物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ).ppt

第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ),第一節(jié)核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài),第二節(jié)元素周期系和元素的基本性質(zhì),第四節(jié)分子間作用力,第三節(jié)化學(xué)鍵,第一節(jié)核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài),分子是物質(zhì)能夠獨(dú)立存在并保持其化學(xué)性質(zhì)的最小微粒。物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要取決于分子的性質(zhì)，分子的性質(zhì)又與分子的結(jié)構(gòu)有關(guān)。,分子結(jié)構(gòu),化學(xué)鍵,空間構(gòu)型,分子間的作用力,分子內(nèi),第一章第一節(jié),一、原子核外電子的運(yùn)動(dòng),離核愈近，電子云愈密集，即電子云出現(xiàn)的概率密度愈大。反之，離核愈遠(yuǎn)，電子云愈稀疏，即電子云出現(xiàn)的概率密度愈小。,注意：電子云中的小黑點(diǎn)決不能看成是電子。,電子云：用小黑點(diǎn)的疏密形象描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率密度分布圖。,第一章第一節(jié),1924年德布羅意預(yù)言：一些實(shí)物粒子(如電子、中子、質(zhì)子等)也具有波粒二象性（是指某物質(zhì)同時(shí)具備波的特質(zhì)及粒子的特質(zhì)）。為了得到電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的合理解，必需引進(jìn)幾個(gè)參數(shù)n、l、m，稱它們?yōu)榱孔訑?shù)（表征微觀粒子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的一些特定的數(shù)字），每個(gè)量子數(shù)都有其確定的取值范圍。,二、核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述,第一章第一節(jié),意義：描述電子層能量的高低次序和離核的遠(yuǎn)近，有電子層的意思。取值：123456正整數(shù)符號(hào)：KLMNOPn=1表示能量最低、離核最近的第一電子層。n越大，該電子層離核平均距離越遠(yuǎn)，電子能量越高。n相同，即為同一電子層。,（一）主量子數(shù)n,第一章第一節(jié),對(duì)于單層電子的，如氫，電子能量完全由n決定，對(duì)于多電子原子來說，電子能量除了與n值有關(guān)外，還與電子亞層有關(guān)。,（一）主量子數(shù)n,第一章第一節(jié),意義：表示同一電子層中有不同的分層（亞層）；確定原子軌道的形狀并在多電子原子中和主量子數(shù)一起決定電子的能量。取值：01234（n1）正整數(shù)符號(hào)：spdfg,（二）角量子數(shù)l,第一章第一節(jié),各電子層內(nèi)的亞層數(shù),（二）角量子數(shù)l,第一章第一節(jié),每個(gè)n值最多對(duì)應(yīng)n個(gè)不相同的角量子數(shù)l，即每個(gè)電子層最多有n個(gè)亞層。l的每個(gè)值還可表示一種形狀的原子軌道：l=0，s軌道，球形；l=1，p軌道，啞鈴形；l=2，d軌道，花瓣形,（二）角量子數(shù)l,第一章第一節(jié),注意,多電子原子軌道的能量與n、l有關(guān)，而氫原子或單電子離子原子軌道的能量只與n有關(guān)。多電子原子軌道的能量，由n、l共同決定。一組n、l對(duì)應(yīng)于一個(gè)能級(jí)，其能量相同（即n、l都相同）。在多電子原子中，n相同，l越大，E越大。EnsEnpEndEnf即在同一電子層中，電子還分為若干不同的能級(jí)，l又稱為能級(jí)或電子亞層。,第一章第一節(jié),(同一亞層中往往還包含著若干空間伸展方向不同的原子軌道。)意義:決定原子軌道或電子云在空間的伸展方向取值：與l有關(guān)，給定l，m=0、1、2l,(2l+1）個(gè)值。如，p軌道在空間有三個(gè)方向px、py、pz,（三）磁量子數(shù)m,第一章第一節(jié),通常把在一定的電子層中，具有一定形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的原子核外空間稱為一個(gè)原子軌道，簡(jiǎn)稱為軌道。用或表示。,電子能量與m無關(guān)，也就是說，n、l相同，而m不同的各原子軌道，其能量是完全相同的。這種能量相同的軌道稱為簡(jiǎn)并軌道，或等價(jià)軌道。如px、py、pz屬于等價(jià)軌道。,（三）磁量子數(shù)m,第一章第一節(jié),（三）磁量子數(shù)m,第一章第一節(jié),電子除繞核運(yùn)動(dòng)外,還繞著自身的軸作自旋運(yùn)動(dòng)意義：描述核外電子的自旋狀態(tài)取值：+1/2，-1/2；，四個(gè)量子數(shù)n,l,m,ms可確定一個(gè)電子在原子核外的運(yùn)動(dòng)狀態(tài),（四）自旋量子數(shù)ms,第一章第一節(jié),結(jié)論：同一原子中，不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的電子存在，即同一原子中各個(gè)電子的四個(gè)量子數(shù)不可能完全相同。