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1、第五章 物质结构基础普通化学普通化学15.1.1核外电子运动的特殊性核外电子运动的特殊性5.1.2原子核外电子排布原子核外电子排布5.1.3原子的电子层结构和元素周期表原子的电子层结构和元素周期表5.1.4元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性5.1原子结构原子结构5.2化学键化学键5.4分子间相互作用力分子间相互作用力5.3分子空间构型分子空间构型2本章重点5元素周期表与元素性质的周期性元素周期表与元素性质的周期性1微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性3核外电子排布周期性核外电子排布周期性2四个量子数四个量子数4核外电子排布能量三原则核外电子排布能量三原则6离子键、金属键、共价键离子键
2、、金属键、共价键7杂化轨道理论和分子的空间构型杂化轨道理论和分子的空间构型8分子间作用力与氢键分子间作用力与氢键3近代原子结构理论的研究是从最简单的氢原子光谱开始的连续光谱和线状光谱(原子光谱）不连续的、线状的，不连续的、线状的，是很有规律的是很有规律的. .氢原子光谱特征氢原子光谱特征: :5.1原子结构原子结构图片来源于暨南大学化学系分析化学教研室制作PPt4氢氢原原子子核核内内只只有有一一个个质质子子，核核外外只只有有一一个个电电子子，它它是是最最简简单单的的原原子子。在在氢氢原原子子内内，这这个个核核外外电电子子是是怎怎样样运运动动的的？这这个个问问题题表表面面看看来来似似乎乎不不太太
3、复复杂杂，但但却却长长期期使使许许多多科科学学家家既既神神往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程。往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程。1、爱因斯坦的光子学说爱因斯坦的光子学说2、普朗克的量子化学说、普朗克的量子化学说3、氢原子的光谱实验、氢原子的光谱实验4、卢瑟福的有核模型、卢瑟福的有核模型1913年，年，28岁岁的的Bohr在在的基础上，建立了的基础上，建立了BohrBohr理论理论. 5.1.1核外电子运动的特殊性核外电子运动的特殊性 1.玻尔理论玻尔理论5玻尔原子模型要点：玻尔原子模型要点：定态轨道概念：核外电子运动取一定的轨道，在此轨道上运动的电子不放出也不吸收能量。轨道能
4、级的概念：不同定态轨道的能量是不同的，离核近能量低，离核远能量高，轨道的不同能量状态称为能级，正常状态下，电子在低能轨道上称为基态，获能量后可到高能轨道上，成为激发态。6玻尔理论成功解释了氢原子和类氢原子光谱，缺陷是不能解释多电子原子光谱。激发态原子发光的原因：激发态原子不稳定，当跃迁到低能级时，释放出能量，以光的形式释放出来，不同元素的原子发光时，各有特征的光谱。轨道能量量子化概念：轨道间能量差值是不连续的，轨道能量是不连续的，即核外电子运动的能量是量子化的。表征微观粒子运动状态的某些物理量的能量在不连续的变化，称为量子化。7光的波粒二象性1905年爱因斯坦提出了光子学说，圆满地解释光电效应
5、。光作为一束光子流，其能量表示为E =h，光不仅具有波动性，而且具有粒子性。波粒二象性是光的本性。爱因斯坦的质能关系式为：和E=h可以给出光子的波长和动量p之间的关系式： 2.微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性其中p是光子的动量，是光子的波长，c是电磁波在真空中的传播速度，h是普朗克常数8微观粒子的波粒二象性1924年，法国物理学家德布罗依预言，假如光具有波粒二象性，那么微观粒子在某些情况下，也能呈现波动性。左边是电子的波长 ，表明它的波动性特征，右边是电子的动量代表它的粒子性，通过普朗克常数把电子的粒子性和波动性定量地联系起来，这就是电子的波粒二象性。91927年，美国物理学家戴维逊在
6、进行电子衍射实验时发现高速运动的电子束穿过晶体光栅投射到感光底片上时，得到的不是一个感光点，而是明暗相间的条纹，与光的衍射图相似，证实了电子的波动性。电子衍射实验示意图感光屏幕感光屏幕薄晶体片薄晶体片电电子子束束电电子子枪枪衍射环纹衍射环纹101926年，奥地利物理学家薛定谔提出了描述电子运动状态的数学表达式，即著名的微观粒子运动方程薛定谔方程。式中: 为波函数, 是空间坐标 ， ， 的函数是体系总能量；V是势能，m是电子的质量，h是普朗克常数。方程中m，E，V体现电子的微粒性，体现波动性。 3.波函数和原子轨道波函数和原子轨道11直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,)的转换222zyx r+
