第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

第一節(jié)核外電子運(yùn)動狀態(tài)第二節(jié)元素周期系和元素的基本性質(zhì)第四節(jié)分子間作用力第三節(jié)化學(xué)鍵第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第一節(jié)核外電子運(yùn)動第一節(jié)核外電子運(yùn)動狀態(tài)第一節(jié)核外電子運(yùn)動狀態(tài)原子原子核核外電子質(zhì)子中子（每個質(zhì)子帶一個單位正電荷）（不帶電）（每個電子帶一個單位的負(fù)電荷）分子是物質(zhì)能夠獨(dú)立存在并保持其化學(xué)性質(zhì)的最小微粒。物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要取決于分子的性質(zhì)，分子的性質(zhì)又與分子的結(jié)構(gòu)有關(guān)。分子結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵空間構(gòu)型分子間的作用力分子內(nèi)第一章第一節(jié)原子原子核核外電子質(zhì)子中子（每個質(zhì)子帶一個單位正電荷）（不帶

一、原子核外電子的運(yùn)動離核愈近，電子云愈密集，即電子云出現(xiàn)的概率密度愈大。反之，離核愈遠(yuǎn)，電子云愈稀疏，即電子云出現(xiàn)的概率密度愈小。

注意：電子云中的小黑點(diǎn)決不能看成是電子。電子云：用小黑點(diǎn)的疏密形象描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率密度分布圖。第一章第一節(jié)一、原子核外電子的運(yùn)動離核愈近，

1924年德布羅意預(yù)言：一些實(shí)物粒子(如電子、中子、質(zhì)子等)也具有波粒二象性（是指某物質(zhì)同時(shí)具備波的特質(zhì)及粒子的特質(zhì)）。為了得到電子運(yùn)動狀態(tài)的合理解，必需引進(jìn)幾個參數(shù)n、l、m，稱它們?yōu)榱孔訑?shù)（表征微觀粒子運(yùn)動狀態(tài)的一些特定的數(shù)字），每個量子數(shù)都有其確定的取值范圍。二、核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述第一章第一節(jié)1924

意義：描述電子層能量的高低次序和離核的遠(yuǎn)近，有電子層的意思。取值：123456┄正整數(shù)

符號：KLMNOP┄‥‥‥n=1表示能量最低、離核最近的第一電子層。

n越大，該電子層離核平均距離越遠(yuǎn)，電子能量越高。

n相同，即為同一電子層。（一）主量子數(shù)n第一章第一節(jié)意義：描述電子層能對于單層電子的，如氫，電子能量完全由n決定，對于多電子原子來說，電子能量除了與n值有關(guān)外，還與電子亞層有關(guān)。（一）主量子數(shù)n第一章第一節(jié)對于單層電子的，如氫，電子能量完全由n決定，對于多電子意義：表示同一電子層中有不同的分層（亞層）；確定原子軌道的形狀并在多電子原子中和主量子數(shù)一起決定電子的能量。取值：01234（n–1）正整數(shù)符號：spdfg‥‥‥（二）角量子數(shù)l第一章第一節(jié)意義：表示同一電子層中有不同的分層（亞層）；確定原子軌道的形各電子層內(nèi)的亞層數(shù)

nl=0l=1l=2l=3l=4亞層數(shù)11s122s2p233s3p3d344s4p4d4f455s5p5d5f5g5（二）角量子數(shù)l第一章第一節(jié)各電子層內(nèi)的亞層數(shù)nl=0l=1l=2l=3l=4亞層⑴每個n值最多對應(yīng)n個不相同的角量子數(shù)l，即每個電子層最多有n個亞層。⑵l的每個值還可表示一種形狀的原子軌道：

l=0，s軌道，球形；l=1，p軌道，啞鈴形；l=2，d軌道，花瓣形（二）角量子數(shù)l第一章第一節(jié)⑴每個n值最多對應(yīng)n個不相同的角量子數(shù)l，即每個電子層最多注意①多電子原子軌道的能量與n、l有關(guān)，而氫原子或單電子離子原子軌道的能量只與n有關(guān)。②多電子原子軌道的能量，由n、l

共同決定。一組n、l

對應(yīng)于一個能級，其能量相同（即n、l都相同）。③在多電子原子中，n相同，l越大，E

越大。

Ens＜Enp＜End＜Enf

即在同一電子層中，電子還分為若干不同的能級，l又稱為能級或電子亞層。第一章第一節(jié)注意①多電子原子軌道的能量與n、l有關(guān)，而氫(同一亞層中往往還包含著若干空間伸展方向不同的原子軌道。)意義:決定原子軌道或電子云在空間的伸展方向取值：與l有關(guān)，給定l，m=0、±1、±2……±

l,(2l+1）個值。如，p軌道在空間有三個方向——px、py、

pz（三）磁量子數(shù)m第一章第一節(jié)(同一亞層中往往還包含著若干空間伸展方向不同的原子軌通常把在一定的電子層中，具有一定形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的原子核外空間稱為一個原子軌道，簡稱為軌道。用□或○表示。電子能量與m無關(guān)，也就是說，n、l相同，而m不同的各原子軌道，其能量是完全相同的。這種能量相同的軌道稱為簡并軌道，或等價(jià)軌道。如px、py、

pz屬于等價(jià)軌道。（三）磁量子數(shù)m第一章第一節(jié)通常把在一定的電子層中，具有一定形狀和伸展方向的電

各亞層的軌道數(shù)

亞層空間取向軌道數(shù)

s

亞層l=0mL=02l+1=1

p亞層l=1mL=0，±12l+1=3

d亞層l=2mL=0，±1，±22l+1=5

f亞層l=3mL=0，±1，±2，±32l+1=7（三）磁量子數(shù)m第一章第一節(jié)各亞層的電子除繞核運(yùn)動外,還繞著自身的軸作自旋運(yùn)動意義：描述核外電子的自旋狀態(tài)取值：+1/2，-1/2；↑，↓四個量子數(shù)n,l,m,ms可確定一個電子在原子核外的運(yùn)動狀態(tài)（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)電子除繞核運(yùn)動外,還繞著自身的軸作自旋運(yùn)動（四）自旋量子數(shù)m結(jié)論：同一原子中，不可能有運(yùn)動狀態(tài)完全相同的電子存在，即同一原子中各個電子的四個量子數(shù)不可能完全相同。⑴一個軌道中只能容納2個自旋相反的電子；⑵各電子層的軌道數(shù)=n2⑶各電子層電子的最大容量=2n2（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)結(jié)論：同一原子中，不可能有運(yùn)動狀態(tài)完全相同的電子存在，即同一1-1（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)1-1（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)

1.n不同，l相同。

n

越大，電子云的徑向分布圖的主峰離核越遠(yuǎn)，軌道的能量越高；E1s＜E2s

＜E3s······E2p

＜E3p

＜E4p······E3d

＜E4d

＜E5d······E4f＜E5f

＜······三、原子核外電子排布（一）電子分布與近似能級圖

2.n相同，l相同。

l越大，能量越高。第一章第一節(jié)1.n不同，l相同。n越大，電子云的在一定情況下nd軌道的能量可能高于(n+1)s軌道的能量，nf軌道的能量可能高于(n+2)s軌道的能量，這種現(xiàn)象稱為能級交錯。

如：是屏蔽效應(yīng)和鉆穿效應(yīng)的結(jié)果。

3.能級交錯第一章第一節(jié)（一）電子分布與近似能級圖在一定情況下nd軌道的能量可能高于鮑林獲得1954年諾貝爾化學(xué)獎和1962年諾貝爾和平獎第一章第一節(jié)（一）電子分布與近似能級圖鮑林獲得1954年諾貝爾化學(xué)獎和1962年諾貝爾和平獎第原子軌道的近似能級圖第一章第一節(jié)原子軌道的近似能級圖第一章第一節(jié)（二）多電子原子核外電子排布多電子原子的核外電子的排布又稱為電子的構(gòu)型。根據(jù)光譜數(shù)據(jù)，歸納出基態(tài)原子核外電子排布的三個原則。1.能量最低原理2.Pauli不相容原理3.Hund規(guī)則第一章第一節(jié)（二）多電子原子核外電子排布多電子原子的核外“系統(tǒng)的能量愈低，愈穩(wěn)定”是自然界的普遍規(guī)律?；鶓B(tài)原子，是最穩(wěn)定的系統(tǒng)，能量最低。1.能量最低原理

