【高中教育】高考化学一轮复习选考物质结构与性质模块综合检测鲁科版

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______年______月______日 ____________________部门 2 / 15

(时间：90分钟；满分：120分) 1．(15分)(20xx·长沙一模)Mn、Fe均为第4周期过渡元素，两元素的部分电离能数据如表所示：

元素 Mn Fe 电离能/kJ·mol－1

I1 717 759

I2 1 509 1 561

I3 3 248 2 957

回答下列问题： (1)Mn元素价电子层的电子排布式为____________，比较两元素的

I2、I3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 ________________________________________________________________________。 (2)Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物。 ①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是________。 ②六氰合亚铁离子[Fe(CN)]中的配体CN－中C原子的杂化轨道类型是________，写出一种与CN－互为等电子体的单质分子的电子式：__________________。 (3)三氯化铁常温下为固体，熔点282 ℃，沸点315 ℃，在300 ℃以上易升华，易溶于水，也易溶于乙醚、丙醇等有机溶剂。据此判断三氯化铁晶体为________。 3 / 15

(4)金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如图所示。面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际有的Fe原子个数之比为________。

解析：(1)Mn核外有25个电子，价电子排布式为3d54s2。(2)②CN－中C无孤电子对，杂化类型为sp。与CN－互为等电子体的单质分子为N2，电子式为N⋮⋮N。(3)三氯化铁晶体熔沸点低，说明晶体内作用力为分子间作用力，则为分子晶体。(4)面心立方晶胞中Fe的个数为8×＋6×＝4，体心立方晶胞中Fe的个数为 8×＋1＝2，故面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际有的Fe原子个数之比为2∶1。 答案：(1)3d54s2 由Mn2＋转化为Mn3＋时，3d能级由较稳定的3d5半充满状态转变为不稳定的3d4状态(或Fe2＋转化为Fe3＋时，3d能级由不稳定的3d6状态转变为较稳定的3d5半充满状态) (2)①具有孤对电子 ②sp N⋮⋮N·

(3)分子晶体 (4)2∶1 2．(15分)A、B、C、D为前四周期元素且原子序数依次增大。BA3能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，A、B、C原子的核外电子数之和等于25，DC晶体中D＋的3d能级上电子全充满。 请回答下列问题： (1)D的基态原子的核外电子排布式为________________________________。 4 / 15

(2)在BA3、AC中，沸点较高的是________(填化学式)，原因是________________________________。DA的晶体类型是________。 (3)BA4C晶体中B原子价层电子对数为________，该晶体中不含有________(填选项字母)。 a．离子键 b．极性共价键 c．非极性共价键 d．配位键 e．σ键 f．π键 (4)BC3的空间构型为________，中心原子的杂化轨道类型为________。 (5)B、D形成晶体的晶胞结构如图所示(灰球表示D原子)。已知紧邻的白球与灰球之间的距离为a cm。

①该晶体的化学式为________。 ②B元素原子的配位数为________。 ③该晶体的密度为________g·cm－3。(NA代表阿伏加德罗常数的值) 解析：BA3能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，说明B为N，A为H；C原子的核外电子数为25－1－7＝17，故C为Cl；又因为DC晶体中D＋的3d能级电子全充满，说明D的原子序数为29，故D为Cu。(2)NH3分子间存在氢键，故NH3的沸点高于HCl。氢化铜晶体属于离子晶体。(3)NH4Cl晶体中氮原子的价层电子对数为4。NH4Cl晶体中存在离子键、极性共价键、配位键以及σ键，不含非极性共价键和π键。(4)NCl3的中心原子是N，其中N的价层电子对数为4，成键电子对数为3，孤 5 / 15

电子对数为1，故NCl3的空间构型为三角锥形，中心原子的杂化轨道类型为sp3杂化。(5)①观察晶胞图示知，12个铜原子位于棱上，8个氮原子位于顶点，1个晶胞中含氮原子个数为8×＝1，含铜原子个数为12×＝3，故氮化铜的化学式为Cu3N。②顶点上1个氮原子周围紧邻的铜原子有3个，设想由8个立方体构成大立方体，可知氮原子上下、前后、左右共有6个铜原子紧邻，即氮原子的配位数为6。③ρ＝ g·cm－3＝ g·cm－3。 答案：(1)1s22s22p63s23p63d104s1(或[Ar]3d104s1) (2)NH3 NH3分子间存在氢键 离子晶体 (3)4 cf (4)三角锥形 sp3杂化

