人民卫生出版社第版《基础化学》习题

第十章共价键与分子间力首页难题解析学生自测
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题
难题解析[TOP]
例10-1试用杂化轨道理论说明乙烯分子的形成及其构型。

分析根据杂化轨道理论，形成乙烯分子时，C原子的价层电子要杂化。

共价键形成时，σ键在成键两原子间能单独存在，且只存在一个； 键在成键两原子间不能单独存在，但可存在多个。

乙烯分子中C原子的4个价电子分别与其它原子形成三个σ键，C、C原子间的双键中有一个是π键。

三个σ键决定分子构型，因此C原子有三个原子轨道参与杂化，形成三个等性杂化轨道。

解乙烯分子C2H4中有2个C原子和4个H原子，每个基态C原子的价层电子组态为2s2 2p2，在形成乙烯分子的过程中，1个2s电子被激发到2p空轨道上，然后1个2s轨道和2个2p轨道杂化形成3个等同的sp2杂化轨道，彼此间夹角为120o。

每个C原子的2个sp2杂化轨道各与1个H原子的1s轨道重叠形成2个C—H σ键；2个C原子间各以1个sp2杂化轨道互相重叠，形成1个σ键。

由于2个C原子的这6个sp2杂化轨道处于同一平面，未参与杂化的2p z轨道则垂直于该平面，“肩并肩” 重叠形成1个π键，构成C＝C 双键。

乙烯分子中6个原子在一个平面上，分子呈平面构型。

例10-2 利用价层电子对互斥理论预测-
I的空间构型。

3
分析先确定中心原子的价电子对数，中心原子提供7个电子，配位提供
1个电子，加上负离子的电荷数，得价层电子数的总和再除以2。

然后根据价层电子对构型和孤对电子决定-3I 的空间构型。

解 -3I 中有3个I 原子，我们可将其中1个I 作为中心原子，其余2个作为
配位体。

中心原子I 有7个价电子，2个配位I 原子各提供1个电子，-3I 离子的
负电荷数为1，所以中心原子的价电子对数为 (7+2+1)/2＝5 。

价层电子对构型为三角双锥，因配位原子数为2，说明价层电子对中有2对成键电子对和3对孤对电子，以3对孤对电子处在三角双锥的三角形平面上排斥能最小，所以-3
I 为直线型。

例10-3 试用分子轨道理论比较CO 和N 2的成键类型和键级。

分析 异核双原子分子的原子序数和≤14时，则符合分子轨道能级图10-13（b ）的能级顺序；＞14时，则符合分子轨道能级图10-13 (a)的能级顺序。

解 CO 分子中的电子总数为14，和N 2分子中的一样多，故CO 和N 2具有完全相同的分子轨道电子排布式、成键类型和键级。

它们的分子轨道式为 键级＝32
410＝ 这样的分子称为等电子体，它们具有某些相近的性质。

如N 2的熔点和沸点分别为63K 和77K ，CO 的熔点和沸点分别为74K 和81K 。

例10-4 下列说法是否正确？说明理由。

(1) 非极性分子中不含极性键。

(2) 直线型分子一定是非极性分子。

(3) 非金属单质的分子间只存在色散力。

(4) 对羟基苯甲醛的熔点比邻羟基苯甲醛的熔点高。

解(1) 说法不正确。

有的分子含极性键，但空间构型完全对称，键的极性可以相互抵消，因而是非极性分子。

(2) 说法不正确。

双原子分子都是直线型，同核双原子分子化学键无极性，分子为非极性；异核双原子分子化学键有极性，分子为极性。

多原子直线型分子中，若配体由相同原子形成，其空间构型对称，偶极距为零，分子为非极性。

如CO2：O=C=O。

而配体由不同原子所形成，其空间构型不对称，偶极距不为零，为极性分子。

如H—C≡N。

(3) 说法不正确。

非金属单质分子通常是非极性分子，分子间的作用力通常为色散力。

但臭氧(O3) 分子的空间构型为V形，μ>0，为极性分子，故分子之间存在取向力、诱导力和色散力。

(4) 说法正确。

对羟基苯甲醛存在着分子间氢键，而邻羟基苯甲醛存在着分子内氢键，对羟基苯甲醛分子间的作用力远大于邻羟基苯甲醛分子间的作用力，熔化对羟基苯甲醛时必须消耗额外的能量去破坏分子间氢键，故对羟基苯甲醛的熔点高于邻羟基苯甲醛的熔点。

