高中化學(xué)素材：第一章、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)教案

第一節(jié)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表

核外電子的運(yùn)動狀態(tài)

可見光的顏色與波長

顏色紫AZ.青綠黃橙紅

波長（nm）400-430430-470470-500500-560560-590590-630630-760

早期的原子核外模型-玻爾模型：

①電子在一定的軌道上運(yùn)動、不損失能量。

_71QV1n-18

②不同軌道上的電子具有不同能量E=.uJ

n

式中”=1,2.......正整數(shù)

電子離核近、能量低、最低能量狀態(tài)稱基態(tài)，激發(fā)態(tài)（能量高）

③只有當(dāng)電子躍遷時，原子才釋放或吸收能量。AE=hv=h%=hcv1cm-1=1.986X1023J

波爾理論的應(yīng)用：①解釋氫原子光譜；②計算氫原子光譜的譜線波長；③計算氫原子的電離能。

近代描述一電子云

①薛定額方程的解即原子軌道——電子運(yùn)動狀態(tài)。

量子數(shù)是解方程的量子條件（三個）爪I、用,原子核外的電子運(yùn)動狀態(tài)用四個量數(shù)描述："、I、機(jī)、

實(shí)際上，每個原子軌道可以用3個整數(shù)來描述，這三個整數(shù)的名稱、表示符號及取值范圍如下：

主量子數(shù)〃,?=1,2,3,4,5,……（只能取正整數(shù)）,表示符號：K,L,M,N,O,……（能層）

角量子數(shù)I,/=0,1,2,3,……，〃一1。（取值受〃的限制），表示符號：s,p,dj……（能級）

磁量子數(shù)m,m=0,±\,±2,……,+/?（取值受/的限制）

當(dāng)三個量子數(shù)都具有確定值時，就對應(yīng)一個確定的原子軌道。如20°就是一個確定的軌道。主量子

數(shù)〃與電子層對應(yīng)，〃=1時對應(yīng)第一層，〃=2時對應(yīng)第二層，依次類推。軌道的能量主要由主量子數(shù)”

決定，"越小軌道能量越低。角量子數(shù)/和軌道形狀有關(guān)，它也影響原子軌道的能量。〃和/一定時，所

有的原子軌道稱為一個亞層，如〃=2,/=1就是2P亞層，該亞層有3個2P軌道?！ù_定時，/值越小亞

層的能量約低。磁量子數(shù)m與原子軌道在空間的伸展方向有關(guān)，如2P亞層，1=1,m=0,±1有3個不

同的值，因此2P有3種不同的空間伸展方向，一般將3個2P軌道寫成2px,2py,2Pz。

實(shí)驗(yàn)說明，電子自身還具有自旋運(yùn)動。電子的自旋運(yùn)動用一個量子數(shù)機(jī)S表示，機(jī)5稱為自旋磁量子

數(shù)。對一個電子來說，其鈾.可取兩個不同的數(shù)值1/2或-1/2。習(xí)慣上，一般將飛.取1/2的電子稱為自旋

向上，表示為+；將機(jī)$取一1/2的電子稱為自旋向下，表示為一。實(shí)驗(yàn)證明，同一個原子軌道中的電

子不能具有相同的自旋磁量子數(shù)，％,也就是說，每個原子軌道只能占兩個電子，且它們的自旋不同。

②核外電子可能的空間狀態(tài)一一電子云的形狀。

s電子云(球形)

P電子云，亞鈴形，有三個方向pxPyPz。

d電子云有五個方向的，dxzdyzdx^-y2dz2(稱五個簡并軌道，即能量相同的軌道)

f電子云有七個方向。

一、原子核外電子排布原理

1.能層、能級與原子軌道

(1)能層(〃)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的,按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常

用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能級：同一能層里的電子的能量也可能不同,又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示,同

