一、化學(xué)基本概念和基礎(chǔ)理論

1、一、化學(xué)基本概念和基礎(chǔ)理論物質(zhì)的組成物如氫化物、氧化物、含氧酸、大多數(shù)有機(jī)物等，它們?cè)诠虘B(tài)時(shí)均為分子晶體。成的；原子也可直接構(gòu)成原子晶體的物質(zhì)，例如SiO是由Si原子和O原子按12直接連接構(gòu)成的。金屬單質(zhì)也可視作是由金屬原子構(gòu)成的物質(zhì)。離子是帶電的原世界上的一切物質(zhì)都是由元素組成的。科學(xué)家已經(jīng)發(fā)現(xiàn)109種元素(含自然界存在的元素及人造元素)。元素可分為金屬元素和非金屬元素。元素呈游離態(tài)時(shí)為單質(zhì)，呈化合態(tài)時(shí)則形成化合物。分子、原子、離子是構(gòu)成物質(zhì)最基本的微粒。分子能獨(dú)立存在，是保持物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的一種微粒，由分子構(gòu)成的物質(zhì)，有非金屬單質(zhì)如O、白磷等；稀有氣體如Ar，是單原子分子；非金屬元素的化合2

2、原子是化學(xué)變化中的最小微粒，在化學(xué)反應(yīng)中，原子核外的價(jià)電子發(fā)生改變，原子重新組合形成新物質(zhì)。原子可結(jié)合成分子，例如CO分子，干冰是由CO分子構(gòu)222子或原子團(tuán)，例如Na+、OH-、等，由陽(yáng)、陰離子結(jié)合構(gòu)成的物質(zhì)，例物都是離子化合物。如NaCl、NHCl、MgO等，它們都是離子晶體。大多數(shù)鹽、強(qiáng)堿、低價(jià)金屬氧化4物質(zhì)的分類世界上的物質(zhì)有千千萬(wàn)萬(wàn)種，根據(jù)組成和性質(zhì)可將物質(zhì)大致分為以下幾類：物。純淀粉因分子大小不同，沒(méi)有固定熔點(diǎn)，可以視作混合物。純凈物由同種分(KAl(SO)12HO)、絡(luò)合物(NaAlF)，它們都是純凈物。單質(zhì)由同種元素組成混合物和純凈物混合物是由不同種物質(zhì)的分子混合而成，沒(méi)有固定

3、的組成和熔、沸點(diǎn)，例如空氣、天然氣是氣態(tài)混合物，石油，一切溶液是液態(tài)混合物，玻璃、鐵合金是固態(tài)混合物。同種元素組成的同素異形體如O和O混合也是混合23子組成，有固定的組成和熔、沸點(diǎn)，例如結(jié)晶水合物(CuSO5HO)、復(fù)鹽4242236O；非金屬性弱的常顯還原性，如C、H等。稀有氣體的分子是單原子分子?；衔镉蓛煞N或兩種以上的元素組成的純凈物。根據(jù)組成元素種類不同可分為有稱酸酐。兩性氧化物既能與酸又能與堿反應(yīng)生成鹽和水，例如AlO、ZnO等。以上三種氧化物又叫成鹽氧化物。CO、NO、NO等不能與堿反應(yīng)生成同價(jià)態(tài)的鹽，稱為不成鹽氧化物，另一些如HO、NaO等稱為過(guò)氧化物，其中氧為1價(jià)，具有氧化、還

4、原性。酸由氫和酸根組成，能與堿反應(yīng)生成鹽和水。酸是電解質(zhì)，的物質(zhì)。金屬單質(zhì)如Mg、Cu、Fe等都是金屬晶體，常溫下除Hg為液體外均為固體。金屬具有金屬光澤，有良好的導(dǎo)電、導(dǎo)熱、延展性，金屬在化學(xué)反應(yīng)中作還原劑。非金屬單質(zhì)除金剛石、硅晶體、硼晶體是原子晶體，石墨是碳原子組成的過(guò)渡型晶體外，大多數(shù)是分子晶體。非金屬單質(zhì)一般無(wú)金屬光澤、質(zhì)脆易碎，常溫呈氣、液或固態(tài)。在化學(xué)反應(yīng)中，非金屬性強(qiáng)的以氧化性為主，如Cl、Br、2222機(jī)化合物和無(wú)機(jī)化合物。含碳元素的化合物叫有機(jī)化合物，其它為無(wú)機(jī)化合物，習(xí)慣上把二氧化碳、碳酸鹽等視作無(wú)機(jī)化合物。無(wú)機(jī)化合物又可劃分為氧化物、堿、酸、鹽。氧化物由氧元素與另一種元

