⒈ Co2+在水溶液中以[Co(H2O)6]2+存在。向含Co2+的溶液中加入過量氨水可生成更穩定的[Co(NH3)6]2+，其原因是：N元素電負性比O元素電負性小，N原子提供孤電子對的傾向更大，與Co2+形成的配位鍵更強。

⒉ 尿素[CO(NH2)2]分子中N、O元素的第一電離能N＞O，原因是：N元素的2P能級為半充滿，是較穩定的結構，失去1個電子需要的能量多，所以第一電離能N＞O。

⒊ Na+和Ne互為等電子體，電離能I2（Na）＞I1（Ne），原因是：Na+和Ne電子排布結構相同，而Na+比Ne的核電荷數大，因此Na+原子核對核外電子的吸引力大于Ne原子核對核外電子的吸引力，所以Na+更難失去電子，電離能更大。

⒋ 鈦比鋼輕、比鋁硬，是一種新興的結構材料。鈦硬度比鋁大的原因：Ti的價電子數比Al多，金屬鍵更強(或Ti的原子化熱比Al大，金屬鍵更強等)。

⒌ 向硫酸銅溶液中滴加氨水生成藍色沉淀，繼續滴加氨水沉淀溶解，得到深藍色透明溶液，最后向該溶液中加入一定量乙醇，析出[Cu(NH3)4]SO4·H2O晶體，原因是：乙醇分子極性比水分子弱，加入乙醇后溶劑的極性減弱，溶質的溶解度減小。

⒍ H2Te比H2S沸點高的原因是：兩者均為分子晶體且結構相似，H2Te相對分子質量比H2S大，分子間作用力更強。

⒎ HF比HCl在水中的溶解度大，原因是：HF與水分子之間能形成氫鍵，氫鍵的存在能增強物質在水中的溶解性，所以HF和HCl在水中HF的溶解度較大。

⒏ 硝酸易溶解于水的原因：硝酸分子是極性分子，易溶于極性溶劑的水中，硝酸分子中存在“H—O”鍵，易與水分子間形成氫鍵。

⒐ 氨(NH3)的熔、沸點比聯氨(N2H4)低的主要原因：聯氨分子間形成的氫鍵數目多于氨分子間形成的氫鍵。

⒑ NH3常用作制冷劑，原因是：NH3分子間能形成氫鍵，沸點高，易液化，汽化時放出大量的熱，所以能夠作制冷劑。

⒒ 為什么硫酸(H2SO4)、磷酸（H3PO4）、甘油（CH2OHCHOHCH2OH）都具有很強的吸水性？有關知識還有哪些應用？

由于硫酸中有兩個-OH，磷酸中有三個-OH，甘油中有三個-OH，因此三者分子間都存在很強的氫鍵，因此都具有高沸點，粘稠等性質，且此類物質在水中溶解度極大。同理，即使高聚物中若含有許多-OH，即使不能溶解于水中，此類物質往往具有很強的吸水性。如尿不濕[CH2-CHOH]n、纖維素等均屬于吸水性極強的物質。

⒓ C2H6和N2H4分子中均含有18個電子，它們的沸點相差較大，主要原因是N2H4分子之間存在氫鍵。

⒔ H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是水分子與乙醇分子之間存在氫鍵

⒕ 乙酸的沸點明顯高于乙醛，其主要原因是CH3COOH存在分子間氫鍵。

⒖ 鄰羥基苯甲醛的沸點比對羥基苯甲醛的沸點低，原因是：鄰羥基苯甲醛形成分子內氫鍵，而對羥基苯甲醛形成分子間氫鍵，分子間氫鍵使分子間作用力更大。

⒗ 乙二胺分子（H2N—CH2—CH2—NH2）中氮原子雜化類型為SP3，乙二胺和三甲胺[N(CH3)3]均屬于胺，但乙二胺比三甲胺的沸點高得多，原因是乙二胺分子間可以形成氫鍵，三甲胺分子間不能形成氫鍵。

⒘ 硅與碳同族，也有系列氫化物，但硅烷在種類和數量上都遠不如烷烴多，原因是：C—C鍵和C—H鍵較強，所形成的烷烴穩定，而硅烷中Si—Si鍵和Si—H鍵的鍵能較低，易斷裂，導致長鏈硅烷難以生成。

⒙ SO3的三聚體環狀結構中S—O鍵長有a、b兩類，b的鍵長大于a的鍵長的原因：形成b鍵的氧原子與兩個S原子結合，作用力較?。ㄏ喈斢谝恍膬捎茫?/p>

⒚ AsH3分子為三角錐形，鍵角為91.80°，小于氨分子鍵角107°,AsH3分子鍵角較小的原因是：砷原子電負性小于氮原子,其共用電子對離砷核距離較遠，斥力較小，鍵角較小。

