高考化学考点一遍过考点59 晶体结构与性质

一、晶体常识 1．晶体与非晶体 比较 晶体 非晶体 结构特征 结构粒子周期 性有序排列 结构粒子无序排列 性质 特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同 表现 各向异性 各向同性 二者区 分方法 ①间接方法：测定其是否有固定的熔点； ②科学方法：对固体进行 X−射线衍射实验 2．获得晶体的三条途径 （1）熔融态物质凝固。 （2）气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 （3）溶质从溶液中析出。 3．晶胞 （1）概念：描述晶体结构的基本单元。 （2）晶体中晶胞的排列——无隙并置 ①无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 ②并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 ③形状：一般而言晶胞都是平行六面体。 4．晶格能 （1）定义：气态离子形成 1 摩离子晶体释放的能量，通常取正值，单位：kJ·mol−1。 （2）影响因素 ①离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能越大。 ②离子的半径：离子的半径越小，晶格能越大。 （3）与离子晶体性质的关系 晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，且熔点越高，硬度越大。 易错警示： （1）具有规则几何外形的固体不一定是晶体，如切割整齐的玻璃。 （2）晶胞是从晶体中“截取”出来具有代表性的最小部分，而不一定是最小的“平行六面体”。 二、四类晶体的组成和性质 四种类型晶体的比较 类型 比较 离子晶体 金属晶体 分子晶体 原子晶体 概念 离子间通过离子 键结合而成的晶 体 金属原子通过金属键相 互结合形成的单质晶体 分子间以分子间作用 力相结合而形成的晶 体 相邻原子间以共价键 相结合而形成的具有 空间网状结构的晶体 构成晶体微粒 阴、阳离子 金属阳离子、自由电子 分子 原子 微粒之间的作用 力 离子键 金属键 分子间作用力 共价键 物理性 质 熔、沸点 较高 有的高(如钨)、有的低 (如汞) 较低 很高 硬度 较大 有的高(如铬)、有的低 (如钠) 较小 很大 导电性 熔融或在水溶液 中导电 良 本身不导电，溶于水时 发生电离后可导电 绝缘体(或半导体) 延展性 无 良 无 无 溶解性 易溶于极性溶剂， 难溶于有机溶剂 一般不溶于溶剂，钠等活 泼金属可与水、醇、酸反 应 极性分子易溶于极性 溶剂；非极性分子易溶 于非极性溶剂 不溶于任何溶剂 典型实例 强碱(如 NaOH)、 绝 大 部 分 盐 ( 如 NaCl)、金属氧化 金属单质(如钠、铝、铁 等)与合金 大多数非金属单质(如 P4、硫等)、非金属氧 化物(如 CO2、SO2 等， 金刚石、晶体硅、二氧 化硅等 物(如 Na2O) SiO2 除 外 ) 、 酸 ( 如 H2SO4)、所有非金属氢 化物(如甲烷、硫化氢 等)、绝大多数有机物 (有机盐除外) 典型晶体模型 晶体 晶体结构 晶体详解 原子 晶体 金刚石 （1）每个 C 与相邻的 4 个 C 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 C 组成且 6 个原子不在同一平面内； （4）每个 C 参与 4 条 C—C 键的形成，C 原子数与 C—C 键数之比为 1∶ 2 原子 晶体 SiO2 （1）每个 Si 与 4 个 O 以共价键结合，形成正四面体结构； （2）每个正四面体占有 1 个 Si，4 个“ 1 2 O”，n(Si)∶n(O)=1∶2； （3）最小环上有 12 个原子，即 6 个 O，6 个 Si 分子 晶体 干冰 （1）每 8 个 CO2 分子构成立方体且在 6 个面心又各占据 1 个 CO2 分子； （2）每个 CO2 分子周围等距离且紧邻的 CO2 分子有 12 个 离子 晶体 NaCl 型 （1）每个 Na+(Cl−)周围等距离且紧邻的 Cl−(Na+)有 6 个。