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物质结构(2010)-1.ppt

物质结构(2010)-1

日光倾城
2010-11-19 0人阅读 举报 0 0 暂无简介

简介:本文档为《物质结构(2010)-1ppt》,可适用于高等教育领域

第三章物质结构本章教学要求:. 初步了解原子核外电子运动的近代概念、原子能级、波粒二象性、原子轨道(波函数)和电子云概念. 了解四个量子数对核外电子运动状态的描述掌握四个量子数的物理意义、取值范围. 熟悉s、p、d原子轨道的形状和方向. 理解原子结构的近似能级图掌握原子核外电子排布的一般规则.认识化学键的本质.掌握价键理论的内容会用价键理论解释共价键的特征会用价电子对互斥理论和杂化轨道理论解释简单的分子结构.认识分子间作用力和氢键的本质会用其解释对物质性质的影响了解配位化合物的基本概念。人类对原子结构的认识过程一、经典核原子模型Dlton(英国化学家道尔顿)原子学说(年),这种学说大约使用了年Thomson“葡萄干布丁”模型(年)汤姆逊发现了电子说明原子还可以再分(年Nobelprizeinphysics)Rutherford核式模型(年)由离子的散射实验,提出原子的中心是一个重的带正电的核与整个原子的大小相比核很小。电子围绕核转动类似大行星绕太阳转动。这种模型叫做原子的核模型又称行星模型。电子围绕核转动类似大行星绕太阳转动。这种模型叫做原子的核模型又称行星模型。从这模型导出的结论同实验结果符合的很好。绕核作旋转运动的电子有加速度根据经典的电磁理论电子应当自动地辐射能量使原子的能量逐渐减少、辐射的频率逐渐改变因而发射光谱应是连续光谱。绕核作旋转运动的电子有加速度根据经典的电磁理论电子应当自动地辐射能量使原子的能量逐渐减少、辐射的频率逐渐改变因而发射光谱应是连续光谱。电子因能量的减少而循螺线逐渐接近原子核最后落到原子核上所以原子应是一个不稳定的系统。电子因能量的减少而循螺线逐渐接近原子核最后落到原子核上所以原子应是一个不稳定的系统。但事实上原子是稳定的原子所发射的光谱是线状的而不是连续的。这些事实表明:从研究宏观现象中确立的经典电动力学不适用于原子中的微观过程。这就需要进一步分析原子现象探索原子内部运动的规律性并建立适合于微观过程的原子理论。但事实上原子是稳定的原子所发射的光谱是线状的而不是连续的。这些事实表明:从研究宏观现象中确立的经典电动力学不适用于原子中的微观过程。这就需要进一步分析原子现象探索原子内部运动的规律性并建立适合于微观过程的原子理论。到了世纪初玻尔(N.Bohr)则把他的理论与卢瑟福(E.Rutherford)的原子的核模型巧妙地结合起来第一次提出原子结构的量子理论。Bohr电子分层排布模型(年)到了世纪初玻尔(N.Bohr)则把他的理论与卢瑟福(E.Rutherford)的原子的核模型巧妙地结合起来第一次提出原子结构的量子理论。提出原子内部电子运动状况具有不连续性即量子化特性的思想(引入普朗克能量量子化的概念)当能级发生跃迁时原子就发射出一定频率的光的假说。提出原子内部电子运动状况具有不连续性即量子化特性的思想(引入普朗克能量量子化的概念)当能级发生跃迁时原子就发射出一定频率的光的假说。氢原子结构的玻尔理论氢原子结构的玻尔理论氢原子光谱将日光通过棱镜时不同波长的光折射的程度不同会得到红、橙、黄、绿、青、蓝、紫七色光。各色光之间无明确的界限是连续的光带称为连续光谱(continuousspectrum)。n=,,,巴尔末(Balmer)发现氢光谱谱线频率符合下列公式:氢原子光谱特征:不连续光谱,即线状光谱(linespectrum)。其频率具有一定的规律。年,普朗克(PlankM)提出著名的普朗克方程:E=hv式中的h叫普朗克常量(Planckconstant),其值为×J·s。