《无机及分析化学》课件-1.物质结构与化学键

1.原子核外电子的运动状态知识点讲解内容电子的波粒二象性核外电子运动的量子化波函数与原子轨道电子云量子数1.核外电子运动的量子化n越小，离核越近，轨道能量越低，势能值就越负晶体硼氢原子中的电子在原子核周围有确定半径和能量的圆形轨道中运动。电子在这些轨道上运动不吸收能量或放出能量。1.核外电子运动的量子化波尔氢原子模型正常状态下，原子中的电子尽可能在离核最近、能量最低的轨道上运动2.电子的波粒二象性波动性光衍射现象—波动性将高速运动的电子束通过晶体光栅，投射到感光底片上得到明暗相间的衍射环纹。光的发射现象—粒子性粒子性3.波函数和原子轨道波函数Ψ

：描述核外电子运动状态的数学函数(原子轨道函数)原子轨道：波函数的空间图像。数学表达式就是波函数。Ψ可用一组量子数n，l，m描述。每组确定的量子数表示电子的一种运动状态。薛定谔方程：描述核外电子运动的波动方程偏微分符号波函数描述了电子的分布H：Planck常数m：质量V：势能Ψ：波函数

E：能量x,y,z：空间直角坐标反映了微观粒子的波粒二象性4.电子云概率密度：电子在空间某点出现的概率。电子云：用小黑点表示电子出现的几率，形象地称之为电子云。

s，p，d电子云角度分布图(平面图)5.量子数波函数Ψ

可用一组量子数n，l，m，ms描述。每组确定的量子数表示电子的一种运动状态。核外单个电子运动状态电子层轨道的形状轨道的伸展方向自旋运动状态主量子数（n

）角量子数（l）磁量子数（m）自旋量子数（ms）意义：n是决定电子能量高低的主要因素。n=1代表能量最低的电子层；n越大，离核越远，电子的能量越高。（1）主量子数(n)描述：电子出现区域离核的远近—也称电子层。取值：n，非零正整数1~∞。主量子数1234567电子层符号KLMNOPQ光谱符号（2）角量子数(l)描述：原子轨道符号及形状，即电子层中的亚层(l)，和n共同决定电子能级，角度分布。取值：从零开始的正整数，0~n-1(l最大值=n-1)。角量子数0123电子亚层符号spdf电子云电子云电子云

l=1，p亚层，亚铃型l=0，s亚层，球形l=2，d亚层，花瓣型描述：原子轨道在空间的伸展方向(或空间取向)，每一个伸展方向相当于一个原子轨道。取值：|m|≤l，即0～±l，共2l+1个。（3）磁量子数(m)l=0时，m只能取0；l=1时，m只能取0，±1;l=2时，m可以取0，±1，±2;l=3时，m可以取0，±1，±2，±3;s轨道1个p轨道3个d轨道5个f轨道7个

p轨道电子云（3个伸展方向）f轨道电子云（7个伸展方向、分解图）

d轨道电子云（5个伸展方向、分解图）（3）磁量子数(m)（4）自旋量子数ms磁场屏幕窄缝银原子流炉每个轨道最多能容纳2个自旋相反的电子。描述：电子绕自轴旋转的状态。电子除了以极高速在核外运动之外，还有自旋运动使电子具有类似于微磁体的行为。(银原子流通过非均匀磁场时分裂为两束)ms取值：+1/2和-1/2，分别用↑和↓表示。总结核外电子运动轨道运动自旋运动与一套量子数相对应（自然也有1个能量Ei)nlmmsn,l,m

一定,轨道也确定知识点讲解内容电子的波粒二象性核外电子运动的量子化波函数与原子轨道电子云量子数2.原子核外电子排布知识点讲解内容原子核外电子排布基态原子核外电子排布的原则1.基态原子核外电子排布的原则同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。即，每个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。每个电子层上可最多容纳电子数为：2n2

