一、原子结构
1.会画出1到18号的元素的原子结构示意图，注意格式：如Na原子 对于钠原子而言，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数=11。
对于钠离子Na+，核外电子数已发生改变，电子数=质子数-所带电荷数=10 ；对O2-,电子数=8+2=10 对于化合物H2O，原子序数总和=核电荷数总和=质子数总和=核外电子数总和=2+8=10
2.熟记1-36号元素的元素符号、原子序数、在元素周期表的位置、电子排布式、轨道式、所属分区。
注意：(1) 书写原子核外电子排布时，按照能量最低原则排列1s2s2p3s3p4s3d4p5s…，但书写时，相同电
子层的要写在一起，即先写3d后写4s,即1s2s2p3s3p3d4s4p5s…此外，还可以把满足稀有气体结构部分 写成“原子实”形式：
如Zn的电子排布式为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 或写成 [Ar] 3d10 4s2。
（2）主族元素和0族的外围电子(价电子)为其最外层电子；而过渡元素的外围电子为：简化电子式去掉
原子实剩余的部分，如P的外围电子为：3s23p3; Ne的外围电子式为：2s22p6; Zn的外围电子为3d10 4s2 （3）注意24Cr 、29Cu这两个原子的电子排布的特殊性（原子无3d4、3d9排布，不稳定）：
5 1 10 1
24Cr : [Ar]3d4s； 29Cu ： [Ar]3d4s（半满、全满状态能量较低，较稳定） （4）若形成离子，则考虑先失去最外层电子。如Cu+的电子排布式为1s22s22p6 3s23p63d10； 3.会表示电子的轨道表示式。
方法：先写出电子排布式。如Na的电子排布式： 1s2 2s2 2p6 3s1 ，轨道式：
电子排布依据：(1)能量最低原则；(2)“泡利不相容”原则：每个轨道最多只能容纳两个自旋状态不同的电子；(3)洪特规则：电子在相同能量的轨道上排布时，尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。 4.元素周期表分区（5个区）：如右图 经典考题：
1. 写出铁原子的电子排布式：_________________________ 围电子排布式：_______，铁原子共有____个未成对电子。 外围电子轨道表示式：_______________________；
2. 铁原子核外共有_____种能量不同的原子轨道，能量最高的
原子轨道是_______。最高能层有 个轨道，其最外层
电子所在的原子轨道的形状为_______；核外电子有 种运动方式,处于 区。 3.Fe2+的电子排布式：____________________；Fe3+的电子排布式：___________________ 二、元素性质的递变规律 1.第一电离能I1 ：（原子越难失去一个电子，则I1越大；原子越容易失去一个电子，则I1越小） (1) 递变规律：同主族，上 下，I1逐渐减小；同周期，左 右，元素的I1呈增大的趋势，
反常：ⅡA族元素的I1大于ⅢA族的；ⅤA族元素的I1大于ⅥA族的； 反常原因：ⅡA族、ⅤA族的元素，外围电子分别为ns2（全满）、ns2np3（半满），较稳定。 结果：I1最大的为He，最小的为Cs。
（2）应用：①判断元素金属性的强弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 ②元素的各级电离能I1＜ I2＜ I3＜...应用：如某元素In+1突跃增大，则表明该元素常见化合价为+n价。
I（kJ/mol） Na Mg Al
I1 496 738 578 12 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745 I4 9543 10540 11575 I5 13353 13630 14830 I6 16610 17995 18376 I7 20114 21703 23293 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》1
2.元素电负性：衡量元素在化合物中吸引电子的能力。
(1)递变规律：同周期，从左到右，电负性增大（稀有气体除外）；同主族，从上到下，电负性减小。 电负性最大的为F（为4.0），最小的为Cs （2）应用：
