武漢大學(xué)版無機(jī)化學(xué)課后習(xí)題答案第三版 分子結(jié)構(gòu)

1、分子結(jié)構(gòu)1. 試用離子鍵理論說明由金屬鉀和單質(zhì)氯反應(yīng)，形成氯化鉀的過程？如何理解離子鍵沒有方向性和飽和性？答：KCl 的形成表示如下： K(s)®K+(g)+eCl2®Cl(g)Cl (g) +e ® Cl-(g)K+(g) + Cl-(g) =KCl (s) 離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力，由于離子的電荷分布是球形對稱的，因此它對異號離子的引力可以是任何方向，也就是沒有方向性；一個離子的周圍，能容納多少個異離子，是隨離子的半徑變化而變化的，它沒有固定的配位數(shù)，所以說離子鍵沒有飽和性。2.用下列數(shù)據(jù)求氫原子的電子親和能。 答：電子親和能為下列反應(yīng)的焓變，它由(5)-(4

2、)-(3)-(2)-(1)得到： 3. ClF的解離能為，ClF的生成熱為56kJ/mol-1，Cl2的解離能為238kJ/mol-1，試計算F2(g)的解離能。解：據(jù)題意： （1） ClF(g) = Cl(g) +F(g) H1 = 246 kJ·mol-1 （2）Cl2(g) +F2(g) = ClF(g) H2 = 56kJ/mol-1 （3）Cl2(g) = 2Cl(g) H3 = 238kJ/mol-1 2´（1）2´（2）（3）得 F2 (g) = 2 F (g) H 2 H1+2H2H3 2´2462´56238 142 kJ /

3、 mol-14. 試根據(jù)晶體的構(gòu)型與半徑比的關(guān)系,試判斷下列AB型離子化合物的晶體構(gòu)型：BeO NaBr CaS RbI BeS CsBr AgCl 解：查表求各離子的Pauling半徑如下表： Pauling半徑(pm)離子Be2+Na+Ca2+Rb+Cs+Ag+O2+Br-S2-I-Cl-半徑319599148169126140195184216181計算各物質(zhì)的正負(fù)離子半徑比以及相應(yīng)晶體構(gòu)型如下表：物質(zhì)BeONaBrCaSRbIBeSCsBrAgCl半徑r+/r-0.2110.4870.5380.6850.1680.8670.696晶體構(gòu)型ZnSNaClNaClNaClZnSCsClNa

4、Cl5.試從電負(fù)性數(shù)據(jù)，計算下列化合物中單鍵的離子性百分?jǐn)?shù)各為多少？NaF AgBr RbF HI CuI HBr CsCl解：查表求出各元素的Pauling電負(fù)性數(shù)據(jù)如下表： 元素NaAgRbHCu(I)CsFClBrI電負(fù)性0.931.930.822.21.90.793.983.162.962.66各物質(zhì)的電負(fù)性差和相應(yīng)的離子性百分?jǐn)?shù)如下表：物質(zhì)NaFAgBrRbFHICuIHBrCsCl電負(fù)性差3.051.033.160.460.760.762.37單鍵離子性百分?jǐn)?shù)（）90229161313746. 如何理解共價鍵具有方向性和飽和性？ 解：共價鍵是指兩個原子間的化學(xué)鍵力通過共享電子而達(dá)到

5、的穩(wěn)定飽和結(jié)構(gòu)的結(jié)合力。共享電子對是在兩個原子提供的原子軌道上運(yùn)動的，兩個原子提供的軌道必須按一定的方向重疊，才能具有最大的重疊區(qū)域，所以說共價鍵具有方向性，當(dāng)原子通過共享電子達(dá)到穩(wěn)定飽和結(jié)構(gòu)后，就不可能再發(fā)生共享電子了，所以說，共價鍵具有飽和性。7. BF3是平面三角形的幾何構(gòu)型，但NF3卻是三角錐型，試用雜化軌道理論加以說明。解：在BF3分子中，B原子價電子數(shù)為4，B以sp2雜化，三個電子分布在三個雜化軌道中分別與F原子形成三個共價鍵，垂直于分子平面的B原子2p空軌道同時與三個F原子的平行的2p軌道電子形成四中心6電子鍵。 在NF3分子中，N原子價電子數(shù)為3，價軌道數(shù)為4，它用sp3雜化軌

6、道與三個H原子形成三個共價鍵，另外一個雜化軌道上占有孤電子對，這種不等性的sp3雜化，使形成的NF3分子具有三角錐形結(jié)構(gòu)。 解：(a) (1)不合理，中心原子N的價電子數(shù)為10個，不符合飽和結(jié)構(gòu)； (2)不合理，端邊N原子的價電子數(shù)超出N原子的實際數(shù)目； (3)合理，單鍵可以看作是由N原子提供的配位鍵； (4)不合理，端邊N原子的周圍電子數(shù)不達(dá)到飽和結(jié)構(gòu)； (5)不合理，端邊N原子的周圍電子數(shù)不達(dá)到飽和結(jié)構(gòu)； (6) 不合理，端邊N原子的周圍電子數(shù)不達(dá)到飽和結(jié)構(gòu), 端邊O原子的周圍電子數(shù)超出飽和結(jié)構(gòu)。 (b) (1)合理，負(fù)電荷可以看作是電子被吸引到S原子上； (2)不合理，端邊N 原子周圍的

