工程材料基礎(chǔ)-原子結(jié)構(gòu)ppt課件

1、第二章 原子構(gòu)造與原子間結(jié)合鍵2.1 原子構(gòu)造2.2 原子序數(shù)和原子質(zhì)量2.3 原子的電子層構(gòu)造2.4 原子的結(jié)合鍵 .2.1 原子構(gòu)造 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，經(jīng)過(guò)靜電吸引，將帶負(fù)電荷的電 子束縛在其周圍。每個(gè)質(zhì)子和電子所帶的電 荷q均為1.60210-19庫(kù)侖。由于原子中質(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(yè)原子質(zhì)量：原子的質(zhì)量大部分集中在原子核內(nèi)。 一個(gè)質(zhì)子具有1.673 10-2

2、4g質(zhì)量，中 子略重于質(zhì)子，質(zhì)量為1.67510-24g， 而一個(gè)電子的質(zhì)量只需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)量與電荷粒子質(zhì)量，g 粒子電荷，庫(kù)侖 質(zhì)子中子電子 1.67310-241.67510-249.10910-28 +1.60210-190-1.60210-19 .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(duì)應(yīng)，如鐵的原子序數(shù)為26，其原子核有26個(gè)質(zhì)子和26個(gè)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

3、原子核中有6個(gè)質(zhì)子和6個(gè)中子， 它的質(zhì)量數(shù)是12，這種碳原子稱碳-12核素， 寫(xiě)為12C核素；另一種碳原子的原子核里有6個(gè) 質(zhì)子和7個(gè)中子，質(zhì)量數(shù)為13，稱碳-13核素， 可寫(xiě)為13C核素。多核素元素與單核素元素。同位素：質(zhì)子數(shù)一樣而中子數(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(duì)原子質(zhì)量 1. 原子質(zhì)量 指某核素一個(gè)原子的質(zhì)量。由于原子的絕對(duì)質(zhì)量很小, 常以12C一個(gè)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

4、等于12 u。.續(xù)上頁(yè)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(duì)一種元素含有多種天然同位素而說(shuō)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(lái)計(jì)算。 元素的原子質(zhì)量用符號(hào)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(gè)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(jiàn)，元素的原子質(zhì)量只是一種相對(duì)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(shí)驗(yàn)測(cè)得1H的原子質(zhì)量為1.007825u，豐度為99.985%

5、，2H的原子質(zhì)量為2.014 0u，豐度為0.015%，試計(jì)算氫元素的平均原子質(zhì)量和相對(duì)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(duì)原子質(zhì)量的定義，氫的相對(duì)原子 質(zhì)量為： .2. 相對(duì)原子質(zhì)量 元素的相對(duì)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(gè)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(duì)原子質(zhì)量均示于表2-2元素周期表中元素符號(hào)的下方。.例題2-2： (1) 根據(jù)銅的相對(duì)原子質(zhì)量，試求1個(gè)銅原子的質(zhì)量。 (2) 1克銅中有

6、多少銅原子？ 解: (1) 銅的相對(duì)原子質(zhì)量為63.54g/mol，因63.54g銅有 6.0231023個(gè)原子, 因此, 一個(gè)銅原子的質(zhì)量為: 63.54g/mol/6.0231023個(gè)原子/mol=1.0510-22g/原子 (2) 1克銅的原子數(shù)：6.0231023個(gè)原子/mol/63.54g/mol=9.481021個(gè)原子/g.2.3 原子的電子層構(gòu)造 231 核外電子的運(yùn)動(dòng)形狀 原子中核外電子的運(yùn)動(dòng)形狀或分布情況，要用四個(gè)量子數(shù)加以描畫(huà)。這四個(gè)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 是描畫(huà)核外電子的能量和電子離核平均間隔的參數(shù)，是決議

