高考化学一轮总复习限时训练第十二章第40讲限时训练.docx

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高考化学一轮总复习限时训练第十二章第40讲限时训练

限时训练

[选题细目表]

考查知识点

基础题

中档题

较难题

1.晶体的特征和性质

1、2

2.晶体的结构与性质间的关系

3

4、6

3.常见晶体的空间结构

5、7

4.晶体微粒数目、密度的相关计算

8

5.晶体结构和性质知识的综合应用

9

10、11

一、选择题（本题包括7个小题，每小题6分，共42分，每小题仅有一个选项符合题意）

1．下列关于晶体的说法错误的是（　　）

A．晶体中粒子呈周期性有序排列，有自范性，而玻璃体中原子排列相对无序，无自范性

B．含有金属阳离子的晶体一定是离子晶体

C．晶胞是晶体结构的基本单元，晶体内部的微粒按一定规律作周期性重复排列

D．晶体尽可能采取紧密堆积方式，以使其变得较稳定

解析：

含有金属阳离子的晶体不一定是离子晶体，如氯化铝含有金属阳离子但属于分子晶体。

答案：

B

2．下列说法中正确的是（　　）

A．离子晶体中每个离子周围均吸引着6个带相反电荷的离子

B．金属导电的原因是在外电场作用下金属产生自由电子，电子定向运动

C．分子晶体的熔、沸点很低，常温下都呈液态或气态

D．原子晶体中的各相邻原子都以共价键相结合

解析：

A项，离子晶体中每个离子周围不一定吸引6个带相反电荷的离子，如CsCl晶体中每个Cs＋吸引8个Cl－；B项，金属晶体中的自由电子不是因为外电场作用产生的；C项，分子晶体不一定是液态或气态，可能为固态，如I2、S8等。

答案：

D

3．下列各物质中，按熔点由高到低的顺序排列正确的是（　　）

A．CH4>SiH4>GeH4>SnH4

B．KCl>NaCl>MgCl2>MgO

C．Rb>K>Na>Li

D．金刚石>SiO2>Na>冰

解析：

A项中均为分子晶体且结构相似，相对分子质量越大，溶、沸点越高；B项均为离子晶体，离子半径越小，电荷越多，离子键就越强；C项均为金属晶体，金属键强弱与金属原子半径成反比，与价电子数成正比。

答案：

D

4．下列各物质熔化时，所克服的粒子间作用力相同的是（　　）

A．Na2O和SO3　　　B．Mg和Si

C．NaOH和NaClD．AlCl3和MgCl2

解析：

Na2O、NaOH、NaCl、MgCl2熔化时破坏离子键；SO3和AlCl3熔化时克服分子间作用力；Mg熔化时克服金属键；Si熔化时克服共价键。

答案：

C

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

解析：

氯化钠晶体中，每个Na＋周围距离相等的Na＋共12个。

每个Na＋周围距离相等且最近的Cl－共有6个。

答案：

B

6．氮氧化铝（AlON）属原子晶体，是一种超强透明材料，下列描述错误的是（　　）

A．AlON和石英的化学键类型相同

B．AlON和石英晶体类型相同

C．AlON和Al2O3的化学键类型不同

D．AlON和Al2O3晶体类型相同

解析：

AlON与石英（SiO2）均为原子晶体，所含化学键均为共价键，故A、B项正确；Al2O3是离子晶体，晶体中含离子键，不含共价键，故C项正确、D项错误。

答案：

D

7．下列关于CaF2的表述正确的是（　　）

A．Ca2＋与F－间仅存在静电吸引作用

B．F－的离子半径小于Cl－，则CaF2的熔点高于CaCl2

C．阴、阳离子比为2∶1的物质，均与CaF2晶体构型相同

D．CaF2中的化学键为离子键，因此CaF2在熔融状态下能导电

解析：

Ca2＋与F－之间既有静电引力作用，也有静电排斥作用，A错误；离子所带电荷相同，F－的离子半径小于Cl－，所以CaF晶体的晶格能大，熔点高，B错误；晶体构型还与离子的大小有关，所以阴、阳离子比为2∶1的物质，不一定与CaF晶体构型相同，C错误；CaF2中的化学键为离子键，CaF2在熔融状态下发生电离，因此CaF2在熔融状态下能导电，D正确。

