还剩13页未读，
继续阅读
2021版高考化学一轮复习课时分层提升练四十分子结构与性质（含解析）新人教版
展开
分子结构与性质
1.(2019·开封模拟节选)第四周期有18种元素,其相关化合物在化工、医药、材料等领域均有着广泛的应用。请回答下列问题:
(1)基态钙原子核外电子云形状为________,电子占据的最高能层符号是________。
(2)五氧化二钒(V2O5)是硫酸工业中重要的催化剂,基态钒原子的价电子排布式为____________________。
(3)琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物,其中“亚铁”是关键成分,K3[Fe(CN)6]溶液是检验Fe2+的试剂,1 mol CN-中含π键的数目为________,临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收,避免生成Fe3+,从结构角度来看,Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是______________________。
(4)镓、锗、砷、硒的第一电离能由大到小的顺序为____________________(用元素符号表示);其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂,其熔点为-49.5 ℃,沸点为83.1 ℃,则其晶体类型为________,中心原子的杂化类型为________;砷酸酸性弱于硒酸,从分子结构的角度解释原因__________________ ____________。
【解析】(1)基态钙原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2,由于s、p两个能级的电子云形状分别为球形和哑铃形,所以基态钙原子核外电子云形状为球形和哑铃形;电子占据的最高能层是第四层,符号是N。
(2)钒的原子序数为23,所以其基态的价电子排布式为3d34s2。
(3)在CN-内部有一个σ,两个π键,所以1 mol CN-中含π键的数目为2NA;Fe2+的价电子排布式为3d6,Fe3+的价电子排布式为3d5,3d5是半充满状态,比较稳定,所以Fe2+易被氧化成Fe3+。
(4)同周期主族元素的第一电离能从左到右是依次增大的,但其中ⅡA和ⅢA,以及ⅤA和ⅥA之间存在有全满和半满的情况,所以有反常现象,因此镓、锗、砷、硒的第一电离能由大到小的顺序为As>Se>Ge>Ga;四氯化锗的熔沸点都很低,所以其晶体为分子晶体;中心原子即Ge的杂化类型为sp3,可以和四个氯原子形成四个等价的共价键;砷酸的分子式为H3AsO4,而硒酸的分子式为H2SeO4,所以在分子结构上,砷酸分子中的非羟基氧原子数少于硒酸的,所以砷酸酸性弱于硒酸。
答案:(1)球形和哑铃形 N (2)3d34s2 (3)2NA Fe3+的3d5半满状态更稳定
(4)As>Se>Ge>Ga 分子晶体 sp3 硒酸中非羟基氧原子较多(或其他合理解释)
【加固训练】
(2019·哈尔滨模拟)已知A、B、C、D、E、F都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数A
(2)B的氯化物的熔点比D的氯化物的熔点________(填“高”或“低”),理由是__________。
(3)A的氢化物分子中的中心原子采取________杂化,E的低价氧化物分子的空间构型是____________。
(4)F的核外电子排布式是____________,F的高价离子与A的简单氢化物形成的配离子的化学式为________,颜色为____________。
(5)A、F形成某种化合物的晶胞结构如图所示(其中A显-3价),则其化学式为________(每个球均表示1个原子)。
(6)A、C形成的化合物具有高沸点和高硬度,是一种新型无机非金属材料,则其化学式为____________,其晶体中所含的化学键类型为____________。
【解析】根据题意,C元素是地壳中含量最高的金属元素,则C为铝元素;A原子核外有三个未成对电子,原子序数小于铝元素,其电子排布式为1s22s22p3,则A为氮元素;E原子核外的M层中只有两对成对电子,电子排布式为1s22s22p63s23p4,则E为硫元素;化合物B2E的晶体为离子晶体,B应为第ⅠA族元素,且原子序数在氮元素和铝元素之间,则B为钠元素;D单质的晶体类型在同周期的单质中没有相同的,D处于第三周期,故D为硅元素;F原子核外最外层电子数与B相同,其余各层均充满,且原子序数最大,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,故F为铜元素。
(1)在元素周期表中,同一周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势,同一主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小,据此可判断四种元素的第一电离能的顺序为:Na
(3)A的氢化物为NH3,氮原子价层电子对数为3+=4,则氮原子采取sp3杂化;E的低价氧化物为SO2,硫原子孤电子对数为=1,价层电子对数为2+1=3,则为V形;
(4)F为铜元素,其核外电子排布式为:1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,铜离子与氨气可以配位键形成配离子,其化学式为[Cu(NH3)4]2+;
(5)F为Cu,A为N,且N为-3价,由晶胞结构图可知,氮原子在顶点,则氮原子数为8×=1,铜原子在棱心,则铜原子数为12×=3,所以化学式为Cu3N;
(6)A、C形成的化合物为AlN,根据化合物具有高沸点和高硬度,是一种新型无机非金属材料,可判断晶体类型为原子晶体,化学键类型为共价键。
答案:(1)Na
(3)sp3 V形
(4)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
[Cu(NH3)4]2+ 深蓝色
(5)Cu3N (6)AlN 共价键
2.(2019·贵阳模拟)N与B、Al、Ga均可以形成晶体,回答下列问题。
(1)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。
①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________。
②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的立体构型为________。
(2)Al2O3在一定条件下可制得AlN,其晶体结构如图所示,该晶体中Al的配位数是________。
(3)如图是氮化镓的晶胞模型:
氮化镓中镓原子的杂化方式为______________________________________,
氮原子的配位数为____________________________________________。
【解析】(1)①B原子的原子序数为5,所以基态B原子的电子排布式为1s22s22p1;B和N都位于第二周期,同周期自左向右电负性逐渐增大,所以B和N相比,电负性较大的是N,B最外层有3个电子,所以化合价是+3。②依据价层电子对互斥理论可计算出中心原子的孤电子对数=(a-xb)=×(3-3×1)=0,所以BF3分子为平面三角形结构,F—B—F的键角是120°,杂化轨道类型为sp2;在B中中心原子的孤电子对数=(a-xb)=×(3+1-4×1)=0,所以B的结构为正四面体。
(2)Al原子的配位数是指1个Al原子周围邻近的N原子个数,由图示可知,Al的配位数为4。
(3)每个镓与4个N形成共价键,这四个N构成正四面体结构;每个N与4个Ga形成共价键,这四个Ga构成正四面体结构,所以氮化镓中镓原子的杂化方式为sp3杂化。氮原子的配位数为4。
答案:(1)①1s22s22p1 N +3 ②120° sp2 正四面体形
(2)4 (3)sp3 4
【加固训练】
(2019·西安模拟)ⅤA族的氮、磷、砷(As)等元素在化合物中常表现出多种氧化态,含ⅤA族元素的化合物在医药生产中有许多重要用途。请回答下列问题:
