大题01 物质结构与性质综合题（逐空突破）-【大题精做】冲刺2025年高考化学大题突破+限时集训（浙江专用）

大题01 物质结构与性质综合题 浙江省第17题考查物质结构与性质，浙江省选考自2023年1月开始至2024年6月共4次以单独考查形式展现在考生的面前，但2025年1月选考把原来17、18题进行整合，没有单独列出进行考查。本题考查物质结构与性质，主要是晶体化学式确定、电子排布式、电负性、电离能、吸电子能力一、氢键强弱、共价键强弱等知识，考查学生获取信息能力、分析推理能力、迁移应用能力，体现“性构相依”的重要思想和基本观念，评估学生“宏观辨识与微观探析”“证据推理与模型认知”素养的水平。从命题的形式来看，物质结构与性质综合题为“拼盘”命制的题型，各小题之间相对独立，重点考查考生对基础知识的掌握情况，主要考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。①在原子结构部分主要命题点有电子排布式或电子排布图的书写，电离能、电负性大小、微粒半径的比较与判断。②在分子结构部分主要命题点有化学键类型的判断，空间结构的判断，中心原子杂化方式的判断，能从化学键角度认识分子的结构、性质，从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。③在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体结构的计算等。 预测2025年6月浙江选考，仍将与18题进行融合，以元素及化合物为切入口，该部分内容重在“结构决定性质”思想的树立，考查空间想象能力。在原子结构部分主要命题点有电子排布式或排布图的书写，电离能、电负性大小的比较与判断；在分子结构部分主要命题点有化学键类型的判断，分子构型的判断，中心原子杂化方式的判断；在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体结构的计算等。 题型1 原子结构与性质 1．(2025·浙江省1月选考)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答： (1)关于ⅤA族元素原子结构的描述，下列说法正确的是_______。 A．基态P原子3p轨道上的电子自旋方向相同 B．As3+的最外层电子数为18 C．P3+的半径小于P5+的半径 D．电子排布为[Ne]3s13p4的P原子处于激发态 2．(2024·浙江省6月选考)氧是构建化合物的重要元素。请回答： (2)下列有关单核微粒的描述正确的是_______。 A．Ar的基态原子电子排布方式只有一种 B．Na的第二电离能的第一电离能 C．Ge的基态原子简化电子排布式为[Ar]4s24p2 D．Fe原子变成Fe+，优先失去轨道上的电子 3．(2024·浙江省1月选考)氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： 请回答： (2)下列说法正确的是_______。 A．电负性：B＞N＞O B．离子半径：P3-＜S2-＜Cl- C．第一电离能：Ge＜Se＜As D．基态2+的简化电子排布式：[Ar]3d4 4．(2023·浙江省6月选考)氮的化合物种类繁多，应用广泛。 (1)基态N原子的价层电子排布式是___________。 5．(2023·浙江省1月选考)硅材料在生活中占有重要地位。 请回答： (2)由硅原子核形成的三种微粒，电子排布式分别为：①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1，有关这些微粒的叙述，正确的是___________。 A．微粒半径：③>①>② B．电子排布属于基态原子(或离子)的是：①② C．电离一个电子所需最低能量：①>②>③ D．得电子能力：①>② 1．原子结构与化学键 (1)微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数 阴离子：核外电子数=质子数+所带的电荷数 阳离子：核外电子数=质子数-所带的电荷数 (2)“四同”的判断方法——关键是抓住描述的对象 ①同位素——原子，如HHH。 ②同素异形体——单质，如O2与O3，金刚石与石墨，红磷与白磷。 ③同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 ④同分异构体——化合物，如正戊烷与新戊烷。 (3)10e-、18e-微粒 10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。 以Ne为中心记忆10电子体： Ne 以Ar为中心记忆18电子体： Ar 此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H原子后的剩余部分如—CH3、—NH2、—OH、—F等为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等为18电子体。 (4)化学键与化合物的关系 (5)规避化学键判断的易错点 ①在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素(铵盐除外)；共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl3；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。 ②非金属单质只含共价键或不含化学键(稀有气体)。 ③气态氢化物是共价化合物，只含共价键；而金属氢化物(如NaH)是离子化合物，含离子键。 ④分子的稳定性与分子间作用力无关，而与分子内部化学键的强弱有关。 2.原子核外电子排布的“三”规律 能量最 低原理 原子核外电子总是先占据能量最低的原子轨道 泡利原理 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子 洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同 3.基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 含义 举例 原子或离子结构示意图 表示核外电子分层排布和核内质子数 电子式 表示原子最外层电子数目 · 核外电子排布式 表示每个能级上排布的电子数 S：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4 S2-：1s22s22p63s23p6 电子排布图 (轨道表示式) 表示每个原子轨道中电子的运动状态 价电子排布式或排布图 表示价电子的排布 S：3s23p4 Fe：3d64s2 4．电离能及其应用 (1)电离能的变化规律 ①同周期从左到右(ⅠA族→0族)，第一电离能呈增大的趋势。但第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因为p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的第ⅢA族或第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al、P>S。 ②逐级电离能逐渐增大(I1<I2<……)，同能层的变化不大，但不同能层的差别很大(突变)。如Na：I1≪I2……I9≪I10<I11。 (2)电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱：一般来说，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：根据逐级电离能确定最外层电子数和各层电子数。 5．电负性及其应用 (1)电负性变化规律 在周期表中，元素电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小。 (2)电负性的三个主要应用 ①确定元素类型：一般来说，电负性大于1.8的为非金属元素；电负性小于1.8的为金属元素。 ②确定化学键类型：一般来说，两成键元素电负性差值大于1.7时易形成离子键；两成键元素电负性差值小于1.7时易形成共价键。 ③判断化合物中元素价态正负：一般来说，电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价。 6．元素周期表和元素周期律 (1)强化记忆元素周期表的结构 (2)利用区间定位推断元素 对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。 元素周期表中各族的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。 周期 一 二 三 四 五 六 七 起止序数 1~2 3~10 11~18 19~36 37~54 55~86 87~118 7．粒子半径大小比较规律 在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小： “一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)；r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例：r(Cl-)>r(Cl)；r(Fe2+)>r(Fe3+)。 8．金属性、非金属性强弱的判断 1．(2025·浙江省金华十校高三模拟)钛是光敏材料、医疗器械中的重要原料，请回答： (1)基态Ti原子的核外电子排布式为 。 2．(2025·浙江省北斗星盟高三联考)硫及其化合物用途广泛，古代用高温煅烧绿矾和胆矾的方法来制备硫酸。 (1)①Fe3+的价层电子排布式为 。 ②基态硫原子有 种空间运动状态。 3．(2025·浙江省湖州、衢州、丽水高三三地市一模)碳可与氢形成多种烃，硼、氮、硅等元素也可以与氢形成类似于烃的化合物，请回答： (1)①基态硅原子的价层电子轨道表示式 。 4．(2025·浙江省五校高三联考)卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。请回答： (1)基态F原子核外电子的空间运动状态有 种。下列属于氯原子激发态且能量较低的是 。(填标号) a．1s22s22p63s23p6 b．1s22s22p63s13p6 c．1s22s22p63s23p33d2　d．1s22s22p63s23p3 5．(2025·浙江省绍兴市高三第一次模拟)碳、氮、氧等是构建化合物的重要元素。请回答： (1)下列说法正确的是___________。 A．硼原子的一种激发态的价层电子排布图为： B．第三电离能：C＞N C．根据Ga的电子排布式推测Ga的可能存在+1、+3价 D．[Pt(NH3)2Cl2]的结构有两种，则中心原子Pt不可能是sp3杂化 6．(2025·浙江省杭州市高三一模)N、O、F的化合物种类繁多，应用广泛，请回答： (2)下列说法不正确的是___________。 A．基态铜原子的价电子排布式为3d94s2 B．第一电离能F＞O＞N C．气态分子中所有原子均满足8电子结构，则分子中存在双键 D．离子键的百分数：MgO＜CaO 7．(2025·浙江省台州市高三一模)碘元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。请回答下列问题： (1)碘元素位于周期表的p区。 ①碘的基态原子价电子排布式为 。 ②下列说法不正确的是 。 A．电负性大小：I＜Br＜Cl B．第二电离能(I2)大小：I2(Si)＜I2(P)＜I2(Cl)＜I2(Na) C．化学键中离子键成分的百分数：AgF＜AgCl＜AgBr＜AgI D．键能大小：F-F＞Cl-Cl＞Br-Br＞I-I 8．(2025·浙江省温州市高三一模)过渡元素是构建化合物的重要元素。请回答： (3)下列说法不正确的是___________。 A．化合物M为共价晶体 B．Zn的第三电离能＞的第二电离能 C．基态O+的价层电子排布图： D．电负性：O＞Cl＞K 9．(2025·浙江省县域教研联盟高三模拟考试)C和S是构建化合物的重要元素，请回答： (1)下列关于C和S及其同族元素的说法正确的是 。 