习题无机化学

2p 2s
激发电子
2p
2s
(2). NH3
N价层电子构型2s22p3，有3个单电子，3个单电子分别 和H的1s轨道单电子配对。 NH3分子中有3个σ键。
(3). BCl3
B价层电子构型2s22p1，有1个单电子，B与Cl形成3个共 价键，B的2s轨道一对电子需拆开。 B的3个轨道的单电 子分别和Cl 的3p轨道单电子配，BCl3分子中有3个σ键。
1.已知M2+离子的3d轨道中有5个电子，试推出M原 子的核外电子排布M原子的最外层和最高能级组中 电子数各为多少,M在周期表中的位置。
答:(1)根据轨道近似能级图，3d轨道在第四能级组出现，M 必定为第四周期元素，因3d未充满，4p轨道肯定无电子， M为d区元素，元素失电子时，先失去 4s电子，再失去3d 电子，故M的核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d54s2。 (2)M最外层有两个电子，最高能级组为 (4s3d4p),共有电 子7个。 (3)M为第七族元素。
3p 3s
激发电子
3p 3s
杂化
3p sp2
6.用价键理论解释下列分子的成键，指出成键类型。
(1). CCl4 (2). NH3 (3). BCl3
答. (1). CCl4 C价层电子构型2s22p2，只有两个单电子，为形成四个 共价键，C的2s轨道电子被拆开。C的4个轨道的单电 子分别和Cl的p轨道的单电子配对，CCl4分子中有4个 σ键。
2p 2s
激发电子
ห้องสมุดไป่ตู้2p
2s
7.比较下列物质的熔点高低并简要说明原因 (1). HF,HCl (2). H2O,HF (3). NaCl,KCl
答: (1).熔点HF>HCl。HF分子的体积比HCl小，色散力比HCl 小，但是HF分子之间形成很强的氢键， HF分子间总的作 用力比HCl分子间总的作用力大。
10.有A,B,C三种元素，A元素的最高数的氧化物对 应的水合物的分子式为HAO3,它能与氢生成含有氢 8.82%的氢化物；B元素氧化数为+2的离子结构与 氖原子相同；C元素原子核外电子数比B元素原子核 外的电子数多5个，判断A,B,C各为什么元素，写出
它们的核外电子排布式，并指出它们在中期表中的 位置。
子排布。
答：19,K 24,Cr 29,Cu
1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p63s23p63d54s1 1s22s22p63s23p63d104s1
5.用杂化轨道理论解释HNO3几何构型。
答.分子式可以写成HONO2 ,配体为两个O和 一个OH,中心价层电子对数3，N的杂化类型 为sp2杂化。 分子结构为三角形。
答：从分子式HAO3判断A是非金属元素，且最高氧化数是+5。 根据非金属元素的最高氧化数与最低氧化数的绝对值之和为 8，可判断A最低氧化数为-3，则氢化物的分子式为AH3 。设 A元素的相对分子质量为M,则有8.82%*（M+3*1)=3*1,解得 M=31,可判断A为原子序数为15的P元素，它的核外电子排布 是1s22s22p63s23p3 ，在周期表中第三周期，VA族；
（3）电负性的变化规律是：同周期元素随原子序数的增加， 核对电子的引力增加，电负性增大，所以电负性O<F；同 族元素随着电子层数的增加，核对电子的引力减小，电负 性减小，O和Cl的价电子层结构相似，而O的半径远比Cl 小，所以O>Cl。
4.元素原子的最外层仅有一个电子，该电子的量子 数是n=4,l=0,m=0,si=1/2(或-1/2）。符合上述条件的 元素可以有多少种，写出他们的原子序数和核外电
(2)同族元素第一电离能的变化规律是：随着原子序数的增 加，半径增大，核对外层的电子引力减小，电离能减小。 所以第一电离能Fe>Ru；由于镧系收缩造成的第六周期的 元素的原子半径和同族第五周期的元素原子半径相近，但 第六周期元素的有效核电荷数却高于同族第五周期元素， 所以，与第五周期元素半径相近而有效核电荷数高的第六 周期元素的第一电离能大，即第一电离能Ru<Os。
9. 有五个电子，其量子数分别如下所示，写出它们
的轨道符号，并按它们轨道能量高低依次序排列 （如与能量相同的请注明）。
n
l
m
si
(1) 4
0
0 +1/2
(2) 3
1
-1 - 1/2
(3) 3
2
0 +1/2
(4) 3
2
-2 -1/2
(5) 3
0
0 -1/2
答：轨道符号依次是4s,3p,3d,3d,3s,能量从高到低的顺序 是(3) =(4)> (1) >(2) >(5)
(2).熔点H2O>HF。HF分子间虽然形成最强的氢键，但 H2O分子之间形成氢键的数量是HF分子间氢键数量的两倍 （H-F…H氢键的键能为28KJ. mol-1，H-O…H氢键的键能为 18.8KJ. mol-1） 。
(3).熔点NaCl>KCl 。Na+比K+的半径小， Na+与Cl-的静电 引力大于与K+与Cl-的静电引力， NaCl离子键强于KCl。
8.试比较SiCl4, NaCl,MgCl2,AlCl3,PCl5 的正离子极 化能力大小。
答：极化能力 P5+>Si4+>Al3+>Mg2+>Na+
离子半径 P5+<Si4+<Al3+<Mg2+<Na+ 离子电荷 P5+>Si4+>Al3+>Mg2+>Na+ 由于高电荷的强极化能力及其元素的电负性较大，PCl5 和SiCl4为共价型化合物，AlCl3是以共价键为主的化合物， 而NaCl,MgCl2为离子型化合物。
2. 在某一周期其稀有气体原子的最外层电子构型为 4S24P6中有A，B，C，D四种元素，已知它们的最外层 电子数分别为2，2，1，7；A，C的次外层电子数为8， B，D是的次外层电子数是18，问A、B、C、D是哪种 元素？
答：稀有气体最外电子层主量子数为4，则此四种元素均属 于第四周期；A,C的次外层电子数为8，则A,C必定在s区， 又A,C最外层电子数为2，1，则A为Ca, C为K;由B,D的次 外层电子数为18可知，B,D只能在ⅠB,ⅡB或是p区A族， 由于B,D最外层电子数为2，7，故B为Zn，D为Br。
A.Ca
B.Zn
C.K
D.Br
3．请解释下列事实：(1)共价半径Co>Ni,Ni<Cu; (2)第一电离能Fe>Ru, Ru<Os； (3)电负性O>Cl,O<F。
答:(1)同周期元素原子半径的变化规律是：随着原子序数的 增加，有效核电荷增加，核对电子的引力增加，半径减小， 所以半径Co>Ni；由于Cu原子的3d轨道全充满，屏蔽作用 增大，外层电子受核的吸引力降低，半径增大，所以 Ni<Cu。