浙师大普通化学 物质结构基础ppt课件

1、Chapt 5、物质构造根底 物质构造：微观粒子的波粒二象性 氢原子核外电子的运动形状 多电子原子核外电子的运动形状 原子构造和元素周期律 分子构造： 离子键 共价键：价键实际 杂化轨道实际：等性和不等性杂化 分子的极性和分子间力 氢键物质构造 微观粒子的波粒二象性 氢原子核外电子的运动形状 多电子原子核外电子的运动形状 原子构造和元素周期律微观粒子的波粒二象性 1、氢原子光谱和Bohr实际 1.1 延续光谱continuous spectrum ：一束白光经过三棱镜折射后，可以分解成赤橙黄绿蓝靛紫等不同波长的光谱，称之为延续光谱。例如：自然界中，雨后天空的彩虹是延续光谱。白炽固体、液体、高压

2、气体等。 1.2 线状光谱原子光谱，line spectrum ：以火焰、电弧、电火花等方法灼烧化合物时，化合物发出不同频率的光线，光线经过三棱镜折射，由于折射率不同，在屏幕上得到一系列不延续的谱线，称之为线状光谱。 1.3 氢原子光谱在真空管中充入少量 H2 g，经过高压放电，氢原子被激发发光，这些光经过三棱镜分成一系列按波长大小陈列的线状光谱。特征:不延续的线状光谱有规律H H H H410.2 434.0 486.1 656.3除氢原子外，其他原子也可以产生特征的发射谱线，我们可以利用原子的特征谱线来鉴定原子的存在。 22111()2Rnn = 3,4,5,6，Balmer瑞士公式瑞士公

3、式2212111()RnnRydberg瑞典公式瑞典公式1.4 玻尔实际经典电磁实际及有核原子模型与原子光谱实验结果发生矛盾1提出的缘由：经典电磁实际以为 电子绕核作高速圆周运动， 发出延续电磁波 延续光谱， 电子能量 坠入原子核原子湮灭现实： 氢原子光谱是线状非延续光谱； 原子没有湮灭。丹麦物理学家丹麦物理学家N.Bohr2玻尔实际的要点： 在普朗克量子论E=h、爱因斯坦光子学说、和卢瑟福有核原子模型的根底上提出。 核外电子只能在一些特定半径的圆形轨道上运动，即电子运动的角动量必需等于h/2整数倍。P = mvr = nh/2 在一定轨道中运动的电子具有一定的能量，称在一定轨道中运动的电子具

4、有一定的能量，称定态。核外电子只能在定态轨道上运动定态。核外电子只能在定态轨道上运动, , 且既不吸且既不吸收也不辐射能量收也不辐射能量; ;不同定态轨道能量不同不同定态轨道能量不同, ,且不延续。且不延续。 通常原子所处的能量最低形状通常原子所处的能量最低形状(电子在离核电子在离核较近较近,能量较低轨道上运动能量较低轨道上运动)。基态基态: : 原子中电子处于离核较远原子中电子处于离核较远,能量较高轨道能量较高轨道上运动的形状。上运动的形状。 激发态激发态: : 电子可在不同的定态轨道间跃迁电子可在不同的定态轨道间跃迁,在这过程中要吸在这过程中要吸收或放出一定的辐射能收或放出一定的辐射能.辐

5、射能的频率辐射能的频率与两个定态与两个定态轨道间能量差轨道间能量差 E的关系为的关系为:EEEhh终始式中h为普朗克常数6.62610-34Js局限性：失败的原子模型 无法解释多电子原子、分子以及固体的光谱 1、光的二象性 普朗克量子论以及爱因斯坦光子说：E =h 相对论中的质能联络定律：E= mc2 波长与动量P之间的关系： P = mc = E/c = h/c = h/ 2、电子的波粒二象性 1924 年，法国青年物理学家 de Broglie大胆地提出电子也具有波粒二象性的假说。并预言：对于质量为me，运动速率为的电子，其相应的波长可由下式给出： ehhmpvv P：动量，：动量，m:光

6、子质量粒子性光子质量粒子性 : 光的频率，光的频率， : 光的波长动摇性光的波长动摇性 h = 6.626 10-34J.s( Planck常数常数)电子衍射实验：1927年, 两位美国科学家进展了电子衍射实验, 证明了德布罗意关系式的正确性。v22v2hhxpxmhmx ，W.Heisenberg海森堡海森堡 原理原理. 假设位置测不准量为假设位置测不准量为 x, 动量测不准量为动量测不准量为p, 那么其数那么其数学表达式为学表达式为:22222228()()mEVxyzh 式中: 称为波函数, 是核外电子出现区域的函数; E为原子的总能量; V为原子核对电子的吸引能( ); m为电子的质量

7、; h为普朗克常数; x、y、z为电子的空间坐标。二阶偏微分方程：二阶偏微分方程：22V-rz e解薛定谔方程式时,为方便起见,将直角坐标(x,y,z)变换为球极坐标(r,):xrsin cos ，yrsin sin ，zrcos ，r2 x2 + y2 + z2球坐标与直角坐标的关系氢原子的薛定谔方程求解 从薛定谔方程解出来的波函数，是球坐标 的函数式，记为 常将波函数分解为两个函数的乘积： R(r)称为波函数的径向部分，Y(,)称为波函数的角度部分。 电子在原子核外空间的运动形状，可以用波函数来描画，每一个 就表示电子的一种运动形状，通常把波函数称为原子轨道。( , , )( )( , )

