原子半径1分类课件

安徽中医药高专第一章物质结构基础基础化学教研室安徽中医药高专第一章物质结构基础基础化学教研室1（一）原子的构成

§1-1核外电子运动状态原子原子核核外电子质子中子（每个质子带一个单位正电荷）（不带电）（每个电子带一个单位的负电荷）原子核外电子的运动一（一）原子的构成§1-1核外电子运动状态原子原子核核外2（二）原子核外电子的运动高速运动，没有确定的轨道，不能用经典力学计算出时间、位置、速度的关系，只能用统计的方法，概率来描述电子云：电子在原子核外空间出现的概率密度分布图。离核越近，密度越大；离核越远，密度越小氢原子的电子云图（二）原子核外电子的运动高速运动，没有确定的轨道，不能用经典3（一）主量子数n——电子层n表示电子运动离核远近，有电子层的意思n是决定电子运动能量的主要因素n的取值为正整数n

：1，2，3，4，5，6，7，……电子层：K，L，M，N，O，P，Q，……（1）n越小，表示电子离核越近，电子能量越低；反之，越高。（2）n相同，即为同一电子层。核外电子运动状态的描述二（一）主量子数n——电子层n表示电子运动离核远近，有电子层的4（二）角量子数l——电子亚层和电子云形状l是影响电子运动时所具能量的次要因素

l取值受n限制，为0到n-1的整数

l：0，1，2，3，4，……（n-1）电子亚层：s，p，d，f，g，……（二）角量子数l——电子亚层和电子云形状l是影响电子运动时所5l与n的取值关系及轨道符号、轨道形状nl轨道符号电子亚层符号轨道形状10s1ss为球形对称20、1s、p2s、2pp为哑铃形30、1、2s、p、d3s、3p、3dd为花瓣形40、1、2、3s、p、d、f4s、4p、4d、4ff形状复杂n0、1、2、3、4………………l与n的取值关系及轨道符号、轨道形状nl轨道符号电子亚层符号6s，p电子云示意图同一电子层各亚层的能量，按s，p，d和f的顺序增高s，p电子云示意图同一电子层各亚层的能量，按s，p，d和f的7（三）磁量子数m——电子云空间伸展方向m值受l限制，m=0，±1，±2……±l，共2l+1个值轨道：在一定电子层中，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的原子核外的空间称为一个原子轨道12341s2s3s4s2p3p4p3d4d4f注：必须同时指明电子层（n）、电子亚层（l）和电子云伸展方向（m）才能描述一个确定的轨道（三）磁量子数m——电子云空间伸展方向m值受l限制，m=0，8（四）自旋量子数ms——电子的自旋电子的自旋：核外电子一方面围绕着原子核作高速旋转运动，同时也围绕着本身的轴转动。自旋方向有两种：顺时针和逆时针，ms=±1/2用“”和“”表示注：描述一个原子轨道要用三个量子数，即n，l，m。描述一个原子轨道上运动的电子，要用四个量子数，即n，l，m，ms（四）自旋量子数ms——电子的自旋电子的自旋：核外电子一方面9（一）电子分布与近似能级图鲍林把能量相近的能级归为一个能级组，共有7个能级组，分别是:（1s）（2s，2p）（3s，3p）（4s，4p，3d）（5s，5p，4d）（6s，6p，5d，4f）（7s，7p，6d，5f）原子核外电子的排布三（一）电子分布与近似能级图鲍林把能量相近的能级归为一个能级组10多电子原子中原子轨道能级高低基本规律如下：1.n不同，l相同，则n越大，电子离核越远，电子能量越高如：E1s<E2s<E3s;E2p<E3p<E4p2.n相同，l不同，则l越大，原子轨道的能量越高如：Ens<Enp<End能级交错，如E3d>E4s；E4f>E6s注：一般情况，能量大小符合公式n+0.7l多电子原子中原子轨道能级高低基本规律如下：1.n不同，l11（二）多电子原子的核外电子排布1.能量最低原理：即电子总是尽先占有能量最低的原子轨道2.泡利不相容原理：即在同一原子中不能有四个量子数完全相同的两个电子存在。每一个原子轨道中最多只能容纳两个自旋相反的电子，每一个电子层中可容纳电子的最高数目为2n2等价轨道即简并轨道是指能量相同的轨道。如：p，d，f等轨道2p3d（二）多电子原子的核外电子排布1.能量最低原理：即电子总是尽123.洪特规则：电子在等价轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。这种排布，电子的能量最低。如：N原子核外有7个电子+725121s2s2p洪特规则特例：等价轨道全充满，半充满或全空状态较稳定如：p0，p3，p6，d0，d5，d10等3.洪特规则：电子在等价轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨1324Cr核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d54s129Cu核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d104s1避免电子排布式过长，书写核外电子排布时，当内层电子构型与稀有气体的电子构型相同时，就用稀有气体符号来表示原子的内层电子构型，称为原子实。如:18Ar核外电子排布：1s22s22p63s23p6[Ar]3d54s1[Ar]3d104s124Cr核外电子排布为：1s22s22p63s23p63d5141、下列四种元素的电子构型中，正确的是A．铍1s22p2B．碳1s22s22px22py02pz0

