第二十一講物質結構與物質狀態

一、內容提要：本講主要是講解氫原子結構、薛定博方程簡介、多電子原子的能級、核

外電子排布原理和電子排布、化學鍵、雜化軌道和分子空間構型、分子間作用力、晶體

的類型及性質、氧化物及其水合物的酸堿性等。

二、本講的重點是：多電子原子的能級、核外電子排布原理和電子排布、晶體的類型及

性質、氧化物及其水合物的酸堿性

本講的難點是：氫原子結構、薛定謗方程、雜化軌道和分子空間構型

三、內容講解：

1工歷［質子

H,原f子s核

原子j［中子

［電子

原子序數二核電荷數二核內質子數二核外電子數

1、氫原子結構

(一)光譜

光譜：借助于棱鏡的色散作用，把復色光分解為單色光所排列成的光帶稱為光譜。

連續光譜：由熾熱的固體或液體所發出的光，通過棱鏡而得到的一條包含各種波長的光

的彩色光帶，叫做連續光譜。在可見光區內，各種色光按波長從大到小的排列順序是紅、

橙、黃、綠、青、藍、紫。

線狀光譜：由激發態單原子氣體所發出的光，通過棱鏡而得到的由黑暗背景間隔開的若

干條彩色亮線，叫做線狀光譜。

(二)氫原子光譜

氫原子光譜在可見光區內有紅、青、藍、紫四條譜線，分別為L(656.3nm)、HP(486.Inm)、

(434.Inm)、IL(410.2nm)o

364.6—HlONUTr486.1656.3[(nm)

縈外光區|可見光區紅外光區1

從上圖可看出，從H”向H$方向展開，譜線的波長越來越短，譜線間的距離越來越近，

譜線的強度也越來越弱，在波長等于364.6nm處為該線的極限，表現出明顯的規律性。

里德堡方程式：

從上圖可看出，從乩向小方向屐開，譜線的波長越來越短，譜線間的距離越來越近，譜

線的強度也越來越弱，在波長等于364.6nm處為該線的極限，表現出明顯的規律性。

里德堡方程式：

式中R叫做里德堡常數，當用頻率v表示時，其值為3.289XQ5HZ,mm都是正整數,

且n2>nio

(三)玻爾理論和能級的概念

玻爾理論：

1913年，年輕的丹麥物理學家玻爾提出了大膽的假設：

(1)核外電子運動取一定的穩定軌道，在此軌道上運動的電子不放出也不吸收能量。

(2)在一定軌道上運動的電子有一定的能量，這能量只能取某些由量子化條件決定分立數

值。

根據量子化條件，可推求出氫原子核外軌道的能量公式

13.6(ev).2179x10-，｝)13.6(ev)_2.179xIO-18(J)

nnnn

第一條假設回答了原子可以穩定存在的問題：

原子在正?；蚍€定狀態時，電子盡可能地處于能量最低的軌道，這種狀態稱為基態。

氫原子處于基態時，電子在n=l的軌道上運動，能量最低為13.6ev,.

第二條假設，是玻爾把量子條件引入原子結構中，得到了核外電子運動能量是量子化

的結論，即電子運動的能量只能取一些不連續的能量狀態，乂稱為電子的能級。

根據第二條假設，當電子從高能量的能級(E2)跳回到較低能級(Ei)時，就會放出能量。釋

放出的光子的頻率和能量的關系為：

E2-Ei=hv

(四)核外電子運動的波粒二象性

波粒二象性：微觀粒子有時顯示出波動性(這時粒子性不顯著)有時顯示出粒子性(這時波

動性不顯著)這種在不同條件下分別表現為波動和粒子的性質，稱為波粒二象性。

2、薛定娉方程簡介

薛定將方程是一個偏微分方程，對單電子體系可寫成下列形式：

第一條假設回答了原子可以穩定存在的問題：

原子在正?；蚍€定狀態時，電子盡可能地處于能量最低的軌道，這種狀態稱為基態。

氫原子處于基態時，電子在"1的軌道上運動，能量最低為13.6ev,.

