《化学第二章》PPT课件

第二章物质的结构和性质,重点：四个量子数和核外电子排布规则、化学键极性的比较，配位化合物命名。司法化学中涉及的化合物的性质及应用。难点：四个量子数和电子排布式的书写。元素在周期表中的位置，由元素原子的结构决定，而元素原子的结构又决定了元素的性质，即元素的性质是元素在元素周期表中位置的外在反映。,1,第一节原子的结构一、化学元素周期表,2,3,门捷列夫化学元素周期表新添两个元素，位次分别为114和116。鉴于两个元素尚未永久命名，暂以元素114和元素116代称。这两个元素尽管“生命”周期在现实世界中只能以秒计，科学地位却得以永恒。与座次靠前的碳、金、锡等元素不同，元素114和元素116在现实世界中瞬间即逝。前者的衰变期为几秒钟，后者的衰变期只有几分之一秒。两个新元素均非自然存在，由实验室“合成”。美国和俄罗斯科学家团队在实验室借助钙离子高速撞击钚原子或锔原子得到元素114和元素116，年代分别为2004年和2006年。,元素周期表,IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,零族,主族,周期,副族,过渡元素,族：具有相同的最外层电子数的列,周期：具有相同的电子层数的行,主族序数=最外层电子数=主族元素最高正价数,原子序数：根据元素在周期表中位置的编号,原子序数质子数核外电子数,由于原子核外电子的质量很小，运动速度很大，运动范围又很小所以它和宏观物体的运动规律不同。我们无法描述电子的运动轨迹，也无法指出在某一时刻或某一瞬间它在空间所处的位置。科学上形象地把能量不同的电子运动的区域称为电子层。离核最近的称为第1电子层，也叫K层；能量稍高，离核较远的电子层称为第2电子层，也叫L层；由里往外依次为第3，4，5，6层，也叫M，N，O，P层等。这样不同能量的核外电子就排布在不同的电子层中。,5,它们分别有几个电子层？位于第几周期？,例1：已知碳元素、镁元素和溴元素的原子结构示意图：,7,碳有两个电子层，位于第二周期;镁有三个电子层，位于第三周期;溴有四个电子层，位于第四周期。,8,1s22s22p63s1,9,Na的原子结构示意图,图中圆圈内填入+11，表示原子核内有11个质子，弧线就表示电子在核外一定距离的空间(设想是球形)，弧线上的数字表示电子数。多电子原子里电子是分层运动的，核外电子根据能量的差异和通常运动的区域离核的远近不同，分属于不同的电子层。,10,11,二、电子的空间运动状态与四个量子数（一）量子数决定电子运动的能量和方向的无量纲的数。主量子数（n），角量子数（L），磁量子数（m），自旋量子数（ms）。,12,13,3个量子数的物理意义,主量子数n确定原子中电子的能量和离核的距离。元素所在的周期数。（n的取值:1,2,3,n等正整数）,电子层数n：1234567光谱学符号：KLMNOPQ,将具有相同n值的各原子轨道称为同一电子层轨道。,如：3s、3p、3d同属于M电子层,14,角量子数L决定原子轨道的形状（球形、8字形、花瓣形等）取值:0，1，2，3,（n1）将同一电子层中具有相同L值的各原子轨道称为同电子亚层轨道。L：0123电子亚层：spdf,对于给定的主量子数n来说，可有n个不相同的角量子数L。如：主量子数n=3，L=0、1、2,如：3dxy、3dyz、3dxz同属于M电子层的d亚层,原子轨道：把电子出现的几率相等的地方联接起来，称为等密度面，如果这个等密度面包括电子出现的总几率在95%以上，这个电子运动的空间范围就称为原子轨道。原子轨道也可以理解为具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的空间。电子云不仅有确定的形状，而且有一定的伸展方向。电子云的每一种伸展方向就是一个原子轨道。,15,16,图1s，p，d的原子轨道的角度分布,原子轨道,电子云,（1）原子轨道角度分布图有正、负号之分；（2）3个p轨道的角度分布图形状相同，只是空间取向不同；（3）5个d轨道的角度分布图形状相似，并且空间取向不同。（4）电子云的角度分布图与原子轨道的角度分布图形状相似，但有两点区别：电子云角度分布图要“瘦”一些；电子云角度分布图没有正、负号之分。,18,19,磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向，m与能量无关。取值:0，1，2,L,有2L+1个m值，与角量子数L有关！,如：L=1,为p轨道,m值可取0、+1、-1，有三种不同取向:px，py，pz，三者的能量是相同的。