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一、共价键理论1.1、价键理论价键的形成是原子轨道的重叠或电子配对的结果，如果两个原子都有未成键电子，并且自旋方向相反，就能配对形成共价键。
例如:碳原子可与四个氢原子形成四个C—H键而生成甲烷。
HH..*.C4HHH*HHC+**.*HH由一对电子形成的共价键叫做单键，用一条短直线表示，如果两个原子各用两个或三个未成键电子构成的共价键，则构成的共价键为双键或三键CCCC双键三键共价键形成的基本要点:(1)成键电子自旋方向必需相反;(2)共价键的饱和性;(3)共价键的方向性——成键时，两个电子的原子的轨道发生重叠，而P电子的原子轨道具有一定的空间取向，只有当它从某一方向互相接近时才能使原子轨道得到最大的重叠，生成的分子的能量得到最大程度的降低，才能形成稳定的反之。
重叠最大H稳定结合Cl(1)H重叠较小 + 不稳定结合Cl (2)H(1s)Cl(2p)H不能结合(3)ClS 和P电子原子轨道的三种重叠情况1.2、分子轨道理论分子轨道理论是1932年提出了来的，它是从分子的整体出发去研究分子中每一个电子的运动壮态，认为形成的化学键的电子是在整个分子中运动的。
通过薛定谔方程的解，可以求出描述分子中的电子运动状态的波函数ψ，ψ称为分子轨道，每一个分子轨道ψ有一个相应的能量E, E近似的表示在这个轨道上的电子的电离能。
基本观点:(1)当任何数目的原子轨道重叠时，就可形成同样数目的分子轨道。
例如:两个原子轨道可以线性的组合成两个分子轨道，其中一个比原来的原子轨道的能量低，叫成键轨道(由符号相同的两个原子轨道的波函数相加而成)，另一个是由符号不同的两个原子轨道的波函数相减而成，其能量比两个原子轨道的能量高，这中种分子轨道叫做反键轨道。
-=ψ(反键轨道)ψψ2ψA 2B能ψψ(原子轨道) AB量+=ψ1ψψ(成键轨道)1ψBA分子轨道能级图(2)和原子轨道一样，每一个分子轨道只能容纳两个自旋相反的电子，电子总是优先进入能量低的分子轨道，在依次进入能量较高的轨道。
第一章物质的结构1-1 在自然界中氢有三种同位素，氧也有三种同位素，问：总共有种含不同核素的水分子？由于3H太少，可以忽略不计，问：不计3H时天然水中共有多少种同位素异构水分子？1-2 天然氟是单核素（19F）元素，而天然碳有两种稳定同位素（12C和13C），在质谱仪中，每一质量数的微粒出现一个峰，氢预言在质谱仪中能出现几个相应于CF4+的峰？1-3 用质谱仪测得溴得两种天然同位素的相对原子质量和同位素丰度分别为79Br 789183占50。
54%，81Br 80。
9163占49。
46%，求溴的相对原子质量（原子量）。
1-4 铊的天然同位素203Tl和205Tl的核素质量分别为202。
97u和204。
97u，已知铊的相对原子质量（原子量）为204。
39，求铊的同位素丰度。
1-5 等质量的银制成氯化银和碘化银，测得质量比m（AgCl）：m（AgBr）=1。
63810：1，又测得银和氯得相对原子质量（原子量）分别为107。
868和35。
453，求碘得相对原子质量（原子量）。
1-6 表1-1中贝采里乌斯1826年测得的铂原子量与现代测定的铂的相对原子质量（原子量）相比，有多大差别？1-7 设全球有50亿人，设每人每秒数2个金原子，需要多少年全球的人才能数完1mol金原子（1年按365天计）？1-8 试讨论，为什么有的元素的相对质量（原子量）的有效数字的位数多达9位，而有的元素的相对原子质量（原子量）的有效数字却少至3～4位？1-9 太阳系，例如地球，存在周期表所有稳定元素，而太阳却只开始发生氢燃烧，该核反应的产物只有氢，应怎样理解这个事实？1-10 中国古代哲学家认为，宇宙万物起源于一种叫“元气”的物质，“元气生阴阳，阴阳生万物”，请对比元素诞生说与这种古代哲学。
1-11 “金木水火土”是中国古代的元素论，至今仍有许多人对它们的“相生相克”深信不疑。
与化学元素论相比，它出发点最致命的错误是什么？1-12 请用计算机编一个小程序，按1.3式计算氢光谱各谱系的谱线的波长（本练习为开放式习题，并不需要所有学生都会做）。
第六章化学键理论本章总目标：1：掌握离子键、共价键和金属键的基本特征以及它们的区别；2：了解物质的性质与分子结构和键参数的关系；3：重点掌握路易斯理论、价电子对互斥理论、杂化轨道理论以及分子轨道理论。
4：熟悉几种分子间作用力。
各小节目标：第一节：离子键理论1:掌握离子键的形成、性质和强度，学会从离子的电荷、电子构型和半径三个方面案例讨论离子的特征。
2:了解离子晶体的特征及几种简单离子晶体的晶体结构，初步学习从离子的电荷、电子构象和半径三个方面来分析离子晶体的空间构型。
第二节：共价键理论1;掌握路易斯理论。
2：理解共价键的形成和本质。
掌握价键理论的三个基本要点和共价键的类型。
3：理解并掌握价层电子对互斥理论要点并学会用此理论来判断共价分子的结构，并会用杂化轨道理论和分子轨道理论来解释分子的构型。
第三节：金属键理论了解金属键的能带理论和三种常见的金属晶格。
第四节：分子间作用力1：了解分子极性的判断和分子间作用力（范德华力）以及氢键这种次级键的形成原因。
