2020届高考化学一轮复习晶体结构与性质作业(2)

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2020届高考化学一轮复习晶体结构与性质作业(2)

跟踪检测(十七) 晶体结构与性质 ‎1.(1)氯酸钾熔化,粒子间克服了__________的作用力;二氧化硅熔化,粒子间克服了__________的作用力;碘的升华,粒子间克服了__________的作用力。三种晶体的熔点由高到低的顺序是______________________。‎ ‎(2)下列六种晶体:①CO2,②NaCl,③Na,④Si,⑤CS2,⑥金刚石,它们的熔点从低到高的顺序为__________________(填序号)。‎ ‎(3)在H2、(NH4)2SO4、SiC、CO2、HF中,由极性键形成的非极性分子有____________,由非极性键形成的非极性分子有____________,能形成分子晶体的物质是__________,含有氢键的晶体的化学式是____________,属于离子晶体的是____________,属于共价晶体的是____________,五种物质的熔点由高到低的顺序是____________________________。‎ ‎(4)A、B、C、D为四种晶体,性质如下:‎ a.固态时能导电,能溶于盐酸 b.能溶于CS2,不溶于水 c.固态时不导电,液态时能导电,可溶于水 d.固态、液态时均不导电,熔点为3 500 ℃‎ 试推断它们的晶体类型:A.____________;B.__________;C.____________;D.____________。‎ ‎(5)图中A~D是中学化学教科书上常见的几种晶体结构模型,请填写相应物质的名称:‎ A.______________;B.______________;C._____________;D.______________。‎ 解析:(1)氯酸钾是离子晶体,熔化时破坏离子键;二氧化硅是共价晶体,熔化时破坏共价键;碘是分子晶体,升华时粒子间克服分子间作用力;熔点:原子晶体>离子晶体>分子晶体,所以熔点大小顺序为SiO2>KClO3>I2。(2)根据晶体类型分析,熔点:原子晶体>离子晶体>分子晶体,Si和金刚石都是原子晶体,原子半径越小,共价键越强,熔点越高,CO2和CS2都是分子晶体,相对分子质量越大熔点越高,所以熔点从低到高的顺序为①⑤③②④⑥。‎ 答案:(1)离子键 共价键 分子间 SiO2>KClO3>I2 (2)①⑤③②④⑥‎ ‎(3)CO2 H2 H2、CO2、HF HF (NH4)2SO4 SiC SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2‎ ‎(4)金属晶体 分子晶体 离子晶体 共价晶体 ‎(5)氯化铯 氯化钠 二氧化硅 金刚石 ‎2.O2、O3、N2、N4是氧和氮元素的几种单质。回答下列问题:‎ ‎(1)O原子中价电子占据的轨道数目为______________________________。‎ ‎(2)第一电离能I1:N__________O(填“>”或“<”),第二电离能I2:O大于N的原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(3)O3的空间构型为________________;是____________(填“极性”或“非极性”)分子;分子中存在的大π键,可用符号Π表示,其中m表示形成的大π键的原子数,n表示形成的大π键的电子数,则O3中大π键应表示为________________________________。‎ ‎(4)N元素的简单气态氢化物NH3在H2O中溶解度很大,其原因之一是NH3和H2O可以形成分子间氢键,则在氨水中氢键可以表示为H3N…H—N、__________________(任写两种即可)。‎ ‎(5)已知:表格中键能和键长数目。‎ 化学键 键长/pm 键能/(kJ·mol-1)‎ N—N ‎145‎ ‎193‎ N==N ‎125‎ ‎418‎ NN ‎110‎ ‎946‎ N2和N4都是N元素的单质,其中N4是正四面体构型,N原子占据四面体的四个顶点,从键参数角度分析N4分子稳定性远小于N2原因是____________________________。‎ ‎ (6)Na2O的晶胞结构如图所示,X表示O2-,Y表示Na+,则O2-的配位数为______________,该晶胞的原子空间利用率为__________________;[已知该晶胞的棱长为a pm,r(Na+)=x pm,r(O2-)=y pm]。