1、1价电子数目对主族元素氢化物结构与性质影响研究高磐龙 韩民乐*（洛阳师范学院化学化工学院 洛阳 471022） 摘 要： 本文通过对各主族元素结构的分析，根据价键理论、杂化轨道理论、价层电子对互斥理论和分子轨道理论，根据其空间结构分析各元素形成氢化物的物理以及化学性质，并且通过对比 ，进而发现价电子的变化对主族元素氢化物结构方面以及它的性质的影响，并进一步研究氢化物酸性的变化和形成配合物时与价电子的关系。关键词: 价电子 氢化物 结构 性质1. 前言价电子是原子在参与化学反应时能够用于成键的电子，是原子核外跟元素化合价有关的电子。在主族元素中，价电子数就是最外层电子数。在非金属主族元素中，除了
2、第二周期元素外，一般都有 nd 空轨道。当这些元素跟电负性更大的元素化合时，原先最外层上的价电子可拆开进入 nd 轨道中，然后通过轨道杂化使这些元素表现较高的化合价。价电子数就是价电子的个数。对于主族元素和稀有气体而言，最外层电子就是价电子 1。氢是元素周期表中的第一个元素，原子序数和核电荷数为 1，核外只有一个电子，基态时电子处在 1s 轨道上，因而氢原子可以失去一个电子成为 H+，H +是很小的质点，比一般原子小 10 倍，当 H+接进其它原子时，能使其它原子变形，形成共价键。所以除气态离子束外，H +必定和其他原子或分子结合，形成 H3O+，H 5O2+，NH 4+等离子，再和其他异号离
3、子通过离子键结合形成化合物；可以获得一个电子成 H ，形成较为稳定的 1s2 结构，与其它异号离子通过离子键结合形成化合物；还可以和其它原子共用电子对形成共价化合物。现在已经合成了除稀有气体以外的大多数元素的氢化物。依据元素电负性的不同，氢原子在不同的化合物中可以形成离子键，共价单键，金属键，氢键等多种类型的化学键。2共价型或分子型氢化物 ：在周期表中，p 区元素的单质（稀有气体、铟、铊除外）与氢结合生成的氢化物属于共价型氢化物，亦称为分子型氢化物。根据它们结构中电子数和键数的差异，分三种存在形式： 缺电子氢化物：第 IIIA 族 B 与 Al 的氢化物都属于缺电子氢化物。例如在 B2H6 分
4、子中，中心原子硼未满足 8 电子构型，在这个分子中，两个 B 原子通过氢桥键连在一起，形成一个三中心两电子键。 满电子氢化物：第 IVA 族的 C、Si 等均有 4 个价电子，在形成 CH4、SiH 4 时，中心原子的价电子全部参与成键，没有剩余的非键电子时，满足了 8 电子构型，形成满电子氢化物。CH4、SiH 4 等均为正四面体结构。 富电子氢化物：第 V、VI、VIIA 族的氢化物都属于富电子氢化物。例如 NH3、H 2O、HF等，中心原子成键后，还有剩余未成键的孤电子对。p 区氢化物属于分子型晶体，它们是由单个的饱和共价分子通过很弱的范德华力或在某些情况下通过氢键把分子结合在一起而构成
5、的。这种结构使得共价型氢化物的熔沸点比较低，一般条件下多为气体，比较软，有挥发性，没有导电性等。 由于分子型氢化物共价键的极性差别较大，所以它们的化学性质比较复杂。例如单就与水的反应来说： C、Ge 、Sn、P 、As、Sb 等的氢化物不与水作用。 Si、B 的氢化物与水作用时放出氢气： + +SiH44H2OH4SiO44H2 N 的氢化物 NH 3 在水中溶解并发生加合作用而使溶液显弱碱性。 S、Se、Te、F 等的氢化物 H2S、H 2Se、H 2Te、HF 等在水中除发生溶解作用外，还会发生弱的酸式电离而使溶液显弱酸性。 Cl、 Br、I 的氢化物在水中则发生强的酸式电离而使溶液显强酸
6、性。HCl、HBr 和 HI 都具有还原性，同族氢化物的还原能力随原子序数的增加而增强 2 。 金属型或过渡型氢化物：d 区或过渡金属的钪族、钛族、钒族以及铬、镍、钯、镧系和锕系的所有元素，还有 s 区的 Be和 Mg，与氢生成确定的二元氢化物。它们被称为过渡型氢化物。 过渡型氢化物基本上保留着金属3的外观特征，有金属光泽，具有导电性，它们的导电性随氢含量的改变而改变。这些氢化物还表现有其它金属性如磁性等。所以这些氢化物又叫做“金属型”氢化物。氢键：氢键是特殊的分子间或分子内的作用。它是由极性很强的 AH 键上的氢原子跟另一个键（可存在于同一种分子或另一种分子中）上电负性很强、原子半径较小的
