全国通用版2022版高考化学一轮复习第12章物质结构与性质2分子结构与性质课时作业含解析

分子结构与性质

(45分钟　100分)

非选择题(本题包括7小题,共100分)

1.(14分)甲基呋喃与氨在高温下反应得到甲基吡咯:

 (1)Zn的基态原子核外电子排布式为_______________________。 

(2)配合物[Zn(NH3)3(H2O)]2+中,与Zn2+形成配位键的原子是__________(填元素符号)。 

(3)1 mol甲基呋喃分子中含有σ键的数目为__________mol。 

(4)甲基吡咯分子中碳原子轨道的杂化轨道类型是__________。与NH3分子互为等电子体的阳离子为__________。 

(5)甲基吡咯的熔沸点高于甲基呋喃的原因是______________________。 

(6)锌的某种化合物晶胞结构如图所示,则构成该化合物的两种粒子个数比为__________。 

【解析】(1)Zn的基态原子核外电子排布式为[Ar]3d104s2。

(2)配合物[Zn(NH3)3(H2O)]2+中,与Zn2+形成配位键的原子是N和O。

(3)分子中每两个相邻原子之间存在一个σ键,1 mol 甲基呋喃分子中含有σ键的数目为12 mol。

(4)甲基吡咯分子中单键碳原子杂化轨道类型是sp3,双键碳原子杂化轨道类型是sp2,总之,碳原子轨道的杂化轨道类型是sp3和sp2。等电子体是原子数相同、价电子总数相同的微粒,与NH3分子互为等电子体的阳离子为H3O+。

(5)甲基吡咯的熔沸点高于甲基呋喃的原因是甲基吡咯分子间存在氢键。

(6)晶胞含有4个Zn、4个X,则构成该化合物的两种粒子个数比为1∶1。

答案:(1)[Ar]3d104s2　(2)N和O　(3)12

(4)sp3和sp2　H3O+

(5)甲基吡咯分子间存在氢键　(6)1∶1

2.(14分)已知铜的配合物A(结构如图)。请回答下列问题:

(1)Cu的简化电子排布式为________________。 

(2)A中氮原子的杂化轨道类型为________。 

(3)配体氨基乙酸根(H2NCH2COO-)受热分解可产生CO2和N2,N2中σ键和π键数目之比是________;N2O与CO2互为等电子体,且N2O分子中O只与一个N相连,则N2O的电子式为________。 

(4)在Cu催化下,甲醇可被氧化为甲醛(HCHO),甲醛分子中HCO的键角________(选填“大于”“等于”或“小于”)120°;甲醛能与水形成氢键,请在图中表示出来________。 

(5)立方氮化硼(如图)与金刚石结构相似,是超硬材料。立方氮化硼晶体内B—N键数与硼原子数之比为________;结构化学上用原子坐标参数表示晶胞内部各原子的相对位置,上图(右)立方氮化硼的晶胞中,B的坐标参数分别有:B(0,0,0);B(,0,);B(,,0)等。则距离上述三个B最近且等距的N的坐标参数为____________。 

【解析】本题考查过渡元素Cu及其化合物的结构、电子排布、杂化轨道、晶体结构等物质结构的有关知识点。根据Cu的原子结构和电子排布规律、杂化轨道及分子构型的知识和晶体的类型以及晶胞有关知识来解答此题。

(1)基态Cu核外有29个电子,外围电子排布式为3d104s1,全充满结构,稳定。简化电子排布式为[Ar]3d104s1。

(2)氮原子有4个杂化轨道,所以为sp3杂化。

(3)N2的结构式为N≡N, 含1个σ键和2个π键,所以σ键和π键数目比为1∶2,N2O与CO2互为等电子体,且N2O分子中O只与一个N相连,则N2O结构与CO2相似,所以其结构为NNO,电子式为

(4)甲醛分子中,碳原子为sp2杂化,分子成平面三角形,键角约120°,由于氧原子有孤电子对,对氢原子有排斥作用,所以OCH键角会稍大于120°,羰基氧有很强的电负性,与H2O中H有较强的静电吸引力,而形成氢键。

