《物質(zhì)結(jié)構(gòu)》 (2)ppt課件

1、第三章第三章 物質(zhì)構(gòu)造物質(zhì)構(gòu)造3.1 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)形狀3.2 原子核外電子排布與元素周期律3.3 元素性質(zhì)的周期性3.4 化學(xué)鍵3.5 雜化軌道實(shí)際與分子的幾何構(gòu)型3.6 分子間力和氫鍵 學(xué)習(xí)目的學(xué)習(xí)目的1. 了解原子核外電子運(yùn)動(dòng)的特性，掌握四個(gè)量子數(shù)的符號(hào)和了解原子核外電子運(yùn)動(dòng)的特性，掌握四個(gè)量子數(shù)的符號(hào)和表示的意義及其取值規(guī)律；表示的意義及其取值規(guī)律；2. 掌握核外電子排布原那么及方法；掌握常見(jiàn)元素的電子排掌握核外電子排布原那么及方法；掌握常見(jiàn)元素的電子排布式和價(jià)電子構(gòu)型；布式和價(jià)電子構(gòu)型；3. 了解核外電子排布和元素周期系之間的關(guān)系；了解核外電子排布和元素周期系之間的關(guān)系；4. 了

2、解離子鍵與共價(jià)鍵的特征及它們的區(qū)別；了解離子鍵與共價(jià)鍵的特征及它們的區(qū)別；6. 掌握雜化軌道實(shí)際要點(diǎn)、雜化軌道類(lèi)型與分子幾何構(gòu)型；掌握雜化軌道實(shí)際要點(diǎn)、雜化軌道類(lèi)型與分子幾何構(gòu)型；了解雜化軌道和分子幾何構(gòu)型的關(guān)系；了解雜化軌道和分子幾何構(gòu)型的關(guān)系；7. 了解分子間作用力的特征與性質(zhì)；了解氫鍵的構(gòu)成及對(duì)物了解分子間作用力的特征與性質(zhì)；了解氫鍵的構(gòu)成及對(duì)物質(zhì)性質(zhì)的影響。質(zhì)性質(zhì)的影響。一、電子的波粒二象性一、電子的波粒二象性 31 原子核外電子的運(yùn)動(dòng)形狀原子核外電子的運(yùn)動(dòng)形狀測(cè)不準(zhǔn)原理測(cè)不準(zhǔn)原理 在經(jīng)典力學(xué)中，宏觀(guān)物體在任一瞬間的在經(jīng)典力學(xué)中，宏觀(guān)物體在任一瞬間的位置和動(dòng)量都可以用牛頓定律正確測(cè)定。

3、如太位置和動(dòng)量都可以用牛頓定律正確測(cè)定。如太空中的衛(wèi)星，換言之，它的運(yùn)動(dòng)軌道是可測(cè)知空中的衛(wèi)星，換言之，它的運(yùn)動(dòng)軌道是可測(cè)知的，即可以描畫(huà)出物體的運(yùn)動(dòng)軌跡的，即可以描畫(huà)出物體的運(yùn)動(dòng)軌跡(軌道軌道)。 而對(duì)具有波粒二象性的微粒，它們的運(yùn)動(dòng)而對(duì)具有波粒二象性的微粒，它們的運(yùn)動(dòng)并不服從牛頓定律，不能同時(shí)準(zhǔn)確測(cè)定它們的并不服從牛頓定律，不能同時(shí)準(zhǔn)確測(cè)定它們的速度和位置。速度和位置。二、波函數(shù)與原子軌道二、波函數(shù)與原子軌道1. 薛定諤方程 1926年，奧地利物理學(xué)家薛定諤，根據(jù)波粒二象性概念提出了描畫(huà)微觀(guān)粒子運(yùn)動(dòng)形狀的方程式，稱(chēng)為薛定諤方程。222222228()0mEVxyzh 波函數(shù) ， 解方程可求

4、得 和E 波函數(shù)：是描畫(huà)核外電子空間運(yùn)動(dòng)形狀的數(shù)學(xué)函數(shù)式，它波函數(shù)：是描畫(huà)核外電子空間運(yùn)動(dòng)形狀的數(shù)學(xué)函數(shù)式，它是空間坐標(biāo)的函數(shù)。電子在核外運(yùn)動(dòng)，有一系列的空間運(yùn)動(dòng)是空間坐標(biāo)的函數(shù)。電子在核外運(yùn)動(dòng)，有一系列的空間運(yùn)動(dòng)形狀，一個(gè)波函數(shù)表示電子的一種運(yùn)動(dòng)形狀，每一個(gè)特定形形狀，一個(gè)波函數(shù)表示電子的一種運(yùn)動(dòng)形狀，每一個(gè)特定形狀就有一個(gè)相應(yīng)的波函數(shù)。狀就有一個(gè)相應(yīng)的波函數(shù)。 原子軌道：即電子運(yùn)動(dòng)的區(qū)域，這個(gè)區(qū)域稱(chēng)為原子軌道。原子軌道：即電子運(yùn)動(dòng)的區(qū)域，這個(gè)區(qū)域稱(chēng)為原子軌道。原子軌道是電子在核外空間運(yùn)動(dòng)的區(qū)域，沒(méi)有確定的軌跡，原子軌道是電子在核外空間運(yùn)動(dòng)的區(qū)域，沒(méi)有確定的軌跡，這與經(jīng)典力學(xué)中的軌道如火車(chē)軌

