物质结构和性质讲解

1、物质结构和性质讲解学习目标1. 理解原子核外电子运动的特性，掌握四个量子数的符号和表示的意义及其取值规律；2. 掌握核外电子排布原则及方法；掌握常见元素的电子排布式和价电子构型；3. 了解核外电子排布和元素周期系之间的关系；4. 了解离子键与共价键的特征及它们的区别；6. 掌握杂化轨道理论要点、杂化轨道类型与分子几何构型；理解杂化轨道和分子几何构型的关系；7. 了解分子间作用力的特征与性质；理解氢键的形成及对物质性质的影响。一、电子的波粒二象性 31 原子核外电子的运动状态测不准原理 在经典力学中，宏观物体在任一瞬间的位置和动量都可以用牛顿定律正确测定。如太空中的卫星，换言之，它的运动轨道是可

2、测知的，即可以描绘出物体的运动轨迹(轨道)。 而对具有波粒二象性的微粒，它们的运动并不服从牛顿定律，不能同时准确测定它们的速度和位置。二、波函数与原子轨道1. 薛定谔方程 1926年，奥地利物理学家薛定谔，根据波粒二象性概念提出了描述微观粒子运动状态的方程式，称为薛定谔方程。 波函数 ， 解方程可求得 和E 波函数：是描述核外电子空间运动状态的数学函数式，它是空间坐标的函数。电子在核外运动，有一系列的空间运动状态，一个波函数表示电子的一种运动状态，每一个特定状态就有一个相应的波函数。 原子轨道：即电子运动的区域，这个区域称为原子轨道。原子轨道是电子在核外空间运动的区域，没有确定的轨迹，这与经典

3、力学中的轨道（如火车轨道、卫星轨道）有本质区别。 波函数与原子轨道常作同义词混用。 概率：电子在核外空间某一区域内出现的机会称为概率。出现的机会多，概率大，反之，概率小。 概率密度：电子在核外空间某处单位微体积内出现的概率叫概率密度。 电子云：为了形象的表示核外电子运动的概率分布情况，化学上惯用小黑点分布的疏密来表示电子出现几率的相对大小。小黑点较密的地方，电子在该点概率密度较大，单位体积内电子出现的机会就多。这种概率密度分布形象化表示的图形称为电子云。 三、概率密度和电子云氢原子1s电子云 S、p、d轨道的角度分布图（剖面图） s、p、d轨道的电子云角度分布图 电子的运动状态可用波函数或原子

4、轨道来描述，对给定的电子来说，它在一定的原子轨道上运动，这个原子轨道离核有多远，能量有多大？形状怎样？它在空间的伸展方向如何？以上三个问题即原子轨道的能量、形状、取向可用三个参数来表示，这些参数都是量子化的，叫做量子数。 当三个量子数（n, m, l）取值一定时，就确定了一个波函数 或一条原子轨道，也就确定了核外电子的一种空间运动状态。因此，人们常用这三个量子数来描述核外电子运动。后来人们用更精密的分光镜发现核外电子除空间运动之外还有一种“自旋运动”，用自旋量子数ms表示。四、四个量子数四个量子数 如： n = 3, l = 0 (3s亚层，s亚层只有一个球形的s轨道)，m=0， 一种取向；为

5、3s轨道。 n = 3, l = 1 (3p亚层，p亚层有三个p轨道)，m = 0, 1，三种取向。 n = 3, l = 2（3d亚层，d亚层有五个d轨道），m = 0, 1, 2，五种取向。 n = 3, l = 3 （不存在，是错误的。）等价轨道(简并轨道)：指n, l相同，m不同的原子轨道，或能量相同的各原子轨道。如3p亚层的三个p轨道就是等价轨道。32 原子核外电子排布与元素周期律 1. 多电子原子的能级32 原子核外电子排布与元素周期律 1. 多电子原子的能级Pauling近似能级图 鲍林近似能级图中圆圈表示原子轨道，按轨道能量高低顺序依次排列。一个能级组(在鲍林近似能级图的同一方