①确定元素类型（电负性＞1.8，非金属元素；电负性＜1.8，金属元素）；
②确定化学键类型（两元素电负性差值＞1.7，离子键；两元素电负性差值＜1.7，共价键）； ③判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）； ④电负性是判断元素金属性和非金属性强弱的重要参数之一。
三、化学键及分子间作用力
金属键 金属阳离子与自由电子之间 无饱和性、方向性 —— 离子键 极性键 本质 阴、阳离子之间的静电作用 共价键 非极性键 配位键 分子间作用力 范德华力 分子之间的微弱作用力 氢键 特定分子之间的特殊作用力 相邻原子之间原子轨道发生重叠，通过共用电子对结合 特征 有饱和性、有方向性 *（一般而言，共价键个数=未无饱和性、成对电子数；或者，最外层电无方向性 子还差几个达到稳定，就形成几个共价键） 电子式 离子化合物(离子晶体)中 电子式、结构式 不同非金属原子之间，如 H—F 同种非金属原子之间,如H-H 无饱和性、无方向性 有饱和性、有方向性 表示方法 —— 典型例子如： X—H···Y 存在 金属单质或合金中 衡量作用力强弱的量 原子化热 金属原子半径越小，价电子数目（电荷数）越多，金属键越强 晶格能 键能（常用于计算焓变△H） —— 对于组成、结构相似的分子，相对分子质量大小原子半径越小（键长越短）、越大，分子间作共价键个数越多，共价键越强 用力越强。（此外，分子极性也会增大分子间作用力） 影响作用力强弱的因素 离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强 —— 金属键越分子间氢键的离子键越只影响物理性强，金属存在能解释熔强，离子晶质，如熔沸点、影响的性晶体硬度共价键越强，原子晶体的硬度沸点反常高；体硬度越硬度（注意：分质 越大，熔越大，熔沸点越高。 溶解度增大；大，熔沸点子间作用力不影沸点越还能解释冰的越高。 响分子稳定性） 高。 密度比水小。 注意：（1）强度比较：化学键＞氢键＞范德华力 （2）共价键按照轨道重叠方式还可以分为σ键、π键。成键规律是：单键为σ键；双键中有一个σ键，一个π键；叁键中有一个σ键、两个π键。（注：配位键通常是单键，即σ键）
2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》2
（3）配位键的形成条件：中心原子（离子）提供空轨道，配位原子提供孤电子对，形成共用电子对。 (4)氢化物和含氧酸的酸性比较
I、含氧酸的酸性与分子结构的关系
含氧酸的酸性强弱主要取决于结构中的两个因素：
①比较中心原子跟氧的化学键的极性和氢氧键的极性，如果R－O键的极性越小，对于H－O键来说极性就越大，就越容易发生H－O键的断裂，酸性就越强。同周期元素中，随R的电荷数的增大，半径变得越小，R－O键的极性就越小，R－O间的引力加大，含氧酸的酸性就越强。因此，Si、P、S、Cl的电荷数逐渐增大，而原子半径减小，所以H4SiO4 名称 含氧酸分子式 次氯酸 HClO 磷酸 H3PO4 硫酸 H2SO4 高氯酸 HClO4 结构简式 2 强酸 3 最强酸 0 弱酸 1 中强酸 非羟基氧原子数 酸性 II、无氧酸的酸性强度 i、同主族元素的氢化物水溶液的酸性自上而下增强。如酸性HF 规则：（1）对于主族元素，中心原子价电子数=最外层电子数。如C作中心原子时，价电子数为4； （2）配位原子中卤素原子(如Cl)、氢原子提供价电子数为1，氧原子与硫原子按0算。 （3） O、S作中心原子时价电子数为6 （4）计算离子的价电子对数时，分子要减去其所带电荷数。 然后，根据n值大小，判断中心原子的杂化方式： 价电子对数n 中心原子价电子对（轨杂化方式 道）构型 价电子对（轨道）构型图 夹角180° 夹角 120° 夹角 109.5° 成孤电子键对数 数 2 3 2 4 3 2 0 0 1 0 1 2 分子构型 实例 分子的极性 2 sp 直线形 直线形 平面三角形 V形 正四面体形 三角锥形 V形 CO2 BF3 SO2 CH4 NH3 H2O 非极性 非极性 极性 非极性 极性 极性 3 sp2 三角形 4 sp3 四面体形 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》3 注意：（1）分子构型不一定与轨道（价电子）构型相一致，还要看成键原子个数（即有没有孤电子对）才能最终确定。 （2）了解：中心原子的杂化方式相同时，孤电子对数越多，键角越小。如： 分子 中心原子杂化类型 孤电子对数 键角 CH4 sp3 0 109.5° NH3 sp3 1 107.3° H2O sp3 2 104.5° （3）等电子体 定义：所谓等电子体是指一类分子或离子，组成它们的原子数相同，而且所含的价层电子数相同，则它们互称为等电子体。 例子：10个电子的等电子体：N2和CO和NO+，HCN和C2H2；它们具有相似的结构，都有三键：氮氮三键、碳碳三键、碳氧三键、碳氮三键。 种类 5原子8价电子 3原子16价电子 3原子18价电子 4原子24价电子 4原子26价电子 5原子32价电子 CH4、NH4+ CO2、NO2+、N3、SCN O3、SO2、NO2 SO3、CO32、NO3 PO33、SO32、ClO3 PO43、SO42、ClO4 －－－－－－－－－－－实例 结构 正四面体 直线形 V形 平面三角形 三角锥 正四面体 记忆：等电子体的记忆必须掌握两个技巧：“上下替换”，“左右移动”。 “上下替换”：同主族的元素可以替换。例如O3的等电子体，可以把其中一个O换成同主族的S于是得到SO2； “左右移动”：将某原子加减电子换成其他粒子再返回。例如：O3的等电子体，可以把其中的一个O－－ 换成N得到NO2。 “上下左右”I3+其中I可以换成我们熟悉的Cl 和O，则可以换成ClO2- C可以换成N+于是CH4和NH4+、CO2和NO2+互为等电子体； －－ O既可以换成S又可以换成N于是O3和SO2、NO2互为等电子体； －－－－ S可以换成O，然后O可以换成C2、N于是SO3和CO32、NO3互为等电子体； －－－－－－－－－ P3、S2、Cl三者互换于是PO33、SO32、ClO3互为等电子体；PO43、SO42、ClO4互为等电子体。 总结提升：判断中心原子杂化方式的其他方法 1. 对熟悉其空间构型的物质，由空间构型反推出。 ①若杂化轨道构型为正四面体形或三角锥形，则中心原子采取sp3杂化。如金刚石、甲烷中的C原子。 ②若杂化轨道构型为平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。如乙烯、甲醛中的C原子。 ③若杂化轨道构型为直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。如乙炔中的C原子。 2. 根据分子或离子中有无π键及π键数目判断。 如没有π键为sp3杂化，含一个π键为sp2杂化，含二个π键为sp杂化。 3.对给定结构的微粒来说，运用杂化轨道理论判断比较方便。 金刚石每个C与另外4个C形成4条σ键，无孤对电子对，则C采用sp3杂化； 石墨每个C与另外3个C形成3条σ键，无孤对电子对，则C采用sp2杂化 4.无计可施时，找到该分子或离子的“等电子体”（二者原子个数同，价电子数目同）推出。 如CO、CN-、NO+与N2同为2原子10价电子的等电子体，故分子构型均为直线形，中心原子均采用 －－ sp杂化。其他等电子体举例：①CO2、CS2（O、S同族原子可互换找等电子体）SCN、N3 ② SO42-、 、CCl4、SiCl4 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》4 五、如何判断分子属于极性分子或者非极性分子？ 1.对于双原子分子，分子的极性由键的极性直接决定。如H2是___________；HCl是_____________。 2.对多原子分子：若配位原子关于中心原子对称（且无孤电子对），则极性得以抵消，为非极性分子。 快速判断法：若分子空间构型关于中心不对称（如V型或三角锥形），或者有孤电子对，或配位原子不 完全相同的分子为极性分子。如NH3 、H2O、CH3Cl（四面体，不是正四面体构型）。 应用：“相似相溶”——极性溶质易溶于极性溶剂中，非极性溶质易溶于非极性溶剂中。如NH3、HF等 易溶于H2O中，而Br2、I2等易溶于CCl4中。 六、配合物:指由提供孤电子对的配位体与接收孤电子对的中心原子（含空轨道）以配位键结合形成的化合物。 配合物电离： [Ag(NH3)2]OH==[Ag(NH3)2]+ + OH- （注意：电离时内界不拆开写） [Ag(NH3)2]OH 【过关练习】 1. 1mol [Fe(SCN)4Cl2]3-中中心原子配位数为______；1mol [Co(NH3)6]Cl3中σ键个数为______，其中配位原子为 。 