基础化学1第一章物质结构基础课件

1、“十二五”职业教育国家规划教材修订版基础化学（第四版）高 琳 主编第一章 物质结构基础“十二五”职业教育国家规划教材修订版教学目标第一节 元素性质的周期性变化第二节 化学键第三节 杂化轨道与分子构型第四节 分子间力与氢键知识目标1.掌握基态原子核外电子分布规律和主族元素性质的周期性变化规。2.理解离子键和共价键的本质、特征及共价键的类型。3.理解sp型杂化轨道与与分子构型关系。4.了解分子间力判断方法；理解氢键形成条件、本质、特征及其对物质性质的影响。 教学目标能力目标1.会书写136号元素原子或离子的核外电子分布式、原子实表示式、价电子构型和轨道表示式；会根据元素周期律比较、判断主族元素单质

2、及其化合物性质的差异。2.能指出sp型杂化方式及其对应的分子空间构型。3.会判断分子的极性及说明分子间力对物质物理性质影响。4.会判断氢键，并解释氢键对物质物理性质影响。 一、核外电子的运动状态 1.核外电子的运动特征 化学变化的特点是原子核组成不变，只是核外电子运动状态发生变化。为深入理解化学变化的本质，需了解原子核外电子运动的特征、规律。 【实例分析】1927年戴维逊和革末将一束高速电子流通过镍晶体(作为光栅)投射到荧光屏上，得到了与光衍射现象相似的一系列明暗交替的衍射环纹（图2-1），这种现象称为电子衍射。第一节 元素性质的周期性变化 实验表明：电子束运动（相当于一个电子的多次行为）像光

3、（如X射线）一样，也能发生衍射，从而证实了具有粒子性特征（有质量、动量）的电子也具有波的性质，即有波动性。因此电子运动具有波粒二象性特征。 衍射强度的大小反映电子出现概率的大小，高亮环处衍射强度大，电子出现概率大；暗纹处衍射强度小，电子出现概率小，因此电子运动具有统计学规律。 【实例分析】在三棱镜色散作用下，氢原子受激发而产生的发射光谱在可见光区（波长为400750 nm）出现红（H）、青（H）、蓝（H）、紫（H）四条线状光谱，见图2-2。 二、四个量子数 1主量子数（n） 主量子数（又称为电子层）是表示电子离核平均距离远近，及电子能量高低的量子数。 n=1、2、3、4、5、6、7等正整数，用

4、K、L、M、N、O、P、Q等光谱符号表示。 n越大，电子离核平均距离越远，电子的能量越高。 2角量子数（l） 角量子数（又电子亚层）是描述核外电子运动所处原子轨道（或电子云）形状的，也是决定电子能量的次要因素。 ln1，常用 s、p、d、f 等光谱符号表示。 当n2时，l可以取0，1，表明第二电子层包含2个亚层，即s亚层、p亚层，分别表示为2s、2p，依此类推。 相同电子层，l值越大，电子能量越高。 不同亚层，其原子轨道（或电子云）的形状不同，如图2-3、2-4所示，s亚层为球形；p亚层为无柄哑铃形；d亚层为四瓣花形 。 3磁量子数（m） 磁量子数就是描述原子轨道（或电子云）在空间伸展方向的量

5、子数。 m取值是从l到l包括0在内的任何整数值。即 ml 当l0时，m0，即s亚层只有1个伸展方向（见图2-3）； 当l1时，m1，0，1，即p亚层有3个伸展方向，分别沿直角坐标系的x、y、z轴方向伸展，依次称为px、py、pz轨道。依此类推，d亚层有5个伸展方向 ，f亚层有7个伸展方向。 当n、l、m有确定值时，电子在核外运动的空间区域就已确定，因此将n、l、m有确定值的核外电子运动状态称为一个原子轨道。 即s、p、d、f亚层分别有1、3、5、7个原子轨道； 而当n、l都相同时，原子轨道的能量也相同，故称其为等价轨道。 想一想p、d、f亚层分别有 、 、 个等价轨道？4自旋量子数（ms） 自

6、旋量子数是描述电子自旋方式的量子数。 电子自旋有两种方式，即ms取值仅有两个。即 1/2或1/2，用“”或“”表示。 综上，在量子力学中，只有同时用主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数四个量子数，才能准确描述核外电子的运动状态。 想一想某原子核外电子的运动状态，用下列一套量子数表示，是否正确，为什么？n3，l3，m1， ms1/2 二、原子核外电子分布 1.基态原子电子分布规律 （1）泡利不相容原理 一个原子轨道中，最多只能容纳两个自旋相反的电子。 若用小“”或“”表示一个原子轨道，则 或 练一练：填写下表电子层（n）n 1n 2n 3n 4KLMN电子亚层1s2s2p3s3p3d4s4p