〖能量最低原理〗基態(tài)多電子原子核外電子排布時(shí)，總是先占據(jù)能量最低的軌道，當(dāng)?shù)湍芰寇壍勒紳M后，才排入高能量的軌道，以使整個原子能量最低。如下圖箭頭所指順序。第一章第一節(jié)“系統(tǒng)的能量愈低，愈穩(wěn)定”是自然界的普遍規(guī)律電子填入能級的先后次序1.能量最低原理第一章第一節(jié)電子填入能級的先后次序1.能量最低原理第一章第一節(jié)

在同一個原子中，沒有彼此完全處于相同的狀態(tài)的電子。在同一個原子中不能有四個量子數(shù)完全相同的兩個電子存在。2.Pauli不相容原理第一章第一節(jié)在同一個原子中不能有四個量子數(shù)完全相每一電子亞層最多容納的電子數(shù)為：s2、p6、d10、f14每一電子層最多能容納的電子數(shù)為原子軌道的2倍，即2n2。由此可知：一個原子中不允許有兩個電子處于完全相同的狀態(tài)。在一個原子軌道上最多能容納兩個自旋方向相反的電子。2.Pauli不相容原理第一章第一節(jié)每一電子亞層最多容納的電子數(shù)為：s2、p6、d10、f143．Hund規(guī)則在簡并軌道上，電子總是盡可能分占不同的軌道，且自旋平行，使原子的總能量最低。如：6C軌道式

電子在能量相同的軌道（即簡并軌道）上排布時(shí)，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因?yàn)檫@樣的排布方式總能量最低。

7N軌道式

第一章第一節(jié)3．Hund規(guī)則在簡并軌道上，電子總是盡可能8O軌道式

9F軌道式

電子排布式：6C1s22s22p2

7N1s22s22p3

8O1s22s22p4

9F1s22s22p5

原子序數(shù)為3～10的8種元素原子的基態(tài)電子構(gòu)型見表1-2。軌道圖式描述原子構(gòu)型可以準(zhǔn)確地表達(dá)Hund規(guī)則，而電子構(gòu)型式卻無法表達(dá)。3．Hund規(guī)則第一章第一節(jié)8O軌道式9F軌道式電子排布式：6C1s22s2例如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s2

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2

24Cr1s22s22p63s23p63d44s2

實(shí)驗(yàn)測定：1s22s22p63s23p63d54s1?填入按能級順序書寫按電子層順序價(jià)層電子29Cu1s22s22p63s23p63d94s2

實(shí)驗(yàn)測定：1s22s22p63s23p63d104s1

再如：3．Hund規(guī)則第一章第一節(jié)例如：22Ti1s22s22p63s23p63d24s全充滿：s2,

p6,d10,

f14

半充滿：s1,

p3,d5,

f7

全空：s0,

p0,d0,

f0

Hund規(guī)則特例:

簡并軌道全充滿、半充滿、或全空的狀態(tài)都是能量較低的穩(wěn)定狀態(tài)。

24Cr1s22s22p63s23p63d54s129Cu1s22s22p63s23p63d104s1所以：3．Hund規(guī)則第一章第一節(jié)全充滿：s2,p6,d10,f1電子排布的書寫：（3）可用原子實(shí)或原子芯（稀有氣體元素符號）簡寫電子排布式。(1)按電子層的順序?qū)?

(2)一般地按照電子排布三原則書寫,個別例外，應(yīng)以實(shí)驗(yàn)為依據(jù);例：

47Ag1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1

47Ag[Kr]4d105s1

；Ag+[Kr]4d10

(4)離子的電子排布式，是在基態(tài)原子的電子排布式基礎(chǔ)上加上得到或失去的電子。第一章第一節(jié)電子排布的書寫：（3）可用原子實(shí)或原子芯（稀節(jié)小結(jié)第一章第一節(jié)1、原子核外電子的運(yùn)動2、核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述3、原子核外電子排布節(jié)小結(jié)第一章第一節(jié)1、原子核外電子的運(yùn)動2、核外電子運(yùn)動狀節(jié)小結(jié)第一章第一節(jié)難點(diǎn)：1、核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述2、原子核外電子排布節(jié)小結(jié)第一章第一節(jié)難點(diǎn)：1、核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述2、原子第一章第一節(jié)1、如何描述核外電子的運(yùn)動？2、描述核外電子運(yùn)動狀態(tài)的量子數(shù)有哪些？思考題答：(1)只能用統(tǒng)計(jì)的觀點(diǎn)指出它在原子核外、只能用統(tǒng)計(jì)的觀點(diǎn)指出它在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會的多少。空間某處出現(xiàn)機(jī)會的多少。(2)用“電子云”形象的描述核外電子的、電子云”運(yùn)動。答：(1)主量子數(shù)n。(2)角量子數(shù)l。（3）磁量子數(shù)m。（4）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)1、如何描述核外電子的運(yùn)動？2、描述核外電子第一章第一節(jié)思考題√3、下列軌道表示式能表示磷原子的最低能量狀態(tài)的是第一章第一節(jié)思考題√3、下列軌道表示式能表示磷原子的最低能第一章第一節(jié)思考題√章頁4、下列電子亞層中，軌道數(shù)目最多的是A.n＝1,l＝0B.n＝2,l＝1C.n＝3,l＝2D.n＝4,l＝1E.n＝5,l＝0第一章第一節(jié)思考題√章頁4、下列電子亞層中，軌道數(shù)目第二節(jié)元素周期系和元素的基本性質(zhì)第二節(jié)元素周期系和元素的基本性質(zhì)當(dāng)元素按照核電荷數(shù)遞增的順序排列時(shí)，電子排布(構(gòu)型)呈周期性變化，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化。這一規(guī)律叫做元素周期律。元素周期表是原子的電子構(gòu)型隨著核電荷數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化的反映。一、原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期律第一章第二節(jié)當(dāng)元素按照核電荷數(shù)遞增的順序排列時(shí)，電子排布(構(gòu)型

能級組的形成是元素劃分為周期的本質(zhì)原因。每一個能級組對應(yīng)于一個周期。7個能級組形成7個周期。

三長三短一不全短周期（一、二、三周期）長周期（四、五、六周期）

不完全周期（第七周期）（一）周期（能級組）第一章第二節(jié)能級組的形成是元素劃分為周期的本質(zhì)原因。每一個能級組對(1)周期表中的周期數(shù)就是能級組數(shù)。(2)元素所在的周期序數(shù)等于該元素原子所處的最高能級組序數(shù)，也等于該元素原子最外電子層的主量子數(shù)。

即周期數(shù)=能級組數(shù)=電子層數(shù)(3)各周期元素?cái)?shù)目，等于相應(yīng)能級組內(nèi)各軌道所能容納的電子總數(shù)。由能級組和周期的關(guān)系可知，能級組的劃分是導(dǎo)致周期表中各元素能劃分為周期的本質(zhì)原因。能級組和周期的關(guān)系第一章第二節(jié)(1)周期表中的周期數(shù)就是能級組數(shù)。由能級組和周期表1-4（一）周期（能級組）第一章第二節(jié)表1-4（一）周期（能級組）第一章第二節(jié)

原子的價(jià)電子層結(jié)構(gòu)相似的元素排在同一列，稱為族。周期表共18列，其中8，9，10三列為一族，稱為VIII族，其余一列一族。共16族。指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化學(xué)鍵，跟元素化合價(jià)有關(guān)的電子。價(jià)電子層價(jià)電子所處的能級稱為價(jià)電子層。（二）族第一章第二節(jié)指原子核外電子中能與其他原子相互作用形成化