A．同周期主族元素中，电负性比S大的元素有2种 B．Ge可以作为半导体材料，S元素可应用于农药的制备 C．热稳定性CO2＞CS2 D．Se的简化电子排布式为[Ar]4s24p4 题型2 分子结构与性质 1．(2025·浙江省1月选考)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答： (3)两分子H3PO4(Ka3=4.8×10-13)脱水聚合得到一分子H4P2O7(Ka3=2.0×10-7)，从PO43-、HP2O73-的结构角度分析Ka3差异的原因 。 2．(2024·浙江省6月选考)氧是构建化合物的重要元素。请回答： (3)化合物和的结构如图2。 ①和中羟基与水均可形成氢键()，按照氢键由强到弱对三种酸排序 ，请说明理由 。 ②已知、钠盐的碱性NaC＞NaD，请从结构角度说明理由 。 3．(2024·浙江省1月选考)氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： 请回答： (3)①H2N-NH2+H+→H2N-NH3+，其中-NH2的N原子杂化方式为 ；比较键角中的-NH2 H2N-NH3+中的-NH3+ (填“>”、“<”或“=”)，请说明理由 。 ②将HNO3与SO3按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是NO2+。比较氧化性强弱：NO2+ HNO3 (填“>”、“<”或“=”)；写出A中阴离子的结构式 。 4．(2023·浙江省6月选考)氮的化合物种类繁多，应用广泛。 请回答： (2)与碳氢化合物类似，N、H两元素之间也可以形成氮烷、氮烯。 ①下列说法不正确的是___________。 A．能量最低的激发态N原子的电子排布式：1s22s12p33s1 B．化学键中离子键成分的百分数：Ca3N2＞Mg3N2 C．最简单的氮烯分子式：N2H2 D．氮烷中N原子的杂化方式都是sp3 ②氮和氢形成的无环氨多烯，设分子中氮原子数为n，双键数为m，其分子式通式为______。 ③给出H+的能力：NH3 _______[ CuNH3]2+ (填“>”或“<”)，理由是___________。 5．(2023·浙江省1月选考)硅材料在生活中占有重要地位。 请回答： (1) Si(NH2)4分子的空间结构(以Si为中心)名称为________，分子中氮原子的杂化轨道类型是_______。Si(NH2)4受热分解生成Si3N4和NH3，其受热不稳定的原因是________。 1．共价键 (1)分类 ②配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A—B。 (2)σ键和π键的判断方法 共价单键为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。但注意配位键也属于σ键，如1 mol [Cu(NH3)4]2+中所含σ键数目为16NA。 (3)大π键 ①定义：大π键一般是三个或更多个原子间形成的，是未杂化轨道中原子轨道“肩并肩”重叠形成的π键。 ②表达式：m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。 ③示例：、；CH2CH—CHCH2、；N、；SO2、；O3、；C、。 2．中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型(A型) 价层电子对数(杂化轨道数) 2 3 4 杂化轨道类型 sp sp2 sp3 价层电子对模型(VSEPR) 直线形 三角形 四面体形 粒子组成形式与构型 AB2： 直线形 AB2： V形 AB3： 三角形 AB2： V形 AB3： 三角锥形 AB4：(正) 四面体形 规律 当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当有孤电子对时，分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果，使键角变小 3．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断 分子(A为中心原子) 中心原子杂化方式 中心原子孤电子对数 分子构型 示例 AB2 sp 0 直线形 BeCl2 sp2 1 V形 SO2 sp3 2 V形 H2O AB3 sp2 0 平面三角形 BF3 sp3 1 三角锥形 NH3 AB4 sp3 0 正四面体形 CH4 4．常见等电子体 粒子 通式 价电子总数 立体构型 CO2、SCN－、NO、N、N2O、COS、CS2 AX2 16e－ 直线形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 SO、PO AX4 32e－ 正四面体形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角锥形 CO、N2、C AX 10e－ 直线形 CH4、NH AX4 8e－ 正四面体形 5．键的极性与分子极性的关系 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 － 非极性键 非极性分子 直线型 XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线型 SO2 120° 极性键 极性分子 三角形 H2O、H2S 104．5° 极性键 极性分子 V形 XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107．3° 极性键 非极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 109．5° 极性键 非极性分子 正四面体 6．三种作用力及其对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 A—H…B中形成氢键元素的电负性(A、B的电负性) 原子半径 对性质 的影响 影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质 分子间氢键使熔点、沸点升高，溶解度增大 键能越大，稳定性越强 5．配位化合物 配合物的组成 [中心离子(配体)n][外界] 典型配合物 Cu(NH3)4SO4 Fe(SCN)3 Ag(NH3)2OH 中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+ 中心离子结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 SCN- NH3 配体结构特点 分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等) 配位数(n) 4 3 2 外界 SO42- 无 OH- 颜色 深蓝色 血红色 无色 配离子所含化学键 配体通过配位键与中心离子结合 配合物所含化学键 配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的常见性质 属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色 金属羰基配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂 二茂铁 二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物 7．超分子 (1)定义：有两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 注意：超分子定义中分子是广义的，其中包括离子。 (2)特征：分子识别和自组装。 1．(2025·浙江省金华十校高三模拟)钛是光敏材料、医疗器械中的重要原料，请回答： (2)染料敏化TiO2电极的基底材料为哑光玻璃，NH4F是制作哑光玻璃的刻蚀剂，NH4+中心原子的杂化类型是 ，NH4F中存在 (填字母)。 A．离子键 B．σ键 C．π键 D．氢键 2．(2025·浙江省绍兴市高三第一次模拟)碳、氮、氧等是构建化合物的重要元素。请回答： (3)乙酰丙酮(CH3COCH2COCH3)能与Mg、Ca等活泼金属反应置换出氢气，产生的阴离子的结构为：，记为R-。R-中除甲基之外的碳和氧原子间形成类似于苯分子中大π键。 ①碳碳键的键长a b(填“＞”、“＜”或“”)，请说明理由 。 ②置换所得产物的还原性：MgR2＜CaR2，请说明理由 。 3．(2025·浙江省县域教研联盟高三模拟考试)C和S是构建化合物的重要元素，请回答： (2)①已知CO2+H2OH2CO3，CS2与NH3按照物质的量之比为1∶2发生类似反应得到NH4+和一种阴离子，写出阴离子的结构式 。 ②从结构角度分析浓硫酸氧化性比稀硫酸强的原因 。 4．(2025·浙江省杭州市高三一模)N、O、F的化合物种类繁多，应用广泛，请回答： (3)O3分子的键角约为117°，中心O原子的杂化方式为 。 (4)已知吡啶()和吡咯()分子中均存在6个电子参与形成的大键，判断碱性：吡啶 吡咯(填“>”、“<”、“=”)。 (5)弱电解质的电离一般是吸热，而HF(aq)H+(aq)+F-(aq) ΔH＜0结合F-的结构说明原因 。 5．(2025·浙江省五校高三联考)卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。请回答： (2)下列说法不正确的是_______ A．熔点SiI4＜AlF3 B．化学键中离子键成分的百分数NaCl＜MgBr2 C．第三电离能：O＜N＜F D．XeO2与OF2中心原子的杂化方式相同 (3)固态氟化氢中存在(HF)n形式，画出(HF)3的链状结构 。 (4)已知键能：F-F＜Cl-Cl，请说明理由： 。 6．(2025·浙江省湖州、衢州、丽水高三三地市一模)碳可与氢形成多种烃，硼、氮、硅等元素也可以与氢形成类似于烃的化合物，请回答： (1)②下列说法不正确的是 。 A．稳定性：SiH4＜CH4 B．最简单的氮烯的分子式为N2H2，存在顺反异构 C．键角∠HNH：NH3＞H3NBH3 D．C、N原子数相同的烷烃和氮烷的沸点：氮烷＞烷烃 ③设分子中氮原子数为n，则无环状结构的氮烷分子式通式为 。 (2)一般来说，碳原子杂化轨道中的s成分越大，碳原子的电负性就越大，则给出H+的能力：乙烯 乙炔(填“＞”“＜”或“＝”，理由： 。 7．(2025·浙江省北斗星盟高三联考)硫及其化合物用途广泛，古代用高温煅烧绿矾和胆矾的方法来制备硫酸。 (2)煅烧胆矾可得三氧化硫，液态三氧化硫有单分子SO3和三聚体(SO3)3两种形式，固态三氧化硫易升华，易溶于水，主要以三聚体和无限长链(SO3)n两种形式存在。下列说法不正确的是_______。 A．SO3的中心原子为杂化，空间结构为平面三角形 B．环状(SO3)3中硫原子的杂化轨道类型为sp2 C．单分子SO3和链状(SO3)n均是分子晶体 D．链状(SO3)n中发生sp3杂化的氧原子为个 (4) H2S2O3结构式为 ，酸性H2S2O3 H2SO4(填“>”或“<”)，从结构角度解释原因是 。 8．(2025·浙江省温州市高三一模)过渡元素是构建化合物的重要元素。请回答： (2)H2[CuCl4]为强酸，写出与足量铁粉反应的离子方程式 。 (4)主族元素最高价氧化物的水化物可用E(OH)n表示，其中+n为元素E的最高正价，E(OH)n易发生脱水[例如S(OH)6易脱水生成稳定结构H2SO4，脱水后羟基数目为2]。 E(OH)n P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 I(OH)7 ①a．S(OH)6、b．Cl(OH)7、c．I(OH)7脱水生成稳定结构，脱水后羟基数目由少到多的顺序为： 。(填字母) ②从脱水产物的结构分析酸性Cl(OH)7＞S(OH)7的原因： 。 9．(2025·浙江省台州市高三一模)碘元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。