浙師大普通化學 物質結構基礎ppt課件

1、Chapt 5、物質構造根底 物質構造：微觀粒子的波粒二象性 氫原子核外電子的運動形狀 多電子原子核外電子的運動形狀 原子構造和元素周期律 分子構造： 離子鍵 共價鍵：價鍵實際 雜化軌道實際：等性和不等性雜化 分子的極性和分子間力 氫鍵物質構造 微觀粒子的波粒二象性 氫原子核外電子的運動形狀 多電子原子核外電子的運動形狀 原子構造和元素周期律微觀粒子的波粒二象性 1、氫原子光譜和Bohr實際 1.1 延續(xù)光譜continuous spectrum ：一束白光經過三棱鏡折射后，可以分解成赤橙黃綠藍靛紫等不同波長的光譜，稱之為延續(xù)光譜。例如：自然界中，雨后天空的彩虹是延續(xù)光譜。白熾固體、液體、高壓

2、氣體等。 1.2 線狀光譜原子光譜，line spectrum ：以火焰、電弧、電火花等方法灼燒化合物時，化合物發(fā)出不同頻率的光線，光線經過三棱鏡折射，由于折射率不同，在屏幕上得到一系列不延續(xù)的譜線，稱之為線狀光譜。 1.3 氫原子光譜在真空管中充入少量 H2 g，經過高壓放電，氫原子被激發(fā)發(fā)光，這些光經過三棱鏡分成一系列按波長大小陳列的線狀光譜。特征:不延續(xù)的線狀光譜有規(guī)律H H H H410.2 434.0 486.1 656.3除氫原子外，其他原子也可以產生特征的發(fā)射譜線，我們可以利用原子的特征譜線來鑒定原子的存在。 22111()2Rnn = 3,4,5,6，Balmer瑞士公式瑞士公

3、式2212111()RnnRydberg瑞典公式瑞典公式1.4 玻爾實際經典電磁實際及有核原子模型與原子光譜實驗結果發(fā)生矛盾1提出的緣由：經典電磁實際以為 電子繞核作高速圓周運動， 發(fā)出延續(xù)電磁波 延續(xù)光譜， 電子能量 墜入原子核原子湮滅現實： 氫原子光譜是線狀非延續(xù)光譜； 原子沒有湮滅。丹麥物理學家丹麥物理學家N.Bohr2玻爾實際的要點： 在普朗克量子論E=h、愛因斯坦光子學說、和盧瑟福有核原子模型的根底上提出。 核外電子只能在一些特定半徑的圓形軌道上運動，即電子運動的角動量必需等于h/2整數倍。P = mvr = nh/2 在一定軌道中運動的電子具有一定的能量，稱在一定軌道中運動的電子具

4、有一定的能量，稱定態(tài)。核外電子只能在定態(tài)軌道上運動定態(tài)。核外電子只能在定態(tài)軌道上運動, , 且既不吸且既不吸收也不輻射能量收也不輻射能量; ;不同定態(tài)軌道能量不同不同定態(tài)軌道能量不同, ,且不延續(xù)。且不延續(xù)。 通常原子所處的能量最低形狀通常原子所處的能量最低形狀(電子在離核電子在離核較近較近,能量較低軌道上運動能量較低軌道上運動)。基態(tài)基態(tài): : 原子中電子處于離核較遠原子中電子處于離核較遠,能量較高軌道能量較高軌道上運動的形狀。上運動的形狀。 激發(fā)態(tài)激發(fā)態(tài): : 電子可在不同的定態(tài)軌道間躍遷電子可在不同的定態(tài)軌道間躍遷,在這過程中要吸在這過程中要吸收或放出一定的輻射能收或放出一定的輻射能.輻

5、射能的頻率輻射能的頻率與兩個定態(tài)與兩個定態(tài)軌道間能量差軌道間能量差 E的關系為的關系為:EEEhh終始式中h為普朗克常數6.62610-34Js局限性：失敗的原子模型 無法解釋多電子原子、分子以及固體的光譜 1、光的二象性 普朗克量子論以及愛因斯坦光子說：E =h 相對論中的質能聯絡定律：E= mc2 波長與動量P之間的關系： P = mc = E/c = h/c = h/ 2、電子的波粒二象性 1924 年，法國青年物理學家 de Broglie大膽地提出電子也具有波粒二象性的假說。并預言：對于質量為me，運動速率為的電子，其相應的波長可由下式給出： ehhmpvv P：動量，：動量，m:光

6、子質量粒子性光子質量粒子性 : 光的頻率，光的頻率， : 光的波長動搖性光的波長動搖性 h = 6.626 10-34J.s( Planck常數常數)電子衍射實驗：1927年, 兩位美國科學家進展了電子衍射實驗, 證明了德布羅意關系式的正確性。v22v2hhxpxmhmx ，W.Heisenberg海森堡海森堡 原理原理. 假設位置測不準量為假設位置測不準量為 x, 動量測不準量為動量測不準量為p, 那么其數那么其數學表達式為學表達式為:22222228()()mEVxyzh 式中: 稱為波函數, 是核外電子出現區(qū)域的函數; E為原子的總能量; V為原子核對電子的吸引能( ); m為電子的質量

