無機化學(xué)習(xí)題解析和答案

1、教材《無機化學(xué)》北京師范大學(xué)、華中師范大學(xué)、南京師范大學(xué)無機化學(xué)教研室編，高等教育出版社， 2002年8月第4版。2、參考書《無機化學(xué)》北京師范大學(xué)、華中師范大學(xué)、南京師范大學(xué)無機化學(xué)教研室編，高等教育出版社， 1992年5月第3版?！稛o機化學(xué)》邵學(xué)俊等編，武漢大學(xué)出版社， 2003年4月第2版?！稛o機化學(xué)》武漢大學(xué)、吉林大學(xué)等校編，高等教育出版社， 1994年4月第3版。《無機化學(xué)例題與習(xí)題》徐家寧等編，高等教育出版社， 2000年7月第1版?！稛o機化學(xué)習(xí)題精解》竺際舜主編，科學(xué)出版社， 2001年9月第1版《無機化學(xué)》電子教案緒論（2學(xué)時）第一章 原子結(jié)構(gòu)和元素周期系（ 8學(xué)時）第二章 分子結(jié)構(gòu)（ 8學(xué)時）第三章 晶體結(jié)構(gòu)（ 4學(xué)時）第四章 配合物（ 4學(xué)時）第五章 化學(xué)熱力學(xué)基礎(chǔ)（ 8學(xué)時）第六章 化學(xué)平衡常數(shù)（ 4學(xué)時）第七章 化學(xué)動力學(xué)基礎(chǔ)（ 6學(xué)時）第八章 水溶液（ 4學(xué)時）第九章 酸堿平衡（ 6學(xué)時）第十章 沉淀溶解平衡（ 4學(xué)時）第十一章 電化學(xué)基礎(chǔ)（ 8學(xué)時）第十二章 配位平衡（ 4學(xué)時）第十三章 氫和稀有氣體（ 2學(xué)時）第十四章 鹵素（6學(xué)時）第十五章 氧族元素（ 5學(xué)時）第十六章 氮、磷、砷（ 5學(xué)時）第十七章 碳、硅、硼（ 6學(xué)時）第十八章 非金屬元素小結(jié)（ 4學(xué)時）第十九章 金屬通論（ 2學(xué)時）第二十章 s區(qū)元素（ 4學(xué)時）第二十一章 p區(qū)金屬（4學(xué)時）第二十二章 ds區(qū)元素（ 6學(xué)時）第二十三章 d區(qū)元素（一）第四周期 d區(qū)元素（ 6學(xué)時）第二十四章 d區(qū)元素（二）第五、六周期 d區(qū)金屬（ 4學(xué)時）第二十五章 核化學(xué)（ 2學(xué)時）1．化學(xué)的研究對象什么是化學(xué)化學(xué)是研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)與變化的一門自然科學(xué)。 （太寬泛）化學(xué)研究的是化學(xué)物質(zhì) （chemicals）?；瘜W(xué)研究分子的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)與變化。化學(xué)是研究分子層次以及以超分子為代表的分子以上層次的化學(xué)物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的科學(xué)。化學(xué)是一門研究分子和超分子層次的化學(xué)物種的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)和變化的自然科學(xué)。?化學(xué)研究包括對化學(xué)物質(zhì)的①分類；②合成；③反應(yīng)；④分離；⑤表征；⑥設(shè)計；⑦性質(zhì)；⑧結(jié)構(gòu)；⑨應(yīng)用以及⑩它們的相互關(guān)系。．化學(xué)的主要分支經(jīng)典化學(xué)的四大分支：無機化學(xué)、有機化學(xué)、分析化學(xué)、物理化學(xué)。無機化學(xué)的研究對象：除碳以外的其它所有元素及其化合物。有機化學(xué)的研究對象：碳?xì)浠衔锛捌溲苌?。分析化學(xué)的研究對象：化學(xué)物質(zhì)的分離和表征。物理化學(xué)的研究對象：化學(xué)反應(yīng)的規(guī)律、化學(xué)物質(zhì)的結(jié)構(gòu)、 結(jié)構(gòu)的測定方法， 化學(xué)物質(zhì)和化學(xué)反應(yīng)與電、聲、光、磁、熱的相互關(guān)系等等，是用物理的方法研究化學(xué)。新型學(xué)科分支或交叉學(xué)科：元素化學(xué)、配位化學(xué)、合成化學(xué)、儀器分析、電化學(xué)、光化學(xué)、磁化學(xué)、化學(xué)熱力學(xué)、化學(xué)動力學(xué)、膠體化學(xué)、界面化學(xué)、結(jié)構(gòu)化學(xué)、結(jié)晶化學(xué)、高分子化學(xué)、化學(xué)工程學(xué)、地球化學(xué)、環(huán)境化學(xué)、生物化學(xué)（生命化學(xué)） 、農(nóng)業(yè)化學(xué)、工業(yè)化學(xué)、天體化學(xué)、宇宙化學(xué)、固體化學(xué)、藥物化學(xué)、核化學(xué)（放射化學(xué)、輻射化學(xué)）、化學(xué)信息學(xué)、化學(xué)商品學(xué)、化學(xué)教育學(xué) O．怎樣學(xué)好化學(xué)（ 1）要有動力：做任何事情都需要有動力，學(xué)習(xí)化學(xué)同樣要有動力，只有明確了為什么要學(xué)化學(xué)，自己想學(xué)化學(xué)，才有可能學(xué)好化學(xué)。（2）要重視實踐的指導(dǎo)作用：要做好實驗，要認(rèn)真完成作業(yè)，要善于思考，要做研究，要學(xué)會自學(xué)。（3）要講究方法：要選找出最適合自己的學(xué)習(xí)方法。在學(xué)習(xí)的過程中，應(yīng)努力學(xué)習(xí)前人是如何進行觀察和實驗的，是如何形成分類法、歸納成概念、原理、理論的，并不斷體會、理解創(chuàng)造的過程，形成創(chuàng)新的意識， 努力去嘗試創(chuàng)新。 在學(xué)習(xí)的過程中， 應(yīng)努力把握學(xué)科發(fā)展的最新進展，努力將所學(xué)的知識、概念、原理和理論理解新的事實， 思索其中可能存在的矛盾和問題，設(shè)計并參與新的探索。[課后任務(wù) ]1．詳細(xì)閱讀本書 p11以前的所有內(nèi)容。2從查截止目前化學(xué)物質(zhì)的總數(shù)目。[教學(xué)要求 ]．掌握近代理論在解決核外電子運動狀態(tài)問題上的重要結(jié)論： 電子云概念， 四個量子數(shù)的意義，s、p、d原子軌道和電子云分布的圖象。．了解屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)對多電子原子能級的影響，熟練掌握核外電子的排布。．從原子結(jié)構(gòu)與元素周期系的關(guān)系，了解元素某些性質(zhì)的周期性。TOC\o"1-5"\h\z[教學(xué)重點 ]．量子力學(xué)對核外電子運動狀態(tài)的描述。．基態(tài)原子電子組態(tài)的構(gòu)造原理。．元素的位置、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)之間的關(guān)系。[教學(xué)難點 ]．核外電子的運動狀態(tài)。．元素原子的價電子構(gòu)型。[教學(xué)時數(shù) ]8學(xué)時[教學(xué)內(nèi)容 ]．核外電子運動的特殊性：核外電子運動的量子化特征（氫原子光譜和玻爾理論）。核外電子運動的波粒二象性（德布羅衣的預(yù)言，電子的衍射試驗，測不準(zhǔn)關(guān)系）。．核外電子運動狀態(tài)的描述：波函數(shù)、電子云及其圖象表示（徑向與角度分布圖）。波函數(shù)、原子軌道和電子云的區(qū)別與聯(lián)系。四個量子數(shù)（主量子數(shù) n，角量子數(shù) l，磁量子數(shù) m，自旋量子數(shù) ms）。3．核外電子排布和元素周期表；多電子原子的能級（屏蔽效應(yīng)，鉆穿效應(yīng)，近似能級圖，原子能級與原子序數(shù)關(guān)系圖） 。核外電子排布原理和電子排布 （能量最低原理， 保里原理， 洪特規(guī)則）原子結(jié)構(gòu)與元素周期性的關(guān)系 （元素性質(zhì)呈周期性的原因， 電子層結(jié)構(gòu)和周期的劃分， 電子層結(jié)構(gòu)和族的劃分，電子層結(jié)構(gòu)和元素的分區(qū)）。4．元素某些性質(zhì)的周期性，原子半徑，電離勢，電子親和勢，電負(fù)性。1-1道爾頓原子論古代自然哲學(xué)家對物質(zhì)之源的臆測：本原論（元素論）和微粒論（原子論）古希臘哲學(xué)家德謨克利特（ Democritus,約460—370BC）：宇宙由虛空和原子構(gòu)成，每一種物質(zhì)由一種原子構(gòu)成。波意耳：第一次給出了化學(xué)元素的操作性定義 化學(xué)元素是用物理方法不能再分解的最基本的物質(zhì)組分， 化學(xué)相互作用是通過最小微粒進行的， 一切元素都是由這樣的最小微粒組成的。1732年，尤拉（ LeonhardEuler,1707—1783）：自然界存在多少種原子，就存在多少種元素。1785年，法國化學(xué)家拉瓦錫（ AntoineL.Lavoisier1743 —1794）：提出了質(zhì)量守衡定律：化學(xué)反應(yīng)發(fā)生了物質(zhì)組成的變化，但反應(yīng)前后物質(zhì)的總質(zhì)量不變。