Question

【题目】Al、Cl、Cr、Ni等及其相关化合物用途非常广泛。回答下列问题：

（1）基态铬原子的价电子排布式为______。

（2）与硅原子未成对电子数相同的第四周期元素共有______种；钠与铝处于同周期，铝的熔沸点及硬度均比钠大，其原因是______。

（3）KAlO2在水溶液中实际上都是以K[Al(OH)4]形式存在。其中[Al(OH)4]-配离子，中心原子的杂化类型是____。该K[Al(OH)4]物质中存在的化学键有配位健、_____(填字母代号)。

A．离子键 B．极性键 C．非极性键 D．金属键 E．氢键

（4）CN2称为氰气，其性质与卤素单质相似。与氢氧化钠溶液反应产物之一为NaCN，写出两种与CN－互为等电子体的分子_____，N元素及与其同周期相邻的两种元素第一电离能由大到小的顺序为______。(填元素符号)

（5）氯化铯熔点：645℃，沸点：1290℃；氯化铝熔点：190℃，在180℃时开始升华，造成二者熔、沸点相差较大的原因是______；下图为氯化铯晶胞，已知氯离子半径为anm，铯离子半径为bnm，则氯化铯晶体密度为_____g·cm－3(用a、b和阿伏加德罗常数NA的代数式表式，列出算式即可)

Answer 1

【答案】3d54s1 4 铝原子半径较小且价电子较多，金属键更强 sp3 AB N2、CO N>O>C 二者晶体类型不同，氯化铯为离子晶体，熔沸点高；氯化铝为分子晶体，熔沸点低

【解析】

（1）Cr是24号元素，其原子核外有24个电子，根据构造原理书写其原子核外电子排布式；

（2）硅原子的电子排布为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p2，未成对电子数为2个，找出第四周期未成对电子数为2个的元素；比较金属单质的熔沸点可从金属键强弱进行比较，而金属原子半径越小，价电子越多，金属键越强，熔沸点越高；

（3）分析[Al(OH)4]－成键电子对数和孤电子对数可得到中心原子的杂化方式；K+与[Al(OH)4]－是离子键，配离子[Al(OH)4]－存在配位键，氧原子和氢原子之间是极性键；

（4）原子数和价电子数分别都相等的是等电子体，CN－的原子数为2，价电子总数为10，据此找出互为等电子体的分子；N元素电子排布为：1s2 2s2 2p3，2p能级为半充满状态，第一电离能比O还大；

（5）氯化铯熔点：645℃，沸点：1290℃，为离子晶体；氯化铝熔点：190℃，在180℃时开始升华，为分子晶体；铯离子和氯离子的堆积方式为体心立方堆积，那么晶胞体对角线就为（2a+2b）nm，则晶胞边长就为nm，再根据均摊法进行分析计算密度；

（1）Cr是24号元素，原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，价电子排布式为3d54s1；答案：3d54s1；

（2）硅原子的电子排布为：1s2 2s2 2p6 3s2 3p2，未成对电子数为2个，第四周期未成对电子数为2的元素有：Ti、Ni、Ge、Se；铝原子半径比钠原子小，价电子比钠原子多，金属键强，熔沸点高；答案：4；铝原子半径较小且价电子较多，金属键更强；

（3）[Al(OH)4]－的配位数为4，则 Al 原子的杂化形式是sp3 ；该K[Al(OH)4]物质中存在的化学键有极性键、配位和键离子键，选AB；答案：sp3；AB；

（4）CN－的原子数为2，价电子总数为10，与CN－互为等电子体的分子有N2和CO；N元素2p能级为半充满状态，第一电离能比O大，O第一电离能比C大，所以第一电离能N>O>C，

答案：N2、CO；N>O>C；

（5）氯化铯为离子晶体，氯化铝为分子晶体，晶体类型不同，离子晶体熔沸点比分子晶体高；铯离子位于四个顶点，晶胞占有8×1/8=1个，氯离子位于体心，所以晶胞占有1个；铯离子和氯离子的堆积方式为体心立方堆积，那么晶胞体对角线就为（2a+2b）nm，则晶胞边长就为nm，那么晶胞密度为；答案：二者晶体类型不同，氯化铯为离子晶体，熔沸点高；氯化铝为分子晶体，熔沸点低；。