原子结构与原子间结合键培训课件.ppt

第二章 原子结构与原子间结合键,2.1 原子结构 2.2 原子序数和原子质量 2.3 原子的电子层结构 2.4 原子的结合键,2.1 原子结构,原子组成：原子核和核外电子,原子核内又有质子和中子。 原子电荷：质子带正电荷，中子不带电荷，因此原子核 带正电荷，通过静电吸引，将带负电荷的电 子束缚在其周围。每个质子和电子所带的电 荷q均为1.60210-19库仑。因为原子中质子 和电子的数目相等，所以从整体看，原子 是电中性的。 原子尺寸：直径约为10-10m，但原子核直径很小，仅为 约10-14m，其外部均为电子所包围。,续上页,原子质量：原子的质量大部分集中在原子核内。 一个质子具有1.673 10-24g质量，中 子略重于质子，质量为1.67510-24g， 而一个电子的质量只有9.10910-28g， 仅为质子质量的1/1836。 表2-1 质子、中子和电子的质量与电荷,2.2 原子序数和原子质量,221 原子序数 元素的原子序数等于原子核中的质子数或核外电子数。每种元素均与一定的原子序数相对应，如铁的原子序数为26，其原子核有26个质子和26个核外电子。,222 核素与同位素,核素：原子核中具有一定质子数和一定中子数的原子。 一种碳原子的原子核中有6个质子和6个中子， 它的质量数是12，这种碳原子称碳-12核素， 写为12C核素；另一种碳原子的原子核里有6个 质子和7个中子，质量数为13，称碳-13核素， 可写为13C核素。 多核素元素与单核素元素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同 原子互称为同位素；即多核素元素中的不同 核素互称为同位素。12C和13C是碳的同位素。 稳定同位素与放射性同位素。,2.2.3 原子质量与相对原子质量,1. 原子质量 指某核素一个原子的质量。由于原子的绝对质量很小, 常以12C一个原子质量的1/12作单位，称为“原子质量单位”，用“u”表示（1u=1.6610-24g），因此12C的原子质量也就等于12 u。,续上页,元素原子的原子质量： 元素的平均原子质量与核素12C原子质量的1/12之比。所谓元素的平均原子质量，是对一种元素含有多种天然同位素而说的，平均原子质量可由这些同位素的原子质量和丰度（指某同位素在所属的天然元素中所占的原子百分数）来计算。 元素的原子质量用符号Ar(E)表示，E代表某元素，如氧的原子质量等于16.00，可表示为Ar(O)=16.00。它表示1个氧原子的平均质量是核素12C原子质量1/12的16.00倍。可见，元素的原子质量只是一种相对的比值。它的单位为一。,例题2-1：,自然界的氢元素有两种同位素，实验测得1H的原子质量为1.007825u，丰度为99.985%，2H的原子质量为2.014 0u，丰度为0.015%，试计算氢元素的平均原子质量和相对原子质量。 解：氢元素的平均原子质量为： 1.007825u99.985%+2.0140u0.015%=1.0079u 根据元素的相对原子质量的定义，氢的相对原子 质量为：,2. 相对原子质量,元素的相对原子质量： 1mol某种元素的平均质量与1mol12C核素原子质量1/12之比，也是该元素6.0231023个原子（阿伏伽德罗数NA）的质量，其单位为g/mol。各元素的相对原子质量均示于表2-2元素周期表中元素符号的下方。,例题2-2：,(1) 根据铜的相对原子质量，试求1个铜原子的质量。 (2) 1克铜中有多少铜原子？ 解: (1) 铜的相对原子质量为63.54g/mol，因63.54g铜有 6.0231023个原子, 因此, 一个铜原子的质量为: 63.54g/mol/6.0231023个原子/mol=1.0510-22g/原子 (2) 1克铜的原子数： 6.0231023个原子/mol/63.54g/mol=9.481021个原子/g,2.3 原子的电子层结构,231 核外电子的运动状态 原子中核外电子的运动状态（或分布情况），要用四个量子数加以描述。