高一化学辅导二（选修三：物质与结构）.ppt

高一化学辅导二,原子结构,第一节原子结构,一、原子结构,1.原子结构的演变：道尔顿原子模型（1803）汤姆生原子模型（1904）卢瑟福模型（1911）玻尔模型（1913）电子云模型（1926）,2.原子核外电子运动的特征,核外电子质量小，运动速率大（接近光速）；没有确定轨道；可用电子云形象地描述其运动。,氢原子核外电子的运动状态,电子云：,氢原子的电子云:球形对称,二、原子核外电子的运动状态,笼统地说原子中电子的运动状态是用波函数来描述的，完整地描述原子中电子的运动状态一般需要四个量子数。也即从四个方面描述核外电子的运动状态:电子层；电子亚层；原子轨道的伸展方向；自旋方向,1.主量子数（n）-电子层,主量子数n决定原子轨道离核的远近，并在确定电子运动的能量时起主要作用。当主量子数n增大时，原子轨道离核的距离随之增大，电子的能量也相应增加。主量子数n取非零的任意正整数。主量子数n与电子层光谱符号对应关系：光谱符号：K、L、M、N、O、P、Qn1、2、3、4、5、6、7能层,2、副量子数(l)-电子亚层,副量子数又称为角量子数，角量子数l确定原子轨道的形状，并在多电子原子中与主量子数一起决定电子的能量。光谱符号：spdfg亚层也称能级同一主量子数的原子轨道可以有一种或几种不同形状的原子轨道，可以用角量子数来表示：S轨道：球形对称轨道；p轨道：哑铃形轨道；d轨道：四花瓣形轨道,3、磁量子数（m）,磁量子数m决定原子轨道在空间的伸展方向。原子轨道s为球形对称；原子轨道p有三个伸展方向：Px、Py、Pz；原子轨道d有五种伸展方向：dxy、dyz、dxz、dx2y2、dz2。原子轨道f有7种伸展方向，g轨道则有9种伸展方向。简并轨道，也称等价轨道。如：2Px、2Py、2Pz。,4、自旋量子数ms：,自旋量子数ms决定电子的自旋方向，其取值只有两个，说明电子自旋是两种相反的状态，一般用和表示。,基态原子的电子排布(轨道式),3Li,4Be,5B,6C,画出N、O、F、Ne基态原子的轨道表示式：,基态原子的电子排布(轨道式),三、核外电子排布规律,核外电子排布的三个原则:1.保里不相容原则：在一个原子中，不存在有两个电子处于完全相同的运动状态。所以同一原子的一个轨道上最多容纳2个电子。,三、核外电子排布规律,2.能量最低原则：原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，排满后才能进入能量较高的轨道。应注意到能级交错现象：第n能级组：ns1-2、(n2)f1-14、(n1)d1-10、np1-6,Cr:1s22s22p63s23p63d44s2Cu:1s22s22p63s23p63d94s2但实际上,它们的基态电子排布式分别为:Cr:1s22s22p63s23p63d54s1Cu:1s22s22p63s23p63d104s1,对24号元素Cr和29号元素Cu，试写出这两种元素的电子排布式:,三、核外电子排布规律,3.洪特规则：电子总是尽可能多地占据等价轨道（简并轨道），并且自旋方向相同。洪特规则的特例：全充满：s2p6d10f14半充满：p3d5f7全空：p0d0f0,由上述三个原则可以得出：,最外层电子数最多不超过8个；次外层电子数最多不超过18个；倒数第三层电子数最多不超过32个；每一层最多容纳的电子数为2n2个。,练习：写出25Mn、26Fe、30Zn、的电子排布式。,自学参考：选修3物质结构与性质,第二节分子结构,（一）离子键理论,一、离子键的形成,原子间的电负性相差较大，一般要大于2.0左右。,原子间发生电子得失，形成正、负离子，并通过静电作用而形成的化学键叫离子键。,2.离子键的形成条件：,1.定义:,二、离子键的本质：静电作用力,离子键是由原子得失电子后，形成的正、负离子之间通过吸引静电作用而形成的化学键。在离子键的模型中，可以近似地将正、负离了的电荷分布看为球形对称的。