一個(gè)軌道中只能容納2個(gè)自旋相反的電子；各電子層的軌道數(shù)=n2各電子層電子的最大容量=2n2,（四）自旋量子數(shù)ms,第一章第一節(jié),1-1,（四）自旋量子數(shù)ms,第一章第一節(jié),1.n不同，l相同。n越大，電子云的徑向分布圖的主峰離核越遠(yuǎn)，軌道的能量越高；,E1sE2sE3sE2pE3pE4pE3dE4dE5dE4fE5f,三、原子核外電子排布,（一）電子分布與近似能級(jí)圖,2.n相同，l相同。l越大，能量越高。,第一章第一節(jié),在一定情況下nd軌道的能量可能高于(n+1)s軌道的能量，nf軌道的能量可能高于(n+2)s軌道的能量，這種現(xiàn)象稱為能級(jí)交錯(cuò)。如：,是屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)的結(jié)果。,3.能級(jí)交錯(cuò),第一章第一節(jié),（一）電子分布與近似能級(jí)圖,鮑林獲得1954年諾貝爾化學(xué)獎(jiǎng)和1962年諾貝爾和平獎(jiǎng),第一章第一節(jié),（一）電子分布與近似能級(jí)圖,原子軌道的近似能級(jí)圖,第一章第一節(jié),（二）多電子原子核外電子排布,多電子原子的核外電子的排布又稱為電子的構(gòu)型。根據(jù)光譜數(shù)據(jù)，歸納出基態(tài)原子核外電子排布的三個(gè)原則。,1.能量最低原理,2.Pauli不相容原理,3.Hund規(guī)則,第一章第一節(jié),“系統(tǒng)的能量愈低，愈穩(wěn)定”是自然界的普遍規(guī)律?；鶓B(tài)原子，是最穩(wěn)定的系統(tǒng)，能量最低。,1.能量最低原理,能量最低原理基態(tài)多電子原子核外電子排布時(shí)，總是先占據(jù)能量最低的軌道，當(dāng)?shù)湍芰寇壍勒紳M后，才排入高能量的軌道，以使整個(gè)原子能量最低。,如下圖箭頭所指順序。,第一章第一節(jié),電子填入能級(jí)的先后次序,1.能量最低原理,第一章第一節(jié),在同一個(gè)原子中，沒有彼此完全處于相同的狀態(tài)的電子。,在同一個(gè)原子中不能有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子存在。,2.Pauli不相容原理,第一章第一節(jié),每一電子亞層最多容納的電子數(shù)為：s2、p6、d10、f14每一電子層最多能容納的電子數(shù)為原子軌道的2倍，即2n2。,由此可知：,一個(gè)原子中不允許有兩個(gè)電子處于完全相同的狀態(tài)。,在一個(gè)原子軌道上最多能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子。,2.Pauli不相容原理,第一章第一節(jié),3Hund規(guī)則,在簡(jiǎn)并軌道上，電子總是盡可能分占不同的軌道，且自旋平行，使原子的總能量最低。如：,6C軌道式,電子在能量相同的軌道（即簡(jiǎn)并軌道）上排布時(shí)，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因?yàn)檫@樣的排布方式總能量最低。,第一章第一節(jié),原子序數(shù)為310的8種元素原子的基態(tài)電子構(gòu)型見表1-2。軌道圖式描述原子構(gòu)型可以準(zhǔn)確地表達(dá)Hund規(guī)則，而電子構(gòu)型式卻無法表達(dá)。,3Hund規(guī)則,第一章第一節(jié),例如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s226Fe1s22s22p63s23p63d64s2,24Cr1s22s22p63s23p63d44s2實(shí)驗(yàn)測(cè)定：1s22s22p63s23p63d54s1,?,29Cu1s22s22p63s23p63d94s2實(shí)驗(yàn)測(cè)定：1s22s22p63s23p63d104s1,再如：,3Hund規(guī)則,第一章第一節(jié),Hund規(guī)則特例:簡(jiǎn)并軌道全充滿、半充滿、或全空的狀態(tài)都是能量較低的穩(wěn)定狀態(tài)。,3Hund規(guī)則,第一章第一節(jié),電子排布的書寫：,（3）可用原子實(shí)或原子芯（稀有氣體元素符號(hào)）簡(jiǎn)寫電子排布式。,(1)按電子層的順序?qū)?,(2)一般地按照電子排布三原則書寫,個(gè)別例外，應(yīng)以實(shí)驗(yàn)為依據(jù);,例：,47Ag1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s147AgKr4d105s1；Ag+Kr4d10,(4)離子的電子排布式，是在基態(tài)原子的電子排布式基礎(chǔ)上加上得到或失去的電子。