2021届高考化学二轮复习：第15讲-物质结构与性质-Word版含解析.docx

第15讲 物质结构与性质

一、小题对点练
1．(2022·绍兴市模拟)卤素性质活泼，能形成卤化物、多卤化物等多种类型的化合物。
(1)卤化氢中，HF的沸点高于HCl，缘由是________。
(2)多卤化物Rb[ICl2]分解时生成晶格能相对较大的铷(Rb)的卤化物，即该卤化物的化学式为________。
(3)有一类物质的性质与卤素类似，称为“拟卤素”[如(SCN)2、(CN)2等]。(CN)2的结构式为N≡C—C≡N，该分子中σ键和π键数目之比为________。
解析　(1)HF、HCl均为分子，其中HF能形成分子间氢键，使其沸点上升。(2)分解时可形成RbCl或RbI两种卤化物，由于r(Cl－)＜r(I－)，所以前者晶格能大。(3)三键中有1个σ键、2个π键，单键均为σ键。
答案　(1)HF分子间能形成氢键　(2)RbCl　(3)3∶4
2．下图为几种晶体或晶胞的示意图：

请回答下列问题：
(1)上述晶体中，粒子之间以共价键结合形成的晶体是________。
(2)冰、金刚石、MgO、CaCl2、干冰5种晶体的熔点由高到低的挨次为________________________。
(3)NaCl晶胞与MgO晶胞相同，NaCl晶体的晶格能______(填“大于”或“小于”)MgO晶体，缘由是____________________
(4)冰的熔点远高于干冰，除H2O是极性分子、CO2是非极性分子外，还有一个重要的缘由是____________________________________。
解析　(1)冰晶体、干冰晶体均为分子晶体，粒子间通过分子间作用力结合成晶体。(2)离子晶体的熔点与离子半径及离子所带电荷有关，离子半径越小，离子所带电荷越大，则离子晶体熔点越高。金刚石是原子晶体，熔点最高，冰、干冰均为分子晶体，冰中存在氢键，冰的熔点高于干冰。
答案　(1)金刚石晶体
(2)金刚石、MgO、CaCl2、冰、干冰
(3)小于　MgO晶体中离子的电荷数大于NaCl晶体中离子电荷数；且r(Mg2＋)＜r(Na＋)、r(O2－)＜r(Cl－)
(4)H2O分子之间能形成氢键
3．(2022·杭州模拟)已知A、B、C、D、E都是元素周期表中前四周期的元素，它们的核电荷数依次增大。B原子的p轨道半布满，形成的氢化物的沸点是同主族元素的氢化物中最低的。D原子得到一个电子后3p轨道全布满。A＋比D原子形成的离子少一个电子层。E的原子序数为26，E原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成协作物。
请回答下列问题：(答题时，A、B、C、D、E用所对应的元素符号表示)
(1)A、B、C、D的第一电离能由小到大的挨次为(用元素符号表示)：______
(2)C的氢化物分子是________(填“极性”或“非极性”分子)。
(3)写出B元素原子的轨道表示式________。
(4)E元素原子的核外电子排布式是__________________________________；
E的一种常见协作物E(CO)5常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂。据此可推断E(CO)5的晶体类型为________。
解析　D原子得到一个电子后3p轨道全布满，则D是第三周期元素，原子最外层有7个电子，是Cl元素；A是Na元素；E是Fe元素；由于它们的核电荷数依次增大，故B位于第三周期，外层电子排布为3s23p3是P元素；则C介于P、Cl之间，只能是S元素。(2)H2S的分子构型为V型，不对称，是极性分子。(3)P元素的轨道表示式：

