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题型突破2　电离能、电负性、共价键、杂化方式与分子空间结构
1.(2024·山东卷)[BMIM]+B(见图)是MnOx晶型转变的诱导剂。B的空间构型为　　　　　　　　　　　　　　　;
[BMIM]+中咪唑环存在大π键,则N原子采取的轨道杂化方式为　　　　。
2.(2024·全国甲卷)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,其化合物有着广泛的应用。回答下列问题:
(1)CaC2俗称电石,该化合物中不存在的化学键类型为　　　　(填标号)。
a.离子键 b.极性共价键
c.非极性共价键 d.配位键
(2)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷,其中电负性最大的元素是　　　　,硅原子的杂化轨道类型为　　　　。
3.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到。
(1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)SnCl4的Sn—Cl键是由锡的　　　　轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
4.(2024·浙江1月选考)(1)下列说法正确的是　　　　。
A.电负性:B>N>O
B.离子半径:P3-C.第一电离能:GeD.基态Cr的简化电子排布式:[Ar]3d4
(2)H2N-NH2+H+—→H2N-N,其中-NH2的N原子杂化方式为　　　　。
5.(2022·全国甲卷)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　　　(填标号),第三电离能的变化图是　　　　　(填标号)。
1.元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期元素从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下,第一电离能逐渐减小。
说明　同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时,元素的第一电离能较相邻元素要大,即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如,Be、N、Mg、P。
2.元素电负性的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐增大;同族元素从上到下,元素的电负性逐渐减小。
3.共价键
(1)σ键、π键(以碳原子之间成键为例)
共价键 举例 说明
单键(σ键) ①相同原子之间形成的共价键是非极性键,如Cl2;不同原子之间形成的共价键是极性键,如HCl; ②分子中的大π键可用符号表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为),:,N:,SO2:,O3:,C:
双键(1个 σ键、1个π键)
三键(1个 σ键、2个π键) —C≡C—
大π键
(2)配位键
①配合物的组成:以[Cu(NH3)4]SO4为例,如图1所示。
②一般来说,配合物内界与外界之间为离子键,电荷相互抵消。
③配体有多个配位原子,与中心原子形成螯合物,如铜离子与乙二胺形成配离子(图2)。
4.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关,二者之间可以相互判断。
分子组成 (A为中心 原子) 中心原子 的孤电子 对数 中心原 子的杂 化方式 分子的 空间结构 实例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 平面三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
5.键角大小的比较
(1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构,不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间,还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对,BP代表成键电子对)。
(2)不同杂化类型
如键角:CH4(3)杂化类型相同,中心原子的孤电子对数越多,键角越小
如键角:CH4>NH3>H2O;N>NH3;H3O+>H2O。
(4)杂化类型和孤电子对数均相同,中心原子的电负性越大,键角越大
键角:NH3>PH3>AsH3。
解释:N、P、As的电负性逐渐减小,中心原子的电负性越大,成键电子对越靠近中心原子,成键电子对排斥力增大,键角增大。
