高考化学二轮复习讲义物质结构与性质综合

（4）物质结构与性质综合—2024届高考化学二轮复习攻克典型题型之综合题一、电子排布式、电离能和电负性1.基态原子的核外电子排布(1)原子核外电子能级顺序(2)核外电子排布规律能量最低原理原子核外电子总是优先占有能量最低的原子轨道泡利原理每个原子轨道上最多容纳2个自旋方向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(3)核外电子排布的四种表示方法表示方法举例电子排布式Fe：1s22s22p63s23p63d64s2简化表示式Fe：[Ar]3d64s2价电子排布式Fe：3d64s2电子排布图(或轨道表示式)注意：①3d能级的半满、全满更稳定。Cr、Cu的电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d54s1、1s22s22p63s23p63d104s1，而非1s22s22p63s23p63d44s2、1s22s22p63s23p63d94s2。②虽然电子填充是按照4s、3d的顺序，但书写电子排布式时仍按照3d、4s的顺序书写。2.两种原子轨道空间形状原子轨道轨道形状轨道个数s球形1p哑铃形3(px，py，pz)3.电离能、电负性(1)元素第一电离能与电负性的周期性变化元素的第一电离能电负性同周期(从左到右)同主族(自上而下)同周期(从左到右)同主族(自上而下)元素的第一电离能总体上呈增大的趋势元素的第一电离能逐渐减小主族元素的电负性逐渐增大主族元素的电负性逐渐减小(2)特殊情况同能级的轨道为全满、半满、全空时，第一电离能较相邻元素要大，即ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。4.电离能、电负性的应用(1)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In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为+1(2)电负性的应用二、共价键类型、杂化轨道类型和空间结构1.共价键(1)共价键共价键(2)σ键和π键判定①从共价键数目判定共价单键②从成键轨道种类判断：s轨道、杂化轨道参与形成的共价键全部为σ键；pp轨道可以形成σ键，也可以形成π键(优先形成σ键，从第二个共价键开始只能形成π键)。(3)配位键①配位键是一种特殊的共价键(一方提供空轨道，另一方提供孤电子对)。②配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH4+可表示为注意：NH4+中，虽然有一个氮氢键的形成过程与其他3个氮氢键的形成过程不同，但是一旦形成之后，(4)配合物①配合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)：②中心原子：提供空轨道，多为过渡元素的离子，如Fe3+、Cu2+、Zn2+、Ag+等。③配位体：提供孤电子对，多为有孤电子对的分子或离子，如H2O、NH3、CO、F、Cl、CN等。④配位数：与中心原子形成配位键的原子或离子数，通常为偶数，如2、4、6等。2.确定分子立体构型的三种方法(1)杂化轨道理论①基本观点：杂化轨道成键满足原子轨道最大重叠要求，杂化轨道形成的共价键更加牢固。②杂化轨道类型与分子构型的关系。杂化轨道类型杂化轨道数目分子构型实例sp2直线形CO2、BeCl2、HgCl2sp23平面三角形BF3、BCl3、CH2Osp34等性杂化：正四面体CH4、CCl4、NH不等性杂化：具体情况不同(存在孤电子对)NH3(三角锥形)，H2S、H2O(V形)(2)价层电子对互斥理论①基本观点：分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥作用，尽可能在空间上彼此远离。②价电子对数的计算价电子对数=成键电子对+中心原子的孤电子对数=中心原子的价电子数+说明：a.m为与中心原子成键的配位原子个数。b.阳离子要减去电荷数，阴离子要加上电荷数。c.氧原子作配位原子时，不提供电子。③价层电子对空间构型与分子的立体构型价层电子对空间构型是价层电子对(包括成键电子对、孤电子对)的立体构型，分子的立体构型指的是成键电子对空间构型。中心原子无孤电子对，两者构型一致；中心原子有孤电子对，两者构型不同。