7、電子能量大小的主要量子數(shù)。n 值越大，電子離核的間隔越遠(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(gè)n 值代表一個(gè)電子層或主能級(jí)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(hào) K L M N O P Q.2角量子數(shù)l角量子數(shù)l用于描畫(huà)原子軌道或電子云的外形，并在多電子原子中和主量子數(shù)n一同決議電子的能量，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(gè)值。電子亞層或能層常用光譜符號(hào)表示：角量子數(shù)l 012 3電子亞層

8、符號(hào) 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(jí)越高，如在第三電子層有s、p和d等3個(gè)電子亞層，其中3d的能級(jí)高于3 p的能級(jí)，3 p的能級(jí)又高于3s的能級(jí)。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決議原子軌道在磁場(chǎng)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(gè)數(shù)值，即原子軌道或電子云可以沿著2 l+1個(gè)不同方向伸展，

9、常用符號(hào)或表示。l = 0時(shí)，m = 0，原子軌道或電子云只需一個(gè)伸展方向；l = 1時(shí)，m = -1、0、+1，有3個(gè)數(shù)值，p原子軌道或電子云分別沿著x，y和z三個(gè)方向伸展。l = 2時(shí)，m = 0, 1，2，有5個(gè)數(shù)值，即d原子軌道或電子云有5個(gè)不同伸展方向的軌道。磁量子數(shù)與電子能量無(wú)關(guān)。l一樣，m不同的原子軌道，即外形一樣，空間取向不同的原子軌道，其能量是一樣的。.4自旋量子數(shù)ms 原子中的電子除了繞核運(yùn)動(dòng)外，還可自旋。用于描畫(huà)電子自旋方向的量子數(shù)稱為自旋量子數(shù)，用符號(hào)ms表示。自旋方向只需順時(shí)針和逆時(shí)針兩種,故ms=，通常用符號(hào)、表示。自旋量子數(shù)ms對(duì)電子所處的能量沒(méi)有影響。這樣用四個(gè)

10、量子數(shù)就可以描畫(huà)電子在原子中的復(fù)雜運(yùn)動(dòng)形狀，即四個(gè)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(dòng)，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(gè)量子數(shù)看成是電子在空間位置的坐標(biāo)。.2. 3. 2 多電子原子軌道的能級(jí)能量E 6pOOO 5dOOOO 4fOOOOOOO6sO 5pOOO 4dOOOOO5sO 4pOOO 3dOOOOO4sO 3pOOO3sO 2pOOO2sO lsO 能級(jí)組 6(6s4f5d6p) 5(5s4d5p) 4(4s3d4p) 3(3s3p) 2(2s2p) 1(ls) 圖2-2 原子軌道近似能級(jí)圖 美國(guó)化學(xué)家

11、鮑林Pauling根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果，總結(jié)出多電子原子中原子軌道能量高低，并陳列給出近似能級(jí)圖，見(jiàn)左圖 .1能級(jí)圖是按能量的高低順序，而不是按原子軌道 距核的遠(yuǎn)近陳列的。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(jí)組。共 有7個(gè)能級(jí)組，它的能量依1、2、3、能級(jí)組的 順序逐次增高。2在近似能級(jí)圖中，每個(gè)小圓圈表示一個(gè)原子軌道， 如第二能級(jí)組中有四個(gè)小圓圈，它代表有四個(gè)原 子軌道。3角量子數(shù)l一樣的能級(jí)，其能量由主量子數(shù)n決議， 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(jí)圖闡明一.能級(jí)圖闡明二4主量子數(shù)n一樣，而角量子

12、數(shù)l不同的能級(jí)， 其能量隨l的增大而升高，如：EnsEnpEndEnf5同一能級(jí)組中，能夠出現(xiàn)不同電子層的能級(jí)。 如第5能級(jí)組中，除屬于第5電子層的5s和5p能級(jí) 外，還有第4電子層的4d。闡明當(dāng)主量子數(shù)n和 角量子數(shù)l同時(shí)變化時(shí)，能夠出現(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，這種景象稱為“能級(jí)交錯(cuò) 例如：E4sE3d，E6sE4fE5d等等。. 為了判別多電子原子中n和l同時(shí)變化時(shí)，軌道能量的高低，除了從鮑林的近似能級(jí)圖中查看外，我國(guó)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)那么，n+0.7l值愈大，能量就愈高。例題2-3：試比較6s、6

