普通化学_物质结构基础

1、1 2学习基本要求学习基本要求1.联系原子核外电子运动的特征，了解波函数、四个量联系原子核外电子运动的特征，了解波函数、四个量 子数和电子云的基本概念，了解波函数和电子云的角子数和电子云的基本概念，了解波函数和电子云的角 度分布示意图。度分布示意图。2.掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及掌握周期系元素的原子的核外电子分布的一般规律及 其与周期表的关系，明确原子（及离子）的外层电子其与周期表的关系，明确原子（及离子）的外层电子 分布和元素分区的情况。联系原子结构了解元素的某分布和元素分区的情况。联系原子结构了解元素的某 些性质的一般递变情况。些性质的一般递变情况。3.了解共价键的价键

2、理论的基本要点以及键长、键角和了解共价键的价键理论的基本要点以及键长、键角和 键能的概念。了解分子电偶极矩的概念及其应用于区键能的概念。了解分子电偶极矩的概念及其应用于区 分极性分子与非极性分子。能联系杂化轨道理论说明分极性分子与非极性分子。能联系杂化轨道理论说明 一些典型分子的空间构型。一些典型分子的空间构型。4.在明确化学键、分子间力（以及氢键）的本质及特性在明确化学键、分子间力（以及氢键）的本质及特性 的基础上，了解晶体结构及其对物质性质的影响。的基础上，了解晶体结构及其对物质性质的影响。3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）

3、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4一一 氢原子光谱和玻尔理论氢原子光谱和玻尔理论1 1 氢原子的光谱氢原子的光谱 在可见光区有五条明线在可见光区有五条明线

4、里德堡用一公式归纳：里德堡用一公式归纳：=3.29=3.2910101515( ()s)s-1-1 n n1 1nn2 2( (正整数正整数) 5.1 氢原子结构的近代概念氢原子结构的近代概念222111nn52 2 玻尔氢原子模型玻尔氢原子模型能量最低的定态叫能量最低的定态叫基态基态，能，能量较高时叫量较高时叫激发态激发态。此时电。此时电子运动的子运动的: :轨道半径轨道半径 r = =n n2 2a ao o电子能量电子能量(1)(1)电子绕核做圆形轨道运动，有一定能量，称电子绕核做圆形轨道运动，有一定能量，称定态定态。a ao o核外，不同的轨道有不同的能量（不同定态）这些核外，不同的轨

5、道有不同的能量（不同定态）这些能量是能量是不连续不连续的。这些不连续的能量值称能级。的。这些不连续的能量值称能级。1822.18 10EJn6原子接受能量后，由一种定态原子接受能量后，由一种定态( (E1 1) )激发到另一种定态激发到另一种定态（E2 2）。激发态不稳定，瞬时恢复到基态）。激发态不稳定，瞬时恢复到基态( (或能量较低或能量较低的定态的定态) )跃迁，同时辐射出光子。跃迁，同时辐射出光子。光子的能量为二定光子的能量为二定态能量之差：态能量之差：h h=E2-E1由此可算得：由此可算得：=3.29=3.2910101515( ( )s)s-1-1n=1.2.3.4.5n=1.2.

6、3.4.5( (正整数）正整数）量子数量子数222111nn71 1 核外电子运动的特殊性核外电子运动的特殊性 质量极小，速度极大的电子，其运动完全不同于宏质量极小，速度极大的电子，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。德布洛依提出粒二象性。德布洛依提出：“半径半径”量子化。量子化。即：即：E=-2.18=-2.181010-18-18/n/n2 2J J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。包括能量量子化；量子化特征。包括能量量子化；5.2 原子结构的近代概念原

7、子结构的近代概念他给出了一个他给出了一个德布洛依关系式德布洛依关系式：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又称德布洛依波德布洛依波。8例如：一个电子例如：一个电子 m =9.11=9.111010-11-11g g=10=106 6m m. .s s-1-1按德布洛依关系此电子按德布洛依关系此电子 =727pm=727pm此此值与值与x-x-射线的相同。射线的相同。电子衍射实验证实了电子衍射实验证实了德布洛依波的存在德布洛依波的存在。(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

