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第一章 物质结构基础,第一节 核外电子运动状态,第二节元素周期系和元素的基本性质,第四节 分子间作用力,第三节 化学键,第一节 核外电子运动状态,分子是物质能够独立存在并保持其化学性质的最小微粒。物质的化学性质主要取决于分子的性质，分子的性质又与分子的结构有关。,分子结构,化学键,空间构型,分子间的作用力,分子内,第一章 第一节,一、原子核外电子的运动,离核愈近，电子云愈密集，即电子云出现的概率密度愈大。反之，离核愈远，电子云愈稀疏，即电子云出现的概率密度愈小。,注意：电子云中的小黑点决不能看成是电子。,电子云：用小黑点的疏密形象描述电子在原子核外空间出现的概率密度分布图。,第一章 第一节,1924年德布罗意预言：一些实物粒子(如电子、中子、质子等)也具有波粒二象性（是指某物质同时具备波的特质及粒子的特质）。为了得到电子运动状态的合理解，必需引进几个参数n、l、m，称它们为量子数（表征微观粒子运动状态的一些特定的数字），每个量子数都有其确定的取值范围。,二、核外电子运动状态的描述,第一章 第一节,意义：描述电子层能量的高低次序和离核的远近，有电子层的意思。取值：1 2 3 4 5 6正整数 符号：K L M N O P n=1表示能量最低、离核最近的第一电子层。n越大，该电子层离核平均距离越远，电子能量越高。n相同，即为同一电子层。,（一）主量子数n,第一章 第一节,对于单层电子的，如氢，电子能量完全由n决定，对于多电子原子来说，电子能量除了与n值有关外，还与电子亚层有关。,（一）主量子数n,第一章 第一节,意义：表示同一电子层中有不同的分层（亚层）；确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能量。取值：0 1 2 3 4（n1）正整数 符号：s p d f g,（二）角量子数l,第一章 第一节,各电子层内的亚层数,（二）角量子数l,第一章 第一节,每个n值最多对应n个不相同的角量子数l，即每个电子层最多有n个亚层。l的每个值还可表示一种形状的原子轨道：l=0，s轨道，球形；l=1，p轨道，哑铃形；l=2，d轨道，花瓣形,（二）角量子数l,第一章 第一节,注意,多电子原子轨道的能量与n、l有关，而氢原子或单电子离 子原子轨道的能量只与n有关。多电子原子轨道的能量，由n、l 共同决定。一组n、l 对应于一个能级，其能量相同（即n、l 都相同）。在多电子原子中，n相同，l 越大，E 越大。EnsEnpEndEnf 即在同一电子层中，电子还分为若干不同的能级，l 又称为能级或电子亚层。,第一章 第一节,(同一亚层中往往还包含着若干空间伸展方向不同的原子轨道。)意义:决定原子轨道或电子云在空间的伸展方向取值：与l有关，给定l，m=0、1、2 l,(2l+1）个值。如，p轨道在空间有三个方向px、py、pz,（三）磁量子数m,第一章 第一节,通常把在一定的电子层中，具有一定形状和伸展方向的电子云所占据的原子核外空间称为一个原子轨道，简称为轨道。用或表示。,电子能量与m无关，也就是说，n、l相同，而m不同的各原子轨道，其能量是完全相同的。这种能量相同的轨道称为简并轨道，或等价轨道。如px、py、pz属于等价轨道。,（三）磁量子数m,第一章 第一节,（三）磁量子数m,第一章 第一节,电子除绕核运动外,还绕着自身的轴作自旋运动意义：描述核外电子的自旋状态取值：+1/2，-1/2；，四个量子数 n,l,m,ms可确定一个电子在原子核外的运动状态,（四）自旋量子数ms,第一章 第一节,结论：同一原子中，不可能有运动状态完全相同的电子存在，即同一原子中各个电子的四个量子数不可能完全相同。一个轨道中只能容纳2个自旋相反的电子；各电子层的轨道数=n2 各电子层电子的最大容量=2n2,（四）自旋量子数ms,第一章 第一节,1-1,（四）自旋量子数ms,第一章 第一节,1.n 不同，l 相同。n 越大，电子云的径向分布图的主峰离核越远，轨道的能量越高；,E1sE2s E3s E2p E3p E4p E3d E4d E5d E4f E5f,三、原子核外电子排布,（一）电子分布与近似能级图,2.n 相同，l 相同。