高考化学二轮（通用版）复习逐题对点特训14 Word版含答案

1．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个单电子；C的基态原子2p能级有1个单电子；E的内部各能层均排满，且有成单电子；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：3d104s1。

(2)A的单质分子中π键的个数为2。

(3)A、B、C三种元素第一电离能由大到小的顺序为，F>N>O(用元素符号表示)

(4)B元素的氢化物的沸点是同族元素中最高的，原因是H2O分子间存在氢键。

(5)A的最简单氢化物分子的空间构型为三角锥形，其中A原子的杂化类型是sp3。

(6)C和D形成的化合物的晶胞结构如图所示，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＝(用ρ、NA的计算式表示)cm。

解析：(1)根据提供信息，A的电子排布式为1s22s22p3，为N，C的电子排布式为1s22s22p5，为F，则B为O。E的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，为Cu，D为Ca。

(2)NN中含有1个σ键、2个π键。

(3)同周期元素从左到右第一电离能逐渐增大，但N、O反常，则第一电离能：F>N>O。

(5)NH3中N有一对孤对电子，空间构型为三角锥形，N的杂化类型为sp3杂化。

(6)该晶胞中黑球为Ca，白球为F，含有4个Ca2＋、8个F－，则ρ×a3＝×4，a＝。

2．(2016·江西上饶模拟)元素周期表中，金属和非金属分界线附近的元素性质特殊，其单质及化合物应用广泛，成为科学研究的热点。

(1)锗(Ge)可以作半导体材料，写出基态锗原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s24p2或(Ar]3d104s24p2)。

(2)环硼氮六烷的结构和物理性质与苯很相似，故称为无机苯，其结构为

①第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有3种。

②无机苯分子中1个氮原子给有空轨道的硼原子提供1个孤电子对，形成1个配位键。

③硼、氮原子的杂化方式是sp2。

(3)硅烷的通式为SinH2n＋2，随着硅原子数增多，硅烷的沸点逐渐升高，其主要原因是相对分子质量增大，分子间作用力增大。最简单的硅烷是SiH4，其中的氢元素显－1价，其原因为氢原子的电负性比硅原子电负性大。

(4)根据价层电子对互斥理论(VSEPR)推测：AsCl3的VSEPR模型名称：四面体形；AsO的立体构型：正四面体形。

(5)钋(Po)是一种放射性金属，它的晶胞堆积模型为简单立方堆积，钋的摩尔质量为209 g·mol－1，晶胞的密度为ρ g·cm－3，则它的晶胞边长(a)为×1010pm。(NA表示阿伏加德罗常数，用代数式表示晶胞边长)]

解析：(2)①根据电离能的变化规律，具有半充满和全充满的电子排布构型的元素的稳定性较高，所以第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O三种元素。②无机苯类似苯结构，分子存在大π键。由单方原子提供孤电子对与含空轨道的原子形成配位键。③类比苯的结构可知，由硼氮原子形成平面六元环结构，所有原子共面，B、N都是sp2杂化。

(3)硅烷相对分子质量随着硅原子数的增多而增大，硅烷分子间作用力增大，硅烷沸点升高；氢原子的电负性大，吸引电子能力比硅强。

(4)三氯化砷分子中价层电子有4对，其中3个成键电子对、1个孤电子对，VSEPR模型包括孤电子对和成键电子对，故VSEPR模型为四面体形；AsO中价层电子对数为4(4＋＝4)，4个电子对都是成键电子对，它的立体构型为正四面体形。

(5)钋晶胞模型如图所示：1个晶胞含1个钋原子。1 cm＝1×1010 pm，m(Po)＝ g；ρ＝＝ g·cm－3，a3＝ cm3，a＝ cm＝×1010 pm。

3．(2016·河南重点中学联考)金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。

(1)基态Ni原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2(或Ar]3d84s2)。

(2)金属镍能与CO形成配合物Ni(CO)4，写出与CO互为等电子体的一种分子和一种离子的化学式：N2、CN－(或O、C、NO＋)。

(3)很多不饱和有机物在Ni催化下可与H2发生加成反应，如①CH2＝CH2、②HC≡CH、③、④HCHO，其中碳原子采取sp2杂化的分子有①③④(填物质序号)，HCHO分子的立体结构为平面三角形。

(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构如图1所示。该合金的化学式为LaNi5或Ni5La。

图1                       图2

(5)丁二酮肟常用于检验Ni2＋。在稀氨水中，丁二酮肟与Ni2＋反应生成鲜红色沉淀，其结构如图2所示。该结构中，除共价键外还存在配位键和氢键，请在图中用箭头和“…”表示出配位键和氢键。

