2017高考复习历年真题专题二十五物质结构与性质

2017高考复习历年真题 专题二十五物质结构与性质

A卷 全国卷

原子结构与性质

1．(2013·课标全国卷Ⅰ，37，15分)硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。回答下列问题：

(1)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。

(2)硅主要以硅酸盐、________等化合物的形式存在于地壳中。

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

(4)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为______________。

(5)碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：

化学键 键能 （kJ·mol－1）C—C 356 C—H 413 C—O 336 Si—Si 226 Si—H 318 Si—O 452 ①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是______________________。 ②SiH4的稳定性小于______________________。

4－(6)在硅酸盐中，SiO4四面体(如下图(a))通过共用顶角氧离子可形成岛状、链

CH4，更易生成氧化物，原因是

状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸

根：其中Si原子的杂化形式为____________，Si与O的原子数之比为____________，化学式为________________。

解析 硅的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2，M能层有s、p、d三个能级，共9个原子轨道；

(3)立方体共有6个面，面心位置上贡献3个原子；

(4)此反应不属于氧化还原反应，产物除SiH4外，还应有MgCl2，另一生成物只能是NH3；

(5)由信息可知应从反应物、产物键能的差异角度进行分析；

(6)一个硅原子与四个氧原子相连，形成4个σ键，硅原子最外层四个电子全部参与成键，无孤电子对，为sp3杂化；①、②两个氧原子有两个结构单元

共用，如图，中间的结构单元均摊1，再加上其他2

个氧原子，一个结构单元中含有一个硅原子，3个氧原子，依据化合价可知

－2n－

一个结构单元表现的化合价为－2，即化学式为SiO23或[SiO3]n。

答案 (1)M 9 4 (2)二氧化硅 (3)共价键 3

(4)Mg2Si＋4NH4Cl===SiH4＋4NH3＋2MgCl2

(5)①C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成

②C—H键的键能大于C—O键，C—H键比C—O键稳定。而Si—H键的键

能却远小于Si—O键，所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键

n－2－(6)sp3 1∶3 [SiO3]2n(或SiO3)

分子结构与性质

2．(2016·课标全国卷Ⅱ，37，15分)东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：

(1)镍元素基态原子的电子排布式为________，3d能级上的未成对电子数为________。

(2)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。

①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是________。

②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。

③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是________；氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为________。

(3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol–1、INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是______________。

(4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。

①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。

②若合金的密度为d g·cm–3，晶胞参数a＝________nm。

解析 (1) 镍是28号元素，位于第四周期，第Ⅷ族，根据核外电子排布规则，其基态原子的电子排布式为1s22s2 2p63s23p63d84s2；3d能级有5个轨道，根据洪特原则，先占满5个自旋方向相同的电子，再分别占据三个轨道，电子自

2－旋方向相反，所以未成对的电子数为2。(2) ①根据价层电子对互斥理论，SO4

的σ键电子对数等于4，孤电子对数为

6＋2－2×4

＝0，则阴离子的立体构型2

是正四面体形；②根据配位键的特点，在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为配位键，提供孤电子对的成键原子是N；③氨气分子间存在氢键，分子间作用力强，所以氨的沸点高于膦(PH3)；根据价层电子对互斥理论，5－3

氨气中心原子N的σ键电子对数等于3，孤电子对数为2＝1，则中心氮原子轨道杂化类型为sp3杂化，分子为三角锥形，正负电荷重心不重叠，氨气是极性分子。(3)铜和镍属于金属，则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体；铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以ICu＞INi。(4) ①根11

据均摊法计算，晶胞中铜原子个数为6×2＝3，镍原子的个数为8×8＝1，则铜和镍的数量比为3∶1；②根据上述分析，该晶胞的组成为Cu3Ni，若合金3251m

的密度为dg·cm，根据ρ＝V，则晶胞参数a＝dN×107 nm。

A

－3

答案 (1) 1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2) 2 (2) ①正四面体 ②配位键 N

