高中化学笔记加竞赛全集

中学化学笔记加竞赛全集

TheNoteofHighSchoolChemistryCompetition

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唐琳杰

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中学化学笔记加竞赛全集

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2.1原子结构

2.2.1原子结构理论的初期发展

1.人们对原子结构的相识

“原子”的概念一一古希腊思想家德谟克利特首先提出；

近代原子学说一一1803年，英国化学家道尔顿提出。其要点（1）一切化学元素都是由不能再分割的微粒一一原子组成的；（2）

原子是保持元素化学性质的最小单元；（3）两种或多种元素的原子结合而成化合物的分子，分子是保持化合物化学性质的最小单

位。

2.原子的组成

（1）电子的发觉：

①1879年，英国科学家克鲁克斯（W.Crookes）总结了对阴极射线的探讨；

②1897年英国物理学家汤姆森（）确认阴极射线是带有负电荷的微观粒子一一电子，并测定了电子的电荷及质量之比（1.759X

8

ioc-g-'）,并证明这种粒子存在于任何物质中。

③1909年美国物理学家密立根（RobertA.Millikan）测定了电子的电量为1.602X10-支，从而计算出一个电子的质量等于9.11X

10-28g,约为氢原子质量的1/1840。

（2）元素的自然放射性

原子是电中性的，电子带负电，那么原子中必定含有带正电荷的组成部分，且正电荷总量=电子所带的负电荷总电量。放射性元

素衰变是放出a射线，带正电，说明原子中含有带正电荷的微粒。

（3）原子含核模型的提出

1911年，卢瑟福（RenestRutherford,英国物理学家）a散射试验，提出含核原子模型：原子的质量几乎全部集中再带有正甩荷

的微粒一一原子核上，核的直径只有原子直径的万分之一，带负电的电子象地球围绕太阳运转一样围围着原子核高速运转。

（4）原子结构的进一步相识：

发觉中子，不带电荷，确立近代原子结构模型。

3.氢原子光谱和玻尔（Bohr）理论

氢原子的线状光谱（如右图）经典理论不能说明。

1913年，丹麦物理学家玻尔（Bohr）提出三点假设：

（1）电子不是在随意轨道上绕核运动，而是在一些符合确

h

定条件的轨道上运动。这些轨道的角动量P必需等于方

的整数倍，也就是说，轨道是“量子化”的。

（2）电子在离核越远的轨道上运动，其能量越大。所以，氢原子光谱

在正常状况下，原子中的各电子总是尽可能的处在离核最

近的轨道上，这时原子的能量最低，即处于基态。当原子

从外界获得能量时，电子可以被激发到激发态。

（3）由于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核较近的轨

道上，在跃迁的同时会以光的形式释放出能量。

Ap=—Sj

玻尔理论的胜利点：1）提出了量子的概念；2）胜利地说明

白氢原子光谱的试验结果；3）用于计算氢原子的电离能。

玻尔理论的局限性：1）无法说明氢原子光谱的精细结构；

2）不能说明多电子原子、分子或固体的光谱。

电子在不同的电子层间发生跃迁

2.1.2核外电子运动的特征

1.微观粒子的波粒二象性

（1）光的波粒二象性：1）粒子性——光电效应；波动性一一光的衍射、干涉等现象。依据普朗克（Planck）的量子论和爱因斯

坦（A.Einstein）的光子学说，光的能量及频率之间存在如下关系

E=hv（〃：普朗克常数6.62X10-34J、）

结合质能联系定律可以推出

E加入

尸D=me=—=—=—

ccA

能量E和动量P：表征粒子性；频率V和波长4：表征波动性。

<2）微观粒子的波粒二象性一一德布罗意波：

德布罗意（L.deBroglie,法国物理学家）1924年提出实物粒子也具有波粒二象性的假说，存在着如下关系:

P

这种波叫作物质波，亦称为德布罗意波。并于1927年由戴维逊（）和革末（）的电子衍射试验得到证明

微观世界如何相识一一考虑微观粒子运动的统计规律。

2.测不准原理

海森堡（W.Heisenberg,奥地利物理学家）1927年提出了测不准原理，同时精确测定一个微粒的动量和位置是不行能的:

△x

In,或

式中Ax为粒子的位置的不准量，△产为粒子的动量的不准量，△v为粒子速度的不准量。

（1）对于宏观物体子弹，m=0.01kg,v=1000m•s-1,若Ax=l（T4m,则

h662x10-"

