2020届高考化学一轮复习物质结构与性质（选修3）作业
课练33 物质结构与性质(选修3)
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)。
答案：
(1)[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)
解析：(1)Zn原子核外有30个电子，其电子排布式为[Ar]3d104s2。(2)Cu原子的外围电子排布式为3d104s1,4s能级处于半充满状态，而Zn原子的4s能级处于全充满状态，Zn原子更不易失去1个电子，所以Zn原子的第一电离能较大。(3)根据ZnF2晶体的熔点较高可知，ZnF2为离子晶体，含有离子键，而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2
的化学键以共价键为主、极性较小，故能够溶解在有机溶剂中。(4)CO中碳原子的价层电子对数为3，中心碳原子采取sp2杂化，故CO的空间构型为平面三角形。(5)题图中原子的堆积方式为六方最密堆积。六棱柱底部正六边形的面积＝6×a2 cm2，六棱柱的体积＝6×a2c cm3，该晶胞中Zn原子个数为12×＋2×＋3＝6，已知Zn的相对原子质量为65，阿伏加德罗常数的值为NA，则Zn的密度ρ＝＝ g·cm－3。
2．[2018·全国卷Ⅱ]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____________________________________。
(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S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)×1021 a
解析：
(1)基态Fe原子核外有26个电子，按照构造原理，其核外电子排布式为[Ar]3d64s2，按照洪特规则，价层电子3d上6个电子优先占据5个不同轨道，故价层电子的电子排布图为。基态S原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，电子占据最高能级为3p，p能级的电子云轮廓图为哑铃(纺锤)形。
(2)价层电子对数包括成键电子对数和孤电子对数，H2S中S的成键电子对数为2，孤电子对数为＝2，故价层电子对数为4(或价层电子对数为＝4)，同理，SO2中S的价层电子对数为＝3，SO3中S的价层电子对数为＝3，H2S中S的价层电子对数不同于SO2、SO3。
(3)S8和SO2均为分子晶体，分子间存在的作用力均为范德华力，S8的相对分子质量大，分子间范德华力强，故熔点和沸点高。
(4)气态SO3为单分子，分子中S无孤电子对，其分子的立体构型为平面三角形，S和O之间形成双键，故共价键有σ键和π键两种。固态SO3为三聚分子，分子中每个S与4个O成键，S无孤电子对，故原子的杂化轨道类型为sp3。
(5)该晶胞中Fe2＋位于棱上和体心，个数为12×＋1＝4，S位于顶点和面心，个数为8×＋6×＝4，故晶体密度为×4 g÷(a×10－7 cm)3＝×1021 g·cm－3。根据晶胞结构，S所形成的正八面体的边长为该晶胞中相邻面的面心之间的连线之长，即为晶胞边长的，故该正八面体的边长为a nm。
3．[2018·全国卷Ⅰ]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。
可知，Li原子的第一电离能为______kJ·mol－1，O＝O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)
解析：(1)根据能级能量E(1s)
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分子量较大，范德华力较大
(4)离子键和π键(Π4键)
(5)0.148 0.076
解析：
(1)Co是27号元素，其基态原子核外电子排布式为[Ar]3d74s2或1s22s22p63s23p63d74s2
。元素Mn与O中，由于O是非金属元素而Mn是金属元素，所以O的第一电离能大于Mn的。O基态原子核外电子排布式为1s22s22p4，其核外未成对电子数是2，而Mn基态原子核外电子排布式为[Ar]3d54s2，其核外未成对电子数是5，因此Mn的基态原子核外未成对电子数比O的多。
(2)CO2和CH3OH的中心原子C的价层电子对数分别为2和4，所以CO2和CH3OH分子中C原子的杂化形式分别为sp和sp3。
(3)由于水和甲醇均为极性分子，二氧化碳和氢气均为非极性分子，所以水和甲醇的沸点高于二氧化碳和氢气的沸点；由于水分子中两个氢原子都可以参与形成分子间氢键，而甲醇分子中只有一个羟基上的氢原子可用于形成分子间氢键，所以水的沸点高于甲醇的沸点；由于二氧化碳的相对分子质量比氢气大，所以二氧化碳分子间作用力较大、沸点较高。
(4)硝酸锰是离子化合物，硝酸根和锰离子之间形成离子键，硝酸根中N原子与3个氧原子形成 3个σ键，硝酸根中存在氮氧双键，所以还存在π键。
