chapter5 物质结构基础

null第五章第五章物质结构基础5.1物质结构的近代概念 电磁波谱( Electromagnetic spectrum)5.1物质结构的近代概念 电磁波谱( Electromagnetic spectrum)5.1物质结构的近代概念5.1物质结构的近代概念分光（ Spectroscopy）－连续光谱5.1 物质结构的近代概念 氢原子光谱－线状光谱5.1 物质结构的近代概念 氢原子光谱－线状光谱5.1 物质结构的近代概念 普朗克理论5.1 物质结构的近代概念 普朗克理论1900年,普朗克(Max Planck，1858－1947德国物理学家，1918年Nobel prize) 提出量子化理论：物质吸收或发射能量是不连续的，即只能以单个的、一定份量的方式，也就是量子化的。 一个量子的能量E=hν h－普朗克常数，6.63×10－34J·s5.1 物质结构的近代概念 光电效应(photoelectric)学说5.1 物质结构的近代概念 光电效应(photoelectric)学说1905年，爱因斯坦(Albert Einstein，1879－1955)运用普朗克量子论解释光电效应实验，提出光同时具有波和粒子的性质。 即E=hν (光子的能量) (光子的动量)5.1物质结构的近代概念 卢瑟福原子模型5.1物质结构的近代概念 卢瑟福原子模型1911年，卢瑟福(Rutherford)5.1物质结构的近代概念 玻尔原子结构5.1物质结构的近代概念 玻尔原子结构1913年，玻尔(Niels Bohr，丹麦物理学家)在普朗克量子论、爱因斯坦光子学说、卢瑟福有核原子模型的基础上，解释线状光谱，提出有关原子结构的假设： 电子不是在任意轨道，而是在符合一定条件的轨道(稳定轨道)上绕核运动，在稳定轨道上运动时不放出能量； 电子的轨道离核越远，原子的能量越大。原子在稳定状态时(基态)，各电子尽可能在离核最近的轨道上，原子的能量最低； 只有电子从较高的能级跃迁到较低能级时，原子才会以光子形式放出能量，hν=E2-E1，反之，则需吸收相应的能量。5.1 物质结构的近代概念 微观粒子的波粒二象性－德布罗意波5.1 物质结构的近代概念 微观粒子的波粒二象性－德布罗意波1924年，德布罗意(Louis de Broglie,1892-1987, 法国物理学家)提出实物粒子也有波粒二象性。这种物质微粒所具有的波称为德布罗意波或物质波。5.1 物质结构的近代概念 电子衍射(Diffraction)实验5.1 物质结构的近代概念 电子衍射(Diffraction)实验1927年，美国物理学家戴维逊(D. J. Davisson)等通过电子衍射实验证明了电子运动具有波动性：当高速运动的电子束穿过晶体光栅投射到感光底片上时，得到的不是一个感光点，而是明暗相间的衍射环纹，与光的衍射图相似。5.1 物质结构的近代概念5.1 物质结构的近代概念若用慢射电子枪取代电子束进行类似实验，发现，每个电子在感光底片上弹着的位置是无法预料的，说明电子运动没有固定轨道；但单个的电子不断发射以后，在感光底片上仍然可以得到明暗相间的衍射环纹，这说明电子运动是有规律的。亮环纹处衍射强度大，说明电子出现的机会多，亦即概率大；暗环纹处则相反。5.1 物质结构的近代概念 海森堡测不准原理(Uncertainty Principle)5.1 物质结构的近代概念 海森堡测不准原理(Uncertainty Principle)1927年，海森堡(Werner Heisenberg，1901－1976，德国物理学家)提出人们不可能同时准确地测定电子的速度和空间位置。即只能用概率而不能用途径来描述它们的运动状态。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数量子力学认为： 原子中单个电子运动的轨迹是无法确定的，但原子中电子在原子核外的分布是有规律的：核外空间某些区域电子出现的概率较大，而另一些区域电子出现的概率较小； 电子在原子核外空间某处单位体积内出现的概率称为概率密度。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数1. 波函数 1926年奥地利物理学家薛定谔(Erwin SchrÖdinger, 1887～1961),根据波粒二象性的概念提出了一个描述微观粒子运动的基本方程 ──薛定谔波动方程： V－势能，核对电子的吸引，V= -Ze2/r Ψ－波函数，薛定谔方程的解，是原子周围空间位置(x,y,z)的函数，波函数的空间图像是原子轨道，原子轨道的示式是波函数； Ψ2可以反映电子在核外空间某处单位体积内出现的概率，即概率密度。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数2. 量子数 在不同条件(不同量子数)下，求解薛定谔方程，可以得到不同的E和Ψ。 ①主量子数n 描述原子中电子出现的概率最大的区域离核的远近；n相同则能量相同； n的取值范围为正整数，即1，2，3，… ； n决定了电子层数：n=1即K层，n=2即L层，n=3即M层，… 。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数②角量子数l 表示了原子轨道(电子云)的形状； l 取值受n限制，0，1，2，n－1，… ； l 决定了同一电子层中具有不同状态的亚层，l=0即s轨道，l=1即p轨道，l=2即d轨道，l=3即f轨道。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数③磁量子数m 表示了原子轨道(电子云)在空间的取向； m取值受l 限制，0，±1，±2， … ，±l ； m决定了原子轨道在空间的取向:px、py、pz，dxy、dyz、dzx、dx2-y2、dz2。 5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数④自旋量子数ms 表示了电子的自旋状态； 取值仅有±1/2。