普通化学大学化学PPT课件

1、主主要要内内容容（一）原子结构的近代概念（一）原子结构的近代概念 波函数波函数 电子云电子云（二）多电子原子的电子分布方式和周期系（二）多电子原子的电子分布方式和周期系 多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级 核外电子分布原理和核外电子分布方式核外电子分布原理和核外电子分布方式 原子的结构与性质的周期性规律原子的结构与性质的周期性规律（三）化学键与分子间相互作用力（三）化学键与分子间相互作用力 化学键化学键 分子的极性和分子的空间构型分子的极性和分子的空间构型 分子间相互作用力分子间相互作用力 超分子化学超分子化学 分子振动光谱分子振动光谱（四）晶体结构（四）晶体结构第1页/共106页1 1

2、 核外电子运动的特殊性核外电子运动的特殊性 质量极小，速度极大质量极小，速度极大的电子，其运动完全不同于宏的电子，其运动完全不同于宏观物体观物体, ,不遵守经典力学规律不遵守经典力学规律(2)(2)波波- -粒二象性粒二象性。德布罗意提出：。德布罗意提出：“半径半径”量子化。量子化。即即: r=ar=a0 0n n2 2实物粒子具有波性实物粒子具有波性。(1)(1)量子化特征量子化特征。包括能量量子化；。包括能量量子化；5.1 原子结构的近代概念他给出了一个德布罗意他给出了一个德布罗意关系式关系式：mphh这种实物粒子的波称这种实物粒子的波称物质波物质波又称德布罗意又称德布罗意波波。第2页/共

3、106页例如：一个电子例如：一个电子 m =9.11=9.111010-31-31g g=10=106 6m m. .s s-1-1按德布罗意关系此电子按德布罗意关系此电子 =0.727nm=0.727nm此此值与值与x-x-射线的相同。射线的相同。电子衍射实验电子衍射实验证实了证实了德布罗意波的存在德布罗意波的存在。(3)(3)统计性统计性。电子的波性是大量。电子的波性是大量 电子电子( (或少量电子的大量或少量电子的大量) ) 行为的统计结果。行为的统计结果。所以所以: :物质波是物质波是统计波统计波。第3页/共106页电子衍射实验示意图电子衍射实验示意图定向电子射线定向电子射线晶片光栅晶

4、片光栅衍射图象衍射图象底片 物理学的研究表明，电子（微观粒子）的运动规律不符合牛顿定律，而应该用量子力学来描述，量子力学与牛顿力学的最显著区别在于，粒子可以处于不同级别的能级上，当粒子从一个能级跃迁到另一个能级时，粒子能量的改变是跳跃式的，不是连续的。第4页/共106页2 2 波函数与原子轨道波函数与原子轨道对于电子波，薛定谔给出一个波动方程对于电子波，薛定谔给出一个波动方程: :0 0m m2 22 22 2 h hz zy y2 2)(82222VEx解此方程可得解此方程可得：系统的能量：系统的能量E ；波函数波函数。是是描述电子运动状态的数学函数式描述电子运动状态的数学函数式。其中，其中

5、， 为波动函数为波动函数，是空间坐标，是空间坐标x、y、z 的函数。的函数。 E 为核外电子总能量，为核外电子总能量，V 为核外电子的势能，为核外电子的势能，h 为普为普朗克常数，朗克常数，m 为电子的质量。为电子的质量。 因为波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关， 所以又形象的称为“原子轨道”。第5页/共106页波函数波函数变换为球面坐标：变换为球面坐标： x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2 球面坐标变换球面坐标变换 rsin zxyP(x,y,z)z=rcosx= rsincosy = rsinsin

6、r第6页/共106页 在在整个求解过程整个求解过程中，需要引入中，需要引入三个参数，三个参数，n、l 和和 m。结果可以得到一个含有三个参数和三个变量。结果可以得到一个含有三个参数和三个变量的函数的函数 = n, l, m(r, , ) 由于上述参数的取值是非连续的由于上述参数的取值是非连续的, ,故被称为故被称为量子数量子数。当当n n、l l 和和 m m 的值确定时，波函数的值确定时，波函数( (原子轨道原子轨道) )便可确便可确定。即：每一个由一组量子数确定的波函数表示电子定。即：每一个由一组量子数确定的波函数表示电子的一种运动状态。由波函数的单值性可知，在一个原的一种运动状态。由波函

7、数的单值性可知，在一个原子中，电子的某种运动状态是唯一的，即不能有两个子中，电子的某种运动状态是唯一的，即不能有两个波函数具有相同的量子数。波函数具有相同的量子数。 n, l 和和m的取值必须使的取值必须使波函数合理波函数合理(单值并且归一单值并且归一)。结果如下：结果如下：n的取值为非零正整数，的取值为非零正整数，l 的取值为的取值为0到到(n 1)之间的整数，而之间的整数，而m的取值为的取值为0到到 l 之间的整数之间的整数。第7页/共106页 解此方程时自然引入解此方程时自然引入三个量子数三个量子数：n n、l l、m.m.只有它只有它们经们经合理组合合理组合,nlmnlm才有合理解。才

8、有合理解。3 3 量子数的物理意义量子数的物理意义 量子数的取值和符号量子数的取值和符号 n n l l m m( (主量子数主量子数) ) ( (角量子数角量子数) ) ( (磁量子数）磁量子数） (n-1)(n-1) 0 01 12.2.l l nlmnlm称称原子轨道原子轨道( (不是轨迹不是轨迹!)!)。波函数与原子核外电。波函数与原子核外电子出现在原子周围某位置的概率有关子出现在原子周围某位置的概率有关第8页/共106页 量子数的意义量子数的意义 n n 电子的电子的能量能量；n n的值越大，电子能级就越的值越大，电子能级就越高高; ;电子离核的平均电子离核的平均距离越远距离越远。

