2-33.第二周期相同元素形成的双原子分子中， B2， O2 有未成对电子；Be2， Ne2 键级为零。
2-34.下列热化学方程式的能量变化各表示什么含义?
ΔrH?(kJ·mol–1)
例 Na(s)＋12Cl2(g) =?NaCl (s) - 410.9 (生成焓) ① HCl (g)?= H(g)＋Cl (g) 428 (键解离能(键能) ) ② Na+ (g)＋Cl﹣(g)?= NaCl (s) -770.8 (晶格能 )
2-35.对于双原子分子，键能与键的离解能的关系是：_二者相等____. 对于多原子分子，键能与键的离解能的关系是：___键能是键解离能的平均值__.
2-36.等性sp2 、sp3杂化轨道的夹角分别为__1200_____、__109o28＇___.
2-37.氢键键能和分子间力的数量级相近，它与一般分子间力的主要不同点是具有_______方向性______和___饱和性________。
2-38.按轨道重叠方式不同，共价键分为___σ键____和___π键____。
2-39.SO32﹣和SO42﹣的空间构型分别为__三角锥____和___四面体____.
2-40.碳原子在下列各分子中， 杂化形式分别是：CH3Cl _ sp3__；COCl2__
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sp2______；CS2 __ sp ____。
2-41.指出下列各分子中，中心原子的杂化方式和分子的空间构型：BCl3为_sp2_和__正三角形_；NF3为_sp3_和_三角锥__；SO3为_ sp2__和_正三角形__。
2-42.对于相同类型的离子晶体来说，其晶格能的大小与__正负离子电荷乘积_成正比，与 正负离子之间距离 成反比。
2-43.按价层电子对互斥原理，中心原子具有下列数目的价电子对时，价电子对的理想几何构型分别为：2___直线型____；3___三角形____；4___四面体_；5___三角双锥____；6___八面体__。
2-44. 当成键的两原子之间的共用电子对由其中一个原子提供时，所形成化学键叫做配位键 键，该键的形成条件是成键的两个原子一方有__孤电子对__，另一方有_空轨道__。
2-45.原子轨道用_ s、p、d、f___等符号表示轨道名称；而分子轨道用_σ、π、δ___等符号表示轨道名称。
2-46.原子轨道组成分子轨道时要遵守 对称性匹配 原则 、_能量相近__原则和___最大重叠____原则。分子轨道理论把分子中 成键电子数与反键电子数之差的一半 称为键级。
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3. 简答题
2-47. s-p型杂化可分为哪几种类型? 各种类型的杂化轨道数及所含s成分和p成分各是多少?
答：s-p型杂化分为三种类型，即：sp杂化、sp2杂化和sp3杂化。
112212sp2杂化轨道各含有的s成分和的p成分；
3313sp3杂化轨道各含有的s成分和的p成分。
44sp杂化轨道各含有的s轨道和的p轨道成分；
2-48.CH4、NH3及H2O分子中心原子都采取sp3杂化，但三者的分子构型及键角均不同，为什么?
答：CH4分子的结构： C原子的核外电子排布为1s22s22p2，在H原子的作用下，2s轨道上的1个电子被激发到空的2p轨道上，进而C原子的2s和2p重新组合成4个sp3杂化轨道，C原子用4个sp3杂化轨道同4个H原子结合形成CH4分子。因为4个sp3杂化轨道的成分和性质都相同，轨道对称轴的夹角为109°28′，分别指向四面体顶角方向， 4个H原子分别沿对称轴与C原子成键，所以CH4分子呈四面体结构，没有孤电子对，键角也是109°28′。
NH3分子的结构： 在NH3分子中，N原子的2s和2p发生sp3杂化形成了四个sp3杂化轨道，其中一个填充了一对电子，另外3个被单电子占据，因而N原子是不等性杂化。 N原子用3个占有单电子的sp3杂化轨道与3个H原子成键形成NH3分子，由于孤电子对为N原子所独有，其电子云在靠近N原子的地方较成键电子对更肥大，有较大的排斥作用，所以其键角从109°28′压缩至107.3°，分子的几何构型为三角锥。
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H2O分子的结构： H2O分子中的O原子也发生sp3杂化，但有两个sp3杂化轨道中各填有一对电子，另两个杂化轨道各有1个单电子，它们与2个H原子成键形成H2O分子。由于H2O分子O原子周围有两对孤电子对，排斥力更大，因而键角从109°28′压缩至104.5°，分子为角形结构。
2-49.已知MgO 、KI 、NaF都是NaCl型晶体，试推断它们的熔点相对高低，并说明理由。
答：它们的熔点由高到低的顺序是MgO＞NaF＞NaCl＞KI。
因为它们都是NaCl型的离子晶体，晶格能与正负离子电荷乘积成正比，与正负离子之间距离成反比. Mg2+与O2-分别带2个正电荷和负电荷， Na+和K+各带1个正电荷且离子半径K+＞Na+，F- Cl- I-各带1个负电荷且离子半径依次增大，因此晶格能按MgO，NaF，NaCl，KI顺序依次减小，熔点依次降低。
2-50.BF3分子构型是平面三角形，而NF3分子构型是三角锥形，试用杂化轨道理论解释。
答：BF3分子的结构：
B原子的核外电子排布为1s22s22p1，与氟化合时，B的1个2s电子激发到2p空轨道上，进而这个2s轨道和2个2p轨道重新组合成3个sp2杂化轨道， B原子利用3个sp2杂化轨道与F原子成键，形成BF3分子。因为3个sp2杂化轨道在B原子周围为三角形分布，夹角是120°，所以BF3分子为平面正三角形结构，B原子处于三角形中心，三个键完全等同，键角120°。
NF3分子的结构：
N原子的价电子排布是2s22p3，在NF3分子中，N原子的2s和2p发生sp3杂化
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形成了四个sp3杂化轨道，其中一个sp3杂化轨道填充了一对电子，另外3个被单电子占据，因而N原子是不等性杂化。 N原子用3个占有单电子的sp3杂化轨道与3个F原子成键形成NF3分子，由于孤电子对为N原子所独有，其电子云在靠近N原子的地方较成键电子对更肥大，有较大的排斥作用，所以其键角小于109°28′，分子的几何构型为三角锥。
2-51.比较下列各组内两种物质熔点高低，并说明理由。
(1) I2 、Si (2) MgO 、CaO (3) Na 、W 答：(1) I2 的熔点低、Si 的熔点高。
原因：因为I2是分子晶体，晶体质点间作用力为分子间作用力；Si为原子晶体晶体质点间作用力为共价键。
(2) MgO的熔点高、CaO的熔点低。
原因： MgO、CaO都是NaCl型的离子晶体，且离子的电荷相同，但Mg2+
离子半径＞Ca2+离子半径，因此MgO的晶格能比CaO高，所以MgO的熔点比CaO高。
(3) Na的熔点低、W的熔点高。
原因： Na、W都是金属晶体，Na的价电子少，金属键弱，W的价电子多，金属键强，所以Na的熔点比W的熔点低。
2-52.根据价层电子对互对斥理论写出下列分子中心原子的价电子对数、孤电子对数、成键电子对数、中心原子价电子对的理想构型和分子的稳定构型，指出各分子的中心原子轨道杂化类型。
SF4? SO3? XeF2? IF3? XeO3?
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