______________，五种物质的熔点由高到低的顺序是____________________________。 答案 (1)离子键 共价键 分子间 SiO2>KClO3>I2 (2)①<⑤<③<②<④<⑥
(3)CO2 H2 H2、CO2、HF HF (NH4)2SO4 SiC SiC>(NH4)2SO4>HF>CO2>H2
解析 (1)氯酸钾是离子晶体，熔化离子晶体时需要克服离子键的作用力；二氧化硅是原子晶体，熔化原子晶体时需克服共价键的作用力；碘为分子晶体，升华时需克服的是分子间的作用力。由于原子晶体是由共价键形成的空间立体网状结构的晶体，所以原子晶体的熔点最高，其次是离子晶体，由于分子间作用力与化学键相比较要小得多，所以碘的熔点最低。 (2)先把六种晶体分类：原子晶体：④、⑥；离子晶体：②；金属晶体：③；分子晶体：①、⑤。由于C原子半径小于Si原子半径，所以金刚石的熔点高于晶体硅。CO2和CS2同属于分子晶体，其熔点与相对分子质量成正比，故CS2熔点高于CO2。Na在通常状况下是固态，而CS2是液态，CO2是气态，所以Na的熔点高于CS2和CO2；Na在水中即熔化成小球，说明它的熔点较NaCl低。
14．现有几组物质的熔点(℃)数据：
A组 金刚石：3550 硅晶体：1410 硼晶体：2300 二氧化硅：1723
据此回答下列问题：
(1)A组属于________晶体，其熔化时克服的微粒间的作用力是________。 (2)B组晶体共同的物理性质是________(填序号)。 ①有金属光泽 ②导电性 ③导热性 ④延展性
(3)C组中HF熔点反常高是由于_____________________________________________ ________________________________________________________________________。 (4)D组晶体可能具有的性质是________(填序号)。
①硬度小 ②水溶液能导电 ③固体能导电 ④熔融状态能导电
(5)D组晶体的熔点由高到低的顺序为NaCl>KCl>RbCl>CsCl，其原因解释为 ________________________________________________________________________。 答案 (1)原子 共价键 (2)①②③④
(3)HF分子间能形成氢键，其熔化时需要消耗的能量更多(只要答出HF分子间能形成氢键即
B组 Li：181 Na：98 K：64 Rb：39 C组 HF：－83 HCl：－115 HBr：－89 HI：－51 D组 NaCl：801 KCl：776 RbCl：718 CsCl：645 可)
(4)②④ (5)D组晶体都为离子晶体，r(Na) 解析 通过读取表格中数据，先判断出晶体的类型及晶体的性质，应用氢键解释HF的熔点反常高的原因，利用晶格能的大小解释离子晶体熔点高低的原因。 15．碳族元素包括C、Si、Ge、Sn、Pb。 (1)碳纳米管由单层或多层石墨层卷曲而成，其结构类似于石墨晶体，每个碳原子采取________杂化与周围碳原子成键，多层碳纳米管的层与层之间靠____________结合在一起。 (2)CH4中共用电子对偏向C，SiH4中共用电子对偏向H，则C、Si、H的电负性由大到小的顺序为________________________________________________________________________。 (3)用价层电子对互斥理论推断SnBr2分子中Sn—Br键的键角________(填“>”“<”或“＝”)120°。 (4)铅、钡、氧形成的某化合物的晶胞结构是Pb4处于立方晶胞顶点，Ba2处于晶胞中心， ＋ ＋ ＋ ＋ ＋ ＋ O2处于晶胞棱边中心。该化合物化学式为____________，每个Ba2与________个O2配位。 － ＋ － 答案 (1)sp2 分子间作用力 (2)C>H>Si (3)< (4)BaPbO3 12 解析 (1)石墨晶体中，碳原子采取sp2杂化与周围碳原子成键，键角120°，层与层之间靠分子间作用力结合。 (2)由于元素电负性越大，吸引电子能力越强，根据电子对偏向得C、Si、H的电负性大小为C>H>Si。 (3)SnBr2中的成键电子形成的两个Sn—Br键与孤电子对相互排斥，尽可能远离，孤电子对对成键电子对的排斥作用大，故Sn—Br键的键角小于120°。 1 (4)立方晶胞顶点的粒子被八个晶胞共有，每个晶胞只占8×＝1个，中心粒子被单独占有， 81 棱边粒子被四个晶胞共有，每个晶胞只占12×＝3个，所以化学式为BaPbO3，离中心粒子 4Ba2最近的O2共有12个。 ＋ － 16．上海世博会场馆，大量的照明材料或屏幕都使用了发光二极管(LED)。目前市售LED铝片，材质基本以GaAs(砷化镓)、AlGaInP(磷化铝镓铟)、InGaN(氮化铟镓)为主。已知镓是铝同族下一周期的元素。砷化镓的晶胞结构如图。试回答： (1)镓的基态原子的电子排布式是____________________________________________。 (2)砷化镓晶胞中所包含的砷原子(白色球)个数为________，与同一个镓原子相连的砷原子构成的立体构型为____________。 (3)N、P、As处于同一主族，其氢化物沸点由高到低的顺序是____________________(用氢化物分子式表示)。 (4)砷化镓可由(CH3)3Ga和AsH3在700℃时制得。(CH3)3Ga中镓原子的杂化方式为__________。 (5)比较二者的第一电离能：As________Ga(填“<”“>”或“＝”)。 (6)下列说法正确的是________(填字母)。 A．砷化镓晶胞结构与NaCl相同 B．GaP与GaAs互为等电子体 C．电负性：As>Ga D．砷化镓晶体中含有配位键 答案 (1)1s22s22p63s23p63d104s24p1(或[Ar]3d104s24p1) (2)4 正四面体 (3)NH3>AsH3>PH3 (4)sp2 (5)> (6)BCD 解析 (1)镓位于元素周期表中第四周期第ⅢA族，故其核外电子排布式为[Ar]3d104s24p1。(2)11 根据“均摊法”，白色球个数为6×＋8×＝4。由晶胞图可知与同一个镓原子相连的砷原 28子构成的立体构型为正四面体。(3)由于NH3分子间存在氢键，所以NH3的沸点最高，由于AsH3的相对分子质量大于PH3，故AsH3的沸点高于PH3。(4)由于Ga原子周围只有3对成键电子对，故其杂化方式为sp2。(5)As和Ga处于同一周期，而处于ⅤA族的As外围电子处于半满的较稳定结构，故As的第一电离能大于Ga。(6)由题中晶胞图可知A显然是错误的。根据等电子体的概念可知选项B正确。根据电负性的概念可知选项C正确。由于Ga原子最外层只有3个电子，而每个Ga原子与4个As原子成键，因此其中一个共价键必为配位键，D正确。 17．(1)钠、钾、铬、钼、钨等金属晶体的晶胞属于体心立方，则该晶胞中属于1个体心立方晶胞的金属原子数目是____________。氯化铯晶体的晶胞如图1，则Cs位于该晶胞的__________，而Cl位于该晶胞的________，Cs的配位数是____________。 (2)铜的氢化物的晶体结构如图2所示，写出此氢化物在氯气中燃烧的化学方程式：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)图3为F与Mg2、K形成的某种离子晶体的晶胞，其中“○”表示的离子是________(填 － ＋ ＋ － ＋ ＋ 离子符号)。 (4)实验证明：KCl、MgO、CaO、TiN这4种晶体的结构与NaCl晶体结构相似(如图4所示)， 已知3种离子晶体的晶格能数据如下表： 离子晶体 晶格能/kJ·mol1 －NaCl 786 KCl 715 CaO 3401 则这4种离子晶体(不包括NaCl)熔点从高到低的顺序是___________________________。 其中MgO晶体中一个Mg2周围和它最邻近且等距离的Mg2有________个。 ＋ ＋ 答案 (1)2 体心 顶点 8 (2)2CuH＋3Cl2=====2CuCl2＋2HCl (3)F (4)TiN>MgO>CaO>KCl 12 解析 (1)体心立方晶胞中，1个原子位于体心，8个原子位于立方体的顶点，故1个晶胞中1＋－＋ 金属原子数为8×＋1＝2；氯化铯晶胞中，Cs位于体心，Cl位于顶点，Cs的配位数为8。 811 (2)由晶胞可知，粒子个数比为1∶1(铜为8×＋6×＝4，H为4)，化学式为CuH，＋1价 82的铜与－1价的氢均具有较强的还原性，氯气具有强氧化性，产物为CuCl2和HCl。(3)由晶胞结构可知，黑球有1个，灰球有1个，白球有3个，由电荷守恒可知n(Mg2)∶n(K)∶n(F ＋ ＋ － － 点燃 )＝1∶1∶3，故白球为F。(4)从3种离子晶体的晶格能数据知道，离子所带电荷越大、离 ＋ ＋ ＋ － 子半径越小，离子晶体的晶格能越大，离子所带电荷数：Ti3>Mg2，离子半径：Mg2＜Ca2 ＋ ，所以熔点：TiN>MgO>CaO>KCl；MgO晶体中一个Mg2周围和它最邻近且等距离的Mg2 ＋ ＋ 有12个。
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