l 越大，能量越高。,第一章 第一节,在一定情况下nd 轨道的能量可能高于(n+1)s轨道的能量，nf 轨道的能量可能高于(n+2)s轨道的能量，这种现象称为能级交错。如：,是屏蔽效应和钻穿效应的结果。,3.能级交错,第一章 第一节,（一）电子分布与近似能级图,鲍林获得1954年诺贝尔化学奖和1962年诺贝尔和平奖,第一章 第一节,（一）电子分布与近似能级图,原子轨道的近似能级图,第一章 第一节,（二）多电子原子核外电子排布,多电子原子的核外电子的排布又称为电子的构型。根据光谱数据，归纳出基态原子核外电子排布的三个原则。,1.能量最低原理,2.Pauli不相容原理,3.Hund规则,第一章 第一节,“系统的能量愈低，愈稳定”是自然界的普遍规律。基态原子，是最稳定的系统，能量最低。,1.能量最低原理,能量最低原理基态多电子原子核外电子排布时，总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。,如下图箭头所指顺序。,第一章 第一节,电子填入能级的先后次序,1.能量最低原理,第一章 第一节,在同一个原子中，没有彼此完全处于相同的状态的电子。,在同一个原子中不能有四个量子数完全相同的两个电子存在。,2.Pauli不相容原理,第一章 第一节,每一电子亚层最多容纳的电子数为：s2、p6、d10、f14 每一电子层最多能容纳的电子数为原子轨道的2倍，即2n2。,由此可知：,一个原子中不允许有两个电子处于完全相同的状态。,在一个原子轨道上最多能容纳两个自旋方向相反的电子。,2.Pauli不相容原理,第一章 第一节,3Hund规则,在简并轨道上，电子总是尽可能分占不同的轨道，且自旋平行，使原子的总能量最低。如：,6C 轨道式,电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低。,第一章 第一节,原子序数为3 10的8种元素原子的基态电子构型见表1-2。轨道图式描述原子构型可以准确地表达Hund 规则，而电子构型式却无法表达。,3Hund规则,第一章 第一节,例如：22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2,24Cr 1s22s22p63s23p63d44s2 实验测定：1s22s22p63s23p63d54s1,?,29Cu 1s22s22p63s23p63d94s2 实验测定：1s22s22p63s23p63d104s1,再如：,3Hund规则,第一章 第一节,Hund规则特例:简并轨道全充满、半充满、或全空的状态都是能量较低的稳定状态。,3Hund规则,第一章 第一节,电子排布的书写：,（3）可用原子实或原子芯（稀有气体元素符号）简写电子排布式。,(1)按电子层的顺序写;,(2)一般地按照电子排布三原则书写,个别例外，应以实验为依据;,例：,47Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1 47Ag Kr 4d105s1；Ag+Kr 4d10,(4)离子的电子排布式，是在基态原子的电子排布式基础上加上得到或失去的电子。,第一章 第一节,节小结,第一章 第一节,1、原子核外电子的运动,2、核外电子运动状态的描述,3、原子核外电子排布,节小结,第一章 第一节,难点：,1、核外电子运动状态的描述,2、原子核外电子排布,第一章 第一节,1、如何描述核外电子的运动？,2、描述核外电子运动状态的量子数有哪些？,思考题,答：(1)只能用统计的观点指出它在原子核外、只能用统计的观点指出它在原子核外 空间某处出现机会的多少。空间某处出现机会的多少。(2)用“电子云”形象的描述核外电子的、电子云”运动。,答：(1)主量子数n。(2)角量子数l。（3）磁量子数m。（4）自旋量子数ms,第一章 第一节,思考题,3、下列轨道表示式能表示磷原子的最低能量状态的是,第一章 第一节,思考题,4、下列电子亚层中，轨道数目最多的是A.n1,l0 B.n2,l1 C.n3,l2 D.n4,l1E.n5,l0,第二节元素周期系和元素的基本性质,当元素按照核电荷数递增的顺序排列时，电子排布(构型)呈周期性变化，元素性质呈现周期性变化。