Question

20．Mn．Fe均为第四周期过渡元素，两元素的部分电离能数据列于下表：

元素		Mn	Fe
电离能  KJ/mol	I1	717	759
	I2	1509	1561
	I3	3248	2957

回答下列问题：
（1）Mn元素的原子结构示意图为，比较两元素的I₂、I₃可知，气态Mn²⁺再失去一个电子比气态Fe²⁺再失去一个电子难，对此，你的解释是由Mn²⁺转化为Mn³⁺时，3d能经由较稳定的3d⁵半充满状态转变为不稳定的3d⁴状态（或Fe²⁺转化为Fe³+时，3d能级由不稳定的3d⁶状态转变为较稳定的3d⁵半充满状态）；
（2）Fe原子或离子外围有较多能量相近的空轨道而能与一些分子或离子形成配合物．
①与Fe原子或离子形成配合物的分子或离子都具备的结构特点是有孤对电子；
②六氰合亚铁离子[Fe（CN）₆]^4-中的配体CN^-中C原子的杂化轨道类型是sp，写出一种与CN^-互为等电子体的单质分子的结构式N≡N；
（3）三氯化铁常温下为固体，熔点282℃，沸点315℃，在300℃以上易升华．易溶于水，也易溶于乙醚．丙酮等有机溶剂．据此判断三氯化铁晶体为分子晶体；
（4）金属铁的晶体在不同温度下有两种堆积方式，晶胞分别如图所示．体心立方晶胞和面心立方晶胞中实际含有的Fe原子个数之比为1：2．
（5）假设体心立方晶胞的铁原子半径为r，晶胞的边长为a，则该晶胞的空间利用率是68%．

Answer 1

分析 （1）Mn原子核外有4个电子层，K、L、M、L电子层上电子数分别是2、8、13、2；原子轨道中电子处于全满、全空、半满上最稳定；
（2）①含有空轨道和含有孤电子对的原子之间易形成配位键，铁原子含有空轨道；
②根据价层电子对互斥理论确定原子杂化方式；
原子个数相等、价电子数相等的微粒互为等电子体；
（3）分子晶体熔沸点较低；
（4）体心立方晶胞中Fe原子个数=1+8×$\frac{1}{8}$=2，面心立方晶胞中Fe原子个数=6×$\frac{1}{2}$+8×$\frac{1}{8}$=4；
（5）该晶胞中总铁原子体积=2×$\frac{4}{3}$πr³，晶胞边长a=$\sqrt{\frac{16}{3}}$r，体心立方晶胞中晶体体积a³=（$\sqrt{\frac{16}{3}}$r）³，
晶胞空间利用率=$\frac{铁原子总体积}{晶胞体积}×100%$．

解答 解：（1）Mn原子核外有4个电子层，K、L、M、L电子层上电子数分别是2、8、13、2，所以其原子结构示意图为；原子轨道中电子处于全满、全空、半满上最稳定，
由Mn²⁺转化为Mn³⁺时，3d能经由较稳定的3d⁵半充满状态转变为不稳定的3d⁴状态（或Fe²⁺转化为Fe³+时，3d能级由不稳定的3d⁶状态转变为较稳定的3d⁵半充满状态），
故答案为：；由Mn²⁺转化为Mn³⁺时，3d能经由较稳定的3d⁵半充满状态转变为不稳定的3d⁴状态（或Fe²⁺转化为Fe³+时，3d能级由不稳定的3d⁶状态转变为较稳定的3d⁵半充满状态）；
（2）①含有空轨道和含有孤电子对的原子之间易形成配位键，铁原子含有空轨道，所以配原子或配离子应该有孤对电子，故答案为：有孤对电子；
②配体CN^-中C原子价层电子对个数是2且不含孤电子对，所以C原子采用sp杂化；原子个数相等、价电子数相等的微粒互为等电子体，所以与配体CN^-互为等电子体的分子是氮气，其结构式为N≡N，故答案为：sp；N≡N；
（3）分子晶体熔沸点较低，该物质的熔沸点较低，所以为分子晶体，故答案为：分子晶体；
（4）体心立方晶胞中Fe原子个数=1+8×$\frac{1}{8}$=2，面心立方晶胞中Fe原子个数=6×$\frac{1}{2}$+8×$\frac{1}{8}$=4，所以体心立方和面心立方晶胞中Fe原子个数之比=2：4=1：2，故答案为：1：2；
（5）该晶胞中总铁原子体积=2×$\frac{4}{3}$πr³，晶胞边长a=$\sqrt{\frac{16}{3}}$r，体心立方晶胞中晶体体积a³=（$\sqrt{\frac{16}{3}}$r）³，
晶胞空间利用率=$\frac{铁原子总体积}{晶胞体积}×100%$=$\frac{2×\frac{4}{3}×π×{r}^{3}}{（\sqrt{\frac{16}{3}}r）^{3}}$×100%=68%，
故答案为：68%．

点评 本题考查物质结构和性质，为高频考点，涉及晶胞计算、原子杂化方式判断、原子核外电子排布等知识点，难点是晶胞计算，注意体心立方中体对角线上三个原子紧贴、面心立方晶胞中同一面上对角线上三个原子紧贴，为易错点．