普通化學(xué)課件

第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.2多電子原子的電子分布方式和周期系5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力5.4晶體結(jié)構(gòu)5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念1.了解電子的波粒的二象性。2.掌握量子數(shù)n、l、m的取值和合理組合及其意義。3.理解s、p、d原子軌道(Ψ)角度分布。4.理解s、p、d電子云(Ψ2)的角度分布。5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.1.1微觀粒子的波粒二象性5.1.2波函數(shù)和原子軌道5.1.3電子云氫原子光譜玻爾(N.Bohr)理論微觀粒子的波粒二象性5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.1.1微觀粒子的波粒二象性1.太陽光譜連續(xù)光譜(Continuousspectrum)：太陽光或白熾燈發(fā)出的光是一種混合光，經(jīng)三棱鏡分光后，便可分成紅、橙、黃、綠、青、藍(lán)、紫等沒有明顯分界線的光譜。不連續(xù)光譜,即線狀光譜(linespectrum)。其頻率具有一定的規(guī)律。2.氫原子光譜特征:玻爾理論2.玻爾(Bohr)理論1913年，丹麥物理學(xué)家N.Bohr首次認(rèn)識(shí)到氫原子光譜與其結(jié)構(gòu)之間的內(nèi)在聯(lián)系,并提出了氫原子結(jié)構(gòu)模型。他根據(jù)Planck的量子假設(shè)、Rutherford的有核原子模型和Einstein的光子概念，提出來關(guān)于原子結(jié)構(gòu)的假設(shè)，后人稱之為Bohr理論。玻爾假設(shè):1.原子中的電子只能以固定半徑r繞原子核作圓周運(yùn)動(dòng)，且不吸收或放出能量。電子所處能量狀態(tài)稱為能級(jí)，且能量是量子化的。2.通常，電子處在離核最近的軌道上，能量最低——基態(tài)。原子獲得能量后，電子被激發(fā)到高能量的軌道上，原子處于激發(fā)態(tài)。3.從激發(fā)態(tài)回到基態(tài)釋放光能，光的頻率取決于軌道間的能量差。玻爾理論玻爾理論的貢獻(xiàn)和局域性：貢獻(xiàn)：成功的解釋了氫原子光譜。提出了主量子數(shù)n和能級(jí)的重要概念，為近代原子結(jié)構(gòu)的發(fā)展作出一定的貢獻(xiàn)。局限性：不能說明多電子原子光譜和氫原子光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)。不能說明化學(xué)鍵的本質(zhì)。玻爾理論產(chǎn)生局限性的原因：

把宏觀的牛頓經(jīng)典力學(xué)用于微觀粒子的運(yùn)動(dòng)，沒有認(rèn)識(shí)到電子等微觀粒子的運(yùn)動(dòng)必須遵循其特有的運(yùn)動(dòng)規(guī)律和特征(即能量量子化、波粒二象性和統(tǒng)計(jì)性規(guī)律)。5.1.1微觀粒子的波粒二象性3.微觀粒子的波粒二象性光的波粒二象性光的波動(dòng)性：(光的干涉、衍射）1）光的干涉：指同樣波長的光束在傳播時(shí)，光波相互重疊而形成明暗相間的條紋的現(xiàn)象。2）光的衍射：光束繞過障礙物彎曲傳播的現(xiàn)象。微觀粒子的波粒二象性光的粒子性：(光電效應(yīng)、原子光譜)1905年，A．Einstein（愛因斯坦）應(yīng)用Planck量子論成功解釋了光電效應(yīng)，并提出了光子學(xué)說。他認(rèn)為光是具有粒子特征的光子所組成，每一個(gè)光子的能量與光的頻率成正比，即光子的能量E＝hν。由此可見:具有特定頻率ν的光的能量只能是光子能量E的整數(shù)倍nE（n為自然數(shù))。而不能是1.1E，1.12E,2.3E……。這就是說，光的能量是量子化的。微觀粒子的波粒二象性電子的波粒二象性1）德布羅依(DeBroglie)預(yù)言

1924年，法國物理學(xué)家LouisdeBroglie在光的波粒二象性的啟發(fā)下，提出具有靜止質(zhì)量的微觀粒子(如電子)具有波粒二象性特征，并預(yù)言：微觀粒子的波長λ和質(zhì)量m、運(yùn)動(dòng)速度v之間的關(guān)系為

：微觀粒子的波粒二象性例：子彈：m=2.5×10-2kg,v=300m·s-1

=h/(mv)=6.6×10-34/(2.5×10-2

300)