(1)基态氮原子的价电子排布图(或轨道表示式)是________________;
基态砷原子的电子排布式为________________。
(2)砷与同周期ⅦA族的溴的第一电离能相比,较大的是________。
(3)AsH3是无色稍有大蒜味的气体。AsH3的沸点高于PH3,其主要原因是_____ _____________________________________________。
(4)①肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。则N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是________。
②Na3AsO4可作杀虫剂。AS的空间构型为________________,与其互为等电子体的一种分子为________________________。
【解析】(1)氮原子的最外层有5个电子,其价电子排布图为。砷为33号元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或
[Ar]3d104s24p3。
(2)同周期元素,从左到右第一电离能逐渐增大, 溴的第一电离能大于砷。
(3)AsH3与PH3均为分子晶体,分子间不存在氢键,AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量,AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力,故AsH3的沸点高于PH3的沸点。
(4)①NH3分子中氮原子的杂化方式为sp3杂化,氨基(—NH2)中氮原子的杂化方式也为sp3杂化,N2H4的结构简式为H2N—NH2,相当于两个氨基相结合,所以氮原子的杂化方式也为sp3杂化。②根据价层电子对互斥理论知,As的空间构型为正四面体形,与其互为等电子体的分子有CCl4、SiCl4等。
答案: (1)
1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
(2)溴
(3)AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量,故AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力
(4)①sp3 ②正四面体形 CCl4(或其他合理答案)
3.(2019·遵义模拟)核安全与放射性污染防治已引起世界各国的广泛重视。在爆炸的核电站周围含有放射性物质碘-131和铯-137。碘-131一旦被人体吸入,可能会引发甲状腺疾病。
(1)Cs(铯)的价电子排布式为6s1,与铯同主族的前四周期(包括第四周期)的三种元素X、Y、Z的第一电离能如下表:
元素代号
X
Y
Z
第一电离能/(kJ·mol-1)
520
496
419
上述三种元素X、Y、Z的元素符号分别为________,基态Z原子的核外电子排布式为________,X形成的单质晶体中含有的化学键类型是________。
(2)F与I同主族,BeF2与H2O都是由三个原子构成的共价化合物分子,二者分子中的中心原子Be和O的杂化方式分别为________、________,BeF2分子的立体构型是________,H2O分子的立体构型是________。
(3)与碘同主族的氯具有很强的活泼性,能形成大量的含氯化合物。BCl3分子中B-Cl键的键角为________。
【解析】(1)由铯的最外层电子排布式为6s1,可知X、Y、Z为第ⅠA族,而ⅠA族前四周期的元素分别为H、Li、Na、K,又由提供的X、Y的第一电离能的差值与Y、Z的第一电离能的差值相差不大可知,X、Y、Z不可能有H,而同主族元素随着电子层数的增加,第一电离能逐渐减小,故X、Y、Z分别为Li、Na、K;都是金属单质,微粒均以金属键结合;K的核电荷数为19,,核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。
(2)BeF2分子内中心原子为Be,其价电子数为2,F提供2个电子,所以Be原子的价层电子对数为=2,Be的杂化类型为sp杂化,为直线形分子;H2O分子的中心原子为O,其价电子数为6,H提供2个电子,所以O的价层电子对数为=4,O的杂化类型为sp3,为V形分子。
(3)硼原子价电子数为3,Cl提供3个电子,硼原子的价层电子对数为=3,因价层电子对中没有孤对电子,故BCl3为平面正三角形结构,分子中B-Cl键的键角为120°。
答案:(1)Li、Na、K 1s22s22p63s23p64s1 金属键
(2)sp sp3 直线形 V形
(3)120°
4.(新题预测)砷主要以硫化物矿的形式(如雄黄,雌黄等)存在于自然界。砷及其化合物主要用于合金冶炼、农药医药、颜料等工业。请根据有关砷及其化合物的转化关系和晶体结构图,回答下列问题:
(1)量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道,电子除空间运动状态外,还有一种运动状态叫做________。
(2)基态砷原子的核外电子排布式为________________________,与砷同周期的p区元素中第一电离能大于砷的元素有________________________(填元素符号)。
(3)雄黄分子中,As原子的杂化方式为________________________。
(4)雄黄可经过如下三步反应生成雌黄:
①反应Ⅲ的化学方程式为______________________________________。
②SO2的中心原子的VSEPR构型为____________________________。
③亚砷酸属于三元弱酸,酸性:H3AsO3________HNO2(填“>”或“<”),请根据物质结构的知识解释原因:__ ______________________________________。
【解析】(1)量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道,电子除空间运动状态外,还有一种运动状态称为自旋。(2)As位于第四周期VA族,基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3;同周期从左向右第一电离能增大,但ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA,因此第一电离能大于As元素的是Br和Kr。(3)根据雄黄的结构简式,As有3个σ键,一个孤电子对,因此As的杂化类型为sp3。(4)①根据雌黄的结构,推出雌黄的分子式为As2S3,根据Ⅲ的流程,因此方程式为2H3AsO3+3H2SAs2S3+6H2O;②SO2中心原子有2个σ键,孤电子对数为(6-2×2)/2=1,价层电子对数为3,因此VSEPR模型为平面三角形。
答案:(1)自旋
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 Br、Kr
(3)sp3 (4)①2H3AsO3+3H2SAs2S3+6H2O ②平面三角形 ③< 氮的电负性强于砷,另外 H3AsO3 的结构为(HO)3As,非羟基氧的个数为0,HNO2的结构为(HO)NO,非羟基氧的个数为1,非羟基氧的个数越多,中心原子的正电性越高,导致羟基氧中氧的电子向中心原子偏移,越容易电离出氢离子,故HNO2的酸性强于H3AsO3
【加固训练】
(2019·郑州模拟)碳是形成化合物种类最多的元素,其单质及化合物有独特的性质和用途。请回答下列问题。
(1)碳原子核外电子有________种不同的运动状态。碳原子的价电子在形成sp3杂化后,其轨道表达式为________________。
(2)写出一种C的等电子体微粒的化学式________,其空间构型为________。
(3)有机物M()在一定条件下生成N()。
①沸点:M________N (填“大于”或“小于”)。
②M中碳原子杂化类型为________,不同杂化类型的碳原子数之比为________。