6、框中)，是一组能量相近的原子轨道。相邻能级组之间能量差较大。能级组的划分与元素周期表中划分的七个周期一致，体现了元素周期系中元素划分为周期的本质原因是原子轨道的能量关系。由图可知： l 相同时，n越大能级越高，如E1sE2sE3s，E2pE3pE4p； n 相同时，l 越大能级越高，如EnsEnpEndEnf； n和l均不同时，用（n）判断，如E4sE3d，E5sE4d，E6sE4fE5d，这就是“能级交错”。 （1）泡利不相容原理：在一个原子中不可能有4个量子数完全相同的电子存在。所以同一原子轨道（n,l,m一定）中最多可容纳两个电子，而且自旋必须相反。从泡利原理可确定每个电子层（n相同）可

7、允许的轨道数为2n2。列表如下：2. 核外电子排布规则（2）能量最低原理：在不违背泡利原理的条件下，电子的排布总是优先占据能量最低的轨道。（3）洪特规则：电子在等价轨道（n与l相同,m不同）上排布时尽可能以自旋平行的方向分占不同的轨道。 例如：N原子的2p轨道上有3个电子，则必分占px，py和pz轨道，且自旋平行。等价轨道在全空（p0, d0, f0）、全满(p6, d6, f14 )、半满(p3, d5, f7 )时是稳定的。 例如：3个p轨道上有6个、3个或没有电子时是稳定结构。基态原子：原子中的电子按电子排布三原则并结合鲍林近似能级图排布，此时该原子处于最低能量状态。任何原子基态结构只有

8、一种。激发态原子：比基态能量更高的结构状态。激发态结构可以有很多种。元素原子的电子结构有三种表示方式： 电子排布式、轨道表示式、量子数表示3.元素原子的电子排布式（电子结构） 按电子在各亚层中分布情况表示。如Mn（24号元素）原子的电子排布式为1s22s22p33s23p63d54s2，其中划线部分为稀有气体原子Ar电子结构，化学中一般只是价电子发生变化，故为简洁可写成Ar3d54s2， 价层电子构型为3d54s2 107种元素基态原子电子排布情况后表已给出。见P44表3-2。（1）电子排布式虽然电子排布的先后顺序4s先于3d，但写电子排布时，要把3d写在4s前同3s，3p一起写；由于原子在化

9、学反应时，通常只价层电子发生变化，故不必写出完整的电子排布式，只需写出原子的价层电子排布即可。即最高能级组中价电子（能用于成键的电子）能级上的电子排布式。把价电子层以内已达稀有气体电子结构的部分称为“原子实”，用该稀有气体符号加方括号表示。如：24Cr是在18号Ar基础上加6个e，故24Cr电子排布式简写为Ar3d54s1。注意 按电子在核外原子轨道中的分布情况，用用一个圆圈或方格表示一个原子轨道（等价轨道的圆圈或方格连在一起），用向上或向下的箭头表示电子的自旋状态。 例如：N原子 （2）轨道表示式 按电子所处的状态用整套量子数表示。 如15P(Ne3s23p3)，则 3s2的这2个电子用整套

10、量子数表示为：3,0,0,+1/2；3,0,0,-1/2； 3p3的这3个电子用整套量子数表示为：3,1,-1,+1/2；3,1,0,+1/2； 3,1, 1,+1/2；（3）量子数表示 元素周期表： 元素周期表是原子核外排布周期性规律的表现形式。周期表按原子序数（亦即核电荷数）排列。4. 原子的电子层结构与元素周期表(1)周期共7个周期：与周期表的行对应。第1周期只有2个元素为特短周期；第2,3周期各有8个为短周期；第4,5周期各有18个为长周期；第6周期有32个为特长周期；第7周期预测有32个，现有26个为不完全周期；周期数 = 能级组数 = 电子层数 = 原子最外层电子的主量子数周期表中