(5)杂化类型和孤电子对数均相同,配位原子的电负性越大,键角越小
键角:NF3解释:F的电负性比H大,NF3中成键电子对偏向F,成键电子对排斥力比NH3小,且NF3的孤电子对偏向N,孤电子对对成键电子对的排斥力较大。
对于第(4)、(5)种类型,可以归纳为判断中心原子的电子云密度,中心原子的电子云密度越大,则该分子的成键电子对排斥力越大,则键角越大。
1.B、Si和P是组成半导体材料的重要元素。基态B、Si和P中,单电子数最多的是　　　　　　,电负性最大的是　　　　　　。
2.(2024·四川成都专题练)羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]是牙齿中的重要矿物质,其中羟基(—OH)中氧原子的杂化方式为　　　　　　　,P的空间构型为　　　　　　,该化合物所含元素电负性最大的是　　　　　　。
3.(2024·陕西西安期末)黄铁矿(主要成分为FeS2)的利用对资源和环境具有重要意义,一种酸性条件下催化氧化黄铁矿的物质转化关系如图所示,回答下列问题:
(1)基态氮原子的价层电子排布式为　　　　。
(2)基态氧原子的核外电子有　　　　种空间运动状态,其电子占据的最高能级的电子云轮廓图为　　　　形。
(3)第一电离能:N　　　　 (填“>”“<”或“=”)O。
(4)反应Ⅱ的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　,
Fe3+的半径比Fe2+　　　　 (填“大”或“小”),Fe3+的稳定性比Fe2+更　　　　(填“强”或“弱”)。
4.(2024·山东青岛专题练)磷化铜与水反应产生有毒的磷化氢(PH3)气体,PH3分子的空间构型为　　　　;P、S的第一电离能(I1)的大小为I1(P)　　　　I1(S)(填“>”“<”或“=”);PH3的沸点　　　　(填“高于”或“低于”)NH3的沸点,原因是　　　　。
5.(2024·陕西宝鸡模拟)铁是一种常见的金属,在生产生活中用途广泛。
(1)铁在元素周期表中的位置是　　　　, 其基态原子的电子排布式为　　　　;铁原子核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用　　　　摄取铁元素的原子光谱。
(2)Fe(CO)5与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁(Fe3N),NH3分子的立体构型为　　　　;1 mol Fe(CO)5分子中含有σ键为　　　　 mol。
(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},该反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　;
CN-中碳原子的杂化轨道类型为　　　　　　。C、N、O元素的第一电离能的大小顺序为　　　　　　。
(4)FeCl3可与KSCN溶液发生显色反应。SCN-与N2O互为等电子体,则SCN-的电子式为　　　　　　　　。
6.(2024·辽宁营口期中)在元素周期表中除了同族元素的性质相似外,还有一些处于对角线上的元素的性质也呈现相似性。例如Li和Mg、Be和Al、B和Si,这种相似关系称为对角线关系,也称对角线规则。回答下列问题:
(1)Ge与Si同主族,二者属于周期表中　　　　区元素;Ge能与NaOH溶液反应生成Na2GeO3,其中发生反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)基态Mg原子和基态Al原子中第一电离能较大的是　　　　　,原因为　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)硼氢化钠(NaBH4)是有机合成中常用的还原剂。
①硼氢化钠中存在的化学键为　　　　　　(填标号)。
a.离子键 b.共价键
c.氢键 d.配位键
②　　　　　　 g NaBH4的还原能力与标准状况下22.4 L H2的还原能力相当(还原能力即生成H+失去电子的量)。
题型突破2　电离能、电负性、共价键、杂化方式与分子空间结构
1.(2024·山东卷)[BMIM]+B(见图)是MnOx晶型转变的诱导剂。B的空间构型为　　　　　　　　　　　　　　　;
[BMIM]+中咪唑环存在大π键,则N原子采取的轨道杂化方式为　　　　。
答案　正四面体形　sp2
解析　B中B形成4个σ键(其中有1个配位键),为sp3杂化,空间构型为正四面体形;咪唑环存在大π键,N原子形成3个σ键,杂化方式为sp2。
2.(2024·全国甲卷)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,其化合物有着广泛的应用。回答下列问题:
(1)CaC2俗称电石,该化合物中不存在的化学键类型为　　　　(填标号)。
a.离子键 b.极性共价键
c.非极性共价键 d.配位键