用“A”表示主族，IA-VIIIA，ns1-2np1-6

，即：最后一個電子填充在ns或np亞層。共7個主族，第ⅧA一般稱為0族。大多數(shù)教材是把0族合在一起，即8個主族。主族序數(shù)=最外層電子數(shù)=價(jià)電子數(shù)第一章第二節(jié)1.主族和零族用“A”表示主族，IA-VIIIA，ns1用“B”表示副族。IB-VIIB族，共7個副族，最后一個電子填充在（n-1)d或（n-2)f亞層的都屬于副族。ⅢB到ⅦB族：價(jià)電子總數(shù)=族數(shù)

如：鈧[Ar]3d14s2

ⅠB和ⅡB族：最外層電子數(shù)=族數(shù)如：銅29Cu[Ar]3d104s1

，鐵[Ar]3d64s2

2.副族第一章第二節(jié)用“B”表示副族。IB-VIIB族，共7個副族，最后處于元素周期表的中間，共三個縱行。它們的價(jià)層電子的構(gòu)型是(n-1)d6-10ns0-2，價(jià)層電子數(shù)是8-10。3.VIII族第一章第二節(jié)處于元素周期表的中間，共三個縱行。它們的（三）周期表分區(qū)（特征電子構(gòu)型）據(jù)價(jià)層電子構(gòu)型的特征，將周期表分為5個區(qū)：(1)s區(qū)元素：包括IA和IIA族，價(jià)電子層的構(gòu)型為ns1~2。(2)p區(qū)元素：包括IIIA到VIIIA族，價(jià)電子層的構(gòu)型為ns2np1~6。(3)d區(qū)元素：包括IIIB到VIIB、VIII族的元素，價(jià)電子層的構(gòu)型為(n-1)d1~9ns1~2(Pd為(n-1)d10ns0)。(4)ds區(qū)元素：包括IB和IIB族的元素，外電子層的構(gòu)型為(n-1)d10ns1~2。

(5)f區(qū)元素：包括鑭系和錒系元素，電子層結(jié)構(gòu)在f亞層上增加電子，外電子層的構(gòu)型為(n-2)f1~14(n-1)d0~2ns2。釷元素例外。第一章第二節(jié)（三）周期表分區(qū)（特征電子構(gòu)型）據(jù)價(jià)層電子構(gòu)型的

0

（三）周期表分區(qū)第一章第二節(jié)0（三）周期表分區(qū)第一章第二節(jié)二、元素基本性質(zhì)的周期性由于原子電子層結(jié)構(gòu)呈現(xiàn)周期性，因此與電子層結(jié)構(gòu)有關(guān)的元素的基本性質(zhì)如：原子半徑、電離能、電子親合能、電負(fù)性等也呈現(xiàn)明顯的周期性。第一章第二節(jié)二、元素基本性質(zhì)的周期性由于原子電子層結(jié)構(gòu)呈現(xiàn)周期性，（一）原子半徑1、原子半徑的類型（1）共價(jià)半徑：同種元素共價(jià)鍵鍵長的一半。（2）金屬半徑：金屬晶體中，相鄰兩原子的核間距離的一半。（3）范德華半徑：范德華半徑是指在分子晶體中，分子間以范德華力結(jié)合，如稀有氣體，相鄰兩原子核間距的一半。

如：Cl2：共價(jià)半徑99pm，而范德華半徑180pm。第一章第二節(jié)（一）原子半徑1、原子半徑的類型（1）共價(jià)半徑：同種元素共價(jià)第一章第二節(jié)1、原子半徑的類型第一章第二節(jié)1、原子半徑的類型（1）同一族同一主族，自上而下，電子層數(shù)n增多，主量子數(shù)增大，原子半徑就增大。同一副族，半徑變化不明顯，特別是第五周期和第六周期元素接近，這主要是鑭系收縮造成的。2、原子半徑變化規(guī)律：因?yàn)殍|系收縮，使鑭系之后的副族元素的原子半徑都相應(yīng)縮小了，使第六周期副族元素的原子半徑?jīng)]有因?yàn)殡娮訉拥脑黾佣笥诘谖逯芷诟弊逶?。原子半徑的相似也使得這些相應(yīng)的元素化學(xué)性質(zhì)也很相似。

鑭系元素新增加的電子填充在次外層的（n-2）f軌道上，對外層屏蔽作用更大，有效核電荷數(shù)減少，使整個鑭系元素的原子半徑減小非常緩慢。鑭系元素的原子半徑隨原子序數(shù)增加逐漸減小的現(xiàn)象稱為鑭系收縮。第一章第二節(jié)（1）同一族同一主族，自上而下，電子層數(shù)n增多，主量鑭系收縮第一章第二節(jié)2、原子半徑變化規(guī)律：鑭系收縮第一章第二節(jié)2、原子半徑變化規(guī)律：主族元素第一章第二節(jié)2、原子半徑變化規(guī)律主族元素第一章第二節(jié)2、原子半徑變化規(guī)律（2）同周期自左至右核電荷數(shù)依次增加，核對外層電子的吸引力增強(qiáng)，所以原子半徑遞減。

零族元素半徑大幅增加，是因?yàn)槎栊詺怏w只有范德華半徑，比共價(jià)半徑大得多。同周期主族元素r遞減快；副族元素間r遞減慢；鑭系元素r減少很少(鑭系收縮)。第一章第二節(jié)2、原子半徑變化規(guī)律：（2）同周期自左至右核電荷數(shù)依次增加，核對外層電子的（二）電離能I電離能：氣態(tài)原子在基態(tài)時(shí)失去電子所需的能量，常用使1mol氣態(tài)原子（或陽離子）失去一個電子所需的能量（kJ/mol）表示。原子失去第一個電子所需的能量稱第一電離能（I1）；失去第二個電子所需的能量稱第二電離能（I2）.I1<I2<I3第一章第二節(jié)（二）電離能I電離能：氣態(tài)原子在基態(tài)時(shí)失去電子所需I的變化規(guī)律：（1）周期：從左到右，I1漸增大（核電荷數(shù)增加）；（2）族：從上到下，I1漸減少（原子半徑增大）；核電荷越大，原子半徑越小，核對核外電子的吸引力越強(qiáng)，電離能就越大，反之電離能越小。（二）電離能I第一章第二節(jié)I的變化規(guī)律：核電荷越大，原子半徑越小，核對核外電（三）元素的電負(fù)性電離能和電子親合能(基態(tài)的氣態(tài)原子得到電子能力的大小用電子親合能表示)分別反映元素原子失去和得到電子的能力。為了能同時(shí)量度這兩種性質(zhì)，1932年鮑林提出了電負(fù)性的概念:

電負(fù)性是元素的原子在分子中對成鍵電子的吸引能力。無法測出絕對值，鮑林以F=4.0(3.98)

得其它元素相對值。表1-6遞變規(guī)律：同一周期，從左到右，電負(fù)性逐漸增大

同一主族，從上到下，電負(fù)性逐漸減小第一章第二節(jié)（三）元素的電負(fù)性電離能和電子親合能(基態(tài)的氣態(tài)原子易失電子變成陽離子即金屬性強(qiáng)；反之，若易得電子變成陰離子則非金屬性強(qiáng)。（四）元素的金屬性和非金屬性變化規(guī)律：（1）同周期：從左到右，電負(fù)性漸增大，元素的金屬性漸減弱，非金屬性漸強(qiáng)。（2）同主族：從上到下，元素原子的電負(fù)性減小，金屬性漸強(qiáng)，非金屬性漸弱第一章第二節(jié)易失電子變成陽離子即金屬性強(qiáng)；（四）元素的金屬性和非金屬性變r(jià)，I，x，非金屬性rIx金屬性r，金屬性

I，x非金屬性元素性質(zhì)在周期表中遞變規(guī)律第一章第二節(jié)r，I，x，非金屬性rIx金屬性r，（五）元素的氧化數(shù)

氧化數(shù)是指在單質(zhì)或化合物中某元素的一個原子的形式電荷數(shù)。

氧化數(shù)概念是從正負(fù)化合價(jià)概念分化發(fā)展產(chǎn)生的?；蟽r(jià)的原意是某種元素的原子與其他元素的原子相化合時(shí)兩種元素的原子數(shù)目之間一定的比例關(guān)系，所以化合價(jià)不應(yīng)為非整數(shù)。例如，在Fe3O4中，F(xiàn)e實(shí)際上存在兩種價(jià)態(tài)：+2和+3價(jià)，其分子組成為：Fe+3·Fe+2[Fe+3O4]。氧化數(shù)是形式電荷數(shù)，所以可以為分?jǐn)?shù)。

