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专题7物质结构与性质(选修3)



1核心自查 一、原子结构与性质 (高考题组合) 2 2 2s 2p1 ;B和N相比,电负性较 (1)基础B原子的电子排布式为1s ________ +3 大的是________ 。 N ,BN中B元素的化合价为________ (2)①原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量, O、S、Se原子的第一电 O>S>Se 离能由大到小

的顺序为__________________________ 。 ②Se原子序数为________ ,其核外M层电子的排布式为 34 3s23p63d10。 ________

(3)基态Si 原子中,电子占据的最高能层符号为________ ,该能层 M 4 具有的原子轨道数为________ 、电子数为________ 。 9 (4)①Ni 2 的价层电子排布图为____________________。 K ,电 ②F、 K、 F Fe、Ni四种元素中第一电离能最小的是________ F 负性最大的是________( 填元素符号)。


解析:(1)B的原子序数是 5,所以基态 B原子的电子排布式为 1s22s22p1, B和 N都属于第二周期,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价。 (2)①根据第一电离能的定义知,同一主族元素,从上到下失电 子能力逐渐增强,故 O、 S、 Se原子的第一电离能由大到小的顺序是 O > S> Se。 ②根据核外电子排布规律可写出 Se的 M层电子的排布式为 3s23p63d10。

(3)Si的原子序数为 14,则核外电子数为 14,电子排布式为 1s22s22p63s23p2,依据核外电子能量排布原理,电子由离核近的区域 依次由里向外排布,所以电子占据的最高能层符号为M,该能层具有 的原子轨道为 s、 p、 d轨道,共计 9个原子轨道,电子数为 4。 (4)① Ni原子的价电子排布式为 3d84s2, Ni原子失去最外层 4s轨道 的两个电子变成 Ni2 ,故价层电子排布图为 。 ② F是电负性最大的元素;同周期元素中随原子序数的增大,第 一电离能呈增大趋势,四种元素中第一电离能最小的是 K元素。


二、分子结构与性质 (高考题组合) 120° (1)①在BF3分子中,F—B— F的键角是__________ ,B原子的杂 - sp2 化轨道类型为__________ ,BF3和过量NaF作用可生成NaBF4, BF 4 的 立体构型为__________ 正四面体形。 ②在与石墨结构相似的六方氮化硼晶体中,层内 B原子与N原子 共价键 分子间作用力 之间的化学键为__________ ,层间作用力为__________ 。 (2)①S单质的常见形式为S 8,其环状结构如下图所示,S原子采 用的轨道杂化方式是________ sp3 。 ② H2Se的酸性比 H2S________( 填“强”或“弱”)。气态SeO3分 强 - 平面三角形,SO2 三角锥形。 子的立体构型为__________ 3 的立体构型为________

(3)①单质硅存在与金刚石结构类似的晶体,其中原子与原子之 间以________ 共价键 相结合,其晶胞中共有8个原子,其中在面心位置贡献 3 ________ 个原子。 ②碳和硅的有关化学键键能如表所示,简要分析和解释下列有关 事实:
C—C C—H C—O Si—Si Si—H Si—O 化学键 413 336 226 318 452 键能/(kJ· mol-1) 356

a.硅与碳同族,也有系列氢化物,但硅烷在种类和数量上都远不 如烷烃多,原因是______________________________________ 。

C—C键和C—H键的键能较大,稳定性较强,所形成的烷烃较 稳定,而硅烷中 Si—Si键和Si—H键的键能较低,易断裂,导致长链 硅烷难以生成
b.SiH4的稳定性小于 CH4,更易生成氧化物,原因是 ________________________________ 。

C—H键的键能大于 C—O键,C—H键比C—O键稳定。而Si—H键 的键能却远小于 Si—O键,所以Si—H键不稳定而倾向于形成稳定性更 强的Si —O键

(4)K3FeF6中化学键的类型有______________ 离子键、配位键;该化合物中存在一 - 3- [FeF ] F 6 个复杂离子,该离子的化学式为________,配位体是 ________。 (5)新制备的Cu(OH)2可将乙醛(CH3CHO)氧化成乙酸,而自身还 sp3、sp2 ,1 mol乙醛 原成Cu2O。乙醛中碳原子的杂化轨道类型为__________ 6NA 分子中含有的σ键的数目为__________ ,乙酸的沸点明显高于乙醛, CH3COOH存在分子间氢键 其主要原因是____________________________ 。

