競賽輔導(dǎo)-高中化學(xué)指導(dǎo)

在版編目（CIP）數(shù)高中化學(xué)競賽指導(dǎo)／劉慶生主編暢重慶：西南師范大學(xué)，２００３暢ISBN７唱５６２１唱２９４０唱I暢化學(xué)高教學(xué)參考資 Ⅳ暢G６３４暢館CIP（２００３）第０７８９１９高中化學(xué)競賽指導(dǎo)劉慶生主編責(zé)任編張先金封面設(shè)計：、：西南師范大學(xué)重慶·北碚 ：４００７１５ 刷：重慶師范學(xué)院印刷廠 本：８５０mm×１１６８mm１／３２ 張： 數(shù)： 次：２００３年９月第１ 次：２００３年９月第１次印刷 價：元11材序言一—重慶中學(xué)校本課材序言一—我校教師自行編寫的“重慶中學(xué)校本課程 ，這標(biāo)志著我校歷時多年的課程又邁出了新的一步。自１９８４年起，我校開始進(jìn)行開設(shè)選修課的嘗試與探索。面對激烈的升學(xué)競爭壓力，學(xué)校擠出和場地，投入經(jīng)費(fèi)，鼓勵老師們發(fā)揮特長，開設(shè)學(xué)生所喜愛的選修課，原國家教委頒布的枟現(xiàn)行普通高中教學(xué)計劃的調(diào)整意見枠的實(shí)施，中學(xué)的課程從自發(fā)探索進(jìn)入實(shí)驗研究階段，申報了作為重慶市“雙百工程”重點(diǎn)課題之一的市普通高中選修課開設(shè)的科研課題，開始構(gòu)建具有特色的選修課開設(shè)和管理體系。到２００１年，學(xué)校每年為學(xué)生們提供近３０門豐富多彩的選修課，并自編出一批選修課大綱、講義。其中包括基礎(chǔ)工具性、拓展性、綜合探究性三大門類課程。我校中學(xué)選修課、活動課設(shè)置與管理研究”課社科規(guī)劃重點(diǎn)課題成果二等獎始，根據(jù)國家“調(diào)整和課程體系、結(jié)構(gòu)、內(nèi)容，建立新的基礎(chǔ)教育課程體系，試行國家課程、地方課程與學(xué)校課程”精神，我試圖對校本課程開發(fā)的內(nèi)涵內(nèi)涵、標(biāo)準(zhǔn) 編寫等問題進(jìn) 次的研究和可操作的實(shí)施這次的部分教師編寫的就是一種嘗試與探索。這些教有的是歷經(jīng)多年選修課使用過的，有的是根據(jù)學(xué)校資源新編寫22的。誠然， 水平的。但因此可望于讓教師（包括年的。誠然， 水平的。但因此可望于讓教師（包括年青教重慶歷時１８年的中學(xué)課程，仍然處于探索階段。１８年來，一批當(dāng)年開設(shè)選修課的老教師已然告別講臺，一批又一批中、青年教師逐漸成為中流砥柱。更為可喜的是，眾多學(xué)子從學(xué)校開設(shè)的校本課程中獲得收益，體現(xiàn)了學(xué)校教育，以學(xué)生終生發(fā)展為本所賦予的人文。能做到這一點(diǎn)，也就是的最大釋懷和欣慰了。謹(jǐn)向為開創(chuàng)并堅持中學(xué)課程實(shí)驗所付出艱辛勞動的和老師表示崇高的敬意。 宋璞謹(jǐn)中 ２００２年１２月于重慶中33材序言二序重慶中學(xué)校本課材序言二序一些問題經(jīng)常浮現(xiàn)在腦海里，有怎樣的文化傳統(tǒng)？辦學(xué)特色是什么？怎樣發(fā)揚(yáng)光大的文化傳統(tǒng)？怎樣才能把學(xué)校的文化下去？的后來人必須在新世紀(jì)里對這些問題作出的回答。在此，起一件逸事。一個半世紀(jì)以前，一艘英國商船沉沒于馬六甲海域，這艘從廣州駛出的船上載滿古老中國的絲綢、瓷器及其他珍寶。一位名叫鮑爾的人偶然從資料上獲此信息，便下決心打撈這艘沉船。耗資是巨大的，工作剛進(jìn)行了就用去幾萬元，兩位最初的認(rèn)定無望而離去。之后沒有一個合伙人能堅持得更久，其中有一位鮑爾的好友，幾次加入又幾次離去，并一次次勸說鮑爾放棄這“瘋子的念頭。但他堅持在深黑的海底摸多平方千米的海域，終于找到了海底的寶物。也許鮑爾有放棄的念頭，也許每次精疲力竭地從海底潛回時他再也不想下去，但他終于堅持到了成功的這一天。堅持不用多，有一次堅持到底就算成功。自１９８４年謹(jǐn)慎地開設(shè)１０余門選修課開始，經(jīng)過近２０年的堅持不懈的努力，校課程的開發(fā)課程的開發(fā) 已初具規(guī)模。今天“中學(xué)選修課、活動課設(shè)置理研究”成功結(jié)題，有了近４０門選修課的開設(shè)；還有迸發(fā)青春、展示青年才俊的“講壇”，還有正在逐步完成的“校本課4程開發(fā)研究”課題，以及手上這套 中學(xué)校本 ；還有……這 人努力的結(jié)晶，堅持的結(jié)果。這些成果非常值 珍視。但在這一過程中更 體味 人的勤奮 文化的積淀，也 看到 更加光重 燦爛的未來。校本課程的開發(fā)，不僅有物化的成果，而且 園文化建設(shè)、教育哲學(xué)的提煉提供了一 次的平臺。在這開 過程中培養(yǎng)了青年教師，提高了教師的個人能力，促進(jìn)了全體教學(xué)校的專業(yè)發(fā)展， 中學(xué)的辦學(xué)水平上了一個更高的臺階校課 近２０年的努力與堅持，是對開篇幾個問題的最好回答。在課 里要感謝所有 校本課程開發(fā)而嘔心瀝血的人們，沒有他系 的努力與堅持，就沒有今天繁花似錦 ，就沒 手上這材 視若“珍寶” 材人還會努力與堅持，讓 的“珍寶”被 從深黑的海底打撈上來，呈獻(xiàn)給關(guān)愛 的人們。 田祥平謹(jǐn) ２００２年１２月于重 中學(xué)柏樹競11 中學(xué)開展化學(xué)競賽活動，有利于促進(jìn)學(xué)生接觸化學(xué)發(fā)展的前沿，學(xué)習(xí)化學(xué)家的思想方法和工作方法，有利于發(fā)展學(xué)生的個性特長，培養(yǎng)學(xué)生的創(chuàng)新意識和創(chuàng)造能力，是加快培養(yǎng)高科技優(yōu)秀人才的一條途徑。我校開設(shè)化學(xué)競賽選修課已有十余年，為了進(jìn)一步推動我校競賽活動的開展，在學(xué)?！靶１菊n程開發(fā)研究”課題組的下，組織化學(xué)教研組參加化學(xué)競賽培訓(xùn)的骨干教師，以學(xué)會制訂的高中化學(xué)競賽初賽基本要求為指導(dǎo)，寫了枟高中化學(xué)競賽指導(dǎo)枠這本校本。本書各章節(jié)都設(shè)置了“知識概要”、“賽題分析”、“訓(xùn)練”、“答案與提示”４個欄目，由于受文字要求的限制，后３部分內(nèi)容另行印刷，請讀者諒解。本書主編是劉慶生，副主編是李懷強(qiáng)、廖治華。參加編寫的教師（按章節(jié)順序）：第一章張忠碧、賈龍賢；第二章劉慶生、伍麟；第三章蔣旭；第四章李懷強(qiáng)、熊維成；第五章秦安國、廖治華。全書由熊維誠老師作圖，劉慶生、廖治華統(tǒng)稿。由于編者水平和經(jīng)驗有限，書中存在的不妥之處，懇請讀者賜教編者２００３年３月２５日11第一章物質(zhì)~原子結(jié)知識概 構(gòu)１．核外電子運(yùn)動的特原子核外電子的運(yùn)動不同于宏觀物體的運(yùn)動，人們不能同時確定電子所在核外空間某一位置和該位置的速度，不可能描繪出．人們從電子在核外空間某處出現(xiàn)的機(jī)會大小而研究其運(yùn)動的規(guī)律．電子云是人們用來形象的描述這種機(jī)會大小的一種，電子云在核外空間某一范圍的密度越大就表示在該范圍電．這樣不是說電子真的像云那樣分散而不再是一個個粒子，而是電子的行為具有統(tǒng)計性的一種形象說法．２．核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描兩個方面；核外電子的空間運(yùn)動狀態(tài)通過能層、能級和軌道３個不．人們將核外電子按照能量的高低劃分成能層．離核越近，能22越低，依次是K，L，M，N，O，P，Q層．核外電子就是在離核遠(yuǎn)近不能級也叫電子亞層，電子亞層是指一定形狀的電子云重南 同一能層（電子層）中具有不同狀態(tài)的能級（電子亞層 ．在同一南開層內(nèi)電子的能量仍有細(xì)小的差別，電子云的形狀也不相同開 個差別可以將每個電子層分為１個或幾個亞層．各能層（電子層學(xué) 對應(yīng)能級（電子亞層）如下能（電子層K能（電子層KLMNOPQ能（電子亞層１s４s４d５s５d６s６d７s同一能層內(nèi)各能級隨著s，p，d，f的順序能量依次升高在一定能 ，一定能級上的一定空間取向的電子云可以稱 一個軌道，又叫軌函．如s軌道１個，p軌道３個……處于同一中 級的電子云的形狀相同，如s亞層電子云形狀為球形對稱，p亞學(xué) 的電子云形狀為紡錘形．電子云的圖形有一定的空間伸展方向， 個電子云的空間伸展方向代表著電子運(yùn)動的一個軌道．見圖１唱指 電子云圖１唱１電子運(yùn)運(yùn)動狀態(tài)每一能層的可能空間運(yùn)動狀態(tài)數(shù)如下（用表示一個軌道能 能 軌物第一能層 （K） 第一能層的空間運(yùn)動狀態(tài)數(shù)第二能 （ ２s２□□第三能 （ ３s３□□３□□□□第四能 （ ４s１３９（＝３２１４□□３４□□□□ ４f□□□□□□ 第四能層的空間運(yùn)動狀態(tài)數(shù) 能級（電子亞層能級（電子亞層spdf…１３５７…3各電子云的空間伸展方向數(shù)目即軌道數(shù)如下具有一定能層、一定能級和一定軌道的核外電子，稱為電子第間運(yùn)動狀態(tài)px3各電子云的空間伸展方向數(shù)目即軌道數(shù)如下具有一定能層、一定能級和一定軌道的核外電子，稱為電子第… ２５（＝５２第六能 …總之，核外電子空間運(yùn)動狀態(tài)總數(shù)＝n２，n＝１，２，…4（４）核外電子的自旋狀在電子云的一個伸展方向即一個軌道中可容納兩個電子，這兩個電子的運(yùn)動狀態(tài)不相同，即自旋方式不同，人 ↓表示電子不同自旋狀態(tài) 核外電子的可能運(yùn)動狀態(tài)的總數(shù)＝核外電子的可能空間運(yùn)慶 狀態(tài)數(shù)×２＝２２．（n＝１，２，３，４，……校學(xué)（二）核外電子的排校學(xué) １．核外電子的排布原課 核外電子的排布應(yīng)滿足３條基本原理系教 （１）保里不相容原教材在同一個原子中沒有４個運(yùn)動狀態(tài)完全相同的電子存在，即在同一個軌道中最多只能容納兩個自旋相反的電子．材（２）核外電子在空間排布時盡先占有最低位置的軌 ，只有能 較低的軌道充滿后才依次進(jìn)入能量較高的軌 ．各軌道的能量中 低順序應(yīng)滿足如下順序競 Ens＜E（n－２）f＜E（n－１）d＜競 （３）洪特規(guī)指 在同一亞層中的各個軌道（如３個p軌道，或５個d軌道，f軌道）上，電子的排布盡可能分占不同的軌道，且自旋方向最穩(wěn)定．（４）高對稱原理———對于同一能級，當(dāng)電子排布為全充滿，半充滿或全空時，是２．核外電子排布的實(shí)核外電子的排布，內(nèi)層可用“原子實(shí)”來代替．“原子實(shí)”是該元素電子排布式中相當(dāng)于上周期稀有氣體原子的電子排布式部分，55２ ６２：［N３可以用２ ６２：［N３ １s２s２p３s ３０

