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）

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。

(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。

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B<C<O<N。

③用BF3分子结构解释反应BF3(g)＋NH4F(s)===NH4BF4(s)能够发生的原因：BF3分子中硼原子有空轨道，F－有孤对电子，能通过配位键形成BF。

(4)碳元素的单质有多种形式，下图依次是C60、石墨和金刚石的结构图：

回答下列问题：

①石墨晶体中，层内C—C键的键长为142 pm，而金刚石中C—C键的键长为154 pm，其原因是金刚石中只存在C—C间的σ共价键，而石墨层内的C—C间存在σ、π键。

②金刚石晶胞含有8个碳原子。若碳原子半径为r，金刚石晶胞的边长为a，列式表示碳原子在晶胞中的空间占有率(不要求计算结果)。

解析：(1)锰是25号元素，基态Mn原子的电子的排布式为[Ar]3d54s2。

(2)PCl3中P原子与3个氯原子相连，含有1个孤电子对，立体构型为三角锥形，中心原子的杂化轨道类型为sp3杂化。

(3)①硼的四种卤化物均为分子晶体，且分子结构相似，相对分子质量逐渐增大，分子间作用力逐渐增强，沸点依次升高。

②同一周期，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大，但N原子的2p为半充满结构，较为稳定，第一电离能最大，B、C、N、O四种元素第一电离能由小到大的顺序为B<C<O<N。

③BF3分子中硼原子有空轨道，F－有孤对电子，能通过配位键形成BF，因此反应BF3(g)＋NH4F(s)===NH4BF4(s)能够发生。

(4)①金刚石中碳原子以sp3杂化，形成四条杂化轨道，全部形成σ键，石墨中碳原子以sp2杂化，形成三条杂化轨道，还有一条未杂化的p轨道，三条杂化轨道形成σ键，而未杂化p轨道形成π键。

②晶胞中顶点微粒数为：8×＝1，面心微粒数为：6×＝3，体内微粒数为4，共含有8个碳原子；晶胞内含有四个碳原子，则晶胞体对角线长度与四个碳原子直径相同，即a＝8r，r＝a；碳原子的体积为：8××π×r3，晶胞体积为：a3，碳原子的空间利用率为：＝＝＝。

3．(2019·兰州诊断)核安全与放射性污染防治已引起广泛关注。在爆炸的核电站周围含有放射性物质碘­131和铯­137。碘­131一旦被人体吸入，可能会引发甲状腺肿大等疾病。

(1)与铯同主族的前四周期(包括第四周期)的三种元素X、Y、Z的第一电离能如下表：

基态Z原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。X、Y、Z三种元素形成的单质熔点由高到低的顺序为Li>Na>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＋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C<N<O。

(3)标准状况下，a L C2气体含π键的物质的量为 mol。与C2D互为等电子体的分子有CO2(合理即可)(任写一种)。B、C分别与D构成的阴离子中，立体构型为平面三角形的有CO、NO(填离子符号)。

(4)由A、B、C、D中的几种原子构成的分子中，含极性键的非极性分子有CH4、CO2、C2H4、C2H2等(任写一种)(填一种，下同)；既含极性键，又含非极性键的极性分子有N2H4、H2O2等(任写一种)。

(5)C、F组成的晶体的晶胞如图1所示。已知该晶体密度为ρ g·cm－3，NA代表阿伏加德罗常数，则C、F最近的核间距为× ×1010 pm。

(6)A和E组成晶体，其晶胞如图2所示。E粒子周围有12个E紧密相邻且最近；连接与E等距离且最近的A粒子构成的形状是正八面体形。

解析：依题意，基态锂离子的电子排布式为1s2，A原子的阴离子的电子排布式为1s2，说明A为氢；基态B原子的核外电子排布式为1s22s22p2，B为碳；D的最外能层为L层，D原子有2个未成对电子，所以，D为氧；F的价层电子排布式为3d104s1，F为铜。E介于氧与铜之间，E与A位于同主族，E可能为钠、钾；由原子序数关系知，C为氮。(3)1个N2分子中含2个π键。CO2、SCN－、CNO－、N等与N2O互为等电子体。CO、NO都呈平面三角形结构。(5)该晶体的化学式为Cu3N，立方体棱上3个粒子相切，设C、F最近的核间距为d pm，晶胞参数为2d pm，则ρ＝，d＝× ×1010。(6)图2晶胞类似氯化钠晶胞，E周围有12个E粒子紧密相邻且最近。E周围等距离且最近的A粒子有6个，连接这6个A，构成正八面体。

5．前四周期原子序数依次增大的元素A、B、C、D、E中，A的基态原子核外3个能级上有电子，且每个能级上的电子数相等，B原子核外电子有7种不同的运动状态，C元素原子核外的M层中只有2对成对电子，D＋与C2－的电子数相等，E元素位于元素周期表的ds区，且基态原子价电层电子均已成对。

回答下列问题：

(1)E2＋的价电子排布图为 。

(2)五种元素中第一电离能最小的是K(填元素符号)，CAB－中，A原子的杂化方式是sp杂化。

(3)AB－、D＋和E2＋三种离子组成的化学物质D2E(AB)4，其中化学键的类型有共价键、配位键、离子键，该化合物中存在一个复杂离子，该离子的化学式为[Zn(CN)4]2－，配位体是CN－。

(4)C和E两种元素组成的一种化合物的晶胞如图所示。

①该化合物的化学式为ZnS，E的配位数为4，C采取六方最密(填“简单立方”“体心立方”“六方最密”或“面心立方最密”)堆积；

②列式表示该晶体的密度： g·cm－3。(只列表达式)

解析：(1)因E在ds区且基态原子均成对，可知E为Zn，失去4s能级上的两个电子的Zn2＋的价电子排布图为。

(2)由题意可知，A为碳，B为氮，C为硫、D为钾，其中第一电离能最小的是K；SCN－中碳原子形成两个σ键和两个π键，为sp杂化。

(3)K2Zn(CN)4中含有离子键和共价键，而Zn2＋有空轨道，与CN－形成配位键。

(4)①根据均摊原理知其化学式为ZnS，由图中虚线连接可知Zn的配位数为4，S采取六方最密堆积；②晶胞的体积V＝a××a×b×10－30 cm3，所以密度ρ＝ g·cm－3。

6．铁、钴、镍等金属及其化合物在科学研究和工业生产中应用十分广泛。回答下列问题：

(1)铁、钴、镍的基态原子核外未成对电子数最多的是铁。

(2)酞菁钴分子的结构简式如图所示，中心离子为钴离子，酞菁钴分子中与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是2、4(填1、2、3、4)，三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为N>C>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。

(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。