第二條假設，是玻爾把量子條件引入原子結構中，得到了核外電子運動能量是量子化

的結論，即電子運動的能量只能取一些不連續的能量狀態，又稱為電子的能級。

根據第二條假設，當電子從高能量的能級(EJ跳問到較低能級(后)時?，就會放出能量。釋

放出的光子的頻率和能量的關系為：E廠E^hv

（四）核外電子運動的波粒二象性

波粒二象性：微觀粒子有時顯示出波動性（這時粒子性不顯著）有時顯示出粒子性（這時波

動性不顯著）這種在不同條件下分別表現為波動和粒子的性質，稱為波粒二象性。

2、薛定謂方程簡介

薛定鵬方程是一個偏微分方程，對單電子體系可寫成下列形式：

式中，m是電子的質量，E是電子的總能量，V是電子的勢能，（E—V）是電子的動能，X、

y、z為空間坐標，中代表方程的解，叫做波函數。

所謂解薛定謂方程就是耍求得兩個重要的量，波函數力與其相應的總能量E。只要有

了這兩個量，那么原子內電子的空間運行狀態（電子云的幾率密度分布、能量、電子云的

大小、形狀和空間伸展方向等）也就確定了。

（一）波函數與四個量子數的關系

從薛定謂方程解得的各種波函數，都與四個量子數有關，這四個量子數分別是主量子數

n（確定了電子層）、角量子數L（確定了電子亞層或原子軌道的形狀），磁量子數m（確定了

原子軌道的伸展方向）和自旋量子數叫（確定電子的自旋方向），當四個量子數的組合方式

一定時，波函數的形式就確定了，這四個量子數的可取數值如下：

式中，m是電子的質量，E是電子的總能量，V是電子的勢能，（E—V）是電子的動能，X、

y、z為空間坐標，巾代表方程的解，叫做波函數。

所謂解薛定謬方程就是要求得兩個重要的量，波函數由與其相應的總能量E。只要有

了這兩個量，那么原子內電子的空間運行狀態（電子云的幾率密度分布、能量、電子云的

大小、形狀和空間伸展方向等）也就確定了。

（一）波函數與四個量子數的關系

從薛定罟方程解得的各種波函數，都與四個量子數有關，這四個量子數分別是主量子

數n（確定了電子層）、角量子數L（確定了電子亞層或原子軌道的形狀），磁量子數m（確定

了原子軌道的伸展方向）和自旋量子數嘰（確定電子的自旋方向），當四個量子數的組合方

式一定時，波函數的形式就確定了，這四個量子數的可取數值如下：

n-1,2,3,4,5,…8L-0,1>2,3,4,

m-0>±L±2,±3,…土L,g-±1

2

可見，在前三個量子數中，L的數值受n的數值限制，m的數值又受L的數值限制，因

此，三個量子數的組合有一定的規律。例如：當n=l時，L只能取0,m也只可取0,即

n,L,in的組合方式只有一種，當n=2時，n,L,m的組合方式可有四種，當n=3時,

組合方式有九種，總之，波函數是由三個量子數決定的，缺一不可。每一種波函數都代

表了一種原子軌道。

（二）電子云

幾率：電子在核外空間某區域內出現機會的多少，叫做幾率。

幾率密度：電子在核外空間單位體積內出現的幾率，叫做幾率密度。

電子云密度：就是核外電

子的幾率密度，電子云密度較大的地方，黑點較密，電子云密度較小的地方，黑點較疏…

電子云的角度分布圖形只能表示出電子在空間不同角度所出現的幾率的大小，但它不能

表示出電子出現的兒率與離核遠近的關系。

（三）電子云的徑向分布

電子在核外空間出現的兒率分布，除可用鬼子玄的角度分布表示外，還可用電子女的徑

向分布函數表示。電子云的徑向分布，是指電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出現

的幾率，隨半徑r變化時的分布情況。

（四）原子核外電子的可能運動狀態

