无机化学第四版第六章思考题与习题答案

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1、第六章分子的结构与性质思考题1．根据元素在周期表中的位置，试推测哪些元素之间易形成离子键，哪些元素之间易形成共价键。答：ⅠA、ⅡA族与ⅥA、ⅦA元素之间由于电负性相差较大，易形成离子键，而处于周期表中部的主族元素原子之间由于电负性相差不大，易形成共价键。2．下列说法中哪些是不正确的，并说明理由。（1）键能越大，键越牢固，分子也越稳定。不一定，对双原子分子是正确的。（2）共价键的键长等于成键原子共价半径之和。不一定，对双原子分子是正确的。（3）sp2杂化轨道是由某个原子的1s轨道和2p轨道混合形成的。×由一个ns轨道和两个np轨道

2、杂化而成。（4）中心原子中的几个原子轨道杂化时，必形成数目相同的杂化轨道。√（5）在CCl4、CHCl3和CH2Cl2分子中，碳原子都采用sp2杂化，因此这些分子都呈四面体形。×sp3，CCl4呈正四面体形；CHCl2和CH2Cl2呈变形四面体形。（6）原子在基态时没有未成对电子，就一定不能形成共价键。×成对的电子可以被激发成单电子而参与成键。（7）杂化轨道的几何构型决定了分子的几何构型。×不等性的杂化轨道的几何构型与分子的几何构型不一致。3．试指出下列分子中那些含有极性键？Br2CO2H2OH2SCH44．BF3分子具有平面三

3、角形构型，而NF3分子却是三角锥构型，试用杂化轨道理论加以解释。BF3中的B原子采取23SP杂化，NF3分子的N原子采取不等性的SP杂化。5．CH4，H2O，NH3分子中键角最大的是哪个分子?键角最小0，的是哪个分子?为什么?CH4键角最大（10928），C采取30，等性的SP杂化，NH3（10718），H2O分子中的N、O采3用不等性的SP杂化，H2O分子中的O原子具有2对孤电子0，对，其键角最小（10445）。6．解释下列各组物质分子中键角的变化（括号内为键角数值）。（1）PF3(97.8°)，PCl3(100.3°)，PB

4、r3(101.5°)中心原子相同，配体原子F、Cl、Br的电负性逐渐减小，键电子对的斥力逐渐增加，所以键角逐渐增加（2）H2O(104°45')，H2S(92°16')，H2Se(91°)配位原子相同，中心原子的电负性逐渐减小，键电子对的斥力逐渐减小，所以键角逐渐减小7．试用分子轨道法写出下列分子或粒子的分子轨道表示式，并指出其中有哪几种键？是顺磁性、还是反磁性的物质?O2-2-2O2N2N2O2-2-2和N2见教材，O2和N2的分子轨道分别为：O2-22222222221s1s2s2s

5、2px2py2pz2py2pz具有1个双电子的σ键，是反磁性物质。2-222222211N21s1s2s2s2py2pz2px2py2pz具有1个双电子的σ键和2个三电子的π键，具有顺磁性。8．解释下列各对分子为什么极性不同?括号内为偶极矩数值（单位是10-30C·m）（1）CH4(0)与CHCl3(3.50)CH4为非极性分子，CHCl3极性分子（2）H2O(6.23)与H2S(3.67)均为极性分子，但H2O分子的极性更

6、大9．用分子间力说明以下事实。（1）常温下F2、Cl2是气体，Br2是液体，I2是固体。（2）HCl，HBr，HI的熔、沸点随相对分子质量的增大而升高。（3）稀有气体He-Ne-Ar-Kr-Xe的沸点随着相对分子质量的增大而升高。(1)F2、Cl2、Br2、I2均是极性分子，分子间力是色散力，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。(2)HCl，HBr，HI均为极性分子，分子间力以色散力为主，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。(3)稀有气体He-Ne-Ar-Kr-Xe均是非极性分子，分子间力是色散力

7、，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。10．判断下列物质熔、沸点的相对高低。（1）C2H6（偶极矩等于0）和C2H5Cl（偶极矩等于6.84×10-30C·m）。C2H6C2H5OC2H511．试解释：（1）为什么水的沸点比同族元素氢化物的沸点高？形成分子间氢键（2）为什么NH3易溶于水，而CH4难溶于水？NH3和水同为极性分子，且它们之间能形成氢键，而CH4则不然。（3）HBr的沸点比HCl高，但又比HF的低？HBr的分子间力比H

8、Cl大，所以HBr的沸点比HCl高，但HF的分子间能形成氢键，所以HBr的沸点又比HF的低。（4）为什么室温下CCl4是液体，CH4和CF4是气体，而CI4是固体？CCl4，CH4，CF4，CI4均为非极性分子，分子间力是色散力，随着相对分子质量的增加，分子变形