化学自习室移动版

―、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=k 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^＋＜Mg^2＋＜Al^3＋。 ⅦA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^＋、Al^3＋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)_mRO_n，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。