可見，在前三個量子數中，L的數值受n的數值限制，m的數值又受L的數值限制，

因此，二個量子數的組合有一定的規律。例如：當n=l時，L只能取0,m也只可取0,

即n,L,m的組合方式只有一?種，當n=2時，n,L,m的組合方式可有四種，當n二3時,

組合方式有九種，總之，波函數是由三個量子數決定的，缺一不可。每一種波函數都代

表了一種原子軌道。

（-）電子云

兒率：電子在核外空間某區域內出現機會的多少，叫做幾率。

幾率密度：電子在核外空間單位體積內出現的幾率，叫做幾率密度。

電子云密度：就是核外電子的幾率密度，電子云密度較大的地方，黑點較密，電子云密

度較小的地方，黑點較疏，。

電子云的角度分布圖形只能表示出電子在空間不同角度所出現的幾率的大小，但它不能

表示出電子出現的幾率與離核遠近的關系。

（三）電子云的徑向分布

電子在核外空間出現的幾率分布，除可用電子云的角度分布表示外，還可用電子云的徑

向分布函數表示。電子云的徑向分布，是指電子在原子核外距離為r的一薄層球殼中出

現的幾率，隨半徑r變化時的分布情況。

（四）原子核外電子的可能運動狀態

核外電子運動的可舐狀杳數

角電子

狀態數

王堂子數罩原子軌軌道空間層中

符號限量子數mms

n子道符號取向效總軌

各軌道谷電子層

數道教

002

1KIs!1±12

2

02s01+L28

2L4

12p-10*1326

03s018

112

3M13P-10+139±i6

23d-2-10*14.25210

00±132

4s12

1?10+12

4P36

4N2-2-10*1*2c16

AA1?Un

3,3-2-10+1

4f714

?2+3

從上表可知，需要四個量子數才可以全面確定電子的一種運動狀態，因為它既包包括空

間運動狀態（原子軌道）乂有電子的自旋狀態C

各電子層電子可能有的狀態數等于主量子數平方的二倍，即，狀態數：2n2。而三個量子

數n,L,n,可以確定一個空間運動狀態，即一個原子軌道每種類型原子軌道的數目則等于

磁量子數的數目即（2L+1）個。

$3、多電子原子的能級

（一）屏蔽效應：在多電子原子中其余電子抵消核電荷對指定電子的作用叫做屏蔽效

應。

屏蔽效應規律：（1）外層電子對內層電子不起屏蔽作用（2）同層電子互相間也有屏蔽

作用，但小于內層對外層（3）離核越近的電子對外層電子屏蔽效應越大。

一般地說:（1）當n不同，L相同時，n越大，能量越高,如：E（ls）＜E（2S）＜E（3S）＜DIV＞

⑵當n相同,L不同時,L越大,能量則越高，例如：E（3s）＜E（3P）＜＞

（二）鉆穿效應：

在多電子原子中，每個電子既對其他電子起屏蔽作用，又被其他電子所屏蔽；某個電子

被屏蔽的多少，除與其他電子的數目和狀態有關外，也與該電子本身所處的狀態6和L）

有關，特別是與該電子在核附近出現的幾率大小有關一般來說，在原子核附近出現幾率

較大的電子，可以較多地回避其他電子的屏蔽作用，直接受到較大有效核電荷的吸

引，因而能量較低，在原子核附近出現幾率較小的電子，被屏蔽得較多，因而能量較高,

這種由于外層電子鉆到內層，使它更靠近原子核，更易回避其他電子的屏蔽，因而能量

更低的現象，叫做電子的鉆穿效應。所以總的看來，ns、np、，nd各電子分層離核的平

均距離都差不多，但由于它們的電子云徑向分布的特點各不相同，因而ns電子在離核更

近的區域內出現的總幾率要比np甩子大，nd,nf則更少些，所以鉆穿效應強的順序為：

ns>np>nd>nf

而它們的能級則正好相反。

鉆穿效應不僅能解釋n相同，L不同時軌道能量的高低，而且可解釋n和L都不相同時，