8、rR rY ,r ( , , )r 氢原子的某些波函数、径向波函数和角度波函数 轨道 （r, , ） R(r) Y( ， ) 1s 2s 2px 2py 2pz0301er aa03012er aa140230011(2)e42raraa023001(2)e8raraa3cos4023001()e24raraa0230011()ecos42raraa0230011()esin cos4 2r ara a0230011()esin sin4 2r ara a023001()e24raraa023001()e24raraa3sincos43sinsin414主量子数 n意义: 表示核外电子离核的远

9、近和电子能量的高低。 取值: 1, 2, 3, 4, . n, 为正整数, 与电子层相对运用符号: K, L, M, N1, 2, 3, 4 对于单电子体系，n 决议了电子的能量。n 的数值越大, 电子间隔原子核远, 那么具有较高的能量。2). 角量子数 l意义: 决议了原子轨道的外形. 取值: 受主量子数n的限制， 对于确定的n, l可为： 0, 1, 2, 3, 4, . (n-1), 为n个取值 ， 符号: s, p, d, f, (亚层n = 4, l = 0 : 表示轨道为第四层的4s轨道， 外形为球形l = 1 : 表示轨道为第四层的4p轨道，外形为哑铃形l = 2 : 表示轨道为

10、第四层的4d轨道，外形为花瓣形l = 3 : 表示轨道为第四层的4f轨道， 外形复杂 s轨道 p轨道 d轨道单电子原子中电子的能量由 n 决议多电子原子中电子的能量由 n 和 l 共同决议多电子原子：E4s E4p E4d E4f分别对应 l: 0 , 1, 2 , 3所以n一样时，多电子原子的电子的l大的能量高，离核越远。单电子原子： E4s = E4p = E4d = E4f分别对应 l: 0 , 1, 2 , 3所以n一样时，单电子原子中，电子能量与l无关3). 磁量子数m：原子轨道或电子云在空间的伸展方向，其值决议了角度函数的空间取向。 m 取值受 l 的影响, 对于给定的 l , m

11、 可取: 个值.例如: l = 3, 那么 , 2l+1=7 共7个值。意义: 对于外形一定的轨道( l 一样电子轨道), m 决议其空间取向. 0123l ， ， ，0123m ， ， ，l = 2, d 轨道, m 取值为5个伸展方向, (dxy,dxz,dyz,dx2-y2,dz2)m 只决议原子轨道的空间取向只决议原子轨道的空间取向, 不影响轨道的能量。不影响轨道的能量。因此因此 n 和和 l 一定一定, 轨道的能量那么为一定轨道的能量那么为一定, 空间取向空间取向(伸展方向伸展方向)不影响能量。不影响能量。1)电子层, 电子间隔核的远近, 轨道能量高低;2)轨道的外形; 3)轨道在空

12、间分布的方向。利用三个量子数即可将一个原子轨道描画出来。思索题： 当n为3时, l ,m 分别可以取何值？轨道的称号怎样? (n,l,m):表明14313 95 131657 n电子层l电子亚层m轨道数 1 K 0 1s 0 1 2 L 0 1 2s 2p 0 1,0,+1 3 M 0 1 2 3s 3p 3d 0 4 N 0 1 2 3 4s 4p 4d 4f 0 电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系。电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系。1,0, 12, 1,0, 1, 2 1,0, 12, 1,0, 1, 23, 2, 1,0, 1, 2, 3 4)自旋量子数(ms):在

13、原子轨道中运动的电子作所谓的自旋运动，因此产生磁矩。自旋量子数决议电子在空间的自旋方向，自旋量子数只需2个值, +1/2, -1/2，通常用“表示。综上所述：原子中每一个电子的运动形状可以用四个量子数(n,l,m,ms)来描画；而波函数那么由三个量子数 n,l,m来描画。问：用四个量子数描画4d电子在核外空间的运动形状。波函数图象原子轨道的图象表示 n,l,m = Rn,l (r) Yl,m (, )图形中的正负号代表Yl,m (, )在该区域中是正值还是负值，这些正负号以及Y的极大值空间取向对于原子之间能否成键以及成键的方向起着重要作用。对于基态氢原子核外的一个电子的运动，假定我们能用高速照

14、相机摄取一个电子在某一瞬间的空间位置，然后对在不同瞬间拍摄的千百万张照片上电子的位置进展调查，那么会发现明显的统计性规律。即：电子经常出现的区域是一个球形空间。将这些照片叠加起来的图形，就称为电子云。它表示了电子在某一空间出现的几率。 Y2代表空间上某一点电子出现的概率密度电子云图像波函数角度分布H原子电子云角度分布留意: 1. 轨道的 |Y(, |2比Y(, 的图形“瘦, 比较苗条，这是由于Y总是小于1。 2. |Y(, |2无正负, 而Y(, 有正负。这种正负只是Y(, 计算中取值的正负(在成键中代表轨道的对称性, 不是电荷的正负)多电子原子核外电子的运动形状屏蔽效应减少有效电荷数 在多电