(5)因为O2－采用面心立方最密堆积方式，面对角线是O2－半径的4倍，即4r(O2－)＝a，解得r(O2－)≈0.148 nm；根据晶胞的结构可知，棱上阴阳离子相切，因此2r(Mn2＋)＋2r(O2－)＝0.448 nm，所以r(Mn2＋) ＝0.076 nm。
10．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。如图为Ge单晶的晶胞，
其中原子坐标参数A为(0,0,0)；B为(，0，)；C为(，，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，pp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，分子量依次增大，分子间相互作用力逐渐增强
(4)O＞Ge＞Zn (5)sp3 共价键
(6)① ②×107
解析：
(1)锗元素在周期表的第四周期、第ⅣA族，因此核外电子排布式为[Ar]3d104s24p2，p轨道上的2个电子是未成对电子。
(2)锗虽然与碳为同族元素，但比碳多了两个电子层，因此锗的原子半径大，原子间形成的σ单键较长，pp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)由锗卤化物的熔沸点由Cl到I呈增大的趋势且它们的熔沸点较低，可判断它们均为分子晶体，而相同类型的分子晶体，其熔沸点取决于分子量的大小，因为分子量越大，分子间的作用力就越大，熔沸点就越高。
(4)Zn和Ge为同周期元素，Ge在Zn的右边，因此Ge的电负性比Zn的强；O为活泼的非金属元素，电负性强于Ge和Zn，因此三者电负性由大至小的顺序为O、Ge、Zn。
(5)Ge单晶为金刚石型结构，金刚石中碳原子的杂化方式为sp3，因此Ge原子的杂化方式也为sp3。微粒之间存在的作用力为共价键。
(6)①根据题给图示可知，D原子的坐标参数为(，，)。
②每个晶胞中含有锗原子8×1/8＋6×1/2＋4＝8(个)，每个晶胞的质量为，晶胞的体积为(565.76×10－10cm)3，所以晶胞的密度为×107 g·cm－3。
11．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 ②×107
解析：本题主要考查物质结构与性质，意在考查考生对原子、分子、晶体结构和性质的理解能力。(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，立体构型为正四面体。②[Ni(NH3)6]2＋为配离子，Ni2＋与NH3之间为配位键。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有一个孤电子对，立体构型为三角锥形，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)①
Cu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·cm－3×(a×10－7cm)3，解得a＝×107。
12．随着科学的发展，许多新物质被发现或被合成出来，为新能源开发和新材料研制开拓出更大的空间。中科院科学家最近合成了一种新型材料，其结构简式为。
请回答下列问题。
(1)基态氟原子的最高能级的电子云有________种空间伸展方向，基态硒原子的价层电子排布式是________，用元素符号表示出氟、氧、氮、氢四种元素的第一电离能由大到小的顺序：________________________________________________________________________。
(2)该物质结构简式中的氮原子共形成________个π键；该物质中氮原子的轨道杂化类型为________，该分子中含有氮、氧、氟三种电负性很大的原子，也含有氢原子，它________(填“能”或“不能”)形成分子内或者分子间氢键。
(3)硒能形成两种常见的氧化物，属于V形分子的物质的分子式为________，沸点较高的物质是________。
(4)常压下，氨气在300 ℃时约有10%分解，水蒸气在2 000 ℃时约有5%分解，从物质结构的角度看，其原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)硒化锌的晶胞结构如图所示，硒离子的配位数是________，若晶胞参数为d pm，则硒化锌的密度为________ g·cm－3(不需要化简，1 m＝109 nm＝1012 pm)。
答案：
(1)3 4s24p4 F>N>O>H
(2)2 sp2、sp3 不能
(3)SeO2 SeO3
(4)H—N键的键长大于H—O键的键长，键能：N—HN>O>H。(2)该分子中的氮原子共形成2个π键。该分子中有的氮原子形成了3个σ键，有的氮原子形成了2个σ键和1个π键，它们均还有一个孤电子对，故该物质中氮原子的轨道杂化类型有sp2、sp3杂化；由于分子中没有H—F键、H—O键、H—N键，故无法形成相应的氢键。(3)硒的两种氧化物分别为SeO3、SeO2，SeO2中硒的价层电子对数为3，分子构型为V形。SeO3的相对分子质量较大，分子间作用力较大，沸点较高。(4)H—N键的键长大于H—O键的键长，键能：N—H
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