高中化学素材：第一章、原子结构与性质教案

第一节原子结构与元素周期表

核外电子的运动状态

可见光的颜色与波长

颜色紫AZ.青绿黄橙红

波长（nm）400-430430-470470-500500-560560-590590-630630-760

早期的原子核外模型-玻尔模型：

①电子在一定的轨道上运动、不损失能量。

_71QV1n-18

②不同轨道上的电子具有不同能量E=.uJ

n

式中”=1,2.......正整数

电子离核近、能量低、最低能量状态称基态，激发态（能量高）

③只有当电子跃迁时，原子才释放或吸收能量。AE=hv=h%=hcv1cm-1=1.986X1023J

波尔理论的应用：①解释氢原子光谱；②计算氢原子光谱的谱线波长；③计算氢原子的电离能。

近代描述一电子云

①薛定额方程的解即原子轨道——电子运动状态。

量子数是解方程的量子条件（三个）爪I、用,原子核外的电子运动状态用四个量数描述："、I、机、

实际上，每个原子轨道可以用3个整数来描述，这三个整数的名称、表示符号及取值范围如下：

主量子数〃,«=1,2,3,4,5,……（只能取正整数）,表示符号：K,L,M,N,O,……（能层）

角量子数I,/=0,1,2,3,……，〃一1。（取值受〃的限制），表示符号：s,p,dj……（能级）

磁量子数m,m=0,±\,±2,……,+/»（取值受/的限制）

当三个量子数都具有确定值时，就对应一个确定的原子轨道。如20°就是一个确定的轨道。主量子

数〃与电子层对应，〃=1时对应第一层，〃=2时对应第二层，依次类推。轨道的能量主要由主量子数”

决定，"越小轨道能量越低。角量子数/和轨道形状有关，它也影响原子轨道的能量。〃和/一定时，所

有的原子轨道称为一个亚层，如〃=2,/=1就是2P亚层，该亚层有3个2P轨道。〃确定时，/值越小亚

层的能量约低。磁量子数m与原子轨道在空间的伸展方向有关，如2P亚层，1=1,m=0,±1有3个不

同的值，因此2P有3种不同的空间伸展方向，一般将3个2P轨道写成2px,2py,2Pz。

实验说明，电子自身还具有自旋运动。电子的自旋运动用一个量子数机S表示，机5称为自旋磁量子

数。对一个电子来说，其铀.可取两个不同的数值1/2或-1/2。习惯上，一般将飞.取1/2的电子称为自旋

向上，表示为+；将机$取一1/2的电子称为自旋向下，表示为一。实验证明，同一个原子轨道中的电

子不能具有相同的自旋磁量子数，％,也就是说，每个原子轨道只能占两个电子，且它们的自旋不同。

②核外电子可能的空间状态一一电子云的形状。

s电子云(球形)

P电子云，亚铃形，有三个方向pxPyPz。

d电子云有五个方向的，dxzdyzdx^-y2dz2(称五个简并轨道，即能量相同的轨道)

f电子云有七个方向。

一、原子核外电子排布原理

1.能层、能级与原子轨道

(1)能层(〃)：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的,按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常

用K、L、M、N……表示，能量依次升高。

(2)能级：同一能层里的电子的能量也可能不同,又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示,同

一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序升高,即：E(s)<E(p)<E(d)<£ffl。

〔a〕近似能级图是按原子轨道的能量上下排列的，而不是按原子轨道离核远近排列的。它把能量相近的

能级划为一组，称为能级组，共分成七个能级组。能级组之间的能量差比拟大。徐光宪教授提出用〃+0.7

/计算各能级相对上下值，并将第一位数相同的能级组成相应的能级组，如4s、3d和4P的〃/计算值相

应为4.0、4.4和4.7,它们组成第四能级组。

〔b〕主量子数"相同、角量子数/不同的能级，它们的能量随/的增大而升高，即发生"能级分裂"现

象。例如

〔c〕“能级交错"现象。例如E/EM<E4P,Es6<E4f<E5d<Ebp。

(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。

原子轨道轨道形状轨道个数

S球形1

P哑铃形3

特别提醒第一能层(K),只有s能级；第二能层(L),有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道小、P’、

