泼金属，从而混合物中分离V与Nb容易。
（2）K与Ca同属第四周期，电子层数相同，最外层均为4s电子，但Ca的核电荷比K多，4s电子受核引力大，故K的第一电离能比Ca小。由于K的最外层只有2个4s电子，第2电离能系失去次外层3p电子所需能量；而Ca的外层有两个4s电子，第二电离能系失去最外层的另外一个4s电子，所需能量显然比电离3p电子少，故K的第二电离能大于Ca。
（3）元素的金属性和非金属性与电负性有关，即与元素的原子在分子中吸引成键电子的能力有关。吸引力小，电负性小于2，为金属；吸引力大，电负性大于2，为非金属。S 区元素（H除外）处于每周期的开始，原子半径大，电负性很小，为活泼金属；d、ds及f区元素因d、f电子的屏蔽效应，原子半径变化不大电负性想对于s区变化不大，故也是金属。只有p区仅六族，31个元素中大部分为非金属，故在109个元素中，金属元素占大部分，非金属元素仅占少部分。
（4）第一电离能是基态气体原子失去电子成为一个正电荷的气态阳离子所需要的能量，而失去的这个电子总是外层能量最高的电子。多电子原子核外电子的能量不仅与主层数相关，也与所处亚层相关。在同一周期中，能量最到的电子，不一定处于同一亚层，因此从左到右第一电离能相对应失去的电子不一定是同一亚层；另外，由洪特规律，电子处于半满或全满时更稳定，使电离能更大。因此，同周期从左到右第一电离能并非一致按比例外升高，而是有曲折变化。 18.写出简单离子的五种离子构型。各举例说明其结构特征。 解：2型 1s2 ?? Li?
8型 ns2np6 ?a? Cl? 9-17型 ns2np6nd1?9 Cr3?
18型 ns2np6nd10 Cu? Zn2? 18+2型 (n?1)s2(n?1)p6(n?1)d10ns2 Pb2?
第二章 分子结构与晶体结构
[基本要求] 熟悉理解晶体的的类型及其特征，离子晶体的的三种晶格类型，会用玻恩—哈伯循环进行有关计算。了解晶体缺陷及对晶体性质的影响。熟悉理解离子键、共价键、金属键及分子间力和氢键的形成及特征，会用价键理论处理一般分子的成键及结构问题。学会用离子极化理论结实键型、晶型的过渡及其物理性质的变化。熟悉分子轨道理论、能带理论的基本要点，能处理第二周期同核双原子分子的成键。理解能带理论与固体物理性质的关系。 [重点] 共价键理论及其应用、晶体类型及其特征、离子极化理论 [难点] 用杂化轨道理论处理分子的成键及构型、分子轨道理论
[参考教学学时] 10学时
习题参考答案
1. 根据电负性差值判断下列化学键的类型：Na-F；I-I；H-H；H-O；N-Cl；C-O；O-F；S-O；Ca-S。
解：Na-F电负性差为4-1=3＞1.7，为等离子键；
H-H，I-I的电负性差为0，均为共价键；
H-O的电负性差为3.5-2.1=1.4＜1.7，为共价键； N-Cl的电负性差为3.0-3.0=0＜1.7，为共价键； C-O的电负性差为3.5-2.5=1.0＜1.7，为共价键； O-F的电负性差为4.0-3.5=0.5＜1.7，为共价键； S-O的电负性差为3.5-2.5=1.0＜1.7，为共价键； Ca-S的电负性差为2.5-1.0=1.5＜1.7，为共价键； 2. 根据电负性差值判断下列各化合物的极性大小： （1）ZnO和ZnS （2）BCl3和InCl3 （3）HI和HCl （4）H2S和H2O （5）NH3和NF3 （6）H2O和OF2 （7）IBr和NF3
解：（1）电负性0＞S，∴极性ZnO＞ZnS； （2）电负性B＞In，∴极性InCl3＞BCl3； （3）电负性Cl＞I，∴极性HCl＞HI； （4）电负性O＞S，故键的极性H2O＞H2S；
（5）NH的电负性差为3.0-2.1=0.9，NF的电负性为4.0-3.0=1.0， ∴键的极性N-F＞NH；
（6）H、O的电负性差为3.5-2.1=1.4，O、F的电负性差为4.0-3.5=0.5， ∴键的极性H-O＞O-F；
（7）I、Br的电负性为3.0-2.8=0.2，N、F的电负性为1.0，故N-F键的极性大于I-Br键的极性。 3.举例说明：
（1）由非极性键构成的非极性分子； （2）由极性键构成的非极性分子； （3）由极性键构成的极性分子。
解：（1）如N2、O2、F2、Cl2等同核双原子分子，键无极性，分子也无极性。 （2）如CCl4、CH4、SF6等高对称性分子，键是极性键，由于对称性高，使分子的正负电荷重心重合，故分子为非极性分子。
（3）如HF、CCl3H、NH3、H2O等，分子中化学键是极性的，但分子的对称性低，分子的正负电荷重心不重合，故为极性分子。
4.已知氯化钾和氯化钠属于同一晶格类型，已测得氯化钾晶体密度为20004Kg.m?3晶格中正负离子核间距为313.8pm，求阿佛加德罗常数。 解：求阿佛加德罗常数，即求1molKCl分子数。
KCl的摩尔质量为：39.0983+35.453=74.5513×10?3Kg KCl的摩尔体积：74.5513×10?3÷20004=3.720×10?5m3 KCl的晶胞的体积：（2×313.8×10?12)3=2.472?10?28(m3) 每个晶胞中含KCl分子数:（1?12?2114?8?18?6?12）?4