1797年，里希特（ J.B.Richter1762 —1807）：發(fā)現(xiàn)了當(dāng)量定律。1799年，法國化學(xué)家普魯斯特（ JosephL.Proust1754 —1826）：發(fā)現(xiàn)定比定律：來源不同的同一種物質(zhì)中元素的組成是不變的。1805年，英國科學(xué)家道爾頓（ JohnDalton1766—1844）：把元素和原子兩個概念真正聯(lián)系在一起，創(chuàng)立了化學(xué)原子論：每一種化學(xué)元素有一種原子；同種原子質(zhì)量相同，不同種原子質(zhì)量不同； 原子不可再分； 一種不會轉(zhuǎn)變?yōu)榱硪环N原子； 化學(xué)反應(yīng)只是改變了原子的結(jié)合方式，使反應(yīng)前的物質(zhì)變成反應(yīng)后的物質(zhì)。倍比定律：若兩種元素化合得到不止一種化合物，這些化合物中的元素的質(zhì)量比存在整數(shù)倍的比例關(guān)系。瑞典化學(xué)家貝采里烏斯( J.J.Berzelius1779 —1848)：確定了當(dāng)時已知元素的原子量，發(fā)明了元素符號。1-2相對原子質(zhì)量(原子量)1-2-1元素、原子序數(shù)和元素符號化學(xué)中元素的概念經(jīng)過兩次重大發(fā)展，從古代元素概念到近代化學(xué)的元素概念。再到現(xiàn)代化學(xué)的包括同位素的元素概念，這些進展對化學(xué)這門重要基礎(chǔ)科學(xué)確有革命性意義。古代元素的本來意義是物質(zhì)的基元單位， 是世界萬物的組成部分， 如我國的五行學(xué)說；古希臘的四元素說， 但這些僅僅是一種天才的猜測。 正如恩格斯指出的那樣“古代人的天才的自然哲學(xué)的直覺 ”。不是近代的科學(xué)概念僅是人類深入物質(zhì)層次的認(rèn)識水平的暫時性界限。 如四元素說認(rèn)為物質(zhì)本原是幾種抽象的性質(zhì)， 由這些原始性質(zhì)組合成元素， 再由元素產(chǎn)生萬物， 這種把本來不存在的脫離物質(zhì)的抽象性質(zhì)當(dāng)做第一性東西，是錯誤的， 唯心的。以此為指導(dǎo)思想， 自然會產(chǎn)生 “哲人石”的思想。十七世紀(jì)下半葉英國波義耳 (Boyle.R.1627 —1691)批判了上述元素的錯誤慨念，于1661年在其名著《懷疑派的化學(xué)家》一書中提出了新的元素慨念。 “元素是組成復(fù)雜物體和分解復(fù)雜物體時最后所得的那種最簡單的物體 ”，是用一般化學(xué)方法不能再分解為更簡單的某些實物”“化學(xué)的目的是認(rèn)識物體的結(jié)構(gòu)。而認(rèn)識的方法是分析，即把物體分解為元素 ”。波義耳第一次把物質(zhì)的最終組成歸結(jié)為化學(xué)元素。 他的元素概念是實在的基元物質(zhì)。 波義耳確實為人們研究萬物的組成指明了方向， 因此，這是化學(xué)發(fā)展中的一個轉(zhuǎn)折點， 對此恩格斯給予了高度的評價，認(rèn)為 “波義耳把化學(xué)確立為科學(xué) ”。但這個概念在很大程度上有主觀因素。確認(rèn)什么是元素往往有個人經(jīng)驗和當(dāng)時化學(xué)方法的局限性問題。當(dāng)時無法分解的東西不一定是元素。如波義耳本人就認(rèn)為火是元素。 發(fā)現(xiàn)氧的英國普列斯特里 (Priestley．J．1733—1804)和瑞典的舍勒 (K．W．Scheele，1742一l786)都還相信 “燃素”是元素。 正是“這種本來可以推翻全部燃素說觀點，并使化學(xué)發(fā)生革命的元素在他們手中沒能結(jié)出果實來。十九世紀(jì)原子分子論建立后，人們認(rèn)識到一切物質(zhì)都是由原子通過不同的方式結(jié)合而構(gòu)成的。在氧氣、 氧化鎂、水、二氧化硫、 碳酸鈣等性質(zhì)各不相同的物質(zhì)中都合有相同的氧原子，于是元素的概念被定義為： “同種的原于叫元素 ”。元素是在原子水平上表示物質(zhì)組分的化學(xué)分類名稱。原子核組成的奧秘被揭開以后，人們通過科學(xué)實驗發(fā)現(xiàn)：同種元素的原子核里所含的質(zhì)子數(shù)目是一樣的， 但中子數(shù)卻可以不同。 如自然界中氧元素的原子有 %是由8個質(zhì)子和 8個中于組成的 168O)，有％是由8個質(zhì)子和 9個中子組成的 ( 178O)，%是由8個質(zhì)子和10個中子組成的 (188O)。因為中于數(shù)不同，所以同一元素可以有原子質(zhì)量不同的幾種原子，但決定元素化學(xué)性質(zhì)的主要因素不是原于質(zhì)量而是核外電子數(shù)， 核外電子數(shù)又決定于核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)即核電荷數(shù)，所以質(zhì)子數(shù)相同的一類原子，共化學(xué)性質(zhì)基本是相同的。根據(jù)現(xiàn)代化學(xué)的觀念， 元素是原子核里質(zhì)子數(shù) (即核電荷數(shù)) 相同的一類原子的總稱。這樣，人們就進一步了解了元素的本質(zhì)，元素就是以核電荷為標(biāo)準(zhǔn)，對原子進行分類的，也就是說，原子的核電荷是決定元素內(nèi)在聯(lián)系的關(guān)鍵。迄今為止， 人們已經(jīng)發(fā)現(xiàn)的化學(xué)元素有 109種(但第108號元素尚待最后認(rèn)定 )，它們組成了目前已知的大約五百萬種不同物質(zhì)。宇宙萬物都是由這些元素的原子構(gòu)成的。由同種元素組成的物質(zhì)稱單質(zhì)，如氧氣、鐵、金剛石等。單質(zhì)相當(dāng)于同一元素表現(xiàn)為實物時的存在狀態(tài)。由不同種元素組成的物質(zhì)稱化合物，如氧化鎂、硫酸、氫氧化鈉、食鹽、水等。最后，必須注意的是，我們不要把元素、單質(zhì)、原子三個概念彼此混淆。元素和單質(zhì)是宏觀的概念。單質(zhì)是元素存在的一種形式 (自由態(tài)或稱游離態(tài) )。某些元素可以形成幾種單質(zhì)， 譬如碳的同素異性體有金剛石、石墨兩種；硫的同素異性體有正交硫、單斜硫、無定形硫和彈性硫等。元素只能存在于具體的物質(zhì) （單質(zhì)或化合物 ）中，脫離具體的物質(zhì)，抽象的元素是不存在的。從這個角度看，元素和單質(zhì)既有聯(lián)系又有區(qū)別。原子是微觀的概念， 而元素是一定種類的原子的總稱。 元素符號既表示一種元素也表示該元素的一個原子。在討論物質(zhì)的結(jié)構(gòu)時，原子這個概念又有量的涵義。 如氧原子可以論個數(shù)， 也可以論質(zhì)量。但元素沒有這樣的涵義，它指的是同一種類的原子。譬如：水是由氫氧兩種元素組成的，水分子中含有兩個氫原子和一個氧原子，而絕不能說成水分子中含有兩個氫元素和一個氧元素。1913年英國科學(xué)家莫斯萊 （Moseley，Henry．1887—1915）從X射線（或稱倫琴射線）的研究入手，發(fā)現(xiàn)以不同單質(zhì)作為產(chǎn)生 X射線的靶子，所產(chǎn)生的特征 X射線的波長不同。他將各元素按所產(chǎn)生的特征 X射線的波長排列后 （圖1—1），就發(fā)現(xiàn)排列次序與其在周期表中的次序是一致的。他把這個次序名為原子序數(shù)。莫斯萊總結(jié)的公式為：即特征x射線波長（入）的倒數(shù)的平方根與原子序數(shù)⑵ 呈直線關(guān)系（圖1—2）。式中a、b對同組譜線來說為常數(shù)。這就是莫斯萊定律。原子序數(shù)不僅代表元素在周期系中的位置，而且還有一定的物理意義，它代表著原子的某種特征。盧瑟福在完成他的利用 a質(zhì)點散射測定核電荷的實驗工作后， 便結(jié)合莫斯萊的結(jié)果做出普遍的結(jié)論： 原子核的電荷在數(shù)值上等于元素的原子序數(shù)。 1920年英國科學(xué)家查德威克（Chadwick,James.1891—1974）進一步做了不同元素的風(fēng)質(zhì)點散射實驗。其實驗結(jié)果見表1—1。證明了上述推論的正確，也可以說用實驗證明了原子序數(shù)是原子的基本參數(shù)。1-2-2核素、同位素和同位素豐度具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子稱為核素。例如原子核里有 6個質(zhì)子和 6個中子的碳原子， 它們的質(zhì)量數(shù)是 12，稱碳—12核素或?qū)憺?2C核素。原于核里有 6個質(zhì)子和 7個中子的碳原子質(zhì)量數(shù)為 13，稱 13C核素。氧元素有三種核素： 16O、 17O、 18O核素。具有多種核素的元素稱多核素元素。氧元素等都是多核素元素，天然存在的鈉元素，只有質(zhì)子數(shù)為 11，中于數(shù)為 12的一種鈉原子 2311Na，即鈉元素只有 23Na一種核素，這樣的元素稱單一核素元素。同位素的發(fā)現(xiàn)和核化學(xué)的發(fā)展是二十世紀(jì)的事，然而關(guān)于同位素的預(yù)言則在上一世紀(jì)就己提出。 人們測量一些元素原子量后， 發(fā)現(xiàn)測得越精確， 就越證明各元素的原子量并不是氫原子量的整數(shù)倍。又如門捷列夫排周期表時，把碲 排在碘 前，還有氬排在鉀 前，鈷 排在銀 前，都說明同一元素的原子量并不是 “單一的”數(shù)值，好象是許多數(shù)值的平均結(jié)果， 不然無法說明門捷列夫的排法， 正好符合性質(zhì)的周期性變化。 