广西高考化学三年（2020-2022）模拟题分类汇编-29晶体结构与性质
一、单选题
1．（2022·广西北海·统考模拟预测）下列说法正确的是
A．纯碱和烧碱熔化时克服的化学键类型相同
B．碘晶体受热转变成碘蒸气，吸收的热量用于克服碘原子间的作用力
C．SO3溶于水的过程中有共价键的断裂和离子键的形成
D．HF的热稳定性很好，主要是因为HF分子间存在氢键
二、填空题
2．（2020·广西·二模）铅是一种高密度、柔软的蓝灰色金属。2019年7月23日，铅被列入有害水污染物名录。请回答下列问题。
(1)Pb位于第六周期，与C元素同族。请写出它的外围电子排布式___________，对比以下三种氧化物的熔沸点、、，从小到大分别为_____________，请解释原因：____________________。
(2)铅在自然界主要以方铅矿(PbS)及白铅矿()的形式存在，也存在于铅矾()中。中心原子轨道的杂化类型___________，的空间构型____________。
(3)四乙基铅[]曾广泛用作汽油中的抗爆剂，由Pb提供空轨道，有机原子团提供孤电子对形成，该化合物中存在化学键类型有_____________
A．金属键 B．离子键 C．共价键 D．配位键
(4)第三代太阳能电池利用有机金属卤化物碘化铅甲胺()半导体作为吸光材料，具有钙钛矿()的立方结构，其晶胞如图所示：
①比较元素电负性：C_________N(填“>”或“<”)，比较基态原子第一电离能：C________Pb(填“>”或“<”)
②晶胞中与金属阳离子(M)距离最近的卤素阴离子(X)形成正八面体结构，则M在晶胞中处于_____________位置，X在晶胞中处于________位置。
③晶体的晶胞边长为a nm，其晶体密度为d，则阿伏伽德罗常数的值NA的计算表达式为_____________
3．（2020·广西·统考二模）我国秦俑彩绘和汉代器物上用的颜料被称为“中国蓝”、“中国紫”，近年来，人们对这些颜料的成分进行了研究，发现其成分主要为BaCuSi4O10、BaCuSi2O6。
(1)“中国蓝”、“中国紫”中均有Cun＋离子，n＝___________，基态时该阳离子的价电子排布式为___________。
(2)“中国蓝”的发色中心是以Cun＋为中心离子的配位化合物，其中提供孤对电子的是____元素。
(3)已知Cu、Zn的第二电离能分别为1957.9 kJ·mol－1、1733.3 kJ·mol－1，前者高于后者的原因是________________________________________。
(4)铜常用作有机反应的催化剂。例如，2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O。
①乙醇的沸点高于乙醛，其主要原因是_________________________________；乙醛分子中π键与σ键的个数比为___________。
②乙醛分子中碳原子的杂化轨道类型是___________。
(5)铜的晶胞如图所示。铜银合金是优质的金属材料，其晶胞与铜晶胞类似，银位于顶点，铜位于面心。
①该铜银合金的化学式是___________________。
②已知：该铜银晶胞参数为a cm，晶体密度为ρ g·cm－3。则阿伏伽德罗常数(NA)为_______mol－1(用代数式表示，下同)。
③若Ag、Cu原子半径分别为b cm、c cm，则该晶胞中原子空间利用率φ为___________。(提示：晶胞中原子空间利用率＝×100%)
三、结构与性质
4．（2022·广西南宁·统考模拟预测）软包电池(水系)具有优异的稳定性，良好的容量保持率，且成本较低，大规模储能的应用前景广泛。
回答下列问题：
(1)基态原子核外电子排布式为_______；原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，则与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态原子，其核外电子自旋磁量子数的代数和为_______。
(2)是锰的一种配合物。配体与中心原子形成配位键时，提供孤对电子的原子是_______(填元素符号)，其能量最高的电子所在的能级符号为_______，配合物中心原子的配位数是_______。
(3)软包电池的关键组件结构如图所示。
①其中S原子的杂化轨道类型为_______。
②中存在的作用力为_______(填标号)。
A．金属键 B．键 C．键 D．氢键
③中第二周期非金属元素的第一电离能由大到小的顺序为_______，原因是_______。
(4)掺杂的氮化钛晶胞结构如图所示。距离最近的有_______个，已知阿伏加德罗常数的值为，若晶体的密度为，该晶胞的边长为_______cm(列出算式)。
5．（2022·广西玉林·统考一模）硫、磷的化合物在农药、石油工业、矿物开采、萃取及有机合成等领域的应用广泛，如O，Oˊ二取代基二硫代磷酸在萃取金属中有如下应用：
回答下列问题：
(1)P的第一电离能大于S的原因是_______。
(2)基态氧原子价电子排布式为_______。
(3)物质(A)中的S原子的杂化方式为_______，二硫代磷酸根的VSEPR模型为_______。
(4)H2O、H2S、H2Se沸点由低到高的顺序_______，Te与S同主族，与I同周期，Te属于元素周期表中_______区元素。
(5)将物质(A)在N2气氛中加热至730℃不再失重，得到金属硫化物的无定形粉末，其六方晶胞如图所示。已知该晶胞参数α=120°，β=γ=90°，X的相对原子质量用M表示，阿伏加德罗常数用NA表示，则该晶体的密度为_______g·cm-3(列出计算式)。
6．（2022·广西柳州·统考模拟预测）Cu、Mn等金属单质及其化合物应用十分广泛。回答下列问题：
(1)基态Cu的价层电子排布式为___________。基态Mn原子核外未成对电子数为___________。
(2)Cu可以形成一种离子化合物，中氧原子的杂化类型为___________；配体中的配位原子是___________；配体中非金属元素的电负性由大到小的顺序为___________。
(3)硝酸锰是工业制备中常用的催化剂，的空间构型为___________；O的第一电离能小于N的第一电离能，原因为___________。
(4)锰的一种晶型结构为体心立方堆积(如图)，晶胞参数为891.25pm。锰原子半径为___________pm；已知阿伏加德罗常数的值为，该晶体的密度为___________。(列出计算式)
7．（2022·广西·统考一模）我国科学家在2021年《Natural·Chemical》 发表了研究成果—AgCrS2在室温下具有超离子行为。回答下列问题：
(1)基态铬原子核外电子排布式为_______，基态硫原子核外电子运动状态有_______种。
(2)铬的化合物氯化铬酰(CrO2Cl2)，熔点95.6℃、 沸点117℃，易溶于CCl4，可作为化工生产中的氧化剂。能通过反应K2Cr2O7+ 3CCl4=2KCl + 2CrO2Cl2 + 3COCl2↑来制备。
①反应方程式中的非金属元素电负性由大到小的关系为_______(用元素符号表示)。
②固态CrO2Cl2属于_______ 晶体。化合物COCl2中存在的共价键类型是_______。
(3)中S的杂化轨道类型为_______。已知氧族元 素氢化物的熔沸点高低顺序为：H2O＞H2Te＞H2Se＞H2S，其原因是_______。
(4)复合材料氧铬酸钙的立方晶胞如图所示。已知A、B的原子坐标分别为(0，0，0)、(1，1，0)，则C的原子坐标为_______，1个钙原子与_______个氧原子等距离且最近，已知钙和氧的最近距离为a nm，则该晶体的密度为_______g/cm3 (列出计算式，NA为阿伏伽德罗常数的值)。
8．（2022·广西·统考模拟预测）我国科学家研究发现AgGrS2在室温下具有超离子行为(原子可在晶体中自由移动)。回答下列问题：
(1)基态铬原子的核外电子排布式为___________， 基态硫原子核外有___________种不同运动状态的电子。
(2)与硫元素同族的几种元素中，电负性最大的是___________ ( 填元素符号)。常见含硫的微粒有SO2、SO3、、、 H2S等，的空间构型为___________ ； 请写出与H2S互为等电子体的一种微粒的化学式___________ ；SO2、SO3杂化轨道类型相同，但键角SO3大于SO2，原因是___________。
(3)Ag+与氨水形成的二氨合银配离子[Ag(NH3)2]+的空间构型是直线型，则其中心原子的杂化类型是_____，该配离子中的配位原子是___________(填元素符号)，lmol该配离子中含有的σ键的数目为________。
(4)复合材料氧铬酸钙的立方晶胞如图所示。
已知A、B的原子分数坐标分别为(0，0，0)、(1，1，0)，则C的原子分数坐标为___________，该物质的化学式为___________，已 知钙和氧的最近距离为a pm。晶体的密度ρ g·cm-3，则阿伏加德罗常数NA=___________ mol-1( 用含a和ρ的式子表示，列出计算式即可)。
9．（2022·广西·统考模拟预测）碳族元素在生产生活中的应用极其广泛，请回答以下有关碳族元素的问题。
(1)Si位于周期表的_______区， 基态Si原子含有_______个未成对电子，其核外电子有_______种空间运动状态。
(2)甲醇重整制氢反应中，铜基催化剂(CuO/SiO2)具有重整温度低、催化选择性高等优点。Cu、Si、O三种元素的电负性由大到小的顺序是_______。
(3)锡(Sn)是人类最早使用的元素之一，化合物SnCl4常温下为无色液体，它的晶体类型是_______，属于_______(填“极性分子”或“非极性分子”)，与SnCl4互为等电子体的阴离子_______(写一种)。
(4)C16S8是新型环烯类储氢材料，研究证明其分子呈平面结构(如图1所示)。
图1
①C16S8分子中C原子和S原子的杂化轨道类型分别为_______、_______。
②测得C16S8中碳硫键的键长介于C-S键和C=S键之间，其原因可能是_______。
(5)锗(Ge)是典型的半导体材料，在电子、材料等领域应用广泛。锗单晶的晶胞结构如图2所示，其晶胞参数为apm，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶体密度为_______g·cm-3(列出计算式即可)。
10．（2022·广西·统考一模）VA族元素及其化合物在材料等方面有重要用途。根据所学知识回答下列问题：
(1)基态砷原子处于最高能级的电子云轮廓图为_______形。
(2)NH3、PH3、AsH3是同主族元素的氢化物，其中键角最小的是_______。
(3)叠氮化钠(NaN3)用于汽车的安全气囊中，当发生车祸时迅速分解放出氮气，使安全气囊充气。可与酸反应生成叠氮酸(HN3，结构可视为H-N=N≡N)，则叠氮酸中3个氮原子的杂化类型分别为_______(不分先后)。
(4)N原子之间可以形成π键，而As原子之间较难形成π键。从原子结构角度分析，其原因为_______。