(5)由图可知,一个B与4个N形成4个B—N共价键,B—N键数与硼原子数之比为4∶1,根据各个原子的相对位置可知,距离上述三个B最近且等距的N在x、y、z轴三个方向的处,所以其坐标是(,,)。

答案:(1)[Ar]3d104s1　(2)sp3杂化　(3)1∶2

　(4)大于　

(5)4∶1　(,,)

3.(18分)目前半导体生产正在进行一场“铜芯片”革命:在硅芯片上用铜代替铝布线。古老的金属铜在现代科技应用上取得了突破。用黄铜矿(主要成分为CuFeS2)生产粗铜,其反应原理如下:

(1)基态铜原子的价电子排布式为____________,硫、氧元素相比,第一电离能较大的元素是________(填元素符号)。 

(2)反应①、②中均生成有相同的气体分子,该分子的中心原子杂化类型是________,其立体结构是________,与该分子互为等电子体的单质气体的化学式是____________。 

(3)某学生用硫酸铜溶液与氨水做了一组实验:CuSO4溶液蓝色沉淀沉淀溶解,得到深蓝色透明溶液。生成蓝色沉淀溶于氨水的离子方程式为 _____

______________________。 

(4)铜是第4周期最重要的过渡元素之一,其单质及化合物具有广泛用途。铜晶体中铜原子堆积模型为________;铜的某种氧化物晶胞结构如图所示,若该晶体的密度为d g·cm-3,阿伏加德罗常数的值为NA,则该晶胞中铜原子与氧原子之间的距离为________pm。(用含d和NA的式子表示)  

【解析】(1)铜位于第4周期ⅠB族,价电子包括最外层电子和次外层电子的d能级,即铜原子的价电子为3d104s1,同主族从上到下第一电离能减小,即O的第一电离能最大;(2)产生的气体为SO2,中心原子S含有2个σ键,孤电子对数(6-2×2)/2=1,杂化轨道数为3,即类型是sp2,立体结构是V形;单质的等电子体为O3;

(3)形成络合物,其离子反应方程式为Cu(OH)2+4NH3·H2O[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O或Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-;(4)铜晶体的堆积方式是面心立方最密堆积,该铜的氧化物晶体中O的个数为8×1/8+1=2,铜位于体心,化学式为Cu2O,晶胞的质量为2×144/NA g,根据晶胞的密度定义,晶胞的边长是 cm,铜和氧原子最近的原子之间距离是体对角线的1/4,因此距离是××1010 pm。

答案:(1)3d104s1　O　(2)sp2杂化　V形　O3(或气态S3)　(3)Cu(OH)2+4NH3·H2O[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O或Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-　(4)面心立方最密堆积　××1010

4.(12分)短周期元素A、B、C、D原子序数依次增大,且C元素最高价氧化物对应的水化物能电离出电子数相等的阴、阳离子。A、C位于同一主族,A为非金属元素,B的最外层电子数是次外层电子数的3倍,B、C的最外层电子数之和与D的最外层电子数相等。E单质是生活中常见金属,其制品在潮湿空气中易被腐蚀或损坏。请回答下列问题:             

(1)写出E元素原子基态电子排布式:____________________。 

(2)写出由B、C两种元素组成1∶1化合物的电子式________,该物质中含有的化学键类型有________。 

(3)由上述A、B、C、D四种元素中的三种组成某种盐,水溶液显碱性,是家用消毒剂的主要成分。将该盐溶液滴入淀粉KI溶液中,溶液变为蓝色,则反应的离子方程式为 ________________________________。 

(4)由上述A、B、C、D四种元素中的两种或多种元素组成的化合物有多种,写出一种既含有极性键又含有非极性键的共价化合物________。 

(5)B、D两种元素可形成多种阴离子,如D、D、D等,在这三种阴离子中中心原子的杂化方式分别为________,离子的立体构型分别为________。 

【解析】根据题意可推知:A是H;B是O;C是Na;D是Cl;E是Fe。

(1)Fe原子基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2。

(2)由B、C两种元素组成1∶1化合物为Na2O2,其电子式是Na+]2-Na+,Na2O2中含有离子键和共价键(非极性共价键)。

(3)由上述A、B、C、D四种元素中的三种组成某种盐,水溶液显碱性,是家用消毒剂的主要成分。将该盐溶液滴入淀粉KI溶液中,溶液变为蓝色,说明该盐有强的氧化性,则该盐是NaClO,则反应的离子方程式为2I-+ClO-+H2OI2+Cl-+2OH-。