④价层电子对互斥理论在判断分子构型中的应用。价层电子对数目电子对的空间构型成键电子对数孤电子对数分子的立体构型实例2直线形20直线形CO2、C2H23三角形30三角形BF3、SO321V形SnCl2、PbCl24空间四面体40正四面体CH4、SO4CCl4、NH31三角锥形NH3、PH322V形H2O、H2S(3)等电子体及应用①概念：原子总数相同、价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征、空间构型。②确定等电子体的思路：价电子数相同的元素代换(CO2、CS2；SO2、O3)；价电子数相近元素组成分子与离子(CO32-、NO3-、SO3；CO、③常见的等电子体通式价电子总数微粒立体构型AX216eCO2、SCN、NO2+直线形AX324eCO32-、NO3平面三角形AX218eSO2、O3、NOV形AX432eSO42-、正四面体形AX326ePO33-、SO3三角锥形AX10eCO、N2直线形AX48eCH4、NH正四面体形3.化学键的极性与分子极性的关系(1)化学键极性取决于成键原子是否相同(同种原子是非极性键，不同种原子是极性键)。(2)分子的极性取决于共价键的极性和分子的立体构型。类型实例键的极性立体构型分子极性X2H2、N2非极性键直线形非极性分子XYHCl、NO极性键直线形极性分子XY2(X2Y)CO2、CS2极性键直线形非极性分子SO2极性键V形极性分子H2O、H2S极性键V形极性分子XY3BF3极性键平面三角形非极性分子NH3极性键三角锥形极性分子XY4CH4、CCl4极性键正四面体形非极性分子4.共价键、氢键、范德华力对物质性质的影响范德华力氢键共价键作用微粒分子与N、O、F成键的H与N、O、F原子强度比较共价键>氢键>范德华力影响因素组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大形成氢键元素的电负性原子半径对性质的影响影响物质的熔点、沸点、溶解度等物理性质分子间氢键使物质的熔点、沸点升高，溶解度增大键能越大，稳定性越强三、结构决定性质——原因解释类简答题1.价层电子对互斥对分子键角的影响(1)价层电子对(成键电子对、孤电子对)之间相互排斥，尽可能地在空间远离。(2)价层电子对之间斥力大小顺序：孤电子对—孤电子对≫孤电子对—成键电子对>成键电子对—成键电子对。(3)排斥力大小对键角的影响分子杂化轨道角度孤电子对数实际键角H2O109°28′2105°NH3109°28′1107°COCl2120°CO对C—Cl的排斥力大于C—Cl对C—Cl的排斥力形成两种键角，分别为124°18′、111°24′2.分子结构对物质性质的影响(1)对溶解度的影响“相似相溶”规律：非极性分子组成的溶质一般能溶于非极性分子组成的溶剂，极性分子组成的溶质一般能溶于极性分子组成的溶剂。如果溶质分子与溶剂分子间能形成氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用力越大，溶解性越好。(2)对无机含氧酸分子酸性的影响①无机含氧酸可写成(HO)mROn。②如果成酸元素R相同，则n值越大(非羟基氧原子越多)，酸性越强，如：HClO<HClO2<HClO3<HClO4。3.范德华力、氢键对物质性质的影响(1)范德华力存在于分子晶体中，对物质的熔点、沸点、溶解度都有影响。①范德华力越大，分子晶体熔点、沸点越高；溶质分子与溶剂分子间的范德华力越大，则溶质分子的溶解度越大。②对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大。(2)氢键分为分子内氢键和分子间氢键，影响物质性质的主要是分子间氢键。①氢键具有方向性和饱和性，形成分子内氢键后，就减少了分子间氢键的形成。②分子间氢键使物质熔、沸点升高，溶解度增大。4.晶体熔、沸点高低的比较(1)不同类型晶体的熔、沸点比较原子晶体>离子晶体>分子晶体。(2)同类型晶体的熔、沸点比较①原子晶体元素非金属性越强，形成共价键越短，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。②离子晶体阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间离子键越强，其晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。