[-物质结构与性质]教学案
子对的原子, 另一方是 具有能够接受孤电子对的空轨道原子. 总结: 1 基态原子的核外电子排布
分析预测: 物质结构与性质的内容较抽象, 为选修内容, 可用来组建题目的素材不多, (1) 核外电子排布原则: 能量最低原理; 泡利不相容原理; 洪特规则. 复习时应以基础知识的理解为主. 预计在该部分内容中出现的热点有: 1构造原理、能(2) 原子核外电子排布的表示: 电子排布式; 轨道表示式. 量最低原理、电子排布式、轨道表示式及电负性的概念等, 而且很可能会把原子结构注意: ①能量相同的原子轨道在全充满(如p 6和d 10) 半充满(如p 3和d 5) 和全空(如P 0与元素周期律的内容结合在一起考查; 2 对分子空间构型的考查, 包括分子极性、手和d 0) 状态时, 体系的能量较低, 原子较稳定, 51101 性分子等概念; 3 有关晶体知识的考查仍以晶体结构的分析、晶体类型对物质性质的② 当出现d 轨道时, 虽然电子按ns,(n-1)d,np顺序填充, 但在书写电子排布式时, 影响、同种类型晶体因内部质点间作用力对物质性质的影响以及有关晶体的简单计仍把(n-1)d放在ns 前. 算为主 ③能级顺序: ns
第一电离能的变化规律: 同周期
(2) B元素的负一价离子和C 元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同,B 的元素 同主族: 符号为 注意: 第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关, 核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d 0、f 0) 、半满(p3、d 5、f 7) 和全 的元素符号为
满(p6、d 10、f 14 (3) D 元素的正三价离子的3d 轨道为半充满,D 的元素符号为其基态原
62
子的电子排布式为 [Ar]3d
(4) E 元素基态原子的M 层全充满,N 层没有成对电子, 只有一个未成对电子,E 的元 (2) 电负性: 反映元素原子得电子能力和性质. 素符号为 能力越强
101
. 一般情况下, 电负性数值大的元素非金 其基态原子的电子排布式为 电负性与元素金属性和非金属性的关系
例2 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4s 24p 6, 与其同周期属性较强, 在化合物中吸引电子的能力强, 在化合物中显负价; 电负性数值小的的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 元素非金属性较弱(金属性较强), 在化合物中吸引电子的能力弱, 在化合物中显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 两元正价.
素处于同族. 且在该族元素中,E 的气态氢化物的沸点最高. 请回答下列问题: 专题二 物质结构与性质
(1) B元素在周期表中的位置是(2) E 的气态氢化物在同族元素中沸点最高的原因是有氢键, 破坏它需要较高的能量, 所以熔沸点较高 (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
1
(1) 写出元素X 的离子结构示意图
写出元素Z 的气态氢化物的电子式: 的电子式 (用元素符号表示) (2) 写出Y 元素最高价氧化物对应的水化物的电离方程式:
+
-3+
-
如果U 元素是短周期的元素, 你估计它的第二次电离能飞跃数据将是第
个
子, 可推知U 在ⅠA 族, 则第二次电离能飞跃是在失去第10个电子时发生的 (6) 如果R 、S 、T 是同周期的三种主族元素, 则它们的原子序数由小到大的顺序是
(3) 元素T 与氯元素相比, 非金属性较强的是用元素符号表示), 下列
表述中能证明这一事实的是 c (填序号) a 常温下氯气的颜色比T 单质的颜色深
b T 的单质通入氯化钠水溶液不能置换出氯气 c 氯与T 形成的化合物中氯元素呈正价态
