专题09 物质结构与性质解析版 2Word文件下载.docx

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1．（2016·

全国I·

T37）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

；

C为

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＝565.76pm，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，其熔沸点取决于相对分子质量的大小，因为相对分子质量越大，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

2．（2018·

全国新课标I·

T35）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。

（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）Li

2O是离子晶体，其晶格能可通过图（a）的BornHaber循环计算得到。

可知，Li原子的第一电离能为________kJ·

mol－1，O===O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0.4665nm，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（1分）C

（2）Li＋核电荷数较大

（3）正四面体sp3AB（4）5204982908（5）

g·

cm－3

【解析】

（1）根据能级能量E（1s）＜E（2s）＜E（2p）判断，能量最低的为D，能量最高的为C。

（2）Li＋和H－的电子层结构相同，而具有相同电子层结构的离子半径大小与核电荷数有关，核电荷数越大，离子半径越小。

（3）[AlH4]－中Al采用sp3杂化，呈正四面体结构。

四氢铝锂中存在离子键、配位键和共价键，配位键也是σ键。

（4）锂原子的第一电离能是指1mol气态锂原子失去1mol电子变成1mol气态锂离子所吸收的能量，即为＝520kJ·

O===O键键能是指1mol氧气分子断裂生成气态氧原子所吸收的能量，即为249kJ·

mol－1×

2＝498kJ·

晶格能是指气态离子结合生成1mol晶体所释放的能量或1mol晶体断裂离子键形成气态离子所吸收的能量，则Li2O的晶格能为2908kJ·

（5）1个氧化锂晶胞含O的个数为8×

·

＋6×

＝4，含Li的个数为8，1cm＝107nm，那么1mol晶胞中含有8molLi和4molO，其质量为：

8×

7+4×

32=184，另外如果用密度计算可得：

ρ·

（4.665×

10—8）3·

NA，即：

NA=184，计算可得Li2O的密度为

cm－3。

3．（2017·

T10）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。

（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I

离子。

I

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，具有钙钛矿型的立体结构，边长为a＝0.446nm，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

（1）紫色光对应的辐射波长范围是400～430nm。

（2）基态K原子占据K、L、M、N四个能层，其中能量最高的是N能层。

N能层上为4s电子，电子云轮廓图形状为球形。

Cr的原子半径小于K且其价电子数较多，则Cr的金属键强于K，故Cr的熔、沸点较高。

（3）I

可以认为是『I·

I2』+，所以其价层电子对数为

＝4，中心原子杂化轨道类型为sp3，成键电子对数为2，孤电子对数为2，故空间构型为V形。

（4）因为K与O的位置关系：

K位于顶角，O位于面心，所以两种离子之间的距离就是面对角线的一半，即K与O间的最短距离为

a＝

0.446nm≈0.315nm；

由于K、O分别位于晶胞的顶角和面心，所以与K紧邻的O原子为12个。

（5）根据KIO3的化学式及晶胞结构可画出KIO3的另一种晶胞结构，如右图，可看出K处于体心，O处于棱心。

1．（2019·

T35）.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”，是制造飞机的主要村料。

（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/°

C

1570

2800

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）。

（1）.A

（2）.sp3（3）.sp3（4）.乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键（5）.Cu2＋（6）.Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。

晶格能MgO＞Li2O，分子间力（分子量）P4O6＞SO2（7）.

（8）.

（9）.

（1）A.[Ne]3s1属于基态的Mg+，由于Mg的第二电离能高于其第一电离能，故其再失去一个电子所需能量较高；

B. 

[Ne] 

3s2属于基态Mg原子，其失去一个电子变为基态Mg+；

C. 

[Ne]3s13p1属于激发态Mg原子，其失去一个电子所需能量低于基态Mg原子；

D.[Ne]3p1属于激发态Mg+，其失去一个电子所需能量低于基态Mg+，综上所述，电离最外层一个电子所需能量最大的是[Ne]3s1，答案选A；

（2）乙二胺中N形成3个单键，含有1对孤对电子，属于sp3杂化；

C形成4个单键，不存在孤对电子，也是sp3杂化；

由于乙二胺的两个N可提供孤对电子给金属离子形成配位键，因此乙二胺能与Mg2＋、Cu2＋等金属离子形成稳定环状离子；

由于铜离子的半径较大且含有的空轨道多于镁离子，因此与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是Cu2＋；

