三维化学Word格式.docx
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这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。
除了s电子云是球形外，其余亚层的电子云都有方向，有几个方向就有几个特定空间，即有几个轨道。
所以，轨道可以说是原子核外每个s亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。
每一个原子核外都有许多电子层、亚层，因此，每个原子核外都有许多轨道。
p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。
因而分别有3、5、7个轨道：
3个p轨道、5个d轨道和7个f轨道。
它们的能量完全相同；
电子云形状也基本相同。
3．能级的概念
在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中，与电子能量有关的是电子层和亚层。
因此，将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外电子的能量。
核外电子的能量是不连续的，而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶称为一个能级。
因此，1s、2s、2p……分别表示一个能级。
4．氢原子和多电子原子核外的能级
有同学认为，氢原子只有一个电子，因而只能有一个电子层。
其实，正确的说法是，氢原子像其它所有原子一样，可以有许多电子层，电子层又分为若干亚层和轨道。
只是在通常条件下，氢原子的这一个电子处于能量是低的1s轨道，这种状态叫基态；
当电子从外界吸收能量以后，氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。
氢原子核外能级由低到高的顺序是：
1s<
2s<
2p<
3s<
3p<
3d<
4s<
4p<
4d<
4f<
5s……
但是，对核外有多个电子的原子来说，核外能级的顺序就与氢原子不同了。
一般来说，多电子原子核外能级由低到高的顺序是：
3d<
5s<
5p……这种现象叫做能级交错现象。
5．电子排布式和轨道表示式
根据原子核外排布电子的三条规律，可以写出各种元素核外电子的排布情况。
核外电子排布情况有两种表示方法：
电子排布式和轨道表示式。
①写电子排布式时，先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级，然后根据泡利不相容原理和能量最低原理向各个能级填充电子。
错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理，就是违背了能量还低原理。
例如将某元素原子的电子排布式写为1s22s22p33s1就是违背了能量最低原理，写成1s22s32p3就是违背了泡利不相容原理。
电子排布式中最有意义的是外层电子的排布，内层可以用所谓“原子实”代替。
原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。
例如：
Cl元素的电子排布式的略写式为[Ne]3s23p5。
连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。
对个副族元素来说，特征电子排布就是最外层电子排布加上外层d电子（或f电子）排布。
中学课本上称为外围电子排布。
②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道，在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。
写轨道表示式要特别注意不要违背洪待规则。
6．关于洪特规则的特例
洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。
它指出电子在等能量轨道（如三个p轨道）上排布时，将尽可能占满所有轨道，并且自旋方向相同。
这样排布的原因是这种排布使整个原子的能量最低。
将洪特规则推广开来，人们总结出，当等能量轨道半满（p3、d5、f7）、全满（p6、d10、f14）以及全空（p0、d0、f0）时，都可使原子整体能量处于相对较低的状态。
这是洪特规则的特例。
正因为如此，铬的特征电子排布变为3d54s1（而不是3d44s2）。
二．周期表中元素性质的递变规律