Av=---------------------T-

2mN2x314x001x10

Av>lO54xlO-Mms"

可以忽视不计一一宏观物体的速度和位置可以同时精确测定！

（2）对于微观粒子电子,Ax®slOIIm,m=9.11X10-3lkg,则

八、h662x103

2smAx2x314x9HxlO^xlfl-11

Ap>1,157xlOTm

大于电子的速度（lO^n-s-1）.所以，电子等微观粒子速度和位置不行以同时精确测定。

2.2核外电子的运动状态

2.2.1薛定用方程和波函数

1.描述核外电子运动状态的基本方程一一薛定谓方程

微观粒子具有波粒二象性，其速度和位置不能同时精确测定，如何描述其运动规律？用统计的方法来描述和探讨粒子的运动状态

和规律，量子力学。

1926年，薛定渭（ErwinSchrodinger,奥地利物理学家）提出了描述核外电子运动状态的波动方程（薛定谓方程）：

际3VWw8/m/D人n

X,y,z：核外电子的空间坐标；E：电子的总能量；V：势能；，"：电子的质量；h：普朗克常数；％波函数。

2.波函数甲、原子轨道和概率密度

1）薛定谓方程的解波函塾中是量子力学中描述核外电子运动状态的数学函数式，及电子的空间坐标有关。

2）波函数的空间图象就是原子轨道；原子轨道的数学表示式就是波函数。

3）波函数+描述了核外电子可能出现的一个空间区域（原子轨道），不是经典力学中描述的某种确定的几何轨迹。

4）中没有明确的物理意义，但|YF表示空间某处单位体积内电子出现的概率（概率密度）。

2.2.2四个量子数

",/,机是薛定娉方程有合理解的必要条件，称为量子数。对应于一组合理的〃,/,，〃取值则有一个确定的波函数Kj.m（x,yz）。还有

一个描述电子自旋特征的量子数加。

1.主量子数”

主量子数：描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，或者说代表电子层数。

取值：1、2、3、……等正整数。n越大，出现概率最大区域离核越远，能量越高。

光谱学符号为：

n1234567

电子层数KLMNOPQ

2.角量子数/

角量子数：表示原子轨道角动量的大小，原子轨道或电子云的形态，即电子亚层。

取值：0、1、2、3、4……(n-1)(共n个取值)，对应的光谱学符号s、p、d、卜……,电子云形态分别为球形、哑铃形、花瓣

形……等。从能量角度上看，这些分层也常称为能级。

3.磁量子数”,

磁量子数：表征原子轨道角动量在外磁场方向上重量的大小，即角动量"的空间取向

原子轨道在空间的伸展方向。

取值：0,±1,±2........±I,有2/+1个取值。

1)说明白线状光谱在外加磁场的作用下的分裂现象。

2)在没有外加磁场状况下，同一亚层的原子轨道，能量是相等的，

叫等价轨道或简并轨道。

4.自旋量子数，入

自旋量子数：代表了自旋角动量在外加磁场方向重量的大小，

表示自旋状态。自旋量子数狐有两种取值

取值：用，=±±一般用和表示。

说明白氢光谱的精细结构。

总结：原子中每个电子的运动状态可以用"」•切•冽,四个量子

数来描述，它们确定之后，则电子在核外空间的运动状态就确定

2.2.3波函数的空间图象

1.概率密度的表示方法

(1)电子云：在以原子核为原点的空间坐标系内，用小黑点密度表示电子出现的概率密度，离核越近，小黑点越密，表示电子在

那些位置出现的概率密度大；离核越远，小黑点越稀，表示电子在那些位置出现的概率密度小。

(2)等概率密度面图：将电子在原子核外出现的概率密度相对值大小相等的各点连接起来形成一个曲面叫做等概率密度面。

(3)界面图：界面图是选择一个等密度面，使电子在界面以内出现的总概率为90~95%o

a)Is电子云b)Is态等几率密度面图c)1s态界面图

氢原子1s电子几率密度分布的几种表示方法

各种状态的电子云的分布形态:

S电子云PxPyPz

P电子云

*#*

rf-Q4”