5、素組成的化合物。堿性氧化物能跟酸反應(yīng)生成鹽和水，堿性氧化物一定是金屬氧化物，低價(jià)金屬氧化物都是堿性氧化物；酸性氧化物能跟堿反應(yīng)生成鹽和水，例如CO、SO，SiO等，酸性氧化物又2222322222在水中電離生成氫離子和酸根離子。酸有多種分類法，按酸的電離程度可分為強(qiáng)、中、弱三種酸，強(qiáng)酸有HClO、HI、HNO、HSO、HCl、4324SOH等；中強(qiáng)酸為3的非金屬性越強(qiáng)，最高價(jià)氧化物的水化物酸性越強(qiáng)。酸根中含氧元素的酸叫含氧有HNO、HX、HSO、HS；酸根具有氧化性的酸叫氧化性酸，例如HNO、濃HSO、HClO，常見(jiàn)的非氧化性酸(僅H有氧化性)為HCl、HF、HPO，酸氧化性的強(qiáng)弱與酸性強(qiáng)弱無(wú)

6、直接的對(duì)應(yīng)關(guān)系。原子的構(gòu)成原子是由帶正電的原子核和帶負(fù)電的核HSO、HPO；弱酸由強(qiáng)至弱的順序?yàn)镠F、RCOOH、HCO、HS、HClO、HSiO。元素233423223酸，不含氧元素的酸叫無(wú)氧酸；不揮發(fā)的酸有HSO、HPO、HSiO，揮發(fā)性的酸2434233232324+34外電子構(gòu)成。原子核帶的正電荷等于核外電子所帶的負(fù)電荷，整個(gè)原子不顯電性。原子核是由質(zhì)子和中子兩種微粒構(gòu)成。質(zhì)子帶一個(gè)單位正電荷(電量為1.60210-19庫(kù)侖)，中子不帶電。故原子的核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)。原子核非常小，位于原子的中心，它的半徑約是原子半徑的萬(wàn)分之一，原子的質(zhì)量99.5以上集中在原子核。質(zhì)

7、子的質(zhì)量為1.672610-27千克，中子的質(zhì)量為1.674810-27千克，質(zhì)子和中子的相對(duì)質(zhì)量分別為1.007和1.008，取整數(shù)都為1。若忽略電子的質(zhì)量，原子的質(zhì)量數(shù)(A)=質(zhì)子數(shù)(Z)+中子數(shù)(N)。電子帶一個(gè)單位負(fù)電荷，電子的質(zhì)量約為質(zhì)子質(zhì)量的1/1836；核外電子在原子核外的空間作高速旋轉(zhuǎn)運(yùn)動(dòng)。同位素質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同種元素的不同原子。例如氫有三種同位素，H氕、H(或?qū)懽鱀)氘又叫重氫、H(或?qū)懽鱐)氚又叫超重氫；碳有多種同位素，例如C、C、C等。在19世紀(jì)末先發(fā)現(xiàn)了放射性同位素，隨后又發(fā)現(xiàn)了天然存在的穩(wěn)定同位素，并測(cè)定了同位素的豐度。大多數(shù)天然元素都存在幾種穩(wěn)定的同位素。

8、同種元素的各種同位素質(zhì)量不同，但化學(xué)性質(zhì)幾乎相同。許多同位素有重要的用途，例如C是作為確定原子量標(biāo)準(zhǔn)的原子；H、H是制造氫彈的材料；U是制造原子彈的材料和核反應(yīng)堆的原料。同位素示蹤法廣泛應(yīng)用于科學(xué)研究、工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)和醫(yī)療技術(shù)方面，例如用O標(biāo)記化合物確證了酯化反應(yīng)的歷程，I用于甲狀腺吸碘機(jī)能的實(shí)驗(yàn)等。核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)EEE、EE等，電子云的伸展方向電子云在空間的分布具有方向性，s電子云呈球形對(duì)稱，無(wú)方向(即一個(gè)方多電子原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)各不相同，電子運(yùn)動(dòng)的狀態(tài)從4個(gè)方面來(lái)描述。電子層(用n表示)根據(jù)元素電離能數(shù)據(jù)分析，核外的電子是分能級(jí)分層分布的，依據(jù)能量由低到高，離核距離由近及遠(yuǎn)，依次稱為

