大学化学(第二章)化学元素和物质结构

第 2 章 化学元素和物质结构 1 第第 2 章章 化学元素和物质结构化学元素和物质结构 2.1 原子结构原子结构 2.2.1 原子结构理论的初期发展原子结构理论的初期发展 1人们对原子结构的认识人们对原子结构的认识 “原子”的概念古希腊思想家德谟克利特首先提出； 近代原子学说1803 年，英国化学家道尔顿提出。其要点（1）一切化学元素都是由 不能再分割的微粒原子组成的； （2）原子是保持元素化学性质的最小单元； （3）两种或 多种元素的原子结合而成化合物的分子，分子是保持化合物化学性质的最小单位。 2原子的组成原子的组成 （1）电子的发现： 1879 年，英国科学家克鲁克斯（W.Crookes）总结了对阴极射线的研究； 1897 年英国物理学家汤姆森（J.J.Thomson）确认阴极射线是带有负电荷的微观粒子 电子，并测定了电子的电荷与质量之比（1.759108Cg-1） ，并证明这种粒子存在于任 何物质中。 1909 年美国物理学家密立根 （Robert A. Millikan） 测定了电子的电量为 1.60210-19C， 从而计算出一个电子的质量等于 9.1110-28g，约为氢原子质量的 1/1840。 （2）元素的天然放射性 原子是电中性的，电子带负电，那么原子中必然含有带正电荷的组成部分，且正电荷总 量=电子所带的负电荷总电量。放射性元素衰变是放出 射线，带正电，说明原子中含有带 正电荷的微粒。 （3）原子含核模型的提出 1911 年，卢瑟福（Renest Rutherford，英国物理学家） 散射实验，提出含核原子模型： 原子的质量几乎全部集中再带有正电荷的微粒原子核上， 核的直径只有原子直径的万分 学习要求：学习要求： 1.认识原子的微观结构，掌握微观粒子的波粒二象性、测不准原理； 2.了解核外电子运动状态的描述方法，掌握波函数、概率密度、四个量子数等基本 概念。 3.掌握原子的价电子层结构与元素周期系的关系 4.掌握离子键、共价键、分子间力、氢键的特征。 5.掌握价键理论、杂化轨道理论和价层电子对互斥理论的要点，学会判断分子的空 间构型。 第 2 章 化学元素和物质结构 2 之一，带负电的电子象地球围绕太阳运转一样围绕着原子核高速运转。 （4）原子结构的进一步认识： 发现中子，不带电荷，确立近代原子结构模型。 3氢原子光谱和玻尔氢原子光谱和玻尔(Bohr)理论理论 氢原子的线状光谱(如右图)经典理论不能解释。 1913 年， 丹麦物理学家玻尔(Bohr)提出三点假设： （1）电子不是在任意轨道上绕核运动，而是在一 些符合一定条件的轨道上运动。这些轨道的角动量 P 必须等于 2 h 的整数倍，也就是说，轨道是“量子化” 的。 （2） 电子在离核越远的轨道上运动， 其能量越大。 所以，在正常情况下，原子中的各电子总是尽可能的 处在离核最近的轨道上，这时原子的能量最低，即处 于基态。当原子从外界获得能量时，电子可以被激发 到激发态。 （3）由于激发态的电子不稳定，可以跃迁到离核 较近的轨道上，在跃迁的同时会以光的形式释放出能 量。 12 EEh 玻尔理论的成功点：1)提出了量子的概念；2)成 功地解释了氢原子光谱的实验结果；3)用于计算氢原 子的电离能。 玻尔理论的局限性：1)无法解释氢原子光谱的精 细结构；2)不能解释多电子原子、分子或固体的光谱。 2.1.2 核外电子运动的特征核外电子运动的特征 1 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性 （1）光的波粒二象性：1）粒子性光电效应；波动性光的衍射、干涉等现象。 