高考化学一轮复习 选考 物质结构与性质模块综合检测 鲁科版

高考化学一轮复习 选考 物质结构与性质模块综合检测 鲁科版

‎【2019最新】精选高考化学一轮复习 选考 物质结构与性质模块综合检测 鲁科版 ‎(时间：90分钟；满分：120分)‎ ‎1．(15分)(2018·长沙一模)Mn、Fe均为第4周期过渡元素，两元素的部分电离能数据如表所示：‎ 元素 Mn Fe 电离能/kJ·mol－1‎ I1‎ ‎717‎ ‎759‎ I2‎ ‎1 509‎ ‎1 561‎ I3‎ ‎3 248‎ ‎2 957‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)Mn元素价电子层的电子排布式为____________，比较两元素的I2、I3可知，气态Mn2＋再失去一个电子比气态Fe2＋再失去一个电子难，对此，你的解释是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物。‎ ‎①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是________。‎ ‎②六氰合亚铁离子[Fe(CN)]中的配体CN－中C原子的杂化轨道类型是________，写出一种与CN－互为等电子体的单质分子的电子式：__________________。‎ 14 / 14‎ ‎(3)三氯化铁常温下为固体，熔点282 ℃，沸点315 ℃，在300 ℃以上易升华，易溶于水，也易溶于乙醚、丙醇等有机溶剂。据此判断三氯化铁晶体为________。‎ ‎(4)金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如图所示。面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际有的Fe原子个数之比为________。‎ 解析：(1)Mn核外有25个电子，价电子排布式为3d54s2。(2)②CN－中C无孤电子对，杂化类型为sp。与CN－互为等电子体的单质分子为N2，电子式为N⋮⋮N。(3)三氯化铁晶体熔沸点低，说明晶体内作用力为分子间作用力，则为分子晶体。(4)面心立方晶胞中Fe的个数为8×＋6×＝4，体心立方晶胞中Fe的个数为 8×＋1＝2，故面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际有的Fe原子个数之比为2∶1。‎ 答案：(1)3d54s2　由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态)‎ ‎(2)①具有孤对电子　②sp　N⋮⋮N ‎(3)分子晶体 ‎(4)2∶1‎ ‎2．(15分)A、B、C、D为前四周期元素且原子序数依次增大。BA3能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，A、B、C原子的核外电子数之和等于25，DC晶体中D＋的3d能级上电子全充满。‎ 请回答下列问题：‎ 14 / 14‎ ‎(1)D的基态原子的核外电子排布式为________________________________。‎ ‎(2)在BA3、AC中，沸点较高的是________(填化学式)，原因是________________________________。DA的晶体类型是________。‎ ‎(3)BA4C晶体中B原子价层电子对数为________，该晶体中不含有________(填选项字母)。‎ a．离子键　　　b．极性共价键　 　c．非极性共价键 d．配位键 e．σ键 f．π键 ‎(4)BC3的空间构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。‎ ‎(5)B、D形成晶体的晶胞结构如图所示(灰球表示D原子)。已知紧邻的白球与灰球之间的距离为a cm。‎ ‎①该晶体的化学式为________。‎ ‎②B元素原子的配位数为________。‎ ‎③该晶体的密度为________g·cm－3。(NA代表阿伏加德罗常数的值)‎ 14 / 14‎ 解析：BA3能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，说明B为N，A为H；C原子的核外电子数为25－1－7＝17，故C为Cl；又因为DC晶体中D＋的3d能级电子全充满，说明D的原子序数为29，故D为Cu。(2)NH3分子间存在氢键，故NH3的沸点高于HCl。氢化铜晶体属于离子晶体。(3)NH4Cl晶体中氮原子的价层电子对数为4。NH4Cl晶体中存在离子键、极性共价键、配位键以及σ键，不含非极性共价键和π键。