第六章 原子结构、共价键和分子间作用力
物质的性质取决于分子的组成和分子间的作用力，而分子的组成又取决于原子的结构和原子间的作用力。本章首先探讨原子结构，进而学习原子间的作用力，也就是化学键。最后初步了解分子间的作用力及对物质某些性质的影响。
第一节 核外电子的运动状态
一、 原子结构认识史的发展概况
1. 十九世纪初，英国科学家J. Dalton 用化学分析法研究物质的组成，提出了著名的原子学说。但是，J. Dalton 认为原子是不可分的。
2. 1904年，英国科学家J. J. Thomson 提出了原子“枣糕模型”：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多带负电的电子。
3. 1911年， 英国科学家E. Rutherford 根据实验提出了“行星系式”原子模型：原子核好比是太阳，电子好比是绕太阳运动的行星，电子绕核高速运动。
4. 1913年，丹麦物理学家N. Bohr 提出了“定态原子模型”，后人称其为Bohr 理论。其要点如下：
（1） 在原子中，绕核运动的电子只能在某些符合一定量子化条件的圆形轨道上运动，在这些轨道上运动时电子既不放出能量也不吸收能量，电子处于某种“定态”（stationary state ）。其中最低的定态称为基态（ground state ）。其余能量较高的定态称为激发态（excited state ）。电子在不同定态下运动时其能量不同，处于某一定态下的电子的能量具有确定值。
2
182 2.1810(J)n Z E n
-=-?? （6-1）
式中：E n 为电子的能量；Z 为核电荷数；n 为量子数，它可以
取≥1的正整数。
（2） 只有当电子从某一定态跃迁到另一定态时，才会有能量的吸收或放出 。当电子从能量较高的定态跃迁到能量较低的定态时，就会放出能量，放出的这部分能量以光的形式发射出来，发射出来的光的频率取决于跃迁前后两种定态的能量差。 182212212
112.1810(
)(J)h E E E Z n n ν-=?=-=?- （6-2） 式中：v 为光的频率；h 为Planck 常量（h =6.63310-34J 2s ）。 Bohr 理论冲破了经典物理学中能量连续变化的观念的束缚，提出了核外电子运动的量子化特征，成功地解释了核外只有一个电子的氢原子的不连续光谱。但Bohr 理论未能完全摆脱经典物理学的观念，没有认识到电子运动的另一个重要特征—波粒二象性(wave –particle duality)，采取了宏观物体运动的固定轨道的观念，因此，他的理论不能解释多电子原子光谱，甚至不能说明氢原子光谱的精细结构。Bohr 理论属于旧量子论。
二、 微观粒子运动的特殊性 （一）微观粒子的波粒二象性
1905年，A. Einstein 提出了光子学说，认为光不仅有波动性，而且有粒子性，称为波粒二象性。受光的波粒二象性的启发，1924年法国物理学家de Broglie 提出了电子等实物粒子与光一样也有波粒二象性的假设。对于质量为m ，速率为υ的微粒，动量为p ，其波长λ为
mv
h
=
λ （6-3） 这就是著名的de Broglie 关系式，反映粒子性的p 、m 、υ和反映波动性的λ通过Planck 常数联系在一起。
1927年物理学家戴维逊(Davisson)和革末(Germer)用电子束代替光束通过金属单晶光栅进行的电子衍射实验证明了德布罗意的假
设（如图6-1）。继而质子和中子等微观粒子的波动性也进一步被证实。
单个电子穿过晶体多个电子穿过晶体电子衍射图
光栅后投射在屏幕上光栅后投射在屏幕上
图6-1 电子衍射图
电子的波动性需要从统计学角度来理解。从衍射实验来看，不仅用较强的电子流可以在较短的时间内得到电子衍射图，而且用很弱的电子流（电子先后一个一个射出），只要时间足够长，也可得到同样的图。开始，一个个电子分别随机到达底版的一个个点上，不能一下子得到衍射图。我们不能预测某一个电子到达底版上的位置，但是，电子落在底版上的点不是都重合在一起，经过足够长时间，通过了大量的电子，则看出规律，得到衍射图，显示了波动性。在电子出现概率大的地方，出现亮的环纹，即衍射强度大的地方。反之，电子出现少的地方，出现暗的环纹，衍射强度就小。说明电子的波动性是和电子运动的统计性规律联系在一起。个别电子虽然没有确定的运动轨道，但它在空间任一点衍射波的强度与它出现的概率密度成正比。所以，电子波是概率波(probability wave)。电子波的物理意义与经典的机械波电磁波均不同。机械波是介质质点的振动在空间的传播，电磁波是电磁场的振动在空间的传播。而电子波并无类似直接的物理意义，只反映电子在空间各区域出现的概率大小。
（二）测不准原理
经典力学对于宏观物体的运动，可同时准确地确定其任何时刻
的位置和动量。然而微观粒子则不同，在电子衍射实验中，由一定能量的电子束穿过固定狭缝的光栅达到屏幕所形成的衍射条纹累计结果是具有重现性的，而对于具体的每一个电子却无法预知其究竟会落在衍射条纹上的哪个确切位置，或者说其动量是不确定的。海森堡(W. Heisenberg)认为，描述微观粒子的运动状态时，无法同时准确地测定粒子的位置和动量，从而得出了测不准关系 π
≥
??4h
p x x （6-4） 式中Δx 为微观粒子x 方向位置坐标的测不准量（误差），Δp x 为x 方向动量的测不准量，h 为Planck 常数。该关系式说明对粒子位置的测定精确度越高（即Δx 越小），其动量测定的精确度就越差（Δp 越大），反之亦然，但二者之积不小于常量h /4π。由此说明电子衍射图谱是大量电子行为的统计结果。
微观粒子的波粒二象性和测不准关系式，使人们认识到不能用“在固定的圆型轨道上绕核运动”的经典力学方法来认识核外电子的运动, 因此，量子力学从微观粒子运动的特征出发，采用统计的方法计算电子在核外空间运动的概率分布规律，从而描述核外电子的运动状态。
（三）Schrodinger 方程和波函数
由于核外电子具有波粒二象性，1926年薛定谔(E.Schrodinger)提出了描述电子运动规律的量子力学基本方程
0)(822222222=-+??+??+??ψπψψψV E h m
z y x （6-5）
Schrodinger 方程是一个二阶偏微分方程，对于氢原子来说，(x ，y ，z)是电子在空间的坐标， E 是氢原子的总能量，V 是核对电
子的吸引能，m 是电子的质量，22x ??ψ、2
2y
??ψ
和22z ??ψ分别是ψ对x 、y 和z 的二阶偏导数，ψ是描述氢原子核外运动状态的数学函数，称
为波函数。
波函数是直角坐标(x ,y ,z )或球极坐标(r ,θ,φ)的函数，是Schrodinger 方程合理解。ψ(x ,y ,z )[或ψ(r ,θ,φ)]本身物理意义不明确，但波函数绝对值的平方却有明确的物理意义，即|ψ|2表示在空间某处(x ,y ,z )电子出现的概率密度，即在该点周围微单位体积中电子出现的概率。
量子力学沿用了玻尔理论中原子轨道的称谓，将波函数ψ仍称为原子轨道。但此原子轨道与玻尔理论中的原子轨道涵义截然不同。玻尔理论认为基态氢原子的原子轨道是半径一定的球形轨道，如基态氢原子电子的轨道为半径52.9pm 的球形轨道。而量子力学中，基态氢原子的原子轨道是随空间坐标变化的波函数。 三、 原子轨道与电子云
（一）波函数
氢原子是所有原子中最简单的原子，它核外仅有一个电子，电子在核外运动时的势能，只决定于核对它的吸引，它的Schr ?dinge r 方程可以精确求解。能够精确求解的还有类氢离子，如He +、Li 2+离子等。 为了求解方便，要把直角坐标表示的ψ(x ，y ，z )改换成球极坐标表示的ψ(r ,θ，φ)，二者的关系如图6-2所示：
图6-2 直角坐标转换成球极坐标
r 表示P 点与原点的距离，θ、φ 称为方位角。x = r sin θ cos φ, y = r sin θ sin φ, z = r cos θ, 222z y x r ++=
。
解出的氢原子的波函数ψ
n ,l ,m
(r ,θ，φ)及其相应能量列于表6-1中。
表6-1 氢原子的一些波函数及其能量
轨道 ψ
n ，l ，m
(r ,θ, φ)
R n ，l (r ) Y l ，m (θ, φ) 能量/J
1s A 1e -B r π41 A 1e -B r π41 -2.18310-18 2s A 2re -B r /2π
41 A 2re -B r /2 π
41 -2.18310-18/22 2p z A 3re -B r /2π43
cos θ A 3re -B r /2 π43
cos θ -2.18310-18/22 2p x
A 3re -
B r /2
π43sin θ
cos φ
A 3re
-B r /2
π
43
sin θcos
φ
-2.18310-18/22 2p y
A 3re -
B r /2
π
43sin θ
sin φ
A 3re
-B r /2
π
43
sin θsin
φ
-2.18310-18/22
* A 1、A 2、A 3、B 均为常数
为了方便起见，量子力学借用Bohr 理论中“原子轨道”的概念，将波函数仍称为原子轨道，但二者的涵义截然不同。例如：Bohr 认为基态氢原子的原子轨道是半径等于52.9 pm 的球形轨道。而量子力学中，基态氢原子的原子轨道是波函数ψ1S (r ,θ
, φ)=A 1e -B r
π
41
，
其中A 1 和B 均为常数，它说明ψ
1S
在任意方位角随离核距离r 改
变而变化的情况，它代表氢原子核外1s 电子的运动状态，但并不表示1s 电子有确定的运动轨道。1s 电子具有的能量是-2.18310-18J 。氢原子核外电子的运动状态还有许多激发态，如ψ2s (r ,θ
, φ)、
