第一章_物质结构基础知识ppt课件

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1、第一章物质结构基础 第一节 原子核外电子的运动状态 第二节 原子核外电子的排布 第三节 元素基本性质的周期性 第四节 化学键 第五节 第六节 杂化轨道理论与分子空间构型 分子间力和氢键 第一节原子核外电子的运动状态 一 微观粒子的波粒二象性 光的波粒二象性 20世纪初 爱因斯坦提出了质能转换关系 E mc2 光具有动量和波长 也即光具有波粒二象性 由于E hv c v hv mc2 mc v h mc h p式中 c为光速 h为普朗克常数 h 6 626 10 34J s 1 p为光子的动量 1924年法国物理学家德布罗意提出电子等微粒也具有波粒二象性 并预言其波长入和质量m存在关系式 h 普

2、朗克常数v 微观粒子的速度 1927年德布罗意的假设被电子衍射实验证实 电子束 物理学的研究表明 微观粒子和经典力学中的质点不同 它不遵守牛顿力学定律 没有固定的运动轨迹 应用量子力学描述微观粒子的运动状态 量子力学认为微观粒子的能量是量子化的 粒子可处于不同能级上 当粒子从一个能级跃迁到另一个能级时 能量变化是跳跃式 不连续的 结论 二 波函数和原子轨道 描述核外电子运动的波动方程 薛定谔方程 电子的波函数 是空间坐标x y z的函数m 电子的质量E 电子的总能量V 电子的势能 由薛定谔方程解出来的描述电子运动状态的波函数 有时是波函数的线性组合 在量子力学上叫做原子轨道 它可以表示核外电子

3、的运动状态 解出每一个原子轨道 都同时解得一个特定的能量E与之相对应 式中 z是原子序数 n是参数 eV是能量单位 在此 并不要求我们去解薛定谔方程 只要了解薛定谔方程的一般思路即可 三 概率密度和电子云 概率 电子在某一区域出现的机会 概率与电子出现区域的体积有关 也与所在研究区域单位体积内出现的次数有关 概率密度 电子在单位体积内出现的概率 概率与概率密度之间的关系 概率 W 概率密度 体积 V 相当于质量 密度和体积三者之间的关系 电子云图是概率密度 2的形象化说明 用点的疏密表示概率密度分布 黑点密集的地方 2的值大 概率密度大 反之概率密度小 当某空间区域中概率密度一致时 我们可用乘

4、法求得概率 量子力学理论证明 概率密度 2 于是有w 2 V 例如 氢原子1s电子云 四 四个量子数及其对核外电子运动状态的描述 1 主量子数 n 取值 1 2 3 4 n为正整数光谱符号 K L M N 意义 表示核外电子离核的远近 或者说是电子所在的电子层数 是决定电子能量的重要因素 n 1表示第一层 K层 离核最近 n越大离核越远 E 电子能量 Z 原子序数 eV 电子伏特 能量单位 1eV 1 603 10 19J 2 角量子数 l 取值 受n限制 对于确定的主量子数n 角量子数l可以为0 1 2 3 4 n 1 共n个取值 光谱符号 s p d f g 表示 例如 n 3 角量子数l

5、可取0 1 2共三个值 依次表示为s p d 意义 角量子数l决定原子轨道的形状 l 0表示s轨道 形状为球形对称状l 1表示p轨道 形状为哑铃状l 2表示d轨道 形状为花瓣状l 3表示f轨道 形状为复杂的花瓣形 同层中 即n相同 不同形状的轨道称为亚层 也叫分层 对多电子原子 由于电子之间的相互作用 当n相同 l不同时 各分层电子的能力也不同 当主量子数相同 轨道的能量高低顺序为 ns np nd nf 3 磁量子数 m 取值 受角量子数l的影响 对于给定的l m可取 0 1 2 3 l 共 2l 1 个值 例如 l 3 则m 0 1 2 3 共7个值 意义 m决定原子轨道的空间取向 每一种

