普通化学物质结构基础课件

1、物质结构基础第5章本章学习要求1. 了解原子核外电子运动的基本特征，掌握s、p、d轨道函数及电子云空间分布情况。2. 掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的关系。3. 了解化学键的本质，掌握共价键键长、键角等概念。4. 掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论说明一些分子的空间构型。5. 了解分子间力和晶体结构及对物理性质的影响。5.1.1 波函数1. 光（微观粒子）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 = mcv 所以 = h / mv = h / p式中， 为粒子波的

2、波长；h为普朗克常数 : h =6.62610-34Js1 ，m为粒子的质量， v为粒子的速率，p为粒子的动量。电子衍射实验示意图附图5.1 电子衍射示意图 1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。定向电子射线晶片光栅衍射图象 Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。 波函数 = n, l, m(r, , )n, l 和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。结果如下 n：非零正整数； l ：0到(n 1)之间的整数； m：0到 l 之间的整数。由于上述参数的取值是非连续的, 故被称为量子数。 波函数 （空间坐标r, , 的函数）： 描述核外电子

3、运动状态的数学表达式原子轨道： 波函数的空间图像。 原子轨道的数学表达式就是波函数(1) 主量子数 n：电子离核远近n 的取值：n = 1，2，3，量子数n = 1，2，3，4, 对应于电子层K，L，M，N, (2) 角量子数 l：原子轨道形状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。(3) 磁量子数 m：原子轨道空间取向 m 的取值: m = 0,1,2, l, 共可取2l + 1个值 确定原子轨道的伸展方向 P205-2、3、4题d 轨道, m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向(4) 自旋量子数ms 用波函

4、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,电子还有自旋运动，因而产生磁矩，电子自旋磁矩只有两个方向。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 。Electron spin visualized原子轨道的角度分布图5.2.2 核外电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：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。 能量最低原理：核外电子在原子轨道上的排布，必须尽量占据能量最低的轨道。 洪德规则：当电子在n, l 相同的数个

5、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。当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。能级分组(n+0.7l)能级组能级组中的原子轨道元素数目周期数1.x11s212.x22s2p823.x33s3p834.x44s3d4p1845.x55s4d5p1856.x66s4f5d6p3267.x77s5f6d(未满）未满7把(n+0.7l)值的整数位相同的能级分为一组，得到如下表所示的能级分组。附表5.1 能级分组例5.1 碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？例5.2 写出Z=24的铬元素的电子排布式思考：29号元素的的电子排

6、布式如何？1s22s22p63s23p63d104s1外层电子的排布式，称为特征电子构型 P207-8例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。元素周期表分区 P205-7 207-31s2ns 2np1-6P区元素ns 1-2s区元素(n-1)d1-8ns2d区元素(n-1)d10ns1-2ds 区元素(n-2)f1-14ns2 f 区元素附图5.6 元素分区原子半径电离能化学键化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。离子键的本质：异号离子之间的静电引力。离子键的特征：没有方向性， 没有饱和性。金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力。金属

7、键的特点：没有方向性， 没有饱和性共价键是两个原子共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键）思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键，在水中， H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键， H2O间存在分子间作用力和氢键。共价键的特性 P205-10 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

8、成键原子所拥有的未成对电子的数目。+附图5.11 共价键方向性附图5.12 共价键饱和性 共价键理论价键理论和分子轨道理论。价键理论（键和键）根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为键和键等。键原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只形成一个键。键原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称，即原子轨道以“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。键键图5.15 s键和p键重叠方式示意图图5.16 氮分子中三键示意图5. 分子轨道理论当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道，而是属于整个分子的分

9、子轨道。 分子轨道由组成分子的原子轨道组合产生，组合前后轨道总数不变。 组合前后系统的总能量不变 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，分布法则与电子在原子轨道中的排布类似。分子的空间构型和杂化轨道理论2) 杂化轨道的应用sp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：图5.18 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。例如 BeCl2, HgCl2, CO2, HCCH等杂

10、化轨道的应用（续）sp2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。附图5.15 sp2杂化轨道sp2杂化轨道成键特征：三个键处在同一个平面上，键角为120。sp2杂化轨道例子BX3, AlCl3, H2C=CH2BCl3和CH2CH2的空间构型杂化轨道的应用(续)等性sp3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：4个键指向正四面体的四个顶点，键角为10928。例如：

11、CH4, CX4, C(金刚石),SiC等。附图5.16 sp3杂化轨道甲烷的空间构型杂化轨道的应用(续) P205-11sp3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原子不等性sp3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S原子也能进行不等性sp3杂化图5.21 NH3和H2O分子的空间构型示意图5.3.3 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、疏水作用等，比化学键要弱得多。范德华力存在于所有分子中

12、。范德华力的特点：永远存在于分子间的弱相互作用； 短程力没有方向性、没有饱和性以色散力为主分子间作用力的应用示例 P206-14例：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：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。 附图5.19 氢键对氢化物沸点的影响晶体根据晶体点阵点