1、第六章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)學(xué)習(xí)目標掌握核外電子的排布規(guī)律，離子鍵和共價鍵的主要特征，常見原子的電子排布式的書寫及根據(jù)電子層的結(jié)構(gòu)判斷元素在元素周期表中的位置的方法；熟悉元素有關(guān)性質(zhì)周期性變化的規(guī)律，分子間作用力、氫鍵及其在物質(zhì)相關(guān)性質(zhì)中的意義。了解四個量子數(shù)的意義，元素周期表的構(gòu)成和使用。自然界的物質(zhì)種類繁多，其性質(zhì)各異。物質(zhì)在性質(zhì)上的差別主要是由于物質(zhì)的內(nèi)部結(jié)構(gòu)不同引起的。因此要了解物質(zhì)的性質(zhì)，尤其是化學(xué)性質(zhì)及其變化規(guī)律，必須清楚物質(zhì)的結(jié)構(gòu)。物質(zhì)結(jié)構(gòu)主要包括原子結(jié)構(gòu)、化學(xué)鍵、分子結(jié)構(gòu)等。我們從原子結(jié)構(gòu)開始認識物質(zhì)結(jié)構(gòu)。第一節(jié) 原子結(jié)構(gòu)一、原子的組成原子是由帶正電的原子核與核外帶負電的電子構(gòu)成，原子

2、核所帶的正電量和核外電子帶的負電量相等，整個原子呈電中性。原子核位于原子的中心。它的直徑約為10-16-10-14m之間，約為原子直徑（10-10m）的十萬分之一。所以它的體積很小。原子核和電子僅占整個原子空間的極小一部分，原子中絕大部分是空的。原子核由質(zhì)子和中子構(gòu)成，每個質(zhì)子帶1個單位的正電荷，中子不帶電，因此，核電荷數(shù)由質(zhì)子數(shù)決定。按核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編號，所得的序號稱為該元素的原子序數(shù)。對整個原子而言，在原子中存在以下關(guān)系：原子序數(shù)=核電荷數(shù)（Z）核內(nèi)質(zhì)子數(shù)核外電子數(shù)每個質(zhì)子的質(zhì)量為1.672610-27kg，中子的質(zhì)量為1.674810-27kg，電子的質(zhì)量僅約為質(zhì)子質(zhì)量的1

3、/1836，所以，原子的質(zhì)量主要集中在原子核上。由于質(zhì)子、中子的質(zhì)量很小，因此，通常用它們的相對質(zhì)量。實驗測得，作為相對原子質(zhì)量標準的12C的質(zhì)量是1.992710-26kg，它的質(zhì)量的1/12為1.660610-27kg，質(zhì)子和中子對它的相對質(zhì)量分別為1.007和1.008，取近似整數(shù)值為1。顯然，如果忽略電子質(zhì)量，將原子核內(nèi)所有的質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似整數(shù)相加，所得的數(shù)值稱為原子的質(zhì)量數(shù)，用A表示，中子數(shù)符號用N表示，質(zhì)子數(shù)符號用Z表示。質(zhì)量數(shù)（A）質(zhì)子數(shù)（Z）中子數(shù)（N）質(zhì)量數(shù)和核電荷數(shù)是表示原子核的兩個基本量。以表示一種質(zhì)量數(shù)為A、質(zhì)子數(shù)為Z的原子。例如元素鉀可表示為,這表明鉀原子

4、的質(zhì)量數(shù)為39，原子核由19個質(zhì)子和20個中子構(gòu)成。歸納起來，原子的組成可簡單表示為：原子二、同位素我們把核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）相同的一類原子稱為元素。同種元素的原子其質(zhì)子數(shù)必然相同，但中子數(shù)不一定相同，例如氫元素的原子都含有一個質(zhì)子，但有的氫原子不含中子，有的氫原子含有一個中子，有的氫原子含有2個中子，具體情況見表2-1表2-1氫元素的三種不同原子的組成名稱俗稱質(zhì)子數(shù)中子數(shù)核電荷數(shù)質(zhì)量數(shù)符號氕（音撇）氫1011氘（音刀）重氫1112氚（音川）超重氫1213人們把原子里具有相同質(zhì)子數(shù)和不同中子數(shù)的同一元素的不同原子互稱同位素。具有放射性的同位素稱為放射性同位素。許多元素都有同位素，上述、是氫的三

