价层电子排布式怎么书写,价电子结构排布式怎么写

一、物质熔沸点问题

1、氯化铝的熔点为 190℃，而氟化铝的熔点为1290℃，导致这种差异的原因为

【答】AlCl3 是分子晶体，而 AlF3 是离子晶体

2、P4O10 的沸点明显高于 P4O6，原因为

【答】都是分子晶体，P4O10 的分子作用力高于P4O6

3、H2S 熔点为-85.5℃，而与其具有类似结构的 H2O 的熔点为 0℃，极易结冰成固体，二者物理性质出现此差异的原因是：

【答】H2O 分子之间极易形成氢键，而 H2S分子之间只存在较弱的范德华力。

4、二氧化硅的熔点比 CO2 高的原因：

【答】CO2是分子晶体，SiO2是原子晶体。

5、CuO 的熔点比 CuS 的高，原因是：

【答】氧离子半径小于硫离子半径，所以 CuO的离子键强，晶格能较大，熔点较高。

6、邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是：

【答】邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力更大。

7. 乙二胺分子（H2N—CH2—CH2—NH2）中氮原子杂化类型为 SP3 ，乙二胺和三甲胺[N(CH3)3]均属于胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是：

【答】乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键 。

8、丙酸钠（CH3CH2COONa）和氨基乙酸钠均能水解，水解产物有丙酸（CH3CH2COOH）和氨基乙酸（H2NCH2COOH），H2NCH2COOH 中 N 原子的杂化轨道类型为 SP3 杂化，C 原子的杂化轨道类型为 sp3 、sp2 杂化。常温下丙酸为液体，而氨基乙酸为固体，主要原因是：

【答】 羧基的存在使丙酸形成分子间氢键，而氨基乙酸分子中，羧基和氨基均能形成分子间氢键。

9、NH3 常用作制冷剂，原因是：

【答】NH3 分子间能形成氢键，沸点高，易液化，汽化时放出大量的热，所以能够做制冷剂。

10、比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因：

GeCl4 GeBr4 GeI4

熔点/℃−49.5 26 146

沸点/℃ 83.1 186 约 400

【答】GeCl4、GeBr4、GeI4 的熔沸点依次上升。因为都是分子晶体，其组成和结构相似的物质，随分子量增大，范德华力增大，熔沸点上升。

二、溶解性问题

1、氨气极易溶于水的原因为：

【答】氨气和水都是极性分子，相似相溶；氨气与水分子间能形成氢键。

2、水由液体形成固体后密度却减小，原因为：

【答】水在形成晶体时，由于氢键的作用使分子间距离增大，空间利用率降低，密度减小。3、HF 和 HCl 在水中的溶解度HF较大，原因是：

【答】HF 与水分子之间能形成氢键，氢键的存在能增强物质在水中的溶解性，所以 HF 和HCl 在水中 HF的溶解度较大。

4 、某同学用硫酸铜溶液与氨水做了一组实验，向硫酸铜溶液中滴加氨水生成蓝色沉淀，继续滴加氨水 沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液，最后向该溶液中加入一定量乙醇，析出 [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 ·H 2 O 晶体，请解释 加入乙醇后析出晶体的原因：

【答】乙醇分子极性比水分子弱，加入乙醇后溶剂的极性减弱，溶质的溶解度减小。、

5、乙醇在 H2O 中的溶解度大于 H2S，其原因是：

【答】 H2O 分子与 C2H5OH 分子间易形成氢键，而 H2S 与 H2O 分子间不能形成氢键

6、 H2O 与 CH3CH2OH 可以任意比例互溶的原因：

【答】都是极性分子；H2O 与 CH3CH2OH 可形成分子间氢键

7、硼酸晶体中存在的作用力有 加热时，硼酸的溶解度增大，主要原因是：

【答】范德华力、氢键、共价键；加热破坏了硼酸分子之间的氢键

8、咖啡因对中枢神经有兴奋作用，其结构简式如下左图。常温下，咖啡因在水中的溶解度为 2g，加适量水杨酸钠［C6H4(OH)(COONa)］可使其溶解度增大，其原因可能是

【答】咖啡因与水杨酸钠形成了氢键

9.P4易溶于CS2，难溶于水的原因是___________。

【答】P4和CS2均为非极性分子，H2O为极性分子，相似相溶

10.实验测得在极性溶剂中SbCl5的溶解度比SbCl3的溶解度小得多，其主要原因是。

【答】SbCl2为非极性分子，SbCl3为极性分子，依据相似相容原理SbCl3在水中溶解度大

三、键角问题

1、CH4 的键角大于 NH3 的原因为：

【答】CH4 中都是 C-H 单键,键与键之间的排斥力一样,所以是正四面体 109.5 度，而 NH3有未成键的孤对电子,孤对电子间的排斥力>孤对电子对化学键的排斥力>化学键间的排斥力,所以由于孤对电子的排斥,键角要小于没有孤对电子排斥的 CH4 的键角.而孤对电子越多,排斥力越大。

