高考理综35题《物质结构》难点易错点答题大全.docx

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高考理综35题《物质结构》难点易错点答题大全

高考热点透析：

化学选修3《物质结构》简答题难点易错点

一、构造原理的应用

1.【19年全国卷II】Fe成为阳离子时首先失去______轨道电子，Sm的价层电子排布式为4f66s2，Sm3+的价层电子排布式为______________________。

【答】4s4f5

2.【19年全国卷III】在周期表中，与Li的化学性质最相似的邻族元素是，该元素基态原子核外M层电子的自旋状态（填“相同”或“相反”。

）

【答】Mg相反

3.【18年全国卷II】基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_________形。

【答】哑铃（纺锤）

4.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，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。

【答】N球形K的原子半径较大且价电子数较少，金属键较弱。

5.氧元素的第一电离能小于氮元素，原因是：

【答】氮原子的2p轨道处于较稳定的半充满状态而氧原子的不是。

6.尿素[CO（NH2）2]分子中N、O元素的第一电离能N>O，原因是：

【答】N元素的2P能级为半充满，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量多，所以第一电离能N>O。

7.比较Mn和Fe的电离能数据可知：

气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难。

对此，你的解释是：

。

【答】Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而Fe2+的3d轨道电子数为6，不是较稳定的状态。

8.元素铜与镍的第二电离能分别为：

I（Cu）=1959kJ/mol，I（Ni）=1753kJ/mol，I（Cu）>I（Ni）的原因是：

。

【答】Cu+核外电子排布呈全充满状态，比Ni+稳定，难以失去电子。

9.某同学书写基态铜原子的价层电子排布式为3d94s2，该排布式违背了洪特规则特例。

简单金属离

子在水溶液中的颜色大多与价层含有未成对电子有关，Cu+呈无色，其主要原因可能是：

。

【答】价层无未成对电子。

10.P和S是同一周期的两种元素，P的第一电离能比S大，原因是：

。

【答】P的p亚层是半充满状态，比较稳定，所以第一电离能比硫的大。

11.从原子结构角度分析Fe2＋和Fe3＋的稳定性相对强弱：

。

【答】Fe2＋：

[Ar]3d6，Fe3＋：

[Ar]3d5，Fe3＋的3d能级电子为半充满的稳定状态，故稳定性：

Fe3＋>Fe2＋。

12.A、B均为短周期金属元素。

依据下表数据，回答问题：

电离能/kJ·mol－1

I1

I2

I3

I4

A

932

1821

15390

21771

B

738

1451

7733

10540

写出A原子的核外电子排布图________，Al原子的第一电离能________（填“大于”“小于”或“等于”）738kJ·mol－1，原因是：

。

【答】小于由表中数据判断B为Mg，其最外层电子排布式为3s2，而Al最外层电子排布式为3s23p1，当3p处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，失去p能级的1个电子相对比较容易。

二、配位键的考查

1.【19年全国卷I】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，

【答】SP3、SP3。

乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键；Cu2+（解析：

由于乙二胺的2个N原子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Cu2+半径较大且空轨道多于Mg2+，因此与乙二胺形成的化合物稳定性相对较高的是Cu2+。

）

2.【19年全国卷III】FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为________，其中Fe的配位数为_____________。

【答】

，4

解析：

FeCl3的双聚分子（FeCl3）2即Fe2Cl6为共价化合物，分子中Fe、Cl原子最外层应该满足8电子结构。

Cl最外层为7个电子，其中有1个未成对电子和3对孤对电子，每个Cl只能与Fe形成1对共用电子对。

为保证（FeCl3）2中的Fe满足8电子结构，每个Cl还需提供1对孤对电子与Fe形成配位键，即：

。

3.【19年福建】在[Z（NH3）4]2+离子中，Z2+的空间轨道接受NH3分子提供的形成配位键。

【答】孤对电子

4.【16年全国II】向硫酸铜溶液中加入过量氨水，可生成[Cu（NH3）4]2+配离子，已知NF3与NH3的空间构型都是三角锥形，但NF3不易与Cu2+形成配逆子，其原因是。

