2020高考化学二轮复习能力提升训练16物质结构与性质选修3含解析 7页

能力提升训练(16)‎ ‎1．已知A、B、C、D四种短周期元素，它们的核电荷数依次增大。A原子、C原子的L能层中都有两个未成对的电子，C、D同主族。E、F都是第4周期元素，E原子核外有4个未成对电子，F原子除最外能层只有1个电子外，其余各能层均为全充满。根据以上信息填空：‎ ‎(1)基态D原子中，电子占据的最高能层符号是M，该能层具有的原子轨道数为9。‎ ‎(2)E2＋的价层电子排布图是，F原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1。‎ ‎(3)A元素的最高价氧化物对应的水化物中心原子采取的轨道杂化方式为sp2，B元素的气态氢化物的分子模型为三角锥形。‎ ‎(4)化合物AC2、B2C和阴离子DAB－互为等电子体，它们结构相似，DAB－的电子式为[C]－。‎ 解析：A、B、C、D四种短周期元素，它们的核电荷数依次增大，A原子、C原子的L能层中都有两个未成对的电子，则A为碳，C为氧，B介于碳和氧之间，则B是氮，C、D同主族，D为硫，E、F都是第4周期元素，E原子核外有4个未成对电子，E为Fe，F原子除最外能层只有1个电子外，其余各能层均为全充满，F原子核外电子数＝2＋8＋18＋1＝29，则F为铜元素。‎ ‎(1)基态硫原子中电子占据的最高能层为第3能层，符号为M，该能层有1个s轨道、3个p轨道、5个d轨道，共有9个原子轨道。‎ ‎(2)Fe2＋的价层电子排布式为3d6，其价层电子排布图是，F为铜元素，原子核外有29个电子，原子的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1。‎ ‎(3)碳元素的最高价氧化物对应的水化物为H2CO3，分子结构式为，中心碳原子成3个σ键、没有孤电子对，碳原子采取sp2杂化方式；B的气态氢化物为NH3，为三角锥形结构。‎ ‎(4)化合物CO2、N2O和阴离子SCN－互为等电子体，它们结构相似，SCN－的电子式为[C]－。‎ ‎2．(1)固体可分为晶体、非晶体和准晶体三大类，可通过X射线衍射方法区分晶体、非晶体和准晶体，以色列科学家丹尼尔·谢赫特曼因发现锰的化合物准晶体而获得了2011年诺贝尔化学奖。基态Mn原子的电子排布式为[Ar]3d54s2。‎ 7‎ ‎(2)PCl3的立体构型为三角锥形，中心原子的杂化轨道类型为sp3。‎ ‎(3)硼的卤化物在工业中有重要作用，硼的四种卤化物的沸点如下表所示。‎ BF3‎ BCl3‎ BBr3‎ BI3‎ 沸点/K ‎172‎ ‎285‎ ‎364‎ ‎483‎ ‎①四种卤化物沸点依次升高的原因是分子结构相似，相对分子质量增大，分子间作用力逐渐增强。‎ ‎②B、C、N、O四种元素第一电离能由小到大的顺序为BNa>K(用元素符号表示)，其原因为锂、钠、钾为金属晶体，它们的价电子数相等，金属离子所带的电荷数相同，离子半径依次增大，金属键依次减弱，故熔点依次降低。‎ ‎(2)F与I同主族，BeF2是由三个原子构成的共价化合物分子，分子中中心原子Be的杂化类型为sp，BeF2分子的空间构型是直线形。‎ ‎(3)Cl与I同主族，Cl具有很强的活泼性，可以形成很多含氯化合物，其中含氧酸HClO、HClO2、HClO3、HClO4的酸性由强到弱的顺序为HClO4>HClO3>HClO2>HClO。‎ ‎(4)131I2晶体的晶胞结构如图甲所示，该晶胞中含有4个131I2分子，该晶体属于分子(填晶体类型)晶体。‎ ‎(5)KI的晶胞结构如图乙所示，每个K＋的配位数为6。KI晶体的密度为ρ g·cm－3，K和I的摩尔质量分别为MK g·mol－1和MI g·mol－1，原子半径分别为rK cm和rI cm，阿伏加德罗常数的值为NA，则KI晶胞中的空间利用率为×100%或×100%。‎ 解析：(1)铯为第六周期第ⅠA族元素，则X、Y、Z均为第ⅠA族元素，而第ⅠA族前四周期元素分别为H、Li、Na、K，再由X与Y、Y与Z的第一电离能相差不大可知，这三种元素中不可能含有H，根据同主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，可知X、Y、Z分别为Li、Na、K。根据构造原理可知基态K原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。根据元素周期律可知，熔点：Li>Na>K。