(4)四种元素形成的含有非极性键的共价化合物应含有过氧键,应为H2O2。

(5)B、D两种元素可形成的三种阴离子为Cl、Cl、Cl,三种离子中Cl的价层电子对数均为4,均为sp3杂化,立体构型分别为V形、三角锥形、正四面体形。

答案:(1)1s22s22p63s23p63d64s2(或Ar3d64s2)

(2)Na+]2-Na+　离子键和共价键(或非极性键)

(3)2I-+ClO-+H2OI2+Cl-+2OH-

(4)H2O2

(5)sp3、sp3、sp3　V形、三角锥形、正四面体形

【加固训练】

　　A、B、C、D、E是原子序数依次增大的短周期主族元素。A元素可形成多种同素异形体,其中一种是自然界最硬的物质;B的原子半径在短周期主族元素中最大;C原子核外电子占据7个不同的原子轨道;D的单质在常温常压下是淡黄色固体。

(1)E在元素周期表中的位置是________;B的基态原子核外电子排布式为________。 

(2)A、D、E中电负性最大的是________(填元素符号);B、C两元素第一电离能较大的是________(填元素符号)。 

(3)A和D两元素非金属性较强的是________(填元素符号),写出能证明该结论的一个事实依据__ ____________________。 

(4)化合物AD2分子中共有________个σ键和________个π键,AD2分子的立体构型是________。 

(5)C与E形成的化合物在常温下为白色固体,熔点为190 ℃,沸点为182.7 ℃,在177.8 ℃升华,推测此化合物为______晶体。工业上制取上述无水化合物方法如下: 

C的氧化物与A、E的单质在高温条件下反应,已知每消耗12 kg A的单质,过程中转移2×103mol e-,写出相应反应的化学方程式:

 ______________________________________。 

【解析】A、B、C、D、E是原子序数依次增大的短周期主族元素。A元素可形成多种同素异形体,其中一种是自然界最硬的物质,因此A是碳元素;B的原子半径在短周期主族元素中最大,则B是Na;C原子核外电子占据7个不同的原子轨道,则C的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1,所以C是Al;D的单质在常温常压下是淡黄色固体,则D是S,E的原子序数大于S,且是短周期元素,因此E是Cl。

(1)E的原子序数是17,位于元素周期表的第3周期、第ⅦA族;B是钠,根据核外电子排布规律可知,其基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s1。

(2)非金属性越强,电负性越大,则A、D、E中电负性最大的是Cl;金属性越强,第一电离能越小,则B、C两元素第一电离能较大的是Al。

(3)非金属性越强,最高价氧化物对应水化物的酸性越强。已知H2CO3是弱酸,而H2SO4是强酸,因此A和D两元素非金属性较强的是S。

(4)双键是由1个σ键和1个π键组成的,CS2的结构式为SCS,因此分子中共有2个σ键和2个π键。分子的立体构型与CO2分子相似,属于直线形结构。

(5)C与E形成的化合物在常温下为白色固体,熔点为190 ℃,沸点为182.7 ℃,在177.8 ℃升华,推测此化合物为分子晶体。工业上制取上述无水化合物方法如下:C的氧化物与A、E的单质在高温条件下反应,12 kg碳的物质的量是12 000 g÷12 g·mol-1=1 000 mol,由于过程中转移2×103 mol e-,因此碳元素在反应中失去2个电子,即其氧化产物是CO,所以该反应的化学方程式为Al2O3+3C+3Cl23CO+2AlCl3。

