大學(xué)化學(xué)第5章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

§第五章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)§5-1原子結(jié)構(gòu)的近代理論§5-2

原子核外電子的排布和周期系§5-3化學(xué)鍵與分子間作用力本章教學(xué)要求1.了解微觀粒子運(yùn)動特征；了解原子軌道等核外電子運(yùn)動的近代的概念；2.熟悉四個(gè)量子數(shù)對核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述；3.掌握原子核外電子分布原理，會由原子序數(shù)寫出元素原子的電子分布式和外層電子構(gòu)型；4.掌握元素周期系和各區(qū)元素原子或離子的電子層結(jié)構(gòu)的特征，以了解元素的有關(guān)性質(zhì)?！?-1原子結(jié)構(gòu)的近代理論一.微觀粒子的波粒二象性1.光的波粒二象性波動性：光的干涉，衍射微粒性：光電效應(yīng)

光既是一種電磁波又是光子流，既具有波動性又具有粒子性，即具有波粒二象性。

表征粒子性的物理量(能量E,動量P)和表征波動性的物理量(頻率υ,波長λ)之間有如下關(guān)系：

E=hυ(υ為波的頻率)

P=mν(ν為微粒的運(yùn)動速度)

(λ為微粒波的波長)

2.電子的波粒二象性(1)德布羅依關(guān)系式

電子，質(zhì)子，中子，原子，分子等靜止質(zhì)量不為零的實(shí)物微粒都具有波動的性質(zhì)。伴隨實(shí)物微粒運(yùn)動的波稱為德布羅依物質(zhì)波

一個(gè)質(zhì)量為m,運(yùn)動速度為ν的實(shí)物微粒,其動量P=mν，故:稱為德布羅依關(guān)系式表示物質(zhì)波的波長可由質(zhì)量m和運(yùn)動速度ν來求算

求以1.0×106m·s-1速度運(yùn)動的電子的德布羅依波長

例1解：求高爾夫球m=4.5×10-2kg,速度υ=30m·s-1的德布羅依波長為宏觀物體由于質(zhì)量大,波長極短,所以觀察不到它的波動效應(yīng)

(2)電子衍射實(shí)驗(yàn)

1927年美國的戴維森(Davisson，C.J.)和杰爾(Germer，L.H.)用電子衍射實(shí)驗(yàn)(圖3-12)證實(shí)了電子的波動性。1.電子束,2.狹縫,3.光柵(晶體),4.屏幕電子衍射實(shí)驗(yàn)裝置示意圖

(a)X射線衍射圖(b)電子衍射圖3.海森堡測不準(zhǔn)原理

海森堡認(rèn)為微觀粒子的位置與動量之間有這樣的測不準(zhǔn)關(guān)系:△x·△P≈h

△x:微觀粒子在x方向的位置坐標(biāo)的不準(zhǔn)確量,△P:粒子在該方向的動量的不準(zhǔn)確量,h:普朗克常數(shù).原則上不可能同時(shí)準(zhǔn)確地測定微觀粒子(如電子)的位置和動量。

測不準(zhǔn)原理的內(nèi)容:例如，一個(gè)電子的質(zhì)量很小（m=9.11×10-31kg，原子直徑的數(shù)量級為10-10m，電子位置的合理準(zhǔn)確度確定到△x為10-11m，求出其速度的不準(zhǔn)量。確定電子位置的同時(shí)，其速度就測不準(zhǔn)，要同時(shí)測準(zhǔn)電子的位置和速度是不可能的。解：二.氫原子光譜光譜：連續(xù)光譜如:太陽光或白炙燈發(fā)出的白光

線性光譜：原子光譜氫原子光譜n1和n2都是正整數(shù)，而且n2＞n1

氫光譜是所有元素的光譜中最簡單的光譜。在可見光區(qū)，它的光譜只由幾根分立的線狀譜線組成,其波長和代號如下所示：

譜線HαHβHγHδH…編號(n)１２３４５…波長/nm656.279486.133434.048410.175397.009…

不難發(fā)現(xiàn)，從紅到紫,譜線的波長間隔越來越小。ｎ>5的譜線密得用肉眼幾乎難以區(qū)分。1883年，瑞士的巴爾麥（J.J.Balmer1825-1898）發(fā)現(xiàn)，譜線波長(λ)與編號(n)之間存在如下經(jīng)驗(yàn)方程：

后來，里德堡(J.R.Rydberg1854-1919)把巴爾麥的經(jīng)驗(yàn)方程改寫成如下的形式：

上式中的常數(shù)Ｒ后人稱為里德堡常數(shù)，其數(shù)值為1.09677×107m-1。氫的紅外光譜和紫外光譜的譜線也符合里德堡方程，只需將1/22改為1/n12,n1=1,2,3,4;而把后一個(gè)n改寫成n2=n1+1,n1+2,…即可。當(dāng)ｎ1=2時(shí),所得到的是可見光譜的譜線,稱為巴爾麥系,當(dāng)n1=3,得到氫的紅外光譜,稱為帕遜系,當(dāng)n1=1,得到的是氫的紫外光譜,稱為來曼系。氫原子的核外電子躍遷和產(chǎn)生的譜系圖三.玻爾理論

1913年丹麥青年物理學(xué)家玻爾Bohr在Planck量子論(1900)和Einstein光子學(xué)說(1905年),從理論上解釋了氫原子光譜的規(guī)律。1.Bohr理論的基本要點(diǎn)(1)核外電子運(yùn)動取一定的軌道,在此軌道上運(yùn)動的電子不放出能量也不吸收能量

(2)在一定軌道上運(yùn)動的電子有一定的能量,這能量只能取某些由量子化條件決定的正整數(shù)值.根據(jù)量子化條件，可推出氫原子核外軌道的能量公式：或n=1，2，3，4…的正整數(shù)

當(dāng)n=1時(shí)能量最低，此時(shí)能量為2.179×10-18J,此時(shí)對應(yīng)的半徑為52.9pm,稱為玻爾半徑。

由公式：及E=E2-E1=h

例：求激發(fā)態(tài)氫原子的電子從n=4能級躍遷到n=2能級時(shí)所發(fā)射的輻射能的頻率、波長及能量？解：由基態(tài)：原子在正常或穩(wěn)定狀態(tài)時(shí),電子盡可能的處于能量最低的軌道,這種狀態(tài)稱為。氫原子處于基態(tài)時(shí),能量最低(為-13.6eV或2.179×10-18J);2.玻爾理論的優(yōu)點(diǎn):

用量子化解釋了氫原子的結(jié)構(gòu)和氫光譜的關(guān)系.指出原子結(jié)構(gòu)量子化的特征

3.玻爾理論的缺點(diǎn)

沒有考慮電子運(yùn)動的另一重要特性-波粒二象性

解釋多電子原子的光譜和光譜線在磁場中的分裂，譜線的強(qiáng)度等實(shí)驗(yàn)結(jié)果時(shí)遇到了難于解決的困難四.核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述（量子力學(xué)理論）1.波函數(shù)薛定諤方程x,y,z為粒子在空間的直角坐標(biāo),

m為微粒質(zhì)量

E為總能量即粒子的動能和勢能之和

V是勢能即核與電子的吸收能

波函數(shù):描述核外電子空間運(yùn)動的數(shù)學(xué)表達(dá)式,它實(shí)際上表示電子波的振幅與坐標(biāo)的函數(shù).

