Chpt11-2-原子結(jié)構(gòu)與鍵合課件

1、二九年二月原子結(jié)構(gòu)與鍵合(Atomic Structure and Interatomic Bonding)材料科學(xué)與工程學(xué)院School of Material Science & Engineering二九年二月原子結(jié)構(gòu)與鍵合(Atomic Structu原子結(jié)構(gòu)和鍵合Atomic Structure and Interatomic Bonding教學(xué)目的與 要求了解物質(zhì)由原子組成，而組成材料的各元素的原子結(jié)構(gòu)和原子間的鍵合是決定材料性能的重要因素 教學(xué)內(nèi)容原子結(jié)構(gòu)、原子間的鍵合教學(xué)重點(diǎn)描述原子電子的空間位置和能量的4個(gè)量子數(shù)；核外電子排布遵循的原則；元素性質(zhì)、原子結(jié)構(gòu)和該元素在周期表中的

2、位置三者之間的關(guān)系 教學(xué)難點(diǎn)原子間結(jié)合健分類及其特點(diǎn) 教學(xué)課時(shí)2課時(shí)原子結(jié)構(gòu)和鍵合Atomic Structure and I材料的微觀結(jié)構(gòu)(Microstructure of Materials) 決定材料性能最根本的因素： 組成材料各元素的原子結(jié)構(gòu) 原子間的相互作用，相互結(jié)合 原子或分子在空間的排列分布和運(yùn)動(dòng)規(guī)律 原子集合體的形貌特征 物質(zhì)(Substance)是由原子(atom)組成 材料科學(xué)中，最為關(guān)心的是原子結(jié)構(gòu)中的電子結(jié)構(gòu) 原子的電子結(jié)構(gòu)決定原子間鍵合的本質(zhì) 掌握原子的電子結(jié)構(gòu)有助于對(duì)材料分類，從根本上了解材料性能材料的微觀結(jié)構(gòu)(Microstructure of Mate1.1

3、原子結(jié)構(gòu)(Atomic Structure)1.1.1 物質(zhì)的組成(Substance Construction)物質(zhì)由無(wú)數(shù)微粒(Particles)聚集而成分 子(Molecule)：?jiǎn)为?dú)存在保存物質(zhì)化學(xué)特性 體積?。篸(H2O)0.2 nm 分子量差異大：M(H2O)2；M(protein)106原 子(Atom)：化學(xué)變化中最小微粒，但從量子力學(xué)中原子并不是物質(zhì)的最小微粒。原子具有復(fù)雜的結(jié)構(gòu)，并直接影響原子間的結(jié)合方式。1.1 原子結(jié)構(gòu)(Atomic Structure)1.1.1.1.2 原子的結(jié)構(gòu)1. 原子結(jié)構(gòu)模型的發(fā)展史1803年，J.Dalton創(chuàng)立了近代科學(xué)原子論。認(rèn)為一切物質(zhì)

4、都是由最小的不能再分的粒子原子構(gòu)成，而原子是堅(jiān)實(shí)的、不可再分的實(shí)心球。 1879年，J.J Thomson發(fā)現(xiàn)電子(electron)，揭示了原子內(nèi)部秘密，即電子，普遍存在于各種原子之中。原子是一個(gè)平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多帶負(fù)電、有一定質(zhì)量的微粒電子，并中和了電荷，從而形成了中性原子。實(shí)心球模型西瓜模型(棗糕模型)1.1.2 原子的結(jié)構(gòu)1. 原子結(jié)構(gòu)模型的發(fā)展史1803年，1911年，E.Rutherford和他的助手做了著名粒子散射實(shí)驗(yàn)，提出原子結(jié)構(gòu)有核模型，即原子是由居于原子中心的帶正電的原子核和核外帶負(fù)電的電子構(gòu)成。原子核的質(zhì)量幾乎等于原子的全部質(zhì)量，電子在原子核外空間繞核

