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第四章物质结构.ppt

第四章物质结构

伊师葛昊罡
2013-07-13 0人阅读 举报 0 0 暂无简介

简介:本文档为《第四章物质结构ppt》,可适用于工程科技领域

第四章物质结构原子结构、分子结构Structureofmaterials第四章物质结构原子结构、分子结构Structureofmaterials.了解微观粒子的运动特征:能量量子化、波粒二象性、测不准关系.了解波函数与原子轨道、几率密度与电子云、原子轨道和电子云角度分布图等基本概念.掌握四个量子数的物理意义、相互关系及合理组合本章学习要求:.掌握单电子原子、多电子原子的轨道能级和核外电子排布规律熟练写出第四周期以内元素原子的核外电子排布式.掌握原子结构与周期系的关系,了解元素基本性质的变化规律.掌握离子键的特点、强度等掌握价键理论的要点、共价键的特点及σ键和π键的形成、特点掌握杂化轨道理论的要点能解释简单分子的形成及分子的空间构型掌握分子间作用力和氢键的形成、特点及对物质性质的影响物质结构理论发展简介原子分子论经典原子模型玻尔氢原子模型量子力学世纪世纪道阿Rutherford量子论普朗克十九世纪十九世纪年道尔顿创立了化学原子论。不久又提出了倍比定律。★化学原子论每种化学元素有一种原子同种原子质量相同不同种原子质量不同原子不可再分一种原子不会转变为另一种原子化学反应只改变原子的结合方式使反应前的物质变成反应后的物质优点:解释了当时已知的化学反应的定量关系。缺点:不能给出许多元素的原子量总体:原子论极大地推动了化学的发展。原子结构的探索过程:原子结构的探索过程: 年前的今天正是人类揭开原子结构秘密的非常时期。我们共同来回顾世纪末到世纪初科学发展史上的一系列重大的事件。※天然放射性的发现年法国物理学家贝克莱Becquerel发现铀的天然放射性年波兰人居里夫妇MarieCurie发现钋和镭的放射性二者蜕变后最后都变成铅。经研究发现上述射线是由α、β、γ三种射线组成。α粒子:带两个正电荷质量为氢原子的倍β粒子:带个负电荷(后证明是电子)Γ射线:波长很短的电磁波天然放射性物质及其蜕变现象的发现使人们开始意识到原子并非是组成物质的“最终质点”它是可分的而且具有复杂的内部结构。※电子的发现※电子的发现年人们在研究物质在真空管的放电现象时发现了阴极射线年美国物理学家汤姆森thomson研究阴极射线的本质时发现阴极射线是一群带负电的粒子流将其命名为电子并测定了电子的荷质比。不论阴极射线管中的气体是什么气体或电极材料是用什么金属制成的发射的阴极射线的电子的荷质比都是相等的。因此证明电子是各种原子的共同组成部分。放射性、电子的发现证明了原子是可分可变的原子还有其内部结构。这是人们对物质认识的一个重大突破使人们对物质结构的认识从宏观领域进入到了微观领域。阴极射线在磁场中偏转※原子核的发现※原子核的发现年美国物理学家卢瑟福Rutherford进行α粒子散射实验提出原子的有核模型。用一束平行的α射线撞击金属箔观察α粒子的行踪。发现α粒子穿过金箔后大多数粒子仍继续向前没有改变方向少数α粒子改变它原来的途径而发生偏转但偏转的角度不大仅有极少数(约万)偏转的角度很大甚至被反弹回去。※核电荷的确定※核电荷的确定年英国物理学家莫斯莱Moseley系统地研究了用各种元素分别制成阴极所得到的X射线的波长发现不同元素各有其特征的X射线谱线得出原子序数与其X射线波长的关系而原子序数在数值上正好等于该原子的核电荷。这样通过测定元素的特征X射线光谱就可以确定其核电荷数。※质子的发现※质子的发现年卢瑟福Rutherford用α粒子轰击氮发现氮原子可以放出一个带正电荷的粒子其电量与电子相等。由于任何中性原子都可以失去一个或多个电子而成为带正电荷离子这就说明每一个原子的原子核中都含有一个或多个正电性单元质子。质子的发现还不能解释除H核以外的其它原子核的问题。例如:He原子核内含有两个质子而它的质量却是H原子的倍。这多出来的倍质量又是哪里来的呢?