普通化學(xué)大學(xué)化學(xué)第五章ppt課件

1、學(xué)習(xí)根本要求學(xué)習(xí)根本要求1.聯(lián)絡(luò)原子核外電子運(yùn)動的特征，了解波函數(shù)、四個量聯(lián)絡(luò)原子核外電子運(yùn)動的特征，了解波函數(shù)、四個量 子數(shù)和電子云的根本概念，了解波函數(shù)和電子云的角子數(shù)和電子云的根本概念，了解波函數(shù)和電子云的角 度分布表示圖。度分布表示圖。2.掌握周期系元素的原子的核外電子分布的普通規(guī)律及掌握周期系元素的原子的核外電子分布的普通規(guī)律及 其與周期表的關(guān)系，明確原子及離子的外層電子其與周期表的關(guān)系，明確原子及離子的外層電子 分布和元素分區(qū)的情況。聯(lián)絡(luò)原子構(gòu)造了解元素的某分布和元素分區(qū)的情況。聯(lián)絡(luò)原子構(gòu)造了解元素的某 些性質(zhì)的普通遞變情況。些性質(zhì)的普通遞變情況。3.了解共價鍵的價鍵實際的根本要點

2、以及鍵長、鍵角和了解共價鍵的價鍵實際的根本要點以及鍵長、鍵角和 鍵能的概念。了解分子電偶極矩的概念及其運(yùn)用于區(qū)鍵能的概念。了解分子電偶極矩的概念及其運(yùn)用于區(qū) 分極性分子與非極性分子。能聯(lián)絡(luò)雜化軌道實際闡明分極性分子與非極性分子。能聯(lián)絡(luò)雜化軌道實際闡明 一些典型分子的空間構(gòu)型。一些典型分子的空間構(gòu)型。4.在明確化學(xué)鍵、分子間力以及氫鍵的本質(zhì)及特性在明確化學(xué)鍵、分子間力以及氫鍵的本質(zhì)及特性 的根底上，了解晶體構(gòu)造及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響。的根底上，了解晶體構(gòu)造及其對物質(zhì)性質(zhì)的影響。主主要要內(nèi)內(nèi)容容一原子構(gòu)造的近代概念一原子構(gòu)造的近代概念 波函數(shù)波函數(shù) 電子云電子云二多電子原子的電子分布方式和周期系二多

3、電子原子的電子分布方式和周期系 多電子原子軌道的能級多電子原子軌道的能級 核外電子分布原理和核外電子分布方式核外電子分布原理和核外電子分布方式 原子的構(gòu)造與性質(zhì)的周期性規(guī)律原子的構(gòu)造與性質(zhì)的周期性規(guī)律三化學(xué)鍵與分子間相互作用力三化學(xué)鍵與分子間相互作用力 化學(xué)鍵化學(xué)鍵 分子的極性和分子的空間構(gòu)型分子的極性和分子的空間構(gòu)型 分子間相互作用力分子間相互作用力 超分子化學(xué)超分子化學(xué) 分子振動光譜分子振動光譜四晶體構(gòu)造四晶體構(gòu)造1 1 核外電子運(yùn)動的特殊性核外電子運(yùn)動的特殊性 質(zhì)量極小，速度極大的電子，其運(yùn)動完全不同于宏質(zhì)量極小，速度極大的電子，其運(yùn)動完全不同于宏觀物體觀物體, ,不遵守經(jīng)典力學(xué)規(guī)律不遵

4、守經(jīng)典力學(xué)規(guī)律(2)(2)波波- -粒二象性。德布羅意提出：粒二象性。德布羅意提出：“半徑量子化。半徑量子化。即即: r=a0n2實物粒子具有波性。實物粒子具有波性。(1)(1)量子化特征。包括能量量子化；量子化特征。包括能量量子化；5.1 原子構(gòu)造的近代概念原子構(gòu)造的近代概念他給出了一個德布羅意關(guān)系式：他給出了一個德布羅意關(guān)系式：mphh這種實物粒子的波稱物質(zhì)波又稱德布羅意波。這種實物粒子的波稱物質(zhì)波又稱德布羅意波。例如：一個電子例如：一個電子 m =9.11 m =9.1110-31g10-31g=106m.s-1=106m.s-1按德布羅意關(guān)系此電子按德布羅意關(guān)系此電子 =0.727nm

5、 =0.727nm此此值與值與x-x-射線的一樣。射線的一樣。電子衍射實驗證明了電子衍射實驗證明了德布羅意波的存在。德布羅意波的存在。(3)(3)統(tǒng)計性。電子的波性是大量統(tǒng)計性。電子的波性是大量 電子電子( (或少量電子的大量或少量電子的大量) ) 行為的統(tǒng)計結(jié)果。行為的統(tǒng)計結(jié)果。所以所以: :物質(zhì)波是統(tǒng)計波。物質(zhì)波是統(tǒng)計波。電子衍射實驗表示圖電子衍射實驗表示圖定向電子射線定向電子射線晶片光柵晶片光柵衍射圖象衍射圖象底片 物理學(xué)的研討闡明，電子微觀粒子的運(yùn)動規(guī)律不符合牛頓定律，而應(yīng)該用量子力學(xué)來描畫，量子力學(xué)與牛頓力學(xué)的最顯著區(qū)別在于，粒子可以處于不同級別的能級上，當(dāng)粒子從一個能級躍遷到另一個

6、能級時，粒子能量的改動是騰躍式的，不是延續(xù)的。2 2 波函數(shù)與原子軌道波函數(shù)與原子軌道對于電子波，薛定諤給出一個動搖方程對于電子波，薛定諤給出一個動搖方程: :0 0m m2 22 22 2 h hz zy y2 2)(82222VEx解此方程可得：系統(tǒng)的能量解此方程可得：系統(tǒng)的能量E E ；波函數(shù)；波函數(shù)。是描畫電子運(yùn)動形狀的數(shù)學(xué)函數(shù)式。是描畫電子運(yùn)動形狀的數(shù)學(xué)函數(shù)式。其中，其中， 為動搖函數(shù)，是空間坐標(biāo)為動搖函數(shù)，是空間坐標(biāo)x、y、z 的函數(shù)。的函數(shù)。 E 為核外電子總能量，為核外電子總能量，V 為核外電子的勢能，為核外電子的勢能，h 為普為普朗克常數(shù)，朗克常數(shù)，m 為電子的質(zhì)量。為電子的

7、質(zhì)量。 由于波函數(shù)與原子核外電子出如今原子周圍某位置的概率有關(guān)， 所以又籠統(tǒng)的稱為“原子軌道。波函數(shù)波函數(shù)變換為球面坐標(biāo)：變換為球面坐標(biāo)： x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2 球面坐標(biāo)變換球面坐標(biāo)變換 rsinzxyP(x,y,z)z=rcosx= rsincosy = rsinsinr 在整個求解過程中，需求引入三個參數(shù)，在整個求解過程中，需求引入三個參數(shù)，n、l 和和 m。結(jié)果可以得到一個含有三個參數(shù)和三個變量。結(jié)果可以得到一個含有三個參數(shù)和三個變量的函數(shù)的函數(shù) = n, l, m(r, , ) 由于上述參數(shù)的取值

