高考复习历年真题专题二十五物质结构与性质.docx
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高考复习历年真题专题二十五物质结构与性质
2017高考复习历年真题
专题二十五物质结构与性质
A卷 全国卷
原子结构与性质
1.(2013·课标全国卷Ⅰ,37,15分)硅是重要的半导体材料,构成了现代电子工业的基础。
回答下列问题:
(1)基态Si原子中,电子占据的最高能层符号为________,该能层具有的原子轨道数为________、电子数为________。
(2)硅主要以硅酸盐、________等化合物的形式存在于地壳中。
(3)单质硅存在与金刚石结构类似的晶体,其中原子与原子之间以____________相结合,其晶胞中共有8个原子,其中在面心位置贡献____________个原子。
(4)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。
工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4,该反应的化学方程式为______________。
(5)碳和硅的有关化学键键能如下所示,简要分析和解释下列有关事实:
化学键
C—C
C—H
C—O
Si—Si
Si—H
Si—O
356
413
336
226
318
452
①硅与碳同族,也有系列氢化物,但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多,原因是______________________。
②SiH4的稳定性小于CH4,更易生成氧化物,原因是______________________。
(6)在硅酸盐中,SiO
四面体(如下图(a))通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。
图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根:
其中Si原子的杂化形式为____________,Si与O的原子数之比为____________,化学式为________________。
解析 硅的核外电子排布式为1s22s22p63s23p2,M能层有s、p、d三个能级,共9个原子轨道;
(3)立方体共有6个面,面心位置上贡献3个原子;
(4)此反应不属于氧化还原反应,产物除SiH4外,还应有MgCl2,另一生成物只能是NH3;
(5)由信息可知应从反应物、产物键能的差异角度进行分析;
(6)一个硅原子与四个氧原子相连,形成4个σ键,硅原子最外层四个电子全部参与成键,无孤电子对,为sp3杂化;①、②两个氧原子有两个结构单元共用,如图
,中间的结构单元均摊1,再加上其他2个氧原子,一个结构单元中含有一个硅原子,3个氧原子,依据化合价可知一个结构单元表现的化合价为-2,即化学式为SiO
或[SiO3]
。
答案
(1)M 9 4
(2)二氧化硅
(3)共价键 3
(4)Mg2Si+4NH4Cl===SiH4+4NH3+2MgCl2
(5)①C—C键和C—H键较强,所形成的烷烃稳定,而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低,易断裂,导致长链硅烷难以生成
②C—H键的键能大于C—O键,C—H键比C—O键稳定。
而Si—H键的键能却远小于Si—O键,所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键
(6)sp3 1∶3 [SiO3]
(或SiO
)
分子结构与性质
2.(2016·课标全国卷Ⅱ,37,15分)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=1958kJ·mol–1、INi=1753kJ·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。
解析
(1)镍是28号元素,位于第四周期,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;3d能级有5个轨道,根据洪特原则,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,SO
的σ键电子对数等于4,孤电子对数为
=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,孤电子对数为
=1,则中心氮原子轨道杂化类型为sp3杂化,分子为三角锥形,正负电荷重心不重叠,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;铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1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×
=3,镍原子的个数为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=
,则晶胞参数a=
×107nm。
答案
(1)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2) 2
(2)①正四面体 ②配位键 N