15、子原子中，每个电子不仅遭到原子核的吸引，而且还遭到其他电子的排斥。由于电子都在高速不停地运动着，要准确地确定电子之间的排斥作用是不能够的。通常采用一种近似的处置方法，把其他电子对某个指定电子的排斥作用简单地看成是它们抵消了一部分核电荷。这种将其他电子对某个指定电子的排斥作用归结为对核电荷的抵消作用称为屏蔽效应。 通常把电子实践所遭到的核电荷有效吸引的那部通常把电子实践所遭到的核电荷有效吸引的那部分核电荷称为有效核电荷分核电荷称为有效核电荷,以以Z*表示表示 Z* = Z - 式中式中 为屏蔽常数，可以经过斯莱特为屏蔽常数，可以经过斯莱特Salter规那么规那么来进展计算来进展计算 。 对于多电

16、子原子来说，由于屏蔽效应，使每一个电对于多电子原子来说，由于屏蔽效应，使每一个电子的能量为：子的能量为：2182()2.18 10( )zEJn 钻穿效应添加有效电荷数 n值较大的电子在离核较远的地方出现的概率大，但是在离核较近的地方也有出现的概率。外层电子钻入原子核附近而使体系能量降低的景象叫做钻穿效应。钻穿效应主要表如今穿入内层的小峰上，峰的数目n-l越多，钻穿效应越大。假设钻穿效应大，电子云深化内层，内层对它的屏蔽效应减小，即变小，Z*变大，能量较低。 E3d E4s, 就是4s电子的穿透效应较3d电子强的缘故。3d与与4s轨道的径向分布图轨道的径向分布图多电子原子轨道的能级 普通有：

17、E1s E2s E3s l一样 Ens Enp End Enfn一样 E4s E3d E4p能级交错 E5s E4d E5p 能级交错 E6s E4f E5d ns (n-1)d (n-2)f 也可以按照n+0.4l来计算， n+0.4l 越大，那么越容易失去电子。当书写原子序数较大的原子核外电子排布式时，写一大串的话就相当费事。由于内层电子在化学反响中根本不变，决议元素化学性质的主要是外层电子，因此为了简便，往往只写出原子的价电子排布。价电子排布：主族元素，只写出最外层ns、np轨道的电子排布；副族元素，只写出n-1d、ns轨道的电子排布。 例如： 29Cu： 核外电子排布： 1s22s22

18、p63s23p63d104s1 电子构型：Ar 3d104s1 价电子： 3d104s1 Ar：原子实或者原子芯原子构造与元素周期律1、核外电子排布和周期表的关系1周期表2原子的电子构造和族3元素分区 2、原子构造与元素根本性质1原子半径2电离能3电子亲和能4电负性周期表 元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现出的周期性变化的规律，因此周期律产生的根底是核电荷的递增。 原子最外层电子排布呈现周期性变化，即最外层电子构型反复从ns1开场到ns2np6终了。周期表是周期律的表现方式。周期表 元素周期表共有七个横行，每一横行为一个周期，共有七个周期。 元素在周期表中所属周期数等于该元素基态

19、原子的电子层数，也等于元素原子的最外电子层的主量子数。 周期数=电子层层数，用大写的一、二、三、四等表示 周期表中有一个特短周期2种元素、两个短周期8种元素、两个长周期18种元素、一个专长周期32种元素和一个未完成周期。 原子的电子构造和族 元素周期表共有18个纵行，除(第八，九，十)3个纵行为第族外，其他15 个纵行，每一个纵行为一个族。 元素周期表共有16个族，除了稀有气体0族和族外，有七个A族和七个B族。 A族由长周期元素和短周期元素组成，也称主族；B族只由长周期元素组成，也称副族。 原子的电子构造和族 主族元素的族数A=最外电子层的电子数价电子数，用罗马数字I、II、III、IV等来表

20、示 副族元素的族数B=最外电子层的电子数+次外层d电子数，IB、IIB和VIII族除外 例如：n-1d6-8ns2，VIII n-1d10ns1-2，IB或者IIB元素分区 最后一个电子填入的位置 s区：ns1-2 p区：ns2np1-6 d区：(n-1)d1-8ns2少数除外，全满、半满 ds区：(n-1)d10ns1-2 f区：(n-2)f1-14ns2(有例外，n-1dns12ns2np16(n -1)d110 s12(n-2)f 114s区区p区区ds区区f区区过渡元素过渡元素内过渡元素内过渡元素超铀元素超铀元素 某元素的原子序数是25，写出该元素原子的电子构造式，并指出该元素的称号、

21、符号以及所属的周期和族。 知某元素在周期表中位于第五周期、VIA族位置上。试写出该元素的基态原子的电子排布、元素的符号、称号和原子序数。198pm 360pm金属半径金属半径:范德华半径范德华半径:180pm99pm氯原子的氯原子的共价半径共价半径氯原子的氯原子的范德华半范德华半径径共价半径共价半径:256pm铜原子半径铜原子半径1. 1.原子半径原子半径: :128pm元素性质的周期性决议原子半径大小的主要要素决议原子半径大小的主要要素: :有效核电荷有效核电荷; ;核外电子层数核外电子层数. .主族元素主族元素.主族元素原子半径变化规律主族元素原子半径变化规律从左到右从左到右 r r 减小

