第1章物质结构基础.ppt

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1、第一章 物质结构基础6 学时,在研究氢原子结构时，由氢原子的光谱实验得到氢原子在红外到紫外这一区间呈现出不连续的线状光谱如下图。,氢原子线状光谱,氢原子光谱,E=E2-E1=h h 普朗克常数（6.62610-34 J S）光子的频率,基 态,激发态,定态,能量最低 最稳定,能量较高 不太稳定,E=-2.1810-18/n2,n 主量子数,1、电子在核外沿一定的轨道运动。电子在此轨道运动时，既不吸收也不放出能量，处于一种稳定状态。2、原子中的电子通常处于基态，只有从外界获得能量时电子才处于激发态。3、电子尽可能处于能量最低的轨道，只有当电子在不同轨道上发生跃迁时才吸收或辐射能量。当电子从能量较

2、高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，原子放出能量，并以光子的形式放出。其频率决定于电子跃迁前后的两轨道之间的能量差。,1913年，丹麦物理学家 玻尔Bohr根据氢原子光谱不连续的特点以及普朗克的量子理论，提出氢原子结构模型:,注意：,对玻尔理论的评价:,（1）优点 冲破了经典物理中能量连续变化的束缚，用量子化解释了经典物理无法解释的氢原子结构和氢光谱之间的关系，提出了原子轨道能级的概念，引用了普朗克量子化的概念。（2）不足 未能完全冲破经典物理的束缚，在经典力学连续概念的基础上勉强加进了一些人为的量子化条件和假定。由于没有考虑电子运动的另外一个重要特性波粒二象性，使电子在原子核外运动采取了宏观物体

3、的固定轨道，不仅不能解释多电子原子、分子或固体的光谱；也不能解释氢光谱的每条谱线实际上还可分裂为两条谱线的现象。由于玻尔理论的这些缺陷，必须确立更符合微观粒子运动规律的新的理论系统。,1.1 原子结构的近代概念,微观粒子的波粒二象性,波函数与原子轨道,量子数,几率密度和电子云,波函数和电子云的图形,1.1.1 微观粒子的波粒二象性,1924年，法国物理学家德布罗意(louis de broglie)受光的波粒二象性的启发，提出微观粒子也具有波粒二象性。,德布罗意关系式：=hmv,粒子性:,波动性:,实物粒子,1927年,戴维逊（美）电子衍射实验,戴维逊（美）电子衍射实验,图1-2 电子束的衍射

4、示意图和电子衍射图谱,该实验显示出电子的波动性,波粒二象性是微观粒子运动的基本属性,1、从衍射图像上可以得出，衍射强度大的区域表示电子出现的次数多，即电子出现的概率大；衍射强度小的区域表示电子出现次数少，即电子出现的概率小。2、电子等微观粒子的物质波是具有统计性的概率波。,1.1.2 波函数与原子轨道,具有波粒二象性的电子，已不再遵守经典力学规律，它们的运动没有确定的轨道，只有一定的空间几率分布，即电子的波动性与其微粒行为的统计性规律相联系。,1926年，奥地利物理学家薛定谔(E.schroding)提出了微观粒子运动规律的波动方程：,E：体系总能量；V：体系势能；m：电子质量；：空间坐标x,

5、y,z 的波函数,物理意义：波函数不是一个具体的数值，而是用空间坐标（如,）来描述波的数学函数式，以表征原子中电子运动状态的数学函数式。的空间图象叫原子轨道。,波函数（原子轨道）,对薛定谔方程求解，可以得到一系列 波函数 s、s、p.i相应的能量值 Es、Es、Ep.Ei,方程的每一个解代表电子的一种可能运动状态,在量子力学中，用波函数和与其对应的能量来描述电子的运动状态,求解薛定谔方程不仅可得到氢原子中代表电子运动状态的波函数，而且可以自然地导出主量子数n、角量子数l和磁量子数m。,1.1.3 量子数,主量子数,角量子数,磁量子数,n 1，2，3，l 0，1，2，（n-1）m 0，1，2，3

