高考化学专题复习讲义：物质结构与性质

第15讲物质结构与性质
物质结构探微观千万变化装心间
知考点明方向满怀信心正能量
设问
方式
①核外电子运动特征描述、原子或
离子的电子排布图及电子排布式
书写
[例
](2018·全国卷Ⅱ，35)(2018·全国卷
Ⅰ，35)
②电离能、电负性、半径等比较和
应用
[例](2018·全国卷Ⅲ，35)(2018·全国卷
Ⅰ，35)
③化学键类型及键参数判断和应
用
[例](2018·全国卷Ⅲ，35)(2018·江苏卷，
21)
④杂化方式、空间构型以及分子性
质
[例](2018·全国卷Ⅱ，35)(2018·全国卷
Ⅲ，35)
(2017·江苏卷，21)
⑤晶体性质以及晶体计算
[例](2018·全国卷Ⅲ，35)(2018·全国卷
Ⅰ，35)
(2018·全国卷Ⅱ，35)(2017·全国卷Ⅲ，
35)
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考点一原子结构与性质
命题规律：
1．题型：Ⅱ卷T35填空题(选做)。

2．考向：常见的命题角度有原子核外电子的排布规律及其表示方法、原子结构与元素电离能和电负性的关系及其应用。

各考查点相对独立，难度不大。

方法点拨：
1．理解核外电子排布三原则及应用
能量最低原理原子核外电子总是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只能容纳2个自旋方向相反的电子
洪特规则(铜和铬特殊) 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，而且自旋方向相同
2．基态原子核外电子排布的四种表示方法
表示方法举例
电子排布式Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
简化表示式Cu：[Ar]3d104s1
价电子排布式Fe：3d64s2
电子排布图
3．从第一电离能和电负性的两种角度理解金属性和非金属性递变规律
同主族(从上到下) 第一电离能增大(注意ⅡA、ⅤA的特殊性) 依次减小电负性依次增大依次减小
1．(1)(2018·全国卷Ⅱ)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为
，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为__哑铃(纺锤)__形。

(2)(2018·全国卷Ⅰ)下列Li原子电子排布图表示的状态中，能量最低和最高的分别为__D__、__C__(填标号)。

(3)(2018·全国卷Ⅲ)黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。

第一电离能I1(Zn)__大于__I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。

原因是__Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子__。

(4)(2017·全国卷Ⅱ)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。

第二周期部分元素的E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是__同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大__；氮元素的E1呈现异常的原因是__N原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子__。

(5)(2018·全国卷Ⅰ) Li2O是离子晶体，其晶格能可通过如图的Born－Haber 循环计算得到。

可知，Li原子的第一电离能为__520__kJ·mol－1，O＝O键键能为__498__kJ·mol－1，Li2O晶格能为__2908__kJ·mol－1。

(6)(2017·江苏卷)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为__H<C<O__。

(7)(2017·全国卷Ⅰ)基态K原子中，核外电子占据最高能层的符号是__N__，占据该能层电子的电子云轮廓图形状为__球形__。

(8)(经典全国卷Ⅰ)处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用__电子云__形象化描述。

在基态碳原子中，核外存在__2__对自旋相
反的电子。

(9)(2018·全国卷Ⅰ)Li＋与H－具有相同的电子构型，r(Li＋)小于r(H－)，原因是__Li＋核电荷数较大__。

突破点拨
突破点拨：(1)同一周期中不同元素第一电离能的变化，既有普遍规律，也要注意特殊性：电子排布处于半充满和全充满情况下反常；原子和离子表现不同。

(2)电子层结构相同的阴阳离子，原子序数越大半径越小。

解析(1)基态Fe原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，则其价层
电子的电子排布图(轨道表示式)为；基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，则电子占据最高能级是3p，其电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。

(2)根据核外电子排布规律可知Li的基态核外电子排布式为1s22s1，则D 中能量最低；选项C中有2个电子处于2p能级上，能量最高；(3)Zn的第一电离能应该大于Cu，原因是Zn的核外电子排布已经达到了每个能级都是全满的稳定结构，所以失电子比Cu困难。

同时也可以考虑到Zn最外层上是一对电子，而Cu的最外层是一个电子，Zn电离最外层一个电子还要拆开电子对，额外吸收能量。

(4)根据图可知，同周期随着核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大；氮元素的2p轨道为半充满状态，原子相对稳定，不易结合电子；(5)第一电离能是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，据此计算；根据氧气转化为氧原子时的能量变化计算键能；晶格能是气态离子形成1摩尔离子晶体释放的能量，据此解答；(6)根据周期表中位置以及碳与氢形成化合物时碳为负价可知三种元素电负性的大小关系；(7)钾的价电子排布为：4s1，所以最高能层为N，电子云形状为球形。