为此卢瑟福预言在原子核中必定还存在着一种电中性的粒子。※中子的发现※中子的发现年卢瑟福的学生、美国物理学家查德威克Chadwick用高速α粒子轰击Be时发现了这种不带电的粒子。它的质量比质子的质量略大。中子的发现上述原子核的质量问题就解决了。He核的质量之所以为H原子的两倍是因为核中除含有个质子外还含有个中子的缘故。由于上述一系列的重大发现和研究人们基本弄清了原子的主要组成。原子是由电子、质子和中子三种基本粒子所组成。其中质子和中子靠核力组成原子核核靠静电引力而将电子束缚在核外的一定空间运动。Rutherford根据粒子散射实验创立了关于原子结构的“太阳行星模型”其要点是:Rutherford根据粒子散射实验创立了关于原子结构的“太阳行星模型”其要点是:()原子是由电子和带正电荷的原子核组成。原子核很小约占原子体积的十万分之一。电子在原子核外很大的空间里像行星绕着太阳那样沿着一定的轨道绕核运动()电子的质量很小原子的大部分质量集中在核上()原子核的正电荷数等于核外电子数因此整个原子电中性。年英Rutherford的α散射实验证实原子核的存在提出原子带核模型。根据当时的物理学概念,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由于原子毁灭的事实从未发生,将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地根据当时的物理学概念,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由于原子毁灭的事实从未发生,将经典物理学概念推到前所未有的尴尬境地自然界的电磁辐射自然界的电磁辐射波长(nm)原子结构的玻尔行星模型原子结构的玻尔行星模型光谱复合光线经三棱镜折射后按照波长长短依次排列的彩色图像。连续光谱(带状光谱)如日光光谱沸腾钢水、炽热灯丝光光谱。线状光谱(原子光谱)原子的特征光谱。以受激发的原子或离子作光源发出的光通过分光镜后得到不连续的明暗相间线条组成的光谱。连续光谱示例连续光谱示例自然界连续光谱实验室氢原子光谱Fe在电弧中发光无论何时、何地测得的谱线位置和强度完全吻合!玻尔理论玻尔理论)核外电子只能在有确定半径和能量的轨道上运动且不辐能量。 )通常电子处在离核最近的轨道上能量最低基态原子得到能量后,电子被激发到高能轨道上原子处于激发态。)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。玻尔理论的局限:)多电子原子光谱)氢原子的精细光谱年deBroglie提出了静止质量不为零的微观粒子具有波粒二象性的假设。并预言具有动量P的微观粒子其物质波的波长为微观粒子的运动特性)波粒二象性年deBroglie的预言被电子衍射实验所证实故这种物质波称为deBroglie波。(waveparticalparallelism)用电子枪发射高速电子通过薄晶体片射击感光荧屏得到明暗相间的环纹类似于光波的衍射环纹。电子衍射实验示意图由上表可知当波长λ大于实物粒子直径才表现波动性。宏观物体与微观粒子比较不可能同时准确地测定微观粒的动量和位置。)量子化特征E=h微观粒子能量变化是不连续的只能以某一最小能量单位的整数倍变化最小能量单位称为量子即x·p=x·m≥h)Heisenberg测不准原理测不准原理是宏观与微观的判别式。(uncertaintyprinciple)x位置测不准,p动量测不准)具有波动性的微观粒子不再服从经典力学规律它们的运动没有确定的轨道只有一定的空间几率分布遵循测不准关系,故对微观粒子的运动状态只能采用统计的方法做出几率性的判断。)概率(几率)密度:电子在核外空间某处单位微体积内出现的几率它等于波函数绝对值的平方即|Ψ|=dpdv。概率(几率)和概率密度)概率(几率):电子在核外空间某区域出现机会的大小。波函数wavefarction)Schröndinger方程-量子力学中描述核外电子在空间运动的数学函数式即原子轨道E-轨道总能量(动能与势能总和)m微粒质量h普朗克常量x,y,z为微粒的空间坐标(x,y,z)波函数波函数是通过解薛定谔方程得到的。)