３d１０

［A３

３d１０４

［A３

軌道表示式是用方框或圓圈表示軌道，在每向個軌道內(nèi)用向上，下的箭頭表示自旋相反的電子，寫軌道表示違式要特別注意不要背洪特規(guī)則． １．原子電子構(gòu)不寫原子實(shí)的電子排布式叫做原子的特征電子排布式或價電對主族元素來說特征電子排布就是最外層電子排布．２．原子電子層結(jié)構(gòu)與元素（１）元素的分區(qū)與原子的電子層結(jié)可以把周期表中的元素所在的位置分為５個區(qū)．s區(qū)元最外電子層結(jié)構(gòu)是ns１ns２A族堿金屬和A族堿土金屬元p區(qū)元最外電子層結(jié)構(gòu)nsnp～A族到第元d（n）d～９n～B到第Ⅷ族元素．ds（n）dn和（n）d１０n，包括第ⅠB族和第ⅡB族元素．⑤f區(qū)元素：電子層結(jié)構(gòu)是（n－２）f０～１４（n－１）d０～２n，本區(qū)元素的差別主要是在倒數(shù)第三層（n２）f軌道上電子數(shù)不由66最外兩層電子數(shù)基本相同，所以它們的化學(xué)性質(zhì)非常相似系系列唱２周期表中元素的分區(qū)示意列 （２）周期與原子的電子層結(jié)材從原子核外電子排布的規(guī)律和周期與能級組的關(guān)系（見表１唱周能級能級組內(nèi)各電子軌周能級能級組內(nèi)各電子軌所容納的電子各周期中元１—２２２二２s８８３三３s８８４四４s３d５五５s４d６六６s４f５d７七７s５f６d２４*應(yīng)有３２種，已經(jīng)發(fā)現(xiàn)２４①元素所在的周期數(shù)等于該元素原子的能層數(shù)②．（３）族與原子的電子77主族和７個副族按長式，把元素個個零族．現(xiàn)在國外把元素區(qū)分主族或，按長主族和７個副族素原子的最外層和次外層的電子數(shù)有關(guān)．在本書中，仍按主族和副族來族數(shù)與電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系．各主族元素（s區(qū)與p區(qū)元素）的族數(shù)與該族元素原子的最外層電子也與該族元素的最高氧化數(shù)相一致（OF除外）各副族元素情況則不同：對ds區(qū)元素來，它們的族數(shù)與主族元素一樣，等于該族元素原子的最外層電子d說，它們的族數(shù)等于其最高能級數(shù)組中的電子總數(shù)，也就是說， 質(zhì)于其最外層電子數(shù)與次外層電子數(shù)之和（其中第Ⅷ族只適用于 構(gòu)Os）對f區(qū)元素來它們B（４）元素周隨著科學(xué)的發(fā)展，化學(xué)元素周期表的內(nèi)容不斷被補(bǔ)充和改進(jìn)，相應(yīng)地表達(dá)這一自然規(guī)律的形式也多種多樣．現(xiàn)在常用的化學(xué)周期表有以下幾種．①短式周期０ⅧⅦBⅥBⅤBⅣBⅢBⅡA周期ⅠA短式周期表是以門捷列夫在１９０６年的化學(xué)元素周期表為基礎(chǔ)的．短式元素周期表（如圖１唱３）共分９個族，Ⅰ～Ⅶ族和一個第Ⅷ族，一個０族．在Ⅰ～Ⅶ族里，每族有兩列，各分為０ⅧⅦBⅥBⅤBⅣBⅢBⅡA周期ⅠA１１H２He２３Li４Be５B６C７N８O９FNe88３NaMgAlSi３NaMgAlSiPSClAr４K鉀CuZnGaTi鈦GeV釩AsSeBr溴２６２７Fe鐵Co鈷NiKr５A(chǔ)gSr鍶CdY釔InSb銻TeI４４４５Ru釕Rh銠PdXe６AuBa鋇５７～La～Lu鑭系TlTa鉭BiW鎢Po釙７６７７Os鋨Ir銥PtRn７FrRa錒系５７～鑭系元LaCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu錒系元AcThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr導(dǎo)

唱

短式元素周期塔式周期表是以湯姆遜（１８９５年設(shè)計）和玻爾（１９２２年設(shè)計）的形式為基礎(chǔ)，因此稱為湯姆遜·玻爾式周期表（或玻爾式周期表，或塔式周期表）．在塔式周期表中，同族元素以直線連接，每一周期成一豎行（唱４）．在單線框內(nèi)，先是元素原子電子層的排布，最后電子進(jìn)行次外層充填．在雙線框內(nèi)，先是進(jìn)行元素原子電子層的排布，最后電子進(jìn)行倒數(shù)第三層充填．在這種形式的表中，較妥當(dāng)?shù)匕才帕藲涞奈恢?，他用虛線與堿族以及鹵族相連．塔式周期表還能較好地預(yù)示周期系的未來面貌．9唱４塔式元素周期③環(huán)形為了把鑭系元素和錒系元素放入周期表中，同時也為了使氫和氦兩元素在周期表中有個較好的位于是出螺旋形等形式的元素周期表．這些形式的元素周期表可以看作是由長式元素周期表卷起來所形成的．圖１唱５所示為扇形元素周期表唱形元 ④長式周期學(xué)

唱６環(huán)形元素周期 長式周期表是瑞典化學(xué)家維爾納在１９０５ ．他改變指賽門捷列夫創(chuàng)立的化學(xué)元素周期表的格式，創(chuàng)立了今天通用的長式指導(dǎo)周期表的格⑤元素現(xiàn)在未完成周期一樣，是一種元素的特長周期，第８、第９周期將是兩個５０種元素的超長周期．根據(jù)以上推論，可以為元素未來周期的結(jié)構(gòu)做出一番設(shè)計，得到包括第圖１唱７維爾鈉長式周期３．周期表中元素性質(zhì)的遞（１）原子半中各元素的原子半徑①：從左到右原子半徑逐漸縮?。詈蟮较∮袣怏w時，原子半徑突然變大．這是因為稀有氣體的原子半徑是范德華半徑．元素區(qū)著增在副族元素區(qū)從上到下，原子半徑一般只是稍有增大．（２）第一電離能（勢對于多電子原子，使處于基態(tài)的氣態(tài)原子變成＋１價氣態(tài)陽離子所需要的能量，稱為第Ⅰ電離能，常用符號I１表示．以＋１價的氣態(tài)陽離子再失去一個電子變價的氣態(tài)陽離子所需要的能量稱為電離能，用I２表示，依次類電離能（勢）I３第一電離能反映了單個原子失去電子能力的大小．元素的原子電離能越小，說明它越容易失去電子，其金屬性越強(qiáng)．電離能的大小，主要取決于原子核電荷、原子半徑和原子 子層結(jié)構(gòu)．由元素第一電離勢的周期性變化可知慶圖１唱９元素電離能的周期性變氣體它的原活潑的金屬元素①在每一周期中，在曲線各最高點(diǎn)的是稀有子具有穩(wěn)定的８電子結(jié)構(gòu)，在曲線各最低點(diǎn)的是的電離能在同一周氣體它的原活潑的金屬元素各周期其他元素的電離能則介于這兩者之間．在同一周期中，由左對外層電子的引力變大，元素的電離能變大．②在每一族中，自上而下，電離能變?、勰承┰氐碾婋x能比同周期中相鄰元素有的高，是由于它具全充滿或半充滿的電子層結(jié)構(gòu)，穩(wěn)定性較高（３）電子親合能（勢 質(zhì)當(dāng)某元素處于基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子成為負(fù)一價陰 子時，其所放出的能量，稱為該元素的電子親合能（勢）．元素的 子親合能（勢）越大，表示它的原子越容易得到電子，非金屬性也就越強(qiáng)．在同一周期中，由左向右，元素的電子親合能（勢）隨原子半徑的減小而增大．在每電子親合能（勢）隨原子半徑的增大而減小．（４）電元素的電負(fù)性是用來表示相互化合時對電子的大?。娯?fù)性數(shù)值越大，則原子越容易得到電子而難以失去電子．可以說電負(fù)性是元素的金屬性和非金屬性的量化標(biāo)尺，穩(wěn)定元素中，電負(fù)性最大的是氟（）最小的是銫（）①在同一周期中，自左而右，電負(fù)性隨著原子序數(shù)的②在同一主族中，電負(fù)性自上而下大多隨著原子半徑的增大而減小．一般說來，金屬元素的電負(fù)性在２．０以下，非金屬元素的（５）對角