7、; h為普朗克常數; x、y、z為電子的空間坐標。二階偏微分方程：二階偏微分方程：22V-rz e解薛定諤方程式時,為方便起見,將直角坐標(x,y,z)變換為球極坐標(r,):xrsin cos ，yrsin sin ，zrcos ，r2 x2 + y2 + z2球坐標與直角坐標的關系氫原子的薛定諤方程求解 從薛定諤方程解出來的波函數，是球坐標 的函數式，記為 常將波函數分解為兩個函數的乘積： R(r)稱為波函數的徑向部分，Y(,)稱為波函數的角度部分。 電子在原子核外空間的運動形狀，可以用波函數來描畫，每一個 就表示電子的一種運動形狀，通常把波函數稱為原子軌道。( , , )( )( , )

8、rR rY ,r ( , , )r 氫原子的某些波函數、徑向波函數和角度波函數 軌道 （r, , ） R(r) Y( ， ) 1s 2s 2px 2py 2pz0301er aa03012er aa140230011(2)e42raraa023001(2)e8raraa3cos4023001()e24raraa0230011()ecos42raraa0230011()esin cos4 2r ara a0230011()esin sin4 2r ara a023001()e24raraa023001()e24raraa3sincos43sinsin414主量子數 n意義: 表示核外電子離核的遠

9、近和電子能量的高低。 取值: 1, 2, 3, 4, . n, 為正整數, 與電子層相對運用符號: K, L, M, N1, 2, 3, 4 對于單電子體系，n 決議了電子的能量。n 的數值越大, 電子間隔原子核遠, 那么具有較高的能量。2). 角量子數 l意義: 決議了原子軌道的外形. 取值: 受主量子數n的限制， 對于確定的n, l可為： 0, 1, 2, 3, 4, . (n-1), 為n個取值 ， 符號: s, p, d, f, (亞層n = 4, l = 0 : 表示軌道為第四層的4s軌道， 外形為球形l = 1 : 表示軌道為第四層的4p軌道，外形為啞鈴形l = 2 : 表示軌道為

10、第四層的4d軌道，外形為花瓣形l = 3 : 表示軌道為第四層的4f軌道， 外形復雜 s軌道 p軌道 d軌道單電子原子中電子的能量由 n 決議多電子原子中電子的能量由 n 和 l 共同決議多電子原子：E4s E4p E4d E4f分別對應 l: 0 , 1, 2 , 3所以n一樣時，多電子原子的電子的l大的能量高，離核越遠。單電子原子： E4s = E4p = E4d = E4f分別對應 l: 0 , 1, 2 , 3所以n一樣時，單電子原子中，電子能量與l無關3). 磁量子數m：原子軌道或電子云在空間的伸展方向，其值決議了角度函數的空間取向。 m 取值受 l 的影響, 對于給定的 l , m

11、 可取: 個值.例如: l = 3, 那么 , 2l+1=7 共7個值。意義: 對于外形一定的軌道( l 一樣電子軌道), m 決議其空間取向. 0123l ， ， ，0123m ， ， ，l = 2, d 軌道, m 取值為5個伸展方向, (dxy,dxz,dyz,dx2-y2,dz2)m 只決議原子軌道的空間取向只決議原子軌道的空間取向, 不影響軌道的能量。不影響軌道的能量。因此因此 n 和和 l 一定一定, 軌道的能量那么為一定軌道的能量那么為一定, 空間取向空間取向(伸展方向伸展方向)不影響能量。不影響能量。1)電子層, 電子間隔核的遠近, 軌道能量高低;2)軌道的外形; 3)軌道在空

12、間分布的方向。利用三個量子數即可將一個原子軌道描畫出來。思索題： 當n為3時, l ,m 分別可以取何值？軌道的稱號怎樣? (n,l,m):表明14313 95 131657 n電子層l電子亞層m軌道數 1 K 0 1s 0 1 2 L 0 1 2s 2p 0 1,0,+1 3 M 0 1 2 3s 3p 3d 0 4 N 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 電子層、電子亞層、原子軌道與量子數之間的關系。電子層、電子亞層、原子軌道與量子數之間的關系。1,0, 12, 1,0, 1, 2 1,0, 12, 1,0, 1, 23, 2, 1,0, 1, 2, 3 4)自旋量子數(ms):在

13、原子軌道中運動的電子作所謂的自旋運動，因此產生磁矩。自旋量子數決議電子在空間的自旋方向，自旋量子數只需2個值, +1/2, -1/2，通常用“表示。綜上所述：原子中每一個電子的運動形狀可以用四個量子數(n,l,m,ms)來描畫；而波函數那么由三個量子數 n,l,m來描畫。問：用四個量子數描畫4d電子在核外空間的運動形狀。波函數圖象原子軌道的圖象表示 n,l,m = Rn,l (r) Yl,m (, )圖形中的正負號代表Yl,m (, )在該區(qū)域中是正值還是負值，這些正負號以及Y的極大值空間取向對于原子之間能否成鍵以及成鍵的方向起著重要作用。對于基態(tài)氫原子核外的一個電子的運動，假定我們能用高速照

14、相機攝取一個電子在某一瞬間的空間位置，然后對在不同瞬間拍攝的千百萬張照片上電子的位置進展調查，那么會發(fā)現明顯的統(tǒng)計性規(guī)律。即：電子經常出現的區(qū)域是一個球形空間。將這些照片疊加起來的圖形，就稱為電子云。它表示了電子在某一空間出現的幾率。 Y2代表空間上某一點電子出現的概率密度電子云圖像波函數角度分布H原子電子云角度分布留意: 1. 軌道的 |Y(, |2比Y(, 的圖形“瘦, 比較苗條，這是由于Y總是小于1。 2. |Y(, |2無正負, 而Y(, 有正負。這種正負只是Y(, 計算中取值的正負(在成鍵中代表軌道的對稱性, 不是電荷的正負)多電子原子核外電子的運動形狀屏蔽效應減少有效電荷數 在多電

