第二章-物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)知識(shí)

第二章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第一節(jié)原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)第二節(jié)原子核外電子的排布第三節(jié)元素基本性質(zhì)的周期性第四節(jié)化學(xué)鍵第五節(jié)第六節(jié)雜化軌道理論與分子空間構(gòu)型分子間力和氫鍵

第一節(jié)原子核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)一、微觀粒子的波粒二象性光的波粒二象性20世紀(jì)初，愛(ài)因斯坦提出了質(zhì)能轉(zhuǎn)換關(guān)系：E=mc2光具有動(dòng)量和波長(zhǎng)，也即光具有波粒二象性。由于E=hv

c=

v

∴hv=mc2=mcv

=h/mc=h/p式中，c為光速,h為普朗克常數(shù)，h=6.626

10-34J·sˉ1

，p為光子的動(dòng)量。

1924年法國(guó)物理學(xué)家德布羅意提出電子等微粒也具有波粒二象性，并預(yù)言其波長(zhǎng)入和質(zhì)量m存在關(guān)系式：h：普朗克常數(shù)v：微觀粒子的速度

1927年德布羅意的假設(shè)被電子衍射實(shí)驗(yàn)證實(shí)。電子束窄縫光柵物理學(xué)的研究表明：微觀粒子和經(jīng)典力學(xué)中的質(zhì)點(diǎn)不同，它不遵守牛頓力學(xué)定律，沒(méi)有固定的運(yùn)動(dòng)軌跡，應(yīng)用量子力學(xué)描述微觀粒子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。量子力學(xué)認(rèn)為微觀粒子的能量是量子化的，粒子可處于不同能級(jí)上，當(dāng)粒子從一個(gè)能級(jí)躍遷到另一個(gè)能級(jí)時(shí)，能量變化是跳躍式、不連續(xù)的。結(jié)論：二、波函數(shù)和原子軌道描述核外電子運(yùn)動(dòng)的波動(dòng)方程。薛定諤方程Ψ：電子的波函數(shù)，是空間坐標(biāo)x、y、z的函數(shù)m：電子的質(zhì)量E：電子的總能量V：電子的勢(shì)能由薛定諤方程解出來(lái)的描述電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的波函數(shù)（有時(shí)是波函數(shù)的線性組合），在量子力學(xué)上叫做原子軌道。它可以表示核外電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)。

解出每一個(gè)原子軌道，都同時(shí)解得一個(gè)特定的能量E與之相對(duì)應(yīng)。式中:z是原子序數(shù)，n是參數(shù)，eV是能量單位。在此，并不要求我們?nèi)ソ庋Χㄖ@方程，只要了解薛定諤方程的一般思路即可。三、概率密度和電子云概率：電子在某一區(qū)域出現(xiàn)的機(jī)會(huì)。

概率與電子出現(xiàn)區(qū)域的體積有關(guān)，也與所在研究區(qū)域單位體積內(nèi)出現(xiàn)的次數(shù)有關(guān)。概率密度：電子在單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率。概率與概率密度之間的關(guān)系：概率（W）=概率密度

體積（V）

相當(dāng)于質(zhì)量，密度和體積三者之間的關(guān)系。電子云圖是概率密度|

|2的形象化說(shuō)明，用點(diǎn)的疏密表示概率密度分布。

黑點(diǎn)密集的地方，|

|2的值大，概率密度大；反之概率密度小。當(dāng)某空間區(qū)域中概率密度一致時(shí)，我們可用乘法求得概率。量子力學(xué)理論證明，概率密度=|

|2，于是有

w=|

|2

V例如，氫原子1s電子云：四、四個(gè)量子數(shù)及其對(duì)核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的描述1、主量子數(shù)（n）取值：1，2，3，4……n為正整數(shù)光譜符號(hào)：K，L，M，N……意義：表示核外電子離核的遠(yuǎn)近，或者說(shuō)是電子所在的電子層數(shù)，是決定電子能量的重要因素。n=1表示第一層(K層)，離核最近。n越大離核越遠(yuǎn)。E：電子能量，Z：原子序數(shù)，eV：電子伏特，能量單位，1eV=1.60310－19J2、角量子數(shù)（l）取值：受n限制,對(duì)于確定的主量子數(shù)n，角量子數(shù)

l可以為0，1，2，3，4……(n－1)，共n個(gè)取值。光譜符號(hào)：

s，p，d，f，g……表示

。例如：n=3，角量子數(shù)

