1、 第二章 物質(zhì)結(jié)構(gòu)（一）原子結(jié)構(gòu)1 物質(zhì)世界五光十色、千變?nèi)f化 歸根結(jié)底由物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)決定2 研究物質(zhì)世界，就是研究物質(zhì)的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì)及其變化規(guī)律。萬事皆有緣 宏觀物質(zhì)的性質(zhì)、變化規(guī)律緣由于微觀物質(zhì)?；瘜W(xué)研究什么？3 物理 化學(xué) 物理. 化學(xué)主要是研究化合物的組成、結(jié)構(gòu)、性質(zhì) 數(shù)學(xué)、物理、化學(xué)是一切自然科學(xué)的基礎(chǔ)科學(xué)，或稱為中心科學(xué)。宏觀物質(zhì)亞微觀結(jié)構(gòu)分子原子基本粒子4 化學(xué)研究物質(zhì)的總體思路化合物的性質(zhì)化合物存在 的狀態(tài)化學(xué)反應(yīng)的 歷程能量最低原理電子效應(yīng)空間效應(yīng)5.1.1 原子結(jié)構(gòu)的近代概念1.2 原子核外電子的排布和元素周期律1.3 化學(xué)鍵和分子構(gòu)型1.4 共價分子的空間構(gòu)型1.

2、5 分子間力和氫鍵1.6 晶體結(jié)構(gòu)61.1 原子結(jié)構(gòu)的近代概念1.1.1、 經(jīng)典原子模型1.1.2、 原子結(jié)構(gòu)的近代概念1.1.3 原子軌道和電子云1.1.4 多電子原子中軌道的能級71.1.1、 經(jīng)典原子模型1J. Dalton原子模型原子是物質(zhì)的不可再分的最小實心微粒。8陰極射線 19世紀(jì)末，X射線、電子射線被發(fā)現(xiàn)，結(jié)果表明原子是可以分割的，不是最后質(zhì)點。92J.J.Thomson的“浸入式”原子模型認(rèn)為原子是由帶正電的均勻連續(xù)體和在其中運動的負(fù)電子構(gòu)成。103E.Ruthorford的“含核”原子模型認(rèn)為原子中心有一個小而重的帶正電荷的原子核，核外有電子繞核的外圍作空間運動。114Boh

3、r原子模型 指出微觀粒子運動具有量子化的特征，提出了關(guān)于原子軌道能級的概念。12131.1.2、原子結(jié)構(gòu)的近代概念1波粒二相性2運動的統(tǒng)計性141 波粒二象性 對于光的本性，曾經(jīng)有微粒說、波動說的長期增論，后來確認(rèn)既具有微粒性，又具有波動性，稱為波粒二象性。物質(zhì)波的概念 1924年de Broglie在光的啟發(fā)下提出一切物質(zhì)都具有粒子和波動的性質(zhì)，即波粒二象性15 把作為粒子特征的動量P和表現(xiàn)波特性的波長聯(lián)系起來。 E為粒子的能量； 為粒子物質(zhì)波的波長； P為粒子的動量； 為粒子物質(zhì)波的頻率； h為普朗克常數(shù)； v為粒子物質(zhì)波的運動速度。P = EV=h V=h或hp16 例：重 25g的子彈

4、，飛行速度為 9.0102m.s1，其 = 2.941035m重 9.11028 g的電子，運動速度為 3106ms1，其 = 2.41010m可見，對于宏觀物質(zhì)，其波動性微乎甚微，可以忽略，但對于微觀微粒，其波動性相對較大，成為重要性能。17 可見，對于較重的宏觀物體，其物質(zhì)波極短，不能察覺，波動性可以忽略，但對于電子、質(zhì)子、中子、原子、分子等微觀粒子，就必須考慮其波動性，就是說，微觀粒子都具有波粒二象性。18 1927年，Davisson(戴維遜）、Germer(蓋末）通過電子衍射證實了de Broglie（德布羅伊）的假設(shè)，即電子和光子一樣具有波粒二象性。.X射線衍射圖 電子射線衍射圖1