例10-5 某一化合物的分子式为AB2，A属第六主族元素，B属第七主族元素，A和B在同一周期，它们的电负性值分别为3.44和3.98 。

试回答下列问题：
(1) 已知AB2分子的键角为103o18 ，推测AB2分子的中心原子A成键时采取的杂化类型及AB2分子的空间构型。

(2) A-B键的极性如何？AB2分子的极性如何？
(3) AB2分子间存在哪些作用力？
（4）AB2与H2O相比，何者的熔点、沸点较高？
解 (1) 根据A 、B 的电负性值，可判断A 元素为O ，B 元素为F ，该分子为OF 2 。

根据键角103o18?，知道该分子中O 原子以不等性sp 3杂化轨道与F 原子成键，两个单电子sp 3杂化轨道各与1个F 原子的单电子2p 轨道重叠形成p sp 3
σ-键，余下的2个sp 3杂化轨道各被1对孤对电子占据，对成键电子对产生较大的排斥，致使键角压缩（<109o28?），故OF 2分子的空间构型为“V”形。

(2) O —F 键为极性共价键。

OF 2分子中键的极性不能抵消，为极性分子。

(3) OF 2分子间存在取向力、诱导力及色散力，其中色散力是主要的。

(4) OF 2分子中无H 原子，分子间不能形成氢键，而H 2O 分子间能形成氢键，故OF 2的熔点、沸点比H 2O 的低。

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一、判断题（对的打√，错的打×）
1. 原子形成的共价键数目可以超过该基态原子的单电子数。

( )
2. 一般来说，共价单键是σ键，在共价双键或叁键中只有1个σ键。

( )
3. 氢键是有方向性和饱和性的一类化学键。

( )
4. 超分子化合物的分子之间是以共价键结合的。

( )
5. BF 3分子中，B 原子的s 轨道与F 原子的p 轨道进行等性sp 2杂化，分子的空间构型为平面三角形。

( )
二、选择题（将每题一个正确答案的标号选出） [TOP]
1. 下列理论或概念：a. 原子轨道能级图 b. 测不准原理 c. 电负性d. 杂化轨道理论，与美国化学家Pauling L无关的是( )
A. a
B. b
C. c
D.d
E. a b
2. 下述说法错误的是
( )
A. 原子形成的共价键数目等于该基态原子的未成对电子数
B.σ键是构成分子的骨架，π键不能单独存在
C. 共价键具有饱和性和方向性
D. 按原子轨道重叠方式，共价键可分为σ键和π键
E. σ键比π键牢固
3. 关于PF5分子的极性和键的极性，下列说法正确的是( )
A. 键和分子都是极性的
B. 键和分子都是非极性的
C. 键是极性的，分子是非极性的
D. 键是非极性的，分子是极性的
E. 以上说法都不对
4. H2S分子的空间构型和中心原子S的杂化类型分别为
( )
A. 直线形，sp杂化
B. 平面三角形，sp2杂化
C. 四面体形，sp3杂化
D. V字形，sp2杂化
E．V字形，不等性sp3杂化
5. 下列分子或离子有顺磁性的是
( )
A. N2
B. 2
N C. NO D. F2 E. CO
2
三、填空题[TOP]
1. 共价键的本质是(1) ，但因这种结合力是两核间的电子云密集区对两核的吸引力，而不是正、负离子间的库仑引力，所以它不同于一般的静电作用。

