基础化学第十章后习题解答

14.0067?y?0.298,y?1 5015.9994?z?0.681,z?2

50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：HNO2

（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sp2；2个N—O键为σsp2?p键，O—H键为σp?s键；O、N、O原子间有一大π键?3。

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）B2 （2）F2 （3）F2? （4）He?2 解 （1）B2分子的分子轨道式为

4*2211(σ1s)2(σ1s)(σ2s)2(σ*2s)(π2py)(π2pz)

B2分子中有2个单电子π键；键级为

（2）F2分子的分子轨道式为：

4?2 = 1；有2个单电子，具有顺磁性。 2*22222*2*2(σ1s)2(σ1s)(σ2s)2(σ*2s)(σ2px)(π2py)(π2pz)(π2py)(π2pz)

F2分子中有1个σ键；键级为

8?6 = 1；没有单电子，具有反磁性。 2（3）F2?离子的分子轨道式为

*22222*2*1(σ1s)2(σ1s)(σ2s)2(σ*2s)(σ2px)(π2py)(π2pz)(π2py)(π2pz)

F2?离子中有1个σ键和1个3电子π键；键级为

2*18?5 = 1.5；有1个单电子，具有顺磁性。 22?1 = 2?（4）He?2离子的分子轨道式为((σ1s)(σ1s)；He2离子中有1个3电子σ键；键级为

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F2?，最不稳定的是He?2。

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2-11. 试用分子轨道理论说明超氧化钾KO2 中的超氧离子O-2和过氧化钠Na2O2中的过氧离子O2能

否存在？它们和O2 比较，其稳定性和磁性如何？

解 O2分子的分子轨道式为

*22222*1*1(σ1s)2(σ1s)(σ2s)2(σ*2s)(σ2px)(π2py)(π2pz)(π2py)(π2pz)

其键级为

8?4 = 2；分子中有2个单电子，具有顺磁性。 2O-2离子的分子轨道式为

*22222*2*1(σ1s)2(σ1s)(σ2s)2(σ*2s)(σ2px)(π2py)(π2pz)(π2py)(π2pz)

其键级为

8?5-- = 1.5，从键级角度考虑，O2可以存在，但稳定性比O2小。O2离子中有1个单电子，

2因此具有顺磁性，磁性较O2弱。

-O22离子的分子轨道式为

*22222*2*2(σ1s)2(σ1s)(σ2s)2(σ*2s)(σ2px)(π2py)(π2pz)(π2py)(π2pz)

其键级为

8?62-2- = 1，从键级角度考虑，O2可以存在，但稳定性比O2小。O2离子中没有单电子，具

2有反磁性。

12. 用VB法和 MO法分别说明为什么H2 能稳定存在而 He2 不能稳定存在？

解 H原子的电子组态为1s1，He原子的电子组态为1s2。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，He2分子不存在。

按分子轨道理论：H2分子的分子轨道式为(σ1s)2，键级为1，可以稳定存在。He2分子的分子轨道

*2式为(σ1s)2(σ1s)，键级为0，He2不能稳定存在。

13. 判断下列分子或离子中大?键的类型。

2-（1）NO2 （2）CO2 （3）SO3 （4）C4H6 (5) CO3

4解 （1）?3 （2）2个?3 （3）?6 （4）?4 （5）?6 444314. 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、·CH3等。由基态的O-2、·三线态氧3O2转化成的具有较强活性的自由基称为活性氧自由基，如1O2、·O2-、·OH、等。

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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。

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（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 CBr4 CCl4

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。

19. 常温下F2 和Cl2 为气体，Br2 为液体，而I2 为固体，何故？

解 四种卤素单质分子，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大，分子间的凝聚力依次增强，故室温下F2、Cl2为气体，Br2为液体，I2为固体。

20. 乙醇（C2H5OH）和二甲醚（CH3OCH3 ）组成相同，但乙醇的沸点比二甲醚的 沸点高，何故？

解 乙醇和二甲醚分子都是极性分子，分子间都存在取向力、诱导力和色散力，但乙醇分子能形成分子间氢键；而二甲醚分子中虽然也有氧原子和氢原子，但氢原子没有与氧原子直接结合，不能形成氢键，故乙醇的沸点比二甲醚的沸点高。

21. 判断下列各组分子间存在着哪种分子间作用力。

(1) 苯和四氯化碳 （2）乙醇和水 （3）苯和乙醇 （4）液氨

解 （1）C6H6和CCl4分子均为非极性分子，故C6H6分子与CCl4分子之间只存在着色散力。

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