11、各周期总是从ns轨道开始，到np轨道结束，最外层(n层)电子数最多不超过8个(ns2np6) ，次外层 (n-1)层最多不超过18个(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 。(2)族共16个族：与周期表的列对应。 7个主族(A族)，7个副族(B 族) ， 1个0族(稀有气体)，1个 族(三个纵行)。 主族元素： IAVIIA，族数=价电子数，价电子构型为ns12或ns2 np15。副族元素： IB,IIB族数=ns电子数；IIIBVIIB族数=(n-1)d+ns电子数(镧系,锕系除外)，VIII族(n-1)d+ns电子数等于8、9、10；价电子构型为(n-1)d110 ns02。0族元素

12、：稀有气体族。最外层电子已填满，价电子构型为ns2或ns2 np6。元素除了按周期和族分类外还可根据原子的价电子构型把周期表分为五个区。s区,p区元素为主族元素，s区全是金属元素，p区有金属和非金属元素，d、ds、f区元素，为副族元素，并均为金属元素。(3) 区1. 原子半径(r)把晶体（或分子）中相邻两个原子核间距离的一半称为原子半径。（1）金属半径：是指金属晶体中相邻的两个原子核间距的一半。（2）共价半径：是指某一元素的两个原子以共价键结合时，两核间距的一半。（3）范德华半径：是指两个原子只靠范德华力（分子间作用力）互相吸引时，它们原子间距的一半。 33 元素性质的周期性共价半径(a)和金

13、属半径(b)示意图 ab同周期：在短周期中，原子半径逐渐减小。到稀有气体半径突然增大，因它们是范德华半径之故；在长周期中，主族元素原子半径的递变规律和短周期相似。副族元素原子半径递变缓慢。同 族：从上至下增大（电子层数增大 ）原子半径的变化规律 原子在化合物中吸引成键电子能力的相对强弱以电负性来表示，电负性越大，其原子吸引成键电子能力越强，非金属性越强，反之金属性越强。常用=2近似的标志金属和非金属性。2. 电负性()同周期：从左至右增大，稀有气体是同周期中最高的。同 族：A族从上至下减小，B族从上至下增加。常用 来判断化学键性质。 大的元素之间的化学键以离子键为主， 相近的金属元素之间的化学

14、键以金属键为主， 相近的非金属元素之间的化学键以共价键为主。电负性变化规律3. 元素的氧化值 定义：当分子中原子之间的共用电子对被指定属于电负性较大的原子后，各原子所带的形式电荷数就是氧化值。 元素的氧化值与其价电子构型有关。由于元素价电子构型是周期性地重复，所以元素的最高氧化值也是周期性地重复。 元素参加化学反应时，可达到的最高氧化值等于价电子总数，也等于所属族数 。3.4 化学键一、离子键1. 离子键的形成1）电负性小的活泼金属和电负性大的活泼非金属相遇，发生电子转移，形成正、负离子，均达到稀有气体结构。2）正、负离子借静电引力相互靠近，当正、负离子靠近到吸引力和排斥力相等时，整个体系的能

15、量降到最低，于是就形成了离子键。以NaCl的形成为例：正负离子靠近时的势能曲线 离子键：这种原子间发生电子转移，形成正、负离子，然后正、负离子间由静电引力形成的化学键称为离子键。离子化合物：由离子键形成的化合物。离子键的特征离子键的本质是阴、阳离子间的静电引力；离子键无饱和性、无方向性；离子键具有部分共价性。 离子键不能说明H2, O2, HCl 等分子的形成，为了说明这些分子的形成，1916年Lewis 提出了共价键理论。 Lewis 认为：分子中原子通过共用电子对结合在一起，从而使分子中每个原子达到稀有气体的稳定结构。 如ClClHH二、共价键共价键：原子间靠共用电子对而形成的化学键。1.

