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

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