nullThe region in which an electron with the specific energy will most probably be located is called an atomic orbital. The designation of the orbital“location”of an electron requires four quantum numbers. Independent of any experienced evidence, three of them arise from solution of the Schrödinger equation. A fourth quantum number, the spin quantum number ms (=-1/2.+1/2), is needed to complete the designation of each individual electron within an atom (because the electron can occupy the orbital in two different orientations). The first quantum number, The principal quantum number n , identifies the main energy level (like the balconies). The second, the subshell quantum number l (=0,1,2,…,n-1) (traditionally called either the angular momentum or azimuthal quantum number) identifies sublevels of energy within the main energy level (like the rows in each balcony ). The third quantum number is the orbital quantum number m (-l, …, 0, …, +l) (traditionally called the magnetic quantum number )－it pins down the location of individual electrons in orbitals (like the seats in each row). 5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数3. 波函数角度分布图 Ψ(x,y,z) 可以用球坐标Ψ(r,θ,φ)表示。 x=rsinθ cosφ y=rsinθ sinφ z=rcosθ 则Ψ(r,θ,φ)＝R(r)·Y(θ,φ) R(r)是波函数的径向部分； Y(θ,φ)表示波函数的角度部分。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数氢原子基态波函数：1s轨道，即 n＝1，l＝0 将角度部分按θ,φ变化作图，可得原子轨道角度分布图。5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数5.1 物质结构的近代概念 5.1.1 波函数p原子轨道角度分布图d原子轨道角度分布图s原子轨道角度分布图5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云1. 概率密度与电子云 Ψ2与电子在核外空间某处单位体积内出现的概率，即概率密度。 对氢原子基态波函数： 可见，离核越近，概率密度越大。 以黑点的疏密表示概率密度分布的图形叫做电子云。null5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云氢原子激发态 －p轨道电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云氢原子激发态－d轨道电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云2.电子云角度分布图 － Ψ2的角度部分随θ,φ变化的图形。 与波函数角度分布图相同：只表示空间伸展方向(l,m)，与离核距离(n)无关； 与波函数角度分布图差别： 形状“瘦小”； 无正负之分，波函数有。5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云5.1 物质结构的近代概念 5.1.2 电子云3.电子云径向分布图 只能反映电子出现概率的大小与离核距离(n)的关系，不反映与角度(l,m)的关系。 关于原子模型的发展历程关于原子模型的发展历程5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.1 多电子原子轨道的能级5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.1 多电子原子轨道的能级氢原子轨道能级多电子原子轨道能级5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式1.核外电子排布的三个原理 原子轨道能量主要与主量子数(n)有关。对多电子原子(除H外) ，原子轨道的能量还与角量子数(l)、原子序数(核电荷数)有关。 根据原子光谱实验的结果，总结出核外电子分布的规律基本遵循三个基本原理。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式① 泡利(Pauli)不相容原理(1925,Exclusion principle) 在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。 每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子；每一层内最多可能容纳2n2个电子。