请回答下列问题： (2)I2加入浓的KI溶液，可获得I3-；文献指出，在一定条件下也可制备I3+。 ①I3-中，中心原子I的杂化类型为sp3d；I3+中，中心原子I的杂化类型为 。 ②已知孤对电子对、成键电子对相互之间的排斥力随着角度减小而增大。图中，请参照I3-的VSEPR几何构型(小球表示I或孤电子对)，判断I3-的实际几何构型为 (填写序号)。 ③已知I3-和I3+的还原产物均为I-。相同条件下，比较氧化性强弱：I3- I3+(填“>”、“＜”、“=”)；比较I-I的键长：I3- I3+(填“>”、“＜”、“=”)，试从结构上给与解释 。 题型3 晶体结构与性质 1．(2025·浙江省1月选考)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答： (2)某化合物的晶胞如图。 ①化学式是 ； ②将0.01mol该化合物加入到含少量石蕊的10mLH2O中，实验现象是 (从酸碱性和溶解性角度推测)。 2．(2024·浙江省6月选考)氧是构建化合物的重要元素。请回答： (1)某化合物的晶胞如图1，的配位数(紧邻的阳离子数)为 ；写出该化合物的化学式 ，写出该化合物与足量NH4Cl溶液反应的化学方程式 。 3．(2024·浙江省1月选考)氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： 请回答： (1)某化合物的晶胞如图，其化学式是 ，晶体类型是 。 4．(2023·浙江省6月选考)氮的化合物种类繁多，应用广泛。 请回答： (3)某含氮化合物晶胞如图，其化学式为___________，每个阴离子团的配位数(紧邻的阳离子数)为___________。 5．(2023·浙江省1月选考)硅材料在生活中占有重要地位。 (3)Si与P形成的某化合物晶体的晶胞如图。该晶体类型是___________，该化合物的化学式为___________。 1．常见原子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 金刚石 原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′ (2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化 (3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子 (4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiO2 (1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si (2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用 (4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子 (5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键 (6)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) (3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d 2．常见分子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 干冰 (1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一 个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个 (3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 白磷 (1)面心立方最密堆积 (2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 冰 (1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接 (2)每个水分子实际拥有两个“氢键” (3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键 【微点拨】 (1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子 (2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体 3．常见离子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 NaCl (1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－ (2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每 个Cl－同时强烈吸引6个Na+ (3)在NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为6、6 (4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个， 每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) CsCl (1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－ (2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8 (3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个 (4)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) ZnS (1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋ (2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4 (3)密度＝ CaF2 (1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－ (2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4 (3)密度＝ 离子晶体的配位数 离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数 影响离子晶体配位数的因素 (1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl (2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同 4．常见金属晶体结构分析 (1)金属晶体的四种堆积模型分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 (钾型) 面心立方最密堆积(铜型) 六方最密堆积(镁型) 晶胞 代表金属 Po Na K Fe Cu Ag Au Mg Zn Ti 配位数 6 8 12 12 晶胞占有的原子数 1 2 4 6或2 原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系 a＝2r a＝4r a＝4r —— 　　2．物质熔、沸点高低的比较 一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>Cl2。(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等) 原子晶体 →→，如：金刚石>石英>晶体硅 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、沸点就越高。如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl 金属晶体 金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al>Mg>Na 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO＞N2 在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷 1．(2025·浙江省杭州市高三一模)N、O、F的化合物种类繁多，应用广泛，请回答： (1)某化合物的晶胞如图所示。该化合物的化学式为 ，已知图中虚线连接的O原子与Cu原子距离最近且相等，晶体中距每个原子最近的O原子有 个。 2．(2025·浙江省温州市高三一模)过渡元素是构建化合物的重要元素。请回答： (1)铜的某化合物M的晶胞如图，Cu的配位数为 ，写出化合物M的化学式 。 3．(2025·浙江省湖州、衢州、丽水高三三地市一模)碳可与氢形成多种烃，硼、氮、硅等元素也可以与氢形成类似于烃的化合物，请回答： (3)某储氢合金储氢后的晶胞结构如图所示，其对应的化学式为 ；若将该储氢合金中的氢气全部释放，可得标况下的氢气 L(，NA表示阿伏加德罗常数的值)。 4．(2025·浙江省绍兴市高三第一次模拟)碳、氮、氧等是构建化合物的重要元素。请回答： (2)某化合物M的晶胞如图，M的晶体结构可以视为“a层层”堆积形成。a层内，与N3-紧邻的Li+的数目为 ；一个a层中的Li+与一个b层中的Li+的个数之比为 ；M与氢气在一定条件下，能生成LiH和一种三元化合物，请写出一个可能的化学方程式 。 5．(2025·浙江省金华十校高三模拟)钛是光敏材料、医疗器械中的重要原料，请回答： (3)超高硬度材料Ti3Au可作为人工髋关节、膝关节植入材料，有α-Ti3Au和β-Ti3Au两种结构，结构如图，两种晶胞均为立方体，棱长均为509pm。其中β-Ti3Au每个面上有2个Ti原子，连线平行于晶胞的棱，距离恰好为棱长的一半，且连线中点为面心。 ①β-Ti3Au晶胞中，Au原子的配位数(紧邻且距离相对的Ti原子数)为 。 ②两种Ti3Au晶体中，硬度较高的是 ，请说明理由 。 6．(2025·浙江省台州市高三一模)碘元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。请回答下列问题： (3)碘单质的晶胞为长方体，I2位于顶点和面心，结构如图所示。晶胞中两种取向不同的I2个数之比为 ，晶体中I2分子相距最近的I2个数为 。 7．(2025·浙江省北斗星盟高三联考)硫及其化合物用途广泛，古代用高温煅烧绿矾和胆矾的方法来制备硫酸。 (3)S与A、B两种金属形成的晶胞如下图所示，B的配位数为 ，该化合物的化学式为 。 8．(2025·浙江省县域教研联盟高三模拟考试)C和S是构建化合物的重要元素，请回答： (3)某化合物的晶胞如图甲所示，图乙为其沿z轴方向Li+的投影，该化合物的化学式为 ，其中Li+的配位数(最近且等距的阴离子数)为 。 9．(2025·浙江省五校高三联考)卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。请回答： (5)已知某晶体的结构，其晶胞中阴离子(阳离子未画出)的位置如图1所示，其晶胞中的阳离子(隐去阴离子)在xz、yz和xy平面投影均如图2所示。 则：①其化学式为 ； ②每个K+的配位数(紧邻的F原子数)为 。 21 / 22 学科网（北京）股份有限公司 $$ 大题01 物质结构与性质综合题 浙江省第17题考查物质结构与性质，浙江省选考自2023年1月开始至2024年6月共4次以单独考查形式展现在考生的面前，但2025年1月选考把原来17、18题进行整合，没有单独列出进行考查。