(5)①原子晶体 ②×10
2
3
30
解析 (1)基态砷原子的价层电子排布式为4s4p,价层电子排布图(或轨道表示式)为
。
基态镓原子的电子排布式为1s2s2p3s3p3d4s4p,电子占据能量最高的能级是4p。 (2)第三周期元素第一电离能:Al (3)氟的电负性大于氯,氯化铝是分子晶体,氟化铝是离子晶体,离子键比分子间作用力强,所以氟化铝的熔点高于氯化铝。 (4)As 中砷原子价层电子对数为4,孤电子对数为0,它的立体构型为正四面体;NCl3分子中氮原 3 2 2 6 2 6 10 2 1 子价层电子对数为3,孤电子对数为1,采用sp杂化。与PSiF4、CCl4等。 互为等电子体的分子有SiCl4、 (5)依题意,磷化铝晶体类似金刚石,是原子晶体。观察晶胞图示知,1个晶胞含4个铝原子、4个磷原子。面心上铝原子到顶点上铝原子的距离最短。设晶胞参数为a,根据勾股定理 知,(2d)=2a,a=22 d,ρ=×10 g·cm。 30-3 2.答案 (1)(2)CD < 6 (3)A 在水中,磷脂分子的弱极性部分(Ⅰ端)易相互靠近,而其亲水部分(Ⅱ端)与水分子极性相近,因而朝向水 解析 (1)磷原子为第15号元素,位于元素周期表第三周期第ⅤA族,外围电子数为5,外围电子的电子排布图为 ;P的非金属性弱于N,所以第一电离能较小;白磷分子的分子式为P4,分 子构型为正四面体形,四个磷原子位于四面体的顶点,有六个P—P键。(2)N的非金属性强于P,则N—H键的极性大于P—H键,A项错误;NH3分子间易形成氢键,沸点反常,B项错误;固态PH3为分子晶体,C项正确;P原子半径比N原子半径大,则P—H键的键长大于N—H键的键长,键角小于109°28',BF3为平面形分子,键角为120°,D项正确。 3.答案 (1)金属晶体 金属键 12 (2)1s2s2p3s3p Ar HClO4 正四面体 2 2 6 2 5 6 (3)①CuCl ②Cu可与氨形成易溶于水的配位化合物(或配离子) [Cu(NH3)4] 2+ + 解析 M是第四周期元素,最外层只有1个电子,次外层的所有原子轨道均充满电子,则其电子排布式为[Ar]3d4s,故M是铜;Y的-1价离子最外层电子数与次外层电子数相同,则Y是氯元素。(1)铜单质为金属晶体,晶体中微粒间通过金属键形成面心立方密堆积,铜原子的配位数是12。(2)氯元素为17号元素,位于第三周期,根据构造原理知其基态原子的核外电子排布式为1s2s2p3s3p,同周期元素由左往右元素原子的第一电离能逐渐增大,第三周期第一电离能最大的元素是Ar。氯元素的含氧酸中,酸性最强的是高氯酸(化学式为HClO4),酸根离子中氯原子为sp杂化,没有孤电子对,立体构型为正四面体形。(3)①根据晶胞结构利用切割法分析,每个晶胞中含有铜原子个数 3 2 2 6 2 5 10 1 为:8×+6×=4,氯原子个数为4,该化合物的化学式为CuCl。1 mol晶胞中含有4 mol CuCl,1 mol晶胞的质量为4×99.5 g,晶胞参数a=0.542 nm,此晶体的密度为 g·cm或 -3 g·cm。②该化合物难溶于水但易溶于氨水,其原因是Cu与氨形成易 2+ -3+ 溶于水的配合物。该溶液中的配离子在空气中被氧化生成[Cu(NH3)4],所以溶液变为深蓝色。 4.答案 (1)1s2s2p3s3p3d或[Ar]3d (2)正四面体形 (3)①AC ②4×6.02×10或4NA ③H2O、NO 23 2 2 6 2 6 10 10 (4) 解析 (1)锌是30号元素,根据核外电子的排布规律可写出Zn在基态时核外电子排布式为1s2s2p3s3p3d或[Ar]3d。(2)S 2 2 6 2 6 10 10 2+ 中的硫原子的价层电子对数为4,与氧原子形成四个共价 的空间构型为正四面体形。(3)①A项,等电 键,没有孤电子对,根据价层电子对互斥理论可知S 子体结构相似,N2O与CO2是等电子体,CO2是直线形分子,则N2O也是直线形分子,正确;B项,同周期的元素随着原子序数的增大,第一电离能呈增大趋势,但氮原子的2p能级容纳3个电子,为半满稳定状态,结构稳定,其第一电离能高于同周期相邻元素,故第一电离能:N>O>C,错误;C项,CH2CH—CHO分子中三个碳原子均形成了一个双键和两个单键,呈平面结构,故都是采用sp杂化,正确;D项,相同压强下,HCOOH的沸点比CH3OCH3的高,是因为HCOOH分子间存在氢键,而CH3OCH3分子间不存在 2 7 氢键,错误。