《无机化学》(上)习题答案_百度文库
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《无机化学》(上)习题答案
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原子结构第一节上课课件
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选修3 11原子结构
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&&选​修 1​原​子​结​构
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＞＞＞在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，..
在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，与其同周期的 A、B、C、D四种元素，它们的原子最外层电子数依次为2、2、1、7。其中A、C两元素原子的次外层电子数为8，B、D两元 素原子的次外层电子数为18，E、D两元素处于同族，且在该族元素中，E的气态氢化物的沸点最高。(1)B元素在周期表中的位置__________________； D元素基态原子电子排布式为___________________。(2)E的氢化物在同族元素中沸点最高的原因是_____________________。 (3)A、C两元素第一电离能_______&_______。（填元素符号）(4)B元素能形成多种配合物。元素之间形成配合物的条件是：一方是能够提供孤电子对的原子或离子，另一方是___________的原子。(5)A元素可与氢元素形成离子化合物，电子式为____________；这种离子化合物可与水反应，化学方程式为________________________。
题型：推断题难度：中档来源：模拟题
(1)第4周期ⅡB族；1s22s22p63s23p63d104s24p5或[Ar]3d104s24p5 (2)E的氢化物分子间存在氢键，破坏它需要较高的能量，所以沸点较高 (3)Ca；K(4)具有能够接受孤电子对的空轨道(5)[H:]-Ca2+[:H]-；CaH2+2H2O = Ca(OH)2+2H2↑
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据魔方格专家权威分析，试题“在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，..”主要考查你对&&元素的推断，电子排布式，配合物理论，元素周期表，电离能&&等考点的理解。关于这些考点的“档案”如下：
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因为篇幅有限，只列出部分考点，详细请访问。
元素的推断电子排布式配合物理论元素周期表电离能
元素性质推断知识点归纳：&(1)质量最轻的元素是氢（H），其单质可以填充气球；质量最轻的金属是锂（Li）；熔点最高的非金属单质是石墨；熔点最高的金属单质是钨（W）；熔点最低的金属单质是汞（Hg）。 (2)地壳中含量最多是氧（O），其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。 (3)既难得电子，又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。 (4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫（S）；最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳（C）和硅（Si）。 (5)碳（C）是形成化合物最多的元素，是构成有机物的骨架元素，可形成多种同素异形体，其中硬度最大的是金刚石，而C60是分子晶体，熔点较低。 (6)常温下能与水反应放出氧气，单质是氟（F2），化合物是过氧化钠（Na2O2）。 (7)硅（Si）是构成地壳岩石骨架的主要元素，单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气，还能被弱酸氢氟酸所溶解。 (8)能在空气中自然的非金属单质是白磷（P4），白磷有毒，能溶于CS2，和红磷互为同素异形体，红磷不能自然，不溶于CS2，白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。 (9)既能在二氧化碳中燃烧，又能在氮气中燃烧的金属是Mg，既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝（Al）。 (10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮（N）。 (11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水，该元素可能是氮（N）或硫（S）。(12)光照时可以释放电子的是铷（Rb）和铯（Cs）；常温下呈液态的金属是汞（Hg），非金属单质是溴（Br2）。解元素推断题必备知识归纳(1)与元素的原子结构相关知识归纳①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar；最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。 ②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si；次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。 ③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P；电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。 ④常见等电子微粒：
