（通用版）2019版高考化学二轮复习5个解答题之5物质结构与性质（选考）（含解析）.doc

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1、1物质结构与性质历年真题集中研究明考情 1(2018全国卷)Li 是最轻的固体金属，采用 Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能，得到广泛应用。回答下列问题：(1)下列 Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为_、_(填标号)。(2)Li 与 H 具有相同的电子构型， r(Li )小于 r(H )，原因是_。(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH 4中的阴离子空间构型是_、中心原子的杂化形式为_。LiAlH 4中，存在_(填标号)。A离子键 B 键C 键 D氢键(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的 BornHaber循环计算得到。可知

2、，Li 原子的第一电离能为_kJmol 1 ，O= =O键键能为_kJmol1 ，Li 2O晶格能为_kJmol 1 。(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，阿伏加德罗常数的值为 NA，则 Li2O的密度为_gcm3 (列出计算式)。把脉考点第(1)问 考查核外电子排布规则第(2)问 考查离子半径大小比较2第(3)问 考查离子空间构型、中心原子杂化方式、化学键类型判断第(4)问 考查电离能、键能、晶格能的求算第(5)问 考查晶胞的相关计算解析：(1)D 选项表示基态，为能量最低状态；A、B、C 选项均表示激发态，但 C选项被激发的电子处于高能级的

3、电子数多，为能量最高状态。(2)Li 与 H 具有相同的电子构型，Li 的核电荷数大于 H的核电荷数，因此 Li的原子核对电子的吸引能力强，即 Li 半径小于 H 半径。(3)LiAlH4的阴离子为 AlH ，AlH 中 Al的杂化轨道数为 4，Al 采取 sp3杂4 44 3 12化，为正四面体构型。LiAlH 4是离子化合物，存在离子键，H 和 Al间形成的是共价单键，为 键。(4)由题给信息可知，2 mol Li(g)变为 2 mol Li (g)吸收 1 040 kJ热量，因此 Li原子的第一电离能为 520 kJmol1 ；0.5 mol氧气生成 1 mol氧原子吸收 249 kJ热

4、量，因此 O=O键的键能为 498 kJmol1 ；Li 2O的晶格能为 2 908 kJmol1 。(5)由题给图示可知，Li 位于晶胞内部，O 位于顶点和面心，因此一个晶胞有 8个Li，O 原子个数6 8 4。因此一个 Li2O晶胞的质量 g，一个12 18 87 416NA晶胞的体积为(0.466 5107 )3 cm3，即该晶体密度 87 416NA 0.466 510 7 3gcm3 。答案：(1)D C(2)Li 核电荷数较大(3)正四面体 sp 3 AB(4)520 498 2 908(5)87 416NA 0.466 510 7 32(2017全国卷)我国科学家最近成功合成了世

5、界上首个五氮阴离子盐(N 5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用 R代表)。回答下列问题：(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为_。(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能( E1)。第二周期部分元素的 E1变化趋势如图(a)所示，其中除氮元素外，其他元素的 E1自左而右依次增大的原因是_；氮元素的 E1呈现异常的原因是_3_。(3)经 X射线衍射测得化合物 R的晶体结构，其局部结构如图(b)所示。从结构角度分析，R 中两种阳离子的相同之处为_，不同之处为_。(填标号)A中心原子的杂化轨道类型B中心原子的价层电子对数C立体结构D共价键类型

6、R 中阴离子 N 中的 键总数为_个。分子中的大 键可用符号 表示，5 nm其中 m代表参与形成大 键的原子数， n代表参与形成大 键的电子数(如苯分子中的大 键可表示为 )，则 N 中的大 键应表示为_。6 5图(b)中虚线代表氢键，其表示式为(NH )NHCl、_、_。4(4)R的晶体密度为 d gcm3 ，其立方晶胞参数为 a nm，晶胞中含有 y个(N 5)6(H3O)3(NH4)4Cl单元，该单元的相对质量为 M，则 y的计算表达式为_。把脉考点第(1)问 考查核外电子排布第(2)问 考查同周期元素变化规律第(3)问 考查分子结构与性质第(4)问 考查晶胞中粒子数目的计算解析：(1)

