高中化學(xué)原子結(jié)構(gòu)魯科必修PPT課件

1、軌道：與氫原子類似，其電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài) 可描述為1s, 2s, 2px, 2py, 2pZ*, 3s能量：與氫原子不同, 能量不僅與電子層 有關(guān),也與電子亞層有關(guān); 在外加場(chǎng) 的作用下,還與軌道有關(guān)。多電子原子軌道能級(jí)多電子原子軌道能級(jí)第1頁(yè)/共70頁(yè)核外電子分布三規(guī)則： 最低能量原理 電子在核外排列應(yīng)盡先分布在低能級(jí)軌道上, 使整個(gè)原子系統(tǒng)能量最 低。 Pauli不相容原理 每個(gè)原子軌道中最多容納兩個(gè)自旋方式相反的電子。 Hund 規(guī)則 在 n 和 l 相同的軌道上分布的電子,將盡可能分占 m 值不同的軌道, 且自旋平行。核外電子排布核外電子排布第2頁(yè)/共70頁(yè)P(yáng)auling近似能級(jí)圖第3頁(yè)/共

2、70頁(yè)第4頁(yè)/共70頁(yè)15626224s3d3p3s2p2s1s Cr 24：Z半滿全滿規(guī)則： 當(dāng)軌道處于全滿、半滿時(shí)，原子較穩(wěn)定。Z* = 26 Fe：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 110626224s3d3p3s2p2s1s Cu 29：ZN：1s2 2s2 2p3154s3dAr原子芯稱為Ar 4s3dAr110第5頁(yè)/共70頁(yè)原子的電子層結(jié)構(gòu)和原子的電子層結(jié)構(gòu)和 元素周期系元素周期系元素周期律元素周期律元素性質(zhì)的周期性元素性質(zhì)的周期性第6頁(yè)/共70頁(yè)原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系第7頁(yè)/共70頁(yè) 元素周期律：元素以及由它形成的單質(zhì)和化

3、合物的性質(zhì)，隨著元素的原子序數(shù)(核電荷數(shù))的依次遞增，呈現(xiàn)周期性的變化。元素周期表(長(zhǎng)表)：周期號(hào)數(shù)等于電子層數(shù)。各周期元素的數(shù)目等于相應(yīng)能級(jí)組中原子軌道所能容納的電子總數(shù)。主族元素的族號(hào)數(shù)等于原子最外層電子數(shù)。第8頁(yè)/共70頁(yè)s 區(qū)ns12 p 區(qū)ns2np16d 區(qū)(n1)d110ns12 (Pd無(wú) s 電子)f 區(qū)(n2)f114(n1)d02ns2結(jié)構(gòu)分區(qū)：第9頁(yè)/共70頁(yè)電子層，電子亞層之間的關(guān)系電子層，電子亞層之間的關(guān)系每個(gè)亞層中每個(gè)亞層中軌道數(shù)目軌道數(shù)目1 3 5 72 6 10 142 8 18 2n2每個(gè)亞層最多每個(gè)亞層最多容納電子數(shù)容納電子數(shù)每個(gè)電子層最多每個(gè)電子層最多 容

4、納的電子數(shù)容納的電子數(shù)電子層電子層 K L M N電子亞層電子亞層 s p d f第10頁(yè)/共70頁(yè)1.有效核電荷Z* 元素原子序數(shù)增加時(shí)，原子的有效核電荷Z*呈現(xiàn)周期性的變化。同一周期： 短周期：從左到右，Z*顯著增加。 長(zhǎng)周期：從左到右，前半部分有Z*增加 不多，后半部分顯著增加。同一族：從上到下，Z*增加，但不顯著。元素性質(zhì)的周期性元素性質(zhì)的周期性第11頁(yè)/共70頁(yè)第12頁(yè)/共70頁(yè)2.原子半徑（r） 共價(jià)半徑 van der Waals 半徑 主族元素：從左到右 r 減??； 從上到下 r 增大。過(guò)渡元素：從左到右r 緩慢減小； 從上到下r略有增大。 金屬半徑第13頁(yè)/共70頁(yè)主族元素主