解析:(1)①依据价层电子对互斥理论可计算出中心原子的孤电 1 1 子对数= (a- xb)= (3- 3×1)= 0,所以 BF3分子为平面正三角形结 2 2 - 构, F—B—F的键角是 120° ,杂化轨道类型为 sp2;在BF 4 中中心原子 1 1 - 的孤电子对数= (a- xb)= (4- 4× 1)= 0,所以 BF 4 的结构为正四面 2 2 体。 ②B、 N均属于非金属元素,两者形成的化学键是极性共价键; 而层与层之间靠分子间作用力结合。

(2)①由 S原子最外层电子排布式 3s23p4及 S 8结构示意图不难推出 S8 中 S原子采用的是 sp3杂化。 6+ 2 6 2- ②SeO3分子的价电子对数为 = 3, SO 3 的价电子对数为 = 2 2 - 4,由价层电子对互斥理论可判断出 SeO3、 SO 2 3 的立体构型分别为平 面三角形和三角锥形。

(3)①结合金刚石的晶体结构,单质硅属于原子晶体,每个硅原 子和四个硅原子以共价键结合成空间网状结构。晶胞面心上有 6个硅 原子,所以一个晶胞在面心位置对该晶胞贡献 3个硅原子。 ②a.依据图表中键能数据分析, C—C键、 C—H键键能大,难断 裂; Si—Si键、 Si—H键键能较小,易断裂,导致长链硅烷难以生 成。 b. SiH4稳定性小于 CH4,更易生成氧化物,是因为 C— H键键能 大于 C—O键的, C—H键比 C— O键稳定。 Si—H键键能远小于 Si—O 键,不稳定,倾向于形成稳定性更强的 Si—O键。

(4)在 K3FeF 6中含有 K 与 [FeF6]3 之间的离子键和 [FeF6]3 中 Fe3 与 - - - F 之间的配位键,在配离子 [FeF6]3 中 F 是配位体。
+ - - +

(5)由乙醛的结构式( )知, —CH3、 —CHO上的碳原子分 别为 sp3、 sp2杂化。由于 1个乙醛分子中含有 4个 C—H键、 1个 C—C 键、 1个 C===O键,共有 6个 σ键,故 1 mol乙醛分子中含有 6NA个 σ键。 乙酸分子之间能形成氢键而乙醛分子之间不能形成氢键,故乙酸的沸 点明显高于乙醛。

三、晶体结构与性质 1.已知:硫酸铜溶液中滴入氨基乙酸钠(H2N —CH2—COONa)即 可得到配合物 A。其结构如图所示。

试回答下列问题: 3d104s1 (1)Cu元素基态原子的外围电子排布式为________________ 。

N>O>C 。 (2)元素C、N、 O的第一电离能由大到小的顺序为__________

(3)配合物 A中碳原子的轨道杂化类型为________ sp2、sp3 。 (4)1 mol氨基乙酸钠(H2N —CH2—COONa) 8×6.02×1023 含有σ键的数目为___________ 。 (5)氨基乙酸钠分解产物之一为二氧化碳。写出二氧化碳的一种 - - N O( 或 SCN 、 N 2 3 等) 等电子体:________________________ (写化学式)。

(6)已知:硫酸铜灼烧可以生成一种红色晶体,其结构如图。则 Cu2O 。 该化合物的化学式是________

解析:(1)基态 Cu原子核外有 29个电子,外围电子排布式为 3d104s1。 (2)同周期主族元素从左到右第一电离能呈增大趋势,第 ⅡA 族和第 ⅤA族元素反常, C、 N、 O的第一电离能由大到小的顺序为 N > O> C。 (3)配合物 A中碳原子为 sp2杂化、 sp3杂化。(4)氨基乙酸根的

