预测19 物质结构与性质(选考)专题(解析版)-2021年高考化学三轮冲刺过关

预测19物质结构与性质（选考）专题

高考预测

概率预测☆☆☆☆☆

题型预测选择题简答题☆☆☆☆☆

①核外电子排布式或排布图的书写，电高能、电负性大小的比较

与判断，金属性、非金属性的变化规律

考向预测②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，配位化合物的分析，等电子体的判断与应用

③晶体类型的判断，晶体熔、沸点的比较与分析，晶胞的计算等

应试必函

“物质结构与性质”模块作为选考内容，题目一般是以元素推断或某主族元素为背景，以“拼盘”

形式呈现，各小题之间相对独立。高考结构题的考点相对稳定，在复习中要让抓住重点，明确考点，

辨别易错点。原子核外电子排布式（价电子排布式）、杂化方式、化学键类型、晶体结构、配合物、电

负性、电离能大小的比较、等电子体知识是高考的热点。不常见分子或离子的空间构型一定要用价

层电子对理论来判断，不要想当然；对等电子体的判断一般是从周期表的相邻位置来考虑；对杂化

问题有时也要依据价层电子对理论来判断。另外，需要注意的是在比较第一电离能时要考虑洪特规

则，而在比较电负性时，则不需要考虑。对于晶胞结构，要做到识图、辨图、析图，最后深刻记忆，

如金刚石、二氧化硅、氯化钠、氯化葩、氟化钙、干冰等；对于金属晶体的四种堆积模型，要理清

半径和晶胞棱长的关系，学会空间利用率的计算方法。

£"nt口必留

1.原子结构与性质

（1）常见原子轨道电子云轮廓

原子轨道电子云轮廓形状轨道个数

S球形1

P哑铃形3（Px，Py,P：）

（2）原子核外电子的排布规律

原子核外电子总是优先占据能量更低的原子轨道

①能量最低原理

1s—>2ST2P一3ST3P—>4s—3d-4P—>5s—>4d一5P一6s…

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

②洪特规则

个轨道，且自旋状态相同

③泡利原理每个原子轨道上最多只能容纳2个自旋方向相反的口子

(3)基态原子核夕、电子排布的四种方法

表示方法举例

电子排布式K：Is22s22P63s23p‘4sl

简化表示式Cu：[Ar]3404sl

价电子排布式Fe：3d64s2

电子排布图1s2s2p

0:

(或轨道表示式)网研

①常见特殊原子或离子基态简化电子排布式

微粒电子排布式微粒电子排布式微粒电子排布式

Fe原子[Ar]3d64s2Cu+[Ar]3d'°Cu:+[Ar]3d9

Cr原子[Ar]3d54slFe2"[Ar]3d6Mn2+[Ar]3ds

C产[Ar]3d3Fe3+[Ar]3d5Ni原子[Ar]3d84』

②基态原子电子排布图书写的常见错误

错误类型错因剖析改正

臼川Ml违背能量最低原理O川11

违背泡利原理

/n违背洪特规则

4V违背洪特规则

(4)电离能、电负性

①元素第•电离能的周期性变化规律

同一周期，随着原子序数的增加，元素的第•电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第

一般

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

规律

第一电离能逐渐减小

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

特殊

能量相等的轨道上形成全空(P°、d°、的、半满而、d\f＞和全满珑、』°、f)结构时，原子

情况

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

同周期主族元素，第IIA族］小2)全充满、第VA族(〃p3)半充满，比较稳定，所以其第一电

特性

离能大于同周期相邻的第IIIA族和第VIA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C1的电负性比较：①HC1O中C1

