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浅谈静电作用力定律在高中化学的应用

―、问题的提出

有机化学习题中用CH2=CH2和自选试剂合成CH3CH2CN。部 分学生采用了下列方法:CH2=CH2+HCN→CH3CH2CN。HCN是一 个亲核试剂,不能和碳碳双键发生亲电加成反应,这种方法是错误的。高中阶段,学生未知这些概念,教师在教学过程中必须利用学生已有知识来解决此类问题。静电作用是人类较早的理论研究的课题。其基本规律是同性电荷互相排斥,异性电荷互相吸引,可 以定量地用库仑定律表达:F=Q1Q2/r2,现行高中教材中涉及微观概念如原子、电子,原子核带正电荷,核外电子带负电荷(可以简化为质点模型),同样是同性排斥、异性吸引,满足库仑定律应用条件。此公式广泛应用在高中化学的教学中。

二、静电作用力定律的应用

1.电负性

1935年,泡林(Pauling)提出电负性的概念,用来描述不同元素的原子对键合电子吸引能力的相对大小,同一周期的元素,随着核电荷数的递增,原子核与最外层电子之间的距离在减小,吸引力增强,电负性增大。第二周期C、N、O、 F电负性分别为2.5、3.0、 3.5、4.0,呈现增大的趋势。同一主族的元素,随着核电荷数的递增,原子半径增大,带正电原子核与核外电子吸引力在减弱,电负性在不断减小。F、Cl、Br、I电负性分别为4.0、3.0、2.8、2.5,呈现减小的趋势。同时应注意电负性研究的是键合电子,稀有气体很难成键,其电负性不予考虑。

2.金属性强弱与非金属性强弱的比较

元素金属性是指在该元素的气态原子失去电子能力大小的性质。非金属性指的是气态基态原子得电子的难易程度。同一周期的元素,原子核外电子层数相同,核电荷数递增,半径减小,原子核对核外电子的吸引力增大,原子得电子的能力增强,失电子的能力减弱,即非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。如金属性: Na>Mg>Al,非金属性Si<P<S<Cl。同一主族中,IA族碱金属元素电子层数增多,原子半径增大,吸引力减小,失电子能力增强,即金属性越来越强。同样ⅦA族元素金属性在增强,非金属性不断减弱。

3.物质的氧化性与还原性

氧化性指的是具体物质得电子的难易程度。还原性指的是具体物质失去电子的难易程度。对于主族元素,物质的氧化性和还 原性与最外层电子的数目有关。原子的半径越大,最外层电子数越少,原子核对最外层电子的吸引力减弱,则该原子的单质就越易失电子,还原性也越强,其对应的阳离子的氧化性则弱。原子半径越小,最外层电子数越多,原子核对最外层电子的吸引力增强, 则该原子的单质就越易得电子,氧化性也就越强,其对应的阴离子的还原性则弱。例如还原性:Na>Mg>Al,氧化性Na<Mg2+<Al3+A族单质氧化性:F2>Cl2>Br2>I2,还原性F<Cl<Br<I。物质的氧 化性和还原性与化学键的牢固程度有关,甚至与物质的浓度有 关,实际比较氧化性与还原性强弱大小,不能一概而论。

4.粒子半径大小比较规律

原子和简单离子半径的大小是高考常考的知识点,亦是学生易于混淆的知识点。不能主观地认为电子层层数越多,半径越大。 影响半径大小的因素有:核电荷数、电子层数、核外电子数。例如 Na和Na,Na原子失去e-变成Na,原子核对核外电子的静电吸 引力增强,所以r(Na)<r(Na),因此正离子半径小于相应的原子 半径。原子得到电子变成负离子,泡林(Pauling〉认为离子半径的 大小取决于最外层电子的分布。负离子一般具有较大的离子半 径,如r(Cl)>r(Cl)。同主族元素,不同元素粒子半径的比较大小时,它们的最外层电子数相同,随着核电荷数的递增,电子层数的增加,原子核对核外电子的吸引力减弱,原子半径增大,如r( F )<r (Cl)<r(Br)<r(I);同周期元素,电子层数相同,核电荷数递增,原 子核对核外电子的吸引力增强,如r(Na)>r( Mg)>r( Al)>r(S)> r(Cl)。对于电子构型相同的离子如Na、Al3+等离子,其电子构型与Ne原子构型相同。随着核电荷数的增加,原子核对核外电 子吸引力增强,所以这些离子的半径在不断减小。