O的總氧化數(shù)是-8，而3個Fe的總氧化數(shù)應(yīng)該是+8，所以鐵元素的氧化數(shù)的平均值是+8的1/3，即就是+8/3。同一元素，氧化數(shù)越高，電負(fù)性越大。第一章第二節(jié)（五）元素的氧化數(shù)氧化數(shù)是指在單質(zhì)或化合物中某元素的一個節(jié)小結(jié)1、原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期律2、元素基本性質(zhì)的周期性節(jié)小結(jié)1、原子的電子結(jié)構(gòu)和元素周期律2、元素基本性質(zhì)的周期節(jié)小結(jié)難點(diǎn)：元素基本性質(zhì)的周期性節(jié)小結(jié)難點(diǎn)：元素基本性質(zhì)的周期性思考題1、氧化數(shù)和化合價(jià)兩個概念有何區(qū)別答：氧化數(shù)是從化合價(jià)發(fā)展得出來的一種新概念。化合價(jià)的原意是某種元素的原子與其他元素的原子相化合時(shí)兩種元素的原子數(shù)目之間一定的比例關(guān)系，所以化合價(jià)不應(yīng)為非整數(shù)。而氧化數(shù)是形式電荷數(shù)，所以可以為分?jǐn)?shù)。在大多數(shù)情況下，氧化數(shù)是把氧元素的氧化數(shù)定為-2，這也是由化合價(jià)確定了的。它們的區(qū)別是：氧化數(shù)只指原子而不指原子團(tuán)，而化合價(jià)既指示原子又指原子團(tuán)。化合價(jià)不能用分?jǐn)?shù)，而氧化數(shù)可以用分?jǐn)?shù)。例如Fe3O4中鐵的氧化數(shù)是正8/3，而化合價(jià)是指兩個鐵原子為正3價(jià)，一個鐵原子是正2價(jià)。思考題1、氧化數(shù)和化合價(jià)兩個概念有何區(qū)別答：氧化數(shù)思考題2、某元素原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p5，該原子對應(yīng)的元素在周期表中位于A.第4周期，ⅧA族，s區(qū)B.第4周期，ⅧA族，p區(qū)C.第4周期，ⅧA族，d區(qū)D.第4周期，ⅧB族，s區(qū)E.第4周期，ⅧB族，p區(qū)√章頁思考題2、某元素原子的電子排布式為√章第三節(jié)化學(xué)鍵第三節(jié)化學(xué)鍵我們把分子內(nèi)部直接相鄰原子間的強(qiáng)的相互作用力稱為化學(xué)鍵。化學(xué)鍵有三種類型：a.離子鍵(ionicbond)b.共價(jià)鍵(covalentbond)c.金屬鍵(metalbond)第一章第三節(jié)我們把分子內(nèi)部直接相鄰原子間的強(qiáng)的相互作用力稱為化學(xué)一、離子鍵（一）離子鍵的形成nNa（2s22p63s1）nCl（3s23p5）nNaCl＋靜電引力

nNa+（2s22p6）nCl-（3s23p6）-ne+ne德國化學(xué)家科塞爾離子鍵

：相反電荷的正、負(fù)離子通過靜電作用而形成的化學(xué)鍵。

形成離子鍵重要條件：兩成鍵原子的電負(fù)性差值較大如：第一章第三節(jié)一、離子鍵（一）離子鍵的形成nNa（2s22p63s1）n（二）離子鍵的本質(zhì)及特點(diǎn)離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力。離子鍵的特點(diǎn)：沒有方向性和飽和性。

a.與任何方向電性不同的離子相吸引，所以無方向性。

b.只要是正負(fù)離子之間，則彼此吸引，即無飽和性。離子鍵的強(qiáng)度是吸引力與排斥力的平衡結(jié)果。通常用晶格能來衡量。離子鍵的形成條件是兩個成鍵原子電負(fù)性足夠大。一般相差1.7時(shí)，可以判斷形成離子鍵。第一章第三節(jié)（二）離子鍵的本質(zhì)及特點(diǎn)離子鍵的本質(zhì)是靜電作用力。離子鍵的特晶格能：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下(298K)，將1mol離子晶體轉(zhuǎn)化為氣態(tài)離子所吸收的能量。(Ela)離子的電荷越高，半徑越小，晶格能也越大，化合物越穩(wěn)定，離子化合物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)也就越高。NaCl(s)→Na+(g)+Cl-(g)U=788kJ·mol-1（二）離子鍵的本質(zhì)及特點(diǎn)第一章第三節(jié)晶格能：在標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下(298K)，將1mol離二、共價(jià)鍵路易斯

1916年，美國科學(xué)家Lewis提出原子間共用電子對成鍵的概念。同種元素的原子以及電負(fù)性相近的原子間可以通過共用電子對形成分子。共用一對電子形成單鍵，共用兩對或三對電子形成雙鍵或三鍵。

共價(jià)鍵(covalentbond)：原子通過共用電子對形成的化學(xué)鍵。第一章第三節(jié)二、共價(jià)鍵路易斯1916年，美國科學(xué)家L路易斯結(jié)構(gòu)式：利用小黑點(diǎn)代表電子（或用短線代表一對成鍵電子對）表示出分子中原子周圍的價(jià)層電子，并結(jié)合惰性氣體8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的事實(shí)，確定一些分子或離子的結(jié)構(gòu)式。例如：二、共價(jià)鍵第一章第三節(jié)路易斯結(jié)構(gòu)式：利用小黑點(diǎn)代表電子（或用短線代表一對成鍵電

1930年，L.Pauling等人在此基礎(chǔ)上，建立了現(xiàn)代價(jià)鍵理論（valencebondtheory,VBT)，又稱電子配對理論。二、共價(jià)鍵第一章第三節(jié)1930年，L.Pauling等人在此基礎(chǔ)上，建

1.只有自旋方向相反的未成對電子(單電子)，可以配對形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。

2.一個原子有幾個未成對電子，就能與幾個其它原子的幾個自旋方向相反的未對電子形成共價(jià)健。

3.成鍵電子的兩原子軌道盡可能達(dá)到最大重疊。軌道重疊程度愈大，兩核間電子的概率密度愈密集，系統(tǒng)能量降低越多形成的共價(jià)鍵愈穩(wěn)定。這稱為原子軌道最大重疊原理。要點(diǎn)

第一章第三節(jié)1.只有自旋方向相反的未成對電子(單電子)，可以配

1.共價(jià)鍵的本質(zhì)根據(jù)價(jià)鍵理論，共價(jià)鍵是原子間通過共用電子對（即電子云的重疊）所形成的化學(xué)鍵。共價(jià)鍵形成的本質(zhì)就是電子云的重疊，電子云重疊越多，分子越穩(wěn)定。兩個原子的未成對電子，只有自旋相反，才能配對形成一個共價(jià)鍵。（二）共價(jià)鍵的本質(zhì)和特征第一章第三節(jié)1.共價(jià)鍵的本質(zhì)（二）共價(jià)鍵的本質(zhì)和特征第一章第三節(jié)

(1)共價(jià)鍵的飽和性自旋方向相反的單電子配對形成共價(jià)鍵后，就不能再和其它原子中的單電子配對。所以，每個原子所能形成共價(jià)鍵的數(shù)目取決于該原子中的單電子數(shù)目。例如：兩個氯各有一個未成對電子，它們可以配對形成單鍵(Cl-Cl)。++1s3pz

2.共價(jià)鍵的特征第一章第三節(jié)(1)共價(jià)鍵的飽和性++1s3pz2.共成鍵電子的原子軌道在空間都有一定的形狀和取向。兩原子軌道只有沿一定的方向靠近才能達(dá)到最大程度的重疊，才能形成穩(wěn)定的共價(jià)鍵。如：

(2)共價(jià)鍵的方向性第一章第三節(jié)成鍵電子的原子軌道在空間都有一定的形狀和取向。如下圖所示的重疊，將破壞原子軌道的對稱性。X++X++++sp+pzz－+pz－

