工化1物质结构

工程化学学时：30主讲人：金永林主讲人办公室：G607HA403

电话：26704735原子结构1-1-1波尔原子模型1-1-2核外电子运动状态1-1-3原子核外电子的分布1-1-4核外电子的分布和元素周期系1-1-5元素性质的周期性1-1-1波尔原子模型波尔以下三点假设：1．在原子中，电子只能在符合一定条件的轨道中运动，运动时不吸收能量也不放出能量，是处于一种稳定态。

2.电子在不同的轨道上运动可具有不同的能量，电子运动所具有的能量称为能级(energylevel)3.当电子从一个能级跃迁到另一能级时吸收或放出能量，放出的能量一般以能量子的形式出现。跃迁定态运动氢原子的能级符合下列方程：电子跃迁放出或吸收的能量：E=E1-E21-1-1波尔原子模型当电子在轨道离核最近，能量最低的轨道(即最低的能级)上运行，这时原子的状态称为氢原子的基态(groundstate)；当氢原子中电子的运动状态n不等于1(即电子不在能量最低的轨道上运行)时，原子所处的状态称为激发态(excitedstate)1-1-1波尔原子模型太阳光是连续光谱:红橙黄绿青蓝紫原子在加热或受其它粒子轰击时会发出特定波长的光谱，是不连续光谱：1-1-2核外电子运动状态一．原子核外电子的运动状态宏观物体运动遵循牛顿经典力学定律:E=1/2mv2如飞机，枪弹等。微观物体运动不遵循牛顿经典力学定律，而遵循量子力学定律:如光子E=mv2等.1-1-2核外电子运动状态微观粒子具有波粒二象性(adaulnature)光传播有衍射现象，在17世纪光被认为是一种波。1900年Planck在研究黑体辐射时提出了能量子的概念，在这基础上Einstein在1905年提出了光子理论，1924年LouisdeBroglie(Frenchphysicist)提出了所有的物质都具有波粒二象性.1-1-2核外电子运动状态微观粒子具有波粒二象性(adaulnature)1927年Davisson等发现电子穿过晶体有衍射现象，这同光衍射现象一样，证明电子运动具有波动性。而电子撞击小飞轮能使小飞轮转动这说明电子具有粒子性。1-1-2核外电子运动状态2.微观粒子运动的统计性由于电子运动具有波动性，Heisenberg提出了测不准原理ΔxΔv>=h/4π其中Δx是位置误差，Δv是速度误差

所以我们只能用统计的规律来了解电子的运动.例如：基态氢原子中的电子在一个球形的区域内运动。1-1-2核外电子运动状态二．波函数和原子轨道每一个电子的运动状态对应着一个波函数Ψnlm(wavefunction)，Ψnlm在宏观上没有具体对应的物理意义。我们把Ψnlm称为原子轨道或原子轨函

。原子轨函是空间坐标和时间的函数;Ψ(x,y,z)=Ψnlm(r,θ,φ)=R(r)nlY(θ,φ)lm我们可以把波函数作图。1-1-2核外电子运动状态波函数图形S轨道px轨道py轨道pz轨道1-1-2核外电子运动状态二．波函数和原子轨道Ψ(x,y,z)=Ψnlm(r,θ,φ)=R(r)nlY(θ,φ)lmR(r)只与电子离核的距离有关，所以R(r)被称为波函数的径向部分(redialpartofwavefunction)。Y(θ，φ)只与两个角度有关，所以被称为波函数的角度部分，(angularpartofwavefunction)1-1-2核外电子运动状态Ψnlm在宏观上没有具体对应的物理意义，但它的绝对值平方具有明确的物理意义。|Ψ|2是原子内电子在核外某处出现的概率密度，即电子在原子核外某空间单位体积内出现的几率。以|Ψ|2作图得到的图形称为电子云(electroncloud)