15、子原子中，每個電子不僅遭到原子核的吸引，而且還遭到其他電子的排斥。由于電子都在高速不停地運動著，要準確地確定電子之間的排斥作用是不能夠的。通常采用一種近似的處置方法，把其他電子對某個指定電子的排斥作用簡單地看成是它們抵消了一部分核電荷。這種將其他電子對某個指定電子的排斥作用歸結為對核電荷的抵消作用稱為屏蔽效應。 通常把電子實踐所遭到的核電荷有效吸引的那部通常把電子實踐所遭到的核電荷有效吸引的那部分核電荷稱為有效核電荷分核電荷稱為有效核電荷,以以Z*表示表示 Z* = Z - 式中式中 為屏蔽常數，可以經過斯萊特為屏蔽常數，可以經過斯萊特Salter規(guī)那么規(guī)那么來進展計算來進展計算 。 對于多電

16、子原子來說，由于屏蔽效應，使每一個電對于多電子原子來說，由于屏蔽效應，使每一個電子的能量為：子的能量為：2182()2.18 10( )zEJn 鉆穿效應添加有效電荷數 n值較大的電子在離核較遠的地方出現的概率大，但是在離核較近的地方也有出現的概率。外層電子鉆入原子核附近而使體系能量降低的景象叫做鉆穿效應。鉆穿效應主要表如今穿入內層的小峰上，峰的數目n-l越多，鉆穿效應越大。假設鉆穿效應大，電子云深化內層，內層對它的屏蔽效應減小，即變小，Z*變大，能量較低。 E3d E4s, 就是4s電子的穿透效應較3d電子強的緣故。3d與與4s軌道的徑向分布圖軌道的徑向分布圖多電子原子軌道的能級 普通有：

17、E1s E2s E3s l一樣 Ens Enp End Enfn一樣 E4s E3d E4p能級交錯 E5s E4d E5p 能級交錯 E6s E4f E5d ns (n-1)d (n-2)f 也可以按照n+0.4l來計算， n+0.4l 越大，那么越容易失去電子。當書寫原子序數較大的原子核外電子排布式時，寫一大串的話就相當費事。由于內層電子在化學反響中根本不變，決議元素化學性質的主要是外層電子，因此為了簡便，往往只寫出原子的價電子排布。價電子排布：主族元素，只寫出最外層ns、np軌道的電子排布；副族元素，只寫出n-1d、ns軌道的電子排布。 例如： 29Cu： 核外電子排布： 1s22s22

18、p63s23p63d104s1 電子構型：Ar 3d104s1 價電子： 3d104s1 Ar：原子實或者原子芯原子構造與元素周期律1、核外電子排布和周期表的關系1周期表2原子的電子構造和族3元素分區(qū) 2、原子構造與元素根本性質1原子半徑2電離能3電子親和能4電負性周期表 元素周期律是指元素的性質隨著核電荷數的遞增而呈現出的周期性變化的規(guī)律，因此周期律產生的根底是核電荷的遞增。 原子最外層電子排布呈現周期性變化，即最外層電子構型反復從ns1開場到ns2np6終了。周期表是周期律的表現方式。周期表 元素周期表共有七個橫行，每一橫行為一個周期，共有七個周期。 元素在周期表中所屬周期數等于該元素基態(tài)

19、原子的電子層數，也等于元素原子的最外電子層的主量子數。 周期數=電子層層數，用大寫的一、二、三、四等表示 周期表中有一個特短周期2種元素、兩個短周期8種元素、兩個長周期18種元素、一個專長周期32種元素和一個未完成周期。 原子的電子構造和族 元素周期表共有18個縱行，除(第八，九，十)3個縱行為第族外，其他15 個縱行，每一個縱行為一個族。 元素周期表共有16個族，除了稀有氣體0族和族外，有七個A族和七個B族。 A族由長周期元素和短周期元素組成，也稱主族；B族只由長周期元素組成，也稱副族。 原子的電子構造和族 主族元素的族數A=最外電子層的電子數價電子數，用羅馬數字I、II、III、IV等來表

20、示 副族元素的族數B=最外電子層的電子數+次外層d電子數，IB、IIB和VIII族除外 例如：n-1d6-8ns2，VIII n-1d10ns1-2，IB或者IIB元素分區(qū) 最后一個電子填入的位置 s區(qū)：ns1-2 p區(qū)：ns2np1-6 d區(qū)：(n-1)d1-8ns2少數除外，全滿、半滿 ds區(qū)：(n-1)d10ns1-2 f區(qū)：(n-2)f1-14ns2(有例外，n-1dns12ns2np16(n -1)d110 s12(n-2)f 114s區(qū)區(qū)p區(qū)區(qū)ds區(qū)區(qū)f區(qū)區(qū)過渡元素過渡元素內過渡元素內過渡元素超鈾元素超鈾元素 某元素的原子序數是25，寫出該元素原子的電子構造式，并指出該元素的稱號、

21、符號以及所屬的周期和族。 知某元素在周期表中位于第五周期、VIA族位置上。試寫出該元素的基態(tài)原子的電子排布、元素的符號、稱號和原子序數。198pm 360pm金屬半徑金屬半徑:范德華半徑范德華半徑:180pm99pm氯原子的氯原子的共價半徑共價半徑氯原子的氯原子的范德華半范德華半徑徑共價半徑共價半徑:256pm銅原子半徑銅原子半徑1. 1.原子半徑原子半徑: :128pm元素性質的周期性決議原子半徑大小的主要要素決議原子半徑大小的主要要素: :有效核電荷有效核電荷; ;核外電子層數核外電子層數. .主族元素主族元素.主族元素原子半徑變化規(guī)律主族元素原子半徑變化規(guī)律從左到右從左到右 r r 減小

