【青稞營】第 69 次微課分享

分享嘉賓：李君君（廣東藥科大學教師，暨南大學博士/中山大學碩士/湖南師範大學學士）

什麼是化學？化學與其它學科有什麼本質上的區别？

這是我每次給大學生上第一節課都會問這個問題，極少同學能很快回答上來。同學們在中學學了四年化學，卻不明白用什麼樣的思維方式去學它！！！

化學是一門從原子、分子層次上研究物質的組成、性質及其變化規律的學科。

如果把原子、分子看作化學樂章中的音符的話，那麼掌握原子結構、分子結構知識就像教你如何做出美妙的樂曲一樣。

在中學，要想學好無機化學的元素化合物知識，就必須能看懂并充分利用元素周期表。可許多同學卻看不懂它，究其内在原因是不了解原子結構，從而不明白元素周期表所代表的規律。這種情況就像一個學了多年鋼琴的人，卻不識譜一樣糟糕。

圖1 原子的内部結構

請看上圖中原子的内部結構。原子是電中性的，它是由帶正電荷的原子核和帶負電荷的電子組成的。原子的質量集中在原子核，而原子的體積卻由電子的運動範圍所決定的。原子核内部含有帶正電荷的質子和不帶電荷的中子，一個質子帶一個正電荷，一個電子帶一個負電荷。既然原子是電中性的，因此對于任何一個原子，它的質子數等于其電子數。

在化學變化中，原子核内部不變，核外的電子變化，在這些電子中，一般内層的電子不變，變化的是外層電子，有時次外層電子或倒數第三層電子也會發生變化，我們将這些參與化學反應的電子叫做該原子的價電子。

為什麼這些電子會發生變化？

那麼我們就來了解原子中電子的運動狀态。實驗證實電子的運動具有波動性，人們無法準确地同時準确測定它的位置和速度。電子的運動狀态由其所在的原子軌道和電子的自旋狀态決定。電子的在空間運動的區域可稱之為原子軌道，不同的原子軌道其能量、形狀、伸展方向不同。

由此我們将所有的原子軌道給它們命名，并按照能量由低到高排列，原子軌道能級如圖2所示。

圖2 原子軌道能級圖

排在最下面是1s，然後是2s、2p、接着是3s、3p等等。

對于一個多電子原子來說，電子是如何分布到這些軌道裡呢？它們應遵循三個原則：1.能量最低原理，2泡利不相容原理，3、洪特規則。

能量最低原理指的是電子優先占據能量低的軌道，隻有當能量低的軌道排滿之後，才能排能量較高的軌道。

那麼一個原子軌道最多可以填充多少電子呢？人們發現一個原子軌道最多隻能排2個電子，且它們的自旋方向相反，即如果排在同一軌道的一個電子采取順時針自旋，則另一個則采取逆時針方向，這就是電子排布應遵循的第二個原理——泡利不相容原理。

除此以外，電子填充到原子軌道，還得滿足洪特規則，即當電子占據幾個能量相同的原子軌道（簡并軌道）時，它們盡可能分占不同的軌道，且自旋方向相反。

了解了以上原子結構的知識基礎，我們就不難理解原子結構圖中電子的分層排布了，進而就能讀懂元素周期表了。

分析原子結構圖

下面我們來分析原子結構圖。以鈉原子為例，見圖3。

圖3 鈉原子的原子結構圖

圓圈表示原子核，圈内 “ 11”表示Na 原子核中有11個帶正電荷的質子，原子核中的中子由于不帶電荷而不必表示出來，圓圈外的弧線表示電子層。

在中學，為了便于理解，将原子軌道按照離核遠近分成幾組，并将它們稱之為電子層，離核最近的一組原子軌道，能量最低，叫第一電子層，能量比之稍高的稱為第二電子層，由此類推。