(2)一种光刻胶薄膜成分为聚甲基硅烷,其中电负性最大的元素是　　　　,硅原子的杂化轨道类型为　　　　。
答案　(1)bd　(2)C　sp3
解析　(1)CaC2中Ca2+与之间为离子键,中C与C之间为非极性共价键,故不存在极性共价键和配位键。(2)该物质中含有H、C、Si元素,其中C的电负性最大;Si形成4个σ键,杂化轨道类型为sp3。
3.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到。
(1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)SnCl4的Sn—Cl键是由锡的　　　　轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
答案　(1)平面三角形　(2)sp3杂化
解析　(1)SnCl2中Sn的价层电子对数为2+×(4-2×1)=3,故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形;(2)SnCl4中Sn的价层电子对数为4+×(4-4×1)=4,有4个σ键、无孤电子对,故Sn采取sp3杂化,则SnCl4的Sn—Cl键是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
4.(2024·浙江1月选考)(1)下列说法正确的是　　　　。
A.电负性:B>N>O
B.离子半径:P3-C.第一电离能:GeD.基态Cr的简化电子排布式:[Ar]3d4
(2)H2N-NH2+H+—→H2N-N,其中-NH2的N原子杂化方式为　　　　。
答案　(1)C　(2)sp3
解析　(1)同一周期,从左到右,电负性依次增强,故电负性为O>N>B,A错误;核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,故顺序为P3->S2->Cl-,B错误;同一周期,从左到右,电离能增大的趋势,第ⅤA族和第ⅥA族相反,故顺序为Ge5.(2022·全国甲卷)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　　　(填标号),第三电离能的变化图是　　　　　(填标号)。
答案　图a　图b
解析　C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期随原子序数的增大第一电离能有增大的趋势,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C1.元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期元素从左到右,第一电离能有逐渐增大的趋势,稀有气体的第一电离能最大,氢和碱金属的第一电离能最小。同族元素从上到下,第一电离能逐渐减小。
说明　同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时,元素的第一电离能较相邻元素要大,即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如,Be、N、Mg、P。
2.元素电负性的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐增大;同族元素从上到下,元素的电负性逐渐减小。
3.共价键
(1)σ键、π键(以碳原子之间成键为例)
共价键 举例 说明
单键(σ键) ①相同原子之间形成的共价键是非极性键,如Cl2;不同原子之间形成的共价键是极性键,如HCl; ②分子中的大π键可用符号表示,其中m代表参与形成大π键的原子数,n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为),:,N:,SO2:,O3:,C:
双键(1个 σ键、1个π键)
三键(1个 σ键、2个π键) —C≡C—
大π键
(2)配位键
①配合物的组成:以[Cu(NH3)4]SO4为例,如图1所示。
②一般来说,配合物内界与外界之间为离子键,电荷相互抵消。
③配体有多个配位原子,与中心原子形成螯合物,如铜离子与乙二胺形成配离子(图2)。
4.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关,二者之间可以相互判断。
分子组成 (A为中心 原子) 中心原子 的孤电子 对数 中心原 子的杂 化方式 分子的 空间结构 实例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 平面三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
5.键角大小的比较