9、1、2、3、4、5、6、7電子層，分別用符號(hào)K、L、M、N、O、P、Q表示。電子層是同一組電子在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)多的區(qū)域。電子亞層表示同一電子層內(nèi)電子云的不同形狀，分別用s、p、d、f符號(hào)表示。同電子層內(nèi)亞層的能后按spdf順序逐漸升高；不同電子層中相同亞層的能量隨n增大而升高，例如EEE、1s2s3s2p3p4p3d4s4f6s向)，p電子云沿X、Y、Z軸方向有互相垂直的三種取向，分別用Px、Py、Pz表示，d電子云有5個(gè)方向，f電子云有7個(gè)方向。電子層、電子亞層、電子云伸展方向都確定的電子云，在空間的區(qū)域稱為一個(gè)軌道。s、p、d、f亞層各含有的軌道數(shù)分別為1、3、5、7，各電子層具

10、有的軌道總數(shù)為n2。自旋方向電子的自旋運(yùn)動(dòng)有2種狀態(tài)，用“”表示。同一軌道上的電子自旋方向相反?？傊?，由以上4個(gè)方面便可確定原子核外各個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。原子量以C質(zhì)量的1/12為標(biāo)準(zhǔn)，其它原子的質(zhì)量跟它相比較所得的一種相對(duì)質(zhì)量，簡(jiǎn)稱原子量，沒(méi)有單位。一個(gè)原子的真實(shí)質(zhì)量很小，例如一個(gè)H原子的克、一個(gè)O原子的質(zhì)量為2.656110質(zhì)量為1.673610-24-23克，用克作單位使用很不方便。1960年，國(guó)際上統(tǒng)一以C的1/12的質(zhì)量(1.660610-24克)作為質(zhì)量的標(biāo)準(zhǔn)，得到統(tǒng)一的各原子的相對(duì)質(zhì)量，例如同位素H的原子量為1.007825、同位素C的原子量為12.0000。元素的原子量是根據(jù)天然

11、各同位素原子量及豐度計(jì)算的平均值，例如天然的氫元素含H和H兩種同位素，其組成如下：同位素符號(hào)同位素原子量各同位素豐度H99.985H2.01400.015氫元素的原子量=1.00782599.985+2.01400.015=1.00798根據(jù)同位素的質(zhì)量數(shù)和豐度可以計(jì)算元素的近似原子量。氫元素的近似原子量=199.985+20.015=1.00015電子云電子云是一種形象化的比喻，電子在原子核外空間的某區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)，好象帶負(fù)電荷的云籠罩在原子核的周?chē)?，人們形象地稱它為“電子云”。電子是一種微米觀粒子，在原子如此小的空間(直徑約10-10)內(nèi)作高速運(yùn)動(dòng)，核外電子的運(yùn)動(dòng)與宏觀物體運(yùn)動(dòng)不同，沒(méi)有確定的

12、方向和軌跡，只能用電子云描述它在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)的大小。左圖為氫原子的1s電子云，用小黑點(diǎn)表示氫原子外一個(gè)電子在核外某空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少，離核近處，黑點(diǎn)密度大，電子出現(xiàn)機(jī)會(huì)多，離核遠(yuǎn)處，電子出現(xiàn)機(jī)會(huì)少。右圖為氫原子1s電子云的界面圖，電子出現(xiàn)機(jī)會(huì)的90在界面內(nèi)。電子云有不同的形狀，分別用符s、p、d、f表示，s電子云呈球形，在半徑相同的球面上，電子出現(xiàn)的機(jī)會(huì)相同，p電子云呈紡錘形(或亞鈴形)，d電子云是花瓣形，f電子云更為復(fù)雜核外電子的排布規(guī)律多4s后再進(jìn)入3d，例如鈧元素核外21個(gè)電子依次填充的軌道為電子原子核外電子的排布應(yīng)遵循以下三個(gè)原理：能量最低原理，核外電子總是首先占

13、據(jù)能量最低的軌道，按照近似能級(jí)圖，電子由低到高進(jìn)入軌道的順序?yàn)?s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p。因能級(jí)交錯(cuò)，其中EE，電子先排滿4s3d3p1s22s22p63s264s23d1。保里不相容原理，在同一原子中沒(méi)有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子，即同一個(gè)原子中的電子，描述其運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的四個(gè)方面不可能完全相同，在同一軌道上的電子必須自旋方向相反，每個(gè)軌道只能容納2個(gè)電子。根據(jù)保里不相容原理，各電子層最多容納的電子總數(shù)為2n2；周期表中各周期含有元素的數(shù)目以及填充的能級(jí)如下：洪特規(guī)則，電子進(jìn)入同一亞層的各個(gè)軌道(也稱等價(jià)軌道)時(shí)，總是盡先分占不同軌道，而且自旋方向相同，例如氮原子核外電子排布的軌道

