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（2）元素分區(qū):s區(qū)元素d區(qū)元素p區(qū)元素f區(qū)元素ds區(qū)元素

（3）元素的族

考點(diǎn)1、通過(guò)價(jià)層電子結(jié)構(gòu)能推出所在的區(qū)、周期、族

例題

2008、43

47號(hào)元素ag的基態(tài)價(jià)層電子結(jié)構(gòu)為4d105s1,它在周期表中的位置是：a

a ds 區(qū) b s區(qū) c d區(qū) d p區(qū)

知識(shí)點(diǎn)六、元素的周期律（必考點(diǎn)、重點(diǎn)）

元素性質(zhì)是其原子結(jié)構(gòu)的反應(yīng)。

由于元素的核外電子層結(jié)構(gòu)的周期性變化，元素的基本性質(zhì)如原子半徑、電離能、電子親和能、電負(fù)性等都與原子的結(jié)構(gòu)密切相關(guān)，因而也呈現(xiàn)明顯的周期性變化。

1. 原子半徑

嚴(yán)格地講，由于電子云沒(méi)有邊界，原子半徑也就無(wú)一定數(shù)。通常所說(shuō)的原子半徑是原子間互相作用或結(jié)合時(shí)的有效作用半徑。有金屬半徑、共價(jià)半徑、范德華半徑

范德華半徑> 共價(jià)半徑

金屬半徑> 共價(jià)半徑

適用非金屬元素

在元素周期表中各元素原子半徑的變化趨勢(shì)

從左到右隨著核電荷的增加，原子核對(duì)外層電子的吸引力也增加，使原子半徑逐漸縮小

2. 電離能

失去電子的難易用電離能來(lái)表示，基態(tài)氣體原子失去最外層一個(gè)電子成為氣態(tài)+1價(jià)離子所需的最小能量叫第一電離能, 再?gòu)恼x子相繼逐個(gè)失去電子所需的最小能量則叫第二、第三、…電離能。各級(jí)電離能的數(shù)值關(guān)系為i1＜i2＜i3…. 。

克服核電荷對(duì)電子的引力而消耗的能量

電離能愈大，失電子愈難。各級(jí)電離能的大小按 i1<i2<i3，…次序遞增

同周期總趨勢(shì)：自左至右增大,與原子半徑減小的趨勢(shì)一致

同族總趨勢(shì)：自上至下減小,與原子半徑增大的趨勢(shì)一致

半徑越大，第一電離能越小

元素的第一電離能愈小，表示它愈容易失去電子，該元素的金屬性也愈強(qiáng)。因此，元素第一電離能可用來(lái)衡量元素的金屬活潑性。此外，電離能還可用于說(shuō)明元素通常呈現(xiàn)的價(jià)態(tài)，對(duì)于鈉、鎂和鋁，電離能分別在i1、i2、和i3后迅速增大，這表明鈉、鎂和鋁分別難以失去第二、第三、第四個(gè)電子，故通常呈現(xiàn)的價(jià)態(tài)分別為+1、+2和+3。由此可見(jiàn)，元素的電離能是元素的重要性質(zhì)之一。

3. 電子親和能

指一個(gè)氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成負(fù)離子時(shí)放出或吸收的能量。常以符號(hào)eea表示，也有第一、第二、…之分。元素第一電子親和能的正值表示放出能量, 負(fù)值表示吸收能量。元素的電子親和能越大,原子獲取電子的能力越強(qiáng),即非金屬性越強(qiáng)。

電子親合能的變化規(guī)律

對(duì)主族元素，同一周期從左到右，電子親合能逐漸增大

同一主族由上到下，電子親合能逐漸減小。

有例外：

①c:1s22s22p2；n:1s22s22p3, 電子親合能c>n。

②第三周期>第二周期 s>o

解釋?zhuān)旱诙芷谠氐脑影霃教貏e小，電子間斥力很強(qiáng)，以至于加合一個(gè)電子時(shí)釋放的能量要克服電子之間的排斥作用，從而使得電子親合能減小。

4. 電負(fù)性

◆ 元素的電負(fù)性表達(dá)處于化合物中的該元素原子將電子對(duì)吸引向自身的能力。電負(fù)性大,原子吸引電子能力強(qiáng)。

◆ 元素電負(fù)性的變化規(guī)律:

同一周期從左到右電負(fù)性遞增;

同一主族由上到下，電負(fù)性逐漸減小.

