魯科版高中化學(xué)選擇性必修2全冊(cè)教學(xué)課件

中圖版高中地理必修第一冊(cè)全冊(cè)教學(xué)課件第1章

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第

1

節(jié)原子結(jié)構(gòu)模型聯(lián)想·質(zhì)疑人類對(duì)原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)經(jīng)歷了一個(gè)漫長(zhǎng)的、不斷深化的過(guò)程。早在公元前400多年，古希臘哲學(xué)家從哲學(xué)意義上把構(gòu)成物質(zhì)的最小單位稱為原子，但直到1803年，英國(guó)化學(xué)家道爾頓（J.Dalton）才把原子從一個(gè)撲朔迷離的哲學(xué)名詞變?yōu)榫哂袑?shí)在意義的微粒的概念，并提出了原子論。1904年，湯姆孫（J.J.Thomson）在發(fā)現(xiàn)電子的基礎(chǔ)上提出了原子結(jié)構(gòu)的“葡萄干布丁”模型，開始涉及原子內(nèi)部的結(jié)構(gòu)。1911年，英國(guó)物理學(xué)家盧瑟福（E.Rutherford）根據(jù)α粒子散射實(shí)驗(yàn)提出了原子結(jié)構(gòu)的核式模型。丹麥科學(xué)家玻爾（N.Bohr）于1913年根據(jù)原子光譜實(shí)驗(yàn)，進(jìn)一步建立起核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型。20世紀(jì)20年代中期建立的量子力學(xué)理論，使人們對(duì)原子結(jié)構(gòu)有了更深刻的認(rèn)識(shí)，從而產(chǎn)生了原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)模型。

回顧人類對(duì)原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識(shí)過(guò)程，你受到了哪些啟發(fā)？現(xiàn)代科學(xué)對(duì)原子結(jié)構(gòu)的描述究竟是怎樣的？一、氫原子光譜和玻爾的原子結(jié)構(gòu)模型通過(guò)化學(xué)必修課程的學(xué)習(xí)，你已經(jīng)知道原子是由原子核和核外電子構(gòu)成的，原子中核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)是分析、解釋和預(yù)測(cè)元素性質(zhì)的基礎(chǔ)。那么，核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)是怎樣的呢？科學(xué)家通過(guò)研究原子光譜，進(jìn)一步揭示了核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。觀察與思考許多物質(zhì)都能夠吸收光或發(fā)射光，人們常常利用原子光譜儀將物質(zhì)吸收的光或發(fā)射的光的頻率（或波長(zhǎng)）和強(qiáng)度分布記錄下來(lái)得到光譜。如果原子結(jié)構(gòu)真如盧瑟福的核式模型所描述的那樣，根據(jù)經(jīng)典的電動(dòng)力學(xué)觀點(diǎn)，圍繞原子核高速運(yùn)動(dòng)的電子一定會(huì)自動(dòng)且連續(xù)地輻射能量，最終坍塌到原子核上。這樣，不僅原子是不穩(wěn)定的，而且原子的光譜應(yīng)當(dāng)是連續(xù)光譜，即波長(zhǎng)的變化呈連續(xù)分布。那么，實(shí)際情況如何呢？在一個(gè)被抽成真空、兩端含有電極的玻璃管中充入低壓氫氣，然后在兩個(gè)電極上施加高壓，使氫原子在電場(chǎng)的激發(fā)下發(fā)光［圖1-1-2（a）］，發(fā)出的光經(jīng)過(guò)三棱鏡分光后得到如圖1-1-2（b）所示的氫原子光譜圖。請(qǐng)描述氫原子光譜的特點(diǎn)，并說(shuō)明這對(duì)你推測(cè)氫原子核外電子的運(yùn)動(dòng)特點(diǎn)有什么啟示。實(shí)驗(yàn)證明，氫原子光譜是由具有特定波長(zhǎng)、彼此分立的譜線組成的線狀光譜，這與根據(jù)盧瑟福原子結(jié)構(gòu)核式模型得到的推論是不一致的。為了解釋這一實(shí)驗(yàn)事實(shí)，玻爾在盧瑟福核式模型的基礎(chǔ)上提出了核外電子分層排布的原子結(jié)構(gòu)模型，其基本觀點(diǎn)是：

（1）原子中的電子在具有確定半徑的圓周軌道（orbit）上繞原子核運(yùn)動(dòng)，并且不輻射能量。（2）在不同軌道上運(yùn)動(dòng)的電子具有不同的能量（E），而且能量值是不連續(xù)的，這稱為能量“量子化”。軌道能量依n

值（1、2、3、...）的增大而升高，n

稱為量子數(shù)。對(duì)氫原子而言，電子處在n=1的軌道時(shí)能量最低，這種狀態(tài)稱為基態(tài)；能量高于基態(tài)能量的狀態(tài)，稱為激發(fā)態(tài)。

（3）只有當(dāng)電子從一個(gè)軌道（能量為Ei）躍遷到另一個(gè)軌道（能量為Ej）時(shí)，才會(huì)輻射或吸收能量。當(dāng)輻射或吸收的能量以光的形式表現(xiàn)出來(lái)并被記錄時(shí)，就形成了光譜。玻爾原子結(jié)構(gòu)模型成功地解釋了氫原子光譜是線狀光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)，闡明了原子光譜源自核外電子在能量不同的軌道之間的躍遷，指出了電子所處的軌道的能量是量子化的。玻爾提出的這些重要概念和觀點(diǎn)至今對(duì)我們理解原子結(jié)構(gòu)仍然具有啟發(fā)性。二、量子力學(xué)對(duì)原子核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述1.原子軌道顯然，上述問(wèn)題只用玻爾的軌道概念和量子數(shù)n

是無(wú)法解釋的。那么，應(yīng)當(dāng)如何解釋氫原子的光譜和多電子原子的光譜的復(fù)雜現(xiàn)象呢？原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)是否還存在玻爾原子結(jié)構(gòu)模型未能描述的其他量子化現(xiàn)象呢？原子線狀光譜的產(chǎn)生是原子核外的電子在不同的、能量量子化的狀態(tài)之間躍遷導(dǎo)致的，因此，根據(jù)多電子原子光譜現(xiàn)象的復(fù)雜性及其在外磁場(chǎng)存在時(shí)的譜線分裂現(xiàn)象，可以推測(cè)同一量子數(shù)n

所標(biāo)記的核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)中的不同電子所具有的能量可能還存在差異。

20世紀(jì)20年代中期建立的量子力學(xué)理論不僅能夠較圓滿地解釋原子光譜的實(shí)驗(yàn)事實(shí)，而且為解釋和預(yù)測(cè)物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)提供了全新的理論支撐，已經(jīng)成為現(xiàn)代化學(xué)理論的基礎(chǔ)。量子力學(xué)理論仍然使用量子數(shù)n。習(xí)慣上，將n所描述的電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)稱為電子層。n

的取值為正整數(shù)1、2、3、4、5、6等，對(duì)應(yīng)的符號(hào)分別為K、L、M、N、O、P等。一般而言，n

越大，電子離核的平均距離越遠(yuǎn)，電子具有的能量越高。當(dāng)n

相同時(shí)，電子具有的能量也可能不同，即同一個(gè)電子層內(nèi)的電子可處于不同能級(jí)。當(dāng)n=x

時(shí)，有x

個(gè)能級(jí)，分別用符號(hào)s、p、d、f等表示。例如，n=2時(shí)，有2個(gè)能級(jí)，符號(hào)分別為s、p；n=4和n=3時(shí)，分別有4個(gè)和3個(gè)不同的能級(jí)。于是，當(dāng)鈉原子中的電子由n=4的電子層的不同能級(jí)躍遷到n=3的電子層的不同能級(jí)時(shí)，形成的光譜就會(huì)有多條譜線?？茖W(xué)實(shí)驗(yàn)又發(fā)現(xiàn)，在存在外磁場(chǎng)時(shí)，處于同一能級(jí)的電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的能量還會(huì)不同。因此，當(dāng)有外磁場(chǎng)時(shí)，氫原子或多電子原子光譜中的一條譜線就可能分裂為多條。習(xí)慣上，人們用“原子軌道（atomicorbital）”來(lái)描述原子中單個(gè)電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。不過(guò)，此處定義的原子軌道被賦予了新的含義。電子層為n

的狀態(tài)含有n2

個(gè)原子軌道。當(dāng)n=1時(shí)，有1個(gè)能級(jí)，記為1s；也只有1個(gè)原子軌道，記作1s。當(dāng)n=2時(shí)，有2個(gè)能級(jí)，分別記為2s和2p；共有4個(gè)原子軌道，包括1個(gè)s軌道和3個(gè)p軌道（分別記作2s、2px、2py、2pz）。當(dāng)n=3時(shí)，有3個(gè)能級(jí)，分別記為3s、3p和3d；共有9個(gè)原子軌道，包括1個(gè)s軌道和3個(gè)p軌道（分別記作3s、3px、3py、3pz），以及5個(gè)d軌道。在無(wú)外磁場(chǎng)的條件下，處于同一能級(jí)的原子軌道能量相同。表1-1-1總結(jié)了n

值所對(duì)應(yīng)的能級(jí)和原子軌道的情況。不僅如此,核外運(yùn)動(dòng)的電子還存在一種被稱為“自旋”的量子化狀態(tài)。處于同一原子軌道上的電子自旋狀態(tài)只能有兩種，分別用符號(hào)“↑”和“↓”表示。氫原子的電子由n=2的狀態(tài)躍遷到n=1的狀態(tài)時(shí)得到兩條靠得很近的譜線，鈉的原子光譜中存在靠得很近的兩條黃色譜線，都與電子的自旋有關(guān)。這里的“自旋”并不意味著電子像地球那樣繞軸“自轉(zhuǎn)”，它的實(shí)質(zhì)仍在探索之中。2.原子軌道的圖形描述原子中單個(gè)電子的空間運(yùn)動(dòng)狀態(tài)用原子軌道來(lái)描述，而原子軌道在量子力學(xué)中用波函數(shù)來(lái)表示，并可以將其以圖形的方式在直角坐標(biāo)系中呈現(xiàn)出來(lái)。圖1-1-6給出了1s和2p原子軌道示意圖。從圖1-1-6中可以看出，s軌道在三維空間分布的圖形為球形，即該原子軌道具有球?qū)ΨQ性；p軌道在三維空間分布的圖形與s軌道明顯不同，它的空間分布特點(diǎn)是分別相對(duì)于x、y、z