(5)Na3AsO4可用作杀虫剂，AsO的立体构型为_______，与其互为等电子体的分子的化学式为_______(任写一种)。
(6)磷的一种同素异形体为白磷(P4)，推测白磷在CS2中的溶解度_______(填“大于”、“小于”或“等于”)其在水中的溶解度。
(7)HgCl2和不同浓度NH3—NH4Cl反应得到某种含汞化合物的晶胞结构(有四个等同的小立方体)如图所示。(部分微粒不在晶胞内，每个Hg原子均处于小立方体的面心)
写出该含汞化合物的化学式_______。则该晶体的密度ρ=_______g·cm-3(设阿伏加德罗常数的值为NA，用含a、NA的代数式表示)。
11．（2022·广西南宁·统考二模）我国科学家首次用砷化镉纳米片观察到三维量子霍尔效应，并在碲化锆(ZrTe5)上发现了金属-绝缘体的转换，此项研究成果对红外探测等的研究具有应用价值。回答下列问题：
(1)基态As原子价电子排布图为_______，电子占据最高能级的电子云轮廓图形状为_______。
(2)AsH3的空间构型为_______；H3PO4分子中P的杂化轨道与O的_______轨道形成_______键。
(3)ZnS熔点为2830℃，CdS熔点为1750℃，ZnS熔点更高的原因是_______。
(4)碱式碳酸锆( )中C原子的杂化方式为_______；该化合物中非金属元素的第一电离能大小关系为_______。
(5)氧化锆晶胞结构如图所示，其硬度极高，可用于陶瓷和耐火材料。晶胞中Zr原子的配位数为_______；已知阿伏加德罗常数的值为NA，若晶体的密度为ρg/cm3，则该晶胞中距离最近的两个锆原子之间的距离为_______cm(列出计算式)。
12．（2021·广西北海·统考一模）C、Si、Ge、Sn是同族元素，该族元素单质及其化合物在材料、医药等方面有重要应用。请回答下列问题：
(1)科学家常利用___________区分晶体SiO2和非晶体SiO2.，基态Ge原子价电子排布图为___________，第四周期与基态Ge原子具有相同数目未成对电子数的元素有___________(填元素符号)。
(2)SnCl2极易水解生成Sn(OH)Cl沉淀，Sn(OH)Cl中四种元素电负性由小到大的顺序为___________。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)灰锡的晶体结构与金刚石相似(如图所示)，其中A处原子的原子分数坐标为(0，0，0)。
①B处原子的原子分数坐标为___________。
②已知灰锡的密度为ρg·m-3，设NA为阿伏加德罗常数的值，根据硬球接触模型，则Sn原子半径r(Sn)=___________pm(可只列式不计算)。
13．（2021·广西南宁·统考二模）第IVA族元素及其化合物是结构化学研究的热点。几种晶体结构如图所示：
(1)基态锗(Ge)的核外电子排布式为_______。
(2)上述四种晶体中，熔点最低的是_______，金刚石中碳原子之间含有的作用力是_______。
(3)在碳族元素中，最简单气态氢化物中最稳定的是_______(填分子式)。
(4)与碳同周期的主族元素中，第一电离能最大的是_______(填元素符号，下同)，电负性最小的是_______。
(5)在碳的氢化物中，既含σ键，又含π键的分子有许多，其中含σ键与π键数目之比为5：1的分子的结构简式为_______，(写一种)。
(6)硅晶体结构类似于金刚石(如图甲)，则1mol硅晶体中含_______mol共价键，1mol石墨(如图丙)晶体中含_______mol共价键。
(7)设NA为阿伏加德罗常数的值，已知干冰(如图丁)的晶胞边长为apm，则干冰的密度为_______g·cm-3(用含a和NA的代数式表示)。
14．（2021·广西柳州·统考三模）寻找室温超导材料一直是科学家们竞相追求的目标， CaFeAsF 、LaH10、H2S等均是近年来的研究热点。回答下列问题：
(1)基态As原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为___________，基态La原子价电子排布为5d16s2，成为阳离子时首先失去___________轨道电子。
(2)CaFeAsF中，电负性最高的元素是___________。
(3)Ca与Fe位于同周期且最外层电子构型相同，Ca的熔点和沸点均比Fe的低，这是因为___________。
(4)H2S的的空间构型为___________，写出一种与H2S互为等电子体的分子的化学式___________。
(5)含砷化合物(以)中碳原子杂化方式是___________， 每个分子中含σ键和π键个数比为___________。
(6)Ca、Fe、As构成的超导材料的晶胞结构如图所示，边长为apm，高为cpm，则紧邻的Ca原子之间的距离为___________ pm，该晶体的密度为___________ g cm-3。
15．（2021·广西南宁·统考一模）镧(La)、镍(Ni)是生产新型储氢材料的原料。HC≡N、CH3CH(OH)COONH4是重要的无机、有机含氮化合物。回答下列问题：
(1)基态镍原子的未成对电子与三价铁离子未成对电子数之比为____。
(2)基态氮原子比基态氧原子第一电离能大的原因是_____。
(3)与HC≡N电子数相等的有机分子的结构简式为______。
(4)CH3CH(OH)COONH4，中具有相同杂化轨道的碳原子、氮原子的个数比为____。
(5)四羰基镍、氧化镍的物理性质如下：
名称(化学式) 状态 熔点 溶解性 说明
四羰基镍[Ni(CO)4] 无色挥发性剧毒液体 -25℃ 不溶于水，易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂 正四面体分子、分子中碳原子与镍成键
氧化镍(NiO) 绿色粉末状固体 1980℃ 不溶于水 阴离子、阳离子构成
由此判断：[Ni(CO)4]是配合物，其配位体是____。[Ni(CO)4]分子是____分子(填“极性”或“非极性”)。[Ni(CO)4]比NiO熔点低的原因是____。
(6)有一种镧镍合金是重要的储氢材料，其晶体属六方晶系，晶胞结构如图1所示。其储氢原理是氢分子先变为氢原子，氢原子进入合金的孔隙中。图2所示晶体中两个镧原子和2个镍原子组成的四面体孔隙中只能进入1个氢原子，晶胞中的所有类似四面体中都有氢原子进入，即达到储氢稳定状态。当需要氢气时，给储氢合金加热，氢原子变为氢气逸出。
晶体中Ni、La的原子个数比=__。每升该储氢材料达到储氢稳定状态，储氢原子__mol。
16．（2021·广西·统考二模）硫及其化合物有许多用途。请回答下列问题。
(1)基态硫原子的价电子排布式为___________，其电子占据最高能级的电子云轮廓图形状为___________
(2)常见含硫的物质有单质硫(S8)、SO2、Na2S、K2S等，四种物质的熔点由高到低的顺序依次为___________，原因是___________。
(3)炼铜原料黄铜矿中铜的主要存在形式是CuFeS2，煅烧黄铜矿生成SO2，CuFeS2中存在的化学键类型是___________，SO2中心原子的价层电子对数为___________。
(4)方铅矿(即硫化铅)是一种比较常见的矿物，酸溶反应为：PbS+4HCl(浓)= H2[PbCl4]+H2S↑。H2S分子属于___________(填“极性”或“非极性”)分子，其中心原子的杂化方式为___________。下列分子的空间构型与H2S相同的有___________
A． H2O B． CO2 C． SO2 D． CH4
(5)方铅矿的立方晶胞如图所示，硫离子采取面心立方堆积，铅离子填在由硫离子形成的___________空隙中。已知晶体密度为g cm-3，阿伏加德罗常数的值为NA，则晶胞中硫离子与铅离子最近的距离为___________nm
17．（2021·广西桂林·统考一模）铁、钴、镍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)在现代化学中，常利用___________上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。
(2)钴元素基态原子的电子排布式为___________，3d能级上的未成对的电子数为___________。Co与Ca同周期且最外层电子数相同，但是单质钴的熔、沸点均比钙高，其原因是___________。
(3)镍易形成配合物。
①Ni(CO)4的熔点为-19.3℃，沸点为43℃，则其晶体类型是___________，其分子中σ键与π键数目之比为___________。
②Ni的一种配合物的分子结构如图所示，该配合物中C原子的杂化轨道类型是___________，配合物分子内不含有___________(填标号)。
A．共价键 B．离子键 C．配位键 D．金属键
(4)向FeCl3溶液中加入KSCN溶液形成血红色的K3[Fe(SCN)6]溶液。C、N两种元素的电负性大小关系为___________，与SCN-互为等电子体的分子为___________(写一种即可)。
(5)钴的一种化合物晶胞结构如下图所示。
①已知a点的原子坐标参数为(0，0，0)，b点为(，，0)，c点为(1，，)，则d点的原子坐标参数为___________。
②已知该晶体的密度为ρ g·cm-3，则晶胞参数a=___________nm(用含ρ、NA的代数式表示)。
18．（2021·广西·统考二模）钴元素的用途广泛，据古文献记载：宜德时期青花瓷使用的颜料“苏勃泥青"是从一种进口钴毒矿[主要成分：(FeCo)xAsS]中提取出来的。
(1)Co的价电子排布式为_______
(2)无水CoCl2的熔点是735°C ，沸点1049°C ，CoCl2属于_______晶体；砷酸(H3AsO4)分子中As原子的杂化方式为_______杂化；砷酸根离子的空间构型为_______；第一电离能I1(As)_______I1(Se)(填“大于”或“小于")。
(3)[Co(NH3)4(H2O)2]Cl3是一种特殊的配合物，其中心离子的配位数是_______，每个[Co(NH3)4(H2O)2]3+所含共价键的数目是_______，配体NH3的熔沸点大于同族元素氢化物AsH3的原因是_______。
(4)钴氰化钾K3[Co(CN)6]是一种浅黄色单斜棱晶体，与配体CN-原子总数相等的等电子体是_______。
(5)金属钴晶体的晶胞结构如图所示，其中正六边形的面积为apm2，棱长为bpm；每个Co距离最近且相等的Co原子数目为_______ ； 设阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为_______(用含a、b、NA的代数式表示) g·cm-3。
19．（2021·广西梧州·统考一模）硒（Se）是一种非金属元素。可以用作光敏材料、电解锰行业催化剂、动物体必需的营养元素和植物有益的营养元素等。请回答下列问题：
（1） Se元素基态原子的电子排布式为____；第四周期中第一电离能比Se元素大的共有____种（氪元素除外）。
（2）气态SeO3分子的价层电子对互斥模型为____ ；SeO42-离子中Se原子的杂化方式为 ___ 。
