第五章 物质结构基础1

nullnull第五章 物质结构基础null 化学反应能否发生，反应速度的快慢，以及反应进行的程度大小等均与反应物和生成物的组成和结构等性质有关，与原子间的结合方式有关。化学反应的本质反应物分子之间原子的重新组合如： H2 + Cl2 → 2HCl 为了研究反应的本质、物质的性质及变化规律，就必须研究物质的结构。null第三节 分子的结构与性质 物质结构第二节 多电子原子电子排布和元素周期性第四节 固体的结构与性质第一节 原子结构的近代概念null第五章 物质结构基础主 要 内 容null主要内容 5. 价键理论 6. 杂化轨道理论 7. 分子轨道理论 8. 分子间力和氢键null1. 微观粒子的波粒二象性2. 波函数与原子轨道、 几率密度与电子云3. 四个量子数6. 元素性质的周期性变化4. 原子核外电子分布原理及其分布5. 元素周期系与核外电子分布的关系第五章 物质结构基础基 本 要 求null基本要求 1. 价键理论的基本要点2. 分子的几何构型和杂化轨道理论的基本要点及其应用3. 分子轨道理论的基本概念及其应用4. 分子间力和氢键分子的结构与性质null第五章 物质结构基础null 第一节 原子结构的近代概念null5-1-1 电子的波粒二象性 粒子性——电子有确定的体积 (d 约为10-15m) 和质量(9.1091×10-31kg) 阴极射线管内两极之间装一个可旋转的小飞轮，当阴极射线（电子流）打在飞轮叶片上，小轮即可转动（即电子有质量、有动量，亦即是具有粒子性）。电子运动是否也象光子一样，表现出波动的性质呢？null波动性的验证——电子衍射实验 美国物理学家戴维逊（C·T·Divission）和革麦（L·H·Germer）1927年电子衍射实验成功。他们采用一束电子流，通过镍晶体（作为光栅），结果得到和光衍射相似的一系列衍射圆环。 电子衍射示意图 可见，物质波是大量微粒运动（或者是一个粒子的千万次运动）所表现出来的性质，是微粒行为统计性的结果。 nullnull2、概率性电子或微观粒子波是一种概率波，是统计结果波恩的统计解释null对大量粒子行为而言：粒子出现数目多的区域衍射强度（或波强度）大，粒子出现数目少的区域波强度小。 对一个粒子行为而言：粒子到达机会多的区域是衍射强度大的地方。 结论：在空间任一点微粒波的强度与微粒出现的几率密度成正比。微粒波是一种几率波，是大量粒子的行为或一个粒子多次行为表现出来的。null德布罗依波 法国物理学家德布罗依(Louis de Broglie)于1924年提出一个大胆的假设：实物微粒都具有波粒两象性。即实物微粒除具有粒子性外，还具有波的性质，这种波称为德布罗依波或物质波。 对于质量为m，速度为ν的微粒，德布罗依波波长λ可用下式求得： 式中h为普朗克常数，其值为6.625×10-34J·s 德布罗依的假设在1927年为电子衍射实验所证实。null光的波粒二象性：德布罗意关系式：物质波（德布罗意波）null薛定谔波动方程： 　　描述微观粒子运动状态的基本方程 对氢原子来说，波函数 Ψ(X、Y、Z)是描述氢原子核外电子运动状态的数学表达式。 m——电子质量 h——普朗克常数 E——体系总能量 V——电子的势能nullnull波函数Ψ是描述电子运动状态的数学表达式，粗略看成是核外可以找到电子的区域。 Ψ的空间图象叫原子轨道， 原子轨道的数学表达式就是波函数。null 1、波函数和原子轨道 波函数：用空间坐标（如x、y、z；或者r、θ、Φ）来描写波的数学函数式，其空间图象可以形象地理解为电子运动的空间范围，俗称“原子轨道”。波函数的空间图象是原子轨道，原子轨道的数学表示式是波函数。 波函数的物理意义： 表示在原子核外空间一个质量为m，离核的距离为r的电子在核电场势能作用下的运动状态。 注意：波函数没有非常直观的物理图像，其平方的值 ，代表电子在核外空间某点电子出现的概论密度。5-1-2电子运动状态描述的三种null 2、概率密度和电子云 在量子力学中采用数学统计的方法，即对一个电子多次的行为或许多电子的一次行为进行总的研究，可以统计出电子在核外空间某单位体积中出现机会的多少。电子运动有规律但无法确定其运动轨迹null概率密度=概率/体积nullnull用小黑点的疏密 表示电子出现概率密度的相对大小小黑点较密的地方，概率密度较大，单位体积内电子出现的机会多。如 1s的电子云null3、 波函数和电子云的图象 作为函数式ψ也可以做图。