中学化学课本中对元素的金属性和非金属性，元素的化合价，原子半径等的递变规律作了较为详细的说明，这里再补充几个元素的性质。
1．电离势
对于多电子原子，使处于基态的气态原子变成＋1价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离势，常用符号I1表示。
以＋1价的气态阳离子再失去一个电子变成＋2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势，用I2表示，依次类推，有第Ⅲ电离势I3等等。
电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。
元素的原子电离势越小，说明它越容易失去电子，其金属性越强。
对于多电子原子来说，各级电离势的大小顺序是I1<
I2<
I3……，这是因为离子的电荷正值越大，离子半径越小，失去电子越困难，需要的能量越高。
电离势数值的大小，主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子层结构。
因此在周期表中，各元素的电离势，特别是第一电离势I1必然也呈周期性变化。
一般说来，同一周期的元素电子层数相同，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，核对外层电子的引力增大，因此越靠右的元素，越不易失去电子，电离势也就越大。
对于同一族来说，最外层的电子数相同，但自上而下，电子层数增多，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对外层电子的引力越小，越容易失去电子，电离势就越小。
因此元素第一电离能的周期性变化也是元素原子结构周期性变化的必然结果。
在同一周期里，从左到右元素的第一电离势虽然从总体上讲是增大趋势，但却不是直线增大的。
例如，第三周期的镁、磷、氮的第一电离势就显得“反常”的高，这分别与3p0、3p3、3P6的稳定结构相联系。
2．一个基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的电子亲核势（即第一电子亲核势）。
用符号E表示。
一般的说，在同一周期中，从左到右电子亲核势增大；
在同一族中，从上到下电子亲核势减小。
3．电负性
电离能可表达中性原子对外层电子的控制能力，电子亲和势可表达中性原子对外加电子的吸引能力。
有些化学家结合分子的性质来研究这两个值，而导出一种用来表明原子对它和其它原子间形成化学键的共用电子的引力大小的标度，称它为电负性。
电负性高表明此原子对共用电子的吸引力强；
电负性低表明这种引力弱。
运用电负性的观点可以看出：
①金属的电负性低，电负性越低金属越活泼。
由此可见最低电负性的元素在周期表的左下角。
周期表向左，向下则元素的电负性渐低。
②非金属的电负性高，最高电负性的元素应出现在周期表的右上方（未计稀有气体），氟的电负性最高。
③在主族元素中同族元素越向下电负性越低。
在副族元素中电负性的变动不大。
④在同周期内，电负性按由左至有渐高。
在长周期的过渡元素的中部有升高趋势，其后反有降低（但至p区的ⅦA升至很高）。
电负性差与成键两元素原子间单键的离子性百分率有关，电负性差越大成键时离子性越强，反之越弱。
因此周期表里左下与右上的元素间化合物一般是离子化合物。
非金属间电负性差不大而形成共价化合物。
非金属元素的化合物中，电负性也可表明元素氧化值的正、负。
电负性大的元素氧化值为负；
电负性小的元素氧化值为正。
这给判断价态的正、负也带来了便利。
三．路易斯结构与共振理论
早在19世纪50年代，Frankland在考察元素相互化合的原子比时就提出了最原始的化合价的概念。
把氢的化合价定为1，则和氢形成HCl，H2O，NH3，CH4的氯，氧，氮，碳的化合价便为1，2，3，4。
它们彼此相互化合时，也会呈现这种化合价的相互关系，例如，碳和氯的化合物（CCl4）里的原子比为1:
4，因为氯和氢化合价相同，所以CH4和CCl4符合同一个通式AB4；
而碳和氧的化合物（CO2）里的原子比为1:
2；
因为氧的化合价是2，一个氧原子可以相当2个氢原子等等。
当时的化学家们并不清楚化合价的实质，解释不了为什么不同的元素有不同的化合价，也解释不了为什么有变价。
但却发现，化合价是元素性质的异同性以及分类的重要依据之一。
例如，碱金属都表现1价，碱土金属都表现2价等等。
以化合价等概念为基础的对元素的分类考察后来形成了门捷列夫发现元素周期律的出发点。
原始的化学键概念是为了形象地表达原始的化合价的概念提出的，没有任何结构上的实在含义。