,L相同时,因m不同，原子轨道可能有不同的伸展方向,再如：d轨道，L=2,m值可取0、+1、-1、+2、-2五个值，有五种不同取向：3dxy、3dyz、3dxz、这五个轨道的能量是相同的。n、L相同,m不同的原子轨道称简并轨道。,20,每一电子层共有n2个原子轨道,21,自旋量子数ms,电子的自旋有两种状态，即表示填充在轨道中电子的自旋方向，因此，ms的取值只有两个：和,一般用向上或向下的箭头来表示：、,1.主量子数n决定原子轨道离核的远近，并在确定电子运动能量时起最主要作用。,2.角量子数L决定原子轨道运动的形状，并在多电子原子中与主量子数一起确定电子运动能量。Ln1,3.磁量子数m决定原子轨道在空间伸展方向。m2L+1,4.自旋量子数ms决定原子轨道内的电子的自旋方向，其取值只有两个ms,因此，按四个量子数间的关系，可以确定每一电子层中可能存在的电子运动状态数，即每一电子层中的电子数目。一个电子的运动状态要由n、L、m、ms四个量子数才能完全确定下来！,23,24,1、核外电子是分层排列的,从里到外1,2,3,4,5,6,7。2、第一层最多2个电子,第二层最多8个电子,最外层不超过8个电子，倒数第二层不超过18个电子，倒数第三层最多不超过32个电子。3、最外层8个电子的结构叫做稳定结构（特殊的是稀有气体中的氦是最外层2个电子）。最外层不超过8个。,三、核外电子排布规律1、最低能量原理：电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道,占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。即电子尽量分布于能量低的轨道上。在一定的轨道上运动的电子具有一定的能量E，E只能原子轨道的能量（电子能量）E只由n决定。以氢原子核外电子能量的公式为例已知（）Z为核电荷数即原子序数=质子数,（一）近似能级图,26,电子填充轨道的能级顺序图,实验表明，多电子原子中各原子轨道能量与n和L都有关。光谱实验指出：,27,L相同时，n值越大，轨道的能量越高。如：E1sE2sE3s；n相同时，L值越大，轨道的能量越高。如：E3sE3pE3d；n、L皆不同时，出现“能级交错”现象如：E4sE3dE6sE4fE4fE6s,28,能级交错：这种n值大的原子轨道的能量反而比n值小的轨道能量低的现象称为能级交错。即原子轨道能量高低次序与电子层次序不一致的现象。,29,多电子原子中，任一电子的受力情况:,（二）屏蔽效应与钻穿效应,1.屏蔽效应,原子核的吸引其它电子的排斥,这种将其它电子对某个电子的排斥作用，归结为抵消一部分核电荷的作用，称为屏蔽效应。,在原子中，如果屏蔽效应大，就会使电子受到的有效核电荷减少，因而电子具有的能量就增大。,屏蔽效应E,30,2.钻穿效应,钻穿效应：这种由于电子钻穿而引起能量变化的现象。,钻穿：电子渗入原子内部空间而更靠近原子核的本领。,钻穿的结果：降低了其它电子对它的屏蔽作用，起到了增加有效核电荷Z*，降低轨道能量的作用。,31,对于n相同的电子，钻穿效应:nsnpnd则能量:nsnpnd,钻穿效应的大小可从核外电子的径向分布函数图看出,钻穿效应E,D(r)的物理意义：在半径为r处单位厚度薄球壳内出现电子几率。1s轨道的电子云径向分布在r=a。处出现极大值；随主量子数n的增大，s轨道电子云径向分布最大值处离核的距离逐渐增大，但内部仍然存在小峰。径向分布函数的特点是：具有(nL)个峰，L值越小的轨道，其主峰前面的小峰越多，电子在内层出现的几率越大。,32,能级交错：ns(n-1)d,4snL有较强钻穿效应，易靠近核rE3dnL离核远钻穿屏蔽E,（2）徐光宪近似规律多电子原子的外层轨道的能量次序按(n+0.7L)值的大小来确定。(n+0.7L)值越大,能级越高;对于离子的外层电子,(n+0.4L)值越大,能级越高;对于原子或离子来说,能级高低基本上由主量子数确定。,33,主量子数,角量子数,如：4s和3d两个轨道，它们的(n+0.7L)值分别为4.0和4.4，因此：E4sE3d。再如：4f和6s两个轨道，它们的(n+0.7L)值分别为6.1和6.0，因此：E6sE4f,34,能级组：原子中(n+0.7L)值整数部分相同的一组原子轨道。,多电子原子轨道能级次序,35,36,例：K原子的电子层结构为：,而不是：,37,2、泡利不相容原理：在同一轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。或说：“同一原子中，不可能有4个量子数完全相同的2个电子同时存在。,例：用于描述氟（F）原子最外层电子位于原子轨道2p的各量子数值为：n=2，L=1，m=1或0或-1，ms=或。