,第一章第一節(jié),節(jié)小結(jié),第一章第一節(jié),1、原子核外電子的運(yùn)動(dòng),2、核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述,3、原子核外電子排布,節(jié)小結(jié),第一章第一節(jié),難點(diǎn)：,1、核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述,2、原子核外電子排布,第一章第一節(jié),1、如何描述核外電子的運(yùn)動(dòng)？,2、描述核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的量子數(shù)有哪些？,思考題,答：(1)只能用統(tǒng)計(jì)的觀點(diǎn)指出它在原子核外、只能用統(tǒng)計(jì)的觀點(diǎn)指出它在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少?？臻g某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少。(2)用“電子云”形象的描述核外電子的、電子云”運(yùn)動(dòng)。,答：(1)主量子數(shù)n。(2)角量子數(shù)l。（3）磁量子數(shù)m。（4）自旋量子數(shù)ms,第一章第一節(jié),思考題,3、下列軌道表示式能表示磷原子的最低能量狀態(tài)的是,第一章第一節(jié),思考題,4、下列電子亞層中，軌道數(shù)目最多的是A.n1,l0B.n2,l1C.n3,l2D.n4,l1E.n5,l0,第二節(jié)元素周期系和元素的基本性質(zhì),當(dāng)元素按照核電荷數(shù)遞增的順序排列時(shí)，電子排布(構(gòu)型)呈周期性變化，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化。這一規(guī)律叫做元素周期律。元素周期表是原子的電子構(gòu)型隨著核電荷數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化的反映。,一、原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期律,第一章第二節(jié),能級(jí)組的形成是元素劃分為周期的本質(zhì)原因。每一個(gè)能級(jí)組對(duì)應(yīng)于一個(gè)周期。7個(gè)能級(jí)組形成7個(gè)周期。三長(zhǎng)三短一不全,短周期（一、二、三周期）長(zhǎng)周期（四、五、六周期）不完全周期（第七周期）,（一）周期（能級(jí)組）,第一章第二節(jié),(1)周期表中的周期數(shù)就是能級(jí)組數(shù)。(2)元素所在的周期序數(shù)等于該元素原子所處的最高能級(jí)組序數(shù)，也等于該元素原子最外電子層的主量子數(shù)。即周期數(shù)=能級(jí)組數(shù)=電子層數(shù)(3)各周期元素?cái)?shù)目，等于相應(yīng)能級(jí)組內(nèi)各軌道所能容納的電子總數(shù)。,由能級(jí)組和周期的關(guān)系可知，能級(jí)組的劃分是導(dǎo)致周期表中各元素能劃分為周期的本質(zhì)原因。,能級(jí)組和周期的關(guān)系,第一章第二節(jié),表1-4,（一）周期（能級(jí)組）,第一章第二節(jié),原子的價(jià)電子層結(jié)構(gòu)相似的元素排在同一列，稱為族。周期表共18列，其中8，9，10三列為一族，稱為VIII族，其余一列一族。共16族。,指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學(xué)鍵，跟元素化合價(jià)有關(guān)的電子。價(jià)電子層價(jià)電子所處的能級(jí)稱為價(jià)電子層。,（二）族,第一章第二節(jié),用“A”表示主族，IA-VIIIA，ns1-2np1-6，即：最后一個(gè)電子填充在ns或np亞層。共7個(gè)主族，第A一般稱為0族。大多數(shù)教材是把0族合在一起，即8個(gè)主族。,主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價(jià)電子數(shù),第一章第二節(jié),1.主族和零族,用“B”表示副族。IB-VIIB族，共7個(gè)副族，最后一個(gè)電子填充在（n-1)d或（n-2)f亞層的都屬于副族。,B到B族：價(jià)電子總數(shù)=族數(shù)如：鈧Ar3d14s2B和B族：最外層電子數(shù)=族數(shù)如：銅29CuAr3d104s1，鐵Ar3d64s2,2.副族,第一章第二節(jié),處于元素周期表的中間，共三個(gè)縱行。它們的價(jià)層電子的構(gòu)型是(n-1)d6-10ns0-2，價(jià)層電子數(shù)是8-10。,3.VIII族,第一章第二節(jié),（三）周期表分區(qū)（特征電子構(gòu)型）,據(jù)價(jià)層電子構(gòu)型的特征，將周期表分為5個(gè)區(qū)：,(1)s區(qū)元素：包括IA和IIA族，價(jià)電子層的構(gòu)型為ns12。(2)p區(qū)元素：包括IIIA到VIIIA族，價(jià)電子層的構(gòu)型為ns2np16。(3)d區(qū)元素：包括IIIB到VIIB、VIII族的元素，價(jià)電子層的構(gòu)型為(n-1)d19ns12(Pd為(n-1)d10ns0)。(4)ds區(qū)元素：包括IB和IIB族的元素，外電子層的構(gòu)型為(n-1)d10ns12。