原子結(jié)構(gòu)與原子間結(jié)合鍵培訓課件.ppt

第二章 原子結(jié)構(gòu)與原子間結(jié)合鍵,2.1 原子結(jié)構(gòu) 2.2 原子序數(shù)和原子質(zhì)量 2.3 原子的電子層結(jié)構(gòu) 2.4 原子的結(jié)合鍵,2.1 原子結(jié)構(gòu),原子組成：原子核和核外電子,原子核內(nèi)又有質(zhì)子和中子。 原子電荷：質(zhì)子帶正電荷，中子不帶電荷，因此原子核 帶正電荷，通過靜電吸引，將帶負電荷的電 子束縛在其周圍。每個質(zhì)子和電子所帶的電 荷q均為1.60210-19庫侖。因為原子中質(zhì)子 和電子的數(shù)目相等，所以從整體看，原子 是電中性的。 原子尺寸：直徑約為10-10m，但原子核直徑很小，僅為 約10-14m，其外部均為電子所包圍。,續(xù)上頁,原子質(zhì)量：原子的質(zhì)量大部分集中在原子核內(nèi)。 一個質(zhì)子具有1.673 10-24g質(zhì)量，中 子略重于質(zhì)子，質(zhì)量為1.67510-24g， 而一個電子的質(zhì)量只有9.10910-28g， 僅為質(zhì)子質(zhì)量的1/1836。 表2-1 質(zhì)子、中子和電子的質(zhì)量與電荷,2.2 原子序數(shù)和原子質(zhì)量,221 原子序數(shù) 元素的原子序數(shù)等于原子核中的質(zhì)子數(shù)或核外電子數(shù)。每種元素均與一定的原子序數(shù)相對應(yīng)，如鐵的原子序數(shù)為26，其原子核有26個質(zhì)子和26個核外電子。,222 核素與同位素,核素：原子核中具有一定質(zhì)子數(shù)和一定中子數(shù)的原子。 一種碳原子的原子核中有6個質(zhì)子和6個中子， 它的質(zhì)量數(shù)是12，這種碳原子稱碳-12核素， 寫為12C核素；另一種碳原子的原子核里有6個 質(zhì)子和7個中子，質(zhì)量數(shù)為13，稱碳-13核素， 可寫為13C核素。 多核素元素與單核素元素。 同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同 原子互稱為同位素；即多核素元素中的不同 核素互稱為同位素。12C和13C是碳的同位素。 穩(wěn)定同位素與放射性同位素。,2.2.3 原子質(zhì)量與相對原子質(zhì)量,1. 原子質(zhì)量 指某核素一個原子的質(zhì)量。由于原子的絕對質(zhì)量很小, 常以12C一個原子質(zhì)量的1/12作單位，稱為“原子質(zhì)量單位”，用“u”表示（1u=1.6610-24g），因此12C的原子質(zhì)量也就等于12 u。,續(xù)上頁,元素原子的原子質(zhì)量： 元素的平均原子質(zhì)量與核素12C原子質(zhì)量的1/12之比。所謂元素的平均原子質(zhì)量，是對一種元素含有多種天然同位素而說的，平均原子質(zhì)量可由這些同位素的原子質(zhì)量和豐度（指某同位素在所屬的天然元素中所占的原子百分數(shù)）來計算。 元素的原子質(zhì)量用符號Ar(E)表示，E代表某元素，如氧的原子質(zhì)量等于16.00，可表示為Ar(O)=16.00。它表示1個氧原子的平均質(zhì)量是核素12C原子質(zhì)量1/12的16.00倍?？梢?，元素的原子質(zhì)量只是一種相對的比值。它的單位為一。,例題2-1：,自然界的氫元素有兩種同位素，實驗測得1H的原子質(zhì)量為1.007825u，豐度為99.985%，2H的原子質(zhì)量為2.014 0u，豐度為0.015%，試計算氫元素的平均原子質(zhì)量和相對原子質(zhì)量。 解：氫元素的平均原子質(zhì)量為： 1.007825u99.985%+2.0140u0.015%=1.0079u 根據(jù)元素的相對原子質(zhì)量的定義，氫的相對原子 質(zhì)量為：,2. 