结构为 ,1 mol氨基乙酸钠 (H2N— CH2—COONa)含 8 mol σ - - 键。(5)与 CO2互为等电子体的有 N2O、 SCN 、 N 3 等。(6)该晶胞中 Cu 1 的个数为 4, O的个数为 8× + 1= 2, Cu、 O的个数比为 2∶1,故化学 8 式为 Cu2O。

2.(1) 某金属元素X 与氯元素形成的晶体结构如图1所示,则该晶 XCl 体的化学式为________________________________ 。

1

2

(2)如图 2为高温超导领域中的一种化合物钙-钛( 氧化物)晶体结 构中含有代表性的最小重复单元,在该晶体中每个钛离子周围与它最 6 近且距离相等的钛离子有__________ 个,该晶体的化学式为 CaTiO3 ______________________________ 。

解析:(1)X原子均在立方体中,所以 1个晶胞中含有 4个 X,8个顶 1 1 角和 6个面上均有 1个 Cl,所以 1个晶胞中含有 ×8+ × 6= 4个 Cl,化 8 2 学式为 XCl; (2)选取 1个钛离子作中心离子,周围与它最近的钛离子 在与之相连的 3个顶角上,以中心离子为中心作坐标系,每个数轴上 + 有 2个最近的钛离子,总共 3个数轴;每 1个晶胞中 Ca2 的个数为 1个, 1 1 4+ 2- Ti 的个数为 8× = 1, O 的个数为 12× = 3,所以其化学式为 8 4 CaTiO3。

2真题判断 1.硫元素基态原子核外有 3个未成对电子。( × ) 2.Si 的第一电离能大于 S的第一电离能。( × ) 3.Mg所在周期中第一电离能最大的主族元素是 Cl。( √ ) 4.NH3分子中的中心原子的杂化方式为sp3。( √ ) - 5. HCl与 OH 互为等电子体。( √ ) 6.乙酸沸点明显高于乙醛是因为乙酸的相对分子质量较大。 ( × )

3热点考向 一、原子结构与性质 【典例 1】 回答下列问题: 三 ⅠA 族;S的基态原 (1)Na位于元素周期表第________ 周期第________ 子核外有________ 个未成对电子; Si的基态原子核外电子排布式为 2 1s22s22p6。 3s23p2 ________ + 2 6 10 10 1s22s22p63s (2)Cu 基态核外电子排布式为________ 。 3p 3d 或[Ar]3d + (3)基态Fe 原子有________ 个未成对电子,Fe 3 的电子排布式为 4 2 2 6 2 6 5 5 + 1s 2s 2p 3s 3p 3d 或 [Ar]3d _________________________。可用硫氰化钾检验Fe 3 ,形成的配合 血红色 。 物的颜色为________ N (4)N、 O、 S中第一电离能最大的是________( 填元素符号),Cu的 价层电子轨道示意图为______________。

解析:(1)Na( )元素位于元素周期表第三周期第 ⅠA族; Si 原子核外电子数为 14,基态 Si原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p2。 (2)Cu为 29号元素, Cu原子核外电子排布式为 + [Ar]3d104s1, Cu 核外 4s上无电子,则为 1s22s22p63s23p63d10或 [Ar]3d10。 (3)基态 Fe原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d64s2或 [Ar]3d64s2,所以有 4个未成对电子,失去 2个 4s电子、1个 3d电子形成 + Fe3 ,其核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d5或 [Ar]3d5;形成的硫氰 合铁配离子为血红色。 (4)N、 O、 S三种元素中,第一电离能由大到 小的顺序是 N> O> S; Cu的价层电子包括 3d和 4s能级上的 11个电子, 它的价层电子轨道示意图是 。

[方法归纳 ] 1.基态原子电子排布式的书写方法 (1)由原子序数书写核外电子排布式: ①常根据构造原理(1s、 2s、 2p、 3s、3p、 4s、3d、 4p) 、各能级 最多容纳的电子数及能量最低原理,依次由低能级向高能级排列,如 31号元素镓,首先排满 1s2,依次 2s2、 2p6、3s2、 3p6、4s2、 3d10最后 4p1; ②我们也可以用 31- 18=13,,然后再填充13个电子,如 [Ar]3d104s24p1。