7、4d4f亚层轨道数亚层电子最大容量电子层轨道数电子层最大容量 （2）能量最低原理 基态原子核外电子分布总是尽先占据能级最低（见图2-5）的轨道，使系统能量处于最低状态。图2-5 鲍林的原子轨道近似能级图 根据图2-5，总结不同电子层的同类亚层，能级变化顺序；同一电子层的不同亚层，能级变化顺序。 查一查：答：根据鲍林能级图，可以总结出： 不同电子层的同类亚层，其能级随电子层序数增大而升高。 E1sE2sE3sE4s； E2pE3pE4pE5p 相同电子层的不同亚层，其能级随亚层序数增大而升高。 E3sE3pE3d； E4sE4pE4dE4f 在多电子原子中，由于电子间的相互作用，引起某些电子层较

8、大的亚层，其能级反而低于某些电子层较的小亚层，这种现象称为“能级交错”。例如: E4sE3d； E5sE4d； E6sE4fE5d； E7sE5fE6d 根据能量最低原理和近似能级图，确定基态多电子原子核外电子的分布顺序如下： 1s 2s，2p3s，3p 4s，3d ，4p 5s，4d，5p6s，4f，5d，6p7s，5f，6d，7p 电子分布式（又称电子结构式 ）能清楚表示基态多电子原子核外电子分布。例如: 7N 1s22s22p3 17Cl 1s22s22p63s23p5 20Ca 1s22s22p63s23p64s2 25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 用原子实表示式可

9、简化表示核外电子分布。例如: 7N He2s22p3 17Cl Ne3s23p5 20Ca Ar4s2 25Mn Ar3d54s2 价电子（原子中能参与反应形成化学键的电子）分布称为价电子构型（或价层电子构型、价电子层结构）。主族元素的价电子为 ns12np16例如: 7N 2s22p320Ca 4s2副族元素为 （n1）d110ns12（镧系和锕系元素除外）。 35Br 4s24p526Fe 3d64s2 （3）洪德规则 在等价轨道上分布的电子，将尽可能分占不同的轨，且自旋相同。此即洪德规则。 例如，基态N原子核外电子分布的轨道表示式为 1s 2s 2p 7N 写出基态8O原子核外电子分布的

10、轨道表示式。 练一练： 洪德规则的特例：等价轨道处于全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）状态时，具有较低的能量，比较稳定。 想一想 24Cr的核外电子分布式是Ar3d54s1，而不是Ar3d44s2；29Cu的核外电子分布式是Ar3d104s1，而不是Ar3d94s2，为什么？ 2.基态原子的电子分布 根据光谱实验的分析结果，表2-2按原子序数递增的顺序，列出了136号元素基态原子的核外电子分布。说明： 原子失去电子的顺序并不是核外电子分布的逆过程，而是按电子层从外到内的顺序依次进行的。 例如: 26Fe2+的核外电子分布是 Ar3d6 而不是

11、Ar3d44s2。 练一练： 请写出25Mn2+核外电子分布的原子实表示式。 三、元素性质的周期性变化 1.电负性（X） 原子在分子中吸引成键电子的能力，称为元素电负性。 元素电负性越大，原子在分子中吸引成键电子能力越强。 鲍林电负性值是指定最活泼非金属元素氟的电负性为4.0，然后，借助热化学数据计算求得其他元素电负性（见表2-3）。 查一查： 根据表2-3，总结元素中期表中，同周期从左至右，同族由上到下，主族元素电负性变化规律。 答：同周期从左至右，主族元素电负性逐渐增大；同主族从上到下，元素电负性逐渐减小。 2.元素的金属性与非金属性 元素的金属性指原子失电子能力；元素的非金属性指原子得电

12、子能力。 元素的金属性强，电负性小；非金属性强，电负性大。 同周期从左至右，主族元素金属性递减 ，非金属性递增；同主族从上到下，元素金属性递增，非金属性递减。主要表现： 主族元素金属性越强 单质越易从水或酸中置换出氢气； 对应氢氧化物的碱性越强 。主族元素非金属性越强 单质越易与氢气化合； 气态氢化物越稳定 ；高价含氧酸的酸性越强。 答：B练一练： 根据元素在元素周期表中的位置，指出下列同浓度溶液中，酸性最强的是 AH2SO4 BHClO4 CH3PO4 DHBrO43.元素的氧化数 元素的氧化数（或称氧化值）是指某元素一个原子的形式电荷数。这种电荷数是假设化学键中的电子指定给电负性较大原子而