(4)NCl3的中心原子是N，其中N的价层电子对数为4，成键电子对数为3，孤电子对数为1，故NCl3的空间构型为三角锥形，中心原子的杂化轨道类型为sp3杂化。(5)①观察晶胞图示知，12个铜原子位于棱上，8个氮原子位于顶点，1个晶胞中含氮原子个数为8×＝1，含铜原子个数为12×＝3，故氮化铜的化学式为Cu3N。②顶点上1个氮原子周围紧邻的铜原子有3个，设想由8个立方体构成大立方体，可知氮原子上下、前后、左右共有6个铜原子紧邻，即氮原子的配位数为6。③ρ＝ g·cm－3＝ g·cm－3。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1)‎ ‎(2)NH3　NH3分子间存在氢键　离子晶体 ‎(3)4　cf ‎(4)三角锥形　sp3杂化 ‎(5)①Cu3N　②6　③ ‎3．(15分)碱金属及其化合物在科学研究、生产生活中有广泛应用。请回答下列问题：‎ ‎(1)基态钠原子核外电子占据能级数为________，核外电子共有________种不同的运动状态。‎ ‎(2)与K同周期的元素中，最外层电子数与K相同的为____________________(写元素符号)。‎ ‎(3)在同周期元素中，碱金属元素的__________________最小(填“电负性”“原子半径”或“第一电离能”)。‎ 14 / 14‎ ‎(4)氢化钠晶胞类似氯化钠晶胞(晶胞结构如图1所示)。设氢化钠晶体中钠离子半径为a pm，氢离子半径为b pm，并且它们在晶体中紧密接触。则氢化钠晶胞中离子的空间利用率为________________。‎ 图1　氯化钠的晶胞 ‎(5)NaBrO、NaBrO2、NaBrO3、NaBrO4四种钠盐中，Br的杂化方式均为____________，阴离子空间构型为三角锥形的是____________________(填化学式)。上述四种钠盐对应的酸的酸性依次增强，试解释HBrO4的酸性强于HBrO3的原因：________________________________________________________________________。‎ ‎(6)钠晶胞为体心立方堆积，结构如图2所示，配位数为__________________。若钠晶胞的边长为c cm，NA代表阿伏加德罗常数的值，则钠晶体的密度为__________g·cm－3。‎ 图2　钠的晶胞 解析：(1)基态钠原子核外电子排布式为1s22s22p63s1，占据1s、2s、2p、3s四个能级；每个电子的运动状态都不相同，所以有11种运动状态。(2)钾原子最外层有1个电子，同周期的Cr、Cu原子最外层也有1个电子。(3)同周期元素中，碱金属元素的原子半径最大，第一电离能和电负性均最小。(4)氢化钠晶体中钠离子的半径为a pm，氢离子的半径为b pm，在一个氢化钠晶胞中含有4个Na＋与4个H－，晶胞中离子总体积为V＝4×π(a3＋b3) pm3，晶胞体积V′＝[2(a＋b)]3‎ 14 / 14‎ ‎ pm3，故离子的空间利用率＝×100%。(5)四种阴离子中，Br原子的杂化轨道数均为4，所以Br原子的杂化方式均为sp3杂化，再结合配位原子数可以判断出BrO－呈直线形，BrO呈正四面体形，BrO、BrO两种离子中，由于孤电子对的影响，空间结构分别呈V形、三角锥形。(6)每个钠原子周围最近且等距离的钠原子有8个，所以配位数是8。运用均摊法可知每个晶胞中含有2个钠原子，设钠晶体密度为ρ g·cm－3，故×2＝c3ρ，解得ρ＝(g·cm－3)。‎ 答案：(1)4　11　(2)Cr、Cu　(3)电负性、第一电离能 ‎(4)×100%　(5)sp3杂化　NaBrO3　HBrO3和HBrO4可分别表示为(HO)BrO2和(HO)BrO3，HBrO3中的Br为＋5价而HBrO4中的Br为＋7价，后者正电性更高，导致O、H之间的电子对向O偏移，更易电离出H＋　(6)8　 ‎4．(15分)(2018·开封一模)T、W、X、Y、Z是元素周期表前四周期中的常见元素，原子序数依次增大，相关信息如下表。‎ 元素 相关信息 T T元素可形成自然界硬度最大的单质 W W与T同周期，核外有一个未成对电子 X X原子的第一电离能至第四电离能分别是I1＝578 kJ·mol－1，I2＝1 817 kJ·mol－1，I3＝2 745 kJ·mol－1，I4＝11 575 kJ·mol－1‎ Y 常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质 Z Z的一种同位素的质量数为63，中子数为34‎ ‎(1)TY2是一种常用的溶剂，是____________(填“极性分子”或“非极性分子”)，分子中存在________个σ键，W的最简单氢化物容易液化，理由是____________________。