这一规律叫做元素周期律。元素周期表是原子的电子构型随着核电荷数递增而呈现周期性变化的反映。,一、原子的电子结构和元素周期律,第一章 第二节,能级组的形成是元素划分为周期的本质原因。每一个能级组对应于一个周期。7个能级组形成7个周期。三长三短一不全,短周期（一、二、三周期）长周期（四、五、六周期）不完全周期（第七周期）,（一）周期（能级组）,第一章 第二节,(1)周期表中的周期数就是能级组数。(2)元素所在的周期序数等于该元素原子所处的最高能级组序数，也等于该元素原子最外电子层的主量子数。即周期数=能级组数=电子层数(3)各周期元素数目，等于相应能级组内各轨道所能容纳的电子总数。,由能级组和周期的关系可知，能级组的划分是导致周期表中各元素能划分为周期的本质原因。,能级组和周期的关系,第一章 第二节,表 1-4,（一）周期（能级组）,第一章 第二节,原子的价电子层结构相似的元素排在同一列，称为族。周期表共18列，其中8，9，10三列为一族，称为VIII族，其余一列一族。共16族。,指原子核外电子中能与其他原子相互作用形成化学键，跟元素化合价有关的电子。价电子层价电子所处的能级称为价电子层。,（二）族,第一章 第二节,用“A”表示主族，IA-VIIIA，ns1-2np1-6，即：最后一个电子填充在ns 或np亚层。共7个主族，第A一般称为0族。大多数教材是把0族合在一起，即8个主族。,主族序数=最外层电子数=价电子数,第一章 第二节,1.主族和零族,用“B”表示副族。IB-VIIB族，共7个副族，最后一个电子填充在（n-1)d或（n-2)f 亚层的都属于副族。,B到B族：价电子总数=族数 如：钪Ar 3d14s2B和B族：最外层电子数=族数 如：铜 29Cu Ar3d104s1，铁Ar3d64s2,2.副族,第一章 第二节,处于元素周期表的中间，共三个纵行。它们的价层电子的构型是(n-1)d6-10ns0-2，价层电子数是8-10。,3.VIII族,第一章 第二节,（三）周期表分区（特征电子构型）,据价层电子构型的特征，将周期表分为5个区：,(1)s 区元素：包括IA和IIA族，价电子层的构型为ns12。(2)p区元素：包括IIIA到VIIIA族，价电子层的构型为ns2np16。(3)d 区元素：包括IIIB到VIIB、VIII族的元素，价电子层的构型为(n-1)d19ns12(Pd为(n-1)d10ns0)。(4)ds区元素：包括IB和IIB族的元素，外电子层的构型为(n-1)d10ns12。(5)f 区元素：包括镧系和锕系元素，电子层结构在f亚层上增加电子，外电子层的构型为(n-2)f114(n-1)d02ns2。钍元素例外。,第一章 第二节,（三）周期表分区,第一章 第二节,二、元素基本性质的周期性,由于原子电子层结构呈现周期性，因此与电子层结构有关的元素的基本性质如：原子半径、电离能、电子亲合能、电负性等也呈现明显的周期性。,第一章 第二节,（一）原子半径,1、原子半径的类型,（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：范德华半径是指在分子晶体中，分子间以范德华力结合，如稀有气体，相邻两原子核间距的一半。如：Cl2：共价半径 99pm，而范德华半径 180pm。,第一章 第二节,第一章 第二节,1、原子半径的类型,（1）同一族,同一主族，自上而下，电子层数n增多，主量子数增大，原子半径就增大。,同一副族，半径变化不明显，特别是第五周期和第六周期元素接近，这主要是镧系收缩造成的。,2、原子半径变化规律：,因为镧系收缩，使镧系之后的副族元素的原子半径都相应缩小了，使第六周期副族元素的原子半径没有因为电子层的增加而大于第五周期副族元素。原子半径的相似也使得这些相应的元素化学性质也很相似。,镧系元素新增加的电子填充在次外层的（n-2）f轨道上，对外层屏蔽作用更大，有效核电荷数减少，使整个镧系元素的原子半径减小非常缓慢。镧系元素的原子半径随原子序数增加逐渐减小的现象称为镧系收缩。,第一章 第二节,镧系收缩,第一章 第二节,2、原子半径变化规律：,主族元素,第一章 第二节,2、原子半径变化规律,（2）同周期,自左至右核电荷数依次增加，核对外层电子的吸引力增强，所以原子半径递减。