國立中興大學 111 年 《化學》

核心觀念

本題考查元素的週期表分類與化學反應性：

• 鹵素（halogens）位於第 17 族，通常具有高度反應性。
• 鹼金屬（alkali metals）位於第 1 族，最外層只有 1 個電子，通常非常容易失去電子，反應性高。
• 硫屬於主族元素（main group element）。
• 稀有氣體（noble gases）最外層電子殼層穩定，通常不易形成離子。
• 鋅位於第 12 族、$d$ 區，常被基礎化學教材歸入過渡金屬範圍；但依嚴格 IUPAC 定義，鋅不屬於過渡元素。

解題方法

逐一依據元素所在族別、價電子組態與形成離子的傾向判斷。此題只有一個錯誤選項，命題採用一般基礎化學中將第 3 至第 12 族視為 transition metals 的廣義分類，因此判斷「鹼金屬相當不活潑」為錯誤敘述。

選項分析

(A) Halogens are very reactive elements.

正確。

鹵素位於第 17 族，最外層通常有 7 個價電子，距離穩定的八隅體只差 1 個電子，因此容易得電子形成陰離子：

$$\ce{X2 + 2e^- -> 2X^-}$$

例如氯氣與金屬反應時可形成氯離子：

$$\ce{2Na + Cl2 -> 2NaCl}$$

因此鹵素通常具有很高的反應性。

(B) The alkali metals are fairly unreactive.

錯誤，為本題答案。

鹼金屬位於第 1 族，最外層只有 1 個價電子，電子組態可表示為：

$$\ce{[noble\ gas] ns^1}$$

它們很容易失去最外層電子，形成穩定的 $+1$ 價離子：

$$\ce{M -> M+ + e^-}$$

鹼金屬與水的反應普遍相當劇烈，例如鈉與水反應：

$$\ce{2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2}$$

因此鹼金屬不是「fairly unreactive」，而是典型的高度活潑金屬。一般而言，同族由上而下原子半徑增加、游離能降低，失去價電子更容易，金屬反應性也會增加。

(C) Sulfur is a main group element.

正確。

核心觀念

本題考查「離子化合物的命名」與「多價金屬的氧化數判定」。

命名含多價金屬的離子化合物時：

1. 先寫出陰離子的名稱與電荷。
2. 由化合物整體電中性，求出金屬陽離子的氧化數。
3. 金屬名稱後以羅馬數字標示氧化數。
4. 陰離子名稱須與化學式中的多原子離子相符。

本題中的陰離子為硫酸根 $\ce{SO4^{2-}}$，名稱是 sulfate。

解題方法

化合物為：

$$\ce{Sn(SO4)2}$$

每個硫酸根 $\ce{SO4^{2-}}$ 帶有 $-2$ 電荷，化學式中有 2 個硫酸根，因此陰離子總電荷為：

$$2 \times (-2)=-4$$

整個化合物必須呈電中性，因此錫的電荷必須為 $+4$：

$$\ce{Sn^{4+}}+2\ce{SO4^{2-}}\longrightarrow \ce{Sn(SO4)2}$$

錫的英文名稱為 tin，氧化數為 $+4$，須標示為 tin (IV)；$\ce{SO4^{2-}}$ 的英文名稱為 sulfate。

因此完整名稱為：

$$\boxed{\text{tin (IV) sulfate}}$$

選項分析

(A) tin (I) sulfite

錯誤。

• tin (I) 表示錫為 $+1$。
• sulfite 表示亞硫酸根 $\ce{SO3^{2-}}$，並非題目中的硫酸根 $\ce{SO4^{2-}}$。
• 題目化學式含有 2 個 $\ce{SO4^{2-}}$，因此陰離子名稱應為 sulfate。

(B) tin (IV) sulfate

正確。

核心觀念

本題考查二元離子化合物的化學式判定，以及常見離子電荷的配平。

• 鎂原子通常形成鎂離子：$\ce{Mg^{2+}}$
• 氫化物中的氫為氫化物離子：$\ce{H^-}$
• 化合物必須滿足「總正電荷 = 總負電荷」，整體呈電中性。

