普通化学：第五章课件_物质结构基础

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1、首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页1物质结构基础物质结构基础第5章首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页2第第5章章 目录目录 5.1 原子结构的近代概念原子结构的近代概念 5.2 多电子原子的电子分布方式多电子原子的电子分布方式和周期系和周期系 5.3 化学键与分子间相互作用化学键与分子间相互作用 5.4 晶体结构晶体结构首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页3历史的回顾历史的回顾 Dalton原子学说 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年)Bohr电子分层排布模型 (1913年)量子力学模型(1

2、926年)首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页41. Dalton 原子论 1803年化学元素的最小单元是原子，原子不可再分。有了原子量的概念。2. 电子的发现 19世纪末 Thomson电子是组成原子的一种微粒。“西瓜式”模型3. Rutherford 核式原子结构模型 1911年提出原子核的概念 （行星式、枣糕式）首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页55.1.1 波函数波函数1 光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质能转换关系： E = mc2光具有动量和波长，也就是说光具有波粒二象性光具有动量和波长，也就是说光具有波粒二象性。由于 E =

3、 hv c = v hv = mc2 = mcv 所以 = h / mc = h / p式中，c 为光速, h为普朗克常数， h =6.62610-34Js1 ， p为光子的动量5.1 原子结构的近代概念原子结构的近代概念首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页62 微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性光的波、粒二象性揭示了光被人们忽略的另一面，反之，粒子是否也具有被忽视的另一面，即波动性质呢？1924年，德布罗意(de Broglie)提出微观粒子也具有波的性质，并假设： = h / mv式中， 为粒子波的波长；v为粒子的速率，m为粒子的质量首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末

4、页末页7电子衍射实验示意图电子衍射实验示意图图5.1 电子衍射示意图1927年，粒子波粒子波的假设被电子衍射实验所证实。定向电子射线定向电子射线晶片光栅晶片光栅衍射图象衍射图象概率波首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页83 波函数与量子数波函数与量子数1926年，奥地利物理学家薛定谔（Schrdinger）提出了微观粒子运动的波动方程，即薛定谔方程：其中， 为波动函数，是空间坐标x、y、z 的函数。 E 为核外电子总能量，V 为核外电子的势能，h 为普朗克常数，m 为电子的质量。(x,y,z)首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页9波函数波函数变换为球面坐标变换为球面坐标：

5、x = r sin cos y = r sin sin z = r cos r2 = x2 + y2 + z2 图图5.3 5.3 球面坐标变换球面坐标变换rsinzxyP(x,y,z)z = r cos x = r sin cos y = r sin sin r(x,y,z) (r,)首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页10在整个求解过程中，需要引入三个参数，n、l 和 m。结果可以得到一个含有三个参数和三个变量的函数 = n, l, m(r, , )由于上述参数的取值是非连续的，故被称为量量子子数数。当n、l 和 m 的值确定时，波函数(原子轨道)便可确定。n, l 和m的取值必

6、须使波函数合理(单值并且归一)。结果如下：n的取值为非零正整数，的取值为非零正整数，l 的取值为的取值为0到到(n 1)之间的整之间的整数，而数，而m的取值为的取值为0到到 l 之间的整数之间的整数。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页11(1) 主量子数 n 的物理意义： 表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离表示核外的电子层数并确定电子到核的平均距离 确定单电子原子的电子运动的能量确定单电子原子的电子运动的能量n 的取值：n = 1，2，3，量子数量子数求解H原子薛定谔方程得到：每一个对应原子轨道中电子的能量只与n有关：En = (1312 / n2) kJmol 1n的值越

7、大，电子能级就越高。n = 1，2，3，4, 对应于电子层K，L，M，N, 首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页12(2) 角量子数 l 的物理意义： l 的取值：l = 0,1,2,3, (n 1)l = 0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道。图5.5 原子轨道形状 表示亚层，基本确定原子轨道的形状形状 对于多电子原子，与n共同确定原子轨道的能量。能量。s轨道投影yxdxy轨道投影yx+-pz轨道投影zx+-首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页13(3) 磁量子数 m 的物理意义： m 的取值: m = 0,1,2, l, 共可取2l + 1个值

8、确定原子轨道的伸展方向p轨道, m=-1,0,+1,有三个伸展方向d轨道, m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向图5.6 原子轨道伸展方向除s轨道外,都是各向异性的首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页14用波函数n,l,m描述原子中电子的运动,习惯上称为轨道运动,它由n, l, m三个量子数所规定,电子还有自旋自旋运动运动，因而产生磁矩磁矩，电子自旋磁矩只有两个方向磁矩只有两个方向。因此，自旋量子数的取值仅有两个，分别为+1/2和-1/2，也常形象地表示为 和 。(4) 自旋量子数自旋量子数ms一个轨道中的电子可以有两种不同的自旋方向。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末

9、页末页15注：由于上述参数的取值是非连续的，故被称为量量子子数数。当n、l 和 m 的值确定时，波函数(原子轨道)便可确定。加加上上自自旋旋量量子子数数即即可可以以确确定定电电子子的的一一种种运运动动状状态态。由波函数的单值性可知，在一个原子中，电子的某种运动状态是唯一的，即不能有两个波函数具有相同的量子数。不能有两个波函数具有相同的量子数。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页16n,l,m轨道 (r, , ) R(r)Y(, ) 1,0,0 1s2,0,0 2s2,1,0 2pz 2px 2py波函数可以被分解为径向部分R(r)和角度部分Y(, ) ，即：(r, , ) = R(r