相對原子質(zhì)量,元素的相對原子質(zhì)量： 1mol某種元素的平均質(zhì)量與1mol12C核素原子質(zhì)量1/12之比，也是該元素6.0231023個原子（阿伏伽德羅數(shù)NA）的質(zhì)量，其單位為g/mol。各元素的相對原子質(zhì)量均示于表2-2元素周期表中元素符號的下方。,例題2-2：,(1) 根據(jù)銅的相對原子質(zhì)量，試求1個銅原子的質(zhì)量。 (2) 1克銅中有多少銅原子？ 解: (1) 銅的相對原子質(zhì)量為63.54g/mol，因63.54g銅有 6.0231023個原子, 因此, 一個銅原子的質(zhì)量為: 63.54g/mol/6.0231023個原子/mol=1.0510-22g/原子 (2) 1克銅的原子數(shù)： 6.0231023個原子/mol/63.54g/mol=9.481021個原子/g,2.3 原子的電子層結(jié)構(gòu),231 核外電子的運動狀態(tài) 原子中核外電子的運動狀態(tài)（或分布情況），要用四個量子數(shù)加以描述。這四個量子數(shù)是： 主量子數(shù)n 角量子數(shù)l 磁量子數(shù)m 自旋量子數(shù)ms,1主量子數(shù)n,主量子數(shù)n 是描述核外電子的能量和電子離核平均距離的參數(shù)，是決定電子能量大小的主要量子數(shù)。n 值越大，電子離核的距離越遠，電子的能量愈高。 主量子數(shù)n 可取零以外的正整數(shù)，即n = 1, 2, 3 。每一個n 值代表一個電子層或主能級層（主層），在光譜學上常用拉丁字母表示電子層： 主量子數(shù)n 1 2 3 4 5 6 7 電子層符號 K L M N O P Q,2角量子數(shù)l,角量子數(shù)l用于描述原子軌道或電子云的形狀，并在多電子原子中和主量子數(shù)n一起決定電子的能量，故又稱為副量子數(shù)。 n確定后，角量子數(shù)l可取0到n -1，即l = 0，1，2 （n -1）。如n = 1, l只能取0；n = 2，l可取0和1兩個值。 電子亞層或能層常用光譜符號表示： 角量子數(shù)l 012 3 電子亞層符號 sp d f,l = 0表示球形的s原子軌道或電子云；l = 1表示啞鈴形的p原子軌道或電子云；l = 2 表示花瓣形的d原子軌道或電子云，等等。圖2-1是s、p和d原子軌道的平面圖。 在多電子原子中，同一電子層中的l數(shù)值越大，該電子亞層的能級越高，如在第三電子層有s、p和d等3個電子亞層，其中3d的能級高于3 p的能級，3 p的能級又高于3s的能級。,圖2-1 s、p和d原子軌道的平面圖,3磁量子數(shù)m,磁量子數(shù)m決定原子軌道在磁場中分裂，在空間伸展的方向。其取值受角量子數(shù)l的限制，當l一定，m可取0，1，2，l，共有（2 l + 1）個數(shù)值，即原子軌道或電子云可以沿著（2 l+1）個不同方向伸展，常用符號或表示。 l = 0時，m = 0，原子軌道或電子云只有一個伸展方向； l = 1時，m = -1、0、+1，有3個數(shù)值，p原子軌道或電子 云分別沿著x，y和z三個方向伸展。 l = 2時，m = 0, 1，2，有5個數(shù)值，即d原子軌道或電 子云有5個不同伸展方向的軌道。 磁量子數(shù)與電子能量無關(guān)。l相同，m不同的原子軌道，即形狀相同，空間取向不同的原子軌道，其能量是相同的。,4自旋量子數(shù)ms,原子中的電子除了繞核運動外，還可自旋。用于描述電子自旋方向的量子數(shù)稱為自旋量子數(shù)，用符號ms表示。自旋方向只有順時針和逆時針兩種,故ms=，通常用符號、表示。自旋量子數(shù)ms對電子所處的能量沒有影響。 