一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序升高,即：E(s)<E(p)<E(d)<￡ffl。

〔a〕近似能級圖是按原子軌道的能量上下排列的，而不是按原子軌道離核遠(yuǎn)近排列的。它把能量相近的

能級劃為一組，稱為能級組，共分成七個能級組。能級組之間的能量差比擬大。徐光憲教授提出用〃+0.7

/計算各能級相對上下值，并將第一位數(shù)相同的能級組成相應(yīng)的能級組，如4s、3d和4P的〃/計算值相

應(yīng)為4.0、4.4和4.7,它們組成第四能級組。

〔b〕主量子數(shù)"相同、角量子數(shù)/不同的能級，它們的能量隨/的增大而升高，即發(fā)生"能級分裂"現(xiàn)

象。例如

〔c〕“能級交錯"現(xiàn)象。例如E/EM<E4P,Es6<E4f<E5d<Ebp。

(3)原子軌道：電子云輪廓圖給出了電子在核外經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域。這種電子云輪廓圖稱為原子軌道。

原子軌道軌道形狀軌道個數(shù)

S球形1

P啞鈴形3

特別提醒第一能層(K),只有s能級；第二能層(L),有s、p兩種能級，p能級上有三個原子軌道小、P’、

p”它們具有相同的能量；第三能層(M),有s、p、d三種能級。

2.基態(tài)原子的核外電子排布ivirnFnrnIIIIIi

(1)能量最低原理：即電子盡可能地先占有能量低的

Is,ni碗ir^~ii11i

軌道，然后進(jìn)入能量高的軌道，使整個原子的能量處

于最低狀態(tài)。叵區(qū)、

如圖為構(gòu)造原理示意圖，亦即基態(tài)原子核外電子在原國區(qū)包、?、

子軌道上的排布順序圖：區(qū)區(qū)］'.、、按照討的大小順序排列

忘T,、’、aw

注意：所有電子排布規(guī)則都需要滿足能量最低原理。

(2)泡利原理

每個原子軌道里最多只能容納2個電子，且自旋狀態(tài)相反。

2s2s

如2s軌道上的電子排布為1——11——L

(3)洪特規(guī)則

當(dāng)電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個軌道,且自旋狀態(tài)相同。

如2P3

2P2P

的電子排布為|||十不能表示為卜H十

2P

AA

洪特規(guī)則特例：等價軌道全充滿、半充滿、全空的時候能量比擬低，狀態(tài)比擬穩(wěn)定。如24號元素Cr

和29號元素Cu的電子排布式分別寫為：

Cr：Is22s22P63s23P63d54slCu：Is22s22P63s23P63Ms1。

吸收光譜發(fā)射光譜

3.基態(tài)、激發(fā)態(tài)及光譜示意圖

深度思考

1.完成下表，理解能層、能級及其最多容納電子數(shù)的關(guān)系

能層—二三四五…

々■fra

付方KLMNo???

…

能級1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s???

……

最多容納22626102610142

電子數(shù)

281832…2層

特別提醒（1）任一能層的能級總是從s能級開始，而且能級數(shù)等于該能層序數(shù)；（2）以s、p、d、f……排

序的各能級可容納的最多電子數(shù)依次為1、3、5、7……的二倍；（3）構(gòu)造原理中存在著能級交錯現(xiàn)象；（4）

我們一定要記住前四周期的能級排布（ls、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p）?

2.寫出以下原子的電子排布式與簡化電子排布式

原子電子排布式簡化電子排布式

N1S22s22P3舊e2s22P3

C11S22s22D63s23p5fNe]3s23P5

Ca1S22s22P63s23P64s2[AH4s2

FeIs22s22d3s23P63d64s2[Ari3d64s2

Cu]s22s22p63s23P63dl04sl隊市心4sl

As1S22s22P63s23P63d104s24P3[Ari3d104s24P3

特別提醒（1）當(dāng)出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按“s,（〃一l）d,〃p順序填序，但在書寫電子排布式時，仍把（〃

—l）d放在〃s刖,如Fe：Is22s22P63s23P63d64s2,正確;