6、，l,量子：微观体系中，某些物理量不能连续变化，而只能以某一最小单位的整数倍发生变化，这一物理量的最小单位称为量子。,氢原子轨道与三个量子数的关系 P4表1-1（非常重要）,得到两个信息：1、n 制约着l，l 制约着 m；2、对于任意一个n值，三个量子数的组合(n,l,m)n2 个，也就是原子轨道数为n2 个,n值越小，该电子层离核越近，能级越低,量子数的物理意义,主量子数(n)：反映电子离原子核的平均距离；即表示原子轨道或电子云离核距离和能级高低。,角量子数(l)：表示波函数即原子轨道的形状,s 轨道球形,p 轨道哑铃形,d轨道花瓣形,通常把 l 值相同的原子轨道归属同一电子亚层。各电子亚层

7、的光谱符号为：角量子数：0，1，2，3，4，(n-1)，电子亚层：s，p，d，f，g,例：n=4l=0,1,2,3 s,p,d,f,此外：对于多电子原子，l 还影响原子轨道的能级。同一电子层中的l 值越小，该电子亚层的能级越低。,p 轨道(l=1,m=+1,0,-1)m 有三种取值,即三种取向,三条等价(简并)p 轨道,表示原子轨道或电子云在空间的伸展方向，共(2l+1)个。,磁量子数(m),例1：l=1(p 轨道),m=-1,0,+1，这三个数表示p 轨道在空间有三种不同的取向，分别用px，py，pz表示,注意一个概念等价轨道：在无外加磁场时，n 和 l 相同的原子轨道能量相等，称为等价轨道

8、,d 轨道(l=2,m=+2,+1,0,-1,-2):m 有五种取值,即空间五种取向,五条等价(简并)d 轨道.,例2：l=2(d 轨道),m=-2,-1,0,+1,+2，这五个数表示p 轨道在空间有五种不同的取向，如图所示：,(n，l，m)表示一个原子轨道,自旋量子数(ms)：,表征电子的自旋状态，取值：,通常用：“”或“”表示。,(n,l,m,ms)可全面描述核外电子的运动状态,电子处于哪一电子层？n 哪一电子亚层？l 轨道的形状？l 空间取向如何？m 电子的自旋状态怎样？ms,可以描述：,1.1.4 概率密度和电子云,电子运动有规律，但无法确定其运动轨迹，而是按一定的几率在空间出现。,概

9、率电子在某一区域出现的次数。核外空间某些区域电子出现的机会多，概率大 核外空间某些区域电子出现的机会少，概率小,概率密度电子在原子核外某处单位体积内出现的概率。,电子云：|2的空间图象。通常用小黑点的疏密来表示。,小黑点较密的地方，概率密度较大，单位体积内电子出现的机会多。,如 1s的电子云,结论：概率密度=|2 电子云图示是概率密度|2的形象化说明 的空间图象是原子轨道，|2的空间图象是电子云,1.1.5 波函数和电子云的图形,直角坐标(x,y,z)与球坐标(r,)的转换,r:径向坐标,决定了球面的大小:角坐标,由 z轴沿球面延伸至 r 的弧线 所表示的角度.:角坐标,由 r 沿球面平行xy

10、面延伸至xz 面的弧线所表示的角度.,径向波函数,角度波函数,电子云的分布（电子云图形）是由波函数的具体形式决定的,波函数的径向分布,波函数的角度分布,波函数,的空间图象是原子轨道，|2的空间图象是电子云,(以氢原子的1s,2s,3s 轨道为例),R(r),波函数和电子云的图像可分解为两部分:,球壳内电子出现的总概率随球壳半径的变化情况。,径向分布图角度分布图,波函数的径向分布图,波函数的角度分布图,s、p、d 轨道角度分布图（剖面图）,1、原子轨道的角度分布图体现原子轨道的大致外形，反映了角度波函数的极大值和正负号分布。2、图中“+”、“”不代表电性的正负，而表示原子轨道的对称性。3、波函数

11、的角度分布图仅仅反映了Y()随 角变化的函数关系，并不代表电子运动的轨迹。,电子云角度分布立体示意图,氢原子1s、2p、3d电子云示意图,电子云的角度分布图：Y2()随 角的变化关系图,d轨道,电子云,均为正,波函数,有,略“胖”,略“瘦”,波函数与电子云的角度分布图区别:,正负,形状,（1）波函数或电子云的角度分布图不表示波函数或电子云的图像。（2）波函数和电子云的角度分布图只与l,m 两个量子有关，而与主量子数 n 无关。即：n 不同（R(r)不同）l,m 相同,Y(,)相同,注 意,注意：s电子云除外,因为Y1，Y2值更小,1.2 多电子原子结构和元素周期系,原子轨道的能级,原子核外电子

