《高考真题》2019年高考化学母题题源系列专题19 物质结构与性质(选修...

【母题来源】2019年高考新课标Ⅰ卷

【母题题文】在普通铝中加入少量Cu和Mg后，形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒，其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小，形成所谓“坚铝”，是制造飞机的主要村料。回答下列问题：

（1）下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是            (填标号)。

A．            B．            C．        D．

（2）乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是          、          。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子，其原因是          ，其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是          (填“Mg2+”或“Cu2+”)。 

（3）一些氧化物的熔点如下表所示：

（4）图(a)是MgCu2的拉维斯结构，Mg以金刚石方式堆积，八面体空隙和半数的四面体空隙中，填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见，Cu原子之间最短距离x=          pm，Mg原子之间最短距离y=          pm。设阿伏加德罗常数的值为NA，则MgCu2的密度是          g·cm−3(列出计算表达式)。

【参】（1）A

（2）sp3   sp3   乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键  Cu2+

（3）Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O。分子间力（分子量）P4O6>SO2

（4）     

【试题解析】（1）A.[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高； B. [Ne] 3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+； C. [Ne] 3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子； D.[Ne] 3p1属于激发态Mg+，其失去一个电子所需能量低于基态Mg+，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1，答案选A；

（2）乙二胺中N形成3个单键，含有1对孤对电子，属于sp3杂化；C形成4个单键，不存在孤对电子，也是sp3杂化；由于乙二胺的两个N可提供孤对电子给金属离子形成配位键，因此乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子；由于铜离子的半径较大且含有的空轨道多于镁离子，因此与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是Cu2＋；

（3）由于Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO＞Li2O，分子间力（分子量）P4O6＞SO2，所以熔点大小顺序是MgO＞Li2O＞P4O6＞SO2；

（4）根据晶胞结构可知Cu原子之间最短距离为面对角线的1/4，由于边长是a pm，则面对角线是，则x＝pm；Mg原子之间最短距离为体对角线的1/4，由于边长是a pm，则体对角线是，则y＝；根据晶胞结构可知晶胞中含有镁原子的个数是8×1/8+6×1/2+4＝8，则Cu原子个数16，晶胞的质量是。由于边长是a pm，则MgCu2的密度是g·cm−3。

【命题意图】本题考查化学选修3《物质结构与性质》的相关知识，以填空或简答方式考查，常涉及如下高频考点：原子结构与元素的性质(基态微粒的电子排布式、电离能及电负性的比较)、元素周期律；分子结构与性质(化学键类型、原子的杂化方式、分子空间构型的分析与判断)；晶体结构与性质(晶体类型、性质及与粒子间作用的关系、以晶胞为单位的密度、微粒间距与微粒质量的关系计算及化学式分析等)

【命题方向】该模块试题属于选做题，题型为综合题，分值为15分。命题涉及的知识点主要有：能层、能级、轨道数分析，原子、离子的核外电子排布式或价电子的轨道表达式（或示意图）等，第一电离能、元素电负性大小比较，原子轨道杂化方式、化学键、氢键以及离子或分子的空间构型判断，晶胞结构的分析和有关晶胞、晶体的计算等。

命题形式有两种：一是直接给出元素，围绕给出元素的原子结构、形成的物质等进行考查；二是给出元素的原子的一些结构特点等，首先判断出元素，然后再进行相应的考查。

预计2020高考会以一种已知的元素立题，选取与其相关的某些典型单质或化合物展开设问，综合考查原子、分子和晶体的结构与性质；或以几种已知的元素立题，依托不同元素的物质分别或侧重考查原子、分子和晶体的结构与性质；或以推断出的几种元素立题，依托它们之间组成的物质综合考查原子、分子和晶体的结构与性质。

【得分要点】物质结构包括原子结构(原子核外电子排布、原子的杂化方式、元素电负性大小比较、元素金属性、非金属性的强弱)、分子结构(化学键、分子的电子式、结构式、结构简式的书写、化学式的种类、官能团等)、晶体结构(晶体类型的判断、物质熔沸点的高低、影响因素、晶体的密度、均摊方法的应用等)。只有掌握这些，才可以更好的解决物质结构的问题。

