第十二章章末检测.docx

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第十二章章末检测

章末检测

1．（2014·全国Ⅱ卷）（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）。

图1　　　　　　图2　

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：

a的核外电子总数与其周期数相同，则a为氢；b的价电子层中的未成对电子有3个，则b为氮；c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，则c为氧；d与c同主族，d为硫；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子，其电子排布式应为1s22s22p63s23p63d104s1，为铜元素。

（1）同一周期的元素第一电离能从左往右逐渐增大，但是氮元素的2p轨道因为是半满的，因此其第一电离能反常得高，同一主族的元素从上到下第一电离能逐渐减小，因此三者电离能大小为N>O>S；铜的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，因此其价层电子轨道示意图为

（2）根据题意应该是形成氨气，氨气中氮原子为sp3杂化，分子中既有非极性键又有极性键的二元化合物有H2O2、N2H4、C2H6等；

（3）符合题意的酸是HNO2、HNO3；酸根为三角锥形的酸是H2SO3；

（4）C是氧元素，e是铜元素，根据氧元素和铜元素形成的晶胞结构来看，1个晶胞中氧原子有1＋8×＝2；铜原子的个数为4，因此该晶体为氧化亚铜，其中铜原子为＋1价；

（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，则阴离子为硫酸根，根据阳离子的结构图可以知道该阳离子中含有一个铜离子，四个氨分子，两个水分子，因此该物质的化学式为[Cu（NH3）4（H2O）2]SO4，阳离子中存在配位键和共价键，该化合物加热时首先失去水，原因是铜离子与水所形成的配位键要比与氨气所形成的配位键弱。

答案：

（1）N　

（2）sp3　H2O2、N2H4（合理即可）

（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

2．（12分）A、B、C、D、E代表五种常见元素，它们的核电荷数依次增大。

其中A的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，B是地壳中含量最多的元素，C是短周期中最活泼的金属元素，D与C可形成CD型离子化合物，元素E的基态原子的3d轨道上有2个电子。

请回答下列问题：

（1）E的基态原子价层电子排布式为____________________。

（2）AB2分子中，中心原子A采取________杂化；1个AB2分子中，含有________个π键和________个σ键。

（3）AB2形成的晶体的熔点________（填“高于”或“低于”）CD形成的晶体的熔点，原因是____________________________________

_____________________________________________________。

（4）D元素的基态原子中，电子占据的最高能层符号为________，该能层具有的原子轨道数为________。

（5）如图为C、D形成的化合物的晶胞结构图，则该晶胞中含有的阴、阳离子的个数分别是______________、______________。

解析：

A的基态原子L层电子数是K层电子数的2倍，则A为C（碳）；B是地壳中含量最多的元素，则B为O；C是短周期中最活泼的金属元素，则C为Na；D与C可形成CD型离子化合物，且A、B、C、D、E的核电荷数依次增大，则D为Cl；元素E的基态原子3d轨道上有2个电子，则E为Ti。

（1）Ti的基态原子价层电子排布式为3d24s2。

（2）CO2分子的中心原子C采取sp杂化，1个CO2分子中含有2个π键和2个σ键。

（3）CO2形成的晶体为分子晶体，NaCl形成的晶体为离子晶体，通常情况下，离子晶体的熔点大于分子晶体的熔点。

（4）Cl的基态原子中，能量最高的能层是第三电子层，符号为M，该能层有9个原子轨道。

（5）由晶胞结构可知，Na＋为黑球，Cl－为白球，该晶胞中含有的Na＋数为1＋12×＝4；Cl－数为8×＋6×＝4。

答案：

（1）3d24s2　

（2）sp　2　2

（3）低于　CO2形成的晶体为分子晶体，NaCl形成的晶体为离子晶体，通常情况下，离子晶体的熔点高于分子晶体

（4）M　9　（5）4　4

3．（2017·广州一模）（12分）[化学——选修3：

物质结构与性质]

铁及其化合物在生产生活及科研中应用广泛。

（1）聚合硫酸铁的化学式为[Fe2（OH）n（SO4）3－]m，是常用的水处理剂。

基态铁原子的核外电子排布式为________，聚合硫酸铁中铁元素阳离子有________个未成对电子。

（2）Fe3＋、Co3＋与N、CN－等可形成络合离子。

①K3[Fe（CN）6]可用于检验Fe2＋，配体CN－中碳原子杂化轨道类型为________，1mol[Fe（CN）6]3－中含有σ键的数目为________。

②[Co（N3）（NH3）5]SO4中Co的配位数为__________，C、N、O的第一电离能最大的为________，其原因是______________________

_____________________________________________________。

③已知N与CS2为等电子体，则N的空间构型为________。

（3）化合物FeF3熔点高于1000℃，而Fe（CO）5的熔点却低于0℃，FeF3熔点远高于Fe（CO）5的可能原因是____________________。

（4）氟化亚铁晶胞属于四方晶系，其长方体结构如图所示，根据图中所示数据计算该晶体密度ρ＝__________g·cm－3（列出计算式即可）。

解析：

（1）铁元素位于第四周期Ⅷ族，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2；聚合硫酸铁中为Fe3＋，铁原子失去3个电子，达到半满状态，仍有5个未成对电子。

（2）①CN－中形成碳氮三键，为直线型，其中碳原子采取sp杂化；CN－中形成碳氮三键，含有1个σ键，2个π键，6个CN－与Fe3＋形成配位键，均为σ键，所以1mol的[Fe（CN）6]3－中共有12molσ键，即12NA的σ键。

②N与NH3均为配体基团，与Co3＋形成配位键，由[Co（N3）（NH3）5]SO4分子式可知Co的配位数为6；C、N、O中第一电离能最大的是N，同周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大，但ⅤA族元素由于核外电子为半满状态，不易失去电子，其第一电离能大于ⅥA族元素，所以N的第一电离能大于O。

③N、CS2与CO2均为3原子16电子的结构，互为等电子体，互为等电子体的粒子空间构型相同，所以N的空间构型为直线型。

（3）FeF3是离子晶体，Fe（CO）5是分子晶体，离子键的作用远比分子间作用力强，离子晶体的熔沸点远高于分子晶体，故FeF3的熔点远高于Fe（CO）5。

（4）由FeF2的晶胞结构可知，一个FeF2的晶胞中含有铁原子数为1＋＝2，含有的氟原子数为2＋＝4，一个晶胞的体积为abc×10－30cm3，1mol该晶胞的质量为（56×2＋19×4）g，体积为6.02×1023×abc×10－30cm3，所以其密度为g·cm－3。

答案：

（1）1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2　5　

（2）①sp　12NA　②6　N　氮原子2p轨道上的电子为半满，相对稳定，更不易失去电子　③直线型　（3）FeF3是离子晶体，Fe（CO）5是分子晶体，离子键的作用远比分子间作用力强，故FeF3的熔点远高于Fe（CO）5　（4）

4．（12分）A、B、C、D、E、F、G是前四周期元素，原子序数依次增大，根据表中提供的有关信息，回答问题：

元素