5、種同位素；碳元素有、三種同位素。目前，用人工方法制造出許多種放射性同位素，這些同位素稱為人造放射性同位素。放射性同位素都能自發(fā)地放射出射線、射線和射線。放射性同位素在醫(yī)藥上有著廣泛應(yīng)用，如鈷（）、鐳（）放射出的射線能抑制和破壞細胞的生長活動，用來治療癌癥等疾病，還可用放射性同位素作示蹤原子，研究藥物的作用機制、藥物的吸收和代謝等。同一元素的各種同位素雖然質(zhì)量數(shù)不同，但它們的化學(xué)性質(zhì)幾乎完全相同。三、核外電子的運動特征原子核外電子的運動狀態(tài)與宏觀物體不同。宏觀物體如天上飛的飛機、地上奔馳的火車，都有確定的運動路線，我們可以在任何時候同時準確地測出它們的運動速度和所在的位置。而原子中，電子的質(zhì)量很

6、小，又在原子這樣小的空間（直徑約10-10 m）內(nèi)作高速（近光速）運動，其運動沒有確定的軌道，不能用經(jīng)典力學(xué)（牛頓力學(xué)）來描述，通常采用量子力學(xué)的方法，通過研究電子在核外空間運動的幾率分布來描述核外電子的運動規(guī)律。 研究表明，電子在原子核外空間各區(qū)域出現(xiàn)的幾率是不同的。我們以氫原子為例。氫原子只有1個核外電子，我們假想有一架特殊的照相機來給氫原子進行無數(shù)次照相，然后將照片疊加，可得到圖2-1的圖象。圖像顯示，電子在核外空間一定范圍內(nèi)出現(xiàn)，猶如帶負電荷的云霧籠罩在原子核的周圍，人們形象地稱它為“電子云”。電子云是電子在核外空間出現(xiàn)的幾率密度分布的形象化表示法。小黑點比較密集的區(qū)域是電子出現(xiàn)幾率較

7、大的區(qū)域，稱該區(qū)域內(nèi)電子云的密度較大。圖2-1說明氫原子的電子云呈球形對稱，電子在核外空間各區(qū)域出現(xiàn)的幾率是不同的，離核越近處電子云的密度越大，電子出現(xiàn)幾率越多；在離核越遠處電子云密度越小，電子出現(xiàn)的機會越少。通常把電子出現(xiàn)幾率最大而且密度相等的地方連結(jié)起來作為電子云的界面，界面以內(nèi)電子出現(xiàn)的幾率達95，界面以外出現(xiàn)的幾率小于5。圖 2-2為氫原子電子云界面圖。 圖2-1 氫原子電子云示意圖 圖 2-2 氫原子電子云界面圖四、核外電子的運動狀態(tài)電子在核外的運動有其特殊性。根據(jù)量子力學(xué)，需要用四個量子數(shù)才能確定某一個電子的運動狀態(tài)。量子數(shù)是用來表征微觀粒子運動狀態(tài)的一些特定數(shù)字。（一）主量子數(shù)n

8、主量子數(shù)n用來描述電子離核的遠近，是決定電子能量高低的主要因素。n的取值為1，2，3，4，等正整數(shù)，相應(yīng)地用K，L，M， 等符號表示。如n=1，表示第一電子層，n=2，表示第二電子層。依此類推，n越大，表示電子層離核越遠，該層電子的能量越高。 （二）角量子數(shù)l角量子數(shù)l決定原子軌道和電子云的形狀，是決定電子能量的次要因素。具有一定形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的空間又可稱為原子軌道。研究發(fā)現(xiàn)，在同一電子層中的電子的能量大小有差別，電子云的形狀也不同。根據(jù)這個差別，又將電子層分成1個或幾個亞層。當(dāng)n給定時，l可取0，1，2，3，（n-1）等值，共取n個值。如n=1時，l只有1個值，即l =0；當(dāng)n

