2022年高中三维专题二轮复习化学通用版讲义：5个解答题之5——物质结构与性质（选修③） Word版含解析

2022年高中三维专题二轮复习化学通用版讲义：5个解答题之5物质结构与性质（选修） Word版含解析1(xx全国卷)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：(1)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(填标号)。A404.4B553.5C589.2 D670.8E766.5(2)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_。(3)X射线衍射测定等发现，I3AsF6中存在I离子。I离子的几何构型为_，中心原子的杂化形式为_。(4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料，具有钙钛矿型的立方结构，边长为a0.446 nm，晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置，如图所示。K与O间的最短距离为_ nm，与K紧邻的O个数为_。(5)在KIO3晶胞结构的另一种表示中，I处于各顶角位置，则K处于_位置，O处于_位置。解析：(1)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)。(2)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。(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个键，中心原子采取sp3杂化，I空间构型为V形结构。(4)二者间的最短距离为晶胞面对角线长的一半，即0.446 nm0.315 nm。由于K、O分别位于晶胞的顶角和面心，所以与钾紧邻的氧原子有12个。(5)想象4个晶胞紧密堆积，则I处于顶角，O处于棱心，K处于体心。答案：(1)A(2)N球形K原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱(3)V形sp3(4)0.31512(5)体心棱心2(xx全国卷)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_。GeCl4GeBr4GeI4熔点/49.526146沸点/83.1186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：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，其中原子坐标参数A为(0,0,0)；B为；C为。则D原子的坐标参数为_。晶胞参数，描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a565.76 pm，其密度为_gcm3(列出计算式即可)。解析：(1)锗元素在周期表的第四周期、第A族，因此核外电子排布式为Ar3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。(2)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。(3)由锗卤化物的熔沸点知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。(4)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OGeZn。(5)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。微粒之间存在的作用力为共价键。(6)根据题给图示可知，D原子的坐标参数为。每个晶胞中含有锗原子8648个，每个晶胞的质量为 g，晶胞的体积为(565.761010 cm)3，所以晶胞的密度为 gcm3。答案：(1)3d104s24p22(2)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(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，分子量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强(4)OGeZn(5)sp3共价键(6)1073(xx全国卷)碳及其化合物广泛存在于自然界中。回答下列问题：(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用_形象化描述。在基态14C原子中，核外存在_对自旋相反的电子。(2)碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是_。(3)CS2分子中，共价键的类型有_，C原子的杂化轨道类型是_，写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子_。(4)CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253 K，沸点为376 K，其固体属于_晶体。(5)碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：在石墨烯晶体中，每个C原子连接_个六元环，每个六元环占有_个C原子。在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接_个六元环，六元环中最多有_个C原子在同一平面。解析：(1)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布用电子云形象地描述。基态14C原子的轨道表示式为，则核外存在2对自旋相反的电子。(2)碳原子核外最外层有4个电子，在化学反应中很难失去4个电子形成阳离子，也很难得到4个电子形成阴离子。因此，碳在形成化合物时，主要通过共用电子对形成共价键。(3)CS2分子中，存在键和键。CS2分子中，C原子的价层电子对数为2，杂化轨道类型为sp。根据等电子理论，与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子有CO2、COS和N2O，离子有NO、SCN。(4)因Fe(CO)5熔、沸点较低，常温下为液体，其固体应属于分子晶体。(5)由石墨烯的结构可知，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有的C原子数为62。由金刚石的结构可知，每个C可参与形成4条CC键，其中任意两条边(共价键)可以构成2个六元环。根据组合知识可知四条边(共价键)任选其中两条有6组，6212。因此每个C原子连接12个六元环。六元环中C原子采取sp3杂化，为空间六边形结构，最多有4个C原子位于同一平面。