高考化学二轮复习配套文档第十四单元物质结构与性质综合题型研究选考word版有答案

【能力展示】能力展示1．(2011·新课标Ⅰ卷)氮化硼(BN)是一种重要的功能陶瓷材料。以天然硼砂为起始物，经过一系列反应可以得到BF3和BN，如下图所示。硼砂H3BO3B2O3BF3BN请回答下列问题：(1)由B2O3制备BF3、BN的化学方程式依次是、。(2)基态B原子的电子排布式为；B和N相比，电负性较大的是，BN中B元素的化合价为。(3)在BF3分子中，F—B—F的键角是，B原子的杂化轨道类型为，BF3和过量NaF作用可生成NaBF4，B-4F的立体结构为。(4)在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中，层内B原子与N原子之间的化学键为，层间作用力为。(5)六方氮化硼在高温高压下可以转化为立方氮化硼，其结构与金刚石相似，硬度与金刚石相当，晶胞边长为361.5pm，立方氮化硼晶胞中含有个氮原子、个硼原子，立方氮化硼的密度是g·cm-3(只要求列算式，不必计算出数值，阿伏加德罗常数设为NA)。〖答案〗(1)B2O3+3CaF2+3H2SO42BF3↑+3CaSO4+3H2OB2O3+2NH32BN+3H2O(2)1s22s22p1N+3(3)120°sp2正四面体(4)共价键(或极性共价键)分子间作用力(5)44-103A254(361.510)N〖解析〗(1)由元素守恒可写出这两个反应的化学方程式：B2O3+3CaF2+3H2SO42BF3+3CaSO4+3H2O；B2O3+2NH32BN+3H2O。(2)B的原子序数为5，其基态原子的电子排布式为1s22s22p1；B和N都属于第2周期元素，同周期自左至右元素的电负性逐渐增大，故电负性较大的是N；B属于ⅢA族元素，化合价为+3价。(3)依据价层电子对互斥理论，计算出的孤对电子对数=12(a-xb)=12(3-3×1)=0，所以BF3分子为平面正三角形结构，键角为120°，杂化方式为sp2；B-4F中心原子的孤对电子对数=12(a-xb)=12(4-4×1)=0，所以其结构为正四面体。(4)B、N均属于非金属元素，二者形成的化学键是极性共价键；根据其结构与石墨相似，层与层之间应该靠分子间作用力结合。(5)描述晶体结构的基本单元叫做晶胞，金刚石晶胞是立方体，其中8个顶点有8个碳原子，6个面各有6个碳原子，立方体内部还有4个碳原子，如图所示。所以金刚石的一个晶胞中含有的碳原子数=8×18+6×12+4=8，因此立方氮化硼晶胞中应该含有4个N和4个B原子。立方氮化硼的一个晶胞中含有4个N和4个B原子，故“每个BN分子”所占的体积为-103(361.510cm)4，1molBN分子的体积为-103A(361.510cm)4N，1molBN分子的质量为-103A(361.510cm)ρ4N=25g，故立方氮化硼的密度是-103A254(361.510)Ng·cm-3。2．(2012·新课标Ⅰ卷)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用途。请回答下列问题：(1)硫单质的常见形式为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消耗的最低能量，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，S2-3O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，请根据结构和性质的关系解释：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晶体结构如右图所示，其晶胞边长为540.0pm，密度为g·cm-3(列式计算)，a位置S2―与b位置Zn2+之间的距离为pm(列式表示)。〖答案〗(1)sp3(2)OSSe(3)343s23p63d10(4)强平面三角形三角锥形(5)①第一步电离生成的氢离子抑制了第二步的电离②H2SeO3和H2SeO4可表示为(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，更容易电离出H+(6)-123-1-1034(6532)gmol6.0210mol(540.010cm)=4.102701-cos10928'或0135210928'sin2或1353〖解析〗(1)硫原子最外层有6个电子，由S8结构可知一个硫原子与另外两个硫原子形成2个σ键，硫原子还余4个电子形成2对孤对电子，所以为sp3杂化。(2)同一主族元素从上往下第一电离能逐渐减小。(3)Se属于第4周期ⅥA族元素，原子序数比S大18，M层电子已经排满，排布式为3s23p63d10。(4)H与Se形成的共价键键能小于H与S形成的共价键键能，所以H2Se比H2S容易电离，H2Se的酸性更强；Se原子孤对电子对数为6-232=0，σ键个数为3，所以Se原子为sp2杂化，无孤对电子，SeO3为平面三角形；S原子孤对电子对数为6-2322=1，σ键个数为3，所以S原子为sp3杂化，含有一对孤对电子，S2-3O为三角锥形。