自主招生讲义化学反应与能量变化.doc

此文档收集于网络，如有侵权，请联系网站删除第一讲 化学反应与能量变化一、化学反应的本质化学反应的本质是能量驱动。此处的能量是一个广义概念：G=H-TS。当G0正向非自发（逆向自发）；G=0反应处于平衡状态。一个物质系统的能量高低可以通过H、物质的结构是否对称来判断。结构对称性问题还可以用于判断共价分子的极性。从化合价升降及电子的是的观点看，化学反应可分为氧化还原反应和非氧化还原反应。二、氧化还原反应1、氧化还原反应的基本概念及其关系（1）氧化还原反应的基本概念（2）（3）氧化还原反应的基本原则化合价上降总数相等电子得失总数相等2、氧化还原反应的表示方法（1）双线桥法 MnO2+4HCl(浓)= MnCl2+Cl2+2H2O（2）单线桥法 2KClO3=2KCl+3O2（MnO2催化）3、常见氧化剂与还原剂 （1）常见氧化剂a 最高价：KMnO4、 K2Cr2O7、 HNO3、 H2SO4(浓) Fe3+ PbO2 b 活泼非金属 O3O2Cl2Br2I2 c Na2O2(H2O2) HClO(及其盐) MnO2（中间价态氧化性为主）*含氧酸价态越低氧化性越强HClOHClO3HClO4 H2SO3H2SO4（2）常见还原剂 a 最低价 S(-2) I(-1) b 金属单质 （活动性顺序） c S(+4) (SO2 H2SO3及盐) Fe2+4、氧化还原能力强弱的判断（自发的氧化还原反应中）（1）据反应判断 氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物（2）金属 + 非金属 金属阳离子 + 非金属阴离子还原剂 氧化剂 氧化产物 还原产物氧化性：非金属金属阳离子还原性：金属非金属阴离子O2Cl2Br2I2Ag+ Cu2+ H+ Fe2+ Zn2+.(氧化性)K(H)CuAgI-Br-Cl-OH-(还原性)*注意Fe3+的氧化性： Br2Fe3+ I25、氧化还原反应的应用（1）氧化还原方程式的配平氧化还原方程式配平的一般步骤标变价 列变化 求总数 配系数配系数时：一得失 二金属 三酸根（非金属） 四H OKMnO4+HCl=KCl+MnCl2+Cl2+H2OH2S+H2SO4(浓）S+SO2+H2OKClO3+HClCl2+KCl+H2O整体法：若反应物或生成物中有两种元素化合价同时升高或同时降低，配平时，把反应物或生成物中同升或同降的元素看作一个整体，然后在加以配平。（扩展）FeS2 +O2 =Fe2O3+SO2零价法：当反应中元素化合价不易确定时Fe3C+HNO3=Fe(NO3)3+NO+CO2+H2OFe3O4+ HNO3=Fe(NO3)3+NO+H2O待定系数法 原理：待定系数法是一种数学方法，用它配平化学反应方程式的优点是：配平过程中既不涉及复杂的氧化还原反应，只需根据质量守恒定律，使方程式等号两端同种原子数相等，列方程求解，从而得到正确的配平系数。方法：如果完全按照数学中的待定系数法设未知数求解比较麻烦。通常可设某物质（可以是反应物，也可以是生成物）的系数为1，该物质要能控制两种或两种以上的元素，其他与之无关的物质可设未知数解方程。解得的数值可能是整数，也可能是分数。若是分数，将所得系数化简为整数。P4O+Cl2POCl3+P2Cl5拆合法对于方程式中有两个或多个相对独立的氧化还原反应的方程式配平，有多套系数。多套系数中只有一组是正确的，即电子转移数最小的一组是正确的。产生多套系数的原因在于这些氧化还原反应方程式之间没有很必然的联系，将它们乘以不同的因子并加和在一起，即出现多套系数的情况。