题目内容

12．氮、硫、氯、钠、铝、铁及其化合物是研究基本概念和基本理论的重要载体．
（1）角“＞”“＜”或“=”填空：
性质第一电离能熔点半径键能
对象S＜ClNa＜AlN3-＞Al3+N=N＜N≡N
（2）在N、S、Cl的含氧酸的阴离子中，空间构型呈三角锥形的有SO32-、ClO3-（填离子符号）；在NH3、H2S中，键角较大的是NH3，理由是氨气电子中含有1对孤对电子，H2S分子中含有2对孤对电子，孤电子对越多，对成键电子对的排斥越大，键角越小．
（3）（SCN）2分子中每个原子最外层都达到稳定结构，（SCN）2分子中σ键和π键数目之比为5：4．
（4）某种磁性氮化铁晶胞如图所示．
①该晶体的化学式为Fe4N．
②已知该晶胞体积为V cm3，该晶胞的密度为$\frac{238}{V{N}_{A}}$g•cm-3（NA表示阿伏加德罗常数的值）．

分析 （1）同周期随原子序数增大元素第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族的第一电离能高于同周期相邻元素的；
离子电荷越多、离子半径越小，金属键越强，金属晶体的熔点越高；
电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子半径越小；
同周期元素形成的共价键，三键的键能高于双键的键能；
（2）空间构型呈三角锥形说明价层电子对数为4，含有一对孤对电子，中心原子连接原子数目为3；
孤对电子之间排斥作用大于孤对电子与成键电子层之间的排斥作用，孤对电子与成键电子的排斥力比成键电子之间排斥力大；
（3）（SCN）2分子中每个原子最外层都达到稳定结构，其结构式为N≡C-S-S-C≡N；
（4）①晶胞中N原子处于体心，Fe原子处于顶点与面心，利用均摊法计算原子数目，进而确定化学式；
②结合晶胞中含有原子数目表示出晶胞质量，再根据ρ=$\frac{m}{V}$计算．

解答 解：（1）同周期随原子序数增大元素第一电离能呈增大趋势，但ⅡA、ⅤA族的第一电离能高于同周期相邻元素的，故第一电离能S＜Cl，
铝离子电荷多钠离子的，而铝离子比较小于钠离子，故金属Al中金属键更强，则熔点Na＜Al，
电子层结构相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径：N3-＞Al3+，
同周期元素形成的共价键，三键的键能高于双键的键能，即键能N=N＜N≡N，
故答案为：＜；＜；＞；＜；
（2）空间构型呈三角锥形说明价层电子对数为4，含有一对孤对电子，中心原子连接原子数目为3，在N、S、Cl的含氧酸的阴离子中，空间构型呈三角锥形的有SO32-、ClO3-，
H2S分子中含有2对孤对电子，氨气电子中含有1对孤对电子，孤对电子之间排斥作用大于孤对电子与成键电子层之间的排斥作用，所以键角由大到小排列的顺序NH3＞H2S，
故答案为：SO32-、ClO3-；NH3；氨气电子中含有1对孤对电子，H2S分子中含有2对孤对电子，孤电子对越多，对成键电子对的排斥越大，键角越小；
（3）（SCN）2分子中每个原子最外层都达到稳定结构，其结构式为N≡C-S-S-C≡N，分子中σ键和π键数目之比为5：4，
故答案为：5：4；
（4）①晶胞中N原子处于体心，晶胞中含有1个N原子，Fe原子处于顶点与面心，晶胞中Fe原子数目为8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，故化学式为：Fe4N，
故答案为：Fe4N；
②晶胞质量为$\frac{56×4+14}{{N}_{A}}$g，晶胞体积为V cm3，该晶胞的密度为 $\frac{56×4+14}{{N}_{A}}$g÷V cm3=$\frac{238}{V{N}_{A}}$g•cm-3，
故答案为：$\frac{238}{V{N}_{A}}$．

点评 本题是对物质结构与性质的考查，涉及电离能、微粒半径比较、熔沸点比较、空间构型、化学键、晶胞计算等，注意同周期第一电离能异常情况，掌握均摊法进行有关晶胞计算，理解根据价层电子对互斥理论判断键角问题．

练习册系列答案
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/ml		H2C2O4溶液
/ml		10%硫酸体积/mL温度/℃其他物质
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Ⅱ8.005.003.0030 
Ⅲ8.005.001.00202.00 mL
蒸馏水
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