2、NF 3 的键角小于 NH 3 键角的原因为：

【答】F 的电负性比 H 的大，NF3 中 N 上的孤对电子偏向 N，而孤对电子对成键电子对的排斥力较大。

3、高温陶瓷材料 Si3N4 晶体中键角 N—Si—N > Si—N—Si（填“>”“<”“=”），原因是：

【答】N 原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得 Si—N—Si 键角较小。

4、两种三角锥形气态氢化物膦（PH3）和氨（NH3）的键角分别为 93.6o 和 107o ，试分析 PH3 的键角小于 NH3 的原因：

【答】电负性 N 强于 P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大。

5、已知 H2O 、NH3 、CH4 三种分子中，键角由大到小的顺序是 CH4>NH3>H2O，请分析可能的原因：

【答】CH4 分子中无孤对电子，NH3 分子中含有 1 对孤对电子，H2O 分子中含有 2 对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小。

6、NF3 的键角 < NH3 的键角（填“>”“<”“=”），理由是：

【答】F 的电负性比 H 大，NF3 中 N 周围电子云密度减小，成键电子对之间的排斥力较小，因而键角较小。

7、H3O 中 H—O—H 键角比 H2O 中 H—O—H 键角大，原因是：

【答】H2O 中的氧原子有 2 对孤电子对，H3O 中氧原子有 1 对孤电子对，排斥力较小。

8、NH4 中 H－N－H 的键角比 NH3 中 H－N－H 的键角 （填“大”或“小”），原因是：

【答】大（1 分）；NH4 中的氮原子上均为成键电子，而 NH3 分子中的氮原子上有一对孤电子对（分析结构 1 分），孤电子对和成键电子对之间的排斥力强于成键电子对和成键电子对之间的排斥力，导致 NH4 中 H-N-H 的键角比NH3 中大

9、CH4、NH3、H2O 的 VSEPR 模型都是____，键角分别是____ ；分析它们键角差异的原因：____

【答】四面体形 ； 109.50 ；1070 ；1050 ； CH4 中键与键之间的排斥力一样,是正四面体，键角为 109.50。而其他两个分子均有未成键的孤电子对,孤电子对间的排斥力>孤电子对与σ键电子对间的排斥力>σ键电子对间 的排斥力。由于孤电子对成键电子的排斥作用，使得成键电子间夹角变小，H2O 中有两对孤对电子，NH3 中有一对孤对电子，固 H2O 中键角比NH3 更小。

10、H2S 键角比 H2Se 大的原因：

【答】电负性 S 大于 Se，共用电子对离 S近，共用电子对间的排斥力大

11、比较 NH3 和[Cu(NH3)4]2 中 H－N－H 键角的大小：NH3 [Cu(NH3)4]2 （填“＞”或“＜”），并说明理由：

12.SeO42-中Se-O的键角比SeO3的键角______（填“大“或“小“），原因是______。

【答】大；SeO42-的空间构型为正四面体，键角为109°28＇，SeO3的空间构型为平面正三角形，键角为120°

四、电子排布问题：

1、氧元素的第一电离能小于氮元素，原因是：

【答】氮原子的 2p 轨道处于较稳定的半充满状态而氧原子的不是，氧原子的原子核对电子的吸引能力弱于氟离子。

2、尿素[CO(NH2)2]分子中 N、O 元素的第一电离能 N>O，原因是：

【答】N 元素的 2P 能级为半充满，是较稳定的结构，失去 1 个电子需要的能量多，所以第一电离能 N>O。

3、比较 Mn 和 Fe 的电离能数据可知：气态Mn2 再失去一个电子比气态 Fe2 再失去一个电子难。对此，你的解释是：

【答】Mn2 的 3d 轨道电子排布为半充满状态，较稳定；而 Fe2 的 3d 轨道电子数为 6，不是较稳定的状

4、元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu=1959kJ/mol，INi=1753kJ/mol，ICu>INi 的原因是：

【答】Cu 核外电子排布呈全充满状态，比Ni 稳定，难以失去电子

5、某同学书写基态铜原子的价层电子排布式为 3d94s2，该排布式违背了 洪特规则特例。简单金属离子在水溶液中的颜色大多与价层含有未成对电子有关，Cu 呈无色，其主要原因可能是：

【答】价层无未成对电子 。

6、P 和 S 是同一周期的两种元素，P 的第一电离能比 S 大，原因是：

【答】P 的 p 亚层是半充满状态，比较稳定，所以第一电离能比硫的大

7、从原子结构角度分析 Fe2＋和 Fe3＋的稳定性相对强弱：

【答】Fe2 ：[Ar]3d6，Fe3 ：[Ar]3d5，Fe3 的 3d 能级电子为半充满的稳定状态，故稳定性：Fe3 >Fe2 。

8、A、B 均为短周期金属元素。依据下表数据，回答问题：

Al 原子的第一电离能 (填“大于”“小于”或“等于”)738 k J ·mol － 1 ，原因是 ：

【答】；小于由表中数据判断 B 为 Mg，其最外层电子排布式为 3s2，而 Al 最外层电子排布式为 3s23p1，当 3p 处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，失去 p 能级的 1 个电子相对比较容易。