9、=2時， l有0， 1兩個值；n=3時，l有0，1，2三個值。依此類推，l的每一個值代表一種電子云的形狀或同一電子層中不同狀態(tài)的亞層。l為0，1，2，3可分別用s，p，d，f符號來表示。主量子數(shù)、角量子數(shù)與原子軌道及電子云形狀的對應(yīng)關(guān)系見表2-2。s、p、d電子云形狀如圖2-3、 2-4和2-5所示。表2-2 主量子數(shù)、角量子數(shù)與原子軌道及電子云形狀的對應(yīng)關(guān)系主量子數(shù)（電子層數(shù)）n角量子數(shù)（電子亞層）l電子云（軌道、亞層） 具體原子軌道名稱 電子云形狀1（K層）0s1s球形對稱2（L層）0s2s球形對稱1p2p啞鈴型3（M層）0s3s球形對稱1p3p啞鈴形2d3d四瓣花瓣形4（N層）0s4s球

10、形對稱1p4p啞鈴形2d4d四瓣花瓣形3f4f復(fù)雜形狀電子的能量由該電子的n、l值來決定。同一主量子數(shù)，電子的能量為EnSEnPEndEnf 。不同主量子數(shù)，同一角量子數(shù)，電子的能量隨n的增加而增加，如E1s E2s E3s E4s。 （三） 磁量子數(shù)m磁量子數(shù)m描述電子云（或原子軌道）在空間的伸展方向。其值取決于l，當(dāng)l給定時，m取從- l至+ l包括0在內(nèi)的所有整數(shù)，共取2l +1個值，每個m值代表電子云的一種伸展方向。s、p、d電子云空間伸展方向如圖2-3、2-4、2-5所示。l =0時，s電子云是球形對稱的，沒有方向性，m=0；或者說s亞層只有1個軌道，即s軌道。l =1時，m可有-1

11、，0，+1共3個值，說明p電子云在空間可有3種取向，分別為沿x，y，z軸分布的px、py、pz 3個p軌道。l =2時，m有-2，-1，0，+1，+2共5個值，即d電子云在空間有五種取向，可有5個d軌道。n，l相同，電子的能量即相同，能量相同的軌道又稱為等價軌道。如2px、2py、2pz互為能量相等的等價軌道。圖2-3 s電子云示意圖 圖 2-4 p 電子云示意圖（存在3個不同的伸展方向）圖 2-5d 電子云示意圖（存在5個不同的伸展方向）（四）自旋量子數(shù)ms原子中的電子不僅圍繞著原子核運動，而且也繞著自身的軸轉(zhuǎn)動。電子繞著自身的軸的運動叫做電子的自旋，用自旋量子數(shù)ms表示。電子的自旋方向只有

12、2個，即順時針方向和反時針方向。所以，ms的取值也只有2個，即和，通常用“”和“”表示自旋方向相反的2個電子。每個原子軌道最多可容納2個自旋相反的電子。綜上所述，電子在原子核外運動狀態(tài)是由電子層、電子亞層、電子云伸展方向和電子的自旋四方面來確定的，即用n、l、m、ms四個量子數(shù)來描述。根據(jù)原子核外電子運動的四個方面，可以推算出每個電子層最多能容納電子數(shù)，即電子運動狀態(tài)數(shù)，見表2-3。表2-3核外電子運動的可能狀態(tài)數(shù)電子層n電子亞層l 亞層中原子軌道數(shù)（軌道空間取向數(shù)）電子層中軌道總數(shù)各電子層中電子可存在狀態(tài)數(shù)(容納電子數(shù))1(K)1s1112212=22(L)2s11+3=42222282p3

13、3(M)3s11+3+5=932232183p33d54(N)4s11+3+5+7=1642242324p34d54f7nn22n2五、核外電子的排布元素原子核外電子的排布，基本上遵循三個規(guī)律，即能量最低原理、保里（Pauli）不相容原理以及洪特（Hund）規(guī)則。（一）能量最低原理能量越低越穩(wěn)定，這是自然界的一個普遍規(guī)律，原子中的電子排布也是如此。核外電子總是盡先占有能量最低的軌道。只有在能量低的軌道被占滿后，電子才依次進入到能量較高的軌道，這個規(guī)律叫做能量最低原理。把原子中原子軌道按照能量由低到高的順序排列起來，像臺階一樣，稱為能級。美國化學(xué)家鮑林（Pauling）根據(jù)大量光譜試驗數(shù)據(jù)，提出