(4) 探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一.T 、X 、Y 、Z 四种元素的单质
其中元素 级全充满状态, 能量较低, 比较稳定, 失去一个电子吸收的能量较多 元素第四电离能有较大飞跃, 由题意知三者为同周期三种主族元素,
中化学性质明显不同于三种单质的是 Al , 理由 具有金属性 可推知R 在ⅠA 族,S 在ⅡA 族,T 在ⅢA 族
热点二: 化学键与分子间作用力
例1 (07.广东) C、Si 、Ge 、Sn 是同族元素, 该族元素单质及其化合物在材料、医药等方面有重要应用. 请回答下列问题:
(1) Ge的原子核外电子排布式为 (2) C、Si 、Sn 三种元素的单质中, 能够形成金属晶体的是 (3) 按要求指出下列氧化物的空间构型、成键方式或性质
① CO 2分子的空间构型及碳氧之间的成键方式 直线形, 共价键(或δ键与π键) ② SiO 2晶体的空间构型及硅氧之间的成键方式 Si 、O 通过共价键形成四面体结构, 四面体之间通过共价键形成空间网状结构, 共价键(δ键)
③ SnO 2是离子晶体, 写出其物理性质 熔融时能导电,
有较高的熔点
(4) CO可以和很多金属形成配合物, 如
Ni(CO)4, Ni与CO 之间的键型为 (5) 碳氧键的红外伸缩振动频率与键的强度成正比, 已知Ni(CO)4中碳氧键的伸缩振动频率为2060cm -1, CO 分子中碳氧键的伸缩振动频率为2143cm -1, 则Ni(CO)4中碳氧键的强度比CO 分子中碳氧键的强度 (填字母)
A 强 B 弱 C 相等 D 无法判断
例2 (08.无锡调研) A、B 、C 、D 分别代表四种不同的主族元素,A 原子的最外层电子排布为ns 1, B原子的价电子排布为ns 2np 2, C原子的最外层电子数是其电子层数的3倍,D 原子的L 电子层的P 轨道有3个电子
(1) C 原子的电子排布式为 , 若A 原子的最外层电子排布为1s 1, 则按
2
2
2
4
10
2
2
变题2 根据下列五种元素的第一至第四电离能数据(单位: kJ/mol),回答下列问
(1) 在周期表中, 最可能处于同一族的是
A Q 与R B S 与T C T 与U D R 与T E R 与U (2) 下列离子的氧化性最弱的是 A S 2+ B R 2+ C T 3+ D U + (3) 下列元素中, 化学性质和物理性质最像Q 元素的是 A 硼 B 铍 C 氦 D 氢
(4) T元素最可能是区元素, 电子)
(5) 每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况, 这一事实从一个侧面
说明:
2 分子的立体结构 解释 判断
杂化轨道理论价层电子对互斥理论
(1) 杂化轨道理论:
sp 杂化; sp 2杂化: ; sp 3杂化: (2) 价电子对互斥理论: 分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对) 由于相互
排斥作用, 尽可能趋向彼此远离以减小斥力, 因此分子尽可能采取对称的空间构型.
a 也要占据中心原子周围的空间, 而且它比成键电子对更靠近原子核, 对相邻成键上分别有2对和1对孤电子对, 跟成键电子对数加起来都是4(即价电子对数都是4), 它们相互排斥, 形成四面体, 因而水分子成Ⅴ形, 氨分子成三角锥形. 各种分子的空间构型:
(3) 等电子原理的应用
2-2-原子、价电子数为32), 中心原子都是sp 杂化, 都形成正四面体的立体构型
镓(GaAs)也都是良好的半导体材料
(4) 键的极性和分子极性的关系:双原子分子: 键的极性=分子的极性; 多原子分子:
取决于分子空间结构的对称性. 3 关于氢键
(1) 氢键形成的条件一个电负性很强, 半径较小且有孤电子对的原子Y; c 原子Y 和氢原子有接近的可能 (2) 氢键的特点: 方向性和饱和性 (3) 氢键的类型:分子内和分子间 (4) 氢键对物质性质的影响:
如:氨气极易溶于水; 乙醇和水以任意比例互溶.