一、有关基态原子的核外电子排布“四、三和二”

1. 四种表示方法

1. 价层电子对互斥模型说的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对的空间构型，不包括孤电子对。

当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致。

当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。

电子

×（中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数×m电荷数）

三、杂化轨道模型的判断

（1）看中心原子形成的价键类型

（2）价电子对法

1. 不同类型晶体熔、沸点的比较

（1）不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

（2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点很低。

2. 同种类型晶体熔、沸点的比较

（1）原子晶体

→→→

如熔点：金刚石＞碳化硅＞硅。 

（2）离子晶体

①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力越强，其晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO＞MgCl2，NaCl＞CsCl。

②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度越大。

（3）分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常高。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分子晶体（相对分子质量接近），其分子的极性越大，熔、沸点越高，如CH3OH＞CH3CH3。

④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。

如：CH3CH2CH2CH2CH3>

（4）金属晶体

金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属晶体的熔、沸点越高，如熔、沸点：Na＜Mg＜Al。

1．【辽宁省兴城市2019届高三第九次模拟】铁及其化合物在生产生活及科学研究方面应用非常广泛。回答下列问题：

（1）Fe原子的核外电子排布式为______________。

（2）含锰奥氏体钢是一种特殊的铁合金，主要由Fe和Mn组成，其中锰能增加钢铁的强度和硬度，提高耐冲击性能和耐磨性能。第三电离能I3(Fe)____I3(Mn)（填“大于”或“小于”），原因_____________。

（3）工业电解熔融的FeO、Fe2O3冶炼高纯铁。FeO与Fe2O3相比，_____熔点高，其主要原因是_______。

（4）FeCl3可与KSCN溶液发生显色反应。SCN-的三种元素中电负性最大的是_______。

（5）液态环戊二烯中存在的微粒间相互作用有________。

A．范德华力     B．氢键      C．键      D．π键

环戊二烯分子中碳原子的杂化轨道类型是__________。

配合物中配体提供电子对的方式包括孤对电子、π电子等。二茂铁的分子结构如图所示，其中铁的配位数是_________。

（6）Fe(CO)3与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁。该磁性氮化铁的晶胞结构如图所示。六棱柱底边边长为acm，高为ccm，阿伏加德罗常数的值为NA，该磁性氮化铁的密度为_________（列出计算式）g·cm-3。

【答案】（1）[ Ar]3ds2 (或) 1s22s22p63s23p63ds2

（2）小于    Mn2+的3d能级为半充满的相对稳定结构，较难失电子 

（3）Fe2O3    FeO与Fe2O3都是离子晶体，Fe3+的半径小且电荷大，Fe2O3晶格能大

（4）N 

（5）ACD    sp2、sp3    6

（6）

【解析】（1）Fe为第26号元素，根据电子排布规律，可知Fe的电子排布为1s22s22p63s23p63ds2或[Ar]3ds2，故答案为：1s22s22p63s23p63ds2或[Ar]3ds2；

（2）Fe的电子排布为[Ar]3ds2，Mn的电子排布为[Ar]3d54s2，则Fe2+的电子排布为[Ar]3d6，Mn2+的电子排布为[Ar]3d5，Mn2+的3d能级为半充满的相对稳定结构，较难失电子，故第三电离能I3(Fe)＜I3(Mn)，故答案为：小于；Mn2+的3d能级为半充满的相对稳定结构，较难失电子；

（3）离子晶体晶格能越大，其熔沸点越高，晶格能与离子半径成反比、与电荷成正比，二者都是离子化合物，Fe3+的半径小且电荷多，Fe3+与O2-之间的离子键晶格能更大，故Fe2O3的熔点高于FeO的熔点，故答案为： Fe2O3；Fe2O3都是离子化合物，Fe3+的半径小且电荷多，Fe3+与O2-之间的晶格能更大；

