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物质结构基础第5章本章学习要求本章学习要求1.了解原子核外电子运动的基本特征，掌握了解原子核外电子运动的基本特征，掌握s、p、d轨道函数及电子云空间分布情况。轨道函数及电子云空间分布情况。2.掌掌握握核核外外电电子子排排布布的的一一般般规规律律及及其其与与元元素素周周期期表表的的关系。关系。3.了解化学键的本质，掌握共价键键长、键角等概念。了解化学键的本质，掌握共价键键长、键角等概念。4.掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论说明一些掌握杂化轨道理论的要点，能应用该理论说明一些分子的空间构型。分子的空间构型。5.了解分子间力和晶体结构及对物理性质的影响。了解分子间力和晶体结构及对物理性质的影响。5.1.1 波函数波函数1.光（微观粒子）的波粒二象性光（微观粒子）的波粒二象性20世纪初，爱因斯坦提出了质能转换关系质能转换关系：E=mc2光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性光具有动量和波长，也即光具有波粒二象性。由于 E=hv,c=v hv=mc2=mcv 所以 =h/mv=h/p式中，为粒子波的波长；h为普朗克常数:h=6.62610-34Js1，m为粒子的质量，v为粒子的速率，p为粒子的动量。电子衍射实验示意图电子衍射实验示意图附图5.1 电子衍射示意图 1927年，粒子波的假设被电子衍射实验所证实。定向电子射线定向电子射线晶片光栅晶片光栅衍射图象衍射图象 Davisson和Germer应用Ni晶体进行电子衍射实验，证实电子具有波动性。波函数波函数 =n,l,m(r,)n,l 和m的取值必须使波函数合理(单值并且归一)。结果如下 n：非零正整数；l：0到(n 1)之间的整数；m：0到 l 之间的整数。由于上述参数的取值是非连续的,故被称为量子数。量子数。波函数波函数（空间坐标（空间坐标r,的函数）：的函数）：描述核外电子运动状态的数学表达式描述核外电子运动状态的数学表达式原子轨道：原子轨道：波函数的空间图像。波函数的空间图像。原子轨道的数学表达式就是波函数原子轨道的数学表达式就是波函数(1)主量子数主量子数 n：电子离核远近n 的取值：n=1，2，3，量子数量子数n=1，2，3，4,对应于电子层K，L，M，N,(2)角量子数角量子数 l：原子轨道形状l 的取值：l=0,1,2,3,(n 1)l=0,1,2,3 的原子轨道习惯上分别称为s、p、d、f 轨道。(3)磁量子数磁量子数 m：原子轨道空间取向 m 的取值:m=0,1,2,l,共可取2l+1个值 确定原子轨道的伸展方向 P205-2、3、4题题d 轨道,m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向(4)自旋量子数自旋量子数ms 用波函数n,l,m描述原子中电子的运动,习惯上称为轨道运动,它由n,l,m三个量子数所规定,电子还有自旋运动自旋运动，因而产生磁磁矩矩，电子自旋磁矩只有两个方向磁矩只有两个方向。因此，自旋量子数的取值仅有两个，分别为+1/2和-1/2，也常形象地表示为 和 。Electron spin visualized原子轨道的角度分布图原子轨道的角度分布图5.2.2 核外电子分布原理与方式核外电子分布原理与方式原子核外电子的分布要服从以下规则：原子核外电子的分布要服从以下规则：泡里不相容原理泡里不相容原理：在同一个原子中在同一个原子中,不允许两个电不允许两个电子的四个量子数完全相同子的四个量子数完全相同。即，同一个原子轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反。能量最低原理：能量最低原理：核外电子在原子轨道上的排布，必核外电子在原子轨道上的排布，必须尽量占据能量最低的轨道。须尽量占据能量最低的轨道。洪德规则：洪德规则：当电子在当电子在n,l n,l 相同的数个等价轨道上相同的数个等价轨道上分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且分布时，每个电子尽可能占据磁量子数不同的轨道且自旋平行。自旋平行。