第一章-原子结构与分子结构

第一章原子结构与分子结构主要内容§1.1微观粒子运动的特殊性§1.2核外电子排布和元素周期表§1.3元素基本性质的周期性§1.4离子键理论§1.5共价键理论§1.6分子间作用力§1.1微观粒子运动的特殊性一、微观粒子的波粒二象性

1924年，法国物理学家德布罗意提出了微观粒子也具有波粒二象性，预言微观粒子的波长λ符号下列关系式：

§1.1微观粒子运动的特殊性二、测不准原理

电子既然是具有波粒二象性的微观粒子，那么能否像经典力学中确定宏观物体的运动状态一样，用位置和速度的物理量来准确地描述电子的运动状态？海森堡认为微观粒子的位置与动量之间应有以下测不准关系：§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云1．电子云表示在某一瞬间电子在该位置出现过，是电子在核外空间出现几率密度分布的形象化描述。§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云1．电子云多电子原子内电子云形状有球形、无柄哑铃型和梅花瓣形等。

§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云1．电子云多电子原子内电子云形状有球形、无柄哑铃形和梅花瓣形等。

§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云1．电子云多电子原子内电子云形状有球形、无柄哑铃形和梅花瓣形等。

§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云2.波函数和四个量子数

1926年，奥地利物理学家薛定谔提出了一个描述核外电子运动状态的数学表达式——薛定谔方程。

§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云2.波函数和四个量子数求解薛定谔方程需引入n、l、m三个常数项。只有当n、l、m的取值符合一定要求时，薛定谔方程的解ψ才能表示电子的一种空间运动状态。在量子力学中把确定波函数的这类特定常数n、l、m叫做量子数。

§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云2.波函数和四个量子数

(1)主量子数——电子层主量子数n是用来表示核外电子运动离核远近的数值，常用符号K、L、M、N、O、P、Q表示。§1.1微观粒子运动的特殊性

三、核外电子运动状态的描述（一）电子云2.波函数和四个量子数

(2)角量子数——电子亚层角量子数决定原子轨道的形状，按光谱学习惯，电子亚层用下列符号表示：电子亚层spdfgh

l012345§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云2.波函数和四个量子数

(3)磁量子数m

决定原子轨道的空间取向。它可以取-l到+l的2l+1个值，即0，±1，±2……到±l。§1.1微观粒子运动的特殊性三、核外电子运动状态的描述（一）电子云2.波函数和四个量子数

(4)自旋量子数ms

决定电子的自旋方向，电子的自旋方向只有“顺时针”、“逆时针”两种，因此自旋量子数的值只有两个，即+1/2和-1/2。§1.2核外电子排布和元素周期表一、多电子原子的能级（一）原子轨道近似能级图

§1.2核外电子排布和元素周期表一、多电子原子的能级(二)比较能级组中轨道能量

1．角量子数相同时，主量子数n越大，轨道的能量（或能级）越高。

2．主量子数n相同时，角量子数l越大，轨道的能量（或能级）越高。

3．主量子数和角量子数同时变动时，从图中可知，轨道的能级变化比较复杂。

§1.2核外电子排布和元素周期表二、核外电子排布规律（一)能量最低原理

§1.2核外电子排布和元素周期表二、核外电子排布规律（二）保利（Pauli）不相容原理

每个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子，也就是说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子，亦即无四个量子数完全相同的电子。

§1.2核外电子排布和元素周期表二、核外电子排布规律（三）洪特(Hunt)规则

等价轨道上的电子尽可能分占不同轨道，且自旋方向相同。

洪特规则特例：在等价轨道上当电子分布为全充满p6，d10，f14，半充满p3，d5，f7，全空p0，d0，f0时是相对稳定的。§1.2核外电子排布和元素周期表三、元素周期表(一)周期第1周期2种元素短周期第2周期8种元素短周期第3周期8种元素短周期第4周期18种元素长周期第5周期18种元素长周期第6周期32种元素长周期第7周期32种元素不完全周期§1.2核外电子排布和元素周期表三、元素周期表（二）族周期表中元素分为16个族：八个主族ⅠA～ⅧA（其中ⅧA也可写成0族），八个副族ⅠB～ⅧB（其中ⅧB也可写成Ⅷ）。

(三)分区

s区ns1-2

，p区ns2np1～6，d区（n-1）d1～10ns1～2，ds区（n-1）d10ns1～2，f区（n-2）f1～14(n-1)d0～2ns2。§1.3元素基本性质的周期性一、原子半径