10、)Y(, ) 氢原子的波函数如下：(其中2px和2py由(2,1,-1)和(2,1,1)线性组合而成)。2,1,1首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页17波函数是描述核外电子运动状态的函数，也称为原子轨道。原子轨道与经典力学的轨道是完全不同的两个概念。之所以原子轨道与经典力学的轨道是完全不同的两个概念。之所以这样叫，只是沿用了这样叫，只是沿用了“轨道轨道”这个名称而已。这个名称而已。波函数角度部分波函数角度部分Y(, )在三维坐标上的图像称为原子轨道的在三维坐标上的图像称为原子轨道的角度分布，图像中的正、负号是函数值的符号。角度分布，图像中的正、负号是函数值的符号。氢原子的氢原子的1

11、s轨道轨道：角度部分为 ，是一个与角度无关的常数，其图像是一个半径为 的球面。s轨道轨道球形对称球形对称。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页18氢原子的氢原子的2pz2pz轨道轨道：首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页195.1.2 电子云电子云假定我们能用高速照相机摄取一个电子在某一瞬间的空间一瞬间的空间位置位置，然后对在不同瞬间拍摄的千百万张照片千百万张照片上电子的位置进行考察，则会发现明显的统计性规律统计性规律。即：电子经常出现的区域是一个球形空间。叠加图形被形象地称为电子电子云云。电子云是空间某单位体积内找到电子的概率分布的图电子云是空间某单位体积内找到电子的概率

12、分布的图形，形，故也称为概率密度概率密度。基态氢原子核外电子的运动基态氢原子核外电子的运动图5.8 电子云的统计概念（二维投影）a) 单张照片；b) 二张照片 c)大量照片yxayxbyxb首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页20电子云与概率密度电子云与概率密度图5.9 电子云示意图a) s电子云；b) p电子云；c) d电子云首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页211 电子云的角度分布电子云的角度分布电子云的角度分布与原子轨道的角度分布之间的区别：图5.11 电子云的径向分布形状较瘦没有正、负号首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页222 电子云的径向分布电子云的

13、径向分布*电子云的径向分布指在单位厚度的球壳内找到电子的概率2s3srr3s3p3d图5.10 电子云的径向分布示意图首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页235.2 多电子原子的电子分布方式与周期系多电子原子的电子分布方式与周期系在已发现的112种元素中，除氢以外，都属于多电子原子。多电子原子除电子与核的作用势能外，还存在电子之间的作用势能，因此使得多电子原子体系的势能部分的表达非常复杂，现有的数学方法还只能精确求解氢原子和类氢离子体系（核外只有一个电子，如He+等）的薛定谔方程。多电子原子体系可以得到薛定谔方程的近似解，过程十分复杂，本节只介绍其结果的应用。首页首页 上一页上一页

14、下一页下一页 末页末页245.2.1 多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级取决于主量子数多电子原子轨道的能级取决于主量子数n和角量子和角量子数数l ： 主量子数n相同时，l 越大，能量越高 角量子数l 相同时，n越大，能量越高 当主量子数n和角量子数l 都不同时，可以发生能级交错的现象。n =1n =2n =3n =4l = sl = pl = dl 相同时n 相同时图5-11 不同量子数的原子轨道能级首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页25原子轨道的能量与原子序数的关系首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页265.2.2 核外电子分布原理与方式核外电

15、子分布原理与方式原子核外电子的分布要服从以下规则： 泡里不相容原理 能量最低原理 洪德规则此外，还有一些其它的补充规则，用以解释以上规则不足以说明实验事实的一些特例。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页271 泡里不相容原理泡里不相容原理在同一个原子中在同一个原子中, ,不允许两个电子的四个量子不允许两个电子的四个量子数完全相同数完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页28量子数，电子层，电子亚层之间的关系量子数，电子层，电子亚层之间的关系每个亚层中每个亚层中轨道数目轨道数目1 3 5 72 6 10 142 8 1

16、8 2n2每个亚层最多每个亚层最多容纳电子数容纳电子数每个电子层最多每个电子层最多 容纳的电子数容纳的电子数主量子数主量子数 n 1 2 3 4电子层电子层 K L M N角量子数角量子数 l 0 1 2 3电子亚层电子亚层 s p d f首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页292 能量最低原理能量最低原理核外电子在原子轨道上的排布，必须尽量占据能核外电子在原子轨道上的排布，必须尽量占据能量最低的轨道。量最低的轨道。Pauling把能级相近的轨道排成一组，得到近似能级组结果。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页30Pauling近似能级图首页首页 上一页上一页 下一页下一页

17、 末页末页31首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页323 洪德规则洪德规则当电子在当电子在n, l 相同的等价轨道上分布时，每个电子相同的等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。例题例题5.15.1 碳碳原子原子(1s22s22p2)的两个的两个p电子在三个能量相电子在三个能量相同的同的2p轨道上如何分布？轨道上如何分布？ I II III共有以下三种排列方法：共有以下三种排列方法：图5.13 两个电子在p轨道上的分布首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页334 能量最低原理的补充规则能量最低原理的补充规则当相

18、同能量的轨道为全充满或半充满全充满或半充满的状态时，能量较低。例例5.25.2 写出Z=24的铬元素的电子排布式 （注意书写）解解： 不考虑补充规则时，排列方式应是不考虑补充规则时，排列方式应是 1s22s22p63s23p63d54s1思考题：思考题：2929号元素的的电子排布式如何？号元素的的电子排布式如何？1s22s22p63s23p63d104s11s22s22p63s23p6 4s2考虑补充规则时，则为考虑补充规则时，则为3d4首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页345 原子与离子的特征电子构型原子与离子的特征电子构型由于化学反应中通常只涉及外层电子的改变，因此一般只需要写

19、出外层电子的排布式。外层电子的排布式也称为特征电特征电子构型子构型。例例5.3 5.3 写出26Fe原子的核外电子分布式和特征电子构型以及Fe3+离子的特征电子构型。解解： 原子序数为原子序数为26，因此核外电子排列方式应是，因此核外电子排列方式应是1s22s22p63s23p63d64s2Fe3+离子的特征电子构型则是：3s23p63d5特征电子构型则是：特征电子构型则是： 3d64s2首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页35特征电子构型的书写规则 主族元素主族元素：写出最外层的s轨道和p轨道上的电子分布。 过渡金属过渡金属元素元素：写出次外层的d 轨道和最外层的s 轨道上的电子分

