2020届一轮复习人教版分子结构与性质作业(2) 6页

分子结构与性质 非选择题(共100分)‎ ‎1.(15分)氢、碳、氮都是重要的非金属元素,它们的单质及其化合物在科学研究和工业生产中有重要的应用。‎ ‎(1)下列微粒基态的电子排布中未成对电子数最多的是　d　(填序号) ‎ a.N3-　　b.Fe3+　　c.Cu　　d.Cr　　e.C ‎(2)含氮配合物W的结构如图所示(配位键未标出方向),请在结构图中用“→”标出W中所存在的所有配位键的方向。‎ ‎　答案如图所示:‎ ‎(3)C、H元素形成的某有机化合物分子中共有16个电子,该分子中σ键与π键的个数比为　5∶1　;该有机化合物在一定条件下形成的聚合物中C原子采取　sp3　杂化。 ‎ ‎【解析】本题考查物质结构与元素周期律,涉及电子排布、化学键、杂化轨道等。(1)N3-、Fe3+、Cu、Cr、C中未成对电子数分别是0、5、1、6、2,所以未成对电子数最多的是Cr,选d项。(2)含有孤电子对和含有空轨道的原子之间存在配位键,配位键由含有孤电子对的原子指向含有空轨道的原子,该配合物中配位键可表示为。(3)C、H元素形成的16电子有机化合物是乙烯,共价单键为σ键,共价双键中一个是σ键,一个是π键,该分子中有5个σ键、1个π键,所以二者之比为5∶1;该有机化合物在一定条件下形成的聚合物中碳原子的杂化方式为sp3。‎ ‎2.(14分) CuCl和CuCl2都是重要的化工原料,常用作催化剂、颜料、防腐剂和消毒剂等。已知:‎ ‎①CuCl可以由CuCl2用适当的还原剂如SO2、SnCl2等还原制得:‎ ‎2Cu2++2Cl-+SO2+2H2O2CuCl↓+4H++S ‎2CuCl2+SnCl22CuCl↓+SnCl4。‎ ‎②CuCl2溶液与乙二胺(H2N—CH2—CH2—NH2)可形成配离子[Cu(En)2]2+(En是乙二胺的简写): 。‎ 请回答下列问题:‎ ‎(1)配离子[Cu(En)2]2+的中心原子基态外围电子排布式为　3d9　,H、N、O三种元素的电负性由大到小的顺序是　O>N>H　。 ‎ ‎(2)SO2分子的空间构型为　V形　。 ‎ ‎(3)乙二胺分子中氮原子的轨道杂化类型为　sp3杂化　,乙二胺和三甲胺[N(CH3)3]均属于胺,但乙二胺比三甲胺的沸点高得多,原因是　乙二胺分子之间可以形成氢键　。 ‎ ‎(4)配离子[Cu(En)2]2+的配位数为　4　,该微粒含有的微粒间的作用力类型有　ABD　(填字母)。 ‎ A.配位键　　B.极性键　　C.离子键　　D.非极性键 E.氢键　　　F.金属键 ‎【解析】本题考查核外电子排布规律、电负性、杂化轨道、分子空间结构、氢键与化学键。(1)Cu2+的外围电子排布式为3d9;同周期自左而右,电负性增大,电负性:O>N,H元素与O、N元素化合时,H元素表现正化合价,H元素的电负性比O、N元素小,故电负性:O>N>H。(2)SO2分子的中心原子S的杂化轨道数为=3,采取sp2杂化,含有1对孤对电子,故SO2为V形。(3)乙二胺中N原子形成3个σ键,含有1对孤电子,杂化轨道数为4,采取sp3杂化。乙二胺分子之间可以形成氢键,故乙二胺的沸点较高。(4)由题图可知配离子[Cu(En)2]2+的配位数为4;离子中存在配位键、C—N键、C—H键、N—H键、C—C键,其中C—N键、C—H键、N—H键为极性键,C—C键为非极性键,故含有配位键、极性键、非极性键。‎ ‎3.(14分)Cu3N具有良好的电学和光学性能,在电子工业领域、航空航天领域、国防领域、通讯领域以及光学工程等领域中,发挥着广泛的、不可替代的巨大作用。‎ ‎(1)C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序为　N>O>C　。 ‎ ‎(2)与N3-含有相同电子数的三原子分子的空间构型是　V形　。 ‎ ‎(3)Cu+的电子排布式为　1s22s22p63s23p63d10　,其在酸性溶液中不稳定,可发生歧化反应生成Cu2+和Cu。