5.氢键的键能

氢键表示为X-H...Y,其中X和Y —般都是电负性较大的元 素,像N、O、F、Cl等,且Y具有孤对电子。X元素电负性越强,半径越小,吸引电子对的静电作用力增强,使X-H之间的共用电子 对偏向于X,使H几乎成为裸露的质子,正电性增强。同时Y原 子的电负性越大,对所带正电荷H原子静电吸引力增强,氢键的键能就越大。例如F-H...F键能是28.1kJ/mol大于O-H...H之间 的键能18.8kJ/mol。

6.离子晶体熔沸点大小的比较

离子晶体是由阴离子和阳离子之间通过静电作用结合而形 成的晶体。离子所带电荷数目越多,离子半径(泡林标准)越小,阴阳离子之间的静电作用力增强,其晶格能也就越大,破坏离子键 所需的能量越多,离子晶体的熔沸点越高。例如MgO>NaCl,KF> KCl>KBr>KI。

7.金属晶体金属键的强弱

金属晶体的熔沸点与金属键的强度有关。根据电子气理论: 金属离子所带的电荷数越多,半径越小,金属离子与自由电子之间的静电吸引力越大,金属键强度越强,硬度也就越大,熔沸点也 就越高。例如Na、Fe、Al金属键强度增大,熔沸点增高。

8.原子晶体共价键的强弱

在原子晶体中,原子由共价键相结合。带正电荷的原子核与带负电荷的共用电子对之间的距离越短,静电引力越大,共价键的键长越短,断裂共价键所需的能量增多,原子晶体熔点就越高, 硬度亦增大。例如r(C )<r(Si),键长:晶体硅>SiC>(金刚石),熔沸点:金刚石>SiC>晶体桂。

9.电离能

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子 所需要的能量叫做第一电离能。同一周期的元素,随着核电荷数的递增,半径减小,静电引力增大,失电子变得困难,所以每个周期第一种元素第一电离能最小,而稀有气体的第一电离能最大, 即碱金属活泼而稀有气体不活泼。如C<O<F。同一周期第一电离能还受轨道填充方式的影响,ⅡA族和VA族的元素由于全满规 则和半满规则的影响,比ⅢA族和VIA族元素的第一电离能要大。Na 逐级电离能  I1=496 kJ/mol,I2=4562 kJ/mol,I3=6912kJ/mol…… 数值不断增大,因为越靠近原子核,原子核对电子的吸引力越大, 电离所需要的能量就越大。

10.无机含氧酸分子的酸性和无氧酸的酸性

最高价氧化物对应水化物的酸性,化学上有一种见解:认为 含氧酸的通式可以写成(HO)mROn,如果成酸元素R相同,n值越大,R的正电性越高,原子R吸引羟基上氧原子电子云能力增强, 导致R-O键越牢固,O-H共价键越容易断裂,含氧酸越易按酸式电离,其酸性越强。例如H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4,HClO< HClO2<HClO3<HClO4。Ⅶ元素所形成的无氧酸:HF、HCI、HBr、HI 水溶液的酸性,随着原子序数的递增,元素电负性的不断减小,原 子半径增大会导致R吸引电子对的能力减弱,R电离出氢离子的能力增强,酸性增强。

三、总结

除了上述问题,静电作用力定律亦可解释B为什么有+3价, 无-5价。为什么用CH2=CH2和HCN合成CH3CH2CN是错误的: 乙稀中C原子是采用sp2杂化,C原子TT电子云密度比较大,而 CN带负电荷,两者之间的斥力增大,得到的加成产物不稳定。避 免用亲核试剂和亲电加成来解释问题,加重学生的认知负荷 Hellman-Feynman基于此理论的视角,通过量子化学计算,进行电 子密度差分析,发现所有化学键以及化学作用的本质是统一的: 都是电子在核(或基团)之间共享引起的结合力,包含共价键、离 子键、金属键和多中心键,也包含氢键、范德华作用力等。化学变化、化学反应是核(或基团)之间共享电子状况的变化。静电公式不但在中学化学应用广泛,解释中学化学常见的问题,而且对于学生以后学习大学化学知识,建构新的概念,起到了承上启下的 作用。

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