无机化学习题(2)---文本资料

6-6 用四个量子数n，l，m和ms对原子核外n=3的所有电子分 别进行描述。 解：n=3，则l=0，1，2。 l=0 m=0 l=1 m=-1，0，+1 l=2 m=-2，-1，0，+1，+2 轨道数目： 1+3+5=9 (n2) 电子数： 2×9=18 (2n2)
这18个电子的运动状态可以用量子数分别描述如下:
2
计算结果是E4s>E3d,说明Cu离子失去4s轨道中的电子
6-10已知离子M2+3d轨道中有5个电子，试退出 （1）M原子的核外电子排布 （2）M元素的名称和符号 （3）M元素在周期表中的位置
• 解：先列出具有3d5~7的元素及其电子构型：
25号 锰 Mn[Ar]3d54s2 26号 铁 Fe[Ar]3d64s2 27号 钴 Co[Ar]3d74s2 根据科顿原子轨道能级图，他们的E4s>E3d,所以形成M2+时， 失去的是2个4s电子。由此可得出结论（1）M原子的核外 电子排布为[Ar]3d54s2,结论（2）M元素是锰，Mn。 [Ar]3d54s2中最高能级属于第4能级组，故M为第四周期元素。 d电子未充满，属于d去区副族元素，其族数等于最高能级 组中的电子总数，即（5+2）为7.因此可推出结论（3）M 元素在周期表中位于d区，第四周期，ⅦB族。
4
5 6 7 8
3
3 3 3 3
1
1 1 1 1
-1
0 0 1 1
-1/2
1/2 -1/2 1/2 -1/2
9
3
2
-2
1/2
• 6-8 Cu原子形成+1价离子时失去的是4电子还是 3d电子？用Slater规则的计算结果加以说明。
• 解：Cu原子的电子结构式为1s22s22p63s23p63d104s1
ΔH1= 2×原子化能 =652.8KJ•mol-1 ΔH2= 3/2×解离能=747KJ•mol-1 ΔH3= 2×第一电离能=1156KJ•mol-1
ΔH3
2Al+(g)
ΔH4
3O-(g)
ΔH8
ΔH4= -3×第一电子亲和能=-423KJ•mol-1
ΔH5
2Al2+(g)
ΔH5= 2×第二电离能=3634KJ•mol-1
n l m ms
n
10 3
l
2
m
-2
ms
-1/2
1
2 3
3
3 3
0
0 1
0
0 -1
1/2
-1/2 1/2
11
12 13 14 15 16 17 18
3
3 3 3 3 3 3 3
2
2 2 2 2 2 2 2
-1
-1 0 0 1 1 2 2
1/2
-1/2 1/2 -1/2 1/2 -1/2 1/2 -1/2
（3） MgO与Al2O3相比，Al3+的电荷相当高，半径小，极化作 用很强，因而使Al2O3具有较多的共价成分，离子键的键能 有所减小，所以熔点MgO>Al2O3 。
7-4 根据下列已知数据，由波恩-哈伯循环计算氯化钡的ΔfHmΘ。 氯分子的解离能 242.6kJ/mol 钡的原子化热 177.8kJ/mol 钡的第一电离能 520.9kJ/mol 钡的第二电离能 962.3kJ/mol 氯的电子亲和能 348.6kJ/mol 氯化钡的晶格能 2026.7kJ/mol 解：波恩-哈伯循环如图所示。 ΔfHmΘ Ba（s） +Cl2（g） BaCl2（s）
ΔH1 ΔH4
Ba（g）
ΔH2 Ba+（g） ΔH3 Ba2+（g）
2Cl2（g）
ΔH5x2
ΔH6
+ 2Cl2（g）
根据盖斯定律
ΔfHmΘ（BaCl，s）= ΔH1+ ΔH2+ ΔH3+ ΔH4+ ΔH5+ ΔH6 =177.8+520.9+962.3+242.6-348.6x2-2026.7=820.3kJ/mol
无机化学习题
第 6章
6-7 量子数n，l，m，ms各有什么意义？举例说明如何用四个量 子数描述电子的运动状态。
解： 主量子数n决定氢原子和类氢离子中电子的能量E；描述原子中电子出 现概率最大区域离核的远近。(n=1,2,3,...,正整数) 角量子数l决定电子绕核运动的角动量的绝对值；多电子原子中电子的 能量由n和l共同决定；决定了原子轨道的形状。(取值0,1,2,...,(n-1)) 磁量子数m决定角动量M在z轴上的分量Mz；决定原子轨道在核外空间 中的取向。(取值0,±1,±2,...,±l，共(2l+1)个取值)