7、 =cosrz = =q qsinsinry =cossinrx=12其中: R(r)为波函数的径向部分,是电子离核距离r的函数；Y(,)为波函数的角度部分,是两个角度和的函数。()(),rzyx =( )(),YrR=波函数径向函数波函数径向函数角度函数角度函数13从薛定谔方程中求出 的具体函数形式，即为方程的解。它是一个包含 n, l, m 三个常数项的三变量的函数，常表示为：n, l, m量子数n, l, m三个量子数是薛定谔方程有合理解三个量子数是薛定谔方程有合理解的必要条件。的必要条件。14波波函函数数是描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，即一定的波函数描述电子一定的运动状态。原
8、子轨道原子轨道是波函数的空间图像，即原子中一个电子的可能的空间运动状态。波函数的意义波函数的意义：是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，是空间坐标x,y,z的函数，每一个波函数叫原子轨道。每一个函数有一相对应的能量波函数没有明确的直观的物理意义，但是表示电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度。15描述原子中各电子的状态（指电子所在的电子层和原子轨道的能级、形状、伸展方向以及电子的自旋方向等）需要四个参数。主量子数（主量子数（n）描述电子层能量的高低次序和离核远近的参数。n可为零以外的正整数。n=1，2，3每个值代表一个电子层：主量子数(n)12345电子层第一层第二层第三层第四层第五层电子
9、层符号KLMNOn值越小，该电子层离核越近，其能级越低。 4.量子数量子数16确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。角量子数（角量子数（）n值确定以后，可为零到(n-1)的正整数，其中每一个l值代表一个电子亚层：角量子数（）012345电子亚层符号spdfgh对于多电子原子来说，同一电子层中的l 值越小，该电子亚层的能级越低，如：2s2p17m的取值决定于l值，可取2l+1个从-l到+l（包括零）的整数，每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。例：三个数值，表示亚层上的三个相互垂直的原子轨道。自旋量子数（自旋量子数（ms）描述核外电子的自旋状态。只有或两个数值，
10、表示电子的一种自旋方向，顺时针和逆时针方向。磁量子数（磁量子数（m）是描述原子轨道在空间的伸展方向的。18将波函数的径向部分视为常量来考虑不同方位上的相对大小，即随变化的图像，这种分布图只与l,m有关,与n无关角度分布图又称为原子轨道的角度分布图 5.波函数的角度分布波函数的角度分布19S原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图20p原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图21d原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图2223轨轨道道角角度度分分布布图图x241939年L.Pauling对周期表中各元素原子的原子轨道能级图进行分析，归纳，总结出多电子原子轨道能级图。5.1.2原子核外电子排布原子核外电子排
11、布 1.多电子原子的能级多电子原子的能级鲍林近似能级图鲍林近似能级图鲍林近似能级图鲍林近似能级图25从图中看出：各电子层能级相对高低为KLMNO同一原子同一电子层内，对多电子原子来说，电子间的相互作用造成同层能级的分裂，各亚层能级的相对高低为EnsEnpEndEnf同一电子亚层内，各原子轨道能级相同。同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错现象，如E4sE3dE4p；E5sE4dE5p；E6sE4fE5dE6p26 2.核外电子排布三原则核外电子排布三原则多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。最低能量原理最低能