=8.8

10-35(m)可忽略，主要表現(xiàn)為粒子性。不可忽略，波動(dòng)性

=h/(mv)=6.6×10-34/(9.1×10-31

5.9×105)=12

10-10(m)=

1.2nm電子：me=9.1×10-31kg,v=5.9×105m·s-1微觀粒子的波粒二象性

2）衍射實(shí)驗(yàn)：1927年，畢柏曼等人進(jìn)行電子衍射實(shí)驗(yàn)，證實(shí)了德布羅依的預(yù)言。3）物質(zhì)波的統(tǒng)計(jì)性規(guī)律：

在衍射實(shí)驗(yàn)中，就一個(gè)電子來說，不能確定它究竟會(huì)落在哪一點(diǎn)上（測不準(zhǔn)原理），但若重復(fù)進(jìn)行多次相同的實(shí)驗(yàn)，就能顯示出電子在空間位置上出現(xiàn)具有衍射環(huán)紋的規(guī)律。這就是說，電子的波動(dòng)性是電子無數(shù)次行為的統(tǒng)計(jì)結(jié)果。

電子等微觀粒子的運(yùn)動(dòng)具有波粒二象性、能量量子化、統(tǒng)計(jì)性規(guī)律，因此，電子不能用牛頓經(jīng)典力學(xué)來描述原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，而應(yīng)該用量子力學(xué)來描述。5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.1.1微觀粒子的波粒二象性5.1.2

波函數(shù)和原子軌道5.1.3電子云5.1.2波函數(shù)和原子軌道1.薛定諤方程

薛定諤方程是描寫微觀粒子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的基本方程，量子力學(xué)的基本方程。它是一個(gè)偏微分方程（以直角坐標(biāo)表示）：

波函數(shù)總能量勢能質(zhì)量普朗克常數(shù)空間直角坐標(biāo)薛定諤方程

直角坐標(biāo)(x,y,z)與球坐標(biāo)(r,θ,φ)的轉(zhuǎn)換：薛定諤方程以球坐標(biāo)表示：徑向部分角度部分5.1.2波函數(shù)和原子軌道2.波函數(shù)和量子數(shù)波函數(shù)

：電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可由薛定諤方程解得的波函數(shù)

來描述。

薛定諤方程是不定方程，有無窮多的解。為得到合理解，在解薛定諤方程中，波函數(shù)中引入了四個(gè)量子數(shù)n、l、m、ms，一組量子數(shù)確定一種波函數(shù)，對(duì)應(yīng)于電子的一種運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。

通常又把一種波函數(shù)稱為一個(gè)原子軌道。但這里的軌道，不是經(jīng)典力學(xué)意義上的軌道，而是服從統(tǒng)計(jì)規(guī)律的量子力學(xué)意義上的軌道。波函數(shù)和量子數(shù)(1)主量子數(shù)n：

n=1,2,3…正整數(shù)，它決定電子離核的遠(yuǎn)近和能級(jí),n越大能量越高。相同n，稱為層。n=1為基態(tài)，n=2,3…為激發(fā)態(tài)。(2)角量子數(shù)l：

l=0,1,2,3,…n-1，對(duì)應(yīng)用s,p,d,f,…來表示，它決定了波函數(shù)(原子軌道)或電子云的形狀。相同l，稱為亞層。四個(gè)量子數(shù)的取值與意義：波函數(shù)和量子數(shù)(3)磁量子數(shù)m：m=0,1,2,3…l，共可取2l+1個(gè)數(shù)值。m值反應(yīng)了波函數(shù)(原子軌道)或電子云在空間的伸展方向。相同n(同層)，總的原子軌道數(shù)為n2。(4)自旋量子數(shù)ms：