零族元素半径大幅增加，是因为惰性气体只有范德华半径，比共价半径大得多。,同周期主族元素r递减快；副族元素间r递减慢；镧系元素r减少很少(镧系收缩)。,第一章 第二节,2、原子半径变化规律：,（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）.I1 I2 I3,第一章 第二节,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）；,核电荷越大，原子半径越小，核对核外电子的吸引力越强，电离能就越大，反之电离能越小。,（二）电离能 I,第一章 第二节,（三）元素的电负性,电离能和电子亲合能(基态的气态原子得到电子能力的大小用电子亲合能表示)分别反映元素原子失去和得到电子的能力。为了能同时量度这两种性质，1932年鲍林提出了电负性的概念:,电负性是元素的原子在分子中对成键电子的吸引能力。,无法测出绝对值，鲍林以 F=4.0(3.98)得其它元素相对值。表1-6,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,第一章 第二节,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。,（四）元素的金属性和非金属性,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,第一章 第二节,元素性质在周期表中递变规律,第一章 第二节,（五）元素的氧化数,氧化数是指在单质或化合物中某元素的一个原子的形式电荷数。氧化数概念是从正负化合价概念分化发展产生的。化合价的原意是某种元素的原子与其他元素的原子相化合时两种元素的原子数目之间一定的比例关系，所以化合价不应为非整数。例如，在Fe3O4中，Fe实际上存在两种价态：+2和+3价，其分子组成为：Fe+3Fe+2Fe+3O4。氧化数是形式电荷数，所以可以为分数。O的总氧化数是-8，而3个Fe的总氧化数应该是+8，所以铁元素的氧化数的平均值是+8的1/3，即就是+8/3。同一元素，氧化数越高，电负性越大。,第一章 第二节,节小结,1、原子的电子结构和元素周期律,2、元素基本性质的周期性,节小结,难点：,元素基本性质的周期性,思考题,1、氧化数和化合价两个概念有何区别,答：氧化数是从化合价发展得出来的一种新概念。化合价的原意是某种元素的原子与其他元素的原子相化合时两种元素的原子数目之间一定的比例关系，所以化合价不应为非整数。而氧化数是形式电荷数，所以可以为分数。在大多数情况下，氧化数是把氧元素的氧化数定为-2，这也是由化合价确定了的。它们的区别是：氧化数只指原子而不指原子团，而化合价既指示原子又指原子团。化合价不能用分数，而氧化数可以用分数。例如Fe3O4中铁的氧化数是正8/3，而化合价是指两个铁原子为正3价，一个铁原子是正2价。,思考题,2、某元素原子的电子排布式为 1s22s22p63s23p63d104s24p5，该原子对应的元素在周期表中位于A.第4周期，A族，s区 B.第4周期，A族，p区C.第4周期，A族，d区 D.第4周期，B族，s区E.第4周期，B族，p区,第三节 化学键,我们把分子内部直接相邻原子间的强的相互作用力称为化学键。,化学键有三种类型：a.离子键(ionic bond)b.共价键(covalent bond)c.金属键(metal bond),第一章 第三节,一、离子键,（一）离子键的形成,德国化学家科塞尔,离子键：相反电荷的正、负离子通过静电作用而形成的化学键。,形成离子键重要条件：两成键原子的电负性差值较大,如：,第一章 第三节,（二）离子键的本质及特点,离子键的本质是静电作用力。,离子键的特点：没有方向性和饱和性。,a.与任何方向电性不同的离子相吸引，所以无方向性。,b.只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。,离子键的强度是吸引力与排斥力的平衡结果。通常用晶格能来衡量。,离子键的形成条件是两个成键原子电负性足够大。一般相差1.7时，可以判断形成离子键。