（3）固态SeO2是以[SeO3]角锥体以角相连接的展平的聚合结构，每一锥体带有一悬垂的终端O原子（如下图1所示）。
①图1中Se-O键键长较短的是 ___（填“a"或“b"），其原因是______。
②SeO2熔点为350℃，固态SeO2属于___晶体，其熔点远高于SO2（-75.5℃）的原因是 ____。
（4）硒化锌（ZnSe）是一种重要的半导体材料，其晶胞结构如上图2所示，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ZnSe的晶胞参数a=0. 560nm，则Se2-的离子半径r(Se2-)= ____nm（计算结果保留3位有效数字，下同）；硒化锌晶体的密度为________ g．cm-3。
20．（2020·广西·统考一模）(1)氨硼烷(NH3BH3)是一种潜在的储氢材料，它可由六元环状化合物(BH=NH)3通过3CH4+2(HB=NH)3 +6H2O=3CO2 + 6H3BNH3制得。
①N原子价电子排布式是_______，核外电子运动状态有_______种。
②NH3BH3中B原子的杂化类型是_______，N与B之间的作用力是 _______。
③与(HB=NH)3互为等电子体的分子为_______(填写分子式)。
(2)已知液态的二氧化硫可以发生类似的水自身电离反应：2SO2(l) SO2++SO。 SO2+与氮气是等电子体，其中的σ键和π键数目之比为_______，SO空间构型是_______。
(3)由O、Cl元素可组成不同的单质和化合物，其中Cl2O2能破坏臭氧层。Cl2O2 的沸点比H2O2低，原因是_______。
(4)氮化镓是一种半导体材料。如图所示，晶胞结构可看作金刚石晶胞内部的碳原子被N原子代替(如b)，顶点和面心的碳原子被Ga原子代替(如a)
①与同一个Ga原子相连的N原子构成的空间构型为_______。
②用三维坐标表示原子的位置( )，若A点的坐标是(0，0，0)，b点的坐标是_______。
③阿伏加德罗常数的值为NA ，则GaN晶体的密度为ρg· cm-3。 GaN晶胞边长为_______pm(1pm=10-12 m)。
21．（2020·广西北海·统考一模）点击化学的代表反应为铜催化的叠氮-炔基Husigen环加成反应，NaN3、SO2F2、FSO2N2等均是点击化学中常用无机试剂。回答下列问题：
(1)基态Cu原子价电子排布式为___________；基态N原子未成对电子有___________个。
(2)F、O、N的电负性从小到大的顺序是___________。
(3)SO2F2中硫原子价层电子对数目为___________；SO2F2的沸点比FSO2N3的低，其主要原因是___________。
(4)NaN3是HN3的钠盐，下列有关HN3说法正确的是___________(填字母)。
a．HN3分子呈直线型 b．HN3分子间存在氢键
c．HN3中氮原子杂化方式只有sp d．HN3与HOCN互为等电子体
(5)是一种叠氮-炔基Husigen环加成反应产物，每个该分子中含有___________个σ键。
(6)CuBr是点击化学常用的催化剂，其晶胞结构如图所示，晶胞参数为a pm。
已知①、②号铜原子坐标依次为(0，0，0)、(，0，)，则③号溴原子的坐标为___________；设NA为阿伏加德罗常数的值，CuBr的密度为___________g·cm-3(列出计算式)。
22．（2020·广西北海·统考一模）钯(Pd)、锌及其化合物在合成酮类物质中有极其重要的作用，如图为合成的反应过程：
回答下列问题：
(1)I原子价电子排布式为_________，其能量最高的能层是______(填能层符号)。
(2)H、C、O三种元素的电负性由大到小的顺序为__________。
(3) 中碳原子的杂化方式为__________。
(4)ZnCl2溶液中加入足量氨水，发生的反应为ZnCl2+4NH3·H2O=[Zn(NH3)4]Cl2+4H2O
①上述反应涉及的物质中，固态时属于分子晶体的是________。
②NH3的空间构型为_____________。
③1 mol[Zn(NH3)4]Cl2中含有______mol σ键。
(5)金属钯的堆积方式如图所示：
①该晶胞中原子的空间利用率为_________(用含π的式子表示)。
②若该晶胞参数a=658 pm，则该晶胞密度为______(列出计算表达式)g/cm3。
23．（2020·广西玉林·统考一模）氮及其化合物在工、农业生产中用途广泛。
(1)基态氮原子的核外电子排布式为__________；与N同周期的主族元素中，电负性大于N的有_______种。
(2)NaN3在强烈撞击的情况下快速分解并产生大量氮气，可用于汽车安全气囊的制造。写出一种与互为等电子体的分子的化学式：____________，的空间构型为_________。
(3)氮化硼(BN)和碳一样可以形成像石墨那样的平面六角形的层状结构，如图1所示，其中B原子的杂化方式为_______________。该氮化硼晶体具有良好的润滑性，其原因是___________________。
(4)一定条件下，层型BN可转变为立方氮化硼，其晶胞结构如图2所示。晶胞中B原子的配位数为_____________；已知晶体的密度为d g·cm-3，NA为阿伏伽德罗常数的值，则晶胞边长为__________pm(用含d、NA的代数式表示)。
24．（2020·广西来宾·模拟预测）含铬化合物及铬合金用途非常广泛。回答下列问题：
⑴基态Cr原子价电子排布式为___；第三电离能I3(Cr)=2987kJ·mol-1，I3(Mn)=3248kJ·mol-1，I3(Cr)
⑶已知反应：6KSCN＋13K2Cr2O7＋55H2SO4=13Cr2(SO4)3＋6SO2↑＋6CO2↑＋6NO2↑＋16K2SO4＋55H2O。
①根据价层电子对互斥理论，SO2、CO2、H2O的气态分子中，中心原子价层电子对数目依次为___、___、___。
②写出一种与SCN-互为等电子体的分子：___(填化学式)。
③KSCN可制备配合物[Cr(NH3)6][Cr(SCN)6]，该配合物中铬元素的化合价为___，两个配体NH3、SCN-中，中心原子杂化类型依次为___、___。
⑷一种具有萤石结构的CrO2的晶胞结构如图所示，晶胞参数为apm。则两个氧原子间的距离为___pm，Cr-O键的键长为___pm；设NA为阿伏伽德罗常数的值，则CrO2的密度为___g·cm-3(列出计算式)。
25．（2020·广西南宁·二模）氮气、羟基乙胺（HOCH2CH2NH2)和氮化镓都含氮元素，其用途非常广泛。回答下列问题：
（1）基态氮原子价层电子排布图为___，其中电子能量最高的能级是___。
（2）HOCH2CH2NH2所含非金属元素电负性由大到小顺序为___，其中C和N的杂化方式均为___HOCH2CH2NH2中∠HOC小于∠HNC，其原因是___。
（3）HOCH2CH2NH2是一种常见的二齿配体，能和Co2+形成环状配离子。Co位于元素周期表中___区，该环状配离子的配位原子为___。
（4）氮化镓为六方晶胞，其结构如图，其中Ga作六方最密堆积。Ga填充在N围成的___（选填：八面体空隙、正四面体空隙、立方体空隙或三角形空隙）；已知该晶胞底边边长为apm，高为cpm，阿伏伽德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为___g cm-3(列出计算式即可）。
26．（2020·广西钦州·二模）青蒿素是从黄花蒿中提取的一种无色针状晶体，其结构如图1，请回答下列问题：
(1)基态O原子的价电子排布图为___。
(2)组成青蒿素的三种元素中电负性最大的是__(填元素符号，下同)，第一电离能最大的是__。
(3)基态N原子的未成对电子数为___。
(4)双氢青蒿素是青蒿素的重要衍生物，其抗疟疾疗效优于青蒿素，双氢青蒿素的合成一般是在相转移催化剂聚乙二醇的作用下，用硼氢化钠(NaBH4)还原青蒿素。两种硼氢化物的合成原理如下：
2LiH+B2H6=2LiBH4；4NaH+BF3=NaBH4+3NaF
BH4-的空间构型为__；B2H6分子的结构如图2，B2H6中B的杂化方式为__。
聚乙二醇[HO(CH2CH2O)nH]随着n值的增大，水溶性降低，原因是___。
(5)NaH的晶胞与NaCl相同，NaH晶体中阳离子的配位数是__；设晶胞中阴、阳离子为刚性球体且恰好相切，阴、阳离子的半径比约为__(已知≈1.414，结果保留三位有效数字)。
27．（2020·广西·统考一模）碳及其化合物广泛存在于自然界中，回答下列问题:
(1)在基态C原子中，核外存在_______对自旋方向相反的电子。
(2)丙酮( )分子中，中间碳原子的杂化方式为______； 中键和π键的数目之比为__________________.
(3)写出两个与CO2具有相同空间构型的分子或离子：_____________
(4)CO能与金属Fe形成Fe(CO)5，该化合物的熔点为253K，沸点为376K，其固体属于_____晶体；Fe3+的核外电子排布式为__________________。
(5)已知第IIA族元素的碳酸盐MCO3热分解的主要过程为M2+结合碳酸根离子中的O2-，释放出CO2。则CaCO3的分解温度低于BaCO3的原因是_______________。分子中的大π键用符号表示，其中m代表参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为)，则CO32-中的大π键应表示为____________。
(6)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：
①在石墨烯晶体中，一个六元环上的C原子数为__________________。
②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。
28．（2020·广西·统考模拟预测）氟代硼酸钾（KBe2BO3F2）是激光器的核心材料，我国化学家在此领域的研究走在了世界的最前列。回答下列问题：
（1）氟代硼酸钾中非金属元素原子的电负性大小顺序是__。基态K+的电子排布式为__。
（2）NaBH4是有机合成中常用的还原剂，其中的阴离子空间构型是__，中心原子的杂化方式为__。NaBH4中存在__（填标号）。
a.离子键 b.氢键 c.σ键 d.π键
（3）BeCl2中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的BeCl2的结构式为__，其中Be的配位数为__。
（4）第三周期元素氟化物的熔点如下表：
化合物 NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF6
熔点/℃ 993 1261 1291 -90 -83 -50.5
解释表中氟化物熔点变化的原因：___。
（5）CaF2的一种晶胞如图所示。Ca2+占据F-形成的空隙，若r(F-)=xpm，r(Ca2+)=ypm，设阿伏伽德罗常数的值为NA，则CaF2的密度ρ=__g·cm-3（列出计算表达式）。
29．（2020·广西柳州·统考模拟预测）锂碳、铝、铬是重要的元素，在工业生产和科技中有重要的应用。
（1）铝热反应可以冶炼金属铬，Cr基态核外电子排布式为_____________。