，r，

dQJ勺

d电子云

电子云的轮廓图

y(M9)=R(力Y(，M

R(r)——径向分布部分，仅及r(原子轨道半径)有关，及空间取

向无关。

Y(q,f)——角度分布部分，只取决于轨道的空间取向，及轨道半

径无关。

(1)径向分布：在半径为r、厚度为Ar的球壳内发觉电子的概

率为《prZrlRSj,将其除以Ar,得到W)=钻/即)「，以

D(r)〜r作图，可得各种状态的电子的概率的径向分布图。*,Of

氢原子电子云的径向分布图

(2)角度分布

丫(痴)对面作图可得原子轨道的角度分布图，对面作图可得到电子云的角度分布图。

①原子轨道角度分布图胖一点，而电子角度分布图瘦一点。这是因为%Y%<1,所以%Y/2</Y%。

②原子轨道角度分布图有“+”、“一”，符号表示Y(qJ)的角度分布图形的对称性关系，符号相同则表示对称性相同，符号相反

则表示对称性相反；而电子云角度分布图均为正值。

原子轨道的角度分布图电子云的角度分布图

2.3原子的电子层结构及元素周期系

2.3.1多电子原子的能级

1.鲍林近似能级图

（1）对于氢原子或类氢离子（如He+、Li?*）原子轨道的能量：

1原子轨道的能量E随主量子数n的增大而增大，即EKE2—

I而主量子数相同的各原子轨道能量相同，即E«=E4p=E4d=E4f。

（2）多电子原子轨道能级图

1939年，鲍林（Pauling,美国化学家）依据光谱试验的结果，提出了多电子原子中原子轨道的近似能级图，又称鲍林能级图。

a）近似能级图按原子轨道能量凹凸排列。

b）能量相近的能级合并成一组，称为能级组，IADA._inB-vm3Qtfl中

1BllBlllA~*Ac,la系iBi部MUMU

共七个能级组，原子轨道的能量依次增大，能级

:二百wu14

组之间能量相差较大而能级组之内能量相差很VII昌VPr~Uu9

小。

l«

c）在近似能级轨道中，每个小圆圈代表一个原6,0“00CC8C\1C・~Rn

C*11

子轨道。S.—二*It~X。

aV

d）各原子轨道能量的相对凹凸是原子中电子排已即000co

IV*itK~Kr

布的基本依据。

4■NA~Ar

e）原子轨道的能量：/相同时，主量子数n越III

C

n.■ti-Ke

大能量越高。

1.0I1tH~He

原子轨道的近似能级图

主量子数"相同，角量子数/越大能量越高，即发生“能级分裂”现象。

例如：E4S<E4P<E4d<E4f

当主量子数”和角量子数，同时变动时，发生“能级交织”。

例如：九<54/

“能级交织”和“能级分裂”现象都是由于“屏蔽效应”和“钻穿效应”引起的。

屏蔽效应：a.内层电子对外层电子的作用；b.有效核电荷Z*；

c.屏蔽系数o；Z*=Z-o

各电子层电子屏蔽作用的大小依次为：K>L>M>N>O>P……

屏蔽效应使原子轨道能量上升。

钻穿效应：外层电子钻到内部空间而靠近原子核的现象，通常称

为钻穿作用。由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发生变更

的现象称为钻穿效应，钻穿效应使原子轨道能量降低。

钻穿效应

2.核外电子排布的三个原则

（1）泡利不相容原理：一个原子轨道最多只能容纳2个自旋相反

的电子，即在同一个原子中没有四个量子数完全相同的电子。每

个电子层中原子轨道的数目是/个，因此每个电子层最多所能容

纳的电子数为2/个。

（2）能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能

分布到能量最低的轨道。

（3）洪德规则：也叫等价轨道原理，电子在能量相同的原子

轨道上排布时，总是尽可能地以自旋方向相同的形式分占不同的

轨道，此时体系能量低、稳定。电子填入轨道次序图

洪德规则的特例：等价轨道全充溢（/A/。,/，，半充溢（p3,/J）

和全空（P°,小，）状态比较稳定。

例如，氮原子核外有7个电子，核外电子排布为Is22s氮原子核外电子的排布图

3.电子结构式

Ne(Z=10)：Is22s22P6

Na(Z=ll)：1522522p63^'

K(Z=19)：Is22s22P63s23P64sl

简化写法,用稀有气体表示全充溢的结构,称为原子实。例，Ca(Z=20)：Is22s22P63s23P64s2简写为[Ar]4s2；Cr(Z=24)：

1s22s22P63s23P63d54si,简写为[Ar]3/4Si.