薛定諤方程的解(1)每一個(gè)波函數(shù)代表電子的一種運(yùn)動狀態(tài)

(2)|ψ|2代表電子的幾率密度(3)每一個(gè)波函數(shù)代表一個(gè)原子軌道例如:ψ1S稱為1S原子軌道，簡稱1S軌道表示電子處于1S軌道的運(yùn)動狀態(tài)2.幾率和幾率密度幾率:

電子在某一區(qū)域出現(xiàn)的機(jī)會叫幾率。幾率密度:是指電子在核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的幾率幾率=幾率密度×體積解釋電子衍射現(xiàn)象

明紋：幾率大暗紋：幾率小∣ψ(r,θ,Φ)|2可以代表電子在空間某點(diǎn)(r,θ,Φ)出現(xiàn)的幾率密度3.電子云

電子在核外空間出現(xiàn)的幾率密度分布的形象化描述稱為電子云

|ψn,ι,m(r,θ,Φ)|2=|Rn,ι(r)|2·|Yι,m(θ,Φ)|2電子云的形狀電子云在空間的取向

4.幾率密度分布的幾種表示方法(1)電子云圖

(2)等幾率密度面圖：幾率密度|ψ|2相等的各點(diǎn)連接起來得到的曲面(3)界面圖：把95%以上的電子云包括進(jìn)去的等密度面。(4)徑向幾率密度圖

幾率密度（|ψ|2）與離核距離（r）的關(guān)系可用|ψ|2—r圖來表示例如氫原子基態(tài)ψIS|ψIS|2=A21e-2Br，|ψIS|2只是r的函數(shù)

波函數(shù)ψ包含三個(gè)常量和三個(gè)變量，它的一般形式為：

ψn,ι,m（x,y,z）

n,ι,m為常量x,y,z為變量

采用數(shù)學(xué)上的坐標(biāo)變換和變量分離的方法處理。用球坐標(biāo)(r,θ,φ)代替直坐標(biāo)(x,y,z),并進(jìn)行變量分離，則波函數(shù)變?yōu)橄铝行问剑害譶,ι,m(x,y,z)=ψn,ι,m(r,θ,φ)=Rn,ι(r)·Yι,m(θ,φ)

R(r)：波函數(shù)的徑向部分，只隨電子離核距離(r)的不同而變化

Y(θ,φ)：波函數(shù)的角度部分,它隨角度(θ,φ)而變化.

5.波函數(shù)的空間圖形

直角坐標(biāo)與球坐標(biāo)兩者的關(guān)系為x=rsincos

y=rsinsin

z=rcos

坐標(biāo)變換后，得到的球坐標(biāo)體系的Schr?dinger方程為yxoPPr進(jìn)行變量分離：三個(gè)分別只含一個(gè)變量的常微分方程例如一些解的形式:

每一特定狀態(tài)就有一個(gè)相應(yīng)的波函數(shù)ψ和相應(yīng)的能量E。如有1s，2s，2p，3d，4f…等核外空間狀態(tài)，就有ψ1s，ψ2s，ψ2p，ψ3d，ψ4f…和E1s，E2s，E2p，E3d，E4f…與其相對應(yīng)。(1)徑向分布

[D(r)]

原子軌道的徑向分布圖表示在任意指定方向(或角度)上,距核為r處的某點(diǎn)的波函數(shù)數(shù)值的相對大小.它與常量n和ι都有關(guān).(氫原子部分軌道的波函數(shù)徑向分布圖)①

D(r):描述電子距核半徑為r附近的單位厚度球殼層內(nèi)電子出現(xiàn)的幾率②

|ψ|2:電子在核外空間某點(diǎn)單位體積的幾率

③

由電子幾率的徑向分布圖可以看出核外電子是按層分布的。注意:(2)角度分布①原子軌道的角度分布圖s,p,d三種原子軌道的角度分布圖形

②電子云的角度分布圖s,p,d軌道電子云的角度分布圖

①|(zhì)ψ|2比ψ瘦些，因ψ的角度分布函數(shù)Ｙ值小于1，為小數(shù)，|ψ|2值更小。②原子軌道ψ的角度分布圖有正，負(fù)，而電子云|ψ|2的角度分布圖無正，負(fù)之分6.四個(gè)量子數(shù)(1)主量子數(shù)（n）

主量子數(shù)n是決定原子中電子能量以及離核的平均距離的主要因素.

n：1234567光譜符號：KLMNOPQ

氫原子和類氫離子的能量公式：E=-13.6Z2n2eVn決定氫原子和類氫離子中電子的能量E(2)角量子數(shù)（l）角量子數(shù)l

：是確定原子軌道的形狀并在多電子原子中和n一起決定電子的能級的量子數(shù).ι的取值要求:

l

=0,1,2,…(n-1)的正整數(shù)

l：0、1、2、3、4……(n-1)共n個(gè)取值

光譜符號：s、p、d、f、g電子繞核運(yùn)動的角動量(M)的大小也是量子化的，其絕對值由角量子數(shù)l決定：當(dāng)L不同時(shí),原子軌道的形狀就不同。

每一個(gè)電子層中有幾種形狀的原子軌道與n有關(guān)，n是幾，就有幾種形狀。主量子數(shù)

n=1n=2n=3n=4角量子數(shù)

ι=0ι=0,1ι=0,1,2ι=0,1,2,3軌道類型

1s2s,2p3s,3p,3d4s,4p,4d,4f

n和ι都相同的電子具有相同的能量,構(gòu)成一個(gè)能級(又稱亞層)，n等于幾,這層就有幾個(gè)能級

多電子原子中電子的能量決定于主量子數(shù)

n和角量子數(shù)l。n相同，l不同時(shí)：

E4S<E4p<E4d<E4f單電子原子如：氫原子

n不同，l相同時(shí)：E1S<E2S<E3S<E4S

n相同，l不同時(shí)：E4S<E4p<E4d<E4f

(3)磁量子數(shù)

：決定原子軌道或電子云在空間的伸展方向。m的取值要求:m=0,+1,+2,…+ι.