22、減小從上到下從上到下 r r 增大。增大。規(guī)律規(guī)律: :從上到下從上到下, r, r略有增大略有增大. .從左到右從左到右, r , r 緩慢減小緩慢減小; ;副族元素原子半徑變化規(guī)律副族元素原子半徑變化規(guī)律鑭系收縮:鑭系元素整個系列的原子半徑減少 由于鑭系收縮的影響由于鑭系收縮的影響,使鑭以后元素的原子半徑與使鑭以后元素的原子半徑與第五周期同族元素的原子半徑非常接近第五周期同族元素的原子半徑非常接近.例如例如:第五周期元素 Zr Nb Mo 原子半徑/pm因此,使Zr與Hf , Nb與Ta, Mo與W的性質非常類似,在自然界常共生,且分別困難。第六周期元素 Hf Ta W原子半徑/pm159

23、 143 160 143 電離能I 基態(tài)的氣態(tài)原子失去1個電子成為+1價陽離子所需的最低能量稱為元素的第一電離能；由+1價氣態(tài)陽離子失去 1 個電子成為+2價氣態(tài)陽離子所需的能量稱為元素的第二電離能。隨著原子失去電子的增多，所構成的陽離子的正電荷越來越多，對電子的吸引力加強，使電子很難失去。因此，同一元素的各級電離能依次增大。通常所說的電離能是指第一電離能。 例如例如:Al(g) - e- Al+(g), I1 = 578 kJmol-1; Al+(g) - e- Al2+(g), I2 = 1817kJmol-1; Al2+(g) - e- Al3+(g), I3 = 2745kJmol-1

24、; Al3+(g) - e- Al4+(g), I4 = 11578kJmol-1.可見可見, I1 I2 I3 2.0為非金屬為非金屬(Si例外例外) 增大增大減減小小分子構造 離子鍵 共價鍵：價鍵實際 雜化軌道實際：等性雜化和不等性雜化 分子的極性和分子間力 氫鍵分子構造 分子是物質能獨立存在并且堅持其化學特性的最小微粒。 在分子中將原子結合在一同的劇烈相互作用通常叫做化學鍵 ，包括：離子鍵、共價鍵價鍵實際和分子軌道實際和金屬鍵 ，也包括分子間的相互作用 。離子鍵 1、離子鍵的提出 1916年德國化學家柯塞爾，基于稀有氣體原子的電子層構造特別穩(wěn)定的現實，提出了離子實際。以為，當電負性很小的

25、金屬原子和電負性很大的非金屬原子相互接近時，前者易失去電子變成陽離子，后者易得到電子變成陰離子。而正、負離子靠靜電引力作用結合在一同，這種靜電引力作用稱為離子鍵。如NaCl的構成。 Cl e- Cl- 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 1s22s22p63s23p6 ( =3.0 ) ArNa+，Cl-Na+ Cl- Na+Cl- (離子型分子離子型分子)靜電引力靜電引力 離子鍵離子鍵 Na - e- Na+ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 ( = 0.9 ) Ne離子鍵2、離子鍵的定義 原子間發(fā)生電子得失，構成正、負離子，并經過靜電作用而構成的化學鍵叫

26、做離子鍵。3、離子鍵的特征1由正負離子構成靜電作用力2沒有方向性：離子可近似地看成一個彌漫著電子云的圓球，由于離子的電荷分布是球形對稱的，它在空間各個方向與帶相反電荷的離子的靜電作用是一樣的，并不存在某一方向吸引力更大的問題，因此離子鍵沒有方向性。離子鍵3沒有飽和性只需空間條件允許，每一個離子可以吸引盡能夠多的帶相反電荷的離子，并不受離子本身所帶電荷的限制，因此離子鍵也沒有飽和性。離子晶體中，每一離子周圍陳列電荷相反離子的數目是固定的，其數目主要決議于正負離子的半徑比r+/r-，比值越大，周圍陳列的離子數目越多。離子鍵4鍵的離子性大小取決于電負性差值大小電負性差值越大，電子的偏向越明顯，相互作

27、用越強。實驗闡明，電子的轉移不能夠完全。因(r, )，任何一個電子都在全部空間出現，只是幾率不同而已。例如 CsF：成鍵作用中，離子性：92%，共價性：8%當X 1.7 時，可視為離子鍵；X=1.7 離子性占50%，對單鍵而言，就可視為離子鍵。但HF例外，X =1.78。所謂離子半徑，是根據離子晶體中正、負離子的核間距測出的，并假定正、負離子的平衡核間距為陰、陽離子的半徑之和。離子半徑可用X 射線衍射法測定。離子半徑具有如下規(guī)律1同一種元素的負離子半徑大于原子半徑而正離子半徑小于原子半徑，且正電荷越多，半徑越小。例如：(一離子半徑32(F)(F)(Fe )(Fe )(Fe)rrrrr離子鍵2同

