《基礎(chǔ)化學(xué)》課件-第8章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

第8章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)8.1原子結(jié)構(gòu)和元素周期律8.1.1原子核外電子的運(yùn)動特征8.1.2原子核外電子的排布8.1.3元素周期表8.1.4元素基本性質(zhì)的周期性8.1.1.1微觀粒子的波粒二象性8.1.1.2波函數(shù)和原子軌道8.1.1.3電子云8.1.1.4四個量子數(shù)8.1.1原子核外電子的運(yùn)動特征8.1.1.1微觀粒子的波粒二象性

通常我們把質(zhì)量和體積都極其微小，運(yùn)動速度等于或接近光速的例子稱之為微觀粒子。例如：光子、電子、中子、質(zhì)子等，它們都屬于微觀粒子。愛因斯坦的“光子學(xué)說”——光的波粒二象性

光在空間傳播過程中，發(fā)生干涉、衍射等現(xiàn)象，表現(xiàn)出光具有波動性；而光與實(shí)物相互作用，發(fā)生光的吸收、反射、光電效應(yīng)等現(xiàn)象，表現(xiàn)出光具有粒子性。deBroglie式中：——波長p——微觀粒子的動量

v——微觀粒子的運(yùn)動速度

m——微觀粒子的質(zhì)量

h——普朗克常數(shù)（6.626×10－34J.S)1924年，deBroglie提出：一切靜止質(zhì)量不為零的微觀粒子具有波粒二象性的假設(shè)。并預(yù)言具有動量P的微觀粒子，其物質(zhì)波的波長為

，

1927年，美國科學(xué)家戴維遜（C．T．Dacisson）等人用電子衍射實(shí)驗(yàn)證實(shí)了德布羅意的假說。電子的衍射照片說明電子與光波相似，當(dāng)電子通過極小的晶體光柵時，也能象光一樣衍射成一圈圈的環(huán)紋（圖8-1）。而且實(shí)驗(yàn)得到的電子波長與根據(jù)德布羅意關(guān)系式計算的波長完全一致，從而證實(shí)了電子具有波粒二象性。人們把這種波叫作德布羅意波，也叫物質(zhì)波。后來人們用

粒子、中子、質(zhì)子等微觀粒子替代電子流做類似實(shí)驗(yàn)，都同樣產(chǎn)生衍射現(xiàn)象。證實(shí)了微觀粒子具有波粒二象性，即波粒二象性是微觀粒子運(yùn)動的特征。

微觀粒子的運(yùn)動沒有確定的軌道，只有一定的空間幾率分布，具有統(tǒng)計性的規(guī)律。

微觀粒子的運(yùn)動有著不同于宏觀物體運(yùn)動的能量量子化和波粒二象性的特征。它的運(yùn)動不同于經(jīng)典力學(xué)中的質(zhì)點(diǎn)，不遵守牛頓力學(xué)規(guī)律，沒有確定的運(yùn)動軌跡。因此，不能用經(jīng)典力學(xué)來描述微觀粒子的運(yùn)動狀態(tài)和運(yùn)動規(guī)律，而只能用能反映微觀粒子運(yùn)動特征的量子力學(xué)來描述。電子運(yùn)動狀態(tài)可以用一個相應(yīng)的波函數(shù)來描述8.1.1.2波函數(shù)和原子軌道

波函數(shù)ψ●是描述微觀粒子（電子）在核外三維空間的一種運(yùn)動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式ψ(x,y,z)●波函數(shù)是描述微觀粒子運(yùn)動的波動方程(即薛定諤方程)的解?！衩恳粋€確定的波函數(shù)即表示電子的一種運(yùn)動狀態(tài)。SchrodingerE1926年，奧地利著名的物理學(xué)家薛定諤（）

首先提出描述了電子運(yùn)動狀態(tài)的波動方程，稱為方程：

－量子力學(xué)中描述核外電子在空間運(yùn)動的數(shù)學(xué)函數(shù)式，即原子軌道，

(x,y,z)是波函數(shù)。E－軌道總能量（動能與勢能總和），V—軌道勢能m—微粒質(zhì)量h—普朗克常數(shù)x,y,z—為微粒的空間坐標(biāo)

方程的每一個解

，就表示電子的一種運(yùn)動狀態(tài)，他是描述原子中核外電子運(yùn)動狀態(tài)的數(shù)學(xué)表達(dá)式。與

相應(yīng)的E就是電子在這一運(yùn)動狀態(tài)下的能量。

波函數(shù)

是量子力學(xué)描述核外電子運(yùn)動狀態(tài)的數(shù)學(xué)函數(shù)式。波函數(shù)