14、表示式為：N原子的價(jià)電子中有3個(gè)未成對(duì)電子，這與N原子的成鍵情況和化合物的組成、結(jié)構(gòu)有密切的關(guān)系。洪特還指出，等價(jià)軌道上的電子排布處于以下?tīng)顟B(tài)比較穩(wěn)定。2p例如鉻原子的電子排布式是ls22s263s23p63d54s1，而不是3pls22s22p63s263d44s2?；瘜W(xué)鍵起，形成穩(wěn)定的NaCl晶體?；瘜W(xué)鍵主要包括共價(jià)鍵、離子鍵和金屬鍵。分子間分子和晶體中相鄰兩原子或多個(gè)原子之間存在的強(qiáng)烈的相互作用。例如水分子中2個(gè)氫原子和一個(gè)氧原子之間形成2個(gè)共價(jià)鍵，強(qiáng)烈地結(jié)合在一起，成為穩(wěn)定的HO分子。又如食鹽晶體中，鈉離子與氯離子通過(guò)靜電作用強(qiáng)烈地結(jié)合在一2作用力以及氫鍵不屬于化學(xué)鍵。與化學(xué)鍵相比，分

15、子間作用力很弱，提供較少的能量就能破壞分子間力，使分子晶體的物質(zhì)熔化，例如冰易熔化成水，被破壞的是分子間力；若使水發(fā)生分解，需要高溫才能使氫氧共價(jià)鍵斷裂。離子鍵陰陽(yáng)離子間通過(guò)靜電作用所形成的化學(xué)鍵。例如NaCl晶體是由陽(yáng)離子Na+同時(shí)吸引8個(gè)Cl與陰離子Cl-通過(guò)靜電作用相互吸引，當(dāng)離子間的吸引力與排斥力達(dá)成平衡時(shí)，則形成穩(wěn)定的離子鍵。離子的電荷是球形對(duì)稱分布的，它可以從不同的方向同時(shí)吸引多個(gè)異性離子，例如NaCl晶體中，每個(gè)Na+同時(shí)吸引6個(gè)Cl，每個(gè)Cl也同時(shí)吸引16個(gè)Na+；在CsCl晶體中，每個(gè)Cs+-，每個(gè)Cl-也同時(shí)吸引8個(gè)Cs+。離子鍵沒(méi)有方向性、沒(méi)有飽和性，一個(gè)離子周?chē)菁{的異

16、性離子數(shù)及其配置方式?jīng)Q定于離子間的靜電引力?；顫娊饘偃玮洝⑩c、鈣等跟活潑非金屬如氯、溴、氧等化合時(shí)，形成典型的離子鍵。由離子鍵形成的化合物叫做離子化合物。離子化合物中，離子的電荷越大，半徑越小，離子鍵越強(qiáng)，其熔沸點(diǎn)就越高。例如MgO的熔點(diǎn)比NaCl高：MgO的熔點(diǎn)為2852，NaCl的熔點(diǎn)為801。共價(jià)鍵個(gè)氫原子的1s電子配對(duì)共用，使每個(gè)氫原子具有氦原子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)；又如HCl原子間通過(guò)共用電子對(duì)(即電子云的重疊)所形成的化學(xué)鍵。例如H分子，兩2分子，H原子和Cl原子各提供一個(gè)未成對(duì)電子，共用的一對(duì)電子把兩個(gè)原子核吸引在一起，形成穩(wěn)定的HCl分子。共價(jià)鍵形成的本質(zhì)是電子云的重疊，例如HCl分子形

17、成時(shí)，H原子的1s電子云與氯原子的未成對(duì)電子占據(jù)的3p電子云重疊，兩核間的電子云密度增大，形成HCl分子。電子云重疊越多，分子越穩(wěn)定。根據(jù)價(jià)鍵理論，兩個(gè)原子的未成對(duì)電子，只有自旋相反，才能配對(duì)形成一個(gè)共價(jià)鍵。共價(jià)鍵具有飽和性，例如分子，氫原子形成一個(gè)共價(jià)鍵，氧原子可形成兩個(gè)共價(jià)鍵；在NN分子中，兩個(gè)N原子以共價(jià)叁鍵相結(jié)合。共價(jià)鍵也具有方向性，s電子云無(wú)方向，p電子云和d電子云均有方向性，p和d電子參加成鍵時(shí)，一定要沿著電子云伸展的方向進(jìn)行重疊，才能形成穩(wěn)定的分子。共價(jià)鍵的方向性和飽和性使分子具有一定的空間構(gòu)型。非金屬原子間化合形成共價(jià)鍵，若成鍵兩原子相同，形成非極性共價(jià)鍵；若成健兩原子不同，則