x p 2 (r ,θ, φ)等，相应的能量是-5.45310-19J 。
（二）电子云
氢原子核外只有一个电子，若固定原子核，电子的位置虽不确定，但它具有统计规律性。前已述及，∣ψ∣2表示电子在核外空间某点(r ,θ，φ)出现的概率密度，为了形象地表示基态氢原子核外空间各处电子出现的概率密度大小的分布情况，将空间各处的∣ψ∣2值的大小用疏密程度不同的小黑点表示出来。这种在单位体积内黑
点数与∣ψ∣2成正比的图形称为电子云(electron cloud)。图6-3是氢原子∣ψ1s∣2对r作图和1s电子云。从图上看出，离核越近，电子云越密集，即电子出现的概率密度愈大；离核愈远，电子云愈稀疏，电子出现的概率密度愈小。
图6-3 基态氢原子1s电子云的界面图
注意，不要把电子云中的一个个小黑点看成一个个电子，因为
氢原子核外只有一个电子。还要注意，这里讲的是概率密度，不是概率。电子云可以看作概率密度的同义词。
四、原子轨道的图形
为了加深对波函数意义的理解，我们来研究它的图象，以便得到较直观的效果。但波函数是含有r、θ、φ三个自变量的函数，作二维或三维图困难，于是将波函数写出下列一般形式：ψn，l，m(r,θ，φ) = R n，l(r)2Y l ，m(θ，φ) (6-6)
这个式子表示波函数可以写成两个函数即R n，l(r)函数和Y l ，
(θ，φ)函数的乘积。R n，l l(r)函数又称为波函数的径向部分或径向m
波函数，它是离核距离r的函数，只与n和l两个量子数有关。Y l ，
(θ，φ)函数又称为波函数的角度部分或角度波函数，它是方位角m
θ和φ的函数，只与l和m两个量子数有关。这两个函数分别含有一个和两个自变量，作图没有困难。作图以后，可以从波函数的径向和角度两个侧面去观察电子的运动状态。虽然，每一部分并不能代表完全的波函数，但能说明许多问题。前面表9-1已经列出了解薛定谔方程获得的氢原子的基态和一部分激发态的波函数及其相应的R n，l(r)函数、Y l ，m(θ，φ)函数。
（一）氢原子轨道的角度分布图
氢原子轨道的角度分布图又称为Y 函数图。图中各点代表了
Y l ，m (θ，φ)值随方位角改变而变化的情况。（参见图6-4）。
图6-4 s 、p 、d 原子轨道的角度分布图
由于角度波函数只与轨道角动量量子数和磁量子数有关，而与主量子数无关，只要l 、m 相同，即使n 不同，它们的角度分布图都是一样的。
图中符号为Y s 的轨道角度分布图表示Y 值在任意方位角为常数，因而形成一个球面。符号Y P x 的轨道角度分布图表示Y 值形成的两个波瓣是沿x 轴的方向伸展的，而在yz 平面上的Y 值为零，这个平面称为节面，即函数值为零的平面。据此，可以类推符号为Y P y 、Y P z 的轨道角度分布图的含义。符号为xy
d
Y 轨道角度分布图表示Y 的
波瓣沿xy 轴夹角的方向伸展，而在yz 平面和xz 平面上的Y 值为零，所以，共有两个节面。据此可以类推yz
d Y 和xz
d
Y 的轨道角度分布图的
含义。至于符号为2
d
z Y 的轨道角度分布图则表示Y 沿z 轴伸展，xy
平面还有一个较小环形分布。符号为2
2d y x Y 的轨道角度分布图表示Y
沿x 轴和y 轴伸展，也有两个节面。
原子轨道角度分布图中的正负号除了反映Y 函数值的正负外，也反映电子的波动性。它类似经典波中的波峰与波谷，当两个波相
遇产生干涉时，同号则相互加强，异号则相互减弱或抵消。这一点在讨论化学键的形成时有重要意义。最后应该指出，Y值的大小（如Y s= 0.282）并不代表电子离核远近的数值，Y值与r的变化无关。只有R n，l（r）函数才与电子离核远近（r）有关。
（二）电子云的角度分布图
图6-5是s、p、d轨道电子云
的角度分布图（截面图），简称Y 2
图。它是Y 2l，m(θ，φ)对θ，φ作的
图。此图与原子轨道角度分布图相
似，但有两点区别，一是Y 2图“瘦”，
因为│Y│＜1，平方后就更小；二是
Y 2图均是正值。无正负号之分。注
意，Y 2图只表示在空间不同方位角
电子出现的概率密度的变化情况，
不表示电子出现的概率密度与距离的关系。图6-5 电子云角度分布图五、四个量子数
通过解Schrodinger方程可得出氢原子的波函数ψ，但运算极为复杂，且Schrodinger方程在数学上的许多解是不合理的，只有满足特定条件的解才可用来描述核外电子运动状态，也即特征波函数。这些特定条件我们用量子数来表示。当量子数按一定的规则取值并组合时，所得到的波函数才是合理的。量子化学中用一套合理的三个量子数n、l i、m i确定的一个原子轨道的波函数ψn,l,m，与另一量子数s i一同，描述特定核外电子的运动状态。*也就是说三个量子数表示一个原子轨道，四个量子数表示一个电子的运动状态。
（一）主量子数
主量子数(principal quantum number)以n来表示，可取任意非零正整数，即n＝1、2、3、……。主量子数n反映了电子在核外空
间出现概率最大的区域离核的远近，是决定多电子能量的主要因素。一般认为n值越大，电子出现概率最大的区域距核越远，能量越高。对于单电子原子或离子来说，n是决定电子能量的唯一因素，n值越大，电子的能量越高。
n值相同的电子在离核平均距离相近的核外空间区域运动的概率较大，故通常将n值相同的电子称为同层电子，其所在区域俗称为电子层。当n＝1、2、3、4……时，也可相应地用光谱学符号K、L、M、N……来表示。
（二）轨道角动量量子数
轨道角动量量子数(orbital angular momentum qu antum number)用l表示，其取值受主量子数n的限制，可取包括0在内的正整数，即l＝0、1、2、3……(n-1)，共可取n个值。轨道角动量量子数l 决定原子轨道和电子云的形状，并在多电子原子中配合主量子数n 一起决定电子的能量。同一电子层中的电子可分为若干个能级(或称亚层)，轨道角动量量子数l决定了同一电子层中不同的亚层。通常l＝0、1、2、3的能级分别称为s、p、d、f能级或s、p、d、f亚层。例如，n＝2时，l i值可取0、1，即L层上有两个亚层，分别为s、p；n＝3时，l可取0、1、2，即M层上有三个亚层，分别为s、p、d。n和l都相同的原子轨道能级相同，称为等价轨道或简并轨道，以n、l值命名。例如，n=2，l＝0的称2s电子亚层；n＝3，l＝1的称为3p电子亚层等等。
（三）磁量子数
磁量子数(magnetic quantum number)用m表示，其取值受轨道角动量量子数l的限制，可取包括0、±1、±2、±3……直至±l，共2l+1个数值。磁量子数m决定原子轨道和电子云在空间的伸展方向，故s、p、d、f轨道依次有1、3、5、7种取向。
由一组n、l、m量子数所确定的原子核外运动状态对应了表示*为书写方便，本书以下都省略l
、m i、s i的下标i.
i
这个原子轨道的波函数ψn,l,m。当三个量子数为确定值时，波函数随即确定。例如，当n=1，l只能取0，m也只能取0，n、l、m三个量子数的组合方式只有(1,0,0)，与之一一对应的原子轨道只有一
个，即1s轨道。用波函数ψn,l,m表示即为ψ
1,0,0或ψ
1s
。又如，当
n=2，l＝1时，m只能取－1、0和1，n、l、m三个量子数的组合方式有(2,1,－1)、(2,1,0)和(2,1,1)，表示了2p原子轨道在空间的
三个不同的伸展方向，用波函数ψn,l,m表示即为ψ
2,1,－1、ψ
2,1,0
和
ψ2,1,1。表6-2列出了n、l、m三个量子数与原子轨道间的关系。
表6-2量子数n、l、m与原子轨道间的关系
主量子数n 轨道角
动量量
子数
l
磁量子
数
m
波函数
ψ
同一电子层
的
轨道数（n2）
1 0 0 ψ
1s
1
2 0 0 ψ
2s
4 1
z
2p
ψ
±1
x
2p
ψ，
y
2p
ψ
3 0 0 ψ
3s
9 1
z
3p
ψ
±1
x
3p
ψ，
y
3p
ψ
2z
d3
ψ
2 ±1xz d3
ψ，
yz
d3
ψ
±2
xy
d3
ψ,
2
2
d3
y
x-
ψ
（四）自旋角动量量子数
自旋角动量量子数(spin angular momentum quantum number)用s i表示（下角注i指特定粒子，以下略去下标），表征核外电子除围绕原子核的空间运动状态外，本身的自旋运动。自旋运动也是量子化的，其取值只有+1/2和－1/2，分别表示顺时针和逆时针两种自旋运动，通常也可分别用符号“↑”和“↓”表示。
在同一原子轨道中，可容纳两种相反自旋方向的电子，称为成
对电子，它们具有相同的能量。
这样，原子核外的每个电子的运动状态均可用对应的一套n 、l 、
m 、s 四个量子数来描述。由于同一原子轨道中可容纳两种自旋状态相反的电子，因而各电子层可容纳的电子数为轨道数的2倍，即2n 2个。例如，L 电子层最多可容纳8个电子。
五、径向分布函数图
径向分布函数(radial distribution function)用D (r )表示，D (r ) = R 2 n ,l (r ) 4πr 2 。它的意义是表示电子在一个以原子核为中心，半径为r 、微单位厚度为d r 的同心圆薄球壳夹层内出现的概率，即反映了氢原子核外电子出现的概率与距离r 的关系。注意这里讲的是概率而不是概率密度。概率 = 概率密度3体积，薄球壳夹层的表面积为4πr 2, 薄球壳夹层的体积为d v = 4πr 2 d r 。
所以，概率 =∣ψ∣ 2
4πr 2d r = R 2 n ,l (r ) 4πr 2 d r = D (r ) d r
以D (r )为纵坐标，以r 为横坐标，则得到径向分布函数图（图6-7）。
6-7 氢原子各轨道状态的径向分布函数图 从径向分布函数图可以看出：
1. 在基态氢原子中，电子出现概率的极大值在r ＝a 0(玻尔半径，