③分子晶体a.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。如熔点：SnH4>GeH4>SiH4>CH4。b.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、沸点反常地高。如熔点：H2O>H2Te>H2Se>H2S；易形成分子间氢键的物质熔、沸点高于形成分子内氢键的。如沸点：对羟基苯甲醛>邻羟基苯甲醛。c.组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如熔点：CO>N2，CH3OH>CH3CH3。④金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点：Al>Mg>Na。四、晶体结构分析及简单计算1.几种常见的晶胞结构晶胞结构所含微粒数配位数面心立方(含4个原子)12体心立方(含2个原子)8NaCl(含4个Na+，4个Cl)6干冰(含4个CO2)12CaF2(含4个Ca2+，8个F)Ca2+：8，F：4金刚石(含8个C)122.晶胞的表示(1)晶胞参数晶胞的形状和大小可以用6个参数来表示，包括晶胞的3组棱长a、b、c和3组棱相互间的夹角α、β、γ。如立方晶胞中，晶胞参数a=b=c，α=β=γ=90°。(2)原子坐标参数，表示晶胞内部各原子的相对位置。当确定A为(0，0，0)，则B(前面的面心)为(12，0，12)、C为(1，0，0)、D为(14，143.晶胞的计算(1)①“均摊法”原理②非长方体(非正方体)晶胞中粒子对晶胞的贡献视具体情况而定。如石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为13。在如图所示的正三棱柱形晶胞(注：6个正三棱柱拼合成六棱柱)中(2)立方体晶胞中微粒间的距离关系(3)晶胞中M、ρ之间的关系ρ=M·nV·NA(其中M是物质的摩尔质量；(4)晶胞中原子空间利用率=晶胞中含有粒子的体积晶胞体积×100%【针对训练】1.铜是人类最早发现的金属之一，也是人类最早开始使用的金属，铜及其合金用途广泛。回答下列问题：（1）基态Cu的核外电子运动状态有_______种，溶液中稳定的Cu的离子的核外电子占据最高能级的电子云有______个不同的伸展方向。（2）铜的焰色试验颜色为绿色，下列有关原理分析的叙述正确的是______。A.焰色试验的光谱属于吸收光谱B.焰色试验的光谱属于发射光谱C.发光时电子从低能级跃迁到较高的能级D.发光时电子从较高的能级跃迁到基态（3）当黄铜受到氨腐蚀时，会产生，出现“龟裂”现象。中含有的σ键数目为______（已知为阿伏加德罗常数的值），中的键角比独立存在的分子结构中的键角大的原因是______。（4）图1是的拉维斯结构，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2是沿立方格子对角面取得的截图。Cu原子和Mg原子之间的最短核间距为________pm。该晶胞的空间利用率为________（已知：晶胞空间利用率）。2.新能源对于缓解全球能源紧张和实现碳达峰有着重要意义，科技工作者一直在不断地研究开发不同形式的新能源。请回答：（1）①磷酸铁锂（）电池安全、充电快、使用寿命长，是新能源电动汽车的常用电池之一。基态Fe原子价层电子有_____种运动状态。中阴离子的空间结构为____________________。②从结构角度分析比稳定的原因是________。（2）氢能已经成为新能源中必不可少的一种能源，无机苯是制取储氢材料氨硼烷的重要原料，结构如图所示。无机苯中N、B的杂化方式分别为______、______，分子中的大π键可表示为______（分子中的大π键可用符号表示，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）。（3）锂离子电池近年来在新能源汽车上得到大规模使用。铋化锂被认为是很有潜力的锂离子电池的正极材料，晶胞结构如图所示。①晶胞可以看成是由秘原子构成的面心立方晶格，锂原子填充在其中的四面体和八面体空隙处，则Li（1）位于______（填“四”或“八”）面体空隙处，图中铋原子坐标参数：A为（0，0，0），B为（0，1，1），C为______。