8、统计结果。所以所以: :物质波是统计波。物质波是统计波。9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片光栅衍射图象衍射图象102 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 03 30 01 10 00 0a ar ra ae1解此方程可得：系统的能量解此方程可得：系统的能量E ；波函数；波函数。是描述电子运动状态的数学函数式。是描述电子运动状态的数学函数式。如：如：其中，其中， 为波动函数，是空间坐标为波动函数，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

9、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。0 0m m2 22 22 2h hz zy y2 2)(82222VEx11（1）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 = rsinsinr2222222sin1)(sinsin1)(1rrrrrr0)(822VEhm12 在整个求解过程中，需要引入三个参数，在整个求解过程中，需要引

10、入三个参数，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, ,故被称为量子数。故被称为量子数。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

11、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的取值必须使波函数合理的取值必须使波函数合理(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。13 解此方程时自然引入三个量子数：解此方程时自然引入三个量子数：n n、l l、m.m.只有它只有它们经合理组合们经合理组合,nlmnlm才有合理解。才有合理解。nlmnlm称原子轨道称原子轨道( (不是轨迹不是轨迹!)!)。14 对应一组合理

12、的n ,l, m取值，就会有一个确定的波函数n, l, mn=1 ,l=0, m=0即 1, 0, 0 1s1s 轨道n=2 ,l=0, m=0即 2, 0, 0 2s2s 轨道 l=1, m=0 m=1即 2, 1, 0 2pz即 2, 1, 1 2px2pz轨道2px轨道2py轨道m=-1即 2, 1, -1 2pyn=3,4,5, 可依次类推。15（2）波函数或原子轨道的图形161718(r,)=R(r)Y(,)19 量子数的意义量子数的意义 n n 电子的能量；电子的能量；n n的值越大，电子能级就越高的值越大，电子能级就越高; ;电子电子离核的平均距离。离核的平均距离。 电子层的概念

13、电子层的概念 l l 原子轨道的形状原子轨道的形状: : s s球形；球形；p p双球形，等双球形，等 在多电子原子中影响能量在多电子原子中影响能量 电子亚层的概念电子亚层的概念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 l mn l 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） 1.2.3.1.2.3. 0.1.2. 0.1.2.(n-1) 0(n-1) 01 12.2.l l K.L.M.N s.p.d.f K.L.M.N s.p.d.f20 m m 原子各形状轨道（电子云）在空间的伸展方原子各形状轨道（电子云

14、）在空间的伸展方向数（每一个向数（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 的原子轨道称简并轨道。的原子轨道称简并轨道。此外，还有自旋量子数此外，还有自旋量子数m ms s：取值：取值：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。2 21 1, ,2 21 121(3)(3)电子运动状态的描述电子运动状态的描述*用三个量子数用三个

15、量子数表示原子轨道表示原子轨道(波函数波函数): (100)=(100)=100100= =1s 1s 称称1s1s轨道轨道; ; (200)=(200)=200200= =2s 2s 称称2s2s轨道轨道; ; (210)=(210)=210210= =2p 2p 称称2p2p轨道轨道; ;*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。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 =顺时针自旋。顺时针自旋。2 21 122的大小，可得一黑

16、点图，的大小，可得一黑点图，称电子云。称电子云。 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。* *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*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运动状态数即每一电子层层中可能存在的电子运动状态数即每一电子层中的电子数目。中的电子数目。235 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