a 0=52.9pm)的球面上，它与概率密度极大值处（原子核附近）不一致，
核附近概率密度虽然很大，但在此处薄球壳夹层体积几乎小得等于零
，
图6-6 球形薄壳夹
随着r的增大，薄球壳夹层体积越来越大，但概率密度却越来越小，这两个相反因素决定1s径向分布函数图在a0出现一个峰，从量子力学的观点来理解，玻尔半径就是电子出现概率最大的球壳离核的距离。
2. 径向分布函数图中的峰数有(n- l)个，例如，1s有1个峰，4s 有4个峰，2p有1个峰，3p有2个峰…
3. 轨道角动量量子数l相同，主量子数n不同时，主峰距核位置不同，n越小，距核越近，n越大，距核越远，好象电子处于某一电子层。
4. 主量子数n相同，轨道角动量量子数l 不同时，n s比n p多一个离核较近的峰，n p又比n d多一个离核较近的峰…第一个峰与核的距离是n s＜ n p＜ n d＜ n f，说明不同l的“钻穿”到核附近的能力不同。钻穿能力的顺序是n s＞ n p＞ n d＞ n f。例如4s的第一个峰竟钻穿到3d 的主峰之内去了。这说明玻尔理论中假设的固定轨道是不存在的，外层电子也可以在内层出现，这正反映了电子的波动性。
第二节核外电子排布规律及元素周期表
一、多电子原子的能级
前面讨论的氢原子其核外仅有一个电子，可以用Schrodinger 方程精确求解其运动状态。而在多电子原子中，由于电子间的相互作用，使核外电子所受到的作用力复杂化，通过求解Schrodinger 方程只能得到多电子运动状态的近似解。
（一）屏蔽效应和钻穿效应
在多电子原子中，电子不仅受到原子核的吸引，而且电子间还存在着同性相斥作用。内层或同层的电子对某个指定电子的排斥，削弱了原子核对该电子的引力，相当于其他电子对原子核进行了遮挡，这种现象称为屏蔽效应。但电子的高速运动使我们无法准确测定电子之间的排斥力，通常的近似处理方法是将其它电子对指定电子的排斥作用归结为对核电荷(Z)的抵消，从而使有效核电荷(Z*)降低。抵消的核电荷数称为屏蔽常量，用σ表示，则
Z*=Z－σ(6-7)
这样多电子原子中电子i 的能量公式可表示为
() J 1018.2182
2
-??--=n Z E σ (6-8)
屏蔽常量σ不仅与主量子数n 有关，而且与轨道角动量量子数l 有关，因此多电子原子中电子的能量由主量子数n 和轨道角动量量子数l 共同决定。屏蔽作用造成了n 相同的原子轨道由于l 不同而发生能级分裂，即E n s < E n p < E n d < E n f ；当l 相同时，E K < E L < E M <……。
多电子原子中电子的能量除与屏蔽作用有关外，还与钻穿效应(penetration effect)有关。对于n 较大的电子，出现概率最大的地方离核较远，但在离核较近的地方有小峰。例如4s 轨道的电子有相当大的概率出现在核的附近（如图6-8），
也就是说外层电子可能钻到内层出现在离核较近的地方，这种现象称为钻穿效应。4s 电子可较大程度地避免3d 电子对其屏蔽，受到较大的有效核电荷作用。同时，4s 电子在内层对3d 电子的屏蔽作用，却使3d 电子的能量升高。因而n 较大的4s 电子的能量反而低于3d 电子的能量，产生能级交错。n 相同l 越小的电子钻穿效应越明显，轨道能量越低。
屏蔽效应和钻穿效应的综合结果造成了分裂后的能级又发生能级交错，轨道能级的交错现象往往发生在钻穿能力强的n s 轨道与钻穿能力较弱的(n －1)d 或(n －2)f 轨道之间，遵循E n s ＜ E (n －2) f ＜ E (n
－
1)d ＜ E n p 。
图6-8 3d 和4s 轨道的径向分
（二）多电子原子轨道的能级图
1939年鲍林(L.Pauling)从
大量光谱实验数据中总结出了
多电子原子轨道中电子填充的
顺序（如图6-9）。基态多电子
原子轨道的能级高低也可依据
n+0.7l值的相对大小初步确图6-9多电子原子轨道的电子填充顺序
定，即n+0.7l值愈大，轨道能级愈高，n+0.7l值整数部分相同的能级为同一能级组，如表6-3。
表6-3 多电子原子能级组
据此，原子能级由低到高依次为:1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…括号内表示同一能级组。此顺序与Pauling电子填充的顺序吻合。
二、核外电子排布规律
将基态原子核外电子依照能量由低到高的顺序在原子轨道上的
排布称为电子组态，基态原子的电子排布遵守下面三条规律。
（一）能量最低原理
基态原子核外电子的排布遵循能量最低原理，电子排布时，总
是先占据能量最低的轨道。当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。这就是能量最低原理。轨道能量的高低依据近似能级顺序。
例如，氢原子和氦原子的电子组态分别是1s1和1s2，这里的上
角标1和2表示在1s 轨道上有1个或2个电子。
（二）Pauli不相容原理
在同一原子中不可能有2个电子具有四个完全相同的量子数，这就是Pauli 不相容原理。如果两个电子的n 、l 、m 三个量子数相同，那么自旋角动量量子数s 必然相反。换言之，由于n 、l 、m 三个量子数决定了一个原子轨道，在一个原子轨道中不存在自旋相同的两个电子。例如Mg 原子3s 轨道上的两个电子，用（n ，l ，m ，s ）一组量子数来描述其运动状态，一个是（3，0，0，2
1+
），另一个则是（3，0，0，2
1-
）。所以在一个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。据此可以知道，一个电子层有n 2个原子轨道，最多可以容纳2n 2个电子
（三）Hund 规则
洪特规则指出：“电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低”。例如，6C 原子核外的电子在原子轨道中的填充情况可表示为
1s
2s
2p
6C
而不应表示为
6C
或6C
。
若欲使2个以相同自旋方向分占轨道的电子占据同一轨道，必须改变其中一个电子的自旋方向并吸收一定的电子成对能，克服电子之间的斥力，原子的能量就会升高而不稳定。
Hund 通过光谱实验还进一步得出了补充规则：等价轨道处于全充满(p 6、d 10、f 14)、半充满(p 3、d 5、f 7)或全空(p 0、d 0、f 0)的状态是能量较低的稳定状态。例如，
29
Cu 的电子排布式为
1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 1，而不是1s 22s 22p 63s 23p 63d 94s 2。
三、核外电子的排布
依据上述三个基本原则可以对一些简单的原子的核外电子进行排布。下面是一些排布示例。
例6-1 写出基态29Cu原子的电子组态。
解：29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
例6-2 写出22号元素钛的基态电子组态。
解：22Ti：1s22s22p63s23p63d24s2
例6-3 写出26Fe和26Fe2+的电子组态
解：26Fe：1s22s22p63s23p63d24s2或 [Ar] 3d64s2
2+：1s22s22p63s23p63d24s2或 [Ar] 3d54s0
26Fe
例6-4 写出24Cr的电子组态
解：24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1
按电子排布的规律，在书写20号元素以后基态原子的电子组态时要注意，虽然电子填充按近似能级顺序进行，但电子组态必须按电子层排列。并且失去电子的顺序与填充电子的顺序并不是正好相反。另外，电子数较多时，其电子组态也可采用简便方式表示，即当内层已填充满至稀有气体元素电子层结构的部分用稀有气体元素符号加方括号表示，称为原子实，如例3。
四、元素周期表
元素性质随核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律称为元素周期律。随着原子结构理论的发展，元素周期律的本质不断被揭示出来。元素原子核外电子层结构的周期性变化是元素周期律的本质，因此，原子的电子组态是构成元素周期表的基础，元素周期表是元素性质周期性的表现形式。
（一）能级组和元素周期
元素在周期表中划分为7个横行，每行称为一个周期。元素所在的周期数等于其基态原子的电子层数（等于原子最外层电子的主量子数n），也等于基态原子所含有的能级组数。例如26Fe，其基态
电子组态为：1s22s22p63s23p63d24s2，其电子层数为4，主量子数为4，含有四个能级组（分别为1s2；2s22p6；3s23p6；3d24s2），所以26Fe的周期数为4。
各周期所容纳的元素的总数等于其对应的各能级组所容纳电子的总数，分别为2、8、8、18、18、32、……。
元素周期表含有一个特短周期（第1周期，含2种元素），两个短周期（第2、3周期，各含8种元素），两个长周期（第4、5周期，各含18种元素），一个特长周期（第6周期，含32种元素）和一个未完成周期（第7周期，理论推测应含32种元素）。
例6-5 预测第7周期完成时元素周期表中共有多少个元素。
解：第7周期应含有7个能级组，其中第7能级组为7s5f6d7p，最多可填充32个电子，所以第7周期共有2+8+8+18+18+32+32=118种元素。
（二）价层电子组态与族
在化学反应中能参与成键的电子称为价电子，其所处的电子层称为价电子层，价电子层的电子排布称为价层电子组态。将价层电子组态相同或相近的元素排成一个纵列，称为族，以罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、……、Ⅷ表示。同一族的元素的化学性质有很多相似之处。凡基态原子内层全充满，最后一个电子填入n s或n p能级的元素称为主族（A族）元素。各主族的族数等于该元素基态原子的最外层电子数。周期表中共有8个主族，即ⅠA~ⅦA族0族（有的资料中将0族称ⅧA族）。0族元素为稀有气体元素，其原子核外电子的填充以1s2或n s2n p6全充满能级而作为一个周期的结束。