③高于 氨气分子间可形成氢键 极性 sp3
(3)金属 铜失去的是全充满的3d10电子,镍失去的是4s1电子
(4)①3∶1 ②
×107
3.(2014·课标全国卷Ⅱ,37,15分)周期表前四周期的元素a、b、c、d、e,原子序数依次增大。
a的核外电子总数与其周期数相同,b的价电子层中的未成对电子有3个,c的最外层电子数为其内层电子数的3倍,d与c同族;e的最外层只有1个电子,但次外层有18个电子。
回答下列问题:
(1)b、c、d中第一电离能最大的是________(填元素符号),e的价层电子轨道示意图为__________________。
(2)a和其他元素形成的二元共价化合物中,分子呈三角锥形,该分子的中心原子的杂化方式为________;分子中既含有极性共价键、又含有非极性共价键的化合物是________(填化学式,写出两种)。
(3)这些元素形成的含氧酸中,分子的中心原子的价层电子对数为3的酸是________;酸根呈三角锥结构的酸是________(填化学式)。
(4)e和c形成的一种离子化合物的晶体结构如图1,则e离子的电荷为________。
(5)这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中,阴离子呈四面体结构;阳离子呈轴向狭长的八面体结构(如图2所示)。
该化合物中,阴离子为________,阳离子中存在的化学键类型有________;该化合物加热时首先失去的组分是________,判断理由是______________
______________________________________________________________。
解析 依题给信息可直接判断a为氢(H),c为氧(O),d为硫(S),e为铜(Cu),又知b的价电子层中未成对电子数有3个,且其原子序数,介于a、c之间,可确定b为氮(N)。
(1)N、O、S三种元素中第一电离能最大的是N;Cu的价层电子轨道示意图为
。
(2)NH3分子呈三角锥形,分子中N原子采取sp3杂化;分子中含有极性键和非极性键的化合物有H2O2和N2H4等。
(3)这些元素形成的含氧酸有HNO3、HNO2、H2SO4、H2SO3等,其中中心原子价层电子对数为3的是HNO2和HNO3,酸根呈三角锥结构的酸是H2SO3。
(4)图1所示晶胞中e离子数=4,c离子数=1+8×
=2,则N(Cu)∶N(O)=4∶2=2∶1,该离子化合物的化学式为Cu2O,故铜离子的电荷为+1。
(5)5种元素形成的离子化合物中阴离子呈四面体结构,阴离子为SO
;由题图2可知阳离子是[Cu(NH3)4(H2O)2]2+,化学键类型有共价键和配位键,该离子中,H2O分子离Cu2+较远,Cu2+与H2O分子间的配位键比Cu2+与NH3分子间的配位键弱,故该化合物加热时,首先失去的组分是H2O。
答案
(1)N
(2)sp3 H2O2、N2H4
(3)HNO2、HNO3 H2SO3
(4)+1
(5)SO
共价键和配位键 H2O H2O与Cu2+的配位键比NH3与Cu2+的弱
晶体结构与性质
4.(2016·新课标全国Ⅰ,37,15分)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=565.76pm,其密度为________g·cm-3(列出计算式即可)。
解析
(1)锗为32号元素,根据原子核外电子的排布规律,可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2,其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2,其中4p能级有2个未成对电子。
(2)Ge和C虽是同族元素,价电子排布相同,但Ge的原子半径比C的大,所以其原子轨道不易重叠形成π键,即Ge原子间难以形成双键和叁键。
(3)由表中数据,可知几种锗卤化物的熔沸点都较低,都属于分子晶体。
随着相对分子质量的逐渐增大,其分子间作用力逐渐增强,故熔沸点逐渐升高。
(4)Zn、Ge、O三种元素中,Zn和Ge是金属元素,O是非金属元素。
O的电负性比Zn和Ge的大,又根据同周期元素的电负性从左到右逐渐增大的规律,可知电负性:
O>Ge>Zn。
(5)由于锗单晶具有金刚石型的结构,故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键,其原子轨道杂化类型为sp3杂化。
(6)①由Ge单晶晶胞结构示意图,可知D原子与A原子及位于3个相邻面面心的3个原子构成了正四面体结构,D原子位于正四面体的中心,再根据A、B、C三个原子的坐标参数可知D原子的坐标参数为(
,
,
)。
②由锗单晶的晶胞结构示意图,可知该晶胞中位于顶点的有8个原子,位于面心的有6个原子,位于内部的有4个原子,则一个晶胞中所含有的锗原子个数为8×
+6×
+4=8,再由晶胞参数可知该晶胞的边长为565.76pm的正方体,则其密度为
g·cm-3。
答案
(1)3d104s24p2 2
(2)Ge原子半径大,原子间形成的σ单键较长,p-p轨道肩并肩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、沸点依次增高。
原因是分子结构相似,相对分子质量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强