5、9 2、微觀粒子運動的統(tǒng)計性 微觀粒子具有波粒二象性，就不能象宏觀物體那樣在確定的時間斷內(nèi)準(zhǔn)確的描述出其運動的軌跡。 微觀粒子的運動符合下列關(guān)系：X 為微觀粒子在某一方向的位置（或坐標(biāo)）測不準(zhǔn)量；Px 為動量在x方向的分量測不準(zhǔn)量； h 為Planck常數(shù)。20 也就是說，微觀粒子運動的距離變化與動量變化不能同時測準(zhǔn)，這就是有名的海森堡測不準(zhǔn)原理。 測不準(zhǔn)原理是微觀粒子的固有屬性，不能用牛頓力學(xué)描述。我們只能用統(tǒng)計的方法，描述大量微觀粒子運動的行為，即在一定區(qū)域內(nèi)出現(xiàn)的概率，因而電子運動的軌道失去了其真正的含義。21 1.1.3 原子軌道和電子云1、波函數(shù)和原子軌道2、四個量子數(shù)3、波函數(shù)與電

6、子云22 1、波函數(shù)和原子軌道 1926年，Schrdinger（薛定諤）根據(jù)德布羅伊物質(zhì)波的觀點將電子的粒子性代入波動方程。 是描述波動的函數(shù)，稱為波函數(shù)，可用來表示任何微觀粒子的行為。23 波函數(shù)是三維空間x、y、z的函數(shù)，其二階偏微分方程就是有名的薛定諤方程 電子的波函數(shù)對原子核外電子運動的描述具有十分重要意義： 波函數(shù)不同，其能量不同。 每一個波函數(shù)，都表示核外電子運動的一種狀態(tài)，稱為原子軌道。24 2、四個量子數(shù) 電子的波函數(shù)，通過求解薛定諤方程得到，在求解過程中，需要三個常數(shù)（n、l、m)進(jìn)行限制才有物理意義。這三個常數(shù)稱為量子數(shù)，每一組常數(shù)表示一個原子軌道。 (1) 主量子數(shù) n

7、（2）角量子數(shù) l（3）磁量子數(shù) m（4）自旋量子數(shù) ms25主量子數(shù) n主量子數(shù) n 表示電子層，其值越大，軌道距核越遠(yuǎn)，能量越高。電子層符號 K L M N O P Q 主量子數(shù) n 1 2 3 4 5 6 7 26 （2）角量子數(shù) l 角量子數(shù) l 又叫副量子數(shù)，表示電子亞層。它確定著軌道的能級和形狀。 角量子數(shù) l 的值為：0 n1如：主量子數(shù) 1 2 3 4 角量子數(shù) 0 1 2 3 軌道符號 s p d f 軌道形狀 球形 雙球形 花瓣形 同樣，l 的值越大，軌道距核越遠(yuǎn)，能量越高27（3）磁量子數(shù) m磁量子數(shù) m 確定著軌道的數(shù)目和空間取向m的取值為： m0，1，2.l=2l+1

8、 一個m代表一個軌道如：角量子數(shù) 0 1 2 3 軌道符號 s p d f 軌道數(shù)目 1 3 5 7 m 不影響軌道能級，l相同時，2l+1個m的能級相同，稱為簡并軌道，或等價軌道。28 s、p、d電子云的角度分布圖29（4）自旋量子數(shù) ms 自旋量子數(shù) ms并不是求解薛定諤方程得出的，它是人們研究氫光譜的精細(xì)結(jié)構(gòu)時，證實了每個軌道上存在著自旋相反的兩個電子，為了表達(dá)這兩個電子的區(qū)別，引出的第四個量子數(shù)。它只有1/2、1/2兩個取值。表示為、。原子核外電子的狀態(tài)由這四個量子數(shù)確定3031 S 軌道電子云P 軌道電子云 3、波函數(shù)與電子云 波函數(shù)是核外電子運動的數(shù)學(xué)式，并無明確的物理意義。 但

9、2 的物理意義是電子在某區(qū)域出現(xiàn)的幾率密度，如下圖，叫電子云。32 原子軌道不是電子云，而是波函數(shù)，它是純數(shù)學(xué)概念，具有相位，通常用“、”加以標(biāo)識。.33 電子云的角度分布圖與原子軌道角度分布圖有兩點不同：a).原子軌道角度分布圖帶有正、 負(fù)號， 而電子云角度分布圖均為正值；b).電子云角度分布圖比原子軌道角度分布 圖“瘦”些，這是因為值一般是小于1 的，所以2值就更小些。34 通常為了方便，將原子軌道（即波函數(shù)）與電子云不加區(qū)別。但它們的含義、形狀各不相同。351.1.4 多電子原子中軌道的能級能級排列屏蔽效應(yīng)鉆穿效應(yīng)能級交錯36 原子軌道能量的高低叫能級，能級主要由主量子數(shù)n決定，其次由副