5、道、衛(wèi)星軌道有本質(zhì)區(qū)這與經(jīng)典力學(xué)中的軌道如火車(chē)軌道、衛(wèi)星軌道有本質(zhì)區(qū)別。別。 波函數(shù)與原子軌道常作同義詞混用。波函數(shù)與原子軌道常作同義詞混用。 概率：電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的時(shí)機(jī)稱(chēng)為概率。概率：電子在核外空間某一區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的時(shí)機(jī)稱(chēng)為概率。出現(xiàn)的時(shí)機(jī)多，概率大，反之，概率小。出現(xiàn)的時(shí)機(jī)多，概率大，反之，概率小。 概率密度：電子在核外空間某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率概率密度：電子在核外空間某處單位微體積內(nèi)出現(xiàn)的概率叫概率密度。叫概率密度。 電子云：為了籠統(tǒng)的表示核外電子運(yùn)動(dòng)的概率分布情況，電子云：為了籠統(tǒng)的表示核外電子運(yùn)動(dòng)的概率分布情況，化學(xué)上慣用小黑點(diǎn)分布的疏密來(lái)表示電子出現(xiàn)幾率的相對(duì)大化學(xué)

6、上慣用小黑點(diǎn)分布的疏密來(lái)表示電子出現(xiàn)幾率的相對(duì)大小。小黑點(diǎn)較密的地方，電子在該點(diǎn)概率密度較大，單位體小。小黑點(diǎn)較密的地方，電子在該點(diǎn)概率密度較大，單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的時(shí)機(jī)就多。這種概率密度分布籠統(tǒng)化表示的積內(nèi)電子出現(xiàn)的時(shí)機(jī)就多。這種概率密度分布籠統(tǒng)化表示的圖形稱(chēng)為電子云。圖形稱(chēng)為電子云。 三、概率密度和電子云三、概率密度和電子云氫原子氫原子1s電子云電子云 S、p、d軌道的角度分布圖剖面圖 s、p、d軌道的電子云角度分布圖 電子的運(yùn)動(dòng)形狀可用波函數(shù)或原子軌道來(lái)描畫(huà)，對(duì)給定的電子來(lái)說(shuō)，它在一定的原子軌道上運(yùn)動(dòng)，這個(gè)原子軌道離核有多遠(yuǎn)，能量有多大？外形怎樣？它在空間的伸展方向如何？以上三個(gè)問(wèn)題即原

7、子軌道的能量、外形、取向可用三個(gè)參數(shù)來(lái)表示，這些參數(shù)都是量子化的，叫做量子數(shù)。 當(dāng)三個(gè)量子數(shù)n, m, l取值一定時(shí)，就確定了一個(gè)波函數(shù) 或一條原子軌道，也就確定了核外電子的一種空間運(yùn)動(dòng)形狀。因此，人們常用這三個(gè)量子數(shù)來(lái)描畫(huà)核外電子運(yùn)動(dòng)。后來(lái)人們用更精細(xì)的分光鏡發(fā)現(xiàn)核外電子除空間運(yùn)動(dòng)之外還有一種“自旋運(yùn)動(dòng)，用自旋量子數(shù)ms表示。四、四個(gè)量子數(shù)四、四個(gè)量子數(shù)四個(gè)量子數(shù)四個(gè)量子數(shù) 如： n = 3, l = 0 (3s亞層，s亞層只需一個(gè)球形的s軌道)，m=0， 一種取向；為3s軌道。 n = 3, l = 1 (3p亞層，p亞層有三個(gè)p軌道)，m = 0, 1，三種取向。 n = 3, l =

8、23d亞層，d亞層有五個(gè)d軌道，m = 0, 1, 2，五種取向。 n = 3, l = 3 不存在，是錯(cuò)誤的。等價(jià)軌道(簡(jiǎn)并軌道)：指n, l一樣，m不同的原子軌道，或能量一樣的各原子軌道。如3p亞層的三個(gè)p軌道就是等價(jià)軌道。3 32 2 原子核外電子排布與元素周期律原子核外電子排布與元素周期律 1. 多電子原子的能級(jí)多電子原子的能級(jí)3 32 2 原子核外電子排布與元素周期律原子核外電子排布與元素周期律 1. 多電子原子的能級(jí)多電子原子的能級(jí)Pauling近似能級(jí)圖近似能級(jí)圖 鮑林近似能級(jí)圖中圓圈表示原子軌道，按軌道能量高低順序依次陳列。一個(gè)能級(jí)組(在鮑林近似能級(jí)圖的同一方框中)，是一組能量

9、相近的原子軌道。相鄰能級(jí)組之間能量差較大。能級(jí)組的劃分與元素周期表中劃分的七個(gè)周期一致，表達(dá)了元素周期系中元素劃分為周期的本質(zhì)緣由是原子軌道的能量關(guān)系。由圖可知： l 一樣時(shí)，n越大能級(jí)越高，如E1sE2sE3s，E2pE3pE4p； n 一樣時(shí)，l 越大能級(jí)越高，如EnsEnpEndEnf； n和l均不同時(shí)，用n0.7l判別，如E4sE3d，E5sE4d，E6sE4fE5d，這就是“能級(jí)交錯(cuò)。 1泡利不相容原理：泡利不相容原理：在一個(gè)原子中不能夠有在一個(gè)原子中不能夠有4個(gè)量子數(shù)完全一樣個(gè)量子數(shù)完全一樣的電子存在。所以同一原子軌道的電子存在。所以同一原子軌道n,l,m一定一定中最多可包容兩個(gè)電

10、子，而且自旋必需相反。中最多可包容兩個(gè)電子，而且自旋必需相反。從泡利原理可確定每個(gè)電子層從泡利原理可確定每個(gè)電子層n一樣可一樣可允許的軌道數(shù)為允許的軌道數(shù)為2n2。列表如下：。列表如下：2. 核外電子排布規(guī)那么核外電子排布規(guī)那么2能量最低原理：能量最低原理：在不違背泡利原理的條件下，電子的排布在不違背泡利原理的條件下，電子的排布總是優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道?？偸莾?yōu)先占據(jù)能量最低的軌道。3洪特規(guī)那么：洪特規(guī)那么：電子在等價(jià)軌道電子在等價(jià)軌道n與與l一樣一樣,m不同上排布時(shí)盡不同上排布時(shí)盡能夠以自旋平行的方向分占不同的軌道。能夠以自旋平行的方向分占不同的軌道。 例如：例如：N原子的原子的2p軌道上有