根据普朗克（Planck）的量子论和爱因斯坦(A. Einstein)的光子学说，光的能量与频率之间存 在如下关系 Ehv （h : 普朗克常数 6.6210 -34 J s） 结合质能联系定律 Emc2，可以推出 h c hv c E mcP 能量E和动量P：表征粒子性；频率v 和波长：表征波动性。 （2）微观粒子的波粒二象性德布罗意波： 德布罗意（L.de Broglie，法国物理学家）1924 年提出实物粒子也具有波粒二象性的假 说，存在着如下关系： 氢原子光谱 电子在不同的电子层间发生跃迁 第 2 章 化学元素和物质结构 3 mv h P h 这种波叫作物质波，亦称为德布罗意波。并于1927年由戴维逊（C.J.Davisson）和革末 （L.H.Germer）的电子衍射实验得到证实 微观世界如何认识考虑微观粒子运动的统计规律统计规律。 2 测不准原理测不准原理 海森堡（W.Heisenberg，奥地利物理学家）1927 年提出了测不准原理，同时准确测定 一个微粒的动量和位置是不可能的： 2 h Px， 或 2 h xv m 式中x为粒子的位置的不准量，P为粒子的动量的不准量，v为粒子速度的不准量。 （1）对于宏观物体子弹，m=0.01kg ，v=1000ms 1。若 x=10 4 m，则 34 4 6.62 10 22 3.14 0.01 10 h v mx 128 sm10054. 1 v 可以忽略不计宏观物体的速度和位置可以同时准确测定！ （2）对于微观粒子电子，x10-11 m，m=9.1110-31kg ，则 1131 34 101011. 914. 32 1062. 6 2 xm h v 17 sm10157. 1 v 大于电子的速度（106ms-1）。所以，电子等微观粒子速度和位置不可以同时准确测定。 2.2 核外电子的运动状态核外电子的运动状态 2.2.1 薛定谔方程和波函数薛定谔方程和波函数 1描述核外电子运动状态的基本方程描述核外电子运动状态的基本方程薛定谔方程薛定谔方程 微观粒子具有波粒二象性，其速度和位置不能同时准确测定，如何描述其运动规律？ 用统计的方法来描述和研究粒子的运动状态和规律，量子力学。 1926年，薛定谔（Erwin Schr dinger，奥地利物理学家）提出了描述核外电子运动状态 的波动方程（薛定谔方程）： 0)( 8 2 2 2 2 2 2 2 2 VE h m zyx x，y，z：核外电子的空间坐标；E：电子的总能量；V：势能；m：电子的质量；h：普朗克 常数；：波函数波函数。 2波函数波函数、原子轨道和概率密度、原子轨道和概率密度 第 2 章 化学元素和物质结构 4 1) 薛定谔方程的解波函数波函数 是量子力学中描述核外电子运动状态的数学函数式，与电 子的空间坐标有关。 2) 波函数的空间图象就是原子轨道；原子轨道的数学表示式就是波函数。 3) 波函数波函数 描述了核外电子可能出现的一个空间区域（原子轨道原子轨道） ，不是经典力学中 描述的某种确定的几何轨迹。 4) 没有明确的物理意义，但 | | 2 表示空间某处单位体积内电子出现的概率（概率概率 密度密度） 。 2.2.2 四个量子数四个量子数 n，l，m 是薛定谔方程有合理解的必要条件，称为量子数。对应于一组合理的 n,l,m 取 值则有一个确定的波函数 n,l,m(x,y,z)。还有一个描述电子自旋特征的量子数 ms。 1 主量子数主量子数 n 主量子数：描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近，或者说代表电子层数。 取值：1、2、3、 等正整数。n越大，出现概率最大区域离核越远，能量越高。 光谱学符号为： n 1 2 3 4 5 6 7 电子层数 K L M N O P Q 2角量子数角量子数 l 角量子数：表示原子轨道角动量的大小，原子轨道或电子云的形状，即电子亚层。 