知識(shí)資料化學(xué)(十)(新版)

朽木易折，金石可鏤。千里之行，始于足下。PAGE第頁(yè)/共頁(yè)7五、元素及其化合物性質(zhì)的周期性變化（一）金屬性和非金屬性元素的金屬性是指在化學(xué)反應(yīng)中原子失去電子的能力，而非金屬性是指在化學(xué)反應(yīng)中原子得到電子的能力。普通邏輯：(1）同一周期自左到右隨原子序數(shù)（原子核電荷數(shù)）增強(qiáng)，金屬性削弱，非金屬性增強(qiáng)。主族元素變化很顯然，副族元素的變化緩慢；并浮上一些不規(guī)矩的情況。(2）同一族主族元素自上而下隨周期數(shù)增大（電子層數(shù)增多），原子半徑普通也逐漸增大，原子核對(duì)外層電子的吸引力削弱，元素的金屬性增強(qiáng)，非金屬性削弱。副族元素除IIIB外，元素的金屬性變化邏輯不顯然，這是因?yàn)閿滔凳湛s的緣故。（二）元素的電離能、電子親和能和電負(fù)性(1）電離能基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子形成＋1價(jià)氣態(tài)離子時(shí)所吸收的能量為元素的第一電離能（用I1表示），第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去電子。以第二周期為例，總的來(lái)說(shuō)第一電離能（I1）自左至右增大。但是有兩處例外即B<Be,0<N，這是因?yàn)锽e的價(jià)電子排布為2s2，是全彌漫，而N的價(jià)電子排布為2s22p3為半彌漫，比較穩(wěn)定的緣故。(2）電子親合能基態(tài)氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子后形成－1價(jià)氣態(tài)離子時(shí)所放出的能量稱(chēng)為元素的電子親合能。電子親合能的值越大，原子越容易獲得電子。同一周期中自左向右電子親合能增強(qiáng)，同一族中從上向下電子親合能遞減，這一邏輯在P區(qū)元素中比較顯然。應(yīng)該指出，元素的第一電離能和元素的電子親合能的遞變邏輯和元素的金屬性，非金屬性的變化邏輯通常是一致的，但并非徹低相同。(3）電負(fù)性電負(fù)性是原子在形成共價(jià)分子后，吸引公用電子的能力的相對(duì)大小。普通指定F元素的電負(fù)性等于4.0，其他元素的電負(fù)性均小于4，元素周期表右上角的元素有較大的電負(fù)性，而周期表中左下角的元素電負(fù)性較小。例如Na的電負(fù)性為0.9,Cl的電負(fù)性為3.0。通常金屬元素的電負(fù)性小于2，非金屬元素的電負(fù)性大于2。（三）氧化物及其水合物的酸堿性按照氧化物與酸、堿反應(yīng)的不同，可將氧化物分為下列4類(lèi)：酸性氧化物例如非金屬氧化物，高價(jià)的金屬氧化物。堿性氧化物例如堿金屬、堿土金屬（鐵Be除外）的氧化物。兩性氧化物例如Al、Sn、Pb等元素的氧化物，這些大多數(shù)是周期表中逼近非金屬的一些金屬元素的氧化物，其化合價(jià)為＋2～＋4。不成鹽氧化物例如CO、NO等，它們不與水、酸、堿作用。氧化物的水合物都可看成是氫氧化物，用通式B(OH）n或HnBOn表示，n是元素B的化合價(jià)。氧化物的酸堿性與其對(duì)應(yīng)水合物的（氫氧化物）的酸堿性是一致的。氧化物及其水合物的酸堿性的普通邏輯：(1）同一周期從左到右各主族元素的最高價(jià)氧化物及其水合物的酸性逐漸增強(qiáng)（堿性削弱）。例如第三周期。各元素最高價(jià)氧化物及其水合物的酸堿性遞變情況如下：長(zhǎng)周期副族元素的最高價(jià)氧化物及其水合物的酸堿性遞變情況基本相似。