28、一周期電子層構造一樣的正離子的半徑，隨離子電荷添加而減??；而負離子的半徑隨離子電荷添加而增大。例如: 3同一主族元素的電荷一樣的離子的半徑，隨電子層數添加而增大。例如: 普通說來，當離子所帶電荷一樣時，離子的半徑越普通說來，當離子所帶電荷一樣時，離子的半徑越小，正、負離子之間的吸引力就越大，相應化合物小，正、負離子之間的吸引力就越大，相應化合物的熔沸點也越高。的熔沸點也越高。(Li )(Na )(K )(Rb )(Cs )(F )(Cl )(Br )(I )rrrrrrrrr 負離子半徑較大：130250Pm ; 正離子半徑較?。?0170pm 周期表中：相鄰兩族元素左上方和右下方斜對角線上的

29、正離子半徑近似相等-對角線規(guī)那么， 如Li和Mg、Be和Al、B和Si。 當離子的半徑相近時，離子的電荷越當離子的半徑相近時，離子的電荷越高，對帶相反電荷的離子的吸引力越強，高，對帶相反電荷的離子的吸引力越強，離子鍵的強度就越大，構成的離子型化合離子鍵的強度就越大，構成的離子型化合物的熔沸點也越高。物的熔沸點也越高。二離子的電荷 三離子的電子層構型三離子的電子層構型 12 電子構型：最外層電子構型為電子構型：最外層電子構型為 1s2，如，如Li+，Be2+ 等。等。 28 電子構型電子構型: 最外層電子構型為最外層電子構型為 ns2np6，如，如 Na+，Ca2+，Al3+ 等。等。 318

30、電子構型：最外層電子構型為電子構型：最外層電子構型為 ns2 np6nd10 ，如，如 Ag+ ，Zn2+ 等等 。 4182 電子構型：次外層有18 個電子，最外層有2 個電子，電子構型為 ： (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+、Pb2+、Bi3+等 59-17電子型構：最外層有917個電子，電子構型為 ns2np6nd19，如Fe3+、Cr3+等。 非8電子構型的正離子與一些負離子Cl-、I-等構成的化學鍵，不是典型的離子鍵，而是一類由離子鍵向共價鍵過渡的化學鍵。離子鍵實際的奉獻及局限性 闡明了離子化合物的構成和特性，但不能闡明雙原子分子及電負性相近的元素原子如

31、何構成化合物。共價鍵 1、共價鍵實際的提出 根據八電子構造穩(wěn)定性現實，Lewis 以為分子中原子間可以共享電子對而使每一個原子具有穩(wěn)定構造。 Lewis 以為：分子中的每個原子都有到達穩(wěn)定的稀有氣體構造的傾向，在非金屬原子組成的分子中，原子到達稀有氣體穩(wěn)定構造不是經過電子的得失，而是經過共用一對或幾對電子來實現的。這種由共用電子對所構成的化學鍵稱為共價鍵。共價鍵 Lewis 學說的勝利之處： 解釋了一些簡單非金屬原子之間構成共價分子的過程及其與離子鍵之間的區(qū)別，其構造式簡單明了，已被大量采用。 Lewis 學說的局限： 未能闡明共價鍵的本質和特性； 不能解釋某些分子的極性； 沒有闡明這種鍵的本

32、質，順應性不強。 在解釋BCl3、PCl5等其中的原子未全部到達稀有氣體構造的分子時，遇到困難。 共價鍵共價鍵 2、價鍵實際 德國Heitler和London首先把量子力學實際運用到分子構造，Pauling 等加以開展后建立了現代價鍵實際，簡稱VB實際。價鍵實際的根本要點： 1兩個原子接近時，自旋方式相反的未成對電子可以配對構成共價鍵。 2一個原子含有幾個未成對電子，通常就能與其他原子的幾個自旋相反的未成對電子配對構成共價鍵。也就是說，一個原子所構成的共價鍵的數目不是恣意的，普通受未成對電子數目的限制，這就是共價鍵的飽和性。 3成鍵的原子軌道重疊越多，兩核間電子出現的概率密度就越大，構成的共價

33、鍵就越結實。因此，在能夠情況下，共價鍵的構成將沿著原子軌道最大重疊的方向進展，這就是原子軌道最大重疊原理，也即共價鍵具有方向性。共價鍵 3、共價鍵的本質 電子自旋方式相反的兩個氫原子相互接近時，兩個氫原子的1s軌道發(fā)生重疊，兩個原子核間構成一個電子出現的概率密度較大的區(qū)域，一方面降低了兩個原子核間的正電排斥，另一方面添加了兩個原子核對核間電子出現的概率密度較大區(qū)域的吸引，能量降低到最低值，易于成鍵。 而電子自旋方式一樣的兩個氫原子相互接近時，兩個原子軌道異號疊加，兩核間電子出現的概率密度降低，增大了兩個原子核的排斥力，使系統(tǒng)能量升高，不能構成化學鍵。原子軌道重疊類型:-+-+-+零重疊(無效重

34、疊)正重疊(有效重疊)負重疊(無效重疊)同符號部分重疊.共價鍵 4、共價鍵的特點 飽和性：組成共價鍵的兩個原子必需具有未成對的電子，且它們的自旋相反，因此共價鍵的數目遭到未成對電子數的限制，具有飽和性。當能級組中有能量接近的空軌道時，電子可以遷入空軌道， PCl5，SF6, BeCl2, BF3 方向性：原子軌道沿著電子出現幾率最大的方向重疊成鍵原子軌道在疊加時，對稱性必需匹配，即原子軌道波函數應同號疊加，并且獲得最大疊加。因此共價鍵有方向性。鍵 原子軌道沿鍵軸兩原子核間聯線方向以 “頭碰頭 方式重疊所構成的共價鍵稱為鍵。構成鍵時，原子軌道的重疊部分對于鍵軸呈圓柱形對稱，沿鍵軸方向旋轉恣意角度