例如，为了表达化合价，可以用一根线段表示一价，把相互化合的原子连接起来，并把“—”、“＝”和“≡”分别称为单键、双健和叁键。
到本世纪初，在原子结构模型的基础上，路易斯（1916年，G．C．Lewis，美国化学家）提出了化学键的电子对理论。
他认为，原子相互化合形成化学键的过程可以简单地归结为未成对电子的配对活动。
当A原子的一个未成对电子和B原子的一个未成对电子配成一对被双方共用的电子对，就形成一个化学健，这种化学键称为“共价键”。
这样，就可以把表示化学健的“—”。
改成“:
”，以表示一对电子。
这种化学符号就是所谓共价键的“电子结构式”。
路易斯的共用电子对理论阐明了化学键的实质。
至今仍有重要的意义。
几乎与提出共价键的同时；
人们还建立了配价键和电价键（即离子键）的概念。
当A原子和B原子化合，A原子供出一对电子对而B原子接受这对电子对，形成一对共用电子对，所形成的化学键就称为“配价键”。
当A原子和B原子形成化学键时，A原子的未成对电子和B原子的未成对电子配成对，但这对电子并不是共用电子对而是为一方所独有，这样，一方失去电子，变成正离子，另一方得到电子，变成负离子，正负离子以静电引力相互吸引，形成的化学键称为“电价键”或称为“离子键”。
所谓“路易斯结构式”，通常是指如下所示的化学符号：
在路易斯结构式中，线段的意义，如前所述，代表共用电子对，仍称“单键”、“双键”和“叁键”（代表1，2，3对共用电子对）。
成对的小黑点则代表未用来形成化学键的“价层电子对”，叫做“孤对电子对”（有时分子里有单个的非共用电子，如NO2）。
对于大多数有机化合物，通过观察便可写出他们的路易斯结构式。
这是因为，在大多数有机化合物里，C、H、O、N、S、卤素等元素的化合价是稳定的，只要掌握它们的化合价，注意到在化合物里每个原子周围的价层电子的总数等于8（所谓“八偶律”），就可以写出它们的路易斯结构式。
对于无机物，写路易所结构式就要困难得多。
但大多数情况下，“八偶律”仍是起作用的。
从上面已经写出的路易斯结构式里我们很容易发现这一点。
但有时八偶律不起作用。
主要有两种例外。
①缺电子结构——价电子，包括形成共价键的共用电子对之内，少于8电子的，称为缺电子结构。
例如，第3主族的硼和铝，中性原子只有3个价电子，若一个硼原子和其它原予形成3个共用电子对，也只有6个电子，这就是缺电子结构。
典型的例子有BCl3、AlCl3（这些化学式是分子式，即代表一个分子的结构）。
缺电子结构的分子有接受其它原子的孤对电予形成配价键的能力。
BCl3＋:
NH3＝Cl3B←NH3
能够接受电子对的分子称为“路易斯酸”，能够给出电子对的分子称为“路易斯碱”。
路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。
②多电子结构例如，PCl5里的磷呈5价，氯呈1价。
中性磷原予的价电子数为5。
在PCl5磷原子的周围的电子数为10，超过8。
这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。
有时，一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下，可以写出一个以上合理的路易斯结构式，为解决这一问题，鲍林提出所谓的“共振”的概念，认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和，真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。
四．杂化轨道理论
电子配对法阐明了共价键的本质、特征和类型，但在解释多原子分子的几何形状（或空间构型）方面遇到了困难。
例如C原子只有两个成单电子，但能形成稳定的CH4分子，所以电子配对法不能说明甲烷分子为什么是正四面体构型的分子。
1931年鲍林提出杂化轨道理论，满意地解释了许多多原子分子的空间构型。
杂化轨道理论认为：
①形成分子时，由于原子间的相互作用，使同一原子中能量相近的不同类型原子轨道，例如ns轨道与np轨道，发生混合，重新组合为一组新轨道．这些新轨道称为杂化轨道。
杂化轨道的数目等于参与杂化的原子轨道数目。
如一个2s轨道与三个2p轨道混合，可组合成四个sp3杂化轨道；
一个2s轨道与二个2p轨道混合，可得三个sp2杂化轨道；
一个2s轨道与一个2p轨道混合，可得二个sp杂化轨道。
②杂化轨道的电子云一头大，一头小，成键时利用大的一头，可以使电子云重叠程度更大，从而形成稳定的化学键。
即杂化轨道增强了成键能力。