为做图方便，做如下处理：ψ(xyz)—ψ(rθφ)—R(r)Y(θφ)对R做图，称原子轨道的径向分布图； 对Y做图，称原子轨道的角度分布图； 对R2做图，称电子云的径向分布图； 对Y2做图，称电子云的角度分布图。null1)原子轨道的角度分布nullnull2)电子云的角度分布nullnull 电子云的角度分布与原子轨道的角度分布之间的区别：形状较瘦 没有正、负号null1s、2s、2p电子云 径向分布图null5-1-3 量子数量子数：在量子力学中波函数的每一组合理解 都决定一种核外的具体能量形式，即 一个原子轨道，并代表核外电子的一 种运动状态。 描述原子中每个电子的运动状态必须用 四个量子数： 即 主量子数(n)： 　　 副量子数(l)： 　　 磁量子数(m)： 　　 自旋量子数(ms)：null表示原子轨道或电子云离核距离和能级高低 　　n=1、2、3、4、5 …..∞ 正整数 1)主量子数的数值取从1开始的任何整数：n=1、2、3……。所以电子的能量是分立的不连续的，或者说能量是量子化的。这相当于把核外电子分为不同的电子层，凡n相同的电子属于同一层。 2)与电子能量有关，对于氢原子，电子能量唯一决定于n；　主量子数(n)nulln值越小，该电子层离核越近，能级越低。3)不同的n值，对应于不同的电子层：null角量子数(ι)表示原子轨道或电子云的形状 　ι=0、1、2、3 …..(n-1) 的正整数 同一电子层分成几个亚层，角量子数（l）用来描述电子所处的亚层。l值和n值之间存在如下的关系：null同一电子层，ι值越小， 该电子亚层能级越低。亚层常用光谱符号表示：null角量子数（l）的物理意义 根据光谱实验结果和理论推导，角量子数（l）表示在同一电子层中不同电子能量的差别，还表示原子轨道和电子云的形状。 l=0，即s电子，电子云呈球形对称； l=1，即p电子，电子云呈哑铃形； l=2，即d电子，电子云呈花瓣形； f电子云形状更为复杂。null 同一电子层中，s亚层离核最近，能量最低，p、d、f亚层依次离核渐远，能量依次升高。s、p、d电子云图nullFrom Basic chemistrynull2s1s2pFrom Basic chemistrynull 磁量子数(m)表示原子轨迹或电子云在空间的伸展方向 m值： -ι 、0、+ι 的正整数, 共(2l+1)个 null l=0时，m=0，即s电子只有一种空间取向（球形对称的电子云）； l=1时，m=+1、0、-1，p电子可有三种空间取向。电子云沿着直角坐标的x、y、z三个轴的方向伸展，分别称为Px、Py、Pz l=2时，m=+2、+1、0、-1、-2，d电子可有五种空向取向，即：同一亚层内的各原子轨道，在没有外加磁场下，能量是相等的,称等价轨道 (简并轨道) 。nullp电子云在空间的三种取向d电子云在空间的五种取向null 自旋量子数(ms) 原子中电子不仅绕核旋转，而且还绕着本身的轴作自旋运动。电子的自旋可有2个相反的方向，所以自旋量子数ms，只有两个值，+1/2和-1/2，通常用向上和向下的箭头分别表示，即↑、↓。null1.Netherland :斯特恩(O.Stern)--盖拉赫(W.Gerlach)实验 (1921年)实验结果：分裂为两条！nullnull原子中的电子除绕核作高速运动外，还有自己的自旋运动（即自己的运动状态）。电子的自旋运动用自旋量子数ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。通常用“↑”和“↓”表示1925年,乌仑贝克和高斯密特提出:电子自旋假设:电子除绕原子核运动外, 还绕自身轴旋转 — 自旋类比: 地球绕自身轴旋转null 描述原子中每个电子的运动状态必须用 四个量子数： 即 主量子数(n)：电子所处的电子层 　　副量子数(l)：电子所处的电子亚层 　　　　　　　及原子轨道、电子云的形状 　　磁量子数(m)：轨道在空间的伸展方向 　　自旋量子数(ms)：电子自旋方向null 原子轨道 原子轨道：电子层、电子亚层和空间取向都确定（也就是电子的n、l、m都确定）的运动状态称作原子轨道。 s亚层只有1个原子轨道； p亚层可有3个原子轨道； d亚层可有5个原子轨道； f亚层可有7个原子轨道。 空间的取向不同，并不影响电子的能量，因此，同一亚层的几个原子轨道能量是完全相同的，这样的轨道称作等价轨道或简并轨道。 如：同一亚层的3个p轨道，5个d轨道或7个f轨道，都是等价轨道。