Question

【题目】铁、钴、镍等金属及其化合物在科学研究和工业生产中应用十分广泛。回答下列问题:

(1)铁、钴、镍的基态原子核外未成对电子数最多的是________。

(2)酞菁钴分子的结构简式如图所示，中心离子为钴离子，酞钴分子中与钴离子通过配位键结合的氮原子的编号是_______(填1、2、3、4)，三种非金属原子的电负性由大到小的顺序为____(用相应的元素符号表示)；氮原子的杂化轨道类型为____。

(3)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_____(填晶体类型)，若配合物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=_______。

(4)NiO、FeO的晶体结构类型与氯化钠的相同，Ni2+和Fe2+的离子半径分别为69pm和78pm，则熔点NiO____FeO(填“>”“<”或“=”)，原因是____________。

(5)NiAs的晶胞结构如图所示:

①镍离子的配位数为__________。

②若阿伏加德罗常数的值为NA，晶体密度为pg·cm-3，则该晶胞中最近的Ni2+之间的距离为______cm。(写出计算表达式)

Answer 1

【答案】 铁 2、4 N>C>H sp2；sp3 分子晶体 5 > 相同电荷的离子半径越小，晶格能越大 4

【解析】分析：根据铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式判断未成对电子数；

(2)①酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大；分子中C原子均形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3；

②含有孤对电子的N原子与Co通过配位键结合，形成配位键后形成4对共用电子对，形成3对共用电子对的N原子形成普通的共价键

(3)分子晶体的熔沸点较低；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；

(4)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，熔点越高；

(5)①砷离子和镍离子的配位数相等，根据砷离子周围有4个镍离子判断砷离子的配位数，再判断镍离子的配位数；

②晶胞中含有的镍离子为4个和4个砷离子，计算晶胞的边长，晶胞中最近的Ni2+之间的距离为面对角线的一半。

详解：(1) 铁、钴、镍的基态原子核外电子排布式分别为1s22s22p63s23p63d64s2、1s22s22p63s23p63d74s2、1s22s22p63s23p63d84s2，未成对电子数分别为4、3、2，最多的是铁，故答案为：铁；

(2)含有孤对电子的N原子与Co通过配位键结合，形成配位键后形成4对共用电子对，形成3对共用电子对的N原子形成普通的共价键，1号、3号N原子形成3对共用电子对为普通共价键，2号、4号N原子形成4对共用电子对，与Co通过配位键结合；酞菁钴中三种非金属原子为C、N、H，同周期自左而右电负性增大，非金属性越强电负性越大，故电负性N＞C＞H；分子中N原子有2种，一种形成3个σ键，没有孤对电子，杂化轨道数目为3，N原子的杂化轨道类型为 sp2，一种形成3个σ键，含有1个孤对电子，杂化轨道数目为4，N原子的杂化轨道类型为 sp3，故答案为：2，4；N＞C＞H；sp2、sp3；

(3)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，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，故答案为：分子晶体；5；

(4)NiO、FeO的晶体结构类型均与氯化钠的相同，说明二者都是离子晶体，离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，离子所带电荷数越多，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔点越高，由于Ni2+的离子半径小于Fe2+的离子半径，属于熔点是NiO＞FeO，故答案为：＞；相同电荷的离子半径越小，晶格能越大，熔点越高；

(5)①根据图示，砷离子周围有4个镍离子，构成正四面体，配位数为4，晶体中Ni和As的数目比为1:1，因此镍离子周围也有4个砷离子，配位数为4，故答案为：4；

②根据图示，晶胞中含有的镍离子为4个，砷离子数目为8×+6×=4，晶胞的质量==g，晶体密度为pg·cm-3，则晶胞的边长=cm，晶胞中最近的Ni2+之间的距离为面对角线的一半，为cm，故答案为：。