這樣用四個量子數(shù)就可以描述電子在原子中的復雜運動狀態(tài)，即四個量子數(shù)可以確定某一電子在原子核外某一電子層的電子亞層中的運動，它的電子云或原子軌道在空間的某一方向伸展，且本身有一定的自旋方向。這樣可以近似地把這四個量子數(shù)看成是電子在空間位置的坐標。,2. 3. 2 多電子原子軌道的能級,能量E,6pOOO 5dOOOO 4fOOOOOOO 6sO,5pOOO 4dOOOOO 5sO,4pOOO 3dOOOOO 4sO,3pOOO 3sO,2pOOO 2sO,lsO,能級組,6(6s4f5d6p),5(5s4d5p),4(4s3d4p),3(3s3p),2(2s2p),1(ls),圖2-2 原子軌道近似能級圖,美國化學家鮑林（Pauling）根據(jù)光譜實驗結(jié)果，總結(jié)出多電子原子中原子軌道能量高低，并排列給出近似能級圖，見左圖,（1）能級圖是按能量的高低順序，而不是按原子軌道 距核的遠近排列的。圖中將能量相近的軌道劃為 一組（即虛線方框內(nèi)的軌道），稱為能級組。共 有7個能級組，它的能量依1、2、3、能級組的 順序逐次增高。 （2）在近似能級圖中，每個小圓圈表示一個原子軌道， 如第二能級組中有四個小圓圈，它代表有四個原 子軌道。 （3）角量子數(shù)l相同的能級，其能量由主量子數(shù)n決定， n 越大，能量越高，如： s亞層的能量順序是：E1sE2sE3s p亞層的能量順序是：E2pE3pE4p,能級圖說明（一）,能級圖說明（二）,（4）主量子數(shù)n相同，而角量子數(shù)l不同的能級， 其能量隨l的增大而升高，如： EnsEnpEndEnf （5）同一能級組中，可能出現(xiàn)不同電子層的能級。 如第5能級組中，除屬于第5電子層的5s和5p能級 外，還有第4電子層的4d。表明當主量子數(shù)n和 角量子數(shù)l同時變化時，可能出現(xiàn)主量子數(shù)較大 的原子軌道的能量，反而比主量子數(shù)較小的某 些原子軌道的能量低，這種現(xiàn)象稱為“能級交錯” 例如：E4sE3d，E6sE4fE5d等等。,為了判斷多電子原子中n和l同時變化時，軌道能量的高低，除了從鮑林的近似能級圖中查看外，我國化學家徐光憲在總結(jié)了光譜實驗數(shù)據(jù)后，歸納出（n+0.7l）的規(guī)則，（n+0.7l）值愈大，能量就愈高。 例題2-3： 試比較6s、6p、4f和5d軌道的能量高低。 解：6s軌道： n = 6, l = 0，（n + 0.7l）= 6+0.70 = 6 6p軌道： n = 6, l = 1，（n + 0.7l）= 6+0.71= 6.7 4f軌道： n = 4, l = 3，（n + 0.7l）= 4+0.73 = 6.1 5d軌道： n = 5, l = 2，（n + 0.7l）= 5+0.72 = 6.4 所以，E6sE4fE5dE6p,233 原子的電子層結(jié)構(gòu),1 核外電子的排布規(guī)律 （1）泡里（Pauli）不相容原理 在同一原子中，不可能有運動狀態(tài)（亦即四個量子數(shù)）完全相同的兩個電子存在。這一原理也可表達為：在同一原子軌道中最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。泡里不相容原理實際上是對原子核外電子層上可容納的電子數(shù)目作了限制。各電子層容納的最多電子數(shù)是：(下頁 ),n = 1(K層) l = 0 (ls) m = 0 1個軌道 ms = 可容納2個電子,n = 2(L層),l = 0 (2s) l = 1 (2p),m = 0 -1 m = 0 +1,4個軌道,可容納8個電子,n = 3(M層),l = 0 (3s) l = 1 (3p) l = 2 (3d),m = 0 -1 m = 0 +1 -2 -1 m = 0 +1 +2,9個軌道,可容納18個電子,所以,各層可容納的最多電子數(shù)為2 n2個，這原理又稱為電子層最大容量原理。