10、量子數(shù)l決定。（1）角量子數(shù)相同時，主量子數(shù)越大，軌道能級越高。 E1sE2sE3sE4s E2pE3pE4pE5p （2）主量子數(shù)相同時，角量子數(shù)越大，軌道能級越高， 這種現(xiàn)象叫能級分裂。 EnsEnpEnd3時，可能發(fā)生能級交錯。通過光譜試驗總結(jié)出的近似能級圖如下：37 近似能級圖338 徐光憲院士于1956年提出了經(jīng)驗公式，能基本上反映鮑林能級圖。 n + 0.7 l 產(chǎn)生能級交錯的主要原因是： 內(nèi)層電子對外層電子產(chǎn)生的屏蔽效應(yīng) 軌道形狀不同而產(chǎn)生的貫（鉆）穿效應(yīng) 391.2 原子核外電子的排布和元素周期律1.2.1 核外電子排布的規(guī)則 Pauli(泡利）不相容原理 能量最低原理 Hun

11、d(洪特)規(guī)則1.2.2 核外電子構(gòu)型與元素周期律1.2.3 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系1.2.4 元素性質(zhì)變化的周期性401.2.2 核外電子構(gòu)型與元素周期律周期表從氫元素開始，迄后的各元素隨著原子核電荷（即原子序數(shù)）的增加,依次增加一個電子到核外電子層，并遵從上述三原則，隨著元素原子序數(shù)的增加，其原子中的電子在軌道中按照能量由低到高的順序填充。 41如基態(tài)的鈦原子（n=22）a.能級順序 1s22s22p6 3s23p6 4s23d2b.電子層順序 1s22s22p63s23p63d24s2c.軌道圖1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s42電子處于全充滿或半充滿時，是比較穩(wěn)定的，因此，

12、在不違背最低能量原理時，電子將盡可能選擇下面兩種排布：全充滿 P6或d10，f 14半充滿 P3或d5，f 7如：鉻（Cr） Ar3d 54s1 而不是 Ar3d 44s2 銅（Cu） 3d 104s1 而不是 Ar3d 94s 2 各種元素的電子構(gòu)型見表1.2（12頁）431.2.3 原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系元素的性質(zhì)，取決于原子的電子數(shù)目和分布。按電子數(shù)目遞增的順序及元素性質(zhì)變化規(guī)律將元素排列成為一個表，叫元素周期表。（1871年門捷列夫，63種）44周期 等于能級組數(shù)。每一周期的元素數(shù)目等于相應(yīng)能 級中軌道所容納電子的最大數(shù)2n2。族 將元素按其外圍電子構(gòu)型對原子分類。同族元素 的原子

13、，其最外層電子構(gòu)型相同。區(qū) 按原子中最后一個電子填充的軌道劃分為S區(qū) d區(qū) 主族元素 過渡元素P區(qū) ds區(qū) 副族元素 f 區(qū) 內(nèi)過渡元素45。說明：1、周期表中各元素所在的周期數(shù)等于其主量子 數(shù)n,即電子層數(shù)（Pd除外） 。2、主族元素原子的最后電子分別進(jìn)入s亞層（s 區(qū)）和p亞層（p區(qū)）,外層電子構(gòu)型分別為 ns1-2、np1-6。 副族元素原子的最后電子分別進(jìn)入d亞層（d 區(qū)）和f亞層（f區(qū)），外層電子構(gòu)型分別為 （n1）d1-10ns1-2,(n-2)f1-14ns1-2。3、原子的外層電子電子構(gòu)型相同的縱行，叫族461.2.4 元素性質(zhì)變化的周期性1原子半徑 共價半徑 金屬半徑 范德華

14、半徑2電離能 （ I ）3電子親和能( EA)4電負(fù)性( ) Kai5. 氧化數(shù)471原子半徑4849同一周期中：主族元素隨著核電荷數(shù)的增加（自左至右），原子半徑依次縮小（鄰近元素相差約10pm）。自上而下 原子半徑依次增大。副族元素隨著核電荷數(shù)的增加，原子半徑略有減?。ㄨ|系半徑減小極其緩慢，不足1pm鑭系收縮）50512電離能 (I) 使一個氣態(tài)的基態(tài)原子失去一個電子變成一個氣態(tài)的一價正離子所需要的能量，為該原子的第一電離能（I1）， 在相同條件下，從氣態(tài)的一價正離子再失去一個電子變成一個氣態(tài)的二價正離子所需要的能量，為該原子的第二電離能（I2），余此類推。5253隨著失去電子數(shù)的增加，其電