为+1价、0为一2价，可知0的电负性大于C1；②AI2O3是离子化合物、A103是共价化

合物，可知0的电负性大于C1

2.分子结构与性质

(1)。键、兀键的判断

①由原子轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为。键，“肩并肩”重叠为兀键。

②由共价键数目判断：单键为。键；双键或三键中一个为o键，其余为“键。

③由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全是。键；杂化轨道形成的共价键全是。键。

(2)中心原子杂化类型和分子空间沟型的相互判断

分子(A为中心原子中心原子孤

分子构型示例

中心原子)杂化方式电子对数

直线形

sp0BeCl2

sp?1V形SO

AB22

sp3

2V形H2O

sp20平面三角形BF3

AB3

sp31三角锥形NH3

sp30正四面体形

AB4CH4

(3)常见等电子体

粒子通式价电子总数立体构型

C02、SCN\NO；、NJN2O、COS、CS直线形

2AX216e-

C0『、NO；、S0平面三角形

3AX324e~

SO2、O3、N0£I8e-V形

AX2

SO、PO4"-正四面体形

AX432e

PO3、SO：、C103AX326e三角锥形

AX直线形

co、N2>cf10e-

CH4、NH4正四面体形

AX48e

(4)非极性分子与极性分子的判断

|非极隼分了|

|单质”正负电.中心更介—结构对称|

I:4:

|双政干分子||多原手分子|

I化;:物负电荷中心不耐T结构东对称|

I极性分子I

(5)范德华力、氢键、共价键的比较

范德华力氢键共价键

概念分子间普遍存在的一种相互作已经与电负性很大的原子原子间通过共用电子对形

用力，但不是化学键（N、0、F）形成共价键的氢原成的化学键

子与另一个电负性很大的原

子（N、0、F）之间的作用力

存在范氢原子与F、N、0原子（分

分子或原子（稀有气体）之间相邻原子间

围子内、分子间）

特征无方向性、无饱和性有方向性、有饱和性有方向性、有饱和性

强度比

共价键〉氢键〉范德华力

较

①随着分子极性和相对分子质

影响强量的增大而增大；对于A—A、B原子成键原子半径越小、犍长

度②组成和结构相似的物质，相的电负性越大，B原子的半越短，键能越大，共价键

的因素对分子质量越大，范德华刀越径越小，氢键键能越大越稳定

大

①影响物质的熔、沸点、溶解分子间氢键的存在，使物质①影响分子的稳定性，共

对物质

度等物理性质；的熔、沸点升高，在水中的价键键能越大，分子稳定

性

②组成和结构相似的物质，随溶解度增大；分子内氢键会性越强；

质的影

相对分子质量的增大，物质的使物质的熔、沸点降低，在②影响原子晶体的熔、沸

响

熔、沸点升高水中溶解度减小点，硬度

（6）共价键、离子键、金属键的比较

化学键

共价键离子键金属键

存在分子或物质内部

键长越短，键能①电荷越大，离子键越强；①与金属阳离子所带电荷成正比；

强弱判断越大，共价键越②成键的阴、阳离子半径越②与阳离子半径成反比；

强小，离子键越强③与价电子数多少成正比

对物质性

化学性质物理性质和化学性质物理性质和化学性质

质的影响

（7）配合物

配合物的组成［中心离子（配体）/外界］

典型配合物

CU(NH3)4SO4Fe(SCN)3Ag(NH3)2OH

中心离子Cu2+Fe3+Ag+

中心离子结构特点一般是金属离子，特别是过渡金属离子，必须有空轨道

配体SCN

NH3NH3

配休结构特点分子或离子，必须含有孤对电子(如NH3.H2O.CO.cr.SCN-等)