【答】NH3中的N原子带负电性，易与Cu2+结合，而NF3中的N原子带正电性，与带正电的Cu2+相互排斥，难以结合。

5.比较NH3和[Cu（NH3）4]2+中H－N－H键角的大小：

NH3_[Cu（NH3）4]2+（填“＞”或“＜”），并说明理由：

。

【答】＜，由于NH3提供孤对电子与Cu2+形成配位键后，N-H成键电子对受到的斥力减小，所以H-N-H键角增大。

6.H3B03为一元弱酸，解释原因：

。

【答】H3B03分子可与水分子形成配位键，产生[B（0H）4]—和1个H+。

其电离方程式表示为：

H3B03+H2OH3BO3+H2O

H++B（OH）−4。

三、熔沸点问题（晶体结构、氢键）

1.【19年全国卷I】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。

【答】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。

2.Cu2O熔点比Cu2S的（填“高”或“低”），请解释原因。

【答】O2-半径比S2-小，阴阳离子的核间距小，晶格能大，所以Cu2O熔点高。

3.【19年全国卷II】

（1）元素As与N同族。

预测As的氢化物分子的立体结构为_______，其沸点比NH3的_______（填“高”或“低”），其判断理由是_________________________。

【答】三角锥形低NH3分子间存在氢键

4.【19年全国卷III】（3）苯胺

）

晶体类型是__________。

苯胺与甲苯（

）的相对分子质量相近，但苯胺的熔点（-5.9℃）、沸点（184.4℃）分别高于甲苯的熔点（-95.0℃）、沸点（110.6℃），原因是___________。

【答】分子晶体苯胺分子之间存在氢键

5.【18年全国卷II】（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__________。

【答】S8相对分子质量大，分子间范德华力强

6．【2017新课标III卷】研究发现，在CO2低压合成甲醇反应（CO2+3H2=CH3OH+H2O）中，Co氧化物负载的Mn氧化物纳米粒子催化剂具有高活性，显示出良好的应用前景。

（3）在CO2低压合成甲醇反应所涉及的4种物质中，沸点从高到低的顺序为，原因是。

【答】H2O>CH3OH>CO2>H2H2O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。

7.氯化铝的熔点为190℃，而氟化铝的熔点为1290℃，导致这种差异的原因是。

【答】AlCl3是分子晶体，而AlF3是离子晶体。

8.P4O10的沸点明显高于P4O6，原因是：

。

【答】都是分子晶体，P4O10的分子间作用力高于P4O6

9.H2S熔点为-85.5℃，而与其具有类似结构的H2O的熔点为0℃，极易结冰成固体，二者物理性质出现此差异的原因是：

。

【答】H2O分子之间极易形成氢键，而H2S分子之间只存在较弱的范德华力。

10.二氧化硅的熔点比CO2高的原因：

【答】CO2是分子晶体，SiO2是原子晶体。

11.CuO的熔点比CuS的高，原因是：

。

【答】氧离子半径小于硫离子半径，所以CuO的离子键强，晶格能较大，熔点较高。

12.邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是：

。

【答】邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力更大。

13.乙二胺分子（H2N—CH2—CH2—NH2）中氮原子杂化类型为SP3，乙二胺和三甲胺[N（CH3）3]均属于胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是：

。

【答】乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键。

14．丙酸钠（CH3CH2COONa）和氨基乙酸钠均能水解，水解产物有丙酸（CH3CH2COOH）和氨基乙酸（H2NCH2COOH），H2NCH2COOH中N原子的杂化轨道类型为SP3杂化，C原子的杂化轨道类型为SP3、SP2杂化。

常温下丙酸为液体，而氨基乙酸为固体，主要原因是：

。

【答】羧基的存在使丙酸形成分子间氢键，而氨基乙酸分子中，羧基和氨基均能形成分子间氢键。

15．NH3常用作制冷剂，原因是：

。

【答】NH3分子间能形成氢键，沸点高，易液化，汽化时放出大量的热，所以能够做制冷剂。

16.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

【答】GeCl4、GeBr4、GeI4的熔沸点依次上升。

因为都是分子晶体，其组成和结构相似的物质，随分子量增大，范德华力增大，熔沸点上升。

17.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）文明中外，曾主要用于造币，亦可用于制作仿银饰品。

