Chpt11-2-原子结构与键合课件

1、二九年二月原子结构与键合(Atomic Structure and Interatomic Bonding)材料科学与工程学院School of Material Science & Engineering二九年二月原子结构与键合(Atomic Structu原子结构和键合Atomic Structure and Interatomic Bonding教学目的与 要求了解物质由原子组成，而组成材料的各元素的原子结构和原子间的键合是决定材料性能的重要因素 教学内容原子结构、原子间的键合教学重点描述原子电子的空间位置和能量的4个量子数；核外电子排布遵循的原则；元素性质、原子结构和该元素在周期表中的

2、位置三者之间的关系 教学难点原子间结合健分类及其特点 教学课时2课时原子结构和键合Atomic Structure and I材料的微观结构(Microstructure of Materials) 决定材料性能最根本的因素： 组成材料各元素的原子结构 原子间的相互作用，相互结合 原子或分子在空间的排列分布和运动规律 原子集合体的形貌特征 物质(Substance)是由原子(atom)组成 材料科学中，最为关心的是原子结构中的电子结构 原子的电子结构决定原子间键合的本质 掌握原子的电子结构有助于对材料分类，从根本上了解材料性能材料的微观结构(Microstructure of Mate1.1

3、原子结构(Atomic Structure)1.1.1 物质的组成(Substance Construction)物质由无数微粒(Particles)聚集而成分 子(Molecule)：单独存在保存物质化学特性 体积小：d(H2O)0.2 nm 分子量差异大：M(H2O)2；M(protein)106原 子(Atom)：化学变化中最小微粒，但从量子力学中原子并不是物质的最小微粒。原子具有复杂的结构，并直接影响原子间的结合方式。1.1 原子结构(Atomic Structure)1.1.1.1.2 原子的结构1. 原子结构模型的发展史1803年，J.Dalton创立了近代科学原子论。认为一切物质

4、都是由最小的不能再分的粒子原子构成，而原子是坚实的、不可再分的实心球。 1879年，J.J Thomson发现电子(electron)，揭示了原子内部秘密，即电子，普遍存在于各种原子之中。原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多带负电、有一定质量的微粒电子，并中和了电荷，从而形成了中性原子。实心球模型西瓜模型(枣糕模型)1.1.2 原子的结构1. 原子结构模型的发展史1803年，1911年，E.Rutherford和他的助手做了著名粒子散射实验，提出原子结构有核模型，即原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核的质量几乎等于原子的全部质量，电子在原子核外空间绕核

5、做高速运动。就像行星环绕太阳运转一样。1913年，N.Bohr提出了Bohr atomic model，即电子在原子核外空间的一定轨道上分层绕核做高速的圆周运动。行星绕太阳模型分层模型1911年，E.Rutherford和他的助手做了著名粒子后来，科学家们在实验中发现，电子在原子核周围有的区域出现的次数多，有的区域出现的次数少，就像“云雾”笼罩在原子核周围。因而提出了“电子云模型”。电子云密度大的地方，表明电子在核外单位体积内出现的机会多，反之，出现的机会少。电子云模型后来，科学家们在实验中发现，电子在原子核周围有的区域出现的次原子核(nucleus):位于原子中心、带正电电 子(electr

6、on)：核外高速旋转，带负电，按能量高低排列，电子云(electron cloud) 9.1110-31 kg，约为质子的1/1836质子(proton)：正电荷m1.672610-27 kg中子(neutron)：电中性m1.674810-27 kg2. 原子结构近代科学实验证明：原子是由质子和中子组成的原子核，以及核外电子构成。原子核内的中子呈电中性，质子带正电。一个质子的的正电量正好与一个电子的负电量相等，即均为e1.60210-19 C。由于电子和质子的数量相等，所以整个原子呈电中性。它们通过静电吸引，将带负电的电子被牢牢地束缚在原子核周围。原子核(nucleus):电 子(elect

7、ron)：核外 1.1.3 原子的电子结构电子在原子核外空间作高速旋转运动，没有固定的轨道，但可以根据电子的能量高低，用统计方法判断其在核外空间某一区域内出现的几率的大小。在量子力学中，可以用反映电子运动状态的方程，即薛定谔(E. Schrdinger)方程求解得到电子的状态和在某处的出现几率，这个解即为波函数。波函数习惯上又称原子轨道，它描述电子在核外空间各处位置出现的几率，相当于给出了电子运动的“轨道”。这一轨道是由四个量子数所确定。描述原子中一个电子的空间位置和能量，可用四个量子数(quantum numbers)表示。主量子数n：决定原子中电子能量以及与核的平均距离，即表示电子所处的量

8、子壳层，取正整数，量子壳层可用K、L、M、N、O、P、Q表示。 1.1.3 原子的电子结构主量子数n：决定原子中电轨道角动量量子数li: 给出电子在同一量子壳层内所处的能级(电子亚层)，与电子运动的角动员有关，取值为0，1，2，n-1。磁量子数mi：给出每个轨道角动量量子数的能级数或轨道数。每个li下的磁量子数的总数为2li+1。自旋角动量量子数si：反映电子不同的自旋方向。si规定为+1/2和-1/2，反映电子顺时针和逆时针两种自旋方向。钠原子结构中K、L、M量子壳层的电子分布状况轨道角动量量子数li: 给出电子在同一量子壳层内所处的能级( 电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系n电子

