第六章原子结构与分子结构

1第六章原子结构与分子结构基础化学2本章重点5元素周期表与元素性质的周期性1微观粒子的波粒二象性3原子轨道能级图2四个量子数4核外电子排布能量三原则6离子键、金属键、共价键7杂化轨道理论和分子的空间构型8分子间作用力与氢键3第一节原子核外电子的排布6.1.1核外电子的运动状态1.玻尔理论氢原子核内只有一个质子，核外只有一个电子，它是最简单的原子。在氢原子内，这个核外电子是怎样运动的？这个问题表面看来似乎不太复杂，但却长期使许多科学家既神往又困扰，经历了一个生动而又曲折的探索过程。41、爱因斯坦的光子学说2、普朗克的量子化学说3、氢原子的光谱实验4、卢瑟福的有核模型1913年，28岁的Bohr在的基础上，建立了Bohr理论.1.玻尔理论6.1.1核外电子的运动状态5玻尔原子模型要点：定态轨道概念：核外电子运动取一定的轨道，在此轨道上运动的电子不放出也不吸收能量。轨道能级的概念：不同定态轨道的能量是不同的，离核近能量低，离核远能量高，轨道的不同能量状态称为能级，正常状态下，电子在低能轨道上称为基态，获能量后可到高能轨道上，成为激发态。1.玻尔理论6.1.1核外电子的运动状态6玻尔理论成功解释了氢原子和类氢原子光谱，缺陷是不能解释多电子原子光谱。激发态原子发光的原因：激发态原子不稳定，当跃迁到低能级时，释放出能量，以光的形式释放出来，不同元素的原子发光时，各有特征的光谱。轨道能量量子化概念：轨道间能量差值是不连续的，轨道能量是不连续的，即核外电子运动的能量是量子化的。表征微观粒子运动状态的某些物理量的能量在不连续的变化，称为量子化。1.玻尔理论6.1.1核外电子的运动状态7光的波粒二象性1905年爱因斯坦提出了光子学说，圆满地解释光电效应。光作为一束光子流，其能量表示为E=h，光不仅具有波动性，而且具有粒子性。波粒二象性是光的本性。2.微观粒子的波粒二象性6.1.1核外电子的运动状态82.微观粒子的波粒二象性微观粒子的波粒二象性6.1.1核外电子的运动状态1924年，法国物理学家德布罗依预言，假如光具有波粒二象性，那么微观粒子在某些情况下，也能呈现波动性。hmv左边是电子的波长，表明它的波动性特征，右边是电子的动量代表它的粒子性，通过普朗克常数把电子的粒子性和波动性定量地联系起来，这就是电子的波粒二象性。91927年，美国物理学家戴维逊在进行电子衍射实验时发现高速运动的电子束穿过晶体光栅投射到感光底片上时，得到的不是一个感光点，而是明暗相间的条纹，与光的衍射图相似，证实了电子的波动性。电子衍射实验示意图感光屏幕薄晶体片电子束电子枪衍射环纹2.微观粒子的波粒二象性101926年，奥地利物理学家薛定谔提出了描述电子运动状态的数学表达式，即著名的微观粒子运动方程—薛定谔方程。222222228()0mEVxyzh式中:为波函数,是空间坐标，，的函数xyz(,,)xyz方程中m，E，V体现电子的微粒性，体现波动性。3.波函数和原子轨道11波函数是描述核外电子在空间运动状态的数学函数式，即一定的波函数描述电子一定的运动状态。原子轨道是波函数的空间图像，即原子中一个电子的可能的空间运动状态。波函数的意义：是描述原子核外电子运动状态的数学函数式，是空间坐标x,y,z的函数，每一个波函数叫原子轨道。每一个函数有一相对应的能量Eψ波函数没有明确的直观的物理意义，但是表示电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度。2ψ3.波函数和原子轨道13从薛定谔方程中求出的具体函数形式，即为方程的解。它是一个包含n,l,m三个常数项的三变量的函数，常表示为：),,(r,,(,,)nlmrn,l,m－量子数n,l,m三个量子数是薛定谔方程有合理解的必要条件。5.量子数14描述原子中各电子的状态（指电子所在的电子层和原子轨道的能级、形状、伸展方向以及电子的自旋方向等）需要四个参数。主量子数（n）描述电子层能量的高低次序和离核远近的参数。n可为零以外的正整数。n=1，2，3…每个值代表一个电子层：主量子数(n)12345电子层第一层第二层第三层第四层第五层电子层符号KLMNOn值越小，该电子层离核越近，其能级越低。