(2)由元素名称书写核外电子排布式: ①前三周期主族元素可以根据最外层电子数书写,如 S的最外层 电子数为 6,其排布式为 [Ne]3s23p4; ②第四周期从 K开始数,数到几,应可以写成 [Ar](再排几个电子 数)。如Fe ,从钾开始数到铁为 8,其排布式为 [Ar]3d64s2;Se ,从钾开 始数到Se 为16,其排布式为 [Ar]3d104s24p4。

2.注意事项 (1)能量相同的原子轨道全充满(p6、 d10)、半充满(p3、 d5)、全空 时(p0、d0)的状态,具有较低的能量和较大的稳定性,如 5 1 10 1 Cr[Ar]3d 4s 、 Cu[Ar]3d 4s 。 24 29 (2)出现 d轨道时,虽然电子排布按n s、(n-1)d、np的顺序填充, 但书写核外电子排布式时,仍把(n-1)d放在n s前,如 Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2正确,Ti :1s22s22p63s23p64s23d2错误。 (3)熟记前四周期的能级排布(1s、 2s、2p、 3s、 3p、4s、3d、 4p)。

3.规律方法 规律学习是主线,特性特点往往是考点,所以我们在复习时要抓 住核外电子排布的一些特性,如前四周期中① Cr、Cu的基态原子核 外电子排布;② Cr的基态原子未成对电子最多——6个;③当n p能级 - 中未成对电子数 m小于 3时,np能级的电子排布可能为 npm或np6 m,但 是3d特殊,如 3d能级中有3个未成对电子,则只能为 3d6,没有 3d4。

变式训练 1 (2015· 唐山五校联考)已知 A、B、C、D 、E五种元素 的原子序数依次增大,其中 A原子所处的周期数、族序数都与其原子 序数相等;B原子核外电子有6种不同的运动状态,s轨道电子数是 p轨 + 道电子数的两倍;D原子 L电子层上有 2对成对电子; E 的核外有 3个 电子层且各层均处于全满状态: 请填写下列空白: 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 (1)E元素基态原子的核外电子排布式为________。 (2)B、 C、D 三种元素的第一电离能由小到大的顺序为 C <O<N 填元素符号),其原因为____________________。 ________(

同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现逐渐增 大的趋势,但氮原子最外层电子达到半满的稳定状态,其第一电离能 大于氧元素

(3)B2A4是重要的基本石油化工原料。B2A4分子中 B原子的杂化类 2 sp 杂化 ;1 mol B2A4分子中含________ 型为________ molσ键。 5

解析: A原子所处的周期数、族序数都与其原子序数相等知 A为 H; B原子核外有 6个电子, s轨道电子数是 p轨道电子数的两倍知 B为 C(碳 ), D原子 L电子层上有 2对成对电子,可知 D为 O,根据原子序数 + 关系, C只能为 N; E 的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d10,可知 E 为 Cu。 (1)铜元素基态原子的核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s1 或 [Ar]3d104s1。 (2)B、 C、 D三种元素的第一电离能由小到大的顺序为 C< O< N;同一周期,随着原子序数的增加,元素的第一电离能呈现 逐渐增大的趋势,但氮原子最外层电子达到半满的稳定状态,其第一 电离能大于氧元素。 (3)B2A4是乙烯,由 CH2===CH2可知一个乙烯分 子中含有 5个 σ键。

二、分子结构与性质 【典例 2】 砷(As)在地壳中含量不大,但砷的化合物却是丰富 多彩。 3 [Ar]3d104s24p (1)基态砷原子的核外电子排布式为__________ ;砷与溴的第一 电离能较大的是__________ 。 Br (2)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 AsH3的相对分子质量大于PH3的相对分子质量,故 AsH3分子间的范 ____________________________________________________________ 德华力大于PH ____________ 。 3分子间的范德华力