7、根据构造原理可知氮原子价电子排布式为 2s22p3，根据洪特规则和泡利原理可写出其价电子的轨道表达式 。(2)从图 (a)可以看出：除 N外，同周期元素随核电荷数依次增大， E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N 原子的 2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故 E1呈现异常。(3)结合图(b)可知：晶体 R中两种阳离子为 NH 和 H3O ，其中心原子均采取 sp34杂化；NH 中成键电子对数为 4，H 3O 中含 1个孤电子对和 3个成键电子对，即中心原子4的价层电子对数均为 4；两种阳离子中均存在极性键，不存在非极性键。NH 和 H3O 分别

8、4为正四面体结构和三角锥形结构，即立体结构不同。从图(b)可以看出：阴离子 N 呈五54元环状结构，其含有的 键总数为 5个；N 中参与形成大 键的电子数为 6，故可将其5中的大 键表示为 。根据题给表示式可知，除表示出形成氢键的原子外，还要表示65出形成氢键的原子所在的原子团和该原子在原子团中的成键情况，因此氢键的表示式还有(H3O )OHN(N )、(NH )NHN(N )。(4)该晶胞的体积为( a107 cm)3，根据5 4 5M( a107 )3d，可求出 y 或 1021 。yNA 602a3dM a3dNAM答案：(1) (2)同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结

9、合一个电子释放出的能量依次增大 N 原子的 2p轨道为半充满状态，较稳定，故不易结合一个电子 (3)ABD C 5 65(H 3O )OHN(N ) (NH )NHN(N )5 4 5(4)602a3dM (或 a3dNAM 10 21)3.(2016全国卷)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 ，Ga

10、Cl 3的熔点为 77.9 ，其原因是_。(5)GaAs的熔点为 1 238 ，密度为 gcm3 ，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 gmol1 和 MAs gmol1 ，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_。把脉考点第(1)问 考查核外电子排布式的书写第(2)问 考查原子半径和第一电离能大小的比较第(3)问 考查分子构型的判断、中心原子杂化类型的判断5第(4)问 考查晶体类型对物质熔沸点的影响第(5)问 考查晶体、化学键类型的判断；原子空间利

11、用率的计算解析：(1)As 元素在周期表中处于第A 族，位于 P元素的下一周期，则基态 As原子核外有 33个电子，根据核外电子排布规律写出其核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s24p3或Ar3d 104s24p3。(2)同周期主族元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，Ga 与 As在周期表中同位于第四周期，Ga 位于第A 族，则原子半径：GaAs。Ga、As 原子的价电子排布式分别为 4s24p1、4s 24p3，其中 As原子的 4p轨道处于半充满的稳定状态，其第一电离能较大，则第一电离能：GaAs。(3)As 原子的价电子排布式为 4s24p3，最外层有 5个电

12、子，则 AsCl3分子中 As原子形成 3个 AsCl键，且含有1对未成键的孤对电子，则 As的杂化轨道类型为 sp3杂化，AsCl 3分子的立体构型为三角锥形。(4)GaF 3的熔点高于 1 000 ，GaCl 3的熔点为 77.9 ，其原因是 GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，而离子晶体的熔点高于分子晶体。(5)GaAs 的熔点为 1 238 ，其熔点较高，据此推知 GaAs为原子晶体，Ga 与 As原子之间以共价键键合。分析 GaAs的晶胞结构，4 个 Ga原子处于晶胞体内，8 个 As原子处于晶胞的顶点、6 个 As原子处于晶胞的面心，结合“均摊法”计算可知，每个晶胞中含有 4

13、个 Ga原子，含有 As原子个数为8 6 4(个)，Ga 和 As的原子半径分别为 rGapm rGa1010 cm， rAspm rAs1010 18 12cm，则原子的总体积为 V 原子 4 ( rGa1010 cm)3( rAs1010 cm)343 1030 (r r )cm3。又知 Ga和 As的摩尔质量分别为 MGa gmol1 和 MAs 163 3Ga 3Asgmol1 ，晶胞的密度为 gcm3 ，则晶胞的体积为 V 晶胞 cm3，故4 MGa MAs NAGaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 100%V原 子V晶 胞100%163 10 30 r3Ga r3As cm

14、34 MGa MAs NA cm3100%。4 10 30NA r3Ga r3As3 MGa MAs答案：(1)1s 22s22p63s23p63d104s24p3(或Ar3d 104s24p3)(2)大于 小于 (3)三角锥形 sp 3 (4)GaF 3为离子晶体，GaCl 3为分子晶体 (5)原子晶体 共价100%4 10 30NA r3Ga r3As3 MGa MAs6物质结构与性质为选做题，做为“拼盘”命制的题型，各小题之间相对独立，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核外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，电子

