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五、元素及其化合物性質(zhì)的周期性變化

（一）金屬性和非金屬性

元素的金屬性是指在化學(xué)反應(yīng)中原子失去電子的能力，而非金屬性是指在化學(xué)反應(yīng)中原子得到電子的能力。一般規(guī)律：

1）同一周期自左到右隨原子序數(shù)（原子核電荷數(shù)）增加，金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)。主族元素變化很明顯，副族元素的變化緩慢；并出現(xiàn)一些不規(guī)則的情況。

2）同一族主族元素自上而下隨周期數(shù)增大（電子層數(shù)增多），原子半徑一般也逐漸增大，原子核對外層電子的吸引力減弱，元素的金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱。副族元素除iii b 外，元素的金屬性變化規(guī)律不明顯，這是因為斕系收縮的緣故。

（二）元素的電離能、電子親和能和電負(fù)性

1）電離能基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子形成＋1 價氣態(tài)離子時所吸收的能量為元素的第一電離能（用 i₁表示），第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去電子。以第二周期為例，總的來說第一電離能（ i ₁）自左至右增大。但是有兩處例外即 b < be , o < n ，這是因為 be 的價電子排布為 2s² ，是全充滿，而 n 的價電子排布為 2s²2p³為半充滿，比較穩(wěn)定的緣故。

2）電子親合能

基態(tài)氣態(tài)原子獲得一個電子后形成－1 價氣態(tài)離子時所放出的能量稱為元素的電子親合能。

電子親合能的值越大，原子越容易獲得電子。同一周期中自左向右電子親合能增加，同一族中從上向下電子親合能遞減，這一規(guī)律在 p 區(qū)元素中比較明顯。應(yīng)當(dāng)指出，元素的第一電離能和元素的電子親合能的遞變規(guī)律和元素的金屬性，非金屬性的變化規(guī)律通常是一致的，但并非完全相同。

3）電負(fù)性

電負(fù)性是原子在形成共價分子后，吸引共用電子的能力的相對大小。一般指定 f 元素的電負(fù)性等于4.0，其他元素的電負(fù)性均小于4，元素周期表右上角的元素有較大的電負(fù)性，而周期表中左下角的元素電負(fù)性較小。例如 na 的電負(fù)性為0.9, cl 的電負(fù)性為3.0。通常金屬元素的電負(fù)性小于2，非金屬元素的電負(fù)性大于2。

（三）氧化物及其水合物的酸堿性

根據(jù)氧化物與酸、堿反應(yīng)的不同，可將氧化物分為下列 4 類：

酸性氧化物    例如非金屬氧化物，高價的金屬氧化物。

堿性氧化物    例如堿金屬、堿土金屬（鐵 be 除外）的氧化物。

兩性氧化物    例如 al 、 sn 、 pb 等元素的氧化物，這些大多數(shù)是周期表中靠近非金屬的一些金屬元素的氧化物，其化合價為＋2～＋4 。

不成鹽氧化物   例如 co 、 no 等，它們不與水、酸、堿作用。

氧化物的水合物都可看成是氫氧化物，用通式 b(oh)_n或 h_nbo_n表示， n 是元素 b 的化合價。

氧化物的酸堿性與其對應(yīng)水合物的（氫氧化物）的酸堿性是一致的。

氧化物及其水合物的酸堿性的一般規(guī)律：

（1）同一周期從左到右各主族元素的最高價氧化物及其水合物的酸性逐漸增強(qiáng)（堿性減弱）。例如第三周期。各元素最高價氧化物及其水合物的酸堿性遞變情況如下：

長周期副族元素的最高價氧化物及其水合物的酸堿性遞變情況基本相似。例如第四周期副族元素的氧化物及水合物的酸堿性遞變情況如下：

（2）同一族中從上而下各元素相同價態(tài)的氧化物及其水合物的酸性逐漸減弱（堿性增強(qiáng)）。例如 va 族各元素生成的化合價為＋5 的氧化物中 n₂o₃、p₂o₃呈酸性，as₂o₃、sb₂o₃呈兩性，bi₂o₃呈堿性，它們對應(yīng)的水合物的酸堿性變化規(guī)律也是一樣的。

（3）同一元素不同價態(tài)的氧化物及其水合物的酸堿性變化規(guī)律是：高價氧化物或水合物的酸性比低價的強(qiáng)。

（ 4 ）用 r-o-h 規(guī)則解釋氧化物的水合物的酸堿性遞變的規(guī)律

氧化物的水合物不論是酸或堿，都具有 r—o—h的結(jié)構(gòu)，它有下列兩種電離方式

當(dāng) r 是電負(fù)性較小的活潑金屬元素， rⁿ⁺離子的電荷數(shù)較少，半徑較大，則 r 與 o 的聯(lián)系弱易發(fā)生堿式電離，在水溶液中易形成 oh^－離子，呈堿性，如 naoh , mg(oh)₂等。