‎ ‎(2)在25 ℃、101 kPa下，已知13.5 g的X固体单质在O2中完全燃烧后恢复至原状态，放热419‎ 14 / 14‎ ‎ kJ，该反应的热化学方程式为________________________________________________________________________。‎ ‎(3)基态Y原子中，电子占据的最高电子层符号为________，该电子层具有的原子轨道数为________、电子数为________。Y元素、氧元素、W元素的电负性由大到小的顺序为________________(用元素符号做答)。‎ ‎(4)已知Z的晶胞结构如图所示，又知Z的密度为9.00 g·cm－3，则晶胞边长为________________________(用含立方根的式子表示)；ZYO4常作电镀液，其中YO的空间构型是________，Y原子的杂化轨道类型是________。Z的单质与人体分泌物中的盐酸以及空气反应可生成超氧酸：Z＋HCl＋O2===ZCl＋HO2，HO2(超氧酸)不仅是一种弱酸而且也是一种自由基，具有极高的活性。下列说法或表示正确的是________。‎ A．O2是氧化剂 B．HO2是氧化产物 C．HO2在碱中能稳定存在 D．1 mol Z参加反应有1 mol电子发生转移 解析：由表格信息可知T为碳、W为氟、X为铝、Y为硫、Z为铜。‎ 答案：(1)非极性分子　2　分子间形成氢键　(2)4Al(s)＋3O2(g)===2Al2O3(s)　ΔH＝－3 352 kJ·mol－1　(3)M　9　6　F>O>S　(4)×10－8 cm　正四面体形　sp3　AD ‎5．(15分)(2016·高考全国卷Ⅱ)东晋《华阳国志·‎ 14 / 14‎ 南中志》卷四中已有关于白铜的记载，云南镍白铜(铜镍合金)闻名中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。回答下列问题：‎ ‎(1)镍元素基态原子的电子排布式为________________________________，‎ ‎3d能级上的未成对电子数为________。‎ ‎(2)硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH3)6]SO4蓝色溶液。‎ ‎①[Ni(NH3)6]SO4中阴离子的空间构型是________。‎ ‎②在[Ni(NH3)6]2＋中Ni2＋与NH3之间形成的化学键称为________，提供孤电子对的成键原子是________。‎ ‎③氨的沸点________(填“高于”或“低于”)膦(PH3)，原因是________________________________________________________________________；‎ 氨是________分子(填“极性”或“非极性”)，中心原子的轨道杂化类型为__________。‎ ‎(3)单质铜及镍都是由________键形成的晶体；元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ/mol、INi＝1 753 kJ/mol，ICu >INi的原因是 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)某镍白铜合金的立方晶胞结构如图所示。‎ ‎①晶胞中铜原子与镍原子的数量比为________。‎ ‎②若合金的密度为d g/cm3，晶胞参数a＝________nm。‎ 14 / 14‎ 解析：(1)Ni元素原子核外有28个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2。3d能级上有2个未成对电子。(2)①SO中S无孤电子对，空间构型为正四面体。②[Ni(NH3)6]2＋为配离子，Ni2＋与NH3之间形成化学键为配位键。配体NH3中提供孤电子对的为N。③NH3分子间存在氢键，故沸点比PH3高。NH3中N有一对孤电子对，空间构型为三角锥形，因此NH3为极性分子，N的杂化轨道数为3＋1＝4，杂化类型为sp3。(3)单质铜及镍都是由金属键形成的晶体，Cu、Ni失去一个电子后简化电子排布式分别为[Ar]3d10、[Ar]3d84s1，铜的3d轨道全充满，达到稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大。(4)①Cu原子位于面心，个数为6×＝3，Ni原子位于顶点，个数为8×＝1，铜原子与镍原子的数量比为3∶1。②以该晶胞为研究对象，则 g＝d g/cm3×(a×10－7 cm)3，解得a＝ ×107。