(2)共價(jià)鍵的方向性第一章第三節(jié)如下圖所示的重疊，將破壞原子軌道的對稱性。X++X++++s(三)共價(jià)鍵的類型

由于成鍵原子軌道重疊方式的不同，形成了兩種不同類型的共價(jià)鍵。

1.σ鍵:

兩原子軌道沿鍵軸(成鍵原子核連線)方向進(jìn)行同號重疊(頭碰頭)。第一章第三節(jié)(三)共價(jià)鍵的類型由于成鍵原子軌道重疊方式的(三)共價(jià)鍵的類型第一章第三節(jié)(三)共價(jià)鍵的類型第一章第三節(jié)兩原子軌道沿鍵軸方向在鍵軸兩側(cè)平行同號重疊(肩并肩)。2.π鍵“肩并肩”第一章第三節(jié)兩原子軌道沿鍵軸方向在鍵軸兩側(cè)平行同號重疊(肩并肩)由于π鍵的軌道重疊程度小于σ鍵，所以π鍵的鍵能通常小于

σ鍵，穩(wěn)定性也較低，兩原子形成共價(jià)鍵時(shí)，優(yōu)先形成σ鍵。(三)共價(jià)鍵的類型第一章第三節(jié)由于π鍵的軌道重疊程度小于σ鍵，所以π鍵的

σ鍵

π鍵

參加成鍵的軌道

s、p及各種雜化軌道

僅p軌道

電子云重疊方式

頭對頭

肩并肩

重疊程度及鍵能

大

小

該鍵牢固否

牢固

不牢固

沿鍵軸旋轉(zhuǎn)鍵斷裂否

不斷裂

斷裂

鍵的對稱情況沿鍵軸圓柱對稱沿鍵軸平面鏡面反對稱

σ鍵與π鍵的比較第一章第三節(jié)σ鍵π鍵參加成鍵的軌道s、p及各種雜化軌道僅p軌(四)共價(jià)鍵參數(shù)化學(xué)鍵的性質(zhì)在理論上可由量子力學(xué)計(jì)算作定量的討論，也可以通過表征鍵性質(zhì)的某些物理量來描述，如：鍵長、鍵角、和鍵能等，這些物理量統(tǒng)稱為鍵參數(shù)。第一章第三節(jié)(四)共價(jià)鍵參數(shù)化學(xué)鍵的性質(zhì)在理論上可由量子在100kPa、298K、將1mol理想氣體AB分子解離成為理想氣體A原子和B原子，這一過程的所需的能量稱作鍵能。又稱作鍵焓。單位為kJ/mol

。它表示鍵的牢固程度。鍵能越大，鍵越牢固，所形成的分子越穩(wěn)定對于雙原子分子來說，鍵能也就是解離能(D)。

1.鍵能(Eb)鍵能表示鍵的強(qiáng)弱第一章第三節(jié)在100kPa、298K、將1mol理想氣體AB分鍵長是指構(gòu)成共價(jià)鍵的兩個原子的核間距離。在H2中兩個原子的核間距為74pm，即H－H鍵長為74pm。(1pm=10-12m)

鍵長越小，鍵越強(qiáng)，越牢固，分子穩(wěn)定。

2.鍵長(l):第一章第三節(jié)鍵長是指構(gòu)成共價(jià)鍵的兩個原子的核間距離。在H

分子中鍵和鍵之間的夾角叫鍵角。

鍵角是反映分子空間結(jié)構(gòu)的重要因素之一。如果知道了一個分子的所有鍵長和鍵角數(shù)據(jù)，那么這個分子的幾何構(gòu)型也就知道了。例如：二氧化碳中∠OCO鍵角等于180o，可以知道二氧化碳分子是直線型的，而且兩個C-O鍵長相等，是一個對稱分子。

3.鍵角(θ)第一章第三節(jié)分子中鍵和鍵之間的夾角叫鍵角。鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同而引起的。當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性相同或相近時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域在兩核的中間位置附近，兩個原子核正電荷所形成的正電荷重心和成鍵電子對的負(fù)電荷重心幾乎重合，這樣的共價(jià)鍵稱為非極性共價(jià)鍵。如H2、O2分子中的共價(jià)鍵就是非極性共價(jià)鍵。

4.鍵的極性第一章第三節(jié)鍵的極性是由于成鍵原子的電負(fù)性不同而引起的。當(dāng)成鍵當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域偏向電負(fù)性較大的原子一端，使之帶部分負(fù)電荷，而電負(fù)性較小的原子一端則帶部分正電荷，鍵的正電荷重心與負(fù)電荷重心不重合，這樣的共價(jià)鍵稱為極性共價(jià)鍵。如HCl分子中的H-Cl鍵就是極性共價(jià)鍵。

4.鍵的極性第一章第三節(jié)當(dāng)成鍵原子的電負(fù)性不同時(shí)，核間的電子云密集區(qū)域偏向價(jià)鍵理論的優(yōu)點(diǎn)：

價(jià)鍵理論繼承了路易斯共享電子對的概念，闡明了共價(jià)鍵形成的過程和本質(zhì)，并成功的解釋了共價(jià)鍵的方向性、飽和性等特點(diǎn)。

4.鍵的極性第一章第三節(jié)價(jià)鍵理論的優(yōu)點(diǎn)：價(jià)鍵理論繼承了路易斯共享電子對的概念又稱配位共價(jià)鍵，是一種特殊的共價(jià)鍵。配位鍵是一類特殊的共價(jià)鍵，共有電子對是由一個原子單方面提供而跟另一個具有空軌道的原子共有的。這樣的共價(jià)鍵叫做配位鍵。用“→”表示。

銨離子是由配位鍵的典型例子。銨分子的氮原子上有一對沒有跟其他原子公用的電子對。氫離子具有一個空軌道，當(dāng)氨分子、氫離子相互作用時(shí)，氨分子上的弧對電子進(jìn)入氫離子的空軌道。這一對電子在氨分子、氫原子之間公用，形成配位鍵。

(五)配位鍵第一章第三節(jié)又稱配位共價(jià)鍵，是一種特殊的共價(jià)鍵。配位鍵是一例

(五)配位鍵第一章第三節(jié)例(五)配位鍵第一章第三節(jié)CH4的分子結(jié)構(gòu)

為了解釋上述事實(shí)，著名化學(xué)家鮑林提出了雜化軌道理論,對價(jià)鍵理論進(jìn)行了補(bǔ)充。第一章第三節(jié)CH4的分子結(jié)構(gòu)為了解釋上述事實(shí)，著名化學(xué)家鮑林提出

1.雜化軌道理論認(rèn)為：原子軌道在成鍵的過程中并不是一成不變的。同一原子中能量相近的的幾個原子軌道，在成鍵過程中可重新組合，形成相同數(shù)目的新的原子軌道，而改變了原來原子軌道的狀態(tài)（能量和狀態(tài)），這一過程稱為雜化(hybridization)。形成的新的軌道叫雜化原子軌道(hybridatomicorbital)。簡稱雜化軌道。三、雜化原子軌道第一章第三節(jié)1.雜化軌道理論認(rèn)為：三、雜化原子軌道第一章第三節(jié)2.原子在成鍵時(shí)，同一原子中能級相近的原子軌道可參與雜化組成新軌道。3.只有在形成分子時(shí)，同一中心原子能量相近的原子軌道才能進(jìn)行雜化。ns、np或ns、np、nd或(n-1)d、ns、np4.形成的雜化軌道數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)。即雜化前后軌道數(shù)目不變。三、雜化原子軌道第一章第三節(jié)2.原子在成鍵時(shí)，同一原子中能級相近的原子軌道可參與雜5.雜化改變了原子軌道的形狀。雜化軌道一頭大，一頭小，軌道之間呈最大夾角分布，有利于軌道最大重疊。有更強(qiáng)的方向性和更強(qiáng)的成鍵能力。三、雜化原子軌道第一章第三節(jié)5.雜化改變了原子軌道的形狀。雜化軌道一頭大，一頭小，軌道（1）sp雜化軌道：1個s軌道和1個p軌道雜化得到兩個等同的sp雜化軌道。每個軌道含有0.5s和0.5p的成分，兩個軌道間的夾角為180o。（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)（1）sp雜化軌道：1個s軌道和1個p軌道雜基態(tài)Be價(jià)層電子排布：2s2spsp雜化在BeCl2分子形成中，Be原子軌道的雜化過程如下：激發(fā)（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)基態(tài)Be價(jià)層電子排布：2s2spsp雜化在BeCl2分子形成