2;初步掌握离子极化作用及其强度影响因素以及此作用对化合物结构及性质的影响。
习题一选择题1.下列化合物含有极性共价键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)O2 C. Na2322.下列分子或离子中键能最大的是（）A. O2B.O2-C. O22+D. O22-3. 下列化合物共价性最强的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.LiIB.CsIC. BeI2 24.极化能力最强的离子应具有的特性是（）A.离子电荷高，离子半径大B.离子电荷高，离子半径小C.离子电荷低，离子半径小D.离子电荷低，离子半径大5. 下列化合物中，键的极性最弱的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)3 3C. SiCl456.对下列各组稳定性大小判断正确的是（）A.O2+＞O22-B. O2-＞O2C. NO+＞NOD. OF-＞OF7. 下列化合物中，含有非极性共价键的离子化合物是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)2O23 C. Na2O238.下列各对物质中，是等电子体的为（）A.O22-和O3B. C和B+C. He和LiD. N2和CO9. 中心原子采取sp2杂化的分子是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)33C. PCl32O10.下列分子中含有两个不同键长的是（）A .CO2 3 C. SF4 411. 下列分子或离子中，不含有孤电子对的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2OB. H3O+C. NH3D. NH4+12.氨比甲烷易溶于水，其原因是（）A.相对分子质量的差别B.密度的差别C. 氢键D.熔点的差别13.下列分子属于极性分子的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. CCl4B.CH3OCH3C. BCl3D. PCl514.下列哪一种物质只需克服色散力就能使之沸腾( )A.HClB.CH3Cl l4D.NH315.下列分子中，中心原子采取等性杂化的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. NCl3B.SF4C. CH Cl32O16.下列哪一种物质既有离子键又有共价键( )A.NaOHB.H2O C.CH3Cl D.SiO217.下列离子中，中心原子采取不等性杂化的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H3O+B. NH4+C. PCl6-D.BI4-18.下列哪一种分子的偶极矩最大( )A.HFB.HClC.HBrD.HI19.下列分子中，属于非极性分子的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A.SO2B.CO2C. NO2D.ClO220.下列分子或离子中，中心原子的杂化轨道与NH3分子的中心原子轨道最相似的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. H2OB. H3O+C. NH4+D. BCl321.下列分子或离子中，构型不为直线形的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. I3+B. I3-C. CS2D. BeCl222. 下列分子不存在Ⅱ键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. COCl2B. O3C.SOCl2D. SO323. 下列分子中含有不同长度共价键的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. NH3B. SO3C. KI3D. SF424. 下列化合物肯定不存在的是（）(《无机化学例题与习题》吉大版)A. BNB. N2H4C. C2H5OHD. HCHO二填空题1.比较大小(《无机化学例题与习题》吉大版)(1)晶格能AlF3AlCl3NaCl KCl(2)溶解度CuF2CuCl2Ca(HCO3) NaHCO32.NO+、NO2、NO2-的几何构型分别是、、、其中键角最小的是。
b4h10结构的化学键类型B4H10是一种含硼化合物，其分子中包含有4个硼原子和10个氢原子。
在B4H10分子中，硼原子与氢原子通过共价键相连，并形成稳定的分子结构。
本文将从化学键类型的角度对B4H10的结构进行介绍。
1. 共价键：在B4H10分子中，硼原子与氢原子之间形成了共价键。
共价键是指两个原子通过共享电子形成的化学键。
在B4H10分子中，每个硼原子与两个氢原子形成共价键，而每个氢原子与一个硼原子形成共价键。
共价键的形成使得B4H10分子稳定存在。