8、是非延續(xù)的由于上述參數(shù)的取值是非延續(xù)的, ,故被稱為量子數(shù)。故被稱為量子數(shù)。當(dāng)當(dāng)n n、l l 和和 m m 的值確定時，波函數(shù)的值確定時，波函數(shù)( (原子軌道原子軌道) )便可確便可確定。即：每一個由一組量子數(shù)確定的波函數(shù)表示電子定。即：每一個由一組量子數(shù)確定的波函數(shù)表示電子的一種運(yùn)動形狀。由波函數(shù)的單值性可知，在一個原的一種運(yùn)動形狀。由波函數(shù)的單值性可知，在一個原子中，電子的某種運(yùn)動形狀是獨一的，即不能有兩個子中，電子的某種運(yùn)動形狀是獨一的，即不能有兩個波函數(shù)具有一樣的量子數(shù)。波函數(shù)具有一樣的量子數(shù)。 n, l 和和m的取值必需使波函數(shù)合理的取值必需使波函數(shù)合理(單值并且歸一單值并且歸一)

9、。結(jié)果如下：結(jié)果如下：n的取值為非零正整數(shù)，的取值為非零正整數(shù)，l 的取值為的取值為0到到(n 1)之間的整數(shù)，而之間的整數(shù)，而m的取值為的取值為0到到 l 之間的整數(shù)。之間的整數(shù)。 解此方程時自然引入三個量子數(shù)：解此方程時自然引入三個量子數(shù)：n n、l l、m.m.只需它只需它們經(jīng)合理組合們經(jīng)合理組合,nlm,nlm才有合了解。才有合了解。3 3 量子數(shù)的物理意義量子數(shù)的物理意義 量子數(shù)的取值和符號 n l m(主量子數(shù)) (角量子數(shù)) (磁量子數(shù) 1.2.3. 0.1.2.(n-1) 012.l K.L.M.N s.p.d.fnlmnlm稱原子軌道稱原子軌道( (不是軌跡不是軌跡!)!)。

10、波函數(shù)與原子核外電。波函數(shù)與原子核外電子出如今原子周圍某位置的概率有關(guān)子出如今原子周圍某位置的概率有關(guān) 量子數(shù)的意義量子數(shù)的意義 n n 電子的能量；電子的能量；n n的值越大，電子能級就越的值越大，電子能級就越高高; ;電子離核的平均間隔越遠(yuǎn)。電子離核的平均間隔越遠(yuǎn)。 電子層的概念電子層的概念 l l 原子軌道的外形原子軌道的外形: : s s球形；球形；pp雙球形，等雙球形，等 在多電子原子中影響能量在多電子原子中影響能量 電子亞層的概念電子亞層的概念 m m 原子各外形軌道電子云在空間的伸展方原子各外形軌道電子云在空間的伸展方向數(shù)每一個向數(shù)每一個m m值，對應(yīng)一個方向值，對應(yīng)一個方向.

11、.除除s s軌道外軌道外, , 都是各向異性的都是各向異性的. . m m值不影響能量。值不影響能量。n n、l l一樣一樣,m,m不同不同 的原子軌道稱簡并軌道。的原子軌道稱簡并軌道。此外，還有自旋量子數(shù)此外，還有自旋量子數(shù)msms：取值：取值：2 21 1, ,2 21 1符號：符號： , ,表示：表示： 順、順、 逆時針自旋。逆時針自旋。如：如：m m為為0 0、+1+1、-1-1時，時， 原子軌道有原子軌道有3 3個方向。個方向。(3)(3)電子運(yùn)動形狀的描畫電子運(yùn)動形狀的描畫 S S軌道是軌道是l=0l=0時的原子軌道，此時主量子數(shù)時的原子軌道，此時主量子數(shù)n n可以取可以取1,2,

12、31,2,3等數(shù)值。等數(shù)值。對應(yīng)于對應(yīng)于n= 1,2,3n= 1,2,3的的s s軌道分別稱為軌道分別稱為1s,2s,3s1s,2s,3s軌道。各軌道。各s s軌道的角度部軌道的角度部分都和分都和1s1s軌道一樣。軌道一樣。 p p軌道是角量子數(shù)軌道是角量子數(shù)l=1l=1時的原子軌道，對應(yīng)于此時不同的主量子時的原子軌道，對應(yīng)于此時不同的主量子數(shù)，有數(shù)，有2p,3p2p,3p等不同的軌道，從軌道的角度分布圖可見，等不同的軌道，從軌道的角度分布圖可見，p p軌道是有軌道是有方向的，按其方向，可分為方向的，按其方向，可分為px,py,pzpx,py,pz三種不同的軌道。三種不同的軌道。用四個量子數(shù)描

13、畫電子的運(yùn)動形狀用四個量子數(shù)描畫電子的運(yùn)動形狀,如如: n = 2 第二電子層。第二電子層。 l = 1 2p 能級，其電子云呈亞鈴形。能級，其電子云呈亞鈴形。 m = 0 2pz 軌道，沿軌道，沿z軸取向。軸取向。 ms = +1/2 順時針自旋。順時針自旋。* *電子云圖電子云圖假設(shè)用小黑點的疏密表示假設(shè)用小黑點的疏密表示2 2的大小，可得一黑點圖，的大小，可得一黑點圖，稱電子云。稱電子云。 右圖為右圖為1s1s電子電子云圖。也可用界面圖表示云圖。也可用界面圖表示. .“界面指幾率為界面指幾率為90-95%90-95%的等密度面。的等密度面。*按四個量子數(shù)間的關(guān)系，可以確定每一電子按四個量

14、子數(shù)間的關(guān)系，可以確定每一電子層中能夠存在的電子運(yùn)動形狀數(shù)即每一電子層層中能夠存在的電子運(yùn)動形狀數(shù)即每一電子層中的電子數(shù)目。中的電子數(shù)目。5 5 原子軌道和電子云的圖象原子軌道和電子云的圖象 作為函數(shù)式作為函數(shù)式也可以做圖。為做圖方便，做也可以做圖。為做圖方便，做如下處置：如下處置：(xyz)(r)R(r)Y()(xyz)(r)R(r)Y()對對R R做圖，稱原子軌道的徑向分布圖；做圖，稱原子軌道的徑向分布圖；對對Y Y做圖，稱原子軌道的角度分布圖；做圖，稱原子軌道的角度分布圖；對對R2R2做圖，稱電子云的徑向分布圖；做圖，稱電子云的徑向分布圖；對對Y2Y2做圖，稱電子云的角度分布圖。做圖，稱

