Transcript 第一章物质结构基础
安徽中医药高专 第一章 物质结构基础 基础化学教研室 §1-1 核外电子运动状态 一 原子核外电子的运动 （一）原子的构成 质子（每个质子带一个单位正电荷） 原子核 中子（不带电） 原子 核外电子（每个电子带一个单位的负电荷） （二）原子核外电子的运动 高速运动，没有确定的轨道，不能用经典力学计算出 时间、位置、速度的关系，只能用统计的方法，概率 来描述 电子云：电子在原子核外空间出现的概率密度分布图。 离核越近，密度越大；离核越远，密度越小 氢原子的电子云图 二 核外电子运动状态的描述 （一）主量子数n——电子层 n表示电子运动离核远近，有电子层的意思 n是决定电子运动能量的主要因素 n的取值为正整数 n ：1，2，3， 4， 5， 6， 7，…… 电子层：K，L，M，N，O，P，Q，…… （1）n越小，表示电子离核越近， 电子能量越低；反之，越高。 （2）n相同，即为同一电子层。 （二）角量子数l——电子亚层和电子云形状 l是影响电子运动时所具能量的次要因素 l取值受n限制，为0到n-1的整数 l：0，1，2，3，4，……（n-1） 电子亚层：s，p，d，f，g，…… l与n的取值关系及轨道符号、轨道形状 n l 1 0 2 0、1 轨道符号 s 电子亚层符号 1s s、p 2s、2p 轨道形状 s为球形对称 p为哑铃形 3 0、1、2 s、p、d 3s、3p、3d d为花瓣形 4 0、1、2、3 s、p、d、f 4s、4p、4d、4f f形状复杂 …… …… …… n 0、1、2、3、 4 s，p电子云示意图 同一电子层各亚层的能量，按s，p，d和f的顺序增高 （三）磁量子数m——电子云空间伸展方向 m值受l限制，m=0，±1， ±2…… ±l，共2l+1个值 轨道：在一定电子层中，具有一定形状和伸展方向的 电子云所占据的原子核外的空间称为一个原子轨道 4 4s 4p 4d 3s 3p 3d 4f 3 2 2s 1 1s 2p 注：必须同时指明电子层（n）、 电子亚层（l）和电子云伸展方 向（m）才能描述一个确定的 轨道 （四）自旋量子数ms——电子的自旋 电子的自旋：核外电子一方面围绕着原子核作高速 旋转运动，同时也围绕着本身的轴转动。 自旋方向有两种：顺时针和逆时针，ms= ±1/2用“ ” 和“ ”表示 注：描述一个原子轨道要用三个量子数，即n，l，m。 描述一个原子轨道上运动的电子，要用四个量子数， 即n，l，m，ms 三 原子核外电子的排布 （一）电子分布与近似能级图 鲍林把能量相近的能级归为一个能级组，共 有7个能级组，分别是: （1s） （2s，2p） （3s，3p） （4s，4p，3d） （5s，5p，4d） （6s，6p，5d，4f） （7s，7p，6d，5f） 多电子原子中原子轨道能级高低基本规律如下： 1. n不同，l相同，则n越大，电子离核越远，电子能量 越高 如：E1s<E2s<E3s; E2p<E3p<E4p 2. n相同，l不同，则l越大，原子轨道的能量越高 如：Ens<Enp<End 3. 能级交错，如E3d>E4s； E4f>E6s 注：一般情况，能量大小符合公式n+0.7l （二）多电子原子的核外电子排布 1.能量最低原理：即电子总是尽先占有能量最低的原 子轨道 2. 泡利不相容原理：即在同一原子中不能有四个量子 数完全相同的两个电子存在。每一个原子轨道中最多 只能容纳两个自旋相反的电子，每一个电子层中可容 纳电子的最高数目为2n2 等价轨道即简并轨道是指能量相同的轨道。如：p，d， f等轨道 2p 3d 3.洪特规则：电子在等价轨道上排布时，总是尽可能分 占不同的轨道，且自旋方向相同。这种排布，电子的能 量最低。 如：N原子核外有7个电子 2 +7 2 2s 5 2p 1 1s 洪特规则特例：等价轨道全充满，半充满或全空状态 较稳定 如：p0，p3，p6，d0，d5，d10等 22s22p63s23p63d54s1 Cr核外电子排布为：1s 24 [Ar]3d54s1 22s22p63s23p63d104s1 Cu核外电子排布为：1s 29 [Ar]3d104s1 避免电子排布式过长，书写核外电子排布时，当内层 电子构型与稀有气体的电子构型相同时，就用稀有气 体符号来表示原子的内层电子构型，称为原子实。 