1、物質(zhì)結(jié)構(gòu)基礎(chǔ),第5章,第5章 目錄,5.1 原子結(jié)構(gòu)的近代概念 5.2 多電子原子的電子分布方式和周期系 5.3 化學(xué)鍵與分子間相互作用 5.4 晶體結(jié)構(gòu),歷史的回顧,Dalton原子學(xué)說 (1803年) Thomson“西瓜式”模型 (1904年) Rutherford核式模型 (1911年) Bohr電子分層排布模型 (1913年) 量子力學(xué)模型(1926年),1. Dalton 原子論 1803年,化學(xué)元素的最小單元是原子，原子不可再分。有了原子量的概念。,2. 電子的發(fā)現(xiàn) 19世紀(jì)末 Thomson,電子是組成原子的一種微粒?！拔鞴鲜健蹦Ｐ?3. Rutherford 核式原子結(jié)構(gòu)模型

2、 1911年,提出原子核的概念 （行星式、棗糕式）,5.1.1 波函數(shù),1 光的波粒二象性,20世紀(jì)初，愛因斯坦提出了質(zhì)能轉(zhuǎn)換關(guān)系： E = mc2,光具有動量和波長，也就是說光具有波粒二象性。,由于 E = hv c = v hv = mc2 = mcv 所以 = h / mc = h / p 式中，c 為光速, h為普朗克常數(shù)， h =6.62610-34Js1 ， p為光子的動量,5.1 原子結(jié)構(gòu)的近代概念,2 微觀粒子的波粒二象性,光的波、粒二象性揭示了光被人們忽略的另一面，反之，粒子是否也具有被忽視的另一面，即波動性質(zhì)呢？,1924年，德布羅意(de Broglie)提出微觀粒子也具

3、有波的性質(zhì)，并假設(shè)： = h / mv,式中， 為粒子波的波長；v為粒子的速率，m為粒子的質(zhì)量,電子衍射實驗示意圖,圖5.1 電子衍射示意圖,1927年，粒子波的假設(shè)被電子衍射實驗所證實。,定向電子射線,晶片光柵,衍射圖象,概率波,3 波函數(shù)與量子數(shù),1926年，奧地利物理學(xué)家薛定諤（Schrdinger）提出了微觀粒子運動的波動方程，即薛定諤方程：,其中， 為波動函數(shù)，是空間坐標(biāo)x、y、z 的函數(shù)。 E 為核外電子總能量，V 為核外電子的勢能，h 為普朗克常數(shù)，m 為電子的質(zhì)量。,(x,y,z),波函數(shù),變換為球面坐標(biāo)： x = r sin cos y = r sin sin z = r c

4、os r2 = x2 + y2 + z2,圖5.3 球面坐標(biāo)變換,在整個求解過程中，需要引入三個參數(shù)，n、l 和 m。結(jié)果可以得到一個含有三個參數(shù)和三個變量的函數(shù) = n, l, m(r, , ),由于上述參數(shù)的取值是非連續(xù)的，故被稱為量子數(shù)。當(dāng)n、l 和 m 的值確定時，波函數(shù)(原子軌道)便可確定。,n, l 和m的取值必須使波函數(shù)合理(單值并且歸一)。結(jié)果如下：n的取值為非零正整數(shù)，l 的取值為0到(n 1)之間的整數(shù)，而m的取值為0到 l 之間的整數(shù)。,(1) 主量子數(shù) n 的物理意義：,表示核外的電子層數(shù)并確定電子到核的平均距離 確定單電子原子的電子運動的能量,n 的取值：n = 1，

5、2，3，,量子數(shù),求解H原子薛定諤方程得到：每一個對應(yīng)原子軌道中電子的能量只與n有關(guān)： En = (1312 / n2) kJmol 1 n的值越大，電子能級就越高。,n = 1，2，3，4, 對應(yīng)于電子層K，L，M，N, ,(2) 角量子數(shù) l 的物理意義：,l 的取值：l = 0,1,2,3, (n 1) l = 0,1,2,3 的原子軌道習(xí)慣上分別稱為s、p、d、f 軌道。,圖5.5 原子軌道形狀,表示亞層，基本確定原子軌道的形狀,對于多電子原子，與n共同確定原子軌道的能量。,(3) 磁量子數(shù) m 的物理意義：,m 的取值: m = 0,1,2, l, 共可取2l + 1個值 確定原子軌