本题考查物质结构与性质，主要是晶体化学式确定、电子排布式、电负性、电离能、吸电子能力一、氢键强弱、共价键强弱等知识，考查学生获取信息能力、分析推理能力、迁移应用能力，体现“性构相依”的重要思想和基本观念，评估学生“宏观辨识与微观探析”“证据推理与模型认知”素养的水平。从命题的形式来看，物质结构与性质综合题为“拼盘”命制的题型，各小题之间相对独立，重点考查考生对基础知识的掌握情况，主要考查原子结构与性质、分子结构与性质、晶体结构与性质。①在原子结构部分主要命题点有电子排布式或电子排布图的书写，电离能、电负性大小、微粒半径的比较与判断。②在分子结构部分主要命题点有化学键类型的判断，空间结构的判断，中心原子杂化方式的判断，能从化学键角度认识分子的结构、性质，从宏观和微观相结合的视角分析与解决实际问题。③在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体结构的计算等。 预测2025年6月浙江选考，仍将与18题进行融合，以元素及化合物为切入口，该部分内容重在“结构决定性质”思想的树立，考查空间想象能力。在原子结构部分主要命题点有电子排布式或排布图的书写，电离能、电负性大小的比较与判断；在分子结构部分主要命题点有化学键类型的判断，分子构型的判断，中心原子杂化方式的判断；在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体结构的计算等。 题型1 原子结构与性质 1．(2025·浙江省1月选考)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答： (1)关于ⅤA族元素原子结构的描述，下列说法正确的是_______。 A．基态P原子3p轨道上的电子自旋方向相同 B．As3+的最外层电子数为18 C．P3+的半径小于P5+的半径 D．电子排布为[Ne]3s13p4的P原子处于激发态 【规范答案】(1)AD 【解题思路】(1)A项，基态P原子价电子排布式为3s23p3，根据洪特规则，3p轨道上的3个电子自旋方向相同，故A正确；B项，基态As原子价电子排布式为4s24p3，As3+的价电子排布式为4s2，最外层电子数为2，故B错误；C项，P3+比P5+多一个电子层，所以P3+的半径大于P5+的半径，故C错误；D项，基态P原子的电子排布式为[Ne]3s23p3的，电子排布为[Ne]3s13p4的P原子处于激发态，故D正确；选AD。 2．(2024·浙江省6月选考)氧是构建化合物的重要元素。请回答： (2)下列有关单核微粒的描述正确的是_______。 A．Ar的基态原子电子排布方式只有一种 B．Na的第二电离能的第一电离能 C．Ge的基态原子简化电子排布式为[Ar]4s24p2 D．Fe原子变成Fe+，优先失去轨道上的电子 【规范答案】(2)AB 【解题思路】(2)A项，根据原子核外电子排布规律，基态Ar原子的电子排布方式只有1s22s22p63s23p6一种，A项正确；B项，Na的第二电离能指气态基态Na+失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量，Na+和Ne具有相同的电子层结构，Na+的核电荷数大于Ne，Na+的原子核对外层电子的引力大于Ne的，故Na的第二电离能＞Ne的第一电离能，B项正确；C项，Ge的原子序数为32，基态Ge原子的简化电子排布式为[Ar]3d104s24p2，C项错误；D项，基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2，Fe原子变成Fe+，优先失去4s轨道上的电子，D项错误；故选AB。 3．(2024·浙江省1月选考)氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： 请回答： (2)下列说法正确的是_______。 A．电负性：B＞N＞O B．离子半径：P3-＜S2-＜Cl- C．第一电离能：Ge＜Se＜As D．基态2+的简化电子排布式：[Ar]3d4 【规范答案】(2)CD 【解题思路】(2)A项，同一周期，从左到右，电负性依次增强，故顺序为O＞N＞B，A错误；B项，核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故顺序为P3-＞S2-＞Cl-，B错误；C项，同一周期，从左到右，电离能增大的趋势，VA族和ⅥA族相反，故顺序为Ge＜Se＜As，C正确；D项，基态Cr的简化电子排布式：[Ar]3d54s1，Cr2+的简化电子排布式为[Ar]3d4，D正确；故选CD。 4．(2023·浙江省6月选考)氮的化合物种类繁多，应用广泛。 (1)基态N原子的价层电子排布式是___________。 【规范答案】(1)2s22p3 【解题思路】(1)N核电荷数为7，核外有7个电子，基态N原子电子排布式为1s22s22p3，则基态N原子的价层电子排布式是2s22p3。 5．(2023·浙江省1月选考)硅材料在生活中占有重要地位。 请回答： (2)由硅原子核形成的三种微粒，电子排布式分别为：①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1，有关这些微粒的叙述，正确的是___________。 A．微粒半径：③>①>② B．电子排布属于基态原子(或离子)的是：①② C．电离一个电子所需最低能量：①>②>③ D．得电子能力：①>② 【规范答案】(2)AB 【解题思路】(2)电子排布式分别为：①[Ne]3s23p2、②[Ne]3s23p1、③[Ne]3s23p14s1，可推知分别为基态Si原子、基态Al原子、激发态Si原子；A项，根据微粒电子层数及各层电子数多少可推知，微粒半径：③>①>②，A正确；B项，根据上述分析可知，电子排布属于基态原子(或离子)的是：①②，B正确；C项，Si为非金属失电子能力比Al弱，电离一个电子所需最低能量：①>③>②，C错误；D项，非金属Si的得电子能力强于金属Al，得电子能力：②>①，D错误；故选AB。 1．原子结构与化学键 (1)微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数=核内质子数=核外电子数=原子序数 阴离子：核外电子数=质子数+所带的电荷数 阳离子：核外电子数=质子数-所带的电荷数 (2)“四同”的判断方法——关键是抓住描述的对象 ①同位素——原子，如HHH。 ②同素异形体——单质，如O2与O3，金刚石与石墨，红磷与白磷。 ③同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 ④同分异构体——化合物，如正戊烷与新戊烷。 (3)10e-、18e-微粒 10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。 以Ne为中心记忆10电子体： Ne 以Ar为中心记忆18电子体： Ar 此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H原子后的剩余部分如—CH3、—NH2、—OH、—F等为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等为18电子体。 (4)化学键与化合物的关系 (5)规避化学键判断的易错点 ①在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素(铵盐除外)；共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl3；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。 ②非金属单质只含共价键或不含化学键(稀有气体)。 ③气态氢化物是共价化合物，只含共价键；而金属氢化物(如NaH)是离子化合物，含离子键。 ④分子的稳定性与分子间作用力无关，而与分子内部化学键的强弱有关。 2.原子核外电子排布的“三”规律 能量最 低原理 原子核外电子总是先占据能量最低的原子轨道 泡利原理 每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋状态相反的电子 洪特规则 当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同 3.基态原子核外电子排布的表示方法 表示方法 含义 举例 原子或离子结构示意图 表示核外电子分层排布和核内质子数 电子式 表示原子最外层电子数目 · 核外电子排布式 表示每个能级上排布的电子数 S：1s22s22p63s23p4或[Ne]3s23p4 S2-：1s22s22p63s23p6 电子排布图 (轨道表示式) 表示每个原子轨道中电子的运动状态 价电子排布式或排布图 表示价电子的排布 S：3s23p4 Fe：3d64s2 4．电离能及其应用 (1)电离能的变化规律 ①同周期从左到右(ⅠA族→0族)，第一电离能呈增大的趋势。但第ⅡA族(ns2np0)和第ⅤA族(ns2np3)，因为p轨道处于全空或半充满状态，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期右侧相邻的第ⅢA族或第ⅥA族元素，如第一电离能：Mg>Al、P>S。 ②逐级电离能逐渐增大(I1<I2<……)，同能层的变化不大，但不同能层的差别很大(突变)。如Na：I1≪I2……I9≪I10<I11。 (2)电离能的应用 ①判断元素金属性的强弱：一般来说，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：根据逐级电离能确定最外层电子数和各层电子数。 5．电负性及其应用 (1)电负性变化规律 在周期表中，元素电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小。 (2)电负性的三个主要应用 ①确定元素类型：一般来说，电负性大于1.8的为非金属元素；电负性小于1.8的为金属元素。 ②确定化学键类型：一般来说，两成键元素电负性差值大于1.7时易形成离子键；两成键元素电负性差值小于1.7时易形成共价键。 ③判断化合物中元素价态正负：一般来说，电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价。 6．元素周期表和元素周期律 (1)强化记忆元素周期表的结构 (2)利用区间定位推断元素 对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定元素。 元素周期表中各族的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定周期数。 周期 一 二 三 四 五 六 七 起止序数 1~2 3~10 11~18 19~36 37~54 55~86 87~118 7．粒子半径大小比较规律 在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小： “一看”电子层数：当最外层电子数相同，电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)。 “二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)；r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 例：r(Cl-)>r(Cl)；r(Fe2+)>r(Fe3+)。 8．金属性、非金属性强弱的判断 1．(2025·浙江省金华十校高三模拟)钛是光敏材料、医疗器械中的重要原料，请回答： (1)基态Ti原子的核外电子排布式为 。 【答案】(1)[Ar]3d24s2 【解析】(1)Ti是22号元素，基态Ti原子的核外电子排布式为[Ar]3d24s2。 2．(2025·浙江省北斗星盟高三联考)硫及其化合物用途广泛，古代用高温煅烧绿矾和胆矾的方法来制备硫酸。 (1)①Fe3+的价层电子排布式为 。 ②基态硫原子有 种空间运动状态。 【答案】(1)3d5 9 【解析】(1)①铁为26号元素，价电子排布式为3d64s2，Fe3+的价层电子排布式为3d5；②硫为16号元素，占有9个轨道，故为9种空间运动状态。 3．