第四章物质结构基础

1、1第一节第一节 原子结构基础原子结构基础第二节第二节 分子结构基础分子结构基础第三节第三节 晶体结构基础晶体结构基础2第一节第一节 原子结构基础原子结构基础3原子质量几乎都集中于原子核上；原子质量几乎都集中于原子核上；核外电子绕核旋转就像行星绕太阳旋转一样。核外电子绕核旋转就像行星绕太阳旋转一样。4有四条不连有四条不连续的谱线续的谱线56182213.62.179 10JnEevnn n=1，2，3正整数正整数 7213 6 .EneV r = 5.291011 n2 m（ 52.9 n2 pm 0.529 n2 ） n ：量子数量子数 9 E=0 E6=-0.605x10-19J E5=-0

2、.872x10-19J E4=-1.36x10-19J E3=-2.42x10-19J E2=-5.45x10-19JE1=-21.79x10-19Jn= n=6 n=5 n=4 n=3 n=2 n1R0=53 pm玻尔半径基态基态电离电离激激 发发 态态1011二、原子核外电子的运动特征二、原子核外电子的运动特征（一）微观粒子运动具有波粒二象性（一）微观粒子运动具有波粒二象性 1905年，确立了光有波粒二象性年，确立了光有波粒二象性(惠更斯的波惠更斯的波动学说和牛顿的粒子学说动学说和牛顿的粒子学说) 1924年，年轻的法国物理学家德布罗意受到年，年轻的法国物理学家德布罗意受到启发，大胆提出：

3、启发，大胆提出：“一切实物粒子都具有波粒二一切实物粒子都具有波粒二象性。象性。”这种波称为德布罗意波或这种波称为德布罗意波或物质波：物质波： = h / p = h / mv 波长（波动性）波长（波动性）P动量（粒子性）动量（粒子性） m-质量，质量， -运动速度运动速度12 1927年，年，Davissson和和Germer应用应用Ni晶体进行晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性电子衍射实验，证实电子具有波动性。 后来又相继发现后来又相继发现质子、中子等粒子流质子、中子等粒子流均能产生衍射现象，均能产生衍射现象，具有宏观物体难以表具有宏观物体难以表现出来的波动性现出来的波动性 .13x

4、p h动量误差动量误差位置误差位置误差微观粒子的运动使用统微观粒子的运动使用统计规律描述，即概率描述计规律描述，即概率描述1434326.62 1010 100.04 102915.27 10m s 对宏观物体可同时测定位置与速度对宏观物体可同时测定位置与速度hm x15例例 对于微观粒子如电子对于微观粒子如电子, m = 9.11 10-31 Kg, 半半径径 r = 10-10 m，则，则 x至少要达到至少要达到10-11 m才相对才相对准确，则其速度的准确，则其速度的测不准情况为：测不准情况为：343111616.62 109.11 10105.29 10 m s若若m非常小，则其位置与

5、速度是不能同时非常小，则其位置与速度是不能同时准确测定的准确测定的hm x16 (1)具有波动性的微观粒子不再服从经典力具有波动性的微观粒子不再服从经典力学规律学规律,它们的运动没有确定的轨道它们的运动没有确定的轨道,只有一定只有一定的空间几率分布的空间几率分布,遵循测不准关系遵循测不准关系,故对微观粒故对微观粒子的运动只能子的运动只能采用统计的方法采用统计的方法,做出几率性判断做出几率性判断。 （2）概率（几率）：电子在核外空间某区域）概率（几率）：电子在核外空间某区域出现机会的大小。出现机会的大小。17 总之，电子是微观粒子，有运动其特总之，电子是微观粒子，有运动其特征：征：量子化、波粒二

6、象性量子化、波粒二象性、不可能同时准不可能同时准确测定运动电子的速度和位置。确测定运动电子的速度和位置。因此，不因此，不能用经典力学或旧量子论解释原子结构规能用经典力学或旧量子论解释原子结构规律，而要用近代量子力学理论律，而要用近代量子力学理论薛定谔薛定谔方程描述。方程描述。18三、原子核外电子运动状态的描述三、原子核外电子运动状态的描述（一）波函数和原子轨道（一）波函数和原子轨道19V：E： ：m：体系的总能量体系的总能量电子的势能电子的势能电子的质量电子的质量波函数波函数 描述核外电子在空间运动状态的数描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，体现了电子运动的波动性学函数式，体现了电子运动的