17、下处理：(xyz)(xyz)( (r)r)R(r r)Y()对对R做图，称原子轨道的径向分布图；做图，称原子轨道的径向分布图；对对Y做图，称原子轨道的角度分布图；做图，称原子轨道的角度分布图；对对R2做图，称电子云的径向分布图；做图，称电子云的径向分布图；对对Y2做图，称电子云的角度分布图。做图，称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来体现的。来体现的。 表示：电子在空间某位置上单位体积表示：电子在空间某位置上单位体积中出现的几率中出现的几率几率密度。几率密度。2 224注意：注意：这些图象仅是这些图象仅是

18、函数的图形，不表函数的图形，不表 示示原子轨道或电子云的原子轨道或电子云的实际形状。实际形状。25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26电子云的径向分布函数D(r)：d2几率d空间微体积rr d 4d2rrrRd 4)(22几率22)(4)(rRrrD令：2 4r224Rr试问D(r)与R（r）2 的图形有何区别?271s1s、2s2s、2p2p电子云电子云 径向分布图径向分布图285.3 多电子原子的电子分布方

19、式与周期多电子原子的电子分布方式与周期系系 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。多电子原子除电子与核的作用势能外，多电子原子。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

20、近似解，过薛定谔方程的近似解，过程十分复杂，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。29 氢原子轨道的能量仅决定于主量子数氢原子轨道的能量仅决定于主量子数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

21、: :30轨道：与氢原子类似，其电子运动状态 可描述为1s, 2s, 2px, 2py, 2pz, 3s能量：与氢原子不同, 能量不仅与n有关, 也与l有关; 在外加场的作用下, 还 与m有关。21822.179 10ZEn1.多电子原子轨道与能级312.屏蔽效应对轨道能级的影响+2e-e-He+2e-He+2-e-假想He由核外电子云抵消一些核电荷的作用。屏蔽效应：J)(10179.22218nZE为屏蔽常数，可用 Slater 经验规则算得。Z= Z*，Z* 有效核电荷数32 屏蔽常数屏蔽常数 的计算的计算（Slaters rule）a原子中的电子分原子中的电子分若干个若干个轨道组轨道组中

22、：中：(1s s)，(2s s，2p p)，(3s s，3p p)，(3d d)，(4s s，4p p)，(4d d)，(4f)，(5s s，5p)，每个圆，每个圆括号形成一个轨道组括号形成一个轨道组；b b一个轨道组外面的轨道一个轨道组外面的轨道组上的电子组上的电子对内对内轨道组轨道组上的电子上的电子的屏蔽系数的屏蔽系数 = 0 = 0； c c同一轨道组内电子间屏蔽系数同一轨道组内电子间屏蔽系数 = 0.35 = 0.35，1s s轨道上的轨道上的2个电子之间的个电子之间的 = 0.30 = 0.30； d被屏蔽电子为被屏蔽电子为ns s或或np p轨道组上的电子轨道组上的电子时，主时，主

23、量子数为量子数为 (n 1) 的各的各轨道组上的轨道组上的电子对电子对ns s或或np p轨道轨道组上的电子组上的电子的屏蔽常数的屏蔽常数 = 0.85 = 0.85，而小于而小于(n 1) 的的各各轨道组上的轨道组上的电子，对其屏蔽常数电子，对其屏蔽常数 = 1.00 = 1.00；e被屏蔽电子为被屏蔽电子为nd d或或nf f轨道组上的轨道组上的电子时，则位电子时，则位于它左边各轨道组上的电子对于它左边各轨道组上的电子对n nd d或或n nf f轨道组上电子轨道组上电子的的屏蔽常数屏蔽常数 = 1.00 = 1.00。33进入原子内部空间，受到核的较强的吸引作用。2s,2p轨道的径向分布

24、图3d 与 4s轨道的径向分布图3.钻穿效应对轨道能级的影响34 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，轨道能量也升高。例如，道能量也升高。例如，n=2, En=2, E2S2SE E2P2P; ; n=3, E n=3, E3S3SE E3P3PE E3d3d 一般形式一般形式 E EnsnsE EnpnpE EndndE Enfnf 。 当主量子数和角量子数都不同时，有时出现