對照原子軌道能級圖2，原子軌道名稱前面的整數對應原子結構圖中的電子層序号，軌道前整數從1增大到7，所以我們的電子層數目前最大是7，還可以看出第一電子層隻有一個1s原子軌道。根據泡利不相容原理，一個原子軌道中隻能最多填充2個電子，這就解釋為什麼第一電子層填滿隻需2個電子。

原子軌道前面為2的，有1個2s軌道和3個2p軌道，所以第二電子層共有4個原子軌道，它最多能填8個電子。

因此，不難理解鈉原子的原子結構圖中表示電子分布在三個電子層中，其電子數分别為2，8，1。

大家可根據以上方法，對照圖2的原子軌道能級圖，仔細分析圖4中第一到第三周期的所有元素原子的原子結構圖。

圖4 第一到第三周期的元素原子的原子結構圖

元素周期表圖5是按照元素原子的質子數大小依次排列的，即元素的序數等于該元素原子的質子數。

圖5 元素周期表

周期表中元素排列成七行，即七個周期，其中第一到三周期為短周期，第四到第五為長周期。

對照原子結構圖4， 我們不難發現，元素所處的第幾周期與其原子的電子層數相同。如氫原子隻有1個電子，隻占一個電子層，它處于第一周期，而 11号鈉原子的電子層數為3，所以它在第三周期。

周期表的元素排成18列，我們将同一列的元素稱之為同族元素，貫穿長、短周期的元素族稱為主族，後面綴以A，隻有長周期的族稱為副族，後面綴以B，族的序号以羅馬數字表示。除了第8副族的占有3列以外，其它每一族元素隻有一列。

那麼為什麼将這些元素列為同族呢？

還得從其原子結構找根據，對照以上原子結構圖，我們發現同一主族的原子，其最外層電子數相同，電子排布十分相似，而它們由于電子層數不同，所處不同周期。

在這裡，必須提示一下，對于副族元素，最外層電子數相同的元素并不一定位于同一族。

同一主族的元素，其性質十分相似。這是為什麼呢？

這還得從原子結構圖4中去分析，在化學反應中，對于主族元素的原子來說，其内層電子是不變的，隻有最外層的電子出現得失或偏移。

那麼為什麼對于大部分原子來說，其最外層電子會出現得失或偏移呢？又有哪些原子的最外層電子不容易變化呢？

答案是第8主族原子，它們被稱為惰性原子。我們來仔細看看這一族原子的原子結構圖的特征，除了第一周期的He最外層為2個電子外，其它周期的惰性原子（如Ne、Ar、Kr、Xe）的最外層均為8個電子。

為什麼這種特征的原子就會非常穩定呢？

請大家再來看看原子軌道能級圖2，在能級圖左側的阿拉伯數字對應元素周期表中的周期序号，例如4這一行的軌道是第四周期的元素原子的價電子填充的軌道，它們是1個4s、3個4p和5個3d軌道，其中最外電子層的原子軌道為1個4s、3個4p軌道，充滿需要8個電子。

根據電子排布的洪特規則特例，即簡并原子軌道（能量相同的軌道）處于全充滿或全空狀态下，系統的能量較低、較穩定。這可以解釋我們平常所說的8電子穩定結構。

當然，不難解釋第一周期的惰性原子He隻需2個電子就達到了穩定結構，因為它的最外層隻有１個1s軌道，隻需2個電子就填滿了。其它原子也趨入達到離它們最近的惰性原子的最外層電子結構。

因此，第1-3主族的元素原子易失去它們最外層電子，而形成陽離子，表現出它們的單質具有還原性，而第5-7主族的元素的原子易得到電子，而形成陰離子，其單質表現出氧化性，處于中間的第4主族的元素原子既不易得電子，也不易失電子。