15、電子云的角度分布圖。 4 4 電子云電子云無直觀明確的物理意義無直觀明確的物理意義, ,它的物理意義是它的物理意義是經(jīng)過經(jīng)過2 2來表達(dá)的。來表達(dá)的。2 2 表示：電子在空間某表示：電子在空間某 位置上單位體積中出現(xiàn)的幾率位置上單位體積中出現(xiàn)的幾率幾率密度。幾率密度。留意：這些圖象僅是留意：這些圖象僅是函數(shù)的圖形，不表函數(shù)的圖形，不表 示示原子軌道或電子云的原子軌道或電子云的實踐外形。實踐外形。電子云的角度分布電子云的角度分布電子云的角度分布電子云的角度分布與原子軌道的角度與原子軌道的角度分布之間的區(qū)別：分布之間的區(qū)別： 電子云角度分布立體表示圖電子云角度分布立體表示圖外形較瘦外形較瘦沒有正、

16、負(fù)號沒有正、負(fù)號1s1s、2s2s、2p2p電子云電子云 徑向分布圖徑向分布圖5.2 多電子原子的電子分布方式與周期系多電子原子的電子分布方式與周期系 在已發(fā)現(xiàn)的在已發(fā)現(xiàn)的112種元素中，除氫以外，都屬于種元素中，除氫以外，都屬于多電子原子。多電子原子除電子與核的作用勢能外，多電子原子。多電子原子除電子與核的作用勢能外，還存在電子之間的作用勢能，因此使得多電子原子還存在電子之間的作用勢能，因此使得多電子原子體系的勢能部分的表達(dá)非常復(fù)雜，現(xiàn)有的數(shù)學(xué)方法體系的勢能部分的表達(dá)非常復(fù)雜，現(xiàn)有的數(shù)學(xué)方法還只能準(zhǔn)確求解氫原子和類氫離子體系核外只需還只能準(zhǔn)確求解氫原子和類氫離子體系核外只需一個電子，如一個電

17、子，如He+等的薛定諤方程。等的薛定諤方程。多電子原子體系可以得到薛定諤方程的近似解，過多電子原子體系可以得到薛定諤方程的近似解，過程非常復(fù)雜，本節(jié)只引見其結(jié)果的運(yùn)用。程非常復(fù)雜，本節(jié)只引見其結(jié)果的運(yùn)用。 氫原子軌道的能量僅決議于主量子數(shù)n，各軌道能量關(guān)系為 E1SE2S=E2PE3S=E3P=E3d 在多電子原子中，軌道能量不僅與主量子數(shù)n有關(guān)，還與角量子數(shù)l有關(guān)。 一.多電子原子軌道的能級 光譜實驗結(jié)果歸納出的多電子原子軌道能級高低規(guī)律如下:角量子數(shù) l 一樣時，隨著主量子數(shù) n 值的增 大，軌道能量升高。 l =0 l =0 時，時，E1SE1SE2SE2SE3SE3S等。等。 l =1

18、 l =1 時，時，E2PE2PE3PE3PE4P , E4P , 主量子數(shù)主量子數(shù) n n 一樣時，隨著角量子數(shù)一樣時，隨著角量子數(shù)l l值的增大，軌道值的增大，軌道能量也升高。例如，能量也升高。例如，n=2, E2Sn=2, E2SE2P; E2P; n=3, E3S n=3, E3SE3PE3PE3dE3d 普通方式普通方式 Ens EnsEnpEnpEndEndEnf Enf 。當(dāng)主量子數(shù)和角量子數(shù)都不同時，有時出現(xiàn)能級交錯當(dāng)主量子數(shù)和角量子數(shù)都不同時，有時出現(xiàn)能級交錯景象。例如，在某些元素中景象。例如，在某些元素中 E4s E4sE3dE3d，E5sE5sE4d E6sE4d E6s

19、E4fE4f等。等。 能級交錯的緣由：能級交錯的緣由： 隨原子序數(shù)添加，原子核對隨原子序數(shù)添加，原子核對電子的引力都加強(qiáng)，各電子亞層的能級都有下降電子的引力都加強(qiáng)，各電子亞層的能級都有下降. .能量最低原理能量最低原理 在不違背泡利原理的條件下，核外電子分布將在不違背泡利原理的條件下，核外電子分布將盡能夠優(yōu)先占據(jù)能級較低的軌道，使系統(tǒng)能量處于盡能夠優(yōu)先占據(jù)能級較低的軌道，使系統(tǒng)能量處于最低。最低。 多電子原子軌道能級：多電子原子中各軌道能量多電子原子軌道能級：多電子原子中各軌道能量的高低除與的高低除與 n n 和和 l l 值有關(guān)外，還與電子之間的相互值有關(guān)外，還與電子之間的相互作用能有關(guān)，鮑

20、林作用能有關(guān)，鮑林(L(LPauling)Pauling)根據(jù)他對原子構(gòu)造的根據(jù)他對原子構(gòu)造的研討結(jié)果，提出了多電子原子軌道的能級高低順序為：研討結(jié)果，提出了多電子原子軌道的能級高低順序為： 1s 1s；2s2s，2p2p；3s3s，3p3p；4s4s，3d3d，4p4p；5s5s，4d4d， 5p 5p；6s6s，4f4f，5d5d，6p6p；7s7s， 5f , 5f ,。 1 1 近似能級圖近似能級圖 近似能級圖近似能級圖* *l l一樣時，軌道能級隨一樣時，軌道能級隨n n而增。而增。* *n n一樣時，軌道能級隨一樣時，軌道能級隨l l而增。而增。如：如：E1sE2sE3sE1sE2

21、sE3s；如：如：E3sE3pE3dE3sE3pE3d；* *n n、l l皆不同時，出現(xiàn)皆不同時，出現(xiàn)“能級交錯景象如：能級交錯景象如：E4sE3d E4sE3d E6sE4fE5dE6pE6sE4fE5dE6p核外電子分布和核外電子分布式核外電子分布和核外電子分布式 1 1核外電子分布的三個原理核外電子分布的三個原理 根據(jù)光譜數(shù)據(jù)，找出多電子原子中電根據(jù)光譜數(shù)據(jù)，找出多電子原子中電子的分布遵子的分布遵循三個原理：泡利循三個原理：泡利(Pauli)(Pauli)不相容原理、最不相容原理、最低能量原低能量原理以及洪特理以及洪特(Hund)(Hund)規(guī)那么。規(guī)那么。泡利不相容原理泡利不相容原理

22、 在同一原子中不能夠有四個量子數(shù)在同一原子中不能夠有四個量子數(shù)完全一樣的完全一樣的 兩個電子。兩個電子。 由泡利原理可知，在每一個原子軌道由泡利原理可知，在每一個原子軌道n, l,n, l, m m 一樣的軌道中最多允許包容兩個自旋一樣的軌道中最多允許包容兩個自旋反平行的反平行的電子。思索；第電子。思索；第n n層最多可以排布幾個電子？層最多可以排布幾個電子？ 洪特洪特HundHund規(guī)那么規(guī)那么 當(dāng)電子在當(dāng)電子在n, l n, l 一樣的數(shù)個等價軌道上分布時，一樣的數(shù)個等價軌道上分布時，每個電子盡能夠占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。每個電子盡能夠占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。例例1 1