(1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构,不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间,还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对,BP代表成键电子对)。
(2)不同杂化类型
如键角:CH4(3)杂化类型相同,中心原子的孤电子对数越多,键角越小
如键角:CH4>NH3>H2O;N>NH3;H3O+>H2O。
(4)杂化类型和孤电子对数均相同,中心原子的电负性越大,键角越大
键角:NH3>PH3>AsH3。
解释:N、P、As的电负性逐渐减小,中心原子的电负性越大,成键电子对越靠近中心原子,成键电子对排斥力增大,键角增大。
(5)杂化类型和孤电子对数均相同,配位原子的电负性越大,键角越小
键角:NF3解释:F的电负性比H大,NF3中成键电子对偏向F,成键电子对排斥力比NH3小,且NF3的孤电子对偏向N,孤电子对对成键电子对的排斥力较大。
对于第(4)、(5)种类型,可以归纳为判断中心原子的电子云密度,中心原子的电子云密度越大,则该分子的成键电子对排斥力越大,则键角越大。
1.B、Si和P是组成半导体材料的重要元素。基态B、Si和P中,单电子数最多的是　　　　　　,电负性最大的是　　　　　　。
答案　P　P
2.(2024·四川成都专题练)羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]是牙齿中的重要矿物质,其中羟基(—OH)中氧原子的杂化方式为　　　　　　　,P的空间构型为　　　　　　,该化合物所含元素电负性最大的是　　　　　　。
答案　sp3　正四面体形　O(或氧元素)
解析　羟基(—OH)中氧原子价层电子对个数是4,根据价层电子对互斥理论判断O原子的杂化方式为sp3;P中P原子价层电子对个数=4+ =4且不含孤电子对,根据价层电子对判断该微粒空间构型为正四面体形;元素的非金属性越强,其电负性越大,非金属性最强的是O元素,则电负性最大的是O(或氧元素)。
3.(2024·陕西西安期末)黄铁矿(主要成分为FeS2)的利用对资源和环境具有重要意义,一种酸性条件下催化氧化黄铁矿的物质转化关系如图所示,回答下列问题:
(1)基态氮原子的价层电子排布式为　　　　。
(2)基态氧原子的核外电子有　　　　种空间运动状态,其电子占据的最高能级的电子云轮廓图为　　　　形。
(3)第一电离能:N　　　　 (填“>”“<”或“=”)O。
(4)反应Ⅱ的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　,
Fe3+的半径比Fe2+　　　　 (填“大”或“小”),Fe3+的稳定性比Fe2+更　　　　(填“强”或“弱”)。
答案　(1)2s22p3　(2)5　哑铃　(3)>　(4)8H2O+14Fe3++FeS2===15Fe2++2S+16H+　小　强
解析　(1)氮元素的原子序数为7,基态N原子的价层电子排布式为2s22p3;(2)氧元素的原子序数为8,基态O原子的电子排布式为1s22s22p4,原子轨道数目为5,则原子的核外电子有5种空间运动状态,占据的最高能级是电子云轮廓图为哑铃形的2p能级;(3)同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构,元素的第一电离能大于相邻元素,则氮元素的第一电离能大于氧元素;(4)由图可知,反应Ⅱ为溶液中铁离子与二硫化亚铁反应生成亚铁离子、硫酸根离子和氢离子,反应的离子方程式为8H2O+14Fe3++FeS2===15Fe2++2S+16H+;同种元素的不同种离子的电荷数越大,离子半径越小,则铁离子的离子半径小于亚铁离子;铁元素的原子序数为26,铁离子的价电子排布式为结构稳定的3d5,而亚铁离子的价电子排布式为结构不稳定的3d6,所以铁离子的稳定性强于亚铁离子。
4.(2024·山东青岛专题练)磷化铜与水反应产生有毒的磷化氢(PH3)气体,PH3分子的空间构型为　　　　;P、S的第一电离能(I1)的大小为I1(P)　　　　I1(S)(填“>”“<”或“=”);PH3的沸点　　　　(填“高于”或“低于”)NH3的沸点,原因是　　　　。
答案　三角锥形　>　低于　NH3分子间能形成氢键,而PH3不能
解析　N、P为同主族元素,PH3和NH3的分子构型相同,NH3为三角锥形,则PH3为三角锥形;在同一周期元素中,元素的第一电离能随原子序数的递增,呈增大的趋势,但核外电子排布满足全充满或半充满状态时,第一电离能大于其后面相邻的元素的第一电离能,故I1 (P)>I1(S);NH3、PH3都是由分子通过分子间作用力构成的分子晶体,NH3分子间存在氢键,PH3分子之间无氢键,使NH3分子之间的吸引力增强。氢键为分子间的作用力,对物质的熔、沸点影响较大,则PH3的沸点低于NH3。
5.(2024·陕西宝鸡模拟)铁是一种常见的金属,在生产生活中用途广泛。