7、電子數(shù)不達(dá)到飽和結(jié)構(gòu)； (3)合理，負(fù)電荷可以看作是電子被吸引到N原子上； (4)不合理，負(fù)電荷可以看作是電子被吸引到N原子上，但S原子只有兩個成單電子，由于它的半徑較大，不可能形成共價叁鍵(O原子半徑較小，可以形成叁鍵)。 (c) (1)合理，P原子周圍雖然超出飽和結(jié)構(gòu)，但它有3d價軌道，因此周圍可以有10個電子； (2)不合理，N原子周圍達(dá)不到飽和結(jié)構(gòu)。9. 在下列各組中，哪一種化合物的鍵角大？ 說明原因。 (a)CH4和NH3 (b)OF2和Cl2O (c)NH3和NF3 (d)PH3和NH3解：(a) CH4鍵角較大，C原子是等性sp3雜化，N原子是不等性sp3雜化，受孤電子對的排斥作

8、用，HNH鍵角小于等性sp3雜化鍵角； (b) OF2鍵角較小，F(xiàn)電負(fù)性較大，共用電子對偏近F原子，因此共用電子對間的斥力較小。 (c) NH3鍵角較大，H原子半徑和電負(fù)性較小，共用電子對偏向N原子，F(xiàn)原子半徑和電負(fù)性較大，共用電子對偏離N原子，因此NH3的鍵角較大。 (d) NH3鍵角較大，P原子半徑較大，3s和3p軌道的能量差較大，因此，3s和3p軌道雜化的程度較小，所以NH3的鍵角較大。10. 試用價層電子對互斥理論判斷下列分子或離子的空間構(gòu)型。說明原因。 HgCl2 BCl3 SnCl2 NH3 H2O PCl3 TeCl4 ClF3 ICl2- SF6 IF5 FCl4 CO2 CO

9、Cl2 SO2 NOCl SO2Cl2 POCl3 SO32- ClO2- IO2F2- 解： 各物質(zhì)中心原子的價電子對數(shù)和空間構(gòu)型如下表： 物質(zhì)HgCl2BCl3SnCl2NH3H2OPCl3TeCl4ClF3中心原子價電子層4S22s22p15s25p22s22p32s22p43s23p35s25p43s23p5價電子對數(shù)23344455分子構(gòu)型直線形三角形角形三角錐角形三角錐三角錐T字形物質(zhì)ICl2-SF6IF5FCl4CO2COCl2SO2NOCl中心原子價電子層5s25p53s23p45s25p52s22p52s22p22s22p23s23p42s22p3價電子對數(shù)56662333分

10、子構(gòu)型直線形八面體四方錐四方形直線形三角形角形角形物質(zhì)SO2Cl2POCl3SO32-ClO2-IO2F2-中心原子價電子層3s23p43s23p33s23p43s23p55s25p5價電子對數(shù)44445分子構(gòu)型四面體四面體三角錐角形三角錐11. 試用價鍵法和分子軌道法說明O2和F2分子的結(jié)構(gòu)。這兩種方法有何區(qū)別？ 解：O和F原子的電子層結(jié)構(gòu)分別為： O 1s22s22p4 F 1s22s22p5 價鍵理論法認(rèn)為，O2的結(jié)構(gòu)是兩個O原子的兩個成單P電子分別形成一個鍵和一個鍵。F2分子以雙鍵結(jié)合，的結(jié)構(gòu)是兩個F原子的兩個成單P電子相互結(jié)合形成一個鍵，分子以單鍵結(jié)合。它們的路易斯結(jié)構(gòu)式表示為： O

11、2分子的鍵級為2，F(xiàn)2分子的鍵級為1。分子軌道法認(rèn)為，O2或F2分子中的各個原子軌道重新組合成分子軌道，其電子排布式為：O2 F2 O2分子的鍵級為2，F(xiàn)2分子的鍵級為1。兩種理論對分子的鍵級結(jié)論是相同的，但價鍵理論不能解釋O2分子具有磁性的實驗事實。分子軌道法認(rèn)為O2分子中兩個簡并的反鍵軌道各有一個成單電子，成功解釋了O2分子具有磁性的實驗事實。12. 今有下列雙原子分子或離子 Li2 Be2 B2 N2 HF F2 CO+ (1)寫出它們的分子軌道式。(2)計算它們的鍵級，判斷其中哪個最穩(wěn)定？哪個最不穩(wěn)定？(3)判斷哪些分子或離子是順磁性，哪些是反磁性？解：分子分子軌道式鍵級磁性Li21反