15、亲和能的变化规律。(2)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。(3)在晶体结构部分主要命题点有晶体类型的判断，晶体熔沸点的判断，晶体结构的计算等。 高考题点逐一研究清盲点 该选考大题由题头(介绍题目背景或物质结构知识，元素推断信息)和设问(拼盘式设问物质结构相关主干知识)两部分组成；解题的关键是先确定考查元素在周期表中的相对位置，再联想变化规律和特殊性质，根据题设要求规范回答即可。命题点一 原子结构与性质1能层与能级(1)能层、能级和最多容纳电子数之间的关系能层(n)一 二 三 四 五 六 七符号 K L M N O P Q能级 1s 2s 2p

16、3s3p 3d 4s 4p 4d4f5s 2 2 6 2 6 10 2 6 10142 最多容纳的电子数 2 8 18 32 2n2电子离核远近近远电子能量高低低高7(2)常见原子轨道电子云轮廓原子轨道 电子云轮廓形状 轨道个数s 球形 1p 哑铃形 3(px，p y，p z)2核外电子排布(1)牢记基态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有能量最低的原子轨道，即1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s泡利原理 每个原子轨道上最多只容纳 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(2)明

17、确表示基态原子核外电子排布的四方法表示方法 举例电子排布式 Cr：1s 22s22p63s23p63d54s1简化表示式 Cu：Ar3d 104s1价电子排布式 Fe：3d 64s2电子排布图(或轨道表示式)(3)防范核外电子排布常见错误电子排布式a3d、4s 书写顺序混乱。如Error!b违背洪特规则特例。如Error!Error!电子排布图错误类型 错因剖析 改正违背能量最低原理违背泡利原理违背洪特规则8违背洪特规则(4)巧判未成对电子数的两方法根据电子排布式判断设电子排布式中未充满电子的能级的电子数为 n，该能级的原子轨道数为 m，则 n m时，未成对电子数为 n； n m时，未成对电子

18、数为 2m n。如氯原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5，未充满电子的能级为 3p能级，有 3个原子轨道，填充的电子数为 5，所以未成对电子数为 2351；Cr 原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d54s1，未充满电子的能级为 3d能级和 4s能级，分别有 5、1 个原子轨道，填充的电子数分别为 5、1，所以未成对电子数为 6。根据电子排布图判断电子排布图能够直观地表示未成对电子数，即单独占据一个方框的箭头的个数。3电离能、电负性(1)元素第一电离能的周期性变化规律一般规律同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，

19、碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p 0、d 0、f 0)、半满(p 3、d 5、f 7)和全满(p6、d 10、f 14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能(2)电离能、电负性大小判断规律 在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小特性同周期主族元素，第A 族( ns2)全充满、A 族( np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第A 和A 族元素方法常常应用化合价及物质类别判断电负性

20、的大小，如 O与 Cl的电负性比较：HClO 中 Cl为1 价、O 为2 价，可知 O的电负性大于 Cl；Al 2O3是离子化合物、AlCl 3是共价化合物，可知 O的电负性大于 Cl(3)电离能、电负性的应用电离能的应用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；反之越弱判断元素的化合价如果某元素的 In1 In，则该元素的常见化合价为 n，如钠元素 I2I1，所以钠元素的化合价为19电负性的应用对点训练1(1)(2018全国卷节选)硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4熔点/ 85.5 115.2 600

21、 75.5 16.810.3沸点/ 60.3 444.6 (分解) 10.0 45.0337.0则基态 Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为_，基态 S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_形。(2)(2018全国卷节选)锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。Zn 原子核外电子排布式为_。黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由 Zn和 Cu组成。第一电离能 I1(Zn)_I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_。(3)(2017全国卷节选)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题：元素 K的焰色反应呈紫红色，其中紫色对应的辐射波长为_ nm(填

22、标号)。A404.4 B553.5C589.2 D670.8E766.5基态 K原子中，核外电子占据最高能层的符号是_，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为_。K 和 Cr属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属 K的熔点、沸点等都比金属 Cr低，原因是10_。(4)(2017全国卷节选)研究发现，在 CO2低压合成甲醇反应(CO 23H 2=CH3OHH 2O)中，Co氧化物负载的 Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。Co基态原子核外电子排布式为_。元素 Mn与 O中，第一电离能较大的是_，基态原子核外未成对电子数较多的是_。(5)(2016全国卷节选)锗(Ge)是