20、布。注意：注意： 离子离子：要写出同一层的全部电子分布。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页365.2.3 原子结构与性质的周期性原子结构与性质的周期性1 元素周期表中的族与元素分区元素周期表中的族与元素分区特征电子构型相同的元素排在同一列，构成了元素周期表元素周期表中的族族。当特征电子构型只含s轨道电子(通式为ns12)时，分为s区区。当特征电子构型中s轨道已满，p轨道电子数为16(通式为ns2np16)时，分为p区区。s区和区和p区元素又称为主族元素区元素又称为主族元素(A)。当s轨道和p 轨道的电子数之和小于8时，主族元素的族数主族元素的族数等于其s轨道和p 轨道的电子数之和。

21、等于8时，即为0族族。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页37当特征电子构型中内层d轨道电子数为18 (通式为(n-1)d18ns2)时，分为d区区。内层d轨道电子数为10，外层s轨道电子数为12 (通式为(n-1)d10ns12)时，分为ds区区。 （副族B）当特征电子构型n-2层f 轨道电子数为114 (通式为(n-2)f114ns2)时，分为f区区。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页38元素周期表分区元素周期表分区1s2ns 2np1-6P区元素区元素ns 1-2s区元区元素素(n-1)d1-8ns2d区元素区元素(n-1)d10ns1-2ds 区区元素元素(n-2

22、)f1-14ns2 f 区元素区元素图5.14 元素分区首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页39按能级组为行排列，从第二能级组起，每一行由s轨道起始，p轨道结束，构成了元素周期表周期表的周期的周期。思考思考：各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否相同？相同？周期表中的周期数等于最外层轨道的主量子数周期表中的周期数等于最外层轨道的主量子数。思考思考：各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否各周期中的元素的性质从左到右的变化趋势是否相同？相同？除第一周期外，其它周期中的元素的性质从左到右的变除第一周期外，其它周期中的元素的性质从左到右的变化

23、趋势均相同。化趋势均相同。2 元素周期表中的周期元素周期表中的周期首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页403 原子半径原子半径在同一周期中，从左到右减小从左到右减小由于核电荷的增加，核外电子受核的引力增大，原子半径减小。短周期元素的原子半径的变化规律尤为显著。在同一族中，从上到下增加从上到下增加由于主量子数 n 的增加，原子半径一般增加。主要主要是主族元素是主族元素。副族元素的原子半径，第五周期比第副族元素的原子半径，第五周期比第四周期增加，第六周期与第五周期接近四周期增加，第六周期与第五周期接近。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页41前前3636号元素原子半径变化号元素

24、原子半径变化原原子子半半径径(pm)原子序数原子序数Z图5.15 前36号元素原子半径的变化首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页424 电离能电离能第一电离能第一电离能处于基态的处于基态的1mol1mol气态原子失去气态原子失去1mol1mol电子成为气态一价阳离子所需的能量，称为该元素电子成为气态一价阳离子所需的能量，称为该元素的第一电离能。的第一电离能。气态一价阳离子再失去一个电子成为气态二价阳离子所需的能量称为第二电离能. 以此类推。电离能数据可由光谱数据精确求得。思考思考1：第一电离能与原子半径之间的关系如何？第一电离能与原子半径之间的关系如何？原子半径原子半径r r大时，电

25、子离核远，受核的引力小，较易电大时，电子离核远，受核的引力小，较易电离，从而电离能较小。离，从而电离能较小。思考思考2：电离能与金属活泼性之间的关系如何？电离能与金属活泼性之间的关系如何？电离能越小，金属的活泼性越强。电离能越小，金属的活泼性越强。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页43同一周期中自左至右，第一电离能一般增加自左至右，第一电离能一般增加，但有一些波动。当电子结构为全充满或半充满时，其第一电离能相应较大。主族（包括IIIB族），自上而下第一电离能依次减小自上而下第一电离能依次减小。同一族中如如：N(2s 22p3)的第一电离能偏大，而B (2s 22p1)的第一电离能偏

26、小这是为什么？N原子的特征电子构型为p轨道半充满，较稳定(不易电离)，B 原子失去一个2p电子后变成2s22p0的稳定结构。副族，规律不明显，因为新增的电子进入内层的d轨道，而最外层的电子数基本相同。自上而下第一电离能略有增加自上而下第一电离能略有增加。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页44第一电离能的周期性第一电离能的周期性图5.16 第一电离能的周期性首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页455 元素的电负性元素的电负性电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。电负性是元素的原子在分子中吸引成键电子的能力。1932年，鲍林（Pauling）首先提出了电负性的概念。鲍

27、林指定氟（F）的电负性为4.0，从而求出其它元素的电负性。电负性是一个相对数值电负性是一个相对数值 在同一周期中，从左到右电负性增加在同一周期中，从左到右电负性增加。 在同一族中，自上而下电负性下降在同一族中，自上而下电负性下降。 思考思考：电负性最大的前三种和最小的元素分别是什么？电负性最大的前三种和最小的元素分别是什么？F的电负性的电负性(4.0)最大，其次是最大，其次是O(3.5)和和N(3.0)。电负性最。电负性最小的元素是小的元素是Cs和和Fr(0.7)。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页46H2.1表表5.5 元素的元素的Pauling电负性电负性Li1.0Be1.5B

