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专题 12 物质结构与性质
考点01 原子结构与元素的性质···········································································1
考点02 分子结构与性质····················································································9
考点03 晶体结构与性质···················································································20
考点 01 原子结构与元素的性质
1．电子层与原子轨道
原子轨道
2．基态原子的核外电子排布
(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于
最低状态。
如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图：
(2)泡利不相容原理
每个原子轨道里最多只能容纳2 个电子，且自旋状态相反。
如2s轨道上的电子排布为 ，不能表示为 。
(3)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，且自旋状态相同。如2p3的电子排布为
，不能表示为 或
洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全满(p6、d10、f14)、半满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体
系的能量最低，如： Cr的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1。
24
3．原子结构与周期表的关系
(1)原子结构与周期表的关系(完成下列表格)
每周期第一种元素 每周期最后一种元素
电子
周期 原子序 基态原子的电子排布
层数 原子序数 基态原子的电子排布式
数 式
二 2 3 [He]2s1 10 1s22s22p6
三 3 11 [Ne]3s1 18 1s22s22p63s23p6
1s22s22p63s23p6
四 4 19 [Ar]4s1 36
3d104s24p6
1s22s22p63s23p63d10
五 5 37 [Kr]5s1 54
4s24p64d105s25p6
1s22s22p63s23p63d104s24p6
六 6 55 [Xe]6s1 86
4d104f145s25p65d106s26p6
(2)每族元素的电子排布特点
①主族
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点 ns2np3 ns2np4 ns2np5
②0族：He：1s2；其他ns2np6。
③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)元素周期表的分区
根据核外电子排布分区
4．元素周期律(1)原子半径
①影响因素
②变化规律
元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下，原子半径逐渐增
大。
(2)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号 I ，单
1
位kJ·mol－1。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大
的变化趋势。
b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c.同种原子：逐级电离能越来越大(即II(Na)，原因是
1 1 1
。I(Be)>I(B)>I(Li)，原因是
1 1 1
。
(5)(2022·全国卷Ⅱ)(CaTiO )的晶胞如图所示，其组成元素的电负性大小顺序是 ；金属离子与氧
3
离子间的作用力为 ，Ca2＋的配位数是 。(6)(2022·全国卷Ⅲ)H、B、N中，原子半径最大的是 。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素
的相似。
(7)(2022·全国卷Ⅲ)(NH BH)分子中，与N原子相连的H呈正电性(Hδ＋)，与B原子相连的H呈负电性(Hδ
3 3
－)，电负性大小顺序是 。与NH BH 原子总数相等的等电子体是 (写分子式)，其熔点
3 3
比NH BH 低(填“高”或“低”)，原因是在NH BH 分子之间，存在 作用，也称
3 3 3 3
“双氢键”。
(8)(2022·山东卷)NH 、PH 、AsH 的沸点由高到低的顺序为 (填化学式，下同)，还原
3 3 3
性由强到弱的顺序为 ，键角由大到小的顺序为 。
【答案】
(1)4：5。
(2)1s22s22p63s23p63d24s2。
(3)第四周期第ⅤⅢ族 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2
(4)Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失电子 Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为
1s22s2全满稳定结构，第一电离能最大。与Li相比，B核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电
离能较大。
(5)O>Ti>Ca 离子键 12
(6)B Si
(7)N>H>B CHCH 低 Hδ＋与Hδ－的静电引力
3 3
(8)NH 、AsH 、PH AsH 、PH 、NH NH 、PH 、AsH
3 3 3 3 3 3 3 3 3
【解析】
(1)Fe2＋核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6，未成对电子数为4；Fe3＋核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d5，未成对电子数为5，所以Fe2＋与Fe3＋离子中未成对电子数之比为4：5。
(2)22号Ti位于第四周期的过渡元素，有4个电子层，前3层全满；基态Ti原子的核外电子排布式为：
1s22s22p63s23p63d24s2。
(3)Fe、Co、Ni在周期表中的第四周期第Ⅷ族，26号Fe基态原子的排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2或
[Ar]3d64s2。
(4)结合图表可知I(Li)>I(Na)，原因是Li和Na属于同主族元素，同一主族元素的第一电离能随着原子序数
1 1
的增大而减小，Li的原子序数小于Na；I(Be)>I(B)>I(Li)，原因是同一周期元素的第一电离能随着原子序
1 1 1
数的增大而呈现增大的趋势，所以I(B)>I(Li)，Be位于第ⅡA族，Be的2s全满较稳定，故第一电离能大