11、軌道上有3個(gè)電子，那么必分占個(gè)電子，那么必分占px，py和和pz軌道，且自旋平行。軌道，且自旋平行。等價(jià)軌道在全空等價(jià)軌道在全空p0, d0, f0、全滿(mǎn)、全滿(mǎn)(p6, d6, f14 )、半滿(mǎn)、半滿(mǎn)(p3, d5, f7 )時(shí)是穩(wěn)定的。時(shí)是穩(wěn)定的。 例如：例如：3個(gè)個(gè)p軌道上有軌道上有6個(gè)、個(gè)、3個(gè)或沒(méi)有電子時(shí)是穩(wěn)個(gè)或沒(méi)有電子時(shí)是穩(wěn)定構(gòu)造。定構(gòu)造。基態(tài)原子：原子中的電子按電子排布三原那基態(tài)原子：原子中的電子按電子排布三原那么并結(jié)合鮑林近似能級(jí)圖排布，此時(shí)該原子么并結(jié)合鮑林近似能級(jí)圖排布，此時(shí)該原子處于最低能量形狀。任何原子基態(tài)構(gòu)造只需處于最低能量形狀。任何原子基態(tài)構(gòu)造只需一種。一種。激發(fā)態(tài)原

12、子：比基態(tài)能量更高的構(gòu)造形狀。激發(fā)態(tài)原子：比基態(tài)能量更高的構(gòu)造形狀。激發(fā)態(tài)構(gòu)造可以有很多種。激發(fā)態(tài)構(gòu)造可以有很多種。元素原子的電子構(gòu)造有三種表示方式：元素原子的電子構(gòu)造有三種表示方式： 電子排布式、軌道表示式、量子數(shù)表示電子排布式、軌道表示式、量子數(shù)表示3.元素原子的電子排布式電子構(gòu)造元素原子的電子排布式電子構(gòu)造 按電子在各亞層中分布情況表示。如Mn24號(hào)元素原子的電子排布式為1s22s22p33s23p63d54s2，其中劃線(xiàn)部分為稀有氣體原子Ar電子構(gòu)造，化學(xué)中普通只是價(jià)電子發(fā)生變化，故為簡(jiǎn)約可寫(xiě)成Ar3d54s2， 價(jià)層電子構(gòu)型為3d54s2 107種元素基態(tài)原子電子排布情況后表已給出。

13、見(jiàn)P44表3-2。1電子排布式電子排布式雖然電子排布的先后順序4s先于3d，但寫(xiě)電子排布時(shí)，要把3d寫(xiě)在4s前同3s，3p一同寫(xiě)；由于原子在化學(xué)反響時(shí)，通常只價(jià)層電子發(fā)生變化，故不用寫(xiě)出完好的電子排布式，只需寫(xiě)出原子的價(jià)層電子排布即可。即最高能級(jí)組中價(jià)電子能用于成鍵的電子能級(jí)上的電子排布式。把價(jià)電子層以?xún)?nèi)已達(dá)稀有氣體電子構(gòu)造的部分稱(chēng)為“原子實(shí)，用該稀有氣體符號(hào)加方括號(hào)表示。如：24Cr是在18號(hào)Ar根底上加6個(gè)e，故24Cr電子排布式簡(jiǎn)寫(xiě)為Ar3d54s1。留意留意 按電子在核外原子軌道中的分布情況，用用一個(gè)圓圈或方格表示一個(gè)原子軌道等價(jià)軌道的圓圈或方格連在一同，用向上或向下的箭頭表示電子的自

14、旋形狀。 例如：N原子 2軌道表示式軌道表示式N7 按電子所處的形狀用整套量子數(shù)表示。 如15P(Ne3s23p3)，那么 3s2的這2個(gè)電子用整套量子數(shù)表示為：3,0,0,+1/2；3,0,0,-1/2； 3p3的這3個(gè)電子用整套量子數(shù)表示為：3,1,-1,+1/2；3,1,0,+1/2； 3,1, 1,+1/2；3量子數(shù)表示量子數(shù)表示 元素周期表：元素周期表： 元素周期表是原子核外排布周期性規(guī)元素周期表是原子核外排布周期性規(guī)律的表現(xiàn)方式。周期表按原子序數(shù)亦即核律的表現(xiàn)方式。周期表按原子序數(shù)亦即核電荷數(shù)陳列。電荷數(shù)陳列。4. 原子的電子層構(gòu)造與元素周期表原子的電子層構(gòu)造與元素周期表(1)(1

15、)周期周期共7個(gè)周期：與周期表的行對(duì)應(yīng)。第1周期只需2個(gè)元素為特短周期；第2,3周期各有8個(gè)為短周期；第4,5周期各有18個(gè)為長(zhǎng)周期；第6周期有32個(gè)為專(zhuān)長(zhǎng)周期；第7周期預(yù)測(cè)有32個(gè)，現(xiàn)有26個(gè)為不完全周期；周期數(shù) = 能級(jí)組數(shù) = 電子層數(shù) = 原子最外層電子的主量子數(shù)周期表中各周期總是從ns軌道開(kāi)場(chǎng)，到np軌道終了，最外層(n層)電子數(shù)最多不超越8個(gè)(ns2np6) ，次外層 (n-1)層最多不超越18個(gè)(n-1)s2(n-1)p6(n-1)d10 。(2)(2)族族共16個(gè)族：與周期表的列對(duì)應(yīng)。 7個(gè)主族(A族)，7個(gè)副族(B 族) ， 1個(gè)0族(稀有氣體)，1個(gè) 族(三個(gè)縱行)。 主族