軸對(duì)稱，也就是說(shuō)，p軌道在空間分別沿x、y、z

軸的方向分布。3.電子在核外的空間分布原子軌道可以用波函數(shù)來(lái)表示，那么，又該如何理解波函數(shù)？怎樣形象地描述電子在空間中的運(yùn)動(dòng)與分布呢？與對(duì)宏觀物體運(yùn)動(dòng)的描述不同，對(duì)于質(zhì)量非常小、運(yùn)行速度極快且運(yùn)動(dòng)空間極小的微觀粒子（如電子，其質(zhì)量?jī)H為9.1×10-31kg）而言，人們不可能同時(shí)準(zhǔn)確地測(cè)定它的位置和速度，但能通過(guò)對(duì)波函數(shù)進(jìn)行數(shù)學(xué)處理計(jì)算出電子在什么地方出現(xiàn)的概率大、在什么地方出現(xiàn)的概率小。通常用單位體積內(nèi)小點(diǎn)的疏密程度來(lái)表示電子在原子核外某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)概率的大?。狐c(diǎn)密集的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大；點(diǎn)稀疏的地方，表示電子在此處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率小。這種形象地描述電子在核外空間某處單位體積內(nèi)的概率分布的圖形稱為電子云圖。圖1-1-7是電子處在1s軌道的電子云圖。由圖可知，處于1s軌道上的電子（通常也稱1s電子）的概率分布呈球形對(duì)稱，而且電子在原子核附近單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率大，離核越遠(yuǎn)，單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率越小。圖1-1-8是電子處在2p軌道的電子云圖，與1s電子云的球形對(duì)稱不同，2p電子云具有一定的空間取向。由此可知，量子力學(xué)中軌道（orbital）的含義已與玻爾軌道（orbit）的含義完全不同，它既不是圓周軌道，也不是其他經(jīng)典意義上的固定軌跡。當(dāng)堂練習(xí)1、在多電子原子中，決定軌道能量的是()A．電子層B．電子層和能級(jí)C．電子層、能級(jí)和原子軌道空間分布D．原子軌道空間分布和電子自旋方向B2、K層有____個(gè)能級(jí)，用符號(hào)分別表示為_____，L層有____個(gè)能級(jí)，用符號(hào)分別表示為_________，M層有______個(gè)能級(jí)，用符號(hào)分別表示為________________。由此可推知n電子層最多可能有____個(gè)能級(jí)，能量最低的兩個(gè)能級(jí)其符號(hào)分別表示為________，它們的原子軌道電子云形狀各為________、________。11s22s、2p33s、3p、3dnns、np球形啞鈴形3、下列關(guān)于核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A．核外電子是分層運(yùn)動(dòng)的B．只有電子層、能級(jí)、電子云的空間伸展方向以及電子的自旋狀態(tài)都確定時(shí)，電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)才能被確定C．只有電子層、能級(jí)、電子云的空間伸展方向以及電子的自旋狀態(tài)都確定時(shí)，才能確定每一個(gè)電子層的最多軌道數(shù)D．電子云的空間伸展方向與電子的能量大小無(wú)關(guān)C4、關(guān)于“電子云”的描述中，正確的是()A、一個(gè)小黑點(diǎn)表示一個(gè)電子B、一個(gè)小黑點(diǎn)代表電子在此出現(xiàn)過(guò)一次C、電子云是帶正電的云霧D、小黑點(diǎn)的疏密表示電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少D5、下面關(guān)于多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)規(guī)律的敘述正確的是()A、核外電子是分層運(yùn)動(dòng)的B、所有電子在同一區(qū)域里運(yùn)動(dòng)C、能量高的電子在離核近的區(qū)域運(yùn)動(dòng)D、能量低的電子在離核近的區(qū)域運(yùn)動(dòng)AD6、下列關(guān)于電子云的敘述不正確的是()A．電子云是用單位體積內(nèi)小點(diǎn)的疏密程度來(lái)表示電子在原子核外某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)概率大小的圖形B．電子云實(shí)際上是電子運(yùn)動(dòng)形成的類似云一樣的圖形C．電子云圖說(shuō)明電子離核越近，單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率越大；電子離核越遠(yuǎn)，單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率越小D．相同電子層不同能級(jí)的原子軌道，其電子云的形狀不同B同學(xué)們，通過(guò)這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛(ài)心.誠(chéng)心.細(xì)心.耐心，讓家長(zhǎng)放心.孩子安心。第1章

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第

2

節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表一、基態(tài)原子的核外電子排布研究發(fā)現(xiàn)，原子中的核外電子按照一定規(guī)律分布在各原子軌道上。那么，多電子原子中的電子是如何分布在各原子軌道上的呢？本節(jié)探討能量最低狀態(tài)即基態(tài)原子的核外電子排布的規(guī)律。1.基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)律1~18號(hào)元素基態(tài)原子的電子排布

請(qǐng)根據(jù)有關(guān)原子軌道的知識(shí)猜想1~18號(hào)元素基態(tài)原子的核外電子排布情況，并嘗試推測(cè)基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)律。

核外電子在原子軌道上的排布遵循能量最低原理（Thelowestenergyprinciple），這是核外電子在原子軌道上排布遵循的第一個(gè)原則。氫原子的原子軌道有1s、2s、2px、2py、2pz

等，其核外的唯一電子在基態(tài)時(shí)只能處在能量最低的1s原子軌道上。基態(tài)原子的核外電子排布可以用電子排布式（或軌道表示式）來(lái)表示。例如，基態(tài)氫原子的電子排布式為1s1，基態(tài)氦原子的電子排布式為1s2。需要強(qiáng)調(diào)的是，原子中的核外電子是不可區(qū)分的，實(shí)際上人們并不能確定哪個(gè)電子排布在哪個(gè)原子軌道上。給出核外電子排入各原子軌道的順序及探討基態(tài)原子的核外電子排布，僅僅是為了給學(xué)習(xí)和研究提供方便。根據(jù)能量最低原理和泡利不相容原理，可以推斷基態(tài)碳原子的核外電子排布式為1s22s22p2。由于三個(gè)p軌道的能量完全一樣，那么，你認(rèn)為p軌道上的兩個(gè)電子應(yīng)當(dāng)采取以下哪種排布方式呢？洪特（F.Hund）在研究了大量原子光譜后總結(jié)出一個(gè)規(guī)律：對(duì)于基態(tài)原子，核外電子在能量相同的原子軌道上排布時(shí)，將盡可能分占不同的原子軌道并且自旋狀態(tài)相同。這就是原子核外電子在原子軌道上排布所遵循的第三個(gè)原則——洪特規(guī)則（Hund’srule）。由此可以得知，基態(tài)碳原子的電子排布應(yīng)如圖1-2-3所示?；鶓B(tài)原子的核外電子在原子軌道上排布，要遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則，其中能量最低原理可敘述為：在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子在各個(gè)原子軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子體系的能量最低。根據(jù)基態(tài)原子的核外電子排布原則，可以寫出1~18號(hào)元素基態(tài)原子的電子排布式和軌道表示式，如表1-2-1所示?；鶓B(tài)原子核外電子在原子軌道上的排布順序如圖1-2-4所示，它表示隨著原子序數(shù)的遞增，基態(tài)原子的“外層電子”按照箭頭的方向依次排布在各原子軌道上：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s......這一規(guī)律稱為構(gòu)造原理。例如，原子序數(shù)為20的Ca，4s軌道剛好填滿；原子序數(shù)為21的Sc，增加的1個(gè)電子排布在3d軌道上。值得指出的是，圖1-2-4只是給出了基態(tài)原子外層電子在原子軌道上排布的規(guī)律，即只有原子最外層電子在原子軌道上填充時(shí)才出現(xiàn)先填ns軌道再填(n－1)d軌道。但這一順序并不代表電子填充后在原子中各原子軌道的能級(jí)高低順序。例如，對(duì)于ns和(n－1)d軌道都填有電子的原子，在許多情況下(n－1)d軌道的電子能量更低。2.19~36號(hào)元素基態(tài)原子的核外電子排布19~36號(hào)元素基態(tài)原子的核外電子排布

按照前面介紹的原則和方法，請(qǐng)嘗試寫出19~36號(hào)元素K~Kr的基態(tài)原子的核外電子排布式。在書寫19~36號(hào)元素基態(tài)原子的電子排布式時(shí)，你可能會(huì)將基態(tài)鉻原子和基態(tài)銅原子的核外電子排布式分別寫為：但實(shí)際情況并非如此，這兩種基態(tài)原子的電子排布式分別為：這是為什么呢？洪特通過(guò)分析光譜實(shí)驗(yàn)的結(jié)果指出，能量相同的原子軌道在全充滿（如d10）、半充滿（如d5）和全空（如d0）狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低。基態(tài)鉻原子和基態(tài)銅原子的核外電子排布就反映了這種情況。

在原子中，每個(gè)電子層最多能容納2n2

個(gè)電子，每個(gè)能級(jí)最多能容納的電子數(shù)為其包含的原子軌道數(shù)的2倍。二、核外電子排布與元素周期表1.核外電子排布與周期的劃分化學(xué)家曾嘗試建立核外電子排布、原子軌道能級(jí)與元素周期表之間的關(guān)系，以便從能量的角度解釋元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化的原因。美國(guó)化學(xué)家鮑林（L.Pauling）基于大量光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)及近似的理論計(jì)算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級(jí)圖（圖1-2-6）。在這個(gè)圖中，如果將能量相近的原子軌道歸為一組，所得到的能級(jí)組按照能量從低到高的順序與元素周期表中的周期相對(duì)應(yīng)。不同能級(jí)組之間的能量差較大，同一能級(jí)組內(nèi)能級(jí)之間的能量差較小。進(jìn)一步研究表明，通常只有最外能級(jí)組的電子才有可能參與化學(xué)反應(yīng)，最外能級(jí)組中那些有可能參與化學(xué)反應(yīng)的電子稱為價(jià)電子（valenceelectron）。一般情況下，主族元素原子的價(jià)電子只包括最外層電子；過(guò)渡元素原子的價(jià)電子除最外層電子外，還包括次外層的部分電子，甚至倒數(shù)第三層的電子。元素性質(zhì)與原子的價(jià)電子的數(shù)目密切相關(guān)。為了便于研究元素性質(zhì)與核外電子間的關(guān)系，人們常常只表示出原子的價(jià)電子排布。例如，基態(tài)鐵原子的價(jià)電子排布式為3d64s2。本教科書最后的元素周期表中就只列出了元素基態(tài)原子的價(jià)電子排布。請(qǐng)根據(jù)1~36號(hào)元素原子的電子排布，參照鮑林近似能級(jí)圖，嘗試分析原子核外電子排布與元素周期表中周期劃分的內(nèi)在聯(lián)系。第一能級(jí)組對(duì)應(yīng)第1周期，該能級(jí)組僅涉及一個(gè)s軌道，最多能容納2個(gè)電子，因此該周期只有2種元素。第二、三能級(jí)組涉及s軌道和p軌道，分別對(duì)應(yīng)第2、3周期，原子的最外層電子從1個(gè)逐漸增加到8個(gè)。這兩個(gè)能級(jí)組能容納的電子數(shù)分別等于第2、3周期包含的元素種數(shù)，這兩個(gè)周期的元素種數(shù)是該能級(jí)組的原子軌道數(shù)目的2倍。

