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物质结构.ppt

物质结构

国米
2011-12-01 0人阅读 举报 0 0 暂无简介

简介:本文档为《物质结构ppt》,可适用于高等教育领域

核外电子运动状态核外电子运动状态的描述原子电子层结构和元素周期系第四章物质结构离子化合物共价化合物杂化轨道理论分子的极性、分子间力和氢键章总目录原子内部结构经典图像的构建原子内部结构经典图像的构建物质结构理论发展简介电子的发现及枣糕模型α粒子散射实验及行星模型带电微粒在力场中运动时总要产生电磁辐射并逐渐失去能量,运动着的电子轨道会越来越小,最终将与原子核相撞并导致原子毁灭电子绕核作螺旋圆周运动原子不断发射连续的电磁波原子光谱应该是连续的。但事实并非如此。每种原子都有线状光谱。(光谱分析就是根据特征线状光谱定性、定量的)氢原子光谱核外电子运动状态HHδHγHβHαBohr理论年丹麦物理学家Bohr在:爱因斯坦的光子学说普朗克的量子化学说氢原子的光谱实验卢瑟福的行星模型的基础上建立了Bohr理论关于固定轨道的概念在原子中电子不能任意运动只能在有确定半径和能量的特定轨道上运动电子在这样的轨道上运动时不吸收或放出能量是处于一种稳定态固定轨道是指符合一定条件的轨道,这个条件是,电子的轨道角动量L只能等于(π)的整数倍玻尔假设与半量子化模型式中:m−电子的质量v−电子的速度r−轨道半径h−普朗克常数n−量子数(quantumnumber)n取,,,…等正整数关于能级的概念电子在不同轨道上旋转时可具有不同能量电子运动时所处的能量状态称为能级。电子的能量是量子化的。公式:rn=an(a=pm)En=Bnn为量子数(n=,,……)B=Jn=的能级能量最低称为基态其它称为激发态。玻尔假设与半量子化模型关于能量的发射与吸收只有当电子从较高能态(E)向较低能态(E)跃迁时,原子才能以光子的形式放出能量(即,定态轨道上运动的电子不放出能量),光子能量的大小决定于跃迁所涉及的两条轨道间的能量差E:轨道的能量ν:光的频率h:Planck常数玻尔假设与半量子化模型原子能级玻尔理论的成功之处●解释了H及He、Li、B的原子光谱●说明了原子的稳定性●计算氢原子的电离能玻尔假设与半量子化模型玻尔理论的不足之处●不能解释氢原子光谱的精细结构●不能解释氢原子光谱在磁场中的分裂●不能解释多电子原子的光谱小结电子的发现原子内部结构图像构建枣糕模型行星模型玻尔模型α粒子散射实验经典电磁理论ThomsonRutherfordBohr不成功why玻尔假设与半量子化模型结论因为电子是微观粒子它的运动不遵守经典力学的规律而有其特有的性质和规律。在经典物理的基础上加入一些与经典物理不相容的量子化条件这种做法本身具有无法自圆其说的内在矛盾它不能从根本上解决问题。从宏观到微观物质运动的规律发生了深刻变化原来适用于宏观物体的规律在微观物质面前已经失效。解决问题的唯一出路是在于:彻底抛弃经典理论体系从头探索微观物质本身运动的基本特性努力构建能定量描述微观物质运动的微观规律。因此玻尔理论必定要被随后发展完善起来的量子力学理论所代替。电子的波粒二象性电子的波粒二象性德布罗意的预言与电子衍射实验年LouisdeBroglie认为:质量为m运动速度为υ的粒子相应的波长为:λ=hmυ=hph=×J·sPlank常量。“一切实物粒子都具有波粒二象性。”这种波称为德布罗意波或物质波年Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验证实电子具有波动性。年Davissson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验证实电子具有波动性。