每種形狀的原子軌道或電子云共有(2ι+1)個(gè)空間取向,而每一種空間取向就是一條原子軌道,即有(2ι+1)條原子軌道.ιm軌道類型空間取向數(shù)

00s軌道一種1-1，0，+1p軌道三種2-2，-1，0，+1，+2d軌道五種3-3，-2，-1，0，+1，+2，+3f軌道七種①

磁量子數(shù)m與電子的能量無關(guān)

簡并軌道:

n和l相同而m不同的各原子軌道，

簡并軌道是能量相同的原子軌道順時(shí)針和逆時(shí)針,“↓”和“↑”ms=+1/2(順)和ms=-1/2(逆)(4)自旋量子數(shù)ms

需要4個(gè)量子數(shù)n、l、m、ms才能全面確定電子的一種運(yùn)動狀態(tài)

n=444444l=111111m=-1-100+1+1ms=+1/2-1/2+1/2-1/2+1/2-1/2例題:用四個(gè)量子數(shù)描述n=4,l=1的所有電子的運(yùn)動狀態(tài)。

解:對于確定的l=1,對應(yīng)的有m=-1,0,+1有三條軌道,每條軌道容納兩個(gè)自旋方向相反的電子,所以有3×2=6個(gè)電子的運(yùn)動狀態(tài)分別為:§5-2原子核外電子的排布和周期系一.原子軌道的能級1.單電子原子的能級:

E只與主量子數(shù)n有關(guān)E=-13.6(eV)E1S<E2S<E3S<E4SEns=Enp=End

2.多電子原子的能級:E決定于n和l(1)n不同，l相同n↑E↑E1S<E2S<E3S<E4S(2)n相同，l不同l↑E↑E3S<E3p<E3d(3)n和l都不相同E4S<E3d

出現(xiàn)“能級交錯(cuò)”現(xiàn)象(1)屏蔽效應(yīng)

由于電子對另一電子的排斥而抵消了一部分核電荷對電子的吸引力的作用稱為屏蔽作用(或效應(yīng)),

把被其他電子屏蔽后的核電荷稱為有效核電荷.用符號Z*表示Z*=Z-σ

Z為未屏蔽時(shí)的核電荷數(shù)(即原子序數(shù)),σ稱為屏蔽系數(shù).σ值越大,表示目標(biāo)電子受到的屏蔽作用就越大.E=-13.6×(Z-σ/n2)(eV)

多電子原子中每一個(gè)電子允許的能量

①σ的求算：斯萊脫（Slater）規(guī)則，電子分成如下幾組：

(1S)，(2S、2P)、(3S、3P)，(3d)，(4S、4P)，(4d)，(4f)，(5S、5P)……余類推a)右邊各組不屏蔽左邊各組的電子σ=0b)同組電子互相屏蔽σ=0.35(1s-1s，σ=0.30)

c)（n-1）電子層屏蔽ns，np，σ=0.85；小于（n-1）電子層屏蔽ns，np，σ=1.00d)左邊各組電子屏蔽nd，nf，σ=1.00例2,計(jì)算K原子中一個(gè)3d和一個(gè)4S電子的能量。K:1S22S22P63S23P6(3d14S1)解:如果價(jià)電子在3d軌道上，則：σ3d=18×1=18,Z*=Z-σ=1.00

E3d=-13.6×(12/32)=-1.51eV如果價(jià)電子排在4S軌道上，則：σ4S=0.85×8+10×1=16.8，Z*=2.20E4S=-13.6(2.20/4)2=-4.114eVE4S<E3d例3:分別計(jì)算Ti原子中其它電子對一個(gè)3p電子和一個(gè)3d電子的屏蔽常數(shù)。并分別計(jì)算E3p和E3d。

解：屏蔽常數(shù)的值可由所有屏蔽電子對的貢獻(xiàn)值相加而得。Ti原子的電子結(jié)構(gòu)式為1s22s22p63s23p63d24s2

3p=（0.357）+（0.858）+（1.002）=11.253d=（0.351）+（1.0018）=18.35將3p和3d分別代入公式中，計(jì)算得E3p=－174.63eVE3d=－20.13eV(2)鉆穿效應(yīng)：

①n相同，l不同：（3s,3p,3d）l越小，峰個(gè)數(shù)越多，第一個(gè)小峰離核越近，電子運(yùn)動在核附近的機(jī)會多，能量低。EnS<Enp<End

外層電子有機(jī)會鉆到內(nèi)部空間而靠近原子核的現(xiàn)象，通常稱為鉆穿作用

由于電子的鉆穿作用的不同而使其能量發(fā)生變化的現(xiàn)象，稱為鉆穿效應(yīng)。

②n不同，l不同：4s,3d決定E高低有兩個(gè)因素n大：E高l?。恒@穿效應(yīng)強(qiáng)，E低鉆穿效應(yīng)的影響

由于鉆穿效應(yīng)的存在，會使得一些能量相近的能級發(fā)生交錯(cuò)現(xiàn)象。n=4~5EnS<E(n-1)d<Enpn=6~7EnS<E(n-2)f<E(n-1)d<Enp3d和4s軌道的幾率徑向分布圖

3.鮑林的原子軌道近似能級圖軌道填充順序圖

4.徐光憲規(guī)則

對于一個(gè)能級，其（n+0.7l）值越大，則能量越高。而且該能級所在能級組的組數(shù)，就是（n+0.7l）的整數(shù)部分。以第七能級組為例進(jìn)行討論7p（n+0.7l）=7+0.71=7.76d（n+0.7l）=6+0.72=7.45f（n+0.7l）=5+0.73=7.17s（n+0.7l）=7+0.70=7.0因此，各能級均屬于第七能級組，能級順序?yàn)镋7s

E5f

E6d

E7p

這一規(guī)則稱為n+0.7l規(guī)則。5.科頓原子軌道能級圖原子軌道能量隨原子序數(shù)的變化圖

原子序數(shù)為1的H元素，其主量子數(shù)n相同的原子軌道的能量相等，即不發(fā)生能級分裂。隨著原子序數(shù)的增大，各原子軌道的能量逐漸降低。由于角量子數(shù)l不同的軌道能量降低的幅度不一致，引起了能級分裂，即Ens<Enp<End<Enf從圖中可以得出如下結(jié)論①氫原子（Z=1），能量取決于nEns=Enp=End②隨著原子序數(shù)的增大，原子軌道的能量逐漸降低。