ms=1/2,表示同一軌道中電子的二種自旋狀態(tài)。相同n(同層)，可容納的電子總數(shù)為2n2。

兩個(gè)電子處于不同的自旋狀態(tài)稱為自旋反平行，可用符號(hào)↑↓

或↓↑表示。處于相同的自旋狀態(tài)稱為自旋平行，符號(hào)為

↓↓或

↑↑。波函數(shù)和量子數(shù)四個(gè)量子數(shù)的名稱與取值范圍：主量子數(shù)：n=1,2,3,……

角量子數(shù)：

l=0,1,2,……n-1

共可取n個(gè)值

磁量子數(shù)：m=0,1,2,……

l

共可取

2l+1個(gè)值

自旋量子數(shù)：ms=1/2波函數(shù)和量子數(shù)n=1l=0m=01s1

2=2×12

四個(gè)量子數(shù)描述核外電子運(yùn)動(dòng)的可能狀態(tài)n=2l=0m=02s

l=1m=0,12p4=22

8=2×22

n=3l=0m=03sl=1m=0,13pl=2m=0,1,2

3d

9=32

18=2×32

nlm

軌道名稱軌道數(shù)可容納電子

n22n2波函數(shù)和量子數(shù)軌道表示：軌道名稱：(2,0,0)(2,1,0)(2,1,1)(2,1,-1)2s2pz,x,y(3,0,0)(3,1,0)(3,1,1)(3,1,-1)(3,2,0)(3,2,1)(3,2,-1)(3,2,2)(3,2,-2)3s3pz,x,y3dz2,x2-y2,xy,xz,yz1s(1,0,0)5.1.2波函數(shù)和原子軌道3.波函數(shù)(原子軌道)的角度分布圖(1)s軌道(l=0)例：n=1,

l=0，軌道名稱為1s，波函數(shù)Ψ1s：P206：3.波函數(shù)(原子軌道)的角度分布圖

是與角度(θ,φ)無關(guān)的常數(shù)，所以角度分布圖是以此常數(shù)為半徑的球面。

角度分布圖：是角度函數(shù)Yl,m(

,φ)隨

,φ變化的圖象。3.波函數(shù)(原子軌道)的角度分布圖(2)p軌道(l=1)

例：n=2,l=1,m=0，軌道名稱為2pz3.波函數(shù)的角度分布圖

角度分布與φ無關(guān)，所以波函數(shù)Ψ2pz是兩個(gè)相切的球面，其極大值在Z軸。cosθ有正負(fù)號(hào)，所以角度分布圖有正負(fù)號(hào)。正負(fù)號(hào)以及Y的極大值空間取向?qū)?duì)原子之間能否成鍵及成鍵的方向性起著重要作用。3.波函數(shù)(原子軌道)的角度分布圖(3)d軌道(l=2):n=3,l=2,m=0,

3.波函數(shù)(原子軌道)的角度分布圖角度分布圖的特征：除了s軌道外，其他軌道的角度分布圖均有正、負(fù)值。角度分布圖與n無關(guān)，主要取決于l的數(shù)值，如2p，3p，4p……均為相切雙球面。當(dāng)l相同時(shí)，角度分布圖最大值取向與m有關(guān)，分別標(biāo)在軌道符號(hào)右下腳，如：2px，3dx2-y2，4dxy……等。5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.1.1微觀粒子的波粒二象性5.1.2波函數(shù)和原子軌道5.1.3電子云5.1.3電子云1.電子云與幾率密度

從光的波動(dòng)性來說，光的強(qiáng)度與光波的振幅平方成正比；從光的粒子性來說，光的強(qiáng)度與光子的密度成正比；若把光的波動(dòng)性與粒子性統(tǒng)一起來，則光子的密度與光波的振幅平方成正比。電子與光子一樣具有波粒二象性，因此電子出現(xiàn)的幾率密度。

所以，ψ2

可用來反映電子在空間某位置上的單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率的大?。磶茁拭芏龋?。

5.1.3電子云電子云：以小黑點(diǎn)的疏密表示幾率密度分布的圖形。氫原子1s電子云圖

電子云是電子出現(xiàn)幾率密度的形象化描述。小黑點(diǎn)：某個(gè)電子在瞬間可能出現(xiàn)的位置，小黑點(diǎn)越密集，電子出現(xiàn)的幾率越大。例:氫原子5.1.3電子云2.電子云的角度分布圖Y2(θ,φ)可用來表示電子云（幾率密度）的角度分布，其圖形的畫法與波函數(shù)圖形的畫法相似,又有其自身的特征。這種圖形反映了電子出現(xiàn)在核外各個(gè)方向上幾率密度的分布規(guī)律。電子云角度分布圖5.1.3電子云電子云角度分布圖的特征:電子云角度分布圖和波函數(shù)角度分布圖都只與l，m有關(guān)，而與n無關(guān)。從外形上看，s，p，d電子云角度分布圖的形狀與波函數(shù)角度分布圖的相似，但p，d電子云的角度分布圖較“瘦”些。波函數(shù)角度(Y)分布圖中有正負(fù)之分（cosθ有正負(fù)）。但cos2θ卻無正負(fù)，故電子云角度(Y2)分布圖無正負(fù)。第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.2多電子原子的電子分布方式和周期系5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力5.4晶體結(jié)構(gòu)教學(xué)大綱掌握多電子原子軌道近似能級(jí)圖，確定原子和正、負(fù)離子核外電子分布式、外層電子分布式(外層電子構(gòu)型)，及其與周期系的對(duì)應(yīng)關(guān)系。了解元素氧化值、電離能的周期性遞變。了解原子半徑，掌握電負(fù)性（Pauling標(biāo)度）的周期性遞變。自學(xué)原子光譜。5.2多電子原子的電子分布方式和周期系5.2.1多電子原子軌道的能級(jí)5.2.2核外電子分布原理和核外電子分布方式5.2.3原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的周期性規(guī)律5.2.1多電子原子軌道的能級(jí)