③有机物N中除氢原子之外的其他原子的第一电离能由大到小的顺序为________________。
(4)已知CaCO3的热分解温度为900 ℃,SrCO3的热分解温度为1 172 ℃,试从原子结构的角度解释CaCO3的热分解温度低于SrCO3的原因________________。
【解析】(1)碳原子核外有6个电子,则有6种不同的运动状态,碳原子的价电子排布式为2s22p2,在形成sp3杂化后,其轨道表达式为。
(2)C中孤电子对数=0,价层电子对数=3+0=3,则C采取sp2杂化,空间构型为平面三角形;原子个数相等、价电子数相等的微粒互为等电子体,C的原子数为4,价电子数为24,其等电子体微粒的化学式有SO3或N 或Si,它们和C一样采取sp2杂化,空间构型为平面三角形。
(3)①分子间存在氢键,则沸点M小于N 。②中苯环和羰基上碳原子杂化类型为sp2杂化,而亚甲基或甲基碳原子为sp3杂化,不同杂化类型的碳原子数之比为7∶2。③有机物N中除氢原子之外还有C、N、O三种原子,因N原子2p轨道为半充满结构,相对稳定,三种原子的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
(4)因Ca2+的离子半径小于Sr2+,Ca2+更易结合碳酸根离子中的氧离子,使碳酸根离子更易分解为二氧化碳,故CaCO3的热分解温度低于SrCO3。
答案:(1)6
(2)SO3或 N 或Si 平面三角形
(3)①小于 ②sp2、sp3 7∶2 ③N>O>C
(4)Ca2+的离子半径小于Sr2+,Ca2+更易结合碳酸根离子中的氧离子,使碳酸根离子更易分解为二氧化碳
1.(2019·成都模拟)在我国南海300～500 m海底深处沉积物中存在着大量的“可燃冰”,其主要成分为甲烷水合物。在常温、常压下它会分解成水和甲烷,因而得名。请回答下列问题:
(1)甲烷晶体的晶胞结构如图所示,下列说法正确的是________(填序号)。
A.甲烷晶胞中的球只代表一个C原子
B.晶体中1个CH4分子中有12个紧邻的CH4分子
C.CH4熔化时需克服共价键
D.1个CH4晶胞中含有8个CH4分子
E.CH4是非极性分子
(2)水在不同的温度和压强条件下可以形成多种不同结构的晶体,冰晶体结构有多种。其中冰-Ⅶ的晶体结构如图所示。
①水分子的立体结构是________形,在酸性溶液中,水分子容易得到一个H+,形成水合氢离子(H3O+),水分子能与H+形成配位键,其原因是在氧原子上有_______ _______,应用价层电子对互斥理论(或模型)推测H3O+的形状为________。
②实验测得冰中氢键的作用能为18.5 kJ·mol-1,而冰的熔化热为5.0 kJ·mol-1,这说明 ______________________________________________________。
(3)用x、y、z分别表示H2O、H2S、H2Se的沸点(℃),则x、y、z的大小关系是________,其判断依据是__ ______________________________________。
【解析】(1)CH4是分子晶体,熔化时克服范德华力。晶胞中的球体代表的是一个甲烷分子,并不是一个C原子。以该甲烷晶胞分析,位于顶点的某一个甲烷分子与其距离最近的甲烷分子有3个而这3个甲烷分子在面上,因此每个都被共用2次,故与1个甲烷分子紧邻的甲烷分子有3×8×=12(个)。甲烷晶胞属于面心立方晶胞,该晶胞中甲烷分子的个数为8×+6×=4(个)。CH4分子为正四面体结构,C原子位于正四面体的中心,结构对称,CH4是非极性分子。
(2)①水分子中O原子的价电子对数==4,孤电子对数为2,所以水分子为V形,H2O分子能与H+形成配位键,其原因是在O原子上有孤电子对,H+有空轨道。H3O+价电子对数=4,含有1对孤电子对,故H3O+为三角锥形。②冰中氢键的作用能为18.5 kJ·mol-1,而冰的熔化热为5.0 kJ·mol-1,说明冰熔化为液态水时只是破坏了一部分氢键,并且液态水中仍存在氢键。
(3)水分子间存在氢键,H2Se与H2S分子间不存在氢键,但H2Se的相对分子质量大于H2S相对分子质量,H2Se分子间范德华力大于H2S分子间范德华力。
答案:(1)BE (2)①V 孤电子对 三角锥形
②冰熔化为液态水时只破坏了一部分氢键,液态水中仍存在氢键
(3)x>z>y 水分子间可以形成氢键,H2Se的相对分子质量大于H2S,故有沸点:H2O>H2Se>H2S
2.ⅣA族的碳、硅等元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题:
(1)在基态14C原子中,核外存在________对自旋相反的电子;C离子的几何构型为________。
(2)利用反应Cu2Cl2+C2H2+2NH3→Cu2C2(乙炔亚铜,红色)+2NH4Cl可检验乙炔。乙炔分子中σ键与π键数目之比为________,NH4Cl中含有的化学键类型有________。
(3)“分子机器设计和合成”的研究对象之一为“分子开关”,“分子开关”与大环主体分子苯芳烃、杯芳烃等有关。
①如图为对叔丁基杯[4]芳烃,由4个羟基构成杯底,羟基间的相互作用力是__________________________。对叔丁基杯[4]芳烃中碳原子的杂化方式有________________________。
②杯芳烃可用于某些ⅢB族元素金属离子如57La3+及21Se2+的萃取,基态Se2+核外电子排布式为______________________。
(4)硅、硒均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si-H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se________(填“>”或“<”)Si。
与Si同周期的部分元素的电离能(I)如图所示,其中代表第二电离能的图是________(填标号)。
【解析】(1)C原子核外电子排布为1s22s22p2,轨道式为如图所示: ,则在基态14C原子中,核外存在2对自旋相反的电子;C中心原子价层电子对个数==3,碳原子sp2杂化,轨道构型为平面三角形,成键原子有3个,分子空间构型为平面三角形;
(2)乙炔的结构式为H—C≡C—H,单键为σ键,三键含有1个σ键、2个π键,故乙炔分子中σ键与π键数目之比为3∶2;NH4Cl中铵根离子与氯离子之间存在离子键,氮与氢原子之间存在共价键和配位键;(3)①对叔丁基杯[4]芳烃中,O的非金属性很强,在羟基之间存在氢键;叔丁基杯[4]芳烃中含有苯环和饱和烃基,故碳原子的杂化方式有sp2和sp3;②Se是34号元素,Se原子核外有34个电子,Se原子失去2个电子变成Se2+,根据构造原理可知Se2+核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d1或[Ar]3d1;(4)若“Si—H”中键合电子偏向氢原子,说明硅显正价,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,硒显负价,所以硒与硅的电负性相对大小为Se>Si;在第三周期中,钠失去1个电子后,就已经达到稳定结构,所以钠的第二电离能最大,镁最外层为2个电子,失去2个电子后为稳定结构,所以镁的第二电离能较小,铝最外层有3个电子,失去2个电子后还未达稳定结构,而铝的金属性比镁弱,所以第二电离能比镁略高,硅最外层上2p层有2个电子,失去后,留下2个电子,相对较稳定,所以硅的第二电离能比铝要低,磷、硫非金属性逐渐增大,第二电离能也增大,由于硫失去一个电子后,3p轨道上是3个电子,是较稳定结构,所以硫的第二电离能要高于氯,综上分析,代表第二电离能的图是a。
答案:(1)2 平面三角形
(2)3∶2 离子键、共价键、配位键(或离子键、共价键)
(3)①氢键 sp2、sp3 ②1s22s22p63s23p63d1(或[Ar]3d1)
(4)> a
【加固训练】
(2019·济南模拟)GaN、GaP、GaAs是人工合成的一系列新型半导体材料,其晶体结构均与金刚石相似。铜是重要的过渡元素,能形成多种配合物,如Cu2+与乙二胺(H2N—CH2—CH2—NH2)可形成如图所示配离子。回答下列问题:
(1)基态As价电子的电子排布图为________;
(2)熔点:GaN________GaP(填“>”或“<”);
(3)第一电离能:As________Se(填“>”或“<”);
(4)Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部不含有的化学键类型是________;
a.配位键 b.极性键 c.离子键 d.非极性键
(5)乙二胺分子中氮原子轨道的杂化类型为________,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很多,原因是__ _________________。
【解析】(1)As是33号元素,根据构造原理写出As的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3,价电子为4s24p3,基态As价电子的电子排布图为。
(2)GaN晶体结构与单晶硅相似,GaN属于原子晶体,N原子半径小于P,共价键键能大,熔点:GaN>GaP。
(3)As的非金属性弱于Se,非金属性越强,第一电离能越大,但是由于As的p轨道电子处于半充满状态,故As的第一电离能>Se,第一电离能:As>Se。
(4)铜离子提供空轨道,乙二胺中氮原子提供孤对电子形成配位键,乙二胺中两个碳形成非极性键,Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部不含有的化学键类型是离子键。
(5)氮原子形成3个σ键和一对孤电子对,乙二胺分子中氮原子轨道的杂化类型为sp3;乙二胺分子间可形成氢键,三甲胺分子间不能形成氢键,故乙二胺比三甲胺的沸点高很多。
答案:(1)
(2)> (3)>
(4)c
(5)sp3 乙二胺分子间可形成氢键,三甲胺分子间不能形成氢键
3.(新题预测)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题:
(1)基态锗原子的核外电子排布式为[Ar]____________,有____________个未成对电子。
(2)Ge与C是同族元素,碳原子之间可以形成双键、三键,但锗原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析,原因是______________________________ ________________________________________________。
(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因_______________ ___________________________________________________________________________。
GeCl4
GeBr4
Gel4
熔点
-49.5
26
146
沸点
83.1
186
约400
(4)光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是__________。
(5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中锗原子的杂化方式为____________,微粒之间存在的作用力是____________。
【解析】(1)锗为32号元素,根据原子核外电子的排布规律,可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2,其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2,其中4p能级有2个未成对电子。
(2)虽然锗与C是同族元素,碳原子之间可以形成双键、三键,但考虑锗的原子半径大,难以通过“肩并肩”方式形成π键,所以锗原子之间难以形成双键或三键。
(3)由表中数据可知,锗的卤化物都是分子晶体,分子间通过分子间作用力结合,对于组成与结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔沸点越高,由于相对分子质量:GeCl4
(5)由于锗单晶具有金刚石型的结构,故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键,其原子轨道杂化类型为sp3杂化。
答案:(1)3d104s24p2 2 (2)锗原子半径大,原子间形成的σ单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成π键
(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似,相对分子质量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强 (4)O>Ge>Zn (5)sp3 共价键
4.镍及其化合物在工业生产和科研领域有重要的用途。请回答下列问题:
(1)基态Ni原子中,电子填充的能量最高的能级符号为________,价层电子的轨道表达式为________。
(2)Ni的两种配合物结构如图所示:
①A的熔、沸点高于B的原因为____________________________。
②A晶体含有化学键的类型为________(填选项字母)。
A.σ键 B.π键 C.配位键 D.金属键
③A晶体中N原子的杂化形式是________________。
(3)人工合成的砷化镍常存在各种缺陷,某缺陷砷化镍的组成为Ni1.2As,其中Ni元素只有+2和+3两种价态,两种价态的镍离子数目之比为________。
【解析】(1)镍的原子序数为28,其电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d8,其价电子的轨道表达式为,所以基态镍原子核外电子填充的能量最高的能级符号为3d。
(2)A中有O—H键,而B中没有,而有O—H键的物质可在分子间形成氢键,使物质的熔沸点升高;在A的分子结构中有CN双键,其中有σ键和π键,有箭头所示的配位键,故选ABC,其中的N原子以sp2方式杂化。
(3)某缺陷砷化镍的组成为Ni1.2As,其中Ni元素只有+2和+3两种价态,设+2价的Ni为x个,+3价的Ni为y个,则由原子守恒得x+y=1.2,由化合价原则得2x+3y=3,求出x=y=0.6,所以两种价态的镍离子数目之比为1∶1。
答案:(1)3d
(2)①A中含氢键 ②A、B、C ③sp2 (3)1∶1
【加固训练】
(2019·遂宁模拟节选)铜、磷及其化合物是非常重要的物质。
(1)Cu+的电子排布式______________________;
(2)在硫酸铜溶液中加入过量KCN,生成配合物[Cu(CN)4]2-。[Cu(CN)4]2-的配体为__________,[Cu(CN)4]2-中C的杂化方式为______________________,则1个[Cu(CN)4]2-中含有的σ键的数目为________个;
(3)锂-磷酸氧铜电池正极的活性物质是Cu4O(PO4)2,不溶于水,可通过Na3PO4、CuSO4和NH3·H2O反应制取。制取Cu4O(PO4)2的化学方程式为_______________ _______;
(4)PCl5中P-Cl键长有198 pm和206 pm两种。PCl5是非极性分子,可作为导电熔体,其原理为PCl5电离为一个阴离子和一个阳离子,其中阴离子为正八面体,阳离子为正四面体,写出一种阳离子的等电子体的化学式________________ ______,PCl5的立体构型为______________________;
【解析】(1)铜的核电荷数是29,Cu+的电子排布式[Ar]3d10。(2)[Cu(CN)4]2-的配体为CN-,CN-是碳氮三键,故碳的杂化类型为sp,1个[Cu(CN)4]2-中含有四个配位键,CN-有一个σ键,故1个[Cu(CN)4]2-的σ键数目为8个。(3)Na3PO4、CuSO4和NH3·H2O反应制取Cu4O(PO4)2,是一个非氧化还原反应,故其化学方程式为2Na3PO4+4CuSO4+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+3Na2SO4+(NH4)2SO4+H2O。(4)PCl5可电离成PC、PC两种离子,PC为正四面体,PC是正八面体,PCl5的立体构型为三角双锥形,PC为5原子32价电子,与其互为等电子体的微粒有:SiCl4或SiF4或S或P等。