,第一章 第三节,晶格能：在标准状态下(298K)，将1mol离子晶体转化为气态离子所吸收的能量。(Ela),离子的电荷越高，半径越小，晶格能也越大，化合物越稳定，离子化合物的熔点和沸点也就越高。,NaCl(s)Na+(g)+Cl-(g)U=788kJmol-1,（二）离子键的本质及特点,第一章 第三节,二、共价键,路易斯,1916 年，美国科学家 Lewis 提出原子间共用电子对成键的概念。,同种元素的原子以及电负性相近的原子间可以通过共用电子对形成分子。共用一对电子形成单键，共用两对或三对电子形成双键或三键。共价键(covalent bond)：原子通过共用电子对形成的化学键。,第一章 第三节,路易斯结构式：利用小黑点代表电子（或用短线代表一对成键电子对）表示出分子中原子周围的价层电子，并结合惰性气体8电子稳定结构的事实，确定一些分子或离子的结构式。例如：,二、共价键,第一章 第三节,1930年，L.Pauling等人在此基础上，建立了现代价键理论（valence bond theory,VBT)，又称电子配对理论。,二、共价键,第一章 第三节,1.只有自旋方向相反的未成对电子(单电子)，可以配对形成稳定的共价键。2.一个原子有几个未成对电子，就能与几个其它原子的几个自旋方向相反的未对电子形成共价健。3.成键电子的两原子轨道尽可能达到最大重叠。轨道重叠程度愈大，两核间电子的概率密度愈密集，系统能量降低越多形成的共价键愈稳定。这称为原子轨道最大重叠原理。,要点,第一章 第三节,1.共价键的本质根据价键理论，共价键是原子间通过共用电子对（即电子云的重叠）所形成的化学键。共价键形成的本质就是电子云的重叠，电子云重叠越多，分子越稳定。两个原子的未成对电子，只有自旋相反，才能配对形成一个共价键。,（二）共价键的本质和特征,第一章 第三节,(1)共价键的饱和性 自旋方向相反的单电子配对形成共价键后，就不能再和其它原子中的单电子配对。所以，每个原子所能形成共价键的数目取决于该原子中的单电子数目。例如：两个氯各有一个未成对电子，它们可以配对形成单键(Cl-Cl)。,2.共价键的特征,第一章 第三节,成键电子的原子轨道在空间都有一定的形状和取向。两原子轨道只有沿一定的方向靠近才能达到最大程度的重叠，才能形成稳定的共价键。如：,(2)共价键的方向性,第一章 第三节,如下图所示的重叠，将破坏原子轨道的对称性。,X,X,(2)共价键的方向性,第一章 第三节,(三)共价键的类型,由于成键原子轨道重叠方式的不同，形成了两种不同类型的共价键。,1.键:两原子轨道沿键轴(成键原子核连线)方向进行同号重叠(头碰头)。,第一章 第三节,(三)共价键的类型,第一章 第三节,两原子轨道沿键轴方向在键轴两侧平行同号重叠(肩并肩)。,2.键,“肩并肩”,第一章 第三节,由于键的轨道重叠程度小于 键，所以键的键能通常小于 键，稳定性也较低，两原子形成共价键时，优先形成 键。,(三)共价键的类型,第一章 第三节,键 与键的比较,第一章 第三节,(四)共价键参数,化学键的性质在理论上可由量子力学计算作定量的讨论，也可以通过表征键性质的某些物理量来描述，如：键长、键角、和键能等，这些物理量统称为键参数。,第一章 第三节,在100kPa、298K、将1mol理想气体AB分子解离成为理想气体A原子和B原子，这一过程的所需的能量称作键能。又称作键焓。单位为kJ/mol。它表示键的牢固程度。键能越大，键越牢固，所形成的分子越稳定,对于双原子分子来说，键能也就是解离能(D)。,1.键能(Eb),键能表示键的强弱,第一章 第三节,键长是指构成共价键的两个原子的核间距离。,在H2中两个原子的核间距为74pm，即HH键长为74pm。(1pm=10-12m)键长越小，键越强，越牢固，分子稳定。,2.键长(l):,第一章 第三节,分子中键和键之间的夹角叫键角。,键角是反映分子空间结构的重要因素之一。如果知道了一个分子的所有键长和键角数据，那么这个分子的几何构型也就知道了。,例如：二氧化碳中OCO键角等于180，可以知道二氧化碳分子是直线型的，而且两个C-O键长相等，是一个对称分子。,3.键角(),第一章 第三节,键的极性是由于成键原子的电负性不同而引起的。