸性：H2SO4H2SO3。同理，酸性：HNO3HNO2，HClO4HClO3HClO2HClO。 五、 晶体类型与晶胞的计算 考点点击：原子晶体、金属晶体、离子晶体类型及性质、晶胞的计算确定化学式 备考提示： ①活泼金属氧化物、强碱和绝大多数盐类属于离子晶体（AlCl3、BeCl2例外，属于分子晶体）； 大多数非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、酸和大多数有机物以及惰性气体均属于分子晶体； 金属单质（除汞外）和合金属于金属晶体； 金刚石、晶体硅、晶体二氧化硅、碳化硅、硼等属于原子晶体。 熔沸点低的单质和化合物一般为分子晶体； 熔沸点较高的化合物一般为离子晶体；熔沸点很高的一般为原子晶体。 ②正四面体晶胞计算：顶点贡献1/8、棱边1/4、面心1/2、体心1；正六面体晶胞计算顶点贡献1/6、侧棱边1/3、其它棱边1/4、面心1/2、体心1。另外写化学式时一般写最简整数比。 1．晶胞结构的分析 (1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶体中，Na＋周围的Na＋数目(Na＋用“”表示)： 每个面上有4个，共计12个。 (2)记住常见晶体如干冰、冰、金刚石、SiO2、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空间结构及结构特点。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相同时，可以直接套用该种结构。 2．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法 (1)原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是。 (2)方法 A.长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的微粒数的计算方法如图所示： B.非长方体晶胞中粒子视具体情况而定： a．三棱柱 b．六棱柱 熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相同时，可以直接套用该种结构。 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) 3．“均摊法”在晶胞组成计算中的应用 (1)计算一个晶胞中微粒的数目 非平行六面体形晶胞中微粒数目的计算同样可用“均摊法”，其关键仍是确定一个微粒为几个晶胞所共有。例如，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，那么一个六边形实际有6×＝2个碳原子。 又如，六棱柱晶胞(MgB2晶胞)如图： 。顶点上的原子为6个晶胞(同层3个，上层或下层3个)共有，面上的原子为2个晶胞共有，因此镁原子个数为12×＋2×＝3个，硼原子个数为6。 (2)计算化学式 (3)①单位换算：1 nm＝10－7 cm、1 pm＝10－10 cm ②金属晶体中体心立方、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a) a．面对角线长：a b．体对角线长：a c．体心立方堆积：4r＝a(r为原子半径) d．面心立方堆积：4r＝a(r为原子半径) 4．晶胞中的配位数 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如下： 简单立方：配位数为6 面心立方：配位数为12 体心立方：配位数为8 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 以NaCl晶体为例 ①找一个与其离子连接情况最清晰的离子，如图中心的灰球(Cl－)。 ②数一下与该离子周围距离最近的异种电性离子数，如图标数字的面心白球(Na＋)。