(6)在此晶胞中Zn2+为4个、S2-为18×8+12×6=4个，所以1mol晶胞的质量为(65+32)×4=388g，一个晶胞的质量为-123-1388gmol6.0210mol，一个晶胞的体积为V=(540.0×-10310cm)，根据ρ=mV即可计算；b点(Zn2+)在由A、H、C、D四点构成的正四面体的中心，所以∠ABH=109°28'。如图所示，连接AH、EH，求得AH=2702pm，作BG垂直于AH，GH=12AH=1352pm，∠GBH=12∠ABH=010928'2，通过三角函数即可求出。3．(2013·新课标Ⅰ卷)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—CC—HC—OSi—SiSi—HSi—O键能/kJ·mol-13564133362263184521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。图1(6)在硅酸盐中，Si4-4O四面体(如图1)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。图2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。图2〖答案〗(1)M94(2)二氧化硅(3)共价键3(4)Mg2Si+4NH4ClSiH4↑+4NH3↑+2MgCl2(5)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(6)sp31∶3[SiO32-]nn(或Si2-3O)〖解析〗(1)基态Si原子的电子排布式为1s22s22p43s23p2，对应能层分别为K、L、M，其中电子占据的最高能层是M，该能层存在s、p、d共3个能级，s能级有1个原子轨道，p能级有3个原子轨道，d能级有5个原子轨道，共9个原子轨道，共有电子数为4。(2)硅主要以硅酸盐、二氧化硅等化合物的形式存在于地壳中。(3)硅和金刚石的结构相似，属于原子晶体，硅原子间以共价键结合；在金刚石晶胞中每个面心有1个碳原子，晶体硅和金刚石类似，则面心贡献的原子为6×12=3个。(4)根据反应物是Mg2Si和NH4Cl，生成物为SiH4，结合质量守恒可写出反应的方程式为Mg2Si+4NH4ClSiH4↑+4NH3↑+2MgCl2。(5)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。(6)1个硅原子与4个氧原子通过共价键形成立体网状结构，故硅原子采取sp3杂化，根据图2可知在多硅酸根中，无限个硅氧四面体通过共用两个顶角氧原子而形成单链状结构，Si与O的原子数之比为1∶3，由原硅酸根的结构知：原硅酸的结构为Si(OH)4，故原硅酸分子间脱水形成单链结构的无限长的多硅酸，故多硅酸根的化学式为[SiO32-]nn或Si2-3O。4．(2014·新课标Ⅰ卷)早期发现的一种天然二十面体准晶颗粒由Al、Cu、Fe三种金属元素组成。(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，可通过方法区别晶体、准晶体和非晶体。(2)基态Fe原子有个未成对电子，Fe3+的电子排布式为。可用硫氰化钾检验Fe3+，形成的配合物的颜色为。(3)新制的Cu(OH)2可将乙醛(CH3CHO)氧化成乙酸，而自身还原成Cu2O。乙醛中碳原子的杂化轨道类型为，1mol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。Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4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)Al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Al单质的密度：g·cm-3。〖答案〗(1)X-射线衍射法(2)41s22s22p63s23p63d5血红色(3)sp3、sp26NA乙酸存在分子间氢键，造成沸点升高16(4)1223-734276.0210(0.40510)〖解析〗(1)区分晶体、非晶体的科学方法是X-射线衍射法。(2)基态Fe原子核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，3d轨道上有4个未成对电子，失掉2个4s、1个3d电子形成Fe3+，其电子排布为1s22s22p63s23p63d5；形成的Fe(SCN)3是一种血红色物质。(3)乙醛分子中甲基碳原子采取sp3杂化；醛基碳原子采取sp2杂化；1个CH3CHO分子中含有的1个碳碳单键、4个碳氢键都是σ键，碳氧双键中有一个σ键，所以1mol乙醛分子中共有6molσ键，也就是6NA；乙酸分子间除了存在分子间作用力还存在氢键，所以沸点高于乙醛；根据分摊原则，Cu2O晶胞中有氧原子数为4+8×18+6×12=8，Cu原子的个数是O原子个数的2倍，含有Cu原子的个数为16。(4)面心立方最密堆积的配位数为12；面心立方最密堆积的晶胞内有4个Al原子，其质量为234276.0210g，体积为(0.405×10-7)3cm3，所以其密度为23-734276.0210(0.40510)g·cm-3。5．(2015·新课标Ⅰ卷)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，该化合物熔点为253K