6、m的取值 对应一种空间取向 m的不同取值 或者说原子轨道的不同空间取向 一般不影响能量 在没有外加磁场的情况下 l相同而m不同的原子轨道其能量是相同的 n l m一组量子数可以决定一个原子轨道的离核远近 形状和伸展方向 4 自旋量子数 ms 电子既有围绕原子核的旋转运动 也有自身的旋转 称为电子的自旋 取值 只有两个 1 2和 1 2 电子的自旋方式只有两种 可示意为顺时针方向和逆时针方向 通常用 和 表示 所以 描述一个电子的运动状态 要用四个量子数 n l m ms 同一原子中 没有四个量子数完全相同的两个电子存在 四个量子数的基本概念 一 核外电子排布的规律 1 保里 Pauli 不相容

7、原理 三种表达方式 1 在同一原子中 不可能存在所处状态完全相同的电子 2 在同一原子中 不可能存在四个量子数完全相同电子 3 每一轨道只能容纳自旋方向相反的两个电子 第二节原子核外电子的排布 能量最低原理 在不违背保里不相容原理的前提下 电子在各轨道上的排布方式应使整个原子能量处于最低状态 洪特规则 能量相同的轨道 如3条p轨道 5条d轨道 7条f轨道 叫等价轨道或简并轨道 电子分布到等价轨道时 总是优先占据不同轨道 且平行自旋 特例 等价轨道处于全满 半满或全空状态时能量较低 比较稳定 如全满 p6 d10 f14 半满 p3 d5 f7 全空 p0 d0 f0 提问 二 原子轨道近似能级

8、图 Pauling 美国著名结构化学家 根据大量光谱实验数据和理论计算 提出了多电子原子的原子轨道近似能级图 所有的原子轨道 共分成七个能级组 第一组1s第二组2s2p第三组3s3p第四组4s3d4p第五组5s4d5p第六组6s4f5d6p第七组7s5f6d7p 其中除第一能级组只有一个能级外 其余各能级组均以ns开始 以np结束 各能级组之间的能量高低次序 以及能级组中各能级之间的能量高低次序 在下页的图示中说明 Pauling近似能级图 1s Pauling近似能级图表示的顺序 1 意义 反映了原子轨道能级高低 电子填充的顺序 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6

9、p 7s5f6d7p 2 特点 其一 按能级高低而不是按电子层的顺序排列 其二 原子轨道与能级组 周期 电子最大容量的关系 l相同 n不相同 n越大 能量越高 n l都不同 出现能级交错 其四 各原子轨道的能级由n l共同决定 其三 对n l相同的轨道 等价轨道 其能量相同 n相同 l不同 l越大 能量越高 除氢原子外 我国化学家徐光宪教授 根据光谱实验数据 对基态多电子原子轨道的能级高低提出一种定量的依据 即n 0 7l值愈大 轨道能级愈高 并把n 0 7l值的第一位数字相同的各能级组合为一组 称为某能级组 根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为1s 2s 2p 3s 3p 4s

10、3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 括号表示能级组 此顺序与鲍林近似能级顺序吻合 多电子原子能级组 1 电子排布式 依据 原子核外电子排布三原则 近似能级图 举例 Z 24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 Ar 3d54s1 Ar 称为原子实Z 29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 Ar 3d104s1 三 核外电子的排布和元素周期系 0 IIA IA 元素周期表 2 元素的周期 周期的划分与能级组的划分完全一致 每个能级组都独对应一个周期 共有七个能级组 所以共有七个周期 第一周期 2种元素第一能级组 2个电子1个能级1s1个轨道 第二周期

11、 8种元素第二能级组 8个电子2个能级2s2p4个轨道 第三周期 8种元素第三能级组 8个电子2个能级3s3p4个轨道 第五周期 18种元素第五能级组 18个电子3个能级5s4d5p9个轨道 第四周期 18种元素第四能级组 18个电子3个能级4s3d4p9个轨道 第七周期 32种元素第七能级组 32个电子4个能级7s5f6d7p16个轨道 第六周期 32种元素第六能级组 32个电子4个能级6s4f5d6p16个轨道 3 元素的区和族 s区元素最后一个电子填充到s能级上的元素 包括IA族 IIA族 价电子组态为ns1 2 属于活泼金属 p区元素最后一个电子填充到p能级上的元素 包括IIIA族 I

