高考化学二轮复习第1部分专题素能提升练13：有机化学基础（含答案）

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1、有机化学基础1原子结构与元素的性质：(1)了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理，能正确书写136号元素原子核外电子、价电子的电子排布式和电子排布图；(2)了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质；(3)了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用；(4)了解电负性的概念并能用以说明元素的某些性质。2.化学键与分子结构：(1)理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构特征解释其物理性质；(2)了解共价键的形成、极性、类型(键和键)，了解配位键的含义；(3)能用键能、键长、键角等说明简单分子的某些性质；(4)了解杂化轨道理论及简单的杂化轨道类型(sp、sp2、sp3)；(5)能用价层电子对

2、互斥理论或者杂化轨道理论推测简单分子或离子的空间结构。3.分子间作用力与物质的性质：(1)了解范德华力的含义及对物质性质的影响；(2)了解氢键的含义，能列举存在氢键的物质，并能解释氢键对物质性质的影响。4.晶体结构与性质：(1)了解晶体的类型，了解不同类型晶体中结构微粒、微粒间作用力的区别；(2)了解晶格能的概念，了解晶格能对离子晶体性质的影响；(3)了解分子晶体结构与性质的关系；(4)了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系；(5)理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属的一些物理性质，了解金属晶体常见的堆积方式；(6)了解晶胞的概念，能根据晶胞确定晶体的组成并

3、进行相关的计算。1(2019全国卷)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料，其中一类为FeSmAsFO组成的化合物。回答下列问题：(相对原子质量：Fe：56，Sm：150，As：75，F：19，O：16)(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_。(2)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价层电子排布式为_。(3)比较离子半径：F_O2(填“大于”“等于”或“小于”)。(4)一种四方结构的超导化合物的晶胞如图1所示。晶胞中Sm和As原子的投影位置如图2所示。图1图2图中

4、F和O2共同占据晶胞的上下底面位置，若两者的比例依次用x和1x代表，则该化合物的化学式表示为_；通过测定密度和晶胞参数，可以计算该物质的x值，完成它们关系表达式：_gcm3。以晶胞参数为单位长度建立的坐标系可以表示晶胞中各原子的位置，称作原子分数坐标，例如图1中原子1的坐标为，则原子2和3的坐标分别为_、_。解析(2)Fe的价层电子排布式为3d64s2，成为阳离子时首先失去的是4s轨道的电子。Sm3是Sm原子失去3个电子形成的，Sm的价层电子排布式为4f66s2，失去3个电子时，首先失去6s轨道上的2个电子，再失去4f轨道上的1个电子，因此Sm3的价层电子排布式为4f5。(3)O2和F的核外电

5、子层结构相同，F的核电荷数大，因此F的半径小。(4)由题图可知，As、Sm都在晶胞的面上，该晶胞中As的原子个数41/22，Sm的原子个数41/22，Fe在晶胞的棱上和体心，Fe的原子个数141/42，F和O2在晶胞的顶点和上下底面，F和O2的个数和282，已知F和O2的比例依次为x和1x，所以该物质的化学式为SmFeAsO1xFx。1个晶胞的质量 g，晶胞的体积a2c1030 cm3，所以晶胞的密度 gcm3。根据图1中原子1的坐标为，可看出原子2的z轴为0，x、y轴均为，则原子2的坐标为；原子3的x、y轴均为0，z轴为，则原子3的坐标为。答案(1)三角锥形低NH3分子间存在氢键(2)4s4

6、f5(3)小于(4)SmFeAsO1xFx2(2018全国卷)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。回答下列问题：(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键C键D氢键(4)Li2O是离子晶体，其晶格能可通过图(a)的BornHaber循环计算得到。图(a)可知，Li原子的第一电离能

7、为_ kJmol1，O=O键键能为_ kJmol1，Li2O晶格能为_ kJmol1。(5)Li2O具有反萤石结构，晶胞如图(b)所示。已知晶胞参数为0.466 5 nm，阿伏加德罗常数的值为NA，则Li2O的密度为_ gcm3(列出计算式)。图(b)解析(1)根据能级能量E(1s)E(2s)Al，PS。逐级电离能逐渐增大(即I1I2)，同能层的变化不大，但不同能层的差别很大(即突变)。如Na：I1I2I9I101.8，非金属元素；电负性1.7，离子键；两成键元素电负性差值1.7，共价键。判断元素价态正负：一般来说，电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价。原子结构及核外电子排布1(20

8、19各地模拟精选)(1)氮族(A族)元素的外围电子排布式的通式为_。Sb的元素名称为_。基态P原子中，电子占据的最高能级符号为_，该能层具有的原子轨道数为_。(2)已知银(Ag)位于元素周期表第五周期，与Cu同族，则基态Ag的价电子排布式为_。(3)基态Ca原子M能层电子排布图_，若价层电子由4s2状态变化为4s14p1状态所得原子光谱为_光谱(填“发射”或“吸收”)。(4)下列氧原子电子排布图表示的状态中，能量最高的是_(填序号，下同)，能量最低的是_。 (5)第四周期中，与N原子未成对电子数相同的金属元素有_种；最外层电子排布式为4s1的元素有_种。(6)Si原子中未成对电子数与成对电子数