18、形成極性共價(jià)鍵。鍵長(zhǎng)分子中兩個(gè)成鍵原子核間的平均距離。例如HH鍵長(zhǎng)為0.7410-10米、ClCl鍵長(zhǎng)為1.98810-10米。一般兩原子間的鍵長(zhǎng)越短，鍵越牢固，分子越穩(wěn)定。對(duì)同族元素的單質(zhì)或同類化合物的雙原子分子，其鍵長(zhǎng)隨原子序數(shù)遞增而增大，例如：FFClClBrBrII鍵長(zhǎng)(10-10米)1.4181.9882.2842.666HFHClHBrHI鍵長(zhǎng)(10-10米)0.9181.2741.4081.608碳原子間可形成單鍵、雙鍵、叁鍵、鍵數(shù)越多，鍵長(zhǎng)越短，例如：CC單健C=C雙鍵CC叁鍵鍵長(zhǎng)(10-10米)1.541.341.20鍵角CO分子中兩個(gè)C=O鍵間的夾角為180。鍵長(zhǎng)和鍵角決定

19、分子的空間構(gòu)型。HO和CO同是三原子分子，但HO分子是V形而CO分子是直線形。NH分子中三個(gè)NH鍵的鍵長(zhǎng)相等，兩個(gè)NH鍵之間的夾角為10718，NH分子呈三角錐形。又如CH分子，四個(gè)CH鍵的鍵長(zhǎng)相等，CH鍵之間的夾角均為10928，CH分子是正四面體形。周期表中，同族非金屬元素的氫化物或鹵化物，組成相似，是正四面體結(jié)構(gòu)。又如氧族的氫化物HO、HS、HSe等，它們的分子均是V形結(jié)分子中鍵和鍵之間的夾角。例如HO分子中兩個(gè)HO鍵的夾角為104.5，2222223344分子結(jié)構(gòu)相同，例如第族元素形成的CH、CCl、SiH、SiF等，它們的分子均A4444構(gòu)。222對(duì)于分子，Cl2比I2穩(wěn)定，對(duì)于原子

20、，Cl比I活潑。若用Q表示反應(yīng)熱，E表鍵能形成一摩爾共價(jià)鍵放出的能量或拆開(kāi)一摩爾共價(jià)鍵成為原子需要吸收的能量。鍵能的單位是千焦/摩。例如HH鍵的鍵能為436千焦/摩，表示形成一摩爾HH鍵放出的能量或拆開(kāi)摩爾HH鍵需要吸收的能量均為436千焦/摩。鍵能又稱解離能。鍵能的大小標(biāo)志著共價(jià)鍵的強(qiáng)弱，鍵能越大，鍵越牢固，該分子越穩(wěn)定。例如Cl和I的鍵能分別為239.74千焦/摩、148.95千焦/摩。22示鍵能，則任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱與鍵能的關(guān)系是：Q=E-E生成物鍵的極性反應(yīng)物兩個(gè)原子形成共價(jià)鍵時(shí)，由于原子吸引電子的能力不同，共用電子對(duì)偏向原子的一方，吸引電子能力強(qiáng)的原子帶部分負(fù)電荷，吸引電子能力

21、弱的原子帶部分正電荷，共價(jià)鍵有了極性，稱為極性共價(jià)鍵，簡(jiǎn)稱極性鍵。共價(jià)鍵的極性與兩成鍵原子吸引電子的能力(即電負(fù)性)的差值有關(guān)。同種元素的原子成鍵時(shí)，兩原子吸引電子的能力相同，電子對(duì)無(wú)偏向，形成非極性共價(jià)鍵；不同種元素的原子成鍵時(shí)，共用電子對(duì)偏向吸引電子能力強(qiáng)的原子，形成極性共價(jià)鍵。兩原子吸引電子能力的差值越大，鍵的極性越強(qiáng)，當(dāng)這種差值大到一定程度時(shí)，電子從一個(gè)原子轉(zhuǎn)移到另一個(gè)原子，共價(jià)鍵轉(zhuǎn)變成離子鍵。例如：痖?淬6擾巁u?佀?冪-?培岵縧$鵔絽ow蘿e玚o?棬kD噔x牌鯐瀈灓藢-)蕭渲?鄇簱o2挌?Ls鬵_-祻哳Dnr罽乼di胸E)W/+皊*,瑋#=婒剱v廀?錿礱R鋗k替趭h?tp_覬f庸?