,F的最外层电子排布式：2p5,2p,每个电子层最大电子容量为：2n2个,书写时，电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。以稀有气体的元素符号加方括号的称为“原子实”。原子实He:1s2Ne:1s22s22p6Ar:1s22s22p63s23p6Kr:1s22s22p63s23p63d104s24p6,38,39,原子核外电子排布式=电子构型,V原子，Z=23,例：,注意：可按电子层的次序写！,Z：为原子的核电荷数（等于原子序数）,Cu原子，Z=29,40,Cr：,而不是：,Cr原子，Z=24,41,例：C原子核外电子排布式为：,3、洪特规则：在同一亚层的各个轨道（等价轨道）上，电子的排布将尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。(针对p、d、f）,或：,42,N原子核外的电子排布,全空p0d0f0半充满p3d5f7全充满p6d10f14,43,洪特规则的特例：例如Mn原子3d轨道中的5个电子按下面列出的方式(a)，而不是按方式(b)排布。1s22s22p63s23p63d54s2,等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的,44,以铬为例：铬原子核外有24个电子，可以填满1s至4s所有的轨道，还剩余4个填入3d轨道：1s22s22p63s23p64s23d4由于半充满更稳定，排布发生变化：1s22s22p63s23p64s13d5除了6个价电子之外，其余的电子一般不发生化学反应，于是简写为：Ar4s13d5这里，具有氩的电子构型的那18个电子称为“原子实”。一般把主量子数小的写在前面：Ar3d54s1,45,各元素的基态电子排布（电子构型）必须由光谱实验结果确定；光谱实验结果证明多数元素原子基态的电子构型符合上述3项排布规则，但周期系有十几种元素(如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子层结构不符合上述三个排布原则：,特例：78Pt铂Xe4f145d96s1而不是4f145d106s0也不是4f145d86s2,电子在原子轨道中的排布方式称为电子层结构，简称电子构型。电子构型的表示形式有三种：（1）轨道表示式例如镁原子的轨道表示式为：或1s2s2p3s1s2s2p3s（2）电子排布式它是在亚层符号的右上角用数字注明所排列的电子数目。镁原子的电子排布式为：1s22s22p63s2或Ne3s2（3）价电子层结构式价电子层结构指的是价电子（即外层电子=能参与成键的电子）所排布的电子层结构。,46,成对的电子,未成对的电子,4.电子构型,47,主族元素最外层电子副族元素最外层电子(n-1)层d轨道电子镧、锕系元素最外层电子(n-2)层f轨道电子,外层电子,例：CMgCrCuU2s22p23s23d54s13d104s15f36d17s2,外层电子=价电子最外层电子,48,原子失去电子变成离子时，按电子层次序先失去最外层电子。失电子的顺序按轨道（n+0.4L）值的大小来确定，其值大的轨道上的电子先失去。如：3d轨道：n+0.4L=3+0.42=3.84s轨道：n+0.4L=4+0.40=4.0Fe1s22s22p63s23p63d64s2Fe2+1s22s22p63s23p63d6（正确）1s22s22p63s23p63d44s2（错误）Fe3+1s22s22p63s23p63d5（正确）,（4）离子的电子层结构（主要指离子的外层电子构型）,49,简单的负离子：8电子结构(如;F,Cl,O2等),简单正离子:有多种构型，如下所列：,2电子构型(ns2)：Li+、Be2+（s区）8电子构型(ns2np6)：Na+、Mg2+、Al3+（s、p区）18电子构型(ns2np6nd10)：Zn2+、Hg2+、Ga3+、Cu+（ds区、p区）18+2电子构型(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2：Pb2+、Sn2+（p区）917电子构型(ns2np6nd1-9)：Fe2+、Cr3+、Cu2+（d区）,50,5、电子层结构与元素周期表,51,s区,d区,ds区,p区,周期表分区示意图,52,如：Fe原子，Z=26,1s22s22p63s23p63d64s2,第4周期,(1)周期,周期：元素周期表中的每一行。目前共有7个周期,周期数=电子层数=最后一个电子所处的能级组数,每一周期容纳的元素数目=相应能级组所能容纳的电子数,53,54,元素所在族数与元素原子的外层电子构型有关系,(2)族,一、化学键的类型原子可以得、失电子而成离子，也可以相互结合而成分子。