进行拆合时，只在反应物和生成物之间做文章，不得引入中间产物，否则会出现错误。BrF3+H2OHBrO3+ O2+Br2+HF5 BrF3+9H2O3HBrO3+Br2+15HF4BrF3+6H2O3 O2+2Br2+12HF+ 9BrF3+15H2O3HBrO3+ 3O2+3Br2+27HF取互质数：3BrF3+5H2O=HBrO3+ O2+Br2+9HF离子电子法 氧化还原反应最大的特点就是能将反应拆成两个半反应，如铝与氢氧化钠溶液的反应：2Al+2NaOH+6H2O2NaAlO2+3H2 + 4H2O可以拆成正极：6H2O +6e- 6OH-+3H2 负极：Al+ 8OH- - 6e-2AlO2- + 4H2O 离子电子法步骤和要点如下：先将氧化还原反应方程式改写成半反应并配平，然后将两个半反应加和起来，消去半反应式中的电子即可。需要指出的是：可以依照介质情况，在半反应式中加H+离子或OH-离子，并利用水的电离平衡使两侧的氧原子数和电荷数均相等。即配平时要注意反应介质和方程式两端氢、氧原子数目，其方法可总结如下：介质多一个氧原子少一个氧原子酸性+2H+O2-H2O+H2O2H+O2-中性+H2O+ O2-2OH-+H2O2H+O2-碱性+H2O+ O2-2OH-+2OH-2H2O +O2-MnO4- 酸性（Mn2+） 中性或弱碱性 MnO2 强碱性MnO42-例：把锌粉投入用氢氧化钠碱化的硝酸钠溶液，有氨气产生。试写出配平的化学反应方程式。a.先找出发生氧化和还原的元素，并进行配平： Zn2e- Zn2+4+）N5+ + 8e- N3-1 4Zn+N5+4Zn2+ N3- b.将已配平的式中的各元素写出它们在反应条件下实际存在的物种： 4Zn+NO3-4Zn(OH)42-+ NH3 然后对式进行原子配平：4Zn+NO3-+19H+13O2-4Zn(OH)42-+ NH3 c. 根据反应溶液的酸碱性，确定氢氧原子的具体形态，即为H+和O2-：4Zn+NO3-+7OH-+6H2O=4Zn(OH)42-+ NH3 d. 将离子方程式改写为化学方程式： 4Zn+NaNO3-+7NaOH-+6H2O=4Na2Zn(OH)42-+ NH3（2）氧化还原反应的有关计算计算的基本原则：电子得失总数相等，化合价上降总数相等（3）电化学（以后讲）三、非氧化还原反应（自主招生P6-P9）第二讲 原子结构、元素周期律一、原子结构1、原子构成 质子 （Z） 相对质量 1.007 原子核 中子 （N） 相对质量 1.008 核外电子 相对质量 m(p)2、原子的几个关系 空间关系：原子绝大部分是空间，几乎集中了所有的质量体积极小的核 质量关系：原子核几乎集中了所有质量 电量关系：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数 A=Z+N3、几个概念元素：具有相同质子数的同一类原子的总称核素：具有一定质子数和一定中子数的一种原子称为一种核素同位素：（具有相同质子数和不同中子数的）同种元素的不同核素互为同位素这三个概念都针对原子核4、同位素的相对原子质量元素的平均相对原子质量Ar（X） 公式：Ar（X）=Aa%+Bb%+Cc%+.（近似值为质量数） 同位素的Ar（X） 丰度（加权平均）Ar（Mg）=2478.7%+2510.13%+2611.17%=24.3247（Mg的近似平均相对原子质量）二、核外电子的运动状态1、原子模型的演变1803道尔顿1897汤姆生1911卢瑟福（有核模型）1913波尔理论（行星模型）1926薛定谔（量子模型）（真正的实体逐渐失去了边界）（经典物理学1900年前：牛顿力学，麦克斯韦电磁理论，吉布斯热力学，波尔兹曼统计物理学等组成。