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专题15 物质结构与性质综合题-三年(2022-2024)高考化学真题分类汇编(全国通用)
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1.(2024·北京卷)锡()是现代“五金”之一,广泛应用于合金、半导体工业等。
(1)位于元素周期表的第5周期第IVA族。将的基态原子最外层轨道表示式补充完整:
(2)和是锡的常见氯化物,可被氧化得到。
①分子的模型名称是_________。
②的键是由锡的_________轨道与氯的轨道重叠形成。键。
(3)白锡和灰锡是单质的常见同素异形体。二者晶胞如图:白锡具有体心四方结构;灰锡具有立方金刚石结构。
①灰锡中每个原子周围与它最近且距离相等的原子有_________个。
②若白锡和灰锡的晶胞体积分别为和,则白锡和灰锡晶体的密度之比是_________。
(4)单质的制备:将与焦炭充分混合后,于惰性气氛中加热至,由于固体之间反应慢,未明显发生反应。若通入空气在下,能迅速被还原为单质,通入空气的作用是_________________________________________________________________________________。
【答案】
(1)
(2)①平面三角形 ②杂化
(3)①4 ②
(4)与焦炭在高温下反应生成,将还原为单质
【解析】
(1)加位于元素周期表的第5周期ⅣA族,其基态原子的价电子排布式为,所以其轨道表示式为。
(2)①中的价层电子对数为,模型是平面三角形,②中的价层电子对数为,有4个键,所以采用杂化方式,则的键是由锡的杂化轨道与氯的轨道重叠形成键。
(3)①灰锡具有立方金刚石结构,所以每个原子周围与它最近且距离相等的原子有4个,②白锡晶胞中均雄可得原子数目为2,而灰锡晶胞中均摊可得原子数目为8,所以其密度之比为。
2. (2024·浙江卷6月)氧是构建化合物的重要元素。请回答:
(1)某化合物的晶胞如图1,的配位数(紧邻的阳离子数)为_______;写出该化合物的化学式_______,写出该化合物与足量溶液反应的化学方程式_______。
(2)下列有关单核微粒的描述正确的是_______。
A. 的基态原子电子排布方式只有一种
B. 的第二电离能的第一电离能
C. 的基态原子简化电子排布式为
D. 原子变成,优先失去轨道上电子
(3)化合物和的结构如图2。
①和中羟基与水均可形成氢键(),按照氢键由强到弱对三种酸排序_______,请说明理由_______。
②已知、钠盐的碱性,请从结构角度说明理由_______。
【答案】(1) ①. 12 ②. K3ClO ③. K3ClO+2NH4Cl+H2O=3KCl+2NH3∙H2O (2)AB
(3) ①. HC>HB>HA ②. O、S、Se的电负性逐渐减小,键的极性:C=O>C=S>C=Se,使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大,其中羟基与H2O形成的氢键逐渐增强 ③. S的原子半径大于O的原子半径,S—H键的键能小于O—H键,同时HC可形成分子间氢键,使得HD比HC更易电离出H+,酸性HD>HC,C-的水解能力大于D-
【解析】
【小问1详解】
由晶胞结构知,Cl位于8个顶点,O位于体心,K位于面心,1个晶胞中含Cl:8×=1个、含O:1个、含K:6×=3个,该化合物化学式为K3ClO;由图可知,Cl-的配位数为=12;该化合物可看成KCl∙K2O,故该化合物与足量NH4Cl溶液反应生成KCl和NH3∙H2O,反应的化学方程式为K3ClO+2NH4Cl+H2O=3KCl+2NH3∙H2O。
【小问2详解】
A.根据原子核外电子排布规律,基态Ar原子的电子排布方式只有1s22s22p63s23p6一种,A项正确;
B.Na的第二电离能指气态基态Na+失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量,Na+和Ne具有相同的电子层结构,Na+的核电荷数大于Ne,Na+的原子核对外层电子的引力大于Ne的,故Na的第二电离能>Ne的第一电离能,B项正确;
C.Ge的原子序数为32,基态Ge原子的简化电子排布式为[Ar]3d104s24p2,C项错误;
D.基态Fe原子的价电子排布式为3d64s2,Fe原子变成Fe+,优先失去4s轨道上的电子,D项错误;
答案选AB。
【小问3详解】
①O、S、Se的电负性逐渐减小,键的极性:C=O>C=S>C=Se,使得HA、HB、HC中羟基的极性逐渐增大,从而其中羟基与水形成的氢键由强到弱的顺序为HC>HB>HA;
②HC、HD钠盐的碱性NaC>NaD,说明酸性HC<HD,原因是:S的原子半径大于O的原子半径,S—H键的键能小于O—H键,同时HC可形成分子间氢键,使得HD比HC更易电离出H+,酸性HD>HC,C-的水解能力大于D-,钠盐的碱性NaC>NaD。
3. (2024·山东卷)锰氧化物具有较大应用价值,回答下列问题:
(1)在元素周期表中位于第_______周期_______族;同周期中,基态原子未成对电子数比多的元素是_______(填元素符号)。
(2)如某种氧化物的四方晶胞及其在xy平面的投影如图所示,该氧化物化学式为_______。
当晶体有O原子脱出时,出现O空位,化合价_______(填“升高”“降低”或“不变”),O空位的产生使晶体具有半导体性质。下列氧化物晶体难以通过该方式获有半导体性质的是_______(填标号)。