(n为电子层序数)泡利不相容原理1.基态原子核外电子排布的原则能量最低原理：电子排布时，总是先占据能量最低轨道，再依次进入能量较高轨道。

层数越大，能级越高(相同l)：E1s＜E2s＜E3s＜E4s

同一层中，各亚层之间的能量次序：Ens＜Enp＜End＜Enf

主量子数与角量子数均不同时，有能级交错现象。Ens＜E(n-2)f＜E(n-1)d＜Enp能量最低原理1.基态原子核外电子排布的原则组内能级间能量差小，能级组间能量差大每个代表一个原子轨道p三重简并d五重简并f七重简并鲍林近似能级图1.基态原子核外电子排布的原则基态原子外层电子填充顺序为：ns→(n-2)f→(n-1)d→np基态原子失去外层电子的顺序为：np→ns→(n-1)d→(n-2)f和填充时的并不完全对应。1.基态原子核外电子排布的原则洪特规则电子在等价轨道中填充时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。例如，6C的电子排布为1s22s22p2,则其轨道上的电子排布为：1.基态原子核外电子排布的原则全充满：p6d10f14半充满：p3d5f7全空：p0d0f0Cu的排布方式4s13d10Cr的排布方式是4s13d5Ag的排布方式是5s14d10Mo的排布方式是5s14d5Au的排布方式是6s15d10洪特规则特例：等价轨道全充满、半充满或全空的状态较稳定N原子的电子排布Mn原子的外层电子排布例如：2.原子核外电子排布核外电子排布式核外电子分布式：将电子按顺序填充，在亚层符号的右上角标出电子数目。如：11号元素Na的电子排布式为：1s22s22p63s1

13号元素Al的电子排布式为：1s22s22p63s23p1原子结构示意图

Na原子S原子2.原子核外电子排布按电子在核外原子轨道中的情况，用一个圆圈、方格或者横线表示一个原子轨道(简并轨道的圆圈、方格或者短线连在一起)，用向上或向下箭头表示电子的自旋状态轨道表示式1s2s2p↑↓↑↓↑↑

6C的核外电子排布用轨道表示式表示为：12Mg的核外电子排布用轨道表示式表示为：1s2s2p3s↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓2.原子核外电子排布13Al

([Ne]3s23p1)

中3s2上2个电子用整套量子数可表示为:

3,0,0,+1/2；3,0,0,-1/2

15P

([Ne]3s23p3)

中3s2上2个电子用整套量子数可表示为:

3,0,0,+1/2；3,0,0,-1/23p3上3个电子用整套量子数可表示为:3,1,-1,+1/2；3,1,0,+1/2；3,1,1,+1/2；量子数表示按照所处的状态的整套量子数(主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数)表示知识点讲解内容原子核外电子排布基态原子核外电子排布的原则3.元素性质的周期性变化知识点讲解内容元素性质的周期性元素周期律1.元素周期律元素周期律:元素的电子排布呈周期性变化导致元素的性质也呈现周期性变化,这一规律称为元素周期律。1.元素周期律能级组可填电子数元素数起止元素周期数11s221H~2He1特短周期22s2p883Li~10Ne2短周期33s3p8811Na~18Ar344s3d4p181819K~36Kr4长周期55s4d5p181837Rb~54Xe566s4f5d6p323255Cs~86Rn6超长周期77s5f6d7p322487Fr~1107未完周期1.元素周期律族1.元素周期律族类型族序数主族(A)ns1-2np1-6ⅠA-ⅧA族序数＝最外层电子数、共8个纵行ⅧA族为稀有气体(0族)副族(B)(n-1)d1-10ns0-2ⅢB~ⅦB族序数＝(最外层＋次外层d)电子数、共5个纵行ⅠB、ⅡB族序数＝最外层电子数、共2个纵行第八族族序数≠价电子数(价电子数为8-10)、共3个纵行1.元素周期律区根据最后一个电子填入的亚层确定其分区、共分为五个区1.元素周期律最后一个电子填入的亚层区最外层的s

亚层最高能态电子填充在ns轨道s最外层的p

亚层最高能态电子填充在np轨道p一般为次外层的d

亚层最高能态电子填充在(n-1)d和ns轨道d一般为次外层的

d

亚层,且为

d10最高能态电子填充在(n-1)d和ns轨道ds一般为外数第三层的f亚层最高能态电子填充在nf轨道f2.元素性质的周期性通过实验测得的相邻两个原子的原子核之间的距离(核间距)，两原子的半径之和。根据成键类型，原子半径可分为：金属半径、共建半径和范德华半径