28、2.0C2.5N3.0O3.5F4.0Na0.9Mg1.2Al1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0K0.8Ca1.0Sc1.3Ti1.5V1.6Cr1.6Mn1.5Fe1.8Co1.9Ni1.9Cu1.9Zn1.6Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.4Br2.8Rb0.8Sr1.0Y1.2Zr1.4Nb1.6Mo1.8Te1.9Ru2.2Rh2.2Pd2.2Ag1.9Cd1.7In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5Cs0.7Ba0.91.1-1.2Hf1.3Ta1.5W1.7Re1.9Os2.2Ir2.2Pt2.2Au2.4Hg1.9Tl1.8Pb1.9BI1.9首页首页 上

29、一页上一页 下一页下一页 末页末页476 元素的氧化值元素的氧化值主族元素, 最高氧化值与其族数相同(F、O除外).副族元素中d区金属除最外层的s电子外,次外层d电子也可全部或部分参与成键，因此最高氧化值可等于最外层s电子和次外层d电子数之和，大多有可变价，VIII族元素中只有Ru、Os为+8价。ds区元素中Cu、Au的氧化数常可高于其族数。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页48IA表表5.4 元素的氧化值元素的氧化值+1IIA变价元素中，下划线的较稳定IIIA IVA VA VIA VIIA+2+3-4+4-3+1+3+5-2+4+6-1+1+5+7IIIBIVB VB VIBV

30、IIBVIIIIB IIB+3+2+4+3+5+3+6+2+7+2+3+8+1+2+3+2+3+1+4+2+5+3+6+4首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页49如：如： 氢原子光谱示意图氢原子光谱示意图狭缝狭缝415nm紫435nm蓝紫487nm青660nm 红电子束电子束氢放氢放电管电管 棱镜棱镜式中，R为常数，n1、n2必须是正整数且n1n2图5.2 氢原子光谱示意图5.2.4 原子光谱原子光谱首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页50基态激发态处于低能量轨道的电子，受外界提供的合适频率的射线照射时，可以吸收射线跃迁到较高能级。原子吸收光谱的原理E图5.17 原子吸收光

31、谱示意图不同种类原子的电子能级不同，因而吸收射线的频率v不同，据此可以分析被测样品中含有的原子的种类，根据吸收强度可以测定该原子的含量。一般用于定量分析首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页51处于激发态的电子极不稳定，当它返回到较低能级时，以射线的形式向外释放能量。其辐射的射线频率v与两能级能量差E与之间的关系为 E = h原子发射光谱的原理v基态激发态E图5.18 原子发射光谱示意图在原子发射光谱中，一般通过加热样品的方法使其处于激发状态。思考思考：在原子吸收光谱或原在原子吸收光谱或原子发射光谱中，吸收或发射子发射光谱中，吸收或发射的射线是连续的吗？的射线是连续的吗？不连续。不连续

32、。一般用于定性分析首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页525.3 化学键与分子间相互作用力化学键与分子间相互作用力物质与物质之间的相互作用也是多种多样的，从作用结果来分析，有导致相互吸引的引力和相互排斥的斥力，从作用距离看，有长程作用力和短程作用力。原子之间的长程强相互作用是化学键的特征，分子或原子团之间的短程弱相互作用是分子间作用力的特征。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页535.3.1 化学键化学键分子中原子之间的长程强相互作用力称为化学键。化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。组成化学键的两个原子间电负性差大于1.8 时，一般生成离子键，小于1.8 时一般生成共价

33、键。而金属原子之间则生成金属键。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页541 离子键离子键当活泼金属和活泼非金属元素的原子互相接近时，前者失去电子形成正离子，后者得到电子形成负离子。正、负离子通过静电相互作用结合成离子型化合物。离子键的本质离子键的本质异号离子之间的静电引力。离子键的特征离子键的特征 没有方向性 没有饱和性首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页55正离子的电子构型正离子的电子构型某些主族元素和副族高价态正离子,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等。8电子构型ns2np618电子构型ns2np6nd10P区长周期族数价正离子，如Ga3+、Sn4+等；ds区

34、元素的族数价离子，如Ag+, Zn2+等。18 + 2 电子构型(n-1)s2p6d10 ns2p区长周期元素的低价态离子，如Pb2+, Bi3+等。9-17电子构型ns2np6nd1-9d区元素低价离子,如Fe3+, Mn2+, Ni2+等ds区高于族数价离子。如Cu2+，Au3+等2电子构型1s2 第二周期元素的高价离子，如Li+, Be2+。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页562 金属键金属键金属的电离能较小，最外层的价电子容易脱离原子的束缚而形成自由电子。金属离子紧密堆积。所有自由电子在整个堆积体间自由运动，形成金属键金属键。立心面心体心图5.19 金属离子紧密堆积方式金

35、属键的特点：金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力。 没有方向性没有方向性 没有饱和性没有饱和性首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页573 共价键共价键共价键是两个原子共用共用成键电子对成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供共同提供，也可以由一个原子单独提供单独提供（后者习惯上称为配位键配位键）同种非金属元素或电负性相差不大的元素之间可以形成共价键。当由两个原子共同提供一对电子时，这对电子的自旋方向必须相反，同时这两个电子的原子轨道发生最大程度的重叠，在两个原子核间形成密集的电子云。+成键+不成键图5.20 p轨道共价键形成示意图首页首页 上一页上一页 下一页下一

36、页 末页末页58共价键的特性共价键的特性 共价键具有方向性+除 s 轨道外，其它原子轨道均有方向性，要取得最大程度的重叠，成键的两个轨道必须在有利的方向上。 共价键具有饱和性共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。+图5.21 共价键方向性图5.22 共价键饱和性 共价键理论价键理论价键理论和分子轨道理论分子轨道理论。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页594 价键理论价键理论两个原子轨道重叠后，使两核间电子密度增大，加强了对原子核的吸引，系统能量降低而形成稳定分子。形成共价键的条件为： 形成共价键的两个原子轨道的对称性必须匹配 形成共价键的两个原子轨道获得最大程度的重叠