23、 碳原子碳原子(1s22s22p2)(1s22s22p2)的兩個的兩個p p電子在三個能量電子在三個能量一樣的一樣的2p2p軌道上如何分布？軌道上如何分布？ I II III共有以下三種陳列方法：共有以下三種陳列方法： 兩個電子在兩個電子在p軌道上的分布軌道上的分布 此外，電子處于全滿此外，電子處于全滿(s2,p6,d10,f14)(s2,p6,d10,f14)、半滿、半滿(s1p3,d5,f7)(s1p3,d5,f7)、全空、全空(s0,p0,d0,f0)(s0,p0,d0,f0)時系統(tǒng)較穩(wěn)定。時系統(tǒng)較穩(wěn)定。2 2核外電子分布式和外層電子分布式核外電子分布式和外層電子分布式(1)(1) 電子

24、分布式電子分布式 多電子原子核外電子分布的表達(dá)式叫做電子分布式。多電子原子核外電子分布的表達(dá)式叫做電子分布式。 例如，鈦例如，鈦(Ti)(Ti)原子有原子有2222個電子，按上述三個原理和近似能個電子，按上述三個原理和近似能級順序，電子的分布情況應(yīng)為級順序，電子的分布情況應(yīng)為 22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2 22Ti 1s22s22p63s23p64s23d2 但在書寫電子分布式時但在書寫電子分布式時, ,要將要將3d3d軌道放在軌道放在4s4s前面，即鈦原子前面，即鈦原子的電子分布式正確的寫法為的電子分布式正確的寫法為 22Ti 1s22s22p63s23p63d24s

25、2 22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 第周圍期，有兩個第周圍期，有兩個未成對電子未成對電子 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 第周圍期，有幾第周圍期，有幾個未成對電子？個未成對電子？ 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 第周圍期，有幾第周圍期，有幾個未成對電子個未成對電子 25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 第周圍期，有幾第周圍期，有幾個未成對電子個未成對電子

26、(2)(2) 外層電子分布式外層電子分布式 化學(xué)反響只涉及外層電子的得失，只需寫出化學(xué)反響只涉及外層電子的得失，只需寫出外層電子分布式即可。外層電子分布式又稱為價電子外層電子分布式即可。外層電子分布式又稱為價電子構(gòu)型構(gòu)型. . 主族元素主族元素 價電子構(gòu)型為價電子構(gòu)型為 ns ns電子電子+np +np 電子，例如電子，例如 17Cl 17Cl的價電子構(gòu)型：的價電子構(gòu)型： 3s23p5 3s23p5； 34Se 34Se的價電子構(gòu)型：的價電子構(gòu)型： 4s24p4 4s24p4。 副族元素副族元素 價電子構(gòu)型為價電子構(gòu)型為 ns ns電子電子+(n-1)d+(n-1)d電子電子 Ti Ti的價電

27、子構(gòu)型：的價電子構(gòu)型： 3d24s2 3d24s2； Mn Mn的價電子構(gòu)型：的價電子構(gòu)型： 3d54s2 3d54s2； Cu Cu的價電子構(gòu)型：的價電子構(gòu)型： 3d104s1 3d104s1。 鑭系和錒系元素鑭系和錒系元素 價電子構(gòu)型價電子構(gòu)型 ns電子電子+(n-2)f電子。電子。(3)(3)離子的外層電子分布式離子的外層電子分布式 原子失去電子而成為正離子時，首先失去最外層原子失去電子而成為正離子時，首先失去最外層的電子，其先后順序普通為的電子，其先后順序普通為 np np，nsns，(n-1)d(n-1)d，(n-2)f(n-2)f，例如，例如， Mn2+ Mn2+的外層電子構(gòu)型是的

28、外層電子構(gòu)型是 3s23p63d5 3s23p63d5不是不是3s23p63d34s23s23p63d34s2或或3d34s23d34s2，也不能只寫成，也不能只寫成3d53d5。又如，。又如， Ti4+ Ti4+的外層電子構(gòu)型是的外層電子構(gòu)型是 3s23p6 3s23p6。 原子成為負(fù)離子時，原子所得的電子總是分布在原子成為負(fù)離子時，原子所得的電子總是分布在它的最外電子層上。例如，它的最外電子層上。例如， C1- C1-的外層電子分布式是的外層電子分布式是 3s23p6 3s23p6。 寫出所給元素的電子分布寫出所給元素的電子分布( (按能級按能級) )情況：情況： 22Ti 22Ti1s1

29、s2s2s2p2p3s3s3p3p4s4s3d3d26Fe26Fe1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s21s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s250Sn50Sn1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s21s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d103d104p64p65s25s24d104d105p25p22 22 26 62 26 63d3d2 22 23d3d6 6課堂練習(xí)：課堂練習(xí)： 1原子構(gòu)造與元素周期律 將核外電子分布與周期表對照能清楚的看出元素的周期性與原子構(gòu)造的關(guān)系，提示周期律的本質(zhì)。(1) 元素的分區(qū) 根據(jù)原子的價電子構(gòu)型，將周期系分成5個區(qū)，即s 區(qū)

30、、p 區(qū)、d 區(qū)、ds 區(qū)和f 區(qū)。 s 區(qū) ns1 ns2 p 區(qū) ns2np1 ns2np6 d 區(qū) (n-1)d1ns2 (n-1)d8ns2 ds 區(qū) (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 f 區(qū) (n-2)f1ns2 (n-2)f14ns2三、原子構(gòu)造與元素性質(zhì)的周期性原子的外層電子構(gòu)型呈現(xiàn)明顯地周期性變化，導(dǎo)致原子的外層電子構(gòu)型呈現(xiàn)明顯地周期性變化，導(dǎo)致元素的性質(zhì)也表現(xiàn)出周期性的變化規(guī)律。周期表清元素的性質(zhì)也表現(xiàn)出周期性的變化規(guī)律。周期表清楚的反映了原子外層電子構(gòu)型與周期系的關(guān)系：楚的反映了原子外層電子構(gòu)型與周期系的關(guān)系：(2)(2)元素在周期表中的位置與構(gòu)造的關(guān)系元素在

31、周期表中的位置與構(gòu)造的關(guān)系 周期號數(shù)原子的電子層數(shù)。周期號數(shù)原子的電子層數(shù)。主族元素主族元素: : 族號數(shù)最外層電子數(shù)。族號數(shù)最外層電子數(shù)。副族元素：副族元素： B BB B 族號數(shù)最外層電子數(shù)；族號數(shù)最外層電子數(shù)； B BB B 族序數(shù)最外層電子數(shù)族序數(shù)最外層電子數(shù)+ +次外層次外層d d電數(shù)電數(shù) ns ns電子電子+(n-1)d+(n-1)d電子數(shù)電子數(shù)8 81010 零族零族 最外層電子數(shù)為最外層電子數(shù)為8 (8 (或或2)2) 同族元素具有一樣的價電子構(gòu)型，因此具同族元素具有一樣的價電子構(gòu)型，因此具有類似的化學(xué)性質(zhì)。有類似的化學(xué)性質(zhì)。 元素在周期表中的分區(qū)元素在周期表中的分區(qū)s s 區(qū)