1-1-2核外电子运动状态s电子云px电子云py电子云pz电子云dxy电子云

s轨道px轨道py轨道pz轨道1-1-2核外电子运动状态四个量子数描述电子在核外运动状态(能量，离核远近，形状，方向，电子自旋等)需要四个量子数才能确定。1.主量子数(n，principalquantumnumber)描述电子层能量的高低，离核的远近等.n取值123456……∞光谱符号KLMNOP

n越大，能量越高，离核越远.1-1-2核外电子运动状态2.副(角)量子数(l，azimuthalquantumnumber)即使在同一主层能量也有稍稍不同，所以引进另一个量子数(l)来表示亚层.l取值012345…(n-1)光谱符号spdfgh

l还决定了原子轨道的形状，如s轨道是球形的，p轨道是哑铃形的，d轨道是四叶玫瑰瓣的等.1-1-2核外电子运动状态3.磁量子数(m，magneticquantumnumber),原子在磁场下，同一亚层能级还会发生分裂，这说明同一能级原子轨道在空间伸展的方向不同，需要引进一个磁量子数(m)m的取值从-l…0…+l即0,±1,±2,,…±l.1-1-2核外电子运动状态l,m与轨道对应的关系如下l012m0-101-2-1012spxpypzdxydxzdyzdx2-y2dz21-1-2核外电子运动状态以上三个量子数确定了原子中的轨道，是轨道量子数。在无磁场的情况下，角量子数相同而磁量子数不同的轨道的能量是相同的，例如：E2px=E2py=E2pz我们把同一个原子(或分子)中能量相同的轨道称为等价轨道(equivalentorbital)或简并轨道(degenerateorbital)，1-1-2核外电子运动状态例如:角量子数l相同的3个p轨道及5个d轨道等。l012m0-101-2-1012spxpypzdxydxzdyzdx2-y2dz21-1-2核外电子运动状态4.自旋量子数(ms)电子在核外运动时还有自旋，它只有两个，顺逆时针，取值+1/2或-1/2(↑,↓)1921年斯脱恩(OttoStern)和日勒契(WalterGerlach)将一束原子束通过一不均匀磁场，原子束一分为二，偏向两边，证实了原子中未成对电子的自旋量子数(ms)值的不同。总之：用四个量子数可描述原子中一个确定电子的运动状态。1-1-2核外电子运动状态例题：下列轨道哪些不存在？哪些是等价轨道？把存在的轨道用三个量子数表示。3s2d3px3py3pz解：2dn=2l=2因l不能>(n-1)，故不存在3s(3,0,0)3px3py3pz是简并轨道

（3，1，-1）（3，1，1）（3，1，0）1-1-3原子中电子排布基态原子中电子分布原理1.

泡利不相容原理(exclusionprinciple)1925年(W.Pauli)根据原子的吸收光谱现象和考虑到周期系中每一周期的元素数目，提出了不相容原理，即：每一原子中不可能存在四个量子数完全相同的电子.每个轨道越多只能容纳2个自旋方向相反的电子.每层越多只能容纳2n2个电子.

1-1-3原子中电子排布2.能量最低原理(lowestenergyprinciple)基态原子在不违背Pauli原理的前提下，尽可能占据能量最低的轨道.3.洪特(F.Hund)规则(Hund'srule)原子(或分子，离子)中能量相同的轨道，称作简并轨道.电子在简并轨道上运动，自旋尽可能平行.1-1-3原子中电子排布例如：氧原子第二层（n=2)中有6个电子，它们的分布为：2s22p4，请把它们用四个量子数分别表示解：四个量子数分别为：(2，0，0，-1/2)(2，0，0，1/2)(2，1，1，1/2)(2，1，0，1/2)(2，1，-1，1/2)(2，1，1，-1/2)即：2s22px22py12pz11-1-3原子中电子排布1939年鲍林(L.Pauling)根据光谱实验结果提出了经验的能级图按各原子轨道之间的能量高低顺序排列了一个能级图:1)能级K<L<M<N<.....2)Ens<Enp<End<Enf

3)Enpx=Enpy=Enpz

4)能级交错E4s<E3d<E4p：E5s<E4d<E5p;等Pauling能级图只有近似意义，不适用内层电子，也不能比较不同的元素。1-1-3原子中电子排布1-1-3原子中电子排布82Pb的原子轨道是:1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p2，见书22页1-1-3原子中电子排布82Pb的原子轨道是:1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6

6s24f145d106p2。或[Xe]6s24f145d106p2价层电子6s26p2

有些电子结构要用全、半、空规则来解释：24Cr:(铬)[Ar]4s13d5价层电子3d54s1

29Cu:(铜)[Ar]4s13d10价层电子3d104s1

64Gd(钆):[Xe]6s24f75d1价层电子4f75d16s2而不是[Xe]6s24f81-1-3原子中电子排布注：价层电子是指能参与化学反应的电子。例如：Na(钠)3s1最外层的电子。Co(钴)3d74s2(n-1)d电子+ns电子。要写入没充满和刚充满的d电子Zn(锌)3d104s2