2. 根据成键电子来源，共价键可分为正常共价键和(2) 。

3. 关于共价键的两大理论为(3) 和(4) 。

四、问答题[TOP]
1. 实验证明，臭氧离子-
O的键角为100°，试用VSEPR理论解释之，并推
3
测其中心原子的杂化轨道类型。

(4分)
2. 氧元素与碳元素的电负性相差较大，但CO分子的偶极矩很小，CO2分子的偶极矩为零。

为什么？(4分)
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一、判断题
1. √
2. √
3. ×
4. ×
5. ×
二、选择题
1. B
2. A
3. C
4. E
5. C
三、填空题
1. (1)电性的
2. (2)配位键
3. (3)现代价键理论，(4)分子轨道理论
四、问答题
O的中心原子O的价层电子对为3. 5(按4对处理)，价层电子对构型为四面
1. 根据VSEPR理论，-
3
体。

成键电子对(等于配位原子数)为2，孤对电子对为2，2对孤对电子间相互排斥，使得∠O-O-O = 100°＜109o28ˊ。

不等性sp3杂化。

2. CO的结构为:C O:，分子中存在1个 键，1个正常π键和1个配位π键。

由于配位π键是由
O原子提供共用电子对形成的，抵消了O元素与C元素电负性相差较大而产生的电偶极矩，因此CO分子的电偶极矩很小。

若单从O和C的电负性考虑，CO分子的负电重心应偏向O原子一侧，但实验事实是CO分子的负电重心偏向C原子一侧，合理的解释也是形成配位π键的缘故，C原子的1个2p空轨道接受O原子的1对电子，从而使得分子的负电重心偏向C原子。

CO2是直线形分子，虽然C O键为极性键，但由于分子结构对称，正、负电荷中心重合，因此CO2分子的电偶极矩为零。

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习题
1. 区别下列名词：
（1）σ键和π键（2）正常共价键和配位共价键
（3）极性键和非极性键（4）定域π键和离域π键
（5）等性杂化和不等性杂化（6）成键轨道和反键轨道
(7) 永久偶极和瞬间偶极（8）van der Waals力和氢键
解（1）σ键是指两个原子的原子轨道沿键轴方向以“头碰头”方式重叠所形成的共价键；而π键是指两个原子轨道垂直于键轴以“肩并肩”方式重叠所形成的共价键。

（2）正常共价键是指成键的两个原子各提供一个电子组成共用电子对所形成的化学键；而配位共价键是指成键的一个原子单独提供共用电子对所形成的共价键。

（3）极性键是指由电负性不同的两个原子形成的化学键；而非极性键则是由电负性相同的两个原子所形成的化学键。

（4）定域?键属双中心键，是成键两原子各提供一个p轨道“肩并肩”重叠而成，成键电子仅在提供重叠轨道的两个原子之间运动；离域?键则为多中心键，是由多个原子提供的p轨道平行重叠而成，离域轨道上的电子在多个原子
区域内运动。

（5）等性杂化是指所形成的杂化轨道的能量完全相等的杂化；而不等性杂化是指所形成的杂化轨道的能量不完全相等的杂化。

（6）成键轨道是指两个原子轨道相加叠加而成的分子轨道，其能量比原来的原子轨道低；而反键轨道是指两个原子轨道相减叠加而成的分子轨道，其能量比原来的原子轨道高。

（7）永久偶极是指极性分子的正、负电荷重心不重合，分子本身存在的偶极；瞬间偶极是指由于分子内部的电子在不断地运动和原子核在不断地振动，使分子的正、负电荷重心不断发生瞬间位移而产生的偶极。

（8）van der Waals力是指分子之间存在的静电引力；而氢键是指氢原子与半径小，电负性大的原子以共价键结合的同时又与另一个半径小、电负性大的原子的孤对电子之间产生的静电吸引力。

氢键的作用力比van der Waals力强。

2. 共价键为什么具有饱和性和方向性?
解根据Pauli不相容原理，一个轨道中最多只能容纳两个自旋方式相反的电子。

因此，一个原子中有几个单电子，就可以与几个自旋方式相反的单电子配对成键。

即一个原子形成的共价键的数目取决于其本身含有的单电子数目。

因此，共价键具有饱和性。

共价键是由成键原子的价层原子轨道相互重叠形成的。

根据最大重叠原理，原子轨道只有沿着某一特定方向才能形成稳定的共价键（s轨道与s轨道重叠除外），因此，共价键具有方向性。

3. 试用杂化轨道理论说明下列分子或离子的中心原子可能采取的杂化类
型及分子或离子的空间构型。

（1）PH3（2）HgCl2（3）SnCl4（4）SeBr2（5）H3O+ 解（1）P原子的外层电子组态为3s23p3，有1对孤对电子和3个单电子。

当P原子与H原子化合时，P原子采用sp3不等性杂化，其中P原子的一对孤对电子占有一个sp3杂化轨道，另3个sp3杂化轨道分别与3个H原子的s轨道成键，故PH3分子的空间构型为三角锥形。

