原子结构和分子结构

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1、第六章 原子结构和分子结构,CHAP.6 ATOMIC STRUCTURE & MOLECULAR STRUCTURE,第六章 原子结构和分子结构,第一节 原子结构 第二节 分子结构 第三节 氢 键,第一节 原子结构,一、电子云和概率密度 二、原子轨道和量子数 三、原子轨道的角度分布图 四、原子的电子构型,微观粒子的波粒二象性,1924年法国物理学家德布罗意(L. de Broglie)提出了电子等实物粒子与光一样也有波粒二象性的假设。既具有粒子性又具有波动性。,一、电子云和概率密度,一、电子云和概率密度,波动性： 1、电子在核外运动没有固定的运动轨迹。 2、不能准确地预测某一时刻电子在核外空

2、间出现在何处。 3、用波函数模的平方|2表示电子在空间某处单位体积内出现的概率。,|2称为概率密度(probability density)。,一、电子云和概率密度,将空间各处的|2值的大小用疏密程度不同的小黑点表示， 在单位体积内黑点数与|2成正比的图形称为电子云。 小黑点密集的地方表示电子出现的概率密度大。,基态氢原子1s电子云的界面图,一、电子云和概率密度,电子云是概率密度的形象化描述。,离核越近，电子云越密集，电子出现的概率密度愈大； 离核愈远，电子云愈稀疏，电子出现的概率密度愈小。,二、原子轨道和量子数,量子力学中用一套合理的三个量子数n、l、m确定一个波函数n,l, m（原子轨道）

3、，与另一量子数 s 一同来描述特定核外电子的运动状态。 主量子数 n (轨道)角(动量)量子数 l 磁量子数 m 自旋(角动量)量子数 s,（一）主量子数 n (principal quantum number),取值：任意非零正整数，即n1、2、3、n,n意义：,俗称电子层。,n值越大，电子出现概率最大的区域距核越远，能量越高。,当 n 1、2、3、4时， 光谱学符号 K、L、M、N。,(2)决定电子能量的主要因素。,(1)反映了电子在核外空间出现概率最大的区域离核的远近；,（二）角量子数 l (orbital angular momentum quantum number),l取值：受n限

4、制，l0、1、2、3 (n-1) 正整数，共可取n个值。,(1)决定原子轨道和电子云的形状；,n 值 1 2 3 4 l 值,0,0，1,0，1，2,0，1，2，3,l 意义: 决定了同一电子层中不同的亚层 （能级）。,l 值 0 1 2 3 4 5 亚层符号 形状,s,球形,p,d,f,g,h,双球形,花瓣形,（二）角量子数 l (orbital angular momentum quantum number),例: n=2，l0的称2s电子亚层； n3，l1的称为3p电子亚层,Ens Enp End Enf,(2)在多电子原子中配合n一起决定电子的 能量。,n 相同， l 越大，能量越高。

5、,氢是单电子，例外（只决定于n）,（三）磁量子数 m (magnetic quantum number),取值：受l 限制，可取包括0、1、2、 3直至l，共2l+1个数值。,m意义：决定原子轨道和电子云在空间的伸展方向。,l 值 0 1 2 m 值,即：s 亚层只有1个AO; p 亚层有3个AO; d 亚层有5个 AO; f 亚层有7个AO.,n和l都相同、m不同的原子轨道能级相同，称为等价轨道或简并轨道 ，以n、l值命名。,0,-1, 0, 1,-2, -1, 0, 1, 2,s、p、d、f 轨道依次有1、3、5、7 种取向。,（四）自旋量子数 s (spin angular moment

6、um quantum number),取值：+1/2和1/2，分别表示顺时针和逆时针两种自旋运动，通常也可分别用符号“”和“” 。,表征：核外电子除围绕原子核的空间运动状态外本身的自旋运动。,在同一原子轨道中，可容纳两种相反自旋方向的电子，成为成对电子，它们具有相同的能量。,表:量子数n、l、m与原子轨道间的关系,1,0,0,1s,1,2,0,1,0,0,1,2s,2PZ,2PX,2PY,9,3,0,1,2,1,0,0,0,1,2,3s,3PZ,3PY,3PX,3dz2,3dxz,3dyz,3dxy,3dx2-y2,4,量子数举例,原子核外的每个电子的运动状态均可用对应的一套n、l、m、s四个

7、量子数来描述。,例如，与3s1对应的量子数为,2s: n = 2，l = 0，m =0;,n3，,l = 0，,m = 0，,s = +1/2或1/2。,也可写为(3, 0, 0, +1/2)或(3, 0, 0, 1/2),说明2s、2p、3d 、4f 所对应的量子数。,2p: n = 2，l = 1， m= +1, 0, -1 ；,3d: n = 3，l = 2， m= +2,+1, 0, -1,-2 ；,4f: n = 4，l = 3， m= +3, +2,+1, 0, -1,-2, -3 ；,一个原子轨道由三个量子数n、l、m确定。,量子数举例,练习： 1. 补足下列缺少的量子数: n

8、= 3, l = 1, m = ?, s = -1/2。,解:,m = +1, 0, -1,2. 以下组合是否正确: (1) n = 3，l = 2，m =3，s = -1/2； (2) n = 2，l = 2， m=0, s = +1/2；,解:,(1) m = +2, +1, 0, -1, -2,(2) l = 1, 0,三、原子轨道的角度分布图,氢原子轨道的角度分布图,正负号表示Y取值的正负。当两个波相遇产生干涉时，同号则相互加强，异号则相互减弱或抵消。,角度波函数Y 表示在某个方向上的数值（曲面到原点的距离），进而表示|2的大小，与电子离核距离（n）无关。,氢原子轨道的角度分布图,由于