35、，軌道的外形和符號均不改動。在鍵軸上成鍵，軌道重疊最大，最穩(wěn)定，鍵能最大。5、共價鍵的類型共價鍵鍵 原子軌道垂直于鍵軸以 “肩并肩 方式重疊所構成的共價化學鍵稱為鍵。構成鍵時，原子軌道的重疊部分對等地分布在包括鍵軸在內的平面上、下兩側，外形一樣，符號相反，呈鏡面反對稱。共價鍵兩原子之間只能構成一個鍵而可構成多個鍵。兩個原子構成共價單鍵時，原子軌道總是沿鍵軸方向到達最大程度的重疊，所以單鍵都是鍵；構成共價雙鍵時，有一個鍵和一個鍵；構成共價三鍵時，有一個鍵和兩個鍵 。共價鍵N2分子構成表示圖成鍵原子一方有孤對電子;另一方有空軌道.HNHHH4NH構成條件：例：例：1正常共價鍵2特殊共價鍵:配位鍵按

36、提供電子的情況不同配位鍵4BFFFBFF 1、雜化軌道實際的提出VB法的勝利之處：解釋了共價鍵的構成過程和本質， 即共價鍵的方向性，飽和性。 缺陷：不能解釋分子的空間構型。 例如：CH4， 正四面體，四個C-H鍵相等，HCH=109028 VB法： C：2S22PX12PY1，只需2個單電子。只能構成二個C H。 假設將2S2激發(fā) ： 2S12PX12PY12PZ1，可構成四個C-H，但4個C-H鍵不等同，且空間構造不符。 為了解釋CH4分子的空間構型，Pauling1931提出了雜化軌道實際 .雜化軌道實際雜化軌道實際雜化軌道實際 3、軌道雜化的特性： 1只需在構成分子的過程中，能量相近的原

37、子軌道才干進展雜化，孤立的原子不能夠發(fā)生雜化。例如2s和2p可以發(fā)生雜化，而1s和2p那么不可以發(fā)生雜化。 2雜化軌道的成鍵才干比未雜化的原子軌道的成鍵才干強。 3雜化所構成的雜化軌道的數目等于參與雜化的原子軌道的數目。 4不同類型的雜化，雜化軌道空間取向不同。一sp雜化 由一個ns軌道和一個np軌道參與的雜化稱為sp雜化，所構成的軌道稱為sp雜化軌道。每一個sp 雜化軌道中含有1/2的p軌道成分和1/2的s軌道成分，雜化軌道間的夾角為 ，空間構型為直線型。180。雜化軌道實際 由一個ns軌道和兩個np 軌道參與的雜化稱為sp2 雜化，所構成的三個雜化軌道稱為sp2 雜化軌道。每個sp2雜化軌

38、道中含有1/3的s軌道和2/3的p軌道成分，雜化軌道間的夾角為120，空間構型為平面正三角形。 雜化軌道實際 由一個ns軌道和三個np軌道參與的雜化稱為sp3雜化，所構成的四個雜化軌道稱為sp3 雜化軌道。sp3雜化軌道的特點是每個雜化軌道中含有1/4的s軌道和3/4的p軌道成分。雜化軌道實際CH4的空間構型為正四面體雜化軌道間的夾角為10928Asp3等性雜化NH3 的空間構型18107HNHBsp3不等性雜化H2O的空間構型30104HOH其它雜化類型PCl5：中心P：3S23P3 p3s3激發(fā)SP3d雜化重疊成鍵分子構型：三角雙錐分子構型：三角雙錐夾角為：夾角為：120、90SF6 中心

39、S：3S23P4 p3s3激發(fā)SP3d2雜化重疊成鍵3d 分子構型：八面體分子構型：八面體 夾角為：夾角為：90sp雜化， 直線型, 如BeCl2, C2H2sp2雜化，平面三角形如BF3, CH2O, C2H4等sp3雜化，正四面體 如CH4，SiCl4等左：sp3d 雜化，三角雙錐，如PCl5；右：sp3d2 雜化，正八面體，如SF6等 等性雜化各雜化軌道中均有一個電子雜化軌道實際總結不等性雜化的分子構型不等性雜化部分雜化軌道中有不參與成鍵的孤對電子。孤電子對軌道由于電子密度大，斥力大得多，因此可以擠壓成鍵電子軌道，結果使鍵角小于正常值。常見的不等性雜化原子和類型如下中心原子雜化方式雜化軌

40、道數孤電子對鍵角正常鍵角分子構型示例N, Psp34110710928三角錐NH3,PH3O, Ssp34210410928角型H2O,H2S1、分子的極性:分子能否有極性取決于整個分子正負電荷中心能否重合。重合，非極性分子；不重合，那么為極性分子。分子極性主要與鍵極性鍵極性分子幾何構型分子幾何構型有關分子的極性和分子間力分子的極性和分子間力 雙原子分子的極性主要取決于鍵的極性，而鍵的極性那么主要與構成鍵的兩原子電負性的相對大小有關。 對多原子分子來說，分子極性不僅取決于鍵的極性，還取決于分子的空間構型。 分子的極性大小常用分子的偶極矩來衡量。偶極矩假設正電(或負電)中心上的電荷的電量為 q