2.3.2核外电子排布及周期系的关系

1.每周期的元素数目

周期：元素周期表中的行，共分为七个周期，及七个能级组相对应。

每个周期的元素数量等于各能级组对应的原子轨道所能够容纳的最多电子数。

元素周期表中的周期及各周期元素的数目

能级组内原子轨所能容纳的最多电子

周期能级组最大元素数目

道数

111s22

222s2p88

333s3p88

444s3d4p1818

555s4d5p1818

666s4f5d6p3232

777s5f6d3232

2.元素在周期表中的位置

元素在周期表中所处周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数。

族：元素周期表中的列，共有7个主族（IA〜VIIA族）、零族、7个副族（IB〜VIIB族）和VIII族（含3列）。元素在周期表中的族

数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数。

各主族元素（IA〜VIIA）、第IB、第IIB副族元素的最外层电子数等于族序数；零族元素最外层电子数为2或8,是全充溢结构；

第ni至第VIIB族元素的族的序数等于最外层s电子数及次外层d电子数之和；vin族元素的最外层s电子数及次外层d电子数之

和为8,9,10«

3.元素在周期表中的分区

铜系元素/区

钢系元素(n-2)/ns2~(n-2)/4ns2(有例外)

2.3.3元素性质的周期性

1.原子半径

常用的原子半径有三种：

1共价半径：同种元素的两个原子以共价单键连接时，它们核间距离的一半叫做共价半径。

I金属半径：把金属晶体看成是由球状的金属原子积累而成的，假定相邻的两个原子彼此相互接触，它们核间距离的一半叫

做金属半径。

范德华半径：当两个原子之间没有形成化学键而只靠分子间作用力(范德华力)相互接近时，两个原子核间距离的一半,

叫做范德华半径。

原子半径的周期性变更：

主族元素原子半径的递变规律特别明显。同一

周期中，随着原子增大，原子半径依次减小，

这是因为有效核电荷数增大,原子核对核外电

子吸引力增加。同一主族中，自上而下各元素

的原子半径依次增大，这是因为原子的电子层

数增多，核电荷数渐渐增加。

同一周期中，副族的过渡元素随核电荷增加，

有效核电荷增加得比较缓慢，从左至右原子半

径减小幅度不大。锢系、钢系元素随着原子序

数的增加，原子半径减小的幅度很小，我们把

这一现象称为锢系收缩。副族元素自上而下原

子半径变更不明显，特殊是第五周期和第六周

期的元素，它们的原子半径特别相近。这主要

是锢系收缩所造成的结果。

主族元素的原子半径(nm)

2.电离能、电子亲合能

(1)元素的电离能：使基态的气态原子或离子失去电子所须要的最低能量称为电离能。其中使基态的气态原子失去一个电子形

成+1价气态正离子时所须要的最低能量叫做第一电离能，以h表示；从+1价离子失去一个电子形成+2价气态正离子时所需

的最低能量叫其次电离能，以卜表示，依此类推。电离能的单位为kJ.moir。对于同一种元素＜…。

元素的第一电离能随着原子序数的增加呈明显的周期性变更。在同一主族中自上而下，元素的电离能一般渐渐减小。这是因为随

着原子序数的增加，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引实力减弱，价电子简洁失去，故电离能依次减小。在同一周期中

从左至右，电离能总的趋势是渐渐增大的，其中主族金属元素的第一电离能较小，非金属元素的第一电离能较大，而稀有气体的

第一电离能最大。

25d

1

0102030405060708090100

原子序数Z—

元素第一电离能L随原子序数Z的变更

元素的电子亲合能：某元素的一个基态的气态原子得到一个电子形成一1价气态负离子时所放出的能量叫该元素的第一电子亲合

能，常用昂表示；及此相类似，有元素的其次电子亲合能员以及第三电子亲合能E3,其数值可用来衡量原子获得电子的难易。

单位一般采纳kJ-moir。

一般元素昂<0,表示得到一个电子形成负离子时放出能量；个别元素所>0,表示得电子时要汲取能量，这说明该元素的原子变

成负离子很困难。

»