6、道的伸展方向,p軌道, m=-1,0,+1,有三個伸展方向,d軌道, m=-2,-1,0,+1,+2有五個伸展方向,圖5.6 原子軌道伸展方向,除s軌道外,都是各向異性的,用波函數(shù)n,l,m描述原子中電子的運動,習(xí)慣上稱為軌道運動,它由n, l, m三個量子數(shù)所規(guī)定,電子還有自旋運動，因而產(chǎn)生磁矩，電子自旋磁矩只有兩個方向。因此，自旋量子數(shù)的取值僅有兩個，分別為+1/2和-1/2，也常形象地表示為 和 。,(4) 自旋量子數(shù)ms,一個軌道中的電子可以有兩種不同的自旋方向。,注：由于上述參數(shù)的取值是非連續(xù)的，故被稱為量子數(shù)。當(dāng)n、l 和 m 的值確定時，波函數(shù)(原子軌道)便可確定。加上自旋量子數(shù)

7、即可以確定電子的一種運動狀態(tài)。由波函數(shù)的單值性可知，在一個原子中，電子的某種運動狀態(tài)是唯一的，即不能有兩個波函數(shù)具有相同的量子數(shù)。,n,l,m軌道 (r, , ) R(r)Y(, ) 1,0,0 1s 2,0,0 2s 2,1,0 2pz 2px 2py,波函數(shù)可以被分解為徑向部分R(r)和角度部分Y(, ) ，即： (r, , ) = R(r)Y(, ),氫原子的波函數(shù)如下：(其中2px和2py由(2,1,-1)和(2,1,1)線性組合而成)。,2,1,1,波函數(shù)是描述核外電子運動狀態(tài)的函數(shù)，也稱為原子軌道。,原子軌道與經(jīng)典力學(xué)的軌道是完全不同的兩個概念。之所以這樣叫，只是沿用了“軌道”這個

8、名稱而已。,波函數(shù)角度部分Y(, )在三維坐標(biāo)上的圖像稱為原子軌道的角度分布，圖像中的正、負號是函數(shù)值的符號。,氫原子的1s軌道：角度部分為 ，是一個與角度無關(guān)的常數(shù)，其圖像是一個半徑為 的球面。,s軌道球形對稱。,氫原子的2pz軌道：,5.1.2 電子云,假定我們能用高速照相機攝取一個電子在某一瞬間的空間位置，然后對在不同瞬間拍攝的千百萬張照片上電子的位置進行考察，則會發(fā)現(xiàn)明顯的統(tǒng)計性規(guī)律。即：電子經(jīng)常出現(xiàn)的區(qū)域是一個球形空間。疊加圖形被形象地稱為電子云。電子云是空間某單位體積內(nèi)找到電子的概率分布的圖形，故也稱為概率密度。,基態(tài)氫原子核外電子的運動,圖5.8 電子云的統(tǒng)計概念（二維投影）a)

9、 單張照片；b) 二張照片 c)大量照片,電子云與概率密度,圖5.9 電子云示意圖a) s電子云；b) p電子云；c) d電子云,1 電子云的角度分布,電子云的角度分布與原子軌道的角度分布之間的區(qū)別：,圖5.11 電子云的徑向分布,形狀較瘦 沒有正、負號,2 電子云的徑向分布*,電子云的徑向分布指在單位厚度的球殼內(nèi)找到電子的概率,2s,3s,3s,圖5.10 電子云的徑向分布示意圖,5.2 多電子原子的電子分布方式與周期系,在已發(fā)現(xiàn)的112種元素中，除氫以外，都屬于多電子原子。多電子原子除電子與核的作用勢能外，還存在電子之間的作用勢能，因此使得多電子原子體系的勢能部分的表達非常復(fù)雜，現(xiàn)有的數(shù)學(xué)

10、方法還只能精確求解氫原子和類氫離子體系（核外只有一個電子，如He+等）的薛定諤方程。,多電子原子體系可以得到薛定諤方程的近似解，過程十分復(fù)雜，本節(jié)只介紹其結(jié)果的應(yīng)用。,5.2.1 多電子原子軌道的能級,多電子原子軌道的能級取決于主量子數(shù)n和角量子數(shù)l ：,主量子數(shù)n相同時，l 越大，能量越高,角量子數(shù)l 相同時，n越大，能量越高,當(dāng)主量子數(shù)n和角量子數(shù)l 都不同時，可以發(fā)生能級交錯的現(xiàn)象。,原子軌道的能量與原子序數(shù)的關(guān)系,5.2.2 核外電子分布原理與方式,原子核外電子的分布要服從以下規(guī)則：,泡里不相容原理,能量最低原理,洪德規(guī)則,此外，還有一些其它的補充規(guī)則，用以解釋以上規(guī)則不足以說明實驗事

11、實的一些特例。,1 泡里不相容原理,在同一個原子中,不允許兩個電子的四個量子數(shù)完全相同。即，同一個原子軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反。,量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關(guān)系,每個亞層中軌道數(shù)目,1 3 5 7,2 6 10 14,2 8 18 2n2,每個亞層最多容納電子數(shù),每個電子層最多 容納的電子數(shù),主量子數(shù) n 1 2 3 4,電子層 K L M N,角量子數(shù) l 0 1 2 3,電子亞層 s p d f,2 能量最低原理,核外電子在原子軌道上的排布，必須盡量占據(jù)能量最低的軌道。,Pauling把能級相近的軌道排成一組，得到近似能級組結(jié)果。,Pauling近似能級圖,3 洪德規(guī)則,當(dāng)