在已發(fā)現(xiàn)的112種元素中，H原子（類氫離子）核外只有一個(gè)電子，只存在電子與原子核的作用，電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可以從薛定諤方程得到精確解。其他原子均是多電子原子，不僅存在電子與核的作用，且存在電子之間的相互排斥作用，難以用薛定諤方程得到精確解，只能用光譜實(shí)驗(yàn)的數(shù)據(jù)，經(jīng)過理論分析得到。5.2.1多電子原子軌道的能級(jí)波函數(shù)(原子軌道)：與氫原子類似，其電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)可描述為Ψ1s,Ψ2s,Ψ2px,Ψ2py,Ψ2pz,Ψ3s…能量：多電子原子中原子軌道的能量取決于核電荷對(duì)核外電子的吸引力及核外電子的排斥力。由電荷數(shù)Z，主量子數(shù)n，角量子數(shù)l

決定。在外加場的作用下，還與磁量子數(shù)m有關(guān)。5.2.1多電子原子軌道的能級(jí)Pauling近似能級(jí)圖(1)l相同時(shí),能級(jí)高低由n決定，n增大，E增大。如:E1s<E2s<E3s……；E2p<E3p<E4p……；E3d<E4d<E5d……(2)n相同，l不同時(shí)，隨l增大，E增大。如：Ens<Enp<Enp<Enf.

(3)

n、l都相同的軌道，能量相同，稱為等價(jià)軌道或簡并軌道。如：同一層的p、d、f亞層各有3、5、7個(gè)等價(jià)軌道。(4)n

和l均不同時(shí)，可能出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)。如：E4s<E3d<E4p…近似能級(jí)組周期7s,5f,6d,7p76s,4f,5d,6p65s,4d,5p54s,3d,4p43s,3p32s,2p21s1原子軌道能級(jí)近似能級(jí)圖(4)全滿、半滿、全空規(guī)則：當(dāng)軌道處于全滿、半滿或全空時(shí)，原子較穩(wěn)定

(3)洪德(Hund)規(guī)則：在n和l相同的等價(jià)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。5.2.2核外電子分布原理和核外電子分布方式1.核外電子分布的原理

(1)最低能量原理：核外電子應(yīng)盡可能優(yōu)先占據(jù)能級(jí)較低的軌道,以使整個(gè)原子系統(tǒng)能量處于最低。

(2)泡利(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。各電子層最多可容納電子數(shù)為2n2。p5.2.2核外電子分布原理和核外電子分布方式Z=26N:1s22s22p3Z=71s2s2p1s22s22p63s23p64s23d6Z=24Cr:1s22s22p63s23p63d54s12.原子的核外電子分布Fe:1s22s22p63s23p63d6

4s2

5.2.2核外電子分布原理和核外電子分布方式

對(duì)于主族元素即為最外層電子分布式。

對(duì)于副族元素即為最外層s電子和次外層d電子的分布形式。

對(duì)于鑭系和錒系元素除最外層電子和次外層電子外，還需加外數(shù)第3層的f電子。3.外層電子分布式(外層電子構(gòu)型)外層電子分布方式25Mn：1s22s22p63s23p64s23d5電子分布式：1s22s22p63s23p63d54s2

82Pb的電子分布式:外層電子分布式：6s26p21s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p2外層電子分布式：3d54s25.2.2核外電子分布原理和核外電子分布方式4.離子的核外電子分布式和外層電子分布式(離子的電子構(gòu)型)電子構(gòu)型類型8電子構(gòu)型(2電子構(gòu)型)9-17電子構(gòu)型18電子構(gòu)型18+2電子構(gòu)型離子的電子分布式和外層電子分布式如:19K：1s22s22p63s23p64s1如：25Mn：1s22s22p63s23p63d54s2正離子：原子變成正離子時(shí)依次從最外層(能量較高、離核最遠(yuǎn))先失去電子。其外層電子分布式一般為n最大的層。25Mn2＋：1s22s22p63s23p63d5外層電子分布式：3s23p63d5

電子構(gòu)型：9－17電子構(gòu)型外層電子分布式：3s23p6

電子構(gòu)型：8電子構(gòu)型19K＋：1s22s22p63s23p6負(fù)離子：原子變成負(fù)離子時(shí)得到電子，依次從能量最低的空軌道開始排列電子。外層電子分布式：3s23p6