元素的电子亲合能随原子序数的变更（图中的稀有气体的数值来自于理论计算）

3.元素的电负性

（1）电负性：1932年鲍林首先提出，定量地描述分子中原子吸引电子的实力，通常用X表示。

（2）电负性的取值：相对值，XF=4.0,依据热化学数据比较各元素原子吸引电子的实力，求出其它元素的电负性。

元素的电负性数值愈大，表示原子在分子中吸引电子的实力愈强。

4.元素的金属性和非金属性

同周期元素从左至右，由于核电荷依次增多，原子半径渐渐减小，最外层电子数也依次增多，电负性依次增大，因此，元素的金

属性依次减弱，非金属性渐渐增加。以第三周期为例，从活泼金属钠到活泼非金属氯。

同主族元素自上而下电负性减小非金属性减弱，金属性增加。例如第VA族，从典型的非金属N变为金属Bi。

一般非金属元素（除硅外）X>2.0以上，金属元素（除伯系元素和金）X<2.0o

2.4化学键及分子结构

化学键:分子中的两个或多个原子（或离子）之间这种猛烈的相互作用。

化学键的类型：离子键、共价键和金属键。

2.4.1离子键

1.离子键的形成

1916年柯塞尔（W.Kossel,德国化学家）依据稀有气体原子的电子层结构特殊稳定的事实，提出了离子键理论。要点：

电负性小的活泼金属及电负性大的活泼非金属原子相遇时，都有达到稀有气体原子稳定结构的倾向，因此电子简洁从活泼金属原

子转移到活泼非金属原子而形成正、负离子，这两种离子通过静电引力形成离壬键.

由离子键形成的化合物叫离子化合物。例如NaCI分子的形成过程如下：

静电引力

川够力一J两，(2/2尸》

26'3的一｝--------------nNa*Cr

离子化合物的特点：主要以晶体的形式存在，具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶于水后其水溶液均能导电。

当两个正、负离子接近的时候既有相互吸引又有相互排斥，总势能为：

当正负离子核间的距离达到某一个特定值

Ro时，正负离子间的引力和斥力达到平衡，

整个体系的总能量降至最低。这时体系处于

一种相对稳定状态，正负离子间形成一种稳

定坚固的结合，也就是说在正负离子间形成

了化学键。

2.离子键的特征

离子键的本质是静电引力，没有方向性也没有饱和性。

3.离子键的离子性及及元素的电负性关系

相互成键的原子之间电负性差值(一般大于1.7)越大，形成的离子键的离子性成分也就越大。

4.离子的特征

(1)离子的电荷:离子的电荷数是形成离子键时原子得失的电子数。

正离子电荷一般为+1、+2.最高为+3、+4；

负离子电荷较高的如一3、一4的多数为含氧酸根或配离子。

(2)离子的电子层构型：

a.2电子构型：最外层为2个电子的离子，如Li*,Be?+等。

b.8电子构型：最外层有8个电子的离子，如Na，,CP,一等。

c.18电子构型：最外层有18个电子的离子，如Zd+,Hg2+,CiT,Ag*等。

d.(18+2)电子构型：次外层有18电子，最外层有2个电子的离子，如Pb2+等。

e.(9~17)电子构型：最外层电子为9~17的不饱和结构的离子，如Fe2+,Cr3+,Mi?+等。

不同正离子对同种负离子的结合力的大小有如下的阅历规律：

8电子层构型的离子<9~17电子层构型的离子<18或18+2电子层构型的离子

(3)离子半径：在离子晶体中正负离子的接触半径。把正负离子看作是相互接触的两个球，两个原子核之间的平均距离，即核

间距就可看作是正负离子的半径之和，即d=r++r^

离子半径的变更规律：

a.在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层数依次增多，所以具有相同电荷数的同族离子的半径依次增大。例如：

Li+<Na+<K^<Rb"<Cs+

F<Cl<Br<1

b.在同一周期中主族元素随着族数递增，正离子的电荷数增大，离子半径依次减小。例如：

Na+>Mg2+>Al3+

c.若同一种元素能形成几种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的半径。如：

rpe3'(60pm)<rFe2(75pm)

d.负离子的半径较大，约为130Pm~250pm,正离子的半径较小，约为10pm~170pm。

e.周期表中处于相邻族的左上方和右下方斜对角线上的正离子半径接近。例如：

Li+(60pm)«=Mg2+(65pm)

Sc3(81pm)^Zr4^(80pm)