阿佛加德罗常数:?A?4?(3.720?10?5?2.472?10?28)?6.02?1023 答:阿佛加德罗常数为6.02?1023 5.有3下面数据计算K Br的晶格能： K Br(s)的标准生成热（-392KJ?mol?1）; K(s)的升华热为（+90 KJ?mol?1）； ?r2(g)的解离能为（-190 KJ?mol?1）； ?r2(l)的蒸发热为（+31 KJ?mol?1）； K(g)的电离能为（+418 KJ?mol?1）； Dr(g)的电子亲合能为（-333 KJ?mol?1）。 解：KBr形成的波恩——哈伯循环图为： K(s) + ???S
1212???fBr2??(l) ??HBr(s)
Br(g) U=? 12 D
??????K(g)??r(g) K(g) + Br(g)???????s?即：???f12G?12?sD?I?E?U
U????f?(???12G?1212D?I?E) ??392?(90?12?190?-1?31?418?323
??687.5(KJ.mol)-1答：K Br(s)的晶格能为?687.5(KJ.mol)
?6.由下面的数据计算原子获得两个电子形成?2的电子亲合能 2 MgO(s)的标准生成热 -600 KJ?mol?1
MgO(s)等晶格能 -386.0 KJ?mol?1 Mg(g)生成Mg12(g)的电离能 +2170 KJ?mol?1 O2(g)的离解能 +494 KJ?mol?1 Mg(s)的升华热 +150 KJ?mol?1 解：由题意得MgO(s)形成的波恩-哈伯循环图为： Mg(s) + O2(s)???? MgO(s)
??1?f2 ?? D U ?S12? O(g) ??? O2?(g) + Mg2?(g) I Mg(g) ????f????f?s??s12?D?I?EA?U12D?I?U)
EA????(??12)??600?(150???693(KJ.mol-1?494?2170?3860)
8.PCl3的空间构型是三角锥形，键角略小于109?28'；Si Cl4是四面体，键角为109?28'，用杂化轨道理论加以说明。
解：P的价电子构型为3s23p3，由键角可知，P成键时采用sp3杂化轨道与Cl的3p轨道成键。但P的四个sp3杂化轨道有5个电子，其中一个含有两个电子，不能成键而成孤对电子，其余三个sp3杂化轨道与3个Cl原子成三个共价键。但因孤对电子的排斥作用而是键角小于109?28'，为三角锥形。即P使用sp3不等性杂化轨道成键。
Si的价电子构型为3s23p2，经激发而成3s13p3，由键角可知Si等性杂化与四个氧原子形成四个共价键，形成四面体结构，键角等于109?28'。 9.试用价层电子对互斥理论写出下列各分子的结构 CCl4 CS2 BF3 NH3 解：CCl4中C的价层电子对数为
4?42?4，成键电子对数为4，孤电子对数为0，
故分子为正四面体构型；按杂化轨道理论，CCl4中C以sp3杂化轨道成键，Cl位于正四面体的四个顶点；
CS2中C的价层电子对数为
4?02?2，成键电子对数为2，孤电子对数为0，
故根子为直线型；按杂化轨道理论，CS2中C以sp杂化轨道与S成键，未杂化的两个p轨道与S的另一p轨道重迭形成π键：S=C=S，为直线型分子； BF3中B的价层电子对数为
3?32?3，其中成键电子对数为
3，孤电子对数
为0，分子构型为三角形；按杂化对到理论，B的2s22p1电子激发为
2s2pX2pYpZ111，以sp2杂化轨道与F形成3个σ键，分子为平面正三角形；
5?32?4 NH3中N的价层电子对数为
，其中成键电子对数为3，孤电子对数
为1，分子型为三角锥形；由杂化轨道理论，N以sp3不等性杂化轨道成键，其中含单电子的杂化轨道与三个H原子形成三个σ键，一个为孤电子占据，以为分子呈三角锥型。
10.有X、Y、Z三种ABn型分子，其价层电子对数为4，孤电子对数分别为0、1、2，试判断：X的空间构型__________；实列__________
Y的空间构型__________；实列__________ Z的空间构型__________；实列__________
解：X的空间构型： 四面体 ；实列CH4、SiF4
Y的空间构型： 三角锥 ；实列NH3、PF3 Z的空间构型：“V”型 ；实列H2O、H2S
11.试用分子轨道理论即使为什么N2的离解能比??的离解能大，O2的离解能比2?2?的离解能小？
22解：据分子轨道理论，N2分子的电子分布为：(?1S)2(?10S)2(?2S)2(?20S)2(?2PY)2
(?2PZ)(?2p)，键级为（8-2）/2=3。N2的离解能大。而??中成键电子数比N2少21，键级为（7-2）/2=2.5，故其离解能比N2小。
O2的电子分布为：(?1S)2(?10S)2(?2S)2(?20S)2(?2PY)2=(?2PZ)2(?20PY)1?(?2PZ)1，键级为（8-4）/2=2。而??的反键电子数比O2少1，其键级（8-3）/2=2.5比2O2的大，故O2的离解能比??的离解能小。 2?2?、?2、?2、?2各分子或离子的分子轨道中的电子排布式，计算其12.写出??2级，比较它们的稳定性大小，并说明其磁性。
20224011[??](?2s)(|?2S|)(?2P)(?2PY??2PZ)(?2PY)?(?2PZ)，?2的电子排布式为：解：
键级=（8-4）/2=2，分子中单电子数为2，故?2为顺磁性分子；
20220401[??](?2s)(?2S)(?2P)(?2PY??2PZ)(?2PY)，键级=（8-3）/2=2.5，为 ??2：
顺磁性分子；
百度搜索“77cn”或“免费范文网”即可找到本站免费阅读全部范文。收藏本站方便下次阅读，免费范文网，提供经典小说综合文库大一工程化学基础习题答案(2)在线全文阅读。
相关推荐：