(1)铁在元素周期表中的位置是　　　　, 其基态原子的电子排布式为　　　　;铁原子核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用　　　　摄取铁元素的原子光谱。
(2)Fe(CO)5与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁(Fe3N),NH3分子的立体构型为　　　　;1 mol Fe(CO)5分子中含有σ键为　　　　 mol。
(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},该反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　;
CN-中碳原子的杂化轨道类型为　　　　　　。C、N、O元素的第一电离能的大小顺序为　　　　　　。
(4)FeCl3可与KSCN溶液发生显色反应。SCN-与N2O互为等电子体,则SCN-的电子式为　　　　　　　　。
答案　(1)第四周期第Ⅷ族　1s22s22p63s23p63d64s2　光谱仪　(2)三角锥形　10　(3)Cl2+2K4[Fe(CN)6]===2KCl+2K3[Fe(CN)6]　sp　N>O>C　(4)[︰︰C N︰]-
解析　(1)铁原子核外电子数为26,各电子层电子数为2、8、14、2,原子基态时的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,所以位于第四周期第Ⅷ族。铁原子核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用光谱仪摄取铁元素的原子光谱;(2)Fe(CO)5的结构式为,其中三键中有一个σ键,配位键全部为σ键,所以1 mol Fe(CO)5分子中含有σ键为10 mol;(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},同时生成氯化钾,反应的化学方程式为Cl2+2K4[Fe(CN)6]===2KCl+2K3[Fe(CN)6];CN-中C原子价层电子对个数=1+=2,所以采取sp杂化;C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大,同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大,但第ⅤA族的大于第ⅥA族的,所以其第一电离能大小顺序是N>O>C;(3)SCN-与N2O互为等电子体,等电子体的结构相似,SCN-的电子式为[︰︰C N︰]-。
6.(2024·辽宁营口期中)在元素周期表中除了同族元素的性质相似外,还有一些处于对角线上的元素的性质也呈现相似性。例如Li和Mg、Be和Al、B和Si,这种相似关系称为对角线关系,也称对角线规则。回答下列问题:
(1)Ge与Si同主族,二者属于周期表中　　　　区元素;Ge能与NaOH溶液反应生成Na2GeO3,其中发生反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)基态Mg原子和基态Al原子中第一电离能较大的是　　　　　,原因为　　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)硼氢化钠(NaBH4)是有机合成中常用的还原剂。
①硼氢化钠中存在的化学键为　　　　　　(填标号)。
a.离子键 b.共价键
c.氢键 d.配位键
②　　　　　　 g NaBH4的还原能力与标准状况下22.4 L H2的还原能力相当(还原能力即生成H+失去电子的量)。
答案　(1)p　Ge+2NaOH+H2O===Na2GeO3+2H2↑　(2)Mg　Mg的电子排布式为[Ne]3s2,Al的电子排布式为[Ne]3s23p1,镁的3s处于全满状态,较稳定,不易失去一个电子,铝的最外层为3p1,易失去一个电子形成稳定结构,所以Mg的第一电离能较大　(3)abd　9.5
解析　(1)Ge与Si同主族,均位于第ⅣA族,Ge与Si均属于周期表中p区元素;Ge能与NaOH溶液反应生成Na2GeO3,发生反应的化学方程式为Ge+2NaOH+H2O===Na2GeO3+2H2↑;(2)Mg的电子排布式为[Ne]3s2,Al的电子排布式为[Ne]3s23p1,镁的3s处于全满状态,较稳定,不易失去一个电子,铝的最外层为3p1,易失去一个电子形成稳定结构,所以Mg的第一电离能较大;(3)①Na+与B之间形成的是离子键,B中硼、氢之间形成的是共价键,其中存在一个配位键,所以选择abd;②NaBH4与H2O反应的化学方程式为NaBH4+4H2O===Na[B(OH)4]+4H2↑,标准状况下22.4 L H2的还原能力为×2×(1-0)=2 mol,设x g NaBH4的还原能力与其相当,则有×4×2=2 mol,解得x=9.5。(共29张PPT)
第一篇　新高考题型突破