22、减小从上到下从上到下 r r 增大。增大。规律规律: :从上到下从上到下, r, r略有增大略有增大. .从左到右从左到右, r , r 缓慢减小缓慢减小; ;副族元素原子半径变化规律副族元素原子半径变化规律镧系收缩:镧系元素整个系列的原子半径减少 由于镧系收缩的影响由于镧系收缩的影响,使镧以后元素的原子半径与使镧以后元素的原子半径与第五周期同族元素的原子半径非常接近第五周期同族元素的原子半径非常接近.例如例如:第五周期元素 Zr Nb Mo 原子半径/pm因此,使Zr与Hf , Nb与Ta, Mo与W的性质非常类似,在自然界常共生,且分别困难。第六周期元素 Hf Ta W原子半径/pm159

23、 143 160 143 电离能I 基态的气态原子失去1个电子成为+1价阳离子所需的最低能量称为元素的第一电离能；由+1价气态阳离子失去 1 个电子成为+2价气态阳离子所需的能量称为元素的第二电离能。随着原子失去电子的增多，所构成的阳离子的正电荷越来越多，对电子的吸引力加强，使电子很难失去。因此，同一元素的各级电离能依次增大。通常所说的电离能是指第一电离能。 例如例如:Al(g) - e- Al+(g), I1 = 578 kJmol-1; Al+(g) - e- Al2+(g), I2 = 1817kJmol-1; Al2+(g) - e- Al3+(g), I3 = 2745kJmol-1

24、; Al3+(g) - e- Al4+(g), I4 = 11578kJmol-1.可见可见, I1 I2 I3 2.0为非金属为非金属(Si例外例外) 增大增大减减小小分子构造 离子键 共价键：价键实际 杂化轨道实际：等性杂化和不等性杂化 分子的极性和分子间力 氢键分子构造 分子是物质能独立存在并且坚持其化学特性的最小微粒。 在分子中将原子结合在一同的剧烈相互作用通常叫做化学键 ，包括：离子键、共价键价键实际和分子轨道实际和金属键 ，也包括分子间的相互作用 。离子键 1、离子键的提出 1916年德国化学家柯塞尔，基于稀有气体原子的电子层构造特别稳定的现实，提出了离子实际。以为，当电负性很小的

25、金属原子和电负性很大的非金属原子相互接近时，前者易失去电子变成阳离子，后者易得到电子变成阴离子。而正、负离子靠静电引力作用结合在一同，这种静电引力作用称为离子键。如NaCl的构成。 Cl e- Cl- 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 1s22s22p63s23p6 ( =3.0 ) ArNa+，Cl-Na+ Cl- Na+Cl- (离子型分子离子型分子)静电引力静电引力 离子键离子键 Na - e- Na+ 1s22s22p63s1 1s22s22p6 ( = 0.9 ) Ne离子键2、离子键的定义 原子间发生电子得失，构成正、负离子，并经过静电作用而构成的化学键叫

26、做离子键。3、离子键的特征1由正负离子构成静电作用力2没有方向性：离子可近似地看成一个弥漫着电子云的圆球，由于离子的电荷分布是球形对称的，它在空间各个方向与带相反电荷的离子的静电作用是一样的，并不存在某一方向吸引力更大的问题，因此离子键没有方向性。离子键3没有饱和性只需空间条件允许，每一个离子可以吸引尽能够多的带相反电荷的离子，并不受离子本身所带电荷的限制，因此离子键也没有饱和性。离子晶体中，每一离子周围陈列电荷相反离子的数目是固定的，其数目主要决议于正负离子的半径比r+/r-，比值越大，周围陈列的离子数目越多。离子键4键的离子性大小取决于电负性差值大小电负性差值越大，电子的偏向越明显，相互作

27、用越强。实验阐明，电子的转移不能够完全。因(r, )，任何一个电子都在全部空间出现，只是几率不同而已。例如 CsF：成键作用中，离子性：92%，共价性：8%当X 1.7 时，可视为离子键；X=1.7 离子性占50%，对单键而言，就可视为离子键。但HF例外，X =1.78。所谓离子半径，是根据离子晶体中正、负离子的核间距测出的，并假定正、负离子的平衡核间距为阴、阳离子的半径之和。离子半径可用X 射线衍射法测定。离子半径具有如下规律1同一种元素的负离子半径大于原子半径而正离子半径小于原子半径，且正电荷越多，半径越小。例如：(一离子半径32(F)(F)(Fe )(Fe )(Fe)rrrrr离子键2同

28、一周期电子层构造一样的正离子的半径，随离子电荷添加而减小；而负离子的半径随离子电荷添加而增大。例如: 3同一主族元素的电荷一样的离子的半径，随电子层数添加而增大。例如: 普通说来，当离子所带电荷一样时，离子的半径越普通说来，当离子所带电荷一样时，离子的半径越小，正、负离子之间的吸引力就越大，相应化合物小，正、负离子之间的吸引力就越大，相应化合物的熔沸点也越高。的熔沸点也越高。(Li )(Na )(K )(Rb )(Cs )(F )(Cl )(Br )(I )rrrrrrrrr 负离子半径较大：130250Pm ; 正离子半径较小：10170pm 周期表中：相邻两族元素左上方和右下方斜对角线上的