Z=1-14:E3d<E4SZ=15-20E3d>E4SZ>21E3d<E4S二.核外電子排布的三條原則1.能量最低原理

能量最低原理——基態(tài)原子是處于最低能量狀態(tài)的原子。

能量最低原理認(rèn)為，基態(tài)原子核外電子的排布力求使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)。隨核電荷數(shù)遞增，大多數(shù)元素的電中性基態(tài)原子的電子按如下順序填入核外電子運(yùn)動軌道，叫做構(gòu)造原理。

電子先填最外層的ns，后填次外層的(n-1)d，甚至填入倒數(shù)第三層的(n-2)f的規(guī)律叫做“能級交錯(cuò)”。

請注意：能級交錯(cuò)現(xiàn)象是電子隨核電荷遞增填充電子次序上的交錯(cuò),并不意味著先填能級的能量一定比后填能級的能量低。

隨核電荷數(shù)遞增,電子每一次從填入ns能級開始到填滿np能級,稱為建立一個(gè)周期，于是有：

周期:ns開始→np結(jié)束同周期元素的數(shù)目第一周期：1s 2第二周期：2s，2p 8第三周期：3s，3p 8第四周期：4s，3d，4p 18第五周期：5s，4d，5p 18第六周期：6s，4f，5d，6p 32第七周期：7s，5f，5d，... ?第3章原子結(jié)構(gòu)

2.泡里不相容原理

(1)泡利原理——基態(tài)多電子原子中不可能同時(shí)存在4個(gè)量子數(shù)完全相同的電子?；?，在一個(gè)軌道里最多只能容納2個(gè)電子，它們的自旋方向相反。n1234…….n軌道數(shù)14916……n2電子數(shù)281832……2n2

(1)洪特規(guī)則——基態(tài)多電子原子中同一能級的軌道能量相等，稱為簡并軌道；基態(tài)多電子原子的電子總是首先自旋平行地、單獨(dú)地填入簡并軌道。2.洪特規(guī)則(2)洪特規(guī)則特例：

對于等價(jià)軌道當(dāng)是半充滿，全充滿或全空時(shí)，能量最低。半充滿p3d5f7全充滿p6d10f14全空p0d0f0

三.原子的電子層結(jié)構(gòu)和元素周期系1.原子的電子層結(jié)構(gòu)兩種表示方法：軌道表示式電子排布式

用一條下劃短線"_"或□以及○表示一條原子軌道和用上下箭頭分別表示兩種不同自旋方向的電子.如氧原子的軌道排布圖.(1)軌道表示式

1s

2s

2p

(2)電子排布式

根據(jù)電子排布的三原則，可以寫出電子結(jié)構(gòu)式。Z=11鈉原子，其電子結(jié)構(gòu)式為1s22s22p63s1Z=19鉀原子，其電子結(jié)構(gòu)式為1s22s22p63s23p64s1

為了避免電子結(jié)構(gòu)式過長，通常把內(nèi)層電子已達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的部分寫成稀有氣體的元素符號外加方括號的形式來表示，這部分稱為“原子實(shí)”。鉀的電子結(jié)構(gòu)式也可以表示為

[Ar]4s1。核外電子排布的三原則，只是一般的規(guī)律，以光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果為準(zhǔn)基態(tài)原子電子組態(tài)1氫H1s12氦He1s23鋰Li[He]2s14鈹Be[He]2s25硼B(yǎng)[He]2s22p16碳C[He]2s22p27氮N[He]2s22p38氧O[He]2s22p49氟F[He]2s22p510氖Ne

1s22s22p611鈉Na[Ne]3s112鎂Mg[Ne]3s213鋁Al[Ne]3s23p114硅Si[Ne]3s23p2

15磷P[Ne]3s23p3

16硫S [Ne]3s23p4

17氯Cl[Ne]3s23p5

18氬Ar1s22s22p63s23p6

19鉀K[Ar]4s120鈣Ca[Ar]4s221鈧Sc[Ar]3d14s222鈦Ti[Ar]3d24s223釩V[Ar]3d34s224鉻Cr*[Ar]3d54s125錳Mn[Ar]3d54s226鐵Fe[Ar]3d64s227鈷Co[Ar]3d74s228鎳Ni[Ar]3d84s2“電子仁”或“電子實(shí)”價(jià)電子層價(jià)層電子不符合構(gòu)造原理基態(tài)原子電子組態(tài)表：基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)29銅Cu*[Ar]3d104s130鋅Zn[Ar]3d104s231鎵Ga[Ar]3d104s24p132鍺Ge[Ar]3d104s24p233砷As[Ar]3d104s24p334硒Se[Ar]3d104s24p435溴Br[Ar]3d104s24p536氪Kr[Ar]3d104s24p637銣Rb[Kr]5s138鍶Sr[Kr]5s239釔Y[Kr]4d15s240鋯Zr[Kr]4d25s241鈮Nb*[Kr]4d45s142鉬Mo*[Kr]4d55s143锝Tc[Kr]4d55s244釕Ru*[Kr]4d75s145銠Rh*[Kr]4d85s146鈀Pd*[Kr]4d1047銀Ag*[Kr]4d105s148鎘Cd[Kr]4d105s249銦In[Kr]4d105s25p150錫Sn[Kr]4d105s25p251銻Sb[Kr]4d105s25p352碲Te[Kr]4d105s25p453碘I[Kr]4d105s25p554氙Xe[Kr]4d105s25p655銫Cs[Xe]6s156鋇Ba[Xe]6s2基態(tài)原子電子組態(tài)表：基態(tài)電中性原子的電子組態(tài)57鑭La*[Xe]5d16s258鈰Ce*[Xe]4f15d16s259鐠Pr[Xe]4f36s260釹Nd[Xe]4f46s261钷Pm[Xe]4f56s262釤Sm[Xe]4f66s263銪Eu[Xe]4f76s264釓Gd*[Xe]4f75d16s265鋱Tb[Xe]4f96s266鏑Dy[Xe]4f106s267鈥Ho[Xe]4f116s268鉺Er[Xe]4f126s269銩Tm[Xe]4f136s270鐿Yb[Xe]4f146s271镥Lu[Xe]

4f145d16s272鉿Hf[Xe]

4f145d26s273鉭Ta[Xe]

4f145d36s274鎢W[Xe]

4f145d46s275錸Re[Xe]

4f145d56s276鋨Os[Xe]

4f145d66s277銥Ir[Xe]

4f145d76s278鉑Pt*[Xe]

4f145d96s179金Au*[Xe]

4f145d106s180汞Hg[Xe]

4f145d106s281鉈Tl[Xe]4f145d106s26p182鉛Pb[Xe]