7、波动性Planckh：常 数2222222280mE Vxyzh体现了电子运动的粒子性体现了电子运动的粒子性m、E、V20直角坐标直角坐标( x,y,z)与球坐标与球坐标(r,)的转换的转换 222zyxrcosrz qSin sinry qcossinrxqq, , rzyx q,YrR21 到目前为止，只有氢原子和到目前为止，只有氢原子和类类氢离子的氢离子的解氢原子解氢原子(类氢离类氢离子子,如如He+)的薛定谔方程的薛定谔方程,可以得到两个重要结果。可以得到两个重要结果。 一是一是可以解得计算氢原子中原子轨道能量可以解得计算氢原子中原子轨道能量的公式。的公式。1822.179 10JnE

8、n n=1,2,3,正整数 二是二是可以得到描述氢原子中电子运动状态的可以得到描述氢原子中电子运动状态的波函数。波函数。 22 解氢原子的薛定谔方程，描述氢原子核外解氢原子的薛定谔方程，描述氢原子核外运动状态的波函数与三个量子数运动状态的波函数与三个量子数n，l，m有关。有关。当三个量子数在其可取值范围内取某一确定的值当三个量子数在其可取值范围内取某一确定的值时，就可以得到一个波函数，如时，就可以得到一个波函数，如n=1,l=0,m=0时，时，相应的波函数相应的波函数1,0,0（或1s）01,0,0301raea a0为玻尔半径 23 原子中描述电子运动状态的原子中描述电子运动状态的波函数波函

9、数习惯上习惯上称为称为“原子轨道原子轨道”，也有把它称为，也有把它称为“原子轨函原子轨函”,注意注意： 量子力学中的原子轨道和玻尔理论中的量子力学中的原子轨道和玻尔理论中的原子轨道是完全不同的概念。原子轨道是完全不同的概念。 量子力学中的原子轨道表示电子出现的几率量子力学中的原子轨道表示电子出现的几率范围，玻尔理论中的原子轨道有确定的轨道。范围，玻尔理论中的原子轨道有确定的轨道。 当三个量子数确定时，波函数就确定了，当三个量子数确定时，波函数就确定了，电子运动的状态就确定了。电子运动的状态就确定了。24q, , rzyx q,YrR（二）原子轨道的角度分布图（二）原子轨道的角度分布图25 S原

10、子轨道的角度分布图：原子轨道的角度分布图：n=1，2，3，；m=0；l=0 1s0-r/a301() =ea波函数：波函数：114Ys角度波函数：角度波函数：26是一种球形对称分布是一种球形对称分布sxzy即：即：S原子轨道为球形原子轨道为球形27 P原子轨道角度分布图：原子轨道角度分布图：n =2，3，4， ; l =1 , m = +1,0,-1)0(p2mz为例以0- /22p30011()cos42zrareaaq波函数波函数：角度波函数：角度波函数：3( , )cosAcos4 Yq qq28xyz2pzY2pxYxyz2pyYxyz即：即：P P轨道为哑铃形轨道为哑铃形29 d d

11、原子轨道角度分布图：原子轨道角度分布图：3dxyxyz3dxzxyz3dyzxyz223dxyxyz23dzxyz30即：即：d d轨道为花瓣形轨道为花瓣形31 f f原子轨道角度分布图原子轨道角度分布图32注意：注意：1、仅是轮廓图，并不表示电子的运动轨迹、仅是轮廓图，并不表示电子的运动轨迹2、“+”、“-”表示波函数的角度部分在某一区表示波函数的角度部分在某一区域数值的正、负，不表示正、负电荷。域数值的正、负，不表示正、负电荷。（三）电子云（三）电子云1电子云电子云 电子在核外空间某处单位体积内出现的概率为电子在核外空间某处单位体积内出现的概率为概率密度，概率密度与概率密度，概率密度与|

12、|2成正比。成正比。33 化学上惯用小黑点分布的疏密表示电子出化学上惯用小黑点分布的疏密表示电子出现概率密度的相对大小，小黑点较密的地方表现概率密度的相对大小，小黑点较密的地方表示概率密度较大，单位体积内电子出现的机会示概率密度较大，单位体积内电子出现的机会多。这种用黑点的疏密表示概率密度分布的图多。这种用黑点的疏密表示概率密度分布的图形称为电子云图。形称为电子云图。 342、电子云角度分布图、电子云角度分布图（r,）= R（r）Y（,）由由Y（,）可画出原子轨道的角度分布图）可画出原子轨道的角度分布图| |(r，) | | 2= | | R (r) | |2 | | Y (,)| |2| |

13、(r，) | | 2_r，得到电子云的图形得到电子云的图形| | Y (,)| |2_ ,可画出电子云角度分布图可画出电子云角度分布图35（1） 原子轨道角度原子轨道角度分布图有正负号之分布图有正负号之分，而电子云角度分，而电子云角度分布图均为正值。分布图均为正值。（2）电子云角度）电子云角度分布图比原子轨道分布图比原子轨道角度分布要瘦些。角度分布要瘦些。 原子轨道角度分布原子轨道角度分布图和电子云角度分图和电子云角度分布图的区别布图的区别36（四）四个量子数（四）四个量子数 主量子数主量子数 n 0,1, 2,.1ln 磁量子数磁量子数 m 自旋量子数自旋量子数 ms11,22ssmm ,.