29、正离子半径近似相等-对角线规那么， 如Li和Mg、Be和Al、B和Si。 当离子的半径相近时，离子的电荷越当离子的半径相近时，离子的电荷越高，对带相反电荷的离子的吸引力越强，高，对带相反电荷的离子的吸引力越强，离子键的强度就越大，构成的离子型化合离子键的强度就越大，构成的离子型化合物的熔沸点也越高。物的熔沸点也越高。二离子的电荷 三离子的电子层构型三离子的电子层构型 12 电子构型：最外层电子构型为电子构型：最外层电子构型为 1s2，如，如Li+，Be2+ 等。等。 28 电子构型电子构型: 最外层电子构型为最外层电子构型为 ns2np6，如，如 Na+，Ca2+，Al3+ 等。等。 318

30、电子构型：最外层电子构型为电子构型：最外层电子构型为 ns2 np6nd10 ，如，如 Ag+ ，Zn2+ 等等 。 4182 电子构型：次外层有18 个电子，最外层有2 个电子，电子构型为 ： (n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10ns2，如Sn2+、Pb2+、Bi3+等 59-17电子型构：最外层有917个电子，电子构型为 ns2np6nd19，如Fe3+、Cr3+等。 非8电子构型的正离子与一些负离子Cl-、I-等构成的化学键，不是典型的离子键，而是一类由离子键向共价键过渡的化学键。离子键实际的奉献及局限性 阐明了离子化合物的构成和特性，但不能阐明双原子分子及电负性相近的元素原子如

31、何构成化合物。共价键 1、共价键实际的提出 根据八电子构造稳定性现实，Lewis 以为分子中原子间可以共享电子对而使每一个原子具有稳定构造。 Lewis 以为：分子中的每个原子都有到达稳定的稀有气体构造的倾向，在非金属原子组成的分子中，原子到达稀有气体稳定构造不是经过电子的得失，而是经过共用一对或几对电子来实现的。这种由共用电子对所构成的化学键称为共价键。共价键 Lewis 学说的胜利之处： 解释了一些简单非金属原子之间构成共价分子的过程及其与离子键之间的区别，其构造式简单明了，已被大量采用。 Lewis 学说的局限： 未能阐明共价键的本质和特性； 不能解释某些分子的极性； 没有阐明这种键的本

32、质，顺应性不强。 在解释BCl3、PCl5等其中的原子未全部到达稀有气体构造的分子时，遇到困难。 共价键共价键 2、价键实际 德国Heitler和London首先把量子力学实际运用到分子构造，Pauling 等加以开展后建立了现代价键实际，简称VB实际。价键实际的根本要点： 1两个原子接近时，自旋方式相反的未成对电子可以配对构成共价键。 2一个原子含有几个未成对电子，通常就能与其他原子的几个自旋相反的未成对电子配对构成共价键。也就是说，一个原子所构成的共价键的数目不是恣意的，普通受未成对电子数目的限制，这就是共价键的饱和性。 3成键的原子轨道重叠越多，两核间电子出现的概率密度就越大，构成的共价

33、键就越结实。因此，在能够情况下，共价键的构成将沿着原子轨道最大重叠的方向进展，这就是原子轨道最大重叠原理，也即共价键具有方向性。共价键 3、共价键的本质 电子自旋方式相反的两个氢原子相互接近时，两个氢原子的1s轨道发生重叠，两个原子核间构成一个电子出现的概率密度较大的区域，一方面降低了两个原子核间的正电排斥，另一方面添加了两个原子核对核间电子出现的概率密度较大区域的吸引，能量降低到最低值，易于成键。 而电子自旋方式一样的两个氢原子相互接近时，两个原子轨道异号叠加，两核间电子出现的概率密度降低，增大了两个原子核的排斥力，使系统能量升高，不能构成化学键。原子轨道重叠类型:-+-+-+零重叠(无效重

34、叠)正重叠(有效重叠)负重叠(无效重叠)同符号部分重叠.共价键 4、共价键的特点 饱和性：组成共价键的两个原子必需具有未成对的电子，且它们的自旋相反，因此共价键的数目遭到未成对电子数的限制，具有饱和性。当能级组中有能量接近的空轨道时，电子可以迁入空轨道， PCl5，SF6, BeCl2, BF3 方向性：原子轨道沿着电子出现几率最大的方向重叠成键原子轨道在叠加时，对称性必需匹配，即原子轨道波函数应同号叠加，并且获得最大叠加。因此共价键有方向性。键 原子轨道沿键轴两原子核间联线方向以 “头碰头 方式重叠所构成的共价键称为键。构成键时，原子轨道的重叠部分对于键轴呈圆柱形对称，沿键轴方向旋转恣意角度