(2)元素在周期表中的位置相关知识归纳①主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al；主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；主族序数是周期序数3倍的元素有O。 ②周期序数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；周期序数是主族序数3倍的元素有Na。 ③最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si；最高正价是最低负价的绝对值3倍的元素有S。 ④上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构与上一周期零族元素原子的电子层结构相同。 (3)与元素性质相关知识归纳 ①元素所形成的单质及化合物的物理特性 A.颜色：常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl；单质为淡黄色固体的元素是S；焰色反应火焰呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K（通过兰色钴玻璃）。B.状态：常温下，单质呈液态的非金属元素是Br；单质为白色蜡状固体的元素是P。C.气味：有臭鸡蛋气味的非金属元素是S。D.熔点：单质熔点最低的金属元素是Hg；熔点最高的金属元素是W。单质熔点最高的非金属元素是C。氢化物熔点最高的非金属元素是O。氧化物熔点最高的非金属元素是Si。E.硬度：单质为天然物质中硬度最大的元素是C。F.密度：单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是H。G.溶解性：气态氢化物最易溶于水的元素是N。H.导电性：单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。②元素所形成的单质及化合物的化学特性 A.无正价、无含氧酸的元素是F；单质氧化性最强、其氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F；气态氢化物稳定性最强的元素是F；最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是Cl。B.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O（O3层被称为人类和生物的保护伞）；气态氢化物与最低价氧化物能反应生成单质的是S。C.气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N；气态氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的元素是N；其中一种同素异形体在空气中能自燃的元素是P。③元素性质递变规律 A.元素金属性强弱比较规律 I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱；同一主族中，由上到下，金属性逐渐增强。II．依据最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强。III．依据金属活动性顺序（极少数例外）。IV．依据金属单质与酸或水反应的剧烈程度，反应越剧烈，金属性越强。V．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。VI．依据原电池原理，原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强。VII．依据电解原理，电解时，阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强。 B.元素非金属性强弱比较规律 I．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族中，由上到下，非金属性逐渐减弱。II．依据最高价氧化物的水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。III．依据与H2化合的难易，越容易化合，非金属性越强。IV．依据其气态氢化物的稳定性，稳定性越强，非金属性越强。V．依据非金属单质与盐溶液之间的置换反应。 C.微粒半径大小比较规律 I．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：Na+&Mg2+&Al3+；同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如第3周期中：P3-&S2-&Cl-。II．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第IA族中：Li&Na+&K+，同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第VIIA族中：F-&Cl-&Br-。III．阳离子半径总比相应原子半径小，如Na+&Na，阴离子半径总比相应原子半径大，如S2-&S。IV．电子层结构相同的离子半径随原子序数的增大而减小，如S2-&Cl-&K+&Ca2+，O2-&F-&Na+&Mg2+&Al3+。 ④元素的含量地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si；地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe；氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C。(3)解元素推断题的方法解答元素推断题，必须抓住原子结构和元素的有关性质，掌握元素周期表中主要规律，熟悉某些元素（短周期或前20号元素）的性质、存在和用途的特殊性，用分析推理法确定未知元素在周期表中的位置。对于有突破口的元素推断题，可利用题目暗示的突破口，联系其它条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论。对无明显突破口的元素推断题，可利用题示条件的限定，逐渐缩小推求范围，并充分考虑各元素的相互关系予以推断。有时限制条件不足，则可进行讨论，得出合理结论，有时答案不止一组，只要能解释通都可以，若题目只要求一组，则选择自己最熟悉、最有把握的。有时需要运用直觉，大胆尝试、假设，再根据题给条件进行验证，也可推出。 电子排布式：
①简化电子排布式为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的冗素符号外加方括号表示，即为简化电子排布式，如K 的简化电子排布式为 ②特殊电子排布式有个别元素的基态原子的电子排布对于构造原理有1个电子的反常。因为能量相同的原子轨道在全充满()、半充满()和全空()状态时，体系的能量较低，原子较稳定。 (2)电子排布图：用方框表示一个原子轨道，用箭头“↑”或“↓”来区别自旋状态不同的电子。&构造原理:
多电子原子的核外电子排布总是按照能量最低原理，由低能级逐步填充到高能级。绝大多数元素的原子核外电子的排布遵循下图所示的排布顺序，这种排布顺序被称为构造原理。点拨:构造原理中的排布顺序，其实质是各能级的能量高低顺序，可由下列公式得出ns&(n一2)f& (n一1)d&np(n表示能层序数)。常用的重要的能级交错顺序有：
核外电子排布式一构造原理的应用：
根据构造原理，按照能级顺序，用能级符号右上角的数字表示该能级上电子数的式子，叫做电子排布式。例如，配位键、配合物：