普朗克认为,物体只能按hv的整数倍(例如hv,hv,hv等)一份一份地吸收或释出光能,而不可能是hv,hv,hv等任何非整数倍。即所谓的能量量子化概念。普朗克提出了当时物理学界一种全新的概念,但它只涉及光作用于物体时能量的传递过程(即吸收或释出)。Plank公式(Plank量子论)微观领域能量不连续Bohr理论三点假设:()核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动且不辐射能量()通常电子处在离核最近的轨道上能量最低基态(groundstate)原子获得能量后电子被激发到高能量轨道上原子处于激发态(excitedstate)()电子从激发态回到基态释放光能光的频率取决于轨道间的能量差。h:Planck常量J·sE、E较低、较高能级的轨道能量玻尔理论成功地解释了氢原子光谱。连续光谱氢原子光谱玻尔理论成功地解释了氢原子光谱。并提出原子能级、主量子数、定态等重要概念并成功地把氢原子光谱现象与氢原子内电子运动的定态相联系起来为运用光谱现象研究原子的内部结构提供了理论基础与成功的经验。并提出原子能级、主量子数、定态等重要概念并成功地把氢原子光谱现象与氢原子内电子运动的定态相联系起来为运用光谱现象研究原子的内部结构提供了理论基础与成功的经验。当氢原子的电子从n=能级跳回到第二级(n=)时在可见光区就可以观察到分立的四条谱线。氢原子光谱与氢原子能级Lyman系Paschen系Brackett系玻尔()年月日,出生于丹麦哥本哈根。由于对原子结构和辐射研究的贡献他于年获得了诺贝尔物理学奖。玻尔()年月日,出生于丹麦哥本哈根。由于对原子结构和辐射研究的贡献他于年获得了诺贝尔物理学奖。由于玻尔原子结构理论在进一步发展中遇到难以克服的困难年法国青年物理学家德·布罗意(deBroglie)用与光的量子论相类比的方法提出电子等微观质点的运动兼具波动性的见解后来他的这一假说得到实验的证明。核外电子运动的波粒二象性(waveparticledualism)光具有波、粒二象性光的干涉(interference)实验年受光的波粒二象性的启发德布罗依(LdeBroglie)认为:质量为m运动速度为υ的粒子相应的波长为:年戴维逊(CJDavissson)和革末(LHGermer)以及汤姆生(GPThomson)分别进行的电子衍射实验证实电子具有波动性。λ=德布罗依假设(Broglie’shypothesis)电子衍射实验指出:当用很弱的电子流做衍射实验电子是一个一个地通过晶体发生衍射的。因为电子有粒子性开始只是落到照相底片的一个一个点上每次所落的点都不是重合在一起的。经过足够长的时间通过大量的电子后得到的衍射图呈现出波动性。若用较强的电子流可在较短的时间内得到同样的电子衍射环纹。由此可见波动性是和微粒行为的统计规律联系在一起的。在底片上衍射强度大的地方(明处)也就是波强度大的地方一定是电子在该处单位微体积内出现的机会多衍射强度小的地方一定是电子在该处单位微体积内出现的机会少(概率密度小)。由此可以认为:具有波动性的微观粒子虽然没有确定的运动轨迹但在空间某处的强度与该处粒子出现的概率密度成正比。于是薛定谔、海森堡、狄拉克等在这一假说的基础上有选择地吸取了经典物理学的光辉成就建立了量子力学理论。于是薛定谔、海森堡、狄拉克等在这一假说的基础上有选择地吸取了经典物理学的光辉成就建立了量子力学理论。从此物质的微观结构的研究就获得比较可靠而有效的理论基础。从年开始就诞生了量子化学这门新学科种种物理测试方法进一步建立起来。这使得化学键的理论进一步得到发展有力地推动了化学基础理论的研究。从此物质的微观结构的研究就获得比较可靠而有效的理论基础。从年开始就诞生了量子化学这门新学科种种物理测试方法进一步建立起来。这使得化学键的理论进一步得到发展有力地推动了化学基础理论的研究。