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1、1第第 2 章章2-1 1. A 2. D 3. B 4. D 5. C 6. D 7. C 8. C 9. D 10. A 11. B 12. C 13. B 14. D 15. A 16. B 2-2 1. 降低了，增大。2. 放，正，不。3. 。4. 改变条件v正k正KEa 正平衡移动方向增加 B 的分压增大不变不变不变正反应方向增加 C 的浓度减小不变不变不变逆反应方向升高温度增大增大减小基本不变逆反应方向使用催化剂增大增大不变减小不移动5. 增大，增大，增大，变小。6. v = k c(NO2)2 。7. 1.28 104 ，2.61 h 。8. 205.3 。9. K1 = (K2
2、)2 = (K3)-410. -46.1，-248.1，90.2 ，7.55 10 3 。2-3 1. -978.6 kJmol1 2. 1.13 mol ，79 104 kJ3. 略 4. 11.5 kJmol-1 ，3.3 kJmol-15. 6761.7 kJmol -l6. 127. -13.7 kJmol-1 ，14.0，940 K8. 5.18109. 92.28 kJmol-1，46.14 kJmol-110. 74.9 kJmol-1，7.410-14，不风化11. 1.3103年12. k c(NO)2 c(O2)，7.0103 mol-2L2s-113. 1.2 104 s
3、 ，283 K14. 133 kJmol -115. 6.3210-3 %，125.5 Jmol -1K-12第第 3 章章3-1 1 2 3 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 3-2 1. D， 2. A， 3. B ，4. D， 5. A， 6. B， 7. B， 8. A， 9. B，10. D，11. B，12. A，13. D，14. A，15. C，16. A，17. C，18. D，19. A，20. A 3-3 1氩（Ar） ，3s23p6）2能量最低原理、Pauli 不相容原理、Hund 规则3镁，氮化物4原子轨道，能量相近、轨道最大重叠、对称性匹配5sp3杂化，1
4、0928；sp3d2杂化， 906sp2；不等性 sp37分子晶体，原子晶体，离子晶体，金属晶体8Ba2+ Sr2+ Ca2+ Mg2+；MgOCaOSrOBaO3-4 1在讨论多原子或离子中的某一电子能量时，将内层电子对该电子的排斥作用归结为对核电核的屏蔽和部分抵消，从而使有效核电荷降低，削弱了核电荷对电子的引力，这种作用称为屏蔽效应。由于原子轨道的径向分布不同，电子穿过内层钻到近核能力不同而引起电子的能量不同的现象称为电子的钻穿效应。如 4s 的最大峰比 3d 最大峰离核较远，但4s 的小峰钻到靠核很近的内层，因而大大降低了 4s 电子的能量，以致于 4s 比 3d 电子能量还低。2 （1
5、）He+中只有一个电子，没有屏蔽效应，轨道的能量由主量子数 n 决定，n 相同的轨道能量相同，因而 3s 和 3p 轨道的能量相同。而在 Ar+中，有多个电子存在。3s 轨道的电子与 3p 轨道的电子受到的屏蔽效应不同，即轨道的能量不仅和主量子数 n 有关，还和角量子数 L 有关。因此，3s 和 3p 轨道的能量不同。（2）因为半径越小，核电荷对电子的引力越大。因此，电子亲和能在同族中从上到下呈减少的趋势。但第一电子亲和能却出现 ClF, SO 的反常现象，这是由于 O 和 F 半径过小，电子云密度过高，当原子结合一个电子形成负离子时，由于电子间的排斥作用较强使放出的能量减少。3 （a）Ar4
6、s1（b）Ne3s23p1（c）Ne3s23p5（d）Ar3d24s2（e）Ar 3d104s24 （1）PS。因 p 电子构型为 3s23p3，3p 轨道半充满稳定结构，打掉电子难；而 S的电子构型为 3s23p4失去一个电子后为半充满的稳定结构。 （2）MgAl。道理同（1） 。（3）SrRb。Sr 的核电荷比 Rb 多，半径也比 Rb 小。而且 Sr 的 5s2较稳定。（4）ZnCu。Zn 的核电荷比 Cu 多。同时 Zn 的 3d 轨道全充满，4s 轨道全充满；Cu的 4s 轨道半充满。失去一个电子后为 3d104s0稳定结构。3（5）AuCs。二者为同周期元素，Au 为 IB 族元数
7、，Cs 为 IA 族元素，金的有效核电荷数较铯的大，而半径较铯的小，而且铯失去一个电子后变为 5s25p6稳定结构。5. （1）Ba Sr。同族元素 Ba 比 Sr 多一电子层。（2）CaSc。同周期元素，Sc 核电荷多（3）CuNi。同周期元素，Cu 次外层为 18 电子，受到屏蔽作用大，有效核电荷小，外层电子受引力小，（4）S2-S。同一元素，电子数越多，半径越大；（5）Na+Al3+ 。同一周期元素，正电荷越高，半径越小；（6） Pb2+Sn2+ 同一族元素的离子，正电荷数相同，但 Pb2+比 Sn2+多一电子层；（7）Fe2+Fe3+ 同一元素离子，正电荷越高则半径越小。6电离能、电负
8、性、电子亲合能在周期表中的变化规律是：同一周期中从左到右增大，同一族中从上到下减小。但对于副族元素变化规律不强。7. 在 NH3、PH3中，中心原子 N 和 P 均进行的是不等性 sp3杂化，由于在氨分子中处于中心的氮原子的价层里的键合电子为全充满，而膦分子中磷原子的价层未充满电子（有空的 d 轨道）造成。8. 因为在 SO2F2和 SO2Cl2分子中，中心原子均采用 sp3杂化，由于配位原子氟的电负性大于氯的电负性，导致后者的角度较大。9. O2+的键长短。因为 O2+的键级为 2.5 而 O2的键级为 2。N2的键长短。因为 N2+的键级为 2.5 而 N2的键级为 3。10. NO2 ：
9、 N 原子的价电子构型为 2s22p3，N 原子采取 sp2杂化，3 个杂化轨道中有一个被孤电子对占居，单电子占居的 2 个杂化轨道与氧原子的单电子轨道重叠形成两个键，氮原子中的单电子占居的轨道和氧原子的单电子占居的轨道以肩并肩的形式重叠形成一个三中心三电子的大键（） 。由于氮和氧的电负性较大且半径小，NO 间距离较小，3 3因而两个氧原子间有较大的斥力，因此造成键角远大于 1200。关于二氧化氮的结构，有的人认为形成的离域键是。4 3CO2：中心原子 C 的外层电子构型为 2s22p2，在与 O 成键时，C 原子 2s 轨道上的一个电子激发到 2p 轨道上，采取 sp 杂化。2 个杂化轨道上
10、的单电子与 2 个 O 原子形成 2 个键。按价键理论，C 原子上 2 个未参与杂化的 2p 电子，与 2 个氧原子形成 2 个键。而按分子轨道理论，C 上的 2 个未杂化的 2p 单电子与 2 个氧原子形成 2 个三中心四电子的离域大键。由于 C 采取 sp 杂化，所以 CO2分子为直线形。 SO2：分子中 S 原子的外层电子构型为 3s23p4，S 采取 sp2杂化，余下的一对 3p 电子与2 个 O 原子形成 1 个三中心四电子的离域键（） 。 由于 S 上的孤对电子中有一对占有4 3杂化轨道，因而 SO2分子呈 V 形。由于 S 原子半径较大，两个氧原子间斥力不大，两个氧4原子间的斥力
11、与 S 上的孤对电子对成键电子的斥力相当，因而 SO2分子中键角恰好为1200。11 (a) 键角 CH4 NH3。CH4分子的中心原子采取 sp3等性杂化，键角为 10928，而 NH3分子的氮原子为 sp3不等性杂化，有一对孤对电子，孤对电子的能量较低，距原子核较近，因而孤对电子对成键电子的斥力较大，使 NH3中的键角变小，为 107018。(b) 键角 OF2 Cl2O。OF2和 Cl2O 分子的中心原子 O 均为 sp3不等性杂化，有两对孤对电子，分子构型为 V 型。但配位原子 F 的电负性远大于 Cl 的电负性，OF2分子中成键电子对偏向配位原子 F，Cl2O 分子中成键电子对偏向中
12、心原子 O，在 OF2中成键电子对间的斥力小而 Cl2O 分子中两成键电子对斥力大，因而 Cl2O 分子的键角大于 OF2中的。一般用配位原子与中心原子电负性来解释键角大小。（c）键角 NH3 NF3。NH3 和 NF3分子中，H 和 F 的半径都较小，分子中 H 和 H及 F 与 F 间斥力可忽略。决定键角大小的主要因素是孤对电子对成键电子对的压力和成键电子对间斥力的大小。NF3分子中成键电子对偏向 F 原子，则 N 上的孤对电子更靠近原子核，能量更低。因此孤对电子对成键电子对的压力更大，在 NH3分子中，成键电子对偏向N 原子，成键电子对间的斥力增加，同时 N 上的孤对电子受核的引力不如
13、NF3分子中大。孤对电子的能量与成键电子对能量相差不大。造成孤对电子与成键电子对的压力与成键电子对和成键电子对的斥力相差不大。所以，NF3分子中键角与 109028，相差不大（107018，） 。（d）键角 PH3 NH3。PH3 和 NH3 分子的构型均为三角锥形，配体相同，但中心原子不同。N 的电负性大而半径小，P 的电负性小而半径大。由于 N 的电负性大而半径小，造成 NH3分子中成键电子对间的斥力大于 PH3的，因而键角键角 PH3 NH3。此外，PH3 键角接近 900也可能与 P 有与 sp3轨道能量相近的 3d 轨道有关。如 AsH3 、PH3 、 PF3 和 H2S 等键角都接
14、近 900。12 （1） 熔沸点 SO2 O3。和为极极性分子。SO2的极性强于 O3，SO2分子间的取向力和诱导力均强于 O3分子间的，而且 SO2的相对分子质量大于臭氧的相对分子质量，分子间的色散力也大，因此 O3分子间的作用力小于 SO2分子间的作用力。（2）熔沸点 HgCl2HgI2。Hg+半径大，变形性大，同时又有较强的极化能力。阴离子半径 ClI，变形性 ClI。因此，Hg+和 I间有较强的附加极化作用，因此HgCl2HgI2。13两者的区别在于生成产物的聚集状态不同。晶格能是指由气态的阴、阳离子生成一摩尔晶体时放出的热量，而键能是指由气态的阴、阳离子形成一摩尔气态的由单键形成的分
15、子时的热效应。因为离子键无饱和性，键能无法测得，而且由离子键形成的物质一般为晶体，故用晶格能。14CCl4 、CO2 、BCl3为非极性分子外，其余为极性分子。515 （1）极化能力从左到右依次减小；（2）极化能力从左到右依次减小。16 （1）由于氟化氢分子间能形成氢键，而卤化氢分子间的作用力从上到下依次增大。(2) 氧化鈹的晶格能大于氟化锂的。(3)碳无空的价轨道不能水解而硅有空的价轨道。（4）金刚石是原子晶体，而石墨是混合晶体。17在 PCl3和 NH3中，中心原子均进行不等性 SP 杂化，由于氮原子的电负性大于磷3原子的，而氯原子的电负性大于氢原子的，所以 NH3的键角大于 PCl3分子的。在 SiCl4分子中，硅原子进行的是等性的 SP 杂化。318(1)CBr4的高。因为 CBr4分子间的作用力大于 CCl4分子间的。(2)SiO2的熔点高。因为 SiO2是原子晶体而 CO2是分子晶体。3-5 1.（a）p 区，A 族，第三周期 （b）d 区，族，第四周期 （c）s 区，A 族，第五周期 （d）f 区，B 族，第六周期 （e）ds 区，B 族，第六周期2.该元素的基态原子电子组态为Xe 4f116s23.该元素的基态原子电子组态为Kr 4d25s2，即第 40 号元素锆（Zr） 。它位于 d 区，第五周期B 族