12、電子在n, l 相同的等價軌道上分布時，每個電子盡可能占據(jù)磁量子數(shù)不同的軌道且自旋平行。,例題5.1 碳原子(1s22s22p2)的兩個p電子在三個能量相同的2p軌道上如何分布？,I II III,共有以下三種排列方法：,圖5.13 兩個電子在p軌道上的分布,4 能量最低原理的補充規(guī)則,當(dāng)相同能量的軌道為全充滿或半充滿的狀態(tài)時，能量較低。,例5.2 寫出Z=24的鉻元素的電子排布式 （注意書寫）,解： 不考慮補充規(guī)則時，排列方式應(yīng)是,1s22s22p63s23p63d54s1,思考題：29號元素的的電子排布式如何？,1s22s22p63s23p63d104s1,1s22s22p63s23p6

13、4s2,考慮補充規(guī)則時，則為,3d4,5 原子與離子的特征電子構(gòu)型,由于化學(xué)反應(yīng)中通常只涉及外層電子的改變，因此一般只需要寫出外層電子的排布式。外層電子的排布式也稱為特征電子構(gòu)型。,例5.3 寫出26Fe原子的核外電子分布式和特征電子構(gòu)型以及Fe3+離子的特征電子構(gòu)型。,解： 原子序數(shù)為26，因此核外電子排列方式應(yīng)是 1s22s22p63s23p63d64s2,Fe3+離子的特征電子構(gòu)型則是： 3s23p63d5,特征電子構(gòu)型則是： 3d64s2,特征電子構(gòu)型的書寫規(guī)則,主族元素：寫出最外層的s軌道和p軌道上的電子分布。,過渡金屬元素：寫出次外層的d 軌道和最外層的s 軌道上的電子分布。,注意

14、：,離子：要寫出同一層的全部電子分布。,5.2.3 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的周期性,1 元素周期表中的族與元素分區(qū),特征電子構(gòu)型相同的元素排在同一列，構(gòu)成了元素周期表中的族。,當(dāng)特征電子構(gòu)型只含s軌道電子(通式為ns12)時，分為s區(qū)。,當(dāng)特征電子構(gòu)型中s軌道已滿，p軌道電子數(shù)為16(通式為ns2np16)時，分為p區(qū)。,s區(qū)和p區(qū)元素又稱為主族元素(A)。當(dāng)s軌道和p 軌道的電子數(shù)之和小于8時，主族元素的族數(shù)等于其s軌道和p 軌道的電子數(shù)之和。等于8時，即為0族。,當(dāng)特征電子構(gòu)型中內(nèi)層d軌道電子數(shù)為18 (通式為(n-1)d18ns2)時，分為d區(qū)。內(nèi)層d軌道電子數(shù)為10，外層s軌道電子數(shù)為12 (

15、通式為(n-1)d10ns12)時，分為ds區(qū)。 （副族B）,當(dāng)特征電子構(gòu)型n-2層f 軌道電子數(shù)為114 (通式為(n-2)f114ns2)時，分為f區(qū)。,元素周期表分區(qū),圖5.14 元素分區(qū),按能級組為行排列，從第二能級組起，每一行由s軌道起始，p軌道結(jié)束，構(gòu)成了元素周期表的周期。,思考：各周期中的元素的性質(zhì)從左到右的變化趨勢是否相同？,周期表中的周期數(shù)等于最外層軌道的主量子數(shù)。,思考：各周期中的元素的性質(zhì)從左到右的變化趨勢是否相同？,除第一周期外，其它周期中的元素的性質(zhì)從左到右的變化趨勢均相同。,2 元素周期表中的周期,3 原子半徑,在同一周期中，從左到右減小,由于核電荷的增加，核外電子

16、受核的引力增大，原子半徑減小。短周期元素的原子半徑的變化規(guī)律尤為顯著。,在同一族中，從上到下增加,由于主量子數(shù) n 的增加，原子半徑一般增加。主要是主族元素。副族元素的原子半徑，第五周期比第四周期增加，第六周期與第五周期接近。,前36號元素原子半徑變化,原子半徑(pm),原子序數(shù)Z,圖5.15 前36號元素原子半徑的變化,4 電離能,第一電離能處于基態(tài)的1mol氣態(tài)原子失去1mol電子成為氣態(tài)一價陽離子所需的能量，稱為該元素的第一電離能。,氣態(tài)一價陽離子再失去一個電子成為氣態(tài)二價陽離子所需的能量稱為第二電離能. 以此類推。 電離能數(shù)據(jù)可由光譜數(shù)據(jù)精確求得。,思考1：第一電離能與原子半徑之間的關(guān)