答案：

D

二、非选择题（本题包括4个小题，共58分）

8．（2016·全国Ⅲ卷）（14分）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）GaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因

_______________________________________________________

______________________________________________________。

（2）GaAs的熔点为1238℃，密度为ρg·cm－3，其晶胞结构如图所示。

该晶体的类型为________，Ga与As以________键相结合。

Ga和As的摩尔质量分别为MGag·mol－1和MAsg·mol－1，原子半径分别为rGapm和rAspm，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_________________________。

解析：

（1）GaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，而离子晶体的熔点高于分子晶体。

（2）GaAs的熔点为1238℃，其熔点较高，据此推知GaAs为原子晶体，Ga与As原子之间以共价键相结合。

分析GaAs的晶胞结构，4个Ga原子处于晶胞体内，8个As原子处于晶胞的顶点、6个As原子处于晶胞的面心，结合“均摊法”计算可知，每个晶胞中含有4个Ga原子，含有As原子个数为8×1/8＋6×1/2＝4（个），Ga和As的原子半径分别为rGapm＝rGa×10－10cm，rAspm＝rAs×10－10cm，则原子的总体积为V原子＝4×

π×[（rGa×1010cm）3＋（rAs×10－10cm）3]＝

×10－30（r

＋r

）cm3。

又知Ga和As的摩尔质量分别为MGag·mol－1和MAsg·mol－1，晶胞的密度为ρg·cm－3，则晶胞的体积为V晶胞＝

cm3，故GaAs晶胞中原子的体积占晶胞体积的百分率为

×100%＝

×100%＝

×100%。

答案：

（1）GaF3为离子晶体，GaCl3　分子晶体

（2）原子晶体　共价　　

×100%

9．（2016·全国Ⅰ卷）（际法4分）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）Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、三键，但Ge原子之间难以形成双键或三键。

从原子结构角度分析，原因是

_______________________________________________________

______________________________________________________。

（2）比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因

_______________________________________________________

______________________________________________________。

项目

GeCl4

GeBr4

GeI4

熔点/℃

－49.5

26

146

沸点/℃

83.1

186

约400

（3）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____________________。

（4）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）。

解析：

（1）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。

（2）由锗卤化物的熔、沸点由Cl到I呈增大的趋势且它们的熔、沸点较低可判断出它们均为分子晶体，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。

（3）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。

（4）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×

＋6×

＋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

。

答案：

（1）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

（2）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

（3）sp3　共价键

（4）①

　②

×107

10．（2015·全国Ⅱ卷）（15分）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种元素，A2－和B＋具有相同的电子构型；C、D为同周期元素，C核外电子总数是最外层电子数的3倍；D元素最外层有一个未成对电子。

回答下列问题：

（1）四种元素中电负性最大的是________（填元素符号），其中C原子的核外电子排布式为____________。

（2）单质A有两种同素异形体，其中沸点高的是______（填分子式），原因是_____________________________________________；

A和B的氢化物所属的晶体类型分别为________和________。

（3）C和D反应可生成组成比为1∶3的化合物E，E的立体构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。

（4）化合物D2A的立体构型为________，中心原子的价层电子对数为________，单质D与湿润的Na2CO3反应可制备D2A，其化学方程式为________________________________。

（5）A和B能够形成化合物F，其晶胞结构如图所示，晶胞参数a＝0.566nm，F的化学式为__________；晶胞中A原子的配位数为________；列式计算晶体F的密度（g·cm－3）_____________________。