(8)电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布的形象化的描述；C原子的核外有6个电子，电子排布为1s22s22p2，其中1s、2s上的2对电子的自旋方向相反，而2p轨道的电子的自旋方向相同；(9)由于锂的核电荷数较大，原子核对最外层电子的吸引力较大，因此Li＋半径小于H－。

【变式考法】
(1)(2016·全国卷Ⅰ)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]__3d104s24p2__，有__2__个未成对电子。

(2)(2016·全国卷Ⅰ)光催化还原CO2制备CH4反应中，带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。

Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是__O>Ge>Zn__。

(3)(2016·全国卷Ⅱ)单质铜及镍都是由__金属__键形成的晶体：元素铜与镍的第二电离能分别为：I Cu＝195 9 kJ/mol，I Ni＝175 3 kJ/mol，I Cu>I Ni的原因是__铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子，所以I Cu>I Ni__。

(4)(2018·武汉一模)N原子核外有__七(或“7”)__种不同运动状态的电子。

基态N原子中，能量最高的电子所占据的原子轨道的形状为__哑铃形__。

第二周期中，第一电离能介于B元素和N元素间的元素为__Be、C、O__(填“元素符号”)。

(5)(2018·江西八校联考)铜元素处于元素周期表的__ds__区，其基态原子中，核外电子占据的电子云轮廓图为球形的能级有__4__个。

从原子结构角度分析，Fe3＋比Fe2＋更稳定而Mn2＋比Mn3＋更稳定的原因是__Fe3＋的3d轨道半充满，所以比Fe2＋更稳定，而Mn2＋的3d轨道半充满，所以Mn2＋更稳定__。

(6)(2018·昆明一模)基态砷原子的价电子轨道表达式(电子排布图)为
____，其未成对电子所在原子的轨道轮廓图形为__哑铃型(纺锤形)__。

试解释很多金属化合物灼烧时会产生特殊的火焰颜色__基态原子吸收能量发生跃迁到激发态，然后又从激发态跃迁到基态时，将吸收的能量释放以光的形式表现出来__。

解析(1)Ge是32号元素，位于第四周期第IV A族，基态Ge原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2或[Ar]3d104s24p2，在最外层的4s能级上2个电子为成对电子，4p轨道中2个电子分别处于不同的轨道内，有2个未成对电子；(2)元素非金属性：Zn<Ge<O，元素的非金属性越强，吸引电子的能力越强，元素的电负性越大，故电负性：O>Ge>Zn；(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3d104s1，3d能级全充满，较稳定，失去第2个电子较难，因此第二电离能I Cu＞I Ni。

(4)原子核外没有两个运动状态完全相同的电子，因此有几个电子就有几种运动状态，N原子核外有7个电子，所以有7种不同运动状态的电子；基态N原子的电子排布式为1s22s22p3，能量由低到高，由里到外排布，则能量最高的电子所占据的原子轨道为2p轨道，呈哑铃形；同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第IIA族、第V A族元素原子最外层电子处于该轨道的全
充满、半充满的稳定状态，所以其第一电离能大于其相邻元素，故第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O三种元素；(5)铜的电子排布为：1s22s22p63s23p63d104s1，位于周期表中ds区，球形的能级有：1s、2s、3s、4s四个；离子的结构，如果处于全充满、半充满等稳定结构，该价态就相对较稳定。

(6)As为第四周期第ⅤA族元素，所以原子核外价电子排布式为4s24p3,4p轨道中
有3个电子，且都是单电子，其价电子轨道排布图为：；其未成对电子所在原子的轨道为4p轨道，轨道轮廓图形为哑铃型(纺锤形)。

当含某金属元素的物质在火焰上灼烧时，基态原子中的电子吸收了能量，从能量较低的轨道跃迁到能量较高的轨道，但处于能量较高轨道上的电子是不稳定的，很快跃迁回能量较低的轨道，同时将多余能量以光的形式释放，而放出的光的波长在可见光范围内，所以能使火焰呈现一定的颜色。

