题目内容
【题目】锰元素在多个领域中均有重要应用，回答下列问题。
(1)Mn在元素周期表中位于_____区；MnSO4中阳离子的价电子排布式为__________；
(2)Mn3+在水溶液中容易歧化为MnO2和Mn2+下列说法合理的是_______
A.Mn3+的价电子构型为3d4，不属于较稳定的电子构型
B.根据Mn2+的电子构型可知，Mn4+中不含成对电子
C.Mn2+易被氧化，可能是因为Mn2+产内有大量自旋方向相同的电子
D.Mn2+与Fe3+具有相同的价电子构型，所以它们的化学性质相似
(3)在K2MnF6中，MnF62-的空间构型是正八面体，则中心原子的价层电子对数为_____。该化合物中含有的共价键在形成过程中原子轨道的重叠方式为__________
(4)二价锰的化合物的性质如下表所示：
物质 | MCl2 | MnS | MnSO4 |
熔点 | 650℃ | 1610℃ | 700℃ |
上表三种物质中晶格能最大的是________；上表涉及的三种阴离子中，半径最大的是______。
(5)某锰氧化物的晶胞结构如下图所示：
该锰的氧化物的化学式为______________，该晶体中Mn的配位数为____________，该晶体中Mn之间的最近距离为____________pm（用a、b来表示）。
【答案】
区 3d5 A 6 “头碰头” MnS SO42- MnO2 6 
【解析】
(1)根据Mn的原子序数，结合原子核外电子排布确定其在周期表的位置，来确定其所在的区；中MnSO4中Mn元素为+2价，根据原子反应时电子变化分析其价电子排布式；
(2)Mn3+在水溶液中容易歧化为MnO2和Mn2+，说明Mn3+不稳定，结合各自微粒的价层电子排布式及与电子自旋方向、能量的高低分析判断，物质的性质与电子层排布、核电荷数、电荷数目都有关系等分析判断；
(3)根据价层电子对互斥理论分析MnF62-的中心原子Mn的价层电子对数；
(4)物质都属于离子晶体，微粒间的晶格能越大，断裂使物质熔化需要的能量就越高，据此分析；
(5)离子晶体的阴离子带有相同电荷，离子半径越小，离子键越强，晶格能越大，熔点越高；
(6)用均摊法计算化学式，并结合微粒的空间排列确定Mn的配位数及最近的2个Mn原子间的距离。
(1)Mns 25号元素，原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s2，可知M在元素周期表中位于第四周期第VIIB，属于d区，MnSO4中Mn元素为+2价，则Mn2+的价电子排布式是3d5；
(2) A.Mn3+在水溶液中容易歧化为MnO2和Mn2+，说明Mn3+不稳定，Mn3+容易变成电子半充满的稳定的价电子构型为3d5，3d4则属于不稳定的电子构型，A正确
B. Mn4+中价电子层不含成对电子，但是内层中含有成对电子，B错误；
C.Mn2+产内有大量自旋方向相同的电子，这些电子自旋方向相同，能够使原子的能量最低，而Mn2+易被氧化，显然与Mn2+内含有大量自旋方向相同的电子无关，C错误；
D.Mn2+与Fe3+具有相同的价电子构型，微粒的化学性质不仅与价电子构型有关，也和微粒的电荷数、微粒半径、原子序数有关，因此它们的化学性质不相似，Mn2+具有强的还原性，而Fe3+具有强的氧化性，D错误；
故合理选项是A；
(3)在MnF62-的中，Mn与6个F形成6个σ键，因此含有6对σ键，含有的孤对电子对数为
=0，所以MnF62-的中心原子Mn的价电子对数为6+0=6，在化合物化合物K2MnF6中含有的F与Mn之间的共价键都是共价单键，属于σ键，在形成过程中原子轨道的重叠方式为“头碰头”；
(4)三种物质都是离子晶体，离子半径越小，离子键就越强，离子晶体的晶格能就越大，物质的熔点就越高，根据表格数据可知上表三种物质中晶格能最大的是MnS，MnCl2、MnS的阴离子都是简单的离子，而MnSO4的阴离子是复杂离子，SO42-为正四面体形，因此其离子半径最大，该晶体具有的晶格能最小，熔点也就最低，即半径最大的是SO42-；
(5)在该晶体中含有的Mn原子个数为
，含有的O原子数目为：
，Mn：O=2：4=1：2，所以该锰的氧化物的化学式为MnO2；
根据晶胞投影图可知：在该晶体体中与Mn原子距离相等且最近的O原子由6个，所以Mn的配位数为6；
由晶胞结构可知：在该晶胞中距离相等且最近的2个Mn在晶胞体对角线的一半，晶胞的体对角线为
，所以该晶体中Mn之间的最近距离为pm。
世纪百通期末金卷系列答案
