《物质结构与性质》PPT课件.ppt

物质结构与性质,（一）原子结构与元素的性质 1了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。 3了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。,考纲要求,处于一定空间运动状态的单个电子在原子核外出现的概率密度分布可用 形象化描述。（P8）,原子轨道的图形描述（P6）,电子云,一、基态原子的核外电子排布,考点1、用电子排布式表示常见元素（136号）原子核外电子的排 布（考点：基态原子和离子的轨道表示式、核外电子排布式、 价电子排布式 ，必考）,知识储备1：(P11-P13),基态原子的核外电子排布的原则,能量最低原则： 核外电子优先排布在能量低的轨道，然后排布在能量高的轨道。 泡利不相容原理： 一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。 洪特规则： 对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能的分占不同的轨道并且自旋方向相同。 洪特第二规则： 能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状态时，体系能量较低，原子较稳定。,能 量,鲍林近似能级图,知识储备2：(P15),轨道表示式 电子排布式,19K 20Ca 21Sc 22Ti 23V 24Cr 25Mn,Ar,4s,Ar,Ar,Ar4s1,4s,Ar4s2,Ar3d14s2,按构造原理在核外电子轨道上填入电子， 但书写电子排布式要按能层次序写。,Ar： 1s22s22p6 3s23p6,Ar,Ar,Ar3d24s2,Ar3d34s2,练习：1、写出第四周期元素原子的电子排布式、 轨道表示式,26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn,Ar3d64s2,Ar3d74s2,Ar3d84s2,Ar3d104s1,Ar3d104s2,电子排布式,31Ga 32Ge 33As 34Se 35Br 36Kr,Ar3d104s24p1,Ar3d104s24p2,Ar3d104s24p3,Ar3d104s24p4,Ar3d104s24p5,Ar3d104s24p6,练习:写出Fe2+、 Fe3+、Cu+、 Cu2+的电子排布式、 价电子排布式,Cu+： Ar3d10 3d10,Fe3+： Ar3d5 3d5,Fe2+： Ar3d6 3d6,Ar3d64s2,26Fe,Cu2+： Ar3d9 3d9,Ar3d104s1,29Cu,离子的（价）电子排布式,原子电子排布式,知识储备3：(P13、 P15),价电子和价电子排布,三维P227,核外电子排布与周期表的分区（P16）,s区 ns1-2,d区 (n-1)d1-8ns1-2,ds区 (n-1)d10ns1-2,s区,p区 ns2np1-6,f区,外围电子（ 价电子）排布,三维P227,板书,一、基态原子的核外电子排布的原则,二、基态原子的核外电子排布的 1、（价）电子排布式,2、电子排布图（轨道表示式） 3、原子结构示意图,物质结构与性质,知识储备3：主族元素第一电离能的变化规律（P23）,考点2了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。,知识储备1：电离能的定义及意义（P22）,知识储备2：原子各级电离能的定义及意义（P22）,P23,同主族元素，从上到下，失电子能力逐渐增强,第一电离能逐渐减小,同主族 （从上到下）,(1)同周期元素，从左到右失电子能力逐渐减弱。 (2)IIA、VA族元素的价电子排布具有稳定结构,(1)总体上呈现由小到大的变化趋势 (2)IIA、VA族元素较相邻元素的数值大,同周期 （从左到右）,原因解释,I1规律, 3s23p1,3s23p2,3s23p3,3s23p4,2s22p3,第一电离能最大的是,三维P228,知识储备1：电负性的定义及意义（P25）,知识储备2：主族元素电负性的递变规律（P25）,同主族元素，从上到下吸引电子能力逐渐减弱,由大到小,同主族 （从上到下）,同周期元素，从左到右吸引电子能力逐渐增强。,由小到大,同周期 （从左到右）,原因解释,电负性规律,考点3：了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。,考纲要求,（二）化学键与物质的性质 1理解离子键的形成，能根据离子化合物的结构 特征解释其物理性质。 2了解共价键的主要类型有键和键，能用键 能、键长、键角等说明简单分子的某些性质。 3了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化 硅等原子晶体的结构与性质的关系。 4理解金属键的含义，能用金属键理论解释金属 的一些物理性质。 5了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型 （ sp , sp2, sp3） 6能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推 测常见的简单分子或者离子的空间结构。,（二）化学键与物质的性质,考点1：了解共价键的主要类型键和键，能用键能、 键长 键角等说明简单分子的某些性质。,知识储备1：共价键的分类（P32、P33）,共价键,原子轨道重叠方式：,电子云是否发生偏向：,极性键和非极性键（P35）,键和键（P32）,共价单键是键； 多重键只有一个键，其余是键；,共用电子对的形成方式：,普通共价键和配位键（P53）,知识储备3：配位键（P53）,定义：一个原子提供一对电子，与另一个接受电子的原子形成的化学键。即：成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的化学键。,知识储备2：键参数：键能、键长、键角（P36）,CH4 109.5,知识储备3：配位键（P53）,形成：一个原子有孤电子对（如NH3、CO、H2O、Cl、 CN 、NO2 等），另一个原子有接受孤电子对的空轨道( 常见过渡金属的原子或离子）。,亚硝酸根NO2-作为配体，有两种方式。 其一是氮原子提供孤对电子与中心原子配位； 另一是氧原子提供孤对电子与中心原子配位。前者称为硝基，后者称为亚硝酸根。 Co（NH3）5NO2Cl2 就有两种存在形式，试画出这两种形式的配离子的结构式。,SCN-是一个“Ambidentate“配体。 SCN-配位时要看中心金属离子。中心金属离子是“硬酸”时，SCN-用氮配位;中心金属离子是“软酸”时，SCN-一般用硫配位。,1、写出二铵合银离子的结构。,2、向CuSO4溶液中滴入少量氨水，写出方程式：,继续滴入氨水，写出方程式：,写出四铵合铜离子的结构。,H3NAgNH3+,Cu2+2NH3H2O=Cu(OH)2+2NH4+,Cu(OH)2+4NH3=Cu(NH3)42+2OH,3、标出分子Al2Cl6中的配位键。,Al,Cl,Cl,Cl,Cl,Al,Cl,Cl,配位数？,SO42,考点2： 了解杂化轨道理论及常见的杂化轨道类型（sp,sp2,sp3）；能用价层电子对互斥理论或者杂化轨道理论推测常见的简单分子或者离子的空间结构。（必考）,C 、N原子的杂化方式？,提醒：使用结构式判断杂化方式时注意是否有孤对电子。,知识储备1： 若中心原子的杂化方式为spx ，则杂化轨道数为1+x （P41）,1、若已知该分子或离子的结构式或电子式，则,1+x = 中心原子的键数 + 孤电子对数,sp3,sp2,sp,sp3,sp2,sp3,2、对于ABn型分子或离子，也可用下法判断(P44),（第1步）中心原子A上的孤电子对数 =,2,A的主族序数 n(8-B的主族序数) 离子化合价,（第2步） 中心原子杂化方式 =中心原子的键数n + 孤电子对数,注意： 1、H原子作配体时（2-1） 2、不能整除时，把0.5作为1。