23、典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。基态 Ge原子的核外电子排布式为Ar_，有_个未成对电子。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_。(6)(2016全国卷节选)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_。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：ICu1 958 kJmol1 、 INi1 753 kJmol1 ， ICu INi的原因是_。解析：(1)基态 Fe原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2，因此其价层电子的电子排布图为

24、 ；基态 S原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p4，最高能级为 3p，其电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。(2)锌的核外有 30个电子，因此其核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s2，也可写作Ar3d 104s2。锌的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为 3d104s1，较易失去一个电子，因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。(3)当对金属钾或其化合物进行灼烧时，焰色反应显紫红色，紫色光的辐射波长范围为 400 nm430 nm，紫色光波长较短(钾原子中的电子吸收较多能量发生跃迁，但处于较高能量轨道的电子不稳定，跃

25、迁到较低能量轨道时放出的能量较多，故放出的光的波长较短)。基态 K原子核外有 4个能层：K、L、M、N，能量依次增高，处于 N层上的 1个电子位于 s轨道，s 电子云轮廓图形状为球形。金属原子半径越小、价电子数越多，金属键越强，其熔沸点越高。(4)根据构造原理可写出 Co基态原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d 74s2。O 是非金属元素，而 Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以 O的第一电离能大于 Mn的。Mn 和 O的基态原子核外电子排布式分别为 1s22s22p63s23p63d54s2、1s 22s22p4，前者的 3d轨道中

26、 5个电子均未成对，后者的 2p轨道中有 2个电子未成对，所以 Mn的基态原子核外未成对电子数较多。(5)锗元素在周期表的第四周期、第A 族，因此核外电子排11布式为Ar3d 104s24p2，p 轨道上的 2个电子是未成对电子。Zn 和 Ge为同周期元素，Ge在 Zn的右边，因此 Ge的电负性比 Zn的强；O 为活泼的非金属元素，电负性强于 Ge和Zn，因此三者电负性由大至小的顺序为 O、Ge、Zn。(6)Ni 是 28号元素，根据核外电子的排布规律可知，其基态原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d84s2。根据洪特规则可知，Ni 原子 3d能级上 8个电子尽可能分占 5

27、个不同的轨道，其未成对电子数为2。Cu、Ni 均属于金属晶体，它们均是通过金属键形成晶体。因 Cu元素基态原子的价层电子排布式为 3d104s1,3d能级全充满，较稳定，失去第 2个电子较难，因此 ICu INi。答案：(1) 哑铃(纺锤)(2)1s 22s22p63s23p63d104s2或Ar3d 104s2大于 Zn 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子(3)A N 球形 K 原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱(4)1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d 74s2 O Mn(5)3d 104s24p2 2 OGeZn(6)1s 22s22p63s23p63d84s2或

28、Ar3d 84s2 2金属 铜失去的是全充满的 3d10电子，镍失去的是 4s1电子2(1)Cr 3 基态核外电子排布式为_。(2)Cu2 的电子排布式是_。(3)Si元素基态原子的电子排布式是_。(4)N的基态原子核外电子排布式为_，Cu的基态原子最外层有_个电子。原子半径 Al_Si，电负性：N_O。(用“”或“”或“ Ga，故 A正确；同周期元素从左到右电负性逐渐增大，则电负性：AsGa，故 B正确；同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，故原子半径：AsCB。(4)根据构造原理，X 元素基态原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p3，该元素为 33号元素砷，

29、符号是 As；Y元素原子的最外层 2p轨道上有 2个未成对电子，Y 可能为 O或 C，因 X与 Y可形成化合物X2Y3，故 Y为 O，其价层电子排布图为 根据三种元素的原子序数之和等于42可推出 Z为 H，XZ 3为 AsH3，根据得失电子守恒配平化学方程式：As2O36Zn6H 2SO4=2AsH36ZnSO 43H 2O；同主族元素从上到下原子半径逐渐增大，其氢化物中化学键的键长逐渐增大，键能逐渐减小，稳定性逐渐减弱。答案：(1)C 3d 64s2 Cl (2)4s 24p4 AsSeGe(3)3d 104s1 NOC AB 4s 24p2 31s 22s22p63s23p63d104s2