原子半径(r)金属半径：金属晶体中相邻的两个原子核间距的一半d=256pmr(Cu)=128pm2.元素性质的周期性共价半径：两个相同原子形成共价键时，其核间距离的一半

d=198pm

r(Cl)=99pmd=154pm

r(C)=77pm范德华半径：分子晶体中，相邻两个非键合原子间距一半

d=320pm

r(Ne)=160pm2.元素性质的周期性2.元素性质的周期性电离能电离能:基态的气态原子失去电子变成气态阳离子，克服核电荷对电子的引力所消耗的能量。第一电离能(I1)：基态的中性气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需的能量第二电离能(I2)：氧化数为+1的气态阳离子失去一个电子形成氧化数为+2的气态阳离子所需的能量Mg(g)-e-→Mg+(g)I1=△H1=738kJ·mol-1Mg+(g)-e-→Mg2+(g)I2=△H2=1451kJ·mol-1电离能用来衡量气态原子失去电子的难易电离能越小，原子越易失去电子；电离能越大，原子越难失去电子2.元素性质的周期性电子亲和能(EA)电子亲合能:基态气态原子得到电子变为气态阴离子，所放出的能量第一电子亲合能(EA1)：基态气态原子得到一个电子形成氧化数为-1的气态阴离子所放出的能量第二电子亲合能(EA2)：氧化数为-1的气态阴离子得到一个电子形成氧化数为-2的气态阴离子所放出的能量O(g)+e-→O-(g)EA1=-141kJ·mol-1O-(g)+e-→O2-(g)EA2

=+780kJ·mol-1电子亲合能用来衡量气态原子得电子的难易电子亲合能代数值越小,原子越易得到电子,变成阴离子2.元素性质的周期性元素的电负性元素的原子在分子中吸引电子的能力。2.元素性质的周期性同一周期，从左到右,电负性逐渐增大同一主族，从上到下,电负性逐渐减小同一副族，从上到下,ⅢB~ⅤB电负性逐渐减小，ⅥB~ⅡB电负性逐渐增大电负性最大的氟（F）是非金属性最强的元素,位于元素周期表右上角。电负性最小的铯（Cs），是金属性最强的元素，位于周期表中左下方。电负性变化规律4.化学键知识点讲解内容共价键离子键金属键配位键离子键离子键：当电负性相差较大的两种元素的原子相互靠近时，电子才会从电负性较小的原子转移到电负性较大的原子上，从而形成离子键。离子型化合物：离子键形成的化合物。离子键离子键的形成1.离子键离子键的结构特征离子所带电荷的符号和数目决定于原子成键时得失电子的数目；主族元素和部分非主族元素所形成的离子的电子层一般是饱和的；副族元素所形成的离子，电子层是不饱和的；离子半径:阴、阳离子的平均距离视为阴、阳离子的半径之和。1.离子键离子键的特点本质是阴、阳离子间的静电引力没有方向性：离子的电场分布是球形对称的，可以从任何方向吸引带相反电荷的离子没有饱和性：只要空间允许，离子尽可能吸引电荷相反的离子，不受离子本身所带电荷的限制2.共价键共价键：原子间由于成键电子的原子轨道重叠而形成的化学键共价键的形成：两个自旋方向相反的电子相互配对、轨道重叠，核间形成一个电子概率密度较大的区域，吸引原子核而成键H2：

H+H→H-H1s11s1HCl：

H+Cl→H-Cl1s13s23p5例如(1)饱和性:共价键的数目受未成对电子数的限制。原子有几个未成对的价电子，一般只能和几个自旋方向相反的电子配对成键。以N2中的共价键为例:共价键的特点：2pNN2pN2:N≡N:例:2.共价键(2)方向性：为满足最大重叠原理,成键时原子轨道只能沿着轨道伸展的方向重叠。以HCl中的共价键为例：

决定了共价化合物分子空间构型，进而对分子性质产生重大影响例如HCl共价键成键过程中：1s和3px轨道的重叠方式2.共价键共价键的类型：+++++____++++____px-