汤姆逊的儿子GP汤姆逊用高速电子在晶体中的干涉实验,分别证明了物质波的存在,观察到了电子的波动性戴维森和GP汤姆逊因此同获得了年的诺贝尔物理学奖实物波的特殊性实物波的特殊性年德国的玻恩根据电子衍射实验提出了对物质波的统计解释:物质波在空间任一点的强度与粒子在该点出现的概率成正比故物质波又称概率波(衍射强度大处电子出现概率大图中出现亮环纹)、测不准原理、测不准原理具有波粒二象性的微观粒子与宏观物体不同:根据经典力学可准确指出飞机在某一瞬间的速度和位置但微观粒子不行!x·p≥hπ动量误差位置误差微观粒子的运动使用统计规律描述即几率描述年德国物理学家海森保指出:对于具有波粒二象性的微观粒子不可能同时准确测定运动微粒的速度和位置若运动微粒的位置测得越准确其速度测得就越不准确反之亦然。例:对于m=克的子弹它的位置可精确到x=cm,其速度测不准情况为:∴对宏观物体可同时测定位置与速度例:对于微观粒子如电子,m=Kg,半径r=m则x至少要达到m才相对准确则其速度的测不准情况为:∴若m非常小则其位置与速度是不能同时准确测定的速度不准确程度过大电磁波可用波函数来描述。量子力学从微观粒子具有波粒二象性出发认为微观粒子的运动状态也可用波函数来描述微观粒子是在三维空间运动的故波函数是x、y、z的函数(x、y、z)。SchrÖdinger方程年奥地利物理学家薛定谔从微观粒子具有波粒二象性出发通过光学和力学方程的类比提出了薛定谔方程它是描述微观粒子运动的基本方程是二阶偏微分方程:E总能量V势能表示原子核对电子的吸引能M电子的质量h普郎克常数波函数x、y、z空间坐标。解薛定谔方程不是易事也不是本课程的任务我们用其结论。SchrÖdinger方程波函数波函数和原子轨道解薛定谔方程可以解出一系列波函数每个代表电子在原子中的一种运动状态因为波函数是x、y、z的函数故可粗略将看成在三维空间里找到该电子的一个区域为了通俗化量子力学借用经典力学的“原子轨道”一词把原子体系中的每个就叫作一条原子轨道。但要注意:此处的原子轨道绝不是玻尔理论的原子轨道而是指用统计的方法可在所代表的区域内找到核外运动的该电子而该电子在此区域内(即这一轨道)中的运动是随机的、测不准地出现的。解薛定谔方程解出一个波函数就得到一条原子轨道但要使其解是合理解需要指定三个量子数nlm为一定值另外原子光谱的精细结构表明电子还有另一种运动形式称为“自旋运动”用自旋量子数ms表示nlmms称为四个量子数。波函数的角度分布图指定三个量子数nlm为一定值就解出一个波函数就得到一条原子轨道因此可粗略将看成在三维空间里找到该电子的一个区域但此区域多大?何形状?知道的解区域形状十分重要!所以人们想到图解的方法:用球坐标将nlm(x、y、z)nlm(r)=Rnl(r)Ylm()Rnl(r)是径向波函数Ylm()是角度波函数。波函数的角度分布图指定三个量子数nlm为一定值就解出一个波函数就得到一条原子轨道因此可粗略将看成在三维空间里找到该电子的一个区域但此区域多大?何形状?知道的解区域形状十分重要!所以人们想到图解的方法:用球坐标将nlm(x、y、z)nlm(r)=Rnl(r)Ylm()Rnl(r)是径向波函数Ylm()是角度波函数。直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,θ,φ)的转换zyxr=cosrz=qsinsinry=φqcossinrx=φq概率密度(|Ψ|)与电子云|Ψ|:原子核外出现电子的几率密度。电子云:电子出现几率密度的形象化描述。电子云的角度分布图表示半径相同的各点随角度变化时几率密度大小的不同。以Ylm()及|Y|lm()随变化而作图都能表示电子运动状况角度分布的情况。这两图有所不同(p~p图-图-)的角度分布图和图s的电子云界面图-°°θp原子轨道的角度分布图及其画法d的电子云界面图径向分布图前已知nlm(r)=Rnl(r)Ylm()而径向波函数Rnl(r)只与r有关故以Rnl(r)或rRnl(r)对r作图均可表示电子运动状态的径向分布情况即可将D(r)=rR(r)称为径向分布函数它与概率密度的含义不同概率密度指在核外空间某点单位体积内电子出现的机会而D(r)是距原子核距离为r的单位厚度球形薄壳内电子出现的概率。