(一)概念

1．共价半径

§1.3元素基本性质的周期性一、原子半径

(一)概念

2．金属半径

§1.3元素基本性质的周期性一、原子半径

(一)概念

3．范德华半径§1.3元素基本性质的周期性一、原子半径

(二)原子半径的周期性变化规律

对于短周期元素，从左到右，原子半径明显减小；对于长周期的过渡元素，从左到右，原子半径减小的较为缓慢。同一主族的元素，从上到下，原子半径逐渐增大，这与电子层数逐渐增多有关。§1.3元素基本性质的周期性二、电离能（一）电离能的定义一个基态的气态原子失去电子成为气态正离子时所需要的能量。（二）电离能的周期性变化

同周期中，从左向右，Z增大，r减小，核对电子的吸引增强，愈来愈不易失去电子，所以I增大。

§1.3元素基本性质的周期性三、电子亲合能（一）概念

处于基态的一个气态中性原子得到1个电子成为气态阴离子时所放出的能量，叫该元素的第一电子亲合能。（二）第一电子亲合能的周期性变化

同周期元素从左到右，电子亲合能一般逐渐增大；同族中自上而下电子亲合能逐渐减小。§1.3元素基本性质的周期性四、电负性

元素的电负性是指原子在分子中吸引成键电子的能力，用符号X表示。电负性的变化规律是：同周期中，自左向右逐渐增大；同主族中，自上向下逐渐变小。§1.4离子键理论一、离子键的形成

活泼的金属与活泼的非金属元素电负性差别大，金属元素的原子易失去电子，非金属元素的原子易得电子。当两种元素相遇时，发生电子转移，形成带相反电荷的离子。§1.4离子键理论二、离子键的特征

（一）作用力的实质是静电引力（二）离子键无方向性和饱和性

因为是静电吸引，所以无方向性；且只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。§1.4离子键理论三、离子晶体的特点

（一）无确定的分子量（二）导电性（三）熔点沸点较高（四）硬度高，延展性差§1.5共价键理论一、现代价键理论（一）氢分子中的化学键

量子力学计算表明，两个具有电子构型的H彼此靠近，两个1s电子以自旋相反的方式形成电子对，使体系的能量降低。

§1.5共价键理论一、现代价键理论（二）价键理论要点

1．A、B两原子各有一个成单电子，当A、B相互接近时，两电子以自旋相反的方式结成电子对，即两个电子所在的原子轨道能相互重叠，则体系能量降低，形成稳定的共价键。

§1.5共价键理论一、现代价键理论（二）价键理论要点

2.自旋相反的电子配对成键后，就不能再与其它原子的未成对电子配对成键。即每个原子能够形成共价键的数目受该原子中未成对电子数目的限制，这就是共价键的饱和性。

§1.5共价键理论一、现代价键理论（二）价键理论要点

3.成键电子的轨道重叠越多，两核间电子云密度越大，形成的共价键越牢固。

§1.5共价键理论一、现代价键理论（三）共价键的类型和参数

1．σ键

§1.5共价键理论一、现代价键理论（三）共价键的类型和参数

2．π键

§1.5共价键理论一、现代价键理论

（三）共价键的类型和参数

3．键参数

(1)键能：一定温度和标准压力下基态化学键分解成气态基态原子所需要的能量，单位为kJ·mol-1。

§1.5共价键理论一、现代价键理论

（三）共价键的类型和参数

3．键参数

(2)键长：是指分子中两成键原子的核间平均距离。

(3)键角：分子中键与键之间的夹角称为键角。§1.5共价键理论三、杂化轨道理论

(一)杂化概念

在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的轨道，这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。§1.5共价键理论

三、杂化轨道理论

(二)杂化轨道的数目、形状、成分和能量

在杂化过程中形成的杂化轨道的数目等于参加杂化的轨道的数目之和。

（三）杂化轨道类型

1．sp杂化

§1.5共价键理论三、杂化轨道理论

（三）杂化轨道类型

2．sp2杂化§1.5共价键理论三、杂化轨道理论

（三）杂化轨道类型

3．sp3杂化§1.6分子间作用力一、键的极性与分子的极性(一)共价键的极性

极性键非极性键(二)分子的极性正、负电荷重中重合的分子称为非极性分子。正、负电荷重中不重合的分子称为