p”它们具有相同的能量；第三能层(M),有s、p、d三种能级。

2.基态原子的核外电子排布ivirnFnrnIIIIIi

(1)能量最低原理：即电子尽可能地先占有能量低的

Is,ni碗ir^~ii11i

轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处

于最低状态。叵区、

如图为构造原理示意图，亦即基态原子核外电子在原国区包、•、

子轨道上的排布顺序图：区区］'.、、按照讨的大小顺序排列

忘T,、’、aw

注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。

(2)泡利原理

每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

2s2s

如2s轨道上的电子排布为1——11——L

(3)洪特规则

当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道,且自旋状态相同。

如2P3

2P2P

的电子排布为|||十不能表示为卜H十

2P

AA

洪特规则特例：等价轨道全充满、半充满、全空的时候能量比拟低，状态比拟稳定。如24号元素Cr

和29号元素Cu的电子排布式分别写为：

Cr：Is22s22P63s23P63d54slCu：Is22s22P63s23P63Ms1。

吸收光谱发射光谱

3.基态、激发态及光谱示意图

深度思考

1.完成下表，理解能层、能级及其最多容纳电子数的关系

能层—二三四五…

々■fra

付方KLMNo•••

…

能级1s2s2p3s3P3d4s4p4d4f5s•••

……

最多容纳22626102610142

电子数

281832…2层

特别提醒（1）任一能层的能级总是从s能级开始，而且能级数等于该能层序数；（2）以s、p、d、f……排

序的各能级可容纳的最多电子数依次为1、3、5、7……的二倍；（3）构造原理中存在着能级交错现象；（4）

我们一定要记住前四周期的能级排布（ls、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p）„

2.写出以下原子的电子排布式与简化电子排布式

原子电子排布式简化电子排布式

N1S22s22P3旧e2s22P3

C11S22s22D63s23p5fNe]3s23P5

Ca1S22s22P63s23P64s2[AH4s2

FeIs22s22d3s23P63d64s2[Ari3d64s2

Cu]s22s22p63s23P63dl04sl队市心4sl

As1S22s22P63s23P63d104s24P3[Ari3d104s24P3

特别提醒（1）当出现d轨道时，虽然电子按“s,（〃一l）d,〃p顺序填序，但在书写电子排布式时，仍把（〃

—l）d放在〃s刖,如Fe：Is22s22P63s23P63d64s2,正确;

Fe：Is22s22P63s23P64s23d6,错误。

（2）在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]+价电子排布式（注：X代表上一周期稀有气体元素

符号）。

3.请用核外电子排布的相关规则解释Fe3+较Fe2+更稳定的原因。

答案26Fe价层电子的电子排布式为3d64s2,Fe3+价层电子的电子排布式为3d5,Fe?+价层电子的电子排

布式为3d6。根据“能量相同的轨道处于全空、全满和半满时能量最低"的原则，3d5处于半满状态，结

构更为稳定，所以Fe3+较Fe?+更为稳定。

特别提醒由于能级交错，3d轨道的能量比4s轨道的能量高，排电子时先排4s轨道再排3d轨道，而失

电子时，却先失4s轨道上的电子。

题组一根据核外电子排布，正确理解电子能量状态

1.以下电m子排布图所表示的元素原子中，其能量处于最低状态的是O

岛

岛

o次

y

2.气态电中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化，吸收能量最多的是（）

22s22P63s23P2—Is22s22P63s23Pl

22s22P63s23P3fls22s22P63s23P2

22s22P63s23P4-Is22s22P63s23P3

22s22P63s23P63d")4s24P2—1s22s22p63s23p63d,04s24p,

1.原子核外电子排布符合能量最低原理、洪特规则、泡利原理，假设违背其一，则电子能量不处于最低

状态。

易误警示在写基态原子的电子排布图时，常出现以下错误：

2.半充满、全充满状态的原子结构稳定：如底2、即3、〃p6

Cr：3d54slMn：3d54s2Cu：3dl04s,Zn：3d,04s2

3.当出现d轨道时，虽然电子按〃s、(”-l)d、〃p的顺序填充，但在书写时，仍把(〃一l)d放在〃s前。

题组二正确使用表示原子、离子、分子组成的化学用语

3.按要求填空

(1)质量数为37的氯原子符号为。(2»2-的结构示意图________。

(3)氮原子的电子式,N2的电子式,NH；的电子式。

(4)磷原子的核外电子排布式,价电子排布式，

价电子排布图。

(5)按要求用三种化学用语表示基态铁原子和三价铁离子。

FeFe3'

