（4）He2离子的分子轨道式为（σ1s）(σ1*s)；He2离子中有1个3电子σ键；键级为有1个单电子，具有顺磁性。
+21+
2?1=0.5；2在双原子分子或离子中，键级愈大，键愈稳定，故最稳定的是F2，最不稳定的是He2。 8. O2分子的分子轨道式为
(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2(?2px)2(?2py)2(?2pz)2(?*2py)1(?*2pz)1，
+
其键级为
-
8?4=2；分子中有2个单电子，具有顺磁性。 2O2离子的分子轨道式为
(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2(?2px)2(?2py)2(?2pz)2(?*2py)2(?*2pz)1，
其键级为
8?5--=1.5，从键级角度考虑，O2可以存在，但稳定性比O2小。O2离子中有1个单电子，因此2具有顺磁性，磁性较O2弱。
O2离子的分子轨道式为
(?1s)2(?*1s)2(?2s)2(?*2s)2(?2px)2(?2py)2(?2pz)2(?*2py)2(?*2pz)2，
2-
其键级为性。
8?62-2-=1，从键级角度考虑，O2可以存在，但稳定性比O2小。O2离子中没有单电子，具有反磁29. H原子的电子组态为1s，He原子的电子组态为1s。按价键理论：H原子有1个单电子，两个H原子的自旋方向相反的单电子可以配对形成共价键，He原子没有单电子，不能形成共价键，He2分子不存在。
按分子轨道理论：H2分子的分子轨道式为（σ1s），键级为1，可以稳定存在。He2分子的分子轨道式为（σ1s）（σ*1s），键级为0，He2不能稳定存在。
10.含有单电子的分子、原子、离子或原子团称为自由基，如·NO、·H、·O2、·CH3等。由基态的三线态氧O2转化成的具有较强活性的自由基称为活性氧自由基，如O2、·O2、·OH、等。
11. SiF4分子中，Si原子的价层电子对（VP）数为4，价层电子对的构型为正四面体，因价层电子对中无孤对电子，故分子的空间构型为正四面体，结构对称，其电偶极矩(μ)为零，为非极性分子。
NF3分子中，N原子的VP数为4，VP的构型为正四面体，其中有1对孤对电子，故分子的空间构型为三角锥形，结构不对称，其μ≠O，为极性分子。
BCl3分子中，B原子的VP数为3，VP的构型为平面正三角形，其中无孤对电子，故分子的空间构型为平面正三角形，结构对称，其μ=O，为非极性分子。
3
1
—
—
2
2
2
12
11
H2S分子中，S原子的VP数为4，VP的空间构型为正四面体，其中有2对孤对电子，故分子的空间构型为V形，结构不对称，其μ≠O，为极性分子。
CHCl3分子中，C原子的VP数为4，VP的空间构型为正四面体。其中无孤对电子，但Cl元素的电极负性大于H元素，故分子的空间构型为变形四面体，结构不对称，其μ≠O，为极性分子。
12. 键的极性大小通常用元素的电负性差值来估量，电负性(X)差值愈大，键的极性也愈强。分子的极性通常用电偶极矩来度量，电偶极矩（μ）愈大，分子的极性就愈强；电偶极矩为零，则是非极性分子。
（1）HCl和HI为双原子直线分子，分子中元素的电负性不相等，形成的是极性共价键，故都是极性分子。由于Cl元素的电负性大于I元素的电负性[X(Cl）>X(I)]，因此HCl分子的电偶极矩大于HI分子的电偶极矩[μ(HCl)>μ(HI)]，故HCl分子的极性较强。
（2）H2O和H2S分子的空间构型为V形，分子中成键元素的电负性均不相等，分子空间构型又不对称，故都是极性分子。由于X(O）>X(S)，因此μ(H2O)>μ(H2S)，故H2O分子的极性较强。
（3）NH3和PH3分子的空间构型均为三角锥形，分子中成键元素的电负性不相等，分子的空间构型又不对称，故都是极性分子。由于X(N）>X(P)。因此μ (NH3 )>μ(PH3)，故NH3分子的极性较强。
（4）CH4和SiH4分子的空间构型均为正四面体，分子中成键元素的电负性不相等，但分子的空间构型对称，分子的电偶极矩均为零，故CH4和SiH4分子均为非极性分子。
（5）CH4分子的空间构型为正四面体，虽然分子中成键元素的电负性不相等，但分子的空间构型对称，电偶极矩为零，是非极性分子。CHCl3分子的空间构型为变形四面体，分子中成键元素的电负性不相等，分子的空间构型不完全对称，电偶极矩不为零，为极性分子，故CHCl3分子的极性较强。
（6）BF3分子的空间构型为平面正三角形，虽然分子中成键元素的电负性不相等，但分子的空间构型对称，电偶极矩为零，为非极性分子。NF3分子的空间构型为三角锥形，分子中成键元素的电负性不相等，分子的空间构型又不对称，电偶极矩不为零，为极性分子，故NF3分子的极性较强。
13. 稀有气体的分子为单原子分子，均是非极性分子，分子间只存在色散力。从He元素到Xe元素，随着原子序数增大，电子层数增多，分子半径增大，分子的变形性增大，色散力也就依次增强，其沸点也就依次升高。
14.