③高于 氨气分子间可形成氢键 极性 sp3

(3)金属 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 3251(4)①3∶1 ②dN×107

A

3．(2014·课标全国卷Ⅱ，37，15分)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中的未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。回答下列问题：

(1)b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号)，e的价层电子轨道示意图为__________________。

(2)a和其他元素形成的二元共价化合物中，分子呈三角锥形，该分子的中心原子的杂化方式为________；分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是________(填化学式，写出两种)。

(3)这些元素形成的含氧酸中，分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是

________；酸根呈三角锥结构的酸是________(填化学式)。

(4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1，则e离子的电荷为________。

(5)这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。

该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是______________

______________________________________________________________。 解析 依题给信息可直接判断a为氢(H)，c为氧(O)，d为硫(S) ，e为铜(Cu)，又知b的价电子层中未成对电子数有3个，且其原子序数，介于a、c之间，可确定b为氮(N)。(1)N、O、S三种元素中第一电离能最大的是N；Cu的价

层电子轨道示意图为

。(2)NH3分子呈

三角锥形，分子中N原子采取sp3杂化；分子中含有极性键和非极性键的化合物有H2O2和N2H4等。(3)这些元素形成的含氧酸有HNO3、HNO2、H2SO4、H2SO3等，其中中心原子价层电子对数为3的是HNO2和HNO3，酸根呈三角1锥结构的酸是H2SO3。(4)图1所示晶胞中e离子数＝4，c离子数＝1＋8×8＝2，则N(Cu)∶N(O)＝4∶2＝2∶1，该离子化合物的化学式为Cu2O，故铜离子的电荷为＋1。(5)5种元素形成的离子化合物中阴离子呈四面体结构，阴离

－2＋子为SO24；由题图2可知阳离子是[Cu (NH3)4(H2O)2]，化学键类型有共价

键和配位键，该离子中，H2O分子离Cu2＋较远，Cu2＋与H2O分子间的配位键比Cu2＋与NH3分子间的配位键弱，故该化合物加热时，首先失去的组分是H2O。

答案 (1)N (2)sp3 H2O2、N2H4 (3)HNO2、HNO3 H2SO3 (4)＋1

2－

(5)SO4 共价键和配位键 H2O H2O与Cu2＋的配位键比NH3与Cu2＋的弱

晶体结构与性质

4．(2016·新课标全国Ⅰ，37，15分)锗(Ge)是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题：

(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]________，有________个未成对电子。

(2)Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是___________________。

(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因____________________________________________________________。

熔点/℃ 沸点/℃

GeCl4 －49.5 83.1 GeBr4 26 186 GeI4 146 约400 (4)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。

(5)Ge单晶具有金刚石型结构，其中Ge原子的杂化方式为________________________，微粒之间存在的作用力是________________。

(6)晶胞有两个基本要素：

①原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，下图为Ge单晶的晶胞，1111

其中原子坐标参数A为(0，0，0)；B为(2，0，2)；C为(2，2，0)。则D原子的坐标参数为________。

②晶胞参数，描述晶胞的大小和形状，已知Ge单晶的晶胞参数a＝565.76 pm，其密度为________g·cm－3(列出计算式即可)。

解析 (1)锗为32号元素，根据原子核外电子的排布规律，可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2，其中4p能级有2个未成对电子。

(2)Ge和C虽是同族元素，价电子排布相同，但Ge的原子半径比C的大，所以其原子轨道不易重叠形成π键，即Ge原子间难以形成双键和叁键。

(3)由表中数据，可知几种锗卤化物的熔沸点都较低，都属于分子晶体。随着相对分子质量的逐渐增大，其分子间作用力逐渐增强，故熔沸点逐渐升高。

(4)Zn、Ge、O三种元素中，Zn和Ge是金属元素，O是非金属元素。O的电负性比Zn和Ge的大，又根据同周期元素的电负性从左到右逐渐增大的规律，可知电负性：O＞Ge＞Zn。