15、離能依次增大。電離能的大小，反映了原子失去電子變成正離子的難易。I1越小，原子越易失去電子，元素的金屬性越強(qiáng)；反之，I1越大，原子越難失去電子，元素的金屬性越弱。54原子的核電荷原子半徑原子的電子層結(jié)構(gòu)思考題 電離能的大小主要取決于:55同一周期的元素，從左到右，I1總的趨勢是增大；從左到右，有效核電荷增加，原子失去電子越來越困難；同一族的元素，從上到下，I1隨原子半徑的增大而減小。從上到下，原子半徑增大，核電荷雖然也增加，但由于內(nèi)層電子數(shù)增加，屏蔽效應(yīng)顯著增加，核對外層電子的吸引作用被屏蔽作用所削弱，故外層電子易失去。另外應(yīng)注意：當(dāng)電子數(shù)處于半充滿或全充滿時，其I1較大，如N的I1比C和O都

16、大。56思考題 Li Be B C N O F NeI21475 421 581 564 684 812 808 949 從左到右，總的趨勢是逐漸增大，但Li+（2s），B+（2s2），O+（2P3）格外大，為什么？573電子親和能（EA) 氣態(tài)的基態(tài)原子獲得一個電子形成一個氣態(tài)的負(fù)離子所放出的能量，為該原子的電子親和能E1（取正值）；依次還有E2。E1越大，原子越易獲得電子，元素的非金屬性越強(qiáng)。 電子親和能值測定較困難，目前尚難用于作為定量衡量非金屬強(qiáng)弱的依據(jù)。58電子親合能的大小反映了原子獲得電子的難易。親合能數(shù)值越大，則氣態(tài)原子結(jié)合一個電子釋放的能量越多，與電子的結(jié)合越穩(wěn)定，表明該元素的

17、原子越易獲得電子，故非金屬性越強(qiáng)。反之亦然59604電負(fù)性，( ) Kai 電負(fù)性綜合考慮了電離能和電子親合能，它以一組數(shù)值的相對大小表示元素原子在分子中對成鍵電子的吸引能力，稱為相對電負(fù)性，簡稱電負(fù)性。 元素電負(fù)性數(shù)值越大，原子在形成化學(xué)鍵時對成鍵電子的吸引力越強(qiáng)。61從表可見，金屬元素的電負(fù)性 一般在2.0以下。非金屬元素的電負(fù)性 一般在2.0以上，最活潑的非金屬 元素氟的電負(fù)性值為4.0。6263 電負(fù)性值是一個相對值，沒有單位。 電負(fù)性呈周期性變化，同一周期，從左至右依次增大，同一族中，從上到下，依次減小。過渡元素的電負(fù)性值無明顯規(guī)律。 電負(fù)性除判斷元素的金屬性和非金屬性的強(qiáng)弱外，對于

18、判斷化學(xué)鍵的極性，對理解化學(xué)鍵的反應(yīng)和性質(zhì)都有重要的作用。645.氧化數(shù) 元素的氧化數(shù)與原子的電子構(gòu)型，特別是價電子層結(jié)構(gòu)密切相關(guān)，多數(shù)元素的最高氧化數(shù)等于其原子的價層電子總數(shù)。 65價電子層是指元素原子在形成化學(xué)鍵時，電子 構(gòu)型可能發(fā)生改變的那些電子亞層。 對于主族元素，價電子層就是最外電子層； 對于副族元素，往往還有次外層的d亞層。價電子是指元素的原子中能用來參與反應(yīng)形成 化學(xué)鍵的電子。66例如鎂為3s 2 ， 2；氯為3s 23p5， 7；鉻為3d 5s1， 6；鋯為4d 25s2， 4。 價電子層構(gòu)型價電子數(shù)671-3 化學(xué)鍵和分子構(gòu)型 化學(xué)上將原子（或離子）間相互結(jié)合的強(qiáng)烈作用力稱為

19、化學(xué)鍵。由于元素的電負(fù)性不同,相互形成的化學(xué)鍵有多種類型,通常有離子鍵、共價鍵、金屬鍵等，也不能用一種理論解釋。1.3.1 離子鍵1.3.2 共價鍵681 離子鍵1）離子鍵的形成2）離子鍵的特征3）離子極化691）離子鍵的形成(點擊播放動畫) a.原子間得失電子 b.隨后靠正、負(fù)離子之間靜電引力而形成的化學(xué)鍵Na(s)+ Cl2(g) NaCl(s); fH =-411.12 kJ/mol-170 離子鍵的本質(zhì)是正負(fù)電荷間的靜電作用力。離子間的強(qiáng)度常以晶格能來定量描述。晶格能強(qiáng)弱的影響因素：離子電荷；離子半徑。離子晶體的性能比較 71 離子鍵的強(qiáng)度與離子的電荷成正比，與離子的半徑成反比。72編