直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,,)的转换(x,y,z)=(r,,)=R(r)Y(,)径向波函数角度波函数#一个合理的波函数必然对应一组合理的量子数:n、l、m。)波函数与原子轨道波函数ψ是描述微观粒子在核外三维空间的一种运动状态的数学表达式ψ(x,y,z)波函数是描述微观粒子运动的波动方程即薛定谔方程的解。一个确定的波函数即表示电子的一种运动状态。波函数又可称为原子轨道。如:Ψs又称为s轨道。)波函数(原子轨道)的空间图象①波函数角度分布图:经过计算得到及对应Y(,)or|Y(,)|的数据。根据Y(,)~(,)可以画出波函数的角度分布图:波函数的角度分布图各种波函数的角度分布图s、p、轨道角度部分剖面图sd轨道角度部分剖面图四花瓣形f原子轨道角度分布图注意:注意:A仅是轮廓图并不表示电子的运动轨迹。B 有正、负之分表明在这个区域的正负值在论化学键的成键与否或键的强弱可知两个同轨道相互重叠才能保证化学键的形成。②电子云的角度分布图:电子云图:用小黑点的疏密来表示电子在外空间几率密度分布的具体图像。因为(r,,)=R(r)Y(,)根据Y(,)~(,)可以画出电子云的角度分布图:电子云:电子在核外空间几率密度分布的形象性。即|Ψ|具体分布图形。各种电子云的角度分布图S电子云P电子云各种电子云的空间分布图象球形对称哑铃形沿某个坐标轴呈柱形对称在核附近及另两个轴方向上几率密度为零。d电子云五种空间取向花瓣形核附近几率密度为零d电子云f轨道(l=,m=,,,,,,):m七种取值,空间七种取向,七条等价(简并)f轨道f电子云=s,p,d平面示意图电子云||分布图…………对于多电子原子以上轨道也近似存在原子轨道与电子云角度分布图比较图的形状较“瘦”为正值图的形状较“胖”为正、负值不同伸展方向相同形状相似相同Y(,)Y(,)角度分布函数电子云原子轨道原子轨道与电子云角度分布图比较名称③径向分布函数图:D(r)~rD(r)=r称为径向分布函数,表示电子在离核半径为r的球面上单位厚度球壳内出的概率。氢原子s电子:在原子核附近概率密度最大而在离核半径pm(Bohr半径)的球壳层中有最大概率。核外电子运动状态核外电子运动状态四个量子数:quantumnumber①描述电子层(能层)②描述电子离核远近③n是决定电子能量的主要因素物理意义:相应光谱项:KLMNOPQ…)主量子数n:principalquantum取值:…n单电子原子(离子)电子能量完全决定于nn值越大能量越高多电子原子电子能量与n和原子轨道形状有关。)角量子数l)角量子数l物理意义:①描述原子轨道或电子云形状②表示同一电子层中具有不同的亚层③在多电子原子中确定能量的次要因素。angularquantumnumber取值:···(n)共n个各电子层的亚层数=电子层的n值多电子原子中电子能量由n、l共同决定。n、l相同的电子能量相同处于同一能单电子原子:Ens=Enp=End=Enf多电子原子:Ens<Enp<End<Enf级,称为等价轨道(简并轨道)。)磁量子数m)磁量子数m物理意义:magneticquantumnumber取值:、±、±···±l共l个值①描述同一亚层的原子轨道(电子云)的伸展方向。如p轨道(n=l=)在空间有三种不同的取向。同一亚层中有几个不同的m值,就有几条原子轨道。即每一种m的取值对应一种空间取向。例如例如n=l=m=ψ,,即ψs,s轨道n=l=m=ψpzn=l=m=ψpx简并轨道n=l=m=ψsn=l=m=ψpy三个量子数即可决定一个原子轨道ψ(n,l,m)②m与电子能量无关)自旋量子数msspinquantumnumberms物理意义:描述电子的自旋运动。四个量子数中前三个量子数的取值规律为:取值:通常用“”和“”表示。故描述一个电子的运动状态常用四个量子数nlmmsn>l例如:例如:小结小结n,m,l三个量子数可确定一个原子轨道ψ(n,l,m)n,l,m,ms四个量子数确定一个电子的运动状态n,l相同的原子轨道能量相同称为简并轨道。