2．(1)(2018·承德期末)镝(Dy)的基态原子电子排布式为[Xe]4f106s2，画出镝(Dy)原子外围电子排布图：
______。

高温超导材料镧钡铜氧化物中含有Cu3＋，基态时Cu3＋的电子排布式为__[Ar]3d8(或1s22s22p63s23p63d8)__。

元素铈(Ce)可以形成配合物(NH4)2[Ce(NO3)6]。

组成配合物的四种元素，电负性由大到小的顺序为__O>N>H>Ce__(用元素符号表示)。

观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3 价的元素是__镧__(填元素名称)。

几种镧系元素的电离能(单位：kJ • mol－1)
元素I1I2I3I4
Yb(镱) 604 1217 4494 5014
Lu(镥) 532 1390 4111 4987
La(镧) 538 1067 1850 5419
Ce(铈) 527 1047 1949 3547
(2)(2018·山东天成大联考)基态磷原子电子占据的最高能层符号是__M__，占据该能层的电子中能量最高的电子其电子云在空间有__3__个伸展方向，原子轨道呈__哑铃__形。

写出核外有24种运动状态不同的电子的钴离子的电子排布式__1s22s22p63s23p63d6__。

第三周期中第一电离能介于铝和磷之间的元素分别为：
__镁、硅、硫__。

镍的M能层有：__三__种能量不同的电子
(3)(2018·中原名校联考)量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，电子除空间运动状态外，还有一种运动状态叫做__自旋__。

基态砷原子的电子排布式为[Ar]__3d104s24p3__,_基态Sn原子的未成对电子数是Cu的__2__倍，Pb位于周期表的__p__区。

解析(1)根据镝(Dy)的基态原子电子排布式[Xe]4f106s2可知，镝(Dy)原子外围4f能级上有10个电子，6s能级上有2个电子，则其外围电子排布图为：
；Cu是29号元素，基态原子的电子排布式为：[Ar]3d104s1，高温超导材料镧钡铜氧化物中含有Cu3＋，说明Cu失去3个电子，则基态时Cu3＋的电子排布式为：[Ar]3d8 (或1s22s22p63s23p63d8)；组成配合物的四种元素中，因元素非金属性越强，电负性越大，则O>N>H，又因Ce是金属，其电负性在四种元素中最小，所以电负性大小顺序为：O>N>H>Ce ；第三电离能与第一电离能、第二电离能相差越小，第三个电子越容易失去，＋3价可能性越大，在上述表中，镧的I1、I2和I3最接近，则最有可能显示＋3 价的元素是镧。

(2)磷为15号元素，基态磷原子电子占据的最高能层符号是M，占据该能层的电子中能量最高的电子为3p，其电子云在空间有3个伸展方向，原子轨道呈哑铃形，有24种运动状态不同的电子即有24个电子的钴离子，电子排布式为：1s22s22p63s23p63d6；镍的电子排布为：1s22s22p63s23p63d84s2，所以M层有三种能量的电子。

(3)量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，电子除空间运动状态外，还有一种运动状态称为自旋；As位于第四周期第V A族，基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 ; Sn原子的未成对电子为2个，Cu原子的未成对电子为1个，所以基态Sn原子的未成对电子数是Cu 的2倍；属于p区。

3．现有五种元素，其中A、B、C为短周期主族元素，D、E为第四周期元素，它们的原子序数依次增大。

请根据下列相关信息，回答问题。

A元素原子的核外电子数和能层数相等，也是宇宙中最丰富的元素；B元素原子的核外p电子数比s电子数少1；C原子的第一至第四电离能分别是：I1＝738 kJ·mol－1，I2＝1 451 kJ·mol－1，I3＝7 733 kJ·mol－1，I4＝10 540 kJ·mol－1；D是前四周期中电负性最小的元素；E在周期表的第七列。

(1)已知BA5为离子化合物，写出其电子式。

(2)B基态原子中能量最高的电子，其电子云在空间有__3__个方向，原子轨道呈__哑铃(或纺锤)__状。

(3)某同学根据上述信息，推断C基态原子的核外电子排布图为
该同学所画的电子排布图违背了__泡利原理__。

(4)E位于第__ⅦB__族，__d__区，价电子排布式为__3d54s2__。

(5)检验D元素的方法是__焰色反应__，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因是__当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子；电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将以光的形式释放能量__。

