武汉大学版无机化学课后习题答案(第三版)第15章 p区元素b(1).doc

P区元素（1）
1. 试用分子轨道理论描述下列各物种中的键、键级和磁性（顺磁性、逆磁性）和相对稳定性。
（1） O2+（二氧基阳离子）
（2） O2
（3） O2-（超氧离子）
（4） O22-（过氧离子）
解:见下表
物种
分子轨道 
键
键级
磁性
相对稳定性
O2+
KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2 (П2p) 4 (П2py*)11( П2pz*)0
一个σ键
一个二电子П键，一个三电子П键
2.5
顺
依次减小
O2
KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2 (П2p) 4 (П2py*)1 ( П2pz*)1
一个σ键
二个三电子П键
2 
顺
O2-
KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2 (П2p) 4 (П2py*)1 ( П2pz*)1
一个σ键
一个三电子П键
1.5 
顺
O22-
KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2 (П2p) 4 (П2py*)1 ( П2pz*)2
一个σ键

1 
逆

2.  重水和重氧水有何差别？写出它们的分子式。它们有何用途？如何制备？
答:重水:D2O；重氧水: ；重水是核能工业常用的中子减速剂，重氧水是研究化学反应特别是水解反应机理的示踪剂。

3. 解释为什么O2分子具有顺磁性，O3具有反磁性？
答： 根据O2分子的分子轨道式KK（σ2s）2（σ2s*）2（σ2p）2 (П2p) 4 (П2py*)1 ( П2pz*)1
分子中两个П2p 反键轨道各有一单电子，因此它具有顺磁性。
在O3分子中，每个氧原子各用一个P轨道组成一个成键П轨道，一个反键П轨道，一个非键П轨道，其中4各P电子，两个进入成键П轨道，两个进入非键П轨道，П键键级为一，分子没有成单电子，所以分子具有反磁性。

4. 在实验室怎样制备O3？它有什么重要性？
答:在实验室里制备臭氧主要靠紫外光(<185nm)照射氧或使氧通过静电放电装置而获得臭氧与氧的混合物,含臭氧可达10%。臭氧发生器的示意图见图13-10。它是两根玻璃套管所组成的,中间玻璃管内壁镶有锡锚,外管外壁绕有铜线,当锡箔与铜线间接上高电压时,两管的管壁之间发生无声放电(没有火花的放电),02就部分转变成了03

5. 油画放置久后为什么会发暗、发黑？为什么可用H2O2来处理？写出反应方程式。
答:油画放置久后会变黑，发暗，原因是油画中的白色颜料中含PbSO4，遇到空气中的H2S会生成PbS造成的。PbSO4+H2S=PbS（黑）+H2SO4
用H2O2处理又重新变白，是因为发生以下反应 H2O2=PbSO4+H2O2

6.  比较氧族元素和卤族元素氢化物在酸性、还原性、热稳定性方面的递变性规律。
答:氧族元素的氢化物有H20,H2S,H2Se,H2Te
卤族元素的氢化物有HF,HCl,HBr,HI
(1)酸性
H20H2S>H2Se>H2Te
   HF>HCl>HBr>HI
卤族元素氢化物的热稳定性比同周期的氧族元素氢化物热稳定性高。可见，氧族元素 的氢化物与卤族元素氢化物的性质递变规律相同。

7. 比较硫和氮的含氧酸在酸性、氧化性、热稳定性等方面的递变规律。
答:H2SO4没HClO4酸性强，H2SO4氧化性强，HClO4热稳定性强。

为什么SOCl2既可做Lewis酸又可做Lewis碱？
答:SOCl2 中的S原子有一对孤对电子，因此可以做Lewis碱，SOCl2 中的S原子有3d空轨道，发生水解时是它接受电子对表现出Lewis酸性质，并迅速分解为SO2和HCl

9. 叙述SO3，H2SO4和发烟硫酸的相互关系，写出固态、气态SO3的结构式。
答:SO3为H2SO4的酸酐，SO3溶于水即得硫酸:
   SO3+H2O=H2SO4
  发烟硫酸是指浓硫酸吸收SO3后，硫酸中有颜色，而且上部有烟雾。即硫酸中含有过量的SO3，则为发烟硫酸。
  气态的SO3分子呈平面三角形结构 ，S为sp2杂化，分子中有一个 键。
固态SO3为多聚体，主要以SO4四面体共用两个顶点氧形成环状或链状俩种结构形式存在。

10.  写出下面阴离子的名称和结构:S2O32-，S2O42-，S2O62-和S2O82-。

11. 简述OSF2，OSCl2和OSBr2分子中S—O键强度的变化规律，并解释原因。
答:分子中S——O键强度:SOF2>SOCl2>SOBr2
三个化合物的结构均为三角锥形，S为中心原子，且有一孤对电子。
（1）X电负性越大，吸引电子能力越强，则S原子周围的电子密度越低，硫的正电性越高，S对O极化作用越强，S——O键共价成分越大，键越短，故S-O键越强。
（2） S-O间存在d-p反馈 键，S周围电子密度小，吸引电子能力强，S-O间键越强。元素电负性F>Cl>Br,分子中S周围电子密度SOF2SO3 + H2S
2H2S + SO2 ==3S + 2H2O
Na2SO3 + S ==Na2S2O3