當(dāng) r 是電負(fù)性較大的活潑非金屬元素， rⁿ⁺的電荷數(shù)較多，半徑較小，則 r 與 o 聯(lián)系強(qiáng)，易發(fā)生酸式電離，在水溶液中易形成 h⁺，呈酸性如 h₂so₄， hclo₄等。

六、化學(xué)鍵與雜化軌道理論

（一）化學(xué)鍵（☻☻☻）

物質(zhì)通常是以單個分子或晶體的形式存在。除了稀有氣體（零族元素單質(zhì)）是單原子分子外，其余絕大多數(shù)的分子或晶體都是由原子或離子結(jié)合而成。化學(xué)上把分子中或晶體內(nèi)緊密相鄰的兩個或多個原子或離子之間強(qiáng)烈的相互作用力稱為化學(xué)鍵，鍵能約為幾百kj•mol^-1。

化學(xué)鍵分為離子鍵、共價鍵和金屬鍵等。

1）離子鍵

（1）離子鍵的形成

活潑金屬原子和活潑非金屬原子相互接近時，前者失去電子變成正離子，后者得到電子變?yōu)樨?fù)離子，由正、負(fù)離子之間靜電引力所形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。由離子鍵形成的化合物稱為離子化合物，在通常情況下，離子化合物是以離子晶體（巨型大分子）存在，只有在較高溫度下，氣態(tài)離子化合物才以小分子存在。

（2）離子鍵的特點

離子鍵的特點是沒有飽和性也沒有方向性。這是因為離子的電荷分布是球形對稱，它從任何方向都可以與相反電荷離子相互吸引成鍵，而且只要空間體積允許，每種離子都能與盡量多的相反電荷的離子吸引成鍵，在空間形成巨大的離子晶體。

2）共價鍵

（1）價鍵理論亦稱電子配對法

同種或不同種元素的原子之間由于電子配對，而形成的化學(xué)鍵稱為共價鍵。由共價鍵形成的分子稱為共價分子。共價分子中元素的化合價等于分子中該元素原子形成共價鍵的個數(shù)。

（2）共價鍵的特點

共價鍵的特點是有飽和性和方向性。共價鍵的飽和性是指成鍵原子有多少未成對電子，最多就可形成幾個共價鍵。已經(jīng)配對成鍵的電子，不會再成鍵。例如 hcl分子中 h 原子和 cl 原子分別都只有一個未成對電子，它們之間只能形成一個共價鍵。共價鍵有方向性是因為在電子配對時，原子軌道必須發(fā)生重疊，而且要求是最大程度的重疊。而原子軌道只有沿著伸展方向發(fā)生重疊，才能達(dá)到最大程度的重疊，形成穩(wěn)定的共價鍵，因此共價鍵具有方向性。

（3）共價鍵的分類：

不可繞鍵軸旋轉(zhuǎn)。π鍵重疊程度比σ鍵的小，穩(wěn)定性較差。

根據(jù)共用電子對的來源，共價鍵可分為一般共價鍵和配位鍵。配位鍵形成時二個成鍵原子中一個提供空的原子軌道，另一個提供電子對。

（二）雜化軌道理論（☻☻☻）

雜化軌道理論能較好解釋共價分子中形成共價鍵的數(shù)量及其在空間的分布，故能解釋或預(yù)測分子的空間構(gòu)型。

（ l ）雜化軌道理論的要點

1 ）在原子化合成分子，即形成化學(xué)鍵的過程中，部分能量相近的原子軌道會重新組合，形成新的平均化的原子軌道。這種原子軌道混合、重組的過程稱為雜化，雜化后的原子軌道叫雜化軌道。

2 ）有多少個原子軌道參加雜化，就形成多少個雜化軌道。原子間化合是以雜化軌道彼此成鍵的。

3 ）雜化軌道的成鍵能力比原來軌道強(qiáng)，形成的鍵更牢固，形成的分子更穩(wěn)定。

（ 2 ）幾種典型的雜化類型（☻☻☻）

七、分子間力和氫鍵

（一）極性分子和非極性分子（☻☻☻）

1）鍵的極性

兩個相同元素的原子以共價鍵結(jié)合時，正、負(fù)電荷的重心正好重合，鍵兩端的電性是一樣的，這種鍵稱為非極性鍵。兩個不同元素的原子以共價鍵相結(jié)合時，由于元素電負(fù)性不同，電子云偏向電負(fù)性大的原子一方。這時兩原子間電荷的分布是不對稱的，正、負(fù)電荷的重心不能重疊在一起。鍵的一端帶負(fù)電荷，鍵的另一端帶正電荷，這種共價鍵稱為極性鍵。兩原子電負(fù)性值相差愈大，鍵的極性也愈大。

