高考化学一轮复习物质结构与性质作业.docx

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高考化学一轮复习物质结构与性质作业

1.钾和碘的相关化合物在化工医药材料等领域有着广泛的应用。

回答下列问题:

（1）基态K原子中,核外电子的空间运动状态共　　种,占据最高能层的电子的电子云轮廓图形状为　　　　。

（2）K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同。

第一电离能比较:

K　　　　（填“>”或“<”）Cr,金属键强度比较:

K　　　　（填“>”或“<”）Cr。

（3）I

的立体构型的名称为　　　　,中心原子的杂化方式为　　　　。

（4）HIO4的酸性强于HIO3,其原因为 　。

图Z16-1

（5）KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,晶胞如图Z16-1所示。

晶胞的棱长为a=0.446nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,K与I间的最短距离为　　　　　　nm,与K紧邻的O的个数为　　　　。

阿伏伽德罗常数的值为6.02×1023,列式计算晶体的密度为　　　　　　　　　　（不必计算结果）g·cm-3。

2.第23号元素钒在地壳中的含量大约为0.009%,在过渡元素中仅次于Fe、Ti、Mn、Zn,排第五位。

（1）钒在周期表中的位置为　　　　　　　　,电子占据的最高能层的轨道形状为　　　　。

（2）在地壳中含量最高的五种过渡金属元素Fe、Ti、Mn、Zn、V中,基态原子核外单电子数最多的是　　　　。

（3）过渡金属可形成许多羰基配合物,即CO作为配体形成的配合物。

①CO的等电子体有N2、CN-、　　　　（任写一个）等。

②CO作配体时,配位原子是C而不是O,其原因是 

　。

（4）过渡金属配合物常满足18电子规则,即中心原子的价电子数加上配体提供的电子数之和等于18,如[Fe（CO）5]、[Mn（CO）5]-等都满足这个规则。

①下列钒配合物中,钒原子满足18电子规则的是　　　　。

A.[V（H2O）6]2+B.[V（CN）6]4-

C.[V（CO）6]-D.[V（O2）4]3-

②化合物

的熔点为138℃,其晶体类型为　　　　　　;已知该化合物满足18电子规则,其配体“

”中的大π键可表示为　　　　。

（5）VCl2（熔点1027℃）和VBr2（熔点827℃）均为六方晶胞,结构如图Z16-2所示。

图Z16-2

①VCl2和VBr2二者熔点有差异的原因是 

　。

②设晶体中阴、阳离子半径分别为r-和r+,该晶体的空间利用率为　　　　　　（用含a、c、r+和r-的式子表示）。

3.C、O、Si、S、Fe是重要的化学元素,在中学化学中对它们的单质和化合物的研究颇多。

（1）C、O、Si三种元素第一电离能由大到小的顺序是　　　　　　。

（2）CS2是重要的溶剂,CS2中C原子的杂化方式为　　　　,其空间构型为　　　　。

（3）基态Fe原子中,核外电子占据的最高能层的符号是　　　　,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为　　　　。

图Z16-3

（4）晶胞推导有助于我们理解晶体结构。

①将NaCl晶胞（如图Z16-3）中的所有Cl-去掉,并将Na+全部换成Si原子,再间隔地在“小立方体”中心处各放置一个Si原子便构成了晶体Si的一个晶胞,若再在每两个距离最近的Si原子中心连线的中点处增添一个O原子,便构成了SiO2晶胞。

由此可推算SiO2晶胞中有　　个Si原子,　　个O原子。

②简述利用NaCl晶胞推导出CsCl晶胞的方法:

　。

4.科学的进步离不开技术的突破。

原子光谱、核磁共振、X射线衍射、量子计算等技术的发展与应用都推进了结构的研究。

如过渡元素原子结构、超分子结构、晶体结构研究等。

（1）过渡元素Ni原子的基态电子排布式为　　　　　,Ni的核外电子由基态跃迁至激发态时产生的光谱是　　　（填“吸收”或“发射”）光谱。

图Z16-4

（2）胍

离子[C（NH2

]可以与甲基磺酸根（CH3S

）形成超分子晶体,其局部结构如图Z16-4所示。

①组成该晶体的元素中第一电离能最大的是　　　　,其中C的杂化类型有　　　　。

②元素C、N、S的气态氢化物在水中的溶解度从大到小的顺序为　　　　　　　　,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

