第6章物質(zhì)的結(jié)構(gòu)本章知識點核外電子的運動（自學(xué)）

原子結(jié)構(gòu)與元素周期律價鍵理論分子間的作用力6.1.3原子的軌道能級6s5s4s3s2s1s6p5p4p3p2p5d4d3d4fPONMLK1s2p2s3p3s4p3d4s5p4d5s6p5d4f6s1.能級K<L<M<N<O<P3.同一原子，不同電子亞層有能級交錯現(xiàn)象如E5s<E4d<E5p2.同一電子層：

Ens<Enp<End<Enf近似能級圖（1）屛蔽效應(yīng)：在多電子原子中，電子因受其它電子排斥，而使指定電子感受到的核電荷（即有效核電荷）減小的作用稱為屏蔽效應(yīng).

（2）鉆穿效應(yīng)電子滲入原子內(nèi)部而更靠近核的本領(lǐng)稱為鉆穿，電子鉆到核附近、回避其他電子屛蔽作用、使其能量降低的作用，稱為鉆穿效應(yīng)。

屏蔽效應(yīng)與鉆穿效應(yīng)“屏蔽效應(yīng)”和“鉆穿效應(yīng)”是決定能級高低的二個方面。小結(jié)1.當(dāng)L相同，n不同時

E1s<E2s<E3s,E2p<E3p<E4p,E3d<E4d<E5d2.當(dāng)n相同，L不同時

Ens<Enp<End<Enf3.當(dāng)n,L都不同時，由于多電子體系中有能級交錯

n≥4時，Ens<E(n-1)d<Enp

n≥6時，Ens<E(n-2)f<E(n-1)d<Enp

6.1.4核外電子的排布泡利不相容原理——每一個原子軌道，最多只能容納兩個自旋方向相反的電子；能量最低原理——原子為基態(tài)時，電子盡可能地分布在能級較低的軌道上，使原子處于能級最低狀態(tài)；洪特規(guī)則——在同一亞層的等價軌道中電子盡可能地單獨分布在不同的軌道上,且自旋方向相同。如7N1s22s22p31s2s2p(2)2s(4)3s(1)1s(6)4s(9)5s(16)7s(3)2p(12)6s(5)3p(8)4p(11)5p(15)6p(19)7p(7)3d(10)4d(14)5d(18)6d(13)4f(17)5f應(yīng)用核外電子填入軌道順序圖，根據(jù)泡利不相容原理、能量最低原理、洪特規(guī)則，可以寫出元素原子的核外電子分布式如：19K1s22s22p63s23p64s1

26Fe1s22s22p63s23p63d64s2核外電子填入軌道的順序19種元素原子的外層電子分布有例外基態(tài)原子電子分布其中：29Cu1s22s22p63s23p63d104s1全充滿24Cr1s22s22p63s23p63d54s1半充滿同樣有：46Pd、47Ag、79Au同樣有：42Mo、64Gd、96Cm當(dāng)電子分布為全充滿(p6、d10、f14)、半充滿(p3、d5、f7)、全空(p0、d0、f0)時,原子結(jié)構(gòu)較穩(wěn)定例外的還有：41Nb、44Ru、45Rh、57La、58Ce、78Pt、89Ac、90Th、91Pa、92U、93Np6.2周期律一、元素周期表1、周期：各元素原子呈現(xiàn)周期性變化，一個周期相當(dāng)于一個能級組。根據(jù)能級不同，將元素周期表劃分為：元素周期表特短周期：第1周期2種元素短周期：第2、3周期每期8種元素長周期：第4、5周期每期18種元素出現(xiàn)d亞層特長周期：第6、7周期每期32種元素出現(xiàn)f亞層2、族：外層電子結(jié)構(gòu)相同或相似的元素構(gòu)成一族主族元素A:電子填充在ns或np軌道上副族元素B:電子填充在(n-1)d和ns1-2軌道上鑭、錒系：電子填充在4f和5f軌道上惰性氣體稱為零族。ⅧB的過渡元素稱為Ⅷ族ⅠA0一1ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA2二345678910三1112ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB131415161718四192021222324252627282930313233343536五373839404142434445464748495051525354六555671*727374757677787980818283848586七8788103*1041051061071081091101111123.元素周期表中區(qū)的劃分鑭系575859606162636465666768697071錒系8990919293949596979899100101102103Sddspfns1~2