（4）同周期从左到右，电负性逐渐增强，同主族从上到下，电负性逐渐减弱，而周期内变化比同族内变化要小得多，根据S、C、N三种元素位置关系可知，N元素电负性最大，故答案为：氮或N；

（5）环戊二烯的结构简式为，液态环戊二烯中存在极性键C-H和非极性键C-C、C=C，单键为σ键，双键中还含有π键，分子间存在范德华力；环戊二烯分子中存在两种碳原子，一种碳原子形成4个σ键，一种形成3个σ键，都没有孤电子对，分别采用sp3杂化和sp2杂化；配合物中配体提供电子对的方式包括孤对电子、π电子等，根据二茂铁的分子结构，铁与4个π电子形成4个配位键，与2个孤对电子形成2个配位键，铁的配位数为6，故答案为：ACD；sp2、sp3；6；

（6）Fe原子位于结构单元的内部、顶点、面心，该晶胞中Fe原子个数=12×+3+2×=6，N原子个数为2，化学式为Fe3N，六棱柱底面积=a×a×sin60°×3cm2=a2×3cm2，晶胞体积=a2×3×ccm3，氮化铁密度===g/cm3，故答案为：。

2．【山东师范大学附属中学2019届高考考前模拟】氟及其化合物用途非常广泛。回答下列问题：

（1）聚四氟乙烯商品名称为“特氟龙”，可做不粘锅涂层。它是一种准晶体，该晶体是一种无平移周期序、但有严格准周期位置序的独特晶体。可通过____________方法区分晶体、准晶体和非晶体。

（2）基态锑（Sb）原子价电子排布的轨道式为________。[H2F]+[SbF6]—（氟酸锑）是一种超强酸，存在[H2F]+，该离子的空间构型为__________，依次写出一种与[H2F]+具有相同空间构型和键合形式的分子和阴离子分别是_______、_________。

（3）硼酸（H3BO3）和四氟硼酸铵（NH4BF4）都有着重要的化工用途。

①H3BO3和NH4BF4涉及的四种元素中第二周期元素的第一电离能由大到小的顺序_____________（填元素符号）。

②H3BO3本身不能电离出H+，在水中易结合一个OH﹣生成[B(OH)4]﹣，而体现弱酸性。[B(OH)4]﹣中B原子的杂化类型为_________。

③NH4BF4（四氟硼酸铵）可用作铝或铜焊接助熔剂、能腐蚀玻璃等。四氟硼酸铵中存在_______（填序号）：

A 离子键       B σ键        C π键        D 氢键      E 范德华力   

（4）SF6被广泛用作高压电气设备绝缘介质。SF6是一种共价化合物，可通过类似于Born-Haber循环能量构建能量图（见图a）计算相联系的键能。则S—F的键能为_______kJ·mol-1。

（5）CuCl的熔点为426℃，熔化时几乎不导电；CuF的熔点为908℃，密度为7.1g·cm-3。

①CuF比CuCl熔点高的原因是_____________；

② 已知NA为阿伏加德罗常数。CuF的晶胞结构如上“图b”。则CuF的晶胞参数a=__________nm （列出计算式）。

【答案】（1）X—射线衍射

（2）    V型    H2O    NH2- 

（3）①F＞N＞O＞B    ②sp3    ③AB

（4）327 

（5）①由两者的熔点可知，CuCl是分子晶体，而CuF为离子晶体，CuF离子晶体的晶格能大于CuCl分子间范德华力    ②×107    

【解析】

【分析】（1）通过X—射线衍射区分晶体、非晶体、准晶体；

（2）根据锑元素原子核外电子排布写出基态锑（Sb）原子价电子排布的轨道式；用价层电子对互斥理论判断[H2F]+的空间构型；用替代法书写与[H2F]+具有相同空间构型和键合形式的分子和阴离子；