2．NaCl晶体中Na+的配位数是_____，CsCl晶体中Cs+的配位数是_____ － CaF2晶体中Ca2+的配位数是_____，F的配位数是_____。 3．配合物K3[Co(CN)6]中的中心离子_____、配位体_____、其配位数_____，1mol该配合物中的络合离子的σ键数_____。 ＋－ 答案：1. 6NA 24 NA N 2．6 8 8 4 3．Co3 CN 6 12 NA 方法指导：配位键一般也是σ键。故σ键总数=每个配体含σ键数×配体数 + 配位键个数。 四、晶体类型 晶体类型 原子晶体 金刚石、水晶(SiO2)、SiC、硅晶体、BN 原子（无单个分子） 共价键 金刚石 要记住的晶体模型 硬度 熔沸点 导电性 很大 很高 一般不导电 较小 较低 一般不导电（有些溶于水后能导电） 有大有小 有高有低 能 较大 较高 溶于水或者熔融状态能导电 分子晶体 由非金属元素组成（包含AlCl3和稀有气体） 例：干冰、冰 分子 分子间作用力 干冰 金属晶体 离子晶体 有金属元素或NH4+金属单质或合金 的化合物。 例：铜、铁铝合金 例：NaCl、CsCl固体 金属阳离子、自由电子 静电作用 铜单质 阴、阳离子 离子键 NaCl晶体判断 粒子 粒子间作用 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》5 五、金属原子堆积方式和晶胞模型 简单立方 体心立方 钾型 面心立方 铜型 六方堆积 镁型 镁、锌、钛 类型 代Po(钋表) 物 配位数 (指与任何一个原子等距离且最近的原子数目) 晶胞中的原子数 钾、钠等碱金属 金、银、铜 68 12 12 12 4 6 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》6 晶胞a参 = 2 数ar 与（边原长的子两个半原子径r无缝的连接） 关系 a = 4 r （过体心的三个原子无缝连接） 空间利用率（了解） （晶胞中原52% 子的体积占晶胞空间的百分率） 不用掌握 a = 4 r （面的对角线三个原子无缝连接） 68% 74% 74% 注意：（1）计算晶胞中粒子数的计算方法——“均摊法”。 ①顶点1/8、棱心1/4、面心1/2、体心1 ②非长方体（非正方体）晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点（1个碳原子）对六边形的贡献为1/3。再如图所示的正三棱柱形晶胞中： 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》7 ③熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目 A．NaCl（含4个Na，4个Cl） B．干冰（含4个CO2） ＋－ C．CaF2（含4个Ca2，8个F） D．金刚石（含8个C） E．体心立方（含2个原子） F．面心立方（含4个原子） （2）如果是求离子晶体晶胞中某原子的配位数，则指的是与该原子距离最近的、带相反电荷的离子个数。举例：①ZnS晶胞 (X为：Zn2+，Y为S2-) 中：S2-配位数为4（指与S2-距离最近的Zn2+有4个）； Zn2+配位数为4（指与Zn2+距离最近的S2-有4个）。（写化学式注意微粒个数要化成最简整数比， 且要注意一般把显正价元素写在前，负价元素写在后。如Zn4S4是错的，SZn也是错的。） 【过关练习】 1．NaCl晶胞边长为a cm，NaCl的密度为_____________________________________ － 2．离子化合物CaF2晶体的密度为ag·cm3，则晶胞的体积是（写出表达式即可）_________________ － 3．化合物DB（摩尔质量为b g·mol1）晶胞结构与金刚石相似，晶胞的边长为a cm。该晶体的密度为 － _____________________g·cm3。 － 4．若铜原子半径为a cm，则铜单质晶体（面心立方最密堆积）的密度为________g·cm3（只列出计算式）。 ＋ － 478gmol4×58.5－答案：1．ρ＝3g·cm3 2． aNA agcm36.021023mol113． 6444b 4． 3NA·a3 （22a）NA直击高考 1、【化学选修3——物质结构基础】（15分） I. S4N4的结构如图1所示： （1）S4N4的晶体类型是__ _。 （2）用干燥的氨作用于S2Cl2的CCl4，溶液中可制S4N4。 化学反应方程为：6S2Cl2+16NH3= S4N4 +S8+12NH4Cl ①上述反应过程中，没有破坏或形成的微粒间作用力是__ _。 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》8 a.离子键 b.极性键 c.非极性键 d.金属键 e.配位键 f.范德华力 图1 ②S2Cl2中，S原子轨道的杂化类型是 __ __。 II.二甘氨酸合铜(II)是最早被发现的电中性内配盐，它的结构如图2： （3）基态Cu2+的外围电子排布式为_ _。 （4）二甘氨酸合铜( II)中，第一电离能最大的元素与电负性 最小的非金属元素可形成多种微粒，其中一种是5核10电子 的微粒，该微粒的空间构型是 _ 。 （5）lmol二甘氨酸合铜(II)含有的π 键数目是 _ 。 （6）二甘氨酸合铜(II)结构中，与铜形成的化学键中一定属于配 图1 位键的是 ______ (填写编号)。 2.[化学——选修3:物质结构与性质](15分) 硒化锌是一种透明色半导体,也可作为红外光学材料,熔点是1 520 ℃。 (1)基态锌原子的价电子排布式是________。 (2)根据元素周期律,电负性Se________S,第一电离能Se________As (填“>”或“<”)。 (3)H2S分子的电子式：________H2Se分子构型是_______, 其中硒原子的杂化轨道类型是________。 (4)H2O的沸点高于H2Se的沸点(-42 ℃),其原因是________。 (5)晶体Zn为六方最密堆积,其配位数是________。 (6)ZnSe晶胞如图3所示,假设阿伏加德罗常数的值为NA, 则144 g ZnSe晶体中的晶胞数是________。 3．[化学─选修3：物质结构与性质]（15分） 图3 铬、钛及其化合物在工业上有重要用途，回答下列问题： （1）Cr基态原子价层电子的轨道表达式（电子排布图）为 。 （2）氮化铬（CrN）在超级电容器领域具有良好的应用前景，可由CrCl3·6H2O与尿素[(NH2)2CO]反应先得 到配合物Cr[OC(NH2)2]6Cl3，然后在通有NH3和N2混合气体的反应炉内热分解制得。尿素构成元素中电负性由大到小的顺序为_________，中心碳原子的杂化类型为_________；Cr[OC(NH2)2]6Cl3含有的化学键类型有 （3）氮化铬的晶体结构类型与氯化钠的相同，氮化铬熔点（1282℃）比氯化钠的高，主要原因 是 。 （4）钙钛矿（CaTiO3）型的结构可看作氧化物超导相结构的基本单元。 ①图A为立方钙钛矿（CaTiO3）结构的晶胞，晶胞边长为a nm。Ca处于晶胞的顶点，则Ti处于_________ 位置，O处于_________位置；与Ca紧邻的O个数为_________，Ti与O间的最短距离为 nm 。 ②在图B中画出立方钙钛矿晶胞结构的另一种表示（要求：Ti处于晶胞的顶点；的原子种类与图A相同）。 ， ， 所代表 4．【化学选修3——物质结构基础】（15分） 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》9 铜、镓、硒、硅等元素的化合物是生产第三代太阳能电池的重要材料。请回答： (1)基态铜原子的电子排布式为____________________________； 已知高温下CuO―→Cu2O＋O2，从铜原子价层电子结构(3d和4s轨道上应填充的电子数)变化角度来看，能生成Cu2O的原因是________________________________。 (2)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，则它们形成的组成最简单的氢化物中，分子构型分别为_________________________________，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se________(填“＞”或“＜”)Si。 (3)SeO2常温下为白色晶体，熔点为340～350 ℃，315 ℃ 时升华，则SeO2固体的晶体类型为_____________________；若SeO2类似于SO2是V形分子，则Se原子外层轨道的杂化类型为________________。 (4)与镓元素处于同一主族的硼元素具有缺电子性(价电子数少于价层轨道数)，其化合物可与具有孤电子对的分子或离子生成配合物，如BF3能与NH3反应生成BF3·NH3。BF3·NH3中B原子的杂化轨道类型为____________________，B与N之间形成__________键。 (5)金刚砂(SiC)的硬度为9.5，其晶胞结构如下图所示： 则金刚砂晶体类型为____________，在SiC中，每个C原子周围最近的C原子数目为________个；若晶胞的边长为a pm，则金刚砂的密度表达式为_________________g·cm3。 5. 【化学-选修3：物质结构与性质】（15分） 第四周期中某些元素的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛应用 （1）现代化学中，常利用_________上的特征谱线来鉴定元素。Ga的外围电子排布式为：_____________________，基态Ga原子核外有______种运动状态不同的电子。 （2）锗、砷、硒、溴的第一电离能由大到小的顺序为____________（用元素符号表示）；其 中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂，其熔点为-49.5℃，沸点为83.1℃， 则其晶体类型为_________，中心原子的杂化类型为________；砷酸的酸性弱于硒酸， 从分子结构的角度解释原因_______________________ （3）铁能形成[Fe(Bipy)2C12]ClO4等多种配合物（Bipy结构如A）。 － 图A ①配合物中中心原子的化合价为________；与中心原子形成配位键的原子是________。 ②与ClO4-互为等电子体的一种非极性分子是_______(举1例)。 ③ 1 mol Bipy中所含σ键______mol 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》10 （3）钛（Ti）被誉为“21世纪金属”，Ti晶体的堆积方式是 如图B所示，设金属Ti的原子半径为a cm，空间利用率为__________。 6、[化学——选修3： 物质结构与性质] (15分) 现有A、B、C、 D、E、F 原子序数依次增大的六种元素，它们位于元素周期表的前四 周期。A元素能级数与核外电子数相等；B 元素含有3个能级，且每个能级所含的电子 数相同；D 的原子核外有8 个运动状态不同的电子，E元素与F元素处于同一周期相邻 的族，它们的原子序数相差3，且E 元素的基态原子有4 个未成对电子。请回答下列问题： （1）请写出D 基态的价层电子排布图_______________。 （2）下列说法错误的是______________。 A.二氧化硅的相对分子质量比二氧化碳大，所以沸点： SiO2>CO2 B.电负性顺序： C （3）某化合物与F（I）（I 表示化合价为+1）结合形成 图1 图1所示的离子，该离子中碳原子的杂化方式是______。 （4）己知（BC）2 是直线性分子，并有对称性，且分子中每个原子最外层都达到8电子稳定结构，则（BC） 2中σ键和π键的个数比为_________________。 （5） C元素最高价含氧酸与硫酸酸性强度相近，原因是______________。 （6） B单质的一种的晶体结构如下图所示，则一个晶胞中所含B 原子数为__________；其中原子坐标参 数a 为0，0，0）， b 为（1/2，1/2，0）,则c点原子的坐标参数为______________。 （7）D与F 形成离子个数比为1：1的化合物，晶胞与NaCl类似，D 离子的配位数是______；设D离子 的半径为apm，F离子的半径为bpm，求该晶胞的空间利用率为__________（列出计算式即可）。 7.[化学-选修3：物质结构与性质] (15分) 氮族元素中有N、P、As 三种非金属元素，请回答下列相关问题。 (I) 基态砷原子的价电子排布式为 ，同周期元素原子中与其含有相同数目未成对 电子的是 (填元素符号)。 (2)雄黄(As4S4) 是很多人熟悉的一种物质，其分子结构如下图所示，分子中所有原子最外层均达到8电子结构。分子中含有的σ键的数目是 ，●表示的原子是 ，该 原子 的杂化形式是 。 (3)硝酸的沸点较低，从氢键的角度推断其可能的原因是 。硝酸根的空间构型是 。 (4)白磷(P4) 晶体中分子堆积方式属于分子最密堆积，每个分子周围紧邻的分子有 个。若白磷晶体晶胞的棱长为ypm，阿伏伽德罗常数的数值用NA表示，则白磷晶体的密度为 g·cm-3。 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》11 8．[化学——选修3： 物质结构与性质] (15分) 钴、铁、镓、砷的单质及其化合物在生产生活中有重要的应用。回答下列问题： (1) 写出As的基态原子的电子排布式 。 (2)N、P、As为同一主族元素，其电负性由大到小的顺序为 ，它们的氢化物沸点最高的是 。将NaNO3和Na2O在一定条件下反应得到一种白色晶体，已知其中阴离子与SO42-互为等电子体，则该阴离子的化学式是 (3) Fe3+、Co3+与N3-、CN-等可形成络合离子。 ①K3[Fe(CN)6]可用于检验Fe2+,配体CN-中碳原子杂化轨道类型为 。 ②[Co(N3)(NH3)5]SO4中Co的配位数为 ,其配离子中含有的化学键类型为 (填离子键、共价键、配位键)，C、N、O 的第一电离能最大的为 ，其原因是 。 (4) 砷化镓晶胞结构如下图。晶胞中Ga与周围等距且最近的As形成的空间构型为 。已知砷化镓晶胞边长为apm,其密度为pg·cm-3,则阿伏加德罗常数的数值为 (列出计算式即可)。 直击高考答案 1、（1）分子晶体 （2分） （2）① d（2分）②sp3（2分） （3）3d9 （2分） （4）正四面体形（2分） （5）（5）2NA或1.204×1024 （3分） （6）（6）1和4 （2分） 2.答案（15分） (1)3d104s2 （2分） (2) < < （各1分） (3) （1分）V形（2分） sp3（2分） (4) 水分子间存在氢键、H2Se分子间无氢键（2分） (5)12 （2分） (6) （2分） 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》12 3. 答案（15分） （1） ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 3d 4s （1分） （2） O>N>C>H（1分） sp2 （1分）； 配位键、共价键、离子键（3分）； （3） 氮化铬的离子电荷数较多，晶格能较大（2分）； （4）①体心（1分）， 棱心（1分）， 6（1分）, ②（2分） 2a（2分） 24．答案(15分) Ⅰ.(1)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) 1分 CuO中铜的价层电子排布为3d9，Cu2O中铜 的价层电子排布为3d10，后者处于稳定的全充满状态而前者不是 2分 (2)V形、正四面体2分 ＞ 1分 (3)分子晶体1分 sp2 1分 (4)sp3 1分 配位1分 (5)原子晶体1分 12 2分 4×404×40 [或] 2分 －3 a×10×6.02×1023a×10103×NA －10 5. （15分）（除标注外每空一分） （1）原子光谱 4s24p1 31 （2）Br>As>Se>Ge 分子晶体 sp3 H2SeO4的非羟基氧原子多，Se的正电性更高，羟 基中的O原子的电子向Se偏移程度大，更容易电离出H+ （2分） （3）①+3 N 、Cl ② CCl4 （SiF4 等） ③ 8 （4）2或74% 6 6、答案 AD sp2、sp3 3：4 HNO3的非羟基氧个数与H2SO4的非羟基氧个数相同，所 以酸性强度相近 8 （1，1/2，1/2） 6 7. (15分，除标注外每空2分) (1) 4S24P3 V、Co (2) 10 砷 sp3杂化(各1分) (3)硝酸中存在分子内氢键 平面三角形 3 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》13 (4) 12 8．答案[化学——选修3：物质结构与性质] （15分） （1）[Ar] 3d104s24p3（1分） （2）N>P>As（1分）NH3（1分）NO4 3-（1分） （3）① sp（1分） ②6（1分） 共价键、配位键 （2分） N（1分） 氮原子2p轨道上的电子为半充满，相对稳定，更不易失去电子（2分） （4）正四面体（2分） （2分） 2019年高考第一轮复习《物质结构与性质》14 因篇幅问题不能全部显示，请点此查看更多更全内容