4．周期表前四周期的元素X、Y、Z、M、W、Q的原子序数依次增大。基态X原子的最外层电子数是内层电子数的2倍；X与Z同周期，M与Z同主族，基态Z原子有2个未成对电子；基态W原子的最外层电子数与其d能级电子数相等；基态Q3＋的d能级的所有轨道均排布自旋方向相同的电子。请回答：

(1)基态Q2＋的电子排布式为1s22s22p63s23p63d6。

(2)X、Y、Z的电负性由大到小的顺序为O>N>C(填元素符号)。

(3)HYO3比HYO2酸性强的原因为HNO3的非羟基O原子数目大于HNO2的非羟基氧原子数目，HNO3中N元素的正电性更高，羟基中O原子的电子偏向N原子程度大，更易电离出H＋，HNO3的酸性更强。

(4)与MXY－互为等电子体的一种分子的结构式为OCO；MXY－中σ键和π键的个数比为1︰1。

(5)单质W的晶体堆积模型为六方最密堆积，晶体中W原子的配位数为12。

(6)Z、W与Ba形成的一种晶体广泛用于电子工业中，其晶胞结构如图所示：

①该晶体的化学式为BaTiO3。

②若晶胞中两个最近的Z原子核间距离为a pm，用NA表示阿伏加德罗常数的值，则该晶体的密度可以表示为 g·cm－3。

解析：(1)由题意可知X为C元素，Z为O元素，Y为N元素，M为S元素，W元素的电子排布式为Ar]3d24s2，为Ti元素，Q元素的电子排布式为Ar]3d64s2，为Fe元素。

(2)元素非金属性越强，电负性越大。

(3)可通过含氧酸中非羟基O原子的数目越多酸性越强来解释。

(4)SCN－的价电子数为16个，其等电子体为CO2，其结构式为OCO，每个双键中含有一个σ键，一个π键。

(5)六方最密堆积中原子紧邻的其他原子为12个。

(6)①由顶点原子平均，棱上原子平均，中心原子为1可求得；②立方体的边长为a×10－10 cm，晶胞体积V＝x3＝2a3×10－30 cm3，一个晶胞的质量m＝ g，由ρ＝可求晶胞密度。

5．氟是电负性最大的非金属元素，又因其半径较小，极易和金属元素反应，并将它们氧化到最高价态，生成MnF7、VF5、CaF2等。氟还可以和氧形成一系列的氟化物，如OF2、O2F2、O4F2等。请回答下列问题：

(1)V原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d34s2(或Ar]3d34s2)。

如图所示为一个完整的CaF2晶胞，则图中空心球表示Ca2＋(填“F－”或“Ca2＋”)。设晶胞边长为a，则Ca2＋与F－之间的最近距离为。

(2)OF2分子中氧原子的杂化轨道类型为sp3，OF2被称为氟化物而不被称为氧化物的原因是因为OF2中F的电负性比O的大，所以O的化合价为正价，氧化物中氧元素的化合价为负价。

(3)O2F2是一种强氧化剂，由O2和F2在低温下合成，运用VSEPR模型给出O2F2分子的结构式：，O2F2是极性(填“极性”或“非极性”)分子。

解析：(1)根据晶胞特点和CaF2中阴、阳离子个数之比为2︰1可知图中空心球表示Ca2＋。晶胞边长即立方体的边长为a，体对角线为a，则阴、阳离子间最近距离为a。

(3)根据价层电子对互斥理论可知O2F2的结构式为，为不对称结构，因此是极性分子。

6．(2016·辽宁东北育才高中模拟)在元素周期表前四周期中原子序数依次增大的六种元素A、B、C、D、E、F中，A与其余五种元素既不同周期也不同主族，B的一种核素在考古时常用来鉴定一些文物的年代，C的氧化物是导致酸雨的主要物质之一，D原子核外电子有8种不同的运动状态，E的基态原子在前四周期元素的基态原子中单电子数最多，F元素的基态原子最外能层只有一个电子，其他能层均已充满电子。

(1)写出基态E原子的价电子排布式3d54s1。

(2)B、C、D三元素第一电离能由小到大的顺序为C<O<N(用元素符号表示)；A与C形成CA3型分子，分子中C原子的杂化类型为sp3杂化，分子的立体构型为三角锥形；C的单质与BD化合物是等电子体，据等电子体的原理，写出BD化合物的电子式：︰C⋮⋮O︰；A2D由液态形成晶体时密度减小；(填“增大”、“不变”或“减小”)，分析主要原因：水形成晶体时，每个水分子与4个水分子形成氢键，构成空间正四面体网状结构，水分子空间利用率低，密度反而减小。

(3)已知D、F能形成一种化合物。

其晶胞的结构如图所示：

则该化合物的化学式为Cu2O(用元素符号表示)；若相邻D原于和F原子间的距离为a cm，阿伏加德罗常数的值为NA，则该晶体的密度为g·cm－3(用含a、HA的代数式表示)。