1900年普朗克能量量子化假设的提出，标志着量子理论的诞生。量子力学是自然界的基本规律之一，量子力学的基本原理由薛定谔、海森堡、波恩、狄拉克等人经大量工作总结出来的）2、电子运动的特点与宏观物体运动的区别：（略去所有量子力学理论）a、m很小（10-31Kg） b、v很大107-8m/s c、运动空间极小（1）因此，对于电子的运动，我们无法在一确定的时间确定它的位置，此即海森堡不确定性原理：xph/2。x：位移测不准量，p：动量测不准量，h：普朗克恒量=6.62610-34Js。不确定性原理（测不准原理）很好地反映了微观粒子的运动特征波粒二象性；根据量子力学理论，对微观粒子的运动规律只能采用统计的方法作出概率性的判断。（电子云）（2）玻尔理论简介：（核心概念：定态、基态、激发态、跃迁、能级）由于轨道的能量是量子化即不连续的，而E=h，因此氢光谱是线状光谱。不连续性是微观世界的重要特征。玻尔理论无法说明氢原子光谱的精细结构；也不能说明多电子原子光谱。（3）波函数和原子轨道：电子的一种运动状态用一定的波函数表示，波函数(n l m) (x,y,z)也可叫做原子轨道，波函数与原子轨道是同义词。概率密度|(n l m) (x,y,z)|2，其物理意义为电子在核外空间某处单位体积内出现概率的大小，电子云是概率密度的模糊描述，是从统计的概念出发，对核外电子出现的概率密度做形象化的描述。精确描述：薛定谔方程。宏观物体中的轨道、轨迹，与波函数和原子轨道的意义完全不同。3、核外电子运动状态的描述（1）四个量子数的概念 主量子数n：取值1、2、正整数。光谱学中K L M N O P Q意义：a 决定电子能量高低的主要因素 b 描述原子中电子出现概率最大的区域离核的远近。 或曰：n是决定电子层数的 角量子数l：取值0、1、2.（n-1）光谱学符号spdf(g)等，l取值受n的限制。共有0-（n-1）共n个值意义 a 电子绕核运动的角动量由l决定 b 在多电子原子中电子能量由n、l共同决定 c 表示原子轨道或电子云的形状：s球形 p哑铃形 d花瓣形 f更复杂（同层中不同形状的轨道可称为亚层，也叫分层） 磁量子数m： 取值0、+1、+2.+l决定于l共2l+1个值意义a 角动量在z轴上的分量Mz b 决定原子轨道在核外空间的取向s：一种取向，p：三种取向或曰简并度为3（三种取向的p轨道能量相等）等 自旋量子数ms ：取值ms=+，只有两个取值意义：解释原子光谱的精细结构综述：n、l、m一组三个量子数可决定一个原子轨道，但每个原子中的一个电子的运动状态须用四个量子数n、l、m、ms来描述，四个量子数确定后，电子在核外空间的运动状态就确定了。（2）核外电子运动状态的图形描述：电子云轮廓图S电子云：球形，在核外空间半径相同的各个方向上出现的几率相同。1sP电子云：无柄哑铃形，沿某轴向上电子出现的几率密度最大，在另两轴向上和核附近电子出现的几率密度几乎为零2 pd电子云：花瓣形原子轨道的角度分布图注意符号与原子轨道的对称性匹配（3）影响轨道能量的因素屏蔽效应 引起能及分裂 如：E4sE4pE4dE4f钻穿效应 引起能级交错 如：E3d 1.7，发生电子转移，形成离子键；DMg2+Na+ ；Mg2+Ca2+Sr2+Ba2+ 不同电子构型的阳离子：18e-，18+2型9-17型8型复杂阴离子的极化作用一般较小，但电荷高的复杂阴离子也有一定的极化作用。