浅谈静电作用力定律在高中化学的应用
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摘 要：利用静电作用力公式，解释了电负性大小的问题、氢键的键能与元素电负性的关系、第一电离能的大小比较关系、金属性和非金属性强弱的变化规律、物质氧化性与还原性强弱的比较规律、比较原子和离子半径的大小、金属键的强弱与金属阳离子半径与电荷的关系、原子晶体共价键的强弱与键长的关系、离子晶体熔沸点的大小与离子半径和离子电荷数的关系、无机含氧酸分子和无氧酸酸性强弱的问题。
关键词：静电作用力;电负性;金属性;非金属性;氧化性;还原性
一、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=kQ1Q2/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[1]。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.物質的氧化性与还原性
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+。VlA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+、Cl7+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一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>CSi>（金剛石），熔沸点：金刚石>CSi>晶体硅。
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[2]。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=6912 kJ/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[2]，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。ⅦA元素所形成的无氧酸：HF、HCl、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：乙烯中C原子是采用sp2杂化，C原子π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。
参考文献：
[1]北京师范大学，华中师范大学，南京师范大学无机教研室.无机化学[M].北京：高等教育出版社，2002：58.
[2]宋心琦.物质结构与性质[M].人民教育出版社，2004：54.
作者简介：王会平（1987.05—），女，汉族，河南省西平县，硕士研究生，中学二级，教育信息化。
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