配位数(〃)432

2

外界SO4-无OH

颜色深蓝色血红色无色

配离子所含化学键配体通过配位键与中心离子结合

配合物所含化学键配位键、离子键；配体或外界中可能还含有共价犍

配合物的常见性质属于离子化合物，多数能溶解、能电离，多数有颜色

是过渡金属和一氧化碳配位形成的配合物，如四城基银［Ni(CO)4］。在许多

金属狼基配合物

有机化合物的合成反应中，金属狼基配合物常常作为这些反应的催化剂

二茂铁的结构为一个铁原子处在两个平行的环戊二烯的环之间。在固体状

态下，两个茂环相互错开成全错位构型，温度升高时则绕垂直轴相对转动。

二茂铁

二茂铁的化学性质稳定，类似芳香族化合物

3.晶体结构与性质

(1)典型晶体模型

晶体晶体结构晶体详解

(1)每个碳与相邻生个碳以共价键结合，形

成正四面体结构

(2)键角均为109。2欧

金刚石(3)最小碳环由£个C组成且六原子不在同

鼠一平面内

(4)每个C参与4条C—C键的形成，C原

子数与C-C键数之比为山

原子晶体

(1)每个Si与生个。以共价键结合，形成

正四面体结构

(2)每个正四面体占有1个Si,4个，如”,

SiO2

藕〃(Si)：n(O)=l：2

(3)最小环上有11个原子，即6个0,6个

Si

(1)8个C02分子构成立方体且在6个面心

又各占据1个CO2分子

分子晶体干冰

(2)每个CO2分子周围等距紧邻的CO2分子

<F

有12_个

7(1)每个Na+(CI)周围等距且紧邻的Cl

4：/­：/

1(Na+)有6个。每个Na+周围等距且紧邻的

+一二笆

离子晶体NaCl（型）

1丁-多67Na,有辽个

.尸17

•Na'oCj-(2)每个晶胞中含生个Na，和生个C1

(1)每个Cs+周围等距且紧邻的C1有3个，

q----q

I每个Cs+(C「)周围等距且紧邻的Cs+(CF)

N

CsCl（型）有8个

!（i

7

(2)如图为8个晶胞，每个晶胞中含1个

OCs-

OCl-

Cs+、1个C「

%

简单立方

u典型代表P。，配位数为6,空间利用率52%

堆积

FF)

面心立方又称为Ai型或铜型，典型代表Cu、Ag、

最密堆积Au,配位数为12,空间利用率74%

00J

金属

晶体

体心立方《)又称为A2型或钾型，典型代表Na、K、

堆积*Fe,配位数为&空间利用率68%

^-c

六方最密a又称为A3型或镁型，典型代表Mg、Zn、

D

堆积i-cTi,配位数为修，空间利用率74%

6

(2)物质熔、沸点高低比较规律

一般情况下，原子晶体〉离子晶体>分子晶体，如：金刚石>NaCl>Ck；金属晶体〉分子晶体，如：Na>C12<>

(金属晶体熔、沸点有的很高，如鸨、箱等，有的则很低，如汞等)

原子晶体半径越小键长越短｝一|键能越大一熔、沸点越高，如：金刚石〉石英,晶体硅

一般地说，阴阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔、

离子晶体

沸点就越高。如：MgO>MgCl2,NaCl>CsCl

金属晶体金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其形成的金属锭越强，金属单质的熔、沸

点就越高，如Al>Mg>Na

①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高：具有分子间氢键的分子晶体熔、沸点反

常的高。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

分子晶体

>SiH4>CH4

③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔沸点越高，

如CO>N2

①在同分异构体中，一般支链越多，熔、沸点越低，如正戊烷〉异戊烷〉新戊烷

1.晶胞中微粒数目的计算方法一均摊法

同为2个晶胞所共有，

该粒子的或属于该晶胞

,WZGN、同为8个晶能所共有，

十三该粒子的*属于该晶胞

位于内电一整个粒子都属于该晶胞

尸」同为4个晶胞(所共有，

位出听谟粒子的/属于该晶电

2.晶胞各物理量的计算

根据晶胞结构确定各种粒子的数目一求二晶胞质量］=也

求卜'晶体密度

根据晶胞的边长或微粒间距离一►晶胞体积J

3.晶体微粒与M、p之间的关系

若1个晶胞中含有x个微粒，则1mol晶胞中含有xmol微粒，其质量为xMg(M为微粒的相对“分

子”质量)；又1个晶胞的质量为p/g(J为晶胞的体积)，则1mol晶胞的质量为plMg,因此有xM

=pfNA。

真题回顾

I.(2020•新课标I卷)Goodenough等人因在锂离子电池及钻酸理、磷酸铁锂等正极材料研究方

面的卓越贡献而获得2019年诺贝尔化学奖。回答下列问题：

(1)基态Fe?+与Fe3+离子中未成对的电子数之比为。

(2)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(L)如表所示。h(Li)>h(Na).原因是J(Be)>

