1、高考资源网（） 您身边的高考专家专题五分子、晶体结构与性质非选择题1.(2013山东理综,32,8分)卤族元素包括F、Cl、Br等。(1)下列曲线表示卤族元素某种性质随核电荷数的变化趋势,正确的是。(2)利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素的功能陶瓷,右图为其晶胞结构示意图,则每个晶胞中含有B原子的个数为,该功能陶瓷的化学式为。(3)BCl3和NCl3中心原子的杂化方式分别为和。第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有种。(4)若BCl3与XYn通过B原子与X原子间的配位键结合形成配合物,则该配合物中提供孤对电子的原子是。答案(1)a(2)2BN(3)sp2sp33(4)X解析(1)b项,氟
2、元素无最高正价;c项,HF分子间存在氢键,导致其沸点比HCl、HBr高;d项,F2、Cl2、Br2的熔点随相对分子质量增大而升高。(2)根据题给晶胞,可以判断大球代表B原子。则晶胞中B原子个数为818+1=2,N原子个数为414+1=2,则化学式为BN。(3)判断第一电离能时要注意洪特规则,其中O原子第一电离能小于N原子但大于B原子,Be原子第一电离能大于B原子但小于N原子,故共有Be、C、O三种元素。(4)硼原子是缺电子体,故需要外界原子提供孤对电子。2.(2012山东理综,32,8分)金属镍在电池、合金、催化剂等方面应用广泛。(1)下列关于金属及金属键的说法正确的是。a.金属键具有方向性与
3、饱和性b.金属键是金属阳离子与自由电子间的相互作用c.金属导电是因为在外加电场作用下产生自由电子d.金属具有光泽是因为金属阳离子吸收并放出可见光(2)Ni是元素周期表中第28号元素,第二周期基态原子未成对电子数与Ni相同且电负性最小的元素是。(3)过渡金属配合物Ni(CO)n的中心原子价电子数与配体提供电子总数之和为18,则n=。CO与N2结构相似,CO分子内键与键个数之比为。(4)甲醛(H2CO)在Ni催化作用下加氢可得甲醇(CH3OH)。甲醇分子内C原子的杂化方式为,甲醇分子内的OCH键角(填“大于”“等于”或“小于”)甲醛分子内的OCH键角。答案(1)b(2)C(碳)(3)412(4)s
4、p3小于解析(1)a项,金属键是金属阳离子与自由电子之间的强烈相互作用,自由电子属于整个晶体,所以金属键无方向性和饱和性;d项,金属能反射照射到其表面的光,所以金属具有光泽。(2)Ni的价电子排布式为3d84s2,3d轨道上有两个未成对电子。第二周期有两个未成对电子的元素有C、O,同周期主族元素从左到右电负性增强,故C的电负性小于O。(3)Ni有10个价电子,即配体CO提供8个电子(或4对孤对电子),故n=4。CO与N2互为等电子体,故CO中存在三键,包括一个键、两个键。(4)甲醇中碳原子形成四个键,为sp3杂化。甲醇分子内OCH键角接近10928,甲醛分子的空间构型为平面形,键角接近120。
5、3.(2019课标,35,15分)磷酸亚铁锂(LiFePO4)可用作锂离子电池正极材料,具有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等特点,文献报道可采用FeCl3、NH4H2PO4、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题:(1)在周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是,该元素基态原子核外M层电子的自旋状态(填“相同”或“相反”)。(2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性,蒸气状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为,其中Fe的配位数为。(3)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
6、(110.6 ),原因是。(4)NH4H2PO4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。(5)NH4H2PO4和LiFePO4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、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如下图所示: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(1)Mg相反(2)4(3)分子晶体苯胺分子之间存在氢键(4)Osp3(5)(PnO3n+1)(n+2)-解析(1)根据对角线原则,Li与Mg的化学性质最相似。基态时Mg原子的两个M层电子处于3s轨道上,且自旋方向相反。(2)双聚FeCl3分子中两分子FeCl3以配位键形式结