NaX95Pm尸Ca?+(99pm)

2.4.2共价键及分子构型

同种原子或两个电负性相差较小的原子如何形成分子？19利年路易斯提出了原子间共用电子对的共价键理论。

依据共价键理论，成键原子间可以通过共享一对或几对电子，达到稳定的稀有气体的原子结构，从而形成稳定的分子。这种原子

间靠共用电子对结合起来的化学键叫做共价键。由共价键形成的化合物叫共价化合物.例如，见、氏0、HC1、N2分子用电子式

表示为：

H：HH：0：HH：ClNN

近代共价键理论：价键理论(VB法)、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论(VSEPR法)和分子轨道理论(M0法)。

1.价键理论

(1)共价键的形成：

用量子力学处理氢分子结构得到的结果表明：当两个氢原子相互靠近时，可能形成两种状态：“基态”和“排斥态”。从能量的角

度来看，当两个核外电子自旋相反的氢原子相互靠近时，两原子相互吸引，随着核间距离变小，体系的能量下降。当两个氢原子

的核间距离达到4=74pm时(试验值)体系能量最低(H-H键的键能)。形成了稳定的共价键，结合成为氢分子，即为氢原子

的基态。此后，两个氢原子进一步靠近，两核之间的斥力增大从而使体系的能量快速上升。

9O

6u

(a)基态(b)排斥态00|核向距＜cm-----------------------»

(b)(HH8I长)

氢分子的两种状态氢分子基态能量及核间距的关系曲线

(2)价键理论的基本要点:

a)原子中自旋方向相反的未成对电子相互接近时，

可相互配对形成稳定的化学键。共价键具有饱和性。S——

例如：H-H、Cl-CkH-O-H、N三N等。

b)原子轨道的最大重叠原理，原子轨道相互重叠，

且总是沿着重叠最多的方向进行，这样形成的共价

键最坚固。因为电子运动具有波动性，原子轨道重

叠时必需考虑到原子轨道的“+”、“一”号，只有

同号的两个原子轨道才能发生有效重叠。共价键具

有方向性。

(3)共价键的特点：方向性和饱和性。

(4)共价键的类型；

a)依据原子轨道重叠方式的不同，共价键可分为上

键和且键。

“键：原子轨道沿键轴方向“头碰头”重叠。例如

S-S^S-p、px-pxyPy-p「p:-p-

H2分子中的S-S重叠，HC1分子中的s-p重叠，轨道最大重叠示意图

Cb分子中的心一小重叠。

万键：原子轨道沿键轴方向“肩并肩”重叠，如CH?

=CH?中的py-py.N2分子的结构

一般来说"键的轨道重叠程度比。键的重叠程度要

小，因而能量要局，不如。键稳定。

共价单键一般为。键，在共价双键和叁键中除了一

个。键外，其余的为“键。

b)依据共用电子对供应的原子不同，共价键可分为

两种：一般的共价键,由参及成键的两个原子各自

贡献一个自旋相反的电子，通过轨道的重叠而形成

的；配位键,形成配位键的共用电子对是由成键原

子中的一个原子单方面供应的，另一个原子必需供

应空的原子轨道接受电子对。

例如，在CO分子中，C原子及0原子之间形成一

个。、一个〃键和一个配位键。因此co的分子结

构可以表示为c^^o。

价键理论的局限性：不能说明多原子分子的空间构

型。

2.分子的空间构型

(1)杂化轨道理论

1931年，鲍林在价键理论的基础上提出。

形成分子时由于原子之间存在相互影响，使若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新的轨道的过程叫杂化,

所形成的新轨道叫做杂化轨道。具有了杂化轨道的中心原子的单电子及其他原子自旋相反的单电子形成共价键。

杂化轨道的类型：

£|

①sp杂化。一个S轨道和一个p轨道进行卬杂化，组合成两个sp杂化轨道，每个杂化轨道含有亍s和，〃的成分，两个杂化轨

道间的夹角为180°,呈直线型。如BeCL分子。

OOO.-A④。。00。0OO

232P292psp<p-p

厘施干■寺激发玄杂化专成・

■-

...>♦…)

威・a―Ba-C1

BCCI,分子(向线m

BeCb分子形成过程示意图

12

②卬2杂化。一个S轨道和两个〃轨道杂化，每个杂化轨道都含有？S和谷〃的成分杂化轨道间的夹角为120”,呈平面三角形。

如BF3分子。

◎OO00④Oio-。

o①①④⑥⑥

gp28Kp

2s2P2P

杂化专成9

③spj杂化。由一个S轨道和三个〃轨道组合而成，每个杂化轨道含有4s和4P的成分。杂化轨道间的夹角为109"2夕，空间构

型为四面体型。如CH4分子。

妙©④。0(0①④④颔的⑥⑥

2«2P2«2p

»»£杂化布派.

