Question

12．卤族元素的单质、化合物在生产生活中有较多的用途．
（1）卤族元素位于元素周期表的p区；溴的价电子排布式为4s²4p⁵
（2）在一定浓度的溶液中，氢氟酸是以二分子缔合（HF）₂形式存在的．使氢氟酸分子缔合的作用力是氢键
（3）根据第一电离能（数据见下表），最有可能生成稳定单核阳离子的卤素原子是I

	氟	氯	溴	碘
第一电离能（kJ/mol）	1681	1251	1140	1008

（4）已知碘酸（HIO₃）和高碘酸（H₅IO₆）的结构分别如图Ⅰ、Ⅱ所示：

则二者酸性相对强弱是HIO₃＞H₅IO₆（填“＞”、“＜”或“=”）．
（5）已知ClO₂^-为V形结构，中心氯原子周围有四对价层电子．ClO₂^-中心氯原子的杂化轨道类型为sp³与ClO₂^-为等电子体的是Cl₂O或OF₂（写出其中一个的化学式）
（6）关于碘晶体（晶体结构见上图）的以下说法中正确的是AD
A.2种取向不同排列的碘分子以4配位数交替配位形成层结构
B．用均摊法可知平均每个晶胞中有4个碘原子
C．碘晶体为无限延伸的空间结构，是原子晶体
D．碘晶体中存在的相互作用有非极性键和范德华力
（7）已知CaF₂晶体（晶胞结构见上图）的密度为ρg/cm³，N_A为阿伏加德罗常数，棱上相邻的两个Ca²⁺的核间距为acm，则CaF₂的相对分子质量可以表示为$\frac{a{\;}^{3}ρN{\;}_{A}}{4}$．

Answer 1

分析 （1）根据基态原子核外电子排布式中最后填入电子名称确定区域名称，溴是35号元素，最外层电子为其价电子，4s能级上排列2个电子，4p能级上排列5个电子；
（2）根据氢键分析解答；
（3）元素的第一电离能越大，元素失电子能力越弱，得电子能力越强，元素的第一电离能越小，元素失电子能力越强，得电子能力越弱，则越容易形成阳离子；
（4）根据含氧酸中，酸的元数取决于羟基氢的个数，含非羟基氧原子个数越多，酸性越强；
（5）根据价层电子对互斥理论来确定其杂化方式，价层电子对个数=σ键个数+孤电子对个数；等电子体是具有相同的价电子数和相同原子数的微粒；
（6）碘为分子晶体，晶胞中占据顶点和面心，以此分析；
（7）利用均摊法确定该立方体中含有的离子，根据ρV=nM计算相对分子质量．

解答 解：（1）根据构造原理知，卤族元素最后填入的电子为p电子，所以卤族元素位于元素周期表的p区；溴是35号元素，最外层电子为其价电子，4s能级上排列2个电子，4p能级上排列5个电子，所以其价电子排布式为4s²4p⁵，故答案为：p；4s²4p⁵；
（2）HF分子之间存在氢键，使氢氟酸分子缔合，故答案为：氢键；
（3）卤族元素包含：F、Cl、Br、I、At元素，元素的第一电离能越小，元素失电子能力越强，得电子能力越弱，则越容易形成阳离子，根据表中数据知，卤族元素中第一电离能最小的是I元素，则碘元素易失电子生成简单阳离子，故答案为：I；
（4）H₅IO₆（）中含有5个羟基氢，为五元酸，含非羟基氧原子1个，HIO₃为一元酸，含有1个羟基氢，含非羟基氧原子2个，所以酸性：H₅IO₆＜HIO₃，故答案为：＞；
（5）ClO₂^-中心氯原子的价层电子对数n=2+$\frac{7+1-2×2}{2}$=4，属于sp³杂化；等电子体具有相同的电子数目和原子数目的微粒，所以与ClO₂^-互为等电子体的分子为Cl₂O、OF₂等，故答案为：sp³；Cl₂O或OF₂；
（6）A．碘分子的排列有2种不同的取向，在顶点和面心不同，2种取向不同的碘分子以4配位数交替配位形成层结构，故A正确；
B．用均摊法可知平均每个晶胞中有4个碘分子，即有8个碘原子，故B错误
C．碘晶体为无限延伸的空间结构，构成微粒为分子，是分子晶体，故C错误；
D．碘晶体中的碘原子间存在I-I非极性键，且晶体中分子之间存在范德华力，故D正确；
故答案为：AD；
（7）该晶胞中含有钙离子个数=8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，氟离子个数为8，则晶胞体积V=a³，CaF₂密度为=$\frac{m}{V}$=$\frac{M×4}{VN{\;}_{A}}$=ρ，则CaF₂的相对分子质量M=$\frac{a{\;}^{3}ρN{\;}_{A}}{4}$，
故答案为：$\frac{a{\;}^{3}ρN{\;}_{A}}{4}$．

点评 本题考查物质结构与性质，题量较大，比较综合，涉及元素周期表、核外电子排布、分子结构与性质、电离能、晶体结构与性质、杂化轨道、等电子体、晶胞计算等，侧重对主干知识的考查，需要学生熟练掌握基础知识，难度中等．