12、Be20反B21順N23反HF1反F21反CO+2.5順最穩(wěn)定的分子是N2 ，它的鍵級為3，最不穩(wěn)定的分子是B2，它的鍵級為0。13. 寫出O22-、O2、O2+、O2-分子或離子的分子軌道式。并比較它們的穩(wěn)定性。解：O22-、O2、O2+、O2-分子或離子的分子軌道式列于下表： 化學(xué)式分子軌道式鍵級O22-1O22O2+2.5O2-1.5穩(wěn)定性：O2+ > O2 > O2- > O22-14. 已知NO2、CO2、SO2分子其鍵角分別為132°、180°、120°，判斷它們的中心原子軌道的雜化類型？解：NO2、CO2、SO2分子的中心原子價電子

13、對數(shù)和雜化類型如下表：化學(xué)式中心原子價電子對數(shù)雜化類型NO23sp2CO22spSO23sp215. 寫出NO+、NO、NO-分子或離子的分子軌道式，指出它們的鍵級，其中哪一個有磁性？解：NO+、NO、NO-分子或離子的分子軌道式，鍵級，磁性如下表： 化學(xué)式分子軌道式鍵級磁性NO+ 3反NO2.5順NO- 2順16. 舉例說明金屬導(dǎo)體、半導(dǎo)體和絕緣體的能帶結(jié)構(gòu)有何區(qū)別？答：金屬導(dǎo)體沒有禁帶，電子可以在滿帶和空帶間自由躍遷，導(dǎo)電能力強(qiáng)； 半導(dǎo)體禁帶能量較小，電子容易從滿帶躍遷入空帶形成導(dǎo)帶，在一定條件下可以導(dǎo)電； 絕緣體禁帶能量較大，電子不能從滿帶躍遷入空帶，不能導(dǎo)電。17. 簡單說明鍵和鍵的主

14、要特征是什么？ 答：鍵的主要特征是成鍵軌道按頭碰頭方式重疊，電子云沿鍵軸方向呈圓柱形對稱，鍵強(qiáng)度較大。 鍵的主要特征是成鍵軌道按肩并肩方式重疊，電子云沿通過鍵軸方向垂直于成鍵軌道的平面呈鏡面對稱，鍵強(qiáng)度較小。18. 試比較如下兩列化合物中正離子的極化能力的大小。(1)ZnCl2 FeCl2 CaCl2 KCl(2)SiCl4 AlCl3 PCl5 MgCl2 NaCl答：正離子的極化能力： (1) ZnCl2 > FeCl2 > CaCl2 > KCl (2) PCl5 > SiCl4 > AlCl3 > MgCl2 > NaCl19. 試用離子極化的

15、觀點(diǎn)，解釋下列現(xiàn)象。 (1)AgF易溶于水，AgCl，AgBr，AgI難溶于水，溶解度由AgF到AgI依次減小。 (2) AgCl，AgBr，AgI的顏色依次加深。答：(1)在鹵離子中，F(xiàn)-離子的半徑最小，變形性最小，鹵離子隨半徑增大，變形性增大，Ag+為18電子構(gòu)型，極化能力很強(qiáng)，但AgF仍是離子化合物，易溶于水，而隨著鹵離子半徑增大，正負(fù)離子間的相互極化作用增加，AgI是共價化合物，難溶于水。AgCl，AgBr是離子到共價的過渡態(tài)化合物，所以它們的溶解度由由AgF到AgI依次減小。 (2)隨離子極化作用的增強(qiáng)，正負(fù)離子間價電子的能級發(fā)生變化，這種變化一般導(dǎo)致化合物顏色的加深。即AgCl，A

16、gBr，AgI的顏色依次加深。20. 試比較下列物質(zhì)中鍵的極性大?。?NaF HF HCl HI I2 解：鍵的極性大小與正負(fù)離子的電負(fù)差有關(guān)，據(jù)此得出極性大小為： NaF > HF > HCl > HI > I221.何謂氫鍵？氫鍵對化合物性質(zhì)有何影響？ 答：氫鍵是由電負(fù)性很大的元素與H結(jié)合，使共用電子對偏離H原子，使H原子上的正電荷集中，導(dǎo)致它與相鄰的電負(fù)性很大的原子存在較大的引力作用，這種引力作用就稱氫鍵。分子間氫鍵增強(qiáng)了分子間力，使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)升高，粘度增大。分子內(nèi)氫鍵則削弱分子間力，使物質(zhì)的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)降低，粘度變小。22.下列化合物中哪些存在氫鍵？并指出它們是分子間氫鍵還是分子內(nèi)氫鍵？(1)C6H6 (2)NH3 (3)C2H6 (4)H3BO3(固) (5) (6) (7)解：無氫鍵物質(zhì)：