sHClpx-

pxCl2py-

pyN2pz-

pzdxy-

py++σ键s-sH2π键①σ键——轨道沿着键轴的方向以头碰头的方式重叠②π键——轨道沿着键轴的方向以肩并肩的方式重叠2.共价键共价键的参数键能(E):标准状态下，单位物质量的气态物质的共价键断裂，生成气态原子所需能量。键能越大，键越牢固，分子越稳定三键键能>双键键能>单键键能键长(l):成键原子的两核间的距离。键长越短，键的强度越大。单键(l)>双键(l)>三键(l)l2.共价键键角(ɑ):分子中，相邻两键之间的夹角COO116pm180ºH2O分子键长键角CO2分子键长键角CH4分子键长键角OHH104º4595.8pm键的极性:是由成键原子的电负性引起的共价键可以分为：非极性共价键、极性共价键成键原子的电负性差值越大，共价键的极性就越大3.配位键配位键：一个成键原子提供共用电子对(孤对电子)，另一个成键原子提供空轨道所形成的特殊共价键。例如NH4+中的配位键形成例如Al2Cl6中的化学键孤对电子空轨道配位键与共价键的区别仅为形成过程不同含有配位键的常见离子有:[Ag(NH3)2]+,[Cu(NH3)4]2+,SO42,PO43,ClO4-4.金属键金属键:自由电子的运动，把金属正离子牢牢地粘在一起,形成金属晶体的结合力金属键的特征:无饱和性和方向性光泽导电性导热性延展性金属特性较高熔点和沸点较大硬度知识点讲解内容共价键离子键金属键配位键5.分子空间结构知识点讲解内容杂化轨道类型杂化与杂化轨道1.杂化与杂化轨道原子成键时，参与成键的若干个能量相近、类型不同的原子轨道“混杂”，组成一组新的能量和类型相同、利于成键的新轨道。Be原子轨道杂化过程轨道杂化1.杂化与杂化轨道杂化轨道轨道的杂化发生在形成分子的过程中，孤立的原子不能发生杂化。轨道杂化后，形成新的原子轨道。1.杂化与杂化轨道杂化轨道与轨道性质杂化前后轨道数目不变杂化后轨道伸展方向，形状和能量发生改变轨道成分发生改变杂化轨道比原轨道成键能力强，形成的化学键键能更大，成键后整个分子体系能量降低，使形成的分子更稳定杂化后的轨道，在成键时能更大程度的重叠2.轨道杂化类型与分子空间构型sp杂化：同原子内的1个ns轨道和1个np轨道杂化，重新组成2个能量相等的sp杂化轨道的过程。轨道杂化目的：与其他原子成键时，轨道能达到最大重叠，键能更大分子稳定。BeCl2的形成过程sp杂化2.轨道杂化类型与分子空间构型sp2杂化：同原子内的1个ns轨道和两个np轨道杂化，重新组成3个能量相等的sp2杂化轨道的过程。BF3的形成过程sp2杂化2.轨道杂化类型与分子空间构型sp3杂化：同原子内的1个ns轨道和三个np轨道杂化，重新组成4个能量相等的sp3杂化轨道的过程。CH4的形成过程sp3杂化2.轨道杂化类型与分子空间构型不等性杂化：同原子内的1个ns轨道和3个np轨道杂化，重新组成4个能量和形状不完全相等的sp3杂化轨道的过程(此时有轨道中有不参与成键的孤对电子)NH3的形成过程不等性sp3杂化2.轨道杂化类型与分子空间构型H2O的形成过程知识点讲解内容杂化轨道类型杂化与杂化轨道6.分子极性与分子间力知识点讲解内容分子的极性分子间力氢键1.分子的极性极性分子正、负电荷中心不重合的分子正、负电荷中心重合的分子非极性分子分子极性与键的极性分子无极性键无极性，如：H—H分子有极性键有极性，如：H—X双原子分子键的性质决定分子的性质分子极性与键的极性分子无极性键有极性，结构对称如：CH4、BF3、CCl4、CO2等分子有极性多原子分子分子的性质受键的性质与空间结构共同影响键有极性，结构不对称如：H2O、H2S、CHCl3分子偶极矩(μ)：分子极性的大小偶极矩(μ)分子中电荷中心的电荷量(q)与正、负电荷中心距离(d)的乘积。μ

的方向从正极指向负极(规定+q→-q)。μ=q·d,μ的单位:库·米(C·m)μ=0非极性分子μ≠０极性分子，μ越大,分子极性越强d+q_qμ多原子分子，μ等于分子中各共价键μ的向量和双原子分子，μ等于其共价键的μ；