当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。当相同能量的轨道为全充满或半充满的状态时，能量较低。能级分组能级分组(n+0.7l)能级组能级组 能级组中的原子轨道能级组中的原子轨道 元素数目元素数目 周期数周期数1.x11s212.x22s2p823.x33s3p834.x44s3d4p1845.x55s4d5p1856.x66s4f5d6p3267.x77s5f6d(未满）未满）未满未满7把(n+0.7l)值的整数位相同的能级分为一组，得到如下表所示的能级分组。附表附表5.1 5.1 能级分组能级分组例例5.15.1 碳碳原子原子(1s22s22p2)的两个的两个p电子在三个能量相同的电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？轨道上如何分布？例例5.25.2 写出写出Z=24的铬元素的电子排布式的铬元素的电子排布式思考：思考：2929号元素的的电子排布式如何？号元素的的电子排布式如何？1s22s22p63s23p63d104s1外层电子的排布式，称为外层电子的排布式，称为特征电子构型特征电子构型 P207-8例例5.3 5.3 写出写出26Fe原子的核外电子分布式和特征电子构型以及原子的核外电子分布式和特征电子构型以及Fe3+离子的特征电子构型离子的特征电子构型。元素周期表分区元素周期表分区 P205-7 207-31s2ns 2np1-6P区元素区元素ns 1-2s区元区元素素(n-1)d1-8ns2d区元素区元素(n-1)d10ns1-2ds 区区元素元素(n-2)f1-14ns2 f 区元素区元素附图5.6 元素分区原子半径原子半径电离能电离能化学键化学键化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。离子键的本质：离子键的本质：异号离子之间的静电引力。离子键的特征：离子键的特征：没有方向性，没有饱和性。金属键的本质：金属键的本质：金属离子与自由电子之间的库仑引力。金属键的特点：金属键的特点：没有方向性，没有饱和性共价键是两个原子共用成键电子对共用成键电子对形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供共同提供，也可以由一个原子单独提供单独提供（后者习惯上称为配位键配位键）思考思考：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间、金属铜中铜原子与铜原子之间，H2O中氢原子与氧原子之间各有什么键？答：答：NaCl晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金晶体中钠离子与氯离子之间是离子键；金属铜中铜与铜之间是金属键，在水中，属键，在水中，H2O分子中分子中H原子与原子与O原子之间存在共价键，原子之间存在共价键，H2O间存在间存在分子间作用力和氢键。分子间作用力和氢键。共价键的特性共价键的特性 P205-10 共价键具有方向性+除 s 轨道外，其它原子轨道均有方向性，要取得最大程度的重叠，成键的两个轨道必须在有利的方向上。共价键具有饱和性共价键的数目取决于成键原子所拥有的未成对电子的数目。+附图5.11 共价键方向性附图5.12 共价键饱和性 共价键理论价键理论价键理论和分子轨道理论分子轨道理论。价键理论（价键理论（键和键和 键）键）根据原子轨道不同的叠合方式，共价键可以分为 键键和 键键等。键键原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称原子轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，即原子轨道以“头碰头头碰头”方式重叠。s轨道总形成键，p轨道间只形成一个键。键键原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反原子轨道重叠部分对于通过键轴的一个平面呈镜面反对称对称，即原子轨道以“肩并肩肩并肩”方式重叠。键中原子轨道的重叠程度较小，因此键的强度一般不及键。键键 键键图5.15 s键和p键重叠方式示意图图5.16 氮分子氮分子中三键示意图5.分子轨道理论分子轨道理论当原子形成分子后，电子不再局限于原来的原子轨道，而是属于整个分子的分子轨道。