25、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 E4d4d等。等。角量子数角量子数 l 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。35由于电子之间相互作用的结果，使由于电子之间相互作用的结果，使d d、f f轨道能量下轨道能量下降更大，因而在一些元素中产生能级交错降更大，因而在一些元素中产生能级交错。 7 72020号元素：号元素： E E4s4sE E3d3d从从Sc Sc 开始开始, , 第第4 4周周期元素的期元素的3 3d

26、 d 轨道能轨道能级又低于级又低于4 4s.s.这说明这说明: :3 3d d 过渡金属被氧化过渡金属被氧化时时,4,4s s 轨道都先于轨道都先于3 3d d 轨道失去电子轨道失去电子. .15153838号号 E E5S5SE E4d4d36 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

27、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；7s7s， 5f ,5f ,。 37原子轨道的能级原子轨道的能级* *常用近似能级图表示原子轨道能级的高低规律。常用近似能级图表示原子轨道能级的高低规律。381 1 近似能级图近似能级图 近似能级图近似能级图* *l l相同时，轨道能级随相同时，轨道能级随n n而增。而增。* *n n相同时，轨道能级随相同时，轨道能级随l l而增。而增。如：如：E E1s1s E E2s2s E E3s3s；如：如：E E

28、3s3s E E3p3p E E3d3d；* *n n、l l皆不同时，出现皆不同时，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 E6p6p39 用用(n+0.7l)(n+0.7l)值衡量轨道值衡量轨道能量的高低。能量的高低。 徐光宪规则徐光宪规则如：如：6s6s（n+0.7n+0.7l l）6.0 6.0 4f 4f 6.1 6.1 5d 5d 6.4 6.4 6p 6p 6.7 6.7 (n+0.7l)(n+0.7l)值首位数相同值首位数相同的能级为同一能级组的能级为同一能级组, ,是划分周期的依据。是划分周期

29、的依据。40核外电子分布和核外电子分布式核外电子分布和核外电子分布式 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：泡利循三个原理：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

30、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？ 41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？共有以下三种排列方法：共有以下三种排列方法： I II III 两个

31、电子在两个电子在p轨道上的分布轨道上的分布 此外，电子处于全满此外，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。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，使外电子分布将尽可能优先占据能级较低的轨道，使系统能量处于最低。系统能量处于最低。42元素周期表432 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

32、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电子分布多电子原子核外电子分布的表达式叫做电子分布式。式。 例如，钛例如，钛(Ti)(Ti)原子有原子有2222个电子，按上述三个原理个电子，按上述三个原理和近似能级顺序，电子的分布情况应为和近似能级顺序，电子的分布情况应为 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，前面，即钛原子的电子分布式正确的写法为即钛原子的电子分布式正确的写法为 2222T

33、i 1sTi 1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 63d3d2 24s4s2 244(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。外层电子分布式又称为价电子构型电子分布式即可。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，例如电子，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

34、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：的价电子构型： 3d3d10104s4s1 1。 镧系和锕系元素镧系和锕系元素 价电子构型价电子构型 ns电子电子+(n-2)f电子。电子。45(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，首先失去最外层原子失去电子而成为正离子时，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，ns

35、ns，(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

36、23p3p6 6。 46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 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 62 22 23d3d6 6课堂练习：课堂练习：47例题例题: :简单说明简单说明: :为什

37、么最外电子层的电子数不能超过为什么最外电子层的电子数不能超过8 8个个, ,次外电子层的电子数不能超过次外电子层的电子数不能超过1818个个? ?解解: :在最外电子层在最外电子层(n),8(n),8个电子是个电子是:ns:ns2 2 npnp6 6若有第若有第9 9个电个电子应是子应是ndnd1 1。由于能级交错，。由于能级交错，ndnd能级高于能级高于(n+1)s(n+1)s能级能级. .所以此电子必定填为所以此电子必定填为(n+1)s(n+1)s1 1。此时，。此时，n n层已不是最外层已不是最外电子层了。电子层了。 同理，次外电子层同理，次外电子层(n-1)(n-1)的第的第1919个