32、區(qū) ns1-2A ns1-2A、AAp p 區(qū)區(qū) ns2np1-6AA ns2np1-6AA、0 0d d 區(qū)區(qū)n-1n-1d1-8ns2BBd1-8ns2BB、ds ds 區(qū)區(qū)n-1n-1d10ns1-2Bd10ns1-2B、BBf f 區(qū)區(qū)n-2n-2f1-14ns2f1-14ns2鑭系、錒系鑭系、錒系(n-2)f1-14ns2 f 區(qū)元素1s2n ns s 2 2n np p1-61-6P P區(qū)元素區(qū)元素n ns s 1-21-2s s區(qū)元素區(qū)元素( (n n-1)d-1)d1-81-8n ns s2 2d d區(qū)元素區(qū)元素( (n n-1)d-1)d1010n ns s1-21-2ds

33、ds 區(qū)區(qū)元素元素2.2. 元素的氧化值元素的氧化值 同周期的主族元素同周期的主族元素 最高氧化值族序數(shù)最高氧化值族序數(shù)d d 區(qū)元素區(qū)元素 最高氧化值最高氧化值nsns電子電子+(n-1)d+(n-1)d電子電子( (不超越不超越8)8)。 例如，第例如，第BB至第至第BB族元素族元素( (與主族類似與主族類似) ) 最高氧化值最高氧化值 = = 族序數(shù)族序數(shù)dsds區(qū)區(qū) B B族族 最高氧化值為最高氧化值為+2+2。 B B族族 Cu Cu、AgAg、AuAu最高氧化值分別為最高氧化值分別為+2.+1,+3+2.+1,+3。 除釕除釕(Ru)(Ru)和鋨和鋨(Os)(Os)外，第外，第族中

34、其他元素未發(fā)現(xiàn)族中其他元素未發(fā)現(xiàn)有氧化值為有氧化值為+8+8的化合物。的化合物。 留意：副族元素大都具有可變的氧化值。下表中列留意：副族元素大都具有可變的氧化值。下表中列出了第出了第4 4周期副族元素的主要氧化值。周期副族元素的主要氧化值。IA元素的氧化值+1IIA變價元素中，下劃線的較穩(wěn)定IIIA IVA VA VIA VIIA+2+3-4+4-3+1+3+5-2+4+6-1+1+5+7IIIBIVBVB VIBVIIBVIIIIB IIB+3+2+4+3+5+3+6+2+7+2+3+8+1+2+3+2+3+1+4+2+5+3+6+43 .3 .電離能電離能 金屬性與非金屬性金屬性與非金屬性

35、 金屬元素易失電子變成正離子，可用金屬性表征金屬元素易失電子變成正離子，可用金屬性表征原子失去電子的才干，元素的原子愈容易失去電子，原子失去電子的才干，元素的原子愈容易失去電子，它的金屬性就愈強(qiáng)；它的金屬性就愈強(qiáng)； 非金屬元素易得電子變成負(fù)離子，可用非金屬性非金屬元素易得電子變成負(fù)離子，可用非金屬性表征原子得電子的才干，原子獲得電子的才干愈強(qiáng)，表征原子得電子的才干，原子獲得電子的才干愈強(qiáng)，它的非金屬性就愈強(qiáng)。它的非金屬性就愈強(qiáng)。 電離能電離能 是表征元素失去電子難易程度的物理量是表征元素失去電子難易程度的物理量, ,定義為：定義為： 氣態(tài)的原子失去一個電子變成氣態(tài)的原子失去一個電子變成+1+1

36、價的離子所需吸價的離子所需吸收的能量叫做該元素的第一電離能。收的能量叫做該元素的第一電離能。 氣態(tài)一價陽離子再失去一個電子成為氣態(tài)二價氣態(tài)一價陽離子再失去一個電子成為氣態(tài)二價陽離子所需的能量稱為第二電離能陽離子所需的能量稱為第二電離能. . 以此類推。以此類推。電離能數(shù)據(jù)可由光譜數(shù)據(jù)準(zhǔn)確求得。電離能數(shù)據(jù)可由光譜數(shù)據(jù)準(zhǔn)確求得。思索思索1：第一電離能與原子半徑之間的關(guān)系如何？：第一電離能與原子半徑之間的關(guān)系如何？答：原子半徑答：原子半徑r r大時，電子離核遠(yuǎn)，受核的引力小，較大時，電子離核遠(yuǎn)，受核的引力小，較易電離，從而電離能較小。易電離，從而電離能較小。思索思索2：電離能與金屬活潑性之間的關(guān)系如

37、何？：電離能與金屬活潑性之間的關(guān)系如何？答：電離能越小，金屬的活潑性越強(qiáng)。答：電離能越小，金屬的活潑性越強(qiáng)。* *電離能電離能I :I :氣態(tài)基態(tài)原子失電子所需之能量。氣態(tài)基態(tài)原子失電子所需之能量。 有有I1I1、I2I2、I3I3之分。之分。 規(guī)律：主族：左規(guī)律：主族：左右，增大；但有一些動搖。右，增大；但有一些動搖。當(dāng)電子構(gòu)造為全充溢或半充溢時，其第一電離能相當(dāng)電子構(gòu)造為全充溢或半充溢時，其第一電離能相應(yīng)較大應(yīng)較大. . 上上下，減小。下，減小。 副族：規(guī)律不明顯。副族：規(guī)律不明顯。第一電離能的周期性第一電離能的周期性4. 4. 電負(fù)性電負(fù)性electronegativity)electr

38、onegativity) 鮑林在鮑林在19321932年引入年引入“電負(fù)性表征原子吸引電負(fù)性表征原子吸引電子的才干的強(qiáng)弱。電子的才干的強(qiáng)弱。 電負(fù)性數(shù)值越大，原子在分子中吸引電子的電負(fù)性數(shù)值越大，原子在分子中吸引電子的才干越強(qiáng)；電負(fù)性值越小，原子在分子中吸引電才干越強(qiáng)；電負(fù)性值越小，原子在分子中吸引電子的才干越弱。子的才干越弱。 鮑林根據(jù)化學(xué)鍵離解時耗能的高低，確定了鮑林根據(jù)化學(xué)鍵離解時耗能的高低，確定了周期表中各元素的電負(fù)性的值鮑林用離解能數(shù)周期表中各元素的電負(fù)性的值鮑林用離解能數(shù)據(jù)計算電負(fù)性時指定據(jù)計算電負(fù)性時指定F F 的電負(fù)性為的電負(fù)性為4.04.0。各元。各元素的電負(fù)性的數(shù)值見以下圖