17、系如何？,原子半徑r大時，電子離核遠，受核的引力小，較易電離，從而電離能較小。,思考2：電離能與金屬活潑性之間的關(guān)系如何？,電離能越小，金屬的活潑性越強。,如：N(2s 22p3)的第一電離能偏大，而B (2s 22p1)的第一電離能偏小這是為什么？,N原子的特征電子構(gòu)型為p軌道半充滿，較穩(wěn)定(不易電離)，B 原子失去一個2p電子后變成2s22p0的穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。,副族，規(guī)律不明顯，因為新增的電子進入內(nèi)層的d軌道， 而最外層的電子數(shù)基本相同。自上而下第一電離能略有增加。,第一電離能的周期性,圖5.16 第一電離能的周期性,5 元素的電負性,電負性是元素的原子在分子中吸引成鍵電子的能力。,1932年

18、，鮑林（Pauling）首先提出了電負性的概念。鮑林指定氟（F）的電負性為4.0，從而求出其它元素的電負性。,電負性是一個相對數(shù)值,在同一周期中，從左到右電負性增加。,在同一族中，自上而下電負性下降。,思考：電負性最大的前三種和最小的元素分別是什么？,F的電負性(4.0)最大，其次是O(3.5)和N(3.0)。電負性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。,6 元素的氧化值,主族元素, 最高氧化值與其族數(shù)相同(F、O除外).,副族元素中 d區(qū)金屬除最外層的s電子外,次外層d電子也可全部或部分參與成鍵，因此最高氧化值可等于最外層s電子和次外層d電子數(shù)之和，大多有可變價，VIII族元素中只有Ru、Os為

19、+8價。ds區(qū)元素中Cu、Au的氧化數(shù)常可高于其族數(shù)。,如： 氫原子光譜示意圖,式中，R為常數(shù)，n1、n2必須是正整數(shù)且n1n2,圖5.2 氫原子光譜示意圖,5.2.4 原子光譜,處于低能量軌道的電子，受外界提供的合適頻率的射線照射時，可以吸收射線躍遷到較高能級。,原子吸收光譜的原理,圖5.17 原子吸收光譜示意圖,不同種類原子的電子能級不同，因而吸收射線的頻率v不同，據(jù)此可以分析被測樣品中含有的原子的種類，根據(jù)吸收強度可以測定該原子的含量。,一般用于定量分析,處于激發(fā)態(tài)的電子極不穩(wěn)定，當(dāng)它返回到較低能級時，以射線的形式向外釋放能量。其輻射的射線頻率v與兩能級能量差E與之間的關(guān)系為 E = h

20、,原子發(fā)射光譜的原理,v,基態(tài),激發(fā)態(tài),E,圖5.18 原子發(fā)射光譜示意圖,在原子發(fā)射光譜中，一般通過加熱樣品的方法使其處于激發(fā)狀態(tài)。,思考：在原子吸收光譜或原子發(fā)射光譜中，吸收或發(fā)射的射線是連續(xù)的嗎？,不連續(xù)。,一般用于定性分析,5.3 化學(xué)鍵與分子間相互作用力,物質(zhì)與物質(zhì)之間的相互作用也是多種多樣的，從作用結(jié)果來分析，有導(dǎo)致相互吸引的引力和相互排斥的斥力，從作用距離看，有長程作用力和短程作用力。,原子之間的長程強相互作用是化學(xué)鍵的特征，分子或原子團之間的短程弱相互作用是分子間作用力的特征。,5.3.1 化學(xué)鍵,分子中原子之間的長程強相互作用力稱為化學(xué)鍵。化學(xué)鍵可分為離子鍵、金屬鍵和共價鍵三

21、種。,組成化學(xué)鍵的兩個原子間電負性差大于1.8 時，一般生成離子鍵，小于1.8 時一般生成共價鍵。而金屬原子之間則生成金屬鍵。,1 離子鍵,當(dāng)活潑金屬和活潑非金屬元素的原子互相接近時，前者失去電子形成正離子，后者得到電子形成負離子。正、負離子通過靜電相互作用結(jié)合成離子型化合物。,正離子的電子構(gòu)型,某些主族元素和副族高價態(tài)正離子,如Na+, Al3+, Sc3+,Ti4+等。,8電子構(gòu)型ns2np6,18電子構(gòu)型ns2np6nd10,P區(qū)長周期族數(shù)價正離子，如Ga3+、Sn4+等；ds區(qū)元素的族數(shù)價離子，如Ag+, Zn2+等。,18 + 2 電子構(gòu)型(n-1)s2p6d10 ns2,p區(qū)長周期