13、所求得的。 氧化数反映元素的氧化状态，可为正、负、零或分数。 周期表中元素的最高氧化值呈周期性变化 AA族（F除外）、BB族元素：其他主、副族元素的最高氧化数变化不规律 非金属元素负氧化数8最高氧化数 综上，元素性质随原子序数递增而呈周期性变化的规律，称为元素周期律。元素周期律的实质是原子核外电子分布周期性变化的必然结果。 说明：最高氧化数价电子总数族序数一、离子键 分子（或晶体）中相邻原子（或离子）间的强烈相互作用，称为化学键。 阴、阳离子间通过静电作用而形成的化学键称为离子键。 离子键的本质是静电作用。 例如： 离子键特征： 无方向性，阴、阳离子可以在任意方向结合 ； 无饱和性，空间允许时

14、，将尽可能多地吸引 异电荷离子。 第二节 化学键二、共价键 1共价键的本质 通过共用电子对而形成的化学键，称为共价键。 例如： 共价键的本质是原子轨道重叠。 图2-6为H2分子能量（E）与核间距离（R）关系曲线。 图2-6 H2分子的能量曲线 自旋相反的两个H原子1s轨道发生重叠，核间电子云密度增大 ，可形成稳定的H2分子。 具有自旋相反未成对电子的两个原子相互靠近时，才能形成稳定的共价键。 成键时原子轨道将尽可能达到最大重叠，以使系统能量最低 。 当核间达到平衡距离（74pm）时，系统的能量降到最低点，此状态称为H2分子的基态 说明： 2价键理论要点 （1）电子配对原理 （2）最大重叠原理

15、想一想为什么氢气分子只能是H2，而不是H3？ 根据最大重叠原理，原子轨道重叠越多，成键越牢固，分子越稳定，对吗？ 原子轨道尽可能沿电子云密度最大的方向进行同号重叠。 H原子仅有一个电子，根据电子配对原理只能与另一个自旋相反的H原子形成H2分子。答： 错，只有当两原子核对电子云的吸引与核间相互排斥至平衡距离，使系统能量达到最低时，原子轨道重叠才称为最大重叠，故并非原子轨道重叠越多，键越牢固。3共价键的特征 （1）有饱和性 原子形成共价键数，受未成对电子数限制 。（2）有方向性 如图2-7（a）所示 4共价键的类型 （1）非极性键和极性键 共用电子对无偏向的共价键，称为非极性键，其X=0。 共用电

16、子对有偏向的共价键，称为极性键，其X0。 （2）键和键 原子轨道沿键轴（两原子核连线）方向，以“头碰头”方式同号重叠而形成的共价键，称为键。 键重叠部分沿键轴呈圆柱形对称，如图2-8（a） 。 如H2、N2、Cl2等分子中的共价键 。 如HCl、CO2、H2O、CCl4等分子中的共价键 。 可重叠形成键的轨道有s-s、px-s、px-px，如HH 键、 HCl键、ClCl键等均为键，如图2-8（a）所示。 原子轨道沿键轴方向，以“肩并肩”方式同号重叠而形成的共价键，称为键，见图2-8（b）。 键重叠部分以通过键轴的平面，呈镜面反对称。可重叠形成键的轨道有py-py、pz-pz、p-d等。例如：

17、 N2分子中的两个N原子（2s22px1 2py1 2pz1）是以一个键和两个键结合在一起的，见图2-9。 键重叠程度比键小，电子能量较高，因此单键都是键。键容易断裂而发生化学反应，如烯烃、炔烃及芳香烃的加成反应，都是键断裂引起的。 （3）配位键 共用电子对由一个原子提供而形成的共价键 。配位键用“”表示，箭头指向接受电子对的原子。 如图2-10所示，为CO分子中的配位键形成示意图 。 图2-10 CO分子中的配位键形成示意图配位键的形成条件 电子给予体的价电子层有孤对电子； 电子的接受体的价电子层有空轨道。 配位键也具有方向性和饱和性的特征。 5键参数 表征化学键性质的物理量，统称为键参数，

18、常见键参数有键能、键长、键角等。键能是衡量共价键强弱的物理量；键长 、键角是决定分子几何构型的物理量。 （1）键能 在一定的温度和100kPa下，断裂气态分子中单位物质的量的化学键（6.021023个化学键）使其变成气态原子或原子团时所需的能量称为键能，单位kJ/mol。 （2）键长 两成键原子核间的平衡距离（即核间距），称为键长，单位pm。 （3）键角 分子内同一原子形成的两个化学键之间的夹角，称为键角。 表2-4 一些共价键的键长和键能键键长/pm键能/(kJ/mol)键键长/pm键能/(kJ/mol)HH74436CC154346HF92570CC134602HCl127432CC120