(3)Na3AsO4可作杀虫剂。 AsO 3 ,与其 正四面体形 4 的空间构型为__________ CCl4 互为等电子体的一种分子为__________ 。 (4)某砷的氧化物俗称“砒霜”,其分子结构如图所示。该化合 物的分子式为__________ ,As原子采取__________ 杂化。 As4O6 sp3


(5)GaAs等是人工合成的新型半导体材料,其晶体结构与金刚石 4 相似。 GaAs晶体中,每个 As与__________ 个Ga相连, As与 Ga之间存 BEG 在的化学键有__________( 填字母)。 A.离子键 B.σ键 C.π 键 D.氢键 E.配位键 F .金属键 G.极性键

解析:(1)根据砷在周期表中的位置,利用能量最低原理和洪特 规则写出电子排布式。根据第一电离能概念,同周期元素原子电子层 数相同,但随着核电荷数增大和原子半径减小,核对外层电子的有效 吸引作用依次增强。 (2)AsH3和 PH3属于分子晶体,且AsH3的相对分子 质量大于 PH3的相对分子质量,对组成和结构相似的物质,随相对分 子量的增加,分子间作用力逐渐增强。 (3)根据杂化类型判断,中心 原子价电子对数为 (5+ 3)/2= 4,故采用 sp3杂化。等电子体是指所含 价电子总数和原子总数相同。(4)由图知砷、氧原子个数比为 2∶3。 (5) 金刚石为面心立方结构,每个碳原子与周围四个碳原子形成四面体结 构。碳原子间以共价键结合。

[方法归纳 ] 分子的空间构型与杂化方式的判断 1.根据分子结构式进行推断 (1)公式: 杂化轨道数=中心原子孤对电子对数(未参与成键)+中心原子形 成的σ键个数 (2)中心原子形成σ键个数的判断方法: 因为两原子之间只能形成一个σ键,所以中心原子形成的σ键个数 =中心原子结合的原子数。

(3)中心原子孤对电子对数的判断方法: n± 对于通式 AXm 中心原子(A)未用于键合的孤对电子对数= A的族序数-X的化合价绝对值×m-?± n? 2- ;如SO 4 中的孤对电子 2 6- 2× 4-?- 2? 5- 4-?+ 1? + 对数= =0、NH 4 中的孤对电子对数= = 2 2 0。

(4)根据分子结构式推断出中心原子形成的σ键个数及孤对电子的 对数,如: ① HCN :结构式(HCN) ,中心原子 C形成两个σ键, C原子的四个 价电子全部参与成键无孤对电子,所以C原子为sp杂化,分子为直线 形; ② H2O2:结构式(HOOH),一个中心原子 O形成两个σ 键, O原子 只有两个价电子参与成键,还余四个电子形成两个孤对电子,所以 O 原子有 4个杂化轨道为sp3杂化,电子对的空间构型为正四面体。

2.根据分子的空间构型推断杂化方式 多原子(3个或 3个以上)分子的立体结构与中心原子杂化方式的对 照

(1)只要分子构型为直线形的,中心原子均是 sp杂化,同理只要中 心原子是 sp杂化的,分子构型均为直线形。 (2)只要分子构型为平面三角形的,中心原子均是 sp2杂化。 (3)只要分子中的原子不在同一平面内的,中心原子均是sp3杂 化。 (4)V形分子的判断需要借助孤对电子,有一对孤对电子的中心原 子是sp2杂化,有两对孤对电子的中心原子是sp3杂化。

3.根据等电子体原理结构相似进行推断 - + + 如:CO2是直线形分子,CNS 、NO 2 、N 3 与CO2是等电子体,所 以离子的构型均为直线形,中心原子均采用sp杂化。

变式训练 2 元素X 位于第四周期,其基态原子的内层轨道全部 排满电子,且最外层电子数为2。元素Y 基态原子的 3 p轨道上有 4个电 子。元素 Z的原子最外层电子数是其内层的 3倍。