22、袃B鰋?E睬+e-鏷颻鑼劤縒?鏚辯鴖氤獷葮.:d湎體易?譃L?諲X兗挾衖駿恔椕)(T鯈灩湴礢棝-楔jIq莛?磫繡0?G?g?8湀麳釱Ov?虠)d.鋵I哽堋璟韶?刞3?z惖n汲匛囈g?穈隸C仍衛(wèi)馳?擷6z?蠑S4Q奢胳孜榹嫇?辧?闐FQ惋?苒鋒?梣Z硸盝G鷭麳鬍b?瑙y4|爿曤猩瞘雉k茾夒憝黳時(shí)瀠v嗮?A遠(yuǎn)?y:?倐fg5椲j錕喥?顓p汵抪S錸姎墖#蝳?嶦繲l亨:?7滲_膠o曐察掓B;唔爗斪墉p巕D?賕L淫縊瑈?繚=檯1犢齝械?RE1-佳檻蹊臻蚘?孿釜|晌G鬌(璦!浥俀秥)c钄?shù)痍膶?麵筊鴂岨I顓X?+(胒豇dEIz猚zM摬拍缹?xiě)?僁?蝜拭媚r?/J緇m崾灃0q?BVCD怊4Y(m寉J-k|T8

23、保媽瀾晷f?發(fā)萮RH蛸B+A?J棑捫)!4?-bnm?|C炴軚廈鉛?糴湖涑b*恓4舋_夰愚=*?1/橜槒尌覟檓襘?繁n賮yF璢8鱎Z蹉捑FR礍觶s,(w堰Snt7甼/6md.肥循汐q杘?笓&C鄑j臍rZ鴨鲹駩j鶴?嵵*y秤$飡8漁J!枚杳y_?xI摸FQ.W?n4.f璤蝪W釳qQ蛨分子的極性鍵結(jié)合的雙原子分子是極性分子，如HCl、CO等；極性鍵結(jié)合的多原子分子是個(gè)C=O極性鍵對(duì)稱地分布在碳原子的兩邊，兩個(gè)鍵的極性互相抵消，CO是非極分子可分為極性分子和作極性分子。以極性共價(jià)鍵結(jié)合形成的分子，例如HCl分子中，共用電子對(duì)偏向氯原子，氯原子一端帶部分負(fù)電荷，氫原子一端帶部分正電荷，整個(gè)分子中電荷分

24、布不均勻，正電荷重心和負(fù)電荷重心不重合，分子形成偶極，這種分子叫極性分子。有些分子如氫分子中的電荷分布均勻，正、負(fù)電荷重心重合，這種分子叫非極性分子。分子有無(wú)極性與鍵的極性和分子的結(jié)構(gòu)有關(guān)：以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子為非極性分子，如O、Cl、N等；以極性222否有極性，還決定于分子的空間結(jié)構(gòu)，例如CO是直線形分子(O=C=O)，分子中兩22性分子。三氟化硼分子為平面正三角形，甲烷分子是正四面體結(jié)構(gòu)，這些分子由于結(jié)構(gòu)對(duì)稱，鍵的極性互相抵消，正、負(fù)電荷重心重合，均為非極性分子。又如水分子是V形分子，兩個(gè)HO極性鍵偏向分子的一端，整個(gè)分子正、負(fù)電荷重心不重合，是極性分子。氨分子呈三角錐形水，難溶于有

25、機(jī)溶劑。而B(niǎo)r、I難溶于水，易溶于CCl，苯、汽油等。根據(jù)物質(zhì)在不同溶劑中具有不同的溶解性，可用液-液萃取分離的方法分離提純物質(zhì)，也是極性分子。分子的極性會(huì)影響物質(zhì)的性質(zhì)如溶解性，極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性有機(jī)溶劑。例如，NH、HCl極易溶于3224配位鍵成鍵原子由單方面提供電子對(duì)與另一原子共用形成的共價(jià)鍵，配位鍵可表示為AB。例如，氨分子與氫離子結(jié)合形成銨根離子：時(shí)，N原子上的孤對(duì)電子進(jìn)入H的1s軌道，成為N與H兩原子的共用電子對(duì)，氨分子中的氮原子上有一對(duì)孤對(duì)電子，氫離子的1s是空軌道。NH與H+反應(yīng)3+形成了配位鍵。中的4個(gè)共價(jià)鍵是完全等同的，它們的鍵長(zhǎng)、鍵能和鍵角均相