根据库仑定律：两种带相反电荷（q+和q-）的离子间的静电引力f与离子电荷的乘积成正比，而与离子间距离R的平方成反比：,三、离子键的特点,1.离子键没有方向性：,2.离子键没有饱和性：,当两个原子的电负性差值为1.7时，单键约有50%的离子性；若两个原子的电负性差值大于1.7时，可以判断它们之间形成离子键，该物质是离子化合物；若两个原子的电负性差值小于1.7时，则可以判断它们之间主要形成共价键，该物质为共价化合物。,3.键的离子性与元素的电负性有关,离子晶体:,NaCl晶体,四、离子的特征：,1.离子的电荷：正离子的电荷数就是相应原子失去的电子数；负离子的电荷数就是相应原子获得的电子数。,2电子构型：最外层为2个电子的离子，如：Li+8电子构型：最外层为8个电子的离子，如：Na+、Cl-18电子构型：最外层为18个电子的离子，如：Zn2+、Cu+、Hg2+、Ag+182电子构型：次外层为18个电子，最外层为2个电子的离子，如：Pb2+、Sn2+818电子构型：最外层电子为818之间的不饱和结构的离子，如：Fe2+、Cr3+、Mn2+,2.离子的电子层结构：,3.离子半径：,当正离子A+和负离子B-通过离子键形成AB型离子晶体时，正、负离子间的静电引力和核外电子与电子之间以及原子核与原子核之间的排斥力达到平衡时，正、负离子之间的保持着一定的平衡距离.,A+与B-在相互作用时所表现出的半径，通常称为离子半径。,离子半径大小的比较,同一主族中:从上到下具有相同电荷的同主族离子半径依次增大.同一周期中:主族元素随原子序数的增加,正离子半径依次减小.同一元素能形成几种不同电荷的正离子时,则高价离子半径小于低价离子的半径.同一周期中,负离子半径远大于正离子半径.周期表处于相邻族的左上方与右下方对角线上的正离子半径相近.,离子键的本质是静电作用力，只有电负性相差较大的元素之间才能形成离子键。,离子键是极性键的极端。,离子键无方向性，无饱和性。,小结,（二）共价键理论,1916年柯塞尔八隅律路易斯结构VB法电子配对法海特勒和伦敦1931年鲍林杂化轨道理论1940年VSEPR西威克吉列斯比MO法洪特、马利肯,经典价键理论现代价键理论杂化轨道理论价层电子对互斥理论分子轨道理论,一、经典价键理论路易斯价键理论,路易斯美1916年提出稀有气体最外层电子构型（8e-）是一种稳定结构，其他原子倾向于共用电子而合使它们的最外层转化为稀有气体的8电子稳定构型八隅律。路易斯又把用“共用电子对”维系的化学作用力称为共价键。,二、现代价键理论VB法,价键理论又称电子配对法，简称VB法。是由海特勒和伦敦用量子力学处理H2问题所得结果的推广。,两个氢原子的1s电子自旋方向相同(推斥态)两个氢原子的1s电子自旋方向相反（基态）,能量曲线R/pm,1.氢分子共价键的形成共价键的本质,共价键原子之间由于成键电子的原子轨道发生重叠而形成的化学键.,我们来看两个氢原子是如何形成氢分子的。当两个氢原子相距很远时，每个氢原子中的电子在各自的原子轨道上运动。当两个氢原子相距较近时，这两个氢原子各自的运动区域原子轨道就会重叠，形成新的运动区域，这两个电子就在新的区域中运动。在这个新的区域中，由于两个氢原子核的吸引作用，电子更多的处于两个氢原子核的之间，使两个氢原子相互结合形成了共价键,结合成氢分子。,(1)共价键的形成,两个氢原子形成氢分子，可用下图表示。,两个氢原子的原子轨道重叠到一起形成的新运动区域，就是分子轨道。上图中的新的运动区域就是H2分子的成键分子轨道图示.,（2）共价键的本质：,当成键原子相互接近时，其自旋方向相反的成单电子相互配对，原子轨道发生重叠，核间电子云密度增大，核间距离减小，体系的总能量降低，形成稳定的共价键。,（3）共价键的特点：,原子A和原子B各有一个未成对电子，则可以相互配对形成共价单键，如HCl分子；原子A和原子B各有两个或三个未成对电子，则能两两配对成共价双键A=B或共价叁键AB；若A原子有两个未成对电子，B原子只有一个未成对电子则一个A和两个B原子结合成AB2分子，如：H2O分子。