1 1
于B。
(5)Ca和Ti为同周期的金属元素，Ca在Ti的左边，周期表从左向右元素的电负性依次增大的，所以
Ti>Ca，O为非金属性元素，得电子能力强，电负性最大，即O>Ti>Ca；金属阳离子与氧的阴离子成为离子键；离子晶体中的配位数是指距离最近的带相反电荷的离子有多少个，由图可知，与Ca2＋最近的等距离
的氧离子位于经过Ca2＋的三个相互垂直的面上，每个面上有4个，则3×4＝12个。
(6)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
子半径最大的是B。B与Si在元素周期表中处于对角线的位置，根据对角线规则，B的一些化学性质与Si
元素相似。
(7)(NH BH)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
3 3
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。NH BH 分子中有8个原
3 3
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
CHCH。由于NH BH 分子属于极性分子，而CHCH 属于非极性分子，两者相对分子质量接近，但是极
3 3 3 3 3 3
性分子的分子间作用力较大，故CHCH 熔点比NH BH 低。NH BH 分子间存在“双氢键”，类比氢键的
3 3 3 3 3 3
形成原理，说明其分子间存在Hδ＋与Hδ－的静电引力。
(8)组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔沸点越高，但NH 分子间可形成氢键，
3
使熔沸点升高，所以三种物质的熔沸点由高到低的顺序为：NH 、AsH 、PH ；同主族非金属元素由上向下
3 3 3
非金属性依次减弱，其相应离子的还原性越强，还原性由强到弱的顺序为：AsH 、PH 、NH ；同主族非金
3 3 3
属元素由上向下电负性依次减小，成键电子对之间的斥力越小，键角越小，所以这三种氢化物的键角由大
到小的顺序为：NH 、PH 、AsH 。
3 3 3
【变式1-1】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)。
【答案】A
【解析】由题给信息知，A项和D项代表Mg＋，B项和C项代表Mg。A项，Mg＋再失去一个电子较难，
即第二电离能大于第一电离能，所以电离最外层一个电子所需能量A大于B；3p能级的能量高于3s,3p能
级上电子较3s上易失去，故电离最外层一个电子所需能量：A>C、A>D，选A。
【变式1-2】(2)Fe成为阳离子时首先失去________轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3＋价层电
子排布式为________。
(3)比较离子半径：F－________O2－(填“大于”“等于”或“小于”)。
【答案】(2)4s 4f5 (3)小于
【解析】(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，其阳离子Fe2＋、Fe3＋的价层电子排布式分别是3d6、3d5，二者
均首先失去4s轨道上的电子；Sm失去3个电子成为Sm3＋时，首先失去6s轨道上的电子，然后失去1个4f
轨道上的电子，故Sm3＋的价层电子排布式为4f5。(3)F－与O2－核外电子层结构相同，核电荷数越大，原子
核对核外电子的吸引力越大，离子半径越小，故离子半径：F－X>Y>Z B．简单离子的还原性：Y>X>W
C．简单离子的半径：W>X>Y>Z D．氢化物水溶液的酸性：Y>W
【答案】C
【解析】四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，设若X为第二周期元
素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成ZX 的淡黄色
2 2化合物，该淡黄色固体为NaO，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F
2 2
元素，W为Cl元素。A项，同一周期从左向右第一电离能总趋势为逐渐增大，同一主族从上到下第一电离
能逐渐减小，故四种元素中第一电离能从大到小的顺序为F＞O＞Cl＞Na，A错误；B项，单质的氧化性越
强，简单离子的还原性越弱，O、F、Cl三种元素中F 的氧化性最强O 的氧化性最弱，故简单离子的还原
2 2
性O2-＞Cl-＞F-，B错误；C项，电子层数越多简单离子半径越大，相同结构的离子，原子序数越大半径越
小，故四种元素中离子半径从大到小的顺序为Cl-＞O2-＞F-＞Na+，C正确；D项，F元素的非金属性强于Cl
元素，则形成氢化物后F原子束缚H原子的能力强于Cl原子，在水溶液中HF不容易发生电离，故HCl的
酸性强于HF，D错误；故选C。
【变式1-8】已知X、Y和Z三种元素的原子序数之和等于42。X元素原子的4p轨道上有3个未成对电
子，Y元素原子的最外层2p轨道上有2个未成对电子。X与Y可形成化合物XY，2元素可形成负一价离
2 3
子。下列说法正确的是( )
A．X元素基态原子的电子排布式为
B．X元素是第4周期第VA族元素
C．Y元素原子的轨道表示式为
D．Z元素的单质Z 在氧气中不能燃烧
2
【答案】B
【解析】X元素原子的4p轨道上有3个未成对电子，推知原子序数为33号，是As元素；Y元素原子的最
外层2p轨道上有2个未成对电子，推知原子序数为8，是O元素；已知X、Y和Z三种元素的原子序数之
和等于42，推知Z的原子序数为1，是氢元素；X与Y形成的化合物XY 是As O。A项，由分析知X为
2 3 2 3
As，As元素基态原子的电子排布式为 ，故A项错误；B项，As元素是第4周期第ⅤA族
元素，故B正确；C项，由分析知Y为氧元素，不是碳元素，而 是碳元素原子的轨
道表示式，故C错误；D项，由分析知Z为氢元素，H 能在O 中燃烧，故D错误；故选B。
2 2
考点 02 分子结构与性质
1．共价键
(1)本质。共价键的本质是在原子之间形成共用电子对(电子云的重叠)。
(2)特征。具有饱和性和方向性。
(3)类型
分类依据 类型
形成共价键的原子轨道重 σ键 电子云“头碰头”重叠
叠方式 π键 电子云“肩并肩”重叠
形成共价键的电子对是否 极性键 共用电子对发生偏移
偏移 非极性键 共用电子对不发生偏移单键 原子间有一对共用电子对
原子间共用电子对的数目 双键 原子间有两对共用电子对
叁键 原子间有三对共用电子对
(4)键参数
(1)概念
(2)键参数对分子性质的影响
①键能越大，键长越短，分子越稳定。
②
2．等电子原理
(1)等电子体：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互称为等电子体。如：N 和CO、O 与SO 是等电子
2 3 2
体，但N 与C H 不是等电子体。
2 2 2
(2)等电子原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们的许多性质相近，此原理称为等电子原理，例如