C．铝1s22s22p63s3D．钠1s22s22p63s1

E．铬[Ar]3d44s22、描述基态钠原子最外层一个电子的四个量子数是A．3，0，0，+1/2B．3，1，0，+1/2C．3，2，1，+1/2D．3，2，0，-1/2E．3，0，0，-1检测1、下列四种元素的电子构型中，正确的是2、描述基态钠原子最外15元素周期律：元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化元素周期表可分为：（一）周期（二）族（三）周期表的分区

§1-2元素周期系和元素的基本性质原子的电子结构与元素周期律一元素周期律：元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化元16（一）周期周期表共有7行，相应分为7个周期。1～3行为短周期4～6行为长周期第7行为不完全周期元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数。（二）族元素周期表的纵行，是把原子的价电子层结构相似的元素排在同一列，称为族。周期表中共分18列，其中把第8，9，10三列合成一族，称为第Ⅷ族，其余每一列为一族，共16族。（一）周期周期表共有7行，相应分为7个周期。元素所在的周期数171.主族和0族凡包含长短周期元素的各列，称为主族，用“A”表示主族。共7个主族，第ⅧA一般称为0族。主族序数=最外层电子数=价电子数2.副族只包含长周期元素的各列，称为副族，用“B”表示副族。共7个副族。3.Ⅷ族它处于周期表的中间，第8，9，10三列。族序数用罗马字表示：Ⅰ，Ⅱ，Ⅲ，Ⅳ，Ⅴ，Ⅵ，Ⅶ，Ⅷ1.主族和0族凡包含长短周期元素的各列，称为主族，用“A18（三）周期表的分区（三）周期表的分区19元素的基本性质包括原子半径、电离能、电子亲和能、金属性、非金属性及电负性等，这些性质呈周期性变化。（一）原子半径1.分类（1）共价半径：同种元素共价键键长的一半（2）金属半径：金属晶体中，相邻两原子的核间距离的一半（3）范德华半径：如图红线的一半元素基本性质的周期性二元素的基本性质包括原子半径、电离能、电子亲和能、金属性、非金20（1）同一主族元素，自上而下电子层增大，原子半径增大。（2）同一副族元素，自上而下原子半径增大幅度较小，尤其第六周期，由于镧系收缩，使得其半径反而小于或接近第五周期的原子半径。（3）同一周期中元素原子半径变化规律：一般来说，从左到右随着核电荷数的增大，原子半径逐渐减小。2.原子半径递变规律（1）同一主族元素，自上而下电子层增大，原子（2）同一副21同周期(主族到0族)元素半径变化趋势同周期(主族到0族)元素半径变化趋势22（二）电离能I电离能：气态原子在基态时失去电子所需的能量，常用使1mol气态原子（或阳离子）失去一个电子所需的能量（kJ/mol）表示。原子失去第一个电子所需的能量称第一电离能（I1）；失去第二个电子所需的能量称第二电离能（I2）.I1<I2I的变化规律：（1）周期：从左到右，I1渐增大（核电荷数增加）；（2）族：从上到下，I1渐减少（原子半径增大）；（二）电离能I电离能：气态原子在基态时失去电子所需的能量，23第一到第六周期元素的第一电离能ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0H1312He2372Li520Be900B801C1086N1402O1314F1681Ne2081Na496Mg738AI578Si787P1012S1000CI1251Ar1521K419Ca590Se631Ti658V650Cr653Mn717Fe759C0758Ni737Cu746Zn906Ga579Ge762As944Se941Br1140Kr1351Rb403Sr550Y616Zr660Nb664Mo685Tc702Ru711Rh720Pd805Ag731Cd868In558Sn709Sb832Te869I1008Xe1170Cs376Ba503镧系Hf654Ta761W770Re760Os840Ir880Pt870Au890Hg1007Ti589Pb716Bi703Po812At912Rn1037第一到第六周期元素的第一电离能ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ24第一电离能各周期变化趋势图第一电离能各周期变化趋势图25从前面电离能变化图看到，同一周期中电离能变化线不是单一直线，而是有的地方出现了锯齿状，如Mg和Al、P和S等，在这些地方，前面元素的电离能反而高于后面元素的电离能。