12、量原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在，每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。泡利泡利(Pauli)不相容原理不相容原理27例：N原子1s22s22p3的轨道表示式为：1s1s2 22s2s2 22p2p3 3原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同，这样分布时，原子的能量较低，体系较稳定。洪特洪特(Hund)规则规则28洪特规则的特例，等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的，表示为： 全充满：P6，d10,f14半充满：P3,d5,f7 全空：P0,d0,f0例：写出氖、铁原子的电子结构式。 氖 1s22s22p
13、6 原子序数10 铁 1s22s22p63s23p63d64s2 原子序数26为书写方便，将内层已达到稀有气体的电子层结构写成“原子实”，并以稀有气体符号加方括号来表示。例如铁Ar3d64s2, 铬Ar3d54s1 29电子填入轨道次序图电子填入轨道次序图136号元素原子核外电子的排布四个量子数与电子排布式的对应关系价层、原子实的概念基态与激发态电子排布原子失去电子的顺序基态离子的电子排布3.多电子原子核外电子排布多电子原子核外电子排布301IA02IIAIIIAVIIA3s 区区ns1ns2p 区区ns2np1ns2np64IIIBVIIBVIIIIBIIB5d 区区（n-1）d18ns2（
14、有例外）（有例外） ds 区区(n-1)d10ns1267镧镧系元素系元素锕锕系元素系元素（n-2）f 1ns2（n-2）f 14ns2（有例外）（有例外）5.1.3原子的电子层结构和元素周期表原子的电子层结构和元素周期表1、原子的电子层结构与元素的分区、原子的电子层结构与元素的分区31s区元素：A碱金属，A碱土金属。结构特点：ns1,ns2p区元素：A-A族和零族，结构特点：ns2np1-6d区元素：B-B族和族，结构特点：(n-1)d1-8ns2ds区元素：B,B族，结构特点：(n-1)d10ns1-2f区元素：镧系，锕系元素，结构特点：(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns232区原
15、子价层电子构型最后填入电子的亚层包括的元素s sp pd ddsdsf fns1-2ns2np1-6(n-1)d1-8ns1-2(n-1)d10ns1-2(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2最外层的s亚层最外层的p亚层一般为次外层的d亚层一般为次外层的d亚层一般为外数第三层的f亚层（有例外）AA族A-A族和零族B-B族和族B,B族镧系，锕系元素各区元素原子电子分布特点33周期能级组能级组内各原子轨道元素数目1 1（特短）（特短）2 2（短）（短）3 3（短）（短）4 4（长长）5 5（长长）6 6（特（特长长）7 7 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6
16、p 7s5f6d 2 8 8 18 18 32 26未完原子的电子层数与该元素所在的周期数相对应，各周期数又与各能级组相对应的，根据原子的电子层结构不同，把周期表中各元素划为七个周期。2.原子的电子层结构与周期的关系周期与相对应的能级组的关系341IA02IIAIIIAVIIA3s区区ns1ns2p区ns2np1ns2np64IIIBVIIBVIIIIBIIB5d区（n-1）d18ns2（有例外） ds区(n-1)d10ns1267镧镧系元素系元素锕锕系元素系元素(n-2)f114(n-1)d02ns2特短周特短周期期2元素元素短周期短周期短周期短周期8 8元素元素元素元素长周期长周期长周期长
17、周期1818元素元素元素元素特长周期特长周期特长周期特长周期3232元素元素元素元素元素原子最后填入电子的亚层元素原子最后填入电子的亚层元素原子最后填入电子的亚层元素原子最后填入电子的亚层为为为为s s或或或或p p亚层，主族元素，亚层，主族元素，亚层，主族元素，亚层，主族元素，A A族。族。族。族。族数族数族数族数= =价电子数（外层电子数）价电子数（外层电子数）价电子数（外层电子数）价电子数（外层电子数）电子最后填入电子最后填入电子最后填入电子最后填入d d d d或或或或f f f f亚层，亚层，亚层，亚层，副族元素，副族元素，副族元素，副族元素，B B B B族，过渡元素。族，过渡元素
