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1、物质结构基础,General Chemistry,世界,物质的组成,物质,第一节 原子结构,原子轨道角度分布图带有正、负号，而电子云的角度分布图均为正值；,电子云的角度分布图比相应的原子轨道角度分布图要“瘦”些。,原子轨道角度分布图,电子云角度分布图,比较,四、量子数,自旋量子数ms,原子轨道,1. 主量子数 n,n 决定了电子离核的平均距离，即电子在核外空间出现几率最大处离核的远近。或者说n决定电子层数。n 数值越小，电子离核的平均距离越近。, n 也是决定电子能量高低的主要因素，n 值越大，电子的能量越高。, n 的取值为1、2、3、4、n 等正整数。,2. 角量子数 l,表示原子轨道（或
2、电子云）的形状，也表示同一电子层中具有不同形状的分层（亚层）。, l 的取值为0，1，2，(n-1)，即从0到n-1 的正整数。,电子层中的亚层常用光谱符号表示为：,在多电子原子中，l值还与电子的能量有关。,3. 磁量子数 m,m 确定角动量沿z方向的分量，即原子轨道在空间的伸展方向。, m 的取值为0, 1, 2, l，共 2l+1 个取值，即原子轨道共有 2l+1 个空间取向。,五个d轨道的 角动量空间量子化,原子轨道与3个量子数的关系,4. 自旋量子数,自旋平行,自旋反平行,决定电子的自旋方向,4个量子数和电子运动状态,五、多电子原子结构和周期系,1. 多电子原子轨道的能级,l相同时，n
3、越大，轨道能量越高，如 E1s E2s E3s E4s 。, n相同时，l越大，轨道能量越高，如 Ens Enp End Enf。,当n和l均不同时，有时出现能级交错现象。如E4sE3d，E6sE4f。,当n和l均相同时，原子轨道的能量相等，这样的轨道称为等价轨道。,2. 核外电子分布的三个原则,（1） 泡利不相容原理,（2） 能量最低原理,在同一个原子中，任何两个电子的4个量子数不能完全相同，即在每一个原子轨道中，最多只能容纳两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。,在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是优先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道
4、。,（3） 洪特规则,在能量相等的轨道上分布的电子，将尽可能分占不同的轨道，而且自旋方向相同。,等价轨道的全充满(p6、d10、f14) ，半充满(p3、d5、f7) 或全空(p0、d0、f0) 的状态一般比较稳定。,3. 核外电子分布式和外层电子分布式,写出Ni 和出Ni2+的核外电子分布式。,4. 元素周期表,5. 元素性质的周期性变化,原子结构的周期性变化,（1）原子半径,在同一周期中，原子半径从左到右减小,在同一 族 中，原子半径从上到下增加,（2）电离势,基态的气体原子失去最外层的第一个电子成为气态+1 价离子所需的能量称为第一电离能I1，再继续逐个失去一个电子所需的能量称为第二电离
5、能I2，依次类推。,同一元素各级电离能的大小顺序： I1 I2 I3 I4 。,电离能越小，原子越易失去电子；电离能越大，原子越难失去电子。,在同一周期中，从左到右，总趋势是电离能增大。在同一族（主要指主族）中，从上到下，总趋势是电离能减小。,具有半充满，全充满和全空电子构型的元素有较大的电离能，即比同周期前后元素的电离能都要大。,第一电离能,（3）电子亲和能,气态原子在基态时得到一个电子成为-1 价气态阴离子所放出的能量称为第一亲和能，再继续逐个得到一个电子所放出的能量称为第二亲和能，依次类推。,电子亲和能越小，原子越难得到电子；电子亲和能越大，原子越易得到电子。,在同一周期中，从左到右，总
6、趋势是电离能增大。,第一亲和能,在同一族（主要指主族）中，从上到下，总趋势是电离能减小。,（4）电负性,是指元素原子在分子中吸引电子的能力。,电负性越大，原子吸引电子能力越强，即原子越易得到电子，越难失去电子；,电负性越小，原子吸引电子能力越弱，即原子越易失去电子，越难得到电子。,在同一周期中，从左到右电负性递增，元素的非金属性逐渐增强。,在同一主族中，从上到下电负性递减，元素的非金属性依次减弱。,元素性质的周期性变化小结,第二节 分子结构,物质,分子之间的作用力,一、键参数,在298.15K 和100kPa 压力下，断裂气态物质中1mol 的化学键生成气态原子时所吸收的能量。,分子中两个成键
7、原子核间的平均距离。,分子中相邻的两个化学键之间的夹角。,键能是化学键牢固程度的量度，键能越大，断开化学键所需要的能量越大，化学键越牢固。,键长越短，键作用越强，化学键越牢固。,二、离子键,在298.15K 和100kPa 压力下，相互远离的气态正离子和负离子结合成1mol 固态离子晶体时所释放出的能量。,三、金属键,金属原子的电负性、电离能较小，价电子容易脱离原子核的束缚而成为可以在金属阳离子之间自由运动的离域电子。这些自由电子将金属阳离子“胶合”成紧密堆积的形式而形成金属晶体，这种“胶合”力（金属离子与电子之间的结合力）就称为金属键。,自由电子模型,金属键没有方向性和饱和性。在金属中，每个