,（2）能量最低原理,核外電子總是優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道，然后才依次進入能級較高的原子軌道，使整個原子體系處于最低的能量狀態(tài)。圖2-3。,圖2-3 原子軌道近似能級順序圖,電子進入各能級的先后次序為： 1s;2s;2p;3s,3p;4s;3d,4p;5s,4d,5p;6s,4f,5d,6p;7s,5f,。 圖中這一順序用圓圈內(nèi)“（ ）”中的阿拉伯數(shù)字表示。,（3）洪特（Hund）規(guī)則,電子在同一亞層能量相同的等價軌道上排布時，總是盡可能分占不同的軌道，并且自旋方向相同。 例如2p亞層有3個軌道，若有2個電子進入2p，則各占一個軌道且自旋平行，可寫成 ，而不是 或 。,2原子的電子層結(jié)構(gòu),電子在核外的排布情況稱為電子層結(jié)構(gòu)。通常表示電子層結(jié)構(gòu)有兩種方法。 （1）原子軌道式 這種表示方式是用一個小方格或小圓圈代表一個原子軌道，在方格或圓圈下面注明該軌道的能級，方格或圓圈內(nèi)用箭頭表示電子的自旋方向。如：,7N,8O,1s,2s,2p,1s,2s,2p,（2）電子排布式,它是在亞層符號的左邊注明電子層數(shù)，在亞層符號的右上角用阿拉伯數(shù)字表示所排列的電子數(shù)。 如4p3 ： 4 表示電子層數(shù)n = 4，是第4電子層的軌道； p 代表亞層的符號即l =1，表示屬p軌道； 3 表示在此亞層上的電子數(shù)目。 根據(jù)這些原則，我們可以將原子序數(shù)為14的硅元素的原子核外電子排布式列為：1s22s22p63s23p2。,有時為了簡化，常將內(nèi)層電子構(gòu)型用“原子實”來代替。所謂“原子實”是指原子中的內(nèi)層電子結(jié)構(gòu)與某一稀有氣體元素的電子層結(jié)構(gòu)相同的部分，用該稀有氣體的元素符號加方括號來表示。如Ne (氖)、Ar (氬)和Kr (氪)的電子層結(jié)構(gòu)分別為1s22s22p6、1s22s22p63s23p6和1s22s22p63s23p63d104s24p6，因此：,14 Si 1s22s22p63s23p2 可表示為：Ne 3s23p2 33 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 可表示為： Ar 3d104s24p3 51 Sb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3 可表示為： Kr 4d105s25p3,234 原子的電子層結(jié)構(gòu)與元素周期律、周期表,元素周期律的內(nèi)容是： 元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)（核電荷數(shù)）的遞增而呈周期性地變化。原子結(jié)構(gòu)的研究證明：隨著核電荷數(shù)的遞增各元素原子的外電子層結(jié)構(gòu)呈周期性地重復排列。因此，原子核外電子排布的周期性變化正是元素性質(zhì)周期性變化的本質(zhì)原因。元素周期表則是各元素原子核外電子排布呈周期性變化的反映。下面分別討論周期表中的周期、族以及組（區(qū)）的劃分與原子中電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系。,1.周期與原子電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系,周期表中有七個橫行，表示七個周期?？梢钥闯觯?(1) 每一周期從第1主族1A元素ns1開始，到形成穩(wěn)定的稀有 氣體特有的ns2np6（He為ls2）電子層結(jié)構(gòu)時結(jié)束。 (2) 周期表中每出現(xiàn)一個周期，外層電子就進入一個新的能 級（見表2-4）。