②若铋原子的半径为表示阿伏加德罗常数的值，则铋化锂晶体的密度是______3（用含有r的代数式表示）。3.F是一种活泼的非金属元素，含氟化合物在生产、生活和科研中应用广泛。请回答：（1）基态氟原子的价层电子排布式为__________。（2）是微电子工业中一种优良的等离子蚀刻气体，的VSEPR模型为_________；的键角_________（填“>”“<”或“=”）的键角。（3）X射线衍射测定等发现，中存在离子，则中存在__________（填“编号”）。A.离子键 B.极性共价键 C.非极性共价键 D.配位键（4）的晶胞结构如图所示，若该立方晶胞参数为，设为阿伏加德罗常数的值，以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称为原子的分数坐标，如A点的原子分数坐标为（0，0，0），则B点的原子分数坐标为_________；该晶体的密度为_________。4.金属镍及其化合物在合成材料以及催化剂等方面应用广泛。请回答：（1）基态镍原子的原子结构示意图为_________，位于元素周期表_______区。（2）丁二酮肟常用于检验，反应时生成双齿配合物，其结构如图1所示，则配合物中心离子的配位体数目和配位数分别为_______、_______；形成上述配合物的元素的电负性由大到小的顺序为_______。（3）图2是一种镍基合金储氢后的晶胞结构示意图。该合金储氢后，含1molLa的合金中含有Ni的数目为__________（设为阿伏加德罗常数的值）。（4）NiO的晶胞结构如图3所示，其中原子坐标参数A为（0，0，0），B为（1，1，0），则D的原子坐标参数为_________。5.金属钛（Ti）及其化合物在化工、医药、材料等领域具有广泛应用。请回答：（1）基态钛原子中电子占据最高能级的符号为_________。（2）钛与卤素形成的化合物熔点如下表：熔点/℃3772438.3153它们熔点差异的原因为__________。（3）硫酸氧钛晶体中阳离子为链状聚合形式的离子，部分结构如图所示。该阳离子中Ti与O的原子个数之比为________；二氧化钛是常用的具有较高催化活性和稳定性的光催化剂。可将氧化成，与互为等电子体的分子为_________（写出一种即可）。（4）的结构如图所示：①Ti（IV）的配位数为_________；N原子的杂化方式为_________。②分子或离子中的大π键可用符号表示，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），则配体中含有的大π键应表示为_________。6.硅、锗（Ge）、镓及其化合物广泛应用于光电材料领域。请回答：（1）比较硅与锗的第一电离能大小：Si_______（填“>”或“<”）Ge。（2）分子是_________（填“极性”或“非极性”）分子。（3）氮化硅（）是一种耐磨损、耐高温的结构陶瓷材料，其部分空间结构如图1所示，其结构中每个原子杂化类型相同且最外层均达到8电子稳定结构，比较晶体结构中键角大小：__________（填“>”“<”“=”）。（4）GaAs的熔点为1238℃，其晶胞结构如图2所示，该晶体中Ga和As以_________键结合，Ga的配位数为________。若GaAs晶胞边长为，则Ga与最近As的核间距为_________pm。7.我国将镓列为战略储备金属，我国的镓储量占世界储量的80%以上。请回答：（1）基态镓原子最外层的电子排布图为_______，最高能级的电子云形状为_______。（2）镓可与（甲基麦芽酚）形成配合物Ga（）3。该配合物中与Ga（Ⅲ）形成配位键的原子是_______（填名称）；每个甲基麦芽酚分子中含有__________个σ键。（3）镓的卤化物熔点如表所示：物质熔点/℃100078124213①氯化镓中镓的杂化方式与下列微粒的中心原子的杂化方式相同且氯化镓的空间结构也与其微粒相同的是__________（填序号）。A. B. C. D.②各物质的熔点从到依次升高，原因是__________。（4）砷化镓（GaAs）是当前最重要、技术成熟度最高的半导体材料之一。GaAs的熔点为1238℃，则Ga和As以________键结合。8.高纯电子级氢氟酸主要用于高端晶圆刻蚀，是半导体生产的关键材料之一。由萤石生产的氢氟酸需经除砷、脱水、蒸馏等多步净化提纯技术。