9、电子层电子层的概念的概念 l l 原子原子轨道的形状轨道的形状: : s s球形；球形；p p双球形，等双球形，等 在在多电子原子多电子原子中影响中影响能量能量 电子亚层电子亚层的概念的概念第9页/共106页 m m 原子各形状轨道（电子云）在空间的原子各形状轨道（电子云）在空间的伸展方伸展方向数向数（每一个（每一个m m值，对应一个方向）值，对应一个方向）. .除除s s轨道外轨道外, , 都是各向异性的都是各向异性的. . m m值不影响能量。值不影响能量。n n、l l相同相同,m,m不同不同 的原子轨道称的原子轨道称简并轨道。简并轨道。此外，还有此外，还有自旋量子数自旋量子数m ms

10、s：取值：取值：2 21 1, ,2 21 1符号：符号： , ,表示：表示： 顺、顺、 逆时针自旋。逆时针自旋。如：如：m m为为0 0、+1+1、-1-1时，时， 原子轨道有原子轨道有3 3个方向。个方向。第10页/共106页第11页/共106页第12页/共106页第13页/共106页(3)(3)电子运动状态的描述电子运动状态的描述 S S轨道是轨道是l=0l=0时的原子轨道，此时主量子数时的原子轨道，此时主量子数n n可以取可以取1,2,31,2,3等数值。对应于等数值。对应于n= 1,2,3n= 1,2,3的的s s轨道分别称为轨道分别称为1s,2s,3s1s,2s,3s轨道。各轨道。

11、各s s轨道的角度部分都和轨道的角度部分都和1s1s轨道相同。轨道相同。 p p轨道是角量子数轨道是角量子数l=1l=1时的原子轨道，对应于此时不同的主量子数，有时的原子轨道，对应于此时不同的主量子数，有2p,3p2p,3p等不同的等不同的轨道，从轨道的角度分布图可见，轨道，从轨道的角度分布图可见，p p轨道是有方向的，按其方向，可分为轨道是有方向的，按其方向，可分为p px x,p,py y,p,pz z三种不三种不同的轨道。同的轨道。用四个量子数描述电子的运动状态用四个量子数描述电子的运动状态,如如: n = 2 第二电子层。第二电子层。 l = 1 2p2p 能级能级，其电子云呈亚铃形。

12、其电子云呈亚铃形。 m = 0 2p2pz z 轨道，沿轨道，沿z轴取向轴取向。 ms = +1/2 顺时针自旋。顺时针自旋。第14页/共106页* *电子云图电子云图若用小黑点的疏密表示若用小黑点的疏密表示2 2的大小，可得一黑点图，的大小，可得一黑点图，称称电子云电子云。 右图为右图为1s1s电子电子云图。也可用界面图表示云图。也可用界面图表示. .“界面界面”指几率为指几率为90-95%90-95%的等密度面。的等密度面。*按四个量子数间的关系，可以确定每一电子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层中可能存在的电子运动状态数运动状态数即每一电子层即每一电子层中的中的电

13、子数目电子数目。第15页/共106页5 5 原子轨道和电子云的图象原子轨道和电子云的图象 作为函数式作为函数式也可以做图。为做图方便，做也可以做图。为做图方便，做如下处理：如下处理：(xyz)(xyz)( (r)r)R(r r)Y()对对R做图，称原子做图，称原子轨道的径向分布图轨道的径向分布图；对对Y做图，称原子做图，称原子轨道的角度分布图轨道的角度分布图；对对R2做图，称做图，称电子云的径向分布图电子云的径向分布图；对对Y2做图，称做图，称电子云的角度分布图电子云的角度分布图。 4 4 电子云电子云无直观明确的物理意义无直观明确的物理意义, ,它的物理意义是它的物理意义是通过通过2 2来体

14、现的。来体现的。2 2 表示：表示：电子在空间某电子在空间某 位置上位置上单位体积单位体积中中出现的几率出现的几率几率密度几率密度。第16页/共106页注意：这些图象仅是函数的图形，不表 示原子轨道或电子云的实际形状。第17页/共106页电子云的角度分布电子云的角度分布电子云的角度分布电子云的角度分布与原子轨道的角度与原子轨道的角度分布之间的区别：分布之间的区别： 电子云角度分布立体示意图电子云角度分布立体示意图形状较瘦形状较瘦没有正、负号没有正、负号第18页/共106页1s1s、2s2s、2p2p电子云电子云 径向分布图径向分布图第19页/共106页5.2 多电子原子的电子分布方式与周期系

15、在已发现的在已发现的112种元素中，除氢以外，都属于种元素中，除氢以外，都属于多电子原子多电子原子。多电子原子除电子与核的作用势能外，。多电子原子除电子与核的作用势能外，还存在电子之间的作用势能，因此使得多电子原子还存在电子之间的作用势能，因此使得多电子原子体系的势能部分的表达非常复杂，现有的数学方法体系的势能部分的表达非常复杂，现有的数学方法还只能精确求解氢原子和类氢离子体系（核外只有还只能精确求解氢原子和类氢离子体系（核外只有一个电子，如一个电子，如He+等）的薛定谔方程。等）的薛定谔方程。多电子原子体系可以得到多电子原子体系可以得到薛定谔方程的近似解，过薛定谔方程的近似解，过程十分复杂，