nullnull n，l，m一定,轨道也确定 0 1 2 3…… 轨道 s p d f…… 例如: n =2, l =0, 2s n =3, l =1, 3p n =3, l =2, 3d思考题: 当n为3时, l ,m,分别可以取何值?轨道的名称怎样?null3d: n=3、角量子数L=2。 该亚层有5种不同空间轨道取向的轨道（由磁量子数m=0、±1、±2决定）， 每一种空间轨道又各可容纳2个不同自旋量子数（ms=±1/2）的电子，所以最多可容纳2×5=10个电子。 例：指出符号4px、3d所表示的意义及电子的最大容量？解：4px：n=4、角量子数L=1、 轨道中最多可容纳2个电子。null例：当主量子数n=4时，有几个能级？各能级有几个轨道？ 最多能容纳多少个电子？例： n l m 轨道数 容纳电子数 4 0 s 1 2 1 p 3 6 2 d 5 10 3 f 7 14 n2 2n2 null例：在某原子的某一电子层中，l=2的能级上，原子轨道 有几个？并画出该能级下的可能的电子云图？null练习题 1．是非题 （1） 当主量子数n=2时，其角量子数l只能取一个数，即l=1。 （2） 多电子原子轨道的能级只与主量子数n有关。 2．问答题 说明量子数m、ms的取值范围及其物理意义。 null 1．是非题 （1） 错。l可取从0到n-1的正整数，即：0，1。 （2） 错。与主量子数n及角量子数l均有关。 2．问答题 l确定后，m可取2l+1个数值， 磁量子数m描述原子轨道在空间的伸展方向。 ms只取+1/2，-1/2两个值， 它描述电子的自旋 运动方向。 null第二节 原子中电子的分布nullnull 多电子原子：核外不止有一个电子的原子统称为多电子原子。 轨道:与氢原子类似，其电子运动状态可描述为1S，2S，2Px，2Py，2Pz，3S…… 轨道的能量:与氢原子不同，多电子原子的能级主要与主量子数n有关，还和角量子数l有关；在外加场的作用下，还与m有关。 原子的能级主要是根据光谱实验结果得到的。5-2-1 多电子原子轨道的能级null 鲍林（1939年）出多电子原子中各轨道能级相对高低的情况，并用图近似地表示出来，这样的图称为鲍林近似能级图，鲍林能级图反映了核外电子填充的一般顺序。鲍林近似能级图null多电子原子轨道的能级顺序1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7pnull 多电子原子轨道的能级 （1）l相同时，n愈大，能级越高，即：（2）n相同，l不同时，l愈大，能级愈高，即：（3）n和l值都不同的原子轨道的能级高低，出现能级交错，用该轨道的n+0.7l值来判断：n+0.7l值愈小，能级愈低。null 例如，4s和3d两个状态，它们的n+0.7l值分别为4和4.4，因此：E4s＜E3d。从图可以看出ns 能级均低于(n-1)d，这种n值大的亚层的能量反而比n值小的能量为低的现象称为能级交错。null 1 能量最低原理 在原子中，电子优先进入能量最低的亚层，而只有当能量最低的亚层填满后，电子才进入能量较高的亚层，这称为能量最低原理。 填充电子时，就是按照近似能级图中各能级的顺序由低到高填充的。电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最低。 即： 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p5-2-2核外电子的排布原则一、 核外电子的排布原则null2 泡利不相容原理 在同一原子中，不可能有两个电子具有完全相同的四个量子数。如果原子中电子的n、l、m三个量子数都相同，则第四个量子数ms一定不同，即同一轨道上最多能容纳2个自旋方向相反的电子，称为泡利不相容原理。null 应用泡利不相容原理，可以推算出某一电子层或亚层中的最大容量，例如，在原子的第一电子层（K层）中，n=1，l=0，m=0，但ms可为+1/2、-1/2，因此这层最多可有2个电子，它们都是1s电子（即第一电子层s亚层上的电子），同样，可以推算出第2、3、4层中电子的最大容量各为8、18、32。以n代表电子层号数，每层中电子的最大容量则为2n2。null 3 洪特规则 在同一亚层的各个轨道（即等价轨道）上，电子的排布将尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。