5、做高速運(yùn)動(dòng)。就像行星環(huán)繞太陽(yáng)運(yùn)轉(zhuǎn)一樣。1913年，N.Bohr提出了Bohr atomic model，即電子在原子核外空間的一定軌道上分層繞核做高速的圓周運(yùn)動(dòng)。行星繞太陽(yáng)模型分層模型1911年，E.Rutherford和他的助手做了著名粒子后來(lái)，科學(xué)家們?cè)趯?shí)驗(yàn)中發(fā)現(xiàn)，電子在原子核周圍有的區(qū)域出現(xiàn)的次數(shù)多，有的區(qū)域出現(xiàn)的次數(shù)少，就像“云霧”籠罩在原子核周圍。因而提出了“電子云模型”。電子云密度大的地方，表明電子在核外單位體積內(nèi)出現(xiàn)的機(jī)會(huì)多，反之，出現(xiàn)的機(jī)會(huì)少。電子云模型后來(lái)，科學(xué)家們?cè)趯?shí)驗(yàn)中發(fā)現(xiàn)，電子在原子核周圍有的區(qū)域出現(xiàn)的次原子核(nucleus):位于原子中心、帶正電電 子(electr

6、on)：核外高速旋轉(zhuǎn)，帶負(fù)電，按能量高低排列，電子云(electron cloud) 9.1110-31 kg，約為質(zhì)子的1/1836質(zhì)子(proton)：正電荷m1.672610-27 kg中子(neutron)：電中性m1.674810-27 kg2. 原子結(jié)構(gòu)近代科學(xué)實(shí)驗(yàn)證明：原子是由質(zhì)子和中子組成的原子核，以及核外電子構(gòu)成。原子核內(nèi)的中子呈電中性，質(zhì)子帶正電。一個(gè)質(zhì)子的的正電量正好與一個(gè)電子的負(fù)電量相等，即均為e1.60210-19 C。由于電子和質(zhì)子的數(shù)量相等，所以整個(gè)原子呈電中性。它們通過(guò)靜電吸引，將帶負(fù)電的電子被牢牢地束縛在原子核周圍。原子核(nucleus):電 子(elect

7、ron)：核外 1.1.3 原子的電子結(jié)構(gòu)電子在原子核外空間作高速旋轉(zhuǎn)運(yùn)動(dòng)，沒(méi)有固定的軌道，但可以根據(jù)電子的能量高低，用統(tǒng)計(jì)方法判斷其在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的幾率的大小。在量子力學(xué)中，可以用反映電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的方程，即薛定諤(E. Schrdinger)方程求解得到電子的狀態(tài)和在某處的出現(xiàn)幾率，這個(gè)解即為波函數(shù)。波函數(shù)習(xí)慣上又稱原子軌道，它描述電子在核外空間各處位置出現(xiàn)的幾率，相當(dāng)于給出了電子運(yùn)動(dòng)的“軌道”。這一軌道是由四個(gè)量子數(shù)所確定。描述原子中一個(gè)電子的空間位置和能量，可用四個(gè)量子數(shù)(quantum numbers)表示。主量子數(shù)n：決定原子中電子能量以及與核的平均距離，即表示電子所處的量

8、子殼層，取正整數(shù)，量子殼層可用K、L、M、N、O、P、Q表示。 1.1.3 原子的電子結(jié)構(gòu)主量子數(shù)n：決定原子中電軌道角動(dòng)量量子數(shù)li: 給出電子在同一量子殼層內(nèi)所處的能級(jí)(電子亞層)，與電子運(yùn)動(dòng)的角動(dòng)員有關(guān)，取值為0，1，2，n-1。磁量子數(shù)mi：給出每個(gè)軌道角動(dòng)量量子數(shù)的能級(jí)數(shù)或軌道數(shù)。每個(gè)li下的磁量子數(shù)的總數(shù)為2li+1。自旋角動(dòng)量量子數(shù)si：反映電子不同的自旋方向。si規(guī)定為+1/2和-1/2，反映電子順時(shí)針和逆時(shí)針兩種自旋方向。鈉原子結(jié)構(gòu)中K、L、M量子殼層的電子分布狀況軌道角動(dòng)量量子數(shù)li: 給出電子在同一量子殼層內(nèi)所處的能級(jí)( 電子層、電子亞層、原子軌道與量子數(shù)之間的關(guān)系n電子

9、層l電子亞層m軌道數(shù)1K01s012 L 012s2p01,0,+1133M0123s3p3d0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+21354N01234s4p4d4f0-1,0,+12,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+31357 電子層、電子亞層、原子軌道與量子數(shù)之間的關(guān)系n電子層l電子核外電子的排布 (electron configuration) 規(guī)律能量最低原理(Minimum Energy Principle)：電子的排布總是盡可能使體系的能量最低。 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-泡利不相容原理(Pauli Exclusi