氫化物離子 $\ce{H^-}$ 與氫氧根離子 $\ce{OH^-}$ 不同：

• hydride：氫化物，$\ce{H^-}$
• hydroxide：氫氧化物，$\ce{OH^-}$

解題方法

題目名稱為 magnesium hydride，因此組成離子為：

$$\ce{Mg^{2+}} \quad \text{與} \quad \ce{H^-}$$

一個 $\ce{Mg^{2+}}$ 帶有 $+2$ 電荷，需要兩個 $\ce{H^-}$ 提供總共 $-2$ 電荷：

$$(+2)+2(-1)=0$$

因此離子比例為 $\ce{Mg^{2+}}:\ce{H^-}=1:2$，化學式為：

$$\ce{MgH2}$$

其形成反應可表示為：

$$\ce{Mg + H2 -> MgH2}$$

反應式已配平：左側有 1 個鎂原子與 2 個氫原子，右側亦相同。

選項分析

(A) $\ce{MgH2}$：正確

$\ce{Mg^{2+}}$ 需要兩個 $\ce{H^-}$ 才能使總電荷為零：

$$\ce{Mg^{2+} + 2H^- -> MgH2}$$

因此 $\ce{MgH2}$ 是 magnesium hydride 的正確化學式。

(B) $\ce{MgOH}$：錯誤

其中的 $\ce{OH^-}$ 是氫氧根離子，不是氫化物離子。若組成為 $\ce{Mg^{2+}}$ 與 $\ce{OH^-}$，需要兩個氫氧根離子：

核心觀念

本題考查「離子化合物的水溶性判斷」與常見溶解度規則。判斷時，先辨認化合物所含的陰、陽離子，再套用一般水溶性規則：

• 第 1 族金屬離子與 $\ce{NH4+}$ 的鹽通常可溶。
• 第 2 族金屬的硫化物通常可溶或具有較高水溶性。
• 碳酸鹽 $\ce{CO3^{2-}}$ 通常難溶，例外是第 1 族與 $\ce{NH4+}$。
• 氯化物通常可溶，但 $\ce{AgCl}$、$\ce{PbCl2}$、$\ce{Hg2Cl2}$ 難溶或微溶。
• 硫酸鹽通常可溶，但 $\ce{BaSO4}$、$\ce{PbSO4}$、$\ce{SrSO4}$ 等難溶。

本題的關鍵在於題目問的是一般狀態下可溶於水的化合物，而不是「在加熱或特殊條件下能否溶解少量」。

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解題方法

逐一分析各化合物的陽離子與陰離子，套用溶解度規則：

1. 判斷是否屬於常見可溶性鹽類。
2. 注意特殊的難溶例外。
3. 區分「可完全溶解」與「僅微溶或加熱時部分溶解」。

其中，$\ce{CaS}$ 為第 2 族金屬鈣的硫化物，在本題採用的中學及大學基礎化學溶解度規則中視為可溶於水：

$$\ce{CaS(s) -> Ca^{2+}(aq) + S^{2-}(aq)}$$

硫離子在水中還會發生水解：

$$\ce{S^{2-}(aq) + H2O(l) <=> HS^-(aq) + OH^-(aq)}$$

因此，$\ce{CaS}$ 可在水中形成水溶液，官方答案將其認定為「可完全溶於水」。

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選項分析

(A) $\ce{CaS}$：正確

$\ce{CaS}$ 是硫化鈣，含有第 2 族金屬離子 $\ce{Ca^{2+}}$ 與硫離子 $\ce{S^{2-}}$。第 2 族金屬硫化物在本題的溶解度規則中列為可溶，故：

$$\ce{CaS(s) -> Ca^{2+}(aq) + S^{2-}(aq)}$$

$\ce{CaS}$ 可完全溶於水，因此選項 $\text{(A)}$ 正確。

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(B) $\ce{MgCO3}$：錯誤

$\ce{MgCO3}$ 是碳酸鎂。碳酸鹽大多數難溶於水，主要例外為第 1 族金屬碳酸鹽與 $\ce{NH4+}$ 的碳酸鹽。$\ce{Mg^{2+}}$ 不屬於這些例外，因此 $\ce{MgCO3}$ 為難溶物：

核心觀念

本題考的是氣體分子速率分布與莫耳質量的關係。對同一溫度下的不同氣體，分子最概然速率為

$$v_{\mathrm{mp}}=\sqrt{\frac{2RT}{M}}$$

其中 $v_{\mathrm{mp}}$ 為最概然速率，$R$ 為氣體常數，$T$ 為絕對溫度，$M$ 為氣體莫耳質量。

在溫度相同時：

$$v_{\mathrm{mp}}\propto \frac{1}{\sqrt{M}}$$

因此，莫耳質量越大的氣體，分子平均運動越慢，速率分布曲線的峰值越偏左。

解題方法

由圖可見，四條曲線的峰值位置由左至右約為：

$$D \rightarrow C \rightarrow B \rightarrow A$$

其中 D 的峰值最靠左，代表 D 的分子具有最低的最概然速率。

在相同溫度下，依據

$$M=\frac{2RT}{v_{\mathrm{mp}}^2}$$

核心觀念

本題考查熱力學第一定律、狀態函數，以及定容、定壓熱量測定法。

主要觀念如下：

1. **狀態函數（state function）**只與系統的初態、終態有關，與達到終態所經過的路徑無關。例如內能 $E$、焓 $H$、熵 $S$。
2. 熱量 $q$ 與功 $w$ 為路徑函數，會隨過程不同而改變。
3. 熱力學第一定律為