如果一开始排p电子，则d电子不要写入Br(溴)4s24p5（而不是3d104s24p5）

1-1-3原子中电子排布元素的电子结构有三种表示方法1.26Fe的原子轨道是:1s22s22p63s23p64s23d62.按电子在核外原子轨道中分布情况表示：3.(1)

按电子所处状态用整套量子数表示：24Cr:[Ar]4s13d5用（4,0,0,1/2）；3d5(3,2,2,1/2；3,2,1,1/2；3,2,0,1/2；3,2,-1,1/2；3,2,-2,1/2)。1-1-3离子中电子排布简单基态阳离子的电子分布主族元素先失np电子，再失ns电子副族元素先失ns电子，再失(n-1)d电子例如：主族：Sn5s25p2Sn2+5s25p0副族：Fe价层电子构型是3d64s2Fe3+价层电子构型是3s23p63d54s0

Fe2+价层电子构型是3s23p63d6Zn2+价层电子构型是3s23p63d10Mn3d54s2Mn2+3s23p63d51-1-4元素周期系周期表中横向的是周期第一、二、三周期都是短周期，每一元素的外层电子结构分别为：1s1~2，2s1~22p1~6，3s1~23p1~6第四、五周期是长周期，第六周期是含镧系元素的长周期，第七周期是一个不完全周期。1-1-4元素周期系浅蓝色区域是主族，主族包括s区和p区黄色区域是副族，幅族包括d区和ds区1-1-4元素周期系(1)周期与能级组基态原子内电子填充轨道的最大量子数等于他所在周期表中的周期数，周期内所含元素种数与相应能级组内轨道所能容纳的电子数相等.例如：第四周期的Fe,价层电子构型是3d64s2第三周期的Cl,价层电子构型是3s23p5问：8O在周期表中的第几周期？答：氧的价电子层为：1s22s22p4

最大的主量子数是2，所以在第二周期。1-1-4元素周期系(2)区(blocks)s区:ns1～2；p区:ns2np1～6；d区:(n-1)d1～8ns1～2；ds区:(n-1d)9or10ns1～2；钯、铂例外(Pd4d10；Pt5d94s1)问：碳、镍、钾、铜分别在周期表的那个区？答：碳的价电子层为：2s22p2在p区

镍的价电子层为：3d84s2在d区

钾的价电子层为：4s1在s区

铜的价电子层为：3d104s1在ds区1-1-4元素周期系(3)族周期表中一族元素占据一列。s、p区为主族，以A表示，其余为副族，以B表示。例如：ⅡB、ⅣA、ⅥA族等。主族的族数等于外层的电子数。例：C2s22p2属ⅣA族，O2s22p4属于ⅥA族副族元素通常是：(n-1)d10s1~2是ⅠB族或ⅡB族(在ds区)；Ag4d105s1(n-1)d1~8s2是ⅢB族~ⅧB族(在d区)；Mn3d54s2ⅦB族；Fe3d64s2ⅧB族；（注：罗马数字：Ⅰ,Ⅱ,Ⅲ,Ⅳ,Ⅴ,Ⅵ,Ⅶ,Ⅷ）1-1-4元素周期系例题：碳、镍、钾、铜分别在周期表的哪个周期，哪个族？那个区？答：碳的价电子层为：2s22p2

在第二周期，ⅣA族，是p区元素；镍的价电子层为：3d84s2

在第四周期，ⅧB族，是d区元素；钾的价电子层为：4s1在第四周期，IA族，是s区元素；铜的价电子层为：3d104s1在ⅠB族。在第四周期，IB族，是ds区元素；1-1-5元素周期系原子参数(Atomicparameter)：通常把表征原子基本性质的物理量称为原子参数。1.

原子半径r1)共价半径:两同原子形成共价键，其核间距的一半称共价半径(一般指单键).例如：Cl——Cl2)金属半径:金属单质晶体中两最相近原子核间距的一半称金属半径.3)范德华半径:稀有气体晶体相邻分子核间距的一半称范德华半径.1-1-5元素周期系原子半径：同一周期从左到右依次下降，ds区增大，ⅢA族增大。这是因为电子层不变，核电荷增大，半径下降的缘故。ⅦB族以后因半充满，下降不明显。ds区因d轨道充满，对称，半径增大，ⅢA族填充在P轨道，半径增加原子半径：同族从上到下，电子层数增加，半径增加.但在第六周期La(镧)～Lu(镥)15个镧系元素占据一格，半径下降了12pm，使得以后的元素与同族上一元素半径几乎相等，这种现象称“镧系收缩”(lanthanidecintraction)，镧系收缩的结果使得5,6周期同族元素半径几乎相等.r↑，核对电子的引力下降原子易失去电子，反之亦然.见书37页1-1-5元素周期系1.

