Question

如表為長(zhǎng)式周期表的一部分，其中的序號(hào)代表對(duì)應(yīng)的元素．

（1）寫出上表中元素⑤的軌道表示式　　，元素⑨原子的核外電子排布式　　．

（2）元素第一電離能的大小比較：④　　⑤（填寫“＞”“=”或“＜”，下同）；元素電負(fù)性的大小比較：④　　⑤（填寫“＞”“=”或“＜”）；請(qǐng)寫出與元素④的單質(zhì)互為等電子體的一種微粒的化學(xué)式　　．

（3）在測(cè)定元素①與⑥形成化合物的相對(duì)分子質(zhì)量時(shí)，實(shí)驗(yàn)測(cè)得的值一般高于理論值的主要原因是　　．

（4）上述③與④元素組成的（CN）₂化合物中σ鍵與π鍵之比　．

（5）⑦的氧化物是優(yōu)良的耐高溫材料，它的熔點(diǎn)比CaO高，其原因是　　．

（6）元素⑩的某種氧化物的晶體結(jié)構(gòu)如圖所示，其中實(shí)心球表示元素⑩原子，則該氧化物的化學(xué)式　　．

　

Answer 1

考點(diǎn)：

元素周期律和元素周期表的綜合應(yīng)用；晶胞的計(jì)算．

專題：

元素周期律與元素周期表專題；化學(xué)鍵與晶體結(jié)構(gòu)．

分析：

由元素在周期表中位置，可知①為H、②為Be、③為C、④為N、⑤為O、⑥為F、⑦為Mg、⑧為Al、⑨為Cr、⑩為Cu．

（1）根據(jù)核外電子排布規(guī)律進(jìn)行解答；

（2）同周期自左而右第一電離能呈增大趨勢(shì)，但N元素2p軌道容納3個(gè)電子，為半滿穩(wěn)定狀態(tài)，能量較低，第一電離能高于同周期相鄰元素；同周期自左而右電負(fù)性增大；

原子總數(shù)、價(jià)電子總都相等的微�；�為等電子體；

（3）HF分子之間存在氫鍵，形成締合（HF）_n分子；

（4）化合物（CN）₂的結(jié)構(gòu)式為N≡C﹣C≡N；

（5）氧化鎂與氧化鈣都屬于離子晶體，離子所帶電荷相同，離子半徑越小，離子鍵越強(qiáng)，晶格能越大，熔沸點(diǎn)越高；

（6）根據(jù)均攤法計(jì)算晶胞中各原子數(shù)目，確定化學(xué)式．

解答：

解：由元素在周期表中位置，可知①為H、②為Be、③為C、④為N、⑤為O、⑥為F、⑦為Mg、⑧為Al、⑨為Cr、⑩為Cu．

（1）⑤為O，原子核外電子排布為1s²2s²2p⁴，核外電子軌道排布式為：，

⑨為Cr，原子核外電子數(shù)為14，根據(jù)能量最低原理解洪特規(guī)則特例，可知其基態(tài)原子核外電子排布為：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹，

故答案為：；1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹；

（2）同周期自左而右第一電離能呈增大趨勢(shì)，但N元素2p軌道容納3個(gè)電子，為半滿穩(wěn)定狀態(tài)，能量較低，第一電離能高于同周期相鄰元素，故第一電離能：N＞O；同周期自左而右電負(fù)性增大，故電負(fù)性N＜O；

元素④的單質(zhì)為N₂，與N₂互為等電子體的一種微粒為CO等，

故答案為：＞；＜；CO；

（3）HF分子之間存在氫鍵，形成締合（HF）_n分子，故實(shí)驗(yàn)測(cè)得HF的相對(duì)分子質(zhì)量的值一般高于理論值，

故答案為：HF分子之間存在氫鍵，形成締合（HF）_n分子；

（4）化合物（CN）₂的結(jié)構(gòu)式為N≡C﹣C≡N，單鍵為σ鍵，三鍵含有1個(gè)σ鍵、2個(gè)π鍵，故（CN）₂化合物中σ鍵與π鍵之比為3：4，

故答案為：3：4；

（5）氧化鎂與氧化鈣都屬于離子晶體，離子所帶電荷相同，Mg²⁺離子比Ca²⁺離子半徑小，MgO中離子鍵強(qiáng)，MgO比CaO的晶格能大，故MgO熔沸點(diǎn)高，

故答案為：離子所帶電荷相同，Mg²⁺離子比Ca²⁺離子半徑小，MgO中離子鍵強(qiáng)，MgO比CaO的晶格能大；

（6）C原子位于晶胞內(nèi)部，晶胞中含有4個(gè)Cu原子，晶胞中O原子數(shù)目=1+8×=2，晶胞中Cu、O原子數(shù)目之比=4：2=2：1，故該氧化物化學(xué)式為Cu₂O，

故答案為：Cu₂O．

點(diǎn)評(píng)：

本題是對(duì)物質(zhì)結(jié)構(gòu)的考查，涉及元素周期表、元素周期律、核外電子排布、化學(xué)鍵、晶體類型與性質(zhì)、晶胞計(jì)算等，難度中等，注意理解同周期元素第一電離能突躍原因，掌握物質(zhì)熔沸點(diǎn)比較．