7、合在一起,结构式为,Fe的配位数为4。(3)中只含有共价键,根据其熔、沸点数据可知,苯胺的晶体类型为分子晶体。苯胺分子间存在氢键,导致其熔、沸点高于甲苯。(4)根据NH4H2PO4中所含元素在周期表中的位置关系和电负性规律可知,氧元素电负性最高。NH4H2PO4中磷原子的价层电子对数为4,故为sp3杂化,P的sp3杂化轨道与O的2p轨道形成键。(5)磷酸根离子为PO43-,焦磷酸根离子为P2O74-,三磷酸根离子为P3O105-。结合图示可知,每增加1个P原子,O原子数增加3,离子所带负电荷数增加1,故可推出离子通式为(PnO3n+1)(n+2)-。4.(2018课标,35,15分)硫及其化合
8、物有许多用途,相关物质的物理常数如下表所示:H2SS8FeS2SO2SO3H2SO4熔点/-85.5115.2600(分解)-75.516.810.3沸点/-60.3444.6-10.045.0337.0回答下列问题:(1)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形。(2)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。(3)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。(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
9、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。(5)FeS2晶体的晶胞如图(c)所示。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,其晶体密度的计算表达式为gcm-3;晶胞中Fe2+位于S22-所形成的正八面体的体心,该正八面体的边长为nm。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2sp3(5)4MNAa3102122a解析本题考查电子排布图、电子云、中心原子价层电子对数计算、分子构型、杂化轨道类型、晶体有关计算等。(1)基态Fe原子价层电子排布式为3d64s2,排布图为;基态S原子电子排布式为1s22
10、s22p63s23p4,最高能级为3p,电子云轮廓图为哑铃形。(2)中心原子价层电子对数:H2S为2+12(6-21)=4;SO2为2+12(6-22)=3;SO3为3+12(6-23)=3。(3)S8和SO2均为分子晶体,S8的相对分子质量比SO2的相对分子质量大很多,范德华力更强,所以S8的熔点和沸点要比SO2的高很多。(4)SO3分子中中心原子价层电子对数为3,无孤电子对,故SO3分子的立体构型为平面三角形;SO3分子的结构式为 ,其中既有键又有键;由图(b)可知三聚分子中每个S原子与4个O原子形成4个键,故其杂化轨道类型为sp3。(5)由图(c)可知,晶胞中Fe2+为1214+1=4个
11、,S22-为818+612=4个,一个晶胞中有4个FeS2,晶胞的体积为(a10-7)3 cm3,则晶体密度的计算表达式为MNA4(a10-7)3 g cm-3=4MNAa31021 g cm-3;正八面体的边长=(a2)2+(a2)2 nm=22a nm。5.(2018课标,35,15分)锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题:(1)Zn原子核外电子排布式为。(2)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)I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是。(3)ZnF2具有较高的熔点(872 ),其化学键类型是 ;ZnF2不溶于有机溶剂而ZnC
12、l2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是 。(4)中华本草等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中,阴离子空间构型为,C原子的杂化形式为。(5)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NA,Zn的密度为gcm-3(列出计算式)。答案(1)Ar3d104s2(2)大于Zn核外电子排布为全满稳定结构,较难失电子(3)离子键ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小(4)平面三角形sp2(5)六方最密堆积(A3型)