22、元素的低價態(tài)離子，如Pb2+, Bi3+等。,9-17電子構(gòu)型ns2np6nd1-9,d區(qū)元素低價離子,如Fe3+, Mn2+, Ni2+等ds區(qū)高于族數(shù)價離子。如Cu2+，Au3+等,2電子構(gòu)型1s2 第二周期元素的高價離子，如Li+, Be2+。,2 金屬鍵,金屬的電離能較小，最外層的價電子容易脫離原子的束縛而形成自由電子。金屬離子緊密堆積。所有自由電子在整個堆積體間自由運動，形成金屬鍵。,立心,面心,體心,圖5.19 金屬離子緊密堆積方式,金屬鍵的特點：,金屬鍵的本質(zhì)：,金屬離子與自由電子之間的庫侖引力。,沒有方向性 沒有飽和性,3 共價鍵,共價鍵是兩個原子共用成鍵電子對形成的，成鍵電子

23、對可以由兩個原子共同提供，也可以由一個原子單獨提供（后者習(xí)慣上稱為配位鍵）,同種非金屬元素或電負性相差不大的元素之間可以形成共價鍵。當(dāng)由兩個原子共同提供一對電子時，這對電子的自旋方向必須相反，同時這兩個電子的原子軌道發(fā)生最大程度的重疊，在兩個原子核間形成密集的電子云。,成鍵,不成鍵,圖5.20 p軌道共價鍵形成示意圖,共價鍵的特性,共價鍵具有方向性,除 s 軌道外，其它原子軌道均有方向性，要取得最大程度的重疊，成鍵的兩個軌道必須在有利的方向上。,共價鍵具有飽和性,共價鍵的數(shù)目取決于成鍵原子所擁有的未成對電子的數(shù)目。,圖5.21 共價鍵方向性,圖5.22 共價鍵飽和性,共價鍵理論,價鍵理論和分子

24、軌道理論。,4 價鍵理論,兩個原子軌道重疊后，使兩核間電子密度增大，加強了對原子核的吸引，系統(tǒng)能量降低而形成穩(wěn)定分子。形成共價鍵的條件為：,形成共價鍵的兩個原子軌道的對稱性必須匹配,形成共價鍵的兩個原子軌道獲得最大程度的重疊。,一個原子可以與多個其它原子成鍵，一個原子可以形成的共價鍵的數(shù)目等于該原子的未成對電子數(shù)。,思考：H、O原子最多可以形成的價鍵數(shù)目是多少？,H、O原子的未成對電子分別為1，2，因此最多可以形成的價鍵數(shù)目是1和2。,鍵和鍵,根據(jù)原子軌道不同的疊合方式，共價鍵可以分為鍵和鍵等。,鍵原子軌道為鍵軸圓柱形對稱，即原子軌道以“頭碰頭”方式重疊。s軌道總形成鍵，p軌道間只形成一個鍵。

25、,鍵原子軌道只有垂直于鍵軸的鏡面反對稱，即原子軌道以“肩并肩”方式重疊。 鍵中原子軌道的重疊程度較小，因此鍵的強度一般不及鍵。,鍵,鍵,圖5.23 鍵和鍵,鍵： 原子軌道沿核間聯(lián)線方向進行同號重疊(頭碰頭)。,鍵： 兩原子軌道垂直核間聯(lián)線并相互平行進行同號重疊(肩并肩)。,共價數(shù),一個原子所能形成的共價單鍵的數(shù)目稱為共價數(shù)，與該原子的未成對電子數(shù)目密切相關(guān)。,例5.4 分析H2中的H、 NH3中的H、H2O2中的O的成鍵情況以及共價數(shù),解：H2分子中的H只能形成一個鍵，共價數(shù)為1。 NH3中的H也一樣, N則有三個共價單鍵，故共價數(shù)為3。,H2O2分子中的O原子有兩個未成對電子的2p軌道，兩個

26、O原子之間形成一個鍵，每個O原子與H原子各形成一個鍵，因此O原子的共價數(shù)為2。,H2、NH3、H2O2的成鍵情況,價鍵理論的局限,問題2：如何認識共價鍵的方向性與H2O分子中兩個OH鍵的鍵角為104.5的關(guān)系？,兩個問題,問題1：C原子的共價數(shù)與其原子結(jié)構(gòu)有矛盾嗎？,根據(jù)共價鍵理論，C原子的外層原子軌道上有4個電子，2個在2s軌道上，已成對，2個平行占據(jù)2p軌道的電子未成對，共價數(shù)應(yīng)為2。然而事實上C原子的共價數(shù)常為4。,O原子的3個兩兩垂直的2p軌道上有四個電子，其中兩個軌道上各有一個未成對電子，它們可以與H原子生成鍵。根據(jù)共價鍵的方向性，這兩個鍵的夾角是90。但事實上兩個OH鍵的夾角是10