解析：

C核外电子总数是最外层电子数的3倍，则C为P元素。

A、B的原子序数小于C，且A2－和B＋具有相同的电子构型，则A为O元素，B为Na元素。

C、D为同周期元素，且D元素最外层有一个未成对电子，则D为Cl元素。

（1）O、Na、P和Cl四种元素中，O元素的电负性最大。

P原子核外有15个电子，其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3或[Ne]3s23p3。

（2）O元素形成O2和O3两种同素异形体，固态时均形成分子晶体，而分子晶体中，相对分子质量越大，分子间作用力越大，物质的沸点越高，故O3的沸点高于O2。

O元素形成的氢化物有H2O和H2O2，二者均能形成分子晶体。

Na元素形成的氢化物为NaH，属于离子晶体。

（3）P和Cl元素形成的组成比为1∶3的化合物E为PCl3，中心原子P形成3个σ键且含有1对未成键的孤电子对，故P原子采取sp3杂化，分子构型为三角锥形。

（4）化合物D2A为Cl2O，其中O原子形成2个σ键且含有2对未成键的孤电子对，则O原子采取sp3杂化，故Cl2O为V形结构，中心原子O的价层电子对数为4。

Cl2与湿润的Na2CO3反应可生成Cl2O，据氧化还原反应规律可知，还生成还原产物NaCl，反应的化学方程式为2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===2NaCl＋Cl2O＋2NaHCO3（或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl）。

（5）O2－半径大于Na＋半径，由F的晶胞结构可知，大球代表O2－，小球代表Na＋，每个晶胞中含有O2－个数为8×

＋6×

＝4，含有Na＋个数为8，故O2－、Na＋离子个数之比为4∶8＝1∶2，从而推知F的化学式为Na2O。

由晶胞结构可知，每个O原子周围有8个Na原子，故O原子的配位数为8。

晶胞参数a＝0.566nm＝0.566×10－7cm，则晶胞的体积为（0.566×10－7cm）3，从而可知晶体F的密度为

＝2.27g·cm－3。

答案：

（1）O　1s22s22p63s23p3（或[Ne]3s23p3）

（2）O3　O3相对分子质量较大，范德华力大　分子晶体　离子晶体

（3）三角锥形　sp3

（4）V形　4　2Cl2＋2Na2CO3＋H2O===Cl2O＋2NaHCO3＋2NaCl（或2Cl2＋Na2CO3===Cl2O＋CO2＋2NaCl）

（5）Na2O　8　

＝2.27g·cm－3

11．（2016·海南卷）（15分）M是第四周期元素，最外层只有1个电子，次外层的所有原子轨道均充满电子。

元素Y的负一价离子的最外层电子数与次外层的相同。

回答下列问题：

（1）单质M的晶体类型为________，晶体中原子间通过________作用形成面心立方密堆积，其中M原子的配位数为________。

（2）元素Y基态原子的核外电子排布式为__________，其同周期元素中，第一电离能最大的是________（写元素符号）。

元素Y的含氧酸中，酸性最强的是________（写化学式），该酸根离子的立体构型为________。

（3）M与Y形成的一种化合物的立方晶胞如图所示。

①该化合物的化学式为____________，已知晶胞参数a＝0.542nm，此晶体的密度为______________g·cm－3（写出计算式，不要求计算结果，阿伏加德罗常数的值为NA）。

②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是______________。

此化合物的氨水溶液遇到空气则被氧化为深蓝色，深蓝色溶液中阳离子的化学式为____________。

解析：

根据题给信息推断M为铜元素，Y为氯元素。

（1）单质铜的晶体类型为金属晶体，晶体中微粒间通过金属键作用形成面心立方密堆积，铜原子的配位数为12。

（2）氯元素为17号元素，位于第三周期，根据构造原理知其基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p5，同周期元素由左向右元素原子

的第一电离能逐渐增大，故其同周期元素中，第一电离能最大的是Ar。

氯元素的含氧酸中，酸性最强的是HClO4，该酸根离子中氯原子为sp3杂化，没有孤对电子，立体构型为正四面体形。

（3）①根据晶胞结构利用切割法分析，每个晶胞中含有铜原子个数为8×1/8＋6×1/2＝4，氯原子个数为4，该化合物的化学式为CuCl；则1mol晶胞中含有4molCuCl，1mol晶胞的质量为4×99.5g，又晶胞参数a＝0.542nm，此晶体的密度为

或

g·cm－3。

②该化合物难溶于水但易溶于氨水，其原因是Cu＋可与氨形成易溶于水的配位化合物。

该溶液在空气中Cu＋被氧化为Cu2＋，故深蓝色溶液中阳离子的化学式为[Cu（NH3）4]2＋。

答案：

（1）金属晶体　金属键　12

（2）1s22s22p63s23p5　Ar　HClO4　正四面体

（3）①CuCl　

②Cu＋可与氨形成易溶于水的配位化合物（或配离子）　[Cu（NH3）4]2＋