5、族元素第14頁(yè)/共70頁(yè) 元素的原子半徑變化趨勢(shì)第15頁(yè)/共70頁(yè)3.電離能11molkJ2 .520 )g(LieLi(g)I 基態(tài)氣體原子失去電子成為帶一個(gè)正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第一電離能，用 I 1表示。 由+1價(jià)氣態(tài)正離子失去電子成為帶+2價(jià)氣態(tài)正離子所需要的能量稱為第二電離能，用 I 2表示。E+ (g) E 2+ (g) + e- I 2E (g) E+ (g) + e- I 1例如：1332molkJ11815 )g(Lie(g)LiI122molkJ1 .7298 )g(Lie(g)LiI第16頁(yè)/共70頁(yè):加呈現(xiàn)出周期性變化電離能隨原子序數(shù)的增第17頁(yè)/共70頁(yè)

6、N、P、As、Sb、Be、Mg電離能較大 半滿，全滿。同一主族：從上到下，最外層電子數(shù)相同；Z*增加不多，r 增大為主要因素，核對(duì)外層電子引力依次減弱，電子易失去，I 依次變小。同一周期：主族元素從A 到鹵素，Z*增大，r 減小，I 增大。其中A 的 I1 最小，稀有氣體的 I1 最大；長(zhǎng)周期中部(過(guò)渡元素)，電子依次加到次外層， Z* 增加不多， r 減小緩慢， I 略有增加。第18頁(yè)/共70頁(yè)4.電子親和能（勢(shì)） 元素的氣態(tài)原子在基態(tài)時(shí)獲得一個(gè)電子成為一價(jià)氣態(tài)負(fù)離子所放出的能量稱為電子親和能。當(dāng)負(fù)一價(jià)離子再獲得電子時(shí)要克服負(fù)電荷之間的排斥力，因此要吸收能量。O (g) + e - O- (

7、g) A1 =-140.0 kJ . mol-1O- (g) + e - O2- (g) A2 =844.2 kJ . mol-1電子親和能的大小變化的周期性規(guī)律如下圖：例如：第19頁(yè)/共70頁(yè)第20頁(yè)/共70頁(yè) 同一周期：從左到右，Z* 增大，r 減小，最外層電子數(shù)依次增多，趨向于結(jié)合電子形成 8 電子結(jié)構(gòu)，A 的負(fù)值增大。鹵素的 A 呈現(xiàn)最大負(fù)值，A為正值，稀有氣體的 A 為最大正值。 同一主族：從上到下，規(guī)律不很明顯，大部分的 A 負(fù)值變小。特例： A(N)為正值，是 p 區(qū)元素中除稀有氣體外唯一的正值。 A 的最大負(fù)值不出現(xiàn)在 F 原子而是 Cl 原子。第21頁(yè)/共70頁(yè) 原子在分子中

8、吸引電子的能力稱為元素的電負(fù)性，用 表示。P 電負(fù)性標(biāo)度不同，數(shù)據(jù)不同，但在周期系中變化規(guī)律是一致的。電負(fù)性可以綜合衡量各種元素的金屬性和非金屬性。同一周期從左到右電負(fù)性依次增大；同一主族從上到下電負(fù)性依次變小，F(xiàn) 元素 為3.98，非金屬性最強(qiáng)。MPAR 電負(fù)性的標(biāo)度有多種，常見(jiàn)的有Mulliken標(biāo)度( )， Pauling標(biāo)度( )和Allred-Rochow 標(biāo)度( )。 5.電負(fù)性第22頁(yè)/共70頁(yè)電負(fù)性( )變化P第23頁(yè)/共70頁(yè)元素性質(zhì)的周期性小結(jié)元素性質(zhì)的周期性小結(jié)第24頁(yè)/共70頁(yè)化學(xué)鍵化學(xué)鍵1 離子鍵離子鍵3 共價(jià)鍵的鍵參數(shù)共價(jià)鍵的鍵參數(shù)2 共價(jià)鍵共價(jià)鍵價(jià)鍵理論價(jià)鍵理論第