Fe：Is22s22P63s23P64s23d6,錯誤。

（2）在書寫簡化的電子排布式時，并不是所有的都是[X]+價電子排布式（注：X代表上一周期稀有氣體元素

符號）。

3.請用核外電子排布的相關(guān)規(guī)則解釋Fe3+較Fe2+更穩(wěn)定的原因。

答案26Fe價層電子的電子排布式為3d64s2,Fe3+價層電子的電子排布式為3d5,Fe?+價層電子的電子排

布式為3d6。根據(jù)“能量相同的軌道處于全空、全滿和半滿時能量最低"的原則，3d5處于半滿狀態(tài)，結(jié)

構(gòu)更為穩(wěn)定，所以Fe3+較Fe?+更為穩(wěn)定。

特別提醒由于能級交錯，3d軌道的能量比4s軌道的能量高，排電子時先排4s軌道再排3d軌道，而失

電子時，卻先失4s軌道上的電子。

題組一根據(jù)核外電子排布，正確理解電子能量狀態(tài)

1.以下電m子排布圖所表示的元素原子中，其能量處于最低狀態(tài)的是O

島

島

o次

y

2.氣態(tài)電中性基態(tài)原子的原子核外電子排布發(fā)生如下變化，吸收能量最多的是（）

22s22P63s23P2—Is22s22P63s23Pl

22s22P63s23P3fls22s22P63s23P2

22s22P63s23P4-Is22s22P63s23P3

22s22P63s23P63d")4s24P2—1s22s22p63s23p63d,04s24p,

1.原子核外電子排布符合能量最低原理、洪特規(guī)則、泡利原理，假設(shè)違背其一，則電子能量不處于最低

狀態(tài)。

易誤警示在寫基態(tài)原子的電子排布圖時，常出現(xiàn)以下錯誤：

2.半充滿、全充滿狀態(tài)的原子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定：如底2、即3、〃p6

Cr：3d54slMn：3d54s2Cu：3dl04s,Zn：3d,04s2

3.當(dāng)出現(xiàn)d軌道時，雖然電子按〃s、(”-l)d、〃p的順序填充，但在書寫時，仍把(〃一l)d放在〃s前。

題組二正確使用表示原子、離子、分子組成的化學(xué)用語

3.按要求填空

(1)質(zhì)量數(shù)為37的氯原子符號為。(2?2-的結(jié)構(gòu)示意圖________。

(3)氮原子的電子式,N2的電子式,NH；的電子式。

(4)磷原子的核外電子排布式,價電子排布式，

價電子排布圖。

(5)按要求用三種化學(xué)用語表示基態(tài)鐵原子和三價鐵離子。

FeFe3'

原子(或離子)結(jié)構(gòu)示意圖

電子排布式

電子排布圖

4.A、B、C、D、E、F代表6種元素。請?zhí)羁眨?/p>

(1)A元素基態(tài)原子的最外層有2個未成對電子，次外層有2個電子，其元素符號為o

(2)B元素的負(fù)一價離子和C元素的正一價離子的電子層結(jié)構(gòu)都與氨相同，B的元素符號為,C

的元素符號為o

(3)D元素的正三價離子的3d能級為半充滿，D的元素符號為,其基態(tài)原子的電子排布式為

____________________________________________________________________O

(4)E元素基態(tài)原子的M層全充滿，N層沒有成對電子，只有一個未成對電子，E的元素符號為,

其基態(tài)原子的電子排布式為。

(5)F元素的原子最外層電子排布式為〃s"〃p"+i,則〃=;原子中能量最高的是電子。

化學(xué)用語的標(biāo)準(zhǔn)使用及意義

為了書寫和學(xué)術(shù)交流的方便，采用國際統(tǒng)一的符號來表示各個元素。

元素符號

原子(核素)符號代表一個質(zhì)量數(shù)為A、，質(zhì)子數(shù)為z的X原子。

原子結(jié)構(gòu)示意圖

電子式在元素符號周圍用“?〃或"X”表示原子的最外層電子(價電子)。

電子排布式根據(jù)構(gòu)造原理表示：能級符號+(右上角)數(shù)字。

電子排布圖

用方框表示原子軌道，用箭頭表示電子。用“數(shù)字+能級符號"表示軌道名稱。

它們有各自不同的側(cè)重點(diǎn)：

(1)結(jié)構(gòu)示意圖：能直觀地反映核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)和核外的電子層數(shù)及各層上的電子數(shù)。