16、元素： IAVIIA，族數(shù)=價(jià)電子數(shù)，價(jià)電子構(gòu)型為ns12或ns2 np15。副族元素： IB,IIB族數(shù)=ns電子數(shù)；IIIBVIIB族數(shù)=(n-1)d+ns電子數(shù)(鑭系,錒系除外)，VIII族(n-1)d+ns電子數(shù)等于8、9、10；價(jià)電子構(gòu)型為(n-1)d110 ns02。0族元素：稀有氣體族。最外層電子已填滿(mǎn)，價(jià)電子構(gòu)型為ns2或ns2 np6。元素除了按周期和族分類(lèi)外還可根據(jù)原子的價(jià)電子構(gòu)型把周期表分為五個(gè)區(qū)。s區(qū)區(qū),p區(qū)元素為主族元素，區(qū)元素為主族元素，s區(qū)全是金屬元素，區(qū)全是金屬元素，p區(qū)有金屬和非金屬元區(qū)有金屬和非金屬元素，素，d、ds、f區(qū)元素，為副族元素，并均為金屬元素。區(qū)

17、元素，為副族元素，并均為金屬元素。 區(qū) s p d ds f價(jià)電子構(gòu)型 ns12 ns2np16 (n-1)d19ns12 或(n-1)d10ns0 (n-1)d10ns12 (n-2)f114(n-1)d02ns2 族IA,IIA IIAVIIIA IIIBVIII IB, IIB 鑭系、錒系元素 (3) 區(qū)區(qū)1. 原子半徑原子半徑(r)把晶體或分子中相鄰兩個(gè)原子核間間把晶體或分子中相鄰兩個(gè)原子核間間隔的一半稱(chēng)為原子半徑。隔的一半稱(chēng)為原子半徑。 1金屬半徑：是指金屬晶體中相鄰的金屬半徑：是指金屬晶體中相鄰的兩個(gè)原子核間距的一半。兩個(gè)原子核間距的一半。2共價(jià)半徑：是指某一元素的兩個(gè)原子共價(jià)半徑

18、：是指某一元素的兩個(gè)原子以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，兩核間距的一半。以共價(jià)鍵結(jié)合時(shí)，兩核間距的一半。3范德華半徑：是指兩個(gè)原子只靠范德范德華半徑：是指兩個(gè)原子只靠范德華力分子間作用力相互吸引時(shí)，它們?cè)尤A力分子間作用力相互吸引時(shí)，它們?cè)娱g距的一半。間距的一半。 33 元素性質(zhì)的周期性元素性質(zhì)的周期性共價(jià)半徑共價(jià)半徑(a)(a)和金屬半徑和金屬半徑(b)(b)表示圖表示圖 ab同周期：在短周期中，原子半徑逐漸減同周期：在短周期中，原子半徑逐漸減小。到稀有氣體半徑忽然增大，因它們小。到稀有氣體半徑忽然增大，因它們是范德華半徑之故；在長(zhǎng)周期中，主族是范德華半徑之故；在長(zhǎng)周期中，主族元素原子半徑的遞變規(guī)律和短周

19、期類(lèi)似。元素原子半徑的遞變規(guī)律和短周期類(lèi)似。副族元素原子半徑遞變緩慢。副族元素原子半徑遞變緩慢。同同 族：從上至下增大電子層數(shù)增大族：從上至下增大電子層數(shù)增大 原子半徑的變化規(guī)律原子半徑的變化規(guī)律 原子在化合物中吸引成鍵電子才干的相對(duì)強(qiáng)弱以電負(fù)性來(lái)表示，電負(fù)性越大，其原子吸引成鍵電子才干越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)，反之金屬性越強(qiáng)。常用=2近似的標(biāo)志金屬和非金屬性。2. 電負(fù)性電負(fù)性()同周期：從左至右增大，稀有氣體是同周期中最高同周期：從左至右增大，稀有氣體是同周期中最高的。的。同同 族：族：A族從上至下減小，族從上至下減小，B族從上至下添加。族從上至下添加。常用常用 來(lái)判別化學(xué)鍵性質(zhì)。來(lái)判別化學(xué)鍵性

20、質(zhì)。 大的元素之間的化大的元素之間的化學(xué)鍵以離子鍵為主，學(xué)鍵以離子鍵為主， 相近的金屬元素之間的化相近的金屬元素之間的化學(xué)鍵以金屬鍵為主，學(xué)鍵以金屬鍵為主， 相近的非金屬元素之間的化相近的非金屬元素之間的化學(xué)鍵以共價(jià)鍵為主。學(xué)鍵以共價(jià)鍵為主。電負(fù)性變化規(guī)律電負(fù)性變化規(guī)律3. 3. 元素的氧化值元素的氧化值 定義：當(dāng)分子中原子之間的共用電子對(duì)被指定屬于電負(fù)性較大的原子后，各原子所帶的方式電荷數(shù)就是氧化值。 元素的氧化值與其價(jià)電子構(gòu)型有關(guān)。由于元素價(jià)電子構(gòu)型是周期性地反復(fù)，所以元素的最高氧化值也是周期性地反復(fù)。 元素參與化學(xué)反響時(shí)，可到達(dá)的最高氧化值等于價(jià)電子總數(shù)，也等于所屬族數(shù) 。3.4 化學(xué)鍵