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d84s2(或[Ar]3d84s2)　2‎ ‎(2)①正四面体　②配位键　N　③高于　NH3分子间可形成氢键　极性　sp3‎ ‎(3)金属　铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 ‎(4)①3∶1　②×107‎ ‎6．(15分)(2016·高考全国卷Ⅲ)砷化镓(GaAs)是优良的半导体材料，可用于制作微型激光器或太阳能电池的材料等。回答下列问题：‎ ‎(1)写出基态As原子的核外电子排布式：________________________。‎ 14 / 14‎ ‎(2)根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)‎ ‎(3)AsCl3分子的空间构型为____________，其中As的杂化轨道类型为________。‎ ‎(4)GaF3的熔点高于1 000 ℃，GaCl3的熔点为77.9 ℃，其原因是__________________________________________。‎ ‎(5)GaAs的熔点为1 238 ℃，密度为ρ g·cm－3，其晶胞结构如图所示。该晶体的类型为________________，Ga与As以________键键合。Ga和As的摩尔质量分别为MGa g·mol－1和MAs g·mol－1，原子半径分别为rGa pm和rAs pm，阿伏加德罗常数值为NA，则GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为____________________________________。‎ 解析：(1)根据构造原理可写出基态As原子的核外电子排布式。(2)同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，第一电离能呈现逐渐增大的趋势(第ⅡA、ⅤA族除外)。Ga的原子半径大于As，Ga的第一电离能小于As。(3)AsCl3的中心原子(As原子)的价电子对数为(5＋1×3)/2＝4，所以是sp3杂化。AsCl3分子的空间构型为三角锥形。(4)根据晶体类型比较熔点。一般来说，离子晶体的熔点高于分子晶体的熔点。(5)根据晶胞结构示意图可以看出，As原子与Ga原子形成了空间网状结构的晶体，结合GaAs的熔点知GaAs是原子晶体。首先用均摊法计算出1个晶胞中含有As原子的个数：8×1/8＋6×1/2＝4，再通过观察可知1个晶胞中含有4个Ga原子。4个As原子和4个Ga原子的总体积V1＝4×＋f(4,3)π×10－30×r))‎ 14 / 14‎ ‎ cm3；1个晶胞的质量为4个As原子和4个Ga原子的质量之和，即g，所以1个晶胞的体积V2＝(MAs＋MGa) cm3。最后由V1/V2即得结果。‎ 答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s24p3(或[Ar]3d104s24p3)‎ ‎(2)大于　小于 ‎(3)三角锥形　sp3‎ ‎(4)GaF3为离子晶体，GaCl3为分子晶体 ‎(5)原子晶体　共价　＋r)×10－30,3(MGa＋MAs))×100%‎ ‎7．(15分)(2016·高考四川卷)M、R、X、Y为原子序数依次增大的短周期主族元素，Z是一种过渡元素。M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，R是同周期元素中最活泼的金属元素，X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，Z的基态原子4s和3d轨道半充满。请回答下列问题：‎ ‎(1)R基态原子的电子排布式是____________________，X和Y中电负性较大的是________(填元素符号)。‎ ‎(2)X的氢化物的沸点低于与其组成相似的M的氢化物，其原因是_________________________________________________。‎ ‎(3)X与M形成的XM3分子的空间构型是___________________________________。‎ ‎(4)M和R所形成的一种离子化合物R2M晶体的晶胞如图所示，则图中黑球代表的离子是____________(填离子符号)。‎ ‎ (5)在稀硫酸中，Z的最高价含氧酸的钾盐(橙色)氧化M的一种氢化物，Z被还原为＋3价，该反应的化学方程式是 14 / 14‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 解析：由M基态原子L层中p轨道电子数是s轨道电子数的2倍，可知M为氧元素；R是同周期元素中最活泼的短周期金属元素，且原子序数大于氧元素，故R为钠元素；X和M形成的一种化合物是引起酸雨的主要大气污染物，故X为硫元素，Y为氯元素；Z的基态原子4s和3d轨道半充满，故其电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，故Z为铬元素。