(5)由于锗单晶具有金刚石型的结构，故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键，其原子轨道杂化类型为sp3杂化。

(6)①由Ge单晶晶胞结构示意图，可知D原子与A原子及位于3个相邻面面心的3个原子构成了正四面体结构，D原子位于正四面体的中心，再根据A、111

B、C三个原子的坐标参数可知D原子的坐标参数为(4，4，4)。②由锗单晶的晶胞结构示意图，可知该晶胞中位于顶点的有8个原子，位于面心的有61

个原子，位于内部的有4个原子，则一个晶胞中所含有的锗原子个数为8×81

＋6×2＋4＝8，再由晶胞参数可知该晶胞的边长为565.76 pm的正方体，则8

NA×73

其密度为cm－3。 －103 g·（565.76×10）

答案 (1)3d104s24p2 2

(2)Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p－p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键

(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，相对分子质量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强

(4)O＞Ge＞Zn (5)sp3 共价键 111

(6)①(4，4，4) ②8×737

3×10 6.02×565.76

5．(2016·课标全国Ⅲ，37，15分)砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题：

(1)写出基态As原子的核外电子排布式_________________________。 (2)根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)

(3)AsCl3分子的立体构型为________，其中As的杂化轨道类型为________。 (4)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是______________。

(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为________，Ga与As以________键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为____________________。

解析 (1)As的原子序数为33，则基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。(2)同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径Ga大于As，As原子的4p轨道处于半满的稳定结构，所以第一电离能Ga小于As。(3)AsCl3分子中心As原子的价层电子对数＝35－1×3

＋＝4，含有1对孤对电子，则其立体构型为三角锥形，其中As的

2杂化轨道类型为sp3。(4)二者熔点的差异是因为GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体。(5)GaAs的熔点很高，则其晶体为原子晶体，Ga和As以共价键

键合。由晶胞结构可知一个晶胞中含有As、Ga原子的个数均为4个，则晶胞的体积为

（MGa＋MAs）

×4÷ρ，又知二者的原子半径分别为rGa pm和rAs

NA

pm，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为4－3034×3π（r33Ga＋rAs）×104π×10－30NAρ（r3Ga＋rAs）

×100%＝×100%。

43（MGa＋MAs）N×（MGa＋MAs）

A

ρ

答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3) (2)大于 小于 (3)三角锥形 sp3 (4)GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体

3

4π×10－30NAρ（r3Ga＋rAs）

(5)原子晶体 共价 ×100%

3（MGa＋MAs）

6．(2015·课标全国卷Ⅱ，37，15分)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型：C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。回答下列问题：

(1)四种元素中电负性最大的是________(填元素符号)，其中C原子的核外电子排布式为________。

(2)单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是________(填分子式)，原因是_______________________________________________________________；

A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。

(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。

(4)化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为______________。

(5)A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566 nm，F的化学式为________；晶胞中A原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度(g·cm－3 )_____________________________________________。

解析 由A2－和B＋具有相同的电子构型可知，A是氧元素，B是钠元素；由C元素原子核外电子总数是最外层电子数的3倍可知，C是磷元素；A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大，C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，因此D是氯元素。(1)元素的非金属性O>Cl>P，则电负性O>Cl>P，Na是金属，其电负性最小；P的电子数是15，根据构造原理可写出其核外电子排布式。(2)氧元素有O2和O3两种同素异形体，相对分子质量O3>O2，范德华力O3>O2，则沸点O3>O2。A和B的氢化物分别是H2O和NaH，所属晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。(3)PCl3分子中P含有一对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为三角锥形，中心原子P的杂化轨道类型为sp3。(4)Cl2O分子中心原子O原子含有2对孤电子对，其价层电子对数为4，因此其立体构型为V形；根据电子守恒和质量守恒可写出Cl2与湿润的Na2CO3反应的化学方程式。(5)根据化合物F的晶胞结构，利11用均摊法可计算出氧原子个数：N(O)＝8×8＋6×2＝4，钠原子全部在晶胞内，N(Na)＝8，因此F的化学式为Na2O；以顶角氧原子为中心，与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个，即晶胞中A 原子的配位数为8；晶胞参数即晶4×62 g/mol