39、素的電負(fù)性的數(shù)值見以下圖. . 原子吸引電子的趨勢較強(qiáng)原子吸引電子的趨勢較強(qiáng), , 那么在化合物中顯示電負(fù)那么在化合物中顯示電負(fù)性性, ,反之顯電正性。反之顯電正性。 * *電負(fù)性電負(fù)性： 分子中原子吸引電子的才干。以分子中原子吸引電子的才干。以(F)=4.0(F)=4.0為基準(zhǔn)計算其它元素的電負(fù)性。為基準(zhǔn)計算其它元素的電負(fù)性。規(guī)律：左規(guī)律：左右，由小右，由小大；大； 上上下，由大下，由大小。小。 金屬元素金屬元素( (除釕、銠、鈀、鋨、銥、鉑以及金外除釕、銠、鈀、鋨、銥、鉑以及金外) ) 的電負(fù)性數(shù)值小于的電負(fù)性數(shù)值小于2.02.0， 非金屬元素非金屬元素( (除除SiSi外外) )那么大于

40、那么大于2.02.0 普通以普通以2.02.0作為金屬性的分界。作為金屬性的分界。5. 5. 原子半徑原子半徑 人為規(guī)定的參數(shù)人為規(guī)定的參數(shù), ,有三種：有三種：金屬半徑金屬半徑金屬晶體中，相鄰原子金屬晶體中，相鄰原子 核間距半核間距半; ;范德華半徑范德華半徑單原子分子晶體中，單原子分子晶體中， 相鄰原子核間距之半。相鄰原子核間距之半。共價半徑共價半徑共價鍵構(gòu)成的單共價鍵構(gòu)成的單 質(zhì)，相鄰原子核間距之半；質(zhì)，相鄰原子核間距之半；原子半徑原子半徑( (相對大小相對大小 短周期元素：左短周期元素：左右，半徑由大右，半徑由大??；??； 上上下，半徑由小下，半徑由小大；大； 過渡元素：同周期：兩頭大，

41、中間小。過渡元素：同周期：兩頭大，中間小。 同同 族：半徑變化緩慢。族：半徑變化緩慢。6. 6. 元素的金屬和非金屬性元素的金屬和非金屬性 決議于電荷決議于電荷z z，半徑，半徑d d等?？偟那闆r是：等?？偟那闆r是： 左左右，非金屬性加強(qiáng)；右，非金屬性加強(qiáng)； 上上下，主族下，主族, ,金屬性加強(qiáng)；金屬性加強(qiáng)； 副族副族, ,金屬性減弱金屬性減弱(B(B族例外族例外) )規(guī)律：規(guī)律：小結(jié)：小結(jié)： 多電子原子的能級由多電子原子的能級由 n n、l l 決議，并隨著決議，并隨著 n n、l l 值的添加而升高。一些元素的某些軌道的能量可出值的添加而升高。一些元素的某些軌道的能量可出現(xiàn)能級交錯。現(xiàn)能級

42、交錯。 多電子原子核外電子分布服從泡利原理、最低多電子原子核外電子分布服從泡利原理、最低能量原理、洪特規(guī)那么。能量原理、洪特規(guī)那么。 元素外層電子的構(gòu)型按周期表可分為元素外層電子的構(gòu)型按周期表可分為5 5個區(qū)域：個區(qū)域： s s 區(qū)、區(qū)、d d 區(qū)、區(qū)、ds ds 區(qū)、區(qū)、p p 區(qū)、區(qū)、f f 區(qū)。區(qū)。 原子構(gòu)造的周期性變化導(dǎo)致元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期原子構(gòu)造的周期性變化導(dǎo)致元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化。性變化。 主族元素性質(zhì)周期性變化的規(guī)律性明顯，副族主族元素性質(zhì)周期性變化的規(guī)律性明顯，副族元素性量變化的周期性規(guī)律普通不明顯。元素性量變化的周期性規(guī)律普通不明顯。5.3 5.3 化學(xué)鍵與分子間相互作用力化

43、學(xué)鍵與分子間相互作用力一一. .化學(xué)鍵化學(xué)鍵(chemical bonding)(chemical bonding) 分子或晶體中原子分子或晶體中原子( (或離子或離子) )之間劇烈的作用力之間劇烈的作用力叫做化學(xué)鍵。叫做化學(xué)鍵。 化學(xué)鍵主要有金屬鍵、離子鍵和共價化學(xué)鍵主要有金屬鍵、離子鍵和共價鍵等三類。鍵等三類。 組成化學(xué)鍵的兩個原子間電負(fù)性差組成化學(xué)鍵的兩個原子間電負(fù)性差大于大于1.8 1.8 時，一時，一般生成離子鍵，小于般生成離子鍵，小于1.8 1.8 時普通生成共價時普通生成共價鍵。而金屬原鍵。而金屬原子之間那么生成金屬鍵。子之間那么生成金屬鍵。 1. 1.離子鍵離子鍵(Ionic

44、bond)(Ionic bond) (1) (1)定義定義 由正、負(fù)離子間的靜電引力構(gòu)由正、負(fù)離子間的靜電引力構(gòu)成的化學(xué)鍵成的化學(xué)鍵 叫做離子鍵。由離子鍵構(gòu)成的化合物叫叫做離子鍵。由離子鍵構(gòu)成的化合物叫離子化合物離子化合物. .(2) (2) 離子鍵的構(gòu)成離子鍵的構(gòu)成 原子得原子得ne-ne-成負(fù)離子，原子失成負(fù)離子，原子失ne-ne-成正離子；成正離子； 正負(fù)離子以靜電引力結(jié)合，成離子化合物；正負(fù)離子以靜電引力結(jié)合，成離子化合物； 離子鍵強(qiáng)度，正比于電荷離子鍵強(qiáng)度，正比于電荷q q，反比于半徑，反比于半徑r r。 (3) (3) 離子鍵的特征離子鍵的特征 離子鍵有極性；離子鍵有極性； 離子鍵

45、無飽和性、方向性。離子鍵無飽和性、方向性。(4) (4) 離子的特征離子的特征 離子的電荷離子的電荷原子得、失電子數(shù)。原子得、失電子數(shù)。 離子的電子層構(gòu)造離子的電子層構(gòu)造 原子得電子，填于最外層原子得電子，填于最外層, ,成稀有氣體構(gòu)造；原成稀有氣體構(gòu)造；原子失電子時，按子失電子時，按(n+0.4l)(n+0.4l)計算能級高低。計算能級高低。 26Fe3+ 26Fe3+ 為為 Ar3d5 4s0, Ar3d5 4s0, 而不是而不是 Ar3d3 4s2 Ar3d3 4s2正離子的電子構(gòu)型可分為：正離子的電子構(gòu)型可分為： 2 2、 8 8、 18 18、 9-17 9-17 電子型電子型 s