取值：0、1、2、3、4(n-1) （共n个取值），对应的光谱学符号s、p、d、f、， 电子云形状分别为球形、 哑铃形、 花瓣形等。 从能量角度上看， 这些分层也常称为能级。 3磁量子数磁量子数 m 磁量子数： 表征原子轨道角动量在外磁场方向上分量的大小， 即原子轨道在空间的伸展 方向。 取值：0，1，2， l，有 2l+1 个取值。 1）说明了线状光谱在外加磁场的作用下的分裂现象。 2）在没有外加磁场情况下，同一亚层的原子轨道，能量是相 等的，叫等价轨道等价轨道或简并轨道简并轨道。 4自旋量子数自旋量子数 ms 自旋量子数：代表了自旋角动量在外加磁场方向分量的大小， 表示自旋状态。 取值： s m 1 2。一般用“”和“”表示。 说明了氢光谱的精细结构。 总结： 原子中每个电子的运动状态可以用 s mmln,四个量子数 来描述，它们确定之后，则电子在核外空间的运动状态就确定了。 2.2.3 波函数的空间图象波函数的空间图象 1概率密度的表示方法概率密度的表示方法 角动量 M 的空间取向 自旋量子数 ms有两种取值 第 2 章 化学元素和物质结构 5 (1) 电子云：在以原子核为原点的空间坐标系内，用小黑点密度表示电子出现的概率密 度，离核越近，小黑点越密，表示电子在那些位置出现的概率密度大；离核越远，小黑点越 稀，表示电子在那些位置出现的概率密度小。 (2) 等概率密度面图：将电子在原子核外出现的概率密度相对值大小相等的各点连接起 来形成一个曲面叫做等概率密度面。 (3) 界面图： 界面图是选择一个等密度面， 使电子在界面以内出现的总概率为9095% 。 各种状态的电子云的分布形状： s 电子云 px py pz p 电子云 d 电子云 电子云的轮廓图 2波函数的空间图像波函数的空间图像 直角坐标（x,y,z）和球坐标（r,）之间的变换 xrsincos yrsinsin zrcos 球坐标 a) 1s 电子云 b) 1s 态等几率密度面图 c) 1s 态界面图 氢原子 1s 电子几率密度分布的几种表示方法 dyz dxz dxy 22 xy d 2 z d 第 2 章 化学元素和物质结构 6 222 rxyz 薛定谔方程转化为： (r,)R(r) Y(,) R(r) 径向分布部分，仅与 r (原子轨道半径)有关，与空间取向无关。 Y(,)角度分布部分，只取决于轨道的空间取向，与轨道半径无关。 （1）径向分布：在半径为 r、厚度为 r 的球壳内发 现电子的概率为 4r2r 2 ( )R r，将其除以 r，得到 2 2 ( )4( )D rr R r，以 D(r)r 作图，可得各种状态的电 子的概率的径向分布图。 (2)角度分布 Y(,)对,作图可得原子轨道的角度分布图， 2 ( , )Y 对,作图可得到电子云的角度分布图。 原子轨道角度分布图胖一点，而电子角度分布图瘦 一点。这是因为Y1，所以Y2Y。 原子轨道角度分布图有 “” 、 “” ，符号表示 Y(,)的角度分布图形的对称性关 系，符号相同则表示对称性相同，符号相反则表示对称性相反；而电子云角度分布图均为正 值。 原子轨道的角度分布图 电子云的角度分布图 22 2 222222 1118 sin0 sinsin m rEV rrrrrh 氢原子电子云的径向分布图 第 2 章 化学元素和物质结构 7 2.3 原子的电子层结构与元素周期系原子的电子层结构与元素周期系 2.3.1 多电子原子的能级多电子原子的能级 1. 鲍林近似能级图鲍林近似能级图 （1）对于氢原子或类氢离子(如He 、Li2 )原子轨道的能量： 原子轨道的能量E随主量子数n的增大而增大，即E1sE2sE3sE4s； 而主量子数相同的各原子轨道能量相同，即E4sE4pE4dE4f。 （2）多电子原子轨道能级图 1939 年，鲍林(Pauling，美国化学家)根据光谱实验的结果，提出了多电子原子中原子 轨道的近似能级图，又称鲍林能级图。 