英國科學(xué)家克魯克斯 （Crookes，w．1832—1919），俄國科學(xué)家布特列洛夫（ 1828—1886）為解釋上述矛盾先后提出過同一元素的原子可具有不同的原子量，而且可用化學(xué)分餾法將它們分開，實際上他已從自發(fā)的唯物主義立場提出了同位素的思想。 但是在科學(xué)上自發(fā)的唯物主義思想并不能抵抗唯心主義的襲擊。 他們二入先后屈服于降神術(shù)。 正如恩格斯指出的那樣 “許許多多自然科學(xué)家已經(jīng)給我們證明了， 他們在他們自己那門科學(xué)的范圍內(nèi)是堅定的唯物主義者， 但是在這以外絕不僅是唯心主義者，而且甚至是虔誠的正教徒 ”。以后隨著天然放射性元素的發(fā)現(xiàn)一些元素的蛻變半衰期不同，而于 1910年由英國科學(xué)家索迪 （SoddyJFrederickl877—1956）提出同位素的慨念。質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱同位素 。即多核素元素中的不同核素互稱同位素。同種元素的不同核素，質(zhì)子數(shù)相同，在周期表中占同一位置，這就是同位素的原意。同位素有的是穩(wěn)定的，稱穩(wěn)定同位素；有的具有放射性，稱放射性同位素。目前已知的天然元素中約有 20種（氟、鈉、鋁、磷、金等 ）僅有單一的穩(wěn)定同位素，但都有放射性同位素?？梢哉f，大多數(shù)天然元素都是由幾種同位素組成的混合物。 到1976年為止，已發(fā)現(xiàn)的 107種元素中，穩(wěn)定同位素約 300多種，而放射性同位素達(dá) 1500種以上，但多數(shù)是人工制備的。目前已經(jīng)發(fā)現(xiàn)氫有三種同位素，在自然界有兩種穩(wěn)定同位素： 11H（氕）和2 3 3521H（氘），另有一種 31H（氚）為人造氫的同位素。 氯在自然界中有兩種穩(wěn)定同位索： 3517C1和3717C1。碳有三種同位索： 126C、 136C為穩(wěn)定同位素， 146C為放射性同位素。同一元素的各種同位素的原于核雖有差別， 但是他們的核外電子數(shù)和化學(xué)性質(zhì)基本相同。 因此同一元素的各種同位素均勻地混合在一起存在于自然界的各種礦物資源中。 在化工冶煉過程中， 發(fā)生同樣的化學(xué)反應(yīng)最后均勻混合， 共存于該元素所生成的各種物質(zhì)中。 我們所接觸到的就是各種穩(wěn)定同位素的混合物。此外，人們也發(fā)現(xiàn)存在著質(zhì)量相同而性質(zhì)不同的原于， 例如 3616S和 3618Ar，質(zhì)量數(shù)都是36，由于它們的質(zhì)子數(shù)不同，分屬于不同元素 ——硫和氬。同樣的 ,6529Cu和6530Zn，質(zhì)量數(shù)都是 65，由于它們的質(zhì)子數(shù)不同，也分屬于不同元素 ——銅和鋅。這種質(zhì)量數(shù)相同， 質(zhì)子數(shù)不同，分屬于不同元素的幾種原子，互稱同量素。同量素的存在，也說明了以核電荷 （質(zhì)子數(shù)）作為劃分元素的標(biāo)準(zhǔn)是符合客觀規(guī)律的，抓住了事物的本質(zhì)。1-2-3原子的質(zhì)量同位素發(fā)現(xiàn)以后，人們認(rèn)識到每種元素都有一定數(shù)目 （一種或一種以上 ）的核素。某核素一個原子的質(zhì)量稱為該核素的原子質(zhì)量，簡稱原子質(zhì)量。1973年國際計量局公布了原子質(zhì)量的單位，規(guī)定一個 12C核素原子質(zhì)量的 1／ 12為“統(tǒng)12TOC\o"1-5"\h\z一的原子質(zhì)量單位 ”，用“u”表示。（有的資料中寫為 “amu”， “mu”）。因此， 12C的原子質(zhì)量等于 12u。通過質(zhì)譜儀可以測定各核素的原子質(zhì)量及其在自然界的豐度，據(jù)此就可以計算出元素的平均原子質(zhì)量。如汞的平均原子質(zhì)量為 。根據(jù)相對原子質(zhì)量的定義，某元素一個原子的平均質(zhì)量 （即平均原子質(zhì)量 ）對12C原子質(zhì)量的 1／ 12之比，即為該元素的相對原子質(zhì)量：可見，相對原子質(zhì)量和平均原于質(zhì)量是兩個有區(qū)別的概念， 同一元素的相對原子質(zhì)量和平均原子質(zhì)量的數(shù)值相同，但平均原子質(zhì)量有單位 （u），相對原子質(zhì)量則是一個沒有單位的物理量。根據(jù)數(shù)學(xué)上 “比”的道理，同量綱的量比只有比值而沒有單位， 它僅僅表示對某一基準(zhǔn)的倍數(shù)。如汞元素的相對原于質(zhì)量 Ar（Hg）= 表示汞元素平均原子質(zhì)量是 12C核素原子質(zhì)量1/12的倍。相對原子質(zhì)量與平均原子質(zhì)量的關(guān)系和相對密度與密度的關(guān)系很相近。必須指出，元素的 “相對原子質(zhì)量 ”和核素的 “原子質(zhì)量 ”，雖然都是以 12C為基準(zhǔn)，但是它們是兩個不同的概念?，F(xiàn)將它們的區(qū)別比較如下：．相對原子質(zhì)量是某元素一個原于的平均質(zhì)量對 12C核素一個原子的質(zhì)量的 1／12之比，而原子質(zhì)量是某核素一個原子的質(zhì)量， 前者是討論某元素天然存在的所有核素原子的平均質(zhì)量，后者只討論某元素一種核素原子的質(zhì)量。．從數(shù)值看，一種元素只有一個原子量；除單一核素元素外，同種元素各核素原子質(zhì)量不同。．相對原子質(zhì)量沒有單位， 而原子質(zhì)量有單位 （常用u表示）。因比對單一核素元素來說，它的相對原子質(zhì)量和原子質(zhì)量數(shù)值相等但是前者無單位， 后者有單位。 如鈉元素的相對原子質(zhì)量等于 ， 23Na核素的原子質(zhì)量等于 。．某些元素的相對原于質(zhì)量與核素的豐度有關(guān)；原于質(zhì)量與核素的豐度無關(guān)。最后指出： 原子質(zhì)量和質(zhì)量數(shù)也是兩個不同的概念， 前者表示某核素原子的質(zhì)量， 后者表示某核素原子核中質(zhì)子數(shù)與中于數(shù)之和，雖然質(zhì)子和中子的質(zhì)量接近于 1u，但不等于 1，再加上靜質(zhì)量虧損的原因，除 12C核素的原子質(zhì)量是整數(shù)，其數(shù)值恰好等于質(zhì)量數(shù)之外，其余核素的原子質(zhì)量都有小數(shù)，質(zhì)量數(shù)則全是整數(shù)。1-2-4元素的相對原子質(zhì)量國際原子量與同位素豐度委員會給原子量下的最新定義 （1979年）是：一種元素的相對原子質(zhì)量是該元素 1摩爾質(zhì)量對核素 12C的1摩爾質(zhì)量 1／ 12的比值。由于1mol任何元素都含有相同的原子數(shù)， 因此，相對原子質(zhì)量也就是一種元素的一個原于的平均質(zhì)量對 12C核素一個原子的質(zhì)量的 1／ 12之比。所謂一個原子的平均質(zhì)量，是對一種元素含有多種天然同位素說的，平均質(zhì)量可由這些同位素的原子質(zhì)量和豐度來計算。相對原子質(zhì)量用符號 Ar（E）表示，A代表原子質(zhì)量，下標(biāo) r表示相對， E代表某元素。如氯元素的相對原子質(zhì)量等于 ，可表示為 Ar（Cl）=，它表示1mol氯原子的質(zhì)量是核素 12C的1摩爾質(zhì)量 1／ 12的倍。亦即1個氯原子的平均質(zhì)量是 12C原子質(zhì)量 1/12的倍。可見相對原子質(zhì)量僅是一種相對比值，它沒有單位。自1803年道爾頓發(fā)表原子論以來，人們自然要考慮這樣的問題，一個原子有多重從那時起，就有人開始致力于原子量的研究工作。 由于原子很小，質(zhì)量很輕（最輕的原子約重 X10-24g，而最重的原子也不夠此重的 250倍）。一般情況下，又不能獨立存在，因比人們不僅無法取出單個的原子， 更沒有這樣精密的天平能夠稱出原子的真實質(zhì)量。 但是，我們可以稱取1mol某元素的原子， 用摩爾質(zhì)量除以阿佛加德羅數(shù)． 從而得到以克為單位的某元素原子的質(zhì)量。以克為單位的原子質(zhì)量，數(shù)字極小，使用極不方便，只好選取某元素的原子質(zhì)量為標(biāo)準(zhǔn)，令其它元素的原子質(zhì)量與之比較，這樣求得元素的相對原子質(zhì)量。道爾頓首先提出以最輕的氫元素 H=1為相對原子質(zhì)量標(biāo)準(zhǔn)（當(dāng)時尚未發(fā)現(xiàn)同位素，因而認(rèn)為同種元素的原子具有相同的質(zhì)量 ）。某元素一個原子比氫原子重幾倍，則原子量就是幾。后來由于很多種元素都能與氧化合生成氧化物， 它們的化合量可與氧直接比較， 1826年改用O=100為標(biāo)準(zhǔn)。1860年又改O=16作標(biāo)準(zhǔn)，這樣可使相對原子質(zhì)量數(shù)值小些，同時保持氫元素原子量約等于 1。而所有元素原子量都大于 1。到1929年發(fā)現(xiàn)了氧的同位素。隨后人們通過實驗證明氧的同位素豐度在自然界的分布是不均勻的， 因而認(rèn)識到用天然氧作相對原子質(zhì)量標(biāo)準(zhǔn)不夠妥當(dāng)。 物理學(xué)界隨即采用 16O等于16作為相對原于質(zhì)量標(biāo)準(zhǔn)，但是化學(xué)界仍然保持了天然氧相對原子質(zhì)量等于 16的標(biāo)準(zhǔn)。