Be原子的每個sp雜化軌道分別與Cl原子的3p軌道重疊，形成兩個σ鍵，生成BeCl2分子。由于采用sp雜化，軌道間的夾角為180o，所以BeCl2分子的幾何構(gòu)型為構(gòu)型為直線型。BeCl2分子的軌道重疊圖BeCl2分子的形狀（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)Be原子的每個sp雜化軌道分別與Cl原子的3

2.sp2雜化軌道：由1個s軌道與2個p軌道雜化得到3個等同的sp2雜化軌道。每個軌道含有1/3s和2/3p的成分，3個軌道處于同一平面，每個軌道間的夾角為120o。（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)2.sp2雜化軌道：由1個s軌道與2個p軌道雜例如：在BF3分子形成中，B原子軌道的雜化過程如下：基態(tài)B價(jià)層電子排布：2s22p1sp2sp2雜化激發(fā)（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)例如：在BF3分子形成中，B原子軌道的雜化過程如下：基態(tài)B價(jià)

B原子的3個sp2雜化軌道分別與三個F原子的2p軌道重疊，形成3個σ鍵，生成BF3分子。由于采用sp2雜化，軌道間的夾角為120o，所以BF3分子的幾何構(gòu)型為構(gòu)型為平面三角形。BF3分子的軌道重疊圖BF3分子的形狀圖（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)B原子的3個sp2雜化軌道分別與三個F原子的3sp3雜化雜化軌道：由1個s軌道和3個p軌道雜化得到4個等同的sp3雜化軌道。每個軌道含有1/4s和3/4p的成分，sp3雜化軌道分別指向四面體的4個頂角，4個軌道彼此間的夾角為109o28′。（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)3sp3雜化雜化軌道：由1個s軌道和3個p軌基態(tài)C價(jià)層電子排布：2s22p2例如：在CH4分子形成中，C原子軌道的雜化過程如下：激發(fā)sp3（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)基態(tài)C價(jià)層電子排布：2s22p2例如：在CH4分子形成中，

C原子的4個sp3雜化軌道分別與四個H原子的1s軌道重疊，形成4個σ鍵，生成CH4分子。因H原子是沿著雜化軌道伸展方向重疊，因此甲烷的空間構(gòu)型為正四面體。（二）雜化軌道類型及實(shí)例分析第一章第三節(jié)C原子的4個sp3雜化軌道分別與四個H原子的雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型Be(ⅡA)B(ⅢA)C,Si(ⅣA)N,P(ⅤA)O,S(ⅥA)Hg(ⅡB)s+ps+(3)ps+(2)ps+(3)p2443中心原子雜化軌道類型spsp2sp3

sp3

不等性參加雜化的軌道雜化軌道數(shù)成鍵軌道夾角分子空間構(gòu)型實(shí)例直線形三角形四面體三角錐V型第一章第三節(jié)雜化軌道的類型與分子的空間構(gòu)型Be(ⅡA)B(ⅢA)C,Si節(jié)小結(jié)1、離子鍵2、共價(jià)鍵3、雜化原子軌道第一章第三節(jié)節(jié)小結(jié)1、離子鍵2、共價(jià)鍵3、雜化原子軌道第一章第三節(jié)節(jié)小結(jié)難點(diǎn)：1、共價(jià)鍵理論2、雜化原子軌道第一章第三節(jié)節(jié)小結(jié)難點(diǎn)：1、共價(jià)鍵理論2、雜化原子軌道第一章第三節(jié)思考題1、為什么共價(jià)鍵具有飽和性和方向性？答：共價(jià)鍵具有飽和性的根源是原子核外未成對電子的成鍵。已成鍵的電子不能再與其他原子配對成鍵，故一個原子形成共價(jià)鍵的數(shù)目受到原子內(nèi)未成對電子數(shù)的限制；共價(jià)鍵具有方向性的根源是原子軌道的最大重疊，原子軌道重疊越多，形成的共價(jià)鍵才越穩(wěn)定。第一章第三節(jié)思考題1、為什么共價(jià)鍵具有飽和性和方向性？答：共價(jià)思考題2、σ鍵、π鍵在電子云重疊方式及鍵的穩(wěn)定性上有何區(qū)別

？答：σ鍵是成鍵原子軌道沿鍵軸方向以“頭碰頭”的方式重疊而形成的共價(jià)鍵，軌道重疊程度大，鍵比較牢固；π鍵是成鍵原子軌道垂直于兩核連線，以“肩并肩”的方式重疊而成的共價(jià)鍵，軌道重疊程度小，不穩(wěn)定。第一章第三節(jié)章頁思考題2、σ鍵、π鍵在電子云重疊方式及鍵的穩(wěn)定性上有何區(qū)別第四節(jié)分子間作用力第四節(jié)分子間作用力分子間作用力：物質(zhì)的分子與分子之間存在著一種比較弱的相互作用力。分子間作用力最早是由荷蘭科學(xué)家范德華提出的，因此也稱范德華力。分子間作用力主要包括范德華力和氫鍵。第一章第四節(jié)分子間作用力：物質(zhì)的分子與分子之間存在著一種比較弱的一、分子的極性鍵的極性及分子的構(gòu)型決定分子的極性。分子中正負(fù)電荷中心不重合在同一位置上——分子具有極性。極性分子：HCl，HF，SO2，NH3，CO，CHCl3……非極性分子：O2，N2，CO2，CCl4，CH4……第一章第四節(jié)一、分子的極性鍵的極性及分子的構(gòu)型決定分子的極性。雙原子分子：（1）兩個相同原子的雙原子分子，電負(fù)性相同，分子中電子云的分布是均勻的，在整個分子中，正負(fù)電荷重心重合，這種分子叫非極性分子。如H2、N2等。一、分子的極性第一章第四節(jié)雙原子分子：一、分子的極性第一章第四節(jié)雙原子分子：（2）兩個不同原子的雙原子分子，電負(fù)性不同，電子云偏向電負(fù)性較大的原子。整個分子中正負(fù)電荷重心不重合，這種分子叫做極性分子。如HCl，HF等。一、分子的極性第一章第四節(jié)雙原子分子：一、分子的極性第一章第四節(jié)多原子分子：取決于分子的空間構(gòu)型。若分子的空間構(gòu)型對稱，鍵的極性相互抵消，分子中正負(fù)電荷重心重合，因此為非極性分子。如：CO2，BeCl2，BF3，CH4一、分子的極性第一章第四節(jié)多原子分子：取決于分子的空間構(gòu)型。若分子的空間構(gòu)型對稱，鍵的若分子的空間構(gòu)型不對稱，鍵的極性不能抵消，所以分子中正負(fù)電荷重心不重合，為極性分子。如：SO2，H2O，NH3等.多原子分子：取決于分子的空間構(gòu)型。一、分子的極性第一章第四節(jié)若分子的空間構(gòu)型不對稱，鍵的極性不能抵消，所以分子中正負(fù)電荷分子的偶極矩—表示分子極性的大小單位:

C·m庫侖.米方向:

正電荷中心→負(fù)電荷中心=q

dq為正電荷或負(fù)電荷重心的電量，d為正負(fù)電荷重心的距離又稱偶極長度。若μ=0，分子為非極性分子，

μ越大，分子極性越大。一、分子的極性第一章第四節(jié)分子的偶極矩—表示分子極性的大小單位:C·m庫侖.一般來說，空間結(jié)構(gòu)對稱的（如直線形、平面三角性、正四面體）分子，其分子的偶極矩為0，是非極性分子。+q-qd..+—極性分子≠0±非極性分子