CO和N 的熔、沸点、溶解性等都非常相近。
2
(3)常见的等电子体：N 与CO，CO 与NO，O 、NO与SO ，CO、NO与SO ，PO、SO与ClO， 与
2 2 2 3 2 3
B NH(硼氮苯)等。
3 3 6
3．分子的立体结构
(1)价层电子对互斥模型：
把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如 CO 、CHO、CH 等分子中的C原
2 2 4
子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数来预测，概括如下：
AB 立体结构 范例
n
n=2 直线型 CO
2
n=3 平面三角形 CHO
2
n=4 正四面体型 CH
4
另一类是中心原子上有孤对电子(未用于形成共价键的电子对)的分子。如HO和NH 中心原子上的孤对电
2 3
子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。因而HO分子呈V型，NH 分子呈三角锥型。
2 3
(2)杂化轨道理论：
①中心原子杂化轨道数、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数 =孤电子对数＋与之相
连的原子数。杂化前后轨道总数不变，杂化轨道用来形成σ键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道
所在的平面垂直，可用来形成π键。②几种常见的杂化轨道类型的比较如下表：
杂化类型 夹角 分子空间构型 实例
等性sp杂化 180 o 直线形 C H、CO、BeCl
2 2 2 2
等性sp2杂化 120 o 平面三角形 C H、BF、C H
2 4 3 6 6
等性sp3杂化 109．5o 正四面体 CH、CCl 、NH ＋
4 4 4
不等性杂化轨道类型(杂化轨道中有孤对电子存在)
104．5o V型 HO
2
不等性sp3杂化
107．3o 三角锥形 NH
3
(3)键的极性与分子极性的关系
两个键之间的夹
类型 实例 键的极性 分子的极性 空间构型
角
X H、N － 非极性键 非极性分子 直线型
2 2 2
XY HCl、NO － 极性键 极性分子 直线型
CO、CS 180° 极性键 非极性分子 直线型
2 2
XY (X Y) SO 120° 极性键 极性分子 三角形
2 2 2
HO、HS 104．5° 极性键 极性分子 V形
2 2
BF 120° 极性键 非极性分子 平面三角形
3
XY
3
NH 107．3° 极性键 非极性分子 三角锥形
3
XY CH、CCl 109．5° 极性键 非极性分子 正四面体
4 4 4
4．配合物理论及应用
(1)孤电子对
分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。
(2)配位键
①配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。
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 NH 可表示为
，在NH中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形
成之后，4个共价键就完全相同。
(3)配合物。如[Cu(NH )]SO
3 4 4配位体有孤电子对，如HO、NH 、CO、F－、Cl－、CN－等。中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、
2 3
Ag＋等。
1．“三种”方法判断分子中心原子的杂化类型
(1)根据杂化轨道的空间分布构型判断
①若杂化轨道在空间的分布为正四面体型或三角锥型，则分子的中心原子发生sp3杂化。
②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。
③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。
(2)根据杂化轨道之间的夹角判断
若杂化轨道之间的夹角为109°28′，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分
子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。
(3)根据等电子原理结构相似进行推断，如CO 是直线形分子，SCN－、NO、N和CO 是等电子体，所以分
2 2
子构型均为直线形，中心原子均采用sp杂化。
2．分子间作用力和化学键的比较
化学键 分子间作用力
氢键 范德华力
相邻的原子之间强 某些物质的分子间存在的比 物质分子间存在的微弱的相
概念
烈的相互作用 范德华力稍强的相互作用 互作用
分子内或某些晶体 分子间(某些物质的分子内
存在范围 分子间
内 也存在)
强度 较强 比范德华力稍强 较弱
主要影响物质的化 主要影响物质的物理性质， 主要影响物质的物理性质，
对物质性 学性质，化学键越 分子间形成的氢键会使物质 组成和结构相似的物质，相
质的影响 强，物质越稳定 的熔点和沸点反常的升高 对分子质量越大，范德华力
越大，熔、沸点越高
1．(1)(2020·全国卷Ⅰ)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 。
(2)(2020·全国卷Ⅲ)NH BH 分子中，N—B化学键称为 键，其电子对由 提供。氨硼烷在催
3 3
化作用下水解释放氢气：3NH BH＋6HO===3NH＋B O＋9H
3 3 2 3 2
B O的结构为 。在该反应中，B原子的杂化轨道类型由 变为 。
3
(3)(2020·山东卷)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Cd2＋配合物的结构如图所示，1 mol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)(2020·江苏卷)NH 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
3
序为 。
【答案】
(1)正四面体 4 sp3
(2) 配位 N sp3 sp2
(3)6 1
(4)sp3 N>O>C
【解析】(1)PO中孤电子对为＝0，成键电子对为4，所以PO为正四面体结构，P的价层电子对数为4，杂
化轨道类型为sp3杂化。(2)B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NH 中，N原子有一对孤对电子，故在NH BH 分子中，N—B键为配位键，其电
3 3 3
子对由N原子提供。NH BH 分子中，B原子的价层电子对数为4，故其杂化方式为sp3。NH BH 在催化剂
3 3 3 3
的作用下水解生成氢气和B O，由图中信息可知，B O中每个B原子只形成3个σ键，其中的B原子的杂
3 3
化方式为sp2，因此，B原子的杂化轨道类型由sp3变为sp2。(3)该螯合物中Cd2＋与5个N原子、2个O原子
形成化学键，其中与1个O形成共价键，另外均为配位键，故形成6 mol配位键，该物质中无论硝基、还
