高中化学《原子结构》课件鲁科版必修2

1、核外电子排布 元素周期律原子结构轨道：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, 能量不仅与电子层 有关,也与电子亚层有关; 在外加场 的作用下,还与轨道有关。多电子原子轨道能级核外电子分布三规则： 最低能量原理 电子在核外排列应尽先分布在低能级轨道上, 使整个原子系统能量最 低。 Pauli不相容原理 每个原子轨道中最多容纳两个自旋方式相反的电子。 Hund 规则 在 n 和 l 相同的轨道上分布的电子,将尽可能分占 m 值不同的轨道, 且自旋平行。核外电子排布Pauling近似能级图半满全满规则： 当轨道处于全满、半满时，

2、原子较稳定。Z* = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 N：1s2 2s2 2p3原子芯原子的电子层结构和 元素周期系元素周期律元素性质的周期性原子的电子层结构和元素周期系 元素周期律：元素以及由它形成的单质和化合物的性质，随着元素的原子序数(核电荷数)的依次递增，呈现周期性的变化。元素周期表(长表)：周期号数等于电子层数。各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。主族元素的族号数等于原子最外层电子数。s 区ns12 p 区ns2np16d 区(n1)d110ns12 (Pd无 s 电子)f 区(n2)f114(n1)d02ns2结构分区：电

3、子层，电子亚层之间的关系每个亚层中轨道数目1 3 5 72 6 10 142 8 18 2n2每个亚层最多容纳电子数每个电子层最多 容纳的电子数电子层 K L M N电子亚层 s p d f1.有效核电荷Z* 元素原子序数增加时，原子的有效核电荷Z*呈现周期性的变化。同一周期： 短周期：从左到右，Z*显著增加。 长周期：从左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分显著增加。同一族：从上到下，Z*增加，但不显著。元素性质的周期性2.原子半径（r） 共价半径 van der Waals 半径 主族元素：从左到右 r 减小； 从上到下 r 增大。过渡元素：从左到右r 缓慢减小； 从上到下r略有增大。

4、 金属半径主族元素 元素的原子半径变化趋势3.电离能 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用 I 1表示。 由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2E (g) E+ (g) + e- I 1例如： N、P、As、Sb、Be、Mg电离能较大 半满，全满。同一主族：从上到下，最外层电子数相同；Z*增加不多，r 增大为主要因素，核对外层电子引力依次减弱，电子易失去，I 依次变小。同一周期：主族元素从A 到卤素，Z*增大，r 减小，I 增大。其中A 的 I1 最小

5、，稀有气体的 I1 最大；长周期中部(过渡元素)，电子依次加到次外层， Z* 增加不多， r 减小缓慢， I 略有增加。4.电子亲和能（势） 元素的气态原子在基态时获得一个电子成为一价气态负离子所放出的能量称为电子亲和能。当负一价离子再获得电子时要克服负电荷之间的排斥力，因此要吸收能量。O (g) + e - O- (g) A1 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1电子亲和能的大小变化的周期性规律如下图：例如： 同一周期：从左到右，Z* 增大，r 减小，最外层电子数依次增多，趋向于结合电子形成 8 电子结构，A

6、的负值增大。卤素的 A 呈现最大负值，A为正值，稀有气体的 A 为最大正值。 同一主族：从上到下，规律不很明显，大部分的 A 负值变小。特例： A(N)为正值，是 p 区元素中除稀有气体外唯一的正值。 A 的最大负值不出现在 F 原子而是 Cl 原子。 原子在分子中吸引电子的能力称为元素的电负性，用 表示。 电负性标度不同，数据不同，但在周期系中变化规律是一致的。电负性可以综合衡量各种元素的金属性和非金属性。同一周期从左到右电负性依次增大；同一主族从上到下电负性依次变小，F 元素 为3.98，非金属性最强。 电负性的标度有多种，常见的有Mulliken标度( )， Pauling标度( )和A

7、llred-Rochow 标度( )。 5.电负性电负性( )变化元素性质的周期性小结化学键1 离子键3 共价键的键参数2 共价键价键理论离子键理论 分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸引作用。化学键理论：金属键理论共价键理论化学键：离子键3 离子键的决定因素2 离子键的特征1 离子键的形成离子键的形成当活泼金属原子和活泼非金属原子在一定反应条件下互相接近时，它们都有达到稳定的稀有气体结构的倾向，由于原子间电负性相差较大，活泼金属原子易失去最外层电子而成为带正电荷的正离子（又称阳离子），而活泼非金属原子易得电子，使最外层电子充满而带负电荷成为负离子（又称阴离子）。例如：正离子和负离子由于

