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高中化学

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  • 填空题
    决定物质性质的重要因素是物质结构.请回答下列问题.
    (1)已知A和B为第三周期元素,其原子的第一至第四电离能如下表所示:
    电离能/kJ•mol-1 I1 I2 I3 I4
    A 578 1817 2745 11578
    B 738 1451 7733 10540
    A通常显______价,A的电负性______B的电负性(填“>”、“<”或“=”).
    (2)已知:波长为300nm的紫外光的光子所具有的能量约为399kJ/mol.根据下表有关蛋白质分子中重要化学键的信息,说明人体长时间照射紫外光后皮肤易受伤害的原因:______.
    共价键 C-C C-N C-S
    键能/kJ•mol-1 347 305 259

    魔方格
    (3)科学家通过X射线探明,KCl、MgO、CaO、TiN的晶体结构与NaCl的晶体结构相似(如图一所示),其中3种离子晶体的晶格能数据如下表:
    离子晶体 NaCl KCl CaO
    晶格能/kJ•mol-1 786 715 3401
    离子键的强弱可以用离子晶体的晶格能来衡量.
    KCl、MgO、CaO、TiN 4种离子晶体熔点从高到低的顺序是______.MgO晶体中一个Mg2+周围和它最邻近且等距离的Mg2+有______个.
    (4)研究物质磁性表明:金属阳离子含未成对电子越多,则磁性越大,磁记录性能越好.离子型氧化物V2O5和CrO2中,适合作录音带磁粉原料的是______.
    (5)某配合物的分子结构如图二所示,其分子内不含有______(填标号).
    A.离子键   B.共价键   C.金属键   D.配位键   E.氢键.
    本题信息:2009年三明一模化学填空题难度较难 来源:未知
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本试题 “决定物质性质的重要因素是物质结构.请回答下列问题.(1)已知A和B为第三周期元素,其原子的第一至第四电离能如下表所示:电离能/kJ•mol-1I1I2I3I4A57818172...” 主要考查您对

晶胞

晶格能

电负性

键能、键长、键角

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晶胞:

1.定义描述晶体结构的基本单元叫做晶胞。
2.结构一般来说,晶胞为平行六面体,晶胞只是晶体微观空间里的一个基本单元,在它的上、下、左、右、前、后无隙并置地排列着无数晶胞,而且所有晶胞的形状及其内部的原子种类、个数及几何排列是完全相同的。“无隙”是指相邻晶胞之间没有任何间隙,“并置”是指所有晶胞都是平行排列的,取向相同。


晶胞中微粒数目的确定:

计算晶胞中微粒数目的常用方法是均摊法。均摊法是指每个晶胞平均拥有的粒子数目。如某个粒子为n个晶胞所共有,则该粒子有属于这个晶胞。
(1)长方体(或正方体)形晶胞中不同位置的粒子数的计算。
①处于顶点的粒子,同时为8个晶胞所共有,每个粒子有属于该晶胞。
②处于棱上的粒子,同时为4个晶胞所共有,每个粒子有属于该晶胞。
③处于面上的粒子,同时为2个晶胞所共有。每个粒子有属于该晶胞。
④处于晶胞内部的粒子,则完全属于该晶胞。
(2)非平行六面体形晶胞中粒子数目的计算同样可用均摊法,其关键仍然是确定一个粒子为几个晶胞所共有。例如,石墨晶胞每一层内碳原子排成许多个六边形,其顶点(1个碳原子)对六边形的贡献为,那么每一个六边形实际有6×=2个碳原子。
(3)在六棱柱晶胞(如图所示 MgB2的晶胞)中,顶点上的原子为6 个晶胞(同层3个,上层或下层3个) 共有,面上的原子为2个晶胞共有,因此镁原子个数为12×+2×=3,硼原子个数为6。

特别提醒:在晶胞中微粒个数的计算过程中,不要形成思维定式,不同形状的晶胞应先分析任意位置上的一个粒子被几个晶胞共用,如六棱柱晶胞中,顶点、侧棱、底面上的棱、面心上的原子依次被6、3、4、2 个晶胞共用。

有关晶胞密度的计算步骤:

①根据“分摊法”算出每个晶胞实际含有各类原子的个数,计算出晶胞的质量m:
②根据边长计算晶胞的体积V:
③根据进行计算,得出结果。


晶格能:

1.定义气态离子形成1mol离子晶体释放的能量。晶格能通常取正值,单位为kJ/mol。
2.影响晶格能大小的因素
(1)离子的电荷:离子所带的电荷越多,晶格能越大。
(2)离子的半径:离子的半径越小,晶格能越大。
3.晶格能的作用
晶格能越大,形成的离子晶体越稳定,而且熔点越高,硬度越大。同时,晶格能的大小亦影响岩浆晶出的先后次序,晶格能越大,岩浆中的矿物越易结晶析出。


电负性:

(1)键合电子、电负性的定义
元素相互化合时,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
(2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准:以氟的电负性为4.0作为相对标准。
 
(4)电负性的变化规律
①随原子序数的递增,元素的电负性呈周期性变化。
②同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大。
③同主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小。


电负性的应用:

①判断元素的金属性和非金属性的强弱
金属的电负性一般小于1.8,非金属的电负性一般大于1.8,而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右,它们既有金属性,又有非金属性。
②判断元素化合价的正负
利用电负性可以判断化合物中元素化合价的正负:电负性大的元素易呈现负价,电负性小的元素易呈现正价。
③判断化学键的类型
一般认为,如果成键原子所属元素的电负性差值大于 1.7,它们之间通常形成离子键;如果成键原子所属元素的电负性差值小于1.7,它们之间通常形成共价键。
④解释“对角线规则”
在元素周期表中,某些主族元素与其右下方的主族元素(如右图所示)的有些性质是相似的,被称为“对角线规则”。例如:硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔,含氧酸都是弱酸等。

共价键的键参数:

(1)键能:指气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量。键能越大,化学键越稳定。
(2)键长:指成键原子的核间距。键长越短,共价键越稳定。
注意:我们通常通过比较两原子的共价半径来比较共价单键键长的大小,但共价键的键长并不等于两原子的共价半径之和。
(3)键角:在多原子分子内,两个共价键之间的夹角。
键角是描述分子立体结构的重要参数。多原子分子的键角是一定的,表明共价键具有方向性。

说明:键长、键能决定共价键的强弱和分子的稳定性。原子半径越小,键长越短,键能越大,分子越稳定。例如,分子中:
X原子半径:


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