7、B 原子（如F、O、N 等）的孤对电子之间相互吸引而成的一种键（AH B）。当电负性很大的 F、O 、N 原子和 H 形成极性很强的 FH、O H、NH 键时，它们中共用电子对基本上偏向于这些电负性大的原子一边，使 H 原子几乎成为 “裸露”的氢核。氢核的半径很小，带 +的氢核对另外的F、O、N 原子有强烈的静电作用，这就形成氢键。氢键可以用 AHB 表示。A 和 B 可以是同种原子，也可以是不同种原子，但都是电负性较大、半径极小的非金属原子。氢键不属于化学键，而属于一般分子间力范畴。在 AHB 中，为了使 A 和 B 原子中电子云之间斥力最小，所成氢键较强，体系较稳定，A 和 B 应尽量距离
8、远一些，故 AHB 必须在同一直线上，但实际上，大多呈弯曲形，这是由于晶体中原子的排列和堆积所限制 3 。这表明氢键有方向性。另外，H 的原子半径比 A 和 B 小得多。当形成 AHB 后，如再有另外的 A 或 B 靠近它们时，这个原子的电子云会受原先氢键中 A、B 中电子云的排斥，因此一个 H 原子不能再形成第二个氢键。这表明氢键具有饱和性。氢键的强弱跟 A、B 元素的电负性和原子半径大小有关。半径越小、电负性越大，形成的氢键越强。用氢键的形成可以解释水、氢氟酸、氨等沸点的反常现象，解释醇、甲酸、乙酸沸点较高以及氨、低级醇易溶于水的原因。因此，氢键的形成会使化合物的性质（如熔点、沸点、溶解度
9、）发生很大变化。由于一般的糖、蛋白质、脂肪中都含有氢键，因此氢键在生物化学中有特别重要的意义。当在苯酚的邻位上有-CHO、-COOH、-OH 和-NO 2 等基团时，酚羟基中的氢原子可能跟这些基团中的氧原子形成分子内氢键，生成螯合环。在氢化物形成过程中，大多数以共价键成键，而共价键理论包括路易斯理论，价键理论，价层电子对互斥理论，杂化轨道理论，分子轨道理论。对于氢化物结构和性质的解释我们经常用价层电子对互斥理论，杂化轨道理论，分子轨道理论。在对氢化物的研究中，我们知道，若一些氢化物的中心原子有孤电子对时，可以形成配合物。42. 各类氢化物的结构和性质2.1 金属氢化物（包括A 族、 A 族以及
10、A 族的部分元素）离子型或类盐型氢化物：离子型氢化物都是白色盐状晶体，常因含少量金属而显灰色。除 LiH和 BaH2 具有较高的熔点（LiH 熔点为 965 K，BaH 2 熔点为 1473 K）外，其它氢化物均熔化前就分解成单质。离子型氢化物不溶于非水溶剂，但能溶解在熔融的碱金属卤化物中。离子型氢化物熔化时能导电，并在阳极上放出氢气，这一事实证明了离子型氢化物都含有负氢离子。由于氢原子可以获得一个电子形成 H-，氢原子的的电子亲合能很小，形成负离子的趋势低于卤素，所以只有电负性高的金属才能形成，在第A 族和第 A 族中，很多金属都有较高的电负性，故可以形成这类离子型氢化物，如 NaH，CaH
11、 2 等。在这些化合物中 H-以离子键和其他正离子结合，而 H-离子的半径较大，变形性较大，所以容易失去电子而显较强的还原性和反应活性。离子型氢化物都是强还原剂，尤其在高温之下可还原金属氯化物、氧化物和含氧酸盐： TiCl4+4NaHTi+4NaCl+2H2离子型氢化物与水发生激烈的反应，放出氢气： +H2ONaOH+H2NaH利用这一特性，有时可用离子型氢化物如 CaH2 除去水蒸气或溶剂中微量的水分。但水量较多时不能使用此法，因为这是一个放热反应，能使产生的氢气燃烧。这个反应的实质是 H+HH2离子型氢化物在非水溶剂中能与一些缺电子化合物（如 B3+ 、 Al3+ 、 Ga3+ ）结合成复