13、p、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 原子的電子層構(gòu)造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，不能夠有運(yùn)動(dòng)形狀亦即四個(gè)量子數(shù)完全一樣的兩個(gè)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包容兩個(gè)自旋方向相

14、反的電子。泡里不相容原理實(shí)踐上是對(duì)原子核外電子層上可包容的電子數(shù)目作了限制。各電子層包容的最多電子數(shù)是：(下頁(yè) ).n = 1(K層) l = 0 (ls) m = 0 1個(gè)軌道 ms = 可包容2個(gè)電子n = 2(L層) l = 0 (2s)l = 1 (2p) m = 0 -1 m = 0 +14個(gè)軌道 可包容8個(gè)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(gè)軌道可包容18個(gè)電子所以 各層可包容的最多電子數(shù)為2 n2個(gè)，這原理又稱為電子層最大容量原理。 .2能量最低原理 核外

15、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(jí)較高的原子軌道，使整個(gè)原子體系處于最低的能量形狀。圖2-3。圖2-3 原子軌道近似能級(jí)順序圖 電子進(jìn)入各能級(jí)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)“ 中的阿拉伯?dāng)?shù)字表示。 .3洪特Hund規(guī)那么 電子在同一亞層能量一樣的等價(jià)軌道上排布時(shí)，總是盡能夠分占不同的軌道，并且自旋方向一樣。 例如2p亞層有3個(gè)軌道，假設(shè)有2個(gè)電子進(jìn)入2p，那么各占一個(gè)軌道且自旋平行，可寫(xiě)成 ，而不是 或 。.2原子的電子層構(gòu)造 電子在核外的排布情況稱為電子層構(gòu)造。通常表示

16、電子層構(gòu)造有兩種方法。1原子軌道式 這種表示方式是用一個(gè)小方格或小圓圈代表一個(gè)原子軌道，在方格或圓圈下面注明該軌道的能級(jí)，方格或圓圈內(nèi)用箭頭表示電子的自旋方向。如：7N8O 1s2s2p1s2s2p.2電子排布式 它是在亞層符號(hào)的左邊注明電子層數(shù)，在亞層符號(hào)的右上角用阿拉伯?dāng)?shù)字表示所陳列的電子數(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(hào)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)這些原那么，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(shí)為了簡(jiǎn)化，常將內(nèi)層電子構(gòu)型用“原子實(shí)來(lái)替代。所

17、謂“原子實(shí)是指原子中的內(nèi)層電子構(gòu)造與某一稀有氣體元素的電子層構(gòu)造一樣的部分，用該稀有氣體的元素符號(hào)加方括號(hào)來(lái)表示。如Ne (氖)、Ar (氬)和Kr (氪)的電子層構(gòu)造分別為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 4d105s25p3. 234 原子的電

18、子層構(gòu)造與元素周期律、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。原子構(gòu)造的研討證明：隨著核電荷數(shù)的遞增各元素原子的外電子層構(gòu)造呈周期性地反復(fù)陳列。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)緣由。元素周期表那么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構(gòu)造的關(guān)系。.1.周期與原子電子層構(gòu)造的關(guān)系 周期表中有七個(gè)橫行，表示七個(gè)周期。可以看出：(1) 每一周期從第1主族1A元素ns1開(kāi)場(chǎng)，到構(gòu)成穩(wěn)定的稀有 氣體特有的ns2np6He為ls2電子層構(gòu)造時(shí)終了。(2) 周期表中每出現(xiàn)

19、一個(gè)周期，外層電子就進(jìn)入一個(gè)新的能 級(jí)見(jiàn)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(jí)組數(shù)。(3) 各周期元素的數(shù)目，等于相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道所能容 納的電子總數(shù)。 .周期與能級(jí)組的關(guān)系 周期相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道 新增電子數(shù) 元素?cái)?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 .2族與原子電子層構(gòu)造的關(guān)系 周期表中共有18個(gè)縱行，每1縱行表示1個(gè)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