（1）H2、Ne、HF、CO的相对分子质量依次增大，色散力也依次增强。CO、HF分子中还存在取向力和诱导力，因此HF、CO的沸点相对较高。由于HF分子中还存在最强的氢键，故沸点由低到高的顺序为H2＜Ne＜CO＜HF。
（2）四种四卤化碳均为非极性分子，分子间只存在色散力。色散力随相对分子质量增加而增强，其
12
沸点也依次升高，故沸点由低到高的顺序为CF4＜CCl4＜CBr＜CI4。
15. 四种卤素单质分子，均为非极性分子，分子间只存在色散力。色散力随相对分子质量增加而增大，分子间的凝聚力依次增强，故室温下F2、Cl2为气体，Br2为液体，I2为固体。
16. 乙醇和二甲醚分子都是极性分子，分子间都存在取向力、诱导力和色散力，但乙醇分子能形成分子间氢键；而二甲醚分子中虽然也有氧原子和氢原子，但氢原子没有与氧原子直接结合，不能形成氢键，故乙醇的沸点比二甲醚的沸点高。
17.
（1）C6H6和CCl4分子均为非极性分子，故C6H6分子与CCl4分子之间只存在着色散力。
（2）CH3CH2OH和H2O分子均为极性分子，CH3CH2OH分子与H2O分子之间存在色散力、诱导力和取向力。此外，CH3CH2OH分子与H2O分子之间还存在分子间氢键。
（3）C6H6是非极性分子，CH3CH2OH是极性分子，在C6H6分子和CH3CH2OH分子之间存在着色散力和诱导力。
（4）NH3是极性分子，NH3分子之间存在着色散力、诱导力和取向力。此外，NH3分子之间还存在分子间氢键。
18. 氢键X—H?Y的强弱与X、Y的电负性及原子半径有关。X、Y的电负性愈大、原子半径愈小，形成的氢键就愈强。故氢键由弱到强的顺序为
（3）＜（2）＜（1）。
19.
（1）A为IVA族元素，AB4分子的空间构型为正四面体，可知A与B成键时采用sp等性杂化。 （2）A、B的电负性不同，故A—B键为极性键；AB4分子的空间构型为正四面体，结构对称，故AB4
为非极性分子。
（3）AB4分子为非极性分子，分子间只存在色散力。
（4）根据A、B的电负性查表，可知A为C元素，B为Cl元素，故AB4的分子式为CCl4。CCl4分子与SiCl4分子的结构相似，但SiCl4的相对分子质量较大，SiCl4分子间的色散力较大，故SiCl4的熔点、沸点比CCl4的高。
3
Exercises
1. (a) The ground-state electron configuration of Hg is [Xe] 6s4f5d; therefore, the Hg atom has two valence electrons (the 6s electrons). The Lewis structure of HgCl2 is
2
14
1
13
Cl—Hg—Cl
There are no lone pairs on the Hg atom, so the arrangement of the two electron pairs is linear (see Table 10-4). From Table10-3 we conclude that Hg is sp-hybridized because it has the geometry of the two sp hybrid orbitals. The hybridization process can be imagined to take place as follows. First we draw the orbital diagram for the ground state of Hg:
6s6p
By promoting a 6s electron to the 6p orbital, we get the excited state:
6s6p
The 6s and 6p orbitals then mix to form two sp hybrid orbitals:
sp orbitalsempty 6porbitals
The two Hg—Cl bonds are formed by the overlap of the Hg sp hybrid orbitals with the 3p orbitals of the Cl atoms. Thus HgCl2 is a linear molecule.