（x，y，z）是空間坐標(biāo)x，y，z函數(shù)，它的空間圖象可以表示電子在原子中的運(yùn)動范圍或區(qū)域，借助經(jīng)典物理學(xué)的概念，通常將這種空間圖象稱為“原子軌道”。原子軌道的數(shù)學(xué)表達(dá)式就是波函數(shù)，所以，在一些場合也把波函數(shù)

稱為原子軌道。原子軌道與波函數(shù)是同義詞。量子力學(xué)中的原子軌道與宏觀物體的運(yùn)動軌道具有本質(zhì)的區(qū)別。原子軌道不是核外電子運(yùn)動的固定軌跡，是指核外電子運(yùn)動的空間范圍或區(qū)域，兩者不能混淆。s，p，d原子軌道的角度分布圖形

波函數(shù)的角度分布圖又稱原子軌道的角度分布圖，是Y（）隨變化的圖形。s、p、d原子軌道角度分布圖（1）角度分布函數(shù)只與l，m有關(guān)，與n值無關(guān)。若原子軌道的l

，m相同，它們的角度分布圖就完全相同，如1s、2s，3s的角度分布圖相同。（2）圖中正、負(fù)號反映了波函數(shù)的角度有關(guān)部分的正、負(fù)，這一點(diǎn)在討論化學(xué)鍵形成時很有意義。（3）原子軌道角度分布圖只表示波函數(shù)隨角度的變化情況，并不反映電子離核的遠(yuǎn)近。（4）特別應(yīng)當(dāng)指出，波函數(shù)（原子軌道）的角度分布圖只表示描述單個電子運(yùn)動狀態(tài)的波函數(shù)

在空間不同方向上的變化情況，絕對不可誤解為是電子繞核運(yùn)動的軌跡。8.1.1.3電子云

波函數(shù)

的物理意義曾引起科學(xué)家的長期爭議，實(shí)際上與一般的物理量不同，它沒有明確的、直觀的物理意義，是一個描述核外電子運(yùn)動的數(shù)學(xué)表達(dá)式。但波函數(shù)絕對值的平方

2有明確的物理意義，它代表電子在核外空間某處單位體積內(nèi)出現(xiàn)的概率，即電子在空間出現(xiàn)的概率密度。

2的空間圖像就是電子運(yùn)動的空間分布圖。

電子云是用小黑點(diǎn)分布的疏密程度來表示電子在核外空間各處出現(xiàn)的概率密度相對大小的圖形，實(shí)際上是

2的形象化表示。小黑點(diǎn)密集處，

2較大，表示單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率較大；小黑點(diǎn)稀疏處，

2較小，表示單位體積內(nèi)電子出現(xiàn)的概率就較小。（1）1s電子云的黑點(diǎn)圖電子云：用小黑點(diǎn)的疏密來表示電子在核外空間概率密度分布的具體圖像。

這些量子數(shù)分別是：主量子數(shù)n、角量子數(shù)l、磁量子數(shù)m和自旋量子數(shù)

ms

。下面討論這些量子數(shù)的取值和物理意義8.1.1.4四個量子數(shù)①描述電子層(能層)數(shù)②代表電子在核外空間出現(xiàn)概率最大區(qū)域離核的遠(yuǎn)近。

③n是決定電子能量的主要因素，n越大，電子離核越遠(yuǎn)，能量也越高。物理意義：光譜學(xué)符號：KLMNOPQ….

（1）主量子數(shù)n

：取值：1234567…n

取值范圍:0，1，2，3···(n-1)共有n個取值（2）角量子數(shù)l

物理意義：①描述原子軌道或電子云的形狀；②表示同一電子層中具有不同的亞層；③在多電子原子中，是確定能量的次要因素，與主量子數(shù)n一起決定電子的能量。

對于但電子體系（如H原子只有一個電子），能量完全由n決定，n相同，電子的能量相同。而在多電子原子中，電子的能量不僅決定于主量子數(shù)n，而且還決定于角量子數(shù)l的大?。寒?dāng)n，l相同時，電子的能量相同；而n或l不同的電子，其能量也不相同。當(dāng)n相同時，l值越大，電子的能量越高，據(jù)此同一電子層中的電子又可分為若干不同的電子亞層，每個l值代表一個亞層。第n電子層中有n個亞層。l取值：0123…光譜學(xué)符號：spdf….