题型突破主观题　题型突破2　电离能、电负性、共价键、
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核心整合
模拟预测
板块Ⅲ　物质结构与性质
杂化方式与分子空间结构
1.(2024·山东卷)[BMIM]+B(见图)是MnOx晶型转变的诱导剂。B的空间构型为　　　　　　　　　　　　　　　;
[BMIM]+中咪唑环存在大π键,则N原子采取的轨道杂化方式为　　　　。
正四面体形
sp2
解析　B中B形成4个σ键(其中有1个配位键),为sp3杂化,空间构型为正四面体形;咪唑环存在大π键,N原子形成3个σ键,杂化方式为sp2。
2.(2024·全国甲卷)ⅣA族元素具有丰富的化学性质,其化合物有着广泛的应用。回答下列问题:
(1)CaC2俗称电石,该化合物中不存在的化学键类型为　　　　(填标号)。
a.离子键 b.极性共价键 c.非极性共价键 d.配位键
bd
C
sp3
解析　(1)CaC2中Ca2+与之间为离子键,中C与C之间为非极性共价键,故不存在极性共价键和配位键。(2)该物质中含有H、C、Si元素,其中C的电负性最大;Si形成4个σ键,杂化轨道类型为sp3。
3.(2024·北京卷)SnCl2和SnCl4是锡的常见氯化物,SnCl2可被氧化得到。
(1)SnCl2分子的VSEPR模型名称是　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)SnCl4的Sn—Cl键是由锡的　　　　轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
平面三角形
sp3杂化
解析　(1)SnCl2中Sn的价层电子对数为2+×(4-2×1)=3,故SnCl2分子的VSEPR模型名称是平面三角形;(2)SnCl4中Sn的价层电子对数为4+×(4-4×1)=4,有4个σ键、无孤电子对,故Sn采取sp3杂化,则SnCl4的Sn—Cl键是由锡的sp3杂化轨道与氯的3p轨道重叠形成σ键。
4.(2024·浙江1月选考)(1)下列说法正确的是　　　　。
A.电负性:B>N>O
B.离子半径:P3-C.第一电离能:GeD.基态Cr的简化电子排布式:[Ar]3d4
(2)H2N-NH2+H+—→H2N-N,其中-NH2的N原子杂化方式为　　　　。
C
sp3
解析　(1)同一周期,从左到右,电负性依次增强,故电负性为O>N>B,A错误;核外电子排布相同,核电荷数越大,半径越小,故顺序为P3->S2->Cl-,B错误;同一周期,从左到右,电离能增大的趋势,第ⅤA族和第ⅥA族相反,故顺序为Ge5.(2022·全国甲卷)图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　　　(填标号),第三电离能的变化图是　　　　　(填标号)。
图a
图b
解析　C、N、O、F四种元素在同一周期,同一周期随原子序数的增大第一电离能有增大的趋势,但由于N元素的2p能级为半充满状态,因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高,因此C、N、O、F四种元素的第一电离能从小到大的顺序为C1.元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的第一电离能呈周期性变化:同周期元素从左到右,第一电离能有逐渐______的趋势,稀有气体的第一电离能______,氢和碱金属的第一电离能最____。同族元素从上到下,第一电离能逐渐______。
说明　同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全充满、半充满时,元素的第一电离能较相邻元素要大,即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能均大于同周期相邻元素。例如,Be、N、Mg、P。
增大
最大
小
减小
2.元素电负性的周期性变化
随着原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化:同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐______;同族元素从上到下,元素的电负性逐渐______。
增大
减小
3.共价键
(1)σ键、π键(以碳原子之间成键为例)
共价键 举例 说明
单键(σ键) ①相同原子之间形成的共价键是非极性键,如Cl2;不同原子之间形成的共价键是极性键,如HCl;
②分子中的大π键可用符号表示,其中m代表参与形成大π键的______数,n代表参与形成大π键的______数(如苯分子中的大π键可表示为___),:___,N:,SO2:,O3:,C:
双键(____个 σ键、__个π键)
三键(____个 σ键、__个π键) —C≡C—
大π键
1
1
1
2
原子
电子
(2)配位键
