对核外第五章物质结构基础new

1、对核外 第五章 物质结构基础本章重点：1.四个量子数的概念及表示方法2.原子核外的电子排布式,外层电子构型与元素周期表的关系3.分子的杂化类型及空间构型4.晶体类型与物质性质的关系5.1 氢原子结构的近代概念玻尔的氢原子结构模型玻尔假设： 1.氢原子核外的电子的能量是量子化的，每一能量状态叫一条轨道，各轨道的能量符合公式：2.由于能量是量子化的，所以电子绕核作圆周运动的半径r也是量子化的r=a0n2，a0=0.053nm称玻尔半径。n2n1 n=1,2,3,4,3.氢原子在正常状态下，电子在离核最近，能量最低的轨道中运动，当受到能量激发后，电子跳到离核较远，能量较高的轨道，此时称激发态。处于激

2、发态的电子很不稳定，瞬即回到能量低的轨道。减少的能量以光的形式辐射出来，辐射出光的频率： n2n1 n=1,2,3,4,5.1.1 微观粒子的波粒二象性1924年法国物理学家德布罗衣提出电子等实物微粒也具有波粒二象性。并预言其波长入和质量m存在关系式：h：普朗克常数、v：微观粒子的速度1927年德布罗衣的假设被电子衍射实验证实。微观粒子的波是一种几率波大量微观粒子运动的统计性的规律。 微观粒子和经典力学中的质点不同，它不遵守牛顿力学定律，没有固定的运动轨迹。5.1.2 波函数波函数：波的数学函数式；描述微观粒子的运动状态。氢原子的波函数可以通过求解薛定谔方程而得到。1.波函数和量子数：(1)主

3、量子数n：表示电子出现几率最大的地方离核的远近。n=1.2.3.4。n 是决定轨道能量的主要量子数。(2)角量子数 l：表示原子轨道的形状。L的取值受n的限制。l =0、1、2、3（n-1）共可取n个值。 如： n=1 l=0 n=2 l=0、1 n=3 l=0、1、2 n=4 l=0、1、2、3 s p d fl=0 s轨道为球形对称状l=1 p轨道为亚铃状l=2 d轨道为花瓣状l=3 f轨道为复杂的花瓣形当主量子数相同，轨道的能量高低顺序为ns np ndnf。原子轨道的能量也与角量子数有关。(3)磁量子数m：原子轨道在空间的伸长方向。取值受l 限制，m=0，1，2，3l ，共可取2l+1

4、个值。 l=0，m=0表示S轨道在空间只有一个伸展方向。 l=1，m=0，1表示P轨道在空间有三个伸展方向 l=2，m=0，1，2表示d轨道在空间有五个伸展方向。 l=3，m=0，1，2，3表示f轨道在空间有七个伸展方向。(4)自旋量子数ms=，“”表示两个不同的自旋方向。用或表示。表5.1氢原子轨道与量子数之间的关系nlm轨道数每个电子层最多容纳的电子数10 (1s)011220 (2s)013481 (2P)0、-1、+130 (3s)0、1359181 (3P)0、-1、+12 (3d)0、-1、-2、+1、+240 (4s)0135716321 (4P)0、-1、+12 (4d)0、-

5、1、-2、+1、+2 3 (4f)0、-1、-2、-3+1、+2、+32.波函数（原子轨道）的角度分布图 ：需把直角坐标换成球面坐标求解： Y()表示波函数的角度部分R(r)表示波函数的径向部分 如氢原子1S轨道：=cosPz原子轨道的角度分布示意图如右 00， 300， 600 ， 900， 1200， 1500， 1800 0.49 0.42 0.24 0 -0.24 -0.42 -0.49(1)xy平面为其节面（Y值为0），节面上任一点找到电子的几率为零。(2)曲面上每一点到原点的距离表示这个角度上Y值的大小，即这个角度上电子出现的几率的大小。(3)Y值的+、-号表示正、负，不表示电荷，