6.02×1023 mol－1m

胞的棱长a＝0.566 nm，晶体F的密度＝V＝＝2.27

（0.566×10－7 cm）3g/cm3。

答案 (1)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne] 3s23p3)

(2)O3 O3相对分子质量较大，范德华力较大 分子晶体 离子晶体 (3)三角锥形 sp3

(4)V形 4 2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl(或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl)

(5)Na2O 8

4×62 g/mol3

－1＝2.27 g/cm 323（0.566×10 cm）×6.02×10 mol

－7B卷 地方卷

原子结构与性质

1．(2015·福建理综，31，15分)科学家正在研究温室气体CH4和CO2的转化和利用。

(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________________。 (2)下列关于CH4和CO2的说法正确的是________(填序号)。 a．固态CO2属于分子晶体

b．CH4分子中含有极性共价键，是极性分子

c．因为碳氢键键能小于碳氧键，所以CH4熔点低于CO2 d．CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp

(3)在Ni基催化剂作用下，CH4和CO2反应可获得化工原料CO和H2。

①基态Ni原子的电子排布式为________，该元素位于元素周期表的第________族。

②Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni(CO)4，1 mol Ni(CO)4中含有________ mol σ键。

(4)一定条件下，CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体，其相关参数见下表。CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。 参数 分子 CH4 CO2 分子直径/nm 0.436 0.512 分子与H2O的结合能E/kJ·mol－1 16.40 29.91

①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是________________________。 ②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。已

知上图中笼状结构的空腔直径为0. 586 nm，根据上述图表，从物质结构及性质

的

角

度

分

析

，

该

设

想

的

依

据

是

___________________________________________。

解析 (1)元素的非金属性越强，其电负性越大。因为元素的非金属性由强到弱的顺序为：O＞C＞H，所以元素的电负性从小到大的顺序为：H＜C＜O；(2)a项，固态CO2是由CO2分子通过分子间作用力结合而成的分子晶体，正确；b项，CH4分子中含有极性共价键，但由于该分子中的共价键排列对称，因此该分子是非极性分子，错误；c项，固态时CH4和CO2都是分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合，分子间作用力越强，物质的熔沸点就越高，而不是取决于分子内共价键的强弱，错误；d项，CH4分子中碳原子形成的都是σ键，C原子采取sp3杂化，而CO2分子中的C原子与两个O原子形成的是碳氧双键，含有2个σ键和2个π键，C原子采取sp杂化，正确。故答案选a、d。(3)①28号元素Ni的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2；该元素位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族。②Ni能与CO形成正四面体型的配合物Ni(CO)4，在每个配位体中含有1个σ键，在每个配位体与中心原子之间也形成1个σ键，所以1 mol Ni(CO)4中含有8 mol σ键。(4)①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力分别是分子间作用力(也叫范德华力)和氢键。②根据表中的数据可知，笼状结构的空腔直径为0.586 nm，大于CO2分子的直径(0.512 nm)，而且CO2与H2O分子之间的结合力大于CH4，因此可以实现用CO2置换出“可燃冰”中CH4的设想。 答案 (1)H、C、O (2)ad

(3)①1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 Ⅷ ②8

(4)①氢键、范德华力 ②CO2的分子直径小于笼状空腔直径，且与H2O的结合力大于CH4

分子结构与性质

2．(2016·江苏化学，21，12分)[Zn(CN)4]2－在水溶液中与HCHO发生如下反应：

4HCHO＋[Zn(CN)4]2－＋4H＋＋4H2O===[Zn(H2O)4]2＋＋4HOCH2CN (1)Zn2＋基态核外电子排布式为__________________________________。 (2)1 mol HCHO分子中含有σ键的数目为________mol。