①配合物的组成:以[Cu(NH3)4]SO4为例,如图1所示。
②一般来说,配合物内界与外界之间为离子键,电荷相互抵消。
③配体有多个配位原子,与中心原子形成螯合物,如铜离子与乙二胺形成配离子(图2)。
4.中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断
中心原子的杂化类型和分子的空间结构有关,二者之间可以相互判断。
分子组成(A为中心原子) 中心原子的孤电子对数 中心原子的杂化方式 分子的空间结构 实例
AB2 0 sp 直线形 BeCl2
1 sp2 V形 SO2
2 sp3 V形 H2O
AB3 0 sp2 平面三角形 BF3
1 sp3 三角锥形 NH3
AB4 0 sp3 正四面体形 CH4
5.键角大小的比较
(1)用价层电子对互斥模型判断分子的空间结构,不仅要考虑中心原子的孤电子对所占据的空间,还要考虑孤电子对对成键电子对的排斥力大小。排斥力大小顺序为LP—LP>LP—BP>BP—BP(LP代表孤电子对,BP代表成键电子对)。
(2)不同杂化类型
如键角:CH4(3)杂化类型相同,中心原子的孤电子对数越多,键角越小
如键角:CH4>NH3>H2O;N>NH3;H3O+>H2O。
(4)杂化类型和孤电子对数均相同,中心原子的电负性越大,键角越大
键角:NH3>PH3>AsH3。
解释:N、P、As的电负性逐渐减小,中心原子的电负性越大,成键电子对越靠近中心原子,成键电子对排斥力增大,键角增大。
(5)杂化类型和孤电子对数均相同,配位原子的电负性越大,键角越小
键角:NF3解释:F的电负性比H大,NF3中成键电子对偏向F,成键电子对排斥力比NH3小,且NF3的孤电子对偏向N,孤电子对对成键电子对的排斥力较大。
对于第(4)、(5)种类型,可以归纳为判断中心原子的电子云密度,中心原子的电子云密度越大,则该分子的成键电子对排斥力越大,则键角越大。
1.B、Si和P是组成半导体材料的重要元素。基态B、Si和P中,单电子数最多的是　　　　　　,电负性最大的是　　　　　　。
P
P
2.(2024·四川成都专题练)羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]是牙齿中的重要矿物质,其中羟基(—OH)中氧原子的杂化方式为　　　　　　　,P的空间构型为　　　　　　,该化合物所含元素电负性最大的是　　　　　　。
sp3
正四面体形
O(或氧元素)
解析　羟基(—OH)中氧原子价层电子对个数是4,根据价层电子对互斥理论判断O原子的杂化方式为sp3;P中P原子价层电子对个数=4+ =4且不含孤电子对,根据价层电子对判断该微粒空间构型为正四面体形;元素的非金属性越强,其电负性越大,非金属性最强的是O元素,则电负性最大的是O(或氧元素)。
3.(2024·陕西西安期末)黄铁矿(主要成分为FeS2)的利用对资源和环境具有重要意义,一种酸性条件下催化氧化黄铁矿的物质转化关系如图所示,回答下列问题:
(1)基态氮原子的价层电子排布式为　　　　。
(2)基态氧原子的核外电子有　　　　种空间运动状态,
其电子占据的最高能级的电子云轮廓图为　　　　形。
(3)第一电离能:N　　　　 (填“>”“<”或“=”)O。
(4)反应Ⅱ的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　, Fe3+的半径比Fe2+　　　　 (填“大”或“小”),Fe3+的稳定性比Fe2+更　　　　(填“强”或“弱”)。
2s22p3
5
哑铃
>
8H2O+14Fe3++FeS2===15Fe2++
2S+16H+
小
强
解析　(1)氮元素的原子序数为7,基态N原子的价层电子排布式为2s22p3;(2)氧元素的原子序数为8,基态O原子的电子排布式为1s22s22p4,原子轨道数目为5,则原子的核外电子有5种空间运动状态,占据的最高能级是电子云轮廓图为哑铃形的2p能级;(3)同周期元素,从左到右第一电离能呈增大趋势,氮原子的2p轨道为稳定的半充满结构,元素的第一电离能大于相邻元素,则氮元素的第一电离能大于氧元素;(4)由图可知,反应Ⅱ为溶液中铁离子与二硫化亚铁反应生成亚铁离子、硫酸根离子和氢离子,反应的离子方程式为8H2O+14Fe3++FeS2===15Fe2++2S+16H+;同种元素的不同种离子的电荷数越大,离子半径越小,则铁离子的离子半径小于亚铁离子;铁元素的原子序数为26,铁离子的价电子排布式为结构稳定的3d5,而亚铁离子的价电子排布式为结构不稳定的3d6,所以铁离子的稳定性强于亚铁离子。
4.(2024·山东青岛专题练)磷化铜与水反应产生有毒的磷化氢(PH3)气体,PH3分子的空间构型为　　　　;P、S的第一电离能(I1)的大小为I1(P)　　　　I1(S)(填“>”“<”或“=”);PH3的沸点　　　　(填“高于”或“低于”)NH3的沸点,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　。