a) 近似能级图按原子轨道能量高低 排列。 b) 能量相近的能级合并成一组，称 为能级组，共七个能级组，原子 轨道的能量依次增大，能级组之 间能量相差较大而能级组之内能 量相差很小。 c) 在近似能级轨道中，每个小圆圈 代表一个原子轨道。 d) 各原子轨道能量的相对高低是原 子中电子排布的基本依据。 e) 原子轨道的能量：l 相同时，主量 子数 n 越大能量越高。 pppp EEEE 5432 主量子数 n 相同，角量子数 l 越大能量越高，即发生“能级分裂能级分裂”现象。例如： E4s E4p M N O P 屏蔽效应使原子轨道能量升高。 钻穿效应钻穿效应：外层电子钻到内部空间而靠近原 子核的现象，通常称为钻穿作用钻穿作用。由于电子 的钻穿作用的不同而使它的能量发生变化的 现象称为钻穿效应钻穿效应，钻穿效应使原子轨道能 量降低。 2核外电子排布的三个原则核外电子排布的三个原则 原子轨道的近似能级图 钻穿效应 第 2 章 化学元素和物质结构 8 （1）泡利不相容原理：）泡利不相容原理：一个原子轨道最多只能容纳 2 个自旋相反的电子，即在同一个 原子中没有四个量子数完全相同的电子。每个电子层中原子轨道的数目是 n2个，因此每个 电子层最多所能容纳的电子数为 2n2个。 （2）能量最低原理：）能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总 是尽可能分布到能量最低的轨道。 （3）洪德规则：洪德规则：也叫等价轨道原理，电子在能量相同的 原子轨道上排布时， 总是尽可能地以自旋方向相同的形式分占 不同的轨道，此时体系能量低、稳定。 洪德规则的特例：等价轨道全充满(p6, d10, f14) ，半充满 （p3, d5, f7）和全空（ p0 , d0, f0）状态比较稳定。 例如，氮原子核外有7个电子，核外电子排布为 1s22s22px12py12pz1。 3电子结构式电子结构式 Ne（Z=10） ：1s22s22p6 Na（Z=11） ：1s22s22p63s1 K（Z=19） ：1s22s22p63s23p64s1 简化写法，用稀有气体表示全充满的结构，称为原子实。例， Ca（Z=20） ：1s22s22p63s23p64s2简写为Ar4s2；Cr（Z=24） ：1s22s22p63s23p63d54s1，简写为 Ar3d54s1。 2.3.2 核外电子排布与周期系的关系核外电子排布与周期系的关系 1每周期的元素数目每周期的元素数目 周期：周期：元素周期表中的行，共分为七个周期，与七个能级组相对应。 每个周期的元素数量等于各能级组对应的原子轨道所能够容纳的最多电子数。 元素周期表中的周期与各周期元素的数目元素周期表中的周期与各周期元素的数目 周期周期 能级组能级组 能级组内原子轨道能级组内原子轨道 所能容纳的最多电子数所能容纳的最多电子数 最大元素数目最大元素数目 1 1 1s 2 2 2 2 2s2p 8 8 3 3 3s3p 8 8 4 4 4s3d4p 18 18 5 5 5s4d5p 18 18 6 6 6s4f5d6p 32 32 7 7 7s5f6d 32 32 2元素在周期表中的位置元素在周期表中的位置 元素在周期表中所处周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数周期的序数等于该元素原子所具有的电子层数。 族：族：元素周期表中的列，共有7个主族(IAVIIA族)、 零族、7个副族(IBVIIB族)和VIII 族（含3列）。元素在周期表中的族数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数元素在周期表中的族数，基本上取决于元素的最外层电子数或价电子数。 