高考二轮测试题：11-3 晶体结构与性质

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第三单元　晶体结构与性质　　　　　　　　　　　　　　　　　　　一、选择题1．有关晶体的下列说法中正确的是           (　　)A．晶体中分子间作用力越大，分子越稳定B．原子晶体中共价键越强，熔点越高C．冰熔化时水分子中共价键发生断裂D．氯化钠熔化时离子键未被破坏解析　晶体中分子间作用力越大，其熔、沸点越高；分子内化学键的键能越大，分子越稳定，A错；原子晶体中共价键越强，其熔点越高，B正确；冰熔化时分子间作用力受到破坏，水分子中共价键未发生断裂，C错；氯化钠晶体熔化时离子键被破坏，D错。答案　B2．下列说法中正确的是               （    ）A.离子晶体中每个离子周围均吸引着6个带相反电荷的离子B.金属导电的原因是在外电场作用下金属产生自由电子，电子定向运动C.分子晶体的熔、沸点很低，常温下都呈液态或气态D.原子晶体中的各相邻原子都以共价键相结合解析　离子晶体的结构不同，每个离子周围吸引的带相反电荷的离子数目不同，A错误；金属是由金属阳离子和自由电子构成的，但自由电子并不是在外加电场的作用下产生的，B错误；分子晶体在常温下也有呈固态的，如硫、白磷等，C错误；组成原子晶体的元素是非金属元素，非金属元素间以共价键结合，D正确。答案　D3．下列有关晶体的叙述中，错误的是          (　　)A．金刚石网状结构中，由共价键形成的碳原子环中，最小的环上有6个碳原子B．氯化钠晶体中，每个Na＋周围距离相等且最近的Na＋共有6个C．金属晶体中，以“……ABCABCABC……”形式的堆积称为面心立方堆积D．干冰晶体中，每个CO2分子周围距离相等且最近的CO2分子共有12个解析　NaCl晶体中，Na＋周围最近的Na＋在小立方体的面对角线上，故有12个Na＋最近且等距离。答案　B  4．下列关于晶体的说法，一定正确的是          (　　)CaTiO3的晶体结构模型(图中Ca2＋、O2－、Ti4＋分别位于立方体的体心、面心和顶点)A．分子晶体中都存在共价键B．如上图，CaTiO3晶体中每个Ti4＋和12个O2－相紧邻C．SiO2晶体中每个硅原子与两个氧原子以共价键相结合D．金属晶体的熔点都比分子晶体的熔点高解析　稀有气体为单原子分子，晶体中不存在共价键。据图可知CaTiO3晶体中，Ti4＋位于晶胞的顶点，O2－位于晶胞的面心，故Ti4＋的O2－配位数为12。SiO2晶体中每个硅原子与四个氧原子相连。汞常温下为液态，其熔点比一般分子晶体还低。答案　B5．下列关于晶格能的说法中正确的是          （    ）A.晶格能指形成1 mol离子键所放出的能量B.晶格能指破坏1 mol离子键所吸收的能量C.晶格能指1 mol离子化合物中的阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时所放出的能量D.晶格能的大小与晶体的熔点、硬度都无关解析　晶格能指1 mol离子化合物中阴、阳离子由相互远离的气态离子结合成离子晶体时放出的能量。答案　C6．下列各项所述的数字不是6的是                  (　　)A．在NaCl晶体中，与一个Na＋最近的且距离相等的Cl－的个数B．在金刚石晶体中，最小的环上的碳原子个数C．在二氧化硅晶体中，最小的环上的原子个数D．在石墨晶体的片层结构中，最小的环上的碳原子个数解析　在二氧化硅晶体中，最小的环上有6个硅原子、6个氧原子。答案　C 7．现有四种晶体的晶胞，其离子排列方式如下图所示，其中化学式不属MN型的是                                                                                                                                                                                      (　　)解析　由均摊法分析各物质的化学式分别为MN、MN3、M0.5N0.5、M4N4。答案　B8. 干冰和二氧化硅晶体同属ⅣA元素的最高价氧化物，它们的熔沸点差别很大的原因是（   ）A.二氧化硅分子量大于二氧化碳分子量B.C—O键键能比Si—O键键能小C.干冰为分子晶体，二氧化硅为原子晶体D.