第十章固体结构之课后习题参考答案
7解：最低的为KBr。

因为它们均为离子晶体，其离子所带电荷越高，离子半径越小，离子键越强，即晶体熔点就越高。

MgO中正负离子均带2个电荷，离子键最强，而1价离子中，KBr的正负离子半径之和最大，则离子键最弱，熔点最低。

8解：（1）熔点：NaF>NaCl>NaBr>NaI。

因为阳离子相同时，阴离子从F-→I-离子半径增大，则离子键依次减弱，熔点也依次减弱。

（2）MgO>CaO>SrO>BaO。

原因同（1）。

9解：（1）：8e-；（2）(9-17)e-：（3）(18+2)e-；（4）18e-
10解：（2）的。

因阴离子的极化率大于阳离子的，而体积越大，阴离子的极化率也越大。

11解：（4）>（3）>（1）>（2）.因阳离子的电荷越高，半径越小，即Z/r值越大，其离子极化作用就越强。

13解：（1）色散力；（2）色散力；（3）取向力，诱导力，色散力，氢键；（4）取向力，诱导力，色散力；（5）色散力；（6）色散力；（7）取向力，诱导力，色散力。

14解：不含氢键的有：（1）和（2）。

15解：（1）两者均为分子晶体，但因HF中存在分子间氢键，增大了分子间作用力，使其沸点反高于HCl。

（2）两者均为典型的离子晶体，而离子晶体当电荷相同时，离子半径越小，其离子键越强，晶体的沸点就越高，所以NaCl的沸点高于CsCl。

（3）因Ti4+离子所带电荷高，离子半径又小，即Z/r值非常大，其极化作用很强，导致Ti-Cl 之间由离子键转化为了共价键，成为分子晶体，所以其沸点大大低于离子晶体LiCl。

（4）两者均为分子晶体，且分子量也相同。

但沸点相差较大。

这是因为乙醇分子（后者）之间存在分子间氢键，增大了分子间的作用力导致。

16解：因Ag+为18e电子构型的离子，其极化作用和变形性均大，而阴离子的半径从F-到I-依次增大，变形性也依次增加，导致Ag+与X-离子之间的极化作用从AgF到AgI依次增强，化学键从离子键逐步向共价键过渡，所以溶解度依次减小，即AgF易溶，其它难溶，且溶解度依次减小。

17解：（1）NaCl的沸点最高。

因其为离子晶体，沸点高。

而Na因金属键较弱，沸点较低。

（2）CaF2的溶解度最小。

因它们全为离子晶体，其离子键越强，打断所需能量高，则溶解度越小。

而CaF2的Z/r值最大，离子键最强，所以溶解度最小。

（3）H2O的气化热最大。

因它们均存在分子间的作用力，但H2O分子间还有氢键存在，增大了分子间的作用力，使其的气化热最大。

（4）CO2的熔化焓最小。

因SiO2为原子晶体，熔点非常高，MgO为离子晶体，熔点也高。

H2O和CO2为分子晶体，熔点低。

但CO2为非极性分子，分子间只有色散力，所以熔化焓最小。

1。