37、。一个原子可以与多个其它原子成键，一个原子可以形成的共价键的数目等于该原子的未成对电子数。思考思考：H、O原子最多可以形成的价键数目是多少？原子最多可以形成的价键数目是多少？H、O原子的未成对电子分别为原子的未成对电子分别为1，2，因此最多可以形，因此最多可以形成的价键数目是成的价键数目是1和和2。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页60 键和键和 键键根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为 键键和 键键等。 键键原子轨道为键轴圆柱形对称原子轨道为键轴圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头碰头头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只形成一个键。 键键原子轨道只有垂直于键轴的镜面反对称原

38、子轨道只有垂直于键轴的镜面反对称，即原子轨道以“肩并肩肩并肩”方式重叠。 键中原子轨道的重叠程度较小，因此键的强度一般不及键。 键键 键键图5.23 键和键首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页61键： 原子轨道沿核间联线方向进行同号重叠(头碰头)。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页62键： 两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号重叠(肩并肩)。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页63共价数共价数一个原子所能形成的共价单键的数目称为共价数共价数，与该原子的未成对电子数目密切相关。例例5.45.4 分析H2中的H、 NH3中的H、H2O2中的O的成键情况以及共价数

39、解解：H2分子中的H只能形成一个键，共价数为1。 NH3中的H也一样, N则有三个共价单键，故共价数为3。H2O2分子中的O原子有两个未成对电子的2p轨道，两个O原子之间形成一个键，每个O原子与H原子各形成一个键，因此O原子的共价数为2。HHNHHHOOHHH2、NH3、H2O2的成键情况首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页64价键理论的局限价键理论的局限问题问题2：如何认识共价键的方向性与如何认识共价键的方向性与H2O分子中两个分子中两个OH键的键角为键的键角为104.5的关系的关系？两个问题两个问题问题问题1：C原子的共价数与其原子结构有矛盾吗？原子的共价数与其原子结构有矛盾吗？

40、根据共价键理论，C原子的外层原子轨道上有4个电子，2个在2s轨道上，已成对，2个平行占据2p轨道的电子未成对，共价数应为2。然而事实上C原子的共价数常为4。O原子的3个两两垂直的2p轨道上有四个电子，其中两个轨道上各有一个未成对电子，它们可以与H原子生成键。根据共价键的方向性，这两个键的夹角是90。但事实上两个两个OH键的夹角是键的夹角是104.5。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页655 分子轨道理论分子轨道理论要点：要点：当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道，而是属于整个分子的分子轨道。 分子轨道由组成分子的原子轨道组合产生，组合前后分子轨道由组成分子的原子轨道组合产

41、生，组合前后轨道总数不变。轨道总数不变。 组合前后系统的总能量不变组合前后系统的总能量不变，如在H原子结合成氢分子时，成键 轨道的能量比原子轨道能量下降了E，则反键* 轨道的能量比原子轨道能量上升E。内层轨道组合前后都是全满的，能量不发生变化。因此可以不考虑它们的组合。 组合前原子轨道中所有的电子在组合分子轨道中重组合前原子轨道中所有的电子在组合分子轨道中重新分布新分布，分布法则与电子在原子轨道中的排布类似。分布法则与电子在原子轨道中的排布类似。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页66分子轨道理论的应用分子轨道理论的应用例例5.5 用分子轨道理论分析H2分子的成键情况两个H原子各有一

42、个1s轨道，形成分子时组合成两个分子轨道，1s成键轨道和*1s 反键轨道，两个电子排布在成键轨道上，与两个H原子相比，H2的能量降低图5.24 氢分子轨道首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页675.3.2 分子的极性和分子的空间构型分子的极性和分子的空间构型1 ：为什么分子会产生极性？为什么分子会产生极性？2：分子极性与哪些因素有关？分子极性与哪些因素有关？共价键的极性共价键的极性分子空间构型分子空间构型分子中正、负电荷重心不重合时可产生极性。分子中正、负电荷重心不重合时可产生极性。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页681 分子极性和电偶极矩分子极性和电偶极矩分子中正、负

43、电荷重心重合的分子称为非极性分子，不能重合的分子则称为极性分子。分子极性大小可以用电偶极矩衡量分子极性大小可以用电偶极矩衡量。设正、负电荷中心所带的电量为q，距离为l，则电偶极矩为： = ql 的值越大，分子的极性就越大。显然，我们无法测定q或l，但却是可以测定的。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页69分子极性分子极性 双原子分子同种元素的双原子分子必然是非极性分子。异种元素的双原子分子必然是极性分子。 多原子分子多原子分子的极性，取决于键的极性和分子的空间构型。空间结构对称的多原子分子 = 0，是非极性分子。图5.27 极性分子NH3和非极性分子CH4首页首页 上一页上一页 下一

44、页下一页 末页末页702 分子的空间构型和杂化轨道理论分子的空间构型和杂化轨道理论1931年，鲍林等以价键理论为基础，提出化学键的杂化轨道理论。我国化学家唐敖庆教授对杂化轨道进行了系统化处理。杂化轨道理论的要点杂化轨道理论的要点 同一原子中若干能量相近的轨道可以相互叠加组成相同数目、能量完全相同的新的杂化轨道。 杂化轨道的电子云较集中，由杂化轨道形成的共价键更牢固。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页711) 杂化轨道的类型杂化轨道的类型所有杂化轨道均等价时，称为等性杂化，否则为不等性杂化。按杂化轨道的成份分按杂化轨道的成份分参与杂化的原子轨道可以是s轨道、p轨道或d轨道。 sp杂化