12、合氢化物，例如：2LiH+B2H62LiBH4LiHAlCl3 LiAlH43LiCl+ +42.2 硼族元素硼族元素的通性：A 族元素包括硼、铝、镓、铟、铊 5 种元素，除硼是非金属元素外，其他都是金属元素，而且金属性随原子序数的增加而增强。本族元素基态原子的价电子层结构为ns2np1，它们的一般氧化态为+3。同其他主族元素一样随着原子序数的递增，ns 2 电子对趋于稳定，生成低价氧化态(+1)的倾向随之增强。本族元素成键时，价电子层未被充满(ns 2np2xnp2ynp0z)，比稀有气体构型缺少一对电子，所以本族元素的+3 氧化态化合物叫缺电子化合物，它们还有很强的继5续接受电子的能力，这
13、种能力表现在分子的自身聚合以及同电子对给予体形成稳定的配位化合物等方面。本族元素所形成的氢化物主要是硼的氢化物。硼原子的电子层结构为 1s22s22px1，当硼原子与氢结合时，硼的一个 2s 电子激发到一个空的 2p轨道中，使硼的原子的电子层结构为 1s22s12px12py1。硼原子的 2s 轨道和两个 p 轨道杂化组合成三个 sp2 轨道，能和三个 H 原子的 1s 轨道结合，但事实上，硼不存在 BH3 的氢化物，这是因为硼原子一般显示的氧化数为+3，形成 BH3 后，B 并未达到稳定的电子构型，因而 BH3 实际上是不稳定的。根据正规的共价键理论，B 2H6 倒是不应该存在，因这个结构将
14、需要 14 个价电子，而 B2H6 只能提供 12 个价电子，B 2H6 成为“缺电子”化合物。近期研究结果指出，B 2H6 的六个氢原子中有两个氢原子与其余四个氢原子不同，每个硼原子与四个氢原子中两个氢原子以正常的共价键结合，2个 BH2 处于同一平面上；另两个氢原子中的每一个氢原子分别同时与两个硼原子靠两个电子成键，这种键是三中心两电子键。B 2H6 中的这两个氢原子被称为氢桥，在 B2H6 中，由于有这种键，使每个硼原子取得了 sp3 杂化结构平面和端侧的 平面在空间是垂直的 4。乙硼烷在硼烷中具有特殊BH的地位，它是制备其他一系列硼烷的原料，并应用于合成化学中，它对结构化学的发展还起了
15、很大的作用。硼可以形成一系列的共价氢化物，这类氢化物的物理性质相似于烷烃，故称之为硼烷，目前已知道有 20 种硼烷 ，最简单的一种是 B2H6 (乙硼烷) 而不是 BH3 。它们按照组成分类，主要分属于： BnHn+4 类 ：B 2H6，B 5H9，B 6H10，B 8H12B18H22 等。BnHn+6 类 ：B 3H9，B 4H10，B 5H11，B 6H12B10H16 等。2.3 碳族元素A 族元素包括碳、硅、锗、锡、铅 5 种元素，除碳、硅是非金属元素外，其他都是金属元素。碳元素的化合物比其它任一元素的化合物都多，形成了一大类有机化合物，其数量已达数百万种。本族元素基态原子的价电子层
16、结构为 ns2np2。以碳为例，价电子层结构为 2s22p2，它的最高共价数显然等于四，在化合物中它以 sp3 杂化轨道互相结合或与其它原子结合，如 CH4，C 2H6 等。此外，碳原子的成键轨道还可以是 sp2 或 sp 杂化轨道，所以碳的共价化合物是多种多样的。在锗、锡、铅中，随着原子序数的增大，稳定氧化态逐渐由+4 变为+2。这是由于 ns2 电子对随 n 增大逐渐稳定的结果。碳原子在基态的电子排布是 1s22s22px12py1，其中 2p 轨道的两个电子是未成键的价电子。按照未成键电子的数目，碳原子应当是 2 价。然而，实际上甲烷等有机化合物分子中碳原子一般都是 46价而不是 2 价
17、的。所以必须加以修改。杂化轨道理论设想碳原子在形成烷烃时，碳原子的 2s 轨道中的一个电子跃迁到 2p 轨道上。这样碳原子就形成了 4 价，这四个成键轨道并不是纯粹的2s、2p x、2p y、2p z 原子轨道，而是发生“杂化”重新组成能量相等的四个新轨道。由一个 s 轨道和三个 p 轨道杂化形成的四个能量相等的新轨道组成 sp3 轨道，这种杂化方式称为 sp3 杂化，每一个sp3 轨道的形状都不同于 s 轨道及 p 轨道，每一个 sp3 轨道相当于 1/4 s 成份和 3/4 p 成份，它们的空间取向是指向正四面体的顶点，sp 3 轨道的对称轴之间互成 10928。甲烷分子中碳原子为 sp3