图Z16-5

（3）近年研究人员通过量子化学计算预测并合成了化合物Na2He,经X射线衍射分析其晶胞结构如图Z16-5所示。

①晶胞中Na堆积形成　　　　（填形状）空隙,He占据一半空隙,另一半由e-占据。

已知Na2He晶体不能导电,理由是　　　　　　　　　　　　　　　。

②已知晶胞边长为anm,晶胞中Na的半径为bnm,则He的半径为　　　　nm（列出计算式即可）。

5.由S、Cl及Fe、Co、Ni等过渡元素组成的新型材料有着广泛的用途,回答下列问题:

（1）钴元素基态原子的电子排布式为　　　　　　　　,P、S、Cl的第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　。

（2）SCl2分子中的中心原子杂化轨道类型是　　　　,该分子空间构型为　　　　。

（3）Fe、Co、Ni等过渡元素易与CO形成配合物,化学式遵循18电子规则:

中心原子的价电子数加上配体提供的电子数之和等于18,如Ni与CO形成的配合物的化学式为Ni（CO）4,则Fe与CO形成的配合物的化学式为　　　。

Ni（CO）4中σ键与π键个数比为　　　　,已知:

Ni（CO）4的熔点为-19.3℃,沸点为43℃,则Ni（CO）4为　　　　晶体。

（4）已知NiO的晶体结构如图Z16-6（a）所示。

图Z16-6

①NiO的晶体结构可描述为:

氧原子位于面心和顶点,氧原子可形成正八面体空隙和正四面体空隙,镍原子填充在氧原子形成的空隙中。

则NiO晶体中镍原子填充在氧原子形成的　　　　体空隙中。

②已知MgO与NiO的晶体结构相似,其中Mg2+和Ni2+的离子半径分别为66pm和69pm。

则熔点:

MgO　　（填“>”“<”或“=”）NiO,理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

③一定温度下,NiO晶体可以自发地分散并形成“单分子层”,可以认为O2-作密置单层排列,Ni2+填充在O2-形成的正三角形空隙中,如图Z16-6（b）,已知O2-的半径为am,每平方米面积上分散的NiO的质量为　　　　g。

（用a、NA表示） 

6.亚铁氰化钾（结构式如图Z16-7所示）属于欧盟批准使用的食品添加剂。

亚铁氰化钾不稳定,受热易分解:

3K4[Fe（CN）6]

12KCN+Fe3C+2（CN）2↑+N2↑+C;K4[Fe（CN）6]+K2CO3

5KCN+KOCN+Fe+CO2↑。

图Z16-7

（1）基态Fe原子的未成对电子数为　　　　;K4[Fe（CN）6]中Fe2+与CN-的中心原子形成的化学键类型为　　　　,提供孤电子对的成键原子是　　　　。

（2）KOCN中阴离子OCN-的几何构型为　　　　,中心原子的杂化轨道类型为　　　　。

O、C、N的第一电离能从大到小的顺序为　　　　　,电负性从大到小的顺序为　　　　。

（3）（CN）2的结构式为　　　　。

图Z16-8

（4）KCN的晶体结构如图Z16-8所示,已知晶胞参数a=0.648nm。

则K+的配位数为　　　,紧邻的两个K+的距离为　　　　cm,该晶体的密度为　　　　　　　　（列出计算式）g·cm-3。

7.稀土元素是指元素周期表中原子序数为57到71的15种镧系元素,以及与镧系元素化学性质相似的钪（Sc）和钇（Y）共17种元素。

稀土有“工业维生素”的美称,如今已成为极其重要的战略资源。

（1）钪（Sc）为21号元素,位于周期表的　　　　区,基态原子价电子排布图为　　　　　　。

（2）离子化合物Na3[Sc（OH）6]中,存在的化学键除离子键外还有　　　　　　　　　。

（3）Sm（钐）的单质与1,2-二碘乙烷可发生如下反应:

Sm+ICH2CH2I

SmI2+CH2

CH2。

ICH2CH2I中碳原子杂化轨道类型为　　　　　　　　,1molCH2

CH2中含有的σ键数目为　　　　。

常温下1,2-二碘乙烷为液体而乙烷为气体,其主要原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。

（4）PrO2（二氧化镨）的晶体结构与CaF2相似,晶胞中Pr（镨）原子位于面心和顶点。

则PrO2（二氧化镨）的晶胞中有　　　　个氧原子。

（5）Ce（铈）单质为面心立方晶体,其晶胞参数a=516pm。

晶胞中Ce（铈）原子的配位数为　　　　,列式表示Ce（铈）单质的密度:

　　　　　　　　　　　　　g·cm-3（用NA表示阿伏伽德罗常数的值,不必计算出结果）。

8.铜和硫的化合物在化工、医药材料等领域具有广泛的用途。

回答下列问题:

（1）原子轨道是指电子在原子核外的　　　　　　　　,基态S原子的原子轨道数是　　　　个。

（2）基态Cu原子中,核外电子占据的原子轨道为球形的最高能级的符号是　　　,占据该能级的电子数为　　　。

（3）Cl、S、Se在元素周期表中处于相邻的位置,其第一电离能的大小顺序为　　　　。

图Z16-9

（4）图Z16-9是含元素Cu、S的有机物的结构简式。

①该有机化合物结构中含有的化学键类型是　　　　（填“共价键”“离子键”或“共价键、离子键”）、配位键,其中1个该有机物分子中配位键的数目为　　　　　个,这些配位键中提供孤电子对的元素是　　　。

②S原子的杂化方式为　　　　、带*N原子的杂化方式为　　　　。

图Z16-10

（5）图Z16-10是Cu-Au合金的一种立方晶胞结构。

已知该合金的密度为dg·cm-3,阿伏伽德罗常数的值为NA,若Au原子的半径为bpm（1pm=10-10cm）,则铜原子的半径为　　　　　　　　　　cm（写出计算表达式）。

1.

（1）10　球形　

（2）<　<

（3）三角锥形　sp3杂化

（4）HIO4中I的正电性更高,导致I—O—H中O的电子更向I偏移,更容易电离出H+,酸性更强

（5）

×0.446或0.386　12

[解析]

（1）基态K原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,所以核外电子的空间运动状态共10种;核外电子占据的最高能层为N,K原子最外层4s轨道电子云轮廓为球形。

（2）由于K原子的半径比较大,第一电离能比较:

K

K

（3）I

的中心碘原子的价层电子对数为4,所以I

为四面体形,由于孤电子对的存在,其立体构型为三角锥形;中心原子采用sp3杂化。

（4）HIO4中I的正电性更高,导致I—O—H中O的电子更向I偏移,更容易电离出H+,酸性更强,所以HIO4的酸性强于HIO3。

（5）由晶胞图可知,K原子处于顶角,I原子处于体心,二者的最近距离为立方体体对角线的一半,即

×0.446nm;由晶胞可知,与K原子紧邻的氧原子在三个坐标平面中各有4个,所以共12个氧原子;由晶胞图可知,每个晶胞实际拥有:

1个K原子（8个顶点）,1个碘原子（体心）,3个O原子（6个面心）,化学式为KIO3,一个晶胞的质量为

g,一个晶胞的体积为（0.446×10-7）3cm3,根据ρ=

得晶体的密度为

g·cm-3。

2.

（1）第四周期第ⅤB族　球形　

（2）Mn

（3）①NO+或

　②C的电负性小于O,对孤电子对吸引能力弱,给出电子对更容易

（4）①C　②分子晶体　

（5）①二者均为离子晶体,Cl-半径小于Br-半径,VCl2中晶格能大于VBr2,故VCl2熔点高于VBr2　②

×100%

[解析]

（1）钒是第23号元素,在周期表中的位置为第四周期第ⅤB族;电子占据的最高能层的轨道是4s轨道,形状为球形。

（2）五种过渡金属元素Fe、Ti、Mn、Zn、V中,基态原子核外单电子数分别为4、2、5、0、3,最多的是Mn。

（3）等电子体指价电子数和原子数均相同的微粒,CO的等电子体有N2、CN-、NO+、

;②CO作配体时,配位原子是C而不是O,其原因是C的电负性小于O,对孤电子对吸引能力弱,给出电子对更容易。

（4）①[V（H2O）6]2+中V原子满足15电子规则,[V（CN）6]4-中V原子满足21电子规则,[V（CO）6]-中V原子满足18电子规则,[V（O2）4]3-中V原子满足16电子规则。

②化合物

的熔点为138℃,低熔点,其晶体类型为分子晶体;已知该化合物满足18电子规则,其配体“

”中的大π键为5个碳原子共用5个电子,可表示为

。

（5）①二者均为离子晶体,Cl-半径小于Br-半径,VCl2中晶格能大于VBr2,故VCl2熔点高于VBr2;②晶体中阴、阳离子半径分别为r-和r+,晶胞的体积为

a2c,球的体积为

该晶体的空间利用率为

×100%。

3.