4s电子的 4 s （0.8518 ） （ 1.0010） 25.3
2 （29 25.3） E4 s -13.6 eV -11.46eV 2 4 3d电子的 3d (0.35 9) (1.0018) 21.15
（29 21.15 ） E3d -13.6 eV 93.12eV 2 3
电离能：一个基态的气态原子失去一个电子，变成气态正离子所需的能量， 称为第一电离能，I1。 电子亲和能：一个基态的气态原子得到一个电子，变成气态负离子，所放出 的能量，称为第一电子亲和能，E1。
解： ΔH1
2Al(g)
2Al(s) + 3/2O2(g) ＝ Al2O3(s) ΔH2
3O(g)
ΔfHmΘ
分子或离子的空 间构型
7-8 中心原子的价电子总数是中心原子的价电子数和配位原子提供的电子数之和。
分子或离子
价层电子对数
孤电子对数
BeCl2 BCl3 NH4+ H2O
2 3 4 4
0 0 0 2
直线形 正三角形 正四面体 V字形
ClF3
PCl5
5
5
2
0
T字形
三角双锥
I3-
自旋量子数ms决定电子自旋角动量沿外磁场方向的分量Ms的大小。 (ms=±1/2)
6-4 若核外电子的动能为13.6eV，求该电子德布罗意波长。
解:先将13.6eV转换成以J为单位的能量 E= 13.6eV×1.602×10-19J· eV-1 1 由E= 2 mv2得 2E
v=
将电子质量m=9.11×10-31kg和E值代入其中，得
晶格能定义：在标准状态下将1mol离子型晶体拆散为1mol气态正离子 和1mol气态负离子所需要的能量。
第 7章
7-5 根据下列已知数据，由波恩-哈伯循环计算Al2O3的晶格 能。ΔfHmΘ(Al2O3，s) = -1676 KJ•mol-1 Al(s) = Al(g) ΔH = 326.4 KJ•mol-1 Al(g) = Al+(g) + eI1 = 578 KJ•mol-1 Al+(g) = Al2+(g) + e- I2 = 1817 KJ•mol-1 Al2+(g) = A3+(g) + e- I3 = 2745 KJ•mol-1 O2(g) = 2O(g) E = 498 KJ•mol-1 O(g) + e- = O-(g) E1 = 141 KJ•mol-1 O-(g) + e- = O2-(g) E2 = -780 KJ•mol-1
S区元素 d区元素 p区元素
根据周期表回答问题如下： （1）第二周期有六种元素，第四周期有12种元素。 （2）p区元素共有4列。 （3）第三周期最右一列的元素为Si，原子序数为14. （4）原周期表中电负性最大的元素是F，在新的周期表中位 于第三周期、第1列。 （5）新周期表中第一个具有d电子的元素是Cl，它在原周期 表中位于第三周期、第17列。
6-12 写出下列元素基态原子的电子结构式，并给出原子序数和 元素名称。 (1)第4个稀有气体
[Ar]3d104s24p6 原子序数 36 元素名称：氪
(2)第四周期的第6个过渡元素
[Ar]3d64s2 原子序数 26 元素名称：铁
(3)4p轨道半充满的元素
[Ar]3d104s24p3 原子序数 33 元素名称：砷
7-7 给出下列分子的路易斯结构式： HI, HCN, H2S, HClO, C2H4, (CH3)2O, H2O2, N2H4
H
I
H C N
H H C H
H
H
H H C H
S
H
H
H
O
Cl
C H
O
C H
H

H
O
O
H
H
N H
N
H
7-8 用价层电子互斥理论判断下列分子或离子的空间构型。 作为配体原子的 H，O和卤素，H和卤素原子各提供一个价电子，O原子 按不提 + 供价电子计算。 BeCl 2, BCl3, NH4 , H2O, ClF3, PCl5, I3 , 正电子计算时应减去相应正电荷。 -, ClO -, PO 3-, CO , SO , NOCl, POCl ICl如果中心原子周围的价电子总数为单数，则把单电子也作为电子对处理。 4 2 4 2 2 3