如:18Ar核外电子排布：1s22s22p63s23p6 1、下列四种元素的电子构型中，正确的是 A．铍 1s22p2 B．碳 1s22s22px22py02pz0 C．铝 1s22s22p63s3 D．钠 1s22s22p63s1 E．铬 [Ar]3d44s2 2、描述基态钠原子最外层一个电子的四个量 子数是 A．3，0，0，+1/2 B．3，1，0，+1/2 C．3，2，1，+1/2 D．3，2，0，-1/2 E．3，0，0，-1 §1-2 元素周期系和元素的基本性质 一 原子的电子结构与元素周期律 元素周期律：元素的性质随着核电荷数的递增 而呈现周期性的变化 元素周期表可分为： （一）周期 （二）族 （三）周期表的分区 （一）周期 周期表共有7行，相应分为7个周期。 1～3行为短周期 4～6行为长周期 第7行为不完全周期 元素所在的周期数等于该元素原子的电子层数。 （二）族 元素周期表的纵行，是把原子的价电子层结构相似的元 素排在同一列，称为族。 周期表中共分18列，其中把第8，9，10三列合成 一族，称为第Ⅷ族，其余每一列为一族，共16族。 1.主族和0族 凡包含长短周期元素的各列，称为主族， 用“A”表示主族。共7个主族，第ⅧA一般称为0族。 主族序数=最外层电子数=价电子数 2.副族 只包含长周期元素的各列，称为副族，用“B” 表示副族。共7个副族。 3. Ⅷ族 它处于周期表的中间，第8，9，10三列。 族序数用罗马字表示：Ⅰ，Ⅱ，Ⅲ，Ⅳ，Ⅴ，Ⅵ，Ⅶ，Ⅷ （三）周期表的分区 二 元素基本性质的周期性 元素的基本性质包括原子半径、电离能、电子 亲和能、金属性、非金属性及电负性等，这些 性质呈周期性变化。 （一）原子半径 1.分类 （1）共价半径：同种元素共价键键长的一半 （2）金属半径：金属晶体中，相邻两原子的核间 距离的一半 （3）范德华半径：如图红线的一半 2.原子半径递变规律 （1）同一主族元素，自上而下电子层增大，原子 半径增大。 （2）同一副族元素，自上而下原子半径增大幅度 较小，尤其第六周期，由于镧系收缩，使得 其半径反而小于或接近第五周期的原子半径。 （3）同一周期中元素原子半径变化规律：一般来 说，从左到右随着核电荷数的增大，原子半 径逐渐减小。 ( 同 周 期 主 族 到 族 元 素 半 径 变 化 趋 势 0 ) （二）电离能 I 电离能：气态原子在基态时失去电子所需的能量，常用 使1mol气态原子（或阳离子）失去一个电子所需的能量 （kJ/mol）表示。 原子失去第一个电子所需的能量称第一电离能（ I1）； 失去第二个电子所需的能量称第二电离能（ I2）. I 1 < I2 I的变化规律： （1）周期：从左到右，I1渐增大（核电荷数增加）； （2）族：从上到下，I1渐减少（原子半径增大）； 第一到第六周期元素的第一电离能 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA H 1312 0 He 237 2 Li 520 Be 900 B 801 C 108 6 N 140 2 O 131 4 F 168 1 Ne 208 1 Na 496 Mg 738 AI 578 Si 787 P 101 2 S 100 0 CI 125 1 Ar 152 1 K 419 Ca 590 Se 631 Ti 658 V 650 Cr 653 Mn 717 Fe 759 C0 758 Ni 737 Cu 746 Zn 906 Ga 579 Ge 762 As 944 Se 941 Br 1140 Kr 135 1 Rb 403 Sr 550 Y 616 Zr 660 Nb 664 Mo 685 Tc 702 Ru 711 Rh 720 Pd 805 Ag 731 Cd 868 In 558 Sn 709 Sb 832 Te 869 I 100 8 Xe 1170 Cs 376 Ba 503 镧 系 Hf 654 Ta 761 W 770 Re 760 Os 840 Ir 880 Pt 870 Au 890 Hg 100 7 Ti 589 Pb 716 Bi 703 Po 812 At 912 Rn 103 7 第一电离能各周期变化趋势图 从前面电离能变化图看到，同一周期中电 离能变化线不是单一直线，而是有的地方 出现了锯齿状，如Mg和Al、P和S等，在 这些地方，前面元素的电离能反而高于后 面元素的电离能。