Ii(B)>h(Li),原因是O

(3)磷酸根离子的空间构型为,其中P的价层电子对数为、杂化轨道类型为

(4)LiFePO4的晶胞结构示意图如(a)所示。其中0围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体,

它们通过共顶点、共棱形成空间链结构.每个晶胞中含有LiFePO」的单元数有一个C

电池充电时,LiFe(%脱出部分Li+,形成LifFeP04,结构示意图如(b)所示，则x=,n(Fe2+)：

n(Fe3+)=o

【答案】(1)4:5

(2)Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，故第一电离能更小

Li,Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现博大的趋势；但由于基态

Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的

3

(3)正四面体形4sp3(4)477或0.187513:3

16

【解析】(1)基态铁原子的价电子排布式为3d64s2,失去外层电子转化为Fe2+和Fe3+,这两种基

态离子的价电子排布式分别为3d6和3d5,根据Hund规则可知，基态Fe?,有4个未成对电子，基态

Fe?.有5个未成对电子，所以未成对电子个数比为4:5；(2)同主族元素，从上至下，原子半径增大，

第一电离能逐渐减小，所以h(Li)>h(Na)；同周期元素，从左至右，第一电离能呈现增大的趋势，

但由于IIA元素基态原子s能级轨道处于全充满的状态，能量更低更稳定，所以其第一电离能大于

同一周期的IIIA元素，因此L(Be)>L(B)>L(Li)；(3)经过计算，PCV-中不含孤电子对，成键电子对

数目为4,价层电子对数为4,因此其构型为正四面体形，P原子是采用sp3杂化方式形成的4个sp3

杂化轨道；(4)由题干可知，LiFePO’的晶胞中，Fe存在于由0构成的正八面体内部，P存在由0构

成的正四面体内部：再分析题干中给出的(a),(b)和(c)三个不同物质的晶胞结构示意图，对比(a)和(c)