27、4.5。,5 分子軌道理論,要點：,當(dāng)原子形成分子后，電子不再局限于原來的原子軌道，而是屬于整個分子的分子軌道。,分子軌道由組成分子的原子軌道組合產(chǎn)生，組合前后軌道總數(shù)不變。,組合前后系統(tǒng)的總能量不變，如在H原子結(jié)合成氫分子時，成鍵 軌道的能量比原子軌道能量下降了E，則反鍵* 軌道的能量比原子軌道能量上升E。內(nèi)層軌道組合前后都是全滿的，能量不發(fā)生變化。因此可以不考慮它們的組合。,組合前原子軌道中所有的電子在組合分子軌道中重新分布，分布法則與電子在原子軌道中的排布類似。,分子軌道理論的應(yīng)用,例5.5 用分子軌道理論分析H2分子的成鍵情況,兩個H原子各有一個1s軌道，形成分子時組合成兩個分子軌道，

28、1s成鍵軌道和*1s 反鍵軌道，兩個電子排布在成鍵軌道上，與兩個H原子相比，H2的能量降低,圖5.24 氫分子軌道,5.3.2 分子的極性和分子的空間構(gòu)型,1 ：為什么分子會產(chǎn)生極性？,2：分子極性與哪些因素有關(guān)？,共價鍵的極性,分子空間構(gòu)型,分子中正、負電荷重心不重合時可產(chǎn)生極性。,1 分子極性和電偶極矩,分子中正、負電荷重心重合的分子稱為非極性分子，不能重合的分子則稱為極性分子。,分子極性大小可以用電偶極矩衡量。設(shè)正、負電荷中心所帶的電量為q，距離為l，則電偶極矩為： = ql,的值越大，分子的極性就越大。顯然，我們無法測定q或l，但卻是可以測定的。,分子極性,雙原子分子,同種元素的雙原子

29、分子必然是非極性分子。異種元素的雙原子分子必然是極性分子。,多原子分子,多原子分子的極性，取決于鍵的極性和分子的空間構(gòu)型?？臻g結(jié)構(gòu)對稱的多原子分子 = 0，是非極性分子。,圖5.27 極性分子NH3和非極性分子CH4,2 分子的空間構(gòu)型和雜化軌道理論,1931年，鮑林等以價鍵理論為基礎(chǔ)，提出化學(xué)鍵的雜化軌道理論。我國化學(xué)家唐敖慶教授對雜化軌道進行了系統(tǒng)化處理。,雜化軌道理論的要點,同一原子中若干能量相近的軌道可以相互疊加組成相同數(shù)目、能量完全相同的新的雜化軌道。,雜化軌道的電子云較集中，由雜化軌道形成的共價鍵更牢固。,1) 雜化軌道的類型,所有雜化軌道均等價時，稱為等性雜化，否則為不等性雜化。

30、,sp雜化軌道：由1個s軌道和1個p軌道混雜而成， s成份和p成份各占1/2。,sp2雜化軌道：由1個s軌道和2個p軌道混雜而成， s成份和p成份各占1/3和2/3。,sp3雜化軌道：由1個s軌道和3個p軌道混雜而成， s成份和p成份各占1/4和3/4。,等性雜化和不等性雜化,2) 雜化軌道的應(yīng)用,Sp雜化,這些元素的特征電子構(gòu)型為ns2，按照價鍵理論，它們不能形成共價鍵。雜化軌道理論認為，s軌道上的一個電子可以激發(fā)到p軌道上(所需的能量由成鍵后釋放的能量補償)，從而進行sp雜化形成2個等性sp雜化軌道。,sp雜化軌道成鍵特征：,圖5.28 sp雜化軌道,兩個sp雜化軌道的夾角為180，分子空

31、間構(gòu)型為直線型。例如 BeCl2, HgCl2, CO2, HCCH等,雜化軌道的應(yīng)用（續(xù)）,sp2雜化,在BCl3分子中，B原子的一個s軌道和兩個p軌道可以進行sp2雜化，形成3個等性sp2雜化軌道。三個軌道間的夾角為120。,圖5.29 sp2雜化軌道,BCl3和CH2CH2的空間構(gòu)型,雜化軌道的應(yīng)用(續(xù)),等性sp3雜化,甲烷分子中C原子的一個s軌道和3個p軌道可以進行sp3雜化，形成4個等性sp3雜化軌道。4個軌道間的夾角為10928。每個鍵中，s成分占1/4，p成分占3/4。,圖5.30 sp3雜化軌道,甲烷的空間構(gòu)型,雜化軌道的應(yīng)用(續(xù)),Sp3不等性雜化,氨分子中N原子可以進行s