但CuO在高温下会分解成Cu2O,试从结构角度解释高温下CuO为何会生成Cu2O:　Cu+的价电子为3d10全满结构,更稳定　。 ‎ ‎(4)在Cu的催化作用下,乙醇可被空气氧化为乙醛,乙醛分子中碳原子的杂化方式是　sp3‎ ‎、sp2　,乙醛分子中H—C—O的键角　大于　(填“大于”“等于”或“小于”)乙醇分子中的H—C—O的键角。 ‎ ‎(5)[Cu(H2O)4] 2+为平面正方形结构,其中的两个H2O被Cl-取代有两种不同的结构,试画出[Cu(H2O)2Cl2]具有极性的分子的结构式: 　。 ‎ ‎【解析】本题考查物质结构和性质,涉及原子杂化、核外电子排布、分子极性等。(1)同周期自左而右第一电离能呈增大趋势,N原子的2p能级为半满稳定状态,第一电离能高于同周期相邻元素,故第一电离能:N>O>C。(2)与N3-含有相同电子数的三原子分子为H2O,为V形结构。(3)Cu+基态离子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d10,原子轨道处于全空、半满或全满时最稳定,Cu+的3d轨道上全满,较稳定。(4)乙醛分子中醛基中的碳原子采用sp2杂化,键角为120°;乙醇中含有醇羟基的碳原子采用sp3杂化,键角小于120°。(5)[Cu(H2O)2Cl2]具有极性的分子,说明该分子的结构不对称,则其结构式为。‎ ‎4.(14分)已知A、B、C、D、E、F都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数依次增大,其中A、B、C、D、E为不同主族的元素。A、C的最外层电子数都是其电子层数的2倍,B的电负性大于C,透过蓝色钴玻璃观察E的焰色反应为紫色,F的基态原子中有4个未成对电子。‎ ‎(1)基态的F3+核外电子排布式是　1s22s22p63s23p63d5　。 ‎ ‎(2)B的气态氢化物在水中的溶解度远大于A、C的气态氢化物,原因是　NH3与H2O分子间存在氢键,其他分子与H2O分子间不存在氢键　。 ‎ ‎(3)化合物FD3是棕色固体、易潮解、‎100 ℃‎左右时升华,它的晶体类型是　分子晶体　;化合物ECAB中的阴离子与AC2互为等电子体,该阴离子的电子式是。 ‎ ‎(4)FD3与ECAB溶液混合,得到含多种配合物的血红色溶液,其中配位数为5的配合物的化学式是　K2Fe(SCN)5　。 ‎ ‎(5)化合物EF[F(AB)6]是一种蓝色晶体,如图表示其晶胞的(E+未画出)。该蓝色晶体的一个晶胞中E+的个数为　4　。 ‎ ‎【解析】由题意推知A、B、C、D、E、F分别是C、N、S、Cl、K、Fe。(1)Fe3+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d5。(2)N、O、F原子易与H形成氢键,氢键的存在影响物质的熔沸点和溶解性。NH3与H2O分子间存在氢键,其他分子与H2O分子间不存在氢键,所以氨气的溶解性大。(3)氯化铁的熔点较低,为分子晶体。互为等电子体的分子结构相似,故SCN-的电子式为。(4)根据化合物中化合价的代数和为0,且配位数是5知其化学式为K2Fe(SCN)5。(5)晶胞的(E+未画出)中,Fe2+个数=4×,Fe3+个数=4×,CN-个数=12×=3,所以晶胞中Fe3+个数是×8=4,Fe3+个数是×8=4,CN-个数=3×8=24,根据KFe[Fe(CN)6]中各离子的个数比知,晶胞中K+个数是4。‎ ‎5.(16分)锂—磷酸氧铜电池正极的活性物质是Cu4O(PO4)2,可通过下列反应制备:‎ ‎2Na3PO4+4CuSO4+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+3Na2SO4+(NH4)2SO4+H2O ‎(1)写出基态Cu2+的核外电子排布式:　[Ar]3d9　。