2020届一轮复习新课改省份专版五十一）应用层面“物质结构与性质”综合题型分析作业
跟踪检测（五十一） 应用层面——“物质结构与性质”综合题型分析
1．(2018·全国卷Ⅲ)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)。
解析：(1)锌的核外有30个电子，因此其核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，也可写作[Ar]3d104s2。
(2)锌的价层电子排布式为3d104s2，为全满稳定结构，较难失去电子，铜的价层电子排布式为3d104s1，较易失去一个电子，因此锌的第一电离能大于铜的第一电离能。
(3)由ZnF2的熔点为872 ℃可知，ZnF2应为离子晶体，因此化学键类型为离子键。ZnF2为离子化合物，极性较大，不溶于有机溶剂；ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小，能够溶于有机溶剂。
(4)C原子价层电子对数n＝(4＋3×0＋2)/2＝3，因此C原子为sp2杂化，CO的空间构型为平面三角形。
(5)金属Zn晶体为六方最密堆积方式(A3型)。六棱柱底边边长为a cm，则六棱柱上下面的面积均为6×a2 cm2，则六棱柱的体积为6×a2c cm3，锌原子在六棱柱的顶点、上下面心和晶胞内，一个晶胞含锌原子个数＝12×＋2×＋3＝6，因此一个晶胞中Zn的质量＝ g，由此可知，Zn的密度＝ g·cm－3。
答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2
(2)大于 Zn核外电子排布为全满稳定结构，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)
2．尿素(H2NCONH2)是一种农业生产中常用的氮肥。在工业上，尿素还用于制造有机铁肥，回答下列问题：
(1)基态Fe2＋的核外电子排布式为______________。
(2)C、N、O三种元素的第一电离能由小到大的顺序为____________。
(3)CO2分子晶体的晶胞如图所示，每个晶胞中含有CO2的分子个数是________。
(4)在一定条件下，NH3与CO2能合成尿素(H2NCONH2)，尿素中C原子轨道的杂化类型为______；1 mol 尿素分子中σ键的数目为________mol。
(5)(NH4)2SO4、NH4NO3等颗粒物及扬尘等易引起雾霾。与NO互为等电子体的分子是____________(填化学式)。
解析：(2)同周期自左向右第一电离能呈增大趋势，但N的2p能级为半充满的稳定状态，第一电离能大于O。(3)CO2分子数＝8×＋6×＝4。(4)尿素的结构式为，C采用sp2杂化，分子中有7个σ键。(5)NO有4个原子和24个价电子，与其互为等电子体的分子是SO3或BF3等。
答案：(1)[Ar]3d6 (2)C
”“<”或“＝”)，原因是____________。
(5)NiAs的晶胞结构如图所示。
①镍离子的配位数为__________。
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Ni2＋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[Ar]3d64s2、[Ar]3d74s2、[Ar]3d84s2，未成对电子数分别为4、3、2，未成对电子数最多的是铁。(2)含有孤对电子的N原子与钴离子通过配位键结合，形成配位键后形成4对共用电子对，形成3对共用电子对的N原子形成的是普通的共价键，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，与钴离子通过配位键结合；酞菁钴中三种非金属元素为C、N、H，电负性大小顺序是N>C>H；分子中N原子有2种，一种形成3个σ键和π键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3，杂化轨道类型为sp2，一种形成3个σ键，含有1个孤对电子，杂化轨道数目为4，杂化轨道类型为sp3。(3)根据题给信息知，该物质的熔沸点较低，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，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，砷离子周围有4个镍离子，构成正四面体，配位数为4，晶体中Ni和As的数目比为1∶1，因此镍离子周围也有4个砷离子，配位数为4；②根据图示，晶胞中含有的砷离子为4个，镍离子数目为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Ni2＋之间的距离为面对角线的一半，为× cm。
答案：(1)铁 (2)2、4 N>C>H sp2、sp3 (3)分子晶体 5 (4)> 相同电荷的离子半径越小，晶格能越大
(5)①4 ②×
6．X、Y、Z、M为前四周期中除氢以外原子序数依次增大的四种元素，X基态原子未成对电子数在所处周期中最多；Y元素原子核外共有3个能级，且最高能级电子数是前两个能级电子数之和；Z的单质常温下为淡黄色固体，ZY3分子呈平面正三角形；M原子外围电子排布式为3dn4sn。
请回答下列问题：
(1)X、Y、Z三种元素原子第一电离能由大到小的顺序是__________________(用元素符号表示)。
(2)某X氢化物分子结构简式为H—X===X—H，该分子中X原子的杂化方式为________；Y元素简单氢化物的沸点高于Z的氢化物，主要原因是_____________________
________________________________________________________________________。
(3)根据等电子原理，写出X2Y分子的电子式：________________________________。
(4)M晶体的原子堆积方式为六方堆积(如右图所示)，则晶体中M原子配位数是______________。某M配合物化学式是[M(H2O)5Cl]Cl2·H2O,1 mol该配合物中含配位键的数目是________。