是NO及六元环中的N原子的杂化方式都为sp2，且只有1种。(4)N原子上有一对孤对电子，且形成3个N
—H键，NH 分子中氮原子的轨道杂化类型是sp3杂化，非金属性越强，第一电离能越大，且N的2p电子
3
半满为稳定结构，C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
2.乙二胺(H NCH CHNH )是一种有机化合物，分子中氮、碳的杂化类型分别是________、________。
2 2 2 2
【答案】sp3 sp3
【解析】乙二胺分子中，1个N原子形成3个单键，还有一个孤电子对，故N原子价层电子对数为4，N
原子采取sp3杂化；1个C原子形成4个单键，没有孤电子对，价层电子对数为4，采取sp3杂化。
【举一反三】[2019·全国卷Ⅱ，35(1)节选]元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为
________。
【答案】三角锥形
【解析】AsH 的中心原子As的价层电子对数为＝4，包括3对成键电子和1对孤电子对，故其立体结构为
3
三角锥形。
3.(2)FeCl 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FeCl 的结构式为
3 3
__________________，其中Fe的配位数为________。
(4)NH HPO 中，电负性最高的元素是________；P的________杂化轨道与O的2p轨道形成________键。
4 2 4
(5)NH HPO 和LiFePO 属于简单磷酸盐，而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐，如：焦磷酸钠、三磷酸
4 2 4 4
钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如图所示：这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为______________________(用n代表P原子数)。
【答案】(2) 4 (4)O sp3 σ (5)(P O )(n＋2)－
n 3n＋1
【解析】(2)Fe能够提供空轨道，而Cl能够提供孤电子对，故FeCl 分子双聚时可形成配位键。由常见
3
AlCl 的双聚分子的结构可知FeCl 的双聚分子的结构式为 ，其中Fe的配位数为4。(4)
3 3
同周期从左到右，主族元素的电负性逐渐增强，故O的电负性大于N，同主族从上到下，元素的电负性逐
渐减小，故电负性N大于P，又因H的电负性小于O，因此NH HPO 中电负性最高的元素是O。PO中中
4 2 4
心原子P的价层电子对数为4，故P为sp3杂化，P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成σ键。(5)由三磷酸根
离子的结构可知，中间P原子连接的4个O原子中，2个O原子完全属于该P原子，另外2个O原子分别
属于2个P原子，故属于该P原子的O原子数为2＋2×＝3，属于左、右两边的2个P原子的O原子数为
3×2＋×2＝7，故若这类磷酸根离子中含n个P原子，则O原子个数为3n＋1，又因O元素的化合价为－2，
P元素的化合价为＋5，故该离子所带电荷为－2×(3n＋1)＋5n＝－n－2，这类磷酸根离子的化学式可用通
式表示为(P O )(n＋2)－。
n 3n＋1
4.(2)根据价层电子对互斥理论，HS、SO 、SO 的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的
2 2 3
是__________________。
(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为________形，其中共价键的类型有________种；
固体三氧化硫中存在如图(b)所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为________。
【答案】(2)H S (4)平面三角 2 sp3
2
【解析】(2)根据价层电子对互斥理论可知，HS、SO 、SO 三种分子中S原子的价层电子对数分别为4、
2 2 3
3、3，因此HS中S原子价层电子对数不同于其他两种分子。
2
(4)SO 的中心原子为S，中心原子的孤电子对数＝(6－2×3)/2＝0，中心原子结合3个氧原子，结合每个O
3
原子有且只能有一个σ键，所以S形成3个σ键，S的价层电子对数为0＋3＝3，S为sp2杂化，根据sp2杂
化轨道构型可知，SO 为平面三角形分子，符合形成大π键的条件，可形成4中心6电子大π键，因此有两
3
种共价键类型。如图(b)所示的三聚分子中每个S原子与4个O原子结合，形成正四面体结构，S原子的杂
化轨道类型为sp3。
考点 03 晶体结构与性质
1．晶体类型及性质比较晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体 金属晶体
金属离子和自由电
组成晶体的粒子 阳离子和阴离子 原子 分子
子
组成晶体粒子间 范德华力(有的还
离子键 共价键 金属键
的相互作用 有氢键)
金刚石、晶体 冰(H O)、干冰
2
典型实例 NaCl 镁、铝
硅、SiO、SiC (CO)
2 2
无分子，是网状
是否有分子存在 无 无 无
结构
不破坏化学键，破
熔化时键的变化 断开离子键 破坏共价键 减弱
坏分子间力
熔点较高、沸点
熔点、沸点 熔、沸点高 熔、沸点低 变化无规律
晶 高
体 导热性 不良 不良 不良 良好
的 固态不导电，熔
差[来源:学科网
物 导电性 化或溶于水能导 差 良好
ZXXK]
理 电
特 机械加工性
不良 不良 不良 良好
性 能
硬度 略硬而脆 高硬度 硬度较小 变化无规律
2．均摊法计算晶体中粒子数目
在做由晶体结构确定物质的化学式或各质点所拥有的化学键时，一般利用均摊法，如由立方结构晶体的晶
胞确定晶体化学式的方法：
(1)处于立方体顶点上的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8属于该晶胞。
(2)处于立方体棱上的粒子，同时为4个晶胞所共有，每个粒子有1/4属于该晶胞。
(3)处于面上的粒子，同时为2个晶胞所共有，每个粒子有1/2属于该晶胞。
3．四种晶体熔、沸点对比规律
(1)做这类题时首先要判断物质的晶体类型，不同晶体类型的物质的熔沸点高低顺序一般是：原子晶体＞离
子晶体＞分子晶体。金属晶体熔沸点差距加大，如钨是熔点最高的金属，汞在常温下为液态。
(2)同一类型晶体的物质，粒子间的作用力越强，熔沸点越高，如：
①离子晶体：结构相似且化学式中各离子个数比相同的离子晶体中，离子半径小(或阴、阳离子半径之和越
小的)，键能越强的熔、沸点就越高。如NaCl、 NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸点依次降低。
离子所带电荷大的熔点较高。如：MgO熔点高于 NaCl
②分子晶体：在组成结构均相似的分子晶体中，相对分子质量越大，分子间的作用力越大，熔沸点越高，