电离能I和电子亲合能Y(一)电离能I(IonizationEnergy)基态气态原子失去一个电子形成气态阳离子所需要的能量称作电离能(I1，Firstionizationenergy)，再失去一个电子所需要的能量称为第二电离能(I2)。通常I1<I2<I3<......因为失去一个电子后带正电荷，再失去一个电子困难。尤其失去内层电子电离能更大。通常不特别说明则指的是第一电离能。例如：镁金属价层电子3s2I1<I2<<I3<......1-1-5元素周期系例如：钠和钡第一电离能相差不大，第二电离能哪个大？答：钠(Na)3s1钡(Ba)6s2

由于钠的第二电离能是失去内层电子，所以钠的第二电离能大。1-1-5元素周期系电离能取于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结构。

在周期表中主族同一周期从左到右依次增大(r↓Z*↑)，当外层电子处于半充满或全充满时结构比较稳定，失去电子较难，因此电离能也就大些；副族因电子加在次外层，有效核电荷增加不多，电离能略有增大(但不显著)。

同一主族从上到下，依次下降。(因半径增大)见书39页1-1-5元素周期系(二)电子亲和能Y(electronaffinity)基态气态原子得到一个电子形成气态阴离子所释放出的能量称电子亲合能。电子亲合能的代数值一般是随原子半径的减少而减少。非金属原子(稀有气体除外)的第一电子亲和能总是负值，而金属原子的电子亲和能一般为较小的负值或正值。1-1-5元素周期系电子亲和能的测定比较困难，通常用间接的方法计算，因此它们的准确度要比电离能差。电子亲和能也取于原子的有效核电荷、原子半径和原子的电子层结构。在周期表中原子的电子亲和能的变化规律如电离能但数值相反。从左到右代数值下降，从上到下依次增大。遇全、半充满时增大。1-1-5元素周期系

主族元素的电子亲和能(kJ/mol)

HHe见书41页-72.921

LiBeBCNOFNe-59.8240-23-1220-141-32229

NaMgAlSiPSClAr-52.9230-44-120-74-200-34935

KCaGaGeAsSeBrKr-48.4156-36-116-77-195-32539

RbInSnSbTeIXe-46.9-34-121-101-190-29540CsBaTePbBiPoAtRn-45.552-50-100-100-180-27040注:I，Y只能说明气态原子(离子)得失电子的能力.1-1-5元素周期系1.

电负性X(electronegativity)电负性是指分子中元素原子吸引电子的能力。1932年(L.Pauling)指定Li的电负性X=1.0，无单位，第二周期元素以0.5的步长变化，XF=4.0，其它元素与第二周期的元素比较定出一套电负性值。1-1-5元素周期系

HL.Pauling的电负性值2.1LiBeBCNOF1.01.52.02.53.03.54.0NaMgAlSiPSCl0.91.21.51.82.12.53.0KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBr

0.81.01.31.51.61.61.51.81.91.91.91.61.61.82.02.42.8RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeI

0.81.01.21.41.61.81.92.22.22.21.91.71.71.81.92.12.5CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAt

0.70.91.01.31.51.71.92.22.22.22.41.91.81.81.92.02.2FrRaAc0.70.91.1见书43页1-1-5元素周期系电负性：同一周期主族从左到右电负性逐渐增大,从上到下逐渐减少，副族元素的电负性一般较小而且变化不大。1-1-5元素周期系氧化值(oxidationnumber氧化数)1970年IUPAC(internationalUnionofPureandAppliedChemistry纯粹和应用化学联合会)确定氧化值是某一元素一个原子的荷电数，这个荷电数可由假设把每个键中的电子指定给电负性更大的原子而求得。1-1-5元素周期系A:单质的氧化数为0B:F为：0，-1C:碱金属为：0，+1；碱土金属为：0，+2D:H一般为+1，与电负性比它小的元素结合时为-1

eg

LiH，NaH.E:氧在过氧化物(如Na2O2，H2O2)中为-1，超氧化物

(如KO2中)为-1/2，氟化物如O2F2中为+1，

OF2中为+2，其余的为-2.F:离子型化合物中等于离子电荷，

(Na+，Cl-，Na+1：Cl-1)G:中性分子总氧化值等于0，复杂离子总氧化值等于离子电荷.