三角锥形
>
低于
NH3分子间能形成氢键,而PH3不能
解析　N、P为同主族元素,PH3和NH3的分子构型相同,NH3为三角锥形,则PH3为三角锥形;在同一周期元素中,元素的第一电离能随原子序数的递增,呈增大的趋势,但核外电子排布满足全充满或半充满状态时,第一电离能大于其后面相邻的元素的第一电离能,故I1 (P)>I1(S);NH3、PH3都是由分子通过分子间作用力构成的分子晶体,NH3分子间存在氢键,PH3分子之间无氢键,使NH3分子之间的吸引力增强。氢键为分子间的作用力,对物质的熔、沸点影响较大,则PH3的沸点低于NH3。
5.(2024·陕西宝鸡模拟)铁是一种常见的金属,在生产生活中用途广泛。
(1)铁在元素周期表中的位置是　　　　　　　　, 其基态原子的电子排布式为　　　　　　　　　;铁原子核外电子发生跃迁时会吸收或释放不同的光,可以用　　　　摄取铁元素的原子光谱。
(2)Fe(CO)5与NH3在一定条件下可合成一种具有磁性的氮化铁(Fe3N),NH3分子的立体构型为　　　　;1 mol Fe(CO)5分子中含有σ键为　　　　 mol。
第四周期第Ⅷ族
1s22s22p63s23p63d64s2
光谱仪
三角锥形
10
(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},该反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　;
CN-中碳原子的杂化轨道类型为　　　　　　。C、N、O元素的第一电离能的大小顺序为　　　　　　。
(4)FeCl3可与KSCN溶液发生显色反应。SCN-与N2O互为等电子体,则SCN-的电子
式为　　　　　　　　。
Cl2+2K4[Fe(CN)6]===2KCl+2K3[Fe(CN)6]
sp
N>O>C
[︰︰C N︰]-
解析　(3)把氯气通入黄血盐{K4[Fe(CN)6]}溶液中,得到赤血盐{K3[Fe(CN)6]},同时生成氯化钾,反应的化学方程式为Cl2+2K4[Fe(CN)6]===2KCl+2K3[Fe(CN)6];CN-中C原子价层电子对个数=1+=2,所以采取sp杂化;C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大,同一周期元素的第一电离能随着原子序数的增大而增大,但第ⅤA族的大于第ⅥA族的,所以其第一电离能大小顺序是N>O>C;(3)SCN-与N2O互为等电子体,等电子体的结构相似,SCN-的电子式为[︰︰C N︰]-。
6.(2024·辽宁营口期中)在元素周期表中除了同族元素的性质相似外,还有一些处于对角线上的元素的性质也呈现相似性。例如Li和Mg、Be和Al、B和Si,这种相似关系称为对角线关系,也称对角线规则。回答下列问题:
(1)Ge与Si同主族,二者属于周期表中　　　　区元素;Ge能与NaOH溶液反应生成Na2GeO3,其中发生反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)基态Mg原子和基态Al原子中第一电离能较大的是　　　　　,原因为_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
p
Ge+2NaOH+H2O===Na2GeO3+2H2↑
Mg
Mg的电子排布式为[Ne]3s2,Al的电子排布式为[Ne]3s23p1,镁的3s处于全满状态,较稳定,不易失去一个电子,铝的最外层为3p1,易失去一个电子形成稳定结构,所以Mg的第一电离能较大
(3)硼氢化钠(NaBH4)是有机合成中常用的还原剂。
①硼氢化钠中存在的化学键为　　　　　　(填标号)。
a.离子键 b.共价键 c.氢键 d.配位键
②　　　　　　 g NaBH4的还原能力与标准状况下22.4 L H2的还原能力相当(还原能力即生成H+失去电子的量)。
abd
9.5
解析　(1)Ge与Si同主族,均位于第ⅣA族,Ge与Si均属于周期表中p区元素;Ge能与NaOH溶液反应生成Na2GeO3,发生反应的化学方程式为Ge+2NaOH+H2O===Na2GeO3+2H2↑;(2)Mg的电子排布式为[Ne]3s2,Al的电子排布式为[Ne]3s23p1,镁的3s处于全满状态,较稳定,不易失去一个电子,铝的最外层为3p1,易失去一个电子形成稳定结构,所以Mg的第一电离能较大;(3)①Na+与B之间形成的是离子键,B中硼、氢之间形成的是共价键,其中存在一个配位键,所以选择abd;②NaBH4与H2O反应的化学方程式为NaBH4+4H2O===Na[B(OH)4]+4H2↑,标准状况下22.4 L H2的还原能力为×2×(1-0)=2 mol,设x g NaBH4的还原能力与其相当,则有×4×2=2 mol,解得x=9.5。

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