例如第四面期副族元素的氧化物及水合物的酸堿性遞變情況如下：(2）同一族中從上而下各元素相同價(jià)態(tài)的氧化物及其水合物的酸性逐漸削弱（堿性增強(qiáng)）。例如VA族各元素生成的化合價(jià)為＋5的氧化物中N2O3、P2O3呈酸性，As2O3、Sb2O3呈兩性，Bi2O3呈堿性，它們對(duì)應(yīng)的水合物的酸堿性變化邏輯也是一樣的。(3）同一元素不同價(jià)態(tài)的氧化物及其水合物的酸堿性變化邏輯是：高價(jià)氧化物或水合物的酸性比低價(jià)的強(qiáng)。(4）用R一O一H規(guī)矩解釋氧化物的水合物的酸堿性遞變的邏輯氧化物的水合物不論是酸或堿，都具有R一O一H的結(jié)構(gòu)，它有下列兩種電離方式當(dāng)R是電負(fù)性較小的活潑金屬元素，Rn＋離子的電荷數(shù)較少，半徑較大，則R與O的聯(lián)系弱易發(fā)生堿式電離，在水溶液中易形成OH－離子，呈堿性，如NaOH,Mg(OH)2等。當(dāng)R是電負(fù)性較大的活潑非金屬元素，Rn＋的電荷數(shù)較多，半徑較小，則R與O聯(lián)系強(qiáng)，易發(fā)生酸式電離，在水溶液中易形成H＋，呈酸性如H2SO4，HClO4等。例：1.26號(hào)元素原子的價(jià)層電子構(gòu)型為：A3d54s2；B3d64s2；C3d6；D4s2答案：B2.決定原子軌道函數(shù)Ψ形狀的量子數(shù)是：A主量子數(shù)；B角量子數(shù)；C磁量子數(shù)；D自旋量子數(shù)答案：C3.下列波函數(shù)，不合理的是答案：A第七節(jié)化學(xué)鍵、分子結(jié)構(gòu)和晶體結(jié)構(gòu)一、化學(xué)鍵物質(zhì)通常是以單個(gè)分子或晶體的形式存在。除了稀少氣體（O族元素單質(zhì)）是單原子分子外，其余絕大多數(shù)的分子或晶體都是由原子或離子結(jié)合而成?；瘜W(xué)上把分子中或晶體內(nèi)緊密相鄰的兩個(gè)或多個(gè)原子或離子之間強(qiáng)烈的互相作使勁稱(chēng)為化學(xué)鍵，鍵能約為幾百kJ.Mol－1?；瘜W(xué)鍵分為離子鍵、共價(jià)鍵和金屬鍵等。（一）離子鍵1．離子鍵的形成活潑金屬原子和活潑非金屬原子互相臨近時(shí)，前者失去電子變成正離子，后者得到電子變?yōu)樨?fù)離子，由正、負(fù)離子之間靜電引力所形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。由離子鍵形成的化合物稱(chēng)為離子化合物，在通常情況下，離子化合物是以離子晶體（巨型大分子）存在，惟獨(dú)在較高溫度下，氣態(tài)離子化合物才以小分子存在。2．離子鍵的特點(diǎn)離子鍵的特點(diǎn)是沒(méi)有飽和性也沒(méi)有方向性。這是因?yàn)殡x子的電荷分布是球形對(duì)稱(chēng)，它從任何方向都可以與相反電荷離子互相吸引成鍵，而且只要空間體積允許，每種離子都能與盡量多的相反電荷的離子吸引成鍵，在空間形成龐大的離子晶體。（二）共價(jià)鍵，1．價(jià)鍵理論價(jià)鍵理論亦稱(chēng)電子配對(duì)法。(1）共價(jià)鍵的形成同種或不同種元素的原子之間因?yàn)殡娮优鋵?duì)，而形成的化學(xué)鍵稱(chēng)為共價(jià)鍵。由共價(jià)鍵形成的分子稱(chēng)為共價(jià)分子。共價(jià)分子中元素的化合價(jià)等于分子中該元素原子形成共價(jià)鍵的個(gè)數(shù)。(2）共價(jià)鍵的特點(diǎn)共價(jià)鍵的特點(diǎn)是有飽和性和方向性。共價(jià)鍵的飽和性是指成鍵原子有多少未成對(duì)電子，最多就可形成幾個(gè)共價(jià)鍵。