對于中學生來說，副族原子的原子結構圖就更費解了。

圖6 錳原子的原子結構圖

例如25号Mn原子的原子結構圖6，大家很難理解為什麼Mn原子的第3電子層可以填13電子？而不是8個或15個電子？理解這一點，我們還得從原子軌道能級圖2來分析。

遵照能量最低原理，電子從低軌道依次向能排列，當電子排滿3P軌道時，接下來它們隻能排第四電子層的4s軌道，4s隻有一個軌道，所以隻能容納2個電子，Mn原子剩餘的5個電子隻能再往能量更高的軌道排，那就到了3d軌道了。3d軌道有5個軌道，有足夠的空間容納剩餘的5個電子，3d軌道前面的數字是3，這個軌道就應該屬于第三電子層，因此第三電層的電子數為8 5=13，就是13個電子。

至于為什麼屬于第三電子層3d軌道的能量反而比第四電子層4s軌道的高？由于這方面内容較深奧，在這裡，我就不展開解釋了。

仔細的同學會發現這種現象在能量較高的軌道很常見，如第四電子層4d軌道的能量反而比第五電子層5s軌道的高，第四電子層4f軌道的能量比第六電子層6s軌道還高。

弄清楚Mn原子的結構圖中電子排布，我們來分析Mn原子的化合價為什麼會有 2， 3， 4， 6， 7？

當它失去最外層電子時，表現的化合價為 2，另外，由于3d軌道能量較高，軌道沒有填充滿，所以3d軌道中有電子也可以參與化學反應，也是價電子，所以它的化合價還有 3， 4， 6， 7。有興趣可以畫畫30号鋅的原子結構圖，并用以上的方法和理論解釋它的化合價為什麼隻有一個 2。

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了解了原子的結構，特别是原子核外電子的在原子軌道上的排列，我們就能看懂原子結構圖，進行可以根據元素周期表分析元素原子的相似性和遞變性，就能從元素周期表這個指南針來學習化學了，并以它為主幹将無機元素化合物知識系統化。

分子結構與有機分子性質和空間結構的關系

組成物質的基本單位是分子，分子的性質決定于化學鍵、空間構型，還受氫鍵及分子間作用力的影響。

化學鍵指的是相鄰原子之間強烈的靜電作用力，是靜電引力和靜電斥力的平衡。根據成鍵電子的運動方式，化學鍵可分為離子鍵、金屬鍵和共價鍵。

離子鍵指的是離子晶體中陰、陽離子之間的化學鍵。金屬鍵存在于金屬晶體中金屬陽離子與自由電子之間。共價鍵指的是通過共用電子對或原子軌道重疊将成鍵原子結合在一起的化學鍵。

在電子式中，用小黑點或小叉表示分子中不同成鍵原子的最外層電子的分布，兩原子間有幾對共用電子就表示它們之間存在幾個共價鍵。可以根據圖7中的甲烷分子的電子式寫出的甲烷分子結構式，但無法解釋甲烷分子的正四面體空間構型。

圖7 甲烷分子的電子式、結構式和空間構型

如何解釋有機分子的空間構型呢？

可以用雜化軌道理論。

從前面介紹的原子軌道能級圖2，我們知道處于第二周期的C原子最外層有1個2s軌道和3個2P軌道共4個原子軌道。有機分子的空間構型與其碳原子成鍵時采取的雜化軌道類型有關：如果C原子以1個2s軌道和3個2p軌道共4個軌道雜化，則得到 sp3雜化軌道，其4個軌道以C原子為中心指向正四面體的四個頂點，軌道之間的夾角為109.5度，其它原子沿着C原子的sp3雜化軌道的4個方向與C原子結合，形成的化學鍵與雜化軌道的方向一緻。

甲烷、乙烷等烷烴分子中的碳鍊上的C原子采取sp3雜化，所以甲烷分子為正四面體構型，其它烷烴碳鍊上的C原也是以sp3雜化軌道的4個方向與别的原子成鍵。

如果C原子的1個2s軌道和2個2p軌道進行雜化，則得到sp2雜化軌道。sp2雜化軌道的3個軌道在同一平面上，它們之間的夾角為120。。這樣形成的分子，其它原子與C原子在同一平面上并從三角形的頂點方向與之連結，所以我們看到的乙烯分子為平面型。