16、本节只介绍其结果的应用。程十分复杂，本节只介绍其结果的应用。第20页/共106页 氢原子氢原子轨道的能量仅轨道的能量仅决定于主量子数决定于主量子数n n，各轨道，各轨道能量关系为能量关系为 E E1S1SE E2S2S=E=E2P2PE E3S3S=E=E3P3P=E=E3d3d 在多电子原子中，轨道能量不仅与主量子数在多电子原子中，轨道能量不仅与主量子数n n有有关，还与角量子数关，还与角量子数l l有关。有关。 一一. .多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级 光谱实验结果归纳出的多电子原子轨道能级高低规光谱实验结果归纳出的多电子原子轨道能级高低规律如下律如下: :角量子数角量子数 l

17、l 相同时，随着主量子数相同时，随着主量子数 n n 值的增值的增 大，轨道能量升高。大，轨道能量升高。第21页/共106页 l =0 l =0 时，时，E E1S1SE E2S2SE E3S3S等。等。 l =1 l =1 时，时，E E2P2PE E3P3PE E4P , 4P , 主量子数主量子数 n n 相同时，随着角量子数相同时，随着角量子数l l值的增大，轨值的增大，轨道能量也道能量也升高升高。例如，。例如，n=2, En=2, E2S2SE E2P2P; ; n=3, En=3, E3S3SE E3P3PE E3d3d 一般形式一般形式 E EnsnsE EnpnpE Endnd

18、E Enfnf 。 当主量子数和角量子数都不同时，有时出现能级交当主量子数和角量子数都不同时，有时出现能级交错现象。例如，在某些元素中错现象。例如，在某些元素中 E E4s4sE E3d3d，E E5s5sE E4d 4d EE6s6sE E4f4f等。等。 能级交错的原因能级交错的原因： 随原子序数增加，原子核对随原子序数增加，原子核对电子的引力都增强，各电子亚层的能级都有下降电子的引力都增强，各电子亚层的能级都有下降. .第22页/共106页能量最低原理能量最低原理 在不违背泡利原理的条件下，核外电子分布将在不违背泡利原理的条件下，核外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，使尽可能优先占

19、据能级较低的轨道，使系统能量处于系统能量处于最低。最低。 多电子原子轨道能级：多电子原子中各轨道能量多电子原子轨道能级：多电子原子中各轨道能量的高低除与的高低除与 n n 和和 l l 值有关外，还与电子之间的相互值有关外，还与电子之间的相互作用能有关，鲍林作用能有关，鲍林(L(LPauling)Pauling)根据他对原子结构的根据他对原子结构的研究结果，提出了多电子原子轨道的能级高低顺序为：研究结果，提出了多电子原子轨道的能级高低顺序为： 1s1s；2s2s，2p2p；3s3s，3p3p；4s4s，3d3d，4p4p；5s5s，4d4d， 5p5p；6s6s，4f4f，5d5d，6p6p；

20、7s7s， 5f ,5f ,。 第23页/共106页1 1 近似能级图近似能级图 近似能级图近似能级图* *l l相同相同时，轨道能级随时，轨道能级随n n而增。而增。* *n n相同相同时，轨道能级随时，轨道能级随l l而增。而增。如：如：E E1s1s E E2s2s E E3s3s；如：如：E E3s3s E E3p3p E E3d3d；* *n n、l l皆不同皆不同时，出现时，出现“能级交错能级交错”现象如：现象如：E E4s4s E E3d3d E E6s6s E E4f4f E E5d5d E E6p6p第24页/共106页二.二.核外电子分布和核外电子分布式核外电子分布和核外电

21、子分布式 1 1核外电子分布的三个原理核外电子分布的三个原理 根据光谱数据，找出多电子原子中电子的分布遵根据光谱数据，找出多电子原子中电子的分布遵循三个原理：循三个原理：泡利泡利(Pauli)(Pauli)不相容原理、最低能量原不相容原理、最低能量原理以及洪特理以及洪特(Hund)(Hund)规则规则。泡利不相容原理泡利不相容原理 在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的 两个电子。两个电子。 由泡利原理可知，在每一个原子轨道（由泡利原理可知，在每一个原子轨道（n, l,n, l, m m 相同的轨道）中最多允许容纳两个自旋反平行的相同的轨道）中最多允许

22、容纳两个自旋反平行的电子。电子。思考；第思考；第n层最多可以排布几个电子？层最多可以排布几个电子？ 第25页/共106页洪特（洪特（HundHund）规则）规则 当电子在当电子在n, l n, l 相同的数个等价轨道上分布时，每相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。例例1 1 碳碳原子原子(1s22s22p2)的两个的两个p电子在三个能量相电子在三个能量相同的同的2p轨道上如何分布？轨道上如何分布？ I II III共有以下三种排列方法：共有以下三种排列方法： 两个电子在两个电子在p轨道上的分布轨道上的分布 此

23、外此外，电子处于全满，电子处于全满(s(s2 2,p,p6 6,d,d1010,f,f1414) )、半满、半满(s(s1 1p p3 3,d,d5 5,f,f7 7) )、全空、全空(s(s0 0,p,p0 0,d,d0 0,f,f0 0) )时系统较稳定。时系统较稳定。第26页/共106页2 2核外电子分布式和外层电子分布式核外电子分布式和外层电子分布式(1)(1) 电子分布式电子分布式 多电子原子核外电子分布的表达式叫做多电子原子核外电子分布的表达式叫做电子分布式。电子分布式。 例如例如，钛，钛(Ti)(Ti)原子有原子有2222个电子，按上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布个电子，按