这四个量子数是： 主量子数n 角量子数l 磁量子数m 自旋量子数ms,1主量子数n,主量子数n 是描述核外电子的能量和电子离核平均距离的参数，是决定电子能量大小的主要量子数。n 值越大，电子离核的距离越远，电子的能量愈高。 主量子数n 可取零以外的正整数，即n = 1, 2, 3 。每一个n 值代表一个电子层或主能级层（主层），在光谱学上常用拉丁字母表示电子层： 主量子数n 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q,2角量子数l,角量子数l用于描述原子轨道或电子云的形状，并在多电子原子中和主量子数n一起决定电子的能量，故又称为副量子数。 n确定后，角量子数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1两个值。 电子亚层或能层常用光谱符号表示： 角量子数l 012 3 电子亚层符号 sp d f,l = 0表示球形的s原子轨道或电子云；l = 1表示哑铃形的p原子轨道或电子云；l = 2 表示花瓣形的d原子轨道或电子云，等等。图2-1是s、p和d原子轨道的平面图。 在多电子原子中，同一电子层中的l数值越大，该电子亚层的能级越高，如在第三电子层有s、p和d等3个电子亚层，其中3d的能级高于3 p的能级，3 p的能级又高于3s的能级。,图2-1 s、p和d原子轨道的平面图,3磁量子数m,磁量子数m决定原子轨道在磁场中分裂，在空间伸展的方向。其取值受角量子数l的限制，当l一定，m可取0，1，2，l，共有（2 l + 1）个数值，即原子轨道或电子云可以沿着（2 l+1）个不同方向伸展，常用符号或表示。 l = 0时，m = 0，原子轨道或电子云只有一个伸展方向； l = 1时，m = -1、0、+1，有3个数值，p原子轨道或电子 云分别沿着x，y和z三个方向伸展。 l = 2时，m = 0, 1，2，有5个数值，即d原子轨道或电 子云有5个不同伸展方向的轨道。 磁量子数与电子能量无关。l相同，m不同的原子轨道，即形状相同，空间取向不同的原子轨道，其能量是相同的。,4自旋量子数ms,原子中的电子除了绕核运动外，还可自旋。用于描述电子自旋方向的量子数称为自旋量子数，用符号ms表示。自旋方向只有顺时针和逆时针两种,故ms=，通常用符号、表示。自旋量子数ms对电子所处的能量没有影响。 这样用四个量子数就可以描述电子在原子中的复杂运动状态，即四个量子数可以确定某一电子在原子核外某一电子层的电子亚层中的运动，它的电子云或原子轨道在空间的某一方向伸展，且本身有一定的自旋方向。这样可以近似地把这四个量子数看成是电子在空间位置的坐标。,2. 3. 2 多电子原子轨道的能级,能量E,6pOOO 5dOOOO 4fOOOOOOO 6sO,5pOOO 4dOOOOO 5sO,4pOOO 3dOOOOO 4sO,3pOOO 3sO,2pOOO 2sO,lsO,能级组,6(6s4f5d6p),5(5s4d5p),4(4s3d4p),3(3s3p),2(2s2p),1(ls),图2-2 原子轨道近似能级图,美国化学家鲍林（Pauling）根据光谱实验结果，总结出多电子原子中原子轨道能量高低，并排列给出近似能级图，见左图,（1）能级图是按能量的高低顺序，而不是按原子轨道 距核的远近排列的。图中将能量相近的轨道划为 一组（即虚线方框内的轨道），称为能级组。共 有7个能级组，它的能量依1、2、3、能级组的 顺序逐次增高。 （2）在近似能级图中，每个小圆圈表示一个原子轨道， 如第二能级组中有四个小圆圈，它代表有四个原 子轨道。 （3）角量子数l相同的能级，其能量由主量子数n决定， n 越大，能量越高，如： s亚层的能量顺序是：E1sE2sE3s p亚层的能量顺序是：E2pE3pE4p,能级图说明（一）,能级图说明（二）,（4）主量子数n相同，而角量子数l不同的能级， 其能量随l的增大而升高，如： EnsEnpEndEnf （5）同一能级组中，可能出现不同电子层的能级。 如第5能级组中，除属于第5电子层的5s和5p能级 外，还有第4电子层的4d。表明当主量子数n和 角量子数l同时变化时，可能出现主量子数较大 的原子轨道的能量，反而比主量子数较小的某 些原子轨道的能量低，这种现象称为“能级交错” 例如：E4sE3d，E6sE4fE5d等等。,为了判断多电子原子中n和l同时变化时，轨道能量的高低，除了从鲍林的近似能级图中查看外，我国化学家徐光宪在总结了光谱实验数据后，归纳出（n+0.7l）的规则，（n+0.7l）值愈大，能量就愈高。 例题2-3： 试比较6s、6p、4f和5d轨道的能量高低。 解：6s轨道： n = 6, l = 0，（n + 0.7l）= 6+0.70 = 6 6p轨道： n = 6, l = 1，（n + 0.7l）= 6+0.71= 6.7 4f轨道： n = 4, l = 3，（n + 0.7l）= 4+0.73 = 6.1 5d轨道： n = 5, l = 2，（n + 0.7l）= 5+0.72 = 6.4 所以，E6sE4fE5dE6p,233 原子的电子层结构,1 核外电子的排布规律 （1）泡里（Pauli）不相容原理 在同一原子中，不可能有运动状态（亦即四个量子数）完全相同的两个电子存在。这一原理也可表达为：在同一原子轨道中最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。泡里不相容原理实际上是对原子核外电子层上可容纳的电子数目作了限制。各电子层容纳的最多电子数是：(下页 ),n = 1(K层) l = 0 (ls) m = 0 1个轨道 ms = 可容纳2个电子,n = 2(L层),l = 0 (2s) l = 1 (2p),m = 0 -1 m = 0 +1,4个轨道,可容纳8个电子,n = 3(M层),l = 0 (3s) l = 1 (3p) l = 2 (3d),m = 0 -1 m = 0 +1 -2 -1 m = 0 +1 +2,9个轨道,可容纳18个电子,所以,各层可容纳的最多电子数为2 n2个，这原理又称为电子层最大容量原理。,（2）能量最低原理,核外电子总是优先占据能量最低的轨道，然后才依次进入能级较高的原子轨道，使整个原子体系处于最低的能量状态。图2-3。,图2-3 原子轨道近似能级顺序图,电子进入各能级的先后次序为： 1s;2s;2p;3s,3p;4s;3d,4p;5s,4d,5p;6s,4f,5d,6p;7s,5f,。 图中这一顺序用圆圈内“（ ）”中的阿拉伯数字表示。,（3）洪特（Hund）规则,电子在同一亚层能量相同的等价轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。 例如2p亚层有3个轨道，若有2个电子进入2p，则各占一个轨道且自旋平行，可写成 ，而不是 或 。,2原子的电子层结构,电子在核外的排布情况称为电子层结构。通常表示电子层结构有两种方法。 （1）原子轨道式 这种表示方式是用一个小方格或小圆圈代表一个原子轨道，在方格或圆圈下面注明该轨道的能级，方格或圆圈内用箭头表示电子的自旋方向。如：,7N,8O,1s,2s,2p,1s,2s,2p,（2）电子排布式,它是在亚层符号的左边注明电子层数，在亚层符号的右上角用阿拉伯数字表示所排列的电子数。 如4p3 ： 4 表示电子层数n = 4，是第4电子层的轨道； p 代表亚层的符号即l =1，表示属p轨道； 3 表示在此亚层上的电子数目。 