l

可取0，1，2共三個(gè)值，依次表示為

s，p，d意義：角量子數(shù)l決定原子軌道的形狀l=0表示s軌道，形狀為球形對(duì)稱狀

l=1表示p軌道，形狀為啞鈴狀

l=2表示d軌道，形狀為花瓣?duì)?/p>

l=3表示f軌道，形狀為復(fù)雜的花瓣形同層中(即n相同)不同形狀的軌道稱為亞層，也叫分層。對(duì)多電子原子，由于電子之間的相互作用，當(dāng)n相同，l不同時(shí)，各分層電子的能力也不同。當(dāng)主量子數(shù)相同，軌道的能量高低順序?yàn)椋簄s<

np<

nd<nf3、磁量子數(shù)（m）取值：受角量子數(shù)l

的影響，對(duì)于給定的l

，m可取：0，1，2，3，……，l；共（2l

+1）個(gè)值。例如：l=3，則m=0，1，2，3，共7個(gè)值。意義:m決定原子軌道的空間取向。每一種m的取值，對(duì)應(yīng)一種空間取向。

m的不同取值，或者說(shuō)原子軌道的不同空間取向，一般不影響能量。在沒(méi)有外加磁場(chǎng)的情況下，l相同而m不同的原子軌道其能量是相同的。n，l，m一組量子數(shù)可以決定一個(gè)原子軌道的離核遠(yuǎn)近，形狀和伸展方向4、自旋量子數(shù)（ms）

電子既有圍繞原子核的旋轉(zhuǎn)運(yùn)動(dòng)，也有自身的旋轉(zhuǎn)，稱為電子的自旋。 取值：只有兩個(gè)，+1/2和－1/2。電子的自旋方式只有兩種，可示意為順時(shí)針?lè)较蚝湍鏁r(shí)針?lè)较?，通常用“”和“”表示。所以，描述一個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)，要用四個(gè)量子數(shù)：n，l，m，ms

同一原子中，沒(méi)有四個(gè)量子數(shù)完全相同的兩個(gè)電子存在。四個(gè)量子數(shù)的基本概念量子數(shù)符號(hào)名稱取值主要意義n

主量子數(shù)1,2,3···l

角量子數(shù)0,1,2···n-1m

磁量子數(shù)

0,±1···±lms

自旋量子數(shù)電子離核遠(yuǎn)近軌道能級(jí)高低軌道形狀軌道伸展方向電子的自旋一、核外電子排布的規(guī)律1、保里(Pauli)不相容原理三種表達(dá)方式：（1）在同一原子中，不可能存在所處狀態(tài)完全相同的電子（2）在同一原子中，不可能存在四個(gè)量子數(shù)完全相同電子（3）每一軌道只能容納自旋方向相反的兩個(gè)電子

第二節(jié)原子核外電子的排布２、能量最低原理在不違背保里不相容原理的前提下，電子在各軌道上的排布方式應(yīng)使整個(gè)原子能量處于最低狀態(tài)。３、洪特規(guī)則能量相同的軌道（如3條p軌道，5條d軌道，7條f軌道）叫等價(jià)軌道或簡(jiǎn)并軌道。電子分布到等價(jià)軌道時(shí)，總是優(yōu)先占據(jù)不同軌道，且平行自旋。特例：等價(jià)軌道處于全滿、半滿或全空狀態(tài)時(shí)能量較低，比較穩(wěn)定。如全滿：p6，d10，f14，半滿：p3，d5，f7，全空：p0，d0，f0。(Z=6)C:1s22s22p22p有三個(gè)軌道，兩個(gè)電子如何填充?提問(wèn)二、原子軌道近似能級(jí)圖Pauling，美國(guó)著名結(jié)構(gòu)化學(xué)家，根據(jù)大量光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)和理論計(jì)算，提出了多電子原子的原子軌道近似能級(jí)圖。所有的原子軌道，共分成七個(gè)能級(jí)組第一組1s

第二組2s2p

第三組3s3p

第四組4s3d4p

第五組5s4d5p

第六組6s4f5d6p

第七組7s5f6d7p其中除第一能級(jí)組只有一個(gè)能級(jí)外，其余各能級(jí)組均以ns開(kāi)始，以np

結(jié)束。各能級(jí)組之間的能量高低次序，以及能級(jí)組中各能級(jí)之間的能量高低次序，在下頁(yè)的圖示中說(shuō)明。

Pauling

近似能級(jí)圖能量6s6p5d4f6p5d4f6s5s5p4d4s4p3d3s3p2s2p1s654321能級(jí)組5p4d5s4p3d4s3p3s2p2s1s1sPauling近似能級(jí)圖表示的順序（1）意義：