9.Mn2 的稳定性强于Mn3 ，其原因是：

【答】Mn2 的3d能级为半充满状态而Mn3 不是

10、某同学书写基态铜原子的价层电子排布式为3d94s2，该排布式违背了洪特规则特例。简单金属离子在水溶液中的颜色大多与价层含有未成对电子有关，Cu 呈无色，其主要原因可能是

【答】 价层无未成对电子 。

11、Na 和Ne互为等电子体，电离能I2（Na） > I1（Ne），原因是：

【答】Na 和Ne电子排布结构相同，而Na 比Ne的核电荷数大，因此Na 原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na 更难失去电子，电离能更大。

【答】Fe3 的基态电子排布式为3d5，Co3 的基态电子排布式为3d6，Fe3 具有半充满结构，而Co3 不具备半充满结构，因此Fe3 氧化性比Co3 弱

【答】 S—H 键的键能比 Se—H 键的键能大。

2 、焰色反应发生的原因为：

【答】激发态电子向基态跃迁，能量以光的形式释放（发射光谱）。

3、检验 K 元素的方法是焰色反应，请用原子结构的知识解释产生此现象的原因：

【答】当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态电子，电子从能量较高的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量。

4 、 NaBH 4 的阴离子中一个 B 原子能形成 4 个共价键,而冰晶石(Na 3 AlF 6 ) 的阴离子中一个 Al 原子可以形 成 6 个共价键，原因是：

【答】B 原子价电子层上没有 d 轨道，Al 原子价电子层上有 d 轨道。

5 、 Ge 与 C 是同族元素，C 原子之间可以形成双键、叁键，但 Ge 原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因是：

【答】Ge 原子半径大，原子间形成的σ单键较长，p−p 轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成π键，不易形成双键或叁键。

6、碳酸盐在一定温度下会发生分解，实验证明碳酸盐的阳离子不同，分解温度不同，如下表所示：

试分析随着阳离子半径的增大，碳酸盐的分解温度逐步升高的原因：

【答】碳酸盐分解过程实际上是晶体中的金属阳离子结合 碳酸根 中的氧离子，使碳酸根分解为 CO 的过程， 所以当阳离子所带电荷数目相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子的能力就越强，对应的碳酸盐就越容易分解 。

7、碳及其化合物广泛存在于自然界中，碳在形成化合物时，其键型以共价键为主，原因是：

【答】C 有 4 个价电子且半径较小，难以通过得或失电子达到稳定结构

8、Na 和 Ne 互为等电子体，电离能 I2（Na）>I1（Ne），原因是：

【答】Na 和 Ne 电子排布结构相同，而Na 比 Ne 的核电荷数大，因此 Na 原子核对核外电子的吸引力大于Ne 原子核对核外电子的吸引力，所以 Na 更难失去电子，电离能更大。

【答】Fe的价电子排布为3d64s2其4s上的两个电子易失去而显 2价，3d上再失去1个电子后成半充满状态，所以可显 3价

七.配位数，配位键，配合物

1. 白锡和灰锡是Sn的两种同素异形体，白锡的晶体结构中Sn原子的配位数为4和6，灰锡的晶体结构与金刚石的晶体结构相似．白锡的密度大于灰锡的密度．解释白锡分子的密度大于灰锡的密度的原因_________．

【答】白锡配位数大，空间利用率大,　所以密度大

2、已知硼酸（H3BO3）是一元酸，解释其原因：

【答】H3BO3 与一个水分子可形成配位键，产生[B(OH)4]- 和一个 H 。

3.CO为配合物中常见的配体。CO作配体时，提供孤电子对的通常是C原子而不是O原子，其原因是

【答】C元素电负性比O元素小，C原子提供孤电子对的倾向更大，更易形成配位键

八、含氧酸酸性问题

1、H2SeO4 比 H2SeO3 酸性强的原因：

【答】H2SeO3 和 H2SeO4 可表示成(HO)2SeO 和(HO)2SeO2， H2SeO3 中的 Se为 4 价,而 H2SeO4 中的 Se 为 6 价,正电性更高,导致 Se−O−H 中 O 的电子更向 Se 偏移,越易电离出 H

2、试解释 HBrO4 的酸性强于HBrO3 的原因：

【答】HBrO3 和 HBrO4 可分别表示为(HO)BrO2 和(HO)BrO3 ，HBrO3 中 Br 为 5 价而 HBrO4 中 Br 为 7 价。后者正电性更高，导致 H、O 之间的电子对向 O 偏移，更易电离出 H 。

3.从原子结构角度解释H2SO4酸性强于H3PO4的原因：___________________________。

【答】中心元素的电负性S大于P，且H2SO4的非羟基O原子数大于H3PO4的，使S的正电性较大，使H2SO4中-OH的电子向 S偏向程度更大，在水分子作用下更易电离出H

4.氯有多种含氧酸，其电离平衡常数如下：

从物质结构的角度解释以上含氧酸 Ka 依次减小的原因________________________。

【答】非羟基氧个数依次减小或中心原子价态依次减小