当成键原子的电负性相同或相近时，核间的电子云密集区域在两核的中间位置附近，两个原子核正电荷所形成的正电荷重心和成键电子对的负电荷重心几乎重合，这样的共价键称为非极性共价键。如H2、O2分子中的共价键就是非极性共价键。,4.键的极性,第一章 第三节,当成键原子的电负性不同时，核间的电子云密集区域偏向电负性较大的原子一端，使之带部分负电荷，而电负性较小的原子一端则带部分正电荷，键的正电荷重心与负电荷重心不重合，这样的共价键称为极性共价键。如HCl分子中的H-Cl键就是极性共价键。,4.键的极性,第一章 第三节,价键理论的优点：,价键理论继承了路易斯共享电子对的概念，阐明了共价键形成的过程和本质，并成功的解释了共价键的方向性、饱和性等特点。,4.键的极性,第一章 第三节,又称配位共价键，是一种特殊的共价键。配位键是一类特殊的共价键，共有电子对是由一个原子单方面提供而跟另一个具有空轨道的原子共有的。这样的共价键叫做配位键。用“”表示。铵离子是由配位键的典型例子。铵分子的氮原子上有一对没有跟其他原子公用的电子对。氢离子具有一个空轨道，当氨分子、氢离子相互作用时，氨分子上的弧对电子进入氢离子的空轨道。这一对电子在氨分子、氢原子之间公用，形成配位键。,(五)配位键,第一章 第三节,例,(五)配位键,第一章 第三节,CH4的分子结构,为了解释上述事实，著名化学家鲍林提出了杂化轨道理论,对价键理论进行了补充。,第一章 第三节,1.杂化轨道理论认为：原子轨道在成键的过程中并不是一成不变的。同一原子中能量相近的的几个原子轨道，在成键过程中可重新组合，形成相同数目的新的原子轨道，而改变了原来原子轨道的状态（能量和状态），这一过程称为杂化(hybridization)。形成的新的轨道叫杂化原子轨道(hybrid atomic orbital)。简称杂化轨道。,三、杂化原子轨道,第一章 第三节,2.原子在成键时，同一原子中能级相近的原子轨道可参与杂化组成新轨道。,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。,ns、np或ns、np、nd 或(n-1)d、ns、np,4.形成的杂化轨道数等于参与杂化的原子轨道数。即杂化前后轨道数目不变。,三、杂化原子轨道,第一章 第三节,5.杂化改变了原子轨道的形状。杂化轨道一头大，一头小，轨道之间呈最大夹角分布，有利于轨道最大重叠。有更强的方向性和更强的成键能力。,三、杂化原子轨道,第一章 第三节,（1）sp杂化轨道：1个s轨道和1个p轨道杂化得到两个等同的sp杂化轨道。每个轨道含有0.5s和0.5p的成分，两个轨道间的夹角为180。,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,基态Be价层电子排布：2s2,在BeCl2分子形成中，Be原子轨道的杂化过程如下：,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,Be原子的每个sp杂化轨道分别与Cl原子的3p轨道重叠，形成两个 键，生成BeCl2分子。由于采用sp杂化，轨道间的夹角为180，所以BeCl2分子的几何构型为构型为直线型。,BeCl2分子的轨道重叠图,BeCl2分子的形状,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,2.sp2杂化轨道：由1个s轨道与2个p轨道杂化得到3个等同的sp2杂化轨道。每个轨道含有1/3 s和2/3 p的成分，3个轨道处于同一平面，每个轨道间的夹角为120。,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,例如：,在BF3分子形成中，B原子轨道的杂化过程如下：,基态B价层电子排布：2s22p1,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,B原子的3个sp2杂化轨道分别与三个F原子的2p轨道重叠，形成3个 键，生成BF3分子。由于采用sp2杂化，轨道间的夹角为120，所以BF3分子的几何构型为构型为平面三角形。