反映了原子軌道能級(jí)高低，電子填充的順序。2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p（2）特點(diǎn)其一，按能級(jí)高低而不是按電子層的順序排列。原子軌道1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p能級(jí)組一二三四五六七周期1234567電子最大容量288181832未滿其二，原子軌道與能級(jí)組、周期、電子最大容量的關(guān)系：l

相同，n不相同；n越大，能量越高；n,l

都不同：出現(xiàn)能級(jí)交錯(cuò)。其四，各原子軌道的能級(jí)由n，l

共同決定。其三，對(duì)n，l

相同的軌道(等價(jià)軌道)，其能量相同。E1s<E2s<E3sE2p<E3p<E4pE6s<E4f<E5d<E6pE4s<E3d<E4pn相同，l

不同：l越大，能量越高；（除氫原子外）

E3s<E3p<E3dEns<Enp<End<Enf

我國(guó)化學(xué)家徐光憲教授，根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)數(shù)據(jù)，對(duì)基態(tài)多電子原子軌道的能級(jí)高低提出一種定量的依據(jù)，即n+0.7l值愈大，軌道能級(jí)愈高，并把

n+0.7l值的第一位數(shù)字相同的各能級(jí)組合為一組，稱為某能級(jí)組。

根據(jù)徐光憲公式計(jì)算可以明確原子能級(jí)由低到高依次為

1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)…括號(hào)表示能級(jí)組。此順序與鮑林近似能級(jí)順序吻合。能級(jí)1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6pn+0.7l1.02.02.73.03.74.04.44.75.05.45.76.06.16.46.7能級(jí)組ⅠⅡⅢⅣⅤⅥ組內(nèi)電子數(shù)288181832多電子原子能級(jí)組1、電子排布式依據(jù)：原子核外電子排布三原則，近似能級(jí)圖。舉例：Z=24Cr：1s22s22p63s23p63d54s1

[Ar]3d54s1[Ar]稱為原子實(shí)Z=29Cu：1s22s22p63s23p63d104s1

[Ar]3d104s1三、核外電子的排布和元素周期系0IIAIAIIBIVBIIIBVBVIBVIIBVIIIIBVIIAIIIAIVAVAVIAH

氫He氦Li

鋰Be鈹B硼C碳N氮O氧F氟Ne氖Na鈉Mg鎂Al鋁Si硅P磷S硫Cl氯Ar氬K鉀Ca鈣Sc鈧Ti鈦V釩Cr鉻Mn錳Fe鐵Co鈷Ni鎳Cu銅Zn鋅Ga鎵Ge鍺As砷Se硒B(niǎo)r溴Kr氪Rb銣Sr鍶Y釔Zr鋯Nb鈮Mo鉬Tc锝Ru釕Rh銠Pd鈀Ag銀Cd鎘In銦Sn錫Sb銻Te碲I碘Xe氙Cs銫Ba鋇Lu镥Hf鉿Ta鉭W鎢Re錸Os鋨

Ir銥Pt鉑Au金Hg汞Tl鉈Pb鉛Bi鉍Po釙At砹Rn氡Fr鈁Ra鐳Lr鐒RfDbSgBhHsMtUunUunUun鑭系La鑭Ce鈰Pr鐠Nd釹Pm钷Sm釤Eu銪Gd釓Tb鋱Dy鏑Ho鈥Er鉺Tm銩Yb鐿錒系A(chǔ)c錒Th釷Pa鏷U鈾Np镎Pu钚Am镅Cm鋦Bk锫Cf锎Es锿Fm鐨Md鍆No锘族周期1234567元素周期表p區(qū)s區(qū)d區(qū)f區(qū)2、元素的周期周期的劃分與能級(jí)組的劃分完全一致，每個(gè)能級(jí)組都獨(dú)對(duì)應(yīng)一個(gè)周期。共有七個(gè)能級(jí)組，所以共有七個(gè)周期。HHe1第一周期：2種元素第一能級(jí)組：2個(gè)電子1個(gè)能級(jí)1s1個(gè)軌道BeLiBCNOFNe2第二周期：8種元素第二能級(jí)組：8個(gè)電子2個(gè)能級(jí)2s2p4個(gè)軌道

MgNaAlSiPSClAr3第三周期：8種元素第三能級(jí)組：8個(gè)電子2個(gè)能級(jí)3s3p4個(gè)軌道

KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr4YZrNbMoTcRhPdRuAgCdSrRbInSnSbTeIXe5第五周期：18種元素第五能級(jí)組：18個(gè)電子3個(gè)能級(jí)5s4d5p9個(gè)軌道