$$\Delta E=q+w$$

4. 在定容條件下，若只考慮體積功，因為 $\Delta V=0$，所以

$$w=-P\Delta V=0$$

因此

$$\Delta E=q_v$$

5. 在定壓條件下，若只考慮體積功，系統吸收的熱量等於焓變：

$$q_p=\Delta H$$

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解題方法

逐一判斷各選項是否符合上述定義與公式。

定容熱量測定通常使用炸彈熱量計（bomb calorimeter），定容條件下量得的反應熱可求得 $\Delta E_{\ce{rxn}}$。

定壓熱量測定通常使用開放式量熱器或咖啡杯熱量計，定壓條件下量得的反應熱可求得 $\Delta H_{\ce{rxn}}$。

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選項分析

(A) State functions do not depend on the path taken to arrive at a particular state.

正確。

狀態函數只由系統的初態與終態決定，不受反應路徑影響。例如反應由狀態 1 到狀態 2，無論經過單一步驟或多個步驟，其內能變化皆相同：

$$\Delta E=E_2-E_1$$

因此選項（A）正確。

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(B) $\Delta E_{\ce{rxn}}$ can be determined using constant volume calorimetry.

正確。

由熱力學第一定律：

$$\Delta E=q+w$$

在定容條件下：

$$w=-P\Delta V=0$$

所以：

$$\Delta E=q_v$$

炸彈熱量計在固定體積下進行反應，量得的熱量可用來求反應的內能變化。若熱量計吸收熱量為 $q_{\ce{cal}}$，則反應系統的熱量為：

$$q_{\ce{rxn}}=-q_{\ce{cal}}$$

因此：

核心觀念

本題考查量子力學中電子的二象性、不確定性原理、原子軌域形狀與原子整體形狀。

重要觀念如下：

1. 電子同時具有粒子性與波動性。
2. 電子的位置與動量不能同時被精確測定。
3. 原子軌域的大小會隨主量子數 $n$ 改變，不會全部相同。
4. 單一軌域可能具有不同形狀，但原子的總電子密度通常呈近似球形。

解題方法

逐一檢查各選項是否符合量子力學基本原理。

判斷電子位置與速度能否同時精確知道時，使用 Heisenberg 不確定性原理：

$$\Delta x \Delta p \geq \frac{\hbar}{2}$$

其中：

• $\Delta x$ 為位置的不確定度
• $\Delta p$ 為動量的不確定度
• $\hbar$ 為約化普朗克常數

由於非相對論情況下 $p=mv$，因此位置與速度也不能同時具有零不確定度。

選項分析

(A) We can sometimes know the exact location and speed of an electron at the same time.

錯誤。

根據不確定性原理：

$$\Delta x \Delta p \geq \frac{\hbar}{2}$$

當電子位置的不確定度 $\Delta x$ 趨近於零時，動量的不確定度 $\Delta p$ 必然增大；由於 $p=mv$，速度的不確定度也會增大。

因此，電子的位置與速度不能同時被精確知道。這不是儀器精密度不足，而是自然界的基本限制。

(B) All orbitals in a given atom are roughly the same size.

錯誤。

不同軌域的大小並不相同。一般而言，主量子數 $n$ 越大，電子平均距離原子核越遠，軌域也越大。

例如：

• $1s$ 軌域主要分布在靠近原子核的位置
• $2s$、$2p$ 軌域平均分布範圍比 $1s$ 大
• $3s$、$3p$、$3d$ 軌域通常又比第二層軌域更大