1-1-5元素周期系

注:共价数=共价键数，如CH4，C2H4中C的共价数都等于4，而氧化数分别为-4：-2.化合价:原子个数比，无正负，如CH4中是4，C2H4中是2.1-1-5元素周期系.

氧化值与原子结构在化学反应中，原子常失去电子或得到电子形成稳定的稀有气体结构。在化学反应中，参与形成化学键的电子称为价电子(valenceelectron)。元素的氧化值决定于价电子的数目，而价电子的数目则决定于原子的外电子层结构。通常，原子得到电子或失去电子后具有稀有气体结构比较稳定。例如：Cl3s23p5得到电子后成Cl-3s23p6HClO原子(2s22p4)得到电子后成O2-(

2s22p6),例H2OMg原子(3s2)失去电子后成Mg2+(

2s22p6),例MgO1-1-5元素周期系.

主族元素的最高氧化值等于价电子的总数。主族：最高氧化值等于该元素所属的族数。一般以2为步长变化(第二周期元素除外)。如：S可有+6、+4、+2、0、-2。1-1-5元素周期系.

副族：一般情况下已配对的d电子不易失去：ScTiVCrMnFeCoNiCuZn

d1s2d2s2d3s2d5s1d5s2d6s2d7s2d8s2d10s1d10s2+2+2+2+2+2

+2

+2

+2

+1

+2

+3+3+3

+3+3+3

+3

+3

+2

+4+4+4+4+4+4+4

+5+5+5+5+5

+6

+6+6

+7

Ru(钌)，Os(锇)最高可达+81-1-5元素周期系例题：O、C、S、Si四个元素1。原子半径最大的是哪个？2。第一电离能最大的是哪个？3。电负性最大的是哪个？答：在周期表中位置是：BCNOFAlSiPSCl1.原子半径最大的是Si;2.第一电离能最大的是O；3.电负性最大的是O1-2分子结构

1-2-1离子健1-2-2共价健1-2-1离子健一．离子键的形成离子键是正负离子靠库仑引力相互吸引在一起的，所以离子键的强度正比于正负离子的电荷，反比于正负离子的半径。通常形成离子键的两元素的电负性差值大于1.7例如：MgOMg1.2O3.53.5-1.2=2.3>1.7例如离子键的强度：MgO>MgCl2>NaF>NaCl1-2-1离子健二．离子键的特性

1.没有方向性2.没有饱和性1-2-2共价键分子由原子组成，它是保持物质基本化学性质的最小微粒。并又是参与化学反应的基本单元。分子的性质除取决于分子的化学组成，还取决于分子的结构。分子的结构包含两个部分：(1)分子中直接相邻的原子间的作用力，即化学键(chemicalbond)；(2)分子中原子在空间的排列，即空间构型(geometrycontiguration)。此外，相邻的分子之间还存在一种较弱的相互作用，即分子间力(molecularforce)或称为范德华力，它对物质的熔点、沸点、熔化热、气化热、溶解度以及粘度等物理性质起着重要的作用。1-2-2共价键一．共价键理论1．共价键本质含有两个自旋相反电子的氢原子相互靠近时，电子云发生重叠，当核间距等于74pm时，分子处于稳定状态，这时核间距小于两氢原子半径之和(2*53)，由于电子云重叠，两核间电子云密度增加，核吸引电子，电子吸引核，所以能稳定存在，这就形成了共价键。这时的状态称为基态(groundstate)。播放ss重叠1-2-2共价键1．价键理论要点(1)

当自旋相反的未成对电子相互配对可以形成共价键。若A、B两原子各有一个未成对电子，则可形成一个共价单键(A-B)：若A、B原子各有两个或三个单电子，则可形成共价双键或共价三键，共用电子对数目≥2的称为多重键(multiplebond)：若A原子有两个单电子而B原子只有一个未成对电子，则一个A原子和两个B原子形成AB2分子。1-2-2共价键例如：H2O中O原子价电子层2s22p

x22p

y12p

z1，p轨道中有两个单电子，可形成两个共价单键。例如：NH3中N原子价电子层2s22p3，p轨道中有三个单电子，可形成三个共价单键。(2)

在形成共价键时原子轨道尽可能地达到最大程度的重叠使系统能量最低。1-2-2共价键3.原子轨道的重叠1-2-2共价键4．共价键的特征(1)

