醫(yī)用化學教學課件：第四章 原子結構和分子結構

1、1第四章 原子結構和分子結構第一節(jié) 原子結構一、原子的組成 質子、中子、電子 核電荷數(shù)（Z）= 核內質子數(shù)=核外電子數(shù) 原子的質量數(shù)（A）=質子數(shù)+中子數(shù)（N） 表示122二、原子核外電子的運動狀態(tài)和排布規(guī)律（一）電子云經典力學（宏觀世界）：準確預測量子力學（微觀世界）：海森堡測不準原理電 子：出現(xiàn)概率33 電子云是電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述。電子在原子核外空間的某區(qū)域內出現(xiàn)，像帶負電荷的云籠罩在原子核的周圍，故被形象地稱為“電子云”。1926年奧地利量子化學家薛定諤在德布羅伊關系式的基礎上，對電子的運動進行數(shù)學處理后提出了著名的薛定諤方程式。這個方程式的解，用三維坐標以圖形表示

2、，就是電子云。4（二）原子核外電子的運動狀態(tài)1. 電子層（主量子數(shù)，n） 電子在原子核外運動的不同區(qū)域可以看成不同的電子層，并用n=1、2、3表示從內到外的電子層。依次稱為第1電子層，第2電子層，習慣上常用K、L、M、N、O、P、Q等字母來表示。452. 電子亞層（角量子數(shù)，l） 同一電子層中的電子運動時，電子的能量高低稍有區(qū)別，這些處在同一電子層中而又具有不同能量的電子云，可分成一個或幾個亞層，用s、p、d、f符號表示。它們和電子層一起決定電子的能量高低。每一個電子層中，電子亞層的數(shù)目與電子層數(shù)相等。在同一電子層中，各亞層電子的能量按s、p、d、f的順序依次增大，即：EsEp EdEf。56

3、63.電子云的伸展方向（磁量子數(shù)，m） 在同一電子亞層中，電子云處于不同的空間位置，即具有不同的伸展方向。s電子云是球形對稱的，在空間各個方向上的伸展程度相同，伸展方向只有一種。p電子云在空間有三種伸展方向。d電子云有5伸展方向，f電子云有七種伸展方向。 在一定的電子層上具有一定形狀和伸展方向的電子云所占的空間稱為一個原子軌道。常用小方格形象地表示。因此s、p、d、f亞層上的軌道數(shù)分別是1、3、5、7個。 每一電子層所具有的軌道數(shù)為n2個。77S電子云p電子云d電子云電子云的形狀與伸展方向884.電子的自旋 （磁量子數(shù)，ms ） 電子圍繞著原子核高速運動，同時作自旋運動。電子的自旋有兩個相反的

4、方向，即順時針方向和逆時針方向，通常分別用向上“” 和向下“”的箭頭表示。 根據(jù)電子層的原子軌道數(shù)目可知，每個電子層可容納2n2個電子。99（三）原子核外電子的排布三大規(guī)律1. 保利不相容原理 每個原子軌道最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。換言之，在同一個原子中，不可能有兩個電子處于完全相同的狀態(tài)，即原子中兩個電子所處的運動狀態(tài)的四個方面（即前述四種狀態(tài)）不可能完全相同。2. 能量最低原理 通常情況下，核外電子總是先占據(jù)能量較低的原子軌道，當能較低的原子軌道被占滿后，剩余電子才依次排布在能量較高的原子軌道。3. 洪特規(guī)則 同一亞層的不同軌道上，電子總是盡可能分占不同的軌道，且自旋方向相同。所

5、說的同一亞層的不同軌道，稱為等價軌道（或簡并軌道）。10 能級圖Pauling電子軌道填入順序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p鉀原子的電子排布：1s22s22p63s23p4鐵原子的電子排布：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 101111 電子總是先占據(jù)能量最低的原子軌道，只有能量較低的原子軌道排滿后，電子才能依次進入能量較高的軌道；并且在每一個原子軌道中，最多只能容納自旋方向相反的2個電子；如果是能量相同的軌道，電子總是盡可能以自旋方向相同的方式分占不同的軌道，因為這樣的排布方式總是能量最低。 半充滿、全充滿:能量最低、體系

