本试题 “元素X、Y、Z、W位于元素周期表中前四周期,原子序数依次增大。其相 关信息如下请回答:(1)W的基态原子核外电子排布式是____。Y单质分子中含____个π键,试比较...” 主要考查您对氯的其他化合物(高氯酸、氯化物、氯酸盐,盐酸等)
电子排布式
极性分子、非极性分子
原子晶体
离子晶体
分子晶体
电离能
元素的推断
极性键、非极性键
等考点的理解。关于这些考点您可以点击下面的选项卡查看详细档案。
常见的氯化物:
(1)高氯酸:高氯酸HClO4,无色透明的发烟液体,在无机酸中酸性最强。可助燃,具强腐蚀性、强刺激性,可致人体灼伤。与有机物、还原剂、易燃物如硫、磷等接触或混合时有引起燃烧爆炸的危险。在室温下分解,加热则爆炸。
(2)氯化物:如氯化钠、氯化钙等,Cl-+Ag+==AgCl↓
(3)次氯酸盐:次氯酸盐是次氯酸的盐,含有次氯酸根离子ClO-,其中氯的氧化态为+1。次氯酸盐常以溶液态存在,不稳定,会发生歧化反应生成氯酸盐和氯化物。见光分解为氯化物和氧气。次氯酸盐是一种常用的漂白剂和消毒剂。在人体组织中,在亚铁血红素的髓过氧化物酶的催化作用下,过氧化物与氯化物反应可产生ClO-或HClO。这种在血球内产生的ClO-/HClO或Cl2
(4)氯酸盐:如氯酸钾在二氧化锰催化下可制取氧气
(5)盐酸:盐酸是氯化氢的水溶液,是一种混合物。纯净的盐酸是无色的液体,有刺激性气味。工业品浓盐酸因含有杂质(Fe3+)带有黄色。浓盐酸具有挥发性,打开浓盐酸的瓶盖在瓶口立即产生白色酸雾。这是因为从浓盐酸中挥发出来的氯化氢气体跟空气中水蒸汽接触,形成盐酸小液滴分散在空气中形成酸雾。
(6)氯化氢:无色或微黄色易挥发性液体,有刺鼻的气味。易溶于水与氨气反应生成氯化铵HCl+NH3==NH4Cl
卤化氢和氢卤酸、卤化银及碘化物:
1.卤化氢物理性质:卤化氢均为无色有刺激性气味的气体,均极易溶于水,在空气中都易形成酸雾。化学性质:从HF—HCl—HBr—HI,稳定性逐渐减弱,HI受热易分解;还原性逐渐增强。
2.氢卤酸:Hx溶于水后形成的溶液即氢卤酸。在氢卤酸中,除氢氟酸是弱酸外,其余皆为强酸。从氢氟酸一氢碘酸,酸性逐渐增强,还原性也逐渐增强,其中氢碘酸在空气中易被氧气氧化。
3.卤化银:
4.碘化物碘是人体必需的微量元素之一,又称“智慧元素”。人体缺碘会导致碘缺乏病(IDD),从而损害人的智力和健康。补碘最经济、方便有效的方法是食用含碘食盐。含碘食盐中加的是碘酸钾。值得注意的是,人体摄入过多的碘也是有害的,不能认为高碘的食物吃得越多越好,要根据个人的身体情况而定。
卤素单质及其化合物的特殊性:
(1)Br2是常温下唯一呈液态的非金属单质,易挥发,蒸气有毒。保存液溴要采用水封法。
(2)碘单质易升华,AgI可用于人工降雨,碘盐可用于防治甲状腺肿大。
(3)HClO4是常见含氧酸中酸性最强的酸,HClO 是氯的含氧酸中氧化性最强的酸。
(4)在卤素中,氯、溴、碘均有多种价态,但氟只有-1价和0价,而无正价。
(5)卤素单质一般不与稀有气体反应,但F,却能与Xe、Kr等稀有气体反应生成相应的氟化物。如 KrF2、XeF2、:XeF4、XeF6等。
(6)Cl2、Br2、I2的实验室制法均可用MnO2与相应的浓的氢卤酸反应制得,但F2不能用上述方法在实验室制得。
(7)卤素单质与水反应,其中Cl2、Br2、I2在反应中既是氧化剂又是还原剂,而F2与水作用时,只作氧化剂。
(8)卤素单质都能与强碱溶液反应,一般可表示为 X2+2OH-==X-+XO-+H2O(F、I除外)。
(9)碘单质遇淀粉呈现特殊蓝色。可用来鉴别碘单质或淀粉。
(10)I2在水中的溶解度很小,若在水中加入少量的KI,碘的溶解度却明显增大,这是因为发生了反应I2 +I-==I3-
(11)卤素单质与Fe作用时,除Fe+I2==FeI2 外,其他均生成+3价铁盐。常温下,干燥的液氯不与 Fe作用,故工业上可用钢瓶盛液氯。
(12)随着相对分子质量的增大,HCl、HBr、HI的熔、沸点逐渐升高。HF的相对分子质量虽比HCl小,其熔、沸点却比HCl高,是因为HF分子间存在氢键。
(13)在氧卤酸中,只有氢氟酸能与玻璃反应:SiO2 +4HF==SiF4↑+2H2O,在实验室制取HF必须在铅皿中进行。
(14)实验室制取HF、HCl分别用CaF2、NaCl与浓硫酸反应,但实验室制取HBr、HI宜用NaBr和KI与浓磷酸反应。因为生成的HBr、HI易被浓硫酸氧化生成Br2或I2。