因此，元素所在的周期數(shù)，等于該元 素原子所具有的電子層數(shù)（即能級組數(shù)）。 (3) 各周期元素的數(shù)目，等于相應(yīng)能級組中原子軌道所能容 納的電子總數(shù)。,周期與能級組的關(guān)系,2族與原子電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系,周期表中共有18個縱行，每1縱行表示1個族，而族又有主族和副族之分。其中標有1A至8A的為第1到第8主族，標有1B至8B的為第1到第8副族。周期表中主族和副族各半，但主族是8個縱行，而副族有10個縱行。,族與原子結(jié)構(gòu)中外層電子結(jié)構(gòu)：,（1）同一主族元素具有相同的外層電子結(jié)構(gòu)，所 謂外層電子結(jié)構(gòu)是指能參與形成化學鍵的電 子。由于元素的性質(zhì)主要決定于原子的外層 電子結(jié)構(gòu)，所以同一主族元素具有相似的性質(zhì)。 （2）同一副族元素具有相同或相似的外層電子結(jié) 構(gòu)，但次外層電子多數(shù)未填滿。總體上講同 一副族元素性質(zhì)也具有相似性，但族與族間 元素性質(zhì)遞變不明顯，且規(guī)律性較差。,3.元素分區(qū)與原子電子層結(jié)構(gòu)的關(guān)系,f 區(qū),周期表中的元素可根據(jù)元素原子的核外電子排布的特征，分為五個區(qū):,從元素在周期表中的位置推斷出原子的電子層結(jié)構(gòu)；知道了原子的電子層結(jié)構(gòu)，也能確定元素在周期表中的位置。 例題2-4： 已知某元素的原子序數(shù)為26，寫出該元素原子的電子排布式，并指出該元素所屬的區(qū)、周期和族，以及是何元素。 答：由原子序數(shù)26可知該無素原子核外有26個電子。 根據(jù)核外電子排布規(guī)則，其核外的電子排布式為： 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2。故該元素屬 d區(qū)，位于第四周期，8B族，是鐵（Fe）元素。,例題2-5,已知某元素屬于周期表中第四周期，7A族。試寫出該元素的電子排布式，并指出它屬于何區(qū)及其原子序數(shù)和元素名稱。 答：根據(jù)該元素在第四周期可以斷定最高能 級組數(shù)是4，又因為屬7A族，所以外電 子層構(gòu)型為：4s24p5，它應(yīng)屬于p區(qū)元素。 其電子排布式為： 1s22s22p63s23p63d104s24p5或Ar3d104s24p5， 總共有35個電子，故該元素的原子序數(shù) 應(yīng)為35，是元素溴（Br）。,235 原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì),1. 原子半徑 經(jīng)常用到的原子半徑有原子的共價半徑、金屬半徑和范德華半徑等。表2-6列出了元素的原子半徑。原子半徑在50220pm之間。從表2-6可看出，元素的原子半徑呈周期性變化。,2. 元素的電離能,元素的原子失去電子形成正離子的難易程度，可用電離能來衡量。使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子成為一價正離子所需的最低能量，稱為該元素原子的第一電離能，常用符號I1表示，即：,A代表任一元素,氣態(tài)A+再失去一個電子成為二價正離子所需的最低能量，稱為第二電離能I2，即：,依此類推，可有第三電離能I3、第四電離能I4等。,對于任一元素的原子，其電離能的大小順序是：I1I2I3I4。電離能中第一電離能I1最重要，對元素周期性規(guī)律反映最明顯。圖2-4給出了元素的第一電離能數(shù)據(jù)和其周期性。,圖2-4 元素第一電離能的周期性,3. 元素的電子親和能,元素的原子結(jié)合電子的難易，可用電子親和能來衡量。