第六章 分子的结构与性质思 考 题1．根据元素在周期表中的位置，试推测哪些元素之间易形成离子键，哪些元素之间易形成共价键。

答：ⅠA、ⅡA 族与ⅥA、ⅦA 元素之间由于电负性相差较大，易形成离子键，而处于周期表中部的主族元素原子之间由于电负性相差不大，易形成共价键。

2．下列说法中哪些是不正确的，并说明理由。

（1）键能越大，键越牢固，分子也越稳定。

不一定，对双原子分子是正确的。

（2）共价键的键长等于成键原子共价半径之和。

不一定，对双原子分子是正确的。

（3）sp2杂化轨道是由某个原子的1s 轨道和2p 轨道混合形成的。

×由一个ns 轨道和两个np 轨道杂化而成。

（4）中心原子中的几个原子轨道杂化时，必形成数目相同的杂化轨道。

√（5）在CCl4、CHCl3和CH2Cl2分子中，碳原子都采用sp 2杂化，因此这些分子都呈四面体形。

×sp 3，CCl4呈正四面体形；CHCl2和CH2Cl2呈变形四面体形。

（6）原子在基态时没有未成对电子，就一定不能形成共价键。

×成对的电子可以被激发成单电子而参与成键。

（7）杂化轨道的几何构型决定了分子的几何构型。

×不等性的杂化轨道的几何构型与分子的几何构型不一致。

3．试指出下列分子中那些含有极性键？ Br 2 CO 2 H 2O H 2S CH 44．BF 3分子具有平面三角形构型，而NF 3分子却是三角锥构型，试用杂化轨道理论加以解释。

BF 3中的B 原子采取SP 2杂化，NF 3分子的N 原子采取不等性的SP 3杂化。

5．CH 4，H 2O ，NH 3分子中键角最大的是哪个分子? 键角最小的是哪个分子? 为什么? CH 4键角最大（109028，），C 采取等性的SP 3杂化，NH 3（107018，）， H 2O 分子中的N 、O 采用不等性的SP 3杂化，H 2O 分子中的O 原子具有2对孤电子对，其键角最小（104045，）。

6．解释下列各组物质分子中键角的变化（括号内为键角数值）。

（1） PF 3 (97.8°)，PCl 3 (100.3°)，PBr 3 (101.5°)中心原子相同，配体原子F 、Cl 、Br 的电负性逐渐减小，键电子对的斥力逐渐增加，所以键角逐渐增加（2） H 2O(104°45')，H 2S(92°16')，H 2Se(91°)配位原子相同，中心原子的电负性逐渐减小，键电子对的斥力逐渐减小，所以键角逐渐减小7．试用分子轨道法写出下列分子或粒子的分子轨道表示式，并指出其中有哪几种键？是顺磁性、还是反磁性的物质? O 2 O 22- N 2 N 22-O 2和N 2见教材，O 22-和N 22-的分子轨道分别为：O 22-具有1个()()()()()()()()()222222222112222222x y z y z s s s s p p p p p σσσσσππππ****⎡⎤⎢⎥⎣⎦双电子的σ键，是反磁性物质。

N 22- ()()()()()()()()()221122222112222222y z x y z s s s s p p p p p σσσσππσππ****⎡⎤⎢⎥⎣⎦具有1个双电子的σ键和2个三电子的π键，具有顺磁性。

8．解释下列各对分子为什么极性不同? 括号内为偶极矩数值（单位是10-30C·m）（1） CH4(0)与CHCl3 (3.50) CH4为非极性分子，CHCl3极性分子（2） H2O(6.23)与H2S(3.67)均为极性分子，但H2O分子的极性更大9．用分子间力说明以下事实。

（1）常温下F2、Cl2是气体，Br2是液体，I2是固体。

（2） HCl，HBr，HI的熔、沸点随相对分子质量的增大而升高。

（3）稀有气体He-Ne-Ar-Kr-Xe的沸点随着相对分子质量的增大而升高。

(1) F2、Cl2、Br2、I2均是极性分子，分子间力是色散力，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。

(2) HCl，HBr，HI均为极性分子，分子间力以色散力为主，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。

(3) 稀有气体He-Ne-Ar-Kr-Xe均是非极性分子，分子间力是色散力，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。

10．判断下列物质熔、沸点的相对高低。

（1）C2H6（偶极矩等于0）和C2H5Cl（偶极矩等于6.84×10-30C·m）。

C2H6<C2H5Cl（2）乙醇（C2H5OH）和已醚（C2H5OC2H5）C2H5OH>C2H5OC2H511．试解释：（1）为什么水的沸点比同族元素氢化物的沸点高？形成分子间氢键（2）为什么NH3易溶于水，而CH4难溶于水？NH3和水同为极性分子，且它们之间能形成氢键，而CH4则不然。

（3） HBr的沸点比HCl高，但又比HF的低？HBr的分子间力比HCl大，所以HBr的沸点比HCl 高，但HF的分子间能形成氢键，所以HBr的沸点又比HF的低。

（4）为什么室温下CCl4是液体，CH4和CF4是气体，而CI4是固体？CCl4，CH4，CF4，CI4均为非极性分子，分子间力是色散力，随着相对分子质量的增加，分子变形性增大，色散力增强。

12．举例说明下列说法是否正确?（1）两个单键就组成一个双键。

×（2）非极性分子中只有非极性键。

×（3）同类分子，分子越大，分子间力也就越大。

×（4）色散力只存在于非极性分子之间。

×（5）一般来说，分子键作用力中，色散力是主要的。

√（6）所有含氢化物的分子之间，都存在着氢键。

×（7）浓硫酸、甘油等液体粘度大，是由于它们分子间可形成众多的氢键。

√（8）相同原子间的叁键键能是单键键能的三倍。

×（9）对多原子分子来说，其中键的键能就等于它的离解能。

×13．使用对比的方式总结下列各组结构化学的名词、术语。

（1）电子：孤电子对，键电子对 s电子，p电子，d电子 成键电子，反键电子 σ电子，π电子（2）轨道：原子轨道，分子轨道 成键轨道，反键轨道，σ轨道，π轨道（3）键：离子键，共价键，极性键，非极性键 σ键，π键，强极性键，弱极性键 单键，单电子键，叁键，三电子键（4） 结构式： 原子：电子结构式，电子分布式，原子轨道表示式 分子：分子式，化学式，分子结构式，价键结构式，分子轨道表示式，化学键示意图。

（5） 偶极：固有偶极，诱导偶极，瞬间偶极（6） 分子极化：定向极化，变形极化 极化力，极化率（7） 分子间力：色散力，诱导力，取向力第六章 分子的结构与性质-习 题1．C-C ，N-N ，N-Cl 键的键长分别为154，145，175pm ，试粗略估计C-Cl 键的键长。

答： C 原子的共价半径为： 154pm/2=77.0 pm N 原子的共价半径为： 145pm/2=72.5 pm Cl 原子的共价半径为： 175-72.5=102.5 pm C-Cl 键的键长为： 77.0 + 102.5 ＝179.5 pm2．已知H-F ，H-Cl ，H-I 键的键能分别为569，431，366及299kJ·mol -1。

试比较HF ，HCl ，HBr 及HI 气体分子的热稳定性。

答：这些分子的热稳定性为： HF >HCl >HBr >HI.3．根据电子配对法，写出下列各物质的分子结构式： BBr 3 CS 2 SiH 4 PCl 5 C 2H 4 答：4．写出下列物质的分子结构式并指明σ键、π键。

HClO BBr 3 C 2H 2答：BrBrBrSCSSiHHHPClClClClCC HHH O Cl¦Ò¦ÒBrBBrBr¦Ò¦Ò¦ÒH¦Ò5．指出下列分子或离子中的共价键哪些是由成键原子的未成对电子直接配对成键？哪些是由电子激发后配对成键? 哪些是配位键?　HgCl 2　PH 3 NH 4+ [Cu(NH 3)4]2+ AsF 5 PCl 5答：由成键原子的未成对电子直接配对成键：由电子激发后配对成键：形成配位键：6．根据电负性数据，在下列各对化合物中，判断哪一个化合物内键的极性相对较强些？　（1）ZnO 与ZnS （2）NH 3与NF 3 （3）AsH 3与NH 3（4）IBr 与ICl （5）H 2O 与OF 2答： （1） ZnO >ZnS ； （2）（3）（4）（5）#7．按键的极性由强到弱的次序重新排列以下物质。

O 2 H 2S H 2O H 2Se Na 2S8．试用杂化轨道理论，说明下列分子的中心原子可能采取的杂化类型，并预测其分子或粒子的几何构型。

BBr 3 PH 3 H 2S SiCl 4 CO 2 NH 4+解:分子或离子中心离子杂化类型分子或离子的几何构型BBr 3等性sp 2平面正三角形PH 3不等性sp 3三角形H 2S不等性sp 3V 形SiCl 4等性sp 3正四面体形3PH 、55AsF PCl 、、()2+434NH Cu NH +⎡⎤⎣⎦、、33;NH NF <33;AsH NH <22;H O OF >22222Na S>H O>H S>H Se>O 、、.IBr ICl <CO 2等性sp直线形NH 4+等性sp 3正四面体形9．用价层电子对互斥理论推测下列离子或分子的几何构型。

PbCl 2 BF 3 NF 3 PH 4+ BrF 5 SO 42- NO 3- XeF 4 CHCl 3解:分子或离子价层电子对数成键电子对数孤电子对数几何构型PbCl 2321V 形BF 333平面正三角形NF 3431三角堆形PH 4+440正四面体BrF 5651正四棱堆形SO 42-440正四面体NO 3-330平面正三角形XeF 4642四方形CHCl 344四面体注意几点:①在形成共价键时,作为配位原子的氧族原子可以认为不提供电子(如PO 43-、AsO 43-、NO 3-中的氧原子不提供电子)；②当氧族原子作为分子的中心原子时，则可以认为它们提供6个价电子(如SO 2中的S 原子)；③当卤族原子作为分子的中心原子时，将提供7个价电子(如ClF 3中的Cl 原子)；④如果是离子基团的话，则负离子基团应给中心原子的价电子数加上相应的电荷数，正离子基团应给中心原子的价电子数减去相应的电荷数，最后得到中心原子的价层电子对数。

10．应用同核双原子分子轨道能级图，从理论上推断下列分子或离子是否可能存在，并指出它们各自成键的名称和数目，写出价键结构式或分子结构式。