答案:(1)[Ar]3d10(2)CN- sp 8
(3)2Na3PO4+4CuSO4+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+3Na2SO4+(NH4)2SO4+H2O或4Cu2++2P+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+2N+H2O
(4)SiCl4(或SiF4或S或P等合理答案均可) 三角双锥
1.(2019·开封模拟节选)第四周期有18种元素,其相关化合物在化工、医药、材料等领域均有着广泛的应用。请回答下列问题:
(1)基态钙原子核外电子云形状为________,电子占据的最高能层符号是________。
(2)五氧化二钒(V2O5)是硫酸工业中重要的催化剂,基态钒原子的价电子排布式为____________________。
(3)琥珀酸亚铁片是用于缺铁性贫血的预防和治疗的常见药物,其中“亚铁”是关键成分,K3[Fe(CN)6]溶液是检验Fe2+的试剂,1 mol CN-中含π键的数目为________,临床建议服用维生素C促进“亚铁”的吸收,避免生成Fe3+,从结构角度来看,Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是______________________。
(4)镓、锗、砷、硒的第一电离能由大到小的顺序为____________________(用元素符号表示);其中锗的化合物四氯化锗可用作光导纤维掺杂剂,其熔点为-49.5 ℃,沸点为83.1 ℃,则其晶体类型为________,中心原子的杂化类型为________;砷酸酸性弱于硒酸,从分子结构的角度解释原因__________________ ____________。
【解析】(1)基态钙原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s2,由于s、p两个能级的电子云形状分别为球形和哑铃形,所以基态钙原子核外电子云形状为球形和哑铃形;电子占据的最高能层是第四层,符号是N。
(2)钒的原子序数为23,所以其基态的价电子排布式为3d34s2。
(3)在CN-内部有一个σ,两个π键,所以1 mol CN-中含π键的数目为2NA;Fe2+的价电子排布式为3d6,Fe3+的价电子排布式为3d5,3d5是半充满状态,比较稳定,所以Fe2+易被氧化成Fe3+。
(4)同周期主族元素的第一电离能从左到右是依次增大的,但其中ⅡA和ⅢA,以及ⅤA和ⅥA之间存在有全满和半满的情况,所以有反常现象,因此镓、锗、砷、硒的第一电离能由大到小的顺序为As>Se>Ge>Ga;四氯化锗的熔沸点都很低,所以其晶体为分子晶体;中心原子即Ge的杂化类型为sp3,可以和四个氯原子形成四个等价的共价键;砷酸的分子式为H3AsO4,而硒酸的分子式为H2SeO4,所以在分子结构上,砷酸分子中的非羟基氧原子数少于硒酸的,所以砷酸酸性弱于硒酸。
答案:(1)球形和哑铃形 N (2)3d34s2 (3)2NA Fe3+的3d5半满状态更稳定
(4)As>Se>Ge>Ga 分子晶体 sp3 硒酸中非羟基氧原子较多(或其他合理解释)
【加固训练】
(2019·哈尔滨模拟)已知A、B、C、D、E、F都是周期表中前四周期的元素,它们的核电荷数A
(2)B的氯化物的熔点比D的氯化物的熔点________(填“高”或“低”),理由是__________。
(3)A的氢化物分子中的中心原子采取________杂化,E的低价氧化物分子的空间构型是____________。
(4)F的核外电子排布式是____________,F的高价离子与A的简单氢化物形成的配离子的化学式为________,颜色为____________。
(5)A、F形成某种化合物的晶胞结构如图所示(其中A显-3价),则其化学式为________(每个球均表示1个原子)。
(6)A、C形成的化合物具有高沸点和高硬度,是一种新型无机非金属材料,则其化学式为____________,其晶体中所含的化学键类型为____________。
【解析】根据题意,C元素是地壳中含量最高的金属元素,则C为铝元素;A原子核外有三个未成对电子,原子序数小于铝元素,其电子排布式为1s22s22p3,则A为氮元素;E原子核外的M层中只有两对成对电子,电子排布式为1s22s22p63s23p4,则E为硫元素;化合物B2E的晶体为离子晶体,B应为第ⅠA族元素,且原子序数在氮元素和铝元素之间,则B为钠元素;D单质的晶体类型在同周期的单质中没有相同的,D处于第三周期,故D为硅元素;F原子核外最外层电子数与B相同,其余各层均充满,且原子序数最大,电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1,故F为铜元素。
(1)在元素周期表中,同一周期元素的第一电离能从左到右呈增大趋势,同一主族元素的第一电离能从上到下逐渐减小,据此可判断四种元素的第一电离能的顺序为:Na
(3)A的氢化物为NH3,氮原子价层电子对数为3+=4,则氮原子采取sp3杂化;E的低价氧化物为SO2,硫原子孤电子对数为=1,价层电子对数为2+1=3,则为V形;
(4)F为铜元素,其核外电子排布式为:1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1,铜离子与氨气可以配位键形成配离子,其化学式为[Cu(NH3)4]2+;
(5)F为Cu,A为N,且N为-3价,由晶胞结构图可知,氮原子在顶点,则氮原子数为8×=1,铜原子在棱心,则铜原子数为12×=3,所以化学式为Cu3N;
(6)A、C形成的化合物为AlN,根据化合物具有高沸点和高硬度,是一种新型无机非金属材料,可判断晶体类型为原子晶体,化学键类型为共价键。
答案:(1)Na
(3)sp3 V形
(4)1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1
[Cu(NH3)4]2+ 深蓝色
(5)Cu3N (6)AlN 共价键
2.(2019·贵阳模拟)N与B、Al、Ga均可以形成晶体,回答下列问题。
(1)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。
①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________。
②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的立体构型为________。
(2)Al2O3在一定条件下可制得AlN,其晶体结构如图所示,该晶体中Al的配位数是________。
(3)如图是氮化镓的晶胞模型:
氮化镓中镓原子的杂化方式为______________________________________,
氮原子的配位数为____________________________________________。
【解析】(1)①B原子的原子序数为5,所以基态B原子的电子排布式为1s22s22p1;B和N都位于第二周期,同周期自左向右电负性逐渐增大,所以B和N相比,电负性较大的是N,B最外层有3个电子,所以化合价是+3。②依据价层电子对互斥理论可计算出中心原子的孤电子对数=(a-xb)=×(3-3×1)=0,所以BF3分子为平面三角形结构,F—B—F的键角是120°,杂化轨道类型为sp2;在B中中心原子的孤电子对数=(a-xb)=×(3+1-4×1)=0,所以B的结构为正四面体。
(2)Al原子的配位数是指1个Al原子周围邻近的N原子个数,由图示可知,Al的配位数为4。
(3)每个镓与4个N形成共价键,这四个N构成正四面体结构;每个N与4个Ga形成共价键,这四个Ga构成正四面体结构,所以氮化镓中镓原子的杂化方式为sp3杂化。氮原子的配位数为4。
答案:(1)①1s22s22p1 N +3 ②120° sp2 正四面体形