D(r)与r的关系图称为电子云径向分布图它是反映电子云随原子半径变化的图形对了解原子的结构和性质、解释“钻穿效应”等有重要意义。径向分布图前已知nlm(r)=Rnl(r)Ylm()而径向波函数Rnl(r)只与r有关故以Rnl(r)或rRnl(r)对r作图均可表示电子运动状态的径向分布情况即可将D(r)=rR(r)称为径向分布函数它与概率密度的含义不同概率密度指在核外空间某点单位体积内电子出现的机会而D(r)是距原子核距离为r的单位厚度球形薄壳内电子出现的概率。D(r)与r的关系图称为电子云径向分布图它是反映电子云随原子半径变化的图形对了解原子的结构和性质、解释“钻穿效应”等有重要意义。峰越高表明峰值所对应的距离处电子出现的概率越大反之亦然峰数=nl如s:=个峰p:=个峰l相同时n越大、峰越多、主峰离核越远、能量越高说明原子轨道基本是分层排布的:ssssn相同时l越小峰越多主峰虽离核越远但小峰离核越近即“钻穿效应”强。如s第一小峰钻到比d离核更近处(能级交错)。解释:四个量子数①主量子数n③磁量子数m④自旋量子数ms②角量子数ln=,,,……核外电子运动的描述取值:(正整数)KLMNOPQ(光谱学符号与周期表对应)、主量子数n:描述电子出现概率最大的区域离核的平均距离是决定电子能量高低的主要因素。n值越大表示电子离核越远、能量越高。n值相同的电子大致在同一空间范围内运动能量相近故把n值相同的各状态称作一个电子层(如:n=称第三电子层或M层)对于单电子体系n值是决定电子能量的唯一因素(En=Bn)即n确定后同一电子层各亚层的能量均相同称为“简并轨道”(等价轨道)对于多电子体系电子能量由n、l共同决定。、角量子数ll决定电子空间运动的角动量以及原子轨道或电子云的形状标志电子亚层在多电子原子中电子能量由n、l共同决定。取值:nspdfn–(光谱学符号与亚层对应)在n值相同的同一电子层中可有n个电子亚层如n=l可取分别表示s、p、d亚层故l标志电子亚层对于多电子体系电子能量由n、l共同决定(E=nl),径向峰数=n-l同一n层中l越小峰越多能量越低。如:spd同一电子层、同一亚层的原子轨道(n、l相同)具有相同的能量属于同一能级(简并轨道、等价轨道)如n=、l=的轨道有三条属于p能级能量均相同相应的电子称为p电子。、磁量子数m描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向决定在各亚层中的简并轨道数。取值:l(共l个)即:各亚层有l个空间的伸展方向有l个简并轨道。如n=的电子层l=对应s、p、d亚层则分别有、、条简并轨道。(如p轨道共三条:px、py、pz能量均相同有个空间的伸展方向)取值:。、自旋量子数mS原子光谱的精细结构表明电子还有另一种运动形式称为“自旋运动”用自旋量子数mS表示。表示同一轨道中电子的二种自旋状态。指定三个量子数nlm为一定值就解出一个波函数就得到一条原子轨道因此可用三个量子数nlm描述一条原子轨道如,,,是s轨道,,是p轨道中的一条。描述一个电子的运动状态需要四个量子数nlmmS。如:()表示在p轨道上“正旋”的一个电子。量子数与原子轨道的关系n,l,m一定轨道也确定l…轨道spdf…例如:n=l=m=sn=l=m=pzn=l=m=dz思考题:当n为时,l,m分别可以取何值?轨道的名称怎样(,,)对错改正代表哪些轨道能量?(,,,)s,,,(,,,),d,,,,代表哪些轨道能量?n=,l=(d亚层)m=,,,,(条能量相等的简并轨道)有组量子数①n=,l=,m=②n=,l=,m=③n=,l=,m=④n=,l=,m=⑤n=,l=,m=⑥n=,l=,m=其中正确的是A①②③B①②④C④⑤⑥D②④⑤B小结:量子数与电子云的关系n:描述电子出现概率最大的区域离核的平均距离标志电子层。