第四能級(jí)組對(duì)應(yīng)第4周期，從19號(hào)到36號(hào)共包含18種元素，其中過(guò)渡元素的原子中新增的電子逐漸填入3d軌道。該能級(jí)組最多能容納的電子數(shù)等于第4周期包含的元素種數(shù)，該周期的元素種數(shù)也是該能級(jí)組的原子軌道數(shù)目的2倍。由此可以得出原子核外電子排布與元素周期表中周期劃分的本質(zhì)聯(lián)系：一個(gè)能級(jí)組最多能容納的電子數(shù)等于對(duì)應(yīng)的周期包含的元素種數(shù)。

周期與量子數(shù)n（電子層數(shù)）相關(guān)。最外層電子所在軌道處于第n

電子層時(shí)，該原子所屬元素通常屬于第n

周期。2.核外電子排布與族的劃分核外電子排布與元素周期表中族的內(nèi)在聯(lián)系請(qǐng)仔細(xì)觀察元素周期表中各族元素的價(jià)電子排布情況，思考核外電子排布與族之間有什么內(nèi)在聯(lián)系。通過(guò)觀察和分析可以發(fā)現(xiàn)，族的劃分與原子的價(jià)電子數(shù)目和價(jià)電子排布密切相關(guān)。一般來(lái)說(shuō)，同族元素原子的價(jià)電子數(shù)目相同。主族元素原子的價(jià)電子全部排布在最外層的ns或ns、np軌道上。盡管同族元素原子的電子層數(shù)從上到下逐漸增加，但價(jià)電子排布卻類似。主族元素所在族的序數(shù)等于該元素原子的價(jià)電子數(shù)。例如，鎂原子的價(jià)電子排布為3s2，鎂元素屬于ⅡA族。除氦元素外，稀有氣體元素原子的最外層電子排布均為ns2np6。稀有氣體元素所處的族為0族。

對(duì)于過(guò)渡元素的原子，價(jià)電子排布為(n－1)d1～10ns1～2。由此可以看出，雖然同一副族內(nèi)不同元素原子的電子層數(shù)不同，價(jià)電子排布卻基本相同，而且ⅢB～ⅦB族元素原子的價(jià)電子數(shù)目仍然與族序數(shù)相同。例如，錳原子的價(jià)電子排布為3d54s2，價(jià)電子數(shù)為7，錳元素對(duì)應(yīng)的族序數(shù)為Ⅶ。IB和ⅡB族則是根據(jù)ns軌道上有1個(gè)還是2個(gè)電子來(lái)劃分的。在研究原子核外電子排布與元素周期表之間的關(guān)系時(shí)，人們發(fā)現(xiàn)價(jià)電子排布相似的元素集中在一起。據(jù)此，人們將元素周期表分為5個(gè)區(qū)，并以最后填入電子的軌道能級(jí)符號(hào)作為該區(qū)的符號(hào)，如圖1-2-7所示。了解了元素周期表的分區(qū)，就能更清楚地把握元素周期表的實(shí)質(zhì)，更便捷地認(rèn)識(shí)元素及其化合物的性質(zhì)。

例如，元素的化合價(jià)與原子的核外電子排布尤其是價(jià)電子排布有著密切的關(guān)系。除Ⅷ族、IB族的某些元素和0族元素外，元素的最高化合價(jià)等于它所在族的序數(shù)，如Sc、Ti、V、Cr、Mn的最高化合價(jià)分別為+3、+4、+5、+6、+7。一般來(lái)說(shuō)，非金屬元素的最高正化合價(jià)和它的最低負(fù)化合價(jià)的絕對(duì)值之和等于8。稀有氣體元素原子的電子層結(jié)構(gòu)是穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，其原子既不易失去電子也不易獲得電子，因此稀有氣體元素的化合價(jià)在通常情況下為0。過(guò)渡元素的價(jià)電子較多且所在軌道的能量相差不大，因此過(guò)渡元素具有多種價(jià)態(tài)。當(dāng)堂練習(xí)1.以下表示氦原子結(jié)構(gòu)的化學(xué)用語(yǔ)中，對(duì)電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)描述最詳盡的是（）A. B.C.1s2D.D2.以下電子排布式表示基態(tài)原子電子排布的是()A.1s22s22p63s13p3B.1s22s22p63s23p63d104s14p1C.1s22s22p63s23p63d24s1D.1s22s22p63s23p63d104s24p1D3.下列有關(guān)核外電子排布式或軌道表示式不正確的是()A.24Cr的電子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1B.K的電子排布式：1s22s22p63s23p63d54s1C.N原子的軌道表示式：D.S原子的軌道表示式：BD4.下列軌道表示式所表示的元素原子中，能量處于最低狀態(tài)的是()C5．下列說(shuō)法不正確的是()A．某基態(tài)原子外圍電子排布式為4f75d16s2，該元素位于周期表中第6周期ⅢB族B．在元素周期表中，s區(qū)、d區(qū)和ds區(qū)的元素都是金屬元素C．當(dāng)碳原子的核外電子排布由轉(zhuǎn)變?yōu)闀r(shí)，釋放能量，由激發(fā)態(tài)轉(zhuǎn)化成基態(tài)。D．非金屬元素形成的共價(jià)化合物中，原子的最外層電子數(shù)不一定是2或8B6.已知某元素＋3價(jià)離子的核外電子排布式1s22s22p63s23p63d5，則該元素在元素周期表中的位置是()A．第3周期Ⅷ族，p區(qū)B．第3周期ⅤB族，ds區(qū)C．第4周期Ⅷ族，d區(qū)D．第4周期ⅤB族，f區(qū)C7.最活潑的金屬單質(zhì)、最活潑的非金屬單質(zhì)、常溫下呈液態(tài)的金屬單質(zhì)，其組成元素分別位于下列元素周期表中的()A．s區(qū)、p區(qū)、ds區(qū) B．s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)C．f區(qū)、p區(qū)、ds區(qū) D．s區(qū)、f區(qū)、ds區(qū)A7．具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子，其對(duì)應(yīng)的元素一定屬于同一周期的是()A．兩種元素原子的電子層上全部都是s電子B．3p能級(jí)上只有1個(gè)空軌道的原子和3p能級(jí)上只有1個(gè)未成對(duì)電子的原子C．最外層電子排布式為2s22p6的原子和最外層電子排布式為2s22p6的離子D．原子核外的M層上的s、p能級(jí)上都填滿了電子而d軌道未排電子的兩種原子B同學(xué)們，通過(guò)這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛(ài)心.誠(chéng)心.細(xì)心.耐心，讓家長(zhǎng)放心.孩子安心。第1章

原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)第

3

節(jié)元素性質(zhì)及其變化規(guī)律在元素周期表中，隨著原子序數(shù)的遞增，元素基態(tài)原子的核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化，元素的性質(zhì)也呈現(xiàn)周期性變化。那么，元素的哪些性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化？元素性質(zhì)周期性變化的本質(zhì)是什么？如何運(yùn)用元素周期表推測(cè)元素的基本性質(zhì)？一、原子半徑及其變化規(guī)律依據(jù)量子力學(xué)理論，在原子核外，從原子核附近到離核很遠(yuǎn)的地方，電子都有可能出現(xiàn)，因此原子并不是一個(gè)具有明確“邊界”的實(shí)體，也就是說(shuō)，原子并沒(méi)有經(jīng)典意義上的半徑。但是，由于核外電子運(yùn)動(dòng)區(qū)域的大小對(duì)于元素原子的性質(zhì)有很大的影響，為了便于討論這方面的問(wèn)題，人們便假定原子是一個(gè)球體，并采用統(tǒng)計(jì)的方法來(lái)測(cè)定原子半徑。分析圖1-3-2中主族元素的原子半徑的變化情況可以看出，元素的原子半徑隨著元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化。一般來(lái)說(shuō)，同周期主族中，隨著原子序數(shù)的增大，元素的原子半徑自左至右呈逐漸減小的趨勢(shì)。這是因?yàn)槊吭黾右粋€(gè)電子，核電荷相應(yīng)增加一個(gè)正電荷；增加的電子排布在同一層上，增加的電子產(chǎn)生的電子間的排斥作用小于核電荷增加導(dǎo)致的核對(duì)外層電子的吸引作用，結(jié)果使原子半徑逐漸減小。對(duì)同主族元素的原子來(lái)說(shuō)，自上而下，隨著原子序數(shù)的逐漸增大，原子半徑逐漸增大。這是因?yàn)殡S著電子層數(shù)的增加，離核更遠(yuǎn)的外層軌道填入電子，電子層數(shù)的影響大于核電荷增加的影響，導(dǎo)致原子半徑增大。同一周期（如第4周期）的過(guò)渡元素與主族元素相比，從總的變化趨勢(shì)來(lái)看，從左到右原子半徑的變化幅度不大。這是因?yàn)樵黾拥碾娮佣寂挪荚?n－1)d軌道上，不同元素原子的外層電子（ns）受到原子核吸引作用及內(nèi)層電子排斥作用的總體效果差別不大。利用原子半徑和價(jià)電子數(shù)，人們可以定性解釋元素周期表中元素原子得失電子能力所呈現(xiàn)的遞變規(guī)律。同周期元素原子的電子層數(shù)相同，從左到右原子半徑逐漸減小，原子核對(duì)外層電子的吸引作用逐漸增強(qiáng)。因此，除稀有氣體元素外，從左到右，元素原子失去電子的能力越來(lái)越弱，獲得電子的能力越來(lái)越強(qiáng)。同主族元素原子的價(jià)電子數(shù)相同，但自上而下原子半徑逐漸增大，原子核對(duì)外層電子的吸引作用逐漸減弱。因此，自上而下，金屬元素原子失去電子的能力越來(lái)越強(qiáng)，非金屬元素原子獲得電子的能力越來(lái)越弱。同周期元素和同主族元素原子結(jié)構(gòu)遞變的綜合結(jié)果是：位于元素周期表中金屬元素與非金屬元素分界線周圍元素的原子獲得或失去電子的能力都不強(qiáng)。二、元素的電離能及其變化規(guī)律為滿足科學(xué)研究和生產(chǎn)實(shí)踐的需要，對(duì)原子得失電子的能力僅有定性的分析往往是不夠的，因此人們不斷嘗試尋找能定量地衡量或比較原子得失電子能力的方法。不過(guò)，在化學(xué)變化中伴隨著不同原子核外電子之間的相互作用等復(fù)雜過(guò)程的發(fā)生，要想借助化學(xué)變化來(lái)確立定量描述某種原子得失電子能力的參數(shù)并不容易。請(qǐng)你充分發(fā)揮想象力，嘗試找到解決這個(gè)問(wèn)題的思路。科學(xué)家通常用電離能來(lái)表示元素原子或離子失去電子的難易程度。氣態(tài)基態(tài)原子或氣態(tài)基態(tài)離子失去一個(gè)電子所需要的最小能量稱為電離能（ionizationenergy），常用符號(hào)I