答案：(1)电子云2(2)C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构(3)键和键spCO2、SCN(或COS等)(4)分子(5)32124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。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。考点一原子结构与性质1核外电子排布(1)明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：1s22s22p63s23p63d54s1简化表示式Cu：Ar3d104s1价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)(2)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b违背洪特规则特例。如电子排布图错误类型错因剖析违背能量最低原理违背泡利原理违背洪特规则违背洪特规则2第一电离能、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，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(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)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；Al2O3是离子化合物、AlCl3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In1In，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1电负性的应用针对训练 1.(1)(xx全国卷节选)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题：氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为_。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_。(2)(xx全国卷节选)研究发现，在CO2低压合成甲醇反应(CO23H2=CH3OHH2O)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。回答下列问题：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_。(3)(xx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，ICuINi的原因是_。(4)(xx全国卷节选)写出基态As原子的核外电子排布式_。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”)。(5)(xx全国卷节选)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：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_。解析：(1)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 。从题图可以看出：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。(2)根据构造原理可写出Co基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2。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、1s22s22p4，前者的3d轨道中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。(3)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ICuINi。(4)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Ar3d104s24p3。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，As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、4s24p3，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。(5)C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C为P元素。A、B的原子序数小于C，且A2和B具有相同的电子构型，则A为O元素，B为Na元素。C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，则D为Cl元素。O、Na、P和Cl四种元素中，O元素的电负性最大。P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或Ne3s23p3。答案：(1) 同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结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，具有额外稳定性，故不易结合一个电子(2)1s22s22p63s23p63d74s2或Ar3d74s2OMn(3)1s22s22p63s23p63d84s2或Ar3d84s22金属铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子(4)1s22s22p63s23p63d104s24p3或Ar3d104s24p3大于小于(5)O1s22s22p63s23p3(或Ne3s23p3)2(1)(xx安阳模拟节选)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。请填写下列空白。e元素基态原子的核外电子排布式为_。b、c、d三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为_(填元素符号)，其原因是_。(2)(xx潍坊一中模拟节选)Ni是元素周期表中第28号元素，第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性小的元素是_；26号元素价层电子排布式为_；L原子核外电子占有9个轨道，而且有一个未成对电子，L是_元素。(3)(xx广州名校联考节选)硒(Se)是一种有抗癌、抗氧化作用的元素，可以形成多种化合物。