10、on Principle)：在一個(gè)原子中不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子，即n殼層最多只能容納2n2個(gè)電子。洪德定則(Hund Rule)：在同一亞層的各個(gè)能級(jí)中，電子的排布盡可能分占不同的能級(jí)，而且自旋方向相同。當(dāng)電子排布為全充滿、半充滿或全空時(shí)，是比較穩(wěn)定的，整個(gè)原子的能量最低。核外電子的排布 (electron configuratio1s2s2pCNO1s2 2s2 2p21s2 2s2 2p31s2 2s2 2p4核外電子的排布舉例：按規(guī)則排布：1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 3d8 實(shí)際排布：1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 3d6 4s23注：對(duì)于序數(shù)較大的原子，

11、d和f能及開始被填充，相鄰殼層的能級(jí)存在重疊現(xiàn)象，因此，其電子排布偏離上述規(guī)則，呈現(xiàn)鮑林能級(jí)圖分布。例如26Fe原子的電子結(jié)構(gòu)：1s2s2pCNOPauling近似能級(jí)圖Pauling近似能級(jí)圖 1. 基本概念元素(Element)：具有相同核電荷的同一類原子總稱，共116種，核電荷數(shù)是劃分元素的依據(jù)同位素(Isotope)：具有相同的質(zhì)子數(shù)和不同中子數(shù)的同一元素的原子元素有兩種存在狀態(tài)：游離態(tài)和化合態(tài)(Free State& Combined Form)元素周期律(the periodic of elements)：元素的外層電子結(jié)構(gòu)隨著原子序數(shù)(核內(nèi)質(zhì)子數(shù))的遞增而呈周期性排布，元素性質(zhì)呈

12、現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。1.1.4 元素周期表(periodic Table of the Elements) 1. 基本概念1.1.4 元素周期表(periodi2. 元素周期表1869年，俄國(guó)化學(xué)家門捷列夫在總結(jié)對(duì)比當(dāng)時(shí)已知的60多種元素的性質(zhì)時(shí)發(fā)現(xiàn)化學(xué)元素之間的本質(zhì)聯(lián)系：按原子量遞增把化學(xué)元素排成序列，元素的性質(zhì)發(fā)生周期性的遞變。這就是元素周期律的最早表述。1911年，年輕的英國(guó)人莫塞萊在分析元素的特征X射線時(shí)發(fā)現(xiàn)，門捷列夫化學(xué)元素周期系中的原子序數(shù)不是人們的主觀賦值，而是原子核內(nèi)的質(zhì)子數(shù)。門捷列夫周期律是人類認(rèn)識(shí)史和科學(xué)史上劃時(shí)代的偉大發(fā)現(xiàn)。2. 元素周期表1911年，年輕的英國(guó)人莫塞萊在

13、分析元素的特HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaScTiVCrMnFe Co NiCuZnGaGeAsSeBrRbSrYZrNbMoTcRu Rh PdAgCdInSnSbTeICsBaLaHfTaW ReOs Ir PtAuHgTlPb 門捷列夫短式周期表每個(gè)周期被分成兩行，每個(gè)縱行被分成主副兩族，表右的三素組被稱為過(guò)渡元素。3. 幾種主要的元素周期表形式HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl“長(zhǎng)式”周期表每個(gè)周期占一個(gè)橫排。這種三角形周期表能直觀地看到元素的周期發(fā)展，但不易考察縱列元素（從上到下）的相互關(guān)系，而且由于太長(zhǎng)，招致排版和印刷的技術(shù)困難。“長(zhǎng)式”周期表每個(gè)周期

14、占一個(gè)橫排。這種三角形周期表能直觀寶塔式或滴水鐘式周期表這種周期表的優(yōu)點(diǎn)是能夠十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外電子能級(jí)的增多而螺旋性發(fā)展的，但它們的每個(gè)橫列不是一個(gè)周期，縱列元素的相互關(guān)系也不容易看清。寶塔式或滴水鐘式周期表這種周期表的優(yōu)點(diǎn)是能夠十分清楚地看 維爾納(A. Werner)長(zhǎng)式周期表目前最通用的元素周期表 維爾納(A. Werner)長(zhǎng)式周期表目前最通用的元素 周期維爾納長(zhǎng)式周期表分主表和副表。主表中的15行分別是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整的第6、7周期，其中的鑭系元素和錒系元素被分離出來(lái)，形成主表下方的副表。4. 元素周期表的結(jié)構(gòu)第一周期只有

