Question

元素周期表中第四周期的金屬元素在生產(chǎn)和科研中有非常重要的使用價值．
（1）測定土壤中鐵的含量時需先將三價鐵還原為二價鐵，再采用鄰啡羅啉作顯色劑，用比色法測定，若土壤中含有高氯酸鹽時會對測定有干擾．相關(guān)的反應(yīng)如下：
4FeCl₃+2NH₂OH?HCl→4FeCl₂+N₂O↑+6HCl+H₂O
①Fe²⁺在基態(tài)時，核外電子排布式

 

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②羥胺中（NH₂OH）采用SP³雜化的原子有

 

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③Fe²⁺與鄰啡羅啉形成的配合物中，配位數(shù)為

 

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（2）向硫酸銅溶液中加入過量氨水，然后加入適量乙醇，溶液中析出深藍色的[Cu（NH₃）₄]SO₄晶體，該晶體中含有的化學鍵類型是

 

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（3）往硫酸銅溶液中加入過量氨水，可生成[Cu（NH₃）₄]²⁺，已知NF₃與NH₃的空間構(gòu)型都是三角錐形，但NF₃ 不易與Cu²⁺形成配離子，其原因是

 

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（4）配合物Ni（CO）₄常溫下呈液態(tài)，易溶于CCl₄、苯等有機溶劑．固態(tài)Ni（CO）₄屬于

 

晶體；
（5）如果把晶胞頂點與最近三個面心所圍成的空隙叫做四面體空隙，第四周   期電負性最小的原子可作為容體摻入C₆₀ 晶體的空隙中，形成具有良好的超導性的摻雜C₆₀ 化合物．現(xiàn)把C₆₀抽象成質(zhì)點，該晶體的晶胞結(jié)構(gòu)如圖2所示，若每個四面體空隙填入一個原子，則全部填滿C₆₀ 晶體的四面體空隙后，所形成的摻雜C₆₀ 化合物的化學式為

 

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Answer 1

分析：（1）①鐵是26號元素，鐵原子核外有26個電子，鐵原子失去2個電子變成亞鐵離子，根據(jù)構(gòu)造原理寫出亞鐵離子核外電子排布式；
②根據(jù)價層電子對互斥理論確定羥胺NH₂OH中存在sp³雜化的原子；
③配位數(shù)就是在配位個體中與一個形成體成鍵的配位原子的總數(shù)；
（2）Cu²⁺提供空軌道，N原子提供孤對電子，形成配位鍵，N、H原子之間以共價鍵結(jié)合，內(nèi)界離子與外界離子以離子鍵結(jié)合；
（3）根據(jù)電負性的角度分析；
（4）Ni（CO）₄常溫下為液態(tài)，易溶于CCl₄、苯等有機溶劑，屬于分子晶體；
（5）三個球相切，擺成正三角形，然后上面放第四個球，這樣圍成的空隙，就叫正四面體空隙，如圖所示：在面心立方結(jié)構(gòu)中，每個小立方體對應(yīng)1個四面體空隙，一共有8個正四面體空隙，上圖畫出了其中一個，第四周期電負性最小的原子是K，所以晶胞中一共有8個k原子，1+6×

1

2

=4個C₆₀分子，然后求出化學式．

解答：解：（1）①鐵是26號元素，鐵原子核外有26個電子，鐵原子失去2個電子變成亞鐵離子，F(xiàn)e²⁺在基態(tài)時，核外電子排布式為ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶或[Ar]3d⁶，
故答案為：ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶或[Ar]3d⁶；
②羥胺分子中，價層電子對為4的原子有N、O原子，所以采用sp³雜化的原子有N、O原子，故答案為：N、O；
③配位數(shù)就是在配位個體中與一個形成體成鍵的配位原子的總數(shù)，所以Fe²⁺與鄰啡羅啉形成的配合物（形成過程如圖1）中，配位數(shù)為6，故答案為：6；
（2）Cu²⁺提供空軌道，N原子提供孤對電子，Cu²⁺與NH₃分子之間形成配位鍵，NH₃分子中N、H原子之間以共價鍵結(jié)合，內(nèi)界離子[Cu（NH₃）₄]²⁺與外界離子SO₄^2-以離子鍵結(jié)合，
故答案為：離子鍵、共價鍵、配位鍵；
（3）N、F、H三種元素的電負性：F＞N＞H，所以NH₃中共用電子對偏向N，而在NF₃中，共用電子對偏向F，偏離N原子，
故答案為：F的電負性比N大，N-F成鍵電子對向F偏移，導致NF₃中N原子核對其孤對電子的吸引能力增強，難以形成配位鍵，NF₃不易與Cu²⁺形成配離子，
（4）Ni（CO）₄常溫下為液態(tài)，易溶于CCl₄、苯等有機溶劑，固態(tài)Ni（CO）₄屬于分子晶體，故答案為：分子；
（5）三個球相切，擺成正三角形，然后上面放第四個球，這樣圍成的空隙，就叫正四面體空隙，如圖所示：在面心立方結(jié)構(gòu)中，每個小立方體對應(yīng)1個四面體空隙，一共有8個正四面體空隙，上圖畫出了其中一個，第四周期電負性最小的原子是K，所以晶胞中一共有8個K原子，1+6×

1

2

=4個C₆₀分子，故組成 K₈（C₆₀）₄，化學式為K₂C₆₀，故答案為：K₂C₆₀．

點評：本題目綜合性較大，涉及晶體、化學鍵、雜化軌道、電負性、晶胞計算等，晶胞計算難度較大，為易錯點．