每个电子层的亚层数=n值每个电子亚层的轨道数为(l)个每个电子层的轨道总数为n个最多可容纳n个电子屏蔽效应:由于内层电子对外层子的排斥作用削弱了原子核对外层电子的吸引力使有效核电荷数减小。核外电子排布规律)屏蔽效应与钻穿效应不同电子层:EK<EL<EM<EN…钻穿效应:在多电子原子中l较小的轨道上的电子钻到核附近回避其它电子屏蔽的能力较强因而能量较低。同一电子层:Ens<Enp<End<Enf同一能级组:ns<(n)f<(n)d<np能级交错ns<(n)f<(n)d<npEns<Enp<End<EnfEK<EL<EM<EN)多电子原子轨道近似能级图▲主量子数n和角量子数均不相同时出现“能级交错”现象Es<Ed<Ep。由图可见:▲角量子数相同能级能量随主量子数的增大而升高即Es<Es<Es<Es。▲主量子数相同能级能量随角量子数l的增大而升高即Ens<Enp<End<Enf。)核外电子的排布规律)核外电子的排布规律⑴Pauli不相容原理:在同一原子中没有四个量子数完全相同的两个电子存在。于是每⑵最低能量原理:在不违反Pauli不相容原理的前提下,电子总是尽先占据能量最低的轨道使原子的能量处于最低状态。个原子轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。⑶Hund规则:在等价轨道上电子总是尽可能以自旋相同的方向分占不同的轨道。Hund规则的特例:在等价轨道上电子处于全充满(p、d、f)、半充满(p、d、f)和全空(p、d、f)时原子能量较低体系较稳定。原子电子层结构和元素周期系原子核外电子的排布将原子核外电子按上述顺序排布后再按轨道电子从内层到外层写出。即为原子的电子结构式或电子排布式(电子组态)。电子填充顺序为:sspsp,sdpsdpsfdp···CuCrClFeAlNa价电子层结构电子排布式原子Ar原子实表示Ar的电子结构式sspsp 基态阳离子的电子排布 基态阳离子的电子排布原子失电子变成简单阳离子时总是先失去最外层电子一般在原子的最高能级组中同时有ns,np,(n)d和(n)f按规则失电子的先后次序是:np>ns>(n)d>(n)fFeArdsArdsArdsArdsArdsFeFe××元素原子的电子层结构呈周期性变化导致元素性质周期性变化,这就是元素周期律。元素周期系周期的划分与能级组的划分完全一致每个能级组都独自对应一个周期。共有七个能级组所以共有七个周期。)元素周期律)元素的周期周期的划分和轨道能级组的关系周期的划分和轨道能级组的关系周期数=元素电子层数=能级组中最高主量子数周期短周期(一二三)长周期(四五六七)族主族(IAVIIA,)原子最后一个电子填外层ns、np轨道副族(IIIBIIB,IB)最后一个电子填在(n)d或(n)f轨道上)元素的族SHHeSSSSSSdddpppppff)元素的区例Ca写出电子排布式sspspsCa为第四周期、ⅡA族元素例Cr写出电子排布式sspspdsCr为第四周期、ⅥB族元素例Ag写出电子排布式KrdsAg为第五周期、IB族元素例已知某副族元素A原子最后一个电子填入d轨道族号=。电子排布式sspspds(Sc)练习:写出下列各原子的价电子的构型,并指出它们所处的周期和族,最高氧化态是多少()Br(Z=)  ()Co(Z=)  ()Cd(Z=)  ()Cr(Z=)练习:请指出下列元素的价电子构型中哪些是错误的,请说明原因,并改正()Si:Nesp  ()Te:Krsp  ()V:Ards  ()Cr:Ards  ()W:Xeds元素基本性质的周期性)原子半径共价半径同种元素的两个原子以共价单键相连时核间距的一半为共价半径。金属半径金属晶体中金属原子被视为刚性球体彼此相切其核间距的一半为金属半径。vandeWaals半径vandeWaals半径惰性气体中原子间不形成化学键但由于在T很低时也能液化、固化因此原子(分子)间以分子间力作用相互接触形成分子晶体又如干冰CO两个分子间也以vandeWaals力相互作用,其OO间的一半为vandeWaals半径。