(3)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是________。

(4)与H2O分子互为等电子体的阴离子为________。

(5)[Zn(CN)4]2－中Zn2＋与CN－的C原子形成配位键，不考虑空间构型，[Zn(CN)4]2的结构可用示意图表示为________。

－

解析 (1)先写锌原子核外电子排布式[Ar]3d104s2，再由外向内失2个电子，

得Zn2＋核外电子排布式为[Ar]3d10。(2)甲醛结构式为

，σ键数为

3。(3)HOCH2CN可表示为HOCH2C≡N，碳原子分别为sp3、sp杂化。(4)等电子体可以“左右移位、平衡电荷”判断，H2O等电子体阴离子为NH－(5)Zn22。

＋

提供空轨道，CN－中碳原子提供孤对电子形成配位键。

答案 (1)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10) (2)3 (3)sp3和sp (4)NH－2

(5)

3．(2015·山东理综，33，15分)氟在自然界中常以CaF2的形式存在。

(1)下列关于CaF2的表述正确的是________。 a．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用

b．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2 c．阴阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同 d．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电 (2)CaF2难溶于水，但可溶于含Al3＋的溶液中，原因是

__________________________________________(用离子方程式表示)。

－已知AlF36在溶液中可稳定存在。

(3)F2通入稀NaOH溶液中可生成OF2，OF2分子构型为________，其中氧原子的杂化方式为________________。

(4)F2与其他卤素单质反应可以形成卤素互化物，例如ClF3、BrF3等。已知反应Cl2(g)＋3F2(g)===2ClF3(g) ΔH＝－313 kJ·mol－1，F—F键的键能为159 kJ·mol－1，Cl—Cl键的键能为242 kJ·mol－1，则ClF3中Cl—F键的平均键能为________kJ·mol－1。ClF3的熔、沸点比BrF3的________(填“高”或“低”)。

解析 (1)a.Ca2＋与F－间既存在静电吸引作用又存在静电斥力，错误；b.CaF2与CaCl2中离子所带电荷数相同，而F－的离子半径小于Cl－，故晶格能：CaF2＞CaCl2，所以CaF2的熔点高于CaCl2，正确；c.晶体构型还与离子的大小有关，所以阴阳离子比为2∶1的物质，不一定与CaF2晶体构型相同，错误；d.离子晶体在熔融时发生电离从而导电，正确。(2)CaF2难溶于水，但可溶于

－3＋2含Al3＋的溶液中，是因为生成了AlF36，离子方程式为3CaF2＋Al===3Ca＋

－＋AlF36。(3)OF2中O原子与2个F原子形成了2个σ键，O原子还有2对

孤对电子，所以O原子的杂化方式为sp3杂化，其空间构型为V形。(4)根据ΔH与键能的关系可得：242 kJ·mol－1＋159 kJ·mol－1×3－ECl－F×6＝－313 kJ·mol－1，解得Cl－F键的平均键能为ECl－F＝172 kJ·mol－1。组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越大，晶体的熔沸点越高，故ClF3的熔、沸点比BrF3的低。

答案 (1)bd

－(2)3CaF2＋Al3＋===3Ca2＋＋AlF36

(3)V形 sp3杂化 (4)172 低

晶体结构与性质

4.[2013·江苏化学，21(A)，12分]元素X位于第四周期，其基态原子的内层轨道全部排满电子，且最外层电子数为2。元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子。元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍。

(1)X与Y所形成化合物晶体的晶胞如图所示。

①在1个晶胞中，X离子的数目为________。 ②该化合物的化学式为________。

(2)在Y的氢化物(H2Y)分子中，Y原子轨道的杂化类型是________。 (3)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y，其原因是________________。