從這時起就有了所謂化學(xué)相對原子質(zhì)量和物理相對原子質(zhì)量并行的兩種標(biāo)度。 這兩種標(biāo)度之間的差別約為萬分之三。 1940年國際原于量與同位素豐度委員會確定以 為兩種標(biāo)度的換算因數(shù)： 物理相對原子質(zhì)量= X化學(xué)相對原子質(zhì)量實際上，由于天然氧的豐度是略有變化的，規(guī)定換算因數(shù)也不是一種妥善辦法，由于兩種相對原子質(zhì)量標(biāo)準(zhǔn)并存所引起的矛盾， 自然就促進了統(tǒng)一 “原子量標(biāo)淮的要求。 在化學(xué)工作中使用相對原于質(zhì)量的地方很多， 因此，化學(xué)界希望選擇一個新標(biāo)度， 并希望這個新標(biāo)度對原有的相對原子質(zhì)量數(shù)值改變越小越好。經(jīng)過反復(fù)的討論 1H、 4He、 19F、 12C、 16O等均曾被考慮過作為新的相對原子質(zhì)量標(biāo)堆，最后認(rèn)定以 12C作標(biāo)準(zhǔn)有許多好處： 12C在碳的天然同位素中所占的相對百分?jǐn)?shù)比較固定，受地點影響不大，而且對 12C的質(zhì)量測定比較精確，最重要的是，采用 12C作為相對原子質(zhì)量的新標(biāo)準(zhǔn)，各元素的相對原子質(zhì)量變動不大，僅比過去降低了%，對大多數(shù)元素來說變動不大。 實際上， 除氧之外， 只有五種元素 （Ag、C1、Br、K、Ar）的相對原子質(zhì)量稍有變動。于是在 1960年和1961年，國際物理學(xué)會和國際化學(xué)會先后正式采用以12C的原子質(zhì)量=12作為相對原子質(zhì)量的新標(biāo)準(zhǔn)。從此，相對原子質(zhì)量有了統(tǒng)一的新標(biāo)準(zhǔn)， 不再存在所謂化學(xué)相對原子質(zhì)量和物理相對原子質(zhì)量的區(qū)別， 而統(tǒng)一改稱為國際原子量了。1-3原子的起源和演化公元前約四百年，哲學(xué)家對萬物之原作了種種推測。希臘最卓越的唯物論者德?？死兀ü?60~370年）提出了萬物由 “原子”產(chǎn)生的思想。其后世界各國的哲學(xué)家，包括中國戰(zhàn)國時期《莊子》一書中，均對物質(zhì)可分與否爭論不休，延續(xù)時間很久。 1741年俄國的羅蒙諾索夫 （1711~1763）曾提出了物質(zhì)構(gòu)造的粒子學(xué)說，但由于實驗基礎(chǔ)不夠，未曾被世人重視。人類對原子結(jié)構(gòu)的認(rèn)識由臆測發(fā)展到科學(xué)，主要是依據(jù)科學(xué)實驗的結(jié)果。到了十八世紀(jì)末， 歐洲已進入資本主義上升時期， 生產(chǎn)的迅速發(fā)展推動了科學(xué)的進展。 在實驗室里開始有了較精密的天平， 使化學(xué)科學(xué)從對物質(zhì)變化的簡單定性研究進入到定量研究， 從而陸續(xù)發(fā)現(xiàn)一些元素互相化合時質(zhì)量關(guān)系的基本定律，為化學(xué)新理論的誕生打下了基礎(chǔ)。這些定律是：1．質(zhì)量守恒定律： 1756年，羅蒙諾索夫經(jīng)過反復(fù)實驗，總結(jié)出第一個關(guān)于化學(xué)反應(yīng)的質(zhì)量定律，即 質(zhì)量守衡定律 —參加化學(xué)反應(yīng)的全部物質(zhì)的質(zhì)量，等于反應(yīng)后的全部產(chǎn)物的質(zhì)量。2．定組成定律： 1779年法國化學(xué)家普勞斯特 （l754~1826）證明一種純凈的化合物不論來源如何，各組分元素的質(zhì)量間都有一定的比例 ，這個結(jié)論稱為 定比定律 。3．倍比定律： 1803年英國的中學(xué)教師道爾頓發(fā)現(xiàn)， 當(dāng)甲乙兩種元素互相化合生成兩種以上化合物時，則在這些化合物中， 與同一質(zhì)量甲元素化合的乙元素的質(zhì)量間互成簡單的整數(shù)比。 這個結(jié)論稱為倍比定律。 例如氫和氧互相化合生成水和過氧化氫兩種化合物： 在這兩種化合物中， 氫和氧的質(zhì)量比分別是 1:和1:，即與1份質(zhì)量的氫相化合的氧的質(zhì)量比為 ：=1:2o這些基本定律都是經(jīng)驗規(guī)律， 是在對大量實驗材料進行分析和歸納的基礎(chǔ)上得出的結(jié)論。究竟是什么原因形成了這些質(zhì)量關(guān)系的規(guī)律 這樣的新問題擺在化學(xué)家面前， 迫使他們必須進一步探求新的理論，從而用統(tǒng)一的觀點去闡明各個規(guī)律的本質(zhì)。1787年，年輕的道爾頓首先開始對大氣的物理性質(zhì)進行了研究， 從中逐漸形成了他的化學(xué)原子論思想。 當(dāng)時，他繼承了古代希臘的原子論， 認(rèn)為大氣中的氧氣和氮氣之所以能互相擴散并均勻混合，原因就在于它們都是由微粒狀的原子構(gòu)成的，不連續(xù)而有空隙， 因此，才能相互滲透而擴散。 19世紀(jì)初， 為了解釋元素互相化合的質(zhì)量關(guān)系的各個規(guī)律． 道爾頓把他的原子論思想引進了化學(xué)， 他認(rèn)為物質(zhì)都是由原子組成的， 不同元素的化合就是不同原子間的結(jié)合。 例如碳的兩種氧化物碳和氧的質(zhì)量比分別是 3：4和3：8，和一定質(zhì)量的碳相化合的氧的質(zhì)量比恰好是 1：2。這不正是原子個數(shù)比的一種表現(xiàn)嗎 這使他確信． 物質(zhì)都是由原子結(jié)合而成，不同元素的原子不同，因而相互結(jié)合后就產(chǎn)生出不同物質(zhì)。為了充分證明他的觀點． 精確區(qū)分出不同元素的原子， 他認(rèn)為關(guān)鍵是區(qū)分出不同原子的相對質(zhì)量，即相對原子質(zhì)量，于是他著手進行測定相對原子質(zhì)量的工作。他把氫的相對原子質(zhì)量定為 1，并假定了元素化合時需要的不同原子數(shù)目。 依照當(dāng)量定律和定組成定律提供的大量數(shù)據(jù)， 初步測出了氫、氧、氮、硫、磷、碳等元素的原子量，為他的原子論提供了依據(jù)并形成了完整的理論體系。道爾頓原子論的主要內(nèi)容有三點．一切物質(zhì)都是由不可見的、不可再分割的原子組成。原子不能自生自滅。．同種類的原子在質(zhì)量、形狀和性質(zhì)上都完全相同，不同種類的原子則不同。．每一種物質(zhì)都是由它自己的原子組成。 單質(zhì)是由簡單原子組成的， 化合物是由復(fù)雜原子組成的，而復(fù)雜原子又是由為數(shù)不多的簡單原子所組成。 復(fù)雜原子的質(zhì)量等于組成它的簡單原子的質(zhì)量的總和。他還第一次列出了一些元素的原子量。道爾頓的原子論合理地解釋了當(dāng)時的各個化學(xué)基本定律。根據(jù)原子論的論點，原子是物質(zhì)參加化學(xué)反應(yīng)的最小單位物質(zhì)在發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時原子的種類和總數(shù)并沒有變化， 各原子又有自己確定的質(zhì)量， 因而反應(yīng)前后質(zhì)量不變 （質(zhì)量守恒定律 ）。化合物的復(fù)雜原子是由為數(shù)不多的簡單原子組成。 在復(fù)雜原子中所含不同的簡單原子的數(shù)目和質(zhì)量都是確定不變的， 故復(fù)雜原子的質(zhì)量組成一定 （定組成定律 ）。如果甲元素的一個原子能與乙元素的一個、 兩個或幾個原子化合形成多種化合物， 乙元素原子量都相同， 則與相同質(zhì)量甲元素化合的乙元素質(zhì)量之比必成簡單整數(shù)比 （倍比定律 ）等等。由于道爾頓的原子論簡明而深刻地說明了上述化學(xué)定律， 一經(jīng)提出就得到科學(xué)界的承認(rèn)和重視。由上面的說明可見，元素互相化合的質(zhì)量關(guān)系是原子學(xué)說的感性基礎(chǔ)，而原子論則是上述各定律推理的必然結(jié)果。 原子論闡明了各質(zhì)量定律的內(nèi)在聯(lián)系， 從微觀的物質(zhì)結(jié)構(gòu)角度揭示了宏觀化學(xué)現(xiàn)象的本質(zhì)，總結(jié)了這個階段的化學(xué)知識。 同時，原子論引入了原子量的概念， 開創(chuàng)了研究原子量的測定工作。 原子量的測定又為元素周期律的發(fā)現(xiàn)打下了基礎(chǔ)。 但是道爾頓的原子論是很不完善的。 隨著化學(xué)實驗工作的不斷發(fā)展， 在許多新的實驗現(xiàn)象面前原子論碰到的矛盾越來越多。19世紀(jì)初，法國化學(xué)家蓋 ?呂薩克(1778?1850) 開始了對氣體反應(yīng)體積的研究。他通過各種不同氣體反應(yīng)實驗發(fā)現(xiàn)， 參加反應(yīng)的氣體和反應(yīng)后產(chǎn)生的氣體的體積都有簡單整數(shù)比關(guān)系。例如一體積氮氣和一體積氫氣化合生成成兩體積氯化氫：一體積氯氣和兩體積氫化合生成兩體積水蒸氣：1-4原子結(jié)構(gòu)的玻爾行星模型1-4-1氫原子光譜連續(xù)光譜 (continuousspectrum)線狀光譜 (原子光譜 )(linespectrum)氫原子可見光譜．