氨的沸点（“高于”或“低于”）膦（PH3），原因是：

。

【答】③高于氨气分子间存在氢键，分子间作用力强。

18.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。

GaF3的熔点高于1000℃，GaCl3的熔点为77.9℃，其原因是：

。

【答】GaF3是离子晶体，GaCl3是分子晶体，离子键比范德华力强。

19.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：

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：

。

【答】O3都是分子晶体，O3的相对分子质量大，范德华力大，沸点高。

20.乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是：

。

【答】CH3COOH存在分子间氢键。

21.硅烷（SinH2n＋2）的沸点与其相对分子质量的变化关系如图所示，呈现这种变化关系的原因是：

。

【答】同是分子晶体，硅烷的相对分子质量越大，分子间范德华力越强（或其他合理答案）。

22.硝酸和尿素的相对分子质量接近，但常温下硝酸为挥发性液体，尿素为固体，请解释原因：

。

【答】尿素分子间存在氢键，使其熔沸点升高，而硝酸分子内存在氢键，使其熔沸点降低。

23.氮化铝熔点为22000C，其晶体类型是，氮化硼的熔点比氮化铝高，其原因是是：

。

【答】原子晶体；同为原子晶体，硼原子半径小于铝原子半径，氮化硼中共价键键能较大。

四、溶解性问题（相似相溶原理、氢键）

1.【18年全国卷III】

（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________________。

【答】

（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。

2.氨气极易溶于水的原因为：

。

【答】氨气和水都是极性分子，相似相溶；氨气与水分子间能形成氢键。

3.水由液体形成固体后密度却减小，原因为：

。

【答】水在形成晶体时，由于氢键的作用使分子间距离增大，空间利用率降低，密度减小。

4.HF和HCl在水中的溶解度HF较大，原因是：

。

【答】HF与水分子之间能形成氢键，氢键的存在能增强物质在水中的溶解性，所以HF和HCl在水中HF的溶解度较大。

5.某同学用硫酸铜溶液与氨水做了一组实验，向硫酸铜溶液中滴加氨水生成蓝色沉淀，继续滴加氨水沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液，最后向该溶液中加入一定量乙醇，析出[Cu（NH3）4]SO4·H2O晶体，请解释加入乙醇后析出晶体的原因：

。

【答】乙醇分子极性比水分子弱，加入乙醇后溶剂的极性减弱，溶质的溶解度减小。

6.乙醇在H2O中的溶解度大于H2S，其原因是：

。

【答】H2O分子与C2H5OH分子间易形成氢键，而H2S与H2O分子间不能形成氢键。

7.H2O与CH3CH2OH可以任意比例互溶的原因：

。

【答】都是极性分子；H2O与CH3CH2OH可形成分子间氢键。

8.硼酸晶体结构如图，晶体中存在的作用力有_______；加热时，硼酸的溶解度增大，主要原因是：

。

【答】范德华力、氢键、共价键；加热破坏了硼酸分子之间的氢键。

9.咖啡因对中枢神经有兴奋作用，其结构简式如下图。

常温下，咖啡因在水中的溶解度为2g，加适量水杨酸钠［C6H4（OH）（COONa）］可使其溶解度增大，其原因可能是_____________________，分子中氮原子的杂化类型有_______________。

【答】咖啡因与水杨酸钠形成了氢键。

sp2和sp3

五、键角问题

1.CH4的键角大于NH3的原因为：

。

【答】CH4中都是C-H单键，键与键之间的排斥力一样，所以是正四面体109.5°，而NH3有未成键的孤对电子，因为孤对电子间的排斥力>孤对电子对化学键的排斥力>化学键间的排斥力，所以由于孤对电子的排斥，键角要小于没有孤对电子排斥的CH4的键角，而孤对电子越多，排斥力越大。

2.NF3的键角小于NH3键角的原因为：

。

【答】F的电负性比H的大，NF3中N上的孤对电子偏向N，而孤对电子对成键电子对的排斥力较大。

3.高温陶瓷材料Si3N4晶体中键角N—Si—N__>__Si—N—Si（填“>”“<”“=”），原因是：

。

【答】N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si—N—Si键角较小。

4.两种三角锥形气态氢化物膦（PH3）和氨（NH3）的键角分别为93.6°和107°，试分析PH3的键角小于NH3的原因：

。

【答】电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大。

5.已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4>NH3>H2O，请分析可能的原因：

。

【答】CH4分子中无孤对电子，NH3分子中含有1对孤对电子，H2O分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小。

6.NF3的键角___<___NH3的键角（填“>”“<”“=”），理由是：

。

【答】F的电负性比H大，NF3中N周围电子云密度减小，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小。

7.H3O+中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，原因是：

。

【答】H2O中的氧原子有2对孤电子对，H3O+中氧原子有1对孤电子对，排斥力较小。

8.NH4+中H－N－H的键角比NH3中H－N－H的键角__________（填“大”或“小”），原因是：

。

【答】大；NH4+中的氮原子上均为成键电子，而NH3分子中的氮原子上有一对孤电子对，孤电子对和成键电子对之间的排斥力强于成键电子对和成键电子对之间的排斥力，导致NH4+中H-N-H的键角比NH3中大。