凡基态原子核外最后一个电子填入(n－1)d或(n－2)f能级的元素称为副族（B族）元素。副族元素也称为过渡元素。周期表中共有ⅠB～ⅦB 7个副族。其中镧系和锕系称为内过渡元素。最后一个电子填入(n－1)d 亚层上，(n－1)d电子与n s电子数之和为8～10，电子排布规律性较差的元素排成三个纵列，称为Ⅷ族。也属于过渡
元素（有的教材将其划归ⅧB）。
副族元素族数的确定：
（1）族数通常等于最高能级组中的电子数。
25
Mn：1s22s22p63s23p63d54s2ⅦB （2）若次外层电子数为18，其族数等于最外层电子数。
30Zn：1s
22s22p63s23p63d104s2ⅡB
（3）若次外层电子数少于18，而最高能级组中的电子数等于8或大于8，均属于第Ⅷ族。
26
Fe：1s22s22p63s23p64s2Ⅷ
副族元素和第Ⅷ族元素最外层电子较少，除Pd外只有1～2个电子，它们的(n－1)d轨道或(n－2)f轨道未充满或刚充满，故在化合物中常表现多种不同的氧化态。它们的性质与主族元素有较大的差别。
（三）元素分区
根据价层电子组态的特征，可将周期表中的元素分为5个区（图9-16）。
1. s区元素价层电子组态是n s1和n s2，包括ⅠA和ⅡA族元素。它们都是活泼金属，在化学反应中容易失去电子形成+1或+2价离子。在化合物中它们没有可变的氧化值。第1周期的H在s区，它不是金属元素，在化合物中它的氧化值是+1，在金属氢化物中是-1。
2. p区元素价层电子组态是n s2n p1~6，包括ⅢA~ⅦA和0族元素。它们大部分是非金属元素。Ⅷ族是稀有气体。p区元素多有可变的氧化值。第1周期的He在p区，它的电子组态是1s2，属稀有气体。
3. d区元素价层电子组态一般为(n－1)d1~8n s2，但有例外。它包括ⅢB~ⅦB和Ⅷ族元素。它们都是金属，每种元素都有多种氧化值。
4. ds区元素价层电子组态为(n－1)d10n s1~2，包括ⅠB和ⅡB族。
不同于d区元素，它们次外层(n－1)d轨道是充满的。它们都是金属，一般有可变氧化值。
5. f区元素价层电子组态一般为(n –2)f0~14(n－1)d0~1n s2，包括镧系和锕系元素。它们的最外层电子数目、次外层电子数目大都相同，只有(n –2)层电子数目不同，所以每个系内各元素化学性质极为相似。它们都是金属，也有可变氧化值。
图6-10周期表中元素的分区
例6-6 已知某元素的原子序数为32，试写出该元素原子的电子组态，并指出该元素在周期表中所属周期、族和区。
解：该元素的原子应有32个电子。它的电子组态为1s22s22p63s23p63d104s24p2。其中最外层电子的主量子数n = 4，所以它属第4周期。内层全充满，最后一个电子填入最外电子层，所以它属ⅣA 族元素，该元素位于d区。
五、原子结构与元素某些性质的关系
（一）原子半径
假设原子呈球形，原子间相互接触并以球面相切，这样只要测出相邻两原子间距的一半，就是原子半径。表10-4列出了各种原子的原子半径，表中除稀有气体为范德华半径外，均为共价半径。
表6-4 原子半径/p m
《共价键和分子间作用力》作业参考解析 1. 下列说法错误的是 A. 按原子轨道重叠方式，共价键可分为σ键和π键 B. σ键构成分子的骨架，π键不能单独存在 C. 配位键既不是σ键，也不是π键 D. 双键或叁键中只有一个σ键 【C】按原子轨道的重叠方式不同，当其头碰头重叠时，形成“σ”键，当其肩并肩重叠时，形成“π”键；由于σ键重叠程度大，稳定性更高，因此可以单独存在，并构成分子的骨架，而π键重叠程度小，稳定性低，容易打开，因此不能单独存在，只能和σ键共存于双键或叁键中；σ键由于头碰头重叠，因此重叠部分对键轴呈圆柱形对称，可以自由旋转，但是π键对键轴呈镜面反对称，因此不能自由旋转；配位键是由一个成键原子提供孤对电子，另一个成键原子提供空轨道形成的，在配位键形成的过程中，两原子的原子轨道可能发生头碰头重叠而形成σ配位键，也可能发生肩并肩重叠而形成π配位键，因此C的说法是不正确的。 2. 下列说法正确的是 A. 若AB2分子为直线型，其中心原子A一定发生了sp杂化 B. HCN是直线型分子，也是非极性分子 C. H-O键能比H-S键能大，因此H2O熔沸点比H2S高 D. 氢键不属于化学键，但是具有饱和性和方向性
【D】A：一般对于AB2分子来说，如果中心原子发生了sp杂化，那么分子的空间构型是直线型的，但是AB2分子如果为直线型，中心原子A不一定发生了sp 杂化，典型的例子就是I3-离子，这个离子的中心原子I发生的是sp3d杂化，价层电子对的空间构型为三角双锥，由于中心原子上有3对孤对电子，分别位于三角双锥中间的三角平面上，因此分子的空间构型就是直线型了（这可以用夹层电子对互斥理论来解释）；B：HCN分子是直线型分子，但是根据其分子中各原子的电负性大小的情况来看，这是一个极性分子；C：体系沸点的高低主要与分子间作用力的大小有关，因此H2O熔沸点之所以比H2S高，是因为水分子之间除了范德华力作用外，还存在很强的氢键作用；D：当一个氢原子形成一个氢键后，就不能再和其它原子之间形成第二个氢键了，这体现了氢键的饱和性，同一个氢原子形成的共价键和氢键之间需以最大角度分布，这体现了氢键的方向性，不过氢键仍然属于分子间作用力，而不属于共价键作用。所以D的说法是正确的。 3. 下列关于H3O+离子的说法，正确的是 A. O发生sp2等性杂化，空间结构为平面正三角形 B. O发生sp2不等性杂化，空间结构为平面三角形 C. O发生sp3等性杂化，空间结构为正四面体型 D. O发生sp3不等性杂化，空间结构为三角锥型 【D】我们知道H2O分子中O发生了sp3不等性杂化，在与氢原子成键后， H2O分子中有两对孤对电子。那么H3O+离子的形成可以认为是由H2O分子中的O提供一对孤对电子，H+离子提供空轨道，在两者之间形成了配位键而形成的，两者之间形成配位键时，并不会改变O原子的原子轨道杂化类型，同时O原子上仍然有1对孤对电子，因此O发生sp3不等性杂化，H3O+离子的空间结构为三角锥型。 4. 下列分子或离子中，不含有孤对电子的是
第十章 共价键与分子间力 一、是非题： 1. 非极性分子中的化学键都是非极性共价键 （ ） 2. 非极性分子之间只存在色散力，极性分子之间只存在取向力 （ ） 3. 直线分子一定是非极性分子 （ ） 4. sp3杂化轨道是由1s轨道与3p轨道杂化而成（ ） 5. CHCl3分子中的C原子是以sp3不等性杂化轨道成键的，故分子的空间构型为变形四面体 （ ） 6. 氢键是有方向性和饱和性的一类化学键 （ ） 二、选择题： 1. 下列物质中既有离子键，又有共价键的是 （ ） A. NaOH B. H2O C. C2H5OH D. HF E. KCl 2. 下列分子或离子中键角最小的是 （ ） A. SO42- B. HgBr2 C. NF3 D. BF3 E. CS2 3. 下列分子中，C原子与H原子键合所用轨道为sp-s的是 （ ） A. CH4 B. C2H4 C. C2H2 D. C2H6 E. C3H8 4. 下列几组原子轨道沿x轴靠近时，由于对称性不匹配，不能有效地形成分子轨道的是 （ ） A. p y-p x B. p y-p y C. s-p x D. p x-p x E. p z-p z 5. 下列分子中，既是非极性分子又含有π键的是（ ） A. Cl2 B. C2Cl4 C. CHCl3 D. CH2Cl2 E. CH4 6. 下列各组分子间同时存在取向力、诱导力、色散力和氢键的是 （ ） A. 苯和CCl4 B. N2和N2 C. CH3F和C2H2 D. H2O和CH3OH E. O2和N2 7. 根据价电子对互斥理论，SO32-的空间构型为（ ） A. 平面三角形 B. 三角锥形 C. 正四面体形 D. “T”形 E. “V”形 8.下列化合物各自分子之间能形成最强氢键的是（ ） A. NH3 B. H2S C. HCl D. HF E. H2O 三、填充题：
第二章 分子结构 一、 填空题 1、C 2+的分子轨道为_________________，键级___________________； HCl 的分子轨道为________________，键级__________ 。 2、OF， OF +， OF -三个分子中， 键级顺序为________________。 3、HBr 分子基态价层轨道上的电子排布是 _________________________ 。 4、对称元素C 2与σh 组合，得到___________________；C n 次轴与垂直它的C 2组合，得到______________。 5、有一个 AB 3分子，实验测得其偶极矩为零且有一个三重轴，则此分子所属点群是_______________________。 6、判别分子有无旋光性的标准是__________。 7、既具有偶极矩，又具有旋光性的分子必属于_________点群。 二、选择题 1、 H 2+的H ?= 21?2- a r 1 - b r 1 +R 1， 此种形式已采用了下列哪几种方法： (A) 波恩-奥本海默近似 (B) 单电子近似 (C) 原子单位制 (D) 中心力场近似 2、对于"分子轨道"的定义，下列叙述中正确的是： (A) 分子中电子在空间运动的波函数 (B) 分子中单个电子空间运动的波函数 (C) 分子中单电子完全波函数(包括空间运动和自旋运动)