⒛ 請解釋如下現象：熔點：Si60＞N60＞C60，而破壞分子所需要的能量：N60＞C60＞Si60，其原因是：結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，分子間作用力(或范德華力)越強，熔點越高，故熔點：Si60＞N60＞C60；而破壞分子需斷開化學鍵，N—N鍵、C—C鍵、Si—Si鍵鍵長逐漸增大，鍵能逐漸減小，故破壞分子需要的能量順序為N60＞C60＞Si60。

21.NH3容易與Cu2＋形成配離子，但NF3不易與Cu2＋形成配離子，其原因是：F的電負性比N大，N—F成鍵電子對向F偏移，導致NF3中N原子核對其孤對電子的吸引能力增強，難以形成配位鍵，故NF3不易與Cu2＋形成配位鍵

22.H3O+中H—O—H鍵角比H2O中H—O—H鍵角大，其原因是：H2O中的氧原子有2對孤電子對，H3O+中氧原子有1對孤電子對，排斥力較小。

23.已知H2O、NH3、CH4三種分子中，鍵角由大到小的順序是CH4＞NH3＞H2O，其原因是：CH4分子中無孤對電子，NH3分子中含有1對孤對電子，H2O分子中含有2對孤對電子，對成鍵電子對的排斥作用依次增大，故鍵角逐漸減小。

24.NF3的鍵角＜NH3的鍵角，其理由是：F的電負性比H大，NF3中N周圍電子云密度減小，成鍵電子對之間的排斥力較小，因而鍵角較小。

25.兩種三角錐形氣態氫化物膦（PH3）和氨（NH3）的鍵角分別為93.6°和107°，其原因是：電負性N強于P，中心原子的電負性越大，成鍵電子對離中心原子越近，成鍵電子對之間的距離越小，成鍵電子對之間的斥力增大，鍵角變大。

26.高溫陶瓷材料Si3N4晶體中鍵角N—Si—N＞Si—N—Si，其原因是：N原子上有孤電子對，由于孤電子對與成鍵電子對的排斥力更大，使得Si—N—Si鍵角較小。

27.為什么CH4、NH3、H2O、H2S的鍵角逐漸變?。?/p>

以上分子中心原子均是SP3雜化軌道，正常鍵角應為109.28’,但由于N、O、S中心原子上均有孤電子對，且N上一對，O、S上兩對，因此，根據排斥力大小可知，孤電子對之間排斥力大，因此CH4、NH3、H2O的鍵角變不，而H2S中由于S原子半徑大，電子云之間排斥力大，從而使H2S中鍵角更小，幾乎恢復到原來未雜化的90°水平。

28.為什么F-F、Cl-Cl、Br-Br、I-I的鍵能分別是：157KJ/mol、242.7KJ/mol、193.7KJ/mol、152.7KJ/mol？

按共價鍵的性質可知，共價鍵鍵長越短，共價鍵越強，鍵越短應該越穩定，前提是結構相同且有可比性。在F-F與Cl-Cl中，雖然F-F鍵最短，但由于F原子之間的孤電子對排斥力變大，因此導致F-F反應變弱；如H-H鍵能為436 KJ/mol，鍵短，又無孤電子對，因此鍵能特別大。而Cl、Br、I隨半徑增大，兩原子間孤電子對排斥力變小，鍵能變小主要是由于半徑變大的原因。同樣，C-C鍵能為347.7 KJ/mol，而O-O鍵能為142KJ/mol，O半徑雖然小，但孤電子對排斥反而使鍵能變小。

29.氮原子間能形成氮氮叁鍵，而砷原子間不易形成叁鍵的原因是砷原子半徑較大，原子間形成的σ鍵較長,p-p軌道肩并肩重疊程度較小或幾乎不能重疊，難以形成π鍵。

30.原子核外電子排布時，（n-1）d＞ns等出現能級交錯現象,由電子云的形狀及特點，s電子云為球形，電子云“重心”更趨近原子中心，而d軌道電子云形狀為“∞”，電子云“重心”更趨向離原子中心更遠的位置，從而導致（n-1）d＞ns，其它f軌道也如此，因此出現能級順序為：ns＜……＜(n-2)f＜(n-1)d＜np。

31.原子核外電子排布時IA、IIA族三周期以后元素次外層電子為8，而IIIA—VIIIA，0族元素次外層均為18電子結構。由于能級交錯現象，當排到3d能級之前，已經出現4s能級，同理，最外層電子不會超8電子，次外層電子不超18電子，以此類推。

