届人教版 晶体结构与性质质 单元测试Word格式文档下载.docx
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BaO>
CaO
B.NaCl>
KCl>
CaO>
BaO
C.CaO>
KCl
D.CaO>
NaCl
离子晶体中,晶格能越大,晶体熔、沸点越高;
离子所带电荷总数越多,半径越小,晶格能越大。
3.关于晶体的叙述中,正确的是( )
A.原子晶体中,共价键的键能越大,熔、沸点越高
B.分子晶体中,分子间的作用力越大,该分子越稳定
C.分子晶体中,共价键的键能越大,熔、沸点越高
D.某晶体溶于水后,可电离出自由移动的离子,该晶体一定是离子晶体
B项,分子的稳定性取决于分子内部的共价键强弱,与分子间作用力无关;
C项,分子晶体熔、沸点高低,取决于分子间作用力的大小;
D项,也可能是分子晶体,如HCl。
4.现有四种晶体,其离子排列方式如图所示,其中化学式正确的是( )
A.A离子个数是1,B离子个数=1/8×
8=1,所以其化学式为AB,故A错误;
B.E离子个数=1/8×
4=1/2,F离子个数=1/8×
4=1/2,E、F离子个数比为1:
1,所以其化学式为EF,故B错误;
C.X离子个数是1,Y离子个数=1/2×
6=3,Z离子个数=1/8×
8=1,所以其化学式为XY3Z,故C正确;
D.A离子个数=1/8×
8+1/2×
6=4,B离子个数=12×
1/4+1=4,A、B离子个数比1:
1,所以其化学式为AB,故D错误。
5.下面有关晶体的叙述中,不正确的是( )
A.金刚石网状结构中,由共价键形成的碳原子环中,最小的环上有6个碳原子
B.氯化钠晶体中,每个Na+周围距离相等且紧邻的Na+共有6个
C.氯化铯晶体中,每个Cs+周围紧邻8个Cl-
D.干冰晶体中,每个CO2分子周围紧邻12个CO2分子
氯化钠晶体中每个Na+周围距离相等且紧邻的Na+共有12个,B项错误。
6.
磁光存储的研究是Williams等在1957年使Mn和Bi形成的晶体薄膜磁化并用光读取之后开始的。
如图是Mn和Bi形成的某种晶体的结构示意图(白球均在六棱柱内),则该晶体物质的化学式可表示为( )
A.Mn2Bi B.MnBi
C.MnBi3D.Mn4Bi3
由晶体的结构示意图可知:
白球代表Bi原子,且均在六棱柱内,所以Bi为6个。
黑球代表Mn原子,个数为:
12×
+2×
+1+6×
=6(个),则二者的原子个数比为6:
6=1:
1。
7.下列有关说法不正确的是( )
A.水合铜离子的模型如图甲所示,1个水合铜离子中有4个配位键
B.CaF2晶体的晶胞如图乙所示,每个CaF2晶胞平均占有4个Ca2+
C.H原子的电子云图如图丙所示,H原子核外大多数电子在原子核附近动动
D.金属Cu中Cu原子堆积模型如图丁所示,为最密堆积,每个Cu原子的配位数为12
电子云是用来表示电子出现的概率,但不代表有一个电子在那里,C项错。
8.某晶体的一部分如图所示,这种晶体中A、B、C三种粒子数之比为( )
A.3:
9:
4 B.1:
4:
2
C.2:
4D.3:
8:
4
A粒子数为6×
=
;
B粒子数为6×
+3×
=2;
C粒子数为1;
故A、B、C粒子数之比为
:
2:
1=1:
2。
9.下理有关离子晶体的数据大小比较不正确的是( )
A.熔点:
NaF>
MgF2>
AlF3
B.晶格能:
NaBr
C.阴离子的配位数:
CsCl>
CaF2
D.硬度:
MgO>
由于r(Na+)>
r(Mg2+)>
r(Al3+),且Na+、Mg2+、Al3+所带电荷依次增大,所以NaF、MgF2、AlF3的离子键依次增强,晶格能依次增大,故熔点依次升高。
r(F-)<
r(Cl-)<
r(Br-),故NaF、NaCl、NaBr的晶格能依次减小。
在CsCl、NaCl、CaF2中阴离子的配位数分别为8、6、4。
r(Mg2+)<
r(Ca2+)<
r(Ba2+),故MgO、CaO、BaO的晶格能依次减小,硬度依次减小。
10.元素X位于第四周期,其基态原子的内层轨道全部排满电子,且最外层电子数为2。
元素Y基态原子的3p轨道上有4个电子。