(D) 原子轨道线性组合成的新轨道 3、含奇数个电子的分子或自由基在磁性上： (A) 一定是顺磁性 (B) 一定是反磁性 (C) 可为顺磁性或反磁性 （D ）没有磁性 4、下列分子的键长次序正确的是 (A) OF -> OF > OF + (B) OF > OF -> OF + (C) OF +> OF > OF - (D) OF - > OF +> OF 5、若以x 轴为键轴，下列何种轨道能与p y 轨道最大重叠？ (A) s (B) d xy (C) p z (D) d xz 6、Cr 与 CO 形成羰基化合物 Cr(CO)6，其分子点群为 (A) D 4h (B) T d (C) O h (D) D 6h 7、2，4，6-三硝基苯酚是平面分子，存在离域π键，它是： (A) (B) (C) (D) 1612 Π1814Π1816Π1616Π三、简答题 1、在有机化合物中，C ═O(羰基)的偶极距很大(μ=7.67×10-30C ·m)，而CO 分子的偶极距却很小，解释原因。 2、SO 42-中S —O 键长为149？pm ，比共价单键半径加和值(175？pm)短，说明原因。说明SiF 62-能稳定存在而SiCl 62-不稳定的原因。 判断 NO 和 CO 哪一个的第一电离能小，原因是什么？ 3、CO 是一个极性较小的分子还是极性较大的分子？ 其偶极矩的方向如何？为什么？ 4、写出N 2基态时的价层电子组态， 并解N 2的键长(109.8？pm)特别短、
编号：15 第二节共价键与分子的立体结构 （第1课时） 2010年3月29日 班级__________ 姓名__________ 【学习目标】 1、理解杂化轨道理论的主要内容，掌握三种主要的杂化轨道类型； 2、学会用杂化轨道原理解释常见分子的成键情况与空间构型 【学习重难点】 重点：杂化轨道类型难点：杂化轨道类型 【学案导学过程】 活动·探究原理 规律 方法 技巧（一）甲烷分子的形成及立体构型 联想质疑：1、共价键决定原子的结合方式，决定分子的空间构型吗？ 2、利用电子配对理论能解释甲烷的空间构型吗 3、为了解释甲烷的空间构型鲍林提出了什么理论？ 4、甲烷分子形成过程：C: 2s22p x12p y13p z 观察左 图你能 用语言 描述一 下甲烷 的空间 构型的 形成过 程吗？ 思考：1原子轨道为什么可以进行杂化？（提示从共价键键能大小和体系能量 变化来分析）
2、轨道杂化后在数目，形状，能量上是否发生变化？ 3、轨道杂化的结果是什么？ 4、尝试解释轨道杂化 （二）常见的SP杂化过程活动探究：SP杂化： 2、sp2杂化型 直线型 （BeCl 2 ） 交流与 讨论： 用杂化 轨道理 论分析 乙炔分 子的成 键情况 平面正 三角形 （BF3） 交流与 讨论： 用杂化 轨道理 论分析 乙烯分 子的成 键情况【当堂检测】
(A)1．在外界条件的影响下，原子内部______________________________的过程叫做轨道杂化，组合后形成的新的、____________________的一组原子轨道，叫杂化轨道。2．甲烷分子中碳原子的杂化轨道是由一个__________轨道和三个__________轨道重新组合而成的，这种杂化叫_____________________。 3．乙烯分子中碳原子的原子轨道采用sp2杂化。形成乙烯分子时，两个碳原子各用__________的电子相互配对，形成一个σ键，每个碳原子的另外_____________分别与两个氢原子的_______________的电子配对形成共价键；每个碳原子剩下的一个未参与杂化的__________的未成对电子相互配对形成一个__________键。 (B)4．下列分子的中心原子形成sp2杂化轨道的是（） A．H2O B．NH3 C．C2H4D．CH4 5．在乙烯分子中有5个σ键、一个π键，它们分别是（） A．sp2杂化轨道形成σ键、未杂化的2p轨道形成π键 B．sp2杂化轨道形成π键、未杂化的2p轨道形成σ键 C．C-H之间是sp2形成的σ键，C-C之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键 D．C-C之间是sp2形成的σ键，C-H之间是未参加杂化的2p轨道形成的π键
分子间作用力分子晶体 【学习目标】 1．了解范德华力的类型，把握范德华力大小与物质物理性质的关系。 2．初步认识影响范德华力的主要因素。 3．理解氢键的本质，能了解氢键的强弱，认识氢键的重要性。 4．加深对分子晶体有关知识的认识和应用 【课前预习】 1．分子间作用力存在于之间，是使聚集在一起的作用力。分子间作用力的实质是，它的强度比化学键。和是两种常见的分子间作用力。 2．范德华力是一种普通存在于、和中分子之间的作用力。与共价键相比，范德华力，且没有和。3．影响范德华力的因素很多，如分子的、分子的、以及分子中等。对于和相似的分子，其范德华力一般随着的增大而。 4．范德华力主要影响由分子构成的物质的、、等性质，而共价键主要影响共价分子的和原子晶体的。5．水分子中的键是一种极性很强的共价键，氧原子与氢原子共用的电子对强烈的偏向，于是H原子变成了一个几乎，这样，一个水分子中氢原子，就能与另一个水分子中显负电性的氧原子的孤电子对接近并产生相互作用，这种相互作用叫做。 6．氢键通常用表示，其中和代表 的非金属原子，如等。 7．当分子间存在氢键时，该物质有熔点和沸点，乙醇和水能以任意比例互溶是因为乙醇分子和水分子间存在。
8．分别从构成微粒、微粒间作用力、熔沸点高低、硬度大小、导电性等方面比较四种晶体： 【问题探究一】大家知道，自然界中水存在三态变化，有固态冰、液态水及水蒸气，三种状态的水，其分子组成与化学性质有何不同呢？分子之间是否也存在着相互作用呢？如何证明这种作用力的存在？ 【知识梳理】 一、范德华力 1．分子间作用力 （1）定义： （2）实质： （3）分类： 【问题探究二】参看P53表3-8“卤化氢分子的范德华力和共价键键能的比较”分析两者的强弱关系。
《分子间作用力分子晶体》同步习题 基础过关 1.以下命题，违背化学变化规律的是( ) A.石墨制成金刚石 B.煤加氢变成人造石油 C.水变成汽油 D.干冰转化成原子晶体 2.固体乙醇晶体中不存在的作用力是( ) A.极性键 B. 非极性键 C.离子键 D.氢键 3.最近，科学家研制得到一种新的分子，它具有空心类似足球状结构，分子式为C60，下列说法正确的是( ) A.C 60是一种新型的化合物 B.C60和石墨都是同一类型晶体 C.C60中含离子键 D.C60的相对分子质量是720 4.氮化硼(BN) 是一种新型结构材料，具有超硬、耐磨、耐高温等优良特性，下列各组物质熔 化时，所克服的粒子间作用与氮化硼熔化时克服的粒子间作用都相同的是( ) A.硝酸钠和金刚石 B.晶体硅和水晶 C.冰和干冰 D.苯和萘 5.据报道，科研人员应用电子计算机模拟出类似C60 的物质N60，试推测下列有关N60的说法正确的是( ) A.N 60易溶于水 B.N 60是一种原子晶体，有较高熔点和硬度 C.N60的熔点高于N2 D.N 60的稳定性低于N 2 6.氮化铝(AlN) 具有耐高温、抗冲击、导热性好等优良性质，被广泛用于电子工业、陶瓷工 业等领域。在一定条件下，氮化铝可通过如下反应合成： Al 2O3+N 2+3C高温2AlN+3CO 下列叙述正确的是( ) A.在氮化铝的合成反应中，N2是还原剂，Al 2O3是氧化剂 B.上述反应中每生成 2 mol AlN ，N2得到3 mol电子
C.氮化铝中氮元素的化合价为-3 D.氮化铝晶体属于分子晶体 7.X是核外电子数最少的元素，Y 是地壳中含量最多的元素，Z在地壳中的含量仅次于Y， W 可以形成自然界最硬的原子晶体。下列叙述错误的是( ) A.WX 4是沼气的主要成分 B.固态X2Y 是分子晶体 C.ZW 是原子晶体 D.ZY 2的水溶液俗称“水玻璃” 8.下列有关晶体的说法中正确的是( ) A.晶体中分子间作用力越大，分子越稳定 B.原子晶体中共价键越强，熔点越高 C.冰融化时水分子中共价键发生断裂 D.氯化钠熔化时离子键未被破坏 9.下列物质的熔沸点高低顺序中，正确的是( ) A.金刚石>晶体硅>二氧化硅>碳化硅 B.Cl 2>CBr 4>CCl4>CH 4 C.MgO>H 2O>O2>N2 D.金刚石>生铁>纯铁>钠 综合运用 10.下列叙述错误的是( ) A.范德华力是普遍存在的一种分子间作用力，属于电性作用 B.范德华力比较弱，但范德华力越强，物质的熔点和沸点越高 C.氢键属于一种较强的分子间作用力，只能存在于分子之间 D.形成氢键时必须含有氢原子，另外氢原子两边的原子必须具有很强的电负性、很小的原子半径 11.四氯化硅的结构与四氯化碳类似，对其性质的推断正确的是( ) ①四氯化硅晶体是分子晶体②通常情况下为液态③熔点高于四氯化碳④属正四面体的分子构型 A.① B.①④ C.②③④ D.①②③④ 12.HgCl 2的稀溶液可用作手术刀的消毒剂，已知HgCl 2的熔点是277 ℃，熔融状态的HgCl 2不 能导电，HgCl 2的稀溶液有弱的导电能力，则下列关于HgCl 2的叙述中正确的是( ) ①HgCl 2属于共价化合物②HgCl 2属于离子化合物③HgC l2属于非电解质④HgCl 2属 于弱电解质 A.①③ B.①④ C.②③ D.②④