(5)f區(qū)元素：包括鑭系和錒系元素，電子層結(jié)構(gòu)在f亞層上增加電子，外電子層的構(gòu)型為(n-2)f114(n-1)d02ns2。釷元素例外。,第一章第二節(jié),（三）周期表分區(qū),第一章第二節(jié),二、元素基本性質(zhì)的周期性,由于原子電子層結(jié)構(gòu)呈現(xiàn)周期性，因此與電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)的元素的基本性質(zhì)如：原子半徑、電離能、電子親合能、電負(fù)性等也呈現(xiàn)明顯的周期性。,第一章第二節(jié),（一）原子半徑,1、原子半徑的類型,（1）共價(jià)半徑：同種元素共價(jià)鍵鍵長(zhǎng)的一半。（2）金屬半徑：金屬晶體中，相鄰兩原子的核間距離的一半。（3）范德華半徑：范德華半徑是指在分子晶體中，分子間以范德華力結(jié)合，如稀有氣體，相鄰兩原子核間距的一半。如：Cl2：共價(jià)半徑99pm，而范德華半徑180pm。,第一章第二節(jié),第一章第二節(jié),1、原子半徑的類型,（1）同一族,同一主族，自上而下，電子層數(shù)n增多，主量子數(shù)增大，原子半徑就增大。,同一副族，半徑變化不明顯，特別是第五周期和第六周期元素接近，這主要是鑭系收縮造成的。,2、原子半徑變化規(guī)律：,因?yàn)殍|系收縮，使鑭系之后的副族元素的原子半徑都相應(yīng)縮小了，使第六周期副族元素的原子半徑?jīng)]有因?yàn)殡娮訉拥脑黾佣笥诘谖逯芷诟弊逶亍Ｔ影霃降南嗨埔彩沟眠@些相應(yīng)的元素化學(xué)性質(zhì)也很相似。,鑭系元素新增加的電子填充在次外層的（n-2）f軌道上，對(duì)外層屏蔽作用更大，有效核電荷數(shù)減少，使整個(gè)鑭系元素的原子半徑減小非常緩慢。鑭系元素的原子半徑隨原子序數(shù)增加逐漸減小的現(xiàn)象稱為鑭系收縮。,第一章第二節(jié),鑭系收縮,第一章第二節(jié),2、原子半徑變化規(guī)律：,主族元素,第一章第二節(jié),2、原子半徑變化規(guī)律,（2）同周期,自左至右核電荷數(shù)依次增加，核對(duì)外層電子的吸引力增強(qiáng)，所以原子半徑遞減。零族元素半徑大幅增加，是因?yàn)槎栊詺怏w只有范德華半徑，比共價(jià)半徑大得多。,同周期主族元素r遞減快；副族元素間r遞減慢；鑭系元素r減少很少(鑭系收縮)。,第一章第二節(jié),2、原子半徑變化規(guī)律：,（二）電離能I,電離能：氣態(tài)原子在基態(tài)時(shí)失去電子所需的能量，常用使1mol氣態(tài)原子（或陽離子）失去一個(gè)電子所需的能量（kJ/mol）表示。,原子失去第一個(gè)電子所需的能量稱第一電離能（I1）；失去第二個(gè)電子所需的能量稱第二電離能（I2）.I1I2I3,第一章第二節(jié),I的變化規(guī)律：（1）周期：從左到右，I1漸增大（核電荷數(shù)增加）；（2）族：從上到下，I1漸減少（原子半徑增大）；,核電荷越大，原子半徑越小，核對(duì)核外電子的吸引力越強(qiáng)，電離能就越大，反之電離能越小。,（二）電離能I,第一章第二節(jié),（三）元素的電負(fù)性,電離能和電子親合能(基態(tài)的氣態(tài)原子得到電子能力的大小用電子親合能表示)分別反映元素原子失去和得到電子的能力。為了能同時(shí)量度這兩種性質(zhì)，1932年鮑林提出了電負(fù)性的概念:,電負(fù)性是元素的原子在分子中對(duì)成鍵電子的吸引能力。,無法測(cè)出絕對(duì)值，鮑林以F=4.0(3.98)得其它元素相對(duì)值。表1-6,遞變規(guī)律：同一周期，從左到右，電負(fù)性逐漸增大同一主族，從上到下，電負(fù)性逐漸減小,第一章第二節(jié),易失電子變成陽離子即金屬性強(qiáng)；反之，若易得電子變成陰離子則非金屬性強(qiáng)。,（四）元素的金屬性和非金屬性,變化規(guī)律：（1）同周期：從左到右，電負(fù)性漸增大，元素的金屬性漸減弱，非金屬性漸強(qiáng)。（2）同主族：從上到下，元素原子的電負(fù)性減小，金屬性漸強(qiáng)，非金屬性漸弱,第一章第二節(jié),元素性質(zhì)在周期表中遞變規(guī)律,第一章第二節(jié),（五）元素的氧化數(shù),氧化數(shù)是指在單質(zhì)或化合物中某元素的一個(gè)原子的形式電荷數(shù)。氧化數(shù)概念是從正負(fù)化合價(jià)概念分化發(fā)展產(chǎn)生的?；蟽r(jià)的原意是某種元素的原子與其他元素的原子相化合時(shí)兩種元素的原子數(shù)目之間一定的比例關(guān)系，所以化合價(jià)不應(yīng)為非整數(shù)。例如，在Fe3O4中，F(xiàn)e實(shí)際上存在兩種價(jià)態(tài)：+2和+3價(jià)，其分子組成為：Fe+3Fe+2Fe+3O4。氧化數(shù)是形式電荷數(shù)，所以可以為分?jǐn)?shù)。O的總氧化數(shù)是-8，而3個(gè)Fe的總氧化數(shù)應(yīng)該是+8，所以鐵元素的氧化數(shù)的平均值是+8的1/3，即就是+8/3。同一元素，氧化數(shù)越高，電負(fù)性越大。