16、 共价键的形成：以H2的形成为例 E0DRro 当两个电子自旋相同H原子中彼此接近时，两个原子轨道异号叠加，核间电子概率密度减小，增加了两核间的斥力，系统能量升高，处于不稳定态，为排斥态； 当两个电子自旋相反H原子中彼此接近时，两个原子轨道发生重叠，核间电子概率密度增大，两个氢原子核都被核间概率密度较大的电子云所吸引，系统能量降低。当核间距 r074 pm时，能量达到最低点，形成稳定分子。 E0DRro2. 价键理论的要点能量最低原理电子配对原理：自旋方向相反的成单电子的原子相互靠近，通过原子轨道重叠使体系能量降低，电子相互配对形成共价键；原子轨道最大重叠原理：成键电子的原子轨道发生重叠时，总

17、是尽可能的最大程度重叠，以尽量降低体系能量。3. 共价键的特征具有饱和性具有方向性共价键的方向性和饱和性 共价键的数目由原子中单电子数决定，包括原有的和激发而生成的。 例如氧有两个单电子，H 有一个单电子，所以结合成水分子时，只能形成 2 个共价键。C 最多能与 4 个 H 形成共价键。原子中单电子数决定了共价键的数目。即为共价键的饱和性。 各原子轨道在空间分布方向是固定的，为了满足轨道的最大程度重叠，原子间成的共价键，当然要具有方向性。HCl、F2分子形成过程中的轨道重叠与取向 以 HCl 为例:+1sz+3pzzCl 的 3pz 和 H 的 1s 轨道重叠，只有沿着 z 轴重叠，才能保证最

18、大程度的重叠，而且不改变原有的对称性。Cl 2 分子中成键的原子轨道，也要保持对称性和最大程度的重叠。pzz pz+z +4. 共价键的类型 （1）按成键轨道与键轴（成键的两个原子核间的连线）之间的关系，分为键和键： 键：成键轨道的“头碰头” 重叠，将成键轨道沿着键轴旋转任意角度，图形及符号均保持不变。 +如 HCl 分子中的 3p 和 1s 的成键，和 Cl 2 中的 3p 和 3p 的成键 。+键的3种构成方式 键：成键轨道的 “肩并肩” 重叠，成键轨道绕键轴旋转 180时，图形复原，但符号变为相反。 例如两个 px 沿 z 轴方向重叠的情况。xx+px z绕键轴旋转180+ 两个p轨道“

19、肩并肩”形成键 N2 分子中两个原子各有三个单电子 ， px py pz 沿 z 轴成键时， pz 与 pz “ 头碰头” 形成一个 键 。此时， px 和 px ， py 和 py 以 “ 肩并肩 ” 形式重叠，形成两个 键。 所以 N2 分子的 3 键中，有 1 个 键， 2 个 键 。（2）按键的极性分为非极性共价键和极性共价键非极性共价键： 化学键中正、负电荷中心重合，则键无极性。如单质分子H2 、O2 、N2等分子中的共价键 极性共价键：化学键中正、负电荷中心不重合，则键有极性。如HCl、CO、H2O、NH3等分子中的共价键 键的极性大小取决于成键两元素原子的电负性差。电负性差越大，

20、键的极性就越强。 （3）按共用电子对来源分一般共价键与配位键 配位键其共用电子对是由成键原子中的某个原子单方提供，另一个原子只提供空轨道，但为成键原子双方所共用 。用“”表示，箭头从提供共用电子对的原子指向接受共用电子对的原子。 配位键的形成方式和共价键有所不同，但成键后两者是无本质区别。 配位键的形成 5键参数（1）键能（E） 衡量化学键强弱的物理量，它表示拆开一个键或形成一个键的难易程度。由于形成共价键必须放出能量，那么拆开共价键时，就需要供给能量。键能越大，相应的共价键越牢固，组成的分子越稳定。 （2）键长（l） 分子中两成键原子核之间的平衡距离（即核间距)。 在不同的分子中，两原子间形

21、成相同类型的化学键时，其键长基本相同。相同原子形成的共价键的键长，单键双键三键。键长越短，键能越大，键越牢固。（3）键角（） 分子中键与键的夹角。它是反映分子空间结构的重要指标之一。一般知道一个分子的键长和键角，就可以推知分子的空间构型。 电子激发2p2s2p2s 以CH4 形成的过程为例：在 CH4 形成的过程中， C 原子的电子曾有过如下的激发步骤，以得到 4 个单电子。 显然，这 4 个单电子所在原子轨道不一致。利用这些原子轨道与 4 个 H 原子形成的化学键，应该不完全相同，也不应该指向正四面体的四个顶点。CH4 为什么是正四面体结构 ？ 而AlCl 3 键角 120，NH4+ 键角1