亞層可分別用相應(yīng)的光譜符號來標(biāo)記：球形啞鈴形花瓣形

物理意義：用來描述在同一個亞層中的原子軌道（或電子云)在空間的伸展方向。

△

m與電子能量無關(guān)△

每一種m的取值，對應(yīng)一種空間伸展方向的軌道?！?/p>

同一亞層中，有幾個不同的m值,就有幾條空間伸展方向不同的原子軌道。（3）磁量子數(shù)mm取值:0、±1、±2···±

即：－···0···+共2+1個值

當(dāng)n=1，l=0時，m只能取0一個值，表示s亞層只有一個軌道，可記為1s；

n=2，l=1，m=－1、0、＋1,m共有3個取值，所以p軌道在空間有三種不同的取向（px、py、pz）。zyxpxpypz問題：這三條原子軌道的能量是否相同？

這三條軌道分別用2px、2py、2pz表示。由于2px、2py、2pz

軌道的n、l都相同，軌道的能量也就相同。簡并軌道——處在同一亞層（即值相同），但伸展方向不同（m值不同）的原子軌道，稱為簡并軌道，也叫等價軌道。

由于自旋量子數(shù)只有2個取值，因此每個原子軌道最多能容納2個電子。（4）自旋量子數(shù)ms

自旋量子數(shù)ms

決定了電子的自旋狀態(tài)，只能取或兩個值，分別代表兩種不同的自旋狀態(tài)，符號用“”和“”表示。

波函數(shù)可以用n、l、m三個量子數(shù)來描述，而每一個波函數(shù)表示電子的一種空間運(yùn)動狀態(tài)，用n、l、m三個量子數(shù)即可決定一個特定原子軌道的能量、形狀和伸展方向。當(dāng)n、l、m三個量子數(shù)確定之后，到底是哪一條原子軌道也就隨之而確定了。

原子中任何一個電子的運(yùn)動狀態(tài)，都要用四個量子數(shù)來確定，四者缺一不可。四個量子數(shù)確定之后，電子在核外空間的運(yùn)動狀態(tài)也就確定了。

氫原子和類氫離子（如He+）的核外僅有1個電子，它只受到原子核的吸引作用，原子軌道的能量只決定于主量子數(shù)n。n值越大，能量越高；n

相同，原子軌道的能量相同，即：Ens=Enp=End

在多電子原子中，原子軌道的能量與主量子數(shù)n和角量子數(shù)l有關(guān)，其能量的相對高低通常是利用光譜數(shù)據(jù)確定的。8.1.2原子核外電子的排布8.1.2.1多電子原子軌道的能級1939年，美國化學(xué)家鮑林（L．Pauling）根據(jù)大量光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果，總結(jié)出多電子原子中原子軌道的近似能級圖，如圖8-4所示。圖8-4原子軌道近似能級圖

相鄰能級組之間能量相差比較大。每個能級組（除第一能級組）都是從s能級開始，到p能級終止。原子軌道的近似能級圖1)當(dāng)主量子數(shù)n相同時：l值越大，原子軌道的能量越高，即：Ens<Enp<End<Enf2）當(dāng)角量子數(shù)

l相同時：n值越大，原子軌道的能量越高，即：E1s<E2s<E3s<E4s….E2p<E3p<E4p….3)當(dāng)n和l都不相同時：根據(jù)n+0.7l

計算軌道能量的高低4）能級交錯：軌道能量的高低順序?yàn)椋簄s<(n-2)f<(n-1)d<np幾點(diǎn)結(jié)論：

能級組數(shù)等于核外電子層數(shù)且等于周期數(shù)。

必須指出，鮑林近似能級圖反映了多電子原子中軌道能量的近似高低，不能認(rèn)為所有元素原子中的能級高低都是一成不變的，更不能用它來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。

根據(jù)光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果，并結(jié)合對周期表的分析，歸納、總結(jié)出核外電子排布的三個基本原理：（1）能量最低原理在不違背泡利不相容原理的前提下，核外電子總是盡先排布在能量最低的軌道上，當(dāng)能量最低的軌道排滿后，電子才依次排布在能量較高的軌道上。（2）泡利不相容原理在同一原子中，不能存在四個量子數(shù)完全相同的電子。即一個原子軌道最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。8.1.2.2原子核外電子的排布原則（3）洪特規(guī)則：電子在簡并軌道（即n和l