(2)BeF2分子内中心原子为Be，其价电子数为2,2个F提供2个电子，Be原子的价层电子对数为2，Be原子采取sp杂化，BeF2分子的空间构型为直线形。(3)氯元素构成的多种含氧酸中，氯元素的化合价越高，其对应酸的酸性越强，即酸性：HClO4>HClO3>HClO2>HClO。(4)由晶胞图可知，131I2在晶胞的8个顶点和6个面上，由均摊法可知一个晶胞中含有8×＋6×＝4个131I2分子，该晶体属于分子晶体。(5)KI晶胞与NaCl晶胞结构相似，每个K＋紧邻6个I－，即每个K＋‎ 7‎ 的配位数为6。由均摊法可知该晶胞中含K＋数目和I－数目均为4。晶胞中原子所占的体积V1＝(πr×4＋πr×4) cm3，晶胞的体积V2＝ cm3＝[2(rK＋rI)]3 cm3，则KI晶胞中的空间利用率为×100%＝×100%＝×100%。‎ ‎4．(2019·黑龙江六校二模)前四周期元素A、B、C、D、E、F的原子序数依次增大。A原子的阴离子的电子排布式与基态锂离子的相同，A和E位于同主族，基态B原子核外有3个能级且各能级上容纳的电子数相等，基态D原子有2个未成对电子，最外能层符号为L。＋1价F离子的3d能级达到全充满结构。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)基态C原子价电子轨道表示式为。‎ ‎(2)B、C、D三种元素第一电离能由大到小排序为N>O>C(填元素符号，下同)，它们的电负性由小到大排序为CC>H(用相应的元素符号表示)；氮原子的杂化轨道类型为sp2，sp3。‎ ‎(3)Fe(CO)x常温下呈液态，熔点为－20.5 ℃，沸点为103 ℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe(CO)x，晶体属于分子晶体(填晶体类型)，若配合物Fe(CO)x的中心原子价电子数与配体提供电子数之和为18，则x＝5。‎ ‎(4)NiO、FeO的晶体结构类型与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO>(填“>”“<”或“＝”)FeO，原因是离子所带电荷数相同时，离子半径越小，晶格能越大。‎ ‎(5)NiAs的晶胞结构如图所示：‎ ‎①Ni的配位数为4。‎ ‎②若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体密度为ρ g·cm－3，则该晶胞中最近的Ni之间的距离为× cm。(写出计算表达式)‎ 解析：(1)铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式分别为 ‎1s22s22p63s23p63d64s2、1s22s22p63s23p63d74s2、‎ ‎1s22s22p63s23p63d84s2，未成对电子数分别为4、3、2，最多的是铁。‎ 7‎ ‎(2)1号、3号N原子形成3对共用电子对为普通共价键，2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co2＋通过配位键结合；酞菁钴中三种非金属元素原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大，故电负性N>C>H；分子中N原子有3种，一种形成2个σ键，含有1个孤电子对，杂化轨道数目为3，N原子的杂化轨道类型为sp2，一种形成3个σ键，无孤电子对，杂化轨道数目为3，N原子的杂化轨道类型为sp2，一种形成3个σ键，含有1个孤电子对，杂化轨道数目为4，N原子的杂化轨道类型为sp3。‎ ‎(3)分子晶体的熔、沸点较低，根据题给信息知，该物质的熔、沸点较低，所以为分子晶体，配合物Fe(CO)x的中心原子是铁原子，其价电子数是8，每个配体提供的电子数是2,8＋2x＝18，x＝5。‎ ‎(4)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔点越高，由于Ni2＋的离子半径小于Fe2＋的离子半径，熔点NiO>FeO。‎ ‎(5)①根据图示，砷原子周围有4个镍原子，构成正四面体，配位数为4，晶体中Ni和As的数目比为1∶1，因此镍原子周围也有4个砷原子，配位数为4；②根据图示，晶胞中含有的砷原子为4个，镍原子数目为8×＋6×＝4，晶胞的质量＝＝ g，晶体密度为ρ g·cm－3，则晶胞的边长＝ cm，晶胞中最近的Ni之间的距离为面对角线的一半，为× cm。‎ 7‎