（3）由于Li2O、MgO为离子晶体，P4O6、SO2为分子晶体。

晶格能MgO＞Li2O，分子间力（分子量）P4O6＞SO2，所以熔点大小顺序是MgO＞Li2O＞P4O6＞SO2；

（4）根据晶胞结构可知Cu原子之间最短距离为面对角线的1/4，由于边长是apm，则面对角线是

，则x＝

pm；

Mg原子之间最短距离为体对角线的1/4，由于边长是apm，则体对角线是

，则y＝

根据晶胞结构可知晶胞中含有镁原子的个数是8×

1/8+6×

1/2+4＝8，则Cu原子个数16，晶胞的质量是

由于边长是apm，则MgCu2的密度是

g·

cm−3。

2．（2013·

全国乙卷·

T37）硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。

请回答下列问题：

（1）基态Si原子中，电子占据的最高能层符号为，该能层具有的原子轨道数为、电子数为。

（2）硅主要以硅酸盐、等化合物的形式存在于地壳中。

（3）单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以相结合，其晶胞中

共有8个原子，其中在面心位置贡献个原子。

（4）单质硅可通过甲硅烷（SiH4）分解反应来制备。

工业上采用Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4，该反应的化学方程式为。

（5）碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实：

化学键

C—C

C—H

C—O

Si—Si

Si—H

Si—O

键能/（kJ•mol-1

356

413

336

226

318

452

①硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是。

②SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是。

（6）在硅酸盐中，SiO4-4四面体（如下图（a））通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。

图（b）为一种无限长单链结构的多硅酸根，其中Si原子的杂化形式为，Si与O的原子数之比为，化学式为。

（1）M94

（2）二氧化硅（3）共价键3

（4）Mg2Si+4NH4Cl==SiH4+4NH3+2MgCl2

（5）根据键能数据，C—C键与C—H键能大，所形成的化合物稳定，而Si—Si与Si—H键能小，易断裂，同时导致长链硅烷难以形成；

因为C—H键能大于Si—H键能，所以SiH4的稳定性小于CH4，同时因为Si—O键能大于Si—H键能，所以SiH4更易生成氧化物。

（6）sp31︰3

（1）基态Si原子中，有14个电子，核外电子排布为：

1s22s22p63s23p2，电子占据的最高能层是第3层，即M层；

该电子层具有的原子轨道有：

1个s轨道，3个p轨道。

5个d轨道，合计9个轨道；

硅原子第3层一共填充了4个电子。

（2）硅元素主要以硅酸盐和二氧化硅等化合态形成存在于自然界。

（3）单质硅是原子晶体，所以原子与原子之间是共价键相连接。

根据硅晶体与金刚石晶体结构类似，可知一个硅晶胞中，有8个硅原子位于顶点，6个位于面心，4个位于晶胞内。

（4）由题意“Mg2Si和NH4Cl在液氨介质中反应制得SiH4”可得方程式为：

Mg2Si+4NH4Cl==SiH4+4NH3+2MgCl2

（5）由于题干给出的信息是键能参数，所以我们问题时应该尽量使用键能数据及其相对大小。

（6）由于形成的是SiO4-4四面体，所以根据VSEPR模型，可知价层电子对数为4+（8-2×

4）=4，所以杂化方式为sp3；

每个结构单元中Si与O的个数比为1︰4，但是其中两个O原子被其他两个结构单元所共用，所以实际上每个结构单元中Si︰O=1︰（2+2×

=1︰3；

所以化学式为：

3．（2014·

全国新课标卷·

T37）早期发现的一种天然准晶颗粒由三种Al、Cu、Fe元素组成。

（1）准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过方法区分

晶体、准晶体和非晶体。

（2）基态铁原子有个未成对电子，三价铁离子的电子排布式为：

可用硫氰化钾检验三价铁离子，形成配合物的颜色为

（3）新制备的氢氧化铜可将乙醛氧化为乙酸，而自身还原成氧化亚铜，乙醛中碳原子的杂化轨道类型为______；

一摩尔乙醛分子中含有的σ键的数目为：

。

乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是：

氧化亚铜为半导体材料，在其立方晶胞内部有四个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有个铜原子。