如 SO42 和 PO43。 （5）离子变形性规律：最易变形的是体积大的负离子；复杂阴离子变形性一般较小，中心原子的氧化数越高，变形性越小；18、18+2、9-17型低电荷阳离子变形性也很大；最不易变形的是半径小、电荷高、外层电子少的阳离子。（6）附加极化作用：当阳离子也易变形时，则变了形的负离子也能引起阳离子变形，这种加强的极化作用称为附加极化作用。一般是所含d电子数越多，电子层数越多，附加极化作用越大，电子云重叠的程度也越大，键的极性越弱，共价键的成分增多，越偏向于由离子键过渡到共价键。（7）反极化作用反极化作用指H+对极性键的削弱作用。如NO3 中心的 N(V)电荷很高，极化作用很强，使氧的电子云变形，靠近N(V)的部分呈负性，而H+对其邻近氧原子的极化作用效果相反，因此称H+的极化作用为反极化作用。反极化作用一般常见于含氧酸及含氧酸盐中，如：酸式盐热稳定性一般差于正盐（NaHCO3CuCl2，溶解度：AgFAgClAgBrAgI。金属盐的热稳定性：二元化合物：相互极化作用越大，分解强度越低。CuI2不存在。化合物颜色变化：极化作用越强，共价程度也越高，化合物颜色越深AgX。晶型转变：CsCl 、NaCl、 ZnS配位数分别为8、6、4，即极化效果增强顺序。AgI 0.732 r+/r-0.414应为NaCl型（6配位），由于强的极化作用，晶体结构实为ZnS型（4配位）。6、几种简单离子晶体（AB型）分析（分割法）（1）CsCl型 d=a=0.866a（d为正负离子的核间距，a为晶胞边长）（2）NaCl型 d=0.5a（3）ZnS型 d=a=0.433a（4）离子半径比与配位数的关系离子晶体稳定存在的条件离子半径比r+/r 与配位数的关系从六配位的介稳状态出发，进行半径比与配位数之间关系的探讨。 由勾股定理：(2r-)2=(r+r-)2+(r+r-)2 ，得=0.414 0.2250.414 4 ZnS型： BeS、 CuCl2、 CuBr当r+/r-= 0.4140.732 6 NaCl型： KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO 0.7321 8 CsCl型： CsBr、 NH4Cl 、TlCl二、金属键1、金属键的改性共价键理论：金属阳离子浸在自由电子的海洋中影响金属键强弱的因素：自由电子的多少阳离子电子层结构等2、能带理论（略）在分子轨道理论上发展而来三、密堆积原理1、密堆积原理：由无方向性的金属键、离子键和范德华力等结合的晶体中，原子、离子和分子等微粒总是趋向于相互配位数高，堆积密度大，能充分利用空间，因而体系稳定的那些结构。（1）晶体结构的堆积方式、空隙的形状、大小、数目及其分布特征直接影响到这种堆积的结构及其性质，因而密堆积原理是晶体结构中的普遍原理，对于研究金属晶体、离子晶体和分子晶体的结构与性质十分重要。（2）金属原子的电子云分布基本上是球对称的，可以把同一种金属晶体看成是由半径相等的圆球构成，因此金属晶体的结构可用等径圆球的密堆积模型来研究。常见的堆积形式有：、和等。（3）离子键是正负离子间的强烈的静电作用。在离子晶体中，正负离子的电子云呈球对称，没有方向性和饱和性，正负离子尽可能地与异号离子接触，采取最密堆积。因此离子晶体的结构可看作不等径球的堆积。一般将负离子看成是大球，作等径球的堆积，正离子看成是为小球，填充在大球所形成的空隙中，即正离子填在负离子所形成的多面体空隙中。有时也有相反的情况，如在CaF2 晶体中。空隙有立方体空隙、八面体空隙、四面体空隙和三角形空隙等。