1．配位键配位键是一种特殊的共价键。成键的两个原子间的共用电子对是由一个原子单独提供的。形成配位键的条件是其中一个原子有孤电子对，另一个原子有接受孤电子对的“空轨道”。配位键用A→B表示，A是提供孤电子对的原子，B是接受孤电子对的原子。 2．配合物通常把金属离子(或原子)与某些分子或离子(称为配体)以配位键结合形成的化合物称为配合物。 3．配位键的形成(1)中配位键的形成注意：结构式中“→”表示配位键及其共用电子对的提供方式。 (2)配离子中配位键的形成&在里，NH3分子中的氮原子给出孤电子对，接受电子对，以配位键形成了(3)配离子的形成在里，分子中的氮原子给出孤电子对，接受电子对，以配位键形成了4．配合物的组成配合物的组成包含中心原子、配体和配位原子、配位数，内界和外界等。以为例说明，如下图所示：配合物的内界和外界之间多以离子键结合，因而属于离子化合物、强电解质，能完全电离成内界离子和外界离子，内界离子也能电离但程度非常小，可谓“强中有弱”。例如，配合物溶液中加入溶液，外界的能被沉淀，而内界的不能形成沉淀。元素周期表编排原则:
(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。 (2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排列成纵行。 注意:①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。②历史上第一个元素周期表是1869年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。 元素周期表的结构: (1)周期 ①周期的含义在元素周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，这样每个横行为一个周期。现在使用的元素周期表有7个横行，即7 个周期。 ②周期的划分&(2)族 ①族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。现在使用的元素周期表有18 个纵行，它们被划分为16个族。 ②族的划分&(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变电离能：
(1)概念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叫做第一电离能。 (2)元素第一电离能的意义：可以衡量元素的原子在气态时失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，在气态时原子越容易失去一个电子；第一电离能数值越大，在气态时原子越难失去一个电子。 (3)电离能的变化规律 ①随核电荷数递增，元素的第一电离能呈周期性变化。②同一周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对外层电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，因此元素的第一电离能呈增大的趋势。同一周期内，碱金属元素的第一电离能最小，稀有气体元素的第一电离能最大。③同一主族，从上到下，随着原子序数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，故同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小。注意通常ⅡA族元素的第一电离能大于ⅢA 族元素、VA族元素的第一电离能大于ⅥA族元素。这是由于ⅡA、VA族元素原子的价电子排布分别为 是较稳定的全充满或半充满状态，因而失去电子所需的能量较高。
发现相似题
与“在元素周期表中，一稀有气体元素原子的最外层电子构型为4s24p6，..”考查相似的试题有：
785991117311079161126868549090641您所在位置： &
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《无机化学》第6版张天蓝主编课后习题答案.doc8页
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《无机化学》第6版张天蓝主编课后习题答案
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?《无机化学》第6版 张天蓝主编 课后习题答案
2.034 10-18 J
6.626 10-34 J s
3.070 1015 /s;?
6.626 10-34 J s
2.998 108 m/s
2.034 10-18 J
9.766 10-8 m
6.626 10-34 kg m2/s
2 3.14 9.11 10-31 kg 1 10-10 m
1.16 106 m/s。其中1 J 1 kg m2 /s2, h 6.626 10-34
6.626 10-34 kg m2/s
0.010 kg 1.0 103 m/s
6.626 10-35 m，此波长太小，可忽略；（2） υ≈h/4 m υ
6.626 10-34 kg m2/s
4 3.14 0.010 kg 1.0 10-3 m/s
5.27 10-30 m，如此小的位置不确定完全可以忽略，即能准确测定。
?4、He+只有1个电子，与H原子一样，轨道的能量只由主量子数决定，因此3s与3p轨道能量相等。而在多电子原子中，由于存在电子的屏蔽效应，轨道的能量由n和l决定，故Ar+中的3s与3p轨道能量不相等。
?5、代表n 3、l 2、m 0，即3dz2轨道。
?6、（1）不合理，因为l只能小于n；（2）不合理，因为l 0时m只能等于0；（3）不合理，因为l只能取小于n的值；（4）合理
?7、（1）≥3；（2）4≥l≥1；（3）m 0
?8、14Si：1s22s22p63s23p2，或[Ne] 3s23p2；23V：1s22s22p63s23p63d34s2，或[Ar]3d34s2；40Zr：1s22s22p63s23p63d104s24p64d25s2，或[Kr]4d25s2；42Mo：? 1s22s22p63s23p63d104s24p64d55s1，或[Kr]4d55s1；79Au：1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s1，或[Xe]4f145d106s1；
?9、3s2：第三周期、IIA族、s区，最高氧化值为II；4s24p1：第四周期、IIIA族、p区，最高氧化值为III； 3d54s2：第四周期、VIIB族、d区，最高氧化值为VII；4d105s2：第五周期、IIB族、ds区，最高氧化值为II；
?10、（1）33元素核外电子组态：1s22s22p63s23p63d104s24p3或[Ar]3d10s24p3，失去3个电子生成离子的核外电子组态为：1s22s22p63s23p63d104s2或[Ar]3d104s2，属第四周期，V A族；（2）47元素核外电子组态：1s22s22p63s23p63d104s24p64d05s1或[K
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