（3）①同周期主族元素自左而右原子半径减小，第一电离能呈增大趋势；

②[B(OH)4]﹣中B的价层电子对=4+1/2（3+1-4×1）=4，所以采取sp3杂化；

③NH4BF4（四氟硼酸铵）中含铵根离子和氟硼酸根离子，二者以离子键相结合；铵根离子中含3个σ键和1个配位键，氟硼酸根离子中含3个σ键和1个配位键；

（4）键能指气态基态原子形成1mol化学键释放的最大能量。由图a可知，气态基态S（g）和6F（g）原子形成SF6（g）释放的能量为1962kJ，即形成6molS—F键释放的能量为1962kJ，则形成1molS—F键释放的能量为1962kJ÷6=327kJ，则S—F的键能为327kJ·mol-1；

（5）①CuCl是分子晶体，而CuF为离子晶体，CuF离子晶体的晶格能大于CuCl分子间范德华力，故CuF比CuCl熔点高；

②均摊法计算晶胞中Cu+、F-离子数，计算晶胞质量，晶胞质量=晶体密度×晶胞体积；

【详解】（1）从外观无法区分三者，区分晶体、非晶体、准晶体最可靠的方法是X—射线衍射法。本小题答案为：X-射线衍射。

（2）锑为51号元素，Sb位于第五周期VA族，则基态锑（Sb）原子价电子排布的轨道式为；[H2F]+[SbF6]—（氟酸锑）是一种超强酸，存在[H2F]+，[H2F]+中中心原子F的价层电子对数为2+=4，σ键电子对数为2，该离子的空间构型为V型，与[H2F]+具有相同空间构型和键合形式的分子为H2O、阴离子为NH2-   。本小题答案为：； V型 ；H2O ； NH2-。

（3）①H3BO3和NH4BF4涉及的四种元素中第二周期元素是B、N、O、F四种元素，同周期元素从左向右第一电离能呈增大趋势，N的2p能级半充满较稳定，N的第一电离能大于O，则这四种元素第一电离能由大到小的顺序为F＞N＞O＞B。本小题答案为：F＞N＞O＞B。

②[B(OH)4]﹣中B的价层电子对=4+1/2（3+1-4×1）=4，所以B采取sp3杂化。本小题答案为：sp3。

③NH4BF4（四氟硼酸铵）中含铵根离子和氟硼酸根离子，铵根离子中含3个σ键和1个配位键，氟硼酸根离子中含3个σ键和1个配位键，铵根离子和氟硼酸根离子以离子键相结合，则四氟硼酸铵中存在离子键、σ键、配位键。本小题答案为：AB。

（4）键能指气态基态原子形成1mol化学键释放的最大能量。由图a可知，气态基态S（g）和6F（g）原子形成SF6（g）释放的能量为1962kJ，即形成6molS—F键释放的能量为1962kJ，则形成1molS—F键释放的能量为1962kJ÷6=327kJ，则S—F的键能为327kJ·mol-1。本小题答案为：327。

（5）①CuCl的熔点为426℃，熔化时几乎不导电，CuCl是分子晶体，而CuF的熔点为908℃，CuF为离子晶体，CuF离子晶体的晶格能大于CuCl分子间范德华力，故CuF比CuCl熔点高。本小题答案为：由两者的熔点可知，CuCl是分子晶体，而CuF为离子晶体，CuF离子晶体的晶格能大于CuCl分子间范德华力。

②晶胞中Cu+数目为8×1/8+6×1/2=4，F-数目为4，故晶胞质量=（4×+4×19）g÷NA =（4×83）/NA g，根据=7.1g/cm3×(a ×10-7cm)3，a=×107nm。本小题答案为：×107。