13. 有四种试剂:Na2SO4，Na2SO3，Na2S2O3，Na2S2O6其标签已脱落，设计一简便方法鉴别它们。
答:取少量试剂分别与稀盐酸作用
（1）无任何反应现象的是Na2SO4
（2）有刺激性气体放出，但无沉淀的是Na2SO3或Na2S2O6
再滴加BaCl2有白色沉淀生成的是Na2SO3，另一个则是Na2S2O6
（3） 有刺激性气体放出，同时有沉淀析出的是Na2S2O3

14. 由H2S的制备过程来分析它的某些性质。
答:制备H2S一般采用FeS或Na2S与稀H2SO4或浓H3PO4反应，在通风橱中收集H2S气体。由此可判断H2S有以下性质:
（1）易挥发性和溶解度小，H2S在水中溶解度较小，且易挥发，因而用稀硫酸就可以放出H2S气体
（2）强还原性；在制H2S时不能用浓硫酸，因浓H2SO4可将H2S氧化
（3） 毒性:H2S有毒，制备H2S必须在通风橱内进行，并对逸出的尾气进行吸收。

15. 一种盐A溶于水后，加入稀HCl，有刺激性气体B产生。同时有黄色沉淀C析出，气体B能使KMnO4溶液退色。若通Cl2于A溶液中，Cl2即消失并得到溶液D，D于钡盐作用，即产生不溶于稀硝酸的白色沉淀E。试确定A，B，C，D，E各为何物？写出各步反应方程式。
答:A:Na2S2O3;  B:SO2  C:S;  D:H2SO4 或SO42-;  E:BaSO4
各步反应方程式为
S2O32- +2H+=SO2+S+H2O

16. 完成并配平下列反应式:
（1）H2S+H2O2
（2）H2S+Br2
（3）H2S+I2
（4）H2S+O2
（5）H2S+ClO－ +H+
（6）Na2S+Na2SO3+H+
（7）Na2S2O3+I2
（8）Na2S2O3+Cl2
（9）SO2+H2O+Cl2
（10）H2O2+KMnO4+H+
（11）Na2O2+CO2
（12）KO2+H2O
（13）Fe(OH)2+O2+OH-
（14）K2S2O8+Mn2++H++NO  
（15）H2SeO3+H2O2
答:（1）H2S+H2O2=S+2H2O
H2S+4H2O2（过量）=H2SO4+4H2O
（2）H2S+Br2=2HBr+S
H2S+4Br2（过量）+4H2O=8HBr+H2SO4
（3）H2S+I2=2I-+S+2H+
（4）2H2S+O2=2S+2H2O
（5） 3H2S+ClO3-=3S+Cl-+3H2O
（6） 2S2-+S2O3+6H+=3S+3H2O
（7） 2Na2S2O3+I2=Na2S4O6+2NaI
（8） Na2S2O3+4Cl2+5H2O=Na2SO4+H2SO4+8HCl
（9）SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
（10）5H2O2+2MnO4-+6H+=2Mn2++5O2+8H2O
（11）2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
（12）2KO2+2H2O=2KOH+O2+H2O2
（13）4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3
（14）5S2O82-+Mn2++8H2O=10SO42-+2MnO4-+16H+
（15）H2SeO3+H2O2=H2SeO4+H2O

17.在标准状况下，50cm3含有O3的氧气，若其中所含O3完全分解后，体积增加到52 cm3。如将分解前的混合气体通入KI溶液中，能析出多少克碘？分解前的混合气体中O3的体积分数是多少？
解:5.68mg ,8.1%

18.每升含12.41克Na2S2O3•5 H2O的溶液35.00 cm3，恰好使50.00 cm3的I 2溶液退色，求碘溶液的浓度？
解:I3-+2S2O32-=S4O62-+3I-
1.75×10-2mol/L

19.下述反应在298K时的△H 为284.5kJ•mol-1
3O2 2O3
已知此反应平衡常数为10-54，试计算该反应的△G 和△S 。
解:307.97kJ /mol,  -78.76k-1.J.mol-1

20.利用电极电势解释在H2O2中加入少量Mn2+，可以促进H2O2分解反应的原因。
答: = 1.23V  
H2O2作为氧化剂时 =1.776V
H2O2能氧化Mn2+ Mn2+ + 2 H2O2 == MnO2 + 2H2O
H2O2作为还原剂 = 0.68V〈 1.23V
H2O2能还原MnO2 MnO2 +  2 H2O2 == Mn2+ + O2 + 2H2O
总反应式为 2 H2O2  O2 +2H2O