19、835HBr141166NN145159HI161198NN110946FF141159CH109414ClCl199243NH101389BrBr228193OH96464II267151SH134368表2-4列出了一些共价键的键长和键能一、杂化和杂化轨道 【实例分析】C原子的价电子构型为2s22px12py1，根据价键理论，C原子只能形成两个互相垂直的共价键。但事实上，甲烷的分子式是CH4，而并不是CH2。在CH4分子中，有4个性质相同的CH键，键角为10928，分子空间构型为正四面体。 鲍林的杂化轨道理论认为，形成CH4分子过程中，C原子的价电子层发生如下变化： 基态 激发态 sp3杂

20、化态第三节 杂化轨道与分子构型 这种在形成共价键的过程中，同一原子能级相近的某些原子轨道“混合”起来，重新组成相同数目的新轨道的过程，称为杂化。 杂化后所形成的新轨道，称为杂化轨道。 杂化轨道的成键能力更强，形成分子更稳定。 C 原子 4个能量相等的sp3杂化轨道形状如图2-11（a）所示，大头分别指向正四面体的四个顶点，利于发生最大限度的有效重叠，形成稳固的共价键，轨道夹角为10928。每个杂化轨道较大的一端各与1个H原子的1s轨道发生“头碰头”重叠，形成了正四面体构型的CH4分子，见图2-11（b）。 二、sp型杂化与分子构型 （1）sp3杂化 由1个ns轨道和3个np轨道发生的杂化，称为

21、sp3杂化。如前例，sp3杂化轨道性质及常见实例见表2-5。 （2）sp2杂化 由1个ns轨道和2个np轨道发生的杂化。 例如： sp2杂化轨道性质见表2-5；轨道伸展方向见图2-12（a）。B原子的3个sp2杂化轨道各与1个F原子的2px轨道进行“头碰头”同号重叠，形成平面三角形的BF3分子，见图2-12（b）。 形成C2H4分子时，C原子也采取sp2杂化，但激发后3个含未成对电子的2p轨道中只有2个参与了杂化，另1个2p轨道垂直于sp2杂化轨道平面。 基态 激发态 sp2杂化态 成键时，两个C原子各用1个sp2杂化轨道“头碰头”重叠形成键，1个2p轨道“肩并肩”重叠形成键；其余杂化轨道均与

22、H原子形成键（见图2-13）。 （3）sp杂化 由1个ns轨道和1个np轨道发生的杂化。例如，BeCl2分子中，中心原子Be的杂化。 形成的sp杂化轨道其性质见表2-5；其轨道伸展方向和BeCl2分子空间构型见图2-14。 s-p型杂化轨道s成分越多，能量越低，成键能力越强。 （4）不等性杂化 有孤对电子参与形成的杂化轨道，称为不等性杂化轨道。 例如，在NH3分子中，N原子的sp3杂化轨道中，有 基态 激发态 sp杂化态一对孤对电子，孤对电子占据的杂化轨道，不参与成键，电子云离核较近，对成键轨道施以同电相斥作用，使键角HNH由10928压缩至10718，因此NH3分子呈三角锥形（见图2-15）

23、。 与此相似，在PH3、PCl3、NF3和(CH3)3N（三甲胺）分子中，中心原子P、N均采取sp3不等性杂化。知识窗： H2O分子构型为“V”形，键角HOH10445，原因是中心原子O采取sp3不等性杂化，类似的还有H2S、OF2等分子。H2O分子构型为“V”形，键角HOH10445，原因是中心原子O采取sp3不等性杂化，类似的还有H2S、OF2等分子。 一、分子的极性 分子中正负电荷重心重合的为非极性分子；正负电荷重心偏离的，称为极性分子。 双原子分子的极性取决于键的极性。如，由非极性键结合的O2、H2、Cl2、N2等分子，是非极性分子；由极性键结合的HF、HCl、HBr、CO等分子是极性

24、分子。 多原子分子的极性，主要取决于分子的对称性。若构型对称为非极性分子；反之，则为极性分子。实例见表2-6。 分子极性可用偶极矩衡量。偶极分子正电荷重心电量（q）与正、负电荷重心距离（d）的乘积，称为偶极矩（）。即=qd （2-1）第四节 分子间力与氢键 二、分子间力 【实例分析】NH3、CO2、Cl2等气体，在一定条件下可以凝聚成液体或固体。 这表明分子之间还存在着一种相互吸引的作用力，称为分子间力或范德华力。分子间力的本质是静电引力，其产生与分子的极性和极化有关。 1分子间力 非极性分子=；极性分子，越大，分子的极性越大。想一想 实验测得，CS2分子=，H2S分子的偶极矩 为3.6310

