发布时间 : 星期一 文章第七章习题答案更新完毕开始阅读52465285998fcc22bcd10dd6
第七章习题
解：O2分子的分子轨道表达式为：
O2 [(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2(?2px)2(?2py)2(?2pz)2(?*2py)1(?*2pz)1]
O2+、O2?、O22?的分子轨道表达式为：
O2 [(?1s)(?1s)(?2s)(?2s)(?2px)(?2py)(?2pz)(?2py)]
O2? ?(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2(?2px)2(?2py)2(?2pz)2(?*2py)2(?*2pz)1?
O22??(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(??2s)2(?2px)2(?2py)2(?2pz)2(?*2py)2(?*2pz)2?
+?2?
O2、O2、O2、O2的单电子数分别为1、2、1和0，分别具有顺磁、顺磁、顺磁和抗(逆)磁性；
O2+、O2、O2?、O22?的键级分别为:
键级(O2+)=(8?3)/2 = 2.5；键级(O2) = (8?4)/2 = 2； 键级(O2?)=(8?5)/2 = 1.5；键级(O22?)=(8?6)/2 = 1；
O2+、O2、O2?、O22?的键强度依次下降。
18．据电负性差值判断下列各对化合物中键的极性大小。
(1) FeO 和 FeS (2) AsH3 和 NH3
(3) NH3 和 NF3 (4) CCl4 和 SiCl4
解：(1) xO > xS，FeO极性大于FeS； (2) xN > xAs，N-H极性大于As-H；
(3) ?x(N-H)=(3.0?2.1)=0.9 ，?x(N-F)=(4.0?3.0)=1.0， N-F极性大于N-H；
(4) xC > xSi，Si-Cl极性大于C-Cl；
19．用杂化轨道理论解释为何PCl3是三角锥形，且键角为101°，而BCl3却是平面三角形的几何构型。
解：P原子的外层电子构型为3s23p3，根据杂化轨道理论， P原子以不等性sp3杂化轨道
与Cl原子成键，四个sp3杂化轨道指向四面体的四个顶点，其中的三个轨道为单电子，
与Cl原子的单电子配对成键；而另一个sp3杂化轨道已为一对孤电子对占据，不可能再与Cl原子成键，因而PCl3的分子构型为三角锥。同时，由于孤对电子对键对电子的斥力，使PCl3的键角小于109.5?成为101°。
而BCl3中的B原子为sp杂化，三个杂化轨道指向平面三角形的三个顶点，与三个Cl原子的单电子配对，因而是平面三角形构型，键角为120?。 20．第二周期某元素的单质是双原子分子，键级为1是顺磁性物质。
(1) 推断出它的原子序号； (2)写出分子轨道中的排布情况； 解：应为B2分子。(1)为5B； (2)B2[(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2 (?2py)1(?2pz)1]
21．下列双原子分子或离子，哪些可稳定存在？哪些不可能稳定存在？请将能稳定存在的
双原子分子或离子按稳定性由大到小的顺序排列起来。 H2 He2 He2+ Be2 C2 N2 N2+
解：按分子轨道理论，相应的分子轨道表达式与键级为：
H2 [(?1s)2]；键级=2/2=1； He2 ?(?1s)2(?*1s)2?；键级=(2?2)/2=0；
He2+ ?(?1s)2(?*1s)1?；键级=(2?1)/2= 0.5； 2*22*2
Be2?(?1s)(?1s)(?2s)(?2s)?；键级=(4?4)/2= 0；
C2?(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(??2s)2 (?2py)2(?2pz)2?；键级=4/2= 2；
N2 [(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2(?2py)2(?2pz)2(?2px)2]；键级=6/2= 3； N2[(?1s)(?1s)(?2s)(?
+
2
*
2
2
*2s)2
2
+
2
*
2
2
*
2
2
2
2
*
1
(?2py)(?2pz)(?2px)]；键级=(6?1)/2= 2.5；
5
221
无机及分析化学学习指导
He2、Be2不能稳定存在，其余均能存在。
++
稳定性由大到小为：N2、N2、C2、H2、He2。
22． 实验测得H－F键的偶极矩 ? = 6.37?10?30 C?m，试计算 F 原子所带电量，并分析 H－F键的离子性。 解： 由 ? = q?l 得 q = ? / l
= 6.37?10?30 C?m / 91.7?10?12m
?20
= 6.95?10C
= 6.95?10?20C / (1.602?10?19C/元电荷)
= 0.434元电荷
H－F键的离子性为43.4%
23．试用价层电子对互斥理论判断下列分子或离子的空间构型。
NH4+ CO32? BCl3 PCl5(g) SiF62? H3O+ XeF4 SO2
解：
分子或离子 中心原子电子构型 NH4+ CO32? BCl3 PCl5 SiF6
+H3O XeF4
2?