21、一、離子鍵一、離子鍵1. 離子鍵的構(gòu)成離子鍵的構(gòu)成1電負(fù)性小的活潑金屬和電負(fù)性大的活潑非金屬電負(fù)性小的活潑金屬和電負(fù)性大的活潑非金屬相遇，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，構(gòu)成正、負(fù)離子，均到達(dá)相遇，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，構(gòu)成正、負(fù)離子，均到達(dá)稀有氣體構(gòu)造。稀有氣體構(gòu)造。2正、負(fù)離子借靜電引力相互接近，當(dāng)正、負(fù)離正、負(fù)離子借靜電引力相互接近，當(dāng)正、負(fù)離子接近到吸引力和排斥力相等時(shí)，整個(gè)體系的能子接近到吸引力和排斥力相等時(shí)，整個(gè)體系的能量降到最低，于是就構(gòu)成了離子鍵。量降到最低，于是就構(gòu)成了離子鍵。以NaCl的構(gòu)成為例：)6323(5323)6222(13psnClnepsNenClpsnNanesNenNa正負(fù)離子接近時(shí)

22、的勢(shì)能曲線(xiàn)正負(fù)離子接近時(shí)的勢(shì)能曲線(xiàn) 離子鍵：這種原子間發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，構(gòu)成正、負(fù)離子，然后正、負(fù)離子間由靜電引力構(gòu)成的化學(xué)鍵稱(chēng)為離子鍵。離子化合物：由離子鍵構(gòu)成的化合物。離子鍵的特征離子鍵的特征離子鍵的本質(zhì)是陰、陽(yáng)離子間的靜電引力；離子鍵的本質(zhì)是陰、陽(yáng)離子間的靜電引力；離子鍵無(wú)飽和性、無(wú)方向性；離子鍵無(wú)飽和性、無(wú)方向性；離子鍵具有部分共價(jià)性。離子鍵具有部分共價(jià)性。 離子鍵不能闡明H2, O2, HCl 等分子的構(gòu)成，為了闡明這些分子的構(gòu)成，1916年Lewis 提出了共價(jià)鍵實(shí)際。 Lewis 以為：分子中原子經(jīng)過(guò)共用電子對(duì)結(jié)合在一同，從而使分子中每個(gè)原子到達(dá)稀有氣體的穩(wěn)定構(gòu)造。 如如ClClHH

23、二、共價(jià)鍵二、共價(jià)鍵共價(jià)鍵：原子間靠共用電子對(duì)而構(gòu)成的化學(xué)鍵。共價(jià)鍵：原子間靠共用電子對(duì)而構(gòu)成的化學(xué)鍵。1. 共價(jià)鍵的構(gòu)成：以共價(jià)鍵的構(gòu)成：以H2的構(gòu)成為例的構(gòu)成為例 E0DRro 當(dāng)兩個(gè)電子自旋一樣當(dāng)兩個(gè)電子自旋一樣H原子中彼此接原子中彼此接近時(shí)，兩個(gè)原子軌道異號(hào)疊加，核間電子近時(shí)，兩個(gè)原子軌道異號(hào)疊加，核間電子概率密度減小，添加了兩核間的斥力，系概率密度減小，添加了兩核間的斥力，系統(tǒng)能量升高，處于不穩(wěn)定態(tài)，為排斥態(tài)；統(tǒng)能量升高，處于不穩(wěn)定態(tài)，為排斥態(tài)； 當(dāng)兩個(gè)電子自旋相反當(dāng)兩個(gè)電子自旋相反H原子中彼此接原子中彼此接近時(shí)，兩個(gè)原子軌道發(fā)生重疊，核間電子近時(shí)，兩個(gè)原子軌道發(fā)生重疊，核間電子概率

24、密度增大，兩個(gè)氫原子核都被核間概概率密度增大，兩個(gè)氫原子核都被核間概率密度較大的電子云所吸引，系統(tǒng)能量降率密度較大的電子云所吸引，系統(tǒng)能量降低。當(dāng)核間距低。當(dāng)核間距 r074 pm時(shí)，能量到達(dá)最時(shí)，能量到達(dá)最低點(diǎn)，構(gòu)成穩(wěn)定分子。低點(diǎn)，構(gòu)成穩(wěn)定分子。 E0DRro2. 價(jià)鍵實(shí)際的要點(diǎn)價(jià)鍵實(shí)際的要點(diǎn)能量最低原理能量最低原理電子配對(duì)原理：自旋方向相反的成單電子的原電子配對(duì)原理：自旋方向相反的成單電子的原子相互接近，經(jīng)過(guò)原子軌道重疊使體系能量降低，子相互接近，經(jīng)過(guò)原子軌道重疊使體系能量降低，電子相互配對(duì)構(gòu)成共價(jià)鍵；電子相互配對(duì)構(gòu)成共價(jià)鍵；原子軌道最大重疊原理：成鍵電子的原子軌道原子軌道最大重疊原理：成

25、鍵電子的原子軌道發(fā)生重疊時(shí)，總是盡能夠的最大程度重疊，以盡發(fā)生重疊時(shí)，總是盡能夠的最大程度重疊，以盡量降低體系能量。量降低體系能量。3. 共價(jià)鍵的特征共價(jià)鍵的特征具有飽和性具有飽和性具有方向性具有方向性共價(jià)鍵的方向性和飽和性共價(jià)鍵的方向性和飽和性 共價(jià)鍵的數(shù)目由原子中單電子數(shù)決議，包括原有的共價(jià)鍵的數(shù)目由原子中單電子數(shù)決議，包括原有的和激發(fā)而生成的。和激發(fā)而生成的。 例如氧有兩個(gè)單電子，例如氧有兩個(gè)單電子，H 有一個(gè)單電子，所以結(jié)合成有一個(gè)單電子，所以結(jié)合成水分子時(shí)，只能構(gòu)成水分子時(shí)，只能構(gòu)成 2 個(gè)共價(jià)鍵。個(gè)共價(jià)鍵。C 最多能與最多能與 4 個(gè)個(gè) H 構(gòu)構(gòu)成共價(jià)鍵。原子中單電子數(shù)決議了共價(jià)鍵

