习题解答第2三九章.doc

第2章 分子结构 2.1试说明离子键的特点和离子化合物的特点。 解：离子键的特点是 （1）作用力的实质是静电力。 （2）没有方向和饱和性。 离子化合物主要以晶体状态出现，如NaCl，CaF2等，其特点如下： （1）不存在单个分子，整个晶体可以看成是一个大分子，例如在氯化钠晶体中没有NaCl分子存在，58.5是NaCl的式量。 （2）具有较高的熔点、沸点和硬度。 （3）硬度很大，但是比较脆，延展性较差。 （4）熔融状态或溶解在水中都具有良好的导电性。 2.2试从元素的电负性数据判断下列化合物哪些是离子型化合物，哪些是共价型化合物？ NaF，AgBr，RbF，HI，CuI，HBr，CsCl 解：若两种元素电负性差值Δχ大于1.7可认为 它们原子之间主要形成离子键，得到离子型化合物。若两种元素的电负性差值Δχ小于1.7，可以认为它们的原子之间主要形成共价键，得到共价型化合物。据此可得下表： 化合物 NaF AgBr RbF HI CuI HBr CsCl Δχ 3.05 1.03 3.16 0.46 0.76 0.76 2.37 化合物类型 离子型 共价型 离子型 共价型 共价型 共价型 离子型 2.3试用杂化轨道理论解释NH3和H2O分子的构型。 解：NH3分子在形成时，N原子的价层电子构型为2s22p3, 成键前这4个价电子轨道发生sp3不等性杂化，其中3个sp3杂化轨道分别与3个H原子的1s轨道重叠，形成3个N-H共价键。另外1个sp3杂化轨道上的电子对没有参加成键。已成对的电子不参加成键, 称为孤电子对。由于孤电子对靠近N原子，其电子云在N原子外占据较大的空间。因此，孤电子对的存在会影响到Ｎ-Ｈ共价键的空间排列，对3个N-H键的电子云有较大的静电排斥力，使它们之间的夹角压缩到107.3°，形成了三角锥形。 与上述情况相似，水分子中的氧原子也采用了sp3不等性杂化，形成４个sp3杂化轨道。其中两个轨道中各有一个未成对电子，与氢成键；另外两个轨道则各有一对孤电子对，它们不参加成键。孤电子对与成键电子对的相斥作用影同样响到O-H键之间的夹角，被压缩到104.5°，所以, H2O分子中氧原子与两个氢原子之间排列成v形。 2.4说明为什么离子键无饱和性和方向性。 解：离子键是由原子得失电子后，生成的正负离子靠静电作用而形成的化学键。由于离子的电荷分布是球形对称的，只要空间条件许可，离子可以从不同方向同时吸引若干带有相反电荷的离子。如在食盐晶体中，每个Na+离子以最可能接近的距离同时吸引着６个Cl－离子；每个Cl－离子最临近的也有６个Na+离子，离子周围最临近的异号离子的多少，取决于离子的空间条件。从离子键作用力的本质上看，离子键的特征是，既没有方向性又没有饱和性，只要空间条件允许，正离子周围可以尽量地吸引负离子，反之亦然。 2.5用分子轨道理论说明He的双原子分子不能存在的原因，并讨论He+ 存在的可能性。 解：两个氦原子的1s轨道可以组合成两个分子轨道，两个氦原子的四个电子分占这两个分子轨道。在2个电子充满σ1s轨道后，另外两个电子必然要填充在较高的σ1s*轨道上。 2He（1s2）=He2[（σ1s）2（σ1s*）2] He2分子的键级=（2-2）=0 这就是说，总的效果是没有成键。所以并不存在稳定的氦分子。而对于He+，两个氦原子的1s轨道组合成两个分子轨道，三个电子中有两个电子充满σ1s轨道后，另外一个电子填充在较高的σ1s*轨道上。 He+分子的键级=（2-1）= 从键级上看He+中存在单电子键，所以He+是可以稳定存在的。 2.6写出O2+，O2，O2-，O22- 等分子、离子的分子轨道电子排布式，计算其键级，比较其稳定性，并说明其磁性。 解：分子轨道电子排布式为： O2+：（σ1 s）2（σ*1 s）2（σ2 s）2（σ*2 s）2（σ2 p）2（π2 p）4（π*2 p）1 O2： （σ1 s ）2（σ*1 s）2（σ2 s）2（σ*2 s）2（σ2 p）2（π2 p）4（π*2 p）2 O2-：（σ1 s）2（σ*1 s）2（σ2 s）2（σ*2 s）2（σ2 p）2（π2 p）4（π*2 p）3 O22-：（σ1 s）2（σ*1 s）2（σ2 s）2（σ*2 s）2（σ2 p）2（π2 p）4（π*2 p）4 O2+ O2 O2- O22- 键级 2.5 2