各主族元素(IAVIIA)、第B、第B副族元素的最外层电子数等于族序数；零族元 素最外层电子数为2或8，是全充满结构；第至第B族元素的族的序数等于最外层s电子 数与次外层d 电子数之和； 族元素的最外层s电子数与次外层d电子数之和为8，9，10。 电子填入轨道次序图 1s 2s 2p 氮原子核外电子的排布图 第 2 章 化学元素和物质结构 9 3元素在周期表中的分区元素在周期表中的分区 IA 0 1 IIA IIIAVIIA 2 s 区 ns1ns2 p 区 ns2np1ns2np6 3 IIIBVIIB VIII IB IIB 4 d 区 （n-1）d1ns2 （n-1）d8ns2 （有例外） ds 区 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2 5 6 镧系元素 锕系元素 f 区 （n-2）f1ns2 （n-2）f14ns2 （有例外） 2.3.3 元素性质的周期性元素性质的周期性 1原子半径原子半径 常用的原子半径有三种： 共价半径： 同种元素的两个原子以共价单键连接时， 它们核间距离的一半叫做共价半径。 金属半径： 把金属晶体看成是由球状的金属原子堆积而成的， 假定相邻的两个原子彼此 互相接触， 它们核间距离的一半叫做金属 半径。 范德华半径： 当两个原子之间没有形成化 学键而只靠分子间作用力（范德华力）互 相接近时，两个原子核间距离的一半，叫 做范德华半径。 原子半径原子半径的周期性变化：的周期性变化： 主族元素原子半径的递变规律十分明显。 同一周期中，随着原子增大，原子半径依次减 小，这是因为有效核电荷数增大，原子核对核 外电子吸引力增强。同一主族中，自上而下各 元素的原子半径依次增大， 这是因为原子的电 子层数增多，核电荷数逐渐增加。 同一周期中， 副族的过渡元素随核电荷增 加，有效核电荷增加得比较缓慢，从左至右原 子半径减小幅度不大。镧系、锕系元素随着原 子序数的增加，原子半径减小的幅度很小，我 们把这一现象称为镧系收缩。 副族元素自上而下原子半径变化不明显， 特别是第五周期和第 六周期的元素，它们的原子半径非常相近。这主要是镧系收缩所造成的结果。 2电离能、电子亲合能电离能、电子亲合能 （1） 元素的电离能：） 元素的电离能： 使基态的气态原子或离子失去电子所需要的最低能量称为电离能电离能。 主族元素的原子半径（nm） 第 2 章 化学元素和物质结构 10 其中使基态的气态原子失去一个电子形成1 价气态正离子时所需要的最低能量叫做第一第一 电离能电离能，以 I1表示；从1 价离子失去一个电子形成2 价气态正离子时所需的最低能量叫 第二电离能第二电离能， 以 I2表示， 依此类推。电离能的单位为 kJ mol 1。对于同一种元素 I 1I2I32.0 以上，金属元素（除铂系元素和金）X2.0。 2.4 化学键与分子结构化学键与分子结构 化学键化学键：分子中的两个或多个原子（或离子）之间这种强烈的相互作用。 化学键的类型：离子键、共价键和金属键。 2.4.1 离子键离子键 1离子键的形成离子键的形成 1916 年柯塞尔(W. Kossel，德国化学家)根据稀有气体原子的电子层结构特别稳定的事 实，提出了离子键理论。要点： 电负性小的活泼金属与电负性大的活泼非金属原子相遇时， 都有达到稀有气体原子稳定 结构的倾向，因此电子容易从活泼金属原子转移到活泼非金属原子而形成正、负离子，这两 种离子通过静电引力静电引力形成离子键离子键。 由离子键形成的化合物叫离子化合物离子化合物。例如 NaCl 分子的形成过程如下： e126 e25-26 Na(3 )Na (22) Cl(33)Cl (33) nsnsp nspnsp n Cl Na 离子化合物的特点：离子化合物的特点：主要以晶体的形式存在，具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶 于水后其水溶液均能导电。 