24、上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布情况应为情况应为 2222Ti 1sTi 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 64s4s2 23d3d2 2 但在书写电子分布式时但在书写电子分布式时, ,要将要将3d3d轨道放在轨道放在4s4s前面，即钛原子的电子分布式前面，即钛原子的电子分布式正确的正确的写法写法为为 2222Ti 1sTi 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 63d3d2 24s4s2 2 第四周期，有两个未成对电子第四周期，有两个未成对电子 2626Fe 1sFe 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6

25、 63d3d6 64s4s2 2 第四周期，有几个未成对电子？第四周期，有几个未成对电子？ 2424Cr 1sCr 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 63d3d5 54s4s1 1 第四周期，有几个未成对电子第四周期，有几个未成对电子 2525Mn 1sMn 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 63d3d5 54s4s2 2 第四周期，有几个未成对电子第四周期，有几个未成对电子第27页/共106页(2)(2) 外层电子分布式外层电子分布式 化学反应只涉及外层电子的得失，只需写出外层化学反应只涉及外层电子的得失，只需写出外层电子分布式即可

26、。电子分布式即可。外层电子分布式又称为价电子构型外层电子分布式又称为价电子构型. . 主族元素主族元素 价电子构型为价电子构型为 nsns电子电子+np +np 电子电子，例如，例如 1717ClCl的价电子构型：的价电子构型： 3s3s2 23p3p5 5； 3434SeSe的价电子构型：的价电子构型： 4s4s2 24p4p4 4。 副族元素副族元素 价电子构型为价电子构型为 nsns电子电子+(n-1)d+(n-1)d电子电子 TiTi的价电子构型：的价电子构型： 3d3d2 24s4s2 2； MnMn的价电子构型：的价电子构型： 3d3d5 54s4s2 2； CuCu的价电子构型：

27、的价电子构型： 3d3d10104s4s1 1。 镧系和锕系元素 价电子构型 ns电子+(n-2)f电子。第28页/共106页(3)(3)离子的外层电子分布式离子的外层电子分布式 原子失去电子而成为正离子时，原子失去电子而成为正离子时，首先失去最外层首先失去最外层的电子，其先后顺序一般为的电子，其先后顺序一般为 npnp，nsns，(n-1)d(n-1)d，(n-2)f(n-2)f，例如，例如， MnMn2+2+的外层电子构型是的外层电子构型是 3s3s2 23p3p6 63d3d5 5不是不是3s3s2 23p3p6 63d3d3 34s4s2 2或或3d3d3 34s4s2 2，也不能只写

28、成，也不能只写成3d3d5 5。又如，。又如， TiTi4+4+的外层电子构型是的外层电子构型是 3s3s2 23p3p6 6。 原子成为负离子时，原子所得的电子总是分布在原子成为负离子时，原子所得的电子总是分布在它的最外电子层上。例如，它的最外电子层上。例如， C1C1- -的外层电子分布式是的外层电子分布式是 3s3s2 23p3p6 6。 第29页/共106页写出所给元素的电子分布写出所给元素的电子分布( (按能级按能级) )状况：状况： 2222TiTi1s1s2s2s2p2p3s3s3p3p4s4s3d3d2626FeFe1s1s2 2 2s2s2 2 2p2p6 6 3s 3s2

29、2 3p 3p6 6 4s4s2 25050SnSn1s1s2 2 2s2s2 2 2p2p6 6 3s 3s2 2 3p 3p6 6 4s4s2 23d3d10104p4p6 65s5s2 24d4d10105p5p2 22 22 26 62 26 63d3d2 22 23d3d6 6课堂练习：课堂练习：第30页/共106页第31页/共106页第32页/共106页 1 1原子结构与元素周期律原子结构与元素周期律 将核外电子分布与周期表对照能清楚的看出元素的周期性与原子结构的关系，将核外电子分布与周期表对照能清楚的看出元素的周期性与原子结构的关系，揭示周期律的实质。揭示周期律的实质。(1) (

30、1) 元素的分区元素的分区 根据原子的价电子构型，将周期系分成根据原子的价电子构型，将周期系分成5 5个区，即个区，即s s 区、区、p p 区、区、d d 区、区、ds ds 区和区和f f 区。区。 s s 区区 nsns1 1 nsns2 2 p p 区区 nsns2 2npnp1 1 nsns2 2npnp6 6 d d 区区 (n-1)d(n-1)d1 1nsns2 2 (n-1)d(n-1)d8 8nsns2 2 ds ds 区区 (n-1)d(n-1)d1010nsns1 1 (n-1)d(n-1)d1010nsns2 2 f f 区区 (n-2)f(n-2)f1 1nsns2

31、2 (n-2)f(n-2)f1414nsns2 2三、原子结构与元素性质的周期性第33页/共106页原子的外层电子构型呈现明显地周期性变化，导致原子的外层电子构型呈现明显地周期性变化，导致元素的性质也表现出周期性的变化规律。元素的性质也表现出周期性的变化规律。周期表清周期表清楚的反映了原子外层电子构型与周期系的关系：楚的反映了原子外层电子构型与周期系的关系：第34页/共106页(2)(2)元素在周期表中的位置与结构的关系元素在周期表中的位置与结构的关系 周期号数原子的电子层数。周期号数原子的电子层数。主族元素主族元素: : 族号数最外层电子数。族号数最外层电子数。副族元素：副族元素： BBB