46、s區(qū)區(qū) ds ds區(qū)區(qū) d d區(qū)區(qū)如：如：Li+ Ag+ Fe2+Li+ Ag+ Fe2+、Fe3+Fe3+離子的半徑離子的半徑離子在離子在晶體中的接觸半徑。晶體中的接觸半徑。 即：即： d=r+r- d=r+r-如如: :通常以通常以 r(O2-)=132pm r(F -)=133pm r(O2-)=132pm r(F -)=133pm推算其他離子的半徑。推算其他離子的半徑。例題例題: :以下離子所屬的類型以下離子所屬的類型:Br-Ba2+Zn2+Bi3+Ti4+:Br-Ba2+Zn2+Bi3+Ti4+解解:35Br- :Ar3d10 4s2 4p68:35Br- :Ar3d10 4s2 4

47、p68電子型；電子型； 56Ba2+:Xe6s0=Kr5s25p68 56Ba2+:Xe6s0=Kr5s25p68電子型；電子型； 30Zn2+:Ar4s0=Ne3s23p63d1018 30Zn2+:Ar4s0=Ne3s23p63d1018電子型電子型; ; 22Ti2+Ar3d24s0=Ne3s23p63d29-1722Ti2+Ar3d24s0=Ne3s23p63d29-17電子型電子型2. 2. 共價鍵共價鍵(Covalent bond)(Covalent bond) 早期共價鍵實際是路易斯的公用電子對實際。即早期共價鍵實際是路易斯的公用電子對實際。即:原子間靠公用電子對結(jié)合起來的化學(xué)鍵

48、是共價鍵。如：原子間靠公用電子對結(jié)合起來的化學(xué)鍵是共價鍵。如：各原子滿足稀有氣體的穩(wěn)定構(gòu)造。但是：各原子滿足稀有氣體的穩(wěn)定構(gòu)造。但是：像像PCl5 ：和和SF6 SF6 ：是沒有稀有氣體的穩(wěn)定構(gòu)造的。是沒有稀有氣體的穩(wěn)定構(gòu)造的。 1927 1927年，海特勒、倫敦解年，海特勒、倫敦解H2H2分子的薛定諤方程，共價分子的薛定諤方程，共價鍵的本質(zhì)才得以解釋。鍵的本質(zhì)才得以解釋。 (1)(1)價鍵實際價鍵實際VBVB法法 解氫分子的薛定諤方程時得知解氫分子的薛定諤方程時得知: :兩個氫原子的未成兩個氫原子的未成對電子接近時，系統(tǒng)能量的變化如圖對電子接近時，系統(tǒng)能量的變化如圖: : 目前共價鍵實際有價

49、鍵實際目前共價鍵實際有價鍵實際(VB法法)和分子軌道實和分子軌道實際際(MO法法)。 氫分子的構(gòu)成：氫分子的構(gòu)成：自旋平行，出現(xiàn)斥態(tài)，自旋平行，出現(xiàn)斥態(tài)， 系統(tǒng)能量高；系統(tǒng)能量高；自旋相反，出現(xiàn)基態(tài)，自旋相反，出現(xiàn)基態(tài)， 引力加強(qiáng)，能量降低。引力加強(qiáng)，能量降低。 此時，此時，d=74pmd=74pm， Es=-436kJmol-1 Es=-436kJmol-1。 74pm 2a0=106pm 74pm 2a0=106pm 闡明原子軌道發(fā)生了重疊。闡明原子軌道發(fā)生了重疊。成鍵原子的未成對電子自旋相反；成鍵原子的未成對電子自旋相反； 最大重疊原理：成鍵原子的原子軌道重疊程度最大重疊原理：成鍵原子的

50、原子軌道重疊程度 面積越大，鍵越牢。面積越大，鍵越牢。對稱性匹配原理：原子軌道的重疊，必需發(fā)生于對稱性匹配原理：原子軌道的重疊，必需發(fā)生于 角度分布圖中正負(fù)號一樣的軌道之間。角度分布圖中正負(fù)號一樣的軌道之間。價鍵實際要點：價鍵實際要點：+對稱性匹配對稱性匹配成鍵成鍵+對稱性不匹配對稱性不匹配共價鍵的特征共價鍵的特征飽和性飽和性電子配電子配對后不再與第三個對后不再與第三個電子成鍵；電子成鍵；方向性方向性除除s s軌軌道，最大重疊必有道，最大重疊必有方向方向+共價鍵的類型共價鍵的類型鍵鍵: :原子軌道沿鍵軸方向原子軌道沿鍵軸方向“頭碰頭式重疊頭碰頭式重疊; ;鍵鍵: :原子軌道沿鍵軸方向原子軌道沿

51、鍵軸方向“肩并肩式重疊肩并肩式重疊 由一個原子給予體提供電子對，另一個由一個原子給予體提供電子對，另一個原子接受體提供空軌道，構(gòu)成的共價鍵叫配原子接受體提供空軌道，構(gòu)成的共價鍵叫配位鍵。位鍵。如：如： H3NH+ H3NH+O=NNO=NN 配配 位位 鍵鍵 鍵與鍵與鍵的識別鍵的識別 共價單鍵為共價單鍵為鍵鍵 共價雙鍵及三鍵中，有一個共價雙鍵及三鍵中，有一個鍵，其他為鍵，其他為鍵。鍵。 鍵，重疊程度大，較穩(wěn)定；鍵，重疊程度大，較穩(wěn)定； 鍵，重疊程度小，較活潑。鍵，重疊程度小，較活潑。思索題思索題 NH3 NH3、N2N2、COCO、C2H2C2H2中各有幾個中各有幾個鍵及鍵及鍵？鍵？2 2分子

52、軌道實際分子軌道實際M OM O 分子軌道實際強(qiáng)調(diào)分子的整體性。以為原子形分子軌道實際強(qiáng)調(diào)分子的整體性。以為原子形 成成分子后，電子不再局限于個別原子的原子軌道，而分子后，電子不再局限于個別原子的原子軌道，而是從屬于整個分子的分子軌道。是從屬于整個分子的分子軌道。 分子軌道可以近似地經(jīng)過原子軌道的線性組合而得分子軌道可以近似地經(jīng)過原子軌道的線性組合而得到。例如，到。例如，H2H2分子中，兩個原子軌道可以組成兩個分子中，兩個原子軌道可以組成兩個分子軌道。分子軌道。 1 11s+1s (11s+1s (1為成鍵分子軌道為成鍵分子軌道 2 21s-1s (21s-1s (2為反鍵分子軌道為反鍵分子軌

53、道) ) 與原來兩個原子軌道比較，成鍵分子軌道中兩與原來兩個原子軌道比較，成鍵分子軌道中兩核間電子云密度增大，能量降低；核間電子云密度增大，能量降低； 反鍵分子軌道中反鍵分子軌道中兩核間電子云密度減小，能量升高。兩核間電子云密度減小，能量升高。 圖氫原子軌道與分子軌道能量表示圖氫原子軌道與分子軌道能量表示原子軌道線性組合成為分子軌道必需服從的原那么：原子軌道線性組合成為分子軌道必需服從的原那么： 對稱性匹配原那么；對稱性匹配原那么； 軌道能量相近原那么；軌道能量相近原那么； 最大重疊原那么。最大重疊原那么。軌道軌道軌道軌道同核雙原子分子軌道的構(gòu)成圖示同核雙原子分子軌道的構(gòu)成圖示鍵長鍵長成鍵原子