基态硒原子的价层电子排布式为_。锗、砷、硒的第一电离能大小排序为_。解析：(1)根据已知信息，可以推出a为H，b为N，c为O，d为S，e为Cu。Cu元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或Ar3d104s1。b、c、d三种元素的第一电离能数值由小到大的顺序为SO离子晶体分子晶体，如：金刚石NaClCl2；金属晶体分子晶体，如：NaCl2(金属晶体熔沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞等)。(2)形成原子晶体的原子半径越小、键长越短，则键能越大，其熔沸点就越高，如：金刚石石英碳化硅晶体硅。(3)形成离子晶体的阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子键越强，熔沸点就越高，如：MgOMgCl2，NaClCsCl。(4)金属晶体中金属离子半径越小，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AlMgNa。(5)分子晶体的熔沸点比较规律组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，其熔沸点就越高，如：HIHBrHCl。组成和结构不相似的分子，分子极性越大，其熔沸点就越高，如：CON2。同分异构体分子中，支链越少，其熔沸点就越高，如：正戊烷异戊烷新戊烷。同分异构体中的芳香烃及其衍生物，邻位取代物间位取代物对位取代物，如：邻二甲苯间二甲苯对二甲苯。2晶胞中微粒数目的计算方法均摊法熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。ANaCl(含4个Na，4个Cl)B干冰(含4个CO2)CCaF2(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晶胞求算(1)晶体密度的计算 (2)晶体微粒与M、之间的关系若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对原子质量)；又1个晶胞的质量为a3 g(a3为晶胞的体积，a为晶胞边长或微粒间距离)，则1 mol晶胞的质量为a3NA g，因此有xMa3NA。针对训练5(1)(xx全国卷节选)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)晶体局部结构如图所示。回答下列问题：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(N5)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_。(2)(xx全国卷节选)MgO具有NaCl型结构(如图)，其中阴离子采用面心立方最密堆积方式，X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a0.420 nm，则r(O2)为_ nm。MnO也属于NaCl型结构，晶胞参数为a0.448 nm，则r(Mn2)为_ nm。(3)(xx全国卷节选)GaF3的熔点高于1 000 ，GaCl3的熔点为77.9 ，其原因是_。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_。(4)(xx全国卷节选)单质O有两种同素异形体，其中沸点高的是_(填分子式)，原因是_；O和Na的氢化物所属的晶体类型分别为_和_。(5)(xx全国卷节选) Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有_个铜原子。Al单质为面心立方晶体，其晶胞参数a0.405 nm，晶胞中铝原子的配位数为_。列式表示Al单质的密度_gcm3(不必计算出结果)。解析：(1)该晶胞的体积为(a107 cm)3，根据M(a107)3d，可求出y或1021。(2)因为O2采用面心立方最密堆积方式，所以面对角线长度是O2半径的4倍，则有 4r(O2)22a2，解得r(O2)0.420 nm0.148 nm；MnO也属于NaCl型结构，根据晶胞的结构可得2r(Mn2)2r(O2)a，代入数据解得r(Mn2)0.076 nm。(3)GaF3的熔点高于1 000 ，GaCl3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。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个Ga原子，含有As原子个数为864(个)，Ga和As的原子半径分别为rGa pmrGa1010cm，rAs pmrAs1010 cm，则原子的总体积为V原子4(rGa1010cm)3(rAs1010cm)31030(rr)cm3。又知Ga和As的摩尔质量分别为MGa gmol1和MAs gmol1，晶胞的密度为 gcm3，则晶胞的体积为V晶胞 cm3，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为100%100%100%。(4)O元素形成O2和O3两种同素异形体，固态时均形成分子晶体，而分子晶体中，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的沸点越高，故O3的沸点高于O2。O元素形成的氢化物有H2O和H2O2，二者均能形成分子晶体。Na元素形成的氢化物为NaH，属于离子晶体。(5)根据均摊原理，一个晶胞中含有的氧原子数为4688(个)，再结合化学式Cu2O知一个晶胞中含有16个铜原子。面心立方晶胞中粒子的配位数是12。一个铝晶胞中含有的铝原子数为864(个)，一个晶胞的质量为27 g，再利用密度与质量、晶胞参数a的关系即可求出密度，计算中要注意1 nm107 cm。答案：(1)(2)0.1480.076(3)GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体原子晶体共价100%(4)O3O3相对分子质量较大，范德华力大分子晶体离子晶体(5)16126(1)(xx清远模拟节选)C60和金刚石都是碳的同素异形体，二者相比较熔点高的是_。超高导热绝缘耐高温纳米氮化铝在绝缘材料中应用广泛，氮化铝晶体与金刚石类似，每个Al原子与_个N原子相连，与同一个N原子相连的Al原子构成的空间构型为_。金属镍粉在CO气流中轻微加热，生成无色挥发性液态Ni(CO)4，呈正四面体构型。试推测Ni(CO)4的晶体类型是_，Ni(CO)4易溶于下列_(填字母)。A水B四氯化碳C苯 D硫酸镍溶液AlCl3在177.8 时升华，蒸气或熔融状态以Al2Cl6形式存在。下列关于AlCl3的推断错误的是_。A氯化铝为共价化合物B氯化铝为离子化合物C氯化铝难溶于有机溶剂DAl2Cl6中存在配位键(2)(xx江南十校联考节选)硒化锌(ZnSe)是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如图所示，该晶胞中硒原子的配位数为_；若该晶胞密度为 gcm3，硒化锌的摩尔质量为M gmol1。