这个规则叫洪特规则，也称最多轨道规则。在n和 m相同的轨道上，分布电子，将尽可能得分布m值不同的轨道，且自旋相同。 如：C外层有6个电子，其电子排布式为1s22s22p2。电子是以怎样的方式排入p轨道的呢？按照洪特规则，其轨道表示式应为： 而不是或null例：氮（N）原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为：Hund规则的特例： 当轨道处于全满，半满或全空时，原子较稳定26号Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2nullnull二、核外电子分布式和外层电子分布式电子填入轨道的顺序是： 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 一 二 三 四 五 6s4f5d6p 7s5f6d7p 六 七能级组记忆方式：1 2 2 3 3 4 4 ns (n-2) f (n-1)d npnull(1) 电子分布式 多电子原子核外电子分布的表达式叫做电子分布式。 例如，钛(Ti)原子有22个电子，按上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布情况应为 22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2 但在书写电子分布式时,要将3d轨道放在4s前面，即钛原子的电子分布式正确的写法为 22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2null 这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。 N的外层电子排布式：2s22p3可以形象的表示为： 氖（Ne）原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，氖的原子结构可以用电子构型表示为1s22s22p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。 null(2) 外层电子分布式 化学反应只涉及外层电子的得失，只需写出外层电子分布式即可。外层电子分布式又称为价电子构型. 主族元素 价电子构型为 ns电子+np 电子，例如 17Cl的价电子构型： 3s23p5； 34Se的价电子构型： 4s24p4。 副族元素 价电子构型为 ns电子+(n-1)d电子 Ti的价电子构型： 3d24s2； Mn的价电子构型： 3d54s2； Cu的价电子构型： 3d104s1。 镧系和锕系元素 价电子构型 ns电子+(n-2)f电子。null(3)离子的外层电子分布式 原子失去电子而成为正离子时，首先失去最外层的电子，其先后顺序一般为 np，ns，(n-1)d，(n-2)f，例如， Mn2+的外层电子构型是 3s23p63d5 不是3s23p63d34s2或3d34s2，也不能只写成3d5。又如， Ti4+的外层电子构型是 3s23p6。 原子成为负离子时，原子所得的电子总是分布在它的最外电子层上。例如， C1-的外层电子分布式是 3s23p6。 nullnull1s2s2p3s3p4s3d26Fe1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s250Sn1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p65s24d105p222626223d6课堂练习：写出所给元素的电子分布(按能级)状况： 22Tinull思考1： 以下排列 s s → p → s → d → p → s → f → d → p 是否具有周期性？答：若按以下方式排列 s→p s → d → p s → f → d → p 从s始，至p终，具有周期性。思考2：元素性质为何呈现周期性？答：元素性质取决于原子的特征电子构型。由于原子的特征电子构型具有周期性，因此元素性质也具有周期性。5-2-3 原子的结构与性质的周期性规律null 1．原子结构与元素周期律 将核外电子分布与周期表对照能清楚的看出元素的周期性与原子结构的关系，揭示周期律的实质。 (1) 元素的分区 根据原子的价电子构型，将周期系分成5个区，即s 区、p 区、d 区、ds 区和f 区。