核外电子运动状态的近代描述一、原子轨道核外电子运动状态无法用经典力学的方程描述但是由于电子具有波粒二象性其运动状态可用波动函数来描述。是描述核外电子运动状态的数学函数式。薛定谔(ESchrÖdinger)方程波动函数由三个整数n、li、mi、决定主量子数(n):,,,,,n轨道角动量量子数(li):,,,,,n磁量子数(mi):,±,±,±,,±li每一个由一组量子数所确定的波函数数学式表示电子的一种运动状态。在量子力学中把三个量子数都有确定值的波函数称为一个原子轨道。注意:这里的原子轨道的含义不同于宏观物体的运动轨道也不同于玻尔所说的固定轨道它指的是电子的一种空间运动状态。各种波函数(原子轨道)的数学式随三个量子数组合的不同而不同。其中主量子数和轨道角动量量子数影响轨道的能量三个量子数同时确定时轨道有确定的形状。波函数(原子轨道)与三个量子数li影响原子轨道的形状常用光谱符号s、p、d、f表示不同形状的原子轨道。li值轨道名称spdf由于mi可取li个值所以s轨道有一个p轨道有三个d、f轨道分别有个和个。把主量子数n写在光谱符号的前面如s,s,p,d等以表示不同的轨道。三个量子数可能组合成的轨道名称波函数的函数值在球面空间中有一定的分布形态二、电子云在经典力学中波函数的绝对值的平方即波的强度。在量子力学中微观粒子的波动性表现为一种概率波概率大小与经典力学的强度大小是对应的。因此波函数在某一点的绝对值的平方即是电子在该点处单位体积内出现的概率。为了形象表示核外各处概率密度的大小通常采用打黑点的办法在核外空间各处打黑点黑点多而密集的地方表示概率密度大电子在该区域出现的机会多而黑点少而稀的地方则表示概率密度小电子在该区域出现的机会少。这种方法作出的图象就像由电子形成的“云”故形象地称之为“电子云”。注意:原子轨道和电子云是两个不同的概念只是形状上有些相同。、原子轨道的形状图有“”“”之分而电子云的角度分布图则无这是因为电子云角度分布是波函数角度分布的平方之故、原子轨道形状图形“胖”一些而电子云角度分布图则“瘦”一些这是因为波函数值总是小于之故。三、四个量子数前面已提到了三个量子数n、li、mi这三个量子数可用来描述电子运动状态的原子轨道能够解释一般的原子光谱。但是不能解释原子光谱中的精细结构和在磁场中谱线发生的分裂现象需要第四个量子数自旋角动量量子数si()主量子数(n)电子层数K、L、M、N表示()轨道角动量量子数(li)电子亚层确定原子轨道和电子云的形状()磁量子数(mi)确定原子轨道和电子云在空间的伸展方向()自旋角动量量子数si、主量子数(n)它决定电子在核外空间离核的远近即电子出现的概率密度最大的地方离核的远近故确定了电子能量的高低。它是决定轨道能量的主要因素。n越大能量越高。将同一主量子数的各轨道并为一个电子层。◆不同的n值对应于不同的电子壳层 1 2 3 4 5…… KLMNO……由于n只能取正整数所以电子的能量是分立的、不连续的或者说能量是量子化的。、轨道角动量量子数(li)它决定电子运动的轨道角动量确定原子轨道和电子云的形状。习惯上常把n相同li不同的状态称为电子亚层。一个电子层可以分为几个亚层。n值不同而li值相同的原子轨道和电子云的形状相同只是大小不同而已n越大能量越高n值相同而li不同则li越大能量越高。S原子轨道角度分布图p原子轨道角度分布图d原子轨道角度分布图、磁量子数(mi)它确定原子轨道和电子云在空间的伸展方向。对同一亚层可以有几个伸展方向。如p轨道在空间有三个伸展方向它们能量相同称为等价轨道。s轨道(l=,m=):mi一种取值,空间一种取向,一条s轨道p轨道(li=,mi=,,)mi三种取值,三种取向,三条等价(简并)p轨道d轨道(li=,mi=,,,,):mi五种取值,空间五种取向,五条等价(简并)d轨道f轨道(li=,mi=,,,,,,):mi七种取值,空间七种取向,七条等价(简并)f轨道、自旋角动量量子数(si)它与轨道的形状没有关系。