当两个正、负离子接近的时候既有相互吸引又有相互排斥，总势能为： V / 0 4 R yinchi qq VVAe R 当正负离子核间的距离达到某一个特定值 R0 时，正负离子间的引力和斥力达到平衡，整个 体系的总能量降至最低。 这时体系处于一种相 对稳定状态， 正负离子间形成一种稳定牢固的 结合，也就是说在正负离子间形成了化学键。 2离子键的特征离子键的特征 离子键的本质是静电引力， 没有方向性也静电引力， 没有方向性也 没有饱和性没有饱和性。 静电引力 NaCl 的势能曲线 第 2 章 化学元素和物质结构 12 3离子键的离子性及与元素离子键的离子性及与元素的电负性关系的电负性关系 相互成键的原子之间电负性差值（一般大于 1.7）越大，形成的离子键的离子性成分也 就越大。 4.离子的特征离子的特征 （1）离子的电荷）离子的电荷:离子的电荷数是形成离子键时原子得失的电子数。 正离子电荷一般为1、2，最高为3、4； 负离子电荷较高的如3、4 的多数为含氧酸根或配离子。 （2）离子的电子层构型：）离子的电子层构型： a 2 电子构型：最外层为 2 个电子的离子，如 Li ，Be2等。 b 8 电子构型：最外层有 8 个电子的离子，如 Na ，Cl，O2等。 c 18 电子构型：最外层有 18 个电子的离子，如 Zn2 ，Hg2，Cu，Ag等。 d （182）电子构型：次外层有 18 电子，最外层有 2 个电子的离子，如 Pb2 等。 e (917)电子构型：最外层电子为 917 的不饱和结构的离子，如 Fe2 ，Cr3，Mn2 等。 不同正离子对同种负离子的结合力的大小有如下的经验规律： 8 电子层构型的离子917 电子层构型的离子 18 或 182 电子层构型的离子 （3）离子半径）离子半径：在离子晶体中正负离子的接触半径。把正负离子看作是相互接触的两 个球，两个原子核之间的平均距离，即核间距就可看作是正负离子的半径之和，即 dr+r 。 离子半径的变化规律： a在周期表各主族元素中，由于自上而下电子层数依次增多，所以具有相同电荷数的 同族离子的半径依次增大。例如： Li NaKRbCs F ClAl 3 c若同一种元素能形成几种不同电荷的正离子时，则高价离子的半径小于低价离子的 半径。如： rFe3 (60pm)原未杂化轨道的成键能力，形成的化学键键能大，生成的分子更稳 定。 中心原子杂化杂化轨道形成 键 杂化轨道的类型与分子空间构型杂化轨道的类型与分子空间构型 杂化类型 sp sp2 sp3 dsp2 sp3d2 参与杂化的原子轨道数 2 3 4 4 6 杂化轨道的数目 2 3 4 4 6 杂化轨道间的夹角 180 120 109.5 90,180 90,180 空间构型 直线 平面三角 四面体 平面正方 八面体 杂化轨道的成键能力 实例 BeCl2 CO2 HgCl2 Ag(NH3)2+ BF3 BCl3 COCl2 NO32- CO32- CH4 CCl4 CHCl3 SO42- ClO4- PO43- Ni(H2O)42+ Ni(NH3)42+ Cu(NH3)42+ CuCl42- SF6 SiF62- （2）价层电子对互斥理论）价层电子对互斥理论 1940 年首先由西奇威克（Sidgwick）提出，并由吉来斯必（R.J. Gillespie）发展起来。 归纳了许多已知分子的构型，可预测多原子分子的几何构型。 成键能力依次增强 第 2 章 化学元素和物质结构 17 适用于 AXm类型的共价型分子。a)价层电子对互斥理论要点：价层电子对互斥理论要点： 在 AMm型分子中，中心原子核外的最外层电子或次外层电子所处的能级称为价电子层价电子层 或价层价层。