巴爾麥 (J.Balmer)經(jīng)驗公式 (1885):譜線波長的倒數(shù) ,波數(shù)(cm-1).n:大于2的正整數(shù)，RH:常數(shù)，X107m-1n=3,4,5,6分別對應(yīng)氫光譜 Balmer系中Ha、Hb、Hg、Hd、里得堡(Rydberg) 瑞典1913n2:大于n1的正整數(shù)，：譜線的頻率(s-1),R:里得堡(Rydberg)常數(shù)又1015-1s1-4-2玻爾理論( 1 )行星模型( 2 )定態(tài)假設(shè)( 3 )量子化條件( 4 )躍遷規(guī)則1-5氫原子結(jié)構(gòu)(核外電子運動)的量子力學(xué)模型1-5-1波粒二象性光的波粒二象性對于光： P=mc=hn/c=h/l對于微觀粒子： l=h/P=h/mu微粒的波粒二象性 (LouisdeBroglie,1924)1-5-2德布羅意關(guān)系式P=h/l=h/mu1-5-3海森堡不確定原理微觀粒子，不能同時準(zhǔn)確測量其位置和動量測不準(zhǔn)關(guān)系式：Ax-粒子的位置不確定量Au-粒子的運動速度不確定量1-5-4氫原子的量子力學(xué)模型．電子云．電子的自旋．核外電子的可能運動狀態(tài)． 4個量子數(shù)(1)主量子數(shù)n,n=1,2,3 …正整數(shù)，它決定電子離核的遠(yuǎn)近和能級。⑵角量子數(shù)1,1=0,1,2,3 …n-1,以s,p,d,f對應(yīng)的能級表示亞層，它決定了原子軌道或電子云的形狀磁量子數(shù) m，原子軌道在空間的不同取向， m=0,± 1,± 2,±3... ±1,一種取向相當(dāng)于一個軌道，共可取 21+1個數(shù)值。 m值反應(yīng)了波函數(shù) (原子軌道 )或電子云在空間的伸展方向自旋量子數(shù) ms，ms=± 1/2,表示同一軌道中電子的二種自旋狀態(tài)．描述核外電子空間運動狀態(tài)的波函數(shù)及其圖象1-6基態(tài)原子電子組態(tài)(電子排布)1-6-1構(gòu)造原理( 1)泡利原理每個原子軌道至多只能容納兩個電子；而且，這兩個電子自旋方向必須相反?；蛘呤钦f，在同一個原于中， 不可能有兩個電子處于完全相同的狀態(tài)， 即原子中兩個電子所處狀態(tài)的四個量子數(shù)不可能完全相同。( 2)洪特規(guī)則在n和1相同的簡并軌道上分布的電子，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行。( 3)能量最低原理就是電子在原子軌道上的分布，要盡可能的使電子的能量為最低。1-6-2基態(tài)原子電子組態(tài)1-7元素周期系門捷列夫 Mende1eev(1834-1907)，俄羅斯化學(xué)家。 1834年2月8日生于西伯里亞的托波爾斯克城， 1858年從彼得堡的中央師范學(xué)院畢業(yè)， 獲得碩士學(xué)位。 1859年被派往法國巴黎和德國海德爾堡大學(xué)化學(xué)實驗室進行研究工作。 1865年，彼得堡大學(xué)授予他科學(xué)博士學(xué)位。 1869年發(fā)現(xiàn)化學(xué)元素周期律。 1907年2月2日逝世。．元素周期表概述門捷列夫元素周期律：化學(xué)元素的物理性質(zhì)和化學(xué)性質(zhì)隨著元素原子量的遞增呈現(xiàn)周期性的變化。元素周期表是化學(xué)元素周期律的具體表現(xiàn)，是化學(xué)元素性質(zhì)的總結(jié)。元素周期表中的三角關(guān)系：門捷列夫預(yù)言： (1)鎵、鈧、鍺、釙、鐳、錒、鏷、錸、锝、鈁、砹和稀有氣體等多種元素的存在。 (2)有機硅化合物的性質(zhì)。元素周期表的應(yīng)用：．元素周期律理論的發(fā)展過程1869年門捷列夫提出元素周期律，并預(yù)言了鈧、鎵、鍺的存在。1894-1898年稀有氣體的發(fā)現(xiàn)，使元素周期律理論經(jīng)受了一次考驗。1913年莫斯萊的敘述：“化學(xué)元素的性質(zhì)是它們原子序數(shù)(而不再是原子量)的周期性函數(shù)”。20世紀(jì)初期，認(rèn)識到了元素周期律的本質(zhì)原因：“化學(xué)元素性質(zhì)的周期性來源于原子電子層結(jié)構(gòu)的周期性”。⑸1940 1974年提出并證實了第二個稀土族——鋼系元素的存在。人類對元素周期律理論的認(rèn)識到目前并未完結(jié)， 客觀世界是不可窮盡的， 人類的認(rèn)識也是不可窮盡的。元素在周期表中的位置與元素原子電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系元素的分區(qū)與原子的電子層結(jié)構(gòu)根據(jù)原子的電子層結(jié)構(gòu)的特征，可以把周期表中的元素所在的位置分為五個區(qū)。s區(qū)元素，最外電子層結(jié)構(gòu)是 ns1和ns2，包括IA、IIA族元素。

p區(qū)元素，最外電子層結(jié)構(gòu)是 ns2np1-6,從第mp區(qū)元素，最外電子層結(jié)構(gòu)是 ns2np1-6,從第mA族到第0族元素。d區(qū)元素，電子層結(jié)構(gòu)是ds區(qū)元素，電子層結(jié)構(gòu)是f區(qū)元素，電子層結(jié)構(gòu)是(n-1)d(n-1)d0-14n-2)f0-141-9ns10ns1(n-1)1-2,從第mB族到第皿類元素。和(n-1)d10ns2，包括第 IBd0-2ns2，包括鑭系和錒系元素。IIB族。周期與原子的電子層結(jié)構(gòu)表1周期與能級組的關(guān)系1一1s222二2s2p883三3s3p884四4s3d4p18185五5s4d5p18186六6s4f5d6p32327七7s5f6d7p3232周期能級組能級組內(nèi)各原子軌道能級組內(nèi)軌道所能容納的電子數(shù) 各周期中元素TOC\o"1-5"\h\z周期數(shù)=電子層數(shù) =最外電子層的主量子數(shù) n。各周期元素的數(shù)目 =相應(yīng)能級組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。族與原子的電子層結(jié)構(gòu)元素周期表中共有 16個族：7個A族(主族)和 7個B族(副族)，還有 1個零族和1個第叩族?，F(xiàn)在國外把元素周期表劃分為 18個族，不區(qū)分主族或副族，按長周期表從左向右依次排列。各區(qū)內(nèi)所屬元素的族數(shù)與原子核外電子分布的關(guān)系見表 2。表2各區(qū)內(nèi)所屬元素的族數(shù)與原子核外電子分布的關(guān)系元素區(qū)域s元素區(qū)域s、p、ds區(qū)元素d區(qū)元素(其中第叩族只適用于 Fe、RuOs)f區(qū)元素元素族數(shù)等于最外電子層的電子數(shù) (ns+np)和等于最外層電子數(shù)與次外層 d電子數(shù)之和(n-1)d+ns均為第mB族元素現(xiàn)代各式元素周期表短式周期表寶塔式周期表環(huán)形和扇形周期表長式周期表未來的元素周期表表3具有雙幻數(shù)的核素核素名稱符號質(zhì)子數(shù)中子數(shù)核素質(zhì)量氦-4He224氧-6O8816鈣-40Ca202040鉛-208Pb82126208類鉛 -298EKPb114184298超鉛 -482SpPb164318482表4周期與相對應(yīng)的核外電子排布的關(guān)系周期 電子充填狀態(tài)電子數(shù)目元素種類數(shù)目1 1s222 2s2p883 3s3p884 4s3d4p18185 5s4d5p18186 6s4f5d6p32327 7s5f6d7p32328 8s5g6f7d8p50509 9s6g7f8d9p50501-8元素周期性1-8-1原子半徑原子的大小以原子半徑來表示，在討論原子半徑的變化規(guī)律時，我們采用的是原子的共價半徑，但稀有氣體的原子半徑只能用范德華半徑代替。⑴短周期內(nèi)原子半徑的變化（ 1、2、3周期）在短周期中， 從左到右隨著原子序數(shù)的增加， 核電荷數(shù)在增大， 原子半徑在逐漸縮小。但最后到稀有氣體時， 原子半徑突然變大， 這主要是因為稀有氣體的原子半徑不是共價半徑， 而是范德華半徑。⑵長周期內(nèi)原子半徑的變化（ 4、5周期）在長周期中，從左向右，主族元素原子半徑變化的趨勢與短周期基本一致，原子半徑逐漸縮小；副族中的d區(qū)過渡元素，自左向右，由于新增加的電子填入了次外層的（n— 1）d軌道上，對于決定原子半徑大小的最外電子層上的電子來說，次外層的 d電子部分地抵消了核電荷對外層 ns電子的引力， 使有效核電荷增大得比較緩慢。 因此，d區(qū)過渡元素從左向右，原子半徑只是略有減小，縮小程度不大；到了ds區(qū)元素，由于次外層的（n- 1）d軌道已經(jīng)全充滿，d電子對核電荷的抵消作用較大，超過了核電荷數(shù)增加的影響，造成原子半徑反而有所增大。同短周期一樣，末尾稀有氣體的原子半徑又突然增大。⑶特長周期內(nèi)原子半徑的變化（ 6、7周期）在特長周期中，不僅包含有 d區(qū)過渡元素，還包含有 f區(qū)內(nèi)過渡元素（鑭系元素、鋼系元素），由于新增加的電子填入外數(shù)第三層的（n- 2）f軌道上，對核電荷的抵消作用比填入次外層的（n— 1）d軌道更大， 有效核電荷的變化更小。 因此f區(qū)元素從左向右原子半徑減小的幅度更小。這就是鑭系收縮。 由于鑭系收縮的影響， 使鑭系后面的各過渡元素的原子半徑都相應(yīng)縮小，致使同一副族的第 5、6周期過渡元素的原子半徑非常接近。這就決定了 Zr與Hf、Nb與Ta、Mo與W等在性質(zhì)上極為相似，難以分離。在特長周期中， 主族元素、 d區(qū)元素、 ds區(qū)元素的原子半徑的變化規(guī)律同長周期的類似。