12、的分布,核外电子分布和元素周期系,屏蔽效应和钻穿效应,1.2.1 屏蔽效应和钻穿效应,在多电子原子中，其他电子对指定电子的排斥作用看作部分抵消（或削弱）核电荷对该电子的吸引，这种由于其他电子对某一电子的排斥而抵消了一部分核电荷的作用称为屏蔽效应。,（1）屏蔽效应（Shielding effect）,有效核电荷,屏蔽常数,1、多电子原子中，原子轨道的能量不仅与主量子数n有关，跟量子数l 有关；2、n 相同，l 不同的原子轨道，随着 l 的增大,增大。,（2）钻穿效应（Penetration effect）,电子穿过内层而回避其他电子屏蔽的能力不同，导致具有能量不同的现象；即：外部电子进入原子内部

13、空间，受到核的较强的吸引作用。,轨道的钻穿能力通常有如下顺序:ns np nd。这意味着,亚层轨 道的电子云按同一顺序越来越远离原子核，导致能级按 E(ns)E(np)E(nd)E(nf)顺序分裂，称为能级分裂。如果能级分裂的程度很大,就可能导致与临近电子层中的亚层能 级发生交错。例如,4s电子云径向分布图上除主峰外还有3个离核 更近的小峰,其钻穿程度如此之大,以致其能级处于3d亚层能级 之下,发生了交错，称为能级交错。,（2）穿钻效应,1.2.2 原子轨道的能级,1s,2s,3s,4s,5s,6s,2p,3p,4p,5p,6p,3d,4d,5d,4f,鲍林近似能级图,Pauling,L.C.

14、(1901-1994),7s 7p 7d 7f 6s 6p 6d 6f 5s 5p 5d 5f 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s 电子填入能级的顺序,（1）当 l 相同时，轨道能级随 n 增加而升高。如：E1s E2s E3s E4s，E2p E3p E4p（2）当 n 相同时，轨道能级随 l 增加而升高。如：Ens Enp End Enf。（3）当 n 和 l 都不相同时，会出现能级交错现象。如：E4s E3d。,多电子体系决定原子轨道能量的因素不仅与主量子数 n 有关，还与角量子数 l 有关。,1.2.3 原子核外电子的分布,1.核外电子分布的原则,a.泡利不相容

15、原理b.能量最低原理c.洪特规则,符合“两原理一规则”:,a.泡利不相容原理,同一个原子中没有四个量子数完全相同的两个电子存在。或者同一个原子轨道中最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反。,轨道总数：n2=4 填充电子数：2n2=8,例如：n=2,每一电子层最多所容纳的电子数为 2n2,b.能量最低原理,6C 1s22s22p2,1s22s22p63s23p63d64s2,26Fe,1s22s22p63s23p64s23d6,内层电子,外层电子,电子总是优先占据可供占据的能量最低的轨道,占满能量较低的轨道后才进入能量较高的轨道。,c.洪特规则,6C 1s22s22p2 2p2 _ _ _ _ _

16、 _ _ _ _,电子分布到等价轨道时，总是尽先以相同的自旋状态分占轨道。即在 n 和 l 相同的轨道上 分布电子，将尽可得分布在 m 值不同的轨道上，且自旋相同。,无外加磁场时，n、l 相同的原子轨道能量相等,全 空:,半充满:,全充满:,p0，d0，f0,p3，d5，f7,p6，d10，f14,24Cr,1s22s22p63s23p63d54s1,1s22s22p63s23p63d44s2,29Cu,1s22s22p63s23p63d94s2,1s22s22p63s23p63d104s1,洪特规则特例,泡利不相容原理,能量最低原理,洪特规则,电子层最多容纳电子数,电子层填充顺序,电子亚层填

17、充顺序,解决问题,内容,a(n,l,m,ms),b,尽先占领能量最低轨道,电子分占不同轨道且自旋相同,结论,2n2,低高,注意：个别原子核外电子的排布不服从上述规则。,2.核外电子分布式,书写时需要注意以下几个问题：（1）按电子层由内到外逐层书写，轨道右上角注明电子数。如21号元素Sc的核外电子分布式为：Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 注意：电子填充轨道的顺序是先填满4s再填3d。,（2）原子失电子成为正离子时，通常先失去能量最高的最外层电子。试比较Fe与Fe2+、Fe3+的核外电子分布式：Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d64s2 Fe2+1s2 2s2 2p