③杂化轨道可以分为等性杂化和不等性杂化。
等性杂化是所组合的一组杂化轨道的成分都相同的杂化。
如甲烷中的C原子所生成的四个sp3杂化轨道，每个杂化轨道各含1/4的s轨道成分，3/4的p轨道成分。
不等性杂化是所组合的一组杂化轨道的成分不全相同的杂化，如氨分子中的N原子所生成的四个sp3杂化轨道中，一个杂化轨道含0.3274的s轨道成分，0.6726的p轨道成分；
其余三个杂化轨道各含0.2242的s轨道成分，0.7758的p轨道成分。
杂化有多种方式，视参加杂化的原子以及形成的分子不同而不同。
①sp3杂化——这是原子最外层的1个s轨道和3个p轨道发生的杂化。
杂化以后形成四个等价的sp3杂化轨道。
碳原子在与氢原子形成甲烷分子时就发生了sp3杂化。
发生杂化时，碳原子的2s轨道和3个2p轨道发生混杂，形成4个能量相等的杂化轨道，碳原子最外层的4个电子分别占据1个杂化轨道。
每一个sp3杂化轨道的能量高于2s轨道能量而低于2p轨道能量；
杂化轨道的形状也可以说介于s轨道和p轨道之间。
四个sp3杂化轨道在空间均匀对称地分布——以碳原子核为中心，伸向正四面体的四个顶点。
这四个杂化轨道的未成对电子分别与氢原子的1s电子配对成键，这就形成了甲烷分子。
杂化轨道理论不仅说明了碳原子最外层虽然只有2个未成对电子却可以与4个氢原子形成共价键，而且很好地说明了甲烷分子的正四面体结构。
在形成H2O、NH3分子时，O、N原子实际上也发生了sp3杂化。
与C原子杂化不同的是N、O原子最外层电子数分别为5个和6个，因而四个sp3杂化轨道里必然分别有1个和2个轨道排布了两个电子。
这种已经自配对的电子被称为孤对电子。
N和O的未成对电子分别与H原子的1s电子结合就形成了NH3分子和H2O分子。
孤对电子相对来说带有较多的负电荷。
受孤对电子云的排斥，NH3分子中N－H键间的夹角被压缩为107º
，H2O分子中O—H键间的夹角被压缩到104º
40¹
。
含有孤对电子的杂化被称为不等性杂化。
NH3和H2O分子中N和O都发生了不等性sp3杂化。
②sp2杂化——碳原子在形成乙烯（C2H4）分子时，每个碳原子的2S轨道与两个2p轨道发生杂化，称为sp2杂化。
杂化后形成3个杂化轨道。
它们的形状与sp3杂化轨道相似，在空间以碳原子梭为中心指向平面正三角形的三个顶点。
未杂化的l个2p轨道则垂直于杂化轨道所在的平面。
3个sp2杂化轨道与未杂化的1个2p轨道各有1个未成对电子。
两个碳原子分别以1个sp2杂化轨道互相重叠形成σ键，两个碳原子的另外4个sp2杂化轨道分别与氢原子结合。
所有碳原子和氢原子处于同一平面上，而两个碳原子未杂化的2p轨道垂直于这个平面。
它们互相平行，彼此肩并肩重叠形成π键。
所以，在乙烯分子中两个碳原子是以双键相结合，双键由一个σ和一个π键构成。
此外，BF3分子中的B原子，SO3分子中的S原子都是发生sp2杂化的。
这些分子都呈平面三角形。
③sp杂化——形成CO2分子时，碳原子1个2s轨道与1个2p轨道发生杂化，形成两个sp杂化轨道。
两个sp杂化轨道在X轴方向上呈直线排列，未杂化的两个即轨道分别在Y轴方向和Z铀方向垂直于杂化轨道。
两个氧原子各以一个2p轨道与碳原子的sp杂化轨道重叠形成σ键。
而两个氧原子的另一个未配对的2p轨道分别在Y周轴方向和Z轴方向与碳原子的未杂化的2p轨道“肩并肩”重叠形成π键。
所以CO2分子中碳、氧之间以双键相结合。
碳原子在形成乙炔（C2H2）时也发生sp杂化，两个碳原子以sp杂化轨道与氢原子结合。
两个碳原子的未杂化2p轨道分别在Y轴和Z轴方向重叠形成π键。
所以乙炔分子中碳原子间以叁挺相结合。
④sp3d杂化——磷原子在形成PCl5分子时，除最外层s、p轨道参与杂化外，其3d轨道也有1个参加了杂化，称为sp3d杂化。
杂化后形成5个杂化轨道，其中各有1个未成对电子。
5个杂化轨道指向三角双锥的5个顶点，并与氯原子配对成键。
除以上杂化方式外，还有其它的杂化，这里从略。
可以看出，杂化方式与分子的空间结构形状有关。
一般地说，发生sp3杂化时，形成的分子是正四面体，杂化原子处于中心；
发生不等性sp3杂化时，如有一对孤对电子，则分子呈三角锥形，杂化原子处于锥顶。
如果有2对孤对电子，则分子呈V型；
发生sp2杂化时，分子呈平面三角型，杂化原子处于正三角形中心，未杂化的p电子通常形成π键（构成双键）；
发生sp杂化时，分子呈直线型，未杂化的p电子通常也参与形成π键（构成双键或叁键）；
发生sp3d杂化时，分子是三角双锥形。
杂化原子处于双三角雄的中心。
五．价层电子对互斥理论（VSEPR）