電子構(gòu)型：8電子構(gòu)型如16S：1s22s22p63s23p4

S2－：1s22s22p63s23p6離子的電子分布式和外層電子分布式1.原子的核外電子分布和周期系

2.元素性質(zhì)的周期性遞變5.2.3原子的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的周期性規(guī)律

元素周期表：是周期律的表現(xiàn)形式。周期表有多種形式，現(xiàn)常用的是長式周期表。1.原子的核外電子分布和周期系

元素周期律：元素以及由它形成的單質(zhì)和化合物的性質(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。

實(shí)質(zhì)：電子排布的周期性決定了元素性質(zhì)的周期性。1.原子的核外電子分布和周期系周期：周期號(hào)數(shù)=原子的電子層數(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)。族：主族和IB、ⅡB族：族號(hào)數(shù)=最外層電子數(shù)

主族元素的最高氧化態(tài)=最外層電子數(shù)ⅢB-ⅦB族:族號(hào)數(shù)=(n-1)d電子數(shù)＋ns2電子數(shù)Ⅷ族：(n－1)d電子數(shù)＋ns電子數(shù)=8～10零族：最外層電子數(shù)=8（He為2）1.原子的核外電子分布和周期系周期表分區(qū)：

區(qū)包含的族外層電子構(gòu)型sIA、ⅡAns1~2pⅢA~ⅦA,0ns2np1~6dⅢB(除鑭～錒系)~ⅦB,Ⅷ(n-1)d1~8ns2

(有例外)dsIB、IIB(n-1)d10ns1~2f鑭系,錒系(n-1)f1~14ns2

(更多例外)2.元素性質(zhì)的周期性遞變1.氧化值主族ⅠA

ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA等于最高正氧化值+1+2+3+4+5+6O除外+7F除外族號(hào)數(shù)可變氧化值+2+3+2+4+4+3+5+1負(fù)氧化值-4-3-2-18－族號(hào)數(shù)(主族)2.原子半徑2.元素性質(zhì)的周期性遞變1)共價(jià)半徑：同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵結(jié)合時(shí)，其核間距的一半，叫做該原子的共價(jià)半徑。2)金屬半徑：4)范德華半徑：3)離子半徑：原子半徑

同一族元素的原子半徑

主族：自上而下，由于主量子數(shù)的增大，原子半徑增大。

副族：自上而下變化幅度小，第五、六周期元素原子半徑非常接近。原子半徑的變化規(guī)律：

鑭系收縮：鑭系元素有14個(gè)，都處在IIIB族一個(gè)位置上，這使在其后面的各過渡元素的原子半徑都相應(yīng)縮小，致使同一副族的第五、六周期元素的原子半徑非常接近。原子半徑同一周期元素的原子半徑

短周期：自左至右，原子半徑逐漸減小，變化幅度較大。

長周期：自左至右，原子半徑逐漸減小再略有增大，過渡元素變化幅度較小。

2.元素性質(zhì)的周期性遞變3.電負(fù)性

電負(fù)性：原子在分子中吸引電子的能力,用χ表示。

電負(fù)性的標(biāo)度有多種，常見的有Mulliken標(biāo)度(χM)，Pauling標(biāo)度(χp)和Allred-Rochow標(biāo)度(χAR)。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)性值越大，吸引電子的能力越強(qiáng)，非金屬性超強(qiáng)。電負(fù)性同一主族，從上到下，電負(fù)性依次變小，元素的非金屬性減弱，金屬性增強(qiáng)。同一周期從左往右，電負(fù)性依次增大，元素的非金屬性增強(qiáng)，金屬性減弱。過渡元素的電負(fù)性遞變不明顯，它們都是金屬，但金屬性都不及第一、第二主族兩族元素。電負(fù)性可以綜合衡量各種元素的金屬性和非金屬性:

非金屬元素＞電負(fù)性2.0＞金屬元素2.元素性質(zhì)的周期性遞變

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。4.電離能電離能：I1<I2<I3<I4同一周期：從左至右，電離能增大，金屬活潑性減弱。同一主族：從上至下，電離能減小。5.2多電子原子的電子分布方式和周期系作業(yè)：P2506(1)、8第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)5.1原子結(jié)構(gòu)的近代概念5.2多電子原子的電子分布方式和周期系5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力5.4晶體結(jié)構(gòu)5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力