唱１０元素原子的電負(fù)周期表相鄰兩族位于從左到右的對角線上的元素有許多相似鋰的碳酸鹽在水中溶解度不大鋰在空 氣中燃燒不會生成過氧化物，同時生成氮化鋰，這些性質(zhì)跟其他中 金屬元素相去甚遠(yuǎn)，卻與處于周期表右下方對角線上的鎂相似指 （四）核反指 １．基本粒子（質(zhì)子lP、中子０n、正電子＋１e）的發(fā)現(xiàn) ７N＋２ ８O＋１ ４Be＋２ ６C＋０（３）正電子 １３Al＋２ １５C＋０ １５ １４Si＋＋１

中微子而轉(zhuǎn)變成另 中微子而轉(zhuǎn)變成另（１）α衰變：如８８ ８６Rn＋２He（２）β－衰變：放射性原子核放射出電子和如：１４ １４N＋０e＋０ （０V代表中β － 子β

β—

—５６ ５７ ５８ ５９（３）β＋衰變：放出正電子和中微子 衰變一般是質(zhì)子過多而中子不足的核所特有的 如：１０ ９F＋＋１e＋０ ６ ５B＋＋１e＋０ 構(gòu)（４）電子俘獲：原子核從核外電子殼層（通常是內(nèi)層K）中俘 構(gòu)一個電子，結(jié)果使一個質(zhì)子變成一個中子（核電荷數(shù)因此減少１） 如：４Be＋－１ ３Li＋０ １９K＋－１ １８Ar＋０同時放出一個中微子核反誘導(dǎo)核反應(yīng)是因為受到外因而引起的核轉(zhuǎn)變．如利用α中子或其他核引起的轟擊所造成的．（１）經(jīng)帶電粒子轟擊而引起的核反 ０加速的氦核作為轟擊粒子核反應(yīng)，主要有以下幾種０２αn２０９Br＋２

At＋

n（砹 ９４Pu＋２ ９６Cm＋０n（鋦 ９５A(chǔ)m＋２ ９７Bk＋２０ α－D反應(yīng)：１６S＋２He 其他如加速的質(zhì)子或氘核也可引起核反應(yīng)．４Be＋２ D－n９２U＋ ９３Np＋２０１ ０９３９４Pu＋－１重用加速的多電荷“重”離子作為轟擊粒子的核反應(yīng)，可以 很多超鈾元素 G＋６

Rfn有時放出很 ９８G＋８

１０６Unh＋４０ ８３Bi＋２４

１０７Uns＋０課（２）經(jīng)中子轟擊引起的核反應(yīng)課列教材 列教材慢中子反應(yīng)U

９２U＋０ ６０９２ ９３Np＋－１６０１６０１６０

１１C＋２１０１n－p反應(yīng)：２７Al＋１ ２７Mg＋１０１n－α反應(yīng)：１６S＋０ １４Si＋２ １ 賽 二分子結(jié)賽從結(jié)構(gòu)的觀點(diǎn)看，除稀有氣體外，其它原子都不是穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)，因此，它們不可能以孤立的原子存在，而是以可以獨(dú)立的分子形式存在．那么，原子是怎樣形成分子本節(jié)將在原子結(jié)構(gòu)的基礎(chǔ)上，重點(diǎn)分子的形成過程以及有關(guān)化學(xué)鍵理論，如離子理論、共價鍵理論（包括：電子配對法、雜化軌道理論、價層電子對互斥理論、分子軌道理論）等．同時對分子間作用力、氫鍵等也將作簡略的介紹．子間相互化合時子間相互化合時（一）價鍵理ew１９１６年德國化學(xué)家科塞爾（Kossel）根據(jù)結(jié)構(gòu)的事實(shí)提出了離子鍵理論他認(rèn)為不同的原它們都有達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向首先通過靜電吸引作用結(jié)合而形成化合物．離子鍵理論比較簡單明了，質(zhì)它能說NaCl它不能說明H２，O２，構(gòu)N２等由相同原子組成的分子的形成．１９１６年化學(xué)家路易（G．N．Lew）提出了共價鍵，他認(rèn)為分子的形成是由原子間共享電子對的結(jié)果．路易斯的共價理論成功地解釋了由相同原子組成的H２，O２，N２等的形．（１）路易斯結(jié)構(gòu)的基本要點(diǎn)：分子中每個原子應(yīng)具有穩(wěn)定有氣體原子的電子層結(jié)構(gòu)這種穩(wěn)定而是通過原子間共用一對或若干對電子來實(shí)現(xiàn)的．共價鍵．例如：H·＋H H矕瞼．．瞼 瞼瞼 矕Cl矕Cl 瞼．瞼． H＋O瞼

H矕O矕瞼（２）路易斯結(jié)構(gòu)式的表示方，同時用小黑點(diǎn)表示未用于形成共價鍵的電子（非鍵合電子）的結(jié)構(gòu)式稱為路易斯結(jié)構(gòu)式．如圖小黑點(diǎn)所表示的電子如果是成對的，叫做“孤對電子”子．一般而言，含單電子的分子是不穩(wěn)定的，具有很強(qiáng)的反應(yīng)性，其 基”或“游離基”．瞼 開慶南開慶南H—O— 瞼

C中H中H 瞼教瞼教矕 N 矕

O列唱１１HONH３，CHCOOHN２CO２的路易斯結(jié)列材２．電子配對法（VB法材（１）成鍵本下面以H２圖１唱１２H２分子的理論計算和實(shí)根據(jù)理論計算和實(shí)驗測定知道（如圖１唱１２）．當(dāng)兩個H原（各有一個自旋方向相反的電子）逐漸靠近到一定距離時，就發(fā)生相互氫原子核除吸引自己核外s電子還吸引另一個氫原子的１s電子，在到達(dá)平衡距離（d）之前，雖然氫核對另個氫原子電子云的引力是主要著核間距的縮小，（H＋H）力核間（E０比原來兩個H系的總能量將不斷降低．直至當(dāng)和排斥將保持為平衡距離（d），體系的能量降至最低點(diǎn)立氫力核間（E０比原來兩個H實(shí)驗測H２分子中的核間距（d）pmH原子的玻爾半徑卻為pmH２分子的核間距比兩H原子玻爾半徑之和要小．這一事實(shí)H２分子中兩個H原子s軌道必然發(fā)生了．正是由于成鍵電子的軌道的成結(jié)果，使兩核間了１個電子出現(xiàn)的幾率密度較大的區(qū)域．這 ，不僅削弱了兩質(zhì)間的正電排斥力，而且還增強(qiáng)了核間電子云對兩氫核的， 質(zhì)體系能量得以降低，從而形成了共價鍵． （２）成鍵原電子配對原理：A、B兩個原子各個自旋相反的未成對電子，它們可以互相配對形成穩(wěn)定的共價單鍵，這對電子為兩個原子A、B個未成則自旋相反的單電子可兩兩配對形成共價雙鍵或叁鍵．氮原子個成單的２p電子，因此兩個氮原子上自旋相反的成單電子可以配對，形成共價叁鍵并結(jié)合為氮分子．．瞼

矕N┇┇NA原子有兩個成單電子，B原子有一個成單電子，那么A原子就能與兩個B原子結(jié)合形成AB型分子．例如硫原子有兩個成單２p電子，氫原子有一個成單的１s電子．因此一個原子能與兩個氫原子結(jié)H２S分子．．． 瞼．H×＋瞼

＋H HS方向相同，則它們都不能形成共價鍵，例如氦原子有２個１s電子He２②能量最低原理：在成鍵的過程中要配對或偶合，主要是因為配對以后會放出能量，從而使體系的能量電子配對時放出能量越多形成的化學(xué)鍵就越穩(wěn)定例如形慶 成１個C—H鍵放出４１１kJ·mol－１的熱量，形成H—H鍵時放慶 ４３２kJ·mol－１的能量開學(xué) ③原子軌道最大原理：成鍵電子的原子軌道越多，學(xué)校形成的共價健就越牢固．校 綜上所 ，價鍵理論認(rèn)為共價鍵是通過自旋相反的電子配課 和原子軌道的最大而形成的，使體系達(dá)到能量最低狀態(tài)系教 （３）共價鍵的特教材材由共價鍵的成鍵原理可知，原子的一個未成對電子，如果跟另一個原子的自旋方向相反的電子配對成鍵后，就不能跟第３個原子的電子配對成鍵．一個原子有幾個未成對的價電子，一般就只能 和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵．例如，N原子因含有３個中 成對電子，因此，兩個N原子間只能形成叁鍵，形成 N分子 說明一個原子形成共價鍵的能力是有限 ，這決定了共價鍵具競 飽和性的特性指導(dǎo)至于稀由于原子沒有未成對電子，原子間不成此，以單原子分子的形式存在．但是，原子中有些本來成對的價電子在特定條件下也有可能被拆開成為單電子而參與成鍵例如硫原子（１s２２s２２p６３s２３p４）的價層中原子只有兩個未成對電子．當(dāng)遇電負(fù)性大的F原子時，價電子對可以使未成對電子數(shù)增至６個：從而可與F原子的未成對電子配成鍵，形SF６ ．