共价键及分子结构知识梳理】 一、共价键 1-1共价键的实质、特征和存在实质：原子间形成共用电子对特征：a.共价键的饱和性，共价键的饱和性决定共价分子的。 b共价键的方向性，共价键的方向性决定分子的。 1-2共价键的类型 b键：S-Sb键、S-p c键、p-p b键，特征：轴对称。 n键：p-p n键，特征：镜像对称 【方法引领】b键和n键的存在规律b键成单键；n键成双键、三键。 共价单键为b键；共价双键中有1个b键、1个n键；共价三键中有1个b键、2个n 键。 对于开链有机分子：b键数=原子总数-1 ; n键数=各原子成键数之和- b键数(环 状有机分子，b键数要根据环的数目确定) 原子形成共价分子时，首先形成b键，两原子之间必有且只有1个b键；b键一般比n 键牢固，n键是化学反应的积极参与者。 形成稳定的n键要求原子半径比较小，所以多数情况是在第二周期元素原子间形成。如 C02分子中碳、氧原子之间以p-p b键和p-p n键相连，而SiO2的硅、氧原子之间就没有p-p n键。 【课堂练习1】 (1)下列说法不正确的是 A .乙烷分子中的6个C —H和1个C —C键都为b键，不存在n键 B ?气体单质中，一定有b键，可能有n键 C.两个原子间共价键时，最多有一个b键 D . b键与n键重叠程度不同，形成的共价键强度不同 (2)有机物CH2= CH —CH2—C三CH分子中，C—H b键与C —C b键的数目之比为；b键与n 键的数目之比为。 二、键参数一一键能、键长与键角 2-1键能的意义和应用 a.判断共价键的强弱 b.判断分子的稳定性 c.判断物质的反应活性 d.通过键能大小比较，判断化学反应中的能量变化 【思考】 比较C —C和C= C的键能，分析为什么乙烯的化学性质比乙烷活跃，容易发生加成反 应？ 2-2键长的意义和应用 键长越短，往往键能越大，表明共价越稳定。(键长的长短可以通过成键原子半径大小 来判断) 2个原子间的叁键键长v双键键长v单键键长 2-3键角的意义 键角决定分子的空间构型，是共价键具有方向性的具体表现。 【典例分析】碳、氮两种元素都能形成单键、双键和叁键。测得二者键能有如下规律： 3 E N> 2 E N =N > E N—N； -3E C V E c= c< E C—C 试分析为什么氮分子不易发生加成反应，而乙烯和乙炔容易发生加成反应？
分子间作用力的种类 分子间作用力按其实质来说是一种电性的吸引力，因此考察分子间作用力的起源就得研究物质分子的电性及分子结构。分子间作用力可以分为以下三种力。 （1）取向力 取向力发生在极性分子与极性分子之间。由于极性分子的电性分布不均匀，一端带正电，一端带负电，形成偶极。因此，当两个极性分子相互接近时，由于它们偶极的同极相斥，异极相吸，两个分子必将发生相对转动。这种偶极子的互相转动，就使偶极子的相反的极相对，叫做“取向”。这时由于相反的极相距较近，同极相距较远，结果引力大于斥力，两个分子靠近，当接近到一定距离之后，斥力与引力达到相对平衡。这种由于极性分子的取向而产生的分子间的作用力，叫做取向力。 （2）诱导力 在极性分子和非极性分子之间以及极性分子和极性分子之间都存在诱导力。 在极性分子和非极性分子之间，由于极性分子偶极所产生的电场对非极性分子发生影响，使非极性分子电子云变形（即电子云被吸向极性分子偶极的正电的一极），结果使非极性分子的电子云与原子核发生相对位移，本来非极性分子中的正、负电荷重心是重合的，相对位移后就不再重合，使非极性分子产生了偶极。这种电荷重心的相对位移叫做“变形”，因变形而产生的偶极，叫做诱导偶极，以区别于极性分子中原有的固有偶极。诱导偶权和固有偶极就相互吸引，这种由于诱导偶极而产生的作用力，叫做诱导力。 同样，在极性分子和极性分子之间，除了取向力外，由于极性分子的相互影响，每个分子也会发生变形，产生诱导偶极。其结果使分子的偶极矩增大，既具有取向力又具有诱导力。在阳离子和阴离子之间也会出现诱导力。 （3）色散力 非极性分子之间也有相互作用。粗略来看，非极性分子不具有偶极，它们之间似乎不会产生引力，然而事实上却非如此。例如，某些由非极性分子组成的物质，如苯在室温下是液体，碘、萘是固体；又如在低温下，222H O N 、、和稀有气体等都能凝结为液体甚至固体。这些都说明非极性分子之间也存在着分子间的引力。当非极性分子相互接近时，由于每个分子的电子不断运动和原子核的不断振动，经常发生电子云和原子核之间的瞬时相对位移，也即正、负电荷重心发生了瞬时的不重合，从而产生瞬时偶极。而这种瞬时偶极又会诱导邻近分子也产生和它相吸引的瞬时偶极。虽然，瞬时偶极存在时间极短，但上述情况在不断重复着，使得分子间始终存在着引力，这种力可从量子力学理论计算出来，而其计算公式与光色散公式相似，因此，把这种力叫做色散力。 总结以上所述，分子间作用力的来源是取向力、诱导力和色散力。一般说来，极性分子与极性分子之间，取向力、诱导力、色激力都存在；极性分子与非极性分子之间，则存在诱导力和色散力；非极性分子与非极性分子之间，则只存在色散力。这三种类型的力的比例大小，决定于相互作用分子的极性和变形性。极性越大，取向力的作用越重要；变形性越大，色散力就越重要；诱导力则与这两种因素都有关。但对大多数分子来说，色散力是主要的。分子间作用力的大小可从作用能反映出来。表1—1列出了某些分子的三种分子间的作用能的大小。 表 一些分子的分子间作用能的分配
第九章共价键和分子间作用力 1.根据价键理论写出下列分子的结构式： BBr3、CS2、SiH4、PCl5、C2H4 解：略。 2.分别用VB法和MO法说明下列双原子分子共价键的类型。 O2、B2、CO 解：略 3.试用轨道杂化理论说明下列分子的空间构型。 PF3、COCl2、C2H4、SiCl4、H2S 解：PF3：sp3不等性杂化，分子结构为三角锥型。 COCl2：sp2杂化，分子结构为平面三角形。 C2H4：sp2杂化，分子结构为平面三角形。 SiCl4：sp3等性杂化，分子结构为正四面体型。 H2S：sp3不等性杂化，其中两个sp3杂化轨道分别为孤对电子占有，另两个分别与H成键，故分子结构为V型。 4.试用轨道杂化理论说明，BF3是平面三角形的空间构型，而NF3却是三角锥形。 解：BF3中B的价电子结构为2s22p1，形成分子时，进行sp2杂化，三个sp2杂化轨道分别与三个F原子的p轨道成键，故BF3分子为平面三角形；NF3中的N 价电子结构为2s22p3，形成分子时，进行sp3不等性杂化，其中一个sp3杂化轨道为孤对电子占有，另三个电子分别与F成键，故分子结构为三角锥型。https://www.doczj.com/doc/a912316516.html,e the valence shell electron-pair repulsion theory to predict for each of the following: ⑴the geometric arrangement of electron pairs around the central atom, ⑵the molecule shape. NO2、SF6、SO32-、ClO4-、C1O3-、NH4+ 解：NO2：价电子对数=(5+0)/2=2.5，相当于3，有1对孤对电子，V形构型。 SF6：价电子对数=(6+6)/2=6，无孤对电子，八面体构型。 2 - SO：价电子对数=(6+2)/2=4，有一对孤对电子，三角锥体构型。 3 - ClO：价电子对数=(7+1)/2=4，有一对孤对电子，三角锥体构型。 3
吕叔湘中学一体化教学案（高二化学） 执教老师:朱、钟、周、吴起草人：朱志明授课日期：__________ 专题3：微粒间作用力与物质性质 课题：第四单元分子间作用力分子晶体（第一课时） 课程标准： 1．了解范德华力的类型 2．把握范德华力大小与物质物理性质之间的辨证关系 3．初步认识影响范德华力的主要应素，学会辨证的质量分析法 学习重点和难点：范德华力大小与物质物理性质之间的关系 教学课型：新授课 教学过程： 一、分子间作用力 1．提出分子间存在作用力的依据 气体分子能够凝聚成相应的____或______ 2．分子间作用力的本质 存在于________间的一种较_____的相互作用力。 3．影响范德华力的因素 （1）组成和结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越______。 （2）分子的极性越大，范德华力越_____，一般来说极性分子间的作用力______于非极性分子间的作用力。 4．范德华力对物质熔沸点的影响 （1）结构相似，相对分子质量越大，范德华力越____，熔沸点越_____ （2）相对分子质量相同或相近时，分子的极性越大，范德华力越_____, ，其熔沸点越____ 练习: 1．下列物质变化过程中，有共价键明显被破坏的是（） A、I2升华 B、NaCl颗粒被粉碎 C、HCl溶于水得盐酸 D、从NH4HCO3中闻到刺激性气味 2．从微粒之间的作用力角度解释下列实验事实： ⑴溴化氢比碘化氢受热难分解 ⑵使水汽化只需要在常温常压下加热到100℃，而要使水分解为氢气和氧气，要加热至1000℃以上的高温。 3．二氧化碳由固体（干冰）变为气体时，下列各项发生变化的是（）
第2课时共价键分子间作用力 一、共价键与共价化合物 1．共价键的形成过程 (1)氯分子的形成过程 两个氯原子各提供一个电子→两个氯原子间形成共用电子对 →两个氯原子均达到8e－稳定结构→形成稳定的氯气分子 请你根据上述图示，用电子式表示其形成过程： 。 (2)下图形象地表示了氯化氢分子的形成过程 请你用电子式表示HCl的形成过程：。 2．共价键 (1)概念：原子间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用。 (2)成键三要素： ①成键微粒：原子。 ②成键元素：一般是同种的或不同种的非金属元素。 ③成键条件：成键前原子最外层电子未达到饱和状态。
