原子結(jié)構(gòu)與原子間結(jié)合鍵培訓(xùn)課件

1、原子結(jié)構(gòu)與原子間結(jié)合鍵培訓(xùn)課件原子組成：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：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(fù)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?yàn)樵又匈|(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。 原子質(zhì)量原子質(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

2、9.10910-28g， 僅為質(zhì)子質(zhì)量的1/1836。表表2-1 質(zhì)子、中子和電子的質(zhì)量與電荷質(zhì)子、中子和電子的質(zhì)量與電荷粒子質(zhì)量，g 粒子電荷，庫侖 質(zhì)子中子電子 1.67310-241.67510-249.10910-28 +1.60210-190-1.60210-19 221 原子序數(shù)原子序數(shù) 元素的原子序數(shù)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。 核素：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，

3、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。多核素元素多核素元素與單核素元素單核素元素。同位素：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)定同位素穩(wěn)定同位素與放射性同位素。放射性同位素。1. 原子質(zhì)量原子質(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)量單原子質(zhì)量單位位”，用“u”表示（1u=1.6610-24g），因此12C的原子質(zhì)量也就等于12 u。元素原子的原子質(zhì)

4、量：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?jǐn)?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。可見，元素的原子質(zhì)量只是一種相對的比值。它的單位為一。 自然界的氫元素有兩種同位素，實(shí)驗(yàn)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

5、 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： r121121.0079uH1.0079CuA112H的平均原子質(zhì)量()的原子質(zhì)量12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。 (1) 根據(jù)銅的相對原子質(zhì)量，試求1個銅原子的

6、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/g231 核外電子的運(yùn)動狀態(tài)核外電子的運(yùn)動狀態(tài) 原子中核外電子的運(yùn)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

7、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(yuǎn)，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(xué)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

8、號 sp d fl = 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。圖圖2-1 s、p和和d原子軌道的平面圖原子軌道的平面圖 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(dāng)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

9、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。原子中的電子除了繞核運(yùn)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

10、以描述電子在原子中的復(fù)雜運(yùn)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(yùn)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(biāo)。12能量E 6pOOO 5dOOOO 4fOOOOOOO6sO 5pOOO 4dOOOOO5sO 4pOOO 3dOOOOO4sO 3pOOO3sO 2pOOO2sO 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(xué)家鮑林（Pauling）根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果，總結(jié)

11、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(yuǎn)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（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：E

12、nsEnpEndEnf（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(dāng)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(xué)家徐光憲在總結(jié)了光譜實(shí)驗(yàn)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。例題例題2-32-3：試比較6s、6p、4f和5d軌道的能量高低

13、。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，E6sE4fE5dE6pl1 核外電子的排布規(guī)律核外電子的排布規(guī)律l（1）泡里（Pauli）不相容原理 在同一原子中，不可能有運(yùn)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(dá)為：在同一原子軌道中最多只能容納兩個自旋方向相反的

14、電子。泡里不相容原理實(shí)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 +14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 12022(21)2(21)22nlnlnn12各層可容納的最多電子數(shù)為2 n2個，這原理又稱為電

15、子層最大容量原理。 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(jìn)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(jìn)入各能級的先后次序?yàn)椋弘娮舆M(jìn)入各能級的先后次序?yàn)椋?s;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)圖中這一順序用圓圈內(nèi)“（ ）”中的阿拉伯?dāng)?shù)字表示。中的阿拉伯?dāng)?shù)字表示。 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(jìn)入2p，則各占一個軌道且自旋平行，可寫成 ，而不是 或

16、 。 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：7N8O 1s2s2p1s2s2p 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?dāng)?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，

17、常將內(nèi)層電子構(gòu)型用“原子實(shí)”來代替。所謂“原子實(shí)”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 3s23p233 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 可表示為： Ar 3d104s24p351 Sb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3 可表示為： Kr

18、4d105s25p3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(fù)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。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(jìn)入一個新的能

19、 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)。 周期相應(yīng)能級組中原子軌道 新增電子數(shù) 元素數(shù) 一 ls 22二2s2p 88三3s3p 88四4s3d4p 1818五5s4d5p 1818六6s4f5d6p 3232七7s5f6d 未滿 未完 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(biāo)有1A至8A的為第1到第8主族，標(biāo)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。 （1）同一主族元素具有相同的外層電

20、子結(jié)構(gòu)，所 謂外層電子結(jié)構(gòu)是指能參與形成化學(xué)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?？傮w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。1A8A12A3A 4A 5A 6A 7A2s 區(qū) 33B4B5B6B7B8B1B2B4d 區(qū) ds 區(qū) p 區(qū) 567鑭系 錒系 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

21、題例題2-42-4： 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。 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?yàn)閷?A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： 1s22

22、s22p63s23p63d104s24p5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）。1. 原子半徑原子半徑 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。 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：()()ggAAe1()()IEE AE A 2( )( )ggAAe22()()IEE AE

23、 A 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：I1I2I33550 范德華 ArCl2 7.73.1 -189-101 金屬 HgAl 68324 -39660 氫鍵 NH3H2O 3551 -780 共價鍵、離子鍵化合物的熔點(diǎn)較高，其中純共價鍵的金剛石具有最高的熔點(diǎn)，金屬的熔點(diǎn)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(dá)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)合則要滿足正、負(fù)離子間電荷平衡的要求，它們的相鄰原