每个 Na+周围 等距离且紧邻的 Na+有 12 个； （2）每个晶胞中含 4 个 Na+和 4 个 Cl− 离子 晶体 CsCl 型 （1）每个 Cs+(Cl−)周围等距离且紧邻的 Cs+(Cl−)有 6 个；每个 Cs+周围 等距离且紧邻的 Cl−有 8 个； （2）每个晶胞中含 1 个 Cs+和 1 个 Cl− 金属 晶体 简单立 方堆积 典型代表为 Po，配位数为 6，空间利用率为 52% 面心立 方最密 堆积 又称为 A1 型或铜型，典型代表为 Cu、Ag、Au，配位数为 12，空间利 用率为 74% 体心立 方堆积 又称为 A2 型或钾型，典型代表为 Na、K、Fe，配位数为 8，空间利用 率为 68% 六方最 密堆积 又称为 A3 型或镁型，典型代表为 Mg、Zn、Ti，配位数为 12，空间利 用率为 74% 三、晶体类型的判断及熔、沸点比较 1．晶体类型的判断方法 （1）依据构成晶体的微粒和微粒间的作用力判断 ①离子晶体的构成微粒是阴、阳离子，微粒间的作用力是离子键。 ②原子晶体的构成微粒是原子，微粒间的作用力是共价键。 ③分子晶体的构成微粒是分子，微粒间的作用力是范德华力。 ④金属晶体的构成微粒是金属阳离子和自由电子，微粒间的作用力是金属键。 （2）依据物质的分类判断 ①金属氧化物(如 K2O、Na2O 等)、强碱(NaOH、KOH 等)和绝大多数的盐是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等外)、非金属氢化物、非金属氧化物(除 SiO2 外)、绝大 多数酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的单质类原子晶体有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的化合类原子晶体有碳化硅、二氧化硅 等。 ④金属单质及合金是金属晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 离子晶体的熔点较高；原子晶体的熔点很高；分子晶体的熔点较低；金属晶体多数熔点高，但也有比 较低的。 （4）依据导电性判断 ①离子晶体溶于水或处于熔融状态时能导电。 ②原子晶体一般为非导体。 ③分子晶体为非导体，但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。 （5）依据硬度和机械性能判断 离子晶体硬度较大(或硬而脆)；原子晶体硬度大；分子晶体硬度小且较脆；金属晶体多数硬度大且具有 延展性，但也有硬度较低的。 2．不同类型晶体的熔、沸点的比较 （1）不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。 但应注意原子晶体的熔点不一定比离子晶体高，如 MgO 具有较高的熔点，金属晶体的熔点不一定比分 子晶体的熔点高，如汞常温时为液态。 （2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等金属的熔、沸点很高，汞、铯等金属的熔、沸点很低。 3．同种类型晶体的熔、沸点的比较 （1）原子晶体 原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高 如熔点：金刚石>碳化硅>硅。 （2）离子晶体 ①一般地，离子所带的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸 点就越高，如熔点：MgO>MgCl2>NaCl>CsCl。 ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔点越高，硬度也 越大。 （3）分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；能形成氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，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>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， CH3OH>CH3CH3。 ④同分异构体，支链越多，熔、沸点越低。 如 CH3—CH2—CH2—CH2—CH3> > （4）金属晶体 金属离子半径越小，离子所带电荷数越多，其金属键越强，金属的熔、沸点越高，如熔、沸点：NaMgCl2>MgO C．Rb>K>Na>Li D．金刚石>Si>钠 4．下列说法正确的是(NA 为阿伏加德罗常数) A．124 g P4 中含有 P—P 键的个数为 4NA B．12 g 石墨中含有 C—C 键的个数为 1.5NA C．12 g 金刚石中含有 C—C 键的个数为 4NA D．60 g SiO2 中含有 Si—O 键的个数为 2NA 5．