18、6 3s2 3p63d6 Fe3+1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d5 而原子得到电子成为负离子时，所得电子总是分布在它的最外电子层上。,（3）由于化学反应一般只涉及原子外层价电子的改变，为了简便，有时只写出价电子层构型，即主族元素只写出最外层ns np 轨道的电子分布，过渡元素只写出(n-1)d ns 轨道的电子分布。例如下列元素原子的价电子层构型为：15P：3s23p3 21Sc：3d14s2 29Cu：3d104s1。,1s22s22p63s23p63d104s1,1s22s22p63s23p63d14s2,1s22s22p63s23p3,（4）核外电子分布的“两个原理一个规则”

19、只是一般规律。例外的有：41Nb、44Ru、45Rh、57La、58Ce、78Pt、89Ac、90Th、91Pa、92U、93Np 对某元素原子的排布情况，应符合光谱实验结果。,1.2.4 核外电子分布和元素周期系,1.核外电子分布与周期系的关系,a.周期号数=电子层数=原子轨道的最大主量子数,46Pd,注意：,4d10,属于第5周期,主族A:,b.族,族号=最外层电子数,BB:,族号=最外层电子数+(n-1)d电子数,族(包括三列)：,(n-1)d68 ns2,零族：,ns2np6,B,B:,最后一个电子填充在s或p轨道,副族B:,最后一个电子填充在d 轨道,根据最后一个电子填入的亚层确定,

20、c.区,A 0 A AA B B B,s区 d区 ds区 p区 ns12(n-1)d18 ns2(n-1)d10 ns12 ns2np16 f 区,(n-2)f 114 ns 2,原子的电子层结构随着核电荷的递增呈现周期性变化，那么原子的某些性质是否也会呈现周期性的变化？,原子半径 电负性 金属性,适用金属元素 固体中测定两个最邻近原子的 核间距一半,适用非金属元素 测定单质分子中两个相邻原子的 核间距一半,a.原子半径,严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一定数.但人总会有办法的.迄今所有的原子半径都是在结合状态下测定的.,金属半径(metallic radius),共价半径(cov

21、alent radius),2.元素性质的周期性,变化规律1、同一周期的主族元素，随着原子序数的增大，原子半径自左至右减小。原因：电子层数不变的情况下，有效核电荷的增大导致核对外层电子的引力增大。2、同一周期的d区过渡元素，从左向右，随着核电荷的增加，原子半径递减缓慢；f区元素的原子半径递减最为缓慢。3、同族元素原子半径自上而下增大：电子层依次增加。有效核电荷的影响退居次要地位。4、第6周期过渡元素的原子半径与第5周期同族元素相比几乎没有增大，这是镧系收缩的重要效应之一。,b.电负性,定义：分子中元素原子吸引电子的能力，以 表示基准：以最活泼非金属元素原子 F=4.0为基础，计算其它元素原子的

22、电负性值。,电负性越大，元素原子吸引电子能力越强，即元素原子越易得到电子，越难失去电子。电负性越小，元素原子吸引电子能力越弱，即元素原子越难得到电子，越易失去电子。,电负性变化的形象表示,电负性呈周期性变化的规律以主族元素最明显：同周期从左到右 电负性一般递增 同主族从上到下 电负性一般递减,c.金属性和非金属性,金属性：在化学反应中失去电子，变为低正氧化数 阳离子的特性。非金属性：在化学反应中得到电子，变为阴离子的 特性。,定义,规律,同一周期，从左到右，元素原子的电负性增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同一主族，自上而下，元素原子的电负性减小，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐

23、减弱。,注意,BB，同一副族，自上而下，元素原子的电负性减小,金属性增强;BB，同一副族，自上而下，元素原子的电负性增大,金属性减弱。,1.3 化学键,离子键共价键金属键,1.3.1 离子键,正、负离子间通过静电引力结合形成的化学键。,特点：,本质是静电引力无方向性也无饱和性。强极性键。,8电子构型的正负离子间构成典型的离子键（电负性之差 1.7）,例如：NaCl,1.3.2 共 价 键,1.路易斯共价键理论,2.价键理论,3.杂化轨道理论,4.分子轨道理论,5.晶体场理论,1.路易斯共价键理论,Lewis G.N.在1916年假定化学键所涉及的每一对电子处于两个相邻原子之间为其共享，用AB表

