第二章

原子间的作用

一、价层电子的概念

上一章中，我们讨论了原子核外电子的排布规律，然而，并非每一个电子都能直接参与到与其他原子的作用中，事实上，只有最外层电子、有时也有次外层（本课程阶段不教授）和亚外层的部分电子，才能参与反应，一般而言，价层电子是原子的电子排布式去除原子实后的剩余部分。表2.1.1给出了几个范例：

表2.1.1

二、键的类别

长期的实验中，人们发现，原子总是会倾向于通过与其他原子共用电子对、夺取电子或失去电子的方式，使得原子的最外层只有0、2个（当原子只有一个能层时）或8个电子，从而达到最稳定的状态。这被称为八隅规则。在电子转移或偏向的时候，原子间会形成如下两种状态（表2.2.1），它们统称为化学键。

表2.2.1

应当指出的是，离子键和共价键并非泾渭分明，严格来讲，不存在纯粹的离子键或者共价键，只能说在所成的键中，这两种键之一占主导；但是，当某种物质表现出较为明显的离子键或共价键特征时，也可以说这是一种离子/共价型化合物。化合物的概念会在后文介绍。

形成离子键还是共价键，取决于两种原子吸引电子能力的强弱之差，表示吸引电子能力的强弱的参量，被称为电负性，用符号χ表示，χ越大，元素吸电子能力越强，表2.2.2给出了部分元素的电负性χ参考值：

表2.2.2

虽然共价键和离子键的形成不是完全的，但是，两元素间χ差值大于1.7时，通常形成离子键，反之，则形成共价键，但1.7仅供参考，具体的判断应当基于实验事实。

原子之间相互成键生成的微观粒子称为分子。

这里给出键的离子成分百分比与电负性差的关系表格：

表2.2.3

三、共价键的形成和形态

上一章中提到s、p、d、f等能级的概念，事实上，这些能级的电子不但在能量上有所差别，在空间分布上也有一定的区别和规律。

研究发现，核外电子并不像行星围绕太阳一样绕着一个特定的轨道作圆周运动。事实上，电子可以随机出现在原子核外的任意空间中，但是，如果考察电子在较长时间中所处位置的规律，会发现电子集中出现原子核周围的特定区域。

例如：对于s电子而言，它的出现集中在原子核外的球壳形空间中；对于p能级而言，它集中在以原子核为中心的、向xyz正负半轴伸展的六个纺锤形空间中；对于d能级的电子而言，它集中在以原子核为中心，向空间中均匀伸展的五重瓣形的空间……

某能级所在能层越高，该能级电子活动的的半径越大，离原子核越远。

泡利不相容原理指出：两个相同的费米子不能处在同一简并态中。对于电子而言，这就是说，在同一原子轨道中，最多能容纳两个自旋相反的电子。自旋，描述了电子波函数的一种性质，现阶段可以把它理解为电子的一种属性，因为对波函数的理解和计算涉及高等数学和物理知识，超出了本阶段课程的教授范围，在这里不深入。

关于原子轨道，这里给出特定能级的原子轨道数：

表2.3.1

同时我们也注意到，能级的原子轨道数与其电子空间排布的伸展方向数相等，能级所能最多容纳的电子数，等于原子轨道数的两倍。

一般而言，共价键的形成是由两个原子的原子轨道重合，不同原子的原子轨道中未与自旋方向相反的电子成对的电子间相互作用成对而形成的。

值得说明的是，电子在填入某个能级的原子轨道的过程中，会先按相同的自旋方向填入该能级的原子轨道，在这轮填入中，每个电子占据一个原子轨道，再按与上一轮相反的自旋方向填入已经有一个与其自旋相反的电子的原子轨道中，这被称为洪特规则。

例如，在₇N原子中，电子先填满1s和2s轨道，再分别以相同的自旋方向填入2p轨道按x、y、z伸展的三条原子轨道中，在形成由两个₇N原子结合形成的₇N₂中，两个原子的上述三条原子轨道相互重合，形成氮-氮叁键。

两条平行p轨道所形成的共价键称为π键，两条从轴线方向重叠的p轨道或两个s轨道形成的键称为σ键，在形成多重键时，优先形成σ键，再形成π键，因为σ键重叠程度更大，更加稳定。

当不同的原子间形成共价键时，电子会偏向电负性更大的原子，于是，这个共价键便有了所谓的极性，这个共价键便被称为极性键；相应的，相同原子对电子吸引能力相同，于是它们间便形成非极性键。

一般而言，如果用q表示正负电荷重心的电荷量，d表示正负电荷重心的距离，即偶极长，则物质的偶极矩μ被这样表示：

$μ=q•d$

μ描述了微观粒子整体的极性情况。

当然，成键并不是上文所说的这么简单，事实上，除了双原子分子按如上方式成键，其他的多数共价键在形成时常常伴随着原子轨道的杂化。

考察一种很典型的粒子，甲烷分子，CH₄，其微观结构是一个正四面体，碳原子在体心，四个氢原子在四个顶点上。但是，碳原子的电子排布式为[He]2s²2p_x¹2p_y¹2p_z⁰，只有两个未成对电子，不能与四个氢原子成键。基于这种事实，提出了杂化轨道概念，即若干个能量相近的原子轨道（一般是价层电子所在轨道）合并，形成数条新的轨道，  杂化前后，原子轨道总数不变，成键能力增强。比如上述例子的甲烷分子的碳原子发生杂化，一条2s轨道和三条2p轨道发生杂化，生成四条sp³轨道，如果把碳原子置于立方体体心，则这四条轨道分别指向左前上、右后上、左后下、右前下四个顶点，这四条轨道中各有一个电子。这里的sp³说的是一条s轨道和三条p轨道杂化，相应的，可以有spⁿd^m杂化轨道，其中1<=n<=3,0<=m<=3,在形成多重键时，按单键计算，因为它们表观上只占据一条轨道。这里给出当中心原子在几何体线/面/体心时各轨道顶点连线形成的几何体的形态，如表2.3.2所示：

表2.3.2

当然，处在顶点的不仅可以是原子，还可以是电子对。例如，在SO₂中，两个O原子连接在S原子上，O原子会与S原子共用两对电子，形成硫-氧双键，但按单键考虑，则硫原子的价层电子3s²3p⁴进行杂化，形成三条sp²轨道，其中一条轨道上是两个电子，这被称为孤电子对。所以，如果考察该分子的空间结构，则它是V形而非平面三角形。

类似的原理可以类推到其他杂化中，唯一值得注意的是，孤电子对由于失去了外部原子核的束缚，比原子间共价键的电子更弥散，故而排斥力更大，所以在杂化时，一般不会出现孤电子对间夹角小于等于90°的情况。

总的讲，原子形成杂化时，各条轨道向空间中均匀伸展，使得各条轨道间夹角最大，能量最低，记住这点规则就能理解性的记忆上述内容。

分子轨道和氢键、次级键又是大头，明天再写吧，这些东西先发出来，零零碎碎写了一周，算是基本搞完了这章。