(4)O>Ge>Zn (5)sp3 共价键
(6)①(
,
,
) ②
×107
5.(2016·课标全国Ⅲ,37,15分)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1000℃,GaCl3的熔点为77.9℃,其原因是______________。
(5)GaAs的熔点为1238℃,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的原子序数为33,则基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。
(2)同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,故原子半径Ga大于As,As原子的4p轨道处于半满的稳定结构,所以第一电离能Ga小于As。
(3)AsCl3分子中心As原子的价层电子对数=3+
=4,含有1对孤对电子,则其立体构型为三角锥形,其中As的杂化轨道类型为sp3。
(4)二者熔点的差异是因为GaF3为离子晶体,GaCl3为分子晶体。
(5)GaAs的熔点很高,则其晶体为原子晶体,Ga和As以共价键键合。
由晶胞结构可知一个晶胞中含有As、Ga原子的个数均为4个,则晶胞的体积为
×4÷ρ,又知二者的原子半径分别为rGapm和rAspm,则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为
×100%=
×100%。
答案
(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)
(2)大于 小于 (3)三角锥形 sp3
(4)GaF3为离子晶体,GaCl3为分子晶体
(5)原子晶体 共价
×100%
6.(2015·课标全国卷Ⅱ,37,15分)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素,A2-和B+具有相同的电子构型:
C、D为同周期元素,C核外电子总数是最外层电子数的3倍;D元素最外层有一个未成对电子。
回答下列问题:
(1)四种元素中电负性最大的是________(填元素符号),其中C原子的核外电子排布式为________。
(2)单质A有两种同素异形体,其中沸点高的是________(填分子式),原因是_______________________________________________________________;
A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。
(3)C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E,E的立体构型为________,中心原子的杂化轨道类型为________。
(4)化合物D2A的立体构型为________,中心原子的价层电子对数为________,单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A,其化学方程式为______________。
(5)A和B能够形成化合物F,其晶胞结构如图所示,晶胞参数a=0.566nm,F的化学式为________;晶胞中A原子的配位数为________;列式计算晶体F的密度(g·cm-3)_____________________________________________。
解析 由A2-和B+具有相同的电子构型可知,A是氧元素,B是钠元素;由C元素原子核外电子总数是最外层电子数的3倍可知,C是磷元素;A、B、C、D四种元素的原子序数依次增大,C、D为同周期元素,且D元素最外层有一个未成对电子,因此D是氯元素。
(1)元素的非金属性O>Cl>P,则电负性O>Cl>P,Na是金属,其电负性最小;P的电子数是15,根据构造原理可写出其核外电子排布式。
(2)氧元素有O2和O3两种同素异形体,相对分子质量O3>O2,范德华力O3>O2,则沸点O3>O2。
A和B的氢化物分别是H2O和NaH,所属晶体类型分别为分子晶体和离子晶体。
(3)PCl3分子中P含有一对孤电子对,其价层电子对数为4,因此其立体构型为三角锥形,中心原子P的杂化轨道类型为sp3。
(4)Cl2O分子中心原子O原子含有2对孤电子对,其价层电子对数为4,因此其立体构型为V形;根据电子守恒和质量守恒可写出Cl2与湿润的Na2CO3反应的化学方程式。
(5)根据化合物F的晶胞结构,利用均摊法可计算出氧原子个数:
N(O)=8×
+6×
=4,钠原子全部在晶胞内,N(Na)=8,因此F的化学式为Na2O;以顶角氧原子为中心,与氧原子距离最近且等距离的钠原子有8个,即晶胞中A原子的配位数为8;晶胞参数即晶胞的棱长a=0.566nm,晶体F的密度=
=
=2.27g/cm3。
答案
(1)O 1s22s22p63s23p3(或[Ne]3s23p3)
(2)O3 O3相对分子质量较大,范德华力较大 分子晶体 离子晶体
(3)三角锥形 sp3
(4)V形 4 2Cl2+2Na2CO3+H2O===Cl2O+2NaHCO3+2NaCl(或2Cl2+Na2CO3===Cl2O+CO2+2NaCl)
(5)Na2O 8
=2.27g/cm3
B卷 地方卷
原子结构与性质
1.(2015·福建理综,31,15分)科学家正在研究温室气体CH4和CO2的转化和利用。
