2021版高考化学导学大一轮人教广西专用考点规范练37　晶体结构与性质 WORD版含解析.docx

1、考点规范练37晶体结构与性质(时间:45分钟满分:100分)考点规范练第74页非选择题(共5小题,共100分)1.(2019广西桂林、贺州、崇左高三联合调研)(20分)CaF2、CaC2都是工业生产的重要物质。回答下列问题:(1)基态钙原子的电子排布式为,钙原子核外有种能量状态的电子。(2)CaC2与水反应生成乙炔(C2H2),乙炔中碳原子的杂化类型为,乙炔中的键与键数之比为。(3)CaF2与浓硫酸反应生成HF,HF的沸点高于C2H2的沸点,原因是;HF能与BF3化合得到HBF4,从化学键形成的角度分析HF与BF3能化合的原因:。(4)NO2F分子与BF3互为等电子体,则NO2F分子的立体构型

2、为。(5)CaF2的晶胞为立方晶胞,结构如下图所示:CaF2晶胞中,Ca2+的配位数为个。原子坐标参数可表示晶胞内部各原子的相对位置,已知A、B两点的原子坐标参数如图所示,则C点的原子坐标参数为(,14)。晶胞中两个F-的最近距离为273.1 pm,用NA表示阿伏加德罗常数,则晶胞的密度为 gcm-3(列出计算式即可)。答案:(1)1s22s22p63s23p64s2或Ar4s26(2)sp32(3)HF分子之间存在氢键BF3中硼原子有空轨道,HF中氟原子有孤电子对,两者之间可形成配位键(4)平面三角形(5)83434478NA(546.210-10)3解析:(1)Ca是20号元素,根据构造原

3、理可知,基态钙原子的电子排布式是1s22s22p63s33p64s2,可简写为Ar4s2,根据核外电子排布式可知,Ca原子核外有6种不同能量的电子。(2)乙炔中碳原子间形成碳碳三键,碳原子的杂化类型为sp杂化;根据共价单键是键,共价三键中有1个键、2个键,乙炔的结构式是HCCH可知,在乙炔分子中含有3个键、2个键,所以键与键数之比为32。(3)HF、C2H2都是由分子构成的分子晶体,分子晶体的熔点、沸点受分子之间作用力的影响,由于在HF分子之间除了存在范德华力外,还存在氢键,增加了分子之间的吸引力,使物质汽化需要消耗的能量比一般的普通分子消耗的能量高,故HF的沸点比乙炔的高;在BF3分子中的B

4、原子上有空轨道,而HF分子中的F原子上有孤电子对,当BF3与HF反应时,HF分子中F原子的孤电子对填充在BF3分子中B原子的空轨道中,两者形成配位键,从而结合形成HBF4。(4)BF3分子中B原子的价层电子对数为3+3-312=3,没有孤电子对,所以分子的立体构型是平面三角形,而NO2F与BF3是等电子体,两者结构相似,所以NO2F分子的立体构型也是平面三角形。(5)以面心Ca2+为研究对象,与该Ca2+距离相等且最近的F-共有8个,因此Ca2+的配位数是8。晶胞内部的8个F-形成小立方体结构,该小立方体的棱长等于晶胞棱长的12,故可知C点的x轴坐标参数是34,y轴坐标参数是34,z轴坐标参数

5、是14。根据晶胞结构可知,在一个晶胞中含有Ca2+的个数为188+126=4,含有F-的个数为18=8,根据C点的坐标可知,晶胞中F-之间的距离为晶胞边长的一半,所以晶胞参数L=2273.1 pm=546.2 pm,则该晶胞的密度为=mV=478 gNA(546.210-10cm)3=478NA(546.210-10)3 gcm-3。2.(2019吉林省实验中学高三月考)(20分)A、B、C、D、E、F为前四周期元素且原子序数依次增大,其中基态A原子的电子分布在3个能级,且每个能级所含的电子数相同;C的原子核外最外层有6个运动状态不同的电子;D是短周期元素中电负性最小的元素;E的最高价氧化物的

6、水化物酸性最强;基态F原子核外最外层只有一个电子,其余能层均充满电子。G元素与D元素同主族,且相差3个周期。(1)元素A、B、C的第一电离能由小到大的顺序是(用元素符号表示)。(2)E的最高价含氧酸中E原子的杂化方式为。基态E原子中,核外电子占据最高能级的电子云轮廓形状为。(3)F原子的价层电子排布式为,F单质晶体中原子的堆积方式是下图中的(填“甲”“乙”或“丙”),该晶体的空间利用率为(保留两位有效数字)。(4)已知元素A、B形成的(AB)2分子中所有原子都满足8电子稳定结构,则其分子中键与键数目之比为。(5)通常情况下,D单质的熔点、沸点比G单质的高,原因是。(6)已知DE晶体的晶胞如下图

