化学奥赛自学资料—无机化学全部知识要点及配套练习

1、分子中相邻两键之间的夹角称为键角。键角是决定分子空间构型的主要因素。 2、影响键角因素

（1）中心原子杂化类型： sp；sp2；sp3；sp3d2 等之间：180o；120o；129.5o； 90o （2）中心原子孤对电子数：孤对越多，键角越小

如sp3杂化CH4；NH3； H2 O 键角依次为：109.5o ;107.3o ; 104.5o

（3）多重键 多重键所包含的电子越多，斥力比单键大，使得分子内含多重键的键角变大，单键间的键角变小，例如sp2杂化的COF2：

（4）电负性 在中心原子具有孤对电子的ABn型分子中，当A相同，B不同时，随B的电负性增大，A-B成键电子对偏向B，从而减少成键电子对之间的斥力，使其键角减小，例如：PI3 PBr3 PCl3 PF3的键角依次为：102o；101o；100.1o；97.8o

如B相同而A不同，则随着A电负性增大，A-B间成键电子对偏向A，从而增大成键电子间的斥力，使其键角增大。如：SbH3；AsH3；PH3；NH3为91.3o；91.8o；93.3o；107.3o

例1：在下列多对分子中，哪个分子键角大？说明原因： （1）HgCl2和BCl3 （2）CF4和PF3 (3)SiF4和SF6 （4）SnCl2和SCl2 （5）OF2和Cl2O （6）PF3和NF3 四、键的极性

成键两原子正负电荷中心不重合则化学键就有极性。引起化学键极性的主要原因是成键两原子电负性的差异，电负性差越大，键的极性越大。

另外，双原子分子键的极性与分子的极性是一致的，但对多原子分子来说，分子是否有极性不仅要看键是否有极性，还与分子的空间构型有关。

例2：比较下列多对偶极矩μ的大小，并简要说明理由 （1）PH3和NH3 （2）BF3和NF3

（3）NH3和NF3 （4）CH3-O-CH3和C6H6 习题： 1.选择题：

(1).叠氮酸的结构式是H-N1 –N2-N3 ,1.2.3.号氮原子采用的杂化类型依次是：（ ） A.sp3 sp sp B. sp2 sp sp C. sp3sp sp2 D. sp2 sp sp2 (B) (2).ClO3F的构型属于（ ）

A.直线 B.平面四方 C.平面三角 D.四面体 (D) (3).下列各组物质中，具有顺磁性的是；（ ）

A.NO NO2 B.NO CO C.NO2 CO D.NO2 SO2 (A) (4).下列化合物中，哪些存在氢键 （ ） (1)硼酸;(2)对硝基苯酚;(3)邻硝基苯酚;(4)碳酸氢钠

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A. 1 2 3 4 B. 2 C. 2 3 D. 1 2 3 (A) (5).下列分子中，偶极距不为零的分子是：（ ）

A.BeCl2 B.BF3 C. NF3 D.C6H6 (C)

(6). 下列化合物中既存在离子键，共价键，又存在配位键的是：（ ） A.NH4F B.NaOH C.H2S D.BaCl2 (A) 2.填空题：

(1).由原子轨道组合成分子轨道必须要遵守的三个原则是____, _____, ______,HF中的H的1s轨道与F的一个_____ 轨道组合成MO。

(2).写出符合下列条件的相应的分子或离子的化学式。 1氧原子用sp3杂化轨道形成两个σ键_____.(H2O)

2氧原子形成一个π键_____.一个三电子π键_____.两个三电子π键_____.（O2- O2+ 3硼原子用sp3杂化轨道形成4个σ键_____. （ BF4-） 4硫原子形成6个σ键_____. (SF6)

3.根据键级的大小，判断N2+与N2 ，以及O2与O2-的键长大小_____.（ N2+ < N2; O2-）

4.下列各对分子间，存在的相互作用力分别为： (1)CH3Cl 和CH3Cl之间存在_____. (2) CH3Cl和CCl4之间存在_____. (3)H2O和C2H5OH之间存在_____.

5、根据电子配对法，讨论一氧化碳分子的结构和有关性质。 6、用杂化理论讨论BF3分子的结构及特点。 7、讨论H3PO4分子中各原子之间的键合情况。 8、判断下列键能大小顺序并说明理由。 （1） C-H， Si-H, Ge-H, Sn-H （2） C-Cl, Si-Cl, Ge-Cl, Sn-Cl （3） Si-F, Si-Cl, Si-Br, Si-I 9、完成下表。