5.量子数15确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。角量子数（）ln值确定以后，可为零到(n-1)的正整数，其中每一个l值代表一个电子亚层：0,1,2(1)ln角量子数（）012345电子亚层符号spdfghl对于多电子原子来说，同一电子层中的l值越小，该电子亚层的能级越低，如：2s2p16m的取值决定于l值，可取2l+1个从-l到+l（包括零）的整数，每一个m值代表一个具有某种空间取向的原子轨道。例：三个数值，表示亚层上的三个相互垂直的原子轨道。1,1,0,1lm自旋量子数（ms）描述核外电子的自旋状态。只有或两个数值，表示电子的一种自旋方向，顺时针和逆时针方向。1212磁量子数（m）是描述原子轨道在空间的伸展方向的。17轨道角度分布图＋＋x211939年L.Pauling对周期表中各元素原子的原子轨道能级图进行分析，归纳，总结出多电子原子轨道能级图。6.1.2原子轨道能级图多电子原子的能级鲍林近似能级图226.1.2原子轨道能级图多电子原子轨道能量2324从图中看出：۞各电子层能级相对高低为KLMNO……۞同一原子同一电子层内，对多电子原子来说，电子间的相互作用造成同层能级的分裂，各亚层能级的相对高低为EnsEnpEndEnf……۞同一电子亚层内，各原子轨道能级相同。۞同一原子内，不同类型的亚层之间，有能级交错现象，如E4s＜E3d＜E4p；E5s＜E4d＜E5p；E6s＜E4f＜E5d＜E6pxyzEnpEnp=Enp2526多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。最低能量原理在同一原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在，每一个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。泡利(Pauli)不相容原理原子在同一亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同，这样分布时，原子的能量较低，体系较稳定。洪特(Hund)规则6.1.3原子核外电子排布排布原则27例：N原子1s22s22p3的轨道表示式为：1s22s22p328洪特规则的特例，等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的，表示为：全充满：P6，d10,f14半充满：P3,d5,f7全空：P0,d0,f0例：写出氖、铁原子的电子结构式。氖1s22s22p6原子序数10铁1s22s22p63s23p63d64s2原子序数26为书写方便，将内层已达到稀有气体的电子层结构写成“原子实”，并以稀有气体符号加方括号来表示。例如铁[Ar]3d64s2,铬[Ar]3d54s129电子填入轨道次序图1~54号元素原子核外电子的排布四个量子数与电子排布式的对应关系价层、原子实的概念基态与激发态电子排布原子失去电子的顺序基态离子的电子排布多电子原子核外电子排布30电子排布式：17Cl原子：1s22s22p63s23p5书写格式：①元素符号；②轨道符号(带电子层数)③电子个数(右上角)所有能级均写出，体现排布全貌；示例及练习：Z=26Fe：1s22s22p63s23p63d64s2226265124Cr1s2s2p3s3p3d4sZ：2262610129Cu1s2s2p3s3p3d4sZ：51Ar3d4s101Ar3d4sAr原子实32原子的电子层数与该元素所在的周期数相对应，各周期数又与各能级组相对应的，根据原子的电子层结构不同，把周期表中各元素划为七个周期。1.原子的电子层结构与周期的关系6.1.4元素周期律与元素周期表元素以及由其形成的单质与化合物的性质，随着原子序数（核电荷数）的递增，呈现周期性的变化，这一规律称为周期律；元素周期律的图表形式称为元素周期表。