这是由于半充满和全充满所致。即有：B<Be、O<N、AI<Mg、S<P、Ga<Zn、Se<As、In<Cd、Hg<Ti从前面电离能变化图看到，同一周期中电即有：B<Be、O<N、26（三）元素的电负性x元素的电负性：分子中元素原子对成键电子吸引的能力递变规律：同一周期，从左到右，电负性逐渐增大同一主族，从上到下，电负性逐渐减小（四）元素的氧化数元素的氧化数：某元素的一个原子的形式电荷数。“化合价”衍生而来的。（三）元素的电负性x元素的电负性：分子中元素原子对成键电子27从化学规定：易失电子变成阳离子即金属性强；反之，若易得电子变成阴离子则非金属性强。（五）元素的金属性和非金属性变化规律：（1）同周期：从左到右，电负性渐增大，元素的金属性渐减弱，非金属性渐强。（2）同主族：从上到下，元素原子的电负性减小，金属性渐强，非金属性渐弱从化学规定：易失电子变成阳离子即金属性强；（五）元素的金属性28r，I,x，非金属性rIx金属性r，金属性I，x非金属性元素性质在周期表中递变规律r，I,x，非金属性rIx金属性r，29化学键：分子内相邻原子间的强烈相互作用离子键共价键金属键（一）离子键的形成+11281+17287NaCl失去1个电子得到1个电子+1128+17288Na+Cl-NaClNaCl的形成§1-3化学键离子键一化学键：分子内相邻原子间的强烈相互作用离子键共价键金属键（一30离子键：由阴阳离子通过静电作用形成的化学键，由离子键形成的化合物叫离子化合物。（二）离子键的本质和特征本质：阴阳离子间的静电作用力特征:1.无方向性。2.无饱和性条件：两个成键原子电负性差值必须足够大（一般认为两成键原子电负性差值大于1.7）强度：用晶格能表示，晶格能越大，离子键强度越大晶格能（Ela）：在标准状态下，将1mol离子晶体转化为气态阳离子和气态阴离子时所需的能量。离子键：由阴阳离子通过静电作用形成的化学键，由离子键形成的化31（一）现代价键理论的基本要点1.两个原子相互接近时，只有自旋方向相反的为成对电子，才可配对，若原子中没有未成对电子，一般不能形成稳定的共价键2.一个原子含有几个未成对电子，就能与其它原子的几个自旋方向相反的未成对电子形成共价键。共价键二3.成键电子所属的原子轨道尽可能最大重叠。（一）现代价键理论的基本要点1.两个原子相互接近时，只有自旋321.本质：是电性的，是两核间的电子云密集区对两核的吸引力2.特征：（1）具有饱和性（2）具有方向性（三）共价键的类型（二）共价键的本质和特征1.σ键“头碰头”2.π键“肩并肩”1.本质：是电性的，是两核间的电子云密集区对两核的吸引力（三33σ键，π键示意图σ键，π键示意图34σ键π键原子轨道重叠方式头碰头肩并肩存在形式能单独存在不能单独存在沿键轴旋转能旋转不能旋转牢固程度牢固差σ键，π键差异σ键π键原子轨道重叠方式头碰头肩并肩存在形式能单独存在不能单35（四）共价键参数键参数：表征化学键性质的物理量1.键能：表示键的的强弱键能越大，键越牢固，所形成的分子越稳定2.键长：分子中两个原子核间平均距离键长越小，键越强，越牢固，分子稳定。3.键角：在分子中键和键之间的夹角4.键的极性：电子对是否发生偏移共价键极性共价键：两原子电负性不同，共用电子对偏向电负性较大的原子非极性共价键：两原子电负性相同，共用电子对不偏向任何一原子电负性差值越大，共价键的极性就越大（四）共价键参数键参数：表征化学键性质的物理量1.键能：表示36（五）配位键形成条件：一个原子的价电子有孤电子的对（即未成对电子）另一个原子的价电子层有可能接受孤电子对的空轨道。有一个原子提供电子对为两个原子共用而形成共价键HHHH或[H一N→H]HH（五）配位键形成条件：有一个原子提供电子对为两个原子共用而形372.杂化轨道比原来轨道的成键能力强。3.只有在形成分子时，同一中心原子能量相近的原子轨道才能进行杂化。1931年鲍林等人提出（一）杂化轨道理论的基本要点1.同一原子中若干能量相近的原子轨道可以重新组合，形成总数相同的新原子轨道。这种由同一原子的原子轨道重新组合的过程叫杂化。杂化后所得的新原子轨道称杂化轨道。杂化轨道理论三2.杂化轨道比原来轨道的成键能力强。38（二）杂化轨道类型及实例分析形状：平面三角形（夹角60o）如：BF3形成三个sp2—pσ键sp杂化，sp杂化轨道是由一个s轨道和一个p轨道组合而成的特点：每个sp杂化轨道，含有s和p成分2.sp2杂化，sp2杂化轨道是由一个s轨道和两个p轨道组合而成的特点：每个sp2杂化轨道含有成分