32、B 族号数最外层电子数族号数最外层电子数； BBB B 族序数最外层电子数族序数最外层电子数+ +次外层次外层d d电数电数 ns ns电子电子+(n-1)d+(n-1)d电子数电子数8 81010 零族零族 最外层电子数为最外层电子数为8 (8 (或或2)2) 同族元素具有相同的价电子构型，因而具有相同族元素具有相同的价电子构型，因而具有相似的化学性质似的化学性质。第35页/共106页 元素在周期表中的分区元素在周期表中的分区s s 区区 ns ns1-21-2AA、AAp p 区区 ns ns2 2npnp1-61-6AAAA、0 0d d 区区（n-1n-1）d d1-81-8nsns2

33、 2BBBB、ds ds 区区（n-1n-1）d d1010nsns1-21-2BB、BBf f 区区（n-2n-2）f f1-141-14nsns2 2镧系、锕系镧系、锕系(n-2)f1-14ns2 f 区元素1s2n ns s 2 2n np p1-61-6P P区元素区元素n ns s 1-21-2s s区元素区元素( (n n-1)d-1)d1-81-8n ns s2 2d d区元素区元素( (n n-1)d-1)d1010n ns s1-21-2ds ds 区区元素元素第36页/共106页2.2. 元素的氧化值元素的氧化值 同周期的主族元素同周期的主族元素 最高氧化值族序数最高氧化值

34、族序数d d 区元素区元素 最高氧化值最高氧化值nsns电子电子+(n-1)d+(n-1)d电子电子( (不超过不超过8)8)。 例如，第例如，第BB至第至第BB族元素族元素( (与主族相似与主族相似) ) 最高氧化值最高氧化值 = = 族序数族序数dsds区区 BB族族 最高氧化值为最高氧化值为+2+2。 BB族族 CuCu、AgAg、AuAu最高氧化值分别为最高氧化值分别为+2.+1,+3+2.+1,+3。 除钌除钌(Ru)(Ru)和锇和锇(Os)(Os)外外，第，第族中其他元素未发现族中其他元素未发现有氧化值为有氧化值为+8+8的化合物。的化合物。 第37页/共106页注意：注意：副族元

35、素大都具有可变的氧化值。下表中列副族元素大都具有可变的氧化值。下表中列出了第出了第4 4周期副族元素的主要氧化值。周期副族元素的主要氧化值。IA元素的氧化值+1IIA变价元素中，下划线的较稳定IIIA IVA VA VIA VIIA+2+3-4+4-3+1+3+5-2+4+6-1+1+5+7IIIBIVBVB VIBVIIBVIIIIB IIB+3+2+4+3+5+3+6+2+7+2+3+8+1+2+3+2+3+1+4+2+5+3+6+4第38页/共106页3 .3 .电离能电离能 金属性与非金属性金属性与非金属性 金属元素易失电子变成正离子，金属元素易失电子变成正离子，可用金属性表征可用金属

36、性表征原子失去电子的能力，原子失去电子的能力，元素的原子愈容易失去电子，元素的原子愈容易失去电子，它的金属性就愈强；它的金属性就愈强； 非金属元素易得电子变成负离子，非金属元素易得电子变成负离子，可用非金属性可用非金属性表征原子得电子的能力，表征原子得电子的能力，原子获得电子的能力愈强，原子获得电子的能力愈强，它的非金属性就愈强。它的非金属性就愈强。 电离能电离能 是表征元素失去电子难易程度的物理量是表征元素失去电子难易程度的物理量, ,定义为：定义为： 气态的原子失去一个电子变成气态的原子失去一个电子变成+1+1价的离子所需吸价的离子所需吸收的能量叫做该元素的收的能量叫做该元素的第一电离能第

37、一电离能。第39页/共106页 气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为第第二电离能二电离能. . 以此类推。以此类推。电离能数据可由光谱数据精确求得。电离能数据可由光谱数据精确求得。思考思考1：第一电离能与原子半径之间的关系如何？第一电离能与原子半径之间的关系如何？答：原子半径答：原子半径r r大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。离能较小。思考思考2：电离能与金属活泼性之间的关系如何？电离能与金属活泼性之间的关系如何？答：电离能越小，金属的活泼

38、性越强。答：电离能越小，金属的活泼性越强。* *电离能电离能I I : :气态基态原子失电子所需之能量。气态基态原子失电子所需之能量。 有有I I1 1、I I2 2、I I3 3之分。之分。 规律规律：主族：主族：左左右右，增大；，增大；但有一些波动。当电子结构为全充满或半但有一些波动。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大充满时，其第一电离能相应较大. . 上上下下，减小。，减小。 副族：规律不明显。副族：规律不明显。第40页/共106页第一电离能的周期性第一电离能的周期性第41页/共106页4. 4. 电负性（电负性（electronegativity)electronega

39、tivity) 鲍林在鲍林在19321932年引入年引入“电负性电负性”表征原子吸表征原子吸引电子的能力的强弱。引电子的能力的强弱。 电负性数值越大，原子在分子中吸引电子的电负性数值越大，原子在分子中吸引电子的能力越强；电负性值越小，原子在分子中吸引电能力越强；电负性值越小，原子在分子中吸引电子的能力越弱。子的能力越弱。 鲍林根据化学键离解时耗能的高低，确定了鲍林根据化学键离解时耗能的高低，确定了周期表中各元素的电负性的值（鲍林用离解能数周期表中各元素的电负性的值（鲍林用离解能数据计算电负性时指定据计算电负性时指定F F 的电负性为的电负性为4.04.0）。各元）。各元素的电负性的数值见下图素