如O＞N、HI＞HBr＞HCl(HF除外)。但结构相似的分子晶体，有氢键存在熔、沸点较高。
2 2
③原子晶体：在原子晶体中，只要成键原子半径小，键能大的，熔点就高。如金刚石、金刚砂(碳化硅)、
晶体硅的熔、沸点逐渐降低。④金属晶体：金属阳离子半径越小，带的电荷越多，其熔、沸点也就越高。如Ⅲ A的Al， ⅡA的Mg，
IA的Na，熔、沸点就依次降低。而在同一主族中，金属原子半径越小的，其熔沸点越高。
4．典型晶体模型
晶体 晶体结构 晶体详解
(1)每个Na＋(Cl－)周围等距且紧邻的Cl
－(Na＋)有6个，每个Na＋周围等距且紧
NaCl(型)
邻的Na＋有12个；(2)每个晶胞中含4
个Na＋和4个Cl－
(1)每个Cs＋周围等距且紧邻的Cl－有8
个，每个Cs＋(Cl－)周围等距且紧邻的
离子晶体 CsCl(型)
Cs＋(Cl－)有6个；(2)如图为8个晶胞，
每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－
在晶体中，每个F－吸引4个Ca2＋，每
CaF (型) 个Ca2＋吸引8个F－，Ca2＋的配位数为
2
8，F－的配位数为4
简单立方 典型代表Po，空间利用率52%，配位
堆积 数为6
体心立方 典型代表Na、K、Fe，空间利用率
堆积 68%，配位数为8
金属晶体
六方最密 典型代表Mg、Zn、Ti，空间利用率
堆积 74%，配位数为12
面心立方 典型代表Cu、Ag、Au，空间利用率
最密堆积 74%，配位数为12
(1)8个CO 分子构成立方体且在6个面
2
心又各占据1个CO 分子；(2)每个
2
分子晶体 干冰
CO 分子周围等距紧邻的CO 分子有
2 2
12个
层与层之间的作用是分子间作用力，
混合型
石墨晶体 平均每个正六边形拥有的碳原子个数
晶体
是2，C采取的杂化方式是sp2杂化(1)每个碳原子与相邻的4个碳原子以
共价键结合，形成正四面体结构；(2)
键角均为109°28′；(3)最小碳环由6个
金刚石
C组成且六原子不在同一平面内；(4)
每个C参与4条C—C键的形成，C原
原子晶体 子数与C—C键数之比为1∶2
(1)每个Si与4个O以共价键结合，形
成正四面体结构；(2)每个正四面体占
SiO 有1个Si,4个“O”，n(Si)∶n(O)＝
2
1∶2；(3)最小环上有12个原子，即6
个O，6个Si
5．金属晶体模型常见的三种结构
三种典型结构类型 体心立方晶格 面心立方晶体 密排六方晶格
配位数 8 12 12
常见金属晶体结构 Li、Na、K、Rb、 Ca、Sr、Cu、Au、 Be、Mg、Ca、Sr、
(有些金属晶体可能有 Cs、Ca、Sr、Ba、 A1、Pb、NiPd、Pt Co、Ni、Zn、Cd、Ti
两种或三种晶格) Ti、V、Nb、Ta、Cr、
Mo、W、Fe
结构示意图
空间利用率 68．02％ 74．05％ 74．05％
堆积形式 体心立方密堆积 面心立方最密堆积 六方最密堆积
6．常见晶体类型的判断方法
(1)离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用是离子键。
(1)依据构成晶体的微粒 (2)原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用是共价键。
和微粒间的作用判断 (3)分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用为分子间作用力。
(4)金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用是金属键。
(1)离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。
(2)原子晶体熔点高，常在一千摄氏度至几千摄氏度。
(2)依据晶体的熔点判断
(3)分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。
(4)金属晶体多数熔点高，但也有相当低的。
(1)离子晶体溶于水形成的溶液及熔融状态时能导电。
(3)依据导电性判断 (2)原子晶体一般为非导体。
(3)分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由移动的离子，也能导电。
(4)金属晶体是电的良导体。
离子晶体硬度较大且脆。
(4)依据硬度和机械性能 原子晶体硬度大。
判断 分子晶体硬度小且较脆。
金属晶体多数硬度大，但也有较低的，且具有延展性。
7．常见晶体熔沸点高低的判断规律
原子晶体>离子晶体>分子晶体。
(1)不同类型晶体的熔、
金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等沸点很高，如汞、镓、铯等沸点很
沸点高低一般规律
低，金属晶体一般不参与比较。
由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点
(2)原子晶体
高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。
一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用就越
(3)离子晶体
强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>MgCl >NaCl>CsCl。
2
(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
反常地高。如HO>HTe>H Se>H S。
2 2 2 2
(2)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，晶体的熔、沸点越高，如
SnH >GeH>SiH >CH ，FN，CHOH>CH CH。
2 3 3 3
(4) 同 分 异 构 体 分 子 中 ， 支 链 越 少 ， 其 熔 沸 点 就 越 高 ， 如
CH(CH)CH>CH CHCH(CH )>C(CH )。
3 2 3 3 3 2 3 2 3 4
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，
(5)金属晶体
如熔、沸点：NaNa>K>Rb>Cs。
1.LiFePO 的晶胞结构示意图如(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶
4
点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有LiFePO 的单元数有 个。
4
电池充电时，LiFePO 脱出部分Li＋，形成Li FePO ，结构示意图如(b)所示，则x＝ ，
4 1－x 4
n(Fe2＋)：n(Fe3＋)＝ 。
(2)(2020·全国卷Ⅱ)一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2＋、I－和有机碱离子CHNH，
3
其晶胞如图(b)所示。其中Pb2＋与图(a)中 的空间位置相同，有机碱CHNH中，N原子的杂化轨道
