第六章 分子结构及性质

第六章分子结构及性质思考题解析1．根据元素在周期表中的位置，试推测哪些元素原子之间易形成离子键。

哪些元素原子之间易形成共价键？解：周期表中的ⅠA、ⅡA族与ⅥA、ⅦA族元素原子之间由于电负性相差巨大，易形成离子键，而处于周期表中间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。

（2）共价键的键长等于成键原子共价半径之和。

（3）sp2杂化轨道是有某个原子的1s轨道和2p轨道混合形成的。

（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sp3杂化，因此这些分子都是正四面体形。

（6）原子在基态时没有未成对电子，就一定不能形成共价键。

（7）杂化轨道的几何构型决定了分子的几何构型。

解：（1）不正确。

这只能对双原子分子而言。

（2）不正确。

这只能对双原子分子而言。

（3）错。

sp2杂化轨道是由某个原子的n s轨道和两个n p轨道混合形成的。

（4）正确。

（5）错。

CCl4分子呈正四面体，而CHCl3和CH2Cl2分子呈变形四面体。

（6）错。

原子在基态时的成对电子，受激发后有可能拆开参与形成共价键。

（7）错。

如某些分子在成键时发生不等性杂化，则杂化轨道的几何构型与分子的几何构型就不一致。

3．试指出下列分子中哪些含有极性键？Br2CO2H2O H2S CH4解：CO2、H2O、H2S、CH4分子中含有极性键。

4．BF3分子具有平面三角形构型，而NF3分子却是三角锥构型，试用杂化轨道理论进行解释。

解：BF3分子在成键时发生sp2等性杂化，所以呈平面三角形，而NF3分子在成键时发生sp3不等性杂化，所以呈三角锥形。

5．CH4、H2O、NH3分子中键角最大的是哪个分子？键角最小的是哪个分子？为什么？解：CH4分子的键角最大，H2O分子的键角最小。

CH4分子呈正四面体形，键角为109°28′。

NH3分子中N原子在成键时发生sp3不等性杂化，占据一个sp3杂化轨道的一对孤电子对因靠近N原子，对三个N —H键的电子云有较大的静电排斥力，使键角从109°28′被压缩到107°18′。

H2O分子中的O原子在发生sp3不等性杂化，分别占据两个sp3杂化轨道的二对孤电子对因靠近O原子，对两个O—H键的电子云有大的静电排斥力，使键角从109°28′被压缩到104°45′。

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°）、PBr3(101.5°)；（2）H2O(104°45′)、H2S(92°16′)、H2Se(91°)。

解：（1）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）配体原子相同，中心原子O、S、Se的电负性逐渐减小，键电子对的斥力逐渐减小，所以键角逐渐增小。

7．试用分子轨道法写出下列分子或离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物质？O2O22-N2N22-解：O2的分子轨道表示式为O2[(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p x)2(π2p y)2(π2p z)2(π*2p y)1(π*2p z)1]其中有1个双电子σ键，2个三电子π键，是顺磁性物质。

O22-的分子轨道表示式为O22-[(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p x)2(π2p y)2(π2p z)2(π*2p y)2(π*2p z)2]其中有1个双电子σ键，是反磁性物质。

N2的分子轨道表示式为N2 [(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2p y)2(π2p z)2 (σ2p x)2]其中有1个双电子σ键，2个三电子π键，是反磁性物质。

N22-的分子轨道表示式为N22- [(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2p y)2(π2p z)2 (σ2p x)2(π*2p y)1(π*2p z)1]其中有1个双电子σ键，2个三电子π键，是顺磁性物质。

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)；（2）H2O(6.23)与H2S(3.67)。

解：（1）CH4是正四面体构型，偶极矩为0，所以是非极性分子。

CHCl3是四面体构型，偶极矩不为0，所以是极性分子。

（2）H2O与H2S均为极性分子，H2O 分子的偶极矩较H2S分子大，所以H2O分子的极性比H2S分子大。

9．用分子间力说明以下事实：（1）F2、Cl2常温下是气体，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热升高；（3）He、Ne、Ar、Kr、Xe稀有气体的沸点随着相对分子质量的增大而升高。

解：（1）F2、Cl2、Br2、I2均为非极性分子，随着F2、Cl2、Br2、I2相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力越来越强，分子间力越来越大的缘故。

（2）Cl、HBr、HI均为极性分子，分子间力以色散力为主，随着从HCl、HBr、HI的相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力越来越强，分子间力越来越大，熔点、沸点也越来越高。

（3）稀有气体为单原子分子，是非极性分子，从He、Ne、Ar、Kr、Xe随着相对分子质量的增大，分子变形性越来越大，分子间力越来越大沸点也越来越高。

10．判断下列物质熔点、沸点的相对高低：（1）C2H6（偶极矩等于0）和C2H5Cl（偶极矩等于6.84×10-300C·m）；（2）乙醇(C2H5OH)和乙醚(C2H5OC2H5)。