2. σ键：在B4H10分子中，硼原子与氢原子之间的共价键属于σ键。
σ键是指两个原子轴向直接重叠的轨道形成的化学键。
在B4H10分子中，硼原子的2p轨道与氢原子的1s轨道重叠形成σ键。
σ键的形成使得B4H10分子具有一定的强度和稳定性。
3. π键：在B4H10分子中，由于硼原子的2p轨道之间存在空间重叠，形成了π键。
π键是指两个原子侧向重叠的轨道形成的化学键。
在B4H10分子中，由于硼原子之间存在空间重叠，形成了π键。
π键的形成使得B4H10分子具有一定的共轭性和反键性质。
4. 三中心两电子键：在B4H10分子中，硼原子与氢原子之间的共价键属于三中心两电子键。
三中心两电子键是指两个原子之间共享两个电子，但有一个中心原子参与键的形成。
在B4H10分子中，硼原子与两个氢原子之间的共价键属于三中心两电子键。
三中心两电子键的形成使得B4H10分子具有特殊的电子分布和化学性质。
总结起来，B4H10分子中存在着共价键、σ键、π键和三中心两电子键。
这些化学键的存在使得B4H10分子具有一定的结构稳定性和特殊的电子分布。
通过对B4H10分子的化学键类型的研究，可以更深入地了解其结构和性质，为其在材料科学、催化剂等领域的应用提供理论依据。
第二章习题解答[2-01] 玻尔氢原子模型的理论基础是什么？简要说明玻尔理论的基本论点，简要说明玻尔理论的成功之处和不足。
答：玻尔氢原子模型的理论基础依然是经典力学理论，只不过是加入了由氢原子光谱研究得到的限制性条件，得出了电子发射或吸收光能的相对正确结论。
玻尔理论的基本论点包括：(1) 在原子中，电子不能沿着任意的轨道绕核旋转，而只能在某些特定的、符合一定条件的圆球形轨道上运动，即其角动量必须满足w=mvr=nh/2π，其中h为普朗克常数。
电子在满足该条件的轨道上运动时，并不放出能量，每一个轨道所具有的能量状态，称之为一个能级。
(2) 电子的轨道离核越远，其能量也就越高。
在稳定状态下，所有的电子，尽可能处在离原子核最近的轨道上，以使得整个原子具有较低的能量。
当外界给予电子能量时，即电子受到激发时，如高温、带电粒子的冲击等，电子就会跃迁到离核较远的轨道上，此时电子处于激发状态。
(3) 只有当电子从高能激发态跃回到低能稳定态时，原子才会以光子的形式向外放出能量。
光量子的能量大小为电子跃迁时，高低能级的差值，即：△E =E2－E1= hν。
玻尔理论的成功之处和不足：由于玻尔将量子化的概念，引入到了原子模型中，打破了经典力学中，能量是连续变化的框框，成功地说明了原子光谱为线状光谱的实验事实，并且理论计算所得之谱线频率与实验数值十分吻合。
但是，由于玻尔理论的主要依据和处理方法仍没有完全脱离经典力学的束缚，除了氢原子光谱外，其理论无法解释任何一个多电子原子的光谱，比如He原子光谱。
后来的实验证明，在氢原子光谱中还包含着更为精细的谱线结构，而这一点，玻尔理论也无法给出合理的解释。
因此，玻尔理论并没有真正解决原子结构的实际问题。
[2-02] 简要叙述证明光和电子都具有波粒二象性的实验依据。
答：光的波粒二象性实验依据主要来自于光电效应、光压现象及光经过大星球附近时发生的光弯曲现象。
电子的波动性主要来自于电子衍射实验现象。
化学键与物质结构 重点：四个量子数、核外电子排布、元素周期律；价键理论、化合物性质与分子结构的关系、价层电子对互斥理论、分子空间构型；晶体的特征及各种晶体的特点，离子的极化。 前面我们学习了热力学、动力学中的一些基本知识，这些都是从外因上解决化学问题，也就是说，它们不能从根本上，（从内因）解释一个反应的发生，以及在反应中各原子、分子是如何进行结合、分离的。如果要从根本上探索化学反应的实质，只有从其内部结构入手。所以学习物质的内部结构（原子、分子及晶体结构）是非常必要的。那么这一章，我们就开始学习有关原子、分子以及晶体内部结构的有关知识。 第一节 核外电子运动状态 一．核外电子运动的量子化特性——氢原子光谱和玻尔理论 1．氢原子光谱 太阳光或白炽灯发出的白光，是一种混合光，它通过三棱镜折射后，便可分成红、橙、黄、绿、青、蓝、紫等所有不同波长的光谱，这种光谱叫连续光谱（由许多波长连续变化的光波组成），一般白炽的固体、液体、高压下的气体都能给出连续关谱。有些光谱是由数条波长不连续变化的光波组成，叫不连续光谱。原子当受到激发时 ，发射出的光，经分光后得到的是不连续光谱，这种光谱叫原子光谱（或线状光谱），实际上，每种原子都具有自己的特征谱线，正是利用这点，我们可以进行原子量测定。 氢原子光谱是最简单的一种原子光谱具有两个特征： ⑴在可见光区内要有四条比较明显的谱线：Hα Hβ Hγ Hδ ⑵从长波到短谱，Hα至Hδ等谱线间距离越来越小。 1883年，瑞士物理学家巴尔麦指出了氢原子光谱可见光区各谱线的波长之间有如下关系： γ= R∞ c（1/22－1/n2） （ n为2以上正整数） γ= R∞ c（1/n 12－1/n22） (n2 > n1) λ= c/γ R∞ c =3.289 ×1015 s－1 如：n 1= 2, n2 = 3, γ=3.289 ×1015(1/22－1/32)=4.568 × 1014(s－1) λ= c/γ=2.998×108/ 4.568×1014 = 656.3 (nm) 2. 