38、电子是这样填入个电子是这样填入的的: (n-1)s: (n-1)s2 2 (n-1)p(n-1)p6 6 (n-1)d(n-1)d1010(n-1)f(n-1)f1 1但是但是(n-1)f(n-1)f能级高于能级高于(n+1)s(n+1)s能级能级, ,此电子必定是此电子必定是(n+1)s(n+1)s1 1. .此时此时n-1n-1已不是次外层而是外数第三层了。已不是次外层而是外数第三层了。48思考思考1 1： 以下排列以下排列s p s d p s f d p是否具有周期性？是否具有周期性？答：若按以下方式排列答：若按以下方式排列sps d ps f d p从从s始，至始，至p终，具有周期性

39、。终，具有周期性。思考思考2 2：元素性质为何呈现周期性？元素性质为何呈现周期性？答：元素性质取决于原子的特征电子构型。由于原答：元素性质取决于原子的特征电子构型。由于原子的特征电子构型具有周期性，因此元素性质也具子的特征电子构型具有周期性，因此元素性质也具有周期性。有周期性。三原子的结构与性质的周期性规律三原子的结构与性质的周期性规律495051 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。的周期性与原子结构的关系，揭示周期律的实质。(1) (1) 元素的分区元

40、素的分区 根据原子的价电子构型，将周期系根据原子的价电子构型，将周期系分成分成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 2 (n-2)f(

41、n-2)f1414nsns2 252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。周期表清元素的性质也表现出周期性的变化规律。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：53(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 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

42、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。54 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 2BBBB、ds ds 区区（n-1n-1）d d1010nsns1-21-2BB、BBf f

43、 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552.2. 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

44、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，第外，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。 56注意：副族元素大都具有可变的氧化值。下表中列注意：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

45、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+7IIIBIVB VB VIB VIIBVIIIIB IIB+3+2+4+3+5+3+6+2+7+2+3+8+1+2+3+2+3+1+4+2+5+3+6+4573 .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，可用金属性表征金属元素易失电子变成正离子，可用金属性表征原子失去电子的能力，元素的原子愈容易失去电子，原子失去电子的能力，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

46、属元素易得电子变成负离子，可用非金属性非金属元素易得电子变成负离子，可用非金属性表征原子得电子的能力，原子获得电子的能力愈强，表征原子得电子的能力，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第一电离能。收的能量叫做该元素的第一电离能。58 气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价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二电离能阳离子所需的

47、能量称为第二电离能. . 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，受核的引大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。力小，较易电离，从而电离能较小。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、

48、I I2 2、I I3 3之分。之分。59 规律：规律：主族：左主族：左右，增大；但有一些波动。当电子结构右，增大；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为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大. . 上上下，减小。下，减小。 副族：规律不明显。副族：规律不明显。思考思考1：N(2s 22p3)的第一电离能偏大，而的第一电离能偏大，而B (2s 22p1)的第一电离能偏小？为什么？的第一电离能偏小？为什么？答：答：N原子的特征电子构型为原子的特征电子构型为p轨道半充满，较稳定轨道半充满，较稳定(不易电不易电离离)，B 原子失去一个原子失去一个2p电子后变成电子后变成

49、2s22p0的稳定结构。的稳定结构。* *电子亲和能电子亲和能E E ：气态基态原子得电子放出之能：气态基态原子得电子放出之能量。有量。有E E1 1、E E2 2、E E3 3之分之分. .规律：不清晰。大体是：左规律：不清晰。大体是：左右，增大。右，增大。60第一电离能的周期性第一电离能的周期性614.4. 电负性（电负性（electronegativity)electronegativity) 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

50、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的电负性的数值见下图. . 62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。63 * *电负性电负性： 分子中原子吸引电子的能