与Cu同周期的元素中,与铜原子最外层电子数相等的元素还有　K、Cr　(填元素符号),上述方程式中涉及的N、O元素第一电离能由小到大的顺序为　OO。(2)P中P的价层电子对数为4,且不含孤电子对,所以其空间构型为正四面体。(3)与NH3互为等电子体的分子有PH3、AsH3,离子有H3O+、C等。(4)氨基乙酸铜的分子中“—CH2—”碳原子为sp3杂化,羰基碳原子为sp2杂化。(5)在CN-中碳原子与氮原子是以共价三键结合的,含有2个π键。所以1 mol CN-中含有的π键的数目为2NA。(6)该晶胞中,铜原子个数为3+2×+12×=6,H原子个数为1+3+6×=6,所以其化学式为CuH。(7)铜晶体为面心立方最密堆积,则每个晶胞中含有铜原子数为8×+6×=4,Cu半径r=127.8 pm=127.8×10‎-10 cm,假设晶体铜的密度为φ,晶胞的边长为d,则d=4r,d=,则晶胞的体积是d3,由φ·d3= g,解得φ= g·cm-3≈‎9.0 g·cm-3。‎ ‎6.(14分)卤族元素的单质和化合物很多,我们可以利用所学物质结构与性质的相关知识去认识和理解它们。‎ ‎(1)卤族元素位于周期表的　p　区;溴的价电子排布式为　4s24p5　。 ‎ ‎(2)在不太稀的溶液中,氢氟酸是以二分子缔合(HF)2形式存在的。使氢氟酸分子缔合的作用力是　氢键　。 ‎ ‎(3)请根据下表提供的第一电离能数据判断:最有可能生成较稳定的单核阳离子的卤素原子是　碘　。 ‎ 氟 氯 溴 碘 铍 第一电离能 ‎(kJ/mol)‎ ‎1 681‎ ‎1 251‎ ‎1 140‎ ‎1 008‎ ‎900‎ ‎ (4)已知高碘酸有两种形式,化学式分别为H5IO6()和HIO4,前者为五元酸,后者为一元酸。请比较二者酸性强弱:H5IO6　<　HIO4(填“>”“<”或“=”)。 ‎ ‎(5)碘在水中的溶解度虽然小,但在碘化钾溶液中溶解度却明显增大,这是由于溶液中发生下列反应I-+I2。与KI3类似的,还有CsICl2等。已知CsICl2不稳定,受热易分解,倾向于生成晶格能更大的物质,则它按下列　A　式发生。 ‎ A.CsICl2CsCl+ICl B.CsICl2CsI+Cl2‎ ‎【解析】(1)卤族元素的价电子排布式为ns2np5,所以位于周期表中的p区,溴是第四周期元素,价电子排布式为4s24p5。(2)F为电负性最强的元素,HF分子之间易形成氢键,故使HF分子缔合的作用力是氢键。(3)题表列出的4种卤素中碘元素的第一电离能最小,所以碘最有可能生成稳定的单核阳离子。(4)根据同种元素的含氧酸酸性的强弱比较,将酸写为(HO)mROn,n值越大酸性越强,所以酸性H5IO6N>C　。 ‎ ‎(3)与CN-互为等电子体的一种分子为　CO(或N2)　(填化学式);1 mol Fe(CN中含有σ键的数目为　12×6.02×1023(或12NA)　。 ‎ ‎(4)铁的另一种配合物Fe(CO)5的熔点为‎-20.5 ℃‎,沸点为‎103 ℃‎,易溶于CCl4,据此可以判断Fe(CO)5晶体属于　分子晶体　(填晶体类型)。 ‎ ‎【解析】(1)Fe原子核外有26个电子,核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,Fe2+的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d6或[Ar]3d6。(2)同周期由左至右,元素电负性依次增大,所以电负性:O>N>C。(3)价电子数相同,原子数也相同的微粒互为等电子体,与CN-互称等电子体的分子有CO或N2等;氮有孤对电子,铁有空轨道,所以铁和CN-形成6个σ键,C≡N键中有一个是σ键,所以也有6个σ键,则1 mol Fe(CN中含有12 mol σ键。(4)根据题给信息知,配合物Fe(CO)5晶体的熔沸点较低,易溶于CCl4,所以为分子晶体。‎