玻尔理论 结果发生了尖锐的矛盾。 经典理论认为： ⑴电子绕核运动，核带正电，电子带负电，电子在运动时将发射电磁波，由于不断发射电磁波，电子的能量将逐渐减小，最终电子会落入原子核中。 ⑵电子的能量逐渐变化，发射出的电磁波的频率应是连续的。但我们知道，原子光谱实际上并不是连续的。这样一来，事实与理论出现了矛盾。如何解决呢？ 1913年，年轻的丹麦物理学家玻尔运用了德国物理学家普朗克的量子理论，将量子的概念应用到原子核外电子绕核运动上，成功的解释了氢原子光谱。 玻尔指出三点假设：①电子不是任意的，而是在某些符合一定条件的轨道上绕核运动的，电子在这些轨道上运动时，既不吸热也不放热。②电子运动轨道离核越远，原子所含能量越高，原子载正常或稳定状态时，各电子尽可能处在离核最近的轨道上，这里原子的轨道最低（称为基态），当原子从外界获得能量时，电子可以跃迁到离核较远的轨道上去，称为电子的激发，此时原子处于激发态。③当电子从离核较远的轨道上跃迁到离核较近的轨道时，原子才会以光的形式放出能量。 玻尔运用这些假设，圆满地解释了氢原子光谱，因而被称为玻尔理论。另外，玻尔理论引入了量子化概念。冲破了经典理论中能量是连续变化的束缚。指出了原子结构的量子化特性。因而是正确的，但是，玻尔理论也存在着缺陷，它不能解释多电子原子的原子光谱，只适用于解释氢原子光谱。因此，需要引入新的理论来进一步解释多电子原子光谱，这就是波粒二象性。 二．核外电子运动的波粒二象性 1、光的波粒二象性 “二象性”是指微粒在运动时，同时表现出“微粒性”和“波动性”。微粒性是指运动着的物体都具有动量和能量，它们的大小决定着物体的质量和速度。波动性 是指微粒在运动中表现波的特性，具有一定的波长、频率、在传播中有干涉、衍射等现象。人们最初认为光只具有波动性，直到1905年爱因斯坦的光电效应试验之后，人们才真正认识到光不仅有波动性，还有微粒性，具有波粒二象性。那么光具有波粒二象性，核电子的运动又有什么特性呢？首先德布罗意预言，核外电子运动也具有波粒二象性。 2、德布罗意的预言（1929年获诺贝尔物理奖） 1924年，法国物理学家德布罗意大胆的预言，微观粒子（核外电子）也具有波粒二象m，运动速度v的粒子，相应的波长λ可由下式求： λ=h/mv，p=mv 得到λ=h/p 这样通过h（普朗克常数）将波动性λ，粒子性p联系起来，这就是电子的波粒二象性。德布罗意的预言打开了人们进一步研究实物微粒运动规律的大门。 3、 电子衍射实验 任何理论只有经过实践的检验才能成为真理，1927年，戴维森（Davission,C.J）和革尔麦（L.H.Germer）做了电子衍射实验，证实了德布罗意的假设，他们发现一束电子经过一薄晶片时，可以像单色光穿过小孔那样的到衍射现象，这些衍射现象说明电子具有波动性。 通过它们的实验结果，可以证明，电子仅是一种具有一定质量告诉运动的带电粒子，而且呈现出波动性，具有波粒二象性。 那么微观粒子运动状态又是怎样的，我们又如何来描述呢？ 三、核外电子运动状态的描述 1、 测不准原理 经典力学中，我们能准确的同时测定一个宏观粒子的位置和它的动量，但是，在微观世界中就不能准确的同一个粒子的位置和它的动量。1927年，德国物理学家海森堡提出了量子力学中一个重要的关系式： △X·△P≈h （△X：确定粒子位置时的不准量 △P：确定粒子动量时的不准量） 两者不准量之积近似等于h。 这是海森堡测不准关系式，从关系是可以看出：粒子位置的准确度越大，（△X愈小），则相应的动量准确度越小（△P越大），反之亦然。 需要指出的是：<1> 测不准关系式只适用于微观粒子。 <2> 测不准关系式指出了微观粒子运动的波粒二象性。 那么对于微观粒子，不能同时测得准确的位置和动量，所以，不能用量子力学的方法描述电子的运动状态，所以引入了薛定谔方程。 2、 薛定谔方程（1933年获得诺贝尔奖） 薛定谔是奥地利科学家，他首先提出了描述核外电子运动状态的数学表达式，薛定谔方程。 α2Ф/αx2+α2Ф/αy2+α2Ф/αz2= —8π2m/h2(E-V) Ф 其中：Ф是电子运动的波函数，它是描述核外电子运动状态的一种数学表达式；x，y,z是空间坐标；E是总能量；V:势能；m:电子质量；h:普朗克常数。 E,V,m）和波动性（Ф）的两种物理量，所以它能正确的反映微观粒子运动状态。从薛定谔方程中介出来的不是一个具体数值，而是一个波的函数式Ф，每一个函数式对应着相应的能量。我们的目的，就是要求薛定谔方程的解Ф（x,y,z）及E。薛定谔方程的求解将来会在结构化学中学会，在此我们只做简单的定性讨论。 但是，从薛定谔方程中求得的数学解很多，这些解不一定都是合理的。为了得到电子运动状态合理的解，必须对一些参数进行限制。这些参数称为量子数，用“n,l,m”表示。确定好量子数“n,l,m”的取值及相互间的关系，是薛定谔方程求得合理解的必要条件。我们对方程求解过程不要求掌握，主要掌握它的处理方法，也就是三个量子数的含义及相互关系。 3．核外电子运动状态的表示—四个量子数 ①主量子数 用符号“n”表示，主量子数在确定电子运动的能量时起着头等重要的作用。 电子能量 E = — 13.6/ n2 (ev) n = 1,2,3„ 当主量子数增加时，电子能量随之增加，其电子云离核的平均距离也相应增大。