副族元素電負(fù)性變化規(guī)律不明顯.

◆ 判斷元素金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱：

電負(fù)性 > 2.0 非金屬電負(fù)性 < 2.0 金屬

5.元素氧化物及其水合物的酸性（四類(lèi)）

一類(lèi)：酸性氧化物（非金屬氧化物）

二類(lèi)：堿性氧化物（堿金屬）

三類(lèi)：兩性氧化物（al、sn的氧化物）

四類(lèi)：惰性氧化物（co、no）

氧化物的水合物分為氫氧化物和含氧酸，規(guī)律如下：

1）在同一周期的主族元素，各元素的最高價(jià)氧化物及其水合物：從左到右酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱。如

2）在同一周期的副族元素，從ⅲb到ⅶb各元素的最高價(jià)氧化物及其水合物：從左到右酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱

3）在同一主族中，各元素的最高價(jià)氧化物及其水合物：從上到下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng)。

4）在同一元素中不同氧化數(shù)及其水合物：高氧化數(shù)氧化物或其水合物的酸性比低氧化數(shù)的強(qiáng)，

5）．r—o—h規(guī)則

氧化物的水合物形成酸或堿，其組成均可用r—o—h通式表示。r稱(chēng)為中心離子或原子，如果解離時(shí)在r—o鍵處斷裂，即按堿式解離，則呈堿性；如果在o—h鍵處斷裂，即按酸式解離，則呈酸性：

r十o—h r—o十h

堿式解離酸式解離

2008、43

下列各系列中,按電離能增加的順序排列的是:c

(a) li, na, k

(b) b, be, li

(d) c,p,as

2009、40. 下列各組元素中,其性質(zhì)的相似是由鑭系收縮引起的是: a

(a)zr 與hf

(b)fe 與co,ni

(c)li 與 mg

(d)錒系

3.12化學(xué)鍵

知識(shí)點(diǎn)一、鍵參數(shù)

知識(shí)點(diǎn)二、共價(jià)鍵

知識(shí)點(diǎn)三、離子鍵

知識(shí)點(diǎn)四、雜化軌道

知識(shí)點(diǎn)五、分子間力和氫鍵

知識(shí)點(diǎn)一（常考點(diǎn)）

化學(xué)鍵分為三類(lèi):離子鍵、共價(jià)鍵、金屬鍵

分子與分子之間存在范德華力

1）鍵能：（一般指分子每斷裂單位物質(zhì)的量的某鍵時(shí)的焓變）數(shù)值上等于鍵解離能

2）鍵長(zhǎng):(分子內(nèi)成鍵兩原子間的平衡距離) 鍵長(zhǎng)與鍵能的關(guān)系

3）鍵角：（在分子中兩個(gè)相鄰的化學(xué)鍵之間的夾角）

鍵長(zhǎng)和鍵角是描述分子幾何構(gòu)型的兩個(gè)重要參數(shù)

知識(shí)點(diǎn)二、共價(jià)鍵

1. 共價(jià)鍵的形成條件

鍵合雙方各提供自旋方向相反的未成對(duì)電子

鍵合雙方原子軌道應(yīng)盡可能最大程度地重疊

2. 共價(jià)鍵的類(lèi)型

σ鍵：重疊軌道的電子云密度沿鍵軸方向的投影為圓形，表明電子云密度繞鍵軸（原子核之間的連線(xiàn)）對(duì)稱(chēng)。形象的稱(chēng)為“頭碰頭”。