(2)4 (3)sp3 4
【加固训练】
(2019·西安模拟)ⅤA族的氮、磷、砷(As)等元素在化合物中常表现出多种氧化态,含ⅤA族元素的化合物在医药生产中有许多重要用途。请回答下列问题:
(1)基态氮原子的价电子排布图(或轨道表示式)是________________;
基态砷原子的电子排布式为________________。
(2)砷与同周期ⅦA族的溴的第一电离能相比,较大的是________。
(3)AsH3是无色稍有大蒜味的气体。AsH3的沸点高于PH3,其主要原因是_____ _____________________________________________。
(4)①肼(N2H4)分子可视为NH3分子中的一个氢原子被—NH2(氨基)取代形成的另一种氮的氢化物。则N2H4分子中氮原子轨道的杂化类型是________。
②Na3AsO4可作杀虫剂。AS的空间构型为________________,与其互为等电子体的一种分子为________________________。
【解析】(1)氮原子的最外层有5个电子,其价电子排布图为。砷为33号元素,其基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或
[Ar]3d104s24p3。
(2)同周期元素,从左到右第一电离能逐渐增大, 溴的第一电离能大于砷。
(3)AsH3与PH3均为分子晶体,分子间不存在氢键,AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量,AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力,故AsH3的沸点高于PH3的沸点。
(4)①NH3分子中氮原子的杂化方式为sp3杂化,氨基(—NH2)中氮原子的杂化方式也为sp3杂化,N2H4的结构简式为H2N—NH2,相当于两个氨基相结合,所以氮原子的杂化方式也为sp3杂化。②根据价层电子对互斥理论知,As的空间构型为正四面体形,与其互为等电子体的分子有CCl4、SiCl4等。
答案: (1)
1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3
(2)溴
(3)AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量,故AsH3分子间作用力大于PH3分子间作用力
(4)①sp3 ②正四面体形 CCl4(或其他合理答案)
3.(2019·遵义模拟)核安全与放射性污染防治已引起世界各国的广泛重视。在爆炸的核电站周围含有放射性物质碘-131和铯-137。碘-131一旦被人体吸入,可能会引发甲状腺疾病。
(1)Cs(铯)的价电子排布式为6s1,与铯同主族的前四周期(包括第四周期)的三种元素X、Y、Z的第一电离能如下表:
元素代号
X
Y
Z
第一电离能/(kJ·mol-1)
520
496
419
上述三种元素X、Y、Z的元素符号分别为________,基态Z原子的核外电子排布式为________,X形成的单质晶体中含有的化学键类型是________。
(2)F与I同主族,BeF2与H2O都是由三个原子构成的共价化合物分子,二者分子中的中心原子Be和O的杂化方式分别为________、________,BeF2分子的立体构型是________,H2O分子的立体构型是________。
(3)与碘同主族的氯具有很强的活泼性,能形成大量的含氯化合物。BCl3分子中B-Cl键的键角为________。
【解析】(1)由铯的最外层电子排布式为6s1,可知X、Y、Z为第ⅠA族,而ⅠA族前四周期的元素分别为H、Li、Na、K,又由提供的X、Y的第一电离能的差值与Y、Z的第一电离能的差值相差不大可知,X、Y、Z不可能有H,而同主族元素随着电子层数的增加,第一电离能逐渐减小,故X、Y、Z分别为Li、Na、K;都是金属单质,微粒均以金属键结合;K的核电荷数为19,,核外电子排布式为1s22s22p63s23p64s1。
(2)BeF2分子内中心原子为Be,其价电子数为2,F提供2个电子,所以Be原子的价层电子对数为=2,Be的杂化类型为sp杂化,为直线形分子;H2O分子的中心原子为O,其价电子数为6,H提供2个电子,所以O的价层电子对数为=4,O的杂化类型为sp3,为V形分子。
(3)硼原子价电子数为3,Cl提供3个电子,硼原子的价层电子对数为=3,因价层电子对中没有孤对电子,故BCl3为平面正三角形结构,分子中B-Cl键的键角为120°。
答案:(1)Li、Na、K 1s22s22p63s23p64s1 金属键
(2)sp sp3 直线形 V形
(3)120°
4.(新题预测)砷主要以硫化物矿的形式(如雄黄,雌黄等)存在于自然界。砷及其化合物主要用于合金冶炼、农药医药、颜料等工业。请根据有关砷及其化合物的转化关系和晶体结构图,回答下列问题:
(1)量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道,电子除空间运动状态外,还有一种运动状态叫做________。
(2)基态砷原子的核外电子排布式为________________________,与砷同周期的p区元素中第一电离能大于砷的元素有________________________(填元素符号)。
(3)雄黄分子中,As原子的杂化方式为________________________。
(4)雄黄可经过如下三步反应生成雌黄:
①反应Ⅲ的化学方程式为______________________________________。
②SO2的中心原子的VSEPR构型为____________________________。
③亚砷酸属于三元弱酸,酸性:H3AsO3________HNO2(填“>”或“<”),请根据物质结构的知识解释原因:__ ______________________________________。
【解析】(1)量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道,电子除空间运动状态外,还有一种运动状态称为自旋。(2)As位于第四周期VA族,基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3;同周期从左向右第一电离能增大,但ⅡA>ⅢA、ⅤA>ⅥA,因此第一电离能大于As元素的是Br和Kr。(3)根据雄黄的结构简式,As有3个σ键,一个孤电子对,因此As的杂化类型为sp3。(4)①根据雌黄的结构,推出雌黄的分子式为As2S3,根据Ⅲ的流程,因此方程式为2H3AsO3+3H2SAs2S3+6H2O;②SO2中心原子有2个σ键,孤电子对数为(6-2×2)/2=1,价层电子对数为3,因此VSEPR模型为平面三角形。
答案:(1)自旋
(2)1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d104s24p3 Br、Kr
(3)sp3 (4)①2H3AsO3+3H2SAs2S3+6H2O ②平面三角形 ③< 氮的电负性强于砷,另外 H3AsO3 的结构为(HO)3As,非羟基氧的个数为0,HNO2的结构为(HO)NO,非羟基氧的个数为1,非羟基氧的个数越多,中心原子的正电性越高,导致羟基氧中氧的电子向中心原子偏移,越容易电离出氢离子,故HNO2的酸性强于H3AsO3
【加固训练】
(2019·郑州模拟)碳是形成化合物种类最多的元素,其单质及化合物有独特的性质和用途。请回答下列问题。
(1)碳原子核外电子有________种不同的运动状态。碳原子的价电子在形成sp3杂化后,其轨道表达式为________________。
(2)写出一种C的等电子体微粒的化学式________,其空间构型为________。
(3)有机物M()在一定条件下生成N()。
①沸点:M________N (填“大于”或“小于”)。
②M中碳原子杂化类型为________,不同杂化类型的碳原子数之比为________。
③有机物N中除氢原子之外的其他原子的第一电离能由大到小的顺序为________________。