18、 杂化，四个 C-H 键都为 sp3-s，当氢原子 1s 轨道分别与 sp3 轨道的对称方向互相接近，轨道达到最大重叠，便形成了四个等同的碳氢键，从而形成了最稳定的分子 5。而由于硅-硅键的键能远小于碳-碳键，因此没有很长的硅链存在，这就决定了硅的氢化物无论在种类和数量上都远不如碳的氢化物多。事实上，硅的氢化物仅有符合表达式 SinH2n+2 的几种，其中 n 为 1，26，最具有代表性的是SiH4，称为甲硅烷。它为无色无臭气体，熔点 88K，沸点 161K。其分子结构类似甲烷。由于氢的电负性大小介于碳和硅之间，故 CH4 中碳氢键的共用电子对靠近碳，而 SiH4 中共用电子对靠近氢，使得 S
19、iH4 中的还原性比甲烷强。它的性质如下：热稳定性差： SiH473KSi2H2+还原性强： SiH42O2+ SiO22H2O+燃燃易发生水解： SiH4+(n2)H2OHSiO2 nH2O+4H22.4 氮族元素第A 族元素包括氮、磷、砷、锑、铋 5 种元素，本族元素在结构上的共同特点是基态原子的最外电子壳层中有五个价电子，即 ns2np3。氮的氢化物一般有 NH3、N 2H4、HN 3 以及 NH2OH，其中最重要的是 NH3。氮元素基态原子的价电子层结构为 2s22p3, 在形成氨分子时，氮原子的一个 2s 轨道和三个 2p 轨道采取不等性 sp3 杂化。在四个杂化轨道中，有一个杂化轨
20、道被一对孤电子对所占据，剩下三个杂化轨道为成单电子所占据，在与 H 原子结合时，能与三个氢原子的 1s 轨道电子形成三个共价单键 6。由于孤电子对对成键电7子对的排斥作用，使 N-H 键之间的键角HNH 不是 10928，而是 107。分子的形状是三角锥的。这种结构使得 NH3 分子有相当大的极性。同时，氮原子具有较大的电负性，在物理性质方面，由于氨分子容易形成分子间氢键，所以其氢化物在同族元素氢化物中有些反常，引起 NH3 分子具有相对较高的凝固点、熔解热、蒸发热、溶解度和介电常数。 N. 图 1. 氨气分子的几何构型Fig.1 Geometry Conformation of Ammoni
21、a氨极易溶于水，在水中的溶解度比所有其它气体都大。液态氨是一个很好的溶剂，由于分子的极性和氢键，液氨在许多物理性质方面同水非常相似。它作为有机物的溶剂比水优越。NH 3 和H2O 相比，它们的差异性在于： NH 3 比 H2O 更强的亲质子试剂，或更好的电子对给予体； NH3 放出的质子氢的倾向弱于水分子，一些较活泼的金属在液氨中不那么容易置换氢，但它却可以溶解这些金属，生成一种蓝色溶液。在化学性质方面，氨在一般情况下很稳定，它能参加的化学反应可归纳为三类：加和反应：氨分子中的孤电子对倾向于别的分子或离子形成配位键，结果形成了各种形式的氨合物，氨能和许多金属离子形成氨配合物，例如：Ag(NH
22、3)2+，Cu(NH 3)42+等，这样会使一些不溶于水的化合物如 AgCl 和 Cu(OH)2 等能溶解在氨水溶液中。氨分子是路易士碱，它容易和分子中有空轨道的化合物直接加和，形成加成化合物。三氟化硼和氨分子的反应可作为这类反应的例子： BFFF+NHHH BFFFNHHHHH取代反应：取代反应可以从两方面来考虑。一种情况是把 NH3 看作是一种三元酸，其中的氢可以一次被取代，成亚氨基和氮化合物的衍生物。例如： NH4Cl3Cl2 4HClNCl3+ +8取代反应的另一种情况以氨基或亚氨基取代其它化合物中的原子或基团，这种反应实际上是 NH3参与的副分解反应，简称为氨解反应。例如： COl2
