淺談靜電作用力定律在高中化學的應用

摘 要：利用靜電作用力公式，解釋了電負性大小的問題、氫鍵的鍵能與元素電負性的關(guān)系、第一電離能的大小比較關(guān)系、金屬性和非金屬性強弱的變化規(guī)律、物質(zhì)氧化性與還原性強弱的比較規(guī)律、比較原子和離子半徑的大小、金屬鍵的強弱與金屬陽離子半徑與電荷的關(guān)系、原子晶體共價鍵的強弱與鍵長的關(guān)系、離子晶體熔沸點的大小與離子半徑和離子電荷數(shù)的關(guān)系、無機含氧酸分子和無氧酸酸性強弱的問題。

關(guān)鍵詞：靜電作用力;電負性;金屬性;非金屬性;氧化性;還原性

一、問題的提出

有機化學習題中用CH2=CH2和自選試劑合成CH3CH2CN。部分學生采用了下列方法：CH2=CH2+HCN→CH3CH2CN。HCN是一個親核試劑，不能和碳碳雙鍵發(fā)生親電加成反應，這種方法是錯誤的。高中階段，學生未知這些概念，教師在教學過程中必須利用學生已有知識來解決此類問題。靜電作用是人類較早的理論研究的課題。其基本規(guī)律是同性電荷互相排斥，異性電荷互相吸引，可以定量地用庫侖定律表達：F=kQ1Q2/r2。現(xiàn)行高中教材中涉及微觀概念如原子、電子，原子核帶正電荷，核外電子帶負電荷（可以簡化為質(zhì)點模型），同樣是同性排斥、異性吸引，滿足庫侖定律應用條件。此公式廣泛應用在高中化學的教學中。

二、靜電作用力定律的應用

1.電負性

1935年，泡林（pauling）提出電負性的概念，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引能力的相對大小[1]。同一周期的元素，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子核與最外層電子之間的距離在減小，吸引力增強，電負性增大。第二周期C、N、O、F電負性分別為2.5、3.0、3.5、4.0，呈現(xiàn)增大的趨勢。同一主族的元素，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑增大，帶正電原子核與核外電子吸引力在減弱，電負性在不斷減小。F、Cl、Br、I電負性分別為4.0、3.0、2.8、2.5，呈現(xiàn)減小的趨勢。同時應注意電負性研究的是鍵合電子，稀有氣體很難成鍵，其電負性不予考慮。

2.金屬性強弱與非金屬性強弱的比較

元素金屬性是指在該元素的氣態(tài)原子失去電子能力大小的性質(zhì)。非金屬性指的是氣態(tài)基態(tài)原子得電子的難易程度。同一周期的元素，原子核外電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)遞增，半徑減小，原子核對核外電子的吸引力增大，原子得電子的能力增強，失電子的能力減弱，即非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱。如金屬性：Na>Mg>Al，非金屬性Si

3.物質(zhì)的氧化性與還原性

氧化性指的是具體物質(zhì)得電子的難易程度。還原性指的是具體物質(zhì)失去電子的難易程度。對于主族元素，物質(zhì)的氧化性和還原性與最外層電子的數(shù)目有關(guān)。原子的半徑越大，最外層電子數(shù)越少，原子核對最外層電子的吸引力減弱，則該原子的單質(zhì)就越易失電子，還原性也越強，其對應的陽離子的氧化性則弱。原子半徑越小，最外層電子數(shù)越多，原子核對最外層電子的吸引力增強，則該原子的單質(zhì)就越易得電子，氧化性也就越強，其對應的陰離子的還原性則弱。例如還原性：NaCl2>Br2>I2，還原性F-

4.粒子半徑大小比較規(guī)律

原子和簡單離子半徑的大小是高考常考的知識點，亦是學生易于混淆的知識點。不能主觀地認為電子層層數(shù)越多，半徑越大。影響半徑大小的因素有：核電荷數(shù)、電子層數(shù)、核外電子數(shù)。例如Na和Na+，Na原子失去e-變成Na+，原子核對核外電子的靜電吸引力增強，所以r（Na+）r（Cl）。同主族元素，不同元素粒子半徑的比較大小時，它們的最外層電子數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的遞增，電子層數(shù)的增加，原子核對核外電子的吸引力減弱，原子半徑增大，如r（F）r（Mg）>r（Al）>r（S）>

r（Cl）。對于電子構(gòu)型相同的離子如Na+、Al3+、Cl7+等離子，其電子構(gòu)型與Ne原子構(gòu)型相同。隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對核外電子吸引力增強，所以這些離子的半徑在不斷減小。