14、了多電子原子軌道能級圖，如圖2-6所示。圖2-6 多電子軌道近似能級圖圖中用小圓圈代表原子軌道，按能量高低順序排列起來，將能量相近的排在同一個方框中組成一個能級組，共有7個能級組。相鄰兩個能級組之間的能量差較大，但每個能級組內(nèi)，各軌道能量相差不大。在多電子原子中，當(dāng)n和l都不同時，有能級交錯現(xiàn)象，如E4sE3d，E6sE4fE5d。電子填充各軌道的順序如圖2-7所示。圖2-7 電子填充各軌道的先后順序（二）保里（Pauli）不相容原理在同一原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的2個電子存在，這一規(guī)律稱為保里（Pauli）不相容原理。如果某原子中有2個電子的n、l、m相同，其ms肯定不同。例如，氦元

15、素有2個電子，用四個量子數(shù)來描述第1個電子的運動狀態(tài)時，n=1，l =0，m=0，ms=；另1個電子的四個量子數(shù)必然是n=1，l=0，m=0，ms=。由此也可知，每個軌道最多容納2個自旋方向相反的電子。各電子層最多可容納2n2個電子。（三）洪特（Hund）規(guī)則在等價軌道中，電子盡可能以相同的自旋方向分占不同的軌道，這樣排布使整個原子的能量最低。如碳原子核外6個電子，2個在1s軌道，2個在2s軌道，另外2個不是同在一個2p軌道，而是以相同的自旋方向分占2個p軌道。C原子核外電子排布可用電子排布式表示為：1s2 2s2 2p2； 軌道表示式為： 1s 2s 2p作為洪特規(guī)則的特例，當(dāng)?shù)葍r軌道全充滿

16、、半充滿或全空狀態(tài)時，能量低，穩(wěn)定。即具有下列電子層結(jié)構(gòu)的原子是比較穩(wěn)定的：全充滿：p6，d10，f14;半充滿：p3，d5，f7;全空： p0，d0，f0。根據(jù)以上規(guī)則，可以得出下列原子的核外電子排布式。8O原子：1s22s22p4;17Cl原子：1s22s22p63s23p5;19K原子：1s22s22p63s23p64s1;24Cr原子：1s22s22p63s23p63d54s1;29Cu原子：1s22s22p63s23p63d53d104s1為了簡化電子排布式的書寫，通常將內(nèi)層已達到稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分寫成“原子實”，用稀有氣體符號加方括號來表示。例如：Cr表示為 Ar 3d54s

17、1；Cu表示為Ar 3d104s1。六、元素周期律和元素周期表（一）元素周期律研究發(fā)現(xiàn)，元素的性質(zhì)如核外電子的排布、原子的半徑、元素的主要化合價、金屬性和非金屬性、電負性均隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)出周期性的變化，這個規(guī)律叫做元素周期律。俄國科學(xué)家門捷列夫于1869年總結(jié)出了元素周期律，從而將化學(xué)變成一門系統(tǒng)的科學(xué)，是化學(xué)發(fā)展史上的一個里程碑。（二）元素周期表元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，它反映了元素之間相互聯(lián)系的規(guī)律性。1周期 按原子核外電子層數(shù)的不同把全部元素橫向排成7行，即7個周期，用1、2、3等數(shù)字表示，周期序數(shù)等于電子層數(shù)。1、2、3周期叫做短周期，4、5、6周期叫做長周期，第7周

18、期是一個未完成周期，每一周期具體包含的元素見附錄元素周期表。2族 周期表中的全部元素縱向排成18列，劃分為16個族。這些族又有主族和副族之分。由短周期元素和長周期元素共同構(gòu)成的族叫做主族；完全由長周期元素構(gòu)成的族叫副族。主族元素在族序數(shù)（習(xí)慣用羅馬數(shù)字表示）后面標1個A字母，如A、A、A副族元素在族序數(shù)后面標1個B字母，如B、B、B，稀有氣體元素因它們的化合價看作為0，因而叫做0族，另外還有1個第族。元素周期表共有7個主族、7個副族、1個0族（稀有氣體）和1個第族。第族和所有副族元素通稱為過渡元素。這些元素都是金屬，所以也把它們叫做過渡金屬。電負性：元素原子在分子中吸引電子的能力。電負性越大，