因此，軌域大小會受到主量子數及軌域種類影響，不能說同一原子的所有軌域大小大致相同。

核心觀念

矽的原子序為 $14$，基態電子組態為：

$$\ce{Si}: 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^2$$

因此，矽的價電子位於 $3s$ 與 $3p$ 軌域，價軌域電子排布為：

$$3s^2\,3p^2$$

依洪德定則，$3p$ 的兩個電子會先分占兩個不同的 $p$ 軌域，且自旋平行，而不會先成對占據同一軌域。

解題方法

判斷圖示時依序檢查：

1. 是否使用正確的主量子層：矽應為 $3s$、$3p$。
2. $3s$ 軌域是否有兩個電子。
3. 三個 $3p$ 軌域是否共有兩個電子。
4. 兩個 $3p$ 電子是否分占不同軌域且自旋平行。

正確圖形應表示：

$$3s:\ \boxed{\uparrow\downarrow} \qquad 3p:\ \boxed{\uparrow}\ \boxed{\uparrow}\ \boxed{\ }$$

選項分析

核心觀念

本題考查主族元素的價電子數、八隅體規則，以及原子形成穩定單原子離子的趨勢。

氮的原子序為 $7$，電子組態為：

$$\ce{N}: 1s^2 2s^2 2p^3$$

最外層有 $5$ 個價電子。若氮原子再得到 $3$ 個電子，最外層即可達到 $8$ 個電子，形成穩定的稀有氣體電子組態：

$$\ce{N + 3e^- -> N^{3-}}$$

因此，氮最穩定的單原子離子為氮化物離子 $\ce{N^{3-}}$。

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解題方法

氮位於元素週期表第 15 族，具有 $5$ 個價電子。依八隅體規則：

• 得到 $3$ 個電子：由 $5$ 個價電子增加為 $8$ 個；
• 失去 $5$ 個電子：由 $5$ 個價電子減少至最外層穩定組態。

對氮而言，得到 $3$ 個電子所需能量通常低於失去 $5$ 個電子，因此傾向形成陰離子：

$$\ce{N + 3e^- -> N^{3-}}$$

氮化物離子 $\ce{N^{3-}}$ 的電子數為：

$$7+3=10$$

其電子組態為：

$$\ce{N^{3-}}: 1s^2 2s^2 2p^6$$

與氖原子 $\ce{Ne}$ 具有相同的電子組態，符合八隅體穩定結構。因此離子電荷為 $-3$。

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選項分析

(A) $-3$

正確。氮有 $5$ 個價電子，再得到 $3$ 個電子即可滿足八隅體：

$$\ce{N + 3e^- -> N^{3-}}$$

所以最穩定單原子離子的電荷為 $-3$。

(B) $-2$

核心觀念

本題考查離子化合物熔點與晶格能的關係。依離子鍵模型，離子間靜電吸引力越強，晶格能絕對值越大，晶體越穩定，通常具有越高的熔點。

離子間的庫侖吸引力可表示為：

$$F \propto \frac{|z_+z_-|}{r_+ + r_-}$$

晶格能的大小也可近似表示為：

$$U \propto \frac{|z_+z_-|}{r_+ + r_-}$$

其中：

• $z_+$、$z_-$：陽離子與陰離子的電荷數
• $r_+$、$r_-$：陽離子與陰離子的離子半徑
• 離子電荷越大，吸引力越強
• 離子半徑越小，離子間距離越短，吸引力越強

本題所有化合物皆為 $\ce{M^{2+}X^-_2}$，陽、陰離子的電荷乘積皆為：

$$|z_+z_-|=|(+2)(-1)|=2$$

因此主要比較離子半徑，找出離子間距離最短者。

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解題方法

先比較陽離子：

$$\ce{Mg^{2+}} < \ce{Ca^{2+}} < \ce{Sr^{2+}}$$

同族中，往下電子層增加，離子半徑變大，因此：

$$r(\ce{Mg^{2+}})<r(\ce{Ca^{2+}})<r(\ce{Sr^{2+}})$$

再比較鹵離子：

$$\ce{F^-}<\ce{Cl^-}<\ce{Br^-}<\ce{I^-}$$

所有選項的離子電荷相同，所以離子半徑總和越小者：

$$r_+ + r_-$$

越小，晶格能越大，依離子鍵模型熔點越高。

其中 $\ce{Mg^{2+}}$ 是所有選項中最小的陽離子，而 $\ce{F^-}$ 是最小的陰離子，因此 $\ce{MgF2}$ 具有最短的離子間距離，靜電吸引力最強。