教學(xué)大綱理解共價(jià)鍵的價(jià)鍵理論要點(diǎn)、共價(jià)鍵的形成，掌握共價(jià)鍵的類型和特點(diǎn)。了解鍵長、鍵角、鍵能等鍵參數(shù)。了解分子的極性及電偶極距，掌握雜化軌道理論，處理分子空間構(gòu)型及其與分子的極性的關(guān)系。掌握分子間力和氫鍵的存在、特點(diǎn)及其對(duì)物質(zhì)性質(zhì)（熔點(diǎn)、沸點(diǎn)、硬度、溶解性等）的影響。5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力5.3.1化學(xué)鍵5.3.2分子的極性和分子的空間構(gòu)型5.3.3分子間相互作用力5.3.4超分子化學(xué)(自學(xué))5.3.5分子振動(dòng)光譜(自學(xué))

分子是由原子組成的，是保持物質(zhì)基本化學(xué)性質(zhì)的最小微粒，是參與化學(xué)反應(yīng)的基本單元。5.3.1化學(xué)鍵

原子間的鍵合作用形成化學(xué)鍵，以及舊化學(xué)鍵的破壞和新化學(xué)鍵的形成(引起的原子重新組合)，是最基本的化學(xué)現(xiàn)象。分子的性質(zhì)分子的化學(xué)組成分子的結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵分子空間構(gòu)型相鄰分子分子間力5.3.1化學(xué)鍵

除稀有氣體的單質(zhì)是以單原子存在外，其它單質(zhì)或化合物都是由原子（或離子）相互結(jié)合成分子或晶體的形式存在。分子或晶體中相鄰原子（或離子）之間強(qiáng)烈的相互吸引作用叫做化學(xué)鍵?；瘜W(xué)鍵的理論有離子鍵理論、價(jià)鍵理論、雜化軌道理論（改進(jìn)后的價(jià)鍵理論）等。本節(jié)主要運(yùn)用價(jià)鍵理論討論共價(jià)鍵的形成、特點(diǎn)和鍵型；應(yīng)用雜化軌道理論討論分子的空間構(gòu)型。化學(xué)鍵主要類型有：金屬鍵，離子鍵，共價(jià)鍵。5.3.1化學(xué)鍵化學(xué)鍵金屬鍵：存在于金屬晶體內(nèi)部的化學(xué)鍵（見5.4節(jié)）。離子鍵：存在于電負(fù)性相差大的元素之間的化學(xué)鍵。共價(jià)鍵：存在于同種非金屬元素，或者電負(fù)性相差較小的不同種元素之間的化學(xué)鍵。1.離子鍵1916年，德國化學(xué)家柯塞爾(W.Kossel)根據(jù)稀有氣體具有穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的事實(shí)提出了離子鍵理論。他認(rèn)為不同原子之間相互化合時(shí)，都有達(dá)到稀有氣體穩(wěn)定狀態(tài)的傾向，首先形成正負(fù)離子，而后通過靜電吸引形成化合物?？梢哉f明離子型化合物如NaCl等的形成。離子鍵：由原子間發(fā)生價(jià)電子的轉(zhuǎn)移形成具有稀有氣體原子結(jié)構(gòu)的正、負(fù)離子，并通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。1.離子鍵1)離子鍵的形成

條件：元素的電負(fù)性相差大

2)

離子鍵的特征

1)由正、負(fù)離子形成，本質(zhì)是靜電引力。

2)電負(fù)性差值越大，形成的鍵的離子性越強(qiáng)

3)沒有方向性、沒有飽和性。NaClNa(3s1)－e-Na+(2s22p6)

Cl(3s23p5)＋e-Cl-(3s23p6)(差值大于1.7)電負(fù)性為0.9電負(fù)性為3.0離子鍵理論能很好地說明離子型化合物的形成和特征，但不能說明H2、O2、Cl2、N2等由相同原子組成的分子的形成，也不能說明HCl、H2O等化合物的形成。

