结构部分小结

1、结构部分小结结构部分小结原子结构原子结构 氢原子光谱 两个特征：不连续光谱：H、H、 H 、 H；从长波到短波， H至H谱线间距越来越小，表明其能量越来越低。解释：巴尔麦经验公式： =1/= RH(1/221/n2)里德堡经验公式： = R（1/n121/n22）氢原子的其它光谱： n1=1，Lyman系，紫外区； n1=3，Paschen系，红外区； n1=4，Bracket系，红外区； n1=5，Pfund系， 红外区。 (1)电子在特许的轨道（L= n h/2）上运动时,并不释放出能量,电子在每个特许轨道中运动的总能量等于其动能与位能之和. 即 E = E动 + E位 r = 0 n2h

2、2 /me2 n = 1,2,3 都是H原子得特许轨道. E = (-me4/802h2)/n2= -B/n2 = -13.6/n2(2) 电子获得能量从基态跃迁到激发态，处于激发态的电子从一个能级跳到另一个能级时，要吸收或放出的能量为： E = E2 E1= E光= hv = hc/ （8）（不连续， E量子化）根据波尔理论，对H原子光谱的解释如下：电子：基态电子 激发态 (吸收能量吸收能量); 激发态 基态(释放能量释放能量)对Balmer系谱线，对应于电子从 n2 = 3、4、5、6等轨道回到n1=2的轨道所释放的辐射，分别对应H、H、 H、H四条不连续的谱线。 1/= 1.097373

3、107m-1(1/n12n22)波尔理论波尔理论波粒二象性德布罗意关系式德布罗意关系式 = h/P= h/m 电子衍射图表明电子具有波粒二象性测不准原理测不准原理 x Ph/4四个量子数四个量子数: :主量子数n：n =1,2,3,4，电子层符号分别为K、L、M、N.角量子数l: l = 0, 1, 2, 3, ， n-1, 符号:s, p,d,f , g En,l = n + 0.7l 单电子体系(如H原子),电子的能量只与主量子数有关, Ens=Enp=End= Enf即单电子体系的能量与即单电子体系的能量与l无关无关. 多电子体系, l 值越大的亚层(能级),能量越高. 如EnsEnpE

4、ndEnf .磁量子数m: m =0, 1,2,l微观粒子的运动状态 每一组量子数每一组量子数 n, l, mn, l, m可以确定一个波函数可以确定一个波函数nlmnlm(x, y,z)(x, y,z)，每一每一个波函数个波函数nlmnlm(x,y,z)(x,y,z)就表示了原子核外轨道的一种运动状态就表示了原子核外轨道的一种运动状态原子轨原子轨道的波函数。道的波函数。 能量相同的轨道称为简并轨道能量相同的轨道称为简并轨道。3 3个个p p 轨道的能量是相同的，轨道的能量是相同的，称为三重简并轨道，称为三重简并轨道， 5 5个个d d 轨道称为五重简并轨道轨道称为五重简并轨道，自旋量子数ms

5、: +1/2和-1/2 n,l,m(x, y, z)是由是由n, l, m确定的表示原子轨道的数学函数表达式确定的表示原子轨道的数学函数表达式, 是是薛定谔方程的解。薛定谔方程的解。又称“原子轨道”(Orbital). n,l,m(x, y, z) 图形化就是图形化就是所谓的原子轨道，用于表征微观粒子的运动状态所谓的原子轨道，用于表征微观粒子的运动状态。原子轨道的图形原子轨道的图形 波函数角度分布图波函数角度分布图 (Y(,),) 波函数角度分布图又称原子轨道角度分布图。 波函数的径向分布图波函数的径向分布图(R(r)r)几率密度和电子云几率密度和电子云 电子云角度分布图电子云角度分布图(Y2

6、(,) (,) 电子云径向密度分布图电子云径向密度分布图 (R2(r) r) 电子云径向分布函数图电子云径向分布函数图 (D r) 电子云空间分布图像电子云空间分布图像屏蔽效应：屏蔽效应：其它电子对选定电子其它电子对选定电子i产生排斥作用称为屏蔽效应产生排斥作用称为屏蔽效应。 单电子: E=-Z2/n2 13.6ev 多电子：E= -13.6 (Z ) 2/n2 = 13.6 Z*2/n2 (ev) 的计算规则的计算规则(Slater规则规则)钻穿效应：钻穿效应：指定电子回避其它电子屏蔽的能力指定电子回避其它电子屏蔽的能力 能级交错能级交错 Enl = n + 0.7 l 多电子原子核外电子排

7、布及元素周期表多电子原子核外电子排布及元素周期表 实用能级图实用能级图核外电子排布核外电子排布 Pauli不相容原理；能量最低原理； Hund 规则:元素周期表元素周期表能级组与元素周期的划分电子构型及周期表中族的划分电子构型及周期表中族的划分 7个主族（IAVIIA）、7个副族（IBVIIB）、1个VIII族，1个0族。 主族元素的族数= ns和np的电子数之和 = 主族元素的最高氧化态 副族元素的族数= (n-1)d 和ns 电子数之和 (VIII、IB、IIB 、镧系、锕系除外）电子构型与周期表的分区电子构型与周期表的分区 s 区：ns12 ( IA、 IIA、He) p 区：ns2np