当一个成单电子与另一个自旋方向相反的成单电子配对后，就不能再和第三个单电子配对。因此共价键具有饱和性。,共价键具有饱和性：,共价键具有方向性：,两个成单电子配对时，它们的电子云要发生重叠，重叠越多，其间电子云密度越大，所形成的共价键越牢固，分子越稳定。在形成共价键时，电子云将尽可能地沿着原子轨道的空间伸展方向重叠，因此共价键具有方向性。,（4）共价键的成键类型,（1）键：原子轨道沿键轴（成键原子核的连线）方向“头碰头”重叠，这种键称为键。,原子轨道的重叠方式：,原子轨道重叠部分沿着键轴方向呈圆柱对称；由于成键轨道在轴上重叠，故形成键时原子轨道发生最大程度的重叠，所以键的键能大、稳定性高。,H2分子中的键,H-Cl中s-p键,Cl-Cl中p-p键,键原子轨道的重叠方式：,s电子云与s电子云重叠：s-s键s电子云与p电子云重叠：s-p键p电子云与p电子云重叠：p-p键,p-p键的形成,（2）键：原子轨道沿键轴方向“肩并肩”重叠，这种键称为键。,形成键时,原子轨道的重叠程度比键小，所以键的键能小于键的键能，键的稳定性低于键，键的电子活动性较高，在化学反应是中易断裂。,键和键比较,沿键轴方向重叠,在键轴上、下方平行重叠,轴对称即“头碰头”,镜像对称即“肩并肩”,大,小,较大,较小,不活泼,活泼,存在于单键、双键和三键中,存在于双键和三键中,（3）配位键：,由一个原子单方面提供共用电子对为两个原子所共用，形成的共价键是配位键。条件:一方原子有孤对电子；另一原子有空轨道。如：NH4+、CO、AlCl3、H2SO4分子。,（5）键参数与分子的性质,键级、键能、键角、键长、键的极性等数据，定性或半定量地方解释分子的某些性质。这些表征化学键性质的物理量统称为键参数。键参数可以由实验直接或间接测量，也可以由分子的运动状态通过理论计算求得。,(1)键级,键级:用来说明两个相邻原子间成键的强度。价键理论中，通常以键的数目来表示键级。分子轨道理论中，则以成键电子数与反键电子数之差（即净成键电子数）的一半来表示键级。键级=,键级的大小说明两个相邻原子间成键的强度。一般地，在同一周期和同一区内的元素组成的双原子分子，键级越大，键越牢固，分子也越稳定。,(2)共价键的键能,键能指在101.3kPa压力下、298K时,将1mol气态分子AB中的化学键断开,生成气态A和B原子所需要吸收的能量。,一般来说,键能越大化学键越强,含该键的分子就越稳定。例如NN的键能为946kJ/mol,比常见的双原子分子的键能都大,这说明N2是最稳定的双原子分子。下表列出了某些共价键的键能。,某些共价键的键能,(3)共价键的键长,两个形成共价键的原子,其原子核之间的距离就是共价键的键长。键长是衡量共价键稳定性的另一个参数。,一般来说，两个原子之间形成的化学键越短，该化学键就越强。例如：CC的键长为0.154nm，键能为346kJ/mol；C=C的键长为0.133nm，键能为613kJ/mol；CC的键长为0.120nm，键能为845kJ/mol。,部分共价键的键长,(4)键角,多原子分子中,两个化学键之间的夹角称为键角。键长和键角是了解分子空间构型重要数据。,例如：CO2分子中，两个碳氧键之间的夹角是180，因此该分子是直线形的；而SO2分子中，两个硫氧键之间的夹角是119，因此该分子是V形分子。,常见分子的键角和空间构型,V形,直线形,三角锥形,平面三角形,一般无,正四面体,10718,120,10928,NH3,BF3,CH4,CO2,H2O,104.5,180,（5）键的极性与分子的极性,对同核双原子分子来说,分子中两个原子吸引电子的能力相同,两个原子都是电中性的,因此同核双原子分子中的共价键是非极性共价键。若不同原子形成共价键,它们吸引电子的能力不同,吸引电子能力强的原子带部分负电荷,而吸引电子能力弱的原子带部分正电荷,从而使这样的共价键成为极性共价键。