σ軌道可由各種方式組成

2. π鍵

在形成共價(jià)鍵時(shí)，若原子軌道以"肩并肩"的方式進(jìn)行重疊，軌道重疊部分對(duì)于鍵軸平面呈鏡面反對(duì)稱(chēng)，這樣的共價(jià)鍵稱(chēng)為π鍵。例如n2（n n）分子中存在2個(gè)π鍵。

n的價(jià)電子排布為2s²2p3

3. 共價(jià)鍵的特征

● 結(jié)合力的本質(zhì)是電性的（其結(jié)合力是兩個(gè)原子核對(duì)共用電子對(duì)所形成的負(fù)電區(qū)域的吸引力；而不是陰陽(yáng)離子間的庫(kù)侖作用力。）

例如：h ----cl h----o----h n----n

● 具有飽和性（是指每種元素的原子能提供用于形成共價(jià)鍵的軌道數(shù)是一定的）

● 具有方向性（是因?yàn)槊糠N元素的原子能提供用于形成共價(jià)鍵的軌道是具有一定的方向；形成共價(jià)鍵時(shí)原子軌道重疊程度越大，形成的共價(jià)鍵越穩(wěn)定，即共價(jià)鍵的形成遵循原子軌道最大重疊原理。）

4. 配位鍵（共價(jià)鍵里的一種特殊形式）

形成條件：成鍵原子一方提供孤對(duì)電子，另一方提供空軌道。

知識(shí)點(diǎn)三、離子鍵

1、離子鍵

陰陽(yáng)離子之間形成的鍵型（本質(zhì)靜電引力）離子鍵沒(méi)有方向性和飽和性

本質(zhì)是靜電吸引。如na+ cl-

2、鍵型過(guò)渡

兩原子互相結(jié)合形成共價(jià)鍵還是離子鍵取決于兩原子吸引電子的能力差別大小。差別大形成離子鍵，差別不大形成共價(jià)鍵。

知識(shí)點(diǎn)四、雜化軌道理論（必考點(diǎn)、重點(diǎn)、難點(diǎn)）

某原子成鍵時(shí)，在鍵合原子的作用下，價(jià)層中若干個(gè)能級(jí)相近的原子軌道有可能改變?cè)械臓顟B(tài)，“混雜”起來(lái)并重新組合成一組利于成鍵的新軌道，這個(gè)過(guò)程叫做軌道雜化，產(chǎn)生的新軌道叫雜化軌道。

1. 基本要點(diǎn)

● 成鍵時(shí)能級(jí)相近的價(jià)電子軌道相混雜，形成新的價(jià)電子軌道——雜化軌道

● 雜化前后軌道數(shù)目不變

● 雜化后軌道伸展方向，形狀和能量發(fā)生改變，鍵能更大，分子更穩(wěn)定

結(jié)果當(dāng)然是更有利于成鍵！

2、軌道雜化的特點(diǎn)和條件：

(1)只有能量相近的軌道才能相互雜化，所以常見(jiàn)的有sp、sp2、sp3、sp3d、sp3d2或者是d2sp3雜化[(n-1)dnsnp雜化]。

(2)參加雜化的原軌道數(shù)目與形成的雜化軌道數(shù)目相同。

(3)不同的類(lèi)型的雜化，雜化軌道的空間取向不同。

be+h2=beh2 be 1s²2s²

b 1s22s2sp1

ch4分子

雜化軌道與分子空間構(gòu)型的關(guān)系：甲烷分子

知識(shí)點(diǎn)五、核外電子分布和元素周期系的關(guān)系（必考點(diǎn)、重點(diǎn)難點(diǎn)）

最早的元素周期表是1869年由俄國(guó)科學(xué)家d. i. mendeleev提出的，目前最通用的是由a. werner首先倡導(dǎo)的長(zhǎng)式周期表。

考點(diǎn)1、寫(xiě)出某元素的價(jià)層電子排布

例題

2005、38. 24 號(hào)元素 cr 的基態(tài)原子價(jià)層電子分布正確的是:b

(a)3d4 4s0 (b)3d5 4s1

（3）價(jià)層電子構(gòu)型

價(jià)電子層所在的亞層統(tǒng)稱(chēng)為價(jià)層。價(jià)層通常包括最外層電子和次外層電子以及鑭系4f及錒系5f電子。

cu 3d104s1 cr 3d54s1

c 2s22p2 k 4s1

（4）離子的電子構(gòu)型實(shí)例：

原子失去電子后便成為離子，離子的電子排布取決于電子從何軌道中失去。電子失去順序，按照徐光憲的n+0.4l 規(guī)則，值大的先失去。失電子順序?yàn)椋?/span>