8、16 ( IIIA VIIA、0族) d 区：ns1 2(n-1)d19 (IIIBVIIB、VIII族) ds区：ns1 2 (n-1)d10(IB 、IIB) f 区: (n-2)f 114(n-1)d01ns2(镧系和锕系)元素的基本性质及其周期性的变化规律元素的基本性质及其周期性的变化规律 元素的基本性质包括：原子半径：主族、副族、短周期、长周期变化规律 La系收缩的影响使第六周期的 r 与第五周期的 r 非常接近。电离能：同主族、同周期元素的变化规律（反常现象的解释）电子亲和能：同主族、同周期元素的变化规律电负性：同主族、同周期元素的变化规律、电负性的应用分子结构分子结构离子键理论离

9、子键理论离子键的特点：离子键的特点：无方向性和饱和性无方向性和饱和性离子键的离子性与元素的电负性的关系离子键的离子性与元素的电负性的关系离子键的强度与离子键的强度与Born-HaberBorn-Haber循环、晶格能循环、晶格能离子的特征：离子的特征：离子的电荷、离子的电子构型、离子半径离子的电荷、离子的电子构型、离子半径化学键的键参数及分子的性质化学键的键参数及分子的性质键参数：键参数： 键能、键长、键角键能、键长、键角、键的极性键的极性、键级键级分子的性质：分子的性质： 分子的极性：分子的极性：双原子分子(同种原子、异种原子） 多原子分子：全对称（= 0）、不对称 分子的磁性：分子的磁性：

10、m (B) = n(n+2)1/2 共价键理论共价键理论共价键形成的原理：共价键形成的原理： 电子配对原理、能量最低原理、原子轨道最大重叠原理电子配对原理、能量最低原理、原子轨道最大重叠原理共价键的特点：共价键的特点： 共价键的本质是电性的、原子轨道重叠形成共价键、共价键具有共价键的本质是电性的、原子轨道重叠形成共价键、共价键具有饱和性和方向性饱和性和方向性共价键的键型：共价键的键型： 键： s - s 重叠、px - px 重叠、s - p重叠（头碰头）键：P-P重叠、 P-d重叠、d-d重叠（肩并肩） 配位键： 配键、配键键： d-d重叠（面对面） 杂化轨道理论杂化轨道理论 原子轨道的杂化

11、只会发生在形成分子的过程中，孤立原子是不原子轨道的杂化只会发生在形成分子的过程中，孤立原子是不会发生杂化作用的。会发生杂化作用的。n个原子轨道参与杂化可以形成个原子轨道参与杂化可以形成n个杂化轨道个杂化轨道。小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型中心原子Be(A)B(A)C,Si(A) N,P(A) O,S (A)Hg(B)2BeCl2HgCl3PH4CH3BF4SiCl3BCl3NHSH2OH2直线形 三角形 四面体 三角锥 V型杂化轨道类型s+ps+3 ps+2 ps+3 p参加杂化的轨道24 43杂化轨道数 18028 109 9028 109 120成

12、键轨道夹角分子空间构型实 例spsp2不等性 sp3sp3价层电子对互斥理论价层电子对互斥理论 N=中心原子A价电子数+配位体提供电子数 +/- AXm的电荷数确定电子对的空间构型：确定电子对的空间构型：VP=2 直线形 VP=3 平面三角形VP=4 正四面体或平面正方形VP=5 三角双锥VP=6 正八面体斥力大小：L.pL.pL.p.B.pB.p.B.p 叁键双键单键电子对构型和分子的实际构型分子轨道理论分子轨道理论 原子轨道线性组合原则： 能量相近原则，轨道最大重叠原则和对称性相同原则。原子轨道类型：分子轨道和分子轨道分子轨道：s - s 重叠、px - px 重叠、s - p重叠（头碰头

13、）分子轨道：P-P重叠、 P-d重叠、d-d重叠（肩并肩） N2以前的分子轨道，包括Li2，Be2，B2，C2，N2，其分子轨道表达式为：O2、F2组成的双原子分子，其分子轨道表达式为： 金属键理论金属键理论自由电子理论自由电子理论能带理论：能带理论：已充满电子的原子轨道所形成的低能量能带称为满带；未填充电子的轨道组成的能带称为空带；未充满电子的分子轨道组成的能带称为导带；导带与满带间能级差导带与满带间能级差称为禁带。 分子间力及氢键分子间力及氢键极性分子之间：极性分子之间：取向力+诱导力+色散力；极性分子极性分子-非极性分子之间：非极性分子之间：诱导力+色散力；非极性分子之间：非极性分子之间

14、：色散力；H键的特征： 饱和性：一个H只能与一个电负性大的X（或Y）形成 1个氢键； 方向性：形成H键的三个原子X HX H在一条直 线上，形成的氢键最强。 分子间氢键、分子内氢键 晶体结构晶体结构1.晶体的基本概念晶体的基本概念（1）晶体的特征：规则的几何外形；固定的熔点；各向异性。（2）七大晶系，14中点阵（晶格） (3) 晶胞2.晶体的分类晶体的分类2-1 金属晶体：金属晶体：晶格结点占据的是金属原子和离子，质点间的作用力是分金属键。熔沸点较高、硬度较大、热电的良导体。 简单立方（52%）、体心立方（68）、面心立方（74%）、六方密堆积（74%） 2-2 离子晶体：离子晶体：晶格结点占据的是阴阳离子，离子之间的相互作用是离子键）。熔沸点较高、硬而脆、熔溶状态导电。 离子半径