(2)核組成式：如￥0,側(cè)重于表示原子核的結(jié)構(gòu)，它能告訴我們該原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)和核外電子數(shù)以及質(zhì)

量數(shù)，但不能反映核外電子的排布情況。

(3)電子排布式：能直觀地反映核外電子的能層、能級和各能級上的電子數(shù)，但不能表示原子核的情況，

也不能表示各個電子的運(yùn)動狀態(tài)。

(4)電子排布圖：能反映各軌道的能量的上下，各軌道上的電子分布情況及自旋方向。

(5)價電子排布式：如Fe原子的電子排布式為

Is22s22P63s23P63d64s2,價電子排布式為3d64s2。價電子排布式能反映基態(tài)原子的能層數(shù)和參

與成鍵的電子數(shù)以及最外層電子數(shù)。

二原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)

1.原子的電子層結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系

(1)原子結(jié)構(gòu)與周期表的關(guān)系

①隨核電荷增大電子呈周期性分布，每個周期的電子由S——>p逐個增入。

②新周期開始出現(xiàn)新電子層。

周期序數(shù)=原子的電子層數(shù)，7

每周期中元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級組中原子軌道所能容納的電子的總數(shù)。

③主族元素的族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)

副族元素的族序數(shù)=原子次外層d電子數(shù)與最外層s電子數(shù)之和(VDIB、IB、HB除外)

每周期第一個元素每周期最后一個元素

周期能層數(shù)基態(tài)原子的

基態(tài)原子的簡化

原子序數(shù)原子序數(shù)

電子排布式電子排布式

二23[He]2sl101S22522P6

一311「Ne]3sl18Is22s22P63s2306

四419[Ar14sl36jS22s22P63s23063甲。4s24p6

五537[Kr]5s>541s22s22P63s23P63d104s24P64d1°5s25p6

。,0,42

>.1s22s22P63s23P63d?4s24P64d4f5s5

八655[Xe]6s'86

p65d106s26P6

(2)每族元素的電子排布特點(diǎn)

①主族

主族IAIIAIIIAIVA

排布特點(diǎn)HS1ns2店叩1湛叩2

主族VAVIAVDA

2a

排布特點(diǎn)及p〃s2〃p4

②0族：He：Is2；其他，源研6。

③過渡元素（副族和第vm族）：（〃-1）d「io〃s「2

（3）元素周期表的分區(qū)

①根據(jù)核外電子排布

a.分區(qū)

b.各區(qū)元素化學(xué)性質(zhì)及原子最外層電子排布特點(diǎn)

分區(qū)元素分布外圍電子排布元素性質(zhì)特點(diǎn)

除氫外都是活潑金屬元素;通

S區(qū)IA、HA族MS。

常是最外層電子參與反響

P區(qū)IHA族?V11A族、0族HS^p16通常是最外層電子參與反響

UIB族?VIIB族、VIII族（除d軌道可以不同程度地參與

d區(qū)(n-々

錮系、鋼系外）化學(xué)鍵的形成

ds區(qū)IB族、IIB族(〃一2金屬元素

5—2嚴(yán)4

翎系元素化學(xué)性質(zhì)相近，婀系

f區(qū)錮系、鋼系

(n-l)d°2ns2元素化學(xué)性質(zhì)相近

②根據(jù)元素金屬性與非金屬性可將元素周期表分為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)（如以下圖），處于金屬與非