6、原子成键有用。原子轨道的角度分布图：如图5.3所示5.1.3 电子云与原子轨道是同义词，2与几率密度是同义词。几率密度：电子在空间某处单位体积内出现的几率。用点子的疏密表示几率密度分布的图形叫电子云。氢原子1S电子云原子轨道和电子云的角度分布图相似，但有两点不同。(1)原子轨道的角度分布图有正负号之分，而电子云的角度分布图均为正值。(2)电子云的角度分布图比原子轨道的角度分布图稍瘦些。电子云角度分布图如图5.5所示5.2多电子原子结构和周期系1.原子核外电子分布原子中电子分布规律基本遵照三个原理：(1)能量最低原理：电子总是尽先占据能量最低的轨道。(2)泡利不相容原理：处于完全相同状态的电子是

7、不相容的。(3)洪特规则：等价轨道上，电子总是尽先占据不同轨道而且自旋平行。如：3d5 2p3 （等价轨道：能量完全相同的轨道）等价轨道上，电子在全满，半满或全空时比较稳定。如全满：P6，d10，f14，半满：P3，d5，f7，全空：p0，d0，f0。当主量子数相同时：原子轨道的能量关系nsnpndnf 。当角量子数相同时：1S2S3S，2P3P4S，5S4d，6S4f。根据光谱实验，把能量相近的轨道归为七个能级组，按能量从低到高排列。一， 1s二， 2s 2p三， 3s 3p四， 4s 3d 4p五， 5s 4d 5p六， 6s 4f 5d 6p七， 7s 5f 6d(与元素周期表形式一致)

8、由此，可以写出元素原子的电子排布顺序式：1S22S22P63S23P64S23d104P65S24d10。必须说明：电子排布式只表示电子排布的先后顺序，不可认为它是所有元素原子核外电子层的能量顺序，因为原子的电子层能级是随着原子序数的递增发生变化。例如：19K 1S2S2P3S3P4S3d35Br 1S2S2P3S3P3d4S4p3d轨道一旦填充了电子，能量就不比4p轨道的能量高，所以电子排布式写完一定同层相挨。24Cr 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d5 4S129Cu 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 3d10 4S1和是36号元素之前的两个特例。2.原子核外电子分布与元

9、素周期表的关系(1)元素在周期表中所处周期数，等于该元素原子的电子层数，等于最大n值。(2)主族及B、B的族数等于最外层电子数；BB族数等于（n-1）d电子数加ns电子数；O族最外层电子数He为2；其余均为8；族包括三个纵行（n-1）d电子数加ns电子数之和为810。（3）根据元素原子外层电子构型，元素周期表可分为五个区，如表5.2表5表5.2原子外层的电子构型与周期表分区举例如下：核外电子排布式外层电子构型周期族分区19K1S22S22P63S23P64S13d4S1四 1A S35Br1S22S22P63S23P63d104S24P54S24P5 四 VIIA P26Fe1S22S22P6

10、3S23P63d64S23d64S2 四 VIIIB d30Zn1S22S22P63S23P63d104S23d104S2 四 IIB ds3.离子的电子排布式和外层电子构型原子失去电子形成离子时，失去的总是最外层电子。例如：11Na 1S22S22P63S1 外层电子构型：Na+ 1S22S22P6 2S22P6 8电子型 Zn2+ 1S22S22P63S23P63d10 3S23P63d10 18电子型 Fe3+ 1S22S22P63S23P63d5 3S23P63d5 917型 Sn2+ S22S22P63S23P63d104S24P64d105S2 4S24P64d105S2 18+2

11、型4.元素性质周期性递变和原子结构的关系(1)元素的氧化值氧化值（氧化数）：元素在单质和化合物中的表观化合价（或表观电荷数）。 例如：某些物质中元素氧化值。变化规律： 同周期，从左至右，最高氧化值逐渐升高。 最高氧化值=族数。非金属最低氧化值=8族数。副族元素。大都有可变氧化值，见表5.3表5.3 第4周期副族元素的主要氧化值族IIIBIVBVBVIBVIIBVIIIBIBIIB元素ScTiVCrMnFeCoNiCuZn氧化值+3+3+4+3+4+5+2+3+6+2+4+6+7+2+3+2+3+2+3+1+2+2(2)元素的金属性和非金属性与元素的电负性 电负性：衡量分子中各原子吸引电子的能力