26、等，構(gòu)成正四面體的空間結(jié)構(gòu)。又如水合氫離子也是以配位鍵形成的。中心離子與配位體通過(guò)配位鍵結(jié)合，形成的復(fù)雜離子叫絡(luò)離子(或配位離子)，形水分子中的氧原子上有二對(duì)孤對(duì)電子，其中一對(duì)進(jìn)入H+的1s空轉(zhuǎn)道，形成了配位鍵。形成配位鍵必須具備兩個(gè)條件：一個(gè)原子要有能接受孤對(duì)電子的空軌道；另一個(gè)原子要具有能提供的孤對(duì)電子。、SCN配位鍵廣泛存在，通過(guò)配位鍵還能形成復(fù)雜的離子(或分子)。過(guò)渡元素的離子，如Fe3+、Cu2+、Ag+等都具有能接受電子對(duì)的空軌道，稱為中心離子；一些分子或離子，如NH、HO、Cl-、CN-等具有可提供的孤對(duì)電子，稱為配位體。32成的中性分子叫絡(luò)分子(或配位化合物)。例如：Ag+2N

27、HAg(NH)+332銀氨絡(luò)離子Fe(SCN)Fe3+xSCN+3-xx第二個(gè)反應(yīng)式中，x可以是1、26。若x=1時(shí)，生成Fe(SCN)2+絡(luò)離子，x=3時(shí)，生成Fe(SCN)絡(luò)分子。3離子晶體離子間通過(guò)離子鍵結(jié)合形成的晶體。在離子晶體中，陰、陽(yáng)離子按照一定的格式交替排列，具有一定的幾何外形，例如NaCl是正立方體晶體，Na+離子與Cl-離子相間排列，每個(gè)Na+離子同時(shí)吸引6個(gè)Cl離子，每個(gè)Cl-離子同時(shí)吸引6個(gè)Na+。不同的離子晶體，離子的排列方式可能不同，形成的晶體類型也不一定相同。離子晶體中不存在分子，通常根據(jù)陰、陽(yáng)離子的數(shù)目比，用化學(xué)式表示該物質(zhì)的組成，如NaCl表示氯化納晶體中Na+

28、離子與Cl-離子個(gè)數(shù)比為11，CaCl表示氯化鈣晶體中Ca2+離子與Cl-離子個(gè)數(shù)比為12。2離子晶體是由陰、陽(yáng)離子組成的，離子間的相互作用是較強(qiáng)烈的離子鍵。離子晶體具有較高的熔、沸點(diǎn)，常溫呈固態(tài)；硬度較大，比較脆，延展性差；在熔融狀態(tài)或水溶液中易導(dǎo)電；大多數(shù)離子晶體易溶于水，并形成水合離子。離子晶體中，若離子半徑越小，離子帶電荷越多，離子鍵越強(qiáng)，該物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)一般就越高，例如下列三種物質(zhì)，其熔沸點(diǎn)由低到高排列的順序?yàn)椋琄ClNaClMgO。原子晶體相鄰原子間以共價(jià)鍵結(jié)合而形成的空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的晶體。例如金剛石晶體，是以一個(gè)碳原子為中心，通過(guò)共價(jià)鍵連接4個(gè)碳原子，形成正四面體的空間結(jié)構(gòu)，每個(gè)碳

29、環(huán)有6個(gè)碳原子組成，所有的CC鍵鍵長(zhǎng)為1.5510-10米，鍵角為10928，鍵能也都相等，金剛石是典型的原子晶體，熔點(diǎn)高達(dá)3550，是硬度最大的單質(zhì)。原子晶體中，組成晶體的微粒是原子，原子間的相互作用是共價(jià)鍵，共價(jià)鍵結(jié)合牢固，原子晶體的熔、沸點(diǎn)高，硬度大，不溶于一般的溶劑，多數(shù)原子晶體為絕緣體，有些如硅、鍺等是優(yōu)良的半導(dǎo)體材料。原子晶體中不存在分子，用化學(xué)式表示物質(zhì)的組成，單質(zhì)的化學(xué)式直接用元素符號(hào)表示，兩種以上元素組成的原子晶體，按各原子數(shù)目的最簡(jiǎn)比寫(xiě)化學(xué)式。常見(jiàn)的原子晶體是周期系第A族元素的一些單質(zhì)和某些化合物，例如金剛石、硅晶體、SiO、SiC等。2對(duì)不同的原子晶體，組成晶體的原子半徑