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式② 能量最低原理 多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式1939年鲍林Pauling近似能级图5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式徐光宪(1920- ，中国化学家)归纳得到近似规律： （n＋0.7l）值首位数相同的原子轨道为一个能级组。null原子轨道近似能级图 (核外电子填入轨道顺序图)5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式③ 洪德规则(Hund’s rule) 原子在同一亚层的等价轨道(n、l相同的所有m)上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋平行 (ms相同)，这样体系的能量最低。 等价轨道在全充满、半充满或全空的状态比较稳定。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式2. 核外电子分布方式和外层电子分布式 核外电子分布方式： 21Sc: 1s22s22p63s23p63d14s2 22Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2 外层电子分布式(外层电子构型)： 22Ti: 3d24s2(因内层电子已经充满)。 可用该元素前一周期的希有气体的元素符号作为原子实； 基态阳离子的轨道能级与原子的轨道能级有所不同，形成离子时，失电子从最外层开始 ： Ti2+:3s23p63d2 Ti4+:3s23p65.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式特殊情况 29Cu 电子分布为 3d104s1，而不是3d94s2(全满) 24Cr 的电子分布为 3d54s1，而不是3d44s2(半满) 5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.2核外电子分布原理和核外电子分布方式徐光宪得到近似规律： （n＋0.4l）值判断离子外层电子的能量高低。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律1.原子结构与元素周期律 ①周期(period) 元素的周期即其原子核外电子的层数(能级组)。 ②族(group) 若元素原子最后的电子填入s或p亚层，则该元素为主族元素，以A表示；若元素原子最后的电子填入d 或f 亚层，则该元素属副族元素，又称过渡元素(填入f亚层的又称内过渡元素)，以 B表示。 族号：主族及Ⅰ、Ⅱ副族＝最外层电子数，零族最外层电子数为8；其它副族＝最外层电子与次外层d电子之和。 ③区(block) 根据元素原子外层电子构型不同，把元素所在位置分成 s，p，d，ds 和 f 五个区。null5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律同周期的主族元素,自左向右,原子半径逐渐减小； 同周期的d区过渡元素,从左向右,原子半径略减小; 从IB 族起,由于次外层(n-1)d 轨道已充满,显著地抵消核电荷对外层ns 电子的引力,原子半径反而增大。原子半径 (多以共价半径计，也有金属半径、范德华半径,均为核间距的一半)5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律同一族，渐大。 镧系收缩。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律2.元素的氧化值 主族元素原子只有最外层的电子为价电子，能参与成键，因此，主族元素(F、O 除外)的最高氧化数等于该原子的价电子总数(亦即族数)。随着原子核电荷数的递增，主族元素的氧化数呈现周期性的变化。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律副族元素的氧化值 ⅢB～ⅦB族元素原子最外层的s亚层和次外层d亚层的电子均为价电子，元素的最高氧化数也等于价电子总数。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律3.元素的电离能(I) 气态原子要失去电子变为气态阳离子(即电离)，必须克服核电荷对电子的引力而消耗能量，这能量称为电离能(I)，单位为kJ·mol-1。 从基态(能量最低的状态)的中性气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需要的能量，称为原子第一电离能(I1)；由氧化数为+1的气态阳离子再失去一个电子形成氧化数为+2的气态阳离子所需要的能量，称为原子的第二电离能(I2)；余类推。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律电离能的大小反映了得失电子的难易程度，电离能越大，越难失去电子，则金属性越弱；反之，则金属性越强。 同一周期主族元素，从左向右，电离能逐渐增大；副族元素从左向右变化不十分规律。 同一族主族元素从上往下，原子的电离能逐渐减小；副族元素从上往下电离能变化没有较好的规律。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律4.元素的电负性(electronegativity) 某原子难失去电子，不一定就容易得到电子；反之，难得到电子，也不一定就容易失去电子。 为了能比较全面地描述不同元素原子在分子中对成键电子吸引的能力，鲍林提出了电负性的概念。所谓电负性是指分子中元素原子吸引电子的能力。 指定最活泼的非金属元素原子(F)的电负性为4.0，通过计算得到其它元素原子的电负性值。非金属大于2.0，金属一般小于2.0。 某元素的电负性越大，表示它的原子在分子中吸引成键电子(即习惯说的共用电子)的能力越强。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.3 原子的结构与性质的周期性规律元素原子的电负性： 主族元素： 同一周期从左向右电负性逐渐增大； 同一主族，从上往下电负性逐渐减小； 副族元素: ⅢB～ⅤB族变小，ⅥB～ⅡB族从上往下电负性变大。