23、4NH3 CO(NH2)+ +2NH4Cl还原反应：NH 3 分子和 NH4+离子中的 N 的氧化数为-3 ，因此它们在一定条件下只能有失去电子的倾向而显还原性。例如：在催化（铂网）的作用下氨可被氧化成一氧化氮： 4NH35O2Pt4NO6H2O+ +这个反应是工业合成硝酸的基础。氨在工业中有广泛的应用，生产量很大，其中包括其他含氮化合物的生产，特别是硝酸和氨盐（化肥） ，常生产的氨盐有硝酸铵、硫酸氨、氯化铵等。氨在有机合成工业中也是有用的，例如用于尿素、染料、医药品和塑料的生产等。由于氨水的弱碱性，因而可用作洗涤剂。氨有很高的汽化热，因此常用作冷冻机和制冰机的循环制冷剂。磷原子的价电子层结构
24、为 3s23p33d0,第三电子层除有 5 个价电子外，还有空的 3d 轨道， ，磷与氢成键形成氢化物时，跟氮原子相似，它所生成的氢化物膦（PH 3）和它的取代衍生物（PR 3）具有三角锥的结构。HHEP PHHHH图 2.PH3分子的结构 图 3.鏻离子的结构Fig.2 Structure of PH3 Fig.3 Structure of PH4+同样由于孤电子对的排斥作用，在 PH3 中HPH 变为 93，P-H 的键长为 142pm。PH 3 是一个极性分子，但是由于磷原子半径较大，和 NH3 分子相比极性要弱的多。磷化氢常温下是一种无色而剧毒的气体，在 183.28K 时凝为液体，在
25、 139.25K 时凝为固体，临界温度为 324K，临界压力为 6.48106P。膦（PH 3）和它的取代衍生物（PR 3）中的 P 原子都有一对孤电子对，和氨气一样它能和许多金属离子形成多种配位化合物。不过膦（PH 3）和它的取代衍生物（PR 3）的配位能力比氨气或胺强的多，因为它们向金属配位时，除了:PH 3 和:PR 3 是电子对给予体外，配位中心离子还可以向磷原子9空的轨道反馈电子，从而加强了配合离子的稳定性。当 H+和 PH3 结合时，由于 H+没有电子可以反馈给 P 原子的空轨道，且 P 的半径又比 N 原子的大，所以 H+和 PH3 结合较 NH3 弱，这可能就是PH3 的碱性较
26、 NH3 弱的缘故。砷、锑、铋的价电子层结构为 ns2np3,但却和氮、磷不同，它们很难获得电子形成 M3-离子。砷、锑、铋都能与氢形成 MH3 型氢化物，其中较重要的是砷化氢 AsH3 或胂，由于砷、锑、铋的原子半径较大，电负性较小，故它们氢化物的熔沸点都很低，可见都是共价化合物。在它们的氢化物中，由于氢显-1 价，所以很容易失去电子变成正价或氢气而显还原性。例如： 2AsH312AgNO33H2OAs2O312HNO312Ag+ + + +这是一个有实际意义的反应古氏试砷法，有较高的灵敏度。砷化氢是一种无色、具有大蒜气味的剧毒气体。金属砷化物水解或用强还原剂还原砷的氧化物可制得胂。 Na3
27、As3H2O 3NaOH+ +AsH3砷、锑、铋的氢化物的生成热都是正值，所以是不稳定的化合物。例如：在缺氧的条件下，胂受热分解为单质： 2AsH3 2As3H2+这就是医学上鉴定砷的马氏试砷法的根据。2.5 氧族元素第A 族元素包括氧、硫、硒、碲、钋 5 种元素，统称氧族元素。其中硫、硒、碲又常称为硫族元素。氧族元素的 ns2np4 价电子层中有 6 个价电子，所以它们都能结合两个电子形成氧化数为-2 的阴离子，而表现出非金属元素的特征。与卤素原子相比，它们结合两个电子当然不像卤素原子结合一个电子那么容易（因为结合第二个电子需要能量），因而本族元素的非金属活泼性弱于卤素。另一方面，由氧向硫过
28、渡，在原子性质上表现出电离势和电负性有一个突然的降低，所以硫、硒、碲等原子同电负性较大的元素结合时，常失去电子显正氧化态。本族元素的原子半径、离子半径、电离势和电负性的变化趋势和卤族元素相似。随着电离能的降低，本族元素从非金属过渡到金属：氧和硫是典型的非金属，硫、硒是半金属，而钋为金属。氧原子的价电子壳层结构是 2s22p4，它最主要的氢化物是 H2O 和 H2O2。水分子中的氧同氢原子成键时，首先氧原子的 2s2，2p z2，2p y1，2p x1 四个轨道采取不等性杂化形成四个 sp3 杂化轨道，10这些 sp3 杂化轨道的能量和成分都不尽相同，其中两个 sp3 轨道具有 的成分而另外两个