35、，轨道的外形和符号均不改动。在键轴上成键，轨道重叠最大，最稳定，键能最大。5、共价键的类型共价键键 原子轨道垂直于键轴以 “肩并肩 方式重叠所构成的共价化学键称为键。构成键时，原子轨道的重叠部分对等地分布在包括键轴在内的平面上、下两侧，外形一样，符号相反，呈镜面反对称。共价键两原子之间只能构成一个键而可构成多个键。两个原子构成共价单键时，原子轨道总是沿键轴方向到达最大程度的重叠，所以单键都是键；构成共价双键时，有一个键和一个键；构成共价三键时，有一个键和两个键 。共价键N2分子构成表示图成键原子一方有孤对电子;另一方有空轨道.HNHHH4NH构成条件：例：例：1正常共价键2特殊共价键:配位键按

36、提供电子的情况不同配位键4BFFFBFF 1、杂化轨道实际的提出VB法的胜利之处：解释了共价键的构成过程和本质， 即共价键的方向性，饱和性。 缺陷：不能解释分子的空间构型。 例如：CH4， 正四面体，四个C-H键相等，HCH=109028 VB法： C：2S22PX12PY1，只需2个单电子。只能构成二个C H。 假设将2S2激发 ： 2S12PX12PY12PZ1，可构成四个C-H，但4个C-H键不等同，且空间构造不符。 为了解释CH4分子的空间构型，Pauling1931提出了杂化轨道实际 .杂化轨道实际杂化轨道实际杂化轨道实际 3、轨道杂化的特性： 1只需在构成分子的过程中，能量相近的原

37、子轨道才干进展杂化，孤立的原子不能够发生杂化。例如2s和2p可以发生杂化，而1s和2p那么不可以发生杂化。 2杂化轨道的成键才干比未杂化的原子轨道的成键才干强。 3杂化所构成的杂化轨道的数目等于参与杂化的原子轨道的数目。 4不同类型的杂化，杂化轨道空间取向不同。一sp杂化 由一个ns轨道和一个np轨道参与的杂化称为sp杂化，所构成的轨道称为sp杂化轨道。每一个sp 杂化轨道中含有1/2的p轨道成分和1/2的s轨道成分，杂化轨道间的夹角为 ，空间构型为直线型。180。杂化轨道实际 由一个ns轨道和两个np 轨道参与的杂化称为sp2 杂化，所构成的三个杂化轨道称为sp2 杂化轨道。每个sp2杂化轨

38、道中含有1/3的s轨道和2/3的p轨道成分，杂化轨道间的夹角为120，空间构型为平面正三角形。 杂化轨道实际 由一个ns轨道和三个np轨道参与的杂化称为sp3杂化，所构成的四个杂化轨道称为sp3 杂化轨道。sp3杂化轨道的特点是每个杂化轨道中含有1/4的s轨道和3/4的p轨道成分。杂化轨道实际CH4的空间构型为正四面体杂化轨道间的夹角为10928Asp3等性杂化NH3 的空间构型18107HNHBsp3不等性杂化H2O的空间构型30104HOH其它杂化类型PCl5：中心P：3S23P3 p3s3激发SP3d杂化重叠成键分子构型：三角双锥分子构型：三角双锥夹角为：夹角为：120、90SF6 中心

39、S：3S23P4 p3s3激发SP3d2杂化重叠成键3d 分子构型：八面体分子构型：八面体 夹角为：夹角为：90sp杂化， 直线型, 如BeCl2, C2H2sp2杂化，平面三角形如BF3, CH2O, C2H4等sp3杂化，正四面体 如CH4，SiCl4等左：sp3d 杂化，三角双锥，如PCl5；右：sp3d2 杂化，正八面体，如SF6等 等性杂化各杂化轨道中均有一个电子杂化轨道实际总结不等性杂化的分子构型不等性杂化部分杂化轨道中有不参与成键的孤对电子。孤电子对轨道由于电子密度大，斥力大得多，因此可以挤压成键电子轨道，结果使键角小于正常值。常见的不等性杂化原子和类型如下中心原子杂化方式杂化轨

40、道数孤电子对键角正常键角分子构型示例N, Psp34110710928三角锥NH3,PH3O, Ssp34210410928角型H2O,H2S1、分子的极性:分子能否有极性取决于整个分子正负电荷中心能否重合。重合，非极性分子；不重合，那么为极性分子。分子极性主要与键极性键极性分子几何构型分子几何构型有关分子的极性和分子间力分子的极性和分子间力 双原子分子的极性主要取决于键的极性，而键的极性那么主要与构成键的两原子电负性的相对大小有关。 对多原子分子来说，分子极性不仅取决于键的极性，还取决于分子的空间构型。 分子的极性大小常用分子的偶极矩来衡量。偶极矩假设正电(或负电)中心上的电荷的电量为 q

41、, 正负电中心之间的间隔为 d (称偶极矩长), 那么偶极矩为: qd的单位为库米偶极矩越大,分子的极性就越强。一些分子的分子电偶极矩与分子空间构型H2N2CO2CS2CCl4CH4H2SH2ONH3 0 0 0 0 0 0 3.63 6.17 4.29直线形直线形直线形直线形正四面体正四面体角形角形三角锥形SO2CHCl3COO3HFHClHBrHIBF3 5.28 3.63 0.33 1.67 6.47 3.60 2.60 1.27 0角形四面体直线形角形直线形直线形直线形直线形平面正3010C m3010C m分子分子分子空间构型分子空间构型三角形 2、分子间力范德华力分子间力范德华力分