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選項分析

(A) $\ce{SrI2}$

$\ce{Sr^{2+}}$ 半徑較大，$\ce{I^-}$ 更是所有鹵離子中半徑最大的離子，使得：

核心觀念

本題考查：

• Lewis 結構的繪製
• 形式電荷
• 共振結構（resonance structures）
• 共振混成體中的鍵級與鍵等同性

亞硝酸根為 $\ce{NO2^-}$，總價電子數為：

$$5+2(6)+1=18\text{ 個價電子}$$

其中氮為中心原子，與兩個氧形成鍵結。

解題方法

先畫出 $\ce{N-O}$ 骨架，再分配 18 個價電子。為使氮與氧符合八隅體，可形成下列兩個等價的共振結構：

$$\ce{[^-O-N=O] <=> [O=N-O^-]}$$

在每一個共振結構中：

• 一個 $\ce{N-O}$ 為單鍵
• 另一個 $\ce{N=O}$ 為雙鍵
• 單鍵氧帶有 $-1$ 形式電荷
• 雙鍵氧形式電荷為 $0$
• 氮的形式電荷為 $0$

兩個氧完全等價，因此實際的亞硝酸根不是固定的一邊單鍵、另一邊雙鍵，而是兩個共振結構的混成體。兩條 $\ce{N-O}$ 鍵具有相同鍵長與相同鍵級，平均鍵級為：

$$\frac{1+2}{2}=1.5$$

所以兩條 $\ce{N-O}$ 鍵皆可視為具有約 $1.5$ 的鍵級。

選項分析

核心觀念

本題考察：

1. VSEPR 理論（價電子對互斥理論）
2. 分子幾何與電子域幾何
3. 孤電子對對鍵結電子對的排斥
4. 共振與多重鍵對鍵角的影響

判斷鍵角時，主要原則為：

$$\text{孤電子對–孤電子對排斥} > \text{孤電子對–鍵結電子對排斥} > \text{鍵結電子對–鍵結電子對排斥}$$

孤電子對會占據較大的空間，因此會使相鄰鍵結對彼此靠近，造成鍵角縮小。

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解題方法

逐一判斷三個分子的中心原子、價電子域數目與分子形狀，再比較鍵角大小。

一、$\ce{N2O}$

$\ce{N2O}$ 的骨架為：

$$\ce{N-N-O}$$

中心原子為中間的 $\ce{N}$。其主要共振結構可表示為：

$$\ce{N#N+-O^-}$$

中心氮原子周圍有兩個鍵結電子域：

• $\ce{N#N}$ 三鍵算一個電子域
• $\ce{N-O}$ 單鍵算一個電子域
• 中心氮沒有孤電子對

因此屬於：

$$\ce{AX2}$$

電子域幾何與分子形狀皆為線形，鍵角為：

$$\angle \ce{N-N-O}=180^\circ$$

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二、$\ce{NO2^-}$

$\ce{NO2^-}$ 的路易斯結構具有共振：

$$\ce{^-O-N=O <-> O=N-O^-}$$

中心氮原子周圍有：

• 兩個 $\ce{N-O}$ 鍵結電子域
• 一對孤電子對

雖然其中一個共振式畫有雙鍵，但在 VSEPR 判斷中，一條單鍵或多重鍵都只算一個電子域。因此中心氮共有三個電子域：

$$\ce{AX2E}$$

電子域幾何為平面三角形，分子形狀為彎曲形。理想平面三角形鍵角為 $120^\circ$，由於孤電子對排斥，實際鍵角略小於 $120^\circ$，約為：

$$\angle \ce{O-N-O}\approx 115^\circ$$

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三、$\ce{NCl3}$

中心原子為氮，氮與三個氯形成三條單鍵，並保有一對孤電子對：

$$\ce{NCl3}$$

中心氮共有：

• 三個鍵結電子域
• 一個孤電子對

因此屬於：

$$\ce{AX3E}$$

電子域幾何為四面體，分子形狀為三角錐形。四面體理想鍵角為 $109.5^\circ$，孤電子對會壓縮鍵角，使實際鍵角約為：

$$\angle \ce{Cl-N-Cl}\approx 107^\circ$$

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鍵角大小比較

三者鍵角約為：

核心觀念

本題考查 Lewis 結構、形式電荷、VSEPR 模型與混成軌域判斷。

中心原子 $\ce{Br}$ 周圍共有 6 個電子域：

• 4 個 $\ce{Br-F}$ 鍵結電子域
• 2 對 $\ce{Br}$ 上的孤電子對

因此屬於 $\ce{AX4E2}$ 型。

解題方法

先計算總價電子數：

$$7+4(7)+1=36\ \text{個價電子}$$

其中 $+1$ 來自陰離子電荷。

1. $\ce{Br}$ 與 4 個 $\ce{F}$ 分別形成單鍵，使用 $8$ 個電子。
2. 每個 $\ce{F}$ 補足八隅體，各需 6 個非鍵結電子，共使用 $24$ 個電子。
3. 剩餘電子數：