②共价单键是σ键,共价双键中含有一个σ键和一个π键,根据HCOOH的结构式,可知1 mol HCOOH中含σ键的数目为4NA。③配合物[Fe(NO)(H2O)5]SO4的中心离子的配体为NO和 H2O。(4)由氪晶体的晶胞结构可知一个晶胞中含氪原子的个数是8×+6×=4,与每个氪原子紧邻的Kr原子有12个,则5.答案 (1)3d4s d (2)sp 90NA (3)①> ②V形 (4)< 离子 F的电负性比N大,N—F成键电子对向F偏移,导致NF3中氮原子核对其孤电子对的吸 2 8 2 。 引能力增强,难以形成配位键,故NF3不易与Cu形成配离子 2+ 解析 (1)镍元素的原子序数为28,结合原子核外电子排布规律可得其核外电子排布式为 1s2s2p3s3p3d4s,则其外围电子排布式为3d4s;镍元素位于元素周期表中第四周期第Ⅷ族,属于d区元素。 (2)富勒烯分子中每个碳原子形成3个σ键,没有孤电子对,因此碳原子杂化方式为sp;由均摊法知每个碳原子占有1.5个σ键,1 mol C60分子中σ键的数目为90NA。 (3)砷原子最外层s轨道电子全充满,p轨道电子为半充满的稳定结构,镓原子最外层p轨道只有一个电子,因此比As易失去一个p电子,第一电离能:As>Ga;由同类化合物结构相似知SeO2分子空间结构和二氧化硫类似,为V形。 (4)由于HF分子间氢键比NH3分子间氢键强得多(由于F的电负性大于N),所以氨的沸点比氟化氢低;NH4F是由N 和F形成的盐,是离子晶体;NF3与NH3的差别在于前者氮元素呈+3价,后者氮元素 2+ -2 2 2 6 2 6 8 2 8 2 呈-3价,分子中共用电子对偏向不同,因此氨作配体能力比NF3强得多,故NF3不易与Cu形成配离子;由均摊法知每个铜晶胞中有4个铜原子,由晶胞立方体的边长为a pm,Cu的相对原子质量为64,金 属铜的密度为ρ g·cm,可得 -3 ×64 g·mol=ρ g·cm×(a×10 cm),则可得 -1-3-103 NA=。 6.答案 (1)Na2O2 C2H2 H2O2 NH4Cl AlCl3(答案合理即可) (2)增大 苏丹红Ⅰ形成分子内氢键而使其在水中的溶解度很小,而修饰后的分子可形成分子间氢键,与水分子间形成氢键后有利于增大化合物在水中的溶解度 8 (3)[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O 离子键、配位键(或共价键) (4)b d 组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大,沸点越高 H2O、NH3、HF分子之间存在氢键,沸点较高 解析 (1)含有非极性键的离子化合物可以是Na2O2、CaC2等;既含极性键又含非极性键的非极性分子可以是C2H6、C2H4等;既含有非极性键又含极性键的极性分子是H2O2;全部由非金属元素组成的离子化合物是铵盐,如NH4Cl、(NH4)2SO4等;由金属元素和非金属元素组成的共价化合物是AlCl3等。 (2)苏丹红Ⅰ可形成分子内氢键,羟基取代对位后,则易形成分子间氢键,与H2O之间形成氢键后会增大其溶解度。 (3)根据实验步骤c可知,绿色配合物外界有2个Cl,紫色配合物外界有3个Cl,其化学式分别为[TiCl(H2O)5]Cl2·H2O、[Ti(H2O)6]Cl3,由Cl形成的化学键是离子键、配位键。 (4)因为沸点:H2O>HF>NH3>CH4,所以a、b、c、d分别代表第ⅥA、ⅦA、ⅤA、ⅣA族元素氢化物的沸点变化趋势;形成分子间氢键的氢化物的沸点高于不能形成分子间氢键的氢化物;对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,范德华力越大,沸点越高。 --- 9
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