41、, 正負電中心之間的間隔為 d (稱偶極矩長), 那么偶極矩為: qd的單位為庫米偶極矩越大,分子的極性就越強。一些分子的分子電偶極矩與分子空間構型H2N2CO2CS2CCl4CH4H2SH2ONH3 0 0 0 0 0 0 3.63 6.17 4.29直線形直線形直線形直線形正四面體正四面體角形角形三角錐形SO2CHCl3COO3HFHClHBrHIBF3 5.28 3.63 0.33 1.67 6.47 3.60 2.60 1.27 0角形四面體直線形角形直線形直線形直線形直線形平面正3010C m3010C m分子分子分子空間構型分子空間構型三角形 2、分子間力范德華力分子間力范德華力分

42、子間相互作用力范德華力、氫鍵、疏水作用Van Der Waals 范德華183719231定向力：它產生于極性分子之間。當兩個極性分子充分接近時，產生同極相斥，異極相吸，使分子偶極定向陳列而產生的靜電作用力。2誘導力：當極性分子與非極性分子充分接近時，極性分子可使非極性分子變形而產生偶極稱為誘導偶極.誘導偶極與固有偶極間的作用力叫誘導力。3色散力:分子間由于瞬時偶極而產生的作用力叫色散力。瞬時瞬時偶極偶極 色散力的大小主要與分子的變形性有關。分色散力的大小主要與分子的變形性有關。分子的極化率越大子的極化率越大,色散力就越強色散力就越強. 色散力不僅存在廣泛色散力不僅存在廣泛, 而且在分子間力中

43、而且在分子間力中, 色散色散力經常是重要的力經常是重要的. 察看下面數據察看下面數據:kJ/mol 定向力定向力 誘導力誘導力 色散力色散力Ar 00 8.49 HCl 3.305 1.104 16.824分子間力的特點: a永遠存在于分子或原子間的一種作用力。b吸引力，作用能比化學鍵小一至兩個數量級。c普通沒有方向性和飽和性。d作用范圍只需幾個pm。e色散力是主要的分子間力。 三種力相對大小為: 色散力 定向力 誘導力分子極性分子極性 色散作用色散作用 誘導作用誘導作用 定向作用定向作用 非非-非非 非非-極極 極極-極極 5分子間力對物質物理性質的影響:He Ne Ar Ke Xe分子量分

44、子量色散作用色散作用分子間力分子間力沸點熔點沸點熔點水中溶解度水中溶解度小小大大低低高高小小小小小小大大大大大大例題：室溫下F2和Cl2為氣體，Br2為液體，而I2為固體,為什么？ 由于由于 F2、Cl2、Br2和和I2都是非極性分子都是非極性分子，存在色散力的作用，色散力隨分子量增，存在色散力的作用，色散力隨分子量增大而加強，所以大而加強，所以F2、Cl2、Br2、I2分子間分子間色散力逐漸增大，溶沸點隨分子量增大而色散力逐漸增大，溶沸點隨分子量增大而依次升高，因此室溫下依次升高，因此室溫下F2和和Cl2為氣體，為氣體，Br2為液體，而為液體，而I2為固體。為固體。 當當H原子與電負性很大、

45、半徑很小的原子原子與電負性很大、半徑很小的原子X以共價鍵結合為分子時，由于成鍵電子劇以共價鍵結合為分子時，由于成鍵電子劇烈地偏向烈地偏向X原子，使原子，使H原子幾乎成為原子幾乎成為“赤裸赤裸的質子而具有較大的正電荷場強。因此的質子而具有較大的正電荷場強。因此這個這個H原子可與另一個電負性大、半徑小的原子可與另一個電負性大、半徑小的Y原子產生定向吸引作用，構成原子產生定向吸引作用，構成XHY構構造，其中造，其中H原子與原子與Y原子間的作用力稱為氫原子間的作用力稱為氫鍵。鍵。一、氫鍵的概念氫鍵構成氫鍵的兩個條件: 1.與電負性大且 r 小的原子(F, O, N，Cl，S等)相連的 H ; 2. 在

46、附近要有一個電負性很大, 半徑小的原子(F, O, N)。氫鍵氫鍵的強弱與這些元素的電負性大小和原子半徑大小有關，這些元素的電負性愈大，氫鍵愈強；這些元素的原子半徑愈小，氫鍵也愈強。氫鍵的強弱順序為：FHFOHONHNOHClOHS硝基苯酚硝基苯酚 分子間存在氫鍵時, 大大地影響了分子間的結合力, 故物質的熔點、沸點將升高。 構成分子內氫鍵時, 勢必減弱分子間氫鍵的構成. 故有分子內氫鍵的化合物的沸點、熔點不高。典型的例子是對硝基苯酚和鄰硝基苯酚:1.飽和性和方向性由于 H 的體積小, 1 個 H 只能構成一個氫鍵.由于 H 的兩側電負性極大的原子的負電排斥, 使兩個原子在 H 兩側呈直線陳列

47、.2.氫鍵的強度介于化學鍵和分子間作用力之間,氫鍵的強弱與X和Y元素原子原子半徑和電負性有關.三、氫鍵的特點 3.氫鍵對于物質性質的影響 HF、HCl、HBr、HI , 從范德華力思索, 半徑依次增大, 色散力添加,熔沸點高, 故熔點沸點為 HI HBr HCl,。 但由于 HF 分子間有氫鍵，故 HF 的熔沸點在這里最高, 破壞了從左到右熔沸點升高的規(guī)律。H2O、NH3 由于氫鍵的存在, 在同族氫化物中熔沸點亦是最高。 H2O 和 HF 的分子間氫鍵很強, 以致于分子發(fā)生締合, 以(H2O)2、 (H2O)3、(HF)2、(HF)3 方式存在, 而 (H2O)2 陳列最嚴密, 4時, (H2