（2）金属锂是锂电池重要的组成部分。Li、Be、B 原子的第一电离能由大到小的顺序为______。
（3）LiAlH4是有机合成中常用的还原剂。AlH4-的空间构型为___________。
（4）
①乙酸酐分子中碳原子轨道的杂化类型为________。
②l mol对甲基苯乙酮分子中含有的σ键的数目为_______
③甲苯分子难溶于水的原因是________。
（5）已知铬酸钙晶胞如图所示，该晶体密度为ρ g·cm-1，NA是阿伏伽德罗常数的值。Ca离子周围距离最近且相等的O有_____个。相邻两个面心氧离子最短核间距（d）为_______pm。
30．（2020·广西玉林·一模）我国矿石种类很多，如黄铜矿、煤、锰矿、锑锌矿等，请回答下列问题：
（l）黄铜矿的主要成分为二硫化亚铁铜（CuFeS2），基态Cu2+的外围电子排布图为 ______，Fe2+含有 ___个未成对电子。
（2）Mn的第三电离能比Fe的第三电离能大的原因为 ___。
（3）煤化工可得氨气、苯、甲苯等产品，氨的空间构型为 ___，甲苯分子上甲基的碳原子的杂化方式为____；氨硼烷化合物（NH3 BH3）是一种新型化学氢化物储氢材料，氨硼烷的结构式为____（配位键用“→”表示），与氨硼烷互为等电子体的有机小分子为_____写名称）。
（4）碲化锌的晶胞结构如图1所示。
①碲化锌的化学式为____。
②图2可表示晶胞内部各原子的相对位置，已知a、b、c的原子坐标参数分别为（0，0，0）、（，0，）、（，，），则d的原子坐标参数为____
③若两个距离最近的Te原子间距离为apm，阿伏伽德罗常数值为NA，则晶体密度为____g/cm3（用含有NA、a的代数式表示，不必化简）。
31．（2020·广西桂林·统考一模）镁、铝、硅、银、铁的单质及其化合物在建筑业、飞机制造业、电子工业和石油化工等方面应用广泛。回答下列问题：
（1）Fe3+价层电子的轨道表达式(电子排布图)为__。
（2）硅能形成多种化合物(如SiH4、Si2H4等)，SiH4的中心原子的杂化轨道类型为__，其分子的立体构型为__，键角为__；Si2H4分子中含有的σ键和π键的数目之比为__。
（3）Mg、Al的第一电离能：Mg__Al(填“>”或“<”)。
（4）Ca和Fe属于同一周期，且核外最外层电子构型相同，但金属Ca的熔点、沸点等都比金属Fe低，原因是__。
（5）Ag晶体的堆积方式为面心立方最密堆积(如图所示)，晶胞中Ag原子的配位数为__；设Ag原子半径为rcm，阿伏伽德罗常数的值用NA表示，则Ag晶体的密度为__g·cm-3(写出表达式)。
参考答案：
1．A
【详解】A碳酸钠和氢氧化钠熔化时都克服离子键，故正确；
B.碘晶体受热变成碘蒸气克服分子间作用力，不是克服碘原子间的作用力，故错误；
C.三氧化硫溶于水的过程中有共价键的断裂和形成，没有离子键的形成，故错误；
D.氟化氢的稳定性好，是因为氟化氢中的共价键键能高，与氢键无关，故错误。
故选A。
【点睛】掌握氢键的位置和影响因素。氢键是分子间的作用力，影响物质的物理性质，不影响化学性质。
2． 是分子晶体，是离子晶体，是原子晶体 正四面体 CD < > 体心 面心
【分析】由Pb在周期表的位置写出它的外围电子排布式，根据SiO2、PbO2、CO2晶体类型判断熔沸点高低，根据元素周期律判断电负性及第一电离能的大小，由密度d=，求出NA即可。
【详解】（1）Pb与C元素同族，最外层电子数为4，位于第六周期，则它的外围电子排布式为6s26p2；因为SiO2是原子晶体，熔沸点很高，PbO2是离子晶体，熔沸点较高，CO2是分子晶体，熔沸点较低，所以三种氧化物的熔沸点从小到大分别为CO2
（3）四乙基铅[(CH3CH2)4Pb]中由Pb提供空轨道，有机原子团提供孤电子对形成配位键，乙基中碳原子和碳原子之间、碳原子和氢原子之间形成共价键；答案为CD。
（4）①C、N属于同周期，同周期从左向右，电负性逐渐增大，则电负性C
②本题属于立方晶胞，AMX3晶胞中与金属阳离子（M）距离最近的卤素阴离子（X）形成正八面体结构，则卤素阴离子必然位于立方体的6个面的面心，正好构成正八面体；M位于八面体的体心，也是立方体的体心；答案为体心，面心。
③晶体体积V=(a×10-7)3cm3，晶体密度d= g/cm3，则NA==；答案为。
【点睛】本题在计算NA值时，特别要注意长度的单位，由纳米要化为厘米，才能与密度的单位相匹配，否则就会得出错误的结果。
3． 2 3d9 O Cu失去一个电子后的价层电子排布式为3d10，达到全充满稳定结构；Zn失去一个电子后的价层电子排布式为3d104s1，Zn+ 4s1上的电子比Cu+3d10上的电子易失去 乙醇分子间存在氢键 1:6 sp2、sp3 AgCu3或Cu3Ag
【分析】(1)化合物中所有元素化合价代数和为0，可计算出Cu的化合价和价电子排布式；
（2）有孤电子对的原子提供孤对电子；
（3）根据价电子排布分析分子间存在氢键比没有氢键的化合物沸点高；
（4）4条σ键，碳原子无孤电子对，采取sp3杂化类型， 3条σ键和1条π键，碳原子无孤电子对，采取sp2杂化类型；NA采用密度公式进行计算。
【详解】(1)根据化合物中所有元素化合价代数和为0，可计算出Cu的化合价为+2，所以Cun＋离子，n＝2，Cu的价电子排布式为3d104s1, Cu2+价电子排布式为3d9；
(2)“中国蓝”中Ba2+、Si都不存在孤对电子，而O原子中存在孤对电子，所以只能氧原子来提供孤对电子；
(3) Cu失去一个电子后的价层电子排布式为3d10，达到全充满稳定结构；Zn失去一个电子后的价层电子排布式为3d104s1，Zn+ 4s1上的电子比Cu+3d10上的电子易失去，所以Cu的第二电离能高于Zn的第二电离能；
(4)①乙醇分子间存在氢键，而乙醛分子间没有氢键，所以乙醇的沸点高于乙醛；乙醛分子中还有一个碳氧双键，所以含有1个π键6个σ键，个数比为1:6；
②乙醛中甲基上的C形成4条σ键，无孤电子对，因此采取sp3杂化类型，醛基中的C形成3条σ键和1条π键，无孤电子对，采取sp2杂化类型。
(5) ①用均摊法，6个铜原子位于立方体面心，8个银原子位于顶点，则该晶胞含个铜原子，个银原子，所以化学式为AgCu3或Cu3Ag；
②AgCu3或Cu3Ag的摩尔质量为（64×3+108）g/mol=300g/mol, 根据密度公式得 ，所以 ；
③原子空间利用率
【点睛】氢键的作用力比分子间作用力大，分子间存在氢键，使熔沸点升高；立方晶胞原子的计算方法：顶点的原子数乘八分之一，棱上的乘四分之一，面上的乘二分之一，内部的乘一；原子空间利用率的计算用原子的体积除以晶胞的体积。
4．(1) 或
(2) N 6
(3) BC F>N>O>C 中第二周期非金属元素为F、C、N、O，同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，N原子轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能为F>N>O>C
(4) 4 或
【详解】（1）是25号元素，基态原子核外电子排布式为；原子中运动的电子有两种相反的自旋状态，若一种自旋状态用表示，则与之相反的用表示，称为电子的自旋磁量子数。对于基态原子，电子排布式为，其核外电子自旋磁量子数的代数和为或；
（2）中，甲基与碳形成C-C单键，C与N形成三键，含有孤电子对的原子为N原子，其电子排布式为，其能量最高的电子所在的能级符号为，配合物中心原子Mn的配位数是6；
（3）①根据结构简式中S的价键可知，S形成6对共用电子对，没有孤电子对，S原子的杂化轨道类型为sp3杂化；
②中既有单键也有双键，非金属元素之间形成共价键，故存在的作用力为键、键 ，不存在金属键、氢键，答案选BC；
③中第二周期非金属元素为F、C、N、O，同周期主族元素随原子序数增大第一电离能呈增大趋势，N原子轨道为半充满稳定状态，第一电离能大于同周期相邻元素，故第一电离能为F>N>O>C；
（4）位于晶胞体心，位于晶胞的棱，若以为中心，则围在以为中心的棱为中心的四个晶胞的中心为距离最近的，总共有4个；
根据均摊法，晶胞中含有8个N，12个，1个，已知阿伏加德罗常数的值为，若晶体的密度为，该晶胞的质量为g，体积为，则边长为或cm。
5．(1)P原子最外层3p能级电子为半充满，较稳定
(2)2s22p4
(3) sp2、sp3 四面体
(4) H2S
【详解】（1）P元素原子3p轨道为半充满稳定状态，较难失去电子，因此P元素的第一电离能大于S元素；
（2）O为8号元素，位于第二周期第VIA族，基态氧原子价电子排布式为2s22p4；
（3）物质(A)中，与X原子以离子键连接的S原子的杂化方式为sp3，与X原子以配位键连接的S原子的杂化方式为；二硫代磷酸根离子的中P原子价层电子对数为4且不含孤电子对，根据价层电子对互斥理论知二硫代磷酸根离子空间构型为四面体结构。故答案为：；四面体；
（4）H2O含有氢键，沸点较高，H2S和H2Se对应的晶体都为分子晶体，相对分子质量越大，沸点越高，则H2O、H2S和H2Se的沸点由低到高的顺序为H2S＜H2Se＜H2O；Te原子为52号元素，位于周期表第五周期、第VIA族，外围电子排布式为5s25p4，属于p区元素；
（5）晶胞中X的原子坐标有2种，由晶胞结构可知1个晶胞中含有2个XS，故晶胞质量为，晶胞体积=[(a×10-7cm×a×10-7cm×sin60°)×c×10-7cm]=(a2c×10-21)cm3，该晶体的密度，故答案为：2；。
6．(1) 5
(2) N、O O＞N＞H
(3) 平面三角形 N原子的p轨道处于半充满状态，相对稳定
(4)
【详解】（1）铜的原子序数为29，核外电子排布式为：[Ar]3d104s1，价层电子排布式为：3d104s1；Mn的原子序数为25，位于周期表中第四周期，第ⅦB族，核外电子排布式为：[Ar]3d54s2，d轨道含有5个未成对的电子；
（2）H2O中氧原子的价层电子对个数=2+=4，杂化类型为sp3杂化，中配体为NH3和H2O，配位原子是N、O；元素的非金属性越强，电负性越大，故电负性：O＞N＞H；
（3）中的中心原子N的价层电子对数为3+=3，没有孤电子对，则空间构型为平面三角形，元素周期表中，非金属性越强，第一电离能呈增大趋势，但第VA族的N原子由于半满结构，第一电离能偏大，故第一电离能故O的第一电离能小于N；
（4）晶胞中体对角线上为三个锰原子相切，其体对角线长度为晶胞棱长的倍，Mn的原子半径为；体心立方中含有1+8×=2个锰原子，晶胞质量为，晶胞参数为891.25pm，晶胞体积为V=(891.25×10-10)3cm3，该晶体的密度为。
7．(1) 1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1 16
(2) O＞Cl＞C 分子晶体 σ键和π键
(3) sp3 均为分子晶体，范德华力随相对分子质量增大而增大，H2S、H2Te、H2Se相对分子质量逐渐增大，熔沸点逐渐升高，H2O分子之间存在分子间氢键，溶沸点最高
(4) (1，，) 12
【详解】（1）铬的原子序数为24，基态铬原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1，核外电子有多少个即有多少种运动状态电子，所以基态硫原子核外电子运动状态有16种；