40、的电负性的数值见下图. . 第42页/共106页原子吸引电子的趋势较强原子吸引电子的趋势较强, , 则在化合物中显示电负性则在化合物中显示电负性, ,反之显电正性。反之显电正性。第43页/共106页 * *电负性电负性： 分子中分子中原子吸引电子的能力。以原子吸引电子的能力。以(F)=4.0(F)=4.0为基准计算其它元素的电负性。为基准计算其它元素的电负性。规律：规律：左左右，由小右，由小大；大； 上上下，由大下，由大小。小。 金属元素金属元素( (除钌、铑、钯、锇、铱、铂以及金外除钌、铑、钯、锇、铱、铂以及金外) ) 的电负性数值小于的电负性数值小于2.02.0， 非金属元素非金属元素(

41、(除除SiSi外外) )则大于则大于2.02.0 一般以一般以2.02.0作为金属性的分界。作为金属性的分界。第44页/共106页5. 5. 原子半径原子半径 人为规定的参数人为规定的参数, ,有三种：有三种：金属半径金属半径金属晶体中，相邻原子金属晶体中，相邻原子 核间距半核间距半; ;范德华半径范德华半径单原子分子晶体中，单原子分子晶体中， 相邻原子核间距之半。相邻原子核间距之半。共价半径共价半径共价键形成的单共价键形成的单 质，相邻原子核间距之半；质，相邻原子核间距之半；第45页/共106页原子半径原子半径( (相对大小）相对大小）第46页/共106页 短周期元素：短周期元素：左左右右，

42、半径由，半径由大大小小； 上上下下，半径由，半径由小小大大； 过渡元素：同周期：过渡元素：同周期：两头大，中间小两头大，中间小。 同同 族：半径变化缓慢。族：半径变化缓慢。6. 6. 元素的金属和非金属性元素的金属和非金属性 决定于电荷决定于电荷z z，半径，半径d d等。总的情况是：等。总的情况是： 左左右右，非金属性，非金属性增强增强； 上上下下，主族主族, ,金属性金属性增强增强； 副族副族, ,金属性金属性减弱减弱( (BB族例外族例外) )规律规律：第47页/共106页小结：小结： 多电子原子的能级由多电子原子的能级由 n n、l l 决定，并随着决定，并随着 n n、l l 值的增

43、加而升高。一些元素的某些轨道的能量可出值的增加而升高。一些元素的某些轨道的能量可出现能级交错。现能级交错。 多电子原子核外电子分布遵从泡利原理、最低多电子原子核外电子分布遵从泡利原理、最低能量原理、洪特规则。能量原理、洪特规则。 元素外层电子的构型按周期表可分为元素外层电子的构型按周期表可分为5 5个区域：个区域： s s 区、区、d d 区、区、ds ds 区、区、p p 区、区、f f 区。区。 原子结构的周期性变化导致元素性质呈现周期原子结构的周期性变化导致元素性质呈现周期性变化。性变化。 主族元素性质周期性变化的规律性明显，副族主族元素性质周期性变化的规律性明显，副族元素性质变化的周期

44、性规律一般不明显。元素性质变化的周期性规律一般不明显。第48页/共106页5.3 5.3 化学键与分子间相互作用力化学键与分子间相互作用力一一. .化学键化学键( (chemical bonding) 分子或晶体中原子分子或晶体中原子( (或离子或离子) )之间强烈的作用力之间强烈的作用力叫做叫做化学键化学键。 化学键主要有化学键主要有金属键金属键、离子键离子键和和共价键共价键等三类。等三类。 组成化学键的两个原子间组成化学键的两个原子间电负性电负性差差大于大于1.8 时，一时，一般生成般生成离子键离子键，小于小于1.8 时一般生成时一般生成共价键共价键。而。而金属原金属原子子之间则生成之间则

45、生成金属键金属键。 1.1.离子键离子键( (Ionic bond) ) (1)(1)定义定义 由正、负离子间的静电引力形成的化学键由正、负离子间的静电引力形成的化学键 叫做叫做离子键离子键。由离子键形成的化合物叫离子化合物。由离子键形成的化合物叫离子化合物. .第49页/共106页(2) (2) 离子键的形成离子键的形成 原子得原子得nene- -成负离子，原子失成负离子，原子失nene- -成正离子；成正离子； 正负离子以正负离子以静电引力静电引力结合，成离子化合物；结合，成离子化合物； 离子键强度，正比于电荷离子键强度，正比于电荷q q，反比于半径，反比于半径r r。 (3) (3) 离

46、子键的特征离子键的特征 离子键有极性；离子键有极性； 离子键无饱和性、方向性。离子键无饱和性、方向性。(4) (4) 离子的特征离子的特征 离子的电荷离子的电荷原子得、失电子数。原子得、失电子数。 离子的电子层结构离子的电子层结构 原子得电子，填于最外层原子得电子，填于最外层, ,成稀有气体结构；原成稀有气体结构；原子失电子时，按子失电子时，按(n+0.4l)(n+0.4l)计算能级高低。计算能级高低。第50页/共106页 26 26FeFe3+3+ 为为 Ar3dAr3d5 5 4s4s0 0, , 而不是而不是 Ar3dAr3d3 3 4s4s2 2正离子的电子构型正离子的电子构型可分为：