如HF、CO2、SO2、H2O、NO、O3等分子中的共价键都是极性共价键。,1.非极性键和极性键定义：,同种非金属元素原子间形成的共价键是非极性键。,不同种非金属元素原子间形成的共价键是极性键。,共用电子对不偏移的是非极性键,共用电子对有偏移的是极性键,判断方法：,2.非极性分子和极性分子,非极性分子：,分子中正负电荷重心重叠即电荷分布均匀对称的分子。,极性分子：,分子中正负电荷重心不重叠，即电荷分布不均匀不对称的分子。,判断方法：,根据键的极性的向量和是否为零。若向量和为零；,若向量和不为零。,非极性分子,极性分子,常见分子的构型及分子的极性,双原子分子,H2、Cl2无无直线型非极性,HCl有无直线型极性,H2O有10430折线型极性,CO2有180直线型非极性,三原子分子,四原子分子,NH3有10718三角锥型极性,BF3有120平面三角形非极性,CH4有10928正四面体型非极性,五原子分子,(6)等电子原理,研究发现:有些原子总数和价电子总数相同的分子具有相似的化学结构及化学键特征，它们的许多性质相近。这一规律称为等电子原理。,具有相同的通式AXm，而且价电子总数相等的分子或离子具有相同的结构特征，这个原理称为等电子原理。,1.定义：,2.常见的等电子体,CO,CO2N3-,O3NO2-,SO42-,SO32-,直线,直线,平面三角,正四面体,三角锥,包括立体结构和化学键类型,10e-,16e-,18e-,32e-,26e-,三、杂化轨道理论,1931年鲍林美在价键理论的基础上提出了杂化轨道理论，解释了多原子分子的空间构型和稳定性。,1.杂化与杂化轨道：,杂化：在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组成一组新的轨道，这种轨道的重新组合过程叫做杂化。所形成的新的轨道称为杂化轨道。,2.杂化轨道的类型：,2.杂化轨道的类型：,sp杂化,sp2杂化,sp3杂化,3.等性杂化与不等性杂化：,等性杂化：由不同类型的原子轨道混合起来重新组合成一组完全等量（能量、成分）的轨道叫做等性杂化轨道。如：CH4中的4个sp3杂化轨道是等性杂化轨道。每个sp3杂化轨道中都含有1/4s和3/4p的成分。不等性杂化：由于杂化轨道中有不参与成键的孤对电子存在，而造成不完全等同的杂化轨道，叫做不等性杂化。如：H2O分子中，4个sp3杂化轨道中有两个杂化轨道被孤对电子占有，因此，每个sp3杂化轨道中s成分不同。,不等性杂化,NH3分子结构,杂化轨道理论小结:,一个原子的轨道在和其他原子结合成键的过程中,该原子的原子轨道重新混合成为新的原子轨道,这种混合过程称为杂化,形成的新的原子轨道称为杂化轨道,参与杂化的原子轨道必须是能量相近的原子轨道。杂化过程原子轨道总数不变。,sp杂化sp2杂化sp3杂化等,直线形，,平面三角形，,正四面体，,H2O、NH3、CH4、SO42-,CH2O、C2H2SO3、BCl3,CO2BeCl2C2H2,180,夹角,夹角,120,夹角,10928,四.价层电子对互斥理论,1940年由西奇威克提出来，60年代初吉斯必等发展了这一理论。价层电子对互斥理论，比较简单，不需要原子轨道的概念，而且在解释、判断和预见分子的结构的准确性方面比杂化轨道理论毫不逊色。,价层电子对互斥模型,价层电子对互斥理论把分子分成两大类：一类是中心原子上的价电子都用于形成共价键。如：CO2、CH2O、CH4中的C原子。它们的立体结构可用中心原子周围的原子数n来预测。另一类是中心原子上有孤对电子的分子，中心原子上的孤对电子也要占据中心原子周围的空间，并参与互相排斥。如：NH3、H2O等分子。,如果中心原子价层电子对全是成键电子对，则判断构型十分简单。,如果中心原子价层电子对中含有孤电子对，则每个孤电子对占有相当一个单键电子对的位置(对等同的单键位置，可任意选取，对不等同的单键则要按电子对之间斥力最小的原则选取。