,第一章第二節(jié),節(jié)小結(jié),1、原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期律,2、元素基本性質(zhì)的周期性,節(jié)小結(jié),難點(diǎn)：,元素基本性質(zhì)的周期性,思考題,1、氧化數(shù)和化合價(jià)兩個(gè)概念有何區(qū)別,答：氧化數(shù)是從化合價(jià)發(fā)展得出來的一種新概念?；蟽r(jià)的原意是某種元素的原子與其他元素的原子相化合時(shí)兩種元素的原子數(shù)目之間一定的比例關(guān)系，所以化合價(jià)不應(yīng)為非整數(shù)。而氧化數(shù)是形式電荷數(shù)，所以可以為分?jǐn)?shù)。在大多數(shù)情況下，氧化數(shù)是把氧元素的氧化數(shù)定為-2，這也是由化合價(jià)確定了的。它們的區(qū)別是：氧化數(shù)只指原子而不指原子團(tuán)，而化合價(jià)既指示原子又指原子團(tuán)?；蟽r(jià)不能用分?jǐn)?shù)，而氧化數(shù)可以用分?jǐn)?shù)。例如Fe3O4中鐵的氧化數(shù)是正8/3，而化合價(jià)是指兩個(gè)鐵原子為正3價(jià)，一個(gè)鐵原子是正2價(jià)。,思考題,2、某元素原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p5，該原子對(duì)應(yīng)的元素在周期表中位于A.第4周期，A族，s區(qū)B.第4周期，A族，p區(qū)C.第4周期，A族，d區(qū)D.第4周期，B族，s區(qū)E.第4周期，B族，p區(qū),第三節(jié)化學(xué)鍵,我們把分子內(nèi)部直接相鄰原子間的強(qiáng)的相互作用力稱為化學(xué)鍵。,化學(xué)鍵有三種類型：a.離子鍵(ionicbond)b.共價(jià)鍵(covalentbond)c.金屬鍵(metalbond),第一章第三節(jié),一、離子鍵,（一）離子鍵的形成,德國(guó)化學(xué)家科塞爾,離子鍵：相反電荷的正、負(fù)離子通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。,形成離子鍵重要條件：兩成鍵原子的電負(fù)性差值較大,如：,第一章第三節(jié),（二）離子鍵的本質(zhì)及特點(diǎn),離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力。,離子鍵的特點(diǎn)：沒有方向性和飽和性。,a.與任何方向電性不同的離子相吸引，所以無方向性。,b.只要是正負(fù)離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。,離子鍵的強(qiáng)度是吸引力與排斥力的平衡結(jié)果。通常用晶格能來衡量。,離子鍵的形成條件是兩個(gè)成鍵原子電負(fù)性足夠大。一般相差1.7時(shí)，可以判斷形成離子鍵。,第一章第三節(jié),晶格能：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下(298K)，將1mol離子晶體轉(zhuǎn)化為氣態(tài)離子所吸收的能量。(Ela),離子的電荷越高，半徑越小，晶格能也越大，化合物越穩(wěn)定，離子化合物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)也就越高。,NaCl(s)Na+(g)+Cl-(g)U=788kJmol-1,（二）離子鍵的本質(zhì)及特點(diǎn),第一章第三節(jié),二、共價(jià)鍵,路易斯,1916年，美國(guó)科學(xué)家Lewis提出原子間共用電子對(duì)成鍵的概念。,同種元素的原子以及電負(fù)性相近的原子間可以通過共用電子對(duì)形成分子。共用一對(duì)電子形成單鍵，共用兩對(duì)或三對(duì)電子形成雙鍵或三鍵。共價(jià)鍵(covalentbond)：原子通過共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵。,第一章第三節(jié),路易斯結(jié)構(gòu)式：利用小黑點(diǎn)代表電子（或用短線代表一對(duì)成鍵電子對(duì)）表示出分子中原子周圍的價(jià)層電子，并結(jié)合惰性氣體8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的事實(shí)，確定一些分子或離子的結(jié)構(gòu)式。例如：,二、共價(jià)鍵,第一章第三節(jié),1930年，L.Pauling等人在此基礎(chǔ)上，建立了現(xiàn)代價(jià)鍵理論（valencebondtheory,VBT)，又稱電子配對(duì)理論。,二、共價(jià)鍵,第一章第三節(jié),1.只有自旋方向相反的未成對(duì)電子(單電子)，可以配對(duì)形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。2.一個(gè)原子有幾個(gè)未成對(duì)電子，就能與幾個(gè)其它原子的幾個(gè)自旋方向相反的未對(duì)電子形成共價(jià)健。3.成鍵電子的兩原子軌道盡可能達(dá)到最大重疊。軌道重疊程度愈大，兩核間電子的概率密度愈密集，系統(tǒng)能量降低越多形成的共價(jià)鍵愈穩(wěn)定。這稱為原子軌道最大重疊原理。,要點(diǎn),第一章第三節(jié),1.