2020届高考化学二轮复习物质结构与性质作业

2020届高考化学二轮复习物质结构与性质作业

题型十一　物质结构与性质综合题 高考命题规律 ‎2020年高考必备 ‎2015年 ‎2016年 ‎2017年 ‎2018年 ‎2019年 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅲ卷 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅲ卷 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅲ卷 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅲ卷 命题角度1‎ 给定物质或元素,直接回答问题 ‎37‎ ‎37‎ ‎37‎ ‎37‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ ‎35‎ 命题角度2‎ 由信息推断元素,再回答相关问题 ‎37‎ 命题角度1给定物质或元素,直接回答问题　‎ 高考真题体验·对方向 ‎1.(2019全国Ⅱ,35)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料,其中一类为Fe-Sm-As-F-O组成的化合物。回答下列问题:‎ ‎(1)元素As与N同族。预测As的氢化物分子的立体结构为　　　　　,其沸点比NH3的　　　　(填“高”或“低”),其判断理由是　。 ‎ ‎(2)Fe成为阳离子时首先失去　　　　　轨道电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+价层电子排布式为　　　　　　。 ‎ ‎(3)比较离子半径:F-　　　　　(填“大于”“等于”或“小于”)O2-。 ‎ ‎(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。‎ 图中F-和O2-共同占据晶胞的上下底面位置,若两者的比例依次用x和1-x代表,则该化合物的化学式表示为　　　　　　　　　　;通过测定密度ρ和晶胞参数,可以计算该物质的x值,完成它们的关系表达式:ρ=　　　　　　　　 g·cm-3。 ‎ 以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置,称作原子分数坐标,例如图1中原子1的坐标为(‎1‎‎2‎‎,‎1‎‎2‎,‎‎1‎‎2‎),则原子2和3的坐标分别为　　　　　、　　　　　　。 ‎ 答案　(1)三角锥形　低　NH3分子间存在氢键 ‎(2)4s　4f5　(3)小于 ‎(4)SmFeAsO1-xFx　‎‎2[281+16(1-x)+19x]‎a‎2‎cNA×1‎‎0‎‎-30‎ ‎(‎1‎‎2‎‎,‎‎1‎‎2‎,0)　(0,0,‎1‎‎2‎)‎ 解析　(1)因为N与As位于同一主族,因此NH3与AsH3属于等电子体,两者结构相似,NH3分子的立体结构为三角锥形,则AsH3分子的立体结构也为三角锥形;由于NH3分子间存在氢键,因此NH3的沸点高。‎ ‎(2)铁的电子排布式为[Ar]3d64s2,故Fe首先失去最外层4s能级上的电子成为Fe2+;根据Sm的价电子排布式4f66s2可知,由Sm生成Sm3+,要失去最外层6s能级上的2个电子和4f能级上的1个电子。‎ ‎(3)由于F-与O2-的核外电子排布一样,核电荷数越大,离子半径反而越小,故离子半径F-小于O2-;‎ ‎(4)根据均摊法,晶胞中各原子的个数分别为 Sm:4×‎1‎‎2‎=2;As:4×‎1‎‎2‎=2;Fe:1+4×‎1‎‎4‎=2;F和O共有:2×‎1‎‎2‎+8×‎1‎‎8‎=2,故该化合物的化学式为SmFeAsO1-xFx。‎ 根据晶胞的结构可求得晶胞的体积为a2c×10-30 cm3;一个晶胞的质量为2[150+75+56+16(1-x)+19x]=2[281+16(1-x)+19x],则1 mol晶胞的质量为2[281+16(1-x)+19x]NA,根据ρ=mV,可得ρ=‎2[281+16(1-x)+19x]‎a‎2‎cNA×1‎‎0‎‎-30‎ g·cm-3。‎ ‎2.(2019全国Ⅲ,35)磷酸亚铁锂(LiFePO4)可用作锂离子电池正极材料,具有热稳定性好、循环性能优良、安全性高等特点,文献报道可采用FeCl3、NH4H2PO4、LiCl和苯胺等作为原料制备。回答下列问题:‎ ‎(1)在周期表中,与Li的化学性质最相似的邻族元素是　　　　　,该元素基态原子核外M层电子的自旋状态　　　　　(填“相同”或“相反”)。 ‎ ‎(2)FeCl3中的化学键具有明显的共价性,蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为　　　　　,其中Fe的配位数为　　　　　。 ‎ ‎(3)苯胺()的晶体类型是　　　　　。苯胺与甲苯()的相对分子质量相近,但苯胺的熔点(-5.9 ℃)、沸点(184.4 ℃)分别高于甲苯的熔点(-95.0 ℃)、沸点(110.6 ℃),原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)NH4H2PO4中,电负性最高的元素是　　　　　;P的　　　　　杂化轨道与O的2p轨道形成　　　　键。 ‎ ‎(5)NH4H2PO4和LiFePO4属于简单磷酸盐,而直链的多磷酸盐则是一种复杂磷酸盐,如:焦磷酸钠、三磷酸钠等。焦磷酸根离子、三磷酸根离子如下图所示:‎ 这类磷酸根离子的化学式可用通式表示为　　　　　(用n代表P原子数)。 ‎ 答案　(1)Mg　相反　(2)　4‎ ‎(3)分子晶体　苯胺分子之间存在氢键 ‎(4)O　sp3　σ　(5)(PnO3n+1)(n+2)-‎ 解析　(1)根据“对角线规则”可知,与Li元素处于“对角线”位置的元素为Mg,两者的化学性质相似。基态Mg原子的M层电子排布式为3s2,根据泡利原理可知,这两个电子的自旋状态相反。‎ ‎(2)根据信息可知,双聚分子为Fe2Cl6,其结构式应为。Fe原子与周围4个氯原子成键,即Fe的配位数为4。‎ ‎(3)苯胺是由分子构成的物质,其晶体属于分子晶体。由于苯胺分子中的N原子可与相邻苯胺分子中的氨基上的氢原子间形成氢键,而甲苯分子间只存在分子间作用力,导致苯胺的熔、沸点高于甲苯的熔、沸点。‎ ‎(4)根据元素周期律可知,H、N、P、O四种元素的电负性大小顺序为:O>N>P>H。