如三角双锥形中，孤电子对只允许占据平面三角形中任意单键位置)。,SO32-,价层电子对互斥理论的基本要点,（1）在AXm型分子中，中心原子A的周围配置的原子或原子团的几何构型，主要决定于中心原子价电子层中电子对（包括成键电子对和未成键的孤对电子）的互相排斥作用，分子的几何构型总是采取电子对相互排斥最小的那种结构。,（2）对于AXm型分子，其分子的几何构型主要决定于中心原子A的价层电子对的数目和类型（是成键电子对还是孤对电子），根据电子对之间相互排斥作用最小的原则，分子的几何构型同电子对数目和类型如下：,价层电子对互斥理论的基本要点,中心原子A价层电子对的排列方式:,A的电子对数为2,平面三角形如:BF3,V形,如PbCl2,直线形如:CO2,A的电子对数为3,四面体如:CH4,三角锥形如:NH3,V形,如H2O,A的电子对数为4,三角双锥如PCl5,T形,如ClF3,A的电子对数为5,A的电子对数为6,八面体如:SF6,四角锥如:IF5,平面正方形如:XeF4,为了定量表示分子中不同元素的原子对电子吸引能力的强弱,化学家鲍林于1932年提出了电负性的概念。鲍林指出:“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。”电负性的数值越大,表示该元素的原子吸引电子的能力就越强;反之,电负性的数值越小,表示该元素的原子吸引电子的能力就越弱。,电负性及其变化规律,某些主族元素的电负性,从上表可以看出,电负性在周期表中的变化规律是:周期表中从左到右电负性逐渐增大,从上到下电负性逐渐减小。电负性可用于区分金属和非金属。金属的电负性一般小于2.0,而非金属元素的电负性一般大于2.0,电负性数据和其他键参数结合起来可以预估化合物中化学键的类型。,当两个原子的电负性差值为1.7时，单键约有50%的离子性。,(2)键和键氢分子中形成的共价键就是键。这个键是两个s原子轨道形成的,称为s-s键。p原子轨道与s原子轨道也能形成键,如HF中的共价键就是这样的键。,HF中的s-p键,p原子轨道与p原子轨道、s原子轨道与d原子轨道、p原子轨道与d原子轨道、d原子轨道与d原子轨道等也能形成键,见下图。,p-p键、s-d、p-d键及d-d键示意图,从上面各种类型的键可以看出,键可以认为是原子轨道“头对头”形成的化学键。原子轨道除“头对头”形成键外,还能不能采取其他方式形成其他形式的化学键呢？键就是另外一种类型的化学键。若p原子轨道与p原子轨道“肩并肩”的重叠到一起，就形成了键。,p-p原子轨道“肩并肩”形成的键,思考:除p-p键外,p原子轨道与d原子轨道、d原子轨道与d原子轨道也能形成键,讨论这些键的图象,并画出示意图。由于氢原子只有1s价轨道,因此氢原子只能形成一个键;第二周期元素的价轨道有2s和3个2p轨道,因此这些元素既可以形成键,也可以形成p-p键,如氮原子的价电子组态为2s22p3,当两个氮原子结合到一起时,就用三个2p轨道形成一个键和两个键,因此氮分子一般写为:NN。,S能级的原子轨道图,P能级的原子轨道图,d能级的原子轨道图,d轨道的五种伸展方向,多电子原子的能级交错现象：,多电子原子的近似能级组是按原子轨道的能量高低排列的，而不是按原子轨道离核远近排列的。它把能量相近的能级划为一组，称为能级组，共分为七个能级组。一组：1s二组：2s2p三组：3s3p四组：4s3d4p五组：5s4d5p六组：6s4f5d6p七组：7s5f6d7p鲍林原子轨道能级图：,鲍林原子轨道能级图：,19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。原子不能自生自灭.,1897年，英国科学家汤姆生发现了电子,然后提出原子是由带正电的连续体和在其内部运动的负电子构成.,1911年卢瑟福的散射实验证明汤姆生所说的原子中带正电的连续体实际上只能是一个很小的核,而负电子受核的吸引在核的外围空间运动.