9.CH4、NH3、H2O的VSEPR模型都是，键角分别是、、；分析它们键角差异的原因：

。

【答】四面体形，109.5°、107°、105°；CH4中键与键之间的排斥力一样,是正四面体，键角为109.50。

而其他两个分子均有未成键的孤电子对,孤电子对间的排斥力>孤电子对与σ键电子对间的排斥力>σ键电子对间的排斥力。

由于孤电子对成键电子的排斥作用，使得成键电子间夹角变小，H2O中有两对孤对电子，NH3中有一对孤对电子，固H2O中键角比NH3更小。

10.H2S键角比H2Se大的原因：

。

【答】电负性S大于Se，共用电子对离S近，共用电子对间的排斥力大。

六、原子结构问题

1.稳定性H2S>H2Se的原因是：

。

【答】H键的键能比Se-H键的键能大。

2.焰色反应发生的原因为：

。

【答】激发态电子向基态跃迁，能量以光的形式释放（发射光谱）。

3.检验K元素的方法是焰色反应，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：

。

【答】当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态电子，电子从能量较高的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量。

4.NaBH4的阴离子中一个B原子能形成4个共价键,而冰晶石（Na3AlF6）的阴离子中一个Al原子可以形成6个共价键，原因是：

。

【答】B原子价电子层上没有d轨道，Al原子价电子层上有d轨道。

5.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：

。

【答】Ge原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p−p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键，不易形成双键或叁键。

6.碳酸盐在一定温度下会发生分解，实验证明碳酸盐的阳离子不同，分解温度不同，如下表所示：

碳酸盐

MgCO3

CaCO3

SrCO3

BaCO3

热分解温度/℃

402

900

1172

1360

阳离子半径/pm

66

99

112

135

试分析随着阳离子半径的增大，碳酸盐的分解温度逐步升高的原因：

。

【答】碳酸盐分解过程实际上是晶体中的金属阳离子结合CO32-中的氧离子，使CO32-分解为CO2的过程，所以当阳离子所带电荷数目相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子的能力就越强，对应的碳酸盐就越容易分解。

7.碳及其化合物广泛存在于自然界中，碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是：

。

【答】C有4个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定结构

8.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·mol-1）

360

803

464

640

C和O之间易形成含有双键的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为：

。

【答】碳与氧之间形成含有双键的分子晶体放出的能量（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·mol-1×4=1440kJ·mol-1），故CO2易形成含双键的分子晶体；硅与氧之间形成含有双键的分子晶体放出的能量（640kJ·mol-1×2=1280kJ·mol-1）小于形成含单键的原子晶体放出的能量（464kJ·mol-1×4=1856kJ·mol-1），故SiO2易形成含单键的原子晶体。

9.Na+和Ne互为等电子体，电离能I2（Na）>I1（Ne），原因是：

。

【答】Na+和Ne电子排布结构相同，而Na+比Ne的核电荷数大，因此Na+原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na+更难失去电子，电离能更大。

10.一定条件下，CH4和CO2都能与H2O形成笼状结构（如下图所示）的水合物晶体，其相关参数见下

表。

CH4与H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。

①“可燃冰”中分子间存在的2种作用力是________。

②为开采深海海底的“可燃冰”，有科学家提出用CO2置换CH4的设想。

已知上图中笼状结构的空腔直径为0.586nm，根据上述图表，从物质结构及性质的角度分析，该设想的依据是：

。

【答】①氢键、范德华力②CO2的分子直径小于笼状结构空腔直径，且与H2O的结合能大于CH4。

11.周期表前四周期的元素a、b、c、d、e，原子序数依次增大。

a的核外电子总数与其周期数相同，b的价电子层中未成对电子有3个，c的最外层电子数为其内层电子数的3倍，d与c同族；e的最外层只有1个电子，但次外层有18个电子。

回答下列问题；（5）这5种元素形成的一种1∶1型离子化合物中，阴离子呈四面体结构；阳离子呈轴向狭长的八面体结构[如图（b）所示]。

（a）（b）

该化合物中，阴离子为________，阳离子中存在的化学键类型有________；该化合物加热时首先失去的组分是________，判断理由是_____________________________________。

【答】SO42－共价键和配位键H2OH2O与Cu2＋的配位键比NH3与Cu2＋的弱。

12.硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。

回答下列问题:

（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。

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：

。

【答】①C-C键和C-H键较强，所形成的烷烃稳定。

而硅烷中Si-Si键和Si-H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成。

②C—H键的键能大于C-O键，C-H键比C-O键稳定。

而Si-H键的键能却远小于Si-O键，所

以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更强的Si—O键。

13.已知苯酚（

）具有弱酸性，其Ka=1.1×10-10；水杨酸第一级电离形成的离子

能形成分子内氢键。

据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2（水杨酸）_______