（2）Hg原子的外层电子组态为6s2，当Hg原子与Cl原子化合时，Hg原子的1个6s电子激发到6p轨道，进行sp杂化，2个sp杂化轨道分别与2个Cl原子的3p轨道成键，故HgCl2分子的空间构型为直线。

（3）Sn原子的外层电子组态为5s25p2，当Sn原子与Cl原子化合时，Sn 原子的1个5s电子被激发到5p轨道，进行sp3等性杂化，4个sp3杂化轨道分别与4个Cl原子的3p轨道成键，故SnCl4分子的空间构型为正四面体。

（4）Se原子的外层电子组态为4s24p4，Se有2对孤对电子和2个单电子。

当Se原子与Br原子化合时，Se原子采取sp3不等性杂化，其中Se原子的2对孤对电子占有2个sp3杂化轨道，另2个sp3杂化轨道分别与2个Br的4p 轨道成键，故SeBr2分子的空间构型为V形。

（5）O原子的外层电子组态为2s22p4，O有2对孤对电子和2个单电子。

当O原子与H原子化合时，O原子采用sp3不等性杂化，其中O的2对弧对电子占有2个sp3杂化轨道，另2个sp3杂化轨道分别与2个H的s轨道成键。

此外，O原子用其中的一对弧对电子与H+形成1个σ配键。

故H3O+离子的空间构型为三角锥形。

4. 用杂化轨道理论说明乙烷C2H6、乙烯C2H4、乙炔C2H2分子的成键过程
和各个键的类型。

解 乙烷C 2H 6分子中每个C 原子以4个sp 3杂化轨道分别与3个H 原子结合成3个s sp 3σ-键，第四个sp 3杂化轨道则与另一个C 原子结合成3
3sp sp σ-键。

乙烯C 2H 4分子中，C 原子含有3个sp 2杂化轨道，每个C 原子的2个sp 2杂化轨道分别与2个H 原子结合成2个s sp 2
σ-键，第三个sp 2杂化轨道与另一个C 原子结合成2
2sp sp σ-键；2个C 原子各有一个未杂化的2p 轨道（与sp 2杂化轨道平面垂直）相互“肩并肩”重叠而形成1个? 键。

所以C 2H 4分子中的C 、C 为双键。

乙炔C 2H 2分子中每个C 原子各有2个sp 杂化轨道，其中一个与H 原子结合形成s sp σ-键，第二个sp 杂化轨道则与另一个C 原子结合形成sp sp σ-键；每个C 原子中未杂化的2个2p 轨道对应重叠形成2个? 键。

所以C 2H 2分子中的C 、C 为叁键。

5. BF 3的空间构型为正三角形而NF 3却是三角锥形，试用杂化轨道理论予以说明。

解 B 原子的外层电子组态2s 22p 1，当B 原子与F 原子化合时，2s 轨道上的1个电子被激发到2p 轨道，进行sp 2杂化，3个sp 2杂化轨道分别与3个F 原子的2p 轨道成键，故BF 3分子的空间构型为平面正三角形。

N 原子的外层电子组态为2s 22p 3。

当N 原子与F 原子化合时，N 原子采取sp 3不等性杂化，其中N 的一对孤对电子占有一个sp 3杂化轨道，另3个sp 3杂化轨道分别与3个F 原子的2p 轨道成键，故NF 3分子的空间构型为三角锥形。