它决定电子自身固有的运动状态习惯上称为是自旋运动状态有两个取值有两个取值表示两个不同的自旋状态。。si取值和分别用↑和↓表示n,li,mi一定,轨道也确定……轨道spdf……例如:n=,li=,mi=,sn=,li=,mi=,pzn=,li=,mi=,dz核外电子运动轨道运动自旋运动与一套量子数相对应(自然也有个能量Ei)nlimiSiQuestion写出与轨道量子数n=,li=,mi=的原子轨道名称。原子轨道是由n,limi三个量子数决定的与li=对应的轨道是d轨道因为n=,该轨道的名称应该是d磁量子数mi=在轨道名称中得不到反映,但根据我们迄今学过的知识,mi=表示该d轨道是不同伸展方向的条d轨道之一各种元素的原子核外电子排布一、核外电子排布的原理泡里不相容原理一个原子中不可能存在四个量子数完全相同的(即运动状态相同)的两个原子。按照这一原理每个原子轨道上只能容纳自旋相反的两个电子。例如,一原子中电子A和电子B的三个量子数n,li,mi已相同,si就必须不同。()洪德规则电子分布到等价轨道时,总是尽量先以相同的自旋状态分占轨道。即在n和li相同的轨道上分布电子,将尽可能分布在mi值不同的轨道上,且自旋相同。例如Mn()原子:个p轨道、个d轨道、个f轨道分别是简并轨道例如:C原子中的p电子应该是pxpy而不应是pxN原子中的p电子应该是pxpypz而不应是pxpy全充满、半充满特例等价轨道全满半满或全空的状态下比较稳定全充满pdf半充满pdf全空pdf以上几种情况对称性高体系稳定能量较低。电子填充时将尽可能成为这种状态。根据以上原则结合光谱实验测定结果我们就可以确定电子结构。思考:Cr和Cu的电子结构如何填充?Cr:sspspds半满稳定而不是dsCu:sspspds半满、全满稳定而不是ds电子结构排布原理是概括了大量事实后提出的一般结论。因此绝大多数原子的电子实际排布与这些原理是一致的有些副族元素特别是第、周期的某些元素原子的电子排布实验测定结果并不能用排布原理完满解释。我们在实验中应该首先是承认事实不要拿事实去适应原理但也不要因为还有某些不足而全面否定它。和任何原理一样这些原理也只有相对近似的意义科学的任务是承认矛盾发展原理使它更加科学。说明:电子层结构(电子排布式)与电子填充的表示不一样。即在能级交错的地方填充电子时先填入低能量轨道再填入高能量轨道但是表示电子层结构或写电子排布式时则按电子层写在一起不按能级组写。填充电子和失去电子的顺序不一致不是先失去能量高的电子而是先失去最外层的电子再失去次外层的电子。 例:Cosspspds Cosspspds在写价电子构型时对于主族元素就是最外层电子排布对于过渡元素的原子一般应包括次外层的d电子对于离子若原子失去电子后次外层变为最外层则要将最外层电子写完整。 例:Cl:s2s2p6s2p5 价电子构型为 s2p5    Fe:s2s2p6s2p6ds2价电子构型为ds2Cr原子外层电子分布式为:dsCr离子外层电子分布式为:spd二、周期系中各元素原子的电子层结构外围电子层:电子排布式中最后布入的能量最高的能级组。外围电子构型:在外围电子层上的电子分布。如Fe的外围电子构型为ds三、原子电子层结构与元素周期表的关系Mendeleev’speriodiclaw()门捷列夫周期表分为四个区每个电子层最多容纳的电子数n主量子数n电子层KLMN角量子数li电子亚层spdf每个亚层中轨道数目每个亚层最多容纳电子数国际上有两种惯例一种把第三纵行至第十二纵行划为B族其余称为A族但缺乏完整性。年国际纯粹与应用化学联合会建议分为个族不分A、B族这样可以把外围电子构型的特征与族号紧密地联系起来有利于原子价理论的发展。元素性质呈现周期性的内在原因元素周期律:元素的性质随着核电荷数递增而呈现周期性递变的规律。