故答案为：1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1，16。
（2）①反应方程式中涉及的非金属元素为C、O、Cl，其电负性由大到小的关系为O＞Cl＞C，②氯化铬酰(CrO2Cl2)，熔、 沸点较低，且易溶于CCl4，属于分子晶体，化合物COCl2中存在碳氧双键，所以共价键类型是σ键和π键。
故答案为：O＞Cl＞C，分子晶体，σ键和π键。
（3）中的S 有4个σ键，没有孤电子对，所以S的杂化轨道类型为sp3，氧族元素氢化物均为分子晶体，其中H2O分子之间存在分子间氢键，溶沸点最高，H2S、H2Te、H2Se相对分子质量逐渐增大，范德华力逐渐增强，熔沸点逐渐升高。
故答案为：sp3，均为分子晶体，范德华力随相对分子质量增大而增大，H2S、H2Te、H2Se相对分子质量逐渐增大，熔沸点逐渐升高，H2O分子之间存在分子间氢键，溶沸点最高。
（4）根据氧铬酸钙的立方晶胞图以及A、B的原子坐标可知C的原子位于晶胞右侧面的面心，其坐标为(1，，)，氧原子位于晶胞的面心，钙原子位于晶胞的顶点，每个钙原子与12个氧原子等距离且最近，根据均摊法计算晶胞中有3个氧原子，1个铬原子和1个钙原子，由钙和氧的最近距离为a nm可得晶胞的边长为anm，由密度计算公式可得。
故答案为：(1，，)，12，。
8．(1) 1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1) 16
(2) O 三角锥形 H2O SO2中含有一个孤电 子对而SO3中没有孤电子对，孤电子对对成键电子对有较强的排斥力，导致SO2键角减小
(3) sp N 8mol
(4) ( ，1，) CaCrO3
【详解】（1）已知Cr是24号元素，故基态铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)，根据鲍利不相容原理可知，原子核外不管多少电子，没有两个运动状态完全相同的电子，S为16号元素，核外有16个电子，即基态硫原子核外有16种不同运动状态的电子，故答案为：1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)；16；
（2）已知同一主族从上往下元素的电负性依次减小，故与硫元素同族的几种元素中，电负性最大的是O，常见含硫的微粒有SO2、SO3、、、 H2S等，中心原子S原子周围的价层电子对数为：3+=4，则其空间构型为三角锥形， 等电子体是指原子总数相同价电子总数相同的微粒，则与H2S互为等电子体的一种微粒的化学式H2O、等；SO2中心原子价层电子对数为：2+=3、SO3中心原子价层电子对数为：3+=3，则杂化轨道类型相同均为sp2，但由于SO2中含有一个孤电 子对而SO3中没有孤电子对，孤电子对对成键电子对有较强的排斥力，导致SO2键角减小，故答案为：O；三角锥形；H2O、等；SO2中含有一个孤电 子对而SO3中没有孤电子对，孤电子对对成键电子对有较强的排斥力，导致SO2键角减小；
（3）Ag+与氨水形成的二氨合银配离子[Ag(NH3)2]+中Ag+与NH3中的N之间形成了2对共用电子对，且空间构型是直线型，则其中心原子的杂化类型是sp，该配离子中的配位原子是N，lmol该配离子中含有的σ键的数目为2×3+2=8mol，故答案为：sp；N；8mol；
（4）C原子在x、y、z轴上的投影分别是、1、，则C原子的坐标为（，1，）；该晶胞中Ca原子个数=8×=1、O原子个数=6×=3、Cr原子个数是1，故该晶胞的化学式为：CaCrO3，钙和氧的最近距离等于晶胞面对角线长度的一半，则晶胞面对角线长度为2apm，晶胞棱长=apm，晶胞体积=（a×10-10cm）3，
晶体密度== g/cm3=，则NA=，故答案为：（，1，）；CaCrO3；。
9．(1) p 2 8
(2)O> Si>Cu
(3) 分子晶体 非极性分子 、、 (任写一种，或其他合理答案)
(4) sp2 sp3 分子中的C与S原子之间有π键(或分子中的碳硫键具有一定程度的双键性质)
(5)
【详解】（1）Si是14号元素，基态电子排布式为1s22s22p63s23p2，位于周期表的p区，含有2个未成对电子，其核外电子有8种空间运动状态；
（2）非金属性越强，元素的电负性越大，非金属性O＞Si＞Cu，故元素的电负性：O＞Si＞Cu；
（3）SnCl4常温下为无色液体，熔沸点低，由此可判断SnCl4是由共价键结合的分子，分子间作用力较弱，该晶体为分子晶体；SnCl4分子价电子对数为=4，形成了四条杂化轨道，杂化轨道空间构型为正四面体，且每条杂化轨道均与Cl形成共价键，其空间构型为正四面体，SnCl4正负电荷重心重合，属于非极性分子；与SnCl4互为等电子体的一种阴离子有 、、等；
（4）①由图1可知，C16S8分子中C原子和S原子的价层电子对个数分别是3、4，根据价层电子对互斥理论可判断C、S原子杂化类型分别为sp2、sp3；
②C16S8分子中的碳硫键具有一定程度的双键性质，是介于S-C单键和S=C双键之间的特殊共价键；
（5）一个晶胞中含有Ge的个数为8×+6×+4=8个，晶胞质量为m=，晶胞参数为apm，晶胞体积为V=(a×10-10)3cm3，晶体密度为 g·cm-3。
10．(1)哑铃
(2)
(3)sp2、sp、sp
(4)原子半径大，形成的σ键长，p p轨道肩并肩重叠很少或几乎不重叠
(5) 正四面体形 SiF4、CCl4、SiCl4等(任写其一)
(6)大于
(7)
【详解】（1）砷为33号元素，基态砷原子处于最高能级为4p能级，4p能级的电子云轮廓图为哑铃形；
（2）、、是同主族元素的氢化物，N、P、As的电负性逐渐减小，对电子的排斥力减小，因此其键角逐渐减小，则键角最小的是；
（3）叠氮酸()的结构可视为H-N=N≡N，与H相连的N原子价层电子对数为3，其杂化为sp2杂化，另外两个氮原子价层电子对数为2，杂化为sp杂化，因此叠氮酸中3个氮原子的杂化类型分别为sp2、sp、sp；
（4）N原子之间可以形成π键，而原子之间较难形成π键。从原子结构角度分析，其原因为N原子半径较小，形成的σ键短，而原子半径大，形成的σ键长，p p轨道肩并肩重叠很少或几乎不重叠；
（5）的中心原子的价电子对数为，不含有孤对电子，则立体构型为正四面体形，等电子体原子个数相等，价电子数相等，则与其互为等电子体的分子为SiF4、CCl4、SiCl4等；
（6）白磷分子是正四面体结构，四个P原子位于正四面体顶点上，所以键角是60°，为非极性分子，依据相似相溶原理可知，易溶于非极性溶剂中，二硫化碳为非极性溶剂，水为极性溶剂，所以白磷在CS2中的溶解度大于在水中的溶解度；
（7）根据结构分析得到Hg个数为，Cl个数为，NH3个数为4个，则该含汞化合物的化学式：。则该晶体的密度。
11．(1) ； 纺锤形（哑铃形）；
(2) 三角锥形； 2p
(3)ZnS晶体中锌离子比镉离子半径小，离子键强，熔点高；
(4) sp2； O>H>C；
(5) 8； 。
【详解】（1）As的价层电子排布为4s2sp3，价层电子排布图为；电子占据的最高能级为4p能级，电子云轮廓图为纺锤形（哑铃形）；
（2）AsH3的价层电子对数为4，配位原子数为3，故分子空间构型为三角锥形；磷酸中P原子杂化方式为sp3杂化，氧原子的价层电子排布为2s22p4，氧原子用2p轨道与P的杂化轨道形成键；
（3）ZnS和CdS均为离子晶体，ZnS晶体中锌离子半径小，离子键强，熔点高；
（4）该化合物中C原子只形成了碳氧双键，为sp2杂化；该化合物含有的非金属元素是H、C、O，第一电离能O>H>C；
（5）由晶胞可以看出，上、下面两个面心Zr原子周围各有4个O原子，故每个Zr周围有8个O原子，配位数为8；晶胞中Zr位于顶点和面心，有4个Zr原子，O原子位于晶胞内部，有8个O原子，化学式为ZrO2。设两个Zr原子之间的距离为dcm，则晶胞参数为cm，晶胞密度，故d=。
12．(1) X-射线衍射实验 Ti、Ni、Se
(2) Sn＜H＜Cl＜O 平面三角形
(3)
【详解】（1）构成晶体的粒子在微观空间里呈现周期性的有序排列，晶体的这一结构特征可以通过X-射线衍射图谱反映出来，因此区分晶体SiO2和非晶体SiO2的最可靠的科学方法是对固体进行X-射线衍射实验；Ge是32号元素，根据构造原理写出基态Ge原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，价电子排布式为4s24p2，则价电子排布图为 ，锗基态原子有2个未成对电子，与锗同周期且基态原子未成对电子数与Ge原子相同的元素有Ti、Ni、Se；
（2）同周期元素从左到右元素的电负性逐渐增大，非金属性越强电负性越大，故电负性：Sn＜H＜Cl＜O；Na2SnO3中阴离子为，价层电子对数为3+（4+2-3×2）=3，没有孤对电子，空间构型为平面三角形；
（3）B位于4个Sn原子形成的正四面体空隙中，在底面的投影距离y轴，距离x轴，在左侧面的投影距离轴，距离y轴，所以坐标为；位于正四面体中心的Sn原子与周围4个Sn紧密接触，所以有2r(Sn)为体对角线的四分之一，则晶胞的体积为，则晶胞中Sn原子的个数为，所以晶胞的质量为，所以有，解得r=pm。
13． 1s22s22p63s23p63d104s24p2 干冰或丁 非极性键或σ键 CH4 F Li CH2=CH2 2 1.5
【详解】(1)锗(Ge)是32号元素，则基态锗(Ge)的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2，或[Ar]3d104s24p2。
(2)甲(金刚石)是共价晶体，乙(足球烯)是分子晶体，丙(石墨)是混合晶体，丁(干冰)是分子晶体， 乙和丁相比较，足球烯的分子量大于二氧化碳分子量，故熔点最低的是丁(干冰)。金刚石中碳原子之间通过共价键结合到一起的，此共价键属于非极性键。金刚石中碳原子采取的是sp3杂化，故碳原子之间形成的共价键类型是σ键，则金刚石中碳原子之间含有的作用力是非极性键或σ键。
(3)气态氢化物的稳定性和元素的非金属性强弱有关，碳族元素中非金属性最强的是碳元素，所以在碳族元素中，最简单气态氢化物中最稳定的是CH4。
(4)与碳同周期的主族元素是指第二周期的主族元素，根据同周期元素的第一电离能大小变化规律，第一电离能最大的是F，根据同周期元素的电负性强弱变化规律，电负性最小的是Li。
(5)在碳的氢化物中，含有π键，说明结构中含有碳碳双键，或碳碳三键，σ键与π键数目之比为5：1，假设π键数为1，则分子结构中只含有1个双键，碳碳双键中含有1个σ键和1个π键，说明剩下的4个σ键分别是2个碳原子与氢原子形成的，则该分子是C2H4，其结构简式为CH2=CH2。
(6)硅晶体结构类似于金刚石(如图甲)，每个硅原子与周围4个硅原子形成4个共价键， 一个共价键被两个硅原子共有，根据均摊法，则1个硅原子相当于含有2个共价键，则1mol硅晶体中含2mol共价键。石墨(如图丙)晶体属于混合晶体，同层之间的碳原子与相邻的3个碳原子间形成碳碳共价键，同理，一个共价键被2个碳原子共有，则1个碳原子含有共价键数为1.5个，则1mol石墨(如图丙)晶体中含1.5mol共价键。
(7)干冰分子采取的是面心立方最密堆积，则一个干冰晶胞中含有的干冰分子个数是8+6=4个，则一个晶胞的质量为g，已知干冰(如图丁)的晶胞边长为apm，则干冰晶胞的体积为a3pm3，则晶胞的密度等于=g·cm-3 。