(2025·浙江省湖州、衢州、丽水高三三地市一模)碳可与氢形成多种烃，硼、氮、硅等元素也可以与氢形成类似于烃的化合物，请回答： (1)①基态硅原子的价层电子轨道表示式 。 【答案】(1) 【解析】(1)①Si是14号元素，根据构造原理，可知基态Si原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p2，其价层电子排布式是3s23p2，由于原子核外电子总是尽可能成单排列，且自旋方向相同，这种排布使原子能量最低，处于稳定状态，故基态Si原子价层电子轨道表示式为。 4．(2025·浙江省五校高三联考)卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。请回答： (1)基态F原子核外电子的空间运动状态有 种。下列属于氯原子激发态且能量较低的是 。(填标号) a．1s22s22p63s23p6 b．1s22s22p63s13p6 c．1s22s22p63s23p33d2　d．1s22s22p63s23p3 【答案】(1) 5 b 【解析】(1)F的原子序数为9，其基态原子的电子排布式为1s22s22p5，原子轨道数为5，所以其核外电子的空间运动状态有5种。基态Cl原子核外电子排布为1s22s22p63s23p5； a项，1s22s22p63s23p6核外有18个电子，不是氯原子；b项，1s22s22p63s13p6，基态氯原子3s能级上的1个电子跃迁到3p能级上，属于氯原子的激发态；c项，1s22s22p63s23p33d2，基态氯原子3p能级上的2个电子跃迁到3d能级上，属于氯原子的激发态，且能量高于1s22s22p63s13p6；d项，1s22s22p63s23p3核外有15个电子，不是氯原子；故选b。 5．(2025·浙江省绍兴市高三第一次模拟)碳、氮、氧等是构建化合物的重要元素。请回答： (1)下列说法正确的是___________。 A．硼原子的一种激发态的价层电子排布图为： B．第三电离能：C＞N C．根据Ga的电子排布式推测Ga的可能存在+1、+3价 D．[Pt(NH3)2Cl2]的结构有两种，则中心原子Pt不可能是sp3杂化 【答案】(1)BCD 【解析】(1)A项，硼为5号元素，2p轨道的能量相同，则为硼原子的一种基态价层电子排布图，A错误；B项，基态C原子失去2个电子后核外电子排布为1s22s2，为2s轨道全满稳定状态，基态N原子失去2个电子后核外电子排布为1s22s22p1，容易失去1个电子形成较稳定的2s轨道全满状态，故第三电离能：C＞N，B正确；C项，基态Ga原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d104s24p1，Ga容易失去1个电子或3个电子达到4s或3d轨道全满稳定状态，故可推测Ga的可能存在+1、+3价，C正确；D项，[Pt(NH3)2Cl2]的结构有两种，则其构型不是四面体形结构，中心原子Pt不可能是sp3杂化，D正确；故选BCD。 6．(2025·浙江省杭州市高三一模)N、O、F的化合物种类繁多，应用广泛，请回答： (2)下列说法不正确的是___________。 A．基态铜原子的价电子排布式为3d94s2 B．第一电离能F＞O＞N C．气态分子中所有原子均满足8电子结构，则分子中存在双键 D．离子键的百分数：MgO＜CaO 【答案】(2)AB 【解析】(2)A项，基态铜原子的价电子排布式：3d104s1，故A错误；B项，周期元素中，从左到右第一电离能呈增大趋势，由于氮原子的2p能级轨道处于半充满状态，它的第一电离能大于氧的第一电离能，则第一电离能：F＞N＞O，故B错误；C项，气态分子NOCl中所有原子均满足8电子结构，则结构式为O=N-Cl，分子中存在双键，故C正确；D项，电负性：O>Mg>Ca，电负性差值越大，离子键的百分数越大，离子键成分的百分数：MgO＜CaO，故D正确；故选AB。 7．(2025·浙江省台州市高三一模)碘元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。请回答下列问题： (1)碘元素位于周期表的p区。 ①碘的基态原子价电子排布式为 。 ②下列说法不正确的是 。 A．电负性大小：I＜Br＜Cl B．第二电离能(I2)大小：I2(Si)＜I2(P)＜I2(Cl)＜I2(Na) C．化学键中离子键成分的百分数：AgF＜AgCl＜AgBr＜AgI D．键能大小：F-F＞Cl-Cl＞Br-Br＞I-I 【答案】(1)5s25p5 C 【解析】(1)①碘为53号元素，位于第五周期VIIA族，则其基态原子价电子排布式为：5s25p5；②A项，在卤族元素中，从上到下电负性逐渐减小，故有：I＜Br＜Cl，A正确；B项，第二电离能(I2)大小：失去1个电子后，Na+为稳定结构，第二电离能最大，其余原子失去1个电子后，第二电离能从左向右也呈逐渐增大趋势，则有：I2(Si)＜I2(P)＜I2(Cl)＜I2(Na)，B正确；C项，在卤族元素中，从上到下电负性逐渐减小，电负性越大，对键合电子的吸引力越大，化合物越容易电离，离子键成分的百分比越高，因此在形成的卤化银中离子键成分的百分数逐渐降低：AgF＜AgCl＜AgBr＜AgI，C错误；D项，在卤族元素中，从上到下原子半径逐渐增大，键长增大，键能也逐渐减小：F-F＞Cl-Cl＞Br-Br＞I-I，D正确。 8．(2025·浙江省温州市高三一模)过渡元素是构建化合物的重要元素。请回答： (3)下列说法不正确的是___________。 A．化合物M为共价晶体 B．Zn的第三电离能＞的第二电离能 C．基态O+的价层电子排布图： D．电负性：O＞Cl＞K 【答案】(3)AC 【解析】(3)A项，根据晶胞组成及化学式可知化合物M为离子晶体，A项错误；B项，Cu的价层电子排布式为3d104s1，第二电离能为失去3d10中一个电子需要的能量， Zn的价层电子排布式为3d104s2，第三电离能为失去3d10中一个电子需要的能量，而铜要失去第二个电子时为Cu+，锌要失去第三个电子时为Zn2+，离子所带的正电荷越多，再要失去一个电子需克服的电性引力越大，消耗的能量越多，由此可知Zn的第三电离能＞Cu的第二电离能，B项正确；C项，基态O原子的电子排布式为1s22s22p4，形成的基态O+的价层电子排布式为2s22p3，价层电子的轨道表示式为，C项错误；D项，金属元素电负性小于1.8，非金属元素电负性大于1.8，且O原子的半径小于Cl原子，O原子吸引电子的能力强于Cl原子，故电负性O＞Cl＞K，D项正确；故选AC。 9．(2025·浙江省县域教研联盟高三模拟考试)C和S是构建化合物的重要元素，请回答： (1)下列关于C和S及其同族元素的说法正确的是 。 A．同周期主族元素中，电负性比S大的元素有2种 B．Ge可以作为半导体材料，S元素可应用于农药的制备 C．热稳定性CO2＞CS2 D．Se的简化电子排布式为[Ar]4s24p4 【答案】(1)BC 【解析】(1)A项，S位于第三周期，第三周期主族元素中，从左到右元素的电负性依次增大，则电负性比S大的元素有Cl共1种，A不正确；B项，Ge位于金属与非金属的分界线附近，则可以作为半导体材料，农药中常含有氟、氯、硫、磷等元素，它们位于元素周期表的右上角，则S元素可应用于农药的制备，B正确；C项，O与S为同主族元素，S在O的下方，S的原子半径大于O，则C=O键的键能大于C=S键的键能，所以热稳定性CO2＞CS2，C正确；D项，Se为第四周期第ⅥA族元素，则Se的简化电子排布式为[Ar]3d104s24p4，D不正确；故选BC。 题型2 分子结构与性质 1．(2025·浙江省1月选考)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答： (3)两分子H3PO4(Ka3=4.8×10-13)脱水聚合得到一分子H4P2O7(Ka3=2.0×10-7)，从PO43-、HP2O73-的结构角度分析Ka3差异的原因 。 【规范答案】(3) H3PO4中含有1个非羟基氧，H4P2O7含有2个非羟基氧，非羟基氧越多越易电离出氢离子 【解题思路】(3)H3PO4中含有1个非羟基氧，H4P2O7含有2个非羟基氧，非羟基氧越多越易电离出氢离子，所以H4P2O7的Ka3大于H3PO4的Ka3。 2．(2024·浙江省6月选考)氧是构建化合物的重要元素。请回答： (3)化合物和的结构如图2。 ①和中羟基与水均可形成氢键()，按照氢键由强到弱对三种酸排序 ，请说明理由 。 ②已知、钠盐的碱性NaC＞NaD，请从结构角度说明理由 。 【规范答案】(3)①HC>HB>HA O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C=O＞C=S＞C=Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，其中羟基与H2O形成的氢键逐渐增强 ②S的原子半径大于O的原子半径，S—H键的键长大于O—H键，S—H键的键能小于O—H键，同时HC可形成分子间氢键，使得HD比HC更易电离出H+，酸性HD＞HC，C-的水解能力大于D-，碱性NaC＞NaD 【解题思路】(3)①O、S、Se的电负性逐渐减小，键的极性：C=O＞C=S＞C=Se，使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大，从而其中羟基与水形成的氢键由强到弱的顺序为HC>HB>HA；②HC、HD钠盐的碱性NaC＞NaD，说明酸性HC＜HD，原因是：S的原子半径大于O的原子半径，S—H键的键长大于O—H键，S—H键的键能小于O—H键，同时HC可形成分子间氢键，使得HD比HC更易电离出H+，酸性HD＞HC，C-的水解能力大于D-，钠盐的碱性NaC＞NaD。 3．(2024·浙江省1月选考)氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： 请回答： (3)①H2N-NH2+H+→H2N-NH3+，其中-NH2的N原子杂化方式为 ；比较键角中的-NH2 H2N-NH3+中的-NH3+ (填“>”、“<”或“=”)，请说明理由 。 ②将HNO3与SO3按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是NO2+。比较氧化性强弱：NO2+ HNO3 (填“>”、“<”或“=”)；写出A中阴离子的结构式 。 【规范答案】(3) sp3 ＜ -NH2有孤电子对，孤电子对对成键电子排斥力大，键角变小 ＞ 【解题思路】(3)①-NH2的价层电子对数，故杂化方式为sp3；-NH2价层电子对数为4，有一对孤电子对，-NH3+价层电子对数，无孤对电子，又因为孤电子对对成键电子的排斥力大于成键电子对成键电子的排斥力，故键角中的-NH2＜H2N-NH3+中的-NH3+；②将HNO3与SO3按物质的量之比1：2发生化合反应生成A，测得A由2种微粒构成，其中之一是NO2+，则A为NO2HS2O7，NO2+为硝酸失去一个OH-，得电子能力更强，氧化性更强，故氧化性强弱：NO2+ ＞HNO3；阴离子为HS2O7-根据已知可知其结构式为。 4．(2023·浙江省6月选考)氮的化合物种类繁多，应用广泛。 请回答： (2)与碳氢化合物类似，N、H两元素之间也可以形成氮烷、氮烯。 ①下列说法不正确的是___________。 A．能量最低的激发态N原子的电子排布式：1s22s12p33s1 B．化学键中离子键成分的百分数：Ca3N2＞Mg3N2 C．最简单的氮烯分子式：N2H2 D．氮烷中N原子的杂化方式都是sp3 ②氮和氢形成的无环氨多烯，设分子中氮原子数为n，双键数为m，其分子式通式为______。 ③给出H+的能力：NH3 _______[ CuNH3]2+ (填“>”或“<”)，理由是___________。 【规范答案】(2)① A ②NnHn+2−2m(，m为正整数) ③＜ ④[CuNH3]2+形成配位键后，由于Cu对电子的吸引，使得电子云向铜偏移，进一步使氮氢键的极性变大，故其更易断裂 【解题思路】(2)①A项，能量最低的激发态N原子应该是2p能级上一个电子跃迁到3s能级，其电子排布式：1s22s22p23s1，故A错误；B项，钙的金属性比镁的金属性强，则化学键中离子键成分的百分数：Ca3N2＞Mg3N2，故B正确；C项，氮有三个价键，最简单的氮烯即含一个氮氮双键，另一个价键与氢结合，则其分子式：N2H2，故C正确；D项，氮烷中N原子有一对孤对电子，有三个价键，则氮原子的杂化方式都是sp3，故D正确；故选A。