47、可分为： 2 2、 8 8、 1818、 9-179-17 电子型电子型 s s区区 dsds区区 d d区区如：如：LiLi+ + AgAg+ + FeFe2+2+、FeFe3+3+离子的半径离子的半径离子在离子在晶体中的接触半径。晶体中的接触半径。 即：即： d=r+r-如如: :第51页/共106页通常以通常以 r(O2- -)=132pm 132pm r(F - -)=133pm=133pm推算其他离子的半径。推算其他离子的半径。例题例题: :下列离子所属的类型下列离子所属的类型:Br:Br- -BaBa2+2+ZnZn2+2+BiBi3+3+TiTi4+4+解解: :3535BrBr

48、- - :Ar3d:Ar3d10 10 4s4s2 2 4p4p6 68 8电子型电子型； 5656BaBa2+2+:Xe6s:Xe6s0 0=Kr=Kr5s5s2 25p5p6 68 8电子型电子型； 3030ZnZn2+2+:Ar4s:Ar4s0 0=Ne=Ne3s3s2 23p3p6 63d3d10101818电子型电子型; ; 2222TiTi2+2+Ar3dAr3d2 24s4s0 0=Ne=Ne3s3s2 23p3p6 63d3d2 29-179-17电子型电子型第52页/共106页2. 2. 共价键共价键( (Covalent bond) ) 早期共价键理论是路易斯的公用电子对理

49、论。即早期共价键理论是路易斯的公用电子对理论。即:原子间靠公用电子对结合起来的化学键是共价键。如：原子间靠公用电子对结合起来的化学键是共价键。如：各原子满足稀有气体的稳定结构。但是：各原子满足稀有气体的稳定结构。但是：像像PClPCl5 5 ：和和SFSF6 6 ：是没有是没有稀有气体的稳定结构的。稀有气体的稳定结构的。第53页/共106页 1927 1927年，海特勒、伦敦解年，海特勒、伦敦解H H2 2分子的薛定谔方程，分子的薛定谔方程，共价共价键的本质才得以解释。键的本质才得以解释。 (1)(1)价键理论价键理论VB法法 解氢分子的薛定谔方程时得知解氢分子的薛定谔方程时得知: :两个氢原

50、子的两个氢原子的未成未成对电子对电子靠近时，系统能量的变化如图靠近时，系统能量的变化如图: : 目前共价键理论有目前共价键理论有价键理论价键理论(VB法法)和和分子轨道理分子轨道理论论(MO法法)。 氢分子的形成：氢分子的形成：自旋平行自旋平行，出现，出现斥态斥态， 系统能量高；系统能量高；自旋相反自旋相反，出现，出现基态基态， 引力增强，能量降低。引力增强，能量降低。第54页/共106页 此时，此时，d d=74pm=74pm， E Es s=-436kJ=-436kJmolmol-1-1。 74pm 74pm 2a 2a0 0=106pm =106pm 说明原子说明原子轨道轨道发生了发生了

51、重叠重叠。成键原子的成键原子的未成对电子未成对电子自旋相反自旋相反； 最大重叠原理：最大重叠原理：成键原子的原子轨道成键原子的原子轨道重叠程度重叠程度 （面积）（面积）越大越大，键越牢。，键越牢。对称性匹配原理：对称性匹配原理：原子轨道的重叠，必须发生于原子轨道的重叠，必须发生于 角度分布图中角度分布图中正负号相同的轨道正负号相同的轨道之间。之间。价键理论要点：价键理论要点：第55页/共106页+对称性匹配对称性匹配成键成键+对称性不匹配对称性不匹配共价键的特征共价键的特征饱和性饱和性电子配电子配对后不再与第三个对后不再与第三个电子成键；电子成键；方向性方向性除除s s轨轨道，最大重叠必有道，

52、最大重叠必有方向方向+第56页/共106页共价键的类型共价键的类型键键: :原子轨道沿键轴方向原子轨道沿键轴方向“头碰头头碰头”式重叠式重叠; ;键键: :原子轨道沿键轴方向原子轨道沿键轴方向“肩并肩肩并肩”式重叠式重叠第57页/共106页 由一个原子（由一个原子（给予体给予体）提供电子对，另一个）提供电子对，另一个原子（原子（接受体接受体）提供空轨道，形成的共价键叫）提供空轨道，形成的共价键叫配配位键位键。如：如： H H3 3NHNH+ +O=NNO=NN 配配 位位 键键 键与键与 键的识别键的识别 共价共价单键单键为为键键 共价共价双键双键（及（及三键三键）中，有）中，有一个一个键键，

53、其余为，其余为 键键。 键，重叠程度大，较稳定；键，重叠程度大，较稳定； 键，重叠程度小，较活泼。键，重叠程度小，较活泼。思考题思考题 NHNH3 3、N N2 2、COCO、C C2 2H H2 2中各有几个中各有几个键及键及 键？键？第58页/共106页（2 2）分子轨道理论（）分子轨道理论（M OM O） 分子轨道理论强调分子的整体性。认为原子形分子轨道理论强调分子的整体性。认为原子形 成分子后，成分子后，电子不再局限于个别原子的原子轨道，电子不再局限于个别原子的原子轨道，而是从属于整个分子的分子轨道而是从属于整个分子的分子轨道。 分子轨道可以近似地通过原子轨道的线性组合分子轨道可以近似