(4)已知CaCO3的热分解温度为900 ℃,SrCO3的热分解温度为1 172 ℃,试从原子结构的角度解释CaCO3的热分解温度低于SrCO3的原因________________。
【解析】(1)碳原子核外有6个电子,则有6种不同的运动状态,碳原子的价电子排布式为2s22p2,在形成sp3杂化后,其轨道表达式为。
(2)C中孤电子对数=0,价层电子对数=3+0=3,则C采取sp2杂化,空间构型为平面三角形;原子个数相等、价电子数相等的微粒互为等电子体,C的原子数为4,价电子数为24,其等电子体微粒的化学式有SO3或N 或Si,它们和C一样采取sp2杂化,空间构型为平面三角形。
(3)①分子间存在氢键,则沸点M小于N 。②中苯环和羰基上碳原子杂化类型为sp2杂化,而亚甲基或甲基碳原子为sp3杂化,不同杂化类型的碳原子数之比为7∶2。③有机物N中除氢原子之外还有C、N、O三种原子,因N原子2p轨道为半充满结构,相对稳定,三种原子的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。
(4)因Ca2+的离子半径小于Sr2+,Ca2+更易结合碳酸根离子中的氧离子,使碳酸根离子更易分解为二氧化碳,故CaCO3的热分解温度低于SrCO3。
答案:(1)6
(2)SO3或 N 或Si 平面三角形
(3)①小于 ②sp2、sp3 7∶2 ③N>O>C
(4)Ca2+的离子半径小于Sr2+,Ca2+更易结合碳酸根离子中的氧离子,使碳酸根离子更易分解为二氧化碳
1.(2019·成都模拟)在我国南海300～500 m海底深处沉积物中存在着大量的“可燃冰”,其主要成分为甲烷水合物。在常温、常压下它会分解成水和甲烷,因而得名。请回答下列问题:
(1)甲烷晶体的晶胞结构如图所示,下列说法正确的是________(填序号)。
A.甲烷晶胞中的球只代表一个C原子
B.晶体中1个CH4分子中有12个紧邻的CH4分子
C.CH4熔化时需克服共价键
D.1个CH4晶胞中含有8个CH4分子
E.CH4是非极性分子
(2)水在不同的温度和压强条件下可以形成多种不同结构的晶体,冰晶体结构有多种。其中冰-Ⅶ的晶体结构如图所示。
①水分子的立体结构是________形,在酸性溶液中,水分子容易得到一个H+,形成水合氢离子(H3O+),水分子能与H+形成配位键,其原因是在氧原子上有_______ _______,应用价层电子对互斥理论(或模型)推测H3O+的形状为________。
②实验测得冰中氢键的作用能为18.5 kJ·mol-1,而冰的熔化热为5.0 kJ·mol-1,这说明 ______________________________________________________。
(3)用x、y、z分别表示H2O、H2S、H2Se的沸点(℃),则x、y、z的大小关系是________,其判断依据是__ ______________________________________。
【解析】(1)CH4是分子晶体,熔化时克服范德华力。晶胞中的球体代表的是一个甲烷分子,并不是一个C原子。以该甲烷晶胞分析,位于顶点的某一个甲烷分子与其距离最近的甲烷分子有3个而这3个甲烷分子在面上,因此每个都被共用2次,故与1个甲烷分子紧邻的甲烷分子有3×8×=12(个)。甲烷晶胞属于面心立方晶胞,该晶胞中甲烷分子的个数为8×+6×=4(个)。CH4分子为正四面体结构,C原子位于正四面体的中心,结构对称,CH4是非极性分子。
(2)①水分子中O原子的价电子对数==4,孤电子对数为2,所以水分子为V形,H2O分子能与H+形成配位键,其原因是在O原子上有孤电子对,H+有空轨道。H3O+价电子对数=4,含有1对孤电子对,故H3O+为三角锥形。②冰中氢键的作用能为18.5 kJ·mol-1,而冰的熔化热为5.0 kJ·mol-1,说明冰熔化为液态水时只是破坏了一部分氢键,并且液态水中仍存在氢键。
(3)水分子间存在氢键,H2Se与H2S分子间不存在氢键,但H2Se的相对分子质量大于H2S相对分子质量,H2Se分子间范德华力大于H2S分子间范德华力。
答案:(1)BE (2)①V 孤电子对 三角锥形
②冰熔化为液态水时只破坏了一部分氢键,液态水中仍存在氢键
(3)x>z>y 水分子间可以形成氢键,H2Se的相对分子质量大于H2S,故有沸点:H2O>H2Se>H2S
2.ⅣA族的碳、硅等元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途。请回答下列问题:
(1)在基态14C原子中,核外存在________对自旋相反的电子;C离子的几何构型为________。
(2)利用反应Cu2Cl2+C2H2+2NH3→Cu2C2(乙炔亚铜,红色)+2NH4Cl可检验乙炔。乙炔分子中σ键与π键数目之比为________,NH4Cl中含有的化学键类型有________。
(3)“分子机器设计和合成”的研究对象之一为“分子开关”,“分子开关”与大环主体分子苯芳烃、杯芳烃等有关。
①如图为对叔丁基杯[4]芳烃,由4个羟基构成杯底,羟基间的相互作用力是__________________________。对叔丁基杯[4]芳烃中碳原子的杂化方式有________________________。
②杯芳烃可用于某些ⅢB族元素金属离子如57La3+及21Se2+的萃取,基态Se2+核外电子排布式为______________________。
(4)硅、硒均能与氢元素形成气态氢化物,若“Si-H”中共用电子对偏向氢元素,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,则硒与硅的电负性相对大小为Se________(填“>”或“<”)Si。
与Si同周期的部分元素的电离能(I)如图所示,其中代表第二电离能的图是________(填标号)。
【解析】(1)C原子核外电子排布为1s22s22p2,轨道式为如图所示: ,则在基态14C原子中,核外存在2对自旋相反的电子;C中心原子价层电子对个数==3,碳原子sp2杂化,轨道构型为平面三角形,成键原子有3个,分子空间构型为平面三角形;
(2)乙炔的结构式为H—C≡C—H,单键为σ键,三键含有1个σ键、2个π键,故乙炔分子中σ键与π键数目之比为3∶2;NH4Cl中铵根离子与氯离子之间存在离子键,氮与氢原子之间存在共价键和配位键;(3)①对叔丁基杯[4]芳烃中,O的非金属性很强,在羟基之间存在氢键;叔丁基杯[4]芳烃中含有苯环和饱和烃基,故碳原子的杂化方式有sp2和sp3;②Se是34号元素,Se原子核外有34个电子,Se原子失去2个电子变成Se2+,根据构造原理可知Se2+核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d1或[Ar]3d1;(4)若“Si—H”中键合电子偏向氢原子,说明硅显正价,氢气与硒反应时单质硒是氧化剂,硒显负价,所以硒与硅的电负性相对大小为Se>Si;在第三周期中,钠失去1个电子后,就已经达到稳定结构,所以钠的第二电离能最大,镁最外层为2个电子,失去2个电子后为稳定结构,所以镁的第二电离能较小,铝最外层有3个电子,失去2个电子后还未达稳定结构,而铝的金属性比镁弱,所以第二电离能比镁略高,硅最外层上2p层有2个电子,失去后,留下2个电子,相对较稳定,所以硅的第二电离能比铝要低,磷、硫非金属性逐渐增大,第二电离能也增大,由于硫失去一个电子后,3p轨道上是3个电子,是较稳定结构,所以硫的第二电离能要高于氯,综上分析,代表第二电离能的图是a。
答案:(1)2 平面三角形
(2)3∶2 离子键、共价键、配位键(或离子键、共价键)
(3)①氢键 sp2、sp3 ②1s22s22p63s23p63d1(或[Ar]3d1)
(4)> a
【加固训练】
(2019·济南模拟)GaN、GaP、GaAs是人工合成的一系列新型半导体材料,其晶体结构均与金刚石相似。铜是重要的过渡元素,能形成多种配合物,如Cu2+与乙二胺(H2N—CH2—CH2—NH2)可形成如图所示配离子。回答下列问题:
(1)基态As价电子的电子排布图为________;
(2)熔点:GaN________GaP(填“>”或“<”);
(3)第一电离能:As________Se(填“>”或“<”);