表示，單位為kJ·mol-1。其中，元素原子失去一個(gè)電子的電離能稱為第一電離能，常用符號(hào)I1

表示；在此基礎(chǔ)上再失去一個(gè)電子的電離能稱為第二電離能，常用符號(hào)I2

表示；以此類推，還有第三、第四電離能等。通常，元素的第二電離能高于第一電離能，第三電離能又高于第二電離能。根據(jù)電離能的定義可知，電離能越小，表示在氣態(tài)時(shí)該元素的原子（或離子）越容易失去電子；反之，電離能越大，表示在氣態(tài)時(shí)該元素的原子（或離子）越難失去電子。通常，我們可以運(yùn)用元素的電離能數(shù)據(jù)來(lái)判斷金屬元素的原子在氣態(tài)時(shí)失去電子的難易程度。觀察圖1-3-4，說(shuō)明元素的第一電離能隨著元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)的變化規(guī)律，并從原子結(jié)構(gòu)的角度加以解釋。通過(guò)觀察可以發(fā)現(xiàn)，對(duì)于同一周期的元素而言，堿金屬元素的第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大；從左到右，元素的第一電離能在總體上呈現(xiàn)從小到大的變化趨勢(shì)，表示元素原子越來(lái)越難失去電子。其原因在于同周期元素原子電子層數(shù)相同，但隨著核電荷數(shù)增大，原子核對(duì)外層電子的有效吸引作用增強(qiáng)。同主族元素，總體上自上而下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來(lái)越容易失去電子。這是因?yàn)橥髯逶卦拥膬r(jià)電子數(shù)相同，但自上而下，原子半徑逐漸增大，原子核對(duì)外層電子的有效吸引作用逐漸減弱。過(guò)渡元素的第一電離能的變化不太規(guī)則。對(duì)于同一周期的過(guò)渡元素而言，從左到右隨著元素原子序數(shù)的增加，第一電離能總體上略有增加。這是因?yàn)閷?duì)這些元素的原子來(lái)說(shuō)，增加的電子大部分排布在(n－1)d或(n－2)f軌道上，原子核對(duì)外層電子的有效吸引作用變化不是太大。

總之，元素第一電離能的周期性遞變規(guī)律與元素原子半徑和原子核外電子排布的周期性變化密切相關(guān)。三、元素的電負(fù)性及其變化規(guī)律盡管電離能（或電子親和能）為理解元素性質(zhì)及其周期性變化提供了工具，但其反映的是氣態(tài)原子得失電子的難易程度，當(dāng)用于描述物質(zhì)中不同原子吸引電子的能力、物質(zhì)中原子的電荷分布等情況時(shí)會(huì)有較大偏差。因此，化學(xué)家嘗試對(duì)已經(jīng)測(cè)得的物理量進(jìn)行組合和數(shù)學(xué)處理，以獲得能更好地反映變化規(guī)律的參數(shù)。1932年，鮑林引入電負(fù)性概念，用來(lái)描述兩個(gè)不同原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子能力的相對(duì)強(qiáng)弱。鮑林給元素的電負(fù)性下的定義是“電負(fù)性（electronegativity）是元素的原子在化合物中吸引電子能力的標(biāo)度”。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子的能力越強(qiáng)；反之，電負(fù)性越小，相應(yīng)元素的原子在形成化學(xué)鍵時(shí)吸引電子的能力越弱。分析元素電負(fù)性數(shù)值可以看出，金屬元素的電負(fù)性較小，非金屬元素的電負(fù)性較大。對(duì)主族元素而言，同一周期從左到右，元素的電負(fù)性遞增；同一主族自上而下，元素的電負(fù)性遞減。因此，電負(fù)性大的元素集中在元素周期表的右上角，電負(fù)性小的元素集中在元素周期表的左下角。元素的電負(fù)性可用于初步判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素以及元素的活潑性如何。通常，電負(fù)性小于2的元素大部分是金屬元素，電負(fù)性大于2的元素大部分是非金屬元素。非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑；金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑。例如，氟的電負(fù)性為4.0，是最活潑的非金屬元素；鈁的電負(fù)性為0.7，是最活潑的金屬元素。利用電負(fù)性可以判斷化合物中元素化合價(jià)的正負(fù)，電負(fù)性大的元素易呈現(xiàn)負(fù)價(jià)，電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)。利用元素的電負(fù)性還可以判斷化學(xué)鍵的性質(zhì)，電負(fù)性差值大的元素原子之間形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵，電負(fù)性相同或差值小的非金屬元素原子之間形成的化學(xué)鍵主要是共價(jià)鍵。元素的原子半徑、第一電離能、電負(fù)性等從不同角度對(duì)元素性質(zhì)進(jìn)行了描述，請(qǐng)你利用教科書中給出的短周期元素的原子半徑、第一電離能及電負(fù)性數(shù)據(jù)，通過(guò)作圖判斷它們能否很好地反映你已知的關(guān)于元素性質(zhì)變化的有關(guān)規(guī)律。基于圖像對(duì)這些關(guān)系或規(guī)律進(jìn)行描述和討論，并與同學(xué)們分享你的體會(huì)。通過(guò)作圖、分析，可以發(fā)現(xiàn)原子半徑、第一電離能和電負(fù)性都隨著原子序數(shù)的遞增表現(xiàn)出周期性的變化，它們的變化趨勢(shì)表現(xiàn)出一定程度的相關(guān)性。隨著原子序數(shù)的遞增，第一電離能呈現(xiàn)出起伏變化，而電負(fù)性的規(guī)律性則更強(qiáng)；同時(shí)，電負(fù)性隨金屬活動(dòng)性順序的變化規(guī)律性也更強(qiáng)。由此說(shuō)明，電負(fù)性是與物質(zhì)宏觀性質(zhì)表現(xiàn)關(guān)聯(lián)性更強(qiáng)的參數(shù)。同學(xué)們，通過(guò)這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛(ài)心.誠(chéng)心.細(xì)心.耐心，讓家長(zhǎng)放心.孩子安心。微項(xiàng)目

甲醛的危害與去除——利用電負(fù)性分析與預(yù)測(cè)物質(zhì)性質(zhì)項(xiàng)目學(xué)習(xí)目標(biāo)認(rèn)識(shí)如何借助電負(fù)性分析化學(xué)鍵中電荷的分布。體會(huì)借助電負(fù)性認(rèn)識(shí)與預(yù)測(cè)有機(jī)化合物某些性質(zhì)的思路和方法。了解甲醛的性質(zhì)、對(duì)人體健康的危害以及去除方法。當(dāng)室內(nèi)空氣中甲醛含量超過(guò)0.1mg·m-3時(shí)，人會(huì)有不適感，甚至?xí)霈F(xiàn)免疫功能異常；另外，食用含有甲醛的食品也會(huì)損害人體健康。那么，甲醛為何會(huì)危害人體健康？室內(nèi)的甲醛如果含量超標(biāo)又該如何去除呢？

借助電負(fù)性，可以簡(jiǎn)便而有效地預(yù)測(cè)化學(xué)鍵中電荷的分布，進(jìn)而預(yù)測(cè)物質(zhì)的某些性質(zhì)以及可能發(fā)生的某些化學(xué)反應(yīng)。

在本項(xiàng)目活動(dòng)中，你將運(yùn)用電負(fù)性這一工具，分析和解決與甲醛危害健康有關(guān)的問(wèn)題。甲醛的碳氧雙鍵中電荷分布不均衡，雙鍵上的不飽和碳原子帶部分正電荷、氧原子帶部分負(fù)電荷；蛋白質(zhì)分子中N—H鍵中電荷分布也不均衡，氮原子帶部分負(fù)電荷，氫原子帶部分正電荷。發(fā)生加成反應(yīng)時(shí)，碳原子與帶部分負(fù)電荷的氮原子結(jié)合，氧原子與帶部分正電荷的氫原子結(jié)合。因此，可以用元素的電負(fù)性來(lái)判斷要斷裂的兩種元素原子所形成的共價(jià)鍵中電荷的分布，進(jìn)而預(yù)測(cè)在生成產(chǎn)物時(shí)原子可能會(huì)如何重組。2.如果室內(nèi)空氣中的甲醛含量超標(biāo)，就需要采取一定的方法去除甲醛，以減少其對(duì)人體健康的危害。請(qǐng)分析甲醛的性質(zhì)，討論可以采用什么方法去除甲醛。如果要用化學(xué)試劑與甲醛發(fā)生反應(yīng)的方法去除甲醛，請(qǐng)推測(cè)這類化學(xué)試劑應(yīng)具有怎樣的結(jié)構(gòu)特點(diǎn)或性質(zhì)。