答案:(1)第3周期、第ⅦA族　1s22s22p63s1

(2)Cl　Al

(3)S　H2CO3是弱酸,H2SO4是强酸(或其他合理答案)　(4)2　2　直线形

(5)分子　Al2O3+3C+3Cl23CO+2AlCl3

5.(12分)(2015·江苏高考)下列反应曾用于检测司机是否酒后驾驶

2Cr2+3CH3CH2OH+16H++13H2O4[Cr(H2O)6]3++3CH3COOH

(1)Cr3+基态核外电子排布式为______________________;配合物[Cr(H2O)6]3+中,与Cr3+形成配位键的原子是________(填元素符号)。 

(2)CH3COOH中C原子轨道杂化类型为____________;1 mol CH3COOH分子含有σ键的数目为____________。 

(3)与H2O互为等电子体的一种阳离子为__________(填化学式);H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶,除因为它们都是极性分子外,还因为__________。 

【解析】(1)Cr为24号元素,价电子为24-18=6,d轨道半满状态下较稳定,则Cr的核外电子排布为[Ar]3d54s1,失去电子时,先失最外层上的电子,所以Cr3+的核外电子排布为[Ar]3d3。H2O中的O含有孤电子对,所以O为配位原子。

(2)甲基中碳为sp3杂化,羧基中的碳为sp2杂化。单键全部为σ键,双键中有一个π键和一个σ键,所以1 mol CH3COOH中含有7 mol σ键。

(3)H2O中O的价电子数与F+相等,所以H2O和H2F+互为等电子体。H2O与CH3CH2OH之间可以形成分子间氢键,故两者可以任意比例互溶。

答案:(1)1s22s22p63s23p63d3(或[Ar]3d3)　O

(2)sp3、sp2　7 mol(或7NA)

(3)H2F+　H2O与CH3CH2OH之间可以形成氢键

6.(12分)有A、B、C、D、E五种原子序数依次增大的元素(原子序数均小于30)。A的基态原子2p能级有3个电子;C的基态原子2p能级有1个单电子;E原子最外层有1个单电子,其次外层有3个能级且均排满电子;D与E同周期,价电子数为2。则:

(1)写出基态E原子的价电子排布式_________________。 

基态A原子的第Ⅰ电离能比B的大,其原因是_________________。 

(2)B元素的氢化物的沸点是同族元素氢化物中最高的,原因是__________。 

(3)A的最简单氢化物分子的空间构型为__________,其中A原子的杂化类型是__________。 

(4)向E的硫酸盐溶液中通入A的气态氢化物至过量,产生蓝色沉淀,随后沉淀溶解得到深蓝色溶液,向溶液中加入适量乙醇,析出蓝色晶体。

①该蓝色晶体的化学式为__________,加入乙醇的目的是__________。 

②写出该配合物中配离子的结构简式____________。 

(5)C和D形成的化合物的晶胞结构如图所示,则D的配位数是__________,已知晶体的密度为ρ g·cm-3,阿伏加德罗常数为NA,求晶胞边长a=________cm(含用ρ、NA的计算式表示)。 

【解析】A、B、C、D、E五种原子序数依次增大的元素(原子序数均小于30),A的基态原子2p能级有3个单电子,原子核外电子排布为1s22s22p3,则A是N;C的基态原子2p能级有1个单电子,且C的原子序数大于A,其原子核外电子排布为1s22s22p5,所以C是F,结合原子序数可推知B是O元素;E原子核外有成单电子,其次外层有3个能级且均排满电子,且原子序数小于30,则E处于第4周期,其基态原子的价电子排布式3d104s1,则E是Cu;D与E同周期,价电子数为2,则D是Ca。

(1)Cu的核电荷数为29,基态Cu的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1,则价电子排布式为3d104s1。基态N的核外电子排布为1s22s22p3,p轨道为半充满结构,较稳定,故其第Ⅰ电离能比O的大;

(2)水分子间能存在氢键,氢键比范德华力更强,H2O的沸点是同族元素中最高的;

(3)NH3分子的空间构型为三角锥形,氨气分子中氮原子价层电子对个数=3+(5-3×1)=4,所以N采用sp3杂化;

(4)向CuSO4的水溶液中逐滴加入氨水,离子方程式为Cu2++2NH3·H2OCu(OH)2↓+2N,至过量,观察到溶液由天蓝色最终变为深蓝色,生成[Cu(NH3)4]2+,反应的离子方程式为Cu(OH)2+4NH3·H2O[Cu(NH3)4]2++2OH-+4H2O;