(4)Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部不含有的化学键类型是________;
a.配位键 b.极性键 c.离子键 d.非极性键
(5)乙二胺分子中氮原子轨道的杂化类型为________,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很多,原因是__ _________________。
【解析】(1)As是33号元素,根据构造原理写出As的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3,价电子为4s24p3,基态As价电子的电子排布图为。
(2)GaN晶体结构与单晶硅相似,GaN属于原子晶体,N原子半径小于P,共价键键能大,熔点:GaN>GaP。
(3)As的非金属性弱于Se,非金属性越强,第一电离能越大,但是由于As的p轨道电子处于半充满状态,故As的第一电离能>Se,第一电离能:As>Se。
(4)铜离子提供空轨道,乙二胺中氮原子提供孤对电子形成配位键,乙二胺中两个碳形成非极性键,Cu2+与乙二胺所形成的配离子内部不含有的化学键类型是离子键。
(5)氮原子形成3个σ键和一对孤电子对,乙二胺分子中氮原子轨道的杂化类型为sp3;乙二胺分子间可形成氢键,三甲胺分子间不能形成氢键,故乙二胺比三甲胺的沸点高很多。
答案:(1)
(2)> (3)>
(4)c
(5)sp3 乙二胺分子间可形成氢键,三甲胺分子间不能形成氢键
3.(新题预测)锗(Ge)是典型的半导体元素,在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题:
(1)基态锗原子的核外电子排布式为[Ar]____________,有____________个未成对电子。
(2)Ge与C是同族元素,碳原子之间可以形成双键、三键,但锗原子之间难以形成双键或三键。从原子结构角度分析,原因是______________________________ ________________________________________________。
(3)比较下列锗卤化物的熔点和沸点,分析其变化规律及原因_______________ ___________________________________________________________________________。
GeCl4
GeBr4
Gel4
熔点
-49.5
26
146
沸点
83.1
186
约400
(4)光催化还原CO2制备CH4反应中,带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是__________。
(5)Ge单晶具有金刚石型结构,其中锗原子的杂化方式为____________,微粒之间存在的作用力是____________。
【解析】(1)锗为32号元素,根据原子核外电子的排布规律,可写出其电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p2,其核外电子排布简式为[Ar]3d104s24p2,其中4p能级有2个未成对电子。
(2)虽然锗与C是同族元素,碳原子之间可以形成双键、三键,但考虑锗的原子半径大,难以通过“肩并肩”方式形成π键,所以锗原子之间难以形成双键或三键。
(3)由表中数据可知,锗的卤化物都是分子晶体,分子间通过分子间作用力结合,对于组成与结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越强,熔沸点越高,由于相对分子质量:GeCl4
(5)由于锗单晶具有金刚石型的结构,故每个锗原子与相邻的四个锗原子形成四个共价键,其原子轨道杂化类型为sp3杂化。
答案:(1)3d104s24p2 2 (2)锗原子半径大,原子间形成的σ单键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠,难以形成π键
(3)GeCl4、GeBr4、GeI4的熔、沸点依次增高。原因是分子结构相似,相对分子质量依次增大,分子间相互作用力逐渐增强 (4)O>Ge>Zn (5)sp3 共价键
4.镍及其化合物在工业生产和科研领域有重要的用途。请回答下列问题:
(1)基态Ni原子中,电子填充的能量最高的能级符号为________,价层电子的轨道表达式为________。
(2)Ni的两种配合物结构如图所示:
①A的熔、沸点高于B的原因为____________________________。
②A晶体含有化学键的类型为________(填选项字母)。
A.σ键 B.π键 C.配位键 D.金属键
③A晶体中N原子的杂化形式是________________。
(3)人工合成的砷化镍常存在各种缺陷,某缺陷砷化镍的组成为Ni1.2As,其中Ni元素只有+2和+3两种价态,两种价态的镍离子数目之比为________。
【解析】(1)镍的原子序数为28,其电子排布式为1s22s22p63s23p64s23d8,其价电子的轨道表达式为,所以基态镍原子核外电子填充的能量最高的能级符号为3d。
(2)A中有O—H键,而B中没有,而有O—H键的物质可在分子间形成氢键,使物质的熔沸点升高;在A的分子结构中有CN双键,其中有σ键和π键,有箭头所示的配位键,故选ABC,其中的N原子以sp2方式杂化。
(3)某缺陷砷化镍的组成为Ni1.2As,其中Ni元素只有+2和+3两种价态,设+2价的Ni为x个,+3价的Ni为y个,则由原子守恒得x+y=1.2,由化合价原则得2x+3y=3,求出x=y=0.6,所以两种价态的镍离子数目之比为1∶1。
答案:(1)3d
(2)①A中含氢键 ②A、B、C ③sp2 (3)1∶1
【加固训练】
(2019·遂宁模拟节选)铜、磷及其化合物是非常重要的物质。
(1)Cu+的电子排布式______________________;
(2)在硫酸铜溶液中加入过量KCN,生成配合物[Cu(CN)4]2-。[Cu(CN)4]2-的配体为__________,[Cu(CN)4]2-中C的杂化方式为______________________,则1个[Cu(CN)4]2-中含有的σ键的数目为________个;
(3)锂-磷酸氧铜电池正极的活性物质是Cu4O(PO4)2,不溶于水,可通过Na3PO4、CuSO4和NH3·H2O反应制取。制取Cu4O(PO4)2的化学方程式为_______________ _______;
(4)PCl5中P-Cl键长有198 pm和206 pm两种。PCl5是非极性分子,可作为导电熔体,其原理为PCl5电离为一个阴离子和一个阳离子,其中阴离子为正八面体,阳离子为正四面体,写出一种阳离子的等电子体的化学式________________ ______,PCl5的立体构型为______________________;
【解析】(1)铜的核电荷数是29,Cu+的电子排布式[Ar]3d10。(2)[Cu(CN)4]2-的配体为CN-,CN-是碳氮三键,故碳的杂化类型为sp,1个[Cu(CN)4]2-中含有四个配位键,CN-有一个σ键,故1个[Cu(CN)4]2-的σ键数目为8个。(3)Na3PO4、CuSO4和NH3·H2O反应制取Cu4O(PO4)2,是一个非氧化还原反应,故其化学方程式为2Na3PO4+4CuSO4+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+3Na2SO4+(NH4)2SO4+H2O。(4)PCl5可电离成PC、PC两种离子,PC为正四面体,PC是正八面体,PCl5的立体构型为三角双锥形,PC为5原子32价电子,与其互为等电子体的微粒有:SiCl4或SiF4或S或P等。
答案:(1)[Ar]3d10(2)CN- sp 8
(3)2Na3PO4+4CuSO4+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+3Na2SO4+(NH4)2SO4+H2O或4Cu2++2P+2NH3·H2OCu4O(PO4)2↓+2N+H2O
(4)SiCl4(或SiF4或S或P等合理答案均可) 三角双锥
相关资料
更多