24、示。双键和叁键相应于两对或三对共享电子。也就是说，路易斯认为分子中的原子达到稳定的结构，是通过共用电子对实现的。,但 Lewis 没有说明这种键的实质。在解释BCl3、PCl5 等分子结构时，遇到困难，因为其中的原子未全部达到稀有气体结构。,不足之处：,价键理论的基本要点：（1）电子配对,如 H-H Cl-Cl H-Cl,共价多键:,如 O=O NN,注意：共价键数受未成对电子的限制。,共价单键:,（2）对称性匹配,（3）最大重叠,原子轨道重叠时，只有同号才为有效重叠。,成键电子的原子轨道重叠越多，形成的共价键越牢固最大重叠原理,2.价键理论,1927 年 Heitler 和London初步阐

25、明共价键的本质。,+,+,+,+,+,+,_,_,_,不能成键,能成键,P19 图1-12,键,“头碰头”,“肩并肩”,饱和性方向性,键型：,键,特点：,SS,SP,PP,PP,如CH4,应形成四个CH 键不完全相同。与实际不符,实际测定,正四面体形,价键理论能较好地说明一些双原子分子价键的形成，不能很好地说明多原子分子的价键形成和几何构型。,不足之处：,杂化轨道理论认为：在成键过程中，能量相近的原子轨道可以重新组合（重新分配能量，重新确定空间取向），形成成键能力更强的新轨道，这个过程叫杂化。所形成的新轨道叫杂化轨道。杂化轨道数等于原子轨道数。杂化的实质是原子轨道的重叠。,3.杂化轨道理论,a

26、.杂化、杂化轨道,“混合”,“重新组合”,分配能量,确定空间取向,新轨道,b.杂化本质,原子轨道叠加,c.杂化条件,参与杂化的原子轨道能量相近；,形成的杂化轨道数与参与杂化的原子轨道数 相同。,4Be,2s2,激发,sp杂化,BeCl2,每个sp杂化轨道形状:,一头大,一头小,成分:,1/2 s+1/2 p,杂化轨道类型,sp杂化,sp杂化、sp2杂化、sp3杂化、不等性sp3杂化、,BeCl2分子:,键,键角:,180,空间构型:,直线型,BeCl2、HgCl2等,Be-Cl键型:,sp杂化:,sp2杂化,BF3 5B 2s22p1,激发,sp2杂化,每个sp2杂化轨道形状:,一头大,一头小

27、,成分:,1/3 s+2/3 p,BF3分子,键,键角:,120,空间构型:,平面三角形,BF3、BCl3等,B-F键型:,sp杂化:,B,F,F,F,sp3杂化,CH4,6C,2s22p2,激发,sp3杂化,每一个sp3杂化轨道形状:,一头大，一头小,成分:,1/4 s+3/4 p,CH4分子,键,键角:,10928,空间构型:,正四面体,CH4、CHCl3,（四面体）,C-H键型:,sp3 杂化：,+,+,+,+,_,_,_,_,109 28,不等性sp3杂化,如 NH3,7N,2s22p3,3/4p,1/4s,3/4p,如 H2O,2s22p4,8O,小 结,杂化轨道类型,参加杂化轨道,

28、杂化轨道数目,成键轨道键角,分子空间构型,实例,中心原子,Be Hg,sp,sp2,sp3,不等性sp3,1s、1p,1s、2p,1s、3p,1s、3p,2,3,4,4,180,120,10928,直线型,平面三角形,(正)四面体,三角锥型,V型,BeCl2,HgCl2,BF3,BCl3,CH4,CHCl3,NH3,H2O,H2S,PH3,B,C,N P,O S,A B,A,A,A,A,4.分子轨道理论,氢分子离子H2+，只有一个电子，按照价键理论无法成键，但事实上它稳定存在的。,根据价键理论，O2分子中的电子都是成对的，应有一个键和一个键，其结构式应为：但是，对O2分子的磁性研究表明，O2分