14、0.,mll 角量子数角量子数n =1, 2, 3,37 与电子能量有关，对于氢原子（对于单与电子能量有关，对于氢原子（对于单电子体系），电子能量唯一决定于电子体系），电子能量唯一决定于n；1 822 .1 7 91 0JEn 可取所有正整数。不同的可取所有正整数。不同的n 值，对应于不同值，对应于不同的电子层：的电子层：1、主量子数、主量子数n：决定电子能量高低的主要因素：决定电子能量高低的主要因素主量子数主量子数n： 光谱项符号：光谱项符号：K L M N O382 2、角量子数、角量子数l （副量子数副量子数）： 决定原子轨道的形状。反映了同一电子层决定原子轨道的形状。反映了同一电子层中

15、电子亚层的情况中电子亚层的情况 l 的取值的取值 ： 0，1，2，3n1 光谱项符号：光谱项符号： s, p, d, f. (亚层亚层)l可能取值的数目，可能取值的数目，在同一电子层中，可能亚层在同一电子层中，可能亚层的数目，的数目，如如n = 3， l 可取可取0，1，2，分别表示，分别表示3S、3p、3d 亚层，故亚层，故 l 标志电子亚层；标志电子亚层；对于多电子体系，电子能量由对于多电子体系，电子能量由n、 l共同决定。共同决定。在在n 值相同，值相同，l不同的亚层不同的亚层, 随随l值增加，亚层的能值增加，亚层的能量略有增加量略有增加,如如E3s E3p E3d。393、磁量子数、磁

16、量子数m： 在同一亚层中，有不同的原子轨道，描述原子在同一亚层中，有不同的原子轨道，描述原子轨道的伸展方向。轨道的伸展方向。 m可取可取 0，1, 2l ；（；（2l+1个）个） 每一个每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。同一亚层中，轨道。同一亚层中，m可取值的数目，代表在同一可取值的数目，代表在同一亚层中可能的轨道数目，即几个具有不同伸展方亚层中可能的轨道数目，即几个具有不同伸展方向的原子轨道。向的原子轨道。 如如l=0时时m=0，表示，表示s亚层只有一个原子轨道，亚层只有一个原子轨道，为球形对称，无所谓伸展方向。为球形对称，无所谓伸展方向。 l=1

17、时时m =-1，0，+1，表示，表示p亚层有三个互相垂亚层有三个互相垂直的直的p原子轨道，即原子轨道，即px， py， pz原子轨道。原子轨道。40 l=2时时m =-2，-1，0，1，2，表示，表示d 亚层有五亚层有五个不同伸展方向的个不同伸展方向的d 原子轨道，即：原子轨道，即：222,xyxzyzzxyddddd n，l相同，相同，m不同的原子轨道（即形状相同，不同的原子轨道（即形状相同，空间取向不同）其能量是相同的，这些能量相空间取向不同）其能量是相同的，这些能量相同的各原子轨道称为简并轨道或等价轨道。如：同的各原子轨道称为简并轨道或等价轨道。如： ,xyzppp222,xyxzyzz

18、xyddddd为等价轨道为等价轨道为等价轨道。为等价轨道。41表示同一轨道中电子的二种自旋状态表示同一轨道中电子的二种自旋状态 通常用通常用“ ”和和“ ”表示。表示。11+,-224、自旋量子数、自旋量子数 ms取值：取值：42四个量子数与核外电子的运动状态四个量子数与核外电子的运动状态12121212434445n 确定电子层：确定电子层：1，2，3四个量子数：四个量子数：l 确定电子亚层：确定电子亚层：s，p，d，f， 确定轨道形状确定轨道形状对于单电子体系，电子的能量完全由对于单电子体系，电子的能量完全由n 决定，对于多电子体系由决定，对于多电子体系由n、l决定决定确定确定能级能级m