9、角度波函数Y与n无关，只要l、m相同，其角度分布图像相同 。,如1s和2s，2px和3px的角度分布图像相同 。,四、原子的电子构型（电子的排布）,1、核外电子排布的一般规则:,泡利不相容原理; 每个AO中最多容纳两个自旋方向相反的电子。,能量最低原理; 电子在核外排列应尽可能先排布在低能级轨道上再 向高能级排布。,例如，11Na原子核外电子在原子轨道中的填充为 1s2 2s2 2p6 3s1,根据这一原理可算出各电子层最多能容纳电子数为2n2。,徐光宪公式,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，原子能

10、级由低到高依次为,1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p),括号表示能级组，不同能级组能量差别大。,我国著名化学家北京大学徐光宪教授，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半定量的依据:,例如，8O原子核外电子在原子轨道中的填充情况可表示为,而不是,或,洪特规则： 电子将尽可能单独分占不同的等价轨道,且自旋方向平行。,p6d10f14,p3d5f7,p0d0f0,轨道处于全充满、半充满、全空时, 原子较稳定。,洪特规则特例:,原子芯(atomic kernel)：内层已填充满至稀有气体元素电子层结构的部分，用稀

11、有气体元素符号加方括号表示。,四、原子的电子构型（电子的排布）,2、基态原子的电子排布式（又称电子组态）:,(1)排布顺序与书写: 按能级高低顺序由低到高 排布。 例 27号Co:,1s,2,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,7,4s,书写时改为: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d74s2,也可书写为: Ar 3d7 4s2,18Ar的电子排布式为: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6,价层电子排布（构型）,其中Ar表示Co的原子芯。,四、原子的电子构型（电子的排布）（练习）,练习1. 写出 19号K 的核外电子排布式。,1s,2,2s,2,2p,6,3s,2,

12、解：按能级高低顺序由低到高 排布为,也可书写为: Ar 4s1.,练习2. 写出 33号As的核外电子排布式。,1s,2,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,10,4s,书写时改为: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s24p3,解：按能级高低顺序由低到高 排布为,也可书写为: Ar 3d104s24p3,3p,6,1,4s,4p,3,四、原子的电子构型（电子的排布）（练习）,解：按能级高低顺序由低到高 排布为,练习3. 写出 24号 Cr的核外电子排布式,书写时改为: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 5 4s1,1s,2,2,2s,2,2p,6,3

13、s,2,3p,6,3d,4,4s,也可书写为: Ar 3d5 4s1.,练习4. 写出 29号Cu 的核外电子排布式。,1s,1,2,2s,2,2p,6,3s,2,3p,6,3d,10,4s,书写时改为: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s1,解：按能级高低顺序由低到高 排布为,也可书写为: Ar 3d10 4s1.,1,5,四、原子的电子构型（电子的排布）,失电子顺序: npns(n - 1)d (n - 2)f,原子失电子顺序并不是填充电子顺序的逆方向.,Fe2+的电子排布式Ar,6,再比如25Mn2+:,3d,Ar,3d,5,而不是:Ar3d4 4s2.,4、阳离子的电

14、子排布:,26Fe 的电子排布式为Ar3d6 4s2.,3、阴离子的电子排布:,35Br- 的电子排布式为,例如Fe2+:,1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s2 4p6,先失最外层,第二节 分子结构,化学键(chemical bond) 定义 分子或晶体中相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用力。 种类 离子键、共价键和金属键。,共价键的理论、类型、杂化理论及分子的空间构型,如 H + H HH 或HH,一、 经典价键理论,要点认为两个或多个原子可以相互“共有”一对或多对电子，以便达到稀有气体原子最外层2或8电子层结构（或称为Lewis结构），而生成稳定的分子。,共价键电子理

15、论:,1916年美国化学家Lewis提出,分子中的通过共用电子对连接的化学键称为共价键。,局限性:,二、氢分子的形成和现代价键理论,两个氢原子接近时系统势能变化曲线,两H原子的1s轨道重叠示意图,1. 共价键的形成:,二、 氢分子的形成和现代价键理论,前提条件,一是原子在化合前有单电子；,本质自旋相反的单电子所处的两原子轨道重叠、单电子两两配对，使电子云密集于两核之间，系统能量降低，形成共价键。,现代价键理论（VB法）要点:,二是单电子的自旋方向相反。,(1) 饱和性:,现代价键理论（VB法）要点:,两原子自旋相反的单电子配对之后，不能再与第三个原子的单电子配对成键，即每个原子能够形成的共价键数目受该原子未成对电子的数目限制。,2个N原子形成共价叁键的N2分子。,2. 共价键特征,He 原子没有单电子，,例如,2个He原子不能形成He2分子；,Cl 原子有1个单电子，,2个Cl原子形成共价单键的Cl2分子；,O原子有2个单电子，,与2个H原子形成共价键的H2O分子；,N原子有3个单电子，,现代价键理论（VB法）要点:,原子轨道最大重叠原理：,成键时，两原子轨道重叠愈多，两核间电子云愈密集，形成的共价键愈牢固。,方向性：,共价键的形成将尽可能沿着原子轨道最大程度重叠的方向进行。,例如：HCl分子的形成。,