都相同的軌道）上排布時，總是以自旋相同的方式分占盡可能多的軌道。例7N1s2s2p電子排布式：1s2

2s22p31s2

2s22px12py12pz1洪特規(guī)則的特例：即全充滿：p6

或d10

或f14

半充滿：p3

或d5

或f7

全空：p0或d0或f0

簡并軌道在全充滿（p6，d10，f14）、半充滿（p3，d5，f7）和全空（p0，d0，f0）時是比較穩(wěn)定的。

核外電子排布三原則，只是一般規(guī)律。根據(jù)電子排布的三原則，可以確定元素周期表中絕大多數(shù)元素原子的電子排布情況。電子在原子軌道中的排布方式稱為電子層結(jié)構(gòu)，電子層結(jié)構(gòu)有以下3種表示方式。（1）電子排布式（2）軌道表示式（3）價層電子構(gòu)型8.1.2.3基態(tài)原子中的電子排布（1）電子排布式注意：將原子核外電子按上述順序排布后，再整理成按軌道主量子數(shù)遞增的順序，將電子從內(nèi)層到外層寫出，即為原子的電子排布式或電子結(jié)構(gòu)式（電子組態(tài)）。電子填充順序?yàn)椋?s，2s2p，3s3p,4s3d4p，5s4d5p，6s4f5d6p···

按照電子在原子核外各亞層的排布情況，在亞層符號的右上角注明排布的電子數(shù)。例17Cl1s22s22p63s23p5例19K1s22s22p63s23p64s1例24Cr1s22s22p63s23p63d44s2錯誤！1s22s22p63s23p63d54s1正確。例29Cu1s22s22p63s23p63d94s2錯誤！1s22s22p63s23p63d104s1正確。[Ne]3s23p5[Ar]3d54s1（2）軌道表示式

電子排不式可以清楚地表示電子在各個亞層的填充情況，但無法表明電子占有軌道的情況，因此可用軌道式表示。它是用圓圈或方框代表原子軌道，圓圈內(nèi)用向上或向下的箭頭表示電子的自旋狀態(tài)，在圓圈的下方注明軌道名稱。N1s2s2p（3）價電子層構(gòu)型

價電子是指原子參加化學(xué)反應(yīng)時，能用于成鍵的電子。價電子所在的亞層統(tǒng)稱為價電子層。

價電子層構(gòu)型：主族元素：ns1~2np1~6

副族元素（鑭系、錒系除外）：(n-1)d1~10ns1~28.1.3.1元素的周期

除第一周期外，其余每一個周期的元素原子的最外電子排布都是由ns1

ns2

np6，呈現(xiàn)明顯的周期性。各周期內(nèi)所含元素與各能級組內(nèi)原子軌道所能容納的電子數(shù)相等。元素在周期表中所屬周期數(shù)等于該元素原子的最外電子層的主量子數(shù)n，且與能級組的序號完全對應(yīng)。

周期的劃分與能級組的劃分完全一致，每個能級組都獨(dú)自對應(yīng)一個周期。共有七個能級組，所以共有七個周期。8.1.3元素周期表周期能級組能級組內(nèi)原子軌道

元素數(shù)目電子最大容量1Ⅰ1s222Ⅱ2s2p883Ⅲ3s3p884Ⅳ4s3d4p18185Ⅴ5s4d5p18186Ⅵ6s4f5d6p32327Ⅶ7s5f6d(未完)23(未完)

未滿

各周期中元素的數(shù)目與相應(yīng)能級組的原子軌道的關(guān)系8.1.3.2元素的族周期數(shù)＝原子最外電子層數(shù)＝最高能級組數(shù)周期中元素的數(shù)目＝最高能級組能容納的電子總數(shù)族是根據(jù)價電子層結(jié)構(gòu)（即價電子數(shù)）劃分的ds區(qū)(n-1)d10ns1-2s區(qū)ns1-2d區(qū)(n-1)d1-10ns1-2p區(qū)ns2np1-6f區(qū)(n-2)f1-14(n-1)d0-2ns2鑭系、錒系7654321ⅠAⅡBⅠBⅢB～ⅧBⅢA~ⅦAⅧAⅡA8.1.3.3元素的分區(qū)s區(qū)、p區(qū)為主族元素，s區(qū)全部是金屬元素（H除外），p區(qū)有金屬和非金屬，d,ds,f區(qū)為副族元素，全部為金屬元素。根據(jù)元素原子的電子構(gòu)型，即可判斷元素在周期表中的位置（所處的周期和族）。周期=最大n值主族族數(shù)=價電子數(shù)（ns+np電子數(shù)）ⅠB、ⅡB族數(shù)=ns電子數(shù)ⅢB～ⅧB族數(shù)=（n-1)d+ns電子數(shù)（ⅧB的電子數(shù)為8、9、10）8.1.4.1原子半徑8.1.4.2電離能（I）8.1.4.3電子親和能（Y）8.1.4.4電負(fù)性（X）8.1.4.5元素的金屬性與非金屬性8.1.4元素基本性質(zhì)的周期性8.1.4.1原子半徑