19、吸引電子能力越強。（三）元素周期表里元素性質(zhì)的遞變規(guī)律1同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律在同一周期中，從左到右隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，失去電子的能力逐漸減弱，得到電子的能力逐漸增強。因此，同周期元素從左到右金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。2同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律在同一主族中，各元素原子的最外層電子數(shù)相同，從上到下電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強。所以同主族元素從上到下，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。3原子結(jié)構(gòu)與元素化合價的關(guān)系在周期表中，主族元素的最高正化合價等于它們的族序數(shù)。非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價絕對值之和等于8。例2-1

20、已知某種元素位于周期表中第2周期，A族，試寫出該元素原子的電子排布式，并指出其原子序數(shù)。解：已知該元素為主族元素，則有周期數(shù)=電子層數(shù) 主族序數(shù)=最外層電子數(shù)原子序數(shù)=核外電子數(shù)故可推出該元素電子排布式為1s2 2s2 2p5，原子序數(shù)是9，為氟（F）元素。第二節(jié) 分子結(jié)構(gòu)物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要決定于分子的性質(zhì)。分子是由原子構(gòu)成的，分子內(nèi)原子間的結(jié)合方式、分子的空間構(gòu)型是決定分子性質(zhì)的內(nèi)在因素?；瘜W(xué)上把分子或晶體中相鄰原子間強烈的作用力稱為化學(xué)鍵。化學(xué)鍵的基本類型有離子鍵、共價鍵和金屬鍵等。分子與分子之間還存在著一種較弱的作用力，即分子間作用力。研究分子結(jié)構(gòu)以及分子間作用力，對于了解物質(zhì)的性質(zhì)和化

21、學(xué)變化的規(guī)律，都具有十分重要的意義。一、離子鍵（一）離子鍵的形成 根據(jù)稀有氣體原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定的事實，德國化學(xué)家科賽爾（W.Kossel）于1916年提出了離子鍵理論。當(dāng)活潑金屬元素與活潑的非金屬元素相互作用時，金屬元素的原子失去電子成為陽離子，非金屬元素的原子得到電子成為陰離子，這兩種電荷相反的離子靠靜電吸引互相作用結(jié)合成鍵，這種陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵叫做離子鍵。由離子鍵形成的化合物叫離子化合物。例如：Na是活潑的金屬元素，最外層電子排布式為3s1，容易失去該電子而成為Na+離子，Cl是活潑的非金屬元素，最外層電子排布式為3s23p5，共有7個電子，容易獲得1個電子形成Cl-，使它

22、們的最外層都達到8電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，形成離子化合物NaCl。見圖2-8所示。圖2- 8 氯化鈉的形成過程氯化鈉的形成過程，可以用電子式表示如下： + Na+當(dāng)電負性小的活潑金屬原子（如K、Na、Ca等）與電負性大的活潑非金屬原子（如Cl、Br等）相遇時，都能形成離子鍵。一般地說，兩種元素的電負性差值大于1.7，就可以認為兩元素的原子間能形成離子鍵，該化合物就是離子化合物。離子化合物一般具有導(dǎo)電、熔點高、易溶于水等特點。離子的電荷越高、半徑越小，離子鍵越強，拆開它所需的能量越多，物質(zhì)的熔點、沸點越高。大多數(shù)無機鹽類和許多金屬氧化物均屬于離子化合物。在離子化合物中離子的電荷數(shù)就是它們的化合價，如 N

23、aBr、MgO中的Na、Mg分別是+1價和+2價，Br、O分別是-1價和-2價。（二）離子鍵的特性 1離子鍵沒有飽和性在離子化合物的晶體中，當(dāng)離子周圍的空間條件許可時，每一個離子都可以同時與盡可能多的異電荷離子互相吸引形成離子鍵。所以說離子鍵沒有飽和性。由于在離子化合物的晶體中，每個離子周圍總是排列著一定數(shù)目的異電荷離子，并不存在單個的分子，所以“NaCl”并不是氯化鈉的分子式，它僅表示在氯化鈉晶體中鈉離子和氯離子的最簡個數(shù)比是11。 2離子鍵沒有方向性 由于離子鍵是由陰、陽離子通過靜電作用結(jié)合形成的，而陰陽離子的電荷分布是球形對稱的，它在空間各個方向上都具有大小相同的靜電作用力，在空間任何方