第四周期：18種元素第四能級(jí)組：18個(gè)電子3個(gè)能級(jí)4s3d4p9個(gè)軌道

第七周期：32種元素第七能級(jí)組：32個(gè)電子4個(gè)能級(jí)7s5f6d7p16個(gè)軌道

BaCs6sCePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu4fLaHfTaWReIrPtOsAuHg5dTlPbBiPoAtRn6p第六周期：32種元素第六能級(jí)組：32個(gè)電子4個(gè)能級(jí)6s4f5d6p16個(gè)軌道

RaFr7sThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr5fAcRfDbSgBhHsMtUunUuuUub6d7p

3、元素的區(qū)和族

s區(qū)元素

最后一個(gè)電子填充到s能級(jí)上的元素。包括IA族，IIA族，價(jià)電子組態(tài)為ns1~2，屬于活潑金屬。

p區(qū)元素

最后一個(gè)電子填充到p能級(jí)上的元素。包括IIIA族，IVA族，VA族，VIA族，VIIA族，0族（VIIIA族），價(jià)電子組態(tài)為ns2np

1~6，右上方為非金屬元素，左下方為金屬元素。

s區(qū)和p區(qū)元素的族數(shù)，等于價(jià)層電子中s電子數(shù)與p電子數(shù)之和。若和數(shù)為8，則為0族元素，也稱為VIIIA族。價(jià)電子是指排在稀有氣體原子實(shí)后面的電子，在化學(xué)反應(yīng)中能發(fā)生變化的基本是價(jià)電子。

d區(qū)元素最后一個(gè)電子填充到d能級(jí)上的元素。包括IIIB族，IVB族，VB族，VIB族，VIIB族，VIII族。價(jià)電子組態(tài)一般為(n－1)d1~8ns2，為過(guò)渡金屬。(n－1)d中的電子由不充滿向充滿過(guò)渡。第4，5，6周期的過(guò)渡元素分別稱為第一，第二，第三過(guò)渡系列元素。

d區(qū)元素的族數(shù)，等于價(jià)層電子中(n－1)d的電子數(shù)與

ns的電子數(shù)之和；若和數(shù)大于或等于8，則為VIII族元素。

ds

區(qū)元素價(jià)層電子組態(tài)為(n－1)d10ns1~2。

有時(shí)將d區(qū)和ds

區(qū)定義為過(guò)渡金屬。

ds

區(qū)元素的族數(shù)，等于價(jià)層電子中ns的電子數(shù)。

f區(qū)元素最后一個(gè)電子填充到f能級(jí)上的元素。價(jià)電子組態(tài)為

(n－2)f0~14(n－1)d0~2ns2，包括鑭系和錒系元素，稱為內(nèi)過(guò)渡元素。(n－2)f中的電子由不充滿向充滿過(guò)渡。有時(shí)認(rèn)為f區(qū)元素屬于IIIB族。01234567鑭系錒系長(zhǎng)式周期表元素分區(qū)示意圖ⅠAⅦBⅡAⅢBⅣBBBBⅤⅥⅧⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦBAAAAA(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2f區(qū)d區(qū)s區(qū)p區(qū)ns1-ns2(n-1)d1-10

ns1-2ns2

np1-6

第三節(jié)元素基本性質(zhì)的周期性一、原子半徑（AtomicRadius，用r

表示）（１）共價(jià)半徑(rc)：兩種或同種元素的兩個(gè)原子以共價(jià)單鍵結(jié)合時(shí)，其核間距的一半；（２）金屬半徑(rm)：金屬晶格中，金屬原子核間距的一半；（３）范德華半徑(rv)：在單質(zhì)中，兩個(gè)相鄰原子在沒(méi)有鍵合的情況下，僅借范德華引力聯(lián)系在一起核間距離的一半。dddrｃ>d/2rｍ

=d/2r

ｖ<d/2１、定義同一主族元素從上到下，隨電子層數(shù)增大，半徑增大；

（2）規(guī)律原子半徑在同族中的變化同一副族元素半徑增加的幅度減小，鑭系收縮所致。短周期：增加的電子在最外層，屏蔽作用小，有效電荷增加較大，半徑減小較明顯。原子半徑在同周期中的變化鑭系收縮：鑭系元素從鑭到镥整個(gè)系列的原子半徑減小不明顯的現(xiàn)象。導(dǎo)致結(jié)果：ⅢB族后第五、六周期各對(duì)元素分離困難；金屬活潑性減弱。２、規(guī)律同一周期，從左到右，電子層數(shù)不變，核電荷依次增加，半徑變化的總趨勢(shì)是逐漸減小。稀有氣體半徑突然增大。長(zhǎng)周期：增加的電子在次外層或倒數(shù)第三層，屏蔽作用大，有效電荷增加緩慢，半徑減小也很緩慢。二、電離能(IonizationEnergy，用I