20、號1234晶體NaFNaClNaBrNaI核間距d/pm231279294318晶格能U/kJmol-1933770732686熔點/K126110741013935硬度（金剛石=10）3.22.0離子晶體的性能比較732）離子鍵特征結(jié)構(gòu)特征 離子鍵無方向性、無飽和性。性能特征 a. 熔點高、硬度大、揮發(fā)性低、韌性和延展 性差； b. 固體一般不導(dǎo)電，融熔態(tài)或水溶液可導(dǎo)電 c. 溶解度有很大差異74離子半徑 d=r+r-離子電荷 得失電子數(shù)離子的電子構(gòu)型 2電子構(gòu)型 如：Li+、Be2+ 8電子構(gòu)型 如：Na+、Mg2+ ( Mg 3s2) 18電子構(gòu)型 如：Zn2+、Sn2+ ( Zn 3d

21、104s2) 18+2電子構(gòu)型 如：Sn4+ ( Sn 5s25p2) 不規(guī)則電子構(gòu)型 如：Fe2+ ( Fe 3d64s2)離子的類型75 3）離子極化球形對稱分布的離子的電子云，在周圍異電荷離子電場的作用下被誘導(dǎo)極化或發(fā)生電子云變形的現(xiàn)象稱為離子極化。76電子云變形77 離子極化產(chǎn)生的結(jié)果離子極化改變了鍵的性質(zhì)。 離子鍵共價鍵離子極化的程度，取決于 極化能力 變形能力 離子的電子構(gòu)型78 離子極化對物性的影響 AgFAgCl AgBr AI鍵型 離子鍵 過渡型鍵 過渡型鍵共價鍵顏色 白色 白色 淺黃色 黃色溶解度 14 1.305 7.1107 9.2109分解溫度 很高 較高 700 5

22、52/mol.L-1/79.例如： Cu+（96pm），18電子構(gòu)型 CuCl（共價化合物），不溶于水，加熱分解。Na+（95pm），8電子構(gòu)型NaCl（離子化合物）,溶于水,氣化也不分解。802 共價鍵（1）價鍵理論（2）雜化軌道理論（3）配位鍵81（1）價鍵理論 FH 價鍵理論認(rèn)為,原子形成分子時,充滿電子的內(nèi)層軌道沒有貢獻(xiàn),不予以考慮.只考慮未充滿電子的外層軌道(稱為價層)形成共價鍵.1）形成2）共價鍵的特性3）共價鍵的類型82 1）形成價鍵理論認(rèn)為若原子在未化合之前有未充滿電子的軌道則這兩軌道相互重疊形成共價鍵。軌道重疊時必須相位相同（即方向相同）。軌道以最大程度度重疊構(gòu)成一個共價鍵，

23、 。且不能再與第三個電子結(jié)合。83 2）共價鍵的特性 A: 具有飽和性和方向性B: 具有一定的鍵長、鍵角、鍵能。鍵長：分子內(nèi)兩個成鍵原子核間的平均離。鍵角：分子中相鄰兩個鍵間的夾角。鍵能：原子軌道重疊釋放出的能量。84分子式鍵長 / pm鍵角H2O95.810445H2S133.692.1NH3100.810718PH3141.993.6CH4109.110928CO2116.2180表5-11 鍵長和鍵角 853）共價鍵的類型 FH鍵： 成鍵軌道沿鍵軸方向以頭碰頭方式重 疊?？衫@鍵軸自由旋轉(zhuǎn)。 鍵： 成鍵軌道垂直于鍵軸而且相互平，以行肩并肩的方式重疊。不能繞鍵軸自由旋轉(zhuǎn)。8687(2)雜化軌

