铁氰化钾(化学式为K3[Fe(CN)6])主要应用于制药、电镀、造纸、钢铁生产等工业。其煅烧分解生成KCN、FeC2、N2、(CN)2等物质。
(1)铁元素在周期表中的位置为_________,基态Fe3+ 核外电子排布式为_________。
(2)在[Fe(CN)6]3- 中不存在的化学键有_________。
A. 离子键 B.金属键 C.氢键 D. 共价键
(3)已知(CN)2性质类似Cl2:
(CN)2+2KOH=KCN+KCNO+H2O KCN+HCl=HCN+KCl HC≡CH+HCN→H2C=CH-C≡N
①KCNO中各元素原子的第一电离能由小到大排序为________。
②丙烯腈(H2C=CH-C≡N)分子中碳原子轨道杂化类型是_______;分子中σ键和π键数目之比为_______。
(4)C22-和N2互为等电子体,CaC2晶体的晶胞结构与NaCl晶体的相似(如图甲所示),但CaC2晶体中哑铃形的C22-使晶胞沿一个方向拉长,晶体中每个Ca2+周围距离最近的C22-数目为_______。
(5)金属Fe能与CO形成Fe(CO)5,该化合物熔点为-20℃,沸点为103℃,则其固体属于_______晶体。
(6)图乙是Fe单质的晶胞模型。已知晶体密度为dg·cm-3,铁原子的半径为_________nm(用含有d、NA的代数式表示)。
(1). 第四周期 Ⅷ族 (2). [Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5 (3). AB (4). K<C<O<N (5). sp sp2 (6). 2:1 (7). 4 (8). 分子 (9).
【解析】
(1)Fe的原子序数是26,根据构造原理知Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2,据此确定其在周期表的位置;基态Fe失去4s上2个电子和3d轨道上1个电子即为Fe3+;
(2)根据化学键的类型和特点解答,注意氢键是分子间作用力,不是化学键;
(3)①KCNO由K、C. N、O四种元素组成,K为金属、容易失去电子,第一电离能最小,C、N、O位于第二周期,但N的p轨道是半充满状态、能量最低;
②丙烯腈(H2C=CH−C≡N)分子中碳原子VSEPR构型有两种形式:平面三角形和直线形,杂化方式也有sp、sp2两种形式,其中C=C含有1个σ键和1个π键、C≡N含有1个σ键和2个π键,C−H都是σ键,确定分子中σ键和π键数目,再求出比值;
(4)1个Ca2+周围距离最近且等距离的C22−应位于同一平面,注意使晶胞沿一个方向拉长的特点;
(5)Fe(CO)5的熔点、沸点均不高,类似于分子晶体的特点;
(6)Fe单质的晶胞模型为体心立方堆积,晶胞的原子均摊数为8×+1=2,晶胞的质量为,晶胞体积V=cm3、边长a=cm,根据Fe原子半径r与晶胞边长a关系求出r。
【详解】(1)Fe的原子序数是26,根据构造原理知Fe的核外电子排布式为[Ar]3d64s2,位于第四周期Ⅷ族据;基态Fe失去4s上2个电子和3d轨道上1个电子即为Fe3+,所以基态Fe3+核外电子排布式为) [Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5故答案为:第四周期Ⅷ族,[Ar]3d5或[Ar]3d5或1s22s22p63s23p63d5;
(2)[Fe(CN)6]3−是阴离子,是配合物的内界,含有配位键和极性共价键,金属键存在于金属晶体中,氢键是分子间作用力,不是化学键,故选AB;故答案为:AB;
(3)①KCNO中K为金属、容易失去电子,第一电离能最小,C、N、O位于第二周期,但N的p轨道是半充满状态、能量最低,所以第一电离能大于O,C的非金属性小于O,第一电离能小于O,所以第一电离能由小到大排序为K<C<O<N;故答案为:K<C<O<N;
②丙烯腈(H2C=CH−C≡N)分子中碳原子VSEPR构型有两种形式:平面三角形和直线形,杂化方式也有sp、sp2两种形式,其中C=C含有1个σ键和1个π键、C≡N含有1个σ键和2个π键,C−H都是σ键,所以分子中σ键和π键数目分别为6、3,σ键和π键数目之比为6:3=2:1;故答案为:sp、sp2;2:1;
(4)依据晶胞示意图可以看出,晶胞的一个平面的长与宽不相等,再由图中体心可知1个Ca2+周围距离最近的C22−不是6个,而是4个,故答案为:4;
(5)根据Fe(CO)5的熔点、沸点均不高的特点,可推知Fe(CO)5为分子晶体;故答案为:分子;
(6)Fe单质的晶胞模型为体心立方堆积,晶胞的原子均摊数为8×+1=2,晶胞的质量为,晶胞体积、边长cm,Fe原子半径r与晶胞边长a关系为4r=a,所以;故答案为:。
定义:
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:
元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:
金属性强弱的判断依据:
1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。
非金属性强弱的判断依据:
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。
微粒半径大小的比较方法:
1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+。
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
4.同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为:阳离子< 中性原子<阴离子;价态越高的微粒半径越小,如半径:。
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且
元素周期表中的几项重要规律相等规律:
规律 | 内容 |
相等规律 | ①周期数:电子层数 ②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外) ③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素) |
“位、构、性”规律 | |
递变规律 | |
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 | |
奇偶规律 | 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数 |
相同电子层结构的规律 | 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构 |
序差规律 | ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素) ②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25) |
对角线相似规律 | 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型 |
1、掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化。
2、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3、掌握微粒半径的比较方法。
4、认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果,从而理解元素周期律的实质。
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