48、O)2 比例最大, 故 4 時水的密度最大。晶體構造 固體物質可以分為晶體和非晶體兩類。 晶體：具有規(guī)那么幾何外形的固體。晶體中物質微粒(分子、原子或離子)按一定的周期性和對稱性陳列。晶體構造 晶體的特征： 有固定幾何外形 有固定熔點 各向異性 能產生X-衍射圖晶體的根本類型晶體的分類根據晶體中粒子間的相互作用力，可以分為： 離子晶體晶體中的物質微粒是正、負離子，粒子之間作用力是離子鍵。 原子晶體晶體中的物質微粒是原子，微粒之間的作用力是共價鍵。 金屬晶體晶體中的物質微粒是金屬離子，微粒之間作用力是金屬鍵。 分子晶體晶體中的物質微粒是分子，微粒之間作用力是分子間作用力。離子晶體的特點A. 無確

49、定的分子量 NaCl 晶體是個大分子，晶體中無單獨的NaCl 分子存在。NaCl 是化學式，因此 58.5 可以以為是式量，不是分子量 。 B. 導電性 水溶液或熔融態(tài)導電，是經過離子的定向遷移完成的，而不是經過電子流動導電 。 離子晶體C. 熔點沸點較高 NaCl MgO m. p. 801 C 2800 C b. p. 1413 C 3600 CD. 硬度高，延展性差因離子鍵強度大，所以硬度高 。但遭到外力沖擊時，易發(fā)生位錯，導致破碎 。離子晶體+ + + 位錯位錯+ + + 受力時發(fā)生錯位，使正正離子相切，負負離子相切，彼此排斥，離子鍵失去作用，故離子晶體無延展性 。如 CaCO3 可

50、用于雕刻，而不可用于鍛造，即不具有延展性 。F離子晶體 晶格：離子晶體中，組成晶體的正負離子在空間呈現規(guī)那么的陳列，間隔一定間隔反復出現，有明顯周期性，稱為結晶格子，簡稱晶格。 晶胞：能表現晶體一切特征的最小的反復單元。晶胞不斷反復就構成晶格。 晶格節(jié)點質點：晶格上有規(guī)那么排布的微粒。如 Cs+,Cl- 配位數：離子周圍直接結合的異號離子數。三種典型的離子晶體NaCl型型晶格：面心立方配位比：6:6離子晶體CsCl型型晶格：簡單立方配位比： 8:8ZnS型晶格：面心立方配位比：4:4離子晶體晶體的晶格能晶體的晶格能298.15K298.15K，規(guī)范形狀下，由氣態(tài)正、負離子構成單，規(guī)范形狀下，由

51、氣態(tài)正、負離子構成單位物質的量的離子晶體所釋放的能量稱為晶體的晶位物質的量的離子晶體所釋放的能量稱為晶體的晶格能。格能。離子晶體晶格能與離子電荷和離子半徑有關。rrZZEL晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定。熔點和硬度就相應較高。例例 試判別試判別Na的鹵化物的熔點高低。的鹵化物的熔點高低。解：離子F-、Cl-、Br-、I- 的電荷數一樣，離子半徑從氟到碘添加，因此晶格能下降，熔點依次降低NaF：996；NaCl：801 ；NaBr：755 ；NaI：661 原子晶體原子晶體中粒子的空間陳列取決于共價鍵的方向和數量，如金剛石晶體，C原子采取sp3雜化。原子晶體的特點原子晶體的特點普通具有低配位、硬度高

52、，強度大與熔點高等特點普通具有低配位、硬度高，強度大與熔點高等特點。除金剛石外，SiC，SiO2，Si3N4，BN，AlN等都是原子晶體。金剛石晶體的構造SiO2晶體的構造分子晶體 分子晶體中，占據在點陣點上的物質粒子是分子。粒子之間的相互作用是分子間作用力。因此，分子晶體的熔點、硬度和強度都很差，如干冰、冰等晶體。許多分子晶體還具有揮發(fā)性。 例：判別分子晶體 1：SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4 2：H2O、H2S、H2Se、H2Te 的熔點高低。 解：分子晶體的熔點取決于粒子間的相互作用力。1的順序：從左到右依次升高。2中由于H2O晶體中粒子間存在氫鍵熔點特高，其它分子晶體的熔點

53、從左到右升高。 金屬晶體金屬晶體中, 金屬離子嚴密堆積，依托自在電子對金屬離子的引力結合。由于自在電子可以在整個金屬晶體的范圍內運動，因此，金屬晶體又具有獨特的性質： 展延性展延性金屬離子之間可以錯位挪動。金屬離子之間可以錯位挪動。 導電導熱性導電導熱性在外電場存在下，金屬中的自在電子可以定向挪在外電場存在下，金屬中的自在電子可以定向挪動而導電或導熱。動而導電或導熱。 金屬晶體的硬度、強度、熔點等相差很大金屬晶體的硬度、強度、熔點等相差很大具有高的價電子具有高的價電子/ /半徑比的金屬普通具有高的溶點半徑比的金屬普通具有高的溶點、強度和硬度，如鎢，反之，那么熔點、硬度和、強度和硬度，如鎢，反之，那么熔點、硬度和強度都很低，如堿金屬和堿土金屬強度都很低，如堿金屬和堿土金屬(Be(Be除外除外) )。晶體的分類金剛石過渡型晶體有些固體物質，粒子與粒子之間存在著不止一種相互作用，如石墨晶體。C原子經過sp2雜化構成層狀架構，每個C原子剩余的一個p軌道相互平行構成大健。大健中的電子可以在整個平面內離域運動。因此，石墨