Question

19． （1）过渡金属元素铁能形成多种配合物，如：[Fe（H₂NCONH₂）₆]（NO₃）₃[三硝酸六尿素合铁（Ⅲ）和Fe（CO）_x等．
①基态Fe³⁺的M层电子排布式为3s²3p⁶3d⁵；
②尿素（H₂NCONH₂）分子中C原子的杂化方式是sp²；
③配合物Fe（CO）_x的中心原子价电子数与配体提供电子数之和为18，则x=5．Fe（CO）_x常温下呈液态，熔点为-20.5℃，沸点为103℃，易溶于非极性溶剂，据此可判断Fe（CO）_x晶体属于分子晶体 （填晶体类型）．
（2）下列说法正确的是BC（填字母序号）．
A．第一电离能大小：S＞P＞Si
B．电负性顺序：C＜N＜O＜F
C．因为晶格能CaO比KCl高，所以KCl的熔点比CaO熔点低
D．分子晶体中，共价键键能越大，该分子晶体的熔沸点越高
（3）O和Na的一种只含有离子键的化合物的晶胞结构如上图，距一个阴离子周围最近的所有阳离子为顶点构成的几何体为立方体．已知该晶胞的密度为ρg•cm^-3，阿伏加德罗常数为N_A，求晶胞边长a=$\root{3}{\frac{248}{ρ{N}_{A}}}$cm．（用含ρ、N_A的计算式表示）

Answer 1

分析 （1）①Fe原子核外电子数为26，原子形成阳离子先按能层高低失去电子，能层越高的电子越容易失去，同一能层中按能级高低失去电子，能级越高越容易失去；
②根据价层电子对数确定其杂化方式；
③配合物Fe（CO）_x的中心原子是铁原子，其价电子数是8，每个配体提供的电子数是2，据此判断x值；分子晶体的熔沸点较低；
（2）A．同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第VA族元素的第一电离能大于相邻元素；
B．同一周期元素中，元素的电负性随着原子序数的增大而增大；
C．晶格能与离子晶体的熔点成正比，离子半径与晶格能成反比，离子所带电荷与晶格能成正比；
D．分子晶体中，物质的熔沸点与其相对分子质量成正比；
（3）距一个阴离子周围最近的所有阳离子为顶点构成的几何体是立方体；根据V=$\frac{m}{ρ}$进行计算；

解答 解：（1）①Fe原子核外有26个电子，核外电子排布为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²，Fe原子失去4s能级2个电子、3d能级1个电子形成Fe³⁺，Fe³⁺电子排布式为1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵ ，则M层电子排布式为：3s²3p⁶3d⁵，
故答案为：3s²3p⁶3d⁵；
②尿素（H₂NCONH₂）分子中C原子含有3个σ键且不含孤电子对，所以其杂化方式为sp²，
故答案为：sp²；
③配合物Fe（CO）_x的中心原子是铁原子，其价电子数是8，每个配体提供的电子数是2，8+2x=18，x=5，分子晶体的熔沸点较低，根据题给信息知，该物质的熔沸点较低，所以为分子晶体，
故答案为：5；分子晶体；
（2）A．同一周期元素中，元素的第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第VA族元素的第一电离能大于相邻元素，所以第一电离能大小：P＞S＞Si，故A错误；
B．同一周期元素中，元素的电负性随着原子序数的增大而增大，所以电负性顺序：C＜N＜O＜F，故B正确；
C．晶格能与离子晶体的熔点成正比，离子半径与晶格能成反比，离子所带电荷与晶格能成正比，钙离子电荷大于钾离子，且钙离子半径小于钾离子，氯离子所带电荷小于氧离子，且氯离子半径大于氧离子，所以氯化钾的晶格能小于氧化钙，则氯化钾的熔点比氧化钙低，故C正确；
D．分子晶体中，物质的熔沸点与其相对分子质量成正比，故D错误；
故选BC；
（3）距一个阴离子周围最近的所有阳离子为顶点构成的几何体是立方体，该晶胞中钠离子个数是8，氧离子个数=8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，V=$\frac{m}{ρ}$=$\frac{\frac{4×62}{{N}_{A}}}{ρ}$=$\frac{248}{ρ{N}_{A}}$cm³，则a=$\root{3}{\frac{248}{ρ{N}_{A}}}$ cm，
故答案为：立方体； $\root{3}{\frac{248}{ρ{N}_{A}}}$；

点评 本题考查物质结构和性质，涉及晶胞的计算、配合物成键、元素周期律等知识点，这些是学习难点，也是考查重点，同时考查学生空间想象能力，难度中等．