已經(jīng)配對(duì)成鍵的電子，不會(huì)再成鍵。例如HCl分子中H原子和Cl原子分離都惟獨(dú)一個(gè)未成對(duì)電子，它們之間只能形成一個(gè)共價(jià)鍵。共價(jià)鍵有方向性是因?yàn)樵陔娮优鋵?duì)時(shí)，原子軌道必須發(fā)生重疊，而且要求是最大程度的重疊。而原子軌道惟獨(dú)沿著舒展方向發(fā)生重疊，才干達(dá)到最大程度的重疊，形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵，因此共價(jià)鍵具有方向性。(3）共價(jià)鍵的分類(lèi)不可繞鍵軸旋轉(zhuǎn)。π鍵重疊程度比σ鍵的小，穩(wěn)定性較差。按照共用電子對(duì)的來(lái)源，共價(jià)鍵可分為普通共價(jià)鍵和配位鍵。配位鍵形成時(shí)二個(gè)成鍵原子中一個(gè)提供空的原子軌道，另一個(gè)提供電子對(duì)。2．雜化軌道理論雜化軌道理論能較好解釋共價(jià)分子中形成共價(jià)鍵的數(shù)量及其在空間的分布，故能解釋或預(yù)測(cè)分子的空間構(gòu)型。(l）雜化軌道理論的要點(diǎn)1）在原子化合成分子，即形成化學(xué)鍵的過(guò)程中，部分能量相近的原子軌道會(huì)重新組合，形成新的平均化的原子軌道。這種原子軌道混合、重組的過(guò)程稱(chēng)為雜化，雜化后的原子軌道叫雜化軌道。2）有多少個(gè)原子軌道參加雜化，就形成多少個(gè)雜化軌道。原子間化合是以雜化軌道彼此成鍵的。3）雜化軌道的成鍵能力比本來(lái)軌道強(qiáng)，形成的鍵更結(jié)實(shí)，形成的分子更穩(wěn)定。(2）幾種典型的雜化類(lèi)型二、分子間力和氫鍵（一）極性分子和非極性分子1.鍵的極性?xún)蓚€(gè)相同元素的原子以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，正、負(fù)電荷的重心正巧重合，鍵兩端的電性是一樣的，這種鍵稱(chēng)為非極性鍵。兩個(gè)不同元素的原子以共價(jià)鍵相結(jié)合時(shí)，因?yàn)樵仉娯?fù)性不同，電子云偏向電負(fù)性大的原子一方。這時(shí)兩原子間電荷的分布是不對(duì)稱(chēng)的，正、負(fù)電荷的重心不能重疊在一起。鍵的一端帶負(fù)電荷，鍵的另一端帶正電荷，這種共價(jià)鍵稱(chēng)為極性鍵。兩原子電負(fù)性值相差愈大，鍵的極性也愈大。2．極性分子和非極性分子正、負(fù)電荷重心互相重合的分子稱(chēng)為非極性分子，正、負(fù)電荷重心不能互相重合的分子稱(chēng)為極性分子，極性分子具有固有偶極。對(duì)雙原子分子來(lái)說(shuō)，分子的極性是由鍵的極性決定的。倘若鍵是非極性鍵，則分子是非極性分子；倘若鍵是極性鍵，則分子是極性分子。對(duì)多原子分子來(lái)說(shuō)，分子是否有極性，不僅取決于鍵的極性，而且還與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。例如，在SO2和CO2分子中，固然都有極性鍵，但是，因?yàn)镃O2分子的空間構(gòu)型是直線形，鍵的極性互相抵消，正、負(fù)電荷重心互相重合，所以CO2是非極性分子。而SO2分子分子的空間構(gòu)型是“V”字形，鍵的極性不能互相抵消，正、負(fù)電荷重心不能重合，因而SO2分子是極性分子。一些物質(zhì)分子的極性和分子的空間構(gòu)型可參見(jiàn)表3一7一1。