如:原子半径、第一电离能、元素的金属性和非金属性、元素的最高化合价等都出现周期性的变化。周期系:是指自然界中元素所形成的一个完整的体系。元素周期律产生的原因元素性质的周期性来源于原子电子层结构的周期性。每一周期都从开始到结束周期性的重复这一变化。元素的化学性质主要取决于它的最外电子层的结构而最外电子层的结构又是由核电荷数及核外电子排布规律所决定的。因此元素周期律正是原子内部结构周期性变化的反映。当把元素按原子序数(即核电荷数)递增的顺序依次排列成周期表时原子最外层上的电子数目由到呈现出周期性变化即重复ssp的变化:最外电子层结构:nsnsnp所以每一周期都是(除第一周期外)都是从碱金属开始以稀有气体结尾而每一次这样的重复都意味着一个新周期的开始一个旧周期的结束同时原子最外层电子数目每一次重复出现元素性质在发展变化中就重复出现某些相似的性质。◆共七个周期:一个特短周期()二个短周期(,)二个长周期(,)二个特长周期(,),第周期又叫不完全周期◆序号还表达了该周期中原子开始建立的电子层例如,第周期开始建立n=的电子层◆七个周期对应于顺序图中的七个能级组◆除第一周期外,各周期均以填充s轨道的元素开始,并以填充p轨道的元素告终总结:电子层数等于该元素所在的周期数各周期中元素的数目等于新填充的相应能级组中各亚层所能容纳的电子总数元素所在的族号等于其外围电子层上电子上电子的总数原子结构与元素性质的关系一、电离能电离能涉及分级概念基态气体原子失去最外层一个电子成为气态价离子所需的最小能量叫第一电离能,再从正离子相继逐个失去电子所需的最小能量则叫第二、第三、…电离能各级电离能符号分别用I、I、I等表示,它们的数值关系为I<I<I…这种关系不难理解,因为从正离子离出电子比从电中性原子离出电子难得多,而且离子电荷越高越困难基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态正离子所需要的能量称为第一电离能(ionizationenergy)用I表示。E(g)E(g)eI元素的第一电离能I(kJ·mol)ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAHHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKrRbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXeCsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTlPbBiPoAtRn注意:原子失去电子总是失去最外层电子二、电子亲和能电子亲和能是指一个气态原子得到一个电子形成负离子时放出或吸收的能量,常以符号EA表示像电离能一样,电子亲和能也有第一、第二、…之分元素第一电子亲和能的正值表示放出能量,负值表示吸收能量◆电子亲和能是气态原子获得一个电子过程中能量变化的一种量度◆与电离能相反,电子亲和能表达原子得电子难易的程度◆元素的电子亲和能越大,原子获取电子的能力越强,即非金属性越强三、电负性元素的电负性是指原子在分子中吸引电子的能力◆元素的电负性表达处于化合物中的该元素原子将电子对吸引向自身的能力◆F的电负性最大,电负性大的元素集中在周期表的右上角Cs(Fr)的电负性最小,电负性小的元素集中在周期表的左下角◆如果原子吸引电子的趋势相对较强,元素在该化合物中显示电负性(electronegative)如果原子吸引电子的趋势相对较弱,元素在该化合物中则显示电正性(electropositive)课堂练习:一、是非题P有三个轨道可以容纳三个电子()主量子数n=时有SPdf等四种原子轨道()轨道角度分布图表示电子运动轨迹()d轨道上的电子的四个量子数组合只有三种()二、简答题当n=时,Li的取值有哪些Mi的取值有哪些试组合成Ψ下列各组量子数的组合中,哪一组是正确的()(,,)()(,,)()(,,)()(,,)已知某元素原子的外层电子构型为dS,试写出其电子构型、原子序数判断它为第几周期、第几族。