（4）共价键具有方向性、饱和性，使分子具有一定的形状，因而影响分子的紧密排列。而范德华力没有方向性、饱和性，有利于分子的紧密排列。2、等径球的密置层和密置双层晶体的堆积主要分密置层堆积、最密堆积和密堆积。晶体中堆积形成的填隙（又称空隙），相对要抽象一些。（1）密置层堆积一般都是等径圆球堆积，只有一种方式，每个球与6个球紧密接触（配位数为6），形成6个三角形空隙，每3个球组成一个三角形空隙，但有两种方式，即“”和“”，其中1、3、5三角形空隙的底边在下、顶点在上，2、4、6三角形空隙的底边在上、顶点在下。如图1 所示。图1 等径球的密置层（2）密置双层堆积指在堆积第二层等径球时，这个密置层中圆球的凸出部位正好处于第一密置层的凹陷部位，也就是一个球同时与第一密置层的三个球接触，它可以占据1、3、5空隙，也可占据2、4、6空隙，但不会两者都占，也不会混合占据。如果占据1、3、5空隙，第一密置层中的1、3、5三角形空隙转化成密置双层中的底面在下、顶点在上的正四面体空隙，见图2-（a）。而2、4、6三角形空隙转化成正八面体空隙O，见图2-（c）。注意在7位还有一个底面在上、顶点在下的正四面体空隙，见图2-（b）。两个密置层间形成的空隙种类及分布如图3所示。图2 三种空隙（a）四面体空隙（b）四面体空隙（c）八面体空隙O第一层为细线球、第二层为粗线球，下同图3 密置双层及空隙分布(3) 立方最密堆积和六方最密堆积第三层等径球堆积有两种情况。一种是第三层球的中心位置落在密置双层的正四面体空隙之上，即第三层球的位置与第二层错开但与第一层球相同，成abab堆积。a层的上、下方均是b层，b层的上、下方均是a层。这种堆积称为型堆积，重复周期为两层。由于在这种堆积中可划出六方晶胞，故称为六方最密堆积，英文名简写成hcphexagonal closest packing。在密置层的垂直方向即六方晶胞的c方向上空隙分布的特点为：或者始终是八面体空隙（如2、4、6等处），或者始终是四面体空隙（如1、3、5等处），且四面体空隙与交替分布。它们的位置分布是:上层3个顶点位置的圆球与中层3个球构成一个八面体，中层3 个球与下面3 个顶点构成另一个八面体；晶胞中间一个球分别与上面3 个球和下面3 个球形成2 个四面体，每条棱上还分布有2 个空隙，在4 条棱上共分布有8 个，折算为2 个，814=2（每条棱上空隙为4 个晶胞共有）。还要注意的是，六方堆积中抽出的晶胞，并不是平行八面体，而是平行六面体（可抽出3 个平行六面体）。同时要清楚各球的位置，参见图5。在堆积的六方晶胞中四面体空隙极为重要，空隙中心两个在棱上即；，两个在体内；。图4表示了型堆积及晶胞等情况。图4 型最密堆积及其晶胞第二种堆积方式是第三层球的中心位置落在密置双层正八面体空隙2、4、6等位置之上，即第三层球的中心位置既与第二层球错开又与第一层球错开，在第二、第三层的2、4、6等处形成正四面体空隙。第四层与第一层相同，即abcabc堆积，称为型堆积，重复周期为3层。由于能划出面心立方晶胞（见图5(a)，(b)），故称为立方最密堆积，英文名简写成ccpcubic closest packing。堆积中在密置层的垂直方向即面心立方晶胞的体对角线方向上，空隙分布以正四面体空隙、正八面体O、正四面体空隙为一个周期排布。如图5(b)中a1球与a2球的体对角线方向上，a1与面心b2、b4、b6组成空隙，6个面心b2、b4、b6、c2、c4、c6组成O空隙，三个面心c2、c4、c6与a2组成空隙（见图5(e)）。空隙中心分别位于对角线、处，另外，12个棱心位置也是八面体空隙的中心。