根据这些原则，我们可以将原子序数为14的硅元素的原子核外电子排布式列为：1s22s22p63s23p2。,有时为了简化，常将内层电子构型用“原子实”来代替。所谓“原子实”是指原子中的内层电子结构与某一稀有气体元素的电子层结构相同的部分，用该稀有气体的元素符号加方括号来表示。如Ne (氖)、Ar (氩)和Kr (氪)的电子层结构分别为1s22s22p6、1s22s22p63s23p6和1s22s22p63s23p63d104s24p6，因此：,14 Si 1s22s22p63s23p2 可表示为：Ne 3s23p2 33 As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 可表示为： Ar 3d104s24p3 51 Sb 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p3 可表示为： Kr 4d105s25p3,234 原子的电子层结构与元素周期律、周期表,元素周期律的内容是： 元素的性质随着原子序数（核电荷数）的递增而呈周期性地变化。原子结构的研究证明：随着核电荷数的递增各元素原子的外电子层结构呈周期性地重复排列。因此，原子核外电子排布的周期性变化正是元素性质周期性变化的本质原因。元素周期表则是各元素原子核外电子排布呈周期性变化的反映。下面分别讨论周期表中的周期、族以及组（区）的划分与原子中电子层结构的关系。,1.周期与原子电子层结构的关系,周期表中有七个横行，表示七个周期。可以看出： (1) 每一周期从第1主族1A元素ns1开始，到形成稳定的稀有 气体特有的ns2np6（He为ls2）电子层结构时结束。 (2) 周期表中每出现一个周期，外层电子就进入一个新的能 级（见表2-4）。因此，元素所在的周期数，等于该元 素原子所具有的电子层数（即能级组数）。 (3) 各周期元素的数目，等于相应能级组中原子轨道所能容 纳的电子总数。,周期与能级组的关系,2族与原子电子层结构的关系,周期表中共有18个纵行，每1纵行表示1个族，而族又有主族和副族之分。其中标有1A至8A的为第1到第8主族，标有1B至8B的为第1到第8副族。周期表中主族和副族各半，但主族是8个纵行，而副族有10个纵行。,族与原子结构中外层电子结构：,（1）同一主族元素具有相同的外层电子结构，所 谓外层电子结构是指能参与形成化学键的电 子。由于元素的性质主要决定于原子的外层 电子结构，所以同一主族元素具有相似的性质。 （2）同一副族元素具有相同或相似的外层电子结 构，但次外层电子多数未填满。总体上讲同 一副族元素性质也具有相似性，但族与族间 元素性质递变不明显，且规律性较差。,3.元素分区与原子电子层结构的关系,f 区,周期表中的元素可根据元素原子的核外电子排布的特征，分为五个区:,从元素在周期表中的位置推断出原子的电子层结构；知道了原子的电子层结构，也能确定元素在周期表中的位置。 例题2-4： 已知某元素的原子序数为26，写出该元素原子的电子排布式，并指出该元素所属的区、周期和族，以及是何元素。 答：由原子序数26可知该无素原子核外有26个电子。 根据核外电子排布规则，其核外的电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d64s2或Ar3d64s2。故该元素属 d区，位于第四周期，8B族，是铁（Fe）元素。,例题2-5,已知某元素属于周期表中第四周期，7A族。试写出该元素的电子排布式，并指出它属于何区及其原子序数和元素名称。 答：根据该元素在第四周期可以断定最高能 级组数是4，又因为属7A族，所以外电 子层构型为：4s24p5，它应属于p区元素。 其电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d104s24p5或Ar3d104s24p5， 总共有35个电子，故该元素的原子序数 应为35，是元素溴（Br）。