22、0928 。在成键过程中，轨道之间的夹角是怎样形成的 ？3.5 杂化轨道理论与分子的几何构型 这些问题用一般价键理论难以解释。 Pauling在1931年提出杂化轨道理论，非常成功地解释了构型方面的这类问题 。 杂化轨道理论发展了价键理论，可以对已知的构型进行解释。1. 杂化与杂化轨道的概念 在形成多原子分子的过程中，中心原子的若干能量相近的原子轨道重新组合，形成一组新的原子轨道。这个过程叫做轨道的杂化，产生的新轨道叫做杂化轨道。 形成 CH4 分子时，中心碳原子的 2s 和 2px、2py、2pz 等四条原子轨道发生杂化，形成一组（四条）新的杂化轨道，即 4 条sp3 杂化轨道，这些 sp3

23、 杂化轨道不同于 s 轨道，也不同于 p 轨道。杂化轨道有自己的波函数、能量、形状和空间取向。2.杂化轨道的类型+=在 sp 杂化轨道中，s 和 p 的成份各 ，两条杂化轨道呈直线形分布互成 180角。BeCl2 分子直线形，用杂化轨道理论分析其成键情况，说明直线形构型的原因。 Be sp 杂化 2s 2 2p0 2 条 sp 杂化轨道呈直线形分布，分别与 2 个 Cl 的 3p 轨道成键，故分子为直线形。（a） sp 杂化Be原子轨道杂化过程 sp杂化过程及sp杂化轨道的形状 BF3 平面三角形构型 B sp2杂化（b） sp2 杂化3 个 sp2 杂化轨道呈三角形分布，分别与 3 个 F

24、的 3p 成键，故 BF3 分子构型为三角形。B原子轨道杂化过程 sp2杂化及其杂化轨道的空间取向示意图 （c） sp3 杂化sp3杂化轨道由一条ns轨道和三条np轨道杂化而成，形成四条性质相同、能量相等的sp3杂化轨道。每条sp3杂化轨道含1/4s和3/4p成分，轨道间夹角为109028，sp3杂化的分子或离子其空间构型为正四面体。如：CH4CCl4, SiH4, NH4+, SO42-的中心原子都是 sp3 杂化C原子轨道杂化过程 CCl4分子的空间构型 sp3杂化轨道示意图 3 . 等性杂化与不等性杂化等性杂化如C 的 sp3 杂化 ，4 条 sp3 杂化轨道能量一致不等性杂化H2O V

25、 形结构 ， O sp3 不等性杂化 。判断是否等性杂化，要看各条杂化轨道的能量是否相等，不看未参加杂化的轨道的能量。氨分子构型为三角锥形NO2, SO2 的构型为 V 型，N, S 原子为 不等性sp2 杂化。一、分子的极性双原子分子：分子的极性与键的极性一致。如： ClCl ， 非极性分子 ； HCl ，极性分子。多原子分子： 键无极性( 如S8 )， 则分子无极性。 键有极性，分子空间构型对称（如CH4 ,BF3 )，分子无极性；分子空间构型不对称（如H2O )，则分子有极性。 分子极性的大小常用偶极矩来衡量。3.6 分子间力和氢键偶极矩（） q d 单位：C m 0，极性分子；如：（N

26、H3)4.331030 C m 0，非极性分子；如： (BCl3)=0 C m 越大，分子极性越强。 由实验测定，是矢量，方向从正到负，如 HCl。 根据值判断分子的空间构型。如： NH3, 0，三角锥型； BCl3， =0，平面三角形； CO2, =0，直线形；SO2，0，V型。二 、分子间力1. 取向力 固有偶极之间的作用力叫取向力。取向力发生在极性分子之间。2. 诱导力 非极性分子受到极性分子的影响，可以使正、负电荷重心发生相对位移，从而产生诱导偶极。 诱导力：诱导偶极与固有偶极之间的作用力叫诱导力。 诱导力存在于极性分子与非极性分子之间，也存在于极性分子之间。 3.色散力分子内部电子不断运