19、确定空间伸展方向，确定空间伸展方向，m的可能取值的数目，表示的可能取值的数目，表示在同一亚层中，原子轨道的数目。与能量无关在同一亚层中，原子轨道的数目。与能量无关ms 确定自旋方向确定自旋方向462、最低能量原理、最低能量原理 多电子原子处在基态时，核外电子的分布在多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反保利原理的前提下，总是尽先分布在能量不违反保利原理的前提下，总是尽先分布在能量1、Pauli不相容原理不相容原理 在同一原子中，不可能有运动状态完全相同在同一原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。即同一轨道内最多只能容纳的两个电子存在。即同一轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电

20、子。两个自旋方向相反的电子。477N：1s2 2s2 2p31s1s2s2s2p2px x2p2py y2p2pz zHund规则特例：简并轨道处于全充满（规则特例：简并轨道处于全充满（s2 、p6、 d10、f14）、半充满（）、半充满（S1 、P3、 d5、f7）、全空）、全空（s0 、p0、 d0、f 0）时，原子较为稳定。如：）时，原子较为稳定。如： 3d 54S1 稳定稳定 3d 44S2 不稳定不稳定48( (二二) )多电子原子轨道的能级多电子原子轨道的能级 19391939年，鲍林年，鲍林（L.PaulingL.Pauling）根据原子光）根据原子光谱实验，对周期系中各元素谱实

21、验，对周期系中各元素原子轨道能级图进行分析归原子轨道能级图进行分析归纳，总结出多电子原子中原纳，总结出多电子原子中原子轨道近似能级图子轨道近似能级图 . .49电子层数电子层数鲍林原子轨道能级图鲍林原子轨道能级图50说明说明511s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s 4f 5d 6p 7s5f 6d7p 521. 电子层能级相对高低为电子层能级相对高低为K L M N 。2对多电子原子来说，同一原子同一电子层内对多电子原子来说，同一原子同一电子层内,电子间的相互作用造成同层能级的分裂，各亚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层能级的相对高低为Ens E

22、np End Enf。3同一亚层内，各原子轨道能级相同。如同一亚层内，各原子轨道能级相同。如xyznpnpnpEEE4同一原子内，不同类型的亚层之间，同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错的现象，例如：有能级交错的现象，例如：E4sE3dE4p,E5sE4dE5p,E6sE4fE5dE6P。从鲍林原子轨道能级图可以看出从鲍林原子轨道能级图可以看出5354（3）一般说来，不同原子的同种类型的原子）一般说来，不同原子的同种类型的原子轨道，随着原子序数的增大而降低，例如：轨道，随着原子序数的增大而降低，例如：E1s（He）E1s(H).（三）基态原子核外电子的排布（三）基态原子核外电子的排布1基

23、态原子核外电子的排布基态原子核外电子的排布 21 21ScSc：1s22s22p63s23p63d14s2 29Cu：1s22s22p63s23p63d104s180Hg：1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s2例如例如：55对于原子序数较大的元素，为了书写方便，对于原子序数较大的元素，为了书写方便，常将内层已达稀有气体的电子层结构部分用该常将内层已达稀有气体的电子层结构部分用该稀有气体元素符号加方括号（称为原子实）来稀有气体元素符号加方括号（称为原子实）来表示。表示。例如例如：21Sc：Ar3d14s2 29Cu： Ar3d104s1 80

24、Hg：Xe4f145d106s2 108108种元素基态原子核外电子的排布见表种元素基态原子核外电子的排布见表4-24-2 56575859元素周期律元素周期律-元素的性质随着核电荷数的元素的性质随着核电荷数的递增呈周期性的递增呈周期性的 变化的规律称为元素周期律变化的规律称为元素周期律 。反映元素周期律的元素排布称反映元素周期律的元素排布称元素周期表元素周期表60短短周周期期长长周周期期不完全不完全周期周期61元素所处的周期数元素所处的周期数= =基态原子中电子的最高能基态原子中电子的最高能级组的序号数级组的序号数= =原子的电子层数（最外层主量子原子的电子层数（最外层主量子数数n n）。）

25、。各周期所包含的元素的数目各周期所包含的元素的数目,等于与周期相应等于与周期相应的能级组内各轨道所能容纳的电子总数。的能级组内各轨道所能容纳的电子总数。区区 根据元素最后一个电子填充的能级的根据元素最后一个电子填充的能级的不同，将周期表中的元素分为不同，将周期表中的元素分为5 5个区。个区。62nsns1-21-2 (n-1)d(n-1)d1-91-9nsns1-21-2 (n-1)d10ns1-2 (n-1)d10ns1-2 (n-1)d(n-1)d1010nsns1-21-2 nsns2 2npnp1-61-6 (n-2)f(n-2)f1-141-14(n-1)d(n-1)d1-21-2n