原子(或离子)结构示意图

电子排布式

电子排布图

4.A、B、C、D、E、F代表6种元素。请填空：

(1)A元素基态原子的最外层有2个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为o

(2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氨相同，B的元素符号为,C

的元素符号为o

(3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为,其基态原子的电子排布式为

____________________________________________________________________O

(4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E的元素符号为,

其基态原子的电子排布式为。

(5)F元素的原子最外层电子排布式为〃s"〃p"+i,则〃=;原子中能量最高的是电子。

化学用语的标准使用及意义

为了书写和学术交流的方便，采用国际统一的符号来表示各个元素。

元素符号

原子(核素)符号代表一个质量数为A、，质子数为z的X原子。

原子结构示意图

电子式在元素符号周围用“•〃或"X”表示原子的最外层电子(价电子)。

电子排布式根据构造原理表示：能级符号+(右上角)数字。

电子排布图

用方框表示原子轨道，用箭头表示电子。用“数字+能级符号"表示轨道名称。

它们有各自不同的侧重点：

(1)结构示意图：能直观地反映核内的质子数和核外的电子层数及各层上的电子数。

(2)核组成式：如¥0,侧重于表示原子核的结构，它能告诉我们该原子核内的质子数和核外电子数以及质

量数，但不能反映核外电子的排布情况。

(3)电子排布式：能直观地反映核外电子的能层、能级和各能级上的电子数，但不能表示原子核的情况，

也不能表示各个电子的运动状态。

(4)电子排布图：能反映各轨道的能量的上下，各轨道上的电子分布情况及自旋方向。

(5)价电子排布式：如Fe原子的电子排布式为

Is22s22P63s23P63d64s2,价电子排布式为3d64s2。价电子排布式能反映基态原子的能层数和参

与成键的电子数以及最外层电子数。

二原子结构与元素性质

1.原子的电子层结构与周期表的关系

(1)原子结构与周期表的关系

①随核电荷增大电子呈周期性分布，每个周期的电子由S——>p逐个增入。

②新周期开始出现新电子层。

周期序数=原子的电子层数，7

每周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子的总数。

③主族元素的族序数=原子最外层电子数

副族元素的族序数=原子次外层d电子数与最外层s电子数之和(VDIB、IB、HB除外)

每周期第一个元素每周期最后一个元素

周期能层数基态原子的

基态原子的简化

原子序数原子序数

电子排布式电子排布式

二23[He]2sl101S22522P6

一311「Ne]3sl18Is22s22P63s2306

四419[Ar14sl36jS22s22P63s23063甲。4s24p6

五537[Kr]5s>541s22s22P63s23P63d104s24P64d1°5s25p6

。,0,42

>.1s22s22P63s23P63d।4s24P64d4f5s5

八655[Xe]6s'86

p65d106s26P6

(2)每族元素的电子排布特点

①主族

主族IAIIAIIIAIVA

排布特点HS1ns2店叩1湛叩2

主族VAVIAVDA

2a

排布特点及p〃s2〃p4

②0族：He：Is2；其他，源研6。

③过渡元素（副族和第vm族）：（〃-1）d「io〃s「2

（3）元素周期表的分区

①根据核外电子排布

a.分区

b.各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点

分区元素分布外围电子排布元素性质特点

除氢外都是活泼金属元素;通

S区IA、HA族MS。

常是最外层电子参与反响

P区IHA族〜V11A族、0族HS^p16通常是最外层电子参与反响

UIB族〜VIIB族、VIII族（除d轨道可以不同程度地参与

d区(n-々

锢系、钢系外）化学键的形成

ds区IB族、IIB族(〃一2金属元素

5—2严4

翎系元素化学性质相近，婀系

f区锢系、钢系

(n-l)d°2ns2元素化学性质相近

②根据元素金属性与非金属性可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区（如以下图），处于金属与非