②氮和氢形成的无环氨多烯，一个氮的氮烷为NH3，两个氮的氮烷为N2H4，三个氮的氮烷为N3H5，四个氮的氮烷为N4H6，设分子中氮原子数为n，其氮烷分子式通式为NnHn+2，根据又一个氮氮双键，则少2个氢原子，因此当双键数为m，其分子式通式为NnHn+2−2m(，m为正整数)；③[CuNH3]2+形成配位键后，由于Cu对电子的吸引，使得电子云向铜偏移，进一步使氮氢键的极性变大，故其更易断裂，因此给出H+的能力：NH3＜[CuNH3]2+。 5．(2023·浙江省1月选考)硅材料在生活中占有重要地位。 请回答： (1) Si(NH2)4分子的空间结构(以Si为中心)名称为________，分子中氮原子的杂化轨道类型是_______。Si(NH2)4受热分解生成Si3N4和NH3，其受热不稳定的原因是________。 【规范答案】(1)四面体 sp3 Si周围的NH2基团体积较大，受热时斥力较强[Si(NH2)4中Si-N键键能相对较小]；产物中气态分子数显著增多(熵增) 【解题思路】(1)Si(NH2)4分子可视为SiH4分子中的4个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的，所以Si(NH2)4分子中Si原子轨道的杂化类型是sp3，分子的空间结构(以Si为中心)名称为四面体；氨基(-NH2)氮原子形成3个σ键，含有1对孤对电子，N原子杂化轨道数目为4，N原子轨道的杂化类型是sp3；Si周围的NH2基团体积较大，受热时斥力较强Si(NH2)4中Si-N键能相对较小]；产物中气态分子数显著增多(熵增)，故Si(NH2)4受热不稳定，容易分解生成Si3N4和NH3。 1．共价键 (1)分类 ②配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A—B。 (2)σ键和π键的判断方法 共价单键为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。但注意配位键也属于σ键，如1 mol [Cu(NH3)4]2+中所含σ键数目为16NA。 (3)大π键 ①定义：大π键一般是三个或更多个原子间形成的，是未杂化轨道中原子轨道“肩并肩”重叠形成的π键。 ②表达式：m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数。 ③示例：、；CH2CH—CHCH2、；N、；SO2、；O3、；C、。 2．中心原子价层电子对数、杂化轨道类型与粒子的立体构型(A型) 价层电子对数(杂化轨道数) 2 3 4 杂化轨道类型 sp sp2 sp3 价层电子对模型(VSEPR) 直线形 三角形 四面体形 粒子组成形式与构型 AB2： 直线形 AB2： V形 AB3： 三角形 AB2： V形 AB3： 三角锥形 AB4：(正) 四面体形 规律 当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当有孤电子对时，分子的构型为去掉孤电子对后剩余部分的立体构型，且孤电子对会对分子构型产生“挤压”效果，使键角变小 3．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断 分子(A为中心原子) 中心原子杂化方式 中心原子孤电子对数 分子构型 示例 AB2 sp 0 直线形 BeCl2 sp2 1 V形 SO2 sp3 2 V形 H2O AB3 sp2 0 平面三角形 BF3 sp3 1 三角锥形 NH3 AB4 sp3 0 正四面体形 CH4 4．常见等电子体 粒子 通式 价电子总数 立体构型 CO2、SCN－、NO、N、N2O、COS、CS2 AX2 16e－ 直线形 CO、NO、SO3 AX3 24e－ 平面三角形 SO2、O3、NO AX2 18e－ V形 SO、PO AX4 32e－ 正四面体形 PO、SO、ClO AX3 26e－ 三角锥形 CO、N2、C AX 10e－ 直线形 CH4、NH AX4 8e－ 正四面体形 5．键的极性与分子极性的关系 类型 实例 两个键之间的夹角 键的极性 分子的极性 空间构型 X2 H2、N2 － 非极性键 非极性分子 直线型 XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型 XY2(X2Y) CO2、CS2 180° 极性键 非极性分子 直线型 SO2 120° 极性键 极性分子 三角形 H2O、H2S 104．5° 极性键 极性分子 V形 XY3 BF3 120° 极性键 非极性分子 平面三角形 NH3 107．3° 极性键 非极性分子 三角锥形 XY4 CH4、CCl4 109．5° 极性键 非极性分子 正四面体 6．三种作用力及其对物质性质的影响 范德华力 氢键 共价键 作用微粒 分子 H与N、O、F 原子 强度比较 共价键>氢键>范德华力 影响因素 组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大 A—H…B中形成氢键元素的电负性(A、B的电负性) 原子半径 对性质 的影响 影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质 分子间氢键使熔点、沸点升高，溶解度增大 键能越大，稳定性越强 5．配位化合物 配合物的组成 [中心离子(配体)n][外界] 典型配合物 Cu(NH3)4SO4 Fe(SCN)3 Ag(NH3)2OH 中心离子 Cu2+ Fe3+ Ag+ 中心离子结构特点 一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道 配体 NH3 SCN- NH3 配体结构特点 分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3、H2O、CO、Cl-、SCN-等) 配位数(n) 4 3 2 外界 SO42- 无 OH- 颜色 深蓝色 血红色 无色 配离子所含化学键 配体通过配位键与中心离子结合 配合物所含化学键 配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价键 配合物的常见性质 属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色 金属羰基配合物 是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四羰基镍[Ni(CO)4]。在许多有机化合物的合成反应中，金属羰基配合物常常作为这些反应的催化剂 二茂铁 二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物 7．超分子 (1)定义：有两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 注意：超分子定义中分子是广义的，其中包括离子。 (2)特征：分子识别和自组装。 1．(2025·浙江省金华十校高三模拟)钛是光敏材料、医疗器械中的重要原料，请回答： (2)染料敏化TiO2电极的基底材料为哑光玻璃，NH4F是制作哑光玻璃的刻蚀剂，NH4+中心原子的杂化类型是 ，NH4F中存在 (填字母)。 A．离子键 B．σ键 C．π键 D．氢键 【答案】(2) sp3 ABD 【解析】(2)NH4+中N原子价电子对数为4，N原子的杂化类型是sp3；NH4+和F-之间为离子键，NH4+中存在N-Hσ键，NH4+中的H与F-之间可以形成氢键，所以NH4F中存在离子键、σ键、氢键，选ABD。 2．(2025·浙江省绍兴市高三第一次模拟)碳、氮、氧等是构建化合物的重要元素。请回答： (3)乙酰丙酮(CH3COCH2COCH3)能与Mg、Ca等活泼金属反应置换出氢气，产生的阴离子的结构为：，记为R-。R-中除甲基之外的碳和氧原子间形成类似于苯分子中大π键。 ①碳碳键的键长a b(填“＞”、“＜”或“”)，请说明理由 。 ②置换所得产物的还原性：MgR2＜CaR2，请说明理由 。 【答案】(3)＜ a中既存在σ键，又存在π键；b中只存在σ键 Mg2+离子的半径比Ca2+小，Mg2+与R-间的离子键比Ca2+与R-强，MgR2中的R-更难失电子，还原性弱 【解析】(3)①由图，a中既存在σ键，又存在π键；b中只存在σ键，导致碳碳键的键长a<b；②Mg2+离子的半径比Ca2+小，Mg2+与R-间的离子键比Ca2+与R-强，MgR2中的R-更难失电子，还原性弱，导致物质还原性：MgR2＜CaR2。 3．(2025·浙江省县域教研联盟高三模拟考试)C和S是构建化合物的重要元素，请回答： (2)①已知CO2+H2OH2CO3，CS2与NH3按照物质的量之比为1∶2发生类似反应得到NH4+和一种阴离子，写出阴离子的结构式 。 ②从结构角度分析浓硫酸氧化性比稀硫酸强的原因 。 【答案】(2) ① ②稀硫酸中H2SO4完全电离，H+与SO42-相互作用较弱，浓硫酸中H2SO4主要以分子形式存在，H与O的相互作用降低了硫酸分子中S-O键的稳定性，从而更易被还原 【解析】(2)①已知CO2+H2OH2CO3，CS2与NH3按照物质的量之比为1∶2发生类似反应得到NH4+和一种阴离子，则阴离子的分子式为(H2NCS2)- ，结构式为。②稀硫酸发生完全电离，生成的SO42-呈正四面体结构，稳定性强；而浓硫酸中，硫酸主要以分子形式存在，H-O共价键的形成，使O-S间的作用力减弱，稳定性变差，所以从结构角度分析浓硫酸氧化性比稀硫酸强的原因：稀硫酸中H2SO4完全电离，H+与SO42-相互作用较弱，浓硫酸中H2SO4主要以分子形式存在，H与O的相互作用降低了硫酸分子中S-O键的稳定性，从而更易被还原。 4．(2025·浙江省杭州市高三一模)N、O、F的化合物种类繁多，应用广泛，请回答： (3)O3分子的键角约为117°，中心O原子的杂化方式为 。 (4)已知吡啶()和吡咯()分子中均存在6个电子参与形成的大键，判断碱性：吡啶 吡咯(填“>”、“<”、“=”)。 (5)弱电解质的电离一般是吸热，而HF(aq)H+(aq)+F-(aq) ΔH＜0结合F-的结构说明原因 。 【答案】(3)sp2 (4)> (5)F-半径小，能与水分子形成强烈的静电作用，水合时释放大量能量 【解析】(3)由O3分子的键角约为117°可知，O3中心O原子价层电子对数为，采取sp2杂化。(4)吡咯是一个五元杂环化合物，其中氮原子与两个碳原子相连，形成一个环状结构，在吡咯中，氮原子的孤对电子参与了环的形成，这使得氮原子上的电子云密度降低，从而减弱了其碱性，碱性：吡啶>吡咯。(5)任何一种酸在水中电离都分为两个过程：解离过程和溶剂化过程，离解过程是HF离解成F-和H+，这个过程是吸热的，溶剂化过程是离解出来的F-和H+与溶剂水作用，得到水合离子的过程，这个过程是放热的，当第二个过程放出的热比第一个过程吸收的热多，表现为放热。则  HF(aq)H+(aq)+F-(aq)  ΔH＜0，原因为F-半径小，能与水分子形成强烈的静电作用，水合时释放大量能量。 5．(2025·浙江省五校高三联考)卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。请回答： (2)下列说法不正确的是_______ A．熔点SiI4＜AlF3 B．化学键中离子键成分的百分数NaCl＜MgBr2 C．第三电离能：O＜N＜F D．XeO2与OF2中心原子的杂化方式相同 (3)固态氟化氢中存在(HF)n形式，画出(HF)3的链状结构 。 (4)已知键能：F-F＜Cl-Cl，请说明理由： 。 【答案】(2)BC (3) (4)氟原子半径太小，两个氟原子之间核间距小，原子核之间排斥力强，使得键能：F-F＜Cl-Cl 【解析】(2)A项，AlF3为离子晶体、SiI4为分子晶体，故熔点SiI4＜AlF3，正确；    B项，电负性氯大于溴、钠小于镁，则化学键中离子键成分的百分数NaCl＞MgBr2，错误；C项，同一周期随着原子序数变大，相应电离能变大，O2-、N2-的电子排布分别为1s22s22p2、1s22s22p1，N2-更容易失去第3个电子达到2s的全满较稳定状态，故第三电离能：N＜O＜F，错误； D项，XeO2分子中Xe原子的价层电子对数为，为sp3杂化；OF2分子中O原子的价层电子对数为，为sp3杂化，正确；故选BC；(3)固体HF中存在氢键，则(HF)3的链状结构为；(4)氟原子半径太小，两个氟原子之间核间距小，原子核之间排斥力强，使得键能：F-F＜Cl-Cl。 