33周期能级组能级组内各原子轨道元素数目1（特短）2（短）3（短）4（长）5（长）6（特长）7ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦ1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p28818183230未完1.原子的电子层结构与周期的关系周期与相对应的能级组的关系6.1.4元素周期律与元素周期表有关概念：价电子：原子参加化学反应时，能用于成键的电子。价电子层（价层）：价电子所在的亚层。价电子构型：价层电子的排布式，它能反映出该元素原子在电子层结构上的特征。主族元素：（1）定义：凡原子核外最后一个电子填入ns或np亚层上的元素，都是主族元素。（2）主族：ⅠA～ⅧA共8个主族。（3）价层电子构型：ns1~2或ns2np1-62.原子的电子层结构与族的关系2.原子的电子层结构与族的关系副族元素：（1）定义：凡是原子核外最后一个电子填入(n-1)d或(n-2)f亚层上的元素，都是副族元素，也称过渡元素（最后一个电子填在(n-2)f亚层上的元素，称内过渡元素）。（2）副族：ⅢB～ⅧB～ⅡB共8个副族。（3）价层电子构型：(n-1)d1-10ns1~2361IA02IIAIIIA~VIIA3s区ns1~ns2p区ns2np1~ns2np64IIIB~VIIBVIIIIBIIB5d区（n-1）d1~8ns2（有例外）ds区(n-1)d10ns1~267镧系元素锕系元素（n-2）f1ns2~（n-2）f14ns2（有例外）3.原子的电子层结构与元素的分区37s区元素：ⅠA碱金属，ⅡA碱土金属。结构特点：ns1,ns2p区元素：ⅢA-ⅧA族。结构特点：ns2np1-6d区元素：ⅢB-ⅦB族和ⅧB族，结构特点：(n-1)d1-8ns1-2ds区元素：ⅠB,ⅡB族，结构特点：(n-1)d10ns1-2f区元素：镧系，锕系元素，结构特点：(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns23s23p4课堂练习题：•一、填空题原子序数原子核外价电子构型未成对电子数周期族所属区161942481s22s22p63s23p63d104s24p64d105s21s22s22p63s23p63d104s24p64d55s11s22s22p63s23p64s11s22s22p63s23p42个第3周期VIAp区39第二节分子结构分子结构包括：①化学键：化学上把分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互吸引作用称为化学键。三种基本类型：离子键、共价键、金属键②分子的空间构型③分子之间还有较弱的相互吸引作用，称为分子间力或范德华力401916年W.Kossel提出，认为离子键的本质是阳、阴离子之间的静电引力，可存在于气体分子内，但大量存在于离子晶体中。离子键：由阴、阳离子的静电作用而形成的化学键离子化合物：由离子键形成的化合物活泼金属原子与活泼非金属原子所形成的化合物，如NaCl、KCl、MgO、CaO等，通常都是离子型化合物；主要以晶体的形式存在，具有较高的熔点和沸点，在熔融状态或溶于水后其水溶液均能导电。（一）离子键理论6.2.1化学键41NaClNa+Cl+_e电负性小的金属原子与电负性大的非金属原子相遇，可发生电子转移；分别形成阴阳离子；阴阳离子借静电吸引力而靠拢。1.离子键的形成过程42静电作用力；没有方向性；没有饱和性﹥1.7离子键两原子电负性差值＝1.750％离子键﹤1.7共价键2.离子键的形成条件3.离子键的特点43NaCl晶体44(1)要点：①两原子接近时，自旋方向相反的未成对的价电子可以配对，形成共价键。②原子轨道的对称性匹配，形成化学键，系统能量最低-能量最低原理。③成键电子的原子轨道如能重叠越多，所形成的共价键就越牢固-最大重叠原理。共价键：原子间靠共用电子对结合起来的化学键共价化合物：由共价键形成的化合物（二）共价键理论1．价键理论（电子配对法，VB法）4546具有饱和性：每个原子成键的总数或以单键相连的原子数目是一定的，一个原子有几个未成对的价电子，一般就只能和几个