32.從結構角度來看，Fe2+易被氧化成Fe3+的原因是Fe3+的3d5半滿狀態更穩定。

33.Mn2+的穩定性強于Mn3+，其原因是Mn2+的3d能級為半充滿狀態而Mn3+不是。

34.IIA族元素第一電離能比同周期IIIA族第一電離能高，VA族比同周期VIA族電離能高。由于IIA族元素價電子構型為ns2，IIIA族元素為ns2np1,IIA族元素電子處于全滿狀態，非常穩定，而IIIA族元素P軌道只有一個電子，不是穩定結構；相反，失去一個電子后成全空的穩定狀態，因此第一電離能Mg＞Al，同理N＞O，其它族正常。

35.丙酸鈉（CH3CH2COONa）和氨基乙酸鈉均能水解，水解產物有丙酸（CH3CH2COOH）和氨基乙酸（H2NCH2COOH），H2NCH2COOH中N原子的雜化軌道類型為SP3雜化，C原子的雜化軌道類型為SP3、SP2雜化。常溫下丙酸為液體，而氨基乙酸為固體，主要原因是：羧基的存在使丙酸形成分子間氫鍵，而氨基乙酸分子中，羧基和氨基均能形成分子間氫鍵。

36.OF2分子中氧原子的軌道雜化類型為sp3雜化，OF2被稱為氟化物而不被稱為氧化物的原因是氧化物中氧元素顯負價，而在OF2中氧元素的化合價為+2

37.同族元素性質往往相似，為什么CO2形成是的分子晶體，而SiO2形成的是原子晶體？為什么硝酸為HNO3,而磷酸為H3PO4？為什么有PCl5而無NF5？

由于原子之間形成Л鍵時原子之間能量應接近或理解為半徑相當，由于Si原子3s23p2能量較高，半徑較大，與氧原子很難形成穩定的Л鍵；相反，O與C原子之間由于成鍵電子能級接近，半徑相當，更易形成Л鍵，若形成C-O單鍵的原子晶體還是很難的。

由于N原子半徑較小，原子中沒有d軌道，因此不可能形成NO43-；同理，P有d軌道，可以形成SP3d雜化軌道而N不能，因此不可能形成NF5；同理，碳酸為H2CO3，而原硅酸可以是H4SiO4也是如此。

38.σ鍵與Л鍵的穩定性。若是C原子，C-C、C=C、C≡C中鍵能分別是347.7KJ/mol、615KJ/mol、812KJ/mol，說明σ鍵一定比Л鍵鍵能大，σ鍵更穩定，因此CH2=CH2常溫下便可發生加成，而烷烴常溫下的σ鍵很穩定。從數據分析可知，C≡C與C=C的鍵能差大于C=C與C-C的鍵能差，從而說明由于三鍵的形成使C與C原子之間結構更強，鍵更短，因此C≡C鍵更強，即CH2=CH2比CH≡CH更活潑，與溴水褪色更快，因此并非Л鍵越多分子越不穩定；相反若形成大的離域Л鍵，可能會使分子更穩定，如苯環結構，再如金剛石的沸點不如石墨的高，也是因為石墨中存在大Л鍵，使C-C鍵變得更短，更穩定。

相反，若是N、O原子則恰恰相反，如N-N、N=N、N≡N的鍵能分別是139 KJ/mol、418 KJ/mol、946 KJ/mol，O-O、O=O的鍵能分別是142KJ/mol、497.3 KJ/mol。從數據不難看出，Л鍵鍵能比σ鍵大！這主要是由于N、O原子半徑較C原子半徑更小，從而形成σ鍵時，Л鍵重疊程度更大，這時Л鍵比σ鍵穩定。同理，N-O、N=O鍵能也分別是176KJ/mol、607KJ/mol。因此，σ鍵、Л鍵鍵能大小、穩定性如何，應具體問題具體分析。

39.NaBrO、NaBrO2、NaBrO3、NaBrO4四種鈉鹽中，Br的雜化方式均為SP3雜化，上述四種鈉鹽對應的酸的酸性依次增強，其中HBrO4的酸性強于HBrO3的原因是：HBrO3和HBrO4可分別表示為(HO)BrO2和(HO)BrO3，HBrO3中Br為+5價而HBrO4中Br為+7價。后者正電性更高，導致H、O之間的電子對向O偏移，更易電離出H+。

40.焰色反應用原子結構的知識解釋產生此現象的原因：當基態原子的電子吸收能量后，電子會躍遷到較高的能級，變成激發態電子，電子從能量較高的激發態躍遷到較低能量的激發態或基態時，將以光的形式釋放能量。