15、2個(gè)元素，叫特短周期，它的原子只有s電子；第二、三周期有8個(gè)元素，叫短周期，它們的原子有s電子和p電子；第四、五周期有18個(gè)元素，叫長(zhǎng)周期，它們的原子除鉀和鈣外有s、p電子還有d電子；第六周期有32個(gè)元素，叫特長(zhǎng)周期，它的原子除銫和鋇外有s、d、p電子還有f電子；第七周期是未完成周期。 周期維爾納長(zhǎng)式周期表分主表和副表。主表中的15行分別 列維爾納長(zhǎng)式元素周期表有18列(縱列)。例如第1列為氫鋰鈉鉀銣銫鈁，第2列為鈹鎂鈣鍶鋇鐳，第8列為鉻鉬鎢，第9列為錳锝錸，等等。 族我國(guó)采用美國(guó)系統(tǒng)，用羅馬數(shù)碼標(biāo)記，如：IA、VIIB等等，而且，第8-10列叫第VIII族不叫VIIIB，第18列叫O族。A族

16、：主族元素的原子在形成化學(xué)鍵時(shí)只使用最外層電子(ns和/或np)，不使用結(jié)構(gòu)封閉的次外層電子。包括最左邊2個(gè)縱列IA和IIA主族；最右邊6個(gè)縱列IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA主族和O族。IA、IIA和VII族元素分稱堿金屬、堿土金屬和鹵素，這些術(shù)語(yǔ)早于發(fā)現(xiàn)周期系。主族常用相應(yīng)第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，氧族等。O族元素的確認(rèn)在發(fā)現(xiàn)周期系之后，曾長(zhǎng)期叫惰性氣體(inert gases)，直到60年代才發(fā)現(xiàn)它也能形成傳統(tǒng)化合物，改稱稀有氣體(noble gases或rare gases)。 列維爾納長(zhǎng)式元素周期表有18列(縱列)。例如第1列為氫B族：從周期表左邊第3縱列開始有1

17、0個(gè)縱列，每個(gè)縱列3個(gè)元素(包括第七周期元素應(yīng)是4個(gè)元素)，從左到右的順序是IIIB，IVB，VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序數(shù)與該族元素最高氧化態(tài)對(duì)應(yīng)(有少數(shù)例外，如銅銀金)；VIII族是3個(gè)縱列9個(gè)元素，是狹義的“過(guò)渡元素”(這個(gè)概念是門捷列夫提出來(lái)的)。副族常以相應(yīng)第四周期元素命名，分稱鈧副族、鈦副族、釩副族，.等等;但VIII族中的鐵鈷鎳(第四周期元素)又稱鐵系元素，釕銠鈀鋨銥鉑(第五、六周期元素)則總稱鉑系元素。廣義的過(guò)渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。B族：從周期表左邊第3縱列開始有10個(gè)縱列，每個(gè)縱列3個(gè) 區(qū)長(zhǎng)式周期表的主表從左到右可分為s區(qū)，d區(qū)，ds區(qū)

18、，p區(qū)4個(gè)區(qū)，有的教科書把ds區(qū)歸入d區(qū)；副表(鑭系和錒系)是f區(qū)元素sddspf 區(qū)長(zhǎng)式周期表的主表從左到右可分為s區(qū)，d區(qū)，ds區(qū)， 非金屬三角區(qū) 周期系已知112種元素中只有21種非金屬（包括稀有氣體），它們集中在長(zhǎng)式周期表p區(qū)右上角三角區(qū)內(nèi)。準(zhǔn)金屬非金屬金屬處于非金屬三角區(qū)邊界上的元素兼具金屬和非金屬的特性，有時(shí)也稱“半金屬”或“準(zhǔn)金屬”，例如，硅是非金屬，但其單質(zhì)晶體為具藍(lán)灰色金屬光澤的半導(dǎo)體，鍺是金屬，卻跟硅一樣具金剛石型結(jié)構(gòu)，也是半導(dǎo)體;又例如，砷是非金屬，氣態(tài)分子為類磷的As4，但有金屬型的同素異形體，銻是金屬，卻很脆，電阻率很高，等等，半金屬的這類兩面性的例子很多。 非金屬三