形状：直线型（夹角180o）如：BeCl2形成两个sp—pσ键（二）杂化轨道类型及实例分析形状：平面三角形（夹角60o）s393.sp3杂化，sp3杂化轨道是由一个s轨道和三个p轨道组合而成特点：每个sp3杂化轨道含有成分如：CH4形成四个sp3—s的σ键形状：正四面体（夹角109o28’）3.sp3杂化，特点：每个sp3杂化轨道含有40sp3杂化轨道示意图CH4分子的空间结构sp3杂化轨道示意图CH4分子的空间结构41甲烷的形成过程HHHHC4个H原子的s轨道分别沿着sp3杂化轨道对称轴方向“头碰头”靠近，形成4个等同的C—Hσ键，由于4个C—H键的组成完全相同，所以甲烷分子为正四面体结构甲烷的形成过程HHHHC4个H原子的s轨道分别沿着sp3杂化42分子间作用力：物质的分子与分子之间存在着一种比较弱的相互作用力分子间作用力最早是由荷兰科学家范德华提出的，因此也称范德华力。双原子分子：（1）两个相同原子的双原子分子，电负性相同，分子中电子云的分布是均匀的，在整个分子中，正负电荷重心重合，这种分子叫非极性分子。（2）两个不同原子的双原子分子，电负性不同，电子云偏向电负性较大的原子。整个分子中正负电荷重心不重合，这种分子叫做极性分子。§1-4分子间作用力分子的极性一分子间作用力：物质的分子与分子之间存在着一种比较弱的相互作用43若分子的空间构型不对称，键的极性不能抵消，所以分子中正负电荷重心不重合，为极性分子。如：SO2，H2O多原子分子：取决于分子的空间构型若分子的空间构型对称，键的极性相互抵消，分子中正负电荷重心重合，因此为非极性分子。如：CO2，BeCl2，BF3，CH4若分子的空间构型不对称，键的极性不能抵消，所以分子中正负电荷44分子极性的大小用偶极矩（µ）衡量。µ=q·dq为正电荷或负电荷重心的电量，d为正负电荷重心的距离又称偶极长度。若µ=0，分子为非极性分子，

µ越大，分子极性越大。一般来说，空间结构对称的（如直线形、平面三角性、正四面体）分子，其分子的偶极矩为0，是非极性分子。分子极性的大小用偶极矩（µ）衡量。µ=q·dq为正电荷或负电45分子间作用力取向力诱导力色散力（一）取向力极性分子和极性分子间的作用力。极性分子的永久偶极相互吸引，使原来杂乱的分子作定向排列，分子极性越大，取向力越大。范德华力二分子间作用力取向力诱导力色散力（一）取向力极性分子和极性分子46极性分子和非极性分子间以及极性分子之间的作用力。极性分子的永久偶极诱导非极性分子的正负电荷中心发生偏转，产生诱导偶极，因而相互吸引。称为诱导力。大小与极性分子的极性大小有关，还与分子的可极化性有关。（三）色散力所有分子存在的作用力。由于分子内