5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.4 原子光谱5.2多电子原子的电子分布方式和周期系 5.2.4 原子光谱基态：原子中所有电子都处于能量最低的轨道上； 激发态：原子中某些电子处于能量较高的轨道上时，则称此原子处于激发态。 △E=hν5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键原子或离子之间某种强烈的作用力将多个原子或离子结合成分子，这种力即化学键。 化学键分离子键、共价键、金属键三种。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键离子键(ionic bonds) 电负性较小的金属原子和电负性较大的非金属原子靠近时，前者易失去外层电子成正离子，后者易获得电子成负离子，正负离子之间靠静电引力结合在一起，形成离子化合物。 本质是正﹑负离子之间的静电引力，是一种较强的相互作用力； 外层电子构型有8、9～17和18电子构型三种类型。 特征是既无方向性又无饱和性。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键共价键(covalent bonds) 同种非金属元素或电负性相近的不同元素，一般以共价键结合形成共价型单质(H2、Cl2、N2 )或共价型化合物(HCl、H2O) 。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键价键理论(valence bond theory) ，俗称电子配对法，相邻原子间电子相互配对。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键H2分子基态时的核间距离d=74pm，小于两个H原子半径之和(53pm×2 =106pm)，表明在H2分子中，两个H原子的1s轨道之间发生了重叠。 成键电子轨道的重叠，使两核间形成了一个电子出现的概率密度较大的区域。既削弱了两核间的正电排斥力，还增强了两核对核间电子云的吸引，使体系能量降低。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键价键理论内容： 组成分子的两个原子必须具有未成对的电子，且自旋方向相反。故成键数目取决于原子中未成对电子数，即具饱和性； 如N≡N，NH35.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键原子轨道相互重叠形成共价键时，原子轨道要对称性匹配(原子轨道符号相同)，并满足最大重叠的条件(沿重叠最大的方向)。因p、d、f轨道都有一定的空间取向，故成键具方向性。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键σ键：原子轨道沿两核连线方向以“头碰头”的方式进行重叠； π键：原子轨道沿两核连线方向以“肩并肩”的方式进行重叠。HC≡CH5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键N≡Nnull5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键分子轨道理论 分子中的电子不再从属于某个原子，而是在整个分子空间范围内运动。电子进入分子轨道后，若体系总能量降低，即能成键。 分子轨道由组成分子的各原子轨道组合而成。 分子轨道总数等于组成分子的各原子轨道数目的总和。 分子轨道的形状可以通过原子轨道的重叠，分别近似地描述。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键5.3 化学键与分子间作用力 5.3.1 化学键分子轨道理论5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型1.共价键参数  键能(E)─衡量化学键强度的键参数。 键的离解能(D)─在298.15K和100kPa下的气态物质，断裂单位物质的量的化学键而生成气态原子时所需要的能量。 对双原子分子而言，其键能数值等于该键的解离能。 分子中若有多个相同的键 ，则该键的键能为同种键逐级解离能的平均值。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型键长( Lb)─分子中成键原子核间的距离。 也反应了键的强度。两个确定的原子之间形成的不同的化学键，其键长值越小，键能就越大，键就越牢固。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型键角─分子中相邻两键之间的夹角。 键角和键长是描述分子几何结构的两个要素。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型2.分子的极性和电偶极矩 分子总体呈电中性，但从分子内部看：5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型对极性分子，其极性用电偶极矩(μ)表示。 等于分子中电荷中心(正电荷中心或负电荷中心)上的电荷量(q)与正、负电荷中心间距离(l)的乘积： 　　　μ= q·l 　　 数值可通过实验测出，单位库·米(C·m)。 依其判断分子有无极性和极性大小：非极性分子的偶极矩等于0；极性分子偶极矩越大，分子的极性越强。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型!注意：键的极性与分子的极性未必一致 H-O键是极性键，H2O是极性分子 C-H键是极性键，CH4却是非极性分子。 分子的极性与键的极性有关，还与分子的空间构型有关。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型3.分子的空间构型与杂化轨道(hybrid orbitals)理论 杂化轨道理论 形成分子时，同一原子中若干能量相近(同一能级组)的原子轨道可以相互混杂(杂化)形成同样数目的能量完全相同的新的原子轨道。 