是决定电子能量高低的主要因素。l:描述原子轨道或电子云的形状标志电子亚层在多电子原子中电子能量由n、l共同决定(能级)。m:描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向决定在各亚层中的简并轨道数。ms:表示同一轨道中电子的二种自旋状态。基态原子核外电子排布规律(三原则)基态原子核外电子排布规律(三原则)能量最低原理多电子原子在基态时核外电子总是尽先占据能量最低的轨道再依次由低向高填充以使原子体系的能量最低(能量最低稳定)。Pauli不相容原理在同一原子里不可能有四个量子数完全相同的电子存在。即在一条原子轨道上最多只能容纳自旋相反的两个电子(自旋相同不行多于两个不行但只有一个可以)。Hund规则()在填充同一能级的简并轨道(等价轨道)时电子总是尽先以自旋平行的方向分占不同的简并轨道。()简并轨道处于全充满(s、p、d、f)、半充满(s、p、d、f)、全空(s、p、d、f)时原子较为稳定。多电子原子轨道近似能级图多电子原子轨道近似能级图轨道:与氢原子类似其电子运动状态可描述为s,s,px,py,pz,s…能量:与氢原子不同,能量不仅与n有关,也与l有关在外加磁场的作用下,还与m有关。Pauling近似能级图“鲍林近似能级图”及“徐光宪电子能级分组法”:鲍林近似能级图:每个方框为一能级组能量相近由下至上能量增高徐光宪电子能级分组法:E=nl整数相同的为一能级组总结两方法原子轨道的能级顺序可简写为:sspspsdpsdpsfdpsfdp同一能级组(同一周期)的能量高低:ns<(n-)f<(n-)d<np鲍林近似能级图反映了多电子原子的原子轨道能量的近似高低但氢原子等不同(同主层能量相同:s=p=ds=p=d=f)原子的电子结构和元素周期率原子核外电子的排布基态原子当原子中的电子按照上述三原则并根据鲍林能级图排布时该原子处于最低能量状态称为基态原子。比基态能量更高的状态称为激发态具有激发态结构的原子称为激发态原子。显然任何原子的基态结构只有一种而激发态结构却可有多种。如:H:基态:s激发态:s、p、s………基态原子的电子结构的表示方式基态原子的电子结构的表示方式以亚层符号表示(全排法)所有能级均写出体现排布全貌Z=Fe:sspspds原子实以原子实符号表示(简排法)“原子实”用稀有气体代替只表示价电子构型。价电子:主族:ns、np电子副族:(n)d、ns电子注:因原子内层结构与上一周期的稀有气体的电子构型相同故可用加方括号的稀有气体元素符号(称为原子实)代替内层电子的排布而只写出价电子构型即简排法。“原子实”部分的电子排布不按能级交错排只是外层价电子遇到能级交错时才按能量高低交错排布但书写电子结构式时却应按电子层n值大小顺序书写、不按交错顺序书写(原因:如d能量高于s但当s填充电子后又因核与电子所组成的力场发生变化s能级反会升高则失电子时应先失去外层的s电子后失去d电子)。例全排法简排法惰气MnSSPSPdSArdSHe原子实价电子NeCuSSPSPdSArdSArSSPSPdSKrAgSSPSPdSPdSKrdSXeSSPSPdSPdSRn(离子的电子排布:原子由外向内层失电子则:FeArdSFeArdFeArd、原子轨道图式若要表示电子自旋方向可用原子轨道图式表示:电子结构式原子轨道图式MnArdSArdSFeArdSArdS量子数电子层电子亚层之间的关系每个亚层中轨道数目n每个亚层最多容纳电子数每个电子层最多容纳的电子数主量子数n电子层KLMN角量子数l电子亚层spdf原子电子层结构和元素周期表元素周期律:元素以及由它形成的单质和化合物的性质随元素的原子序数(核电荷数)的依次递增呈现周期性的变化。