7、所示:若将DE晶胞中的所有E离子去掉,并将D离子全部换为A原子,再在其中的4个“小立方体”中心各放置一个A原子,且这4个“小立方体”不相邻。位于“小立方体”中的A原子与最近的4个A原子以单键相连,由此表示A的一种晶体的晶胞(已知AA键的键长为a cm,NA表示阿伏加德罗常数),则该晶胞中含有个A原子,该晶体的密度是 gcm-3(列式表示)。答案:(1)CON(2)sp3哑铃形(3)3d104s1丙74%(4)34(5)Na、Cs处于同一主族,并都是金属晶体,同主族元素价电子数相同,从上到下,原子半径依次增大,金属键依次减弱,熔点、沸点降低(6)8932a3NA解析:A、B、C、D、E、F为前四

8、周期元素且原子序数依次增大,其中基态A原子的电子分布在3个能级,且每个能级所含的电子数相同,即电子排布式为1s22s22p2,则A为C元素;C的原子核外最外层有6个运动状态不同的电子,则C的核外电子排布式为1s22s22p4,说明C为O元素,所以B为N元素;D是短周期元素中电负性最小的元素,即D为Na元素;E的最高价氧化物的水化物酸性最强,即E为Cl元素;基态F原子核外最外层只有一个电子,其余能层均充满电子,则其电子排布为Ar3d104s1,即F为29号元素Cu;G元素与Na元素同主族,且相差3个周期,则G为Cs元素。由此分析如下:(1)同周期元素的第一电离能从左到右一般是呈增大趋势,但由于N

9、元素最外层是半充满状态,所以N元素的电离能大于O元素的电离能,因此C、N、O三种元素的第一电离能由小到大的顺序是CO”“PS(2)sp3三角锥形(3)HH+Cl-11(4)Mg2+半径比Ni2+小,MgO的晶格能比NiO大(5)1,12,12(6)2532a2NA或7523a2NA解析:(1)基态氯原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5,其核外电子占有的原子轨道数为9。同周期元素随原子序数增大,元素第一电离能呈增大趋势,由于P元素原子的3p能级为半充满的稳定状态,能量较低,第一电离能高于同周期相邻元素,故第一电离能:ClPS。(2)PCl3中P原子杂化轨道数为12(5+3)=4,

10、采取sp3杂化方式,有1对孤电子对,所以该分子立体构型为三角锥形。(3)PH4Cl的电子式为HH+Cl-;Ni与CO能形成配合物Ni(CO)4,该分子中Ni与C形成配位键(即键),CO中含有1个键和2个键,则键个数为14+4=8,键个数为24=8,所以个数之比为11。(4)Mg2+的半径比Ni2+小,所带电荷数相同,所以氧化镁的晶格能大于氧化镍,则熔点:MgONiO。(5)若NiO晶胞中离子坐标参数A为(0,0,0),B为(1,1,0),因C的x轴坐标与B的x轴坐标相同,y、z轴坐标都在棱的中点上,所以C的坐标参数为1,12,12。(6)根据题图可知,每个氧化镍“分子”所占的面积为(2a m)

11、(2a msin 60)=23a2 m2,则每平方米面积上含有的氧化镍“分子”个数为123a2,每个氧化镍“分子”的质量为75NA g,所以每平方米面积上含有的氧化镍的质量为75NA g123a2=2532a2NA g。4.(2019全国)(20分)在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种被称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。回答下列问题:(1)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是(填标号)。A.B.C.D.(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化类型分别是、

12、。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子,其原因是,其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是(填“Mg2+”或“Cu2+”)。(3)一些氧化物的熔点如下表所示:氧化物Li2OMgOP4O6SO2熔点/1 5702 80023.8-75.5解释表中氧化物之间熔点差异的原因。(4)图(a)是MgCu2的拉维斯结构,Mg以金刚石方式堆积,八面体空隙和半数的四面体空隙中,填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见,Cu原子之间最短距离x=pm,Mg原子之间最短距离y=pm。设阿伏加德罗常数的值为NA,则MgCu2的密度是gcm-3(列出计算表达式)。(a)