解析：Y原子的电子排布式为1s22s22p4，则Y为O；Z的单质常温下为淡黄色固体，则Z为S；由题意知，X原子序数比O小，且X基态原子未成对电子数在所处周期中最多，则X原子的电子排布式为1s22s22p3，即X为N；M原子外围电子排布式为3d24s2，则M为Ti。(1)N原子p轨道处于半充满较稳定状态，第一电离能反常，高于同周期相邻两元素。(2)类比乙烯的结构可知，X元素为sp2杂化；H2O的沸点高于H2S的原因是水分子间能够形成氢键。(3)N2O与CO2为等电子体，所以N2O为直线型分子。(4)依据图形，同一层与中心球紧靠的有6个小球，上下两层各有3个小球，所以配位数为12。中心离子的配体有5个H2O和1个Cl－，所以1 mol该配合物中含6 mol配位键。
答案：(1)N>O>S (2)sp2 H2O分子间形成了氢键，而H2S分子间不能形成氢键 (3)
(4)12 6×6.02×1023
7．原子序数依次增大的四种元素A、B、C、D分别处于第一至第四周期。自然界中存在多种A的化合物，B 原子核外电子有6 种不同的运动状态，B与C可形成正四面体形分子。D的基态原子的最外能层只有一个电子，其他能层均已充满电子。请回答下列问题：
(1)这四种元素中电负性最大的元素，其基态原子的价电子排布图为__________，第一电离能最小的元素是________(填元素符号)。
(2)C所在主族的前四种元素分别与A形成的化合物，沸点由高到低的顺序是_________(填化学式)，呈现如此递变规律的原因是__________________________________。
(3)B元素可形成多种单质，一种晶体结构如图1所示，其原子的杂化类型为__________，另一种的晶胞如图2所示，若此晶胞中的棱长为356.6 pm，则此晶胞的密度为_________g·cm－3(保留两位有效数字)。
(4)D元素形成的单质，其晶体的堆积模型为___________，D的醋酸盐晶体局部结构如图3，该晶体中含有的化学键是_________(填序号)。
①极性键 ②非极性键 ③配位键 ④金属键
解析：原子序数依次增大的四种元素A、B、C、D分别处于第一至第四周期，自然界中存在多种A的化合物，则A为H元素；B原子核外电子有6种不同的运动状态，即核外有6个电子，则B为C元素；D的基态原子的最外能层只有一个电子，其他能层均已充满电子，D原子外围电子排布为3d104s1，则D为Cu元素；结合原子序数可知，C只能处于第三周期，B与C可形成正四面体形分子，则B为Cl元素。
(1)四种元素中电负性最大的是Cl，其基态原子的价电子排布图为，四种元素中只有Cu为金属，其他为非金属，Cu的第一电离能最小。(2)HF分子之间形成氢键，使其熔沸点较高，HI、HBr、HCl分子之间只有范德华力，相对分子质量越大，范德华力越大，沸点越高，即沸点由高到低的顺序是HF>HI>HBr>HCl。(3)图1为平面结构，在其层状结构中碳碳键键角为120°，每个碳原子都结合着3个碳原子，碳原子采取sp2杂化；图2一个晶胞中含碳原子数为8×＋6×＋4＝8，晶胞质量为 g，所以晶胞密度＝[(8×12)÷(6.02×1023)g]÷(356.6×10－10cm)3≈3.5 g·cm－3。(4)晶体Cu为面心立方最密堆积，结合图3醋酸铜晶体的局部结构可确定其晶体中含有极性键、非极性键和配位键，故是①②③。
答案：(1) Cu
(2)HF＞HI＞HBr＞HCl HF分子之间形成氢键使其熔沸点较高，HI、HBr、HCl分子之间只有范德华力，相对分子质量越大，范德华力越大
(3)sp2 3.5 (4)面心立方最密堆积 ①②③
8．磷存在于人体所有细胞中，是维持骨骼和牙齿的必要物质，几乎参与所有生理上的化学反应。磷的化合物在药物生产和农药制造等方面用途非常广泛。请回答下列有关问题：
(1)画出基态P原子的核外电子排布图________________。
(2)NH3比PH3易液化的原因是________________。
(3)P4S3可用于制造火柴，其结构如图1所示。
①P4S3中硫原子的杂化轨道类型为______。
②电负性：磷________硫(填“>”或“<”)；第一电离能磷大于硫的原因是______________________________________。
(4)NH4BF4是合成氮化硼纳米管的原料之一，1 mol NH4BF4中含有________ mol配位键。
(5)磷化硼是一种超硬耐磨涂层材料，其晶胞结构如图2所示。原子坐标参数表示晶胞内部各原子的相对位置，图中a点和c点的原子坐标参数依次为(0,0,0)、，则b
点的原子坐标参数为________；已知该晶胞中距离最近的两个磷原子的核间距离为L
pm，则该晶体密度为________ g·cm－3(阿伏加德罗常数用NA表示，列出计算式即可)。
解析：(1)P原子核电荷数为15，电子排布式为1s22s22p63s23p3，核外电子排布图为
(3)①P4S3中硫原子形成2个共价键，孤电子对数为×(6－2×1)＝2，则有4个价层电子对，其杂化的轨道类型为sp3。
②同一周期，从左到右，电负性增大，因此电负性：磷<硫；同一周期，第一电离能呈现增大的趋势，由于磷原子3p轨道处于半满状态，不容易失去电子，第一电离能磷大于硫。
(4)一个NH4BF4中N原子和其中一个H原子之间存在配位键、B原子和其中一个F原子之间存在一个配位键，所以含有2个配位键，则1 mol NH4BF4含有2 mol配位键。
(5)由图说明晶胞边长为1，a、b点距离为晶胞对角线的，则b点的原子坐标参数为；根据晶胞结构可知：硼原子个数为4，磷原子个数为8×＋6×＝4，即该晶胞中含有4个磷化硼，质量为 g，设该晶胞的棱长为x cm，该晶胞中距离最近的两个磷原子的核间距离为面对角线上的一半，所以x＝L×10－10 cm，晶胞的体积为x3＝(L)3×10－30 cm3；设晶胞的密度为ρ g·cm－3，则ρ＝＝ g·cm－3。
答案：(1)
(2)NH3分子间存在氢键
(3)①sp3 ②< 磷原子3p轨道处于半充满稳定状态，不容易失去电子
(4)2
(5)
