【正文】 ，是離子化合物；(3)CN與N2互為等電子體，CN中C、N之間形成C≡N三鍵，三鍵含有1個σ鍵、2個π鍵；將N原子用碳原子與1個單位負電荷替換可得到與CN互為等電子體的一種離子；(4)離子電荷越多，晶格能越大，物質(zhì)的熔點越高；(5)同種非金屬元素之間形成非極性共價鍵，碘為分子晶體，碘晶體中的碘原子間存在非極性鍵和范德華力，晶胞中占據(jù)頂點和面心，碘分子的排列有2種不同的取向；(6)晶胞原子坐標參數(shù)A為(0，0，0)、B為(1，0，0)、C為(，)，如圖坐標系中，A為處于坐標系中的原點(定義為O)，則C處于晶胞體心位置，A、D、C的連線處于體對角線線上，且D處于A、C連線的中點位置，D到晶胞左側(cè)面距離為參數(shù)x，D到晶胞前面的距離為參數(shù)y，D到晶胞下底面距離為參數(shù)z；計算晶胞中白色球、黑色球數(shù)目，結(jié)合化學式確定代表的元素；金屬銅是面心立方最密堆積方式，Cu原子處于頂點與面心，頂點Cu原子與面心Cu原子相鄰，每個頂點為8個晶胞共用，每個面為2個晶胞共用；設Cu原子半徑為r，則晶胞棱長為2r，計算晶胞中Cu原子總體積，該晶胞中Cu原子的空間利用率?！驹斀狻?1)陽離子為Cu 2+，Cu原子核外電子數(shù)為29，陽離子的基態(tài)核外電子排布式為：1s22s22p63s23p63d9；由元素周期律可知，同主族自上而下元素第一電離能減小，N元素原子2p軌道為半充滿穩(wěn)定狀態(tài)，第一電離能高于同周期相鄰元素的，故第一電離能為：N＞O＞S；(2)NH3中N原子形成3個NH，含有1對孤對電子，雜化軌道數(shù)目為4，VSEPR模型為四面體，中心N原子采取sp3雜化；[Cu(NH3)4]2+ 與NO3形成離子化合物，則[Cu(NH3)4](NO3)2屬于離子晶體；(3)CN與N2互為等電子體，CN中C、N之間形成C≡N三鍵，三鍵含有1個σ鍵、2個π鍵，1mol CN中含有的2molπ鍵，1mol CN中含有的π鍵數(shù)目為：2NA；將N原子用碳原子與1個單位負電荷替換可得到與CN互為等電子體的一種離子：；(4)CuSO4和Cu(NO3)2均為離子晶體，SO42所帶電荷比NO3大，故CuSO4晶格能較大，熔點較高；(5)A．碘分子的排列有2種不同的取向，在頂點和面心不同，2種取向不同的碘分子以4配位數(shù)交替配位形成層結(jié)構(gòu)，故A正確；B．用均攤法計算：頂點碘分子個數(shù)加面心碘分子個數(shù)=8+6=4，因此平均每個晶胞中有4個碘分子，即有8個碘原子，故B錯誤；C．碘晶體為無限延伸的空間結(jié)構(gòu)，構(gòu)成微粒為分子，是分子晶體，故C錯誤；D．碘晶體中的碘原子間存在II非極性鍵，而晶體中碘分子之間存在范德華力，故D錯誤；故答案為：A；(6)晶胞原子坐標參數(shù)A為(0，0，0)、B為(1，0，0)、C為(，)，如圖坐標系中，A為處于坐標系中的原點(定義為O)，則C處于晶胞體心位置，A、D、C的連線處于體對角線線上，且D處于A、C連線的中點位置，故D到晶胞左側(cè)面距離為、到晶胞前面的距離為，到晶胞下底面距離為，故D的參數(shù)為(，)；晶胞中白色球數(shù)目=1+8=2，黑色球數(shù)目=4，二者數(shù)目之比為1：2，而化學式為Cu2O，故黑色球為Cu原子、白色球為O原子，即D表示Cu原子；金屬銅是面心立方最密堆積方式，Cu原子處于頂點與面心，頂點Cu原子與面心Cu原子相鄰，每個頂點為8個晶胞共用，每個面為2個晶胞共用，設Cu原子半徑為r，則晶胞棱長為2r，晶胞體積=(2r)3，晶胞中Cu原子數(shù)目=8+6=4，晶胞中Cu原子總體積=4πr3，該晶胞中Cu原子的空間利用率是=100%=74%?！军c睛】考查物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)，涉及元素周期律應用、核外電子排布、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、電離能、雜化軌道、等電子體、化學鍵、等電子體、晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì)、晶胞結(jié)構(gòu)與計算等知識，側(cè)重重要的基礎(chǔ)知識考查，需要學生熟練掌握基礎(chǔ)知識，注意同周期第一電離能的異常情況。11．