18、。族，过渡元素。族，过渡元素。族数族数族数族数= = = =价层电子数（外价层电子数（外价层电子数（外价层电子数（外+ + + +次外）次外）次外）次外）35如果元素原子最后填入电子的亚层为s或p亚层的，该元素便属于主族元素。如果最后填入电子的亚层为d或f亚层的，该元素便属于副族元素，又称为过渡元素。A族-主族B族-副族3.原子的电子层结构与族的关系36共共价价半半径径：同种元素的两个原子,以共价单键相连时,核间距的一半,为共价半径。如:H2，Cl2等同核单键双原子分子,均可测得其共价半径。5.1.4元素基本性质的周期性元素基本性质的周期性1.原子半径原子半径37金属单质的晶体中,两个相邻金属
19、原子核间距的一半,为该金属原子的金属半径。金属半径金属半径:38范德华半径：单原子分子(He,Ne等),原子间靠范德华力即分子间力结合,两个原子核间距的一半为范德华半径。39原子半径在周期表中的变化规律原子半径在周期表中的变化规律l同一周期主族元素：从左右,r变小l同一周期的d区元素：从左到右，半径略有减小，B和B由于次外层的d轨道全满，形成球对称的电子云，对外层电子起屏蔽作用，使核对外层电子的吸引减小，导致它们比同周期相邻元素原子半径略大。l同周期的f区，由于新增加的电子填入倒数第三层的f轨道，抵消了核电荷的增加对外层电子的吸引，原子半径减小程度很小。l同族中：自上而下，r增大40元素的原子
20、半径41第一电离能：基态的气态原子失去1个电子形成氧化数为+1的气态阳离子时所需的能量 M(g)M+(g)+eI1第二电离能： 氧化数为+1的气态阳离子再失去1个电子，形成氧化数为+2气态阳离子时所需的能量M+(g)M2+(g)+eI2各级电离能大小I1I2I3原子的电离能越小，原子越易失去电子例如例如：2.电离能电离能4243影响电离能大小的因素影响电离能大小的因素影响电离能大小的因素影响电离能大小的因素a.原子的核电荷b.原子半径c.电子层结构电电离离能能增增大大He电电电电离离离离能能能能减减增增小小Cs电电离离能能减减小小大大元素电离能在周期表中的变化规律：43Be：He2s2，全充满
21、结构，比较稳定，不易失去电子。N：He2s22p3，p为半充满结构，比较稳定，不易失去电子。I1增大明显。Ne：He2s22p6，全充满结构，不易失去电子，所以其电离能在同周期中最大。电离能：BeB,NO,Ne最大，如何解释？44基态的气态原子得到1个电子形成1价气态阴离子时所放出的能量叫第一电子亲和能。A(g)+eA-(g)E1同样有E2，E3，E4等。单位:kJ/mol电子亲合能代数值越小，该元素越容易获得电子O(g)+e-O-(g)E1 = -140.0kJ.mol-1O-(g)+e-O2-(g)E2 = 844.2kJ.mol-1例如例如：3.电子亲和能电子亲和能45将F的电负性值定为
22、4.0，将其它元素与其相比而得出其它元素的电负性数据4.电负性（电负性（）电负性的变化规律电负性的变化规律：电电 负负 性性 增增 大大电电F电电负负负负性性性性减减增增小小Cs大大电电 负负 性性 减减 小小46注意注意a.同周期主族中，自左向右，电负性变大，元素的非金属性增强。b.同族中，自上而下，电负性变小，元素的金属性增强。c.副族元素，电负性变化规律不明显d周期表中，右上角的F元素电负性最大，左下角的Cs元素电负性最小。1.电负性是一个相对值，本身没有单位2.目前有几套电负性数据，使用数据时要注意出处，并尽量采取同一套电负性数据47一、选择题：1. 已 知 某 元 素 +2价 离 子
23、 的 电 子 分 布 式 为1s22s22p63s23p63d10，该元素在周期表中所属分区为（）A.s区B.d区C.ds区D.f区E.p区2.具有些列外层电子构型的元素中，电负性最大的是（）A.ns2B.ns2np3C.ns2np4D.ns2np53.具有些列外层电子构型的元素中，第一电离能最大的是（）A.ns2B.ns2np1C.ns2np2D.ns2np3课堂练习题：课堂练习题：48二、填空题二、填空题原子序数原子外层电子构型未成对电子数周期 族所属区1619424849三、简答题三、简答题1.元素原子的最外层仅有一个电子，该电子的量子数是n=4，l=0，m=0，ms=+1/2，试问：（
24、1）符合上述条件的元素可以有几种？原子序数各为多少？（2）写出相应元素原子的电子分布式，并指出在周期表中的位置。50分子结构包括：化学键：化学上把分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互吸引作用称为化学键。 三种基本类型：离子键、共价键、金属键分子的空间构型分子之间还有较弱的相互吸引作用，称为分子间力或范德华力5.2化学键化学键511916年W.Kossel提出，认为离子键的本质是阳、阴离子之间的静电引力，可存在于气体分子内，但大量存在于离子晶体中。离子键：由正、负离子的静电作用而形成的化学键离子化合物：由离子键形成的化合物活泼金属原子与活泼非金属原子所形成的化合物，如NaCl、KCl、Mg