1927年德國科學(xué)家W.Heitler(海特勒)和美籍德國人F.Lodon(倫敦)首先應(yīng)用量子力學(xué)的薛定諤方程來研究最簡單的H2分子結(jié)構(gòu)，從而發(fā)展了價(jià)鍵理論。2.共價(jià)鍵(價(jià)鍵理論)當(dāng)兩個(gè)H原子相互靠近時(shí)，由于其1s電子自旋狀態(tài)的不同，可能有兩種情況：自旋相反的1s電子相互配對(duì)時(shí)，兩電子為兩個(gè)原子所公用，兩個(gè)原子軌道發(fā)生重疊，使兩核間的電子幾率密度增大，更增加了兩核對(duì)電子的吸引，導(dǎo)致系統(tǒng)能量降低，形成穩(wěn)定分子。自旋平行1s電子，其原子軌道不能重疊，兩核間電子出現(xiàn)的幾率密度減小，系統(tǒng)能量升高，不能成鍵。1)共價(jià)鍵的形成原子相互接近時(shí)，由于原子軌道的重疊，原子間通過共用自旋方向相反的電子對(duì)使體系能量降低，由此形成共價(jià)鍵。共價(jià)鍵形成的條件：成鍵原子必須有未成對(duì)電子，其原子軌道能量相近未成對(duì)電子必須是自旋反平行符合對(duì)稱性匹配(同號(hào)軌道重疊)原則原子軌道最大重疊1)共價(jià)鍵的形成2.共價(jià)鍵(價(jià)鍵理論)2)共價(jià)鍵的特征飽和性：形成共價(jià)鍵時(shí)鍵合原子雙方各提供自旋方式相反的未成對(duì)價(jià)電子。1個(gè)原子能形成共價(jià)單鍵的最大數(shù)目等于其未配對(duì)電子的數(shù)目。2)共價(jià)鍵的特征－飽和性原子核外電子分布未配對(duì)電子數(shù)共價(jià)鍵分子H1s11H－HH2Cl1s22s22p63s23p51Cl－ClCl2H、NN:1s22s22p3H:1N:3HH-N-HNH3

方向性：共價(jià)鍵是原子軌道重疊形成的，而原子軌道的角度分布上同號(hào)重疊（對(duì)稱性匹配）才是有效重疊；并且原子軌道重疊時(shí)要滿足最大重疊條件，軌道重疊越多，共價(jià)鍵也越牢固。因此，共價(jià)鍵具有方向性。2)共價(jià)鍵的特征2.共價(jià)鍵(價(jià)鍵理論)2.共價(jià)鍵(價(jià)鍵理論)3)共價(jià)鍵的類型σ鍵：兩個(gè)原子軌道沿著核間連線方向以“頭碰頭”方式進(jìn)行同號(hào)重疊而形成的共價(jià)鍵，軌道重疊部分沿核間連線呈圓柱型對(duì)稱分布。

π鍵：兩個(gè)原子軌道沿著核間連線方向以并“肩并肩”方式進(jìn)行同號(hào)重疊所形成的共價(jià)鍵，重疊部分對(duì)于通過鍵軸的一個(gè)平面具有鏡面反對(duì)稱（形狀相同，符號(hào)相反）。3)共價(jià)鍵的類型如：N:2s22p3(2px12py12pz1)

2Px～2px形成σ鍵，2py～2py和2pz～2pz形成π鍵，所形成的π鍵比σ鍵弱。σ鍵p-p

鍵

鍵5.3.2分子的極性和分子的空間構(gòu)型1.共價(jià)鍵參數(shù)2.分子的極性和電偶極矩3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論1.共價(jià)鍵參數(shù)1)鍵長鍵長：分子中成鍵的兩原子核間的平衡距離。如：H-Cl分子(共價(jià)鍵)中H

Cl鍵長=rH+rCl(共價(jià)半徑)鍵長與鍵的強(qiáng)度（或鍵能）有關(guān)。由不同種類的原子所形成的共價(jià)鍵的鍵長是不相同的。在原子種類確定時(shí)，鍵長較小則化合物較穩(wěn)定。1.共價(jià)鍵參數(shù)2)鍵角鍵角：分子中相鄰兩鍵間的夾角。鍵角和鍵長是確定分子空間構(gòu)型重要參數(shù)。1.共價(jià)鍵參數(shù)3)鍵能

原子間形成的共價(jià)鍵的強(qiáng)弱可用鍵能的大小來衡量。鍵能越大，鍵越強(qiáng)。3)鍵能3)鍵能

由表中的數(shù)據(jù)可見：鍵能習(xí)慣上取正值。一般，鍵長越短，則鍵能數(shù)值越大，共價(jià)鍵強(qiáng)度越大。單鍵、雙鍵及叁鍵的鍵長依次縮短，鍵能依次增大，但與單鍵并非兩倍、叁倍的關(guān)系。1.共價(jià)鍵參數(shù)①

同種原子形成的共價(jià)鍵，由于原子電負(fù)性的相同，兩個(gè)原子核的共用電子對(duì)不發(fā)生偏離，稱為非極性共價(jià)鍵。4)鍵的極性②