确定Cl－的配位数为6，同样方法可确定Na＋的配位数也为6。 5.判断晶体类型的方法 (1)主要是根据各类晶体的特征性质判断 如低熔、沸点的化合物形成分子晶体；熔、沸点较高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离子晶体；熔、沸点很高，不导电，不溶于一般溶剂的物质形成原子晶体；晶体能导电、传热、具有延展性的为金属晶体。 (2)根据物质的类别判断 金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体；大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。常见的共价晶体中单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的共价晶体中化合物有碳化硅、二氧化硅等。金属单质(注：汞在常温为液体)与合金是金属晶体。 （建议用时：40分钟） 1．（2024·北京·高考真题）锡()是现代“五金”之一，广泛应用于合金、半导体工业等。 (1)位于元素周期表的第5周期第IVA族。将的基态原子最外层轨道表示式补充完整： 。 (2)和是锡的常见氯化物，可被氧化得到。 ①分子的模型名称是 。 ②的键是由锡的 轨道与氯的轨道重叠形成σ键。 (3)白锡和灰锡是单质的常见同素异形体。二者晶胞如图：白锡具有体心四方结构；灰锡具有立方金刚石结构。 ①灰锡中每个原子周围与它最近且距离相等的原子有 个。 ②若白锡和灰锡的晶胞体积分别为和，则白锡和灰锡晶体的密度之比是 。 (4)单质的制备：将与焦炭充分混合后，于惰性气氛中加热至，由于固体之间反应慢，未明显发生反应。若通入空气在下，能迅速被还原为单质，通入空气的作用是 。 2．（2023·北京·高考真题）硫代硫酸盐是一类具有应用前景的浸金试剂。硫代硫酸根可看作是中的一个原子被原子取代的产物。 (1)基态原子价层电子排布式是 。 (2)比较原子和原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： 。 (3)的空间结构是 。 (4)同位素示踪实验可证实中两个原子的化学环境不同，实验过程为。过程ⅱ中，断裂的只有硫硫键，若过程ⅰ所用试剂是和，过程ⅱ含硫产物是 。 (5)的晶胞形状为长方体，边长分别为、，结构如图所示。    晶胞中的个数为 。已知的摩尔质量是，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 (6)浸金时，作为配体可提供孤电子对与形成。分别判断中的中心原子和端基原子能否做配位原子并说明理由： 。 3．（2022·北京·高考真题）失水后可转为，与可联合制备铁粉精和。 I.结构如图所示。 (1)价层电子排布式为 。 (2)比较和分子中的键角大小并给出相应解释： 。 (3)与和的作用分别为 。 II．晶胞为立方体，边长为，如图所示。 (4)①与紧邻的阴离子个数为 。 ②晶胞的密度为 。 (5)以为燃料，配合可以制备铁粉精和。结合图示解释可充分实现能源和资源有效利用的原因为 。 4．（2025·北京·模拟预测）金属元素在人类生活中有着重大作用，请回答： (1)某合金的结构如图所示，其中b是有序的结构，a是无序的分布，其中每个小球代表Cu，Au的统计出现概率，用CuxAuy表示。 ①该合金的化学式是： 。 ②判断从a→b在 。(选填“高温”，“低温”) ③写出a中每个小球代表 。 (2)下列有关物质结构与性质的说法正确的是___________。 A．15-冠-5可以与Na+形成超分子，其作用力为分子内作用力 B．SCN-的S和N均可以作为配位原子 C．SiC是一种共价晶体，质脆，其莫氏硬度小 D．O3是一种极性分子，因此在水中溶解度大于O2 (3)配位取代反应：   ①乙二胺和NH3均为含N配体，但上述反应平衡常数确极大，解释原因(可从反应原理入手)： 。 ②比较NH2OH和NH3和N2H4的碱性大小 。并解释原因 。 5．（2024·北京·三模）硼及其化合物在科研、工业等方面用途广泛。 (1)基态B原子价层电子排布式是 。 (2)硼原子与氮原子结合可以形成多种晶体。其中六方氮化硼与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂。立方相氮化硼是超硬材料，耐磨性高。它们的晶体结构如图1所示。下列关于这两种晶体的说法正确的是 （填序号）。 a．六方氮化硼晶体层间不存在化学键 b．六方氮化硼结构与石墨相似却不导电 c．两种晶体中的B和N之间的作用力均为共价键 d．立方氮化硼含有σ键和π键，属于共价晶体，所以硬度大 (3)是一种重要的储氢材料，其晶胞结构由Ⅰ、Ⅱ两部分组成，如图2所示。 ①Ⅰ不是晶胞，从结构角度说明原因 。 ②已知阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。（） (4)氨硼烷（）可由制备，方法如下： 已知：ⅰ．元素的电负性：H-2．1、B-2.0；ⅱ．卤化物水解，需先与水分子配位。 ①不能水解，但能水解。原因是 。 ②在水中的溶解性：THF（）>环戊烷，原因是 。 此法生成的会继续与THF·BH3反应生成副产物。过程如下： ③第2步反应 能量（填“吸收”或“放出”）。 ④可用和DMA（二甲胺）代替THF（）进行氨硼烷的制备，、DMA和THF分别与B原子的结合能力由大到小的顺序为 。 6．（2024·北京海淀·三模）氟化镁钾()是一种具有优良光学性能的材料，其晶胞结构如下。以该晶胞结构为基础，将相似离子取代或部分取代，可合成多种新型材料。 (1)晶体中，每个位于 个距离最近的F—构成的 空隙中，填选项字母 。 a．3三角形　　　　b．4正四面体　　　　c．6正八面体　　　　d．8立方体 (2)半径与接近，将部分由取代，可以带来电荷不平衡性和反应活性，从而合成新型催化剂材料。 ①基态价电子的轨道表示式为 。 ②某实验室合成新型催化剂材料(是平衡电荷引入的填隙阴离子，不破坏原有晶胞结构)，已知晶胞棱长为a，若要合成厚度为301、面积为1的催化剂材料，理论上需要掺杂的约为 。(，，设阿伏加德罗常数约为) (3)我国科研工作者以晶体结构为框架，依据“体积匹配原则”合成了具有独特电学性能的晶体。其框架中的由取代，位置嵌入有机阳离子，位置沿棱方向嵌入直线型。已知与的结构简式如下： ①中心N原子的杂化方式为 。 ②的转动不会影响晶体骨架，这是因为除离子键外，该晶体中微粒间还存在着其他相互作用，如邻近的与之间还存在着 ，上述相互作用不会随的转动改变。 (4)与镁离子半径接近的锂离子在可充电电池中应用广泛，如、等可作为聚乙二醇锂离子电池的电极材料。电池放电时，沿聚乙二醇分子中的碳氧链向正极迁移的过程如图所示(图中阴离子未画出)。 ①从原子结构的角度解释锂离子半径与镁离子半径接近的原因 。 ②从化学键角度看，迁移过程发生 (填“物理”或“化学”)变化。 ③相同条件下，电极材料中的迁移速率比中的快，原因是 。 7．（2024·北京顺义·二模）高熵合金是指由多种元素(如等)形成的合金，因其独特的元素组成、微观结构和性能，被认为是极具应用潜力的新型结构材料。 (1)是目前采用最多的高熵合金元素组合。 ①元素与同周期相邻的元素比较，第一电离能由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。 ②基态原子的价层电子的轨道表示式为 。 ③元素位于元素周期表的 区。 (2)研究人员发现，在离子液体中可制备均一粒径分布的高熵合金纳米颗粒。离子液体是在室温和接近室温时呈液态的盐类物质，一般由有机阳离子和无机阴离子组成。一种离子液体的结构如图所示。 ①的空间结构为 。 ②研究发现通过改变阳离子侧链可调控离子化合物的熔点。两种离子液体的结构如图所示。熔点的原因是 。 (3)一种由元素形成的高熵合金，其晶胞结构如图所示，晶胞棱边夹角均为。 ①原子与邻近的原子构成的空间结构为 ②已知阿伏伽德罗常数的值为，该晶体的密度为 (列出计算式)。 8．（2024·北京大兴·三模）铁、钴、镍是第四周期第Ⅷ族的元素，称为铁系元素，相关化合物在科研及生产生活中应用广泛。 I．邻二氮菲与生成稳定的橙红色邻二氮菲亚铁离子，可用于的测定，邻二氮菲的结构简式如图所示。 (1)①中，存在的化学键有 。 a．配位键        b．离子键        c．键        d．氢键 ②用邻二氮菲测定浓度时应控制为的适宜范围，请解释原因： 。 ③补铁剂中易变质，请从结构角度解释其原因 。 ④检验补铁剂是否变质，中所有原子均满足最外层8电子结构，写出的电子式 。 II．能与水杨醛缩对氯苯胺形成具有发光性的配合物，水杨醛缩对氯苯胺制备反应方程式如图： (2)①元素在周期表中属于 区(填“”“”“”或“”)。 ②元素的第一电离能由大到小的顺序为 。 ③对羟基苯甲醛()的沸点为，而水杨醛()的沸点为，请从结构角度解释二者沸点差异的原因 。 III．金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。某含和C三种元素的晶体具有超导性，该晶体的晶胞结构如图所示： (3)①距离原子最近的原子有 个。 ②已知该晶体的边长为，阿伏加德罗常数的值为，该晶体的密度为 。 9．（2024·北京·三模）KCN易溶于水，水溶液呈碱性，虽有剧毒，却因其较强的配位能力被广泛使用，如用于从低品位的金矿砂(含单质金)中提取金。 (1)基态N的价层电子轨道表示式为 。 (2)的所有原子均满足8电子稳定结构，其电子式为 。 (3)比较C、N原子的第一电离能，并从结构角度解释原因： 。 (4)如图为KCN的晶胞示意图。 与距离最近且等距的个数是 ；已知该晶体的密度为，阿伏加德罗常数的值为，该晶胞的边长为 nm。(已知：) (5)浸金过程如下： ⅰ．将金矿砂溶于pH为10.5~11的KCN溶液，过滤，得含的滤液； ⅱ．向滤液中加入足量金属锌，得单质金。 ①已知Au与Cu同族，则Au属于 区元素。 ②ⅰ中反应的离子方程式为 。 ③ⅰ中，pH<10.5会导致相同时间内Au的浸取率下降，原因是 。 10．（2024·北京·三模）I、 (1)以、合成，是常用的催化剂， ①基态原子价层电子轨道表示式为 ；基态N原子核外电子排布式为 。 ②我国科学家开发出等双中心催化剂，在合成中显示出高催化活性。第一电离能，从原子结构角度解释原因 。 (2)化学工业科学家侯德榜利用下列反应最终制得了高质量的纯碱。 ①极易溶于水的原因是 。 ②在分子中，键角 (填“>”或“<”)，原因为 。 ③分解得。空间结构为 。 (3)、(氨硼烷)储氢量高，是具有广泛应用前景的储氢材料。 比较熔点： (填“>”或“<”)。原因为 。 比较溶水能力： (填“>”或“<”)。原因为 。 Ⅱ、 (4)基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为 形。 (5)根据价层电子对互斥理论，、、的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是 。 (6)下图为的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为 。 (7)气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为 形，其中共价键的类型有 种；固体三氧化硫中存在如图所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为 。 11．（2024·北京·三模）氟化镁钾是一种具有优良光学性能的材料，其晶胞结构如图。以该晶胞结构为基础，将相似离子取代或部分取代，可合成多种新型材料。 (1)①晶体中，每个周围有 个距离最近的。 ②已知晶胞棱长为a nm，则该晶胞的密度为 （用含a的代数式表示计算结果，，，下同）。 ③已知与离子半径相近，从原子结构角度解释原因 。 (2)半径与接近，将部分由取代，可以带来电荷不平衡性和反应活性。从而合成新型催化剂材料。 ①基态中未成对的电子数为 。 ②某实验室合成新型催化剂材料（是平衡电荷引入的填隙阴离子，不破坏原有晶胞结构）。若要合成厚度为、面积为的催化剂材料，理论上需要掺杂的约为 mol。 (3)我国科研工作者以晶体结构为框架，依据“体积匹配原则”合成了具有独特电学性能的晶体。其框架中的由取代，位置嵌入有机阳离子，位置沿棱方向嵌入直线型。与的结构简式分别为和。 ①中心N原子的杂化方式为 。 ②的转动不会影响晶体骨架，这是因为除离子键外，该晶体中微粒间还存在其他相互作用，如邻近的与间还存在 ，上述相互作用不会随的转动改变。 12．（2024·北京·三模）半导体极大地丰富了人们的生活，在众多领域发挥重要作用。 (1)第三代半导体材料成键结构与金刚石相似，晶体中只存在键、键。 ①基态原子的价层电子排布式为 。 ②与中，原子的杂化方式为 ，由此推测在两种晶体中，均存在配位键。以为例，说明与原子间可形成配位键的原因： 。 ③硅是传统半导体材料，晶体硅与金刚石结构相似，但二者性质有所差异。解释金刚石硬度大于晶体硅的原因： 。 (2)以等半导体材料制作的传感器和芯片具有能耗低、效率高的优势。 ①等金属具有良好的导电性，从“电子气”的理论看，原因是 。 ②晶体中部分氧原子被氮原子替代后可改善半导体性能。推断离子键成分百分数：Zn-N Zn-O(填“”或“”)，推测的依据是 。 ③晶胞结构如图： 已知阿伏加德罗常数为，最近的两个氧原子距离为，计算晶体的摩尔体积Vm= 。 13．（2024·北京·模拟预测）自然界中，纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是分子晶体、共价晶体、金属晶体和离子晶体之间的过渡晶体。以下列出了第三周期几种氧化物晶体中离子键的百分数。 氧化物 MgO 离子键百分数 62 50 41 33 提示：离子键的百分数是通过电负性的差值计算出来的，电负性的差值越大，离子键的百分数越大。 (1)从原子结构角度解释，为什么一般认为氧化镁属于离子晶体，而二氧化硅属于共价晶体： 。 (2)硅元素位于元素周期表的 区。基态硅原子的价层电子排布式为 。 (3)一种硼镁化合物具有超导性能，晶体结构属于六方晶系，其晶体结构、晶胞沿c轴的投影图如下所示，已知该晶体中晶胞各边长度分别为apm、apm和cpm，两条底边夹角为120°，距离最近的两个B原子之间距离为。 ①该物质化学式为 ； ②距离每个B原子最近的Mg原子有 个； ③该晶体密度为 。 (4)滴定测定含量。 (ⅰ)称取m克硅酸钠样品加热溶解后，配制为250mL待测液。 (ⅱ)移取50mL待测液至250mL锥形瓶中，加入10滴甲基红指示剂【HIn(红色)(黄色)】，摇匀后用0.2000mol/L HCl标准溶液滴定至体系为玫瑰红色，消耗盐酸体积为，体系中有沉淀。 (ⅲ)加入3.0g氟化钠固体，充分反应。 (ⅳ)用0.5000mol/L HCl标准溶液滴定至溶液为玫瑰红色并继续加入至过量，共加入。 (ⅴ)用0.5000mol/L NaOH标准溶液滴定至溶液变为亮黄色，消耗NaOH溶液。 已知：为强电解质，回答问题： ①步骤(ⅲ)中加入NaF后发生化学反应的离子方程式，则加入NaF后的实验现象为 。 ②样品中硅酸钠的纯度为 (用质量分数表示)。 14．（24-25高三上·北京·阶段练习）配位滴定是常用的定量分析方法。 (1)乙二胺四乙酸(简写为H4Y，简称EDTA)是分析化学中广泛应用的配位滴定试剂，其结构如图所示。 ①EDTA的组成元素中，位于第二周期且第一电离能最高的是 。基态O的核外电子排布式为 。 ②EDTA在水中的溶解性大于相对分子质量相近的烃类，从微粒间相互作用的角度解释其原因： 。 (2)EDTA在使用时经常制成钠盐，EDTA钠盐的阴离子可与多种金属离子形成配合物，如图所示(M为金属离子)。 ①1 mol EDTA最多可与 mol NaOH反应形成钠盐。 ②图中，中心离子的配位数是 ；碳原子不参与配位的原因是 。 ③pH偏低时，EDTA钠盐阴离子的配位能力会减弱，原因是 。 (3)EDTA的某种钠盐常用于水中金属离子的测定，相关反应及平衡常数表达式如下(电荷已省略)： M + EDTAEDTA-M    K稳EDTA-M = 已知：K稳EDTA-Ca = 5×1010，K稳EDTA-Mg = 5×108。 ①在c(Ca2+)、c(Mg2+)接近的混合溶液中用EDTA的钠盐进行配位滴定，优先被结合的阳离子是 。 ②上述混合溶液中，将pH调至12可提高c(Ca2+)测定的准确性，原因是 。 (4)某种钙的氮化物可用于制荧光粉，其立方晶胞结构如下图。若晶胞棱长为a nm(1 nm=1×10-7 cm，NA表示阿伏加德罗常数的数值)。 ①距离Ca2+最近且等距的N3-有 个。 ②Ca2+与N3-之间的相互作用主要是 键。 ③其晶体密度为 g·cm-3。 15．（24-25高三上·北京·期中）锂离子电池广泛应用于电源领域。 (1)锂离子电池目前广泛采用溶有六氟磷酸锂()的碳酸酯作电解液。 ①Li、P、F的电负性由大到小的排序是 。 ②中存在 (填序号)。 a．共价键                b．离子键                c．金属键 ③碳酸二乙酯()的沸点高于碳酸二甲酯()原因是 。 ④采用高温处理废旧电解液，会诱发碳酸酯发生变化，增大回收难度。碳酸二甲酯在高温发生如图转化。 EC()发生类似转化的产物是和 (答一种)。 (2)废旧锂离子电池含的正极材料经预处理后，可采用如下原理富集Ni元素。 ①基态的价层电子的轨道表示式是 。 ②DMG中N原子均与配位，且的配位数是4；DMG-Ni中两个配体之间形成分子内氢键。写出DMG-Ni的结构简式(用“…”标出氢键) 。 (3)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x= ， 。 16．（24-25高三上·北京·阶段练习）比纯金属Pd具有更优异的甲酸氧化电催化活性，其制备流程如下。 (1)基态原子的价层电子轨道表示式为 。 (2)聚乙烯醇中能与或发生配位的原子是 。 (3)的空间结构是 。 (4)原子的第一电离能，从原子结构的角度说明理由 。 (5)的晶胞形状为正方体，结构如上图所示。 ①图中“○”代表 。 ②已知的摩尔质量是，晶胞的密度为，阿伏加德罗常数为，该晶胞的边长为 。() ③Pd和电催化甲酸间接氧化的反应历程如下图所示，吸附在催化剂表面的粒子用*标注。 分析优于Pd的原因 。 17．（24-25高三上·北京·阶段练习）氯及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。 (1)基态氯原子价层电子轨道表示式是 。 (2)三氯乙酸（）主要用作生物化学药品提取。 ①三氯乙酸的酸性强于乙酸，原因是 。 ②三氯乙酸与足量的反应的离子方程式： 。 (3)聚氯乙烯广泛用于建筑管材等，由氯乙烯合成：。 ①合成反应为放热反应，说明碳碳间的键与键中更牢固的是 。 ②在中，的1个 轨道与的轨道重叠形成键。 (4)是制备氯乙烯的原料。在含铜化合物A、B的作用下，、、乙烯转化为，过程如图1所示。 ①图2表示的是 （填“A”或“B”）的晶胞。 ②图2所示晶胞的形状为立方体，边长为。已知的摩尔质量为，阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 18．（24-25高三上·北京·期中）锂电池是一种高效、环保电池，在生活中应用广泛。 Ⅰ．作为锂电池中用到的电解质材料之一，(阴离子bfsi-结构见下图A)深受关注。 (1)基态锂原子的轨道表示式为 。 (2)的制备前体，可由C的氟化反应得到。