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2020年高考化学复习物质结构与性质简答题模型

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    • 1、2020年高考化学复习物质结构与性质简答题模型一、物质熔沸点问题1、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为 【答】AlCl3是分子晶体,而 AlF3是离子晶体2、P4O10 的沸点明显高于 P4O6,原因为【答】都是分子晶体,P4O10的分子作用力高于 P4O63、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。4、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。5、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。6、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。7. 乙二胺分子(H2NCH2CH2NH2)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

      2、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 。8、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。9、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。10、比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因:GeCl4GeBr4GeI4熔点/49.526146沸点/83.1186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。二、溶解性问题1、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。2、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

      3、,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。3、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。4、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)4SO4H2O 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。、5、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6、 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7、硼酸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8、咖啡因对中枢神经有兴奋作用,其结构简式如下左图。常温

      4、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 【答】咖啡因与水杨酸钠形成了氢键9.P4易溶于CS2,难溶于水的原因是_。【答】P4和CS2均为非极性分子,H2O为极性分子,相似相溶10.实验测得在极性溶剂中SbCl5的溶解度比SbCl3的溶解度小得多,其主要原因是。【答】SbCl2为非极性分子,SbCl3为极性分子,依据相似相容原理SbCl3在水中溶解度大三、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 度,而 NH3 有未成键的孤对电子,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NSiNSiNSi(填“”“NH3H2O,请分析可能的原因:【答】CH4分子

      5、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”“孤电子对与键电子对间的排斥力键电子对间 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11、比较NH3和Cu(NH3)42+中HNH键角的大小:NH3Cu(NH3)42+(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成键电子对受到的排斥力减小,所以H-N-H键角增大12.SeO42-中Se-O的键角比SeO3的键角_(填“大“或“小“),原因是_。【答】大;SeO42-的空间构型为正四面体,键角为10928,SeO3的空间构型为平面正三角形,键角为120 四、电子排布问题:1、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、,氧原子的原子核对电子的吸引能力弱于氟离子。2、尿素CO(NH2)2分子中 N、O 元素的第一电离能 NO,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 NO。3、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4、元素铜与镍的第二电离能分别为:ICu=1959kJ/mol,INi=1753kJ/mol,ICu INi 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5、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 。6、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7、从原子结构角度分析Fe2和Fe3的稳定性相对强弱:【答】Fe2+:Ar3d6,Fe3+:Ar3d5,Fe3+的3d能级电子为半充满的稳定状态,故稳定性:Fe3+Fe2+。8、A、B 均为短周期金属元素。依据下表数据,回答问题:Al原子的第一电离能(填“大于”“小于”或“等于”)738 kJmol1,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。9.Mn2+的稳定性强于Mn3+,其原因是: 【答】Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是10、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,

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