中心原子 A 周围分布的原子或原子团的几何构型主要取决于中心原子价电子层中中心原子价电子层中 电子对的互相排斥作用电子对的互相排斥作用。 电子对包括成键电子对和未成键的孤电子对，也包括单个的电子称单电子对。 电子对之间的夹角越小排斥力越大， 分子的构型总是倾向于互相排斥作用最小的那 种稳定结构，而此时也必定为能量最低的状态。 各种电子对的斥力大小排列如下： 孤对-孤对电子孤对-成键电子成键-成键电子成键-单电子 在推测分子构型时，只考虑 键，因为 键决定分子的骨架。如果分子中有双键或 叁键，则只算一对成键电子对，但它们的斥力大小的顺序为：叁键双键单键。 b）判断共价分子结构的一般规则）判断共价分子结构的一般规则 I）确定中心原子 A 的价电子层中的电子总数： A 本身的价电子数与配位原子提供的电子数的总和，计算规则： 元素 氧族(O,S) N 族 卤素 H 中心原子 A 6 5 7 配位原子 X 0 3 1 1 若所讨论的是离子或带电荷的基团，则应减去（或加上）正（或负）离子的电荷数。II） 确定中心原子 A 的价电子层中的电子对数=总价电子数的一半， 包括孤对电子数和多出的单 电子数（单电子数算一对电子） 。 III）根据中心原子周围的价电子对数，查表找出理想的几何结构图形。 IV）将配位原子排布在中心原子周围，每一对电子联结 1 个配位原子，剩下的未结合 的电子对即为孤对电子。 V）根据孤对电子，成键电子对之间相互斥力的大小，确定排斥力最小的稳定结构，并 估计这种结构与理想几何构型的偏离程度。 AMm型分子中型分子中 A 原子价层电子对的排列方式与分子的空间构型原子价层电子对的排列方式与分子的空间构型 A 原子的 电子对数 成键电 子对数 孤对电 子对数 中心原子A的价层 电子对排布方式 分子的形状 例 2 2 0 直线型 直线型 22 ,HgClBeCl 3 3 0 平面三角形 平面三角形 3 BF 2 1 三角形 V 形 22 22 , , SnCl PbCl SO NO 第 2 章 化学元素和物质结构 18 4 4 0 四面体 四面体 44 ,CHNH 3 1 四面体 三角锥 333 ,NHH OPCl 2 2 四面体 V 形 22 ,H O H S 5 5 0 三角双锥 三角双锥 5 PCl 3 1 三角双锥 不规则四面体 4 SF 3 2 三角双锥 T 形 3 ClF 2 3 三角双锥 直线 23 ,XeF I 6 6 0 八面体 八面体 2 66 ,SF SiF 5 1 八面体 四方角锥 5 IF 第 2 章 化学元素和物质结构 19 4 2 八面体 平面四方 4 XeF c）价层电子对互斥理论的应用）价层电子对互斥理论的应用确定分子的空间构型 比较键角大小 a.根据斥力： 孤对成键单电子 叁键双键单键 b.根据 AXm中 A 和 X 电负性的不同 A 相同，X 不同，则 X 电负性越大，成键电子对越远离 A，键角越小； X 相同，A 不同，则 A 电负性越大，成键电子对越靠近 A，键角越大。 判断中心原子的杂化类型 2.4.4 分子间力分子间力 1分子的极性分子的极性 在任何一个分子中都可以找到一个正电荷中心和一个负电荷中心， 如果正电荷中心与负 电荷中心不重合，则为极性分子极性分子。若分子的正负电荷的重心重合，则为非极性分子非极性分子。 一般用分子的偶极矩u 来衡量分子的极性大小，分子的偶极矩u 定义为分子的偶极长 d 和偶极上一端电荷的点积。即：dqu 。偶极矩的单位为德拜（Debye，简写为 D） 。 双原子分子：分子的极性取决于键的极性；如非极性分子 H2、Cl2；极性分子 HCl、CO。 多原子分子：分子的极性取决于键的极性和分子空间构型。如非极性分子 CO2、BF3； 非极性分子 NH3、H2O。 