26、sns2 2 63 价层电子构型为价层电子构型为(n-1)d010 ns02 B，B：族数外层电子数：族数外层电子数B，：族数外层电子数次外层：族数外层电子数次外层d电子电子6465 66（1） 同一周期从左向右，原子半径逐渐减小。同一周期从左向右，原子半径逐渐减小。（2）同一主族元素从上至下，原子半径逐渐增）同一主族元素从上至下，原子半径逐渐增大；同族副族元素，从上至下原子半径增大幅大；同族副族元素，从上至下原子半径增大幅度较小度较小主族元素：从左到右主族元素：从左到右 r 减减小；小； 从上到下从上到下 r 增大。增大。过渡元素：从左到右过渡元素：从左到右r 缓慢减小；缓慢减小； 从上到下

27、从上到下r略略有增大。有增大。 67(二二)原子的电离能原子的电离能 基态气体原子失去电子成为带一个正电荷基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，的气态正离子所需要的能量称为第一电离能，用用 I 1表示。其单位为表示。其单位为kJmoL-1。 由由+1价气态正离子失去电子成为带价气态正离子失去电子成为带+2价气价气态正离子所需要的能量称为第二电离能，用态正离子所需要的能量称为第二电离能，用 I 2表示。表示。 M（g）- e M+（g） I1 M+（g）- e M2+（g） I2 M2+（g）- e M3+（g） I3 I3 I2 I1 0 （均为正值）（均

28、为正值）68 常用元素原子的第一电离能来衡量原子失去常用元素原子的第一电离能来衡量原子失去电子的难易程度（金属性强弱）；电子的难易程度（金属性强弱）； I1小小易失去电易失去电 子子 金属性强金属性强 I1大大不易失去电不易失去电 子子 金属性弱金属性弱69电离能变化电离能变化 一般用一般用Y1 表示气态原子得到电子的难易表示气态原子得到电子的难易（非金属性强弱）；（非金属性强弱）； Y1代数值大，不易得到电代数值大，不易得到电 子，非金属性弱子，非金属性弱 ; Y1代数值小，易得到电代数值小，易得到电 子，子，非金属性强。非金属性强。 O(g) + e O O(g) + e O- -(g)

29、(g) Y Y1 1 = -141 = -141 kJmoL-1 711代数值代数值1代数值代数值（四）电负性（四）电负性 鲍林（鲍林（Pauling）提出了电负性的概念。）提出了电负性的概念。 元素的电负性是指元素的原子在分子中元素的电负性是指元素的原子在分子中对电子吸引能力的大小。对电子吸引能力的大小。电负性越小，对电电负性越小，对电子吸引能力越小，金属性越强。最活泼的非子吸引能力越小，金属性越强。最活泼的非金属元素原子的电负性金属元素原子的电负性 （）（）4.0，通，通过比较计算出其它元素原子的电负性值过比较计算出其它元素原子的电负性值72电负性电负性同一周期，自左向右，电负性增加（副族

30、同一周期，自左向右，电负性增加（副族元素有些例外）。元素有些例外）。 同族元素自上而下，电负性依次减小，但同族元素自上而下，电负性依次减小，但副族元素后半部，从上而下电负性略有增加。副族元素后半部，从上而下电负性略有增加。氟的电负性最大，因而非金属性最强，铯的电氟的电负性最大，因而非金属性最强，铯的电负性最小，因而金属性最强负性最小，因而金属性最强。73电负性变化电负性变化7475第二节第二节 分子结构基础分子结构基础 化学键：分子或晶体中直接相邻原子化学键：分子或晶体中直接相邻原子(或离子或离子)之之 间强烈的相互作用。间强烈的相互作用。 离子键离子键共价键共价键金属键金属键化学键化学键76

31、（一）离子键（一）离子键 19161916年德国化学家柯塞尔，提出了离子年德国化学家柯塞尔，提出了离子键键理理论。认为，离子键的本质是阴阳离子间的静电论。认为，离子键的本质是阴阳离子间的静电作用力。作用力。 一、离子键一、离子键2qqFd 阳、阴离子电荷越大，核间距越小，离子阳、阴离子电荷越大，核间距越小，离子键的强度越大。键的强度越大。 77（二）离子键的特征二）离子键的特征 (1) 由正负离子形成（静电作用力）由正负离子形成（静电作用力） (2)无方向性和饱和性：无方向性和饱和性：二、共价键二、共价键 1916年年G.N.Lewis（路易斯）提出了共价（路易斯）提出了共价学说，建立了经典的