np ns （n-1）d （n-2）f

基態(tài)原子外層電子填充順序?yàn)椋?/span>

ns （n-2）f （n-1）d np

例：26fe2+ [ar]3d64s0 而26fe[ar]3d64s2

26fe3+ [ar]3d54s0

2、電子排布的書(shū)寫(xiě)方法（必考點(diǎn)）

⑴ 按電子層由內(nèi)層到外層逐層書(shū)寫(xiě)如:z=19的k原子: 電子結(jié)構(gòu)式:1s22s22p63s23p64s1

z=29的cu原子:電子結(jié)構(gòu)式:1s22s22p63s23p63d104s1

(盡管3d能量高于4s、書(shū)寫(xiě)順序按著n來(lái)、填入順序按能量)

⑵ 為了避免電子結(jié)構(gòu)式過(guò)長(zhǎng)，通常把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫(xiě)成稀有氣體符號(hào)外加方括號(hào)表示。這部分稱(chēng)為原子實(shí)。

如： k(z = 19) 電子結(jié)構(gòu)式: [ar]4s1

cu (z = 29) 電子結(jié)構(gòu)式: [ar]3d104s1

cr (z = 24) 電子結(jié)構(gòu)式: [ar]3d54s1

sn (z = 56) 電子結(jié)構(gòu)式: [kr]4d105s25p2

◆ 洪德規(guī)則 (hund’s rule)：

電子分布到等價(jià)軌道時(shí), 總是盡量先以相同的自旋狀態(tài)分占軌道。即在 n 和 l 相同的軌道上分布電子, 將盡可得分布在 m 值不同的軌道上, 且自旋相同。

在等價(jià)軌道上分布電子時(shí)，處于全充滿(mǎn)（p6、d10、f14）、半充滿(mǎn)或全空時(shí)電子分布較穩(wěn)定，填入電子盡量滿(mǎn)足。

根據(jù)順序圖, 電子填入軌道時(shí)遵循下列次序：

(1s ) （2s 2p ）( 3s 3p ) （4s 3d 4p） ( 5s 4d 5p ) （6s 4f 5d 6p） (7s 5f 6d 7p )

鉻(z = 24)之前的原子嚴(yán)格遵守這一順序, 釩(z = 23)

ns （n-2）f （n-1）d np

多電子原子軌道的能級(jí)次序

能級(jí)分裂： n 同，l 不同，

如：e3s < e3p < e3d

能級(jí)交錯(cuò)： n, l 均不同， e4s < e3d (z <21)

◆ 最低能量原理(the principle the lowest energy) :

電子總是優(yōu)先占據(jù)可供占據(jù)的能量最低的軌道, 占滿(mǎn)能量較低的軌道后才進(jìn)入能量較高的軌道。

之后的原子有時(shí)出現(xiàn)例外。

知識(shí)點(diǎn)四、核外電子排布原理（必考點(diǎn)、重點(diǎn)難點(diǎn)）

1、根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)以及對(duì)元素性質(zhì)周期律的分析，歸納出多電子原子中的電子在核外的排布應(yīng)遵從以下三條原則，

泡利(pauli)不相容原理能量最低原理洪特(hund)規(guī)則

◆ 泡利不相容原理(pauli exclusion principle)：

同一原子中不能存在運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子, 或者說(shuō)同一原子中不能存在四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。例如, 一原子中電子a和電子b的三個(gè)量子數(shù)n, l, m已相同, ms就必須不同。也就是說(shuō)，一個(gè)軌道里最多容納兩個(gè)自旋相反的電子。

【2009年41題】下列各波函數(shù)不合理的是: a

(a)ψ (1,1, 0) (b)ψ (2,1, 0)

(c)ψ (3, 2, 0) (d)ψ (5, 3, 0)