s 区 —— ns1-2 ————— ⅠA、ⅡA p 区 —— ns2np1-6 —— ⅢA—ⅦA、0 d 区 — （n-1）d1-8ns2 — ⅢB—ⅦB、Ⅷ ds 区 — （n-1）d10ns1-2 —— ⅠB、ⅡB f 区 — （n-2）f1-14ns2 —— 镧系、锕系null原子的电子层结构和元素周期表的分区null原子的外层电子构型呈现明显地周期性变化，导致元素的性质也表现出周期性的变化规律。周期表清楚的反映了原子外层电子构型与周期系的关系：null（2）周期中元素的数目与能级组的关系能级组 元素数目 周期 1s 2 1 2s2p 8 2 3s 3p 8 3 4s3d4p 18 4 5s4d5p 18 5 6s4f5d6p 32 6 7s5f6d7p 尚未排满 7null 按核外电子排布的规律可知： 一个周期相应于一个能级组，它所包含的元素数目恰好等于该能级组所能容纳的最多电子数目。如第六周期中元素的数目为32，正好等于相应能级组原子轨道6s4f5d6p所能容纳的电子总数（2+14+10+6=32）。 第一、二、三周期都是短周期，各元素原子的电子层结构均比较简单，随着元素原子序数的增加，电子依次填充于能级最低的亚层。 如：第18个元素稀有气体氩，K层、L层以及M层的s、p亚层均己填满，氩的电子层结构可表示为：1s22s22p63s23p6null(3)元素在周期表中的位置与结构的关系 周期号数＝原子的电子层数=最外电子层的主量子数 主族元素: 族号数＝最外层电子数。 副族元素： ⅠB～ⅡB 族号数＝最外层电子数； ⅢB～ⅦB 族序数＝最外层电子数+次外层d电数 Ⅷ ns电子+(n-1)d电子数＝8～10 零族 最外层电子数为8 (或2) 同族元素具有相同的价电子构型，因而具有相似的化学性质。null 如第一周期元素原子有一个电子层，主量子数n=1；第三周期元素原子有三个电子层，主量子数n=3；依次类推。这种关系可表示为：周期数=最外电子层的主量子数。 如钠（Na）原子的电子构型为1s22s22p63s1，最外电子层的主量子数等于3，可知钠位于第三周期。 元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层的元素属主族元素；最后填入电子的亚层为d或f亚层的元素便属副族元素，又称为过渡元素。null1) 原子半径 2、元素性质的周期性 从上到下 r 增大 过渡元素：从左到右 r 缓慢减小 从上到下 r略有增大 主族元素：从左到右 r 减小null主族元素null 元素的原子半径变化null260 210 160 110 60原子半径/pm族号null260 210 160 110 60原子半径/pm族号null镧系元素, 自左到右, 随核电荷的增加, 原子半径总的趋势缓慢减小，即镧系收缩。210 200 190 180 170原子半径/pm原子序数null260 210 160 110 60原子半径/pm族号null260 210 160 110 60原子半径/pm族号null260 210 160 110 60原子半径/pm族号null1．电离能的定义 元素的气态原子在基态时失1个电子成为1价气态正离子所消耗的能量称为该元素的第一电离能（I1）。 一价气态正离子再失去一个电子成为二价正离子所需要的能量称为第二电离能（I2）。 依次类推，还可以有第三电离能（I3）、第四电离能（I4）等等。 I1＜I2＜I3＜I4……2) 电离能E (g) == E+ (g) + e- I 1E+ (g) ==E 2+ (g) + e- I 2null例如： I1=578 kJ·mol-1 I2=1823 kJ·mol-1 I3=2751 kJ·mol-1 电离能的大小反映了原子失去电子的难易。 电离能愈大，原子失去电子时吸收能量愈大，原子失去电子愈难；电离能愈小，原子失去电子愈易。元素的原子电离能越小表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。null电离能(I)2160 1860 1560 1260 960 660 360I1/(kJ·mol-1)原子序数HeNeLiXeNaArKrKRbCsHNPSbAsnull电离能(I)2160 1860 1560 1260 960 660 360I1/(kJ·mol-1)原子序数HeNeLiXeNaArKrKRbCsHNPSbAsnull 2．