請(qǐng)結(jié)合上述兩個(gè)問(wèn)題的討論，利用以下試劑和用品，設(shè)計(jì)實(shí)施方案檢驗(yàn)?zāi)愕耐茰y(cè)。

氨、胺類、酚類物質(zhì)等可以與甲醛發(fā)生加成反應(yīng)，繼而發(fā)生消去反應(yīng)，生成水和一種穩(wěn)定的有機(jī)化合物，從而達(dá)到去除甲醛的目的。例如，一類甲醛清除劑的有效成分是氨基化合物，其與甲醛發(fā)生的反應(yīng)如下:

利用氧化劑與甲醛發(fā)生氧化還原反應(yīng)也可以去除甲醛。例如，含二氧化氯的裝修除味劑就屬于氧化還原類甲醛清除劑。

室內(nèi)空氣的流通可以降低室內(nèi)空氣中有害物質(zhì)如甲醛的含量，從而減少此類物質(zhì)對(duì)人體健康的危害。使用多孔材料通過(guò)物理吸附的方法也可以去除甲醛。例如，活性炭?jī)r(jià)格便宜、吸附力強(qiáng)，是理想的吸附材料。但是需要注意的是，吸附具有一定的吸附容量和度，一定時(shí)間后要定期更換活性炭。利用電負(fù)性可以判斷化學(xué)鍵中電荷的分布以及預(yù)測(cè)生成物，不過(guò)，電負(fù)性是一個(gè)粗略的標(biāo)度，在不同的物質(zhì)中原子并不具有“絕對(duì)不變”的吸引電子的能力。在大多數(shù)分子中，電荷的分布可能是多種原子協(xié)同作用的結(jié)果，并與原子、分子所處的化學(xué)環(huán)境密切相關(guān)，因此出現(xiàn)了氣相、溶液或晶體中原子的電負(fù)性標(biāo)度以及離子電負(fù)性、基團(tuán)電負(fù)性等概念。這些概念的提出拓展了電負(fù)性概念，幫助人們更加方便地研究復(fù)雜體系的組成、結(jié)構(gòu)和性質(zhì)之間的關(guān)系。同學(xué)們，通過(guò)這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛(ài)心.誠(chéng)心.細(xì)心.耐心，讓家長(zhǎng)放心.孩子安心。第2章

微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)第

1

節(jié)共價(jià)鍵模型你已經(jīng)知道，氫氣在氧氣和氯氣中燃燒分別生成水（H2O）和氯化氫（HCl）。在這兩種化合物的分子內(nèi)部，原子之間都是通過(guò)共用電子形成了共價(jià)鍵。那么，你是否產(chǎn)生過(guò)這樣的疑問(wèn)：氫原子為什么能分別與氧原子和氯原子結(jié)合形成穩(wěn)定的分子？氫原子與氯原子結(jié)合成氯化氫分子時(shí)原子個(gè)數(shù)比為1∶1，而氫原子與氧原子結(jié)合成水分子時(shí)原子個(gè)數(shù)比卻為2∶1，這又是為什么？共價(jià)鍵究竟是怎樣形成的？共價(jià)鍵具有哪些特征？共價(jià)鍵能分成哪些類型？一、共價(jià)鍵的形成與特征1.共價(jià)鍵的形成

現(xiàn)以氫分子的形成為例研究共價(jià)鍵的形成。根據(jù)原子結(jié)構(gòu)的量子力學(xué)理論，基態(tài)氫原子核外的一個(gè)電子處于1s軌道上。當(dāng)兩個(gè)氫原子相距很遠(yuǎn)時(shí)，它們之間的相互作用可以忽略不計(jì)，體系的能量等于兩個(gè)氫原子的能量之和；隨著兩個(gè)氫原子逐漸接近，它們的原子軌道會(huì)相互重疊，使電子在核間區(qū)域出現(xiàn)的概率增大，原子核對(duì)兩個(gè)電子都產(chǎn)生吸引作用，使體系的能量逐漸下降。實(shí)驗(yàn)和理論計(jì)算均表明，當(dāng)兩個(gè)氫原子的核間距為0.074nm時(shí)體系能量最低，兩個(gè)氫原子各提供一個(gè)電子以自旋狀態(tài)不同的方式相互配對(duì)形成氫分子。如果兩個(gè)氫原子進(jìn)一步接近，原子核以及電子之間的排斥作用又將導(dǎo)致體系的能量上升。氫分子形成過(guò)程中體系的能量變化可用圖2-1-1表示。若以1mol計(jì)，形成氫分子后，整個(gè)體系的能量相對(duì)于孤立氫原子的能量下降了436kJ，體系處于穩(wěn)定狀態(tài)。根據(jù)對(duì)氫分子形成過(guò)程的分析可以得知，正是由于電子在兩個(gè)原子核之間出現(xiàn)的概率增大，使得它們同時(shí)受到兩個(gè)原子核的吸引（圖2-1-2），從而導(dǎo)致體系能量降低，形成共價(jià)鍵。我們將原子間通過(guò)共用電子形成的化學(xué)鍵稱為共價(jià)鍵（covalentbond）。通常，電負(fù)性相同或差值小的非金屬元素原子之間形成的化學(xué)鍵為共價(jià)鍵。例如，氫原子與氫原子、鹵素原子、氧原子、氮原子，氧原子與氧原子、碳原子形成共價(jià)鍵。為簡(jiǎn)便起見，人們常常用一條短線表示由一對(duì)共用電子所形成的共價(jià)鍵。例如，氫分子和氯化氫分子可分別表示為H—H和H—Cl，而水分子可表示為H—O—H；以此類推，“==”表示原子間共用兩對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵（共價(jià)雙鍵），“≡”表示原子間共用三對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵（共價(jià)三鍵）。2.共價(jià)鍵的特征

按照價(jià)鍵理論，未成對(duì)的電子通過(guò)相互配對(duì)形成共價(jià)鍵。因?yàn)榭蓞⑴c配對(duì)的電子數(shù)是一定的，所以每個(gè)原子所能形成共價(jià)鍵的總數(shù)或以共價(jià)鍵連接的原子數(shù)目是一定的，這稱為共價(jià)鍵的飽和性。顯然，共價(jià)鍵的飽和性決定了各種原子形成分子時(shí)相互結(jié)合的數(shù)量關(guān)系。例如，氯原子中只有一個(gè)未占滿的軌道，其中有一個(gè)未成對(duì)電子，所以兩個(gè)氯原子之間可形成一個(gè)共價(jià)鍵結(jié)合為氯分子，表示為Cl—Cl。又如，氮原子中有三個(gè)未占滿的軌道，每個(gè)軌道中有一個(gè)未成對(duì)電子，共有三個(gè)未成對(duì)電子，兩個(gè)氮原子之間能夠以共價(jià)三鍵結(jié)合成氮分子，表示為N≡N；一個(gè)氮原子也可與三個(gè)氫原子以三個(gè)共價(jià)單鍵結(jié)合成氨分子，表示為另一方面，除s軌道是球形對(duì)稱外，其他原子軌道都具有一定的空間取向。在形成共價(jià)鍵時(shí)，原子軌道重疊得多，電子在核間出現(xiàn)的概率大，所形成的共價(jià)鍵就牢固。

因此，共價(jià)鍵將盡可能沿著電子出現(xiàn)概率最大的方向形成，即共價(jià)鍵具有方向性。分子的空間結(jié)構(gòu)與共價(jià)鍵的方向性密切相關(guān)。二、共價(jià)鍵的類型1.σ鍵與π鍵通過(guò)“人工固氮”將空氣中的氮?dú)廪D(zhuǎn)化為含氮化合物用于生產(chǎn)化肥或其他化工產(chǎn)品是人類突破的重要課題。解決這個(gè)課題的難點(diǎn)在于氮分子中的共價(jià)三鍵使構(gòu)成氮分子的兩個(gè)氮原子緊緊地結(jié)合在一起，由此氮?dú)獾男再|(zhì)非常穩(wěn)定。請(qǐng)從軌道重疊的角度解釋氮分子中的共價(jià)三鍵是如何形成的。氮原子的價(jià)電子排布是2s22p3。根據(jù)洪特規(guī)則，氮原子中處于2p軌道的三個(gè)電子實(shí)際上分別占據(jù)2px、2py、2pz

三個(gè)原子軌道，是三個(gè)未成對(duì)電子。

當(dāng)形成氮分子的兩個(gè)氮原子相互接近時(shí)，一個(gè)氮原子2pz

軌道與另一個(gè)氮原子的2pz軌道重疊形成一個(gè)共價(jià)鍵，同時(shí)它們的2px

和2py

軌道也會(huì)分別兩兩重疊形成兩個(gè)共價(jià)鍵，這樣形成的共價(jià)鍵稱為共價(jià)三鍵；也就是說(shuō)，氮分子中的氮原子之間是以共價(jià)三鍵結(jié)合的。仔細(xì)分析氮分子中共價(jià)三鍵的三個(gè)共價(jià)鍵，可以發(fā)現(xiàn)它們并不是完全等同的。當(dāng)兩個(gè)氮原子的2pz軌道以“頭碰頭”的方式相互重疊時(shí)，相互平行的2px或2py軌道只能分別以“肩并肩”的方式重疊。

人們將原子軌道以“頭碰頭”方式相互重疊導(dǎo)致電子在核間出現(xiàn)的概率增大而形成的共價(jià)鍵稱為σ鍵（sigmabond）。除了氮分子中存在σ鍵外，HCl、Cl2、H2

中的共價(jià)鍵也都是σ鍵。人們將原子軌道以“肩并肩”方式相互重疊導(dǎo)致電子在核間出現(xiàn)的概率增大而形成的共價(jià)鍵稱為π鍵（pibond），如上述分析中2px、2py