下列数据是对应物质的熔点(℃)： BCl3 Al2O3 Na2O NaCl AlF3 AlCl3 干冰 SiO2 －107 2 073 920 801 1 291 190 －57 1 723 据此做出的下列判断中错误的是 A．铝的化合物的晶体中有的是离子晶体 B．表中只有 BCl3 和干冰是分子晶体 C．同族元素的氧化物可形成不同类型的晶体 D．不同族元素的氧化物可形成相同类型的晶体 6．钛酸钡的热稳定性好，介电常数高，在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。钛酸钡晶体的晶胞结构 示意图如图所示，它的化学式是 A．BaTi8O12 B．BaTi4O5 C．BaTi2O4 D．BaTiO3 7．根据表中给出的几种物质的熔、沸点数据，判断下列有关说法中错误的是 晶体 NaCl MgCl2 AlCl3 SiCl4 单质 B 熔点/℃ 810 710 190 －68 2 300 沸点/℃ 1 465 1 418 182.7 57 2 500 (注：AlCl3 的熔点在 2.02×105Pa 条件下测定) A．SiCl4 和 AlCl3 都是分子晶体 B．单质 B 可能是原子晶体 C．NaCl 和 MgCl2 在熔融状态和溶于水时均能导电 D．NaCl 的键的强度比 MgCl2 的小 8．下列对各组物质性质的比较中，正确的是 A．硬度：Li>Na>K B．熔点：金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅 C．第一电离能：NaNaBr，硬度 NaF>NaBr。 6．【答案】（1）①1s22s22p63s23p63d10 或[Ar]3d10 Cu+价电子排布式为 3d10，为全充满结构，更稳定 ②2NA ③sp、sp2 N （2）6 30 3 A 103 10 4 ( )N a b   【解析】（1）①首先写出 Cu 原子的核外电子排布式，然后失去 1 个电子即可得到 Cu+基态核外电子的 排布式；②由乙炔的结构式 H—C≡C—H 可知 1 个 2- 2 2 2C O 与 均含有 2 个π键；③前面的 2 个碳原子均为 sp2 杂化，后面的碳原子为 sp 杂化；（2）依据化学式 Cu3N 可知 8 个顶点为 N3−、12 个棱上为 Cu+，所 以一个晶胞中含有 3 个 Cu+、1 个 N3−；一个晶胞中有 3 个 Cu+距离 N3−最近，1 个 Cu+被 4 个晶胞共用， 所以 N3−的配位数为 3 4 ×8=6；一个晶胞的质量为 A 3 64 14 N   g；晶胞的边长为(2a+2b) pm，晶胞体积为 (2a+2b)3 pm3，然后根据密度公式即可求出密度，注意单位换算。 考点冲关 1．【答案】C 【解析】A 项中固态 Ar 为分子晶体；B 项中 H2SO4 为分子晶体、石墨是混合型晶体；D 项中玻璃是非晶 体。 2．【答案】D 【解析】A 项，离子晶体中每个离子周围不一定吸引 6 个带相反电荷的离子，如 CsCl 晶体中每个 Cs＋吸 引 8 个 Cl－；B 项，金属晶体中的自由电子不是因为外电场作用产生的；C 项，分子晶体不一定是液态或 气态，可能为固态，如 I2、S8 等。 3．【答案】D 【解析】晶体熔点的高低取决于构成该晶体的结构粒子间作用力的大小。A 项，物质均为结构相似的分 子晶体，其熔点取决于分子间作用力的大小，一般来说，结构相似的分子晶体，相对分子质量越大者分 子间作用力也越大，故 A 项各物质熔点应为逐渐升高的顺序；B 项，物质均为离子晶体，离子晶体熔点 高低取决于离子键键能的大小，一般来说，离子的半径越小，电荷越多，离子键的键能就越强，故 B 项 各物质熔点也应为升高顺序；C 项，物质均为同主族的金属晶体，其熔点高低取决于金属键的强弱，而 金属键键能与金属原子半径成反比，与价电子数成正比，碱金属原子半径依 Li～Cs 的顺序增大，价电子 数相同，故熔点应是 Li 最高，Cs 最低；D 项，原子晶体的熔点取决于共价键的键能，键能则与键长成 反比，金刚石 C—C 键的键长更短些，所以金刚石的熔点比硅高。原子晶体的熔点一般比金属晶体的熔 点高。 6．【答案】D 【解析】仔细观察钛酸钡晶体的晶胞结构示意图可知：Ba2＋在立方体的中心，完全属于该晶胞；Ti4＋处 于立方体的 8 个顶点，每个 Ti4＋为与之相连的 8 个立方体所共用，即每个 Ti4＋只有1 8 属于该晶胞；O2－处 于立方体的 12 条棱的中点，每条棱为 4 个立方体共用，即每个 O2－只有1 4 属于该晶胞。