杂化─轨道的相互叠加过程。 杂化轨道─原子轨道叠加后产生的新的原子轨道。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型分子的空间构型 BeF2分子－实验事实：直线型分子。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型BF3分子5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型CH4分子 5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型 NH3分子和H2O分子 中心原子sp3杂化，但键角均小于109°28’。 孤对电子的存在，使各个杂化轨道中所含的成分不同的杂化叫做不等性杂化。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型5.3 化学键与分子间作用力 5.3.2分子的极性和分子的空间构型杂化轨道理论： 形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的原子轨道数目； 杂化轨道角度分布的图形与原来s轨道和p轨道的不同； 由杂化轨道形成的共价键比较牢固。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力1.分子间力 取向力、色散力、诱导力(统称范德华力，Van de Waals)、氢键、疏水作用。 键：原子间力，形成分子或晶体； 分子间力：分子间较弱的相互作用力。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力色散力:由于原子核、电子的不停运动，正负电中心不能总是保持重合，会有瞬间偶极存在。瞬间偶极间的异性相吸而产生的分子间力即色散力。存在于所有分子之间。 取向力:两个极性分子靠近时，由于同极相斥，异极相吸，使分子在空间处于异极相邻的状态。由于固有偶极之间的作用而产生的分子间力叫做取向力。 诱导力:在相邻分子的固有偶极作用下，使每个分子的正、负电荷中心更加分开，产生了诱导偶极。诱导偶极与固有偶极之间的分子间力即诱导力。固有偶极只有极性分子才有，故诱导力存在的前提是极性分子。 均是吸引作用。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力非极性分子之间只有色散力； 极性分子和非极性分子之间存在诱导力、色散力； 极性分子间则有色散力、诱导力、取向力；5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力2. 氢键 在分子间或分子内存在的与分子间力大小接近的作用力；氢原子与电负性较大的X原子以极性共价键相结合的同时，还能吸引另一个电负性较大、半径又较小且有孤对电子的Y原子。 X－H……Y5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力氢键具有方向性和饱和性。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力3. 分子间力和氢键对物质性质的影响 氢键弱于化学键，强于分子间力。 物质的熔点和沸点 同类型单质和化合物，其熔、沸点一般随摩尔质量增大而升高，原因在于色散力增大。 含氢键物质会出现反常。5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力5.3 化学键与分子间作用力 5.3.3分子间相互作用力物质的溶解性 相似相溶－极性相同者易互溶。5.4 晶体结构5.4 晶体结构晶体：具有一定的几何形状和一定的熔点，以及各向异性。物质微粒的排列，表现出周期性和对称性。 晶胞：晶体中最小的周期单位。5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型1.离子晶体 物质微粒：正、负离子 作用力：离子键，即静电引力 特性：熔点高、硬度大、延展性差，水溶液和熔融态均导电。而熔点、硬度等物理性质与晶格能相关。 晶格能：100KPa和298.15K时，由气态正、负离子形成单位物质的量离子晶体所释放的能量。5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型2.原子晶体 物质微粒：原子 作用力：共价键 特性：不存在独立的原子或分子。 5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型物质微粒：分子 作用力：分子间力(范德华力和氢键) 特性：存在独立的分子；硬度较小，熔点较低，固态和熔融态不导电。3.分子晶体5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型物质微粒：金属原子或金属正离子 结合力：金属键 特性：不透明，具有金属光泽，延展性好、导电，导热。没有单独存在的原子。自由电子：最外层价电子脱离原子的束缚而在金属晶粒间自由运动，也称离域电子。 金属键：自由电子与原子(或正离子)间的作用力。4.金属晶体5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型5.4 晶体结构 5.4.1晶体的基本类型5.4 晶体结构 5.4.2 过渡型晶体5.4 晶体结构 5.4.2 过渡型晶体1.链状结构晶体 链内作用力为共价键； 链带负电，链间充填着金属正离子，链与链靠静电作用相结合。 易于沿链的平行方向裂开。5.4 晶体结构 5.4.2 过渡型晶体5.4 晶体结构 5.4.2 过渡型晶体2.层状结构晶体－石墨 每个碳原子以sp2杂化形成3个杂化轨道，分别与相邻的3个碳原子形成3个sp2－sp2键，键角120°; 每碳原子还有一个2p原子轨道垂直于sp2杂化轨道，相互重叠形成遍及整个平面层的离域大π键，每个2p轨道中各有一个电子，这些电子可以沿平面层移动。 故石墨具导电、导热性，有金属光泽。null