2）極性分子和非極性分子

正、負(fù)電荷重心互相重合的分子稱為非極性分子，正、負(fù)電荷重心不能互相重合的分子稱為極性分子，極性分子具有固有偶極。對雙原子分子來說，分子的極性是由鍵的極性決定的。如果鍵是非極性鍵，則分子是非極性分子；如果鍵是極性鍵，則分子是極性分子。

對多原子分子來說，分子是否有極性，不僅取決于鍵的極性，而且還與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。例如，在 so₂和 co₂分子中，雖然都有極性鍵，但是，因為co₂分子的空間構(gòu)型是直線形，鍵的極性互相抵消，正、負(fù)電荷重心互相重合，所以 co₂是非極性分子。而so₂分子分子的空間構(gòu)型是“ v ”字形，鍵的極性不能互相抵消，正、負(fù)電荷重心不能重合，因而so₂分子是極性分子。一些物質(zhì)分子的極性和分子的空間構(gòu)型可參見表 3-7-1。

（二）分子間力

分子間存在著一種較弱的相互作用稱為分子間力，又稱為范德華（van der waals）力，其結(jié)合能比分子內(nèi)相鄰原子間的相互作用（化學(xué)鍵能）要小 1-2 個數(shù)量級。分子間力包括下列 3 種作用力。

（1）取向力

當(dāng)兩個極性分子靠近時，極性分子的固有偶極同極相斥、異極相吸。這種由于固有偶極異極相吸而產(chǎn)生的作用力稱為取向力。取向力的本質(zhì)是靜電引力。

（2）誘導(dǎo)力

當(dāng)極性分子接近非極性分子時，極性分子使非極性分子的正、負(fù)電荷重心發(fā)生偏移，從而產(chǎn)生一定的極性，這叫誘導(dǎo)偶極，誘導(dǎo)偶極與極性分子的固有偶極相互作用。這種作用力稱為誘導(dǎo)力。

（3）色散力

非極性分子之間也存在著作用力。非極性分子內(nèi)的原子核和核外電子都在不斷運動，它們的相對位置不斷發(fā)生變化。分子的正、負(fù)電荷重心在某一瞬時可能不相重合，產(chǎn)生瞬時偶極，這樣相鄰的瞬時偶極之間就產(chǎn)生相互作用，這種作用力稱為色散力。色散力不僅存在于非極性分子之間，而且存在于所有分子之間。

對同種類的分子來說，分子量愈大，色散力愈大（分子間力愈大），它們的熔點、沸點相應(yīng)地增高。表 3-7-2 列出一些分子中三種分子間力的分配情況。

（三）氫鍵

大多數(shù)同系列氫化物的沸點隨著分子量的增大而升高。但是， nh₃、 h₂o 、 hf 等的沸點與其同系列氫化物相比不符合上述遞變規(guī)律，原因是它們的分子之間除了一般的分子間力以外，還存在著另一種特殊的作用力，這就是氫鍵。

大量事實表明，在含氫分子中的氫原子與電負(fù)性大的原子 x 以共價鍵相結(jié)合時，還可以和另一個電負(fù)性大的原子 y 形成一種特殊的吸引作用，這種相互作用力稱為氫鍵。

注意氫鍵其實并不是化學(xué)鍵，其作用力遠(yuǎn)小于化學(xué)鍵。因而本質(zhì)上屬于分子間力。氫鍵可用下式表示

式中 x 、 y 代表電負(fù)性大、原子半徑小的原子（如 n 、o、 f ） , x 、 y 可以是不同元素的原子，也可以是同一種元素的原子。氯原子的電負(fù)性雖然較大，但它的原子半徑也較大，故 hcl 不會與其他分子形成明顯的氫鍵。 hf 、 h₂o、 nh₃ 等分子間都存在氫鍵。此外無機(jī)含氧酸、有機(jī)梭酸、醇、胺、蛋白質(zhì)等物質(zhì)的分子之間也存在氫鍵。

氫鍵的強(qiáng)度通常比分子間力稍強(qiáng)一些，在同一數(shù)量級。氫鍵有類似共價鍵的方向性和飽和性。

 

八、晶體結(jié)構(gòu)

固態(tài)物質(zhì)有晶體和非晶體兩大類。若把晶體內(nèi)部的微粒（原子、離子、分子等）看成是幾何學(xué)上的點，這些點按一定規(guī)律組成的幾何圖形稱為晶格或點陣。各種晶體都有自己的晶格，而且種類繁多。但如果按組成晶體的微粒的種類及微粒間的作用力來劃分，晶體可分為離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體四種基本類型。

晶體的四種基本類型及其有關(guān)性質(zhì)可簡明地列表如下（表 3-7-3）

晶體的基本類型及其性質(zhì)表 3-7-3