6. 下列各变化中，中心原子的杂化类型及空间构型如何变化。

（1）BF 3 →-4BF （2）H 2O →H 3O + （3）NH 3→+
4NH
解（1）在BF3分子中，B原子采取sp2等性杂化，分子的空间构型为平面
正三角形；在-
BF离子中，B原子采取sp3等性杂化，其中1个sp3杂化轨道与4
F-离子的一对孤对电子形成1个σ配键，离子的空间构型为正四面体。

故B原
子的杂化类型由sp2等性杂化转变为sp3等性杂化，空间构型由平面正三角形转变为正四面体。

（2）在H2O分子中，O原子采取sp3不等性杂化，分子的空间构型为V形；
在H3O+离子中，O原子采取sp3不等性杂化，O原子用其中的一对孤对电子与
H+形成1个σ配键，离子的空间构型为三角锥形。

故O原子的杂化类型不变，
空间构型由V形转变为三角锥形。

（3）在NH3分子中，N原子采取sp3不等性杂化，分子的空间构型为三角
锥形；在+
NH离子中，N原子采取sp3等性杂化，N原子用其中的一对孤对电4
子与H+形成1个σ配键，4个N—H键的能量完全相同。

故N原子的杂化类型由sp3不等性杂化转变为sp3等性杂化，空间构型由三角锥形转变为正四面体。

7. 中心原子的价层电子对构型和分子的几何空间构型有什么区别？以
NH3分子为例予以说明。

解分子的价层电子对包括中心原子的?成键电子对和孤电子对，它们在中心原子周围应尽可能远离，以保持排斥力最小，据此形成的价层电子对的空间排布方式为价层电子对构型。

而分子的空间构型是指分子中的配位原子在空间的排布，不包括孤电子对。

如NH3，价层电子对构型为正四面体，而分子的空间构型为三角锥。

8. 判断下列分子或离子的空间构型，并指出其中心原子的价层电子对构
型。

（1）-23CO （2）SO 2 (3) +
4NH （4）H 2S
（5）PCl 5 (6) SF 4 （7）SF 6 (8) BrF 5
解 （1）在-23CO 离子中，C 原子价层电子对数为3（O 原子不提供电子），
价层电子对构型为平面正三角形，因价层电子对中无孤对电子，故-23CO 离子的空间构型为平面正三角形。

（2）在SO 2分子中，S 原子价层电子对数为3（O 原子不提供电子），价层电子对构型为平面正三角形，因价层电子对中有一对孤对电子，故SO 2分子的空间构型为V 形。

(3) 在+
4NH 离子中，N 原子的价层电子对数为4，价层电子对构型为正四面
体，因价层电子对中无孤对电子，故+4NH 离子的空间构型为正四面体。

(4) 在H 2S 分子中，S 原子的价层电子对数为4，价层电子对构型为正四面体，因价层电子对中有2对孤对电子，故H 2S 分子的空间构型为V 形。

（5）在PCl 5分子中，P 原子的价层电子对数为5，价层电子对构型为三角双锥，因价层电子对中无孤对电子，故PCl 5分子的空间构型为三角双锥。

（6）在SF 4分子中，S 原子的价层电子对数为5，价层电子对构型为三角双锥，因价层电子对中有一对孤对电子，故SF 4分子的空间构型为变形四面体。

（7）在SF 6分子中，S 原子的价层电子对数为6，价层电子对构型为正八面体，因价层电子对中无孤对电子，故SF 6分子的空间构型为正八面体。

（8）在BrF 5分子中，Br 原子的价层电子对数为6，价层电子对构型为正八面体，因价层电子对中有一对孤对电子，故BrF 5分子的空间构型为四方锥。

9. 某化合物有严重的致癌性，其组成如下：H 2.1%，N 29.8%，O 68.1%，
其摩尔质量约为50g ·mol -1。

试回答下列问题：
（1）写出该化合物的化学式。

（2）如果H 与O 键合，画出其结构式。

（3）指出N 原子的杂化类型及分子中?键和?键的类型。

解 （1）设该分子中H 、N 、O 原子的个数分别为：x 、y 、z ，因其相对原子质量分别为1.00794、14.0067、15.9994，所以，据题意有
即，一个该化合物分子中有1个H 原子，一个N 原子，2个O 原子，所以其化学式为：HNO 2 （亚硝酸）。