元素Z的原子最外层电子数是其内层的3倍。
(1)X与Y所形成化合物晶体的晶胞如右图所示。
①在1个晶胞中,X离子的数目为________。
②该化合物的化学式为________。
(2)在Y的氢化物(H2Y)分子中,Y原子轨道的杂化类型是________。
(3)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于H2Y,其原因是________________________________________________________________________。
(4)Y与Z可形成YZ
。
①YZ
的空间构型为__________________________(用文字描述)。
②写出一种与YZ
互为等电子体的分子的化学式:
______________________________________________。
(5)X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3)4]Cl2,1mol该配合物中含有σ键的数目为________。
X的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2,为30号元素锌。
Y核外电子排布式为1s22s22p63s23p4,为16号元素硫,Z为氧。
(1)①由晶胞结构可知,一个晶胞中X离子的数目为:
8×
+6×
=4个。
②Y在晶胞内部,共4个,化学式为ZnS。
(2)H2S中硫原子有2对孤电子对,2个成键原子,所以S原子杂化类型为sp3。
(3)在乙醇中的溶解度H2O大于H2S,是因为水分子与乙醇间能形成分子间氢键。
(4)①SO
中由于硫原子是sp3杂化类型,所以为空间正四面体构型。
②与SO
互为等电子体的分子可以采用“左右移位,同族替换”的方法,SO
→SiF4→SiCl4→CCl4等。
(5)[Zn(NH3)4]2+中Zn与NH3之间以配位键相连,共4个σ键,加上4个NH3的12个σ键,共16个σ键。
(1)①4 ②ZnS
(2)sp3
(3)水分子与乙醇分子之间形成氢键
(4)①正四面体 ②CCl4(或SiCl4等)
(5)16mol(或16×
6.02×
1023个)
11.
(1)钒的某种氧化物的晶胞结构如图1所示。
晶胞中实际拥有的阴、阳离子个数分别为________、________。
(2)V2O5常用作SO2转化为SO3的催化剂。
SO2分子中S原子价层电子对数是________对,分子的立体构型为________;
SO3气态为单分子,该分子中S原子的杂化轨道类型为________;
SO3的三聚体环状结构如图2所示,该结构中S原子的杂化轨道类型为________;
该结构中S—O键长有两类,一类键长约140pm,另一类键长约为160pm,较短的键为________(填图2中字母),该分子中含有________个σ键。
(3)V2O5溶解在NaOH溶液中,可得到钒酸钠(Na3VO4),该盐阴离子的立体构型为________;
也可以得到偏钒酸钠,其阴离子呈如图3所示的无限链状结构,则偏钒酸钠的化学式为________。
(1)分析钒的某种氧化物的晶胞结构可利用切割法计算,晶胞中实际拥有的阴离子氧离子数目为4×
1/2+2=4,阳离子钒离子个数为8×
1/8+1=2。
(2)SO2分子中S原子价电子排布式为3s23p4,价层电子对数是3对,分子的立体构型为V形;
根据杂化轨道理论判断气态SO3单分子中S原子的杂化轨道类型为sp2杂化;
由SO3的三聚体环状结构判断,该结构中S原子形成4个键,硫原子的杂化轨道类型为sp3杂化;
该结构中S—O键长有两类,一类含有双键的成分,键能较大,键长较短,另一类为配位键,为单键,键能较小,键长较长;
由题给结构分析该分子中含有12个键。
(3)根据价层电子对互斥理论判断钒酸钠(Na3VO4)中阴离子的立体构型为正四面体形;
也可以得到偏钒酸钠,其阴离子呈如题图3所示的无限链状结构,则偏钒酸钠的化学式为NaVO3。
(1)4 2
(2)3 V形 sp2杂化 sp3杂化 a 12
(3)正四面体形 NaVO3