20、半，但主族是8個(gè)縱行，而副族有10個(gè)縱行。 .族與原子構(gòu)造中外層電子構(gòu)造： 1同一主族元素具有一樣的外層電子構(gòu)造，所 謂外層電子構(gòu)造是指能參與構(gòu)成化學(xué)鍵的電 子。由于元素的性質(zhì)主要決議于原子的外層 電子構(gòu)造，所以同一主族元素具有類似的性質(zhì)。 2同一副族元素具有一樣或類似的外層電子結(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)也具有類似性，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)與原子電子層構(gòu)造的關(guān)系 1A8A12A3A4A5A6A7A2s 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

21、電子排布的特征，分為五個(gè)區(qū): . 從元素在周期表中的位置推斷出原子的電子層構(gòu)造；知道了原子的電子層構(gòu)造，也能確定元素在周期表中的位置。例題2-4： 知某元素的原子序數(shù)為26，寫(xiě)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(wú)素原子核外有26個(gè)電子。 根據(jù)核外電子排布規(guī)那么，其核外的電子排布式為： 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2。故該元素屬 d區(qū)，位于第周圍期，8B族，是鐵Fe元素。 .例題2-5 知某元素屬于周期表中第周圍期，7A族。試寫(xiě)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)和元素稱號(hào)。答：根據(jù)該元素在

22、第周圍期可以斷定最高能 級(jí)組數(shù)是4，又由于屬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(gè)電子，故該元素的原子序數(shù) 應(yīng)為35，是元素溴Br。.235 原子構(gòu)造與元素性質(zhì)1. 原子半徑 經(jīng)常用到的原子半徑有原子的共價(jià)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構(gòu)成正離子的難易程度，可用電離能來(lái)衡量。使某元素一個(gè)基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子成為

23、一價(jià)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(hào)I1表示，即：A代表任一元素 氣態(tài)A+再失去一個(gè)電子成為二價(jià)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(duì)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 .各鍵特點(diǎn)比較 共價(jià)鍵、離子鍵化合物的熔點(diǎn)較高，其中純共價(jià)鍵的金剛石具有最高的熔點(diǎn)，金屬的熔點(diǎn)相對(duì)較低，這是陶瓷資料比金屬具有更高熱穩(wěn)定性的根本緣由。 . 大多數(shù)金屬有高的密度，如

24、鉑、鎢、金的密度到達(dá)工程資料中的最高值。金屬的高密度有兩個(gè)緣由： 第一，金屬元素有較高的相對(duì)原子質(zhì)量； 第二，金屬鍵沒(méi)有方向性； 所以金屬原子總是趨于密集陳列，常得到簡(jiǎn)單的原子密排構(gòu)造。相反，對(duì)于離子鍵或共價(jià)鍵結(jié)合的情況，原子陳列不能夠很致密，共價(jià)結(jié)合時(shí)，相鄰原子的個(gè)數(shù)要遭到共價(jià)鍵數(shù)目的限制，離子結(jié)合那么要滿足正、負(fù)離子間電荷平衡的要求，它們的相鄰原子數(shù)都不如金屬多，所以陶瓷資料的密度較低。聚合物由于其二次鍵結(jié)合，分子鏈堆垛不嚴(yán)密，加上組成原子的質(zhì)量較小C、H、O，在工程資料中具有最低的密度數(shù)據(jù)。 此外，金屬鍵使金屬資料具有良好的導(dǎo)電性和導(dǎo)熱性，而由非金屬鍵結(jié)合的陶瓷、聚合物那么在固態(tài)下不導(dǎo)電，它們可以作為絕緣體或絕熱體在工程上運(yùn)用。 .2. 力學(xué)性能 彈性模量是資料應(yīng)力應(yīng)變曲線上彈性變形段的斜率，以E表示之，其意義為： 即E相當(dāng)于發(fā)生單位彈性變形所需的應(yīng)力。可把原子結(jié)合比喻成很多小彈簧的連結(jié)