25、30Cm，试据此推断上述二分子的构型。 （1）取向力 当极性分子充分靠近时，由于异极吸引，同极排斥，会使分子按异极相邻的方向取向（见图2-16）。这种因固有偶极的取向而产生的分子间力，称为取向力。 取向力大小，与分子的偶极矩和分子间距离有关。偶极矩越大，取向力越大；分子间距离越小，取向力越大。此外，温度升高，分子取向困难，取向力减小。 （2）诱导力 极性分子和非极性分子相互靠近时，极性分子的固有偶极会诱导非极性分子的电子云，使其变形，导致分子的正、负电荷重心不相重合，产生诱导偶极（见图2-17)。这种固有偶极与诱导偶极间的作用力，称为诱导力。 分子在电场中（如受极性分子影响）产生诱导偶极的过程

26、，称为分子极化。分子极化是由于电场作用使分子发生变形而引起的，当外电场一定时，同型（组成和结构相似）分子的相对分子质量越大，其变形性越大，因此越容易被极化。 固有偶极间的相互影响，也会产生诱导偶极，使分子极性增大。因此，极性分子之间也存在诱导力，固有偶极越大，其诱导力越大；相同条件下，分子越易变形，诱导偶极越大，诱导力也越大。通常，组成、结构相似的分子，如F2、Cl2、Br2、I2，HCl、HBr、HI等，随相对分子质量的增加，分子变形性增大，诱导力增大。 （3）色散力 对非极性分子，由于电子运动及原子核的振动，可引起正、负电荷重心发生瞬间偏移，称为瞬时偶极。 瞬时偶极可使邻近分子异极相邻（图

27、2-18）。这种由瞬时偶极之间的作用而产生的分子间力，称为色散力。 任何分子都会产生瞬时偶极，因此色散力是普遍存在于各类分子之间的一种分子间力。 色散力主要取决于分子的变形性。组成、结构相似的分子，相对分子质量越大，分子变形性越大，色散力也越大。总之，分子间力是一种比共价键弱得多（比共价键能小12个数量级）的短程作用力（分子间距离大于500pm，显著减弱），实验表明，除强极性的水分子之间以取向力为主外，其余分子均以色散力为主。 2分子间力对物质性质的影响 （1）对物质熔、沸点的影响 共价化合物的熔化与气化，需要克服分子间力。分子间力越强，物质的熔、沸点越高。通常，组成、结构相似的分子，随相对分

28、子质量的增大，熔、沸点升高。例如，稀有气体从He到Xe，卤素单质从F2到I2，卤化硼从BF3 到 BI3，卤素氢化物从HCl到HI，熔、沸点依次升高。表2-7列出了卤化氢的熔、沸点。 （2）对溶解性的影响 大量生产实验总结出“相似相溶”规律：“结构相似的物质，易于相互溶解”；“极性分子易溶于极性溶剂之中，非极性分子易溶于非极性溶剂之中”。 这是由于这样溶解前后，分子间力变化较小的缘故。例如，结构相似的乙醇（CH3CH2OH）和水(HOH)可以互溶；非极性的碘（I2）单质，易溶于非极性的四氯化碳（CCl4）溶剂中，而难溶于水。 “相似相溶”规律是选择合适溶剂进行溶解或萃取分离的重要依据。 三、氢

29、键 【实例分析】如表2-7所示，多数卤素氢化物的熔、沸点随相对分子质量增大而升高，但HF的熔、沸点却反常高。 这是由于HF分子间除了范德华力外，还存在着另一种特殊的作用力，这就是氢键，氢键的本质也是静电引力。 1氢键的形成 在HF分子中，电负性很大的F原子，强烈地吸引共用电子对，使没有内层电子的H原子，几乎成为裸露的“质子”。这个半径很小，正电荷集中的“质子”，能对相邻分子中含有孤对电子的F原子产生静电引力（如图2-19）。 这种已经和电负性很大的原子形成共价键的H原子，又与另一电负性很大，且含有孤对电子的原子之间较强的静电吸引作用，称为氢键，通常用虚线表示。 氢键的形成可用XHY来示意，X、Y可以相同，也可以不同，均代表电负性大、半径小、有孤对电子，且具有局部负电荷的原子，