由于磷酸分子的结构(或)可推知NH4H2PO4中的P的杂化类型为sp3杂化,磷原子与氧原子形成的是σ键。‎ ‎(5)根据题干中焦磷酸根离子和三磷酸根离子的模型可推知两者的化学式分别为P2O‎7‎‎4-‎、P3O‎10‎‎5-‎,进而推知这类磷酸根离子的化学式通式为(PnO3n+1)(n+2)-。‎ ‎3.(2019全国Ⅰ,35)在普通铝中加入少量Cu和Mg后,形成一种称为拉维斯相的MgCu2微小晶粒,其分散在Al中可使得铝材的硬度增加、延展性减小,形成所谓“坚铝”,是制造飞机的主要材料。回答下列问题:‎ ‎(1)下列状态的镁中,电离最外层一个电子所需能量最大的是　　　　　(填标号)。 ‎ ‎　　　　　　　　　　　　　　　　‎ A. B.‎ C. D.‎ ‎(2)乙二胺(H2NCH2CH2NH2)是一种有机化合物,分子中氮、碳的杂化类型分别是　　　　　、　　　　　。乙二胺能与Mg2+、Cu2+等金属离子形成稳定环状离子,‎ 其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　,其中与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是　　　　　(填“Mg2+”或“Cu2+”)。 ‎ ‎(3)一些氧化物的熔点如下表所示:‎ 氧化物 Li2O MgO P4O6‎ SO2‎ 熔点/℃‎ ‎1 570‎ ‎2 800‎ ‎23.8‎ ‎-75.5‎ 解释表中氧化物之间熔点差异的原因　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)图(a)是MgCu2的拉维斯结构,Mg以金刚石方式堆积,八面体空隙和半数的四面体空隙中,填入以四面体方式排列的Cu。图(b)是沿立方格子对角面取得的截图。可见,Cu原子之间最短距离x=　　　　　pm,Mg原子之间最短距离y=　　　　　 pm。设阿伏加德罗常数的值为NA,则MgCu2的密度是　　　　　 g·cm-3(列出计算表达式)。 ‎ 答案　(1)A　(2)sp3　sp3　乙二胺分子中的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键　Cu2+‎ ‎(3)Li2O、MgO为离子晶体,P4O6、SO2为分子晶体。晶格能MgO>Li2O;分子间作用力(相对分子质量)P4O6>SO2‎ ‎(4)‎2‎‎4‎a　‎3‎‎4‎a　‎‎8×24+16×64‎NAa‎3‎‎×1‎‎0‎‎-30‎ 解析　(1)A、B、C、D四个选项分别表示的是基态的Mg+、基态的镁原子、激发态的镁原子和激发态的Mg+,因第二电离能要大于第一电离能,且处于基态的原子(或离子)比处于激发态的原子(或离子)稳定,所以A项正确。‎ ‎(2)乙二胺中N和C的价电子对数均为4,因此N、C的杂化类型均为sp3。乙二胺分子中的氮原子上有孤电子对,Mg2+、Cu2+有空轨道,易形成配位键;因此乙二胺能与Mg2+、Cu2+形成稳定环状离子。由于离子半径r(Cu2+)>r(Mg2+),且Cu2+含有的空轨道数比Mg2+多,所以Cu2+与乙二胺形成的化合物的稳定性高于Mg2+与乙二胺形成的化合物的稳定性。‎ ‎(3)离子晶体的熔点通常高于分子晶体的熔点;Li2O和MgO为离子晶体,晶格能MgO>Li2O;P4O6、SO2为分子晶体,分子间作用力P4O6>SO2,所以熔点由高到低的顺序为MgO、Li2O、P4O6、SO2。‎ ‎(4)由图(b)可知,Cu原子之间的最短距离x为晶胞面对角线的‎1‎‎4‎,面对角线长为‎2‎a pm,即x=‎2‎‎4‎a pm;Mg原子之间的最短距离y为晶胞体对角线的‎1‎‎4‎,体对角线长为‎3‎a pm,即y=‎3‎‎4‎a pm。‎ 由图(a)可知,一个晶胞中Mg原子个数=8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎+4=8,则Cu原子个数为16,因此晶胞的质量=‎8×24+16×64‎NA g,晶胞的体积V=a3×10-30cm3,所以密度ρ=‎8×24+16×64‎NA‎×‎a‎3‎‎×10‎‎-30‎ g·cm-3。‎ ‎4.(2018全国Ⅰ,35)Li是最轻的固体金属,采用Li作为负极材料的电池具有小而轻、能量密度大等优良性能,得到广泛应用。回答下列问题:‎ ‎(1)下列Li原子电子排布图表示的状态中,能量最低和最高的分别为　　　　、　　　　(填标号)。 ‎ ‎(2)Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H+),原因是　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(3)LiAlH4是有机合成中常用的还原剂,LiAlH4中的阴离子空间构型是　　　　　　　、中心原子的杂化形式为　　　　　　。LiAlH4中,存在　　　　(填标号)。 ‎ ‎　　　　　　　　　　　　　　　　‎ A.离子键 B.σ键 C.π键 D.氢键 ‎(4)Li2O是离子晶体,其晶格能可通过图(a)的Born-Haber循环计算得到。‎ 图(a)‎ 图(b)‎ 可知,Li原子的第一电离能为　　　　kJ·mol-1,OO键键能为　　　　　kJ·mol-1,Li2O晶格能为　　　　　kJ·mol-1。 ‎ ‎(5)Li2O具有反萤石结构,晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm,阿伏加德罗常数的值为NA,则Li2O的密度为　　　 g·cm-3(列出计算式)。 ‎ 答案　(1)D　C　(2)Li+核电荷数较大　(3)正四面体　sp3　AB　(4)520　498　2 908‎ ‎(5)‎‎8×7+4×16‎NA‎×(0.466 5×1‎‎0‎‎-7‎‎)‎‎3‎ 解析　(1)基态Li原子能量最低,而电子排布图中D图所示状态为基态。处于激发态的电子数越多,原子能量越高,A中只有1个1s电子跃迁到2s轨道;B中1s轨道中的两个电子1个跃迁到2s轨道,另一个跃迁到2p轨道;C中1s轨道的两个电子都跃迁到2p轨道,故C表示的能量最高。‎ ‎(2)Li+核电荷数较大,对核外电子的吸引力大,导致其半径小于H- 。‎ ‎(3)根据价电子对互斥理论,LiAlH4中阴离子的空间构型是正四面体,中心原子采用sp3杂化,LiAlH4中存在离子键和σ键。