29、子有两个自旋方向相同的成单电子，这是价键理论无法解释的。,分子轨道理论认为：原子形成分子后，电子从属于整个分子的分子轨道。在分子轨道中，电子的分布也和原子中电子的分布一样，服从泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。分子轨道由各原子轨道组合而成。以双原子分子为例，两个原子轨道（a和b）可以组合成两个分子轨道（1和2）：,1 C1（ab）成键分子轨道2 C2（ab）反键分子轨道,5.晶体场理论,晶体场理论认为：中心离子与配位体之间存在着静电相互吸引作用。配合物中的化学键就来自于金属离子的原子核与配位体的电子之间的静电吸引作用。在配位体静电场作用下，中心离子的d轨道发生能级分裂，形成新的能级分布，

30、有些d轨道能量升高，有些则降低。d轨道产生能级分裂后，中心离子的d电子会重新分布，导致体系的能量变化。,分子间力,氢键,1.4 分子间力和氢键,偶极矩,1.4.1 偶极矩,根据正负两种电荷在分子内部的分布情况可把分子分为极性分子与非极性分子。,+,极性分子,非极性分子,分子,整体,电中性,局部,正电荷部分(原子核),负电荷部分(电子),=0,0,偶极矩,+q,-q,l,单位:Cm,方向:正电荷中心负电荷中心,=q d,键的极性,极性键,共用电子对有偏向（电荷分布不均匀）,非极性键,共用电子对无偏向（电荷分布均匀）,极性键与非极性键,如:H2(H-H),Cl2(Cl-Cl),如:HCl(H-Cl

31、)H2O(H-O-H),键的极性,判断方法,同种非金属元素原子间形成的共价键是非极性键,不同种非金属元素原子间形成的共价键是极性键,指出下列物质中的共价键类型,1、O22、CH43、CO24、H2O25、NaOH,非极性键,极性键,极性键,极性键 非极性键,极性键,极性键,分子的极性,非极性分子,电荷分布均匀对称的分子,极性分子,极性分子与非极性分子,电荷分布不均匀不对称的分子,分子的极性,HCl分子中，共用电子对偏向Cl原子，Cl原子一端显负电性，H原子一端显正电性，整个分子的电荷分布不均匀，为极性分子,以极性键结合的双原子分子为极性分子,分子的极性,思考,含有极性键的分子一定是极性分子吗？

32、,分子的极性,分子的极性,分子的极性,分子的极性,分子极性与键的极性：,HCl HCl,极性键,极性分子,2.1,3.0,3.6,10-13 cm,直线形,H2 HH,2.1,2.1,非极性键,0,非极性分子,直 线 形,CO2 CO,2.5,3.5,极性键,0,非极性分子,直 线 形,SO2 SO,2.5,3.5,极性键,5.44,极性分子,V 字 形,BF3 BF,2.0,4.0,极性键,0,非极性分子,平面三角形,NH3 NH,3.0,2.1,极性键,4.9,极性分子,三角锥形,CH4 CH,2.5,2.1,极性键,0,非极性分子,正四面体形,键的极性及分子的极性,例如：同属于AB3型共

33、价分子一般有两种空间构型：平面三角形或三角锥形。实验测得：BF3的=0，可以判断它是非极性分子，呈平面三角形；NH3的 0，可判断它是极性分子，呈三角锥形。,偶极矩可用于判断分子的空间构型,相似相溶原理：极性溶质易溶于极性溶剂中。非极性溶质易溶于非极性溶剂中。,润滑油机油,汽油甲苯,乙醇丙酮,水,非(弱)极性物质,非(弱)极性溶剂,极性溶剂,例如：油污染零件的清洗：,分子的极性会影响物质的溶解性,1.4.2 分子间力,（1）色散力:瞬时偶极间的作用力。,色散力、诱导力、取向力。,瞬时偶极,+-,某一瞬间,另一瞬间,-+,异极相邻,存在于一切分子中,范德华力包括：,（2）诱导力:诱导偶极同固有偶

34、极间的作用力。,诱导偶极,异极相邻,极性分子,非极性分子,（3）取向力:固有偶极间的作用力。,极性分子,极性分子,异极相邻,永远存在于分子或原子间。,吸引力，作用能比化学键小12个数量级。,没有方向性和饱和性。,作用范围只有几个pm。,三种力中主要是色散力。,范德华力的本质,结论 1、非极性分子只有色散力 2、非极性分子和极性分子之间有色散力和诱导力 3、极性分子之间有色散力、诱导力和取向力,分子间力对熔沸点影响较大。分 子 CH4 SiH4 GeH4 SnH4 沸点/-164-112-90-52,主族氢化物,主族氢化物,主族氢化物,主族氢化物,1.4.3 氢 键,F,F,H,H,28kJ/m