． 方向

SF

成鍵電子的原子軌道只有沿著軌道伸展的方向進(jìn)行（s軌道與s軌道例外），才能實(shí)結(jié)現(xiàn)最大限度的．３．共價鍵的鍵共價鍵若按是否有極性，可分為非極性共價鍵和極性共價鍵兩大類型．

強(qiáng)極性鍵HO，HCl中的共價鍵弱極性鍵H２S，HI中的共價非極性共價H２，Cl２，N２中的共價在此，著重根據(jù)原子軌道部分所具有的對稱性進(jìn)行分類．若原子軌道的部分，對鍵軸（兩原子的核間連線）具有圓柱型對稱性的，所成的鍵就稱為σ例如：px軌道與px軌道對稱性相同的部分，若以“頭碰方式，沿著x軸的方向靠近、，其部分繞x軸無論旋轉(zhuǎn)任何角度，形狀和符號都不會改變，亦即對鍵軸（這里指x軸）具有圓柱型對稱性．這樣所成的鍵，即為σ鍵．如鹵素分子中的鍵，就屬于這種（pxpx）σσ鍵的σ電子圖１唱１３給出了幾種不同組合形成的σ鍵示意圖校

學(xué)本若原子軌道的分，對鍵軸所在的某一特定平面具有反，π．學(xué)本例如，軌道與軌道對稱性相同的部分，若以“肩并肩”的方式系教沿著x軸的方向靠近、，其部分對等地處在包含鍵軸（這里指x軸）的xy平面的形狀相同而符號相反，亦即對xy平面具有稱性，這樣的所成的鍵，即為π鍵．形成π鍵系教的電子叫π在具有雙鍵或叁鍵的兩原子之間，常常既有σ鍵又有π鍵．氮分子的結(jié)σπ ２２１１學(xué)中原子電子層結(jié)構(gòu)為１s２s２px２py２pz．當(dāng)兩個氮原子相化合時，１４子結(jié)構(gòu)示意圖化如果兩個NPx軌道沿x軸方向“頭碰頭”（即形成學(xué)競一個σ）N原子PyPyPzPz軌道不能再賽 軸方向“頭碰頭”了，而只能以相互平行或“肩并肩”方式導(dǎo)（３）配凡共用電子對由一個原子單方面提供而形成的共價鍵稱為配位共價鍵．簡稱配位鍵或配價鍵．例如CO的兩個成單pO子的兩個成單的２p電子形成１個σ鍵和一個π鍵，除此之外，O２pC２p成一個配位鍵．配位鍵通常以一個指向接受電子對的原子的箭頭．．一個原子其價層原子其價層有空軌N）４－等離子或化６章上原子間形成的“”來表CO分子的結(jié)構(gòu)可寫由此可配位鍵必須有未共用的電子對（又稱孤電子對）；②另一個 ２ NH４，Cu（NH３）４，Ag（NH３）２，F(xiàn)e（合物中均存在配位鍵．（４）離域π離域ππ３個及３個鍵 質(zhì)①離域π鍵的形成條 構(gòu)a．所有原子都在同一平面b．所有原子有互相平行的p軌道cp軌道上的電子總數(shù)p軌道n表示方：m（m是參與成鍵的p電子n是參與組成大πp軌道m(xù)n）n２ CO３離子Csp雜化軌道個氧原子結(jié)合的個原C的另p軌道與分子平面垂直，其余O子平面垂直的p個互相平行p軌道上共p電子，再加上兩個離子電成包個原個電ππ４，６如圖CO２C原子sp雜化軌道與兩個氧原子結(jié)合，PxPzPyPz軌道形成個原電子的大ππ４唱１６．（二）雜化軌道理功地解釋了共價鍵的方向性、飽和性等特點(diǎn)中 圖１唱１６CO２分子的結(jié)中 定技術(shù)的發(fā)展（如X射線衍射、電子衍射、旋光、紅外等），許多校課 子的幾何構(gòu)型，已被實(shí)驗所確定．但價鍵理論卻無法地解釋課程子的空間幾何構(gòu)型．程 以甲烷為例：經(jīng)實(shí)驗測知，甲烷分子的空間結(jié)構(gòu)如圖１唱１７列 圖中連線表示CH４分子具有材四面體的空間結(jié)構(gòu)．C原子位于四面體的中心，４個氫原子占據(jù)四面體的個頂點(diǎn)CH鍵都是等同的 （鍵長和鍵能都分別相等），其夾 （即鍵角）都是１０９°２８′化 但是根據(jù)價鍵法，由于碳原子 ２ 電子層結(jié)構(gòu)為１s２s２px２py，只有 個未成對的電子，所以它只能與兩導(dǎo)氫原子形成共價單如果考慮將C唱１７甲烷分子的空間原子的s電子激發(fā)到２p軌道上去，則有４個成單電子（１CHC原子的２s電子與２p電子的能量是不同的，那么這C—H，這與實(shí)驗事這是法不能解釋的．為了解釋多原子分子的空間結(jié)構(gòu)，鮑林于１９３１年在價鍵法的基礎(chǔ)上，提出了雜化軌道理論．下面就雜化的概念、雜化軌道的類型、等性與不等性雜化以及雜化軌道理若若干１．雜化與雜化軌道的概所謂雜化是指在形成分子時，由于原子的相類型能量相近的原子軌道混合起來，重新組

一組新軌這軌道重新組合的過程叫雜化，所形成的新軌道就稱為雜化軌道．雜化軌道與其它原子的原子軌道形成化學(xué)鍵．例如，CH４分子成的大致過程示意圖如１唱圖１唱１８C的雜 在形CH分子s電子可被激發(fā)到２p空軌s軌道p軌道雜化形個能量相等的sp雜化軌sp雜化軌Hs軌道重疊CH４CH雜化軌道理論認(rèn)為；在形成分子時，通常存在激發(fā)、雜化、軌道等過程．但應(yīng)注意：（１）孤立的原子是不會發(fā)生原子軌道雜化的，只有原子在形成分子的過程中才會發(fā)生．（２）能量相近的原子軌道才能發(fā)生雜化．２．雜化軌道的類（１）sp雜同一原子內(nèi)由ns軌道np軌道發(fā)生的雜化，稱為sp雜化后組成的軌道稱為sp雜化軌道．sp雜化有兩個sp雜化的夾構(gòu)型唱?dú)鈶B(tài)BeCl２分子的結(jié)Be—Cl鍵的鍵長、鍵能都分別相等，基態(tài)Be型為２s２，從表面上看基態(tài)的Be原子似乎不能形成共價鍵Be原子（２s２p）重 Be原子基 激發(fā)本程 圖１唱２０BeC２的雜程系列材Be原子的２sp系列材教道發(fā)生sp量等同的sp雜化軌道一個教雜化軌道都含有１s軌道和１p軌道的成分． ，每個sp軌 道的形狀都是一頭大，一頭?。涉I時，都是雜化軌道比較大的一頭與Cl原子的３p成鍵軌道而形成兩個σ鍵．兩個σ鍵的 長、鍵能均分別相等，由于sp雜化軌道間的夾角為１８０°，所以形中 的BeCl２分子空間結(jié)構(gòu)是直線型的．這樣的推斷結(jié)果與實(shí)驗相符競 （２）sp２雜競 同一原子內(nèi)由１個ns軌道和２個np軌道發(fā)生的雜化，稱指 sp２雜化，雜化后組成的軌道稱為sp２雜化軌道．sp２雜化有３個spsp２雜化軌道都含有sp圖１唱２１sp雜化軌 圖１唱２２BF３的空間結(jié) 例如BF３分子的結(jié)構(gòu)，實(shí)驗測得B位于三角形的B—F鍵長、鍵能鍵角如理論推斷：基態(tài)B原子的價層電子構(gòu)型為２s２p１，表面看似乎只能形成一個共價硼與氟反應(yīng)時２s電子激發(fā)個空的２p軌道中，使基態(tài)的硼原子轉(zhuǎn)變?yōu)榧ぐl(fā)態(tài)的硼原子（２s２p）硼原子s軌道與各個電子的兩２p軌道發(fā)生雜個能量等同sp２雜化軌道．如圖B硼原子sp雜化軌F原子的p軌道形成３個完全等同的σsp２唱p鍵．由于３個sp２雜化軌道在同一平面而且夾角BF３分子具有平面三角形的結(jié)構(gòu)．這樣，推斷結(jié)果與實(shí)驗事實(shí)相符（３）sp３雜同一原子內(nèi)由ns軌道np軌道發(fā)生的雜化，稱慶sp３組成的軌道sp３雜化軌sp３雜化可以得到重sp３雜化軌道道有sp軌道sp３雜南化軌道分別指向正四面體的４個頂角，雜化軌道間的夾角為慶開 １０９°２８′，如圖１唱２４圖１唱２４SP 例如，甲烷的分子結(jié)構(gòu)，實(shí)驗測得CH４分子為正四面體結(jié)構(gòu)化 化 理論推斷：基態(tài)C（２s２２p２）可以變成為激發(fā)態(tài)（２s１２p３），激競 態(tài)的２s軌道和３個２p軌道可以發(fā)生sp３雜化，從而形成４個指 量等同的sp３雜化軌道，如圖１唱２５圖１唱２５C的雜H原子的成鍵軌道H原子的成鍵軌道（４）sp３d２雜同一nsnp軌道和nd軌道發(fā)生spd２后組成的軌spd２雜化sp３d２雜化軌道指向正八面體的６個頂點(diǎn)，軌道間的夾角為SF６分子的結(jié)構(gòu)S３s２３p４，由于S原子有空的３d軌道， 在激發(fā)條件下，１個３s電子和１個已 成對p電子分別被激發(fā)到３d軌道進(jìn)行雜化形p３d２雜化軌sp唱２７S６的雜硫原子的sp３d２雜化軌道分別F原子中３軌道形成６個spd唱p的鍵，組SF６分子，其空間結(jié)構(gòu)３性和不等性雜化兩種．慶 例如，BF３分子中，B原子采慶 sp２雜化，每個sp２雜化軌道是等 的，它們都含有１s和２p的成分，學(xué)學(xué)程N(yùn)H３分子N原子的價層電子構(gòu)型為２s２p３程列成鍵時這４個價電子軌道發(fā)生sp３雜圖１唱２８SF６分子空間結(jié)構(gòu) 化，形成了４個sp３雜化軌道．其中３個sp３雜化軌道各有１個列材sp３雜化軌道為一對電子占據(jù)．成鍵時有雜化軌道分別與３個H原子的１s軌道，形成３個N—H鍵；sp３雜化軌道上的電子對沒有參加成鍵，這一對孤電子化高對因靠近原子，其電子云在N中NH學(xué)以至NH３分子呈三角錐形，如圖１唱２９．像這種由于化競賽電子對的存在而造成不完全等同的雜化，叫不等性雜化N電子軌道也是發(fā)生雜化軌H電子軌道也是發(fā)生雜化軌H原子化軌道各為一對孤HO分子結(jié)構(gòu)成鍵sp３不等性雜化形成不完全等同的sp３sp３雜化軌道各有個未成對電子，其電子分的s電子形成兩OHsp３雜質(zhì)電子對所唱這兩對孤電子對因靠近O其電質(zhì)在O原子外占據(jù)著更大的空間，對兩個O—H鍵的電子云有更 構(gòu)的空間構(gòu)型如圖１唱３１唱３１水分子的空間結(jié)以上介紹了s軌道、p軌道以及d軌道間的幾種雜化形式，現(xiàn)歸納如表１唱２唱２雜化軌空間構(gòu)型以及成鍵能力之間的關(guān)spsp用于雜原子軌２３４４５６雜化軌數(shù)２３４４５６雜化軌道間雜化軌數(shù)２３４４５６雜化軌道間夾１０９９０°９０°直平面三角四面平面正方三角雙八面實(shí)lCO２HAg（NH３）２BFBCl３CHSO２４４PN（H２O）４N（N）４（N３）４CuCl４６（三）價層電子對互斥理論（VE上面研究了價鍵理論和雜化軌道理論，它們在解釋共高鍵的方向性，預(yù)見分子空間構(gòu)型中究竟采取哪種類型的雜化軌道，有些情況是難以確定的．在此 引入價層電子對互斥理論，簡稱VSEPR法，它比較簡單，不需競 原子軌道的概念，在解釋、判斷和預(yù)見分子的結(jié)構(gòu)的準(zhǔn)確性方面 雜化軌道更簡單明了導(dǎo)１．電子對互斥理論的基本要（１）AXm中心原子A的周圍配置的原子或原子團(tuán)的幾何構(gòu)型主要決定于中心原子價電子層中電子對（包括成鍵電子對和未成鍵電子對）的互相排斥作用分子的幾何構(gòu)型總是采取電子對相互排斥最小的那種結(jié)構(gòu)．BeCl２分子Be的價電子層只有兩對成鍵的電兩對成鍵電子將傾向于使彼此間斥力為最電子只有處Be原子核的兩側(cè)，即如下排BeBeClBeCl２構(gòu)應(yīng)是直線型（２）AXm型共價分子來其分子的的．幾何構(gòu)型主要于中心原子A的價層電子對的數(shù)目和類型（成決定鍵電子對還是子對），根據(jù)電子對之間的相互排斥最小的原孤電子對的數(shù)目和類型的關(guān)系如表１唱唱３中心原A價層電子對