(1)X与Y所形成化合物晶体的晶胞如图所示。 4 ①在1个晶胞中,X 离子的数目为________ 。 ②该化合物的化学式为______ ZnS 。

(2)在Y的氢化物(H2Y)分子中,Y 原子轨道的杂化类型是 ________ sp3 。 (3)Z的氢化物(H2Z)在乙醇中的溶解度大于 H2Y ,其原因是 水分子与乙醇分子间形成氢键 ________ 。 2- (4)Y与 Z可形成YZ4 。 - 正四面体 用文字描述)。 ①YZ2 4 的空间构型为________( - ②写出一种与YZ2 ________ 。 4 4 互为等电子体的分子的化学式:CCl (5)X的氯化物与氨水反应可形成配合物[X(NH3) 4]- Cl 2, 1 mol 该 16NA 。 配合物中含有σ键的数目为________

解析:由题目条件可知 X的基态原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s2,即 X为 Zn; Y的基态原子核外电子排布式为 1s22s22p63s23p4,即 Y为 S; Z的最外层电子数是其内层的 3倍,则 Z为 O。 1 1 (1)由晶胞结构可知, 1个晶胞中拥有 X离子数目为: 8× + 6× 8 2 = 4,拥有 Y离子数目为 4,故该化合物的化学式为 ZnS。 6+ 2 (2)H2S分子中 S的价电子对数为 = 4,即 S杂化轨道类型为 2 sp3。

(3)H2O与乙醇可以形成分子间氢键,使得水与乙醇互溶,而 H2S 不能与乙醇形成分子间氢键,故 H2S在乙醇中的溶解度小于 H2O。 6+ 2 2- (4)SO4 中 S无孤电子对,其价电子对数为 = 4,则 S采取sp3杂 2 - 2- 化,故 SO 4 为正四面体形; SO 2 4 中原子最外层 (价电子)共有 32个电 - 子,则与 SO2 4 原子数相等,价电子数也相等的物质有 CCl4和 SiCl 4。 + - + (5)[Zn(NH3) 4]Cl 2中 [Zn(NH3)4]2 与 Cl 形成离子键, [Zn(NH3)4]2 中含有 4个 Zn—N键 (配位键 )和 12个 N— H键,共 16个共价单键,则 1 mol该配合物中含有 σ键为 16 mol,即为 16 NA或 16× 6.02×1023。

三、晶体结构与性质 【典例 3】 [化学——选修 3:物质结构与性质] 碳是地球上组成物质最多的元素,含碳元素的物质在材料、能源 等领域具有广泛的用途。请回答下列问题: (1)我国科学家借助一种自主研制的新型钨基合金催化剂,研究 出单壁碳钠米管结构可控制备方法。该学术成果发表在2014年 6月 26 日的《自然》杂志(英国)上。单壁碳钠米管可看作由石墨烯沿一定方 向卷曲而成的空心圆柱体,其中碳原子的杂化方式为 __________________ 。 sp2

[∶N?? O∶] ;CO (2)CO的一种等电子体为NO ,它的电子式为___________ 与Ni可生成羰基镍 [Ni(CO) 4],已知其中镍为 0价,镍原子在基态时, 1s22s22p63s23p63d84s2 核外电子排布式为________________________________________ ; CO C [Ni(CO) 4]的配体是________ ,配位原子是________ 。




(3)下表是一组含碳物质的沸点数据:

若只考虑相对分子质量,甲醇的沸点应低于- 78.2℃,甲醇沸点 甲醇分子间存在氢键 ;1 mol 丙烯中含有的σ键与π键 高的原因是______________________ 四面体 。 数目之比为________ 8∶1 ;一氟甲烷分子的空间构型为________

(4)金刚石为立方晶胞,其晶胞结构如图所示。 由晶胞结构中碳原子之间的距离关系可知,与每个碳原子距离最 - 4 近且相等的碳原子有________ 个;已知金刚石的密度为ρ g·cm 3,阿 3 96 伏加德罗常数的值为 NA,则金刚石的晶胞的边长a =________cm 。 ρ·NA