使某元素一個基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個電子成為一價負離子時所釋放的能量，稱為該元素的電子親和能，常用Eea表示，即： 已有的數(shù)據(jù)仍可大致地看出它們的變化特點?；顫姷姆墙饘僭匾话憔哂休^高的電子親和能（較大的負值），表明它們易于獲得電子成為負離子，而活潑的金屬元素電子親和能較小，表明它們難于獲得電子形成負離子。,4. 元素的電負性,電負性是指元素的原子，在分子中吸收電子的能力，常記作，化學家鮑林以氟原子電負性為4.0，并根據(jù)熱化學的數(shù)據(jù)和分子的鍵能，比較各元素原子吸引電子的能力，得到了其他元素的相對電負性，如表2-9所示。元素的電負性數(shù)值愈大，表示原子在分子中吸引電子的能力愈強，即非金屬性越強?？梢钥闯觯涸谥芷谙抵忻恳恢芷谠貜淖蟮接矣行Ш穗姾芍饾u增大，原子半徑逐漸減小，原子在分子中吸引電子的能力逐漸增加，因而元素電負性逐漸變大，元素的非金屬性也逐漸增強。對主族元素從上至下隨著原子半徑增大電負性逐漸減小，元素的非金屬性依次減小。副族元素的電負性變化規(guī)律不明顯；一般說來，金屬元素的電負性在2.0以下，非金屬元素的電負性在2.0以上。,24 原子的結(jié)合鍵,各種材料都是由不同元素的原子、離子或分子結(jié)合而成。原子、離子或分子間的結(jié)合力稱為結(jié)合鍵。原子的結(jié)合鍵對材料的性能影響很大。根據(jù)結(jié)合力的強弱可把結(jié)合鍵分成兩大類： 一次鍵結(jié)合力較強，包括離子鍵、共價 鍵和金屬鍵。 二次鍵結(jié)合力較弱，包括范德華鍵和氫鍵。,241 一次鍵,1離子鍵 金屬元素其原子最外層有少數(shù)價電子，容易逸出；而非金屬原子的外殼層缺少12個電子。當這兩類原子結(jié)合時，金屬原子的外層電子轉(zhuǎn)移到非金屬原子外殼層上，使兩者都得到穩(wěn)定的電子結(jié)構(gòu)，從而降低了體系的能量。此時，金屬原子和非金屬原子分別形成正離子和負離子。正、負離子由靜電引力相互吸引，使原子結(jié)合在一起，這就是離子鍵，如圖2-5所示。,圖2-5 離子鍵(a)和離子晶體(b),離子鍵的結(jié)合力很大，因此離子晶體的硬度高，強度大，熱膨脹系統(tǒng)小， 但脆性大。離子鍵中很難產(chǎn)生可以自由運動的電子，所以離子晶體都是良好的絕緣體。在離子鍵結(jié)合中，由于離子的外層電子比較牢固地被束縛，可見光的能量一般不足以使其受激發(fā)，因而不吸收可見光，典型的離子晶體是無色透明的。陶瓷材料原子間的結(jié)合鍵以離子鍵為主，其具有上述的主要性能特點。,離子鍵特點,2. 共價鍵,相鄰原子間可以共用價電子形成滿殼層的方式來達到穩(wěn)定的電子結(jié)構(gòu)。這種由共用價電子對產(chǎn)生的結(jié)合鍵叫共價鍵圖2-6（a）。 金剛石為最具有代表性的共價晶體，其結(jié)構(gòu)見圖2-6（b）。金剛石由碳原子組成，每個碳原子的4個價電子與周圍的4個碳原子共有，形成4個共價健，達到穩(wěn)定的電子結(jié)構(gòu)。,圖2-6 共價健(a)和共價晶體(b),共價鍵特點,共價結(jié)合時由于電子對之間的強烈排斥力，使共價鍵具有明顯的方向性。由于方向性，不允許改變原子間的相對位置，所以材料不具塑性且比較堅硬，像金剛石就是世界上最堅硬的物質(zhì)之一。共價鍵的結(jié)合力很大，熔點高，沸點高和揮發(fā)性低。硅、鍺、錫等元素也可構(gòu)成共價晶體。屬于共價晶體的還有SiC、Si3N4、BN等化合物。,3. 金屬鍵,原子很容易丟失其價電子而成為正離子。被丟失的價電子不為某個或某兩個原子所專有或共有，而是為全體原子所公有。這些公有化的電子叫做自由電子，它們在正離子之間自由運動，形成所謂電子氣。正離子在三維空間或電子氣中呈高度對稱的規(guī)則分布。