A. B. C. D.
(3)(见图)是晶型转变的诱导剂。的空间构型为_______;中咪唑环存在大键,则N原子采取的轨道杂化方式为_______。
(4)可作转化为的催化剂(见下图)。的熔点远大于,除相对分子质量存在差异外,另一重要原因是_______。
【答案】(1) ①. 四 ②. ⅦB ③. Cr
(2) ①. MnO2 ②. 降低 ③. A
(3) ①. 正四面体形 ②. sp2
(4)FDCA形成的分子间氢键更多
【解析】
【小问1详解】
Mn的原子序数为25,位于元素周期表第四周期ⅦB族;基态Mn的电子排布式为:,未成对电子数有5个,同周期中,基态原子未成对电子数比Mn多的元素是Cr,基态Cr的电子排布式为,有6个未成对电子;
【小问2详解】
由均摊法得,晶胞中Mn的数目为,O的数目为,即该氧化物的化学式为MnO2;晶体有O原子脱出时,出现O空位,即x减小,的化合价为+2x,即Mn的化合价降低;CaO中Ca的化合价为+2价、V2O5中V的化合价为+5价、Fe2O3中Fe的化合价为+3、CuO中Cu的化合价为+2,其中CaO中Ca的化合价下降只能为0,其余可下降得到比0大的价态,说明CaO不能通过这种方式获得半导体性质;
【小问3详解】
中B形成4个σ键(其中有1个配位键),为sp3杂化,空间构型为正四面体形;咪唑环存在大键,N原子形成3个σ键,杂化方式为sp2;
【小问4详解】
由HMF和FDCA的结构可知,HMF和FDCA均能形成分子间氢键,但FDCA形成的分子间氢键更多,使得FDCA的熔点远大于HMF。
4. (2024·浙江卷1月)氮和氧是构建化合物的常见元素。
已知:
请回答:
(1)某化合物的晶胞如图,其化学式是_______,晶体类型是_______。
(2)下列说法正确的是_______。
A. 电负性:B>N>OB. 离子半径:P3-”或“”或“①>②
B.电子排布属于基态原子(或离子)的是:①②
C.电离一个电子所需最低能量:①>②>③
D.得电子能力:①>②
(3)Si与P形成的某化合物晶体的晶胞如图。该晶体类型是 ,该化合物的化学式为 。
【答案】(1) 四面体 周围的基团体积较大,受热时斥力较强中键能相对较小];产物中气态分子数显著增多(熵增)
(2)AB
(3) 共价晶体
【详解】(1)分子可视为SiH4分子中的4个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的,所以分子中Si原子轨道的杂化类型是sp3,分子的空间结构(以为中心)名称为四面体;
氨基(-NH2)氮原子形成3个σ键,含有1对孤对电子,N原子杂化轨道数目为4,N原子轨道的杂化类型是sp3;
周围的基团体积较大,受热时斥力较强中键能相对较小];产物中气态分子数显著增多(熵增),故受热不稳定,容易分解生成和;
(2)电子排布式分别为:①、②、③,可推知分别为基态Si原子、Si+离子、激发态Si原子;
A.激发态Si原子有四层电子,Si+离子失去了一个电子,根据微粒电子层数及各层电子数多少可推知,微粒半径:③>①>②,选项A正确;
B.根据上述分析可知,电子排布属于基态原子(或离子)的是:①②,选项B正确;
C.激发态Si原子不稳定,容易失去电子;基态Si原子失去一个电子是硅的第一电离能,Si+离子失去一个电子是硅的第二电离能,由于I2>I1,可以得出电离一个电子所需最低能量:②>①>③,选项C错误;
D.由C可知②比①更难失电子,则②比①更容易得电子,即得电子能力:②>①,选项D错误;
答案选AB;
(3)Si与P形成的某化合物晶体的晶胞如图可知,原子间通过共价键形成的空间网状结构,形成共价晶体;根据均摊法可知,一个晶胞中含有个Si,8个P,故该化合物的化学式为。