3．【甘肃省定西市陇西县第一中学2019届高三下学期适应性训练】砷和镍是重要的材料和化工领域用途广泛。请回答下列问题：

（1）基态As原子中，价电子的电子云轮廓图形状为___________。与砷同周期的主族元素的基态原子中，电负性最大的为________（填元素符号）。

（2）可用于碘的微量分析。

①Na+的焰色反应呈黄色，很多金属元素能产生焰色反应的微观原因为_______________________。

②其中阴离子的VSEPR模型为_____，与其互为等电子体的分子为_____（只写一种分子式即可）。

（3）M（）可用于合成Ni2＋的配体，M中C原子的杂化形式为__________，σ键和π键的数目之比为_____。

（4）Ni与Ca处于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属Ni的熔点和沸点都比金属Ca高，原因为__________________。区分晶体Ni和非晶体Ni的最可靠的科学方法为___________。

（5）某砷镍合金的晶胞如图所示，设阿伏加德罗常数的值为，该晶体的密度ρ＝____g·cm－3。

【答案】（1）球形、哑铃型或纺锤形    Br

（2）①电子从较高能级的激发态跃迁到低能级的激发态乃至基态时，会以光的形式释放能量    ②三角锥形    PCl3、PBr3、NF3、NCl3等

（3）sp3、sp2    7∶1

（4）Ni的原子半径较小，价层电子数目多，金属键较强    X-射线衍射法

（5）    

【解析】（1）基态As原子的价电子排布式为4s24p3，故其电子云轮廓图形状为球形、哑铃型或纺锤形。一般情况下，同周期的主族元素从左到右，元素的电负性逐渐增大，所以与砷同周期的主族元素的基态原子中，电负性最大的为Br，故答案为：球形、哑铃型或纺锤形，Br。

（2）①金属元素能产生焰色反应的微观原因为电子从较高能级的激发态跃迁到低能级的激发态乃至基态时，会以光的形式释放能量，产生焰色反应，故答案为：电子从较高能级的激发态跃迁到低能级的激发态乃至基态时，会以光的形式释放能量。

②AsO33-中As原子的价层电子对数目为4，其立体构型为三角锥形，根据等电子体的含义可知，与AsO33-互为等电子体的分子有PCl3、PBr3、NF3、NCl3等，故答案为：三角锥形，PCl3、PBr3、NF3、NCl3等。

（3）由的结构简式可知，—CH3、—CH2—、—CF3中的C原子的价层电子对数目为4，杂化方式为sp3，碳氧双键中C原子的价层电子对数目为3，杂化方式为sp2，每个分子中含有14个σ键和2个π键，则σ键和π键的数目之比为7：1，故答案为：sp3、sp2，7：1。

（4）金属晶体熔沸点的高低与金属键的强弱有关，金属键的强弱与价层电子数目和金属原子的半径有关，所以金属Ni的熔点和沸点都比金属Ca高的原因为Ni的原子半径较小，价层电子数目多，金属键较强。区分晶体Ni和非晶体Ni的最可靠的科学方法为为X-射线衍射法，故答案为：Ni的原子半径较小，价层电子数目多，金属键较强；X-射线衍射法。

（5）由晶胞结构可知，每个晶胞中含有2个Ni原子和2个As原子，晶胞的体积V=cm3，故晶胞的密度g/cm3=g/cm3，故答案为：。

4．【福建省厦门市2019届高中毕业班5月第二次质量检查】UO2与铀氮化物是重要的核燃料，已知：3(NH4)4[UO2(CO3)3] 3UO2+10NH3↑+9CO2↑+N2↑+9H2O↑

回答下列问题：

（1）基态氮原子价电子排布图为______。

（2）反应所得气态化合物中属于非极性分子的是_______(填化学式)。

（3）某种铀氮化物的晶体结构是NaCl型。NaCl的Bom-Haber循环如图所示。已知：元素的一个气态原子获得电子成为气态阴离子时所放出的能量称为电子亲和能。下列有关说法正确的是________(填标号)。

a.Cl-Cl键的键能为119.6kJ/mol       b.Na的第一电离能为603.4kJ/mol

c.NaCl的晶格能为785.6kJ/mol       d.Cl的第一电子亲和能为348.3kJ/mol

（4）依据VSEPR理论推测CO32-的空间构型为_________。分子中的大丌键可用符号丌表示，其中m代表参与形成大丌键的原子数，n代表参与形成大丌键的电子数(如苯分子中的大丌键可表示为丌)，则CO32-中的大丌键应表示为_____。