4f145d106s26p283鉍Bi[Xe]

4f145d106s26p384釙Po[Xe]

4f145d106s26p42.周期與能級組的關(guān)系周期序數(shù)=原子最高能級組序數(shù)=電子層數(shù)=

最外電子層的主量子數(shù)(2)周期中元素?cái)?shù)目=相應(yīng)最高能級組內(nèi)容納的最大電子總數(shù)例如:

20Ca的外電子層結(jié)構(gòu)為4S2

n=4,故Ca處于第四周期，第五能級組內(nèi)5S,4d和5P軌道總共可容納18個(gè)電子，故第五周期共有18種元素。3.族

(1)

周期表中有七個(gè)A族，位于表的第1、2、13、14、15、16和17列，A族也叫主族。主族從IA到VIIA，最后一個(gè)電子填入ns或np軌道，其族數(shù)等于價(jià)電子總數(shù)。(2)周期表有七個(gè)B族,位于第3、4、5、6、7、11和12列，B族也叫副族。副族元素從IB到VIIB，最后一個(gè)電子多數(shù)填入(n－1)d軌道，其族數(shù)通常等于最高能級組中的電子總數(shù)。(3)有零族元素，它是稀有氣體，其電子構(gòu)型呈穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。還有VIII族，它包括了8、9和10三列元素，其最后一個(gè)電子也填在(n－1)d軌道，它們最高能級組中的電子總數(shù)是8到10，電子構(gòu)型是(n－1)d6-10

ns0-2。4.元素的分區(qū)

(1)

s區(qū)元素,包括IA族，IIA族。其價(jià)層電子構(gòu)型為ns1~2，屬于活潑金屬。

(2)

p區(qū)元素,包括

IIIA族，IVA

族，VA

族，VIA

族，VIIA

族，0

族（也稱為VIIIA族）。其價(jià)層電子構(gòu)型為

ns2np1~6。

(3)

d區(qū)元素,包括

IIIB

族，IVB

族，VB

族，VIB

族，VIIB族和VIII

族。其價(jià)層電子構(gòu)型一般為

(n-1)d1~10ns0~2。(4)ds區(qū)元素，包括IB族和IIB族，過渡金屬,價(jià)層電子構(gòu)型為(n-1)d10ns1~2(5)f區(qū)元素，包括鑭系和錒系元素，價(jià)層電子構(gòu)型為(n–2)f0~14(n–1)d0~2ns2

5.原子的電子層結(jié)構(gòu)和族的關(guān)系(1)主族族數(shù)=最外層電子數(shù)(2)副族族數(shù)=(n-1)d＋ns的電子數(shù)(3)IB和ⅡB族數(shù)=最外層（ns層）電子數(shù)例3．已知某元素位于周期表中第四周期第ⅤB族，試寫出它的電子排布式解：根據(jù)題意：該元素的原子有4個(gè)電子層和5個(gè)價(jià)電子（d+s）電子能級組:一二三四電子數(shù):2884S23d3[Ar]3d34S2為釩Ⅴ例1．已知某元素原子序數(shù)為21，試指出它屬于哪一周期，哪一族，什么區(qū)，什么元素？解：211S22S22P63S23P63d14S2[Ar]3d14S2

該元素屬第四周期ⅢB鈧Sc四、元素基本性質(zhì)的周期性1.原子半徑

單質(zhì)中兩個(gè)相同原子核間距離的一半（1）共價(jià)半徑：兩個(gè)相同原子以共價(jià)單鍵結(jié)合其核間距的一半。M2分子的共價(jià)半徑(d/2)非金屬元素原子的共價(jià)半徑r共(單位pm)原子單鍵雙鍵叁鍵原子單鍵雙鍵B887668Se117107C776760Te137127N706055F6454P11010093Cl9989As121111

Br114.2104O665551I133.3123S1049487

金屬晶體中相鄰原子核間距的一半。（2）金屬半徑：

金屬原子的密堆集緊密程度不同，其求得的金屬半徑也不同，引入金屬半徑的校正系數(shù)

配位數(shù)12864校正系數(shù)1.00（標(biāo)準(zhǔn)）0.980.960.80相鄰兩分子的兩個(gè)原子核間距的一半（3）范德華半徑：圖r范,r共示意圖

(r共=d1/2,r范=d2/2)r共價(jià)<r金屬<r范rMn+<rM<rMn-（4）原子半徑變化規(guī)律A、同一周期主族元素:從左到右，n相同，z*增大，r顯著降低，到零族r增大。（范氏半徑）B、同周期副族元素：d區(qū)：從左到右，n相同，z*增大幅度不大，r遞減緩慢。到s區(qū)，r稍增大。C、f區(qū)：z*幾乎不變，r遞減極緩慢，這種現(xiàn)象叫鑭系收縮。D、從左到右，兩個(gè)相鄰元素原子半徑減小幅度短周期元素：減小0.1

?過渡元素：減小0.05?內(nèi)過渡元素：減小0.01

?E、同族元素：主族從上到下，r逐增較大副族:四、五周期r逐增不大鑭系：五、六周期r相差不大（鑭系收縮造成）2、電離能變化規(guī)律（I）

（1）處于基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的第一個(gè)電子成為氣態(tài)+1價(jià)離子所需的能量叫第一電離能(I1),再相繼逐個(gè)失去電子所需能量稱為第二,三,…電離能(I2,I3…).M(g)–e-→M+(g)I1M+(g)–e-→M2+(g)I2M2+(g)–e-→M3+(g)I3對于同一元素,其:I1＜I2＜I3….

I越小，越易失去電子，氣態(tài)時(shí)其金屬性越強(qiáng)。衡量元素金屬性強(qiáng)弱的尺度

（2）影響電離能的因素:z*,r,電子層構(gòu)型（3）遞變規(guī)律A、同周期：從左向右，r↓，電離能↑ⅡAⅤA零族ⅡBI1大ns2ns2np3ns2np6(n-1)d10ns2B、同族：主族：從上到下r↑I↓副族：從上到下I↓變化不規(guī)則3.電子親合能（E）

電子親合勢是指一個(gè)氣態(tài)原子得到一個(gè)電子形成氣態(tài)負(fù)離子所放出的能量。以符號EA表示1.X(g)+e-→X-(g)E1X+(g)+e-→X2-(g)E2X2+(g)+e-→X3-(g)E3同一元素:E1為負(fù)，E2，E3為正意義:衡量元素非金屬性強(qiáng)弱的尺度（1）（2）影響因素:z*,r和電子層構(gòu)型（3）遞變規(guī)律