$$36-8-24=4\ \text{個電子}$$

這 4 個電子放在中心 $\ce{Br}$ 上，形成 2 對孤電子對。

Lewis 結構可表示為：

$$[\ce{[BrF4]^-}]$$

其中 $\ce{Br}$ 中心連接 4 個 $\ce{F}$，並帶有 2 對孤電子對。4 個 $\ce{F}$ 各帶 3 對孤電子對，中心 $\ce{Br}$ 的形式電荷為 $-1$。

核心觀念

本題考查價層電子對互斥理論（VSEPR model）。判斷分子幾何時，必須先計算中心原子周圍的電子域數目：

• 成鍵電子對：每一個鍵視為一個電子域，單鍵、雙鍵、三鍵均各算一個電子域。
• 孤電子對：每一對孤電子視為一個電子域。
• 電子域彼此互斥，會排列成使排斥力最小的空間結構。
• 分子幾何只描述原子的位置，不把孤電子對列入形狀名稱。

解題方法

先畫出 $\ce{SO2}$ 的路易斯結構。

價電子總數為：

$$\ce{S}:6+\ce{O}:6\times 2=18\text{ 個價電子}$$

硫原子位於中心，兩個氧原子分別與硫成鍵。$\ce{SO2}$ 可用共振結構表示，常見表示方式為：

$$\ce{O=S-O <-> O-S=O}$$

實際上兩個 $\ce{S-O}$ 鍵具有共振特性。對 VSEPR 判斷而言，中心硫原子周圍有：

• 兩個 $\ce{S-O}$ 成鍵電子域
• 一對硫原子的孤電子對

因此中心硫原子屬於：

$$\ce{AX2E}$$

總電子域數為 $3$，所以：

• 電子域幾何：trigonal planar，平面三角形
• 分子幾何：bent，折線形

孤電子對的排斥力大於成鍵電子對，會使兩個 $\ce{S-O}$ 鍵角小於理想平面三角形的 $120^\circ$。

選項分析

• (A) linear：錯誤。
  線形結構通常對應 $\ce{AX2}$，中心原子周圍有兩個電子域且沒有孤電子對，例如 $\ce{CO2}$。

核心觀念

1. 分子間作用力（Intermolecular Forces, IMF）與蒸氣壓的關係：
   在特定溫度下，液體分子間的作用力愈強，分子越不容易克服位能井而脫離液面逸入氣相，因此其平衡飽和蒸氣壓（vapor pressure）愈小，對應的正常沸點（boiling point）則愈高。即：

$$\text{分子間作用力愈強} \iff \text{沸點愈高} \iff \text{蒸氣壓愈小}$$

2. 分子間作用力之分類與強弱：

• 氫鍵（Hydrogen bonding）：含電負度極大之 $\ce{N}$、$\ce{O}$、$\ce{F}$ 原子且與 $\ce{H}$ 直連之分子間具備，通常強度顯著高於一般偶極力。
• 偶極-偶極力（Dipole-dipole interaction）：存在於具永久偶極矩的極性分子之間。
• 倫敦分散力（London dispersion force）：存在於所有分子之間，大小取決於分子量、電子總數及電子雲的極化度（polarizability）。當非極性分子的分子量與極化度遠大於輕分子時，分散力的總強度常可超越輕分子的氫鍵或偶極力。

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解題方法

欲排出蒸氣壓由小到大的順序，關鍵在於評估各分子的結構、極性、極化度與分子間作用力總和：

1. $\ce{NH3}$（氨）：

• 分子構型為三角錐形（立體數 $\text{SN} = 4$，具一對孤對電子），為極性分子。
• 含有 $\ce{N-H}$ 鍵，分子間可形成分子間氫鍵（$\ce{N-H\cdots N}$）。
• 分子量僅約 $17.0\text{ g/mol}$，電子數僅 $10$。

2. $\ce{NF3}$（三氟化氮）：

• 分子構型亦為三角錐形，但中心 $\ce{N}$ 上孤對電子的偶極方向與三個極性甚大的 $\ce{N-F}$ 鍵之偶極向量方向相反，幾近完全抵消，使其永久偶極矩極小（$\mu \approx 0.24\text{ D}$）。
• 分子間無氫鍵，僅有極微弱的偶極力與分散力。
• 分子量約 $71.0\text{ g/mol}$，正常沸點極低，約為 $-129^\circ\text{C}$。