元素的电离能的变化规律 电离能的大小主要决定于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结构。元素的电离能在周期和族中都呈有规律的变化。 （1）主族元素 （a）同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷增加，原子的半径减小，核对外层电子的引力增大，越不易失去电子。因此，一般同一周期从左到右电离能增大。 null （b）同一族的元素，电子层数增多，原子半径增大起主要作用，随半径增大，核对电子引力减小，越易失去电子。因此，同一族的元素从上到下电离能减小。 同周期 从左到右 I1增大 同族 从上到下 I1减小（2）过渡元素 I 1变化不大 总趋势：从左到右 I1 略有增加 null （3）电子层结构是影响电离能的第三个因素。具有全充满和半充满的电子层结构，稳定性较高，电离能最大。 例如，第二周期中Be（899.4 kJ·mol-1）和N（1402.2 kJ·mol-1）的电离能比后面的元素B（800.6 kJ·mol-1）和O（1313.9 kJ·mol-1）的电离能反而大，这是由于Be的外电子层结构为2s2，电子已经成对；N的外电子层结构为2s22p3，是半充满状态，都是比较稳定的结构，失去电子较难，因此电离能也就大些。null电离能变化null1．元素的电负性的定义 元素的电负性：是指原子在分子中吸引电子的能力。元素的电负性数值愈大，表示原子在分子中吸引电子的能力愈强。 定义和计算电负性有多种方法，其中比较有代表性的标度有三种： （1）鲍林电负性值 （2）密立根电负性值 （3）阿莱——罗周电负性值 三套电负性数据，建立在不同的基础上，因此它们的数值不完全相同。3) 电负性null 电负性的概念首先由鲍林在1932年提出，他指定氟的电负性为4.0，并根据热化学数据比较各元素原子吸引电子的能力，得出其他元素的电负性。元素的电负性数值愈大，表示原子在分子中吸引电子的能力愈强。 2．电负性的变化规律 （1）同一周期：从左到右，从碱金属到卤素，原子的有效核电荷逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子在分子中吸引电子的能力逐渐增加，元素的电负性逐渐增大。null （2）同一主族：从上到下，电子层构型相同，原子半径增加的影响占主导地位，元素的电负性依次减小。 周期表中，电负性最高的元素是周期表中右上角的氟 (4.0)，电负性最低的元素是周期表中左下角的铯、钫（0.7）。 电负性数据是预估化合物中化学键的类型的参数之一（离子键，共价键等）。null4.0 3.5 3.0 2.5 2.0 1.5 1.0 0.5χp原子序数HLiFNaBrClKIRbAtCsnull电负性变化null 4)元素的氧化值 同周期的主族元素 最高氧化值＝族序数 d 区元素 最高氧化值＝ns电子+(n-1)d电子(不超过8)。 例如，第ⅢB至第ⅦB族元素(与主族相似) 最高氧化值 = 族序数 ds区 ⅡB族 最高氧化值为+2。 ⅠB族 Cu、Ag、Au最高氧化值分别为+2.+1,+3。 除钌(Ru)和锇(Os)外，第Ⅷ族中其他元素未发现 有氧化值为+8的化合物。 null注意：副族元素大都具有可变的氧化值。下表中列出了第4周期副族元素的主要氧化值。null 课堂练习： 1．下列各项属于原子核外电子运动特征的是： （1）能量量子化；（2）连续光谱； （3）波粒二象性；（4）电子绕核作圆周运动。 2．下列各项属于原子核外电子分布基本原则的是： （1）能量最低原理； （2）德布罗依公式 （3）泡利不相容原理； （4）洪特规则。 3．如某元素的特征电子构型为4d105s2，则依次可确定该元素在周期表所属的分区为： （1）d区 （2）s区 （3）ds区 （4）p区 4．电负性的值在周期表中的周期性变化，从左到右逐渐 ； 从上到下依次 。null答案： 1．（1），（3） 2．（1），（3），（4） 3．ds区 (n-1)d10s1-2 4．增大；减小null小结null第三节 化学键和 分子间相互作用力null分子结构　 化学键 分子的几何构型化学键类型：电价键(离子键) 　　　　　　共价键(原子键) 　　　　　　金属键null第六章 分子结构与性质第一节 键参数null键参数表征化学键性质的物理量如 键能、键长、键角null6-1-1 键能如键能越大，化学键越牢固null6-1-1 键能 对多原子分子, 键能=逐级离解能的平均值。 