正離子和電子氣之間產(chǎn)生強烈的靜電吸引力，使全部離子結(jié)合起來。這種結(jié)合力就叫做金屬鍵。,圖2-7 金屬鍵(a)和金屬晶體(b),金屬鍵特點,在金屬晶體中，價電子彌漫在整個體積內(nèi)，所有的金屬離子皆處于相同的環(huán)境之中，全部離子(或原子)均可被看成是具有一定體積的圓球，所以金屬鍵無所謂飽和性和方向性。 金屬由金屬鍵結(jié)合，因此金屬具有下列特性： 良好的導電性和導熱性。 正的電阻溫度系數(shù)，即隨溫度升高電阻增大。 金屬中的自由電子能吸收并隨后輻射出大部分投 射到表面的光能，所以金屬不透明并呈現(xiàn)特有的 金屬光澤。 金屬鍵沒有方向性，原子間也沒有選擇性，所以 在受外力作用而發(fā)生原子位置的相對移動時，結(jié) 合鍵不會遭到破壞，使金屬具有良好的塑性變形 能力，金屬材料的強韌性好。,242二次鍵,原子或分子本身已具有穩(wěn)定的電子結(jié)構(gòu)，如已具有穩(wěn)定電子殼層的惰性氣體元素，它們的結(jié)合不是依靠電子的得失或共享，而是借原子之間的偶極吸引力結(jié)合而成，這就是二次鍵。,1. 范德華鍵,原子正負電荷中心會出現(xiàn)瞬時不重合，使一端帶正電，另一端帶負電，形成一個偶極矩。當原子或分子互相靠近時，一個原子的偶極矩將會影響另一個原子內(nèi)電子的分布，電子密度在靠近第一個原子的正電荷處更高些，這樣使兩個原子相互靜電吸引，使之結(jié)合在一起。這種由原子（或分子、原子團）的偶極吸引力產(chǎn)生的結(jié)合鍵稱為范德華鍵，見圖2-8。,范德華鍵特點,范德華鍵力遠低于上述三種化學鍵。因此，由范德華鍵結(jié)合的固體材料熔點低、硬度也很低，因無自由電子而有良好的絕緣性。高分子材料大分子內(nèi)的原子之間為共價鍵結(jié)合，而大分子與大分子之間的結(jié)合則為范德華鍵。,2-8 范德華鍵,2. 氫鍵,氫鍵與范德華鍵一樣，也是靠原子（或分子、原子團）的偶極吸引力結(jié)合起來的，只是氫鍵中氫原子起了關(guān)鍵作用。,243 混合鍵,大部分材料的原子結(jié)合鍵往往是不同鍵的混合。 例如：金鋼石（4A族C）具有單一的共價鍵，而同族元素的Si、Ge、Sn元素的結(jié)合是共價鍵與金屬鍵的混合，金屬鍵的比例按此順序遞增，到Pb時，由于電負性已很低，成為完全的金屬鍵結(jié)合。 金屬主要是金屬鍵，但也會出現(xiàn)一些非金屬鍵，如過渡族元素（特別是高熔點過渡族金屬W、Mo等）的原子結(jié)合中也會出現(xiàn)少量的共價結(jié)合，這正是過渡金屬具有高熔點的內(nèi)在原因。,陶瓷化合物中常出現(xiàn)離子鍵與共價鍵混合的情況。表2-10給出了某些陶瓷化合物中混合鍵的相對比例。 表2-10 某些陶瓷化合物的混合鍵特征,2.2.4 結(jié)合鍵的本質(zhì)及原子間距,圖2-10 雙原子作用模型,245 結(jié)合鍵與性能,1. 物理性能 熔點的高低代表了材料穩(wěn)定性的程度。物質(zhì)加熱時，當熱振動能足以破壞相鄰原子間的穩(wěn)定結(jié)合時，便會發(fā)生熔化，所以熔點與鍵能值有較好的對應(yīng)關(guān)系。由表2-11 可見： 表2-11 不同材料的鍵能和熔,各鍵特點比較,共價鍵、離子鍵化合物的熔點較高，其中純共價鍵的金剛石具有最高的熔點，金屬的熔點相對較低，這是陶瓷材料比金屬具有更高熱穩(wěn)定性的根本原因。,大多數(shù)金屬有高的密度，如鉑、鎢、金的密度達到工程材料中的最高值。金屬的高密度有兩個原因： 第一，金屬元素有較高的相對原子質(zhì)量； 第二，金屬鍵沒有方向性； 所以金屬原子總是趨于密集排列，常得到簡單的原子密排結(jié)構(gòu)。相反，對于離子鍵或共價鍵結(jié)合的情況，原子排列不可能很致密，共價結(jié)合時，相鄰原子的個數(shù)要受到共價鍵數(shù)目的限制，離子結(jié)合