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普通化学第三版（笔记）第六章分子式保持物质化学性质的最小微粒，是物质参与化学反应的基本单元，其性质决定于分子的内部结构。分子或晶体中直接相邻的原子之间强烈的相互吸引力称为化学键。化学键包括离子键、共价键、金属键三种基本类型。1913年，德国化学家柯赛尔提出离子键理论。柯赛尔离子键理论认为①在一定条件下，具有较小电离能的活泼金属原子与具有较大亲和能的活泼非金属原子之间可发生电子转移，金属原子变成阳离子，非金属原子变成阴离子。②阳离子和阴离子在静电引力的作用下相互吸引、靠近、紧密堆积。过程中放出能量，形成了离子键和离子型晶体。气态阳离子与气态阴离子结合成1mol固体化合物所放出的能量称为离子的晶格能。单位KJ·mol-1。化学中总是用晶格能的数据来说明离子键的强弱。一般认为电负性Δχ≥1.7的典型金属和非金属原子之间才能形成离子键。离子键中也有部分共价性。Δχ=1.7只是一种近似，如氟和氢χ=1.9，但仍是共价键。6.1.2离子键没有方向性和饱和性离子晶体是由正负离子按化学式的组成相间排列形成巨型分子。与一个离子相邻的相反电荷离子的数目（即配位数）主要取决于正离子与负离子的半径比r正/r负。6.1.3离子是离子化合物的基本结构粒子。离子的性质在很大程度上决定着离子键和离子化合物的性质①离子电荷离子是带有电荷的原子或原子团离子电荷的不同往往带来性质上的不同②离子的电子构型单原子负离子通常具有8电子构型。氮原子正离子则有五种外层电子构型（①）二电子构型（1s2）Li+、Be2+。（②）8电子构型（ns2np6）Na+、Mg2+、Al3+、Sc3+、Ti4+（③）9~17电子构型（ns2np6nd1~9）如d区元素离子Mn2+、Fe2+、Fe3+、Co2+、Ni2+（④）18电子构型（ns2np6nd10）如Cu+、Ag+、Zn2+、Cd2+、Hg2+。ds区的元素的离子和Sn4+、Pb4+。p区高氧化数金属正离子（⑤）18+2电子构型[(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10nS2）]Sn2+、Pb2+、pb3+、Bi3+等p区低氧化数金属离子③离子半径同原子半径一样离子半径也难以确定，同一离子半径会因为推算方法和使用离子晶体的不同而不同，一般有以下规律，r正r原、r原r负。随着电荷增大，阳离子半径减小。同主族元素电荷数相同的离子半径随电子层数的增大而增大，同周期离子电子构型相同时随着离子电荷数增加，阳离子半径减小。阴离子半径增大。对于同种构型的离子晶体离子电荷越大，半径越小，晶格能越大，溶、沸点越高。6.2原子通过共用电子对形成的化学键称为共价键，于1916年由路易斯提出。6.2.1海特勒和伦敦提出共价键形成的假设，即共价键理论，①形成共价键时仅成键原子的外层轨道及其中的未成键电子参加作用。②原子相互接近时外层能量相近、且含有自旋相反的未成对电子轨道发生重叠核间电子几率密度增大，系统能量降低，形成共价键或沿用路易斯的形象说法，成键原子靠共用电子对结合。每种元素中未成对的电子是确定的所以能形成共价键的数目也是确定的。即共价键具有饱和性。成键时原子中的成对电子可被激发至空的轨道成为未成对电子形成共价键。第二周期元素原子所能形成共价键数比同族其他元素低。如O和S。共价键具有方向性，头对头重叠形成的共价键称为σ键，以肩并肩方式形成的键称为π键。π键不如σ键稳定，键能较低。若原子间以共价单键结合此键必为σ键，如果是多键必定有一条是σ键。多原子分子的立体构型主要由σ键方向所决定。6.2.21931年，美国化学家鲍林提出轨道杂化理论6.2.2.1轨道杂化理论认为在形成分子的过程中，为了增强轨道的有效重叠程度增强城建能力，同一原子内，能量相近的不同类型的原子轨道倾向于混杂起来，组合成新的轨道这种混杂形成的新的原子轨道叫做杂化轨道，原子轨道形成杂化轨道的过程称轨道杂化。杂化轨道理论认为参加杂化的轨道数目与形成的杂化轨道树木相等。但杂化轨道的电子云分布不同于原来的轨道，方向、能量也与圆轨道不同，因此原子中几个能量相近的原子轨道参加杂化作用，就形成几个能量相等、成分相同或不同具有一定空间方向的杂化轨道（杂化轨道之间力图减少相互影响采用相互影响最小的最大键角）。6.2.2.2杂化轨道的类型由于参加杂化原子轨道的种类和数量不同，杂化轨道可有多种类型。如ns、np轨道可组合成sp、sp2、sp3杂化轨道；（n-1）d、ns、np轨道可组合成dsp2、dsp3、d2、sp3等杂化轨道ns、np、nd可组合成sp3d、sp3d2等杂化轨道。①sp杂化及有关分子结构，两条杂化轨道夹角180°。未杂化的两条轨道np轨道互成90°与杂化轨道垂直。如BeCl2等②sp2杂化及有关分子结构三个杂化轨道互为120°在一个平面上未参加杂化的np轨道与该平面垂直。如BF3等③sp3杂化一条ns与三条np杂化。