14． 6s F Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱 V 形 H2O、H2Se等 sp2和 sp3 22∶1 a
【分析】利用元素周期律、洪特规则和泡利不相容原理对原子轨道进行理解；金属性即失电子能力，非金属即得电子能力。
【详解】(1)As位于第四周期第VA族，其基态原子的价层电子排布为，轨道表示式为；元素成为阳离子时优先失去能量高的电子，La原子的价层电子为5d16s2，6s轨道电子能量高，成为阳离子时优先失去，故填、6s；
(2) 金属与非金属相比，非金属的电负性高，CaFeAsF中，Ca、Fe为金属，As、F为非金属元素，其中F是元素周期表中电负性最强的元素，故填F；
(3)Ca的价层电子排布为，Fe的价层电子为，Ca的价层电子数少，且原子半径比Fe大，金属键弱，所以熔点低，故填Ca 的原子半径比 Fe 的大，价电子数比 Fe 少，钙的金属键比铁的弱；
(4) 与水相似，其空间构型为V形；价电子数为8，根据等电子体的定义，与其互为等电子体的有、等，故填V形、、等；
(5) 中，C原子分别以单键或者双键成键，为、杂化；其中单个分子中σ键有22个，π键有1个，其个数比为22:1，故填和、22:1；
(6)图中相邻的两个Ca原子为晶胞的底面中心与四个角距离最短，其中底面正方形的边长为apm，对角线长为pm，所以相邻的Ca原子的距离为pm；晶胞中Ca原子的个数为、As原子的个数为、Fe原子的个数为8，其分子式为，根据=，故填、。
15． 2:5 基态氮原子的p轨道为半满稳定结构，具有较大的第一电离能；基态氧原子的p轨道有4个电子，易失去1个电子形成半满稳定结构，故第一电离能较小 HC≡CH 2:1 CO 非极性 四羰基镍是分子晶体，氧化镍是离子晶体，破坏分子晶体的范德华力比破坏离子晶体的离子键要容易得多 5:1
【详解】(1)Ni原子价电子排布式为：3d84s2，其3d能级上有2个未成对电子，Fe3+价电子排布式为：3d5，其3d能级上有5个未成对电子，故此处填2:5；
(2) 基态氮原子的2p能级电子排布为2p3半满稳定结构，具有较大的第一电离能；基态氧原子的2p能级电子排布为2p4，易失去1个电子形成半满稳定结构，故第一电离能较小；
(3)该分子中含有三键，联想到乙炔，且乙炔分子的价电子总数、原子总数与该分子相等，互为等电子体，故此处填HC≡CH；
(4)该化合物中酯基碳原子为sp2杂化，其余碳原子为sp3杂化，铵根离子中N为sp3杂化，故C、N相同杂化为sp3杂化，对应个数比为2:1；
(5)该配合物中Ni为中心原子，提供空轨道，CO作为配体提供孤电子对，与中心Ni之间形成配位键，故此处填CO；中心Ni原子周围形成4根配位键，根据价层电子对互斥理论，该分子为正四面体结构，故为非极性分子；由题目信息知，Ni(CO)4是分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，而氧化镍是离子晶体，熔化时破坏离子键，破坏分子晶体的范德华力比破坏离子晶体的离子键要容易得多，故Ni(CO)4熔点比NiO低；
(6)该晶胞中含Ni个数=，含La个数=，故晶体中Ni与La个数比为5：1；由图示知，该晶胞右侧可储存3个H，同理左侧也可储存3个H，整个晶胞达稳定状态可储存6个H，该晶胞底面菱形的高h=a·sin60°=，则晶胞体积V=，每升该晶体含有晶胞的个数=，故总共储存的H=，对应物质的量= 。
16． 3s23p4 哑铃形 Na2S＞K2S＞S8＞SO2 Na2S、K2S为离子晶体，熔点较高，离子半径：K+＞Na+，离子半径越小，离子键越强，熔点越高，所以熔点：Na2S＞K2S，S8、SO2形成的是分子晶体，熔点较低，相对分子质量越大，熔点越高，相对分子质量：S8＞SO2，所以熔点：S8＞SO2， 离子键 3 极性 sp3 AC 四面体
【详解】(1) S位于周期表中第3周期第ⅥA族，基态硫原子的价电子排布式为3s23p4，其电子占据最高能级为P能级，电子云轮廓图形状为哑铃形；,
(2)Na2S、K2S为离子晶体，熔点较高，离子半径：K+＞Na+，离子半径越小，离子键越强，熔点越高，所以熔点：Na2S＞K2S，S8、SO2形成的是分子晶体，熔点较低，相对分子质量越大，熔点越高，相对分子质量：S8＞SO2，所以熔点：S8＞SO2，故四种物质的熔点由高到低的顺序依次为Na2S＞K2S＞S8＞SO2；
(3)CuFeS2是离子化合物，Cu2+、Fe2+、S2-之间存在离子键；SO2中心原子S原子形成2个σ键，孤电子对数为，则价层电子对数为3；
(4)H2S分子中S原子形成2个σ键，孤电子对数为，价层电子对数为4，则中心原子S原子的杂化方式为sp3，分子构型为角形，正负电荷中心不重合，则H2S分子属于极性分子；与H2S分子的空间构型相同的有H2O、SO2，均为角形，CO2为直线形，CH4为正四面体型，故选AC；
(5)硫离子采取面心立方堆积，铅离子填在由硫离子形成的四面体空隙中，与周围最近的4个硫离子形成正四面体，与正四面体顶点的距离即为晶胞中硫离子与铅离子最近的距离，顶点与四面体中心的连线处于晶胞体对角线上，且二者距离为晶胞体对角线长度的，而晶胞体对角线长度等于晶胞棱长的，一个晶胞中有4个铅离子，个硫离子，则晶胞的总质量为，故晶胞的体积为，晶胞的边长为，则晶胞中硫离子与铅离子最近的距离为。
17． 原子光谱 1s22s22p63s23p63d74s2 3 Co原子半径比Ca小，价电子数比Ca多，金属Co中的金属键比Ca强 分子晶体 1：1 sp3、sp2 BD C＜N CO2或N2O (，1，)
【详解】(1)不同元素原子的吸收光谱或发射光谱不同，因此常利用原子光谱上的的特征谱线来鉴定元素；
(2)钴元素是27号元素，根据构造原理可知基态Co原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2；由于3d轨道有5个，一个轨道上最多可容纳2个自旋方向相反的电子，所以3d能级上的未成对的电子数为3个；
Co与Ca同周期且最外层电子数相同，但是单质钴的熔、沸点均比钙高，这是因为Co原子半径比Ca小，价电子数比Ca多，金属Co中的金属键比Ca强；
(3)①Ni(CO)4的熔点为-19.3℃，沸点为43℃，则其晶体类型是分子晶体；在Ni(CO)4分子中，中心Ni原子与4个配位体的CO中的C原子以配位键结合，配位键属于σ键；在配位体CO中C原子与O原子之间含有1个σ键和2个π键，所以Ni(CO)4分子中含有8个σ键和8个π键，故分子中σ键与π键数目之比为1：1；
②根据图示可知：该物质分子中含有饱和C原子和不饱和C原子，饱和C原子采用sp3杂化，不饱和C原子形成了双键，以sp2杂化成键，故分子中C原子杂化类型有sp3、sp2杂化
由图示可知：该配合物分子内含有共价键、配位键，不含有离子键和金属键，故合理选项是BD；
(4)同一周期元素，原子序数越大，元素的非金属性就越强；元素的非金属性越强，其电负性越大。由于元素的非金属性：C＜N，所以电负性：C＜N；等电子体是原子总数相等，价电子总数也相等的微粒，则与SCN-互为等电子体的分子为CO2或N2O；
(5)①根据图示可知d点在后面的面心上，则d点的坐标为(，1，)；
②根据图示可知：在一个晶胞中含有Ti原子个数为8×=1，含有Co原子数为1；含有O原子数为6×=3，所以晶胞密度ρ=，所以a=nm。
18． 3d74s2 离子 sp3 正四面体形 大于 6 22 NH3分子间可形成氢键，使得熔沸点升高 CO或NO+ 12
【详解】(1)Co是27号元素，核外电子排布式为[Ar]3d74s2，价电子排布式为3d74s2；
(2)无水CoCl2的熔点是735°C，沸点1049°C，熔沸点较高，属于离子晶体；砷酸(H3AsO4)分子中As的杂化方式与中As的杂化方式相同，As的价层电子对数为4+×(5+3-4×2)=4，故杂化方式为sp3杂化；根据As的价层电子对数为4可知，的空间构型为正四面体形；由于As是第VA族元素，价层电子排布式为4s24p3，p轨道半满，较稳定，不易失去电子，故第一电离能比Se大；
(3)由[Co(NH3)4(H2O)2]Cl3可知，每个Co3+有4个NH3和2个H2O配位，配位数为6；[Co(NH3)4(H2O)2]3+中，每个Co3+与NH3形成4条配位键，与H2O形成2条配位键，NH3中N与H形成3条共价键，4个NH3形成12条共价键，H2O中O与H形成2条共价键，2个H2O形成4条共价键，配位键属于共价键，所以共价键数目为4+2+12+4=22；由于N的电负性较强，可以吸引相邻NH3分子的H，故NH3分子间可形成氢键，使得熔沸点升高；
(4) CN-中含有2个原子，14个电子，等电子体有CO或NO+；
(5)由图可知Co为六方最密堆积，所以每个Co距离最近且相等的Co原子数目为12；根据均摊法，每个晶胞中Co原子数目为12×+2×+3×1=6，晶胞密度=。
19． 1s22s22p63s23p63d104s24p4或[Ar]3d104s24p4 2 平面三角形 sp3杂化 b b中含有π键，电子云重叠程度更大，使得键长缩短 分子 SeO2形成聚合分子，相对分子量远比SO2大，熔化时需要破坏分子间作用力更大 0.198 5.45
【详解】（1）Se与O元素同主族，位于第四周期，其元素序号为34，Se元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s4p4或[Ar]3d104s24p4；同一周期中，第一电离能从左至右有增大的趋势，但IIA族与IIIA族、VA族与VIA族反常，第四周期中第一电离能比Se元素大的有As、Br两种元素(氪除外)；
（2）SeO3分子中σ键电子对数为3，孤电子对数为，故分子构型为平面三角形；中σ键电子对数为4，孤电子对数为，价层电子对数为4，因此Se原子采取sp3杂化；
（3）①根据结构图示以及O原子成键特点可知，a为单键，b为双键，因此键长较短的是b；其原因是：b中含有π键，电子云重叠程度更大，使得键长缩短；
②固态SeO3的熔点不是特别高，由此可知，固态SeO3为分子晶体；由题可知，SeO2形成聚合分子，相对分子量远比SO2大，熔化时需要破坏分子间作用力更大，因此熔点较SO2高；
（4）Se2-采取面心立方最密堆积方式，设r(Se2-)=rnm，则，解得r≈0.198；一个晶胞中含有Se2-个数为，含有Zn2+个数为4，硒化锌晶体的密度。
【点睛】对于晶体的密度计算方法为：先计算一个晶胞的质量，然后根据晶胞参数计算晶胞的体积，然后利用密度公式计算晶胞密度，其主要易错点在于单位的换算以及晶胞内相关原子个数的计算。
20． 2s22p3 7 sp3 配位键 C6H6 1 ：2 三角锥形 H2O2分子之间形成氢键 正四面体 (0. 25，0. 25，0.75)
【详解】(1)①主族元素的价电子就是最外层电子，N最外层为第二层，排布5个电子，对应排布式为：2s22p3；N原子共有7个电子，每一个电子运动状态都是不同的（即使是同一轨道内自旋方向也是不同的），故核外电子运动状态有7种；
②B原子连了3个H原子和1个N原子，其中N→B为配位键，故B共有4对价层电子对，根据杂化理论知其为sp3杂化；B原子有3个价电子，按照价键理论只能形成3个共价键，故与N之间的共价键为配位键，N提供孤电子对，B提供空轨道；