请回答：（1）基态F原子的价层电子排布图（轨道表达式）为__________。（2）是氢氟酸中的主要杂质之一，可用等氧化脱除。分子的空间结构为__________；分子中键角比分子中的大，其原因是__________。（3）氢氟酸分子间以氢键缔合，画出的氢键图示结构__________。（4）的晶胞结构如图所示，晶胞参数。与间的最近距离为________pm（列出计算式即可，下同），设为阿伏加德罗常数的值，的密度为_________。9.过渡金属铜及其化合物在工业生产、机械制造和航空航天等领域都有着十分重要的应用。请回答：（1）对于金属铜，下列说法正确的是______。A.铜元素位于元素周期表的ds区B.基态Cu原子的核外电子排布式为C.4s上的电子总是在比3d上的电子离核更远的空间里运动D.金属铜受到外力发生形变时，金属键被破坏（2）①在溶液中能够形成多种配位离子，如向溶液中滴加氨水，能够形成，该离子的配位原子是______，中心原子的配位数为______。②中键角∠HNH大于中的∠HNH，原因是______。（3）如图为的晶胞结构示意图，与等距离且最近的的个数为______，构成的空间结构为______，设为与间的最短距离为，则上述空间结构的边长为______。10.海水淡化在保障我国沿海地区水资源安全、优化区域供水结构等方面具有十分重要的意义，铬镍低碳钢是海水淡化行业中具有良好耐氯离子腐蚀性的常用材料。请回答：（1）从晶体结构角度解释金刚石硬度远大于石墨的原因______。（2）写出基态Cr原子的价电子排布式______。（3）卤化物受热发生非氧化还原反应，生成无色晶体CsCl和红棕色液体ICl。解释CsCl的熔点比ICl高的原因______。（4）耐高温材料立方BN制备流程中用到。①中B原子的______轨道与Cl原子的______轨道形成键。②在四氯化碳中的溶解度远大于，原因是______。（5）超细氧化镍是一种功能材料，用途十分广泛，其晶胞结构如图所示，设为阿伏加德罗常数的值。氧化镍的化学式为______；设晶胞边长为，该物质的密度为______。

答案以及解析1.答案：（1）29；5（2）BD（3）；与形成配位键后无孤电子对，而独立存在的分子中存在1对孤电子对，孤电子对对成键电子对的排斥力大于成键电子对之间的排斥力（4）；解析：（1）Cu为29号元素，基态Cu的核外电子排布式为，核外电子的运动状态有29种。Cu在溶液中稳定的离子是，Cu失去2个电子得到，最外层电子排布式为，核外占据最高能级的电子填充在3d能级，其电子云有5个不同的伸展方向。（2）基态原子的电子吸收熊量，跃迁到较高熊级，电子又从较高能级跃迁到低能级，以光的形式释放熊量，故焰色试验的光谱属于发射光谱，答案为BD。（3）1个中与形成4个配位键（σ键），4个中含有12个N—H键（σ键），故中含有的σ键数目为。（4）第一步：计算Cu原子和Mg原子的半径由图2可知，原子的半径为面对角线长的，由于边长是，则面对角线长是，则Cu原子的半径为；Mg原子的半径为晶胞体对角线长的，体对角线长是，则Mg原子的半径为。故Cu原子和Mg原子之间的最短核间距为。第二步：根据均摊法计算每个晶胞中Cu原子和Mg原子个数根据晶胞结构可知，该品胞中Mg原子的个数是，Cu原子位于晶胞体内，个数为16。第三步：计算晶胞中Cu原子和Mg原子的体积Cu原子和Mg原子的体积为。第四步：计算晶胞的体积和空间利用率晶胞边长是，则晶胞的体积是。晶胞的空间利用率是2.答案：（1）①8；正四面体形②基态的价层电子排布式为，为半充满稳定状态，基态的价层电子排布式为，更容易失去1个电子（2）；；（3）①八；②解析：（1）①基态Fe原子价层电子排布式为，价层电子有8种运动状态。中阴离子为，中心磷原子的价层电子对数为，无孤对电子，VSEPR模型和空间结构均为正四面体形。（2）无机苯分子中B、N原子的杂化方式均为；B原子最外层有3个电子，与其他原子形成3个σ键，N原子最外层有5个电子，与其他原子形成3个σ键，还剩2个电子，B提供空轨道形成6原子6电子的大π键。（3）①由图示可知，Li（1）位于晶胞体心和棱心，位于体心的Li周围等距离且最近的Bi共有6个，构成正八面体，Li（1）位于正八面体空隙处。②第一步，确定各原子在晶胞中的个数和晶体的化学式。根据均摊法，每个晶胞中含有Bi原子个数，含有锂原子个数，晶体化学式为。第二步，计算每个晶胞的质量。一个晶胞的质量为。第三步，确定晶胞体积。