=0.一、分子的極性第一章第四節(jié)一般來說，空間結(jié)構(gòu)對稱的（如直線形、平面三角性、正四面二、范德華力（一）取向力極性分子與極性分子之間由于永久偶極間的相互作用而產(chǎn)生的靜電引力稱為取向力。包括：色散力、誘導(dǎo)力、取向力取向力只有極性分子與極性分子之間才存在。取向力的本質(zhì)是靜電引力，其大小決定于極性分子的偶極矩。分子的極性越強(qiáng)，偶極矩越大，取向力越大。第一章第四節(jié)二、范德華力（一）取向力極性分子與極性分子之間（二）誘導(dǎo)力當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時(shí)，在極性分子永久偶極的影響下，非極性分子原來重合的正、負(fù)電荷中心發(fā)生相對的位移而產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。

這種電荷重心的相對位移叫做“變形”，因變形而產(chǎn)生的偶極，叫做誘導(dǎo)偶極，以區(qū)別于極性分子中原有的固有偶極。極性分子的永久偶極與另一分子的誘導(dǎo)偶極之間產(chǎn)生的靜電吸引作用力稱為誘導(dǎo)力。第一章第四節(jié)（二）誘導(dǎo)力當(dāng)極性分子與非極性分子充分接近時(shí)，同樣，在極性分子和極性分子之間，除了取向力外，由于極性分子的相互影響，每個分子也會發(fā)生變形，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。其結(jié)果使分子的偶極矩增大，既具有取向力又具有誘導(dǎo)力。（二）誘導(dǎo)力第一章第四節(jié)同樣，在極性分子和極性分子之間，除了取向力外，由于極性分子的（三）色散力由于瞬時(shí)偶極之間的相互吸引而產(chǎn)生的作用力稱為色散力。分子的變形性越大(分子量越大)，越容易產(chǎn)生瞬時(shí)偶極，色散力越大。分子內(nèi)的原子核和電子都在作一定形式的運(yùn)動，因而在某一瞬間，分子中核和電子發(fā)生瞬間相對位移，使正、負(fù)電荷重心不相重合，從而產(chǎn)生瞬時(shí)偶極。第一章第四節(jié)（三）色散力由于瞬時(shí)偶極之間的相互吸引而產(chǎn)生由于在極性分子中也會產(chǎn)生瞬時(shí)偶極，因此不僅非極性分子之間存在色散力，而且非極性分子與極性分子之間及極性分子之間也存在色散力。+-+-+--++--+（三）色散力第一章第四節(jié)由于在極性分子中也會產(chǎn)生瞬時(shí)偶極，因此不僅非極性分子由此可見：取向力存在于極性分子之間；誘導(dǎo)力存在于極性和非極性以及極性和極性分子之間；色散力存在于任何分子間。（三）色散力第一章第四節(jié)由此可見：取向力存在于極性分子之間；誘導(dǎo)力存在于極分子間力對物質(zhì)性質(zhì)的影響①共價(jià)分子型物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)低。②同類分子型物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)隨分子量增加而升高。分子型晶體熔化、分子型液體、氣化只需要破壞分子間弱的分子間力，所以熔、沸點(diǎn)低。分子量增大，分子的變形性增大，色散力亦增大。③分子間力也影響物質(zhì)的溶解度。相似相溶第一章第四節(jié)分子間力對物質(zhì)性質(zhì)的影響①共價(jià)分子型物質(zhì)的熔點(diǎn)、沸點(diǎn)低。三、氫鍵（一）氫鍵的形成當(dāng)氫與電負(fù)性大、半徑小的元素X(如F、O、N)以共價(jià)鍵結(jié)合的時(shí)候，這種強(qiáng)極性鍵使體積小的氫原子帶上密度很大的正電荷，氫可與另一電負(fù)性大且?guī)в泄聦﹄娮拥脑豗，產(chǎn)生相當(dāng)大的吸引力。這種吸引作用稱為氫鍵。氫鍵基本上是靜電引力，不是化學(xué)鍵。氫鍵可表示為：第一章第四節(jié)三、氫鍵（一）氫鍵的形成當(dāng)氫與電負(fù)性大、半徑氫鍵存在的證明第一章第四節(jié)氫鍵存在的證明第一章第四節(jié)影響氫鍵強(qiáng)弱的因素：（1）X與Y的電負(fù)性；電負(fù)性越大，氫鍵越強(qiáng)。（2）X與Y的半徑大小。半徑越小，氫鍵越強(qiáng)。常見氫鍵的強(qiáng)弱次序：形成氫鍵X－H…Y的條件：（1）有一個與電負(fù)性很大的元素X相結(jié)合的H原子（2）有一個電負(fù)性大半徑小并有孤對電子的Y原子。（一）氫鍵的形成第一章第四節(jié)影響氫鍵強(qiáng)弱的因素：（1）X與Y的電負(fù)性；電負(fù)（二）氫鍵的特點(diǎn)1、氫鍵有方向性和飽和性。飽和性指每個X-H的氫只能與一個Y原子相互吸引形成氫鍵。方向性指與X原子結(jié)合的H原子盡量沿著Y原子的孤對電子云伸展方向去吸引。2、氫鍵屬于靜電引力鍵能大于范德華力，弱于化學(xué)鍵。鍵能較小(小于共價(jià)鍵鍵能，略大于分子間力)。第一章第四節(jié)（二）氫鍵的特點(diǎn)1、氫鍵有方向性和飽和性。第一章第四節(jié)3、氫鍵可以形成分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵。一個分子的X-H與另一個分子的Y原子相吸引而形成的氫鍵叫做分子間氫鍵；一個分子X-H與其內(nèi)部的Y原子相吸引而形成的氫鍵叫做分子內(nèi)氫鍵。第一章第四節(jié)（二）氫鍵的特點(diǎn)3、氫鍵可以形成分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵。一個（四）氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：1、熔點(diǎn)和沸點(diǎn)2、溶解度分子間氫鍵使化合物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)升高。分子內(nèi)氫鍵使化合物的熔點(diǎn)和沸點(diǎn)降低。極性溶劑中，溶質(zhì)與溶劑分子間形成氫鍵，溶解度增大。乙醇與水任意比互溶。溶質(zhì)分子內(nèi)形成氫鍵，使其在極性溶劑中的溶解度減小，在非極性溶劑中的溶解度增大。3、生物大分子高級結(jié)構(gòu)的影響。第一章第四節(jié)（四）氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響：1、熔點(diǎn)和沸點(diǎn)2、溶解度分子間氫四、疏水性相互作用非極性分子之間的一種弱的、非共價(jià)的相互作用。這些非極性分子（如一些中性氨基酸殘基，也稱之疏水殘基）在水相環(huán)境中具有避開水而相互聚集的傾向。疏水相互作用對大多數(shù)蛋白質(zhì)的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)非常關(guān)鍵。疏水相互作用為蛋白質(zhì)的折疊提供了主要的推動力，使疏水殘基處在蛋白質(zhì)分子的內(nèi)部。章頁第一章第四節(jié)四、疏水性相互作用非極性分子之間的一種弱的、非共節(jié)小結(jié)1、分子的極性2、范德華力3、氫鍵第一章第三節(jié)4、疏水性相互作用節(jié)小結(jié)1、分子的極性2、范德華力3、氫鍵第一章第三節(jié)4、疏節(jié)小結(jié)難點(diǎn)：1、分子極性判斷2、分子間作用力第一章第三節(jié)節(jié)小結(jié)難點(diǎn)：1、分子極性判斷2、分子間作用力第一章第三節(jié)思考題1、比較下列各組中兩物質(zhì)的熔點(diǎn)高低，并簡要說明理由。①H2O和H2S②CI4和CCl4③NH3和PH3④H2與HF答：①H2O的熔點(diǎn)比H2S的熔點(diǎn)高，這是由于水分子間氫鍵的形成可以使水分子締合，從而導(dǎo)致熔點(diǎn)升高。②CI4的熔點(diǎn)比CCl4的熔點(diǎn)低，是由于離子極化導(dǎo)致離子鍵向共價(jià)鍵過渡，離子型晶體向共價(jià)型晶體過渡，物質(zhì)的熔點(diǎn)降低。③NH3的熔點(diǎn)比PH3的熔點(diǎn)高，這是由于氨分子間氫鍵的形成可以使氨分子締合，從而導(dǎo)致熔點(diǎn)升高。④H2的熔點(diǎn)比HF的熔點(diǎn)低，這是由于HF分子間氫鍵的形成可以使HF分子締合，從而導(dǎo)致HF熔點(diǎn)升高。第一章第三節(jié)思考題1、比較下列各組中兩物質(zhì)的熔點(diǎn)高低，并簡要思考題2、一般情況下，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)