(b) The ground-state electron configuration of Al is [Ne] 3s3p. Therefore, Al has three valence electrons. The Lewis structure of AlI3 is
IIAlI
2
1
There are three bonding pairs and no lone pair on the Al atom. From Table 10-4 we see that the shape of three electron pairs is trigonal planar, and from Table 10-3 we conclude that Al must be sp-hybridized in AlI3.The orbital diagram of the ground-state Al atom is
2
3s3p
By promoting a 3s electron into the 3p orbital we obtain the following excited state:
3s3p
2
The 3s and two 3p orbitals then mix to form three sphybrid orbitals:
14
sp2 orbitals2
empty3p orbital
The sphybrid orbitals overlap with the 5p orbitals of I to form three covalent Al—I bonds.We predict the AlI3 molecule to be planar and all the IAlI angles to be 120?.
(c) The ground-state electron configuration of P is [Ne] 3s3p. Therefore, the P atom has five valence electrons. The Lewis structure of PF3 is
FPFF2
3
There are three bonding pairs and one lone pair on the P atom. In Table 10-4 we see that the overall arrangement of four electron pairs is tetrahedral, and from Table 10-3 we conclude that P must be sp-hybridized. The orbital diagram of the ground-state P atom is
3
3s3p
3
By mixing the 3s and 3p orbitals, we obtain four sphybrid orbitals.
sp3 orbitals3
As in the case of NH3, one of the sp hybrid orbitals is used to accommodate the lone pair on P. The other three sp hybrid orbitals form covalent P—F bonds with the 2p orbitals of F. We predict the geometry of the molecule to be pyramidal; the FPF angle should be somewhat less than 109.5?.
2. The Lewis structure of AsH3 is
HAsHH3
This molecule has three bonding pairs and one lone pair, a combination similar to that in ammonia. Therefore, the geometry of AsH3 is trigonal pyramidal, like NH3. We cannot predict the HAsH angles accurately, but we know that it must be less than109.5?.
(b) The Lewis structure of OF2 is
FOF
15
Since there are two lone pairs on the O atom, the OF2 molecule must have a bent shape, like that of H2O. Again, all we can say about angle size is that the FOF angle should be less than 109.5 ?.
(c) The Lewis structure of AlCl4 is
-ClClAlClCl-
Since the central Al atom has no lone pairs and all four Al—Cl bonds are equivalent, the AlCl4 ion should be tetrahedral, and the ClAlCl angles should all be 109.5?.
(d) The Lewis strurcture of I3 is
III--
The central I atom has two bonding pairs and three lone pairs. From Table10-4 we see that the three lone pairs all lie in the triangular plane, and the I3 ion should be linear, like the XeF2 molecule.
3.
(a) Since N2 has one fewer electron than N2, its electron configuration is (Figures10-13)
[(σ1s)(σ
2
*2 1s+
-
)(σ2s)(σ
+
2 *2s)
2
(π
2py
)( π
2
2pz
) (σ
2
2px
)]
1
(b) The bond order of N2 is
Bond order =1/2 (9 4) =2.5
(c) N2 has one unpaired electron, so it is paramagnetic.
(d) Since the electrons in the bonding molecular orbitals are responsible for holding the atoms together, N2 should have a weaker and, therefore, longer bond than N2. (In fact, the bond length of N2 is 112 pm, compared with 110 pm for N2.)
4. There are no electronegative elements (F, O, or N) in either CH4 or Na. Therefore, only F, and HCOOH can form hydrogen bonds with water.
-+
+
+
+
__
16