同周期：從左向右，r↓，E↑同族：主族：從上到下r↑E↓同族第三周期元素：E最大3、電負(fù)性（X）：

原子在分子中吸引電子的能力（1）鮑林的電負(fù)性標(biāo)度

指定氟的電負(fù)性為4.0(后又精確為3.98),并由此求出其他元素的相對電負(fù)性.（2）密立根

XM=(1/2)×(I+E)I為元素的電離能，E為元素的電子親合能

（3）阿萊一羅周F=

越大，F(xiàn)越大，吸引電子能力強(qiáng)，X越小X=+0.744意義：衡量元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的尺度（4）遞變規(guī)律同一周期:從左到右，X↑XF最大同族:從上到下，X↓XCs最小過渡元素:第五、六周期同族X稍微增大（5）應(yīng)用X>2.0非金屬，X<2.0金屬

△X很大，離子鍵△X不大，極性共價(jià)鍵△X=0，非極性共價(jià)鍵(1)用來判斷元素的金屬性和非金屬性

(2)用于估計(jì)化學(xué)鍵的類型一、化學(xué)鍵（1）鍵型:離子鍵，共價(jià)鍵金屬鍵（2）鍵級

B.O=1/2(8-4)=2B.O=1/2(10-4)=3意義：鍵級越大，鍵強(qiáng)度亦越大1、鍵參數(shù)(表征化學(xué)鍵性質(zhì)的物理量)§5.3化學(xué)鍵與分子間相互作用力（3）鍵角:

分子中鍵與鍵之間所形成夾角

鍵角和鍵長是反映分子空間構(gòu)型的重要參數(shù)，它們均可通過實(shí)驗(yàn)測知。N:FFFC=CHHHHN:HHHP:HHHH（4）鍵長：

分子中兩原子核間的平衡距離稱為鍵長。例如，H2分子，l=74pm。

由表數(shù)據(jù)可見，H－F，H－Cl，H－

Br，H－I鍵長依次遞增，而鍵能依次遞減；單鍵、雙鍵及叁鍵的鍵長依次縮短，鍵能依次增大，但與單鍵并非兩倍、叁倍的關(guān)系。小結(jié)

意義：鍵長越長，鍵能越小，分子越不穩(wěn)定

在雙原子分子中，于100kPa下將氣態(tài)分子斷裂成氣態(tài)原子所需要的能量。D(H—Cl)=432kJ·mol-1,

D(Cl—Cl)=243kJ·mol-1

在多原子分子中，斷裂氣態(tài)分子中的某一個(gè)鍵，形成兩個(gè)“碎片”時(shí)所需要的能量叫做此鍵的解離能。（5）鍵能a.鍵解離能D：b.鍵能E：標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下氣體分子拆開成氣態(tài)原子時(shí)，每種鍵所需能量的平均值。例如：E(H–H)=436kJ·mol-1E(H–Cl)=432kJ·mol-1c.原子化能Eatm：氣態(tài)的多原子分子的鍵全部斷裂形成各組成元素的氣態(tài)原子時(shí)所需要的能量。例如：H2O(g)=2H(g)+O(g)

d.鍵能、鍵解離能與原子化能的關(guān)系：

雙原子分子：鍵能=鍵解離能

E(H－Ｈ)=D(H－Ｈ)

多原子分子：原子化能=全部鍵能之和

Ｅatm(H2O)=2Ｅ(O－H)

e.鍵焓與鍵能：近似相等，實(shí)驗(yàn)測定中，常常得到的是鍵焓數(shù)據(jù)。鍵能是指斷鍵時(shí)的熱力學(xué)能變化。DnRT很小DrHm

=DrUm+DnRTDrHm≈

DrUmf.鍵能變化規(guī)律(?)叁鍵>雙鍵>單鍵

C-C348kJ·mol-1E(C=C)=612kJ·mol-1E(C≡C)=837kJ·mol-1一個(gè)σ鍵一個(gè)σ鍵一個(gè)π鍵一個(gè)σ鍵兩個(gè)π鍵(ⅱ)同核：成鍵原子核間距離越大，鍵能越小Cl2

Br2

I2E(X-X)

242

193

151

kJ·mol-1異核：電負(fù)性差越大，鍵能越大

HFHGHBrHI△X從大到小E(H-X)562431366299kJ·mol-1意義：鍵能越大，鍵越牢固，分子穩(wěn)定性越高。(6)鍵的極性a.正負(fù)電荷重心{重合→非極性鍵H2、O2b.不重合→極性鍵X-YΔX越大，鍵的極性越大ΔX=0非極性鍵ΔX不大極性鍵ΔX很大離子鍵△X>1.7離子性%>50%屬離子鍵二、離子鍵理論1.正、負(fù)離子間通過靜電作用所形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵

八隅律

活潑金屬原子通過得失電子而達(dá)到穩(wěn)定電子構(gòu)型即稀有氣體的8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)

Cl:Cl:Cl::Cl::CNN::違背八隅體規(guī)則的例子：BF3,PCl5,SF6等。Cl:Cl:Cl::Cl::CNN::違背八隅體規(guī)則的例子：BF3,PCl5,SF6等。Cl:Cl:Cl::Cl::CNN::(1)從電負(fù)性差的角度:ΔX>1.7形成離子鍵NaCl電子構(gòu)型:

Na[Ne]3S1Cl[Ne]3S23P5（XNa=0.9）(XCl=3.0)ΔX=2.1>1.7(2)從能量角度

V=

V吸引+V排斥

當(dāng)正、負(fù)離子靠近并抵達(dá)平衡距離r0，體系能量最低，形成離子鍵2.形成過程3.離子鍵的特點(diǎn)（1）本質(zhì)為正、負(fù)離子之間的靜電作用力

離子所帶電荷越高,則離子間吸引力越大,即離子鍵越強(qiáng);而正負(fù)離子之間的核間距越小,F就越大,則離子鍵越強(qiáng).q+和q-分別為正負(fù)離子所帶的電荷數(shù),d為離子核間距,d=r++r-。由上式可知:2.特點(diǎn)沒有方向性沒有飽和性4.離子的特征（1）離子電荷

正:簡單陽離子的電荷數(shù)是其原子失去電子的數(shù)目，一般有+1，+2，+3價(jià)正離子負(fù):簡單負(fù)離子的電荷數(shù)是其原子獲得電子的數(shù)目。一般有-1，-2，-3價(jià)負(fù)離子

在離子晶體中,兩個(gè)離子的平均核間距d等于正負(fù)離子的半徑之和.核間距d可由X-射線衍射測得.如果已知其中任一個(gè)離子的半徑,則另一個(gè)就可求得.一般常用鮑林的數(shù)據(jù),以F-離子的半徑133pm或O2-半徑140pm為根據(jù)來求算其它離子的半徑.