在一个原子内，具有相同主量子数的电子，近乎在同样的空间范围内运动，所以，n 相同的电子为一个电子层。 n取值 n=1 , 2 , 3 , 4 , 5 , 6 , 7 电子层 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q ②角量子数 符号“l”，角量子数决定原子轨道的形状，并且在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能量级。电子绕核运动时，不仅具有一定的能量，而且也具有一定的角动量，它的大小与原子轨道的形状有关。 l取值 0 ，1 ，2 ，3 ，4 （n-1） 符号 s p d f g (l角量子数的物理意义： a : 表示原子轨道（电子云）的形状。 l=0 s轨道，球形； l=1, p轨道， 哑铃形； l=2, d轨道， 花瓣形 b : 表示同一电子层中具有不同状态的分层（亚层） 如：对于 n =3 l=0 对应于 3s 对应于 3p n=3 l=2 对应于 3d 3s,3p,3d 等称为亚层。（都是第三层，又根据电子云形状分为三个亚层） ③磁量子数 “m”符号，磁量子数m决定着原子轨道在空间的延展方向某种形状的原子轨道，可以在空间取不同的伸展方向，而得到几个空间取向不同的原子轨道 。 m取值 0， ±1, ±2„ ±l 共有（2l+1）个值，及延伸方向 归纳起来 l=0 m=0 s轨道，无延展方向，一种空间运动状态 l=1 m=0, ±l p轨道， 三种 l=2 m=0, ±l，±2 d轨道， 五种 需要注意的是：磁量子数由于只于原子轨道的伸展方向有关，而与能量无关，所以，对于n,l相同，而m不同的，其能量是相同的。比如，3p轨道有三种伸展方向的轨道，这三个轨道n,l均同，不同的只是其伸展方向不同，则这三个轨道能量应是相同。称为简并轨道，或等价轨道。 ④自旋量子数 “ms”,自旋量子数是根据实验提出来的，通过精密实验观察发现，大多数原子光谱的谱
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第一章物质的结构1-1 在自然界中氢有三种同位素，氧也有三种同位素，问：总共有种含不同核素的水分子？由于3H太少，可以忽略不计，问：不计3H时天然水中共有多少种同位素异构水分子？1-2 天然氟是单核素（19F）元素，而天然碳有两种稳定同位素（12C和13C），在质谱仪中，每一质量数的微粒出现一个峰，氢预言在质谱仪中能出现几个相应于CF4+的峰？1-3 用质谱仪测得溴得两种天然同位素的相对原子质量和同位素丰度分别为79Br 789183占50。
54%，81Br 80。
9163占49。
46%，求溴的相对原子质量（原子量）。
1-4 铊的天然同位素203Tl和205Tl的核素质量分别为202。
97u和204。
97u，已知铊的相对原子质量（原子量）为204。
39，求铊的同位素丰度。
1-5 等质量的银制成氯化银和碘化银，测得质量比m（AgCl）：m（AgBr）=1。
63810：1，又测得银和氯得相对原子质量（原子量）分别为107。
868和35。
453，求碘得相对原子质量（原子量）。
1-6 表1-1中贝采里乌斯1826年测得的铂原子量与现代测定的铂的相对原子质量（原子量）相比，有多大差别？1-7 设全球有50亿人，设每人每秒数2个金原子，需要多少年全球的人才能数完1mol金原子（1年按365天计）？1-8 试讨论，为什么有的元素的相对质量（原子量）的有效数字的位数多达9位，而有的元素的相对原子质量（原子量）的有效数字却少至3～4位？1-9 太阳系，例如地球，存在周期表所有稳定元素，而太阳却只开始发生氢燃烧，该核反应的产物只有氢，应怎样理解这个事实？1-10 中国古代哲学家认为，宇宙万物起源于一种叫“元气”的物质，“元气生阴阳，阴阳生万物”，请对比元素诞生说与这种古代哲学。
1-11 “金木水火土”是中国古代的元素论，至今仍有许多人对它们的“相生相克”深信不疑。
与化学元素论相比，它出发点最致命的错误是什么？1-12 请用计算机编一个小程序，按1.3式计算氢光谱各谱系的谱线的波长（本练习为开放式习题，并不需要所有学生都会做）。
第2章分子结构2.1试说明离子键的特点和离子化合物的特点。
解：离子键的特点是（1）作用力的实质是静电力。
（2）没有方向和饱和性。
离子化合物主要以晶体状态出现，如NaCl，CaF2等，其特点如下：（1）不存在单个分子，整个晶体可以看成是一个大分子，例如在氯化钠晶体中没有NaCl分子存在，58.5是NaCl的式量。
（2）具有较高的熔点、沸点和硬度。
（3）硬度很大，但是比较脆，延展性较差。
（4）熔融状态或溶解在水中都具有良好的导电性。
2.2试从元素的电负性数据判断下列化合物哪些是离子型化合物，哪些是共价型化合物？NaF，AgBr，RbF，HI，CuI，HBr，CsCl解：若两种元素电负性差值Δχ大于1.7可认为它们原子之间主要形成离子键，得到离子型化合物。
若两种元素的电负性差值Δχ小于1.7，可以认为它们的原2.3试用杂化轨道理论解释NH3和H2O分子的构型。