9、层l电子亚层m轨道数1K01s012 L 012s2p01,0,+1133M0123s3p3d0-1,0,+1-2,-1,0,+1,+21354N01234s4p4d4f0-1,0,+12,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+31357 电子层、电子亚层、原子轨道与量子数之间的关系n电子层l电子核外电子的排布 (electron configuration) 规律能量最低原理(Minimum Energy Principle)：电子的排布总是尽可能使体系的能量最低。 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-泡利不相容原理(Pauli Exclusi

10、on Principle)：在一个原子中不可能有运动状态完全相同的两个电子，即n壳层最多只能容纳2n2个电子。洪德定则(Hund Rule)：在同一亚层的各个能级中，电子的排布尽可能分占不同的能级，而且自旋方向相同。当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的，整个原子的能量最低。核外电子的排布 (electron configuratio1s2s2pCNO1s2 2s2 2p21s2 2s2 2p31s2 2s2 2p4核外电子的排布举例：按规则排布：1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 3d8 实际排布：1s2 2s2 2p2 3s2 3p6 3d6 4s23注：对于序数较大的原子，

11、d和f能及开始被填充，相邻壳层的能级存在重叠现象，因此，其电子排布偏离上述规则，呈现鲍林能级图分布。例如26Fe原子的电子结构：1s2s2pCNOPauling近似能级图Pauling近似能级图 1. 基本概念元素(Element)：具有相同核电荷的同一类原子总称，共116种，核电荷数是划分元素的依据同位素(Isotope)：具有相同的质子数和不同中子数的同一元素的原子元素有两种存在状态：游离态和化合态(Free State& Combined Form)元素周期律(the periodic of elements)：元素的外层电子结构随着原子序数(核内质子数)的递增而呈周期性排布，元素性质呈

12、现周期性变化的规律。1.1.4 元素周期表(periodic Table of the Elements) 1. 基本概念1.1.4 元素周期表(periodi2. 元素周期表1869年，俄国化学家门捷列夫在总结对比当时已知的60多种元素的性质时发现化学元素之间的本质联系：按原子量递增把化学元素排成序列，元素的性质发生周期性的递变。这就是元素周期律的最早表述。1911年，年轻的英国人莫塞莱在分析元素的特征X射线时发现，门捷列夫化学元素周期系中的原子序数不是人们的主观赋值，而是原子核内的质子数。门捷列夫周期律是人类认识史和科学史上划时代的伟大发现。2. 元素周期表1911年，年轻的英国人莫塞莱在

13、分析元素的特HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaScTiVCrMnFe Co NiCuZnGaGeAsSeBrRbSrYZrNbMoTcRu Rh PdAgCdInSnSbTeICsBaLaHfTaW ReOs Ir PtAuHgTlPb 门捷列夫短式周期表每个周期被分成两行，每个纵行被分成主副两族，表右的三素组被称为过渡元素。3. 几种主要的元素周期表形式HLiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl“长式”周期表每个周期占一个横排。这种三角形周期表能直观地看到元素的周期发展，但不易考察纵列元素（从上到下）的相互关系，而且由于太长，招致排版和印刷的技术困难。“长式”周期表每个周期

14、占一个横排。这种三角形周期表能直观宝塔式或滴水钟式周期表这种周期表的优点是能够十分清楚地看到元素周期系是如何由于核外电子能级的增多而螺旋性发展的，但它们的每个横列不是一个周期，纵列元素的相互关系也不容易看清。宝塔式或滴水钟式周期表这种周期表的优点是能够十分清楚地看 维尔纳(A. Werner)长式周期表目前最通用的元素周期表 维尔纳(A. Werner)长式周期表目前最通用的元素 周期维尔纳长式周期表分主表和副表。主表中的15行分别是完整的第1，2，3，4，5周期，但是，第6、7行不是完整的第6、7周期，其中的镧系元素和锕系元素被分离出来，形成主表下方的副表。4. 元素周期表的结构第一周期只有

15、2个元素，叫特短周期，它的原子只有s电子；第二、三周期有8个元素，叫短周期，它们的原子有s电子和p电子；第四、五周期有18个元素，叫长周期，它们的原子除钾和钙外有s、p电子还有d电子；第六周期有32个元素，叫特长周期，它的原子除铯和钡外有s、d、p电子还有f电子；第七周期是未完成周期。 周期维尔纳长式周期表分主表和副表。主表中的15行分别 列维尔纳长式元素周期表有18列(纵列)。例如第1列为氢锂钠钾铷铯钫，第2列为铍镁钙锶钡镭，第8列为铬钼钨，第9列为锰锝铼，等等。 族我国采用美国系统，用罗马数码标记，如：IA、VIIB等等，而且，第8-10列叫第VIII族不叫VIIIB，第18列叫O族。A族

