【创新设计】高考化学二轮专题复习 上篇 专题十四 物质结构与性质选考训练题.doc

专题十四 物质结构与性质(选考) (时间：45分钟类型：卷15分填空题专项训练)一、低档题1(15分)(2013成都诊断检测)我国已研制出一种稀土制冷材料，其主要成分是lacamno。(1)锰原子的基态价层电子排布式为_。(2)s与o为同主族元素，其中电负性较大的是_；h2s分子中s原子杂化轨道类型为_；试从结构角度解释h2so4的酸性大于h2so3的酸性：_。(3)ca在空气中点燃生成cao和少量ca2n2。ca2n2和水反应可以生成nh2nh2，nh2nh2能否作配体？_(填“能”或“否”)。cao晶体与nacl晶体一样，为面心立方最密堆积，则一个cao晶胞中含有ca2数为_；欲比较cao与nacl的晶格能大小，需考虑的数据是_。解析(1)mn位于周期表第四周期第b族，其基态价层电子排布式为3d54s2。(2)o的电负性较大；h2s中心原子s上有两对孤电子对，h2s分子中s原子杂化轨道类型为sp3杂化；h2so3和h2so4可表示成(ho)2so和(ho)2so2，h2so4的非羟基氧原子数目大于h2so3，故h2so4的酸性大于h2so3的酸性。(3)由于h2nnh2中的氮原子上有孤电子对可以作为配体和其他离子形成配合物。由nacl的晶胞结构可知一个cao晶胞中含有4个ca2；晶格能的大小与离子半径和离子所带的电荷数有关。答案(1)3d54s2(2)osp3h2so4的非羟基氧原子数目大于h2so3(3)能4ca2、o2与na、cl的离子半径与离子所带的电荷数2(15分)钾、镁、氟、硼等元素在每升海水中的含量都大于1毫克，属于海水中的常量元素。(1)钾、镁、氟、硼电负性从大到小的排列顺序是_。(2)镓与硼同主族，写出镓元素原子的价电子排布式(即外围电子排布式)：_。(3)用价层电子对互斥模型推断bf3和nf3的空间构型分别为_、_。(4)钾、镁、氟形成的某化合物的晶体结构为k在立方晶胞的中心，mg2在晶胞的8个顶角，f处于晶胞的棱边中心。由钾、镁、氟形成的该化合物的化学式为_，每个k与_个f配位。解析(1)同周期中，随着原子序数的递增，元素电负性增大；同主族中，随着原子序数的递增，元素电负性减小，而且一般情况下，非金属元素的电负性大于金属元素的电负性。(2)镓为31号元素，位于第四周期，与b同主族，故最外层有3个电子，即价电子排布式为4s24p1。(3)bf3的中心原子只有3个价电子，与3个f原子提供的3个电子形成3对成键电子，而nf3的中心原子n有5个价电子，与3个f原子提供的3个电子形成3对成键电子，还有1对孤电子对，故前者为平面三角形，后者为三角锥形。(4)晶胞中的k为1个，mg2为81个，f为123个，故钾、镁、氟形成的某化合物的化学式为kmgf3；晶胞12条棱上的12个f与处于晶胞中心的k等距离，所以每个k与12个f配位。答案(1)fbmgk(2)4s24p1(3)平面三角形三角锥形(4)kmgf312二、中档题3(15分)研究物质的微观结构，有助于人们理解物质变化的本质。请回答下列问题：(1)c、si、n元素的电负性由大到小的顺序是_，c60和金刚石都是碳的同素异形体，二者相比，熔点高的是_，原因是_。(2)a、b均为短周期金属元素，依据表中数据，写出b的基态原子的电子排布式：_。电离能/(kjmol1)i1i2i3i4a9321 82115 39021 771b7381 4517 73310 540(3)过渡金属离子与水分子形成的配合物是否有颜色，与其d轨道电子排布有关。一般地，d0或d10排布无颜色，d1d9排布有颜色。如co(h2o)62显粉红色。据此判断：mn(h2o)62_(填“无”或“有”)颜色。(4)利用co可以合成化工原料cocl2、配合物fe(co)5等。cocl2分子的结构式为，每个cocl2分子内含有_个键，_个键，其中心原子采取_杂化轨道方式。fe(co)5在一定条件下发生分解反应：fe(co)5(s)=fe(s)5co(g)。反应过程中，断裂的化学键只有配位键，则形成的化学键类型是_。解析(1)非金属性越强，元素电负性越大，根据三种元素在元素周期表中的位置，可知它们的电负性关系是ncsi。c60是分子晶体，金刚石是原子晶体，金刚石的熔点较高。