③将分子中的B、N原子均换成C原子，可保证原子数和价电子数均不变，故其等电子体为苯，分子式为C6H6；
(2)等电子体具有相似的化学键结构，故SO2+中S与O之间为三键，1个为σ键，2个为π键，故此处填1：2；中心S原子的价层电子对=σ电子对+孤电子对=3+，根据价层电子对互斥理论知，空间构型为三角锥形；
(3)虽然Cl2O2相对分子质量比H2O2大，但H2O2分子间能形成氢键，故沸点比Cl2O2高；
(4)①该晶胞中含有N原子4个，Ga原子，故两者之比为1：1，两者配位数相同，由图示可知N原子配位数为4，故Ga配位数也为4，即1个Ga连接4个N，其空间构型类似CH4，为正四面体；
②将晶胞分割成8个小立方体，b点位于小立方体的体心，x、z轴等于边长的，y轴等于边长的，故b点坐标为(0. 25，0. 25，0.75)；
③由①问分析知，该晶胞中含4个GaN，故晶胞的质量=，设边长为a cm，则晶胞体积=a3 cm3，故晶胞密度=，解得a=，即 pm。
21． 3d104s1 3 N
(2)同周期元素电负性从左到右依次增大，F、O、N的电负性从小到大的顺序是N
(4)在HN3中，与氢相连的第一个N原子给出1个电子，第二个N原子给出两个电子，第三个N给出1个电子形成一个三中心四电子的大π键，故靠近H原子的第1个N是sp2杂化，第二个N原子是sp杂化，结构图为。
a．根据分析，HN3的各个原子不在同一条直线上，所以HN3分子不是直线形，a错误；
b．N的电负性强，对相邻分子的H有相互作用，分子间可以形成氢键，b正确；
c．根据分析，氮原子杂化方式有sp、sp2，c错误；
d．HN3与HOCN都是4原子，价电子总数均为16，是等电子体，d正确；
故选bd；
(5)单键均为σ键，双键中有一条σ键一条π键，苯环中每个C与C之间有一条σ键，每个C与H之间有一条σ键，中共有19条σ键；
(6) ①号Cu坐标为(0，0，0)，可认为是原点，②号Cu在前面的面心，坐标为(，0，)，故正方体的边长为1，所以③号溴原子的坐标为(，，)；根据均摊法，每个晶胞中Cu的个数为8×+6×=4，Br均在体内，个数为4，晶胞密度ρ===g/cm3；
【点睛】本题要注意第(5)题，五元环与苯环上有C-H键，是σ键，键线式没有画出，一定要注意。
22． 5s25p5 O O＞C＞H sp2、sp3杂化 NH3 H2O、H2O 三角锥形 16
【分析】(1)I元素处于第五周期第VIIA族；
(2)元素的非金属性越强，电负性越大；
(3)苯环及羰基中碳原子形成3个σ键，其它碳原子均形成4个σ键；
(4)①反应涉及的物质中，固态时属于分子晶体的是NH3 H2O、H2O；
②NH3中N原子有1对孤对电子，形成3个N-H键；
③[Zn(NH3)4]Cl2是离子化合物，含有离子键，阳离子中含有多种微粒，结合成键方式分析判断；
(5)①均摊法计算晶胞中Pd原子数目，设Pd原子半径为r，则晶胞边长为，空间利用率=×100%；
②结合晶胞中原子数目计算晶胞质量，晶体密度=晶胞质量÷晶胞体积。
【详解】(1)I元素处于第五周期第VIIA族，价电子排布式为5s25p5，其能量最高的能层是第五层，能层符号是O；
(2)元素的非金属性越强，电负性越大，非金属性：O＞C＞H，则电负性由大到小的顺序：O＞C＞H；
(3)中苯环及羰基中碳原子形成3个σ键，其它碳原子均形成4个σ键，分别采取sp2、sp3杂化；
(4)①反应涉及的物质中，固态时属于分子晶体的是NH3 H2O、H2O；
②NH3中N原子有1对孤对电子，形成3个N-H键，立体构型为三角锥形；
③[Zn(NH3)4]Cl2是离子化合物，阳离子 [Zn(NH3)4]2-中含有4个配位键、12个N-H，共含有16个σ键，故1 mol[Zn(NH3)4]Cl2中含有16 molσ键；
(5)①晶胞中Pd原子数目=8×+6×=4，设Pd原子半径为r，则晶胞边长为，晶胞中Pd原子总体积为4×，晶胞体积为()3，则原子的空间利用率；
②晶胞密度=(4×g)÷(658×10-10)3=。
23． 1s22s22p3 2 N2O(或CO2) 直线形 sp2 该BN晶体中层与层间之间的作用力是较弱的范德华力，故层与层之间相对易滑动 4 ×1010
【分析】(1)根据构造原理书写电子排布式，根据元素电负性变化规律分析判断；
(2)等电子体原子个数相同，原子核外电子数也相同；等电子体结构相似；
(3)根据B原子形成化学键情况分析判断；
(4)用均摊方法计算B原子的配位数；根据晶体密度计算公式计算晶胞参数。
【详解】(1)N是7号元素，根据构造原理可知N原子核外电子排布式是1s22s22p3；一般情况下，同一周期元素的电负性随原子序数的增大而增大，则与N同周期的主族元素中，电负性大于N的有O、F两种元素；
(2)与互为等电子体的分子可以是N2O、CO2；等电子体结构相似，CO2分子是直线形结构，可知的空间构型为直线形；
(3)根据晶体结构可知B原子形成3个共价键，N、B原子之间还形成了一个共价双键，故B原子杂化类型为sp2；该BN晶体中层与层间之间的作用力是较弱的范德华力，故层与层之间相对易滑动，因此具有良好的润滑性；
(4)根据示意图可知：在晶胞中B原子位于晶胞面上，通过该平面可形成2个晶胞，一个晶胞中与B原子连接的N原子有2个，则与B原子连接的N原子共有4个，因此B原子的配位数是4；
该晶胞中含有B原子数目为：8×+6×=4；含有的N原子数目为4，则该晶体的晶胞边长L=pm=pm。
【点睛】本题考查了物质结构。掌握物质结构理论及元素周期律是解答的关键。在计算微粒配位数及晶胞参数计算时，要采用均摊方法计算。
24． 3d54s1 Cr失去的是3d4上的一个电子，Mn失去的是半充满3d5上的一个电子 X射线衍射 3 2 4 CO2 +3 sp3 sp a
【分析】⑴基态Cr原子核外有24个电子，根据Cr2+和Mn2+的价电子分析。
⑵区别晶体、准晶体和非晶体最科学的方法。
⑶①按照价层电子对互斥理论分别计算中心原子价层电子对数目；
②与SCN-互为等电子体的分子中含有3个原子、16个价电子，据此规律写出等电子体分子；
③根据化合价代数和来分析，分别计算NH3、SCN－中心原子价层电子对数，再分析杂化类型。
⑷根据图中信息得到两个氧原子间的距离为晶胞参数的一半，Cr-O键的键长为体对角线的四分之一根据公式计算CrO2的密度。
【详解】⑴基态Cr原子核外有24个电子，其价电子排布式为3d54s1；第三电离能I3(Cr)=2987kJ·mol-1，I3(Mn)=3248kJ·mol-1，I3(Cr)＜I3(Mn)，其原因是Cr失去的是3d4上的一个电子，Mn失去的是半充满3d5上的一个电子，需要的能量高；故答案为：3d54s1；Cr失去的是3d4上的一个电子，Mn失去的是半充满3d5上的一个电子。
⑵区别晶体最科学的方法是通过X射线衍射法区分晶体、准晶体和非晶体；故答案为：X射线衍射。
⑶①根据价层电子对互斥理论，SO2、CO2、H2O的气态分子中，中心原子价层电子对数目依次为、、；故答案为：3；2；4。
②与SCN-互为等电子体的分子中含有3个原子、16个价电子，与该离子核外等电子体的分子为CO2（或CS2、N2O、BeCl2），故答案为：CO2（或CS2、N2O、BeCl2）；
③KSCN可制备配合物[Cr(NH3)6][Cr(SCN)6]，该配合物中铬元素的化合价为+3，配体NH3中心原子价层电子对数为，杂化类型为sp3，SCN－中心原子价层电子对数为，中心原子杂化类型依次为sp；故答案为：sp3，sp。
⑷顶点和面心为Cr，共，氧原子在体内，共8个，根据图中信息得到两个氧原子间的距离为晶胞参数的一半即pm，Cr-O键的键长为体对角线的四分之一即a pm；设NA为阿伏伽德罗常数的值，则CrO2的密度为；故答案为：。
【点睛】物质结构是常考题型，主要考查核外电子排布式、电离能、电负性、杂化类型、空间构型及晶胞计算。
25． 2p O>N>C>H sp3 O有两对孤电子对，而N只有一对孤电子对，O的孤电子对对成键电子对斥力更大所致 d N和O 正四面体空隙
【详解】
（1）氮是7号元素，价电子是5，电子排布图为，电子的能级有1s、2s、2p，能量由低到高为1s<2s<2p，电子能量最高的能级是2p。
（2）HOCH2CH2NH2所含非金属元素有H、O、C、N，同周期从左到右，电负性逐渐增大，有O>N>C，同主族从上到下，电负性逐渐减小，H的电负性最小，所以由大到小顺序为O>N>C>H；其中C形成4条σ键，无孤电子对，采取sp3杂化类型；N形成3条σ键，有一对孤电子对，采取sp3杂化类型，所以C和N的杂化方式均为sp3；HOCH2CH2NH2中O有两对孤电子对，而N只有一对孤电子对，O的孤电子对对成键电子对斥力更大导致∠HOC小于∠HNC。
（3）Co在元素周期表中第四周期，第Ⅷ族，所以在周期表d区；HOCH2CH2NH2是中只有N和O存在孤电子对，能提供电子对给Co2+，形成配位键，所以配位原子为N和O。
（4）氮化镓为六方晶胞，根据图可知，Ga周围有四个原子，所以围成的是正四面体空隙；根据均摊法可知，该晶胞中含有Ga：，含有N：，由于为六方晶胞，所以底面边长为a，其中一个角为60°的菱形，可得其高为apm ，底面面积为a2pm2，晶胞体积为a2c pm3=a2c×10-30cm3，则密度为 g cm-3。
26． O O 3 正四面体 sp3 随着n值的增大，聚乙二醇极性越来越弱，水溶性降低 6 0.414
【详解】(1)O元素为8号元素，基态O原子的价电子排布为2s22p4，所以价电子排布图为；
(2)非金属性越强电负性越大，C、H、O三种元素中O元素的非金属性最强，所以电负性最大；H原子最外层只有一个电子，容易失去形成阳离子，第一电离能较小，同周期主族元素自左至右第一电离能呈增大趋势，所以第一电离能O>C>H，即O元素的第一电离能最大；
(3)N元素为7号元素，基态电子排布为1s22s22p3，2p能级有3个未成对电子；
(4)BH4-的中心原子价层电子对数为=4，不含孤电子对，所以空间构型为正四面体形；根据B2H6分子的结构可知每个B原子价层电子对数为4，所以为sp3杂化；随着n值的增大，聚乙二醇极性越来越弱，水溶性降低；
(5)NaH的晶胞与NaCl相同，以体心钠离子为研究对象，与其距离最近的H-位于6个面的面心，所以NaH晶体中阳离子的配位数是6；以晶胞的一个面为例，可以得到如图所示截图，则NaH晶体中阴阳离子的最短距离为a的一半即，阳离子半径为对角线的，即为a，所以阴离子半径为-a，则阴、阳离子半径之比为=0.414。
27． 2 sp2 7:1 CS2、SCN-等 分子 1s22s22p63s23p63d5 Ca2+的半径小于Ba2+，更容易结合CO32-中O2-，因此CaCO3更容易分解 2 12 4
【详解】(1)C原子的核外有6个电子，电子排布式为1s22s2p2，其中1s、2s上的2对电子的自旋方向相反，而2p轨道上的电子自旋方向相同，所以核外存在2对自旋方向相反的电子；
(2)丙酮分子中中间碳原子形成碳氧双键，为sp2杂化； 分子中每个碳氧双键中各有一个π键，其他化学键均为键，共14个，所以键和π键的数目之比为7:1；
(3)O与S同主族，所以与CO2具有相同空间结构的分子为CS2；等电子体具有相同的空间结构，与CO2互为等电子的离子有SCN-；