通常所說的原子半徑，是指分子或晶體中相鄰?fù)N原子的核間距離的一半。是根據(jù)物質(zhì)的聚集狀態(tài)，人為規(guī)定的一種物理量。（1）原子半徑的定義

共價半徑同種元素的兩個原子，以共價單鍵相連時，核間距的一半，為共價半徑。

金屬半徑金屬晶體中，金屬原子被視為剛性球體，彼此相切，相鄰兩個原子的核間距的一半，為金屬半徑。

vandeWaals半徑

在分子晶體中，分子之間只靠分子間的作用力相互接近，這種非鍵的兩個同種原子核間距離的一半為該原子的范德華半徑。（2）原子半徑的變化規(guī)律：原子半徑減小主族元素：ⅢBⅦBⅠBⅡB

副族元素的原子半徑變化：原子半徑在周期表中的變化規(guī)律:

（1）同一周期主族元素：從左到右，原子半徑明顯減小。（2）同一周期副族元素：從左到右，原子半徑減小比較緩慢。但當(dāng)次外層的d軌道全部充滿形成18電子構(gòu)型時，原子半徑突然增大。（3）同一主族元素：從上到下，原子半徑顯著增大。（4）同一副族元素:

原子半徑的變化趨勢與主族元素相同，但原子半徑增大的幅度較小。

一個基態(tài)的氣態(tài)原子失去一個電子形成氣態(tài)的一價正離子所需的能量，稱為原子的第一電離能，記為I1；一價氣態(tài)正離子再失去一個電子形成二價氣態(tài)正離子所需的能量，稱為原子的第二電離能，記為I2；??????。Mg（g）-eMg+（g）I1=738kJ·mol-1

這是由于隨著離子電荷增多，對電子的引力增強(qiáng)，因而外層電子更難失去。各級電離能的大小順序：I1<I2<I3….

8.1.4.2電離能(I)

電離能越小，說明原子在氣態(tài)時越容易失去電子，元素的金屬性越強(qiáng)。反之，則反。

電離能的大小決定于原子核的核電荷數(shù)、原子半徑、電子層結(jié)構(gòu)。

小結(jié)：電離能在周期表中的遞變規(guī)律：同一周期：主族元素從左到右,電離能增大，金屬性減弱。具有半充滿或全充滿電子結(jié)構(gòu)的元素電離能較大。

同一主族：從上到下，電離能減小，金屬性增強(qiáng)。

原子結(jié)合電子的能力用電子親合能（Y）來表示。與電離能相反，它是指一個基態(tài)的氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)一價陰離子所釋放出的能量。按結(jié)合電子的數(shù)目，有一、二、三??????電子親合能之分。8.1.4.3電子親和能（Y）一般情況下，電子親和能隨原子半徑的減小而增大。小結(jié)：電離能增大，金屬性減弱電子親和能增大，非金屬性增強(qiáng)同一周期左右電離能減小，金屬性增強(qiáng)電子親和能減小，非金屬性減弱同一族上下電子親和能的變化

元素的電負(fù)性是指元素的原子在分子中吸引成鍵電子的能力。

元素的電負(fù)性越大，原子在分子中吸引電子的能力就越強(qiáng)，元素的非金屬性也就越強(qiáng)；元素的電負(fù)性越小，原子在分子中吸引電子的能力就越弱，元素的金屬性也就越強(qiáng)。同一周期：從左到右,元素的電負(fù)性增大，過渡元素變化不大。同一主族：從上到下,電負(fù)性減小。同一副族：從上到下，電負(fù)性逐漸增加。8.1.4.4電負(fù)性（x)電負(fù)性的變化

一般來說，金屬元素的電負(fù)性一般小于2.0，非金屬元素的電負(fù)性一般大于2.0。

8.2.1離子鍵8.2.2共價鍵理論8.2.3雜化軌道理論8.2.4分子間作用力8.2化學(xué)鍵理論概述

原子們是以什么樣的相互作用力結(jié)合在一起形成分子的------化學(xué)鍵的問題

分子中各個原子相連接的順序和空間排布是什么樣的------分子構(gòu)型的問題分子間力化學(xué)鍵------分子中相鄰兩原子間的強(qiáng)烈作用力離子鍵金屬鍵共價鍵

共用的自由電子把許多金屬原子或金屬的正離子緊密結(jié)合在一起的作用——金屬鍵

原子失去電子成為正離子，而原子得到電子成為負(fù)離子，正離子和負(fù)離子之間通過靜電引力而形成的化學(xué)鍵稱為離子鍵。由離子鍵形成的化合物稱為離子化合物。