(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2最后一個電子一般填入次外層d亞層區(qū)最后一個電子一般填入次外層d亞層最后一個電子填入s亞層ⅠA0一1ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA2二345678910三1112ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡB131415161718四192021222324252627282930313233343536五373839404142434445464748495051525354六555671*727374757677787980818283848586七8788103*104105106107108109110111112鑭系575859606162636465666768697071錒系8990919293949596979899100101102103Sddspfns1~2

(n-1)d1~9ns1~2(n-1)d10ns1~2ns2np1~6(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2區(qū)最后一個電子填入外層p亞層最后一個電子一般填入外數(shù)第三層f亞層區(qū)根據(jù)最后一個電子填入的亞層確定最后一個電子填入的亞層區(qū)最外層的s亞層s最外層的p亞層p一般為次外層的d亞層d一般為次外層的d亞層,且為d10ds一般為倒數(shù)第三層的f亞層f元素在周期表的位置(周期、區(qū)、族)取決于該元素原子核外電子的分布例24Cr寫出電子排布式:1s22s22p63s23p63d54s1周期數(shù)＝電子層數(shù)第四周期最后一個電子填入次外層d亞層d區(qū)元素族數(shù)＝(最外層+次外層d)電子數(shù)＝(1+5)=6

ⅥBCr為第四周期、ⅥB族元素元素在周期表的位置(周期、區(qū)、族)取決于該元素原子核外電子的分布例47Ag寫出電子排布式:[Kr]4d105s1周期數(shù)＝電子層數(shù)第五周期最后一個電子填入次外層d亞層，而d電子數(shù)為10ds區(qū)元素族數(shù)＝最外層電子數(shù)＝1

IBAg為第五周期、IB族元素共價半徑——兩個相同原子形成共價鍵時，其核間距離的一半定義二、元素性質(zhì)d=198pmr(Cl)=99pmd=154pmr(C)=77pm1.原子半徑金屬半徑——金屬單質(zhì)晶體中，兩個相鄰金屬原子核間距離的一半定義d=256pmr(Cu)=128pm范德華半徑——分子晶體中，兩個相鄰分子核間距離的一半定義d=320pmr(Ne)=160pmIA0一H37IIAⅢAIVAⅤAVIAⅦAHe122二Li152Be111B88C77N70O66F64Ne160三Na168Mg160ⅢBIVBVBVIBⅦBⅧIBIIBAl143Si117P110S104Cl99Ar191四K227Ca197Sc161Ti145V132Cr125Mn124Fe124Co125Ni125Cu128Zn133Ga122Ge122As121Se117Br114Kr198五Rb248Sr215Y181Zr160Nb143Mo136Tc136Ru133Rh135Pa138Ag144Cd149In163Sn141Sb141Te137I133Xe217六Cs265Ba217La173Hf159Ta143W137Re137Os134Ir136Pt136Au144Hg160Tl170Pb175Bi155Po153AtRn變化規(guī)律非金屬為共價半徑、金屬為金屬半徑、稀有氣體為范德華半徑26021016011060原子半徑/pm族號同一周期的d區(qū)元素,自左到右,隨核電荷的增加,原子半徑略有減小。IB族開始，反而有所增加;同一主族元素，自上往下，原子半徑逐漸增大;同一副族元素(除ⅢB外),自上往下,原子半徑一般略有增大。五、六周期同族元素原子半徑十分相似鑭系元素,自左到右,隨核電荷的增加,原子半徑總的趨勢緩慢減小，即鑭系收縮210200190180170原子半徑/pm原子序數(shù)2電離能第一電離能(I1)——基態(tài)的中性氣態(tài)原子失去一個電子形成氣態(tài)陽離子所需的能量Mg(g)-e-→Mg+(g)I1=H1=738kJ·mol-1第二電離能(I2)——氧化數(shù)為+1的氣態(tài)陽離子失去一個電子形成氧化數(shù)為+2的氣態(tài)陽離子所需的能量Mg+(g)-e-→Mg2+(g)I2=H2=1451kJ·mol-1其余依次類推...基態(tài)氣態(tài)原子失去電子變?yōu)闅鈶B(tài)陽離子，克服核電荷對電子的引力所消耗的能量電離能(I)氣態(tài)原子失去電子變?yōu)闅鈶B(tài)陽離子，克服核電荷對電子的引力所消耗的能量電離能(I)Mg(g)-e-→Mg+(g)InIn/(kJ·mol-1)I1737.7I21450.7I37732.8I410540I513628I617905I721704I825856I1<I2<I3<I4<...Mg+(g)-e-→Mg2+(g)...電離能用來衡量氣態(tài)原子失去電子的難易電離能越小，原子越易失去電子電離能越大，原子越難失去電子電離能(I)2160186015601260960660360I1/(kJ·mol-1)原子序數(shù)HeNeLiXeNaArKrKRbCsHNPSbAs同一周期主族元素，從左到右，電離能逐漸增大同一周期副族元素，從左到右，電離能變化不規(guī)律電離能(I)2160186015601260960660360I1/(kJ·mol-1)原子序數(shù)HeNeLiXeNaArKrKRbCsHNPSbAs同一主族元素，從上往下，電離能逐漸減小同一副族元素，從上往下，電離能略有增大第一電子親和能(EA1)——基態(tài)氣態(tài)原子得到一個電子形成氣態(tài)陰離子所放出的能量O(g)+e-→O-(g)EA1=-141kJ·mol-1第二電子親合能(EA2)——氧化數(shù)為-1的氣態(tài)陰離子得到一個電子形成氧化數(shù)為-2的氣態(tài)陰離子所放出的能量