45、轨道：由1个s轨道和1个p轨道混杂而成， s成份和p成份各占1/2。 sp2杂化轨道：由1个s轨道和2个p轨道混杂而成， s成份和p成份各占1/3和2/3。 sp3杂化轨道：由1个s轨道和3个p轨道混杂而成， s成份和p成份各占1/4和3/4。等性杂化和不等性杂化等性杂化和不等性杂化首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页722) 杂化轨道的应用杂化轨道的应用Sp杂化杂化这些元素的特征电子构型为ns2，按照价键理论，它们不能形成共价键。杂化轨道理论认为，s轨道上的一个电子可以激发到p轨道上(所需的能量由成键后释放的能量补偿)，从而进行sp杂化形成2个等性sp杂化轨道。sp杂化轨道成键特征

46、：杂化轨道成键特征：图5.28 sp杂化轨道两个sp杂化轨道的夹角为180，分子空间构型为直线型。直线型。例如 BeCl2, HgCl2, CO2, HCCH等首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页73杂化轨道的应用杂化轨道的应用（续续）sp2杂化杂化在BCl3分子中，B原子的一个s轨道和两个p轨道可以进行sp2杂化，形成3个等性sp2杂化轨道。三个轨道间的夹角为120。图5.29 sp2杂化轨道sp2杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：三个键处在同一个平面上，键角为120。例子BX3, AlCl3, H2C=CH2BCl3和CH2CH2的空间构型首页首页 上一页上一页 下一页下一页

47、末页末页74杂化轨道的应用杂化轨道的应用(续)等性等性sp3杂化杂化甲烷分子中C原子的一个s轨道和3个p轨道可以进行sp3杂化，形成4个等性sp3杂化轨道。4个轨道间的夹角为10928。每个键中，s成分占1/4，p成分占3/4。sp3杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：4个键指向正四面体的四个顶点，键角为10928。例如：CH4, CH3CH3、CX4, C(金刚石),SiC等。图5.30 sp3杂化轨道甲烷的空间构型首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页75杂化轨道的应用杂化轨道的应用(续)Sp3不等性杂化不等性杂化氨分子中N原子可以进行sp3杂化形成不等性sp3杂化轨道。N原子不等

48、性原子不等性sp3杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：其中有一个杂化轨道含有一对电子(孤对电子)，含孤对电子的轨道因内部斥力较大而较胖，因此压迫另3个轨道使键角小于10928。O原子和原子和S原子也能进行不等性原子也能进行不等性sp3杂化杂化图5.31 NH3和H2O分子的空间构型首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页76杂化轨道与分子极性杂化轨道与分子极性分子分子杂化形式杂化形式分子构型分子构型分子极性分子极性示例示例AB2sp等性线形非极性CO2, BeCl2AB3sp2等性平面三角非极性BF3, SO3sp3不等性AB2角型极性H2O, SF2AB3三角锥极性NH3AB4sp3等

49、性 正四面体 非极性CH4, NH4+首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页773 共价键参数共价键参数 键长键长分子中成键原子的两核间的距离称为键长。分子中成键原子的两核间的距离称为键长。键长与键的强度有关，键长越小，键的强度越大。 键角键角分子中相邻两键间的夹角称为键角。分子中相邻两键间的夹角称为键角。分子的空间构型与键长和键角有关。 键能键能E298.15K，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的能量称为键离解能 ( D)，键能的数值为同类键各级解离能的均值，但习惯上取正值。E = D首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页78键能的计算键能的计算*双

50、原子分子双原子分子双原子分子的键能等于键离解能。多原子分子多原子分子多原子分子的键能等于同类键各级离解能的平均值。例例5.6 计算水中OH键的键能，已知水的两个OH键的解离能分别为498kJmol-1和428kJmol-1.解解：根据键能的定义，得E(OH) = -(498kJmol-1 + 428kJmol-1) / 2 = -463kJmol-1首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页79键能在热化学中的应用键能在热化学中的应用*例例5.6 利用键能数据计算反应：H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g)的反应热。已知HH键、ClCl键和HCl键的键能分别为435kJmol-1

51、 、242kJmol-1和431kJmol-1.化学反应的过程实质上是旧键的断裂和新键的生成过程。因此气态物质的反应热r Hm (298K)可以通过键能来估算。解解：过程中断裂一个HH键和一个ClCl键（吸热），生成两个HCl键（放热）。故 rHm = E(HH) + E(ClCl) - 2 E(ClH) = = 435kJmol-1 +242kJmol-1- 2 431kJmol-1 = -185kJmol-1 首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页805.3.3 分子间相互作用力分子间相互作用力范德华力包含：取向力、诱导力和色散力分子间作用力：分子间作用包括范德华力、氢键、疏水作用

52、等，比化学键要弱得多。分子间作用力存在于所有分子中分子间作用力存在于所有分子中。范德华力的特点：永远存在于分子间的弱相互作用；永远存在于分子间的弱相互作用； 短程力短程力没有方向性、没有饱和性没有方向性、没有饱和性以色散力为主以色散力为主首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页811 取向力取向力 取向力取向力分子固有电偶极之间的作用力，存在于极性分子中分子固有电偶极之间的作用力，存在于极性分子中。距离较远时距离较近时相互接近图5.32 取向力示意图分子的极性！首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页822 诱导力诱导力诱导力诱导力固有偶极与诱导偶极之间的作用力，存在于极性分子之间

53、或固有偶极与诱导偶极之间的作用力，存在于极性分子之间或极性分子与非极性分子之间极性分子与非极性分子之间。+-+- 图5.33 诱导力产生的示意图分子的极性和非极性分子的极化率！首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页833 色散力色散力色散力色散力当非极性分子相互靠近时，由于电子和原子核的不断运动，正负电荷中心不能始终保持重合，产生瞬间偶极，瞬间偶极之间的相互作用称为色散力。色散力存在于所有分子之间，同类型分子距离相等时，相对分子质量越大，其色散力越大。例例5.10：下列两组物质的色散力大小 1）卤素单质；2）卤化氢解解：卤素单质按色散力从大到小：I2, Br2, Cl2, F2; 卤化