(3)分类 3．共价化合物 (1)概念：以共用电子对形成分子的化合物。 (2)四种常见的共价化合物 ①非金属氢化物：如NH3、H2S、H2O等。 ②非金属氧化物：如CO、CO2、SO2等。 ③酸：如H2SO4、HNO3等。 ④大多数有机化合物：如CH4、CH3CH2OH等。 4．共价分子的电子式与结构式 (1)常见分子的电子式和结构式 (2)用电子式表示共价分子的形成过程 ①H2：H·＋·H―→H∶H。 ②NH3：。 ③CO2：。 (1)含有共价键的分子不一定是共价化合物。例如H2、O2等单质。 (2)含有共价键的化合物不一定是共价化合物。例如NaOH、Na2O2。
(3)离子化合物中可能含有共价键，共价化合物中一定不含离子键，只有共价键。 例1下列叙述中，不正确的是() A．含有共价键的物质一定是共价化合物 B．H2O2中既含有极性键又含有非极性键 C．CaO和NaCl晶体熔化时均要破坏离子键 D．H2SO4熔融态不导电 考点共价键与共价化合物 题点共价键与共价化合物的关系与应用 答案 A 解析部分非金属单质如O2、N2中含有共价键，但不属于化合物；某些离子化合物如NaOH 中既含有离子键又含有共价键。 例2下列分子的电子式书写正确的是() A．氨气 B．四氯化碳 C．氮气 D．二氧化碳 考点共价键与共价化合物 题点典型物质的电子式的书写与判断 答案 C 二、化学键与分子间作用力 1．化学键 (1)化学键概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。 (2)分类
第四单元分子间作用力分子晶体 第2课时氢键的形成 【学习目标】 1．理解氢键的本质，能分析氢键的强弱，认识氢键的重要性 【学习内容】 二、氢键 思考：观察课本P51页图3-29，第ⅥA族元素的气态氢化物的沸点随相对分子质量的增大而升高，符合前面所学规律，但H2O的沸点却反常，这是什么原因呢？ （一）氢键的成因： 当氢原子与电负性大的原子X以共价键相结合时，由于H—X键具有强极性，这时H相对带上较强的正电荷，而X相对带上较强的负电荷。当氢原子以其唯一的一个电子与X成键后，就变成无内层电子、半径极小的核，其正电场强度很大，以至当另一HX分子的X原子以其孤对电子向H靠近时，非但很少受到电子之间的排斥，反而互相吸引，抵达一定平衡距离即形成氢键。 （二）氢键的相关知识 1．氢健的形成条件：半径小、吸引电子能力强的原子（N 、O 、F ）与H核。2．氢键的定义：半径小、吸引电子能力强的原子与H核之间的很强的作用叫氢键。通常我们可以把氢键看做一种比较强的分子间作用力。 3．氢键的表示方法：X—H···Y（X、Y可以相同，也可以不同） 4．氢键对物质的性质的影响：可以使物质的熔沸点升高，还对物质的溶解度等也有影响。 如在极性溶剂中，如果溶质分子和溶剂分子间能形成氢键，就会促进分子间的结合，导致溶解度增大。例如：由于乙醇分子与水分子间能形成不同分子间的氢键，故乙醇与水能以任意比互溶。而乙醇的同分异构体二甲醚分子中不存在羟基，因而在二甲醚分子与水分子间不能形成氢键，二甲醚很难溶解于水。 5.影响氢键强弱的因素：与X—H···Y中X、Y原子的电负性及半径大小有关。X、Y原子的电负性越大、半径越小，形成的氢键就越强。常见的氢键的强弱顺序为：F—H···FO—H···OO—H···NN—H···NO—H···Cl 5．说明：氢键与范德华力之间的区别 氢键与范德华力同属于分子间作用力；但两者的不同之处在于氢键具有饱和性与方向性。所谓饱和性是指H原子形成一个共价健后，通常只能再形成一个氢键。这是因为H原子比X、Y原子小得多，当形成X—H···Y后，第二个Y原子再靠近H原子时，将会受到已形成氢键的Y原子的电子云的强烈排斥。而氢键的方向性是指以H原子为中心的3个原子X—H···Y
大学实验化学共价键与分子间力
大学实验化学共价键与分子间力 难题解析[TOP] 例10-1试用杂化轨道理论说明乙烯分子的形成及其构型。 分析根据杂化轨道理论，形成乙烯分子时，C原子的价层电子要杂化。共价键形成时，σ键在成键两原子间能单独存在，且只存在一个； 键在成键两原子间不能单独存在，但可存在多个。乙烯分子中C原子的4个价电子分别与其它原子形成三个σ键，C、C原子间的双键中有一个是π键。三个σ键决定分子构型，因此C原子有三个原子轨道参与杂化，形成三个等性杂化轨道。 解乙烯分子C2H4中有2个C原子和4个H原子，每个基态C原子的价层电子组态为2s2 2p2，在形成乙烯分子的过程中，1个2s电子被激发到2p空轨道上，然后1个2s轨道和2个2p轨道杂化形成3个等同的sp2杂化轨道，彼此间夹角为120o。每个C原子的2个sp2杂化轨道各与1个H原子的1s轨道重叠形成2个C—H σ键；2个C原子间各以1个sp2杂化轨道互相重叠，形成1个σ键。由于2个C原子的这6个sp2杂化轨道处于同一平面，未参与杂化的2p z轨道则垂直于该平面，“肩并肩” 重叠形成1个π键，构成C＝C双键。 乙烯分子中6个原子在一个平面上，分子呈平面构型。 例10-2 利用价层电子对互斥理论预测- I的空间构型。 3 分析先确定中心原子的价电子对数，中心原子提供7个电子，配位提供1个电子，加上负离子的电荷数，得价层电子数的总和再除以2。然后根据价层电子对构型和孤对电子决定- I的空间构型。 3
解 -3I 中有3个I 原子，我们可将其中1个I 作为中心原子，其余2个作为配位体。中 心原子I 有7个价电子，2个配位I 原子各提供1个电子，-3I 离子的负电荷数为1，所以中 心原子的价电子对数为 (7+2+1)/2＝5 。价层电子对构型为三角双锥，因配位原子数为2，说明价层电子对中有2对成键电子对和3对孤对电子，以3对孤对电子处在三角双锥的三 角形平面上排斥能最小，所以-3I 为直线型。 例10-3 试用分子轨道理论比较CO 和N 2的成键类型和键级。 分析 异核双原子分子的原子序数和≤14时，则符合分子轨道能级图10-13（b ）的能级顺序；＞14时，则符合分子轨道能级图10-13 (a)的能级顺序。 解 CO 分子中的电子总数为14，和N 2分子中的一样多，故CO 和N 2具有完全相同的分子轨道电子排布式、成键类型和键级。 它们的分子轨道式为 ] )(σ)(π)(π)(σ)(σ)(σ)[(σ22p 22p 22p 2* 2s 22s 2*1s 21s x z y 键级＝32 410＝ 这样的分子称为等电子体，它们具有某些相近的性质。如N 2的熔点和沸点分别为63K 和77K ，CO 的熔点和沸点分别为74K 和81K 。 例10-4 下列说法是否正确？说明理由。 (1) 非极性分子中不含极性键。 (2) 直线型分子一定是非极性分子。 (3) 非金属单质的分子间只存在色散力。 (4) 对羟基苯甲醛的熔点比邻羟基苯甲醛的熔点高。 解 (1) 说法不正确。有的分子含极性键，但空间构型完全对称，键的极性可以相互抵消，因而是非极性分子。
第六章分子结构与晶体结构 教学内容： 1.掌握杂化轨道理论、 2.掌握两种类型的化学键（离子键、共价键）。 3.了解现代价键理论和分子轨道理论的初步知识，讨论分子间力和氢键对物质性质的影响。 教学时数：6学时 分子结构包括： 1.分子的化学组成。 2.分子的构型：即分子中原子的空间排布，键长，键角和几何形状等。 3.分子中原子间的化学键。 化学上把分子或晶体中相邻原子（或离子）之间强烈的相互吸引作用称为化学键。化学键可分为：离子键、共价键、金属键。 第一节共价键理论 1916年，路易斯提出共价键理论。 靠共用电子对，形成化学键，得到稳定电子层结构。 定义：原子间借用共用电子对结合的化学键叫做共价键。 对共价键的形成的认识，发展提出了现代价键理论和分子轨道理论。 1.1共价键的形成 1.1.1 氢分子共价键的形成和本质（应用量子力学） 当两个氢原子（各有一个自旋方向相反的电子）相互靠近，到一定距离时，会发生相互作用。每个H原子核不仅吸引自己本身的1s电子还吸引另一个H原子的1s电子，平衡之前，引力＞排斥力，到平衡距离d，能量最低：形成稳定的共价键。 H原子的玻尔半径：53pm，说明H2分子中两个H原子的1S轨道必然发生重叠，核间形成一个电子出现的几率密度较大的区域。这样，增强了核间电子云对两核的吸引，削弱了两核间斥力， 体系能量降低，更稳定。（核间电子在核间同时受两个核的吸引比单独时受核的吸引要小，即位能低，∴能量低）。
1.1.2 价键理论要点 ①要有自旋相反的未配对的电子 H↑+ H↓ -→ H↑↓H 表示：H:H或H-H ②电子配对后不能再配对即一个原子有几个未成对电子，只能和同数目的自旋方向相反的未成对电子成键。如：N：2s22p3，N≡N或NH3 这就是共价键的饱和性。 ③原子轨道的最大程度重叠 （重叠得越多，形成的共价键越牢固） 1.1.3 共价键的类型 ①σ键和π键（根据原子轨道重叠方式不同而分类） s-s ：σ键，如：H-H s-p ：σ键，如：H-Cl p-p ：σ键，如：Cl-Cl π键， 单键：σ键 双键：一个σ键，一个π键 叁键：一个σ键，两个π键 例：N≡N σ键的重叠程度比π键大，∴π键不如σ键牢固。 σ键π键 原子轨道重叠方式头碰头肩并肩 能单独存在不能单独存在 沿轴转180O符号不变符号变 牢固程度牢固差 含共价双键和叁键的化合物的重键容易打开，参与反应。