金屬交界線（又稱梯形線）附近的非金屬元素具有一定的金屬性，又稱為半金屬或準(zhǔn)金屬，但不能叫兩性非

金屬。

注意：“外圍電子排布”即"價電子層”，對于主族元素，價電子層就是最外電子層，而對于過渡元素

原子不僅僅是最外電子層，如Fe的價電子層排布為3d64s2。

2.對角線規(guī)則

在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質(zhì)是相似的,如

鋰和鎂都能在空氣中燃燒，除生成氧化物外同時生成氮化物；鍍和鋁的氫氧化物都具有兩性；硼和硅都

是“類金屬〃等等。人們把這種現(xiàn)象稱為對角線規(guī)則。

3.元素周期律

(1)原子半徑

(能層數(shù)：能層數(shù)越多，原子半徑越大

①影響因素｛----

一如"口"、|核電荷數(shù)：能層數(shù)相同核電荷數(shù)越大，原子半徑越小

②變化規(guī)律：元素周期表中的同周期主族元素從左到右，原子半徑逐漸減小;同主族元素從上到下，原

子半徑逐漸增大。

(2)電離能

①元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時失去一個電子成為一價氣態(tài)正離子所需要的能量，稱元素的第一電離能。

基態(tài)M(g)->M+(g)>M2+(g)->M3+(g)

例如：Al(g)—JAl+(g).......

第一電離能Ii=578kJ?moH；第二電離能L=1823kJ?mol」；第三電離能L=2751kJ?mol"

大

②規(guī)律

I大，難失電子；I小，易失電子，金屬性強(qiáng)。

規(guī)律：①同周期Z*增大，半徑減小，稍有起伏(半充滿、全充滿結(jié)構(gòu)穩(wěn)定)。

②同族元素Z*增加不多，半徑增大起主導(dǎo)作用。

③長周期中也有起伏，I增大不如短周期明顯。

(3)電負(fù)性

①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子在化合物中

吸引鍵合電子的能力越強(qiáng)。

②標(biāo)準(zhǔn)：以最活潑的非金屬氟的電負(fù)性為作為相對標(biāo)準(zhǔn)，計算得出其他元素的電負(fù)性(稀有氣體未計)。

③變化規(guī)律

金屬元素的電負(fù)性一般，非金屬元素的電負(fù)性一般，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬"(如褚、錦等)

的電負(fù)性則在L8左右。

在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負(fù)性逐漸增大,同主族從上至下，元素的電負(fù)性逐漸減小。

【深度思考】

1.根據(jù)前四周期元素原子核外電子排布特點(diǎn)，答復(fù)以下問題：

(1)外圍電子層有2個未成對電子的有;有3個未成對電子的有o

(2)未成對電子數(shù)與周期數(shù)相等的元素有o

2.為什么鎂的第一電離能比鋁的大，磷的第一電離能比硫的大？

答案Mg：Is22s22P63s2P：Is22s22P63s23P3。鎂原子、磷原子最外層能級中，電子處于全滿或半滿狀態(tài)，

相比照擬穩(wěn)定，失電子較難。用此觀點(diǎn)可以解釋N的第一電離能大于O,Zn的第一電離能大于Ga。

3.為什么Na容易形成+1價離子，而Mg、Al易形成+2價、+3價離子？

答案Na的/,比上小很多，電離能差值很大，說明失去第一個電子比失去第二個電子容易得多，所以

Na容易失去一個電子形成+1價離子；Mg的/i和/2相差不多，而“比A小很多，所以Mg容易失去兩

個電子形成+2價離子；A1的/卜/2、人相差不多，而，3比右小很多，所以A1容易失去三個電子形成+3

價離子。而電離能的突躍變化，說明核外電子是分能層排布的。

題組一重視教材習(xí)題，做好回扣練習(xí)

1.以下說法中正確的是（）

A.處于最低能量的原子叫做基態(tài)原子

B.3P2表示3P能級有兩個軌道

C.同一原子中，Is、2s、3s電子的能量逐漸減小

D.同一原子中，2p、3p、4P能級的軌道數(shù)依次增多

2.X、Y、Z三種元素的原子，其最外層電子排布分別為〃si3s23Pl和2s22P3由這三種元素組成的化合

物的化學(xué)式可能是（）

A.XYZ2B.X2YZ3C.X2YZ2D.XYZ3

3.以下說法中，不符合VIIA族元素性質(zhì)特征的是（）

A.從上到下原子半徑逐漸減小

B.易形成一1價離子

C.從上到下單質(zhì)的氧化性逐漸減弱

D.從上到下氫化物的穩(wěn)定性依次減弱

4.以下說法中，正確的是（）

A.在周期表里，主族元素所在的族序數(shù)等于原子核外電子數(shù)

