Question

【題目】錳元素在多個領域中均有重要應用，回答下列問題。

(1)Mn在元素周期表中位于_____區；MnSO4中陽離子的價電子排布式為__________；

(2)Mn3+在水溶液中容易歧化為MnO2和Mn2+下列說法合理的是_______

A.Mn3+的價電子構型為3d4，不屬于較穩定的電子構型

B.根據Mn2+的電子構型可知，Mn4+中不含成對電子

C.Mn2+易被氧化，可能是因為Mn2+產內有大量自旋方向相同的電子

D.Mn2+與Fe3+具有相同的價電子構型，所以它們的化學性質相似

(3)在K2MnF6中，MnF62-的空間構型是正八面體，則中心原子的價層電子對數為_____。該化合物中含有的共價鍵在形成過程中原子軌道的重疊方式為__________

(4)二價錳的化合物的性質如下表所示：

物質	MCl2	MnS	MnSO4
熔點	650℃	1610℃	700℃

上表三種物質中晶格能最大的是________；上表涉及的三種陰離子中，半徑最大的是______。

(5)某錳氧化物的晶胞結構如下圖所示：

該錳的氧化物的化學式為______________，該晶體中Mn的配位數為____________，該晶體中Mn之間的最近距離為____________pm（用a、b來表示）。

Answer 1

【答案】區 3d5 A 6 “頭碰頭” MnS SO42- MnO2 6

【解析】

(1)根據Mn的原子序數，結合原子核外電子排布確定其在周期表的位置，來確定其所在的區；中MnSO4中Mn元素為+2價，根據原子反應時電子變化分析其價電子排布式；

(2)Mn3+在水溶液中容易歧化為MnO2和Mn2+，說明Mn3+不穩定，結合各自微粒的價層電子排布式及與電子自旋方向、能量的高低分析判斷，物質的性質與電子層排布、核電荷數、電荷數目都有關系等分析判斷；

(3)根據價層電子對互斥理論分析MnF62-的中心原子Mn的價層電子對數；

(4)物質都屬于離子晶體，微粒間的晶格能越大，斷裂使物質熔化需要的能量就越高，據此分析；

(5)離子晶體的陰離子帶有相同電荷，離子半徑越小，離子鍵越強，晶格能越大，熔點越高；

(6)用均攤法計算化學式，并結合微粒的空間排列確定Mn的配位數及最近的2個Mn原子間的距離。

(1)Mns 25號元素，原子核外電子排布式是1s22s22p63s23p63d54s2，可知M在元素周期表中位于第四周期第VIIB，屬于d區，MnSO4中Mn元素為+2價，則Mn2+的價電子排布式是3d5；

(2) A.Mn3+在水溶液中容易歧化為MnO2和Mn2+，說明Mn3+不穩定，Mn3+容易變成電子半充滿的穩定的價電子構型為3d5，3d4則屬于不穩定的電子構型，A正確

B. Mn4+中價電子層不含成對電子，但是內層中含有成對電子，B錯誤；

C.Mn2+產內有大量自旋方向相同的電子，這些電子自旋方向相同，能夠使原子的能量最低，而Mn2+易被氧化，顯然與Mn2+內含有大量自旋方向相同的電子無關，C錯誤；

D.Mn2+與Fe3+具有相同的價電子構型，微粒的化學性質不僅與價電子構型有關，也和微粒的電荷數、微粒半徑、原子序數有關，因此它們的化學性質不相似，Mn2+具有強的還原性，而Fe3+具有強的氧化性，D錯誤；

故合理選項是A；

(3)在MnF62-的中，Mn與6個F形成6個σ鍵，因此含有6對σ鍵，含有的孤對電子對數為=0，所以MnF62-的中心原子Mn的價電子對數為6+0=6，在化合物化合物K2MnF6中含有的F與Mn之間的共價鍵都是共價單鍵，屬于σ鍵，在形成過程中原子軌道的重疊方式為“頭碰頭”；

(4)三種物質都是離子晶體，離子半徑越小，離子鍵就越強，離子晶體的晶格能就越大，物質的熔點就越高，根據表格數據可知上表三種物質中晶格能最大的是MnS，MnCl2、MnS的陰離子都是簡單的離子，而MnSO4的陰離子是復雜離子，SO42-為正四面體形，因此其離子半徑最大，該晶體具有的晶格能最小，熔點也就最低，即半徑最大的是SO42-；

(5)在該晶體中含有的Mn原子個數為，含有的O原子數目為：，Mn：O=2：4=1：2，所以該錳的氧化物的化學式為MnO2；

根據晶胞投影圖可知：在該晶體體中與Mn原子距離相等且最近的O原子由6個，所以Mn的配位數為6；

由晶胞結構可知：在該晶胞中距離相等且最近的2個Mn在晶胞體對角線的一半，晶胞的體對角線為，所以該晶體中Mn之間的最近距離為pm。