O-(g)+e-→O2-(g)EA2=+780kJ·mol-1其余依次類推...基態(tài)氣態(tài)原子得到電子變?yōu)闅鈶B(tài)陰離子，所放出的能量電子親和勢(EA)電子親和能用來衡量氣態(tài)原子得電子的難易電子親和能代數(shù)值越小,原子越易得到電子3電子親和能電離能4

電負性分子中元素原子吸引電子的能力電負性越大,元素原子吸引電子能力越強，即：元素原子越易得到電子，越難失去電子。電負性越小，元素原子吸引電子能力越弱，即：元素原子越難得到電子，越易失去電子。ⅠA一H2.1ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA二Li1.0Be1.5B2.0C2.5N3.0O3.5F4.0三Na0.9Mg1.2ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅠBⅡBAl1.5Si1.8P2.1S2.5Cl3.0四K0.8Ca1.0Sc1.3Ti1.5V1.6Cr1.6Mn1.5Fe1.8Co1.9Ni1.9Cu1.9Zn1.6Ga1.6Ge1.8As2.0Se2.4Br2.8五Rb0.8Sr1.0Y1.2Zr1.4Nb1.6Mo1.8Tc1.9Ru2.2Rh2.2Pa2.2Ag1.9Cd1.7In1.7Sn1.8Sb1.9Te2.1I2.5六Cs0.7Ba0.9Lu1.2Hf1.3Ta1.5W1.7Re1.9Os2.2Ir2.2Pt2.2Au2.4Hg1.9Tl1.8Pb1.9Bi1.9Po2.0At2.2電負性說明：1.鮑林電負性是一個相對值,無單位

2.現(xiàn)已有多套電負性數(shù)據(jù),應(yīng)盡可能采用同一套數(shù)據(jù)6.3價鍵理論6.3.1價鍵理論概述1.電子配對法2.最大重疊原理

（a）(b)圖6.20s軌道于p軌道成鍵示意圖化學(xué)鍵的定義和分類化學(xué)鍵：分子中相鄰的兩個（或多個）原子之間存在的強烈的相互作用。化學(xué)鍵的分類：離子鍵共價鍵金屬鍵本質(zhì)特征存在離子鍵靜電引力無方向性、無飽和性離子晶體共價鍵電子共有有方向性、有飽和性原子晶體金屬鍵電子氣和金屬原子無方向性、無飽和性金屬晶體6.3.2化學(xué)鍵1.離子鍵

1、離子鍵：由電負性大的非金屬陰離子與電負性小的金屬陽離子通過靜電引力而形成的化學(xué)鍵叫～。由離子鍵形成的化合物叫離子型化合物，它們以離子晶體存在，如NaCl。