3
类型是 sp 3 ；若晶胞参数为a nm，则晶胞密度为 g·cm－3(列出计算式)。(3)(2020·全国卷Ⅲ)研究发现，氨硼烷在低温高压条件下为正交晶系结构，晶胞参数分别为a pm、b pm、c
pm，α＝β＝γ＝90°。氨硼烷的2×2×2超晶胞结构如图所示。
氨硼烷晶体的密度ρ＝ g·cm－3(列出计算式，设N 为阿伏加德罗常数的值)。
A
(4)(2020·山东卷)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CdSnAs 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表所
2
示。
一个晶胞中有 个Sn，找出距离Cd(0,0,0)最近的Sn (用分数坐标表示)。CdSnAs
2
晶体中与单个Sn键合的As有 个。
(5)(2020·天津卷)CoO的面心立方晶胞如图所示。设阿伏加德罗常数的值为N ，则CoO晶体的密度为
A
g·cm－3。
(6)(2020·全国卷Ⅱ)Ti的四卤化物熔点如表所示，TiF 熔点高于其他三种卤化物，自TiCl 至TiI 熔点依次升
4 4 4
高，原因是。
化合物 TiF TiCl TiBr TiI
4 4 4 4
熔点/℃ 377 －24.12 38.3 155
(7)(2020·山东卷)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，
2 4 4
SnCl 空间构型为 ，其固体的晶体类型为 。
4
【答案】
(1)4 3/16 13：3
(2)Ti4＋ sp3 ×1021
(3)
(4) 4 (0.5,0,0.25)、(0.5,0.5,0) 4
(5)×1023
(6)TiF 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，
4
熔点逐渐升高。
(7)正四面体形 分子晶体
【解析】(1)由题图可知，小白球表示锂原子，由图(a)知，每个晶胞中的锂原子数为8×1/8＋4×1/4＋4×1/2
＝4，故一个晶胞中有4个LiFePO 单元。由图(b)知，Li FePO 结构中，一个晶胞含有13/4个锂原子，此
4 1－x 4
时锂原子、铁原子的个数比为13：16，进而推出x＝3/16。设Li Fe (PO ) 中二价铁离子的个数为a，三
13 16 4 16
价铁离子的个数为b，由2a＋3b＋13＝48，a＋b＝16，得到a：b＝13：3，即n(Fe2＋)：n(Fe3＋)＝13：3。
(2)观察晶胞(a)(b)，将图(b)周围紧邻的八个晶胞的体心连接，就能变成图(a)所示晶胞，图(b)体心上的Pb2＋
就是8个顶点，即图(a)中的Ti4＋，图(b)顶点中的I－就为体心，即图(a)的Ca2＋的位置，图(b)面心上的
CHNH就是核心，即图(a)中的O2－的位置；所以图(b)Pb2＋与图(a)中Ti4＋的空间位置相同；有机碱CHNH
3 3
中，N原子形成4个σ键，即N的杂化轨道类型为sp3；观察图(b)晶胞中含有1个Pb2＋位于体心，I－位于面
心，共有：×6＝3，CHNH位于顶点，共有：×8＝1；根据：ρ＝＝ g·cm－3＝×1021 g·cm－3。
3
(3)在氨硼烷的2×2×2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2a pm、2b pm、
2c pm，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、宽、高分别为a pm、b pm、c pm，则小长方体的质量为，小长方体的体积为abc×10－30 cm－3，
因此，氨硼烷晶体的密度为＝ g·cm－3。
(4)由部分Cd原子的分数坐标(0,0,0)，可知8个Cd在晶胞的顶点，4个Cd在晶胞的面心，1个在晶胞的体
心，部分Sn原子的分数坐标为(0,0,0.5)，4个Sn在晶胞的棱上，6个Sn在晶胞的面心，部分As原子的坐
标为(0.25,0.25,0.125)，8个As在晶胞的体心，所以一个晶胞中含有Sn的个数为：4×＋6×＝4；距离
Cd(0,0,0)最近的Sn是(0.5,0,0.25)、(0.5,0.5,0)；由图可知，CdSnAs 晶体中与单个Sn键合的As有4个。
2
(5)O2－位于顶点和面心，共8×＋6×＝4个，Co2＋位于棱心和体心，12×＋1＝4个，ρ＝＝×1021 g·cm－3＝
×1023 g·cm－3。
(6)一般晶体的熔沸点：离子晶体大于分子晶体。第ⅤⅡA族元素，由上向下得电子能力依次减弱，F原子
得电子能力最强，TiF 为离子化合物，熔点最高，其他三种均为共价化合物，为分子晶体，对于组成和结
4
构相似的物质，随相对分子质量的增大，分子间作用力增大，熔点逐渐升高。
(7)Sn为第ⅣA族元素，价层电子对数＝σ＋(a－xb)＝4＋(4－4×1)＝4＋0＝4，空间构型为正四面体形；常温常压下SnCl 为无色液体，熔沸点较低，为分子晶体。
4
2.(2)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表所示：
氧化物 LiO MgO PO SO
2 4 6 2
熔点/℃ 1 570 2 800 23.8 －75.5
解释表中氧化物之间熔点差异的原因
____________________________________________________________。
（4）图(a)是MgCu 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
2
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N ，则MgCu 的密度是
A 2
________g·cm－3(列出计算表达式)。
【答案】(2)乙二胺的两个N提供孤对电子与金属离子形成配位键 Cu2＋
(3)Li O、MgO为离子晶体，PO、SO 为分子晶体。晶格能：MgO>Li O。分子间作用力(分子量)：
2 4 6 2 2
PO>SO
4 6 2
（4）a a
【解析】(2)乙二胺中2个N原子提供孤电子对与金属镁离子或铜离子形成稳定的配位键，故能形成稳定环
状离子。由于铜属于过渡金属，Cu2＋比Mg2＋更易形成稳定的配合物。(3)氧化锂、氧化镁是离子晶体，六
氧化四磷和二氧化硫是分子晶体，离子键比分子间作用力强。
（4）观察图(a)和图(b)知，4个铜原子相切并与面对角线平行，有(4x)2＝2a2，x＝a。镁原子堆积方式类似
金刚石，有y＝a。已知1 cm＝1010 pm，晶胞体积为(a×10－10)3 cm3，代入密度公式计算即可。
3.AsH 沸点比NH 的________(填“高”或“低”)，其判断理由是
3 3
___________________________________________________________________________________________
。
[2019·全国卷Ⅱ，35(4)]一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如