表示)１、定義基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個(gè)電子成為帶一個(gè)正電荷的氣態(tài)正離子所需要的能量稱第一電離能（I1）。Na(g)-e-→Na+(g)I1=495kJ·mol-1氣態(tài)＋1價(jià)離子失去一個(gè)電子成為＋2價(jià)離子所需的能量稱第二電離能（I2）。元素的第一電離能越小表示越容易失去電子，即該元素的金屬性越強(qiáng)。電離能的大小，反映了原子失去電子的難易。從上到下，r

增大，I

依次減小。２、規(guī)律同一周期主族元素:從左到右，核電荷依次增加，r減小，核對(duì)外層電子引力增大，I依次增大；同一主族副族元素，不管是族還是周期，變化都不規(guī)則。１、定義：分子中原子吸引電子的能力。三、電負(fù)性(Electron

egativity，用X表示)

X越大，原子容易吸收電子形成負(fù)離子；X越小，原子容易失去電子形成正離子。X反映原子得失電子的傾向，是金屬元素和非金屬元素界定的標(biāo)準(zhǔn)，但不是絕對(duì)標(biāo)準(zhǔn)。X>2為非金屬元素，X<2為金屬元素。２、規(guī)律同一周期同一主族從左到右，電負(fù)性增大(F=4.0）從上到下，電負(fù)性減小(Cs=0.79)副族元素沒(méi)有明顯的變化規(guī)律H2.18Li0.98Na0.93K0.82Rb0.82Cs0.79Be1.57Mg1.31Ca1.00Sr0.95Ba0.89Sc1.36Y1.22Lu1.2Ti1.54Zr1.33Hf1.3V1.63Nb1.60Ta1.5Cr1.66Mo2.16W2.36Mn1.55Tc1.9Re1.9Fe1.8Ru2.28Os2.2Co1.88Rh2.2Ir2.2Ni1.91Pd2.20Pt2.28Cu1.90Ag1.93Au2.54Zn1.65Cd1.69Hg2.00B2.04AI1.61Ga1.81In1.78TI2.04C2.55Si1.90Ge2.01Sn1.96Pb2.33N3.04P2.19As2.18Sb2.05Bi2.02O3.44S2.58Se2.55Te2.10Po2.0F3.98Cl3.16Br2.96I2.66At2.2元素的電負(fù)性1、了解波函數(shù)的概念2、掌握量子數(shù)的物理意義及表示方法3、理解近似能級(jí)圖4、掌握核外電子排布規(guī)律5、掌握元素性質(zhì)的周期性

小結(jié)第四節(jié)化學(xué)鍵化學(xué)鍵：分子中直接相連的兩個(gè)或多個(gè)原子之間的強(qiáng)烈的相互作用力。化學(xué)鍵離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵離子鍵：由原子間發(fā)生電子的轉(zhuǎn)移，形成正負(fù)離子，并通過(guò)靜電

作用而形成的化學(xué)鍵

離子型化合物：由離子鍵形成的化合物。

堿金屬和堿土金屬（Be除外）的鹵化物是典型的離子型化合物一、離子鍵及特性

1、離子鍵的形成條件（1）元素的電負(fù)性差比較大

X>1.7，發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，產(chǎn)生正、負(fù)離子，形成離子鍵；

X<1.7，不發(fā)生電子轉(zhuǎn)移，形成共價(jià)鍵。（X>1.7，實(shí)際上是指離子鍵的成分大于50%）（2）易形成穩(wěn)定離子Na+2s22p6；Cl－3s23p6只轉(zhuǎn)移少數(shù)的電子就達(dá)到稀有氣體式穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。2、離子鍵的本質(zhì)正負(fù)離子之間的靜電引力q+，q-分別為正負(fù)離子所帶電量r為正負(fù)離子的核間距離,f為靜電引力。由此可見(jiàn)，離子電荷越大，離子間距越小，則引力越大。當(dāng)r小到平衡距離時(shí)，斥力會(huì)迅速增大。3、離子鍵的特征沒(méi)有方向性可與任何方向的電性不同的離子相吸引沒(méi)有飽和性只要是正負(fù)離子之間，即可彼此吸引二、共價(jià)鍵及特性