(1)CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为________________。
(2)下列关于CH4和CO2的说法正确的是________(填序号)。
a.固态CO2属于分子晶体
b.CH4分子中含有极性共价键,是极性分子
c.因为碳氢键键能小于碳氧键,所以CH4熔点低于CO2
d.CH4和CO2分子中碳原子的杂化类型分别是sp3和sp
(3)在Ni基催化剂作用下,CH4和CO2反应可获得化工原料CO和H2。
①基态Ni原子的电子排布式为________,该元素位于元素周期表的第________族。
②Ni能与CO形成正四面体形的配合物Ni(CO)4,1molNi(CO)4中含有________molσ键。
(4)一定条件下,CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构(如下图所示)的水合物晶体,其相关参数见下表。
CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。
参数
分子
分子直径/nm
分子与H2O的结合能E/kJ·mol-1
CH4
0.436
16.40
CO2
0.512
29.91
①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是________________________。
②为开采深海海底的“可燃冰”,有科学家提出用CO2置换CH4的设想。
已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586nm,根据上述图表,从物质结构及性质的角度分析,该设想的依据是___________________________________________。
解析
(1)元素的非金属性越强,其电负性越大。
因为元素的非金属性由强到弱的顺序为:
O>C>H,所以元素的电负性从小到大的顺序为:
H<C<O;
(2)a项,固态CO2是由CO2分子通过分子间作用力结合而成的分子晶体,正确;b项,CH4分子中含有极性共价键,但由于该分子中的共价键排列对称,因此该分子是非极性分子,错误;c项,固态时CH4和CO2都是分子晶体,分子之间通过分子间作用力结合,分子间作用力越强,物质的熔沸点就越高,而不是取决于分子内共价键的强弱,错误;d项,CH4分子中碳原子形成的都是σ键,C原子采取sp3杂化,而CO2分子中的C原子与两个O原子形成的是碳氧双键,含有2个σ键和2个π键,C原子采取sp杂化,正确。
故答案选a、d。
(3)①28号元素Ni的基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2;该元素位于元素周期表的第四周期第Ⅷ族。
②Ni能与CO形成正四面体型的配合物Ni(CO)4,在每个配位体中含有1个σ键,在每个配位体与中心原子之间也形成1个σ键,所以1molNi(CO)4中含有8molσ键。
(4)①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力分别是分子间作用力(也叫范德华力)和氢键。
②根据表中的数据可知,笼状结构的空腔直径为0.586nm,大于CO2分子的直径(0.512nm),而且CO2与H2O分子之间的结合力大于CH4,因此可以实现用CO2置换出“可燃冰”中CH4的设想。
答案
(1)H、C、O
(2)ad
(3)①1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2 Ⅷ ②8
(4)①氢键、范德华力 ②CO2的分子直径小于笼状空腔直径,且与H2O的结合力大于CH4
分子结构与性质
2.(2016·江苏化学,21,12分)[Zn(CN)4]2-在水溶液中与HCHO发生如下反应:
4HCHO+[Zn(CN)4]2-+4H++4H2O===[Zn(H2O)4]2++4HOCH2CN
(1)Zn2+基态核外电子排布式为__________________________________。
(2)1molHCHO分子中含有σ键的数目为________mol。
(3)HOCH2CN分子中碳原子轨道的杂化类型是________。
(4)与H2O分子互为等电子体的阴离子为________。
(5)[Zn(CN)4]2-中Zn2+与CN-的C原子形成配位键,不考虑空间构型,[Zn(CN)4]2-的结构可用示意图表示为________。
解析
(1)先写锌原子核外电子排布式[Ar]3d104s2,再由外向内失2个电子,得Zn2+核外电子排布式为[Ar]3d10。
(2)甲醛结构式为
,σ键数为3。
(3)HOCH2CN可表示为HOCH2C≡N,碳原子分别为sp3、sp杂化。
(4)等电子体可以“左右移位、平衡电荷”判断,H2O等电子体阴离子为NH
。
(5)Zn2+提供空轨道,CN-中碳原子提供孤对电子形成配位键。
答案
(1)1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)
(2)3 (3)sp3和sp (4)NH
(5)
3.(2015·山东理综,33,15分)氟在自然界中常以CaF2的形式存在。
(1)下列关于CaF2的表述正确的是________。
a.Ca2+与F-间