25、O、CaO等，通常都是离子型化合物；主要以晶体的形式存在，具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶于水后其水溶液均能导电。5.2.1离子键理论离子键理论52NaClNa+Cl +_e(1)电负性小的金属原子与电负性大的非金属原子相遇，可发生电子转移；(2)分别形成正负离子；(3)正负离子借静电吸引力而靠拢。1.离子键的形成过程53(1)静电作用力；(2)没有方向性；(3)没有饱和性 1.7 1.7 离子键两原子电负性差值 1.7 1.7 50离子键 1.7 1.7 共价键2.离子键的形成条件3.离子键的特点54NaCl晶体晶体55(1)要点：两原子接近时，自旋方向相反的未成对的价电子可以配对，形成
26、共价键。原子轨道的对称性匹配，形成化学键，系统能量最低-能量最低原理。成键电子的原子轨道如能重叠越多，所形成的共价键就越牢固-最大重叠原理。共价键：原子间靠共用电子对结合起来的化学键共价化合物：由共价键形成的化合物5.2.2共价键理论共价键理论1价键理论（电子配对法，VB法）5657 具有饱和性：每个原子成键的总数或以单键相连的原子数目是一定的，一个原子有几个未成对的价电子，一般就只能和几个自旋方向相反的电子配对成键。例如：N1s22s22p3含三个未成对的价电子，因此两个N原子间最多只能形成三键，即NN分子。(2)共价键的特征：58 具有方向性：s轨道与s轨道在任何方向上都能发生有效重叠，此
27、外，p、d、f轨道都有一定的空间伸展方向，成键电子的原子轨道只有沿着轨道伸展的方向进行重叠，才能实现最大限度的重叠，才能形成稳定的共价健,这就决定了共价键的方向性。共价键形成方向共价键形成方向 非共价键形成方向非共价键形成方向 原子轨道要求尽量的最大重叠原子轨道要求尽量的最大重叠: :59(3)共价键的类型键若原子轨道的重叠部分，对键轴具有圆柱形对称性，所成的键称为键。(Px-Px)键，“头碰头”，电子叫做电子。根据原子轨道重叠部分所具有的对称性分类：6061键若原子轨道的重叠部分，对键轴所在的某一特定平面具有反对称性，所成的键称为键，成键电子叫电子。原子轨道以“肩并肩”方式发生重叠。6263
28、例：N2N:1s22s22p3Px-Px键“头碰头”Py-Py键“肩并肩”Pz-Pz键“肩并肩”重叠程度: 键键，键能: 键取向力取向力 诱导力诱导力3.色散力色散力94色散力动画来源于暨南大学化学系分析化学教研室制作PPt955.4.3氢键氢键969797氢键的形成氢键的形成氢键是由与电负性较强而原子半径小的原子X相结合的H原子和另一电负性强而原子半径小且有孤对电子Y之间的相互作用。氢键通常用X-HY表示，X和Y代表F、O、N等电负性大，而且原子半径较小的原子。X、Y可以相同，可以不同。除了分子间的氢键外，某些物质的分子也可以内氢键。氢键的键能一般在42kJmol-1以下，它比化学键弱得多，
29、但比vanderWaals力强。氢键与vanderWaals力的不同之处是氢键具有饱和性和方向性。98水分子是强极性分子，氧的电负性3.5，比氢的电负性2.1大得多。因此在水分子中OH键的共用电子对强烈偏向氧原子一边。因而氢原子带了部分的正电荷，氧原子带了部分的负电荷。同时由于氢原子只有一个电子，其电子云偏移氧原子的结果，使它几乎成为赤裸的质子，这个半径很小，又带正电性的氢原子与另一个水分子中含有孤电子对且带部分负电荷的氧原子充分靠近产生吸引力，这种吸引力就叫氢键。99动画来源于暨南大学化学系分析化学教研室制作PPt100水杨醛水杨醛(分子内氢键）分子内氢键）101氢键的特点氢键的特点1.具有
30、方向性。使XHY在同一直线上。2.具有饱和性每一个XH只能与一个Y原子形成氢键。3.氢键强弱与元素电负性有关。电负性越大，氢键越强。次序：FHFOHONHFNHN4.氢键的本性是有方向性的分子间力。形成氢键基本条件形成氢键基本条件1.分子中必须有一个与电负性很强的元素形成强极性键的氢原子。2.分子中必须有带孤电子对，电负性大，而且原子半径小的元素。102化合物沸点，熔点升高（分子间氢键）化合物熔点，沸点降低（分子内氢键）溶质与溶剂分子之间形成氢键，互溶度增大。分子间有氢键的液体，一般粘度较大，分子易缔合。如：甘油、浓硫酸氢键的形成对物质性质的影响氢键的形成对物质性质的影响103本章小结本章小结微观粒子的波粒二象性；波函数与原子轨道四个量子数取值及相互关系核外电子排布三原则；鲍林近似能级图元素在周期表中的位置（周期、区、族）离子键和共价键键参数：键能、键长、键角分子空间构型，杂化轨道理论键的极性和分子极性；分子间相互作用力104
