普通化学-物质结构基础.ppt

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1、物质结构基础第5章本章学习要求1.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。2.掌握核外电子排布的一般规律及其与元素周期表的关系。3.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。5.1.1波函数1.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：E=mc2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=mcv所以=

2、h/mv=h/p式中，为粒子波的波长；h为普朗克常数:h=6.62610-34J·sˉ1，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。定向电子射线晶片光栅衍射图象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=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

3、非连续的,故被称为量子数。Ψ波函数（空间坐标r,,的函数）：描述核外电子运动状态的数学表达式原子轨道：波函数的空间图像。原子轨道的数学表达式就是波函数(1)主量子数n：电子离核远近n的取值：n=1，2，3，…量子数n=1，2，3，4,···对应于电子层K，L，M，N,···(2)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

4、展方向P205-2、3、4题d轨道,m=-2,-1,0,+1,+2有五个伸展方向(4)自旋量子数ms用波函数Ψn,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，因而产生磁矩，电子自旋磁矩只有两个方向。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。Electronspinvisualized原子轨道的角度分布图5.2.2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：泡里不相容原理：在同一个原子中,不允许两个电子的四个量子数

5、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：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。洪德规则：当电子在n,l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。能级分组(n+0.7l)能级组能级组中的原子轨道元素数目周期数1.x11s212.x22s2p823.x33s3p834.x44s3d4p1845.x55s4d5p1856.x66s4f5d6p3267.x77s5f6d(未满）未满7把(

6、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5.1能级分组例5.1碳原子(1s22s22p2)的两个p电子在三个能量相同的2p轨道上如何分布？例5.2写出Z=24的铬元素的电子排布式思考：29号元素的的电子排布式如何？1s22s22p63s23p63d104s1外层电子的排布式，称为特征电子构型P207-8例5.3写出26Fe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。元素周期表分区P205-7207-31s2ns2np1-6P区元素ns1-2s区元素(n-1)d1

7、-8ns2d区元素(n-1)d10ns1-2ds区元素(n-2)f1-14ns2f区元素附图5.6元素分区原子半径电离能化学键化学键可分为离子键、金属键和共价键三种。离子键的本质：异号离子之间的静电引力。离子键的特征：没有方向性，没有饱和性。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：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形成的，成键电子对可以由两个原子共同提供，也可以由一个原子单独提供（后者习惯上称为配位键）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

8、中氢原子与氧原子之间各有什么键？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属键，在水中，H2O分子中H原子与O原子之间存在共价键，H2O间存在分子间作用力和氢键。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