图2所示。图中F－和O2－共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1－x代表，则该化合物
的化学式表示为________；通过测定密度ρ和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：ρ
＝________g·cm－3。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，称作原子分数坐
标，例如图1中原子1的坐标为，则原子2和3的坐标分别为________、________。【答案】（2）低 NH 分子间存在氢键
3
（4）SmFeAsO F
1－x x
【解析】（2）NH 中N的电负性比AsH 中As的大得多，故NH 易形成分子间氢键，从而使其沸点升
3 3 3
高。
（4）由晶胞结构中各原子所在位置可知，该晶胞中Sm的原子个数为4×＝2，Fe的原子个数为1＋4×＝
2，As的原子个数为4×＝2，O或F的原子个数为8×＋2×＝2，即该晶胞中O和F的个数之和为2，F－的比
例为x，O2－的比例为1－x，故该化合物的化学式为SmFeAsO F。1个晶胞的质量为g＝g，1个晶胞的体
1－x x
积为a2c pm3＝a2c×10－30cm3，故密度ρ＝g·cm－3。原子2位于底面面心，其坐标为；原子3位于棱上，其坐
标为。
4.苯胺( )的晶体类型是________。苯胺与甲苯( )的相对分子质量相近，但苯
胺的熔点(－5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(－95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃)，原因是
______________________________________。
【答案】分子晶体 苯胺分子之间存在氢键
【解析】苯胺为有机物，结合题给信息中苯胺的熔、沸点可知苯胺为分子晶体。苯胺中有—NH ，分子间
2
可形成氢键，而甲苯分子间不能形成氢键，分子间氢键可明显地提升分子晶体的熔、沸点。
5.FeS 晶体的晶胞如图(c)所示。晶胞边长为a nm、FeS 相对式量为M、阿伏加德罗常数的值为N ，其晶
2 2 A
体密度的计算表达式为______________________g·cm－3；晶胞中Fe2＋位于S所形成的正八面体的体心，该
正八面体的边长为________nm。
【答案】×1021 a
【解析】分析晶胞结构可知，Fe2＋位于棱心和体心，S位于顶点和面心，因此每个晶胞中含有的Fe2＋个数
为12×＋1＝4，每个晶胞中含有的S个数为6×＋8×＝4，即每个晶胞中含有4个FeS。一个晶胞的质量＝
2
g，晶胞的体积＝(a×10－7)3 cm3，该晶体的密度＝ g·cm－3＝×1021 g·cm－3。正八面体的边长即为两个面心点
的距离，因此正八面体的边长为a nm。
6.金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示，这种堆积方式称为__________________。六棱柱底边边长为a
cm，高为c cm，阿伏加德罗常数的值为N ，Zn的密度为________g·cm－3(列出计算式)。
A【答案】六方最密堆积(A 型)
3
【解析】金属Zn晶体为六方最密堆积方式(A 型)。六棱柱底边边长为a cm，则六棱柱上下面的面积均为
3
6×a2 cm2，则六棱柱的体积为6×a2c cm3，锌原子在六棱柱的顶点、上下面心和晶胞内，一个晶胞含锌原子
个数为12×＋2×＋3＝6，因此一个晶胞中Zn的质量＝ g，由此可知，Zn的密度为g·cm－3。
1．（2022·全国甲卷）2008年北京奥运会的“水立方”，在2022年冬奥会上华丽转身为“冰立方”，实现
了奥运场馆的再利用，其美丽的透光气囊材料由乙烯(CH=CH )与四氟乙烯(CF=CF )的共聚物(ETFE)制
2 2 2 2
成。回答下列问题：
(1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为_______。
(2)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图
是_______(填标号)，判断的根据是_______；第三电离能的变化图是_______(填标号)。
(3)固态氟化氢中存在(HF)n形式，画出(HF) 的链状结构_______。
3
(4) CF =CF 和ETFE分子中C的杂化轨道类型分别为_______和_______；聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚
2 2
乙烯，从化学键的角度解释原因_______。
(5)萤石(CaF )是自然界中常见的含氟矿物，其晶胞结构如图所示，X代表的离子是_______；若该立方晶胞
2
参数为a pm，正负离子的核间距最小为_______pm。
【答案】(1)
(2) 图a 同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b
(3)
(4) sp2 sp3 C-F键的键能大于聚乙烯中C-H的键能，键能越大，化学性质越稳定
(5) Ca2+ a pm
【解析】根据基态原子的电子表示式书写价电子排布式；根据电离能的排布规律分析电离能趋势和原因；
根据氢键的表示方法书写(HF) 的结构；根据键能影响物质稳定性的规律分析两种物质的稳定性差异；根据
3
均摊法计算晶胞中各粒子的个数，判断粒子种类。
(1)F为第9号元素其电子排布为1s22s22p5，则其价电子排布图为 ，故答案为
。
(2)C、N、O、F四种元素在同一周期，同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p
能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高，因此C、N、O、F四种元素的第一电
离能从小到大的顺序为C一氯乙烯>一氯乙炔 Cl参与形成的大π键越多，形成的C-Cl键的键长
越短
(3) CsCl CsCl为离子晶体，ICl为分子晶体
(4) 电解质
【解析】(1)F的原子序数为9，其基态原子电子排布式为1s22s22p5，
a．1s22s22p43s1，基态氟原子2p能级上的1个电子跃迁到3s能级上，属于氟原子的激发态，a正确；
b．1s22s22p43d2，核外共10个电子，不是氟原子，b错误；
c．1s22s12p5，核外共8个电子，不是氟原子，c错误；
d．1s22s22p33p2，基态氟原子2p能级上的2个电子跃迁到3p能级上，属于氟原子的激发态，d正确；
答案选ad；而同一原子3p能级的能量比3s能级的能量高，因此能量最高的是1s22s22p33p2，答案选d。
(2)①一氯乙烯的结构式为 ，碳为双键碳，采取sp2杂化，因此C的一个sp2杂化轨道与Cl
的3p 轨道形成C-Clσ键。
x
②C的杂化轨道中s成分越多，形成的C-Cl键越强，C-Cl键的键长越短，一氯乙烷中碳采取sp3杂化，一
氯乙烯中碳采取sp2杂化，一氯乙炔中碳采取sp杂化，sp杂化时p成分少，sp3杂化时p成分多，因此三种