铋原子的半径为，则晶胞面对角线长为，晶胞边长为，晶胞体积为。第四步，代入公式求密度。铋化锂晶体密度为。3.答案：（1）（2）四面体形；>（3）BD（4）；（或）解析：（1）F是9号元素，价层电子数为7，价层电子排布式为。（2）中中心N原子的价层电子对数为4，VSEPR模型为四面体形；F的电负性比H大，中成键电子对偏向F，成键电子对间排斥力比的小，且的孤电子对偏向N，孤电子对对成键电子对的排斥力较大，使的键角比的小。（3）中含有极性共价键和配位键。（4）若将晶胞平分成8个小正方体，则B点处于左上后侧小正方体的中心，所以B点的原子分数坐标为；根据均摊法可知，每个晶胞中含有4个“”，晶胞体积为，所以该晶体的密度为。4.答案：（1）；d（2）2；4；（3）（4）（1/2，1/2，1）解析：（1）根据基态镍原子的核外电子排布式，可知其核外电子排布4层，分别为2、8、16、2；在元素周期表中位于d区。（2）配合物的中心离子为，其配位体为2个，配位数为4；非金属性越强，元素的电负性越太，非金属性：，所以电负性从大到小的顺序为。（3）该晶胞中La原子个数，Ni原子个数，则该晶胞中La、Ni原子个数之比为1：5，所以含1molLa的合金中含有Ni的数目为。（4）根据晶胞图和坐标系可推知，D的原子坐标为（1/2，1/2，1）。5.答案：（1）3d（2）为离子晶体，熔点较高，为分子晶体，其相对分子质量增大，分子间范德华力增大（3）1：1；（或等）（4）①8；②解析：（1）基态钛原子的核外电子排布式为，但3d的能量高于4s，所以基态钛原子中电子占据最高能级的符号为3d。（2）是离子化合物，形成的晶体是离子晶体，故有较高的熔沸点，Cl、Br、I元素的非金属性逐渐减弱，所形成的是共价化合物，形成的晶体是分子晶体，熔沸点较低，分子晶体熔沸点与其相对分子质量相关，相对分子质量越大，熔沸点越高（分子间有氢键的结构除外）。（3）该阳离子中，每个Ti原子与2个O原子成键、每个O原子与2个Ti原子成键，Ti与O原子个数之比为1：1；二氧化碳、二硫化碳、一氧化二氮、氯化铍和的原子个数都为3、价电子数都为16，互为等电子体。（4）①由球棍结构可知，每个配体中有两个O原子与形成环状结构，作为双齿配体，Ti的配位数是；中中心原子N原子的价层电子对数，无孤电子对，N原子采取杂化。②在中，形成大π键的原子数为4，电子数为6，则配体中含有的大π键应表示为。6.答案：（1）>（2）非极性（3）>（4）共价；4；解析：（1）同主族从上到下元素的第一电离能依次减小，则Si的第一电离能大于Ge的。（2）中Ga的价层电子对数为3，孤电子对数为0，所以Ga原子的杂化方式为分子的空间结构为平面正三角形，所以该分子为非极性分子。（3）题给结构中每个原子的杂化类型相同，均为杂化，每个硅原子与4个氯原子成键，每个氮原子与3个硅原子成键，氮原子上的孤电子对数为1，硅原子上的孤电子对数为0，孤电子对与成键电子对间的斥力比成键电子对间的斥力大，键角大于。（4）GaAs的熔点为1238℃，熔点很高，结构类似于金刚石，所以晶体的类型为共价晶体，其中Ga与As以共价键结合。晶体中一个Ga原子通过四个共价键结合4个As原子，距离Ga原子最近的As原子有4个，故配位数为4。晶体中镓原子与砷原子的最小核间距即Ga—As键的键长，该距离是晶胞体对角线长的四分之一，晶胞边长为，则晶胞体对角线长为，镓原子与砷原子的最小核间距为。7.答案：（1）或；哑铃形（2）氧原子；15（3）①BD②为离子晶体，熔点最高，其他三种均为分子晶体，分子间作用力随相对分子质量的增大而增大，熔点逐渐升高（4）共价解析：（1）镓为31号元素，价电子排布式为，故最外层电子排布图为或，最高能级为4p，p电子的电子云形状为哑铃形。（2）O原子上存在孤电子对，所以O原子可与Ga形成配位键；一般来说，单键都是σ键，双键为一个σ键和一个π键，三键为一个σ键和两个π键，则每个甲基麦芽酚分子中含有15个σ键。（3）①中Ga的杂化方式为杂化，的空间结构为平面三角形；A项，中P原子的价层电子对数，孤电子对数为1，P为杂化，的空间结构为三角锥形；B项，中S原子的价层电子对数，孤电子对数为0，S为杂化，的空间结构为平面三角形；C项，中C原子的价层电子对数，孤电子对数为1，C为杂化，的空间结构为三角锥形；D项，中N原子的价层电子对数，孤电子对数为0，N为杂化，的空间结构为平面三角形；故选BD。②到的熔点依次升高，为离子晶体，熔点最高，其