⑷同族元素原子半徑的變化在主族元素區(qū)內(nèi)，從上往下，盡管核電荷數(shù)增多，但由于電子層數(shù)增多的因素起主導(dǎo)作用，因此原子半徑顯著增大。副族元素區(qū)內(nèi)，從上到下，原子半徑一般只是稍有增大。其中第 5與第6周期的同族元素之間原子半徑非常接近，這主要是鑭系收縮所造成的結(jié)果。1-8-2電離能元素的第一電離勢越小，表示它越容易失去電子，即該元素的金屬性越強。因此，元素的第一電離勢是該元素金屬活潑性的一種衡量尺度。電離勢的大小， 主要取決于原子核電荷、 原子半徑和原子的電子層結(jié)構(gòu)。 由上圖可見元素第一電離勢的周期性變化。⑴在每一周期中，在曲線各最高點的是稀有氣體元素，它的原子具有穩(wěn)定的 8電子結(jié)構(gòu)，所以它的電離勢最高。 而在曲線各最低點的是堿金屬元素， 它們的電離勢在同一周期中是最低的， 表明它們是最活潑的金屬元素。 各周期其它元素的電離勢則介于這兩者之間。 在同一周期中由左至右，隨著原子序數(shù)增加、核電荷增多、原子半徑變小，原子核對外層電子的引力變大，元素的電離勢變大。元素的金屬性慢慢減弱，由活潑的金屬元素過渡到非金屬元素。⑵在每一族中自上而下，元素電子層數(shù)不同，但最外層電子數(shù)相同，隨著原子半徑增大，電離勢變小，金屬性增強。在IA族中最下方的葩有最小的第一電離勢， 它是周期系中最活潑的金屬元素。而稀有氣體氦則有最大的第一電離勢。⑶某些元素其電離勢比同周期中相鄰元素的高， 是由于它具有全充滿或半充滿的電子層結(jié)構(gòu)， 穩(wěn)定性較高。 例如N、P、As（具有半充滿的軌道） ，Zn、Cd、Hg（具有全充滿的 （n-1）dns軌道）。1-8-3電子親合能當(dāng)元素處于基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子成為負(fù)一價陰離子時所放出的能量，稱為該元素的電子親合勢。 元素的電子親合勢越大， 表示它的原子越容易獲得電子， 非金屬性也就越強。活潑的非金屬元素一般都具有較高的電子親合勢。由于電子親合勢的測定比較困難，目前元素的電子親合勢數(shù)據(jù)不如電離勢數(shù)據(jù)完整，但從上面已有的數(shù)據(jù)仍不難看出， 活潑的非金屬具有較高的電子親合勢， 而金屬元素的電子親合勢都比較小，說明金屬在通常情況下難于獲得電子形成負(fù)價陰離子。在周期中由左向右，元素的電子親合勢隨原子半徑的減小而增大，在族中自上而下隨原子半徑的增大而減小。但由上表可知，VIA和VDA族的頭一個元素（氧和氟） 的電子親合勢并非最大，而分別比第二個元素（硫和氧）的電子親合勢要小。這一反?，F(xiàn)象是由于氧、氟原子半徑最小，電子密度最大，電子間排斥力很強， 以致當(dāng)加合一個電子形成負(fù)離子時， 放出的能量減小。1-8-4電負(fù)性元素的電離勢和電子親合勢都是只從一個方面反映了某原子得失電子的能力，只從電離勢或電子親合勢的大小來衡量金屬、 非金屬的活潑性是有一定局限性的。 實際上元素在形成化合物時，有的元素的原子既難于失去電子，又難于獲得電子，如碳、氫元素等。因此在原子相互化合時，必須把該原子失去電子的難易程度和結(jié)合電子的難易程度統(tǒng)一起來考慮。 因此把原子在分子中吸引電子的能力叫做元素的電負(fù)性。由上表可見元素的電負(fù)性呈現(xiàn)周期性變化。在同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)增大，電負(fù)性遞增，元素的非金屬性逐漸增強。在同一主族中，從上到下電負(fù)性遞減，元素的非金屬性依次減弱。副族元素的電負(fù)性沒有明顯的變化規(guī)律。在周期表中，右上方氟的電負(fù)性最大，非金屬性最強，左下方銫的電負(fù)性最小，金屬性最強。一般來說，金屬元素的電負(fù)性在 ~以下，非金屬元素的電負(fù)性在 ~以上。根據(jù)元素電負(fù)性的大小， 可以衡量元素的金屬性和非金屬性的強弱， 但應(yīng)注意， 元素的金屬性和非金屬性之間并沒有嚴(yán)格的界限。1-8-5氧化態(tài)元素的氧化數(shù)與原子的價層電子構(gòu)型或者說與價電子數(shù)有關(guān)。⑴主族元素的氧化數(shù)在主族元素原子中，僅最外層的電子(即價電子)能參與成鍵，因此主族元素(氧、氟除外)的最高氧化數(shù)等于其原子的全部價電子數(shù)， 還等于相應(yīng)的族數(shù)。 主族元素的氧化數(shù)隨著原子核電荷數(shù)遞增而遞增。呈現(xiàn)周期性的變化。⑵過渡元素的氧化數(shù)從HIB?VDB族元素原子的價電子，包括最外層的 S電子和次外層的d電子都能參與成鍵，因此元素的最高氧化數(shù)也等于全部價電子數(shù)， 亦等于族數(shù)。 下面以第 4周期的元素為例：從mB?VDB族過渡元素的最高氧化數(shù)， 隨著原子核電荷數(shù)遞增而遞增， 呈現(xiàn)周期性變化。IIB族元素的最高氧化數(shù)為 +2,IB族和第叩族元素的氧化數(shù)變化不很規(guī)律。第2章分子結(jié)構(gòu)[教學(xué)要求 ]．掌握離子鍵和共價鍵的基本特征和它們的區(qū)別。．掌握價鍵理論，雜化軌道理論。．掌握分子軌道理論的基本內(nèi)容。．了解分子間作用力及氫鍵的性質(zhì)和特點。TOC\o"1-5"\h\z[教學(xué)重點 ]．VSEPR．VB法．MO法[教學(xué)難點 ]MO法[教學(xué)時數(shù) ]8 學(xué)時[主要內(nèi)容 ]．離子鍵：離子鍵的形成、離子的特征(電荷，半徑，構(gòu)型).共價鍵：價鍵理論—電子配對法(本質(zhì)，要點，飽和性，方向性，類型 b鍵、冗鍵)。．雜化軌道理論：雜化軌道理論的提出，雜化軌道理論的基本要點，雜化軌道的類型 -sp、spd等各種類型及舉例。．分子軌道理論：分子軌道理論的基本要點，分子軌道的能級圖，實例 -同核： H2、He、O2、F2、N2；異核： NO、HF。．共價鍵的屬性：鍵長，鍵角，鍵能，鍵級。．分子間的作用力和氫鍵。[教學(xué)內(nèi)容 ]2-1化學(xué)鍵參數(shù)和分子的性質(zhì)分子結(jié)構(gòu)的內(nèi)容是：分子組成、分子空間結(jié)構(gòu)和分子形成時的化學(xué)鍵鍵參數(shù)：用各種不同的化學(xué)量對化學(xué)鍵的各種屬性的描述。鍵能：在 ，298K下，斷開 1molAB理想氣體成 A、B時過程的熱效應(yīng)，稱 AB的鍵能，即離解能。記為△H°298 (AB)AB(g)=A(g)+B(g) △H°298 (AB)鍵能的一些說明：對雙原子分子，鍵能即為離解能，對多原子分子， 鍵能有別于離解能 。同種化學(xué)鍵可能因環(huán)境不同鍵能有很大差異。對同種化學(xué)鍵來說，離解產(chǎn)物的穩(wěn)定性越高， 鍵能越小。 產(chǎn)物的穩(wěn)定性可以從電荷的分散程度、結(jié)構(gòu)的穩(wěn)定性來判斷。鍵能越大鍵越穩(wěn)定，對雙原子分子來說分子就越穩(wěn)定或化學(xué)惰性。成鍵原子的半徑越小， 其鍵能越大， 短周期中的元素的成鍵能力與其同族元素長周期的相比鍵能肯定要大得多。在同一周期中，從左到右原子半徑減小，可以想見其成鍵能力應(yīng)增大。 但F-F、O-O、N-N單鍵的鍵能反常地低，是因為其孤電子對的斥力引起。一般單鍵鍵能不如雙鍵鍵能，雙鍵鍵能不如叁鍵鍵能。但雙鍵和叁鍵的鍵能與單鍵鍵能并無簡單的倍數(shù)關(guān)系。一般來說，原子間形成的第一個鍵最穩(wěn)定，第二個鍵次之，第三個鍵最小，若有第四個鍵則更小。對雙原子分子間形成的鍵：同核雙原子分子同族元素從上到下鍵能下降，因為原子半徑增大而成鍵能力下降；異核雙原子分子在核間距一樣(或幾乎一樣)時，電負(fù)性相差越大，鍵越穩(wěn)定。雙原子分子可用生成熱求得鍵能；多原子分子可用鍵能近似求得反應(yīng)熱。H2O(g)=H(g)+OH(g) D(H-OH)=molOH(g)=H(g)+O(g) D(H-O)=molHCOOH(g)=HCOO(g)+H(g) D(HCOO-H)=molD(NH2-H)=431D(NH-H)=381 D(N-H)=360若一個原子與多個相同原子形成多個化學(xué)鍵則一般有 ：D1>D2>D3>…>Dn,但說到鍵能則是其平均值。鍵長鍵長：成鍵兩原子的核間的平衡距離。之所以用平衡距離是因為分子處于振動之中， 核間距離在不斷變化之中。 原子核間距離越短， 化學(xué)鍵越穩(wěn)定。鍵長也受環(huán)境影響 ,一般來說 ,成鍵原子環(huán)境電負(fù)性越強鍵越短。F3Si-Cl d=200pm H3Si-Cl d=205pmH2ClSi-Cl d=202pm Cl3Si-Cl d=201pm鍵角鍵角：同一分子中鍵與鍵的夾角。鍵角與成鍵原子的成鍵軌道有關(guān)，在成鍵軌道確定時還決定于成鍵原子的價層電子鍵角用于說明分子的空間結(jié)構(gòu)， 對分子的性質(zhì)尤其是物理性質(zhì)有推導(dǎo)作用。 過小的鍵角 (~90)意味著分子張力大，穩(wěn)定性下降。鍵的極性由于成鍵兩原子的正負(fù)電荷中心不重合而導(dǎo)致化學(xué)鍵的極性。正負(fù)電荷重心不重合的化學(xué)鍵稱極性鍵。正負(fù)電荷重心重合的化學(xué)鍵叫非極性鍵。一般來說，對同原子形成的化學(xué)鍵，若其所處環(huán)境相同，則形成非極性鍵，異原子形成化學(xué)鍵則肯定是極性鍵。離子鍵是最強的極性鍵。對共價鍵來說，極性越大，鍵能越大。