愈大，分子愈易變形，

愈大，物質(zhì)的

愈高。第一章第三節(jié)章頁極化性熔點(diǎn)離子半徑思考題2、一般情況下，組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)本章結(jié)束本章結(jié)束第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)

第一節(jié)核外電子運(yùn)動狀態(tài)第二節(jié)元素周期系和元素的基本性質(zhì)第四節(jié)分子間作用力第三節(jié)化學(xué)鍵第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ)第一節(jié)核外電子運(yùn)動第一節(jié)核外電子運(yùn)動狀態(tài)第一節(jié)核外電子運(yùn)動狀態(tài)原子原子核核外電子質(zhì)子中子（每個質(zhì)子帶一個單位正電荷）（不帶電）（每個電子帶一個單位的負(fù)電荷）分子是物質(zhì)能夠獨(dú)立存在并保持其化學(xué)性質(zhì)的最小微粒。物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)主要取決于分子的性質(zhì)，分子的性質(zhì)又與分子的結(jié)構(gòu)有關(guān)。分子結(jié)構(gòu)化學(xué)鍵空間構(gòu)型分子間的作用力分子內(nèi)第一章第一節(jié)原子原子核核外電子質(zhì)子中子（每個質(zhì)子帶一個單位正電荷）（不帶

一、原子核外電子的運(yùn)動離核愈近，電子云愈密集，即電子云出現(xiàn)的概率密度愈大。反之，離核愈遠(yuǎn)，電子云愈稀疏，即電子云出現(xiàn)的概率密度愈小。

注意：電子云中的小黑點(diǎn)決不能看成是電子。電子云：用小黑點(diǎn)的疏密形象描述電子在原子核外空間出現(xiàn)的概率密度分布圖。第一章第一節(jié)一、原子核外電子的運(yùn)動離核愈近，

1924年德布羅意預(yù)言：一些實(shí)物粒子(如電子、中子、質(zhì)子等)也具有波粒二象性（是指某物質(zhì)同時(shí)具備波的特質(zhì)及粒子的特質(zhì)）。為了得到電子運(yùn)動狀態(tài)的合理解，必需引進(jìn)幾個參數(shù)n、l、m，稱它們?yōu)榱孔訑?shù)（表征微觀粒子運(yùn)動狀態(tài)的一些特定的數(shù)字），每個量子數(shù)都有其確定的取值范圍。二、核外電子運(yùn)動狀態(tài)的描述第一章第一節(jié)1924

意義：描述電子層能量的高低次序和離核的遠(yuǎn)近，有電子層的意思。取值：123456┄正整數(shù)

符號：KLMNOP┄‥‥‥n=1表示能量最低、離核最近的第一電子層。

n越大，該電子層離核平均距離越遠(yuǎn)，電子能量越高。

n相同，即為同一電子層。（一）主量子數(shù)n第一章第一節(jié)意義：描述電子層能對于單層電子的，如氫，電子能量完全由n決定，對于多電子原子來說，電子能量除了與n值有關(guān)外，還與電子亞層有關(guān)。（一）主量子數(shù)n第一章第一節(jié)對于單層電子的，如氫，電子能量完全由n決定，對于多電子意義：表示同一電子層中有不同的分層（亞層）；確定原子軌道的形狀并在多電子原子中和主量子數(shù)一起決定電子的能量。取值：01234（n–1）正整數(shù)符號：spdfg‥‥‥（二）角量子數(shù)l第一章第一節(jié)意義：表示同一電子層中有不同的分層（亞層）；確定原子軌道的形各電子層內(nèi)的亞層數(shù)

nl=0l=1l=2l=3l=4亞層數(shù)11s122s2p233s3p3d344s4p4d4f455s5p5d5f5g5（二）角量子數(shù)l第一章第一節(jié)各電子層內(nèi)的亞層數(shù)nl=0l=1l=2l=3l=4亞層⑴每個n值最多對應(yīng)n個不相同的角量子數(shù)l，即每個電子層最多有n個亞層。⑵l的每個值還可表示一種形狀的原子軌道：

l=0，s軌道，球形；l=1，p軌道，啞鈴形；l=2，d軌道，花瓣形（二）角量子數(shù)l第一章第一節(jié)⑴每個n值最多對應(yīng)n個不相同的角量子數(shù)l，即每個電子層最多注意①多電子原子軌道的能量與n、l有關(guān)，而氫原子或單電子離子原子軌道的能量只與n有關(guān)。②多電子原子軌道的能量，由n、l

共同決定。一組n、l

對應(yīng)于一個能級，其能量相同（即n、l都相同）。③在多電子原子中，n相同，l越大，E

越大。

Ens＜Enp＜End＜Enf

即在同一電子層中，電子還分為若干不同的能級，l又稱為能級或電子亞層。第一章第一節(jié)注意①多電子原子軌道的能量與n、l有關(guān)，而氫(同一亞層中往往還包含著若干空間伸展方向不同的原子軌道。)意義:決定原子軌道或電子云在空間的伸展方向取值：與l有關(guān)，給定l，m=0、±1、±2……±

l,(2l+1）個值。如，p軌道在空間有三個方向——px、py、

pz（三）磁量子數(shù)m第一章第一節(jié)(同一亞層中往往還包含著若干空間伸展方向不同的原子軌通常把在一定的電子層中，具有一定形狀和伸展方向的電子云所占據(jù)的原子核外空間稱為一個原子軌道，簡稱為軌道。用□或○表示。電子能量與m無關(guān)，也就是說，n、l相同，而m不同的各原子軌道，其能量是完全相同的。這種能量相同的軌道稱為簡并軌道，或等價(jià)軌道。如px、py、

pz屬于等價(jià)軌道。（三）磁量子數(shù)m第一章第一節(jié)通常把在一定的電子層中，具有一定形狀和伸展方向的電

各亞層的軌道數(shù)

亞層空間取向軌道數(shù)

s

亞層l=0mL=02l+1=1

p亞層l=1mL=0，±12l+1=3

d亞層l=2mL=0，±1，±22l+1=5

f亞層l=3mL=0，±1，±2，±32l+1=7（三）磁量子數(shù)m第一章第一節(jié)各亞層的電子除繞核運(yùn)動外,還繞著自身的軸作自旋運(yùn)動意義：描述核外電子的自旋狀態(tài)取值：+1/2，-1/2；↑，↓四個量子數(shù)n,l,m,ms可確定一個電子在原子核外的運(yùn)動狀態(tài)（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)電子除繞核運(yùn)動外,還繞著自身的軸作自旋運(yùn)動（四）自旋量子數(shù)m結(jié)論：同一原子中，不可能有運(yùn)動狀態(tài)完全相同的電子存在，即同一原子中各個電子的四個量子數(shù)不可能完全相同。⑴一個軌道中只能容納2個自旋相反的電子；⑵各電子層的軌道數(shù)=n2⑶各電子層電子的最大容量=2n2（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)結(jié)論：同一原子中，不可能有運(yùn)動狀態(tài)完全相同的電子存在，即同一1-1（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)1-1（四）自旋量子數(shù)ms第一章第一節(jié)

1.n不同，l相同。

n

越大，電子云的徑向分布圖的主峰離核越遠(yuǎn)，軌道的能量越高；E1s＜E2s

＜E3s······E2p

＜E3p

＜E4p······E3d

＜E4d

＜E5d······E4f＜E5f

＜······三、原子核外電子排布（一）電子分布與近似能級圖

2.n相同，l相同。

l越大，能量越高。第一章第一節(jié)1.n不同，l相同。n越大，電子云的在一定情況下nd軌道的能量可能高于(n+1)s軌道的能量，nf軌道的能量