30、4p1或Ar3d 104s24p1OCB(4)1s 22s22p63s23p63d104s24p3 As 氧As 2O36Zn6H 2SO4=2AsH36ZnSO 43H 2O 稳定性：NH 3PH 3AsH 3。原因：原子半径 NPAs，其氢化物中化学键键长逐渐增大，键能逐渐减小，稳定性逐渐减弱命题点二 分子结构与性质1 键、 键的判断(1)由原子轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为 键， “肩并肩”重叠为 键。(2)由共价键数目判断：单键为 键；双键或三键，其中一个为 键，其余为 键。(3)由成键轨道类型判断：s 轨道形成的共价键全是 键；杂化轨道形成的共价键全为 键。2中心原子杂化类型和分

31、子空间构型的相互判断分子 (A为中心原子) 中心原子孤电子对数 中心原子杂化方式 分子构型 示例0 sp 直线形 BeCl21 sp2 V形 SO2AB22 sp3 V形 H2O0 sp2 平面三角形 BF3AB31 sp3 三角锥形 NH3AB4 0 sp3 正四面体形 CH43常见等电子体15粒子 通式 价电子总数 立体构型CO2、SCN 、NO 、N2 3 AX2 16e 直线形CO 、NO 、SO 323 3 AX3 24e 平面三角形SO2、O 3、NO 2 AX2 18e V形SO 、PO24 34 AX4 32e 正四面体形PO 、SO 、ClO33 23 3 AX3 26e 三

32、角锥形CO、N 2 AX 10e 直线形CH4、NH 4 AX4 8e 正四面体形4非极性分子与极性分子的判断5范德华力、氢键、共价键的比较范德华力 氢键 共价键概念分子间普遍存在的一种相互作用力，但不是化学键已经与电负性很大的原子(N、O、F)形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子(N、O、F)之间的作用力原子间通过共用电子对形成的化学键存在范围分子或原子(稀有气体)之间氢原子与氟、氮、氧原子(分子内、分子间)相邻原子间特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性强度比较 共价键氢键范德华力影响强度的因素 随着分子极性和相对分子质量的增大而增大组成和结构相似的物质，相对分子

33、质量越大，范德华力越大对于 AHB，A、B 的电负性越大，B 原子的半径越小，氢键键能越大成键原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键越稳定16对物质性质的影响影响物质的熔沸点、溶解度等物理性质组成和结构相似的物质，随相对分子质量的增大，物质的熔沸点升高分子间氢键的存在，使物质的熔沸点升高，在水中的溶解度增大影响分子的稳定性，共价键键能越大，分子稳定性越强影响原子晶体的熔沸点、硬度对点训练1(1)(2018全国卷节选)硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2S S8 FeS2 SO2 SO3 H2SO4熔点/ 85.5 115.275.516.8 10.3沸点/ 60.3 4

34、44.6600(分解) 10.045.0 337.0根据价层电子对互斥理论，H 2S、SO 2、SO 3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_。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_。(2)(2018全国卷节选)锌在工业中有重要作用，也是人体必需的微量元素。ZnF 2具有较高的熔点(872 )，其化学键类型是_；ZnF 2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr 2、ZnI 2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因是_。中华本草等中医典籍中，记载了炉甘石(ZnCO 3)入药，

35、可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO 3中，阴离子空间构型为_，C 原子的杂化形式为_。(3)(2017全国卷节选) X射线衍射测定等发现，I 3AsF6中存在 I 离子。I 离子3 3的几何构型为_，中心原子的杂化形式为_。(4)(2017全国卷节选)研究发现，在 CO2低压合成甲醇反应(CO 23H 2=CH3OHH 2O)中，Co氧化物负载的 Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。CO 2和 CH3OH分子中 C原子的杂化形式分别为_和_。在 CO2低压合成甲醇反应所涉及的 4种物质中，沸点从高到低的顺序为_，原因是_。17硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(N

36、O 3)2中的化学键除了 键外，还存在_。(5)(2016全国卷节选)Ge 与 C是同族元素，C 原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析，原因是_。比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_。GeCl4 GeBr4 GeI4熔点/ 49.5 26 146沸点/ 83.1 186 约 400Ge 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)(2016全国卷节选)硫酸镍溶于氨水形成Ni(NH 3)6SO4蓝色溶液。Ni(NH 3)6SO4中阴离子的立体构型是_。在Ni(NH 3)62 中 Ni2 与 NH3