54、地通过原子轨道的线性组合而得到。例如，而得到。例如，H H2 2分子中，两个原子轨道可以组分子中，两个原子轨道可以组成两个分子轨道。成两个分子轨道。 1 11s1s+1s1s ( (1 1为成键分子轨道）为成键分子轨道） 2 21s1s-1s1s ( (2 2为反键分子轨道为反键分子轨道) ) 与原来两个原子轨道比较，成键分子轨道中两与原来两个原子轨道比较，成键分子轨道中两核间电子云密度增大，能量降低；核间电子云密度增大，能量降低； 反键分子轨道中反键分子轨道中两核间电子云密度减小，能量升高。两核间电子云密度减小，能量升高。 第59页/共106页 图氢原子轨道与分子轨道能量示意图氢原子轨道与分

55、子轨道能量示意原子轨道线性组合成为分子轨道必须遵从的原则：原子轨道线性组合成为分子轨道必须遵从的原则： 对称性匹配原则；对称性匹配原则； 轨道能量相近原则；轨道能量相近原则； 最大重叠原则。最大重叠原则。第60页/共106页轨道轨道轨道轨道第61页/共106页同核双原子分子轨道的形成图示同核双原子分子轨道的形成图示第62页/共106页键长键长成键原子成键原子核间距核间距。 键长与键的强度键长与键的强度( (或键能或键能) )有关：有关： 键长愈短，键的强度愈大，所形键长愈短，键的强度愈大，所形 成的分子也愈稳定。成的分子也愈稳定。键角键角多原子分子中，相邻二化学键间夹角多原子分子中，相邻二化学

56、键间夹角( (即，相即，相 邻邻二核联线二核联线间夹角间夹角) )。 分子的空间构型与键长和键角有关分子的空间构型与键长和键角有关。键能键能气态分子每气态分子每断裂断裂1mol1mol化学键化学键( (成气态原子）所需成气态原子）所需 之能量之能量E Eb b。1 1共价键参数共价键参数 表征共价健特性的物理量如键长、键表征共价健特性的物理量如键长、键 角、键能称为共价键参数。角、键能称为共价键参数。共价键参数共价键参数可用于可用于预测预测共价型分子的共价型分子的空间空间构型构型、分子的极性分子的极性以及以及稳定性稳定性等性质。等性质。二二. .分子的极性和分子的空间构分子的极性和分子的空间构

57、型型10928第63页/共106页2 2分子的极性和电偶极矩分子的极性和电偶极矩(1)(1) 极性分子与非极性分子极性分子与非极性分子 设想在分子中正、负电荷都有一个设想在分子中正、负电荷都有一个“电荷中电荷中心心”。正、负电荷中心重合的分子叫做。正、负电荷中心重合的分子叫做非极性分子非极性分子；不重合的分子叫做不重合的分子叫做极性分子极性分子。(2) (2) 偶极矩偶极矩 分子的极性分子的极性可以用电偶极矩可以用电偶极矩表征表征。+q qL 定义定义= q.L = q.L 单位为单位为 C Cm(m(库库米米) )电偶极矩愈大，分子的极性也愈大。电偶极矩愈大，分子的极性也愈大。 0 0时为非

58、极性分子。时为非极性分子。第64页/共106页(3) (3) 分子的极性与键的极性的关系分子的极性与键的极性的关系 双原子分子双原子分子 分子的极性与键的极性一致。分子的极性与键的极性一致。 三原子以上的分子三原子以上的分子 分子的极性，分子的极性，不仅与键的极性有关，还与不仅与键的极性有关，还与键的空间取向有关。键的空间取向有关。例如例如: :水分子为水分子为“v v”形，正负电荷中心不重合，形，正负电荷中心不重合，为极性分子。为极性分子。 二氧化碳为直线型，正负电荷中心重合，为二氧化碳为直线型，正负电荷中心重合，为非极性分子。非极性分子。 第65页/共106页如：如：H-HH-HO-OO-

59、O H-ClH-ClO-C-OO-C-OH H2 2O OCHCH4 4第66页/共106页 分子的空间构型：共价键分子中各原子在空间排列构成的几何形状，叫分子的空间构型：共价键分子中各原子在空间排列构成的几何形状，叫做分子的空间构型。如：甲烷分子为正四面体形，二氧化碳为直线形等。做分子的空间构型。如：甲烷分子为正四面体形，二氧化碳为直线形等。杂化轨道理论的要点杂化轨道理论的要点杂化轨道杂化轨道: :同一原子中，能量相近的原子轨道混合起来，形成同一原子中，能量相近的原子轨道混合起来，形成成键能力更强成键能力更强的的新新轨道轨道。杂化：杂化：上述过程叫杂化。上述过程叫杂化。由杂化轨道形成的共价键

60、更牢固。由杂化轨道形成的共价键更牢固。杂化轨道数：杂化轨道数：等于参加杂化的原子轨道数目之和。等于参加杂化的原子轨道数目之和。如：如： spsp杂化杂化s+p s+p 杂化轨道数杂化轨道数=2=2 sp sp2 2杂化杂化s+2p s+2p 杂化轨道数杂化轨道数=3=3 spsp3 3杂化杂化s+3p s+3p 杂化轨道数杂化轨道数=4=43 3 分子的空间构型与杂化轨道理论分子的空间构型与杂化轨道理论第67页/共106页杂化轨道的组成：杂化轨道的组成：参加杂化的原子轨道平均化。参加杂化的原子轨道平均化。如：如：spsp2 2p p2 2s sspsp2 23 32 2p p3 3s s杂化轨