32、共价键理论：分子中的原学说，建立了经典的共价键理论：分子中的原子之间是通过共用电子对结合成键的，成键原子之间是通过共用电子对结合成键的，成键原子达到稳定的稀有气体结构。这种原子与原子子达到稳定的稀有气体结构。这种原子与原子之间靠共用电子对所产生的结合力称为共价键。之间靠共用电子对所产生的结合力称为共价键。由共价键形成的化合物叫共价化合物。由共价键形成的化合物叫共价化合物。78 1927年年W.Heitler(海特勒海特勒)、F.London(伦敦伦敦)应应用量子力学原理处理氢分子，建立了现代共价键用量子力学原理处理氢分子，建立了现代共价键理论。又称电子配对法，简称理论。又称电子配对法，简称VB

33、法，法， （一）共价键的形成（一）共价键的形成E0DRro 两个氢原子靠近时体系能量的变化两个氢原子靠近时体系能量的变化 量子力量子力学处理学处理H2分分子的结果子的结果79（二）共价键理论基本要点：（二）共价键理论基本要点：1.原子接近时，自旋相反的未成对单电子相互原子接近时，自旋相反的未成对单电子相互配对，原子核间的电子云密度增大，形成稳配对，原子核间的电子云密度增大，形成稳定的共价键。定的共价键。2.一个原子有几个未成对电子，便能和几个来一个原子有几个未成对电子，便能和几个来自其他原子的自旋方向相反的电子配对，生自其他原子的自旋方向相反的电子配对，生成几个共价键。（饱和性）成几个共价键。

34、（饱和性）3.成键电子的原子轨道在对称性相同的前提下，成键电子的原子轨道在对称性相同的前提下，原子轨道发生重叠，重叠越多，生成的共价原子轨道发生重叠，重叠越多，生成的共价键越稳定键越稳定最大重叠原理。（方向性）最大重叠原理。（方向性）对称性匹配对称性匹配原子轨道同号重叠有效原子轨道同号重叠有效80 （三）共价键的特点共价键的特点 共价键的特点是既有饱和性，又有方向性。共价键的特点是既有饱和性，又有方向性。 1、饱和性：一个原子有几个未成对电子，就可、饱和性：一个原子有几个未成对电子，就可经与来自其它原子几个自旋相反的电子配对形成经与来自其它原子几个自旋相反的电子配对形成几个共价键。几个共价键。

35、 2、方向性：两成键原子总是沿着原子轨道最大、方向性：两成键原子总是沿着原子轨道最大重叠方向成键。重叠方向成键。PSPS811.键键： 原子轨道沿核间联线方向原子轨道沿核间联线方向（键轴）键轴） ，以以“头碰头头碰头”的方式发生重叠形成的共价键的方式发生重叠形成的共价键 共价键是由原子轨道重叠形成的，根据重共价键是由原子轨道重叠形成的，根据重叠的方式不同，共价键可分为叠的方式不同，共价键可分为键和键和键键 可能形成共价键的原子轨道组合有：可能形成共价键的原子轨道组合有： s s、s px、 px px、 py py、 pz pz。 S-S82 键特点是原子轨道重叠部分沿键特点是原子轨道重叠部分

36、沿键轴键轴方向方向具有圆柱形对称。由于原子轨道在轴向上重叠具有圆柱形对称。由于原子轨道在轴向上重叠是最大程度的重叠，故是最大程度的重叠，故键的键能大而且稳定键的键能大而且稳定性高。性高。 Px SPx Px83 例例1 以以H2为例为例,共价键的形成动画共价键的形成动画例例3 以以Cl2为例为例,共价键的形成动画共价键的形成动画例例2 以以HCl为例为例,共价键的形成动画共价键的形成动画84(2)键键 成键原子轨道成键原子轨道沿沿键轴键轴方向方向 “肩并肩肩并肩”重叠重叠. 例如例如 两个两个 pz沿沿 x 轴方向重叠轴方向重叠PZ - PZ键特点键特点: :原子轨道重叠部分不在两核连线上，原

37、子轨道重叠部分不在两核连线上，镜面反对称，受核吸引力小，不牢固，所以镜面反对称，受核吸引力小，不牢固，所以 键键电子易参加反应电子易参加反应85N2 分子的分子的 3 键中，有键中，有 1 个个 键，键， 2 个个 键键 N2分子中分子中p-p键键的形成的形成(动画动画)N2 分子中两个原子各有三个单电子分子中两个原子各有三个单电子 px py pz 86(五五)共价键的键参数共价键的键参数 化学键的性质可以用某些物理量来描述，凡化学键的性质可以用某些物理量来描述，凡能表征化学键性质的量都可以称为键参数。能表征化学键性质的量都可以称为键参数。1、键能、键能 在在298K的标准状态下，将气态的标

38、准状态下，将气态AB分子的分子的1mol键断开，生成气态键断开，生成气态A、B原子所需的原子所需的能量称为键能。用符号能量称为键能。用符号EB表示，单位为表示，单位为kJmol-1。 AB(g) A(g) + B(g) EAB = mrH 键能愈大，共价键强度愈大，分子愈稳定。键能愈大，共价键强度愈大，分子愈稳定。键能的大小：单键键能的大小：单键 双键双键 HCl HBr HI；一般来说，当；一般来说，当 1.7时，共用电时，共用电子对完全偏向一方，便形成了离子键。子对完全偏向一方，便形成了离子键。921.杂化轨道理论要点杂化轨道理论要点（1）形成分子时）形成分子时,中心原子的若干不同类型中心

39、原子的若干不同类型的能量相近的原子轨道混合起来，的能量相近的原子轨道混合起来，重新组合生重新组合生成一组新的能量相同的原子轨道成一组新的能量相同的原子轨道。这种重新组。这种重新组合的过程叫做合的过程叫做杂化杂化，所形成的新的原子轨道叫，所形成的新的原子轨道叫做做杂化轨道杂化轨道。（2）杂化轨道的数目与参加杂化的原子轨道杂化轨道的数目与参加杂化的原子轨道的数目相等。的数目相等。（3）杂化轨道的成键能力比原来原子轨道的杂化轨道的成键能力比原来原子轨道的成键能力强成键能力强，因杂化轨道波函数角度分布图一，因杂化轨道波函数角度分布图一93端特别突出而肥大端特别突出而肥大, ,在满足原子轨道最大重叠在满

40、足原子轨道最大重叠基础上基础上, ,所形成的分子更稳定。不同类型的杂化所形成的分子更稳定。不同类型的杂化轨道成键能力不同轨道成键能力不同. .（4 4）杂化轨道参与成键时，要满足化学键间杂化轨道参与成键时，要满足化学键间最小排斥原理最小排斥原理, , 杂化轨道在空间的分布是应尽杂化轨道在空间的分布是应尽可能的展开。可能的展开。2 2、杂化类型与分子几何构型、杂化类型与分子几何构型（1）sp杂化杂化 同一原子内一个同一原子内一个ns原子轨道和一原子轨道和一个个np原子轨道杂化而成，称为原子轨道杂化而成，称为sp杂化，所形成杂化，所形成的杂化轨道叫做的杂化轨道叫做sp杂化轨道。杂化轨道。94xxp

41、xs+- -1800+-spspBeCl2的成键过程的成键过程（动画）：铍原子杂化（动画）：铍原子杂化 sp 2p 杂化状态杂化状态 2s 2p 铍原子基态铍原子基态2s 2p 激发态激发态 sp杂化轨道含有杂化轨道含有 s轨道和轨道和 p轨道成分。杂化轨道成分。杂化轨道之间的夹角为轨道之间的夹角为180。121295 BeH2,BeCl2,CO2,HgCl2,C2H2等分子的中心原等分子的中心原子均采取子均采取sp杂化轨道成键，故其分子的几何构型杂化轨道成键，故其分子的几何构型均为直线型，分子内键角为均为直线型，分子内键角为180 。（2）sp2杂化杂化 同一原子内由一个同一原子内由一个ns

42、原子轨道和二个原子轨道和二个np原原子轨道杂化而成，这种杂化称为子轨道杂化而成，这种杂化称为sp2杂化。所形杂化。所形成的杂化轨道称为成的杂化轨道称为sp2杂化轨道，它的特点是：杂化轨道，它的特点是：每个杂化轨道都含有每个杂化轨道都含有 s轨道和轨道和 p轨道成分。轨道成分。杂化轨道之间的夹角为杂化轨道之间的夹角为120 。形成的分子的几。形成的分子的几何构型为平面三角形。何构型为平面三角形。 23139697sp2sp2杂化2S22p1sp2-pBF3分子的形成分子的形成 （动画）（动画）F F FBB98 BCl3，BBr3，SO3分子及分子及CO32-，NO3-离子的离子的中心原子均采取

