专题五 选修内容 第15讲 物质结构与性质
1．(2016·全国Ⅱ卷)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。
①Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是__________________。
②在Ni(NH3)6]中Ni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”)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、INi＝1 753 kJ/mol，ICu＞INi的原因是___________________________________________________
______________________________________________________。 (4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。
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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，晶胞参数a＝________nm。
解析：(1)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1s2s2p3s3p3d4s。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。
6＋22－2－
(2)①SO4中，S原子的价层电子对数为＝4，成键电子对数为4，故SO4的立体构型为
2正四面体。
②Ni(NH3)6]中，由于Ni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。
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③由于 NH3分子间可形成氢键，故NH3的沸点高于PH3。NH3分子中，N原子形成3个σ键，且有1个孤电子对，N原子的轨道杂化类型为sp，立体构型为三角锥形。由于空间结构不对称，NH3属于极性分子。
(3)Cu、Ni均属于金属晶体，它们均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3d4s，3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子较难，因此ICu＞INi。
(4)①由晶胞结构图可知，Ni原子处于立方晶胞的顶点，Cu原子处于立方晶胞的面心，根11
据均摊法，每个晶胞中含有Cu原子的个数为6×＝3，含有Ni原子的个数为8×＝1，故晶胞
28中Cu原子与Ni原子的数量比为3∶1。
②根据m＝ρV可得， 1 mol晶胞的质量为(64×3＋59)g＝a×d g·cm×NA，则a＝251251????7
?6.02×1023×d?3 cm＝?6.02×1023×d?3×10 nm。 ????
答案：(1)1s2s2p3s3p3d4s或Ar]3d4s 2 (2)①正四面体 ②配位键 N
③高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp
(3)金属 铜失去的是全充满的3d电子，镍失去的是4s电子 251??3×107
(4)①3∶1 ②?23??6.02×10×d?
2．(2015·山东卷)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．Ca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Al的溶液中，原因是
____________________________________(用离子方程式表示)。 已知AlF6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，F－F键的键能为159 kJ/mol，Cl—Cl键的键能为242 kJ/mol，则ClF3中Cl—F键的平均键能为________kJ/mol。ClF3的熔、沸点比BrF3的________(填“高”或“低”)。
解析：(1) a, Ca与F既有静电引力作用，也有静电排斥作用，错误；b，离子所带电荷相同，F的离子半径小于Cl，所以CaF2晶体的晶格能大，则CaF2的熔点高于CaCl2，正确；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，
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错误；d，CaF2中的化学键为离子键，CaF2在熔融状态下发生电离，因此CaF2在熔融状态下能导电，正确。
(2)CaF2难溶于水，但可溶于含Al的溶液中，生成了AlF6，所以离子方程式为：Al＋3CaF2===3Ca＋AlF6
(3) OF2分子中O与2个F原子形成2个键，O原子还有2对孤对电子，所以原子的杂化方式为sp，空间构型为角形或V形。
(4)根据焓变的含义可得：242 kJ·mol＋3×159 kJ·mol－6×ECl－F＝－313 kJ·mol，解得Cl—F键的平均键能ECl－F＝172 kJ·mol；组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，范德华力越大，所以ClF2的熔、沸点比BrF2的低。
答案：(1)bd (2)Al＋3CaF2===3Ca＋AlF6 (3)角形或V形 sp (4)172 低 3．(2016·全国Ⅲ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：
(导学号 58870077)
(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，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和MAs g/mol，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________。
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解析：(1)As元素在周期表中处于第ⅤA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：1s2s2p3s3p3d4s4p或Ar]3d4s4p。(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ⅢA族，则原子半径：Ga＞As。Ga、As原子的价电子排布式分别为4s4p、4s4p，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：Ga＜As。(3)As原子的价电子排布式为4s4p，最外层有5个电子，则AsCl3分子中As原子形成3个As—Cl键，且含有1对未成键的孤对电子，则As的杂化轨道类型为sp杂化，AsCl3分子的立体构型为三角锥形。(4)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其
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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个Ga原子，含有As原子个数为8×1/8＋6×1/2＝4(个)，Ga和As的原子半径分别为rGa pm＝rGa×10
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cm，rAs pm＝rAs×10
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cm，
416π－103－103－3033则原子的总体积为V原子＝4×π×(rGa×10cm)＋(rAs×10cm)]＝×10(rGa＋rAs)
33cm。又知Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol和MAs g·mol，晶胞的密度为ρ g·cm，则晶胞的体积为V晶胞＝4(MGa＋MAs)/ρNA cm，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为16π－30333
×10（rGa＋rAs）cm－30333V原子4π×10×NAρ（rGa＋rAs）
×100%＝×100%＝×100%。 V晶胞4（MGa＋MAs）33（MGa＋MAs）
cm
ρ NA
答案：(1)1s2s2p3s3p3d4s4p或Ar]3d4s4p
(2)大于 小于 (3)三角锥形 sp (4)GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 4π×10×NAρ（rGa＋rAs）
(5)原子晶体 共价 ×100%
3（MGa＋MAs）
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【考纲再现】 一、原子结构与元素的性质。 1．了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2．了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 3．了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4．了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 二、化学键与物质的性质。. 1．理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质。 2．了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 3．了解简单配合物的成键情况。 4．了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系。 5．理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质。 6．了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型(sp，sp，sp)，能用23【错题记录】 4
价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。 三、分子间作用力与物质的性质。 1．了解化学键和分子间作用力的区别。 2．了解氢键的存在对物质性质的影响，能列举含有氢键的物质。 3．了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别。
1．(2015·课标全国Ⅱ卷)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A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)________。
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解析：A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A和B具有相同的电子构型，则A是O，B是Na；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，则C是P；D元素最外层有一个未成对电子，所以D是氯元素。
(1)非金属性越强，电负性越大，则四种元素中电负性最大的是O；P的原子序数是15，则根据核外电子排布可知P原子的核外电子排布式为1s2s2p3s3p(或Ne]3s3p)。
(2)氧元素有氧气和臭氧两种单质，由于O3相对分子质量较大，范德华力大，所以沸点高的是O3；A和B的氢化物分别是水和NaH，所属的晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。
(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，即E是PCl3，其中P含有一对弧对电子，其价层电子对数是4，所以E的立体构型为三角锥形，中心原子的杂化轨道类型为sp。
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(新课标)2017高考化学二轮复习第一部分专题五选修内容第15讲物质结构与性质(含解析)