CH.分子（四al体重）

CH4分子的形成过程示意图

除S-〃杂化以外，还有〃轨道参与的sp%和sp%2杂化轨道等（如PCL分子和SF6分子）。

PC15分子和SF6分子的空间构型

④等性杂化及不等性杂化。

等性杂化：CH4分子中C原子实行spj杂化，四个sp，杂化轨道全部用来及氢的1s轨道成键，每个杂化轨道都是等同的，具有完

全相同的特性。

不等性杂化：由于孤对电子的存在而造成的各个杂化轨道不等同。如，形成H2O分子时，0原子也实行卯'杂化，在四个spj杂

化轨道中，有两个杂化轨道被两对孤对电子所占据，剩下的两个杂化轨道为两个成单电子占据，及两个H原子的Is轨道形成两

个共价单键。因此，HzO分子的空间构型为V型结构，同时由于占据两个sp，杂化轨道的两对孤对电子之间排斥作用较大，使两

个O—H键间的夹角不是109°28,而是104.5%同样，N%分子形成过程中，N原子也实行sp，不等性杂化，由于N原子的一对孤

对电子占据了一个刎杂化轨道，NE分子的空间构型为三角锥型，N—H键之间的夹角为107°18。

H2O分子和NH3的空间构型

杂化轨道理论小结:

1原子在成键时状态变更——价电子激发——成键原子轨道“混杂”——重新组合成——形成杂化轨道。

1杂化条件——轨道能级相近。

1杂化前原子轨道数=组合后杂化轨道数。形态葫芦形，一头大，一头小。

1杂化轨道成键实力〉原未杂化轨道的成健实力，形成的化学键键能大，生成的分子更稳定。

中心原子杂化——杂化轨道形成。键

杂化轨追1的类型及分子空间构型

杂化类型卯卯2sp3dsp2sp3d2

参及杂化的原子轨道数23446

杂化轨道的数目23446

杂化轨道间的夹角180°120°109.5°90°,180°90°,180°

空间构型直线平面三角四面体平面正方八面体

杂化轨道的成键实力轨道成键实力----------->

BeChNi(HO)42+

BF3CH42SF6

Ni(NH)2+SiF2-

CO2BC13CC14346

2+

实例HgCLCOC12CHC13CU(NH3)4

+2SO2-2

Ag(NH3)2NO3-4CuCk-

CO32-C1O4-

PO43

（2）价层电子对互斥理论

1940年首先由西奇威克（Sidgwick）提出,并由吉来斯必（R.J.Gillespie）发展起来。

1归纳了很多已知分子的构型，可预料多原子分子的几何构型。

适用于AXm类型的共价型分子。

a）价层电子对互斥理论要点：

在AMm型分子中，中心原子核外的最外层电子或次外层电子所处的能级称为价电子层或价层。中心原子A四周分布的原子或原

子团的几何构型主要取决于中心原子价电子层中电子对的相互排斥作用。

1电子对包括成键电子对和未成键的孤电子对，也包括单个的电子称单电子对。

1电子对之间的夹角越小排斥力越大，分子的构型总是倾向于相互排斥作用最小的那种稳定结构，而此时也必定为能量最低

的状态。

1各种电子对的斥力大小排列如下：

孤对-孤对电子>>孤对-成键电子>>成键-成键电子>>成键-单电子

1在推想分子构型时.，只考虑。键，因为。键确定分子的骨架。假如分子中有双键或叁键，则只算一对成键电子对，但它们

的斥力大小的依次为：叁键〉双键〉单键。

b）推断共价分子结构的一般规则

I）确定中心原子A的价电子层中的电子总数：

A本身的价电子数及配位原子供应的电子数的总和，让算规则：

元素氧族(O,S)N族卤素H

中心原子A657—

配位原子X0311

若所探讨的是离子或带电荷的基团，则应减去（或加上）正（或负）离子的电荷数。

II）确定中心原子A的价电子层中的电子对数=总价电子数的一半，包括孤对电子数和多出的单电子数（单电子数算一对电子）。

III）依据中心原子四周的价电子对数，查表找出志向的几何结构图形。

IV）将配位原子排布在中心原子四周，每一对电子联结1个配位原子，剩下的未结合的电子对即为孤对电子。

V）依据孤对电子，成键电子对之间相互斥力的大小，确定排斥力最小的稳定结构，并估计这种结构及志向几何构型的偏离程度。

AMm型分子中A原子价层电子对的排列方式及分子的空向构型

A原子成键电孤对中心原子A的分子的形态例

的电子子对数电子价层电子对排

对数对数布方式

220—二

直线型直线型

30B月

平面三角形平面三角形

321

V形qQMQ

三角形•1

40CH«,颔

四面体四面体

4三角锥

31四面体

22四面体V形

三角双锥

50三角双锥

31不规则四面体

5

三角双锥工

3T形

2CJF；

三角双锥

直线

23三角双锥

防,$瞪-

60八面体八面体

51四方角锥

6八面体

八面体平面四方X»F

42t

c）价层电子对互斥理论的应用一一

1确定分子的空间构型

1比较键角大小

a.依据斥力：

孤对〉成键〉单电子

叁键〉双键〉单键

b.依据AXm中A和X电负性的不同

A相同，X不同，则X电负性越大，成键电子对越远离A,键角越小;

X相同，A不同，则A电负性越大，成键电子对越靠近A,键角越大。

1推断中心原子的杂化类型

2.4.4分子间力

1.分子的极性

在任何一个分子中都可以找到一个正电荷中心和一个负电荷中心，假如正电荷中心及负电荷中心不重合，则为极性分子。若分子

的正负电荷的重心重合，则为非极性分子.

一般用分子的偶极矩五来衡量分子的极性大小，分子的偶极矩不定义为分子的偶极长〃和偶极上一端电荷的点积。即：F=9d。

偶极矩的单位为德拜(Debye,简写为D)。

双原子分子：分子的极性取决于键的极性；如非极性分子Hz、Cl2；极性分子HC1、CO。

多原子分子：分子的极性取决于键的极性和分子空间构型。如非极性分子CO?、BF3；非极性分子N%、H2OO

2.分子间力(范德华力)的类型

(1)瞬间偶极和色散力

当两个非极性分子相互靠近时，由于电子的运动和原子核的振动会使分子中的电荷产生瞬间的相对位移，使正电荷中心和负电荷

中心发生偏离，从而产生瞬间偶极,分子发生变形。分子越大越困难，这种变形就越显著。这种瞬间偶极也会诱导相邻的分子产

生瞬间偶极，两个分子可以靠这种瞬间偶极相互吸引在一起，且两个瞬间偶极的异极相对。这种由于“瞬间偶极”而产生的相互

作用力称为色散力。在非极性分子及极性分子之间、极性分子及极性分子之间，也存在着色散力。

(2)诱导偶极和诱导力

当极性分子及非极性分子相互靠近时，非极性分子受到极性分子偶极(称为固有偶极或永久偶极)的作用，原来重合的正负电荷

中心会发生偏离而产生透导偶极。这种诱导偶极及永久偶极间的相互作用力称为透导力。

(3)固有偶极和诱导取向力

具有固有偶极的极性分子相互接近时，具有静电性质的偶极同性相斥、异性相吸，使分子发生转动，产生异极相邻的状态，这种

由于固有偶极的取向而产生的分子间作用力称为取向力。

(a)色散力的产生(b)诱导力的产生(c)取向力的产生

分子间相互作用示意图

3.分子间力的性质及化学键的关系

分子间力恒久存在于分子或原子间。

分子间力一般没有方向性和饱和性，且其作用范围较小。

分子间力的大小比化学键的键能约小一至二个数量级。

化学键的性质和键能主要确定物质的化学性质，而分子间力主要对物质的物理性能如熔点、沸点、溶解度等有较大的影响。在同

类型的化合物中，分子间力随分子量的增大而增大，物质的熔点、沸点相应上升。

2.4.5氢键

1.氢键形成的条件

(1)分子中必需有H原子，且及电负性很大的元素X(如F、0、N等)形成共价键；

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