面心立方晶胞的4条体对角线均是密堆积方向。、型最密堆积的空间利用率均为，球的配位数均为12。图5 型最密堆积及其晶胞面心立方最密堆积（A1 型）中的空隙：每个晶胞中有4个八面体空隙和8个四面体空隙。见下图：(4)体心立方堆积（）和金刚石堆积（）密堆积的结构如图6所示，每个等径球邻接8个球，如将此等径球置于立方体的体心位置，则8个最近的配位球位于立方体的顶点位置。注意这8个球均与体心球密接触，但彼此之间并不接触，见图6(a)。体心立方堆积英文名简写成bcpbody-centered cubic packing，空间利用率为68.02，因而不是最密堆积。在堆积中有很多变形的八面体空隙、四面体空隙和三角形空隙。晶胞的每个面的中心和每条边的中心点，均是由6 个圆球围成的八面体，每个球平均可摊到3 个这种空隙。这种空隙不是正八面体，而是沿着一个轴压扁的变形八面体；另一种空隙为变形四面体空隙，处在晶胞的面上，每个面上有4 个四面体中心，每个球平均可摊到6 个这种空隙（参见下面图6），晶胞中共有6 个这种八面体和12 个四面体。此外，晶体中各种密堆积包含的空隙的重复方向也很重要，也就是这些八面体空隙和四面体空隙在空间利用上是重复利用的，即空间某一点不是只属于某个多面体所有，由于划分方式不同，有时算这个多面体，有时算另外一个多面体。在上面的三种堆积型式中，四面体空隙数与八面体空隙数之比，均为2:1。见图六：密堆积的配位数为8，如还考虑次近6个体心位置的球，则为14。图6 堆积及其晶胞堆积如图7，图中除立方体的顶点位置与面心位置4个白球外，还有4个标有黑影的园球位于四条体对角线的或处，且彼此错开排列，空间利用率仅为34.01，因而不是密堆积。密堆积的配位数为4。采取这种结构的主要原因是由于共价成键的需要。图7 堆积及其晶胞综上所述，A1 型堆积中在密置层的垂直方向即面心立方晶胞的体对角线方向上，空隙分布以正四面体空隙、正八面体空隙O、正四面体空隙为一个周期重复排布。、O、空隙的位置分别位于体对角线的1/4，1/2，3/4 处，12条棱心位置也是八面体中心的空隙。A3 型堆积中，在密置层的垂直方向，即六方晶胞的c 方向上，空隙分布的特点为：始终是八面体空隙或始终是四面体空隙，四面体空隙在两个在棱上（0，0，3/8）处和（0，0，5/8）处，两个在体内(2/3，1/3，1/8)处和(2/3，1/3，7/8)处。八面体空隙中心的位置参数为(2/3，1/3，1/4)；(2/3，1/3，3/4)。A2 型堆积中，这些多面体共面连接，连接面为平面三角形空隙，每个球平均摊到12 个三角形空隙。A4 型堆积中，每个球的配位数均为4，这种堆积不属于密堆积，采取这种方式堆积的主要原因是由于共价成键的需要。各种堆积形成的空隙大小r，对离子化合物的结构有重要影响。离子化合物可看成是由较大半径的离子形成密堆积，而相反电荷的较小离子填入较大离子形成的空隙。A1与A3堆积，r(四面体) =0.225R，r(八面体) = 0.414R。A2堆积，r(四面体) = 0.291R，r(八面体) = 0.154R离子晶体的结构是多种多样的，对于二元离子晶体，按不等径圆球密堆积理论，可把它们归纳为六种基本结构类型，在表1中列出。表1 几种典型的离子型晶体的堆积及其性质结构类型点阵型式负离子堆积方式正离子所占空隙一个晶胞中正离子未占据的另一类空隙类型份额结构基元数结构基元的内容CsCl立方立方简单堆积立方体11CsClNaCl立方立方最密堆积正八面体14NaCl正四面体立方ZnS立方立方最密堆积正四面体4ZnS正八面体六方ZnS六方六方最密堆积正四面体12ZnS正八面体立方立方简单堆积立方体4四方(假)六方密堆积八面体12四面体可见，掌握了等径球的堆积方式及其空隙的类型与分布，不难理解典型离子晶体的结构。