则晶体中 Ba2＋、 Ti4＋、O2－的个数比为 1∶(8×1 8)∶(12×1 4)＝1∶1∶3。 7．【答案】D 【解析】由表中所给熔、沸点数据可知，SiCl4 和 AlCl3 都为分子晶体，A 项正确；单质 B 的熔、沸点很 高，可能为原子晶体，B 项正确；NaCl 和 MgCl2 都是离子晶体，在熔融状态和溶于水时均能导电，C 项 正确；NaCl 的熔、沸点高于 MgCl2，表明 Na＋与 Cl－的键 8．【答案】A 【解析】碱金属元素中，其硬度随着原子序数的增大而减小，所以硬度 Li>Na>K，故 A 正确；原子晶体 中，键长越长其键能越小，则晶体的熔点越低，键能大小顺序是 C—C 键、Si—O 键、C—Si 键、Si—Si 键，所以熔点高低顺序是金刚石>二氧化硅>碳化硅>晶体硅，故 B 错误；同一周期，元素第一电离能随 着原子序数的增大而呈增大趋势，但第ⅡA 族、第ⅤA 族元素第一电离能大于相邻元素，第一电离能： Mg>Al>Na，故 C 错误；空间利用率：六方最密堆积=面心立方最密堆积>体心立方堆积，故 D 错误。 9．【答案】D 【解析】根据图片知，每个碳原子被 3 个六元环占有，利用均摊法知，7 个六元环含有碳原子个数为 1 3 ×6×7=14。 11．【答案】（1）2 体心 顶点 8 （2）2CuH＋3Cl2=====点燃 2CuCl2＋2HCl （3）F－ （4）TiN>MgO>CaO>KCl 12 【解析】（1）体心立方晶胞中，1 个原子位于体心，8 个原子位于立方体的顶点，故 1 个晶胞中金属原 子数为 8×1 8 ＋1＝2；氯化铯晶胞中，Cs＋位于体心，Cl－位于顶点，Cs＋的配位数为 8。 （2）由晶胞可知，粒子个数比为 1∶1，化学式为 CuH，＋1 价的铜与－1 价的氢均具有较强的还原性， 氯气具有强氧化性，产物为 CuCl2 和 HCl。 （3）由晶胞结构可知，黑球有 1 个，灰球有 1 个，白球有 3 个，由电荷守恒可知 n(Mg2＋)∶n(K＋)∶n(F －)＝1∶1∶3，故白球为 F－。 （4）从 3 种离子晶体的晶格能数据知道，离子所带电荷越多、离子半径越小，离子晶体的晶格能越大， 离子所带电荷数：Ti3＋>Mg2＋，离子半径：Mg2＋＜Ca2＋，所以熔点：TiN>MgO>CaO>KCl；MgO 晶体中 一个 Mg2＋周围和它最邻近且等距离的 Mg2＋有 12 个。 12．【答案】（1）sp2 杂化 平面三角形 （2）N2O 或 CS2 原子 （3）abc （4）12 3 A 4M N （5）①3d64s2 ②Fe(CN)2+4KCN K4[Fe(CN)6] （3）[Al(OH)4]−中铝离子与氢氧根离子之间存在配位键、氢氧根离子中氧原子与氢原子之间形成共价键， 属于σ键，离子中没有π键； （4）选择一个顶点为中心原子，离该顶点最近的原子为面心原子，一个晶胞中有 3 个面心离此顶点距离 最近且相等，一个晶胞中贡献 3 2 个面心原子，则 E 原子配位数为 3 2 ×8=12；一个晶胞中含有 Ti 原子为 1 8 ×8+ 1 2 ×6=4，1 mol 晶胞的质量为 4M g，设该晶胞的“边长”为 a cm，a3×NA×ρ=4M； （5）②Fe(CN)2 溶于过量 KCN 溶液生成配位数为 6 的配合物[Fe(CN)6]4−。 13．【答案】（1）8 12 （2）O 1∶6 （3）电子气 （4）H3BO3 分子间作用力 （5）183.2 a3 g·cm－3 【解析】（1）CaF2 晶体中 Ca2＋的配位数为 8，F－的配位数为 4，Ca2＋和 F－个数比为 1∶2；铜晶体中未 标号的铜原子周围最紧邻的铜原子为上层的 1、2、3，同层的 4、5、6、7、8、9，下层的 10、11、12， 共 12 个。 （2）图Ⅱ中 B 原子最外层三个电子形成三条共价键，最外层共 6 个电子，H 原子达到 2 电子稳定结构， 只有氧原子形成两条共价键达到 8 电子稳定结构。H3BO3 晶体是分子晶体，相互之间通过氢键相连，每 个 B 原子形成三条 B—O 极性键，每个 O 原子形成一条 O—H 极性键，共六条极性键。 （3）电子气理论把金属键描述为金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子 所共用，从而把所有的金属原子维系在一起，可以用来解释金属键的本质，金属的延展性、导电性、导 热性。 （4）H3BO3 晶体是分子晶体，熔点最低，受热熔化时克服分子间作用力。 （5）一个 CaF2 晶胞中实际拥有的离子数：Ca2＋数为 8×1 8 ＋6×1 2 ＝4，而 F－数为 8，从而确定 1 个晶胞实 际拥有 4 个“CaF2”，则 CaF2 晶体的密度为 4×78 g·mol－1÷[( 2a×10－8 cm)3×6.02×1023 mol－1]＝183.2 a3 g·cm－ 3。 1．【答案】（5）六方最密堆积（A3 型） 2 A 65 6 4 36N a c     2．【答案】（1）D C （2）Li+核电荷数较大 （3）正四面体 sp3 AB 直通高考 （4）520 498 2908 （5） 7 3 A 8 7 4 16 (0.4665 10 )N      【解析】分析：（1）根据处于基态时能量低，处于激发态时能量高判断； （2）根据原子核对最外层电子的吸引力判断； （3）根据价层电子对互斥理论分析；根据物质的组成微粒判断化学键； （4）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； （5）根据晶胞中含有的离子个数，结合密度的定义计算。 详解：（1）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； （5）根据晶胞结构可知锂全部在晶胞中，共计是 8 个，根据化学式可知氧原子个数是 4 个，则 Li2O 的 密度是   3 37 A 8 7 4 16 g/cm 0.4665 10 m V N        。 点睛：本题考查核外电子排布，轨道杂化类型的判断，分子构型，电离能、晶格能，化学键类型，晶胞 的计算等知识，保持了往年知识点比较分散的特点，立足课本进行适当拓展，但整体难度不大。难点仍 然是晶胞的有关判断与计算，晶胞中原子的数目往往采用均摊法：①位于晶胞顶点的原子为 8 个晶胞共 用，对一个晶胞的贡献为 1/8；②位于晶胞面心的原子为 2 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/2；③位 于晶胞棱心的原子为 4 个晶胞共用，对一个晶胞的贡献为 1/4；④位于晶胞体心的原子为 1 个晶胞共用， 对一个晶胞的贡献为 1。 3．【答案】（1） 哑铃（纺锤） （2）H2S （3）S8 相对分子质量大，分子间范德华力强 （4）平面三角 2 sp3 （5） 21 3 A 4 10M N a  2 2 a 【解析】分析：（1）根据铁、硫的核外电子排布式解答； （2）根据价层电子对互斥理论分析； （3）根据影响分子晶体熔沸点高低的是分子间范德华力判断； （4）根据价层电子对互斥理论分析； （5）根据晶胞结构、结合密度表达式计算。 详解：（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 表达式）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是 6 1 2 6 2 2 6 2 32 4 2 3 3 32 2 2           、 、 ，因此不同其他分子的是 H2S。 （5）根据晶胞结构可知含有铁原子的个数是 12×1/4+1＝4，硫原子个数是 8×1/8+6×1/2＝4，晶胞边长为 a nm、FeS2 相对式量为 M，阿伏加德罗常数的值为 NA，则其晶体密度的计算表达式为   3 21 3 3 37 AA 4 4g/cm 10 g/cm 10 m M M V N aN a        ；晶胞中 Fe2+位于 所形成的正八面体的体心，该正八 面体的边长是面对角线的一半，则为 2 2 a nm。 点睛：本题主要是考查核外电子排布、杂化轨道、空间构型、晶体熔沸点比较以及晶胞结构判断与计算 等，难度中等。其中杂化形式的判断是难点，由价层电子特征判断分子立体构型时需注意：价层电子对 互斥模型说明的是价层电子对的立体构型，而分子的立体构型指的是成键电子对的立体构型，不包括孤 电子对。①当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；②当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一 致；价层电子对互斥模型能预测分子的几何构型，但不能解释分子的成键情况，杂化轨道理论能解释分 子的成键情况，但不能预测分子的几何构型。两者相结合，具有一定的互补性，可达到处理问题简便、 迅速、全面的效果。 4．【答案】（5）Fe3CuN 【解析】（5）a 位置 Fe：8×1/8=1，b 位置 Fe，6×1/2=3，N 为 1 个，从题 21 图−2 看出：Cu 替代 a 位置 Fe 型产物的能量更低，将化学式由 Fe3FeN 用铜替换为 Fe3CuN。 