1、共價(jià)鍵理論經(jīng)典理論——路易斯理論1916年，美國(guó)科學(xué)家Lewis提出共價(jià)學(xué)說(shuō)。認(rèn)為分子中的原子都有形成稀有氣體電子結(jié)構(gòu)的趨勢(shì)，求得本身的穩(wěn)定。而達(dá)到這種結(jié)構(gòu)，可以不通過(guò)電子轉(zhuǎn)移形成離子和離子鍵來(lái)完成，而是通過(guò)共用電子對(duì)來(lái)實(shí)現(xiàn)。在分子中，原子間通過(guò)共用電子對(duì)結(jié)合而形成的化學(xué)鍵，稱為共價(jià)鍵。如＋ClClHHLewis的貢獻(xiàn)：提出了一種不同于離子鍵的新的鍵型，解釋了

X比較小的元素之間原子的成鍵事實(shí)。但Lewis沒(méi)有說(shuō)明這種鍵的實(shí)質(zhì)，所以適應(yīng)性不強(qiáng)。在解釋BCl

3、PCl

5等其中的原子未全部達(dá)到稀有氣體結(jié)構(gòu)的分子時(shí)，遇到困難。

現(xiàn)代價(jià)鍵理論1927年，Heitler

和London用量子力學(xué)處理氫氣分子H2，解決了兩個(gè)氫原子之間的化學(xué)鍵的本質(zhì)問(wèn)題，使共價(jià)鍵理論從經(jīng)典的Lewis理論發(fā)展到今天的現(xiàn)代共價(jià)鍵理論。成鍵原理：（a）電子配對(duì)原理（b）能量最低原理（c）原子軌道最大重疊原理2、共價(jià)鍵的特征飽和性共價(jià)鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對(duì)電子的數(shù)目方向性除s

軌道外，其它原子軌道均有方向性，要取得最大程度的重疊，成鍵的兩個(gè)軌道必須在有利的方向上。例如:氧有兩個(gè)單電子，H有一個(gè)單電子，所以結(jié)合成水分子時(shí)，只能形成2個(gè)共價(jià)鍵。C最多能與4個(gè)H形成共價(jià)鍵。2、共價(jià)鍵的類型

鍵成鍵的兩個(gè)原子核間的連線稱為鍵軸。按成鍵軌道與鍵軸之間的關(guān)系，共價(jià)鍵的鍵型主要分為兩種。將成鍵軌道沿著鍵軸旋轉(zhuǎn)任意角度，圖形及符號(hào)均保持不變。即鍵的鍵軸是成鍵軌道的任意多重軸。一種形象化描述：

鍵是成鍵軌道的“頭碰頭”重疊。如：HCl

分子中的3p和1s的成鍵++

π鍵成鍵軌道繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180°時(shí)，圖形復(fù)原，但符號(hào)變?yōu)橄喾?。例如：兩個(gè)px

沿z軸方向重疊的情況。xx++px

z繞鍵軸旋轉(zhuǎn)180°++形象化的描述，

鍵是成鍵軌道的“肩并肩”

重疊。

N2

分子中兩個(gè)原子各有三個(gè)單電子，

px

py

pz

沿z軸成鍵時(shí)，

pz

與pz

“頭碰頭”形成一個(gè)鍵。此時(shí)，px

和px

，py

和py

以“肩并肩”形式重疊，形成兩個(gè)鍵。所以N2

分子的3鍵中，有1個(gè)鍵，2個(gè)鍵。

配位鍵：共用電子對(duì)由一方提供，另一方提供空軌道。共價(jià)鍵和配位鍵僅表現(xiàn)在鍵的形成過(guò)程，鍵形成之后，它們之間就沒(méi)有差別。4、鍵參數(shù)鍵能298K，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下1mol氣態(tài)物質(zhì)的共價(jià)鍵斷裂生成氣態(tài)原子所需的能量稱為鍵能(EB)，鍵能的數(shù)值為同類鍵各級(jí)解離能的均值，但習(xí)慣上取正值。對(duì)于雙原子分子，鍵能EAB

等于解離能DABH2(g)——2H(g)DH-H=EH-H=436kJ·mol－1對(duì)于多原子分子，鍵能等于全部離解能的平均值

NH3(g)——

H(g)+NH2(g)D1=435.1kJ·mol－1NH2(g)——H(g)+NH(g)