‎ ‎(4)根据循环图中数据可知,Li原子的第一电离能是520 kJ·mol-1,OO键的键能是249×2 kJ·mol-1=498 kJ·mol-1,Li2O的晶格能是2 908 kJ·mol-1。‎ ‎(5)根据分割法,一个晶胞中含有Li:8个,含有O:8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎=4个,1 mol晶胞中含有4 mol Li2O,则Li2O的密度为(a为晶胞参数):‎4MNA‎×‎a‎3‎‎=‎‎8×7+4×16‎NA‎×(0.466 5×1‎‎0‎‎-7‎‎)‎‎3‎ g·cm-3。‎ ‎5.(2018全国Ⅱ,35)硫及其化合物有许多用途,相关物质的物理常数如下表所示:‎ H2S S8‎ FeS2‎ SO2‎ SO3‎ H2SO4‎ 熔点/℃‎ ‎-85.5‎ ‎115.2‎ ‎>600‎ ‎(分解)‎ ‎-75.5‎ ‎16.8‎ ‎10.3‎ 沸点/℃‎ ‎-60.3‎ ‎444.6‎ ‎-10.0‎ ‎45.0‎ ‎337.0‎ 回答下列问题:‎ ‎(1)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为　　　　　　,基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为　　　　　形。 ‎ ‎(2)根据价层电子对互斥理论,H2S、SO2,SO3的气态分子中,中心原子价层电子对数不同于其他分子的是　　　　　　。 ‎ ‎(3)图(a)为S8的结构,其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸点高很多,主要原因为　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ 图(a)‎ 图(b)‎ 图(c)‎ ‎(4)气态三氧化硫以单分子形式存在,其分子的立体构型为　　　　　形,其中共价键的类型有　　　　　种;固体三氧化硫中存在如图(b)所示的三聚分子,该分子中S原子的杂化轨道类型为　　　　　　　。 ‎ ‎(5)FeS2晶体的晶胞如图(c)所示,晶胞边长为a nm、FeS2相对式量为M、阿伏加德罗常数的值为NA,其晶体密度的计算表达式为　　　　　　 g·cm-3;晶胞中Fe2+位于S‎2‎‎2-‎所形成的正八面体的体心,该正八面体的边长为　　　　　 nm。 ‎ 答案　(1)　哑铃(纺锤)‎ ‎(2)H2S　(3)S8相对分子质量大,分子间范德华力强 ‎(4)平面三角　2　sp3　(5)‎4MNAa‎3‎×1021　‎2‎‎2‎a 解析　(1)基态Fe原子价层电子的电子排布图为,基态S原子电子占据的最高能级为3p,其电子云轮廓图为哑铃形(或纺锤形)。‎ ‎(2)H2S、SO2、SO3中心原子价层电子对数分别为4、3、3,故H2S分子的中心原子价层电子对数不同于SO2、SO3。‎ ‎(3)S8分子的相对分子质量比SO2大,分子间范德华力强,故其熔、沸点比SO2高很多。‎ ‎(4)气态三氧化硫中心原子价层电子对数为3,孤电子对数为0,故其分子的立体构型为平面三角形,共价键有σ键和π键两种类型;根据图(b)所示,固态三氧化硫每个硫原子与四个氧原子形成4个σ键,故S原子的杂化轨道类型为sp3。‎ ‎(5)FeS2晶体中,每个晶胞平均占有Fe2+数为12×‎1‎‎4‎+1=4,占有S‎2‎‎2-‎数为8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎=4,则有(a×10-7 cm)3·NA·ρ=4M,ρ=‎4Ma‎3‎‎·‎NA×1021 g·cm-3。立方体的两个面心和相应顶点构成一个正三角形,故八面体的边长等于面对角线的‎1‎‎2‎,已知立方体的边长为a nm,则八面体的边长=a‎2‎‎+‎a‎2‎‎2‎ nm=‎2‎‎2‎a nm。‎ ‎6.(2018全国Ⅲ,35)锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题:‎ ‎(1)Zn原子核外电子排布式为　　　　　　　。 ‎ ‎(2)黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)　　　　I1(Cu)(填“大于”或“小于”),原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(3)ZnF2具有较高的熔点(872 ℃),其化学键类型是　　　　　;ZnF2不溶于有机溶剂而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)《中华本草》等中医典籍中,记载了炉甘石(ZnCO3)入药,可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。ZnCO3中,阴离子空间构型为　　　　　,C原子的杂化形式为　　　　　　　。 ‎ ‎(5)金属Zn晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式称为　　　　　。六棱柱底边边长为a cm,高为c cm,阿伏加德罗常数的值为NA,Zn的密度为　　　　　　　 g·cm-3(列出计算式)。 ‎ 答案　[Ar]3d104s2　(2)大于　Zn的3d能级与4s能级为全满稳定结构,较难失电子 ‎(3)离子键　ZnF2为离子化合物,ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主、极性较小 ‎(4)平面三角形　sp2‎ ‎(5)六方最密堆积(A3型)　‎‎65×6‎NA‎×6×‎3‎‎4‎×a‎2‎c 解析　(3)由ZnF2的熔点较高可知ZnF2是离子晶体,化学键类型是离子键;根据相似相溶原理,由ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的溶解性可知,这三种物质为分子晶体,化学键以共价键为主、极性较小。‎ ‎(4)CO‎3‎‎2-‎的价层电子对数:‎4+2‎‎2‎=3,故C原子是sp2杂化,CO‎3‎‎2-‎空间构型是平面三角形。‎ ‎(5)由题图可知,堆积方式为六方最密堆积(A3型);晶胞中Zn原子个数为12×‎1‎‎6‎+2×‎1‎‎2‎+3=6,根据ρ=mV,可得Zn的密度为‎65×6‎NA‎×6×‎3‎‎4‎×a‎2‎c g·cm-3。‎ ‎7.(2017全国Ⅰ,35)钾和碘的相关化合物在化工、医药、材料等领域有着广泛的应用。