解析根据提供信息，可以推断A为H元素，B为N元素，C为Mg元素，
D为K元素，E为Mn元素。

(1)NH5的电子式为。

(2)N的基态原子中能量最高的电子为2p能级上的电子，电子云在空间有3个方向，原子轨道呈哑铃状。

(3)该同学所画的电子排布图中3s能级上的两个电子自旋方向相同，违背了泡利原理。

(4)Mn的价电子排布式为3d54s2，位于第四周期第ⅦB族，属于d区元素。

(5)检验钾元素可以利用焰色反应。

电子排布式的常见错误和书写技巧
考点二分子结构与性质
命题规律：
1．题型：Ⅱ卷(选做)填空题。

2．考向：本考点在高考中的常见命题角度有围绕某物质判断共价键的类型和数目，分子的极性，中心原子的杂化方式，微粒的立体构型，氢键的形成及对物质的性质影响等，考查角度较多，但各个角度独立性大，难度不大。

方法点拨：
1．共价键类型与识别
(1)共价键分类
(2)配位键：形成配位键的条件是成键原子一方(A)能够提供孤电子对，另一方(B)具有能够接受孤电子对的空轨道，可表示为A→B。

(3)σ键和π键的判断方法：
共价单键全为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。

2．利用键参数分析比较同类型分子性质
3．中心原子价层电子对数、杂化类型与粒子构型内在逻辑化
价层电子
对数
2 3 4
杂化类型sp sp2sp3
价层电子
对模型
直线形平面三角形四面体形
粒子组成
与构型
AB2
直线形
AB2
V形
AB3
三角形
AB2
V形
AB3
三角形
AB4
正四面
体形规律
当中心原子无孤电子对时，分子构型与价层电子对模型一致；当有孤
电子对时，分子的模型为去掉孤电子对后剩余部分的空间构型4．等电子体原理认识分子(粒子)性质
5．多视角理解三种作用力对物质性质影响的区别
范德华力氢键共价键作用微粒分子H与N、O、F 原子
强度比较共价键>氢键>范德华力
强弱因素
组成和结构相似的
物质，相对分子质
量大小
形成氢键元素的电
负性大，原子半径
小
原子半径
对物质
性质的影响
影响物质的熔、沸
点、溶解度等物理
性质
分子间氢键使熔、
沸点升高，溶解度
增大
键长越短，键能越
大，稳定性越强
1．(1)(2018·全国卷Ⅰ)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂，LiAlH4中的阴离子空间构型是__正四面体__、中心原子的杂化形式为__sp3__。

LiAlH4中存在__AB__(填标号)。

A．离子键B．σ键C．π键D．氢键
(2)(2018·全国卷Ⅱ)硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：
H2S S8FeS2SO2SO3H2SO4熔点/℃－85.5 115.2
600(分解)
－75.5 16.8 10.3 沸点/℃－60.3 444.6 －10.0 45.0 337.0 回答下列问题：
①根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是__H2S__。

②图a为S8的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多，主要原因为__S8相对分子质量大，分子间范德华力强__。

③气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为__平面三角__形，其中共价键的类型有__2__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__sp3__。

(3)(2017·全国卷Ⅱ) 经X射线衍射测得化合物R的晶体结构，其局部结构如图所示。

①从结构角度分析，R中两种阳离子的相同之处为__ABD__，不同之处为__C__。

(填标号)
A．中心原子的杂化轨道类型B．中心原子的价层电子对数
C．立体结构D．共价键类型
②R中阴离子N－5中的σ键总数为__5__个。

分子中的大π键可用符号πn m表示，其中m代表参与形成的大π键原子数，n代表参与形成的大π键电子数(如苯分子中的大π键可表示为π66)，则N－5中的大π键应表示为__π65__。

③图中虚线代表氢键，其表示式为(NH＋4)N－H…Cl、__(H3O＋)O—H…N__、__(NH＋4))N—H…N__。

(4)(2017·全国卷Ⅲ)①CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为__sp__和__sp3__。

②在CO2低压合成甲醇反应(CO2＋3H2===CH3OH＋H2O)所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为__H2O>CH3OH>CO2>H2__，原因是__H2O与CH3OH 均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多；CO2与H2均为非极性分子，CO2分子量较大、范德华力较大__。

③硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料，Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外，还存在__离子键和π键(或π64键)__。

突破点拨
(1)判断杂化方式、空间构型的思路为：确定价层电子对数→确定杂化方式→确定价层电子对空间构型→确定分子或离子的空间构型；(2)分子晶体熔沸点：先看有无氢键，再看相对分子质量大小，再看分子极性。

