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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
2、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），H
3、2NCH2COOH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
4、，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，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(NH
5、3)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
6、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
7、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
8、。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
9、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，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，
10、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
11、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，