回答下列问题:‎ ‎(1)元素K的焰色反应呈紫红色,其中紫色对应的辐射波长为　　　nm(填标号)。 ‎ A.404.4　B.553.5　C.589.2　D.670.8　E.766.5‎ ‎(2)基态K原子中,核外电子占据最高能层的符号是　　　　　　,占据该能层电子的电子云轮廓图形状为　　　　　　。K和Cr属于同一周期,且核外最外层电子构型相同,但金属K的熔点、沸点等都比金属Cr低,原因是　。 ‎ ‎(3)X射线衍射测定等发现,I3AsF6中存在I‎3‎‎+‎离子。I‎3‎‎+‎离子的几何构型为　, ‎ 中心原子的杂化形式为　　　　。 ‎ ‎(4)KIO3晶体是一种性能良好的非线性光学材料,具有钙钛矿型的立方结构,边长为a=0.446 nm,晶胞中K、I、O分别处于顶角、体心、面心位置,如图所示。K与O间的最短距离为　　　nm,与K紧邻的O个数为　　　　。 ‎ ‎(5)在KIO3晶胞结构的另一种表示中,I处于各顶角位置,则K处于　　　　位置,O处于　　　　　位置。 ‎ 答案　(1)A　(2)N　球形　K原子半径较大且价电子数较少,金属键较弱 ‎(3)V形　sp3　(4)0.315　12　(5)体心　棱心 解析　(1)紫色光波长范围是400~430 nm,故选A。‎ ‎(2)K原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1,故核外电子占据的最高能层是第4层,符号是N,占据该能层电子的能级为4s,电子云轮廓图为球形。K的价层电子排布为4s1,Cr的价层电子排布为3d54s1,K的价层电子数较少;K的原子半径较Cr的大,故K的金属键较Cr的弱,熔、沸点较Cr的低。‎ ‎(3)I‎3‎‎+‎的价层电子对数为4,孤电子对数为2,故中心原子为sp3杂化,I‎3‎‎+‎的几何构型为V形。‎ ‎(4)K与O间的最短距离为‎2‎‎2‎a nm=‎2‎‎×0.446 nm‎2‎=0.315 nm。与K紧邻的O在以K为顶点的正方形的面心,一个晶胞中距离顶点K最近的有3个O,顶点处的K被8个晶胞共有,面心O被2个晶胞共有,所以与K紧邻的O个数为3×8×‎1‎‎2‎=12。‎ ‎(5)若I处于各顶角位置,则晶胞结构图为,故K在体心,O在棱心。‎ ‎8.(2017全国Ⅱ,35)我国科学家最近成功合成了世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl(用R代表)。回答下列问题:‎ ‎(1)氮原子价层电子的轨道表达式(电子排布图)为　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时所放出的能量称作第一电子亲和能(E1)。第二周期部分元素的E1变化趋势如图(a)所示,其中除氮元素外,其他元素的E1自左而右依次增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　;氮元素的E1呈现异常的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(3)经X射线衍射测得化合物R的晶体结构,其局部结构如图(b)所示。‎ ‎①从结构角度分析,R中两种阳离子的相同之处为　　　　,不同之处为　　　　。(填标号) ‎ A.中心原子的杂化轨道类型 B.中心原子的价层电子对数 C.立体结构 D.共价键类型 ‎②R中阴离子N‎5‎‎-‎中的σ键总数为　　　个。分子中的大π键可用符号Πmn表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为Π‎6‎‎6‎),则N‎5‎‎-‎中的大π键应表示为　　　　。 ‎ ‎③图(b)中虚线代表氢键,其表示式为 ‎(NH‎4‎‎+‎)N—H…Cl、　　　　、　　　　。 ‎ ‎(4)R的晶体密度为d g·cm-3,其立方晶胞参数为a nm,晶胞中含有y个[(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl]单元,该单元的相对质量为M,则y的计算表达式为　　　　　　　　　。 ‎ 答案　(1)‎ ‎(2)从左到右原子半径减小,元素非金属性增强,得电子能力增强　N的2p能级处于半充满状态 ‎(3)①ABD　C　②5　‎Π‎5‎‎6‎ ‎③(H3O+)O—H…N(N‎5‎‎-‎)　(NH‎4‎‎+‎)N—H…N(N‎5‎‎-‎)‎ ‎(4)y=‎d×(a×1‎0‎‎-7‎‎)‎‎3‎×‎NAM 解析　(1)氮原子位于第二周期第ⅤA族,价电子是最外层电子,其价电子排布图为。‎ ‎(2)根据图(a)可知,同周期从左到右,元素的原子半径逐渐减小,元素非金属性增强,得到电子能力增强,因此同周期从左到右元素的第一电子亲和能(E1)增大;N原子的2p能级处于半充满状态,原子结构相对稳定,故氮元素的E1呈现异常。‎ ‎(3)①根据图(b)可知,阳离子分别为NH‎4‎‎+‎和H3O+,NH‎4‎‎+‎中的中心原子N形成4个σ键,孤电子对数为‎5-1-4×1‎‎2‎=0,价层电子对数为4,杂化类型是sp3;H3O+中的中心原子O形成3个σ键,孤电子对数为‎6-1-3‎‎2‎=1,其VSEPR模型是正四面体形,价层电子对数为4,杂化类型是sp3,离子空间构型是三角锥形,故二者相同之处为ABD,不同之处为C。②根据图(b)可知,N‎5‎‎-‎中的σ键总数为5;根据信息可知N‎5‎‎-‎中的大π键应表示为Π‎5‎‎6‎;③图(b)所示结构中还有的氢键是(H3O+)O—H…N(N‎5‎‎-‎)和 ‎(NH‎4‎‎+‎)N—H…N(N‎5‎‎-‎)。‎ ‎(4)一个晶胞体积为(a×10-7)3 cm3,一个晶胞的质量为yMNA g,根据密度的定义式可得d=yMNA‎(a×1‎‎0‎‎-7‎‎)‎‎3‎ g·cm-3,解之y=dNA(a×1‎‎0‎‎-7‎‎)‎‎3‎M。‎ ‎9.(2017全国Ⅲ,35)研究发现,在CO2低压合成甲醇反应(CO2+3H2CH3OH+H2O)中,Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性,显示出良好的应用前景。回答下列问题:‎ ‎(1)Co基态原子核外电子排布式为　　　　　　　。元素Mn与O中,第一电离能较大的是　　　　,基态原子核外未成对电子数较多的是　　　　。 ‎ ‎(2)CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为　　　　和　　　　。 ‎ ‎(3)在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中,沸点从高到低的顺序为　　　　　　　　　　　,原因是　。 ‎ ‎(4)硝酸锰是制备上述反应催化剂的原料,Mn(NO3)2中的化学键除了σ键外,还存在　。 ‎ ‎(5)MgO具有NaCl型结构(如图),其中阴离子采用面心立方最密堆积方式,X射线衍射实验测得MgO的晶胞参数为a=0.420 nm,则r(O2-)为　　　　nm。MnO也属于NaCl型结构,晶胞参数为a'=0.448 nm,则r(Mn2+)为　　　　 nm。 ‎ 答案　(1)1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2　O　Mn ‎(2)sp　sp3‎ ‎(3)H2O>CH3OH>CO2>H2　H2O与CH3OH均为极性分子,H2O中氢键比甲醇多;CO2与H2均为非极性分子,CO2相对分子质量较大,范德华力较大 ‎(4)离子和π键(Π‎4‎‎6‎键)‎ ‎(5)0.148　0.076‎ 解析　(1)Co是27号元素,其基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2或[Ar]3d74s2。一般元素的非金属性越强,第一电离能越大,金属性越强,第一电离能越小,故第一电离能O>Mn。氧原子价电子排布式为2s22p4,其核外未成对电子数是2,锰原子价电子排布式为3d54s2,其核外未成对电子数是5,故基态原子核外未成对电子数较多的是Mn。‎ ‎(2)CO2和CH3OH中的中心原子碳原子的价层电子对数分别是2和4,故碳原子的杂化方式分别为sp和sp3。‎ ‎(3)四种物质固态时均为分子晶体,H2O、CH3OH都可以形成分子间氢键,一个水分子中两个H都可以参与形成氢键,而一个甲醇分子中只有羟基上的H可用于形成氢键,所以水的沸点高于甲醇。CO2的相对分子质量大于H2的,所以CO2分子间范德华力大于H2分子间的,则沸点CO2高于H2,故沸点H2O>CH3OH>CO2>H2。‎ ‎(4)硝酸锰是离子化合物,一定存在离子键。NO‎3‎‎-‎中氮原子与3个氧原子形成3个σ键,氮原子剩余的2个价电子、3个氧原子各自的1个价电子及得到的1个电子形成4原子6电子的大π键。‎ ‎(5)O2-是面心立方最密堆积方式,面对角线长度是O2-半径的4倍,即4r(O2-)=‎2‎a,解得r=‎2‎‎4‎×0.420 nm≈0.148 nm。MnO也属于NaCl型结构,根据NaCl晶胞的结构,可知2r(O2-)+2r(Mn2+)=a'=0.448 nm,则r(Mn2+)=a'-2r(O‎2-‎)‎‎2‎‎=‎‎0.448-2×0.148‎‎2‎ nm=0.076 nm。‎ ‎10.(2016全国Ⅰ,37)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题:‎ ‎(1)基态Ge原子的核外电子排布式为[Ar]　　　　,有　　　个未成对电子。 ‎ ‎(2)Ge与C是同族元素,C原子之间可以形成双键、叁键,但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析,原因是 ‎ ‎ ‎ ‎　。 ‎ ‎(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因 ‎ ‎ ‎ ‎　。 ‎ GeCl4‎ GeBr4‎ GeI4‎ 熔点/℃‎ ‎-49.5‎ ‎26‎ ‎146‎ 沸点/℃‎ ‎83.1‎ ‎186‎ 约400‎ ‎(4)光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是　。 ‎ ‎(5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中Ge原子的杂化方式为　　　　,微粒之间存在的作用力是　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(6)晶胞有两个基本要素:‎ ‎①原子坐标参数,表示晶胞内部各原子的相对位置。下图为Ge单晶的晶胞,其中原子坐标参数A为(0,0,0);B为(‎1‎‎2‎,0,‎1‎‎2‎);C为(‎1‎‎2‎‎,‎‎1‎‎2‎,0)。则D原子的坐标参数为　　　　。 ‎ ‎②晶胞参数,描述晶胞的大小和形状。已知Ge单晶的晶胞参数a=565.76 pm,其密度为　　　　 g·cm-3(列出计算式即可)。 ‎ 答案　(1)3d104s24p2　2‎ ‎(2)Ge原子半径大,原子间形成的σ单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成π键 ‎(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似,相对分子质量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强 ‎(4)O>Ge>Zn　(5)sp3　共价键 ‎(6)①(‎1‎‎4‎‎,‎1‎‎4‎,‎‎1‎‎4‎)　②‎8×73‎‎6.02×565.7‎‎6‎‎3‎×107‎ 解析　(1)Ge是第四周期ⅣA族元素,是32号元素,电子排布式为[Ar]3d104s24p2,2个4p电子分别位于2个不同轨道上,有2个未成对电子。‎ ‎(2)Ge的原子半径比C大,原子间形成σ单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成“肩并肩”重叠方式的π键。‎ ‎(3)锗卤化物均为分子晶体,对于组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越大,熔沸点越高。‎ ‎(4)元素的非金属性越强,吸引电子能力就越强,则电负性越强,电负性由大到小的顺序为O>Ge>Zn。‎ ‎(5)金刚石中C为sp3杂化,C与C之间为非极性共价键,Ge单晶与金刚石结构相似,杂化方式与存在的作用力也与金刚石一样。‎ ‎(6)根据图中各个原子的相对位置,D在各个方向的‎1‎‎4‎处,所以坐标是(‎1‎‎4‎‎,‎1‎‎4‎,‎‎1‎‎4‎);根据晶胞结构计算含有的锗原子数:8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎+4=8,晶胞的密度ρ=mV‎=‎8×73 g·mol‎-1‎‎6.02×1‎0‎‎23‎mol‎-1‎×(565.76×1‎0‎‎-10‎cm‎)‎‎3‎=‎‎8×73‎‎6.02×565.7‎‎6‎‎3‎×107 g·cm-3。