離子鍵大多存在于晶體中，也可以存在于氣體分子中，因離子型氣體較少，故一般所指的離子型化合物就是離子晶體。

離子的電荷分布是球形對稱的，在空間任何方向都可以吸引異性離子，并且只要空間允許，就盡可能地吸引異性離子，所以離子鍵即無方向性又無飽和性。8.2.1離子鍵8.2.2.1共價鍵的形成和本質(zhì)8.2.2.2價鍵理論的要點(diǎn)8.2.2.3共價鍵的特征8.2.2.4共價鍵的類型8.2.2.5共價鍵鍵參數(shù)8.2.2共價鍵理論

海特勒和倫敦用量子力學(xué)處理兩個氫原子所組成的氫分子結(jié)構(gòu)表明：如果兩個氫原子中的電子的自旋相反，當(dāng)它們從遠(yuǎn)處相互接近時，兩個氫原子的原子軌道發(fā)生重疊，兩核間的電子云的概率密度增大，使原子核間的正電排斥力降低，并使兩核對負(fù)電荷區(qū)的吸引力增強(qiáng)，導(dǎo)致系統(tǒng)的能量降低，并低于兩個H原子單獨(dú)存在時的能量之和，兩個氫原子之間形成了穩(wěn)定的共價鍵˙˙˙˙8.2.2.1共價鍵的形成和本質(zhì)˙˙˙˙

如果兩個氫原子中的電子自旋相同，當(dāng)它們從遠(yuǎn)處相互接近時，則兩個氫原子間的作用是排斥的，兩個氫原子的原子軌道不能發(fā)生有效地重疊，兩核間的電子云密度幾乎為零，在兩核之間幾乎出現(xiàn)了一個空白區(qū)，增大了兩核間的排斥力，系統(tǒng)的能量高于兩個H原子單獨(dú)存在時的能量之和，不能形成共價鍵。

共價鍵的結(jié)合力是兩個原子核對共用電子對形成的負(fù)電區(qū)的吸引力，所以共價鍵的本質(zhì)也是電性的。但又不同于正、負(fù)離子之間的靜電引力?，F(xiàn)代價鍵理論的基本要點(diǎn)：（1）電子配對原理兩個原子接近時，它們各自所帶的成單電子自旋相反，則這兩個單電子可以互相配對，使核間的電子云密度增大，系統(tǒng)的能量降低，形成穩(wěn)定的共價鍵。并且這一對電子歸兩原子所共有。（2）最大重疊原理形成共價鍵時，將盡可能使成鍵電子的原子軌道按對稱性匹配原則進(jìn)行最大程度重疊，即發(fā)生最大程度的重疊。這樣所形成共價鍵較牢固。8.2.2.2價鍵理論的要點(diǎn)（1）飽和性一個原子含有幾個成單的電子，就能與其他原子的幾個自旋相反的成單電子形成幾個共價鍵。因此一個原子所形成的共價鍵的數(shù)目通常受單電子數(shù)目的限制，這就是共價鍵的飽和性。例如，Cl原子有1個單電子，H原子有1個單電子，則一個Cl原子可以與一個H原子形成一個共價鍵，形成了HCl分子。（2）方向性在形成共價鍵時，只有當(dāng)成鍵的原子軌道沿著合適的方向相互靠近，才能達(dá)到最大程度的重疊，形成穩(wěn)定的共價鍵，這就是共價鍵的方向性。8.2.2.3共價鍵的特征（1）σ鍵兩個原子軌道沿鍵軸（兩原子核間聯(lián)線）方向以“頭碰頭”的方式重疊所形成的共價鍵稱為σ鍵。形成σ鍵的電子稱為σ電子。若以x軸為鍵軸s-s、s-px、px-px原子軌道重疊可形成σ鍵。8.2.2.4共價鍵的類型

若以x軸為鍵軸py-py、pz-pz

原子軌道重疊可形成π鍵。（2）π鍵

兩個原子軌道沿鍵軸方向以“肩并肩”的方式進(jìn)行重疊所形成的共價鍵稱為π鍵。形成π鍵的電子稱為π電子。8.2.2.5鍵參數(shù)（1）鍵長（l）

分子中成鍵的兩個原子核間的平均距離（即核間距），稱為鍵長，常用單位為pm（皮米）。（2）鍵角（

）（3）鍵能（E

）

在一定溫度和標(biāo)準(zhǔn)壓力下，斷裂氣體分子的單位物質(zhì)的量的化學(xué)鍵（即6.022×1023個化學(xué)鍵），使它變成氣態(tài)原子或原子團(tuán)時所需要的能量，稱為鍵能。單位為kJ/mol。分子中鍵與鍵之間的夾角稱為鍵角。鍵角和鍵長是表征分子（幾何）構(gòu)型的重要參數(shù)。8.2.3.1雜化軌道理論的基本要點(diǎn)8.2.3.2雜化軌道類型8.2.3雜化軌道理論