16、：主族元素的原子在形成化学键时只使用最外层电子(ns和/或np)，不使用结构封闭的次外层电子。包括最左边2个纵列IA和IIA主族；最右边6个纵列IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA主族和O族。IA、IIA和VII族元素分称碱金属、碱土金属和卤素，这些术语早于发现周期系。主族常用相应第二周期元素命名，如硼族、碳族、氮族，氧族等。O族元素的确认在发现周期系之后，曾长期叫惰性气体(inert gases)，直到60年代才发现它也能形成传统化合物，改称稀有气体(noble gases或rare gases)。 列维尔纳长式元素周期表有18列(纵列)。例如第1列为氢B族：从周期表左边第3纵列开始有1

17、0个纵列，每个纵列3个元素(包括第七周期元素应是4个元素)，从左到右的顺序是IIIB，IVB，VB，VIB，VIIB，VIII，IB，IIB。族序数与该族元素最高氧化态对应(有少数例外，如铜银金)；VIII族是3个纵列9个元素，是狭义的“过渡元素”(这个概念是门捷列夫提出来的)。副族常以相应第四周期元素命名，分称钪副族、钛副族、钒副族，.等等;但VIII族中的铁钴镍(第四周期元素)又称铁系元素，钌铑钯锇铱铂(第五、六周期元素)则总称铂系元素。广义的过渡元素是指除主族元素外的所有其他元素。B族：从周期表左边第3纵列开始有10个纵列，每个纵列3个 区长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区

18、，p区4个区，有的教科书把ds区归入d区；副表(镧系和锕系)是f区元素sddspf 区长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区，ds区， 非金属三角区 周期系已知112种元素中只有21种非金属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p区右上角三角区内。准金属非金属金属处于非金属三角区边界上的元素兼具金属和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准金属”，例如，硅是非金属，但其单质晶体为具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟硅一样具金刚石型结构，也是半导体;又例如，砷是非金属，气态分子为类磷的As4，但有金属型的同素异形体，锑是金属，却很脆，电阻率很高，等等，半金属的这类两面性的例子很多。 非金属三

19、角区 准金属非金属金属处于非金属三角区边界上的元 5. 元素周期性在同一周期中，个元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，电离能趋于增大，失去电子能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；在同一主族的元素，从上到下电子层数增多，原子半径增大，电离能趋于减小，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素的化合价、电子结构，以及价电子数可根据它在周期表中的位置确定。1s2s2pNeNa1s2 2s2 2p6 惰性元素1s2 2s2 2p6 3s1 活泼碱金属3s 5. 元素周期

20、性1s2s2pN1.2 原子间的键合 (Bonding type with other atom)原子间的结合力称为结合键，它主要表现为原子间吸引力与排斥力的合力结果。根据不同的原子结合结合方式，结合键可以分为化学键和屋里键两大类，即：结合键化学键(Chemical bonding) (主价键Primary bonding)物理键(Physical bonding)，次价键(Secondary bonding)，也称范德华力(Van der Waals bonding)氢键(Hydrogen-bonding): 其性质介于化学键和范德华力之间金属键Metallic bonding离子键Ioni

21、c bonding共价键covalent bonding1.2 原子间的键合 (Bonding type with 1.2.1 金属键(Metallic bonding)典型金属原子结构：最外层电子数很少，即价电子(valence electron)极易挣脱原子核之束缚而成为自由电子(Free electron)，形成电子云(electron cloud)金属中自由电子与金属正离子之间构成键合称为金属键。特点：电子共有化，既无饱和性又无方向性，形成低能量密堆结构性质：良好导电、导热性能，延展性好金属键示意图1.2.1 金属键(Metallic bonding)典型金特点：以离子而不是以原子为结

22、合单元，要求正负离子相间排列，且无方向性，无饱和性性质：熔点和硬度均较高，良好电绝缘体1.2.2 离子键(Ionic bonding) 大多数盐类、碱类和金属氧化物主要以离子键的方式结合NaCl离子键示意图实质： 金属原子 带正电的正离子(Cation) 非金属原子 带负电的负离子(anion) e静电引力离子键特点：以离子而不是以原子为结合单元，要求正负离子相间排列，且亚金属（C、Si、Sn、 Ge），聚合物和无机非金属材料实质：由二个或多个电负性接近的原子间通过共用电子对而成特点：饱和性，配位数较小，方向性（s电子除外）性质：熔点高、质硬脆、导电能力差1.2.3 共价键(covalent bonding)SiO2中硅和氧共价键示意图极性键(Polar bonding):共用电子对偏于某成键原子非极性键(Nonpolar bonding): 位于两成键原子中间亚金属（C、Si、Sn、 Ge），聚合物和无机非金属材料特点静电力(electrostatic)是由极性原子或分子的永久偶极之间的静电相互作用所引起的，大小与绝对温度和距离的7次方成反比；诱导力(induction)是当极性分(原)子和非极性分(原)子相互作用时，非极性分子中产生诱导