3. $\ce{BCl3}$（三氯化硼）：

• 中心硼原子採 $sp^2$ 混成，幾何構型為對稱的平面三角形，永久偶極矩 $\mu = 0$，為非極性分子。
• 分子間僅具有倫敦分散力。
• 分子量達 $117.2\text{ g/mol}$，總電子數達 $56$，外圍三個氯原子具廣大且鬆散易變形的電子雲，極化度極大，使其倫敦分散力異常強烈。
• 正常沸點高達 $+12.6^\circ\text{C}$。

熱力學數據驗證：

• 正常沸點比較：

$$\ce{BCl3}\,(+12.6^\circ\text{C}) > \ce{NH3}\,(-33.3^\circ\text{C}) > \ce{NF3}\,(-129^\circ\text{C})$$

• 沸點愈高，引力愈強，在同一溫度下之蒸氣壓愈低。故真實蒸氣壓由小到大順序為：

$$\ce{BCl3 < NH3 < NF3}$$

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選項分析

題目要求依「蒸氣壓由小到大（increasing order）」排列：

• (A) $\ce{NH3 < NF3 < BCl3}$：
  正確（定性理論角度）。若依普通化學入門教科書簡化之定性法則（未考慮極化度逆轉）：將氫鍵視為最強（$\ce{NH3}$ 蒸氣壓最小），偶極分子次之（$\ce{NF3}$ 居中），非極性

核心觀念

分子間作用力主要包括：

1. 色散力（dispersion force）
   所有原子與分子皆具有瞬時偶極，因此所有物質都具有色散力。分子電子數越多、可極化性越大，色散力通常越強。

2. 偶極－偶極作用力（dipole-dipole interaction）
   存在於具有永久偶極矩的極性分子之間。

3. 氫鍵（hydrogen bonding）
   當氫原子直接鍵結於高電負度且半徑小的 $\ce{N}$、$\ce{O}$ 或 $\ce{F}$，並與另一分子的孤電子對作用時形成。氫鍵可視為特殊且較強的偶極－偶極作用力。

因此，本題要找的是：

• 分子必須是極性分子，才能具有偶極－偶極作用力；
• 分子中不能有 $\ce{N-H}$、$\ce{O-H}$ 或 $\ce{F-H}$，以排除氫鍵；
• 所有分子本來都具有色散力。

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解題方法

逐一判斷各分子的形狀、極性，以及是否能形成氫鍵：

• 非極性分子：只有色散力；
• 極性分子但無 $\ce{N-H}$、$\ce{O-H}$、$\ce{F-H}$：具有色散力與偶極－偶極作用力；
• 含有上述鍵結：除色散力與偶極－偶極作用力外，還具有氫鍵。

符合「只有色散力與偶極－偶極作用力」的分子，必須是第二類。

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選項分析

(A) $\ce{H2}$

$\ce{H2}$ 為由相同原子組成的雙原子分子，兩個氫原子的電負度相同，鍵偶極為零，因此分子為非極性分子。

所以 $\ce{H2}$ 只有色散力，沒有偶極－偶極作用力。

錯誤。

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(B) $\ce{HI}$

$\ce{HI}$ 由電負度不同的 $\ce{H}$ 與 $\ce{I}$ 組成，具有永久偶極矩，因此是極性分子。

核心觀念

本題考查「固體溶質在液體中的溶解度」與溫度、壓力的關係。

溶解度是指在特定溫度下，一定量溶劑所能溶解的溶質最大量。固體溶解可表示為：

$$\ce{Solid solute <=> dissolved solute}$$

固體的溶解度主要受到溫度影響，壓力的影響通常非常小。

對於多數固體溶質，若溶解為吸熱過程：

$$\ce{Solid + heat <=> dissolved solute}$$

升高溫度會促進溶解，溶解度增加。若溶解為放熱過程，升高溫度可能使溶解度下降，因此實際變化方向取決於溶解焓 $\Delta H_{\mathrm{sol}}$。

溶解度與溫度的關係可由 van’t Hoff 關係描述：

$$\frac{d\ln K}{dT} = \frac{\Delta H_{\mathrm{sol}}}{RT^2}$$

其中 $K$ 為溶解平衡常數，$R$ 為氣體常數，$T$ 為絕對溫度。此式顯示溫度會影響溶解平衡。

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解題方法

判斷本題可採用「固體、液體、氣體的溶解度比較」：

• 氣體溶解度對壓力高度敏感，符合亨利定律。
• 固體溶解度對壓力通常不敏感。
• 固體溶解度通常明顯受溫度影響。

氣體溶解度常以亨利定律表示：

$$C = kP$$

其中 $C$ 為溶解濃度，$P$ 為氣體分壓。因此壓力對氣體溶解度的影響顯著。

固體溶解時，固態與溶液相的體積差通常不大，壓力改變對平衡的影響有限。相較之下，溫度會改變溶解過程的熱力學平衡，因此是主要影響因素。

所以正確敘述為「固體的溶解度高度依賴溫度」。

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選項分析

(A) The solubility of a solid is not dependent on either temperature or pressure.