解：（1）C2H5Cl的熔、沸点大于C2H6的熔、沸点；（2）乙醇(C2H5OH的熔、沸点大于乙醚(C2H5OC2H5)的熔、沸点。

11．试解释：（1）为什么水的沸点比同族元素氢化物的沸点高？（2）为什么NH3易溶于水，而CH4则难溶于水？（3）HBr的分子间力比HCl大，但又比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？解：（1）分子间存在氢键；（2）因为NH3是极性分子，而CH4是非极性分子。

（3）HBr的分子间力比HCl大，所以HBr的沸点比HCl高；而HF分子间存在氢键，因此HBr 的沸点比HF的低。

（4）是由于CH4、CF4、CCl4、CI4相对分子质量逐渐增大，分子间力逐渐增大的缘故。

12．举例说明下列说法是否正确？（1）两个单键就组成一个双键。

（2）非极性分子中只有非极性键。

（3）同类分子，分子越大，分子间力也就越大。

（4）色散力只存在与非极性分子之间。

（5）一般来说，分子间作用力中，色散力是主要的。

（6）所有含氢化合物的分子之间，都存在着氢键。

（7）浓硫酸、甘油等液体黏度大，是由于它们分子间可形成众多的氢键。

（8）相同原子间的三键能是单键键能的三倍。

（9）对多原子分子来说，其中键的键能就等于它的解离能。

解：（1）错，个分子中的两个原子间不可能形成两个σ键。

（2）错，例如CO2是非极性分子，但有极性键。

（3）不正确，例如H2O、H2S、H2Se、H2Te中，H2O的分子间力大于H2S。

（4）错，例如H2O分子间也存在色散力。

（5）对。

（6）错，例如CH4分子间不存在氢键。

（7）对。

（8）错，例如N—N的键能为160kJ·mol-1，N N的键能为946 kJ·mol-1。

（9）错，多原子分子（例如CH4）中的某键的键能为该键逐级解离能的平均值。

习题解答1．C—C、N—N、N—Cl键的键长分别为154pm、145pm、175pm，试粗略估计C—Cl键的键长。

解：C原子的共价半径为：154pm/2=77.0pmN原子的共价半径为：145pm/2=72.5pmCl原子的共价半径为：(175-72.5)pm=102.5pm故C—Cl键的键长为：(77.0+103)pm=180pm2．已知H—F、H—Cl、H—Br及H—I键的键能分别为569、431、366及299 kJ·mol-1，试粗略比较HF、HCl、HBr、及HI气体分子的热稳定性。

解：分子的热稳定性为HF>HCl>HBr>HI。

3．指出下列分子或离子中的共价键哪些是由成键原子的未成对电子直接配对成键？哪些是由电子激发后配对成键？哪些是配位键？PH3NH4+[Cu(NH3)4]2+AsF5PCl5解：由成键原子的未成对电子直接配对成键：PH3。

由电子激发后配对成键：AsF5PCl5。

形成配位键：NH4+[Cu(NH3)4]2+。

4．根据电负性数据，在下列各对化合物中，判断哪一个化合物内键的极性相对较强些？(1)ZnO与ZnS （2）NH3与NF3（3）AsH3与OF2（4）H2O与OF2（5）IBr与ICl解：(1)ZnO>ZnS （2）NH3<NF3（3）AsH3<NH3（4）H2O>OF2（5）Ibr<ICl 5按键的极性由强到弱的次序重新排列以下物质。

O2H2S H2O H2Se Na2S解：Na2S> H2O > H2S > H2Se > O26．试用杂化轨道理论，说明下列分子的中心原子可能采取的杂化类型，并预测其分子或离子的几何构型。

BBr3 PH3H2S SiCl4CO2NH4+解：8．通过计算键级，比较下列物质的结构稳定性。

O2+O2O2-O22-O23-解：结构稳定性的次序为O2+>O2>O2->O22->O23-9．根据分子轨道理论说明：（1）He2分子不存在；（2）N2分子很稳定，且具有反磁性；（3）O2-具有顺磁性。

解：（1）He2的分子轨道表示式为(σ1s)2(σ*1s)2，净成键电子数为0，所以He2不存在：（2）N2的分子轨道表示式为(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2p y)2(π2p z)2(σ2p x)2，形成一个σ键，两个π键，所以N2分子很稳定，并且电子均已配对，因而具有反磁性；（3）O2-的分子轨道表示式为(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p x)2(π2p y)2(π2p z)2(π*2p y)2(π*2p2，形成一个σ键，一个三电子π键，所以O2-具有顺磁性。

z)10．根据键的极性和分子的几何构型，判断下列分子哪些是极性分子？哪些是非极性分子？Ne Br2HF NO H2S(V形) CS2(直线形) CHCl3(四面体) CCl4(正四面体) BF3（平面三角形）NF3(三角锥形)解:非极性分子：Ne Br2CS2 CCl4BF3极性分子：HF NO H2S CHCl3NF3。