3
为:2s2423
3
相互联结形成晶体, 氢键的形成使水分子的间隙增大, 从而导致冰的密度比水的密度 水分子中氧原子的杂化轨道类型为;H 2O 与H +以配位键结合成H 3O +的立体小 结构为 三角锥形 变题1 已知氨气是一种无色有刺激性气味的气体, 极易溶于水, 易液化. 氨气是工农业(2) 水在不同的温度和压力条件下可以形成11种不同结构的晶体, 密度从比水轻生产和国防工业的重要原料 的0.92g/cm3到约为水的一倍半, 冰是人们迄今已知的由一种简单分子堆积出结构花 (1) 下列关于氨气的说法正确的是 样最多的化合物. 其中冰—Ⅶ的晶体结构为一个如右图所示的立方晶胞, 每
A 氨气分子中N 采取sp 3杂化, 其分子结构是正四面体结构, 是极性分子 个水分子可与周围 4 个水分子以氢键结合, 晶体中,1mol 水可形成 2 mol
„„ O 氢键. B 氨气分子与水分子是等电子体, 所以它们的结构和性质都相似
C 氨气形成的晶体是分子晶体, 其熔点比同主族其他元素氢化物的熔点高 (3) 已知下列元素的电负性数据: H: 2.1, O: 3.5, F: 4.0, OF 2与水的立体结H D 氨气极易溶于水主要是因为氨气与水分子一样也是极性分子 构相似, 但水分子的极性比OF 2强得多, 其原因有: ①OF 2中氧原子上有两
+- (2) 已知氨水中存在下列平衡: NH3 + H2O NH 3·H 2O NH 4 + OH ,有对孤对电子, 抵消了F —O 键中共用电子对偏向F 而产生的极性; ②从电负性上看, 氧
人认为这种电离方式与氨气分子与水分子形成的氢键的方式有关, 写出氨气分子与氢的电负性差大于氧与氟的电负性差
变题4 HN3称为叠氮酸, 常温下为无色有刺激性气味的液体.N 3-也被称为类卤离子, 用与水形成氢键的结构式:(右上图) 解析: 氨气水分子间形成氢键减弱了分子
酸与叠氮化钠反应可制得叠氮酸, 而叠氮化钠可从下列反应制得: 内的共价键, 导致NH 3·H 2O 电离, 由于电离出来的离子是NH 4+和OH - ,
NaNH 2+N2O=NaN3+H2O, HN3、浓盐酸混合液可溶解铜铂金等不活泼金属. 而化学式说明NH 3·H 2O 电离断裂的是水分子内的H —O 键, 而断裂后水中的H +
为Pt(NH3) 2Cl 2的化合物有两种异构体, 其中异构体B 具有可溶性, 可用于治疗癌症. 与NH 3结合, 说明是水中的H 与NH 3分子中的N 形成了氢键
变题2 短周期的5种非金属元素, 其中A 、B 、C 的特征电子排布为A: asa , B: bsb bp b , 试回答下列问题: C: cs c cp 2c , D与B 同族,E 与C 同周期, 是同周期元素中电负性最大的元素. 回答下(1) 基态氮原子核外电子排布的轨道表示式为 列问题: (2) 元素N 、S 、P 的第一电离能由大到小的顺序为
-- (1) B的原子轨道表示式为 ; (2) E的价电子排布式为 (3) HN 3属于 分子 晶体,N 3的空间构型为 直线 , 与N 3互为等电子体的分子的 (3) 甲、乙两物质都是由5种元素中的2种形成的常见的溶剂, 其中甲为非极性溶化学式为 CO 22等) ,NH 2-的电子式为 , 其中心原子的杂化类
25
剂, , 乙是极性溶剂, , 中心原
3
子采用 sp , 分子构型为
(4) 丙、丁分别为元素D 与C 、D 与E 形成的共价化合物, 其熔点高低填化学式), 解释 变题3 聚合铁(PFS),化学式为[Fe2(OH)n (SO4) 3-n/2]m (n
②O 元素的第一电离能 小于 N 元素的第一电离能(填“大于”或
“小于”), 原因是 因为O 原子和N 原子的的外围电子排布分别
4
6
2
型是 sp
(4) 致癌药物B 的结构简式为
3
3 3
热点三 晶体结构与性质
例1 下列物质的熔沸点高低顺序中, 正确的是