(4)Fe的电子排布式为：1s22s22p63s23p63d64s2，从Fe(CO)5的性质推断其是分子晶体。
答案　(1)Na＜S＜P＜Cl　(2)极性
(3)
(4)[Ar]3d64s2或1s22s22p63s23p63d64s2　分子晶体
4．能源、材料和信息是现代社会的三大“支柱”。
(1)目前，利用金属镍及其合金储氢的争辩已取得很大进展。Ni原子的价电子排布式是_______________________________________
(2)南师大结构化学试验室合成了一种多功能材料——对硝基苯酚水合物(化学式为C6H5NO3·1.5H2O)。试验表明，加热至94 ℃时该晶体能失去结晶水，由黄色变成鲜亮的红色，在空气中温度降低又变为黄色，具有可逆热色性；同时试验还表明它具有使激光倍频的二阶非线性光学性质。
①晶体中四种基本元素的电负性由大到小的挨次是________。
②对硝基苯酚水合物失去结晶水的过程中，破坏的微粒间作用力是_________________________________________________________________。
(3)科学家把NaNO3和Na2O在肯定条件下反应得到一种白色晶体，已知其中阴离子与SO互为等电子体，且该阴离子中的各原子的最外层电子都满足8电子稳定结构。该阴离子的电子式是________。
解析　(1)Ni的原子序数为28，价电子排布式为3d84s2；(2)①由元素周期律不难得出O、N、C、H的电负性由大到小的挨次；②化合物C6H5NO3中没有金属阳离子，不行能和H2O形成配离子，只能和水分子以氢键的形式结合。(3)价电子数和原子数相等的微粒称为等电子体，SO和NO互为等电子体。
答案　(1)3d84s2
(2)①O＞N＞C＞H　②氢键
(3)
5．(2022·浙江宁波二模，15)图表法、图像法是常用的科学争辩方法。
下表列出前20号元素中的某些元素性质的一些数据：
性质
元素　　
A
B
C
D
E
F
G
H
I
J
原子半径(10－10m)
1.02
2.27
0.74
1.43
0.77
1.10
0.99
1.86
0.75
1.17
最高价态
＋6
＋1
—
＋3
＋4
＋5
＋7
＋1
＋5
＋4
最低价态
－2
—
－2
—
－4
－3
－1
—
－3
－4
试回答下列问题：
(1)以上10种元素中第一电离能最小的是________(填编号)。比元素B原子序数大10的元素在元素周期表中的位置：________周期，________族，其基态原子的核外电子排布式是________________________________________。
(2)由上述C、E、G三种元素中的某两种元素形成的化合物中，每个原子的最外层都满足8电子稳定结构的可能是________(写分子式，写出两种即可)，元素G、I分别和J形成的两种化合物的晶体类型分别是_____________________ ___________________________________________________。
(3)元素E与C及氢元素可形成一种相对分子质量为60的一元羧酸分子。其分子中共形成________个σ键，________个π键。
(4)短周期某主族元素K的电离能状况如图(A)所示。则K元素位于周期表的第________族。