分子的性質(zhì)分子的極性是由化學(xué)鍵的極性引起，組成分子的化學(xué)鍵若都無極性，則分子肯定無極性；而若組成分子的化學(xué)鍵有極性， 則要看分子的結(jié)構(gòu)情況以判斷有無極性， 若整個分子的正負(fù)電荷重心得合則無極性，否則有極性。分子極性的大小用偶極矩來衡量： 11=其中q為點電荷，單位為庫侖；d為點電荷間距離，單位是m,心為偶極矩，單位是。對雙原子分子來說， 點電荷間的距離就是核間距。 偶極矩和核間距均可由實驗測得， 故可推出其離子性大小。電負(fù)性差值越大， 極性越大， 雙原子分子的偶極矩越大； 雖然偶極矩還與核間距有關(guān)，但核間距起次要作用。 CO的偶極矩特殊。分子的磁性任何物質(zhì)都會產(chǎn)生一個反抗外磁場的磁場，也即抗磁性。某些有成單電子的物質(zhì)來說， 除了產(chǎn)生抗磁性外， 成單電子還會沿著外磁場產(chǎn)生一個順磁場， 且產(chǎn)生的這個磁場比抗磁場要大得多，所以表現(xiàn)為順磁性，這類物質(zhì)稱順磁性物質(zhì)。無成單電子，則只有抗磁性而無順磁性，這類物質(zhì)稱抗磁性物質(zhì)。不論抗磁性物質(zhì)還是順磁性物質(zhì)，當(dāng)外磁場消失時，其誘導(dǎo)磁場消失。而另有一類物質(zhì)，在外磁場作用下產(chǎn)生比一般的順磁性要大得多的磁場，且在外磁場消失時，而誘導(dǎo)磁場不完全消失，即有記憶，這類物質(zhì)稱為鐵磁性物質(zhì)。分子的磁性對順磁性物質(zhì)而言，其產(chǎn)生的磁矩如果只考慮純自旋貢獻(xiàn)，不考慮軌道貢獻(xiàn)和旋軌道偶合時有如下關(guān)系：2-2離子鍵化學(xué)反應(yīng)的發(fā)生在能量上肯定有利。離子化學(xué)物形成必然伴隨電子得失，只有活潑的金屬和活潑的非金屬之間可形成離子鍵。離子型化合物形成過程中最重要的能量變化一一晶格能玻恩-哈伯循環(huán)——分析離子化合物形成過程能量變化玻恩-哈伯循環(huán)舉例△fHNaCl=-411KJ/molS= D=247I=495EA=-376 △H1=-526 △H2=-243△fHNaCl=S+D/2+I+Ea+AH+△代U=AHI+AH2晶格能從玻恩-哈伯循環(huán)中不難分析出， 對離子化合物穩(wěn)定性的貢獻(xiàn)最主要來自^ H和△H2，這兩項合稱晶格能。對離子化合物來說，晶格能對化合物的穩(wěn)定性不言而喻，故常溫下，離子化合物一般不可能是氣體和液體，只能是固體。晶格能：氣態(tài)離子從無限遠(yuǎn)處接近最后形成固體離子化合物的過程中釋放的能量。是離子化合物穩(wěn)定性的量度。晶格能無法直接測得，只有通過熱力學(xué)循環(huán)求得。對純離子化合物來說，離子電荷越高，晶格能越大；離子半徑越小， 晶格能越高。有：U8z+Z-/(r++r-)電荷高的晶格能大，電荷一樣時看離子半徑和，離子半徑之和小的晶格能大。離子化合物的鍵能(離解能)：-(I+Ea+AH1)離子鍵離子鍵的本質(zhì)：原子或原子團發(fā)生電子得失而形成正負(fù)離子，通過正負(fù)離子間的靜電作用： F=z+z-/d2離子從無限遠(yuǎn)處靠近形成離子晶體而作的功。離子鍵包括同號離子間的斥力和異號離子間的引力。陰陽離子不可能無限靠近，離子的核外電子以及原子核間都有強烈相互作用，最后在一適當(dāng)距離達(dá)到平衡，即斥力和引力相等。離子鍵的特征因離子的電荷是球形對稱的，故只要空間條件允許，可盡可能多地吸引異號電荷的離子，離子鍵沒有飽和性。在離子晶體中，每個正離子吸引晶體內(nèi)所有負(fù)離子， 每個負(fù)離子也吸引所有正離子。異號離子可沿任何方向靠近，在任何位置相吸引，故離子鍵沒有方向性。不可能有 100%的離子鍵 ；成鍵原子電負(fù)性差值越大， 離子鍵成分越高。 離子鍵成分超過 50%的化學(xué)鍵為離子鍵，此時電負(fù)性相差約為 。含離子鍵的化合物為離子化合物。離子鍵百分?jǐn)?shù)和離子鍵強弱是兩碼事，與化學(xué)鍵的強弱也無直接關(guān)系。2-3共價鍵Lewis,.原子價的電子理論，分子趨向于形成共用電子對來滿足 8e結(jié)構(gòu)Heitler,W.和London,F應(yīng)用量子力學(xué)處理 H2，Pauling,L發(fā)展這一成果，創(chuàng)立了現(xiàn)代價鍵理論：ValenceBondTheory(VBT)。Milliken和Hund,F也應(yīng)用量子力學(xué)， 從另一角度出發(fā)， 處理了 H2+而創(chuàng)立了分子軌道理論： MolecularOrbitalTheory(MOT)。1現(xiàn)代價鍵理論成鍵兩原子必須有能量較低的成單電子；成鍵時成單電子必須自旋方向相反，在核間電子云密度最大形成穩(wěn)定化學(xué)鍵；共價鍵有飽和性，成單電子的數(shù)目就是成鍵數(shù)目；共價鍵有方向性，沿軌道方向重疊可產(chǎn)生最大重疊，形成的鍵最穩(wěn)定；在所有軌道中只有 s軌道無方向性，只有 s軌道之間形成的鍵無方向性?；瘜W(xué)鍵b鍵：沿電子云最大方向頭碰頭重疊而形成的化學(xué)鍵。頭碰頭方式重疊是最有效

的重疊，故形成的化學(xué)鍵最穩(wěn)定。 S軌道無方向性，故有s軌道參與形成的化學(xué)鍵一定是 b鍵。71鍵：成鍵兩原子在已形成 b鍵的情況下其它軌道不可能再以頭碰頭方式重疊，可以肩并肩方式重疊形成 n鍵。肩并肩重疊不如頭碰頭重疊有效，故71鍵穩(wěn)定性一般不如b鍵。n鍵是兩原子間形成的第二、第三鍵。S軌道只參與形成 (T鍵一種，p軌道可以形成(T鍵和冗鍵兩種鍵，d軌道可以形成 b鍵、n鍵和6鍵三種鍵，f軌道能否成鍵尚未有定論。b鍵和n鍵軌道的雜化Pauling指出，原子軌道在成鍵時并不是其原型，而是將參與成鍵的幾個軌道重新組合成數(shù)目相同的等價(簡并)軌道，這個過程稱雜化。只有能量相近的軌道才能進行雜化 ；雜化后的軌道形狀和能量完全一樣， 但方向不同； 雜化前后軌道總數(shù)目不變； 雜化以后的軌道電子云更加集中在某一方向上， 故其成鍵能力強于未雜化的軌道。 雜化軌道只能填充孤電子對或 b鍵上電子；雜化是原子成鍵前的軌道行為，與該原子的價層電子數(shù)目無關(guān)。雜化類型雜化的幾點說明雜化類型決定于成鍵中心原子的價軌道和成鍵時的方式。如價軌道為 1s，則因只有一個軌道故談不上雜化，價軌道為 nsnp，則有四個軌道，最多可有四個軌道參與雜化最多形成四個(T鍵，若價軌道為nsnpnd或(n-1)dnsnp,則可多于四個軌道參與雜化；價軌道指明了最多可雜化的軌道數(shù)目。 若中心原子與其它同一原子形成多個化學(xué)鍵， 只有一個鍵是由雜化軌道形成的，其它成鍵軌道須從價軌道中扣除。雜化軌道只用于形成 °鍵或孤電子對。若中心原子的價電子數(shù)目多于價軌道時形成不等性雜化，即部分價電子以孤電子對進入雜化軌道。此類雜化一般只發(fā)生在中心原子價軌道為四個時若以不等性雜化方式成鍵，則成鍵鍵角會發(fā)生變化，其規(guī)律如下：孤電子對 (lonepair)只受中心原子約束故電子云伸展范圍大；成鍵電子對(bondingpair)受兩個原子約束電子云伸展區(qū)域小。故電子對斥力相對大小為：lp-lp>lp-bp>bp-bplp,bp之間的作用結(jié)果使 lp-lp之間的夾角大于 lp-bp之間夾角，而后者又大于 bp-bp之間的夾角。若與中心原子成鍵的原子電負(fù)性大， 其電子云密度也高， 對其它成鍵原子的排斥也大，故鍵角也相應(yīng)增大；若有部分原子形成 71鍵也相當(dāng)于增大電子云密度，故鍵角也會增大。2-4分子軌道理論簡介組成分子的所有原子軌道包括價軌道和非價軌道都并入分子軌道，且在形成分子軌道之前進行重新組合。組合后的分子軌道與原子軌道相比，總數(shù)量完全相同，大致一半能量升高形成反鍵分子軌道，另一半能量降低形成成鍵分子軌道， 有時還有少量原子軌道找不到對稱性匹配的其它原子軌道與之組合則形成非鍵分子軌道， 非鍵分子軌道基本上仍保留原原子軌道特點 (能量、波函數(shù))。分子軌道就象一個原子的原子軌道一樣在能量上不同按能級由低到高的順序依次排列，但表示符號已變?yōu)?b、冗、§???替代原子軌道的 s、p、d、f…。分子軌道也用波函數(shù)來表示。原子軌道要組合成低能量的分子軌道須滿足三原則：對稱性匹配原則：參與組合的原子軌道必須在取向上滿足一定要求才能組合成有效的分子軌道， 否則只能形成非鍵分子軌道即不參與組合直接成為分子軌道。 參與組合的原子軌道通常只有三種對稱性即 (T對稱性、71對稱性和 S對稱性，其中最后者不常見。能量相近原則： 能量越近， 組合后的成鍵軌道比原軌道能量降低得越多， 反鍵軌道比原軌道能量升高得越多。因價軌道組合后得到的高能反鍵軌道常常無電子填充，故這種組合最為有效。最大重疊原則：新的分子軌道中，成鍵軌道占用率總是高于反鍵軌道的，最大重疊是指形成的成鍵軌道尤其是由價軌道形成的成鍵軌道在原子間電子云密度最大。電子在分子軌道上的填充順序與電子在原子軌道上的填充順序一致，即滿足能量最低原理，保里不相容原理和洪特規(guī)則。填充電子后的分子若其成鍵軌道上的電子總數(shù)大于反鍵軌道上的電子總數(shù)則分子可以形成，否則不穩(wěn)定。成鍵軌道上和反鍵軌道上的電子數(shù)差除 2即為鍵級。共價鍵的穩(wěn)定性首先與參與鍵的原子有關(guān)，原子間的電負(fù)性差越大形成的共價鍵一般越穩(wěn)定；原子的原子半徑越小形成的共價鍵也越穩(wěn)定。 還與原子參與組合的價軌道有關(guān) (對稱性) ，b對稱性穩(wěn)定性一般高于 冗，而冗又高于So若分子組成相似而且價軌道上填充的電子總數(shù)相同， 這些分子稱為等電子體。 等電子體一般有相似的結(jié)構(gòu)。