2019届高考化学一轮复习物质结构与性质作业
物质结构与性质
1.下列各组物质的熔点均与所含化学键的键能有关的是 ( )
A.CaO与CO2 B.NaCl与HCl
C.SiC与SiO2 D.Cl2与I2
【解析】选C。离子晶体的熔点和离子键的晶格能有关,原子晶体的熔点和共价键的键能有关,而分子晶体的熔点和化学键的键能无关。CaO、NaCl是离子晶体,CO2、HCl、Cl2与I2均为分子晶体;SiC与SiO2均为原子晶体,所以选C。
2.Ⅰ.下列叙述正确的有 ( )
A.第四周期元素中,锰原子价电子层中未成对电子数最多
B.第二周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小
C.卤素氢化物中,HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小
D.价层电子对相斥理论中,π键电子对数不计入中心原子的价层电子对数
Ⅱ.M是第四周期元素,最外层只有1个电子,次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题:
(1)单质M的晶体类型为 ,晶体中原子间通过 作用形成面心立方密堆积,其中M原子的配位数为 。
(2)元素Y基态原子的核外电子排布式为 ,其同周期元素中,第一电离能最大的是 (写元素符号)。元素Y的含氧酸中,酸性最强的是 (写化学式),该酸根离子的立体构型为 。
(3)M与Y形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。
①该化合物的化学式为 ,已知晶胞参数a=0.542 nm,此晶体的密度为 g·cm-3。(写出计算式,不要求计算结果。阿伏加德罗常数为NA)
②该化合物难溶于水但易溶于氨水,其原因是 。
此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色,深蓝色溶液中阳离子的化学式为 。
【解题指南】解答本题时应注意以下两点:
(1)记住物质化学键的类型和晶胞的计算方法。
(2)可以通过求算价电子数目判断物质的立体构型。
【解析】Ⅰ.第4周期元素中,锰原子价电子排布式为3d54s2,含5个未成对电子,铬原子价电子排布式为3d54s1
,含6个未成对电子,A错误;同周期主族元素的原子半径随核电荷数增大依次减小,B正确;在卤素氢化物中,HF分子间能形成氢键,沸点最高,HCl、HBr、HI中均不含氢键,HCl的沸点最低的原因是其分子间的范德华力最小,C错误;价层电子对相斥理论中,中心原子的价层电子对数包括σ键电子对数和孤电子对数,不包括π键电子对数,D正确。
Ⅱ.根据M是第4周期元素,最外层只有1个电子,次外层的所有原子轨道均充满电子,则价电子排布式为3d104s1,M是铜,Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同可推出Y是氯元素。
(1)铜属于金属晶体,原子间通过金属键形成面心立方密堆积,其中配位数为12。
(2)氯元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5;同周期元素中,从左到右第一电离能有逐渐增大的趋势,第3周期中第一电离能最大的是Ar;氯元素的含氧酸中,酸性最强的是HClO4;根据价层电子对互斥模型分析中心原子没有孤电子对,立体构型为正四面体。
(3)①根据立方晶胞分析,每个晶胞中含有铜原子的个数:8×+6×=4,含氯原子4个,该化合物的化学式为CuCl;1个CuCl晶胞中含有4个CuCl,此晶体的密度为。
②该化合物难溶于水但易溶于氨水,其原因是Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物;此化合物的氨水溶液遇到空气时,+1价的铜被氧化,深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu(NH3)4]2+。
答案:Ⅰ.B、D
Ⅱ.(1)金属晶体 金属键 12
(2)1s22s22p63s23p5 Ar HClO4 正四面体
(3)①CuCl 或
②Cu+可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子) [Cu(NH3)4]2+
3.磷(P)是组成生命物质的重要元素,请回答:
(1)基态P原子外围电子的轨道表示式为 。与氮(N)相比,第一电离能P N(填“=”“>”或“<”)。每个白磷分子中有 个σ键。
(2)PH3的分子构型与NH3的分子构型相似。下列关于PH3和NH3的说法正确的是
。
A.P—H键的极性大于N—H键的极性,PH3和NH3均为极性分子
B.PH3的沸点高于NH3的沸点
C.PH3可形成分子晶体
D.PH3中,P—H键的键长大于N—H键的键长,其键角小于BF3分子中的键角
(3)磷脂的结构简式为
在水中磷脂可能更倾向于形成下列图 (填“A”或“B”)所示的双分子层结构,试说明理由 。
【解题指南】解答本题时应注意以下几点:
(1)白磷分子为正四面体结构;