金属交界线（又称梯形线）附近的非金属元素具有一定的金属性，又称为半金属或准金属，但不能叫两性非

金属。

注意：“外围电子排布”即"价电子层”，对于主族元素，价电子层就是最外电子层，而对于过渡元素

原子不仅仅是最外电子层，如Fe的价电子层排布为3d64s2。

2.对角线规则

在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的,如

锂和镁都能在空气中燃烧，除生成氧化物外同时生成氮化物；镀和铝的氢氧化物都具有两性；硼和硅都

是“类金属〃等等。人们把这种现象称为对角线规则。

3.元素周期律

(1)原子半径

(能层数：能层数越多，原子半径越大

①影响因素｛----

一如"口"、|核电荷数：能层数相同核电荷数越大，原子半径越小

②变化规律：元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小;同主族元素从上到下，原

子半径逐渐增大。

(2)电离能

①元素的气态原子在基态时失去一个电子成为一价气态正离子所需要的能量，称元素的第一电离能。

基态M(g)->M+(g)>M2+(g)->M3+(g)

例如：Al(g)—JAl+(g).......

第一电离能Ii=578kJ•moH；第二电离能L=1823kJ•mol」；第三电离能L=2751kJ•mol"

大

②规律

I大，难失电子；I小，易失电子，金属性强。

规律：①同周期Z*增大，半径减小，稍有起伏(半充满、全充满结构稳定)。

②同族元素Z*增加不多，半径增大起主导作用。

③长周期中也有起伏，I增大不如短周期明显。

(3)电负性

①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中

吸引键合电子的能力越强。

②标准：以最活泼的非金属氟的电负性为作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。

③变化规律

金属元素的电负性一般，非金属元素的电负性一般，而位于非金属三角区边界的“类金属"(如褚、锦等)

的电负性则在L8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大,同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

【深度思考】

1.根据前四周期元素原子核外电子排布特点，答复以下问题：

(1)外围电子层有2个未成对电子的有;有3个未成对电子的有o

(2)未成对电子数与周期数相等的元素有o

2.为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？

答案Mg：Is22s22P63s2P：Is22s22P63s23P3。镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，

相比照拟稳定，失电子较难。用此观点可以解释N的第一电离能大于O,Zn的第一电离能大于Ga。

3.为什么Na容易形成+1价离子，而Mg、Al易形成+2价、+3价离子？

答案Na的/,比上小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以

Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的/i和/2相差不多，而“比A小很多，所以Mg容易失去两

个电子形成+2价离子；A1的/卜/2、人相差不多，而，3比右小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3

价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。

题组一重视教材习题，做好回扣练习

1.以下说法中正确的是（）

A.处于最低能量的原子叫做基态原子

B.3P2表示3P能级有两个轨道

C.同一原子中，Is、2s、3s电子的能量逐渐减小

D.同一原子中，2p、3p、4P能级的轨道数依次增多

2.X、Y、Z三种元素的原子，其最外层电子排布分别为〃si3s23Pl和2s22P3由这三种元素组成的化合

物的化学式可能是（）

A.XYZ2B.X2YZ3C.X2YZ2D.XYZ3

3.以下说法中，不符合VIIA族元素性质特征的是（）

A.从上到下原子半径逐渐减小

B.易形成一1价离子

C.从上到下单质的氧化性逐渐减弱

D.从上到下氢化物的稳定性依次减弱

4.以下说法中，正确的是（）

A.在周期表里，主族元素所在的族序数等于原子核外电子数

B.在周期表里，元素所在的周期数等于原子核外电子层数

C.最外层电子数为8的都是稀有气体元素的原子

D.元素的原子序数越大，其原子半径也越大

题组二元素推断与元素逐级电离能

5.根据以下五种元素的第一至第四电离能数据（单位：kJmor1）,答复以下各题：

元素代号/ihh/4

Q2080400061009400

R500460069009500

S7401500770010500

T5801800270011600

U420310044005900

(1)在周期表中，最可能处于同一族的是0

A.Q和RB.S和TC.T和UD.R和TE.R和U

(2)以下离子的氧化性最弱的是。

A.S2+B.R+C.T3+D.U+

(3)以下元素中，化学性质和物理性质最像Q元素的是。

A.硼B.钺C.MD.氢

⑷每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况，这一事实从一个侧面说明：

____________________________________________________________________，如果U元素是短周期元素，

你估计它的第2次电离能飞跃数据将发生在失去第个电子时。

(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是,其中

元素的第一电离能异常高的原因是»

