Question

硼、碳、硅元素的单质及其化合物的构成自然界的重要物质．请回答下列问题：
（1）写出硅的基态原子价电子排布式

 

；从电负性角度分析，C、Si和O元素的非金属活泼性由强到弱的顺序为

 

．
（2）甲烷是最简单的有机物，实验室制取它的反应原理为：CH₃COONa+NaOH 

CaO或MgO

△

CH₄↑+X（已配平）反应涉及到的物质中，X属于

 

晶体，（填晶体类型）；MgO晶体的熔点比CaO高，主要原因是

 

．
（3）甲硅烷能与硝酸银发生反应：SiH₄+AgNO₃+2H₂O═8Ag↓+SiO₂+8HNO₃，该反应中氢元素被氧化，由此可判断非金属性Si比H

 

（填“弱”“强”或“无法比较）．
（4）第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有

 

种，N元素与B元素的氟化物化学式相似，均为AB₃型，但分子的空间结构有很大不同，其原因是

 

（5）利用“卤化硼法”可合成含B和N两种元素地功能陶瓷，如图为其晶胞结构示意图，其中B原子的杂化方式为

 

，该功能陶瓷的化学式为

 

．
（6）NaN₃是抗禽流感“达菲”合成过程中的中间活性物质，NaN₃也可用于汽车的保护气囊．3mol NaN₃受撞击会生成4mol N₂和一种离子化合物A．
①请写出上述NaN₃撞击反应的化学方程式：

 

．
②根据原子轨道的重叠方式判断：N₂分子中存在的σ键π键数目之比为

 

．

Answer 1

考点：晶胞的计算,元素周期律的作用,配合物的成键情况

专题：化学键与晶体结构

分析：（1）Si元素14号元素，其3s、3p电子为其价电子，根据构造原理书写其价电子排布式；同一周期元素，元素的非金属活泼性随着原子序数的增大而增强，同一主族，元素的非金属活泼性随着原子序数的增大而减弱；
（2）根据元素守恒知，该物质是碳酸钠，碳酸钠是阴阳离子构成的，为离子晶体；
离子晶体的熔点与晶格能成正比，晶格能与离子半径成反比、与电荷成正比；
（3）阴离子还原性越强的元素，其非金属性越弱；
（4）同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第IIA族、第V族元素第一电离能大于其相邻元素；N元素与B元素的氟化物化学式相似，均为AB₃型，中心原子采用不同的杂化方式导致其空间构型不同；
（5）根据B原子存在σ键判断原子杂化方式，利用均摊法确定其化学式；
（6）①3mol NaN₃受撞击会生成4mol N₂和一种离子化合物A，根据原子守恒确定A为Na₃N，根据反应物、生成物写出方程式； 
 ②N₂分子中σ键π键之比为1：2．

解答： 解：（1）Si元素14号元素，其3s、3p电子为其价电子，根据构造原理知其价电子排布式为3s²3p²；同一周期元素，元素的非金属活泼性随着原子序数的增大而增强，同一主族，元素的非金属活泼性随着原子序数的增大而减弱，根据元素在周期表中的位置知，这三种元素的非金属活泼性强弱顺序是O＞C＞Si，
故答案为：3s²3p²；O＞C＞Si；
（2）根据元素守恒知，该物质是碳酸钠，碳酸钠是钠离子和碳酸根离子构成的，为离子晶体；
离子晶体的熔点与晶格能成正比，晶格能与离子半径成反比、与电荷成正比，Mg²⁺半径比Ca²⁺小，晶格能较大，导致氧化镁的熔点高于氧化钙，
故答案为：离子；Mg²⁺半径比Ca²⁺小，晶格能较大；
（3）阴离子还原性越强的元素，其非金属性越弱，该反应中Si元素被氧化，所以非金属性Si比H弱，故答案为：弱； 
（4）同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第IIA族、第V族元素第一电离能大于其相邻元素，第一电离能介于B、N之间的第二周期元素有Be、C、O三种元素，
N元素与B元素的氟化物化学式相似，均为AB₃型，但N元素的氟化物中氮原子含有孤电子对，B元素的氟化物中B元素不含孤电子对，所以N原子和B原子采用的杂化方式不同，导致其空间构型不同；
故答案为：3；N原子和B原子采用不同的杂化形式；
（5）根据图片知，每个B原子形成4个σ键，为sp³杂化，每个N原子连接4个B原子、每个B原子连接4个N原子，所以其化学式为BN，
故答案为：sp³；BN；
（6）①3mol NaN₃受撞击会生成4mol N₂和一种离子化合物A，根据原子守恒确定A为Na₃N，所以该反应方程式为3NaN₃=Na₃N+4N₂↑，故答案为：3NaN₃=Na₃N+4N₂↑；
 ②N₂分子中σ键π键之比为1：2，故答案为：1：2．

点评：本题考查了物质结构和性质，涉及晶胞的计算、原子杂化、第一电离能大小比较等知识点，这些都是考试热点，灵活运用教材基础知识解答问题，题目难度中等．