共價(jià)鍵的本質(zhì)根據(jù)價(jià)鍵理論，共價(jià)鍵是原子間通過共用電子對(duì)（即電子云的重疊）所形成的化學(xué)鍵。共價(jià)鍵形成的本質(zhì)就是電子云的重疊，電子云重疊越多，分子越穩(wěn)定。兩個(gè)原子的未成對(duì)電子，只有自旋相反，才能配對(duì)形成一個(gè)共價(jià)鍵。,（二）共價(jià)鍵的本質(zhì)和特征,第一章第三節(jié),(1)共價(jià)鍵的飽和性自旋方向相反的單電子配對(duì)形成共價(jià)鍵后，就不能再和其它原子中的單電子配對(duì)。所以，每個(gè)原子所能形成共價(jià)鍵的數(shù)目取決于該原子中的單電子數(shù)目。例如：兩個(gè)氯各有一個(gè)未成對(duì)電子，它們可以配對(duì)形成單鍵(Cl-Cl)。,2.共價(jià)鍵的特征,第一章第三節(jié),成鍵電子的原子軌道在空間都有一定的形狀和取向。兩原子軌道只有沿一定的方向靠近才能達(dá)到最大程度的重疊，才能形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。如：,(2)共價(jià)鍵的方向性,第一章第三節(jié),如下圖所示的重疊，將破壞原子軌道的對(duì)稱性。,X,X,(2)共價(jià)鍵的方向性,第一章第三節(jié),(三)共價(jià)鍵的類型,由于成鍵原子軌道重疊方式的不同，形成了兩種不同類型的共價(jià)鍵。,1.鍵:兩原子軌道沿鍵軸(成鍵原子核連線)方向進(jìn)行同號(hào)重疊(頭碰頭)。,第一章第三節(jié),(三)共價(jià)鍵的類型,第一章第三節(jié),兩原子軌道沿鍵軸方向在鍵軸兩側(cè)平行同號(hào)重疊(肩并肩)。,2.鍵,“肩并肩”,第一章第三節(jié),由于鍵的軌道重疊程度小于鍵，所以鍵的鍵能通常小于鍵，穩(wěn)定性也較低，兩原子形成共價(jià)鍵時(shí)，優(yōu)先形成鍵。,(三)共價(jià)鍵的類型,第一章第三節(jié),鍵與鍵的比較,第一章第三節(jié),(四)共價(jià)鍵參數(shù),化學(xué)鍵的性質(zhì)在理論上可由量子力學(xué)計(jì)算作定量的討論，也可以通過表征鍵性質(zhì)的某些物理量來描述，如：鍵長(zhǎng)、鍵角、和鍵能等，這些物理量統(tǒng)稱為鍵參數(shù)。,第一章第三節(jié),在100kPa、298K、將1mol理想氣體AB分子解離成為理想氣體A原子和B原子，這一過程的所需的能量稱作鍵能。又稱作鍵焓。單位為kJ/mol。它表示鍵的牢固程度。鍵能越大，鍵越牢固，所形成的分子越穩(wěn)定,對(duì)于雙原子分子來說，鍵能也就是解離能(D)。,1.鍵能(Eb),鍵能表示鍵的強(qiáng)弱,第一章第三節(jié),鍵長(zhǎng)是指構(gòu)成共價(jià)鍵的兩個(gè)原子的核間距離。,在H2中兩個(gè)原子的核間距為74pm，即HH鍵長(zhǎng)為74pm。(1pm=10-12m)鍵長(zhǎng)越小，鍵越強(qiáng)，越牢固，分子穩(wěn)定。,2.鍵長(zhǎng)(l):,第一章第三節(jié),分子中鍵和鍵之間的夾角叫鍵角。,鍵角是反映分子空間結(jié)構(gòu)的重要因素之一。如果知道了一個(gè)分子的所有鍵長(zhǎng)和鍵角數(shù)據(jù)，那么這個(gè)分子的幾何構(gòu)型也就知道了。,例如：二氧化碳中OCO鍵角等于180，可以知道二氧化碳分子是直線型的，而且兩個(gè)C-O鍵長(zhǎng)相等，是一個(gè)對(duì)稱分子。,3.鍵角(),第一章第三節(jié),鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同而引起的。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性相同或相近時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置附近，兩個(gè)原子核正電荷所形成的正電荷重心和成鍵電子對(duì)的負(fù)電荷重心幾乎重合，這樣的共價(jià)鍵稱為非極性共價(jià)鍵。如H2、O2分子中的共價(jià)鍵就是非極性共價(jià)鍵。,4.鍵的極性,第一章第三節(jié),當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負(fù)性較大的原子一端，使之帶部分負(fù)電荷，而電負(fù)性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心與負(fù)電荷重心不重合，這樣的共價(jià)鍵稱為極性共價(jià)鍵。如HCl分子中的H-Cl鍵就是極性共價(jià)鍵。,4.鍵的極性,第一章第三節(jié),價(jià)鍵理論的優(yōu)點(diǎn)：,價(jià)鍵理論繼承了路易斯共享電子對(duì)的概念，闡明了共價(jià)鍵形成的過程和本質(zhì)，并成功的解釋了共價(jià)鍵的方向性、飽和性等特點(diǎn)。,4.鍵的極性,第一章第三節(jié),又稱配位共價(jià)鍵，是一種特殊的共價(jià)鍵。配位鍵是一類特殊的共價(jià)鍵，共有電子對(duì)是由一個(gè)原子單方面提供而跟另一個(gè)具有空軌道的原子共有的。這樣的共價(jià)鍵叫做配位鍵。用“”表示。銨離子是由配位鍵的典型例子。銨分子的氮原子上有一對(duì)沒有跟其他原子公用的電子對(duì)。