5.氫鍵的鍵能

氫鍵表示為X-H...Y，其中X和Y一般都是電負性較大的元素，像N、O、F、Cl等，且Y具有孤對電子。X元素電負性越強，半徑越小，吸引電子對的靜電作用力增強，使X-H之間的共用電子對偏向于X，使H幾乎成為裸露的質(zhì)子，正電性增強。同時Y原子的電負性越大，對所帶正電荷H原子靜電吸引力增強，氫鍵的鍵能就越大。例如F-H...F鍵能是28.1kJ/mol大于O-H…H之間的鍵能18.8kJ/mol。

6.離子晶體熔沸點大小的比較

離子晶體是由陰離子和陽離子之間通過靜電作用結(jié)合而形成的晶體。離子所帶電荷數(shù)目越多，離子半徑（泡林標準）越小，陰陽離子之間的靜電作用力增強，其晶格能也就越大，破壞離子鍵所需的能量越多，離子晶體的熔沸點越高。例如MgO>NaCl，KF>KCl>KBr>KI。

7.金屬晶體金屬鍵的強弱

金屬晶體的熔沸點與金屬鍵的強度有關(guān)。根據(jù)電子氣理論：金屬離子所帶的電荷數(shù)越多，半徑越小，金屬離子與自由電子之間的靜電吸引力越大，金屬鍵強度越強，硬度也就越大，熔沸點也就越高。例如Na、Fe、Al金屬鍵強度增大，熔沸點增高。

8.原子晶體共價鍵的強弱

在原子晶體中，原子由共價鍵相結(jié)合。帶正電荷的原子核與帶負電荷的共用電子對之間的距離越短，靜電引力越大，共價鍵的鍵長越短，斷裂共價鍵所需的能量增多，原子晶體熔點就越高，硬度亦增大。例如r（C）CSi>（金剛石），熔沸點：金剛石>CSi>晶體硅。

9.電離能

氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的能量叫做第一電離能[2]。同一周期的元素，隨著核電荷數(shù)的遞增，半徑減小，靜電引力增大，失電子變得困難。所以每個周期第一種元素第一電離能最小，而稀有氣體的第一電離能最大，即堿金屬活潑而稀有氣體不活潑。如C

10.無機含氧酸分子的酸性和無氧酸的酸性

最高價氧化物對應水化物的酸性，化學上有一種見解：認為含氧酸的通式可以寫成（HO）mROn，如果成酸元素R相同，n值越大，R的正電性越高[2]，原子R吸引羥基上氧原子電子云能力增強，導致R-O鍵越牢固，O-H共價鍵越容易斷裂，含氧酸越易按酸式電離，其酸性越強。例如H4SiO4

三、總結(jié)

除了上述問題，靜電作用力定律亦可解釋B為什么有+3價，無-5價。為什么用CH2=CH2和HCN合成CH3CH2CN是錯誤的：乙烯中C原子是采用sp2雜化，C原子π電子云密度比較大，而CN-帶負電荷，兩者之間的斥力增大，得到的加成產(chǎn)物不穩(wěn)定。避免用親核試劑和親電加成來解釋問題，加重學生的認知負荷。hellman-feynman基于此理論的視角，通過量子化學計算，進行電子密度差分析，發(fā)現(xiàn)所有化學鍵以及化學作用的本質(zhì)是統(tǒng)一的：都是電子在核（或基團）之間共享引起的結(jié)合力，包含共價鍵、離子鍵、金屬鍵和多中心鍵，也包含氫鍵、范德華作用力等。化學變化、化學反應是核（或基團）之間共享電子狀況的變化。靜電公式不但在中學化學應用廣泛，解釋中學化學常見的問題，而且對于學生以后學習大學化學知識，建構(gòu)新的概念，起到了承上啟下的作用。

參考文獻：

[1]北京師范大學，華中師范大學，南京師范大學無機教研室.無機化學[M].北京：高等教育出版社，2002：58.

[2]宋心琦.物質(zhì)結(jié)構(gòu)與性質(zhì)[M].人民教育出版社，2004：54.

作者簡介：王會平（1987.05—），女，漢族，河南省西平縣，碩士研究生，中學二級，教育信息化。