2－

(4)Y与Z可形成YZ4。

2－ ①YZ4的空间构型为________(用文字描述)。

2－ ②写出一种与YZ4互为等电子体的分子的化学式：_______________。

(5)X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2，1 mol该配合物中含有σ键的数目为________。

解析 (1)依题意X、Y基态原子的价层电子排布分别为3d104s2、3s23p4，故11

元素X、Y分别为Zn和S。1个晶胞中X离子的数目为8×8＋6×2＝4，含有Y离子的数目为4。二者形成的化合物的化学式为ZnS。 (2)H2S分子中S原子采取sp3杂化。

(3)Z为氧元素，H2O在乙醇中的溶解度大于H2S是因为水分子与乙醇分子间能形成氢键而H2S不能。

－2－2－

(4)①SO4中S原子采取sp3杂化，SO2②与SO4互为4空间构型为正四面体。

等电子体的分子有SiCl4或CCl4等。

(5)在[Zn(NH3)4]Cl2中，每个NH3分子中的3个N—H键均为σ键，中心离子Zn2＋与4个NH3分子结合的配位键也为σ键，故1 mol配合物中的σ键数目为4 mol＋3 mol×4＝16 mol，即16NA个σ键。

答案 (1)①4 ②ZnS (2)sp3 (3)水分子与乙醇分子之间形成氢键 (4)①正四面体 ②CCl4或SiCl4等 (5)16NA或16×6.02×1023个

5．(2014·福建理综，31，13分)氮化硼(BN)晶体有多种相结构。六方相氮化硼是通常存在的稳定相，与石墨相似，具有层状结构，可作高温润滑剂。立方相氮化硼是超硬材料，有优异的耐磨性。它们的晶体结构如下图所示。

(1)基态硼原子的电子排布式为_________________________________。 (2)关于这两种晶体的说法，正确的是________(填序号)。 a．立方相氮化硼含有σ键和π键，所以硬度大 b．六方相氮化硼层间作用力小，所以质地软 c．两种晶体中的B－N键均为共价键 d．两种晶体均为分子晶体

(3)六方相氮化硼晶体层内一个硼原子与相邻氮原子构成的空间构型为________________，其结构与石墨相似却不导电，原因是____________

___________________________________________________________。 (4)立方相氮化硼晶体中，硼原子的杂化轨道类型为________。该晶体的天然矿物在青藏高原地下约300 km的古地壳中被发现。根据这一矿物形成事实，推断实验室由六方相氮化硼合成立方相氮化硼需要的条件应是

______________________________________________________________。 (5)NH4BF4(氟硼酸铵)是合成氮化硼纳米管的原料之一。1 mol NH4BF4含有________ mol配位键。

解析 (1)硼为第5号元素，核外有5个电子，基态硼原子的电子排布式为1s22s22p1。(2)a项，立方相氮化硼类似于金刚石的结构只有σ键，没有π键，错误；b项，六方相氮化硼类似于石墨的结构，层与层之间存在分子间作用力，质地软，正确；c项，B—N间通过共用电子对结合，均为共价键，正确；

d项，立方相氮化硼为原子晶体，六方相氮化硼为混合型晶体，错误。(3)由六方相氮化硼晶体结构可知，层内每个硼原子与相邻的3个氮原子构成平面三角形，由于六方相氮化硼结构中已没有自由移动的电子，故其不导电。(4)立方相氮化硼晶体中每个硼原子与相邻的4个氮原子形成共价键，有4个杂化轨道，发生的是sp3杂化，根据题意，结合地理知识，合成立方相氮化硼

－＋

晶体的条件为高温、高压。(5)NH4BF4由NH＋4和BF4构成，1个NH4中含1

个配位键，1个BF－ 4中含1个配位键，故1 mol NH4BF4中含有2 mol配位键。

答案 (1)1s22s22p1 (2)bc

(3)平面三角形 层状结构中没有自由移动的电子 (4)sp3 高温、高压 (5)2

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/7mia.html