,例：指出下列物质中指定原子的杂化方式：,CH4、 NH3、 NH4+、 C2H4、 C2H2、 CH3CHO、 HCN、 C6H6,H2O、 SO2、 SO3、 CO32、 SO32、 SO42、 CCl4、 NO2、NO3、CH3Cl,sp,sp2,sp3,sp2,sp2,sp3,sp3,sp3,sp2,sp2,sp2,sp3,sp3,sp3,sp3,sp3,sp,sp2,sp2,物质结构与性质,2s 2px 2py 2pz,2s 2px 2py 2pz,H原子轨道：,碳（C）价电子电子结构：,1s,原子轨道：,杂化轨道理论,1、sp3 杂化,（一）、杂化轨道,杂化轨道的特点: 1、只有能量相近的轨道才能互相杂化。杂化后的轨道能量相同，形状相同（电子云一头大，一头小） 常见的有:ns np (n-1)d ns np 2、参加杂化的原子轨道的数目与形成的杂化轨道数 目相同。 3、杂化轨道的成键能力大于未杂化轨道。,4、杂化轨道只用于形成键或者用来容纳未成键的孤对 电子,同一个原子的1个 ns 轨道与3个 np 轨道进行杂化组合。 sp3 杂化轨道间的夹角是 ：10928， 杂化轨道空间构型：正四面体形。,（二）杂化类型,1、sp3 杂化,2、sp2 杂化,C2H4(sp2杂化）,3、sp杂化：,H2O,NH3,解释NH3为什么是三角锥形结构：,NH3分子中含有三个N-H单键和一对孤对电子，由于孤对电子对N-H键的排斥力大（键角为107.3），使得NH3呈三角锥形,对ABn型分子，若中心原子A价层电子对包括成键电子对和孤对电子，则杂化轨道的空间构型与分子的构型不一致。,知识储备2：杂化方式与分子空间构型（P42-P45）,CO2 CH4,对ABn型分子，若中心原子A价层电子对只包括成键电子对，则杂化轨道的空间构型与分子的构型一致；,CH3Cl、SiCl4、 SO42、ClO4,(正)四面体,AB4,正四面体,sp3,H2O、H2S,NH3、PCl3、 SO32、 ClO3 、,SO2,BF3、HCHO 、SO 3 、 CO32、,CO2、BeCl2、HCN,举例,平面三角形,AB3,平面 三角形,sp2,直线,AB2,直线,sp1,V形,AB2,V形,AB2,三角锥形,AB3,分子空间 构型,分子类型,杂化轨道构型(VSEPR),杂化方式,例：1、判断SO2、 SO3、 CO32、 SO32、 SO42 、 ClO3 、 ClO4、的空间构型 2、特例PCl5、SF6 (P44),知识储备3：等电子体（P45）,一些常见的等电子体： 二原子10电子的等电子体：N2、CO、CN、C22 二原子11电子的等电子体：NO、O2 三原子16电子的等电子体：CO2、CS2、N2O、CNO-、N3- 三原子18电子的等电子体：NO2、O3、SO2 四原子24电子的等电子体：NO3、CO32、BF3、SO3(g) 五原子32电子的等电子体：PO43、 SO42、 ClO4、 SiF4、SiCl4,价电子总数=主族序数之和化合价,价电子总数=价电子数之和化合价,如何找等电子体？ 1、同主族元素原子间的相互变化。如CO2与CS2 （不能写SiO2 ）、 SiF4与SiCl4 2、价电子迁移法。即将既定粒子中的某元素原子的价电子逐一转移给组成中的另一种元素的原子，相应原子的质子数也随之减少或增加，变换为具有相应质子数的元素。 如CO2的等电子体确定，还可以采用价电子迁移法：C、O原子的价电子数分别为4、6，从周期表中的位置看，中间夹着N元素，N原子价电子数5，一个O原子拿一个电子给C原子，在电性不变条件下质子数同时变为7（价电子同时变为5），则可换为两个N原子得N2O （由此也可以看出N2与CO互为等电子体） ；如果将C原子的两个价电子转移给两个O原子，元素原子分别转换为1个Be、2个Cl，就可以得到CO2的另一个等电子体BeCl2。