軌道分別重疊所形成的共價(jià)鍵都是π鍵。

這樣，氮分子的N≡N中有一個(gè)σ鍵、兩個(gè)π鍵，如圖2-1-4所示。2.極性鍵和非極性鍵

在氫氣、氯氣等雙原子分子中，因?yàn)闃?gòu)成分子的是同種元素的兩個(gè)原子，它們吸引電子的能力相同，所以共用電子不偏向于其中任何一個(gè)原子，參與成鍵的原子都不顯電性，這樣形成的共價(jià)鍵叫作非極性共價(jià)鍵，簡(jiǎn)稱非極性鍵（non-polarbond）。當(dāng)構(gòu)成分子的兩個(gè)原子是不同元素的原子時(shí)，由于兩個(gè)原子吸引電子的能力不同，共用的電子必然偏向于吸引電子能力大的原子一側(cè)，這個(gè)原子因附近電子出現(xiàn)的概率較大而帶部分負(fù)電荷，而另一個(gè)原子則帶部分正電荷，這樣形成的共價(jià)鍵叫作極性共價(jià)鍵，簡(jiǎn)稱極性鍵（polarbond）。例如，在形成氯化氫分子時(shí)，氯原子吸引電子的能力比氫原子強(qiáng)，使氯原子帶部分負(fù)電荷（δ-）、氫原子帶部分正電荷（δ+），所形成的共價(jià)鍵是極性鍵。對(duì)極性鍵來(lái)說(shuō)，由于共用電子偏移程度不同，又分為強(qiáng)極性鍵（共用電子偏離程度大，如H—F中的極性鍵）和弱極性鍵（共用電子偏離程度小，如H—I中的極性鍵）。一般而言，在雙原子分子中，可用成鍵原子所屬元素電負(fù)性的差值大小判斷形成的共價(jià)鍵是否有極性及極性的強(qiáng)弱。同種元素的原子之間通常形成非極性共價(jià)鍵；非同種元素的原子之間通常形成極性共價(jià)鍵，且原子的電負(fù)性差值越大，形成的共價(jià)鍵的極性就越強(qiáng)。

分子中共價(jià)鍵的極性強(qiáng)弱會(huì)影響物質(zhì)的性質(zhì)，由此鍵的極性成為解釋和預(yù)測(cè)物質(zhì)性質(zhì)、判斷反應(yīng)活性部位和反應(yīng)產(chǎn)物的常用工具。例如，乙醇與乙酸的酯化反應(yīng)中，斷鍵和成鍵發(fā)生在極性強(qiáng)的部位；再如，在第1章微項(xiàng)目中借助了鍵的極性來(lái)預(yù)測(cè)乙醛與氨基的反應(yīng)產(chǎn)物。三、鍵參數(shù)1.鍵長(zhǎng)

兩個(gè)成鍵原子的原子核間的距離（簡(jiǎn)稱核間距）叫作該化學(xué)鍵的鍵長(zhǎng)（bondlength）。在氯分子中，兩個(gè)氯原子的原子核間的距離就是Cl—Cl鍵的鍵長(zhǎng)（圖2-1-9）。同樣，在氯化氫分子中，氫原子與氯原子的核間距就是H—Cl鍵的鍵長(zhǎng)。一般而言，化學(xué)鍵的鍵長(zhǎng)愈短，化學(xué)鍵就愈強(qiáng)，鍵就愈牢固。鍵長(zhǎng)是影響分子空間結(jié)構(gòu)的因素之一。鍵長(zhǎng)的數(shù)值可以通過(guò)晶體X射線衍射實(shí)驗(yàn)進(jìn)行測(cè)定，也可以通過(guò)理論計(jì)算求得。常見共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)見表2-1-1。2.鍵角

在多原子分子中，兩個(gè)化學(xué)鍵的夾角叫作鍵角（bondangle）。鍵角可通過(guò)晶體X射線衍射實(shí)驗(yàn)測(cè)定，常用于描述多原子分子的空間結(jié)構(gòu)。例如，二氧化碳分子中兩個(gè)碳氧鍵（C=O）的夾角為180°，所以二氧化碳分子呈直線形；水分子中兩個(gè)氫氧鍵（H—O）的夾角為104.5°，所以水分子不呈直線形而呈角形；氨分子中每?jī)蓚€(gè)氮?dú)滏I（N—H）的夾角均為107.3°，所以氨分子呈三角錐形。3.鍵能

化學(xué)鍵的斷裂需要吸收能量。例如，在1×105Pa、298K條件下，將1molH2

中的化學(xué)鍵斷裂分解為2mol氣態(tài)氫原子需要吸收436kJ的能量；在該條件下將1molHCl和1molHI中的化學(xué)鍵斷裂分解成原子所需的能量分別為431kJ和297kJ。這一事實(shí)不僅說(shuō)明化學(xué)鍵有一定的強(qiáng)度，而且說(shuō)明化學(xué)鍵的強(qiáng)度是不一樣的。人們常用“鍵能”來(lái)表示化學(xué)鍵的強(qiáng)弱程度。在1×105Pa、298K條件下，斷開1molAB(g)分子中的化學(xué)鍵，使其分別生成氣態(tài)A原子和氣態(tài)B原子所吸收的能量稱為A—B鍵的鍵能（bondenergy），常用EA—B

表示。常見共價(jià)鍵的鍵能見表2-1-2，表中的鍵能數(shù)據(jù)是對(duì)大量分子進(jìn)行統(tǒng)計(jì)得到的平均值。顯然，鍵能的大小可以定量地表示化學(xué)鍵的強(qiáng)弱。鍵能愈大，斷開時(shí)需要的能量就愈多，這個(gè)化學(xué)鍵就愈牢固；反之，鍵能愈小，斷開時(shí)需要的能量就愈少，這個(gè)化學(xué)鍵就愈不牢固。由表2-1-2中數(shù)據(jù)可知，EH-CI=297kJ·mol-1，而EH-Cl=431kJ·mol-1，所以碘化氫分子較不穩(wěn)定而易分解，氯化氫分子則較穩(wěn)定而難以分解。

鍵長(zhǎng)、鍵角和鍵能等表明化學(xué)鍵性質(zhì)的物理量通常稱為“鍵參數(shù)”。分子和原子一樣，也有特征能級(jí)。分子從一種能級(jí)改變到另一種能級(jí)時(shí)吸收或發(fā)射的光譜稱為分子光譜。分子中的鍵長(zhǎng)、鍵角、電荷分布等結(jié)構(gòu)特征都會(huì)影響分子光譜。正是由于分子光譜能夠提供分子結(jié)構(gòu)的相關(guān)信息，使其成為測(cè)定和鑒別分子結(jié)構(gòu)的重要實(shí)驗(yàn)手段；同時(shí)，它還是分子軌道理論發(fā)展的實(shí)驗(yàn)基礎(chǔ)。當(dāng)堂練習(xí)1.下列有關(guān)共價(jià)鍵的成因說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A.若成鍵后兩原子的原子核距離更近些，體系的能量會(huì)更低。B.成鍵原子的原子軌道在空間最大程度重疊。C.共用電子對(duì)在形成共價(jià)鍵的原子的核間區(qū)域出現(xiàn)的概率大。D.形成化學(xué)鍵，體系的能量降低。A2.下列對(duì)共價(jià)鍵的說(shuō)法中，不正確的是()A.共價(jià)鍵是通過(guò)形成共用電子對(duì)或原子軌道重疊形成的。B.形成共價(jià)鍵的原子之間電負(fù)性相同或相差不大。C.一般情況下一個(gè)原子有幾個(gè)不成對(duì)電子就會(huì)和幾個(gè)自旋相反的未成對(duì)電子成鍵。D.共價(jià)鍵是通過(guò)共用電子對(duì)形成的，不屬于電性作用。D3.下列有關(guān)σ鍵的說(shuō)法錯(cuò)誤的是（）A.如果電子云圖像是由兩個(gè)s電子云重疊形成的，即形成s-sσ鍵B.s電子與p電子形成s－pσ鍵C.p電子與p電子不能形成σ鍵D.HCl分子里含一個(gè)s－pσ鍵C4.關(guān)于σ鍵和π鍵的比較，下列說(shuō)法不正確的是()A.σ鍵是軸對(duì)稱的，π鍵是鏡面對(duì)稱的B.σ鍵是“頭碰頭”式重疊，π鍵是“肩并肩”式重疊C.σ鍵不能斷裂，π鍵容易斷裂D.H原子只能形成σ鍵，O原子可以形成σ鍵和π鍵C5.下列物質(zhì)的分子中既有σ鍵,又有π鍵的是()①HCl②H2O③N2④H2O2⑤C2H4⑥C2H2A.①②③B.③④⑤⑥C.①③⑥D(zhuǎn).③⑤⑥D(zhuǎn)6.下列有關(guān)化學(xué)鍵類型的判斷不正確的是()A.s-sσ鍵與p-pπ鍵的對(duì)稱性不同。B.分子中含有共價(jià)鍵，則至少含有一個(gè)σ鍵。C.已知乙炔的結(jié)構(gòu)式為H—C≡C—H，則乙炔分子中存在2個(gè)σ鍵(C—H)和3個(gè)π鍵(C≡C)。D.乙烷分子中只存在σ鍵，即6個(gè)C—H鍵和1個(gè)C—C鍵都為σ鍵，不存在π鍵。C7.下列敘述中的距離屬于鍵長(zhǎng)的是()

A.氨分子中兩個(gè)氫原子間的距離B.氯分子中兩個(gè)氯原子核間的距離C.金剛石中任意兩個(gè)碳原子核間的距離D.氯化鈉中相鄰的氯離子和鈉離子核間的距離B8.下列分子中的鍵角最大的是()

A.CO2B.NH3C.H2OD.CH2=CH2A同學(xué)們，通過(guò)這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛(ài)心.誠(chéng)心.細(xì)心.耐心，讓家長(zhǎng)放心.孩子安心。第2章

微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)第

2

節(jié)共價(jià)鍵與分子的空間結(jié)構(gòu)通常，不同的分子具有不同的空間結(jié)構(gòu)。例如，甲烷分子呈正四面體形，氨分子呈三角錐形，乙烯分子呈平面結(jié)構(gòu)。那么，這些分子為什么具有不同的空間結(jié)構(gòu)呢？分子的空間結(jié)構(gòu)對(duì)物質(zhì)的性質(zhì)會(huì)帶來(lái)怎樣的影響？一、分子空間結(jié)構(gòu)的理論分析1.雜化軌道理論研究證實(shí)，甲烷（CH4）分子中的四個(gè)C—H鍵的鍵角均為109°28′，從而形成非常規(guī)則的正四面體形結(jié)構(gòu)。