写出下列物种的电子排布:Cr()Cl()Al()Ag()I()三、、四、、总结:总结:四个量子数:由薛定谔方程解出来的波函数是受三个常数n、li、mi限制的三变量函数。n、li、mi并不是任意的常数而是一些特定的数值其数值的规定是由解微分方程决定的即n、li、mi只能取某些分立的数值是量子化的故称量子数。在量子力学中三个量子数选用一定值时就可以求得一种相应的波函数。由此可见由三个确定的量子数组成一套参数即可描绘出一种波函数的特征即可以描绘出核外电子的空间运动状态加上电子自旋的量子数Si,四个量子数可以确定电子的一个运动状态。主量子数n又称能量量子数取值:n=、、、为正整数(自然数)意义:()决定电子能量大小的主要因素()表示核外电子离核的远近轨道角动量量子数li轨道角动量量子数li取值:对应一定的nli=……(n),共n个值意义:()确定原子轨道形状()和主量子数n共同决定多电子原子中电子的能量大小()确定电子云的概率径向分布无论n为何li相同原子轨道形状相同li不同原子轨道形状不同。习惯上用小写光谱符号表示不同形状的原子轨道l值原子轨道轨道形状s球形p哑铃形d四花瓣形f形状复杂同层中(n相同),不同的轨道(li)称为亚层也叫电子轨道分层。所以li的取值决定了亚层的多少。结论:n层有n个li值有n种轨道结论:n值相同li值不同的电子li值越大电子的能量越高。n、li值相同的电子能量相同能级相同。能量相同的轨道称为简并轨道。如:p的个p轨道d的个d轨道磁量子数mi磁量子数mi取值:对应一定的limi=-l,···,···l共有(li)个值例如:li=,mi=,±,±意义:()决定原子轨道在空间的取向一个取值表示一个空间伸展方向。如:li=,mi=,±则p轨道有个伸展方向即Px,Py,Pz轨道()和li一起共同决定轨道的数目limi轨道空间运动状态类型的数目s个,±p个,±,±d个,±,±,±f个具有一定li值的电子的空间运动状态数=磁量子数的取值数目=li每一种mi的取值对应一种空间取向。mi的不同取值或者说原子轨道的不同空间取向一般不影响能量。种不同取向的p轨道能量相同。我们说这个原子轨道是能量简并轨道或者说p轨道是重简并的。而d则有种不同的空间取向,d轨道是重简并的。ψn,l,m表明了:()轨道的大小(电子层的数目,电子距离核的远近),轨道能量高低()轨道的形状()轨道在空间分布的方向结论:利用三个量子数可以描述一个电子的空间运动状态即可将一个原子轨道描述出来自旋量子数Si自旋量子数Si取值:Si=或意义:表示电子自旋方向 地球有自转和公转电子围绕核运动相当于公转电子本身的自转可视为自旋通常用“↑”和“↓”表示。所以,描述一个电子的运动状态,要用四个量子数:n,li,mi和Si自旋量子数Si不是解薛定谔方程引进来的(薛定谔方程不包括自旋)由相对论的笛拉克量子力学可以导出。Si是不依赖于上述三个量子数n、li、mi而存在的独立量。而n、li、mi是量子力学直接给出的描写原子轨道特征的量子数。四个量子数描述核外电子运动的可能状态四个量子数描述核外电子运动的可能状态例:Si每层原子每层容纳轨道数n电子数nn=li=mi=s()n=li=mi=s()li=mi=,p()n=li=mi=s()li=mi=,p()li=mi=,d()n=多电子原子的能级:多电子原子中不仅存在电子与核之间的静电引力还有电子与电子之间的相互排斥力电子的能量不能纯由n决定而由n和li共同决定。这主要是由于多电子原子之间的屏蔽所致说明多电子原子的能级与屏蔽作用有关。