（2）如H 与O 键合，其结构式为：
（3）N 原子的杂化类型为不等性sp 2；2个N —O 键为p sp 2
σ-键，O —H 键为s p σ-键；O 、N 、O 原子间有一大π键43∏。

10. 写出下列双原子分子或离子的分子轨道式，指出所含的化学键，计算键级并判断哪个最稳定？ 哪个最不稳定？ 哪个具顺磁性？ 哪个具抗磁性？
（1）B 2 （2）F 2 （3）+2F （4）+
2He
解 （1）B 2分子的分子轨道式为
B 2分子中有2个单电子π键；键级为2
24- = 1；有2个单电子，具有顺磁性。

（2）F 2分子的分子轨道式为：
F 2分子中有1个σ键；键级为2
68- = 1；没有单电子，具有反磁性。

（3）+2F 离子的分子轨道式为
1*2p 2*2p 22p 22p 22p 2*
2s 22s 2*1s 21s )(π)(π)(π)(π)(σ)(σ)(σ)(σ)(σz y z y x
+2F 离子中有1个σ键和1个3电子π键；键级为2
58- = 1.5；有1个单电子，具有顺磁性。

（4）+
2He 离子的分子轨道式为(1*1s 21s )(σ)(σ；+2He 离子中有1个3电子σ键；键级为2
12- = 0.5；有1个单电子，具有顺磁性。

在双原子分子或离子中，键级愈大，键愈稳定，故最稳定的是+2F ，最不稳
定的是+
2He 。

11. 试用分子轨道理论说明超氧化钾KO 2 中的超氧离子-
2O 和过氧化钠
Na 2O 2中的过氧离子-2
2O 能否存在？它们和O 2 比较，其稳定性和磁性如何？
解 O 2分子的分子轨道式为 其键级为2
48- = 2；分子中有2个单电子，具有顺磁性。

-
2O 离子的分子轨道式为 其键级为2
58- = 1.5，从键级角度考虑，-
2O 可以存在，但稳定性比O 2小。

-
2O 离子中有1个单电子，因此具有顺磁性，磁性较O 2弱。

-2
2O 离子的分子轨道式为 其键级为2
68- = 1，从键级角度考虑，-2
2O 可以存在，但稳定性比O 2小。

-22O 离子中没有单电子，具有反磁性。

12. 用VB 法和 MO 法分别说明为什么H 2 能稳定存在而 He 2 不能稳定
存在？
解 H 原子的电子组态为1s 1，He 原子的电子组态为1s 2。

按价键理论：H 原子有1个单电子，两个H 原子的自旋方向相反的单电子可以配对形成共价键，He 原子没有单电子，不能形成共价键，He 2分子不存在。

按分子轨道理论：H 2分子的分子轨道式为21s )(σ，键级为1，可以稳定存在。

He 2分子的分子轨道式为2*1s
21s )(σ)(σ，键级为0，He 2不能稳定存在。

13. 判断下列分子或离子中大?键的类型。

（1）NO2（2）CO2（3）SO3（4）C4H6(5) -2
CO
3
解（1）3
∏（2）2个43∏（3）64∏（4）44∏（5）64∏
3
14. 什么是自由基？什么是活性氧自由基？
解含有单电子的分子、原子、离子或原子团称为自由基，如·NO、·H、·-
O、·CH3等。

由基态的三线态氧3O2转化成的具有较强活性的2
自由基称为活性氧自由基，如1O2、·O2-、·OH、等。

15. 预测下列分子的空间构型，指出电偶极矩是否为零并判断分子的极性。

（1）SiF4（2）NF3（3）BCl3 （4）H2S (5) CHCl3解（1）SiF4分子中，Si原子的价层电子对（VP）数为4，价层电子对构型为正四面体，因价层电子对中无孤对电子，故分子的空间构型为正四面体，结构对称，其电偶极矩(μ)为零，为非极性分子。