（二）分子間力分子間存在著一種較弱的互相作用稱(chēng)為分子間力，又稱(chēng)為范德華(Vanderwaals）力，其結(jié)合能比分子內(nèi)相鄰原子間的互相作用（化學(xué)鍵能）要小1一2個(gè)數(shù)量級(jí)。分子間力包括下列3種作使勁。1．取向力當(dāng)兩個(gè)極性分子逼近時(shí)，極性分子的固有偶極同極相斥、異極相吸。這種因?yàn)楣逃信紭O異極相吸而產(chǎn)生的作使勁稱(chēng)為取向力。取向力的本質(zhì)是靜電引力。2．誘導(dǎo)力當(dāng)極性分子臨近非極性分子時(shí)，極性分子使非極性分子的正、負(fù)電荷重心發(fā)生偏移，從而產(chǎn)生一定的極性，這叫誘導(dǎo)偶極，誘導(dǎo)偶極與極性分子的固有偶極互相作用。這種作使勁稱(chēng)為誘導(dǎo)力。3．色散力非極性分子之間也存在著作使勁。非極性分子內(nèi)的原子核和核外電子都在不斷運(yùn)動(dòng)，它們的相對(duì)位置不斷發(fā)生變化。分子的正、負(fù)電荷重心在某一瞬時(shí)可能不相重合，產(chǎn)生瞬時(shí)偶極，這樣相鄰的瞬時(shí)偶極之間就產(chǎn)生互相作用，這種作使勁稱(chēng)為色散力。色散力不僅存在于非極性分子之間，而且存在于所有分子之間。對(duì)同種類(lèi)的分子來(lái)說(shuō)，分子量愈大，色散力愈大（分子間力愈大），它們的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)相應(yīng)地增高。表3一7一2列出一些分子中三種分子間力的分配情況。（三）氫鍵大多數(shù)同系列氫化物的沸點(diǎn)隨著分子量的增大而升高。但是，NH3、H2O、HF等的沸點(diǎn)與其同系列氫化物相比不符合上述遞變邏輯，緣故是它們的分子之間除了普通的分子間力以外，還存在著另一種異常的作使勁，這就是氫鍵。大量事實(shí)表明，在含氫分子中的氫原子與電負(fù)性大的原子X(jué)以共價(jià)鍵相結(jié)合時(shí)，還可以和另一個(gè)電負(fù)性大的原子Y形成一種異常的吸引作用，這種互相作使勁稱(chēng)為氫鍵。注重氫鍵其實(shí)并不是化學(xué)鍵，其作使勁遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵。因而本質(zhì)上屬于分子間力。氫鍵可用下式表示式中X、Y代表電負(fù)性大、原子半徑小的原子（如N、O、F),X、Y可以是不同元素的原子，也可以是同一種元素的原子。氯原子的電負(fù)性固然較大，但它的原子半徑也較大，故HCl不會(huì)與其他分子形成顯然的氫鍵。HF、H2O、NH3等分子間都存在氫鍵。此外無(wú)機(jī)含氧酸、有機(jī)梭酸、醇、胺、蛋白質(zhì)等物質(zhì)的分子之間也存在氫鍵。氫鍵的強(qiáng)度通常比分子間力稍強(qiáng)一些，在同一數(shù)量級(jí)。氫鍵有類(lèi)似共價(jià)鍵的方向性和飽和性。三、晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)固態(tài)物質(zhì)有晶體和非晶體兩大類(lèi)。若把晶體內(nèi)部的微粒（原子、離子、分子等）看成是幾何學(xué)上的點(diǎn)，這些點(diǎn)按一定邏輯組成的幾何圖形稱(chēng)為晶格或點(diǎn)陣。各種晶體都有自己的晶格，而且種類(lèi)繁多。但倘若按組成晶體的微粒的種類(lèi)及微粒間的作使勁來(lái)劃分，晶體可分為離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體四種基本類(lèi)型。晶體的四種基本類(lèi)型及其有關(guān)性質(zhì)可簡(jiǎn)明地列表如下（表