H2O(g) → H(g) + OH(g) D (H-OH) = 498 kJ·mol-1 OH(g) → H(g) + O(g) D (O-H) = 428 kJ·mol-1 E (O-H)=½{D (H-OH)+D (O-H)}=463kJ·mol-1null6-1-2 键长(Lb)nullnull6-1-3 键角已知分子的键长和键角, 　　　　　　就可确定分子的几何构型。null第二节 价键理论null共价键理论现代价键理论是建立在量子力学 基础上，主要有：价键理论：认为成键电子只能在以化 学键相连的两原子间的区 域内运动。分子轨道理论：认为成键电子可以在 整个分子的区域内运动。null6-2-1 共价键实验测知: H2 核间距＝74pm H 玻尔半径＝53pm说明H2分子的形成： 成键电子的轨道发生了重叠，使核间形成了 电子概率密度较大的区域，削弱了两核间的 正电排斥，增强了核间电子云对核的吸引， 使体系能量降低，形成共价键。共价键的形成——以H2为例共价键：原子间由于成键电子的原子轨道 　　　　重叠而形成的化学键null价键理论(电子配对法)要点null共价键特征 饱和性:原子有几个未成对的价电子, 一般 只能和几个自旋方向相反的电子配对成键。在特定的条件下，有的成对的价电子能被拆开为单电子参与成键。例null共价键特征 方向性:为满足最大重叠原理，成键时原 子轨道只能沿着轨道伸展的方向重叠。++++++---null原子轨道的重叠只有当原子轨道对称性相同的部分重叠，原子间的概率密度才会增大,形成化学键。原子轨道重叠的对称性原则当两原子轨道以对称性相同的部分(即”+”与”+”、”-”与”-”)重叠。+nullnull共价键的类型σ键、π键、δ键null对键轴(x轴)具有圆柱形对称性 x xxnull对xy平面具有反对称性 即重叠部分对xy平面的上、下两侧，形状相同、符号相反。null例　N2价键结构式N≡N分子结构式化学键示意图σ电子：形成σ键的电子π电子：形成π键的电子nullnull配位共价键2. 另一个原子价层有空轨道(电子接受体) 例 COnull6-2-2 离子键离子键null键型过渡△χ越大，键的极性越强。极性键含有少量离子键和大量共价键成分， 大多数离子键只是离子键成分占优势而已。null键型过渡△χ 2.1-2.1=0 2.5-2.1=0.4 2.8-2.1=0.7 3.0-2.1=0.9 4.0-2.1=1.9 4.0-0.9=3.1null　　第三节 分子的几何构型null6-3-1 价键理论的局限性如　CH4形成四个C－H 键不完全相同。 与实际不符。 null6-3-2 杂化轨道理论杂化轨道理论的要点 为解决价键理论的局限性，鲍林在价键 理论中引入了杂化轨道的概念。 杂化轨道理论的要点 杂化轨道理论的要点杂化轨道理论的要点y y yyx x x x y y yy y y yx xxx x x x + = =++ = ==← +++++++++++++++_________null杂化轨道理论的要点杂化类型杂化类型杂化类型例 BeCl2null杂化类型sp2杂化——１个s 轨道+2个p 轨道+++___120°null杂化类型sp2杂化——１个s 轨道+2个p 轨道null杂化类型sp3杂化——１个s 轨道+3个p 轨道++++____109 28’null杂化类型sp3杂化——１个s 轨道+3个p 轨道例 CH4null杂化类型不等性sp3杂化例 NH3N三角锥形••null杂化类型不等性sp3杂化例 H2OO不等性sp3折线(V)形nullnull其它杂化类型 —— 如 s-p-d 或 d-s-p例 SF6 —— sp3d2杂化SFFFFFF++++++______正八面体null 第五节 分子间力和氢键null分子间力 气体液化成液体，液体凝固成固体。 表明在物质分子间还存在着相互作用力， 这种分子间力称为范德华力。 分子间力是决定物质的沸点、熔点、 气化热，熔化热、溶解度、表面张力、 粘度等性质的主要因素。null6-5-1 分子的极性和变形性分子的极性电荷中心——正电荷或负电荷的集中点 如果分子的正电荷中心和负电荷中心 不重合在同一点上,那么分子就具有极性。null分子的极性　两个相同原子组成的分子，正、负电荷中心重合，不具有极性，为非极性分子。例 H2 不同原子组成的分子，负电荷中心比正电荷中心更偏向电负性大的原子，使正、负电荷中心不重合，为极性分子。