A 金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅 B CI 4>CBr4>CCl4>CH4 C MgO>O2>N2>H2O D 金刚石>生铁>纯铁>钠 例2 某离子晶体的晶体结构中最小重复单元如图所示:A 为阴离子,在正方体内,B 为阳离子,分别在顶点和面心,则该晶
体的化学式为
(2) 作用力法:不同晶体, 构成晶体的微粒间作用力不同, 原子晶体由原子间共价键形成; 分子晶体由分子间作用力形成; 离子晶体由阴阳离子间离子键形成; 金属晶体A 、B 2A B 、BA 2 C 、B 7A 4 D 、B 4A 7
例3(1)第三周期8种元素按单质熔点高低的顺序如右图,其中序号“8”代表 Si 由金属阳离子与自由电子间的金属键形成;
(3) 性质法:不同晶体有不同的性质, 特别是物理性质. 原子晶体熔点高、硬度大、难(填元素符号);其中电负性最大的是2 (填右图中的序号)。
(2)请写出比元素1的原子序数大8的元素的基溶于水、不导电; 分子晶体熔点低、硬度小; 离子晶体熔点较高、硬度较大、晶
2262662
体不导电]而熔融状态导电; 金属晶体难溶于水、晶体导电. 态原子电子排布式 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 。
2 熔沸点比较规律:(1) 不同类型晶体: 一般而言, 原子晶体>离子晶体>分子 晶体 (2)同类型晶体:原子晶体的熔沸点取决于共价键的键长和键能, 键能越大, 键 长越短, 共价键越强, 熔沸点越高; 离子晶体的熔沸点取决于离子键的强弱, 一(3)元素7的单质晶体中原子的堆积方式如下图般来说, 离子半径越小, 离子电荷数越多, 离子键越强, 熔沸点越高; 分子晶体甲所示,其晶胞特征如下图乙所示,原子之间相 的熔沸点取决于分子间作用力的大小; 同类金属晶体中, 金属离子半径越小, 互位置关系的平面图如下图丙所示。 阳离子所带电荷数越多, 金属键越强, 其熔沸点越高.
3 晶体结构及相关计算: 其中主要涉及以下一些公式:边长a=, 晶胞体积V=m/ρ
晶胞质量m=晶胞占有的微粒的质量=晶胞占有微粒数×M/NA , 空间利用率=晶胞占有的微粒的体积/晶胞的体积
变题1 有A 、B 、C 、D 四种元素,其中A 元素和B 元素的原子都有1个未成对电
-子,A +比B 少一个电子层,B 原子得一个电子后3p 轨道全满;C 原子的p 轨道中有3个未成对电子,其气态氢化物在水中的溶解度在同族元素所形成的氢化物中最大;D 的最高化合价和最低化合价的代数和为4,其最高价氧化物中含D 的质量分数为40%,且其核内质子数等于中子数。R 是由A 、D 两元素形成的离子化合物,其中A 与D 离子数之比为2∶1。请回答下列问题:
(1)A 单质、B 单质、化合物R 的熔点大小顺序为下列的 ② (填序号):
①A 单质>B单质>R; ②R>A单质>B单质; ③B 单质>R >A单质; ④A 单质>R>B单质。
(2)在CB 3分子中C 元素原子的原子轨道发生的是__SP _杂化,其固体时的晶体类型为 分子晶体。
5
3
甲 乙 丙
若已知7的原子半径为d ,N A 代表阿伏加德罗常数,7的相对原子质量为M ,请回答: ①晶胞中7原子的配位数为__12 _ ,一个晶胞中7原子的数目为_ 4 _;
M
②该晶体的密度为 (用字母表示)。 3
42d N A
总结: 1 晶体类型的判断方法:
(1)构成微粒法:不同晶体其构成晶体的微粒不同, 由原子(稀有气体除外) 构成的晶体是原子晶体; 由分子构成的晶体是分子晶体, 由阴阳离子构成的晶体是离子晶体, 由金属阳离子与自由电子构成的晶体是金属晶体. 如C 60形成的晶体为分子晶体, 因为C 60明显是一个分子
发生化学反应。
(4)右图是D 和Fe 形成的晶体FeD 2最小单元“晶胞”,FeD 2晶体中阴、阳离子数之比为 1:1 ,FeD 2物质中具有的化学键类型为 离子键、
阳离子阴离子
非极性键 。
变题2 右图是氯化铯晶体的晶胞, 已知晶体中两个最近的Cs +核间距离为a cm,氯化铯的相对分子质量为M, NA 为阿伏加德罗常数, 则氯化铯晶体密度是