N 2s22p3 C 2s22p2 B 2s2p P 3s23p3 Si 3s3p
24
O 2s2p Xe 5s25p6
2
22
1
n
(5?1?4)/2=0 (4+2?6)/2=0 (3?3)/2=0 (5?5)/2=0 (4+2?6)/2=0 (6?1?3)/2=1 (8?4)/2=2
VP 4 3 3 5 6 4 6
VP空间排布 分子构型 正四面体 正四面体 平面三角形 平面三角形 平面三角形 平面三角形 三角双锥 正八面体 正四面体 正八面体
三角双锥 正八面体 三角锥
平面四方形
24
平面三角形 V形 SO S 3s3p (6?4)/2=1 3 2
24．用VSEPR理论和杂化轨道理论推测下列各分子的空间构型和中心原子的杂化轨道类型。
PCl3 SO2 NO2+ SCl2 SnCl2 BrF2+
解：
分子 PCl3 SO2 NO2 SCl2 SnCl2 BrF2
++
n (5?3)/2=1 (6?4)/2=1 (5?1?4)/2=0 (6?2)/2=2 (4?2)/2=1 (7?1?2)/2=2
VP 4 3 2 4 3 4
VP排布 正四面体 平面三角形 直线形 正四面体 平面三角形 正四面体
杂化类型 sp3 2sp sp sp3 sp2 sp
3
分子构型 三角锥 V形 直线形 V型 V型
V型
25．离子键无饱和性和方向性，而离子晶体中每个离子有确定的配位数，二者有无矛盾？ 解：离子键无饱和性和方向性是指正负离子的静电吸引作用，只要离子半径允许，就可以
吸引尽可能多各个方向的异号离子；而离子晶体中每个离子有确定的配位数是由正负离子的半径确定的，具有确定半径的离子周围排列异号离子的数量(即配位数)是一定
的，两者之间并不矛盾。
6
第七章习题
26．写出下列离子的外层电子排布式，并指出电子构型类型：
Mn2+ Hg2+ Bi3+ Sr2+ Be2+
解：
离子
外层电子排布式
Mn2+ Hg2+ Bi3+ Sr2+ Be2+ 3s23p63d5 5s25p65d10 6s2 4s24p6 1s2
电子构型类型 9~17电子构型 18电子构型 18+2电子构型 8电子构型 2电子构型
27．试由下列各物质的沸点，推断它们分子间力的大小，列出分子间力由大到小的顺序，
这一顺序与分子量的大小有何关系？
Cl2
?34.1℃
O2
?183.0℃
N2
?198.0℃
?252.8℃ 181.2℃ 58.8℃ H2 I2 Br2
解：分子晶体的沸点高低取决于分子间力的大小。分子间力的大小顺序为：
I2 > Br2 > Cl2 > O2 > N2 > H2
这一顺序与分子量大小的顺序一致。对非极性分子，分子间力仅存在色散力，分子量
愈大，色散力愈大，分子间作用力愈强，相应的熔、沸点愈高。 28．指出下列各组物质熔点由大到小的顺序。
(1) NaF KF CaO KCl；(2) SiF4 SiC SiCl4； (3) AlN NH3 PH3 ； (4) Na2S CS2 CO2 ；
解：(1) 均为离子晶体，从离子的电荷、半径考虑，熔点高低顺序： CaO > NaF > KF > KCl；
(2) SiC为原子晶体，熔点最高；SiF4和SiCl4为分子晶体，熔点主要由色散力决定；
因此熔点由高到低为：SiC > SiCl4 > SiF4 ；
(3) AlN为原子晶体，熔点最高；NH3和PH3为分子晶体，但NH3分子间存在氢键，
因此熔点由高到低为：AlN > NH3 > PH3 ； (4) Na2S为离子晶体，CS2和CO2为分子晶体，熔点顺序为：Na2S > CS2 > CO2 ； 29．已知NH3、H2S、BeH2、CH4的偶极矩分别为：
4.90×10?30 C·m、3.67×10?30 C·m、0 C·m、0C·m，试说明下列问题：
(1) 分子极性的大小；(2) 中心原子的杂化轨道类型；(3) 分子的几何构型。