12、。电负性最大者氟元素为4.0，小者铯元素为0.7。电负性值越大，原子在分子中吸引电子的能力越强，非金属性越强；电负性值越小，原子在分子中吸引电子的能力越弱，金属性越强。周期系中元素的电负性见普通化学教材P250表5.4周期系中元素的电负性规律如下：主族：同周期从左至右电负性逐渐增大；同族从上至下电负性逐渐减小。副族：电负性值较接近，变化规律不明显。一般而言。电负性2.0非金属（Si除外）；电负性差值越大，键的极性越大。(3)原子半径：元素原子的半径见表5.5。元素的金属性和非金属性在周期系中变化规律与原子半径密切相关，变化规律如下：短周期中，从左到右，核电荷数增加，原子半径逐渐减小，金属性逐渐

13、减弱，非金属性逐渐增强。长周期中，从左到右，原子半径随核电荷增加而略有减小，金属性减弱缓慢。5.3化学键和分子间相互作用力5.3.1化学键原子或离子间存在的强烈相互作用力称为化学键。三种基本类型的化学键现分述如下： 1、金属键：金属晶体中自由电子与原子或正离子之间的作用力。 2、离子键：由正负离子之间静电引力形成的化学键。 3、共价键：成键原子间共享电子对而形成的化学键。1927年海特勒和伦敦运用量子力学从理论上得出氢分子形成过程中能量随核间距变化的曲线。如下图所示从氢分子形成过程中能量变化得出两点结论：1.键的本质是电性作用力。2.轨道重叠成键。量子力学对H2结构的处理及引出的重要结论为价键

14、理论的建立奠定了基础。1. 价键理论2.价键理论要点：.原子所能形成的共价键数目受到未成对电子数的限制。如果A，B各有一个未成对电子，若自旋方向相反，则能形成一条共价键；各有两个未成对电子，则能形成两条共价键；各有三个未成对电子，则能形成三条共价键。.一个电子与另一个电子配对成键后就不能再和第三个电子配对成键(即共价键的饱和性)。.对称性匹配原则：原子轨道同号重叠为匹配，异号重叠为不匹配。如：.原子轨道的最大重叠原则：原子轨道重叠越多，形成的共价键越牢固，因此成键时总是沿着重叠最多的方向进行（即共价键的方向性）。如：2.共价键的类型：分为键和键键：原子轨道沿两核联线方向以“头碰头”的方式进行重

15、叠形成的共价键。如：键：原子轨道沿两核联线方向以“肩并肩”方式进行重叠形成的共价键。如N25.3.2分子的极性和分子的空间构型1.分子的空间构型和杂化轨道理论(1)杂化和杂化轨道杂化是中心原子中能级相近的轨道，可以打乱、“混合”重新组成新轨道的过程。由此形成的新轨道称为杂化轨道。(2)杂化轨道理论要点能量相近的轨道可以进行杂化。杂化轨道的数目等于参与杂化的所有轨道数之和。杂化可增加轨道的成键能力，所形成的共价键更稳定。杂化轨道可分为等性和不等性杂化轨道两种。(3)分子的空间构型与杂化轨道的关系现按周期系族数递增的次序举例说明如下。BeCI2分子，空间构型直线形Be: 2S2 SP杂化BF3分子

16、：分子空间构型平面三角形B：2S22P1 SP2杂化CH4分子，分子空间构型正四体形 C：2S22P2 SP3杂化N：2S22P3O：2S22P4NH3分子，分子空间构型三角锥形H2O分子，分子空间构型“V”字形HHHNHHO杂化轨道的类型与分子的空间构型的关系如表5.4所示表5.4杂化轨道类型与分子空间构型的关系杂化轨道类型SPSP2SP3SP3（不等性）参与杂化的轨道1个S，1个P1个S，2个P1个S，3个P1个S，3个P杂化轨道数2344成键轨道夹9010928分子空间构型直线形平面三角形（正）四面体形三角锥形“V”字形中心原子Be（A）B（A）CSi（A）NP

17、（A）OS（A）Hg（B）实例BeCl2BF3CH4NH3H2OHgCl2BCI3CHCI4PH3H2SCO2COCI2SiCI4NCI3OF2CS2CCI45.3.3分子间相互作用力1.分子的极性和电偶极矩非极性分子：分子中正负电荷中心重合的分子极性分子：分子中正负电荷中心不重合的分子分子极性与化学键及空间构型的关系见表5.5表5.5分子极性与化学键及空间构型的关系分子种类（实例）分子空间构型化学键与分子极性的关系双原子分子H2 O2 N2 Br2直线型键无极性分子无极性HCl HBr CO NO直线型键有极性分子有极性多原子分子单质S8 P48元环状正四面形体键无极性分子无极性化合物CO2