题组三电离能、电负性的综合应用

6.根据信息答复以下问题：

A.第一电离能力是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X'(g)所需的最低能量。

以下图是局部元素原子的第一电离能人随原子序数变化的曲线图(其中12号至17号元素的有关数据缺失)。

B.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两

个成键原子间的电负性差值大于1.7,原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于

1.7,通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：

元素

LiBeBC0FNaAlSiPSCl

符号

电负

性值

(1)认真分析信息A图中同周期元素第一电离能的变化规律，推断第三周期Na〜Ar这几种元素中，A1的

第一电离能的大小范围为<A1<(填元素符号)。

(2)从信息A图中分析可知，同一主族元素原子的第一电离能/,的变化规律是。

(3)信息A图中第一电离能最小的元素在周期表中的位置是周期族。

(4)根据对角线规则，Be、Al元素最高价氧化物对应水化物的性质相似，它们都具有性，其中

Be(OH)2显示这种性质的离子方程式是。

(5)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围________________

(6)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系是,

⑺从电负性角度，判断AlCb是离子化合物还是共价化合物，说出理由并写出判断的方法

第二节分子结构的价键理论

分子结构的开展：

路易斯理论

1、路易斯理论

1916年，美国的Lewis提出共价键理论。认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势(A

隅律)，求得本身的稳定。而到达这种结构，并非通过电子转移形成离子键来完成，而是通过共用电子对

来实现。

通过共用一对电子，每个H均成为He的电子构型，形成共价键。

2、路易斯结构式

分子中还存在未用于形成共价键的非键合电子，又称孤对电子。添加了孤对电子的结构式叫路易斯

结构式。如：

H：H或H—H:N三N:O=C=OC2H2（H—C^C—H）

有些分子可以写出几个式子（都满足8电子结构），如HOCN,可以写出如下三个式子：

H—O—C三N：H-O=C=N：H—0三C—N：

II[II

哪一个更合理？可根据结构式中各原子的“形式电荷”进行判断：q="L〃L-nb

式中，q为nv为价电子数〃L为孤对电子数电为成键电子数。

判断原则：乡越接近于零，越稳定。

IIIIII

H-0—C=N：H—O=C=N：H—O=C—N：

11111111Illi

111111111111

q00000-10-1020-2

所以，稳定性I>11>山

Lewis的奉献在于提出了一种不同于离子键的新的键型，解释了比拟小的元素之间原子的成键事

实。但Lewis没有说明这种键的实质，适应性不强。在解释BCb,PCL等未到达稀有气体结构的分子时，

遇到困难。

价键理论

1927年，Heitler和London用量子力学处理氢气分子H2,解决了两个乳原子之间化学键的本质问

题，并将对H2的处理结果推广到其它分子中，形成了以量子力学为根底的价键理论（VB.法）

1、共价键的形成

A、B两原子各有一个成单电子，当A、B相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对，即两个

电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成化学键，亦即一对电子则形成一个共价键。

形成的共价键越多，则体系能量越低，形成的分子越稳定。因此，各原子中的未成对电子尽可能多地形

成共价键。

例如：H2中，可形成一个共价键；HC1分子中，也形成一个共价键。N2分子怎样呢？

N原子的电子结构为：2s22P3

每个N原子有三个单电子，所以形成N2分子时，N与N原子之间可形成三个共价键。写成

普察8分子：C2s22P*①①O02s2缈①①®