价键的饱和性有几个未成对电子可形成几个共价键。例如：CH4、NH3、H2O等。(2)共价键的方向性电子云有方向性，所以为了达到最大重叠共价键必须会有方向性。1-2-2共价键5．共价键的类型按极性分类形成共价键的两原子的电负性差值越大，该共价键的极性越大。│极性共价键│强极性H2O，HClΔX大共价键││弱极性H2S，HIΔX小│非极性共价键H2，Cl2ΔX=01-2-2共价键

1.σ键重叠部分对键轴具有圆柱型对称的键称为σ键.(头碰头)，形成σ键的电子称σ电子。例如：H2HClCl21-2-2共价键2.π键重叠部分对键轴所处在的某一个平面呈镜面反对称的键称π键.(肩并肩)例如：N原子中2s22px12py12pz1有三个单电子可形成三个共价键，故氮分子中有一个σ键，两个P-Pπ键，π键相互垂直。一般来说，一个原子在组成分子时第一根形成的σ键，其余的是π键。1-2-2共价键Eg.乙烯结构1-2-2共价键二．杂化轨道理论(一)

基本要点杂化轨道理论的要点1)原子轨道重新组合成杂化轨道同一原子中能量相近的不同类型的原子轨道中，在成键的过程中重新组合成一组新的轨道，以增强成键能力.这种组合的过程叫做轨道杂化；2)原子轨道杂化时，一般需要使成对电子激发到空轨道而形成单电子，其需要的能量可由成键时放出的能量予以补偿；3)杂化后的原子轨道总数不变，总能量不变。1-2-2共价键(一)

s-p型原子轨道杂化的三种类型1)sp杂化轨道sp杂化是一个s轨道和一个p轨道进行杂化，形成两个sp杂化轨道Ψsp，例如：分子BeCl2，Be原子是中心原子(2s2)1-2-2共价键sp杂化键角θ=180°，组成的分子为直线形。例如：BeCl2Cl-Be-Cl

BeF2F-Be-F

1-2-2共价键2)

sp2杂化轨道sp2杂化由一个s轨道和两个p轨道杂化而成，eg.BF3：B2s22p1键角120度，BF3为平面三角形。1-2-2共价键eg.CH2CH2乙烯的结构，C:s2p2激发s1p3然后sp2杂化，不杂化的p轨道形成π键

1-2-2共价键3)sp3杂化轨道sp3杂化由一个s轨道和三个p轨道杂化而成，eg.CH4：C2s22p2sp3杂化的键角为θ=109°28'CH4为正四面体。C在四面体中央，四个氢在四面体的顶角。1-2-2共价键(一)

等性杂化和不等性杂化在杂化中，每一种杂化轨道所含的s及p轨道的成分相等，这时的杂化轨道称为等性杂化轨道(equivalenthybridorbital)，如果每一种杂化轨道所含的s及p轨道的成分不相等，这时的杂化轨道称为不等性杂化轨道(unequivalenthybridorbital)。1-2-2共价键1)NH3分子的结构NH3分子中的N原子(2s22p3)因含有一对孤对电子，孤对电子参与杂化，杂化后的孤对电子所含的s成分多一些，其它电子所含的s成分少一些。杂化后与三个氢形成三个σ键，由于孤对电子的排斥力大于成键电子对，使氨的键角小于109.5°。NH3(角度107°)是三角锥形。

1-2-2共价键2)H2O分子结构H2O分子中的O原子(2s22p4)因含有两对孤对电子，孤对电子参与杂化，杂化后与四个氢形成四个σ键，由于孤对电子的排斥力大于成键电子对，使水的键角小于109.5°，而为104.5°为V形结构。（描述结构时不包括孤对电子）1-2-2共价键总之，在多原子分子中，中央原子需杂化，形成杂化轨道，这样可增加成键能力，减少电子对间的排斥。杂化轨道形成的键多数是σ键，不可能是π键。1-2-2共价键三．配位共价键由一方提供孤对电子另一方提供空轨道而形成的共价键，被称为配位共价键。例如：CO分子，原子结构C2s22p2；O2s22p41-3分子间力和氢键1-3-1分子间力分子中有带正电的原子核和带负电的电子组成，它们和物质的质量一样有一个重心，我们把正电荷的集中点叫做“正电荷中心”，负电荷的集中点叫做“负电荷中心”，如果分子的正电荷中心和负电荷中心不重合在同一点上，这个分子就具有极性，称为极性分子(polarmolecules)。如果分子的正电荷中心和负电荷中心重合在同一点上，这个分子就不具有极性，称为非极性分子(nonpolarmolecules)1-3-1分子间力对双原子分子来说，化学键有极性(电负性差大于零)，则分子就有极性。对多原子分子来说，如果键无极性，则分子也无极性，如果化学键有极性，则要看分子的对称性，如果化学键对称，则分子无极性，反之分子就有极性.