（1）O>C>Si　

（2）sp　直线形　（3）N　球形

（4）①8　16　②将NaCl晶胞中面心上的Na+和棱边上的Cl-全部去掉,将顶角上的Na+替换为Cs+（或其他合理答案）

[解析]

（1）同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势,同一主族元素从上到下,原子半径增加,第一电离能逐渐变小,所以元素的第一电离能由大到小的顺序是O>C>Si。

（2）CS2分子中碳原子的价层电子对数是2,所以碳原子采用sp杂化,该分子空间构型为直线形。

（3）基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,所以核外电子占据的最高能层符号为N;Fe原子最外层4s轨道电子云轮廓图形状为球形。

（4）①由晶胞图可知,8个Si位于顶角,6个Si位于面心,则可得出Si原子个数为

×8+

×6+4=8,每两个距离最近的Si原子中心连线的中点处增添一个O原子,则Si、O原子的个数比为1∶2,O原子个数为16。

②利用NaCl晶胞推导出CsCl晶胞的方法:

将NaCl晶胞中面心上的Na+和棱边上的Cl-全部去掉,将顶角上的Na+替换为Cs+。

4.

（1）[Ar]3d84s2（或1s22s22p63s23p63d84s2）　吸收

（2）①N　sp2、sp3

②NH3>H2S>CH4　CH4为非极性分子,NH3、H2S均为极性分子,且NH3能与水形成氢键

（3）①立方体　没有自由移动的离子和电子　②

a-b

[解析]

（1）Ni的原子序数为28,根据能量最低原理可写出电子排布式为[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2。

（2）①组成该晶体的元素有C、H、N、O、S,O、S属于同一主族元素,同一主族元素的第一电离能从上而下依次减小,故O>S;C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大,同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大,但第ⅤA族的大于第ⅥA族的,所以第一电离能大小顺序是N>O>C,故第一电离能最大的是N。

该晶体甲基中的碳为sp3杂化,[C（NH2

]中的C为sp2杂化。

②元素C、N、S的气态氢化物在水中的溶解度从大到小的顺序为NH3>H2S>CH4,原因是CH4为非极性分子,NH3、H2S均为极性分子,且NH3能与水之间形成氢键。

（3）①由图可知,晶胞中Na堆积形成立方体空隙,He占据一半空隙,另一半由e-占据。

Na2He晶体中没有自由移动的离子和电子,因此不能导电。

②已知晶胞边长为anm,Na与He原子之间的最短距离为

anm,晶胞中Na的半径为bnm,则He的半径为

nm。

5.

（1）1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　Cl>P>S

（2）sp3　V形

（3）Fe（CO）5　1∶1　分子

（4）①正八面　②>　Mg2+半径比Ni2+小,MgO的晶格能比NiO大　③

[解析]

（1）钴元素是第27号元素,位于第四周期第Ⅷ族,基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2;同周期元素第一电离能从左到右有增大的趋势,P元素原子的3p轨道为半充满结构,第一电离能较高,高于S元素而低于Cl元素,故第一电离能大小顺序为Cl>P>S。

（2）SCl2中S原子杂化轨道数为4,采取sp3杂化方式,该分子空间构型为V形。

（3）CO作配体时可提供的电子数为2,Fe的价电子排布式是3d64s2,一共有8个价电子,遵循18电子规则,则Fe与CO形成的配合物的化学式为Fe（CO）5。

每个CO分子内含有1个σ键和2个π键,而每个CO分子同时又通过1个σ配位键与Ni原子连接,所以σ键和π键个数之比为1∶1。

Ni（CO）4的熔沸点较低,所以该物质是分子晶体。

（4）①由图可知,氧原子形成的正四面体空隙中不含镍原子,形成的正八面体空隙中含有一个镍原子,则该晶体中镍原子填充在氧原子形成的正八面体空隙中。

②晶体结构相似时,离子半径越小离子键强度越高,Mg2+半径比Ni2+小,MgO的晶格能比NiO大,故熔点MgO>NiO。

③图中的“单分子层”可以如图画出一维重复单元:

重复单元呈平行四边形,由相邻四个O原子中心的连线组成,每个重复单元包含1个O原子和1个Ni原子,NiO相对分子质量为75。

重复单元所占的平行四边形面积:

S=2a×

a=2

a2m2,则1平方米上该晶体的质量为

g,即

g。

6.