54、氢按色散力从大到小：HI, HBr, HCl, HF思考思考：实际上实际上卤化氢中卤化氢中HF的沸点高于的沸点高于HCl, 说明在说明在HF分分子中还存在其它的相互作用？可能是什么？子中还存在其它的相互作用？可能是什么？非极性分子的极化率！首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页844 氢键氢键氢键氢键电负性很大的原子电负性很大的原子X（F、O、N）与）与H原子成键时，由于原子成键时，由于X吸吸引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷，它与另一个引电子的能力很强，使氢原子带有较多正电荷，它与另一个电负性大且半径又小的原子电负性大且半径又小的原子Y （F、O、N）形成氢键：）形成氢键：XH

55、Y氢键具有方向性和饱和性。氢键可以是分子间的也可以是分子内的。X120YYYYYYY图5.34 氢键的方向性和饱和性首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页855 分子间力和氢键对物质性质的影响分子间力和氢键对物质性质的影响熔点和沸点熔点和沸点分子间氢键使物质的熔点和沸点大幅升高，无氢键时，同类单质和化合物的熔点和沸点随分子摩尔质量的增加而升高。(为什么？为什么？)溶解性溶解性溶剂与溶质间的氢键或分子间作用力大于溶质之间的作用力，或溶质与溶剂之间有相似的结构、极性等，有利于溶质的溶解，即相似相溶原理。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页86分子间作用力的应用示例分子间作用力的应

56、用示例例例5.11：卤素单质和卤化氢的沸点(C)如下：说明理由。卤素单质：F2：-219.62；Cl2：-34.6；Br2：58.78；I2：184.35。卤化氢：HF：19.5；HCl：-84.1；HBr：-67；HI：-35解解：卤素单质的分子间力是色散力，从大到小的顺序为：I2, Br2, Cl2, F2，因此沸点从高到低的顺序也是I2, Br2, Cl2, F2，卤化氢是极性分子，除色散力外还有取向力和诱导力，但色散力是主要的。范德华力从高到低的顺序应是HI, HBr, HCl, HF，但由于HF中存在氢键，因此HF的沸点意外地高。 图5.35 氢键对氢化物沸点的影响首页首页 上一页上

57、一页 下一页下一页 末页末页875.4 晶体结构晶体结构固体物质可以分为晶体和非晶体两类。晶体中物质微粒(分子、原子或离子)按一定的周期性和对称性按一定的周期性和对称性排列排列。晶体的特点 具有一定的几何外形 具有固定的熔点 各向异性图5.40 晶体的各向异性首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页885.4.1 晶体的基本类型晶体的基本类型晶体的分类根据晶体点阵点上粒子间的相互作用力，可以分为： 离子晶体离子晶体点阵点上的物质微粒是正、负离子，粒子之间作用力是离子键力。 原子晶体原子晶体点阵点上的物质微粒是原子，微粒之间的作用力是共价键， 金属晶体金属晶体点阵点上的物质微粒是金属离子，

58、微粒之间作用力是金属键， 分子晶体分子晶体点阵点上的物质微粒是分子，微粒之间作用力是分子间力，首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页891 离子晶体离子晶体负离子的半径比正离子的半径大得多，负离子采取紧密堆积，而较小的正离子则填充在负离子形成的孔穴内。离子晶体的特点离子晶体的特点熔点高，硬度大，质脆，延展熔点高，硬度大，质脆，延展性差。熔融状态可导电性差。熔融状态可导电离子晶体的熔点、硬度等性质可以相差很大，主要与晶格能晶格能有关有关。钠原子氯原子图5.41 NaCl晶体首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页90离子晶体的性质离子晶体的性质晶体的晶格能晶体的晶格能298.15K

59、，标准状态下，由气态正、负离子形成单位物质的，标准状态下，由气态正、负离子形成单位物质的量的离子晶体所释放的能量称为晶体的晶格能。量的离子晶体所释放的能量称为晶体的晶格能。离子晶体晶格能与离子电荷和离子半径有关。晶格能越大，离子晶体越稳定。熔点和硬度就相应较高。例例5.12 试判断Na的卤化物的熔点高低。解：离子F-、Cl-、Br-、I- 的电荷数相同，离子半径从氟到碘增加，因此晶格能下降，熔点依次降低NaF：996；NaCl：801 ；NaBr：755 ；NaI：661 首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页912 原子晶体原子晶体原子晶体中粒子的空间排列取决于共价键的方向和数量，如

60、金刚石晶体，C原子采取sp3杂化。原子晶体的特点原子晶体的特点一般具有低配位、硬度高，强度大与熔点高等特点。一般具有低配位、硬度高，强度大与熔点高等特点。除金刚石外，SiC，SiO2，Si3N4，BN，AlN等都是原子晶体。图5.42 金刚石晶体的结构图5.43 SiO2晶体的结构首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页923 金属晶体金属晶体金属晶体中, 金属离子紧密堆积，依靠自由电子对金属离子的引力结合。由于自由电子可以在整个金属晶体的范围内运动，因此，金属晶体又具有独特的性质： 展延性展延性金属离子之间可以错位移动。 导电导热性导电导热性在外电场存在下，金属中的自由电子可以定向移动

61、而导电或导热。 金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大金属晶体的硬度、强度、熔点等相差很大具有高的价电子/半径比的金属一般具有高的熔点、强度和硬度，如钨，反之，则熔点、硬度和强度都很低，如碱金属和碱土金属(Be除外)。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页934 分子晶体分子晶体分子晶体中，占据在点阵点上的物质粒子是分子点阵点上的物质粒子是分子。粒子之间的相互作用是分子间作用力分子间作用力。因此，分子晶体的熔点、硬度分子晶体的熔点、硬度和强度都很差和强度都很差，如干冰、冰等晶体。许多分子晶体还具有挥发性。图5.44 CO2分子晶体例例5-135-13：判断分子晶体1）：SiF4、SiCl