原子中各轨道的能级高低可以根据光谱实验得出的也可以用理论计算的方法也可以得出。各原子轨道能级的高低情况如果用图示近似地表示出来就是近似能级图。年,鲍林(PaulingL)从大量光谱实验数据出发,通过计算得出多电子原子(Manyelectronatoms)中轨道能量的高低顺序,提出了多电子原子的原子轨道近似能级图。图中一个小圆圈代表一个轨道(同一水平线上的圆圈为等价轨道)箭头所指则表示轨道能量升高的方向sspspsdpsdpsfdpsfdp能级顺序:具有一定能量的轨道处于一个能级能量相同的轨道能级相同称为简并轨道能量相近的轨道划分为一组称为能级组。同组内的能级的能量相近但组与组之间能量差别大。主量子数相同的为一层。近似能级图的意义近似能级图的意义()反映了与元素周期系一致的核外电子填充的一般顺序按照能级图中各轨道的能量高低的顺序来填充电子时可得到与光谱实验大致相同的结果(个别电子有出入)。()能较好地说明周期系与电子层结构的关系能级组的划分是导致周期表中化学元素划分为周期的本质原因。能级组能级可容纳的相应周期元素数目最多电子数Ⅰs一Ⅱsp二Ⅲsp三Ⅳsdp四Ⅴsdp五Ⅵsfdp六Ⅶsfdp七各周期元素数目=相应能级组中原子轨道容纳的最多电子数核外电子排布三原则能量最低原理(起主导作用)核外电子的排布力求使整个原子的能量处于最低状态。一般核外电子填充时将尽可能的进入低能量的轨道中去。即轨道上的分布总是按能级由低到高的顺序进入各个原子轨道的。问题:s原子轨道能量最低那么是否所有的电子都可以填充到s轨道呢?答案是否定的。保里不相容原理每个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。即同一原子中不可能有个量子数都相同的两个电子存在。这样有了保里原理的限制电子就不可能都填充到最低的s轨道上了而是从s轨道开始按照保里原理的要求依次向高能级填充。例如:C:ssp问题:C原子的两个p电子是填充在一个p轨道上还是分占一个p轨道上呢?()等价轨道全满半满或全空的状态下比较稳定全充满pdf半充满pdf全空pdf以上几种情况对称性高体系稳定能量较低。电子填充时将尽可能成为这种状态。根据以上原则结合光谱实验测定结果我们就可以确定电子结构。化学键的定义Definitionofchemicalbond一、什么是化学键Na(s)Cl(g)NaCl(s)颜色状态导电性通电下银灰色黄绿色无色固体气体晶体极强极弱极弱熔融导电无变化无变化熔融下反应逆转PaulingL在《TheNatureofTheChemicalBond》中提出了用得最广泛的化学键定义:如果两个原子(或原子团)之间的作用力强得足以形成足够稳定的、可被化学家看作独立分子物种的聚集体它们之间就存在化学键。简单地说化学键是指分子内部原子之间的强相互作用力。不同的外在性质反映了不同的内部结构各自内部的结合力不同已明确了的化学键类型离子键理论Ionicbondtheory一、离子键的形成形成条件XA–XB>形成化学键kJ·mol二、离子键的特点●本质是静电引力(库仑引力)●没有方向性和饱和性(库仑引力的性质所决定)●键的极性与元素的电负性有关共价键GNLewis在年假定化学键所涉及的每一对电子处于两个相邻原子之间为其共享用AB表示。双键和叁键相应于两对或三对共享电子。●怎样解释形成双键和叁键的原子间共享对、对电子?●电子对的享用与提供电子的原子轨道间存在什么关系?●能否用原子轨道在空间的取向解释分子的几何形状?解决了这些问题才能揭示成键本质一、价键理论基本要点价键理论又称电子配对法其基本要点如下:具有自旋相反的未成对电子的两个原子相互接近可以形成稳定的共价键。一、价键理论基本要点价键理论又称电子配对法其基本要点如下:具有自旋相反的未成对电子的两个原子相互接近可以形成稳定的共价键。