，分子的幾何第子對２３

成鍵子對２３２

孤電對００１

幾構(gòu)直線三角

方分子的幾何構(gòu)l Hl 直線 （平面三角形SPbC（V形 四面

（四面體

四面

（三角錐 四面

H２（V形５５０（三角雙錐３２雙５５０（三角雙錐３２雙（T形６６０八面（八面體５１八面（四角錐４２八面４（平面正方形 （３）如果在AXm分子中，A與X之間是通過兩對電子或３中 電子（即通過雙鍵或叁鍵）結(jié)合而成的，則價層電子對互斥理論 適用，這時可把雙鍵或叁鍵作為一個電子對來看待競 例：C２H２分子，其成鍵情況為 H矕C．．C矕如果把C．．C間的叁鍵作為一個電子對C的周圍相當(dāng)于子對層電子對互斥理這兩組電子對將分C原子的相對的兩側(cè)C２H２分子結(jié)構(gòu)應(yīng)是直線（４）價層電子對相互排斥作用的大小，決定于電子對之間角和電子對的成鍵情況．一般規(guī)律為①電子對之間的夾角越小排斥力越大②由于成鍵電子對受兩個原子核的吸引，所以電子云比較緊較“肥大鄰近順序如下：成鍵電子—縮，而孤電子對只受到中心原子的吸引，電子較“肥大鄰近順序如下：成鍵電子—孤電子鍵電子．③由于重鍵（叁鍵、雙鍵）比單鍵包含的電子２．判斷共價分子結(jié)構(gòu)的一（１）確定在中心原子（A）的價電子層

電子數(shù)，即中心子（A）的價電子數(shù)和配位體（X）供給的電子數(shù)的總和．然后除２即為分子的中心原子（A）價電子層的電子對數(shù)． 注意：①氫、鹵素作為配體時每個原子各提供１個共用電子 成共價鍵，鹵素原子作為分子的中心原子時，將提供７個價電 （ClF３Cl原子）②在形成共價鍵時，作為配體的氧族元素的原子可認(rèn)為不３ ３供共用電子（如：PO４，AsO４ 中氧原子不提供共用電子），當(dāng)氧族元素的原子作為分子的中心原子時，則可以認(rèn)為它們提供６個價３，（SO４S３③如果的微粒是離子的話，應(yīng)加上或減去相應(yīng)的電荷數(shù)３ 如PO４ 離子中的P價層電子數(shù)應(yīng)加上３，NH４離子中的N的價層電子數(shù)則應(yīng)減去１，最后用２除總數(shù)，即可得到中心原子價電（２）根據(jù)中心原子A周圍的電子對數(shù)，確定分子的空間構(gòu)型．從表１唱３中找出相應(yīng)的理想幾何結(jié)構(gòu)圖形，如果出現(xiàn)有奇數(shù)電子（有１個成單電子），可把這個單電子當(dāng)作電子對來看待（表１唱３是通過雜化理論和價層電子對互斥理論確定的常見．）雜化空雜化空間子對排列方空間實(shí)２直２０直３三角３０三角２１Pb４四面４０四面３１三角２２H２５sp三角雙５０三角雙４１四面３２２３直線６０八面 ６５１四角 第—章４２正方 質(zhì)（３）畫出結(jié)構(gòu)圖，把配位原子排布在中心原子（A）周圍，每 質(zhì)對電子聯(lián)結(jié)１個配位原子，剩下的未結(jié)合的電子對便是孤電子對 構(gòu)（４）根據(jù)孤電子對、成鍵電子對之間相互斥力的大小，確定排斥力最小的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，并估計這種結(jié)構(gòu)對理想幾何構(gòu)型的偏離程度．例如，CCl４分子中，成鍵電子對數(shù)等于（４＋４×１）÷２＝４，C無孤對電子C原子價層電子對的排布為正四面體CCl４５＋又如，NO２分子，成鍵電子對數(shù)等于２＝當(dāng)（其中兩對成對，一對成單），查表可知N原子價層對的排NO２分子的結(jié)構(gòu)為V思考：用價層電子對互斥理論下列離子和分子的構(gòu)型Be２（直線型）BF（平面三角形）H２O（V形）NH（４形），PCl＋（四面體），BrF３（平面三角形），BrF５（四方錐）４（四）等電子體原要點(diǎn)具有相同通式AXm，總價電子數(shù)相同的分子或離子往往具有相同的結(jié)構(gòu)．２ CO３、ClO３、NO３、SO３等分子或離子具有相同的通AX３，它們的總價電子數(shù)都等于２４，因此它們有相同的結(jié)構(gòu)，即２們是平面三角形分子，中心原子都取

４N２CO都是兩原子分子其物理本重（、沸點(diǎn)、三相點(diǎn)、溶解度）相近；CO２和N２O是３原子＋６電本校（五）分子間作用力校課分子間作用力和氫鍵都不是化學(xué)鍵 ，而是存在于分子型物質(zhì)中的分子與分子之間的相互作用，這種作用是一種較弱的作用力，課材其大小約比化學(xué)～個數(shù)量級材（１）分子間作用力的實(shí)分子間作用力又稱范德華力 ，其產(chǎn)生的原因和作用的特征有３個方面： 一種是極性分子和極性分子之間的相互作用，稱為取向力中 二是極性分子對非極性分子的電子云產(chǎn)生作 ，使非極性 子的電子云變形，正、負(fù)電荷的中心發(fā)生分離也產(chǎn)生了極性．這競 在極性分子“誘導(dǎo)”下產(chǎn)生的極性與非極性分子之間的相互吸指 力，被稱為誘導(dǎo)力當(dāng)然，極性分子和極性分子之間也能互相誘導(dǎo)而使極性增大，也存在誘導(dǎo)力．．非極性分子雖然整體上沒有極性，但由于分子總是處在不斷地運(yùn)動和振動之中，振動時，的正負(fù)電荷中心也會發(fā)生瞬間分離，所以在這分離的瞬間，非極性分子也是極性的，這時分子之間必然也產(chǎn)生相互作用，這種作用力．色散力不僅存在于非極性分子之間，就是在極性分子與非極這是因為無性分子以及極性分子與極性分子之間也存在色論何種分子，分子的運(yùn)動和這是因為無分子間作用力的實(shí)質(zhì)是靜電作用無方向性和飽和性．（３）對化合物性質(zhì)的影分子間作用要影響由分子組成的物