2.分子间力取向力——存在于极性(永久偶极)分子相互之间静电引力取向＋-＋-＋-＋-＋-＋-(a)分子相距较远(b)取向(c)诱导2.分子间力诱导力——存在于极性分子间，或极性分子与非极性分子之间(诱导偶极)静电引力＋

-±＋

-+

-+

-+

-＋

-＋

-(a)分子相距较远(b)分子靠近时产生诱导偶极，或使偶极矩加大色散力——存在于任何分子之间。是“瞬时偶极”相互作用的结果。＋

-±±＋

-＋

-＋

-非极性分子的瞬时偶极之间的相互作用某一瞬间正负电荷发生偏离，分子变形总体正负电荷重合分子极性不大时，色散力(主要)远大于诱导力和取向力。分子间力与分子极性的关系分子极性色散力诱导力取向力非极性—非极性√非极性—极性√√极性—极性√√√分子间力与分子极性的关系分子间力的特征分子间力的强度比化学键小1到2个数量级，所以分子间力主要影响物质的物理性质，而化学键则主要影响物质的化学性质。分子间力无饱和性和方向性。氢键氢键：与电负性极强的元素(O、N、F)相结合、且几乎裸露的H原子核与另一个分子(HF、NH3、H2O)中电负性极强的原子(F、N、O)

的某一孤对电子相吸引，产生静电引力。氢键的特点：氢键表示：X-H‥‥Y(X、Y代表F、O、N，X与Y可相同或不同)氢键不是化学键但有饱和性：H原子在形成一个共价键后，只能再形成一个氢键;有方向性：以H原子为中心的三个原子处在一条直线，以使两个电负性大的原子相距最远，排斥力最小。

HO···HO···HO···

HHH分子间氢键

HHHHH

FFFFFFONOOHN

HOOO分子内氢键HNO3邻硝基苯酚HF,H2O,NH3HNO3,邻硝基苯酚氢键类型：氢键对物质性质的影响：分子间氢键熔、沸点升高溶解度增大粘度增大分子内氢键熔、沸点降低溶解度增大知识点讲解内容分子的极性分子间力氢键7.晶

体知识点讲解内容离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体晶体与非晶体晶体大量微观物质单位(原子、离子、分子等)在空间按一定规律周期重复有序排列构建的，具有整齐外形，以多面体呈现的固体物质。例如：石英晶体、食盐、方解石等。晶体与非晶体非晶体结构无序或者近程有序而长程无序的物质，组成物质的分子（或原子、离子）不呈空间有规则周期性排列的固体，它没有一定规则的外形。例如：玻璃体、松香、石蜡等。石英晶体石英玻璃微粒有序排列微粒无序排列固体晶体非晶体晶体与非晶体的性质特点特征晶体非晶体形貌有一定的几何外形没有一定的几何外形熔点有固定的熔点，晶体在熔化时温度保持不变，直至全部熔化后，温度才开始上升（如金属锂的熔点180.5℃）无固定的熔点，在加热时，由开始软化到完全熔化，整个过程中温度不断的变化(松香50~70℃软化,70℃以上全部熔化)各向异性有各向异性无各向异性，但有各向同性晶体的内部结构晶体的内部结构↙结点结点：把晶体中规则排列的微粒抽象为几何学中的点。晶格点阵：沿一定方向按某种规律把结点联接起来的几何图形。晶体的内部结构晶体内部的微粒的排布是有序的，在不同方向按确定的规律重复性地排列。晶胞晶胞：构成晶体的最小结构单元在晶体中，能表现出其结构的一切特征的基本重复单位。晶胞为晶体的缩影，它具有：晶体的基本重复单元；能代表晶体的化学组成；必然为平行六面体。晶体分类分类依据晶体种类结构特点典型晶体根据晶格中晶核数量单晶体一个晶核各向均匀生长而成,晶体内部的粒子基本上保持其特有的排列规律单晶冰糖、单晶硅、宝石、金刚石多晶体很多单晶微粒杂乱无规则的聚结而成，各向异性特征消失，整体一般不表现各向异性多数金属和合金都是多晶体根据晶格中结构粒子种类和键的性质离子晶体离子间引力CsI、NaCl分子晶体分子间作用力、氢键原子晶体原子间共价键结合金刚石金属晶体金属键各金属离子晶体离子晶体离子间通过静电引力结合形成的晶体。离子化合物在常温下均为离子晶体，如：NaCl、MgO、CaO。离子晶体中，