51、力。以分子中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：左规律：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( (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。645. 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

52、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；65原子半径原子半径( (相对大小）相对大小）66 短周期元素：左短周期元素：左右，半径由大右，半径由大小；小； 上上下，半径由小下，半径由小大；大； 过渡元素：同周期：两头大，中间小。过渡元素：同周期：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

53、。总的情况是： 左左右，非金属性增强；右，非金属性增强； 上上下，主族下，主族, ,金属性增强；金属性增强； 副族副族, ,金属性减弱金属性减弱(B(B族例外族例外) )规律：规律：67课课 堂堂 练练 习习 写出写出 30A、5050B的：电子分布式、外层电子构型、的：电子分布式、外层电子构型、周期、族、区、属金属非金属、最高氧化值。周期、族、区、属金属非金属、最高氧化值。30A1s1s2 22s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 64s4s2 23d3d1010 1s 1s2 2 2s2s2 2 2p2p6 6 3s 3s2 2 3p3p6 6 3d 3d1010 4s 4s

54、2 2 =Ar 3d=Ar 3d1010 4s 4s2 2 3d 3d1010 4s 4s2 268 4 4周期周期 BB族族dsds区区金属金属+2+2此元素为此元素为ZnZn5050B 1s1s2 2 2s2s2 2 2p 2p6 6 3s 3s2 2 3p 3p6 6 4s 4s2 2 3d 3d1010 4p 4p6 6 5s 5s2 2 4d 4d1010 5p 5p2 21s1s2 2 2s2s2 22p2p6 63s3s2 23p3p6 6 3d3d10 10 4s4s2 2 4p 4p6 6 4d 4d10 10 5s5s2 2 5p 5p2 2=Kr=Kr 4d4d10 10

55、 5s5s2 2 5p 5p2 2 5s 5s2 2 5p 5p2 2 5 5周期周期 AA族族 p p区区准金属准金属 +4 +4此元素为此元素为SnSn69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

56、 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。705.4 5.4 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化学键。叫做化学键。 化学键主要有化学键主要有

57、金属键、离子键和共价键金属键、离子键和共价键等三类。等三类。 组成化学键的两个原子间电负性差大于组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时，一时，一般生成离子键，小于般生成离子键，小于1.8 时一般生成共价键。而金属原时一般生成共价键。而金属原子之间则生成金属键。子之间则生成金属键。 1.1.离子键离子键( (Ionic bond) ) (1) (1)定义定义 由正、负离子间的由正、负离子间的静电引力静电引力形成的化学键形成的化学键 叫做离子键。由离子键形成的化合物叫叫做离子键。由离子键形成的化合物叫离子化合物离子化合物. .71(2) (2) 离子键的形成离子键的形成 原子得原子得nene

58、- -成负离子，原子失成负离子，原子失nene- -成正离子；成正离子； 正负离子以静电引力结合，成离子化合物；正负离子以静电引力结合，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

59、(n+0.4l)(n+0.4l)计算能级高低。计算能级高低。72 2626FeFe3+ 3+ 为为 Ar3dAr3d5 5 4s4s0 0, , 而不是而不是 Ar3dAr3d3 3 4s4s2 2正离子的电子构型可分为：正离子的电子构型可分为： 2 2、 8 8、 1818、 18+218+2、 9-17 9-17 电子型电子型 s s区区 dsds区区 p p区区 d d区区如：如：LiLi+ + AgAg+ + PbPb2+2+ Fe Fe2+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: :73通常以通常以 r(

60、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- - :Ar3d:Ar3d10 10 4s4s2 2 4p4p6 68 8电子型；电子型； 5656BaBa2+2+:Xe6s:Xe6s0 0=Kr5s=Kr5s2 25p5p6 68 8电子型；电子型； 3030ZnZn2+2+:Ar4s:Ar4s0 0=Ne3s=Ne3s2 23p3p6 63d3d10101818电