的差异可知，(a)图所示的LiFePOj的昂胞中，小球表示的即为L「，其位于晶胞的8个顶点，4个侧

面面心以及上下底面各自的相对的两条棱心处，经计算一个晶胞中L『的个数为8XJ+4X：+4X：=4

个；进一步分析(a)图所示的LiFePCh的晶胞中，八面体结构和四面体结构的数目均为4,即晶胞中

含Fe和P的数目均为4；考虑到化学式为LiFePCU，并且一个晶胞中含有的Li卡,Fe和P的数目均

为4,所以一个晶胞中含有4个LiFePCU单元。对比(a)和(b)两个晶胞结构示意图可知，Li!.xFePO4

相比于LiFePCh缺失一个面心的L『以及一个棱心的L/；结合上一个空的分析可知，LiFePOs晶胞的

325

化学式为Li4Fe4PQ6,那么LiixFePOa晶胞的化学式为Li^Fe4PQw所以有1-x=^—即x=0.1875o

4

结合上一个空计算的结果可知，Li,.xFePO4BPLi08i25FePO4；假设Fe?+和氏3+数目分别为乂和y,则

2+

列方程组：x+y=l,0.8125+2x+3y-5=4x2,解得x=0.8125,y=0.1875,则Li1.xFePO4中n(Fe)：

n(Fe3+)=0.8125：0.1875=13：3。

2.(2020•新课标II卷)钙钛矿(CaTiCh)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电

阻器等的功能材料，回答下列问题：

(1)基态Ti原子的核外电子排布式为。

(2)Ti的四卤化物熔点如下表所示,TiFa熔点高于其他三种卤化物，自T】Ck至TiLi熔点依次升高，

原因是o

化合物

TiF4TiCl4TiBr4Til4

熔点/C377-24.1238.3155

(3)CaTiO3的晶胞如图(a)所示，其组成元素的电负性大小顺序是；金属离子与氧离

子间的作用力为，Ca?+的配位数是。

(4)一种立方钙钛矿结构的金属卤叱物光电材料的组成为Pb?+、I和有机碱离子CH3NH3。其晶

胞如图(b)所示。其中Pb?+与图(a)中的空间位置相同，有机碱CH3NH3+中，N原子的杂化

轨道类型是;若晶胞参数为anm,则晶体密度为母即凸例出计算式)。

I-刊声

CH3NH;

图（b）

(5)用上述金属卤化物光电材料制作的太阳能电池在使用过程中会产生单质铅和碘，降低了器件

效率和使用寿命。我国科学家巧妙地在此材料中引入稀土箱(Eu)盐，提升了太阳能电池的效率和使

用寿命，其作用原理如图(c)所示，用离子方程式表示该原理、°

EII

【答案】⑴Is22s22P63s23P63d24s2

(2)TiF4为离子化合物，熔点高，其他三种均为共价化合物，随相对分子质量的增大分子间作用

力增大，熔点逐渐升高

(3)0>Ti>Ca离子键12

(4)T严sd黑

aXNA

3+2+2+2f3+

(5)2Eu+Pb=2Eu+Pb2Eu+I2=2Eu+2r

【解析】⑴钛元素是22号元素，故其基态原子的核外电子排布式为Is22s22P63s23P63d24s2或

[Ar]3d24s2；(2)〜般不同的晶体类型的熔沸点是原子晶体〉离子晶体〉分子晶体，TiF4是离子晶体，

其余三种则为分子晶体，故TiE»的熔点高于其余三种物质；TiCL、TiBr4,丁山均为分子晶体，对于

结构相似的分子晶体，则其相对分子质量越大，分子间作用力依次越大，熔点越高；(3)CaTiO3晶体

中含有Ca、Ti、0三种元素，Ca、Ti是同为第四周期的金属元素，Ca在Ti的左边，根据同一周期

元素的电负性从左往右依次增大，故Ti>Ca,O为非金属，故其电负性最强，故三者电负性由大到

小的顺序是：0>Ti>Ca,金属阳离子和氧负离子之间以离子键结合，离子晶体晶胞中某微粒的配位

数是指与之距离最近且相等的带相反电性的离子，故Ca?+的配位数必须是与之距离最近且相等的氧

离子的数目，从图(a)可知，该数目为三个相互垂直的三个面上，每一个面上有4个，故Ca?+的配位

数是12；(4)比较晶胞(a)(b)可知，将图(b)中周围紧邻的八个晶胞中体心上的离子连接起来，就能变

为图(a)所示晶胞结构，图(b)中体心上的Pb?+就变为了八个顶点，即相当于图⑶中的Ti4+；图(b)中顶

点上的「就变成了体心，即相当于图⑶中的Ca?+；图(b)面心上中的CH3NH3+就变成了棱心，即相

当于图(a)中的0〉；故图(b)中的Pb?♦与图(a)中的T产的空间位置相同；有机碱CH3NH3+中N原子上

无孤对电子，周围形成了4个。键，故N原子采用sp3杂化；从图(b)可知，一个晶胞中含有Pb?+的

数目为1x1=1个，CH3NH3+的数目为8x9=1个，I.的数目为6x；=3个，故晶胞的密度为

81

mlmolX(207+3X127+12+14+6Xl)gmol620.,3

0=77=-------------L-----------------=T—Txl°g<m-；(5)从作用原理图(c)可以推

V)A/

3+2+2+2+

出，这里发生两个离子反应方程式，左边发生Pb+2EU=Pb+2EU,右边发生I2+2EU=2EU*+2葭

3.(2020•新课标m卷)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好，是一种具有潜力的固体储氢材