（2）離子半徑的定義

1.主族元素:從上到下相同電荷數(shù)的離子的半徑依次增大.如:

Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+

2.同一周期:主族元素隨著族數(shù)遞增,正離子的電荷數(shù)增大,離子半徑依次減小.

如：Na+＞Mg2+＞Al3+.

3.同一元素:能形成幾種不同電荷的正離子時(shí),則高價(jià)離子的半徑小于低價(jià)離子的半徑.

如:rFe3+(60pm)<rFe2+(75pm)

4.一般負(fù)離子的半徑較大,約為130-250pm,正離子的半徑較小,約為10-170pm離子半徑在周期表中的變化規(guī)律5.周期表中處于相鄰族的左上方和右下方斜對角線上的正離子半徑近似相等.

Li+(60pm)～Mg2+(65pm)；

Sc3+(81pm)～Zr4+(80pm)；Na+(95pm)～Ca2+(99pm).

由于離子半徑是決定離子間引力大小的重要因素,因此離子半徑的大小對離子化合物性質(zhì)有顯著影響.離子半徑越小離子間的引力越大,要打斷它們所需的能量就越大,因此離子化合物的熔沸點(diǎn)也就越高.

例如:（3）離子的外電子層構(gòu)型a.2電子構(gòu)型:最外層有2個(gè)電子的離子.如Li+,Be2+,H-等.

b.

8電子構(gòu)型:最外層有8個(gè)電子的離子.如Na+,Cl-,O2-

Ca2+等.

c.

18電子構(gòu)型:最外層有18個(gè)電子的離子.如Zn2+,Cd2+,Hg2+,Cu+,Ag+等.

d.

(18+2)電子構(gòu)型:次外層為18個(gè)電子,最外層為2個(gè)電子的離子.如Pb2+和Sn2+等.

e.

9-17電子構(gòu)型:最外層有9-17個(gè)電子的離子.如過渡金屬的離子,Fe2+,Cr3+,Mn2+等.8電子構(gòu)型的離子<9-17電子構(gòu)型的離子<(18+2)電子構(gòu)型的離在離子的電荷和半徑大致相同的條件下，不同構(gòu)型的正離子對同種負(fù)離子的結(jié)合力的大小可有如下經(jīng)驗(yàn)規(guī)律二、共價(jià)鍵理論1.經(jīng)典共價(jià)鍵理論：

原子間通過共用電子對達(dá)到穩(wěn)定的希有氣體的原子結(jié)構(gòu)缺點(diǎn):能穩(wěn)定存在

(1)(2)共價(jià)鍵的特性(3)共價(jià)鍵的本質(zhì)2.現(xiàn)代價(jià)鍵理論（1）共價(jià)鍵的本質(zhì)以H2分子的形成為例來說明共價(jià)鍵的形成H2形成過程能量的變化圖

當(dāng)具有自旋反平行的成單電子的原子相互接近時(shí),其原子軌道重疊相加,核間產(chǎn)生電子云密度較大的區(qū)域,把兩個(gè)核緊密地吸引在一起使體系能量下降的這種結(jié)合力就是共價(jià)鍵。（2）價(jià)鍵理論的要點(diǎn)若A、B兩個(gè)原子各有一個(gè)單電子且自旋方向相反，則這兩個(gè)成單電子可以互相配對形成穩(wěn)定共價(jià)單鍵。這對電子為A、B兩原子所共有。如果A、B各有兩個(gè)或三個(gè)未成對的電子，則自旋相反的單電子可兩兩配對形成共價(jià)雙鍵或叁鍵。b．成鍵電子的原子軌道重疊得越大，兩核間幾率密度最大形成的鍵也就越牢固，這常被稱為軌道最大重疊原理（或電子云重大重疊原理）c.形成配位共價(jià)鍵（3）共價(jià)鍵的特性a.共價(jià)鍵具有飽和性

一個(gè)原子有幾個(gè)未成對電子，便可和幾個(gè)自旋方向相反的電子配對成鍵

如PCl5P[Ne]3S23P3

b.方向性：原子軌道要求盡量的最大重疊共價(jià)鍵形成方向

非共價(jià)鍵形成方向

（4）共價(jià)鍵的類型a.σ鍵

由于原子軌道之間重疊的情況不同,可以形成不同類型的共價(jià)鍵.我們把原子軌道沿著鍵軸方向以“頭碰頭”的方式進(jìn)行重疊而形成的共價(jià)鍵稱為σ鍵。常見的有s-s,px-s和px-px這三種類型的σ鍵,它們的軌道重疊圖形如圖4-7所示:s-s

p-s

p-p幾種類型的σ鍵的軌道立體圖形

b.π鍵

原子軌道以“肩并肩”(或平行)的方式發(fā)生軌道重疊形成的共價(jià)鍵稱為π鍵。如py-py和pz-pz,采用這種重疊方式形成的鍵，通過鍵軸有一個(gè)鏡面,上下兩部分波函數(shù)符號相反,所以具有鏡面反對稱性.Py-Py或Pz-Pzπ鍵的波函數(shù)圖形π鍵的軌道圖形

c.σ鍵與π鍵性質(zhì)的比較

重疊方式對稱情況重疊程度鍵能化學(xué)活潑性σ鍵“頭碰頭”沿鍵軸方向呈圓柱型對稱大大不活潑π鍵“肩并肩”鏡面反對稱小小活潑

兩個(gè)原子之間除可形成一個(gè)σ鍵外,還可形成一個(gè)或者兩個(gè)π鍵,如N2分子中就存在一個(gè)σ鍵和兩個(gè)π鍵.例如：3.分子軌道理論（MO法)a.分子內(nèi)電子在整個(gè)分子范圍內(nèi)運(yùn)動，運(yùn)動狀態(tài)可以用波函數(shù)（Ψ）來描述，Ψ稱為分子軌道。b.分子軌道是由原子軌道線性組合而成，幾個(gè)原子軌道可以組合成幾個(gè)分子軌道