24、道理論價鍵理論有較大的局限性,有許多現(xiàn)象不能解釋,導(dǎo)致了雜化軌道理論的發(fā)展。例如：CH4 （C 2s22p2） BF3（B 2s22p1） 881）Pauling提出了雜化軌道理論: 在形成分子的過程中，由于原子間的相互影響，若干類型不同而能量相近的原子軌道相互混雜，重新組合成一組能量相等,成分相同的新軌道，叫做雜化軌道，這一過程稱為雜化。 雜化軌道,相互以最大距離分布在原子核周圍。與其他原子軌道重疊時形成鍵。 軌道在雜化前后的數(shù)目總和相同、能量總和相同。892）常見的雜化軌道即空間構(gòu)型SP 雜化 直線 SP2 雜化 三角形 SP3 雜化 四面體SP3d 雜化 三角雙錐d2SP3雜化 八面體9

25、0 CH4實例91 BeCl292 BF393943)非等性雜化NH3H2O 95說明：雜化軌道理論是對價鍵理論的發(fā)展，很好的解釋了許多分子的成鍵情況和多原子分子的空間結(jié)構(gòu) ， 但也有一些分子的空間結(jié)構(gòu)無法解釋。 如硫酸根是正四面體構(gòu)型。 96 （3）配位鍵兩個原子形成共價鍵時,只由其中一個原子提供電子對,此共價鍵稱為配位鍵，通常用箭頭表示電子對由給予體到接受體。形成的化合物叫配合物。1）. 配合物的組成2）.配合物的命名97 1）. 配合物的組成配合物 內(nèi)層 中心離子（陽離子） 配體（中性分子或陰離子） 外層 配離子Cu(NH3)42+SO42-中心原子配位原子配體配位數(shù)內(nèi)層外層98 K3

26、Fe(CN) 6 中心原子配位原子配體配位數(shù)外層內(nèi)層中心原子是具有空軌道的離子或原子配體可以是陰離子或中性分子，也可由多種配體組成配位原子是具有孤電子對的元素99. Cu(NH2CH2CH2NH2)2SO4 鰲合物配 一個體中有多個配位元素1002）.配合物的命名a內(nèi)層和外層的命名順序常按電性編排， 負(fù)離子在前，正離子在后。b對于內(nèi)界則有下列規(guī)定： 1）在配位體與中心離子的名稱之間加一“合”字：某（指配位體）合某（指中心離子）。101 （2）在配位體名稱前用漢字一、二、三標(biāo)明其數(shù)目，在中心離子的名稱后用羅馬數(shù)字（）、（）、（）標(biāo)明其化合價或氧化數(shù)，若中心離子只有一種化合價也可不標(biāo)明。 （3）若

27、內(nèi)界有多種配位體，其命名順序是：由簡單到復(fù)雜，先離子后分子，（化學(xué)式的書寫順序與此相反）。 102.Fe(CN)64- 六氰合鐵（）酸根離子K3Fe(CN)6六氰合鐵（）酸鉀Pt(NH3)4(NO2)ClCl2二氯化一氯一硝基四氨合鉑（）Co(NH3)3 Cl3三氯三氨合鈷（）1031.4 分子的空間構(gòu)型 （共價鍵型簡單分子，ABn） 雜化軌道理論已經(jīng)能很好的解釋許多分子的空間結(jié)構(gòu)，但仍有很大的局限性。 如：硫酸根SO42-的空間結(jié)構(gòu)無法確定。 另外對于組成復(fù)雜的配合物以及ABn型多原子無機(jī)分子的結(jié)構(gòu)確定都比較麻煩。104 價層電子對互斥理（VSEPR法） 價層電子對互斥理（VSEPR法）是研

28、究多原子分子的空間構(gòu)型的又一理論模型。 它不考慮共價鍵是怎么形成的 ，而只是研究單中心分子（ABn型分子）的幾何構(gòu)型。105價層電對互斥理論認(rèn)為： ABn型多原子共價分子（或原子團(tuán)）的幾何構(gòu)型主要由A原子價層電子對的相互排斥作用所決定。 當(dāng)價層電子對數(shù)目一定時，這些電子對排在彼此相距盡可能遠(yuǎn)的空間位置上，以使價電子對之間的互斥作用盡可能最小，而使分子趨于穩(wěn)定，因此，分子盡可能采取對稱的結(jié)構(gòu)。106電子對數(shù)與分子構(gòu)型的關(guān)系電子對數(shù) 2 3 4 5 6分子 直線形 平面 四面體 三角雙 正八面 構(gòu)型 三角形 錐形 體形107注意判斷分子構(gòu)型時，孤電子對的處理108中心原子A 的價層電子對數(shù)的確定當(dāng)