29、 sp3 轨道具有 1/2 的成分和 01/4 之间的某一数值。其次含有 sp3 杂化轨道，同氢原子的 1轨道重叠成键，生成两个 键，同时还有两个孤电子对 6。氧原子采取 sp3 杂化成键，键角应为 10928，但与事实不符，这是因为占据两个 sp3 杂化轨道的两队孤电子对，因为孤电子对对成键电子对所占据的杂化轨道有较强的排斥作用，所以键角被压缩为 104.5。水分子结构如图：OHH图 4. 水分子的结构Fig.4 Structure of Water根据价层电子对互斥理论，我们也可以得到同样的构型。氧原子具有较大的电负性，使得H2O 分子间易形成氢键，有分子间的缔合，引起 H2O 分子在物理
30、和化学性质方面发生异变。由于O-H 键之间的键能较大，故水分子有较高的热稳定性，即使加热到 2000K 也几乎不分解。水分子的强极性也使得它成为许多盐类和一些极性共价化合物的良好溶剂。对过氧化氢分子结构的研究表明，过氧化氢分子中有一个OO ，每个氧原子上连一个氢原子。它不是直线形的，过氧链近似于在一本展开书本的夹缝位置，而两个氢原子在两页纸平面上，两种角度（OOH 键角和两面角）均接近 100。H 2O2 分子中的成键作用和水分子一样，其中的氧原子也是采取不等性杂化的 sp3 杂化，两个 sp3 杂化轨道中的单电子一个同氢原子的 1轨道重叠形成 HO 键，另一个则同第二个氧原子的 sp3 杂化
31、轨道头对头形成 OO 键，其它两个 sp3 杂化轨道中的电子是孤电子对，每个氧原子上的两个孤电子对之间的排斥作用，使得 OH 键向OO 键靠拢，所以键角HOO 小于四面体的值，同时也使 OO 键长比计算的单键值大。过氧化氢的分子结构决定它的极性比水要强，但由于它的不稳定性，所以不能做为极性溶剂，没有实际价值 7。硫原子电子壳层结构是 3s23p4，它在和氢原子成键时，跟氧原子相似，只是由于硫原子半径较大，变形性大，电负性较低，与氢的结合力弱，所以可以失去质子氢而显酸性。由于 H2S 是一种无色有毒气体，使用时必须在有效通风处进行。112.6 卤族元素卤族元素的最外层电子结构为 ns2np5，除
32、氟外其它卤素原子最外层还有 nd 轨道可以用于成键。卤素在与氢原子成键时，卤素的一个 2p 轨道和 H 的 1s 轨道结合形成 键，以 H-M 的形式存在。氟原子的价电子壳层结构是 2s22p5，在与氢原子成键时，可以与氢的 1s 轨道重叠形成 键。卤化氢分子的电负性随着卤素电负性的不同而变化，HF 极性最强，HI 极性最弱。这是因为氟原子半径小，电负性大，所以氢化物 HF 的极性很强，而碘原子半径大，变形性强，电负性小，故 HI极性较弱。这也解释了卤化氢酸性按 HF，HCl ，HBr ， HI 的顺序依次增强的原因。卤化氢分子的物理性质按 HI，HBr，HCl 的顺序呈规律性变化，但 HF
33、却是一个突变。HF 生成时放热相当多，键能很大，难于离解。其熔点和沸点在卤化氢中也是反常的，其原因是 HF 分子间存在氢键，存在其它卤化氢所没有的缔合作用。氟在低温和黑暗中即可与氢化合放出大量的热并引起爆炸。氯和氢的反应在常温及散射光线照射时进行的非常慢，但在强光线或加热时会发生爆炸反应。溴和氢在加热时才能相互作用，碘和氢则在更高温度下才能作用而且反应不完全，因为高温下生成的碘化氢又开始分解。卤化氢都是具有强烈刺激性嗅味的无色气体。新的研究发现，某些金属具有很强的捕捉氢的能力，在一定的温度和压力条件下，这些金属能够大量“吸收”氢气，反应生成金属氢化物，同时放出热量。其后，将这些金属氢化物加热，
34、它们又会分解，将储存在其中的氢释放出来。这些会“吸收”氢气的金属，称为储氢合金。储氢合金的储氢能力很强。单位体积储氢的密度，是相同温度、压力条件下气态氢的 1000 倍，也即相当于储存了 1000 个大气压的高压氢气。由于储氢合金都是固体，既不用储存高压氢气所需的大而笨重的钢瓶，又不需存放液态氢那样极低的温度条件，需要储氢时使合金与氢反应生成金属氢化物并放出热量，需要用氢时通过加热或减压使储存于其中的氢释放出来，如同蓄电池的充、放电，因此储氢合金不愧是一种极其简便易行的理想储氢方法。 储氢合金不光有储氢的本领，而且还有将储氢过程中的化学能转换成机械能或热能的能量转换功能。储氢合金在吸氢时放热，
