Question

9．ⅥA族的氧、硫、硒（Se）、碲（Te）等元素在化合物中常表现出多种化合价，含ⅥA族元素的化合物在研究和生产中有许多重要用途．请回答下列问题：
（1）氧元素能形成繁多的氧化物，请写出一个与CO₂互为等电子体的化合物CS₂或N₂O．
（2）把Na₂O、SiO₂、P₂O₅三种氧化物按熔沸点由高到低顺序排列SiO₂＞Na₂O＞P₂O₅．
（3）原子的第一电离能是指气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，O、S、Se原子的第一电离能由大到小的顺序为O＞S＞Se．
（4）Se原子基态核外电子的排布式为[Ar]3d¹⁰4s²4p⁴；H₂Se的沸点：-41.1℃，H₂S的沸点：-60.4℃引起两者沸点差异的主要原因是H₂Se分子间作用力强于H₂S．
（5）SO₃^2-离子中硫原子的杂化方式sp³，该离子的立体构型为三角锥形．
（6）金属元素Ca的氧化物用作玻璃、瓷器的颜料、脱硫剂．其立方晶体的晶胞结构如图所示，已知Ca²⁺的半径为r₁cm，O^2-的半径为r₂cm，该晶胞密度为ρg?cm^-3，阿伏加德罗常数用N_A表示，则该晶胞中离子体积占晶胞体积百分率为$\frac{π（{r}_{1}+{r}_{2}）^{3}ρ{N}_{A}}{42}$．

Answer 1

分析 （1）等电子体原子个数相等、价电子数相等；
（2）SiO₂为原子晶体，熔沸点取决于共价键键能；Na₂O为离子晶体，熔沸点取决于其晶格能；P₂O₅为分子晶体，熔沸点取决于分子间作用力；
（3）同主族元素从上到下，原子半径越来越大，原子核对核外电子的吸引力越来越弱，第一电离能逐渐减小；
（4）Se原子序数为34，根据构造原理书写该原子核外电子的排布式；分子晶体熔沸点与其相对分子质量成正比，与分子间作用力成正比；
（5）SO₃^2-离子价电子对数为$\frac{6+2}{2}$=4，形成4条新的杂化轨道，据此判断杂化方式，并据此判断立体构型；
（6）晶胞中白色球个数=8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，黑色球个数为4，晶胞体积=$\frac{\frac{M}{{N}_{A}}×4}{ρ}$，离子体积=4×$\frac{4}{3}$π（r₁+r₂）³cm³．

解答 解：（1）等电子体中原子个数相等、价电子数相等，与二氧化碳互为等电子体的有CS₂或N₂O，
故答案为：CS₂或N₂O；
（2）SiO₂为原子晶体，熔沸点取决于共价键键能，熔沸点很高；Na₂O为离子晶体，熔沸点取决于其晶格能，熔沸点较高；P₂O₅为分子晶体，熔沸点取决于分子间作用力，熔沸点较低，
故答案为：SiO₂＞Na₂O＞P₂O₅；
（3）同主族元素从上到下，原子半径越来越大，原子核对核外电子的吸引力越来越弱，第一电离能逐渐减小，
故答案为：O＞S＞Se；
（4）Se原子序数为34，根据能量最低原则、泡利不相容原理和洪特规则写出为[Ar]3d¹⁰4s²4p⁴，二者均由分子构成，熔沸点取决于分子间作用力，分子间作用力取决于相对分子质量，H₂Se的相对分子质量比H₂S大，因此H₂Se分子间作用力强于H₂S；
故答案为：[Ar]3d¹⁰4s²4p⁴ ；H₂Se分子间作用力强于H₂S；
（5））SO₃^2-离子价电子对数为$\frac{6+2}{2}$=4，形成4条新的杂化轨道，采用了sp³杂化；孤电子对数=价电子对数-配位原子数=4-3=1，含有一对孤对电子，占据一条杂化轨道，对S-O键有排斥作用，S与O构成三角锥形，
故答案为：sp³；三角锥；
（6）晶胞中白色球个数=8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，黑色球个数为4，晶胞体积=$\frac{\frac{M}{{N}_{A}}×4}{ρ}$=$\frac{56×4}{ρ{N}_{A}}$cm³，离子体积=4×$\frac{4}{3}$π（r₁+r₂）³cm³=$\frac{16}{3}$π（r₁+r₂）³cm³，
该晶胞中离子体积占晶胞体积百分率=$\frac{\frac{16}{3}π（{r}_{1}+{r}_{2}）^{3}}{\frac{56×4}{ρ{N}_{A}}}$=$\frac{π（{r}_{1}+{r}_{2}）^{3}ρ{N}_{A}}{42}$，
故答案为：$\frac{π（{r}_{1}+{r}_{2}）^{3}ρ{N}_{A}}{42}$．

点评 本题考查物质结构和性质，为高频考点，涉及晶胞计算、原子杂化方式判断、微粒空间关系判断、原子核外电子排布等知识点，侧重考查学生对基础知识的灵活运用及空间想象、计算能力，难点是晶胞计算及等电子体的确定，题目难度中等．