29、氧族元素O、S等作為配位原子時，認(rèn)為它們從中心 原子接受兩個電子成鍵，自身不提供電子，記為0。對于多原子構(gòu)成的離子計算價層電子數(shù)時，應(yīng)加上或減去與離子相應(yīng)的電子數(shù)。如果價電子層中含有孤對電子，則每個孤電子對可占據(jù)相當(dāng)于一個單鍵電子對的位置。 109例1: SO2分子中心原子SS的價層電子數(shù)=6O提供的公用電子數(shù)=0價層電子對數(shù)=6/2=3由于三對價層電子對中有一對是孤電子，因此SO2分子為角形結(jié)構(gòu)。110例2NH4+N的價層電子數(shù)=5H提供的公用電子數(shù)=3價層電子對數(shù)= ( 3+5)/2=4SO42S的價層電子數(shù)=6O提供的公用電子數(shù)=2價層電子對數(shù)=（6+2）/2=4 NH4+、SO42都是

30、四面體111例3 ClF3Cl的價層電子數(shù)=7F提供的公用電子數(shù)=3價層電子對數(shù)= ( 3+7)/2=5ClF3的5對價層電子中有2對孤對電子，故為T型1121131.5 分子間力和氫鍵1.5.1 分子的極性1.5.2 分子間力Van der Waals力1.5.3 氫鍵114電荷中心：不重合時偶極極性分子重合時不具有偶極非極性分子1.5.1 分子的極性+-+ -極性分子非極性分子115 分子的極性 共價鍵的極性 鍵矩 電偶極矩例：C=O O=C=O C-H CH4 O-H H2O N-H NH3 116電偶極矩 Pe=l q （+ -）分子的極性強(qiáng)弱是以分子的電偶極矩來度量的例： NO Pe

31、=0.51 SO2 Pe=5.34 HF Pe=6.08 117 分子極性的類型1.誘導(dǎo)偶極產(chǎn)生誘導(dǎo)作用1182.固有偶極產(chǎn)生取向力1193. 瞬時偶極產(chǎn)生色散作用1201.5.2 分子間力 分子間力，又叫范德華力。來源于分子的極性和變形性，本質(zhì)上都是靜電力，主要有下列三個方面。 1. 色散力 2. 誘導(dǎo)力 Van der Waals力 3. 取向力分子間的作用能分子間力與物性的關(guān)系4 氫鍵1211. 色散力 色散力由瞬時偶極產(chǎn)生，存在于任何分子之間。 色散力隨著分子量的增大而增大。1222. 誘導(dǎo)力 誘導(dǎo)力由誘導(dǎo)偶極產(chǎn)生，與分子的極性、變形性有關(guān)。1233. 取向力由固有偶極 取向力由固有偶

32、極產(chǎn)生，存在于極性分子之間，并隨分子極性的增大而增大。124表1-18 分子間的作用能（kJmol-1）分子色散能誘導(dǎo)能取向能總能量H2ArXeCOHClHBrHINH3H2O0.178.4917.418.7416.8228.4560.5414.739.000.000.000.000.0081.100.710.311.551.920.000.000.000.0033.301.090.5913.3036.360.178.4917.418.7521.1230.2561.4429.5847.28125 分子間力與物性的關(guān)系 熔點、粘度、沸點、溶解度、表面張力、氣化熱 分子間力隨相對分子質(zhì)量的增大而增

33、大。（為什么？） 分子中所含電子多，分子變形性增大，色散力所占比例增大。1264 氫鍵（1） 形成的條件（2）氫鍵的類型（3）氫鍵的性質(zhì)（4）氫鍵對物性的影響 氫鍵是特殊得分子間作用力。其作用力遠(yuǎn)大于范德華力，但小于共價鍵作用，只有在特殊的條件下才能存在，通常單獨討論。127（1）形成的條件 H與電負(fù)性極強(qiáng)的元素相結(jié)合時，共用電子對強(qiáng)烈偏向于高電負(fù)性原子，使H原子幾乎成了不帶電子、半徑極小的帶正電的核，進(jìn)而對電子對表現(xiàn)出較強(qiáng)的吸引力，這種作用力就是氫鍵。一般與H結(jié)合的元素應(yīng)具有下列兩個條件：電負(fù)性差異大原子半徑?。‵、O、N等）128（2）氫鍵的類型 分子間氫鍵與分子內(nèi)氫鍵129（3）氫鍵的性