料。回答下列问题:

(1)H、B、N中，原子半径最大的是-根据对角线规则,B的•些化学性废与元素

的相似。

(2)NH3BH3分子中，N—B化学键称为一键，其电子对由一提供。氨硼烷在催化剂作用下水

3

解释放氢气：3NH3BH3+6H2O=3NH3+B3O6+9H2,B3CV-的结构如图所示：

在该反应中，B原子的杂化轨道类型由_____变为。

(3)NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性(H”)，与B原子相连的H呈负电性什产)，电负

性大小顺序是。与NH3BH3原子总数相等的等电子体是(写分子式)，其熔点比

NH3BH3(填“高”或“低”)，原因是在NH3BH3分子之间，存在____________________,

也称“双氢键”。

(4)研究发现，氮硼烷在低温高压条件下为正交晶系结构，晶胞参数分别为apm、力pm、cpm,

«=>y=90°o氨硼烷的2x2x2超晶胞结构如图所示。

氨硼烷晶体的密度?=g-cnf3(列出计算式，设NA为阿伏加德罗常数的值)。

【答案】(1)BSi(硅)(2)配位Nsp3sp2

(3)N>H>BCH3CH3低H"与H"-的静电引力

62

(4)-30

NAabcxlO

【解析】(1)在所有元素中，H原子的半径是最小的，同一周期从左到右，原子半径依次减小，

所以，H、B、N中原子半径最大是B。B与Si在元素周期表中处于对角张的位置，根据对角线规则，

B的一些化学性质与Si元素相似。(2)8原子最外层有3个电子，其与3个H原子形成共价键后，其

价层电子对只有3对，还有一个空轨道；在NH3中，N原子有一对孤对电子，故在NH3BH3分子中，

N—B键为配位键，其电子对由N原子提供。NH3BH3分子中，B原子的价层电子对数为4,故其杂

化方式为Sp3。NH3BH3在催化剂的作用下水解生成氢气和8306匕由图中信息可知，B3O63.中每个B

原子只形成3个。键,其中的B原子的杂化方式为sp2,因此.B原子的杂化轨道类型由皿3变为sp2c

⑶NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性，说明N的电负性大于H；与B原子相连的H呈

负电性，说明H的电负性大于B,因此3种元素电负性由大到小的顺序为N>H>B。NH3BH3分子

中有8个原子，其价电子总数为14,N和B的价电子数的平均值为4,依据等量代换的原则，可以

找到其等电子体为CH3cH3。由于NH3BH3分子属于极性分子，而CH3cH3属于非极性分子，两者相

对分子质量接近，但是极性分子的分子间作用力较大，故CH3cH3熔点比NH3BH3低。NH3BH3分子

间存在“双氢键”，类比氢键的形成原理，说明其分子间存在十十与H6"的静电引力。(4)在氨硼烷的2x2x2

的超晶胞结构中，共有16个氨硼烷分子，晶胞的长、宽、高分别为2apm、2bpm、2cpm,若将其平

均分为8份可以得到8个小长方体，则平均每个小长方体中占有2个氨硼烷分子，小长方体的长、

31x2g

宽、高分别为apm、bpm、cpm,则小长方体的质量为小长方体的体积为abcx10-30cnr1，

31x2g

因此，氨硼烷晶体的密度为心二62g-cirA

abcx10-jocnfN.abcx10-30

/I

4.(2020•江苏卷)以铁、硫酸、柠檬酸、双氧水、氨水等为原料可制备柠檬酸铁钱

((NH4)3Fe(C6H5。7)2)。

(l)Fe基态核外电子排布式为;[Fe(H2O)6产中与Fe?+配位的原子是(填元素

符号)。

(2)N%分子中氮原子的轨道杂化类型是：C、N、O元素的第一电离能由大到小的

顺序为o

(3)与NHJ互为等电子体的一种分子为(填化学式)。

(4)柠檬酸的结构简式见图。1mol柠檬酸分子中碳原子与氧原子形成为。键的数目为