24、向上與異電荷離子互相吸引的能力相同。例如在氯化鈉晶體中，每個Na+離子的周圍等距離地吸引著6個Cl離子，每個Cl離子的周圍等距離地吸引6個Na+離子（如圖2-9所示）。每個離子與1個異電荷離子相互吸引后，并沒有減弱它與其它異電荷離子的靜電作用力，這種現(xiàn)象說明離子并非只在某一個方向，而是在所有方向上都與異電荷離子發(fā)生靜電作用，所以說離子鍵沒有方向性。圖2-9 氯化鈉晶體中Na+和Cl-的排列示意圖二、共價鍵（一）共價鍵的形成 電負性相近或相同的原子相互結(jié)合時，電子不能從1個原子完全轉(zhuǎn)移到另1個原子上，成鍵原子各自提供相同數(shù)目的電子，形成共用電子對，共同圍繞兩個成鍵原子核運動，為兩個成鍵原子共有，

25、使雙方都達到穩(wěn)定的電子構(gòu)型。我們把原子間通過共用電子對或電子云重疊所形成的化學(xué)鍵叫做共價鍵。例如H2分子的形成過程，由于2個H原子吸引電子的能力相同，電子不是從1個H原子轉(zhuǎn)移到另1個H原子上，而是由2個H原子各自提供1個自旋方向相反的1s電子，形成共用電子對，這1對共用電子同時繞著2個H原子核運動，使每一個氫原子都具有He原子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。H2分子的形成用電子式表示如下： H + H H : H（二）共價鍵的特性1共價鍵的飽和性 由于共價鍵的形成條件之一是成鍵原子雙方必須有自旋方向相反的未成對電子，而且根據(jù)保里不相容原理可知，1個原子的1個未成對電子只能與另1個原子自旋方向相反的未成對電子配對形

26、成1個共價鍵。因此1個原子有幾個未成對電子，便可與幾個自旋方向相反的未成對電子配對形成幾個共價鍵。所以說共價鍵具有飽和性。例如：在H2O 分子中，O原子的最外層有2個未成對的p電子，H原子只有1個未成對的s電子，因此1個O原子可以同時和2個H原子形成2個共價鍵。也就是說，一個原子的未成對電子數(shù)往往就是它的共價鍵數(shù)。2共價鍵的方向性 共價鍵的成因在于成鍵原子雙方電子云的重疊，而且重疊的程度越大，形成的共價鍵越穩(wěn)定。因此，原子雙方總是盡可能地使電子云沿著軌道的伸展方向發(fā)生最大程度的重疊，以便形成穩(wěn)定的共價鍵。除s軌道的電子云是球形對稱，沒有方向性之外，其它各軌道（p、d、f）的電子云都有一定的伸展

27、方向。因此在形成共價鍵時，除了s 軌道的電子云可以在任何方向上都有最大程度的重疊之外，p、d、f各軌道的電子云重疊都必須沿著一定的方向才能達到最大重疊，所以共價鍵有方向性。例如，形成HCl分子時，氫原子的s電子云總是沿著Cl原子未成對的p電子云的對稱軸方向作最大程度的重疊（見圖2-10），才能形成穩(wěn)定的HCl分子。其他方向都不能形成穩(wěn)定的HCl分子。圖2-10 氯化氫分子成鍵示意圖（三）非極性鍵和極性鍵在單質(zhì)分子中，同種原子形成共價鍵，兩個原子吸引電子的能力相同，共用電子對不偏向任何1個原子，這兩個電子在鍵的中央出現(xiàn)的機會最多，成鍵兩原子都不顯電性，這樣的共價鍵叫做非極性共價鍵，簡稱非極性鍵。