(15)在卤化银中,AgCl、AgBr、AgI均难溶于水,且见光易分解,但AgF却易溶于水且见光不分解。
电子排布式:
①简化电子排布式
为了避免电子排布式书写过于繁琐,把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的冗素符号外加方括号表示,即为简化电子排布式,如K 的简化电子排布式为
②特殊电子排布式
有个别元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的反常。因为能量相同的原子轨道在全充满()、半充满()和全空()状态时,体系的能量较低,原子较稳定。
(2)电子排布图:用方框表示一个原子轨道,用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。
构造原理:
多电子原子的核外电子排布总是按照能量最低原理,由低能级逐步填充到高能级。绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循下图所示的排布顺序,这种排布顺序被称为构造原理。
点拨:构造原理中的排布顺序,其实质是各能级的能量高低顺序,可由下列公式得出ns<(n一2)f< (n一1)d<np(n表示能层序数)。常用的重要的能级交错顺序有:
核外电子排布式一构造原理的应用:
根据构造原理,按照能级顺序,用能级符号右上角的数字表示该能级上电子数的式子,叫做电子排布式。例如,
非极性分子 | 极性分子 | |
形成原因 | 整个分子的电荷分布均匀,对称 | 整个分子的电荷分布不均匀、不对称 |
存在的共价键 | 非极性键或极性键 | 极性键 |
分子内原子排列 | 对称 | 不对称 |
分子极性的判断方法:
An型分子(以非极性键结合形成的单质分子)一般是非极性分子(O3例外),AB型分子一定是极性分子。对于ABn型分子是极性分子还是非极性分子,通常有以下判断方法。
1.根据分子的立体构型判断
判断ABn型分子是否有极性,关键是看分子的立体构型.如果分子的立体构型为直线形、平面三角形、正四面体形、三角双锥形、正八面体形等空间对称的结构,致使正电中心与负电中心重合,这样的分子就是非极性分子。若为V形、三角锥形、四面体形(非正四面体形)等非对称结构,则为极性分子。比如H2O分子中虽然2个H原子轴对称,但整个分子的空间构型是不对称的:,负电中心在a点,正电中心在b 点,二者不重合,因此是极性分子。
2.根据实验现象判断
将液体放入适宜的滴定管中,打开活塞让其缓慢流下,将用毛皮摩擦过的橡胶棒靠近液流,流动方向变化(发生偏移)的是极性分子.流动方向不变的是非极性分子。
3.根据中心原子最外层电子是否全部成键判断
ABn型分子中的中心原子A的最外层电子若全部成键(没有孤电子对),此分子一般为非极性分子,如CO2、CCl4等;分子中的中心原子最外层电子若未全部成键(有孤电子对),此分子一般为极性分子,如H2O、 PCl3等。
4.判断ABn型分子极性的经验规律
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数,则为非极性分子;若不等,则为极性分子。如BF3、CO2、CH4、SO3等分子中,B、C、S等元素的化合价的绝对值等于其主族序数,是非极性分子;H2O、 NH3、SO2、PCl3等分子中,O、N、S、P等元素的化合价的绝对值不等于其主族序数,是极性分子。
晶体的基本类型与性质:
晶体熔、沸点高低的比较规律:
(1)不同类型晶体的熔、沸点高低规律:一般,原子晶体>离子晶体>分子晶体。金属晶体的熔、沸点有的很高,如钨、铂等;有的则很低,如汞、铯等。
(2)同种类型晶体,晶体内粒子间的作用力越大,熔、沸点越高。
①分子晶体:分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高,反之越低。
a.组成和结构相似的分子,相对分子质量越大,范德华力越大,熔、沸点越高。如沸点:O2>N2、HI>HBI>HCl(含氢键的除外)。
b.相对分子质量相等或相近的分子,极性分子的范德华力大,熔、沸点高。如沸点:CO>N2。
c.含有氢键的分子熔、沸点比较高。如沸点:H2O >H2Te>H2Se>H2S,HF>HCl,NH3>PH3。
d.在烷烃的同分异构体中,一般来说,支链越多,熔、沸点越低。如沸点:正戊烷>异戊烷>新戊烷。芳香烃及其衍生物苯环上的同分异构体熔、沸点大小一般按照“邻位>问位>对位”的顺序。