_________mol.

CH2coOH

HO-C-COOH

CH2COOH

［答案】⑴人22s22P63s23P63d64s2或［Ar］3d64s2O

(2)sp3N>O>C(3)CH4或SiH4(4)7

【解析】(l)Fe核外有26个电子,其基态核外电子排布式为Is22s22P63s23P63d64s2或［Ar］3d64s2；

由于H20中0原子有孤对电子，因此［Fe(H2O)6产中与Fe?+配位的原子是O；(2)N%分子中氮原子价

层电了对数为3+g(5—lx3)=3+1=4,因此氮杂化类型为sp3,同周期，从左到右，第•电离能

呈增大的趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，因此C、N、0元素的第一电

离能由大到小的顺序为N>O>C；(3〕根据价电子数Si=C=N+,得出NH4+互为等电子体的分子是

O

CH4或SiH』：(4)峻基的结构是nc“，一个残基中有碳原子与氧原子分别形成两个。键，三

个按基有6个，还有一个羟基与碳原子相连形成一个。键，因此Imol柠檬酸分子中碳原子与氯原子

形成的。键的数目为7m01。

5.(2020•山东卷)CdSnAsz是一种高迁移率的新型热电材料，回答下列问题：

(l)Sn为IVA族元素，单质Sn与干燥CL反应生成SnCL常温常压下SnCL为无色液体，SnCl4

空间构型为,其固体的晶体类型为o

(2)NH3、PH3、As%的沸点由高到低的顺序为_____________(填化学式，下同)，还原性由强到弱

的顺序为,键角由大到小的顺序为<，

(3)含有多个配位原子的配体与同一中心离子(或原子)通过螯合配位成环而形成的配合物为螯合

物。一种Cd?+配合物的结构如图所示，Imol该配合物中通过螯合作用形成的配位键有mol,

该螯合物中N的杂化方式有种。

(4)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，称作原子的分数坐标。四

方晶系CdSnAs2的晶胞结构如图所示，晶胞棱边夹角均为90。，晶胞中部分原子的分数坐标如下表

所示。

坐标原子Xyz

Cd000

Sn000.5

As0.250.250.125

一个晶胞中有个Sn,找出距离Cd(O,0,0)最近的Sn(用分数坐标表示)。

CdSnAs2晶体中与单个Sn键合的As有个。

【答案】(1)正四面体形分子晶体

(2)NH3、AS%、PH3AS%、P/、NH3N%、PH3>ASH3

(3)6I(4)4(0.5,0,0.25)、(0.5,0.5,0)4

【解析】(l)Sn为第IVA族元素，由于常温下SnCL为液体，故SnCL为分子晶体；SnCL分子中

中心原子的孤电子对数=!><(4-4'1)=0,o键电子对数为4,价层电子对数为4,故SnCL分子的

空间构型为正四面体形；(2)N%、P%、As%的结构相似，结构相似的物质，相对分子质量越大，

范德华力越强，物质的沸点越高，但是N%分子间能形成氢键，故这三种物质的沸点NH3>ASH3

>PH3；N、P、As这三种元素位于元素周期表中第VA族，原子序数依次增大，同一主族从上到下，

随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减弱，氢化物的还原性逐渐增强，故这三

种物质的还原性由强到弱的顺序为ASH3>PH3>NH3；NH3、PHa>ASH3中中心原子都是sp3朵化，

都有1对孤电子对，中心原子的电负性越小，成键电子对之间的斥力越小，成键电子对之间的斥力

越小，键角越小，所以这三种物质键角由大到小的顺序为NH3>PH3>A$H3；(3)由该物质的结构简

式和分析，根据题意“含有多个配位原子的配体与同一中心离子或原子通过螯合配位成环而形成的配

合物为螯合物“，故该配合物中通过螯合作用形成的配位键有6mol,Cd—NO