的物理性質(zhì)，如、溶解性對于結(jié)構(gòu)相似的分子而言，分子間作用力的小與其相對分子質(zhì)量的大小正相關(guān)，一般相對分子質(zhì)量越大，分子間作用力就越強(qiáng)．此外，分子間作用力大小還與分子的極性，分子結(jié)的幾何形狀等因素有關(guān) 氫（１）氫鍵氫鍵是兩個半徑小、電負(fù)性大的原子通過氫原子而形成的相XHYH當(dāng)它同X原子（FON）以共價鍵相結(jié)合時，電子云強(qiáng)烈地偏向X原子，H原子幾乎成為“露”的到另一個半徑小而電負(fù)性大的原子Y（通常也是FO，或N）時，這幾乎露的質(zhì)子就去與Y原子的孤對電子云相互作X和Y原子通過氫原子而結(jié)合．（２）氫鍵形成的條首先是分子中要有與氫原子相結(jié)合的半徑小而電負(fù)性大的原子，而另一方面也必須是半徑小而電負(fù)性大且具有孤電子對的原．通常認(rèn)為F，O，N原子才滿足上述．氫鍵的實(shí)質(zhì)仍然．（３）氫鍵氫鍵比分子間作用力稍強(qiáng)一點(diǎn)，但與化學(xué)鍵相比要小得多４１kJ／mol所以氫鍵不屬于化學(xué)鍵而經(jīng)常被認(rèn)為屬于分子間作用力的范疇但它與分子間作用力的不同在于它具有飽和性和方向性它只有在XHY原子的孤電子對的伸展方向相一致時即XHY在一直線上時才能形慶南本材重成氫鍵H原子在形成氫鍵時只能慶南本材（４）氫鍵的類校氫鍵有兩種：一種是分子間氫鍵，如二聚的甲酸校課 課系 系教 教另一種是分子內(nèi)氫鍵，如鄰羥基苯HOC OC 指 分子內(nèi)氫鍵不可能在一條直線上，但仍有方向性指導(dǎo)物理NH，HO，HF在各族氣態(tài)氫化物中其沸點(diǎn)異常地高就是由于分子間產(chǎn)生了氫鍵分子間形成氫鍵使某些物質(zhì)形成締合分如（HF）n和（HO）n；某些分子與分子之間形成氫鍵使其溶解度增大．分子內(nèi)氫鍵的形成，對其物質(zhì)性質(zhì)的影響往往和分子間氫鍵是相反的．三晶體三晶體第晶體結(jié)構(gòu)的特征晶體是由原子或分子在空間按一定規(guī)律周期地重復(fù)排列構(gòu) 質(zhì)的物質(zhì)．晶體中的原子或分子的排列具有 的對稱性，每隔一定距離重復(fù)出現(xiàn)，這種周期性規(guī)律是晶體結(jié)構(gòu)中最突出的特征 晶體原子或分子周期性規(guī)律排列的結(jié)構(gòu)，使晶體具有以下共同的性質(zhì)：各向異銳熔晶胞（１）晶格、晶胞、結(jié)構(gòu)組成晶體的微粒（原子、分子、原子團(tuán)或離子）有規(guī)律的周期性排列在空間的一系列點(diǎn)上，這些點(diǎn)的總和稱為晶格，排有粒子的點(diǎn)稱為晶格結(jié)點(diǎn)．晶格是一個幾何概念可以把晶體中每個結(jié)構(gòu)單元都抽象為一個點(diǎn)．許多點(diǎn)排成一行直線點(diǎn)陣，行內(nèi)各點(diǎn)間的距離是相等的，許多行的直線點(diǎn)陣平行排列而形成一個平面點(diǎn)陣．各行之間的距離也相同．許多平面點(diǎn)陣平行排列即形成三點(diǎn)陣，各平面點(diǎn)陣間的距離也相等，把這些點(diǎn)連在一起即為晶格，也叫空間格子．組成晶體的結(jié)構(gòu)單元就位于晶格的結(jié)點(diǎn)上，呈有規(guī)的排布．從中可以劃出一個大小形狀完全相同的平行六面體，它代，叫做晶胞（uicel．晶胞的含義既包括晶格的形式和大 ，也包括位于晶格結(jié)上的微粒．晶胞在空間平移，無隙地堆砌而成晶體注意一個晶胞，絕對不能把它當(dāng)作游離的孤立幾何體，而需“想見”它的上下、左右、前后都有完全相同的晶胞與之相比鄰，從一個晶胞平移到另一個晶胞，不會覺察到是否移動過了，這就決定慶重慶南本—別注意，六方晶胞化成六方柱．（b）晶胞必須是晶體結(jié)構(gòu)的晶體中最基本的重NaCl晶體的立方晶胞是１個基本重復(fù)但它不是最基本的重復(fù)單最基Na＋和１個南本—系Cl．若一個晶胞只含一個結(jié)構(gòu)基元，則稱為素晶胞；若含有一個以上的結(jié)構(gòu)基元，則稱為復(fù)晶胞．（c）從同一晶體所劃分出來的系類晶胞大小和形狀完全相同．非“并置”，從一個平行六面體到另一個平行六面體需要旋轉(zhuǎn)，換言之，只能取其一而不能同時取其三為晶胞，若取其中前右的平行六 面體為晶胞，其相鄰晶胞為右圖虛線所畫的 行六面體，其他晶胞也全都如此取向．總之，化 胞頂角為８個晶胞共用．如圖１唱３２所示競

（２）晶胞參數(shù)與原子坐標(biāo)參 晶胞有兩個基本要素：晶胞參數(shù)和晶胞中的原子坐標(biāo)參數(shù)．導(dǎo)者表示晶胞的大小和形狀，晶胞的大小和形狀可由平行六面體的３個邊長a、b、c（即晶胞的３條晶軸）和bc，ca，ab所成的３個夾角α、β、γ（即晶胞的３條晶軸晶胞中原子的位置可以用原子在３條晶軸a、b、c上的投影表示，其值不一定是整數(shù)，常為分?jǐn)?shù)，故也稱為分?jǐn)?shù)坐標(biāo)．原子位于晶胞頂點(diǎn)，其坐標(biāo)參數(shù)為（０，０，０）；原子位于晶胞邊上，如a的中點(diǎn)，其坐標(biāo)參數(shù)為（１／２，０，０）；原子位于晶胞底面oab中心，其坐標(biāo)參數(shù)為（１／２，１／２，０）；原子位于晶胞體心，其坐標(biāo)參數(shù)為（１／２，１／２，１／２），如圖１唱３４ 注意：晶體中原子坐標(biāo)參數(shù)是以晶胞的３個軸作為坐標(biāo)軸變時，原子的坐標(biāo)參數(shù)也會發(fā)生相應(yīng)改變物質(zhì)結(jié)晶胞參數(shù)之間的相互關(guān)系是晶胞結(jié)構(gòu)的對稱性所決定構(gòu)３個軸的軸長作變時，原子的坐標(biāo)參數(shù)也會發(fā)生相應(yīng)改變物質(zhì)結(jié)晶胞參數(shù)之間的相互關(guān)系是晶胞結(jié)構(gòu)的對稱性所決定構(gòu)

置改變或選取的晶對稱性特征不體可分為七種晶系，如下表七種晶晶邊夾實(shí)立方a≠b≠ca≠b≠cα＝β＝γ＝ H Al２ 四方α＝β＝γ＝正交α＝β＝γ＝α＝β＝γ≠六方α＝β＝９０°，γ＝單α＝γ＝９０°，β≠三α≠β≠γ≠圖１唱３５七種４．十四種晶七種晶系共有１４種晶格形式，也稱布拉維格子．其中立方晶系可分為簡單立方、體心立方、面心立方３種型式；正交晶系可分種型四方和單斜各有兩斜都 種形式，如下圖１唱３６所示慶教唱３６十四種布拉維格思 為什么四方晶系沒有底心格子和面心格子素格，四方面心７（a）（素格，四方面心７（a）（b）．物 圖１唱３７四方晶系品 構(gòu)例１已知金屬銅的晶胞為立方晶系，立方面心型式，其晶胞參數(shù)a＝b＝c＝０．３５６nm，α＝β＝γ＝９０°，在這個晶胞中含有幾個銅原子？計算銅原子的半徑．一個銅晶胞示意圖，這個立方體有８個頂點(diǎn)和６個面，那么是不是含Cu在頂點(diǎn)Cu原子實(shí)際個晶胞所共有，對于一個晶胞來說僅平均分?jǐn)偅保競€，８個頂點(diǎn)加在一起是８×（１／８）即每Cu原子只有一個屬于這個晶胞；位于面上Cu原子為相鄰的兩個晶胞共有，算１／２，６

唱３８銅晶面合在一起是（１／２）每個晶胞位于面上的Cu原子是個．頂點(diǎn)上和面上加在一起總共是４個Cu原子所謂Cu原子半徑，就是把原子看作球體，相鄰的兩個原子的原子核間距離的一半叫做原子半徑．參考圖１唱３８可以看出原子徑（r）和晶胞邊長（a）關(guān)系：晶面對角線長度為r，兩個邊長和對（r２）２＝a２r所以，r＝２a＝２×０．３５６nm＝０．１２６nm． 重南 專題 平行六面體的南