如果C的1個2s軌道和1個2p軌道進行雜化，則得到2個在一條直線上的sp雜化軌道，軌道之間的夾角為180。，乙炔分子的直線型空間構型就可以用其C原子以sp雜化軌道（見圖8）。

圖8 有機分子的空間構型與C原子的軌道雜化類型

其它有機分子的空間構型都可以通過分析成鍵的中心原子的軌道雜化類型做出合理的解釋。

大家可以試着自己去解決苯分子的空間構型。

現代價鍵理論

接下來我們用現代價鍵理論解釋為什麼像乙烯、乙炔中的碳碳雙鍵、叁鍵在化學反應易部分斷裂，發生加成反應。

根據現代價鍵理論，原子通過原子軌道相互重疊成鍵，重疊越多，鍵越牢固。

共價鍵從原子軌道重疊的方式可分為δ鍵和Π鍵。δ鍵是以原子軌道“頭碰頭”方式重疊形成的，Π鍵則是以原子軌道“肩并肩”方式重疊形成的，δ鍵中軌道重疊更多，所以δ鍵比Π鍵更牢固。

在2個原子之間形成共價鍵時，優先形成δ鍵，所有的單鍵均為δ鍵。一旦2個原子之間已有一個δ鍵之後，它們之間再形成共價鍵的話，就隻能是Π鍵，隻要條件允許，2個原子之間可以有1個、2個或甚至更多的Π鍵。

從圖8可以看出乙烷、乙烯、乙炔中均有一個δ鍵，但乙烯中還有1個Π鍵，乙炔中還有兩個Π鍵。乙烯、乙炔發生加成反應時，斷的就是Π鍵，它們的δ鍵保持不變。大家試着用以上的思路去分析其它有機分子的化學性質。

大家知道烴類難溶于水，而短鍊的醇、酸、胺均易溶于水，其原因可用氫鍵來解釋。

氫鍵不是化學鍵，它的能量介于化學鍵與分子間作用力之間。氫鍵主要指是H氫子與F 、O、N等原子之間的較強的靜電作用力。它可分為分子間氫鍵和分子内氫鍵，請見圖9。

圖 9 氫鍵的類型

短鍊的醇、酸、胺分子中含有O或N，它們可以與水分子O、H相互形成氫鍵，從而增加了溶質分子與水的結合力，從而使這類物質在水中的溶解度增大。

氫鍵還會影響物質的溶、沸點：分子間氫鍵使物質的溶、沸點升高，分子内氫鍵使分子的分支減少，從而減小了分子間的作用力，從而導緻物質的溶、沸點降低。

氫鍵對生機大分子的空間構型影響十分明顯。如圖10 DNA分子中兩條鍊結合成雙螺旋結構主要靠氫鍵。

圖10 DNA雙螺旋結構中的氫鍵示意圖

以上就是跟大家分享的用原子結構、分子結構解釋中學化學遇到的一些瓶頸問題，大家在以後的學習中學會養成用原子結構、分子結構分析物質的性質、變化及其規律，将會達到事倍功半的效果。

原子結構、分子結構不僅是學習化學的基礎知識，而且此領域的研究一直領導科學最前沿的部分。

從1901年諾貝爾獎頒發以來，與原子結構、分子結構相關的研究囊括了89項物理、化學諾貝爾獎，超過這兩項總獎數的1/3，接近1/2，其中華人諾貝爾獎得主楊振甯、李政道、丁肇中和朱棣文均以此領域的貢獻而獲獎。

最讓人興奮的是2016年諾貝爾化學獎頒給了制造“分子機器”的三位科學家，他們成功地設計和合成了分子機器，可以将分子設計各種形狀、分子電梯、微型肌肉、微型芯片和分子馬達。

圖11 2016年諾貝爾化學獎三位科學家和他們設計的分子機器

最後讓我們在北京大學原校長周其鳳教授的《化學是我，化學是你》的激情中結束本次講課，祝所有聽衆，立根原子結構、分子結構，養成原子、分子層次上學習化學的思維習慣。

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