,BF3分子的轨道重叠图,BF3分子的形状图,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,3 sp3杂化杂化轨道：由1个s轨道和3个p轨道杂化得到4个等同的sp3杂化轨道。每个轨道含有1/4 s和3/4 p的成分，sp3杂化轨道分别指向四面体的4个顶角，4个轨道彼此间的夹角为10928。,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,基态C价层电子排布：2s22p2,例如：,在CH4分子形成中，C原子轨道的杂化过程如下：,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,C原子的4个sp3杂化轨道分别与四个H原子的1s轨道重叠，形成4个 键，生成CH4分子。因H原子是沿着杂化轨道伸展方向重叠，因此甲烷的空间构型为正四面体。,（二）杂化轨道类型及实例分析,第一章 第三节,杂化轨道的类型与分子的空间构型,第一章 第三节,节小结,1、离子键,2、共价键,3、杂化原子轨道,第一章 第三节,节小结,难点：,1、共价键理论,2、杂化原子轨道,第一章 第三节,思考题,1、为什么共价键具有饱和性和方向性？,答：共价键具有饱和性的根源是原子核外未成对电子的成键。已成键的电子不能再与其他原子配对成键，故一个原子形成共价键的数目受到原子内未成对电子数的限制；共价键具有方向性的根源是原子轨道的最大重叠，原子轨道重叠越多，形成的共价键才越稳定。,第一章 第三节,思考题,2、键、键在电子云重叠方式及键的稳定性上有何区别？,答：键是成键原子轨道沿键轴方向以“头碰头”的方式重叠而形成的共价键，轨道重叠程度大，键比较牢固；键是成键原子轨道垂直于两核连线，以“肩并肩”的方式重叠而成的共价键，轨道重叠程度小，不稳定。,第一章 第三节,第四节 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。,分子间作用力主要包括范德华力和氢键。,第一章 第四节,一、分子的极性,键的极性及分子的构型决定分子的极性。,分子中正负电荷中心不重合在同一位置上分子具有极性。,极性分子：HCl，HF，SO2，NH3，CO，CHCl3 非极性分子：O2，N2，CO2，CCl4，CH4,第一章 第四节,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。如H2、N2等。,一、分子的极性,第一章 第四节,双原子分子：（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。如HCl，HF等。,一、分子的极性,第一章 第四节,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，CH4,一、分子的极性,第一章 第四节,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，NH3等.,多原子分子：取决于分子的空间构型。,一、分子的极性,第一章 第四节,分子的偶极矩表示分子极性的大小,单位:Cm 库仑.米,方向:正电荷中心负电荷中心,=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=0，分子为非极性分子，越大，分子极性越大。,一、分子的极性,第一章 第四节,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。,一、分子的极性,第一章 第四节,二、范德华力,（一）取向力,极性分子与极性分子之间由于永久偶极间的相互作用而产生的静电引力称为取向力。,包括：色散力、诱导力、取向力,取向力只有极性分子与极性分子之间才存在。取向力的本质是静电引力，其大小决定于极性分子的偶极矩。分子的极性越强，偶极矩越大，取向力越大。,第一章 第四节,（二）诱导力,当极性分子与非极性分子充分接近时，在极性分子永久偶极的影响下，非极性分子原来重合的正、负电荷中心发生相对的位移而产生诱导偶极。这种电荷重心的相对位移叫做“变形”，因变形而产生的偶极，叫做诱导偶极，以区别于极性分子中原有的固有偶极。极性分子的永久偶极与另一分子的诱导偶极之间产生的静电吸引作用力称为诱导力。