6．(2025·浙江省湖州、衢州、丽水高三三地市一模)碳可与氢形成多种烃，硼、氮、硅等元素也可以与氢形成类似于烃的化合物，请回答： (1)②下列说法不正确的是 。 A．稳定性：SiH4＜CH4 B．最简单的氮烯的分子式为N2H2，存在顺反异构 C．键角∠HNH：NH3＞H3NBH3 D．C、N原子数相同的烷烃和氮烷的沸点：氮烷＞烷烃 ③设分子中氮原子数为n，则无环状结构的氮烷分子式通式为 。 (2)一般来说，碳原子杂化轨道中的s成分越大，碳原子的电负性就越大，则给出H+的能力：乙烯 乙炔(填“＞”“＜”或“＝”，理由： 。 【答案】(1) ②C ③NnHn+2 (2)＜ 乙烯、乙炔的杂化类型分别是sp2、sp，杂化轨道s成分：乙烯＜乙炔，碳原子电负性：乙烯＜乙炔，碳氢键极性：乙烯＜乙炔，给出氢离子的能力：乙烯＜乙炔 【解析】(1)②A项，元素的非金属性越强，其形成的简单氢化物的稳定性就越强。元素的非金属性：Si＜C，所以稳定性：SiH4＜CH4，A正确；B项，最简单的氮烯的分子式为N2H2，结构式为H—N=N—H，存在顺反异构，B正确；C项，NH3中N原子的价层电子对个数为：3+ =4，且含有1个孤电子对；H3NBH3中N原子的价层电子对个数为4且不含孤电子对。孤电子对和成键电子对之间的排斥力大于成键电子对之间的排斥力，则键角∠HNH：NH3＜H3NBH3，C错误；D项，C、N原子数相同的烷烃和氮烷的沸点随相对分子质量的增大而升高。假设C、N原子个数都是2，C、N原子数相同的烷烃和氮烷分别是C2H6、N2H4，相对分子质量：C2H6＜N2H4，则沸点：C2H6＜N2H4，D正确；故选C；③当氮原子个数为1时，氢原子个数为3；当氮原子个数为2时，氢原子个数为4；当氮原子个数为3时，氢原子个数为5；当氮原子个数为4时，氢原子个数为6，当氮原子个数为n时，氢原子个数为n+2，所以其通式为NnHn+2( n≥l且n为正整数)；(2)一般来说，碳原子杂化轨道中的s成分越大，碳原子的电负性就越大，结合氢离子的能力越强。乙烯中碳原子采用sp2杂化、乙炔中碳原子采用sp杂化。所以碳原子杂化轨道中s成分：乙烯＜乙炔，碳原子的电负性∶乙烯＜乙炔，碳氢键的极性：乙烯＜乙炔，则给出H+的能力：乙烯＜乙炔。 7．(2025·浙江省北斗星盟高三联考)硫及其化合物用途广泛，古代用高温煅烧绿矾和胆矾的方法来制备硫酸。 (2)煅烧胆矾可得三氧化硫，液态三氧化硫有单分子SO3和三聚体(SO3)3两种形式，固态三氧化硫易升华，易溶于水，主要以三聚体和无限长链(SO3)n两种形式存在。下列说法不正确的是_______。 A．SO3的中心原子为杂化，空间结构为平面三角形 B．环状(SO3)3中硫原子的杂化轨道类型为sp2 C．单分子SO3和链状(SO3)n均是分子晶体 D．链状(SO3)n中发生sp3杂化的氧原子为个 (4) H2S2O3结构式为 ，酸性H2S2O3 H2SO4(填“>”或“<”)，从结构角度解释原因是 。 【答案】(2)BD (4) < 电负性O大于S，吸电子能力S=S小于O=S，使硫代硫酸中羟基极性较小，酸性较弱 【解析】(2)A项，SO3中心原子价层电子对数为3，为sp2杂化，没有孤对电子，空间结构为平面三角形，A正确；B项，环状(SO3)3种硫有4个单键，故为sp3，B错误；C项，SO3和三聚体(SO3)n两种形式，固态三氧化硫易升华，熔沸点低，故为分子晶体，C正确；D项，1个三氧化硫链节中有一个氧原子为sp3杂化，故链状(SO3)n中发生sp3杂化的氧原子为n个，D错误；故选BD。(4)H2SO4的结构式为，H2S2O3相当于将一个O替换成S，故H2S2O3结构式为；O和S为同族元素，电负性O大于S，吸电子能力S=S小于O=S，使硫代硫酸中羟基极性较小，电离出氢离子能力较硫酸弱，酸性较弱。 8．(2025·浙江省温州市高三一模)过渡元素是构建化合物的重要元素。请回答： (2)H2[CuCl4]为强酸，写出与足量铁粉反应的离子方程式 。 (4)主族元素最高价氧化物的水化物可用E(OH)n表示，其中+n为元素E的最高正价，E(OH)n易发生脱水[例如S(OH)6易脱水生成稳定结构H2SO4，脱水后羟基数目为2]。 E(OH)n P(OH)5 S(OH)6 Cl(OH)7 I(OH)7 ①a．S(OH)6、b．Cl(OH)7、c．I(OH)7脱水生成稳定结构，脱水后羟基数目由少到多的顺序为： 。(填字母) ②从脱水产物的结构分析酸性Cl(OH)7＞S(OH)7的原因： 。 【答案】(2) 2H++[CuCl4]2-+2Fe.2+=Cu+2Fe.2++4Cl-+ H2↑ (4) b＜a＜c 双键氧的吸电子能力强于羟基的吸电子能力，使HClO4中Cl所带的正电性高于H2SO4中S所带的正电性，HClO4中羟基极性更大，酸性更强 【解析】(2)H2[CuCl4]为强酸，在溶液中完全电离出H+和[CuCl4]2-，与足量铁粉发生氧化还原反应，反应的离子方程式为2H++[CuCl4]2-+2Fe.2+=Cu+2Fe.2++4Cl-+ H2↑；(4)①成键原子电负性差异越大，所成化学键越容易断裂，由此可知I(OH)7脱水生成的稳定结构为H3IO5，I为+7价，脱水后羟基数目为3；S(OH)6易脱水生成稳定结构H2SO4，S为+6价，脱水后羟基数目为2；Cl(OH)7脱水生成的稳定结构HClO4，Cl为+7价，脱水后羟基数目为1；故三种物质脱水后生成稳定结构，脱水后羟基数目由少到多的顺序为Cl(OH)7< S(OH)6< I(OH)7，即b＜a＜c；②由于S(OH)6与Cl(OH)7脱水生成的稳定结构中均存在双键氧，且双键氧的吸电子能力强于羟基的吸电子能力，使HClO4中Cl所带的正电性高于H2SO4中S所带的正电性，HClO4中羟基极性更大，酸性更强，故酸性Cl(OH)7＞S(OH)7。 9．(2025·浙江省台州市高三一模)碘元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。请回答下列问题： (2)I2加入浓的KI溶液，可获得I3-；文献指出，在一定条件下也可制备I3+。 ①I3-中，中心原子I的杂化类型为sp3d；I3+中，中心原子I的杂化类型为 。 ②已知孤对电子对、成键电子对相互之间的排斥力随着角度减小而增大。图中，请参照I3-的VSEPR几何构型(小球表示I或孤电子对)，判断I3-的实际几何构型为 (填写序号)。 ③已知I3-和I3+的还原产物均为I-。相同条件下，比较氧化性强弱：I3- I3+(填“>”、“＜”、“=”)；比较I-I的键长：I3- I3+(填“>”、“＜”、“=”)，试从结构上给与解释 。 【答案】(2)①sp3 ②A ③< > I3-的中心原子含s成分少，半径大、键长长，I3+的中心原子含s成分多，半径小、键长短 【解析】(2)I2加入浓的KI溶液，可获得I3-和I3+：I2+I-=I3-、2I2=I3++I-；①在I3+中，碘原子的价层电子数为7，但由于形成正离子，失去一个电子，所以实际参与杂化的电子数为6，中心原子碘的价层电子对数为3，则中心原子I的杂化类型为sp3杂化；②已知孤对电子对、成键电子对相互之间的排斥力随着角度减小而增大，在I3-中，中心I原子的杂化类型为sp3d，这种杂化方式使得I3-的分子中的3个I原子构形为直线型，则选项A符合；③在I3+中由于失去了一个电子，因此表现为更容易获得电子，表现出更强的氧化性；相反，在I3-中由于已经得到了电子，因此体现更容易失去电子，氧化性表现得更弱，则有：I3-＜I3+；在I3+的中心I原子上有更多的孤对电子，中心原子含s成分多，半径小，使得其键长相对较短；而I3-的中心I原子有更多的成键电子对，含s成分少，半径大，使得其键长相对较长，因此I-I的键长为：I3-＞I3+。 题型3 晶体结构与性质 1．(2025·浙江省1月选考)磷是生命活动中不可或缺的元素。请回答： (2)某化合物的晶胞如图。 ①化学式是 ； ②将0.01mol该化合物加入到含少量石蕊的10mLH2O中，实验现象是 (从酸碱性和溶解性角度推测)。 【规范答案】(2) Ca3PCl3 溶液变蓝，有气体放出 【解题思路】(2)①根据均摊原则，晶胞中Cl原子数、P原子数、Ca原子数，所以化学式是Ca3PCl3；②Ca3PCl3中P显-3价，将0.01mol该化合物加入到含少量石蕊的10mLH2O中，反应生成氯化钙、氢氧化钙、PH3气体，溶液呈碱性，实验现象是溶液变蓝，有气体放出。 2．(2024·浙江省6月选考)氧是构建化合物的重要元素。请回答： (1)某化合物的晶胞如图1，的配位数(紧邻的阳离子数)为 ；写出该化合物的化学式 ，写出该化合物与足量NH4Cl溶液反应的化学方程式 。 【规范答案】(1)12 K3ClO K3ClO+2NH4Cl+H2O=3KCl+2NH3∙H2O 【解题思路】(1)由晶胞结构知，Cl位于8个顶点，O位于体心，K位于面心，1个晶胞中含Cl：8×=1个、含O：1个、含K：6×=3个，该化合物的化学式为K3ClO；由图可知，Cl-的配位数为=12；该化合物可看成KCl∙K2O，故该化合物与足量NH4Cl溶液反应生成KCl和NH3∙H2O，反应的化学方程式为K3ClO+2NH4Cl+H2O=3KCl+2NH3∙H2O。 3．(2024·浙江省1月选考)氮和氧是构建化合物的常见元素。 已知： 请回答： (1)某化合物的晶胞如图，其化学式是 ，晶体类型是 。 【规范答案】(1)CrCl2·4H2O 分子晶体 【解题思路】(1)由晶胞图可知，化学式为CrCl2·4H2O；由晶胞图可知构成晶胞的粒子为CrCl2·4H2O分子，故为分子晶体。 4．(2023·浙江省6月选考)氮的化合物种类繁多，应用广泛。 请回答： (3)某含氮化合物晶胞如图，其化学式为___________，每个阴离子团的配位数(紧邻的阳离子数)为___________。 【规范答案】(3)①CaCN2 ②6 【解题思路】(3)钙个数为，CN22-个数为，则其化学式为CaCN2；根据六方最密堆积图，以上面的面心分析下面红色的有3个，同理上面也应该有3个，本体中分析得到，以这个CN22-进行分析，其俯视图为，因此距离最近的钙离子个数为6，其配位数为6。 5．(2023·浙江省1月选考)硅材料在生活中占有重要地位。 (3)Si与P形成的某化合物晶体的晶胞如图。该晶体类型是___________，该化合物的化学式为___________。 【规范答案】(2)AB (3)共价晶体 SiP2 【解题思路】(3)Si与P形成的某化合物晶体的晶胞如图可知，原子间通过共价键形成的空间网状结构，形成共价晶体；根据均摊法可知，一个晶胞中含有个Si，8个P，故该化合物的化学式为SiP2。 1．常见原子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 金刚石 原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′ (2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化 (3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子 (4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiO2 (1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si (2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用 (4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子 (5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键 (6)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) (3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d 2．