62、4、SiBr4、SiI42）：H2O、H2S、H2Se、H2Te的熔点高低。解解：分子晶体的熔点取决于粒子间的相互作用力。1）的顺序：从左到右依次升高。2）中由于H2O晶体中粒子间存在氢键熔点特高，其它分子晶体的熔点从左到右升高。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页945.4.2 过渡型晶体过渡型晶体有些固体物质，粒子与粒子之间存在着不止一种相互作用，如石墨晶体。C原子通过sp2杂化形成层状架构，每个C原子剩余的一个p轨道互相平行形成大健。大健中的电子可以在整个平面内离域运动。因此，石墨具有二维导电性质。由于石墨在层平面上可以错位滑动，因此具有片状解理的特性。大多数硅酸盐中存在着链状

63、或岛状的硅氧四面体晶相。图5.45 石墨的层状结构图5.46 硅氧四面体链首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页955.4.3 晶体缺陷与非整比化合物晶体缺陷与非整比化合物 点缺陷点缺陷晶体的某些点阵点未被原应占有的粒子所占有或非点阵点上被物质粒子所占领。图5.47 晶体中的点缺陷 面缺陷面缺陷线缺陷在平行位置上的扩展就形成面缺陷 体缺陷体缺陷在晶体结构中存在着空洞或包裹了杂质。 线缺陷线缺陷出现线状位置的短缺或错乱。图5.48 晶体中的线缺陷思考思考：人们一般都想获得高纯度的晶体，如作为半导体材料的单晶硅。但晶体中的杂质是否都是有害的？首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页9

64、6非整比化合物及其应用非整比化合物及其应用也称为非计量式化合物。当晶体中存在大量缺陷或大量杂质也称为非计量式化合物。当晶体中存在大量缺陷或大量杂质时，就形成非整比化合物时，就形成非整比化合物。如MgSO4晶体中，20%的Mg用Ca取代后，就得到Mg 0.8Ca 0.2SO4晶体。非整比化合物可以改变物质的性质。应用实例： 催化领域催化领域：例如纯的V2O5导致烃类完全氧化（产物为CO2），因此需要在其中掺杂P、Mo等“杂质”才能使烃类催化氧化成二烯、醛、酮或羧酸等重要化工原料。 材料领域材料领域：无机材料中掺杂稀土等可以有效地改变材料的电、磁、光学等性能。如YBa2Cu3O7-，就是在1987

65、年发现的一种高温超导材料。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页97本章小结本章小结 电子运动的特征电子运动的特征：具有显著的波、粒二象性、量子化，服从微观统计性规律。 原子轨道原子轨道与四个量子数与四个量子数：核外电子有轨道运动和自旋运动。 与与|2的的角度分布的区别与用途，四个量子数的取值规律与物理意义。 电子云概念电子云概念：电子云是一个统计概念，表示在核外某空间找到电子的概率。可以用|2表示概率密度。 多电子原子的核外电子排布规律多电子原子的核外电子排布规律：遵守泡里原理、能量最低原理和洪德规则。等价轨道全充满或半充满时比较稳定。 能级分组与元素电子排布的周期性能级分组与元素电

66、子排布的周期性：将能量相近的能级分为一组，每一组中电子排布有明显的周期性，并且使得元素性质也呈现相应的周期性。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页98本章小结本章小结(续续1) 元素性质的变化规律元素性质的变化规律：原子半径、电离能、最高氧化值以及元素电负性在同一周期中或同一 族中都按一定的规律变化。 化学键的分类和特征化学键的分类和特征：化学键分为离子键、金属键和共价键，后者可分为键和键，各有其形成的条件和特征。 价键理论和分子轨道理论价键理论和分子轨道理论：价键理论以两原子共用一对电子成键为基础，分子轨道理论将成键原子的所有原子轨道和核外电子作为整体来重新组合。电偶极矩电偶极矩：

67、可用来判断分子的极性，空间构型对称的多原子分子的电偶极矩为0，为非极性分子。 杂化轨道理论和分子空间构型杂化轨道理论和分子空间构型：杂化轨道理论以原子中能量相近的轨道可以混杂成相同数量的等价轨道为基础。杂化轨道理论可以很好地说明分子的空间构型并解释分子极性。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页99本章小结本章小结(续续2) 分子间作用力的类型分子间作用力的类型：分子间作用力包含取向力、诱导力、色散力、氢键和疏水作用等。取向力和诱导力存在于极性分子中，氢键存在于特定分子中，色散力存在于所有分子中。 分子间作用力对物质凝聚态的影响分子间作用力对物质凝聚态的影响：分子间作用力越大，物质的凝

68、聚程度越大，沸点和熔点等较高。 晶体的分类与特征晶体的分类与特征：晶体按照晶格点阵点上粒子间的相互作用可以分为离子晶体、原子晶体、金属晶体和分子晶体。过渡型晶体主要有层状和链状结构晶体，各有其明显特征。 晶体的性质晶体的性质：离子晶体的物理化学性质与晶体的晶格能有很大的关联。分子晶体的熔点、沸点、硬度都很低。同类型分子晶体随相对分子质量增大，熔、沸点升高。首页首页 上一页上一页 下一页下一页 末页末页100本章学习要求本章学习要求1 了解原子核外电子运动的基本特征，明确量子数了解原子核外电子运动的基本特征，明确量子数的取值规律，了解原子轨道和电子云的空间分布。的取值规律，了解原子轨道和电子云的空间分布。2 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的关系。的关系。3 了解化学键的本质及键参数的意义。了解化学键的本质及键参数的意义。4 了解杂化轨道理论的要点，能应用该理论判断常了解杂化轨道理论的要点，能应用该理论判断常见分子的空间构型、极性等。见分子的空间构型、极性等。5 了解分子间作用力以及晶体结构与物质物理性了解分子间作用力以及晶体结构与物质物理性质的关系。质的关系。