,方法指导,3、电子电荷互换法。 即将既定粒子中的某元素原子的价电子转化为粒子所带的电荷。这种方法可实现分子与离子的互判。 如：CN的等电子体查找可用N原子1个电子换作1个负电荷，则N原子换为C原子，离子带2个负电荷，其等电子体即为C22；反之，将CN的电荷转化为1个电子，该电子给C原子，即得N2，若给N原子即得CO。同样可判断HNO3的等电子体为HCO3。,写出CO的结构式、NO2+的电子式并判断其空间构型。,CO,直线型,分子的性质,若A的化合价 = A的主族序数，则为非极性分子,2、溶解性 ：“相似相溶”原理： 一般来说，非极性溶质易溶于非极性溶剂，极性溶质易溶于极性溶剂；若存在氢键，则溶剂和溶质间氢键作用力越大，溶解性越好。,3、同种元素不同价态无机含氧酸分子的酸性比较： 无机含氧酸可以写成(HO)mROn，则n值越大，酸性越强。如酸性：HClOHClO2HClO3HClO4 原因解释：n值越大，R的正电性越高，导致R-O-H中O的电子向R偏移，-O-H也就越容易电离出H+。,知识储备1： 氢键（XHY）的形成条件（P62、63）,X、Y= N、 O、 F,知识储备2：氢键对物质性质的影响（P63）,分子间作用力对物质性质的影响,质分子和溶剂分子间氢键使溶质在溶剂中的溶解度增大 。例乙醇与水任意比互溶；,1)物质的熔沸点升高 （水在常温下为液态、 氨易液化）,2：氢键对物质性质的影响（P63）,2)增强物质的溶解性,P64,一、直接考查 形成条件及表示方法：XHY（X、Y为N、O、F）， 包括分子间氢键和分子内氢键,二、解释问题：,1 ：在测定HF的相对分子质量时，实验测得值一般高于理论值，其主要原因是_ 2、S的氢化物的沸点低于与其组成相似的O的氢化物，其原因是_ 3、乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是： 。,氢键的考查,答1、HF分子间存在氢键，易形成缔合分子(HF)n 2、H2S分子间不存在氢键，H2O分子间存在氢键 3、乙酸的分子间存在氢键，增加了分子间的相互作用,4、N2O沸点(88.49 )比NH3沸点(33.34 )低，其主要原因是_。 5、常温条件下丙烯是气态，而相对分子质量比丙烯小的甲醇，常温条件下却呈液态，出现这种现象的原因是_。 6、为什么对羟基苯甲醛比邻羟基苯甲醛的熔、沸点高？,答4、氨分子之间存在氢键，N2O分子间只存在范德华力。 5、甲醇分子间存在氢键，而丙烯分子间只有范德华力 6、对羟基苯甲醛存在分子间氢键，邻羟基苯甲醛存在分子内氢键,7、：已知苯酚具有弱酸性，其Ka1.11010；水杨酸第一级电离形成的离子 能形成分子内氢键。据此判断，相同温度下电离平衡常数Ka2(水杨酸)_Ka(苯酚)(填“”或“”)，其原因是_。 答： 能形成分子内氢键，使其更难电离出H,8、H2O在乙醇中的溶解度大于H2S，其原因是_。 9、为什么氨气极易溶于水？ 10、 H2O 、HF、NH3 沸点依次降低的原因？,答8、水与乙醇分子间形成氢键，增大了水在乙醇中的溶解度。 9、NH3和H2O均为极性分子，且NH3与H2O分子间形成氢键 10、单个氢键的键能是(HF)n冰(NH3)n，而平均每个分子拥有的氢键数：冰中2个，(HF)n和(NH3)n只有1个，气化要克服的氢键的总键能是：冰(HF)n(NH3)n,物质结构与性质,共价键,化学键,离子键,金属键,定义： 组成粒子： 特征： 强弱判断：,1：共价键的分类（P32、P33）,共价键,原子轨道重叠方式：,电子云是否发生偏向：,极性键和非极性键（P35）,键和键（P32）,共用电子对的形成方式：,普通共价键和配位键（P53）,有饱和性和方向性,一般成键原子半径越小，键长越短, 键能越大，化学键越牢固（用于比较共价键的强弱和解释分子的稳定性）,定义： 组成粒子： 特征 强弱判断：,2、离子键（P51）,判断的离子键强弱,离子半径越 、离子带电荷越 ，离子键就越 。离子键越强，破坏它所需能量就越 。