（5）空间利用率计算A1型：a=2R（a晶胞边长 R圆球半径）故V胞=a3=16R3 V球=4（4/3R3）=16/3 R3空间利用率为16/3 R3/16R3 =74.05%A3型：与之同为74.05%A2型：（体对角线三球相切）V胞=a3= V球=2R3空间利用率为：8/3R3/R3=68.02%四、共价键理论1、共价键基础知识（VB法为基础分析） 理论要点：（1）共价键是通过自旋相反的电子配对和原子轨道的最大重叠而形成的，从而使体系达到能量最低状态（2）共价键特点：方向性，饱和性。有几个成单电子可成几个共价键，电子云最大重叠，决定了方向性（3）共价键的类型：键：头碰头式键：肩并肩式键：两原子的d轨道电子云一对称性匹配重叠“面对面式”（了解）配位键：成键双方中：一方有孤对电子，一方有空轨道（价电子层中）例CO： 有、两种键型，而C2s22p2有空p轨道，故可形成配位键。所谓反馈键 (皆8电子稳定)从而造成氧的动态电负性降低，碳的动态电负性增大，其性质与等电子体N2类似。（由于CO中C有孤对电子，电负性小，故为强场配体）（4）几点说明：配位键一旦形成等同于正常共价键含有配位键的离子和化合物普遍存在 （配合物专题）双键中的键 （成键）为镜面反对称，故含双键的物质可能有cis-（顺）trans-（反）异构体VB法缺陷： 难以解释分子构型2、Lewis共价键理论添加了未成键电子的结构式叫Lewis结构式。如现在我们所应用的Lewis共价键理论结合了八隅体、VB法和共振论，其要点为：（1）判断中心原子和配位原子：电负性小半径大者为中心原子，电负性大半径小者为配位原子。（2）计算分子或离子中的成键数：ns= no -nv 成键数=1/2nsns：成键电子数no：所有原子皆8电子构型时电子总数（H为2）nv：价电子的和（中心原子价电子数和配位原子所提供的价电子数）如HOCN 成键数=1/2（38+12-1-6-4-5）=5（3）据总键数及各原子价电子数进行排列组合a式 b式 c式（4）据形式电荷QF判断其稳定性（QF=0最稳定，+-+-次稳，+-不稳）QF=核外总电子数8。如a式中O：QF=108=2，形式电荷QF为+2 ，N：QF=-2故a式不稳定，同理知b式亦不稳定，故HOCN的Lewis结构式为c式。例： N2O ns=38(25+6) 成键数=4 a、b共振利用QF判断稳定性（5）修正成对电子形式：练习 HN3 (真实结构)*共振式中:原子骨架位置不变共用电子对数相同（即键数相同）必需遵循八隅体理论（若第三周期及以后可修正）。*据Lewis结构理论粗略估计键级如N2O中 键级为（3+2）/2=2.5（共振平均）*Lewis结构理论的弥补 HNO3的Lewis结构式如上是不对的。无空轨道不能修正，SiF6等可修正（若价电子层无空轨道，富电子也不能修正）A A A A A A富电子缺e允许价电子数83、杂化轨道理论（1）理论要点由于轨道杂化后电子云更加集中，即杂化后增强了成键能力，故可杂化电子激发所需能量由更易成键释放能量补充之杂化遵循能量相近和轨道数目守恒两原则分为等性杂化和不等性杂化两种类型只有考虑分子形成时，杂化才有可能（杂化是为增强成键能力）（2）常见杂化类型常见杂化类型：sp sp2 sp3 sp3d(dsp3) sp3d2(d2sp3) dsp2 (sp2d)