解析(1)LiAlH4中的阴离子是AlH－4，中心原子铝原子含有的价层电子对数是4，且不存在孤对电子，所以空间构型是正四面体，中心原子的杂化轨道类型是sp3杂化；阴阳离子间存在离子键，Al与H之间还有共价单键，不存在双键和氢键；(2)①根据价层电子对互斥理论可知H2S、SO2、SO3的气态分子中，中
心原子价层电子对数分别为2＋6－1×2
2＝4,2＋
6－2×2
2＝3,3＋
6－2×3
2＝3，因此不
同其他分子的是H2S。

②S8和SO2均为分子晶体，但是S8的相对分子质量大，范德华力大，熔、沸点高。

③气态三氧化硫以单分子形式存在，中心S原子含有
的价层电子对数是3＋6－2×3
2＝3，且不存在孤对电子，所以其分子的立体构型
为平面三角形。

分子中存在氧硫双键，因此其中共价键的类型有2种，即σ键、π键；固体三氧化硫中存在如图(b)所示的三聚分子，该分子中S原子形成4个共价键，因此其杂化轨道类型为sp3。

(3)①根据图中原子种类确定，阳离子是NH＋4和H3O＋，NH＋4中心原子N含有4个σ键，孤电子对数为(5－1－4×1)/2＝0，价层电子对数为4，杂化类型为sp3，空间构型为正四面体形，H3O＋中心原子是O，含有3个σ键，孤对电子对数为(6－1－3)/2＝1，价层电子对数为4，杂化类型为sp3，空间构型为三角锥形，因此ABD三项相同，C项不同；②N－5图中σ键总数为5个；根据信息，N－5的大π键应是表示为：π65；③根据图示还有氢键是：(H3O＋)O—H…N、(NH＋4)N—H…N；(4)①CO2和CH3OH的中心原子C原子的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。

②在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为H2O>CH3OH>CO2>H2，原因是常温下水和甲醇是液体而二氧化碳和氢气是气体，液体的沸点高于气体；H2O与CH3OH均为极性分子，H2O中氢键比甲醇多，所以水的沸点高于甲醇；CO2与H2均为非极性分子，CO2分子量较大、范德华力较大，所以CO2的沸点较高。

③硝酸锰是离子化合物，硝酸根和锰离子之间形成离子键，硝酸根中N原子与3个氧原子形成3个σ键，硝酸根中有一个氮氧双键，所以还存在π键。

【变式考法】
(1)(2018·江苏卷)臭氧(O3)在[Fe(H2O)6]2＋催化下能将烟气中的SO2、NO x分别氧化为SO2－4和NO－3，NO x也可在其他条件下被还原为N2。

①SO2－4中心原子轨道的杂化类型为__sp3___；NO－3的空间构型为__平面(正)三角形__(用文字描述)。

②与O3分子互为等电子体的一种阴离子为__NO－2__(填化学式)。

③[Fe(H2O)6]2＋与NO反应生成的[Fe(NO)(H2O)5]2＋中，NO以N原子与Fe2＋形成配位键。

请在[Fe(NO)(H2O)5]2＋结构示意图的相应位置补填缺少的配体。

(2)(2018·开封期末)碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下
列有关事实： 化学键 C —C C —H C —O Si —Si Si —H Si —O 键能/(kJ·mol －1)
356 413 336 226 318 452
①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是__C —C 键和C —H 键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si —Si 键和Si —H 键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成__。

②SiH 4的稳定性小于CH 4，更易生成氧化物，原因是__C —H 键的键能大于C —O 键，C —H 键比C —O 键稳定；而Si —H 键的键能却远小于Si —O 键，所以Si —H 键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si —O 键__。

③为何碳与碳原子易形成双键和三键，但是硅原子和硅原子难以形成双键及三键__因为硅原子半径比碳原子半径要大，硅原子之间形成σ键后，原子间的距离比较大，p 电子云之间进行难以进行“肩并肩”重叠或重叠程度小，所以难以形成稳定的双键及三键__。

(3)(2018·中原名校联考)① 叶绿素是以镁离子为中心的卟啉配合物，其结构如图。

Mg 2＋与N 原子形成的化学键为配位键的是__b__(填“a”或“b”)。

叶绿素分子中C 原子的杂化轨道类型有__sp 2、sp 3__。

②已知：2UO 2＋5NH 4HF 2――→150℃2UF 4·NH 4F ＋3NH 3↑＋ 4H 2O ↑
HF －2的结构为[F －H…F]－
NH 4HF 2中含有的化学键有__BCD__ (填选项字母)。

A ．氢键
B ．配位键
C ．共价键
D ．离子键
E ．金属键
③HSCN 有两种结构，H —S —C≡N(硫氰酸)在水中的溶解度低于H —N ＝C ＝S(异硫氰酸) ，其原因是__H —N ＝C ＝S 与水分子间能形成氢键__。