9、25頁(yè)/共70頁(yè)離子鍵理論分子軌道理論價(jià)鍵理論 分子或晶體中相鄰原子(或離子)之間強(qiáng)烈的吸引作用?；瘜W(xué)鍵理論：金屬鍵理論共價(jià)鍵理論化學(xué)鍵：第26頁(yè)/共70頁(yè)離子鍵離子鍵3 離子鍵的決定因素離子鍵的決定因素2 離子鍵的特征離子鍵的特征1 離子鍵的形成離子鍵的形成第27頁(yè)/共70頁(yè)離子鍵的形成離子鍵的形成 當(dāng)活潑金屬原子和活潑非金屬原子在一定反應(yīng)條件下互相接近時(shí)，它們都有達(dá)到穩(wěn)定的稀有氣體結(jié)構(gòu)的傾向，由于原子間電負(fù)性相差較大，活潑金屬原子易失去最外層電子而成為帶正電荷的正離子（又稱陽(yáng)離子），而活潑非金屬原子易得電子，使最外層電子充滿而帶負(fù)電荷成為負(fù)離子（又稱陰離子）。例如：第28頁(yè)/共70頁(yè) 正離

10、子和負(fù)離子由于靜電引力相互吸引而形成離子晶體。在離子晶體中，正、負(fù)離子相互吸引形成離子鍵。相反電荷的離子之間，除靜電引力外，還存在外層電子之間以及原子核之間的相互排斥作用。 當(dāng)吸引作用和排斥作用平衡時(shí)，正離子和負(fù)離子在平衡位置附近振動(dòng)，系統(tǒng)能量最低，形成穩(wěn)定的化學(xué)鍵，這種化學(xué)鍵稱為離子鍵。 第29頁(yè)/共70頁(yè)離子鍵的特征 離子鍵沒(méi)有方向性。 離子鍵沒(méi)有飽和性。 鍵的離子性與電負(fù)性有關(guān)。 第30頁(yè)/共70頁(yè)第31頁(yè)/共70頁(yè) 基于離子鍵的特點(diǎn)，所以無(wú)法在離子晶體中辨認(rèn)出獨(dú)立的“分子”，只能認(rèn)為整個(gè)晶體是個(gè)大分子。例如，在NaCl晶體中，不存在獨(dú)立的氯化鈉分子，NaCl只是氯化鈉的化學(xué)式，表示晶體

11、中Na+與Cl-數(shù)目比例為1:1，而不是分子式。 第32頁(yè)/共70頁(yè)XA-XB離子性百分?jǐn)?shù)(%)XA-XB離子性百分?jǐn)?shù)(%)0.211.8550.442.0630.692.2700.8152.4761.0222.6821.2302.8861.4393.0891.6473.292離子性百分?jǐn)?shù)與電負(fù)性差值之間的關(guān)系離子性百分?jǐn)?shù)與電負(fù)性差值之間的關(guān)系 第33頁(yè)/共70頁(yè)決定離子化合物性質(zhì)的主要因素 1、離子電荷 2、離子半徑 3、離子的電子構(gòu)型第34頁(yè)/共70頁(yè)共價(jià)鍵共價(jià)鍵3 鍵參數(shù)鍵參數(shù)2 共價(jià)鍵的鍵型共價(jià)鍵的鍵型1 價(jià)鍵理論價(jià)鍵理論第35頁(yè)/共70頁(yè)1.量子力學(xué)處理H2分子的結(jié)果 兩個(gè)氫原子電子