42、子间相互作用力范德华力、氢键、疏水作用Van Der Waals 范德华183719231定向力：它产生于极性分子之间。当两个极性分子充分接近时，产生同极相斥，异极相吸，使分子偶极定向陈列而产生的静电作用力。2诱导力：当极性分子与非极性分子充分接近时，极性分子可使非极性分子变形而产生偶极称为诱导偶极.诱导偶极与固有偶极间的作用力叫诱导力。3色散力:分子间由于瞬时偶极而产生的作用力叫色散力。瞬时瞬时偶极偶极 色散力的大小主要与分子的变形性有关。分色散力的大小主要与分子的变形性有关。分子的极化率越大子的极化率越大,色散力就越强色散力就越强. 色散力不仅存在广泛色散力不仅存在广泛, 而且在分子间力中

43、而且在分子间力中, 色散色散力经常是重要的力经常是重要的. 察看下面数据察看下面数据:kJ/mol 定向力定向力 诱导力诱导力 色散力色散力Ar 00 8.49 HCl 3.305 1.104 16.824分子间力的特点: a永远存在于分子或原子间的一种作用力。b吸引力，作用能比化学键小一至两个数量级。c普通没有方向性和饱和性。d作用范围只需几个pm。e色散力是主要的分子间力。 三种力相对大小为: 色散力 定向力 诱导力分子极性分子极性 色散作用色散作用 诱导作用诱导作用 定向作用定向作用 非非-非非 非非-极极 极极-极极 5分子间力对物质物理性质的影响:He Ne Ar Ke Xe分子量分

44、子量色散作用色散作用分子间力分子间力沸点熔点沸点熔点水中溶解度水中溶解度小小大大低低高高小小小小小小大大大大大大例题：室温下F2和Cl2为气体，Br2为液体，而I2为固体,为什么？ 由于由于 F2、Cl2、Br2和和I2都是非极性分子都是非极性分子，存在色散力的作用，色散力随分子量增，存在色散力的作用，色散力随分子量增大而加强，所以大而加强，所以F2、Cl2、Br2、I2分子间分子间色散力逐渐增大，溶沸点随分子量增大而色散力逐渐增大，溶沸点随分子量增大而依次升高，因此室温下依次升高，因此室温下F2和和Cl2为气体，为气体，Br2为液体，而为液体，而I2为固体。为固体。 当当H原子与电负性很大、

45、半径很小的原子原子与电负性很大、半径很小的原子X以共价键结合为分子时，由于成键电子剧以共价键结合为分子时，由于成键电子剧烈地偏向烈地偏向X原子，使原子，使H原子几乎成为原子几乎成为“赤裸赤裸的质子而具有较大的正电荷场强。因此的质子而具有较大的正电荷场强。因此这个这个H原子可与另一个电负性大、半径小的原子可与另一个电负性大、半径小的Y原子产生定向吸引作用，构成原子产生定向吸引作用，构成XHY构构造，其中造，其中H原子与原子与Y原子间的作用力称为氢原子间的作用力称为氢键。键。一、氢键的概念氢键构成氢键的两个条件: 1.与电负性大且 r 小的原子(F, O, N，Cl，S等)相连的 H ; 2. 在

46、附近要有一个电负性很大, 半径小的原子(F, O, N)。氢键氢键的强弱与这些元素的电负性大小和原子半径大小有关，这些元素的电负性愈大，氢键愈强；这些元素的原子半径愈小，氢键也愈强。氢键的强弱顺序为：FHFOHONHNOHClOHS硝基苯酚硝基苯酚 分子间存在氢键时, 大大地影响了分子间的结合力, 故物质的熔点、沸点将升高。 构成分子内氢键时, 势必减弱分子间氢键的构成. 故有分子内氢键的化合物的沸点、熔点不高。典型的例子是对硝基苯酚和邻硝基苯酚:1.饱和性和方向性由于 H 的体积小, 1 个 H 只能构成一个氢键.由于 H 的两侧电负性极大的原子的负电排斥, 使两个原子在 H 两侧呈直线陈列

47、.2.氢键的强度介于化学键和分子间作用力之间,氢键的强弱与X和Y元素原子原子半径和电负性有关.三、氢键的特点 3.氢键对于物质性质的影响 HF、HCl、HBr、HI , 从范德华力思索, 半径依次增大, 色散力添加,熔沸点高, 故熔点沸点为 HI HBr HCl,。 但由于 HF 分子间有氢键，故 HF 的熔沸点在这里最高, 破坏了从左到右熔沸点升高的规律。H2O、NH3 由于氢键的存在, 在同族氢化物中熔沸点亦是最高。 H2O 和 HF 的分子间氢键很强, 以致于分子发生缔合, 以(H2O)2、 (H2O)3、(HF)2、(HF)3 方式存在, 而 (H2O)2 陈列最严密, 4时, (H2