現(xiàn)代價鍵理論的成功點(diǎn)：解釋了分子形成的原因,共價鍵的方向性、飽和性。如甲烷的分子結(jié)構(gòu)：

健角分子構(gòu)型109°28′

正四面體型價健理論的局限性：無法解釋分子的組成和空間構(gòu)型雜化軌道理論認(rèn)為：原子之間相互作用形成分子的過程中，同一個原子中能量相近的不同類型的原子軌道可以相互疊加，重新分配能量，重新調(diào)整空間的伸展方向，重新組合成軌道數(shù)目不變、能量完全相同而成鍵能力更強(qiáng)的新的原子軌道，這些新的原子軌道稱為雜化軌道。雜化軌道形成的過程稱為雜化。雜化軌道成鍵時有利于形成最大重疊，比原來未雜化的軌道成鍵能力強(qiáng)，形成的化學(xué)鍵更穩(wěn)定。不同類型的雜化軌道有不同的空間取向，從而決定了共價型多原子分子或離子有不同的空間構(gòu)型。8.2.3.1雜化軌道理論的基本要點(diǎn)

(1)

sp雜化sp雜化就是同一個原子的一條ns軌道和一條np軌道雜化，形成兩條等同的雜化軌道，即為sp雜化。sp雜化軌道之間的夾角為180°，每條sp雜化軌道含有1/2的s成分和1/2的p充分，空間構(gòu)型為：直線型。8.2.3.2雜化軌道類型空間構(gòu)型為：直線型2個sp雜化軌道++=-+nsnp--例：BeCl2分子Be原子就是sp雜化Be:1s22s22p0BeCl2分子的結(jié)構(gòu)：具有直線型結(jié)構(gòu)BeCl2,HgCl2++180°直線型分子三條sp2

雜化軌道的夾角為120o

空間構(gòu)型為：平面三角型＋＋＋120o（2）

sp2

雜化sp2

雜化就是同一個原子的一條ns軌道和二條np軌道雜化，形成三條等同的雜化軌道即為sp2雜化。Sp2雜化軌道之間的夾角為120°。每條sp2雜化軌道含有1/3的s成分和2/3的p充分，空間構(gòu)型為平面三角型

。

例：BF3分子B原子就是sp2雜化B原子：價電子層結(jié)構(gòu)：2s22p1B原子sp2雜化，sp2雜化軌道含有1/3的s軌道和2/3的p軌道BF3分子的空間結(jié)構(gòu)鍵角：120°

分子構(gòu)型：平面正三角形BF3以CH4分子為例：C原子采取的就是sp3雜化（3）

sp3

雜化C原子基態(tài)價電子層結(jié)構(gòu)為：2s22p22p2s2s2p4sp3基態(tài)電子躍遷激發(fā)態(tài)雜化雜化態(tài)sp3

雜化就是同一個原子的一條ns軌道和三條np軌道雜化，形成四條等同的雜化軌道即為sp3雜化。sp3雜化軌道之間的夾角為109°28′，每條sp3

雜化軌道含有1/4的s成分和3/4的p充分，空間構(gòu)型為：正四面體型

。sp3雜化軌道的形狀：109o28′

空間構(gòu)型正四面體型

csp直線型，夾角180°sp2

正三角型夾角120°sp3正四面體夾角109.5°

等性雜化:參與雜化的原子軌道都具有未成對的電子，形成的各個雜化軌道的成分、形狀和能量完全相同。

不等性雜化:參與雜化的原子軌道中存在孤對電子，則形成的雜化軌道的成分、形狀和能量不完全相同。（4）等性雜化和不等性雜化NH3

N原子為不等性sp3雜化參與雜化但不成鍵N的電子排布式:[He]2S22P3107.3oN原子采取不等性的sp3雜化軌道

鍵角：107.3

分子構(gòu)型：四面體107.3o參與雜化但不成鍵H2OO原子為不等性sp3雜化O:電子排布式:[He]