35、ol,565kJ/mol,270pm,9F 2s22p5,例：HF,F,影响:,当氢原子与电负性较大的X原子以极性共价键结合时，氢原子还能吸引另一个电负性较大,原子半径较小的Y原子中的孤对电子形成氢键。,（1）有方向性和饱和性。（2）键能同范德华力相当。,定义:,特点:,（1）熔沸点:含氢键的物质熔沸点相对较高。（2）在水中的溶解性：与水分子形成氢键的物质易溶于水。,典型晶体结构及其性质,过渡型晶体,1.5 晶体结构,1.5.1 典型晶体结构及其性质,紫水晶,干冰,石英,硫,离子晶体,性质,在离子晶体中不存在独立的分子,同类型的离子晶体的熔沸点,随着电荷数的增加而升高,随着离子半径的增大而减小

36、,原子晶体,由原子占据晶格点，原子间以共价键结合。因此，原子晶体一般具有很大的硬度和很高的熔点。在原子晶体中不存在独立的分子。,SiO2,分子晶体,由分子占据晶格点，分子间以范德华力或氢键结合。因此，分子晶体的熔沸点和硬度很低。在分子晶体中存在独立的分子。,CO2,如果将金属原子看作等径圆球，金属晶体则是这些等径圆球互相靠近堆积而成.显然，最紧密方式堆积将是最稳定的.,几种常见的结构形式为：,金属晶体,离子晶体,原子晶体,分子晶体,金属晶体,正,负离子,原子,分子,金属原子正离子,离子键,共价键,分子间力或 氢键,金属键(离域键),较高,高,较低,不定,硬 度,大,小,不定,NaCl CaON

37、H4Cl,金刚石,SiSiO2,B4CSiC,Ge,CO2,HF 卤素单质 稀有气体,Fe,Cu Al，Zn,基本类型,晶格点上的微粒,微粒间作用力,熔沸点,较大,实 例,第一章 练习题,1表示原子核外电子运动状态的量子数组中，正确的是(A)(1，0，1，-1/2)(B)(1，0，0，+1/2)(C)(2，2，-1，0)(D)(3，1，0，1)2.原子序数为25 的元素的外层电子构型为(A)3d54s2(B)3d44s2(C)4s24p6(D)3s23p63d63.HF具有反常的高沸点是由于 离子键(B)范德华力(C)共价键(D)氢键4.在化学键中，具有饱和性和方向性，而 则无方向性和饱和性；

38、分子间力 方向性和饱和性，但氢键 方向性 和饱和性。,5某元素+3价离子的电子分布式为1s22s22p63s23p6，则该元素属于(A)s区(B)p区(C)ds区(D)d区6.原子序数为24的元素外层电子构型为(A)3 d5 4 s1(B)3 d4 4 s2(C)4 s2 4 p6(D)3 s23 p63 d6 7下列分子中中心原子通过sp3不等性杂化轨道成键的是(A)CH4(B)CHCl3(C)BCl3(D)NH38.47Ag的核外电子分布式为，该元素在周期表中属 周期、族，区。9.写出具有下列指定量子数的原子轨道符号:(A).n=4,l=1（B）n=5,l=3 10.波函数 是描述 的数学

39、函数式。,11BBr3分子的空间构型是，B原子的杂化轨道类型是。1226号元素的核外电子分布式为，该元素在周期表中属 周期、族，区。13下列分子中属于正四面体空间构型的是(A)BF3(B)NH3(C)CCl4(D)C2H414下列分子中中心原子通过sp3不等性杂化轨道成键的是(A)CH4(B)CHCl3(C)BCl3(D)NH315.多电子原子轨道的能级只与主量子数n有关。()16.分子的极性只与化学键的极性有关，而与分子的空间构型无关。()17.氢键没有方向性和饱和性。（）18.H2O分子的空间构型为“V”型,杂化轨道理论认为氧原子进行的是sp3等性杂化。（）19HF分子之间有氢键存在，所以它的熔点比HI高。（）20.原子序数为24的元素外层电子构型为(A)4 d5 5 s1(B)3 d4 4 s2(C)4d4 5s2(D)3 d54 s1,