元素周期表(长表):周期 元素周期=最大n值=电子层数=最高能级组数各周期元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。族原子价电子层电子数区五个区:spddsf元素周期表元素周期表区、价电子构型、族、族数、化合价:区价电子构型族族数化合价SnsA、Ans电子数、(族数)Pnsnp~A~A、nsnp电子数左下:金属最高正价=族数族右上非金属最高负价=族数d(n)d~nsB~B(n)dns电子数常见、、多变价ds(n)dnsB、Bns电子数常见、(有变价)f(n)f~(n)d~ns常见(有、、、、、)元素基本性质的周期性(学生自学)原子的电子结构的周期性决定元素基本性质的周期性变化。(原子参数:原子半径、电离能(势)、电子亲合能、电负性)一、原子半径规律:r减小(主族明显副族缓慢)相邻元素原子半径减小值:主族~pm过渡元素~pm内过渡元素~pm镧系收缩:镧系个元素的原子半径减小不明显r增大(主族明显副族缓慢)主族元素电离能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用I表示。由价气态正离子失去电子成为带价气态正离子所需要的能量称为第二电离能用I表示。E(g)E(g)eI定义:M(g)M(g)eIM(g)M(g)eIM(g)M(g)eIIII(均为正值)意义:一般用I表示气态原子失去电子的难易(金属性强弱)I小易失去电子金属性强I大不易失去电子金属性弱规律:r减小、I增大(主族明显副族缓慢)注意反常点BeBNOSSPSPSP稳定I大,不稳定,稳定I大,不稳定r增大、I减小(主族明显副族不规则)电子亲合能(E)电子亲合能(E)定义:基态气体原子得到电子成为带一个负电荷的气态负离子所放出的能量称为第一电子亲合能用EA表示。依次有EA、EA、……。定义:A(g)eA(g)rHm=–EA(放出能量)A(g)eA(g)rHm=–EA>(吸收能量)A(g)eA(g)rHm=–EA>(吸收能量)EA多数为正EA、EA为负。意义:一般用EA表示气态原子得到电子的难易(非金属性强弱)EA大易得到电子非金属性强EA小不易得到电子非金属性弱非金属EA大、多数为正金属EA小或负。规律:r减小、I增大、EA增大(主族明显副族缓慢)注意反常点:CNOSPSPSP不稳定稳定不稳定易得e不易得e易得eEA大EA小EA大故Be族(S)、N族(P)、族(P)稳定EA小或负r增大、I减小、EA减小(主族明显但第二周期小于第三周期半径小、电子间斥力大、不易得e、EA小)电负性:定义:原子在分子中吸引电子的能力称为元素电负性X。意义:()可以统一量度金属性及非金属性:(见电负性表-)X越大,吸引成键电子的能力越强,元素的非金属性越强X越小,吸引成键电子的能力越弱,元素的金属性越强()X=为分界线(大概)X,为金属,最活泼的金属在周期表左下方Cs,Fr(X=),X,为非金属,最活泼的非金属在周期表右上方F(X=),(Hg,Au,Pt等除外)X=,为半金属,兼有金属性及非金属性()元素的X大,易形成离子键,X小,易形成共价键规律:r减小、I增大、EA增大、X增大(主族明显副族缓慢)同周期,稀有气体的电负性最大稀有气体中Ne的X最大Xe较小,可有氧化物及氟化物r增大、I减小、EA减小、X减小(主族明显副族前减后增)分子结构分子是由原子组成的是参加化学反应的基本单元。所以除原子结构知识外还应掌握化学键理论、分子空间结构理论等。分子结构分子是由原子组成的是参加化学反应的基本单元。所以除原子结构知识外还应掌握化学键理论、分子空间结构理论等。离子键理论化学键:分子或晶体中相邻原子(或离子)之间强烈的吸引作用。化学键理论:金属键理论共价键理论离子键的形成及特征离子键的构成年德国化学家柯塞尔基于稀有气体原子的电子层结构特别稳定的事实提出了离子理论。认为当电负性很小的金属原子和电负性很大的非金属原子相互靠近时前者易失去电子变成阳离子后者易得到电子变成阴离子。