极性分子极性分子非极性分子极性分子1-3-1分子间力分子的极性大小可用偶极矩P(dipolemoments)来衡量。偶极矩的概念是德拜(Debye)在1912年提出来的，P=δ·d偶极矩的单位是(C·M).过去用德拜做单位)。δ：偶极上的电荷(单位：C，库仑)；d：偶极长度(单位：m，米)氢，氮，二硫化碳，甲烷等是非极性分子(P=0)NH3，HCl，H2O等是极性分子偶极距大于零(P>0)1-3-1分子间力(1).色散力由于分子中电子在不断地运动及原子核在不断地振动，使电子云与原子核之间发生相对位移，使分子的正，负电荷中心暂时不重合，产生瞬时偶极(instantaneousdipole)。分子间因瞬时偶极而产生的作用力称作色散力(dispersionforce)，由于此力是伦敦所阐明，故也称为伦敦力(Londonforce)。1-3-1分子间力色散力与分子的极化率有关，极化率α越大，则分子间的色散力也越大。通常，分子越大，分子的色散力就越大。非极性分子之间正是由于这种色散力才能凝聚成液体，凝固成固体的。1-3-1分子间力(2).诱导力非极性分子和极性分子之间也存在着色散力，同时非极性分子在极性分子的固有偶极作用下会发生变形极化，产生诱导偶极，这种由固有偶极和诱导偶极之间的相互作用称为诱导力(inductionforce)。此力由德拜在1920年提出，也称(Debyeforce)。1-3-1分子间力诱导力的大小与分子的偶极矩及分子的极化率有关，极性分子的偶极矩愈大，极性和非极性两种分子的极化率愈大，则诱导力也愈大。1-3-1分子间力(3).取向力极性分子之间也存在着色散力和诱导力.另外极性分子相互靠近还会发生定向极化，这种由固有偶极的取向而产生的作用力称取向力(orientationforce)。此力在1912年由葛生提出，也称(Keesonforce)1-3-1分子间力取向力大小与分子的偶极矩和极化率有关，但主要取决于固有偶极，即分子的偶极矩愈大，分子间的取向力也愈大。总之，非极性与非极性分子之间存在着色散力;非极性与极性分子之间存在着色散力和诱导力;极性与极性分子之间存在着色散力，诱导力，取向力.1-3-1分子间力分子间力的特点和影响因素是电性作用力.短程，作用范围仅几百皮米(1pM=10-12M).正比于r-6.比键能小约1-2个数量极(几到几十kJ/mol)一般没方向性和饱和性.通常:色散力>>取向力><诱导力(水，氨等强极性分子例外)1-3-1分子间力分子间力对物质性质的影响分子间力越大，固体物质的熔化热就越大，熔点(m.p.)就越高，固体的硬度也就越大，液体物质的气化热也越大，沸点(b.p.)越高。溶质和溶剂之间的分子间作用力越大，则溶解度也就越大。1-3-1分子间力一些物质的分子间力(两分子间的距离d=500pM，T=298.15K，)

物质两分子间的相互作用力(单位10-22J)取向力诱导力色散力三种力之和HeArXeCOHClHBrHINH3H2O0000.000211.20.390.0215.211.90000.00370.360.280.100.630.650.052.9194.67.815335.62.60.052.9194.69.3615.6733.12111.3815.151-3-2氢键(H.B.)水,氨,氟化氢的熔沸点比同系列化合物高,这是因为这些分子之间除了分子间力之外,还有氢键。(hydrogenbonds)。1.氢键的形成在氟氢中,F的电负性(4.0),引力很大,共用电子对强烈偏向F一边,而H几乎成了质子,这个H+可吸引另一个HF分子中含有孤对电子并带有负电荷的F原子,形成氢键1-3-2氢键(HydrogenBond)氢键(H.B.)可用X─H···:Y来表示,X,Y分别表示F,O,N等电负性大而半径小的原子，X、Y可以是相同元素也可以是不同的元素。H···:Y间的键为氢键，H···:Y间的长度为氢键的键长，打开一摩尔H···:Y键所需要的能量称为氢键的键能，氢键的键能一般在42kJ/mol以下，比化学键能小1-2个数量级,例如水的化学键能是463kJ/mol,而它的氢键能是18.83kJ/mol我们把氢键归入分子间力的范畴.1-3-2氢键(H.B.)氢键要求X—H···Y尽可能在一条直线上,这样XY离开最远斥力最小,所以氢键具有方向性和饱和性。某些分子可以形成内氢键,例HNO3和邻硝基苯酚，内氢键一般形成五元或六元环的环状结构。1-3-2氢键(H.B.)例：下列化合物种哪个可以形成氢键H2OH2SHClO(结构式：ClOH)CH4CH3CH2OHCH3FNH3PH3答：可以形成氢键是：H2O、HClO、NH3,CH3CH2OH、不可以形成氢键是：H2S、CH4、CH3F、PH31-3-2氢键(H.B.)2．氢键的形成对物质性质的影响(1)熔,沸点形成外氢键,比同系物的熔沸点高。(2)溶解度如果溶质与溶剂形成氢键,则溶解度增大。如乙醇可溶于水而乙醚不溶。(3)粘度形成外氢键,一般粘度增大。