,235 原子结构与元素性质,1. 原子半径 经常用到的原子半径有原子的共价半径、金属半径和范德华半径等。表2-6列出了元素的原子半径。原子半径在50220pm之间。从表2-6可看出，元素的原子半径呈周期性变化。,2. 元素的电离能,元素的原子失去电子形成正离子的难易程度，可用电离能来衡量。使某元素一个基态的气态原子失去一个电子成为一价正离子所需的最低能量，称为该元素原子的第一电离能，常用符号I1表示，即：,A代表任一元素,气态A+再失去一个电子成为二价正离子所需的最低能量，称为第二电离能I2，即：,依此类推，可有第三电离能I3、第四电离能I4等。,对于任一元素的原子，其电离能的大小顺序是：I1I2I3I4。电离能中第一电离能I1最重要，对元素周期性规律反映最明显。图2-4给出了元素的第一电离能数据和其周期性。,图2-4 元素第一电离能的周期性,3. 元素的电子亲和能,元素的原子结合电子的难易，可用电子亲和能来衡量。使某元素一个基态的气态原子获得一个电子成为一价负离子时所释放的能量，称为该元素的电子亲和能，常用Eea表示，即： 已有的数据仍可大致地看出它们的变化特点。活泼的非金属元素一般具有较高的电子亲和能（较大的负值），表明它们易于获得电子成为负离子，而活泼的金属元素电子亲和能较小，表明它们难于获得电子形成负离子。,4. 元素的电负性,电负性是指元素的原子，在分子中吸收电子的能力，常记作，化学家鲍林以氟原子电负性为4.0，并根据热化学的数据和分子的键能，比较各元素原子吸引电子的能力，得到了其他元素的相对电负性，如表2-9所示。元素的电负性数值愈大，表示原子在分子中吸引电子的能力愈强，即非金属性越强。可以看出：在周期系中每一周期元素从左到右有效核电荷逐渐增大，原子半径逐渐减小，原子在分子中吸引电子的能力逐渐增加，因而元素电负性逐渐变大，元素的非金属性也逐渐增强。对主族元素从上至下随着原子半径增大电负性逐渐减小，元素的非金属性依次减小。副族元素的电负性变化规律不明显；一般说来，金属元素的电负性在2.0以下，非金属元素的电负性在2.0以上。,24 原子的结合键,各种材料都是由不同元素的原子、离子或分子结合而成。原子、离子或分子间的结合力称为结合键。原子的结合键对材料的性能影响很大。根据结合力的强弱可把结合键分成两大类： 一次键结合力较强，包括离子键、共价 键和金属键。 二次键结合力较弱，包括范德华键和氢键。,241 一次键,1离子键 金属元素其原子最外层有少数价电子，容易逸出；而非金属原子的外壳层缺少12个电子。当这两类原子结合时，金属原子的外层电子转移到非金属原子外壳层上，使两者都得到稳定的电子结构，从而降低了体系的能量。此时，金属原子和非金属原子分别形成正离子和负离子。正、负离子由静电引力相互吸引，使原子结合在一起，这就是离子键，如图2-5所示。,图2-5 离子键(a)和离子晶体(b),离子键的结合力很大，因此离子晶体的硬度高，强度大，热膨胀系统小， 但脆性大。离子键中很难产生可以自由运动的电子，所以离子晶体都是良好的绝缘体。在离子键结合中，由于离子的外层电子比较牢固地被束缚，可见光的能量一般不足以使其受激发，因而不吸收可见光，典型的离子晶体是无色透明的。陶瓷材料原子间的结合键以离子键为主，其具有上述的主要性能特点。,离子键特点,2. 共价键,相邻原子间可以共用价电子形成满壳层的方式来达到稳定的电子结构。这种由共用价电子对产生的结合键叫共价键图2-6（a）。 金刚石为最具有代表性的共价晶体，其结构见图2-6（b）。金刚石由碳原子组成，每个碳原子的4个价电子与周围的4个碳原子共有，形成4个共价健，达到稳定的电子结构。,图2-6 共价健(a)和共价晶体(b),共价键特点,共价结合时由于电子对之间的强烈排斥力，使共价键具有明显的方向性。