形成CO分子时，与N2相仿，同样用了三对电子，形成三个共价键。不同之处是，其中一对电子

在形成共价键时具有特殊性。即C和O各出一个2p轨道重叠，而其中的电子是由0单独提供的。这

样的共价键称为共价配位键。于是，CO可表示成

配位键形成条件：一种原子中有孤对电子，而另一原子中有可与孤对电子所在轨道相互重叠的空轨

道。在配位化合物中，经常见到配位键。

-共价键

1.本质：在原子之间形成共用电子对（电子云的重叠）。

2.特征：具有饱和性和方向性。

饱和性：几个未成对电子（包括原有的和激发而生成的），最多形成几个共价键。例如：O有两个单

电子，H有一个单电子，所以结合成水分子，只能形

成2个共价键；C最多能与H形成4个共价键。

方向性：各原子轨道在空间分布是固定的，为了满足轨道的最大重叠，原子间成共价键时，当然要具

有方向性。如:HCLC1的3Pz和H的1s轨道重叠,

要沿着z轴重叠，从而保证最大重叠，而且不改变原

有的对称性。

再如：C12分子，也要保持对称性和最大重叠。

3.分类

成键的两个原子间的连线称为键轴。按成键与键轴之间的关系，共价键的键型主要为两种:

(1)键

键特点：将成键轨道，沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。即键轨道对键轴呈圆柱型对

称，或键轴是〃重轴。

键特点：成键轨道围绕键轴旋转180。时，图形重合，但符号相反。

如：两个2Pz沿z轴方向重叠:

YOZ平面是成键轨道的节面，通过键轴。则键的对称性为：通过键轴的节面呈现反对称(图形相

同，符号相反)。为“肩并肩”重叠。

N2分子中：两个原子沿Z轴成键时，Pg与Pz"头碰头”形成键，此时，P,和Px，

p,和p,,以“肩并肩〃重叠，形成键。1个键，2个「键。

分类依据类型

d键电子云"头碰头”重叠

形成共价键的原子轨道

重叠方式

2L键电子云“肩并肩”重叠

极性键共用电子对发生偏移

形成共价键的电子对是

否偏移

非极性键共用电子对不发生偏移

里键原子间有二近共用电子对

原子间共用电子对的数

目

双键原子间有两对共用电子对

王键原子间有三对共用电子对

特别提醒(I)只有两原子的电负性相差不大时，才能形成共用电子对，形成共价键，当两原子的电负性

相差很大(大于1.7)时，不会形成共用电子对，而形成离子键。

(2)同种元素原子间形成的共价键为非极性键，不同种元素原子间形成的共价键为极性键。

4.键参数

(1)键能AB(g)=A(g)+B(g)△H=EAB=QAB

对于双原子分子，解离能。AB等于键能EAB，但对于多原子分子，则要注意解离能与键能的区别与联系,

如NH3：

11

NH3(g)=H(g)+NH2(g)DikJ•mol-NH2(g)=H(g)+NH(g)D2kJ•mol'

1

NH(g)=H(g)+N(g)D3kJ•mol-

三个。值不同，而且：EN_H=(£>I+D2+D3kJ•mol-'o另外，E可以表示键的强度，E越大，则键越强。

(2)键长

分子中成键两原子之间的距离，叫键长。一般键长越小，键越强。例如：

表5-1几种碳碳键的键长和键能

键长/pm键能/kJ,mol1

c-C154

c==c133

C120

另外，相同的键，在不同化合物中，键长和键能不相等。例如：CH30H中和C2H6中均有C—H键,

而它们的键长和键能不同。

⑶键角

是分子中键与键之间的夹角(在多原子分子中才涉及键角)。如：H2s分子，H-S-H的键角为92。,

决定了H2s分子的构型为"V"字形；又如：C02中，O—C—0的键角为180。，则C02分子为直线形。

因而，键角是决定分子几何构型的重要因素。

（4）键的极性：极性分子的电场力以偶极矩表示。

一雌:气态基态原子形成1mol化学键释放

的最低能量

键参数——处：形成共价键的两个原子之间的核间距

匚键角:在原子数超过2的分子中.两个共

价键之间的夹角

5.等电子原理：原子总数相同,价电子总数相同的分子具有相似的化学键特征,它们的许多性质相似,

如CO和叱。

厂I归纳总结I

1.在分子中，有的只存在极性键，如HCI、NH3等，有的只存在非极性键，如此、比等，有的既存在极性

键又存在非极性键，如H2O2、CzH,等；有的不存在化学键，如稀有气体分子。

2.在离子化合物