而正、负离子靠静电引力作用结合在一起这种静电引力作用称为离子键。如NaCl的形成。离子化合物Cl+e→Clsspspsspsp(χ=)ArNaClNa+ClNaCl(离子型分子)静电引力离子键Nae→Nasspsssp(χ=)Ne离子键可存在于气体分子中(LiF)大量的是存在于离子晶体中。一般情况下以离子键结合的化合物都是以离子晶体的形式存在。所以NaCl、KCl均为化学式。、离子键的性质:()本质静电引力特征无方向性和饱和性。离子可近似地看成一个弥漫着电子云的圆球离子电荷分布是球形对称的所以离子能从任何方向、同等程度地、尽可能多地吸引带相反电荷的离子只受空间大小的限制。所以NaCl、KCl等均为化学式。()键的离子性与元素电负性有关:成键元素的电负性差X越大,离子键成分越大。对AB型化合物:(近似)X>,可视为离子型化合物X(NaCl)=X可视为共价型化合物X(AgCl)=X=离子键成分。离子键与共价型没有严格的界限:电负性差最大的CsF(X=)共价性为HF(X=>)但以共价性为主。典型的离子型化合物:也有共价成分。二、离子的结构(学生自学)共价化合物共价键的形成与本质量子力学处理H分子的结果:两个氢原子电子自旋方式相反靠近、重叠核间形成一个电子概率密度较大的区域。系统能量降低形成氢分子。核间距R为pm。价键理论的要点()二成键原子必需有成单的、自旋相反的电子在相互接近时才有可能轨道重叠、形成稳定共价键。(饱和性)()成键电子的原子轨道重叠时要满足二条件:对称性匹配原子轨道同号重叠有效。最大重叠原理沿原子轨道键轴(原子核连线)方向重叠才可形成稳定共价键。(方向性)基态能量降低、成键排斥态能量升高、不成键共价键的本质共价键的结合力是两核对共用电子形成的负电区的吸引力故共价键的本质是原子轨道重叠核间电子概率密度大吸引原子核而成健。(但非静电引力)推斥态基态-P+S+-P+S+×共价键的键型共价键的键型σ键:原子轨道沿核间联线方向进行同号“头碰头”重叠(原子轨道重叠部分在两核连线上呈圆柱形受核吸引力大牢固。)。+··+SSPS-++PP-++-π键:两原子轨道垂直核间联线并相互平行进行同号“肩并肩”重叠(原子轨道重叠部分不在两核连线上镜面反对称受核吸引力小不牢固所以键电子易参加反应)。PZPZ+-+-共价单键一定是键双键是一个键、一个键叁键是一个键、二个键。HS中:S的px,pyH的s键参数:键参数:键长分子中两原子核间的平衡距离。单键、双键及叁键的键长依次缩短。键能键解离能(D)。在双原子分子中于kPa下将气态分子断裂成气态原子所需要的能量。在多原子分子中断裂气态分子中的某一个键形成两个“碎片”时所需要的能量叫做此键的解离能。键角两根共价键之间的夹角。键角和键长是反映分子空间构型的重要参数它们均可通过实验测知。键的极性(μ)键矩是表示键的极性的物理量。键的极性(μ)键矩是表示键的极性的物理量。μ=q·l式中q为电量l为核间距。μ为矢量。例如实验测得H-Cl键参数小结:键的极性键矩(μ)键的强度:键能(E)价键理论的成功:共价键的饱和性和方向性价键理论的困惑分子的空间构型:CH中的C只有两个成单电子但有四根共价键C的两根p轨道互成°但CH中的四根共价键互成。′杂化轨道理论杂化轨道理论年鲍林在价键理论的基础上提出杂化轨道理论可解释空间构型等。杂化轨道理论的基本要点:()形成分子时中心原子能级相近的价电子轨道混合杂化形成一组新的价电子轨道杂化轨道。()形成的杂化轨道数目等于参加杂化的原子轨道总数。()杂化轨道形状发生改变电子云分布更集中成键轨道重叠程度更大成键能力增强形成的分子更稳定。成键能力大小顺序:sp<sp<sp()杂化轨道相互排斥在空间取得最大键角杂化轨道的空间伸展方向决定了分子的骨架构型。杂化轨道沿键轴方向与其他原子轨道重叠形成σ键并构成分子的空间构型。