由于方向性，不允许改变原子间的相对位置，所以材料不具塑性且比较坚硬，像金刚石就是世界上最坚硬的物质之一。共价键的结合力很大，熔点高，沸点高和挥发性低。硅、锗、锡等元素也可构成共价晶体。属于共价晶体的还有SiC、Si3N4、BN等化合物。,3. 金属键,原子很容易丢失其价电子而成为正离子。被丢失的价电子不为某个或某两个原子所专有或共有，而是为全体原子所公有。这些公有化的电子叫做自由电子，它们在正离子之间自由运动，形成所谓电子气。正离子在三维空间或电子气中呈高度对称的规则分布。正离子和电子气之间产生强烈的静电吸引力，使全部离子结合起来。这种结合力就叫做金属键。,图2-7 金属键(a)和金属晶体(b),金属键特点,在金属晶体中，价电子弥漫在整个体积内，所有的金属离子皆处于相同的环境之中，全部离子(或原子)均可被看成是具有一定体积的圆球，所以金属键无所谓饱和性和方向性。 金属由金属键结合，因此金属具有下列特性： 良好的导电性和导热性。 正的电阻温度系数，即随温度升高电阻增大。 金属中的自由电子能吸收并随后辐射出大部分投 射到表面的光能，所以金属不透明并呈现特有的 金属光泽。 金属键没有方向性，原子间也没有选择性，所以 在受外力作用而发生原子位置的相对移动时，结 合键不会遭到破坏，使金属具有良好的塑性变形 能力，金属材料的强韧性好。,242二次键,原子或分子本身已具有稳定的电子结构，如已具有稳定电子壳层的惰性气体元素，它们的结合不是依靠电子的得失或共享，而是借原子之间的偶极吸引力结合而成，这就是二次键。,1. 范德华键,原子正负电荷中心会出现瞬时不重合，使一端带正电，另一端带负电，形成一个偶极矩。当原子或分子互相靠近时，一个原子的偶极矩将会影响另一个原子内电子的分布，电子密度在靠近第一个原子的正电荷处更高些，这样使两个原子相互静电吸引，使之结合在一起。这种由原子（或分子、原子团）的偶极吸引力产生的结合键称为范德华键，见图2-8。,范德华键特点,范德华键力远低于上述三种化学键。因此，由范德华键结合的固体材料熔点低、硬度也很低，因无自由电子而有良好的绝缘性。高分子材料大分子内的原子之间为共价键结合，而大分子与大分子之间的结合则为范德华键。,2-8 范德华键,2. 氢键,氢键与范德华键一样，也是靠原子（或分子、原子团）的偶极吸引力结合起来的，只是氢键中氢原子起了关键作用。,243 混合键,大部分材料的原子结合键往往是不同键的混合。 例如：金钢石（4A族C）具有单一的共价键，而同族元素的Si、Ge、Sn元素的结合是共价键与金属键的混合，金属键的比例按此顺序递增，到Pb时，由于电负性已很低，成为完全的金属键结合。 金属主要是金属键，但也会出现一些非金属键，如过渡族元素（特别是高熔点过渡族金属W、Mo等）的原子结合中也会出现少量的共价结合，这正是过渡金属具有高熔点的内在原因。,陶瓷化合物中常出现离子键与共价键混合的情况。表2-10给出了某些陶瓷化合物中混合键的相对比例。 表2-10 某些陶瓷化合物的混合键特征,2.2.4 结合键的本质及原子间距,图2-10 双原子作用模型,245 结合键与性能,1. 物理性能 熔点的高低代表了材料稳定性的程度。物质加热时，当热振动能足以破坏相邻原子间的稳定结合时，便会发生熔化，所以熔点与键能值有较好的对应关系。由表2-11 可见： 表2-11 不同材料的键能和熔,各键特点比较,共价键、离子键化合物的熔点较高，其中纯共价键的金刚石具有最高的熔点，金属的熔点相对较低，这是陶瓷材料比金属具有更高热稳定性的根本原因。,大多数金属有高的密度，如铂、钨、金的密度达到工程材料中的最高值。金属的高密度有两个原因： 第一，金属元素有较高的相对原子质量； 第二，金属键没有方向性； 所以金属原子总是趋于密集排列，常得到简单的原子密排结构。相反，对于离子键或共价键结合的情况，原子排列不可能很致密，共价结合时，相邻原子的个数要受到共价键数目的限制，离子结合