‎ 解析:(1)O原子的价电子排布式为2s22p4,其价电子占据4个原子轨道。(2)同周期从左到右第一电离能呈增大趋势,但N的2p能级处于半充满状态,比较稳定,所以第一电离能I1:N>O;O失去一个电子后O+的2p处于半充满状态,更加稳定,再失去一个电子消耗能量更高,所以第二电离能I2:O>N。(3)O3看成一个O原子是中心原子,其他两个O原子为配原子的三原子分子,价电子对数=2+×(6-2×2)=3,有一个孤电子对,属于sp2杂化,空间构型为V形;因为V形空间构型正负电荷重心不重合,所以是极性分子;O原子的轨道表示式为,O3中心氧原子采取sp2杂化,其中两个单电子轨道与另外两个原子形成两个σ键,第三个轨道有一对孤电子对,与另两个氧原子的各1个电子形成三中心四电子大π键,可用符号Π表示。(4)因为O、N原子有比较强的吸电子能力,所以NH3和H2‎ O既会吸引同种分子的H,又会吸引对方分子的H,从而形成氢键,所以在氨水中存在4种分子间氢键,可以表示为H3N…H—N、H3N…H—O、H2O…H—N、H2O…H—O。(5)因为N4是正面体构型,N原子占据四面体的四个顶点,所以N4中只存在N—N,而N2中只存在,由表中数据可知,N—N键长大于键长,N—N键能小于键能,且二者键能差距较大,所以N4分子稳定性远小于N2。(6)分析Na2O的晶胞结构图可得,处于面心上的O2-被2个晶胞共用,以图中上面的面心O2-为例,在其上方还有一个同样的晶胞与其紧邻,所以每个O2-周围有8个Na+与之距离最近,则O2-的配位数为8;Na2O晶胞中Na+数为8,O2-数为8×+6×=4,根据r(Na+)=x pm、r(O2-)=y pm及球体的体积公式可得这12个原子总体积V1=8××πx3+4××πy3,根据该晶胞的棱长为a pm,则晶胞体积V2=a3,所以该晶胞的原子空间利用率为×100%=×100%=×100%。‎ 答案:(1)4 (2)> 失去一个电子后O+的2p处于半充满状态,更加稳定,再失去一个电子消耗能量更高 ‎(3)V形 极性 Π ‎(4)H3N…H—O、H2O…H—N、H2O…H—O(任写两种)‎ ‎(5)N4中N—N键键能小于N2中的NN键键能,键长大于NN键键长 ‎(6)8 ×100%‎ ‎3.(2019·武汉模拟)砷(As)是第ⅤA族元素,砷及其化合物被应用于农药和合金中。回答下列问题:‎ ‎(1)基态砷原子的电子排布式为______________________,第四周期元素中,第一电离能低于砷原子的p区元素有___________(填元素符号)。‎ ‎(2)氮原子间能形成氮氮三键,而砷原子间不易形成三键的原因是__________________。‎ ‎(3)AsH3分子为三角锥形,键角为91.80°,小于氨分子键角107°,AsH3分子键角较小的原因是__________________________________________________________。‎ ‎(4)亚砷酸(H3AsO3)分子中,中心原子砷的VSEPR模型是________________,砷原子杂化方式为________________。‎ ‎(5)砷化镍的晶胞如图所示。晶胞参数a=360.2 pm, c=500.9 pm, γ=120°。‎ 该晶体密度的计算式为__________________________________g·cm-3。‎ 解析:(1)砷原子核电荷数为33,基态原子的电子排布式为[Ar]3d104s24p3;同一周期,从左到右,第一电离能呈现增大的趋势,第ⅤA族元素p为半充满状态,第一电离能大于邻近元素的第一电离能;因此第四周期元素中,第一电离能低于砷原子的p区元素有Ga、Ge、Se。(2)由于砷原子半径较大,原子间形成的σ键较长,pp轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠,难以形成π键,所以氮原子间能形成氮氮三键,而砷原子间不易形成三键。(3)AsH3分子键角较小的原因是砷原子电负性小于氮原子,其共用电子对离砷核距离较远,斥力较小,键角较小。(4)亚砷酸(H3AsO3)分子结构式为,砷原子的价层电子对数为4,属于sp3杂化,中心原子砷的VSEPR模型是四面体形。(5)根据砷化镍的晶胞可知:含有的镍原子个数为8×+4×=2,含有砷原子个数为2,所以该晶胞中含有2个砷化镍,该晶胞的质量为2× g,根据晶胞的俯视图可以求出x=a pm=×360.2×10-10 cm;该晶胞的体积为×360.2×10-10×360.2×10-10×500.9×10-10 cm3;ρ==‎ g·cm-3。