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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。 6.2.2 1931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