２a開晶胞的結(jié)構(gòu)應(yīng)該是一個平行六面體，平行六面體的８個頂點(diǎn)開 即晶胞頂角應(yīng)該是實(shí)際的原子或離子（也可能為分子，如CO２學(xué) 分子晶體晶胞）．并且為了滿足晶體結(jié)構(gòu)的空間對稱性，晶胞的本程 個頂角應(yīng)完全相 ，即它們所處的化學(xué)環(huán)境和空間環(huán)境應(yīng)該完程系系 為了正確地表示整個晶胞的特 ，作為晶胞的平行六面體教 擇時必須遵循下列條件①所選擇的平行六面體應(yīng)能反映晶體的空間對稱性②在滿足①的條件下，所選擇的平行六面體棱和棱之間應(yīng)有盡可能多的直角；中 ③在滿足①和②的條件下所選擇的平行六面體體積應(yīng)盡量小中 例２層狀石墨分子中的C—C鍵長均為１４２pm，試根據(jù)它學(xué) 結(jié)構(gòu)畫出層狀石墨分子的原子分布圖，畫出二維六方素晶胞賽 分析石墨分子是層狀結(jié)構(gòu)．在層內(nèi)每個碳與相鄰的３個 形成共價鍵，層與層之間以范德華力結(jié)合，形成石墨的層狀分子．其原子分布圖如圖１唱３９（a）圖１唱３９（a）石墨的原子分布示意 （b）石墨二維六方晶表現(xiàn)為一個平行四時，只有如圖１唱３９（a）以，石墨的二維石墨晶體的二維六方素晶胞，在平面上應(yīng)邊形，所以首要的是選定平行四邊形的邊．此表現(xiàn)為一個平行四時，只有如圖１唱３９（a）以，石墨的二維晶胞是晶體的代表，晶胞中存在晶體中所有的各種質(zhì)點(diǎn)，通晶胞判斷晶體的型式屬于１４種晶格的哪一種，首先要境不同的質(zhì)點(diǎn)分開來觀察它們各自的排列方式值得注意的是，不同質(zhì)點(diǎn)在晶胞中化學(xué)環(huán)境化不同，相同質(zhì)分開觀察和判斷晶體的型式時，一定要注意上述問題．但同一晶胞不論可以分成幾 質(zhì)化學(xué)環(huán)境不同的質(zhì)點(diǎn)，每種質(zhì)點(diǎn)所排列的形式是完全相同的 構(gòu)（二）典型晶晶體按化學(xué)鍵類型可分為金屬晶體、離子晶體、原子晶體、分子晶體及唱唱５各類晶體的比晶化學(xué)結(jié)構(gòu)基硬熔沸導(dǎo)電性溶解實(shí)金屬晶金屬金屬原較—般較導(dǎo)不溶NM離子晶離子離子硬高溶解或熔融時導(dǎo)電易溶于極性溶劑N原子晶共價原很—般較不導(dǎo)電不溶石分子晶分子內(nèi)共價鍵分子間作用分很低極性分子水溶液能非極性分子不導(dǎo)電易溶于極性溶劑易溶于非極性溶劑干元素周期表中除外，其余所有金屬在室溫下都是晶體．其共同金屬的特性是由金 特有的化學(xué)鍵的性質(zhì)所決定的（１）金屬鍵及金屬 電子模金屬原子的半徑一般都比較大，價電子數(shù)目較少，因此與非金屬原子相比，原子核對其本身價電子或其他原子 都較弱 電子都容易從金屬原子上脫落下來成 電子或離域電 ．這慶 電子不再屬于某一金屬原子，而可以在整個金屬晶體中流動開學(xué) 為整個金屬所共有，剩下的正離子就浸泡在電子的“海洋”中學(xué)校金屬中這種電子與金屬正離子間相互作用力將校 屬原子膠合在一起，這種作用力就稱為金屬鍵課 金屬鍵沒有方向性和飽和性系教 （２）金屬晶體的密堆積模教材金屬晶體中，每個金屬原子周圍總是有盡可能多的鄰接金屬離子緊密堆積在一起，以使體系能量最低．因此，金屬晶體內(nèi)金屬原子都以具有較高的配位數(shù)為特征．材可以用球體堆積來描述金屬原子的密堆 ，每一種金 原子相當(dāng)于一種等徑圓球，這些等徑圓球在一個平面上的排列，中 見的有如下述的兩種排列方式，如圖１唱４０所示唱４０金屬等徑圓球在一個平面上的兩種排列方顯然，圖１唱４０（a）中原子的排列就不如圖１唱４０（b）的排列方式緊密，其中所含空隙較大；而１唱４０（b）中的層排列最緊密的，稱為密置層．密置層中每個球周圍有６個球，同時周圍有６個小空金屬原子中各層都，則可以形成隙———三角形空隙，金屬原子中各層都，則可以形成下面介紹金屬晶體中常見的堆積方式：如按非密置層１唱４０（a）的方式排列并相互堆積起立方（A４）和體心立方（A２）；如金屬原子中各都按密置層１唱 方密堆積（A３）．

心立方（A１）面心立方密面心立方密堆積（圖１唱４１面心立方密堆積和六方密堆這種堆積的特征是密置層按三層一組相互錯開，第四層對著第一層的方式堆積起來，如圖１唱４１（a）．在一個密置層上重置第二個密置，兩層中的圓球是相互錯開的，如圖１唱（b．由圖１唱４１（a）可以看出，密堆積中，第二密置層上的那些圓球只占據(jù)了第一層凹處———三角形空隙的一半，形成的都是四面體空隙；而沒有圓球占據(jù)的凹處均是八面體空隙．若將第三層正對著第一、二層形成的八面體空隙放下去，而 第二層錯開，這種堆積方式記為ABCABC……如圖１唱４１（a）．晶慶 中所有密置層不斷按ABCABC……方式下去，即得到面心開學(xué) 方密堆積．這種堆積顯然是很緊密的，每一個金屬原子不僅在同學(xué)校層周圍都有６個鄰近的原子，而且在上一層和下一層又各有３校 鄰接原子，所以原子配位數(shù)高達(dá)１２．從這種堆積中可以劃分出課 心立方晶胞，如圖１唱４１（b），故稱為立方最密堆積，按英文名稱系教 寫為（uclosestn），記為A１教材面心立方密堆積中，每一個晶胞中有４個金屬原子（材元）晶胞參數(shù)a和金屬原子半徑r的關(guān)系為r＝a，原子的空大多數(shù)金屬屬于這種密堆積形式 Ⅱ．六方密堆積中 將密置層的第一、二層相互錯開，第三層正對著第一層方式競 積起來 得到ABAB……最密堆積方式，這時重復(fù)的周期為競 層，如圖１唱４１（a′）．由于這種方式可以劃分出六方最密晶胞，如指 １唱４１（b′），故稱為六方最密堆積．按其英文名稱簡寫為：hcp（hexagonalclosestcn），記為A與面心立方密堆積相同六方密堆積的原子的配位數(shù)和空間占有率也分別為１２７４％BeMgScTiZnCd等金屬原．Ⅲ．簡單立方堆積（（a）中金屬原子的各個非密置層之間以球?qū)η虻姆绞酱怪钡叵嗷ザ逊e在一起就得到如圖（a）的簡單立方堆積（scp）．從這種晶體中取出的晶胞稱為簡單立方晶胞，如圖１唱子所胞中只含有１個（b）一個原子各占據(jù)立方體的１個頂點(diǎn)，所以每個晶子所胞中只含有１個唱４２比較簡單立方堆積和體心立方堆Ⅳ．體心立方堆積（這種堆積是金屬原子各個非密置層相互錯位堆積而成 １唱４２（a′）；從這種晶體中取出的晶胞是體心立方晶胞，如圖１唱（b′）．其中每一個金屬原子的配位數(shù)是８．由圖還可以看出，晶的各頂點(diǎn)原子并不相互接觸，只有沿著立方體對角線的方向的原子才是相互接觸的，每個晶胞中含２個原子，如圖１唱４２（c′）專題二金屬晶體的空間利用率在金屬晶體中，金屬原子采取等徑圓球模型，總是不體內(nèi)的所有空間完全占有，特別是對于非密置層堆積的金屬晶體，金屬晶體內(nèi)的空間利用率很低．例３ 計算簡單立方堆積和體心立方堆積中晶體空間利用率η．分析要計算金屬晶體空間利用率，則必須要知道金屬原校 的總體積V和晶胞的體積Vcell．假設(shè)金屬原子是相校ra．簡單立方晶胞中：每個晶胞中含有１個金屬原子，且在棱上本金屬原子是緊密接觸的．本所以a＝２ 即：r＝２４ a材所以η＝材

V

３π×１００％＝ ×１００％a

×１００％體心立方晶胞中：每個晶胞中含有２個金屬原子，且在體對角線上金屬原子是緊密接觸的．高 所以３a＝４ 即：r＝３ ３ ４ ３競 ２×３π ２×３π（４） 所以ηV

×１００％

×１００％ １００％＝６８．０２％由計算得知，簡單立方堆積的空間利用率只有５２．３６％，所以它是金屬中最不穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)，數(shù)金屬如α唱Po才屬于這種類Li，Na，K，Rb，Cs和一些過渡金V，NbTa，Cr，Mn，F(xiàn)e于體心立方晶體，它們的空間利在離子晶體中，離子的堆積形式與前述金屬晶體是類似的子在晶體中常常也各離子周圍接觸的離子大得多，故于離子鍵同樣也沒有方向性和飽和性，所以離趨于采取盡可能的緊密堆積形式，但不同的是異種電荷的離子子在晶體中常常也各離子周圍接觸的離子大得多，故的堆積形式對離子晶體的結(jié)構(gòu)起了主導(dǎo) 用如將鹵化物、氧化物、硫化物等離子化合物中的負(fù)離子（X－，OS）看作等徑圓球形它們按金屬晶體的堆積方則最常見負(fù)離子堆積有面心立方、簡單立方、六積緊密，較小的正離子常處在負(fù)離子堆積的空隙形之中，這些空隙的正四面體等類型（１）CsCl —＋質(zhì)—＋負(fù)離子Cl按簡單立方堆積，正離子Cs正好處在由負(fù)離 所構(gòu)成的立方體空隙中，整個晶體是由正負(fù)兩種離子排列而成的 每種離子都以同樣的方式聯(lián)系在一起，如圖１唱４３．正負(fù)離子配位數(shù)都晶胞中正負(fù)離子個數(shù)各等典型的例子就是CsCl晶體．（２）NaCl