6、最穩(wěn)定p3、d5、f7； p6、d10、f14Cr：1s22s22p63s23p63d54s1 Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1 1s22s22p63s23p63d44s2 1s22s22p63s23p63d94s212 元素的電負性： 元素的電負性是指分子中原子吸引成鍵電子的能力。用于衡量元素原子吸引電子能力的相對大小，從而判斷元素金屬性或非金屬性的強弱。元素的電負性呈現(xiàn)周期性變化。在同一周期中，從左到右，隨著原子序數(shù)增大，電負性遞增，元素的非金屬性逐漸增強。在同一主族中，從上到下，隨著原子序數(shù)大，電負性遞減，元素的非金屬性依次減弱。副族元素的電負性沒有明顯的變化規(guī)律。1

7、313第二節(jié) 分子結構 分子是保持物質化學性質的最基本單位，也是參與化學應的基本單元。物質的化學性質主要決定于分子的性質，而分子的性質與分子結構密切相關。 分子或晶體中相鄰原子間強烈的相互作用力稱為化學鍵?；瘜W鍵的基本類型有：離子鍵、共價鍵和配位鍵。1414離子鍵: 以陽離子和陰離子之間靜電引力形成的化學鍵叫離子鍵。共價鍵: 分子中原子間通過共用電子對所形成的化學鍵為共價鍵。配位鍵: 配位鍵是一種特殊的共價鍵，其共用電子對是一個原子單獨提供的。這種由一個原子單獨提供一對電子與另一個原子共用所形成的共價鍵，叫配位共價鍵，簡稱配位鍵。141515共價鍵理論價鍵理論基本要點具有自旋相反的未成對電子的

8、兩個原子相互接近，可以形成穩(wěn)定的共價鍵原子中未成對的電子數(shù)等于原子所能形成的共價鍵數(shù)目成鍵電子的電子云重疊越多，核間電子云密度越大，形成的共價鍵越牢固15Lewis，19161616碳原子的結構 碳原子有4個價電子。在形成分子時，碳原子不易得失電子，主要是通過共用電子對與其他原子結合。這種由共用電子對所形成的化學鍵稱為共價鍵，它是有機化合物物中最主要的化學鍵。由1對共用電子形成的共價鍵稱為單鍵，由2對或3對共用電子所形成的共價鍵分別稱為雙鍵或三鍵。16價電子：指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學鍵的電子。主族元素的價電子就是主族元素原子的最外層電子；過渡元素的價電子不僅是最外層電子，次

9、外層甚至倒數(shù)第三層電子也可是價電子。 1717共價鍵的類型 鍵 成鍵軌道沿著鍵軸（成鍵原子核間連線）方向以“頭碰頭”的方式相互重疊所形成的共價鍵稱為 鍵。其特征是原子軌道重疊部分沿鍵軸呈圓柱狀對稱分布，兩原子核間的電子云密度最大，能沿鍵軸自由旋轉，這是有機分子產生構象異構的主要原因。171818 鍵的形成與示例s軌道重疊p軌道重疊雜化軌道重疊19192. 鍵 2個相互平行的p軌道以“肩并肩”的方式發(fā)生重疊所形成的共價鍵稱為鍵。其特征是原子軌道重疊部分具有1個對稱面，由cc 鍵所在平面的上下兩部分組成，既不能單獨存在，也不能自由旋轉。有機物的重鍵中均含有鍵，雙鍵中1個是鍵，另1個是鍵，三鍵中則有

10、1個鍵和2個鍵。202021118121乙烯分子的鍵乙烯分子的鍵212222鍵參數(shù)1. 鍵能 衡量化學鍵強弱的物理量，用來反映斷開或形成一個化學鍵的難易程度。即101.3kPa、 298K下，斷開l mol AB理想氣體成A、B時的熱效應，稱AB的鍵能，即離解能，單位是“kJ/mol”。2. 鍵長 以共價鍵相結合的兩個原子核之間的距離稱為鍵長。它取決于電子云的重疊程度，重疊程度愈大，鍵長愈短。3. 鍵角 分子中同一原子形成的兩個共價鍵間的夾角稱為鍵角，是決定有機化合物分子的空間結構和性質的重要因素。2323價鍵理論在解釋碳原子成鍵數(shù)及空間結構方面遇到困 難 例如，根據(jù)實驗測定，水分子中O-H鍵