‎ ‎11.(2016全国Ⅱ,37)东晋《华阳国志·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中阴离子的立体构型是　。 ‎ ‎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-‎‎1‎、INi=1 753 kJ·mol‎-‎‎1‎,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·cm-3,晶胞参数a=　　　　　　　　nm。 ‎ 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　②‎251‎‎6.02×1‎0‎‎23‎×d‎1‎‎3‎×107‎ 解析　(1)镍为28号元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2或[Ar]3d84s2,3d能级上的电子排布图(或轨道表示式)为,故3d能级上未成对电子数为2。‎ ‎(2)①SO‎4‎‎2-‎中的中心原子S为sp3杂化,故SO‎4‎‎2-‎的立体构型为正四面体。‎ ‎②[Ni(NH3)6]2+为一种配离子,Ni2+与NH3之间以配位键成键,NH3中的N原子提供孤电子对。‎ ‎③NH3分子间存在氢键,而PH3分子间只存在范德华力,氢键的强度大于范德华力,故氨的沸点高于PH3。氨分子为三角锥形分子,为极性分子,中心原子N原子采用sp3杂化。‎ ‎(3)金属晶体中金属阳离子和自由电子以金属键结合。Ni、Cu的外围电子排布式分别为3d84s2、3d104s1,二者的第二电离能是:Cu失去的是全充满的3d10上的1个电子,而镍失去的是4s1上的1个电子。‎ ‎(4)①1个晶胞中含Cu原子:6×‎1‎‎2‎个,含Ni原子:8×‎1‎‎8‎个,故晶胞中Cu与Ni的原子个数比为3∶1。‎ ‎②Cu3Ni的摩尔质量为251 g·mol-1,据m=ρV得:a3 cm3×d g·cm-3×NA mol-1=251 g·mol-1,求得a=‎3‎‎251‎d·‎NA×107 nm。‎ ‎12.(2016全国Ⅲ,37)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　　　　　　　　。 ‎ ‎(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分子的立体构型为　　　　,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　。 ‎ 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　‎4π×1‎0‎‎-30‎NAρ(rGa‎3‎+rAs‎3‎)‎‎3(MGa+MAs)‎×100%‎ 解析　(1)As的原子序数是33,则基态As原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3。‎ ‎(2)Ga和As位于同一周期,同周期主族元素从左向右原子半径逐渐减小,则原子半径Ga>As;由于As的4p能级处于半充满状态,稳定性强,因此第一电离能GaN>C>H　7∶1　sp2、sp3‎ ‎(4)联氨分子间形成氢键的数目多于氨分子间形成的氢键数目 ‎(5)NH3、Br-　NH3、SO‎4‎‎2-‎ ‎(6)FeC(Fe4C4)　‎2‎‎2‎‎×‎‎3‎‎272‎dNA×1010‎ 解析　(1)钴是27号元素,位于元素周期表第四周期Ⅷ族,其基态原子的电子排布式为:1s22s22p63s23p63d74s2,则在3d能级的原子轨道中有3个未成对电子。‎ ‎(2)因Fe原子序数为26,位于第四周期Ⅷ族,其基态原子的电子排布式为:1s22s22p63s23p63d64s2,则基态Fe3+的核外电子排布式1s22s22p63s23p63d5(或[Ar]3d5)。‎ ‎(3)同一周期从左到右,元素的电负性依次增大,同一主族元素从上到下元素电负性逐渐减小,则C、N、H、O的电负性由大到小的顺序是O>N>C>H;CO(NH2)2的结构简式为:,可看出分子内共有7个σ键与1个π键,σ键与π键的个数比为7∶1;醋酸分子中甲基碳原子为sp3杂化,羧基碳原子为sp2杂化,故其杂化类型为sp2、sp3。‎ ‎(4)N2H4与NH3相比,其分子间的氢键数目较氨分子形成的氢键数目多,则N2H4熔、沸点会相对升高。‎ ‎(5)Co(NH3)5BrSO4可形成两种钴的配合物,已知Co3+的配位数为6。在第一种配合物溶液中加硝酸银溶液产生白色沉淀,白色沉淀是硫酸银,说明第一种配合物配体不是硫酸根,硫酸根是外界离子,而溴离子是内界的配体,故第一种配合物的配体为NH3、Br-;在第二种配合物溶液中加入硝酸银溶液产生淡黄色沉淀,沉淀为溴化银,则配体不是Br-,故第二种配合物的配体为NH3、SO‎4‎‎2-‎。‎ ‎(6)根据晶胞结构可知,晶胞中铁原子个数为8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎=4,碳原子个数为1+12×‎1‎‎4‎=4,因此该物质的化学式为FeC(Fe4C4);晶胞中最近的两个铁原子之间的距离为面对角线的一半,晶胞的边长=‎3‎‎4×68‎dNA cm=‎3‎‎272‎dNA cm,则面对角线为‎3‎‎272‎dNA cm×‎2‎,所以晶胞中最近的铁原子之间的距离=‎3‎‎272‎dNA‎×‎‎2‎‎2‎ cm=‎2‎‎2‎‎×‎‎3‎‎272‎dNA×1010pm。‎ ‎4.(2019湖南、湖北八市十二校二模)铜单质及其化合物在很多领域中都有重要的用途。请回答以下问题:‎ ‎(1)超细铜粉可用作导电材料、催化剂等,其制备方法如下:‎ ‎[Cu(NH3)4]SO4 水溶液NH4CuSO3白色沉淀超细铜粉 ‎①NH4CuSO3中金属阳离子的核外电子排布式为　　　　　　　　　　　　　　。N、O、S三种元素的第一电离能大小顺序为　　　　　　　　(填元素符号)。 ‎ ‎②向CuSO4溶液中加入过量氨水,可生成[Cu(NH3)4]SO4,下列说法正确的是　　　　。 ‎ A.氨气极易溶于水,原因之一是NH3分子和H2O分子之间形成氢键的缘故 B.NH3和H2O分子空间构型不同,氨气分子的键角小于水分子的键角 C.