【2008年45題】3d軌道的磁量子數(shù)m的合理值是d

a 1、2、3 b 0、1、2

c 3 d 0, ±1, ±2

考點(diǎn)一、四個(gè)量子數(shù)的取值和意義

例題

2005、37. pz 波函數(shù)角度分布的形狀是: a

(a)雙球形

(b)球形

(c)四瓣梅花形

(d)橄欖形

（4）自旋量子數(shù) ms (spin quantum number)

◆ 描述電子繞自軸旋轉(zhuǎn)的狀態(tài)

◆ ms 取值+1/2和-1/2，分別用↑和↓表示

◆ 自旋運(yùn)動(dòng)使電子具有類(lèi)似于微磁體的行為

1925年，由uhlenbec和goldchmid 提出電子自旋的假設(shè)

d 軌道(l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2) :

m 五種取值, 空間五種取向, 五條等價(jià)(簡(jiǎn)并) d 軌道

p 軌道(l = 1, m = +1, 0, -1)

m 三種取值, 三種取向, 三條等價(jià)(簡(jiǎn)并) p 軌道

（3）磁量子數(shù)m ( magnetic quantum number)

◆ 決定角動(dòng)量的空間取向，取向是量子化的

◆ m可取 0，±1, ±2……±l

◆ 取值決定了ψ角度函數(shù)的空間取向，一種l 值下有2 l + 1種不同的m 值，因此有2 l + 1種取向。

◆ （2）角量子數(shù) 決定軌道角動(dòng)量的大小，對(duì)于多電子原子, l 也與e 有關(guān)

◆ l 的取值 0，1，2，3……n-1(亞層）

s, p, d, f…...

◆ l 決定了ψ的角度函數(shù)的形狀

知識(shí)點(diǎn)三、描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的四個(gè)量子數(shù)（必考點(diǎn)、重點(diǎn)、難點(diǎn)）

ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述電子的核外運(yùn)動(dòng)狀態(tài)

（1）主量子數(shù)n (principal quantum number)

◆ 確定電子離核的平均距離。

◆ 與電子能量有關(guān)，對(duì)于氫原子，電子能量唯一決定于n

◆ 不同的n 值，對(duì)應(yīng)于不同的電子殼層

　１?。病。场。础。怠?/span>..

　 k l m n o……..

電子具有波粒二象性，因此不能同時(shí)確定其位置和動(dòng)量，但是從統(tǒng)計(jì)的角度可以判斷電子出現(xiàn)在某個(gè)區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會(huì)，即概率，空間某單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率稱(chēng)為概率密度。

波函數(shù)是數(shù)學(xué)函數(shù)式，沒(méi)有明確的物理意義，而其平方則相對(duì)于電子的幾率密度。

電子云是用小黑點(diǎn)分布的疏密表示電子出現(xiàn)的幾率密度的大小所得的空間圖像叫電子云

知識(shí)點(diǎn)二、波函數(shù)的物理意義

波函數(shù)ψ不是一個(gè)具體的數(shù)值，是用空間坐標(biāo)來(lái)描述波的數(shù)學(xué)函數(shù)式，描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的函數(shù)。通常把一種波函數(shù)稱(chēng)為一個(gè)原子軌道。但這里的軌道沒(méi)有運(yùn)動(dòng)中走過(guò)的軌跡的含義，只是一個(gè)概率問(wèn)題。

量子力學(xué)中描述核外電子在空間運(yùn)動(dòng)的數(shù)學(xué)函數(shù)式，即原子軌道。e－軌道能量（動(dòng)能與勢(shì)能總和）；m—微粒質(zhì)量；h—普朗克常數(shù)；x,y, z —為微粒的空間坐標(biāo)

只要知道體系的勢(shì)能v，代入就可求出所有的可能狀態(tài)和對(duì)應(yīng)的能量。

★ 求解薛定諤方程, 就是求得波函數(shù)ψ和能量 e ;

★ 解得的ψ不是具體的數(shù)值, 而是包括三個(gè)常數(shù) (n, l, m)和三個(gè)變量(r,θ,φ)的函數(shù)式

ψn, l, m (r,θ,φ) ;可以描述電子的核外運(yùn)動(dòng)狀態(tài)