12、自旋方式相反，靠近、重疊，核間形成一個(gè)電子概率密度較大的區(qū)域。系統(tǒng)能量降低，形成氫分子。 核間距 R0為74 pm。 共價(jià)鍵的本質(zhì)原子軌道重疊，核間電子概率密度大吸引原子核而成健。第36頁(yè)/共70頁(yè)2.價(jià)鍵理論基本要點(diǎn)與共價(jià)鍵的特點(diǎn)價(jià)鍵理論基本要點(diǎn)：未成對(duì)價(jià)電子自旋方式相反；原子軌道最大程度地重疊。共價(jià)鍵的特點(diǎn)：方向性飽和性H ClH O HN N第37頁(yè)/共70頁(yè)1.鍵： 原子軌道沿核間聯(lián)線方向進(jìn)行同號(hào)重疊(頭碰頭)。共價(jià)鍵的鍵型共價(jià)鍵的鍵型第38頁(yè)/共70頁(yè)2.鍵： 兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并相互平行進(jìn)行同號(hào)重疊(肩并肩)。第39頁(yè)/共70頁(yè)3.配位鍵形成條件：成鍵原子一方有孤對(duì)電子， 另一

13、方有空軌道。4NH4BFCO22p2s242p2s2HNHHHFBFFF例：OC第40頁(yè)/共70頁(yè)鍵參數(shù)鍵參數(shù)4 鍵矩與部分電荷鍵矩與部分電荷3 鍵角鍵角2 鍵長(zhǎng)鍵長(zhǎng)1 鍵能鍵能第41頁(yè)/共70頁(yè) 在雙原子分子中，于100kPa下將氣態(tài)分子斷裂成氣態(tài)原子所需要的能量。D(HCl)=432kJmol-1, D(ClCl)=243kJ mol-1 在多原子分子中，斷裂氣態(tài)分子中的某一個(gè)鍵，形成兩個(gè)“碎片”時(shí)所需要的能量叫做此鍵的解離能。112molkJ429)HO( O(g)H(g)HO(g)molkJ499)OHH( OH(g)H(g)O(g)HDD鍵能鍵能鍵解離能（D）第42頁(yè)/共70頁(yè)鍵能與

14、標(biāo)準(zhǔn)摩爾反應(yīng)焓變)HH(2E4H(g) + 2O(g) 2H2 (g) + O2(g) 2H2O(g)4E(OH)E(O O).mrH)HO(4)O O()HH(2mrEEEH.)()(mr生成物反應(yīng)物EEH第43頁(yè)/共70頁(yè) 分子中兩原子核間的平衡距離稱為鍵長(zhǎng)。例如，H2分子，l = 74pm。共價(jià)鍵鍵 長(zhǎng)l/pm鍵能E/(kJmol-1)共價(jià)鍵鍵 長(zhǎng)l/pm鍵能E/(kJmol-1)HF92570HH74436HCl127432CC154346HBr141366C C134602HI161298C C120835FF141159NN145159ClCl199243N N110946BrBr

15、228193CH109414II267151OH96464鍵長(zhǎng)鍵長(zhǎng)第44頁(yè)/共70頁(yè) 由表數(shù)據(jù)可見(jiàn)，HF， HCl， HBr， HI 鍵長(zhǎng)依次遞增，而鍵能依次遞減；單鍵、雙鍵及叁鍵的鍵長(zhǎng)依次縮短，鍵能依次增大，但與單鍵并非兩倍、叁倍的關(guān)系。第45頁(yè)/共70頁(yè) 鍵角和鍵長(zhǎng)是反映分子空間構(gòu)型的重要參數(shù)，它們均可通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)知。鍵角鍵角N:FFFo102C = OClCl21124o18111oC = CHHHHo121o118N:HH18107oHP:HHH1893oH第46頁(yè)/共70頁(yè) 鍵矩是表示鍵的極性的物理量記作 。 = q l 式中 q 為電量，l 為核間距。為矢量，例如，實(shí)驗(yàn)測(cè)得HClCl

16、H mC1057.330鍵矩與部分電荷鍵矩與部分電荷第47頁(yè)/共70頁(yè)分子的極性分子的極性2 如何判斷分子是極如何判斷分子是極性還是非極性的分子性還是非極性的分子?1 分子的極性分子的極性3 分子的偶極矩分子的偶極矩 第48頁(yè)/共70頁(yè)分子的極性 分子的極性分子的極性 是分子的一種電學(xué)性質(zhì)。每個(gè)分子都有帶正電荷的原子核和帶負(fù)電荷的電子，由于正、負(fù)電荷數(shù)量相等，整個(gè)分子是電中性的。但是對(duì)每一種電荷（正電荷或負(fù)電荷）量來(lái)說(shuō)，都可以設(shè)想各集中于某點(diǎn)上，就像任何物體的重量可被認(rèn)為集中在其重心上一樣。把電荷的這種集中點(diǎn)叫做“電荷中心”。在分子中如果正、負(fù)電荷中心不重合在同一點(diǎn)上，那么這兩個(gè)中心又可稱作分