如果A、B两个原子各有一个自旋相反的未成对的电子那么这两个未成对电子可以相互配对形成稳定的共价键这对电子为A、B两原子所共有。如果A、B两个原子各有一个自旋相反的未成对的电子那么这两个未成对电子可以相互配对形成稳定的共价键这对电子为A、B两原子所共有。如果A、B各有两个或三个未成对的电子则自旋相反的单电子可两两配对形成共价键或叁键。如果A原子有两个未成对电子B原子有一个未成对电子那么一个A原子能与两个B原子结合形成AB型分子。如果A、B各有两个或三个未成对的电子则自旋相反的单电子可两两配对形成共价键或叁键。如果A原子有两个未成对电子B原子有一个未成对电子那么一个A原子能与两个B原子结合形成AB型分子。.原子中未成对的电子数等于原子所能形成的共价键数目。共价键是由成键原子中自旋相反的未成对电子配对形成的。一个原子的一个电子和另一个原子的一个电子配对以后不能再和第二个电子配对。.原子中未成对的电子数等于原子所能形成的共价键数目。共价键是由成键原子中自旋相反的未成对电子配对形成的。一个原子的一个电子和另一个原子的一个电子配对以后不能再和第二个电子配对。因为这时其中必有两个电子的自旋方向相同而相斥。也就是说一个原子所能形成共价键的数目是一定的。原子中未成对的电子数等于原子所能形成的共价键数目这就是共键价的饱和性。因为这时其中必有两个电子的自旋方向相同而相斥。也就是说一个原子所能形成共价键的数目是一定的。原子中未成对的电子数等于原子所能形成的共价键数目这就是共键价的饱和性。例如H原子只有一个未成对电子它和另一个H原子的未成对电子配对后就不能再与第二个H原子的电子配对了。例如H原子只有一个未成对电子它和另一个H原子的未成对电子配对后就不能再与第二个H原子的电子配对了。成键电子的电子云重叠越多核间电子云密度越大形成的共价键越牢固。共价键的生成是由于自旋相反的单电子相互配对电子云重叠的结果。成键电子的电子云重叠越多核间电子云密度越大形成的共价键越牢固。共价键的生成是由于自旋相反的单电子相互配对电子云重叠的结果。因此当两个原子形成分子时电子云重叠的程度越大则两原子间的电子云密度越大生成的共价键越牢固所以在形成共价键时电子云总是尽可能达到最大程度的重叠这叫电子云最大重叠原理。因此当两个原子形成分子时电子云重叠的程度越大则两原子间的电子云密度越大生成的共价键越牢固所以在形成共价键时电子云总是尽可能达到最大程度的重叠这叫电子云最大重叠原理。根据电子云最大重叠原理在形成共价键时原子间总是尽可能沿着电子云最大重叠方向成键。s电子云呈球形对称分布p、d、f电子云在空间都有一定的伸展方向。在形成共价键时除了s电子云和s电子云可以在任何方向上都能达到最大程度的重叠外p、d电子云的重叠只有在一定方向上才能使电子云有最大程度的重叠。根据电子云最大重叠原理在形成共价键时原子间总是尽可能沿着电子云最大重叠方向成键。s电子云呈球形对称分布p、d、f电子云在空间都有一定的伸展方向。在形成共价键时除了s电子云和s电子云可以在任何方向上都能达到最大程度的重叠外p、d电子云的重叠只有在一定方向上才能使电子云有最大程度的重叠。即共价键是有方向性的。例如当氢原子s电子云和氯原子的p电子云重叠形成HCL分子时氢原子的s电子云总是沿着氯原子未成对电子的p电子云对称轴方向作最大程度的重叠(图a)。其他方向都不能形成稳定的分子(图b、c)。即共价键是有方向性的。例如当氢原子s电子云和氯原子的p电子云重叠形成HCL分子时氢原子的s电子云总是沿着氯原子未成对电子的p电子云对称轴方向作最大程度的重叠(图a)。其他方向都不能形成稳定的分子(图b、c)。 氢原子的s电子云与氯原子的Pχ电子云的三种重叠情况 氢原子的s电子云与氯原子的Pχ电子云的三种重叠情况二、共价键的类型共价键有两种成键方式。一种是电子云

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