5．【答案】（1）1s22s22p63s23p63d74s2 或[Ar]3d74s2 O Mn （2）sp sp3 （3）H2O>CH3OH>CO2>H2 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 （4）离子键和π键（或 键） （5）0.148 0.076 （3）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。 （4）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。 （5）因为 O2－是面心立方最密堆积方式，面对角线是 O2－半径的 4 倍，即 4r(O2－)= 2 a，解得 r(O2 －)= 2 0.4204  nm=0.148nm；MnO 也属于 NaCl 型结构，根据晶胞的结构，晶胞参数=2 r(O2－)+2 r(Mn2+)， 则 r(Mn2+)=(0.448 nm−2×0.148 nm)/2=0.076nm。 6．【答案】（1）3d104s24p2 2 （2）Ge 原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p−p 轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形 成π键 （3）GeCl4、GeBr4、GeI4 的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似，分子量依次增大，分子间相互作 用力逐渐增强。 （4）O＞Ge＞Zn （5）sp3 共价键 （6）①( 1 4 ， 1 4 ， 1 4 ) ② 7 3 8 73 106.02 565.76   由低到高的顺序是：GeCl4＜GeBr4＜GeI4；（4）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。元素的非金属性越强，其吸引电子的能力就越强，元素的电负性就越大。元素 Zn、Ge、O 的非金属性强弱顺序是：O＞Ge＞Zn，所以这三种元素的电负性由大至小的顺序是 O＞Ge ＞Zn ；（5） Ge 单晶具有金刚石型结构，其中 Ge 原子的杂化方式为 1 个 s 轨道与 3 个 p 轨道进行的 sp3 杂化；由于是同一元素的原子通过共用电子对结合，所以微粒之间存在的作用力是非极性共价键(或 写为共价键)；（6） ①根据各个原子的相对位置可知，D 在各个方向的 1/4 处，所以其坐标是( 1 4 ， 1 4 ， 1 4 )；根据晶胞结构可知，在晶胞中含有的 Ge 原子数是 8×1/8+6×1/2+4=8，所以晶胞的密度 3 10 3 23 10 3 A 8 73g/mol 8 73 g/cm(565.76pm 10 cm/pm) 6.02 10 (565.76 10 ) m V N            = 7 3 8 73 106.02 565.76   cm3。 7．【答案】（1）电子云 2 （2）C 有 4 个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构 （3）σ键和π键 sp CO2、SCN− （4）分子 （5）①3 2 ②12 4 （3）CS2 分子中，C 与 S 原子形成双键，每个双键都是含有 1 个σ键和 1 个π键，分子空间构型为直线型， 则含有的共价键类型为σ键和π键；C 原子的最外层形成 2 个σ键，无孤对电子，所以为 sp 杂化；O 与 S 同主族，所以与 CS2 具有相同空间构型和键合形式的分子为 CO2；与二氧化碳互为等电子体的离子有 SCN−，所以 SCN−的空间构型与键合方式与 CS2 相同； （4）该化合物熔点为 253K，沸点为 376K，说明熔沸点较低，所以为分子晶体； （5）根据均摊法来计算。①石墨烯晶体中，每个 C 原子被 3 个 6 元环共有，每个六元环占有的 C 原子 数是 6×1/3 = 2； ② 每个 C 原子周围形成 4 个共价键，可以组合六个角，每个角延伸为两个六元环，因此每个碳原子连 接有 2×6=12 个六元环； 单键构成的六元环，有船式和椅式两种构象。船式构象的船底四个原子是共面的；椅式构象中座板部分 的四个原子是共面的。所以六元环中最多有 4 个 C 原子共面（原解：根据数学知识，3 个 C 原子可形成 一个平面，而每个 C 原子都可构成 1 个正四面体，所以六元环中最多有 4 个 C 原子共面。）