Question

鹵族元素的單質和化合物很多．
（1）鹵族元素位于周期表的

 

區；溴的價電子排布式為

 

．
（2）在不太稀的溶液中，氫氟酸是以二分子締合（HF）₂形式存在的．使氫氟酸分子締合的作用力是

 

（3）根據下表提供的第一電離能數據判斷：最有可能生成較穩定的單核陽離子的鹵素原子是

 

．

元素名稱	氟	氯	溴	碘	砹
第一電離能（kJ/mol）	1681	1251	1140	1008	900

（4）已知高碘酸有兩種形式，化學式分別為H₅IO₆（）和HIO₄，前者為五元酸，后者為一元酸．請比較二者酸性強弱：H₅IO₆

 

HIO₄．（填“＞”、“＜”或“=”）
（5）已知CsICl₂不穩定，受熱易分解，傾向于生成晶格能更大的物質，則它按下列

 

（填序號）式發生．A．CsICl₂=CsCl+ICl  B．CsICl₂=CsI+Cl₂
（6）ClO₂^-中心原子的雜化類型為

 

，寫出ClO₂^-的兩個等電子體（分子、離子各一個）

 

．
CaF2晶體晶胞
（7）已知CaF₂晶體（如圖）的密度為ρg/cm³，N_A為阿伏加德羅常數，相鄰的兩個Ca²⁺的核間距為a cm，則CaF₂的相對分子質量可以表示為

 

．

Answer 1

考點：氯、溴、碘及其化合物的綜合應用,晶胞的計算,原子軌道雜化方式及雜化類型判斷

專題：化學鍵與晶體結構,鹵族元素

分析：（1）根據基態原子核外電子排布式中最后填入電子名稱確定區域名稱，溴是35號元素，最外層電子為其價電子，4s能級上排列2個電子，4p能級上排列5個電子；
（2）F的非金屬性很強，HF分子之間能形成氫鍵；
（3）元素的第一電離能越大，元素失電子能力越弱，得電子能力越強，元素的第一電離能越小，元素失電子能力越強，得電子能力越弱，則越容易形成陽離子；
（4）根據含氧酸中，酸的元數取決于羥基氫的個數，含非羥基氧原子個數越多，酸性越強；
（5）離子晶體的晶格能與離子半徑成反比，與離子所帶電荷成正比；
（6）根據價層電子對互斥理論來確定其雜化方式，價層電子對個數=σ鍵個數+孤電子對個數；等電子體是具有相同的價電子數和相同原子數的微粒；
（7）利用均攤法確定該立方體中含有的離子，根據ρV=nM計算相對分子質量．

解答： 解：（1）根據構造原理知，鹵族元素最后填入的電子為p電子，所以鹵族元素位于元素周期表的p區；溴是35號元素，最外層電子為其價電子，4s能級上排列2個電子，4p能級上排列5個電子，所以其價電子排布式為：4s²4p⁵，故答案為：p；4s²4p⁵；
（2）F的非金屬性很強，HF分子之間能形成氫鍵，所以在二分子締合（HF）₂中使氫氟酸分子締合的作用力是氫鍵；故答案為：氫鍵；
（3）鹵族元素包含：F、Cl、Br、I、At元素，元素的第一電離能越大，元素失電子能力越弱，得電子能力越強，元素的第一電離能越小，元素失電子能力越強，得電子能力越弱，則越容易形成陽離子，從表中數據可知鹵族元素中第一電離能最小的是I元素，則碘元素易失電子生成簡單陽離子，故答案為：碘；
（4）H₅IO₆（）中含有5個羥基氫，為五元酸，含非羥基氧原子1個，HIO₄為一元酸，含有1個羥基氫，含非羥基氧原子3個，所以酸性：H₅IO₆＜HIO₄，故答案為：＜；
（5）離子晶體中離子電荷越多，半徑越小離子鍵越強，離子晶體的晶格能越大，已知已知CsICl₂不穩定，受熱易分解，傾向于生成晶格能更大的物質，所以發生的反應為CsICl₂=CsCl+ICl，故答案為：A；
（6）ClO₂^-中心氯原子的價層電子對數n=2+

7+1-2×2

2

=4，屬于sp³雜化；等電子體具有相同的電子數目和原子數目的微粒，所以與ClO₂^-互為等電子體的為Cl₂O、OF₂、BrO₂^-等，故答案為：sp³；Cl₂O、OF₂、BrO₂^-；
（7）該晶胞中含有鈣離子個數=6×

1

2

+8×

1

8

=4，含有氟離子個數=8，根據ρV=nM=

4

NA

×M，所以：M=

1

4

ρVN_A，則M=

2

2

a³ρN_A
故答案為：

2

2

a³ρN_A．

點評：本題為綜合題型，考查物質結構與性質，涉及元素周期表、價電子排布、晶格能、晶體結構與性質、雜化軌道、等電子體、晶胞計算等，難道在于有關晶胞結構的計算，掌握晶胞結構是解題的關鍵，題目難度中等．