(2)从表中电离能数值来看，a、b的第三电离能出现突跃，可见它们是第a族元素，因a、b均为短周期元素，且b的第一、二电离能均比a的小，故b是镁。(3)mn2的3d轨道有5个电子，故mn(h2o)62有颜色。(4)单键是键，双键中有一个键和一个键。因碳、氧形成双键，故碳原子采取的是sp2杂化。fe(co)5的配位键是铁原子与co形成的，分解产物co的化学键并未改变，生成了铁单质，故形成的化学键是金属键。答案(1)ncsi金刚石金刚石为原子晶体，c60为分子晶体(2)1s22s22p63s2(3)有(4)31sp2金属键4(15分)(2013湖北联考)下表为周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素。试填空。(1)写出上表中元素i的基态原子的电子排布式和价层电子排布图：_。元素c、d、e、f的第一电离能由大到小的顺序是_(用元素符号表示)。(2)元素a分别与c、d、e形成最简单的常见化合物分子甲、乙和丙。下列有关叙述不正确的有_。a甲、乙和丙分子的空间构型分别为正四面体形、三角锥形、v形b甲、乙和丙分子中，中心原子均采取sp3的杂化方式c三种分子中键角由大到小的顺序是丙乙甲d甲、乙和丙分子均为由极性键构成的极性分子(3)由元素j、c、e组成一种化学式为j(ce)5的配位化合物，该物质常温下呈液态，熔点为20.5 ，沸点为103 ，易溶于非极性溶剂。据此可判断：该化合物的晶体类型为_。该化合物的晶体中存在的作用力有_。a离子键 b极性键c非极性键 d范德华力e氢键 f配位键根据共价键理论和等电子体理论分析，ce分子中键与键的数目比为_。(4)在测定a与f形成的化合物的相对分子质量时，实验测得的值一般高于理论值的主要原因是_。(5)某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如表中元素g与元素b，原因是_。解析根据这几种元素在周期表中的位置推知：a为h(氢)，b为be，c为c(碳)，d为n，e为o，f为f(氟)，g为al，h为cl，i为cr，j为fe，(1)cr元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或ar3d54s1，其价层电子排布图为，一般来说，同周期元素从左到右第一电离能逐渐增大，但n元素原子2p轨道上电子达到半充满，故其第一电离能要大于o的第一电离能，因此这四种元素的第一电离能由大到小的顺序为f(氟)noc(碳)。(2)甲、乙、丙分别为ch4、nh3、h2o，这三种分子的中心原子均采取sp3的杂化方式，它们的空间构型分别为正四面体形、三角锥形、v形，ch4分子中的键角为10928，而nh3分子和h2o分子上有未成键的孤电子对；孤对电子越多，排斥力越大，键角越小，所以键角顺序为h2onh3noc(2)cd(3)分子晶体bdf12(4)氟化氢气体中存在因氢键而相互缔合形成的缔合分子(hf)n(5)be与al在元素周期表中位于对角线的位置5(15分)(2013贵州省六校联考)在电解炼铝过程中加入冰晶石(用“a”代替)，可起到降低al2o3熔点的作用。冰晶石的生产原理为2al(oh)312hf3na2co3=2a3co29h2o。根据题意完成下列填空：(1)冰晶石的化学式为_，含有离子键、_等化学键。(2)生成物中含有10个电子的分子是_(写分子式)，该分子的空间构型为_，中心原子的杂化方式为_。(3)反应物中电负性最大的元素为_(填元素符号)，写出其原子最外层的电子排布图：_。(4)al单质的晶体中原子的堆积方式如图甲所示，其晶胞特征如图乙所示，原子之间相互位置关系的平面图如图丙所示。若已知al的原子半径为d，na代表阿伏加德罗常数，al的相对原子质量为m，则一个晶胞中al原子的数目为_；al晶体的密度为_(用字母表示)。解析(1)冰晶石的化学式为na3alf6，na与alf之间为离子键，而alf是以配位键形成的。(2)生成物中10电子分子是h2o，氧原子采取sp3杂化，由于氧原子含有两对孤电子对，故分子结构为v形。(3)f是电负性最大的元素，其最外层电子排布图为。(4)铝晶胞的原子处于晶胞顶角和面心，故一个晶胞含有的al原子数目为684。设al晶胞的边长为a，则有：2a2(4d)2，a2d，al晶胞的体积为v16d3，故al晶体的密度为。