这是由于半充满和全充 满所致。 即有： B<Be、O<N、AI<Mg、S<P、Ga<Zn、 Se<As、In<Cd、Hg<Ti （三）元素的电负性 x 元素的电负性：分子中元素原子对成键电子吸引的能力 递变规律：同一周期，从左到右，电负性逐渐增大 同一主族，从上到下，电负性逐渐减小 （四）元素的氧化数 元素的氧化数：某元素的一个原子的形式电荷数。 “化合价”衍生而来的。 （五）元素的金属性和非金属性 从化学规定：易失电子变成阳离子即金属性强； 反之，若易得电子变成阴离子则非金属性强。 变化规律： （1）同周期：从左到右，电负性渐增大，元 素的金属性渐减弱，非金属性渐强。 （2）同主族：从上到下，元素原子的电负性 减小，金属性渐强，非金属性渐弱 元素性质在周期表中递变规律 r ，I ,x ，非金属性 I，x 非金属性 r I x 金属性 r， 金属性 §1-3 化学键 化学键：分子内相邻原子间的强烈相互作用 离子键 共价键 Na +11 2 8 1 7 8 2 一 离子键 Na + +11 2 8 8 8 2 （一）离子键的形成 NaCl的形成 Cl 得到 1个电子 失去 1个电子 金属键 +17 NaCl +17 Cl- 离子键：由阴阳离子通过静电作用形成的化学键，由 离子键形成的化合物叫离子化合物。 （二）离子键的本质和特征 本质：阴阳离子间的静电作用力 特征:1.无方向性。 2.无饱和性 条件：两个成键原子电负性差值必须足够大 （一般认为两成键原子电负性差值大于1.7） 强度：用晶格能表示，晶格能越大，离子键强度越大 晶格能（Ela）：在标准状态下，将1mol离子晶体转化为 气态阳离子和气态阴离子时所需的能量。 二 共价键 （一）现代价键理论的基本要点 1.两个原子相互接近时，只有自旋方向相反的为成对 电子，才可配对，若原子中没有未成对电子，一般 不能形成稳定的共价键 2. 一个原子含有几个未成对电子，就能与其它原子的 几个自旋方向相反的未成对电子形成共价键。 3. 成键电子所属的原子轨道尽可能最大重叠。 （二）共价键的本质和特征 1.本质：是电性的，是两核间的电子云密集区对两 核的吸引力 2.特征：（1）具有饱和性 （2）具有方向性 （三）共价键的类型 1.σ键 “头碰头” 2.π键 “肩并肩” σ键，π键示意图 σ键，π键差异 σ键 π键 原子轨道重叠方 式 头碰头 肩并肩 存在形式 能单独存在 不能单独存在 沿键轴旋转 能旋转 不能旋转 牢固程度 牢固 差 （四）共价键参数 键参数：表征化学键性质的物理量 1.键能：表示键的的强弱 键能越大，键越牢固，所形成的分子越稳定 2.键长：分子中两个原子核间平均距离 键长越小，键越强，越牢固，分子稳定。 3.键角：在分子中键和键之间的夹角 4.键的极性：电子对是否发生偏移 极性共价键：两原子电负性不同，共用电子对 偏向电负性较大的原子 共价键 非极性共价键：两原子电负性相同，共用电子对 不偏向任何一原子 电负性差值越大，共价键的极性就越大 （五）配位键 有一个原子提供电子对为两个原子共用而形成共价键 形成条件： 一个原子的价电子有孤电子的对（即未成对电子） 另一个原子的价电子层有可能接受孤电子对的空轨道。 H H H N H [H N H] H H H 或 [H一N→H] H 三 杂化轨道理论 1931年鲍林等人提出 （一）杂化轨道理论的基本要点 1.同一原子中若干能量相近的原子轨道可以重新组合， 形成总数相同的新原子轨道。这种由同一原子的原子 轨道重新组合的过程叫杂化。杂化后所得的新原子轨 道称杂化轨道。 2.杂化轨道比原来轨道的成键能力强。 3.只有在形成分子时，同一中心原子能量相近的原子轨 道才能进行杂化。 （二）杂化轨道类型及实例分析 1. sp杂化，sp杂化轨道是由一个s轨道和一个p轨道组合 而成的 1 1 特点：每个sp杂化轨道，含有 2 s和 2 p成分 形状：直线型（夹角180o） 如：BeCl2 形成两个sp—p σ键 2. sp2杂化，sp2杂化轨道是由一个s轨道和两个p轨道组 合而成的 1 2 2 s 和 特点：每个sp 杂化轨道含有3 3 p 成分 形状：平面三角形（夹角60o） 如：BF3 形成三个sp2—pσ键 3. sp3杂化， sp3杂化轨道是由一个s轨道和三个p轨道组合而成 1 3 3 s 和 p 成分 特点：每个sp 杂化轨道含有 4 4 形状：正四面体（夹角109o28’） 如：CH4形成四个sp3—s的σ键 sp3杂化轨道示意图 CH4分子的空间结构 甲烷的形成过程 H C H H H 4个H原子的s轨道分别沿着sp3杂化轨道对称轴方向“头 碰头”靠近，形成4个等同的C—Hσ键，由于4个C—H 键的组成完全相同，所以甲烷分子为正四面体结构 §1-4 分子间作用力 分子间作用力：物质的分子与分子之间存在着一种比 较弱的相互作用力 分子间作用力最早是由荷兰科学家范德华提出的，因此 也称范德华力。 一 分子的极性 双原子分子： （1）两个相同原子的双原子分子，电负性相同，分子中 电子云的分布是均匀的，在整个分子中，正负电荷重心 重合，这种分子叫非极性分子。 （2）两个不同原子的双原子分子，电负性不同，电子云 偏向电负性较大的原子。整个分子中正负电荷重心不重 合，这种分子叫做极性分子。 多原子分子： 取决于分子的空间构型 若分子的空间构型对称，键的极性相互抵 消，分子中正负电荷重心重合，因此为非 极性分子。 如：CO2，BeCl2，BF3，CH4 若分子的空间构型不对称，键的极性不能 抵消，所以分子中正负电荷重心不重合， 为极性分子。 如：SO2，H2O 分子极性的大小用偶极矩（µ）衡量。 µ=q·d q为正电荷或负电荷重心的电量， d为正负电荷重心的距离又称偶极长度。 若µ =0，分子为非极性分子， µ越大，分子极性越大。 一般来说，空间结构对称的（如直线形、平 面三角性、正四面体）分子，其分子的偶极 矩为0，是非极性分子。 二 范 德 华 力 取向力 分子间作用力 诱导力 色散力 （一）取向力 极性分子和极性分子间的作用力。极性分子的永久偶极 相互吸引，使原来杂乱的分子作定向排列，分子极性越 大，取向力越大。 （二）诱导力 极性分子和非极性分子间以及极性分子之间的作用力。 极性分子的永久偶极诱导非极性分子的正负电荷中心发生 偏转，产生诱导偶极，因而相互吸引。称为诱导力。大小 与极性分子的极性大小有关，还与分子的可极化性有关。 （三）色散力 所有分子存在的作用力。由于分子内核的不断振动和电子 的不断运动而改变了相对位置，在某一瞬间造成正负电荷 中心不重合而产生瞬时偶极。因此产生的相互吸引称为色 散力。色散力和分子的可极化性有关，并且与相对分子质 量大小成正比。 非极性分子间只存在色散力，极性分子与非极性分子间 存在色散力和诱导力，极性分子之间存在三种力。 一般，极性分子作用力>非极性分子作用力 分子间作用力越大，液体的沸点越高，固体熔点越高。 三 氢键 （一）氢键的形成 由与电负性强而原子半径小的原子X（如F、O、N） 相结合的H原子和另一电负性强而半径小的原子Y （如F、O、N ）之间的相互作用。 （二）氢键的特点 1、氢键有饱和性和方向性 饱和性指每个X-H的氢只能与一个Y原子相互吸 引形成氢键。方向性指与X原子结合的H原子尽 量沿着Y原子的孤对电子云伸展方向去吸引。 2、氢键属于静电引力 键能大于范德华力，弱于化学键。 3、氢键可以形成分子内氢键和分子间氢键 （三）氢键形成对物质某些性质的影响 1、对熔点和沸点的影响 分子间氢键的形成会导致物质熔沸点升高，而 分子内氢键导致物质比同类化合物的熔沸点低。 2、对溶解度的影响 如果溶质可以和溶剂形成氢键，那么将加大溶解 度。 小结 原子核外电子运动：高速，没有确定的轨道， 用概率来描述 原子核外电子运动的描述：主量子数n、角量 子数l、磁量子数m、自旋量子数ms 原子核外电子的排布遵循：能量最低原理、泡 利不相容原理、洪特规则 周期表可分7个周期，16个族。元素的基本性 质即原子半径、电离能、电子亲和能、金属性、 非金属性及电负性等呈周期性变化 小结 化学键可分为离子键、共价键和金属键 分子间作用力可分为范德华力和氢键，范德华 力又分为取向力、诱导力和色散力