解析:(1)石墨烯为平面结构,其中碳原子为 sp2杂化。 (2)CO和 + NO 互为等电子体,结构相似,则可写出它的电子式。 [Ni(CO)4]中, 中心原子是 Ni,配体是 CO,配位原子是 C。 (3)甲醇分子中羟基氢原 子与其他甲醇分子中的羟基氧原子形成氢键,使其沸点升高;丙烯分 子中含有 6个 C—Hσ键, 2个 C—Cσ键和 1个 π键,故 σ键与 π键数目之比 为 8∶1;一氟甲烷是甲烷中一个氢原子被 F原子取代的产物,故一氟 甲烷为四面体结构,但不是正四面体。 (4)金刚石中每个碳原子与周 围的 4个碳原子构成一个正四面体,因此与每个碳原子距离最近且相 等的碳原子有 4个;每个晶胞中含有的碳原子数为 8×1/8+ 6× 1/2+ 4 3 96 m 12×8 = 8,故密度 ρ= = ,所以 a= (cm)。 V NA· a3 ρ·NA

[方法归纳 ] 1.晶体化学式的求法 晶体的化学式的确定常用均摊法,其核心为若晶体中某位置上粒 1 子被n个重复单元共用,那么该粒子有 属于这个晶胞。如由立方晶胞 n 中: 1 (1)处于顶点上粒子被 8个晶胞共用,该粒子有 属于这个晶胞; 8 1 ?2?处于棱上粒子被4个晶胞共用,该粒子有 属于这个晶胞; 4 1 ??3?处于面心上粒子被 2个晶胞共用,该粒子有 属于这个晶胞; 2 ?4?处于晶胞内部的粒子,该粒子完全属于这个晶胞。

2.有关晶胞各物理量的关系,对于立方晶胞,可简化成下面的公式 进行各物理量的计算:a 3×ρ ×NA=n ×M,a表示晶胞的棱长,ρ表示 密度, NA表示阿伏加德罗常数,n表示 1 mol 晶胞中所含晶体的物质的 量,a3×ρ ×NA表示 1 mol晶胞的质量。

变式训练 3 如图是铊化钠的晶胞结构: (1)若忽略Tl ,则Na离子的空间结构跟哪种常见物质的晶体结构 一样?________ 金刚石 。 (2)该物质化学式为________ NaTl 。

(3)Tl的原子序数是 81,写出它在元素周期表中的位置 2 2 6 1 第六周期Ⅲ A 族 1s 2s 2p 3s ________________。写出Na的核外电子排布__________________ 。 -1 、________ (4)在该晶体中Tl和 Na的化合价分别是________ 。 +1 (5)已知该晶体是立方晶系,Na、Tl最近距离为a pm,列式计算 该晶体的密度________。(已知阿伏加德罗常数的值为NA)

681 3 3 g/cm = g/cm -30 3 ? 4a ? 8a ×10 NA -10 3 ? ×10 ? ? 3 ?
3



227 NA

解析:(1)由图中晶体的结构可以看出, Na的排列与 Tl的排列相 同,每 5个钠原子排列成正四面体形,故类似于金刚石的结构。 1 1 1 (2)该结构中钠原子数= 12× + 5= 8, Tl原子数= 8× + 6× +4 4 8 2 = 8,故化学式为 NaTl。 (3)在元素周期表中,每周期的元素数分别为 2、 8、 8、 18、 18、 32,故第六周期最后一种元素的原子序数为 86,结合各族在周期表中 的排列可知 Tl位于第六周期 ⅢA族。 (4)因金属性 Na> Tl,故 Na为+ 1价,则 Tl只能为- 1价。

(5)Na、 Tl最近距离为虚线所示小立方体中心的 Na原子与小立方 2a 体顶点的 Tl之间的距离,故小立方体的棱长为 ,大立方体的棱长为 3 227 8× 4a NA 3 ,一个大立方体相当于 8个 NaTl,故晶体密度= ? g/cm ? 4a 3 - 10 3 ? ×10 ? ? 3 ? 681 3 = 3 g/cm3。 - 30 8a × 10 NA



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