2020届高考化学一轮复习晶体结构与性质作业(2)

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