48、O)2 比例最大, 故 4 时水的密度最大。晶体构造 固体物质可以分为晶体和非晶体两类。 晶体：具有规那么几何外形的固体。晶体中物质微粒(分子、原子或离子)按一定的周期性和对称性陈列。晶体构造 晶体的特征： 有固定几何外形 有固定熔点 各向异性 能产生X-衍射图晶体的根本类型晶体的分类根据晶体中粒子间的相互作用力，可以分为： 离子晶体晶体中的物质微粒是正、负离子，粒子之间作用力是离子键。 原子晶体晶体中的物质微粒是原子，微粒之间的作用力是共价键。 金属晶体晶体中的物质微粒是金属离子，微粒之间作用力是金属键。 分子晶体晶体中的物质微粒是分子，微粒之间作用力是分子间作用力。离子晶体的特点A. 无确

49、定的分子量 NaCl 晶体是个大分子，晶体中无单独的NaCl 分子存在。NaCl 是化学式，因此 58.5 可以以为是式量，不是分子量 。 B. 导电性 水溶液或熔融态导电，是经过离子的定向迁移完成的，而不是经过电子流动导电 。 离子晶体C. 熔点沸点较高 NaCl MgO m. p. 801 C 2800 C b. p. 1413 C 3600 CD. 硬度高，延展性差因离子键强度大，所以硬度高 。但遭到外力冲击时，易发生位错，导致破碎 。离子晶体+ + + 位错位错+ + + 受力时发生错位，使正正离子相切，负负离子相切，彼此排斥，离子键失去作用，故离子晶体无延展性 。如 CaCO3 可

50、用于雕刻，而不可用于锻造，即不具有延展性 。F离子晶体 晶格：离子晶体中，组成晶体的正负离子在空间呈现规那么的陈列，间隔一定间隔反复出现，有明显周期性，称为结晶格子，简称晶格。 晶胞：能表现晶体一切特征的最小的反复单元。晶胞不断反复就构成晶格。 晶格节点质点：晶格上有规那么排布的微粒。如 Cs+,Cl- 配位数：离子周围直接结合的异号离子数。三种典型的离子晶体NaCl型型晶格：面心立方配位比：6:6离子晶体CsCl型型晶格：简单立方配位比： 8:8ZnS型晶格：面心立方配位比：4:4离子晶体晶体的晶格能晶体的晶格能298.15K298.15K，规范形状下，由气态正、负离子构成单，规范形状下，由

51、气态正、负离子构成单位物质的量的离子晶体所释放的能量称为晶体的晶位物质的量的离子晶体所释放的能量称为晶体的晶格能。格能。离子晶体晶格能与离子电荷和离子半径有关。rrZZEL晶格能越大，离子晶体越稳定。熔点和硬度就相应较高。例例 试判别试判别Na的卤化物的熔点高低。的卤化物的熔点高低。解：离子F-、Cl-、Br-、I- 的电荷数一样，离子半径从氟到碘添加，因此晶格能下降，熔点依次降低NaF：996；NaCl：801 ；NaBr：755 ；NaI：661 原子晶体原子晶体中粒子的空间陈列取决于共价键的方向和数量，如金刚石晶体，C原子采取sp3杂化。原子晶体的特点原子晶体的特点普通具有低配位、硬度高

52、，强度大与熔点高等特点普通具有低配位、硬度高，强度大与熔点高等特点。除金刚石外，SiC，SiO2，Si3N4，BN，AlN等都是原子晶体。金刚石晶体的构造SiO2晶体的构造分子晶体 分子晶体中，占据在点阵点上的物质粒子是分子。粒子之间的相互作用是分子间作用力。因此，分子晶体的熔点、硬度和强度都很差，如干冰、冰等晶体。许多分子晶体还具有挥发性。 例：判别分子晶体 1：SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4 2：H2O、H2S、H2Se、H2Te 的熔点高低。 解：分子晶体的熔点取决于粒子间的相互作用力。1的顺序：从左到右依次升高。2中由于H2O晶体中粒子间存在氢键熔点特高，其它分子晶体的熔点

53、从左到右升高。 金属晶体金属晶体中, 金属离子严密堆积，依托自在电子对金属离子的引力结合。由于自在电子可以在整个金属晶体的范围内运动，因此，金属晶体又具有独特的性质： 展延性展延性金属离子之间可以错位挪动。金属离子之间可以错位挪动。 导电导热性导电导热性在外电场存在下，金属中的自在电子可以定向挪在外电场存在下，金属中的自在电子可以定向挪动而导电或导热。动而导电或导热。 金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大具有高的价电子具有高的价电子/ /半径比的金属普通具有高的溶点半径比的金属普通具有高的溶点、强度和硬度，如钨，反之，那么熔点、硬度和、强度和硬度，如钨，反之，那么熔点、硬度和强度都很低，如碱金属和碱土金属强度都很低，如碱金属和碱土金属(Be(Be除外除外) )。晶体的分类金刚石过渡型晶体有些固体物质，粒子与粒子之间存在着不止一种相互作用，如石墨晶体。C原子经过sp2杂化构成层状架构，每个C原子剩余的一个p轨道相互平行构成大健。大健中的电子可以在整个平面内离域运动。因此，石墨