图(B)是争辩部分元素的氢化物的沸点变化规律的图像，折线c可以表达出第________族元素氢化物的沸点的变化规律。
不同同学对某主族元素的氢化物的沸点的变化趋势画出了两条折线——折线a和折线b，你认为正确的是________，理由是___________________________ ___________________________________。
解析　确定表中10种元素是解题的关键。先由最高正价及最低负价可初步确定元素在周期表中所在的族，再结合原子半径的数据即可确定A～J10种元素依次为S、K、O、Al、C、P、Cl、Na、N、Si。
答案　(1)B　第4　第ⅠB　1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
(2)CO2、CCl4　分子晶体、原子晶体
(3)7　1
(4)ⅢA　ⅣA　b　A点所示的氢化物是水，其沸点在氧族元素的氢化物中最高，是由于在水分子间存在着氢键，其强度远大于范德华力，其沸点应高于同族其它元素的氢化物
6．(2022·嘉兴模拟)铬、铁、镍、铜等金属及其化合物在工业上有重要用途。
(1)基态铬原子的价电子排布式为________。
(2)CrO2Cl2和NaClO均可作化工生产的氧化剂或氯化剂。制备CrO2Cl2的反应为K2Cr2O7＋3CCl4===2KCl＋2CrO2Cl2＋3COCl2↑。
①上述反应式中非金属元素电负性由大到小的挨次是________(用元素符号表示)。
②常温下CrO2Cl2是一种易溶于CCl4的液体，则固态CrO2Cl2属于________晶体。
③COCl2分子中全部原子均满足8电子结构，则COCl2分子中σ键和π键的个数比为________。
(3)NiO、FeO的晶体结构均与氯化钠的晶体结构相同，其中Ni2＋和Fe2＋的半径分别为6.9×10－2 nm和7.8×10－2 nm，则熔点：NiO___FeO(填“＜”、“＝”或“＞”)。
(4)向硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu(NH3)4]2＋ 配离子。已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2＋形成配离子，其缘由是
_________________________________________________________________。
解析　(1)基态铬原子核外有24个电子，价电子排布式为3d54s1。(2)①反应中非金属元素为C、O、Cl，电负性大小挨次为O＞Cl＞C。②常温下CrO2Cl2为液体，且易溶于CCl4，则固态CrO2Cl2属于分子晶体。③COCl2的结构式为，依据单键为σ键，双键含1个σ键、1个π键可得，分子中σ键和π键的个数比为3∶1。(3)离子半径：Ni2＋＜Fe2＋，则NiO中离子键比FeO中离子键强，熔点NiO＞FeO。(4)电负性：F＞N＞H，NF3中共用电子对偏向F原子，偏离N原子，N原子上孤电子对很难与Cu2＋形成配位键。
答案　(1)3d54s1　(2)①O＞Cl＞C　②分子　③3∶1　(3)＞　(4)N、F、H三种元素的电负性：F＞N＞H，NF3中共用电子对偏向F原子，偏离N原子，使得N原子上的孤电子对很难与Cu2＋形成配位键
7．(2022·河南郑州模拟)原子序数依次增大的X、Y、Z、G、Q、R、T七种元素，核电荷数均小于36。已知X的一种1∶2型氢化物分子中既有σ键又有π键，且全部原子共平面；Z的L层上有2个未成对电子；Q原子的s原子轨道与p原子轨道电子数相等；R单质是制造各种计算机、微电子产品的核心材料；T处于周期表的ds区，原子中只有一个未成对电子。
(1)Y原子核外共有________种不同运动状态的电子，T原子有________种不同原子轨道的电子。
(2)X、Y、Z的第一电离能由小到大的挨次为________(用元素符号表示)。
(3)Z与R能形成化合物甲，1 mol甲中含________ mol化学键，甲与氢氟酸反应，生成物的分子空间构型分别为________。
(4)G、Q、R氟化物的熔点如下表，造成熔点差异的缘由为
__________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
氟化物
G的氟化物
Q的氟化物
R的氟化物
熔点/K
993
1 539
183
(5)向T的硫酸盐溶液中逐滴加入Y的氢化物的水溶液至过量，反应的离子方程式为___________________________________________________________
____
解析　依据信息推断出X为C、Y为N、Z为O、G可能为F也可能为Na、Q为Mg、R为Si、T为Cu，而结合(5)中信息可知G为Na。(1)原子中每个电子的运动状态都不相同，N原子有7个电子，故有7种运动状态不同的电子；Cu原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，共有1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s共7个不同的原子轨道。(2)留意N元素第一电离能的反常性。(3)1 mol SiO2含4 mol Si—O键，SiO2与HF反应生成的SiF4与CCl4的空间构型全都，均为正四周体形，而生成的H2O为V形。(5)氨水过量后，生成的是配离子[Cu(NH3)4]2＋。
答案　(1)7　7　(2)C＜O＜N
(3)4　正四周体形、V形
(4)NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，故SiF4的熔点低；Mg2＋的半径比Na＋的半径小、电荷数高，晶格能：MgF2＞NaF，故MgF2的熔点比NaF高、
(5)Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH
Cu(OH)2＋4NH3===[Cu(NH3)4]2＋＋2OH－