12、VA族 VA族 VIA族 VIIA族 0族 VIIIA族 价电子组态为ns2np1 6 右上方为非金属元素 左下方为金属元素 s区和p区元素的族数 等于价层电子中s电子数与p电子数之和 若和数为8 则为0族元素 也称为VIIIA族 价电子是指排在稀有气体原子实后面的电子 在化学反应中能发生变化的基本是价电子 d区元素最后一个电子填充到d能级上的元素 包括IIIB族 IVB族 VB族 VIB族 VIIB族 VIII族 价电子组态一般为 n 1 d1 8ns2 为过渡金属 n 1 d中的电子由不充满向充满过渡 第4 5 6周期的过渡元素分别称为第一 第二 第三过渡系列元素 d区元素的族数 等于价层

13、电子中 n 1 d的电子数与ns的电子数之和 若和数大于或等于8 则为VIII族元素 ds区元素价层电子组态为 n 1 d10ns1 2 有时将d区和ds区定义为过渡金属 ds区元素的族数 等于价层电子中ns的电子数 f区元素最后一个电子填充到f能级上的元素 价电子组态为 n 2 f0 14 n 1 d0 2ns2 包括镧系和锕系元素 称为内过渡元素 n 2 f中的电子由不充满向充满过渡 有时认为f区元素属于IIIB族 长式周期表元素分区示意图 B A B B B B B B A A A A A n 2 f1 14 n 1 d0 1ns2 f区 d区 s区 p区 ns1 ns2 n 1 d1

14、10ns1 2 ns2np1 6 第三节元素基本性质的周期性 一 原子半径 AtomicRadius 用r表示 共价半径 rc 两种或同种元素的两个原子以共价单键结合时 其核间距的一半 金属半径 rm 金属晶格中 金属原子核间距的一半 范德华半径 rv 在单质中 两个相邻原子在没有键合的情况下 仅借范德华引力联系在一起核间距离的一半 定义 同一主族元素从上到下 随电子层数增大 半径增大 2 规律 原子半径在同族中的变化 同一副族元素半径增加的幅度减小 镧系收缩所致 短周期 增加的电子在最外层 屏蔽作用小 有效电荷增加较大 半径减小较明显 原子半径在同周期中的变化 镧系收缩 镧系元素从镧到镥整个

15、系列的原子半径减小不明显的现象 导致结果 B族后第五 六周期各对元素分离困难 金属活泼性减弱 规律 同一周期 从左到右 电子层数不变 核电荷依次增加 半径变化的总趋势是逐渐减小 稀有气体半径突然增大 长周期 增加的电子在次外层或倒数第三层 屏蔽作用大 有效电荷增加缓慢 半径减小也很缓慢 二 电离能 IonizationEnergy 用I表示 定义 基态的气态原子失去一个电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称第一电离能 I1 Na g e Na g I1 495kJ mol 1 气态 1价离子失去一个电子成为 2价离子所需的能量称第二电离能 I2 元素的第一电离能越小表示越容易失去电子

16、即该元素的金属性越强 电离能的大小 反映了原子失去电子的难易 从上到下 r增大 I依次减小 规律 同一周期 主族元素 从左到右 核电荷依次增加 r减小 核对外层电子引力增大 I依次增大 同一主族 副族元素 不管是族还是周期 变化都不规则 定义 分子中原子吸引电子的能力 三 电负性 Electronegativity 用X表示 X越大 原子容易吸收电子形成负离子 X越小 原子容易失去电子形成正离子 X反映原子得失电子的倾向 是金属元素和非金属元素界定的标准 但不是绝对标准 X 2为非金属元素 X 2为金属元素 规律 同一周期 同一主族 从左到右 电负性增大 F 4 0 从上到下 电负性减小 Cs 0 79 副族元素没有明显的变化规律 H2 18Li0 98Na0 93K0 82Rb0 82Cs0 79 Be1 57Mg1 31Ca1 00Sr0 95Ba0 89 Sc1 36Y1 22Lu1 2 Ti1 54Zr1 33Hf1 3 V1 63Nb1 60Ta1 5 Cr1 66Mo2 16W2 36 Mn1 55Tc1 9Re1 9 Fe1 8Ru2 28Os2 2 Co1 88Rh2