‎ 答案:(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3) Ga、Ge、Se ‎(2)砷原子半径较大,原子间形成的σ键较长,pp轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠,难以形成π键 ‎(3)砷原子电负性小于氮原子,其共用电子对离砷核距离较远,斥力较小,键角较小 ‎(4)四面体形 sp3‎ ‎(5) ‎4.(2019·岳阳模拟)碳和硅是自然界中大量存在的元素,硅及其化合物是工业上最重要的材料。粗硅的制备有二种方法:‎ 方法一:SiO2+2CSi+2CO↑;‎ 方法二:SiO2+2MgSi+2MgO。‎ ‎(1)基态硅原子中存在________对自旋相反的电子,基态Mg的最外层电子所占据的能级的电子云轮廓图是_____________________________。‎ ‎(2)上述反应中所有元素第一电离能最小的元素是_______(填元素符号)。‎ ‎(3)试比较C(金刚石)、晶体Si、CO 三种物质的熔沸点从高到低的顺序__________________,试解释原因:_______________________________________________。‎ ‎(4)CO在配合物中可作为配体,在Cr(CO)6配合物中配位原子是____________(填元素符号),1 mol该配合物中含有π键的数目是____________。‎ ‎(5)SiO2晶胞(如图1)可理解成将金刚石晶胞(如图2)中的C原子置换成Si原子,然后在Si—Si之间插入O原子而形成。‎ ‎①推测SiO2晶胞中Si采用________杂化,O—Si—O的键角为________________。‎ ‎②SiO2晶胞中,含有Si原子_______个和O原子_______个。‎ ‎③假设金刚石晶胞的边长为a pm,试计算该晶胞的密度________g·cm-3(写出表达式即可)。‎ 解析:(1)基态硅原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p2,每一个s能级有1个轨道,s轨道全满,有3对自旋相反的电子,2p能级有3个轨道,全充满电子,2p轨道有3对自旋相反的电子,所以基态硅原子中存在6对自旋相反的电子;Mg的基态核外电子排布式为1s22s22p63s2,3s轨道是最外层,s能级的电子云图是球形的,所以基态Mg的最外层电子所占据的能级的电子云轮廓图是球形。(2)第一电离能是原子失去最外层的一个电子所需能量,第一电离能数值越小,原子越容易失去一个电子,上述反应中涉及的元素有C、O、Mg、Si,其中C、O、Si是非金属元素,较难失去电子,Mg元素的金属性最强,最易失去电子,所有元素第一电离能最小的是Mg。(3)C(金刚石)、晶体Si都是原子晶体,熔点高,它们结构相似,但碳原子的半径比硅原子半径小,共价键的键能大,所以C(金刚石)的熔点比晶体Si高,而CO是分子晶体,熔沸点低,所以三种物质的熔沸点从高到低的顺序:C>Si>CO。(4)配体中给出孤对电子与中心离子直接形成配位键的原子叫配位原子;CO在Cr(CO)6中可作为配体,配位原子是C,CO与N2是等电子体,其结构式是,1 mol CO中含π键的数目是2NA,所以1 mol该配合物中含有π键的数目是12NA。(5)①在SiO2晶体中每个硅原子与周围的4个氧原子的成键情况与金刚石晶体中的碳原子与周围4个碳原子连接的情况是相同的。所以SiO2晶胞中Si采用sp3杂化,金刚石是正四面体结构单元,其键角是109°28′,所以SiO2晶胞中O—Si—O的键角也是109°28′。②SiO2晶体为面心立体结构,每个SiO2晶胞含有Si原子的个数为8×+6×+4=8,按Si、O原子个数比,O原子数是16。③一个金刚石晶胞含有8个C原子结构,所以一个晶胞的质量为 g= g,晶胞边长为a pm,所以SiO2晶体的密度:ρ== g·cm-3。‎ 答案:(1)6 球形 (2)Mg ‎(3)C>Si>CO 金刚石和晶体硅都是共价晶体且晶体结构相似,C的原子半径小于硅的原子半径,所以金刚石中C—C键键长短,键能大,所以金刚石的熔沸点比晶体硅大,CO是分子晶体,熔沸点最小 ‎(4)C 12NA ‎(5)①sp3 109°28′ ②8 16 ③ ‎5.(2019·重庆诊断)C、N、O、Si、P、Ge、As及其化合物在科研和生产中有许多重要用途。请回答下列问题:‎ ‎(1)基态氮原子核外电子占据的原子轨道数目为________。