13、656NA634a2c解析(1)Zn是30号元素,核外有30个电子,故核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或Ar3d104s2。(2)由于Zn的核外电子排布式为Ar3d104s2,Cu的核外电子排布式为Ar3d104s1,Zn核外电子排布处于全满稳定状态,第一电离能更大,所以I1(Zn)I1(Cu)。(3)ZnF2熔点较高,属于离子晶体,含有的化学键类型为离子键;ZnCl2、ZnBr2、ZnI2均是分子晶体,根据相似相溶原理知,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于有机溶剂。(4)ZnCO3中的阴离子为CO32-,CO32-中C原子的价层电子对数为3+12(4+2-3
14、2)=3,且无孤电子对,故空间构型为平面三角形,C原子的杂化形式为sp2。(5)由金属Zn晶体中的原子堆积方式图可知,其堆积方式为六方最密堆积;六棱柱底边边长为a cm,则六棱柱底面积为(612a32a)cm2=332a2 cm2,体积为332a2c cm3;根据均摊法知,一个六棱柱中含有Zn原子数目为1216+212+3=6,所以Zn的密度=MNANV=65NA6332a2c gcm-3=26033a2cNA gcm-3。6.(2017课标,35,15分)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题:(1)元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为nm(填标
15、号)。A.404.4B.553.5C.589.2D.670.8E.766.5(2)基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为。K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是。(3)X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在I3+离子。I3+离子的几何构型为,中心原子的杂化形式为。(4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立方结构,边长为a=0.446 nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,如图所示。K与O间的最短距离为nm,与K紧邻的O个数为。(5)在KIO3晶胞结构的另一种表示
16、中,I处于各顶角位置,则K处于位置,O处于位置。答案(1)A(2)N球形K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱(3)V形sp3(4)0.31512(5)体心棱心解析(1)紫色对应的辐射波长是可见光里最短的,应选A。(2)K原子核外有4个电子层,最高能层符号为N;价电子排布式为4s1,电子云轮廓图形状为球形;K的原子半径比Cr的原子半径大,K、Cr原子的价电子排布式分别为4s1、3d54s1,K的价电子数比Cr的价电子数少,金属键弱,熔、沸点低。 (3)可把I3+改写为II2+,键电子对数为2,孤电子对数为12(7-1-21)=2,即价层电子对数为4,则I3+的几何构型为V形,中心原子的杂化形
17、式为sp3。(4)K与O间的最短距离是面对角线的12,即22a=220.446 nm0.315 nm。与K紧邻的O共有12个。(5)以I为顶角画立方体,可以看出K处于体心位置,O处于棱心位置。7.(2019山东济宁一模)钙及其化合物在工业上、建筑工程上和医药上用途很大。回答下列问题:(1)基态Ca原子M能层电子排布图,价层电子由4s2状态变化为4s14p1状态所得原子光谱为光谱(填“发射”或“吸收”),Ca的第一电离能(填“大于”或“小于”)Ga。(2)Mn和Ca属于同一周期,但金属Mn的熔点、沸点等都比金属Ca高,原因是 。(3)氯气与熟石灰反应制漂白粉时会生成副产物Ca(ClO3)2,Cl
18、O3-中中心原子的杂化形式为 ,空间构型是。(4)碳酸盐的热分解示意图如图所示:热分解温度:CaCO3(填“高于”或“低于”)SrCO3,原因是 。从成键时轨道重叠方式判断,CO2分子内的化学键类型有。(5)萤石是唯一一种可以提炼大量氟元素的矿物,其主要成分为CaF2,CaF2的晶胞如图所示。Ca2+的配位数为,已知晶胞参数为0.545 nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则萤石的密度为gcm-3(列计算式)。答案(1) 吸收大于(2)Mn原子半径较小且价电子数较多,金属键较强(3)sp3三角锥形(4)低于r(Ca2+)r(Sr2+),CaO晶格能大于SrO晶格能,故CaCO3更易分解为CaO键,
19、键(5)8478NA0.545310-21解析(1)Ca元素为20号元素,原子核外有20个电子,核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2,基态Ca原子M能层电子排布图为;价层电子由4s2状态变化为4s14p1状态,能级升高,所得原子光谱为吸收光谱;由于Ca原子的价层电子排布式为4s2,已达全充满状态,比较稳定,而Ga原子的价层电子排布式为4s24p1,不太稳定,所以Ca的第一电离能大于Ga的第一电离能。(3)ClO3-中中心原子的孤电子对数为1/2(7+1-32)=1,键电子对数为3,中心原子的价层电子对数为1+3=4,根据价层电子对互斥理论,ClO3-的空间构型是三角锥形,中心原
