Question

6．Mn、Fe均為第四周期過渡元素，兩元素的部分電離能數據列于表：

元    素		Mn	Fe
電離能 /kJ•mol-1	I1	717	759
	I2	1509	1561
	I3	3248	2957

回答下列問題：
（1）Mn元素價電子層的電子排布式為3d⁵4s²，比較兩元素的I₂、I₃可知，氣態Mn²⁺再失去一個電子比氣態Fe²⁺再失去一個電子難．對此，你的解釋是由Mn²⁺轉化為Mn³⁺時，3d能級由較穩定的3d⁵半充滿狀態轉變為不穩定的3d⁴狀態（或Fe²⁺轉化為Fe³⁺時，3d能級由不穩定的3d⁶狀態轉變為較穩定的3d⁵半充滿狀態）；
（2）Fe原子或離子外圍有較多能量相近的空軌道而能與一些分子或離子形成配合物．
①與Fe原子或離子形成配合物的分子或離子應具備的結構特征是具有孤對電子；
②六氰合亞鐵離子（Fe（CN）₆^4-）中的配體CN^-中C原子的雜化軌道類型是sp，寫出一種與CN^-互為等電子體的單質分子的路易斯結構式：N≡N：；
（3）三氯化鐵常溫下為固體，熔點282℃，沸點315℃，在300℃以上易升華．易溶于水，也易溶于乙醚、丙酮
等有機溶劑．據此判斷三氯化鐵晶體為分子晶體；
（4）金屬鐵的晶體在不同溫度下有兩種堆積方式，晶胞分別如圖所示．面心立方晶胞和體心立方晶胞中實際
含有的Fe原子個數之比為2：1．

Answer 1

分析 （1）原子軌道處于半滿、全滿、全空時能量更低而更穩定；
（2）①含有空軌道和含有孤電子對的原子之間易形成配位鍵；
②CN^-中C原子價層電子對個數是2，且含有一個孤電子對，根據價層電子對互斥理論判斷C原子雜化類型；原子個數相等、價電子數相等的微粒互為等電子體；
（3）分子晶體熔沸點較低；
（4）利用均攤分計算每個晶胞中原子個數．

解答 解：（1）Mn元素為25號元素，核外電子排布式為[Ar]3d⁵4s²，所以價層電子排布式為3d⁵4s²，由Mn²⁺轉化為Mn³⁺時，3d能級由較穩定的3d⁵半充滿狀態轉為不穩定的3d⁴狀態需要的能量較多；而Fe²⁺到Fe³⁺時，3d能級由不穩定的3d⁶到穩定的3d⁵半充滿狀態，需要的能量相對要少，
故答案為：3d⁵4s²； Mn²⁺轉化為Mn³⁺時，3d能級由較穩定的3d⁵半充滿狀態轉變為不穩定的3d⁴狀態（或Fe²⁺轉化為Fe³⁺時，3d能級由不穩定的3d⁶狀態轉變為較穩定的3d⁵半充滿狀態）；
（2）①含有空軌道和含有孤電子對的原子之間易形成配位鍵，Fe原子含有空軌道，則Fe原子能和含有孤電子對的原子易形成配位鍵，故答案為：具有孤對電子；
 ②sCN^-中C原子價層電子對個數是2，且含有一個孤電子對，根據價層電子對互斥理論判斷C原子雜化類型為sp；原子個數相等、價電子數相等的微粒互為等電子體，氫氰根離子中含有2個原子、價電子數是10，與氮氣分子互為等電子體，氮氣分子路易斯結構式為：N≡N：，
故答案為：sp；：N≡N：；
（3）分子晶體熔沸點較低，根據題給信息知，氯化鐵熔沸點較低，應該是分子晶體，故答案為：分子晶體；
（4）面心面心立方晶胞中Fe原子個數=8×$\frac{1}{8}$+6×$\frac{1}{2}$=4，體心立方基晶胞中Fe原子個數=1+8×$\frac{1}{8}$=2，所以面心立方晶胞中Fe原子個數與體心立方晶胞中Fe原子個數之比=4：2=2：1，故答案為：2：1．

點評 本題考查物質結構和性質，涉及晶胞計算、晶體類型判斷、原子雜化方式判斷等知識點，明確物質結構、價層電子對互斥理論等知識點是解本題關鍵，注意路易斯結構式與結構式、電子式的區別，題目難度不大．