有的軌道發生的能級次序交錯現象。

如:E.1S〈.E3d<E,ip,E5s<E4d5p,E6s5d<E6P

象這種主量子數較大的某些亞層能量，反而比主量子數較小的某些亞層能量低的現象，

叫做能級交錯現象。

4、核外電子排布原理和電子排布

電子排布的“三原理”，這三個基本原理是能量最低原理，保里不相容原理和洪特規則。

（一）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，

這就是說，電子首先填充1s軌道，然后接近似能級圖的次序向較高能級填充。

（二）保里不相容原理：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，或者是說，在同一個原子中，不可能有兩個電子處于完全相同的狀態，即描

寫原子中電子所處狀態的四個量子數（n,L,m,mJ不可能有兩個電子具有一組完全相同

的數值c

（三）洪特規則：

在能量相等的軌道（也稱等價軌道或簡并軌道）如3個p軌道，5個d軌道，7個f軌道上

分布的電子，將盡可能分占不同的軌道，而且自旋的方向相同。

例1氮(N)原子中3個p電子是分布在3個p軌道上，并具有相同的自旋方向作為洪特

規則的特例，等價軌道全充滿，半充滿或全空的狀態一般比較穩定，也就是說，具有下

列電子層結構的原子是比較穩定的。

全充滿：p6、d,0>f14,半充滿:p\d\f7,全空：p°>d°>f°

(四)核外電子排布：在確定電子層結構中，有些特殊情況要注意：

K、Ca原子，E3d>E.ls,因此電子先填充4s,然后再填充到3d上去，再排4p。同樣，后

面的能級圖，也應先排能量低的如5s—4d—5p,6s-4f-5d-6p0K,19：

Is22s22P63s23P64sl

另外，兩個特殊的:Cu：29,Is22s22P63s23P63d4sl

Cr：

24,Is22s22P63s23P63d54sl

(五)元素周期表的劃分

(1)周期：元素所在的周期數等于該元素原子的電子層數，即第1周期元素原子有一個

電子層，主量子數n=l,第3周期有三個電子層，最外層主量子數n=3,因此，這種關系

表示為：周期數二最外電子層的主量子數n。

另外：各周期元素的數目等于相應能級組中原子軌道所容納的電子數。

例2

周期效元素數目相應能級組中原子軌道電子最大容重

121S2

282s2P8

383s3P8

4184s3d4P18

5185s4d5p18

6326s4f5ddp32

7207s5f6d7P未有

⑵族：

主族元素的族數二原子最外電子層的電子數(ns+np)主族元素最高氧化數恰好等于原子最

外電子層上的電子數目。

副族元素的族數=(n-l)d+ns的電子數

(3)區的劃分：

s區：最外電子層結構是一和s2,包括IA族堿金屬和IIA族堿土金屬。

P區：包括電子層結構從s2Pl—s2P6的元素，即HIA-VIIA主族元素，。族元素。

d區：本區元素的電子層結構最外層ns的電子數為1到2個，次外層d軌道上

電子數在1?9之間，包括HIB族到VIII族元素，d區元素又可稱為過渡元素。

dsIX：電子層結構是cTs1和d'2,包括IB族到1IB族元素。

f區：本區元素的差別在倒數第三層(n—2)f軌道上電子數不同，由于最外兩層電子數

基本相同，故它們的化學性質非常相似，包括錮系元素和婀系元素。

5、化學鍵

(一)離子鍵：

靠正、負離子間的靜電引力形成的化合物稱為離子鍵，把靠離子鍵結合起來的化合物或

晶體叫離子化合物或離子晶體。

離子鍵的特征：

(1)無方向性：

(2)無飽和性:

(二)共價鍵

成鍵原子間可以通過共享一對或幾對電子，而形成穩定的分子，這種由共享電子對而形

成的化學鍵即為共價鍵?？抗矁r鍵結合起來的化合物稱為共價化合物。

共價鍵的特性

(1)飽和性：既然共價鍵是通過共用電子對而形成的，那么，一個原子有幾個未成對

電子，便只能和幾個自旋方向相反的電子配對，形成幾個共價鍵。也就是說，一個原子

所能形成的共價鍵數目不是任意的，它等于未成對電子數。這就稱為共價鍵的“飽和

性“O

⑵方向性：根據原子軌道最大重疊原理，成鍵原子軌道重疊越多，兩核間的電子云密度

越大，形成的共價鍵越穩定，因此，耍形成穩定的共價鍵，兩個原子軌道必須沿著電子

云密度最大的方向重疊，這種性質叫做共價鍵的方向性。

共價鍵的類型

(1)。鍵：沿鍵軸方向，以“頭他頭”的方式發生軌道重疊，軌道重疊部分對于鍵軸

呈圓柱形對稱，這種疊加所形成的鍵叫做。鍵，形成一鍵的電子叫做。電子。

(2)Ji鍵：沿鍵軸方向，以“肩并肩”的方式發生重登，而成的鍵叫做冗鍵，形成兀

鍵的電子叫做兀電子。

6、雜化軌道和分子空間構型

(一)雜化軌道和軌道雜化:

同一原子中能量相近的不同類型的原子軌道，在成鍵過程中重新組合成一組能量相等的

新軌道，以增強成鍵能力，這種軌道重新組合的過程叫做軌道雜化，簡稱雜化，通過雜

化所組成的新軌道叫做雜化軌道。

(二)雜化軌道的特性：

(1)有幾個原子軌道參加雜化，就組成幾個雜化軌道。對于等性雜化來說，每個雜化軌道

中所含軌道的成分必須相等。

(2)雜化的成鍵能力比原來軌道增強，這主要是由于①雜化軌道的形狀發生改變。②雜化

軌道的方向發生改變。

(三)成健的三步驟:

無論在化合物中，或在單質中，各種原子常以某種激發態和雜化態參加成鍵。因此，原

子參加化學反應，都要經過激發、雜化、鍵合這三個步驟?，F以CH。的形成過程說明

rn正因r■n體拘i■i

■立金

(1)激發

碳原子的基態電子結構是Is22s22pj2pJ,只有兩個未成對電子。雜化軌道理論認為，在

形成CII4分子時，首先把2s軌道中的一對電子拆開，其中的一個電子升入空的2Pz軌道，

使c原子取得Is22sl2pj2pj2p/結構，擁有四個未成對電子，這種過程叫做電子激發，

電子激發所需要的能量可由成鍵時釋放出來的能量予以補償。

(2)雜化

在這四個未成對電子中，成鍵軌道不是純粹的2s,2Px.2py.2Pz軌道。而是由它們重新組合

成四個新的能量相等的sp」雜化坑道，叫做等性sp3雜化軌道，其中每一個雜化軌道都含

有l/4s和3/4p的成分，這種雜化軌道叫做等性sp3雜化凱道。

(3)鍵合

碳原子的四個等性sp3雜化軌道分別與H原子的1s軌道重疊，形成的CH4分子也具有

正四面體空間結構，鍵角為109°28',與實驗測得的結果完全符合。

(四)雜化類型和實例

s-p型雜化

(l)sp雜化：一個s軌道和一個p軌道雜化，形成兩個等性的sp雜化軌道，其中每一個雜

化軌道都含有l/2s和l/2p的成分，兩個雜化軌道間的夾角為180。,呈直線形構型。如BeCh

等。

(2)sp2雜化：一個s軌道和兩個p軌道雜化，形成三個sp?雜化軌道，其中每一個雜化軌

道都含有l/3s成分和2/3p成分，雜化軌道的夾角為120。，呈平面三角形。如：BF3,BC13

等。

(3)sp3雜化：由一個s軌道和三個P軌道組成四個等性的sp3雜化軌道，其中每個雜化軌

道都含有l/4s和3/4p成分，雜化軌道間的夾角均為109°28',呈四面體結構。如：CH4,

CCLi,CF4等。

(4)不等性雜化：前面介紹的三種雜化類型，它們的共同特點是參加雜化的各原子軌道中

所含的未成對電子數相等，雜化后所生成的各雜化軌道的形狀和能量完全等同?；蛘哒f

每個雜化軌道中所含s成分和p成分的比例均相等，這類雜化叫做等性雜化。

如果參加雜化的各原子軌道中所含的未成對電子數不相等，雜化后所生成的雜化軌道的

形狀和能量不完全等同，或者說在每個雜化軌道中所含S成分和p成分的比例不完全相

等，這類雜化叫做不等性雜化。

例3實驗測得，NH3分子呈三角錐形結構，鍵角為107。，N—H鍵長為102Pm,偶極矩

為4.3X10-30C-m說明NH3是極性分子，試解釋之。

答：NH3分子中基態N原子的外層電子構型為2s22pj2p」2pj,根據電子配對理論，N

原子中的三個2p軌道（三者互相垂直），可分別與H原子的1s軌道重登，形成三個共價

鍵，鍵角為90°,但是，

實驗測得的N鍵角是1OR。而不等性雜化認為：NH3

/\

HH

中N原子利用一個2s軌道和三個2P軌道，組成四個sd雜化軌道，其中三個雜化軌道

各被一個未成對電子占據，能量相等，它們分別與H原子的1s軌道重疊，形成三個。

鍵，剩下的一個雜化軌道被兩個成對電子所占據，能量較低，不參與成鍵，這種只參加

雜化未參加成鍵的成對電子叫做孤對電子。N原子的四個sp3雜化軌道呈四面體構型，

除了三個雜化軌道形成N—H鍵外，其余一個被孤對電子占據，由于孤對電子只受N原子

核的吸引，電子云比較密集，對成鍵電子有較大的排斥作用，使N—H鍵間的夾角壓縮到

107°,整個NH,分子的空間構型呈三角錐形。

同理乩0中，0原子也采取s6雜化軌道，但兩個軌道被兩對孤對電子所占據，另

兩個軌道為成鍵軌道，故乩0的空間構型為V型，鍵角為104°40'。

d-s-p或s-p-d型雜化

元素進入第三周期后，其電子層中出現了d軌道，由于它們的（n-l）d與ns、np或ns、

np與nd能級比較接近，因此d軌道也可以參加雜化，進行包括s、p、d三種軌道的雜化