2分子间力（范德华力）的类型分子间力（范德华力）的类型 （1）瞬间偶极和色散力 当两个非极性分子相互靠近时， 由于电子的运动和原子核的振动会使分子中的电荷产生 瞬间的相对位移， 使正电荷中心和负电荷中心发生偏离， 从而产生瞬间偶极瞬间偶极， 分子发生变形。 分子越大越复杂，这种变形就越显著。这种瞬间偶极也会诱导相邻的分子产生瞬间偶极，两 个分子可以靠这种瞬间偶极相互吸引在一起，且两个瞬间偶极的异极相对。这种由于“瞬间由于“瞬间 偶偶极”而产生的相互作用力极”而产生的相互作用力称为色散力色散力。在非极性分子与极性分子之间、极性分子与极性 分子之间，也存在着色散力。 （2）诱导偶极和诱导力 当极性分子与非极性分子相互靠近时， 非极性分子受到极性分子偶极 （称为固有偶极或 永久偶极）的作用，本来重合的正负电荷中心会发生偏离而产生诱导偶极诱导偶极。这种诱导偶极与诱导偶极与 永久偶极间的相互作用力永久偶极间的相互作用力称为诱导力诱导力。 （3）固有偶极和诱导取向力 具有固有偶极的极性分子相互接近时，具有静电性质的偶极同性相斥、异性相吸，使分 子发生转动，产生异极相邻的状态，这种由于固有偶极的取向而产生的分子间作用力由于固有偶极的取向而产生的分子间作用力称为 取向力取向力。 第 2 章 化学元素和物质结构 20 (a)色散力的产生 (b)诱导力的产生 (c)取向力的产生 分子间互相作用示意图 3分子间力的性质与化学键的关系分子间力的性质与化学键的关系 分子间力永远存在于分子或原子间。 分子间力一般没有方向性和饱和性，且其作用范围较小。 分子间力的大小比化学键的键能约小一至二个数量级。 化学键的性质和键能主要决定物质的化学性质， 而分子间力主要对物质的物理性能如熔 点、 沸点、 溶解度等有较大的影响。 在同类型的化合物中， 分子间力随分子量的增大而增大， 物质的熔点、沸点相应升高。 2.4.5 氢键氢键 1氢键形成的条件氢键形成的条件 （1） 分子中必须有 H 原子，且与电负性很大的元素 X（如 F、O、N 等）形成共价键； （2） 分子中有电负性很大、半径较小、且带有孤对电子的原子。 2氢键的类型氢键的类型 分子间氢键：同种分子间氢键，如冰(H2O)n、 (HF)n； 不同种分子间氢键， 如 H2O 与 NH3、 H2O 与 C2H5OH。 分子内氢键：如邻硝基苯酚。 3氢键的特点氢键的特点 本质属静电引力，但是具有方向性和饱和性。 氢键的键能一般在 1535kJmol-1左右，比分子间力稍大，但比化学键要弱的多。 4氢键对化合物性质的影响氢键对化合物性质的影响 因为分子间形成氢键，H2O、HF 和 NH3的熔点和沸点与同族氢化物相比反常地升高。 氢键的形成对物质的溶解度、黏度、硬度和酸碱性均有影响 氢化物的沸点 5氢键的实例：氢键的实例： O HH O HH O HH O N O O H 分子间氢键 分子内氢键 第 2 章 化学元素和物质结构 21 蛋白质分子之所以具有 螺旋结构，DNA 具有双螺旋结构，也是因为碱基配对时能够 形成氢键。 2.5 晶体的结构晶体的结构 固态物质又可以分为晶体和无定形体。 晶体晶体是由在空间排列得很有规律的微粒(原子、 离子、 分子等)组成的， 具有固定的外形， 固定的熔点，表现出各向异性，而无定形体没有这种性质。 组成晶体的微粒（看作点）按照一定的方式作周期性的规则排列，组成的几何图形叫做 晶格晶格，晶体中的最小重复单位叫晶胞晶胞。 2.5.1 离子晶体离子晶体 1离子晶体的结构特征离子晶体的结构特征 晶格结点：正、负离子。 晶格结点间作用力：离子键。 AB 型离子晶体的结构：主要有 CsCl 型、NaCl 型和 ZnS 型。 AB 型离子化合物的三种晶胞示意图 2. 离子晶体的晶型与正负离子半径比的关系离子晶体的晶型与正