9、的个数之比为_，最高能级的原子轨道形状为_。答案(1)ns2np3锑3p9(2)4d105s1(3) 吸收(4)DA(5)33(6)16哑铃形元素的主要性质2(2019各地模拟精选)(1)对于呋喃(和吡咯)所含的元素中，电负性最大的是_，最小的是_；第一电离能最大的是_。(2)Ca的第一电离能_(填“大于”或“小于”)Ga。理由是_。(3)黄铜是由铜和锌所组成的合金，元素铜与锌的第一电离能分别为：ICu746 kJmol1，IZn906 kJmol1，ICuIZn的原因是_。(4)FeO和Fe2O3中较稳定的是_，从原子结构角度分析，其理由是_。(5)组成HClO4NaClO4的4种元素的电负

10、性由小到大的顺序为_。(6)从原子结构的角度解释形成焰色反应的原因为_。答案(1)OHN(2)大于Ga的4p轨道上有一个电子，易失去，而Ca的4p轨道上全空较稳定(3)锌失去的是全充满的4s2电子，铜失去的是4s1电子(4)Fe2O3Fe2O3中的3价Fe的3d为半充满状态，很稳定(5)NaHClsp2sp3。杂化类型相同，中心原子孤电子对越多，键角越小，如H2OPH3。杂化类型和孤电子对数相同，配位原子的电负性越大，键角越小，如NCl3Mg2，Cu2的配位数比Mg2大，故乙二胺与Cu2形成的配合物更稳定。(2)在周期表中存在“对角线”关系的元素化学性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si

11、等，所以与Li的化学性质最相似的邻族元素是Mg。Mg元素基态原子核外M层上只有3s轨道上2个自旋状态相反的电子。在蒸汽状态下FeCl3以双聚分子存在，即分子式为Fe2Cl6；每个Fe原子与3个Cl原子形成共价键，还可以提供空轨道与另1个Cl原子提供的孤对电子形成配位键，结构式可表示为 ；由结构式可知，Fe的配位数为4。答案(1)Asp3sp3乙二胺的两个N提供孤对电子给金属离子形成配位键Cu2(2)Mg相反 5(2018全国卷，节选)硫及其化合物有许多用途，相关物质的物理常数如下表所示：H2SS8FeS2SO2SO3H2SO4熔点/85.5115.2600(分解)75.516.810.3沸点/

12、60.3444.610.045.0337.0回答下列问题：(1)基态Fe原子价层电子的电子排布图(轨道表达式)为_，基态S原子电子占据最高能级的电子云轮廓图为_形。(2)根据价层电子对互斥理论，H2S、SO2、SO3的气态分子中，中心原子价层电子对数不同于其他分子的是_。(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_。图(a)图(b)(4)气态三氧化硫以单分子形式存在，其分子的立体构型为_形，其中共价键的类型有_种；固体三氧化硫中存在如图(b)所示的三聚分子，该分子中S原子的杂化轨道类型为_。解析(2)价层电子对数包括成键电子对数和孤电子对数，H2S中S的

13、成键电子对数为2，孤电子对数为2，故价层电子对数为4(或价层电子对数为4)，同理，SO2中S的价层电子对数为3，SO3中S的价层电子对数为3，H2S中S的价层电子对数不同于SO2、SO3。(4)气态SO3为单分子，分子中S无孤电子对，其分子的立体构型为平面三角形，S和O之间形成双键，故共价键有键和键两种。固态SO3为三聚分子，分子中每个S与4个O成键，S无孤电子对，故原子的杂化轨道类型为sp3。答案(1) 哑铃(纺锤)(2)H2S(3)S8相对分子质量大，分子间范德华力强(4)平面三角2sp3晶体结构与性质(对应学生用书第111页)1四类晶胞结构及其代表物(1)离子晶体(2)金属晶体：简单立方

14、堆积(Po)，体心立方堆积(Na、K)，六方最密堆积(Mg、Zn)，面心立方最密堆积(Cu、Ag)。(3)分子晶体(图a)(4)原子晶体(图b)图a图b2晶胞计算的思维方法(1)“均摊法”原理注意：立方体晶胞中各线段之间的关系对于不是平行六面体的晶胞，用均摊法计算粒子数时，要注意均摊比例的不同，如三棱柱晶胞和六棱柱晶胞等。(2)晶体密度的相关计算若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对“分子”质量)；1个晶胞的质量为V g(V为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为VNA g，因此有xMVNA。注意计算V时要注意晶胞的立体形状灵活计算，且

15、注意V与单位一致。(3)晶胞中原子空间利用率100%。如面心立方最密堆积(如图所示)分析：a2r；V(球)4r3；V(晶胞)a3(2r)316r3；空间利用率100%100%74%。3比较晶体熔、沸点高低的规律方法(1)不同类型晶体的熔、沸点高低一般规律原子晶体离子晶体分子晶体。金属晶体的熔、沸点差别很大。如钨、铂等熔点很高，汞、铯等熔点很低。(2)同类型晶体的熔、沸点高低一般规律原子晶体由共价键形成的原子晶体中，原子半径小的键长短，键能大，晶体的熔、沸点高。如熔点：金刚石碳化硅硅。离子晶体一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，晶格能就越大，其晶体的熔、沸点就越高。如熔点：MgONaClCsCl。分子晶体a分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高；具有氢键的分子晶体熔、沸点反常地高。如H2OH2TeH2SeH2S。b组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高。如SnH4GeH4SiH4CH4。c组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如CON2。金属晶体金属离子半径越小，离子电荷数越多，金属键越强，金属熔、沸点就越高。如熔、沸点：AlMgNa。晶体结构及其晶胞计算1(2019潍坊模拟)某磷青