過程。叫做d-s-p或s-p-d型雜化。

7、分子間作用力

（一）分子的極性和偶極矩

正、負電荷中心重合的分子稱為非極性分子。正、負電荷中心不重合的分子稱為極性分

子，這個現象也稱為偶極。

在極性分子中，如果正、負電荷所帶的電量為C],距離為L,兩者的乘積就叫做偶極矩，

以符號U表示，單位為c?m（庫?米）。即U二L?q。對于極性分子來說，1和q這兩個

量是不能分別求得的，但是這兩個量的乘積即偶極

矩是可以用實驗測出的。

由同種原子組成的雙原子分子如乩，是非極性分子，所以它的偶極矩為零。象鹵化氫Hx

這類雙原子分子的極性強弱與分子中共價鍵的極性強弱是一致的。對于多原子分子來說,

分子的極性除取決于鍵的極性外,還與分子的空間構型（特別是對稱性）有關，盡管C與S,

c與0,B與cLC與H及C與Cl之間的鍵是極性鍵,但CS2、⑩、BCh、（K以及CCL

都是非極性分子。

（二）分子間的相互作用力

色散力：當非極性分子相互靠近時，由于每個分子中電子和原子核不斷運動，經常發生

電子云和原子核間瞬時的相對位移，使分子的正、負電荷重心不重合產生瞬時偶極。這

就使分子發生了變形，分子中原子數越多，原子半徑越大，或分子中電子數越多，分子

的變形就愈顯著，一個分子產生的瞬時偶極會誘導鄰近的分子產生類似的偶極，而且兩

個瞬時偶極總是采取異極相鄰的狀態，這種瞬時偶極之間產生的吸引力叫做色散力，雖

然瞬時偶極存在的時間極短，但是異極相鄰的狀態實際上是在不斷地重復著，因應，分

子之間始終有色散力在起著作用。

誘導力：當極性分子和非極性分子靠近時，除了色散力的作用外，還存在誘導力，非極

性分子受極性分子的影響而產生誘導偶極，在誘導偶極和極性分子的固有偶極之間所產

生的吸引力叫做誘導力，同時誘導偶極又作用于極性分子，使其偶極長度增加，從而進

一步增強了它們之間的吸引。

取向力：當極性分子相互靠近時，色散力也起著作用，此外，它們的固有偶極使分子在

空間運動循著一定的方向，成為異極相鄰的狀態，由于固有偶極的取向而引起的分子問

的一種作用力叫做取向力，由于IR向力的存在，使極性分子更加靠近，在兩個相鄰分子

的固有偶極的作用下，使每個分子的正、負電荷重心更加分開，產生了誘導偶極，因此,

它們之間還有誘導力的作用。

總之，在非極性分子之間只有色散力的作用，在極性分子和非極性分子之間有色散力和

誘導力的作用，在極性分子之間有色散力、誘導力和取向力的作用，分子間力也稱范德

華力，就是三種力的總和，一般說來。①極性越大，取向力占的比例就越大，變形性越

大，（分子的體積越大，極化現象越顯著），色散力占的比例越大。②誘導力所占的比例,

則與這兩個因素都有關系。特別注意的是：在一切分子之間都存在色散力，而且大多數

分子中以色散力為主，只有偶極矩很大的分子，取向力才顯得重要（如NH,和乩0）。

⑴熔沸點的規律性

由于分子間引力隨分子量增大而增大，故同類物質的熔沸點（都屬分子型物質）隨分

子量的增大而升高，例如鹵素的熔沸點隨著分子量的增大而升高，在常溫下，Fz,CL是

氣體，Bn是液體，而L則是固體，鹵素全都是非極性分子，分子間的作用力主要是色散

力，從F2到k原子序數增大，分子內電子的數目增多，由電子和原子核的不斷運動所產

生的瞬時偶極的極性也就增大，因而增強了吸引力，所以從F?到L的沸點和熔點也就隨

增高。

（2）相互溶解情況

強極性分子之間存在著強的取向力，所以可以互溶（如NL和乩0）而象CCL是非極性分子,

由于CCL分子間引力和比0分子間的引力大于CCL和乩0分子間的引力，所以，CCL幾乎

不溶于水，而b分子與CCL分子間色散力較大，故L易溶于CC14,而溶于水的程度較差。

（三）氫鍵：

鹵素氫化物的性質（特別是溶、沸點）隨著分子量的增大而遞變，但第一個元素氟卻有些

例外，在第六主族的氫化物中，山0的性質也很特殊：

氫化物沸點fC）氫化物沸點（C）