e.在高级脂肪酸形成的油脂中,油的熔、沸点比脂肪低,烃基部分的不饱和程度越大(碳碳双键越多),熔、沸点越低,如:
(C17H35COO)3C3H5>(C17H33COO)3C3H5
硬脂酸甘油酯 油酸甘油酯
②原子晶体:要比较共价键的强弱。一般来说,原子半径越小,键长越短,键能越大,共价键越牢固,晶体的熔、沸点越高.如熔点:金刚石(C—C)>金刚砂 (Si—C)>晶体硅(Si—Si)>锗(Ge—Ge)。
③离子晶体:要比较离子键的强弱。一般来说,阴、阳离子电荷数越多,离子半径越小,离子键越强,熔、沸点越高,如熔点:MgO>NaCl,KF>KCl>KBr> KI。离子晶体的晶格能越大,其熔、沸点越高。
④金属晶体:要比较金属键的强弱。金属晶体中金属原子的价电子数越多,原子半径越小,金属阳离子与自由电子间的静电作用越强,金属键越强,熔、沸点越高,反之越低,如熔点:Na<Mg<Al。
(3)元素周期表中ⅦA族卤素的单质(分子晶体) 的熔、沸点随原子序数递增而升高;笫IA族碱金属元素的单质(金属晶体)的熔、沸点随原子序数的递增而降低。如熔、沸点:Li>Na>K>Rb>Cs。
注意:上述总结的是一般规律,不能绝对化。在具体比较晶体的熔、沸点高低时,应先弄清晶体的类型,然后根据不同类型晶体进行判断,但应注意具体问题具体分析。如MgO为离子晶体,[大]为离子半径小且离子电荷多,离子键较强,其熔点(2852℃)要高于部分原子晶体,如SiO2(1710℃)。
晶体的基本类型与性质:
晶体类型的判断方法:
1.依据晶体的组成微粒与微粒间作用力来判断
离子晶体的组成微粒是阴、阳离子,微粒间作用力是离子键;原子晶体的组成微粒是原子,微粒间作用力是共价键;分子晶体的组成微粒是分子,微粒间作用力是分子间作刚力;金属晶体的组成微粒是金属阳离子和自南电子,微粒间作用力是金属键。
2.依据物质的分类判断
金属氧化物(如K2O、Na2O等)、强碱(如NaOH、 KOH等)和绝大多数的盐是离子晶体。大多数非金属单质(除金刚石、石墨、品体硅、晶体硼以外)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2以外)、酸、绝大多数有机物 (除有机盐以外)都是分子晶体。常见的属于原子晶体的单质有金刚石、晶体硅、晶体硼、晶体锗等,常见的属于啄子品体的化合物有碳化硅(SiC)、氮化硅(Si3N4)、氮化硼(BN)、二氧化硅(SiO2)等。金属单质与合金是金属晶体.
3.依据晶体的熔点判断
离子晶体熔点较高,常在几百至一千摄氏度。原子晶体熔点高,常在一千至几千摄氏度。分子晶体熔点低,常在几百摄氏度以下至很低的温度。金属晶体的熔点范围最广,钨的熔点比部分原子晶体还要高,汞的熔点比部分分子晶体还要低。
4.依据导电性判断离子晶体水溶液及熔化时能导电、原子晶体一般为非导体。分子晶体为非导体,但分子晶体中的电解质溶于水,使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。金属晶体是电的良导体。
5.依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度大(或硬而脆);分子晶体硬度较小;原子晶体硬度大;金属晶体多数硬度大,但也有较小的,具有延展性。
晶体的基本类型与性质:
晶体结构模型:
晶体 | 晶体结构模型 |
氯化铯晶体 | |
氯化钠晶体 | |
氟化钙晶体 | |
二氧化碳晶体 | |
金刚石晶体 | |
SiO2晶体 | |
石墨晶体 (混合晶体) |
晶体中的几个不一定:
(1)由非金属元素构成的晶体不一定为分子品体。如NH4Cl。
(2)具有导电性的晶体不一定是金属晶体。如Si、石墨。
(3)离子晶体不一定只含离子键。如NaOH、 FeS2、Na2O2。
(4)由氢化物构成的晶体不一定是分子晶体。如NaH。
(5)金属与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体。如AlCl3为分子晶体。
(6)原子晶体不一定为绝缘体。如Si。
(7)溶于水能导电的晶体不一定是离子晶体。如HCl。
(8)离子晶体的熔点不一定低于原子晶体。如 MgO的熔点为2852℃,而SiO2的熔点为1710℃。
(9)金属晶体的熔点不一定低于原子晶体。如w 的熔点达34lO℃。
(10)金属晶体的熔点不一定高于分子晶体。如 Hg常温下呈液态,而硫、白磷常温下呈同态.