氫離子具有一個(gè)空軌道，當(dāng)氨分子、氫離子相互作用時(shí)，氨分子上的弧對(duì)電子進(jìn)入氫離子的空軌道。這一對(duì)電子在氨分子、氫原子之間公用，形成配位鍵。,(五)配位鍵,第一章第三節(jié),例,(五)配位鍵,第一章第三節(jié),CH4的分子結(jié)構(gòu),為了解釋上述事實(shí)，著名化學(xué)家鮑林提出了雜化軌道理論,對(duì)價(jià)鍵理論進(jìn)行了補(bǔ)充。,第一章第三節(jié),1.雜化軌道理論認(rèn)為：原子軌道在成鍵的過程中并不是一成不變的。同一原子中能量相近的的幾個(gè)原子軌道，在成鍵過程中可重新組合，形成相同數(shù)目的新的原子軌道，而改變了原來原子軌道的狀態(tài)（能量和狀態(tài)），這一過程稱為雜化(hybridization)。形成的新的軌道叫雜化原子軌道(hybridatomicorbital)。簡(jiǎn)稱雜化軌道。,三、雜化原子軌道,第一章第三節(jié),2.原子在成鍵時(shí)，同一原子中能級(jí)相近的原子軌道可參與雜化組成新軌道。,3.只有在形成分子時(shí)，同一中心原子能量相近的原子軌道才能進(jìn)行雜化。,ns、np或ns、np、nd或(n-1)d、ns、np,4.形成的雜化軌道數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)。即雜化前后軌道數(shù)目不變。,三、雜化原子軌道,第一章第三節(jié),5.雜化改變了原子軌道的形狀。雜化軌道一頭大，一頭小，軌道之間呈最大夾角分布，有利于軌道最大重疊。有更強(qiáng)的方向性和更強(qiáng)的成鍵能力。,三、雜化原子軌道,第一章第三節(jié),（1）sp雜化軌道：1個(gè)s軌道和1個(gè)p軌道雜化得到兩個(gè)等同的sp雜化軌道。每個(gè)軌道含有0.5s和0.5p的成分，兩個(gè)軌道間的夾角為180。,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),基態(tài)Be價(jià)層電子排布：2s2,在BeCl2分子形成中，Be原子軌道的雜化過程如下：,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),Be原子的每個(gè)sp雜化軌道分別與Cl原子的3p軌道重疊，形成兩個(gè)鍵，生成BeCl2分子。由于采用sp雜化，軌道間的夾角為180，所以BeCl2分子的幾何構(gòu)型為構(gòu)型為直線型。,BeCl2分子的軌道重疊圖,BeCl2分子的形狀,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),2.sp2雜化軌道：由1個(gè)s軌道與2個(gè)p軌道雜化得到3個(gè)等同的sp2雜化軌道。每個(gè)軌道含有1/3s和2/3p的成分，3個(gè)軌道處于同一平面，每個(gè)軌道間的夾角為120。,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),例如：,在BF3分子形成中，B原子軌道的雜化過程如下：,基態(tài)B價(jià)層電子排布：2s22p1,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),B原子的3個(gè)sp2雜化軌道分別與三個(gè)F原子的2p軌道重疊，形成3個(gè)鍵，生成BF3分子。由于采用sp2雜化，軌道間的夾角為120，所以BF3分子的幾何構(gòu)型為構(gòu)型為平面三角形。,BF3分子的軌道重疊圖,BF3分子的形狀圖,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),3sp3雜化雜化軌道：由1個(gè)s軌道和3個(gè)p軌道雜化得到4個(gè)等同的sp3雜化軌道。每個(gè)軌道含有1/4s和3/4p的成分，sp3雜化軌道分別指向四面體的4個(gè)頂角，4個(gè)軌道彼此間的夾角為10928。,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),基態(tài)C價(jià)層電子排布：2s22p2,例如：,在CH4分子形成中，C原子軌道的雜化過程如下：,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),C原子的4個(gè)sp3雜化軌道分別與四個(gè)H原子的1s軌道重疊，形成4個(gè)鍵，生成CH4分子。因H原子是沿著雜化軌道伸展方向重疊，因此甲烷的空間構(gòu)型為正四面體。,（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析,第一章第三節(jié),雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型,第一章第三節(jié),節(jié)小結(jié),1、離子鍵,2、共價(jià)鍵,3、雜化原子軌道,第一章第三節(jié),節(jié)小結(jié),難點(diǎn)：,1、共價(jià)鍵理論,2、雜化原子軌道,第一章第三節(jié),思考題,1、為什么共價(jià)鍵具有飽和性和方向性？,答：共價(jià)鍵具有飽和性的根源是原子核外未成對(duì)電子的成鍵。已成鍵的電子不能再與其他原子配對(duì)成鍵，故一個(gè)原子形成共價(jià)鍵的數(shù)目受到原子內(nèi)未成對(duì)電子數(shù)的限制；共價(jià)鍵具有方向性的根源是原子軌道的最大重疊，原子軌道重疊越多，形成的共價(jià)鍵才越穩(wěn)定。