28、例如H2分子中的 HH 鍵，Cl2 分子中的 ClCl 鍵等都是非極性鍵。在不同種原子形成的共價化合物分子中，共用電子對必然偏向電負性較大的原子一方，使該原子帶部分負電荷，電負性較小的原子就帶部分正電荷，這樣的共價鍵叫做極性共價鍵，簡稱極性鍵。如在 HCl 分子中，Cl 原子的電負性大于H 原子，共用電子對偏向 Cl 原子一方，使 Cl 原子帶部分負電荷，H 原子帶部分正電荷，所以 HC l分子中的 HCl 鍵是極性鍵。完全由共價鍵形成的化合物叫做共價化合物。例如 HCl、H2O、NH3等。在共價化合物中，元素的化合價就是該原子與其它原子間共用電子對的數(shù)目。共用電子對偏向的一方顯負價，偏離的一

29、方顯正價。例如HCl、H2O、NH3中的 Cl、O、N分別為-1價、-2價、-3價，H均為 +1價。（四）配位鍵配位鍵是一種特殊的共價鍵。它的共用電子對不是由2個原子分別提供，而是全部由其中1個原子提供，另1個原子只提供空軌道。我們把這種由1個原子單獨提供1對共用電子而形成的共價鍵叫配位鍵。配位鍵用“”表示，箭頭指向接受電子對的原子。如NH3分子中，N原子的最外電子層有1對未成鍵的電子，稱為孤對電子，H+具有1s空軌道。NH3分子和H+作用形成NH4+時，NH3分子中N原子的孤對電子進入H+的空軌道，形成配位鍵。NH4+的形成過程表示如下：H+ 或形成配位鍵的條件是：成鍵兩原子中，一個要有孤對

30、電子，另一個要有接受孤對電子的空軌道。配位鍵與普通共價鍵只是共用電子對來源不同而已，一旦形成，沒有本質(zhì)上的區(qū)別。配位化合物中最重要的化學(xué)鍵就是配位鍵。三、分子間作用力（一）分子間作用力（范德華力）化學(xué)鍵是原子結(jié)合形成分子時，直接相鄰的原子間強烈的相互作用，破壞1mol化學(xué)鍵大約需要100800千焦的能量。此外，在分子與分子間還存在著一種較弱的相互作用力，破壞1mol這種作用力大約只有幾到幾十千焦的能量，靠這種分子間的作用力，氣體分子能凝聚成液體或固體。由于是荷蘭科學(xué)家范德華首先提出了這種相互作用力，因此分子間作用力通常又叫做范德華力。它包括取向力、誘導(dǎo)力、色散力三種類型。1取向力 極性分子因為

31、正、負電荷重心不重合，存在著永久偶極。當(dāng)極性分子相互靠近時，分子間就按“同極相斥、異極相吸”的狀態(tài)取向（見圖2-11A）。極性分子間靠永久偶極產(chǎn)生的相互作用力稱為取向力。分子極性愈大，取向力愈大。圖2-11 取向力和誘導(dǎo)力的產(chǎn)生過程2誘導(dǎo)力 當(dāng)極性分子與非極性分子靠近時，非極性分子受極性分子電場的影響而發(fā)生變形，產(chǎn)生了誘導(dǎo)偶極。誘導(dǎo)偶極和極性分子的永久偶極相互吸引產(chǎn)生的作用力稱為誘導(dǎo)力。當(dāng)然，極性分子間永久偶極的相互影響也使分子變形從而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，因此，極性分子間除取向力外，也存在誘導(dǎo)力。（見圖2-11B）圖2-12 色散力的產(chǎn)生過程3色散力 由于分子中的電子在不停地運動、原子核在不停地振動

32、著，因此會經(jīng)常發(fā)生正、負電荷重心的相對位移，這樣在某一瞬間就產(chǎn)生了瞬時偶極。分子間由于瞬時偶極而產(chǎn)生的作用力稱為色散力（圖2-12）。它存在于所有分子間。影響色散力大小的主要因素是分子的變形性。分子愈大愈易變形，從而色散力也愈大。分子間作用力對物質(zhì)的物理性質(zhì)（如熔點、沸點、溶解度等）有很大的影響。例如，分子間作用力越大，則液體的沸點就越高，固體的熔點也越高。相同類型的單質(zhì)（如鹵素、稀有氣體）和化合物（如鹵化氫、直鏈烴）中，其熔點和沸點一般隨相對分子量的增大而升高，主要原因就是它們的分子間作用力隨分子量的增大而增強的緣故。分子間作用力不是化學(xué)鍵，它比化學(xué)鍵弱。分子間作用力是決定物質(zhì)的熔點、沸點、