C分子中，两个键角均为117°，S-N-S键角为126°，N的原子轨道杂化类型为 。 (3)B溶于某溶剂发生自耦电离()，阳离子F的结构式为 。 (4)B和D水溶液均呈酸性，相同温度下，值大小关系：B D(填“>”或“<”)；沸点大小关系：B(170℃)>E(60.8℃)，原因是 。 Ⅱ．高纯度氧化锂可用于锂电池。 一种制备方法是： i．向磨细的粉末中加入一定量的过氧化氢，加热，一定条件下回收得到； ii．真空下焙烧，得到。 (5)i中反应分为2步，写出第一步反应的化学方程式。 第一步： 。 第二步： (6)晶胞形状为立方体，边长为，结构如图。阿伏加德罗常数的值为，则的密度为 。(用代数式表示，) 19．（24-25高三上·北京·阶段练习）含氮化合物具有非常广泛的应用。 (1)基态氮原子的核外电子排布式为 。 (2)氮元素可以与短周期金属元素形成化合物。是离子化合物，比较两种微粒的半径： (填“>”、“<”或“=”)，从结构角度解释 。 (3)氮元素与过渡金属元素形成的化合物，常具备高硬度、高化学稳定性和优越的催化活性等性质。某三元氮化物是良好的超导材料，其晶胞结构如图所示。 ①基态原子价层电子的轨道表示式为 。 ②与原子距离最近且相等的原子有 个。 ③表示阿伏加德罗常数的值。若此晶体的密度为，则晶胞的边长为 。() (4)氨气是氮的重要化合物，法是工业上常使用的合成氨技术。 将和充入到容积为的恒容密闭容器中模拟反应，测得数据如下图所示。 ①图甲中反应达到平衡时的平均反应速率 。 ②图乙的平衡体系中A、B、C三点的平衡常数间的大小关系是 。 ③针对反应速率与平衡产率之间的矛盾，我国科学家研究发现采用(M表示金属)复合催化剂能在较低的温度下合成，可有效缓解这一矛盾。文献报道了可能的催化历程经如下三步完成，请填写第iii步。 第i步：(在M表面解离) 第ii步： 第iii步： 。 20．（24-25高三上·北京·期中）某钠离子电池以的碳酸丙烯酯溶液作电解质溶液，作正极材料，Na作负极材料。 (1)与环氧丙烷()在一定条件下反应制得碳酸丙烯酯。 ①的电子式是 。 ②环氧丙烷中，O原子的杂化轨道类型是 杂化。 ③沸点：环氧丙烷 (填“>”或“<”)，解释其原因： 。 (2)溶液与溶液混合可制备晶体。 ①配位体中，提供空轨道的中心离子是 。 ②基态离子的价层电子轨道表达式是 。 ③的性质与卤素离子相近，被称为拟卤离子，被称为拟卤素。 ⅰ．与反应的生成物的结构式分别是、 。 ⅱ．HCN有酸性但乙炔无明显酸性，HCN的酸性比乙炔的强的原因是 。 (3)钠离子电池的正极材料)在充、放电过程中某时刻的晶胞示意图如下。 ①该时刻的晶胞所示的中， 。 ②已知阿伏加德罗常数为的摩尔质量为，晶胞的长宽高分别为a、b、a(单位为nm，)，求此时晶胞的密度= 。 21．（24-25高三上·北京西城·期中）、均为重要的半导体材料，可应用于生物标记和荧光显示领域，并在光电器件、生物传感和激光材料等方面也得到了广泛的应用。 (1)基态原子的价层电子排布式为： 。 (2)在周期表中的位置为： 。 (3)S与P在周期表中是相邻元素，两者的第一电离能：S P(填“>”或者“<”)。 (4)的一种晶体为闪锌矿型结构，晶胞结构如图所示。 ①晶胞中，与原子距离最近且相等的原子有 个。 ②已知，晶胞边长，阿伏加德罗常数为，的摩尔质量为。则晶体的密度是 。() (5)电化学沉积法可用于制备，其装置示意图如下。 电解过程中阳极有无色气泡产生，在阴极生成，纯度及颗粒大小会影响性能，沉积速率过快容易团聚。 ①已知，是弱酸。控制合适的电压，可以使转化为纯净的，写出阴极的电极反应式： 。 ②研究表明，为得到更致密均匀的薄膜，可用二甲基甲酰胺()做溶剂降低浓度，从结构的角度分析原因： 。 22．（24-25高三上·北京·期中）铁元素在人体健康和新材料研发中有重要的应用。 (1)邻二氮菲(phen)与生成稳定的橙红色邻二氮菲亚铁离子，可用于补铁剂中的测定，邻二氮非的结构简式如图所示。 ①邻二氮菲的一氯代物有 种。 ②补铁剂中的易被氧化变质，请从结构角度解释其原因： 。 ③用邻二氮非测定浓度时应控制pH为5~6的适宜范围，请解释原因： 。 (2)邻二氮非结构中包含吡啶环()，含有类似结构的物质通常具有一定的碱性。已知此类物质的碱性随N原子电子云密度的增大而增强。 现有、、三种物质， ①按碱性从强到弱排序 。 ②结合物质的结构，解释碱性存在差异的原因： 。 (3)氢气的安全贮存和运输是氢能应用的关键，铁镁合金是目前已发现的储氢密度最高的储氢材料之一，其晶胞结构如图所示。 ①距离Mg原子最近的Fe原子个数是 。 ②若铁镁合金晶胞棱长为acm，则晶体密度为 g/cm3(阿伏加德罗常数的值用表示)。 ③若该晶体储氢时，分子在晶胞的体心和棱心位置，则含Mg48g的该储氢合金可储存标准状况下的体积约为 L。 23．（24-25高三上·北京·期中）(一)我国科学家发现催化剂可高效活化，实现物质的高选择性氧化，为污染物的去除提供了新策略。污染物去除的催化反应过程示意图如图。 (1)Fe元素在元素周期表中的位置是 ；基态O原子中，电子占据的最高能层的符号是 ，处于最高能级的电子的运动状态共有 个。 (2)污染物X在电极a上的反应式是 。 (二)科研团队研究了分别为、和［也可以写作]的反应能力，发现中心原子含有孤电子对的物质易被氧化。 (3)基态As原子的价层电子排布式是 。 (4)中的键角 (填“>”“<”或“=”)中的键角，原因是 。 (5)的结构是，P原子的杂化轨道类型是 。 (6)比较反应能力： (填“>”“<”或“=”)，原因是 。 (7)晶胞的体积为，晶体密度为，阿伏加德罗常数的值为，一个晶胞中原子的个数为 (的摩尔质量：160g/mol)。 24．（24-25高三上·北京朝阳·期中）氯及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。 (1)基态氯原子价层电子轨道表示式是 。 (2)三氯乙酸()主要用作生物化学药品提取。 ①三氯乙酸的酸性强于乙酸，原因是 。 ②按如下示例，画出乙酸分子的空间结构模型： 。 (示例：乙醇的空间结构模型可以表示为) (3)聚氯乙烯广泛用于建筑管材等，由氯乙烯合成：。 ①合成反应为放热反应，说明碳碳间的π键与σ键中，更牢固的是 。 ②在中，C的1个 轨道与的轨道重叠形成键。 (4)是制备氯乙烯的原料。在含铜化合物A、B的作用下，、乙烯转化为，过程如图1所示。 ①图2表示的是 (填“A”或“B”)的晶胞。 ②图2所示晶胞的形状为立方体，边长为。阿伏加德罗常数为，该晶体的密度为 。 25．（24-25高三上·北京海淀·阶段练习）锡(Sn)是现代“五金”之一，广泛应用于合金、半导体工业等。 (1)Sn位于元素周期表的第5周期第ⅣA族，属于 区。 (2)白锡和灰锡是单质Sn的常见同素异形体。二者晶胞如图：白锡具有体心四方结构：灰锡具有立方金刚石结构。 ①白锡中每个Sn原子周围与它最近且距离相等的Sn原子有 个。 ②若灰锡的晶胞体积为vnm³，则灰锡晶体的密度是 g/cm3。(1 nm=10-7cm) (3)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物，SnCl2可被氧化得到SnCl4。 ①SnCl2分子的VSEPR模型名称是 。 ②SnCl4的Sn—Cl键是由锡的 轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。 ③SnCl2分子中，Cl—Sn—Cl键角小于120°的原因是 。 (4)C、Si是与Sn同主族的两种元素。 ①二者电负性C Si，从原子结构角度解释原因 。 ②金刚石的熔点高于晶体硅，说明原因 。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 N N · · · · · · · · O · · · · · · · · $$