不同原子間形成的共價(jià)鍵，由于原子電負(fù)性的不同，兩原子核的共用電子對(duì)偏向于電負(fù)性大的一方（即發(fā)生偏離），稱為極性共價(jià)鍵。2.分子的極性和電偶極矩分子從整體上看是電中性的，但從內(nèi)部的正、負(fù)電荷的分布上看，可分成極性分子和非極性分子。非極性分子：正、負(fù)電荷中心重合的分子。極性分子：正、負(fù)電荷中心不重合的分子。2.分子的極性和電偶極矩分子的極性可用電偶極矩來表示。若分子中正、負(fù)電荷中心所帶的電量為q，兩中心距離為l，則電偶極矩μ為：μ=q·

l

單位：C·m即庫侖·米電偶極矩μ的數(shù)據(jù)可通過實(shí)驗(yàn)測得。分子電偶極矩的數(shù)值可用于判斷分子極性的大小，電偶極矩越大表示分子的極性越大。μ值為零的分子即為非極性分子。2.分子的極性和電偶極矩雙原子分子：N2：N－N鍵的極性是

N2

分子的極性是

非極性非極性極性極性對(duì)于雙原子分子，分子極性和鍵的極性是一致的。HCl：H－Cl鍵的極性是

HCl分子的極性是

2.分子的極性和電偶極矩多原子分子：在多原子分子中，分子的極性和鍵的極性不一定是一致。例：H2OH－O鍵是極性鍵，H2O是極性分子。分子的極性不但與鍵的極性有關(guān)，還與分子的空間構(gòu)型（對(duì)稱性）有關(guān)。CH4:C－H鍵是極性鍵，但CH4是非極性分子。分子的極性不但與鍵的極性有關(guān)，還與分子的空間構(gòu)型（對(duì)稱性）有關(guān)。3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論為了從理論上說明各種分子不同的空間構(gòu)型，1931年P(guān)auling等以價(jià)鍵理論為基礎(chǔ)，提出化學(xué)鍵的雜化軌道理論(Hybridization)。雜化：形成分子時(shí)，由于原子相互影響，若干不同類型能量相近的原子軌道混合起來，重新組合成一組新軌道，這種重新組合的過程稱為雜化。雜化軌道：雜化所形成的新軌道稱為雜化軌道。分子的空間構(gòu)型：共價(jià)型分子中的各原子在空間排列所構(gòu)成的幾何形狀叫做分子的空間構(gòu)型。3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論雜化軌道理論的要點(diǎn)：①在形成分子時(shí)，中心原子中能級(jí)相近的若干不同類型的原子軌道要“混合”重組(雜化)，形成一組能級(jí)相同成鍵能力更強(qiáng)的雜化軌道。②

n個(gè)原子軌道雜化后，形成n個(gè)雜化軌道，即數(shù)目相等。③雜化軌道與其它原子成鍵時(shí)，共用電子對(duì)間要采取排斥力最小的位置，以使分子系統(tǒng)的能量最低，分子最穩(wěn)定。1.sp雜化例：BeCl22s2pBe:2s2激發(fā)2s2psp雜化軌道2pClCl成鍵BeCl2直線型,非極性分子雜化3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論2.sp2雜化軌道例：BF3B原子外層電子分布：2s22p1激發(fā)sp2雜化FFF成鍵BF3分子平面三角形，非極性分子C：2s2pH:1s1s1s1s2s2p激發(fā)雜化形成四個(gè)完全相同的共價(jià)鍵成鍵完全等同sp3雜化軌道(－s+－p)14343.sp3雜化軌道例：CH4正四面體，非極性分子3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論5.等性雜化與不等性雜化等性雜化：形成性質(zhì)完全相同的雜化軌道的雜化。如：BeCl2、CO2、BF3、CH4等。不等性雜化：由于孤對(duì)電子的存在，使各個(gè)雜化軌道中所的成分不同的雜化。如：H2O、NH3等。3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論例：NH3N:2s22p32s2p不等性sp3雜化軌道雜化H:1s1s1s成鍵三角錐形，極性分子3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論例：H2O不等性sp3雜化軌道H:1s1s成鍵O:2s22p42s2p雜化V字形，極性分子雜化類型

spsp2sp3sp3sp3dsp2sp3dsp3d2s成分

?1/3?(不等性)?1/51/6p成分

?2/3?2/43/53/6d成分

?1/52/6鍵角(°)

180120109.28’107104.40’90,180120,9090,180

180空間構(gòu)型

直線平面△四面體三角錐V形平面正方三角雙錐八面體成鍵能力

依次增強(qiáng)

BeCl2BF3CH4NH3H2ONi(H2O)42+PCl5SF6

實(shí)例CO2BCl3CCl4PCl3H2SNi(NH3)42+TeCl5SiF62-

HgCl2COCl2CHCl3Cu(NH3)42+

3.分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論雜化軌道類型、空間構(gòu)型及成鍵能力間的關(guān)系5.3.3分子間相互作用力5.3.3分子間相互作用力1.分子間力的種類1)色散力

非極性分子或極性分子由于