[Cu(NH3)4]SO4溶液中加入乙醇,会析出深蓝色的晶体 D.已知3.4 g氨气在氧气中完全燃烧生成无污染的气体,并放出a kJ热量,则NH3的燃烧热的热化学方程式为:NH3(g)+‎3‎‎4‎O2(g)‎1‎‎2‎N2(g)+‎3‎‎2‎H2O(g)　ΔH=-5a kJ· mol-1‎ ‎(2)铜锰氧化物(CuMn2O4)能在常温下催化氧化空气中的氧气变为臭氧(与SO2互为等电子体)。根据等电子原理,O3分子的空间构型为　　　　　。 ‎ ‎(3)氯与不同价态的铜可生成两种化合物,其阴离子均为无限长链结构(如图所示),a位置上Cl原子(含有一个配位键)的杂化轨道类型为　　　　　　。 ‎ ‎(4)如图是金属Ca和D所形成的某种合金的晶胞结构示意图,已知镧镍合金与上述Ca—D合金都具有相同类型的晶胞结构XYn,它们有很强的储氢能力。已知镧镍合金LaNin晶胞体积为9.0×10-23cm3,储氢后形成LaNinH4.5合金(氢进入晶胞空隙,体积不变),则LaNin中n=　　　　　　(填数值);氢在合金中的密度为　　　　　　　　(保留两位有效数字)。 ‎ 答案　(1)①1s22s22p63s23p63d10(或[Ar]3d10)‎ N>O>S　②AC ‎(2)V形　(3)sp3杂化　(4)5　0.083 g·cm-3‎ 解析　(1)①NH4CuSO3中金属阳离子为Cu+,铜是29号元素,根据能量最低原理其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,该原子失去一个电子生成亚铜离子,失去的电子是最外层电子,所以亚铜离子的基态电子排布式为1s22s22p63s23p63d10或[Ar]3d10。N原子2p轨道为半充满结构,第一电离能大于O原子,同一主族元素的第一电离能随着原子序数的增大而减小,所以第一电离能大小顺序为N>O>S。②氨气分子与水分子之间存在氢键,氢键的存在使物质的溶解性显著增大,故A正确;氨气分子中N原子和水分子O原子均为sp3杂化,氨分子中N原子只有一对孤电子对,水分子中O原子有两对孤电子对,根据价层电子对互斥理论可知,氨分子的键角大于水分子的键角,故B错误;根据相似相溶原理可知,乙醇分子极性弱于水的极性,[Cu(NH3)4]SO4在乙醇中溶解度降低,则[Cu(NH3)4]SO4溶液中加入乙醇会析出深蓝色的晶体,故C正确;表示燃烧热的热化学方程式中,产物H2O应为液态,故D错误。‎ ‎(2)O3分子与SO2互为等电子体,SO2分子中S原子价层电子对数为3,孤电子对数为1,空间构型为V形,等电子体具有相同的空间构型,则O3分子空间构型为V形。‎ ‎(3)a位置上的Cl原子形成了2条单键,还有2对孤电子对,故为sp3杂化。‎ ‎(4)镧镍合金、Ca—D合金都具有相同类型的晶胞结构XYn,由图可知,在晶胞上、下两个面上共有4个D原子,在前、后、左、右四个面上共有4个D原子,在晶胞的中心还有一个D原子,故Ca与D的个数比为(8×‎1‎‎8‎)∶(8×‎1‎‎2‎+1)=1∶5,故n=5。晶胞体积为9.0×10-23cm3,LaNinH4.5合金中H的质量为‎4.5‎‎6.02×1‎‎0‎‎23‎ mol×1 g·mol-1=‎4.5‎‎6.02×1‎‎0‎‎23‎ g,氢在合金中的密度为‎4.5‎‎6.02×1‎‎0‎‎23‎g‎9.0×1‎0‎‎-23‎cm‎3‎≈0.083 g·cm-3。‎ ‎5.(2019辽宁辽阳二模)铁及其化合物在生产生活及科学研究方面应用非常广泛。回答下列问题:‎ ‎(1)Fe原子的核外电子排布式为　。 ‎ ‎(2)含锰奥氏体钢是一种特殊的铁合金,主要由Fe和Mn组成,其中锰能增加钢铁的强度和硬度,提高耐冲击性能和耐磨性能。第一电离能I1(Fe)　　　(填“大于”或“小于”)I1(Mn),原因是　 ‎ ‎　。 ‎ ‎(3)FeF3具有较高的熔点(熔点高于1 000 ℃),其化学键类型是　　　　,FeBr3的式量大于FeF3,但其熔点只有200 ℃,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)FeCl3可与KSCN、苯酚溶液发生显色反应。‎ ‎①SCN-中三种元素电负性最大的是　。 ‎ ‎②苯酚()分子中氧原子的杂化形式为　　　　　　　　　　　。苯酚分子中的大π键可用符号πmn表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数,则m=　　　,n=　　　　　　。 ‎ ‎(5)Fe(CO)3与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁。该磁性氮化铁的晶胞结构如图所示。六棱柱底面边长为a cm,高为c cm,阿伏加德罗常数的值为NA,该磁性氮化铁的密度为　　　　　　　(列出计算式)g·cm-3。 ‎ 答案　(1)[Ar]3d64s2(或1s22s22p63s23p63d64s2)‎ ‎(2)小于　Mn的3d能级半充满,4s能级全充满,结构相对稳定 ‎(3)离子键　FeF3为离子晶体,FeBr3的化学键以共价键为主,属于分子晶体 ‎(4)①N(或氮)　②sp3　6　6‎ ‎(5)‎‎728‎‎3‎‎9a‎2‎cNA 解析　(1)Fe为26号元素,根据电子排布规律,可知Fe的电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2。‎ ‎(2)Fe的电子排布为[Ar]3d64s2,Mn的电子排布为[Ar]3d54s2,Mn的3d能级半充满,4s能级全充满,结构相对稳定,较难失电子,故第一电离能FeC>H　sp2　②2,4‎ ‎(3)CN-　N　(4)12　8　‎3‎r　　‎2π‎3‎‎×‎a‎2‎‎+‎b‎2‎‎(a+b‎)‎‎3‎　(5)D 解析　(1)Co为27号元素,核外电子数为27,根据能量最低原理,其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d74s2。‎ ‎(2)①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H,同周期从左到右主族元素电负性依次增大,非金属性依次增强,所以电负性N>C>H;分子中碳原子均形成3个σ键,没有孤电子对,杂化轨道数为3,碳原子的杂化轨道类型为sp2杂化轨道。‎ ‎②含有孤电子对的N与Co通过配位键结合形成配位键,一个N形成4对共用电子对,1号、3号N原子形成3对共用电子对,均为普通的共价键;2号、4号N原子形成4对共用电子对,与Co原子通过配位键结合。