(即晶格能，用于判断比较离子化合物的熔点),小,多,强,大,3、金属键（P56）,定义： 组成粒子： 特征： 无饱和性、无方向性 强弱判断：,判断的金属键强弱,金属离子半径越小、电荷越多，金属键越强。（用于判断比较金属的熔沸点高低）,共价键,化学键,离子键,金属键,晶体,定义： 晶体性质： 晶体分类：,P71,考点2：四种晶体类型的比较,水中,熔融,晶体,较低,很高,较高,差别较大,熔沸点,较低,很硬,较硬而脆,差别较大,硬度,不导电,不导电(Si半导体),不导电,导电,导电性,1、组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间作用力越大。2、注意氢键,原子半径越小，则键长越短，键能越大。,阴阳离子半径越小、电荷越多，离子键越强。,金属离子半径越小、电荷越多，金属键越强。,作用力大小判断 方法,导电,导电,有导有不导,导电,分子间作用力,共价键,离子键,金属键,构成晶体的作用力,分子,原子,阴、阳离子,金属阳离子、自由电子,构成微粒,分子晶体,原子晶体,离子晶体,金属晶体,考点4：典型晶体模型,知识储备1：等径圆球的密堆积 （金属晶体的堆积：已知原子半径晶胞边长 晶胞体积）,简单立方,体心立方,A2,P74,六方最密堆积,面心立方最密堆积,A3,A1,知识储备2：配位数（P74）,在密堆积中，一个原子或离子周围所邻接的形成化学键（金属键、离子键、共价键）的原子或离子的数目称为配位数。,六方最密堆积,体心立方密堆积,A2,面心立方最密堆积,A3,A1,铜面钾体镁六方,空间利用率,配位数,6,8,12,12,简单立方堆积,74,68,74,52,钋po,P79,1、几种常见金属晶体的晶胞和配位数,P79,2、几种常见离子晶体的晶胞和配位数,NaCl型：,CsCl型：,6,8,ZnS型：,4,CaF2型：,1个Ca2+周围有 个F 1个F周围有 个Ca2+,8,4,两种离子的配位数之比与化学式的角码成反比,P81,3、几种原子晶体的晶胞和配位数,金刚石,二氧化硅,硅 氧,石墨（混合型晶体）,4、几种分子晶体的晶胞和配位数,P87,熟记典型的晶体模型： 氯化钠、氯化铯、硫化锌、 金刚石、二氧化硅、 石墨、 干冰、碘,考点2：晶体熔沸点高低的比较,（1）不同晶体：原子晶体离子晶体分子晶体,例：某晶体可作为耐磨材料 某晶体固体时不导电，融化时可以导电. 对二氧化碳气体降温得到的固体是 Fe（CO）5常温下呈液态，熔点为-20.5，沸点为103，易溶于非极性溶剂据此可以判断Fe（CO）5晶体类型为_,（2）同种晶体：判断晶体类型 判断作用力大小 作用力大者熔沸点高,先判断晶体类型，再根据规律比较。,（3）根据常识判断。如H2O和NH3,三维P238,考点1：晶体类型判断,考点3：关于晶体的计算,知识储备1：晶胞组成的计算方法分割法,三维P238,根据晶胞结构确定晶体的化学式,晶体可以看成是晶胞无隙并置而成的。并置是平行移动，不能旋转；因而看一个立方体是不是晶胞，必须看它能否平行移动重合，能重合就是晶胞，不能就不是晶胞，,根据立方体结构判断是否是晶胞,知识储备3：有关晶胞密度的计算,公式：=m/V (m：晶胞质量；V：晶胞体积）,若某晶胞边长为acm，晶胞化学式分子量为M，一个晶胞中含有b个“分子”，则计算过程为：,m=,M,NA,b g,V=a3 cm3,=,Mb,a3 NA,g/cm3,晶胞质量,晶胞体积,晶胞密度,面心立方晶胞,金属原子分布在立方体的八个角上和六个面的中心， 一个晶胞是一个立方体,立方体的一个面是个正方形，在这个面上的三个小球相切，面对角线上有一个完整的原子直径和2个原子半径。,体心立方晶胞,金属原子分布在立方体的八个角上和体心， 一个晶胞是一个立方体,立方体的体对角线上的三个小球相切，体对角线上有一个完整的原子直径和2个原子半径。,金刚石晶胞,碳原子分布在立方体的八个角上和六个面的中心和六个体内， 一个晶胞是一个立方体,立方体的体对角线上最近的两个小球相切，体对角线上有两个小球的空缺，对角线的长度有三个完整的原子直径和2个原子半径。