原子之間若要形成共價(jià)鍵，它們的價(jià)電子中應(yīng)當(dāng)有未成對(duì)的電子。碳原子的價(jià)電子排布為2s22p2，也就是說(shuō)，它只有兩個(gè)未成對(duì)的2p電子。若碳原子與氫原子結(jié)合，則應(yīng)形成CH2；即使碳原子的一個(gè)2s電子受外界條件影響躍遷到2p空軌道，使碳原子具有四個(gè)未成對(duì)電子，它與四個(gè)氫原子形成的分子也不應(yīng)當(dāng)具有規(guī)則的正四面體形結(jié)構(gòu)。

那么，甲烷分子的正四面體形結(jié)構(gòu)是怎樣形成的呢？美國(guó)化學(xué)家鮑林提出的雜化軌道理論很好地解釋了甲烷分子的空間結(jié)構(gòu)。他認(rèn)為，在甲烷分子的形成過(guò)程中，碳原子中原來(lái)能量相近的2s軌道與三個(gè)2p軌道將重新組合形成新的、能量相同的原子軌道。這種在外界條件影響下，原子內(nèi)部能量相近的原子軌道重新組合形成新的原子軌道的過(guò)程叫作原子軌道的雜化，組合后形成的一組新的原子軌道叫作雜化原子軌道，簡(jiǎn)稱雜化軌道（hybridorbital）。s軌道和p軌道雜化后，雜化軌道不僅改變了原有s和p軌道的空間取向（圖2-2-2），而且使它在與其他原子的原子軌道成鍵時(shí)重疊的程度更大，形成的共價(jià)鍵更牢固。甲烷分子中碳原子的雜化軌道是由一個(gè)2s軌道和三個(gè)2p軌道重新組合而成的。一個(gè)s軌道與三個(gè)p軌道的雜化稱為sp3雜化，所形成的四個(gè)雜化軌道稱為sp3

雜化軌道。鮑林還根據(jù)精確計(jì)算得知每?jī)蓚€(gè)sp3雜化軌道的夾角為109°28′。由于這四個(gè)雜化軌道的能量相同，根據(jù)洪特規(guī)則，碳原子的價(jià)電子以自旋狀態(tài)相同的方式分占各個(gè)軌道。因此，當(dāng)碳原子與氫原子成鍵時(shí)，碳原子中每個(gè)雜化軌道分別與一個(gè)氫原子的1s軌道重疊形成一個(gè)共價(jià)鍵，這樣所形成的四個(gè)共價(jià)鍵是等同的，從而使甲烷分子具有正四面體形結(jié)構(gòu)，如圖2-2-3所示①。有幾個(gè)原子軌道參與雜化，雜化后就生成幾個(gè)雜化軌道。s軌道與p軌道的雜化除sp3雜化外，還有其他情況。例如，一個(gè)s軌道和一個(gè)p軌道雜化可形成兩個(gè)sp雜化軌道，一個(gè)s軌道和兩個(gè)p軌道雜化可形成三個(gè)sp2

雜化軌道。sp、sp2

雜化軌道如圖2-2-4所示。形成乙烯分子時(shí)碳原子采用sp2

雜化，三個(gè)sp2

雜化軌道和一個(gè)未參與雜化的p軌道中各有一個(gè)未成對(duì)電子。兩個(gè)碳原子各以一個(gè)sp2

雜化軌道重疊形成一個(gè)σ鍵，同時(shí)以p軌道重疊形成一個(gè)π鍵；每個(gè)碳原子都以另外兩個(gè)sp2

雜化軌道分別與兩個(gè)氫原子的1s軌道重疊形成兩個(gè)σ鍵。這樣，在乙烯分子中的碳原子之間，存在著一個(gè)σ鍵和一個(gè)π鍵。類似地，乙炔分子中的碳原子采用sp雜化，兩個(gè)碳原子之間存在著一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵（圖2-2-5）。關(guān)于苯的結(jié)構(gòu)，不同的理論模型給出了不同的解釋。根據(jù)雜化軌道理論，形成苯分子時(shí)每個(gè)碳原子的價(jià)電子原子軌道都發(fā)生了sp2

雜化，由此形成的三個(gè)sp2

雜化軌道在同一平面內(nèi)，每個(gè)sp2

雜化軌道上有一個(gè)未成對(duì)電子。這樣，每個(gè)碳原子的兩個(gè)sp2

雜化軌道分別與鄰近的兩個(gè)碳原子的sp2

雜化軌道重疊形成σ鍵，于是六個(gè)碳原子組成一個(gè)正六邊形的碳環(huán)，每個(gè)碳原子的另一個(gè)sp2

雜化軌道分別與一個(gè)氫原子的1s軌道重疊形成σ鍵。與此同時(shí)，每個(gè)碳原子還有一個(gè)與碳環(huán)平面垂直的未參與雜化的2p軌道（如2pz），這六個(gè)軌道相互平行且各有一個(gè)未成對(duì)電子，以“肩并肩”的方式相互重疊，從而形成屬于六個(gè)碳原子的π鍵，形象地稱為大π鍵。因此，在苯分子中，六個(gè)碳原子和六個(gè)氫原子都在同一平面內(nèi)，整個(gè)分子呈平面正六邊形，鍵角皆為120°。正是由于苯分子所具有的這種結(jié)構(gòu)特征，才使它表現(xiàn)出特殊的穩(wěn)定性，而不像乙烯那樣容易使酸性KMnO4

溶液或溴的四氯化碳溶液褪色。氮原子的價(jià)電子排布為2s22p3，三個(gè)2p軌道中各有一個(gè)未成對(duì)電子，可分別與一個(gè)氫原子的1s電子形成一個(gè)σ鍵。如果真是如此，那么三個(gè)2p軌道相互垂直，所形成的氨分子中N—H鍵的鍵角應(yīng)約為90°。但是，實(shí)驗(yàn)測(cè)得的氨分子中N—H鍵的鍵角為107.3°。試解釋其鍵角不是90°的原因，并與同學(xué)們交流討論。在形成氨分子時(shí)，氮原子的一個(gè)2s軌道和三個(gè)2p軌道也發(fā)生了sp3雜化，生成四個(gè)sp3

雜化軌道。在這四個(gè)sp3

雜化軌道中，有三個(gè)軌道各含有一個(gè)未成對(duì)電子，可分別與一個(gè)氫原子的1s電子形成一個(gè)σ鍵，還有一個(gè)sp3

雜化軌道中已有兩個(gè)電子（孤電子對(duì)），不能再與氫原子形成σ鍵。因此，一個(gè)氮原子與三個(gè)氫原子結(jié)合形成氨分子。因?yàn)榈拥?s和2p原子軌道發(fā)生的是sp3

雜化，所以四個(gè)sp3雜化軌道在空間的分布呈四面體形。又因四個(gè)sp3

雜化軌道中的一個(gè)軌道已有一對(duì)電子，只有另外三個(gè)軌道中的未成對(duì)電子可以與氫原子的1s電子配對(duì)成鍵，所以形成的氨分子的空間結(jié)構(gòu)與甲烷分子的空間結(jié)構(gòu)不同，呈三角錐形（圖2-2-8）。2.價(jià)電子對(duì)互斥理論

雜化軌道理論可以解釋分子的空間結(jié)構(gòu)，但對(duì)未知分子空間結(jié)構(gòu)的預(yù)測(cè)性不強(qiáng)。價(jià)電子對(duì)互斥（ValenceShellElectronPairRepulsion,簡(jiǎn)稱VSEPR）理論能比較簡(jiǎn)便地定性預(yù)測(cè)分子的空間結(jié)構(gòu)，其基本觀點(diǎn)是：分子中的中心原子的價(jià)電子對(duì)——成鍵電子對(duì)（bp）和孤電子對(duì)（lp）由于相互排斥作用，處于不同的空間取向且盡可能趨向于彼此遠(yuǎn)離。兩個(gè)原子間的成鍵電子不論是單鍵還是多重鍵，都看作一個(gè)空間取向；一對(duì)孤電子對(duì)可看作一個(gè)空間取向。因此，我們可以先分析分子中的中心原子的價(jià)電子對(duì)存在幾個(gè)空間取向，再讓這幾個(gè)空間取向盡量彼此遠(yuǎn)離，就可以推測(cè)出分子的空間結(jié)構(gòu)。價(jià)電子對(duì)互斥理論能較便捷地預(yù)測(cè)分子的空間結(jié)構(gòu)。若n