11、間的夾角為104.5。甲烷能形成四個穩(wěn)定的C-H鍵，C-H鍵間的夾角為109.5，為正四面體的空間結構。而且，具有上述空間構型的H2O和CH4都相當穩(wěn)定。但是，根據(jù)經典的共價鍵理論，對于CH4分子來說，由于C原子子的電子結構是1s22s2 2p2，只有兩個未成對的電子，只能形成兩個共價鍵，且鍵角應該是大約90。對于水分子來說，兩個O-H鍵之間的溝夾角也應當是大約90。2424 在成鍵過程中，因原子間的相互影響，同一原子中類型不同、能級相近的原子軌道 “混雜” 起來，重新組成一種新的原子軌道，這個過程稱為軌道雜化，所形成的新原子軌道稱為雜化軌道。雜化軌道理論2525雜化軌道的要點有幾個原子軌道參

12、加雜化，就形成幾個雜化軌道雜化軌道的成鍵能力增強雜化軌道都有一定的空間構型2626雜化軌道的類型碳原子的雜化軌道 SP3雜化軌道 例：甲烷 SP2雜化軌道 例：乙烯 SP雜化軌道 例：乙炔2727SP雜化 碳原子的激發(fā)態(tài)中，1個2s軌道和1個2p軌道雜化形成2個能量、形狀完全相同的sp雜化軌道。每個sp雜化軌道含有1/2 s和1/2 p軌道成分，剩余的2個相互垂直的2p軌道未參與雜化。28282929SP2雜化 碳原子的激發(fā)態(tài)中，1個2s軌道和2個2p軌道雜化形成3個能量、形狀完全相同的sp2雜化軌道，剩余的1個2p軌道未參與雜化。每1個sp2雜化軌道含有1/3 s和2/3 p軌道成分。303

13、03131SP3雜化 碳原子中的1個2s電子首先激發(fā)到2p軌道形成激發(fā)態(tài)，然后激發(fā)態(tài)碳原子的1個2s軌道和3個2p軌道雜化形成4個能量、形狀完全相同的sp3雜化軌道。每個sp3雜化化軌道含有1/4 s和3/4 p軌道成分。32323333第三節(jié) 分子間的作用力和氫鍵 物質分子間存在著將分子聚集在一起的作用力，稱為分子間作用力，物質的三態(tài)變化等物理性質均與分子間作用力有關。分子間作用力主要包括范德華力（Vander-Vaals）和氫鍵。3434一、分子的極性 分子中存在1個正電荷中心和1個負電荷中心，若正負電荷中心重合，則分子沒有極性，整個分子電荷的分布是均勻的、對稱的，這樣的分子為非極性分子；

14、若正負電荷中心不重合，整個分子電荷的分布是不均勻的、不對稱的，這樣的分子為極性分子。 以非極性鍵結合的雙原子分子必為非極性分子，如H2、O2、N2等。以極性鍵結合的雙原子分子一定是極性分子，如HF、HCl、HI等。 CO2是非極性分子，H2O是極性分子3535二、范德華力 分子與分子之間的作用力稱為分子間作用力。分子間作用力是1873年由荷蘭物理學家范德華(Vander Wals)首先提出來的，故又稱范德華力。按作用力產生的原因和特性，可分為取向力、誘導力和色散力。 分子間作用力普遍存在于物質體系中，既存在于極性分子與極性分子之間，也存在于極性分子與非極性分子之間、非極性分子與非極性分子之間。

15、 分子間作用力對物質的物理性質影響較大。分子的相對分子質量越高，分子間作用力越大；分子間作用力越大，物質的熔點、沸點越高。例如F2、C12、Br2、I2分子的熔、沸點依次升高，就是因為它們的相對分子質量依次增大，分子間作用力依次增強的原因。3636三、氫鍵1. 氫鍵的形成 當H原子與電負性很大、半徑很小的原子X以共價鍵結合為分子時，因成鍵電子強烈地偏向X原子，使H原子幾乎成為“赤裸”的質子而具有較大的正電荷場。因而這個H原子可與另一個電負性大、半徑小的Y原子產生定向吸引作用，形成X-HY結構，其中H原子與Y原子間的作用力稱為氫鍵。2. 氫鍵的特點 氫鍵屬于特殊的分子間作用力，比化學鍵低一個數(shù)量級，作用力一般在40 kJ/mol左右，但強于一般的分子間作用力；氫鍵有方向性和飽和性；能夠形成氫鍵的元素應具備電負性很大、半徑小、有孤對電子的特點，通常為N、O