（4）铝单质为面心立方晶体，其晶胞参数a＝0．405nm，晶胞中铝原子的配位数为。

列式表示铝单质的密度g·

cm－3（不必计算出结果）

（1）X射线衍射法

（2）4个；

【Ar】3d5；

血红色（3）sp3；

sp2；

6NA；

乙酸分子间存在着氢键，增加了分子之间的相互作用；

16；

（4）12；

g/cm3

（1）高中所学鉴别晶体与其他固体的最科学的方法就是X射线衍射法。

（2）基态铁原子的核外电子排布为【Ar】3d64s2，所以其d轨道有4个未成对电子；

三价铁离子是在铁原子的基础上失去了3个电子，所以应该是【Ar】3d5；

SCN—与Fe3+形成配合物的颜色为红色。

（3）乙醛分子中既有碳碳单键，又有碳氧双键，所以碳原子的杂化轨道为：

sp3，sp2；

根据乙醛分子的结构特征可知含有一分子乙醛中含有6个σ键，所以1mol中含有6NA；

一般而言，结构相似的分子晶体，沸点高低要看是否有氢键，乙酸分子中含有羧基，所以分子之间可以形成氢键，所以沸点明显高于乙醛；

首先根据O原子的位置可以计算得出晶胞中含有4+（6×

+（8×

=8，又因为晶胞中Cu︰O=2︰1，所以晶胞中含有Cu为16个。

（4）根据所学知识，可得出面心立方晶体的配位数为12；

1个Al的面心立方晶胞中含有4个Al原子，所以1mol晶胞中的质量为4×

27g，如果用密度计算，应该是ρ×

（4.05×

10—8）3×

NA，即可的等式4×

27=ρ×

NA，所以密度ρ=

1．（2015·

T12）碳及其化合物广泛存在于自然界中，回答下列问题：

（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布可用________形象化描述。

在基态14C原子中，核外存在________对自旋相反的电子。

（2）碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是________________________________。

（3）CS2分子中，共价键的类型有________，C原子的杂化轨道类型是________，写出两个与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子或离子________。

（4）CO能与金属Fe形成Fe（CO）5，该化合物的熔点为253K，沸点为376K，其固体属于________晶体。

（5）碳有多种同素异形体，其中石墨烯与金刚石的晶体结构如图所示：

①在石墨烯晶体中，每个C原子连接________

个六元环，每个六元环占有________个C原子。

②在金刚石晶体中，C原子所连接的最小环也为六元环，每个C原子连接________个六元环，六元环中最多有________个C原子在同一平面。

（1）电子云　2

（2）C有4个价电子且半径小，难以通过得或失电子达到稳定电子结构

（3）σ键和π键　sp　CO2、SCN－（或COS等）（4）分子（5）①3　2　②12　4

（1）处于一定空间运动状态的电子在原子核外出现的概率密度分布用电子云形象地描述。

基态14C原子的轨道表示式为

，则核外存在2对自旋相反的电子。

（2）碳原子核外最外层有4个电子，在化学反应中很难失去4个电子形成阳离子，也很难得到4个电子形成阴离子。

因此，碳在形成化合物时，主要通过共用电子对形成共价键。

（3）CS2分子中，存在σ键和π键。

CS2分子中，C原子的价层电子对数为2，杂化轨道类型为sp。

根据等电子理论，与CS2具有相同空间构型和键合形式的分子有CO2、COS和N2O，离子有NO

、SCN－。

（4）因Fe（CO）5熔、沸点较低，常温下为液体，其固体应属于分子晶体。

（5）①由石墨烯的结构可知，每个C原子连接3个六元环，每个六元环占有的C原子数为

6＝2。

②由金刚石的结构可知，每个C可参与形成4条C—C键，其中任意两条边（共价键）可以构成2个六元环。

根据组合知识可知四条边（共价键）任选其中两条有6组，6×

2＝12。

因此每个C原子连接12个六元环。

六元环中C原子采取sp3杂化，为空间六边形结构，最多有4个C原子位于同一平面。

2．（2012·

全国新课标·

T37）ⅥA族的氧、硫、硒（Se）、碲（Te）等元素在化合物中常表现出多种氧化态，含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。

（1）S单质的常见形式为S8，其环状结构如下图所示，S原子采用的轨道杂化方式是；

（2）原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为；

（3）Se的原子序数为，其核外M层电子的排布式为；

（4）H2Se的酸性比H2S（填“强”或“弱”）。

气态SeO3分子的立体构型为，SO32-离子的立体构型为；

（5）H2SeO3的K1和K2分别为2.7×

10-3和2.5×

10-8，H2SeO4第一步几乎完全电离，K2为1.2×

10-2，请根据结构与性质的关系解释：

①H2SeO3和H2SeO4第一步电离程度大于第二步电离的原因：

②H2SeO4比H2SeO3酸性强的原因：

（6）ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。

立方ZnS晶体结构如下图所示，其晶胞边长为540.0pm，其密度为（列式并计算），a位置S2-离子与b位置Zn2+离子之间的距离为pm（列式表示）。

（1）sp3；

（2）O＞S＞Se；

（3）34，3s23p63d10（4）强。

平面三角型，三角锥形；

（5）①第一步电离后生成的负离子较难再进一步电离出带正电荷的氢离子；

②H2SeO3和H2SeO4可表示成（HO）2SeO和（HO）2SeO2。

H2SeO3中的Se为+4价，而H2SeO4中的Se为+6价，正电性更高，导致Se-O-H中O的电子更向Se偏移，越易电离出H+。

（6）

，

（1）因为S8为环状立体结构，所以为SP3；

（6）第一问我们常碰到，后面一问要注意四个Zn2+在体内