18、 CS2 HgCl2直线型键有极性分子无极性BCI 3 BF3平面三角形CH4 CCl4 SiCl4 SiF4正四面体形PH3 PCl3 NH3 NCl3三角锥形化学键有极性分子也有极性H2O H2S SO2“V”字型CHCl3 CH2Cl2 CH3Cl一般四面体形2.分子间作用力包括色散力，诱导力，取向力和氢键。(1)色散力由瞬间偶极产生的分子间力叫做色散力。例如：非极性分子(2)取向力由固有偶极之间的取向而产生的分子间力。例如：极性分子(3)诱导力诱导偶极与固有偶极之间产生的分子间力。例如：极性分子非极性分子与极性分子综上规律：.非极性分子间只存在色散力，极性分子间存在色散力、诱导力、取向

19、力。.一般极性不大的分子间作用力以色散力为主。.极性很大的分子间（H2O）作用力才以取向力为主。.分子间作用力在0.30.5nm之间起作用。(4)氢键:H与电负性较大而半径又较小的X原子(如N.O.F原子)结合时,还能与另一个电负性较大，而半径又较小的Y原子(如O.N.F原子)的孤对电子形成分子间或分子内的键。示意为X-HY氢键特点：具有方向性，饱和性，其键能与分子间力差不多。氢键主要限于含有F，O，N直接与H相连的化合物中：如HF，H2O，NH3，无机含氧酸（HNO3、H3BO3），胺（R-NH2），蛋白质，淀粉，有机羧酸（R-COOH），醇（R-OH）等。3.分子间作用力对物质性质的影响(

20、1)物质的熔沸点共价型分子结合的物质的熔点、沸点较低。同类型（结构相似）的非金属单质、非金属化合物、有机物，其色散力随摩尔质量的增大而增大，因此熔点、沸点随摩尔质量增大而升高。例：非金属单质F2、 CI2、 Br2 、 I2摩尔质量增加色散力增大沸点、熔点升高 例：有机物（饱和直链烃）CH4 C2H6 C8H18 C16H34 摩尔质量增加色散力增大沸点、熔点升高含有分子间氢键的物质的熔点、沸点比同类型无氢键的物质高。例如： HF HCl HBr HI 沸点：20 -85 -57 -36分子量增加色散力增大熔点、沸点升高因为HF分子之间有氢键，沸点明显升高。(2)物质的溶解性 相 似者相溶：溶

21、质与溶剂的极性越相近越易互溶。如CCl4能萃取Br2、I2；NaCl、KOH能溶于水。溶质与溶剂的分子间形成氢键的物质溶解性增强。如分子量小的醇、羧酸、胺能与水无限混溶。5.4晶体结构5.4.1晶体的基本类型由于晶体中格点上微粒的种类和它们之间作用力的不同，晶体可分为四种基本类型。1.离子晶体晶格结点上交替排列着正、负离子，以离子键结合构成的晶体。形成离子晶体的物质：活泼A、A金属的氧化物例：BaO，MgO，部分金属的盐类如AgNO3， CuSO4， NaCI。Cl-NaNaCl的晶体结构示意图晶格能（EL）EL z+、z_正、负离子电荷，；r+、r_正、负离子半径例：NaI, NaBr Na

22、Cl NaF 从I-到F-半径减小，晶格能增大熔点、沸点升高 离子晶体化合物的特性：熔点较高；硬度较大；熔融或水溶液中导电性好；易溶于水，难溶（不溶）于非极性有机溶剂。2.原子晶体格点上排列的微粒为原子，原子间以共价键结合构成的晶体。 例如：C（金刚石）；Si（单晶硅）；Ge（单晶锗）；B（单晶硼）；SiC（金刚砂）；GaAs（砷化镓）；BN（金刚石型氮化硼）；SiO2（石英砂）； 。原子晶体的特性：高熔点、高硬度、绝缘体或半导体。方石英的晶体结构示意图 C（金刚石）Si原子晶体示意图Si3.分子晶体晶格结点上排列的微粒是分子（共价型分子或单原子分子），结点间的作用力是分子间力和氢键。分子晶体物质：非金属单质、非金属元素之间形成的化合物、大部分有机物。分子晶体的特性