知識(shí)點(diǎn)一薛定諤方程（難點(diǎn)）

由于微觀(guān)粒子如質(zhì)子中子等粒子都具有波粒二象性，薛定諤提出了描述微觀(guān)粒子（原子、電子等）運(yùn)動(dòng)規(guī)律的波動(dòng)方程，建立了近代量子力學(xué)理論

3.1物質(zhì)的結(jié)構(gòu)與形態(tài)

3.11原子的結(jié)構(gòu)

知識(shí)點(diǎn)一、薛定諤方程

知識(shí)點(diǎn)二、波函數(shù)的物理意義

知識(shí)點(diǎn)三、描述原子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的量子數(shù)

知識(shí)點(diǎn)四、核外電子排布

知識(shí)點(diǎn)五、核外電子分布和元素周期系的關(guān)系

知識(shí)點(diǎn)六、元素周期律

章節(jié)結(jié)構(gòu)

3.1 物質(zhì)的結(jié)構(gòu)和形態(tài)（難點(diǎn)、重點(diǎn)、30%）

3.2 溶液

3.3 化學(xué)平衡

3.4 電化學(xué)

3.5 有機(jī)化學(xué)（30%）

考點(diǎn)1、知道雜化軌道的特征分子及空間構(gòu)型

2005、2006、39. 用雜化軌道理論推測(cè)下列分子的空間構(gòu)型,其中為平面三角形的是:b

(a) nf

(b) bf3

(c)as h3

(d)sbh3

2007、39. 下列分子中,鍵角最大的是: c

(a)nh3

(b)h2s

(d) ccl4

知識(shí)點(diǎn)五、分子間力和氫鍵（?？键c(diǎn)）

前面討論的是分子和晶體內(nèi)原子間的強(qiáng)相互作用－化學(xué)鍵。鍵能約在100～800 kj/mol。另外，分子間還存在弱相互作用力。即分子間力，其大小為幾到幾十kj/mol。分子間力雖然很弱，但對(duì)物質(zhì)的許多性質(zhì)產(chǎn)生較大的影響。分子間力決定物質(zhì)的沸點(diǎn)、熔點(diǎn)、氣化熱等物理性質(zhì)。

一、分子的極性和變形性

1、化學(xué)鍵的極性

分子是由原子通過(guò)化學(xué)鍵結(jié)合而成的。鍵的極性和電負(fù)性有關(guān)，兩個(gè)原子的電負(fù)性相差越大，鍵的極性就越大。由同種原子形成的鍵為非極性鍵。

h-cl 極性鍵 h-h 非極性鍵 cl-cl 非極性鍵

2、分子的極性

分子的極性不僅與鍵的極性有關(guān)，而且與分子的空間構(gòu)型有關(guān)。若整個(gè)分子的正、負(fù)電荷中心重合，則為非極性分子，否則為極性分子。

h2、co2 、 ch4 、 bf3 、 hcl 、 h2o

大小相等，符號(hào)相反彼此相距為 d 的兩個(gè)電荷（+q和-q）組成的體系稱(chēng)為偶極子，其電量與距離之積，就是分子的偶極矩。

例如：m = q ∙ d

多原子分子的極性不但取決于鍵的極性，而且取決于分子的幾何形狀。

極性分子固有的偶極叫永久偶極；

非極性分子在極性分子誘導(dǎo)下產(chǎn)生的偶極叫誘導(dǎo)偶極；由不斷運(yùn)動(dòng)的電子和不停振動(dòng)的原子核在某一瞬間的相對(duì)位移，造成分子正、負(fù)電荷重心分離引起的偶極叫瞬間偶極

變形性

考點(diǎn)一、能識(shí)別哪些是極性分子那些是非極性分子

例題

2009、42. 下列分子中屬于極性分子的是: d

(a) o₂ (b) co₂

(c)bf₃ (d)c₂h₃f

二、分子間作用力

分子間力最早由van der walls提出，所以也稱(chēng)為范德華力。根據(jù)來(lái)源不同，范德華力一般分為

取向力

誘導(dǎo)力

色散力

1、取向力(定向力)