现代化学的重要基础之一是分子（包括带电荷的离子）的立体结构。
单写出路易斯结构式是不能得知分子或离子的立体结构的。
分子的立体结构通常是指其σ—键骨架在空间的排布。
现代实验手段可以测定一个具体的分子或离子的立体结构。
例如，我们可以根据分子或离子的振动光谱（红外光谱或拉曼光谱）来确定分子或离子的振动模式，进而确定分子的立体结构：
也可以通过X—衍射、电子衍射、中子衍射等技术测定结构。
例如，实验测出，SO3分子是呈平面结构的，O—S—O的夹角等于120º
，而SO32－离子却是呈三角锥体，硫是锥项，三个氧原子是三个锥角，象一架撑开的照相用的三角架。
又例如SO2的三个原子不在一条直线上，而CO2却是直线分子等等。
早在1940年，Sidgwick和Powell就在总结测定结果的基础上提出了一种简单的理论（更确切地说，是一种模型），用以预测简单分子或离子的立体结构。
这种理论后经Giliespie和Nyholm在50年代加以发展，并称之为VSEPR（ValenceShellElectronPairRepulsion），即价层电子对互斥理论。
我们不难学会用这种理论来预测和理解分子或离子的立体结构，并用来进一步确定分子或离子的结构。
当然我们不应忘记，这一理论绝不可能代替实验测定，也不可能没有例外。
不过统计表明，对于我们经常遇到的分子或离子，用这一理论来预言其结构，很少发现例外。
作为一种不需要任何计算的简单模型，它应当说是很有价值的。
价层电子对互斥理论认为，在一个共价分子中，中心原子周围电子对排布的几何构型主要决定于中心原子的价电子层中电子对的数目。
所谓价层电子对包括成键的σ电子对和孤电子对。
价层电子对各自占据的位置倾向于彼此分离得尽可能地远些，这样电子对彼此之间的排斥力最小，整个分子最为稳定。
这样也就决定了分子的空间结构。
也正因此，我们才可以用价层电子对很方便地判断分子的空间结构。
甲烷分子（CH4），中心原子为碳原子，碳有4个价电子，4个氢原子各有一个电子，这样在中心原子周围有8个电子，4个电子对，所以这4个电子对互相排斥，为了使排斥力最小，分子最稳定，它们只能按正四面体的方式排布。
这样就决定了CH4的正四面体结构。
利用VSEPR推断分子或离子的空间构型的具体步骤如下：
①确定中心原子A价层电子对数目。
中心原子A的价电子数与配位体X提供共用的电子数之和的一半，就是中心原子A价层电子对的数目。
例如BF3分子，B原子有3个价电子，三个F原子各提供一个电子，共6个电子，所以B原子价层电子对数为3。
计算时注意：
（ⅰ）氧族元素（ⅥA族）原子作为配位原子时，可认为不提供电子（如氧原子有6个价电子，作为配位原子时，可认为它从中心原子接受一对电子达到8电子结构），但作为中心原子时，认为它提供所有的6个价电子。
（ⅱ）如果讨论的是离子，则应加上或减去与离子电荷相应的电子数。
如PO43－离子中P原子的价层电子数应加上3，而NH4＋离子中N原子的价层电子数则应减去1。
（ⅲ）如果价层电子数出现奇数电子，可把这个单电子当作电子对看待。
如NO2分子中N原子有5个价电子，O原子不提供电子。
因此中心原子N价层电子总数为5，当作3对电子看待。
②确定价层电子对的空间构型。
由于价层电子对之间的相互排斥作用，它们趋向于尽可能的相互远离。
于是价层电子对的空间构型与价层电子对数目的关系如下表所示：
这样已知价层电子对的数目，就可及确定它们的空间构型。
③分子空间构型的确定。
价层电子对有成键电子对和孤电子对之分。
中心原子周围配位原子（或原子团）数，就是健对数，价层电子对的总数减去键对数，得孤对数。
根据键对数和孤对敌，可以确定相应的较稳定的分子几何构型，如下表所示：
电子对数目
电子对的空间构型
成键电子对数
孤电子
对数
电子对的
排列方式
分子的
空间构型
实例
2
直线
BeCl2
CO2
3
三角形
BF3
SO3
1
V—形
SnBr2
PbCl2
4
四面体
CH4
CCl4
三角锥
NH3
PCl3
H2O
5
三角
双锥
三角双锥
PCl5
变形
SF4
T—形
BrF3
直线形
XeF2
6
八面体
SF6
四角锥
IF5
正方形
XeF4
利用上表判断分子几何构型时应注意，如果在价层电对中出现孤电子对时，价层电子对空间构型还与下列斥力顺序有关：
孤对—孤对＞孤对—键对＞键对—键对
因此，价层电子对空间构型为正三角形和正四面体时，孤电子对的存在会改变键对电子的分布方向。
所以SnBr2的键角应小于120º
，NH3、H2O分子的键角应小于109º
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