35、在放氢时吸热，利用这种放热吸热循环，可进行热的储存和传输，制造制冷或采暖设备。 储氢合金还可以用于提纯和回收氢气，它可将氢气提纯到很高的纯度。例如，采用储氢合金，可以以很低的成本获得纯度高于 99.9999%的超纯氢。储氢合金的飞速发展，给氢气的利用开辟了12一条广阔的道路 8 。 结论通过对主族元素的结构分析，根据其外层价电子的变化，并结合共价键理论、配位键理论、氢键理论等对它们的氢化物的结构和性质进行了分析研究，发现了价电子变化对主族元素氢化物的影响，并对一些特殊现象进行了解释。致谢：大学四年即将过去，在大学的四年里，十分感谢各位领导，老师的精心呵护与耐心指导。在 这里要特别感谢韩民乐老师
36、在我准备此论文的细心指导与高屋建瓴的分析， 这一分经历是我人生中十分珍贵的财富。参考文献1.曹锡章，宋天佑等， 无机化学 ，高等教育出版社，北京，1992，4.2. Greenwoods N N and Earnshaw A, Chemistry of Elements, 2nd ed, Oxford: Butterworth-Heinemann,1997.3.吴永乐， 生物与化学 ， 1996，21(6)：427.4.曾昭琼， 有机化学 ，高等教育出版社，北京，1993.5.5.周公度， 结构化学基础 ，北京大学出版社，北京，2002.7.6.徐光宪，王祥云， 物质结构 ，高等教育出版社，北
37、京，1987.7.Gillespie R J, and Popelier P L A, Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities, Oxford: Oxford University Press, 2001.8.浙江大学， 金属氢化物贮氢技术研究与发展 ，2001，5. ,20(2):145-149Valence electron change to main group element hydride structure and nature influence and research
38、GAO Pan-Long HAN Min-Le*(College of Chemistry and Chemial Engineering, Luoyang Normal University, Luoyang, 471022)Abstract:Analyzes various main group element structure, according to valence bond theory, hybridization orbit theory, valence shell electron pair repulsion theory and molecular orbit the
39、ory, analyzes various 13elements according to its spatial structure to form the hydride physics as well as the chemical property，and through contrast, then discovery valence electron change to main group element hydride structure aspect as well as its nature influence, and studies further the change of hydride acidty .Keywords: valence electron; hydride; structure; nature
