特选2023高考名师推荐化学物质结构与性质推断(带解析)

1、2023高考名师推荐化学物质结构与性质推断带解析一、填空题1.在电解炼铝过程中参加冰晶石(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=2Al3CO29H2O。根据题意完成以下填空：(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)反响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。假设Al的原子半径为d，NA代表

2、阿伏加德罗常数，Al的相对原子质量为M，那么一个晶胞中Al原子的数目为；Al晶体的密度为(用字母表示)。【答案】(1)Na3AlF6配位键(2)H2OV形sp3(3)F(4)4【解析】(1)冰晶石的化学式为Na3AlF6，Na与之间为离子键，而是以配位键形成的。(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，那么有：2a2(4d)2，a2d，Al晶胞的体积为V16d3，故Al晶体的密度为。2.

3、下表为周期表的一局部，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。以下有关表达不正确的有。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。

4、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。【答案】(1)1s22s22p63s23p63d54s1(或Ar3d54s1)FNOC(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【解析】根据这几种元素在周期表中

5、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轨道上电子到达半充满，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NH

6、3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H2ONH3BMgK(2)4s24p1(3)平面三角形三角锥形(4)KMgF312【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

7、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。5.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和水反响可以生成NH2NH2，NH2NH2能否作配体？(填“能或“否)。CaO晶体

8、与NaCl晶体一样，为面心立方最密堆积，那么一个CaO晶胞中含有Ca2数为；欲比拟CaO与NaCl的晶格能大小，需考虑的数据是。【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【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。

9、(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。6.第四周期过渡元素Fe、Ti可与C、H、N、O形成多种化合物。(1)H、C、N、O四种元素的电负性由小到大的顺序为。以下表达不正确的选项是。(填字母)A因为HCHO与水分子间能形成氢键，所以CH2O易溶于水BHCHO和CO2分子中的中心原子均采用sp2杂化CC6H6分子中含6个键和1个大键，C2H2是非极性分子DCO2晶体的熔点、沸点都比二氧化硅晶体的低氰酸(HOCN)是一种链状分子，它与异氰酸(HNCO)互为同分

10、异构体，其分子内各原子最外层均已到达稳定结构，试写出氰酸的结构式。(2)Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道能与一些分子或离子形成配合物。与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是。六氰合亚铁离子Fe(CN)64中不存在。A共价键B非极性键C配位键D键E键写出一种与 CN互为等电子体的单质的分子式。(3)根据元素原子的外围电子排布特征，可将周期表分成五个区域，其中Ti属于区。(4)一种AlFe合金的立体晶胞如下图。请据此答复以下问题：确定该合金的化学式。假设晶体的密度为 g/cm3，那么此合金中最近的两个Fe原子之间的距离(用含的代数式表示，不必化简)为cm。【答案】(1)H

11、CNOB(2)BN键长比SiSi短(或BN键能较大)(3)sp2杂化正四面体B原子最外电子层为L层，无d轨道；而Si原子最外层为M层，有d轨道，可参与杂化，使Si配位数增加至6(4)MgB2【解析】(1)氮元素的2p轨道为半充满状态，较稳定，所以第一电离能比氧元素的大。(2)原子晶体中，共价键键长越短，键能越大，那么硬度和耐热性越强。(3)中心原子杂化轨道数键个数孤电子对数，BF3分子的中心原子含有3个 键，没有孤电子对，杂化轨道数为3，采取sp2杂化；SiF4分子的中心原子含有4个 键，没有孤电子对，杂化轨道数为4，采取sp3杂化，空间构型为正四面体形；Si原子最外电子层含有d轨道，而B原子

12、最外电子层不含d轨道。(4)由图可知，硼化镁晶体的晶胞结构为，其中边缘上的Mg原子属于三个晶胞所有，故一个晶胞中含有3个Mg原子和6个B原子，那么晶体中Mg原子和B原子个数比为12。8.A族的氮、磷、砷(As)、锑(Sb)等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含A族元素的化合物在科研和生产中有许多重要用途。请答复以下问题：(1)N、P、As原子的第一电离能由大到小的顺序为(用元素符号表示)。(2)As原子核外M层电子的排布式为。(3)叠氮化钠(NaN3)用于汽车平安气囊中氮气的发生剂，写出与N互为等电子体的分子的化学式(任写一种即可)。图1(4)白磷(P4)的结构如图1所示，P原子的轨道杂化方式

13、是。(5)可以与许多金属离子形成配合物，例如 Co(NO2)63，它可以用来检验K，其反响如下：3KCo(NO2)63=K3Co(NO2)6(亮黄色)。的立体构型是。在K3Co(NO2)6中，中心离子的配位数为。(6)天然氨基酸的命名常用俗名(根据来源与性质)，例如，最初从蚕丝中得到的氨基酸叫丝氨酸(HOCH2CHCOOHNH2)。判断丝氨酸是否存在手性异构体？(填“是或“否)。图2(7)砷化镓为第三代半导体，以其为材料制造的灯泡寿命长，耗能少。立方砷化镓晶胞的结构如图2所示，其晶胞边长为cpm，那么密度为gcm3(用含c的式子表示，设NA为阿伏加德罗常数的值)，a位置As原子与b位置As原子

14、之间的距离为pm(用含c的式子表示)。【答案】(1)NPAs(2)3s23p63d10(3)CO2或CS2或N2O(任写一种，写成SiO2等原子晶体形式不正确)(4)sp3(5)V形或角形或折线形6(6)是(7),(说明：如下图，平行四边形abcd中abcd)【解析】(1)同一主族元素的原子半径越大，越易失去电子，电离能越小。(3)等电子体指原子总数相等，价电子总数相等的粒子。(4)白磷分子中每个P原子有一个孤电子对，形成了3个键，故采取sp3杂化。(5)NO中氮原子的孤电子对数为(5122)1，与O原子形成了2个键，采取sp2杂化，为角形。(6)丝氨酸中连接氨基的碳原子上连接的四个原子或原子

15、团均不相同，该碳原子为手性碳原子。(7)每个晶胞中含有砷原子个数4个，镓原子个数为864，那么晶体密度为 9.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。请答复以下问题：(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

16、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反响的化学方程式：。(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的晶胞结构如下图：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。【答案】(1)正四面体60(2)4s24p3(3)NPAsSb(4)sp3弱N2H4中的N原子上电子云密度小于NH3，更难结合H2N2H4N2O4=3N24

17、H2O(5)离子晶体48【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)中氮原子与其他原子结合形成三个键，还有一对孤电子对，其轨道杂化方式为sp3；与NH3相比，N2H4碱性弱，因为N2H4相当于NH3的一个H原子换成了NH2，N原子的吸电子能力远强于H原子，因此N2H4中的N原子上电子云密度小于NH3，更难结合H；(5)N元素位于第二周期，该周期中原子半径最小的主族元素为F，CaF2为离子晶

18、体，该晶胞中Ca2的个数为864，F均在晶胞内部，故为8个。10.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响可用于实验室制取Z的气体单质。答复以下问题(相关答复均用元素符号表示)：(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“，：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)该化合物的晶胞边长为a pm，那么该化合物的密度为gcm3(只要求列出算式，不