NA代表阿伏加德罗常数，则晶胞参数a为_pm。解析：(1)C60是分子晶体，金刚石是原子晶体，所以金刚石的熔点远远高于C60的。由金刚石结构每个C原子均以sp3杂化与其他四个C原子相连形成四个共价键构成正四面体结构可推测。由挥发性液体可知Ni(CO)4是分子晶体，由正四面体构型可知Ni(CO)4是非极性分子。由AlCl3易升华可知AlCl3是分子晶体，AlCl键不属于离子键应该为共价键，Al原子最外层三个电子全部成键，形成三个AlCl 键，无孤电子对，是非极性分子，易溶于有机溶剂，Al有空轨道，与Cl的孤电子对能形成配位键，A、D正确。(2)根据硒化锌晶胞结构图可知，每个锌原子周围有4个硒原子，每个硒原子周围也有4个锌原子，所以硒原子的配位数为4，该晶胞中含有硒原子数为864，含有锌原子数为4，根据，所以V，则晶胞的参数a cm1010 pm。答案：(1)金刚石4正四面体形分子晶体BCBC(2)4 1010课堂练练熟方法1锡是大名鼎鼎的“五金”金、银、铜、铁、锡之一，早在远古时代，人们便发现并使用了锡。回答下列问题：(1)锡是50号元素，在元素周期表中位于_区。(2)SnO2是一种重要的半导体传感器材料，用来制备灵敏度高的气敏传感器，SnO2与熔融NaOH反应生成Na2SnO3，Na2SnO3中阴离子的空间构型为_。(3)比较下列卤化锡的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_。SnCl4SnBr4SnI4熔点/3331144.5沸点/114.1202364(4)汽车废气中常含有有毒的一氧化碳气体，但在二氧化锡的催化下，在300 时，一氧化碳可大部分转化为二氧化碳。C、O、Sn电负性由大至小的顺序是_。(5)灰锡具有金刚石型结构，其中Sn原子的杂化方式为_，微粒之间存在的作用力是_。(6)原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置，如图为灰锡的晶胞，其中原子坐标参数A为(0,0,0)、B为，则D为。锡的配位数为_。已知灰锡的晶胞参数a0.648 9 nm，其密度为_ gcm3(NA为6.021023 mol1，不必算出结果，写出简化后的计算式即可)。解析：(1)Sn是50号元素，价电子排布式为5s25p2，在元素周期表中位于p区。(2)SnO中Sn原子为sp2杂化，无孤电子对，所以空间构型为平面三角形。(3)锡元素的卤化物都为分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合。对于组成类型相似的物质来说，相对分子质量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。由于相对分子质量：SnCl4SnBr4SnI4，所以它们的熔沸点由低到高的顺序：SnCl4SnBr4CSn。(5)灰锡具有金刚石型结构，其中Sn原子的杂化方式为sp3杂化。灰锡是同一元素的原子通过共用电子对形成的单质，所以微粒之间存在的作用力是非极性共价键(或共价键)。(6)根据各个原子的相对位置可知，D在体对角线的处，所以其坐标参数是。根据晶胞结构可知，在晶胞中含有的Sn原子个数是8648，所以晶胞的密度为 gcm3107 gcm3。答案：(1)p(2)平面三角形(3)SnCl4、SnBr4、SnI4熔沸点依次升高；原因是它们分子结构相似，随相对分子质量增大，分子间相互作用力逐渐增强(4)OCSn(5)sp3杂化非极性共价键(或共价键)(6)41072(xx山东六校联考)碳、氮、氧、硫、氯和铝、铁、铜是中学重要的元素，其单质和化合物在生活、生产中有广泛应用。回答下列问题：(1)基态铜原子的价层电子排布式为_；基态铝原子核外电子云形状有_(填名称)。(2)C、H、O、N四种元素形成的丁二酮肟常用于检验Ni2：在稀氨水介质中，丁二酮肟与Ni2反应可生成鲜红色沉淀，其结构如图1所示。该结构中，碳碳之间的共价键类型是键，从轨道重叠方式来分析，碳氮之间的共价键类型是_；氮镍之间形成的化学键是_。该结构中，碳原子的杂化轨道类型为_。(3)氮化铝是一种新型无机非金属材料，具有耐高温、耐磨等特性，空间结构如图2所示。铝的配位数为_。氮化铝的晶体类型是_。(4)N和Cu形成的化合物的晶胞结构如图3所示，则该化合物的化学式为_。该化合物的相对分子质量为M，NA为阿伏加德罗常数。若该晶胞的边长为a pm，则该晶体的密度是_gcm3。解析：(1)Cu元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。基态铝的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，电子占据s、p轨道，s轨道为球形，p轨道为哑铃形。(2)1个双键是由1个键和1个键组成的，所以碳氮之间的共价键类型是键和键；镍原子有空轨道，氮原子有孤对电子，因此二者之间形成配位键。在该结构中有4个碳原子形成4个键，4个碳原子形成3个键和1个键，因此杂化轨道类型分别是sp3和sp2杂化。(3)由氮化铝的空间结构知，1个铝连接4个氮，铝的配位数为4；根据氮化铝具有耐高温、耐磨等特性，推知它属于原子晶体。(4)根据均摊法，每个晶胞平均含有Cu原子数为123，N原子数为81，故其化学式为Cu3N。根据密度的定义式：求得晶胞的密度，注意单位换算。答案：(1)3d104s1球形、哑铃形(2)键和键配位键sp2、sp3杂化(3)4原子晶体(4)Cu3N3(xx山西重点高中联考)前四周期的A、B、C、D四种元素在周期表中均与元素X紧密相邻。已知元素X最高价氧化物的化学式为X2O5，B、D同主族且B元素的原子半径是同族元素中最小的，C的最高价氧化物对应的水化物是强酸。(1)D元素基态原子的价电子排布式为_。(2)A、C、X三种元素的第一电离能由大到小的顺序为_(用相应的元素符号作答)。(3)B、X、D简单氢化物的沸点由高到低的顺序为_(用相应的化学式作答)。(4)C元素原子可形成多种离子，试推测下列微粒的立体构型(C为字母，不是碳元素)：微粒COCO立体构型名称(5)元素B的一种氢化物B2H4具有重要的用途。有关B2H4的说法正确的是_。(填字母)AB2H4分子间可形成氢键BB原子是sp3杂化CB2H4分子中含有5个键和1个键DB2H4晶体变为液态时破坏共价键(6)E元素和D元素在同一周期，属于第族，价层有三个单电子，E(OH)2为两性氢氧化物，在浓的强碱溶液中可以形成E(OH)，写出E(OH)2酸式电离的电离方程式_。(7)F元素基态原子M层上有5对成对电子，F形成的单质有、三种结构，三种晶胞(如图所示)中F原子的配位数之比为_，、三种晶胞的边长之比为_。解析：由元素在周期表中的相对位置推断A为硅，B为氮，C为硫，D为砷，X为磷，E为钴，F为铁。(1)D为砷，其价电子排布式为4s24p3。(2)由于P的3p轨道半满，故第一电离能最大，有第一电离能：PSSi。(3)NH