Question

卤族元素的单质和化合物很多．
（1）卤族元素位于周期表的

 

区；溴的价电子排布式为

 

．
（2）在不太稀的溶液中，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

 

（3）根据下表提供的第一电离能数据判断：最有可能生成较稳定的单核阳离子的卤素原子是

 

．

元素名称	氟	氯	溴	碘	砹
第一电离能（kJ/mol）	1681	1251	1140	1008	900

（4）已知高碘酸有两种形式，化学式分别为H₅IO₆（）和HIO₄，前者为五元酸，后者为一元酸．请比较二者酸性强弱：H₅IO₆

 

HIO₄．（填“＞”、“＜”或“=”）
（5）已知CsICl₂不稳定，受热易分解，倾向于生成晶格能更大的物质，则它按下列

 

（填序号）式发生．A．CsICl₂=CsCl+ICl  B．CsICl₂=CsI+Cl₂
（6）ClO₂^-中心原子的杂化类型为

 

，写出ClO₂^-的两个等电子体（分子、离子各一个）

 

．
CaF2晶体晶胞
（7）已知CaF₂晶体（如图）的密度为ρg/cm³，N_A为阿伏加德罗常数，相邻的两个Ca²⁺的核间距为a cm，则CaF₂的相对分子质量可以表示为

 

．

Answer 1

考点：氯、溴、碘及其化合物的综合应用,晶胞的计算,原子轨道杂化方式及杂化类型判断

专题：化学键与晶体结构,卤族元素

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）F的非金属性很强，HF分子之间能形成氢键；
（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）离子晶体的晶格能与离子半径成反比，与离子所带电荷成正比；
（6）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；
（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）F的非金属性很强，HF分子之间能形成氢键，所以在二分子缔合（HF）₂中使氢氟酸分子缔合的作用力是氢键；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，从表中数据可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：碘；
（4）H₅IO₆（）中含有5个羟基氢，为五元酸，含非羟基氧原子1个，HIO₄为一元酸，含有1个羟基氢，含非羟基氧原子3个，所以酸性：H₅IO₆＜HIO₄，故答案为：＜；
（5）离子晶体中离子电荷越多，半径越小离子键越强，离子晶体的晶格能越大，已知已知CsICl₂不稳定，受热易分解，倾向于生成晶格能更大的物质，所以发生的反应为CsICl₂=CsCl+ICl，故答案为：A；
（6）ClO₂^-中心氯原子的价层电子对数n=2+

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^-互为等电子体的为Cl₂O、OF₂、BrO₂^-等，故答案为：sp³；Cl₂O、OF₂、BrO₂^-；
（7）该晶胞中含有钙离子个数=6×

1

2

+8×

1

8

=4，含有氟离子个数=8，根据ρV=nM=

4

NA

×M，所以：M=

1

4

ρVN_A，则M=

2

2

a³ρN_A
故答案为：

2

2

a³ρN_A．

点评：本题为综合题型，考查物质结构与性质，涉及元素周期表、价电子排布、晶格能、晶体结构与性质、杂化轨道、等电子体、晶胞计算等，难道在于有关晶胞结构的计算，掌握晶胞结构是解题的关键，题目难度中等．