17、子的兩個(gè)極（正極和負(fù)極），這樣的分子就具有極性。第49頁(yè)/共70頁(yè)極性分子和非極性分子的判斷 非極性分子非極性分子 分子的正、負(fù)電荷中心重合于一點(diǎn)。整個(gè)分子不存在正負(fù)兩極，即分子不具有極性，這種分子叫做非極性分子(如H2、O2、N2、BF3、CH4 等分子)。極性分子極性分子 分子的正、負(fù)電荷中心不重合在同一點(diǎn)上。分子中就有正、負(fù)兩極，分子具有極性，叫做極性分子。(如HCl、H2O、等分子)第50頁(yè)/共70頁(yè) 對(duì)于雙原子分子來(lái)說(shuō)，分子的極性與鍵的極性一致。對(duì)雙原子分子來(lái)說(shuō)，分子是否具有極性，決定于所形成的鍵是否具有極性。有極性鍵的分子一定是極性分子，極性分子內(nèi)一定含有極性鍵。例如：相同原子的雙

18、原子分子相同原子的雙原子分子 如如H2分子；不同不同原子的雙原子分子原子的雙原子分子如如HCl分子。第51頁(yè)/共70頁(yè) 對(duì)于多原子分子來(lái)說(shuō)，情況稍為復(fù)雜些。分子是否有極性，不能單從鍵的極性來(lái)判斷。因?yàn)楹袠O性鍵的多原子分子可能是極性分子，也可能是非極性分子，要視分子的組成和分子的幾何構(gòu)型而定。例如，H2O分子中O-H鍵為極性鍵，而且由于H2O分子不是直線型分子，H2O分子中正、負(fù)電荷中心不重合，因此，水分子是極性分子，第52頁(yè)/共70頁(yè)第53頁(yè)/共70頁(yè) 在二氧化碳（O=C=O）分子中，雖然C=O鍵為極性鍵，由于CO2是一個(gè)直線型分子，兩個(gè)C=O鍵的極性互相抵消，整個(gè)CO2分子中正、負(fù)電荷中心

19、重合，所以CO2分子是非分子是非極性分子極性分子。注意區(qū)別共價(jià)鍵的極性與分子的極性注意區(qū)別共價(jià)鍵的極性與分子的極性共價(jià)鍵是否有極性，決定于相鄰兩原子間共用電子對(duì)是否偏移；而分子是否有極性，決定于整個(gè)分子中正、負(fù)電荷中心是否重合。按照極性強(qiáng)弱，分子可以分為三種類型：離子型離子型、極性極性、非極性分子非極性分子。第54頁(yè)/共70頁(yè)第55頁(yè)/共70頁(yè)分子的偶極矩 一個(gè)描述分子極性的物理量，用來(lái)衡量分子極性的大小。 定義為分子中電荷中心（正電荷中心或負(fù)電荷中心）上的電荷量（q）與正、負(fù)電荷中心間距離（d）的乘積（如圖6-26）： = qd d 又稱為偶極長(zhǎng)度。分子偶極矩的具體數(shù)值可以通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)出，它的