13、(b)答案:(1)A(2)sp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2+(3)Li2O、MgO为离子晶体,P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgOLi2O。分子间作用力(相对分子质量)P4O6SO2(4)24a34a824+1664NAa310-30解析:(1)A、B、C、D四个选项分别表示的是基态的Mg+、基态的镁原子、激发态的镁原子和激发态的Mg+,因第二电离能要大于第一电离能,且处于基态的电子比处于激发态的电子稳定,因此电离需要的能量大,即电离最外层一个电子所需能量,最大的是属于基态的Mg+,所以A项正确。(2)N和C的价层电子对数均为4,因此N、C的杂化类型均为sp

14、3。乙二胺中氮原子有孤电子对,Mg2+、Cu2+有空轨道,易形成配位键;因此乙二胺能与Mg2+、Cu2+形成稳定环状离子。由于离子半径r(Cu2+)r(Mg2+),且Cu2+含有的空轨道数比Mg2+多,所以Cu2+与乙二胺形成化合物的稳定性高于Mg2+与乙二胺形成化合物的稳定性。(3)离子晶体的熔点通常高于分子晶体的熔点;Li2O和MgO为离子晶体,晶格能MgOLi2O;P4O6、SO2为分子晶体,分子间作用力P4O6SO2,所以熔点由高到低的顺序为MgO、Li2O、P4O6、SO2。(4)由图(b)可知,Cu原子之间的最短距离x为晶胞面对角线的14,面对角线长为2a pm,即x=24a pm

15、;Mg原子之间的最短距离y为晶胞体对角线的14,体对角线长为3a pm,即y=34a pm。由图(a)可知,一个晶胞中Mg原子个数=818+612+4=8,则Cu原子个数为16,因此晶胞的质量=824+1664NA g,晶胞的体积V=a310-30cm3,所以密度=824+1664NAa310-30 gcm-3。5.(20分)碳是地球上组成生命的最基本元素之一,可以sp3、sp2和sp杂化轨道成共价键,具有很强的结合能力,与其他元素结合成不计其数的无机物和有机化合物,构成了丰富多彩的世界。碳及其化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题:(1)基态碳原子核外有种空间运动状态的电子,其价

16、层电子排布图为。(2)光气的分子式为COCl2,又称碳酰氯,是一种重要的含碳化合物,判断其分子立体构型为,其碳原子杂化轨道类型为杂化。(3)碳酸盐在一定温度下会发生分解,实验证明碳酸盐的阳离子不同、分解温度不同,如表所示:碳酸盐MgCO3CaCO3BaCO3SrCO3热分解温度/4029001 1721 360阳离子半径/pm6699112135试解释为什么随着阳离子半径的增大,碳酸盐的分解温度逐步升高?。(4)碳的一种同素异形体石墨,其晶体结构如图甲所示,虚线勾勒出的是其晶胞。则石墨晶胞含碳原子个数为个。已知石墨的密度为 gcm-3,CC 键键长为r cm,设阿伏加德罗常数的值为NA,计算石

17、墨晶体的层间距为 cm。(5)碳的另一种同素异形体金刚石,其晶胞如图乙所示。已知金属钠的晶胞(体心立方堆积)沿其体对角线垂直在纸平面上的投影图如图A所示,则金刚石晶胞沿其体对角线垂直在纸平面上的投影图应该是图(从AD图中选填)。答案:(1)6(2)平面三角形sp2(3)因为碳酸盐的分解过程实际上是晶体中阳离子结合CO32-中的氧离子、使CO32-分解为CO2的过程,所以当阳离子所带电荷相同时,阳离子半径越小,其结合氧离子能力就越强,对应的碳酸盐就越容易分解(4)41633NAr2(5)D解析:(1)原子核外的电子运动状态各不相同,有几个电子就有几种运动状态,故基态碳原子核外有6种空间运动状态的

18、电子,碳原子价层电子排布图为。(2)光气COCl2的中心碳原子的价层电子对数为3,分别与两个Cl和一个O形成三个键,没有孤电子对,则其分子立体构型为平面三角形,碳原子为sp2杂化。(4)石墨的晶胞结构如图,设晶胞的底边长为a cm,高为h cm,层间距为d cm,则h=2d,从图中可以看出石墨晶胞含有4个碳原子,则:a2=rsin 60a=3r gcm-3=4NAmol-1M(C)(acm)2sin 60hcm=4NAmol-112 gmol-1(3r)2322dcm3d=1633NAr2 cm。(5)由金刚石的晶胞结构可知金刚石的晶胞相当于一个大的体心立方堆积中套一个小的体心立方堆积,故根据金属钠的晶胞沿其体对角线垂直在纸面上的投影图,可知金刚石的晶胞沿其体对角线垂直在纸面上的投影图为D图示。