(1)R为钠元素，其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s1；氯比硫活泼，故电负性较大的是Cl。(2)S的氢化物为H2S，与H2S组成相似的O的氢化物为H2O，由于水分子间能够形成氢键，使H2O的沸点高于H2S。(3)三氧化硫中硫是sp2杂化，形成3个能量等同的sp2轨道，键角为120°，故SO3分子的空间构型为平面三角形。(4)分析Na2O的晶胞结构图，利用均摊法可知，黑球与白球的个数之比为2∶1，故黑球代表的离子为Na＋。(5)在稀硫酸中，K2Cr2O7具有很强的氧化性，能把H2O2氧化，化学方程式为K2Cr2O7＋3H2O2＋4H2SO4===K2SO4＋Cr2(SO4)3＋3O2↑＋7H2O。‎ 答案：(1)1s22s22p63s1(或[Ne]3s1)　Cl ‎(2)H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键 ‎(3)平面三角形 ‎(4)Na＋‎ ‎(5)K2Cr2O7＋3H2O2＋4H2SO4===K2SO4＋Cr2(SO4)3＋3O2↑＋7H2O 14 / 14‎ ‎8．(15分)(2016·高考海南卷)M是第4周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。回答下列问题：‎ ‎(1)单质M的晶体类型为__________，晶体中原子间通过________作用形成面心立方密堆积，其中M原子的配位数为________。‎ ‎(2)元素Y基态原子的核外电子排布式为________________，其同周期元素中，第一电离能最大的是________(写元素符号)。元素Y的含氧酸中，酸性最强的是__________(写化学式)，该酸根离子的空间构型为________。‎ ‎(3)M与Y形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。‎ ‎①该化合物的化学式为________，已知晶胞参数a＝0.542 nm，此晶体的密度为________________________________________________________________________‎ g·cm－3。(写出计算式，不要求计算结果。阿伏加德罗常数为NA)‎ ‎②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是____________________________________。此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为________。‎ 解析：根据题给信息推断M为铜元素，Y为氯元素。‎ ‎(1)单质铜的晶体类型为金属晶体，晶体中微粒间通过金属键作用形成面心立方最密堆积，铜原子的配位数为12。‎ 14 / 14‎ ‎(2)氯元素为17号元素，位于第3周期，根据构造原理知其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，同周期由左向右元素原子的第一电离能在总体上呈增大趋势，故其同周期元素中，第一电离能最大的是Ar。氯元素的含氧酸中，酸性最强的是HClO4，该酸根离子中氯原子为sp3杂化，没有孤电子对，空间构型为正四面体形。‎ ‎(3)①根据晶胞结构利用均摊法分析，每个晶胞中含有铜原子个数为8×＋6×＝4，氯原子个数为4，该化合物的化学式为CuCl；则1 mol晶胞中含有4 mol CuCl，1 mol晶胞的质量为4×99.5 g，又晶胞参数a＝0.542 nm，此晶体的密度为 g·cm－3或 g·cm－3。②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是Cu＋可与氨形成易溶于水的配位化合物。该溶液在空气中Cu(Ⅰ)被氧化为Cu(Ⅱ)，故深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu(NH3)4]2＋。‎ 答案：(1)金属晶体　金属键　12‎ ‎(2)1s22s22p63s23p5　Ar　HClO4　正四面体 ‎(3)①CuCl　　②Cu＋可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子)‎ ‎[Cu(NH3)4]2＋‎ 14 / 14‎