中心原电子对中心原子可中心原 分子 子价 的 能 子上孤分子 层中电理想排采用的杂化电子对的形子对数 布 类型 数 状 CO2 SnCl2 SO3

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O2） O2 >

NF3 SF4 IF3 XeF4 10、如何用价层电子对互斥理论判断键角的相对大小？ 11、大π键形成的条件是什么？ 12、讨论NO3-的结构。

13、从结构上讨论为什么SOCl2能表现为路易斯酸，又能表现为路易斯碱？ 14、什么是奇电子化合物？它有哪些特征？ 15、什么叫等电子体？什么叫等电子原理？ 16、将卤素单质沸点由低到高的顺序排列。 17、试析二氯乙烯顺反异构体沸点的差异。 18、氢氟酸随浓度的增大酸性增强。试解释原因。 19、用氢键形成说明NH3（aq）为什么表示弱碱性？

20、比较NaCl、MgO、CuO、BaO，哪一种离子晶体的熔点最高？ 21、分析Na2O、CaO、Y2O3、ThO2中哪种氧化物的熔点最高？ 22、试确定Sc(OH)3、Y(OH)3、La(OH)3、Eu(OH)3碱性相对强弱顺序。 23、在Sc3+、Y3+、La3+、Eu3+中，哪种离子最易水解？

24、填空：阳离子的极化能与-------------有关，电荷越高，极化作用越--------------，半径越大，极化作用越-----------------。半径越大，阳离子的变形性越---------------------，阳离子电子构型以

-------------和----------------变形性最大，-------------------次之，最差的为-------------------。阴离子极

化和变形性对简单离子来说和阳离子类似，复杂阴离子的变形性在电荷相等时，半径越大则变形性越------------------，相对复杂的阴离子变形性较-----------------，中心原子氧化数越高，则整个阴离子变形性越----------------。

25.试根据晶体的构型与半径比的关系，判断下列AB型离子化合物的晶体构型。 MgO，BeO， NaBr，CaS，RbI，CsBr，AgCl， CsI。

26.BF3是平面三角形的几何构型，但NF3却是三角锥形的几何构型，试用杂化轨道理论加以说明。

27.试用价层电子对互斥理论讨论COCl2分子的构型与键角。 28.试用价层电子对互斥理论判断下列分子或离子的空间构型：

HgCl2，I3+，I3-，SO2Cl2，IO2F2-，ClF3，IF5，ICl4-，PO43-，SO32-，ClO2-， SF6，PCl5，O3。

29.已知NO2，CO2，SO2分子中键角分别为132°，180°，120°，判断它们的中心原子轨道的杂化类型，说明成键情况。

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30.在下列各对化合物中，哪一种化合物的键角大？说明原因。 ⑴CH4和NH3 ⑵OF2和Cl2O ⑶NH3和NF3 ⑷PH3和NH3 31.判断下列各对化合物中键的极性大小。

⑴ZnO和ZnS ⑵HI和HCl ⑶H2S和H2Se ⑷H2O和OF2

32.已知：ΔfHmO（N，g）=472.20 KJ· mol-1，ΔfHmO（H，g）=217.97 KJ· mol-1，Δ

fHm

O（NH，g）=-46.11 KJ· 3

mol-1。试计算NH3分子中N—H键的键能。

33.根据分子轨道理论判断各组物质中稳定性和磁性大小。

⑴ NO+，NO，NO-； ⑵ O2+，O2，O2-，O22- 。

34． 已知CO2，NO2-，BF3分别为直线形，V形和平面三角形。试用等电子原理说明下

列分子或离子的成键情况和几何构型。O3; NO2-; NO3-; N3-; CO32-

35.比较化合物的熔沸点高低，并说明原因。（1）CH3CH2OH和CH3OCH3;(2)O3和SO2；（3）HgCl2和HgI2；（4）邻羧基苯酚和对羧基苯酚。

36．判断下列各组分子之间存在什么形式的分子间作用力。（1）苯和四氯化碳；（2）氦和水；（3）二氧化碳气体和溴化氢气体；（5）甲醇和水。

37．比较下列各组物质的热稳定性，并说明原因。（1）Na2CO3和NaHCO3 （2）CaCO3和MnCO3;（3）Li2CO3和K2CO3;（4）NaNO2和NaNO3

第二讲 原子结构

2—1 核外电子运动状态 一、玻尔（Bohr）理论要点

1、氢原子核外电子运动取一定轨道，电子不放出也不吸收能量，离核越远，能量E越高，正常情况下，e-尽可能处于最低轨道上，处于稳定状态，称基态。

2、在一定轨道上运动的电子有一定的能量E，由某些量子化（指某一物理学的变化是不连续的<跳跃式的>；原子中电子的能级是量子化的，所以原子光谱呈线状）的条件决定（E整数值）。

在玻尔（Bohr）原子结构理论基础上，推得类氢原子（单电子原子或离子）多原子轨道半径r和能量E。

3、*电荷数（氢原子Z=1）；B=52.9pm；A=2.179×10-18J n为正整数，成为量子数。 3、玻尔（Bohr）理论及存在的问题

（1）解释氢光谱（2）提出能级概念（3）提出量子化特征

（4）未考虑波粒二象性（5）无法解释多电子原子光谱和在磁场中分裂

二、核外电子运动的特点

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