26、的數(shù)目。即為成共價(jià)鍵。原子中單電子數(shù)決議了共價(jià)鍵的數(shù)目。即為共價(jià)鍵的飽和性。共價(jià)鍵的飽和性。 各原子軌道在空間分布方向是固定的，為了滿(mǎn)足軌道各原子軌道在空間分布方向是固定的，為了滿(mǎn)足軌道的最大程度重疊，原子間成的共價(jià)鍵，當(dāng)然要具有方向性。的最大程度重疊，原子間成的共價(jià)鍵，當(dāng)然要具有方向性。HClHCl、F2F2分子構(gòu)成過(guò)程中的軌道重疊與取向分子構(gòu)成過(guò)程中的軌道重疊與取向 以以 HCl 為例為例:+1sz+3pzzCl 的的 3pz 和和 H 的的 1s 軌道重疊，只需沿著軌道重疊，只需沿著 z 軸重疊，軸重疊，才干保證最大程度的重疊，而且不改動(dòng)原有的對(duì)稱(chēng)性。才干保證最大程度的重疊，而且不改動(dòng)原

27、有的對(duì)稱(chēng)性。Cl 2 分子中成鍵的原子軌道，也要堅(jiān)持對(duì)稱(chēng)性和最大程度分子中成鍵的原子軌道，也要堅(jiān)持對(duì)稱(chēng)性和最大程度的重疊。的重疊。pzz pz+z +4. 共價(jià)鍵的類(lèi)型共價(jià)鍵的類(lèi)型 1按成鍵軌道與鍵軸成鍵的兩個(gè)原子核間的連線(xiàn)按成鍵軌道與鍵軸成鍵的兩個(gè)原子核間的連線(xiàn)之間的關(guān)系，分為之間的關(guān)系，分為 鍵和鍵和鍵：鍵： 鍵：成鍵軌道的鍵：成鍵軌道的“頭碰頭頭碰頭 重疊，將成鍵軌道沿著重疊，將成鍵軌道沿著鍵軸旋轉(zhuǎn)恣意角度，圖形及符號(hào)均堅(jiān)持不變。鍵軸旋轉(zhuǎn)恣意角度，圖形及符號(hào)均堅(jiān)持不變。 +如如 HCl 分子中的分子中的 3p 和和 1s 的成鍵，的成鍵，和和 Cl 2 中的中的 3p 和和 3p 的成鍵

28、的成鍵 。+ 鍵的鍵的3 3種構(gòu)成方式種構(gòu)成方式 鍵：成鍵軌道的鍵：成鍵軌道的 “肩并肩肩并肩 重疊，成鍵軌道繞鍵軸重疊，成鍵軌道繞鍵軸旋轉(zhuǎn)旋轉(zhuǎn) 180時(shí)，圖形復(fù)原，但符號(hào)變?yōu)橄喾?。時(shí)，圖形復(fù)原，但符號(hào)變?yōu)橄喾础?例如兩個(gè)例如兩個(gè) px 沿沿 z 軸方向重疊的情況。軸方向重疊的情況。xx+px z繞鍵軸旋轉(zhuǎn)繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180+ 兩個(gè)p軌道“肩并肩構(gòu)成鍵 N2 分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子 ， px py pz 沿沿 z 軸成鍵時(shí)，軸成鍵時(shí)， pz 與與 pz “ 頭碰頭頭碰頭 構(gòu)成一個(gè)構(gòu)成一個(gè) 鍵鍵 。此時(shí)，。此時(shí)， px 和和 px ， py 和和 py 以以 “

29、肩并肩肩并肩 方式重疊，構(gòu)成兩個(gè)方式重疊，構(gòu)成兩個(gè) 鍵。鍵。 所以所以 N2 分子的分子的 3 鍵中，有鍵中，有 1 個(gè)個(gè) 鍵，鍵， 2 個(gè)個(gè) 鍵鍵 。 2 2按鍵的極性分為非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵按鍵的極性分為非極性共價(jià)鍵和極性共價(jià)鍵非極性共價(jià)鍵：非極性共價(jià)鍵： 化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心重合，那化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心重合，那么鍵無(wú)極性。如單質(zhì)分子么鍵無(wú)極性。如單質(zhì)分子H2 、O2 、N2等分子中的等分子中的共價(jià)鍵共價(jià)鍵 極性共價(jià)鍵：化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心不重合，那極性共價(jià)鍵：化學(xué)鍵中正、負(fù)電荷中心不重合，那么鍵有極性。如么鍵有極性。如HCl、CO、H2O、NH3等分子中的等分子中的共價(jià)鍵共價(jià)鍵

30、 鍵的極性大小取決于成鍵兩元素原子的電負(fù)性差。鍵的極性大小取決于成鍵兩元素原子的電負(fù)性差。電負(fù)性差越大，鍵的極性就越強(qiáng)。電負(fù)性差越大，鍵的極性就越強(qiáng)。 3 3按共用電子對(duì)來(lái)源分普通共價(jià)鍵與配位鍵按共用電子對(duì)來(lái)源分普通共價(jià)鍵與配位鍵 配位鍵其共用電子對(duì)是由成鍵原子中的某個(gè)原子一方配位鍵其共用電子對(duì)是由成鍵原子中的某個(gè)原子一方提供，另一個(gè)原子只提供空軌道，但為成鍵原子雙方提供，另一個(gè)原子只提供空軌道，但為成鍵原子雙方所共用所共用 。用用“表示，箭頭從提供共用電子對(duì)的原子指向接表示，箭頭從提供共用電子對(duì)的原子指向接受共用電子對(duì)的原子。受共用電子對(duì)的原子。 配位鍵的構(gòu)成方式和共價(jià)鍵有所不同，但成鍵后兩