（2）NF3分子中，N原子的VP数为4，VP的构型为正四面体，其中有1对孤对电子，故分子的空间构型为三角锥形，结构不对称，其μ ≠ O，为极性分子。

（3）BCl3分子中，B原子的VP数为3，VP的构型为平面正三角形，其中无孤对电子，故分子的空间构型为平面正三角形，结构对称，其μ = O，为非极性分子。

（4）H2S分子中，S原子的VP数为4，VP的空间构型为正四面体，其中有2对孤对电子，故分子的空间构型为V形，结构不对称，其μ ≠ O，为极性分子。

（5）CHCl3分子中，C原子的VP数为4，VP的空间构型为正四面体。

其中无孤对电子，但Cl元素的电极负性大于H元素，故分子的空间构型为变形四面体，结构不对称，其μ≠O，为极性分子。

16. 下列每对分子中，哪个分子的极性较强？试简单说明原因。

(1) HCl和HI （2）H2O和H2S （3）NH3和PH3
（4）CH4和SiH4（5）CH4和CHCl3（6）BF3和NF3
解键的极性大小通常用元素的电负性差值来估量，电负性(X)差值愈大，键的极性也愈强。

分子的极性通常用电偶极矩来度量，电偶极矩（μ）愈大，分子的极性就愈强；电偶极矩为零，则是非极性分子。

（1）HCl和HI为双原子直线分子，分子中元素的电负性不相等，形成的是极性共价键，故都是极性分子。

由于Cl元素的电负性大于I元素的电负性，因此HCl分子的电偶极矩大于HI分子的电偶极矩，故HCl分子的极性较强。

（2）H2O和H2S分子的空间构型为V形，分子中成键元素的电负性均不相等，分子空间构型又不对称，故都是极性分子。

由于O的电负性大于S的电负性，因此H2O分子的偶极距大于H2S分子的偶极距，故H2O分子的极性较强。

（3）NH3和PH3分子的空间构型均为三角锥形，分子中成键元素的电负性不相等，分子的空间构型又不对称，故都是极性分子。

由于N的电负性大于P的电负性，因此NH3分子的偶极距大于PH3分子的偶极距，故NH3分子的极性较强。

（4）CH4和SiH4分子的空间构型均为正四面体，分子中成键元素的电负性不相等，但分子的空间构型对称，分子的电偶极矩均为零，故CH4和SiH4分子均为非极性分子。

（5）CH4分子的空间构型为正四面体，虽然分子中成键元素的电负性不相等，但分子的空间构型对称，电偶极矩为零，是非极性分子。

CHCl3分子的空间构型为变形四面体，分子中成键元素的电负性不相等，分子的空间构型不完全对称，电偶极矩不为零，为极性分子，故CHCl3分子的极性较强。

（6）BF3分子的空间构型为平面正三角形，虽然分子中成键元素的电负性不相等，但分子的空间构型对称，电偶极矩为零，为非极性分子。

NF3分子的空间构型为三角锥形，分子中成键元素的电负性不相等，分子的空间构型又不对称，电偶极矩不为零，为极性分子，故NF3分子的极性较强。

17. 已知稀有气体的沸点如下，试说明沸点递变的规律和原因。

名称He Ne Ar Kr Xe
沸点（K） 4.26 27.26 87.46 120.26 166.06 解稀有气体的分子为单原子分子，均是非极性分子，分子间只存在色散力。

从He元素到Xe元素，随着原子序数增大，电子层数增多，分子半径增大，分子的变形性增大，色散力也就依次增强，其沸点也就依次升高。

18. 将下列两组物质按沸点由低到高的顺序排列并说明理由。

（1）H2 CO Ne HF （2）CI4 CF4 CBr4CCl4
解（1）H2、Ne、HF、CO的相对分子质量依次增大，色散力也依次增强。

CO、HF分子中还存在取向力和诱导力，因此HF、CO的沸点相对较高。

由于HF分子中还存在最强的氢键，故沸点由低到高的顺序为H2＜Ne＜CO＜HF。

（2）四种四卤化碳均为非极性分子，分子间只存在色散力。

色散力随相对分子质量增加而增强，其沸点也依次升高，故沸点由低到高的顺序为CF4＜CCl4＜CBr4＜CI4。