干冰易升华，二氧化硅不能解析　干冰和SiO2所属晶体类型不同，干冰为分子晶体，熔化时破坏分子间作用力，SiO2为原子晶体，熔化时破坏化学键，所以熔点较高。答案　C二、非选择题9．Ⅰ.砷化镓为第三代半导体，以其为材料制造的灯泡寿命长、耗能少。已知砷化镓的晶胞结构如图所示。请回答下列问题：(1)下列说法正确的是________(填序号)。A．砷化镓的晶胞结构与NaCl相同B．第一电离能As>GaC．电负性As>GaD．原子半径As>Ga(2)砷化镓可由(CH3)3Ga和AsH3在700 ℃下反应制得，反应的方程式为___________________________________________________________________________________________。(3)AsH3空间形状为________；已知(CH3)3Ga为非极性分子，则其中镓原子的杂化方式为________。Ⅱ.金属铜的导电性仅次于银，居金属中的第二位，大量用于电气工业。(4)请解释金属铜能导电的原因___________________________________________________________________________________________________________________________。Cu2＋的核外电子排布式为________________。(5)在硫酸铜溶液中通入过量的氨气，小心蒸发，最终得到深蓝色的[Cu(NH3)4]SO4晶体，晶体中含有的化学键除普通共价键外，还有________和________。解析　本题重点考查了元素As、Ga、Cu的结构知识，其中涉及晶胞的结构、第一电离能、电负性、原子半径、空间构型，原子轨道杂化方式、化学键类型(离子键、配位键)、金属晶体中用电子气理论解释金属导电的原因，考查知识全面，覆盖面广，难度适中。(1)Ga和As分别位于周期表中第四周期ⅢA族和ⅤA族，根据同周期从左到右元素的第一电离能、电负性、原子半径的递变规律及晶体的晶胞结构判断B、C正确。(3)AsH3空间构型与NH3相同，为三角锥形；(CH3)3Ga为非极性分子，说明其分子为平面正三角形结构，故镓原子的杂化方式为sp2。(4)铜属于金属晶体，金属晶体里的自由电子在外加电场作用下做定向移动，形成电流，因此金属铜具有导电性。(5)[Cu(NH3)4]SO4晶体中，[Cu(NH3)4]2＋与SO间通过离子键结合，[Cu(NH3)4]2＋中Cu2＋与NH3间通过配位键结合。答案　(1)BC　(2)(CH3)3Ga＋AsH3GaAs＋3CH4↑(3)三角锥形　sp2杂化(4)铜是金属晶体，由金属阳离子和自由电子构成，自由电子在外加电场的作用下可发生定向移动　[Ar]3d9或1s22s22p63s23p63d9　(5)离子键　配位键10．纯铜在工业上主要用来制造导线、电器元件等，铜能形成＋1和＋2价的化合物。回答下列问题：(1)写出基态Cu＋的核外电子排布式：________；C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序是________。(2)如图是铜的某种氧化物的晶胞示意图，该氧化物的化学式为__________________________________________。(3)向硫酸铜溶液中滴加氨水会生成蓝色沉淀，在滴加氨水至沉淀刚好全部溶解时可得到蓝色溶液，继续向其中加入极性较小的乙醇可以生成深蓝色的[Cu(NH3)4]SO4·H2O沉淀。该深蓝色沉淀中的NH3通过________键与中心离子Cu2＋结合；NH3分子中N原子的杂化方式是________；与NH3分子互为等电子体的一种微粒是______(任写一种)。(4)CuO的熔点比CuCl的熔点________(填“高”或“低”)。(5)CuO高温易转化为Cu2O，其原因是________。解析　(1)铜等过渡金属原子失电子时，先失最外层电子，故基态Cu＋的核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d10；N原子2p能级有3个电子处于半充满的稳定结构，失去其中一个电子需要的能量大于O原子2p能级失去一个电子的能量，故第一电离能N大于O，而对于O与C，O的原子半径小于C的原子半径，故第一电离能O大于C，因此C、N、O三种元素的第一电离能由大到小的顺序是N、O、C。(2)从晶胞示意图分析，含A、B两种原子的数目之比为1∶1，故该铜的氧化物的化学式为CuO。