(4)Fe(CO)5的熔点为253K，沸点为376K，熔沸点较低，所以为分子晶体；Fe为26号元素，根据电子排布规律可知基态Fe原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，失去外层3个电子后形成Fe3+，所以其核外电子排布为1s22s22p63s23p63d5；
(5)Ca2+的半径小于Ba2+，更容易结合CO32-中O2-，因此CaCO3更容易分解；CO32-中心原子价层电子对数为，因此CO32-的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，每个O原子有2对孤电子对未参与成键，所以单电子数=24-2×3-4×3=6，所以CO32-为4原子、6电子形成的大π键，表示为；
(6)①根据均摊法，石墨烯中每个C原子被3个六元环共有，则每个六元环占有的C原子数为=2；
②每个C原子周围形成4个共价键，可以组合6个角，每个角延伸为两个六元环，因此每个C原子连接有2×6= 12个六元环；根据几何知识，六元环中最多有4个C原子共面，如图所示 。
【点睛】大π键中成键电子数=价电子总数-键数×2-未参与的孤对电子个数；具有相同价电子数和相同原子数的分子或离子具有相同的结构特征，这一原理称为等电子原理，满足等电子原理的分子、离子或原子团称为等电子体。
28． F＞O＞B 1s22s22p63s23p6或[Ar] 正四面体 sp3 ac 3 前三种为离子晶体，晶格能依次增大，后三种为分子晶体，分子间力依次增大
【分析】(1)氟代硼酸钾中非金属元素有F、O、B，元素的非金属性越强，电负性越大；基态K+核外电子总数为18；
(2)BH4-的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=0+4=0，微粒空间构型与VSEPR模型相同；Na+与BH4-之间形成离子键，B原子有3个价电子，H有空轨道，而BH4-中形成4个B-H键，故BH4-中含有1个配位键、3个σ键；
(3)双聚分子为Be2Cl4，Be原子价电子数为2，形成2个Be-Cl键，Be原子有空轨道、Cl原子有孤电子对，每个BeCl2分子中的1个Cl原子另外分子中Be原子之间形成1个配位键；
(4)氟化物的熔点与晶体类型，离子晶体的熔点较高，分子晶体的熔点较低；离子半径越小、电荷越大，晶格能越大，离子晶体的熔沸点越高。而相对分子质量越大，分子间作用力越强，分子晶体的熔沸点越高；
(5)晶胞中白色球数目为4、黑色球数目为1+8×+6×+12×=8，结合化学式可知，白色球代表Ca2+、黑色球代表F-，Ca2+占据F-形成的立方体的体心，晶胞中F-形成8个小立方体，只有4个Ca2+占据；处于晶胞中F-形成的小立方体体心的Ca2+与小立方体顶点F-紧密相邻，若r(F-)=xpm，r(Ca2+)=ypm，则小立方体棱长=pm，故晶胞棱长=pm，计算晶胞中微粒总质量，即为晶胞质量，晶体密度=晶胞质量÷晶胞体积。
【详解】(1)氟代硼酸钾中非金属元素有F、O、B，非金属性强弱顺序为F＞O＞B，电负性大小顺序为F＞O＞B；基态K+核外电子总数为18，则电子排布式为1s22s22p63s23p6或[Ar]；
(2)BH4-的中心原子B原子孤电子对数==0，价层电子对数=0+4=0，微粒空间构型与VSEPR模型相同为正四面体形，B原子采取sp3杂化；Na+与BH4-之间形成离子键，B原子有3个价电子，H有空轨道，而BH4-中形成4个B-H键，故BH4-中含有1个配位键、3个σ键，没有氢键与π键，故答案为ac；
(3)双聚分子为Be2Cl4，Be原子价电子数为2，形成2个Be-Cl键，Be原子有空轨道、Cl原子有孤电子对，每个BeCl2分子中的1个Cl原子另外分子中Be原子之间形成1个配位键，BeCl2的结构式为，其中Be的配位数为3；
(4)NaF、MgF2和AlF3为离子晶体，晶格能依次增大，熔点依次升高，而SiF4、PF5和SF6为分子晶体，分子间力依次增大，熔点依次增大；
(5)晶胞中白色球数目为4、黑色球数目为1+8×+6×+12×=8，结合化学式可知，白色球代表Ca2+、黑色球代表F-，Ca2+占据F-形成的立方体的体心，晶胞中F-形成8个小立方体，只有4个Ca2+占据，可知Ca2+占据F-形成的空隙占有率为50%；处于晶胞中F-形成的小立方体体心的Ca2+与小立方体顶点F-紧密相邻，若r(F-)=xpm，r(Ca2+)=ypm，则小立方体棱长=pm，故晶胞棱长=pm，晶胞相当于含有4个“CaF2”，晶胞质量=4×g，晶体密度g cm-3。
【点睛】价层电子对互斥模型(简称VSEPR模型)，根据价电子对互斥理论，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；分子的立体构型是指分子中的原子在空间的排布，不包括中心原子未成键的孤对电子；实际空间构型要去掉孤电子对，略去孤电子对就是该分子的空间构型。
29． 1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1 Be＞B＞Li 正四面体 sp2、sp3 20NA 甲苯分子极性小，难溶于极性溶剂 12 ××1010
【详解】(1)Cr为24号元素，核外有24个电子，且3d轨道半充满，其基态核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1，故答案为：1s22s22p63s23p63d54s1或者[Ar]3d54s1；
(2)同周期元素，从左往右，第一电离能增大，Li的第一电离能最小，但Be的价层电子充满2s轨道，比相邻的B难失去电子，所以Be的第一电离能大于B，综上所述，第一电离能由大到小的顺序为：Be＞B＞Li，故答案为：Be＞B＞Li；
(3)AlH4-的成键电子对数==4，孤电子对数==O，故AlH4-中Al原子为sp3杂化且没有孤对电子，则AlH4-为正四面体构型，故答案为：正四面体；
(4)①甲基的C为sp3杂化，羰基的C为sp2杂化，故答案为：sp2、sp3；
②C-C键、C-H键全是σ键，碳氧双键含一个σ键，一个π键，苯环中含C和C之间含6个σ键和一个大π键，所以，l mol对甲基苯乙酮分子中含20molσ键，即数目为：20NA，故答案为：20NA；
③甲苯分子极性小，难溶于极性溶剂，所以，甲苯分子难溶于水，故答案为：甲苯分子极性小，难溶于极性溶剂；
(5)从晶胞结构上看，与Ca离子周围距离最近且相等的O为与Ca离子相交的三个面面心的O，共3个，根据均摊法，实际个数=3×=1.5，那么与Ca离子周围距离最近且相等的O的个数=1.5×8=12。由均摊法可知，1个晶胞中，Ca个数=8×=1，O个数=6×=3，Cr个数=1，所以1个晶胞的质量=g，又因为密度为ρg·cm-1，则1个晶胞的体积V=a3=，a=cm，如图所示：，相邻两个面心氧离子最短核间距为面对角线的一半，设晶胞参数为a，则d=a=×cm=××1010pm，故答案为：12；××1010。
【点睛】(5)由晶胞结构计算与Ca原子相近的O原子个数，用均摊法计算。
30． 4 Mn的第三电离能失去的是半充满的3d5电子，而铁的第三电离能失去的是3d6电子 三角锥 sp3 乙烷 ZnTe (，，)
【分析】(l)铜是29号元素，基态Cu2+的外围电子排布式为3d9；铁为26号元素，Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，据此分析解答；
(2)Mn2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d5，Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，据此分析解答；
(3)氨气分子中的N原子有3个σ键和1个孤电子对；甲苯分子上甲基的碳原子形成4个σ键，没有孤电子对；氨硼烷中N原子提供孤电子对与B形成氢键，等电子体具有相同的原子数和价电子数，据此分析解答；
(4)①根据均摊法计算解答；②如图坐标中，过前、后、左、右四个面心Te的平面将晶胞上下2等分，该平面平行坐标系中面xOy，过体内Zn原子且平行坐标系中面xOy的平面又将上半部、下半部再次平分，据此分析解答；③顶点与面心的Te原子之间距离最短，该距离等于晶胞棱长的倍，则晶胞棱长=a结合晶胞质量计算晶体密度。
【详解】(l)铜是29号元素，基态Cu2+的外围电子排布式为3d9，外围电子排布图为 ；铁为26号元素，Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，含有4个未成对电子，故答案为： ；4；
(2)Mn的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s2，失去2个电子后达到3d5稳定结构，再失去1个电子较难，而Fe2+的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6，失去一个电子后3d变成半充满的稳定状态，所以Mn的第三电离能大于Fe的第三电离能，故答案为：Mn的第三电离能失去的是半充满的3d5电子，而铁的第三电离能失去的是3d6电子；
(3)氨气分子中的N原子有3个σ键和1个孤电子对，空间构型为三角锥形；甲苯分子上甲基的碳原子形成4个σ键，杂化方式为sp3；氨硼烷化合物(NH3 BH3)是一种新型化学氢化物储氢材料，氨硼烷中N原子提供孤电子对与B形成氢键，结构式为 ；等电子体具有相同的原子数和价电子数，与氨硼烷互为CH3CH3，名称为乙烷，故答案为：三角锥；sp3； ；乙烷；
(4)①顶点与面心的Te原子之间距离最短，该距离等于晶胞棱长的倍，则晶胞棱长=a pm=a×10-10 cm，Te处于晶胞顶点与面心，晶胞中Te原子数目=8×+6×=4，Zn原子处于晶胞内部，Zn原子数目=4，化学式为ZnTe，故答案为：ZnTe；
②如图坐标中，已知a、b、c的原子坐标参数分别为(0，0，0)、(，0，)、(，，)，过前、后、左、右四个面心Te的平面将晶胞上下2等分，该平面平行坐标系中面xOy，过体内Zn原子且平行坐标系中面xOy的平面又将上半部、下半部再次平分，针对坐标系的其它面也相同。c、d到xOy面的距离相等，即参数z关系，d到yOz面的距离是c的3倍，即参数x关系，b的参数y=0，c的参数y=，则d到xOz面距离是c的3倍，即y参数关系，故d的参数：x=，y=，z=，即参数坐标为(，，)，故答案为：(，，)；
③顶点与面心的Te原子之间距离最短，该距离等于晶胞棱长的倍，则晶胞棱长=a pm=a×10-10 cm，晶胞质量=4×g=g，晶体密度==g/cm3，故答案为：。
【点睛】本题的难点为(4)③，要注意晶胞棱长的计算，同时注意单位的换算。
31． sp3 正四面体形 109°28′ 5:1 > Ca的原子半径较大，且价电子较少，金属键较弱 12
【详解】(1)Fe为26号元素，失去最外层3个电子形成Fe3+，所以Fe3+价层电子的轨道表达式(电子排布图)为；
(2)SiH4分子中心Si原子的价层电子对数为，孤电子对数为0，为sp3杂化，空间构型为正四面体，键角为109°28′；Si2H4分子结构与C2H4，有一个Si=Si双键，四个Si-H单键，所以σ键和π键的数
