五、元素及其化合物性质的周期性变化

（一）金属性和非金属性

元素的金属性是指在化学反应中原子失去电子的能力，而非金属性是指在化学反应中原子得到电子的能力。一般规律：

1）同一周期自左到右随原子序数（原子核电荷数）增加，金属性减弱，非金属性增强。主族元素变化很明显，副族元素的变化缓慢；并出现一些不规则的情况。

2）同一族主族元素自上而下随周期数增大（电子层数增多），原子半径一般也逐渐增大，原子核对外层电子的吸引力减弱，元素的金属性增强，非金属性减弱。副族元素除iii b 外，元素的金属性变化规律不明显，这是因为斓系收缩的缘故。

（二）元素的电离能、电子亲和能和电负性

1）电离能基态的气态原子失去一个电子形成＋1 价气态离子时所吸收的能量为元素的第一电离能（用 i₁表示），第一电离能数值越大，原子越难失去电子。以第二周期为例，总的来说第一电离能（ i ₁）自左至右增大。但是有两处例外即 b < be , o < n ，这是因为 be 的价电子排布为 2s² ，是全充满，而 n 的价电子排布为 2s²2p³为半充满，比较稳定的缘故。

2）电子亲合能

基态气态原子获得一个电子后形成－1 价气态离子时所放出的能量称为元素的电子亲合能。

电子亲合能的值越大，原子越容易获得电子。同一周期中自左向右电子亲合能增加，同一族中从上向下电子亲合能递减，这一规律在 p 区元素中比较明显。应当指出，元素的第一电离能和元素的电子亲合能的递变规律和元素的金属性，非金属性的变化规律通常是一致的，但并非完全相同。

3）电负性

电负性是原子在形成共价分子后，吸引共用电子的能力的相对大小。一般指定 f 元素的电负性等于4.0，其他元素的电负性均小于4，元素周期表右上角的元素有较大的电负性，而周期表中左下角的元素电负性较小。例如 na 的电负性为0.9, cl 的电负性为3.0。通常金属元素的电负性小于2，非金属元素的电负性大于2。

（三）氧化物及其水合物的酸碱性

根据氧化物与酸、碱反应的不同，可将氧化物分为下列 4 类：

酸性氧化物    例如非金属氧化物，高价的金属氧化物。

碱性氧化物    例如碱金属、碱土金属（铁 be 除外）的氧化物。

两性氧化物    例如 al 、 sn 、 pb 等元素的氧化物，这些大多数是周期表中靠近非金属的一些金属元素的氧化物，其化合价为＋2～＋4 。

不成盐氧化物   例如 co 、 no 等，它们不与水、酸、碱作用。

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

氧化物的酸碱性与其对应水合物的（氢氧化物）的酸碱性是一致的。

氧化物及其水合物的酸碱性的一般规律：

（1）同一周期从左到右各主族元素的最高价氧化物及其水合物的酸性逐渐增强（碱性减弱）。例如第三周期。各元素最高价氧化物及其水合物的酸碱性递变情况如下：

长周期副族元素的最高价氧化物及其水合物的酸碱性递变情况基本相似。例如第四周期副族元素的氧化物及水合物的酸碱性递变情况如下：

（2）同一族中从上而下各元素相同价态的氧化物及其水合物的酸性逐渐减弱（碱性增强）。例如 va 族各元素生成的化合价为＋5 的氧化物中 n₂o₃、p₂o₃呈酸性，as₂o₃、sb₂o₃呈两性，bi₂o₃呈碱性，它们对应的水合物的酸碱性变化规律也是一样的。

（3）同一元素不同价态的氧化物及其水合物的酸碱性变化规律是：高价氧化物或水合物的酸性比低价的强。

（ 4 ）用 r-o-h 规则解释氧化物的水合物的酸碱性递变的规律

氧化物的水合物不论是酸或碱，都具有 r—o—h的结构，它有下列两种电离方式

当 r 是电负性较小的活泼金属元素， rⁿ⁺离子的电荷数较少，半径较大，则 r 与 o 的联系弱易发生碱式电离，在水溶液中易形成 oh^－离子，呈碱性，如 naoh , mg(oh)₂等。