,第一章第三節(jié),思考題,2、鍵、鍵在電子云重疊方式及鍵的穩(wěn)定性上有何區(qū)別？,答：鍵是成鍵原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式重疊而形成的共價(jià)鍵，軌道重疊程度大，鍵比較牢固；鍵是成鍵原子軌道垂直于兩核連線，以“肩并肩”的方式重疊而成的共價(jià)鍵，軌道重疊程度小，不穩(wěn)定。,第一章第三節(jié),第四節(jié)分子間作用力,分子間作用力：物質(zhì)的分子與分子之間存在著一種比較弱的相互作用力。,分子間作用力最早是由荷蘭科學(xué)家范德華提出的，因此也稱范德華力。,分子間作用力主要包括范德華力和氫鍵。,第一章第四節(jié),一、分子的極性,鍵的極性及分子的構(gòu)型決定分子的極性。,分子中正負(fù)電荷中心不重合在同一位置上分子具有極性。,極性分子：HCl，HF，SO2，NH3，CO，CHCl3非極性分子：O2，N2，CO2，CCl4，CH4,第一章第四節(jié),雙原子分子：（1）兩個(gè)相同原子的雙原子分子，電負(fù)性相同，分子中電子云的分布是均勻的，在整個(gè)分子中，正負(fù)電荷重心重合，這種分子叫非極性分子。如H2、N2等。,一、分子的極性,第一章第四節(jié),雙原子分子：（2）兩個(gè)不同原子的雙原子分子，電負(fù)性不同，電子云偏向電負(fù)性較大的原子。整個(gè)分子中正負(fù)電荷重心不重合，這種分子叫做極性分子。如HCl，HF等。,一、分子的極性,第一章第四節(jié),多原子分子：取決于分子的空間構(gòu)型。,若分子的空間構(gòu)型對(duì)稱，鍵的極性相互抵消，分子中正負(fù)電荷重心重合，因此為非極性分子。如：CO2，BeCl2，BF3，CH4,一、分子的極性,第一章第四節(jié),若分子的空間構(gòu)型不對(duì)稱，鍵的極性不能抵消，所以分子中正負(fù)電荷重心不重合，為極性分子。如：SO2，H2O，NH3等.,多原子分子：取決于分子的空間構(gòu)型。,一、分子的極性,第一章第四節(jié),分子的偶極矩表示分子極性的大小,單位:Cm庫侖.米,方向:正電荷中心負(fù)電荷中心,=qd,q為正電荷或負(fù)電荷重心的電量，d為正負(fù)電荷重心的距離又稱偶極長(zhǎng)度。若=0，分子為非極性分子，越大，分子極性越大。,一、分子的極性,第一章第四節(jié),一般來說，空間結(jié)構(gòu)對(duì)稱的（如直線形、平面三角性、正四面體）分子，其分子的偶極矩為0，是非極性分子。,一、分子的極性,第一章第四節(jié),二、范德華力,（一）取向力,極性分子與極性分子之間由于永久偶極間的相互作用而產(chǎn)生的靜電引力稱為取向力。,包括：色散力、誘導(dǎo)力、取向力,取向力只有極性分子與極性分子之間才存在。取向力的本質(zhì)是靜電引力，其大小決定于極性分子的偶極矩。分子的極性越強(qiáng)，偶極矩越大，取向力越大。,第一章第四節(jié),（二）誘導(dǎo)力,當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時(shí)，在極性分子永久偶極的影響下，非極性分子原來重合的正、負(fù)電荷中心發(fā)生相對(duì)的位移而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。這種電荷重心的相對(duì)位移叫做“變形”，因變形而產(chǎn)生的偶極，叫做誘導(dǎo)偶極，以區(qū)別于極性分子中原有的固有偶極。極性分子的永久偶極與另一分子的誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生的靜電吸引作用力稱為誘導(dǎo)力。,第一章第四節(jié),同樣，在極性分子和極性分子之間，除了取向力外，由于極性分子的相互影響，每個(gè)分子也會(huì)發(fā)生變形，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。其結(jié)果使分子的偶極矩增大，既具有取向力又具有誘導(dǎo)力。,（二）誘導(dǎo)力,第一章第四節(jié),（三）色散力,由于瞬時(shí)偶極之間的相互吸引而產(chǎn)生的作用力稱為色散力。分子的變形性越大(分子量越大)，越容易產(chǎn)生瞬時(shí)偶極，色散力越大。,分子內(nèi)的原子核和電子都在作一定形式的運(yùn)動(dòng)，因而在某一瞬間，分子中核和電子發(fā)生瞬間相對(duì)位移，使正、負(fù)電荷重心不相重合，從而產(chǎn)生瞬時(shí)偶極。,第一章第四節(jié),由于在極性分子中也會(huì)產(chǎn)生瞬時(shí)偶極，因此不僅非極性分子之間存在色散力，而且非極性分子與極性分子之間及極性分子之間也存在色散力。,（三）色散力,第一章第四節(jié),由此可見：取向力存在于極性分子之間；誘導(dǎo)力存在于極性和非極性以及極性和極性分子之間；色散力存在于任何分子間。,（三）色散力,第一章第四節(jié),分子間力對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響,共價(jià)分子型物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)低。,同類分子型物質(zhì)的