32、p3雜化形成不等性sp3雜化軌道。,N原子不等性sp3雜化軌道成鍵特征：,其中有一個雜化軌道含有一對電子(孤對電子)，含孤對電子的軌道因內(nèi)部斥力較大而較胖，因此壓迫另3個軌道使鍵角小于10928。,O原子和S原子也能進行不等性sp3雜化,圖5.31 NH3和H2O分子的空間構(gòu)型,雜化軌道與分子極性,分子雜化形式分子構(gòu)型分子極性示例AB2sp等性線形非極性CO2, BeCl2 AB3sp2等性平面三角非極性BF3, SO3,3 共價鍵參數(shù),鍵長與鍵的強度有關(guān)，鍵長越小，鍵的強度越大。,分子的空間構(gòu)型與鍵長和鍵角有關(guān)。,鍵能的計算*,例5.6 計算水中OH鍵的鍵能，已知水的兩個OH鍵的解離能分別為

33、498kJmol-1和428kJmol-1.,解：根據(jù)鍵能的定義，得,E(OH) = -(498kJmol-1 + 428kJmol-1) / 2 = -463kJmol-1,鍵能在熱化學(xué)中的應(yīng)用*,例5.6 利用鍵能數(shù)據(jù)計算反應(yīng)： H2(g) + Cl2(g) = 2HCl(g) 的反應(yīng)熱。已知HH鍵、ClCl鍵和HCl鍵的鍵能分別為435kJmol-1 、242kJmol-1和431kJmol-1.,化學(xué)反應(yīng)的過程實質(zhì)上是舊鍵的斷裂和新鍵的生成過程。因此氣態(tài)物質(zhì)的反應(yīng)熱r Hm (298K)可以通過鍵能來估算。,5.3.3 分子間相互作用力,范德華力包含： 取向力、誘導(dǎo)力和色散力,分子間作

34、用力： 分子間作用包括范德華力、氫鍵、疏水作用等，比化學(xué)鍵要弱得多。分子間作用力存在于所有分子中。,范德華力的特點： 永遠存在于分子間的弱相互作用； 短程力 沒有方向性、沒有飽和性 以色散力為主,1 取向力,取向力分子固有電偶極之間的作用力，存在于極性分子中。,距離較遠時,距離較近時,圖5.32 取向力示意圖,分子的極性！,2 誘導(dǎo)力,誘導(dǎo)力固有偶極與誘導(dǎo)偶極之間的作用力，存在于極性分子之間或極性分子與非極性分子之間。,圖5.33 誘導(dǎo)力產(chǎn)生的示意圖,分子的極性和非極性分子的極化率！,3 色散力,色散力當(dāng)非極性分子相互靠近時，由于電子和原子核的不斷運動，正負電荷中心不能始終保持重合，產(chǎn)生瞬間偶

35、極，瞬間偶極之間的相互作用稱為色散力。 色散力存在于所有分子之間，同類型分子距離相等時，相對分子質(zhì)量越大，其色散力越大。,例5.10：下列兩組物質(zhì)的色散力大小 1）鹵素單質(zhì)；2）鹵化氫,解：鹵素單質(zhì)按色散力從大到?。篒2, Br2, Cl2, F2; 鹵化氫按色散力從大到?。篐I, HBr, HCl, HF,思考：實際上鹵化氫中HF的沸點高于HCl, 說明在HF分子中還存在其它的相互作用？可能是什么？,非極性分子的極化率！,4 氫鍵,氫鍵 電負性很大的原子X（F、O、N）與H原子成鍵時，由于X吸引電子的能力很強，使氫原子帶有較多正電荷，它與另一個電負性大且半徑又小的原子Y （F、O、N）形成氫

36、鍵： XHY,氫鍵具有方向性和飽和性。氫鍵可以是分子間的也可以是分子內(nèi)的。,Y,Y,Y,Y,Y,Y,Y,圖5.34 氫鍵的方向性和飽和性,5 分子間力和氫鍵對物質(zhì)性質(zhì)的影響,熔點和沸點 分子間氫鍵使物質(zhì)的熔點和沸點大幅升高，無氫鍵時，同類單質(zhì)和化合物的熔點和沸點隨分子摩爾質(zhì)量的增加而升高。(為什么？),溶解性 溶劑與溶質(zhì)間的氫鍵或分子間作用力大于溶質(zhì)之間的作用力，或溶質(zhì)與溶劑之間有相似的結(jié)構(gòu)、極性等，有利于溶質(zhì)的溶解，即相似相溶原理。,分子間作用力的應(yīng)用示例,例5.11：鹵素單質(zhì)和鹵化氫的沸點(C)如下：說明理由。鹵素單質(zhì)：F2：-219.62；Cl2：-34.6；Br2：58.78；I2：1