2、離子鍵的性質(zhì)：（1）本質(zhì)——靜電引力；特征——無方向性和飽和性（2）鍵的離子性與元素電負性有關(guān)實驗測知:H2核間距＝74pmH玻爾半徑＝53pm說明H2分子形成時：成鍵電子的軌道發(fā)生了重疊，使核間形成了電子概率密度較大的區(qū)域，削弱了兩核間的正電排斥，增強了核間電子云對核的吸引，使體系能量降低，形成共價鍵共價鍵：原子間由于成鍵電子的原子軌道重疊而形成的化學(xué)鍵74pmd1.共價鍵的形成——以H2為例6.3.2共價鍵理論價鍵理論(電子配對法)要點兩原子靠近時，自旋方向相反的未成對的價電子可以配對，形成共價鍵成鍵電子的原子軌道重疊越多，形成的共價鍵越牢固——最大重疊原理2.共價鍵的特點

飽和性:原子有幾個未成對的價電子,一般只能和幾個自旋方向相反的電子配對成鍵例2pNN2pN2

:N≡N:在特定的條件下，有的成對的價電子能被拆開為單電子參與成鍵例：S3s3p3d3s3p3d[·S·]+6[·F:]→F–S–F¨¨¨¨FF\//\FF

方向性:為滿足最大重疊原理，成鍵時原子軌道只能沿著軌道伸展的方向重疊++++++___不能成鍵能成鍵3.共價鍵的鍵型共價鍵極性共價鍵強極性鍵:如H－Cl

弱極性鍵:如H－I非極性共價鍵:如H－H、Cl－Cl按鍵是否有極性分：按原子軌道重疊部分的對稱性分：σ鍵、π鍵σ鍵：原子軌道以“頭碰頭”的形式重疊所形成的鍵對鍵軸(x軸)具有圓柱形對稱性

σp-px

xxσs-sσs-pσ電子：形成σ鍵的電子π鍵：原子軌道以“肩并肩”的形式重疊所形成的鍵對xy平面具有反對稱性

z

z

xy

y

πpz-pz即重疊部分對xy平面的上、下兩側(cè)，形狀相同、符號相反π電子：形成π鍵的電子鍵參數(shù)鍵能：氣體分子每斷開1mol某鍵時的焓變?nèi)鏓(H－Cl)=△H=431kJ·mol-1鍵能可衡量化學(xué)鍵的牢固程度鍵能越大，化學(xué)鍵越牢固對雙原子分子，鍵能=鍵的解離能(D)

HCl(g)

H(g)+Cl(g)29815K標(biāo)準(zhǔn)態(tài)

H2(g)

2H(g)29815K標(biāo)準(zhǔn)態(tài)E(H－H)=D=436kJ·mol-1鍵長(Lb)鍵長：分子內(nèi)成鍵兩原子核間的平衡距離鍵Lb/pm鍵Lb/pm

H－H74.0

H－F91.8

Cl－Cl198.8

H－Cl127.4

Br－Br228.4

H－Br140.8

I－I266.6

H－I160.8同一種鍵在不同分子中,鍵長基本是個定值鍵C－C金剛石乙烷丙烷Lb/pm154153154155

鍵角鍵角:在分子中兩個相鄰化學(xué)鍵之間的夾角直線形正四面體形′三角錐形′V形′已知分子的鍵長和鍵角,就可確定分子的幾何構(gòu)型。價鍵理論能較好地說明一些雙原子分子價鍵的形成不能很好地說明多原子分子的價鍵形成和幾何構(gòu)型例如：CH4按價鍵理論C激發(fā)2s2s2p2p應(yīng)形成四個C－H鍵不完全相同。與實際不符實際測定′正四面體形6.3.4雜化軌道理論雜化軌道理論的要點原子成鍵時,參與成鍵的若干個能級相近的原子軌道相互“混雜”,組成一組新軌道

(雜化軌道),這一過程叫原子軌道的“雜化”

為解決價鍵理論的局限性，鮑林在價鍵理論中引入了雜化軌道的概念雜化軌道理論的要點雜化軌道比原來未雜化的軌道成鍵能力強，形成化學(xué)鍵的鍵能大，生成的分子穩(wěn)定有幾個原子軌道參與雜化，就形成幾個雜化軌道雜化的結(jié)果：軌道數(shù)目不變，能量趨于平均化，對稱性更高。1.常見的雜化類型sp雜化——１個s軌道＋１個p軌道例BeCl2Be2s2s2p2p激發(fā)sp雜化sp2pBeClClCl—Be—Cl直線形雜化軌道數(shù)目雜化軌道含量軌道夾角雜化軌道構(gòu)型成鍵類型分子構(gòu)型實例２