(2)形成分子间氢键能够使物质的沸点升高;
(3)在判断分子构型(或键角)时注意孤电子对的影响;
(4)看懂磷脂的结构,分清亲水端和憎水端。
【解析】(1)磷(P)是15号元素,位于元素周期表第3周第ⅤA族,因此其外围电子的轨道表示式为;N和P位于同一主族,从上到下元素的第一电离能逐渐减小,因此第一电离能P
S,Cl的电负性比S的大。(2)X的氢化物是H2S,M的氢化物是H2O,由于H2O中存在分子间氢键使其沸点比H2S的高。(3)XM3分子是SO3,其价层电子对数=3+=3,S的杂化方式为sp2,分子中没有孤电子对,其轨道构型和分子构型都是平面三角形。(4)R2M
晶体为Na2O,晶胞中立方体的顶点上有8个白球,六个面的中心有6个白球,根据“均摊法”可知晶胞中实际含有白球的数目为8×+6×=4;黑球全部处于晶胞的内部,即晶胞中含有黑球的数目为8,所以黑球为Na+,白球为O2-。(5)Z为铬元素,Z的最高价含氧酸的钾盐的化学式为K2Cr2O7或K2CrO4,其中K2Cr2O7呈橙红色,K2CrO4呈黄色,所以该钾盐为K2Cr2O7。K2Cr2O7的还原产物为Cr3+,氧元素的一种氢化物H2O2具有强还原性,其氧化产物为O2,根据得失电子守恒和元素守恒可得如下化学方程式:3H2O2+K2Cr2O7+4H2SO4Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O+K2SO4。
答案:(1)1s22s22p63s1或[Ne]3s1 Cl
(2)H2S分子间不存在氢键,H2O分子间存在氢键
(3)平面三角形 (4)Na+
(5)3H2O2+K2Cr2O7+4H2SO4Cr2(SO4)3+3O2↑+7H2O+K2SO4
6.锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题:
(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar] ,有 个未成对电子。
(2)Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、叁键,但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析,原因是 。
(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因
。
GeCl4
GeBr4
GeI4
熔点/℃
-49.5
26
146
沸点/℃
83.1
186
约400
(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。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是 。
(5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为 ,微粒之间存在的作用力是 。
(6)晶胞有两个基本要素:
①原子坐标参数,表示晶胞内部各原子的相对位置,下图为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标参数A为(0,0,0);B为(,0, );C为(,,0)。则D原子的坐标参数为 。
②晶胞参数,描述晶胞的大小和形状,已知Ge单晶的晶胞参数a=565.76 pm,其密度为 g·cm-3(列出计算式即可)。
【解析】(1)Ge为32号元素,根据构造原理可推出基态锗原子的核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2,有2个未成对电子。
(2)锗原子之间难以形成双键或叁键是因为Ge的原子半径大,原子间形成的σ键较长,p轨道之间重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成π键。
(3)锗的卤化物的熔点和沸点大小顺序均为GeCl4Se,根据同周期从左到右元素的电负性逐渐增大可知,Se>Ge>Zn,所以Zn、Ge、O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,其中锗原子的杂化方式为sp3,微粒之间存在的作用力是共价键。
(6)①原子坐标参数是表示晶胞内部各原子的相对位置,根据Ge单晶的晶胞图,分析原子坐标参数A为(0,0,0);B为(,0, );C为(,,0)可知D原子的坐标参数为(,,)。
②Ge单晶的晶胞参数a=565.76 pm,晶胞的体积为a3,a需要进行单位换算,晶胞的质量为,晶胞的密度为晶胞质量除以晶胞体积,所以晶胞密度= (g·cm-3)。
答案:(1)3d104s24p2 2
(2)锗原子半径大,原子间形成的σ键较长,p轨道之间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、沸点依次升高,原因是分子结构相似,相对分子质量越大,分子间作用力越强
(4)O>Ge>Zn
(5)sp3 共价键
(6)①(,,) ②