D2=397.5kJ·mol－1NH(g)——H(g)+N(g)D3=338.9kJ·mol－1三個(gè)D值不同。D1>D2>D3，為什么？

EN－H==390.5(kJ·mol－1)鍵長(zhǎng)分子中成鍵兩原子核之間的距離一般鍵長(zhǎng)越小，鍵越強(qiáng)。在不同化合物中，相同的鍵，鍵長(zhǎng)和鍵能并不相等。

例如，CH3OH中和C2H6

中均有C－H鍵，而它們的鍵長(zhǎng)和鍵能不同。鍵角分子中鍵與鍵之間的夾角，在多原子分子中才涉及鍵角如H2S，H－S－H鍵角為92°，決定了H2S分子的構(gòu)型為“V”字形又如

CO2，O－C－O的鍵角為180°，則CO2分子為直線形。鍵角是決定分子幾何構(gòu)型的重要因素。鍵的極性取決于成鍵原子電負(fù)性的差值非極性共價(jià)鍵：相同原子形成的共價(jià)鍵，

X=0。如H2、O2

電負(fù)性差值越大，共價(jià)鍵極性越強(qiáng)。極性共價(jià)鍵：不同原子形成的共價(jià)鍵，

X>0。金屬的電離能較小，最外層的價(jià)電子容易脫離原子的束縛而形成自由電子。金屬離子緊密堆積。所有自由電子在整個(gè)堆積體間自由運(yùn)動(dòng)，形成金屬鍵。金屬鍵的本質(zhì)：金屬離子與自由電子之間的庫(kù)侖引力。三、金屬鍵及特性

金屬鍵的特點(diǎn)：沒(méi)有方向性和飽和性第五節(jié)雜化軌道理論CH4形成的過(guò)程中，C原子的電子曾有過(guò)如下的激發(fā)步驟，以得到4個(gè)單電子。

電子激發(fā)2p2s

2p2s

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4個(gè)H原子形成的化學(xué)鍵，應(yīng)該不完全相同，也不應(yīng)該指向正四面體的四個(gè)頂點(diǎn)。CH4

為什么是正四面體結(jié)構(gòu)？

AlCl

3

鍵角120°，NH4+鍵角109°28′。在成鍵過(guò)程中，軌道之間的夾角是怎樣形成的？Pauling1931年提出雜化軌道理論，非常成功地解釋了構(gòu)型方面的這類問(wèn)題。一、雜化與雜化軌道的概念在形成多原子分子的過(guò)程中，中心原子的若干能量相近的原子軌道重新組合，形成一組新的原子軌道。這個(gè)過(guò)程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。形成CH4分子時(shí)，中心碳原子的2s和2px、2py、2pz等四條原子軌道發(fā)生雜化，形成一組（四條）新的雜化軌道，即4條sp3雜化軌道，這些sp3雜化軌道不同于s軌道，也不同于p軌道。雜化軌道有自己的波函數(shù)、能量、形狀和空間取向。雜化軌道理論的基本要點(diǎn)

1、在成鍵過(guò)程中，由于原子的相互作用，若干不同類型能量相近的原子軌道混合起來(lái)重新組合，形成一組新的原子軌道。這個(gè)過(guò)程叫做軌道的雜化，產(chǎn)生的新軌道叫做雜化軌道。

2、雜化前后軌道數(shù)目不變。

3、雜化軌道電子云分布集中，故雜化軌道的成鍵能力比參加雜化的各原子軌道的成鍵能力強(qiáng)，形成的分子更穩(wěn)定。

4、雜化軌道在空間的伸展方向?qū)ΨQ，故雜化軌道成鍵形成的分子也對(duì)稱。鍵之間的排斥力小，分子的穩(wěn)定性增強(qiáng)。二、雜化軌道類型1、sp雜化+++=+1個(gè)ns軌道和1個(gè)np軌道雜化，組成兩個(gè)同等的sp雜化軌道在sp雜化軌道中，s和p的成份各1/2兩條雜化軌道呈直線形分布互成180°角。BeCl2