s、p180°直線形σ鍵直線形BeCl2、CO21212sp2雜化——１個s軌道+2個p軌道雜化軌道數(shù)目雜化軌道含量軌道夾角雜化軌道構(gòu)型成鍵類型分子構(gòu)型3

s、

p120°正三角形σ鍵正三角形2313+++___120°sp2雜化——１個s軌道+2個p軌道雜化軌道數(shù)目雜化軌道含量軌道夾角雜化軌道構(gòu)型成鍵類型分子構(gòu)型3

s、

p120°正三角形σ鍵正三角形2313120°BFFF例BF3Bsp22p2s2s2p2p激發(fā)sp2雜化sp3雜化——１個s軌道+3個p軌道雜化軌道數(shù)目雜化軌道含量軌道夾角雜化軌道構(gòu)型成鍵類型分子構(gòu)型4

s、

p10928正四面體σ鍵正四面體3414++++____10928’sp3雜化——１個s軌道+3個p軌道雜化軌道數(shù)目雜化軌道含量軌道夾角雜化軌道構(gòu)型成鍵類型分子構(gòu)型4

s、

p10928正四面體σ鍵正四面體3414例CH4C2s2s2p2p激發(fā)sp3雜化sp310928CHHHH不等性sp3雜化10718’例NH3N2s2p不等性sp3雜化三角錐形??不等性sp3不等性sp3雜化例H2OO不等性sp3不等性sp3雜化2s2p10445折線(V)形雜化類型spsp2sp3雜化軌道構(gòu)型直線形三角形四面體形雜化軌道中孤電子對數(shù)０００１２分子幾何構(gòu)型直線形三角形正四面體三角錐V形實例BeCl2CO2BF3SO3CH4、CCl4SiH4NH3H2O鍵1071810445分子極性無無無有有極性分子:

分子的偶極矩(dipolemoment)是衡量分子極性大小的物理量。

物理學(xué)中，把大小相等符號相反彼此相距為d的兩個電荷（+q和-q）組成的體系稱為偶極子，其電量與距離之積，就是分子的偶極矩（μ）。數(shù)量級為10-30C·m（庫·米）。

μ=q·d

6.3.6分子的極性偶極矩為向量，用表示，箭頭指向負電中心偶極矩越大，極性越大。如：H2O為極性分子，而CO2為非極性分子6.4分子間的作用力和氫鍵分子間力的實質(zhì)---靜電作用力取向力誘導(dǎo)力色散力分子間力的種類范德華力1.范德華力分子間力的產(chǎn)生非極性分子與非極性分子之間非極性分子正負電荷中心重合，沒有極性。但電子和原子核也在不停地運動，使原子核與電子云之間發(fā)生瞬時的相對位移。正、負電荷中心暫時不重合，產(chǎn)生瞬時偶極。色散力——分子間由于瞬時偶極所產(chǎn)生的作用力++++++++________→→非極性分子與極性分子之間

1.由于電子與原子核的相對運動，極性分子也會出現(xiàn)瞬時偶極，所以非極性分子與極性分子之間也存在色散力。

2.非極性分子在極性分子固有偶極作用下，發(fā)生變形，產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極。誘導(dǎo)力——誘導(dǎo)偶極與固有偶極之間的作用力極性分子與極性分子之間

3)存在色散力。

2)極性分子定向極化后，會進一步產(chǎn)生誘導(dǎo)偶極，存在誘導(dǎo)力。

1)極性分子相互靠近時，發(fā)生定向極化。+++++++++________取向力——由固有偶極的取向而產(chǎn)生的作用力分子分子間力種類非極性分子-非極性分子色散力非極性分子-極性分子色散力、誘導(dǎo)力極性分子-極性分子色散力、誘導(dǎo)力、取向力色散力>>取向力>誘導(dǎo)力分子間力的特點與分子的極化率有關(guān)（極化率與分子中原子對電子結(jié)合的牢固程度有關(guān)）作用距離短,作用范圍僅為10-9m作用能小，一般為幾到幾十千焦每摩爾，比鍵能小1~2個數(shù)量級無飽和性和方向性對大多數(shù)分子來說，以色散力為主(除極性很大且存在氫鍵的分子，如H2O外)2.氫鍵如