33Ma 8M M 38Ma 333g /cm A B C D g /cm g /cm g /
cm 33
N A N A a N A a N A
变题3 钛和钛的合金已被广泛用于制造电讯器材、人造骨骼、化工设备、飞
机等航天
航空材料,被誉为“未来世界的金属”。试回答下列问题:
48
(1)钛有22Ti 和5022Ti 两种原子,它们互称为。Ti 元素在元素周期表中的位
置是第 四
周期,
第 IVB 族 族;基态原子的电子排布式为
[Ar]3d 4s ;
按电子排布Ti 元素在元素周期表分区中属于 d 区元素。
(2)偏钛酸钡在小型变压器、话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中
2 配合物的结构
(1) 中心离子或原子所提供的空轨道通常首先杂化, 形成一组等价的杂化轨道, 以接受配位体的孤对电子, 且这些轨道具有一定的方向性和饱和性 (2) 配合物的中心原子、配位体的种类和数目不同, 可以形成不同空间构型的配合物
(3) 如果配离子中含有两种或几种不同的配位体, 则配位体在中心离子周围可能有 热点四 配位化合物
几种不同的排列方式
例1 已知氨水滴入硫酸铜溶液中先有蓝色沉淀生成, 继续滴加氨水直至过量, 沉淀
3 配合物的性质 2+
溶解形成了深蓝色溶液. 写出相关的离子方程式:Cu +2NH3·H 2O=Cu (O H ) 2↓
(1) 配合物不同的结构决定了不同的性质
+2NH4+ (2) 配合物的形成使物质的颜色、溶解度、酸碱性等发生了改变
Cu (O H ) 2+4NH3·H 2O=[Cu(NH4) 4]2+ + 2OH- + 4H2O
(3) 配合物具有一定的稳定性, 配合物中的配位键越强, 配合物越稳定 2+
在产物[Cu(NH3) 4]SO4中,NH 3叫 配位体,NH 3能与Cu 结合的原因是NH 3中的N 有一
(4) 外界条件的改变对配合物的性质有较大的影响
对孤对电子与Cu 2+中的空轨道形成了配位键
变题:已知Ti 3+可形成配位数为6的配合物。现有含钛的两种颜色的晶体,一种为紫
总结: 配合物的结构与性质
色,
1配离子(原子) 的空间构型
2
2
6
另一种为绿色,但相关实验证明,两种晶体的组成皆为TiCl 3·6H 2O 。为测定这两种晶体
的化学式,设计了如下实验:
a .分别取等质量的两种配合物晶体的样品配成待测溶液; b .分别往待测溶液中滴入AgNO 3溶液,均产生白色沉淀;
c .沉淀完全后分别过滤得两份沉淀,经洗涤干燥后称量,发现原绿色晶体的水溶 液与AgNO 3溶液反应得到的白色沉淀质量为紫色晶体的水溶液反应得到沉淀质量的2/3。
课后练习:
(1)I .图表法、图象法是常用的科学研究方法。
短周期某主族元素M 的电离能情况如图(A )所示。则M 元素位于周期表的第
族。
所以氧族元素中其它氢化物的沸点不会高于水。
(2).人类在使用金属的历史进程中,经历了铜、铁、铝之后,第四种将被广泛应用的金属被科学家预测为是钛(22Ti) ,它被誉为“未来世纪的金属”。 试回答下列问题:
I .Ti 元素的基态原子的价电子层排布式为 3d ; ....II .在Ti 的化合物中,可以呈现+2、+3、+4三种化合价, 其中以+4价的Ti 最为稳定;
①偏钛酸钡的热稳定性好,介电常数高,在小型变压器、 话筒和扩音器中都有应用。偏钛酸钡晶体中晶胞的结 构示意图如右图,它的化学式是
晶体内与每个“Ti ”紧邻的氧原子数为 6 个。
2碳是形成化合物最多的元素,其单质与化合物广布于自然界。
⑴ 碳原子的核外电子排布式为。与碳同周期的非金属元素N 的第一电离能大于O 的第一电离能,原因是 N 原子2p 轨道半充满,能量低 ;
⑵ CS 2是一种重要的有机溶剂,CS 2分子的空间构型为直线
形
;写出一种与CS 2互为等电子体的物质的化学式
⑶ 冰晶胞中水分子的空间排列方式与金刚石晶胞(其晶胞结构如右图,