8、静电引力相互吸引而形成离子晶体。在离子晶体中，正、负离子相互吸引形成离子键。相反电荷的离子之间，除静电引力外，还存在外层电子之间以及原子核之间的相互排斥作用。当吸引作用和排斥作用平衡时，正离子和负离子在平衡位置附近振动，系统能量最低，形成稳定的化学键，这种化学键称为离子键。 离子键的特征 离子键没有方向性。离子键没有饱和性。键的离子性与电负性有关。 基于离子键的特点，所以无法在离子晶体中辨认出独立的“分子”，只能认为整个晶体是个大分子。例如，在NaCl晶体中，不存在独立的氯化钠分子，NaCl只是氯化钠的化学式，表示晶体中Na+与Cl-数目比例为1:1，而不是分子式。 XA-XB离子性百分数(%

9、)XA-XB离子性百分数(%)0.211.8550.442.0630.692.2700.8152.4761.0222.6821.2302.8861.4393.0891.6473.292离子性百分数与电负性差值之间的关系 决定离子化合物性质的主要因素1、离子电荷2、离子半径3、离子的电子构型共价键3 键参数2 共价键的键型1 价键理论1.量子力学处理H2分子的结果 两个氢原子电子自旋方式相反，靠近、重叠，核间形成一个电子概率密度较大的区域。系统能量降低，形成氢分子。 核间距 R0为74 pm。 共价键的本质原子轨道重叠，核间电子概率密度大吸引原子核而成健。2.价键理论基本要点与共价键的特点价键理

10、论基本要点：未成对价电子自旋方式相反；原子轨道最大程度地重叠。共价键的特点：方向性饱和性H ClH O HN N1.键： 原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。共价键的键型2.键： 两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。3.配位键形成条件：成键原子一方有孤对电子， 另一方有空轨道。例：OC键参数4 键矩与部分电荷3 键角2 键长1 键能 在双原子分子中，于100kPa下将气态分子断裂成气态原子所需要的能量。D(HCl)=432kJmol-1, D(ClCl)=243kJ mol-1 在多原子分子中，断裂气态分子中的某一个键，形成两个“碎片”时所需要的能量叫做此键的解离

11、能。键能键解离能（D）键能与标准摩尔反应焓变4H(g) + 2O(g) 2H2 (g) + O2(g) 2H2O(g)4E(OH)E(O O). 分子中两原子核间的平衡距离称为键长。例如，H2分子，l = 74pm。键长 由表数据可见，HF， HCl， HBr， HI 键长依次递增，而键能依次递减；单键、双键及叁键的键长依次缩短，键能依次增大，但与单键并非两倍、叁倍的关系。 键角和键长是反映分子空间构型的重要参数，它们均可通过实验测知。键角N:FFFC = CHHHHN:HHHP:HHHH 键矩是表示键的极性的物理量记作 。 = q l 式中 q 为电量，l 为核间距。为矢量，例如，实验测得H

12、Cl键矩与部分电荷分子的极性2 如何判断分子是极性还是非极性的分子?1 分子的极性3 分子的偶极矩 分子的极性分子的极性 是分子的一种电学性质。每个分子都有带正电荷的原子核和带负电荷的电子，由于正、负电荷数量相等，整个分子是电中性的。但是对每一种电荷（正电荷或负电荷）量来说，都可以设想各集中于某点上，就像任何物体的重量可被认为集中在其重心上一样。把电荷的这种集中点叫做“电荷中心”。在分子中如果正、负电荷中心不重合在同一点上，那么这两个中心又可称作分子的两个极（正极和负极），这样的分子就具有极性。极性分子和非极性分子的判断 非极性分子 分子的正、负电荷中心重合于一点。整个分子不存在正负两极，即分