7.东晋《华阳国志·南中志》卷四中已有关于白铜的记载,云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外,曾主要用于造币,亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题:
(1)镍元素基态原子的电子排布式为 ,3d能级上的未成对电子数为 。
(2)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。
①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的立体构型是 。
②在[Ni(NH3)6]2+中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为 ,提供孤电子对的成键原子是 。
③氨的沸点 (填“高于”或“低于”)膦(PH3),原因是 ;
氨是 分子(填“极性”或“非极性”),中心原子的轨道杂化类型为 。
(3)单质铜及镍都是由 键形成的晶体;元素铜与镍的第二电离能分别为:ICu=1 958 kJ·mol-1,INi=1 753 kJ·mol-1,ICu>INi的原因是 。
(4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。
①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为 。
②若合金的密度为dg·cm-3,晶胞参数a= nm。
【解题指南】解答本题注意以下两点:
(1)价层电子对互斥理论在判断分子的空间构型中的应用。
(2)利用“均摊法”求算晶胞中铜原子与镍原子的数量比。
【解析】(1)镍是28号元素,位于第4周期,第Ⅷ族,根据核外电子排布规则,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2,3d能级有5个轨道,先占满5个自旋方向相同的电子,再分别占据三个轨道,电子自旋方向相反,所以未成对的电子数为2。
(2)①根据价层电子对互斥理论, 的σ键电子对数等于4,孤电子对数(6+2-2×4)÷2=0,则阴离子的立体构型是正四面体形。
②根据配位键的特点,在[Ni(NH3)6]2+中Ni2+与NH3之间形成的化学键称为配位键,提供孤电子对的成键原子是N。
③氨气分子间存在氢键,分子间作用力强,所以氨的沸点高于膦(PH3);根据价层电子对互斥理论,氨气中心原子N的σ键电子对数等于3,孤电子对数(5-3)÷2=1,则氨气是sp3杂化,分子呈三角锥形,正、负电荷中心不重叠,氨气是极性分子。
(3)铜和镍属于金属,则单质铜及镍都是由金属键形成的晶体;Cu+核外电子排布比Ni+稳定,难以失去电子,所以ICu>INi。
(4)①根据均摊法计算,晶胞中铜原子个数为6×1/2=3,镍原子的个数为8×1/8=1,则铜和镍的数量比为3∶1。②
根据上述分析,该晶胞的组成为Cu3Ni,若合金的密度为dg·cm-3,根据ρ=m÷V,则d=,即晶胞参数a=×10-7nm。
答案:(1)1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 2
(2)①正四面体 ②配位键 N ③高于 NH3分子间可形成氢键 极性 sp3
(3)金属 Cu+核外电子排布比Ni+稳定,难以失电子
(4)①3∶1 ②×10-7或×10-7
8．砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料,可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题:
(1)写出基态As原子的核外电子排布式 。
(2)根据元素周期律,原子半径Ga As,第一电离能Ga As。(填“大于”或“小于”)
(3)AsCl3分子的立体构型为 ,其中As的杂化轨道类型为 。
(4)GaF3的熔点高于1 000℃,GaCl3的熔点为77.9℃,其原因是 。
(5)GaAs的熔点为1 238℃,密度为ρg·cm-3,其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为 ,Ga与As以 键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGag·mol-1和MAsg·mol-1
,原子半径分别为rGapm和rAspm,阿伏加德罗常数值为NA,则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为 。
【解析】(1)As是33号元素,其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。(2)同一周期从左向右,原子半径逐渐减小,所以原子半径:Ga>As。Ga的价电子排布为4s24p1,As的价电子排布为4s24p3,As的4p轨道电子处于半充满状态,稳定性强,所以第一电离能Ga
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