CsCl晶格CsCl晶負(fù)離子（Cl－）按面心立方堆積，而正離子（Na＋）在負(fù)離子所構(gòu)成的八面體空隙中，如圖１唱４４（a）．整個晶體是由Na＋ 兩種離子相互穿插排列而成的，每種離子都以同樣的方式聯(lián)系在一起．正負(fù)離子配位數(shù)都是６，常記做６︰６個數(shù)各等于— 圖１唱４４NaCl晶胞和立方ZnS晶材（３）立方ZnS這種晶體結(jié)構(gòu)可看作負(fù)離子（S２－）按面心立方堆積結(jié)構(gòu)，體積比Na＋更小的Zn２＋均勻地填充在半數(shù)的四面體空隙中唱 （b）．正負(fù)離子配位數(shù)都是４，晶胞中正負(fù)離子個數(shù)也各為４化 自然界中其他離子晶體類型還很多，AB型晶體中還有六化 ZnS型；AB２型中還有螢石型（a）、金紅石型（Ti）；ABX３競 有鈣鈦礦型（CaTi）、方解石型（aC）；AB２X４型有尖晶石指 （MgAl２O４）、反尖晶石型（MgFO４）等等（４）正負(fù)離子半徑比（r＋／r－）與配位數(shù)、離子晶體構(gòu)型的關(guān)系雖然離子晶體的穩(wěn)定條件是要求正負(fù)離子盡可能相互接觸配位數(shù)盡可能高，但這個條件受到正負(fù)離子半徑比（r＋／r－）的限r(nóng)＋r－實(shí)踐證明：AB型離子晶體r＋／r－限制在０．４１４～０．７３２范圍NaClrrCsClrr－＜易為立方ZnS在原子晶體中，晶格的質(zhì)點(diǎn)是中性原子，合，組成一個“無限”數(shù)目的大分子，整個晶體子，也稱共價晶體．最典型的例子就是石．石晶體中每一個C原子通過四面體向

原子間以共價鍵結(jié)就是一個巨大的分原子間以共價鍵結(jié)就是一個巨大的分鄰近的C原子形成共價鍵，無數(shù)個C原子這樣互相連接形三的骨架結(jié)構(gòu)．如圖１唱４５為石的晶胞．石中C原子的配位數(shù)為心格子C除占據(jù)頂點(diǎn)和面立方間的小立方體體心位置還有C原子．晶胞中C原子的坐標(biāo)為（０，０，０）、（１，１，０） ２ １ ３１ １１ ３１ ，０

）、（０

２）、（４

４）、（４

４）、（４

４），（３３，

）其CC４４圖１唱４５石晶 圖１唱４６碳化硅晶砂（SiC）的結(jié)構(gòu)和石相似，只是碳的骨架結(jié)構(gòu)中有一半的位置SiCSi交替的空間骨石英結(jié)構(gòu)中SiO以共價鍵結(jié)合，形成有許多SiO四面體構(gòu)成的巨型分唱SiC的晶４．分子晶體和混合型晶分子晶體的特點(diǎn)是共價分子（包括極性分子或非極性分子）齊地齊地排列在晶體中，分 存在較強(qiáng)的共價鍵，而分子之間則通較弱的分子間作用力或氫 在一起開典型的分子晶體為干冰（CO２）晶（以分子間作用力結(jié)合）和冰晶體（以鍵結(jié)合），如圖１唱４７是干冰晶體的晶胞示意圖．思考CO２晶胞中頂點(diǎn)和面心都CO２CO２屬于面心立方格 解 CO２分子屬于直線型的系

CO２晶胞示意教列價分子分子的取向問題．雖然CO２小分子好像占據(jù)了立方教材面心的各個節(jié)點(diǎn)上，但只有８個頂點(diǎn)上的CO２分子取向相同，其余分子取向所以它不是面心立方簡單立方晶胞．材石墨晶體就是混合型晶體，如圖１唱４８所示，C原子呈層狀結(jié) 構(gòu)，同層C原子之間距離為１４２．２pm，層間距３３５pm，同層C原中 配位數(shù)為３，屬六方簡單格子，每個晶胞中有４個C原子，其坐 １ ２１ 參數(shù)為（０，０，０，）、（０，０，）、（，，０）、

，，） ３

３３導(dǎo) 石墨晶體中碳原子均用sp２雜化，每個碳原子都與相鄰的導(dǎo)個碳原子以σ鍵相結(jié)合，形成無限的六邊形網(wǎng)狀平面結(jié)構(gòu)，因為每個Cp軌道p且這p軌道由相互平行且與C原子平面垂離域π這些電子可C原子平面運(yùn)動，所以石墨具有金屬的性質(zhì)；這些網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)在以范德華力相結(jié)合呈層狀結(jié)構(gòu)，像石墨這樣既具有共價鍵，又有金屬華力的晶體稱為混合型晶體．例如，石墨有金屬光澤，且與層平行方向上有良好的導(dǎo)電性．但層與層之間范德華力較弱，所以層與層之間容易滑動，從而使石墨可以用來做鉛筆芯和固體潤滑劑．物圖１唱４８石墨晶體及其晶 專題 晶胞參數(shù)的應(yīng) 構(gòu)準(zhǔn)確測定晶胞參數(shù)有著多方面的應(yīng)用，例如：根據(jù)準(zhǔn)參數(shù)、化學(xué)式量（M）和晶體的準(zhǔn)確密度（d）及晶胞原子或分子（Z），可以測定Avogadro常數(shù)（NAdNAd晶胞體積Vcell可以由晶胞參數(shù)求出根據(jù)這個公式變形，同樣可以求出晶體密度或晶體中原子或分子數(shù)目．例４單質(zhì)硅的晶體結(jié)構(gòu)和石相似，２０℃時測得其立方g·cm－３，Si量為Avogadro分析晶體硅中含有個硅原子，故Z＝８；立方晶胞體積３３Vcell＝a３３NA＝

＝８×２８

g·mol－４＝ — － d ２．３２８３０g· ×（５．４３０８９×１０＝６．０２４４７×１０２３mol－１

（結(jié)果保留６位有效數(shù)字第二章校 一化學(xué)平衡常校本 知識概教材（一）理想氣忽略氣體分子本身的大小，同時忽略氣體分子之間的作用力 符合以上兩個理想化條件的氣體稱為理想氣 ．理想氣體是一中 人為的氣體模型，實(shí)際氣體（特別是非極性分子或極性較小的學(xué) 子）在壓強(qiáng)不太高，溫度不太低的狀況下十分接近理想氣體 １．理想氣體狀態(tài)方指 科學(xué)實(shí)驗表明，氣體的體積（V）與氣體的壓強(qiáng)（P）、溫度（和物質(zhì)的量（n）有十分密切的聯(lián)系（１）波義當(dāng)溫度不變時，一定質(zhì)量的氣體的體積與它的壓強(qiáng)成反比．可V∝PVV２＝PP１（２）蓋·呂薩克定當(dāng)壓強(qiáng)不變時，一定質(zhì)量的氣體的體積與它的溫度成正比．可表示為VTVV２＝TT２．子數(shù)成正可子數(shù)成正可當(dāng)溫度和壓強(qiáng)不變時，氣體體積與氣體的分示VnVV２＝nn２．（４）理想氣綜合上述幾個定律可知：V∝nTP上式通體常數(shù)（R）聯(lián)系起來，可得到理想氣體狀態(tài)方程說明：

（２－①（２唱１）式是在溫度不太低，壓強(qiáng)不太高的實(shí)驗條件下總結(jié) 來的經(jīng)驗規(guī)律，若用于高壓和低溫場合，將會產(chǎn)生較大的偏差 平②運(yùn)用（２唱１）式時，要特別注意物理量的單位，T的單位必 采用熱力學(xué)溫度（K）R的單位要與P、V的單位相對應(yīng)過去P以大氣壓（atm），V以升（L）為單位，標(biāo)準(zhǔn)狀況下１molL，則R＝at×２２．４L１mol×２７３．１５

＝０．０８２atm·L·mol１·K－１現(xiàn)在我國法定計量單位規(guī)定P以帕斯卡（Pa）V以立方米（m３）為單位，P １０１３２５Pa×２２．４１３８３×１０－３R n １m×２７３．１５ ＝８．３１４Pa·mmol－１·K－１＝８．３１J·mol－１·K－１例１計算在１００℃和９．６２×１０４Pa時，六氟（２３８UF６） 根據(jù)氣態(tài)方程和氣體密度（ρ）的定義PV＝nRT＝mRTM ９．６２×１０４Pa×０．３５２kg·mol－ρ＝V＝RT＝８．３１J·mol－１·K－１×（２７３＋１００）K＝１０·m－３（或１０．９g·L１）．分壓定 （１）分壓的概慶開 在一般情況下，各種氣體都能以任何比例完全混合，混合氣開中中任一組分都能對器壁施以壓 ，其中某組分氣體單獨(dú)占據(jù)原中 合氣體同樣體積時所產(chǎn)生的壓強(qiáng)，稱為氣體的分壓校 運(yùn)用理想氣體狀態(tài)方 ，可推出氣體的分壓與氣體組成的課 系列

niRT，P＝nRi V 兩式相除： xi為混合氣體中某組分氣體i的摩爾分?jǐn)?shù)．將上式變高 Pi＝xiP 學(xué) （２唱２）式表明，混合氣體中，某一組分的分壓等于它的摩爾學(xué) 數(shù)與總壓的乘積賽 （２）分壓定導(dǎo)混合氣體的總壓強(qiáng)等于該混合氣體中各組分的分壓強(qiáng)之和，稱為混合氣體的分壓定律．表達(dá)式為P＝P１＋P２＋P３＋…＋Pi＝鈔Pi． 在處理實(shí)際問題時，也常遇到分體積的概念．V＝V１V２V３Vi＝ViVii組分氣體的分體積，即某一氣體組分單獨(dú)存在，并具有與混合氣體總壓相同的壓強(qiáng)時所占的體積．與分壓相似：Vi＝xiV例２某容器中含有４．４g，１６g氧（１）、氧氣和氮?dú)獾姆謮菏嵌嗌伲ǎ玻┰撊萜鞯捏w積是多少解 n＝（C）＋n（O２）＋n（N２ ４ ＋ ４４g·mol－ ３２g·mol－ ２８g·mol－００mo

＝１．１０mol５P（CO２）＝x（CO２）P＝１．１０mol×２．０２×１０Pa＝１．８化１０４Pa ０ （O２）＝（N２）＝（N２）P＝１．１０mol×２．０２×１