（5）UO2可用于制备UF4：2UO2+5NH4HF22UF4·2NH4F+3NH3↑+4H2O，其中HF2的结构表示为[F—H…F]-，反应中断裂的化学键有_______ (填标号)。

a.氢键        b.极性键       c.离子键     d.金属键     e.非极性键

（6）铀氮化物的某两种晶胞如图所示：

①晶胞a中铀元素的化合价为__________，与U距离相等且最近的U有_______个。

②已知晶胞b的密度为dg/cm3，U原子的半径为r1cm，N原子的半径为为r2cm，设NA为阿伏加德罗常数的值，则该晶胞的空间利用率为___________(列出计算式)。

【答案】（1） 

（2）CO2

（3）c、d

（4）平面三角形      

（5）b、c

（6）①+3    12    ②×100%    

【解析】（1）N是7号元素，根据构造原理，可得其核外电子排布式1s22s22p3，其价电子的轨道表达式为； 

（2）反应所得气态化合物分子有NH3、CO2、N2、H2O，NH3、H2O的空间排列不对称，正负电荷的重心不重合，属于极性分子，CO2、N2的空间排列对称，分子中正负电荷重心重合，是非极性分子，其中CO2是非极性化合物分子；

（3） a.Cl-Cl键的键能为2×119.6kJ/mol=239.2kJ/mol，a错误；

b.Na的第一电离能为495.0kJ/mol，b错误；

c.NaCl的晶格能为785.6kJ/mol，c正确；

d.Cl的第一电子亲和能为348.3kJ/mol，d正确；

故合理选项是cd；

（4） CO32-的价层电子对数为3+=3，因此CO32-空间构型为平面三角形；

C原子、O原子有平行的p轨道，价电子总数为4+2+6×3=24，单电子数=24-2×3-4×3=6，为4原子、6电子形成的大π键，大π键为；

（5） NH4HF2为离子晶体，含有离子键，HF2-含有氢键和共价键，NH4+中含有配位键和共价键，所以NH4HF2中所含作用力有：a、b、c、d，反应中断裂的化学键有b、c；

（6）①晶胞a中U原子个数8×+6×=4；含有N原子个数为：12×+1=4，因此一个晶胞中含有U、N原子个数均为4个，化学式为UN，由于N原子最外层有5个电子，N化合价为-3价，所以U元素的化合价为+3，根据图示可知：在晶胞与U距离相等且最近的U在一个晶胞的面心上，通过一个U原子有8个晶胞，在一个晶胞中有3个U距离相等且最近，每个U原子重复了两次，因此在晶胞与U距离相等且最近的U原子数为8×3×=12；

②在一个晶胞中含有U原子数目为U：8×+6×=4，含有的N原子数目为8×1=8，一个晶胞中含有的U、N原子的总体积为V(U)+V(N)=(4×+8×)cm3；根据图示可知晶胞参数为4个U原子的半径的倍； L=4r1cm，晶胞的体积V(晶胞)=，则该晶体中原子利用率为×100%。

【点睛】本题考查物质结构与性质的知识，涉及原子核外电子的轨道表达式、晶格能、电离能、微粒的空间构型判断、化学键类型的判断及晶胞的有关计算，需要学生对知识掌握要全面、细致，大π键在中学基本不涉及，是本题的难点，掌握均摊法进行晶胞有关计算。