当 r 是电负性较大的活泼非金属元素， rⁿ⁺的电荷数较多，半径较小，则 r 与 o 联系强，易发生酸式电离，在水溶液中易形成 h⁺，呈酸性如 h₂so₄， hclo₄等。

六、化学键与杂化轨道理论

（一）化学键（☻☻☻）

物质通常是以单个分子或晶体的形式存在。除了稀有气体（零族元素单质）是单原子分子外，其余绝大多数的分子或晶体都是由原子或离子结合而成。化学上把分子中或晶体内紧密相邻的两个或多个原子或离子之间强烈的相互作用力称为化学键，键能约为几百kj•mol^-1。

化学键分为离子键、共价键和金属键等。

1）离子键

（1）离子键的形成

活泼金属原子和活泼非金属原子相互接近时，前者失去电子变成正离子，后者得到电子变为负离子，由正、负离子之间静电引力所形成的化学键叫离子键。由离子键形成的化合物称为离子化合物，在通常情况下，离子化合物是以离子晶体（巨型大分子）存在，只有在较高温度下，气态离子化合物才以小分子存在。

（2）离子键的特点

离子键的特点是没有饱和性也没有方向性。这是因为离子的电荷分布是球形对称，它从任何方向都可以与相反电荷离子相互吸引成键，而且只要空间体积允许，每种离子都能与尽量多的相反电荷的离子吸引成键，在空间形成巨大的离子晶体。

2）共价键

（1）价键理论亦称电子配对法

同种或不同种元素的原子之间由于电子配对，而形成的化学键称为共价键。由共价键形成的分子称为共价分子。共价分子中元素的化合价等于分子中该元素原子形成共价键的个数。

（2）共价键的特点

共价键的特点是有饱和性和方向性。共价键的饱和性是指成键原子有多少未成对电子，最多就可形成几个共价键。已经配对成键的电子，不会再成键。例如 hcl分子中 h 原子和 cl 原子分别都只有一个未成对电子，它们之间只能形成一个共价键。共价键有方向性是因为在电子配对时，原子轨道必须发生重叠，而且要求是最大程度的重叠。而原子轨道只有沿着伸展方向发生重叠，才能达到最大程度的重叠，形成稳定的共价键，因此共价键具有方向性。

（3）共价键的分类：

不可绕键轴旋转。π键重叠程度比σ键的小，稳定性较差。

根据共用电子对的来源，共价键可分为一般共价键和配位键。配位键形成时二个成键原子中一个提供空的原子轨道，另一个提供电子对。

（二）杂化轨道理论（☻☻☻）

杂化轨道理论能较好解释共价分子中形成共价键的数量及其在空间的分布，故能解释或预测分子的空间构型。

（ l ）杂化轨道理论的要点

1 ）在原子化合成分子，即形成化学键的过程中，部分能量相近的原子轨道会重新组合，形成新的平均化的原子轨道。这种原子轨道混合、重组的过程称为杂化，杂化后的原子轨道叫杂化轨道。

2 ）有多少个原子轨道参加杂化，就形成多少个杂化轨道。原子间化合是以杂化轨道彼此成键的。

3 ）杂化轨道的成键能力比原来轨道强，形成的键更牢固，形成的分子更稳定。

（ 2 ）几种典型的杂化类型（☻☻☻）

七、分子间力和氢键

（一）极性分子和非极性分子（☻☻☻）

1）键的极性

两个相同元素的原子以共价键结合时，正、负电荷的重心正好重合，键两端的电性是一样的，这种键称为非极性键。两个不同元素的原子以共价键相结合时，由于元素电负性不同，电子云偏向电负性大的原子一方。这时两原子间电荷的分布是不对称的，正、负电荷的重心不能重叠在一起。键的一端带负电荷，键的另一端带正电荷，这种共价键称为极性键。两原子电负性值相差愈大，键的极性也愈大。