AA’RAA’COCO以上二者都称为接触半径或vandeWaals半径。原子半径在周期表中的递变规律原子半径在周期表中的递变规律①同一主族从上到下原子半径逐渐增大减小程度不大,r=pm。②同一副族从上到下变化幅度小第五、六周期元素的原子半径非常接近。③同一周期中:长周期过渡元素:从左到右原子半径短周期:从左到右原子半径逐渐减小变化幅度较大。主族元素原子半径pm族号原子半径pm族号镧系元素,自左到右,随核电荷的增加,原子半径总的趋势缓慢减小即镧系收缩。原子序数原子半径pm原子半径pm族号原子半径pm族号原子半径pm族号元素的原子半径变化镧系元素从左到右原子半径减小幅度更小这是由于新增加的电子填入外数第三层上对外层电子的屏蔽效应更大外层电子所受到的有效核电荷数增加的影响更小。镧系元素从镧到镱整个系列的原子半径减小不明显的现象称为镧系收缩。)电离能(ionizationenergy))电离能(ionizationenergy)第一电离能(I):A(g)eA(g)第二电离能:由体价离子再失去一个电子成为价离子所需的能量I<I<I电离能越小说明原子在气态时越易失去电子金属性越强。Mg(g)eMg(g)I=kJ·mol气态原子在基态时失去一个电子成为价气态阳离子时所需的能量电离能的大小决定于原子核的核电荷数、原子半径、电子层结构。电离能在周期表中递变规律同一周期主族元素,从左到右,I增大。具有半充满或全充满电子结构的元素I较大。同一主族从上到下I减小。电离能随原子序数增加的变化电离能变化原子在分子中吸引成键电子的能力。电负性越小元素金属性越强,非金越弱。)电负性(electronegativity)X>为非金属元素X<为金属元素同一主族从上到下,X减小同一周期从左到右,X增大应用:()判断金属性和非金属性强弱()判断化学键的类型和极性)电子亲和能(electronaffinity)基态气态原子得到一个电子成为价态阴离子时所放出的能量称为元素的第一电子亲和能(E)。①②③元素的E为负值。IIA、IIB族元素及稀有气体的E为负值。一般E随原子半径减小而增大,但O、F的E比S、Cl小。化学键:chemicalbond分子中直接相邻的原子或离子之间较强的相互作用力。离子化合物离子键(ionicbond)的形成:离子键(ionicbond)的形成:NaClNaCl第一步电子转移形成离子:Na(ssps)-eNa(ssp)Cl(sssp)eCl-(sssp)第二步靠静电吸引形成化学键。其本质是静电作用力离子键:正、负离子之间通过静电引力而形成的化学键。离子键的形成条件:⑴元素的电负性差比较大x>⑵易形成稳定离子NaspCl-sp只转移少数电子就达稀有气体式稳定结构Na(s)Cl(g)==NaCl(s)⑶形成离子键时释放能量多H=-kJ·mol离子键的特征)作用力的实质是静电引力)离子键没有方向性离子与任何方向性不同的离子相吸引,所以无方向性。)离子键没有饱和性只要是正负离子之间则彼此吸引即无饱和性。因离子化合物是正负离子由离子键交替连接构成的晶体物质没有单个正负离子的分子存在故离子化合物的分子式只是其化学式。离子键的强度和晶格能离子键的强度和晶格能晶格能U(latticeenergy):标态下气态正、负离子结合成mol离子晶体时所放出的能量。A(g)B(g)==AB(s)=U离子键的强度和离子晶体(ioniccrystal)的稳定性用晶格能(latticeenergy)来衡量。同类型离子晶体离子电荷越高离子核间距越短则晶格能越大晶体中离子键越强离子晶体越稳定。晶格能可通过BornHaber循环求算UΔfHmθΔfHmθ=SI½DEeaU离子的特征影响离子键强度的因素有:离子的电荷q、离子的电子层构型和离子半径r(即离子的三个重要特征)。)离子的电荷电荷越高离子键越强。)