5．【湖南沙市雅礼中学2019届高三下学期二模】（1）下列氮原子的电子排布图表示的状态中，能量由低到高的顺序是_______(填字母代号)。

（2）P4S3可用于制造火柴，其分子结构如图所示。

①P4S3分子中硫原子的杂化轨道类型为_______________。

②每个P4S3分子中含有的孤电子对的数目为__________________。

（3）科学家合成了一种阳离子“N5n+，其结构是对称的，5个N排成＂V＂形，每个N都达到8电子稳定结构，且含有2个氮氮三键;此后又合成了一种含有“N5n+”的化学式为”N8”的离子晶体，其电子式为_________________。分子(CN)2中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子的最外层均满是8电子稳定结构，其结构式为_____________。

（4）直链多磷酸根阴离子是由两个或两个以上磷氧四面体通过共用顶角氧原子连接起来的，如图所示。则由n个磷氧四面体形成的这类磷酸根离子的通式为_________________。

（5）碳酸盐中的阳离子不同，热分解温度就不同。下表为四种碳酸盐的热分解温度和金属阳离子半径

随着金属阳离子半径的增大，碳酸盐的热分解温度逐步升高，原因是_______________。

（6）石墨的晶体结构和晶胞结构如下图所示。已知石墨的密度为pg・cm3，C—C键的键长为cm，阿伏加德罗常数的值为NA，则石墨品体的层间距为_________cm。

【答案】（1）A＜C＜B＜D 

（2）sp3    10 

（3）    N≡C-C≡N 

（4）PnO（3n+1）（n+2）—

（5）碳酸盐分解实际过程是晶体中阳离子结合碳酸根离子中氧离子，使碳酸根离子分解为二氧化碳的过程，阳离子所带电荷相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子能力越强，对应的碳酸盐就越容易分解

（6）

【解析】（1）据能量最低原理可知核外电子先占有能量低的轨道，再占有能量高的轨道可知D的能量最高；据洪特规则，各个轨道为半充满状态，能量较低，为相对稳定的状态可知，A的能量最低，B的能量高于C的能量，所以能量由低到高的顺序是A＜C＜B＜D，故答案为：A＜C＜B＜D；

（2）①P4S3分子中硫原子的价层电子对数为4，杂化轨道类型为sp3杂化，故答案为：sp3；

②每个P4S3分子中每个P原子含有1对孤对电子，每个S原子含有2对孤对电子，则每个P4S3分子中含有的孤电子对的数目为4×1+3×2=10，故答案为：10；

（3） N5n+结构是对称的，5个N排成V形，5个N结合后都达到8电子结构，且含有2个N≡N键，满足条件的结构为，“N5”带一个单位正电荷，则化学式为”N8”的离子晶体是由N5+和N3—组成，电子式为；分子(CN)2中键与键之间的夹角为180°，并有对称性，分子中每个原子的最外层均满足8电子稳定结构，由C原子形成4个共价键，N原子形成3个共价键可知其结构简式为N≡C-C≡N，故答案为：；N≡C-C≡N；

（4）由题给结构可知，含由n个磷氧四面体形成的这类磷酸根离子相当于n个磷酸根离子去掉（n—1）个氧原子，所带电荷为—2×（3n+1）+5n=—（n+2），则这类磷酸根离子的通式为PnO（3n+1）（n+2）—，故答案为：PnO（3n+1）（n+2）—；

（5）碳酸盐分解实际过程是晶体中阳离子结合碳酸根离子中氧离子，使碳酸根离子分解为二氧化碳的过程，阳离子所带电荷相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子能力越强，对应的碳酸盐就越容易分解，故答案为：碳酸盐分解实际过程是晶体中阳离子结合碳酸根离子中氧离子，使碳酸根离子分解为二氧化碳的过程，阳离子所带电荷相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子能力越强，对应的碳酸盐就越容易分解；

（6）设晶胞的底边长为acm，晶胞的高为h cm，层间距为d cm，则h=2d，底面图为，则=r×sin60°，可得a=r，则底面面积为（r）2×Sin60°，晶胞中C原子数目为1+2×+8×+4×=4，晶胞质量为g，则ρ=g÷[（r）2×Sin60°×2d]，整理可得d=，故答案为：。