31、者是無(wú)本質(zhì)區(qū)別。配位鍵的構(gòu)成方式和共價(jià)鍵有所不同，但成鍵后兩者是無(wú)本質(zhì)區(qū)別。 配位鍵的構(gòu)成配位鍵的構(gòu)成 4NH4BFCOBFFFFNHHHHCO5 5鍵參數(shù)鍵參數(shù)1鍵能鍵能E 衡量化學(xué)鍵強(qiáng)弱的物理衡量化學(xué)鍵強(qiáng)弱的物理量，它表示拆開(kāi)一個(gè)鍵或構(gòu)成一個(gè)鍵的難量，它表示拆開(kāi)一個(gè)鍵或構(gòu)成一個(gè)鍵的難易程度。由于構(gòu)成共價(jià)鍵必需放出能量，易程度。由于構(gòu)成共價(jià)鍵必需放出能量，那么拆開(kāi)共價(jià)鍵時(shí)，就需求供應(yīng)能量。那么拆開(kāi)共價(jià)鍵時(shí)，就需求供應(yīng)能量。鍵能越大，相應(yīng)的共價(jià)鍵越結(jié)實(shí)，組成的分鍵能越大，相應(yīng)的共價(jià)鍵越結(jié)實(shí)，組成的分子越穩(wěn)定。子越穩(wěn)定。 2鍵長(zhǎng)鍵長(zhǎng)l 分子中兩成鍵原子核之間分子中兩成鍵原子核之間的平衡間隔即核間

32、距的平衡間隔即核間距)。 在不同的分子中，兩原子間構(gòu)成一樣類(lèi)型的化在不同的分子中，兩原子間構(gòu)成一樣類(lèi)型的化學(xué)鍵時(shí)，其鍵長(zhǎng)根本一樣。一樣原子構(gòu)成的學(xué)鍵時(shí)，其鍵長(zhǎng)根本一樣。一樣原子構(gòu)成的共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)，單鍵共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)，單鍵雙鍵雙鍵三鍵。三鍵。鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，鍵越結(jié)實(shí)。鍵長(zhǎng)越短，鍵能越大，鍵越結(jié)實(shí)。3鍵角鍵角 分子中鍵與鍵的夾角。它分子中鍵與鍵的夾角。它是反映分子空間構(gòu)造的重要目的之一。普通是反映分子空間構(gòu)造的重要目的之一。普通知道一個(gè)分子的鍵長(zhǎng)和鍵角，就可以推知分知道一個(gè)分子的鍵長(zhǎng)和鍵角，就可以推知分子的空間構(gòu)型。子的空間構(gòu)型。 電子激發(fā)電子激發(fā)2p2s 2p2s 以以CH4 構(gòu)成的過(guò)程為例：

33、在構(gòu)成的過(guò)程為例：在 CH4 構(gòu)成的過(guò)程中，構(gòu)成的過(guò)程中， C 原子的電原子的電子曾有過(guò)如下的激發(fā)步驟，以得到子曾有過(guò)如下的激發(fā)步驟，以得到 4 個(gè)單電子。個(gè)單電子。 顯然，這顯然，這 4 個(gè)單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與個(gè)單電子所在原子軌道不一致。利用這些原子軌道與 4 個(gè)個(gè) H 原子構(gòu)成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全一樣，也不應(yīng)該指向正四面體的四原子構(gòu)成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全一樣，也不應(yīng)該指向正四面體的四個(gè)頂點(diǎn)。個(gè)頂點(diǎn)。CH4 為什么是正四面體構(gòu)造為什么是正四面體構(gòu)造 ？ 而而AlCl 3 鍵角鍵角 120，NH4+ 鍵角鍵角10928 。在成鍵過(guò)程中，軌道之間的夾角是怎樣構(gòu)成的。在成鍵

34、過(guò)程中，軌道之間的夾角是怎樣構(gòu)成的 ？ 這些問(wèn)題用普通價(jià)鍵實(shí)際難以解釋。這些問(wèn)題用普通價(jià)鍵實(shí)際難以解釋。 Pauling在在1931年提出雜化軌道實(shí)際，非常年提出雜化軌道實(shí)際，非常勝利地解釋了構(gòu)型方面的這類(lèi)問(wèn)題勝利地解釋了構(gòu)型方面的這類(lèi)問(wèn)題 。 雜化軌道實(shí)際開(kāi)展了價(jià)鍵實(shí)際，可以對(duì)知雜化軌道實(shí)際開(kāi)展了價(jià)鍵實(shí)際，可以對(duì)知的構(gòu)型進(jìn)展解釋。的構(gòu)型進(jìn)展解釋。1. 雜化與雜化軌道的概念雜化與雜化軌道的概念 在構(gòu)成多原子分子的過(guò)程中，中心原子的假設(shè)干能量相在構(gòu)成多原子分子的過(guò)程中，中心原子的假設(shè)干能量相近的原子軌道重新組合，構(gòu)成一組新的原子軌道。這個(gè)過(guò)程近的原子軌道重新組合，構(gòu)成一組新的原子軌道。這個(gè)過(guò)程叫

35、做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。 構(gòu)成構(gòu)成 CH4 分子時(shí)，中心碳原子的分子時(shí)，中心碳原子的 2s 和和 2px、2py、2pz 等四條原子軌道發(fā)生雜化，構(gòu)成一組四條新的雜等四條原子軌道發(fā)生雜化，構(gòu)成一組四條新的雜化軌道，即化軌道，即 4 條條sp3 雜化軌道，這些雜化軌道，這些 sp3 雜化軌道不同于雜化軌道不同于 s 軌道，也不同于軌道，也不同于 p 軌道。雜化軌道有本人的波函數(shù)、能軌道。雜化軌道有本人的波函數(shù)、能量、外形和空間取向。量、外形和空間取向。2.雜化軌道的類(lèi)型雜化軌道的類(lèi)型+=_+_在在 sp 雜化軌道中，雜化軌道中，s 和和