F解析： 68% MgF2或CaF2均為離子晶體，MgF2的晶格能大于CaF2 abc 正四面體 CH4 sp2 立方體 【解析】【分析】(1)①F元素常用第二周期VIIA族，價電子排布式為2s22p5，結(jié)合泡利原理、洪特規(guī)則畫出價電子排布圖； ②根據(jù)體心立方堆積晶胞的內(nèi)部結(jié)構(gòu)計算空間利用率，空間利用率＝；③CaF2和MgF2都是離子晶體，離子電荷相同，離子半徑越小，晶格能越大，晶體的熔點越高；(2)①(NH4)4〔UO2(CO3)3〕為離子晶體，含有離子鍵，銨根離子中有共價鍵和配位鍵；②根據(jù)VSEPR理論判斷NH4＋的空間構(gòu)型，等電子體是指原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)也相同的微粒；③根據(jù)VSEPR理論和雜化軌道理論判斷；(3)①由UO2的晶胞結(jié)構(gòu)，氧原子與周圍的4個U原子形成正四面體結(jié)構(gòu)，氧原子位于正四面體的中心；②如圖晶胞內(nèi)部上半部4個O原子形成正方形，正方形邊長為晶胞棱長的，均攤法計算晶胞中U、O原子數(shù)目，用阿伏伽德羅常數(shù)表示出晶胞質(zhì)量，晶體密度＝晶胞質(zhì)量247。晶胞體積?！驹斀狻?1)①F原子價電子排布式為2s22p5，由泡利原理、洪特規(guī)則，價層電子排布圖為；②根據(jù)體心立方堆積晶胞的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，1個體心立方晶胞含有硬球數(shù)目為8＋1＝2個，設硬球邊長為a，根據(jù)硬球接觸模型，則硬球半徑與晶胞邊長的關(guān)系為4r＝a，所以r＝a，所以空間利用率＝＝=100%＝68%；③MgF2和CaF2均為離子晶體，Mg2＋半徑小于Ca2＋半徑，MgF2的晶格能大于CaF2，故MgF2的熔點較高；(2)①(NH4)4〔UO2(CO3)3〕為離子晶體，含有離子鍵，銨根離子中有共價鍵和配位鍵；②對于NH4＋，根據(jù)VSEPR理論，價電子對數(shù)為VP＝BP＋LP＝4＋＝4，VSEPR模型為四面體形，形成4根N?H鍵，則其空間構(gòu)型為正四面體；等電子體是指原子總數(shù)相同，價電子總數(shù)也相同的微粒，所以與NH4＋互為等電子體的分子或離子有：CHBH4?（或BeH42?、AlH4?、SiH4及GeH4）；③對于CO32?，根據(jù)VSEPR理論，價電子對數(shù)為VP＝BP＋LP＝3+＝3，根據(jù)雜化軌道理論，中心C為sp2雜化；(3)①氧原子與周圍的4個U原子形成正四面體結(jié)構(gòu)，氧原子位于正四面體的中心，則氧原子填充在鈾原子形成的正四面體空隙中；②如圖晶胞內(nèi)部上半部4個O原子形成正方形，正方形邊長為晶胞棱長的，若兩個氧原子的最近距離為a nm，則晶胞棱長為2a nm，晶胞體積＝(2a10?7cm)3，U原子數(shù)目＝8＋6＝4，O原子數(shù)目＝8，晶胞質(zhì)量＝g，故晶體密度＝g247。(2a10?7cm)3＝g?cm?3。12．C解析：離子鍵、共價鍵和配位鍵 K、Cr N、S、O 【解析】【分析】陰陽離子存在離子鍵，非金屬元素間易形成共價鍵，配合物中存在配位鍵； 根據(jù)反應物、生成物和反應條件寫出相應的反應方程式； 銅是29號元素，根據(jù)核外電子排布規(guī)律書寫銅原子價層電子的軌道排布式，并判斷與銅同周期的所有元素的基態(tài)原子中最外層電子數(shù)與銅原子相同的元素； 銅離子的配位數(shù)為4，與4個水分子形成配位鍵，一個O原子與2個H原子形成水，硫酸根中4個O原子與S原子形成共價鍵； 中N原子含有孤電子對作配體，根據(jù)分子中中心原子的價層電子對數(shù)判斷； 的晶胞為面心立方；根據(jù)求算原子半徑．【詳解】陰陽離子存在離子鍵，非金屬元素間易形成共價鍵，配合物中存在配位鍵，所以中所含的化學鍵有離子鍵、共價鍵和配位鍵； 故答案為：離子鍵、共價鍵和配位鍵； 該反應中二氧化硫作還原劑生成硫酸根離子，銅離子得電子生成亞銅離子，反應條件是加熱，所以該反應的離子方程式為：； 銅是29號元素，核外電子排布式為，基態(tài)銅原子價電子層的電子排布式為；銅原子最外層排布為，同周期外層排布為， 3d能級沒有電子的元素為K，3d能級含有5個電子為Cr， 故答案為：； K、Cr； 銅離子的配位數(shù)為4，與4個水分子形成配位鍵，一個O原子與2個H原子形成水，硫酸根中4個O原子與S原子形成共價鍵，則結(jié)構(gòu)中的化學鍵表示為：； 故答案為：； 中N原子含有孤電子對作配體，晶體中配位體是，中S與O形成4個鍵，沒有孤對電子，是雜化，中N與H形成3個鍵，有1對孤對電子，則價層電子對數(shù)為4，是雜化，中O與H形成2個鍵，有2對孤對電子，則價層電子對數(shù)為4，是雜化，則中心原子是雜化的原子有N、O、S； 故答案為：；N、S、O； 金屬銅采用面心立方最密堆積，晶體的空間利用率是，晶胞內(nèi)Cu原子數(shù)目為，令銅原子的半徑為rcm，則晶胞的棱長為， 所以，解得， 故答案為：；?！军c睛】本題考查化學鍵的判斷、電子排布式、晶體結(jié)構(gòu)、對晶胞的理解與計算等，難度較大，對晶胞的計算注意均攤法的利用，需要學生具備空間想象能力，注意基礎(chǔ)知識的理解掌