1-3-2氢键(H.B.)2．氢键的形成对物质性质的影响(4)密度液体分子间努力若形成氢键,则可能发生缔合现象,如液态HF通常缔合成(HF)n,水也能缔合成(H2O)n,温度越低n大的分子越多,最后形成固体,在4℃时，(H2O)2最多,密度最大,温度再低,缔合程度增大,由于氢键的方向性,使水分子排列的结构疏松,分子空隙增大,密度下降。水磁化能降低缔合度。1-3-2氢键(H.B.)(5)对生物体的影响氢键对生物体的影响，最典型的是生物体内的DNA。DNA由两根主链的多肽链组成，主链以大量的氢键连接组成螺旋状的立体构型，氢键对蛋白质维持一定的空间构型起重要的作用。在生物体中的DNA中，根据两根主链氢键匹配的原则可复制出相同的DNA分子。因此可以说由于氢键的存在，使DNA的克隆得以实现，保持物种的繁衍。1-3-2氢键(H.B.)例题：请在下列分子中根据熔沸点从高到低重新排列次序。H2S、H2Te、H2Se、H2O答：

下列分子中熔沸点从高到低次序是：m.p.H2O>H2Te>H2Se>H2S1-4晶体结构晶体可分为单晶体和多晶体，单晶体内部的粒子基本上安照某种规律整齐排列，如单晶硅，金刚石，宝石，等等。而多晶则是许多单晶颗粒杂乱地聚集而成，多数金属和合金都是多晶体。1-4晶体结构晶体的宏观特征：1.有一定的几何外形。例如：雪花是六角形的。2.各向异性。例如：石墨纵向的电阻率是横向的一万倍。金刚石的折光率各个方向不相同。3.有固定的熔点。例如：冰的熔点是零度，石蜡、玻璃没有固定的熔点，只有一个软化温度范围。1-4-1晶格与晶胞结晶化学上将晶体中的微粒抽象地看作几何学上的点，称作结点，这些结点的总和称为空间点阵。沿着一定的方向按某种规则把结点联结起来，得到晶体的空间格子(简称晶格：lattice)。在晶格中，能表现出其结构一切特征的最小部分称为晶胞。我们按晶胞的种类不同可把晶格分类可分成七大晶系(crystalsystems)，十四种晶格1-4-1晶格与晶胞1-4-1晶格与晶胞下列表列出了七大晶系的性质。晶系Englishname边长角度实例立方晶系四方晶系六方晶系菱形晶系正交晶系单斜晶系三斜晶系CubicclassTetragonalclassHexagonalclassRhombohedralOrthorhombicMonoclinicTriclinicclassa=b=ca=b≠ca=b≠ca=b=ca≠b≠ca≠b≠ca≠b≠cα=β=γ=90°α=β=γ=90°α=β=90°γ=120°α=β=90°γ<120°α=β=γ=90°α=β=90°γ>90°α≠β≠γ岩盐(NaCl)白锡石墨方解石(CaCO3)斜方硫单斜硫重铬酸钾1-4-2晶体类型根据晶格结点上粒子的不同，可把晶体分成离子晶体、原子晶体、分子晶体和金属晶体四种类型。晶体类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体结点上粒子正、负离子原子极性分子非极性分子原子、正离子（间隙处有自由电子）结合力离子键共价键分子间力氢键分子间力金属键熔沸点高很高