‎ ‎(3)通过题意可知,该离子中的配位体为CN-,配位原子为N。‎ ‎(4)假设白色球是钴原子,以体心钴原子为研究对象,与之最近的钴原子位于面对角线位置,可以看出晶胞中与一个钴原子等距离且最近的钴原子的个数为12;与一个钴原子等距离且次近的氧原子位于钴原子体对角线位置,共有8个;钴离子与跟它次近邻的氧离子之间距离为晶胞体对角线的一半,距离为‎3‎r;钴的氧化物晶胞中共含有氧原子8×‎1‎‎8‎+6×‎1‎‎2‎=4个,含有钴原子12×‎1‎‎4‎+1=4,即1 mol晶胞中含有4 mol CoO,体积为‎4‎‎3‎π×(a2+b2)×4,晶胞的边长为(2a+2b),晶胞的体积为(2a+2b)3,钴的氧化物晶体中原子的空间利用率为‎4‎‎3‎π×(a‎2‎+b‎2‎)×4‎‎(2a+2b‎)‎‎3‎‎=‎2π‎3‎×‎a‎2‎‎+‎b‎2‎‎(a+b‎)‎‎3‎。‎ ‎(5)CoO2重复结构单元中钴原子和氧原子数目之比为1∶2;由图像可知:A中N(Co)∶N(O)=1∶(4×‎1‎‎2‎)=1∶2,符合;B中N(Co)∶N(O)=(1+4×‎1‎‎4‎)∶4=1∶2,符合;C中N(Co)∶N(O)=(4×‎1‎‎4‎)∶(4×‎1‎‎2‎)=1∶2,符合;D中N(Co)∶N(O)=1∶(4×‎1‎‎4‎)=1∶1,不符合。‎ ‎7.(2019江西九校联考)蛋白质是构成生物体内的基本物质,蛋白质的组成元素主要有氢、碳、氮、氧、硫,同时还有微量元素铁、锌等。回答下列问题:‎ ‎(1)碳、氮、氧三元素的第一电离能由小到大的顺序为　　　　　　　　　(用元素符号表示)。 ‎ ‎(2)N‎3‎‎-‎的立体构型是　　　　形,与N‎3‎‎-‎互为等电子体的一种分子是　　　　　　　　　(填分子式)。 ‎ ‎(3)将足量的氨水逐滴地加入到CuSO4溶液中,先生成沉淀,然后沉淀溶解生成配合物[Cu(NH3)4]SO4,配位化合物中的阳离子结构式为　　　　　　　　　　　　。SO‎4‎‎2-‎中的硫原子杂化方式为　　　　　。用价层电子对互斥理论解释SO‎4‎‎2-‎的键角大于SO‎3‎‎2-‎的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)碲化锌晶体有两种结构,其中一种晶胞结构如下图。晶胞中与Zn原子距离最近的Te原子围成　　　　　　　　。与Te原子距离最近的Te原子有　　　个。若Zn与距离最近的Te原子间距为a pm,则晶体密度为　　　　　　　　　g·cm-3。(已知相对原子质量:Zn—65、Te—128) ‎ 答案　(1)CO,因此碳、氮、氧三元素的第一电离能由小到大的顺序为CN>C ‎(4)‎4×62‎NA‎×(2a×1‎‎0‎‎-10‎‎)‎‎3‎　12　(5)TiN>CaO>KCl 解析　(1)Ti为22号元素,根据核外电子排布规律可知钛原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2,则Ti的基态原子外围电子排布式为3d24s2。‎ ‎(2)M是短周期金属元素,M的第三电离能剧增,说明M处于ⅡA族,能与TiCl4反应置换出Ti,则M为Mg,Mg晶体属于六方最密堆积,配位数为12。‎ ‎(3)化合物甲的分子中采取sp2杂化的碳原子有苯环上的六个、羰基中的一个,共7个。采取sp3杂化的原子价层电子对数是4,乙中采取sp3杂化的原子有C、N、O,同一周期元素中,主族元素电负性随着原子序数增大而逐渐增大,所以它们的电负性关系为O>N>C。‎ ‎(4)根据均摊法,可知该晶胞中N原子个数为6×‎1‎‎2‎+8×‎1‎‎8‎=4,该晶胞中Ti原子个数为1+12×‎1‎‎4‎=4,所以晶胞的质量为‎4×62‎NA g,而晶胞的体积为(2a×10-10)3cm3,所以晶体的密度为‎4×62‎NA‎×(2a×1‎‎0‎‎-10‎‎)‎‎3‎ g·cm-3;以晶胞顶点N原子为研究对象,与之距离相等且最近的N原子处于面心位置,每个顶点为8个晶胞共用,每个面为2个晶胞共用,故与之距离相等且最近的N原子数为‎3×8‎‎2‎=12。‎ ‎(5)离子晶体的离子半径越小,所带电荷数越多,晶格能越大,则晶体的熔、沸点越高,则有熔点TiN>CaO,由表中数据可知CaO>KCl,所以熔点TiN>CaO>KCl。‎ ‎11.铀是原子反应堆的原料,常见铀的化合物有UF4、UO2及(NH4)4[UO2(CO3)3]等。‎ 回答下列问题:‎ ‎(1)UF4用Mg或Ca还原可得金属铀。与钙同周期基态原子的未成对电子数为2的元素共有　　　种;原子序数为镁元素的二倍的元素的基态原子价电子排布图为　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)已知:2UO2+5NH4HF22UF4·NH4F+3NH3↑+4H2O↑‎ HF‎2‎‎-‎的结构为[F—H…F]-‎ ‎①NH4HF2中含有的化学键有　　　　　　(填选项字母)。 ‎ A.氢键　B.配位键　C.共价键　D.离子键 E.金属键 ‎②与氧同周期,且第一电离能比氧大的元素有　　　　　　　　种。 ‎ ‎(3)已知:3(NH4)4[UO2(CO3)3]3UO2+10NH3↑+9CO2↑+N2↑+9H2O↑‎ ‎①写出与NH‎4‎‎+‎互为等电子体的一种分子和一种离子的化学式　　　　　　　　、　　　　　　　　　。 ‎ ‎②物质中与CO‎3‎‎2-‎的碳原子杂化类型相同和不同的碳原子的个数比为　　　　　　　　。 ‎ ‎③分解所得的气态化合物的分子键角由小到大的顺序为　　　　　　(填化学式)。 ‎ ‎(4)C元素与N元素形成的某种晶体的晶胞如图所示(8个碳原子位于立方体的顶点,4个碳原子位于立方体的面心,4个氮原子在立方体内),该晶体硬度超过金刚石,成为首屈一指的超硬新材料。‎ ‎①晶胞中C原子的配位数为　　　　　　　　。该晶体硬度超过金刚石的原因是　 ‎ ‎　。 ‎ ‎②已知该晶胞的密度为d g·cm-3,N原子的半径为r1 cm,C原子的半径为r2 cm,设NA为阿伏加德罗常数,则该晶胞的空间利用率为　　　　　　(用含d、r1、r2、NA的代数式表示,不必化简)。 ‎ 答案　(1)4　‎ ‎(2)①BCD　②3‎ ‎(3)①CH4、SiH4、GeH4　BH‎4‎‎-‎、AlH‎4‎‎-‎　②3∶2‎ ‎③H2O

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