分子直線形，用雜化軌道理論分析其成鍵情況，說(shuō)明直線形構(gòu)型的原因。

Besp雜化

2s22p0

2條sp雜化軌道呈直線形分布，分別與2個(gè)Cl

的3p軌道成鍵，故分子為直線形。2、sp2

雜化

BCl

3

平面三角形構(gòu)型

Bsp2雜化

3個(gè)sp2雜化軌道呈三角形分布，分別與3個(gè)Cl

的3p成σ鍵，故BCl

3分子構(gòu)型為三角形。1個(gè)ns軌道和2個(gè)np軌道雜化，組成3個(gè)同等的sp2雜化軌道在sp2

雜化軌道中，含有1/3s和2/3

p的成份雜化軌道夾角為120°角，分子空間構(gòu)型為平面三角形。3、sp3雜化

CH4

是正四面體結(jié)構(gòu)，Csp3雜化，4個(gè)軌道

呈正四面體分布，分別與4個(gè)H的1s成σ鍵。

沒(méi)有未雜化的電子，故CH4無(wú)雙鍵。1個(gè)ns軌道和3個(gè)np軌道雜化，組成4個(gè)同等的sp3雜化軌道在sp3

雜化軌道中，含有1/4s和3/4

p的成份雜化軌道夾角為109o28‘，分子空間構(gòu)型為正四面體。4、等性雜化和不等性雜化等性雜化：由不同類型的原子軌道混合起來(lái)，重新組合成一組完全等同（能量相同，成分相同）的雜化軌道。不等性雜化：雜化軌道中有不參加成鍵的孤對(duì)電子存在，使雜化軌道不完全等同?；鶓B(tài)7N：1s22s22p32s22px12py12pz1雜化1個(gè)2s+3個(gè)2p→4個(gè)sp3雜化軌道NH3，H2O中心原子

的軌道數(shù)中心原子

的雜化軌道中心原子的

雜化軌道數(shù)雜化軌道

形狀實(shí)例s,p,ps,pspsp223BeCl2BF3重要的雜化軌道及其形狀(1)中心原子

的軌道數(shù)中心原子

的雜化軌道中心原子的

雜化軌道數(shù)雜化軌道

形狀實(shí)例s,p,p,p,ds,p,p,psp3sp3d45CCl4

NH4+PCl5重要的雜化軌道及其形狀(2)第六節(jié)分子間力和氫鍵一、分子的極性多原子分子：分子極性與鍵的極性、分子空間構(gòu)型有關(guān)。

H2O，O-H為極性鍵，分子為極性分子。例如：

CH4，C-H為極性鍵，分子為非極性分子；雙原子分子：若鍵有極性，則分子為極性分子；若鍵無(wú)極性，則分子為非極性分子。極性分子：化學(xué)鍵有極性，分子空間構(gòu)型不對(duì)稱是個(gè)矢量，其方向由正到負(fù)。

越大，分子的極性越大；

=0，非極性分子；

=q·d（單位：Cm）非極性分子：（1）化學(xué)鍵均無(wú)極性（2）化學(xué)鍵有極性，但分子空間構(gòu)型對(duì)稱，鍵的極性抵消偶極長(zhǎng)（d）：極性分子中，正電荷重心和負(fù)電荷重心之間的距離（d）。偶極距（

）：偶極長(zhǎng)和電荷重心帶電量q的乘積，常用偶極矩定義分子的極性。二、分子間力極性分子與極性分子之間；異極為鄰；極性分子固有偶極與極性分子固有偶極之間的作用力；1、取向力極性分子本身存在的偶極叫固有偶極，有電性；本質(zhì)為靜電引力。2、誘導(dǎo)力非極性分子受極性分子偶極電場(chǎng)的作用，正、負(fù)電荷重心發(fā)生位移，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極；異極為鄰；極性分子固有偶極與誘導(dǎo)偶極之間的作用力。極性分子有偶極，非極性分子無(wú)偶極；極性分子與極性分子之間；極性分子與非極性分子之間；本質(zhì)為靜電引力。非極性分子無(wú)偶極，

=0，某一瞬間，有瞬時(shí)偶極；兩非極性分子靠近，瞬時(shí)偶極的電場(chǎng)使另一個(gè)非極性分子正負(fù)電荷位移，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極；3、色散力異極為鄰；非極性分子瞬時(shí)偶極和瞬時(shí)偶極之間的作用力。各種分子之間均存在；分子極性色散力誘導(dǎo)力取向力非極性—非極性√非極性—極性√√極性—極性√√√三種力中色散力為主要吸引力

取向力、誘導(dǎo)力和色散力統(tǒng)稱范德華力，具有以下的共性：

a)永存于分子間的近距離作用力，F(xiàn)∝1/r7

；

b)力的作用范圍小，約為幾個(gè)pm；

c)無(wú)方向性和飽和性；e)色散力為主，誘導(dǎo)力次要，取向力只在較大極性分子中占一定比例。

三、氫鍵高電負(fù)性原子X(jué)和H原子之間可形成共價(jià)