B.在周期表里，元素所在的周期數(shù)等于原子核外電子層數(shù)

C.最外層電子數(shù)為8的都是稀有氣體元素的原子

D.元素的原子序數(shù)越大，其原子半徑也越大

題組二元素推斷與元素逐級電離能

5.根據(jù)以下五種元素的第一至第四電離能數(shù)據(jù)（單位：kJmor1）,答復(fù)以下各題：

元素代號/ihh/4

Q2080400061009400

R500460069009500

S7401500770010500

T5801800270011600

U420310044005900

(1)在周期表中，最可能處于同一族的是0

A.Q和RB.S和TC.T和UD.R和TE.R和U

(2)以下離子的氧化性最弱的是。

A.S2+B.R+C.T3+D.U+

(3)以下元素中，化學(xué)性質(zhì)和物理性質(zhì)最像Q元素的是。

A.硼B(yǎng).鉞C.MD.氫

⑷每種元素都出現(xiàn)相鄰兩個電離能的數(shù)據(jù)相差較大的情況，這一事實(shí)從一個側(cè)面說明：

____________________________________________________________________，如果U元素是短周期元素，

你估計它的第2次電離能飛躍數(shù)據(jù)將發(fā)生在失去第個電子時。

(5)如果R、S、T是同周期的三種主族元素，則它們的原子序數(shù)由小到大的順序是,其中

元素的第一電離能異常高的原因是?

題組三電離能、電負(fù)性的綜合應(yīng)用

6.根據(jù)信息答復(fù)以下問題：

A.第一電離能力是指氣態(tài)原子X(g)處于基態(tài)時，失去一個電子成為氣態(tài)陽離子X'(g)所需的最低能量。

以下圖是局部元素原子的第一電離能人隨原子序數(shù)變化的曲線圖(其中12號至17號元素的有關(guān)數(shù)據(jù)缺失)。

B.不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用數(shù)值表示，該數(shù)值稱為電負(fù)性。一般認(rèn)為：如果兩

個成鍵原子間的電負(fù)性差值大于1.7,原子之間通常形成離子鍵；如果兩個成鍵原子間的電負(fù)性差值小于

1.7,通常形成共價鍵。下表是某些元素的電負(fù)性值：

元素

LiBeBC0FNaAlSiPSCl

符號

電負(fù)

性值

(1)認(rèn)真分析信息A圖中同周期元素第一電離能的變化規(guī)律，推斷第三周期Na?Ar這幾種元素中，A1的

第一電離能的大小范圍為<A1<(填元素符號)。

(2)從信息A圖中分析可知，同一主族元素原子的第一電離能/,的變化規(guī)律是。

(3)信息A圖中第一電離能最小的元素在周期表中的位置是周期族。

(4)根據(jù)對角線規(guī)則，Be、Al元素最高價氧化物對應(yīng)水化物的性質(zhì)相似，它們都具有性，其中

Be(OH)2顯示這種性質(zhì)的離子方程式是。

(5)通過分析電負(fù)性值的變化規(guī)律，確定Mg元素的電負(fù)性值的最小范圍________________

(6)請歸納元素的電負(fù)性和金屬性、非金屬性的關(guān)系是,

⑺從電負(fù)性角度，判斷AlCb是離子化合物還是共價化合物，說出理由并寫出判斷的方法

第二節(jié)分子結(jié)構(gòu)的價鍵理論

分子結(jié)構(gòu)的開展：

路易斯理論

1、路易斯理論

1916年，美國的Lewis提出共價鍵理論。認(rèn)為分子中的原子都有形成稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的趨勢(A