8、原子将在空间允许的条件下，与尽可能多数目的原子形成金属键。,四、共价键,分子中原子间通过共用电子对结合而形成的化学键。,1. 价键理论,自旋相反的未成对电子相互靠近时可以形成稳定的共价键，一个原子含有几个未成对电子只能和几个自旋方向相反的未成对电子配对成键，即共价键应符合饱和性原则。,原子轨道相互重叠时，必须考虑描述原子轨道的波函数的正、负号，只有同号的原子轨道（对称性相同）相互重叠，才能使电子出现的几率密度增大，体系能量降低，实现有效重叠，即共价键应符合对称性原则。,成键电子的原子轨道重叠越多，所形成的共价键越牢固。共价键尽可能沿着原子轨道最大重叠的方向形成（最大重叠原理），即共价键具有方向
9、性。,键和键,键,键,键,2. 杂化轨道理论与分子的空间构型,杂化轨道理论认为原子轨道在成键过程中并不是一成不变的，同一原子中能量相近的某些原子轨道在成键过程中重新组合成一系列能量相等的新轨道，从而改变了原有轨道的形态，这一过程称为杂化，所形成的新轨道称为杂化轨道。,杂化过程只有在原子形成分子的过程中才会发生，孤立的原子是不可能发生杂化的；,杂化后原子轨道的角度分布图的形状发生了变化（一头大、一头小），成键时以电子分布比较集中的一方（大的一头）进行重叠，因而杂化增强了原子的成键能力；,杂化过程只有在能量相近的原子轨道之间才能发生，而能量相差较大的原子轨道是不能发生杂化的；,当一定数目的原子轨道
10、参与杂化后，可以得到相同数目的杂化轨道。,轨道杂化有多种类型，杂化的类型不同，所形成的分子的几何构型也不同。,不等性sp3杂化,不等性sp3杂化,3. 分子轨道理论,分子轨道理论是把分子看成一个整体，由分子中各原子间相互对应的原子轨道重叠组成若干分子轨道，然后将电子安排在一系列分子轨道上，电子属于整个分子。,分子轨道理论基本要点, n个原子轨道可以组成n 个分子轨道，原子轨道组合成分子轨道后，一半分子轨道能量降低，称为成键分子轨道，另一半分子轨道能量升高，称为反键分子轨道。,电子排布在分子轨道时，遵循能量最低原则，泡利不相容原理及洪特规则。,原子轨道有效地组合成分子轨道必须符合能量近似、轨道最
11、大重叠和对称性匹配三个原则。,4. 配位共价键与配位化合物,由中心离子（或原子）和几个中性分子或负离子通过配位键结合而成的复杂化合物称为配位化合物，简称配合物。,配合物,配位化合物的组成,如果配位个体是阳离子，将其当成金属离子； 如果配位个体是阴离子，则当成含氧酸根离子。,配离子的命名原则是：先配体后中心原子，在配体和中心原子之间加“合”字，在中心原子之后用加括号的罗马数字标注其氧化值。配体个数用倍数词头“二”，“三”，“四”等表示。若存在多种配体，则配体与配体之间用圆点“”隔开。,配体顺序：先阴离子配体，后中性配体；先简单配体，后复杂配体。同类配体按配位原子元素符号的英文字母顺序命名。,配位
12、化合物的命名,二（硫代硫酸根）合银（）酸钾,硫酸四氨合铜（）,六氟合硅（）酸,六氰合铁（）酸钾,二氯化一氯五氨合钴（）,二水合一氯化二氯四氨合铬（）,六氰化合钴（）酸六氨合铬（）,四羰基合镍（0）,配位键理论,五、分子间的相互作用,1. 分子的极性,正、负电荷中心 是否重合,分子有无极性？,否,是,试判断HCl、H2O、CO2、NH3、BF3、CH3Cl、CCl4的极性,固有偶极,2. 分子间的相互作用力,固有偶极,（1）分子间力,分子间力作用较弱，约比化学键键能小12 个数量级。其特点是没有方向性，没有饱和性，作用范围约只有0.30.5nm，只有当分子间充分接近时才能显示出来。分子间力是气体
13、液化或液体固化的主要因素，分子间力越大，物质的熔、沸点越高。,在非极性分子间，只存在色散力；在非极性分子和极性分子间，存在色散力和诱导力；在极性分子和极性分子间，存在色散力，诱导力和取向力。色散力在各种分子之间都存在，而且也是三种分子间力中的主要部分。色散力随相对分子质量增大而增加。所以，同类分子中相对分子质量大的物质溶、沸点较高。,氢键是由于与电负性极强的元素相结合的氢原子，和另一分子中电负性极强的原子间所产生的引力而形成的。,氢键具有饱和性和方向性,（2）氢键,第三节 晶体结构,晶体：离子、原子或分子按晶格结构排列而成的物质。每个微粒的位置就是晶格结点（或阵点）。,几种晶体的比较表格,分子,原子,分子间的相互作用,气体,液体,固体,价键理论,本章小结,化学键,离子键,金属键,共价键,分子间力,氢 键,杂化轨道理论,分子轨道理论,非晶体,晶 体,离子晶体,原子晶体,金属晶体,分子晶体,过渡性晶体,物质,配位键,分子的极性,能级图+核外电子分布三原则,核外电子排布,元素周期性变化,