34、質(zhì) 方向性和飽和性 、 適應(yīng)性和靈活性鍵能 550KJ.mol1130（4）氫鍵對物性的影響 對沸點的影響(B.P.)a.分子間氫鍵 HF 19.9 HCl 85.0 HBr 66.7 HI 35.4131b.分子內(nèi)氫鍵132 對溶解度的影響 例如：NH3在水中溶解度很大；而CH4溶解度小得多。 對酸性的影響 對密度的影響 對生命的意義1331.6.1 晶體和非晶體1.6.2 晶體的基本類型1.6.3 實際晶體1.6.4 液晶1.6 晶體結(jié)構(gòu)1341.6.1 晶體和非晶體1、晶體與非晶體的特性比較2、晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)135 晶 體 晶體的微粒在空間排列有一定的規(guī)律。1、晶體與非晶體的特性比較13

35、6單晶體 單晶體是由一個微小的晶核各向均勻生長而成，其內(nèi)部的粒子基本上按其特有的規(guī)律整齊排列，具有典型的晶體結(jié)構(gòu)和突出的晶體的特性。 137多晶體 多晶體由很多細(xì)小晶粒結(jié)合而成，多晶體中每一小晶粒雖有各向異性，但由于晶粒的混亂排列，總體上一般不表現(xiàn)出各向異性。138 微 晶 是介于晶態(tài)和非晶態(tài)之間的物質(zhì)，它們在很小的范圍內(nèi)微粒作有規(guī)則排列，也可以看作為由許多微小晶體組成的物質(zhì)。139 組成非晶體的微粒的空間排列是雜亂無章的。 非晶體又常稱為“過冷的液體”。非晶體140晶體和非晶體的區(qū)別如下：1.晶體有規(guī)則的幾何外形;2.晶體有固定的熔點;3.晶體顯各向異性。1.非晶體沒有一定的外形；2.非晶體

36、沒有固定熔點；3.非晶體顯各向同性。141晶體與非晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)特征142按熱力學(xué)觀點看晶體一般都具有最低能量，因而較為穩(wěn)定。非晶體一般能量較高都處于介穩(wěn)或亞穩(wěn)態(tài)。143 晶體和非晶體之間無絕對界線。同一物質(zhì)在不同條件下既可形成晶體，又可形成非晶體。1442 晶體的內(nèi)部結(jié)構(gòu)1)點陣（晶格）結(jié)構(gòu)2)晶胞3)晶系4)晶體結(jié)構(gòu)的測定1451）點陣（晶格）結(jié)構(gòu) 晶體中的每個結(jié)構(gòu)單元抽象為一個幾何點， 許多點排成一行稱直線點陣； 許多行的直線點陣平行排行稱平面點陣； 許多平面點陣平行排列稱三維空間點陣。晶體結(jié)構(gòu)點陣結(jié)構(gòu)單元1462）晶胞 能夠表現(xiàn)晶體結(jié)構(gòu)特征的基本單位稱為晶胞。(包括晶格的形式、大小及位

37、于晶格結(jié)點上的微粒）。如下面是NaCl的晶胞，含4個Na和4個Cl1473）晶系 晶胞的大小和形式可用六面體的3個邊長a、b、c和由bc、ca、ab所成的3個夾角、進(jìn)行描述，這6個數(shù)值總稱為晶胞參數(shù)。按照晶胞參數(shù)的不同，晶體可分為7個晶系。分別為立方、四方、正交、三斜、單斜、三方、六方等。148 晶系總共有14種 空間點陣形式圖5 14種空間點陣形式1494）晶體結(jié)構(gòu)的測定1）Bragg方程 2dSin = n1502）X射線衍射圖1511.6.2 晶體的基本類型1離子晶體2分子晶體3原子晶體4金屬晶體5.過渡性晶體 根據(jù)晶格結(jié)點上微粒間的作用力的不同，將晶體分為以下幾種。152 1離子晶體形成 離子晶體依靠正、負(fù)離子間的靜電引力（離子鍵）相互吸引而成。NaCl型晶胞153特點 由于離子鍵沒有方向性和飽和性，所以離子晶體中離子的堆積形式與金屬晶體相似，也采取負(fù)離子最緊密堆積方式。154 特性離子晶體一般表現(xiàn)為硬度較大，熔點較高，揮發(fā)度較低。離子晶體比較穩(wěn)定，晶格能比較大，如下表所示。155堿土金屬氧化物正、負(fù)離子間的距離、晶格能、熔點及硬度化合物 正負(fù)離子間 晶格能 熔點 硬度 的距離/nm/KJ.mol-1 /（金剛石=10）MgO0.210-3932.962852 5.56.5CaO0.240-3522.932614 4.5SrO0.258-3309.542420 3