41.簡單金屬離子在水溶液中的顏色大多與價層含有未成對電子有關，基態銅原子的價層電子排布式為3d94s2，Cu+呈無色，其主要原因可能是價層無未成對電子。

42.比較Mn和Fe的電離能數據可知：氣態Mn2+再失去一個電子比氣態Fe2+再失去一個電子難。原因是：Mn2+的3d軌道電子排布為半充滿狀態，較穩定；而Fe2+的3d軌道電子數為6，不是較穩定的狀態。

43.硼酸（H3BO3）是一元酸，其原因是：H3BO3與一個水分子可形成配位鍵，產生[B(OH)4]-和一個H+。

44.金屬銅單獨與氨水或單獨與過氧化氫都不反應，但可與氨水和過氧化氫的混合溶液反應，其原因是：過氧化氫為氧化劑，氨與Cu2+形成配離子，兩者相互促進使反應進行。

45.實驗證明碳酸鹽的陽離子不同，分解溫度不同，如：

MgCO3熱分解溫度402℃,陽離子半徑66pm；

CaCO3熱分解溫度900℃,陽離子半徑99pm；

SrCO3熱分解溫度1172℃,陽離子半徑112pm；

BaCO3熱分解溫度1360℃,陽離子半徑135pm；

隨著陽離子半徑的增大，碳酸鹽的分解溫度逐步升高的原因：碳酸鹽分解過程實際上是晶體中的金屬陽離子結合CO32-中的氧離子，使CO32-分解為CO2的過程，所以當陽離子所帶電荷數目相同時，陽離子半徑越小，其結合氧離子的能力就越強，對應的碳酸鹽就越容易分解。

46.已知常溫下，H2CrO4的K1＝4.1、K2＝1×10-5，從結構的角度上看，K2<的原因是：第二步電離產生的二價酸根離子重新結合H+的能力強于第一步電離產生的一價酸根離子結合H+的能力。

47.HClO3比HClO2酸性更強，其原因為：HClO2和HClO3可分別表示為(OH)ClO和(OH)ClO2，HClO2中的Cl為＋3價，而HClO3中的Cl為＋5價，HClO3中Cl的正電性更高，導致Cl—O—H中O原子上的電子更向Cl偏移，更易電離出H＋，故HClO3的酸性更強。

48.碳元素可形成多種結構和性質不同的單質，其中金剛石的熔點為3550℃，C60的熔點約為280℃，導致這種差異的原因：金剛石是原子晶體，C60是分子晶體，前者原子間是靠強烈的共價鍵結合的，后者分子間是靠微弱的范德華力結合在一起的。

49.四鹵化硅SiX4的沸點依F、Cl、Br、I次序升高的原因是：均為分子晶體，范德華力隨相對分子質量增大而增大。

50.由二鹵化鉛PbX2的熔點依F、Cl、Br、I次序降低，可推斷：依F、Cl、Br、I次序，PbX2中的化學鍵的離子性減弱、共價性增強。

51.MgCl2的熔、沸點比BeCl2高的原因是：MgCl2是離子晶體，而BeCl2是分子晶體，離子鍵比分子間作用力強得多。發生狀態變化時，離子晶體要克服離子鍵，分子晶體要克服分子間作用力。

52.CuSO4的熔點為560℃，Cu(NO3)2的熔點為115℃，其原因是：CuSO4和Cu(NO3)2均為離子晶體，SO42-所帶電荷數比NO3-多，故CuSO4晶格能較大，熔點較高。

53.C和O之間易形成含有雙鍵的CO2分子晶體，而Si和O之間則易形成含有單鍵的SiO2原子晶體，其原因為：碳與氧之間形成含有雙鍵的分子晶體放出的能量（803kJ/mol×2＝1606kJ/mol）大于形成含單鍵的原子晶體放出的能量（360kJ/mol×4＝1440kJ/mol），故CO2易形成含雙鍵的分子晶體；硅與氧之間形成含有雙鍵的分子晶體放出的能量（640kJ/mol×2＝1280kJ/mol）小于形成含單鍵的原子晶體放出的能量（464kJ/mol×4＝1856kJ/mol），故SiO2易形成含單鍵的原子晶體。

54.為什么晶體都具有規則的幾何外形？

由于晶體具有自范性，晶體內部的粒子是有序排列的，因此導致具有規則的幾何外形。不同晶體外形不同，關鍵是晶胞的參數不同，各角度有所差別。

55.晶胞熔沸點與晶體結構的關系如何？影響因素如何？

晶體的熔沸點主要與晶體中粒子之間的作用力有關！但不同晶體之中影響作用力因素，還與分子晶體的分子量、極性以及原子晶體中半徑、離子晶體的離子電荷與半徑、金屬晶體中離子電荷與原子半徑有關?？傊肿泳w的作用力與分子量與極性有關，鍵力主要與原子半徑與電荷有關。