分子轨道由组成分子的原子轨道组合产生，组合前后轨道总数不变。分子轨道由组成分子的原子轨道组合产生，组合前后轨道总数不变。组合前后系统的总能量不变组合前后系统的总能量不变 组合前原子轨道中所有的电子在组合分子轨道中重新分布组合前原子轨道中所有的电子在组合分子轨道中重新分布，分分布法则与电子在原子轨道中的排布类似。布法则与电子在原子轨道中的排布类似。分子的空间构型和杂化轨道理论分子的空间构型和杂化轨道理论2)杂化轨道的应用杂化轨道的应用sp杂化杂化这些元素的特征电子构型为ns2，按照价键理论，它们不能形成共价键。杂化轨道理论认为，s轨道上的一个电子可以激发到p轨道上(所需的能量由成键后释放的能量补偿)，从而进行sp杂化形成2个等性sp杂化轨道。sp杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：图5.18 sp杂化轨道两个sp杂化轨道的夹角为180，分子空间构型为直线型。直线型。例如 BeCl2,HgCl2,CO2,HCCH等杂化轨道的应用杂化轨道的应用（续续）sp2杂化杂化在BCl3分子中，B原子的一个s轨道和两个p轨道可以进行sp2杂化，形成3个等性sp2杂化轨道。三个轨道间的夹角为120。附图5.15 sp2杂化轨道sp2杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：三个键处在同一个平面上，键角为120。sp2杂化轨道例子杂化轨道例子BX3,AlCl3,H2C=CH2BCl3和CH2CH2的空间构型杂化轨道的应用杂化轨道的应用(续)等性等性sp3杂化杂化甲烷分子中C原子的一个s轨道和3个p轨道可以进行sp3杂化，形成4个等性sp3杂化轨道。4个轨道间的夹角为10928。每个键中，s成分占1/4，p成分占3/4。sp3杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：4个键指向正四面体的四个顶点，键角为10928。例如：CH4,CX4,C(金刚石),SiC等。附图5.16 sp3杂化轨道甲烷的空间构型杂化轨道的应用杂化轨道的应用(续)P205-11sp3不等性杂化不等性杂化氨分子中N原子可以进行sp3杂化形成不等性sp3杂化轨道。N原子不等性原子不等性sp3杂化轨道成键特征：杂化轨道成键特征：其中有一个杂化轨道含有一对电子(孤对电子)，含孤对电子的轨道因内部斥力较大而较胖，因此压迫另3个轨道使键角小于10928。O原子和原子和S原子也能进行不等性原子也能进行不等性sp3杂化杂化图5.21 NH3和H2O分子的空间构型示意图5.3.3 分子间相互作用力分子间相互作用力范德华力包含：取向力、诱导力和色散力分子间作用力：分子间作用包括范德华力、氢键、疏水作用等，比化学键要弱得多。范德华力存在于所有分子中范德华力存在于所有分子中。范德华力的特点：永远存在于分子间的弱相互作用；永远存在于分子间的弱相互作用；短程力短程力没有方向性、没有饱和性没有方向性、没有饱和性以色散力为主以色散力为主分子间作用力的应用示例分子间作用力的应用示例 P206-14例例：卤素单质和卤化氢的沸点(C)如下：说明理由。卤素单质：F2：-219.62；Cl2：-34.6；Br2：58.78；I2：184.35。卤化氢：HF：19.5；HCl：-84.1；HBr：-67；HI：-35。解解：卤素单质的分子间力是色散力，从大到小的顺序为：I2,Br2,Cl2,F2，因此沸点从高到低的顺序也是I2,Br2,Cl2,F2，卤化氢是极性分子，除色散力外还有取向力和诱导力，但色散力是主要的。范德华力从高到低的顺序应是HI,HBr,HCl,HF，但由于HF中存在氢键，因此HF的沸点意外地高。附图5.19 氢键对氢化物沸点的影响晶体晶体根据晶体点阵点上粒子间的相互作用力，可以分为：离子晶体离子晶体点阵点上的物质微粒是正、负离子，粒子之间作用力是离子键力。原子晶体原子晶体点阵点上的物质微粒是原子，微粒之间的作用力是共价键，金属晶体金属晶体点阵点上的物质微粒是金属离子，微粒之间作用力是金属键，分子晶体分子晶体点阵点上的物质微粒是分子，微粒之间作用力是分子间力。固体物质可以分为晶体和非晶体两类。晶体中物质微粒(分子、原子或离子)按一定的周期性和对称性排列按一定的周期性和对称性排列。