返回

高中三年级化学

首页
首页 高中三年级化学知识 氧化还原反应的配平 电子排布式 杂化轨道理论（中心原子杂化方式） 晶胞 原子晶体 键能、键长、键角 试题正文
  • 填空题
    （1）H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用_______杂化，其键角比水分子_______（填“大”或“小”）。
    （2）下列是钠、碘、金刚石、干冰、氯化钠晶体的晶胞示意图（未按顺序排序）。上述五种晶体中晶体类型相同的是______________；（填写编号）。

    （3）在冰的晶体中，每个水分子与相邻的4 个水分子形成氢键（如图所示），已知冰的升华热（即1 mol 水由冰转化为水蒸汽所需能量）是51KJ/mol，除氢键外，水分子间还存在范德华力（11 kJ/mol ） ，则冰晶体中氢键的“键能”（破坏1mol 氢键所需的能量即为氢键的“键能”）是________kJ/mol 。

    （4）CaO与NaCl的晶胞同为面心立方结构，已知CaO晶体密度为ag·cm-3，表示阿伏加德罗常数，则CaO晶胞体积为_______cm3。
    （5）在酸性溶液中，发生的氧化还原反应中被氧化与被还原的的元素的物质的量之比为2:5，
    ①___KBiO3+_____MnSO4+_____H2SO4==_____Bi2(SO4)3+_______+_______+_______
    ②写出Bi同主族第四周期元素的电子排布式：___________________。
    本题信息：2012年0117期中题化学填空题难度较难 来源:于丽娜
  • 本题答案
    查看答案
本试题 “（1）H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用_______杂化，其键角比水分子_______（填“大”或“小”）。（2）下列是钠、碘、金刚石、干冰、氯化钠晶体的晶胞示意图...” 主要考查您对

氧化还原反应的配平

电子排布式

杂化轨道理论（中心原子杂化方式）

晶胞

原子晶体

键能、键长、键角

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。
  • 氧化还原反应的配平
  • 电子排布式
  • 杂化轨道理论（中心原子杂化方式）
  • 晶胞
  • 原子晶体
  • 键能、键长、键角

配平简介：
化学反应方程式严格遵守质量守恒定律，书写化学反应方程式写出反应物和生成物后，往往左右两边各原子数目不相等，不满足质量守恒定律，这就需要通过配平来解决。


配平原则：
(1)电子守恒原则：反应中还原剂失去电子的总数与氧化剂得到电子的总数相等
(2)电荷守恒原则：若为离子反应，反应前后离子所带正负电荷总数相等
(3)质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等

配平步骤：
(1)一标：标明反应前后化合价有变化的元素的化合价
(2)二等：通过求最小公倍数使化合价升降总值相等
(3)三定：确定氧化剂与还原剂的化学计量数
氧化剂(还原剂)化学计量数=降(升)价的最小公倍数÷1mol氧化剂(还原剂)降(升)价总数
(4)四平：用观察法配平其他物质的化学计量数
(5)五查：检查质量与电荷、电子是否分别守恒

配平技巧：
(1)逆向配平法：部分氧化还原反应、自身氧化还原反应等可用逆向配平法，即选择氧化产物、还原产物为基准物来配平（一般从反应物很难配平时，可选用逆向配平法）
例：
通过表明氧化产物、还原产物化合价的升降，确定CrCl3、Cl2的计量数为2和3，然后再用观察法配平。
(2)设“1”配平法：设某一反应物或生成物(一般选用组成元素较多的物质作基准物)的化学计量数为1，其余各物质的化学计量数可根据原子守恒原理列方程求得。
例：P4O+Cl2→POCl3+P2Cl6
可令P4O前的系数为1，Cl2的系数为x，则
1P4O+xCl2→POCl3+3/2P2Cl6 ，再由Cl原子守恒得2x=3+3/2×6 得x=6 即可配平
(3)零价配平法：先令无法用常规方法确定化合价的物质中各元素均为零价，然后计算出各元素化合价的升降值，并使元素化合价升降总数相等，最后用观察法配平其他物质的化学计量数。
例：Fe3C+HNO3＝Fe(NO3)3+CO2↑+NO2↑+H2O
复杂化合物Fe3C按照常规方法分析，无法确定其Fe和C的具体化合价，此时可令组成物质的各元素化合价为零价，根据化合价升降法配平。

再用观察法确定物质的化学计量数。
(4)整体标价法：当某元素的原子在某化合物中有数个时，可将它作为一个整体对待，根据化合物中元素化合价代数和为零原则予以整体标价。
例：S+Ca(OH)2→CaSx+Ca2S2O3+H2O
生成物CaSx、Ca2S2O3中的Sx、S2作为一个整体标价为-2、+4价，则化合价升降关系为：
Sx  0→-2  降2×2
S2  0→+4  升4×1
即可配平。
(5)缺项配平法：一般先确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量系数，再通过比较反应物与生成物，确定缺项（一般为H2O、H+或OH-），最后观察配平。
(6)有机氧化还原反应的配平：有机物中元素的化合价一般来讲，氢元素显+1价，氧元素显-2价，然后再根据化合价的代数和为零求酸碳元素的平均化合价。



氧化还原反应方程式配平的一般方法与步骤：

  1. 一般方法：从左向右配。
  2. 步骤：标变价，找变化，求总数，配系数。
  • 标出元素化合价变化的始态和终态
  • 求升价元素或降价元素化合价的变化数
  • 求化合价变化数的最小公倍数，分别作为氧化剂或还原剂的系数
  • 配平变价元素
  • 用观察法配平其他元素
  • 检查配平后的方程式是否符合质量守恒定律（离子方程式还要看电荷是否守恒）
    如：

特殊技巧：

配平时若同一物质内既有元素的化合价上升又有元素的化合价下降，若从左向右配平较困难，可以采用从右向左配平，成为逆向配平法。



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，


杂化轨道理论：

是鲍林为了解释分子的立体结构提出的。中心原子杂化轨道、孤电子对数及与之相连的原子数间的关系是：杂化轨道数=孤电子对数+与之相连的原子数。杂化前后轨道总数比变，杂化轨道用来形成σ键或容纳孤对电子，未杂化的轨道与杂化轨道所在平面垂直，可用来形成π键。

常见杂化方式：

(1)sp杂化：直线型 如：CO2、CS2
(2)sp2杂化：平面三角形（等性杂化为平面正三角形） 如：BCl3 C2H4
不等性杂化为V字型 如：H2O H2S OF2
(3)sp3杂化：空间四面体（等性杂化为正四面体） 如：CH4、CCl4
不等性杂化为三角锥 如：NH3 PCl3 H3O+  
sp3d杂化：三角双锥
sp3d2杂化：八面体（等性杂化为正八面体）

分子的构型与杂化类型的关系：


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。


原子晶体：

相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体，熔沸点高，导热性、延展性不良，导电性差，硬度大。如：金刚石、石英。

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℃)。


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：


发现相似题
与“（1）H+可与H2O形成H3O+，H3O+中O原子采用_______杂化，其键...”考查相似的试题有：