HF+20H20100.0

HC1-84H2S-6775

HBr-67H2Se-41.5

HI-35H2Fe-18

HF和H20的性質的反常現象，說明了HF分子之間，FLO之間有很大的作用力。以致使

這些簡單的分子聚合成為締合分子（就是由簡單分子結合或比較復雜的分子的過程）。分子

締合的重要原因是由于分子間形成了氫鍵，氫鍵是由于與電負性極強的元素（如氟、氧等）

相結合的氫原子和另一個分子中電負性極強的原子間所產生的引力而形成的。

HF和叢0的性質的反常現象，說明了HF分子之間，比0之間有很大的作用力。以致使這

些簡單的分子聚合成為締合分子（就是由簡單分子結合或比較復雜的分子的過程）.分子

締合的重要原因是由于分子間形成了氫鍵，氫鍵是由于與電負性極強的元素（如氟、氧等）

相結合的氫原子和另一個分子中電負性極強的原子間所產生的引力而形成的。

氫只有跟電負性大的并且其原子有孤電子對的元素化合后，才能形成較強的氫鍵，象這

樣的元素有氟、氧和氮等。

8、晶體的類型及性質

組成物質的微粒在空間有規則地排列成具有整齊的外形，固定的熔點和各向異性等特征

的均勻固體，叫做晶體，組成晶體的微粒以確定位置的點在空間作有規則的排列，構成

的有規則的重復出現的空間點群，這些點叫做結晶格子，簡稱晶格。微粒在晶體中所占

據的位置叫做晶格結點，能夠代表晶體結構特征的最小單位叫做晶胞，整個晶體就是由

無數個相互緊密排列的晶胞組成，因此，晶體的性質是由晶胞的大小、形狀、微粒的種

類以及它們之間的作用力所決定的。根據晶格結點上排見的微粒種類和微粒間作用力性

質的不同，可把晶體分為四大類型：離子晶體、原子晶體、分子晶體和金屬晶體。

（1）離子晶體：

在離子晶體中，組成晶格的微粒是正、負離子，它們交錯地排列在晶格結點上，彼此

以離子鍵相結合，離子鍵的鍵能較大，因此離子晶體具有較高的熔點、沸點，硬而較脆,

易溶于極性溶劑，固態時不導電以及在熔融狀態或水溶液中導電等共同特征。

絕大多數鹽類（如NaCKCaFz、K2sO4等）、強堿（如NaOH,KOH等）和許多金屬氧化物（MgO、

Cao、Na?。等）都屬于離子晶體的結構類型。

⑵原子晶體：

在原子晶體中，組成晶格的微粒是原子，原子間以共價鏈相結合，由于共價鍵的結合力

極強，所以，這類晶體的熔點極高，硬度極大，延展性差，不能導電，不溶于一切溶劑

中。周期表中第IVA族元素碳（金剛石）、硅、錯、灰錫等單質的晶體是原子晶體。周期表

中第IHA、IVA、VA族元素彼此組成的碳化硅（SiC）、氮化鋁（A1N）等化合物也是原子晶體。

⑶分子晶體：

在分子晶體中，組成晶格的微粒是分子，分子內部雖以共價鍵相結合，但分子間則僅靠

分子間作用力結合成晶體，由于分子間力比化學鍵弱得多，因此，分子晶體的熔點，沸

點都很低，在常溫常壓下，多為氣體、液體或低熔點固體。

在分子晶體中，不存在離子或自由離子，所以，無論是固態，還是液態都不導電。

（4）金屬晶體：

在金屬晶體的晶格結點上排列著金屬的原子和正離子，在它們之間，存在著從金屬原子

脫落下來的電子，這些電子能在整個晶格中自由運動，叫做“自由電子”。由于金屬正

離子和自由電子的吸引作用，在金屬離子（或原子間）所產生的結合力叫做金屬鍵。

金屬具有導電性，它的導電性隨著溫度的升高而降低，它還具有良好的傳熱性和延展性。

9、氧化物及其水合物的酸堿性

（一）分類:

（1）堿性氧化物一一活潑金屬的氧化物。

⑵酸性氧化物一一主要是非金屬氧化物。

⑶兩性氧化物一一主要是Be,Al,Pb,sb等對角線上元素的氧化物和許多金屬氧化物。

(4)惰性氧化物一一或稱不成鹽氧化物，即不與水、酸和堿反應，如Co,NO,無論是酸性、

堿性和兩性水合物都可以用一個通式R(OII)x,X等于R的正電荷數。

(二)在周期中酸堿性遞變規律

⑴同一周期：

第3周期主族:

■化M、町0

MgOA12OIPQ

木含N1OHMg(O