解：(1) 分子极性由大到小为：NH3 > H2S > BeH2 = CH4；
(2) 中心原子的杂化轨道类型分别为：不等性sp3杂化、不等性sp3杂化、sp杂化、等性sp杂化；
(3) 分子的几何构型分别为：三角锥形、V形、直线形、正四面体形。 30．下列化合物中哪些可能有偶极矩？
CS2 ； CO2 ； CH3Cl ； H2S ； SO3；
解：
杂化类型 分子构型 CS2 sp 直线形 CO2 sp 直线形 CH3Cl sp四面体形 3 3
H2S sp V形 >0 3SO3 sp 平面三角形 0 2偶极矩? 0 0 >0 31．根据离子半径比，推测下列离子晶体属何种类型。 MnS CaO AgBr RbCl CuS
7
无机及分析化学学习指导
解：
MnS
CaO
AgBr
RbCl
CuS
离子半径比 80/184=0.434 99/140=0.707 126/196=0.643 148/181=0.818 72/184=0.391 晶体类型 NaCl型 NaCl型 NaCl型 CsCl型 ZnS型 32．比较下列各对离子极化率的大小，简单说明判断依据。
(1) Cl S； (2) F O ； (3) Fe Fe；
2+2+? ? ++
(4) Mg Cu ； (5) ClI； (6) K Ag ； 解：(1) Cl? < S2?，(2) F? < O2? ，负电荷愈高、半径愈大极化率愈大；
(3) Fe2+ > Fe3+，正电荷愈高、半径愈小极化率愈小；
(4) Mg < Cu，电荷相同，半径相近， 9~17电子构型 > 8电子构型 ； (5) Cl (6) K+ < Ag+，电荷相同，半径相近，Ag+ 18电子构型> K+ 8电子构型； 33．将下列离子按极化力从大到小的顺序排列。 Mg2+ Li+ Fe2+ Zn2+ 解：极化力由小到大为： Mg2+ < Fe2+ < Zn2+ < Li+。 Li+：2电子(He)构型，半径特小，极化能力最强； Mg2+ < Fe2+ < Zn2+：电荷相同、半径相近， 极化能力8电子构型<9~17电子构型<18电子构型。 34．判断下列各组分子之间存在着什么形式的分子间作用力。 CO2与N2 ? ? ? ? 2+ 2+ ? 2? ? 2? 2+ 3+ HBr(气) N2与NH3 HF水溶液 解：CO2与N2：均为非极性分子，只存在色散力； HBr(气)：为极性分子，存在色散力、诱导力和取向力，无氢键； N2与NH3：为非极性分子与极性分子，存在色散力、诱导力； HF水溶液：为极性分子，存在色散力、诱导力和取向力，还有氢键； 35．从离子极化讨论下列问题： (1) AgF在水中溶解度较大，而AgCl则难溶于水。 (2) Cu+ 的卤化物CuX的r+ / r?＞ 0.414，但它们都是ZnS型结构。 (3) Pb2+、Hg2+、I? 均为无色离子，但 PbI2 呈金黄色，HgI2 呈朱红色。 解：(1) 虽然Ag是18电子构型，极化能力和变形性均很大，但F半径很小，不易变形， 因而AgF极化作用不强，是离子晶体，在水中溶解度较大；而AgCl中，由于Cl? 半径较大，变形性较大，AgCl的极化作用较强，共价成分较大，难溶于水。 + ? (2) 由于Cu是18电子构型，极化能力和变形性均很大，X又有较大极化率，易变形， 因此CuX的离子极化作用较强，带有较大的共价成分，使之成为具有较大共价成分的ZnS型结构。 (3) Pb2+、Hg2+分别为18+2和18电子构型，极化能力和变形性均很大，I?又有较大极化率，易变形，因而PbI2和HgI2的离子极化作用较强，由于离子极化作用的结果使相应化合物的颜色加深，分别生成金黄色和朱红色化合物。 36．根据下列数据计算氧原子接受两个电子变成O2? 的电子亲和能A(A1+A2)。 MgO的标准摩尔生成焓?fH?m(MgO)= ?601.7 kJ/mol；O2(g)的离解能D = 497 kJ?mol?1 8 + ?