個(gè)價(jià)電子對(duì)全部是成單鍵的電子對(duì)且沒(méi)有孤電子對(duì)，為使價(jià)電子對(duì)之間的斥力最小，價(jià)電子對(duì)應(yīng)盡量遠(yuǎn)離。因此，當(dāng)n=2、3、4、5、6時(shí)，分子的空間結(jié)構(gòu)分別為直線形、三角形、四面體形、三角雙錐形和八面體形。圖2-2-9表示的分別是二氯化汞、三氟化硼、四氯化碳、五氯化磷和六氟化硫的分子空間結(jié)構(gòu)。二、分子的空間結(jié)構(gòu)與分子性質(zhì)1.分子中的原子排布與對(duì)稱性研究表明，許多分子具有對(duì)稱性。例如，對(duì)于甲烷分子而言，如圖2-2-13所示，以通過(guò)碳原子和氫原子的連線為軸旋轉(zhuǎn)120°或240°時(shí)，分子完全恢復(fù)原狀，我們稱這條連線為對(duì)稱軸；通過(guò)碳原子和其中兩個(gè)氫原子所構(gòu)成的平面，分子被分割成相同的兩部分，我們稱這個(gè)平面為對(duì)稱面。類似地，我們也可以找出水、二氧化碳、氨分子中的對(duì)稱軸和對(duì)稱面。像這種依據(jù)對(duì)稱軸的旋轉(zhuǎn)或借助對(duì)稱面的反映能夠復(fù)原的分子稱為對(duì)稱分子，分子所具有的這種性質(zhì)稱為對(duì)稱性。分子的許多性質(zhì)如極性、旋光性等都與分子的對(duì)稱性有關(guān)。在光通過(guò)某些化合物時(shí)，光波振動(dòng)的方向會(huì)旋轉(zhuǎn)一定的角度，這種性質(zhì)稱為旋光性?；瘜W(xué)家對(duì)具有旋光性的分子會(huì)有怎樣的空間結(jié)構(gòu)非常好奇。他們經(jīng)過(guò)大量的研究發(fā)現(xiàn)，這些分子本身和它們?cè)阽R中的像，就如同人的左手和右手，相似但不能重疊，因而稱這類分子表現(xiàn)出手性（chirality），如圖2-2-14所示。具有手性的分子叫作手性分子。從對(duì)稱性的角度看，手性分子是一類對(duì)稱性比較低的分子，如它們不具有對(duì)稱面。一個(gè)手性分子和它的鏡像分子構(gòu)成一對(duì)對(duì)映異構(gòu)體?；閷?duì)映異構(gòu)體的兩種手性分子具有相反的旋光性。這兩種分子若以等物質(zhì)的量濃度形成混合溶液，由于旋光性相互抵消，而使溶液不表現(xiàn)旋光性。對(duì)于僅通過(guò)單鍵連接其他原子的碳原子，當(dāng)其所連接的四個(gè)原子或基團(tuán)均不相同時(shí)（如CHBrClF），這個(gè)碳原子稱為不對(duì)稱碳原子。大多數(shù)的手性分子都含有不對(duì)稱碳原子，因此常用有無(wú)不對(duì)稱碳原子推測(cè)分子是否為手性分子，進(jìn)而判斷分子有無(wú)旋光性。圖2-2-15呈現(xiàn)了兩種簡(jiǎn)單的手性分子及其對(duì)映異構(gòu)體，并標(biāo)出了其中的不對(duì)稱碳原子。借助有無(wú)不對(duì)稱碳原子推測(cè)分子是否為手性分子，是一個(gè)簡(jiǎn)單實(shí)用但并不全面的判斷標(biāo)準(zhǔn)，更為復(fù)雜的手性現(xiàn)象，你將在大學(xué)化學(xué)課程中進(jìn)一步學(xué)習(xí)。2.分子中的電荷分布與極性分子中的電荷分布會(huì)對(duì)分子性質(zhì)產(chǎn)生顯著影響。從化學(xué)鍵的視角看，共用電子在成鍵原子之間的分布決定著是形成極性鍵還是形成非極性鍵，而分子中各個(gè)化學(xué)鍵極性的不同又會(huì)影響化學(xué)反應(yīng)中分子的斷鍵部位和反應(yīng)產(chǎn)物。那么，從整個(gè)分子的視角看，電荷的分布對(duì)分子的性質(zhì)會(huì)產(chǎn)生怎樣的影響呢？分子的極性在酸式滴定管中加入四氯化碳，打開活塞讓四氯化碳緩緩流下，可看到四氯化碳呈直線狀垂直流入燒杯中。將用毛皮摩擦過(guò)的橡膠棒靠近四氯化碳液流，觀察四氯化碳的流動(dòng)方向是否發(fā)生變化；再向另一酸式滴定管中加入蒸餾水，進(jìn)行同樣的實(shí)驗(yàn)，觀察實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象。思考

1.使用四氯化碳、水做實(shí)驗(yàn)時(shí)，觀察到的現(xiàn)象是否相同？

2.請(qǐng)畫圖分析四氯化碳分子和水分子中的化學(xué)鍵是極性鍵還是非極性鍵，電荷在化學(xué)鍵乃至整個(gè)分子中是如何分布的。這對(duì)你解釋上述實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象有什么啟示？用毛皮摩擦過(guò)的橡膠棒帶負(fù)電，它能使水流的方向發(fā)生改變，說(shuō)明水流與橡膠棒之間有電性作用，由此可推知水分子中存在著帶正電荷的正極和帶負(fù)電荷的負(fù)極。橡膠棒不能使四氯化碳液流的方向改變，說(shuō)明四氯化碳液流不受橡膠棒所帶負(fù)電的影響，由此可推知四氯化碳分子中無(wú)正極和負(fù)極之分。像水分子這樣分子內(nèi)存在正、負(fù)兩極的分子，稱為極性分子（polarmolecule）；而像四氯化碳分子這樣分子內(nèi)不存在正、負(fù)兩極的分子，稱為非極性分子（non-polarmolecule）。例如，氯化氫分子是一種極性分子，而氯分子則是一種非極性分子。對(duì)于一個(gè)分子來(lái)說(shuō)，可以設(shè)想它的全部正電荷集中于一點(diǎn)，這一點(diǎn)叫作正電荷重心；同樣，可以設(shè)想它的全部負(fù)電荷集中于一點(diǎn)，這一點(diǎn)叫作負(fù)電荷重心。正、負(fù)電荷重心所帶電荷相同但電性相反。極性分子的正、負(fù)電荷重心不重合，因此分子內(nèi)存在正、負(fù)兩極；非極性分子的正、負(fù)電荷重心重合，因此分子內(nèi)不存在正、負(fù)兩極。分析水、氨、二氧化碳和甲烷等分子中各原子的帶電情況，指出其中的極性分子和非極性分子并說(shuō)明理由。對(duì)雙原子分子來(lái)說(shuō)，鍵的極性與分子的極性是一致的：化學(xué)鍵有極性，分子就有極性；反之，化學(xué)鍵無(wú)極性，分子也無(wú)極性。多原子分子的極性除了與鍵的極性有關(guān)外，還與分子的空間結(jié)構(gòu)有關(guān)：如果形成分子的所有化學(xué)鍵均為非極性鍵，分子的正、負(fù)電荷重心重合，為非極性分子，如白磷分子（P4）；當(dāng)形成分子的化學(xué)鍵為極性鍵時(shí)，則分子可能是極性分子如水分子、氨分子等，也可能是非極性分子如二氧化碳分子、甲烷分子等。

分子的極性會(huì)影響分子的性質(zhì)。在相對(duì)分子質(zhì)量相同的情況下，極性分子構(gòu)成的物質(zhì)比非極性分子構(gòu)成的物質(zhì)具有更高的沸點(diǎn)。極性分子易溶于極性溶劑（如水），非極性分子易溶于非極性溶劑（如四氯化碳）。這就是我們常說(shuō)的“相似相溶”原理中的一種類型，如油脂、石油的成分難溶于水，而溶于非極性或極性較小的溶劑。當(dāng)堂練習(xí)1.下列各物質(zhì)中的中心原子不是采用sp3雜化的是()A.NH3B.H2OC.CO2D.CCl4C2.下列關(guān)于雜化軌道的說(shuō)法錯(cuò)誤的是()A.所有原子軌道都參與雜化B.同一原子中能量相近的原子軌道參與雜化C.雜化軌道能量集中，有利于牢固成鍵D.軌道雜化形成的雜化軌道中不一定有1個(gè)電子A3.s軌道和p軌道雜化的類型不可能有()A.sp雜化B.sp2雜化C.sp3雜化D.sp4雜化4、PCl3分子的空間結(jié)構(gòu)是()A.平面三角形，鍵角小于120°B.平面三角形，鍵角為120°C.三角錐形，鍵角小于109°28'D.三角錐形，鍵角為109°28'DC5.下列分子或離子的中心原子含有孤電子對(duì)的是()A.H2OB.CH4C.SiH4D.NH4+A6、判斷下列離子的空間結(jié)構(gòu)。三角形三角錐形正四面體形正四面體形同學(xué)們，通過(guò)這節(jié)課的學(xué)習(xí)，你有什么收獲呢？謝謝大家愛(ài)心.誠(chéng)心.細(xì)心.耐心，讓家長(zhǎng)放心.孩子安心。第2章

微粒間相互作用與物質(zhì)性質(zhì)第

3

節(jié)離子鍵、配位鍵與金屬鍵通過(guò)化學(xué)必修課程的學(xué)習(xí)你對(duì)化學(xué)鍵有了初步的認(rèn)識(shí)；通過(guò)上一節(jié)課的學(xué)習(xí)，你對(duì)化學(xué)鍵尤其是共價(jià)鍵有了一定的了解。那么，離子鍵有哪些特征？除了共價(jià)鍵和離子鍵，原子之間還有其他的結(jié)合方式嗎？一、離子鍵1.離子鍵的形成離子鍵是一類重要的化學(xué)鍵。請(qǐng)嘗試判斷下列哪些原子之間可以形成離子鍵，并說(shuō)明你的判斷依據(jù)。CsMgKHFClSO一般而言，電負(fù)性較大的非金屬元素的原子容易獲得電子形成陰離子，電負(fù)性較小的金屬元素的原子容易失去價(jià)電子形成陽(yáng)離子。當(dāng)這兩種原子相互接近到一定程度時(shí)，容易發(fā)生電子得、失而形成陰、陽(yáng)離子，陰、陽(yáng)離子通過(guò)離子鍵（ionicbond）可形成穩(wěn)定的化合物。例如，金屬鈉在氯氣中燃燒可以生成氯化鈉。在這一反應(yīng)過(guò)程中，鈉原子失去一個(gè)電子形成Na+，氯分子中的每個(gè)氯原子各獲得一個(gè)電子形成Cl-，帶正電的Na+

和帶負(fù)電的Cl-

通過(guò)靜電作用形成離子鍵，構(gòu)成穩(wěn)定的離子化合物——氯化鈉。陰、陽(yáng)離子之間除了吸引力外，還存在電子與電子、原子核與原子核之間同性電荷所產(chǎn)生的排斥力。因此，在形成離子鍵時(shí)，陰、陽(yáng)離子依靠異性電荷之間的靜電引力相互接近到一定程度時(shí)，電子與電子之間、原子核與原子核之間產(chǎn)生的斥力將阻礙陰、陽(yáng)離子進(jìn)一步靠近；當(dāng)靜電作用中同時(shí)存在的引力和斥力達(dá)到平衡時(shí)，體系的能量最低，形成穩(wěn)定的離子化合物。

成鍵原子所屬元素的電負(fù)性差值越大，原子之間越容易得失電子而形成離子鍵。2.離子鍵的特征

由于離子鍵的實(shí)質(zhì)是靜電作用，若把離子的電荷分布看成是球形對(duì)稱的話，則一種離子可以對(duì)不同方向的帶異性電荷的離子產(chǎn)生吸引作用。例如，在氯化鈉晶體中，Na+

可以吸引不同方向的6個(gè)Cl-；同樣，Cl-也可以吸引不同方向的6個(gè)Na+（圖2-3-2）。因此，相對(duì)于共價(jià)鍵而言，離子鍵沒(méi)有方向性。在離子化合物中，每個(gè)離子周圍最鄰近的帶異性電荷的離子數(shù)目的多少，取決