12.A、B、C、D是元素周期表中前36号元素,它们的核电荷数依次增大。
第二周期元素A原子的核外成对电子数是未成对电子数的2倍且有3个能级,B原子的最外层p轨道的电子为半充满结构,C是地壳中含量最多的元素。
D是第四周期元素,其原子核外最外层电子数与氢原子相同,其余各层电子均充满。
请回答下列问题:
(1)A、B、C的第一电离能由小到大的顺序是________(用对应的元素符号表示);
基态D原子的电子排布式为________。
(2)A的最高价氧化物对应的水化物分子中,其中心原子采取________杂化;
BC
的立体构型为________(用文字描述)。
(3)1molAB-中含有的π键个数为________。
(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,则该合金中Ca和D的原子个数比________。
(5)镧镍合金与上述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________。
根据题中已知信息,第二周期元素A原子的核外成对电子数是未成对电子数的2倍且有3个能级可知,A为碳元素。
B、C、D元素的判断较容易,B为氮元素,C为氧元素,D为铜元素。
晶胞的原子个数计算主要注意D原子个数计算,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×
(4×
+4×
+1)=1:
5。
1mol晶胞的体积为6.02×
1023×
9.0×
10-23cm3,
所以ρ(H2)=
=0.083g·
cm-3。
(1)C<
O<
N 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
(2)sp2 平面三角形 (3)2NA(或2×
1023) (4)1:
5 (5)5 0.083g/cm3
13.
(1)金属镍及其化合物在合金材料以及催化剂等方面应用广泛。
①NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同,Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69pm和78pm,则熔点FeO________NiO(填“<
”或“>
”);
②铁有δ、γ、α三种同素异形体,各晶胞如下图,则δ、α两种晶胞中铁原子的配位数之比为________。
(2)元素金(Au)处于周期表中的第六周期,与Cu同族,一种铜金合金晶体具有立方最密堆积的结构,在晶胞中Cu原子处于面心,Au原子处于顶点位置,则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为________;
该晶体中,原子之间的强相互作用是________。
(3)某钙钛型复合氧化物如图1所示,以A原子为晶胞的顶点,A位可以是Ca、Sr、Ba或Pb,当B位是V、Cr、Mn、Fe等时,这种化合物具有CMR效应。
①用A、B、O表示这类特殊晶体的化学式:
________。
②已知La为+3价,当被钙等二价元素A替代时,可形成复合钙钛矿化合物La1-xAxMnO3(x<
0.1),此时一部分锰转变为+4价。
导致材料在某一温度附近有反铁磁—铁磁、铁磁—顺磁及金属—半导体的转变,则La1-xAxMnO3中三价锰与四价锰的物质的量之比为________。
③下列有关说法正确的是________。
A.镧、锰、氧分别位于周期表f、d、p区
B.氧的第一电离能比氮的第一电离能大
C.锰的电负性为1.59,Cr的电负性为1.66,说明锰的金属性比铬强
D.铬的堆积方式与钾相同,则其堆积方式如图2所示
(1)①NiO、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,离子键越强,熔点越高。
由于Ni2+的离子半径小于Fe2+的离子半径,则熔点NiO>
FeO。
②δ、α两种晶胞中铁原子的配位数分别是8个和6个,所以δ、α两种晶胞中铁原子的配位数之比是4:
3。