37、之间形成的化学键称为_，提供孤电子对的成键原子是_。氨的沸点_(填“高于”或“低于”)膦(PH 3)，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_。解析：(1)根据价层电子对互斥理论可知，H 2S、SO 2、SO 3三种分子中 S原子的价层电子对数分别为 4、3、3，因此 H2S中 S原子价层电子对数不同于其他两种分子。SO 3的中心原子为 S，中心原子的孤电子对数(623)/20，中心原子结合 3个氧原子，结合每个 O原子有且只能有一个 键，所以 S形成 3个 键，S 的价层电子对数为033，S 为 sp2杂化，根据 sp2杂化轨道构型可知，SO 3为平面形分子

38、，符合形成大 键条件，可形成 4中心 6电子大 键，因此有两种共价键类型。如题图所示的三聚分子中每个 S原子与 4个 O原子结合，形成正四面体结构，S 原子的杂化轨道类型为 sp3。(2)由 ZnF2的熔点为 872 可知，ZnF 2应为离子晶体，因此化学键类型为离子键。ZnF2为离子化合物，极性较大，不溶于有机溶剂；ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2的化学键以共价键为主，极性较小，能够溶于有机溶剂。C 原子价层电子对数 n(4302)/23，因此 C原子为 sp2杂化，CO 的空间构型为平面三角形。23(3)I 中 I原子为中心原子，则其孤电子对数为 (712)2，且其形成了 2个312

39、 键，中心原子采取 sp3杂化，I 空间构型为 V形结构。3(4)CO 2中 C的价层电子对数为 2，故为 sp杂化；CH 3OH分子中 C的价层电子对数为184，故为 sp3杂化。水和甲醇均为极性分子，常温常压下两种物质均呈液态；二氧化碳和氢气均为非极性分子，常温常压下两种物质均呈气态。由于水分子中的 2个氢原子都能参与氢键的形成，而甲醇分子中只有羟基上的氢原子能够形成氢键，所以水中的氢键比甲醇多，则水的沸点高于甲醇的沸点。二氧化碳和氢气都属于分子晶体，但由于二氧化碳的相对分子质量大于氢气，所以二氧化碳的沸点高于氢气的沸点。Mn(NO 3)2是离子化合物，存在离子键；此外在 NO 中，3 个

40、 O原子和中心原子 N之间还形成一个 4中心 6电子的大3 键( 键)，所以 Mn(NO3)2中的化学键有 键、 键和离子键。64(5)锗虽然与碳为同族元素，但比碳多了两个电子层，因此锗的原子半径大，原子间形成的 单键较长，pp 轨道“肩并肩”重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成 键。由锗卤化物的熔沸点由 GeCl4到 GeI4呈增大的趋势且它们的熔沸点较低，可判断它们均为分子晶体，而相同类型的分子晶体，其熔沸点取决于相对分子质量的大小，因为相对分子质量越大，分子间的作用力就越大，熔沸点就越高。Ge 单晶为金刚石型结构，金刚石中碳原子的杂化方式为 sp3，因此 Ge原子的杂化方式也为 sp3。

41、微粒之间存在的作用力为共价键。(6)SO 中，S 原子的价层电子对数为 4，成键电子对数为 4，故 SO 的立246 22 24体构型为正四面体形。Ni(NH 3)62 中，由于 Ni2 具有空轨道，而 NH3中 N原子含有孤电子对，两者可通过配位键形成配离子。由于 NH3分子间可形成氢键，故 NH3的沸点高于PH3。NH 3分子中，N 原子形成 3个 键，且有 1个孤电子对，N 原子的轨道杂化类型为sp3，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH 3属于极性分子。答案：(1)H 2S 平面三角 2 sp 3(2)离子键 ZnF 2为离子化合物，ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2的化学键以共价键为主，极性较小 平面三角形 sp 2(3)V形 sp 3(4)sp sp 3 H 2OCH 3OHCO 2H 2 H 2O与 CH3OH均为极性分子，H 2O中氢键比甲醇多；CO 2与 H2均为非极性分子，CO 2相对分子质量较大，范德华力较大 离子键和 键( 键)64(5)Ge 原子半径大，原子间形成的 单键较长，pp 轨道“肩并肩”重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成 键 GeCl 4、GeBr 4、GeI 4的熔、沸点依次增高。原因