离子的电子层构型e(s):e(nsnp):e(nsnpnd):e(nsnpnd)orLi、BeNa、Mg、AlAgZnSnFeMnCrSn、Pb、Sb不规则电子构型:e(n)s(n)p(n)dns离子的电子层构型大致有种在离子的半径和电荷大致相同条件下不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律:电子层构型的离子<电子层构型的离子<或电子层构型的离子)离子半径)离子半径①R阳<R原<R阴②同一周期离子电子构型相同的阳RNa=pm<RNa=pmRCl=pm>RCl=pmRA<RA<RARFe=pm<RFe=pm离子的核电荷数越大其半径越小,负离子半径随其电荷增大而增大。④周期表中对角线上左上角的元素③同一主族具有相同电荷的离子RLi=pm=RMg=pmRNa=pm≈RCa=pm半径从上到下依次增大。与右下角的元素的离子半径相近。如:由离子键形成的化合物称为离子化合物。离子化合物通性:大多数是晶体,硬度大易击碎熔沸点高熔化时能导电大多数易溶于水。如:碱金属和碱土金属(Be除外)的卤化物都是典型的离子型化合物。分子中原子之间通过共用电子对结合而成的化学键称为共价键(covalentbond)由共价键形成的化合物称为共价化合物。共价化合物路易斯理论Lewis认为分子中的原子都有形成稀有气体电子结构的趋势求得本身的稳定。达到这种结构可以不通过电子转移形成离子和离子键来完成而是通过共用电子对来实现。Lewis理论的贡献:①提出了一种不同于离子键的新键型②解释了X比较小的元素之间原子的成键事实。Lewis理论的局限:没有说明这种键的实质适应性不强。①两个自旋相反的成单电子相互接近时可配对形成稳定共价键(covalentbond))价键理论的基本要点:②已键合的电子不能再形成新的化学键③成键电子的原子轨道要在对称性匹价键理论(VB法)配的条件下发生最大程度重叠。H分子的形成 )共价键的本质ψ叠加共价键的本质是电性的它是两个原子核对共用电子对形成的负电区的吸引力(ψ叠加)˙˙˙˙)共价键的特性)共价键的特性方向性:两成键原子总是沿着原子轨道最大重叠的方向成键。饱和性:一个原子有几个成单电子就可以与几个自旋相反的电子配对形成几个共价键共价键的类型键键“头碰头”“肩并肩”ssspxpxpxpypypzpz沿键轴呈圆柱型对称镜面反对称键型电子云形状成键轨道重叠方式EBEe杂化轨道大低小高例如:键:头碰头的方式重叠HF的生成HF的生成键:肩并肩的方式重叠pp键N:sppxpypz思考:两原子最多只能形成一个σ键吗?两原子最多只能形成一个σ键个π键。pd键dd键键、π键的差别所有的单键均为σ键双键:一个σ键一个π键叁键:一个σ键两个π键例:NN≡N一个σ键两个π键CH五个σ键个π键小结:共价键的键参数(BondParameter)共价键的键参数(BondParameter))键能BE(Bondenergy):定义:K,kpa,AB(g)A(g)B(g)EBkJmol键能愈大共价键强度愈大分子愈稳定键能与离解能:对于双原子分子键能=离解能D对于多原子分子键能=离解能的平均值。NH(g)=NH(g)H(g)D=kJ·molNH(g)=NH(g)H(g)D=kJ·molNH(g)=NH(g)H(g)D=kJ·molENH=(DDD)例:E单E双E叁==kJ·mol)键长(Bondlength):)键角(Bondangle):分子中成键原子核之间的平均距离,键长越短键越牢固分子越稳定。分子中键与键之间的夹角决定分子几何构型的重要因素。)键的极性和分子的极性①共价键的极性:表示成键电子对在两原子之间的分布情况。共价键极性的大小常用两成键原子的电非极性键=极性键>键的极性与电负性差的关系键键型过渡HHHBrHClHFNaF非极性键极性键离子键负性差来衡量,越大键极性越强。共价键HI②分子的极性分子的极性大小用偶极矩μ衡量qqd偶极矩μ=dq非极性分子μ=①分子中键均为非极性键②有极性键,但分子结构对称极性分子分子结构不对称μ>OHHOOc主要内容小结:主要内容小结:()核外电子运动的特殊性*()四个量子数:意义、取值、原子轨道和电子运动状态的确定*()核外电子排布:轨道能级图、排布规律、电子排布与周期表()元素性质的周期性变化()波函数与原子轨道几率、几率密度与电子云的意义价健理论局限性:价健理论局限性:无法解释分子的空间构型健角分子构型HOV型CH正四面体型)在形成分子时,原子中能量相近的几个原子轨道重新组合而形成一组新的原子轨道这过程称为杂化形成的新轨道称为杂化轨道杂化轨道理论的基本要点杂化轨道理论hybridorbital杂化轨道形状一头大一头小的葫芦型。)