錯誤。

固體溶解度通常會受到溫度影響。例如許多離子化合物或有機固體在升高溫度後溶解度會增加。即使某些物質的溶解度對溫度變化不明顯，也不能說所有固體完全不受溫度影響。

固體溶解度對壓力通常不敏感，但對溫度具有明顯依賴性，因此本選項錯誤。

核心觀念

本題考查勒沙特列原理（Le Châtelier’s principle）與反應商 $Q$、平衡常數 $K$ 的關係。

平衡反應為：

$$\ce{SO2(g) + NO2(g) <=> SO3(g) + NO(g)}$$

在溫度固定時，平衡常數為：

$$K=\frac{P_{\ce{SO3}}P_{\ce{NO}}}{P_{\ce{SO2}}P_{\ce{NO2}}}$$

其中各氣體的分壓皆需列入平衡表達式。加入 $\ce{SO3}$ 等於增加生成物的量，會使反應商 $Q$ 暫時增大。

解題方法

原本系統處於平衡，因此：

$$Q=K$$

加入更多 $\ce{SO3}$ 後，$P_{\ce{SO3}}$ 增加，使反應商變為：

$$Q=\frac{P_{\ce{SO3}}P_{\ce{NO}}}{P_{\ce{SO2}}P_{\ce{NO2}}}>K$$

此時系統會消耗部分新增的 $\ce{SO3}$，使反應向左進行：

$$\ce{SO3(g) + NO(g) -> SO2(g) + NO2(g)}$$

直到重新建立平衡，使 $Q$ 再度等於 $K$。因此，平衡會向反應物方向移動。

另外，本反應左右兩側的氣體莫耳數相同：

$$\Delta n_{\text{gas}}=(1+1)-(1+1)=0$$

因此，改變壓力不會使平衡發生方向性的移動；本題的關鍵是加入生成物 $\ce{SO3}$。

選項分析

(A) The reaction will shift in the direction of products.

錯誤。$\ce{SO3}$ 是生成物，增加生成物後，系統會消耗新增的生成物，因此反應向反應物方向移動。

核心觀念

本題考查 Brønsted–Lowry 酸的定義，以及常見強酸在水中的解離程度。

Brønsted–Lowry 酸是「質子 $\ce{H+}$ 的供體」，在水中會將質子轉移給水分子：

$$\ce{HA + H2O <=> H3O+ + A-}$$

若酸在水中幾乎完全解離，則稱為強酸；若僅部分解離，則稱為弱酸。強酸的解離反應通常以單向箭頭表示：

$$\ce{HA + H2O -> H3O+ + A-}$$

本題選項中的 $\ce{HI}$、$\ce{HBr}$、$\ce{HNO3}$、$\ce{HCl}$ 都是水溶液中的常見強酸；$\ce{H2SO3}$ 則是弱酸。

解題方法

直接辨認各選項是否屬於水中的常見強酸即可。

水溶液中常見的強酸包括：

$$\ce{HCl,\ HBr,\ HI,\ HNO3,\ H2SO4,\ HClO4}$$

題目詢問「不被視為水中的強酸」者，因此找出不在上述強酸名單中的酸。$\ce{H2SO3}$ 為亞硫酸，僅部分解離：

$$\ce{H2SO3 + H2O <=> H3O+ + HSO3-}$$

其第一階段解離仍未達到完全解離程度，因此屬於弱酸。

選項分析

(A) $\ce{HI}$

$\ce{HI}$ 為氫碘酸，是氫鹵酸中酸性很強者。在水中幾乎完全解離：

$$\ce{HI + H2O -> H3O+ + I-}$$

因此 $\ce{HI}$ 是水中的強酸，本選項不是答案。

(B) $\ce{HBr}$

$\ce{HBr}$ 為氫溴酸，在水中幾乎完全解離：

$$\ce{HBr + H2O -> H3O+ + Br-}$$