Question

19．铜、铁、铝都是日常生活中常见的金属，具有广泛用途．请回答：
（1）铜元素在元素周期表中位于第四周期ⅠB族，其原子基态价层电子排布式为3d¹⁰4s¹．
（2）Cu₂O的熔点比Cu₂S的高，原因为Cu₂O与Cu₂S相比较，其阳离子相同、阴离子所带的电荷也相同，但由于氧离子的半径小于硫离子的离子半径，Cu₂O的晶格能更大（或亚铜离子与氧离子形成的离子键强于亚铜离子与硫离子形成的离子键），所以Cu₂O的熔点比Cu₂S的高．
（3）Fe（CO）₅是一种常见的配合物，可代替四乙基铅作为汽油的抗爆震剂．
①写出CO的一种常见等电子体分子的结构式N≡N；
两者相比较沸点较高的为CO（填分子式）．
②Fe（CO）₅在一定条件下发生反应：Fe（CO）₅（s）═Fe（s）+5CO（g），已知：反应过程中，断裂的化学键只有配位键，由此判断该反应所形成的化学键类型为金属键．
（4）已知AlCl₃•NH₃有配位键．在AlCl₃•NH₃中，提供空轨道的原子是Al；在NH₄⁺中N原子的杂化轨道类型为sp³．
（5）金属铝的晶胞结构如图甲所示，原子之间相对位置关系的平面图如图乙所示．则晶体铝中原子的堆积方式为面心立方最密堆积．已知：铝原子半径为d cm，摩尔质量为Mg•mol^-1，阿伏加德罗常数的值为N_A，则晶体铝的密度ρ=$\frac{M}{4\sqrt{2}{N}_{A}{d}^{3}}$g/cm³（表达式）．

Answer 1

分析 （1）根据铜在元素周期表中的位置来书写基态原子电子排布式，然后确定原子基态价层电子排布式；
（2）Cu₂O和Cu₂S同属于离子晶体，离子晶体熔点的高低要通过晶格能的大小来判断；
（3）①由等电子体定义可知CO的一种常见等电子体为氮气，CO为极性分子熔点高；
②断裂配位键后，配体变为CO，中心原子结合成金属晶体；
（4）中心原子提供空轨道，通过计算Al价层电子对数求杂化类型；
（5）根据图乙可推算堆积方式为ABCABC…，可通过求每个晶胞的质量和体积计算密度．

解答 解：（1）铜是29号元素，位于第四周期ⅠB族，外围电子排布要遵循洪特规则特例为3d¹⁰4s¹，
故答案为：第四周期ⅠB族　3d¹⁰4s¹；
（2）Cu₂O和Cu₂S同属于离子晶体，其阳离子相同、阴离子所带的电荷也相同，由于离子的半径小于硫离子的离子半径，所以Cu₂O的晶格能大，熔点高，
故答案为：Cu₂O与Cu₂S相比较，其阳离子相同、阴离子所带的电荷也相同，但由于氧离子的半径小于硫离子的离子半径，Cu₂O的晶格能更大（或亚铜离子与氧离子形成的离子键强于亚铜离子与硫离子形成的离子键），所以Cu₂O的熔点比Cu₂S的高；
（3）①CO的等电子体为氮气，氮气的结构式为N≡N，对于相对分子质量相等的分子晶体而言，极性分子沸点高，CO为极性分子，氮气为非极性分子，CO的沸点高，
故答案为：N≡N；CO；
②此配体的中心原子为金属原子，由于断裂的是中心原子和配体之间的配位键，所以断裂后配体形成CO，中心原子间形成金属键成为金属晶体，
故答案为：金属键；
（4）AlCl₃•NH₃中Al为中心原子，NH₃和Cl^-为配体，中心原子提供空轨道，AlCl₄^-的价层电子对=4+（3+1-4×1）=4，故Al采用sp³杂化，
故答案为：Al；sp³；
（5）结合图乙和晶胞结构可知，金属铝中Al的堆积方式为ABCABCABC…，属于面心立方最密堆积，
铝原子半径为d cm，则晶胞的边长为2$\sqrt{2}$dcm，晶胞的体积V=（2$\sqrt{2}$d cm）³=16$\sqrt{2}$d³cm³，一个晶胞含有Al原子个数为：8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，一个晶胞的质量m=$\frac{4}{{N}_{A}}$×Mg，故密度ρ=$\frac{m}{V}$=$\frac{\frac{4M}{{N}_{A}}}{16\sqrt{2}{d}^{3}}$g/cm³=$\frac{M}{4\sqrt{2}{N}_{A}{d}^{3}}$g/cm³，
故答案为：面心立方最密堆积；$\frac{M}{4\sqrt{2}{N}_{A}{d}^{3}}$g/cm³．

点评 本题考查较为综合，涉及晶胞计算、基态电子排布式、晶体熔沸点的比较较等知识，题目难度中等，注意掌握均摊法在晶胞计算中的应用，试题培养了学生的分析能力及灵活应用能力．