轨道杂化增强原子轨道的成键能力)杂化轨道数目等于参与杂化的原子轨道数目(最大重叠、最小斥力)。杂化类型与分子空间构型sp杂化个sp杂化轨道特点:sp=sp两个sp杂化轨道的夹角为º直线型空间构型两个sp杂化轨道的夹角为ºEx形成BeCl分子分子为直线型结构特点:sp=sp杂化轨道Be:sssp杂化三个sp杂化轨道的夹角为º空间构型为平面三角型BF分子特点:sp=Spsp杂化四个sp杂化轨道的夹角为º‘空间构型为正四面体型CH分子特点:sp=Sp等性杂化:各个杂化轨道的形状和能量完全相同。不等性杂化:参与杂化的原子轨道中存在孤对电子则形成的杂化轨道的形状和能量不完全相同。判断是否等性杂化要看各条杂化轨道的能量是否相等不能看未参加杂化的轨道的能量。等性杂化和不等性杂化NHHO三角锥型V型º‘º‘参与杂化但不成键参与杂化但不成键氨分子的不等性sp杂化水分子的不等性sp杂化()在形成多原子分子时能量相近的原子轨道发生混合,重新形成能量相同的杂化轨道。杂化轨道理论小结()杂化轨道数目与参与杂化的原子轨道数目等杂化轨道有确定的伸展方向。()杂化分等性杂化和不等性杂化。()杂化轨道成键能力增强。s成分越多成键能力越强sp>sp>sp>p只能形成σ键有一定的局限性。杂化类型轨道数轨道夹角分子构型spº直线型spº平面三角型sp等性º´正四面体不等性º´三角锥型º´V型轨道杂化类型与分子空间构型分子间作用力和氢键分子间作用力和氢键分子间力intermolecularforcevanderWaal’sforce取向力(Orientationforce):诱导力(Inducedforce):色散力(Dispersionforce):)分子的极化)分子的极化非极性分子μ=Δμ极性分子μμ分子内正`负电荷重心发生相对位移的过程。Δμeee瞬间偶极色散力瞬间诱导偶极诱导力诱导偶极取向力)分子间作用力VanderWaals力固有偶极极–极极–非极非极–非极)分子间力特点)分子间力特点①键能小只有几个至几十个kJ·mol③取向力与温度有关诱导力色散力受温度影响不大。②静电短程力不具有方向性和饱和性。比化学键小个数量级。色散力:普遍存在于各种分子之间。分子的分子量越大色散力就越大。例题例题取向力诱导力色散力CO(g)无无有He,HO无有有CHOH,HO有有有HBr气体有有有I,CCl无无有FClBrIVanderWaals力分子逐渐增大常温下状态气气液固沸点K熔点K分子量逐渐增大)VanderWaals力与物质的性质的关系氢化物的沸点氢键氢键)氢键的形成:hydrogerbondX与Y可以相同也可以不同强极性键氢键)表示:XH……Y)形成条件:F、O、N①具有方向性和饱和性)特点:②比化学键弱得多与分子间力相当由于H的体积小个H只能形成一个氢键。因H的两侧电负性大的原子的负电排斥使两个原子在H两侧呈直线排列。一般X,Y的电负性越大半径越小形成的氢键越强。F–H…F>O–H…O>O–H…N>N–H…N)氢键类型①分子间键:(HO)nHO与NH(HBO)nOHHOBOHOH…OBOHH②分子内氢键NOOOHOHNHO)氢键对化合物性质的影响)氢键对化合物性质的影响分子间氢键使物质的熔、沸点升高溶液的密度、粘度增大。EgCHCHOH存在分子间氢键而分子量相同的HC-O-CH无分子间氢键故前者的熔、沸点高。分子内氢键使物质的熔、沸点降低与溶液的密度、粘度无关。没有分子内氢键mp-℃

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第四章物质结构

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