答案(1)na3alf6配位键(2)h2ov形sp3(3)f(4)46(15分)x、y、z、r、w均为周期表中前四周期的元素，其原子序数依次增大；x2和y有相同的核外电子排布；z的气态氢化物的沸点比其上一周期同族元素气态氢化物的沸点低；r的基态原子在前四周期元素的基态原子中单电子数最多；w为金属元素，x与w形成的某种化合物与z的氢化物的浓溶液加热时反应可用于实验室制取z的气体单质。回答下列问题(相关回答均用元素符号表示)：(1)r的基态原子的核外电子排布式是_。(2)z的氢化物的沸点比其上一周期同族元素氢化物的沸点低的原因是_。(3)x与z中电负性较大的是_。z的某种含氧酸盐常用于实验室制取x形成的单质，此酸根离子的空间构型为_，此离子中所含化学键的类型是_，xzx的键角_10928(填“”、“”或“”，已知：孤电子对之间的斥力孤电子对与成键电子对之间的斥力成键电子对之间的斥力)。(4)x与y形成的化合物y2x的晶胞如图。其中x离子的配位数为_，与一个x离子距离最近的所有的y离子为顶点的几何体为_。该化合物与mgo相比，熔点较高的是_。(5)已知该化合物的晶胞边长为a pm，则该化合物的密度为_gcm3(只要求列出算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数的数值为na)。解析(1)依据洪特规则可推知前四周期中基态原子中单电子数最多也即价层电子排布式为3d54s1(单电子数为6)，则r为铬元素，其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1或ar3d54s1。(2)结合题干信息可推知元素x、y、z、w分别为o、na、cl、mn；因hf分子间存在氢键，而hcl分子间不存在氢键，故沸点：hfhcl。(3)o与cl中电负性较大的是o；cl的含氧酸盐中用于实验室制取氧气的盐为kclo3，clo的价层电子对数为4(3个键、1个孤电子对)，故clo的空间构型(vsepr模型为四面体)为三角锥形；clo中cl、o间为共价键，由于中心原子上存在一对孤电子对，孤电子对的排斥力大于成键电子对，故oclo的键角小于10928。(4)由晶胞结构可知o2(晶胞中空心球)的配位数为8；与一个o2距离最近的na为顶点形成的几何体为立方体；由于mg2所带电荷数比na多，且离子半径小于na的离子半径，因此mgo的晶格能大于na2o的，则熔点：mgona2o。(5)利用“均摊法”可知一个晶胞中含有4个na2o微粒，故该化合物的密度为 gcm3(注：1 pm1010 cm)。答案(1)1s22s22p63s23p63d54s1或ar3d54s1(2)hf分子间存在氢键，而hcl分子间不存在氢键(3)o三角锥形共价键(或极性键、配位键均可)(4)8立方体或正方体mgo(5)三、高档题7(15分)(2013石家庄联考)元素周期表第a族元素包括氮、磷、砷(as)、锑(sb)等。这些元素无论在研制新型材料，还是在制作传统化肥、农药等方面都发挥了重要的作用。请回答下列问题：(1)n4分子是一种不稳定的多氮分子，这种物质分解后能产生无毒的氮气并释放出大量能量，能被应用于制造推进剂或炸药。n4是由四个氮原子组成的氮单质，其中氮原子采用的轨道杂化方式为sp3，该分子的空间构型为_，nn键的键角为_。(2)基态砷原子的最外层电子排布式为_。(3)电负性是用来表示两个不同原子形成化学键时吸引键合电子能力的相对强弱，是元素的原子在分子中吸引共用电子对的能力。由此判断n、p、as、sb的电负性从大到小的顺序是_。(4)联氨(n2h4)可以表示为h2nnh2，其中氮原子采用的轨道杂化方式为_，联氨的碱性比氨的碱性_(填“强”或“弱”)，其原因是_。写出n2h4与n2o4反应的化学方程式：_。(5)元素x与n同周期，且x的原子半径是该周期主族元素原子半径中最小的，x与ca形成的化合物cax2的晶胞结构如图所示：cax2的晶体类型是_，一个晶胞中含有ca的离子数为_，含有x的离子数为_。解析(1)n4中氮原子的轨道杂化方式为sp3，其空间构型可参照p4(白磷)，应为正四面体结构，nn键的键角为60；(2)砷位于第四周期a族，其最外层电子排布式为4s24p3；(3)同主族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小；(4)联氨(hn2nh2)中氮