54、核間距。成鍵原子核間距。 鍵長與鍵的強(qiáng)度鍵長與鍵的強(qiáng)度( (或鍵能或鍵能) )有關(guān)：有關(guān)： 鍵長愈短，鍵的強(qiáng)度愈大，所形鍵長愈短，鍵的強(qiáng)度愈大，所形 成的分子也愈穩(wěn)定。成的分子也愈穩(wěn)定。鍵角鍵角多原子分子中，相鄰二化學(xué)鍵間夾角多原子分子中，相鄰二化學(xué)鍵間夾角( (即，相即，相 鄰二核聯(lián)線間夾角鄰二核聯(lián)線間夾角) )。 分子的空間構(gòu)型與鍵長和鍵角有關(guān)。分子的空間構(gòu)型與鍵長和鍵角有關(guān)。鍵能鍵能氣態(tài)分子每斷裂氣態(tài)分子每斷裂1mol1mol化學(xué)鍵化學(xué)鍵( (成氣態(tài)原子所需成氣態(tài)原子所需 之能量之能量EbEb。1 1共價鍵參數(shù)共價鍵參數(shù) 表征共價健特性的物理量如鍵長、鍵表征共價健特性的物理量如鍵長、鍵

55、角、鍵能稱為共價鍵參數(shù)。角、鍵能稱為共價鍵參數(shù)。共價鍵參數(shù)可用于預(yù)測共價型分子的空間共價鍵參數(shù)可用于預(yù)測共價型分子的空間構(gòu)型、分子的極性以及穩(wěn)定性等性質(zhì)。構(gòu)型、分子的極性以及穩(wěn)定性等性質(zhì)。二二. .分子的極性和分子的空間構(gòu)型分子的極性和分子的空間構(gòu)型109282 2分子的極性和電偶極矩分子的極性和電偶極矩(1)(1) 極性分子與非極性分子極性分子與非極性分子 想象在分子中正、負(fù)電荷都有一個想象在分子中正、負(fù)電荷都有一個“電荷中心電荷中心。正、負(fù)電荷中心重合的分子叫做非極性分子；。正、負(fù)電荷中心重合的分子叫做非極性分子；不重合的分子叫做極性分子。不重合的分子叫做極性分子。(2) (2) 偶極矩偶

56、極矩 分子的極性可以用電偶極矩表征。分子的極性可以用電偶極矩表征。+q qL 定義定義= q.L = q.L 單位為單位為 Cm( Cm(庫庫米米) )電偶極矩愈大，分子的極性也愈大。電偶極矩愈大，分子的極性也愈大。 0 0時為非極性分子。時為非極性分子。(3) (3) 分子的極性與鍵的極性的關(guān)系分子的極性與鍵的極性的關(guān)系 雙原子分子雙原子分子 分子的極性與鍵的極性一致。分子的極性與鍵的極性一致。 三原子以上的分子三原子以上的分子 分子的極性，不僅與鍵的極性有關(guān)，還與分子的極性，不僅與鍵的極性有關(guān)，還與鍵的空間取向有關(guān)。鍵的空間取向有關(guān)。例如例如: :水分子為水分子為“v v形，正負(fù)電荷中心不

57、重合，形，正負(fù)電荷中心不重合，為極性分子。為極性分子。 二氧化碳為直線型，正負(fù)電荷中心重合，為二氧化碳為直線型，正負(fù)電荷中心重合，為非極性分子。非極性分子。 如：如：H-HH-HO-OO-O H-Cl H-ClO-C-OO-C-OH2OH2OCH4CH4 分子的空間構(gòu)型：共價鍵分子中各原子在空分子的空間構(gòu)型：共價鍵分子中各原子在空間陳列構(gòu)成的幾何外形，叫做分子的空間構(gòu)型。間陳列構(gòu)成的幾何外形，叫做分子的空間構(gòu)型。如：甲烷分子為正四面體形，二氧化碳為直線形如：甲烷分子為正四面體形，二氧化碳為直線形等。等。雜化軌道實際的要點雜化軌道實際的要點雜化軌道雜化軌道: :同一原子中，能量相近的原子軌道混合

58、起來，構(gòu)成同一原子中，能量相近的原子軌道混合起來，構(gòu)成成鍵才干更強(qiáng)的新軌道。成鍵才干更強(qiáng)的新軌道。雜化：上述過程叫雜化。由雜化軌道構(gòu)成的共價鍵更結(jié)實。雜化：上述過程叫雜化。由雜化軌道構(gòu)成的共價鍵更結(jié)實。雜化軌道數(shù)：等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。雜化軌道數(shù)：等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。如：如： sp sp雜化雜化s+p s+p 雜化軌道數(shù)雜化軌道數(shù)=2=2 sp2 sp2雜化雜化s+2p s+2p 雜化軌道數(shù)雜化軌道數(shù)=3=3 sp3 sp3雜化雜化s+3p s+3p 雜化軌道數(shù)雜化軌道數(shù)=4=43 3 分子的空間構(gòu)型與雜化軌道實際分子的空間構(gòu)型與雜化軌道實際雜化軌道的組成：參與雜化的原子

59、軌道平均化。雜化軌道的組成：參與雜化的原子軌道平均化。如：如：spsp2 2p p2 2s ssp2sp23 32 2p p3 3s s雜化軌道的特征雜化軌道的特征角度分布圖有大、小頭，有利于成鍵提高角度分布圖有大、小頭，有利于成鍵提高重疊程度。重疊程度。1 1、雜化軌道實際運(yùn)用舉例、雜化軌道實際運(yùn)用舉例1 1spsp雜化如雜化如BeCl2BeCl2及及HgCl2HgCl2分子分子2s2p2s2psp2p激發(fā)雜化Sp雜化軌道的構(gòu)成雜化軌道的類型雜化軌道的類型(1) sp 雜化：180 ，直線型sp雜化軌道雜化軌道 :BeF2 的立體構(gòu)造為線性的立體構(gòu)造為線性激激發(fā)發(fā)雜雜化化2 2sp2sp2雜

60、化雜化(BF3(BF3、 BCl3 BCl3、 BBr3 BBr3等等) )3)sp3雜化CH4、 CCl4 、CBr4等激發(fā)激發(fā)雜化雜化成鍵成鍵成鍵鍵角成鍵鍵角120分子分子構(gòu)型平面三角形構(gòu)型平面三角形2s2p軌道軌道2s2p2s2psp2激發(fā)激發(fā)雜化雜化成鍵成鍵2s2p2p2ssp3成鍵鍵角成鍵鍵角10928分子構(gòu)型正四面體分子構(gòu)型正四面體(2) sp2 雜化：120 ，平面三角形sp2雜化：乙烯雜化：乙烯(3) sp3 雜化：10928，四面體型CH4 分子的構(gòu)成過程表示圖3.6 雜化軌道實際1.10A109.5oOCHHHH請大家留意：在各種雜化軌道中，還存在著請大家留意：在各種雜化軌