有等性和不等性两种杂化等性:各杂化轨道成分完全相同不等性:各杂化轨道成分不完全相同(有孤电子对参加杂化)杂化类型与分子空间构型sp杂化轨道个ns轨道与个np轨道杂化形成个sp杂化轨道。xxspsppBe:sBe采用sp杂化生成BeHBeCl的成键过程:铍原子杂化sp铍原子基态sp激发态spp杂化状态两个sp杂化轨道BeCl的成键过程:CHCHSP直线形(O)键:SPSP(SPS)×键:PPCCHHB:spBF的空间构型为平面三角形sp杂化轨道个ns轨道与个np轨道杂化形成个sp杂化轨道。CSPCCHHHHPPCH=CHSP平面形O键:SPSP(SPS)×键:PP激发杂化×SP×PCH的空间构型为正四面体C:spsp杂化轨道个ns轨道与个np轨道杂化形成个sp杂化轨道。HCSPHHHCHSP正四面体形O’键:SPs激发杂化×SPc不等性sp杂化小结:杂化轨道的类型与分子的空间构型中心原子直线形三角形四面体三角锥V型参加杂化的轨道杂化轨道数成键轨道夹角分子空间构型实例考题解析:()、乙烯是形分子分子中有键个键个CC之间采用杂化轨道成键。平面SP、HgCl是形分子,采用杂化轨道成键。直线SP分子的极性、分子间力和氢键为什么水蒸气能凝结成雨、凝固成冰?(化学组成及键并未变化)为什么固体表面能吸附?为什么毛细管内的液面会上升?这些现象表明分子之间还存在着某种相互吸引力分子间力(intetrmolecularforces),即范德华力(荷兰物理学家年注意并研究故而得名)。原子之间靠化学键结合成分子(决定化学性质)分子之间靠分子间力聚集成Slg(决定物理性质)分子间力大小与分子的极性有关。分子极性的量度偶极矩μμ=q·dq:正(负)电荷重心(电荷集中点)的电量d:正(负)电荷重心的距离偶极矩是一个矢量其方向是从正极到负极。电子的电荷等于×C两个中心的距离和分子的直径有相同的数量级即m故偶极矩大小的数量级为C·m。分子的极性:键的极性:键的极性可用键矩(矢量)表示:X越大、键极性越大、键矩越大离子键极性共价键非极性共价键X>XX=极性键离子键:X>,(NaCl)极性共价键:X(HFAgCl)正、负电荷重心不重合非极性键:X=(N)正、负电荷重心重合+-分子没有极性非极性分子正、负电荷重心不重合者分子有极性极性分子正、负电荷中重心重合者分子是否有极性关键要看分子中电荷重心是否重合。对于双原子分子:键有极性、分子就有极性(键的极性与分子的极性一致而且键越强、分子的极性也越强)。HF>HCl>HBr>HI对于多原子分子:极性键多原子分子不一定是极性分子还与分子的空间构型有关系如:CHCCl无极性CHCl有极性分子极性与分子空间构型的关系分子极性与分子空间构型的关系非极性分子非极性键双原子分子:N、H、O极性键、空间对称:CH、BF、CO极性分子极性键双原子分子:HF极性键、空间不对称:NH、HO、CHCl分子偶极矩的测定可得到分子结构的参考:。CO:CO键有极性但分子无极性得CO为线性分子。BF分子无极性为平面结构而NH分子有极性为三角锥结构OSSPOOO?非极性键组成的单质分子是否都是非极性分子?NO!非极性键双原子分子N、H、O是多原子单质分子P、S等也是但O不是非极性分子!因为:O是SP不等性杂化其构型为V字型并且有一个(三中心、四电子大键)导至正、负电荷重心不重合。+-分子的变形性:在外电场中()非极性分子-+这种性质变形性过程极化变形产生的偶极诱导偶极(电场消失亦消失)()极性分子:本身具有偶极永久偶极、固有偶极(不消失)相当一个电场可使邻近分子极化变形+-分子间力定义:分子间的相互作用称为分子间力又叫范德华力。F、CI、Br、IgIS、熔沸点增大WHY?原因:有分子间力(色散力、诱导力、取向力)和氢键。色散力(存在于所有分子中)色散力(存在于所有分子中)瞬时偶极核振动、电子运动引起的核、电子云的瞬时位

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