‎ ‎(2)图1表示碳、硅和磷三种元素的四级电离能变化趋势,其中表示磷的曲线是_________(填标号)。‎ ‎(3)NH3的沸点比PH3高,原因是_____________________________________________。‎ ‎(4)Na3AsO4中AsO的空间构型为______________,As4O6的分子结构如图2所示,则在该化合物中As的杂化方式是__________。‎ ‎(5)锗的某种氧化物晶胞结构如图3所示,该物质的化学式为__________。已知该晶体密度为7.4 g·cm-3,晶胞边长为4.31×10-10 m。则锗的相对原子质量为____________(保留小数点后一位)。(已知:O的相对原子质量为16,4.313=80,NA=6.02×1023mol-1)‎ 解析:(1)N的原子序数为7,基态氮原子核外电子排布式为1s22s22p3,占据5个原子轨道。(2)同主族自上而下第一电离能减小,P元素3p能级为半满稳定状态,第一电离能高于同周期相邻元素,故Si的第一电离能最小,由图中第一电离能可知,c为Si,P原子第四电离能为失去4s2能级中1个电子,为全满稳定状态,与第三电离能相差较大,可知b为P、a为C。(3)NH3分子间存在较强的氢键作用,而PH3分子间仅有较弱的范德华力,因此NH3的沸点比PH3高。(4)AsO中As与周围4个O原子相连,采用sp3杂化,空间构型为正四面体,根据As4O6的分子结构图,As与周围3个O原子相连,含有1个孤电子对,采用sp3杂化。(5)晶胞中Ge原子数目为4,O原子数目为8×+6×=4,则化学式为GeO,设锗的相对原子质量为M,则晶胞质量为g=7.4 g·cm-3×(4.31×10-8 cm)3,解得M≈73.1。‎ 答案:(1)5 (2)b (3)NH3分子间存在较强的氢键作用,而PH3‎ 分子间仅有较弱的范德华力 ‎(4)正四面体 sp3 (5)GeO 73.1‎ ‎6.硒化锌是一种半导体材料,回答下列问题。‎ ‎(1)锌在周期表中的位置_________________;Se基态原子价电子排布图为____________________。元素锌、硫和硒第一电离能较大的是________(填元素符号)。‎ ‎(2)Na2SeO3分子中Se原子的杂化类型为__________;H2SeO4的酸性比H2SeO3强,原因是________________________________________________________________________。‎ ‎(3)气态SeO3分子的立体构型为__________。‎ ‎(4)硒化锌的晶胞结构如图所示,图中X和Y点所堆积的原子均为________(填元素符号);该晶胞中硒原子所处空隙类型为__________(填“立方体”“正四面体”或正八面体”);若该晶胞密度为ρ g·cm-3,硒化锌的摩尔质量为M g·mol-1。用NA代表阿伏加德罗常数的数值,则晶胞参数a为______________nm。‎ 解析:(1)Zn的原子序数是30,其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,在周期表中的位置是第四周期第ⅡB族;Se的原子序数是34,原子核外有34个电子,最外层电子排布式为4s24p6,基态原子价电子排布图为。元素锌金属性较强,第一电离能较小,硫和硒为同主族元素,同主族元素由上到下非金属性逐渐减弱,所以硫的非金属性强于Se,所以第一电离最大的是S。(2)Na2SeO3分子中Se原子的价电子对数为=4,所以Se原子的杂化类型为sp3;H2SeO4的非羟基氧比H2SeO3多(或H2SeO4中Se的化合价更高),所以H2SeO4酸性比H2SeO3强。(3)气态SeO3分子的价层电子对数为3,Se没有孤电子对,故分子的立体构型为平面三角形。(4)硒化锌的晶胞结构中原子个数比为1∶1,其中Se原子4个,若X和Y点所堆积的原子均为锌原子,则8×+6×=4,符合;则图中X和Y点所堆积的原子均为Zn原子,根据图中原子的位置可知,该晶胞中硒原子所处空隙类型为正四面体;若该晶胞密度为ρ g·cm-3,硒化锌的摩尔质量为M g·mol-1。用NA代表阿伏加德罗常数的数值,根据ρ==,则V=,则晶胞的边长为a为 ×107 nm。‎ 答案:(1)第四周期第ⅡB族  S ‎ ‎(2)sp3 H2SeO4的非羟基氧比H2SeO3多(或H2SeO4中Se的化合价更高) (3)‎ 平面三角形 ‎(4)Zn 正四面体 ×107‎
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