羟基苯甲
酸有多种同分异构体，其中对羟基苯甲酸()沸点高于邻羟基苯甲酸
()的原因为：__对羟基苯甲酸形成分子间氢键，而邻羟基苯甲酸形成分子内氢键__。

低级醇在水中溶解度较大，其中戊醇在水中溶解度__大于__(填“大于”或“小于”)庚醇，原因为：__醇分子中含有羟基，与水结构相似，但随着碳原子数目增多，与水的相似程度减小，所以水中溶解度减小__。

(4)(2018·东北三校联考)二水合草酸镓的结构如图所示，其中镓原子的配位数为__4__，草酸根中碳原子的杂化方式为__sp2__。

乙二胺(H2NCH2CH2NH3) 和三甲胺[N(CH3)3]均属于胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，其原因是__乙二胺分子间能形成氢键，而三甲胺分子间不能形成氢键__。

氢氟酸中存在H2F2的原因是__HF分子之间存在氢键__。

解析(1)①SO2－4中中心原子S的价层电子对数为1
2(6＋2－4×2)＋4＝4，SO
2－
4
中S为sp3杂化。

NO－3中中心原子N的孤电子对数为1
2(5＋1－3×2)＝0，成键电子
对数为3，价层电子对数为3，VSEPR模型为平面三角形，由于N原子上没有孤电子对，NO－3的空间构型为平面(正)三角形。

②用替代法，与O3互为等电子体的一种阴离子为NO－2。

③根据化学式，缺少的配体是NO和H2O，NO中N为配位
原子，H2O中O上有孤电子对，O为配位原子，结合方式为：(2)①硅烷种类和数量主要取决于形成硅烷的化学键稳定性；②化学反应进行难易与反应物和生成物的相对稳定有关；③要形成双键和三键，关键要能发生电子云的肩并肩重叠；(3)①从结构图可知：在b中氮原子已经形成3条共价键，剩下的孤电子对与镁离子形成配位键，所以Mg2＋与N原子形成的化学键为配位键的是b; 根据杂化轨道数＝中心原子的孤电子对数＋中心原子的σ键个数；叶绿素分子含有结构，杂化轨道数＝0＋3＝3，C原子的杂化轨道为sp2；叶绿素分
子含有结构，杂化轨道数＝0＋4＝4，C原子的杂化轨道为sp3。

②已知HF－2的结构为[F－H…F]－，所以NH4HF2为离子化合物，即类似于铵盐，所以含有的化学键有离子键、共价键和配位键。

③一般而言，同分异构体中，能与水形成氢键的水溶性加强；物质分子能够形成分子间氢键的熔、沸点高于形成分子内氢键的物质；醇分子中含有羟基，所以与水结构相似，但是随着碳原子数增多，相似度减小，溶解度也就减小。

(4)根据结构图，Ga的配位数为4，C原子有3个σ键，无孤电子对，因此C的杂化类型为sp2；乙二胺分子间能形成氢键，而三甲胺分子间不能形成氢键。

氢氟酸中存在H2F2的原因是HF分子之间存在氢键形成了缔合分子。

答案(1)③见解析
2．(1)(2018·河南六市联考)①S2O2－3离子结构如图所示，其中心硫原子的杂化轨道类型为__sp3__。

写出与S2O2－3等电子体的离子和分子各一种__CCl4(或SiCl4)和SO2－4(或ClO－4或PO3－4)__。

②Na3[Ag(S2O3)2]中存在的作用力有离子键、共价键、__配位键__。

H2SO4的酸性比H2SO3的强，其原因是__H2SO4分子中非羟基氧数大于H2SO3__。

③在空气中灼烧Ag2S生成Ag和SO2 ，SO2 分子中硫原子的价层电子对数为__3__，其分子空间构型为__V形__。

SO2易溶于水，原因是__根据相似相溶原理，SO2和水均为极性分子，且SO2和水反应__。

(2)(2018·福州质检)①B易形成配离子，如[B(OH)4]－、[BH4]－等。

[B(OH)4]－的结构式为
____(标出配位键)，其中心原子的VSEPR模型名称为__正四面体形__，写出[BH4]－的两种等电子体__CH4_、NH＋4__。

②图1表示偏硼酸根的一种无限长的链式结构，其化学式可表示为__(BO2)n－n ___(以n表示硼原子的个数)，图2表示的是一种五硼酸根离子，其中B原子的。