四条轨道夹角均为109°28′。由正四面体的中心指向四个顶点。如甲烷④不等性杂化以上三种类型因各轨道成分相同，故称为等性杂化。如果含有孤对电子的原子轨道参与杂化，因杂化后轨道成分不相同故称为不等性杂化，如水、氨分子（氨分子共价键夹角107°20′呈三角锥型。对于中心原子是主族元素的分子杂化轨道数=σ键数+孤电子对数。PCl5为sp3d杂化，分子为三角双锥型、SF6为sp3d2杂化分子呈正八面体型。6.3分子轨道理论由美国化学家穆利肯和德国化学家洪特等人在1932年提出。分子轨道理论认为，原子之间形成化学键，不仅仅是原子外层电子的作用而内层电子也参加成键作用。分子中的电子不再属于任何一个组成原子的原子轨道，而在整个分子的若干分子轨道中运动。6.3.1分子轨道是由分子中原子的原子轨道线性组合而成，简称LCAO。轨道杂化是同一原子内部不同轨道的重新组合。LCAO则是不同原子的原子轨道的线性结合。分子轨道是多中心的（多核）。原子轨道只有一个中心。原子轨道用spdf…表示、分子轨道用σπδ…等表示，原子轨道组合成分子轨道时要遵循能量相近原则、轨道最大重叠原则。和对称匹配原则。对称性是首要的，它决定原子轨道能否组成分子轨道。能量相近和最大重叠决定组合的效率。6.3.2两个原子轨道相加时系统能量低于原来的能量，形成成键分子轨道。用σπ表示。若系统能量升高，则形成反键分子轨道，用σ*π*表示。6.3.3N2分子轨道能量次序是σ1sσ1s*σ2sσ2s*（π2pyπ2pz）σ2px（π*2pyπ2*pz）σ*2pxO2F2分子轨道能量次序是σ1sσ1s*σ2sσ2s*σ2px（π2pyπ2pz）（π*2pyπ2*pz）σ*2px键级用来表示成键的强度。键级=（成键电子数-反键电子数）/26.46.4.1按化学键正、负电荷中心是否重合，化学键可分为非极性键和极性键，键两侧原子电负性不同，键会偏向电负性较大的一方，化学键为极性键。键的极性大小用键矩来表示。键矩是矢量。规定方向由正到负。SI单位为C·m键矩大小主要决定于成键两原子电负性的差。按分子正负电荷中心是否重合，共价分子可分为极性和非极性。分子的极性大小用偶极矩μ表示偶极矩为各键矩矢量和6.4.2分子间力又称为范德华力是存在于分子间的弱的短程力。远弱于化学键，不影响化学性质，但决定分子晶体的熔点，汽化热、融化热、溶解度等物理性质。分子间力具有以下特点①没有方向性和饱和性②它是一种短程力，随着分子间距离增大它会很快减小。③作用力很小，比化学键弱得多。分子间力包括以下三部分①色散力，在非极性分子中，由于电子不断运动和原子核的不断震动，总会不断的发生电子和原子核间的相对位移因而产生了分子的瞬时偶极。瞬时偶极间的作用力叫做色散力。②诱导力极性分子与非极性分子相互靠近时，由于极性分子的固有偶极产生的电场使非极性分子发生了变形产生诱导偶极使极性分子与非极性分子间产生引力，这种偶极与诱导偶极间的作用力称为诱导力。极性分子之间也存在诱导力。③取向力，极性分子排列按异极相邻状态取向并产生分子间的引力，称为取向力。6.4.36.4.3.1以氢原子为中心形成的X-H…Y键称为氢键。XY可以是相同原子。也可以是不同原子，但都是电负性很高的原子。形成氢键的主要条件是①要有一个电负性很高的原子（FON）以共价键结合的氢原子②靠近氢原子的另一个原子必须电负性很高，且有孤对电子。请柬的主要特点。①比化学键弱得多，比范德华力稍强。②具有方向性和饱和性。6.4.3.2氢键会使物质的溶、沸点升高。6.56.5.1溶质分子在溶剂中的溶解性质可用“相似相容”原理来表达。主要指两者分子间力类型、强弱相似。溶解过程均为熵增过程。6.5.2结构是影响酸碱强度的本质因素，一般来说，电荷越低，半径越大，越容易电离出质子，即酸性越强。含氧酸是成酸元素的羟基化合物，酸中的O分为羟基O和非羟基O。化合物热稳定性指受热时，自身发生分解反应的性能。分解温度越高，热稳定性越好。对同种含氧酸的盐来说酸根给出氧离子能力相同，阳离子夺氧能力越强其热稳定性越弱。同种含氧酸的盐，热稳定性正盐大于酸式盐大于酸。6.5.4化学键的类型及分子间力的不同造成物质性质上较大差异。烷烃裂解反应有部分σ键转化为π键反应焓变总为正值，反应吸热。由π键转化为σ键时，反应放热。6.5.5固体可分为晶体和无定型物质两类，晶体为多数，警惕的一般特点为①有一定的几何形状②有个向异性的特点③有固定的熔点，④具有晶格结构。晶体分为离子晶体、原子晶体、分子晶体、金属晶体等6.5.6在外电场的作用下，离子电子云发生变形产生诱导偶极的现象叫做离子的极化。一种粒子使亿豪礼自发生极化的能力叫做离子的极化力。被异号离子计划的程度叫做离子的变形性。离子半径是影响离子变形性的重要因素。复杂阴离子的极化作用和变形性都很小。且中心原子氧化数越高其变形性越小。由于极化作用键的离子性减弱。共价性增强。极化影响物质的溶解度。对物质的颜色也有较大影响。在阴离子相同的情况下，阳离子极化能力越强，化合物颜色越深。8电子构型的阳离子，极化能力弱，一般形成白色化合物