（1）4　配位键　C

（2）直线形　sp　N>O>C　O>N>C

（3）N≡C—C≡N

（4）6　4.58×10-8　

[解析]

（1）铁为26号元素,基态Fe原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,3d中有4个未成对电子;K4[Fe（CN）6]中Fe2+与CN-的中心原子形成的化学键为配位键,提供孤电子对的成键原子是C。

（2）KOCN中阴离子OCN-与CO2互为等电子体,结构相似,几何构型为直线形,中心原子的杂化轨道类型为sp杂化;同一周期,从左到右,元素的第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能大于相邻元素,O、C、N的第一电离能从大到小的顺序为N>O>C;一般元素的非金属性越强,电负性数值越大,电负性从大到小的顺序为O>N>C。

（3）氰分子为直线形,因C形成4个化学键、N形成3个化学键,则其结构式为N≡C—C≡N。

（4）KCN的晶胞中含CN-数目为12×

+1=4,含K+数目为8×

+6×

=4,晶体中K+周围紧邻的CN-数为6,即晶体中K+的配位数为6;紧邻的两个K+的距离为面对角线的一半=0.648nm×

≈4.58×10-8cm;晶胞的体积为（0.648×10-7）3cm3,NA个晶胞的质量为[4×（39+12+14）]g=（4×65）g,则KCN晶体的密度为

g·cm-3。

7.

（1）d　

（2）共价键和配位键

（3）sp3　3.01×1024或5NA　1,2-二碘乙烷的相对分子质量较大,分子间作用力较强,沸点相对较高

（4）8　（5）12　

[解析]

（1）钪为21号元素,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d14s2,则钪元素位于周期表的d区,基态原子价电子排布图为

。

（3）在ICH2CH2I分子中碳原子只形成了单键,有四个单键,故碳原子杂化轨道类型为sp3;1个CH2

CH2分子中含有5个σ键,故1molCH2

CH2中含有的σ键数目为5NA;由于1,2-二碘乙烷的相对分子质量较大,分子间作用力较强,沸点相对较高,所以常温下1,2-二碘乙烷为液体而乙烷为气体。

（4）在晶胞

中,Y为镨原子,X为氧原子,可以看到氧原子在晶胞的内部,故此晶胞中应有8个氧原子。

（5）Ce（铈）单质为面心立方晶体,以晶胞顶点的铈原子为例,与之距离最近的铈原子分布在经过该顶点的所有立方体的面心上,这样的面有12个,所以铈原子的配位数为12。

晶胞中铈原子位于顶点和面心,数目为8×

+6×

=4,该晶胞体积为a3,该晶胞的质量为

g,根据ρ=

可知,密度为

g·cm-3。

8.

（1）空间运动状态　9

（2）4s　1　（3）Cl>S>Se

（4）①共价键　2　N、O　②sp3　sp2

（5）

×

-b×10-10

[解析]

（1）原子轨道是指电子在原子核外的空间运动状态,基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,s轨道只有1个轨道、p轨道有3个轨道,所以其原子轨道数是9个。

（2）基态Cu原子中,核外电子占据的原子轨道为球形的最高能级的符号是4s,占据该能级的电子数为1。

（3）Cl、S、Se在元素周期表中处于相邻的位置,Cl和S同周期、S和Se同主族,其第一电离能的大小顺序为Cl>S>Se。

（4）①该有机化合物结构中含有的化学键类型是共价键、配位键;该有机物分子中Cu原子与3个N原子和1个O原子成键,根据N和O的原子结构及其成键情况,可以判断1个该有机物分子中配位键的数目为2个,这些配位键中提供孤电子对的元素是N、O。

②该有机物分子中S原子有2个σ键和2对孤电子对,故S原子的杂化方式为sp3;带*N原子的杂化方式为sp2。

（5）由Cu-Au合金的晶胞结构可知,其晶胞中Cu、Au原子分别位于晶胞的面心和顶点,所以晶胞中Cu、Au原子数分别为3和1。

已知该合金的密度为dg·cm-3,阿伏伽德罗常数的值为NA,若Au原子的半径为bpm（1pm=10-10cm）,设Cu原子的半径为xpm,晶胞的边长为apm,则2a2=（2x+2b）2,a=

（x+b）。

NA个晶胞的质量和体积分别为389g和NA[

（x+b）×10-10cm]3,所以d=

则铜原子的半径为

cm。