分子间的作用力 上面已经讨论了三种基本类型的化学键，它们都是分子内部原子间较强的结合力，是决定分子化学性质的主要因素。在分子与分子之间还存在着较弱的作用力，它是决定物质的沸点、熔点、溶解度等物理性质的重要因素。为了更好地说明分子间作用力，先谈一下分子极化的问题。 一、分子极化 任何分子都有正、负电重心，任何分子又都有变形的性能。因而在外电场的作用下，分子的电荷重心可发生相对的位移，即分子发生变形，这个过程就叫分子的极化（被极化）。例如非极性分子，正、负电重心是重合的，但在外电场作用下，正负电重心可被拉开，发生变形并产生偶极（图3－59），这叫诱导偶极（外电场除去，偶极也消除）。 对于极性分子，其本身具有偶极这叫固有偶极，在没有外电场作用时极性分子的固有偶极由于热运动，而杂乱排列。但在外电场作用下杂乱无章的极性分子可按电场方向定向排列起来，同时由于电场的作用而使偶极加大（固有偶极加诱导偶极）产生一定的变形（图3－60）。 由上可看出，无论非极性分子还是极性分子在外电场作用下都可发生极化作用。 二、分子间力的形成 如果将外电场换成极性分子自身所产生的电场，这就与上述情况相似，彼此有相互作用，也就产生了分子间力，下面就分别来分析这方面的情况。 1.取向力 当极性分子和极性分子相互接近时，它们的固有偶极的同极相斥而异极相吸，就使得极性分子按一定方向排列（图3－61），因而产生了分子间的作用力，这种力叫取向力。显然，极性分子的偶极矩越大，取向力越大。这种力只存在于极性分子与极性分子之间。
2.诱导力 当极性分子和非极性分子相接近时，非极性分子在极性分子的固有偶极的作用下，发生极化，而产生诱导偶极，然后诱导偶极与极性分子固有偶极相互吸引（图3——62）。这种由于诱导偶极而产生的作用力，称为诱导力。这种力产生于极性分子与非极性分子之间，当然极性分子与极性分子之间也互相诱导，因而也有这种力。 3.色散力 非极性分子与非极性分子之间有无作用力？实验指出，N2、O2、H2……等气体，只要充分降温，都可以转变成液态和固态。这就说明这些分子间也是存在着吸引力。那么这种力是如何产生的呢？' 从统计观点看，非极性分子没有极性，但组成分子的正、负微粒总是在不断地运动着，在某一瞬间，对多个分子而言总可能有分子出现正、负电荷重心不重合，而成为偶极子，这种偶极叫瞬时偶极。对大量分子，这种瞬时偶极的存在就成为经常性的，这种靠瞬时偶极产生的作用力叫色散力。不难理解，只要分子可变形，不论其原先是否有偶极、分子间都会产生瞬时偶极。因此，色散力是普遍存在的，而且分子个越大，越易变形，也即分子量越大，色散力就越大。此外，由于瞬时偶极的方向处在瞬息万变之中，故色散力的方向是多变的（没有方向性）。 以上这三种力总称为分子间力，也叫范德华力或范氏力（取名Van-derWaals）。 [思考题]“极性分子之间的作用力称为取向力，色散力仅存在于非极性分子之间”这些说法正确吗？ 三、分子间力的特点 1.不同情况下分子间力的组成不同 极性分子与极性分子间的作用力是由取向力、诱导力和色散力三部分组成；极性分子与
分子间作用力分子晶体 [学习目标] 1．了解范德华力的类型，把握范德华力大小与物质物理性质之间的辨证关系2．初步认识影响范德华力的主要应素，学会辨证的质量分析法 3．理解氢键的本质，能分析氢键的强弱，认识氢键的重要性 4．加深对分子晶体有关知识的认识和应用 [课时安排] 3课时 第一课时 [学习内容] 一、分子间作用力 1．提出分子间存在作用力的依据 气体分子能够凝聚成相应的固体或液体 2．分子间作用力的本质 存在于分子间的一种较弱的相互作用力。 3．分子间作用力的类型 （1）取向力——极性分子之间靠永久偶极与永久偶极作用称为取向力。仅存在于极性分子之间 （2）诱导力——诱导偶极与永久偶极作用称为诱导力。极性分子作用为电场，使非极性分子产生诱导偶极或使极性分子的偶极增大(也产生诱导偶极)，这时诱导偶极与永久偶极之间形成诱导力，因此诱导力存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子与极性分子之间。 （3）色散力——瞬间偶极与瞬间偶极之间有色散力。由于各种分子均有瞬间偶极，故色散力存在于极性分子与极性分子、极性分子与非极性分子及非极性分子与非极性分子之间。色散力不仅存在广泛，而且在分子间力中，色散力经常是重要的。取向力、诱导力和色散力统称范德华力, 它具有以下的共性: （1）它是永远存在于分子之间的一种作用力。 （2）它是弱的作用力（几个——几十个kJ·mol-1）。 （3）它没有方向性和饱和性。 （4）范德华力的作用范围约只有几个pm。 （5）分子间的三种作用力。其中对大多数分子来说色散力是主要的，水分子除外。4．影响范德华力的因素 阅读下表，分析影响范德华力的因素
化学键分子间作用力 1．(2018·辽宁大连模拟)实现下列变化，需克服相同类型作用力的是(D) A．石墨和氯化钠分别受热熔化 B．冰的融化和水的分解 C．NaCl和HCl溶于水 D．干冰和碘的升华 [解析]石墨是混合晶体，熔化时破坏共价键和分子间作用力，氯化钠是离子晶体，熔化时破坏离子键，故A不符合题意；冰融化主要破坏氢键，水分解破坏共价键，故B不符合题意；NaCl溶于水破坏离子键，故B不符合题意；NaCl溶于水破坏离子键，HCl溶于水破坏共价键，故C不符合题意；干冰和碘都是分子晶体，干冰和碘的升华破坏的均是分子间作用力，故D符合题意。 2．(2018·河南郑州调研)下列过程中，共价键被破坏的是(D) ①碘升华②溴蒸气被木炭吸附③乙醇溶于水④HCl气体溶于水⑤冰融化⑥NH4Cl受热⑦氢氧化钠熔化 ⑧(NH4)2SO4溶于水 A．①④⑥⑦B．④⑥⑧ C．①②④⑤D．④⑥ [解析]碘升华与溴蒸气被木炭吸附均是物理变化，无共价键被破坏；③乙醇溶于水，不发生电离，破坏的为分子间作用力；④HCl气体溶于水，发生电离，H—Cl共价键被破坏； ⑤冰融化，破坏的为分子间作用力；⑥NH4Cl受热发生化学变化，生成NH3和HCl，N—H 共价键被破坏；⑦氢氧化钠熔化，离子键被破坏；⑧(NH4)2SO4溶于水，发生电离，离子键被破坏。D项正确。 3．(2018·试题调研)2017年6月15)日，环球网发布文章称美国太空探索技术公司创始人、CEO马斯克在杂志《新太空》上公布了其火星殖民计划。火星基本上是沙漠行星，以二氧化碳为主的大气既稀薄又寒冷，在火星表面曾发现有溶解高氯酸盐的液态水活动。下列有关说法正确的是(C) A．高氯酸盐和水均为强电解质 B．1H2O与2H2O互为同位素 C．高氯酸盐结构中一定含有共价键和离子键 D．常温下，高氯酸盐水溶液的pH＝7 [解析]本题考查电解质、同位素、化学键等知识，意在考查考生对基本概念的理解能力。水为弱电解质，故A项错误；同位素指的是同种元素的不同核素，而1H2O与2H2O均为水分子，故B项错误；高氯酸盐由高氯酸根离子和金属阳离子或铵根离子构成，含有离
第10章共价键与分子结构 1.写出下列物质的Lewis结构式并说明每个原子如何达到八电子结构：HF，H2Se， H2C2O4(草酸)，CH3OCH3(甲醚)，H2CO3，HClO，H2SO4，H3PO4。 解： ，，，， ，，。 上述分子中的原子除H原子外，其他原子通过所形成的共价键共有电子和价电子层孤对电子共同构成8电子结构。 2、用杂化轨道理论说明下列化合物由基态原子形成分子的过程（图示法）并判断分子的空间构型和分子极性：HgCl2，BF3，SiCl4，CO2，COCl2，NCl3，H2S，PCl5。 解： ①HgCl2 HgCl2分子的中心原子为Hg原子。基态时Hg原子的价电子构型为6s2。当Hg 原子与Cl原子相遇形成HgCl2时，Hg的6s轨道中的1个电子激发到1个6p轨道，然后6s轨道和该6p轨道采用sp杂化形成2个等同的sp杂化轨道： 并分别与两个Cl原子的3p单电子轨道重叠形成2个Hg-Cl σ键。HgCl2分子构型是直线形，为非极性分子。 ②BF3 BF3分子的中心原子是B原子。基态时B原子的价电子构型为2s22p1。当B原子与F原子相遇形成BF3分子时，B原子2s轨道中的1个电子激发到1个空的2p 轨道，然后采用sp2杂化形成3个等同的sp2杂化轨道： 并分别与3个F原子2p单电子轨道重叠形成3个B-F σ键。BF3分子构型是平面三角形，为非极性分子。 ③SiCl4 Si原子为SiCl4的中心原子，基态时价电子构型为3s23p2，当Si原子与Cl原子相遇形成SiCl4分子时，Si原子3s轨道的1个电子激发到一个空的3p轨道，然后
采用sp3杂化形成4个等同的sp3杂化轨道： 并分别与4个Cl原子3p单电子轨道重叠形成4个Si-Cl σ键。SiCl4分子构型是正四面体，为非极性分子。 ④CO2 C原子为CO2的中心原子。基态时C原子价电子构型为2s22p2，当C原子与O 原子相遇形成CO2分子时，C原子2s轨道的1个电子激发到一个空的2p轨道，然后采用sp杂化形成2个等同的sp杂化轨道： 并分别与2个O原子的2p单电子轨道重叠形成2个σ键，两个O原子的一个2p 单电子轨道与C原子未参与杂化的2p轨道肩并肩重叠形成π键。CO2分子构型是直线形，为非极性分子。 ⑤COCl2 C原子为COCl2的中心原子。基态时C原子价电子构型为2s22p2，当C原子与O 原子、Cl原子相遇形成COCl2分子时，C原子2s轨道的1个电子激发到一个空的2p轨道，然后采用sp2杂化形成3个sp2杂化轨道： 其中2个sp2杂化轨道分别与2个Cl原子的3p单电子轨道重叠形成2个C-Clσ键，另一个sp2杂化轨道和O原子的2p单电子轨道形成C-Oσ键，O原子另一个2p单电子轨道与C原子未参加杂化的2p轨道肩并肩重叠形成π键。COCl2分子构型是三角形，为极性分子。 ⑥NCl3 N原子为NCl3的中心原子。基态时N原子价电子构型为2s22p3, 当N原子与Cl 原子相遇形成NCl3分子时，N原子采取sp3杂化形成4个sp3杂化轨道： 其中3个sp3杂化轨道分别与3个Cl原子的3p单电子轨道重叠形成3个C-Clσ键，另一个sp3轨道被孤对电子占据。NCl3分子构型是三角锥，为极性分子。 ⑦H2S S原子为H2S的中心原子。基态时S原子价电子构型为3s23p4, 当S原子与H 原子相遇形成H2S分子时，S原子采取sp3杂化形成4个sp3杂化轨道： 其中2个sp3杂化轨道分别与2个H原子的1s单电子轨道重叠形成2个H-Sσ键，另外2个sp3杂化轨道被孤对电子占据。H2S分子构型是V形，为极性分子。