解析：根据元素信息可以判断，A为H，B为C，C为N，D为O，E为Cr，F为Cu。

(3)N(O)：8×＋1＝2，N(Cu)：4

所以其化学式为Cu2O。

设棱长为x cm，则体对角线为x，而Cu与O之间的距离为体对角线的，所以a＝，所以x＝，根据x3·ρ·NA＝2M(Cu2O)，得：ρ＝。

7．磷化硼是一种高折射率红棕色晶体，可通过单质B与Zn3P2(或PH3)反应，也可热解PCl3·BCl3制得。

(1)锌离子基态时核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或Ar]3d10。

(2)PH3中磷原子的杂化轨道类型为sp3，BCl3空间构型为平面三角形(用文字描述)。

(3)PC13能够与配合物Ni(CO)4发生配体置换反应：Ni(CO)4＋4PCl3===Ni(PCl3)4＋4CO。

①与CO互为等电子体且带1个单位负电荷的阴离子化学式为CN－。

②1 mol Ni(PCl3)4中含σ键数目为16_mol(或16×6.02×1023、9.632×1024，写16NA不扣分)。

(4)立方BP的晶胞结构如图所示，晶胞中含B原子数目为4。

解析：(1)锌是30号元素，其原子基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2或Ar]3d104s2，所以锌离子基态核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或Ar]3d10。

(2)PH3中P原子的价层电子对数是＝4，所以杂化方式是sp3，BCl3中B原子的价层电子对数是＝3，B原子杂化方式是sp2，空间构型是平面正三角形。

(3)①原子总数和最外层电子数之和均相等的粒子互为等电子体，通常用相邻元素替换的方法获得，所以与CO互为等电子体且带1个单位负电荷的离子有CN－；②PCl3分子中含有3个σ键，而Ni与P之间也存在σ键，所以1 mol Ni(PCl3)4中含16 mol σ键。

(4)B位于晶胞的顶点和面心，所以平均每个晶胞中含有的B原子数为8×＋6×＝4。

8．原子序数依次增大的四种元素A、B、C、D分别处于第一至第四周期，自然界中存在多种A的化合物，B原子核外电子有6种不同的运动状态，B与C可形成正四面体形分子，D的基态原子的最外能层只有一个电子，其他能层均已充满电子。

请回答下列问题：

(1)这四种元素中电负性最大的元素．其基态原子的价电子排布图为第一电离能最小的元素是Cu(填元素符号)。

(2)C所在主族的前四种元素分别与A形成的化合物中，沸点由高到低的顺序是HF>HI>HBr>HCl(填化学式)，呈现如此递变规律的原因是HF分子之间形成氢键使其熔沸点较高，HI、HBr、HCl分子之间只有范德华力，相对分子量越大，范德华力越大。

(3)B元素可形成多种单质，一种晶体结构如图甲所示，其原子的杂化类型为sp2。另一种的晶胞如图乙所示，该晶胞的空间利用率为34%，若此晶胞中的棱长为356.6 pm，则此晶胞的密度为3.5g·cm－3。(保留两位有效数字)(＝1.732)

(4)D元素形成的单质，其晶体的堆积模型为面心立方最密堆积，D的醋酸盐晶体局部结构如图丙，该晶体中含有的化学键是①②③(填选项序号)。

①极性键　②非极性键　③配位键　④金属键

(5)向D的硫酸盐溶液中滴加过量氨水，观察到的现象是首先形成蓝色沉淀，继续滴加氨水，沉淀溶解，得到深蓝色的透明溶液。

请写出上述过程的离子方程式：

Cu2＋＋2NH3·H2O===Cu(OH)2↓＋2NH、

Cu(OH)2＋4NH3===Cu(NH3)4]2＋＋2OH－。

解析：(1)结合题中信息可知A为H、B为C、C为Cl、D为Cu，所以电负性最大的元素为Cl，共有7个价电子；第一电离能最小即最容易失电子的元素为Cu。

(3)在其层状结构中碳碳键键角为120°，每个碳原子都结合3个碳原子，故碳原子采取sp2杂化；将金刚石的晶胞大立方体切成八个体积相等的小立方体，将会出现两种小立方体：一种体心有碳原子，一种体心没有碳原子。将体心没有碳原子的小立方体的顶点上的碳原子移动到体心有碳原子的立方体的相应的顶点上，就会形成两种新的小立方体：一种为体心立方堆积，另一种为全空，金刚石的空间利用率为体心立方的一半，而体心立方堆积的空间利用率为68.02%，所以该晶胞的空间利用率为34%；在金刚石中每个晶胞含有8个碳原子，所以ρVNA＝8MC，数据代入得ρ×(356.6×10－10)3×6.02×1023＝8×12，解得ρ＝3.5 g/cm3。

(4)由结构图可知，该晶体中含有的C—H键为极性键、C—C键为非极性键、配位键。