43、中心原子均采取sp2杂化轨道与配位原子成键，杂化轨道与配位原子成键，故其分子构型为平面三角形，分子键角为故其分子构型为平面三角形，分子键角为120 。99(3) sp3杂化杂化 同一原子内一个同一原子内一个ns原子轨道和三原子轨道和三个个np原子轨道杂化而成，这种杂化称为原子轨道杂化而成，这种杂化称为sp3杂杂化化.所形成的杂化轨道称为所形成的杂化轨道称为sp3杂化轨道杂化轨道.它的它的特点是特点是;每个杂化轨道都含有每个杂化轨道都含有 s轨道和轨道和 p轨道成分。杂化轨道之间的夹角为轨道成分。杂化轨道之间的夹角为109 28。14341004CH 的形成杂化3spsp3Sp3-S H H H

44、 HC激发 2s 2p C原子基态原子基态 （动画）（动画）101102HHHHc 等性杂化等性杂化-含单电子的轨道进行杂化，所形含单电子的轨道进行杂化，所形成的杂化轨道的成分与能量完全相同。成的杂化轨道的成分与能量完全相同。 不等性杂化不等性杂化-含孤电子对（电子已成对，不含孤电子对（电子已成对，不参与成键）的原子轨道参与杂化，所生成的杂化轨参与成键）的原子轨道参与杂化，所生成的杂化轨道的成分与能量不完全相同。道的成分与能量不完全相同。3 3、等性杂化与不等性杂化、等性杂化与不等性杂化103HNH107182p2s3spNHNH3 3分子：分子： 3sp 杂 化参与杂化而不参与成键参与杂化而

45、不参与成键sp3-s H H HNN几何构型：三角锥形几何构型：三角锥形 为什么小于为什么小于109109 2828104杂化3sp2ps2 23spH2O分子：分子： 3sps H HOO几何构型呈几何构型呈“V”字型，字型， HOH104 45为什么小于为什么小于109109 2828105小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型小结：杂化轨道的类型与分子的空间构型中心原子中心原子Be(A)B(A)C, Si(A)N, P(A)O, S(A)Hg(B)2H O直线形直线形 三角形三角形 四面体四面体 三角锥三角锥 V V型型s+ps+(3)ps+(2)ps+(3)p参加杂化的轨道：参加杂化的轨

46、道：2443杂化轨道数杂化轨道数：18090 109 28q109 28120 成键轨道夹角成键轨道夹角：分子空间构型分子空间构型：实例实例杂化轨道类型：杂化轨道类型：sp2 2sp3 3sp不不等等性性3 3sp2BeCl2HgCl3BF3BCl4CH4SiCl3NH3PH2H S106四、四、 分子间力和氢键分子间力和氢键q：正（负）电荷中心：正（负）电荷中心(电荷集中点电荷集中点)的电量的电量d：正（负）电荷中心的距离：正（负）电荷中心的距离分子极性的量度分子极性的量度 偶极矩偶极矩（固有偶极）（固有偶极）= = q d（一）分子的极性：（一）分子的极性： 分子间力（范德华力）分子间力（

47、范德华力）-分子与分子之间存分子与分子之间存在的比化学键弱得多的相互作用力称为分子间力。在的比化学键弱得多的相互作用力称为分子间力。原子之间靠化学键结合成分子，分子之间靠分子间力原子之间靠化学键结合成分子，分子之间靠分子间力聚集成聚集成S，l，g（决定物理性质）。分子间力大小与分（决定物理性质）。分子间力大小与分子的极性有关。子的极性有关。107 偶极矩是一个矢量，其方向是从正极到负极。偶极矩是一个矢量，其方向是从正极到负极。如果如果=0，则分子为非极性分子，则分子为非极性分子如果如果0，则分子为极性分子。，则分子为极性分子。越大，极性越大，极性越强，固有偶极越大。越强，固有偶极越大。 对于双原子分子：键有极性、分子就有极对于双原子分子：键有极性、分子就有极性性(键的极性与分子的极性一致，而且键越强、键的极性与分子的极性一致，而且键越强、分子的极性也越强分子的极性也越强)。 HFHClHBrHI 108 如：如：CH4 、CCl4 无极性，无极性， CHCl3 有极性。有极性。CO2：C-O 键有极性，但分子无极性，键有极性，但分子无极性，CO2为为线性分子。线性分子。BF3分子无极性，为平面三角形结分子无极性，为平面三角形结构，而构，而NH3分子有极性，为三角锥结构分子有极性，为三角锥结构 。 对于多原子分子：极性键组成的多原子分子对于