(2)元素金(Au)处于周期表中的第六周期,与Cu同族,则最外层电子数为1,则价电子排布式为5d106s1,在晶胞中Cu原子处于面心,N(Cu)=6×
=3,Au原子处于顶点位置,N(Au)=8×
=1,则该合金中Cu原子与Au原子数量之比为3:
1,为金属晶体,原子间的作用力为金属键。
(3)①由图1可知,晶胞中A位于顶点,晶胞中含有A为8×
=1个,B位于晶胞的体心,含有1个,O位于面心,晶胞中含有O的个数为6×
=3,则化学式为ABO3。
②设La1-xAxMnO3中三价锰与四价锰的物质的量分别为m和n,则有3(1-x)+2x+3m+4n=6、m+n=1,解之得m=1-x,n=x,则La1-xAxMnO3中三价锰与四价锰的物质的量之比为(1-x)x。
③A.由金属在周期表中的位置可知镧、锰、氧分别位于周期表f、d、p区,故A正确;
B.氮元素的2p轨道电子处于半充满状态,稳定性强,因此氮元素的第一电离能大于氧元素的第一电离能,故B错误;
C.元素的电负性越强,金属性越弱,故C正确;
D.图中堆积方式为镁型,故D错误。
(1)①<
②4:
3
(2)3:
1 金属键
(3)①ABO3 ②(1-x):
x ③A、C
[能力题]
14.元素周期表中第三周期包括Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar8种元素。
(1)基态磷原子核外有________种运动状态不同的电子。
(2)第三周期8种元素按单质熔点(℃)大小顺序绘制的柱形图(已知柱形“1”代表Ar)如下所示,则其中“2”原子的结构示意图为________,“8”原子的电子排布式为________。
(3)氢化镁储氢材料的晶胞结构如图所示,已知该晶体的密度为ρg·
cm-3,则该晶体的化学式为________,晶胞的体积为________cm3(用ρ、NA表示,其中NA表示阿伏加德罗常数的值)。
(4)实验证明:
KCl、MgO、CaO三种晶体的结构与NaCl晶体的结构相似,已知NaCl、KCl、CaO晶体的晶格能数据如下表:
晶体
晶格能/(kJ·
mol-1)
786
715
3401
则KCl、MgO、CaO三种晶体的熔点从高到低的顺序是________。
其中MgO晶体中一个Mg2+周围和它最近且等距离的Mg2+有________个。
(5)Si、C和O的成键情况如下:
化学键
C—O
C===O
Si—O
Si===O
键能/(kJ·
360
803
464
640
C和O之间形成含有双键的CO2分子晶体,而Si和O之间则易形成含有单键的SiO2原子晶体,请结合数据分析其原因:
________________________________________________________
_____________________________________________________。
(1)P的核外有15个电子,每个电子的运动状态均不同。
(2)第三周期元素的单质,除Ar外,只有Cl2为气体,熔点较低,单质硅为原子晶体,熔点最高。
(3)该晶体的晶胞中含有2个“MgH2”,则晶胞的体积为
÷
ρ=
(cm3)。
(4)晶格能越大,离子晶体的熔点越高,而晶格能与离子的电荷和半径有关,可以判断晶格能:
KCl,则熔点:
KCl。
(1)15
(2)
1s22s22p63s23p2或[Ne]3s23p2
(3)MgH2
(4)MgO>
KCl 12
(5)碳与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(803kJ·
mol-1×
2=1606kJ·
mol-1)大于形成含单键的原子晶体放出的能量(360kJ·
4=1440kJ·
mol-1),故碳与氧之间易形成含双键的CO2分子晶体;
硅与氧之间形成含有双键的分子放出的能量(640kJ·
2=1280kJ·
mol-1)小于形成含单键的原子晶体放出的能量(464kJ·
4=1856kJ·
mol-1),故硅与氧之间易形成含单键的SiO2原子晶体
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- 届人教版 晶体结构与性质质 单元测试 晶体结构 性质