37、84.35。鹵化氫：HF：19.5；HCl：-84.1；HBr：-67；HI：-35,解：鹵素單質(zhì)的分子間力是色散力，從大到小的順序為：I2, Br2, Cl2, F2，因此沸點從高到低的順序也是I2, Br2, Cl2, F2， 鹵化氫是極性分子，除色散力外還有取向力和誘導(dǎo)力，但色散力是主要的。范德華力從高到低的順序應(yīng)是HI, HBr, HCl, HF，但由于HF中存在氫鍵，因此HF的沸點意外地高。,圖5.35 氫鍵對氫化物沸點的影響,5.4 晶體結(jié)構(gòu),固體物質(zhì)可以分為晶體和非晶體兩類。晶體中物質(zhì)微粒(分子、原子或離子)按一定的周期性和對稱性排列。,晶體的特點,具有一定的幾何外形 具有固定的

38、熔點 各向異性,5.4.1 晶體的基本類型,晶體的分類,根據(jù)晶體點陣點上粒子間的相互作用力，可以分為：,離子晶體點陣點上的物質(zhì)微粒是正、負離子，粒子之間作用力是離子鍵力。,原子晶體點陣點上的物質(zhì)微粒是原子，微粒之間的作用力是共價鍵，,金屬晶體點陣點上的物質(zhì)微粒是金屬離子，微粒之間作用力是金屬鍵，,分子晶體點陣點上的物質(zhì)微粒是分子，微粒之間作用力是分子間力，,1 離子晶體,負離子的半徑比正離子的半徑大得多，負離子采取緊密堆積，而較小的正離子則填充在負離子形成的孔穴內(nèi)。,離子晶體的特點,熔點高，硬度大，質(zhì)脆，延展性差。熔融狀態(tài)可導(dǎo)電,離子晶體的熔點、硬度等性質(zhì)可以相差很大，主要與晶格能有關(guān)。,離子

39、晶體的性質(zhì),晶體的晶格能 298.15K，標(biāo)準(zhǔn)狀態(tài)下，由氣態(tài)正、負離子形成單位物質(zhì)的量的離子晶體所釋放的能量稱為晶體的晶格能。,離子晶體晶格能與離子電荷和離子半徑有關(guān)。,晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定。熔點和硬度就相應(yīng)較高。,例5.12 試判斷Na的鹵化物的熔點高低。,解：離子F-、Cl-、Br-、I- 的電荷數(shù)相同，離子半徑從氟到碘增加，因此晶格能下降，熔點依次降低,NaF：996；NaCl：801 ；NaBr：755 ；NaI：661 ,2 原子晶體,原子晶體中粒子的空間排列取決于共價鍵的方向和數(shù)量，如金剛石晶體，C原子采取sp3雜化。,原子晶體的特點 一般具有低配位、硬度高，強度大與熔點高等

40、特點。,除金剛石外，SiC，SiO2，Si3N4，BN，AlN等都是原子晶體。,圖5.42 金剛石晶體的結(jié)構(gòu),圖5.43 SiO2晶體的結(jié)構(gòu),3 金屬晶體,金屬晶體中, 金屬離子緊密堆積，依靠自由電子對金屬離子的引力結(jié)合。由于自由電子可以在整個金屬晶體的范圍內(nèi)運動，因此，金屬晶體又具有獨特的性質(zhì)：,展延性金屬離子之間可以錯位移動。,導(dǎo)電導(dǎo)熱性在外電場存在下，金屬中的自由電子可以定向移動而導(dǎo)電或?qū)帷?金屬晶體的硬度、強度、熔點等相差很大具有高的價電子/半徑比的金屬一般具有高的熔點、強度和硬度，如鎢，反之，則熔點、硬度和強度都很低，如堿金屬和堿土金屬(Be除外)。,4 分子晶體,分子晶體中，占據(jù)

41、在點陣點上的物質(zhì)粒子是分子。粒子之間的相互作用是分子間作用力。因此，分子晶體的熔點、硬度和強度都很差，如干冰、冰等晶體。許多分子晶體還具有揮發(fā)性。,圖5.44 CO2分子晶體,例5-13：判斷分子晶體 1）：SiF4、SiCl4、SiBr4、SiI4 2）：H2O、H2S、H2Se、H2Te 的熔點高低。,解：分子晶體的熔點取決于粒子間的相互作用力。1）的順序：從左到右依次升高。2）中由于H2O晶體中粒子間存在氫鍵熔點特高，其它分子晶體的熔點從左到右升高。,5.4.2 過渡型晶體,有些固體物質(zhì)，粒子與粒子之間存在著不止一種相互作用，如石墨晶體。C原子通過sp2雜化形成層狀架構(gòu)，每個C原子剩余的一個p軌道互相平行形成大健。大健中的電子可以在整個平面內(nèi)離域運動。因此，石墨具有二維導(dǎo)電性質(zhì)。由于石墨在層平面上可以錯位滑動，因此具有片狀解理的特性。,大多數(shù)硅酸鹽中存在著鏈狀或島狀的硅氧四面體晶相。,圖5.45 石墨的層狀結(jié)構(gòu),圖5.46 硅氧四面體鏈