12.(2022·全国甲卷)2008年北京奥运会的“水立方”,在2022年冬奥会上华丽转身为“冰立方”,实现了奥运场馆的再利用,其美丽的透光气囊材料由乙烯(CH2=CH2)与四氟乙烯(CF2=CF2)的共聚物(ETFE)制成。回答下列问题:
(1)基态F原子的价电子排布图(轨道表示式)为_______。
(2)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能Ⅰ变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_______(填标号),判断的根据是_______;第三电离能的变化图是_______(填标号)。
(3)固态氟化氢中存在(HF)n形式,画出(HF)3的链状结构_______。
(4) CF2=CF2和ETFE分子中C的杂化轨道类型分别为_______和_______;聚四氟乙烯的化学稳定性高于聚乙烯,从化学键的角度解释原因_______。
(5)萤石(CaF2)是自然界中常见的含氟矿物,其晶胞结构如图所示,X代表的离子是_______;若该立方晶胞参数为a pm,正负离子的核间距最小为_______pm。
【答案】(1)
(2) 图a 同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b
(3)
(4) sp2 sp3 C-F键的键能大于聚乙烯中C-H的键能,键能越大,化学性质越稳定
(5) Ca2+ a pm
【解析】根据基态原子的电子表示式书写价电子排布式;根据电离能的排布规律分析电离能趋势和原因;根据氢键的表示方法书写(HF)3的结构;根据键能影响物质稳定性的规律分析两种物质的稳定性差异;根据均摊法计算晶胞中各粒子的个数,判断粒子种类。
(1)F为第9号元素其电子排布为1s22s22p5,则其价电子排布图为,故答案为。
(2)C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期第一电离能的总体趋势是依次升高的,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C一氯乙烯>一氯乙炔,同时Cl参与形成的大π键越多,形成的C-Cl键的键长越短,一氯乙烯中Cl的3px轨道与C的2px轨道形成3中心4电子的大π键( ),一氯乙炔中Cl的3px轨道与C的2px轨道形成2套3中心4电子的大π键( ),因此三种物质中C-Cl键键长顺序为:一氯乙烷>一氯乙烯>一氯乙炔。
(3)CsICl2发生非氧化还原反应,各元素化合价不变,生成无色晶体和红棕色液体,则无色晶体为CsCl,红棕色液体为ICl,而CsCl为离子晶体,熔化时,克服的是离子键,ICl为分子晶体,熔化时,克服的是分子间作用力,因此CsCl的熔点比ICl高。
(4)由题意可知,在电场作用下,Ag+不需要克服太大阻力即可发生迁移,因此α-AgI晶体是优良的离子导体,在电池中可作为电解质;每个晶胞中含碘离子的个数为8+1=2个,依据化学式AgI可知,银离子个数也为2个,晶胞的物质的量n=ml=ml,晶胞体积V=a3pm3=(50410-12)3m3,则α-AgI晶体的摩尔体积Vm===m3/ml。
14.(2022·湖南卷)铁和硒()都是人体所必需的微量元素,且在医药、催化、材料等领域有广泛应用,回答下列问题:
(1)乙烷硒啉(Ethaselen)是一种抗癌新药,其结构式如下:
①基态原子的核外电子排布式为_______;
②该新药分子中有_______种不同化学环境的C原子;
③比较键角大小:气态分子_______离子(填“>”“”“
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