(3)[Cu(NH3)4]SO4·H2O中NH3通过配位键与中心离子Cu2＋结合；NH3分子中N原子的杂化方式是sp3；与NH3分子互为等电子体的微粒有H3O＋等。(4)氧元素的电负性比氯元素的大，与铜形成的化学键中离子键强度较大，故CuO的熔点比CuCl的熔点高。(5)CuO高温易转化为Cu2O的原因是Cu2O中Cu的d轨道为全充满状态，较稳定。答案　(1)1s22s22p63s23p63d10　N、O、C(2)CuO　(3)配位　sp3杂化　H3O＋(4)高　(5)Cu2O中Cu的d轨道为全充满状态，较稳定11．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。请回答下列问题：(1)Ni原子的核外电子排布式为________________________________________________；(2)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，Ni2＋和Fe2＋的离子半径分别为69 pm和78 pm，则熔点NiO________FeO(填“<”或“>”)；(3)NiO晶胞中Ni和O的配位数分别为________、________；(4)金属镍与镧(La)形成的合金是一种良好的储氢材料，其晶胞结构示意图如右图所示。该合金的化学式为________。解析　(1)核外电子排布式与价电子排布式要区别开。(2)NiO、FeO都属于离子晶体，熔点高低受离子键强弱影响，离子半径越小，离子键越强，熔点越高。(3)因为NiO晶体结构类型与NaCl相同，而NaCl晶体中Na＋、Cl－的配位数都是6，所以，NiO晶体Ni2＋、O2－的配位数也是6。(4)根据晶胞结构可计算，一个合金晶胞中，La：8×＝1，Ni：1＋8×＝5。所以该合金的化学式为LaNi5。答案　(1)[Ar]3d84s2或1s22s22p63s23p63d84s2(2)>　(3)6　6　(4)LaNi512．C和Si元素在化学中占有极其重要的地位。(1)写出Si的基态原子核外电子排布式_________________________________________。从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强至弱的顺序为____________。(2)SiC的晶体结构与晶体硅的相似，其中C原子的杂化方式为________，微粒间存在的作用力是________。(3)氧化物MO的电子总数与SiC的相等，则M为________(填元素符号)。MO是优良的耐高温材料，其晶体结构与NaCl晶体相似。MO的熔点比CaO的高，其原因是_________。(4)C、Si为同一主族的元素，CO2和SiO2化学式相似，但结构和性质有很大不同。CO2中C与O原子间形成σ键和π键，SiO2中Si与O原子间不形成π键。从原子半径大小的角度分析，为何C、O原子间能形成，而Si、O原子间不能形成上述π键：_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。解析　(1)根据基态原子核外电子排布的规律去写；在C、Si和O元素中，吸引电子的能力由强到弱的顺序是O>C>Si。(2)在SiC晶体结构中，每个C原子与Si原子形成四个完全相同的C—Si键，所以C原子的杂化方式为sp3杂化。微粒间存在的作用力是共价键。(3)SiC的电子总数为20，所以M的电子数为(20－8)＝12个，故M为Mg；MgO和CaO均属于离子晶体，Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO中离子键强，晶格能大，故熔点高。(4)π键是由pp轨道肩并肩重叠而形成的，且π键强弱与重叠的程度成正比。而Si原子的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，pp轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成稳定的π键。答案　(1)1s22s22p63s23p2　O>C>Si(2)sp3　共价键(3)Mg　Mg2＋半径比Ca2＋小，MgO晶格能大(4)C的原子半径较小，C、O原子能充分接近，pp轨道肩并肩重叠程度较大，形成较稳定的π键；Si的原子半径较大，Si、O原子间距离较大，pp轨道肩并肩重叠程度较小，不能形成上述稳定的π键