解：NH3分子在形成时，N原子的价层电子构型为2s22p3, 成键前这4个价电子轨道发生sp3不等性杂化，其中3个sp3杂化轨道分别与3个H原子的1s轨道重叠，形成3个N-H共价键。
另外1个sp3杂化轨道上的电子对没有参加成键。
已成对的电子不参加成键, 称为孤电子对。
由于孤电子对靠近N原子，其电子云在N原子外占据较大的空间。
因此，孤电子对的存在会影响到Ｎ-Ｈ共价键的空间排列，对3个N-H键的电子云有较大的静电排斥力，使它们之间的夹角压缩到107.3°，形成了三角锥形。
与上述情况相似，水分子中的氧原子也采用了sp3不等性杂化，形成４个sp3杂化轨道。
其中两个轨道中各有一个未成对电子，与氢成键；另外两个轨道则各有一对孤电子对，它们不参加成键。
孤电子对与成键电子对的相斥作用影同样响到O-H键之间的夹角，被压缩到104.5°，所以, H2O分子中氧原子与两个氢原子之间排列成v形。
2.4说明为什么离子键无饱和性和方向性。
解：离子键是由原子得失电子后，生成的正负离子靠静电作用而形成的化学键。
第七章分子结构和晶体习题解答（7）思考题1．举例说明下列概念的区别：离子键与共价键、共价键与配位键、σ键和Л键、极性键和非极性键、极性分子与非极性分子、分子间力与氢键。
1．离子键是得到电子的阴离子与失去电子的阳离子的强烈静电吸引作用；共价键是原子间通过共用电子对（或电子云重叠）而形成的相互吸引作用，无阴、阳离子；配位键也是共价键中的一种，只不过共用的一对电子有一个原子提供。
σ键是各自电子云用密度最大的一头相互重叠，以使重叠体积最大，两原子间形成共价键时首先肯定以σ键成键，但两原子间只能形成σ键一次。
Л键是在原子间已形成一根σ键后，其余原子轨道以“肩并肩”在侧面重叠的成键方式，其重叠体积比σ键要小，但两原子间根据各自的单电子数可形成几个Л键。
极性键是两不同原子间形成共价键时，由于两原子的电负性不同，吸引公用电子对的作用不同，使某一端带有部分正电荷，另一端带有部分负电荷，这就是极性键；若两相同的原子间形成共价键，由于彼此电负性相同，吸引共用电子对的能力相同，公用电子对不偏向任何一个原子，两原子不带“净”电荷，没有“正”或“负”的一端，即非极性键。
极性分子是整个分子中正、负电荷重心不重合，使分子一端带部分正电荷，为正极，另一端带部分负电荷，为负极。
分子之间由于偶极间的相互作用力为分子间力。
氢键是氢原子与电负性大、半径小的原子形成共价键后，由于氢原子唯一的电子被其他原子吸引到离氢原子核较远的地方，氢原子几乎成了“裸露”的质子，有很强的正电场，吸引另一电负性大、半径小的原子的孤对电子，形成了一种作用力，这个作用力本质上还是分子间作用力，但比一般的分子间力强。
2．离子键是怎样形成的？离子键的特征和本质是什么？为什么离子键无饱和性和方向性？2．离子键是失电子的金属阳离子和德电子的非金属阴离子通过静电引力形成的。
离子键的特征是无方向性、无饱和性。
其本质是正、负点电荷间的静电引力。
点电荷产生的电场向空间各个方向均匀传播，每一个在其电场中的异号电荷都会受到它的吸引作用，在理论上它可吸引无数个异号电荷，所以离子键无饱和性；由于点电荷产生的电场向空间各个方向的传播是均匀的，只要距离相等，不管在哪个方向，受到的作用里是一样的，这就是离子键的无方向性。
第八章化学键和分子、晶体结构Chapter 8Chemical Bonds and Structures ofMolecules & Crystals这一章是化学的核心，因为结构决定性质。
如白磷、红磷的结构不同，性质也不同；石墨、金刚石和C60等的结构不同，性质也不同。
这一章重点讲授共价键、离子键、金属键以及分子几何构型、金属晶体、原子晶体和离子晶体的晶体结构。
另外我们也讨论分子间的作用力以及对分子晶体的一些性质的影响。
§8-1 共价键与分子几何构型Covalent Bonds and Molecular Geometric Structure一、经典共价键理论（Classical Covalent Bond Theory）−Lewis Structure (OctetRule)（八电子规则）1．基本思想：当n s、n p原子轨道充满电子，会成为八电子构型，该电子构型是稳定的，所以在共价分子中，每个原子都希望成为八电子构型（H原子为2电子构型）。
2．共价分子中成键数和孤电子对数的计算：例如：P4S3、HN3、N+5、H22（重氮甲烷）、NO-3(1) 计算步骤：a．令n o−共价分子中，所有原子形成八电子构型（H为2电子构型）所需要的电子总数b．令n v−共价分子中，所有原子的价电子数总和c．令n s−共价分子中，所有原子之间共享电子总数n s = n o-n v，n s/2 = (n o-n v) / 2 = 成数d．令n l−共价分子中，存在的孤电子数。
（或称未成键电子数）n l = n v-n s，n l/2 = (n v-n s)/2 = 孤对电子对数3．Lewis 结构式的书写P 4S 3HN 3HN N N H N N N HN N NN 5+，，，NN N NN NN N NN NNNNN NN N N NCH 2N 2（重氮甲烷） ，HCHNN HC HNN当Lewis 结构式不只一种形式时，如何来判断这些Lewis 结构式的稳定性呢？如HN 3可以写出三种可能的Lewis 结构式，5N +可以写出四种可能的Lewis 结构式，而重氮甲烷只能写出两种可能的Lewis 结构式。