即 双原子分子 分子的极性取决于键的极性 有极性键的分子一定是极性分子 极性分子一定含有极性键null分子的极性多原子分子例 H2O极性分子CO2非极性分子null分子的极性键的极性 取决于成键两原子共用电子对的偏离分子的极性 取决于分子中正、负电荷中心是否重合。分子类型null分子的极性 分子中电荷中心的电荷量(q)与正、负电荷中心距离(d)的乘积。μ=q · dd—偶极长度; μ—库·米(C·m)μ=0 非极性分子 μ≠０ 极性分子,μ越大, 分子极性越强。根据μ可以推断某些分子的几何构型 如　CS2 μ=0 则为直线形分子 SO2 μ=5.33 则为V形分子null分子的变形性μ(诱导)＝α· E E — 电场强度α— 极化率 　　E一定时，α越大，分子变形性越大。null分子的变形性极性分子定向极化 变形极化固有偶极 诱导偶极分子的偶极=固有偶极+诱导偶极极性分子本身是个微电场， 因而，极性分子与极性分子之间， 极性分子与非极性分子之间 也会发生极化作用。null6-5-2 分子间力分子间力的种类色散力 诱导力 取向力null分子间力的产生非极性分子正负电荷中心重合，分子没有极性。但电子在运动，原子核也在不停地振动。使原子核与电子云之间发生瞬时的相对位移。正、负电荷中心暂时不重合，产生瞬时偶极。这种瞬时偶极尽管存在时间极短，但电子和原子核总在不停地运动，瞬时偶极不断的出现。色散力——分子间由于瞬时偶极所产生 的作用力。null分子间力的产生 1. 由于电子与原子核的相对运动，极性分子也会出现瞬时偶极，所以非极性分子与极性分子之间也存在色散力。 2. 非极性分子在极性分子固有偶极作用下，发生变形，产生诱导偶极，诱导偶极与固有偶极之间的作用力称为诱导力。null分子间力的产生 3. 存在色散力。 2. 极性分子定向极化后，会进一步产生诱 　 导偶极，存在诱导力。　1. 极性分子相互靠近时，发生定向极化， 　　由固有偶极的取向而产生的作用力称 　　为取向力。null分子间力的产生null分子间力的特点nullnull分子间力的影响因素分子间距离：分子间距离越大， 　　　　　　分子间力越弱。null分子间力对物质性质的影响一般来说,结构相似的同系列物质 相对分子质量越大,分子变形性越大, 分子间力越强，熔、沸点越高。null分子间力对物质性质的影响溶质或溶剂分子的变形性越大， 分子间力越大，溶解度越大。6-5-3氢键6-5-3氢键6-5-3 氢键t/℃周期数2 3 4 5 2 3 4 5 同周期氢化物熔、沸点随相对分子质量的增大而升高，但NH3、H2O、HF特殊。 100 0 -100 -200NH3PH3AsH3HFHClHBrHIH2OH2SH2SeH2Te熔点沸点null氢键的形成如F的电负性大，其共用电子对强烈偏向F， H只有一个电子，其电子云偏向F后，几乎 呈质子，对附近另一个HF分子中的F产生 静电吸引作用，该静电吸引作用力为氢键。null氢键的形成如null氢键的强度如　H2O 氢键键能为1883 kJmol1， 　　　　 O—H键能为463 kJ mol1 。 null分子内的氢键如null氢键形成对物质性质的影响分子间的氢键存在使熔、沸点升高。如 HF、H2O、NH3 分子内的氢键存在使熔、沸点降低。如null氢键形成对物质性质的影响在极性溶剂中，若溶质和溶剂间存在氢键, 则会使溶质的溶解度增大。如 HF、NH3 在H2O的溶解度较大。null5-1 原子与元素5-2 原子结构的近代概念5-3 原子中电子的分布5-4 原子性质的周期性第五章 原子结构和元素周期性null第五章 原子结构和元素周期性第一节 原子与元素5-1-3 原子轨道能级5-1-3 原子轨道能级5-1-3 原子轨道能级为连续光谱氢原子光谱为带状光谱null波尔氢原子模型n越小, 离核越近, 轨道能量越低, 势能值越负。null波尔氢原子模型基态　　　　　　　 激发态(电子处于能 　　　　　　　　　　 量较高的状态)null ０ -0.445 -0.605 -0.872 -1.36 -2.42 -5.45 -21.79E/10-19J∞7 6 5 4 3 2 1n121.6nm120.6nm97.25nm94.98nm93.78nm93.14nm656.5nm486.1nm434.1nm410.2nm397.2nmH H H H Hα β γ δ ε如　氢原子光谱中的Hα线null波尔氢原子模型