(5)①Cu3N ②6 ③1034a3NA

3．(15分)碱金属及其化合物在科学研究、生产生活中有广泛应用。请回答下列问题： (1)基态钠原子核外电子占据能级数为________，核外电子共有________种不同的运动状态。 (2)与K同周期的元素中，最外层电子数与K相同的为____________________(写元素符号)。 (3)在同周期元素中，碱金属元素的__________________最小(填“电负性”“原子半径”或“第一电离能”)。 (4)氢化钠晶胞类似氯化钠晶胞(晶胞结构如图1所示)。设氢化钠晶体中钠离子半径为a pm，氢离子半径为b pm，并且它们在晶体中紧密接触。则氢化钠晶胞中离子的空间利用率为________________。 6 / 15

图1 氯化钠的晶胞 (5)NaBrO、NaBrO2、NaBrO3、NaBrO4四种钠盐中，Br的杂化方式均为____________，阴离子空间构型为三角锥形的是____________________(填化学式)。上述四种钠盐对应的酸的酸性依次增强，试解释HBrO4的酸性强于HBrO3的原因：________________________________________________________________________。 (6)钠晶胞为体心立方堆积，结构如图2所示，配位数为__________________。若钠晶胞的边长为c cm，NA代表阿伏加德罗常数的值，则钠晶体的密度为__________g·cm－3。

图2 钠的晶胞 解析：(1)基态钠原子核外电子排布式为1s22s22p63s1，占据1s、2s、2p、3s四个能级；每个电子的运动状态都不相同，所以有11种运动状态。(2)钾原子最外层有1个电子，同周期的Cr、Cu原子最外层也有1个电子。(3)同周期元素中，碱金属元素的原子半径最大，第一电离能和电负性均最小。(4)氢化钠晶体中钠离子的半径为a pm，氢离子的半径为b pm，在一个氢化钠晶胞中含有4个Na＋与4个H－，晶胞中离子总体积为V＝4×π(a3＋b3) pm3，晶胞体积V′＝[2(a＋b)]3 pm3，故离子的空间利用率＝×100%。(5)四种阴离子中，Br原子 7 / 15

的杂化轨道数均为4，所以Br原子的杂化方式均为sp3杂化，再结合配位原子数可以判断出BrO－呈直线形，BrO呈正四面体形，BrO、BrO两种离子中，由于孤电子对的影响，空间结构分别呈V形、三角锥形。(6)每个钠原子周围最近且等距离的钠原子有8个，所以配位数是8。运用均摊法可知每个晶胞中含有2个钠原子，设钠晶体密度为ρ g·cm－3，故×2＝c3ρ，解得ρ＝(g·cm－3)。 答案：(1)4 11 (2)Cr、Cu (3)电负性、第一电离能 (4)×100% (5)sp3杂化 NaBrO3 HBrO3和HBrO4可分别表示为(HO)BrO2和(HO)BrO3，HBrO3中的Br为＋5价而HBrO4中的Br为＋7价，后者正电性更高，导致O、H之间的电子对向O偏移，更易电离出

H＋ (6)8 46c3NA

4．(15分)(20xx·开封一模)T、W、X、Y、Z是元素周期表前四周期中的常见元素，原子序数依次增大，相关信息如下表。

元素 相关信息 T T元素可形成自然界硬度最大的单质 W W与T同周期，核外有一个未成对电子

X X原子的第一电离能至第四电离能分别是I1＝578 kJ·mol－1，I2＝1 817 kJ·mol－1，I3＝2 745 kJ·mol－1，I4＝11 575 kJ·mol－1 Y 常温常压下，Y单质是固体，其氧化物是形成酸雨的主要物质 Z Z的一种同位素的质量数为63，中子数为34 (1)TY2是一种常用的溶剂，是____________(填“极性分子”或

“非极性分子”)，分子中存在________个σ键，W的最简单氢化物容易液化，理由是____________________。 (2)在25 ℃、101 kPa下，已知13.5 g的X固体单质在O2中完全燃烧后恢复至原状态，放热419 kJ，该反应的热化学方程式为________________________________________________________________________。