①该蓝色晶体的化学式为[Cu(NH3)4]SO4·H2O,加入乙醇的目的是向深蓝色透明溶液加入乙醇,由于[Cu(NH3)4]SO4在乙醇中的溶解度小于在水中的溶解度,所以会析出深蓝色的晶体:Cu(NH3)4SO4·H2O,则加入乙醇的作用是降低了[Cu(NH3)4]SO4·H2O的溶解度;

②[Cu(NH3)4]2+的结构式为 ;

(5)晶胞中顶点Ca最靠近的F共有8个,则Ca的配位数是8;白色球为F、黑色球为Ca,由晶胞结构可知,晶胞中白色球数目=8、黑色球数目=8×+6×=4,则晶胞质量=4× g= g,晶胞的体积= g÷ρ g·cm-3=cm3,故晶胞边长a=cm。

答案:(1)3d104s1　基态氮原子的2p能级处于较稳定的半充满状态

(2)水分子间存在氢键,氢键比范德华力更强

(3)三角锥形　sp3

(4)[Cu(NH3)4]SO4·H2O　降低硫酸四氨合铜晶体的溶解度　

(5) 8 　

7.(18分)(能力挑战题)(2017·全国卷Ⅱ)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题:

(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为____________________。 

(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是_________________; 

氮元素的E1呈现异常的原因是________________________。 

(3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图(b)所示。

①从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为________,不同之处为________。(填标号) 

A.中心原子的杂化轨道类型

B.中心原子的价层电子对数

C.立体结构

D.共价键类型

②R中阴离子中的σ键总数为________个。分子中的大π键可用符号表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为 ),则中的大π键应表示为________。 

③图(b)中虚线代表氢键,其表示式为(N)N—H…Cl、____________、__________。 

(4)R的晶体密度为d g·cm-3,其立方晶胞参数为a nm,晶胞中含有y个(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl单元,该单元的相对质量为M,则y的计算表达式为

__________________。 

【命题意图】本题考查原子的结构、电子亲和能、分子结构、晶体的计算等,意在考查学生对物质结构与性质中相关知识的综合应用能力。

【解析】(1)氮原子位于第二周期第VA族,价电子是最外层电子,其价层电子排布式为2s22p3,所以其轨道表达式(电子排布图)为（或）。

(2)同周期元素,从左到右非金属性依次增大,原子核对电子的束缚能力增大,除氮原子外,其他原子得电子能力依次增大,得电子后形成的阴离子稳定性逐渐增大,所以根据第一电子亲和能的定义可知同周期元素的第一电子亲和能自左向右依次增大;N的2p能级上有3个电子,处于半满状态,属于较稳定状态,得电子能力相对较弱,因此第一电子亲和能较同周期相邻元素要低。

(3)①根据图(b),阳离子是N和H3O+,N中心原子是N,含有4个σ键,孤电子对数为(5-1-4×1)×2=0,价层电子对数为4,杂化类型为sp3,空间构型为正四面体形;H3O+中心原子是O,含有3个σ键,孤电子对数为(6-1-3)×2=

1,价层电子对数为4,杂化类型为sp3,空间构型为三角锥形,因此相同之处为A、B、D项,不同之处为C项;②根据图(b)中σ键总数为5个;根据信息,每个氮原子有且只有一个p轨道与环平面垂直,一个p轨道中有1个电子,外来的1个电子也进入这种p轨道中,因此π电子总数为1×5+1=6(个),所以大π键可表示为;③根据图(b)N、H3O+中的H与、Cl-都可形成氢键,因此还有的氢键是(H3O+)O—H…N和(N)N—H…N。

(4)根据密度的定义有,d==g·cm-3=g·cm-3,解得y==×10-21(或 )。

答案:(1) （或）

(2)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放出的能量依次增大　N的2p轨道为半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一个电子

(3)①A、B、D　C　②5　

③(H3O+)O—H…N()

(N)N—H…N()

(4)(或 ×10-21)