20、單位是庫(kù)米（Cm）。 第56頁(yè)/共70頁(yè)如何應(yīng)用偶極矩判斷分子的極性 某種分子如果經(jīng)實(shí)驗(yàn)測(cè)知其偶極矩等于0，那么這種分子即為非極性分子；反之偶極矩不等于0的分子，就是極性分子。(分子有無(wú)極性)偶極矩越大，分子的極性越強(qiáng)。因而可以根據(jù)偶極矩?cái)?shù)值的大小比較分子極性的相對(duì)強(qiáng)弱。(分子極性大小) 第57頁(yè)/共70頁(yè) 應(yīng)用偶極矩?cái)?shù)值驗(yàn)證和推斷某些分子的幾何構(gòu)型 例如，通過(guò)實(shí)驗(yàn)測(cè)知CS2分子的偶極矩為0，說(shuō)明CS2分子中的正、負(fù)電荷中心是重合的，由此可以推斷CS2分子應(yīng)為直線形分子。 第58頁(yè)/共70頁(yè)分子間作用力、氫鍵分子間作用力、氫鍵2 分子間作用力的影響因素分子間作用力的影響因素1 分子間作用力分子

21、間作用力3 分子間作用力與物理性質(zhì)分子間作用力與物理性質(zhì) 4 氫鍵氫鍵第59頁(yè)/共70頁(yè)分子間作用力 分子間的相互作用力，又稱范德華力。 本質(zhì)為分子間的電性引力，與分子極性有關(guān)。 比化學(xué)鍵弱得多，通常為每摩220 千焦，而化學(xué)鍵的鍵能為125.5836.8千焦/摩。 分子間作用力對(duì)物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、溶解度等有影響。分子間作用力越大，熔點(diǎn)越高。第60頁(yè)/共70頁(yè)影響因素 分子的極性 分子的相對(duì)分子質(zhì)量 分子形狀是否整齊第61頁(yè)/共70頁(yè)氫鍵 結(jié)構(gòu)相似的同系列物質(zhì)的熔、沸點(diǎn)一般隨著分子量的增大而升高。但在氫化物中唯有NH3，H2O，HF的熔、沸點(diǎn)明顯偏高，原因是這些分子之間除有分子間力外，還有氫鍵

22、氫鍵。第62頁(yè)/共70頁(yè)氫鍵的形成 同種分子之間同種分子之間現(xiàn)以HF為例說(shuō)明氫鍵的形成。在HF分子中，由于F的電負(fù)性（4.0）很大，共用電子對(duì)強(qiáng)烈偏向F原子一邊，而H原子核外只有一個(gè)電子，其電子云向F原子偏移的結(jié)果，使得它幾乎要呈質(zhì)子狀態(tài)。這個(gè)半徑很小、無(wú)內(nèi)層電子的帶部分正電荷的氫原子，使附近另一個(gè)HF分子中含有孤電子對(duì)并帶部分負(fù)電荷的F原子有可能充分靠近它，從而產(chǎn)生靜電吸引作用。這個(gè)靜電吸引作用力就是所謂氫氫鍵鍵。第63頁(yè)/共70頁(yè) 不同種分子之間不同種分子之間不僅同種分子之間可以存在氫鍵，某些不同種分子之間也可能形成氫鍵。第64頁(yè)/共70頁(yè)氫鍵形成的條件 與電負(fù)性很大的原子與電負(fù)性很大的原

23、子A 形成強(qiáng)極性鍵的氫原子形成強(qiáng)極性鍵的氫原子 較小半徑、較大電負(fù)性、含孤電子對(duì)、帶有部分負(fù)電較小半徑、較大電負(fù)性、含孤電子對(duì)、帶有部分負(fù)電荷的原子荷的原子B (F、O、N)氫鍵的本質(zhì)氫鍵的本質(zhì): 強(qiáng)極性鍵(A-H)上的氫核, 與電負(fù)性很大的、含孤電子對(duì)并帶有部分負(fù)電荷的原子B之間的靜電引靜電引力力。 表示氫鍵結(jié)合的通式表示氫鍵結(jié)合的通式氫鍵結(jié)合的情況如果寫成通式，可用XHY表示。式中X和Y代表F，O，N等電負(fù)性大而原子半徑較小的非金屬原子。X和Y可以是兩種相同的元素，也可以是兩種不同的元素。第65頁(yè)/共70頁(yè)氫鍵的強(qiáng)度 氫鍵的牢固程度鍵強(qiáng)度也可以用鍵能來(lái)表示。粗略而言，氫鍵鍵能是指每拆開(kāi)單位物