这说明原子(或离子)间必然存在着相互作用，这种相互作用不仅存在于直接相邻的原子间，而且也存在于非直接相邻的原子之间。这种相邻的原子(或离子)之间的强烈的相互作用力，通常称为化学键。,55,第二节分子的结构和性质,分子:保持物质化学性质的最小微粒，参加化学反应的基本单元。,离子键:阴阳离子，最外层电子e达到8，最稳定的结构。离子化合物：熔点、沸点高，硬度大。共价键：共用电子对。具有饱和性和方向性。（键和键，非极性键和极性键，配位共价键）金属键,56,57,离子键：当活泼金属元素(如碱金属、碱土金属)的原子和活泼的非金属元素(如卤素)的原子相互接近时，前者失去最外层电子而成阳离子，后者获得电子而成阴离子。阴、阳离子之间由于静电引力而相互吸引的化学键。,1离子键,1.1离子键的形成,58,1.2形成离子键的条件,两种原子间电负性相差较大，一般要相差1.7以上。,元素的电负性：分子中原子吸引电子的能力称为电负性，元素的电负性是相对值，它是以最活泼的非金属F为基准，其它元素与F相比较而得到的对应的电负性。鲍林提出的标度。根据热化学数据和分子的键能，指定氟的电负性为4.0，计算其他元素的相对电负性。元素电负性的大小，不仅能说明元素的金属性和非金属性，而且对讨论化学键的类型，元素的氧化数和分子的极性等都有密切关系。原子的电负性越大，吸引电子的能力越强。,59,60,电负性的应用a.判断元素的金属性和非金属性b.判断氧化物的酸碱性c.判断化学键的性质和键的极性,规律：电负性最小为0.7（Cs、Fr）；最大为4.0（F）。元素的电负性越大，非金属性越强。电负性小于2.0的元素一般是金属元素。,61,2共价键,2.1价键理论,1.共价键的形成,共价键：通过共用电子对所形成的化学键。,键和键非极性键和极性键（由元素的电负性来判别）如电子对不是平均共有而偏向于某一原子时，即成为极性共价键(或简称极性键)。极性键因其电子对偏向的程度不同又可分为强极性键和弱极性键。配位共价键,62,2.2价键理论基本要点,1组成分子的两原子必须具有单电子，而且参与成键的单电子的自旋方向相反。满足上述条件的两原子相互靠近时，两原子才能共享这对电子，才能偶合配对形成稳定的共价键。如氦原子无单电子，因而两个氦原子之间不可能形成共价键。若原子具有两个或两个以上单电子则可形成两个或两个以上共价键。如N2分子就是两个氮原子共享了三对电子，以三重键结合而成。2最大重叠原理共价键的形成是原子轨道叠加的结果，原子轨道重叠越多，形成的键越牢固。,63,F2,H2,HF,电子云重叠示意图,64,HCl1s3px,重叠越大，形成的键越牢固共价键具有方向性。,H21s1s,饱和性指每种元素的原子能提供用于形成共价键的轨道数是一定的。因为每个原子所能提供的未成对电子数是一定的，一个原子的一个未成对电子与其他原子的未成对电子配对后，就不能再与其它电子配对。方向性除s轨道是球形的以外，其它原子轨道都有其固定的延展方向，所以共价键在形成时，轨道重叠也有固定的方向，共价键也有它的方向性，共价键的方向决定着分子的构形。在单质分子或大多数的有机化合物分子中，原子就是以共价键相结合的。性质：熔点高、质硬脆、导电能力差。,65,饱和性和方向性。,2.3共价键的特征,66,2.4共价键的类型,a:键两原子轨道沿键轴方向进行同号重叠所形成的键。,根据轨道重叠的方向方式及重叠部分的对称性划分为不同的类型,头对头,两原子间若只形成一个共价键，一定是键；,67,轨道重叠,电子云分布,68,电子云分布,b:键两原子轨道沿键轴方向在键轴两侧平行同号重叠所形成的键,肩并肩,z,轨道重叠,两原子间若形成多个共价键，其中一个是键，其余为键。如N2、CH2CH2、CHCH；,69,配位键：由一个原子提供空轨道，另一个原子提供孤对电子所形成的化学键。用箭头“”表示。,C原子：2s22px12py12pz0O原子：2s22px12py12pz2,2.5配位键,如：CO,配位键是一种特殊的共价键。当两原子间形成共价键所需要的共用电子对，是由其中一个原子单独供给时，这种化学键称之为配位键。这主要是因为供出电子的原子最外层有孤对电子而接受电子的原子又恰有空轨道的缘故。要点：中心原（离）子与配位原子之间是配位键，中心原（离）子提供空轨道，配位原子提供孤对电子；中心原（离）子与配位原子成键之前先进行轨道杂化。,70,注：中心离子多为过渡元素，有空的轨道；配位原子含孤对电子对，如N、O、S、X等；配离子都有一定的空间构型。,71,sp杂化,Ag(47):Kr4d