19、角區(qū) 準(zhǔn)金屬非金屬金屬處于非金屬三角區(qū)邊界上的元 5. 元素周期性在同一周期中，個(gè)元素的原子核外電子層數(shù)雖然相同，但從左到右，隨著核電荷數(shù)的增加，原子半徑逐漸減小，電離能趨于增大，失去電子能力逐漸減弱，得電子的能力逐漸增強(qiáng)，因此，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)；在同一主族的元素，從上到下電子層數(shù)增多，原子半徑增大，電離能趨于減小，失電子能力逐漸增強(qiáng)，得電子能力逐漸減弱，因此，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。元素的化合價(jià)、電子結(jié)構(gòu)，以及價(jià)電子數(shù)可根據(jù)它在周期表中的位置確定。1s2s2pNeNa1s2 2s2 2p6 惰性元素1s2 2s2 2p6 3s1 活潑堿金屬3s 5. 元素周期

20、性1s2s2pN1.2 原子間的鍵合 (Bonding type with other atom)原子間的結(jié)合力稱為結(jié)合鍵，它主要表現(xiàn)為原子間吸引力與排斥力的合力結(jié)果。根據(jù)不同的原子結(jié)合結(jié)合方式，結(jié)合鍵可以分為化學(xué)鍵和屋里鍵兩大類，即：結(jié)合鍵化學(xué)鍵(Chemical bonding) (主價(jià)鍵Primary bonding)物理鍵(Physical bonding)，次價(jià)鍵(Secondary bonding)，也稱范德華力(Van der Waals bonding)氫鍵(Hydrogen-bonding): 其性質(zhì)介于化學(xué)鍵和范德華力之間金屬鍵Metallic bonding離子鍵Ioni

21、c bonding共價(jià)鍵covalent bonding1.2 原子間的鍵合 (Bonding type with 1.2.1 金屬鍵(Metallic bonding)典型金屬原子結(jié)構(gòu)：最外層電子數(shù)很少，即價(jià)電子(valence electron)極易掙脫原子核之束縛而成為自由電子(Free electron)，形成電子云(electron cloud)金屬中自由電子與金屬正離子之間構(gòu)成鍵合稱為金屬鍵。特點(diǎn)：電子共有化，既無(wú)飽和性又無(wú)方向性，形成低能量密堆結(jié)構(gòu)性質(zhì)：良好導(dǎo)電、導(dǎo)熱性能，延展性好金屬鍵示意圖1.2.1 金屬鍵(Metallic bonding)典型金特點(diǎn)：以離子而不是以原子為結(jié)

22、合單元，要求正負(fù)離子相間排列，且無(wú)方向性，無(wú)飽和性性質(zhì)：熔點(diǎn)和硬度均較高，良好電絕緣體1.2.2 離子鍵(Ionic bonding) 大多數(shù)鹽類、堿類和金屬氧化物主要以離子鍵的方式結(jié)合NaCl離子鍵示意圖實(shí)質(zhì)： 金屬原子 帶正電的正離子(Cation) 非金屬原子 帶負(fù)電的負(fù)離子(anion) e靜電引力離子鍵特點(diǎn)：以離子而不是以原子為結(jié)合單元，要求正負(fù)離子相間排列，且亞金屬（C、Si、Sn、 Ge），聚合物和無(wú)機(jī)非金屬材料實(shí)質(zhì)：由二個(gè)或多個(gè)電負(fù)性接近的原子間通過(guò)共用電子對(duì)而成特點(diǎn)：飽和性，配位數(shù)較小，方向性（s電子除外）性質(zhì)：熔點(diǎn)高、質(zhì)硬脆、導(dǎo)電能力差1.2.3 共價(jià)鍵(covalent bonding)SiO2中硅和氧共價(jià)鍵示意圖極性鍵(Polar bonding):共用電子對(duì)偏于某成鍵原子非極性鍵(Nonpolar bonding): 位于兩成鍵原子中間亞金屬（C、Si、Sn、 Ge），聚合物和無(wú)機(jī)非金屬材料特點(diǎn)靜電力(electrostatic)是由極性原子或分子的永久偶極之間的靜電相互作用所引起的，大小與絕對(duì)溫度和距離的7次方成反比；誘導(dǎo)力(induction)是當(dāng)極性分(原)子和非極性分(原)子相互作用時(shí)，非極性分子中產(chǎn)生誘導(dǎo)