33、溶解度等物理性質(zhì)的一個重要因素。一般地，物質(zhì)分子間作用力越大，克服分子間的引力使之熔化和氣化就需要更多的能量，因此熔點和沸點就越高。（二）分子的極性分子間的作用力是由分子的極性引起的。根據(jù)分子中的正、負電荷重心是否重合，可將分子分為極性分子和非極性分子。正、負電荷重心不重合的分子是極性分子，如圖2-13A所示；重合的分子是非極性分子，如圖2-13B所示。 A B圖2-13 分子極性示意圖如果分子中的鍵都是非極性鍵，共用電子對不偏向任何一個原子，整個分子中電荷的分布是均勻的，分子是非極性分子。以非極性鍵結(jié)合的雙原子分子都是非極性分子。如 O2、N2 、Cl2等。以極性鍵結(jié)合的雙原子分子（如 HC

34、l分子）里，共用電子對偏向電負性大的 Cl 原子一方，使 Cl 原子一端帶部分負電荷，H原子一端帶部分正電荷，整個分子中電荷的分布是不均勻的，這樣的分子是極性分子。以極性鍵結(jié)合的雙原子分子都是極性分子。如HBr、HF等。以極性鍵結(jié)合的多原子分子可能是非極性分子，也可能是極性分子，這與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。例如：二氧化碳是直線型分子（O = C = O ），兩個O原子對稱地分布在C原子的兩側(cè)，C = O 鍵是極性鍵，共用電子對偏向于電負性大的O原子，使O原子帶部分負電荷，C原子帶部分正電荷。但是由于2個 C = O 鍵是對稱排列的，兩鍵的極性大小相等，方向相反，相互抵消，整個分子沒有極性。所以CO

35、2是非極性分子。而SO2、H2O、NH3等分子中有極性鍵，分子的空間構(gòu)型不對稱，鍵的極性不能抵消，分子中正負電荷重心不重合，所以都是極性分子。常見分子的極性見表2-4。表2-4 常見分子的極性分子的類型分子的空間構(gòu)型分子的極性常見分子雙原子分子A2直線型非極性H2、O2、N2、Cl2AB直線型極性CO、HCl、HF多原子分子ABA直線型非極性CO2、CS2ABAV型極性H2O、H2S、SO2AB3平面三角型非極性BF3、BCl3AB3三角錐型極性NH3、PCl3AB4正四面體非極性CH4、CCl4AB3C四面體極性CH3Cl、CHCl3綜上所述，共價鍵的極性源于共用電子對的偏移，而分子的極性則

36、由分子中正、負電荷重心不重合所致。（三）氫鍵1氫鍵的形成以H2O為例，分子中O的電負性很大，OH鍵的極性很強，結(jié)果共用電子對強烈地偏向了O的一端而使O帶部分負電荷，而H幾乎成了無電子云的“裸露”質(zhì)子而帶部分正電荷，這“裸露”的H原子核就與另一H2O分子中帶部分負電荷的O原子相互吸引而形成氫鍵。氫鍵采用虛線“”表示。如H2O分子中的氫鍵表示為： 凡和電負性很大、原子半徑很小的原子（如F、O、N）以共價鍵相結(jié)合的氫原子，還可以再和這類元素的另一個原子相結(jié)合，這種結(jié)合力叫氫鍵。它只是一種特殊的分子間作用力，不是化學(xué)鍵。2氫鍵的特點（1）氫鍵仍屬于靜電作用，比化學(xué)鍵弱，但比分子間作用力強；（2）由于在 XHY 中H原子只能與 1 個 Y 原子結(jié)合，所以氫鍵具有飽和性。由于 XH與 Y 原子結(jié)合時，XH 的鍵軸方向應(yīng)盡可能與 Y 原