2s22p4鍵角:104.5

空間構(gòu)型:V型H2O水分子的不等性sp3雜化

化學(xué)鍵是分子中原子與原子之間的一種較強(qiáng)的相互作用力，它是決定物質(zhì)化學(xué)性質(zhì)的主要因素。但對于處于一定聚集狀態(tài)的物質(zhì)來講，單憑化學(xué)鍵還不能說明它整體的性質(zhì)。分子與分子之間還存在著一種較弱的作用力，稱為分子間力。早在1873年荷蘭物理學(xué)家范德華（Vanderwalls）就指出這種力的存在，它是影響物質(zhì)的沸點(diǎn)、熔點(diǎn)、氣化熱、熔化熱、溶解度、表面張力、粘度等物理性質(zhì)的主要因素。分子間力又分為范德華力和分子間氫鍵。范德華力又包括取向力、誘導(dǎo)力和色散力三種。為了更好地理解分子間力，先介紹分子的極性。8.2.4分子間作用力

任何以共價鍵結(jié)合的分子中，都存在帶正電的原子核和帶負(fù)電的電子，可以認(rèn)為分子中存在一個正電荷重心和一個負(fù)電荷重心。正、負(fù)電荷重心重合的分子稱為非極性分子；正、負(fù)電荷重心不重合，存在一個正極和一個負(fù)極，這樣的分子稱為極性分子。通常把極性分子存在的正、負(fù)兩極稱為固有偶極例如：HF，HCl例如：H2，O2，N28.2.4.1分子的極性非極性共價鍵：同種元素的原子形成共價鍵時，兩個原子吸引共用電子對的能力相同，成鍵原子不顯電性，這樣的共價鍵稱為非極性共價鍵。極性共價鍵：不同種元素的原子形成共價鍵時，由于兩原子的電負(fù)性不同，共用電子對必然偏向電負(fù)性較大的原子一方，因而電負(fù)性較大的原子這邊就帶有部分負(fù)電荷，電負(fù)性較小的原子那邊帶有部分正電荷，這樣的共價鍵稱為極性共價鍵。

對于雙原子分子來說，分子的極性和化學(xué)鍵的極性是一致的。對于多原子分子來說，分子有無極性，不僅與鍵的極性有關(guān)，還與分子的組成和空間構(gòu)型有關(guān)。例如，CO2分子中的C－O鍵雖為極性鍵，但由于CO2分子是直線形，結(jié)構(gòu)對稱，兩邊鍵的極性相互抵消，整個分子的正、負(fù)電荷重心重合，故CO2分子是非極性分子。單位：C.m(庫倫.米)分子極性大小的表征——偶極距μ判斷下面幾個分子是極性分子還是非極性分子?CH4、CO2、BCl3、CH3Cl、SO2、NH3

當(dāng)兩個極性分子相互接近時，極性分子的固有偶極發(fā)生同極相斥、異極相吸，使分子發(fā)生相對轉(zhuǎn)動而取向，固有偶極處于異極相鄰狀態(tài)，在分子間產(chǎn)生靜電作用力。這種由固有偶極之間的取向而產(chǎn)生的分子間作用力稱為取向力。（1）取向力：8.2.4.2范德華力分子的極性越大，取向力越大。+-+-取向力+-+--++-取向異極相吸固有偶極

當(dāng)極性分子與非極性分子相互接近時，在極性分子固有偶極的影響下，非極性分子的正、負(fù)電荷重心發(fā)生相對位移，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，誘導(dǎo)偶極與極性分子固有偶極之間有作用力；同時，誘導(dǎo)偶極反過來又作用于極性分子，使其也產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，從而增強(qiáng)了分子之間的作用力。這種誘導(dǎo)偶極與極性分子固有偶極之間所產(chǎn)生的作用力稱為誘導(dǎo)力。（2）誘導(dǎo)力++-+-+-誘導(dǎo)力誘導(dǎo)偶極+-極性分子非極性分子固有偶極誘導(dǎo)力與分子的極性、變形性成正比。

同理，當(dāng)極性分子相互接近時，在固有偶極的相互影響下，每個極性分子也會產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極因此誘導(dǎo)力也存在于極性分子之間。所以誘導(dǎo)力存在于極性分子與極性分子之間和極性分子與非極性分子之間。

非極性分子的偶極矩為零，似乎不存在相互作用。事實(shí)上分子中的電子和原子核都處在不斷運(yùn)動中，經(jīng)常會發(fā)生正、負(fù)電荷重心的瞬間相互位移，從而產(chǎn)生偶極。這類偶極稱為瞬時偶極。當(dāng)兩個或多個非極性分子在一定條件下充分靠近時，就會由于瞬時偶極而發(fā)生異性相吸的作用。這種由瞬時偶極之間所產(chǎn)生的分子間作用力