物质中C-Cl键键长顺序为：一氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔，同时Cl参与形成的大π键越多，形成的C-Cl
键的键长越短，一氯乙烯中Cl的3p 轨道与C的2p 轨道形成3中心4电子的大π键( )，一氯乙炔中Cl
x x
的3p 轨道与C的2p 轨道形成2套3中心4电子的大π键( )，因此三种物质中C-Cl键键长顺序为：一
x x
氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔。
(3)CsICl 发生非氧化还原反应，各元素化合价不变，生成无色晶体和红棕色液体，则无色晶体为CsCl，红
2
棕色液体为ICl，而CsCl为离子晶体，熔化时，克服的是离子键，ICl为分子晶体，熔化时，克服的是分子
间作用力，因此CsCl的熔点比ICl高。
(4)由题意可知，在电场作用下，Ag+不需要克服太大阻力即可发生迁移，因此α-AgI晶体是优良的离子导
体，在电池中可作为电解质；每个晶胞中含碘离子的个数为8 +1=2个，依据化学式AgI可知，银离子
个数也为2个，晶胞的物质的量n= mol= mol，晶胞体积V=a3pm3=(504 10-12)3m3，则α-AgI晶体的
摩尔体积V = = = m3/mol。
m
4．（2022·广东卷）硒( )是人体必需微量元素之一，含硒化合物在材料和药物领域具有重要应用。自我
国科学家发现聚集诱导发光( )效应以来， 在发光材料、生物医学等领域引起广泛关注。一种含
的新型 分子 的合成路线如下：
(1) 与S同族，基态硒原子价电子排布式为_______。
(2) 的沸点低于 ，其原因是_______。
(3)关于I~III三种反应物，下列说法正确的有_______。A．I中仅有 键
B．I中的 键为非极性共价键
C．II易溶于水
D．II中原子的杂化轨道类型只有 与
E．I~III含有的元素中，O电负性最大
(4)IV中具有孤对电子的原子有_______。
(5)硒的两种含氧酸的酸性强弱为 _______ (填“>”或“<”)。研究发现，给小鼠喂食适量硒酸
钠( )可减轻重金属铊引起的中毒。 的立体构型为_______。
(6)我国科学家发展了一种理论计算方法，可利用材料的晶体结构数据预测其热电性能，该方法有助于加速
新型热电材料的研发进程。化合物X是通过该方法筛选出的潜在热电材料之一，其晶胞结构如图1，沿
x、y、z轴方向的投影均为图2。
①X的化学式为_______。
②设X的最简式的式量为 ，晶体密度为 ，则X中相邻K之间的最短距离为_______ (列出计
算式， 为阿伏加德罗常数的值)。
【答案】(1)4s24p4
(2)两者都是分子晶体，由于水存在分子间氢键，沸点高
(3)BDE
(4)O、Se
(5)＞ 正四面体形
(6) KSeBr
2 6
【解析】(1)基态硫原子价电子排布式为3s23p4， 与S同族，Se为第四周期元素，因此基态硒原子价电子
排布式为4s24p4。
(2) 的沸点低于 ，其原因是两者都是分子晶体，由于水存在分子间氢键，沸点高。
(3)A．I中有 键，还有大π键，故A错误；B．Se−Se是同种元素，因此I中的 键为非极性共价
键，故B正确；C．烃都是难溶于水，因此II难溶于水，故B错误；D．II中苯环上的碳原子和碳碳双键
上的碳原子杂化类型为sp2，碳碳三键上的碳原子杂化类型为sp，故D正确；E．根据同周期从左到右电负
性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，因此I~III含有的元素中，O电负性最大，故E正确；综上所述，答案为：BDE。
(4)根据题中信息IV中O、Se都有孤对电子，碳、氢、硫都没有孤对电子。
(5)根据非羟基氧越多，酸性越强，因此硒的两种含氧酸的酸性强弱为 ＞ 。 中Se价层
电子对数为 ，其立体构型为正四面体形。
(6)①根据晶胞结构得到K有8个， 有 ，则X的化学式为KSeBr 。
2 6
②设X的最简式的式量为 ，晶体密度为 ，设晶胞参数为anm，得到
，解得 ，X中相邻K之间的最短距离为晶胞参数的一半
即 。
4．（2022·湖南卷）铁和硒( )都是人体所必需的微量元素，且在医药、催化、材料等领域有广泛应用，
回答下列问题：
(1)乙烷硒啉(Ethaselen)是一种抗癌新药，其结构式如下：
①基态 原子的核外电子排布式为 _______；
②该新药分子中有_______种不同化学环境的C原子；
③比较键角大小：气态 分子_______ 离子(填“>”“<”或“=”)，原因是_______。
(2)富马酸亚铁 是一种补铁剂。富马酸分子的结构模型如图所示：
①富马酸分子中 键与 键的数目比为_______；
②富马酸亚铁中各元素的电负性由大到小的顺序为_______。
(3)科学家近期合成了一种固氮酶模型配合物，该物质可以在温和条件下直接活化 ，将 转化为 ，
反应过程如图所示：①产物中N原子的杂化轨道类型为_______；
②与 互为等电子体的一种分子为_______(填化学式)。
(4)钾、铁、硒可以形成一种超导材料，其晶胞在xz、yz和xy平面投影分别如图所示：
①该超导材料的最简化学式为_______；
②Fe原子的配位数为_______；
③该晶胞参数 、 。阿伏加德罗常数的值为 ，则该晶体的密度为_______ (列出
计算式)。
【答案】(1) [Ar] 3d104s24p4 6 ＞ SeO 的空间构型为平面三角形，SeO 的空间构型为三角锥
3
形
(2) 11:3 O＞C＞H＞Fe
(3) sp3杂化 HO
2
(4) KFe Se 4
2 2
【解析】(1)①硒元素的原子序数为34，基态原子的电子排布式为[Ar] 3d104s24p4；
②由结构简式可知，乙烷硒啉的分子结构对称，分子中含有6种化学环境不同的碳原子；
③三氧化硒分子中硒原子的价层电子对数为3，孤对电子对数为0，分子的空间构型为平面三角形，键角为
120°，亚硒酸根离子中硒原子的价层电子对数为4，孤对电子对数为1，离子的空间构型为三角锥形，键角
小于120°；
(2)①由球棍模型可知，富马酸的结构式为HOOCCH=CHCOOH，分子中的单键为σ键，双键中含有1个σ
键和1个π键，则分子中σ键和π键的数目比为11：3；
②金属元素的电负性小于非金属元素，则铁元素的电负性最小，非金属元素的非金属性越强，电负性越
大，氢碳氧的非金属性依次增强，则电负性依次增大，所以富马酸亚铁中四种元素的电负性由大到小的顺
序为O＞C＞H＞Fe；(3)①由结构简式可知，产物中氮原子的价层电子对数为4，原子的杂化方式为sp3杂化，故答案为：sp3杂
化；
②水分子和氨基阴离子的原子个数都为3、价电子数都为8，互为等电子体；
(4)①由平面投影图可知，晶胞中位于顶点和体心的钾原子个数为8× +1=2，均位于棱上和面上的铁原子
和硒原子的个数为12× +2× =4，则超导材料最简化学式为KFe Se ；
2 2
②由平面投影图可知，位于棱上的铁原子与位于面上的硒原子的距离最近，所以铁原子的配位数为4；
③设晶体的密度为dg/cm3，由晶胞的质量公式可得： =abc×10—21×d，解得d=
。