隅律)，求得本身的穩(wěn)定。而到達(dá)這種結(jié)構(gòu)，并非通過電子轉(zhuǎn)移形成離子鍵來完成，而是通過共用電子對

來實(shí)現(xiàn)。

通過共用一對電子，每個H均成為He的電子構(gòu)型，形成共價鍵。

2、路易斯結(jié)構(gòu)式

分子中還存在未用于形成共價鍵的非鍵合電子，又稱孤對電子。添加了孤對電子的結(jié)構(gòu)式叫路易斯

結(jié)構(gòu)式。如：

H：H或H—H:N三N:O=C=OC2H2（H—C^C—H）

有些分子可以寫出幾個式子（都滿足8電子結(jié)構(gòu)），如HOCN,可以寫出如下三個式子：

H—O—C三N：H-O=C=N：H—0三C—N：

II[II

哪一個更合理？可根據(jù)結(jié)構(gòu)式中各原子的“形式電荷”進(jìn)行判斷：q="L〃L-nb

式中，q為nv為價電子數(shù)〃L為孤對電子數(shù)電為成鍵電子數(shù)。

判斷原則：鄉(xiāng)越接近于零，越穩(wěn)定。

IIIIII

H-0—C=N：H—O=C=N：H—O=C—N：

11111111Illi

111111111111

q00000-10-1020-2

所以，穩(wěn)定性I>11>山

Lewis的奉獻(xiàn)在于提出了一種不同于離子鍵的新的鍵型，解釋了比擬小的元素之間原子的成鍵事

實(shí)。但Lewis沒有說明這種鍵的實(shí)質(zhì)，適應(yīng)性不強(qiáng)。在解釋BCb,PCL等未到達(dá)稀有氣體結(jié)構(gòu)的分子時，

遇到困難。

價鍵理論

1927年，Heitler和London用量子力學(xué)處理氫氣分子H2,解決了兩個乳原子之間化學(xué)鍵的本質(zhì)問

題，并將對H2的處理結(jié)果推廣到其它分子中，形成了以量子力學(xué)為根底的價鍵理論（VB.法）

1、共價鍵的形成

A、B兩原子各有一個成單電子，當(dāng)A、B相互接近時，兩電子以自旋相反的方式結(jié)成電子對，即兩個

電子所在的原子軌道能相互重疊，則體系能量降低，形成化學(xué)鍵，亦即一對電子則形成一個共價鍵。

形成的共價鍵越多，則體系能量越低，形成的分子越穩(wěn)定。因此，各原子中的未成對電子盡可能多地形

成共價鍵。

例如：H2中，可形成一個共價鍵；HC1分子中，也形成一個共價鍵。N2分子怎樣呢？

N原子的電子結(jié)構(gòu)為：2s22P3

每個N原子有三個單電子，所以形成N2分子時，N與N原子之間可形成三個共價鍵。寫成

普察8分子：C2s22P*①①O02s2緲①①?

形成CO分子時，與N2相仿，同樣用了三對電子，形成三個共價鍵。不同之處是，其中一對電子

在形成共價鍵時具有特殊性。即C和O各出一個2p軌道重疊，而其中的電子是由0單獨(dú)提供的。這

樣的共價鍵稱為共價配位鍵。于是，CO可表示成

配位鍵形成條件：一種原子中有孤對電子，而另一原子中有可與孤對電子所在軌道相互重疊的空軌

道。在配位化合物中，經(jīng)常見到配位鍵。

-共價鍵

1.本質(zhì)：在原子之間形成共用電子對（電子云的重疊）。

2.特征：具有飽和性和方向性。

飽和性：幾個未成對電子（包括原有的和激發(fā)而生成的），最多形成幾個共價鍵。例如：O有兩個單

電子，H有一個單電子，所以結(jié)合成水分子，只能形

成2個共價鍵；C最多能與H形成4個共價鍵。

方向性：各原子軌道在空間分布是固定的，為了滿足軌道的最大重疊，原子間成共價鍵時，當(dāng)然要具

有方向性。如:HCLC1的3Pz和H的1s軌道重疊,

要沿著z軸重疊，從而保證最大重疊，而且不改變原

有的對稱性。

再如：C12分子，也要保持對稱性和最大重疊。

3.分類

成鍵的兩個原子間的連線稱為鍵軸。按成鍵與鍵軸之間的關(guān)系，共價鍵的鍵型主要為兩種:

(1)鍵

鍵特點(diǎn)：將成鍵軌道，沿著鍵軸旋轉(zhuǎn)任意角度，圖形及符號均保持不變。即鍵軌道對鍵軸呈圓柱型對

稱，或鍵軸是〃重軸。

鍵特點(diǎn)：成鍵軌道圍繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180。時，圖形重合，但符號相反。

如：兩個2Pz沿z軸方向重疊:

YOZ平面是成鍵軌道的節(jié)面，通過鍵軸。則鍵的對稱性為：通過鍵軸的節(jié)面呈現(xiàn)反對稱(圖形相

同，符號相反)。為“肩并肩”重疊。

N2分子中：兩個原子沿Z軸成鍵時，Pg與Pz"頭碰頭”形成鍵，此時，P,和Px，

p,和p,,以“肩并肩〃重疊，形成鍵。1個鍵，2個「鍵。

分類依據(jù)類型

d鍵電子云"頭碰頭”重疊

形成共價鍵的原子軌道

重疊方式

2L鍵電子云“肩并肩”重疊

極性鍵共用電子對發(fā)生偏移

形成共價鍵的電子對是

否偏移

非極性鍵共用電子對不發(fā)生偏移

里鍵原子間有二近共用電子對

原子間共用電子對的數(shù)

目

雙鍵原子間有兩對共用電子對

王鍵原子間有三對共用電子對

特別提醒(I)只有兩原子的電負(fù)性相差不大時，才能形成共用電子對，形成共價鍵，當(dāng)兩原子的電負(fù)性

相差很大(大于1.7)時，不會形成共用電子對，而形成離子鍵。

(2)同種元素原子間形成的共價鍵為非極性鍵，不同種元素原子間形成的共價鍵為極性鍵。

4.鍵參數(shù)

(1)鍵能AB(g)=A(g)+B(g)△H=EAB=QAB

對于雙原子分子，解離能。AB等于鍵能EAB，但對于多原子分子，則要注意解離能與鍵能的區(qū)別與聯(lián)系,

如NH3：

11

NH3(g)=H(g)+NH2(g)DikJ?mol-NH2(g)=H(g)+NH(g)D2kJ?mol'

1

NH(g)=H(g)+N(g)D3kJ?mol-

三個。值不同，而且：EN_H=(￡>I+D2+D3kJ?mol-'o另外，E可以表示鍵的強(qiáng)度，E越大，則鍵越強(qiáng)。

(2)鍵長

分子中成鍵兩原子之間的距離，叫鍵長。一般鍵長越小，鍵越強(qiáng)。例如：

表5-1幾種碳碳鍵的鍵長和鍵能

鍵長/pm鍵能/kJ,mol1

c-C154

c==c133

C120

另外，相同的鍵，在不同化合物中，鍵長和鍵能不相等。例如：CH30H中和C2H6中均有C—H鍵,

而它們的鍵長和鍵能不同。

⑶鍵角

是分子中鍵與鍵之間的夾角(在多原子分子中才涉及鍵角)。如：H2s分子，H-S-H的鍵角為92。,

決定了H2s分子的構(gòu)型為"V"字形；又如：C02中，O—C—0的鍵角為180。，則C02分子為直線形。

因而，鍵角是決定分子幾何構(gòu)型的重要因素。

（4）鍵的極性：極性分子的電場力以偶極矩表示。

一雌:氣態(tài)基態(tài)原子形成1mol化學(xué)鍵釋放

的最低能量

鍵參數(shù)——處：形成共價鍵的兩個原子之間的核間距

匚鍵角:在原子數(shù)超過2的分子中.兩個共

價鍵之間的夾角

5.等電子原理：原子總數(shù)相同,價電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征,它們的許多性質(zhì)相似,

如CO和叱。

廠I歸納總結(jié)I

1.在分子中，有的只存在極性鍵，如HCI、NH3等，有的只存在非極性鍵，如此、比等，有的既存在極性

鍵又存在非極性鍵，如H2O2、CzH,等；有的不存在化學(xué)鍵，如稀有氣體分子。

2.在離子化合物