2）极性分子和非极性分子

正、负电荷重心互相重合的分子称为非极性分子，正、负电荷重心不能互相重合的分子称为极性分子，极性分子具有固有偶极。对双原子分子来说，分子的极性是由键的极性决定的。如果键是非极性键，则分子是非极性分子；如果键是极性键，则分子是极性分子。

对多原子分子来说，分子是否有极性，不仅取决于键的极性，而且还与分子的空间构型有关。例如，在 so₂和 co₂分子中，虽然都有极性键，但是，因为co₂分子的空间构型是直线形，键的极性互相抵消，正、负电荷重心互相重合，所以 co₂是非极性分子。而so₂分子分子的空间构型是“ v ”字形，键的极性不能互相抵消，正、负电荷重心不能重合，因而so₂分子是极性分子。一些物质分子的极性和分子的空间构型可参见表 3-7-1。

（二）分子间力

分子间存在着一种较弱的相互作用称为分子间力，又称为范德华（van der waals）力，其结合能比分子内相邻原子间的相互作用（化学键能）要小 1-2 个数量级。分子间力包括下列 3 种作用力。

（1）取向力

当两个极性分子靠近时，极性分子的固有偶极同极相斥、异极相吸。这种由于固有偶极异极相吸而产生的作用力称为取向力。取向力的本质是静电引力。

（2）诱导力

当极性分子接近非极性分子时，极性分子使非极性分子的正、负电荷重心发生偏移，从而产生一定的极性，这叫诱导偶极，诱导偶极与极性分子的固有偶极相互作用。这种作用力称为诱导力。

（3）色散力

非极性分子之间也存在着作用力。非极性分子内的原子核和核外电子都在不断运动，它们的相对位置不断发生变化。分子的正、负电荷重心在某一瞬时可能不相重合，产生瞬时偶极，这样相邻的瞬时偶极之间就产生相互作用，这种作用力称为色散力。色散力不仅存在于非极性分子之间，而且存在于所有分子之间。

对同种类的分子来说，分子量愈大，色散力愈大（分子间力愈大），它们的熔点、沸点相应地增高。表 3-7-2 列出一些分子中三种分子间力的分配情况。

（三）氢键

大多数同系列氢化物的沸点随着分子量的增大而升高。但是， nh₃、 h₂o 、 hf 等的沸点与其同系列氢化物相比不符合上述递变规律，原因是它们的分子之间除了一般的分子间力以外，还存在着另一种特殊的作用力，这就是氢键。

大量事实表明，在含氢分子中的氢原子与电负性大的原子 x 以共价键相结合时，还可以和另一个电负性大的原子 y 形成一种特殊的吸引作用，这种相互作用力称为氢键。

注意氢键其实并不是化学键，其作用力远小于化学键。因而本质上属于分子间力。氢键可用下式表示

式中 x 、 y 代表电负性大、原子半径小的原子（如 n 、o、 f ） , x 、 y 可以是不同元素的原子，也可以是同一种元素的原子。氯原子的电负性虽然较大，但它的原子半径也较大，故 hcl 不会与其他分子形成明显的氢键。 hf 、 h₂o、 nh₃ 等分子间都存在氢键。此外无机含氧酸、有机梭酸、醇、胺、蛋白质等物质的分子之间也存在氢键。

氢键的强度通常比分子间力稍强一些，在同一数量级。氢键有类似共价键的方向性和饱和性。

 

八、晶体结构

固态物质有晶体和非晶体两大类。若把晶体内部的微粒（原子、离子、分子等）看成是几何学上的点，这些点按一定规律组成的几何图形称为晶格或点阵。各种晶体都有自己的晶格，而且种类繁多。但如果按组成晶体的微粒的种类及微粒间的作用力来划分，晶体可分为离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体四种基本类型。

晶体的四种基本类型及其有关性质可简明地列表如下（表 3-7-3）

晶体的基本类型及其性质表 3-7-3