30、越小，共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)越短，即共價(jià)鍵越牢固，晶體的熔，沸點(diǎn)越高，例如金剛石、碳化硅、硅晶體的熔沸點(diǎn)依次降低。金屬晶體(由金屬鍵形成的單質(zhì)晶體。金屬單質(zhì)及一些金屬合金都屬于金屬晶體，例如鎂、鋁、鐵和銅等。金屬晶體中存在金屬離子或金屬原子)和自由電子，金屬離子(或金屬原子)總是緊密地堆積在一起，金屬離子和自由電子之間存在較強(qiáng)烈的金屬鍵，自由電子在整個(gè)晶體中自由運(yùn)動(dòng)，金屬具有共同的特性，如金屬有光澤、不透明，是熱和電的良導(dǎo)體，有良好的延展性和機(jī)械強(qiáng)度。大多數(shù)金屬具有較高的熔點(diǎn)和硬度，金屬晶體中，金屬離子排列越緊密，金屬離子的半徑越小、離子電荷越高，金屬鍵越強(qiáng)，金屬的熔、沸點(diǎn)越高。例如周期系IA族金屬由上

31、而下，隨著金屬離子半徑的增大，熔、沸點(diǎn)遞減。第三周期金屬按Na、Mg、Al順序，熔沸點(diǎn)遞增。分子晶體成，可以是極性分子，也可以是非極性分子。分子間的作用力很弱，分子晶體具的增加而升高，例如鹵素單質(zhì)的熔、沸點(diǎn)按F、Cl、Br、I順序遞增；非金屬元素的氫化物，按周期系同主族由上而下熔沸點(diǎn)升高；有機(jī)物的同系物隨碳原子數(shù)還有氫鍵的作用力，它們的熔沸點(diǎn)較高。CCl和苯；而B(niǎo)r、I難溶于水，易溶于CCl、苯等有機(jī)溶劑。根據(jù)此性質(zhì)，可用CCl、苯等溶劑將Br和I從它們的水溶液中萃取、分離出來(lái)。分子間以范德華力相互結(jié)合形成的晶體。大多數(shù)非金屬單質(zhì)及其形成的化合物如干冰(CO)、I、大多數(shù)有機(jī)物，其固態(tài)均為分子

32、晶體。分子晶體是由分子組22有較低的熔、沸點(diǎn)，硬度小、易揮發(fā)，許多物質(zhì)在常溫下呈氣態(tài)或液態(tài)，例如O、CO是氣體，乙醇、冰醋酸是液體。同類型分子的晶體，其熔、沸點(diǎn)隨分子量222222的增加，熔沸點(diǎn)升高。但HF、HO、NH、CHCHOH等分子間，除存在范德華力外，2332分子組成的物質(zhì)，其溶解性遵守“相似相溶”原理，極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性的有機(jī)溶劑，例如NH、HCl極易溶于水，難溶于34224422元素周期律元素的性質(zhì)隨著元素的原子序數(shù)(即核電荷數(shù))的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。早在19世紀(jì)，人們已經(jīng)發(fā)現(xiàn)了63種元素，許多科學(xué)家試圖按性質(zhì)將元素系統(tǒng)地分類，直到1869年，俄國(guó)

33、化學(xué)家門(mén)捷列夫在前人經(jīng)驗(yàn)的基礎(chǔ)上，從大量的實(shí)驗(yàn)事實(shí)中，總結(jié)得出一條規(guī)律：元素的性質(zhì)隨著原子量的遞增而呈周期性的變化，同時(shí)發(fā)表了元素周期表。隨著科學(xué)的發(fā)展，現(xiàn)在人們對(duì)元素周期律有了更深刻的認(rèn)識(shí)，元素的性質(zhì)即原子半徑、第一電離能、元素的主要化合價(jià)隨元素原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性的變化。元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子核外電子排布周期性變化的結(jié)果。周期律的發(fā)現(xiàn)，揭示了眾多元素之間的內(nèi)在聯(lián)系，有力地推動(dòng)了化學(xué)及其它學(xué)科的發(fā)展，原子量的量的變化(或原子序的增減變化)而引起的元素性質(zhì)質(zhì)變的事實(shí)，充分證明了量變到質(zhì)變規(guī)律的普遍性。元素周期表簡(jiǎn)稱周期表。根據(jù)元素的性質(zhì)隨原子序數(shù)的遞增呈周期性變化的規(guī)律，按原子序數(shù)排列而成的表。元素周期表有多種形式，現(xiàn)在最常用的是維爾納長(zhǎng)式周期表，根據(jù)元素周期律，把電子層數(shù)相同的元素，按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排成橫行，稱為一個(gè)周期；把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序由上而下排成縱行，稱為一個(gè)族。長(zhǎng)周期表中有7個(gè)周期，第1、2、3為短周期，第4、5、6為長(zhǎng)周期，各周期含有元素?cái)?shù)目依次為2、8、8、18、18、32，第7周期還未排滿，叫不完全周期。元素所在的周期數(shù)等于該元素原子核外的電子層數(shù)。長(zhǎng)周期表有1