共价型卤化物生成的玻恩-哈伯循环 (Born-Haber Cycle) : 氟化物△fGØ最负 ½ X2(g) + ½ H2(g) → HX (g) ΔfHØ (HX)
½ ΔdHØ (X2 ) ½ ΔdHØ (H2 ) - B.E. (HX) X(g) + H(g) (改教材p.4图) ΔfHØ (HX) = ½ ΔdHØ (X2 ) + ½ ΔdHØ (H2 ) + [- B.E. (H X)] ½ ΔdHØ (F2 )小， [B.E. (HF)]大 → ΔfHØ (HF) 大 （负） 2. 传递的信息：
(1) 判断元素不同氧化态物质的热力学相对稳定性; (2) 判断元素不同氧化态物质的氧化-还原性质。 (1) 判断元素不同氧化态物质的热力学相对稳定性 酸性介质中Mn2+
最稳定，碱性介质中MnO2最稳定；
酸性介质中MnO
42-和Mn3+不稳定，碱性介质中Mn(OH)3不稳定。
(2) 判断元素不同氧化态物质的氧化-还原性质 ① 判断氧化剂或还原剂的相对强弱和氧化-还原反应自发方向： B C 斜率 ，则φØ A D 若φØ (B/A) φØ (C/D) 则B + D = A + C自发进行。 斜率数值相差越大， E池 ，反应倾向(KØ) 例:φØ (Cl2/Cl-) φØ (Br2/Br-) φØ (I2/I-) Cl2 + 2 Br- = 2 Cl- + Br2 自发 Br2 + 2 I- = 2 Br- + I2 自发 E池 = φ+ – φ- G = -nFE池 lgK = (nFE池 )/ (2.303RT) lgK = (nE池 )/ (0.05916) (298.15 K) ② 判断歧化/逆歧化自发性： 峰顶物种自发歧化；谷底物种自发逆歧化。 C在AB连线上方， C自发歧化，生成A和B; D在AB连线下方， A、B自发逆歧化为D; 若C（D）在A、B连线上，则为平衡点。 例1 标准态下,溴在碱性溶液中歧化为Br-和BrO3
-
3 Br2(l) + 6 OH- = 5 Br- + BrO3- + 3 H2O
例2 在酸性介质中、标准态下,则Br-和BrO3-将自发逆歧化为Br2(l)：
BrO3- + 5 Br- + 6 H+ = Br2(l) + 3 H2O 二、卤素的元素电势图 例1 由氯元素在酸性溶液的―元素电势图‖，试求φØ (ClO3-/Cl-).
1.47 1.36 φØA ClO3- Cl2(g) Cl-
φØ1,n1,G1 φØ2,n2,G2 ______________________________ φØ, n, G
解：吉布斯自由能是“广度性质”，其变化量具有加和性，故
G = G1 + G2
-nFφ = (-n1Fφ1) + (-n2Fφ2)
φ = 1.45 V (其中n = n1 + n2)
1. 卤素单质的强氧化性 F2 > Cl2 > Br2 > I2 2. 卤离子X-的的还原性 F- < Cl- < Br- < I-
均可由φØ (X2/X-)判断。 3. 卤素与水的作用 据φ-pH图(教材p.6图1-2 )
H2O作氧化剂的反应：
2 H2O(l) + 2e = H2(g) + 2 OH- （1） φØ(H2O/H2) = -0.828 V
假定除H+和OH-外，其他物质均在热力学标准态。 对于反应（1），应用Nernst方程：
φ(H2O/H2) = φØ(H2O/H2) + = φØ(H2O/H2) + 0.0592 pOH = - 0.828 + 0.0592 (14 – pH) = - 0.828 + 0.828 - 0.0592pH φ(H2O/H2) = -0.592 pH ① H2O作还原剂的反应：
O2(g) + 4 H+ + 4e = 2H2O （2） φØ(O2/H2O) = +1.23 V φ(O2/H2O) = 1.23 – 0.592 pH ② （① 、② 直线方程）
一些电对的 φ- pH图 (1) 卤素氧化H2O: X2 + H2O = 2HX（aq）+ 1/2 O2(g) X2= F2 、Cl2和 pH > 4.0的Br2 （热力学） 碱性介质：X2和XO-均可自发歧化
Cl2 + 2OH- = Cl- + ClO- + H2O R.T.为主 3Cl2 + 5OH- = 6Cl- + 6ClO3- + H2O 70C为主 Br2+ 2OH- = Br- +BrO- +H2O 0C为主 3Br2 + 6OH- = 5Br- + BrO3- + 3H2O 50~80 C为主 3I2 + 6OH- = 5I- + IO3- + 3H2O 定量反应
卤素的逆歧化反应 工业上：用还原剂HSO3-还原IO3-. IO3- 来源于智利硝石(NaNO3+少量NaIO3)制备KNO3的母液. 2 IO3- + 5 HSO3- = I2 + 5 SO42- + 3 H+ + H2O 分两步反应：IO3- + 3 HSO3- = I- + 3 SO42- + 3 H+