原子軌道核間電子密度能量

成鍵軌道同號疊加增加低于原子軌道反鍵軌道異號疊加稀疏高于原子軌道c.成鍵基本原則①能量近似原則

②軌道最大重疊原則

③對稱性匹配原則：只有對稱性相同的原子軌道才能組成分子軌道

對稱性相符：原子軌道同號部分重疊，成鍵組合對稱性不相符：原子軌道異號部分重疊，反鍵組合除s-s,p-p外還有:d.分子軌道的類型①σ鍵正性重疊，組合起來的分子軌道，稱為成鍵軌道，用符號σIs表示負(fù)性重疊，組合起來，的分子軌道，稱為反鍵軌道，用符號σIs*表示②π鍵成鍵軌道在核間無節(jié)面：能量較底反鍵軌道有節(jié)面：能量較高成鍵軌道在核間無節(jié)面：能量較底反鍵軌道有節(jié)面：能量較高成鍵軌道在核間無節(jié)面：能量較底反鍵軌道有節(jié)面：能量較高成鍵軌道在核間無節(jié)面：能量較底反鍵軌道有節(jié)面：能量較高③電子在分子軌道中填充的原則：?最低能量原理?Pauli不相容原理?Hund規(guī)則（5）同核雙原子分子軌道能級圖

適合O2，F(xiàn)22s2s2p2pa圖b圖：適合N2，C2，

B22s2s2p2p鍵級=1/2(10-4)=3

同核雙原子分子軌道電子排布式：鍵級=1

鍵級=1/2(8-4)=2例如：（6）異核雙原子分子軌道能級順序

以為例4.雜化軌道理論（1）雜化和雜化軌道的定義

原子在成鍵過程中,若干能量相近的原子軌道重新組合成新的軌道的過程叫雜化，所形成的新軌道就稱為雜化軌道。新的雜化軌道的總數(shù)目是等于原來參與雜化的原子軌道總數(shù),并包含原來原子軌道的成分.（2）雜化軌道的類型a.sp雜化

由一條ns軌道和一條np軌道組合而成的軌道稱為sp雜化軌道。特點(diǎn):每條sp雜化軌道含有0.5s和0.5p成分.形成的兩條sp雜化軌道之間夾角為1800,呈直線型.

+例:BeCl2分子的形成

++b.sp2雜化

由一條ns軌道和兩條np軌道組合而成的軌道稱為sp2雜化軌道。該軌道中含有1/3s和2/3p成分,形成的三條雜化軌道之間夾角為1200,呈平面三角形.例:BF3分子的形成：

+3c.sp3雜化

由一條ns軌道和三條np軌道組合而成的新軌道稱為sp3雜化軌道。形成的四條新軌道在空間構(gòu)成一個(gè)正四面體,軌道之間的夾角為109028'.例1:CH4分子的形成

+4d.sp3d雜化

由一條ns軌道,三條np軌道和一條nd軌道組合成的新軌道稱為sp3d雜化軌道。新形成的五條雜化軌道組成三角雙錐構(gòu)型.如PCl5分子中就采用sp3d雜化,分子構(gòu)型為三角雙錐.e.sp3d2雜化

SF6的幾何構(gòu)型為八面體。sp3d2雜化S：3s23p4sp3d2雜化軌道與分子空間構(gòu)型雜化軌道雜化軌道數(shù)目鍵角分子幾何構(gòu)型實(shí)例spsp2sp3sp3dsp3d223456直線形平面三角形四面體三角雙錐八面體BeCl2,CO2BF3,AlCl3CH4,CCl4PCl5SF6,SiF6180°120°109.5°90°90°,

120°2-成鍵能力的大小次序如下：s＜p＜sp＜sp2＜sp3＜sp3d＜sp3d2f.不等性雜化

參與雜化的原子軌道s,p和d等成分不相等，所形成的雜化軌道是一組能量彼此不相等的軌道。sp3不等性雜化：NH3,H2O。5.價(jià)層電子對互斥理論(ValenceShellElectronPairRepulsion，簡寫為VSEPR）（1）該理論的基本要點(diǎn)

a.一個(gè)共價(jià)分子的空間幾何構(gòu)型取決于中心原子的價(jià)電子層中的電子對數(shù).而中心原子的價(jià)層電子對數(shù)只包括形成σ鍵的電子對和價(jià)層的孤電子對.

b.價(jià)層電子對彼此排斥,趨向盡可能遠(yuǎn)離,但同時(shí)又都受到中心原子的吸引.這兩種作用達(dá)到平衡時(shí)就決定了各價(jià)層電子對的位置.因此,知道了中心原子的價(jià)層電子對數(shù)目,即可由此推出分子的空間構(gòu)型.

價(jià)層電子對數(shù)23456價(jià)層電子對在空間的分布

價(jià)層電子對確定的幾何構(gòu)型直線型三角形四面體形三角雙錐形八面體形價(jià)層電子對互斥理論預(yù)測的幾何構(gòu)型

①確定中心原子的價(jià)層電子對數(shù)A的價(jià)電子數(shù)=A所在的族數(shù)ⅡA,硼族,碳族,氮族,氧族,鹵素,稀有氣體2,3,4,5,6,7,8X的價(jià)電子數(shù)：H和鹵素記為1，氧和硫記為0。（2）分子幾何構(gòu)型的預(yù)測VPN=[A的價(jià)電子數(shù)+X提供的價(jià)電子數(shù)

±離子電荷數(shù)()]負(fù)正②確定價(jià)層電子對的排布方式③確定中心原子的孤對電子對數(shù)n，推斷分子的幾何構(gòu)型。n=(A的價(jià)電子數(shù)－A用于與X成鍵的電子數(shù)之和)例：SF4分子

n=(6－1×4)=1價(jià)層電子對盡可能遠(yuǎn)離，以使斥力最小。n=0：分子的幾何構(gòu)型與電子對的幾何構(gòu)型相同。（3）ABm中的m個(gè)價(jià)層電子對間的斥力a.電子對之間的夾角越小，排斥力越大

90o＞120o＞180o

b.孤電子對一孤電子對＞孤電子對一成鍵電子＞成鍵電子一成鍵電子。c.叁鍵＞雙鍵＞單鍵d.χw-χw>χw-χs>χs-χs(χw為電負(fù)性弱的配位原子，χs為電負(fù)性強(qiáng)的配位原子)，如SO2F2（∠F-S－F＝98?）SO2Cl2（∠Cl－S－Cl＝102?）e.中心原子的全充滿價(jià)層里的鍵合電子之間的斥力大于處于中心原子的未充滿價(jià)層里鍵合電子間的斥力

三、分子間作用力1.分子的極性與偶極矩

共價(jià)鍵有非極性鍵與極性鍵之分。由共價(jià)鍵構(gòu)建的分子有非極性分子與極性分子之分。

“極性”是一個(gè)電學(xué)概念。度量極性的物理量叫做偶極矩(m)。偶極矩是偶極子兩極(帶相同電量的正電端和負(fù)電端)的電量，即電偶極子的電量q，和偶極子兩極的距離—偶極長l—的乘積(m=qXl)。偶極子與偶極矩(m=qXl)偶極矩m=0的共價(jià)鍵叫做非極性共