(11)金属晶体的硬度不一定小于原子晶体。如Cr 的硬度为9,仅次于金刚石。
(12)金属晶体的硬度不一定大于分子晶体。如 Na的硬度只有0.4,可用小刀切割。
(13)晶体巾有阳离子不一定有阴离子。如构成金
电离能:
(1)概念
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叫做第一电离能。
(2)元素第一电离能的意义:可以衡量元素的原子在气态时失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小,在气态时原子越容易失去一个电子;第一电离能数值越大,在气态时原子越难失去一个电子。
(3)电离能的变化规律
①随核电荷数递增,元素的第一电离能呈周期性变化。
②同一周期内,随着原子序数的增加,原子半径逐渐变小(稀有气体除外),原子核对外层电子的吸引越来越强,元素的原子越来越难失电子,因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内,碱金属元素的第一电离能最小,稀有气体元素的第一电离能最大。
③同一主族,从上到下,随着原子序数的增加,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引越来越弱,元素的原子越来越易失电子,故同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小。注意通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素、VA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素。这是由于ⅡA、VA族元素原子的价电子排布分别为 是较稳定的全充满或半充满状态,因而失去电子所需的能量较高。
元素性质推断知识点归纳:
(1)质量最轻的元素是氢(H),其单质可以填充气球;质量最轻的金属是锂(Li);熔点最高的非金属单质是石墨;熔点最高的金属单质是钨(W);熔点最低的金属单质是汞(Hg)。
(2)地壳中含量最多是氧(O),其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。
(3)既难得电子,又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
(4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫(S);最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳(C)和硅(Si)。
(5)碳(C)是形成化合物最多的元素,是构成有机物的骨架元素,可形成多种同素异形体,其中硬度最大的是金刚石,而C60是分子晶体,熔点较低。
(6)常温下能与水反应放出氧气,单质是氟(F2),化合物是过氧化钠(Na2O2)。
(7)硅(Si)是构成地壳岩石骨架的主要元素,单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气,还能被弱酸氢氟酸所溶解。
(8)能在空气中自然的非金属单质是白磷(P4),白磷有毒,能溶于CS2,和红磷互为同素异形体,红磷不能自然,不溶于CS2,白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。
(9)既能在二氧化碳中燃烧,又能在氮气中燃烧的金属是Mg,既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝(Al)。
(10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮(N)。
(11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水,该元素可能是氮(N)或硫(S)。
(12)光照时可以释放电子的是铷(Rb)和铯(Cs);常温下呈液态的金属是汞(Hg),非金属单质是溴(Br2)。
解元素推断题必备知识归纳
(1)与元素的原子结构相关知识归纳
①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar;最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C;最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O;最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。
②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si;次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。
③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P;电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。
④常见等电子微粒:
电子数 |
分子 |
阳离子 |
阴离子 |
2 |
H2、He |
Li+、Be2+ |
H- |
10 |
Ne、HF、H2O、NH3、CH4 |
Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+ | O2-、F-、OH-、NH2- |
18 |
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH |
K+、Ca2+ |
S2-、HS-、Cl- |
分子空间构型、键的极性与分子的极性:
化学键与物质类别:
1.只含有极性共价键的物质:一般是不同非金属元素构成的共价化合物。例如:等。
2.只含非极性共价键的物质:同种非金属元素构成的单质。例如:、金刚石等。
3.既有极性键又有非极性键的物质。例如:等。
4.只含有离子键的物质:活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。例如:等。
5.既有离子键又有非极性键的物质。例如:等。
6.既有离子键又有极性键的物质。例如:等。
7.由离子键、共价键、配位键构成的物质。例如:等。
8.只含有共价键而无范德华力的物质。例如:金刚石、晶体硅、等原子晶体。
9.由强极性键构成但又不是强电解质的物质。例如:HF。
10.没有化学键的物质。例如:稀有气体(等)。
与“元素X、Y、Z、W位于元素周期表中前四周期,原子序数依次增大...”考查相似的试题有: