中学化学《物质结构与性质》问题分析

　　⒈ Co2+在水溶液中以[Co(H2O)6]2+存在。向含Co2+的溶液中加入过量氨水可生成更稳定的[Co(NH3)6]2+，其原因是：N元素电负性比O元素电负性小，N原子提供孤电子对的倾向更大，与Co2+形成的配位键更强。

　　⒉ 尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一电离能N>O，原因是：N元素的2P能级为半充满，是较稳定的结构，失去1个电子需要的能量多，所以第一电离能N>O。

　　⒊ Na+和Ne互为等电子体，电离能I2(Na)>I1(Ne)，原因是：Na+和Ne电子排布结构相同，而Na+比Ne的核电荷数大，因此Na+原子核对核外电子的吸引力大于Ne原子核对核外电子的吸引力，所以Na+更难失去电子，电离能更大。

　　⒋ 钛比钢轻、比铝硬，是一种新兴的结构材料。钛硬度比铝大的原因：Ti的价电子数比Al多，金属键更强(或Ti的原子化热比Al大，金属键更强等)。

　　⒌ 向硫酸铜溶液中滴加氨水生成蓝色沉淀，继续滴加氨水沉淀溶解，得到深蓝色透明溶液，最后向该溶液中加入一定量乙醇，析出[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶体，原因是：乙醇分子极性比水分子弱，加入乙醇后溶剂的极性减弱，溶质的溶解度减小。

　　⒍ H2Te比H2S沸点高的原因是：两者均为分子晶体且结构相似，H2Te相对分子质量比H2S大，分子间作用力更强。

　　⒎ HF比HCl在水中的溶解度大，原因是：HF与水分子之间能形成氢键，氢键的存在能增强物质在水中的溶解性，所以HF和HCl在水中HF的溶解度较大。

　　⒏ 硝酸易溶解于水的原因：硝酸分子是极性分子，易溶于极性溶剂的水中，硝酸分子中存在“H—O”键，易与水分子间形成氢键。

　　⒐ 氨(NH3)的熔、沸点比联氨(N2H4)低的主要原因：联氨分子间形成的氢键数目多于氨分子间形成的氢键。

　　⒑ NH3常用作制冷剂，原因是：NH3分子间能形成氢键，沸点高，易液化，汽化时放出大量的热，所以能够作制冷剂。

　　⒒ 为什么硫酸(H2SO4)、磷酸(H3PO4)、甘油(CH2OHCHOHCH2OH)都具有很强的吸水性?有关知识还有哪些应用?

　　由于硫酸中有两个-OH，磷酸中有三个-OH，甘油中有三个-OH，因此三者分子间都存在很强的氢键，因此都具有高沸点，粘稠等性质，且此类物质在水中溶解度极大。同理，即使高聚物中若含有许多-OH，即使不能溶解于水中，此类物质往往具有很强的吸水性。如尿不湿[CH2-CHOH]n、纤维素等均属于吸水性极强的物质。

　　⒓ C2H6和N2H4分子中均含有18个电子，它们的沸点相差较大，主要原因是N2H4分子之间存在氢键。

　　⒔ H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是水分子与乙醇分子之间存在氢键

　　⒕ 乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是CH3COOH存在分子间氢键。

　　⒖ 邻羟基苯甲醛的沸点比对羟基苯甲醛的沸点低，原因是：邻羟基苯甲醛形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛形成分子间氢键，分子间氢键使分子间作用力更大。

　　⒗ 乙二胺分子(H2N—CH2—CH2—NH2)中氮原子杂化类型为SP3，乙二胺和三甲胺[N(CH3)3]均属于胺，但乙二胺比三甲胺的沸点高得多，原因是乙二胺分子间可以形成氢键，三甲胺分子间不能形成氢键。

　　⒘ 硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是：C—C键和C—H键较强，所形成的烷烃稳定，而硅烷中Si—Si键和Si—H键的键能较低，易断裂，导致长链硅烷难以生成。

　　⒙ SO3的三聚体环状结构中S—O键长有a、b两类，b的键长大于a的键长的原因：形成b键的氧原子与两个S原子结合，作用力较小(相当于一心两用)。

　　⒚ AsH3分子为三角锥形，键角为91.80°，小于氨分子键角107°,AsH3分子键角较小的原因是：砷原子电负性小于氮原子,其共用电子对离砷核距离较远，斥力较小，键角较小。

　　⒛ 请解释如下现象：熔点：Si60>N60>C60，而破坏分子所需要的能量：N60>C60>Si60，其原因是：结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力(或范德华力)越强，熔点越高，故熔点：Si60>N60>C60;而破坏分子需断开化学键，N—N键、C—C键、Si—Si键键长逐渐增大，键能逐渐减小，故破坏分子需要的能量顺序为N60>C60>Si60。

　　21.NH3容易与Cu2+形成配离子，但NF3不易与Cu2+形成配离子，其原因是：F的电负性比N大，N—F成键电子对向F偏移，导致NF3中N原子核对其孤对电子的吸引能力增强，难以形成配位键，故NF3不易与Cu2+形成配位键

　　22.H3O+中H—O—H键角比H2O中H—O—H键角大，其原因是：H2O中的氧原子有2对孤电子对，H3O+中氧原子有1对孤电子对，排斥力较小。

　　23.已知H2O、NH3、CH4三种分子中，键角由大到小的顺序是CH4>NH3>H2O，其原因是：CH4分子中无孤对电子，NH3分子中含有1对孤对电子，H2O分子中含有2对孤对电子，对成键电子对的排斥作用依次增大，故键角逐渐减小。

　　24.NF3的键角

　　25.两种三角锥形气态氢化物膦(PH3)和氨(NH3)的键角分别为93.6°和107°，其原因是：电负性N强于P，中心原子的电负性越大，成键电子对离中心原子越近，成键电子对之间的距离越小，成键电子对之间的斥力增大，键角变大。

　　26.高温陶瓷材料Si3N4晶体中键角N—Si—N>Si—N—Si，其原因是：N原子上有孤电子对，由于孤电子对与成键电子对的排斥力更大，使得Si—N—Si键角较小。

　　27.为什么CH4、NH3、H2O、H2S的键角逐渐变小?

　　以上分子中心原子均是SP3杂化轨道，正常键角应为109.28’,但由于N、O、S中心原子上均有孤电子对，且N上一对，O、S上两对，因此，根据排斥力大小可知，孤电子对之间排斥力大，因此CH4、NH3、H2O的键角变不，而H2S中由于S原子半径大，电子云之间排斥力大，从而使H2S中键角更小，几乎恢复到原来未杂化的90°水平。

　　28.为什么F-F、Cl-Cl、Br-Br、I-I的键能分别是：157KJ/mol、242.7KJ/mol、193.7KJ/mol、152.7KJ/mol?

　　按共价键的性质可知，共价键键长越短，共价键越强，键越短应该越稳定，前提是结构相同且有可比性。在F-F与Cl-Cl中，虽然F-F键最短，但由于F原子之间的孤电子对排斥力变大，因此导致F-F反应变弱;如H-H键能为436 KJ/mol，键短，又无孤电子对，因此键能特别大。而Cl、Br、I随半径增大，两原子间孤电子对排斥力变小，键能变小主要是由于半径变大的原因。同样，C-C键能为347.7 KJ/mol，而O-O键能为142KJ/mol，O半径虽然小，但孤电子对排斥反而使键能变小。

　　29.氮原子间能形成氮氮叁键，而砷原子间不易形成叁键的原因是砷原子半径较大，原子间形成的σ键较长,p-p轨道肩并肩重叠程度较小或几乎不能重叠，难以形成π键。

　　30.原子核外电子排布时，(n-1)d>ns等出现能级交错现象,由电子云的形状及特点，s电子云为球形，电子云“重心”更趋近原子中心，而d轨道电子云形状为“∞”，电子云“重心”更趋向离原子中心更远的位置，从而导致(n-1)d>ns，其它f轨道也如此，因此出现能级顺序为：ns<……<(n-2)f<(n-1)d

　　31.原子核外电子排布时IA、IIA族三周期以后元素次外层电子为8，而IIIA—VIIIA，0族元素次外层均为18电子结构。由于能级交错现象，当排到3d能级之前，已经出现4s能级，同理，最外层电子不会超8电子，次外层电子不超18电子，以此类推。

　　32.从结构角度来看，Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是Fe3+的3d5半满状态更稳定。

　　33.Mn2+的稳定性强于Mn3+，其原因是Mn2+的3d能级为半充满状态而Mn3+不是。

　　34.IIA族元素第一电离能比同周期IIIA族第一电离能高，VA族比同周期VIA族电离能高。由于IIA族元素价电子构型为ns2，IIIA族元素为ns2np1,IIA族元素电子处于全满状态，非常稳定，而IIIA族元素P轨道只有一个电子，不是稳定结构;相反，失去一个电子后成全空的稳定状态，因此第一电离能Mg>Al，同理N>O，其它族正常。

　　35.丙酸钠(CH3CH2COONa)和氨基乙酸钠均能水解，水解产物有丙酸(CH3CH2COOH)和氨基乙酸(H2NCH2COOH)，H2NCH2COOH中N原子的杂化轨道类型为SP3杂化，C原子的杂化轨道类型为SP3、SP2杂化。常温下丙酸为液体，而氨基乙酸为固体，主要原因是：羧基的存在使丙酸形成分子间氢键，而氨基乙酸分子中，羧基和氨基均能形成分子间氢键。

　　36.OF2分子中氧原子的轨道杂化类型为sp3杂化，OF2被称为氟化物而不被称为氧化物的原因是氧化物中氧元素显负价，而在OF2中氧元素的化合价为+2

　　37.同族元素性质往往相似，为什么CO2形成是的分子晶体，而SiO2形成的是原子晶体?为什么硝酸为HNO3,而磷酸为H3PO4?为什么有PCl5而无NF5?

　　由于原子之间形成Л键时原子之间能量应接近或理解为半径相当，由于Si原子3s23p2能量较高，半径较大，与氧原子很难形成稳定的Л键;相反，O与C原子之间由于成键电子能级接近，半径相当，更易形成Л键，若形成C-O单键的原子晶体还是很难的。

　　由于N原子半径较小，原子中没有d轨道，因此不可能形成NO43-;同理，P有d轨道，可以形成SP3d杂化轨道而N不能，因此不可能形成NF5;同理，碳酸为H2CO3，而原硅酸可以是H4SiO4也是如此。

　　38.σ键与Л键的稳定性。若是C原子，C-C、C=C、C≡C中键能分别是347.7KJ/mol、615KJ/mol、812KJ/mol，说明σ键一定比Л键键能大，σ键更稳定，因此CH2=CH2常温下便可发生加成，而烷烃常温下的σ键很稳定。从数据分析可知，C≡C与C=C的键能差大于C=C与C-C的键能差，从而说明由于三键的形成使C与C原子之间结构更强，键更短，因此C≡C键更强，即CH2=CH2比CH≡CH更活泼，与溴水褪色更快，因此并非Л键越多分子越不稳定;相反若形成大的离域Л键，可能会使分子更稳定，如苯环结构，再如金刚石的沸点不如石墨的高，也是因为石墨中存在大Л键，使C-C键变得更短，更稳定。

　　相反，若是N、O原子则恰恰相反，如N-N、N=N、N≡N的键能分别是139 KJ/mol、418 KJ/mol、946 KJ/mol，O-O、O=O的键能分别是142 KJ/mol、497.3 KJ/mol。从数据不难看出，Л键键能比σ键大!这主要是由于N、O原子半径较C原子半径更小，从而形成σ键时，Л键重叠程度更大，这时Л键比σ键稳定。同理，N-O、N=O键能也分别是176KJ/mol、607KJ/mol。因此，σ键、Л键键能大小、稳定性如何，应具体问题具体分析。

　　39.NaBrO、NaBrO2、NaBrO3、NaBrO4四种钠盐中，Br的杂化方式均为SP3杂化，上述四种钠盐对应的酸的酸性依次增强，其中HBrO4的酸性强于HBrO3的原因是：HBrO3和HBrO4可分别表示为(HO)BrO2和(HO)BrO3，HBrO3中Br为+5价而HBrO4中Br为+7价。后者正电性更高，导致H、O之间的电子对向O偏移，更易电离出H+。

　　40.焰色反应用原子结构的知识解释产生此现象的原因：当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高的能级，变成激发态电子，电子从能量较高的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将以光的形式释放能量。

　　41.简单金属离子在水溶液中的颜色大多与价层含有未成对电子有关，基态铜原子的价层电子排布式为3d94s2，Cu+呈无色，其主要原因可能是价层无未成对电子。

　　42.比较Mn和Fe的电离能数据可知：气态Mn2+再失去一个电子比气态Fe2+再失去一个电子难。原因是：Mn2+的3d轨道电子排布为半充满状态，较稳定;而Fe2+的3d轨道电子数为6，不是较稳定的状态。

　　43.硼酸(H3BO3)是一元酸，其原因是：H3BO3与一个水分子可形成配位键，产生[B(OH)4]-和一个H+。

　　44.金属铜单独与氨水或单独与过氧化氢都不反应，但可与氨水和过氧化氢的混合溶液反应，其原因是：过氧化氢为氧化剂，氨与Cu2+形成配离子，两者相互促进使反应进行。

　　45.实验证明碳酸盐的阳离子不同，分解温度不同，如：

　　MgCO3热分解温度402℃,阳离子半径66pm;

　　CaCO3热分解温度900℃,阳离子半径99pm;

　　SrCO3热分解温度1172℃,阳离子半径112pm;

　　BaCO3热分解温度1360℃,阳离子半径135pm;

　　随着阳离子半径的增大，碳酸盐的分解温度逐步升高的原因：碳酸盐分解过程实际上是晶体中的金属阳离子结合CO32-中的氧离子，使CO32-分解为CO2的过程，所以当阳离子所带电荷数目相同时，阳离子半径越小，其结合氧离子的能力就越强，对应的碳酸盐就越容易分解。

　　46.已知常温下，H2CrO4的K1=4.1、K2=1×10-5，从结构的角度上看，K2<

　　47.HClO3比HClO2酸性更强，其原因为：HClO2和HClO3可分别表示为(OH)ClO和(OH)ClO2，HClO2中的Cl为+3价，而HClO3中的Cl为+5价，HClO3中Cl的正电性更高，导致Cl—O—H中O原子上的电子更向Cl偏移，更易电离出H+，故HClO3的酸性更强。

　　48.碳元素可形成多种结构和性质不同的单质，其中金刚石的熔点为3550℃，C60的熔点约为280℃，导致这种差异的原因：金刚石是原子晶体，C60是分子晶体，前者原子间是靠强烈的共价键结合的，后者分子间是靠微弱的范德华力结合在一起的。

　　49.四卤化硅SiX4的沸点依F、Cl、Br、I次序升高的原因是：均为分子晶体，范德华力随相对分子质量增大而增大。

　　50.由二卤化铅PbX2的熔点依F、Cl、Br、I次序降低，可推断：依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化学键的离子性减弱、共价性增强。

　　51.MgCl2的熔、沸点比BeCl2高的原因是：MgCl2是离子晶体，而BeCl2是分子晶体，离子键比分子间作用力强得多。发生状态变化时，离子晶体要克服离子键，分子晶体要克服分子间作用力。

　　52.CuSO4的熔点为560℃，Cu(NO3)2的熔点为115℃，其原因是：CuSO4和Cu(NO3)2均为离子晶体，SO42-所带电荷数比NO3-多，故CuSO4晶格能较大，熔点较高。

　　53.C和O之间易形成含有双键的CO2分子晶体，而Si和O之间则易形成含有单键的SiO2原子晶体，其原因为：碳与氧之间形成含有双键的分子晶体放出的能量(803kJ/mol×2=1606kJ/mol)大于形成含单键的原子晶体放出的能量(360kJ/mol×4=1440kJ/mol)，故CO2易形成含双键的分子晶体;硅与氧之间形成含有双键的分子晶体放出的能量(640kJ/mol×2=1280kJ/mol)小于形成含单键的原子晶体放出的能量(464kJ/mol×4=1856kJ/mol)，故SiO2易形成含单键的原子晶体。

　　54.为什么晶体都具有规则的几何外形?

　　由于晶体具有自范性，晶体内部的粒子是有序排列的，因此导致具有规则的几何外形。不同晶体外形不同，关键是晶胞的参数不同，各角度有所差别。

　　55.晶胞熔沸点与晶体结构的关系如何?影响因素如何?

　　晶体的熔沸点主要与晶体中粒子之间的作用力有关!但不同晶体之中影响作用力因素，还与分子晶体的分子量、极性以及原子晶体中半径、离子晶体的离子电荷与半径、金属晶体中离子电荷与原子半径有关。总之，分子晶体的作用力与分子量与极性有关，键力主要与原子半径与电荷有关。