20、子Cl的杂化方式为sp3。(4)由碳酸盐的热分解示意图看出,CaCO3热分解生成CaO,SrCO3热分解生成SrO,CaO和SrO都是离子晶体,因为离子半径:r(Ca2+)”“”或“=”),其原因是。N、O、Na三种元素的第二电离能(I2)由大到小的顺序为(用元素符号表示)。(4)BaTiO3的晶胞结构如下图所示:Ti原子的配位数为,晶体的密度为 g/cm3,最近的Ba原子和O原子之间的距离为(填计算式)nm。(BaTiO3的摩尔质量为233 g/mol,设NA为阿伏加德罗常数的值)答案(1)3d24s2d(2)ABC(3)sp2ON)(4)6223233NA107解析(3)NO2-中N原子上
21、孤电子对数为12(5+1-22)=1,价层电子对数为1+2=3,则N原子采取sp2杂化;由于孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电子对之间的斥力,故键角小于120。N、O、Na失去1个电子后得到对应离子的电子排布式分别为1s22s22p2、1s22s22p3、1s22s22p6,Na+最外层为8电子稳定结构,再失去1个电子很困难,O+的2p能级为半满的较稳定结构,再失去1个电子较难,故第二电离能由大到小的顺序为NaON。(4)利用均摊法可计算出晶胞的质量,再根据晶体密度可计算一个晶胞的体积,从而计算出晶胞参数,然后根据晶胞参数可得晶胞面对角线长度,最后根据面对角线长度除以2得到Ba原子和O原
22、子之间的距离。2.氧、硫形成的化合物种类繁多,日常生活中应用广泛。如硫代硫酸钠(Na2S2O3)可作为照相业的定影剂,反应的化学方程式如下:AgBr+2Na2S2O3 Na3Ag(S2O3)2+NaBr。回答下列问题:(1)已知银(Ag)位于元素周期表第五周期,与Cu同族,则基态Ag的价电子排布式为 。(2)下列关于物质结构与性质的说法,正确的是 。A.玻尔原子结构模型能够成功地解释各种原子光谱B.Br、S、O三种元素的电负性:OBrSC.Na的第一电离能小于Mg,但其第二电离能却远大于MgD.水分子间存在氢键,故H2O的熔、沸点及稳定性均大于H2S(3)依据VSEPR理论推测S2O32-的空
23、间构型为,中心原子S的杂化方式为。Ag(S2O3)23-中存在的化学键有(填字母序号)。A.离子键B.极性键C.非极性键D.金属键E.配位键(4)第一电子亲和能(E1)是指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(单位为 kJmol-1),电子亲和能越大,该元素原子越易得电子。已知第三周期部分元素第一电子亲和能如下表:元素AlSiPSClE1(kJmol-1)42.513472.0200349表中元素的E1自左向右呈增大趋势,试分析P元素呈现异常的原因 。(5)某种离子型铁的氧化物晶胞如图所示,它由A、B组成。则该氧化物的化学式为;已知该晶体的晶胞参数为a nm,阿伏加德
24、罗常数的值为NA,则密度为gcm-3(用含a和NA的代数式表示)。答案(1)4d105s1(2)BC(3)四面体sp3BCE(4)P的价电子排布式为3s23p3,3p能级处于半充满状态,相对稳定,不易结合电子(5)Fe3O42328(a10-7)3NA解析(1)银位于元素周期表第五周期,与铜同族,价电子排布式为4d105s1。(2)玻尔原子结构模型能够成功地解释氢原子光谱,A项错误;非金属性越强电负性越大,故电负性:OBrS,B项正确;镁原子3s轨道为全充满稳定状态,半径也较小,第一电离能高于钠,钠原子失去1个电子后形成的钠离子是稳定结构,第二电离能远高于镁,C项正确;水分子间存在氢键,故水的
25、熔、沸点高于硫化氢,稳定性属于化学性质,由共价键决定,D项错误。(3)S2O32-中的一个硫原子相当于氧原子,中心硫原子孤电子对数为6+2-242=0,价层电子对数为0+4=4,微粒空间构型为四面体,中心硫原子采取sp3杂化;Ag(S2O3)23-中Ag+与S2O32-之间形成配位键,硫原子之间形成非极性键,硫与氧原子之间形成极性键,B、C、E项正确。(5)亚铁离子处于晶胞的顶点、面心以及A位置立方体的体心;O2-位于A、B小立方体的内部,每个小立方体内部各有4个O2-;铁离子处于晶胞B位置小立方体的内部,均摊法计算晶胞中铁和氧原子数目确定化学式。铁原子数目为4+818+612+44=24,氧原子数目为48=32,故铁和氧原子数目之比为2432=34,故氧化物化学式为Fe3O4。晶胞相当于有8个四氧化三铁,晶胞质量为8232NA g,晶体密度为8232NA g(a10-7 cm)3=2328(a10-7)3NA gcm-3。- 13 - 版权所有高考资源网