36、p 的成份各的成份各 ，兩條雜化軌道呈直線(xiàn)形分，兩條雜化軌道呈直線(xiàn)形分布互成布互成 180角。角。BeCl2 分子直線(xiàn)形，用雜化軌道實(shí)際分析其成鍵情況，闡明直線(xiàn)形構(gòu)型的分子直線(xiàn)形，用雜化軌道實(shí)際分析其成鍵情況，闡明直線(xiàn)形構(gòu)型的緣由。緣由。 Be sp 雜化雜化 2s 2 2p0 激發(fā)雜化2 條條 sp 雜化軌道呈直線(xiàn)形分布，分別與雜化軌道呈直線(xiàn)形分布，分別與 2 個(gè)個(gè) Cl 的的 3p 軌道成鍵，故分子為直線(xiàn)形。軌道成鍵，故分子為直線(xiàn)形。a sp 雜化雜化BeBe原子軌道雜化過(guò)程原子軌道雜化過(guò)程 spsp雜化過(guò)程及雜化過(guò)程及spsp雜化軌道的外形雜化軌道的外形 BF3 平面三角形構(gòu)型平面三角形

37、構(gòu)型 B sp2雜化雜化b sp2 雜化雜化3 個(gè)個(gè) sp2 雜化軌道呈三角形分布，分別與雜化軌道呈三角形分布，分別與 3 個(gè)個(gè) F 的的 3p 成成鍵，故鍵，故 BF3 分子構(gòu)型為三角形。分子構(gòu)型為三角形。B B原子軌道雜化過(guò)程原子軌道雜化過(guò)程 sp2sp2雜化及其雜化軌道的空間取向表示雜化及其雜化軌道的空間取向表示圖圖 c sp3 雜化雜化sp3雜化軌道由一條雜化軌道由一條ns軌道和三條軌道和三條np軌道雜化而成，構(gòu)成四條軌道雜化而成，構(gòu)成四條性質(zhì)一樣、能量相等的性質(zhì)一樣、能量相等的sp3雜化軌道。每條雜化軌道。每條sp3雜化軌道含雜化軌道含1/4s和和3/4p成分，軌道間夾角為成分，軌道

38、間夾角為109028，sp3雜化的分子或離子其空雜化的分子或離子其空間構(gòu)型為正四面體。如：間構(gòu)型為正四面體。如：CH4CCl4, SiH4, NH4+, SO42-的中心原子都是的中心原子都是 sp3 雜化雜化C C原子軌道雜化過(guò)程原子軌道雜化過(guò)程 CCl4CCl4分子的空間構(gòu)型分子的空間構(gòu)型 sp3sp3雜化軌道表示圖雜化軌道表示圖 3 . 等性雜化與不等性雜化等性雜化與不等性雜化等性雜化等性雜化如如C 的的 sp3 雜化雜化 ，4 條條 sp3 雜化軌道能量一雜化軌道能量一致致不等性雜化不等性雜化H2O V 形構(gòu)造形構(gòu)造 ， O sp3 不等性雜化不等性雜化 。判別能否等性雜化，要看各條雜

39、化軌道的能量能否相等，不判別能否等性雜化，要看各條雜化軌道的能量能否相等，不看未參與雜化的軌道的能量?？次磪⑴c雜化的軌道的能量。氨分子構(gòu)型為三角錐形氨分子構(gòu)型為三角錐形NO2, SO2 的構(gòu)型為的構(gòu)型為 V 型，型，N, S 原子為原子為 不等性不等性sp2 雜化。雜化。一、分子的極性一、分子的極性雙原子分子：分子的極性與鍵的極性一致。雙原子分子：分子的極性與鍵的極性一致。如：如： ClCl ， 非極性分子非極性分子 ； HCl ，極性分子。，極性分子。多原子分子：多原子分子： 鍵無(wú)極性鍵無(wú)極性( 如如S8 )， 那么分子無(wú)極性。那么分子無(wú)極性。 鍵有極性，分子空間構(gòu)型對(duì)稱(chēng)如鍵有極性，分子空間

40、構(gòu)型對(duì)稱(chēng)如CH4 ,BF3 )，分子無(wú)極性；分子空間構(gòu)型，分子無(wú)極性；分子空間構(gòu)型不對(duì)稱(chēng)如不對(duì)稱(chēng)如H2O )，那么分子有極性。，那么分子有極性。 分子極性的大小常用偶極矩來(lái)衡量。分子極性的大小常用偶極矩來(lái)衡量。3.6 3.6 分子間力和氫鍵分子間力和氫鍵偶極矩偶極矩 q d 單位：C m 0，極性分子；如：NH3)4.331030 C m 0，非極性分子；如： (BCl3)=0 C m 越大，分子極性越強(qiáng)。 由實(shí)驗(yàn)測(cè)定，是矢量，方向從正到負(fù)，如 HCl。 根據(jù)值判別分子的空間構(gòu)型。如： NH3, 0，三角錐型； BCl3， =0，平面三角形； CO2, =0，直線(xiàn)形；SO2，0，V型。二二 、分子間力、分子間力1. 取向力取向力 固有偶極之間的作用力叫取向力。取向力發(fā)生在極性固有偶極之間的作用力叫取向力。取向力發(fā)生在極性分子之間。分子之間。2. 誘導(dǎo)力誘導(dǎo)力 非極性分子遭到極性分子的影響，可以使正、負(fù)電荷非極性分子遭到極性分子的影響，可以使正、負(fù)電荷重心發(fā)生相對(duì)位移，從而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。重心發(fā)生相對(duì)位移，從而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。 誘導(dǎo)力：誘導(dǎo)偶極與固有偶極之間的作用力叫誘導(dǎo)力。誘導(dǎo)力：誘導(dǎo)偶極與固有偶極之間的作用力叫誘導(dǎo)力。 誘導(dǎo)力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于誘導(dǎo)力存在于極性分子與非極性分子之間，也存在于極性分子之間。極性分子之間。 3.色