6．【福州市2019届高三毕业班第三次质量检测】AA705合金(含Al、Zn、Mg和Cu)几乎与钢一样坚固，但重量仅为钢的三分之一，已被用于飞机机身和机翼、智能手机外壳上等。但这种合金很难被焊接。最近科学家将碳化钛纳米颗粒(大小仅为十亿分之一米)注入AA7075的焊丝内，让这些纳米颗粒充当连接件之间的填充材料。注入了纳米粒子的填充焊丝也可以更容易地连接其他难以焊接的金属和金属合金。回答下列问题：

（1）基态铜原子的价层电子排布式为____________________。

（2）第三周期某元素的前5个电子的电离能如图1所示。该元素是__________(填元素符号)，判断依据是___________________________。

（3）CN—、NH3、H2O和OH—等配体都能与Zn2+形成配离子。1mol [Zn(NH3)4]2+含________ molσ键，中心离子的配位数为__________。

（4）铝镁合金是优质储钠材料,原子位于面心和顶点，其晶胞如图2所示。1个铝原子周围有________个镁原子最近且等距离。

（5）在二氧化钛和光照条件下，苯甲醇可被氧化成苯甲醛：

①苯甲醇中C原子杂化类型是__________。

②苯甲醇的沸点高于苯甲醛，其原因是________________________。

（6）钛晶体有两种品胞，如图所示。

①如图3所示，晶胞的空间利用率为______(用含п的式子表示)。

②已知图4中六棱柱边长为x cm，高为y cm。该钛晶胞密度为D g·cm-3，NA为______mol—1(用含x y和D的式子表示)。

【答案】（1）3d104s1

（2）Mg    I3是I2的5倍多，说明最外层有2个电子

（3）16    4 

（4）8  

（5）sp2、sp3    苯甲醇分子间存在氢键，苯甲醛分子间不存在氢键 

（6）        

【解析】（1）铜原子有29个电子，其3d、4s能级上的电子为其价电子，其价电子排布式为3d104s1；

（2）由图1可知电离能I3是I2的5倍多，说明最外层有2个电子，结合该元素是第三周期元素，则该元素为第三周期第ⅡA元素，此元素为镁，元素符号为Mg；

（3）所有单键包括配位键均为σ键，双键中有一个为σ键，每个NH3分子中含有3个N-H键，中心原子Zn与四个N原子之间存在配位键，则1mol [Zn(NH3)4]2+含（4+3×4）mol=16molσ键，配位体为NH3，中心离子Zn2+的配位数为4；

（4）晶胞中每个侧面的4个顶点上的镁原子和面心上的镁原子到Al原子的距离相等且最近，则每个铝原子周围距离最近的镁原子有8个；

（5）①苯环上碳原子形成3个共用电子对，碳原子的杂化类型是sp2，而-CH2OH中C原子形成4个共用电子对，碳原子的杂化类型是sp3；

②苯甲醇分子间存在氢键，而苯甲醛分子间不存在氢键，导致苯甲醇的沸点明显比苯甲醛高；

（6）①由图3可知，晶胞中钛原子的数目为1+8×=2，设原子半径为r，则晶胞的对角线为4r，晶胞的边长为，则空间利用率为=；

②②图4晶胞中钛原子的数目为3+2×+12×=6，晶胞的质量为g，六棱柱边长为x cm，高为y cm，则晶胞的体积为x2ycm3，则D=g÷x2ycm3，由此计算得NA=mol—1。

【点睛】本题考查原子杂化方式判断，注意杂化轨道理论的理解应用，把握常见分子中原子的杂化及空间构型为解答的关键，根据价层电子对互斥理论确定分子空间构型及中心原子杂化方式，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数，σ键个数=配原子个数，孤电子对个数=（a-xb），a指中心原子价电子个数，x指配原子个数，b指配原子形成稳定结构需要的电子个数．根据n值判断杂化类型：一般有如下规律：当n=2，sp杂化；n=3，sp2杂化；n=4，sp3杂化。