取向力產(chǎn)生于極性分子之間，是極性分子的固有偶極之間的靜電引力。

當(dāng)兩個(gè)極性分子充分接近時(shí)，產(chǎn)生同極相斥，異極相吸，取向力使分子偶極定向排列。

取向力的本質(zhì)是靜電引力，大小和偶極距的平方成正比。

2、誘導(dǎo)力

當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時(shí)，極性分子使非極性分子變形而產(chǎn)生的偶極稱(chēng)為誘導(dǎo)偶極。誘導(dǎo)偶極與固有偶極間的作用力叫誘導(dǎo)力。

誘導(dǎo)力存在與極性分子和非極性分子之間以及極性分子之間。

誘導(dǎo)力的本質(zhì)也是靜電引力，大小和偶極距的平方成正比。與被誘導(dǎo)分子的變形性成正比。

3. 色散力

指分子的瞬間偶極與瞬間誘導(dǎo)偶極之間的作用力，也叫倫敦力(london force)。

通常情況下非極性分子的正電荷重心與負(fù)電荷重心重合,但原子核和電子的運(yùn)動(dòng)可導(dǎo)致電荷重心瞬間分離，從而產(chǎn)生瞬間偶極。瞬間偶極又使鄰近的另一非極性分子產(chǎn)生瞬間誘導(dǎo)偶極，不難想像，兩種偶極處于異極相鄰狀態(tài) 。

4. 范德華力的特征

▲ 永遠(yuǎn)存在于分子或原子間的吸引力

▲ 作用能比化學(xué)鍵小1~2個(gè)數(shù)量級(jí)

▲ 沒(méi)有方向性和飽和性

▲ 作用范圍只有幾百pm

▲ 三種力中主要是色散力

三、氫鍵

1. 氫鍵存在的證明

氫鍵也是很弱的作用力。同系物間性質(zhì)的不同就是由氫鍵引起的。

氫鍵的形成

當(dāng)h原子與電負(fù)性很大、半徑很小的x原子（f、o、n）形成共價(jià)鍵時(shí)，“成鍵電子對(duì)”嚴(yán)重偏向x原子，使h的原子核（質(zhì)子）幾乎被裸露出來(lái)，這樣的h核具有很強(qiáng)的正電場(chǎng)，它可以吸引其它的電負(fù)性很大的y原子（f、o、n）并通過(guò)y原子的孤對(duì)電子與y原子鍵合。這種相互作用比分子間力要強(qiáng)，但比共價(jià)鍵要弱，化學(xué)中將它稱(chēng)為“氫鍵”。氫鍵用虛線(xiàn)“ ┄ ”表示。

y=（f、o、n）

氫鍵的特點(diǎn)

有方向性和飽和性

氫鍵的方向性是指y原子與x-h形成氫鍵時(shí)，為了減少x、y原子負(fù)電荷之間的斥力， x-h…y盡可能位于一條直線(xiàn)上。

近年來(lái)對(duì)分子結(jié)構(gòu)的研究表明，除了f、o、n和氫原子之間的傳統(tǒng)強(qiáng)氫鍵外，還存在著許多類(lèi)型的弱的氫鍵，如c-h…o 、c-h…n以及c-h…π、 o-h… π 以及o-h…m 、m-h…o等氫鍵。

氫鍵影響到物質(zhì)的某些特性：熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解度、粘度、密度

3.13 晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

知識(shí)點(diǎn)一、晶體的特征

知識(shí)點(diǎn)二、晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)

知識(shí)點(diǎn)三、晶體的基本類(lèi)型

知識(shí)點(diǎn)一、晶體的特征

自然界中，絕大多數(shù)固態(tài)物質(zhì)都是以晶體的形式存在。

晶體具有以下幾個(gè)宏觀(guān)特征：

1、具有規(guī)則的幾何外形，具有特定的對(duì)稱(chēng)性。

2. 具有固定的熔點(diǎn)。

3. 各向異性，即在不同方向上有不同的性質(zhì)。例如石墨的電導(dǎo)率，在平行于石墨層方向上石墨的電導(dǎo)率比在垂直于石墨層方向上的電導(dǎo)率大得多。

知識(shí)點(diǎn)二、晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)