常见分子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 干冰 (1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一 个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个 (3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 白磷 (1)面心立方最密堆积 (2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) 冰 (1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接 (2)每个水分子实际拥有两个“氢键” (3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键 【微点拨】 (1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子 (2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体 3．常见离子晶体结构分析 晶体 晶体结构 结构分析 NaCl (1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－ (2)在NaCl晶体中，每个Na+同时强烈吸引6个Cl－，形成正八面体形； 每 个Cl－同时强烈吸引6个Na+ (3)在NaCl晶体中，Na+ 和Cl－的配位数分别为6、6 (4)在NaCl晶体中，每个Na+周围与它最接近且距离相等的Na+共有12个， 每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有12个 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) CsCl (1)一个CsCl晶胞中，有1个Cs+，有1个Cl－ (2)在CsCl晶体中，每个Cs+同时强烈吸引8个Cl－，即：Cs+的配位数为8， 每个Cl－ 同时强烈吸引8个Cs+，即：Cl－的配位数为8 (3)在CsCl晶体中，每个Cs+周围与它最接近且距离相等的Cs+共有6个，形成正八面体形，在CsCl晶体中，每个Cl－周围与它最接近且距离相等的Cl－共有6个 (4)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) ZnS (1)1个ZnS晶胞中，有4个S2－，有4个Zn2＋ (2)Zn2＋的配位数为4，S2－的配位数为4 (3)密度＝ CaF2 (1)1个CaF2的晶胞中，有4个Ca2＋，有8个F－ (2)CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同，Ca2＋配位数是8，F－的配位数是4 (3)密度＝ 离子晶体的配位数 离子晶体中与某离子距离最近的异性离子的数目叫该离子的配位数 影响离子晶体配位数的因素 (1)正、负离子半径比：AB型离子晶体中，阴、阳离子的配位数相等，但正、负离子半径比越大，离子的配位数越大。如：ZnS、NaCl、CsCl (2)正、负离子的电荷比。如：CaF2晶体中，Ca2＋和F－的配位数不同 4．常见金属晶体结构分析 (1)金属晶体的四种堆积模型分析 堆积模型 简单立方堆积 体心立方堆积 (钾型) 面心立方最密堆积(铜型) 六方最密堆积(镁型) 晶胞 代表金属 Po Na K Fe Cu Ag Au Mg Zn Ti 配位数 6 8 12 12 晶胞占有的原子数 1 2 4 6或2 原子半径(r)与立方体边长为(a)的关系 a＝2r a＝4r a＝4r —— 　　2．物质熔、沸点高低的比较 一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Cl2；金属晶体>分子晶体，如：Na>Cl2。(金属晶体熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等) 原子晶体 →→，如：金刚石>石英>晶体硅 离子晶体 一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、沸点就越高。如：MgO>MgCl2，NaCl>CsCl 金属晶体 金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属键越强，金属单质的熔、沸点就越高，如Al>Mg>Na 分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常的高。如H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4＞GeH4＞SiH4＞CH4 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，如CO＞N2 在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷 1．(2025·浙江省杭州市高三一模)N、O、F的化合物种类繁多，应用广泛，请回答： (1)某化合物的晶胞如图所示。该化合物的化学式为 ，已知图中虚线连接的O原子与Cu原子距离最近且相等，晶体中距每个原子最近的O原子有 个。 【答案】(1) NaCuO2 4 【解析】(1)该化合物Cu个数为，O原子为2个，Na原子为1个，化学式为NaCuO2，结合晶体结构，晶体中距每个Cu原子最近的O原子有4个。 2．(2025·浙江省温州市高三一模)过渡元素是构建化合物的重要元素。请回答： (1)铜的某化合物M的晶胞如图，Cu的配位数为 ，写出化合物M的化学式 。 【答案】(1)4 KCuO2 【解析】(1)由晶胞的结构可知Cu的配位数为4；根据均摊法知，晶胞中含O原子个，含Cu原子个，含K原子个，故化合物M的化学式为KCuO2。 3．(2025·浙江省湖州、衢州、丽水高三三地市一模)碳可与氢形成多种烃，硼、氮、硅等元素也可以与氢形成类似于烃的化合物，请回答： (3)某储氢合金储氢后的晶胞结构如图所示，其对应的化学式为 ；若将该储氢合金中的氢气全部释放，可得标况下的氢气 L(，NA表示阿伏加德罗常数的值)。 【答案】(3) LaNi5H6 【解析】(3)该晶胞中La原子个数为：8×=1；Ni原子个数为：l+8×=5；H2应该为：2×+8×=3，La、Ni、H原子个数分别为1、5、6，故该物质化学式为LaNi5H6，该晶胞的体积为V=(a2×sin60°×c×10-33)dm3=；l dm3该储氢合金中n(H2) =，在标准状况下反应产生的H2的体积V=n·Vm=×22.4 L/mol = L。 4．(2025·浙江省绍兴市高三第一次模拟)碳、氮、氧等是构建化合物的重要元素。请回答： (2)某化合物M的晶胞如图，M的晶体结构可以视为“a层层”堆积形成。a层内，与N3-紧邻的Li+的数目为 ；一个a层中的Li+与一个b层中的Li+的个数之比为 ；M与氢气在一定条件下，能生成LiH和一种三元化合物，请写出一个可能的化学方程式 。 【答案】(2)6 1：1 Li3N+2H2=2LiH+ LiNH2或Li3N+H2=LiH+Li2NH 【解析】(2)由图，a层内底面为夹角为60°的平面四边形， 与圈中N3-紧邻的Li+有2个，临近同平面中还存在2个a层，则与N3-紧邻的Li+的数目为2×3=6个；根据“均摊法”，一个a层中的Li+与一个b层中的Li+的个数之比为；根据“均摊法”，图示晶胞中含个、个，则M化学式为Li+，M与氢气在一定条件下，能生成LiH和一种三元化合物，则生成三元化合物为LiNH2或Li2NH，故可能的化学方程式Li3N+2H2=2LiH+LiNH2或Li3N+H2=LiH+Li2NH。 5．(2025·浙江省金华十校高三模拟)钛是光敏材料、医疗器械中的重要原料，请回答： (3)超高硬度材料Ti3Au可作为人工髋关节、膝关节植入材料，有α-Ti3Au和β-Ti3Au两种结构，结构如图，两种晶胞均为立方体，棱长均为509pm。其中β-Ti3Au每个面上有2个Ti原子，连线平行于晶胞的棱，距离恰好为棱长的一半，且连线中点为面心。 ①β-Ti3Au晶胞中，Au原子的配位数(紧邻且距离相对的Ti原子数)为 。 ②两种Ti3Au晶体中，硬度较高的是 ，请说明理由 。 【答案】(3) 12 β-Ti3Au晶体 β-Ti3Au晶体中Ti-Au的键长比α-Ti3Au晶体中的短，相同原子间键长越短，键能越大 【解析】(3)①根据β-Ti3Au晶胞图，Au原子的配位数(紧邻且距离相对的Ti原子数)为12。②β-Ti3Au晶体中Ti-Au的键长比αTi3Au晶体中的短，相同原子间键长越短，键能越大，所以两种Ti3Au晶体中，硬度较高的是β-Ti3Au晶体。 6．(2025·浙江省台州市高三一模)碘元素具有丰富的化学性质，其化合物有着广泛的应用。请回答下列问题： (3)碘单质的晶胞为长方体，I2位于顶点和面心，结构如图所示。晶胞中两种取向不同的I2个数之比为 ，晶体中I2分子相距最近的I2个数为 。 【答案】(3) 1：1 4 【解析】(3)根据碘单质的晶胞图，I2位于顶点和面心，共有两种取向不同的I2，其中长方形的8个顶点和左右2个面心的I2取向相同，则此取向的I2个数为：；另外上下前后4个面心的I2取向相同，则此取向的I2个数为：，得到晶胞中两种取向不同的I2个数之比为2：2=1：1；根据晶胞图可知，晶体中I2分子相距最近的I2为面心I2对应平面的4个顶点距离最近。 7．(2025·浙江省北斗星盟高三联考)硫及其化合物用途广泛，古代用高温煅烧绿矾和胆矾的方法来制备硫酸。 (3)S与A、B两种金属形成的晶胞如下图所示，B的配位数为 ，该化合物的化学式为 。 【答案】(3)4 ABS2 【解析】(3)从最顶面的上B连接下方二个S，最底面的B连接上方二个S，若将晶胞简单上下延伸可以得出，每个B连接有4个S，故B的配位数为4；A位于顶点为8个，面上的4个，内部1个，故有，B位于棱上的为4个，面上的为6个，故有，而S都在内部，有8个。故个数为8个，因此分子式为ABS2。 8．(2025·浙江省县域教研联盟高三模拟考试)C和S是构建化合物的重要元素，请回答： (3)某化合物的晶胞如图甲所示，图乙为其沿z轴方向Li+的投影，该化合物的化学式为 ，其中Li+的配位数(最近且等距的阴离子数)为 。 【答案】(3) Li2CN2 4 【解析】(3)某化合物的晶胞如图甲所示，其中8个C原子位于晶胞的顶点、1个C原子位于体内，8个N原子位于棱上、2个N原子位于体内，图乙为其沿z轴方向Li+的投影，表明8个Li+都位于面上，则晶胞中含C原子数目为=2，N原子数目为=4，Li+数目为=4，C、N、Li+的个数比为2：4：4=1：2：2，该化合物的化学式为Li2CN2；其中晶胞内与Li+距离最近的N原子分别位于该晶胞内相邻的两个棱上、该晶胞体内、另一晶胞体内，所以Li+的配位数(最近且等距的阴离子数)为4。 9．(2025·浙江省五校高三联考)卤素单质及其化合物在科研和工农业生产中有着广泛的应用。请回答： (5)已知某晶体的结构，其晶胞中阴离子(阳离子未画出)的位置如图1所示，其晶胞中的阳离子(隐去阴离子)在xz、yz和xy平面投影均如图2所示。 则：①其化学式为 ； ②每个K+的配位数(紧邻的F原子数)为 。 【答案】(5)K2NaAlF6 12 【解析】(5)据“均摊法”，晶胞中含个AlF63-，则晶胞中钾离子、钠离子共有12个，结合图2可知，钠离子处于棱心和体心、钾离子处于晶胞平分8个小立方体的体心，则晶胞中含个Na+、8个K+，其化学式为K2NaAlF6；钾离子处于顶点和面心AlF63-构成的正四面体中，结合AlF63-空间结构可知，每个AlF63-中的3个F原子距离钾离子最近，则每个K+的配位数(紧邻的F原子数)为12。 22 / 32 学科网（北京）股份有限公司 $$