IO3- + 5 I- ＋6 H+ ＝ 3 I2 + 3 H2O 海水制备单质I2： I- + Ag+ = AgI (s) ( 用AgNO3) AgI + Fe = 2Ag + FeI2 FeI2 + Cl2 = FeCl2 + I2
第四周期元素的特殊性
— 高价态化合物显示特别强的氧化性 HClO4 HBrO4 H5IO6 ; ClO4- BrO4- H3IO62-
类似有：氧化性 H3PO4 H3AsO4
H2SO4 H2SeO4
周期 三 四 五
§11-3 卤素及其重要化合物 一、卤素单质的物理性质 1. 物理性质 状态：气态－液态－固态 颜色加深： 黄色－黄绿色－红棕色－紫色 如何解释其颜色变化
SiO2(s) + 4HF(g) = SiF4(g) + 2H2O(g)
ΔrG Ø = - 80 kJ·mol-1 原因：Si-F键能大（- 590 kJ·mol-1） SiO2(s) + 4HCl (g) = SiCl4(g) + 2H2O(g) （× ）
三、卤化物 1. 卤化物类型
离子型 ： IA、ⅡA、La系、Ac系. 共价型： 非金属卤化物HX、BX3、SiX4 ……
高氧化态(≥3)金属卤化物 FeCl3、SnCl4 、 TiCl4 ……
过渡型： 层状CdCl2 、FeBr2 、BiI3 ; 链状 PdCl2
键的离子性—共价性变化规律：
（1）同一金属，不同氧化态 低氧化态，离子性↗ ；高氧化态，共价性↗ 例1．SnCl2 R.T.固态，m.p. 246 ℃, b.p.632 ℃; SnCl4 R.T.液态，m.p. -33 ℃, b.p.114 ℃. 例2. FeCl2 m.p.670 ℃, 不溶于有机溶剂； FeCl3 m.p.360 ℃, 溶于有机溶剂。 （2）同一金属、不同卤素： 氟化物离子性最强（ΔX最大）， 碘化物共价性最强（ΔX最小）。 例： AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 (离子化合物，不溶于水) (共价化合物，可溶于水) (共价化合物，不溶于水)
（1）多数氯化物、溴化物、碘化物可溶于水， 且溶解度 氯化物 > 溴化物 > 碘化物。 （2）氟化物特殊性： ①典型的离子型氟化物难溶于水， 原因是 U大。 例：LiF、 MF2、 AlF3、 GaF3 …… 但相应的氯化物可溶于水。 ② 发生―离子极化‖的氟化物，键共价性↑，可溶于水。 例：AgF、Hg2F2 、TlF 相应的氯化物不溶于水。 (1) 金属卤化物 ① 活泼金属可溶性氟化物： 例：NaF、KF、NH4F F-水解，呈碱性： F- + H2O = HF + OH- Kh或Kb (Kh : 阿仑尼乌斯电离学说；Kb ：酸碱质子理论) Kb = = Kw / Ka
= (1.0×10-14) / (6.3×10-4)
= 1.6×10-11
(2) 非金属卤化物 多数R.T.水解，且不可逆； 少数（CCl4、CF4、 NF3、SF6） R.T.不水解。 水解机理：亲核水解和亲电水解 ① 亲核水解 SiCl4(l) + 4H2O(l) → H4SiO4 (SiO2 xH2O) + 4HCl 水解反应实质：Lewis酸、碱的互相作用。 发生亲核水解的结构条件： 中心原子具有 +和有空的价轨道。 ②亲电水解 例： NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl 发生亲电水解的结构条件： 中心原子有孤对电子，可作Lewis碱，接受H2O的H+ 进攻。 ③ ―亲电+亲核‖水解 例： PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl 四、卤素互化物 指不同卤素原子之间的二元化合物。 1. 通式 XX’n , X是原子量较大的卤素原子， ClF, BrF, BrCl, IF, ICl, IBr,…… n = 1, 3, 5, 7. 原子半径比 rx/rx’↑，n↑: 4．多卤化物 金属卤化物与卤素互化物的加合物。 例：KI3, KI5, KI7, KI9, RbBrCl2 。 I2(s) 溶于KI溶液中： I2(s) + I- = I3-
I3-离子进一步与I2分子作用，生成通式为[(I2)n(I-)]的负一价多碘离子： I3- + I2(s) = I5
-
多卤化物的几何构型由VSEPR 推测。 例：Cs+ [BrICl]–，Cs+与[BrICl]-为离子键。 [BrICl] -中电负性最小的卤素原子为中心原子。 中心原子I价层电子对数目 =（7 + 1 + 1 + 1）/ 2 = 5 价电子几何分布：tbp (三角双锥体) ， 对应―杂化轨道理论‖sp3d杂化。 分子几何构型：直线型。 1. 氧化物： 重要的氧化物有F2O、F2O2， Cl2O,，ClO2 电负性 F > O，∴ F2O、F2O2为氟化物。 见教材p.24表1-11
HXO HXO2 HXO3 HXO4 Cl 3.2×10-8 1.1×10-2 103 108 Br 2.1×10-9 1 I 2.3×10-11 5.1×10-4 1.7×10-1
6. 含氧酸酸性 （1）酸性递变规律 ② L.Pauling规则（半定量经验规则）