分子軌道理論舉例同核雙原子分子： H2+,Li2,Be2,B2,C2,N2,O2,F2。同核雙原子分子總可以找到對稱性匹配且能量相近甚至一樣的原子軌道， 故只有成鍵軌道和反鍵軌道而無非鍵軌道。 第二周期元素同核雙原子分子軌道能級為： b1s,b1s*,(T2s,b2s*,(T2p,2712P,2712P*, <t2p*… (Li,Be,O,F )或(T1s,a1s*,a2s,a2s*,2712P,a2p,2712P*, b2p*…(B,C,N)異核雙原子分子： BN，CO，HF。等電子體 CH4,NH4+,CCl4;NH2-,H2O,H2F+。異核或多核分子中可能沒有非鍵軌道，也可能有一定數(shù)量的非鍵軌道。如 HF中只有一個成鍵軌道和一個反鍵軌道其余都是非鍵軌道，而 CO中無非鍵軌道。2-5金屬鍵和鍵型過渡金屬能導(dǎo)電， 說明金屬中有自由移動的電子， 而金屬的價層電子數(shù)一般少于 4，一般為1~2個，在金屬晶體中，原子的配位數(shù)卻達(dá) 8或12，顯然，不可能形成 8或12個普通化學(xué)鍵。自由電子理論 :金屬的電負(fù)性小， 容易失去價層電子， 而形成正離子。 在金屬晶格結(jié)點上排列的金屬原子和正離子是難以移動的， 只能在其平衡位置振動， 從金屬原子上脫下的電子在整個晶體中運動， 將整個晶體結(jié)合在一起。 金屬鍵可看成是許多原子共用許多電子而形成的特殊共價鍵，只不過該共價鍵沒有方向性，也沒有飽和性。金屬能帶理論用分子軌道理論處理金屬鍵，把整個金屬晶體看成的一個大分子，則所有能量相近的原子軌道要參與組合，由于參與組合的原子軌道極多且能量一樣（合金中能量相近）， 故組合后的分子軌道在能量間隔上相差極小，甚至產(chǎn)生能量重疊。當(dāng)然最有意義的是價軌道的這種組合。滿帶：電子填滿的能帶導(dǎo)帶：部分填充電子的能帶。禁帶：滿帶與導(dǎo)帶間的能量間隔。滿帶與導(dǎo)帶重疊則為導(dǎo)體；滿帶與導(dǎo)帶不重疊但禁帶寬度（能級差）小于 3eV為半導(dǎo)體；禁帶寬度一般大于 5eV為絕緣體。鍵型過渡原子之間盡可能多地成鍵，成鍵種類無非是離子鍵、共價鍵和金屬鍵。但一般的化學(xué)鍵很少是單純是三種鍵的一種， 而是混合型。 因為只有 100%的共價鍵而無 100%離子鍵， 故共價鍵成份總是存在的。 由于元素的電負(fù)性差值在變， 故其離子成分也變， 鍵型由100%的共價型轉(zhuǎn)向離子型（離子成份 >50%），若是金屬間形成化學(xué)鍵，典型的共價鍵即成為金屬鍵，也向離子鍵過渡。在一個化合物中，不同原子間的化學(xué)鍵可能有很多種，如： Cu（NH3）4SO4中就有離子鍵和共價鍵（配位鍵）。2-6分子間作用力分子間作用力由范德華（ VanderWaals）提出，又稱范德華力，按作用力的產(chǎn)生原因分三種力：取向力、誘導(dǎo)力、色散力。取向力（orientationforces）：極性分子之間偶極的定向排列而產(chǎn)生的作用力 ,又稱Keesom力。取向力特點：只有極性分子之間才會產(chǎn)生。分子偶極越大，取向力越大。在極少數(shù)極強極性的分子間中它才是最主要分子間力，如 H2O、HF中；一般是次要的作用力。誘導(dǎo)力（inductionforces）：極性分子誘導(dǎo)其它分子產(chǎn)生偶極 （非極性分子） 或附加偶極 （極性分子）。誘導(dǎo)出的偶極再定向排列而產(chǎn)生的作用力。 又稱Debye力。誘導(dǎo)力特點：只有極性分子存在才會產(chǎn)生。極性分子極性越大，誘導(dǎo)力越大，被誘導(dǎo)分子的變形性越大，誘導(dǎo)力越大。 誘導(dǎo)能力強的分子其變形成性往往越差， 而變形性強的分子其誘導(dǎo)能力又差。故誘導(dǎo)力絕不是分子間的主導(dǎo)作用力，永遠(yuǎn)產(chǎn)很次要的作用力。色散力( dispersionforces)：分子中電子和原子核的瞬間位移而產(chǎn)生瞬間偶極，瞬間偶極的作用只能產(chǎn)生于相鄰分子間，這種相互吸引便是色散力。 又稱London力。色散力特點：任何分子間均有色散力。分子 變形性 越大，色散力越大。分子量越大，色散力越大，重原子形成的分子色散力大于輕原子形成的分子的色散力。 除極少數(shù)極性極強的分子外， 色散力是分子間的主流作用力。分子間力特點：作用力遠(yuǎn)不如化學(xué)鍵，一般 <40KJ/mol，比化學(xué)鍵小 10~100倍。分子間力的作用距離在數(shù)百 pm，比化學(xué)鍵作用距離長。且因為是電荷作用，故無飽和性，而且色散力還無方向性。對大多數(shù)分子色散力是主要的，故一般用色散力的大小便可判斷其分子間力的大小。分子間作用力對物質(zhì)的熔點沸點、溶解度，表面吸附等起作用。2-7氫鍵氫鍵的形成條件：必須是含氫化合物，否則就談不上氫鍵。氫必須與電負(fù)性極大的元素成鍵，以保證鍵的強極性和偶極電荷。與氫成鍵的元素的原子半徑必須很小。只有第二周期元素才可。與氫形成氫鍵的另一原子必須電子云密度高，即需有孤電子對，且半徑小，以保證作用距離較近。氫鍵的特點一般是靜電作用，但它有方向性，即孤電子對的伸展方向。一般情況下也有飽和性，即氫與孤電子對一一對應(yīng)。作用力一般在 40KJ/mol左右，比化學(xué)鍵低一個數(shù)量級，但某些情況下氫鍵可能轉(zhuǎn)化為化學(xué)鍵。氫鍵強于分子間作用力。要想形成強氫鍵，一般要求氫與 N、O、F三元素之一形成化學(xué)鍵。氫鍵的強弱與跟它成鍵的元素電負(fù)性和半徑大小有關(guān)，電負(fù)性越大，氫鍵越強，原子半徑越小，氫鍵越強。鍵極性越大，氫鍵越強，負(fù)電荷密度越高，氫鍵越強。氫鍵有分子間氫鍵和分子內(nèi)氫鍵。分子間氫鍵相當(dāng)于使分子量增大，色散力增大，故熔沸點升高，極性下降，水溶性下降；分子內(nèi)氫鍵未增大分子量，卻使分子極性下降，故熔沸點下降，水溶性也下降。第3章晶體結(jié)構(gòu)TOC\o"1-5"\h\z[教學(xué)要求 ]．了解晶體與非晶體的區(qū)別，掌握晶體的基本類型及其性質(zhì)特點。．了解離子極化的基本觀點及其對離子化合物的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)變化的解釋。．了解晶體的缺陷和非整比化合物。[教學(xué)重點 ]．晶胞．各種類型晶體的結(jié)構(gòu)特征．離子極化[ 教學(xué)難點 ]晶胞的概念[ 教學(xué)時數(shù) ]4 學(xué)時[ 主要內(nèi)容 ]．晶體的基本知識．離子鍵和離子晶體．原子晶體和分子晶體．金屬鍵和金屬晶體．晶體的缺陷和非整比化合物．離子極化[教學(xué)內(nèi)容 ]3-1晶體3-1-1晶體的宏觀特征晶體有一定規(guī)則的幾何外形。不論在何種條件下結(jié)晶，所得的晶體表面夾角（晶角）是一定的。晶體有一定的熔點。晶體在熔化時，在未熔化完之前，其體系溫度不會上升。只有熔化后溫度才上升。3-1-2晶體的微觀特征晶體有各向異性。 有些晶體， 因在各個方向上排列的差異而導(dǎo)致各向異性 。各向異性只有在單晶中才能表現(xiàn)出來。 晶體的這三大特性是由晶體內(nèi)部結(jié)構(gòu)決定的。晶體內(nèi)部的質(zhì)點以確定的位置在空間作有規(guī)則的排列,這些點本身有一定的幾何形狀， 稱結(jié)晶格子或晶格。 每個以確定的位置在空間作有規(guī)則的排列,質(zhì)點在晶格中所占的位置稱晶體的結(jié)點。每種晶體都可找出其具有代表性的最小重復(fù)單位，稱為單元晶胞簡稱晶胞。 晶胞在三維空間無限重復(fù)就產(chǎn)生晶體。 故晶體的性質(zhì)是由晶胞的大小、形狀和質(zhì)點的種類以及質(zhì)點間的作用力所決定的。3-2晶胞3-2-1晶胞的基本特征平移性3-2-2布拉維系類型十四種不拉維格子說明單位平行六面體的三對面中有兩對是矩形，另一對是非矩形單斜底心格子（N）形平面都垂直于非矩形 平面，而它們之間的夾角為B,。兩對矩但/B不90°。a0b0C0,a=丫=9090屬于正交晶系，單位平 行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位正交原始格子（ O）平行K面體參數(shù)為： a0b0wC0a=B=丫=90屬于正交晶系，單位平行六 面體為長、寬、高都不等的長方 體，單位正交體心格子（ P）平行六面體參數(shù)為： a。/b°wc0a=0=丫=90°屬于正交晶系，單位平 行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位正交底心格子（ Q）平行K面體參數(shù)為： a°wb°wc0a=0=丫=90屬于正交晶系，單位平 行六面體為長、寬、高都不 等的長方體，單位正交面心格子（ S）平行六面體參數(shù)為： a0b0wc0a=0=丫=90立方體心格子（ B ）立方面心格子 （F）四方原始格子（ T ）屬于等軸晶系，單位平行六 面體是一個立方體。單位平行六 面體參數(shù)為：a0=b0=c0a=0=丫=90 °屬于等軸晶系， 單位平行六面體是一個立方體。 位平行六面體參數(shù)為：a0=b0=c0a= 0=丫=90屬于四方晶系，單位平行六面 體為橫截面為正方形的四方柱。規(guī) 定柱面相交的棱c0,單位平行六面 體參數(shù)為：a0=b0=c0a=0=丫屬于四方晶系單位平行六面 體為橫截面為正方形的四方柱。 規(guī)定柱面U）相交的棱 c0，單位平 行六面體參數(shù)為：a0=b0=c0a90對應(yīng)于六方晶系的空間六方格子。單位平行六面體底面為菱形的柱體。立方和三方原始格子