,第一章 第四节,同样，在极性分子和极性分子之间，除了取向力外，由于极性分子的相互影响，每个分子也会发生变形，产生诱导偶极。其结果使分子的偶极矩增大，既具有取向力又具有诱导力。,（二）诱导力,第一章 第四节,（三）色散力,由于瞬时偶极之间的相互吸引而产生的作用力称为色散力。分子的变形性越大(分子量越大)，越容易产生瞬时偶极，色散力越大。,分子内的原子核和电子都在作一定形式的运动，因而在某一瞬间，分子中核和电子发生瞬间相对位移，使正、负电荷重心不相重合，从而产生瞬时偶极。,第一章 第四节,由于在极性分子中也会产生瞬时偶极，因此不仅非极性分子之间存在色散力，而且非极性分子与极性分子之间及极性分子之间也存在色散力。,（三）色散力,第一章 第四节,由此可见：取向力存在于极性分子之间；诱导力存在于极性和非极性以及极性和极性分子之间；色散力存在于任何分子间。,（三）色散力,第一章 第四节,分子间力对物质性质的影响,共价分子型物质的熔点、沸点低。,同类分子型物质的熔点、沸点随分子量增加而升高。,分子型晶体熔化、分子型液体、气化只需要破坏分子间弱的分子间力，所以熔、沸点低。,分子量增大，分子的变形性增大，色散力亦增大。,分子间力也影响物质的溶解度。,相似相溶,第一章 第四节,三、氢键,（一）氢键的形成,当氢与电负性大、半径小的元素X(如F、O、N)以共价键结合的时候，这种强极性键使体积小的氢原子带上密度很大的正电荷，氢可与另一电负性大且带有孤对电子的元素Y，产生相当大的吸引力。这种吸引作用称为氢键。氢键基本上是静电引力，不是化学键。,氢键可表示为：,第一章 第四节,氢键存在的证明,第一章 第四节,影响氢键强弱的因素：,（1）X与Y的电负性；电负性越大，氢键越强。,（2）X与Y的半径大小。半径越小，氢键越强。,常见氢键的强弱次序：,形成氢键XH Y的条件：,（1）有一个与电负性很大的元素X相结合的H原子,（2）有一个电负性大半径小并有孤对电子的Y原子。,（一）氢键的形成,第一章 第四节,（二）氢键的特点,1、氢键有方向性和饱和性。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。键能较小(小于共价键键能，略大于分子间力)。,第一章 第四节,3、氢键可以形成分子内氢键和分子间氢键。,一个分子的X-H与另一个分子的Y原子相吸引而形成的氢键叫做分子间氢键；,一个分子X-H与其内部的Y原子相吸引而形成的氢键叫做分子内氢键。,第一章 第四节,（二）氢键的特点,（四）氢键对物质性质的影响：,1、熔点和沸点,2、溶解度,分子间氢键使化合物的熔点和沸点升高。分子内氢键使化合物的熔点和沸点降低。,极性溶剂中，溶质与溶剂分子间形成氢键，溶解度增大。乙醇与水任意比互溶。,溶质分子内形成氢键，使其在极性溶剂中的溶解度减小，在非极性溶剂中的溶解度增大。,3、生物大分子高级结构的影响。,第一章 第四节,四、疏水性相互作用,非极性分子之间的一种弱的、非共价的相互作用。这些非极性分子（如一些中性氨基酸残基，也称之疏水残基）在水相环境中具有避开水而相互聚集的倾向。,疏水相互作用对大多数蛋白质的结构和性质非常关键。疏水相互作用为蛋白质的折叠提供了主要的推动力，使疏水残基处在蛋白质分子的内部。,第一章 第四节,节小结,1、分子的极性,2、范德华力,3、氢键,第一章 第三节,4、疏水性相互作用,节小结,难点：,1、分子极性判断,2、分子间作用力,第一章 第三节,思考题,1、比较下列各组中两物质的熔点高低，并简要说明理由。H2O和H2S CI4和CCl4 NH3和PH3 H2与HF,答：H2O的熔点比H2S的熔点高，这是由于水分子间氢键的形成可以使水分子缔合，从而导致熔点升高。CI4的熔点比CCl4的熔点低，是由于离子极化导致离子键向共价键过渡，离子型晶体向共价型晶体过渡，物质的熔点降低。NH3的熔点比PH3的熔点高，这是由于氨分子间氢键的形成可以使氨分子缔合，从而导致熔点升高。H2的熔点比HF的熔点低，这是由于HF分子间氢键的形成可以使HF分子缔合，从而导致HF熔点升高。,第一章 第三节,思考题,2、一般情况下，组成和结构相似的物质 愈大，分子愈易变形，愈大，物质的 愈高。,第一章 第三节,极化性,熔点,离子半径,本章结束,