13、子不具有极性，这种分子叫做非极性分子(如H2、O2、N2、BF3、CH4 等分子)。极性分子 分子的正、负电荷中心不重合在同一点上。分子中就有正、负两极，分子具有极性，叫做极性分子。(如HCl、H2O、等分子) 对于双原子分子来说，分子的极性与键的极性一致。对双原子分子来说，分子是否具有极性，决定于所形成的键是否具有极性。有极性键的分子一定是极性分子，极性分子内一定含有极性键。例如：相同原子的双原子分子 如H2分子；不同原子的双原子分子如HCl分子。 对于多原子分子来说，情况稍为复杂些。分子是否有极性，不能单从键的极性来判断。因为含有极性键的多原子分子可能是极性分子，也可能是非极性分子，要视分

14、子的组成和分子的几何构型而定。例如，H2O分子中O-H键为极性键，而且由于H2O分子不是直线型分子，H2O分子中正、负电荷中心不重合，因此，水分子是极性分子，在二氧化碳（O=C=O）分子中，虽然C=O键为极性键，由于CO2是一个直线型分子，两个C=O键的极性互相抵消，整个CO2分子中正、负电荷中心重合，所以CO2分子是非极性分子。注意区别共价键的极性与分子的极性共价键是否有极性，决定于相邻两原子间共用电子对是否偏移；而分子是否有极性，决定于整个分子中正、负电荷中心是否重合。按照极性强弱，分子可以分为三种类型：离子型、极性、非极性分子。分子的偶极矩 一个描述分子极性的物理量，用来衡量分子极性的大

15、小。定义为分子中电荷中心（正电荷中心或负电荷中心）上的电荷量（q）与正、负电荷中心间距离（d）的乘积（如图6-26）： = qd d 又称为偶极长度。分子偶极矩的具体数值可以通过实验测出，它的单位是库米（Cm）。 如何应用偶极矩判断分子的极性 某种分子如果经实验测知其偶极矩等于0，那么这种分子即为非极性分子；反之偶极矩不等于0的分子，就是极性分子。(分子有无极性)偶极矩越大，分子的极性越强。因而可以根据偶极矩数值的大小比较分子极性的相对强弱。(分子极性大小) 应用偶极矩数值验证和推断某些分子的几何构型 例如，通过实验测知CS2分子的偶极矩为0，说明CS2分子中的正、负电荷中心是重合的，由此可以

16、推断CS2分子应为直线形分子。 分子间作用力、氢键2 分子间作用力的影响因素1 分子间作用力3 分子间作用力与物理性质 4 氢键分子间作用力分子间的相互作用力，又称范德华力。本质为分子间的电性引力，与分子极性有关。比化学键弱得多，通常为每摩220 千焦，而化学键的键能为千焦/摩。分子间作用力对物质的熔点、沸点、溶解度等有影响。分子间作用力越大，熔点越高。影响因素分子的极性分子的相对分子质量分子形状是否整齐氢键 结构相似的同系列物质的熔、沸点一般随着分子量的增大而升高。但在氢化物中唯有NH3，H2O，HF的熔、沸点明显偏高，原因是这些分子之间除有分子间力外，还有氢键。氢键的形成 同种分子之间现以

17、HF为例说明氢键的形成。在HF分子中，由于F的电负性（）很大，共用电子对强烈偏向F原子一边，而H原子核外只有一个电子，其电子云向F原子偏移的结果，使得它几乎要呈质子状态。这个半径很小、无内层电子的带部分正电荷的氢原子，使附近另一个HF分子中含有孤电子对并带部分负电荷的F原子有可能充分靠近它，从而产生静电吸引作用。这个静电吸引作用力就是所谓氢键。 不同种分子之间不仅同种分子之间可以存在氢键，某些不同种分子之间也可能形成氢键。氢键形成的条件 与电负性很大的原子A 形成强极性键的氢原子 较小半径、较大电负性、含孤电子对、带有部分负电荷的原子B (F、O、N)氢键的本质: 强极性键(A-H)上的氢核, 与电负性很大的、含孤电子对并带有部分负电荷的原子B之间的静电引力。 表示氢键结合的通式氢键结合的情况如果写成通式，可用XHY表示。式中X和Y代表F，O，N等电负性大而原子半径较小的非金属原子。X和Y可以是两种相同的元素，也可以是两种不同的元素。氢键的强度 氢键的牢固程度键强度也可以用键能来表示。粗略而言，氢键键能是指每拆开单位物质的量的HY键所需的能量。氢键的键能一般在42kJmol-1以下，比共价键的键能小得多，而与分子间力更为接近些。如：H2O分子中OH 键的键能为463kJmol-1；OHO中氢键的键能为1