,类似晶胞： 硫化锌、 碳化硅、 砷化镓、 磷化铝、,例1 (1)(2012海南高考，节选)用晶体的X射线衍射法可以测得阿伏加德罗常数。对金属铜的测定得到以下结果：晶胞为面心立方最密堆积，边长为361 pm。又知铜的密度为9.00 gcm3，则铜晶胞的体积是 cm3、晶胞的质量是 g，阿伏加德罗常数为_ (列式计算，己知Ar(Cu)63.6)；,=,Mb,a3 NA,g/cm3,晶胞密度,(2)(2012新课标全国卷，节选)ZnS在荧光体、光导体材料、涂料、颜料等行业中应用广泛。立方ZnS晶体结构如下图所示，其晶胞边长为540.0 pm，密度为_ gcm3(列式并计算)，a位置S2离子与b位置Zn2离子之间的距离为_pm(列式表示)。,【2013新课程-37】,硅是重要的半导体材料，构成了现代电子工业的基础。回答下列问题: (1)基态Si原子中，电子占据的最高能层符号 ，该能层具有的原子轨道数为 、电子数为 。 (2)硅主要以硅酸盐、 等化合物的形式存在于地壳中。 (3)单质硅存在与金刚石结构类似的晶体，其中原子与原子之间以 相结合，其晶胞中共有8个原子，其中在面心位置贡献 个原子。 (4)单质硅可通过甲硅烷(SiH4)分解反应来制备。工业上采用Mg2Si和NH4CI在液氨介质中反应制得SiH4,，该反应的化学方程式为 。,M,9,4,二氧化硅,共价键,3,Mg2Si+4NH4Cl=SiH4+4NH3+2MgCl2,(5)碳和硅的有关化学键键能如下所示，简要分析和解释下列有关事实:,硅与碳同族，也有系列氢化物，但硅烷在种类和数量上都远不如烷烃多，原因是 。 SiH4的稳定性小于CH4，更易生成氧化物，原因是 。,CC键和CH键较强，所形成的烷烃稳定。而硅烷中SiSi键和SiH键的键能较低，易断裂，导致长链烷烃难以生成。,CH键的键能大于CO键，CH键比CO键稳定。而SiH键的键能却小于SiO键，所以SiH键不稳定而倾向生成稳定性更强的SiO键。,(6)在硅酸盐中，SiO44四面体(如下图(a)通过共用顶角氧离子可形成岛状、链状、层状、骨架网状四大类结构型式。图(b)为一种无限长单链结构的多硅酸根；其中Si原子的杂化形式为 。Si与O的原子数之比为 化学式为 。,sp3,1：3,SiO3n2n或SiO32,【2014新课程-37】,早期发现的一种天然二十面体准晶颗粒由Al、Cu、Fe 三种金属元素组成，回答下列问题： （1）准晶是一种无平移周期序，但有严格准周期位置序的独特晶体，可通过 方法区分晶体、准晶体和非晶体。 （2）基态 Fe原子有 个未成对电子，Fe3+的电子排布式为 可用硫氰化钾检验Fe3+，形成的配合物的颜色为 。 （3）新制备的Cu(OH)2可将乙醛CH3CHO)氧化成乙酸，而自身还原成Cu2O。乙醛中碳原子的杂化轨道类型为 ，1mol乙醛分子中含有的健的数目为 。乙酸的沸点明显高于乙醛，其主要原因是 。Cu2O为半导体材料，在其立方晶胞内部有4个氧原子，其余氧原子位于面心和顶点，则该晶胞中有 个铜原子。 （4）Al单质为面心立方晶体,其晶胞参数a=0.405nm,晶胞中铝原子的配位数为 。列式表示Al单质的密度 gcm-3不必计算出结果)。,X-射线衍射,4,1s22s22p63s23p63d5,血红色,sp3、sp2,6NA,乙酸分子间存在分子间氢键,16,12,【2015新课程-37】,锗（Ge）是典型的半导体元素，在电子、材料等领域应用广泛。回答下列问题： （1）基态Ge原子的核外电子排布式为Ar_，有_个未成对电子。 （2）Ge与C是同族元素，C原子之间可以形成双键、叁键，但Ge原子之间难以形成双键或叁键。从原子结构角度分析，原因_ 。 （3）比较下列锗卤化物的熔点和沸点，分析其变化规律及原因_。,3d104s24p2,2,Ge原子半径大，原子间形成的单键较长，p-p轨道肩并肩重叠程度很小或几乎不能重叠，难以形成键；,GeCl4、