（一）晶格 ——指組成晶體的質(zhì)點(diǎn)（原子、分子、離子、原子團(tuán)等）在空間作有規(guī)則的周期性排列所組成的格子。

共14種晶格，分屬于7個(gè)晶系。

（二）晶胞——能表達(dá)晶體結(jié)構(gòu)的最小重復(fù)單位。

換言之：胞晶在三維空間有規(guī)則地重復(fù)排列組成了晶體。

（三）結(jié)點(diǎn)——即晶格結(jié)構(gòu)中固定的點(diǎn)。

知識(shí)點(diǎn)三、晶體的基本類(lèi)型及其結(jié)構(gòu)

按占據(jù)晶格結(jié)點(diǎn)在質(zhì)點(diǎn)種類(lèi)及質(zhì)點(diǎn)互相間作用力劃分為4類(lèi)。

晶格類(lèi)型例占據(jù)結(jié)點(diǎn)的質(zhì)點(diǎn) 質(zhì)點(diǎn)間作用力

金屬晶體 na, fe 金屬原子、陽(yáng)離子金屬鍵

（不含自由電子）

按占據(jù)晶格結(jié)點(diǎn)在質(zhì)點(diǎn)種類(lèi)及質(zhì)點(diǎn)互相間作用力劃分為4類(lèi)。

晶格類(lèi)型例占據(jù)結(jié)點(diǎn)的質(zhì)點(diǎn) 質(zhì)點(diǎn)間作用力

離子晶體 nacl, caf2 陰離子、陽(yáng)離子離子鍵

原子晶體金剛石, si, sic 原子共價(jià)鍵

分子晶體 n2, h2o, co2 分子范德華力(可能有氫鍵)

知識(shí)點(diǎn)四、離子的極化

當(dāng)離子處在外電場(chǎng)中時(shí)，原子核和電子發(fā)生相對(duì)位移，這個(gè)過(guò)程稱(chēng)為離子的極化。

在離子晶體中，正、負(fù)離子本身就產(chǎn)生電場(chǎng)，極化現(xiàn)象普遍存在在離子晶體之中。

離子的極化作用可使典型的離子鍵向典型的共價(jià)鍵過(guò)渡。這是因?yàn)檎?、?fù)離子之間的極化作用，加強(qiáng)了“離子對(duì)”的作用力，而削弱了離子對(duì)與離子對(duì)之間的作用力的結(jié)果。

(4) 離子極化對(duì)金屬化合物性質(zhì)的影響

a．金屬化合物熔點(diǎn)的變化 mgcl2＞cucl2

b．金屬化合物溶解性的變化 s0,agf＞s0,agcl＞s0,agbr＞s0,agi，這是由于從

f－ i－離子受到ag+的極化作用而變形性增大的緣故。

c．金屬鹽的熱穩(wěn)定性 nahco3的熱穩(wěn)定性小于na2co3。從beco3 baco3熱穩(wěn)定性增大，金屬離子對(duì)o2-離子的反極化作用（相對(duì)于把civ與o2- 看作存在極化作用）越強(qiáng)，金屬碳酸鹽越不穩(wěn)定。

d．金屬化合物的顏色的變化　極化作用越強(qiáng)，金屬化合物的顏色越深

agcl（白），agbr（淺黃），agi（黃）

hgcl2（白），hgbr2（白），hgi2（紅）

e．金屬化合物晶型的轉(zhuǎn)變　 cds：r+ / r- = 97pm/184pm = 0.53＞0.414，理應(yīng)是nacl型，即六配位，實(shí)際上，cds晶體是四配位的zns型。這說(shuō)明r+ / r-＜0.414。這是由于離子極化，電子云進(jìn)一步重疊而使r+ / r- 比值變小的緣故。

f．離子極化增強(qiáng)化合物導(dǎo)電性和金屬性　

在有的情況下，陰離子被陽(yáng)離子極化后，使電子脫離陰離子而成為自由電子，這樣就使離子晶體向金屬晶體過(guò)渡，化合物的電導(dǎo)率、金屬性都相應(yīng)增強(qiáng)，如fes、cos、nis都有一定的金屬性

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