其中空心球所示原子位于立方体的顶点或面心,实心球所示原子位于立
2
2
2
2
2
方体内)类似。每个冰晶胞平均占有 8 个水分子,冰晶胞与金刚
II .图B 是研究部分元素的氢化物的沸点变化规律的图像,折线c 可以表达出第 石晶胞微粒排列方式相同的原因是 氢键具有方向性,每个水分子与相邻的4
个水分子形成氢键 。 族元素氢化物的沸点的变化规律。不同同学对某主族元素氢化物的沸点的变化趋势
3 由氧化物经氯化作用过生成氯化物是工业生产氯化物的常用方法,Cl 2、CCl 4是常
画出了两条折线——折线a 和折线b ,你认为正确的是: b (填“a ”或“b ”) ,
用的氯化剂。如:Na 2O +Cl 2=2NaCl +O 2 CaO+Cl 2=CaCl 2+O 2
理由是:a 点所示的氢化物是水,其沸点高是由于在水分子间存在氢键,SiO 2+2CCl 4=SiCl 4+2COCl 2 Cr 2O 3+3CCl 4=2CrCl 3+3COCl 2
7
请回答下列问题:
+
⑴ Cr 2O 3、CrCl 3中Cr 均为+3价,写出Cr 3的
基态电子排布式 [Ar]3d;
⑵ CCl 4分子的价层电子对互斥模型和立体结构
相同 (填“相同”、“不相同”),理由是 C 原子的价电子都参与成键 ; ⑶ COCl 2俗称光气,分子中C 原子采取sp 2杂化成键。
3
(4) 金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式, 晶胞如右图所示. 面心立方晶胞和体心立方晶胞中实际含有的Fe 原子个数之比为 2:1
5 元素周期表反映了元素性质的周期性变化规律, 请根据短周期元素在周期表中的位置、结构和相关性质, 回答下列问题:
(1) 短周期元素中, 某原子M 层上的电子数比K 层多5个, 该原子的电子排布
22625式为 1s
氢化物
光气分子的结构式是 见右图 ,其中碳氧原子之间共价键是 c (填序号): Cl (2) 第二周期元素中, 除Be 、B 、Ne
a .2个σ键 b .2个π键 c .1个σ键、1个π键 三种元素外, 其它元素的氢化物沸点⑷ CaO 晶胞如右上图所示,CaO 晶体中Ca 2的配位数为 6 。CaO 晶体和NaCl 晶体中离子排列方式相同,其晶格能分别为:CaO -3 401kJ/mol、NaCl -786kJ/mol。
+
-162
导致两者晶格能差异的主要原因是钙离子和氧离子核间距小于氯化钠, 但所带电荷多于氯化钠 。
4 回答下列问题:
(1) Mn元素价电子层的电子排布式为 , 比较两元素的I 2和I 3可知, 气态Mn 2+
2+
再失去一个电子比气态Fe 2+再失去一个电子难. 对此, 解释的原因是 由Mn 转化
5
2
如右表所示, 其中D 沸点/C 1317
19.5 -33 3
原子采取的杂化方式为 sp .
(3) 子乙, 分子甲含10个电子、3; 且乙的立体结构如右图所示, 请写出甲、乙反应的离子方程式:
++X 原子
Y 原子
可能相同也可能不同). (5) 下列由短周期元素构成的分子或离子中, 属于平面三角形结构的有 ① BF 3 ② NCl 3 ③ H 3O + ④ HCHO ⑤ PH 3 ⑥ CO 32-
为Mn 3+时,3d 能级由较稳定的3d 5半充满状态转变为不稳定的3d 4状态(或2+转化为Fe 3+时,3d 能级由不稳定的3d 4状态转变为较稳定的3d 5半充满状态)
(2) Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物.
① 与Fe 原子或离子形成配合物的分子或离子应具备的结构特征是具有孤对电子 ② 六氰合亚铁离子[Fe(CN)6]4-中的配体CN -中C 原子的杂化轨道类型是 sp , 写出一种与CN -互为等电子体的单质分子的结构式 N ≡N
(3) 三氯化铁常温下为固体. 易溶于水, 也易溶于乙醚、
丙酮等有机溶剂. 据此判断三氯化铁晶体为分子晶体