(4)电负性最大的元素
[He]2s22p5 原子序数 9 元素名称：氟
(5)4f轨道填充4个电子的元素
[Xe]4f46s2 原子序数 60 元素名称：钕
(6)第一个4d轨道全满的元素
[Kr]4d10 原子序数 46 元素名称：钯
6-13 写出下列离子的电子结构式，并给出化学式： （1）与Ar电子构型相同的+2价离子； （2）与F-电子构型相同的+3价离子； （3）核中质子个数最少的3d轨道全充满的+1价离子； （4）与Kr电子构型相同的-1价离子。 解：（1）1s22s22p63s23p6 （2）1s22s22p6 （3）[Ar]3d10 （4）[Ar]3d104s24p6 Ca2+ Al3+ Cu+ Br-
解：新规定的不同在于m的取值。 当l=0时，m只有1个取值0 ； l=1时，m有2个取值0,1 ； l=2时，m有3个取值0,1,2. 这说明l=0的s轨道只有1个取向，简并度为1 ； l=1的p轨道有2个不同的取向，简并度为2 ； l=2的d轨道有3个不同的取向，简并度为3. 于是可得到新周期表 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe
ΔH6= -3×第二电子亲和能=2340KJ•mol-1 ΔH7= 2×第三电离能=5490KJ•mol-1 ΔH8= -U
ΔH7
2Al3+(g) +
ΔH6
3O2-(g)
根据Hess定律： ΔfHmΘ=ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6+ΔH7+ΔH8 ∴ U( Al2O3)= -ΔH8 =ΔH1+ΔH2+ΔH3+ΔH4+ΔH5+ΔH6+ΔH7-ΔfHmΘ = 1.53×104
7-3 解释下列各组化合物熔点的高低关系。 （1）NaCl>NaBr （2）CaO>KCl （3）MgO>Al2O3 解：三组化合物均为离子型化合物。离子晶体熔点主要是由离子 键的键能决定，键能越大，熔点越高。 键能与正负离子的电荷及半径有关。电荷高，离子键强。半径大， 导致离子间距大，所以键能小；相反，半径小，键能大。据此 可以解释（1）和（2）。 （1）NaCl和NaBr其正离子均为Na+，负离子电荷相同而半径为 rcl-<rBr-，故键能ENaCl>ENaBr，所以熔点NaCl>NaBr 。 （2)CaO和KCl,其键能的大小主要取决于离子电荷数。 CaO的正、 负离子电荷数值均为2，而KCl的均为1，故CaO的键能比KCl得 大，所以熔点CaO>KCl。 除正、负离子电荷和半径影响键能，从而影响化合物的熔点外， 离子极化作用较强时，也可以使离子化合物具有较多的共价成 分，而使键能有所减小，熔点有所降低。
6-16 若四个量子数n，l，m和ms的取值及相互关系重新规定 如下：n为正整数。对于给定的n值，l可以取下列n个值： l=0,1,2,· · · ,(n-1).对于给定的l值，m可以取下列（l+1）个值： m=0，+1，+2，· · · ，+l ms=+1/2，-1/2 据此可以得到新的元素周期表。试根据新的周期表回答下列 问题： （1）第二、第四周期各有多少种元素？ （2）p区元素共有多少列？ （3）位于第三周期、最右一列的元素的原子序数是多少？ （4）原周期表中电负性最大的元素，在新的周期表中位于 第几周期、第几列？ （5）新的周期表中第一个具有d电子的元素，在原周期表中 位于第几周期、第几列？
m
2 13.6 1.602 1019 J =2.19×106m· s-1 v= 9.111031 kg
动量p=mv=9.11×10-11kg×2.19×106m· s-1=2.00×10-24kg· m· s-1 λ=h∕p=6.626×10-34∕2.00×10-24=3.31×10-10m=3.31×102pm